第3章-D-水溶液化学

合集下载

2025版新教材高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡第4节沉淀溶解平衡第1课时沉淀溶解平衡课时作业

第三章第四节第1课时一、选择题1．下列说法正确的是( C )A．硫酸钡放入水中不导电，则硫酸钡是非电解质B．物质溶于水达到饱和时，溶解过程就停止了C．绝对不溶解的物质是不存在的D．某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0解析：A项，硫酸钡是强电解质，其在水中的溶解度比较小，错误；B项，溶解平衡为动态平衡，错误；D项，残留离子浓度小于10－5mol·L－1时，则认为该离子沉淀完全，错误。

2．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝8.5×10－17，K sp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是( C )A．AgCl>AgI>Ag2CrO4B．AgCl>Ag2CrO4>AgIC．Ag2CrO4>AgCl>AgID．Ag2CrO4>AgI>AgCl解析：设Ag2CrO4饱和溶液中Ag＋的浓度为x，则CrO2－4的浓度为0.5x，则有K sp(Ag2CrO4)＝x2×0.5x＝0.5x3＝2.0×10－12，则有x＝34×10－12≈1×10－4，因为AgCl饱和溶液中c(Ag＋)＝ 1.8×10－10≈1×10－5，所以Ag＋浓度Ag2CrO4＞AgCl，化学式相似的AgCl和AgI的K sp 越小，c(Ag＋)越小，即AgCl＞AgI，Ag＋浓度大小顺序为Ag2CrO4＞AgCl＞AgI，故选C。

3．磷酸钙用于制造乳色玻璃、陶瓷、涂料、媒染剂、药物、肥料、家畜饲料添加剂、糖浆澄清剂、塑料稳定剂等。

磷酸钙容易形成结石。

已知在Ca3(PO4)2的饱和溶液中c(Ca2＋)＝2.0×10－6mol·L－1，c(PO3－4)＝2.0×10－6mol·L－1，则Ca3(PO4)2的K sp为( B )A．2.0×10－29B．3.2×10－29C．6.3×10－18D．5.1×10－27解析：Ca3(PO4)2的饱和溶液中存在Ca3(PO4)2(s)3Ca2＋(aq)＋2PO3－4(aq)，c(Ca2＋)＝2.0×10－6mol·L－1，c(PO3－4)＝2.0×10－6mol·L－1，则K sp[Ca3(PO4)2]＝(2.0×10－6mol·L－1)3×(2.0×10－6mol·L－1)2＝3.2×10－29。

第3章第1节第2课时-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学PPT

返回目录 19
第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
【针对训练】 1．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中相差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离平衡常数，根据下面表格中的数据判断以下说法中不正确的是( )
酸
HClO4
H2SO4
HCl

HNO3
Ka
结合课本附录Ⅱ，以H3PO4为例，分析多元弱酸电离规律及其原因。提示：H3PO4 是三元酸，其三级电离常数分别为 Ka1＝6.9×10－3、Ka2＝6.2×10－ 8、Ka3＝4.8×10－13，故多元弱酸逐级电离能力减弱。从电离平衡移动的角度分析，前一步电离出的 H＋对后面的电离有抑制作用；从粒子的电荷情况分析，带电粒子 (H2PO－ 4 、HPO24－ )再电离出 H＋，需要克服这些阴离子对 H＋的吸引，所需的能量高，故多元弱酸的分步电离一步比一步困难。
返回目录 10
第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
3．在一定温度下，加水逐渐稀释 1 mol·L－1 氨水的过程中，随着水量的增加，请
说明溶液中下列含量的变化：
(1)n(OH－)______________(填“增大” “减小”或“不变”，下同)。
c（OH－） (2)c（NH3·H2O）
mol·L － 1 ，溶液中的氢离子浓度约为
Ka·c（HClO4） ≈ 1.6×10－5×1 mol·L－1＝0.004 mol·L－1，则高氯酸的电离度
约为0.010m4 oml·ol·L－L1－1 ×100%＝0.4%，故 C 正确；题给四种酸在冰醋酸中的电离平衡
常数越大，酸性越强，由题表数据知，高氯酸的电离常数最大，酸性最强，故 D 错误。]

2021_2022学年新教材高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡第4节基次时15沉淀溶解平衡的应用

沉淀溶解平衡的应用学习任务1．能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。

2．能举例说明沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题，培养科学态度与社会责任的化学核心素养。

