2014高考化学名师知识点分类精编：专题十 盐类水解与沉淀溶解平衡
高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结知识点一 盐类的水解1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
2．实质盐电离―→弱碱的阳离子―→结合OH －弱酸的阴离子―→结合H ＋―→c (H ＋)≠c (OH－)―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。
3．特点4．规律 盐的类型 实 例 是否水解 水解的离子溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸 强碱盐 NaCl 、KNO 3 否中性pH ＝7强酸 弱碱盐 NH 4Cl 、 Cu (NO 3)2 是 NH 4＋、Cu2＋酸性 pH<7 弱酸CH 3COONa 、是CH 3COO碱性pH>7强碱盐Na 2CO 3－、 CO 32－5.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如：Cu2＋＋2H 2OCu (OH)2＋2H ＋NH 4＋＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如Na 2CO 3水解：CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。
例如：FeCl 3水解：Fe3＋＋3H 2OFe (OH)3＋3H ＋。
(4)水解显酸性和碱性的离子存在于同一溶液中，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液的反应离子方程式：Al 3＋＋3HCO 3－===Al (OH)3↓＋3CO 2↑。
6．影响因素(1)内因形成盐的酸或碱的强弱。
对应的酸或碱越弱就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3决定――→相同浓度的Na 2CO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为pH (Na 2CO 3)>pH (CH 3COONa )。
盐类水解与沉淀溶解平衡专题复习
专题十盐类水解与沉淀溶解平衡平衡问题是近几年高考题中的新宠,是包括化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的一个大的平衡体系,分析突破点都是动态平衡,条件改变时,平衡可能会改变,但各平衡常数只与温度有关。
该题一改以往简单设问方式,考查了学生分析图象、整合信息的能力,可以预见该考点仍是以后高考的热点问题。
曾经风行一时的无机框图题，由于虚拟的情景，受到质疑和抨击，同时已不符合新课程强调“有将化学知识应用于生产、生活实践的意识，能够对与化学有关的社会问题做出合理的判断”等要求，所以，当前各省化学高考中已逐步摒弃虚拟的、不真实的框图提问，在二卷中的实验题、无机题等都代之以“工艺流程”、“操作流程”等工业流程题。
盐类水解原理及其应用1.(2011年理综)对滴有酚酞试液的下列溶液,操作后颜色变深的是()A.明矾溶液加热B.CH3COONa溶液加热C.氨水中加入少量NH4Cl固体D.小打溶液中加入少量NaCl固体答案:B。
2.(2011年理综)对于0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液,正确的是()A.升高温度,溶液pH降低B.c(Na+)=2c(S)+c(HS)+c(H2SO3)C.c(Na+)+c(H+)=2c(S)+2c(HS)+c(OH-)D.加入少量NaOH固体,c(S)与c(Na+)均增大答案:D。
3.(2010年理综)下列关于电解质溶液的正确判断是()A.在pH=12的溶液中,K+、Cl-、HC、Na+可以大量共存B.在pH=0的溶液中,Na+、N、S、K+可以大量共存C.由0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10,可推知BOH溶液存在BOH B++OH-D.由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3,可推知NaA溶液存在A-+H2O HA+OH-答案:D。
4.(2009年理综)在一定条件下,Na2CO3溶液存在水解平衡:C+H2O HC+OH-。
盐类水解和沉淀溶解平衡
生活中的实例
食品加工
在食品加工中，盐类水解和沉淀 溶解平衡被用于改善食品的口感 和品质。例如，在制作面包时添 加适量的盐可以提高面包的口感 和保鲜期；在制作豆腐时调节pH 值可以控制豆腐的质地和口感。
洗涤剂
洗涤剂中的表面活性剂通过盐类 水解和沉淀溶解平衡发挥作用， 可以降低水的表面张力，提高洗 涤效果。
盐类水解和沉淀溶解平衡
• 盐类水解 •Βιβλιοθήκη 沉淀溶解平衡 • 盐类水解与沉淀溶解平衡的关系 • 实验与观察 • 实际应用与案例分析
01
盐类水解
定义与原理
定义
盐类水解是指盐溶液中的盐离子或阴、阳离子与水电离出的 氢离子或氢氧根离子结合，生成弱酸或弱碱的反应。
原理
盐类水解是酸碱中和反应的逆反应。在盐溶液中，盐电离出 的弱酸根离子或弱碱阳离子与水电离出的氢离子或氢氧根离 子结合，生成弱酸或弱碱，从而打破了水的电离平衡，使得 溶液呈现酸性或碱性。
化学分析
盐类水解和沉淀溶解平衡在化学分析中具有重要应用，如滴定分析、重量分析等。通过控制反应条件，可以提高分析 的准确度和灵敏度。
生物化学研究
在生物化学研究中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于研究生物分子的结构和功能。例如，通过调节溶液的pH值和离 子强度，可以研究蛋白质的稳定性、构象变化等。
材料科学
在材料科学中，盐类水解和沉淀溶解平衡被用于制备和表征各种功能材料，如纳米材料、陶瓷材料等。 通过控制反应条件，可以获得具有特定结构和性能的材料。
同离子效应
加入与沉淀离子相同的离子，可以抑制沉淀 的溶解，降低沉淀溶解度。
络合剂
络合剂可以与沉淀离子形成络合物，从而降 低沉淀溶解度。
沉淀溶解平衡的应用
分离和提纯
化学沉淀溶解平衡知识点
化学沉淀溶解平衡知识点化学沉淀溶解平衡是指在溶液中，溶解物质与沉淀物质之间达到动态平衡的过程。
在这个过程中，溶解物质会从溶液中析出形成沉淀，而沉淀物质也会重新溶解进入溶液。
沉淀溶解平衡的调控因素主要有溶度积、离子浓度、温度等。
