资博家教网2012高考化学知识点汇总

资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

3+

HCO3 SiO32—

—

—

AlO2 SO32—、SiO32—

—

NH4

+

SiO3

2—

6． 分析是否发生络合反应

如：Fe + 3SCN = Fe(SCN)3（血红色溶液）

Fe + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)6(紫色溶液) +6H

+

—

3+3—+

☆注意:

（1）弱酸的酸式根离子既不能与H离子大量共存，又不能与OH大量共存，如：

HCO3— + H+ = CO2↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O

HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O

HS— + H+ = H2S↑

H2PO4— + H+ = H3PO4

HSO3— + OH—= SO32— + H2O HS— + OH—= S2— + H2O H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O

??

（2）能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、

Ca2+和OH—等。

（3）PO43—与H2PO4—不能大量共存，因为前者水解呈碱性，后者电离为主显酸性，两者相遇要反

应 PO4 + H2PO4== 2HPO4

（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al、Fe几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。

（5）[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的趋势

很强，导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。

（6）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可能

大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是强

碱溶液）；由水电离出的H+浓度为10—10mol·L—1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液）

3+

3+3—

—

2—

十四、水的电离·溶液的pH

水的电离和溶液的pH是电解质溶液的重点和难点，是高中与大学的重要衔接点，同时也是高考化学试题的热点。分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH这一知识点试题每年考并且常考常新。因此，有必要认真加以训练。 相关知识点

１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。实验证明，水是一种极弱的电解质，能微弱电离：

H2O+H2O H3O+OH，可简写为：H2O H + OH。此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。实验还证明，在纯水或电解质的稀溶液中，当温度一定时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一常数，即c(H+)·c(OH-)＝Kw。Kw简称为水的离子积。它只是温度函数，并随温度的升高而增大。25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。 ２、电解质溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，

中性溶液中c(H+) = c(OH-) = 1×10-7mol/L； 酸性溶液中c(H+) > c(OH-)；c(H+) > 1×10-7mol/L；

资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

+

—

+

—

资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

碱性溶液中c(H) < c(OH)，c(H) < 1×10mol/L。

３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH = －1g c(H+)。pH的通常范

围是0 ~ 14，若pH < 0，则直接用c(H+)来表示已比较方便了[c(H+) > 1mol/L]；若pH > 14，则直接用c(OH)来表示也已比较方便了[c(OH) > 1mol/L]。

同样可定义：pOH = －1g c(OH)，在常温下，同一溶液的pH ＋ pOH = 14。 ４、电解质溶液pH的测定：

（１）酸碱指示剂只能粗略地测定溶液的pH值范围。常用指示剂有：

甲基橙：pH < 3.1时显红色；pH = 3.1 ~ 4.4时显橙色；pH > 4.4时显黄色。

石 蕊：pH < 5时显红色；pH = 5 ~ 8时显紫色；pH > 8时显蓝色。 酚 酞：pH < 8时呈无色；pH = 8 ~ 10时显粉红色；pH > 10时显红色。

（２）pH试纸只能粗略地测定溶液的pH，应掌握其操作步骤：先将干燥的pH试纸置于干燥、洁

净的玻璃片上，然后用干燥、洁净的玻璃棒沾取待测溶液滴在pH试纸的中央，在半分钟之内立即跟标准比色卡对照，读出与之颜色最接近的pH。

思考：为什么不用蒸馏水湿润pH试纸？所用玻璃片和玻璃棒为什么必须是干燥、洁净的？为什么

必须立即跟标准比色卡对照？

（３）测定溶液pH最精确的方法是用pH计。

5．在一定温度下，若向纯水中加入酸或碱时，由于它们电离出H+或OH—的能力超过了水，从而

抑制了水的电离，使水电离产生的c(H)和c(OH)都大大减小；若向纯水中加入能发生水解的．．．．

盐，由于弱酸根阴离子或弱碱的阳离子能结合水电离出来的H+或OH—，生成较难电离的弱酸（或酸式根）或弱碱，从而促进了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)都增大。但是弱．．．．

酸、弱碱相对于水来说，电离程度都比水大。所以，当盐只有单方面水解时，一般程度都很小；当盐的阴、阳离子都水解（即双水解）时，相互促进，程度较大，甚至很彻底。如Al2S3遇到水，则完全水解生成Al(OH)3和H2S（一是双水解，相互促进，程度较大；二是生成沉淀和气体，从反应体系——溶液中脱离出来，使水解平衡正向移动）。

