1、2020高考化學高頻考點歸納2020年高考化學之高頻考點（01 )知識點化學反應速率與化學平衡圖象U）噥焦M寸同回:此類圜像能說朗平雷哧索口各組分在反應日起中的濃度孌化情況。如凡用一“ AB的反宓情況如圉1所示，解該類圜像題蓼注意谷初底曲駿出現折點f達到平衡的時刻相同，告物底液宴變化 的內在詼系及比例符合化學方程式中的化學計量也關殺miC）仝程速率時間圖傀:如為與足量鹽酸的反應，反立速率隨時間則七的曲加圖2所示.4ff段作 漸增L師亥克應為放熱反應,隨反應的i斯.溫度增高，導菽回應速率噌大出C除h海小），主要原因是隨 反應的洪行，,港港中昕）漸小，異致反應諫率減小，故亍析時要”件各階段的反存特

2、電，訕直分析，（3）速率由寸間陰：逐一改變各項條件，正逆反應速率隨時間的變化情況與平衡移動方向悚系見不表聯合成氨反應為例二刈 +3比=曜NHilg） 蜩卜條件何幡大匚何避小。讒）增大圖像止bik-I/C 卜 r1平衡移|初向正反應方向移動逆反防句除動逆反應方向移動條件中型漏小增大壓強士魁毒產T逆反應方向移動含量時間溫度壓強3國圖4正反應方向移M正反應萬向移幼逆反應方向移動升高溫度陷f舊顯度使用催化劑正反應方向移動不移動平衡移動方向平謨夠動方向圖5(r2ru正反應為吸熱反超尹曰5即B% e Ot(rb正反應為放熱反應療ici血G%|B%(P1P正反應為氣體體積唐糜的反應小（5）恒壓（溫）線（如圖

3、8所示）：該類圖像的縱軸為物質的平衡濃度（c）或反應物的轉化率（a）,橫軸為溫度（T）或壓強（p）,常見類型如下所示。”（或c）/a （或c）微售號:拒刁忙h己由鄉了0丁 。（6）轉化率（或含量）一時間圖:八A的轉化率1.01 x 1（）7 Pa /l.Ol x 106Pa Ot甲IA的轉化率500七ICh 名門 is cryC_i圖甲表示壓強對反應物轉化率的影響，對于氣體反應物化學計量數之和大于氣體生成物化學計量數之和的反應，壓強越大，反應物的轉化率越大；圖乙表示溫度對反 應物轉化率的影響，對于吸熱反應，溫度越高，反應物的轉化率越大；圖丙表示催化 劑對反應物轉化率的影響， 催化劑只能改變化學

4、反應速率，不能改變反應物的轉化率。.解題步驟一看面（縱、橫軸表示的意義）,、二看線（線的走向和變化趨勢）但圖像AT三看點（起點、拐點、終點）四看輔助線（如等溫線、等壓線、平衡線）VI五看量的變化（如濃度變化、溫度變化）左由、一聯想平衡移動原理,分析條件對反應速率、 俚吵T化學平衡移動的影響規律噓贏J利用原理，結合圖像，分析圖像中代表反 應速率變化或化學平衡的汶丁作出判斷七.解題技巧（1 ）定一議二”原則在化學平衡圖像中，了解縱軸、橫軸和曲線所表示的三個量的意義。在確定橫軸 所表示的量后，討論縱軸與曲線的關系，或在確定縱軸所表示的量后，討論橫軸與曲 線的關系。如反應2A（g）+B（g）2c（g）

5、達到化學平衡時，A的平衡轉化率與壓強和溫度的關系如圖 9所示A的平衡轉化率（叫,橫軸為反應溫度（T）。圖 定壓著溫度變化，升高溫度曲線走勢修低,說明A的轉化率窿低,平衡向逆反應方向移動j正反應是 放熱反應。定溫看壓強變化，因為此反應是反應后氣體體積減小的反應，壓強熠大,，平衡向正反應方向移動，A 的轉化率增大，故即6。(2 ,先拐先平數值大原則圖11對于同一化學反應在化學平衡圖像中，先出現拐點的反應先達到平衡狀態，先出現拐點的曲線表示的 溫度較高(如圖10所示，京表示反應物的轉化率或壓強莪大如圖11所示,儀A)表示反應物A的體積分射卜 iiO/丁L圖10圖10: TpT,正反應放熱”H 11:

6、 pi0則平衡常H2SO4、B.圖中X點所示條件下，延長反應時間能提高NO轉化率C.圖中Y點所示條件下，增加02的濃度不能提高 NO轉化率D. 380 c下，c 起始(O2)=5.0X -140mol L-1, NO 平衡轉化率為 50%,數 K2000【答案】BD2020年高考化學之高頻考點(02 )知識點 強、弱電解質的判斷方法(1)依據物質的類別進行判斷在沒有特殊說明的情況下，我們認為鹽是強電解質；而常見的弱酸、弱堿為弱電 解質，如 H2CO3、H2SO3、HClO、H2SQ3、NH 3 H2O 等；而強酸 (HClHNO 3 等)、強堿NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH)

7、2 等為強電解質。依據強、雷電解質的定義或詬電解質電離平衡的移動進行瑚現下表)濃度均為0 01 nral L-I的強酸HA與強酸HBpH均為2的強酸HA與膽酸1小pH或物質的量濃度2=PHhapHh20.0L 雙色 I71fHA)HBHA=HB體積相同時與過量的堿反 應時消耗減的量Ha-HBHaHB體積相同盯與過量活潑金屬產生風的量HA-HBhahb3-月儀大卜c(A3-cB3分別加入同體濫、凝 后pH變化HA:不變HB:變大HA:不變HB:變大加水稀釋10倍后的pH3=pHha 闞s2溶海的導電性HAHBHA=HB水的電離程度HA7,則對應的酸為弱酸，如 CH3COONa 。一元強酸和一元弱

8、酸的比較(以鹽酸和醋酸為例)比較項目等物底的量濃度的鹽酸等pH的幫酸馬醋酸(b)pH或物質 的量濃度pH： ab物質的量濃度士之4溶流的導電能力a=b水的電離程度a與空狐80)大小UCiAqCH3coO)aCTECH*OO)中和等體積兩種酸所消耗的NaOH的量a壯a演藝b4b(開始后ba)與足量Zn反應產生氐的體積a-b微信號去髀巴id”匕仃/(5)圖像比較分析)相同體積、相同濃度的HCl(a)和CH 3 COOH(b),分別與足量的鋅粉發生反應，按要求畫出圖像。產生H2的體積 V(H2)隨時間(t)的變化圖像；產生H2的速率v(H2)隨時間(t)的變化圖像；溶液的pH隨時間(t)的變化圖像。

9、加水稀釋相同的倍數，鹽酸的pH大。加水稀釋到相同的pH ,醋酸加入的水多。例：pH = 11的x、y兩種堿溶液各 5 mL ,分別稀釋至 500 mL ,其pH與溶液體積(V) 的關系如圖所示。下列說法正確的是A . x是強堿，y是弱堿B.若x、y是一元堿，則等物質的量濃度的x的硝酸鹽溶液的 pH比y的硝酸鹽溶液大C.若x、y是一元堿，室溫下 pH = 11的x、y兩種堿溶液的濃度相同D.完全中和 x、y兩溶液時，消耗同濃度稀硫酸的體積V(x)V(y)【答案】B2020年高考化學之高頻考點(03 )知識點弱電解質的電離平衡(1 )外界條件對電離平衡的影響內因弱電解質本身的性質，是決定因素外因溫

10、度電離是吸熱過程。溫度升高，電離程度增大；反之，電離程度減小濃度增大弱電解質的濃度，電離平衡向電離方向移動加水稀釋，電離平衡向電離方向移動同離子效應在弱電解質溶液中加入與弱電解質電離出相同離子的強電解質，電離 平衡向生成弱電解質分子的方向移動化學反應若外加物質能與弱電解質電離出的離子發生反應，電離平衡向電離方 向移動(2)電離平衡屬于化學平衡，當外界條件改變時，弱電解質的電離平衡也會發生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。以CH3COOHCH3COO +H +AH 0 為例：改變條件平衡移 動力向c(CH 3 COOH)n(H+ )c(H+ )c(CH 3 COO)電離 程度導電能力電離平衡常數

