电离与水解平衡
第三章电离与水解平衡
（时间：90分钟满分：100分）
第Ⅰ卷（选择题，共45分）
一、选择题（本题包括15个小题，每题3分,共45分。每小题只有一个选项符合题意）
下列1～4小题中，均隐含着两个数值，试比较两个数值的大小，用“（A）大于、（B）小于、（C）等于、（D）无法确定”作答。
1.常温下，pH相等的醋酸和盐酸溶液中的c（CH3COO-）和c（Cl-）
答案：C 解析：醋酸中c（OH-）+c（CH3COO-）=c（H+）,盐酸中c（OH-）+c（Cl-）=c（H+）,两溶液中c（H+）相等，那么常温下，c（OH-）也相等，所以酸根浓度相等。
2.在20℃和80℃时纯水的pH
答案：A 解析：水在任何温度下都显中性，但随温度升高，K W值增大，pH减小。
3.常温下，0.1mol·L-1和0.05mol·L-1的CH3COOH溶液的K a值
答案：C 解析：酸的电离常数与酸的本性和温度有关，与酸的浓度无关，所以选C。
4.20℃时0.1mol·L-1CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH
答案：B 解析：H2CO3比CH3COOH酸性弱，同温同浓度的HCO-3比CH3COO-更易水解，碱性更强，故选B。
5.下列说法中正确的是
A.室温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH-，且K W=［H+］·［OH-］=1.0×10-14mol2·L-2
B.HCl溶液中无OH-，NaOH溶液中无H+
C.某溶液的pH=7，一定呈中性
D.NaCl溶液中既无H+也无OH-
答案：A 解析：水溶液中都有H+和OH-。25 ℃下，中性溶液的pH为7。随温度升高，K W 值增大，中性溶液的pH减小，所以温度高于25 ℃，pH=7的溶液显碱性；温度低于25 ℃，pH=7的溶液显酸性，所以选C。
6.在约100℃的温度下，NaCl稀溶液中c（H+）为1×10-6mol·L-1，下列说法正确的是
A.该NaCl溶液显酸性
B.该NaCl溶液显碱性
C.该NaCl溶液中K W=1×10-14
D.该NaCl溶液中K W=1×10-12
答案：D 解析：任何温度下，氯化钠溶液都显中性，c（H+）=c（OH-）=1×10-6 mol·L-1，所以K W=1×10-12。
7.盐类的水解反应在人类的生产、生活中有着广泛的应用。下列实用技术与盐类水解无关的是
A.纯碱溶液去油污
B.保存硫酸亚铁溶液时，加入铁粉
C.洪涝过后，灾区用明矾净水
D.草木灰不能与铵盐氮肥混合使用
答案：B 解析：纯碱水解显碱性，使油污在碱性条件下水解，从而将其除去，A正确；硫酸亚铁易被氧化，加入铁粉，可防止亚铁离子被氧化，与水解无关，B错；明矾中铝离子水解生成Al（OH）3胶体，可以吸附水中的悬浮物，从而起到净水作用，C正确；草木灰中含有碳酸钾等盐，水解显碱性，若与铵盐混用，铵盐会失效，D正确。
8.氟化钠（NaF）是一种重要的氟化盐,常用作农业杀虫、杀菌，木材防腐等。下列有关说法正确的是
A.氟化钠溶液中的离子浓度由大到小的顺序是c（Na+）＞c（F-）＞c（H+）＞c（OH-）
B.0.1mol·L-1的氟化钠溶液的pH为13
C.微微加热氟化钠溶液，F -的浓度将会增大
D.氟化钠溶液中的离子浓度存在如下关系：c （Na +）+c （H +）=c （OH -）+c （F -）
答案：D 解析：氟化钠水解显碱性，A 错；水解是微弱的，0.1 mol·L -1的氟化钠溶液中的F -不可能完全水解，其pH 应小于13，B 错；加热会促进F -的水解，F -的浓度将减小，C 错；D 项满足溶液中各种离子的电荷守恒，是正确的。
9.下列事实可证明一水合氨是弱碱的是
A.氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁
B.铵盐受热易分解
C.0.1mol·L -1的氨水可以使酚酞试液变红
D.0.1mol·L -1氯化铵溶液的pH 约为5
答案：D 解析：要证明一水合氨是弱碱，就需从其对应的铵盐是否能水解呈酸性或其水溶液的碱性强弱是否受外界因素影响等角度考虑。A 、C 项仅是证明氨水呈碱性而已；B 项说明铵盐不稳定；D 项氯化铵溶液显酸性是由于氨根离子水解导致，其水解的离子方程式为：
+4NH +H 2O NH 3·H 2O+H +，故选D 。
10.在标准状况下，向100mL 氢硫酸溶液中通入二氧化硫气体，溶液pH 变化如图所示，则原氢硫酸溶液的物质的量浓度为
A.0.5mol·L -1
B.0.05mol·L -1
C.1mol·L -1
D.0.1mol·L -1 答案：D 解析：开始时是氢硫酸溶液pH 小于7，通入二氧化硫气体发生反应：2H 2S+SO 2====3S↓+2H 2O ，pH 增大；当H 2S 与SO 2恰好完全反应，溶液呈中性，pH 等于7，所以n （H 2S ）=2n （SO 2）=2×0.112 L÷22.4 L· mol -1=0.01 mol ，c （H 2S ）=0.1 mol·L -1。
11.室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH 一定等于7的是
A.0.1mol·L -1的醋酸和0.1mol·L -1的氢氧化钠溶液
B.0.1mol·L -1的盐酸和0.1mol·L -1的氢氧化钡溶液
C.0.1mol·L -1的硫酸和0.1mol·L -1的氢氧化钠溶液
D.0.1mol·L -1的硫酸和0.1mol·L -1的氢氧化钡溶液
答案：D 解析：A 中酸碱恰好生成醋酸钠，但CH 3COO -水解显碱性；B 中碱为二元碱，反应后碱剩余，溶液显碱性；C 中硫酸是二元酸，反应后酸剩余，溶液显酸性；D 中酸碱恰好生成沉淀和水，溶液为中性。 12.欲使0.1mol·L -1的NaHCO 3溶液中c （H +）、c （-
23CO ）、c （-3HCO ）都减小，可采取的措施是
A.通入二氧化碳气体
B.加入氢氧化钠固体
C.通入氯化氢气体
D.加入饱和石灰水溶液
答案：D 解析：-
3HCO 在溶液中存在电离平衡：-3HCO H ++-
23CO 和水解平衡-3HCO +H 2O
H 2CO 3+OH -,通CO 2与水生成H 2CO 3，水解平衡逆向移动，-3HCO 浓度增
CO浓度增大，A错；加入碱，水解平衡受到抑制，电离平衡受到促进，但氢氧化钠会使-2
3
CO浓度减小，所以D正确，B错误。
大，饱和石灰水会产生沉淀，使-2
3
13.常温下，在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH-浓度分别为amol·L-1、bmol·L-1，则a和b的关系是
A.a＞b
B.a=10-4b
C.b=10-4a
D.a=b
答案：B 解析：pH=9的NaOH溶液中，水电离产生的c（OH-）=1×10-9mol·L-1，而pH=9的CH3COONa溶液中，水电离产生的c（OH-）=1×10-5 mol·L-1，故a=10-4b。
14.下列根据实验现象所作出的结论中一定正确的是
A.无色试液使红色石蕊试纸变蓝。结论：该试液一定是碱性溶液
B.向无色试液加入过量NaOH溶液，无沉淀。结论：试液中一定含有Al3+
C.无色试液焰色反应呈黄色。结论：试液中一定不含有K+
CO
D.向无色试液加入盐酸产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。结论：试液一定有-2
3
答案：A
15.（2008重庆高考）向三份0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次为
A.减小、增大、减小
B.增大、减小、减小
C.减小、增大、增大
D.增大、减小、增大
答案：A 解析：CH 3COONa溶液中存在CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-的水解平衡，NH4NO3和FeCl2溶液显酸性，故加入促进上述平衡正向移动，则CH3COO-浓度减小；Na2SO3水解显碱性，加入后对上述平衡有抑制作用，故CH3COO-浓度增大。