1．沉淀的生成(1)调节pH法加入氨水调节pH至7～8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。

反应离子方程式：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4。

(2)加沉淀剂法以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。

反应的离子方程式如下：Cu2＋＋S2－===CuS↓、Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋、Hg2＋＋S2－===HgS↓、Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋。

(3)化学沉淀法废水处理工艺流程示意图水垢中含有CaCO3和Mg(OH)2为什么不是MgCO3和Ca(OH)2?[提示]CaCO3和Mg(OH)2都是难溶物，它们的溶解度都很小，而MgCO3和Ca(OH)2都是微溶物质，它们的溶解度比CaCO3和Mg(OH)2大。

要使工业废水中的重金属离子Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下：化合物PbSO4PbCO3PbS溶解度×10－4×10－7×10－14/g由上述数据可知，选用的沉淀剂最好是( )A．硫化物B．硫酸盐C．碳酸盐D．以上沉淀剂均可A[产生的沉淀的溶解度越小，沉淀反应进行的越完全。

在某种沉淀中加入适当的沉淀剂，可使原来的沉淀溶解而转化为另一种溶解度更小的沉淀。

]2．沉淀的溶解(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地除去平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。

(2)溶解沉淀的试剂类型①用强酸溶解：例如，溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电解质。

2022年人教版高中化学选择性必修一第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡

第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡基础巩固1.能说明CH3COOH是弱电解质的事实是()。

A.CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱B.CH3COOH溶液与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳C.CH3COOH溶液用水稀释后,氢离子浓度下降D.0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,氢离子的浓度约为0.001 mol·L-1答案:D解析:D项中氢离子浓度仅为溶液中CH3COOH浓度的1%,说明CH3COOH只有1%发生了电离,从而证明CH3COOH是弱酸。

2.下列说法正确的是()。

A.电离平衡常数受溶液浓度的影响B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大D.可用CH3COOH和H2CO3的电离常数比较其酸性强弱,其中H2CO3的电离常数为K=c 2(H+)·c(CO32-) c(H2CO3)答案:B解析:影响K的因素只有温度,A项错误;酸溶液中c(H+)的大小除了与K有关外,还与酸的浓度有关,C项错误;比较酸的相对强弱时,多元弱酸要用第一步的电离常数,即K a1,D 项错误。

3.H2S是二元弱酸。

在其水溶液中,通入或加入少量的下列物质:①HCl②NH3③NaHS固体④Na固体。

能使溶液中的c(H+)增大的是()。

A.①②B.②④C.③④D.①答案:D解析:在H2S溶液中存在平衡:H2S H++HS-,HS-H++S2-。

当通入HCl时,溶液中n(H+)增大,虽然平衡逆向移动,但c(H+)仍增大;通入NH3或加入金属钠,溶液中c(H+)减小,虽然平衡向右移动,但c(H+)仍减小;加入NaHS固体,使平衡H2S H++HS-逆向移动,故c(H+)减小,故选D。

4.在0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,对于该平衡,下列叙述正确的是()。

高中化学第3章物质在水溶液中的行为 3.1 水溶液（第2课时）溶液pH的计算学案鲁科版选修4

溶液pH 的计算学习目标： 1. 了解pH 的含义。

2. 了解溶液稀释时pH 的变化规律，会计算各类混合溶液的pH 。

学习重难点：各类混合溶液的pH 的计算方法。

自主学习【学问回顾】依据pH ＝－lg[H ＋]计算溶液pH 的关键是先推断溶液的酸碱性，然后再确定溶液的[H ＋]。

(1)若为强酸溶液：可由强酸的浓度直接求[H ＋]，再计算其pH 。

如： ①常温下，1.0×10－4mol·L －1盐酸溶液的pH 为4；②常温下，5.0×10－3 mol·L －1硫酸溶液的pH 为2。

(2)若为强碱溶液：先确定溶液中的[OH －]，由K w 求出[H ＋]，再计算其pH 。

如： ①常温下，将0.4 g NaOH 固体溶于水得到1 L 溶液，该溶液的pH 为12； ②常温下，b mol·L －1强碱B(OH)n 溶液的pH 为14＋lg(nb )。

【学习探究】探究点一酸、碱溶液混合后pH 计算方法1．室温下pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的[H ＋]为1.0×10－3_mol·L －1，pH 为3；若等体积混合后，溶液的pH 为2.3。

