水溶液部分复习及习题讲解
溶液配制与稀释典型习题+详解
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溶液配制练习一、固-水例1：配制50 g质量分数为5%的氯化钠钠溶液，需要氯化钠多少克?水多少亳升?解析：这是溶液配制最基本、最典型的类型。
可由公式：溶质质量=溶液质量×溶质质量分数；溶剂质量=溶液质量—溶质质量和体积=质量/密度直接计算。
氯化钠质量=50 g×5％=2．5 g 水的质量=50 g-2．5 g =47．5 g水的体积=47．5 g/1 g/ ml=47．5 ml例2：配制500 ml质量分数为10%的氢氧化钠溶液（密度为1．1 g/cm3)需要氢氧化钠和水的质量各多少?解析：此题涉及溶液密度，要注意转化成质量来计算。
溶液中只有质量有加和关系，体积不能直接进行和差计算。
氢氧化钠溶质质=500 ml1．1 g/cm310%=55 g水的质量=500 ml1．1 g/cm3—55 g=495 g（不要计算成500—55=445)二、液—水例3：用25%的氯化钠溶液和水配制30kg10%的食盐溶液。
需要25％的氯化钠溶液和水各多少kg？解析:紧紧抓住配制前后的等量关系是关键。
可以利用配制前后溶质、溶剂的相对应相等来列方程解决.设需要25％的氯化钠溶液和水质量为x和y25%x=30k g10％，解得x=12k g;Y=30k g—12k g=18k g例4：某工厂化验室配制5000 g20%的盐酸，需要38%的盐酸（密度为1．19 g/cm3）和水各多少毫升?解析：可以直接利用质量列方程计算。
《溶液复习》
一、溶液的基础知识
1．①什么叫做溶液？ 一种或几种物质分散到另一种物质里， 形成均一、稳定的混合物，叫做溶液。
②溶液的组成 ： 溶质 ， 溶剂 ．
知识回顾
• 2．溶液的基本特征 ———— 均一性 和 稳定性 • ①溶液一般是透明的，但不一定无色． • ②溶液的质量等于溶质质量和溶剂质量之 和．但溶液体积不等，这是受到分子间的间隔 的影响.
巩固练习
• 【习题1】下列叙述正确的是( C ) • A．一种或几种物质分散到另一物质里，形成 溶液 • B．溶液都是无色、透明的、均一的、稳定的 混合物 • C、酒精和水任意比例互相溶解时，溶剂为水 • D、植物油溶于汽油中形成不稳定的乳浊液
知识回顾 3、溶质和溶剂的确定
（1）固体、气体与液体互溶时，固体、气体为 溶质，液体为溶剂。 （2）两种液体互溶时， 量少的为溶质，量多 的为溶剂。 （3）如果发生化学反应，溶质为生成物。 （4）当有水存在时，不管水的量是多少，均作 为溶剂。 （5）结晶水合物溶于水形成溶液时，结晶水成 为溶剂的一部分，溶质为无水化合物。 （6）不指明溶剂的溶液一般指的是水溶液。
在一定温度下,某固态物质溶解在100g溶剂里达 到饱和时所溶解的质量。
2．固体物质的溶解度
(1)抓住的四个要点：
①在一定温度下 ②在100克溶剂
③饱和状态
④所溶解的克数
(2）溶解性粗略地、定性地表示物质的溶解能力．而溶 解度精确地、定量地衡量溶解性的大小．如20℃时溶解 度与溶解性的关系见下表（S表示溶解度）
• 〖习题6〗把15g固体硝酸钾放入85g水中，待完全溶 解后，溶液中硝酸钾的质量分数为 （ A） A．15% B．17.6% C．21.4% D．85%
溶质的质量分数和溶解度比较表
高中化学必修课---水的电离 溶液的酸碱性与pH知识讲解及巩固练习题(含答案解析)
离。
（3）易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程
度增大，但只要温度不变，KW 不变。 （4）其他因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的 H+直接作用，要点二、溶液的酸碱性与 pH 【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与 pH】
D．不能使酚酞溶液变红的溶液一定呈酸性
【思路点拨】关于溶液酸碱性的判断，根本问题是溶液中氢离子浓度及氢氧根溶液的相对大小；在温度不明
确时，不能简单通过 pH 判断溶液酸碱性。
【答案】C
【解析】溶液的酸碱性最本质的判断标准是 H+和 OH－浓度的相对大小。如果 c(H+)=c(OH－)，溶液呈中性；
如果 c(H+)＞c(OH－)，溶液呈酸性；如果 c(H+)＜c(OH－)，溶液呈碱性。c(H+)很小的溶液，c(OH－)也可能很小；
2．混合计算 （1）加水稀释
（2）两强酸混合。
（3）两强碱混合。
（4）酸碱混合。 酸过量：
碱过量：
计算时应判断溶液的酸碱性，若为酸性，按 H+计算；若为碱性，按 OH－计算。原因是在酸性溶液中，OH－ 来自于水的电离，而冲稀或混合过程中，水的电离被破坏，OH－的量不再守恒。H+则考虑酸的电离而忽略水的电 离。碱性溶液同理，只能首先计算 OH－的变化。
变色范围的 pH
石蕊
＜5.0 红色
5.0～8.0 紫色
＞8.0 蓝色
甲基橙
＜3.1 红色
3.1～4.4 橙色
＞4.4 黄色
酚酞
＜8.2 无色
8.2～10.0 粉红色
＞10.0 红色
5．pH 的应用
测试和调控溶液的 pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健都具有重要意义。
水溶液部分复习及习题讲解
NH4+ + OH
Kb
NH3
[NH 4 ] [OH ] ( )( ) C C [NH 3 ] C
Kb称为碱常数
在一定温度下，碱常数其值一定，是水溶液中 碱强度的量度，它的值愈大，碱的碱性愈强。
三、酸碱质子理论
质子理论认为： 凡能给出质子H+ 的物质都是——酸。 凡能接受质子H+的物质都是——碱。
3、同离子效应
同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离 子（阳离子或阴离子）的易溶性强电解质， 解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作 用称为同离子效应。
4、缓冲溶液缓冲溶液的组成