第Ⅱ卷（非选择题，共55分）
二、填空题（本题包括5个小题，共47分）
16.（8分）取一定量的饱和FeCl3溶液进行如下实验：
（1）加入少量NaOH固体，FeCl3的水解程度________________（填“增强”“减弱”或“不变”）。（2）FeCl3溶液中通入HCl气体，溶液的pH__________（填“增大”“减小”或“不变”），FeCl3的水解程度______________（填“增强”“减弱”或“不变”）。
（3）将溶液加热蒸干并灼烧，最后得到的固体是______________（写化学式）；理由是______________（用化学方程式说明）。
（4）向FeCl3溶液中加入适量镁片，现象是______________。
（5）向FeCl3溶液中加入碳酸钠溶液，现象是______________,发生反应的离子方程式是______________。
答案：答案：（1）增强（2）减小减弱（3）Fe2O3 FeCl3+3H2O Fe（OH）3↓+3HCl↑；
2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O（4）镁片溶解，溶液变浅绿色，同时有气泡生成（5）有红褐色
3CO+3H2O====2Fe（OH）3↓+3CO2↑
沉淀生成，并有无色无味的气体生成2Fe3++-2
3
解析：（1）（2）FeCl3水解显酸性，加入碱会增强其水解，加入酸抑制其水解。（3）加热FeCl3溶液，由于水解产生的氯化氢不断挥发，水解程度增大，得到氢氧化铁沉淀，灼烧后得氧化
CO水解相互促进，铁。（4）由于FeCl3水解显酸性，加入镁片，会生成氢气。（5）Fe3+与-2
3
发生彻底的双水解。
17.（2008山东高考）（6分）（1）碳氢化合物完全燃烧生成CO 2和H 2O 。常温常压下，空气中的CO 2溶于水，达到平衡时,溶液的pH=5.60,c （H 2CO 3）=1.5×10-5mol·L -1。若忽略水的电离及H 2CO 3的第二级电离，则
H 2CO 3-3HCO +H +的平衡常数K 1=____________。
（已知：10-5.60=2.5×10-6 ） （2）常温下，0.1mol·L -1NaHCO 3溶液的pH 大于8,则溶液中c （H 2CO 3）________c （-23CO ）
（填“＞”、“＝”或“＜”），原因是____________________（用离子方程式和必要的文字说明）。 答案：（1）4.2×10-7 mol·L -1（2）＞-
3H C O +H 2O -23CO +H 3O +（或-3HCO -23CO +H +）
-3HCO +H 2O
H 2CO 3+OH -，-3HCO 的水解程度大于电离程度 解析：（1）H 2CO 3-3HCO +H +的平衡常数
17156
.56.53231102.410
5.11010][]][[-------+??=???==L mol L mol CO H HCO H K a 。 （2）由于0.：1 mol·L -1NaHCO 3 溶液的pH 大于8，说明溶液呈碱性，进一步推测可知，-
3HCO 的水解大于-3HCO 的电离。
18.（12分）氨水是一种重要的化学药品，请回答下列问题：
（1）0.1mol·L -1氨水的pH________13（填“＜”“＞”或“＝”），原因是___________________。
（2）0.1mol·L -1氨水中OH -的物质的量浓度为c 1,0.01mol·L -1氨水中OH -的物质的量浓度为c 2,则c 1/c 2________10（填“＜”“＞”或“＝”），原因是______________________________________。
（3）用水稀释0.1mol·L -1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是________________。
A.c （OH -）／c （NH 3·H 2O ）
B.c （NH 3·H 2O ）／c （OH -）
C.c （H +）和c （OH -）的乘积
D.OH -的物质的量
（4）将0.2mol·L -1的氨水和0.1mol·L -1HCl 溶液等体积混合，所得溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是_______________；c （NH 3·H 2O ）+c （+
4NH ）+c （NH 3）=_____________。
（5）室温下，c （H +）=1×10-3mol·L -1的硫酸和c （OH -）=1×10-3mol·L -1的氨水溶液等体积混合，所得溶液的pH________7（填“＜”“＞”或“＝”），原因是__________________________。 答案：（1）＜一水合氨为弱碱，0.1 mol·L -1氨水中OH -浓度小于0.1 mol·L -1
（2）＜ 0.1 mol·L -1氨水是0.01 mol·L -1氨水浓度的10倍，但电解质溶液浓度越大，电离
程度越小，所以前者中OH -浓度比后者OH -浓度的10倍小
（3）B
（4）c （+4NH ）＞c （Cl -）＞c （OH -）＞c （H +） 0.1 mol·L -1
（5）＞氨水为弱碱溶液，其浓度要远大于1×10-3 mol·L -1，即二者等体积混合后，氨水剩余，溶液显碱性。
解析：（3）在氨水中存在下列电离平衡：NH 3·H 2O +4NH ＋OH -，在加水稀释的过程中，
c （OH -）和c （NH 3·H 2O ）都在减小，由于氨水的电离平衡向电离的方向移动，OH -的物质的量增加，c （OH -）减小的程度比c （NH 3·H 2O ）减小的程度小，c （OH -）/c （NH 3·H 2O ）的值是增大的，c （NH 3·H 2O ）/c （OH -）的值是减小的。（4）0.2 mol·L -1氨水和0.1 mol·L -1HCl 溶液等体积混合后，生成了0.05 mol·L -1的NH 4Cl 溶液，剩下的NH 3·H 2O 的浓度也是0.05 mol·L -1，
两种溶质存在两种趋势：NH 4Cl 中的+4NH 发生水解使溶液呈酸性，NH 3·H 2O 发生电离使溶
液呈碱性，但氨水电离的趋势大于+4NH 水解的趋势，可以忽略+4NH 的水解，即可得离子浓
度的正确顺序；溶液中以氮为中心存在的微粒有三种形式：NH 3·H 2O 、+4NH 、NH 3，由于混
合后溶液的体积增大为原来的两倍，这三种微粒的浓度和应是 0.1 mol·L -1。（5）氨水是弱碱溶液，c （碱）＞c （OH -）=10-3 mol·L -1，所以碱过量，pH ＞7。
19.（9分）对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系。如25℃时，HA H ++A -，则][][][HA A H K a -+?=，式中K 为电离常数，只与温度有关。 COOH
3
-4
（1）K a 只与温度有关，当温度升高时，K a 值_____________（填“变大”“变小”或“不变”）。
（2）在温度相同时，各弱酸的K a 值不同，那么K a 值的大小与酸性的相对强弱有何关系？ 答：___________________________________________________________________________。
（3）若把CH 3COOH 、H 2CO 3、-3HCO 、H 2S 、HS -、H 3PO 4、-42PO H 、-
24HPO 都看作酸，其中酸性最强的是_____________；酸性最弱的是_____________。
