高中化学人教版选修四第三章水溶液中的离子平衡知识梳理+综合复习试题学生版文档格式.docx

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注：

K只与温度有关，温度一定，则K值一定

6．影响因素：

a．电离常数的大小主要由物质的性质决定。

b．电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C．同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性就越强，如：

H2SO3>

H3PO4>

HF>

CH3COOH>

H2CO3>

H2S>

HClO。

【例题1】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．强电解质溶液中存在溶质分子；

弱电解质溶液中也必存在溶质分子

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

【例题2】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

知识点二、水的电离和溶液的酸碱性

1．水电离平衡：

:

水的离子积：

KW=

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L；

KW=c[H+]·

c[OH-]=。

KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（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

②温度：

促进水的电离（水的电离是热的）

③易水解的盐：

促进水的电离

4．溶液的酸碱性和pH：

（1）pH是c（H+）的负对数，即：

pH=

（2）pH的测定方法：

常见酸碱指示剂——。

变色范围：

甲基橙3.1~4.4（橙色）；

石蕊5.0~8.0（紫色）；

酚酞8.2~10.0（浅红色）。

pH试纸——操作。

①事先不能用水湿润PH试纸；

②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

【例题3】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10的Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。

知识点三、混合液的pH值计算方法公式

1．强酸与强酸的混合：

（先求c（H+）混：

将两种酸中的H+物质的量相加除以总体积，再求其它）

2．强碱与强碱的混合：

（先求c[OH-]混：

将两种碱中的OH物质的量相加除以总体积，再求其它）

（注意:

碱性溶液不能直接计算c（H+）混）

3．强酸与强碱的混合：

（先根据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；

OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）

【例题4】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=。

知识点四、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．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均接近7。

6．稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化慢，强酸、强碱变化快。

【例题5】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，应稀释的倍数为（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。

知识点五、强酸（pH1）强碱（pH2）混合计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1．若等体积混合

pH1+pH2=14；

则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15；

则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13；

则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2．若混合后显中性

V酸：

V碱=1：

1

pH1+pH2≠14；

10〔14-（pH1+pH2）〕

【例题6】

（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

知识点六、酸碱中和滴定

1．中和滴定的原理

实质：

H++OH—=H2O；

即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量相等。

2．中和滴定的操作过程：

（1）仪器：

、、烧杯、锥形瓶、铁架台。

滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度标数越来越大，全部容积它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。

滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管（酸或碱），也不得中途向滴定管中添加溶液。

（2）药品：

标准液、待测液、指示剂。

（3）准备过程：

准备：

、洗涤、、装液、赶气泡、调液面。

[洗涤,用洗液洗→检漏,滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V（始）]

（4）试验过程

3．酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：

利用n酸·

c酸·

V酸=n碱·

c碱·

V碱进行分析

n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；

c——酸或碱的物质的量浓度；

V——酸或碱溶液的体积。

当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱=

知识点七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1．盐类水解：

在水溶液中盐电离出来的与水电离出来的结合生成的反应。

2．水解的实质：

水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。

3．盐类水解规律：

①有才，无弱不水解，越弱越水解；

谁显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

（如:

Na2CO3＞NaHCO3）

4．盐类水解的特点：

（1）可逆（与中和反应互逆）

（2）程度小（3）吸热

【例题7】

（1）下列物质不水解的是；

水解呈酸性的是；

水解呈碱性的

是。

①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa

（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（）

①酸性：

H2Se②碱性：

Na2S>

NaHS③碱性：

HCOONa>

CH3COONa

④水的电离程度：

NaAc<

NaAlO2⑤溶液的pH：

NaHSO3<

Na2SO4<

NaHCO3<

NaClO

【例题8】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。

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：

温度越水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

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+促进水解而阳离子水解；

OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）。

6．酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如HSO4-显性

②电离程度＞水解程度，显性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③电离程度＜水解程度，显性（如：