• 弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc • 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl
• 习题1、0.2mol/L的HCl和0.2mol/L的HCN 溶液的酸度是否相等，通过计算说明。
水溶液部分复习及习题讲解
一、水的自解离
H 2O + H 2O H 2O H3O+ + OH H+ + OH
298K，纯水中 [H3O+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3
水的离子积常数 Kw [ H ][OH ] 1.0 10
14
说明：
水的离子积，其实质就是平衡常数，不仅适 用于纯水，也适用于所有稀水溶液。水溶液 中H+浓度与OH-浓度的乘积是一个常数，只 要知道H+浓度就可计算OH-浓度。
（条件： Ka·c酸≥ 20 Kw ,α< 5%，即c酸/Ka ≥ 500 ）
〔OH-〕＝ Kb c碱
用初始浓度替代平 衡浓度
（条件： Kb·c碱≥ 20 Kw ,α< 5%, 即c碱/Kb ≥ 500 ）
(完整版)水溶液中的离子平衡典型练习题及答案
水溶液中的离子平衡1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）.A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-）B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-）C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-）2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是?3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是（）A、图中A、B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＞DB、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042-4. 设水的电离平衡线如图所示：(1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B点,则此时水的离子积从_____增加到____,造成水的离子积增大的原因是____.(2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____.(3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13,若要使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42-．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）A．该温度高于25℃B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-10mol/LC．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离D．该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性6.为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG=已知某无色溶液的AG=12，则在此溶液中能大量共存的离子组是( )A.Na+、AlO2-、K+、NO3-B.MnO4-、K+、SO42-、Na+C.NH4+、NO3-、Al3+、Cl-D.Mg2+、SO42-、HCO3-、Na+7.下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )①醋酸与水能以任意比互溶②醋酸溶液能导电③醋酸溶液中存在醋酸分子④1mol/L醋酸的pH比0.1mol/L盐酸pH大⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2⑥0.1mol/L醋酸钠溶液pH＝8.9⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生H2速率慢A．②⑥⑦B．③④⑥⑦C．③④⑤⑥D．①②③8.关于小苏打水溶液的表述正确的是（）A．c （Na+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+2c （H2CO3）B．c （Na+）+c （H+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+c （OH-）C．HCO3-的电离程度大于HCO3-的水解程度D．存在的电离有：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-⇌H++CO32-，H2O⇌H++OH-9.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A．在0.1mol•L-1NaHCO3溶液中：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（H2CO3）B．在0.1mol•L-1Na2CO3溶液中：c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）C．向0.2 mol•L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol•L-1NaOH溶液：c（CO32-）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）D．