2．室温下将200 mL 5×10－3mol·L －1NaOH 溶液与100 mL 2×10－2mol·L －1NaOH 溶液混合后，溶液的[OH －]为1.0×10－2_mol·L －1，[H ＋]为1.0×10－12_mol·L －1，pH 为12。

3．室温下pH ＝12的NaOH 溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH 为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH 为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH 为11。

[归纳总结] 溶液pH 的计算方法1．强酸、强碱溶液的pH 计算方法先求出强酸、强碱溶液中的[H ＋]，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出[OH －]，再依据水的离子积换算出[H ＋]，然后用公式pH ＝－lg[H ＋]求出pH 。

第3章第3节第3课时-2024-2025学年高中化学选择性必修1教学PPT

第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
第三章水溶液中的离子反应与平衡
第三节盐类的水解
第3课时(能力课时) 水溶液中微粒浓度的关系水溶液中的离子反应图像
返回目录 1
第三章水溶液中的离子反应与平衡
文本
化学·选择性必修1 化学反应原理
目
录
CONTENTS
01 关键能力提升 02 课时分层作业
返回目录 20
第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
A．由图可推测，H2X为弱酸 B．滴加过程中发生的反应有H2X＋OH－═══HX－＋H2O，HX－＋OH－═══X2－＋H2O C．水的电离程度：a点与b点大致相等 D ．若常温下 Ka(HY) ＝ 1.1×10 － 2 ， HY 与少量 Na2X 发生的反应是 2HY ＋ X2 － ═══H2X＋2Y－
返回目录 10
第三章水溶液中的离子反应与平衡
化学·选择性必修1 化学反应原理
A．X 曲线代表草酸，Y 曲线代表醋酸，c1＜c2 B．醋酸在滴定过程中始终有 n(CH3COOH)＝0.02c1＋n(OH－)＋n(Na＋)－n(H＋) C．若 b 点时 c(H＋)＝Ka(CH3COOH)，则 b 点溶液中 c(CH3COOH)＝c(CH3COO－) ＞c(Na＋) D．若 a 点 V[NaOH(aq)]＝7.95 mL，则 a 点有 c(C2O24－ )＋2c(OH－)＝c(HC2O－ 4 ) ＋2c(H＋)＋c(H2C2O4)
点，判断是哪种溶质的等量粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)
混合
＞c(OH－)

2021_2022学年新教材高中化学第三章水溶液中的离子反应与平衡第四节第1课时难溶电解质的沉淀溶解

【解析】选 C。沉淀溶解平衡是平衡的一种，也是一种动态平衡；难溶电解质的 Ksp 的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力，它只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，溶液中离子浓度改变只能使平衡移动，并不改变溶度积，在一定温度下，Ksp 为一常数，Ksp 数值大小比较只能是同种类型物质(即组成的阴、阳离子个数比相同)间比较来确定溶解能力的大小，C 错误。
Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
B．Na2S===2Na＋＋S2－
C．Ag2S(s)
2Ag＋(aq)＋S2－(aq)
D．PbI2(s)
Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
【解析】选 C。根据表达式可知方程式应为 A2B(s)
2A＋(aq)＋B2－(aq)，A、D
项错误；但 Na2S 在水溶液中完全电离，不存在可逆过程，B 项错误，C 项正确。
【解析】选 C。A 项，温度不变，硫化汞的 Ksp 不变，错误；B 项，a 点在沉淀溶解平衡曲线的下方，未达到饱和，错误；C 项，c 点对应溶液为饱和溶液，加入 Hg(NO3)2， Hg2＋浓度增大，S2－浓度减小，正确；D 项，升高温度，c(S2－)与 c(Hg2＋)的浓度应同时增大或者减小，错误。
【解析】选 B。Ag2SO4 在水中存在沉淀溶解平衡，即使含有大量 SO24－的溶液中也会存在 Ag＋，A 项错；由图中 b 点可计算 Ag2SO4 的溶度积常数为 Ksp＝(2×10－2)2× 5×10－2＝2×10－5，C 项错；0.02 mol·L－1 的 AgNO3 溶液与 0.02 mol·L－1 的 Na2SO4 溶液等体积混合，Ag2SO4 的离子积 Q＝(0.01)2×0.01＝1×10－6<Ksp，不会生成沉淀， B 项正确；蒸发 Ag2SO4 的不饱和溶液，c(Ag＋)和 c(SO24－ )都会增大，D 项错。

