2022届高中化学苏教版选修4知识点复习 第三章 物质在水溶液中的行为 Word版
第三章物质在水溶液中的行为
(一)水溶液
1、水的电离和水的离子积
水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡
2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。
25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1
水的电离程度： 1.8×10－7%
水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )
理解K W时要留意：
(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。如100℃时，K W ＝10－12。
(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有
如酸性溶液中
{c(H+)酸＋}·＝K W
碱性溶液中：
{c(OH－)碱＋} ·＝K W
(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算
对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W
＝c(H+)c(OH－)求出。应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。
（4）影响水电离平衡的外界因素：
(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）
(2)温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
(3)易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH
(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
(2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。
留意：①酸性溶液不肯定是酸溶液；②pH＜7 溶液不肯定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不肯定是碱溶液。
②意义：表示稀溶液酸碱性的强弱。
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7，pH＝7。
酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞10－7，pH＜7。
碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜10－7，pH＞7。
pH越小，c(H＋)越大，溶液酸性越强；pH越大，c(OH－)越大，溶液碱性越强。
③pH适用范围
当溶液的酸碱性用pH表示时，c(H＋)的大小范围为：1×10－14mol/L＜c(H＋)＜1mol/L，即14＞pH＞0。
注：当c(OH－)≥1mol/L、c(H＋)≥1mol/L时，一般不用pH值表示溶液的酸碱性，此时，用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更便利。
④溶液pH的测定方法
①pH试纸——最简洁的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
留意：①事先不能用水潮湿PH试纸；②只能读取整数值或范围
②酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂变色范围的PH
石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色
甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色
酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色
3 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）[H＋]混=（[H＋]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝
（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(留意:不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H＋+ OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求[H＋]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
留意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽视不计！
4、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)不论任何溶液，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均为7
(6)稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
5、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH＋恰好中和”酸碱性推断方法
1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解推断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）
2、自由H＋与OH-恰好中和（现金相等），即“14规章：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”
6、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理
实质：H++OH —=H2O 即酸能供应的H+和碱能供应的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，由于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。②滴定管可以读到小数点后 一位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）预备过程：
预备：检漏、洗涤、润洗、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
式中：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=
碱
碱酸
酸酸V n V c n ⋅⋅⋅
上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V 酸的变化，由于在滴定过程中c 酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V 酸的增大，导致c 酸偏高；V 碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的削减，即V 酸减小，则c 碱降低了；对于观看中消灭的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c 碱的误差与V 酸的变化成正比，即当V 酸的实测值大于理论值时，c 碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
(二) 弱电解质的电离
1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区分：
在肯定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 留意：①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
补充：强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区分：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液
