【推荐精选】2018-2019学年高中化学 专题3 溶液中的离子反应专题小结与测评学案 苏教版选修4
溶液中的离子反应
溶液中的离子反应溶液中的离子反应是指在溶液中，溶质中的离子之间发生的各种化学反应。
溶液是由溶剂和溶质组成的，其中溶质可以是离子化合物，溶剂可以是水或其他溶剂。
离子反应是溶液化学中的重要部分，对于理解溶液的性质和化学反应机制具有重要意义。
1. 离子的溶解：当离子化合物溶解在水或其他溶剂中时，其离子会与溶剂分子发生相互作用，从而形成溶液。
这个过程被称为离子的溶解。
例如，氯化钠溶解在水中时，会分解成Na+和Cl-两种离子。
这种解离过程有助于离子在溶液中的反应。
2. 离子间的反应：在溶液中，不同离子之间可以发生各种化学反应，包括置换反应、沉淀反应和酸碱反应等。
这些反应有助于离子之间的转化和化学平衡的建立。
例如，当铁离子Fe2+与硫酸根离子SO42-反应时，会生成硫酸亚铁：Fe2+ + SO42- → FeSO43. 水的离子化：水自身也可以通过自离解反应产生氢离子和氢氧根离子，这两种离子使水具有一定导电性。
在溶液中，水的自离解反应可以影响其他溶质离子的反应行为。
例如，在酸碱反应中，水的自离解会加速酸和碱溶液中的离子生成和中和反应。
这些反应与离子在溶液中的反应密切相关。
4. 溶液中的电解质：溶液中的离子反应是由电解质在溶液中的行为所决定的。
电解质是指在溶液中能够导电的物质，包括强电解质和弱电解质。
强电解质在溶液中完全解离产生离子，而弱电解质只部分解离。
电解质的解离程度影响离子反应的速率和化学平衡。
例如，盐酸是一种强酸，完全解离为氯离子和氢离子，而乙酸是一种弱酸，只部分解离为乙酸离子和氢离子。
总结起来，溶液中的离子反应是溶液化学中的重要过程，涉及离子的溶解、离子间的反应、水的离子化和电解质的行为。
了解和掌握离子反应可以帮助我们理解溶液的性质、化学反应的机理以及相关应用。
在实际应用中，离子反应对于理解和控制溶液体系的化学过程具有重要意义。
溶液中的离子反应知识点小结(学习资料)
溶液中的离子反应一．溶液中的三个平衡1.弱电解质的电离平衡2.盐的水解平衡3.难溶电解质的溶解平衡说明：⑴所有的平衡常数的值都只与温度有关。
但其表达式的书写形式与方程式的书写形成有关。
如：H 2(g)+I 2(g) 2HI(g) 2HI(g) H 2(g)+I 2(g)21H2(g)+21I 2(g) HI(g) 例1：某温度下，相同pH 值的盐酸和醋酸溶液分别稀释，平衡pH 值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据图判断正确的是A.Ⅱ为盐酸稀释时pH 值变化曲线B.b 点溶液的导电性比c 点溶液的导电性强C.b 点K w 的数值比c 点K w 的数值大D.b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度⑵条件变化时，平衡移动的方向都符合平衡移动原理①所有的盐的水解和弱电解质的电离都是吸热的，所以升高温度有利于平衡正向移动②加水稀释上述平衡均正向移动，但离子的浓度要变小注意：稀释溶液时不一定所有的离子的浓度都变小，也有可能不变或变大③增加弱酸、弱碱的浓度会使电离平衡正向移动，溶液中的离子浓度变大，但其电离度变小例2.在一定条件下，Na 2CO 3溶液存在水解平衡：CO 32－＋H 2O HCO 3－＋OH －。
下列说法正确的是A ．稀释溶液，水解平衡常数增大B ．通入CO 2，平衡朝正反应方向移动C ．升高温度，323()()c HCO c CO --减小D ．加入NaOH 固体，溶液pH 减小例3.等物质的量浓度的下列溶液中，NH 4+离子的浓度最大的是A . NH 4ClB . NH 4HSO 4C . NH 4HCO 3D . NH 4NO 3⑶盐水解的本质是盐的离子结合水电离出的H +或OH -生成弱电解质例4.下列离子方程式中，属于水解反应的是A ．HCOOH+H 2OHCOO － + H 3O + B ．CO 2+H 2O HCO 3－ + H + C ．CO 32－ + H 2OHCO 3－ + OH － D ．HS － + H 2O S 2－ + H 3O +⑷难溶电解质一般是由溶解度大的物质向溶解度较小的物质转化，但不是绝对的例5.下列化学实验事实及其解释都正确的是A ．向碘水中滴加CCl 4，振荡静置后分层，CCl 4层呈紫红色，说明可用CCl 4从碘水中萃取碘B．向SO2水溶液中滴加盐酸酸化的BaCl2溶液，有白色沉淀生成，说明BaSO3难溶于盐酸C．向0.1mol·L-1FeSO4溶液中滴加少量酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液褪色，说明Fe2＋具有氧化性D．向2.0mL浓度均为0.1mol·L-1的KCl、KI混合溶液中滴加1~2滴0.01mol·L-1 AgNO3溶液，振荡，沉淀呈黄色，说明AgCl的K sp比AgI的K sp大二．溶液中的三个守恒1.电荷守恒：溶液中阳离子的正电荷总数等于阴离子的负电荷总数注意：在电荷守恒式中，离子的电荷是多少，该项浓度的系数就是多少2.物料守恒：电解质的元素在形成溶液前后不变注意：要分析出相关元素的所有存在粒子3.质子守恒：溶液中由水电离出的H+、OH-的物质的量之比为1：1例6.盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。
离子反应专题复习总结(全)高中化学知识点
离子反应专题复习总结（全）概念：离子反应是指在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应。
1.离子反应的类型及其发生的条件（1）复分解反应：这类离子反应又叫离子互换反应，其反应条件是：产生深沉、产生气体或产生难电离的物质如：BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。
但有少数例外，如：CaCO3＋CO2＋H2O═Ca(HCO3)21.离子反应的类型及其发生的条件（1）复分解反应：这类离子反应又叫离子互换反应，其反应条件是：产生深沉、产生气体或产生难电离的物质如：BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。
