必背知識清單01強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)

(1)電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能的O

電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下能產(chǎn)生___________的離子。

(2)非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都的o

2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的，可把電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。

①強電解質(zhì)是在水溶液中的電解質(zhì)。常見的強電解質(zhì)有、和。

②弱電解質(zhì)是在水溶液中的電解質(zhì)。常見的弱電解質(zhì)有、O

3.常見的強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)、非電解質(zhì)

(1)常見的強電解質(zhì)

強酸：HCkHBr、HI、H2SO4>HNO3、HC1O4等。

強堿:KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。

大部分鹽，包括難溶性鹽，如BaSO4、CaCCh等。

(2)常見的弱電解質(zhì)

弱酸：HF、HC1O、H2s03、H2S、H3Po4、H2co3、CH3COOH(或其他有機酸)、HNO2>HCN、H2SiO5

等。

弱堿：NH3H20、Mg(0H)2、A1(OH)3、Fe(OH)3.Fe(OH)2、Cu(0H)2等。

(3)常見的非電解質(zhì)

(1)包括CO、NO、SiOz及CHj和其他燒類、乙醇和其他醉類、酯類、葡萄糖、蔗糖等,

(2)本身在水溶液中不能電離，但與水反應(yīng)生成電解質(zhì)的，如CO?、SO2、SO3、NO2、P2O5、NH3等。

【歸納小結(jié)】

1.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較

強電解質(zhì)弱電解質(zhì)

都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離，都能導(dǎo)電，電解質(zhì)的強

相同點

弱與溶解度無關(guān)

電離程度完全電離部分電離

電離過程不可逆過程可逆過程

不同點表示方法電離方程式用"==="電離方程式用

電解質(zhì)在溶液中

水合離子分子、水合離子

的存在形式

2.與離子化合物和共價化合物的關(guān)系

（1）離子化合物在熔化狀態(tài)下能完全電離，在水溶液也是完全電離的，因此離子化合物?定是強電解

質(zhì)。

（2）共價化合物中有的是強電解質(zhì)，如強酸；有的是弱電解質(zhì)，如弱酸、弱堿和水；有的是非電解質(zhì)。

3.判斷電解質(zhì)強弱的依據(jù)

（I）區(qū)分電解質(zhì)強弱的惟一依據(jù)是電解質(zhì)在水溶液中能否完全電離，即電離程度。

（2）電解質(zhì)的強弱與物質(zhì)的溶解性無關(guān)。即使溶解度再小，只要溶于水的部分完全電離就是強電解質(zhì)，

所以不能根據(jù)溶液導(dǎo)電性強弱直接判斷。

（3）在強、弱電解質(zhì)的判斷中還要特別注意這兩個概念研究的范畸——化合物，溶液、單質(zhì)即使導(dǎo)電

也不是電解質(zhì)。

必背知識清單02弱電解質(zhì)的電離平衡

一、電離平衡

1.電離平衡的概念

在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中的電離程度達(dá)到時，弱電解質(zhì)分子電離成離子與

離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的相等，溶液中各分子和離子的濃度的狀態(tài)。

2.電離平衡的特征

（1）弱電解質(zhì)的電離平衡是一種平衡，達(dá)到平衡時，分子電離成離子和離子結(jié)合成分子

的過程并。

（2）速率和速率相等。

（3）溶液中各分子和離子的濃度都。

（4）外界條件發(fā)生變化，電離平衡<.

3.電離平衡的可逆性

弱電解質(zhì)在水溶液中的電離都是可逆過程。

（1）弱電解質(zhì)處于電離平衡次態(tài)時，電解質(zhì)分子電離成離子和離子結(jié)合成電解質(zhì)分子的過程

，且y電?vtA合#0。

（2）溶液中電解質(zhì)分子和電解質(zhì)離子，且溶液中電解質(zhì)分子和電解質(zhì)離子的濃度_______o

2.電解質(zhì)溶液中的守恒問題

（I）物料守恒：電解質(zhì)溶液中，電解質(zhì)的濃度符合原子守恒（又稱物料守恒），如：O.lmohU的醋酸溶

液中，c（CH3coOH）+c（CH3co0）=moI-L'o

（2）電荷守恒：電解質(zhì)溶液符合電荷守恒，即正電荷總數(shù)負(fù)電荷總數(shù)。

二、電離方程式

1.強電解質(zhì)的電離方程式

強電解質(zhì)的在水中完仝電離，其電離方程式用“==="表示“如:

(1)同離子效應(yīng)：加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡移動。例如向CH3co0H溶

液中加入CH3coONa,電離平衡移動。

(2)酸或堿效應(yīng)：加入濃度較大的酸或堿，電離平衡發(fā)生移動。例如向CH3coOH溶液中加入鹽酸，

電離平衡移動；加入NaOH,電離平衡移動，

(3)化學(xué)反應(yīng)：當(dāng)加入的物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)時，會使電離平衡向方

向移動。例如向CH3co0H溶液中加入NaOH溶液、金屬Zn或Na2c溶液，醋酸電離出的與

OH、Zn或CO.F反應(yīng)，c(H+),電離平衡移動.

四、電離平衡常數(shù)

1.電離平衡常數(shù)的表示方法

(I)電離平衡常數(shù)表達(dá)式：

弱酸的電離平衡常數(shù)用表示，弱堿的電離平衡常數(shù)用表示。如：

CH3COOH電離常數(shù)的表達(dá)式：Ka=；

NH3H2O電離常數(shù)的表達(dá)式：Kb=“

(2)多元弱酸的分步電離

H2c03、H3P04等多元弱酸在水溶液中分步電離，每步電離都有相應(yīng)的電高平衡常數(shù)，如：

+

H2CO3^H+HCO；,HC0]UH++C0『，所以Kai=,《2=°

一般情況下多步電離時電離平衡常數(shù)相差較大。各級電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是

跖______A_______Ke所以其酸性主要決定于°

2.電離平衡常數(shù)的意義

電離平衡常數(shù)越大，表示該弱電解質(zhì)電離程度__________，弱酸的酸性_________,弱堿的堿性________o

3.電離平衡常數(shù)的影響因素

電離平衡常數(shù)只與電解質(zhì)和有關(guān)，與濃度___O

由于電離是的，所以電離平衡常數(shù)隨著溫度的升高而。

4.電離平衡常數(shù)的應(yīng)用

(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)。

(2)判斷電離平衡的移動方向。如在一定濃度的CH3COOH溶液中K="寰黑媼:)；稀釋一倍后，

-+

1c<CH3COO)xk(H)

假設(shè)平衡不移動，則。=-；----------——=泳Q_______K,平衡向_________方向移動。

呼(CH3coOH)

(3)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。

如O.lmoLLiCH3coOH溶液力口水稀釋，:::震版=:然殷))加水稀釋時，c(H

+)減小，尤值不變，則舞薪增大。

五、電離度

1.電離度的表示方法

弱電解質(zhì)的電離度a可表示為：a=xlOO%

2.電離度與電離平衡常數(shù)的關(guān)系

在??定溫度下，弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)與弱電解質(zhì)溶液的初始濃度_________,而電離度與初始濃

度o

一般而言，弱電解質(zhì)溶液的濃度越大，電離度；弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離度。

3.電離平衡常數(shù)與電離度的有關(guān)計算

電離平衡常數(shù)中，電解質(zhì)分子和電解質(zhì)離子的濃度都是濃度。

對電離平衡常數(shù)和電離度的計算時，一般采用三段式：

以CH3coOH—CH3co0+H+為例，設(shè)CH3co0H的初始濃度為emo卜Ll電離平衡常數(shù)為左，電離度

為

CH3COOH千—CH3COO+IT

初始濃度(mol/L)C00

轉(zhuǎn)化濃度(mol/L)cacaca

平衡濃度(mol/L)ccacaca

其中：當(dāng)酸或堿較弱時，ccaR

0

則：KFCUT

上式說明，弱電解質(zhì)的電離度。與初始濃度有關(guān)，初始濃度越大，電離度;反之，初始濃度越

小，電離度

必背知識清單03水的電離平衡

一、水的電離平衡

1.水的電離

(1)電離特點：水是一種的電解質(zhì)，存在________的電離。

(2)電離方程式：,簡寫為：o

2.水的離子積常數(shù)：

(1)水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為K=°

(2)水的離子積常數(shù)表達(dá)式為Kw=。

①常溫時，Kw=,不僅適用于純水，還適用于稀的“

②不同溶液中，以1)、c(0hO可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H+)與《OFT)總是的。

(3)Kw及影響因素：

a.25℃時：Kw=(.