常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH=7，c（Na+）=0.1mol•L-1]：c（Na+）=c（CH3COO-）＞c（CH3COOH）＞c（H+）=c（OH-）10. (1）在25°C时，已知0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12．现将0.2mol/L 的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，溶液中各种离子的浓度有大到小的关系为______．（2）常温下，将0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液．试回答（填写数据）：①溶液中c（NH4+）+c（NH3•H2O）一定等于______②溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=______．11某二元弱酸的酸式盐，NaHA溶液，若PH<7,则溶液中各离子的浓度关系不正确的是A C(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)B c(Na+)+ c(H+)= c(HA-)+2 c(A2-)+ c(OH-)C c(H+)+ c(HA-)= c(OH-)+ c(H2A)D c(Na+)= c(HA-)+ c(H2A)+ c(A2-).答案1.在电解质溶液中存在三个守恒：①电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，②物料守恒，③质子守恒，故B正确；D项pH=7，c（H+）=c（OH-），则有c（Na+）=c(CH3COO-),故D项错；A项NaOH是强电解质NaOH====Na++OH-，当两溶液混合OH-参加反应被消耗，而Na+不参加反应，故c（Na+）>c(OH-)，同理c （CH3COO-）>c(H+)，故A项错；C项pH<7，醋酸过量，结论正确。
第六章 溶液及溶液的组成复习
二、溶解度
1、固体的溶解度 （1）溶解度的定义：在一定温度下，某固态物质在 100g 溶剂里达到饱和状态时所 溶解的质量 四要素：①条件：一定温度②标准：100g 溶剂③状态：达到饱和④质量：溶解度的 单位：克 （2）溶解度的含义： 20℃时 NaCl 的溶液度为 36g 含义： 在 20℃时，在 100 克水中最多能溶解 36 克 NaCl 或在 20℃时，NaCl 在 100 克水中达到饱和状态时所溶解的质量为 36 克
学生用具： 教师用具：投影仪
b、溶质可以是固体、液体或气体；水是最常用的溶剂 c、溶液的质量 = 溶质的质量 + 溶剂的质量 溶液的体积
<
溶质的体积 + 溶剂的体积
d、溶液的名称：溶质的溶剂溶液（如：碘酒——碘的酒精溶液） 2、溶质和溶剂的判断 （1）固体、气体溶于液体时，固体、气体是溶剂； （2）两种液体相溶时，量多的是溶剂，量少的是溶质。 （3）溶液中若有水存在，无论水的量多还是量少，水都是溶剂。 （4）在不指明溶剂时，溶剂一般是水。 3、饱和溶液、不饱和溶液 （1）概念： 饱和溶液：在一定温度下、一定量的溶剂里，不能溶解某种溶质的溶 液， 叫做这种溶质的饱和溶液。 不饱和溶液：在一定温度下、一定量的溶剂里，还能继续溶解某种溶 质的 溶液，叫做这种溶质的不饱和溶液。 （2）判断方法：要确定某一溶液是否饱和，只要看在一定温度下有没有不能继续溶 解的剩 余溶质存在，如有，且溶质的质量不再减少，则为该溶质的饱和溶液；否则为 该溶质 不饱和溶液。 （3）饱和溶液和不饱和溶液之间的转化 不饱和溶液
降温、蒸发溶剂、加溶质 升温、加溶剂
饱和溶液
注：①Ca(OH)2 和气体等除外，它的溶解度随温度升高而降低 ②最可靠的方法是：加溶质、蒸发溶剂 （4）浓、稀溶液与饱和不饱和溶液之间的关系 ①饱和溶液不一定是浓溶液 ②不饱和溶液不一定是稀溶液，如饱和的石灰水溶液就是稀溶液 ③在一定温度时，同一种溶质的饱和溶液要比它的不饱和溶液浓 （5）溶解时放热、吸热现象 溶解吸热：如 NH4NO3 溶解 溶解放热：如 NaOH 溶解、浓 H2SO4 溶解 溶解没有明显热现象：如 NaCl
第三章溶液练习题及答案
第三章溶液练习题一、判断题（说法正确否）：1．溶液的化学势等于溶液中各组分化学势之和。
2．系统达到平衡时，偏摩尔量为一个确定的值。
3．对于纯组分，化学势等于其吉布斯函数。
4．在同一稀溶液中组分B的浓度可用x B、m B、c B表示，因而标准态的选择是不相同的，所以相应的化学势也不同。
5．水溶液的蒸气压一定小于同温度下纯水的饱和蒸气压。
6．将少量挥发性液体加入溶剂中形成稀溶液，则溶液的沸点一定高于相同压力下纯溶剂剂的沸点。
溶液的凝固点也一定低于相同压力下纯溶剂的凝固点。
7．纯物质的熔点一定随压力升高而增加，蒸气压一定随温度的增加而增加，沸点一定随压力的升高而升高。
8．理想稀溶液中溶剂分子与溶质分子之间只有非常小的作用力，以至可以忽略不计。
9．当温度一定时，纯溶剂的饱和蒸气压越大，溶剂的液相组成也越大。
10．在一定的温度和同一溶剂中，某气体的亨利系数越大，则此气体在该溶剂中的溶解度也越大。
11．在非理想溶液中，浓度大的组分的活度也大，活度因子也越大。
12．在298K时0.01mol·kg-1的蔗糖水溶液的渗透压与0.01mol·kg-1的食盐水的渗透压相同。
13．物质B在α相和β相之间进行宏观转移的方向总是从浓度高的相迁至浓度低的相。
14．在相平衡系统中，当物质B在其中一相达到饱和时，则其在所有相中都达到饱和。
二、单选题：1．1 mol A与n mol B组成的溶液，体积为0.65dm3，当x B = 0.8时，A的偏摩尔体积V A = 0.090dm3·mol-1，那么B的偏摩尔V B 为：(A) 0.140 dm3·mol-1； (B) 0.072 dm3·mol-1；(C) 0.028 dm3·mol-1； (D) 0.010 dm3·mol-1。
2．注脚“1”代表298K、p0的O2，注脚“2”代表298K、2p0的H2，那么：(A)； (B) 因为，与大小无法比较；(C)； (D)。
第九单元 溶液 备考复习课
第九单元溶液备考复习课（第一课时）花都区大塘中学洪接年一、复习目标※知识与技能1.能正确描述溶液的组成，理解溶液和溶质、溶剂的概念，明确它们的关系。