11、加水稀釋減小增大減小減小增大減弱/、變加少量冰醋酸增大增大增大增大減小增強/、變通入HCl氣體增大增大增大減小減小增強/、變加NaOH固體減小減小減小增大增大增強/、變力口 CH3COONa固體增大減小減小增大減小增強/、變加入鎂粉減小減小減小增大增大增強/、變升高溫度減小增大增大增大增大增強增大例：25 C時，將濃度和體積分別為5、Vi的一元強堿 ROH溶液和C2、V2的一元弱酸HA溶液相混合，下列關于該混合溶液的敘述正確的是A.若 pH7 時，則一定是 CiVi =c2 V2B.只有當 pHC2D.若 Vi=V2、Ci=C2,則 c(A - )+c(HA尸c(R+)【答案】D2020年高考

12、化學之高頻考點(04 )知識點電離平衡常數的計算和應用(1)表達式對于可逆反應ABiA+B卜XAB)又寸于一TC1弓酸HA;&c(H )式/V)c(HAj-對十一九弱減BOH： BOH-B- + OH-,南/* 小麗)c(BOH)對千多元弱峻其電直是今堂逆行的,每步各有電商常麴，通常用用1、右、互三等分野保示。in：KF7) c 顯=THSn)a注意事項對于給定的弱電解質，總值只隨溫度變化。相同溫度下.同科弱電解質籀浦濃度變化時J電離常額不 變。同一溫點下，不同稗類的弱酶(Wi電離翎越大，其甩高程度避大，毓(琳)性越強，網七學平衡常數反映可逆反應說亍的艱度，電離平衡械反映弱電解質的電離程度。一

13、股來說，電離 常數!寅大的弱酸能與電宦常數校小的弓急就爰生反應生成電離常數就小的弱臏(強暇制弱酸).多元弱酸的各線電禽常數的大d關系：4故多元弱竣l；：魂贏好幼眈呼？(3)應用根據電離平衡常數判斷弱酸或弱堿的相對強弱在相同溫度下，電離平衡常數越大，表明弱電解質越易電離，對應的酸性或堿性越強。對于多元弱酸，酸性的強弱主要取決于第一步電離，故應根據Kal進行判斷。利用電離平衡常數計算某離子濃度若已知c(HX)和電離平衡常數 K,求c(X-)。因弱酸電離程度很小，c(HX)- c(X-)名(HX)。則c(X-尸 ,代入數值求 解即可。在運用電離平衡常數表達式進行計算時，濃度必須是平衡時的濃度當涉及的

14、濃度數值相差百倍以上時，可以忽略數值小的一方。但相差不大 時，不能忽略數值小的一方。例：已知25 C時有關弱酸的電離平衡常數見下表:弱酸化學式HAH2B電離平衡常數(25 C)Ka= 1.7 10-6Ka1=1.3 10-3Ka2=5.6 108則下列有關說法正確的是A. NaHB溶液中部分微粒濃度的大小為：c(Na+)c(HB-)c(B2-)c(H2B)B.等物質的量濃度的各溶液 pH關系為:pH(Na2B)pH(NaHB)pH(NaA)C.向Na2B溶液中加入足量的 HA溶液發生反應的離子方程式為：B2十2HA=2A -+H2BD.將a mol/L的HA溶液與a mol/L的NaA溶液等體

15、積混合，混合液中： c(Na+)c(A-)【答案】A2020年高考化學之高頻考點(05 )知識點弱電解質分布系數的圖像分析分布系數是指弱電解質溶液中，某一組分的平衡濃度占總濃度的分數，常用B表示。分布曲線是以pH為橫坐標，分布系數為縱坐標，分布系數與溶液pH之間的關系曲線。(1 ) 一元弱酸：以醋酸為例，對于總濃度為 c的CH 3 cOOH 溶液，溶液中與CH3COOH 相關的只有 c(CH 3COOH) 和 c(CH 3COO )兩種，則 c=c(CH 3COOH)+ c(CH3COO ),從圖 1 中得出：CH3COOH 分布系數為 So ,CH 3 COO 一分布系數為 & , g隨著p

16、H的升高而增大，&隨著pH的升高而減小。當 pHp Ka時，主要形體是 CH 3 COO 心與&曲線 相交在 8o= & =0.5 處，此時 c(CH 3COOH尸 c(CH 3 COO ),即 pH=p Ka, CH 3 COOH 和CH3 coo 一各占一半。這一結論可應用于任何一元弱酸(堿)。同時，只要知道某一元弱酸(堿)在一定pH的分布系數和酸 (堿)的分析濃度，就很容易計算它在該pH時的平衡濃度。(2)二元酸：以草酸為例(碳酸與之相似)，其B與pH曲線如圖2所示，無為 H2c2。4、Bi為C2O4、&為OO”。由圖2看出，當溶液的pH=p Kai時%= 8 , pH=p Ka2 時