沉淀溶解平衡的相关知识点如下：1.溶度积：溶度积是沉淀溶解平衡的一个特征参数，表示在一定温度下，溶液中沉淀物质的最大溶解度。
溶度积的大小决定了沉淀能否生成或溶解。
当溶液中的离子浓度乘积大于溶度积时，沉淀会生成；当离子浓度乘积小于溶度积时，沉淀会溶解；当离子浓度乘积等于溶度积时，沉淀处于平衡状态。
2.酸碱溶解法：这是一种通过加入酸或碱来调控沉淀溶解平衡的方法。
例如，在碳酸钙中加入盐酸，氢离子会消耗碳酸根离子，促使碳酸钙溶解。
3.盐溶解法：这是一种通过加入可溶性盐来调控沉淀溶解平衡的方法。
例如，向硫酸钡沉淀中加入氯化钠，氯化钠会与硫酸钡反应生成可溶性的硫酸钠，从而使硫酸钡沉淀溶解。
4.生成配合物使沉淀溶解：这是一种通过生成配合物来调控沉淀溶解平衡的方法。
例如，在氯化银沉淀中滴加氨水，沉淀会溶解并形成银氨溶液。
5.发生氧化还原反应使沉淀溶解：这是一种通过氧化还原反应来调控沉淀溶解平衡的方法。
例如，在硫化铜沉淀中加入稀硝酸，硫化铜会氧化生成硫淡∗∗沉淀。
6.溶度积的计算：溶度积是指在一定温度下，沉淀物质的最大溶解度。
可以通过实验方法或理论计算得到。
已知溶度积后，可以判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解。
7.判断沉淀生成和溶解的方法：通过比较溶液中的离子浓度乘积（Qc）与溶度积（Ksp）的大小。
当Qc > Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出；当Qc = Ksp时，溶液饱和，处于平衡状态；当Qc < Ksp时，溶液未饱和，无沉淀析出。
总之，化学沉淀溶解平衡是一个涉及溶度积、离子浓度、温度等多个因素的复杂过程。
了解和掌握这些知识点，有助于我们更好地理解沉淀溶解现象，并在实际应用中调控溶液的组成。
沉淀溶解平衡知识点总结
沉淀溶解平衡知识点总结沉淀溶解平衡是指在一定温度和压力下，溶液中的某种物质能够同时存在溶解态和沉淀态之间的平衡状态。
以下是沉淀溶解平衡的一些重要知识点总结：1. 沉淀反应：当溶液中的两种离子相互反应生成一种难溶的化合物时，称为沉淀反应。
例如，银离子和氯离子反应生成难溶的氯化银。
2. 溶解反应：当沉淀物中的离子溶解在溶液中时，称为溶解反应。
例如，氯化银溶解为银离子和氯离子。
3. 溶解度积：对于一个难溶的化合物，其溶解度可以用溶解度积（Ksp）来表示。
溶解度积是指在饱和溶液中，溶质的离子浓度的乘积。
例如，对于氯化银，其溶解度积可以表示为Ksp = [Ag+][Cl-]，其中[Ag+]和[Cl-]分别表示银离子和氯离子的浓度。
4. 影响溶解度的因素：溶解度受到温度、压力和溶液中其他离子的影响。
通常情况下，随着温度的升高，大部分溶质的溶解度会增加；而对于气体溶解度来说，随着温度的升高，溶解度会减小。
压力对溶解度的影响主要存在于气体溶解中，根据亨利定律，溶解度随着压力的增加而增加。
溶液中其他离子的存在也会影响溶解度，有时可以通过共沉淀反应来降低某种物质的溶解度。
5. 平衡常数：对于沉淀溶解平衡反应，可以用平衡常数（Keq）来表示。
平衡常数是指在平衡状态下，反应物和生成物浓度的比值。
对于沉淀溶解平衡反应，平衡常数可以表示为Keq = [生成物浓度]/[反应物浓度]。
根据平衡常数的大小，可以判断反应的方向和反应的进行程度。
6. 判断沉淀的存在：根据溶解度积和平衡常数的大小关系，可以判断溶液中是否会生成沉淀。
如果溶液中的离子浓度的乘积大于溶解度积，说明溶液中会生成沉淀。
如果溶液中的离子浓度的乘积小于溶解度积，说明溶质会继续溶解。
7. 沉淀溶解平衡的应用：沉淀溶解平衡在化学分析、环境科学等领域有着广泛的应用。
通过控制溶解度和沉淀反应条件，可以实现分离、富集、分析和净化等目的。
同时，沉淀溶解平衡也在药物合成、材料科学等领域中起到重要作用。
《沉淀溶解平衡》 知识清单
《沉淀溶解平衡》知识清单一、沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和沉淀速率相等的状态，叫做沉淀溶解平衡。
例如，我们把一定量的氯化银固体投入水中，氯化银会在水中溶解，同时溶液中的银离子和氯离子又会结合生成氯化银沉淀。
开始时，溶解速率较大，沉淀速率较小，随着溶解的进行，溶液中银离子和氯离子的浓度逐渐增大，沉淀速率也逐渐增大。
当溶解速率和沉淀速率相等时，就达到了沉淀溶解平衡。
二、沉淀溶解平衡的特征1、动态平衡沉淀溶解平衡是一种动态平衡，溶解和沉淀这两个过程仍在不断进行，只是速率相等。
2、等速溶解速率和沉淀速率相等。
3、定态达到平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变。
4、同条件平衡的建立与条件有关，条件改变，平衡可能发生移动。
三、沉淀溶解平衡的表达式以 AgCl 为例，其沉淀溶解平衡的表达式为：AgCl(s) ⇌ Ag+（aq) ＋ Cl(aq)这里要注意，固体物质不能写入平衡常数表达式。
四、沉淀溶解平衡常数——溶度积（Ksp）1、定义在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时，离子浓度幂的乘积为一个常数，这个常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp 表示。
2、表达式例如，对于 AgCl ，Ksp ＝ Ag+Cl ；对于 Fe(OH)3 ，Ksp ＝Fe3+OH3 。
3、意义Ksp 反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
Ksp 越大，说明溶解能力越强；Ksp 越小，溶解能力越弱。
4、影响因素Ksp 只与温度有关，温度不变，Ksp 不变。
五、影响沉淀溶解平衡的因素1、内因难溶电解质本身的性质，这是决定沉淀溶解平衡的主要因素。
2、外因（1）温度大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp 增大；少数难溶电解质的溶解是放热过程，升高温度，平衡向沉淀方向移动，Ksp 减小。
（2）浓度加水稀释，平衡向溶解方向移动，但 Ksp 不变。
（3）同离子效应向平衡体系中加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动。
盐类水解和沉淀溶解平衡