2.能说出饱和溶液和不饱和溶液的涵义，知道条件发生改变时饱和溶液和不饱和溶液可以相互转化。
3.了解溶解度的涵义并能从溶解度曲线图中获取相关的信息。
※过程与方法1）通过习题呈现知识点。
2）学会运用比较、归纳、概括等方法对获取的信息进行加工，使学生逐步形成良好学习习惯和方法。
※情感态度价值观知道溶液的知识在日常生活中的应用，培养学科学习兴趣，发展求知欲和探究激情。
培养学生从生活视角观察溶液的存在及用途，再从社会视角分析其使用，体会化学与社会的关系。
二、教学重点1．知道溶液、溶质、溶剂，以及三者之间的关系2.饱和溶液和不饱和溶液的区别与联系以及相互转化3.固体物质的溶解度以及溶解度曲线的应用三、教学难点1．从微观的角度深入认识溶液。
2. 对溶解度概念的认识。
四、教材分析教学策略分析本复习课主要复习课题1《溶液的形成》和课题2《溶解度》两个方面的内容。
溶液的知识也是学习酸碱盐知识的重要基础，故此在复习中使学生在宏观上认识溶液的特征，从微观上认识溶液是溶质粒子分散到溶剂中形成的均一、稳定的体系，进一步地认识物质是由微小的粒子构成，强化微粒观；通过复习，能使学生能从定量的角度来认识物质的溶解性以及从定性的角度来研究物质放在溶剂中时的一些情况，即物质的溶解度，进一步体会溶解度是必须建立在四要素“一定温度”、“100g 溶剂”、“饱和溶液”、“ 溶解度的单位”。
在进行溶解度曲线的复习时，关键要让学生进一步理解溶解度曲线上点、交点、曲线特点等。
并且溶解度曲线在实际生活生产中的重要应用，如配制溶液，用结晶的方法分离和提纯混合物等。
本课时的教学设计从身边中生活现象入手，用化学的方法来解决生活问题，引起学生的探究热情，回顾起相关溶液的知识，教学设计符合学生的认知结构，先知道溶液的定义、特征、溶液的组成、再到饱和溶液和不饱和溶液以及相互转化以及溶解度和溶解度曲线。
水溶液中三大平衡习题总结及练习
水溶液中三大平衡综合练习1. 室温下，下列说法正确的是（）A．pH=5的NH4Cl溶液或醋酸中，由水电离出的c(H+)均为10﹣9mol/LB．pH=3的醋酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后，pH＞7C．同体积同pH的氢氧化钠溶液和氨水分别稀释相同倍数，氨水的pH较大D．0.1mol/L Na2CO3溶液和0.1mol/L NaHSO4溶液等体积混合，溶液中c(Na+)+c(H+)=c(CO32﹣)+c(SO42﹣)+c(HCO3﹣)+c(OH﹣)2. 常温下，有体积均为10mL、pH均等于1的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是（）A．上述两种溶液分别用水稀释m、n倍，溶液的pH都变成3，则m＞nB．上述两种溶液分别与足量的Zn完全反应，产生的H2一样多C．往上述盐酸溶液中加入100 mL pH=3的盐酸溶液，混合后的溶液pH=2D．往上述醋酸溶液中加入10 mL pH=13的NaOH溶液中和，充分反应后溶液呈中性3. 已知部分弱酸在常温下的电离平衡常数如下表：下列叙述错误的是（）A．向NaCN溶液中通入少量的CO2的离子反应为：CN﹣+H2O+CO2=HCN+HCO3﹣B．等体积、等物质的量浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者大于后者C．等体积、等物质的量浓度的NaHCO3和Na2CO3混合溶液中：c(Na+)>c(OH﹣)>c(HCO3﹣)>c(CO32﹣)>c(H+)D．中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH物质的量前者小于后者4. 已知：25℃时H2C2O4的pK a1=1.22，pK a2=4.19，CH3COOH的pKa=4.76，K代表电离平衡常数，pK=﹣lgK。
下列说法正确的是（）A．浓度均为0.1mol/L NH4HC2O4和CH3COONH4溶液中：c(NH4+)前者小于后者B．将0.1mol/L的K2C2O4溶液从25℃升温至35℃，c(K+)/c(C2O42-)减小C．0.1 mol/L K2C2O4溶液滴加盐酸至pH=l.22：c(H+)﹣c(OH﹣)=c(Cl﹣)﹣3c(HC2O4﹣) D．向0.1 mol/L CH3COONa 溶液中滴加少量0.1 m mol/L H2C2O4溶液：CH3COO﹣+H2C2O4═CH3COOH+HC2O4﹣5. 某温度下，向一定体积0.1mol/L一元弱酸HA液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pH与pOH的变化关系如图所示。
9-复习 溶液
强调
在涉及饱和与不饱和时，一定要指明“一定的温度” 和“一定量的溶剂”这两个条件。
知识回顾
2、饱和溶液和不饱和溶液的相互转化关系 降温、蒸发溶剂、加溶质 一般规律：不饱和溶液 饱和溶液
记准
升温、加溶剂
升温、蒸发溶剂、加溶质
特殊溶质Ca(OH)2不饱和溶液
降温、加溶剂
饱和溶液
Exercises
【习题1】下列叙述正确的是( C ) A．一种或几种物质分散到另一物质里，形成溶液
知识回顾
• 三．混合物的分离 过滤和结晶是常用的混合物分离的方法 过滤是分离固体和液体，或说除去液体中混有的 固体物质． ①过滤使用的仪器和用品：铁架台(附铁圈)、漏斗、 烧杯、玻璃棒、滤纸． 过滤必须做到“一贴”、“二低”、“三靠”
知识回顾
• 结晶是溶液中的溶质形成晶体的过程． 从溶液中结晶析出晶体的方法主要有：
①蒸发溶剂法——— 适用于溶解度受温度影响较 小的固体溶质．如蒸发海水获得食盐晶体。 ②冷却热饱和溶液法——— 适用于溶解度受温度 影响较大的固体溶质．如冷却热的硝酸钾饱和 溶液获得硝酸钾晶体．
知识回顾
4．粗盐提纯的步骤 (1)溶解；(2)过滤；(3)蒸发；(4)结晶
〖习题8〗在粗盐提纯实验中，蒸发溶液时，下列操作 正确的是( C ) A．把浑浊的液体倒人蒸发皿内加热 B．开始析出结晶时，停止用玻璃棒搅拌 C．蒸发皿中出现较多量固体时，停止加热 D．待液体彻底蒸发后停止加热
体积不等，这是受到分子间的间隔的影响.
