2018_2019学年高中化学第03章水溶液中的离子平衡专题3.3.1盐溶液呈现不同酸碱性的原因课时同步试题新人教版
2018高考化学专题_水溶液中的离子平衡
2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因 以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。
②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。
③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，电离平衡向逆反应方向移动。
例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。
加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3 +2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c (H ＋)与c (OH －)同时增大，K W 增大pH 变小，但由于c (H ＋)与c (OH －)始终保持相等，故仍显中性。
如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c (H ＋)与c (OH －)都从1×10－7m ol·L －1增大为1×10－6 mol·L －1，K W 由1×10－14增大为1×10－12，pH 由7变为6，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍然显中性。
2018-2019学年高中化学第3章水溶液中的离子平衡第1节水溶液课件新人教版选修
“===”表示。如
Na2SO4：Na2SO4===
SO
2－ 4
＋2Na＋。
(2)弱电解质：弱电解质部分电离，其电离方程式用
________表示。
① 一 元 弱 酸 、 弱 碱 一 步 电 离 ， 如 CH3COOH ：
①CH3COOH_____CH3COO － ＋ H ＋ ， NH3 · H2O ： NH3·H2O_____NH＋4 ＋OH－。
(2)现象解释和结论：在加盐酸、NaCl 溶液的烧杯内 的灯泡很亮，而加 CH3COOH、氨水的烧杯内的灯泡却 很暗，说明以上四种溶液的导电能力是不相同的，原因 是溶液中自由移动的离子的多少不同。
在盐酸、NaCl 溶液中：HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋ ＋Cl－，全部变为自由移动离子；而在 CH3COOH、氨水中 存在 CH3COOH CH3COO－＋H＋、NH3·H2O NH＋4 ＋ OH－，没有全部电离为离子，仍有溶质分子存在。
加入少量酸
左移 增大 减小
加入少量碱
左移 减小 增大
加入活泼金属(如 Na) 右移 减小 增大
2．水的离子积。 (1)表达式： KW＝[H＋][OH－]。 (2)影响因素：只与温度有关，升高温度，KW 增大， 降低温度，KW 减小。在 25 ℃时，KW＝1×10－14。 (3)适用范围：KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电 解质水溶液。
2．强弱电解质。 (1) 强 电 解 质 ―概―念→ 在 水 溶 液 中 完 全 电 离 的 电 解 质 物―质―类→别强酸、强碱、大多数盐。 (2) 弱 电 解 质 ―概―念→ 在 水 溶 液 中 部 分 电 离 的 电 解 质 物―质―类→别弱酸、弱碱和水。
3．电离方程式的书写。
通用版2018_2019版高中化学第三章水溶液中的离子平衡微型专题三水溶液中的离子平衡学案新
微型专题三 水溶液中的离子平衡[学习目标定位] 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。
2.掌握盐类水解的规律及其应用。
3.会比较溶液中粒子浓度的大小。
4.会分析沉淀溶解平衡及其应用。
一、弱电解质及其电离平衡1.弱电解质的证明例1 下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是( )①常温下NaNO2溶液的pH大于7②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗③HNO2和NaCl不能发生反应④0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2.1⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2⑥0.1 mol·L－1 HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.9A.①④⑥B.①②③④C.①④⑤⑥D.全部答案 C－2解析 ①中证明NO能水解，证明HNO2为弱酸。
②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明问题。
③HNO2无论是强酸还是弱酸都不与NaCl反应。
④中说明c(H＋)＜c(HNO2)，说明HNO2部分电离，存在电离平衡，是弱电解质。
⑤中的H3PO4为中强酸，而被中强酸制备的酸必定酸性更弱，即为弱电解质。
⑥中HNO2溶液被稀释，c(H＋)变化与c(HNO2)变化不同步，证明存在电离平衡移动，即为弱电解质。
考点 弱电解质的电离平衡及移动题点 证明弱电解质的常用方法规律方法 证明HA为弱电解质的基本思路有两种：一种是直接根据酸或其对应盐的性质进行实验设计，二是选择一种已知的强酸进行对照性实验设计。
2.酸、碱溶液稀释pH的变化规律例2 pH＝11的X、Y两种碱溶液各10 mL，分别稀释至1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。
下列说法正确的是( )A.X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等B.稀释后，X溶液碱性比Y溶液碱性强C.若9<a<11，则X、Y都是弱碱D.完全中和X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)>V(Y)答案 C考点 溶液pH的计算题点 酸、碱溶液稀释时pH的计算及变化规律易错辨析 (1)弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH的范围。
2018高考化学专题_水溶液中的离子平衡
2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因 以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。
②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。
③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，电离平衡向逆反应方向移动。
例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。