17、Bi =也。當 pHpK al 時，H 2c2。4 占優勢；在 p Kai pHp Ka2時，002為主要存在形體。由計算可知， 在pH=2.75時HC2O4一占94.2% ,而H2c2。4和OO”分別為2.6%和3.2% ,說明在 HC2O4一占優 勢的區域內，三種形體可以同時存在。例：2018 天津LiH 2 PO 4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH 2PO4溶液的pH隨c初始（H 2 PO 4 一）的變化如圖 1所示，H3 PO 4溶液中H 2 PO 4一的分布分數 B隨pH的變化如圖2所示更南魄逼的睡祠。pHA .溶液中存在 3個平衡B.含P元素的粒子有 H2 PO4、HPO 42

18、、PO 43C.隨c初始（H2PO4一）增大，溶液的 pH明顯變小D.用濃度大于 1 mol L-1的H 3 PO 4溶液溶解 Li 2 CO 3,當pH達到4.66時，H3 PO 4幾乎全部轉化為LiH 2 PO 4【答案】D例：口仇了新課標II改變0 1mN.LT二元弱酸H盤溶港的pH,諭漉中的. HA、的物質的量分數 萬隨ph的孌化如圖所示已知吶 二一 ）=1 z 2.7） *3 6pH杼眥髓誤的是A. pH=L2時，阻樸餌丫）pH=27 時, ctFL.4）- c（A）pH=42時，c（HA-卜產”好）尸勤信號:“w!Ch 白 miQ/ 【答案】D-2020年高考化學之高頻考點（06

19、）知識點 水的電離和溶液的酸堿性、外界因素對水電離的影響電離平衡溶液中的港港卬cfOHT)pH濯浦的酸硼性Xw升有溫麻古路塘大姬)痂卜中性博大加入酸、琥加入酸，如稀膨酸、百自酸左移增大減小戰世不變加入堿，如N45S 港港、氨水左移遍小增大批航性不變加入1k加入強堿弱酸鹽，如NaCCh海酒古移雇小增大蛛碉怛不些加入遇駿弱減虬，如A1C：3溶,液占德增大減小庇、酸性不變加人強酸謾堿乩，如 陛涔漁不移朝不變不變碎中性不變加入落波金昌古年雇小增大J怖號:我國僧卜兮而旃、溶液酸堿性與 pH的計算1.溶液pH的計算單一溶液潛滿類型相關計篁強酸(IUA)設Si!盤的濃度為c理或L貝匚3即儂工JpH一膝附一四

20、慝強堿港港役國O期的濃度為颯L則雙。IT尸如卬cfOJT）nc混合澹涌溶渣類型相尹nW兩種強酸混合強叫吧3強酸；eoj匕+匕兩種強堿混合強堿：c(OH-r + cXOH-)r,一小 Kw/ = c*) =npH強堿；J9H)環鋁0H7)強馥強堿恰好完全 反應pH-7 (25t)藪過量匕鋁減過量H一尸.K/n安陽弼底比麗川K/2.酸堿混合的有關規律（1）等體積的強酸（pHi）與強堿（pH2）混合（25 C）若混合前pHi+ pH 214,則混合后溶液呈堿性，pH混7;若混合前pHi+ pH 2=14,則混合后溶液呈中性，pH混=7;若混合前pHi+ pH 214 ,則混合后溶液呈酸性，pH混7。

21、（2）強酸（pH1）與強堿（pH2）混合呈中性時，二者的體積關系（25 C）若 pH+ pH 2=14,則 V酸=V 堿；.-小_ 1沁2 _若pH1+ pH2W 14則噎 宅磁承圾廊10pH1+ pH2-14。（3）等體積的強酸（pH1）與弱堿（pH2）混合（25 C）,若pH1+ pH2=14,由于弱堿過量，pH混7。（4）等體積的弱酸（pH。與強堿（pH2）混合（25 C）,若pH1+ pH2=14,由于弱酸過量，pH 混7。三、溶液稀釋時pH的變化規律1.常溫下酸、堿的稀釋規律溶液稀釋前溶液pH加水稀釋到體積為原來的10n倍稀釋后溶液pH酸強酸pH=apH= a+n弱酸apHa+n堿強