第3章水溶液中的离子反应与平衡4沉淀溶解平衡

沉淀溶解平衡【学法指导】1.认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。

2.了解离子积与Ksp 的相对大小跟沉淀溶解平衡的关系。

3.了解沉淀的生成、溶解与转化。

能结合实例说明pH 调控的沉淀生成、溶解与转化等在工农业生产和科学研究中的重要作用。

4.能综合运用离子反应和沉淀溶解平衡理论，分析和解决生产、生活中有关沉淀溶解平衡的实际问题【基础梳理】一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.沉淀溶解平衡的建立从固体溶解和沉淀生成的角度，AgCl 在溶液中存在两个过程：一方面，在水分子作用下，少量Ag +和Cl -脱离AgCl 的表面进入水中——；另一方面，溶液中的Ag +和Cl -受AgCl 表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl 的表面析出——。

()()()+-+Ag aq Cl aq AgCl s 溶解沉淀v 溶解 v 沉淀，固体； v 溶解 v 沉淀，溶解； v 溶解 v 沉淀，析出。

2.沉淀溶解平衡 (1)概念在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率时，即达到了沉淀溶解平衡。

(2)特征— —“逆”—— 反应—“动”——平衡时反应没有停止,是一种平衡—“等”——v (正) v (逆)≠0—“定”——平衡时溶液中保持不变—“变”——条件改变,电离平衡被破坏(3)表达式n m m n M A (s)mM aq)nA (aq)+-+（难溶电解质用“s ”标明状态，溶液中的离子用“ ”标明状态，并用 “”连接。

(4)生成难溶电解质的离子反应的限度 ①25 ℃时，溶解性与溶解度的关系②反应完全的标志对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时，沉淀就达完全。

(5)沉淀溶解平衡的影响因素沉淀溶解平衡属于化学平衡，外界因素对其的影响，同样遵守勒夏特列原理。

①内因难溶电解质本身的性质，这是决定因素。

②外因温度——绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向方向移动；少量平衡向生成沉淀的方向移动，如的沉淀溶解平衡。

高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点(1)

一、选择题1．下列关于盐类水解的说法错误的是A ．pH 相等的①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③B ．浓度均为0.1 mol·L -1的①(NH 4)2CO 3、②NH 4Cl 、③(NH 4)2Fe(SO 4)2溶液中，c (NH 4+)的大小顺序为①＞②＞③C ．在NH 4Cl 溶液中加入稀盐酸，能抑制NH 4+水解 D ．将硫酸亚铁溶液加热蒸干得不到原溶质答案：B 【详解】A ．等浓度的物质溶液，碱电离产生的c (OH -)比盐水解产生的c (OH -)大；弱酸的酸性越弱，其相应的强碱弱酸盐的水解程度越大，由于弱酸的酸性：H 2CO 3＞3HCO -，所以等浓度的NaHCO 3、Na 2CO 3的pH ：Na 2CO 3＞NaHCO 3，三种溶液的碱性：③＞②＞①，则当溶液的pH 相等时，①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③，A 正确；B ．当盐浓度相同时，盐化学式中含有的NH 4+的数目越多，盐溶液中c (NH 4+)越大；故根据化学式可知②NH 4Cl 中c (NH 4+)最小；在三种物质的溶液中都存在NH 4+的水解平衡：NH 4++H 2ONH 3·H 2O+H +；①(NH 4)2CO 3中还存在23CO -水解，23CO -水解消耗水电离产生的H +，促进NH 4+的水解，使水解平衡正向移动，导致溶液中c (NH 4+)减小；而在③(NH 4)2Fe(SO 4)2溶液中Fe 2+也会发生水解，Fe 2+水解产生H +，对NH 4+的水解平衡起抑制作用，使溶液中c (NH 4+)增大，因此这两种溶液中c (NH 4+)：③＞①，故等浓度的三种溶液中c (NH 4+)：③＞①＞②，B 错误；C ．在NH 4Cl 的溶液中存在NH 4+的水解平衡：NH 4++H 2ONH 3·H 2O+H +；向其中加入HCl ，HCl 电离产生H +，使溶液中c (H +)增大，增大生成物的浓度，导致盐的水解平衡逆向移动，因此HCl 能抑制NH 4+水解，C 正确；D ．将硫酸亚铁溶液加热蒸干时，Fe 2+易被氧化产生Fe 3+，因此不能达到原溶质，D 正确；故合理选项是B 。