加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。
④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3 +2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c (H ＋)与c (OH －)同时增大，K W 增大pH 变小，但由于c (H ＋)与c (OH －)始终保持相等，故仍显中性。
如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c (H ＋)与c (OH －)都从1×10－7m ol·L －1增大为1×10－6 mol·L －1，K W 由1×10－14增大为1×10－12，pH 由7变为6，由于c (H ＋)＝c (OH －)，仍然显中性。
2018年化学选修四第3章水溶液中的离子平衡(人教版9份)(3)
＋
D．加热蒸干 KCl 溶液，最后得到 KOH 固体(不考虑 CO2 的反应)
解析 A 项，加热蒸发 Na2CO3 溶液，得不到 NaOH。虽 然加热促进 CO2 3 水解，但生成的 NaHCO3 又与 NaOH 反
－
应生成了 Na2CO3； B 项，Mg2＋和 Fe3＋均可与 OH－反应生成沉淀，且引入了
[活学活用] 1． 向三份 0.1 mol· L
－ －1
CH3COONa 溶液中分别加入少量 ( A ) B．增大、减小、减小
NH4NO3、Na2SO3、FeCl3 固体(忽略溶液体积变化)，则 CH3COO 的浓度变化依次为 A．减小、增大、减小
本 课 时 栏 目 开 关
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大 解 析 CH3COO － ＋ H2O CH3COOH ＋ OH － ， 加 入 ＋ ＋ ＋ ＋ NH4NO3，NH4 水解：NH4 ＋H2O NH3· H2O＋H ，H 和 OH－反应，使平衡右移，CH3COO－浓度减小，促进水解； － － － － 加入 Na2SO3， SO2 ＋ H O HSO ＋ OH ， 水解产生 OH ， 3 2 3 － 使平衡左移，CH3COO 浓度增大，抑制水解的进行； 加入 FeCl3 固体， Fe3＋水解： Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋， － 影响同 NH＋ 4 ，使 CH3COO 浓度减小，促进水解。
Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 。
学习· 探究区
(3)泡沫灭火剂 泡沫灭火器内所盛装药品分别是 NaHCO3 溶液和 Al2(SO4)3 溶 液，在使用时将两者混合，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子 的水解，从而使水解完全，而产生 CO2 和 Al(OH)3。其水解方 － 3＋ Al ＋ 3HCO 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 程式为 。
2018-2019学年人教版选修4第3章第1节弱电解质的电离教案
第三章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离【把握目标～明确方向】本节要掌握的知识：三维目标知识与技能1．了解电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的概念2．了解弱电解质的电离平衡，掌握电离平衡的特征及其影响因素3．了解电离常数的意义，理解电离常数在电解质强弱比较中的应用。
4．掌握强弱电解质的电离方程式的书写。
过程与方法能够从结构和组成上加以理解强弱电解质和非电解质的概念，并加以判断，能够从化学平衡移动的角度理解电离平衡及其移动情感、态度与价值观通过本节的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系，而离子平衡就是其中的一个重要方面重点和难点重点：了解弱电解质的电离平衡。
难点：了解弱电解质的电离平衡、了解电离常数的意义。
【自主学习～问题生成】请同学们严格按照“阅读六字诀”进行学习。
“阅读六字诀”：查、划、写、记、练、思查：查着工具（本案资料、工具书、你的边的资料等）读划：划着重点（在重点内容上做上标记）读写：写着感想（在相应位置上写上自己对重点知识的理解）读记：记（背）着内容（背诵你所理解的重点知识）读练：练着习题（例题）（通过练习实现对重点及难点知识的巩固及掌握）读（实现作业前置：简单作业课本化，复杂作业工具（编印）化）思：思（想）着问题（对阅读及练习中产生的新的疑问进行更深入的思考）读人体血液的pH几乎恒定在7.35～7.45，否则人体便不能正常工作。
蚊虫、蚂蚁等昆虫叮咬人时常向人体血液内注入一种称之为蚁酸(主要成分为HCOOH)的有机酸。
当人受到蚊叮蚁咬时，皮肤上常起小疱，这是因为人体血液中酸碱平衡被破坏，若不治疗，过一段时间小疱也会自行痊愈，这是由于血液中又恢复了原先的酸碱平衡，你能用平衡移动的原理解释上述现象吗？⒊请同学们用“阅读六字诀”认真阅读课本选修4第三章P39～43“第一节弱电解质的电离”阅读时注意:【问题1】（A级）什么是电解质？什么是非电解质？什么是强电解质？什么是弱电解质？【问题2】（B级）电解质的强弱与电解质溶液的导电能力的强弱有什么关系？【问题3】（C级）电解质与非电解质、强电解质与弱电解质跟从组成上对物质进行的分类之间有什么关系？电解质与非电解质、强电解质与弱电解质跟离子化合物及共价化合物之间有什么关系？【问题4】（C 级）强电解质与弱电解质之间有什么区别和联系？【问题5】（A 级）什么叫电离平衡？弱电解质的电离平衡有什么特征？影响电离平衡的因素有哪些？它们是怎样影响弱电解质的电离平衡的？【问题6】（B 级）以改变0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中存在的电离平衡－＋【问题7】（B 级）什么是电离常数？影响电离平衡的因素有哪些？它们是怎么影响电离平衡常数的？ 【问题8】（C 级）如何区别强电解质和弱电解质的电离？如何书写强、弱电解质的电离方程式？ 【问题9】（C 级）多元弱酸及多元弱碱的电离方程式应如何书写？多元弱酸的各级电离常数之间有什么不同？现在，请同学们带着上述问题，用“阅读六字诀”认真阅读课本选修4第三章P39～43“第一节 弱电解质的电离”⒋请同学们认真的、不应付的完成：（A 级）课本P40“实验3－1”的表格及P41～42“思考与交流”课本P43～44习题； （B 级）本学案【新知学习～不议不讲】； （C 级）本学案“【点睛示例～当堂检测】”。
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
高中化学第三章水溶液中的离子平衡3-3盐类的水解第3课时粒子浓度关系教案-2019word版可打印
C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)
D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)
【点击试题】判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系