的浓度C HA ＜C HB (3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB
3、电离常数：在肯定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb 表示碱。 ） 表示方法：AB A+ +B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] 影响因素：
a 、电离常数的大小主要由物质的本性打算。
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，酸性越强，如： H2SO4>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
4、电离平衡 （1）特征
(1)动：指动态平衡。
(2)等：v 电离＝v 结合(分子化)≠0
(3)定：条件肯定，分子与离子浓度肯定。 (4)变：条件转变，平衡破坏，发生移动。 （2）影响电离平衡的因素
(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热反应，升温平衡向吸热方向(电离方向)移动。 (3)同离子效应：醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加入稀HCl 亦然。 (4)能反应的离子：醋酸溶液中加入NaOH ，平衡右移，电离程度增大。
5、电离方程式
1.书写：用可逆符号
2.弱酸分布电离（以第一步为主）
3.强酸一步电离
（三）、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、概念
在溶液中盐的离子与水电离出来的H +
或OH －
结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 在盐类水解的概念中要领悟以下要点：
(1)能引起盐类水解的离子应是：弱酸阴离子或弱碱阳离子(它们分别与水电离出的H ＋
或OH －
生成弱酸或弱碱)，如CO 32－
、HCO 3－
、S 2－
、HS －
、NH 4＋
、Cu 2＋
、Fe 3＋
、Al 3＋
等(要求记住常见的弱酸、弱碱)。 (2)盐类水解的实质是：水的电离平衡发生了移动。
(3)盐类水解的结果是：引起溶液中［H ＋
］、［OH －
］变化，即酸碱性的变化。
2、规律
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，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) ③弱酸酸性强弱比较：
A 、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HF
B 、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH 3COOH ）
物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、混和物 纯洁物
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；
HClO4为最强含氧酸等。
3、盐类水解离子方程式的书写
引起水解的盐的离子＋H2O弱电解质＋增加的离子
例：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
留意：
(1)盐的水解是中和反应的逆反应，程度是很小的，方程式中用“”符号。
(2)一般难溶物不形成沉淀，不写“↓”，气体不逸出，不写“↑”(由于产量很少)。
(3)多价阴离子以第一步水解为主，如S2－＋H2O HS－＋OH－(主)，HS－＋H2O H2S＋OH－(次)
4、影响盐类水解的因素：(符合平衡移动原理)
（1）内因——由盐中离子的本性打算“越弱越水解”，即对应的弱酸或弱碱越弱的，水解程度越大。
（2）外因：
①温度：温度越高水解程度越大（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+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
5、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如H2SO4- 显酸性
②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
6、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。
（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↑
7、盐类水解的应用：
水解的应用实例原理
1、净水明矾净水Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
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`6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+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++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、溶液中微粒浓度的大小比较
1.☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必需满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：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：（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全部微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
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把握其处理方法（即抓主要冲突）
(四)沉淀溶解平衡
1、溶度积常数
(1)表达式：PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
K sp＝［Pb2＋］［I－］2
(2)意义
K sp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量和溶液的浓度无关，离子浓度变化能引起平衡移动，但不转变溶度积。
K sp反映了难溶电解质在水中的溶解力量。
2、沉淀溶解平衡的应用
（1）推断沉淀的溶解与生成
利用浓度商Q c与溶度积K sp的大小推断：
Q c＞K sp，平衡向生成沉淀的方向移动；
Q c＝K sp，沉淀溶解达到平衡；
Q c＜K sp，沉淀溶解。
（2）难溶电解质的溶解平衡的一些常见学问
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。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10-5mol/L，故均用“=”。
△△
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（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）把握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度削减。
（6）溶解平衡存在的前提是：必需存在沉淀，否则不存在平衡。
（3）溶解平衡方程式的书写
留意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
（4）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）
（5）沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常接受的方法有：①加水；②加热；③削减生成物（离子）的浓度。一般为削减生成物的浓度，由于对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
（6）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更小的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
