第三章水溶液中的離子反應與平衡復習講義復習目標1.掌握弱電解質(zhì)電離平衡、水的電離、鹽類水解、沉淀溶解平衡四大核心概念；2.理解離子濃度大小比較的三大守恒關系（電荷/物料/質(zhì)子守恒）；3.能分析溫度、濃度等條件對平衡移動的影響；4.運用平衡常數(shù)（Kw/Ka/Ksp）進行定量計算；5.解決工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中的pH調(diào)控實際問題（如珊瑚礁保護）。重點和難點重點：水溶液中的四類離子平衡及其應用。難點：水溶液中的離子濃度的大小和粒子的守恒關系。█知識點一“三角度”法突破酸HA強弱的判斷1.根據(jù)弱電解質(zhì)的定義判斷：弱電解質(zhì)不能完全電離（1）配制一定物質(zhì)的量濃度的HA溶液(如0.1mol·L1)，測其pH，若pH>1，則說明HA是弱酸，若pH=1，則說明HA是強酸。（2）與同濃度鹽酸比較導電性，更弱的為弱酸。（3）與同濃度的鹽酸比較和鋅反應的快慢，更慢的為弱酸。2.根據(jù)弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡判斷：條件改變，平衡移動（1）從一定pH的HA溶液稀釋前后pH的變化判斷，如①向HA溶液中加水稀釋100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大值等于2的是強酸。（2）從升高溫度后pH的變化判斷，變化大為弱酸。（3）從等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別與過量的鋅反應生成H2的量判斷，量多的為弱酸。（4）向HA溶液中加入NaA晶體，溶液pH增大的是弱酸，pH不變的是強酸。3.根據(jù)弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解判斷：如溶液變?yōu)闇\紅色可用下面兩個現(xiàn)象判斷CH3COOH為弱酸（1）配制某濃度的醋酸鈉溶液，向弱電解質(zhì)形成的一其中加入幾滴酚酞溶液?，F(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色（2）用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH?，F(xiàn)象：試紙顯示pH>7效果檢測2．下列實驗或事實中，不能證明CH3COOH是弱電解質(zhì)的是A．常溫下，0.1mol/LCH3COOH溶液的pH=3B．常溫下，向0.1mol/LCH3COOH溶液中加入少量相應的鹽CH3COONa(s)，溶液pH增大C．常溫下，相同的鋅粒分別與等濃度鹽酸和醋酸溶液反應，后者產(chǎn)生氣泡的速率明顯慢D．常溫下，相同體積相同濃度的鹽酸和醋酸分別與足量的鎂條反應，產(chǎn)生H2體積(同溫同壓)相同2．下列事實中，能證實一元酸HR是弱電解質(zhì)的是A．HR溶液和KCl溶液不發(fā)生反應B．能與水以任意比例互溶C．0.1mol·L1的HR溶液中c(R)=0.01mol·L1D．HR屬于共價化合物█知識點二“中和滴定”考點歸納1.“考”實驗儀器酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü埽缯_選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數(shù)方法等。2.“考”操作步驟①滴定前的準備；查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數(shù)；③計算。3.“考”指示劑的選擇①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊溶液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。學&科網(wǎng)4.“考”誤差分析寫出計算式，分析操作對V標的影響，由計算式得出對最終測定結(jié)果的影響，切忌死記硬背結(jié)論。此外對讀數(shù)視線問題要學會畫圖分析。5.“考”數(shù)據(jù)處理正確“取舍”數(shù)據(jù)，計算“平均”體積，根據(jù)反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。效果檢測A．配制草酸溶液B．潤洗滴定管C．滴定D．讀數(shù)下列說法錯誤的是B．Ⅱ中避光、加蓋可抑制被氧化及的揮發(fā)D．若Ⅰ中為酸性條件，測得含水樣的COD值偏高█知識點三正確理解反應條件對三類平衡的影響平衡類別電離平衡(如CH3COOHCH3COO+H+)水解平衡(如CH3COO+H2OCH3COOH+OH)沉淀溶解平衡[如AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq)]研究對象弱電解質(zhì)(包括弱酸、弱堿、水、多元弱酸的酸式酸根等)鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽)難溶電解質(zhì)(如難溶的酸、堿、鹽等)平衡常數(shù)Ka=cKh=cKsp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl)升高溫度促進電離，離子濃度增大，Ka增大促進水解，Kh增大Ksp可能增大，也可能減小加水稀釋促進電離，離子濃度(除OH外)減小，Ka不變促進水解，離子濃度(除H+外)減小，Kh不變促進溶解，Ksp不變加入相應離子加入CH3COONa固體或鹽酸，抑制電離，Ka不變加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，Kh不變加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，Ksp不變加入反應的離子加入NaOH，促進電離，Ka不變加入鹽酸，促進水解，Kh不變加入氨水，促進溶解，Ksp不變效果檢測1．