解析：因NaHCO3==Na＋+HCO3―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―，HCO3― H＋+CO32― 。HCO3―的水解程度大于电离程度，因此溶液呈碱性，且C(OH―) > C(CO32―)。由于少部分水解和电离，则C(Na＋)>C(HCO3―)>C(OH―)>C(H＋) > C(CO32―)。
B、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)
【板书】二、电解质溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，
高考化学备考之化水溶液中的离子平衡压轴突破训练∶培优篇及答案(1)
高考化学备考之化水溶液中的离子平衡压轴突破训练∶培优篇及答案(1)一、水溶液中的离子平衡1．碳酸亚铁可用于制备补血剂。
某研究小组制备了 FeCO3，并对 FeCO3的性质和应用进行了探究。
已知：①FeCO3是白色固体，难溶于水②Fe2＋+6SCN-Fe(SCN)64-(无色)Ⅰ. FeCO3的制取（夹持装置略）实验i：装置 C 中，向 Na2CO3溶液（pH＝11.9）通入一段时间 CO2至其 pH 为 7，滴加一定量 FeSO4溶液，产生白色沉淀，过滤、洗涤、干燥，得到 FeCO3固体。
(1)试剂 a 是_____。
(2)向 Na2CO3溶液通入 CO2的目的是_____。
(3)C 装置中制取 FeCO3的离子方程式为_____。
(4)有同学认为 C 中出现白色沉淀之后应继续通 CO2，你认为是否合理并说明理由________。
Ⅱ.FeCO3的性质探究实验ii实验iii(5)对比实验ⅱ和ⅲ，得出的实验结论是_____。
(6)依据实验ⅱ的现象，写出加入 10%H2O2溶液的离子方程式_____。
Ⅲ.FeCO3的应用(7)FeCO3溶于乳酸［CH3CH(OH)COOH］能制得可溶性乳酸亚铁（[CH3CH(OH)COO]2Fe，相对分子质量为 234）补血剂。
为测定补血剂中亚铁含量进而计算乳酸亚铁的质量分数，树德中学化学实验小组准确称量 1.0g 补血剂，用酸性 KMnO4溶液滴定该补血剂，消耗0.1000mol/L 的 KMnO4溶液 10.00mL，则乳酸亚铁在补血剂中的质量分数为_____，该数值异常的原因是________（不考虑操作不当以及试剂变质引起的误差）。
【来源】四川省成都市树德中学2020届高三二诊模拟考试理科综合化学试题【答案】饱和NaHCO3溶液降低溶液中OH-浓度，防止生成Fe(OH)2 2HCO3- +Fe2+=FeCO3↓+CO2↑+H2O 不合理，CO2会和FeCO3反应生成Fe(HCO3)2(或合理，排出氧气的影响) Fe2+与SCN-的络合(或结合)会促进FeCO3固体的溶解或FeCO3固体在KSCN溶液中的溶解性比KCl溶液中大 6Fe(SCN)64-+3H2O2=2Fe(OH)3↓+4Fe(SCN)3+24SCN-或6Fe2++3H2O2+12SCN-=2Fe(OH)3↓+4Fe(SCN)3或6Fe2++3H2O2=2Fe(OH)3↓+4Fe3+ 117% 乳酸根中的羟基被KMnO4氧化，也消耗了KMnO4【解析】【分析】I. 装置A中碳酸钙和稀盐酸反应生成的二氧化碳中混有挥发的氯化氢气体，需要利用装置B中盛装的饱和碳酸氢钠溶液除去，装置C中，向碳酸钠溶液(pH=11.9)通入一段时间二氧化碳至其pH为7，滴加一定量硫酸亚铁溶液产生白色沉淀，过滤，洗涤，干燥，得到FeCO3；II. (5)根据Fe2＋+6SCN-Fe(SCN)64-分析FeCO3在KCl和KSCN两种不同溶液中的溶解度不同判断；(6)实验ii中溶液显红色且有红褐色沉淀生成，说明加入10%过氧化氢溶液后有Fe(OH)3和Fe(SCN)3生成；(7)FeCO3溶于乳酸［CH3CH(OH)COOH］能制得可溶性乳酸亚铁补血剂，根据得失电子守恒和元素守恒建立关系式进行计算；乳酸根中有羟基，也能被高锰酸钾溶液氧化。
2018-2019学年高中化学 第03章 水溶液中的离子平衡
3.3.1 盐溶液呈现不同酸碱性的原因一、选择题1．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH−)C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH−)≠c(H+)D．水电离出的H+或OH−与盐中弱酸(碱)根离子结合，造成盐溶液呈酸碱性【答案】C2．下列事实不能证明亚硝酸（HNO2）是弱电解质的是A．用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗B．常温下NaNO2溶液的pH大于7C．常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2D．常温下pH=3的HNO2溶液稀释至100倍，稀释后溶液的pH约为4.5【答案】A【解析】用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，没有与相同浓度的一元强酸作对比，无法证明亚硝酸是弱酸，A项符合题意；常温下NaNO2溶液的pH大于7，说明亚硝酸根离子可以水解生成弱酸亚硝酸，B项不符合题意；常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2，说明亚硝酸没有完全电离（可以计算出其电离度为10%），所以可以证明亚硝酸（HNO2）是弱电解质，C项不符合题意；常温下pH=3 的HNO2溶液稀释至100倍，稀释后溶液的pH没有变成5而是约为 4.5，说明亚硝酸在水溶液中存在电离平衡，是弱酸，D项不符合题意。
故选A。
3．下列呈酸性的盐溶液是A．HCl溶液B．Na2SO4溶液C．NH4Cl溶液D．Na2CO3溶液【答案】C【解析】盐溶液呈酸性，可能有两种情况，一是水解呈酸性，为强酸弱碱盐，二是酸式盐，电离程度大于水解程度，或是强酸的酸式盐。
HCl 溶液显酸性，氯化氢是酸，不是盐，A 错误；Na 2SO 4为强酸强碱盐，不水解溶液呈中性，B 错误；NH 4Cl 为强酸弱碱盐，铵根离子水解溶液呈酸性，C 正确；碳酸钠为强碱弱酸盐，碳酸根水解溶液呈碱性，D 错误。
故选C 。
4．下列叙述中正确的是A ．常温下，pH< 7的溶液是酸溶液B ．常温下，pH > 7的溶液是碱溶液C ．常温下，pH > 7的溶液有可能是盐的溶液，这是因为盐能电离出OH −D ．常温下，pH > 7的溶液有可能是盐的溶液 【答案】D5．下列离子方程式中属于盐类水解反应的是 ①NH 3+H 2O NH 4++OH −②3HCO -+H 2O H 2CO 3+OH − ③3HCO -+H 2O H 3O ++23CO -④Fe 3++33HCO -Fe(OH)3↓+3CO 2↑ ⑤NH 4++2H 2O NH 3·H 2O+H 3O + A ．②④⑤ B ．②③④⑤ C ．①③⑤D ．①②③⑤【答案】A 【解析】①NH 3+H 2ONH 4++OH −是氨气与水反应生成一水合氨，一水合氨电离出铵根离子和氢氧根离子，不属于水解反应，故①不符合；②3HCO -+H 2O H 2CO 3+OH −是碳酸氢根离子水解生成碳酸和氢氧根离子的反应，属于水解反应，故②符合；③3HCO -+H 2O H 3O ++23CO -是碳酸氢根离子的电离方程式，不属于水解反应，故③不符合；④Fe 3++33HCO -Fe(OH)3↓+3CO 2↑是Fe 3+和3HCO -发生相互促进的双水解反应，属于水解反应，故④符合；⑤NH 4++2H 2ONH 3·H 2O+H 3O +是铵根离子水解生成一水合氨和水合氢离子的反应，属于水解反应，故⑤符合；则属于盐类水解反应的是②④⑤，答案选A 。
