3、氨水有下列平衡：NH₃·H₂O NH₄⁺ + OH^- 当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且c(NH₄⁺)增大的是(　 )

A、加NaOH　　　 B、加盐酸　　 C、加NH₄Cl　　 D、加同浓度氨水

2、下列离子方程式中，正确的是(　 )

A、CH₃COOH = CH₃COO^- + H⁺　　　 B、NaOH = Na⁺ + OH^-

C、KClO₃K⁺ + ClO₃^- D、BaSO₄ = Ba²⁺ + S^2- +4O^2-

1、下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(　 )

A、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物

B、强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物

C、强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子

D、强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱

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。

考题回顾

[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

解析：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。答案：B。

[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^-,SO₄^2-　　　　　　　　 B、Na⁺,Mg²⁺,Cl^-,NO₃^-

C、K⁺,Ba²⁺,Cl^-,NO₃^- D、K⁺,Na⁺,SO₃^2-,SO₄^2-

　 　解析“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。答案：C。

[例3]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4]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。选A、C。

[例5]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：因为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6]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。

单元过关测试

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，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。

3、沉淀生成的三种主要方式

　 (1)加沉淀剂法：K_sp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)

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⁺ + S^2-

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、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)

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