但有少数例外，如：CaCO3＋CO2＋H2O═Ca(HCO3)2（1）复分解反应：这类离子反应又叫离子互换反应，其反应条件是：产生深沉、产生气体或产生难电离的物质如：BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。
但有少数例外，如：CaCO3＋CO2＋H2O═Ca(HCO3)2BaSO4＋H2SO4═BaSO4↓＋2H2ONa2CO3＋2HCl═2NaCl＋CO2↑＋2H2ONH4Cl＋NaOH═NH3·H2O＋NaCl这些反应的共同特点是：反应后溶液中自由移动的离子数目减少，因此离子互换反应一般是朝着溶液离子浓度减少的方向进行。
高中化学专题溶液中的离子反应专题优化总结课件苏教版选修
乙同学的解释是：
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专题3 溶液中的离子反应
Mg(OH)2 (aq)① NH＋4 ＋OH－
Mg2 ＋ (aq) ＋ 2OH － NH3·H2O②
由于 NH4Cl 电离出的 NH＋4 与 Mg(OH)2 电离
出的 OH－结合，生成了弱电解质 NH3·H2O，
导致反应①的平衡右移，Mg(OH)2 沉淀溶
专题3 溶液中的离子反应
3．相互间反应生成沉淀或微溶物的离子不能 大量共存。如：CO23－与 Ca2＋、Mg2＋、Ba2＋ 等不能大量共存；SO24－与 Ba2＋、Pb2＋、Ag＋ 等不能大量共存；S2－与 Cu2＋、Pb2＋、Ag＋、 Fe2＋等不能大量共存。 4．因发生氧化还原反应的离子不能大量共存。 如：(1)酸性条件下 NO－ 3 与 I－、Fe2＋、S2－、SO23－ 等不能大量共存。(2)MnO－ 4 与 I－、S2－、SO23－、 Br－、Cl－等不能大量共存。
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专题3 溶液中的离子反应
不能与
OH－大 2.量共存
难溶性碱的金属阳离子，如：Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、 Mg2＋、Ag＋、Al3＋等 生成弱碱的离子，如：NH4＋
的离子 弱酸的酸式酸根离子，如：HSO－ 3 、HS－、HCO3－、 HPO24－、H2PO－ 4 等
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解。
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专题3 溶液中的离子反应
(1)丙同学不能肯定哪位同学的解释合理，于
是选用下列的一种试剂，来证明甲、乙两位
同学的解释只有一种正确，他选用的试剂是
________(填写编号)。
A．NH4NO3
B．CH3COONH4
C．Na2CO3
D．NH3·H2O
溶液中的离子反应
溶液中的离子反应溶液中的离子反应是化学中的一种常见现象。
当固体或液体溶质溶解于溶剂中时，离子会在溶液中自由移动并参与化学反应。
离子反应在化学分析、电化学领域以及工业生产中都有广泛应用。
本文将探讨溶液中离子反应的机理和应用。
一、离子在溶液中的行为离子是带电粒子，可以是正离子（阳离子）或负离子（阴离子）。
溶解于溶剂中的离子会在溶液中自由移动。
在溶液中，离子周围会被水分子包围，形成水合离子。
水合离子的稳定性取决于离子的电荷大小、离子半径以及水分子的亲合力等因素。
离子在溶液中可以发生化学反应，包括离子的聚合、分解、离解和沉淀等过程。
这些反应是由离子间的相互作用和能量变化所驱动的。
离子反应通常伴随着溶液中的溶解度、电导率、酸碱性等性质的改变。
二、离子反应的机理离子反应的机理可由离子之间的相互作用、化学平衡和动力学过程来解释。
1. 相互作用离子之间存在着静电吸引力和斥力。
当带异性电荷的离子靠近时，它们之间会发生吸引作用，导致化学反应的进行。
相反，当带同性电荷的离子靠近时，它们之间会发生斥力，使反应难以进行。
2. 化学平衡离子反应的进行受到化学平衡的调控。
在溶液中，离子间会发生动态的平衡反应。
以酸碱中和反应为例，酸离子和碱离子在溶液中相互结合生成盐和水。
这个过程中，反应物和生成物的浓度会达到一定的平衡值。
3. 动力学过程离子反应的速率受到反应物浓度、温度和催化剂等因素的影响。
离子反应的速率可以通过化学动力学来定量描述。
三、离子反应的应用1. 化学分析离子反应在化学分析中具有重要的应用价值。
通过溶液中离子的反应，可以实现对溶液中特定离子的定性和定量分析。
例如，通过鉴别溶液中金属离子的特定反应，可以判断溶液中是否存在某种金属离子。
2. 电化学离子反应在电化学领域有广泛的应用。
在电池、电解槽和电化学传感器中，离子的反应可用于生成电流、电势差和检测离子浓度等。
电化学反应是许多工业过程的基础，如金属电镀、蓄电池和水电解等。
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。
离子反应知识点总结
离子反应知识点总结离子反应是指在溶液中，离子之间发生化学反应的过程。
这类反应通常涉及离子的转移、生成或消耗。
以下是离子反应的知识点总结：1. 离子反应的定义：在水溶液中，离子之间的相互作用导致化学变化的过程。
2. 反应类型：离子反应包括但不限于酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应、水解反应等。
3. 反应条件：离子反应通常在水溶液中进行，因为水分子可以提供必要的溶剂环境，促进离子间的相互作用。
4. 反应机理：离子反应的机理涉及离子间的电荷转移，包括电子的转移（氧化还原反应）和质子的转移（酸碱反应）。
5. 反应速率：离子反应的速率受到溶液浓度、温度、压力等因素的影响。
一般来说，浓度越高、温度越高，反应速率越快。
6. 反应平衡：许多离子反应是可逆的，存在一个动态平衡。
在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
7. 反应产物：离子反应的产物可以是新的离子、分子或沉淀物。
例如，酸碱中和反应生成水和盐，沉淀反应生成不溶于水的固体。
8. 反应的定量分析：通过化学计量学，可以计算离子反应的定量关系，如反应物和生成物的摩尔比。