新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲新人教版选择性必修
第三章水溶液中的离子反应与平衡本章复习提纲专题一溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。
如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较①正盐溶液基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO2－4)>c(H＋)>c(OH－)。
②酸式盐溶液a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。
如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)。
b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。
如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。
ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。
①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。
则c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
[特别提示]多元弱酸要考虑分步电离(K a1≫K a2≫K a3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。
2018_2019版高中化学专题3溶液中的离子反应第一单元弱电解质的电离平衡第1课时学案苏教版选修
第1课时弱电解质的电离平衡[学习目标定位] 1.了解电解质与非电解质，强电解质与弱电解质的概念。
2.了解常见的强、弱电解质。
3.了解电解质在水溶液中的电离及溶液的导电性。
4.理解弱电解质的电离平衡。
一、强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质化合物按照其在水溶液或熔融状态下能否导电，可分为电解质和非电解质。
按要求回答下列问题：有以下几种物质：①液态HCl ②熔融NaCl ③稀硫酸④蔗糖⑤乙醇⑥氯水⑦Al2O3⑧NH3⑨氨水⑩Cu⑪CaCO3⑫SO2⑬Al(OH)3⑭NaOH ⑮CH3COOH(1)属于电解质的是①②⑦⑪⑬⑭⑮，属于非电解质的是④⑤⑧⑫。
(2)能导电的是②③⑥⑨⑩。
2．强电解质和弱电解质(1)实验探究分别试验等体积等浓度的盐酸、醋酸溶液与等量镁条的反应，并测定两种酸溶液的pH。
填写下表：(2)强电解质和弱电解质的概念和物质类别(1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。
(2)电解质的强、弱与其溶解性无关。
难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。
易溶的如CH3COOH在溶液中电离程度较小，是弱电解质。
(3)电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。
例1判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)电解质的水溶液都导电，非电解质的水溶液都不导电( )(2)电解质不一定导电，能导电的物质不一定是电解质( )(3)纯净的强电解质在液态时，有的导电有的不导电( )(4)BaSO4不溶于水，故BaSO4是非电解质( )(5)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( )(6)氯化铵属于强电解质，碳酸氢钠属于弱电解质( )答案(1)×(2)√(3)√(4)×(5)√(6)×考点电解质及其分类题点电解质的相关综合例2(2018·无锡一中质量检测)下列说法中不正确的是( )A．强酸、强碱、大多数盐、部分金属氧化物是强电解质，弱酸、弱碱都是弱电质B．电解质溶液导电性的强弱跟单位体积溶液里自由移动的离子的多少有关C．硫酸钡难溶于水，所以硫酸钡属弱电解质D．纯净的强电解质在液态时，有的能导电有的不能导电答案 C解析硫酸钡难溶于水，但溶于水的部分全部电离，硫酸钡属于强电解质，C项错误；纯净的强电解质在液态时，有的能导电，例如熔融的氯化钠，有的不能导电，例如液态氯化氢，D 项正确。
高中化学 第03章 水溶液中的离子平衡 专题3.3.1 盐类水解课件高二选修4化学课件
2、水解(shuǐjiě)的实质
破坏了水的电离平衡（促进水的电离）
3、水解反应(fǎnyìng)与中和反应(fǎnyìng)的关系:
酸+碱 中和
盐+水
水解(shuǐjiě)
4、水解的酸碱性规律：
有弱才水解，无弱不水解；
2021谁/12/1强1 显谁性，同强显中性。
第九页，共十九页。
5、盐类水解(shuǐjiě)方程式的书写：
【问题1】同样为盐溶液，Na2CO3、NaCl、NH4Cl三种溶液，
却表现出不同的酸碱性，其根本原因是什么？与生成(shēnɡ chénɡ)该盐的 酸和碱的强弱间有什么关系？
【问题2】OH-与H+毫无疑问都来自于水的电离(diànlí)；按理说， 由水电离出来的H+和OH-的物质的量浓度总是相等的，即c(OH－ )=c(H+)，为什么某些盐溶液中会出现不相等的情况呢？
(3) NaCl
(4) CH3COONa
(5) Al2(SO4)3 (6)KNO3
(7) (NH4)2SO4 (8) Na2SO4
2021/12/11
第二页，共十九页。
实验 结果： (shíyàn)
CH3COONa 、Na2CO3 溶液 显：碱性 (róngyè)
NH4Cl 、Al2(SO4)3 溶液： 显酸性
们的物质的量浓度相同时，溶液的pH依次为9，10，8。则
这三种弱酸(ruò suān)的酸性由强到弱的顺序是(
)D
A.HA＞HB＞HC
B.HB＞HA＞HC
C.HC＞HB＞HA
D.HC＞HA＞HB
4.pH=2的醋酸与pH=12的NaOH溶液(róngyè)等体积混合所得溶液
最全面高中化学第三章水溶液中的离子平衡超详细知识点和题型总结
水溶液中的离子平衡§ 1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义： 电解质、非电解质 混和物 ；强电解质 、弱电解质物质单质强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。
如HCl 、 NaOH 、 NaCl 、 BaSO 4纯净物电解质弱电解质：弱酸、弱碱和水。