配制FeCl3溶液時，將FeCl3固體溶解在較濃的鹽酸中，再加水稀釋。下列說法正確的是A．FeCl3溶液顯黃色，沒有Fe(OH)3存在B．稀釋過程中FeCl3水解程度增大，c(H?)增大D．較濃氫氧化鈉可有效抑制Fe3?水解A．由上述平衡可知，多補鈣有利于保護牙齒B．含糖量較高的食物在口腔中分解會產(chǎn)生有機酸，易造成齲齒C．增大OH濃度，上述平衡向羥塞磷灰石生成的方向移動，K減小D．使用含氟牙膏能預防齲齒，是因為氟離子能夠使Ca5(PO4)3OH(s)轉(zhuǎn)化為更難溶的Ca5(PO4)3F(s)(Ksp=2.8×1061)█知識點四四大平衡常數(shù)對比與應用電離常數(shù)(Ka、Kb)水的離子積常數(shù)(Kw)難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)(Ksp)鹽類的水解常數(shù)(Kh)適用體系弱酸或弱堿溶液任意水溶液難溶電解質(zhì)弱離子的鹽溶液定義在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為電離常數(shù)一定溫度下，水或稀的水溶液中c(OH)與c(H+)的乘積為一個常數(shù)在一定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪之積是一個常數(shù)在一定溫度下，當鹽類水解反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為電離鹽類水解平衡常數(shù)表達式（1）對于一元弱酸HA:HAH++A，電離常數(shù)Ka=eq\f(c(A－)·c(H＋),c(HA))（2）對于一元弱堿BOH：BOHB＋＋OH－，電離常數(shù)Kb＝eq\f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))Kw＝c(H＋)·c(OH－)AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)影響因素只與溫度有關，溫度升高K值增大只與溫度有關，溫度升高Kw值增大只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關只與溫度有關，溫度升高Kh值增大應用（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同溫度下，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強。（2）判斷復分解反應能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律，如25℃時，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN=HCN＋HCOONa。（3）利用電離常數(shù)可近似計算出弱酸、弱堿溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的電離)，當c/K≥500時，c平(H＋)或c平(OH－)=。（1）計算溶液的c(OH)或c(H+)（2）計算溶液中水電離出的c(OH)或c(H+)（3）比較水的電離程度的大小1.判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解（1）Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出（2）Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)（3）Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出2.判斷難溶電解質(zhì)之間的相互轉(zhuǎn)化（1）計算鹽溶液的pH（2）判斷鹽溶液的酸堿性（3）比較鹽溶液中粒子濃度的大小相關規(guī)律（1）Qc與K的關系:二者表達式相同，若Qc<K，平衡正向移動;若Qc=K，平衡不移動;若Qc>K，平衡逆向移動。（2）平衡常數(shù)都只與溫度有關，溫度不變，平衡常數(shù)不變。（3）Ka(或Kb)、Kh、KW三者的關系式為Kh=KWKa(或Kh=效果檢測1．下列有關化學平衡常數(shù)K、電離平衡常數(shù)Ka、水的離子積常數(shù)Kw的說法中錯誤的是A．各常數(shù)的大小與溫度有關B．各常數(shù)的大小說明平衡體系正反應的程度大小C．若溫度升高則各常數(shù)一定增大D．各常數(shù)越大反應物平衡轉(zhuǎn)化率越大2．下列有關化學平衡常數(shù)K、電離平衡常數(shù)Ka、水的離子積常數(shù)Kw的說法中錯誤的是A．各常數(shù)的大小與溫度有關B．各常數(shù)的大小說明平衡體系正反應的程度大小C．若溫度升高則各常數(shù)一定增大D．化學平衡常數(shù)越大反應物平衡轉(zhuǎn)化率越大█知識點五水溶液中離子平衡的圖像分析常以酸堿中和反應和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過程中離子濃度變化曲線、pH變化曲線等為設計背景。主要命題點有電解質(zhì)電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的等量關系、離子濃度大小的比較、電離常數(shù)的計算、pH的計算及溶度積的計算等，側(cè)重考查考生分析問題的能力。