知识框图一、水解规律1）判断盐类是否能够发生水解及水解后溶液的酸碱性要看组成盐的离子对应的酸或碱的相对强弱，具体为：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性； 具体分析为：盐类 实例 能否水解引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性强碱弱酸盐 CH 3COONa 能 弱酸阴离子 促进水电离 碱性强酸弱碱盐 NH 4Cl 能 弱碱阳离子 促进水电离 酸性强碱强酸盐NaCl不能 无无中性2）对于盐类水解规律的理解及推广：①强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性；盐类水解及影响因素盐类水解和沉淀溶解平衡盐类水解的应用沉淀溶解平衡及应用弱酸弱碱盐水解后溶液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定；②组成盐的酸或碱越强，水解程度越大③同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大；④弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱⑤相同条件下，相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐（3）影响水解平衡的因素1）内因：盐本身的性质，主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大；2）外因：盐类水解平衡就是反应平衡，当外界条件改变时，水解平衡就会发生移动，并且移动规律遵循勒夏特列原理：a. 温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，促进水解，水解程度增大；b. 浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大（相当于增加反应物使反应平衡向正反应方向即水解方向移动），而增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度（可与转化率对照比较）减小；c. 外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如水解呈酸性的盐溶液，若加入减，则会中和溶液中的H+，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解，可以考虑生成物的浓度改变而与反应平衡进行对照记忆；溶液中的三大守恒①电荷守恒规律电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，阴离子所带的负电荷总一定等于阳离子所带的正电荷②物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子或原子团总是守恒的，即某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和③质子守恒规律水电离的特征是c(H+)=c(OH−)盐类水解的应用1）明矾净水Al3++3H2O⇌Al(OH)3(胶体)+3H+2）纯碱除油污CO32−+H2O⇌HCO3−+OH−3）泡沫灭火器Al3++3HCO3−=Al(OH)3↓+3CO2↑4）配制易水解物质的溶液配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。
盐类的水解和沉淀溶解平衡
盐类的水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解原理及其应用（一）、盐类水解的定义和实质1、定义：盐电离产生的某一种或多种离子与水电离出来的H + 或OH - 生成弱电解质的反应。
2、盐类水解的实质：盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解（反应）的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
3、盐类水解的条件：（1）、盐必须溶于水中；（2）、盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
4、盐类水解反应离子方程式的书写（1）、一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↓”或“↑”，盐类水解是可逆反应，写可逆号。
（2）、多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写。
（3）、双水解反应：弱酸根和弱碱阳离子相互促进水解，直至完全的反应。
如：Al3+ + 3 HCO3- = Al(OH)3↓+ 3 CO2↑注意：常见的能发生双水解反应的离子，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-；NH4+与SiO32-等。
（二）、盐类水解平衡的影响因素1、因：盐本身的性质（1）、弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
（2）、弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
即：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
2、外因（1）、温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（2）、浓度：①、增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；②、加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
③、增大c（H + ），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c（OH-），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
（三）、盐类水解原理的应用1、判断盐溶液的酸碱性。
2、判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系。
3、判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑水解，如Al3+、Fe3+ 与HCO3-、CO32-、AlO2- 等不能大量共存。
盐类水解和沉淀溶解平衡
a、溶液显酸性（以NaH2PO4 、NaHSO3为例)
NaH2PO4
Na+ + H2PO4-
H2PO4H2PO4-+H2O
HPO42- + H+ OH- + H3PO4
(电离) ∨
(水解)
所以导致溶液中[OH-] ＜ [H+]，溶液显酸性。