(五)离子反应
1、离子反应的类型
在溶液中发生的有离子参与的反应都是离子反应，主要类型有3种：
(1)溶液中的复分解反应，如：
H+＋OH－＝H2O；CO32－＋2H＋＝H2O＋CO2
(2)电解质在水溶液中发生的化合反应。如：
Na2O＋H2O＝2NaOH
CaCO3＋H2O＋CO2＝Ca(HCO3)2
(3)在水溶液中的氧化还原反应。如：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
Cl2＋SO2＋2H2O＝2HCl＋H2SO4
2、离子反应发生的条件
离子之间发生反应，从本质上讲是反应混合液中自由移动的离子浓度发生了变化。
复分解反应发生的条件是：
(1)生成难溶的物质(如BaSO4、AgCl)；
(2)生成易挥发物质(如CO2、SO2)；
(3)生成难电离物质(如H2O、HF)；
水溶液中能否发生化合类型的离子反应取决于反应的事实；氧化还原类型的离子反应能否发生取决于离子的氧化性和还原性的相对强弱。
3、离子反应能否进行的理论判据
(1)依据焓变与熵变推断：
ΔH－TΔS＜0的离子反应可自发进行，据此可设计原电池。
ΔH－TΔS＞0的离子反应不能自发进行，有的可在电流作用下发生。
(2)依据平衡常数推断
当K很大时，表明离子反应的趋势很，离子反应可自发进行。
备注：请结合相关试题进行系统复习。忌焦忌躁，脚踏实地。
2019-2020年高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 第3节 沉淀溶解平衡教案(2) 鲁科版选修4
2019-2020年高中化学第3章物质在水溶液中的行为第3节沉淀溶解平衡教 案（2）鲁科版选修4 一、教材来源 《普通高中课程标准实验教科书（鲁科版）》化学反应原理第3章第3节沉淀溶解平衡 二、教材分析 本节教材按照由简到繁、逐步递进的原则构建。首先分析单一难溶电解质在水中的行为，建立起沉淀溶解平衡的概念，引入描述这种平衡的平衡常数——溶度积；在此基础上分析沉淀的生成和溶解，最后考虑比较复杂的沉淀转化问题。本节教材设计中始终依据实际例子来诠释抽象的概念，通过对具体问题的讨论分析带动原理的学习，引导学生利用平衡移动的一般规律一步步揭示沉淀溶解平衡的本质。 三、三维目标 【知识与技能】⑴知道难溶电解质在水中存在溶解情况，并能结合实例进行描述。 ⑵能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解与生成进行分析。 ⑶能写出溶度积的表达式，知道溶度积的含义及可以反映难溶电解质在水中的溶解能力。 ⑷培养知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。 【过程与方法】引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。 【情感态度与价值观】通过探究活动，体验沉淀溶解平衡状态的存在及其移动方向的确定的方法，树立对立统一的思想，激发求知的兴趣和求真的态度，培养探究、思考、合作、交流创新的品质。 四、教学重点与难点 重点、难点：沉淀溶解平衡 五、教学方法 习题练习、讲解启发、实验法、自主学习、合作探究、多媒体展示 六、教具准备： 试剂：饱和食盐水、浓盐酸 仪器：试管、滴管、多媒体平台、电脑 七、教学过程 【导入新课】 当我们外出旅游,沉醉于秀美的湖光山色时,一定会惊叹大自然的鬼斧神工。石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成各种奇形异状的溶洞，如何形成? 小朋友吃糖不刷牙易形成蛀牙又什么原因？这都与我们要学习第三节沉淀溶解平衡有一定关系。 【图片展示】千姿百态的岩石、溶洞、蛀牙。 【老师】现在学习沉淀溶解平衡之前，我们首先思考讨论两个问题：问题一，在NaCl的水溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？
2022届高中化学苏教版选修4知识点复习 第三章 物质在水溶液中的行为 Word版
第三章物质在水溶液中的行为 (一)水溶液 1、水的电离和水的离子积 水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡 2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。 25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 水的电离程度： 1.8×10－7% 水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ ) 理解K W时要留意： (1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。如100℃时，K W ＝10－12。 (2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有 如酸性溶液中 {c(H+)酸＋}·＝K W 碱性溶液中： {c(OH－)碱＋} ·＝K W (3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算 对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W ＝c(H+)c(OH－)求出。应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。 （4）影响水电离平衡的外界因素： (1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） (2)温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） (3)易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH (1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。 (2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。 留意：①酸性溶液不肯定是酸溶液；②pH＜7 溶液不肯定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不肯定是碱溶液。 ②意义：表示稀溶液酸碱性的强弱。 中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7，pH＝7。 酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞10－7，pH＜7。 碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜10－7，pH＞7。 pH越小，c(H＋)越大，溶液酸性越强；pH越大，c(OH－)越大，溶液碱性越强。 ③pH适用范围 当溶液的酸碱性用pH表示时，c(H＋)的大小范围为：1×10－14mol/L＜c(H＋)＜1mol/L，即14＞pH＞0。 注：当c(OH－)≥1mol/L、c(H＋)≥1mol/L时，一般不用pH值表示溶液的酸碱性，此时，用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更便利。 ④溶液pH的测定方法 ①pH试纸——最简洁的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 留意：①事先不能用水潮湿PH试纸；②只能读取整数值或范围 ②酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 常用酸碱指示剂及其变色范围： 指示剂变色范围的PH 石蕊＜5红色5～8紫色＞8蓝色 甲基橙＜3.1红色 3.1～4.4橙色＞4.4黄色 酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色 3 、混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）[H＋]混=（[H＋]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝ （[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(留意:不能直接计算[H+]混) 3、强酸与强碱的混合：（先据H＋+ OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求[H＋]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它） 留意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽视不计！ 