第三章水溶液中的离子平衡章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)

＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液类别
中性溶液酸性溶液碱性溶液定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例改变条件加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方向
平衡常数
c(OH－)
c(H＋)
向右不变减小增大向右不变减小增大
加HCl 加NaOH
盐的类别溶液的酸碱性
原因
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)

2014届高二化学反应原理第三章电解质溶液知识梳理

高二化学第三章水溶液中的离子平衡第一节一、强弱电解质1、电解质：在或状态下能够导电的叫做电解质。

2、电解质分类强电解质强酸强碱按照程度盐弱酸弱电解质弱碱水3、思考：1）、Cu、食盐水是电解质吗？为什么？2）、电解质一定能导电吗？3）、电解质溶液中各微粒的存在形式？强电解质溶液中：离子分子弱电解质溶液中：离子分子4）、强电解质的导电性一定强于弱电解质吗？电解质溶液的导电性强弱与什么因素有关？5）有下列物质：①CH3COONa ②Ba(OH)2 ③CaCO3 ④SO2 ⑤Cl2⑥H2O ⑦C2H5OH ⑧NH4Cl ⑨C6H5OH其中（填序号）属于强电解质的是_____________，属于弱电解质的是________________ 二、弱电解质的电离平衡影响电离平衡的外界因素①温度，促进电离。

②浓度，加水稀释电离。

按要求完成下列表格的内容：写出电离方程式，并判断外界条件对平衡移动的影响。

练习题：1、下列物质中，属于强电解质的是（）A、CO2B、盐酸C、BaSO4D、NaOH溶液2.下列物质中，能够导电而且是电解质的是（）A．熔融的氢氧化钠B．稀盐酸C．硝酸钾晶体 D. 融化的铁3、下列叙述中正确的是（）A、氯化钠溶液能导电，所以氯化钠溶液是电解质；B、固体氯化钠不导电，所以氯化钠不是电解质；C、氯化氢溶液能导电，所以氯化氢是电解质；D、氯气(Cl2)溶于水能导电，所以氯气是电解质，3、电解质溶于水后电离出的阴、阳离子是能够导电的，而且溶液的导电能力与溶液中离子所带的电荷的浓度有关，下列溶液的导电能力最强的是( ) A、0.2 mol／L NaCl溶液B、0.15 mol／L MgCl2溶液C、0.2 mol／L BaCl2溶液D、0.25 mol／L HCl溶液4、在做溶液导电性的实验装置中盛一定量的CuSO4溶液，此时通电，灯泡发光，再不断的加入某种物质，会发现灯泡逐渐变暗，直至熄灭，持续加入该物质灯泡会再次逐渐变亮，据此分析加入的物质是( ) A、Zn粒B、BaCl2溶液C、KOH溶液D、Ba（OH）2溶液5．常温下，关于等体积、等浓度的盐酸和醋酸说法正确的是（）A．溶液中的氢离子浓度相等B．溶液中微粒的种类一样多C．导电能力盐酸大于醋酸，中和等量的氢氧化钠时消耗的物质的量一样多D．分别加入完全相同的足量镁条，与盐酸反应的起始速率快，与醋酸反应最终产生的氢气多高二化学第三章水溶液中的离子平衡第二节一、水的电离平衡1、定义，纯水中，氢离子与氢氧根离子的乘积为K W = c(H+) . c(OH-)25℃时，K W = c(H+) . c(OH-) =实验测定，该温度下，稀溶液中都有这样的关系，即K W = c(H+) . c(OH-) =2、如果温度高于25℃时，水的电离程度，K W值。