② a、弱酸+盐溶液混合
如：CH3COOH+CH3COONa
2、下列盐的水溶液中，哪些呈酸性
（ 134 ） 哪些呈碱性（ 2 5 ）
(1) FeCl3 (2) NaClO (3) (NH4)2SO4 (4) AgNO3 (5)Na2S (6)K2SO4
水解规律：
①有弱才水解，越弱越水解； 谁强显谁性，同强显中性。
。 ②第一步水解远大于第二步水解，以此类推。 ③温度越高，水解程度越大。 ④双水解程度比单水解程度大。
二、水解反应的方程式书写
1.盐类水解一般比较微弱，通常用“≒”表示，同 时无沉淀和气体产生。
2.多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水 解程度比第二步水解程度大得多；多元弱碱的阳离子 水解一步完成。
四、盐溶液中各种粒子的关系
1、离子浓度大小顺序 2、物料守恒（原子守恒） 3、质子守恒: [H+]水 = [OH-]水 4、电荷守恒
溶液中的一个不等式、三个等式
四、离子浓度大小顺序
1.水解、电离的程度本身很小 2.第一步为主、后面的程度小很多 3.物料/电荷/质子，三大守恒 4.常见的三个电离大于水解的酸式酸根 5.一般，酸性OH-最少，碱性，H+最少 6.NH4Cl与氨水同浓度显碱性等
电荷守恒：
1.溶液中离子要找全
高三沉淀溶解平衡知识点
高三沉淀溶解平衡知识点【正文】高三沉淀溶解平衡知识点一、沉淀溶解平衡的概念沉淀溶解平衡是指溶液中溶解物与固体沉淀物之间的平衡状态。
在溶液中，当溶解物的溶解度达到一定值时，会产生沉淀物。
而当溶液中沉淀物的溶解度超过一定值时，会重新溶解成溶解物，这种状态称为沉淀溶解平衡。
二、溶解度的定义溶解度指的是在一定温度下溶液中单位体积溶剂所能溶解的最大物质量，通常用单位体积溶液所含溶质的物质量来表示。
三、溶解度积溶解度积（Ksp）是指当某种物质溶解平衡时，溶质形成的溶液中各种离子的浓度乘积，也就是溶液中离子活度的乘积。
其表达式为：Ksp = [A+]^m * [B-]^n其中，[A+]为溶解物A的离子浓度，[B-]为溶解物B的离子浓度，m、n为对应离子的系数。
四、影响溶解度的因素1. 温度：一般情况下，溶解度随温度的升高而增大。
2. 压力：对非气体溶质而言，压力对溶解度没有显著影响，但对气体溶质而言，溶解度随压力的增加而增大。
3. 溶质浓度：对少数离子而言，溶解度与溶质浓度无显著关系；对共同离子而言，溶解度随溶质浓度的增大而减小。
4. pH值：某些物质溶解度受溶液pH值的影响，例如氢氧化铝的溶解度随溶液pH值的变化而变化。
五、常见的沉淀溶解平衡1. 一元离子的沉淀溶解平衡：例如，AgCl的溶解度积表达式为Ksp = [Ag+][Cl-]。
2. 复盐的沉淀溶解平衡：当盐溶液中含有两种或多种离子时，生成的沉淀物会与溶解物中的离子形成复盐。
例如，钙离子（Ca2+）和碳酸根离子（CO32-）结合生成CaCO3，其溶解度积表达式为Ksp = [Ca2+][CO32-]。
3. 偏硫酸盐的沉淀溶解平衡：当两种金属离子与硫酸根离子结合，生成偏硫酸盐沉淀物。
例如，银离子（Ag+）和亚铁离子（Fe2+）结合生成Ag2FeO4，其溶解度积表达式为Ksp = [Ag+]^2[Fe2+].六、沉淀溶解平衡在生活中的应用1. 水处理：沉淀法是一种常用的水处理方法，通过沉淀溶解平衡可以实现对水中杂质离子的去除，提高水的质量。
盐类水解和沉淀溶解平衡
盐类水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解要点一：盐类水解规律1．有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
2．多元弱酸根，浓度相同时，正酸根比酸式根水解程度大，碱性更强(如Na2CO3＞NaHCO3)。
要点二：水解方程式的书写1．因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“”，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”。
2．多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。
3．多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。
例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+4．双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“=”表示，生成物中的沉淀、气体要用“↓”或“↑”标出，如Al3+与AlO2-、HCO3-、HS-、S2-之间均发生双水解反应，如Al3++ 3HS-+3H2O=Al(OH)3↓+3H2S↑要点三：影响盐类的水解的因素1.内在因素:组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱（即越难电离，Ka越小）,盐的水解程度越大. 判断酸式盐溶液的酸碱性①强酸酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性：NaHSO4。
②弱酸酸式盐取决于酸式根的电离程度和水解程度的相对大小：NaHCO3：。
NaHS：。
Na2HPO4：。
NaH2PO4NaHSO3：。
2.外在因素:①温度：升高温度，能促进盐的水解(因盐的水解是吸热的)；②冲稀：用水稀释,盐的浓度减小,水解所呈现的酸碱性减弱,但盐的水解程度增大；③加入酸或碱：能促进或抑制盐的水解,加入水解呈现的酸碱性相反的盐也能促进盐的水解。
要点四：盐类水解的应用1．易水解盐溶液的配制和保存：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。
2．离子共存：Al3+、Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-等不共存。
3．溶液的蒸干：有些盐如FeCl3 MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。
高中化学高考总复习专项突破《盐类水解和沉淀溶解平衡》重点考点名师归纳汇编含解析
专题十一 盐类水解和沉淀溶解平衡考纲展示 命题探究考点一 盐类水解1 概念在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