（4）多元酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数。对于同一种多元弱酸如H 3PO 4的K a1、K a2、K a3之间存在着数量上的规律。这种规律是_____________；产生此现象的原因是______________________________________________________________________________。
（5）弱电解质的电离程度还可以用电离度表示，电离度是当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。电离常数是用实验的方法测定出来的，现已经测得25℃时，cmol·L -1的CH 3COOH 的电离度为α。试用α表示该温度下醋
酸的电离常数。
K(CH 3COOH)=_____________。
答案：（1）变大（2）K a 越大，酸性越强 （3）H 3PO 4 -24HPO
（4）K a1∶K a2∶K a3＝1∶10-5∶10-10上一级电离产生的H +对下一级电离有抑制作用
（5）α
α-=12
c K a 解析：（1）温度升高，促进电离，所以K 值增大；（2）和（3）K 值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强；（4）当多元弱酸第一级电离出H +后，对下一级电离起到了抑制作用。
20.（12分）用实验确定某酸HA 是弱电解质。两同学的方案是：
甲：①称取一定质量的HA ，配制0.1mol·L -1的溶液100mL ；②用pH 试纸测出该溶液的pH ，即可证明HA 是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA 溶液、盐酸，分别配制pH=1的两种酸溶液各100mL ；②分别取这两种溶液各10mL ，加水稀释为100mL ；③各取相同体积的两种稀释溶液装入两支试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA 是弱电解质。
（1）在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是_____________。
（2）甲方案中，说明HA 是弱电解质的理由是测得溶液的pH________1（填“＞”“＜”或“=”）；乙方案中，说明HA 是弱电解质的现象是_____________（多选扣分）。
a.装盐酸的试管中放出H 2的速率快
b.装HA 溶液的试管中放出H 2的速率快
c.两支试管中产生气体的速率一样快
（3）请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处__________________________。
（4）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明表述。_____________。 答案：（1）100 mL 容量瓶（2）＞b （3）配制pH ＝1的HA 溶液难以实现，不妥之处在于加入的锌粒难以做到表面积相同（4）配制NaA 溶液，测其pH ＞7，即证明HA 是弱电解质（其他正确答案亦可）
解析：（1）准确配制100 mL 的溶液时，必须使用容量瓶，容量瓶有不同的型号，对于本题要选用 100 mL 的容量瓶才行。（2）甲方案中，HA 是弱电解质，在溶液中只能部分电离，所以溶液中c （H +）＜0.1 mol·L -1 ,故pH ＞1；乙方案中，盐酸是强酸而醋酸是弱酸，当pH=1的盐酸和醋酸稀释相同的倍数时，由于醋酸存在电离平衡而盐酸不存在电离平衡，因而醋酸的电离平衡向右移动，导致盐酸中c （H +）小于醋酸中c （H +），所以醋酸放出氢气快。（3）由于HA 是弱电解质，因而其电离程度的大小不但与其自身的性质有关，而且还受温度、浓度的影响，所以HA 溶液中的c （H +）只能测定而不能准确配制；再者锌粒的质量和纯度可以称量或测定，但锌粒的形状、大小则很难控制。（4）这是一个开放性问题，可以从盐类的水解角度考虑，若强碱盐NaA 溶液中pH ＞7，即说明该溶液呈碱性，也就证明A -发生水解，其水解方程式为：A -+H 2O HA+OH -，故NaA 对应的酸HA 是弱电解质；也可以从影响电离平衡的角度考虑，若已知pH 的HA 溶液中，如可采用加入固体盐NaA 方法，测得溶液的pH 发生变化，即可证明HA 是弱电解质；也可以从电离的特点角度考虑，如可采用配制相同浓度的盐酸和醋酸，然后分别测定两溶液的pH 。若pH （盐酸）＜pH （醋酸），即能证明HA 是弱电解质。
三、计算题（本题共8分）
21.（8分）在T ℃时，水的离子积为K W ＝10-12 。在此温度下，将pH ＝a 的盐酸溶液V a L 与
pH＝b的Ba（OH）2溶液V b L混合：
（1）由K W的值可以判断T________25℃（填“＞”“＜”或“=”）；理由是____________________。（2）若所得混合液为中性，且a＋b＝10，则V a∶V b为________。
（3）若所得混合液的pH＝10，且a＝2，b＝12则V a∶V b为________。
答案：（1）＞水的电离是吸热过程，温度升高，水的电离平衡右移，导致离子积增大
（2）1∶100 （3）99∶2
解析：水的电离过程是个吸热过程,在常温时水的离子积为K W＝10-14,比常温时的离子积大,说明温度比常温时的高；由于温度不同，应该在新的条件下进行有关溶液pH的相关计算。如果溶液呈中性,则有10-a·V a=10（b-12）·V b；如果所得混合溶液的pH=10,则说明混合后溶液呈碱性,碱过量,则有10（b-12）·V b-10-a·V a=（V a+V b）·10（10-12）
高考电离平衡和水解平衡
高考电离平衡和水解平衡 【高考导航】 电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。一、电离平衡和水解平衡的比较 电离平衡水解平衡 实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na 2S水溶液(0.1mol/L) 研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 实质弱酸H++弱酸根离子 弱碱OH—+阳离子 离子化速率=分子化速率弱酸根+H2O弱酸+OH— 弱碱阳离子+H2O弱碱+H+ 水解速率=中和速率 程度酸（碱）越弱，电离程度越小， 多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解 能量变化吸热吸热 表达式电离方程：①②多元弱酸 分步电离H2S H++HS— HS—H++S2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2O HS—+OH- HS—+ H2O H2S+OH- 粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞ c(H2S) 电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L =0.5 c(Na+) 影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓 度 加水稀释促进电离促进水解 通入H2S抑制电离生成NaHS 加入Na2S生成NaHS抑制水解 二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c（H+）pH 中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍 数后的pH 产生氢气 的量 开始时的 反应速率 盐酸大小 相等相同快小 醋酸小大慢大 c（H+）c（酸）中和碱 的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍 数后的pH 产生氢气 的量 开始时的 反应速率 盐酸相等小弱少相等大
盐类的水解高考题汇编