7． 弱电解质溶液稀释时，电离程度增大，电离产生的离子的物质的量亦增大；对于纯弱电解质或

浓弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度（导电能力）是先增大后减小（开始时，弱电解质电离程度增大的倍数大于溶液体积增大的倍数，离子浓度有所增大；变成稀溶液后，弱电解质电离程度增大的倍数小于溶液体积增大倍数，离子浓度反而减小）。对于稀的弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度始终减小。 7．强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律

（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 盐酸 +

--—

+-+-7

-

pH 小 c(H+) 大 中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 产生氢 气的量 开始时的 反应速率 快 稀释相同倍数 (10 n)后的pH 仍小些 资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

醋酸 小 大 相等

（2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较

c(H) 相等 +相同 慢 仍大些 c(酸) 小 大 中和碱 的能力 小 大 与过量Zn的反应情况 产生氢 气的量 少 多 开始时的 反应速率 相等 n 稀释相同倍数 (10 )后的pH pH(稀)= pH(浓) + n pH(稀)< pH(浓) + n 盐酸 醋酸 ☆结论:

① 酸与活泼金属反应时，产生H2的多少是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的；产生H2的快慢是由酸中c(H+)决定的。

② 酸中和碱的能力强弱是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的。

8．证明某酸（如醋酸）是弱酸的实验原理

① 测定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，发现大于2 。[说明c(H+)< c(醋酸)，即醋酸末完全电离]

（该方案简单可行）

② 用pH试纸或酸碱指示剂测定0.1 mol/L CH3COONa溶液的酸碱性，发现呈碱性。

[说明CH3COO—发生了水解，即CH3COOH是弱酸]（该方案亦简单可行） ③ 向滴有石蕊试液的醋酸溶液中，加入适量的CH3COONH4晶体后振荡，发现红色变浅。

[CH3COONH4晶体中由于NH4、CH3COO对应的NH3·H2O和CH3COOH在常温时电离常数几乎相同，故它们的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根浓度，石蕊试液的红色变浅，酸性减弱，说明醋酸溶液中存在电离平衡，且逆向移动了，亦即说明醋酸是弱酸]（该方案亦简单易行）

④ 取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与同浓度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。

[说明n(醋酸) > n(盐酸) c(醋酸) > c(盐酸) +

—

c(醋酸) > c(H+) 醋酸是弱电解质 ]

（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸）

⑤ 取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与足量的Zn粒反应，并将产生的氢气分别收集起来，

发现醋酸生成的H2多。[原理同④]

（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸，且操作较繁）

⑥ 将10 mL pH=2的醋酸溶液用蒸馏水稀释成1L，再测定其pH，发现小于4。

[说明稀释100倍后，溶液中c(H+)稀 > c(H+)浓/100，n(H+)有所增加，即又有醋酸分子电离了]（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸）

⑦ 在相同条件下，将表面积相同的锌粒分别跟物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应，前者反

应速率快，后者反应速率慢。[说明醋酸电离产生的c(H+)小于同浓度盐酸的，即醋酸末完全电离] （该方案的缺点是：锌粒的表面积难以做到完全相同）

资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com

9．电离平衡和水解平衡的比较 实 例 研究对象 实 质 电 离 平 衡 H2S水溶液（0.1mol/L） 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 弱酸 H + 弱酸根离子 弱碱 OH— + 弱碱阳子 H2O + H2O H3O + OH— 离子化速率 = 分子化速率 酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸++水 解 平 衡 Na2S水溶液（0.1mol/L） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H 水解速率 = 中和速率 “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解?? 一般中和程度远远大于水解程度 双水解程度较大，甚至很彻底。 +— 程 度 的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离?? 能量变化 吸热（极少数例外） 电离方程式：①用“ ” ②多元弱酸分步电离 吸热 水解反应离子方程式①用“ ” ②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓ S2—+H2O HS—+OH—（主要） HS—+H2O H2S+OH—（次要） 表达式 H2S H + HS— HS— H + S2— +—++微粒浓度大小比较 电荷守恒式 物料守恒式 温 度 c(H2S)>c(H)>c(HS—)>c(S2c(Na)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H) c(Na)+ c(H)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na)/2 升温促进水解 促进水解，但浓度减小，碱性减弱 S2—+H2O HS—+ OH— H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS— +++++) >c(OH-) c(H)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L 升温促进电离（极少数例外） + 影响因素 浓 稀 释 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 度通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但 电离程度减小，电离常数不变。 资博家教网，免费请家教http://www.beidazibo.com