• ③物质在溶解过程中发生了化学变化，在形成的溶液 中，溶质是反应后的生成物，如:二氧化碳溶于水， 形成溶液的溶质是碳酸，不是二氧化碳．
• ④当有水存在，不管水的量是多少，均作为溶剂。
高三化学复习水溶液习题有答案
水溶液含答案一、选择题1．25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是()A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K W不变C．向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H＋)降低D．将水加热，K W增大，pH不变【解析】向水中加入稀氨水，增大了c(OH－)，平衡逆向移动；加入固体NaHSO4，NaHSO4溶于水后电离生成H＋，c(H＋)增大，K W 不变；加入醋酸钠，CH3COO－结合水电离出的H＋，使平衡正向移动，c(H＋)降低；将水加热，K W增大，pH减小。
【答案】 B2．(2017·潍坊质检)下列溶液一定呈中性的是()A．[H＋]＝[OH－]＝10－6mol·L－1的溶液B．pH＝7的溶液C．使石蕊试液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液【解析】当温度为100 ℃时，pH＝6时呈中性，pH＝7的溶液呈碱性，B错；石蕊呈紫色时，pH为5～8，此时溶液可能呈酸性、中性或碱性，C错；CH3COOH与NaOH恰好反应生成的CH3COONa 水解会显碱性，D错；只有[H＋]＝[OH－]的溶液一定呈中性。
【答案】 A3．如图所示，能表示人体大量喝水时，胃液的pH变化的图象是()【解析】人体大量喝水时，胃液被冲稀，酸性减弱，pH增大。
答案选A。
【答案】 A4．某温度下，CO2饱和溶液的浓度是0.03 mol·L－1，其中1/3的CO 2转变为H2CO3，而H2CO3仅有0.1%发生如下电离：H2CO3H＋＋HCO－3，则溶液的pH约为()A．3B．4C．5D．6【解析】c(CO2)＝0.03 mol·L－1，c(H2CO3)＝0.01 mol·L－1，c(H ＋)＝0.01 mol·L－1×0.1%＝1×10－5mol·L－1，pH＝5。
高中化学必修课----水溶液中的离子平衡全章知识讲解及巩固练习题(含答案解析)
高中化学必修课----水溶液中的离子平衡全章知识讲解及巩固练习题（含答案解析）【学习目标】1、理解水的离子积常数的含义，并能应用其进行水溶液中的有关简单计算；2、知道测定溶液pH的方法，能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，知道酸、碱电离理论；3、认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的因素；4、能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀生成、转化、溶解的本质；5、知道离子反应发生的条件，会简单地判断离子反应能否发生；6、掌握酸碱中和滴定的原理和方法。
【知识网络】【要点梳理】要点一、溶液中的三种平衡1、弱电解质的电离平衡。
弱电解质的电离是一个可逆过程，溶液中未电离的电解质分子和已电离的离子处于平衡状态。
电离平衡是动态平衡，当浓度、温度等条件发生变化时，平衡就向着能够使这种变化减弱的方向移动。
影响电离平衡的因素有很多，如温度、浓度、酸碱度等。
弱电解质的电离是吸热的，故升高温度有利于弱电解质的电离。
浓度越大，弱电解质电离生成的离子碰撞的机会越多，越容易结合生成弱电解质分子，故电离程度越小。
弱电解质的电离还受酸碱度、同离子效应等影响。
2、盐类的水解平衡。
和化学平衡一样，盐类水解也存在水解平衡，影响水解平衡的主要因素有：①温度：升高温度有利于水解，水解可看作是中和的逆过程。
②浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
③酸碱度：水解显酸性的盐加酸抑制水解，加碱促进水解；水解显碱性的盐加碱抑制水解，加酸促进水解。
3、难溶电解质的溶解平衡。
物质溶解性的大小是相对的，绝对不溶的物质是没有的。
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到溶解平衡状态。
难溶电解质的溶解平衡也是有条件的，条件变化，平衡被破坏。
通过条件的变化可以使沉淀生成、沉淀溶解，也可以使沉淀转化。
分析如下：①沉淀生成的条件是Q c＞K sp。
②沉淀溶解的条件是Q c＜K sp。
③沉淀的转化(生成更难溶的物质)。
在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质。
溶液的配制及分析练习题及答案解析
(本栏目内容，在学生用书中以活页形式分册装订！)一、选择题1．容量瓶上标有()①温度②浓度③容量④压强⑤刻度线⑥酸式或碱式A．①③⑤B．③⑤⑥C．①②④D．②④⑥【答案】 A2．下列溶液中Cl－的物质的量浓度最大的是()A．200 mL 2 mol/L MgCl2溶液B．1 000 mL mol/L NaCl溶液C．250 mL 1 mol/L AlCl3溶液D．300 mL 5 mol/L KClO3溶液【解析】c(Cl－)与体积无关，比较c(Cl－)时，一看溶液的浓度，二看溶质的组成。
