第三章 水溶液中的离子反应与平衡 章末总结讲义--高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
班级： 姓名：请同学们认真看完复习总结后再做针对性例题。
第三章：水溶液中的离子平衡 章末总结第一节 电离平衡（只有弱电解质才有电离平衡）1．先区分强弱电解质：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和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 。
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③电解质的强弱与溶解性无关。
某些盐如BaSO 4、CaCO 3等，虽难溶于水却是强电解质；而如CH 3COOH 、NH 3·H 2O 尽管易溶于水，却部分电离，是弱电解质。
④电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。
溶液导电能力的强弱由溶液中自由离子的浓度和离子所带电荷多少决定，很稀的强电解质溶液导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
【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，也一定是电解质D ．Na 2O 2和SO 2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【例题1】 C 【例题2】 B2．电离方程式的书写连接符号：强电解质用“”，弱电解质用“”。
多元弱酸分步写，多元弱碱一步。
写出在水溶液中下列物质的电离方程式HCl NaOHCH 3COOH NH 3·H 2OH 2SO 4 Fe (OH )3H 2S NaHSO 4H 3PO 4 NaHCO 3（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
（越热越电离）（2）浓度：浓度越大，电离程度 越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
（越稀越电离）。
（3）同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。
（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。
4．电离常数（定量表示弱电解质的电离程度）在一定条件下，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K a 表示酸，K b 表示碱）。
；。
一定温度下，K 值越大，弱电解质越电离，电离程度越大。
电离常数的大小主要由物质的性质决定。
只受温度的影响，不受浓度变化影响。
5．电离度（另一个表示电离程度的物理量）（1）概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分物质 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、H 2O …… 混和物 纯净物子数的百分率。
（2）表达式：α＝原有溶质分子数已电离的溶质分子数×100% 6.电离平衡常数的应用Ⅰ比较弱酸的酸性强弱（1）相同条件下，K 值越大，电离程度越大，酸性越强。
+（1）适用范围：复分解反应（经验规律）①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱；通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应。
②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱。
（有气体或沉淀生成脱离反应体系，则也可以反应） 如CuSO 4+H 2S CuS ↓+H 2SO 4 ；NaI+H 3PO 4（浓）NaH 2PO 4+HI ↑；2HClO 2HCl+O 2↑（2）判断反应的产物①如向NaClO 溶液中通入少量CO 2气体生成物是什么呢？NaClO+CO 2+H 2O 由上表知酸的酸性：H 2CO 3＞H ClO ＞HCO 3－；盐的碱性：HCO 3－＜ClO －＜3所以根据强酸制弱酸，H 2CO 3可以制H ClO ；强碱制弱碱，ClO －可以制HCO 3－不能制CO 32－；所以生成物是H ClO 和NaHCO 3。
②反过来，也可以根据产物判断酸碱性强弱由向NaX 溶液中通入少量CO 2：NaX+CO 2+H 2O ＝HX+NaHCO 3向NaY 溶液中通入少量CO 2：2NaY+CO 2+H 2O ＝2HY+Na 2CO 3－－应用举例：加水稀释弱酸HA 溶液，c 平(H +)、c 平(A －)、c 平(HA)减小，）（）（－HA A c c 不容易判断变化趋势①变形：）（）（－HA A c c ＝）（）（）（）（－++⨯⨯H HA H A c c c c ＝）（）（+HA K a ②判断：稀释时K a (HA)不变，c (H +)减小，则）（）（－HA c 变大Ⅳ判断平衡移动方向（1）方法：比较Q 和K 的大小①Q ＞K ：平衡逆向移动 ②Q ＝K ：平衡不移动 ③Q ＜K ：平衡正向移动（2）实例：一定浓度的CH 3COOH 溶液，稀释一倍①K a ＝）（）（）（＋－COOH CH H COO CH 33c c c ⨯，Q ＝）（）（）（＋－COOH CH 21H 21COO CH 2133c c c ⨯＝21K ②Q ＜K a ：平衡正向移动班级：姓名：请同学们认真看完复习总结后再做针对性例题。
所以，越稀越电离。