如 HClO 、 NH 3 ·H 2O 、 Cu(OH) 2、 H 2O 化合 物非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
如 SO 3 、CO 2、 C 6H 12O 6、 CCl 4、 CH 2 =CH 2下列说法中正确的是（ BC ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；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 、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。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（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离子化合物与共价化合物鉴别方法： 非电解质——共价化合物熔融状态下能否导电 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。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）② SO 2、NH 3、CO 2 等属于非电解质注意：①电解质、非电解质都是化合物③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 离，故 BaSO 4 为强电解质）BaSO 4 不溶于水，但溶于水的 BaSO 4 全部电4、强弱电解质通过实验进行判定的方法 (以 HAc 为例 )： （1）溶液导电性对比实验； （3）测 NaAc 溶液的 pH 值； （ 2）测 0.01mol/LHAc 溶液的 pH>2；（4）测 pH= a 的 HAc 稀释 100 倍后所得溶液 pH<a +2 （5）将物质的量浓度相同的 HAc 溶液和 NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性 （6）中和 10mLpH=1 的 HAc 溶液消耗 pH=13 的 NaOH 溶液的体积大于 10mL; （7）将 pH=1 的 HAc 溶液与 pH=13的 NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸（8）比较物质的量浓度相同的 HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由。
水溶液中的离子平衡知识点总结
第三章 水溶液中的离子平衡一、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,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别：电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物注意：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强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO 4不溶于水,但溶于水的BaSO 4全部电离,故BaSO 4为强电解质——电解质的强弱与导电性、溶解性无关; 3、电离平衡：在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 电解质分子 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡; 4、影响电离平衡的因素：A 、温度：电离一般吸热,升温有利于电离;B 、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;C 、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;D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离;9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写第一步为主10、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 - Ki= A + B -/AB 11、影响因素：a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定;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,酸性越强;如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = cH +·cOH -25℃时, H +=OH - =10-7 mol/L ; K W = H +·OH - = 110-14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、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 、CuOH 2、H 2O …… 混和物 纯净物注意：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 KW〈110-14②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 KW〉 110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 ;变色范围：甲基橙 ~橙色石蕊~紫色酚酞~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三、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+离子物质的量相加除以总体积,再求其它 H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它 OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意 :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72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈 pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉 pH原－n 