9. 反应的检测：离子反应可以通过各种化学分析方法进行检测，如滴定法、光谱法、电化学方法等。
10. 离子反应的应用：离子反应在化学工业、环境科学、生物化学等领域有广泛的应用，如在水处理、药物合成、电池技术等方面。
11. 离子反应的控制：在实验室和工业生产中，通过调节pH值、温度、压力等条件，可以控制离子反应的进行。
12. 离子反应的安全性：在进行离子反应时，需要注意反应的安全性，避免产生有毒或易燃易爆的物质。
通过以上总结，可以对离子反应有一个基本的了解，包括其定义、类型、条件、机理、速率、平衡、产物、定量分析、检测、应用、控制和安全性等方面。
溶液中的离子反应
溶液中的离子反应溶液中的离子反应在化学领域中扮演着重要的角色。
当溶解在水中的化合物分解成离子时，离子之间可以发生各种反应，产生新的物质。
这些反应对于我们理解溶液化学和化学反应动力学都至关重要。
本文将讨论溶液中的离子反应的基本原理、常见类型和重要应用。
1. 离子反应的基本原理溶液中的离子反应是由溶解在水中的离子所引发的化学反应。
当化合物溶解在水中时，它们的化学键被水分子替代，形成溶质分子和溶剂离子。
这些离子可以根据它们的电性质发生各种化学反应，如沉淀反应、酸碱反应和氧化还原反应。
2. 沉淀反应沉淀反应是溶液中离子反应的一种常见类型。
当两种溶液混合时，其中的离子可以结合形成一种不可溶性化合物，称为沉淀物。
沉淀反应可以用化学方程式表示，例如：AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)在这个反应中，银离子(Ag+)和氯离子(Cl-)结合形成不可溶性的银氯化物(AgCl)沉淀。
3. 酸碱反应酸碱反应是另一种常见类型的溶液中离子反应。
当酸和碱混合时，它们的离子可以发生中和反应，产生水和盐。
酸碱反应可以用化学方程式表示，例如：HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)在这个反应中，氯化氢(HCl)和氢氧化钠(NaOH)的离子结合生成水和氯化钠(NaCl)。
4. 氧化还原反应氧化还原反应是溶液中离子反应的另一重要类型。
在氧化还原反应中，电子从一个物种转移到另一个物种，导致氧化物和还原物的形成。
氧化还原反应可以通过电子转移的方式发生，其中一个物种失去电子，被氧化，而另一个物种获得电子，被还原。
例如：2Fe2+(aq) + H2O2(aq) → 2Fe3+(aq) + 2OH-(aq)在这个反应中，两个亚铁离子(Fe2+)被过氧化氢(H2O2)氧化成两个三价铁离子(Fe3+)，同时产生了氢氧根离子(OH-)。
5. 离子反应的应用溶液中的离子反应在许多重要领域中得到应用，如水处理、药物研究和环境监测。
高中离子反应知识点总结
高中离子反应知识点总结一、离子的概念和特点离子是指在溶液中或熔融状态下带电的原子或分子。
离子可以分为阳离子和阴离子，阳离子带正电荷，阴离子带负电荷。
离子通常是由于原子或分子失去或获得电子而形成的。
二、离子反应的基本概念离子反应是指在溶液中或熔融状态下，离子之间发生化学反应的过程。
离子反应通常涉及到离子的交换、结合和分解等过程。
三、离子反应的基本类型1. 酸碱中和反应：酸离子和碱离子在溶液中发生反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水。
2. 沉淀反应：两种溶液中的离子结合形成沉淀物的反应。
沉淀反应常常通过观察产生的沉淀物来判断是否发生了反应。
例如，硫酸铜和氯化钠反应生成氯化铜和硫酸钠。
3. 氧化还原反应：涉及到电子的转移过程，通常包括氧化剂和还原剂的参与。
氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
例如，氯气和亚硫酸钠反应生成氯化钠和硫酸。
4. 配位反应：涉及到配位化合物中的离子之间的交换或配位数的变化。
配位反应通常发生在配位化合物与其他离子溶液接触时。
例如，溶有铁离子的水与氯化银溶液接触，生成氯化铁和沉淀的氯化银。
四、离子反应的影响因素1. 温度：温度的增加通常会加快离子反应速率，因为温度的增加会增加离子的平均动能，促进碰撞和反应。
2. 浓度：浓度的增加会增加反应物的数量，从而增加反应的速率。
浓度越高，离子之间的碰撞机会就越多，反应速率就越快。
3. 催化剂：催化剂可以降低离子反应的活化能，从而加速反应速率。
催化剂通常参与反应但不被消耗。
4. 光照：光照可以对离子反应产生影响，例如光照可以促进某些离子的还原反应。
五、离子反应的应用1. 水处理：离子反应可以用于水处理，例如通过沉淀反应去除水中的杂质离子。
2. 化学分析：离子反应可以用于化学分析，例如通过沉淀反应或配位反应来检测和定量分析溶液中的离子。
3. 电化学：离子反应是电化学反应的基础，电化学反应涉及到离子的电荷转移过程。
4. 制备化合物：离子反应可以用于制备特定的化合物，例如通过酸碱反应生成盐。
高中化学离子反应总结(优选9篇)
高中化学离子反应总结第1篇提交者： xxx答题内容：授导型学习设计方案.doc及其课堂电子讲稿高中化学离子反应教学设计教学目标：知识与技能：为了更好地美化PowerPoint,我们可以在PowerPoint里插入艺术字，使这篇演示文稿美观、别具一格。
过程与方法：采用任务驱动式教学，学生边上机操作，边探讨交流、边活动边总结的方法，教师及时点拨，让学生在动手实践的同时，发现问题、解决问题。
一、设计思想化学新课程标准倡导以提高学生科学素养为宗旨，以科学探究活动为手段，以学生体验科学探究的过程、掌握学习或实验方法为目标的新理念，而离子反应是中学化学的重要理论，起着xxx中化学和高中化学的“纽带”作用，既是对义务教育阶段化学重要内容的复习，又为化学必修课程的学习，乃至整个高中阶段的化学学习奠定重要的基础。