7.（难点）一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同体积和浓度的盐酸和醋酸的比较①本身属性c（H+）pH导电性酸根离子的浓度水的电离度盐酸醋酸醋酸的大盐酸的强盐酸的大醋酸的大反应速率消耗物质X的量生成相同的物质反应结束所用的时间盐酸的快一样多一样多醋酸的长（2①本身属性溶液浓度pH导电性酸根离子的浓度水的电离度醋酸盐酸相同相同相同相同②反应行为：与足量的其他物质开始反应速率过程中反应速率消耗物质X的量生成等量的某产物所用的时间反应结束所用的时间一样快醋酸快醋酸多盐酸的长醋酸的长【例题5】一定温度下有：a.盐酸b．硫酸c．醋酸三种酸。
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________。
(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________________。
(3)当其c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为________________。
(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序为________________。
(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率________，反应所需时间________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________________。
【例题6】相同体积、相同c(H＋)的某一元强酸溶液①和某一元弱酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于产生氢气的体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是()【答案】例5(1)b>a>c (2)b>a＝c (3)c>a>b (4)c>a＝b (5)a＝b＝c；a＝b>c (6)c>a＝b例6 D第二节、水的电离和溶液的pH一、水的电离：H2O H++OH-水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ；K W = c[H+]·c[OH-] = 1×10-14。
1.K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定；②100℃时,K W =1×10-12；③c(H+)水和c(OH－)水在任何情况下都相等；④K W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温度：促进水的电离；②酸、碱：抑制水的电离；③易水解的盐：促进水的电离。
二、溶液的酸碱性和pH：1.pH是c（H+）的负对数，即：pH= -lgc(H+)pH的范围：0≤pH≤14c（H+）范围：1.0×10－14mol·L－1≤c（H+）≤1.0mol·L－1注意：①pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；②酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；3.pH（1）pH试纸（最简单的方法）①广泛pH试纸：pH范围是1～14（最常用）或0～10，可以识别的pH差约为1②精密pH试纸：pH范围较窄，可识别0.2或0.3的pH差操作：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。
注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。
（2）pH计：pH计精确度高，可直接从仪器中读数（读至小数点后2位）。
【答案】1.②强酸弱碱盐；③强碱弱酸盐。
10-6mol/L，6，中；2，10（1）计算公式①pH＝－lg c(H+)，c(H+)＝10－pH ；②pOH＝－lg c(OH－)，c(OH－)＝10－pOH；③pH+pOH＝p K w＝14(25℃)＝12(100℃)忽略原则：a≥100b，a±b≈a（2）单一溶液（略）；混合溶液：①强酸与强酸的混合：（先求c混（H+），再代入pH＝－lg c(H+)计算）c（H+）混=[（c（H+）1V1+ c（H+）2V2）]/（V1+V2）②强碱与强碱的混合：（先求c混(OH-)，再用Kw求出c混（H+），最后代入pH＝－lg c(H+)计算；或者先求c混(OH-)，再代入pH＝14－lg c(OH－)计算，只能是25℃时才能用）c（OH-）混＝[c（OH-）1V1+ c（OH-）2V2]/（V1+V2）(注意:碱性溶液不能直接计算c混（H+）)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）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！5.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）。
电离平衡课件-高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
+
−
CH3COOH
H
+ CH3COO
−1
起始(mol·L )： 0.1 mol·L-1
0
0
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作
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供
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不
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转
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权
、
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、
转
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协