初中化学第三章第三节教案

初中化学第三章第三节教案教学目标：1. 了解溶液的概念，掌握溶液的本质特征。

2. 学会使用溶液的浓度的表示方法。

3. 能够区分溶液、悬浊液和乳浊液。

4. 培养学生的实验操作能力和观察能力。

教学重点：1. 溶液的概念。

2. 溶液的浓度表示方法。

教学难点：1. 溶液的本质特征。

2. 区分溶液、悬浊液和乳浊液。

教学准备：1. 实验室用具：烧杯、试管、滴定管等。

2. 实验试剂：酒精、盐、糖等。

3. 课件和教学素材。

教学过程：一、导入（5分钟）1. 通过日常生活实例，引导学生思考溶液的概念，如饮料、盐水等。

2. 学生分享对溶液的理解，教师总结并板书溶液的定义。

二、探究溶液的本质特征（15分钟）1. 学生分组进行实验，观察不同物质的溶解过程，记录实验现象。

2. 学生汇报实验结果，教师引导学生总结溶液的本质特征。

三、学习溶液的浓度表示方法（15分钟）1. 教师讲解溶液浓度的概念，如质量分数、摩尔浓度等。

2. 学生通过实验测定不同溶液的浓度，学会使用浓度表示方法。

四、练习区分溶液、悬浊液和乳浊液（10分钟）1. 学生分组进行实验，观察不同液体的性质，如稳定性、透明度等。

2. 学生汇报实验结果，教师引导学生区分溶液、悬浊液和乳浊液。

五、课堂小结（5分钟）1. 教师引导学生总结本节课所学内容，强化对溶液概念和浓度的理解。

2. 学生分享学习收获，教师给予鼓励和评价。

六、作业布置（5分钟）1. 完成课后练习，巩固对溶液概念和浓度的理解。

2. 预习下一节课内容，做好学习准备。

教学反思：本节课通过日常生活实例和实验操作，引导学生了解溶液的概念，掌握溶液的本质特征和浓度表示方法。

在教学过程中，要注意关注学生的学习情况，及时解答学生的疑问，提高学生的学习兴趣和积极性。

同时，通过练习区分溶液、悬浊液和乳浊液，培养学生的实验操作能力和观察能力。

在今后的教学中，要继续加强对溶液相关知识的教学，为学生打下扎实的化学基础。

高中化学第3章物质在水溶液中的行为 3.4 离子反应名师课件8 鲁科版选修4

（3）另一种设想是将甲厂和乙厂的废水按适当比例混合，可以使废水中的____A__g_+与__C_l_-- __; __ ___F_e_3+_与__O_H_-_- _（填离子符号）转化为沉淀，经过滤后的废水主要含__K__N_O_3_，可用来浇灌农田
实验探究1:
• 1)向BaCl2溶液中滴加Na2CO3溶液 • 2)向BaCl2溶液中滴加 AgNO3溶液
• A．D1个 B．2个 C．3个 D．4个
专项练习——离子共存问题
下列各组离子在水溶液中能否大量共存，如不能请解释原因：
• （1） Ca2+、Na+、CO32－、NO3－ • （2）H+、[Al(OH)4]-、NO3－、K+ • （3）Al3+、Na+、HCO3－、SO42－ • （4）K+、H+、CO32－、Cl－ • （5）H+、MnO4－、I－、K+ • （6）NH4+、Al3+、OH－、SO42－
·实验探究４ ·实验探究５ ·实验探究６
发生氧化还原反应发生双水解反应发生络合反应
①离子之间相互反应有沉淀析出不能大量共存。如生成 AgCl、CaSO4、Ag2SO4、Al(OH)3、CaCO3、H2SiO3、 MgCO3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。
②离子之间相互反应有气体逸出不能大量共存。如：H＋与S2－、HS－、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-， OH－与NH4+等，由于生成H2S、CO2、SO2、NH3等气体而不能大量共存。
离子反应的相关概念
离子反应——在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。
离子方程式——用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。

化学反应原理第三章第一节水溶液练习题 (1)

第一节水溶液练习题1、下列说法中,正确的是( )Ａ．在任何条件下，纯水的ｐＨ＝７Ｂ．在任何条件下，纯水都呈中性Ｃ．在95℃时,纯水的pH<7Ｄ在95℃时,纯水中的Ｈ＋物质的量浓度c（Ｈ＋）＜10- 7 mol.L-12、25℃时Kw=10-14 mol2/L2 , 100℃时Kw=10-12 mil2/L2,,这说明（）A.100℃时水的电离常数较大B.前者[H+]较后者大C.水的电离过程是一个吸热过程D.Kw和K无直接关系3、纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前者和后者的关系是（）A、前者大B、相等C、前者小D、不能肯定4、下列说法正确的是：（）A. HCl溶液中无OH-B. NaOH溶液中无 H+C. NaCl溶液中既无OH-也无H+D. 常温下，任何物质的水溶液中都由H+和OH-，且Kw=[H+][OH-]=10-14mol-2•L-2【有关pH的简单计算】例1、分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。