b.水的電離是的可逆過程，故溫度升高，Kw。

c.水的離子積常數(shù)只受的影響，與c(H+)、c(OH)的變化無關(guān)。

二、水的離子積常數(shù)的應(yīng)用

1.有關(guān)水的離子積常數(shù)的計算

(1)常溫下，水的離子積常數(shù)Kw=,則純水中c(H+)是molL-'o

若某酸溶液中，c(H+)=1.0xl0-4molL-1,則溶液中c(OH］為mol,fL

若某堿溶液中，c(OH)=I.OxlOimollL則溶液中c(H+)為mol-LL

(2)不同溶液中，C(H+)、C(OIT)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H+)與&OFF)總是的。

若某酸溶液中，c(H+)=1.0xl0",molL_,,則溶液中c(OFT)為inol-L-1,此時水電離出的

c(H+)=c(OH)=molL_1。

若某堿溶液中，c(OH)=l.OXICTmoIL-1,則溶液中出k)為mol-L此時水電離出的

c(H+)=c(OH尸3molL-1。

2.心與溫度的關(guān)系

常溫時，Kw=1.0x10一%不僅適用于純水，還適用于酸堿的稀溶液。

溫度升高，K、、；

若100°C時，水的離子積常數(shù)Kw=L0xl0%則純水中c(H')是mol-L-1：某酸溶液中，

c(H*)=1.0x102mobL-1,則溶液中c(OH一)為mol-LL某堿溶液中，8OH)=10x10一】molL

則溶液中c(H+)為mod

三、外界條件對水的電離平衡的影響

1.改變條件對水的電離平衡的影響

在常溫下，改變下列條件，分析條件的改變對水的電離平衡HzOOK+OH-的影響，填寫下表:

電寓平衡溶液中溶液中溶液的

改變條件PHK*

移動方向c(H+)c(OK)酸堿性

升高溫度

加入酸

加入堿

加入活潑金屬(如Na)

加入CH3COONa(s)

加入NH4C1(S)

2.水的電離平衡遵循化學(xué)平衡的一般規(guī)律

(I)電離是吸熱過程，故溫度升高，會________水的電離，水的電離程度，Kw，水仍

呈______性。

(2)外加酸，c、(H+)增大，水的電離，水的電離程度______,K、、1>

(2)外加堿，c(OH)增大，水的電離，水的電離程度,Kw。

(3)加入了活潑金屬,可與水電離產(chǎn)生的H+直接發(fā)生置換反應(yīng).產(chǎn)生H?,使水的電囹平衡移

動，水的電高程度

(4)加入弱堿離子(如A13+、Fe2\NH/、Cu2+>Ag+等)，弱堿離子與水電離出的結(jié)合，水的

電離平衡移動，c(H4),溶液呈________性。

(5)加入弱酸根離子(如CO.，、HCCh、CH3co0等)，弱酸根離子與水電離出的結(jié)合，水的

電離平衡移動，c(OH),溶液呈______性。

必背知識清單04溶液的酸堿性

一、溶液的酸堿性與pH

1.溶液的酸堿性

溶液的酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是溶液中c(H+)與c(OFT)的相對大小，其具體關(guān)系為:

c(H+)與c(OH-)相對大小。(14一)的范圍(25℃)

中性溶液aoH)__c(H+)c(H+)__1.0xl0-7molL-'

酸性溶液ctOH")—_c(H+)說)__1.0xl0-7mol-L-1

堿性溶液c(OH)__c(H+)—l.OxlO_7mol-L-1

2.溶液的pH

⑴定義

pH是c(H')的負(fù)對數(shù)，其表達(dá)式是pH=0

(2)溶液的pH、。⑴十)及酸堿性的關(guān)系(25℃)：

pH大小能反映出_____________,即能表示溶液的酸堿性強弱。

(3)pH的適用范圍：1乂10一"mo卜L~M(H-)W1molL］，即<pH<

3.溶液酸堿性的測定方法

(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)。常見酸堿指示劑的變色范圍:

指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)

石蕊紅色-5.0紫色8.0—藍(lán)色

酚酰無色-8.2粉紅色10.0-*紅色

甲基橙紅色-3.1橙色44―黃色

(2)利用pH試紙測定，使用的正確操作為_________________________________________________

(3)利用pH計測定，儀器pH計可精確測定試液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。

二、溶液酸堿性的判斷方法

1.根本依據(jù)

用以H')、c(OK)的來判斷溶液酸堿性，則不受溫度影響。

c(H+)>c(OH)溶液呈_______性；

c(H+)=c(OH)溶液呈性；

c(H+)<c(OH_)溶液呈______性。

2.常用依據(jù)