本节在全书占有重要地位，高中化学离子反应总结第2篇离子反应高中化学练习题答案第3讲离子反应一、选择题1．(2011锦州模拟)在给定的溶液中，加入对应的一组离子，则该组离子能在原溶液中大量共存的是( )A．滴加甲基橙显红色的溶液：I－、NH4＋、Cl－、NO3－B．含有大量AlO2－的溶液：Na＋、K＋、NO3－、CO32－C．常温下由水电离出来的c(H＋)＝10－13mol/L的溶液：K＋、HCO3－、Br－、Ba2＋D．含有溶质为NaHSO4的溶液：K＋、SiO32－、NO3－、Al3＋答案：B2．(2011湖北八校第二次联考)能正确表示下列反应的离子方程式是( )A．向偏铝酸钠溶液中滴加过量的碳酸氢钠溶液：AlO2－＋4H＋===Al3＋＋2H2OB．用NaOH溶液吸收过量的硫化氢气体：2OH－＋H2S===S2－＋2H2OC．氯化银高中化学离子反应总结第3篇本节在全书占有重要地位，是整个高中化学教学的重点之一，概念多且抽象难懂，为避免枯燥，从实验入手，通过对实验现象的分析、微观粒子的分析，层层深入，引导学生了解有关概念。
高中化学溶液中的离子反应总结
一、选择题 ( 每题只有一个选项切合题意)1.有一支 50mL酸式滴定管中盛盐酸，液面恰幸亏 amL刻度处，把管内液体所有放出，盛入量筒内，所得液体体积必定是A. a mL；B.（50―a）mL；C.大于（50―a）mL；D.大于a mL2.用水稀释 0.1mol/L 氨水时，溶液中跟着水量的增添而减小的是3.某学生的实验报告所列出的以下数据中合理的是A. 用 10mL量筒量取 7.13mL 稀盐酸；B.用托盘天平称量25.20g NaCl ；C.用宽泛 pH 试纸测得某溶液的pH为 2.3 ；D. 用 25mL滴定管做中和滴准时，用去某浓度的碱溶液 21.70mL；4.以下溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是A.AlCl3B.KHCO3C.Fe2(SO4)3D.NH4HCO35. 在pH 都等于9 的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH- 离子浓度分别为Amol/L 与 Bmol/L ，则A和B 关系为A. A＞B-4 -4B. A=10 BC. B=10 AD. A=B6.必定量的盐酸跟过度的铁粉反响时，为了减缓反响速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适当的：①NaOH固体②H2O ③NH4Cl固体④CH3COONa固体⑤NaNO3固体⑥KCl 溶液 A.②④⑥ B. ①② C. ②③⑤ D. ②④⑤⑥7.1 体积pH＝2.5的盐酸与10 体积某一元强碱溶液恰巧完整反响，则该碱溶液的pH 等于A. 9.0 B. 9.5 C. 10.5 D. 11.59.若 pH＝3 的酸溶液和 pH＝11 的碱溶液等体积混淆后溶液呈酸性，其原由可能是A. 生成了一种强酸弱碱盐；B.弱酸溶液和强碱溶液反响C. 强酸溶液和弱碱溶液反响；D.一元强酸溶液和一元强碱溶液反响10.以下溶液，必定呈中性的是A. c(H+) ＝1×10-7 mol/L的溶液；B. pH＝pOH的溶液C. pH ＝14－pOH 的溶液；D.由等体积、等物质的量浓度的一元酸跟氢氧化钠溶液混淆后所形成的溶液；11、划分强电解质和弱电解质的依照是A．溶解度的大小B．属于离子化合物仍是共价化合物C．能否存在电离均衡D．导电性的强弱12、以下物质中不属于电解质的是A. 固体氯化钾B.液态氯化氢C.气态硝酸D.作电极的碳棒13、以下表达正确的选项是A. SO2 的水溶液能导电，因此SO2是电解质B.酸式盐的水溶液呈酸性C. 醋酸的电离程度随温度的高升而增大D.凡是强酸生成的盐，其水溶液呈中性14、在同一温度下，当弱电解质溶液a，强电解质溶液 b，金属导体 c 的导电能力同样，若同时高升到同样温度，则它们的导电能力是A. a ＞b＞cB. a＝b＝cC. c＞a＞bD. b＞c＞a15、以下事实可证明氨水是弱碱的是A 氨水能跟氯化亚铁溶液反响生成氢氧化亚铁B铵盐受热易分解C 0.1mol / L氨水能够使酚酞试液变红D 0.1mol / L氯化铵溶液的pH约为516、99 mL 0.5 mol / L 硫酸跟 101 mL 1 mol / L 氢氧化钠溶液混淆后，溶液的 pH 值为 A. 0.4 B. 2 C. 12 D. 13.617、pH＝13 的强碱溶液与 pH＝ 2 的强酸溶液混淆，所得混淆液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是 A. 11 ∶1 B. 9 ∶1 C. 1 ∶11 D. 1 ∶918、在溶液中能共存，加OH－有积淀析出，加H+ 能放出气体的是A. Na+ 、Cu2+、Cl －、 SO42―B. Ba2+ 、K+、OH－、 NO3―C. H+ 、Al3+ 、NH4＋、 CO32―D. Na+ 、Ca2+、Cl －、 HCO3―19、将 0.1 mol 以下物质置于 1 L 水中充足搅拌后，溶液中阴离子数最多的是( )A. KClB. Mg(OH)2C. Na2CO3D. MgSO420、常温下，若200mL c(H+)=1×10－3mol/L 的某一元酸和100mL c(OH－)=1×10－3mol/L 的某一元碱溶液混淆后，溶液pH>7，所用的酸和碱可能是A．等浓度的弱酸和强碱C．稀的弱酸和浓的强碱21、以下物质的水溶液在加热时B．稀的强酸和稀的强碱D．稀的强酸和浓的弱碱pH 值变小的是A. 氯化铁B. 氯化钠C. 盐酸D. 碳酸钠22.以下离子方程式中正确的选项是A. 氢氧化钠溶液汲取过度的二氧化碳OH －＋ CO2＝HCO3－B. 亚硫酸氢铵溶液与足量氢氧化钠溶液反响HSO3－＋OH－＝SO32－＋H2OC.氯气通入冷水中Cl2 ＋H2O＝Cl －＋ClO－＋2H+D. 碳酸镁悬浊液中加醋酸CO32 －＋ 2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋ H2O23.氢氰酸（ HCN）的以下性质中 , 能够证明它是弱电解质的是A. 1mol/L氢氰酸溶液的pH约为3；B. HCN易溶于水；C. 10 mL1mol/LHCN 恰巧与 10 mL 1mol/L NaOH 溶液完整反响；D.，HCN溶液能导电；24. 已知当 NH4Cl溶液的浓度小于0.1mol/L时，其pH＞5.1。
高中化学专题3溶液中的离子反应专题小结与测评学案苏教版选修4(2021年整理)
