1、开始与金属反应的速率HAHBHAHB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HAHB体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量c（A）与c（B）大小c（A）c（B）c（A）c（B）分别加入固体NaA、NaB后pH变化HA：不变；HB：变大加水稀释10倍后pHHA3pHHBpHHA3 pHHB2溶液的导电性水的电离程度角度四：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在一小块pH试纸上，测其pH，现象：pH7。二、水的电离及溶液的酸碱性（1）KW只受温度影响，改变其他条件
2、水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则KW不变。（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c（H）H2Oc（OH）H2O。即任何稀水溶液中都存在这一关系。因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H会抑制水的电离，c（H）酸c（OH）H2OKW；而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH也会抑制水的电离，c（OH）碱c（H）H2OKW。（3）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的H和OH总是相等的。如Na2CO3溶液中OH全部由水电离产生，而水电离产生的H除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO和H2CO3中。故有c（OH）c（H）
3、c（HCO3）2c（H2CO3）。（4）水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H和OH共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 时，KWc（H）c（OH）11014mol2L2为同一常数。（5）溶液中的c（H）和水电离出来的c（H）是不同的：常温下水电离出的c（H）1107 molL1，若某溶液中水电离出的c（H）1L1，则可判断出该溶液中加入了酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c（H）1L1，则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。常温下溶液中的c（H）1L1，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c（H）1L1，说明
4、是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。方法技巧1、误差分析：（1）原理（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）：cB；VB准确量取的待测液的体积；cA标准溶液的浓度。故有：cB正比于VA。（2）常见误差步骤操作V（标准）c（待测）洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失振荡锥形瓶时部分液体溅出部分酸液滴出锥形瓶外溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化读数酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后
5、俯）酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）2、求溶液pH的方法，可总结口诀如下：酸按酸（H），碱按碱（OH）；同强相混弱0.3；异强相混看过量；无限稀释“7”为限。即25 两强酸等体积混合，pHpH小0.3；两强碱等体积混合，pHpH大0.3。强酸强碱等体积混合，若c（H）c（OH），pH7；若c（H）c（OH），pH0.3lg；若c（H）c（OH），pH13.7lg。3、有关溶液酸碱性的判断和pH的计算：（1）水电离的c（H）或c（OH）的计算（25 ）中性溶液：c（H）c（OH）1.0L1。溶质为酸的溶液：H来源于酸电离和水电离，而OH只来源于水。如计算pH2的盐酸中水电离
6、出的c（H）：方法是先求出溶液中的c（OH）1012 mol/L，即水电离出的c（H）c（OH）1012 mol/L。溶质为碱的溶液：OH来源于碱电离和水电离，而H只来源于水。如pH12的NaOH溶液中，c（H ）1012 molL1，即水电离产生的c（OH）c（H）1012 mol水解呈酸性或碱性的盐溶液：H和OH均由水电离产生。如pH2的NH4Cl溶液中由水电离出的c（H）102 molL1；如pH12的Na2CO3溶液中由水电离出的c（OH）102 mol（2）关于pH的计算：总体原则：若溶液为酸性，先求c（H），再求pHlgc（H）；若溶液为碱性，先求c（OH），再求c（H）KW/c（
7、OH），最后求pH。类型及方法：A、酸、碱溶液pH的计算方法：a强酸溶液：如HnA，设浓度为c molL1，c（H）nc molL1，pHlgc（H）lg（nc）。b强碱溶液：如B（OH）n，设浓度为c molL1，c（H）molL1，pHlgc（H）141g（nc）。B、酸碱混合溶液pH的计算“酸按酸，碱按碱，酸碱中和看过量”。a两强酸混合：直接求c（H）混，代入公式pHlgc（H）混计算，c（H）混。b两强碱混合：先求c（OH）混，再根据KWc（H）c（OH）计算，求c（H）混，由c（H）混求pH。c（OH）混c强酸、强碱混合：恰好完全中和：pH7；酸过量：c（H）混碱过量：，c（H）混（
8、3）pH计算的一般思维模型：4、解答酸碱中和滴定图像三要素：（1）酸碱中和反应要有“量”的思想，复习中着重对“两平衡、三守恒”即水解平衡、电离平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒进行分析；（2）观察图像的变化趋势；（3）把图像中的有效信息和具体的反应结合起来，作出正确的判断。三、盐类水解（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4NaHSO（2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCOHCO （次要），HCOH2OH2CO3OH（主要）。若电离程度大于水解程