25C時溶液的pH與酸堿性的關(guān)系

pH>7,表示溶液呈_____性，pH越大，溶液的堿性,pH每增加1個單位，溶液的c(OH)增大到

原來的倍。

pH=7,溶液呈____性。

pH<7,表示溶液呈性，pH越小，溶液酸性,pH每減小1個單位，溶液的c(H+)增大到原

來的倍。

3.其他依據(jù)

使用酸堿指示劑進(jìn)行判斷，要注意指示劑的變色范圍。

使甲基橙變紅的溶液呈_____性;

使石蕊變紅的溶液呈性；

使酚酰變紅的溶液呈性。

三、溶液稀釋和混合后pH的計算

1.酸溶液稀釋后的pH的計算

(1)25℃時，pH=2的鹽酸，若加水稀釋10倍，其pH為；若加水稀釋10”倍，其pH為

(2)25℃時，若將pH=5的鹽酸加水稀釋103倍，其pHo

(3)25℃時，pH=2的醋酸(一元弱酸)溶液，加水稀釋10倍，其pH大小范圍應(yīng)是。

2.堿溶液稀釋后的pH的計算

(1)25℃時，pH=11的氫氧化鈉溶液，若加水稀釋10倍，其pH為；若加水稀擇1(T倍，其

pH為o

(2)25℃時，pH=U的氨水，若加水稀釋10〃倍,其pH大小范圍應(yīng)是：若無限稀釋時,

其pHo

3.酸、堿溶液混合后pH的計算方法

(1)強酸與強酸混合

ci(H')M+C2(H｝心

先計算:r(H*).；u=然后再求pL

十丫2

25cH寸，pH=2的鹽酸與pH=4的鹽酸，若按1：10的體積比混合后，溶液的c(H，)為,

pH為：若等體積混合后，溶液的pH為。

(2)強堿與強堿混合

出件但xc口-、Q(OH)>+C2(OH)MK”3戶出

九計算：《OH加一.+v?>再求c(H+加一(,(OH)最后求puH。

25c時，將200mL5xl0-3moIL-1NaOH溶液與100mL2xlO_2mol-L-1NaOH溶液混合后，溶液的

c(OH-)為，c(H+)為,pH為。

（3）強酸與強堿混合

①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7。

②石酸過里：先求。（H）余一-----%，+弘,-------，再求pH。

③若堿過量：先求c（OFT）東=小汨）；”：H：）?叱再求C（H+）=:信，然后求pH。

v?-rVmc（UH）余

25c時，pH=12的NaOH溶液與pH=2的硫酸，若等體積混合后，溶液的pH為；若按9：

11的體積比混合后，溶液的pH為:若按11：9的體積比混合后，溶液的pH為o

四、堿溶液稀釋后的pH變化規(guī)律

1.強酸或弱酸溶液的稀釋問題

（1）對于pH=a的強酸溶液,每稀釋1,倍，強酸的pH就增大個單位，即pH=（其

中。+〃<7）；

（2）對于pH=a的弱酸溶液，由于稀釋過程中，弱酸還會繼續(xù)電離，故弱酸的pH范圍是

<pH<（其中a+〃〈7）；

（3）酸溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7,不能大于7。如圖I所示。

2.強堿或弱堿溶液的稀釋問題

（1）對于pH=b的強堿溶液，每稀釋10"倍，強堿的pH減小個單位，即pH=（其

中。一〃>7）：

（2）對于pH=〃的弱堿溶液，由于稀釋過程中，弱堿還會繼續(xù)電離，故弱堿的pH范圍是

<pH<（其中一〃>7）；

（3）堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7,不能小于7。如圖H所示。

必背知識清單05酸堿中和滴定

一、酸堿中和滴定原理及主要儀器

1.酸堿中和滴定原理

⑴利用已知濃度的酸（或堿）去滴定一定體積未知濃度的堿（或酸），通過測定反應(yīng)完全時消耗已知濃度的

酸（或堿）的體積，從而推算出未知濃度的堿（或酸）的濃度的方法。

其中已知濃度的酸（或堿）溶液常稱為,未知濃度的堿（或酸）溶液常稱為°

（2）酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)可用離子方程式H'+OH一比0及表示，在中和反應(yīng)中，H、OH之間的

