§1 知识要点
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质
下列说法中正确的是（）
A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；
B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；
C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；
D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电
下列说法中错误的是（）
A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；
B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；
C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；
D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；
（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL
（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
最佳的方法是 和 ；最难以实现的是，说明理由
。（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ）
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)
(2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水离平衡：H2O H+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]•[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L KW = [H+]•[OH-] = 10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）
试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= -lg[H+]
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液） ；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。
已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下
（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈 性。
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是 。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂 变色范围的PH
石蕊 ＜5红色 5～8紫色 ＞8蓝色
甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色
酚酞 ＜8无色 8～10浅红 ＞10红色
试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：
，原因是；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是
；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：
恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）
2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：
生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）
(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是
；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。
（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是
A、上述弱酸溶液的pH＝4
B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7
C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7
D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、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，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
（1）下列物质不水解的是；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是
①FeS②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）
①酸性：H2S>H2Se②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：NaAc<NaAlO2 ⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO
2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热
下列说法错误的是：
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；
B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；
D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热）
②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ ）
①加热②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl⑤加水稀释 ⑥加少量NaOH
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-
②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系 。
5、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：
NH4Ac == NH4+ + Ac-NH4+ + H2ONH3•H2O + H+ Ac— + H2OHAc + OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：，
；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为 ，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是 ；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是 。
6、盐类水解的应用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）
②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）
③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）
④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）
⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）
⑥判断溶液酸碱性（强者显性）
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）
⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）
七、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
例：H2S的电离H2SH+ + HS-； HS- H+ + S2-
例：Na2S的水解：H2O+ S2-HS- + OH- H2O + HS-H2S + OH-
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
例：Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + 3H+
下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是
A、HCO3- +H2OH3O+ + CO32- B、BaSO4 == Ba2+ + SO42-
C、AlO2- + 2H2OAl(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-
八、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：
①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒(原子个数前移):
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒(得失H+个数前移):：
∑得质子后形成的微粒浓度•得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度•失质子数
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性
等浓度的NH3•H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）
例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH 的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.
（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。）
九、酸碱中和滴定（见专题）
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。
（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5
mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+ + S2-
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化：
溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
（1）对于Ag2S(s)2Ag+ + S2-，其Ksp的表达式为。
（2）下列说法中不正确的是
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s)Al(OH)3Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；
⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2?
。
§2 方法、归纳和技巧
一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别
酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。
溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。
下列说法中错误的是
A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；
B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；
C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；
D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。
二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别
溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！