但始终不能小于或等于75、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均接近76、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;五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-pH1+pH2〕六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;2、中和滴定的操作过程：1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;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;上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中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减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;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;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跟水电离出来的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,是平衡向右移动,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＞NaHCO34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆 2程度小 3吸热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水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-7、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;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 == 2AlOH3↓+ 3H2S↑８、水解平衡常数 Kh对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/KaKw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/KbKw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电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸多元弱酸盐的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的电离水解书写原则：一步书写八、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③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等;九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识1溶解度小于的电解质称难溶电解质;2反应后离子浓度降至110-5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“=”;3难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡;4掌握三种微溶物质：CaSO4、CaOH2、Ag2SO45溶解平衡常为吸热,但CaOH2为放热,升温其溶解度减少;6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否则不存在平衡;2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用s标明状态,并用“”;如：Ag2Ss 2Ag+aq+ S2-aq 3、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值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3;3氧化还原沉淀法：4同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动;常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化 ;5、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：AgNO 3 AgCl 白色沉淀 AgBr 淡黄色 AgI 黄色 Ag 2S 黑色 6、溶度积K SP1、定义：在一定条件下,难溶电解质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;、表达式：AmBns mA n+aq+nB m-aq K SP = cAn+m•cBm-n3、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Q C 离子积〉K SP 有沉淀析出 Q C= K SP 平衡状态Q C 〈K SP 未饱和,继续溶解。
高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡 3.3 溶液中
促敦市安顿阳光实验学校第3课时溶液中粒子浓度大小的比较记一记1.电解质溶液中的守恒关系：①电荷守恒，②物料守恒，③质子守恒。
2．酸、碱型离子浓度关系：探一探1.HClO溶液中存在哪些平衡？溶液中的微粒有哪些？除H2O外，粒子浓度的大小顺序如何？[提示] HClO溶液中存在HClO H＋＋ClO－与H2O H＋＋OH－两平衡，溶液中存在H2O、HClO和H＋、ClO－、OH－五种微粒，由于水的电离程度比HClO的电离程度小，所以除H2O外，溶液中存在：c(HClO)>c(H＋)>c(ClO－)>c(OH－)。
2．分析NaHCO3溶液中粒子浓度大小比较．[提示] 首先分析NaHCO3为强电解质：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，而HCO－3存在下列平衡：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－，HCO－3H＋＋CO2－3，且水是极弱的电解质也存在H2O H＋＋OH－，又由于HCO－3的水解程度大于其电离程度(溶液呈碱性)。
(综合分析可得出粒子浓度大小顺序为：c(Na＋)>c(HCO－3)>c)OH－)>c(H2CO3)>c(H＋)>c(CO2－3))。
3．在CH3COONa和Na2S溶液中分别存在下列关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS－)＋c(OH)＋2c(S－2)，依据是什么？[提示] 在上面两个式中，号左边都是正电荷总数，右边都是负电荷总数，所以依据的是电荷守恒。
4．在0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中，存在下列关系：c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1在0.1 mol·L－1 Na3PO4溶液中，存在下列关系：13c(Na＋)＝c(PO3－4)＋c(HPO2－4)＋c(H2PO－4)＋c(H3PO4)＝0.1 mol·L－1，依据是什么？[提示] 依据物料守恒。