物質(zhì)的量關(guān)系是:若用參加反應(yīng)的c（H'）、c（OFF）來表示，其關(guān)系式為

，由此可計算c（H+）,其表達(dá)式是C（H-）=；也可計算c（OH）其表

達(dá)式是c、（OH-）=o由c（H'）、c（OH?？煞謩e求出相應(yīng)酸、堿的濃度。

2.主要儀器

（1）酸堿中和滴定所用的主要儀器是和o

(2)滴定管

①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。

酸式滴定管用于盛放或溶液，堿式滴定管用于盛放溶液。

②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管，活塞由制成；若溶液中的物質(zhì)見光易分

解，可用滴定管盛放。

③滴定管的上都標(biāo)有、、：滴定管的精確讀數(shù)為。

3.滴定管的使用方法

(1)檢查：使用前先檢查滴定管活塞_____________。

(2)潤洗：在加入酸、堿液之前，應(yīng)使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內(nèi)壁次。

(3)裝液：注入待裝的酸、堿溶液至滴定管處。

(4)排氣泡：酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡，堿式滴定管將橡膠管向上彎曲，擠壓玻璃球，趕走氣

泡，使滴定管尖嘴部分o

(5)調(diào)液面：調(diào)整管中液面至_____________________以下，記錄讀數(shù)%。滴定管的讀數(shù)時，視線、刻度

線、凹液面在_____________上。

?一■

9-87_9

理時則

(6)滴定：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視的變化。滴定

過程中，滴加速度_____________,接近終點時，應(yīng)逐漸滴加速度。

(7)終點的判斷，最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生且不變色，即為滴定終

點。滴加完畢記錄讀數(shù)L，消耗溶液的體枳為。

二、中和滴定曲線和pH突變

1.中和滴定曲線的繪制

取O.lOOOmo卜□的鹽酸溶液20.00mL,注入錐形瓶中，滴加2滴酚酣溶液，用0.1000moLL「的NaOH

溶液滴定。

(1)計算滴定過程中的pH變化，填寫下表空格:

M(NaOH)0.0018.0019.8019.9619.9820.0020.0220.0420.2022.0040.00

PH2.283.3010.7011.7012.52

⑵根據(jù)上表數(shù)據(jù)繪制滴定曲線

pH

(3)由上述滴定曲線可知，滴定終點前后，溶液的pH變化規(guī)律是：o

(4)達(dá)到終點的現(xiàn)象是。

2.pH突變與指示劑選擇

(DpH突變

強酸和強堿完全反應(yīng)時，pH=70當(dāng)NaOH溶液的體積從19.98mL變?yōu)?0.02mL,pH從4.3突躍到9.7,

因此只要選擇突變范圍在這一范圍內(nèi)的指示劑就不會造成很大誤差。

(2)中和滴定終點的判斷

判斷滴定終點(中和反應(yīng)恰好反應(yīng)完全的時刻)的方法是

，常選用的指示劑是或，而不用石蕊試液的原

因是0

(3)指示劑的選擇

對于不同的酸堿中和反應(yīng)，指示劑的選擇可依據(jù)中和滴定曲線來確定。

指示劑酸色中間色堿色變色的pH范圍

甲基橙紅橙黃—

甲基紅紅橙黃4.4~6.2

酚酸無色粉紅紅—

三、中和滴定實驗

1.滴定前的準(zhǔn)備工作

<1)滴定管：檢漏一水洗一潤洗一注液一趕氣泡一調(diào)液面一初始讀數(shù)。

(2)錐形瓶：水洗T裝待測液T加指示劑。

2.【基礎(chǔ)實驗】測定未知濃度鹽酸的物質(zhì)的量濃度

(1)實驗儀器和藥品

儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶

藥品：O.lOOOmolLNaOH溶液，未知濃度的鹽酸、酚儆、蒸儲水

（2）實驗步驟

準(zhǔn)備階段：

滴定管：查漏-＞洗滌一潤洗t裝液-調(diào)液面（趕氣泡）-＞記錄

錐形瓶：洗滌T注待測液一記讀數(shù)T加指示劑

滴定階段：

滴定：左手，右手，眼睛O

終點判斷：溶液由_____色變?yōu)開_______色,且，視為滴定終點C記錄消耗標(biāo)

準(zhǔn)液的體積。

計算結(jié)果：求出三次測定數(shù)值的,計算待測鹽酸的物質(zhì)的量濃度。若幾次測定結(jié)果相差

較大，應(yīng)_____________。

四、中和滴定誤差分析

1.酸堿中和滴定誤差產(chǎn)生的原因

＜1）操作失誤產(chǎn)生的誤差

（2）藥品誤差（變質(zhì)或混有雜質(zhì)）

（3）讀數(shù)誤差

2.誤差分析的基本依據(jù)