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或
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本
协
议
中
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权
利
。
同化学平衡一样，同一弱电解质的电离平衡常数K也只受温度影响，
高中化学第三章水溶液中的离子平衡本章总结课件选修4高二选修4化学课件
专题一：电离平衡、水解平衡及溶解平衡
1．弱电解质的电离平衡
在一定条件下的弱电解质溶液中，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分
子的速率相等时，这时电离过程就达到了平衡状态叫做电离平衡。因此弱酸、弱碱的电
离都是不完全的。
水也是一种弱电解质，它本身也存在电离平衡：H2O
H＋＋OH－。不同的电解质
溶液之所以表现出不同的酸碱性，就是因为它们改变了水的电离平衡，如酸或碱的加入
离子的浓度大小。如在 NaHCO3 溶液中，HCO3－既存在电离平衡：HCO3－ H＋＋CO32－，
又存在水解平衡：HCO3－＋H2O
OH－＋H2CO3，根据盐的组成可知该溶液呈碱性，所
以水解平衡占优势，因此 c(H2CO3)＞c(CO32－)。
1三2/7/守2021恒：列出平衡体系中电荷守恒、物料守恒(原子守恒)、质子守恒的表达式。
＞③，D 错。
【答案】 C
12/7/2021
第十一页，共十五页。
专题二：比较电解质溶液中各种微粒浓度关系
一定性：定性判断溶液的酸碱性。一般可以通过下列方法进行判断：
1．根据盐的类型判断：强酸强碱盐溶液呈中性，强酸弱碱盐溶液呈酸性，弱酸强碱
盐溶液呈碱性。
2．根据溶液 pH 判断：常温下，pH＝7 的溶液为中性。
第十二页，共十五页。
典例应用 2 下列溶液中粒子浓度关系正确的是( ) A．小苏打溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(OH－) B．CH3COONa 溶液中：c(CH3COO－)＞c(Na＋) C．物质的量浓度相等的 CH3COOH 溶液和 CH3COONa 溶液等体积混合：c(CH3COO －)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH) D．0.1 mol·L－1 的 NaHA 溶液的 pH＝4，则 c(HA－)＞c(H＋)＞c(H2A)＞c(A2－)
【课件】沉淀溶解平衡的应用++课件高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
一、沉淀的生成和溶解
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用：分离或除去某些离子 (2)沉淀生成的方法
②加沉淀剂法：
问题思考 如何选择合适的沉淀剂，除去Cu2＋、Hg2＋等某些金属离子？
写出反应离子方程式 CuS、HgS为极难溶的硫化物 a.通入H2S除去Cu2＋的离子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 b.加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。
一、沉淀的生成和溶解
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用：分离或除去某些离子 (2)沉淀生成的方法
③相同离子法：增大沉淀溶解平衡体系中某种离子的浓度，使平衡向生成沉淀 的方向移动。
如向AgCl饱和溶液中加入饱和食盐水可继续生成AgCl沉淀。 ④氧化还原法：改变离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第四节 沉淀溶解平衡
第2课时 沉淀溶解平衡的应用
1.了解沉淀的生成、溶解与转化，能用化学平衡理论解释沉淀的生 成、溶解和转化，会应用沉淀的生成、溶解与转化。 2.学会从定量的角度分析沉淀的生成与转化。
1.沉淀的生成和溶解。 2.从定量角度分析沉淀的生成与转化。
问题导学
一、沉淀的生成和溶解
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用：分离或除去某些离子 (2)沉淀生成的方法
①调节pH法：
问题讨论 工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，如何除去其杂质？写出反应离子方程式
将其溶解于水，再加入氨水调节pH，使Q[Fe(OH)3]＞Ksp[Fe(OH)3]， Fe3＋转变为Fe(OH)3沉淀而除去。 Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4+
312电离平衡常数-2023学年高二化学上学期同步精品课件(人教版2019选择性必修1)
第一节 电离平衡第二课时电离平衡常数第三章 水溶液中的离子反应与平衡1、构建电离平衡常数模型。
2、能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。
在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
一、电离平衡常数阅读课本P57，总结电离平衡常数的概念1、概念2、表达式本质上也是平衡常数，所以表示方法一样电离方程式电离常数表达式CH3COOH NH3·H2O CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+Ka＝ c(H+)·c(CH3COO−)c(CH3COOH) NH3·H2O ⇌ NH4++ OH-K b = c(NH4+)·c(OH－)c(NH3·H2O)（1）一元弱酸、弱碱通常用K a、K b分别表示弱酸、弱碱的电离常数。