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专题3 溶液中的离子反应［知识网络构建]①c(CH3COO－）·c(H＋) ②分步③减小④错误!⑤电离⑥离子结合成分子⑦不变⑧越大⑨1×10－7⑩1×10－14⑪左移⑫左移⑬不移动⑭右移⑮增大⑯右移⑰＞⑱＜7 ⑲＜⑳＞7 错误!＝错误!＝7 错误!弱电解质错误!越大错误!越大错误!净水剂错误!相等错误!溶解能力错误!温度错误!浓度[专题总结对练］专题一溶液中的“三大平衡”及其影响因素1．电离平衡与水解平衡的比较电离平衡（如CH3COOH溶液)水解平衡(如CH3COONa溶液)研究对象弱电解质(包括水的电离、多元弱酸的酸式盐）盐溶液(包括强酸弱碱形成的盐、弱酸强碱形成的盐、弱酸弱碱形成的盐）实质弱电解质的电离盐促进水的电离升高温度促进电离，离子浓度增大，K增大促进水解,水解常数增大加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外）减小，K不变促进水解,离子浓度(除H＋外)减小，水解常数不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解,水解常数不变加入反应离子加入NaOH，促进电离,K不变加入盐酸，促进水解，水解常数不变应用举例沉淀的生成①调节pH：如CuCl2溶液中含杂质FeCl3,可调节pH至4左右,使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS，是分离、除去杂质常用的方法沉淀的溶解如用盐酸可溶解碳酸钙沉淀，用NaOH可溶解氢氧化铝沉淀沉淀的转化①由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化，如在AgCl 悬浊液中,加入KI溶液后，沉淀变黄，再加入Na2S溶液，沉淀变黑②由难溶的沉淀转化为易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化,转化的前提是“两种沉淀的溶解度相差不是很大”.如虽然K sp（BaSO4）〈K sp（BaCO3）,但两者相差不大，只要用饱和Na2CO3溶液浸泡,BaSO4就可能转化为BaCO3［专题对练]1．下列有关电解质溶液的说法正确的是( )A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中错误!减小B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃,溶液中错误!增大C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c NH＋4c Cl－>1D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中错误!不变D[A项，CH3COOH CH3COO－＋H＋,K＝错误!,则错误!＝错误!，加水稀释，K不变,c（CH3COO －)减小，故比值变大.B项，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，K＝错误!，升高温度，水解平衡正向移动，K增大,则错误!（1/K）减小。
溶液中的离子反应
溶液中的离子反应在溶液中，离子反应是指溶质中存在的离子与溶剂中的离子之间发生的化学反应。
这些反应是溶液化学中的重要组成部分，对于理解和研究溶液的性质、离子间相互作用以及化学过程的动力学等方面都具有重要意义。
一、离子在溶液中的行为在溶液中，离子可以发生多种类型的反应，包括离子间的化学反应、溶剂中离子的溶解和存在形态的变化等。
其中，离子间的化学反应是指两种或多种离子之间发生的反应，包括离子间的离子化学键的断裂和形成。
溶剂中的离子溶解是指离子在溶剂（如水）中分散和溶解的过程。
在溶剂中，离子会与水分子相互作用，形成溶解度较高的物质。
这种形成的过程可以由离子和水分子之间的电荷相互作用来解释。
二、离子反应的类型离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应、氧化还原反应以及配位反应等。
1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸离子与碱离子之间发生的反应。
在这种反应中，酸离子会与碱离子结合，形成水和盐。
例如，H+离子与OH-离子结合形成水分子：H+ + OH- → H2O。
2. 沉淀反应沉淀反应是指在溶液中形成的沉淀物的反应。
在这种反应中，存在的阳离子和阴离子结合形成的产物不溶于溶液，从而沉淀出来。
例如，当氯离子与银离子结合时，会形成白色的沉淀物：Ag+ + Cl- → AgCl。
3. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质中的电子转移过程。
在这种反应中，有一种物质发生氧化，失去电子，而另一种物质发生还原，获得电子。
例如，铁离子Fe2+可以被氧化为Fe3+，同时氢离子H+还原为H2：Fe2+ +H+ → Fe3+ + H2。
4. 配位反应配位反应是指有机配体与过渡金属离子之间的相互作用。
这种反应中，有机配体的一个或多个孤对电子与过渡金属离子形成配位键。
例如，乙醇（CH3CH2OH）中的氧原子上的孤对电子与铜离子形成配位键：Cu2+ + 4CH3CH2OH → [Cu(CH3CH2O)4]2+。
三、离子反应的应用离子反应在日常生活和实际应用中具有广泛的应用价值。
高二溶液中离子反应知识点
高二溶液中离子反应知识点溶液中离子反应是化学学科中的重要内容之一，本文将介绍高二阶段涉及的溶液中离子反应的知识点。
通过学习本文，你将了解到常见的离子反应类型，以及它们在实际中的应用。
一、酸碱中的离子反应酸碱中的离子反应是溶液中离子反应的一种常见类型。
在酸碱中，酸会产生H+离子，而碱会产生OH-离子。
当酸和碱反应时，H+离子和OH-离子结合生成水分子。
这个反应过程被称为中和反应。
例如，HCl是一种酸，NaOH是一种碱。
当它们反应时，会产生Na+和Cl-离子以及H2O分子。
反应方程式如下：HCl + NaOH → NaCl + H2O在酸碱中的离子反应中，需要注意离子的配平，以保证反应方程式中离子的数目和电荷数目平衡。
二、沉淀反应沉淀反应是溶液中离子反应的另一种常见类型。
当两种溶液中的离子相遇时，会产生产物离子不溶于溶液，并在溶液中析出，形成沉淀物。