2018-2019学年人教版 选修4 第3章 水溶液中的离子平衡教学安排教案
第三章水溶液中的离子平衡一、教学内容概述本章是选修4《化学反应原理》的第三章，它包含四节内容：第一节弱电解质的电离；第二节水的电离和溶液的酸碱性；第三节盐类的水解；第四节难溶电解质的溶解平衡。
本章内容应用前一章所学化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，内容比较丰富，理论与实际、知识与技能兼而有之，如电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学理论的指导作用。
pH的应用、盐类水解反应的应用、沉淀转化的应用等，展示了相关知识在生产、生活中的应用价值。
酸碱中和滴定介绍和测定酸碱反应曲线的实验则是学习实验操作技能。
在教学功能上，这一章起着巩固和深化前一章所学知识的作用。
全章4节内容可分为两条知识链：一是与弱电解质相关的电离平衡，包括1-3节，它们在知识的认识水平上是渐进的，前一节是后一节的基础和铺垫；二是沉淀溶解平衡，安排在第4节，它的知识基础是溶解度和化学平衡理论。
从整体上看，本章内容以深入认识水溶液中离子反应的本质为核心问题线索，分别研究了各类物质（弱电解质、水、盐类、难溶电解质）在水溶液中的离子平衡，使学生发现化学平衡、电离程度和溶解度之间的关系，并了解这些原理的应用。
教材内容框架如下：二、本章教学内容在选修模块内容体系中的地位和作用学习“水溶液中的离子平衡”主题的基础是义务教育阶段化学（或科学）、高中阶段必修课程化学1、化学2模块中相关的元素化合物知识，以及本模块中主题2中化学平衡方面的理论知识。
1．物质在水溶液中的行为与化学反应中的能量转化和化学反应限度的关系化学反应原理模块前两个专题分别从化学热力学、动力学的角度介绍了有关化学反应的规律和理论，本专题以前两个专题的理论为基础，选取了最常见、最典型的水溶液体系来引导学生运用所学理论（特别是化学平衡理论）分析物质的行为。
例如，本专题在化学平衡常数的基础上建立水的离子积常数、电离平衡常5．掌握从简单到复杂、从单一研究对象到多个研究对象的复杂体系的研究方法。
【2019-2020最新】高中化学第三章水溶液中的离子平衡3.3盐类的水解第3课时粒子浓度关系课件新人教版选修4
又如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2–
H2O
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– + H2O
H2S + OH–
H+ + OH–
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
好的学习方法助学生养成优秀的习惯！
3-3-3 粒子浓度关系
1、水解平衡常数及与电离平衡常、KW的关系
弱酸强碱盐的水解平衡常数
NaAc水解反应的总反应可写为：
Ac- + H2O
HAc + OH-
K [OH ][HAc]
h
[ Ac ]
Kh：水解平衡常数，表示盐水解程度的大小，与弱酸
及水的离子积有关。
(三) 判断盐溶液的酸碱性：（相同温度和浓度）
NaCl溶液 中性 CH3COONa溶液 碱性 NH4Cl溶液 酸性 CH3COONH4溶液中性 NaHCO3溶液 碱性
2、盐类水解的应用 (一)日常生活中的应用
1）泡沫灭火器的原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液 外筒装有NaHCO3溶液
混合前
Al 3+ + 3H2O HCO3– + H2O
1.0×10—14 =
= 2.3×10—8
4.3×10—7
＞ K2
[思考] 1.为什么KAl(SO4)2 , FeCl3 等盐可用做净水剂？ 2.纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？
3.泡沫灭火器的化学反应原理是什么？
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3.3.1 盐溶液呈现不同酸碱性的原因一、选择题1．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH−)C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH−)≠c(H+)D．水电离出的H+或OH−与盐中弱酸(碱)根离子结合，造成盐溶液呈酸碱性【答案】C2．下列事实不能证明亚硝酸（HNO2）是弱电解质的是A．用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗B．常温下NaNO2溶液的pH大于7C．常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2D．常温下pH=3的HNO2溶液稀释至100倍，稀释后溶液的pH约为4.5【答案】A【解析】用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗，没有与相同浓度的一元强酸作对比，无法证明亚硝酸是弱酸，A项符合题意；常温下NaNO2溶液的pH大于7，说明亚硝酸根离子可以水解生成弱酸亚硝酸，B项不符合题意；常温下0.1 mol/L HNO2溶液的pH约为2，说明亚硝酸没有完全电离（可以计算出其电离度为10%），所以可以证明亚硝酸（HNO2）是弱电解质，C项不符合题意；常温下pH=3 的HNO2溶液稀释至100倍，稀释后溶液的pH没有变成5而是约为 4.5，说明亚硝酸在水溶液中存在电离平衡，是弱酸，D项不符合题意。
故选A。
3．下列呈酸性的盐溶液是A．HCl溶液B．Na2SO4溶液C．NH4Cl溶液D．Na2CO3溶液【答案】C【解析】盐溶液呈酸性，可能有两种情况，一是水解呈酸性，为强酸弱碱盐，二是酸式盐，电离程度大于水解程度，或是强酸的酸式盐。
HCl 溶液显酸性，氯化氢是酸，不是盐，A 错误；Na 2SO 4为强酸强碱盐，不水解溶液呈中性，B 错误；NH 4Cl 为强酸弱碱盐，铵根离子水解溶液呈酸性，C 正确；碳酸钠为强碱弱酸盐，碳酸根水解溶液呈碱性，D 错误。
故选C 。
4．下列叙述中正确的是A ．常温下，pH< 7的溶液是酸溶液B ．常温下，pH > 7的溶液是碱溶液C ．常温下，pH > 7的溶液有可能是盐的溶液，这是因为盐能电离出OH −D ．常温下，pH > 7的溶液有可能是盐的溶液 【答案】D5．下列离子方程式中属于盐类水解反应的是 ①NH 3+H 2O NH 4++OH −②3HCO -+H 2O H 2CO 3+OH − ③3HCO -+H 2O H 3O ++23CO -④Fe 3++33HCO -Fe(OH)3↓+3CO 2↑ ⑤NH 4++2H 2O NH 3·H 2O+H 3O + A ．②④⑤ B ．②③④⑤ C ．①③⑤D ．①②③⑤【答案】A 【解析】①NH 3+H 2ONH 4++OH −是氨气与水反应生成一水合氨，一水合氨电离出铵根离子和氢氧根离子，不属于水解反应，故①不符合；②3HCO -+H 2O H 2CO 3+OH −是碳酸氢根离子水解生成碳酸和氢氧根离子的反应，属于水解反应，故②符合；③3HCO -+H 2O H 3O ++23CO -是碳酸氢根离子的电离方程式，不属于水解反应，故③不符合；④Fe 3++33HCO -Fe(OH)3↓+3CO 2↑是Fe 3+和3HCO -发生相互促进的双水解反应，属于水解反应，故④符合；⑤NH 4++2H 2ONH 3·H 2O+H 3O +是铵根离子水解生成一水合氨和水合氢离子的反应，属于水解反应，故⑤符合；则属于盐类水解反应的是②④⑤，答案选A 。