9、度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSOHSO （主要），HSOH2SO3OH（次要）。（3）相同条件下的水解程度：正盐相应酸式盐，如COHCO（4）相互促进水解的盐单独水解的盐水解相互抑制的盐。如NH的水解：（NH4）2CO3（NH4）2SO4（NH4）2Fe（SO4）2。1、盐溶液酸、碱性的四种判断方法：（1）强酸与弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。（2）强碱与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。（3）强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。（4）强酸弱碱盐，其水解程度大于（1）（2）两类，有的甚至水解完全。具体有三种情况：生成的弱酸电离程度大于生成的弱碱的电离程度，溶液呈酸性，如NH4F；生成的弱酸电离
10、程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。2、蒸干盐溶液所得物质的判断方法：（1）先考虑分解。如NaHCO3溶液、Ca（HCO3）2溶液蒸干灼烧得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶液蒸干灼烧得K2MnO4和MnO2。（2）考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体为Na2SO4。（3）强酸弱碱盐水解生成挥发性酸的，蒸干后得到弱碱，水解生成不挥发性酸的，得到原物质。如AlCl3溶液蒸干得氢氧化铝，再灼烧得Al2O3；Al2（SO4）3溶液蒸干得本身。（4）弱酸强碱正盐溶液蒸干得到原物质，Na2CO
11、3溶液蒸干得本身。（5）NH4Cl溶液、（NH4）2S溶液蒸干、灼烧，无残留物。（6）某些金属氯化物的结晶水合物，如MgCl26H2O和FeCl36H2O，在空气中加热时易发生水解，为得到其无水盐，通常将其结晶水合物在氯化氢气流中加热，以防止其水解。如MgCl26H2OMgCl26H2O。3、溶液中微粒浓度大小的比较：（1）微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系：两个理论依据：弱电解质电离理论：电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如，H2CO3溶液中：c（H2CO3）c（HCO）c（CO）（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。水解理论：水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na
12、2CO3溶液中：c（CO）c（HCO）c（H2CO3）（多元弱酸根离子的水解以第一步为主）。（2）三个守恒关系：电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，NaHCO3溶液中：c（Na）c（H）=c（HCO）2c（CO）c（OH）。物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1 molL1 NaHCO3溶液中：c（Na）c（HCO）c（CO）c（H2CO3）0.1 mol质子守恒：由水电离出的c（H）等于由水电离出的c（OH），在碱性盐溶液中OH守恒，在酸性盐溶液中H守恒。例如，纯碱溶液中c（OH）c
13、（H）c（HCO）2c（H2CO3）。（3）四种情况分析：多元弱酸溶液：根据多步电离分析，如：在H3PO3溶液中，c（H）c（H2PO）c（HPO）c（PO）。多元弱酸的正盐溶液：根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c（Na）c（CO）c（OH）c（HCO不同溶液中同一离子浓度的比较：要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：NH4NO3溶液，CH3COONH4溶液，NH4HSO4溶液，c（NH）由大到小的顺序是。混合溶液中各离子浓度的比较：要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在0.1 molL1的NH4Cl和0.1 molL1的氨水混合溶
14、液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH）c（Cl）c（OH）c（H）。在该溶液中，但NH3H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c（OH）c（H），同时c（NH）c（Cl）。即：（4）离子浓度大小比较的解题思路：（5）水解除杂警示：利用水解除杂无论在化学工业还是化学实验中都具有非常重要的意义，其原理是根据盐的水解程度的不同，通过调节溶液pH使部分离子转化为沉淀而除去。如MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3水解程度比Mg2水解程度大，可加入MgO、Mg（OH）2或MgCO3等，调节溶液的pH，使Fe3的水解平衡正向移动，生成Fe（OH）3沉淀而除去；注意不能加NaOH、NH3
15、H2O等可溶性碱，因加这些物质pH升高太迅速，且碱过量不易觉察，Mg2也可能转化为Mg（OH）2沉淀，还会引入NH、Na+等杂质。（6）平衡移动原理解释问题的思维模板：解答此类题的思维过程：找出存在的平衡体系（即可逆反应或可逆过程）；找出影响平衡的条件；判断平衡移动的方向；分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。答题模板：存在平衡，（条件）（变化），使平衡向（方向）移动，（结论）。例如：把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？（用化学方程式表示并配以必要的文字说明）。在AlCl3溶液中存在着如下平衡：AlCl33H2OAl（OH）33HCl，加热时水解平衡右移，HC