2 实质盐电离―→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→ 破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→⎩⎪⎨⎪⎧c H ＋≠c OH －―→溶液呈碱性或酸性c H ＋ ＝c OH － ―→溶液呈中性3 特点4 表示方法(水解的离子方程式)(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“ ”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如Cu(NO 3)水解的离子方程式为Cu 2＋＋2H 2O Cu(OH)2＋2H ＋。
NH 4Cl 水解的离子方程式为NH ＋4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
如Na 2CO 3水解反应的离子方程式为CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解可用一步表示，如：FeCl 3溶液中，Fe 3＋水解的离子方程式为Fe 3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋。
(4)水解分别是弱酸和弱碱的离子组，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液反应的离子方程式为Al 3＋＋3HCO －3===Al(OH)3↓＋3CO 2↑。
5 影响因素 (1)内因(本质)弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCO －3――→决定相同浓度的Na 2CO 3、NaHCO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为Na 2CO 3>NaHCO 3>CH 3COONa 。
高考化学高频考点：盐类的水解 沉淀溶解平衡
答案：A C
【重要考点2】溶液中离子浓度大小比较 【典型例题2】下列有关电解质溶液中微粒的物质的量 浓度关系正确的是( ) A．在0.1 mol· L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)＞c(HCO3-)＞ c(CO32-)＞c(H2CO3) B ． 在 0.1 mol· L-1Na2CO3 溶 液 中 ： c(OH-) － c(H+) ＝ c(HCO3-)＋2c(H2CO3) C．向0.2 mol· L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol· L1NaOH溶液：c(CO 2-)＞c(HCO -)＞c(OH-)＞c(H+) 3 3
【重要考点1】 电离与水解综合应用
1．三大守恒关系： 盐类水解和离子浓度大小的比较是高考的必 考点。解题的关键在于考虑水解、电离以及两者 的相对强弱关系。解题中要抓住一个原理，两类 平衡，三个守恒 ( 即平衡移动原理，电离平衡和水 解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒)。
守恒 关系
定义
实例
电解质溶液呈电中性，即 在NaHCO3溶液中： +)+c(H+) = c(OH-) c (Na 所有阳离子所带的正电荷 电荷 -)+2c(CO 2-) +c(HCO 总数与所有阴离子所带的 守恒 3 3 负电荷总数相等 物料 实质也就是原子守恒，即 在Na2CO3溶液中： c(Na+)=2c(CO)+ 守恒 原子在变化过程(水解、电 2c(HCO3-)+2c(H2CO3) 离)中数目不变 Na2CO3溶液中： 即在纯水中加入电解质， c(OH-)=c(HCO-)+ 质子 最后溶液中由水电离出的 +与OH-相等(可由电荷守恒 H 2c(H2CO3)+c(H+) 守恒 及物料守恒推出)
沉淀溶解平衡知识点
沉淀溶解平衡知识点沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，涉及到溶解度的概念和沉淀生成与转化等知识点。
下面将对沉淀溶解平衡知识点进行详细的介绍。
一、沉淀溶解平衡的定义沉淀溶解平衡是指在一定温度下，当溶液中的离子浓度达到平衡状态时，沉淀溶解反应停止，形成的固体和溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
此时，溶液中的阴阳离子浓度满足溶度积常数，并且溶液中的沉淀和溶解反应速率相等。
二、沉淀溶解平衡的特点1、动态平衡：沉淀溶解平衡是一个动态平衡，即沉淀和溶解反应不断进行，但速率相等，因此溶液中的离子浓度保持不变。
2、溶解度与温度有关：物质的溶解度随温度变化而变化。
一般来说，温度越高，溶解度越大。
3、溶度积常数：在一定温度下，沉淀溶解平衡时，溶液中的阴阳离子浓度满足溶度积常数。
这个常数只与温度有关，与溶液的浓度无关。
4、沉淀的生成与转化：当溶液中某离子的浓度超过其溶度积常数时，会形成沉淀。
然而，形成的沉淀可以转化为更难溶的物质，或者转化为可溶性的化合物。
三、沉淀溶解平衡的应用1、判断沉淀的生成与转化：通过比较溶液中的离子浓度和溶度积常数，可以判断是否会形成沉淀以及沉淀的生成与转化。
2、计算溶解度：已知某物质的溶度积常数和溶液中的离子浓度，可以计算该物质的溶解度。
3、处理工业废水：在处理含有重金属离子的工业废水时，可以利用沉淀溶解平衡的原理，将重金属离子转化为难溶性的化合物，从而降低对环境的危害。
4、药物制备：在药物制备过程中，可以利用沉淀溶解平衡的原理，将药物中的有效成分转化为难溶性的化合物，以提高药物的疗效和稳定性。
总之，沉淀溶解平衡是化学平衡的一种重要类型，涉及到溶解度的概念和沉淀生成与转化等知识点。
理解并掌握沉淀溶解平衡的概念和特点对于解决相关问题具有重要意义。
“沉淀溶解平衡”的单元整体教学设计一、教学内容与目标本单元将带领学生探究沉淀溶解平衡的原理及其在日常生活中的应用。
通过实验和实践，学生将了解沉淀溶解平衡的基本概念，掌握沉淀溶解平衡的规律，了解影响沉淀溶解平衡的因素，并能够解释这些因素对沉淀溶解平衡的影响。
沉淀溶解平衡-高考化学知识点
沉淀溶解平衡-高考化学知识点
沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡的应用沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条件，控制其进行的方向，沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。
二、使沉淀溶解的常用方法 1.加入适当试剂,使其与溶液中某种离子结合生成弱电解质.2.加入适当氧化剂或还原剂，与溶液中某种离子发生氧化-还原反应。