（一）一強一弱溶液稀釋的圖像1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋到相同的體積，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多2.相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋到相同的體積，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3.pH與稀釋后溶液體積變化的線性關系(Va、Vb為稀釋前的體積，V為稀釋后的體積)（1）HY為強酸、HX為弱酸（2）a、b兩點的溶液中:c(X)=c(Y)（3）水的電離程度:d>c>a=b（1）MOH為強堿、ROH為弱堿（2）c(ROH)>c(MOH)（3）水的電離程度:a>b（二）KW和Ksp圖像1.曲線型不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH)的變化曲線常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp=9×106]（1）A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，KW依次增大（2）D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，KW=1×1014（3）AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點都有c(H+)<c(OH)（1）a、c點在曲線上，a→c的變化為增大c(SO42?)，如加入Na2SO4固體，但K（2）b點在曲線的上方，Qc>Ksp，將會有沉淀生成（3）d點在曲線的下方，Qc<Ksp，則為不飽和溶液，還能繼續(xù)溶解CaSO42.直線型(pMpR曲線)pM為陽離子濃度的負對數(shù)，pR為陰離子濃度的負對數(shù)①直線AB上的點:c(M2+)=c(R2)。②溶度積:CaSO4>CaCO3>MnCO3。③X點對CaSO4要析出沉淀，對CaCO3是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaCO3。④Y點:c(SO42?)>c(Ca2+)，二者的濃度積等于105;Z點:c(CO32?)<c(Mn2+)（三）分布分數(shù)圖及分析[分布曲線是指以pH為橫坐標、分布分數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關系曲線]一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)注:pKa為電離常數(shù)的負對數(shù)δ0為CH3COOH分布分數(shù)，δ1為CH3COO分布分數(shù)δ0為H2C2O4分布分數(shù)、δ1為HC2O4-分布分數(shù)、δ2為C2隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布分數(shù)可以書寫一定pH時所發(fā)生反應的離子方程式同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布分數(shù)和酸的分析濃度(平衡時各微粒的濃度之和)，就可以計算各微粒在該pH時的平衡濃度（四）酸堿中和滴定曲線氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定曲線曲線起點不同。強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點變化范圍不同。強堿與強酸反應的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)室溫下pH=7不一定是終點。強堿與強酸反應時，終點是pH=7;強堿與弱酸反應終點是pH>7，強酸與弱堿反應終點是pH<7（五）“四步驟”突破多曲線圖象題1.明確橫、縱坐標的含義。一般情況下，橫坐標為pH，縱坐標各組分濃度隨pH的變化趨勢。2.抓主關鍵點。重視起點、終點和交點對應的pH，特別要關注交點，交點處微粒濃度相同，可用此特殊關系計算電離常數(shù)或水解平衡常數(shù)。3.理解最高點和最低點對應的pH和各組分存在的pH范圍。4.聯(lián)系電離平衡、水解平衡的規(guī)律及電荷守恒、物料守恒的關系分析判斷。效果檢測█考點一弱電解質(zhì)的判斷方法【例1】下列事實能說明是弱電解質(zhì)的是①與水能以任意比互溶；②溶液能導電；③稀溶液中存在分子；④常溫下，0.1mol·L1HX溶液的pH比0.1mol·L1鹽酸的pH大；⑤溶液能和碳酸鈣反應放出；⑥0.1mol·L1NaX溶液pH=8.9；⑦大小相同的鐵片與等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和溶液反應，開始溶液產(chǎn)生的速率慢；⑧pH=a的HX溶液的物質(zhì)的量濃度等于pH=a+1的HX溶液的物質(zhì)的量濃度的10倍A．②⑥⑦⑧ B．③④⑥⑧ C．③④⑥⑦ D．①②解題要點解題要點“三角度”法突破酸HA強弱的判斷1.從水解的角度分析，取其鈉鹽(NaA)溶于水，測其pH，若pH>7，則說明HA是弱酸，若pH=7，則說明HA是強酸。2.從是否完全電離的角度分析，配制一定物質(zhì)的量濃度的HA溶液(如0.1mol·L1)，測其pH，若pH>1，則說明HA是弱酸，若pH=1，則說明HA是強酸。3.