电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。
（1）常见的三种导电方式为 、 和电子空穴导电。
（2）浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是，最弱的是 。
三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性
1、加水均能促进三大平衡；
2、加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）
3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.
4、均遵循勒夏特列原理。
对于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加热
四、酸碱盐对水的电离的影响
1、水中加酸：酸电离出的H+使平衡H2OH+ + OH-逆移，溶液中[H+]主要是酸电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[OH-]全由水电离产生。
2、水中加碱：碱电离出的OH-使平衡H2OH+ + OH-逆移，溶液中[OH-]主要是碱电离产生的，只有极小部分由水电离产生（可忽略）；[H+]全由水电离产生。
3、正盐溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：
（1）强酸弱碱盐：如AlCl3，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。
（2）强碱弱酸盐：如NaAc，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使 溶液中[OH-] >[H+]。
4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。
已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（ ）
A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液
B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]
C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L
D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制
五、Qc与K
Qc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）
K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。
Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：
（1） Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；
（2） Qc=K，平衡状态；
（3） Qc<K，未平衡状态，反应将正向进行
已知25℃时CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出
六、解题方法
1、溶液导电能力的变化
【例1】把0.05mol NaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是
A．0.05 mol•L—1 硫酸 B．0.6 mol•L—1盐酸
C．0.5 mol•L—1的醋酸；D．0.5 mol•L—1KCl溶液
方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化
关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量
2、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判断
【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的离子组是
A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3- C)K+,Ba2+,Cl-,NO3-D)K+,Na+,SO32-,SO42-
方法：“由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能为14也可能为0；也即“下列各组离子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于碱性溶液之中的是”。注意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。
【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是
A、NaHSO4B、AlCl3 C、H2SO4D、NaH2PO4
3、14规则的运用
【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：
A． [NH4+]＞[Cl-]＞ [H＋]＞[OH-] B．[NH4+]＞[Cl-] ＞[OH-]＞[H＋]
C．[Cl-] ＞[NH4+]＞[H＋] ＞[OH-] D．[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H＋]
解析：利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。”规律，判断反应后溶液为NH4Cl和NH3•H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，故选B
【例5】在常温下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是
A、[A-] = [K+] B、[H+] = [OH-]<[K+]<[A-] C、V总≤20mL D、V总≥20mL
解析：分HA为强酸和弱酸两种情况，再结合14规则：假如酸为弱酸，则加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸体积小于10mL。
4、溶液混合后离子浓度大小的比较
【例6】将0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的顺序是：