【答案】 A3．下列有关实验操作不正确的是()【解析】NaOH固体不应直接在托盘上称量；浓H2SO4的稀释应将浓H2SO4沿着烧杯内壁缓缓加入，并不断用玻璃棒搅拌。
【答案】BC4．配制100 mL mol·L－1的Na2CO3溶液，下列情况会导致溶液浓度偏高的是()A．容量瓶使用前用mol·L－1的Na2CO3溶液润洗B．配制过程中，未用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒C．仰视确定凹液面与刻度线相切D．用敞开容器称量Na2CO3且时间过长【解析】A项，润洗过程中增加了Na2CO3的量，使浓度偏高；B项，配制过程中，未用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒，溶质损失，结果偏低；C项仰视确定凹液面与刻度线相切，结果是加水多，溶液的体积大于100 mL，浓度偏低；D项用敞开容器称量Na2CO3且时间过长，吸收空气中的CO2，结果偏低。
【答案】 A5．取100 mL mol·L－1和300 mL mol·L－1的硫酸注入500 mL的容量瓶中，加水稀释至刻度线，则该混合液中H＋离子的物质的量浓度为()A．mol·L－1B．mol·L－1C．mol·L－1D．mol·L－1【解析】n(H＋)＝L× mol·L－1×2＋L× mol·L－1×2＝mol，c(H＋)＝错误!＝mol·L－1。
《普通化学》《Ch4水溶液与离子平衡》复习题及答案
《普通化学》《Ch4水溶液与离子平衡》复习题及答案一、是非题1.无论是多元酸还是多元碱，它们的逐级解离常数总符合下列规则：i1i2i3K K K θθθ>>。
2.若将盐酸溶液和HAc 溶液混合，溶液中H +总是由HCl 提供，与HAc 的浓度、K 值无关。
3.同离子效应可以使溶液的pH 值增大，也可以使其减小，但一定会使弱电解质的解离度降低。
4.将氨水浓度稀释一倍，溶液的OH －浓度就减少到原来的1/2。
5.在饱和H 2S 水溶液中存在着平衡：H 2S2H + +S 2-。
已知平衡时c (H 2S) = 0.1mol ·dm -3, c(H +) = 1.03×10-3mol ·dm -3, c (S 2-) = 1.26×10-13mol ·dm -3, 则平衡常数为22321322{(H )}(S )(2 1.0310)(1.2610)0.1{(H S)}c c K c θ+---⋅⨯⨯⨯==8.弱碱的解离常数b K θ只与溶液温度有关，而与其浓度无关。
9.25℃时在多元弱酸中，由于第一级解离产生的H +离子对第二级解离有同离子效应，因此a1a2K K θθ>。
10.0.1 mol ·L -1磷酸溶液中，各种离中H +最多，PO 43-离子最少。
11.多元弱酸，其酸根离子浓度近似等于该酸的一级解离常数。
12.二元弱酸，其酸根离子浓度近似等于该酸的二级解离常数。
13.常温时，弱电解质溶液浓度越稀，解离度越大，而解离常数却不变。
14.在一定温度下，弱酸的解离度越大，其溶液的pH 值越大。
15.两种酸溶液HX 和HY ，其pH 值相同，则这两种酸浓度(mol ·L -1)也相同。
16.将适量的NaAc 晶体加入HAc 水溶液中，则K a (HAc)值会增大。
17.将等体积0.1 mol ·L -1的NaOH 与0.1 mol ·L -1的HAc 溶液混合后，此溶液呈中性。
课题3-溶液的浓度知识点、习题及答案
知识点一 溶质的质量分数1、公式：溶质质量分数= 溶液质量溶质质量 × 100% 2、变形公式：溶质质量 = 溶液质量 × 溶质的质量分数 溶液质量＝溶质质量÷溶质质量分数 3、相关公式溶液质量=溶质质量＋溶剂质量 溶液质量=溶液密度×溶液体积 溶剂质量 = 溶液质量 - 溶质质量说明：（1）溶质质量指已溶解在溶剂里的溶质的质量，不一定等于加入的溶质质量（即没有溶解的部分不 计入溶质质量）。
（2）两种溶液混合后，总质量等于混合前两种物质的质量之和,但总体积往往比混合前两种物质的 体积之和小。
(3）溶质的质量分数是一个比值,最后的计算结果用百分数表示，不能用分数表示。
(4)溶质的质量分数越大，表示一定量溶液中所含溶质质量越多,溶液越浓。
(5）饱和溶液中，溶质的质量分数达到该条件下的最大值。
知识点二 溶质的质量分数的计算类型1、利用公式或变形公式计算 公式： 溶质质量溶质质量分数= 溶液质量溶质质量 × １00%计算注意事项：①若溶质全部溶于水，且不与水发生化学反应，直接利用公式进行计算；②若溶质不与水反应，但没有全部溶解,则溶质质量只计算溶解部分，未溶解部分不能参与计算； ③若溶质溶于水时与水发生了化学反应,则溶液中的溶质为反应后的生成物，如CaO 溶于水，会与水发生反应CaO+Ｈ２O=＝Ca(O Ｈ）2 ,其溶质是Ｃa(OH)２ 而不是CaO 。
