【正文】 【例9】一定溫度下，析出Na2CO3?10H2O晶體，下列有關說法正確的是 A； B、溶液的pH不變 C、溶液中Na+數(shù)增加 D、溶液質量減少30回答時間：20101219 15:20 | 我來評論。 【例7】將100ml、則溶液中存在的離子濃度的關系的是：A．[H+]＞[Cl]＞[Ba2+]＞[SO42] B．[Cl]＞[H+]＞[SO42]＞[Ba2+] C．[H+]＞[Cl]＞[SO42]＞[Ba2+] D．[Cl]＞[H+]＞[Ba2+]＞[SO42]量變而量濃度不變 【例8】一定溫度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰時，下列有關說法錯誤的是（ ） A、溶液中Ca2+數(shù)不變 B、溶液的pH不變 C、溶液的密度不變 D、溶液中[Ca2+]不變 解析：題目已說明溫度不變，故不需考慮熱效應?！币?guī)律，判斷反應后溶液為NH4Cl和NH3?H2O的混合溶液且呈堿性，而溶液呈堿性，則以氨水的電離為主，故選B 【例5】在常溫下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7（設反應前后體積不變），則對反應后溶液的敘述正確的是A、[A] = [K+] B、[H+] = [OH][K+][A] C、V總≤20mL D、V總≥20mL解析：分HA為強酸和弱酸兩種情況，再結合14規(guī)則：假如酸為弱酸，則加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸體積小于10mL。注意：若由水電離產(chǎn)生的H+濃度大于107mol/L，則溶液一定呈酸性，溶質中一定有強酸弱堿鹽。在化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積(Ksp)。 酸式鹽中NaHSONaHSONaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進水的電離。 正鹽溶液中的[H+]、[OH]均由水電離產(chǎn)生： （1）強酸弱堿鹽：如AlCl3，水電離產(chǎn)生的OH部分被陽離子結合生成了難電離的弱堿，故使溶液中[H+][OH]。 對于AgCl(s) Ag+ + Cl，平衡后欲使溶液中的[Cl]增大，可采取的措施是( ) ①加氨水 ②加水 ③加NaCl(s) ④加AgCl(s) ⑤加NaBr(s) ⑥加熱四、酸堿鹽對水的電離的影響 水中加酸：酸電離出的H+使平衡H2O H+ + OH逆移，溶液中[H+]主要是酸電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生（可忽略）；[OH]全由水電離產(chǎn)生。（2）濃度相同的HCl、HAc、NaHSO4三種酸并聯(lián)入同一電路中，導電性最強的是 ，最弱的是 。相同條件下，強電解質溶液的導電性比弱電解質的強（即導電性對比實驗）。電荷數(shù)相同時，離子濃度越大，導電性越強；離子濃度相同時，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導電性越強；電解質溶液導電的同時一定發(fā)生電解！電解質的強弱是指電解質在水中的電離程度。下列說法中錯誤的是 A、強酸溶液的導電性一定比弱酸的強； B、酸越難以電離出質子，其對應的酸根離子就越易水解；C、溶液的酸性越強，則溶液中的[H+]越大，水的電離程度就越??；D、在水中完全電離的酸一定是強酸，但強酸的水溶液的酸性不一定強。2 方法、歸納和技巧一、酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱的聯(lián)系與區(qū)別酸的酸性強弱是指酸電離出H+的難易（越易電離出H+，酸的酸性越強）；溶液酸性的強弱是指溶液中[H+]的相對大?。℉+濃度越大，溶液的酸性越強）。 （3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2? 。 （1）對于Ag2S(s) 2Ag+ + S2，其Ksp的表達式為 。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，∵對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。 （3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去（較少見）沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。 （2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：常加入難溶性的MO、M(OH)MCO3等除M2+溶液中易水解的陽離子。溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”。 （4）掌握三種微溶物質：CaSOCa(OH)Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。如酸堿中和時[H+]降至107mol/L105mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于105mol/L，故均用“=”。生成難溶電解質的反應為完全反應，用“=”。多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+下列方程式中屬于電離方程式的是 ；屬于水解方程式的是 A、HCO3 +H2O H3O+ + CO32 B、BaSO4 == Ba2+ + SO42C、AlO2 + 2H2O Al(OH)3 + OH D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32八、溶液中微粒濃度的大小比較 基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系： ①電荷守恒（電荷數(shù)前移）:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒(原子個數(shù)前移): 某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 ③質子守恒(得失H+個數(shù)前移):： ∑得質子后形成的微粒濃度?得質子數(shù) == ∑失質子后形成的微粒濃度?失質子數(shù)同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：①中?；瘜W常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3?H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離＞其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）例：，則∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的電離＞CH3COONa的水解，∴[HAc]，[Ac] （因為NaAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當作“只HAc電離，而NaAc不水解”考慮，即只考慮酸的電離。雙水解完全的方程式寫“==”并標“↑↓”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2 + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 寫出Al3+與CO3HCO3在水溶液中反應的離子方程式： ， ；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式為 ，泡沫滅火器中使用硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因是 ；能鑒別Na2CONaOH、NaCl、AgNO3和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是 。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac == NH4+ + Ac NH4+ + H2O NH3?H2O + H+ Ac— + H2O HAc + OH兩個水解反應生成的H+和OH—反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移。雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱堿鹽）。（1）下列物質不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈堿性的是 ①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa（2）濃度相同時，下列溶液性質的比較錯誤的是（ ） ①酸性：H2SH2Se ②堿性：Na2SNaHS ③堿性：HCOONaCH3COONa ④水的電離程度：NaAcNaAlO2 ⑤溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO鹽類水解的特點：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱下列說法錯誤的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深；C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進醋酸的電離。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)③弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。（2）室溫時，則下列說法錯誤的是A、上述弱酸溶液的pH＝4 B、所得溶液的pH＝7C、所得溶液的pH＞7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）鹽類水解規(guī)律： ①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水解。”：生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。五、“酸、堿恰好完全反應”與“自由H+與OH恰好中和”酸堿性判斷方法酸、堿恰好反應（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，p