3.加入适当试剂，与溶液中某种离子结合生成配合物。
三、沉淀的生成
根据溶度积的规则，在微溶电解质溶液中，如果离子积大于溶度积常数Ksp，就会有沉淀生成。
因此，要使溶液析出沉淀或要使沉淀得完全，就必须创造条件，使其离子积大于溶度积。
根据溶度积原理,沉淀溶解的必要条件是溶液中离子积小于溶度积Ksp因此,创造一定条件,降低溶液中的离子浓度,使离子积小于其溶度积,就可使沉淀溶解.。
专题十四盐类水解和沉淀溶解平衡
专题十四盐类水解和沉淀溶解平衡【考纲要求】1.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
2.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
【知识梳理】参见《3-2》P129解题方法技巧突破考点一：盐的水解完成下表概念在溶液中，盐电离出的离子和水电离出的或结合生成的反应，结果使水的电离平衡方向移动。
反应特点、，一般水解程度；是中和反应的反应影响因素升高温度,水解平衡移动，水解程度；溶液中盐的物质的量浓度减小，水解平衡移动，水解程度。
反应规律谁弱谁水解,谁强显谁性；越弱越水解,双促更水解。
水解方程式书写原则①水解一般是微弱的，用“”表示；②产物写↑、↓号, 生成物也不分解；③多元弱酸盐的水解是进行，并以水解为主；④完全水解的情况: 铝、铁的弱酸盐等；练习一：盐类水解平衡及应用1、判断下列溶液的酸碱性，并用必要的离子方程式加以说明：（1）NaCl（2）NH4Cl（3）CH3COONa（4）CH3COONH42、溶液中溶质的物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的下列溶液中，NH4+浓度最大的是( B )A．NH4Cl B．NH4HSO4C．CH3COONH4D．氨水3、下列溶液中，CH3COO-离子的浓度最大的是( D )A．0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液B．0.01 mol·L-1的CH3COOH溶液C．0.1 mol·L-1的CH3COONH4溶液D．0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液4、将0.01 mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阳离子数最多的是A．KCl B．NH4Cl C．AlCl3D．Ca3(PO4)2 ( C )5、某同学设计了如下实验探究盐的水解反应规律。
（1）向碳酸钠溶液中滴入几滴酚酞试液，溶液呈红色，用离子方程式表示其原因：CO32-+H2O HCO3- + OH-（2）用pH试纸测得硫酸铝溶液的pH为3，用离子方程式表示硫酸铝溶液呈酸性的原因：Al3++ 3H2OAl(OH)3 + 3H+；简述测定溶液的pH的操作方法是：用玻璃棒蘸取硫酸铝溶液，滴在pH试纸上，在与标准比色卡对比，读出读数。
高中化学专题——盐类水解、沉淀溶解平衡
盐类水解、沉淀溶解平衡[最新考纲] [考向分析] 1.认识盐类水解的本质是中和反应的逆反应，能多角度、动态地分析盐类水解和沉淀溶解平衡，并用相关的原理解决实际问题2.能运用水解平衡模型和沉淀溶解平衡模型解释化学现象，揭示现象的本质与规律3.能发现和提出有探究价值的盐类水解和沉淀溶解平衡的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究4.应具有严谨求实的科学态度，具有探索未知、崇尚真理的意识；赞赏化学对社会发展的重大贡献，具有可持续发展意识和绿色化学观念，能对与盐类水解和沉淀溶解平衡有关的社会热点问题做出正确的价值判断1.重点考查盐类的水解平衡及其移动，常考查：(1)盐类的水解平衡移动的应用(2)溶液中离子浓度关系的分析2.重点考查沉淀溶解平衡及其应用，常考查：(1)沉淀的溶解与转化(2)溶解度与K sp的相关转化与比较(3)金属阳离子沉淀完全的pH及沉淀分离的相关计算考点一盐类水解和粒子浓度大小比较真题感悟——悟真题、明方向1．(2018·北京，11)测定0.1 mol·L－1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻①②③④温度/℃25 30 40 25pH 9.66 9.52 9.37 9.252沉淀多。
下列说法不正确的是(C)A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO2－3＋H2O HSO－3＋OH－B．④的pH与①不同，是由SO2－3浓度减小造成的C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D．①与④的K w值相等[解析]C错：①→③的过程中，pH变小，说明SO2－3水解产生的c(OH－)减小；升高温度，SO2－3的水解平衡正向移动，溶液中SO2－3水解产生的c(OH－)增大，pH应增大，而实际上溶液的pH减小，其主要原因是实验过程中部分SO2－3被空气中的O2氧化生成SO2－4，溶液中c(SO2－3)减小，水解平衡逆向移动，则溶液中c(OH－)减小，pH减小；①→③的过程中，温度升高，SO2－3的水解平衡正向移动，而c(SO2－3)减小，水解平衡逆向移动，二者对水解平衡移动方向的影响不一致。
高考化学考点分类汇编《盐类的水解及沉淀溶解平衡》
简化成一步完成。
水解离子方程式如：
C O32 H2 O 3H C O； HCOO3H H2O
Cu2+ +2H2O Cu OH 2 +2H ； NH+4 +H2O
H2CO3 OH NH3 H2O H+ 。
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一、盐类的水解
（一）盐类水解
1.定义
在溶液中盐电离出来的弱酸根离子或者弱碱根阳离子跟水电离产生的 H 或 OH 结合生成弱
电解质的反应。 2.实质
3.盐类水解的特点
4.盐类水解规律 难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；(是否水解) 水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；(水解的程度) 谁强显谁 性，同强显中性，弱弱具体定。(溶液的酸碱性)
（二）盐类水解的影响因素
目录