中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當(dāng)、讀數(shù)不準(zhǔn)等。

分析誤差要根據(jù)計算式分析，根據(jù)c（待）=彗黑2c（標(biāo)）、V（待）均為定值，c（待）的大小取決于

的大小“

3.分析方法

將所有變化量先歸結(jié)為標(biāo)準(zhǔn)溶液用量“標(biāo)）變化，然后根據(jù)公式進(jìn)行判斷。

標(biāo)準(zhǔn)溶液用量偏多，*標(biāo)）變大，待測溶液濃度c（待）°

標(biāo)準(zhǔn)溶液用量偏少，M標(biāo)）變小，待測溶液濃度c（待）o

以標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴定未知濃度的堿溶液（酚酸作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：

步驟操作V（標(biāo)）c（待）

酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗

堿式滴定管未用待測液潤洗

洗滌

錐形瓶用待測液澗洗

錐形瓶洗凈后還有蒸儲水

取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失

酸式滴定管滴定而有氣泡，滴定到終點時氣泡消失

振蕩錐形瓶時部分液體濺出

滴定

溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴

溶液顏色無變化

滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)（或前仰后俯）

讀數(shù)

滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)（或前俯后仰）

【歸納小結(jié)】中和滴定誤差分析常見問題

（1）儀器洗滌

在酸堿中和滴定前的準(zhǔn)備工作中，滴定管用蒸儲水洗凈后，還要用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗2?3次，其原因是標(biāo)準(zhǔn)

液的濃度已知，若滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗，滴定管內(nèi)壁附著的水會使標(biāo)準(zhǔn)液實際濃度減小，消耗標(biāo)準(zhǔn)液體積

增大，由c（待）=端*可知，待測液濃度偏大。

（2）在滴定前,錐形瓶用蒸儲水洗凈后，不能用待測液潤洗。因為若用待測液潤洗錐形瓶，會使量取

的待測液的實際體積增大，消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積增大，使測定結(jié)果偏大。

（3）滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面在同一水平線上。試分析右圖讀數(shù)對滴定結(jié)果的

影響。

①如圖I,開始讀數(shù)仰視，滴定完畢讀數(shù)俯視，滴定結(jié)果會偏小。

②如圖n,開始讀數(shù)俯視，滴定完畢讀數(shù)仰視，滴定結(jié)果會偏大。

必背知識清單06鹽類的水解

一、鹽溶液的酸堿性

1.鹽溶液酸堿性的探究

寫出下列鹽溶液的pH（25℃）、鹽的類型和溶液的酸堿性：

鹽溶液鹽的類型溶液pH酸堿性

NaCI

CH3COONa

NH4C1

Na2CO3

AlCh

實驗結(jié)論：鹽溶液的酸堿性與鹽的組成類型有關(guān)，強酸強堿鹽溶液呈_______，弱酸強堿鹽溶液呈______

強酸弱堿鹽溶液呈。

2.鹽溶液呈現(xiàn)酸堿性的原因

(1)NaCI溶液呈中性的原因：

NaQ溶于水后電離產(chǎn)生Na'和C1，不能與水電離出的OH-H*結(jié)合成的物質(zhì)，水的電

離平衡移動，c(H+)c<OH"),所以溶液呈中性。

(2)NHjCl溶液呈酸性的原因：

NH；與水電離的結(jié)合生成了的NH3H2O：使溶液中的c(NH；),c(OH),

c(H*),c(H+)c(OH-),所以NHK1溶液呈酸性。

離子方程式為：o

(3)CH3coONa溶液呈堿性的原因：

CH3co。一能與水中的H+結(jié)合牛成的CH3coOH,從而使水的電離平衡向移動,使溶

液的c(CH3coeT),c(H+),c(OH_),c(H+)c(OH"),所以CH3coONa溶液呈堿性。

離子方程式o

二、鹽類水解的原理

1.鹽類水解的概念

在水溶液中鹽電離產(chǎn)生的或跟水電離出來的或結(jié)合生成

_____________的反應(yīng)。

2.鹽類水解的實質(zhì)