专题电离平衡盐类的水解高考题汇编 考点1、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．(07广东)下列说法正确的是( ) (A)硫酸、纯碱、醋酸钠和生石灰分别属于酸、碱、盐和氧化物 (B)蔗糖、硫酸钡和水分别属于非电解质、强电解质和弱电解质 (C)Mg、Al、Cu可以分别用置换法、直接加热法和电解法冶炼得到 (D)天然气、沼气和水煤气分别属于化石能源、可再生能源和二次能源 考点2弱电解质的电离平衡 2．(2007年高考理综重庆卷，电解质)用食用白醋(醋酸浓度约为1 mol/L)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是( ) (A)白醋中滴入石蕊试液呈红色(B)白醋加入豆浆中有沉淀产生 (C)蛋壳浸泡在白醋中有气体放出(D)pH试纸显示醋酸的pH为2～3 3．(2007年高考上海化学卷，电离平衡)已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(A)加少量烧碱溶液(B)升高温度(C)加少量冰醋酸(D)加水 4．（08天津卷）醋酸溶液中存在电离平衡CH 3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是（） A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－） B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）减小 C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7 考点3强弱电解质的比较 5．(2007年高考上海化学卷，电解质)下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( ) (A)相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 (B)100 mL 0.1 mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 (C)pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5 (D)两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 6．（08广东卷）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图是KOH溶液分别滴定HCl溶 液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是（） A B C D 7．（08广东卷）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（） 和OH-A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO 2 3 B．NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C．10 mL0.10mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度
公开课--盐类的水解-教学设计说明
集体备课教案高2020级化学组
教学方法选择 教材先提出盐溶液的酸碱性的问题，然后通过实验得出盐溶液的酸碱性与其组成的关系，再通过微观分析得出其本质原因。针对这一容组织形式、结合学生已经基本具备解决问题的弱电解质电离平衡知识和平衡移动原理知识，本节课适合于采用探究式教学模式。同时，本节课的核心任务是形成盐类水解的概念，根据概念的分类和学习的认知学心理，概念的形成要通过具体的例证进行概念感知、对例证进行分析、比较、辨别，在此基础上舍弃非本质特征、提取其本质特征、进行抽象概括，形成概念。综合上述两点，我设计了如下探究教学模式。 教学模式：提出问题――实验探究――得出结论――质疑――理论讲解――交流应用 教学环境、教学媒体选择 教学场地：高2020级（17）班 实验器材：试剂瓶、烧杯、玻璃棒、pH试纸等 本节课将用到 白板，白板笔，计算机，投影仪，图片，课件PPT等。 板书设计 第三节盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性 强酸强碱盐：中性 强酸弱碱盐：酸性 强碱弱酸盐：碱性 二、盐溶液呈现酸碱性的原因 1、理论分析：CH3OONa溶液（显碱性）： CH3OONa=CH3OO— + Na+ + H2O H+ + OH— CH3COOH 2、盐类水解的定义 3、实质 4、规律
5、条件 6、特征 三、水解方程式的书写规则 ①一般用，不用气体或沉淀符号； ②多元弱酸根分布写，以第一步为主； ③多元弱碱的阳离子一步到位。 教学目标 一、知识与技能 （1）使学生理解盐类水解的实质，能解释强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。 （2）能通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，揭示盐类水解的本质。（3）能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。 二、过程与方法 通过实验，培养学生的观察能力，加强基本操作训练，培养分析、综合的思维能力三、情感态度与价值观 （1）能在思考分析过程中倾听他人意见，相互启发，体会合作交流的重要与快乐。 （2）体验科学探究的乐趣，学会透过现象看本质。 （3）建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。 重点、难点分析 重点：盐类水解的过程、本质。 难点：盐类水解的本质。 课堂教学过程结构设计
电离平衡和水解平衡的比较
电离平衡和水解平衡的比较 电离平衡水解平衡实例H2S水溶液（0.1mol/L）Na2S水溶液（0.1mol/L）研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 实质弱酸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 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 程度酸或碱越弱，电离程度越小，多 元酸的一级电离远远大于二级电 离，大于三级电离…… “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。 能量变化吸热（极少数例外）吸热 表达式电离方程式：①用“” ②多元弱酸分步电离 H2S H+ + HS— HS—H+ + S2— 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） 微粒浓度 大小比较 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2 —) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) 电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物料守恒式c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2 影响因素 温度升温促进电离（极少数例外）升温促进水解 浓 度 稀释 促进电离，但浓度减小，酸性减 弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱通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。 S2—+H2O HS—+ OH— H2S + OH—HS—+ H2O 促使上述平 衡右移，合并为：H2S + S2—2HS—加Na2S H2S H+ + HS— S2—+ H+HS—促使上述平衡 右移，合并为：H2S + S2—2HS — 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解 程度减小。 ☆结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在中间，异强混合看过量。 （3）如两强酸或两强碱pH值相差两个单位以上[c(H+)、c(OH-)相差100倍以上]，等体积混合后，相当于pH值小的强酸或pH大的强碱加水稀释一倍[忽略稀溶液中的c(H+)或c(OH-)]，pH 值变化0.3个单位（1g2=0.3）。即： 强酸混合时，pH混= pH小+ 0.3 强碱混合时，pH混= pH大—0.3