4、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)不论任何溶液，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均为7 (6)稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 5、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH＋恰好中和”酸碱性推断方法 1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解推断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H＋与OH-恰好中和（现金相等），即“14规章：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”
高中化学选修知识点总结
高中化学选修4知识点总结 第1章、化学反应与能量转化 一、化学反应旳热效应 1、化学反应旳反应热 重点: (1)反应热旳概念： 当化学反应在一定旳温度下进行时，反应所释放或吸取旳热量称为该反应在此温度下旳热效应，简称反应热。用符号Q表达。 (2)反应热与吸热反应、放热反应旳关系。 Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热旳测定 测定反应热旳仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度旳变化，根据体系旳热容可计算出反应热。 2、化学反应旳焓变 重点: (1)反应焓变 物质所具有旳能量是物质固有旳性质，可以用称为“焓”旳物理量来描述，符号为H，单位为kJ•mol-1。 反应产物旳总焓与反应物旳总焓之差称为反应焓变，用ΔH表达。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q旳关系。 对于等压条件下进行旳化学反应，若反应中物质旳能量变化所有转化为热能，则该反应旳反应热等于反应焓变，其数学体现式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应旳关系： ΔH＞0，反应吸取能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 难点： 反应焓变与热化学方程式： 把一种化学反应中物质旳变化和反应焓变同步表达出来旳化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ•mol－1 书写热化学方程式应注意如下几点： ①化学式背面要注明物质旳汇集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式背面写上反应焓变ΔH，ΔH旳单位是J•mol－1或kJ•mol－1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质旳系数加倍，ΔH旳数值也对应加倍。 3、反应焓变旳计算 重点难点： (1)盖斯定律 对于一种化学反应，无论是一步完毕，还是分几步完毕，其反应焓变同样，这一规律称为盖斯定律。 (2)运用盖斯定律进行反应焓变旳计算。 常见题型是给出几种热化学方程式，合并出题目所求旳热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式旳ΔH为上述各热化学方程式旳ΔH旳代数和。 (3)根据原则摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。 二、电能转化为化学能——电解 重点： 电解旳原理 (1)电解旳概念： 在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应旳过程叫做电解。电能转化为化学能旳装置叫做电解池。 (2)电极反应：以电解熔融旳NaCl为例： 阳极：与电源正极相连旳电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。 阴极：与电源负极相连旳电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。 总方程式：2NaCl(熔)=2Na＋Cl2↑ 难点： 电解原理旳应用 (1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。 阳极：2Cl－=Cl2＋2e－ 阴极：2H＋＋e－=H2↑ 总反应：2NaCl＋2H2O=2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (2)铜旳电解精炼。 粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。 阳极反应：Cu=Cu2＋＋2e－，还发生几种副反应
第三章物质在水溶液中的行为 化学反应原理 新课标 人教版
第三章物质在水溶液中的行为化学反应原理 [课程标准与教材分析] 本节内容分为两部分，一是引入沉淀溶解平衡、溶度积的概念以及溶度积的表达式；二是沉淀溶解平衡的移动，包括沉淀的溶解、转化和生成。通过前两节的学习，学生已经能够从化学平衡的角度对水的电离、弱电解质的电离、盐类的水解等化学平衡问题进行分析，初步形成了从平衡角度看问题、分析问题的能力。所以这节课可以自始至终依据涉及生活、生产以及人们广泛关注的环境问题等例子来解释抽象的概念，用对具体问题的分析讨论来带动理论问题的学习，引导学生利用平衡移动的一般规律一步步揭示沉淀溶解平衡的实质，可以使学生充分地动起来，极大地激发学生学习化学的兴趣，培养学生可持续发展的意识。教材强调对沉淀溶解平衡的理解，注重学生的思维训练，所谓授人以鱼，不如授之以渔，在此可以得到充分的体现。 [教学设计] 1．教学目标： 知识与技能：⑴了解难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，能描述沉淀溶解平衡。 ⑵能写出溶度积的表达式，知道溶度积的含义。 ⑶理解沉淀溶解平衡的移动。 过程与方法：⑴能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成和转化过程进行分析。 ⑵体会综合、分析、归纳、实验设计等方法在解决沉淀溶解平衡中的应用。情感态度与价值观：通过对沉淀溶解平衡及其沉淀溶解平衡移动的研究，使学生体验化学科学的奥秘，提高学生的学习兴趣。 2．重点与难点： ⑴重点是溶度积的含义，沉淀的溶解、生成和转化的本质。 ⑵难点是沉淀的转化。 3．教学分析： ⑴教学设想：通过复习水的电离、弱电解质的电离、盐类的水解等化学平衡问 题，使学生回忆怎样从平衡移动的角度来分析问题、解决问题。 然后通过涉及生活、生产以及人们广泛关注的环境问题等生动有 趣的例子来解释沉淀溶解平衡的概念，引导学生利用平衡移动的 一般规律一步步揭示沉淀溶解平衡的实质，使学生很自然地、很 高兴地完成本节课的学习，并且很想进一步探讨有关的问题。 ⑵学情分析：通过前两节的学习，学生已经能够从化学平衡的角度对水的电离、 弱电解质的电离、盐类的水解等化学平衡问题进行分析，初步形 成了从平衡角度看问题、分析问题的能力。所以这节课应充分发 挥学生自身的优势，自己去探讨有关问题。 ⑶课堂设计：
高中化学选修4专题-水溶液的离子平衡汇总