A．[Na＋]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H＋]B．[Cl-]＞[Na＋]＞ [OH-]＞[H＋]
C．[Na＋]= [Cl-]＞[OH-]＞[H＋] D．[Na＋]= [Cl-]＞[H＋]＞[OH-]
解析：∵NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3•H2O，故先不考虑水解和电离（含水的电离），分别列出反应前后各微粒的物质的量，若反应后有两种或几种微粒的量相等，则要考虑离子的水解和电离。
【例7】将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液中加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系的是：
A．[H+]＞[Cl-]＞[Ba2+]＞[SO42-] B．[Cl-]＞[H+]＞[SO42-]＞[Ba2+]
C．[H+]＞[Cl-]＞[SO42-]＞[Ba2+] D．[Cl-]＞[H+]＞[Ba2+]＞[SO42-]
5、量变而量浓度不变
【例8】一定温度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰时，下列有关说法错误的是（ ）
A、溶液中Ca2+数不变 B、溶液的pH不变C、溶液的密度不变 D、溶液中[Ca2+]不变
解析：题目已说明温度不变，故不需考虑热效应。CaO + H2O = Ca(OH)2(s)，使溶液中水减少而析出Ca(OH)2，但溶液依然为饱和溶液！本题就相当于从饱和石灰水中移去部分饱和溶液，各组分的量变小了，但浓度等度并不变。
【例9】一定温度下，向足量Na2CO3饱和溶液中加入1.06g无水碳酸钠，析出Na2CO3•10H2O晶体，下列有关说法正确的是
A、析出晶体质量2.86g； B、溶液的pH不变 C、溶液中Na+数增加 D、溶液质量减少
因为氧化性Br⁻>Fe³⁺，即还原性：Br⁻<Fe²⁺
根据氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性。
铁失去3个电子后形成的离子，是铁的最稳定离子，有中等强度的氧化性。同时也是一种重要的工业用剂。
铁离子的氧化性是大于铜离子的，而铁单质可以还原铜离子，自然更能还原铁离子了。还原性从大到小：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、H、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。
扩展资料：
溴蒸气具有腐蚀性，并且有毒。溴及其化合物可被用来作为阻燃剂、净水剂、杀虫剂、染料等等。曾是常用消毒药剂的红药水中含有溴和汞。在照相术中，溴和碘与银的化合物担任感光剂的角色。
溴和金属反应会产生金属溴盐及次溴酸盐（有水参与时），和有机化合物则可能产生磷光或萤光化合物。溴对大多数金属和有机物组织均有侵蚀作用，甚至包括铂和钯。
与铝、钾等作用发生燃烧和爆炸。溴可溶于水，但对二硫化碳，有机醇类（像甲醇）与有机酸的溶解度佳。它很容易与其他原子键结并有强烈的漂白作用。
参考资料来源：百度百科——铁离子
参考资料来源：百度百科——溴
(一)离子电位的定义和变化规律
离子是元素在自然界存在的重要形式,离子不但存在于晶体中,还存在于溶液和熔融体中。离子的行为受离子的性质和环境条件的制约。离子分为简单离子和配位 (络合)离子,其最基本的性质是带有电荷和有一定的大小。离子的许多行为和习性可以从离子的大小和电荷两个基本性质得到认识和阐明。
Cartledge于 1928年提出离子电位的概念:一个阳离子的离子电位等于其离子电荷与其半径之比:
π=z/r
式中:π为离子电位z为离子电荷r为离子半径。
其物理意义是:将一个电荷数为 1 的电子从距离r处的正点电荷分离并移至无穷远处所需要的能量。该能量等于:
地球化学
式中:e为电子能量。由于z级电离能Iz,等于一个电子对于阳离子Mz+的成键能,因此离子电位z/r与I z 紧密相关。由于Iz 相当于原子的成键能,因此电离能大小反映了离子形成化学键的强度。
离子电位是确定离子地球化学行为的重要概念,测度的是离子的电荷密度。它衡量离子呈静电吸引带有相反电荷离子,或者排斥带有相同电荷离子的强度或程度。Albarede (2009)称离子电位为静电能 (势),即改变邻近离子所处静电场的能力,因此是场强大小的度量。不同阳离子的离子电位变化很大,从K+的0.75 到N5+的45。
图2-7 作为最外电子层电荷和电子构型函数的离子半径的离子电位图
(据Yuan-Hui Li,2000)
图2-7 绘制了作为离子电荷和电子构型 (A-,B-型等)的函数,元素离子半径的变化关系,即常见离子价态的离子电位图。由图可见,以离子电位π=3 和π=8 为界,将阳离子的电子构型进行分组:如π>8 的主要为惰性气体构型的A—型阳离子,π<3,也主要为惰性气体构型的 A-型阳/阴离子,部分为最外亚层nd10 ,nd10 (n+1)s2 及 [He]2s2和[Ne]3s2 构型离子。3<π<8 为最外层d轨道部分充满,最外f和d轨道部分或全充满的过渡金属、镧系和锕系阳离子及部分B-型阳离子。
离子半径和电荷相似的离子在矿物中常相互替代,如橄榄石[Mg,Fe]2SiO4中,Mg和Fe常被Ni、Co、Mn和Zn类质同象替代,就是因它们离子半径相似和电荷相同。由于Cr3+与3 价和4价贵金属离子的半径相似,因此铬铁矿FeCr2 O4 中贵金属经常富集。与此类似,钛铁矿FeTiO3 中常富集V、Hf-Zr和Nb-Ta 元素对。Y-REE和W-Mo元素对在自然界紧密共生都与离子电位有关。
离子电位具有标度离子酸碱性的含义,据图2-7,离子的酸碱性可按π值进行分类:
1)π<2.5～3:为电价低半径大的碱性阳离子,代表性元素是周期表ⅠA、ⅡA、ⅢB族的碱金属和碱土金属等元素,在水溶液中争夺 O2-的能力小于 H+,与水反应易形成简单的自由阳离子和 OH-,其氧化物在水中发生水解,使溶液呈碱性,如:
地球化学
2)π=2.5～8.0:为两性离子,多为偏高价具中等半径,在水溶液中与 H+争夺 O2-的能力相近,其氧化物易与 H2 O形成氢氧化物沉淀,如反应:
地球化学
这类元素在强酸性条件下呈简单的离子形式,在正常 (pH=9～4)天然水溶液中则生成氢氧化物沉淀。如果体系中出现高浓度的具高电负性的络合剂如 F-、Cl-等,则络合剂可以从氢氧化物中夺取阳离子,形成复杂的络离子使之活化、迁移。
3 )π>8:为具有小离子半径的高价阳离子,在水溶液中争夺 O2-的能力大于 H+,夺取 H2 O中的O2-与之结合形成络阴离子,同时使 H+游离,使溶液呈酸性,称为酸性离子,其化学反应为