在沉淀反应中，反应物中的阳离子和阴离子重新组合形成不溶的盐，并析出为沉淀。
这个过程是通过离子的交换实现的。
例如，当银离子（Ag+）与氯离子（Cl-）相遇时，在溶液中会产生不溶于水的白色沉淀——氯化银（AgCl）。
反应方程式如下：Ag+ + Cl- → AgCl↓沉淀反应在化学实验和工业生产中有着广泛的应用，例如用于检测离子的存在、金属离子的分离和纯化等。
三、氧化还原反应氧化还原反应，简称氧化反应或还原反应，也是溶液中离子反应的重要类型。
在氧化还原反应中，物质失去电子的过程称为氧化，而物质获得电子的过程称为还原。
氧化和还原是相互伴随发生的。
在氧化还原反应中，参与反应的物质被称为氧化剂和还原剂。
氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
通过电子的转移，氧化剂和还原剂之间发生化学反应。
例如，将铁粉（Fe）与硫酸铜溶液（CuSO4）反应，铁粉会失去电子氧化为亚铁离子（Fe2+），而硫酸铜溶液中的Cu2+离子会被还原为纯铜（Cu）。
反应方程式如下：Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu氧化还原反应在电池、腐蚀、燃烧等许多自然现象和工业过程中都有重要作用。
化学离子反应高三知识点
化学离子反应高三知识点化学离子反应是高三化学学科中的重要内容之一。
了解和掌握离子反应的知识，对于理解化学反应机理、预测产物、计算化学方程式等方面具有重要意义。
本文将介绍化学离子反应的基本概念、离子反应的分类、离子反应的常见类型以及离子反应方程的书写规则。
一、化学离子反应的基本概念离子反应是指在溶液中或在固体中发生的，以离子的形式出现的化学反应。
在离子反应中，离子之间通过化学键的形式连接在一起，并且在反应过程中离子的数量不发生改变。
只有离子的位置发生改变或离子与非离子物质发生反应，才能被称为离子反应。
二、离子反应的分类根据离子反应发生的环境和反应形式，离子反应可分为以下几类：1. 溶液中的离子反应：溶液中的离子反应是指在溶液中发生的离子间的反应。
根据反应的性质又可分为：酸碱中的离子反应、氧化还原反应和沉淀反应等。
2. 气体中的离子反应：气体中的离子反应是指在气体体系中发生的离子间的反应。
典型的气体离子反应有氨气和盐酸气体发生的反应。
3. 固体中的离子反应：固体中的离子反应是指在固体体系中发生的离子间的反应。
常见的固体离子反应包括金属与非金属离子的反应。
三、离子反应的常见类型在离子反应中，常见的类型包括酸碱中的离子反应、氧化还原反应和沉淀反应等。
1. 酸碱中的离子反应：酸碱中的离子反应是指发生在酸和碱之间的反应。
酸和碱在溶液中可以自离解成离子，而酸的阳离子和碱的阴离子之间发生反应形成水和盐。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指反应物中某种物质失去电子（氧化）而另一种物质获得电子（还原）的反应。
氧化还原反应是化学反应中最重要的类型之一，常见的有金属与非金属的反应，以及电化学反应等。
3. 沉淀反应：沉淀反应是指在溶液中，两种离子结合形成固体颗粒的反应。
当溶液中的两种离子结合形成的固体颗粒达到一定大小时，会从溶液中析出，形成沉淀。
四、离子反应方程的书写规则在书写离子反应方程式时，需遵循以下规则：1. 写出反应物和产物的离子式，确保电荷和质量守恒。
离子反应综合知识点总结
离子反应综合知识点总结一、离子反应的基本概念离子反应是指溶液中的阳离子和阴离子互相交换，生成新的化合物的化学反应。
在离子反应中，离子之间发生的交换称为离子交换，生成的产物称为离子化合物。
离子反应是化学反应中一种重要的反应类型，广泛应用于化学实验和工业生产中。
二、离子反应的特点1.离子反应是电解质溶液中的离子之间的化学反应，产物为离子化合物；2.离子反应通常在溶液中发生，溶液中的离子可以自由移动；3.离子反应是快速进行的，产生的化合物可以很快溶解在溶液中。
三、离子反应的基本原则1.电荷守恒原则：在离子反应中，离子的总电荷在反应前后保持不变；2.离子交换原则：在离子反应中，阳离子和阴离子之间发生的交换遵循一定的规律；3.沉淀生成原则：在离子反应中，当生成的产物具有低溶解度时，会生成沉淀。
四、离子交换反应1.单离子交换反应：是指在反应中只有一个阳离子和一个阴离子发生交换的反应，产生的产物为一种离子化合物；2.多离子交换反应：是指在反应中有多个阳离子和多个阴离子发生交换的反应，产生的产物为多种离子化合物。
五、双水合离子反应1.双水合离子：是指在某些金属离子和非金属离子溶解在水溶液中时，会与水分子结合形成双水合离子；2.双水合离子反应：是指在含有双水合离子的溶液中，当双水合离子与其他离子发生反应时，会发生双水合离子反应。
六、离子溶液的分解反应1.阳离子的分解：是指金属离子在溶液中分解成自由的金属离子和水合离子的化学反应；2.阴离子的分解：是指非金属离子在溶液中分解成自由的非金属离子和水合离子的化学反应。
七、离子交换产生的沉淀反应1.离子交换产生的沉淀：在一些离子反应中，生成的产物具有较低溶解度，会生成沉淀；2.生成沉淀的条件：生成沉淀的条件包括浓度、温度、pH值等。
八、离子反应在实际应用中的意义1.离子反应广泛应用于化学实验中，用于分析鉴定不同物质的成分；2.离子反应也广泛应用于工业生产中，用于制备金属盐、非金属盐等化合物。
无机化学常见离子反应总结
无机化学常见离子反应总结无机化学是研究无机物的组成、结构、性质和反应规律的学科，离子反应是无机化学中常见的一种反应类型。
离子反应是指在反应过程中，离子之间发生的化学反应。
根据反应中参与的离子种类的不同，离子反应可以分为酸碱中和反应、氧化还原反应和配位反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱的反应，产物是盐和水。
在这种反应中，酸释放出H+离子，碱释放出OH-离子，H+和OH-离子结合形成水。
例如，硫酸和氢氧化钠的反应方程式为：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4+ 2H2O。
氧化还原反应是指氧化剂和还原剂之间的反应。
在这种反应中，氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