专题十一 电离平衡与盐类的水解
专题十一电离平衡与盐类的水解 一、考点回顾 1．考点阐释： 考点1：电解质 ⑴概念： 电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。如：酸、碱、盐和水等。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物。 CH NH H ⑶弱电解质的电离平衡 概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。 影响电离平衡的因素 ①温度：升高温度，平衡向电离方向移动。但如果溶质为挥发性物质，则加热会导致浓度下降。 ②浓度：将弱电解质加水稀释，平衡向电离方向移动；减少生成物浓度，可以促进电离；加入与阴阳离子相同的离子时，则产生同离子效应，抑制电解质的电离。 ⑷电离方程式的书写 ①强电解质的电离应用“=”连接，弱电解质的电离用“”连接。 ②多元弱酸的电离为分步电离，且第一步为主要过程，起决定作用。而多元弱碱的电离则可一步书写。 考点2。水的电离和溶液的pH 水的电离：H2O H+ + OH—，属于吸热反应。25℃时，水的离子积常数为1×10—14； ⑴影响水的电离程度的因素 ①温度：升高温度，水的电离程度增强，水的离子积增大。 ②酸或碱：加入酸和碱时都会抑制水的电离，但在稀溶液中，水的离子积常数不变。 ③易水解的盐：盐类的水解可促进水的电离， ⑵溶液的酸碱性和pH值 溶液酸碱性的判断：当c (H+) = c (OH—) 时，溶液呈中性； 当c (H+) > c (OH—) 时，溶液呈酸性；
当c (H+) < c (OH—) 时，溶液呈碱性. 若溶液中的c (H+) 在1×10—14mol/L~1mol/L之间时,常用pH来表示,pH = -[ lg c（H+）] 因此在25℃时，当pH = 7，溶液为中性；pH < 7，溶液为酸性；pH > 7时，溶液为碱性。 ⑶溶液中pH的计算： ①酸的pH：先求溶液中c (H+)，再根据公式计算pH。当溶液为强酸时，加水稀释时，每稀释10倍，pH增加1，但溶液的pH只能接近7。如果为弱酸，则增加的幅度比强酸小。 ②②碱的pH值：先求溶液中的c (OH—)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。如果为强碱，每稀释10倍，pH降低1，但溶液的pH只能接近7；若为弱碱，则降低的幅度小于强碱。 ②酸与酸混合：当两种强酸混合时，先由H+的物质的量与溶液的体积求出c (H+)，然后求出pH值 ③碱与碱混合：当两种强碱混合时，先求出由OH—的物质的量和溶液的体积求出c (OH —)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。 ④酸碱混合时：首先判断哪种物质过量，来判断溶液的酸碱性，如果为酸性，则通过求得c (H+)而得到pH值；若为碱性，则首先计算c (OH—)，由水的离子积解得c (H+)，进而求出pH。 考点3：盐类水解 ⑴盐类水解的实质：盐中电离产生的阴离子或阳离子与水中电离产生的H+或OH—结合为更弱的电解质，从而减少了溶液中的H+或OH—，促进了水的电离， ⑵盐类水解的结果：促进水的电离，影响了溶液的酸碱性。 酸性：强酸弱碱盐碱性：强碱弱酸盐中性：强酸强碱盐 弱酸弱碱盐的酸碱性由阴阳离子的水解程度决定。 ⑶影响盐类水解的因素 ⑷判断酸碱反应后溶液的pH ①强酸强碱反应时，酸碱恰好完全反应与溶液为中性属于同一状态； ②强酸弱碱反应时，弱恰好完全反应，则溶液呈酸性，溶液呈中性时，为碱过量； ③强碱与弱酸反应，恰好完全反应时，溶液显碱性，溶液为中性时，酸过量。 考点4。酸碱中和滴定 ⑴实验原理以及目的：H+ + OH—= H2O ，根据在反应过程中溶液的pH的变化情况，可以由已知浓度的酸（碱）测定未知浓度的酸（碱）的浓度。 ⑿实验所用试剂和仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台等，标准溶液、待测溶液以及酸碱指示剂 ⑵中和滴定过程中的注意事项：
电离与水解和三大守恒
电离与水解和三大守恒 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3溶液中，c(HCO 3― )＞＞c(H 2CO 3)或c(OH ― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO 3溶液中有：c(Na + ) ＞ c(HCO 3- )。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H + 的（或OH -）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H + )（或碱性溶液中的c(OH -)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H + )＞c(OH -)，水解呈碱性的溶液中c(OH -)＞c(H + )；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 小结:盐溶液中粒子浓度比较 3、多元弱酸盐分步水解，以第一步为主如：Na 2CO 3 溶液中： c (CO 32–) c (HCO 3–) c (H 2CO 3) > > 2、不水解的离子的浓度>发生水解的离子的浓度> 溶液呈酸碱性的离子 1、盐电离程度>>盐水解程度>水电离程度
二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 1.离子守恒 CH3COONa：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-) NaHCO3：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-) Na3PO4：c(Na+)+c(H+)=3c(PO43-)+2c(HPO4 2-)+c(H PO4-)+c(OH-) 2 Na2CO3：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）NaHCO3：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）
电离与水解平衡
