(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课件新人教版选修5
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。
(完整版)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,推荐文档
一、弱电解质的电离水溶液中的离子平衡§1 知识要点1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质混和物物质单质纯净物化合物电解质HCl、NaOH、NaCl、BaSO4HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……下列说法中正确的是（）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、Na2O2和SO2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下列说法中错误的是（）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）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；（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。
精品高中化学第三章水溶液中的离子平衡3-2水的电离和溶液的酸碱性第3课时酸碱中和滴定课时练
【最新】2019年高中化学第三章水溶液中的离子平衡3-2水的电离和溶液的酸碱性第3课时酸碱中和滴定课时练1．某同学在实验报告中记录了下列数据，其中正确的是( )A．用25 mL量筒量取12.36 mL盐酸B．用pH试纸测出某溶液pH为3.5C．用托盘天平称取8.75 g食盐D．用酸式滴定管测出消耗盐酸的体积为15.60 mL【答案】D【解析】量筒的精确度只有0.1 mL，pH试纸只能读到整数，托盘天平的精确度为0.1 g。
2．在一支25 mL的酸式滴定管中加入0.1 mol·L－1的盐酸，其液面恰好在 5 mL刻度处，若把滴定管中的溶液全部转移到烧杯中，然后用0.1 mol·L－1NaOH溶液进行中和，则消耗NaOH溶液的体积( )A．大于20 mL B．小于20 mLC．等于20 mL D．等于5 mL【答案】A【解析】V(HCl)＞20 mL，所以消耗NaOH溶液的体积大于20 mL。
3．下面是一段关于酸碱中和滴定实验操作的叙述：①取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次②在锥形瓶中加入25 mL待测NaOH溶液③加入几滴石蕊试液作指示剂④取一支酸式滴定管，洗涤干净⑤直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶⑦两眼注视着滴定管内盐酸液面下降，直至滴定终点。
文中所述操作有错误的序号为( )A．④⑥⑦ B．①②⑤⑥C．③⑤⑦ D．①③⑤⑦【答案】D【解析】锥形瓶不用待测液润洗，①错；③石蕊变色不明显，不易观察颜色，在酸碱中和滴定时不用石蕊试液作指示剂，③错；滴定管使用前要润洗，⑤错；滴定过程中眼睛观察锥形瓶中溶液颜色变化，⑦错。
4．用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，下列操作中不正确的是( )A．酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知物质的量浓度的盐酸B．锥形瓶用蒸馏水洗净后，直接加入一定体积的未知物质的量浓度的NaOH溶液C．滴定时，应左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛时刻注视着锥形瓶内颜色的变化D．读数时，视线与滴定管内液体的凹液面最低处保持一致【答案】A【解析】A项，滴定管使用前应润洗。
2020-2021学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第三节第2课时盐类水解反应的利用课件新人教版
)
A.稀释溶液, c HCO3 c OH 增大 c CO32
B.通入CO2,溶液pH减小
C.升高温度,平衡常数增大
D.加入NaOH固体, c
H
C
O
3
减小
c
C
O
2 3
【解题指南】解答本题需要注意理解以下两个方面: (1)盐类水解的实质。 (2)盐类水解规律中的“越弱越水解”。
【解析】选A。温度不变,水解平衡常数不变,Kh1=
(3)(情境思考)泡沫灭火器的工作原理是将Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液混合发 生反应,产生大量气体将燃烧物质与空气隔离开来,用于灭火。你能解释其中 的道理吗?
提示:Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生水解相互促进反应,产生大量CO2气体和
Al(OH)3沉淀。离子方程式为Al3++H3C
O
3
(3)实验2中向盛有Na2CO3溶液的烧杯中先加入NaHCO3粉末后加入Na2CO3粉末,图 象先下降后上升的原因是什么?
====Al(OH)3↓+3CO2↑。
三、水解平衡常数
【自主探索】
(1)写出NH4Cl溶液中NH4Cl的水解平衡常数表达式。
提示: Kh＝c(NH3cHN2H O4)c H 。
(2)(思维提升)Kh为NH4Cl水解平衡常数、Kb为NH3·H2O的电离平衡常数、Kw为 水的离子积常数,三者之间有什么关系?