一、盐类的水解 ....................................................................................................................................... 3 （一）盐类水解 ................................................................................................................................ 3 （二）盐类水解的影响因素.............................................................................................................. 5 （三）盐类水解的应用 ..................................................................................................................... 6
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专题十 盐类水解与沉淀溶解平衡高考试题考点一 盐类水解原理及其应用1.(2013年北京理综,8,6分)下列解释事实的方程式不准确的是( ) A.用浓盐酸检验氨:NH 3+HClNH 4ClB.碳酸钠溶液显碱性:C 23O -+H 2OHC 3O -+OH -C.钢铁发生吸氧腐蚀时,铁作负极被氧化:Fe-3e -Fe3+D.长期盛放石灰水的试剂瓶内壁出现白色固体:Ca(OH)2+CO 2CaCO 3↓+H 2O解析:氨气与浓盐酸挥发出的HCl 气体化合,形成NH 4Cl 固体小颗粒在空气中分散的白烟现象,A 正确;碳酸钠是强碱弱酸盐,弱酸根离子C 23O -水解,溶液显碱性,B 正确;钢铁腐蚀等原电池反应中,铁作负极失去电子只能生成Fe 2+,而不直接生成Fe 3+,C 错误;长期盛放石灰水的试剂瓶壁上粘附的 Ca(OH)2 与空气中的二氧化碳反应生成碳酸钙白膜,D 正确。
答案:C2.(2012年天津理综,5,6分)下列电解质溶液的有关叙述正确的是( ) A.同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7 B.在含有BaSO 4沉淀的溶液中加入Na 2SO 4固体,c(Ba 2+)增大C.含1 mol KOH 的溶液与1 mol CO 2完全反应后,溶液中c(K +)=c(HC 3O -)D.在CH 3COONa 溶液中加入适量CH 3COOH,可使c(Na +)=c(CH 3COO -)解析:A.同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合,因为两者不一定都是一元酸(碱)或二元酸(碱),所以不一定恰好完全反应,pH 不一定等于7,A 错;B.BaSO 4(s)Ba 2+(aq)+S 24O -(aq),在含有BaSO 4的溶液中加入Na 2SO 4固体,c(S 24O -)增大,平衡左移,c(Ba 2+)减小,B 错;C.完全反应后恰好生成KHCO 3,由于HC 3O -水解,所以溶液中c(K +)>c(HC 3O -),C 错;D.CH 3COONa 溶液因水解呈碱性,加入适量CH 3COOH 后可抑制CH 3COO -水解,可以使溶液显中性,这时溶液中存在c(Na +)=c(CH 3COO -),D 对。
答案:D3.(2011年重庆理综,8,6分)对滴有酚酞试液的下列溶液,操作后颜色变深的是( ) A.明矾溶液加热B.CH 3COONa 溶液加热C.氨水中加入少量NH 4Cl 固体D.小苏打溶液中加入少量NaCl 固体解析:根据题意,要求溶液碱性增强。
明矾溶液水解显酸性,加热水解程度增大,酸性增强,仍为无色,A 错;CH 3COONa 溶液水解显碱性,加热后水解程度增大,碱性增强,颜色变深,B 正确;氨水中加入NH 4Cl 固体后,c(N 4H +)增大,使NH 3·H 2ON 4H ++OH -电离平衡左移,c(OH -)减小,溶液颜色变浅,C 错;NaCl 固体对HC的水解平衡无影响,颜色不变,D 错。
答案:B4.(2011年广东理综,11,4分)对于0.1 mol ·L -1Na 2SO 3溶液,正确的是( )A.升高温度,溶液pH 降低B.c(Na +)=2c(S 23O -)+c(HS 3O -)+c(H 2SO 3)C.c(Na +)+c(H +)=2c(S 23O -)+2c(HS 3O -)+c(OH -)D.加入少量NaOH 固体,c(S 23O -)与c(Na +)均增大解析:升温,平衡S 23O -+H 2O HS 3O -+OH -右移,pH 升高,A 项错误;由物料守恒知c(Na +)=2[c(S 23O -)+c(HS 3O -)+c(H 2SO 3)],B 项错误;由电荷守恒知c(Na +)+c(H +)=2c(S 23O -)+c(HS 3O -)+c(OH -),C 项错误;加入NaOH 固体,引入Na +,c(Na +)增大,引入OH -使平衡左移c(S 23O -)增大,D 项正确。
答案:D5.(2010年福建理综,10,6分)下列关于电解质溶液的正确判断是( )A.在pH=12的溶液中,K +、Cl -、HC 3O -、Na +可以常量共存B.在pH=0的溶液中,Na +、N 3O -、S 23O -、K +可以常量共存C.由0.1 mol ·L -1一元碱BOH 溶液的pH=10,可推知BOH 溶液存在BOH B ++OH -D.由0.1 mol ·L -1一元酸HA 溶液的pH=3,可推知NaA 溶液存在A -+H 2OHA+OH -解析:pH=12,溶液为碱性,OH -与HC 3O -不能大量共存,A 错;pH=0,溶液为酸性,N 3O -、H +与S 23O -不能大量共存,B 错;0.1 mol ·L -1的BOH 溶液pH=10,BOH 为弱碱,部分电离,应用“”连接,C 错;0.1 mol ·L -1的HA溶液pH=3,HA 为弱酸,NaA 为强碱弱酸盐,A -水解:A -+H 2O HA+OH -,D 对。