第三章电离与水解平衡 （时间：90分钟满分：100分） 第Ⅰ卷（选择题，共45分） 一、选择题（本题包括15个小题，每题3分,共45分。每小题只有一个选项符合题意） 下列1～4小题中，均隐含着两个数值，试比较两个数值的大小，用“（A）大于、（B）小于、（C）等于、（D）无法确定”作答。 1.常温下，pH相等的醋酸和盐酸溶液中的c（CH3COO-）和c（Cl-） 答案：C 解析：醋酸中c（OH-）+c（CH3COO-）=c（H+）,盐酸中c（OH-）+c（Cl-）=c（H+）,两溶液中c（H+）相等，那么常温下，c（OH-）也相等，所以酸根浓度相等。 2.在20℃和80℃时纯水的pH 答案：A 解析：水在任何温度下都显中性，但随温度升高，K W值增大，pH减小。 3.常温下，0.1mol·L-1和0.05mol·L-1的CH3COOH溶液的K a值 答案：C 解析：酸的电离常数与酸的本性和温度有关，与酸的浓度无关，所以选C。 4.20℃时0.1mol·L-1CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH 答案：B 解析：H2CO3比CH3COOH酸性弱，同温同浓度的HCO-3比CH3COO-更易水解，碱性更强，故选B。 5.下列说法中正确的是 A.室温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH-，且K W=［H+］·［OH-］=1.0×10-14mol2·L-2 B.HCl溶液中无OH-，NaOH溶液中无H+ C.某溶液的pH=7，一定呈中性 D.NaCl溶液中既无H+也无OH- 答案：A 解析：水溶液中都有H+和OH-。25 ℃下，中性溶液的pH为7。随温度升高，K W 值增大，中性溶液的pH减小，所以温度高于25 ℃，pH=7的溶液显碱性；温度低于25 ℃，pH=7的溶液显酸性，所以选C。 6.在约100℃的温度下，NaCl稀溶液中c（H+）为1×10-6mol·L-1，下列说法正确的是 A.该NaCl溶液显酸性 B.该NaCl溶液显碱性 C.该NaCl溶液中K W=1×10-14 D.该NaCl溶液中K W=1×10-12 答案：D 解析：任何温度下，氯化钠溶液都显中性，c（H+）=c（OH-）=1×10-6 mol·L-1，所以K W=1×10-12。 7.盐类的水解反应在人类的生产、生活中有着广泛的应用。下列实用技术与盐类水解无关的是 A.纯碱溶液去油污 B.保存硫酸亚铁溶液时，加入铁粉 C.洪涝过后，灾区用明矾净水 D.草木灰不能与铵盐氮肥混合使用 答案：B 解析：纯碱水解显碱性，使油污在碱性条件下水解，从而将其除去，A正确；硫酸亚铁易被氧化，加入铁粉，可防止亚铁离子被氧化，与水解无关，B错；明矾中铝离子水解生成Al（OH）3胶体，可以吸附水中的悬浮物，从而起到净水作用，C正确；草木灰中含有碳酸钾等盐，水解显碱性，若与铵盐混用，铵盐会失效，D正确。 8.氟化钠（NaF）是一种重要的氟化盐,常用作农业杀虫、杀菌，木材防腐等。下列有关说法正确的是 A.氟化钠溶液中的离子浓度由大到小的顺序是c（Na+）＞c（F-）＞c（H+）＞c（OH-） B.0.1mol·L-1的氟化钠溶液的pH为13
盐类的水解 难溶物的电离平衡 电化学
盐类的水解 一、盐类的水解 1.实质,盐电离,弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-,生成弱电解质,破坏了电离平衡,水的电离程度增大,c(H+)≠c(OH-),溶液呈现酸性或者碱性 2.特点,程度微弱,属于可逆反应, ,就是的逆反应。 3.水解的规律,有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。 4.水解方程式的书写 一般盐类的水解程度小,如果产物易分解(如氨水,碳酸)也不写成分解产物的形式 Eg:氯化铵的水解离子方程式: 多元弱酸盐的水解分布进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式 Eg:碳酸钠的水解离子方程式: 多元弱碱盐的水解方程式一步写完 Eg:氯化铁的水解离子方程式: 若阴、阳离子水解相互促进,由于水解程度较大,书写要用等号,气体,沉淀符号 Eg:碳酸氢钠与氯化铝混合溶液: 常见能发生水解相互促进的离子组合有:铝离子与碳酸根,碳酸氢很,硫离子,硫氢根,偏铝酸根,以及铁离子与碳酸根,碳酸氢根 二、影响水解的主要因素 1.内因,酸或者碱越弱,其对应的弱酸根离子与弱碱阳离子 2.外因,改变温度,浓度,外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度 三、盐类水解反应的运用 1,除油污,用热纯碱溶液清洗的原因？ 2,配制盐溶液,配制氯化铁溶液时,为抑制铁离子水解,因加入 3,作净水剂,铝盐净水原理用 4,制备物质,用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为 制备硫化铝不能在溶液中进行的原因 问题:配制硫酸亚铁时,为何要加入硫酸,并加入少量铁屑？ 四、 1、离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式 2.溶液中离子浓度的大小关系 多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液 不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较 练习:一、选择题 1.下列说法不．正确的就是( ) A.明矾能水解生成Al(OH)3胶体,可用作净水剂
电离平衡和缓冲溶液
电离平衡和缓冲溶液 一、实验目的 1、进一步巩固电解质电离的特点和影响平衡移动的因素 2、 巩固pH 值的概念，掌握酸碱指示剂和pH 试纸的使用 3、学习缓冲溶液的配制试验及其性质 二、实验原理 ① 基本概念：在弱酸或弱碱等弱电解质溶液中，加入与弱酸或弱碱解离后具有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象称同离子效应。 在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 ② 缓冲溶液组成及计算公式： 缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的，例如弱酸和弱酸盐，或弱碱和弱碱盐(NH3·H 2O - NH4Cl)。如果缓冲溶液由弱酸和弱酸盐 (例如HAc-NaAc)组成，则 其PH 计算的公式为: 可见缓冲溶液的PH 首先取决于PKa,即取决于弱酸的解离常数Ka 的大小,同时又与C a 和Cb 的比值有关. ③缓冲溶液性质： a.抗酸/碱,抗稀释作用 因为缓冲溶液中具有抗酸成分和抗碱成分，所以加入少量强酸或强碱，其pH 值基本上是不变的。稀释缓冲溶液时，酸和碱的浓度比值不改变，适当稀释不影响其pH 值。 b.缓冲容量 缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。缓冲容量的大小与缓冲组分浓度和缓冲组分的比值有关。缓冲组分浓度越大，缓冲容量越大；缓冲组分比值为 1:1 时，缓冲容量最大。 b a a c c pK pH lg -=θ
三、仪器和药品 试管，量筒(100mL，10mL)，烧杯(100mL，50mL)，吸量管(10mL)等。 HAc(0.1mol/L)，NaAc(0.1mol·L-1，1mol·L-1), NaH2PO4 (0.1 mol·L-1)，Na2HPO4 (0.1 mol·L-1) NH3·H2O (0.1 mol·L-1)，NH4Cl (0.1 mol·L-1)，HCl (0.1 mol·L-1)，NaOH (0.1 mol·L-1，1 mol·L-1)，pH=4的HCl，pH＝10的NaOH，pH=4.00标准缓冲溶液，pH=9.18标准缓冲溶液，甲基红溶液，广泛pH 试纸，精密pH试纸，吸水纸等。 四、实验步骤
水解与电离中三大守恒详解
电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
高三化学二轮精品专题专题电离平衡、盐类的水解沉淀溶解平衡
届高三化学二轮精品专题专题-电离平衡、盐类的水解沉淀溶解平衡