16、l浓度增大，蒸干时HCl挥发，使平衡进一步向右移动得到Al（OH）3，在灼烧时发生反应2Al（OH）3Al2O33H2O，因此最后得到的固体是Al2O3。四、溶解平衡：1、利用生成沉淀的方法不可能将要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1105 molL1时，沉淀已经完全。2、沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的，但在溶解度相差不大的情况下，溶解度小的也可以转化为溶解度大的，如BaSO4沉淀在饱和Na2CO3沉淀中可以转化为BaCO3沉淀。1、溶度积与离子积的使用方法：以AmBn（s） mAn（aq）nBm（aq）为例：溶度积浓度商概念沉淀溶解的平衡常数
17、溶液中有关离子浓度幂的乘积符号KspQc表达式Ksp（AmBn）cm（An）cn（Bm），式中的浓度都是平衡浓度Qc（AmBn）cm（An）cn（Bm），式中的浓度是任意浓度应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解：QcKsp：溶液过饱和，有沉淀析出；QcKsp：溶液饱和，处于平衡状态；QcKsp：溶液未饱和，无沉淀析出。需要强调的是，若离子来源于不同溶液，则代入Q、Ksp中进行计算的离子浓度是指溶液混合后、反应前时的浓度，绝不是混合前的浓度。2、三个强调：（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒夏特列原理。（2）溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的
18、难溶电解质才有可比性。（3）复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。3、电解质在水中的溶解度分类区间：20 时，电解质在水中的溶解度大小的分类区间可形象的表示为：4、Ksp的有关计算及其图像分析：（1）溶度积的计算：已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Kspa的饱和AgCl溶液中c（Ag）mol/L。已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Kspa，在0.1 molL1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c（Ag）10amol（2）图像分析：曲线上的任意一点，都代表指定温
19、度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。可通过比较、观察得出溶液是否达到饱和状态，是否有沉淀析出。处于曲线上方的点表明溶液处于过饱和状态，一定会有沉淀析出，处于曲线下方的点，则表明溶液处于未饱和状态，不会有沉淀析出。从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。经典题例析 【例1】【2015海南卷】10ml浓度为1mol/L的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能减慢反应速率但又不影响氢气生成的是（ ）A
20、K2SO4 BCH3COONa CCuSO4 DNa2CO3【答案】A、B【考点定位】考查影响化学反应速率速率的因素。【名师点睛】本题将外界条件对化学反应速率速率的影响因素与物质之间的反应、弱电解质的电离和原电池原理的应用结合在一起考查浓度为化学反应速率的影响、原电池反应能加快化学反应速率，考查学生分析问题、解决问题的能力。注意电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒【例2】常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是A c（NH4+
21、） c（HCO3） c（CO32）Dc（H+）+c（NH4+）= c（OH）+ c（HCO3）+2 c（CO32）【答案】D【解析】试题分析：常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，发生反应：NH4HCO3+ NaCl=NaHCO3+NH4Cl，所得滤主要含有NH4Cl及NaHCO3的饱和溶液，溶液的pHA由于过滤得到的滤液的pH10-7mol/L，则由于室温下Kw=10-14，所以=c（OH-）n（NaHCO3），NH4Cl是强酸弱碱盐，在溶液中NH4+发生水解反应而消耗，所以c（Cl） c（NH4+），NaHCO3是强碱弱酸盐，在溶液中HCO3-发生水解反应：H
22、CO3-+H2O H2CO3+OH-，同时也存在电离作用：HCO3-H+ CO32，但是其水解作用和电离作用是微弱的，主要以盐电离产生的离子HCO3-存在，因此c（HCO3） c（CO32），根据物料守恒可知c（NH4+） c（HCO3），故溶液中微粒浓度关系是c（Cl） c（CO32），正确；D根据电荷守恒可得c（Na+）+c（H+）+c（NH4+）= c（OH）+ c（HCO3）+2c（CO32）+c（Cl-），错误。考点：考查电解质溶液中离子浓度大小关系正误判断的知识。【例3】室温下向10mL0.1 molL1NaOH溶液中加入0.1 molL1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。下
23、列说法正确的是（ ）Aa点所示溶液中c（Na+）c（A）c（H+）c（HA）Ba、b两点所示溶液中水的电离程度相同CpH=7时，c（Na+）= c（A）+ c（HA）Db点所示溶液中c（A） c（HA）【考点定位】本题通过分析图像的分析、酸碱中和反应进行的程度，结合弱电解质的电离平衡和盐类的水解规律，考查了离子浓度比较、水的电离程度的比较。【名师点睛】本题难度较大，综合性较强，涉及到电解质水溶液中离子浓度的等量关系、大小关系以及水的电离程度等知识和规律。解答本题时应正确分析图像，根据酸碱中和反应，分析出溶液的溶质，根据酸碱性和弱电解质的电离平衡和盐类的水解规律，考查了考生灵活运用所学知识解决实际问题的能力。【例4】25 下，0.1 mol/L的Na2S溶液，下列叙述正确的是 （ ）A升高温度，溶液的pH降低 B加入NaOH固体，溶液中的c（Na）、c（S2）均增大Cc（Na）c（S2）c（H）c（OH） D2c（Na）c（S2）c（HS）c（H2S）【答案】B【考点定位】本题主要是盐类水解和离子浓度的比较【名师点睛】盐溶液中的离子浓度比较是常考的题型，一般在溶液中存在三种守恒关系：1、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。n（Na）n（H+）n（HCO3-）2n（CO32-）n（OH-）推出：22、物料守恒：电解质溶液中