地球化学
这组离子在正常天然水溶液中可以呈易溶的酸根离子形式迁移。其中π=8～13 的一组离子易形成多元酸复杂络离子。
岩浆演化过程中元素的存在与迁移形式也可以从离子电位即场强角度进行研究。离子电位在考察元素面对选择结晶构造位置的地球化学作用方面有重要意义。在研究微量元素在岩浆结晶分异过程的行为规律中,划分出了大半径亲石阳离子、高场强小离子等分类,其作用机制是半径和成键能量综合作用的结果,在元素离子半径-标型电价图上显示有规则的分区,如图2-8 所示。
由图2-8 可见,由π=4 的一条斜线把图面分割为两个大区,线以上为亲石大阳离子,线以下为高场强元素。图中还有一条半径r=1.4 点连到电价为 4.4 的点的弧线,线内区为相容元素,这组元素的特征是半径小或较小,电价低或不高于 4其地球化学共同性质是在岩浆结晶分异过程中有利于进入基性硅酸盐矿物的不同配位结构的晶格,在岩浆活动早期相中为相容元素。阴影区为核心部分,以 Mg、Fe、Ni、Co 为代表的一组元素是最早晶出的相容元素。弧线以外的区域为不相容元素,它们或因半径过大或因电价过高,在造岩矿物中不被相容,而成为岩浆残余富集的成分,能在岩浆期后阶段形成副矿物晶出或富集成矿。
图2-8 在半径-电价图上阳离子在岩浆分异过程中的分类
(据Marshall et al.,1999)
但是,仅靠离子电位并不能预测所有元素的地球化学行为。如根据离子半径和电荷, B—型阳离子Cu+、Ag+、Au+、Sn2+、Cd2+和Hg2+等阳离子应易于替代火成岩碱性长石和斜长石中的K+、Na+和Ca2+,然而这些矿物中此类元素浓度非常低,因为这些元素具强亲硫性,在岩浆中易呈硫化物存在,大多进入岩浆分凝出来的硫化物相中 (Yuan-Hui Li,2000)。
总之,离子的电荷和半径是元素重要的地球化学参数,属于离子的基本性质,其综合参数离子电位值π决定元素的离子在岩浆和水溶液中的性质、行为及其迁移条件。离子电位对元素的富集、分散,以及存在形式有重要制约作用。
(二)离子 (体系)电中性原理
在离子体系 (由离子组成的晶体、溶液及岩浆)中,其正、负电荷总数相等,使体系保持电中性。在 型离子化合物中,阴、阳离子的总电荷相等(式中a、b分别为阳离子和阴离子的电荷数,m、x为系数),服从简单公式:
地球化学
式 (2-7)称为价键规则。价键规则在晶体类质同象置换反应中,表现为置换离子的电价补偿法则,即类质同象混入物进入晶格必须遵守体系的正、负电荷保持平衡、结构总体为电中性的原则。如下列矿物类质同象置换的离子组中总电荷数相等,其中在黑云母中发生异价离子的类质同象置换,为了保持总电荷数平衡有3 个二价离子交换2 个三价离子。
斜长石中:Ca2++Al3+➝Na++Si4+
磷灰石中:Ca2++OH-➝REE3++O2-
黑云母中:3 (Mg+Fe)2+➝2 (Al+Fe)3+
电中性原理在水溶液 (及熔体)体系中表现为体系的正、负离子的总摩尔数相等。这一法则制约着水溶液 (及熔体)体系化合物的电离、络合、溶解、沉淀等反应的平衡进行和制动。这部分内容在本书后续各章中将详细讨论。
(三)络合作用与络离子地球化学
络离子是由成分相对稳定的元素组成的原子团,称为基团,具独立的化学和晶体化学性质,可以在一定物理化学条件下在固相、溶液相或熔融相中稳定独立存在。
1.络离子的形成与性质
络离子由一个中心阳离子同一个或数个阴离子或中性分子以配位键方式结合形成,与中心阳离子结合的阴离子或分子也叫配位体。络离子的形成机制可由一组简单的实验加以说明:在AgNO3 溶液中加入少量NaCl则立即形成白色AgCl沉淀:
地球化学
然而当再加入过量的 NaCl,则可出现 AgCl 沉淀被溶解的现象,体系中过量的 Cl-与Ag+形成了可溶性的 [AgCl2 ]-络离子,反应如下:
地球化学
[AgCl2 ]-称为络离子,Ag+为中心阳离子,Cl-为配位体。[AgCl2 ]-也可以看成一个电荷未达平衡的分子,其内部 Ag—C1 为共价键结合,基团整体带有一个负电荷。络离子[AgC1 2 ]-有与AgCl和C1-都不相同的化学性质,主要特征是形成内部整个原子基团范围内闭合的分子轨道,外部以质点电荷的静电力与反号离子呈离子键结合。因此络离子盐和络合物是一种复杂的多键型化合物,其化学通式为
地球化学
式中:A为阳离子 (π<2.5)B为中心阳离子 (π>2.5)X为配位体,强电负性元素。
络离子是一种弱电解质,其电离常数的大小标明络离子的稳定性,称为络离子的不稳定常数。设有络合物电离反应:
地球化学
则有:
地球化学
K不称为络离子的不稳定常数,在溶液中络离子的电离度愈高,即K不值愈大,则其在水溶液中稳定性愈差。在热液和常温水溶液成矿地球化学作用中,成矿元素常形成络合物,处于中心阳离子或阳离子的位置被迁移搬运,条件是体系中存在较高浓度的络合剂或配位体,并能形成不稳定常数K不较小的稳定络合物。络合作用在成矿作用中对通常为难溶性的成矿元素的活化、搬运和聚集有重要作用。
2.强电解质络合剂
天然水溶液中可能存在的络合物配位体分为无机和有机两大类:
1)无机配位体,如:Cl-、F-、O2-、S2-、OH-、HS-、 、 、 、H2 O、NH3、Br-、I-、CN-等。
2)有机配位体,如:亲水性基团、-COO-、-NH2、RS-、ROH、RO-,胶状高分子有机酸,腐殖酸等。
实验证明,络合作用必须在高浓度配位体环境中才是有利的。因此,可以推断地壳中最发育的络合反应发生在富集配位体——络合剂的条件,如岩浆期后富挥发分溶液,浓卤水溶液等。这里应强调强电解质络合剂的地球化学意义。强电解质,如 NaCl 等,在水溶液中有较高的溶解度。当体系中NaCl等盐类化合物浓度增高使络合反应正向进行,有利于成矿元素以氯的络合物形式活化和迁移。
其次,具高电负性的配位体如F-、 、 等化学性质活泼,可以取代化合物中弱电负性的阴离子或弱配位体,形成较稳定的络离子,代表性反应如下:
地球化学
地球化学
高浓度碱性阳离子的存在有利于络离子的形成,根据化学反应酸碱性平衡原则,在富含碱性离子的体系中,具有两性性质的大多数成矿元素表现出偏酸性的化学性质,有利于它们与配位体结合成络离子。因此碱性阳离子如 Na+、K+、Ca2+、Mg2+等也是一种络合剂,与配位体一起与成矿元素结合形成具有迁移能力的Am[BXn]p型络合物。
3.络合作用中金属元素与配位体间的选择性
利用硬软酸碱原理很容易理解络合物的存在形式和选择性:最硬的碱 F-易于与REE、Nb、Ta、Be、Li、W、Sn 等硬酸形成氟化物络合物最软的碱 HS-易与软酸Au、Ag、Cu、Hg等形成二硫化物络合物而边界碱 Cl-则易于和 Fe、Sn、Pb、Zn 等形成氯化物络合物结合迁移和成矿。
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