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绝密★启用前 2012届高三化学二轮精品专题卷：专题6 电离平衡、盐类的水解； 沉淀溶解平衡 考试范围：电离平衡、盐类的水解；沉淀溶解平衡 相对原子质量：H：1 C：12 O：16 Na：23 Ca：40 一、选择题（本题共14小题，每小题3分，共42分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。）1．下列说法正确的是（）A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强 B．因为CH3COOH是弱电解质，HCl是强电解质，所以中和等体积等物质的量浓度的醋酸和盐酸时，中和醋酸消耗的NaOH比盐酸消耗的NaOH用量少 C．足量Zn分别和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸反应时，产生H2的量相同，放出H2的速率不等D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中PO43-的物质的量浓度相同 2．在下列溶液中，各组离子一定能够大量共存的是（）A．使酚酞试液变红的溶液：Na+、Cl-、SO42-、Fe3+[来源:学#科#网Z#X#X#K] B．使紫色石蕊试液变红的溶液：Fe2+、Mg2+、NO3-、Cl- C．常温下c(H+)=10-12mol/L的溶液：K+、Ba2+、Cl-、Br- D．碳酸氢钠溶液：K+、SO42-、Cl-、H+ 3．常温下，向0.1mol·L-1的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入氢氧化钡溶液的体积关系如右图所示，a、b、c、d分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中正确的是（）A．溶液的导电能力：a 高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附 答案 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】 电离水解平衡选择题训练 20．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是 A．c(Na+)==c(CH 3COO—) B．c(CH 3 COO—)>c(OH—) C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/L D．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L 21．有五瓶溶液分别是：①10mL0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL0.50mol·L－1H 2SO 4 水溶 液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL0.20mol·L －1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是 A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤ C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>① 22．0.1mol·L－1的下列几种溶液：A.Na 2CO 3 B.CH 3 COONaC.NaClD.NaHCO 3 E.NH 4 Cl，其pH由大 到小的顺序是 A．A>D>B>C>EB．C>E>B>D>AC．A>B>D>E>CD．E>A>B>D>E 23．在FeCl 3和Fe 2 (SO 4 ) 3 的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)=c(SO42－) 时，下列判断正确的是 A．c(Fe3+)＞c(Cl－)B．c(SO42－)＞c(Cl－) C．c(SO42－)＜c(Cl－)D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等 2020届专题六化学 考试范围：电离平衡、盐类的水解；沉淀溶解平衡 相对原子质量：H：1 C：12 O：16 Na：23 Ca：40 一、选择题（本题共14小题，每小题3分，共42分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。） 1．下列说法正确的是（） A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强 B．因为CH3COOH是弱电解质，HCl是强电解质，所以中和等体积等物质的量浓度的醋酸和盐酸时，中和醋酸消耗的NaOH比盐酸消耗的NaOH用量少 C．足量Zn分别和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸反应时，产生H2的量相同，放出H2的速率不等 D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中PO43-的物质的量浓度相同 2．在下列溶液中，各组离子一定能够大量共存的是（） A．使酚酞试液变红的溶液：Na+、Cl-、SO42-、Fe3+ B．使紫色石蕊试液变红的溶液：Fe2+、Mg2+、NO3-、Cl- C．常温下c(H+)=10-12mol/L的溶液：K+、Ba2+、Cl-、Br- D．碳酸氢钠溶液：K+、SO42-、Cl-、H+ 3．常温下，向0.1mol·L-1的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入氢氧化钡溶液的体积关系如右图所示，a、b、c、d分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中正确的是（） A．溶液的导电能力：a 电离平衡和水解平衡 一．考纲与考情 1．考纲 电离平衡和水解平衡在考纲中的位置如下所示： 基础型课程部分 2．考情 电离平衡和水解平衡在近几年高考中的出题都集中在选择题，一般为一题单选，一题多选。综合来说，这一块的内容所占考分不多，但是由于学习水平较高，而且有一题会出现在多项选择题中，考生失分的情况还是十分普遍的，也应该将之看作教学上的重难点来看待。 二．知识点整理 电解质和非电解质强电解质和弱电解质 1、概念 ⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 ①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。 ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。 ③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。 例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3 ⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质 ①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H2O、HF等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO4、CaCO3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 2、判断 ⑴物质结构判断：离子化合物（含离子键）强电解质；共价化合物（极性强、弱、非极性） 强电解质不一定是离子化合物，如盐酸是共价化合物，但它在水溶液中能完全电离，它是强电解质；弱电解质也不一定是共价化合物，如氢氧化铝是若电解质，但是它是离子化合 盐类的水解 一. 盐类的水解 1.