6．将下列四种溶液适当升高到一定温度后，pH 不发生变化的是A ．pH=1的H 2SO 4溶液B ．NaCl 溶液C ．pH=3的NH 4Cl 溶液D ．pH=13的NaOH 溶液 【答案】A7．下列实验操作能达到目的是A ．用pH 试纸测定次氯酸溶液的pH=3.5B ．将FeCl 3溶液加热蒸干并灼烧获得Fe 2O 3固体C ．向明矾溶液中加入一定量NaOH 制备Al(OH)3胶体D ．室温下，测得pH=5的NaHSO 4溶液与pH=9的NaHCO 3溶液中水的电离程度相等 【答案】B【解析】次氯酸具有漂白性，不能用pH 试纸测定其pH ，应选pH 计，故A 错误；加热促进铁离子水解，生成盐酸易挥发，蒸干得到氢氧化铁，灼烧获得Fe 2O 3固体，故B 正确；明矾溶液中加入一定量NaOH ，发生复分解反应生成氢氧化铝沉淀，得不到胶体，故C 错误； NaHSO 4为强酸的酸式盐，酸式酸根离子完全电离为氢离子和酸根离子，pH=5说明酸式酸根离子电离出的c (H +)=1×10−5 mol·L −1，抑制水的电离，pH=9的NaHCO 3溶液，说明水解程度大于电离程度，促进水的电离，水的电离程度不同，故D 错误。
故选B 。
8．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中 A ．c (HCOO －)＞c (Na +) B ．c (HCOO －)＜c (Na +) C ．c (HCOO －)＝c (Na +)D ．无法确定HCOO ()c -与Na ()c +的关系 【答案】C【解析】据电荷守恒c (HCOO −)+c (OH −)＝c (H +)+c (Na +)，pH=7，c (OH −)＝c (H +)，则c (HCOO −)＝c (Na +)。
9．由一价离子组成的四种盐：AC 、BD 、AD 、BC 的1 mol·L −1的溶液，在室温下前两种溶液的pH=7，第三种溶液pH ＞7，最后一种溶液的pH ＜7，则【答案】A10．对于0.1 mol • L −1Na 2CO 3溶液，下列说法中，不正确的是A ．溶液中水的电离程度大于纯水中水的电离程度B ．升高温度，溶液的pH 也升高C ．加入少量NaOH 固体，c (23CO -)与c (Na +)均增大D ．离子浓度关系：c (Na +)+ c (H +)= c (23CO -)+ c (3HCO -)+ c (OH −) 【答案】D【解析】碳酸钠溶液中碳酸钠水解，促进水的电离，碳酸钠溶液中水的电离程度大于纯水中水的电离程度，A 正确；B 、碳酸根离子水解溶液显碱性，碳酸根离子水解过程是吸热反应，升温平衡正向移动，氢氧根离子浓度增大，溶液pH 增大，B 正确；C 、碳酸钠水解显碱性，加入氢氧化钠氢氧根离子浓度增大，平衡逆向移动，溶液中碳酸根离子浓度增大，钠离子浓度增大，C 正确；溶液中存在电荷守恒，阳离子和阴离子所带电荷数相同，c (Na +)+ c (H +)=2 c (23CO -)+ c (3HCO -)+ c (OH −)，D 错误。
故选D 。
二、非选择题11．25℃时，将0.01 mol CH 3COONa 和0.002 mol HCl 溶于水，形成1 L 混合溶液。
（1）该溶液中存在着三个平衡体系，用电离方程式或离子方程式表示：① ；② ；③ 。
（2）溶液中共有 种粒子(指分子和离子)（3）在这些粒子中，浓度是0.01 mol/L 的是 ，浓度是0.002 mol/L 的是 。
（4） 和 物质的量之和等于0.01 mol 。
【答案】（1）①CH 3COOH CH 3COO −+H +②CH 3COO −+H 2O CH 3COOH+OH −③H 2OH ++OH −（2）7 （3）Na + Cl − （4）CH 3COO − CH 3COOH12．溶液中的化学反应大多是离子反应。
根据要求回答下列问题：（1）盐碱地（含较多Na 2CO 3、NaCl ）不利于植物生长，试用离子方程式表示：盐碱地产生碱性的原因：__________________________________________。
（2）已知水存在如下平衡：H 2O ＋H 2OH 3O ＋＋OH −，向水中加入NaHSO 4固体，水的电离平衡向________移动，且所得溶液显________性。
（3）若取pH 、体积均相等的NaOH 溶液和氨水分别用水稀释m 倍、n 倍，稀释后pH 仍相等，则m_________n（填“＞”“＜”或“＝”）。
（4）常温下，在pH ＝6的CH 3COOH 与CH 3COONa 的混合溶液中水电离出来的c (OH −)＝________。
（5）已知：常温下，醋酸和NH 3·H 2O 的电离平衡常数均为1.74×10−5；则 NH 4HCO 3溶液呈________性，NH 4HCO 3溶液中物质的量浓度最大的离子是________（填化学式）。
【答案】（1）23CO -+H 2O 3HCO -+OH −（2）左 酸（3）＜（4）10−8 mol·L −1 （5）碱NH 4＋ 【解析】（1）碳酸钠是强碱弱酸盐，碳酸根离子水解导致溶液呈碱性，水解方程式为23CO -+H 2O 3HCO -+OH −。
（2）硫酸氢钠完全电离出氢离子，导致溶液呈强酸性，抑制水的电离，水的电离平衡逆向移动。
（3）一水合氨是弱电解质，加水稀释促进一水合氨电离，NaOH 是强电解质，完全电离，要使pH 相等的氨水和NaOH 溶液稀释后pH 仍然相等，则氨水稀释倍数大于NaOH ，即m ＜n 。
（4）常温下，pH=6的混合溶液呈酸性，说明醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，则混合溶液中水电离出来的c (OH −)=K w / c (H +)=10−14/10−6 mol • L −1 =10—8 mol • L −1。
（5）已知常温下，醋酸和NH 3·H 2O 的电离平衡常数均为1.74×10−5，说明醋酸根和铵根的水解程度相等，因此醋酸铵呈中性；醋酸的酸性大于碳酸，生成NH 4HCO 3的碱比酸强，NH 4HCO 3溶液呈碱性；3HCO -的水解程度大于NH 4+，因此NH 4HCO 3溶液中物质的量浓度最大的离子是NH 4+。
13．常温下，向100 mL 0.01 mol·L −1的HA 溶液中逐滴加入0.02 mol·L −1的MOH 溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH 变化情况(体积变化忽略不计)。
回答下列问题：（1）由图中信息可知HA 为 (填“强”或“弱”)酸，理由是 。
（2）常温下一定浓度的MA 稀溶液的pH=a ，则a (填“>”“<”或“=”)7，用离子方程式表示其原因： ，此时，溶液中由水电离出的c (OH −)= 。
（3）请写出K 点所对应的溶液中离子浓度的大小关系： 。
（4）K 点对应的溶液中，c (M +)+c (MOH) (填“>”、“<”或“=”)2c (A −)；若此时溶液的pH=10，则c (MOH)+c (OH −)= mol·L −1。