22、堿pH=bpH= b- n弱堿b- npH b注：表中 a+n7。2.酸、堿的無限稀釋規律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。注意：（1）對于pH相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數，強酸（或強堿）溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸（或強堿）已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中的H+（或OH?）的數目（水電離出的除外） 不會增多，而弱酸（或弱堿）隨著加水稀釋， 電離平衡向右移動，溶液中H+（或OH?）的數目還會增多。將pH相同的強酸和弱酸稀釋后 pH 仍相同，則弱酸中所加的水比強酸中的多（2）對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿），

23、稀釋相同的倍數，pH的變化幅度不同，強酸（或強堿）稀釋后 pH的變化幅度大。例：25 c 下，電離平衡常數 Ka（CH 3COOH） = Kb（NH 3?H2O）=1.75 X -50,下列說法正確的是A.用0.1mol/L的鹽酸滴定 0.1mol/L的氨水時，可用酚幅乍指示劑0.2mol/L 的醋酸與0.1mol/L的氫氧化鈉溶液等體積混合，所得溶液中：c（CH 3 COO -）+c（OH -尸c（CH 3COOH） +c（H +）pH=3的鹽酸與pH=11的氨水等體積混合，所得溶液中c（OH ） c（H +）D.pH=3的醋酸與pH=11的氨水等體積混合，所得溶液中由水電離出的 c（H +

24、）=1 x 170mol/L【答案】C例：298 K 時，在 20.0 mL 0.10 mol L-1 氨水中滴入 0.10 mol - L-1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。已知0.10 mol L-1氨水的電離度為1.32% ,下列有關敘述正確的是A .該滴定過程應選擇酚猷作為指示劑M點對應的鹽酸體積為 20.0 mLM 點處的溶液中 c（NH4j=c（ci-）=c（h+）= c（OH -）N點處的溶液中 pH12【答案】D2020年高考化學之高頻考點（07 ）知識點滴定原理及應用中和滴定”考點歸納（1）考”實驗儀器酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾（帶鐵架臺卜錐形瓶。其中常

25、考的是滴定管,如正確選擇滴定管 （包括量程），滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數方法 等。（2 ）考”操作步驟滴定前的準備：查漏、洗滌、潤洗、充液（趕氣泡卜調液面、讀數；滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數；計算。（3）考”指示劑的選擇強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚儆；若反應生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑（甲基橙），若反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑（酚儆）；石蕊溶液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。常用酸堿指示劑及變色范圍如下表所示:指示劑變色范圍的 pH石蕊8.0 藍色甲基橙4.4 黃色酚Mt10.0 紅色（

26、4）考”誤差分析寫出計算式，分析操作對V標的影響，由計算式得出對最終測定結果的影響，切忌死記硬背結論。此外對讀數視線問題要學會畫圖分析。以標準酸溶液滴定未知濃度的堿（酚配作指示劑）為例，常見的因操作不正確而引起的誤差有：操作哧準）二待測）洗滌酸式滴定菅未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶涌潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶滿邨先交大偏高錐形瓶洗凈后還留有袈憎水無影響取液放出堿流的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失交小偏低被酸式滴定冒滴定前電氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏后振蕩錐形瓶時吝吩酒體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外偏昌溶液顏色較淺時滴入酸海過快停止：商定后反加一滴NaOH溶液無變化1

27、偏高i檄酸式滴定管:商定前談數正確,；商定后俯視讀數（或前仰后俯）變小偏低酸式滴定置滴定前讀救正確滴定后仰視讀勤（或前倜后T）八島口打卷后孑“崎般（5）考”數據處理正確取舍”數據，計算 平均”體積，根據反應式確定標準液與待測液濃度和體積的關系，從而列出公式進行計算。例：室溫下，用0.100 mol - L-1的NaOH 溶液分別滴定均為20.00mL0.100 mol L -1的HCl溶液和醋酸溶液，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是I表示的是滴定醋酸的曲線pH=7時，滴定醋酸消耗的V（NaOH） 20.00mLV(NaOH)= 20.00mL 時，兩份溶液中c(Cl )c(CH3COO )D