;④关于溶液间发生化学反应,求反应后所得溶液中溶质的质量分数问题的计算； ⑤公式中分子、分母单位要统一;⑥“代入方程式需纯量”：有溶液参加的反应，一定要注意代入化学方程式进行计算的是溶液中溶质的质量，通过化学方程式算出来的质量也是溶质的质量而非溶液的质量或体积; ⑦计算反应后所得溶液的质量:反应后所得溶液的质量＝反应前物质的总质量－生成气体的质量－生成沉淀的质量 2、溶液的稀释稀释或浓缩的原理就是改变溶液中溶质或溶剂的质量，溶质的质量变大,溶质的质量分数增大，溶剂的质量增大,溶质的质量分数变小。
水溶液中的化学---练习题及答案解析
水溶液中的化学---练习题及答案解析1．将下列水溶液按蒸气压增加的顺序排列：( l ) 0.1mol •L -1NaCl ( 2 ) 1mol •L -1C 6H 12O 6 ( 3 ) 1.mol •L -1H 2SO 4 ( 4 ) 0.1mol •L -1HAc ( 5 ) 0.1mol •L -1MgCl 2 ( 6 ) 0.1mol •L -1 C 6H 12O 6 1．解：1.mol •L -1H 2SO 4，1mol •L -1C 6H 12O 6，0.1mol •L -1MgCl 2，0.1mol •L -1NaCl ，0.1mol •L -1HAc ，0.1mol •L -1 C 6H 12O 6。
2．已知某水溶液的凝固点为-1℃ ，求出下列数据： ( 1 )溶液的沸点；( 2 )20℃时溶液的蒸气压力 (已知20℃时纯水的蒸气压为2.34kPa) ； ( 3 ) 0℃时溶液的渗透压。
2．解：( 1 )△t f =θf K m m =△t f /θfK =1/1.86=0.5376mol •kg -1 △t b =θb K m =θb K ×△t f /θf K =0.51×1/1.86=0.274℃t b =100+△t b =100+0.274=100.274℃ ( 2 )p =p o x A =2.34×5376.018/100018/1000+=2.32 kPa( 3 ) Л = c RT ≈mRT =0.5376×1000×8.314×273.15=1220873Pa=1220.9kPa3．将0.450g 某非电解质溶于30.0g 水中，使凝固点降到–0.150℃。
计算该非电解质的相对分子质量。
3．解：△t f =θf K m =θfK 1000/0.30/BM mM B =θfK 301000⨯∆⨯b T m =1.86×30150.01000450.0⨯⨯=186g •mol -1相对分子质量为186。
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D、水溶液中导电能力差的电解质一定是弱电解质4、在0.lmol•L-1醋酸溶液中存在：CH 3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A、加入少量NaOH固体，电离平衡向正向移动B、加入少量NaOH固体，溶液的pH减小C、加入少量CH3COONa固体，电离平衡向正向移动D、加入少量CH3COONa固体，CH3COO—浓度减小5、将体积都为10mL、pH值均等于3的醋酸和盐酸，加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH值均为5。
高中化学竞赛水溶液习题讲解(与试卷题目配套)课件
(B) 4.75 (D) 4.25
在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反
应物组成缓冲体系：
[OH- ]=Kb
c碱 c共轭酸
11
向0.030 mol·dm-3的醋酸溶液中加入足量的固体 醋酸钠，使溶液中醋酸钠浓度为0.10 mol·dm-3 (忽略固体加入时的体积变化) 醋酸的电离常数为1.8 10-5，溶液中pOH接近于
x = 2.7 10-2 mol·dm-3
18
在0.50 mol·dm-3 MgCl2溶液中，加入等体积 0.10 mol·dm-3氨水，此氨水中同时含有 0.020 mol·dm-3的NH4Cl，问Mg(OH)2能否沉淀？ 如果有Mg(OH)2沉淀产生，需要在每立方分米 氨水中，再加入多少克固体NH4Cl才能使 Mg(OH)2恰好不沉淀？ (已知：Ksp(Mg(OH)2) = 1.2 10-11， Kb(NH3·H2O) = 1.8 10-5)
1.1
1020 0.32 2
0.10
1.1
10-20
(mol·dm-3)
所以[Mn2+] = 0.10 mol·dm-3，不沉淀。
[Cu2+] = 1.3 1036 = 1.2 10-16 (mol·dm-3) 1.1 1020
[Bi3+] = 1.11099 = 2.9 10-20 (mol·dm-3) (1.11020 )3
17
Mg(OH)2(s)
+
2
NH
4
Mg2+ + 2NH3· H2O
初始
0.10
0
0
反应
-2x
x
2x
平衡
0.10-2x