电离方程式电离常数表达式H2CO3 Cu(OH)2H2CO3 ⇌ H+ +HCO3−HCO3- ⇌ H+ +CO32−Ka1＝ c(H+)·c(HCO3−)c(H2CO3)Ka2＝ c(H+)·c(CO32−)c(HCO3−)Cu(OH)2 ⇌ Cu2+ + 2OH- Kb＝c(Cu2+ )·c2(OH−)c[Cu(OH)2]（2）多元弱酸、弱碱3、影响弱电解质电离常数的因素：内因：弱电解质的性质：电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。
外因：只与温度有关。
T越大， Ka（Kb）越大。
CH3COOH 25℃0℃电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=1.65×10-525℃CH 3COOH HCN 电离平衡常数Ka=1.75×10-5Ka=4.9×10-10CH 3COOH 比HCN 酸性强4、电离平衡常数的意义H 3PO 4H + + H 2PO 4- Ka1=7.1H 2PO 4-H ++ HPO 42- Ka 2=6.2HPO 42-H + + PO 43- Ka 3=4.5多元弱酸的分步电离一步比一步难。
22人教版高中化学新教材选择性必修1--第三章 水溶液中的离子反应与平衡-章末总结
−
NaH2 PO4 溶液中存在水解平衡： H2 PO−
+
H
O
⇋
H
PO
+
OH
，
H
PO
2
3
4
2
4
4 的
水解平衡常数： ℎ =
W
1
=
10−14
7.6×10−3
≈ 1.3 × 10−12 ＜2 (H3 PO4 ) = 6.3 ×
10−8 ，故 H2 PO−
4 的电离程度大于其水解程度，溶液呈酸性， NaH2 PO4 溶液
小吗？会引起碱中毒吗？
[答案] 某病人在静脉滴注大量生理盐水后，血液被稀释，会导致 (H + ) 显
著减小，但是 pH 不会显著增大，所以不会造成碱中毒。
（二）人体血液里最主要的缓冲体系是碳酸氢盐缓冲体系 (H2 CO3 /HCO−
3)，
+
它维持血液的 pH 稳定。已知在人体正常体温时，反应 H2 CO3 ⇋ HCO−
（二） 为证实 NaHCO3 溶液和 CaCl2 溶液混合是否产生沉淀。某学生设计了
如下实验：向 10.00 mL0.50 mol ⋅ L−1 NaHCO3 溶液中滴加不同浓度的 CaCl2
溶液，观察到明显产生浑浊时，停止滴加；取少量所得浑浊液加热，记录实
验现象。结合实验回答下列问题：
实验
序
(CaCl2 )/(mol ⋅
3 )＞ (CaCO3 ) ，所以产生了沉淀。
2. 写出未加热前①和②中发生的生成沉淀的离子反应方程式。
2+ = CaCO ↓ +H CO 。
[答案] 2 HCO−
+
Ca
【课件】第3章+第3节+能力课时5 水溶液中离子浓度的关系高二化学人教版(2019)选择性必修1
① 0~10mL：H＋＋OH－= H2O ②10~20mL：H＋＋CO32－= HCO3－ ③20~30mL：H＋＋HCO3－= H2CO3
B．在 b 点的溶液中：2n(CO23－)＋n(HCO－3 )＜0.001 mol
b点盐酸大于20 mL，溶质NaCl，NaHCO3，H2CO3 pH＝7，电荷守恒：
和 Na2CO3 混合溶液中滴加 0.1 mol·L－1 的盐酸，溶液 pH 随盐酸加入
体积的变化如图所示。下列说法正确的是( B )
① 0~10mL：H＋＋OH－= H2O ②10~20mL：H＋＋CO32－= HCO3－ ③20~30mL：H＋＋HCO3－= H2CO3
C．在 c 点的溶液 pH＜7，是因为此时 HCO －3 的电离能力大于
Na2CO3 溶液中：
c(Na＋)＞c(CO23－>)＞>c(OH－)＞c(HCO－3 )>＞>c(H2CO3)。
类型二 混合溶液中各粒子浓度的比较 混合溶液要综合分析电离、水解等因素。 如在 0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液和 0.1 mol·L－1 的氨水混合溶液中， NH3·H2O 的电离程度强于 NH ＋ 4 的水解程度，溶液呈碱性，各离子浓
➢质子守恒
如：NH4Cl 溶液中
基准态物质
得质子
失质子
NH4+
- H+
NH3∙H2O
H3O+ H+ +H+
H2O
- H+ OH－
c (H+) = c (NH3∙H2O) + c(OH–)
另外，质子守恒式可以由电荷守恒式和物料守恒式推导得出。
高中化学人教版(2019)选择性必修一第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解
第三节盐类的水解【学习目标】1.认识盐类水解有一定限度，理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。
2.通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。
3.了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。
4.解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。
能发现和提出有关盐类水解的问题，并设计探究方案，进行实验探究。
5、比较离子大小，在比较中，学会运用电荷守恒、物料守恒关系，解决实际问题。
【基础知识】一、盐类的水解1、探究盐溶液的酸碱性溶液中不生成弱电解质，溶液呈中性。
3、盐类的水解（1）概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
（2）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
（3）特征：①一般是可逆反应，在 一定 条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是 中和 反应的逆反应。
③盐类水解是 吸热 反应。