例2、求PH=2的H2SO4溶液中H2SO4的浓度；求PH=10的NaOH溶液中NaOH的浓度。

[巩固练习]1、pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（）A、C(H+)和C(OH-)都减少B、C(H+)增大C、C(OH-)增大D、C(H+)减小2、向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（）A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大C、酸性增强D、OH-离子浓度减小3、100℃时，Kw=1×10-12mol-2•L-2，对纯水的叙述正确的是（）A、pH=6显弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性C、Kw是常温时的10-2倍D、温度不变冲稀10倍pH=74、在pH=1的硫酸溶液中，由水电离出来的H+浓度为（）A 、0 B、0.1 mol.L-1 C、10-7 mol.L-1 D、10-13 mol.L-15、将pH=5的盐酸溶液稀释1000倍后，溶液的pH为（）A、等于8B、等于7C、接近7又小于7D、大于7而小于86、将纯水加热至较高的温度，下列叙述正确的是（）A、水的离子积变大、pH变大、呈酸性B、水的离子积不变、pH不变、呈中性C、水的离子积变小、pH变大、呈碱性D、水的离子积变大、pH变小、呈中性7、给蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是（）A、[H+ ][OH- ]乘积不变B、pH增大了C、[OH- ]降低了D、水电离出的[H+ ]增加了8、常温下，下列溶液中酸性最弱的是（）A、pH=4B、[H+ ]=1×10-3mol·L-1C、[OH- ]=1×10-11mol·L-1D、[H+] ·[OH- ]= 1×10-14 mol-2•L-2有关pH 计算的主要题型及计算方法一、单一溶液pH 的计算①强酸溶液例1．求25℃时，0.005mol/L 的H 2SO 4溶液的pH ？②强碱溶液例2．求25℃时，10-5mol/L 的NaOH 溶液的pH ？若题中改为100℃？③其它溶液其它溶液的pH 计算方法是：想办法求出溶液中的c(H +)然后取负对数例3．求25℃时，某浓度的HAC 溶液中，由水电离的c(H +)=1×10-12mol/L,求该溶液的 pH例4．求25℃时，某浓度的NH 3·H 2O 溶液中，由水电离的c(H +)=1×10-12mol/L,求该溶液的 pH二、稀释型（指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用）实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。

高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结

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；强电解质、弱电解质以下说法中正确的选项是〔 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非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电以下说法中错误的选项是〔 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〕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〕4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：〔1〕溶液导电性比照实验；〔2〕测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；〔3〕测NaAc 溶液的pH 值；〔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性〔8〕比拟物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反响产生气体的速率最正确的方法是和；最难以实现的是，说明理由。

2021年高中化学第3章物质在水溶液中的行为3.3沉淀溶解平衡课件14鲁科版选修4

[Pb2]+=]2=3[P14bK2+s]p =1.21×10-3mol·L-1
[I-]=2.42×10-3mol·L-1
练1: 25℃时， Ksp (AgBr)= 5.0×10-10 mol2·L-2
求AgBr的饱和溶液中的[Ag+]和[Br-]
练2: 25℃时， Ksp (Mg(OH)2)= 5.6×10-
体量和溶液中各离子的浓度保持不变的状态
2。. 表达式：CaCO3(s)
平衡的共性
Ca2+(aq) + CO32-(aq)
3. 特征：
逆、等、动、定、变
稳固练习
1. 以下对沉淀溶解平衡的描述正确的选项是 A. 反响开场时，溶液中各离子浓度相等 B. 沉淀溶解到达平衡时，沉淀的速率与溶解
的速率相等 C. 沉淀溶解到达平衡时，溶液中离子的浓度
Ag+(aq) + Cl-(aq) 若
改变条件
升温加水加AgCl(s) 加NaCl(s)
平衡移动方向
正反响正反响
不移动
逆反响
加AgNO3(s) 加NH3·H2O
逆反响正反响
平衡时c(Ag+ ) 平衡时c(Cl-)
增大不变不变
减小
增大减小
增大不变不变
增大
减小增大
石灰乳中存在以下平衡：
平衡移动方向
→ → 不移动 ←
←
本课小结
1. 理解难溶电解质的溶解平衡 2. 溶度积的概念和简单计算 3. 影响沉淀溶解平衡的因素
稳固练习
1. 在平衡体系Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH(aq)中，能使Ca(OH)2减小的是 A. Na2CO3溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液