28、 . V(NaOH)= 10.00mL 時，醋酸中 c(Na+) c(CH3 COO ) c(H+) c(OH)【答案】C2020年高考化學之高頻考點(08 )二、酸堿中和滴定的拓展應用中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應，還可以遷移應用于氧化還原反應、 NaOH 和Na2 co 3混合溶液與鹽酸的反應及沉淀反應。.氧化還原滴定法(1 )原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的 物質。(2 )實例酸性KMnO 4溶液滴定 H 2 c2O4溶液原理：2+6H +5H 2c2O410CO 2T +2Mn2+8H 2O指示劑：酸性 KMnO 4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑

29、，當滴入一滴酸性KMnO 4溶液后，溶液由無色變為淺紅色，且半分鐘內不褪色，說明到達滴定終點。Na 2 s 2O3溶液滴定碘液原理：2Na 2s2O3+I2Na 2s4O6+2NaI指示劑：用淀粉作指示劑，當滴入一滴Na 2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內不恢復原色，說明到達滴定終點。氧化還原窗定中應正確選用B示制及明確終點時IS色變化滴走方式還原劑滴走 酸性KNInd 窗g酸性KMnCL 溶液滴定還 原劑碘水滴定還原劑還原劑滴定碘水-鐵鹽溶液滴 定還序劑還原劑滴走 鐵鹽溶液指示劑酸性KKinCh,洛法本身酸性KMn。洛港本身淀粉溶液淀新溶液KSCN溶液KSCN溶液終點時顏色變化淺紫

30、色一無色無色一淺紫 色無色一籃色藍色一無色;一1.個溶液變紅色徽信號:四口溶液紅色消2 .沉淀滴定（1 ）沉淀滴定是利用沉淀反應進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應來測定 Cl-、Br-、I-濃度。（2）沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應的生成物的溶解度小且兩種沉淀的顏色要有明顯不同，否則不能用這種指示劑。如用AgNO 3溶液測定溶液中Cl-的濃度時常以CrO 42一為指示劑，這是因為AgCl （白色）比 Ag 2crO 4 （醇紅色）更難溶的緣故

31、。2020年高考化學之高頻考點（09 ）知識點鹽類的水解及其應用1 .鹽類水解的規律及類型有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH強酸強堿鹽NaCl、KNO 3否一中性=7強酸弱堿鹽NH 4CI、Cu(NO 3)是NH+、Cu2+酸性V 72弱酸強堿鹽CH 3COONa、Na 2CO3是CH 3 COO、co2_堿性 7注意：(1)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。如NaHCO 3溶液中：HCO-H+CO2-(次要)，HCO-+H2OH2CO3+OH (主要

32、)。一若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO 3溶液中：HSO 3(1)一般情況下鹽類水解的程度較小.應用一”連接反應物和生成物，水解生成的難溶性或揮發1性 物質不加，或T符號。如 6；*-2Hq,HS+EhO-IfcS-OHc.(2)笫元弱酸陰離子分步水解，應分步書罵水解的離子方程式“因為第一步水解程度較大, 一船只馬 第一步水解的方程式如NmCOj的水解分兩步；第一步為CO：十HQ-HCOJ-bOH-,第二步為 HCQ；!：。-氐g+OITe多元弱堿陽離子的水解方程式不要求分步書寫如A1CL的水解方程式為 A154+3HjO-Al0H+3H3)發生相互促進的水解反應時，由于胃臥解

33、徹底，用，一一連接反應物和生成物，水解生成的難溶 性或揮發性物質要寫“廣或T符號。如FKh與3西83溶液混合發生水解的離孑方程式為 F 針+3 HCO； =F”H4+38d。(4)常類水解的離子方程式可用通式表示為RTfcO- -HRHDH7 ITTIjO, -HRg【OH7分步水 解力 KMfcOROIMI+ 7R(QIDC孤T步到位*注意二m 一般情況下鹽類水解程度較小，是可逆反應，因此用可逆號*1透示水解程度“當水解 趨于完全時，才用“一二(2)水解反應生成的揮發性物質及難澹物不用1T和“表示*3)多元弱酹根離子分步水解，要分步書寫，以第一步為主；多元丁城陽泰王的行步帳解.習慣上一 V：