HCO3-、HS-、HPO42-）

【例题9】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

【例题10】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。

7．双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。

双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全，使得平衡向右移动。

（2）常见的双水解反应完全的为：

Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；

S2-与NH4+；

CO32-（HCO3-）与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑

【例题11】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。

8、盐类水解的应用：

水解的应用

实例

原理

（1）净水

明矾净水

Al3++3H2OAl（OH）3（胶体）+3H+

（2）去油污

用热碱水冼油污物品

△

CO32-+H2OHCO3-+OH-

（3）药品的保存

①配制FeCl3溶液时，常加入少量盐酸

Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+

②配制Na2CO3溶液时，常加入少量NaOH

（4）制备无水盐

由MgCl2·

6H2O制无水MgCl2在HCl气流中加热

若不然，则：

MgCl2·

6H2OMg（OH）2+2HCl+4H2O

Mg（OH）2MgO+H2O

（5）泡沫灭火器

用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合

Al3++3HCO3-=Al（OH）3↓+3CO2↑

（6）比较盐溶液中离子浓度的大小

比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小

NH4++H2ONH3·

H2O+H+

c（Cl-）>

c（NH4+）>

c（H+）>

c（OH）-

9．水解平衡常数（Kh）

对于强碱弱酸盐：

Kh=Kw/Ka（Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数）

对于强酸弱碱盐：

Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

10.电离、水解方程式的书写原则

（1）多元弱酸（多元弱酸盐）电离（水解）的书写原则：

分步书写。

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）电离（水解）书写原则：

一步书写。

【例题12】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+（aq）+CO32-（aq）

知识点八、溶液中微粒浓度的大小比较

【基本原则】抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系

1电荷守恒：

任何溶液均显，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，如：

NH4Cl溶液，c[NH4+]+c[H+]=c[Cl-]+c[OH-]。

2物料守恒：

（即原子个数守恒或质量守恒）。

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，如：

NH4Cl溶液c[NH4+]+c[NH3•H2O]=c[Cl-]。

3质子守恒：

即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

如：

NH4Cl溶液c[NH3•H2O]+c[OH-]=c[H+]。

【例题13】将0.1mol/LNaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小的顺序正确是（）A．c[Na＋]＞c[Cl-]＞c[OH-]＞c[H＋]B．c[Cl-]＞c[Na＋]＞c[OH-]＞c[H＋]

C．c[Na＋]=c[Cl-]＞c[OH-]＞c[H＋]D．c[Na＋]=c[Cl-]＞c[H＋]＞c[OH-]

【例题14】将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系正确的是（）

A．c[H+]＞c[Cl-]＞c[Ba2+]＞c[SO42-]B．c[H+]＞c[Cl-]＞c[SO42-]＞c[Ba2+]

C．c[Cl-]＞c[H+]＞c[SO42-]＞c[Ba2+]D．c[Cl-]＞c[H+]＞c[Ba2+]＞c[SO42-]

知识点九、难溶电解质的溶解平衡

1．溶解平衡方程式的书写

在沉淀物后面用（s）标明状态，并用“”。

如Ag2S（s）2Ag+（aq）+S2-（aq）。

2．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值除去某些易水解的金属阳离子，如加MgO除去MgCl2溶液中的FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法

（4）同离子效应法

3．沉淀的转化

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度的。

AgNO3AgCl（白色沉淀）AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）

4．溶度积（KSP）

（1）定义：

在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

（2）表达式：

AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）

KSP=[c（An+）]m•[c（Bm-）]n

（3）影响因素（外因）

①浓度：

加水，平衡向溶解方向移动。

升温，多数平衡向溶解方向移动。

（4）溶度积规则

QC（离子积）＞KSP有沉淀析出

QC=KSP平衡状态

QC＜KSP未饱和，继续溶解

【例题15】

（1）对于Ag2S（s）2Ag+（aq）+S2-（aq），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；

4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?

