高二人教版化学选修四第三章水溶液中的离子平衡知识梳理 综合复习试题合集精选学生版缺答案.docx

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高二人教版化学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合集精选学生版缺答案

第三章水溶液中的离子平衡

复习知识要点：

1．弱电解质的电离

2．水的电离和溶液的酸碱性

3．盐类的水解

4．难溶电解质的溶解平衡

复习目标：

通过知识点内容梳理及例题练习，回忆并巩固相关知识点内容及应用

知识点一、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。

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：

。

弱电解质：

。

非电解质：

。

如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……

2．电解质与非电解质的本质区别

电解质——离子化合物或共价化合物

电解质——共价化合物

注意：

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。

3．影响电离平衡的因素

（1）温度：

电离一般吸热，升温有利于电离。

（2）浓度：

浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

（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．弱电解质电离方程式的书写：

用可逆符号，弱酸的电离要分步写（第一步为主）。

5．电离常数

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Ka表示酸，Kb表示碱）。

表示方法：

AB

A++B-K=

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-]=。

注意：

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。

注意：

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

pH1+pH2=14；V酸：

V碱=1：

1

pH1+pH2≠14；V酸：

V碱=1：

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

注意：

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：

H2S>H2Se②碱性：

Na2S>NaHS③碱性：

HCOONa>CH3COONa

④水的电离程度：

NaAc

NaHSO3

【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++3