34、眼,周*宇 r .iirLrHffn jify 步書寫完成心2020年高考化學之高頻考點(10)知識點3 .鹽類水解的影響因素(1 )內因弱酸根離子、弱堿陽離子對應的酸、堿越弱，就越易發生水解，溶液的堿性或酸性越強。如：酸性：CH3COOHH 2 CO 3決定相同濃度的NaHCO 3、CH 3COONa溶液的pH大小關系為 NaHCO 3 ch 3cooNa 。(2 )夕卜因因素水解平衡水解程度水解產生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸堿酸弱堿陽離了水解程度減小堿弱酸陰離子水解程度減小例如，不同條件對 FeCl 3水解平衡的影響Fe3+3H 2O

35、 Fe(OH) 3+3H +條件移動方向H+數PH現象升溫向右增多減小顏色變深通HCl向左增多減小顏色變淺加H2O向右增多增大顏色變淺力口 NaHCO 33向右減少增大生成紅褐色沉淀，放出氣體4 ,鹽類水解的應用(1 )鹽類水解的常見應用應用舉例判斷溶液的酸砥性FKh 溶液顯酸性 , 蔗因是判斷酸性強弱郵、NaY姿三種鹽pH分別為8、9、以貝順性配制或反片易水解 的鹽溶液配制CuSCV溶液時,加入少置氐Sdj防止Cu3+水解j配制FcCU溶液；加入少量鹽酸3貯存NmCS溶港、Nation溶浦不能用磨口玻5離塞膠體的制取制取陽。取膠體的離子反應：蟲。取眼體)與中泡沫滅火器原理成分為 NaHCO5

36、 與 Ak(Sa,發生反應為 AP3 HCO； -A1(.OH)U+3CO：T作凈水劑明風可作凈水劑原理為=以U(OH)K肢體產3中化肥的使用鐵態氮肥與草木灰不得混用除鐫劑NtM與ZnCh溶樹作焊接時的除誘劑七地信充沿近閉門以上(2)鹽溶液蒸干時所得產物的判斷鹽溶液水解生成難揮發性酸和酸根陰離子易水解的強堿鹽，蒸干后一般得原物 質，如 CuSO4(aq)蒸干得 CuSO 4 (s) ； Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。鹽溶液水解生成易揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl 3(aq)蒸干得Al(OH) 3灼燒得Al 2 O 3。考慮鹽受熱時是否分解。Ca(HCO 3

37、)2、NaHCO 3、KMnO 4、NH 4 cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO 3)2 CaCO3(CaO) ; NaHCO 3 f Na2 CO 3 ；KMnO 4 f K 2MnO 4 和 MnO 2； NH 4CI NH3 T +HCl。T還原性鹽在蒸干時會被。2氧化。如Na 2 SO 3 (aq)蒸干得Na2SO4(s)。弱酸的俊鹽蒸干后無固體。如NH 4 hco 3、(NH 4)2CO3。例：已知常溫下濃度均為0.1 mol L -的下列溶液的pH如表:溶質NaFNa 2 CO 3NaClONaHCO 3PH8.111.69.78.4下列有關說法正確的是A .在相

38、同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：H2CO 3 v HClO v HFB.等體積、等物質的量濃度的NaClO溶液與NaF溶液中離子總數大小：N前=N后C.若將CO20.1 mol L 1 Na 2 cO 3溶液至溶液呈中性則溶液中2c(CO 32 )+ c(HCO 3 ) = 0.2 mol L 1 -D.向Na2co 3溶液中通入少量的HF氣體，化學方程式為 Na2 co3 + 2HF=CO+ H2O + 2NaF【答案】C例：測定0.1 mol - L -1 N&SQ溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下。時刻溫度/c25304025PH9.669.529.379.25實驗過程中

39、，取時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl 2溶液做對比實驗，產生白色沉淀多。下列說法不正確的是A. Na2 SO 3溶液中存在水解平衡：SQ2+H2OH SO3 +OH -B.的pH與不同，是由于SO”濃度減小造成的C.一的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致D .與的 Kw值相等【答案】C2020年高考化學之高頻考點(11)知識點離子濃度大小的比較.單一溶液中粒子濃度比較原則(1)酸式鹽溶液的酸堿性和各離子的濃度大小取決于酸式鹽中酸式酸根離子的電離能力和水解能力的相對大小，如NaHCO 3溶液中的HCQ水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性，同時C(H2C0 3)c(C0); NaHSO3溶液中的 H SOT電離能力大于其水解能力，溶液顯酸性，有 C(H 2