例如，将氯化铁和铁粉加热反应，氯化铁接受电子形成氯离子，铁粉失去电子形成铁离子，反应方程式为：Fe + FeCl3 → FeCl2。
配位反应是指金属离子和配体之间的反应。
金属离子可以与多个配体形成配合物。
配位反应可以发生在溶液中或在固体中。
在溶液中，金属离子和配体之间的反应形成络合物。
例如，二氯合镍(II)配合物的反应方程式为：NiCl2 + 6H2O → [Ni(H2O)6]Cl2。
此外，离子反应还包括沉淀反应和酸碱滴定反应。
沉淀反应是指在溶液中产生沉淀的反应。
当两种溶液混合后，生成的产物溶解度较小，不能继续保持在溶液中，从而形成沉淀。
例如，氯化银和硝酸钠反应生成氯化钠和硝酸银沉淀的反应方程式为：AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3。
酸碱滴定反应是一种通过滴定剂的滴定来测定酸碱溶液中酸碱浓度的方法。
滴定过程中酸碱中和反应发生，通过滴定剂的滴加量来确定反应的终点。
例如，用标准氢氧化钠溶液对酸进行滴定测定，反应方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
综上所述，无机化学中离子反应是常见的反应类型，并且在实际应用中具有广泛的应用，如酸碱中和反应常用于环境监测和水处理等，氧化还原反应常用于电池和电解等，配位反应常用于催化剂和生物活性物质的合成等。
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专题3 溶液中的离子反应[知识网络构建]①c (CH 3COO －)·c (H ＋) ②分步 ③减小 ④已电离的弱电解质浓度弱电解质的初始浓度⑤电离 ⑥离子结合成分子 ⑦不变 ⑧越大 ⑨1×10－7⑩1×10－14⑪左移 ⑫左移 ⑬不移动 ⑭右移 ⑮增大 ⑯右移 ⑰＞ ⑱＜7 ⑲＜ ⑳＞7 ○21＝ ○2＝7 ○23弱电解质 ○25越大 ○25越大 ○26净水剂 ○27相等 ○28溶解能力 ○29温度 ○30浓度 [专题总结对练]专题一 溶液中的“三大平衡”及其影响因素 1．电离平衡与水解平衡的比较2.沉淀溶解平衡的应用实例1．下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A ．向0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中c＋c 3减小B ．将CH 3COONa 溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中c3COO－c 3c－增大C ．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c＋4c－>1D ．向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中c－c－不变 D [A 项，CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋，K ＝c3COO－c＋c3，则c＋c3＝K c3COO－，加水稀释，K 不变，c (CH 3COO －)减小，故比值变大。
B 项，CH 3COONa 溶液中存在水解平衡：CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －，K ＝c3c－c 3COO－，升高温度，水解平衡正向移动，K 增大，则c3COO－c 3c－(1/K )减小。
C 项，溶液呈中性，则c (H ＋)＝c (OH －)，根据电荷守恒可知，c (Cl －)＝c (NH ＋4)。
D 项，向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于c －c －＝c －c ＋c－c＋＝K sp K sp，K sp 仅与温度有关，故c－c－不变。
]2．下列溶液中有关物质的量浓度关系和计算不正确的是( )【导学号：73702231】A ．c (NH ＋4)相等的(NH 4)2SO 4、(NH 4)2Fe(SO 4)2和NH 4Cl 溶液中，溶质浓度大小关系是c [(NH 4)2Fe(SO 4)2]<c [(NH 4)2SO 4]<c (NH 4Cl)B ．已知25 ℃时K sp (AgCl)＝1.8×10－10，则在0.1 mol·L－1AlCl 3溶液中，Ag ＋的物质的量浓度最大可达到6.0×10－10mol·L －1C ．0.2 mol·L －1HCl 溶液与等体积0.05 mol·L －1Ba(OH)2溶液混合后，溶液的pH ＝1 D ．室温下，0.1 mol·L －1NaHA 溶液的pH ＝4，则有c (HA －)>c (H ＋)>c (A 2－)>c (H 2A) C [NH ＋4部分水解，(NH 4)2SO 4溶液中SO 2－4对NH ＋4的水解无影响，(NH 4)2Fe(SO 4)2溶液中Fe2＋水解显酸性抑制NH ＋4的水解，故c (NH ＋4)相等的条件下，c [(NH 4)2Fe(SO 4)2]<c [(NH 4)2SO 4]，若不考虑水解，在c (NH ＋4)相等的条件下，c (NH 4Cl)＝2c [(NH 4)2SO 4]，而相对于电离而言，铵盐的水解程度极小，故c [(NH 4)2SO 4]<c (NH 4Cl)，A 项正确；0.1 mol·L －1的AlCl 3溶液中，c (Cl－)＝0.3 mol·L －1，K sp (AgCl)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)，故c (Ag ＋)＝K spc－＝6.0×10－10mol·L －1，B 项正确；pH ＝1，则c (H ＋)＝0.1 mol·L －1，而两种溶液混合后c (H ＋)＝0.2 mol·L －1×V L －2×0.05 mol·L －1×V L 2V L ＝0.05 mol·L －1≠0.1 mol·L －1，C 项错误；由NaHA 溶液的pH ＝4可知HA －的电离程度大于水解程度，故c (A 2－)>c (H 2A)，因溶液中的H＋来自水的电离和HA －的电离，故c (H ＋)>c (A 2－)>c (H 2A)，二级电离程度很小，故溶液中c (HA －)>c (H ＋)>c (A 2－)>c (H 2A)，D 项正确。
