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+综合复习试题教师版.docx
- 文档编号:6177848
- 上传时间:2023-01-04
- 格式:DOCX
- 页数:15
- 大小:55.02KB
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+综合复习试题教师版.docx
《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+综合复习试题教师版.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《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+综合复习试题教师版.docx(15页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
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+综合复习试题教师版
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:
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,电离程度越小;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.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=c(A+)c(B-)/c(AB)
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(C)
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(B)
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=c[H+]·c[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=c[H+]·c[OH-]=1×10-14。
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(水的电离是吸热的)
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=-lgc[H+]
(2)pH的测定方法:
常见酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
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——操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可。
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NH4Cl=Na2CO3>HAc=NaOH。
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)c(H+)混=[(c(H+)1V1+c(H+)2V2)]/(V1+V2)
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)c(OH-)混=[c(OH-)1V1+c(OH-)2V2]/(V1+V2)(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=。
【答案】1.3;11.7;9
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。
【答案】5;3~5之间;>;20:
1;8;8~10
知识点五、强酸(pH1)强碱(pH2)混合计算规律
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
【答案】
(1)酸;恰好反应生成(NH4)2SO4,NH4+水解呈碱性。
碱;氨水过量,电离产生的OH-使溶液呈碱性。
(2)B
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:
酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台。
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,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:
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
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离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
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)
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 【答案】 (1)①②③;⑤;④⑥ (2)①③ 【例题8】下列说法错误的是(D) 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。 【答案】D 5、影响盐类水解的外界因素: 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)。 6.酸式盐溶液的酸碱性: ①只电离不水解: 如HSO4-显酸性 ②电离程度>水解程度,显酸性(如: HSO3-、H2PO4-) ③电离程度<水解程度,显碱性(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 【答案】CO32-+H2O HCO3-+OH-;①④⑤ 【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。 【答案】H2O H++OH-;H2PO4- HPO42-+H+;HPO42- PO43-+H+;H2PO4-+H2O H3PO4+OH- [H2PO4-]>[HPO42-]>[H3PO4] 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。 【答案】2Al3++3CO32-+3H2O==2Al(OH)3↓+3CO2↑;Al3++3HCO3-==Al(OH)3↓+3CO2↑;Al3++3CO32-+3H2O==Al(OH)3↓+3HCO3-;产生同样多的CO2,用纯碱消耗的Al3+多;用纯碱有可能不产生CO2或产气量很少;FeCl3溶液 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 CO32-+H2OHCO3-+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: MgCl2·6H2OMg(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。 注意: 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A;属于水解方程式的是B A.HCO3-+H2OH3O++CO32-B.BaSO4==Ba2++SO42- C.AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-D.CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32-(aq) 【答案】A;B 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,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(C)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-] 【答案】C 【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-] 【答案】B 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 注意: 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更小的。 如: 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。 ②温度: 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? 。 【答案】 (1)Ksp=[c(Ag+)]2·c(S2-) (2)④ (3)加足量MgCl2溶液,充分搅拌,过滤,洗涤即得纯Mg(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________。 1加氨水②加水③加NaCl(s)④加AgCl(s)⑤加NaBr(s)⑥加热 【答案】①③⑤⑥ 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1/10
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 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+综合复习试题教师版 高中化学 人教版 选修 第三 水溶液 中的 离子 平衡 知识 梳理 综合 复习 试题 教师版