從電離平衡移動的角度分析，如①向HA溶液中加水稀釋100倍后，溶液pH增大值小于2的是弱酸，pH增大值等于2的是強酸;②向HA溶液中加入NaA晶體，溶液pH增大的是弱酸，pH不變的是強酸。④用氨水做導電實驗，燈泡很暗A．4項 B．3項 C．2項 D．1項█考點二四大平衡常數(shù)的關系與應用【例2】下列關于化學平衡常數(shù)(K)、電離平衡常數(shù)(Ka或Kb)、水解平衡常數(shù)(Kh)、沉淀溶解平衡常數(shù)(Ksp)、水的離子積常數(shù)(KW)的敘述錯誤的是()A.K值越大，正反應進行的程度越大，一般地說，K>105時，該反應進行得就基本完全了B.比較Ksp與離子積Qc的相對大小，可判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解C.K、Ka或Kb、Kh、Ksp、KW都與溫度有關，溫度越高，常數(shù)值越大D.弱酸HA的Ka與NaA的Kh、水的離子積常數(shù)KW三者間的關系可表示為KW=Ka·Kh解題要點解題要點水的離子積常數(shù)、電離常數(shù)、水解常數(shù)、溶度積常數(shù)是電解質(zhì)溶液中的四大常數(shù)，它們均只與溫度有關。有關常數(shù)的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。已知：常溫下，H2S的電離常數(shù)為Ka1、Ka2，Cu(OH)2、CuS、Ag2S的溶度積常數(shù)分別為Ksp、K′sp、K″sp。（1）水解常數(shù)與電離常數(shù)、離子積之間的關系常溫下的Na2S溶液中：S2－的水解常數(shù)Kh1＝Kw/Ka2，HS－的水解常數(shù)Kh2＝Kw/Ka1。（2）水解常數(shù)與溶度積、離子積之間的關系常溫下的CuCl2溶液中：Cu2＋的水解常數(shù)Kh＝Keq\o\al(2,w)/Ksp。（3）平衡常數(shù)與電離常數(shù)、溶度積之間的關系（4）判斷溶液的酸堿性NaHS溶液顯堿性，離子濃度的大小順序為c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判斷理由是HS－的水解常數(shù)(Kw/Ka1)大于其電離常數(shù)(Ka2)。（5）Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之間的關系1)一元弱酸強堿鹽：Kh＝Kw/Ka。2)一元弱堿強酸鹽：Kh＝Kw/Kb。3)多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)，將(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)與Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)兩式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp?！咀兪?1】ROH是一元弱堿。難溶鹽RA的飽和溶液中c(A)隨c(OH)而變化，A不發(fā)生水解。298K時，c2(A)與c(OH)有如圖所示線性關系。下列敘述錯誤的是()A.pH=6時，c(A)<2×105mol·L1B.ROH的電離平衡常數(shù)Kb(ROH)=2×106C.RA的溶度積Ksp(RA)=2×1010D.c2(A)=Ksp(RA)+K【變式22】K、Kw、Ka、Ksp分別表示化學平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、弱酸電離常數(shù)和溶度積常數(shù)，下列判斷不正確的是A．在500°C、20MPa的密閉容器中進行合成氨的反應，更換新型催化劑后K不變B．相同溫度下的酸、堿、鹽的稀溶液中水的離子積常數(shù)Kw不同C．室溫下Ka(HCN)<Ka(CH3COOH)，等濃度的HCN和CH3COOH溶液pH較小的為CH3COOHD．Ksp與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關，與溶液中相關離子的濃度無關█考點三水溶液中離子平衡圖像的種類及分析【例3】化學常用圖像直觀地描述化學反應的進程或結(jié)果。下列有關的圖像描述正確的是解題要點解題要點1．強、弱電解質(zhì)的比較圖像（圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律）（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多（2）相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多2．酸、堿中和滴定圖像——抓5點破中和滴定圖像（1）抓反應的“起始”點：判斷酸、堿的相對強弱。（2）抓反應“一半”點：判斷是哪種溶質(zhì)的等量混合。（3）抓“恰好”反應點：判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性。（4）抓溶液的“中性”點：判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過量或不足。（5）抓反應的“過量”點：判斷溶液中的溶質(zhì)，判斷哪種物質(zhì)過量。3．沉淀溶解平衡圖像（1）溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任一點都表示飽和溶液，曲線上方的任一點，均表示過飽和，此時有沉淀析出，曲線下方的任一點，均表示不飽和。但如果將離子濃度取負對數(shù)，則結(jié)果正好相反，即線上方任一點表示不飽和，線下方任一點表示過飽和。（2）從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)公式計算得出Ksp的值。