高中化学选修4 第三章（水溶液中的离子平衡）专题基础知识总结 第一节弱电解质的电离 电解质：在水溶液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。 讨论条件：热稳性较差的电解质只讨论它们在水溶液中的电离，易与水反应的电解质只讨论它们在熔融状态下的电离。【注意】 （1）电解质和非电解质都是指化合物，认为除电解质外的物质均是非电解质的说法是错误的。 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）必须是在水分子的作用下或受热熔化后，本身直接电离出自由移动的离子的化合物才是电解质。 并不是溶于水能导电的化合物都是电解质。如SO3、NH3等溶于水都能导电，但SO3、NH3是非电解质。 （3）只要具备在水溶液或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即为电解质。 （4）某些离子型氧化物，如Na2O、CaO等，讨论时要注意讨论条件。 虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身电离的，但在熔化时却可以自身电离，且完全电离，故属于强电解质。（5）电解质不一定在任何状态下都导电，导电物质不一定是电解质； 非电解质不导电，不导电的物质不一定是非电解质。 本质：电解质本身电离出自由移动的离子。 判断化合物是电解质还是非电解质的方法：主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴阳离子：能电离的属电解质，不能电离的属非电解质。 水溶液是否能导电，只能是判断是否是电解质的参考因素。酸、碱、盐和离子化的氧化物一般属于电解质。 电离方程式的书写规范： （1）强电解质的电离用等号，弱电解质的电离用可逆号。 （2）多元弱酸分步电离，故需分步书写电离方程式，但第一步是主要的；应使用可逆号。 （3）多元弱碱分步电离，电离方程式不要求分步写；应使用可逆号。 （4）两性氢氧化物双向电离。 （5）在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步只电离出酸式根离子和阳离子。 （6）在熔融状态下，强酸的酸式盐只电离出酸式根离子和阳离子。 典型电离方程式（参考化学2—必修）： 氯化钠： 盐酸： 氢氧化钠： 硫酸钡（熔融态）： 氢氧化钙（澄清溶液）： 氢氧化钙（浊液、石灰乳）： 氢氧化铝（酸式、碱式电离）： 氢氧化铁（部分电离）： 一水合氨（部分电离）： 醋酸（部分电离）： 碳酸（分步电离）：
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡期末复习知识要点与练习
第一部分 电离平衡 考点1 弱电解质的电离 1、根据化合物在水溶液里或熔融状态下能否导电，可以把化合物分为 和 。根据电解质在 里电离能力的大小，又可将电解质分为 和 。弱电解质 电离为离子，还有未电离的分子存在。水也是 。 考点2 弱电解质的电离平衡及影响因素 1.电离平衡的概念：在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质 电离成 的速率和 重新结合成 的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2. 电离平衡的特征： ①弱：只有 才会存在电离平衡； ②动：电离平衡是 平衡； ③等：v 电离 v 结合（填﹥、=或﹤）； ④定：条件一定 与 的浓度一定； ⑤变：条件改变， 破坏，发生移动。 3.电离平衡的影响因素 ① 内因：由电解质本身的性质决定。 ② 外因：主要是温度、浓度、同离子效应。 a.温度：升温使电离平衡向 的方向移动，因为 是吸热过程。 b.浓度： 浓度，电离平衡向电离的方向移动。 c.同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向 方向移动。 反馈习题 一、选择题（每小题只有一个选项符合题意） 1、等体积的0.5mol·L -1的盐酸、0.5mol·L -1CH 3COOH 溶液，说法错误的是 （ ） A 、导电能力：相同 C 、溶液中自由移动离子的数目：前者大于后者 B 、导电能力：前者大于后者 D 、溶液中自由移动离子的浓度：前者大于后者 2、下物质分类组合正确的是 （ ） 3、下列关于电解质的说法正确的是 （ ） A 、强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的导电性强 B 、强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物 C 、强电解质在稀的水溶液中全部以离子的形态存在
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡期末复习知识要点与练习
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡期末复习知识要点与练习 【高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡期末复习知识要点与练习】 一、离子平衡的基本概念 水溶液中的离子平衡是指在水中溶解的离子之间达到稳定的动态平衡状态。其关键是离子之间的反应速率相等。 二、离子的酸碱性质 1. 酸性溶液：产生H+离子的溶液，如盐酸溶液。 2. 碱性溶液：产生OH-离子的溶液，如氢氧化钠溶液。 3. 酸碱中和反应：酸溶液和碱溶液反应生成水和盐，如硫酸与氢氧化钠反应生成水和硫酸钠。 三、酸碱指示剂 1. 酸碱指示剂的基本原理：酸碱指示剂能根据溶液的酸碱性质变化而改变颜色。 2. 常见酸碱指示剂：酚酞、溴酚蓝、试剂盒中的酸碱指示剂等。 四、水溶液中的离子平衡 1. 强酸强碱中的离子平衡：如盐酸和氢氧化钠的中和反应。
2. 强酸弱碱中的离子平衡：如盐酸和氨水的中和反应。 3. 弱酸弱碱中的离子平衡：如乙酸和氨水的中和反应。 五、溶液的离子平衡常数 1. 离子积：Ksp（溶解度积常数）用于描述固体离子化合物在水中溶解的程度。 2. 平衡常数：Ka（酸解离常数）和Kb（碱解离常数）用于描述酸碱反应中的离子平衡。 六、酸碱滴定和指示剂的选择 1. 滴定：通过加入一种已知浓度的溶液，来测定待测溶液中所含物质的浓度。 2. 滴定过程中的指示剂选择：根据滴定反应中酸碱指示剂颜色变化的范围选择合适的指示剂。 七、练习题 1. 试题一：已知浓度为0.1 mol/L的氢氧化钠溶液中加入一定量的盐酸溶液，达到滴定终点时，已滴加溶液总体积为25 mL。求盐酸溶液的浓度。 2. 试题二：已知浓度为0.25 mol/L的硫酸溶液中加入一定量的氢氧化钠溶液，达到滴定终点时，已滴加溶液总体积为40 mL。求氢氧化钠溶液的浓度。
高二化学选修四第3章知识点物质在水溶液中的行为
高二化学选修四第3章知识点物质在水溶液中 的行为 化学是一门以实验为载体的科学以研究物质的结构、变化。小编准备了高二化学选修四第3章知识点，具体请看以下内容。 一、水溶液 1、水的电离 H2OH++OH- 水的离子积常数KW=[H+][OH-]，25℃时， KW=1.010-14mol2L-2。温度升高，有利于水的电离，KW增大。 2、溶液的酸碱度 室温下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.010-7molL-1，pH=7 酸性溶液：[H+][OH-]，[H+]1.010-7molL-1，pH7 碱性溶液：[H+][OH-]，[OH-]1.010-7molL-1，pH7 3、电解质在水溶液中的存在形态 (1)强电解质 强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用=表示。 (2)弱电解质 在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱
酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用表示。 二、弱电解质的电离及盐类水解 1、弱电解质的电离平衡。 (1)电离平衡常数 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。 弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H+越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。 (2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO-+H+为例。 加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH 电离平衡逆向移动。 2、盐类水解 (1)水解实质 盐溶于水后电离出的离子与水电离的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。 (2)水解类型及规律 ①强酸弱碱盐水解显酸性。 NH4Cl+H2ONH3H2O+HCl
高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 3.1 水溶液（第2课时）溶液pH的计算学案 鲁科版选修4