(1)在溶液中鹽電離出來的的陽離子或的陰離子結(jié)合水電離出的____________生

成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。

(2)鹽類水解對水的電離平衡的影響：

弱堿陽離子或者弱酸陰離子在溶液中水解，因此水的電離程度,因此水電離出的c(H+)和

c(OH)0

如25c時，pH=4的NHQ溶液中，c(H+)=l04molL',則水電離出的c(H+)=c(OH尸mol.L1；

pH=ll的CH3coONa溶液中，c(OH)=103mol-L1,則水電離出的c(H+)=c(OH尸molL'o

3.鹽類水解的特點

①可逆反應(yīng)：鹽類水解生成酸和堿，與_____________互為可逆反應(yīng)，是熱反應(yīng)。

②程度微弱：通常情況下，越水解的程度，但對溶液酸堿性的影響較大。一般情況下，鹽類水

解程度________O

③動態(tài)平衡：鹽類的水解平衡狀態(tài)屬于動態(tài)平衡，符合化學(xué)平衡移動的原理。

【歸納小結(jié)】鹽類水解的規(guī)律

（1）在可溶性鹽溶液中：有弱才水解，無弱不水解?，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯注性，同強顯

中性。

強酸弱堿鹽|pHV7|

弱酸強堿鹽|PH>7|

典酸典強越弱越水解|

無弱不水解|f|強酸強堿鹽||pH=7|f|同強顯中性

（2）常見的弱堿離子：NH；、A—Fe3+.Cu2\Ag\Z/等。

常見的弱酸根離子:8歹、HCOJ、AlOlsS0「、S2~sHS，SiO-、CRT、CH3coeT、F一等。

（3）酸式鹽溶液酸堿性要看酸式酸根離子的電離和水解程度的相對大?。?/p>

只電離不水解（如NaHSCh等）的顯酸性；

電離大于水解（如NaHSCh、NaH2P。4等）的顯酸性；

水解大于電離（如NaHCCh、NaHS等）的顯堿性。

三、鹽類水解水解方程式的書寫

1.一般形式：

鹽類的水解一般程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀或氣體，書寫水解方程式時，-?般_______

或“1”。鹽類水解是反應(yīng)，除發(fā)生強烈雙水解的鹽外，一般離子方程式中不寫“="號，而寫“”號.

弱離子+比00弱電解質(zhì)+H'（或OH]

2.方法要求：

一判斷：判斷弱離子，書寫化學(xué)式。

二規(guī)范：寫“="，不標(biāo)寸“、飛”。

三注意：多元弱酸根分步書寫，多元弱堿陽離子，?步完成。

例如Na2c03的水解：

第一步：,

第二步：o

Fe3+的水解：__________________________________________

四、鹽的性質(zhì)與鹽的水解平衡常數(shù)

1.鹽的性質(zhì)

主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱或陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度就

________________（越弱越水解）。

填寫下表：

序號O.lmolU鹽溶液水解的離子方程式對應(yīng)的弱酸Ka

①NaClOHCIO3.0x108

5

②CH3COONaCH^COOH1.8xlO

4.6XI04

③NaNO2HNO2

以上3種鹽的水解程度由大到小的順序是，溶液的pH大小順序是

2.水解平衡常數(shù)M

(1)水解平衡常數(shù)(心)表達(dá)式

水解反應(yīng)A+HzO-HA+OH的平衡常數(shù)表達(dá)式為：Kh=<.

HA的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為：尤=“

際與降和Kw的關(guān)系：4=o

(2)鹽的水解程度與鹽的相對應(yīng)的弱酸或弱堿的強弱的關(guān)系：

根據(jù)Kh與尤和Kw的關(guān)系，一定溫度下，降與降呈反比,即：

鹽的相對應(yīng)的弱酸或弱堿越弱，鹽的水解程度;反之，鹽的相對應(yīng)的弱酸或弱堿越強，

鹽的水解程度o

五、影響鹽類水解的外界因素

1.【實驗探究】

【實驗1］在小燒杯中加入20mLO.imolL-1Fe(NCh)3溶液,用pH計測量該溶液的pH。

實驗現(xiàn)象：溶液的pH7。

實驗結(jié)論與解釋：。

【實驗2］在另一只小燒杯中加入5niL0.1mol-L-1Fe(N0j)3溶液，加水稀釋到50mL,用pH計測量

該溶液的pHo

實驗現(xiàn)象：溶液的pH比稀釋前o

實驗結(jié)論與解釋：稀釋的過程中雖然FeCh的水解平衡向正反應(yīng)方向移動，但稀釋對H，濃度的變化占

主要優(yōu)勢，所以pH比稀釋前大。

【實驗3】在A、B、C三支試管中加入等體積0.1mold/Ye(NO3)3溶液。將A試管在酒精燈火焰上加

熱到溶液沸騰，向B試管中加入3滴6moi1-1HNO3溶液。觀察A、B試管中溶液的顏色，并與C試管中

溶液的顏色比較。用化學(xué)平衡移動的原理解釋上述實驗現(xiàn)象。

實驗現(xiàn)象：A與C比較顏色_______；B與C比較顏色________<.