二、影响盐类水解的主要因素 1、反应物本身性质的影响盐类水解程度的大小主要由 盐的性质 所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难 电离 (电离常数越小)，盐的水解程度 越大 ，即越弱越水解。
2、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响已知FeCl 3发生水解反应的离子方程式：Fe 3＋＋3H 2O ⇄Fe(OH)3＋3H ＋，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤实验现象解释盐的浓度加入FeCl 3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变 深 ，溶液的pH 变小 加入FeCl 3固体，c (Fe 3＋)增大，水解平衡向 正反应 方向移动溶液的酸碱度加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 浅 ，溶液的pH 变小 加入盐酸，c (H ＋)增大，水解平衡向 逆反应 方向移动，但c (H ＋)仍比原平衡中c (H ＋)大 加入少量NaOH 溶液产生 红褐 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH －消耗H ＋，c (H ＋)减小，水解平衡向 正反应 方向移动温度 升高温度溶液颜色变深升高温度，水解平衡正向移动3、盐的水解常数 （1）表达式以CH 3COONa 为例：CH 3COO －＋H 2O ⇄CH 3COOH ＋OH －K h ＝c CH 3COOH ·c OH －c CH 3COO－，只与 温度 有关。
第三章 水溶液中的离子反应与平衡有答案-高二化学人教版(2019)选择性必修1
2021—2022人教（2019）化学选择性必修一第三章 水溶液中的离子反应与平衡有答案新教材选择性必修一第3章《水溶液中的离子反应与平衡》一、选择题。
（共15题）1、有等体积、等pH 的NH 3·H 2O 、KOH 和Ba(OH)2三种碱溶液，滴加等浓度的盐酸将它们恰好中和，用去酸的体积分别为V 1、V2、V 3，则三者的大小关系正确的是( )A ．V 1﹥V 2=V 3B ．V 1=V 2=V 3C ．V 1=V 2＜V 3D ．V 1＜V 2＜V 32、常温下，在新制氯水中滴加NaOH 溶液，溶液中水电离出来的()+H c 水的负对数与NaOH 溶液体积之间的关系如图所示，下列说法正确的（ ）A ．用pH 试纸测定E 点对应的溶液，pH=3B ．F ．H 点对应的溶液都存在()()+--c Na =c Cl +c(ClO ) C ．加水稀释H 点对应的溶液，溶液的pH 不变 D ．G 点对应的溶液中()()+---+c Na >c(Cl )>c(ClO )>c(OH )>c H 3、中和滴定是一种操作简单、准确度高的定量分析方法。
实际工作中也可以利用物质间的氧化还原反应、沉淀反应进行类似的滴定分析，这些滴定分析均需要通过指示剂来确定滴定终点。
下列对几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)中所用指示剂及滴定终点时的溶液颜色的判断不正确的是( )A ．用标准酸性KMnO 4溶液滴定Na 2SO 3溶液以测量其浓度：KMnO 4；紫红色B ．利用“Ag ＋＋SCN －===AgSCN↓”原理，可用标准KSCN 溶液测量AgNO 3溶液浓度：Fe(NO 3)3；红色C ．利用“2Fe 3＋＋2I －===I 2＋2Fe 2＋”原理，用FeCl 3溶液测量KI 样品中的KI 的百分含量：淀粉；蓝色D ．利用OH －＋H ＋===H 2O 来测量某盐酸溶液的浓度：酚酞；浅红色 4、对H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是( )A ．B ．26Fe 3＋C ．D ．5、把氢氧化钙放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡：Ca （OH ）2（s ）⇌Ca2+（aq ）+2OH ﹣（aq ）。
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(3)溶质为碱的溶液 此时溶液中的 OH－来自于碱的电离与水的电离，H＋只来自于水的电离。先求出 由水电离出的 c(H＋)，根据由水电离出的 OH－与 H＋的浓度相等，可得出由水电离出 的 c(OH－)。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液 此时溶液中 H＋和 OH－均由水电离产生。pH＝2 的 NH4Cl 溶液中由水电离出的 c(H＋)＝10－2 mol·L－1，溶液中的 c(OH－)＝10－12 mol·L－1 是因为部分 OH－与 NH4＋ 结 合；同理，pH＝12 的 Na2CO3 溶液中由水电离出的 c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
适用 中性溶液、稀的酸性或碱 弱电解质的电离平衡体 难溶电解质的溶解平衡体
范围
性溶液
系
系
影响 因素
都只受温度的影响，与浓度变化或压强变化无关
水的离子积
电离常数
溶度积
主要 温度升高，Kw、Ka(Kb)均增大，Ksp 一般也增大(Ka 和 Ksp 变化幅度不大，一般数
[解析] ②如果盐酸(强酸)的浓度很小灯泡也很暗；④如果是强酸，pH＝1；⑤如 果是强酸，加水稀释至 100 L 后溶液的 pH＝3，实际 pH＝2.2，这说明 HNO2 溶液中 存在电离平衡：HNO2 H＋＋NO－ 2 ，加水平衡右移，使 pH＜3；⑥依据 HNO2＋ NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O 可知，c(HNO2)大于 c(HCl)， 而溶液中 c(H＋)相同，所以 HNO2 没有全部电离；⑦加入 NaNO2，溶液中 c(OH－)增 大，说明化学平衡逆向移动；⑧不论是强酸还是弱酸，加水稀释，溶液中 c(H＋)均减 小，而 c(OH－)均增大。