实质，盐电离，弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-，生成弱电解质，破坏了电离平衡，水的电离程度增大，c(H+)≠c（OH-），溶液呈现酸性或者碱性 2.特点，程度微弱，属于可逆反应，，是的逆反应。 3.水解的规律，有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。 4.水解方程式的书写 一般盐类的水解程度小，如果产物易分解(如氨水，碳酸）也不写成分解产物的形式Eg：氯化铵的水解离子方程式： 多元弱酸盐的水解分布进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式 Eg：碳酸钠的水解离子方程式： 多元弱碱盐的水解方程式一步写完 Eg：氯化铁的水解离子方程式： 若阴、阳离子水解相互促进，由于水解程度较大，书写要用等号，气体，沉淀符号 Eg：碳酸氢钠与氯化铝混合溶液： 常见能发生水解相互促进的离子组合有：铝离子和碳酸根，碳酸氢很，硫离子，硫氢根，偏铝酸根，以及铁离子与碳酸根，碳酸氢根 二. 影响水解的主要因素 1.内因，酸或者碱越弱，其对应的弱酸根离子和弱碱阳离子 2.外因，改变温度，浓度，外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度 三. 盐类水解反应的运用 1，除油污，用热纯碱溶液清洗的原因？ 2，配制盐溶液，配制氯化铁溶液时，为抑制铁离子水解，因加入 3，作净水剂，铝盐净水原理用 4，制备物质，用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为 制备硫化铝不能在溶液中进行的原因 问题：配制硫酸亚铁时，为何要加入硫酸，并加入少量铁屑？ 四. 1.离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式 2.溶液中离子浓度的大小关系 多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液 不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较 练习：一、选择题 1．下列说法不．正确的是( ) A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂 B．水解反应NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动 C．制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法 D．盐类水解反应的逆反应是中和反应 2．一定条件下，CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO－＋ 实验十一电离平衡和沉淀反应 一、实验目的 1．了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用； 3．加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用； 4．练习离心机的使用。 [教学重点] 同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点] 容度积规则的应用 [实验用品] 仪器：试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计 药品：SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、 Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、 1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和) 材料：pH试纸 二、实验内容 （一）同离子效应 1．同离子效应和电离平衡 a：0.1 mol·L-1 NH3·H2O，pH=10 b：1 mL0.1 mol·L-1 NH3·H2O加1d酚酞，颜色粉红；加NH4Ac，颜色变淡。 2．同离子效应和沉淀平衡 1 mL PbI2(饱和)加0.1 mol·L-1 KI 4～5 d 现象：PbI2(黄)↓，平衡左移 （二）缓冲溶液的配制和性质 H2O pH =7；0.1 mol·L-1HAc pH=3 体系pH 纯 水 5mL纯水中加1d 缓冲液 HAc-NaAc 5 mL缓冲液中加1 d 0.2 MHCl 0.2 MNaOH 0.2 MHCl 0.2 MNaOH 实验值7 理论值7 2.7 11.3 4.76 （三）盐类水解 0.1 mol·L-1 pH NH4Cl NH4Ac NaAc NaCl NaH2PO4NaHPO4Na3PO4实验值 理论值 5.1 7.0 8.8 7.0 4.7 9.9 12.8 Fe3+：黄色，小火加热，颜色变深；加6 mol·L-1HNO3，颜色变浅。 SbCl3+ 2H2O == Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl 该溶液pH=1～2，滴加6 mol·L-1 HCl，溶液变澄清。 （四）沉淀平衡 电离平衡和水解平衡综合练习题 1．向体积为·L -1 CH 3COOH 溶液中加入体积为V b 的·L -1 KOH 溶液，下列关系错误．．的是（ ） V a >V b 时：c (CH 3COOH) +c (CH 3COO -)>c (K + ） B. V a =V b 时：c (CH 3COOH) +c (H + )>c (OH -） C. V a 盐类水解的规律 一、教材分析 “盐类水解”这一教学内容是苏教版《化学反应原理》（选修4）第三章第三节内容。本节内容包括盐类水解和盐类水解的应用两部分，第一部分为重点内容。教材在设计上先是 通过活动与探究实验让学生感受盐溶液的酸碱性，获取盐溶液有的是呈碱性、有的呈酸性而 有的呈中性的感性认知，并通过讨论活动从宏观上认识并概括出盐的组成与其溶液酸碱性之间的关系。同时，盐类水解的知识又与后续难溶电解质的溶解平衡紧密相连。从知识结构上讲，盐类水解平衡是继化学平衡、弱酸、弱碱平衡、水的电离平衡体系之后的又一个平衡体系，它们与将要学习的难溶电解质溶解平衡构成了中学化学的完整的平衡体系，通过学习盐类水解，有利于学生构建电解质溶液的平衡体系。 二、学情分析 在此之前，学生已经学习了化学平衡特征及移动原理，以及电解质在水溶液中的电离，包括弱电解质的电离平衡和水的电离平衡两个平衡体系。学生也初步从微观角度认识了溶液酸碱性的实质。在此基础上再来探究盐类在溶液中的变化规律，以及对溶液酸碱性的影响，这样的安排既能促进学生的认知发展，又能使学生对平衡原理和弱电解质概念进行具体应用和再认识。 三、教学目标 1.理解盐类水解的实质 2.能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性 3.能正确书写盐类水解的离子方程式 4.通过实验探究，理论分析，由宏观现象分析微观本质，揭示原因, 提升逻辑思维能力 5.能在思考分析过程中倾听他人意见，相互启发，体会合作交流的重要与快乐 6.体验科学探究的乐趣，学会透过现象看本质 四、教学重点和难点 教学重点: 盐类水解的实质 教学难点: 盐类水解方程式的书写 五、教学过程 [引入] 问题情境 酸、碱溶解在水中形成的溶液分别显示什么性？为什么？ [ 过渡] 盐可以分为哪几种类型呢？ 1、盐的分类 酸+碱===盐+水（中和反应） 生成的盐：① 强酸强碱盐，NaCI、K2SQ ②强酸弱碱盐，FeCb、NH4CI高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附答案完整版
2020届高中化学 专题6电离平衡、盐类的水解;沉淀溶解平衡
电离平衡和水解平衡专题复习
盐类的水解难溶物的电离平衡电化学
无机化学实验十一 电离平衡和沉淀反应
电离平衡水解平衡综合练习题-teacher
《盐类的水解》教案