2019_2020学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡3第2课时盐类水解的影响因素和应用课件新人教版选修4

2．在 Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的 pH 增大，应采取的措施是( )
A．加热
B．通入 HCl 气体
C．加入适量的 Na2CO3 D．加固体 AlCl3 解析：选 C。盐类的水解存在平衡状态，当条件发生变化时，
平衡可能发生移动，状态发生改变。A、C、D 都可促使水解平
中，铵根离子浓度相同
(5)0.1 mol·L－1 的 Na2CO3 溶液与 1 mol·L－1 的 Na2CO3 溶液相比，前者水解程度大，碱性强
答案：(1)√ (2)× 醋酸钠溶液呈碱性，加水稀释 c(OH－)减小， c(H＋)增大 (3)√ (4)× 铵根离子浓度不同，后者小 (5)× 前者浓度小，水解程度大，但水解产生的 c(OH－)小，碱性弱
(3)判断加热浓缩某些盐溶液的产物如加热浓缩 FeCl3 溶液，FeCl3 水解生成 Fe(OH)3 和 HCl，由于盐酸易挥发，使水解平衡向右移动，蒸干后得到的物质为 Fe(OH)3 。 (4)制备胶体将饱和 FeCl3 溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色 Fe(OH)3 胶体。
1．正误判断：正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错
因或列举反例。
语句描述
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
阐释错因或列举正误
反例
(1)热的纯碱溶液去污效果好
(2)醋酸钠溶液加水稀释时溶液中所
有离子的浓度都降低
语句描述
阐释错因或正误
列举反例
(3)铝盐可用于净水，是因为铝离子水解产
生的胶体具有吸附性
(4)同浓度的氯化铵溶液和碳酸氢铵溶液
(3)酸碱性：向盐溶液中加入酸，能抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入碱，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 (4)加入可水解的盐：同性抑制，异性促进。以 NH4Cl(NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋)为例填写如下表格：

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。

第三章水环境化学习题解答

第三章水环境化学一、填空题1、天然水体中常见的八大离子包括：K+、Na+、Ca2+、Mg2+、HCO3-、NO3-、Cl-、SO42-。

2、天然水体中的碳酸平衡体系a0、a1、a2分别表示[H2CO3*]、[HCO3-]、[CO32-]的分配系数，其表达式分别为：（用pH\K1\K2表达）:a 0=[H2CO3*]/{[ H2CO3*]+[ HCO3-]+[ CO32-]}=[H+]2/{[H+]2+K1[H+]+K1K2}a 1=[ HCO3-] /{[ H2CO3*]+[ HCO3-]+[ CO32-]}= K1[H+]/{[H+]2+K1[H+]+K1K2}a 2=[ CO32-] /{[ H2CO3*]+[ HCO3-]+[ CO32-]}= K1K2/{[H+]2+K1[H+]+K1K2}。

(注：此三个公式前半段教材119-120页有错误！)a 0+a1+a2=13、根据溶液质子平衡条件得到酸度低表达式：总酸度=[H+]+2[ H2CO3*]+[HCO3-]-[OH-]；CO2酸度= [H+]+[H2CO3*]-[CO32-]-[OH-]（注：教材121此公式错误），无机酸度= [H+]-[HCO3-]-2[CO32-] -[OH-] 。

4、根据溶液质子平衡条件得到酸度低表达式：总碱度= [OH-] +2[CO32-]+[HCO3-]-[H+]；酚酞碱度= [OH-] +[CO32-]-[H+]-[ H2CO3*]；苛性碱度= [OH-] -2[ H2CO3*]-[HCO3-]-[H+]。

5、“骨痛病事件”的污染物是镉；水俣病的污染物是汞（或甲基汞）。

6、水体的富营养化程度一般可用总磷（TP）、总氮（TN）、叶绿素a、透明度等指标来衡量。

7、水环境中氧气充足的条件下有机物发生的生物降解称为有氧（或好氧）降解，最终产物主要为二氧化碳和水，有机氮转化为硝酸根，有机硫转化为硫酸根。

水中的有机物在无氧条件经微生物分解，称为厌氧降解，降解产物除二氧化碳和水外，还有小分子的醇、酮、醛、酸等，无机态氮主要以氨氮存在、硫主要以硫化物存在，水体发臭发黑。

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。