（3）比較溶液的Q與Ksp的大小，判斷溶液中有無沉淀析出。（4）涉及Q的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。4．離子平衡圖像巧抓“四點”，突破溶液中的粒子濃度關系（1）抓反應“一半”點，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。（2）抓“恰好”反應點，判斷生成什么溶質(zhì)及溶液的酸堿性。（3）抓溶液的“中性”點，判斷生成什么溶質(zhì)，哪種物質(zhì)過量或不足。（4）抓反應的“過量”點，判斷溶液中是什么溶質(zhì)，哪種物質(zhì)過量下列說法正確的是【變式32】根據(jù)下列溶液中的平衡圖像所得出的結(jié)論正確的是A．若圖甲表示稀釋起始pH相同的NaOH溶液與氨水，則曲線a對應NaOH溶液D．圖丁所對應的可逆反應平衡時升高溫度時，v(正)減小，v(逆)增大，平衡向逆反應方向移動█考點四中和滴定原理及原理的應用【例3】用NaOH標準溶液滴定食用白醋，測定其中醋酸含量的操作中正確的是A．盛白醋溶液的錐形瓶滴定前用白醋溶液潤洗2～3次B．酸式滴定管在裝液前要用白醋溶液潤洗2～3次C．配標準溶液是稱取4.0gNaOH固體放入1000mL容量瓶中，然后加水至刻度D．用甲基橙作指示劑，溶液恰好由紅色變?yōu)辄S色，為滴定終點A．滴定時有鹽酸濺出錐形瓶外B．滴定終點讀數(shù)時，仰視滴定管的刻度，其他操作正確C．盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗D．滴定到終點讀數(shù)時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴處懸掛一滴溶液解題要點中和滴定誤差分析（1）滴定終點的判斷答題模板：當接近終點時，改為滴加半滴，直到因滴入最后半滴……標準溶液后，溶液變成……色，且半分鐘(30s)內(nèi)不恢復原來的顏色。（2）解題要點中和滴定誤差分析（1）滴定終點的判斷答題模板：當接近終點時，改為滴加半滴，直到因滴入最后半滴……標準溶液后，溶液變成……色，且半分鐘(30s)內(nèi)不恢復原來的顏色。（2）圖解量器的讀數(shù)方法①平視讀數(shù)(如圖1)：用量筒量取一定體積的液體，讀取液體體積示數(shù)時，視線應與凹液面最低點相切，視線與刻度的交點即讀數(shù)(即凹液面定視線，視線定讀數(shù))。圖1圖2圖3②俯視讀數(shù)(如圖2)：當用量筒測量液體的體積時，由于俯視時視線向下傾斜，尋找切點的位置在凹液面的上側(cè)，讀數(shù)高于正確的刻度線位置，即讀數(shù)偏大。③仰視讀數(shù)(如圖3)：仰視滴定管時，視線向上傾斜，尋找切點的位置在液面的下側(cè)，滴定管刻度標法與量筒不同，仰視時讀數(shù)偏大。（3）中和滴定終點是指示劑顏色發(fā)生突變的點，但不一定是酸堿恰好中和的點。通常有一定誤差(允許誤差)。①配制500mLc1mol/LK2Cr2O7標準溶液并加入少許稀硫酸酸化；②量取VmL酒精溶液置于錐形瓶中；③加入c1mol/LK2Cr2O7標準溶液V1mL，充分反應后，再加入過量的KI溶液和指示劑；①用c2mol/LNa2S2O3溶液滴定反應后的溶液，達到滴定終點時，重復三次，平均消耗Na2S2O3溶液的體積為V2mL。乙醇的物質(zhì)的量濃度為█考點五水溶液中微粒濃度大小比較解題要點1.多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(H+)＞c(HS－解題要點1.多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律是：（顯性離子）＞（一級電離離子）＞（二級電離離子）＞（水電離出的另一離子）2.一元弱堿的正鹽溶液，MCl（強酸弱堿鹽）①電荷守恒：c(②物料守恒：c(③微粒濃度：c(判斷一元弱酸的正鹽溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）。例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+)。3.二元弱酸的正鹽溶液，Na2①電荷守恒：c(②物料守恒：c(③判斷二元弱酸的正鹽溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（二級水解離子）＞（水電離出的另一離子）。即微粒濃度：c(Na+)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H+)。例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H+)。4.二元弱酸的酸式鹽溶液，NaHA（弱酸的酸式鹽）溶液（a：水解為主，b：電離為主）①電荷守恒：c(②物料守恒：c(③判斷二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律是：水解大于電離時：（不水解離子）＞（會水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）＞（水解生成的微粒）＞（電離得到的酸跟離子）。電離大于水解時：（不水解離子）＞（會電離離子）＞（顯性離子）＞（電離得到的酸跟離子）＞（水電離出的另一離子）＞（水解生成的微粒）即：微粒濃度a:c例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(H+)＞c(CO32－)。A．c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+c(C