實驗結(jié)論與解釋:加熱時A中Fe(NO3)3的水解平衡向方向移動,F/+濃度，顏色______；

向B中加H2sCh時，F(xiàn)e(NCh)3的水解平衡向方向移動，氏3+濃度______,顏色______。

2.影響鹽類水解的外界因素

(I)溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度。

(2)濃度：鹽溶液的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結(jié)合成電解質(zhì)分子的幾率，水解程度o

(3)酸堿性：向鹽溶液中加入H+,可抑制離子水解：向鹽溶液中加入OH-，能抑制

離子水解。

3.實例分析

以O(shè).lmoMjFe03溶液為例，F(xiàn)eCh溶液水解的離子方程式為。請?zhí)顚懴卤怼?/p>

影響因素溶液顏色移動方向c(H+)〃(H+)水解程度

加熱

加入鹽酸

加入NaOH

加水

加入FeCl3

加入NHQ

力口入NaHCO3

六、鹽類水解的應(yīng)用

1.【實驗探究】鹽類水解的應(yīng)用實驗

【實驗I】Ab（SCU）3飽和溶液與NaHCCh飽和溶液混合。

實驗現(xiàn)象：。

實驗原理：A產(chǎn)和HC03分別與水電離出的0H和H+反應(yīng)，兩者相互促進(jìn)使水解反應(yīng)止向進(jìn)行，使

A1"和HCO3最終水解完全。離子方程式為：。

【實驗2】明研凈水原理

實驗現(xiàn)象：o

實驗原理：明磯電離出的A1升水解生成A1（OH）3膠體，離子方程式為：，

AI（0H）3膠體能吸附水中微小的懸浮顆粒，使它們聚集在一起形成較大的顆粒沉降下來，從而除去水中懸

浮的雜質(zhì)。

加入少量NaHCCh，可以氫氧化鋁膠體的生成，增強明研的凈水能力。

2.利用鹽類水解原理解釋有關(guān)問題

（1）比較相同物質(zhì)的量濃度的Na2c03溶液和NaHCOs溶液的堿性強弱。

Na2cCh的水解方程式為，NaHCO3的水解方程式為,

由干Kai（H2co3）Ka2（H2co3），因此CO-F的水解程度_____HCO3的水解程度，因此Na2c。3溶液的

堿性°

（2）實驗室配制Na2s溶液時，需要抑制S?水解，采取的措施是o

（3）泡沫滅火器的外筒是鐵皮做的，內(nèi)筒為塑料（或玻璃），A12（SO4）3溶液應(yīng)放在,

NaHCCh溶液應(yīng)放在，因為AF+水解呈,會腐蝕鐵。

（4）廢舊鋼鐵在焊接前，先用飽和Na2cCh溶液處理焊點，原理是Na2cCh水解的離子方程式為：

。在堿性條件下，油脂發(fā)生水解.，起到去污的作用。

（5）鏤態(tài)氮肥不宜與含碳酸鉀的草木灰混合使用，原因是K2c。3水解顯_______，NH』+水解呈_______,

兩者發(fā)生反應(yīng)，導(dǎo)致鉉態(tài)氮肥肥效減弱。

（6）工業(yè)上制取無水氯化鎂時，將氯化鎂溶液置于中加熱脫水，以防止氯化鎂水解。

七、溶液中離子濃度的大小比較

1.不同溶液中同一離子濃度的大小比較

相同物質(zhì)的量濃度的a.NH4CI溶液,b.CH3coON%溶液,CNH4HSO4溶液,c中H,對NH；水解有

作用，b中CH3coO的水解對NH；水解有作用，所以三種溶液中c(NH：)由大到小的順序是°

2.弱酸溶液中離子濃度的大小比較

+-

(1)CH3coOH溶液中存在的平衡有：CH3co0HOH++CH3co0一，H2O^H+OH,溶