溶液pH 的计算 学习目标： 1. 了解pH 的含义。 2. 了解溶液稀释时pH 的变化规律，会计算各类混合溶液的pH 。 学习重难点： 各类混合溶液的pH 的计算方法。 自主学习 【学问回顾】 依据pH ＝－lg[H ＋ ]计算溶液pH 的关键是先推断溶液的酸碱性，然后再确定溶液的[H ＋ ]。 (1)若为强酸溶液：可由强酸的浓度直接求[H ＋ ]，再计算其pH 。如： ①常温下，1.0×10－4 mol·L －1 盐酸溶液的pH 为4； ②常温下，5.0×10－3 mol·L －1 硫酸溶液的pH 为2。 (2)若为强碱溶液：先确定溶液中的[OH － ]，由K w 求出[H ＋ ]，再计算其pH 。如： ①常温下，将0.4 g NaOH 固体溶于水得到1 L 溶液，该溶液的pH 为12； ②常温下，b mol·L －1 强碱B(OH)n 溶液的pH 为14＋lg(nb )。 【学习探究】 探究点一 酸、碱溶液混合后pH 计算方法 1．室温下pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H ＋ ]为1.0×10－3 _mol·L －1 ，pH 为3；若等体积混合后，溶液的pH 为2.3。 2．室温下将200 mL 5×10－3 mol·L －1 NaOH 溶液与100 mL 2×10－2 mol·L －1 NaOH 溶液混合后，溶液的[OH － ]为1.0×10－2 _mol·L －1 ，[H ＋ ]为1.0×10 －12 _mol·L －1 ，pH 为12。 3．室温下pH ＝12的NaOH 溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH 为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH 为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH 为11。 [归纳总结] 溶液pH 的计算方法 1．强酸、强碱溶液的pH 计算方法 先求出强酸、强碱溶液中的[H ＋ ]，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出[OH － ]，再依据水的离子积换算出[H ＋ ]，然后用公式pH ＝－lg[H ＋ ]求出pH 。 2．酸、碱溶液混合后pH 计算方法 (1)强酸与强酸混合 [H ＋ ]混＝[H ＋ ]1·V 1＋[H ＋ ]2·V 2 V 1＋V 2 ，然后再求pH 。 (2)强碱与强碱混合 先计算：[OH － ]混＝[OH －]1·V 1＋[OH － ]2·V 2 V 1＋V 2 再求[H ＋ ]混＝K w [OH －]混，最终求pH 。 (3)强酸与强碱混合 ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH ＝7。 ②酸过量： 先求[H ＋ ]余＝[H ＋ ]·V 酸－[OH － ]·V 碱 V 酸＋V 碱 ，再求pH 。 ③碱过量： 先求[OH － ]余＝[OH － ]·V 碱－[H ＋ ]·V 酸 V 酸＋V 碱 ， 再求[H ＋ ]＝K w [OH －]余，然后求pH 。 [活学活用] 1．常温下，将0.1 mol·L －1 HCl 溶液和0.06 mol·L －1 的Ba(OH)2溶液等体积混合后，则该溶液的pH 是( ) A ．1.7 B ．12.3 C ．12 D ．1 【答案】C 【解析】这是强酸和强碱的混合，要先推断混合液的酸碱性。 酸中 [H ＋ ]＝0.1 mol·l －1 碱中 [OH － ]＝0.12 mol·l －1 等体积混合碱过量 [OH － ]＝[OH － ]·V 碱－[H ＋ ]·V 酸V 酸＋V 碱 ＝0.01 mol·l －1 [H ＋ ]＝K w [OH －] ＝1×10 －12 mol·l －1 pH ＝－lg[H ＋ ]＝12。 2．常温下，pH ＝13的强碱溶液与pH ＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH ＝11，则强碱与强酸的体积比是( ) A ．11∶1 B ．9∶1 C ．1∶11 D ．1∶9 【答案】D 【解析】可设碱与酸的体积分别为V 碱和V 酸，由题意可知，混合后碱过量，可列等式： 10 － 14－13 ·V 碱－10－2 ·V 酸 V 酸＋V 碱 ＝ 10 －(14－11) ，解之可得V 碱∶V 酸＝1∶9。 探究点二 酸、碱溶液稀释后的pH 变化规律 1．计算下列酸溶液稀释后的pH (1)pH ＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH 为3；若加水稀释10n 倍，其pH 为2＋n (其中2＋n <7)。
鲁科版化学选修4 第3章 物质在水溶液中的行为 综合练习题汇总
化学反应原理（选修）第3章综合练习题 一、选择题（本题包括18小题，每小题3分，共54分。每小题只有一个选项符合题意） 1．下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（） A．CH3CH2COOH B．Cl2 C．NH4HCO3 D．SO2 2．室温下，在pH=2的HCl溶液中，由水电离的[OH－]为（）A．1.0×10–7 mol·L–1 B．1.0×10–6 mol·L–1 C．1.0×10–12 mol·L–1 D．1.0×10–2 mol·L–1 3．用水稀释0.1 mol·L–1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）A．[NH3·H2O]／[OH－] B．[OH－]/[NH3·H2O] C．[H+]和[OH－]的乘积 D．OH－的物质的量 4．将20 mL 0.4 mol·L–1硝酸铵溶液跟50 mL 0.1 mol·L–1氢氧化钡溶液混合，则混合溶液中各离子浓度的大小顺序是（） A．[NO3－]>[OH－]>[NH4+]>[Ba2+] B．[NO3－]>[Ba2+]>[OH－]>[NH4+] C．[Ba2+]>[ NO3－]>[OH－]>[ NH4+] D．[NO3－]>[ Ba2+]>[ NH4+]>[OH－] 5．下列关于电解质溶液的说法中正确的是（） A．常温下pH=10的某碱溶液，取1 mL稀释到100 mL，稀释后pH为a，则a≥12 B．某温度下纯水中c(OH－)=2×10–7 mol·L－1，则该温度下0.1 mol·L–1的盐酸的pH=1 C．常温下pH=3的 H2SO4与pH=11的氨水等体积混合后，加入酚酞溶液仍 为无色 D．用等浓度的NaOH溶液中和等体积pH=2与pH=3的醋酸，所消耗的NaO溶液的体积前者是后者的10倍 6．常温时，将pH=1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的 NaOH溶液后，pH都升高了l，则加入的水与 NaOH溶液的体积比为（） A．9 B．10 C．11 D．12
江苏省盐城中学高中化学第三章难溶电解质的溶解平衡教学案(无答案)苏苏教版选修4
第四节溶解平衡 （第1、2课时） 【知识要点】 一、对“Ag+与Cl—的反应不能进行到底”的理解 1、不同电解质在中的溶解度差别很大，有的很大，有的很小。在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下： 溶解性易溶可溶微溶难溶 溶解度 物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指“难溶”，绝对不溶的物质是没有的。 2、生成沉淀的离子反应之所以能发生，是因为。 3、溶解平衡的建立：尽管AgCl溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。AgCl因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。这样，生成沉淀的反应就转化成我们熟悉的固体溶解的问题。从固体溶解的角度来看，AgCl在水中存在两个过程：①在水分子的作用下，少量Ag+与Cl—脱离AgCl表面溶入水中，②溶液中的Ag+与Cl—受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶液和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列平衡： AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl—（aq） 正是这种平衡的存在，决定了Ag+与Cl—的反应不能进行到底。 （1）定义：在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。 思考1：将一块形状不规则的NaCl固体放入NaCl饱和溶液中，一昼夜后观察发现，固体变为规则的立方体，而质量却未发生变化，为什么？ （2）特征：（与化学平衡相比较） ①：可逆过程 ②：v（溶解）＝v（沉淀） ③：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变 ④：动态平衡，v（溶解）＝v（沉淀）≠ 0 ⑤：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