] 专题二 溶液中的“三大平衡常数”电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积常数是溶液中的三大常数，它们均只与温度有关。
电离平衡常数和水解平衡常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水解均为吸热过程。
有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
(1)CH 3COONa 、CH 3COOH 混合溶液中，K a 、K h 、K w 的关系是K w ＝K a ·K h 。
(2)M(OH)n 悬浊液中K sp 、K w 、pH 间关系： M(OH)n (s)M n ＋(aq)＋n OH －(aq)K sp ＝c (M n ＋)·c n(OH －)＝c OH －n ·c n (OH －)＝c n ＋1OH －n ＝1n (K w 10－pH )n ＋1。
[专题对练]3．已知下列有关信息：A．在Na2CO3溶液中滴入酚酞变红，原因是CO2－3＋2H2O H2CO3＋2OH－B．常温时，CH 3COOH与CH3COONa的混合溶液pH＝6，则c3c3COO－＝18C．在NaHCO3溶液中：c(OH－)－c(H＋)＝c(H2CO3)－c(CO2－3)D．浓度为2×10－4mol·L－1的Na2CO3溶液与CaCl2溶液等体积混合出现沉淀，则CaCl2溶液的浓度一定是5.6×10－5mol·L－1C [CO 2－3在水中分步水解，A错误；常温时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液pH＝6，c3c3COO－＝1K3×c(H＋)＝10－61.8×10－5＝118，B错误；根据质子守恒，在NaHCO3溶液中：c(OH－)－c(H＋)＝c(H2CO3)－c(CO2－3)，C正确；浓度为2×10－4mol·L－1的Na2CO3溶液与CaCl2溶液等体积混合出现沉淀时，K sp(CaCO3)＝2.8×10－9＝10－4×0.5×c(CaCl2)，c(CaCl2)＝5.6×10－5mol·L－1，产生沉淀时，c(CaCl2)不小于5.6×10－5mol·L－1，D错误。
] 4．下表是25 ℃时某些盐的浓度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是( )【导学号：73702232】3－)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)B．碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式：H2O＋2CO2－3＋Cl2===2HCO－3＋Cl－＋ClO－C．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5，此时溶液pH＝5D．向浓度均为1×10－3mol·L－1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3mol·L－1的AgNO3溶液，CrO2－4先形成沉淀B[由电离平衡常数可知酸性：CH3COOH>HClO，则水解程度：CH3COO－<ClO－，所以混合溶液中c(CH3COO－)>c(ClO－)，A错误；HClO的电离平衡常数大于HCO－3的电离平衡常数，所以HClO的酸性大于HCO－3的酸性，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，溶液中碳酸钠过量，盐酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠，次氯酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的离子方程式应为2CO2－3＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO－3，B正确；由CH3COOH的电离平衡常数可知：c3COO－c＋c3＝1.8×10－5，c3COO－c3＝5∶9，则c(H＋)＝3.24×10－5mol·L－1，C 错误；c (Cl －)＝10－3mol·L －1的溶液中，刚形成AgCl 沉淀时，c (Ag ＋)＝1.8×10－1010－3mol·L －1＝1.8×10－7mol·L －1，当c (CrO 2－4)＝10－3mol ·L －1时刚形成Ag 2CrO 4沉淀时的c (Ag＋)＝2.0×10－1210－3 mol·L －1＝25×10－5 mol·L －1>1.8×10－7 mol·L －1，所以Cl －先形成沉淀，D 错误。
]专题3 酸碱中和滴定原理及其应用 1．原理及实验操作(1)酸碱中和滴定原理：H ＋＋OH －===H 2O ，即c 标·V 标＝c 待·V 待。
(2)酸碱中和滴定的关键：①准确测定V 标和V 待，正确使用酸式、碱式滴定管。
②准确判断中和反应是否恰好完全进行，借助酸碱指示剂判断滴定终点。
(3)酸碱中和滴定实验操作：①滴定前的准备工作。
a.滴定管的检漏：关闭活塞，加水观察活塞周围有无水渗出；旋转活塞180°再检验有无水渗出。
b.洗涤：滴定管用水洗后一定要用待装液进行润洗；锥形瓶水洗后不能进行润洗。
c.装液调零：将溶液装入滴定管中，赶出气泡，并将液面调节到0刻度或0刻度以下。
②滴定操作(以盐酸标准液滴定NaOH 溶液为例)。
左手握活塞并旋转开关，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化，颜色突变且半分钟内不恢复，说明达到滴定终点。
2．滴定原理的应用：酸碱中和滴定是中学阶段重要的定量实验之一，在科学实验中占有十分重要的地位，高考中也非常重视对滴定知识的考查，经常将此原理与操作方法扩展到氧化还原反应滴定和沉淀滴定中进行考查。
3．滴定误差分析判断依据是计算公式：c (待测)＝c 标准V 标准V待测。
c (标准)、V (待测)在误差分析时是定值，因此只需分析各种原因导致所耗标准液体积[V (标准)]变大还是变小，若V (标准)变大，则c (待测)偏高；若V (标准)变小，则c (待测)偏低。