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共轭酸碱对的解离平衡常数具如下关系： Ka·Kb＝ Kw = 1.00×10-14 说明：Ka 与Kb成反比，酸越弱，其共轭碱越强， 碱越弱，其共轭酸越强。若已知酸的解离平衡常 数Ka ，就可以求其共轭碱的解离平衡常数Kb。
四、水溶液化学平衡的计算
1、一元弱酸，弱碱溶液 近似计算公式： 〔H＋〕＝ Ka c酸 忽略水的自解离
NH4+ + OH
Kb
NH3
[NH 4 ] [OH ] ( )( ) C C [NH 3 ] C
Kb称为碱常数
在一定温度下，碱常数其值一定，是水溶液中 碱强度的量度，它的值愈大，碱的碱性愈强。
三、酸碱质子理论
质子理论认为： 凡能给出质子H+ 的物质都是——酸。 凡能接受质子H+的物质都是——碱。
• 习题2、0.01mol/L的HAC溶液的解离度为 4.2%，求HAC的电离常数和该溶液的[H+]。
• 习题3、要配置2LpH＝9.40的NaAC溶液， 需NaAC几摩尔？
• 习题4、假设溶于水中的Mg(OH)2完全解离： （1）在水中的溶解度； （2）饱和溶液中的[Mg2+]和[OH-]； （3）在0.010mol/L的NaOH溶液中的[Mg2+]； （4）在0.010mol/L的MgCl2中的溶解度。
一、水的自解离
H 2 O + H2 O H 2O H3O+ + OH H+ + OH
298K，纯水中 [H3O+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3
水的离子积常数 Kw [ H ][OH ] 1.0 10
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说明：
水的离子积，其实质就是平衡常数，不仅适 用于纯水，也适用于所有稀水溶液。水溶液 中H+浓度与OH-浓度的乘积是一个常数，只 要知道H+浓度就可计算OH-浓度。
• 习题5、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液 中，加入5ml的0.15mol/L氨水，是否能生成 Mn(OH)2沉淀？如在上述MnSO4溶液中先加入 0.495g固体(NH4)2SO4，然后再加5ml的 0.15mol/L氨水，是否还能生成Mn(OH)2沉淀？
已知：Mn（OH）2的KSP=410-14， M（（NH4）2SO4）=132，氨水的Kb=1.810-5
二、弱电解质的解离平衡常数
1、酸常数 HAc + H2O H3O+ + Ac
Ka
HAc
[H 3O ] [Ac ] ( )( ) C C [HAc] C
Ka称为酸常数
பைடு நூலகம்
在一定温度下，酸常数其值一定，是水溶液中 酸强度的量度，它的值愈大，酸的酸性愈强。
2、碱常数
NH3 + H2O
HCl、HAc、NH4+、H2SO3等都能给出质子，都是酸； OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子，都 是碱。
根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给 出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后 即成为酸，这种对应关系叫共轭关系。 HPO42－ PO43－ + H+ 酸 碱 质子
（条件： Ka· c酸≥ 20 Kw ,α< 5%，即c酸/Ka ≥ 500 ）
〔OH-〕＝ Kb c碱
用初始浓度替代平 衡浓度
（条件： Kb· c碱≥ 20 Kw ,α< 5%, 即c碱/Kb ≥ 500 ）
2、二元弱酸，弱碱溶液
二元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算[H+]时 ， 通常忽略二级离解，从而把二元弱酸，弱碱溶 液当作一元弱酸，弱碱溶液处理。
习题6、向0.1 moldm-3 的ZnCl2溶液中通H2S气 体至饱和，溶液中刚有ZnS沉淀生成，求此时 [H+] = ?
• 习题7、一溶液中含有Fe2+和Fe3+，它们 的浓度都是0.05mol/L，如果要求 Fe(OH)3沉淀完全，而Fe2+不生成沉淀， 需控制pH值为多少？
习题8、如果溶液中Zn2+和Fe2+的浓度均为0.10 mol/L，能否利用通入H2S气体使Zn2+和Fe2+定量 分离？Zn2+和Fe2+分离完全的pH值为多少?
3、同离子效应
同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离 子（阳离子或阴离子）的易溶性强电解质， 解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作 用称为同离子效应。
4、缓冲溶液缓冲溶液的组成
• 弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc • 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl
• 习题1、0.2mol/L的HCl和0.2mol/L的HCN 溶液的酸度是否相等，通过计算说明。