第三章《物质在水溶液中的行为》测试题(含答案)2021-2022学年上学期高二化学鲁科版选择性必修1
第三章《物质在水溶液中的行为》测试题一、单选题（共15题） 1．部分弱酸的电离平衡常数如下表： 下列选项错误的是 A．CN-+H2O+CO2→HCN+CO2- 3 →2HCOO-+H2O+CO2↑ B．2HCOOH+CO2- 3 C．中和等体积．等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等浓度的HCOOH和HCN稀释相同的倍数后PH前者大于后者2．下列叙述正确的是 A．氯化氢和盐酸都可用化学式HCl表示，所以它们是完全相同的物质B．液态氯化氢和盐酸都是强酸溶液 C．用湿润的蓝色石蕊试纸可区别氯化氢和盐酸 D．氯化氢不能使干燥的蓝色石蕊试纸变色 3．下列用于解释实验现象的离子方程式正确的是选项
A ．A B ．B C ．C D ．D 4．下列物质分类正确的是 A ．胶体：本质是可以产生丁达尔效应的分散系 B ．弱电解质：HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、BaSO 4 C ．混合物：牛奶、王水、液氯、水玻璃 D ．有机物：CCl 4、乙酸、1，2—二溴戊烷 5．氯仿(CHCl 3)可用作麻醉剂，但因保存不慎被空气氧化产生剧毒物COCl 2(光气)和氯化氢。为了防止事故发生，在使用前要检验氯仿是否变质，应选用的检查试剂是 A ．澄清石灰水 B ．硝酸银溶液 C ．漂粉精溶液 D ．氢氧化钠溶液 6．2H S 具有较强还原性，其溶于水生成的氢硫酸是一种弱酸(常温下7a1K 1.310-=⨯、 15a2K 7.010-=⨯)。用NaOH 溶液吸收2H S 气体得X 溶液。下列说法正确的是 A ．升高NaOH 溶液的温度，一定能提高2H S 的吸收率 B ．向X 溶液中加入足量浓硝酸，反应生成气体，其主要成分为2H S C ．25C ︒时，若X 溶液中() 110 c OH mol L 7 --=⋅，则()() 2c HS c S --= D ．NaCN [常温()10a K HCN 4.910-=⨯]能与2 H S 发生反应：22 2NaCN H S 2HCN Na S +=+ 7．常温下，分别向25mL0.3mol/LNa 2CO 3溶液和25mL0.3mol/LNaHCO 3溶液中逐滴滴加0.3mol/L 稀盐酸，用压强传感器测得压强随盐酸体积的变化曲线如图所示，下列说法正确的是 A ．Y 曲线为NaHCO 3溶液的滴定曲线 B ．b 、c 两点溶液中水的电离程度：b>c C ．a 点溶液中：c(Na +)+c(H +)>c(OH -)+c(HCO 3- )+2c(CO 23-) D ．c→d 段离子方程式为：CO 23-+2H +=CO 2↑+H 2O 8．常温下132mL 1mol L NaHCO -⋅溶液，pH 约为8，向其中滴加几滴饱和2CaCl 溶液，有白色沉淀生成，下列说法中不正确的是 A ．最终所得的混合溶液中，( )()()()()23 3 c Na c H c HCO 2c CO c OH + + - -- +=++
高中化学 第3章 物质在水溶液中的行为 3.3.2
促敦市安顿阳光实验学校3-3-2 沉淀溶解平衡的用 1．要使工业废水中的重金属P b2+沉淀,可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物作沉淀剂,已知P b2+与这些离子形成的化合物的溶解度如下: 由上述数据可知,选用的沉淀剂最好是( ) A.硫化物 B.硫酸盐 C.碳酸盐 D.以上沉淀剂均可 【答案】A 【解析】产生沉淀的溶解度越小,沉淀反进行得越完全。故答案A。 2．25 ℃时，已知下列三种金属硫化物的溶度积常数(K sp)分别为K sp(FeS)＝6.3×10－18 mol2·L－2；K sp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2；K sp(ZnS)＝1.6×10－24 mol2·L－2。下列关于常温时的有关叙述正确的是( ) A．硫化锌、硫化铜、硫化亚铁的溶解度依次增大 B．将足量的ZnSO4晶体加入到0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，Zn2＋的浓度最大只能达到1.6×10－23mol·L－1 C．除去工业废水中含有的Cu2＋，可采用FeS固体作为沉淀剂 D．向饱和的FeS溶液中加入FeSO4固体后，混合液中[Fe2＋]变大、[S2－]变小，但K sp(FeS)变大 【答案】C 【解析】化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，K sp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强，由K sp可知，常温下，CuS的溶解度最小，故A错；将足量的ZnSO4晶体加入到0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，S2－的浓度将减至非常小，而Zn2＋的浓度远远大于1.6×10－23mol·L－1；因CuS比FeS更难溶，FeS沉淀可转化为CuS沉淀；温度不变，K sp(FeS)不变。故答案C。 3．已知：25 ℃时，K sp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12 mol3·L－3，K sp[MgF2]＝ 7.42×10－11 mol3·L－3。下列说法正确的是( ) A．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的[Mg2＋]大 B．25 ℃时，Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，[Mg2＋]增大 C．25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的K sp比在20 mL 0.01 mol·L－1NH4Cl溶液中的K sp小 D．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2 【答案】B 【解析】A项，Mg(OH)2的溶度积小，故其电离的Mg2＋浓度要小一些，错；B项，NH＋4可以结合Mg(OH)2电离出的OH－，从而促使Mg(OH)2的电离平衡正向移动，[Mg2＋]增大，正确；C项，K sp仅与温度有关，故错；D项，二者K sp接近，
2022届高考化学选修4知识纲要与发散思维训练：第三章 水溶液中的离子平衡知识纲要与变式训练(一)
一、弱电解质 【学问纲要】 要点1. 电解质与非电解质 电解质非电解质 定义 在水溶液中或熔化状态下能导电的化 合物在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物 相同点都是与溶解性无关的化合物 不同点 在肯定条件下能电离不能电离 在水溶液中或熔化状态下能导电在水溶液中和熔化状态下都不导电 与常见物质类别的关系离子化合物和部分共价化合物全是共价化合物 通常为酸、碱、盐、水、典型金属氧 化物、某些非金属氢化物等 通常为非金属氧化物、某些非金属氢 化物、绝大多数有机物等 特殊提示： （1）电解质和非电解质二者必需是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。如 Cu、Cl 2 等单质，既不属于电解质，也不属于非电解质。 （2）电解质在水溶液或熔融状态下能导电，两个条件满足其中一个即可，而非电解质在两种状况下均不导电。电解质本身不肯定导电，电解质的导电是有条件的(水溶液或熔融状态)。 （3）电解质必需是电解质本身电离出离子，否则不是电解质。某些物质的水溶液能导电，是 由于它与水作用生成了能电离的物质(电解质)，而非本身发生了电离，因而不是电解质，如CO 2 、 SO 2、SO 3 、NH 3 等是非电解质，而溶于水后生成的H 2 CO 3 、H 2 SO 3 、H 2 SO 4 、NH 3 ·H 2 O等是电解质。 （4）溶于水后生成了新电解质的化合物也可能是电解质。如：Na 2 O、CaO、Na 2 O 2 等，它们在 熔融状态下即能导电，所以它们自身即为电解质。 （5）对于一些难溶的物质如BaSO 4，由于溶解度太小，很难测出其溶液的导电性，但将BaSO 4 熔化成液态时，能电离出自由移动的Ba2＋、SO2－ 4，能够导电，故BaSO 4 也是电解质。 要点2. 强电解质与弱电解质 电解质强电解质弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与 溶解度无关 不同点 键型离子键或极性键极性键 电离程度完全电离部分电离 电离过程不行逆可逆 表示方法电离方程式用等号电离方程式用可逆号 电解质在溶液中粒子形式水合离子分子、水合离子 离子方程式中表示形式离子符号或化学式化学式 特殊提示： （1）依据电解质在水溶液中是否全部电离，把电解质分为强电解质和弱电解质。电解质本 身的性质打算其在水中的电离程度，与外界因素无关。 （2）强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离， 与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO 4 、 BaCO 3 等。 （3）强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不肯定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不肯定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 （4）强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。 （5）强、弱电解质在熔融态的导电性：离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 要点3.电离方程式的书写 (1)强电解质：强电解质完全电离，书写电离方程式时用“===”。如：NaOH===Na＋＋OH－。 (2)弱电解质：弱电解质不能够完全电离，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又结合成分子，书写电离方程式时用“”。 ①一元弱酸、弱碱一步电离。如：CH 3 COOH CH 3 COO－＋H＋，NH 3 ·H 2 O NH＋ 4 ＋OH－。 ②多元弱酸分步电离，必需分步写电离方程式，且不行合并。如：H 2 SO 3 H＋＋HSO－ 3 、HSO－ 3 H ＋＋SO2－ 3 。 ③多元弱碱也是分步电离，但电离过程简单，阶段一步写出。如：Fe(OH) 2 Fe2＋＋2OH－。 （3）酸式盐
高中化学第三章物质在水溶液中的行为第三节沉淀溶解平衡(第1课时)作业鲁科版选修4
第三节沉淀溶解平衡 第1课时难溶电解质的溶解平衡 [经典基础题] 1．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( ) A．开始时，溶液中各离子浓度相等 B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变 D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解 答案 B 解析A不正确，开始时各离子的浓度的关系与化学式的组成有关，其值不一定相等；B 正确，说明达到沉淀溶解平衡状态；C不正确，沉淀溶解平衡时，溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等；D不正确，沉淀溶解平衡时，如果再加入该难溶物质，由于温度不变，固体的溶度积不变，平衡不发生移动。 2．在BaSO4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液产生BaSO4沉淀，若以K sp表示BaSO4的溶度积常数，则平衡后溶液中 ( ) A．[Ba2＋]＝[SO2－4]＝K sp B．[Ba2＋]·[SO2－4]>K sp，[Ba2＋]＝[SO2－4] C．[Ba2＋]·[SO2－4]＝K sp，[Ba2＋]>[SO2－4] D．[Ba2＋]·[SO2－4]≠K sp，[Ba2＋]<[SO2－4] 答案 C 解析在BaSO 4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液，平衡BaSO42＋(aq)＋SO2－4(aq)向左移动，则此时[Ba2＋]>[SO2－4]；由于温度不变，所以溶液中K sp＝[Ba2＋]·[SO2－4]不变。3．下列有关溶度积常数K sp的说法正确的是 ( ) A．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小 B．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp减小 C．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大 D．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变 答案 D 解析温度不变，溶度积常数不变，故A项不正确，D项正确；大多数的难溶物温度升高，K sp增大，但也有少数物质相反，故B、C均不正确。 4．已知298K时，Mg(OH)2的溶度积常数K sp＝5.6×10－12，MgF2的溶度积常数K sp＝7.4×10－11。
化学反应原理—第三章物质在水溶液中的行为复习学案
《第三章物质在水溶液中的行为》复习学案（一） 一、水的电离：精确实验表明，水是一种极弱电解质，存在有电离平衡： 在25℃时纯水中 ,[H+]=[OH-] = ，Kw = [H+][OH-] = mol-2·L-2 ［结论］ 1、水的电离是个过程，故温度升高，水的Kw。 2、水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液。即25℃时溶液中 [H+][OH-] = 1.0× 10-14mol-2•L-2 3、在酸溶液中，[H+]近似看成是酸电离出来的H+浓度，[OH-]则来自于水的电离。 4、在碱溶液中，[OH-]近似看成是碱电离出来的OH-浓度，而[H+]则是来自于水的电离。 【练习】1．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是( ) ①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④ 2. 某溶液中水电离产生的C(H+)=10-3mol/L，,该溶液中溶质可能是（） ①Al2(SO4)3②NaOH ③NH4Cl ④NaHSO4 A、①②B、①③C、②③D、①④ 3. 25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0，下列叙述正确的是（） A．将水加热，K W增大，溶液的pH增大 B．向水中加入稀氨水，平衡正向移动，c(OH－)增加 C．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)降低，K W不变 D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡正向移动，c(OH－)增加 4. 能促进水的电离，并使溶液中C(H+)>C(OH—)的操作是（） （1）将水加热煮沸（2）向水中投入一小块金属钠（3）向水中通CO2 （4）向水中通NH3 （5）向水中加入明矾晶体（6）向水中加入NaHCO3固体（7）向水中加NaHSO4固体 A、（1）（3）（6）（7） B、（1）（3）（6） C、（5）（7） D、（5） 二、溶液的酸碱性和pH值 1.溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看和的相对大小. 在任意温度的溶液中：若c（H+）>c（OH-） c（H+）=c（OH-） c（OH-）>c（H+） 溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ； 3．pH值计算的基本规律（1）. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。C(H+)= （2）.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值.C(OH-)= （3）.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:若H+过量 c(H+)= 若碱过量 c(OH-)= 当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。 （4）. 有关酸、碱溶液的稀释