【例题16】对于AgCl（s）Ag+（aq）+Cl-（aq），平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是________。

第三章《水溶液中的离子平衡》章末综合复习

一、选择题

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

2．氨水有下列平衡：

NH3·

H2ONH4++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NaOHB.加盐酸C.加NH4ClD.加同浓度氨水

3．在0.01mol·

L-1的H2SO4溶液中由水电离出的c（OH-）是（）

A.5×

10-13mol·

L-1B.0.01mol·

L-1C.1×

10-7mol·

L-1D.1×

10-2mol·

L-1

4．60mL0.5mol·

L-1NaOH溶液和40mL0.4mol·

L-1的H2SO4相混合后，溶液的pH约为（）

A.0.5B.1.7C.2D.13.2

5．在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（）

A.盐的电离平衡被破坏B.水的电离平衡被破坏

C.没有发生中和反应D.溶液的pH一定变大

6．物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中和时，溶液是（）

A.显酸性B、显碱性C.显中性D.酸碱性无法确定

7．将0.1mol下列物质置于1L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（）

A.KClB.Mg（OH）2C.Na2CO3D.MgSO4

8．为了配置NH4+的浓度与Cl-的浓度比为1：

1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（）

①适量的HCl②适量的NaCl③适量的氨水④适量的NaOH

A.①②B.③C.③④D.④

9．25℃时，在浓度为1mol·

L-1的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中，测得其c（NH4+）分别为a、b、c（单位为mol/L）。

下列判断正确的是（）

A.a=b=cB.a＞b＞cC.a＞c＞bD.c＞a＞b

10．用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使测得的碱溶液的浓度（）

A.偏高B.偏低C.不受影响D.不能确定

11．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，反应：

Cl2+H2OHCl+HClO，达到平衡后要使HClO的浓度增大，可加入（）

A.H2SB.HClC.CaCO3D.NaOH（固体）

12．下列叙述不正确的是（）

A.纯水也是一种电解质

B.无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c（H+）×

c（OH-）是一个常数

C.一定温度下，0.1mol·

L-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离

D.强碱溶液中不存在H+

13．体积相同、pH相同的盐酸和醋酸溶液，在用氢氧化钠溶液中和时，两者消耗氢氧化钠的物质的量是（）

A.相同B.盐酸多C.醋酸多D.无法比较

14．能正确表示下列反应的离子方程式是（）

A.用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：

2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-

B.金属铝溶于盐酸中：

Al+2H+=2Al3++H2↑

C.硫化钠溶于水中：

S2-+H2O=H2S↑+OH-

D.碳酸镁溶于硝酸中：

CO32-+2H+=CO2↑+H2O

15．某温度下,有两瓶不同浓度的氨水,甲瓶的浓度为0.1mol/L,乙瓶的浓度为1mol/L,则甲瓶溶液中[OH-]与乙瓶之比为（）

A.等于1/10B.大于1/10C.小于1/10D.无法确定

16．已知AG=lg[c（H+）/c（OH-）]，常温下，在AG=-10的溶液中能大量存在的离子组是：

A.Cl-,AlO2-,SO32-,Na+B.NO3-,Ac-,Na+,NH4+

C.Cl-,NO3-,Mg2+,K+D.SO42-,HCO3-,Cl-,K+

二、非选择题

17．

（1）纯水能微弱地电离出和。

在25℃时，水电离出的H+和OH-浓度为，其离子浓度的乘积为，该乘积叫做。

在25℃时，其数值为，水的电离过程是一个过程。

（2）下列10种物质中：

①NaOH溶液②H2SO4③硫酸铜晶体④Cu⑤CH3COOH⑥NaOH固体⑦蔗糖⑧石灰水⑨水银⑩氨水

能导电的有；

属于强电解质的有；

属于弱电解质的有。

（3）有A、B、C三种溶液，其中A的pH=5，B中c（H+）=1×

10-4mol·

L-1，C中c（OH-）=1×

10-11mol·

L-1，则三种溶液的酸性由强到弱的顺序为。

18．BiCl3水解生成BiOCl。

（1）写出BiCl3水解反应方程式：

（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称。

（3）如何配置BiCl3溶液。

（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因。

19．

（1）盐碱地（含较多NaCl、Na2CO3）不利于作物生长。

产生碱性的原因是（用离子方程式表示）___________

__________________________，施加适量石膏可降低盐碱地的碱性，表示其反应原理的离子方程式是_____

____________________________________。

（2）已知AnBm的离子积=c（Am+）n·

c（Bn-）m，式中的c（Am+）n和c（Bn-）m表示平衡时离子的物质的量浓度。

在某温度下，Ca（OH）2的溶解度为0.74g，其饱