答案:D考点二 粒子浓度大小比较1.(2013年天津理综,5,6分)下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A.在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4,K W 不变B.CaCO 3难溶于稀硫酸,也难溶于醋酸C.在Na 2S 稀溶液中,c(H +)=c(OH -)-2c(H 2S)-c(HS -)D.NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同解析:浓硫酸溶于水会放出大量的热,使水的温度升高,所以K W 增大,A 错误;碳酸钙既可以和硫酸反应,也可以和醋酸反应,只不过在和硫酸反应时,生成微溶的硫酸钙覆盖在碳酸钙表面,阻止了反应的进行,B 错误;Na 2S 溶液中,根据质子守恒,c(H +)=c(OH -)-c(HS -)-2c(H 2S),C 正确;NaCl 为强碱强酸盐,不影响水的电离,而CH 3COONH 4为弱碱弱酸盐,促进水的电离,因此两溶液中水的电离程度不同,D 错误。
答案:C2.(2013年安徽理综,13,6分)已知NaHSO 3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡: HS 3O -+H 2O H 2SO 3+OH -①HS 3O -H ++S 23O -②向0.1 mol ·L -1的NaHSO 3溶液中分别加入以下物质,下列有关说法正确的是( )A.加入少量金属Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HS 3O -)增大B.加入少量Na 2SO 3固体,则c(H +)+c(Na +)=c(HS 3O -)+c(OH -)+12c(S 23O -) C.加入少量NaOH 溶液,()()233SO HSOc c --、()()-OH Hc c +的值均增大D.加入氨水至中性,则2c(Na +)=c(S 23O -)>c(H +)=c(OH -)解析:加入少量金属Na,Na 与H +反应,溶液中c(H +)减小,平衡②右移,溶液中c(HS 3O -)减小,平衡①左移,但最终c(HS 3O -)减小,A 项错误;加入少量Na 2SO 3固体,根据电荷守恒有c(H +)+c(Na +)=c(HS 3O -)+2c(S 23O -)+c(OH -),B 项错误;加入少量NaOH,OH -与H +反应,平衡②右移,c(S 23O -)增大,c(HS 3O -)减小,故()()233SO HSO c c --增大,又因加入的是NaOH,故c(OH -)增大,c(H +)减小,则()()-OH H c c +增大,C 项正确;加入氨水至中性,根据物料守恒:c(Na +)=c(HS 3O -)+c(S 23O -)+c(H 2SO 3),则c(Na +)>c(S 23O -),与题干中2c(Na +)=c(S 23O -)不相符,D 项错误。
答案:C3.(2013年广东理综,12,4分)50 ℃时,下列各溶液中,离子的物质的量浓度关系正确的是( ) A.pH=4的醋酸中:c(H +)=4.0 mol ·L-1B.饱和小苏打溶液中:c(Na +)=c(HC 3O -)C.饱和食盐水中:c(Na +)+c(H +)=c(Cl -)+c(OH -)D.pH=12的纯碱溶液中:c(OH -)=1.0×10-2mol ·L-1解析:pH=4的醋酸中,c(H +)=1.0×10-4mol ·L -1,A 项错误;在饱和NaHCO 3溶液中,HC 3O -会发生水解,故c(Na +)>c(HC 3O -),B 项错误;C 项电荷守恒,正确;D 项虽在常温下正确,但本题题干中指明在“50 ℃时”,因此D 项错误。
答案:C4.(2013年四川理综,5,6分)室温下,将一元酸HA 的溶液和KOH 溶液等体积混合(忽略体积变化),实验数据下列判断不正确的是( )A.实验①反应后的溶液中:c(K +)>c(A -)>c(OH -)>c(H +) B.实验①反应后的溶液中:c(OH -)=c(K +)-c(A -)=W 9110K -⨯ mol ·L -1C.实验②反应后的溶液中:c(A -)+c(HA)>0.1 mol ·L-1D.实验②反应后的溶液中:c(K +)=c(A -)>c(OH -)=c(H +)解析:实验①是等物质的量的HA 和KOH 溶液恰好中和生成KA 溶液,若HA 是强酸,则反应后溶液呈中性,pH=7,实际反应后溶液的pH=9,说明A -水解使溶液显碱性,A 正确;由电荷守恒式,应有c(OH -)=c(K +)+c(H +)-c(A -),B 错误;实验②中当x=0.2时情况与①一致,溶液显碱性,实际反应后溶液呈中性,必然是HX 过量,x>0.2,根据原子守恒,C 正确;根据电荷守恒c(K +)+c(H +)=c(A -)+c(OH -)且溶液呈中性c(H +)=c(OH -),D 正确。
答案:B5.(2013年浙江理综,12,6分)25 ℃时,用浓度为0.100 0 mol ·L -1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 浓度均为0.100 0 mol ·L -1的三种酸HX 、HY 、HZ,滴定曲线如图所示。
下列说法正确的是( )A.在相同温度下,同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序:HZ<HY<HXB.根据滴定曲线,可得K a (HY)≈10-5C.将上述HX 、HY 溶液等体积混合后,用NaOH 溶液滴定至HX 恰好完全反应时:c(X -)>c(Y -)>c(OH -)>c(H +) D.HY 与HZ 混合,达到平衡时:c(H +)=()()()a -HY HY YK c c ⋅+c(Z -)+c(OH -)解析:浓度均为0.100 0 mol ·L -1的三种酸HX 、HY 、HZ,根据滴定曲线0点三种酸的pH 可得到HZ 是强酸,HY 和HX 是弱酸,但酸性:HY>HX,因此,同温同浓度时,三种酸的导电性:HZ>HY>HX,A 错误;当NaOH 溶液滴加到10 mL 时,相当于等浓度的NaY 和HY 的混合溶液,由于Y -的水解和HY 的电离都是微弱的,所以溶液中c(HY)≈c(Y -),K a (HY)=()()()H Y HY c c c +-⋅≈c(H +)=10-5,B 正确;用NaOH 溶液滴定至HX 恰好完全反应时,由于HY 的酸性大于HX 的酸性,所以HY 早被完全中和,所得溶液是NaY 和NaX 的混合溶液,但因酸性:HY>HX,即X -的水解程度大于Y -的水解程度,故溶液中c(Y -)>c(X -),C 错误;HY 与HZ 混合,溶液的电荷守恒式为:c(H +)=c(Y -)+c(Z -)+c(OH -),又根据HY 的电离平衡常数:K a (HY)=()()()H Y c HY c c +-⋅,即有:c(Y -)=()()()a HY HY c HK c +⋅,所以达平衡时:c(H +)=()()()a HY HY c HK c +⋅+c(Z -)+c(OH -),D 错误。