2.外因
以FeCl3水解为例[Fe3++3H2O 响。
Fe(OH)3+3H+],填写外界条件对水解平衡的影
条件
升温 通HCl 加H2O 加NaHCO3
移动 方向 _向__右__ _向__左__ _向__右__
高中化学第三章水溶液中的离子平衡4难溶电解质的溶解平衡课件新人教版选修4
2021/4/17
高中化学第三章水溶液中的离子平衡4
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难溶电解质的溶解平衡课件新人教版
(2)难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的区别 ①首先从物质类别方面看，难溶电解质可以是强电解质也 可以是弱电解质[如 BaSO4是强电解质，而 Al(OH)3是弱电解质]， 而难电离物质只能是弱电解质。 ②再从变化的过程来看，溶解平衡是指已溶解的溶质与未 溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则 是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化达到 的平衡状态。
2021/4/17
高中化学第三章水溶液中的离子平衡4
13
难溶电解质的溶解平衡课件新人教版
②自然界中矿物的转化
原生铜的硫化物氧化――、→淋滤___C__u_S_O_4_____溶液 渗透和，方加―铅闪―矿锌→P矿bSZ nS__铜__蓝__(_C_u_S_)___ 其反应的化学方程式如下： _C_u_S_O__4_＋__Z_n_S_=_=_=_C__u_S_＋__Z_n_S_O__4_____________， C__u_S_O_4_＋__P_b_S__=_=_=_C_u_S_＋__P_b__S_O_4______________。
核心素养
1.了解难溶电解质的沉淀
溶解平衡。
1.变化观念与平衡思想：通过对沉淀溶解平衡等存在
2．能用沉淀溶解平衡原理 的证明及移动的分析，形成微粒观、平衡观和守恒观。
分析沉淀的溶解、生成与 2．证据推理与模型认知：难溶电解质的溶解平衡与
转化的实质，并会解决生 弱电解质的电离平衡相似，可建立同样的平衡模型。
2021/4/17
高中化学第三章水溶液中的离子平衡4
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难溶电解质的溶解平衡课件新人教版
高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡章末复习讲座课件 新人教版选修4
例2 [2016·徐州检测](1)向 0.01 mol·L－1 CH3COONa 溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH 固体，则 CH3COO－水解平衡移动的方向分别为__右______、___左_____(填“左”“右”或“不移动”)。
(2)25 ℃时，若测得 CH3COOH 与 CH3COONa 的混合溶液 pH＝6，则溶液中 c(CH3COO－)－c(Na＋) ＝_9_.9_×__1_0_－_7_m__o_l·_L_－_1___(填准确数值)。
第三章 水溶液中的离子平衡
章末复习讲座
知识网络图表
水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡
学科思想培优
例1 中学化学实验中，淡黄色的 pH 试纸常用于测定溶液的酸碱性。在 25 ℃时，若溶液的 pH＝7，
试纸不变色；若 pH<7，试纸变红色；若 pH>7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的 pH，需用 pH 计。pH 计主要通过测定溶液中 H＋浓度来测定溶液的 pH。
(3)根据图示信息，HX 稀释溶液的 pH 的变化大，所以 HX 的电离平衡常数大，酸性强；因为 HX 的 pH 大于 CH3COOH 的 pH，所以氢氧根离子浓度，前者大于后者，即水电离出来的氢离子浓度，前者大 于后者。
三、溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则 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。如弱酸盐 NaA 溶液中 c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。 [特别提醒] 多元弱酸要考虑分步电离(Ka1>Ka2>Ka3)， 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(CO23－)>c(OH－)>c(HCO－3 )>c(H＋)。
新教材高中化学第3章水溶液中的离子反应与平衡本章总结课件新人教版选择性必修1ppt
错
误
；
电
荷
守
恒
：
c(Na
＋
)
＋
c(H
＋
)
＝
c(HC2O
－
4
)
＋
2c(C2O
2－ 4
)
＋
c(OH
－
)
，
物
料
守
恒
：
2c(Na
＋
)
＝
c(HC2O
－
4
)
＋
c(C2O
2－ 4
)
＋
c(H2C2O4)，两式相减可得 c(H＋) ＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2O24－)＋c(OH
－)，D 正确。
典练 ·素养提升
电离
H2O
—失电—质离子→ OH－
根据质子守恒有c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即c(H2S)＋ c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)。
如在K2S溶液中，H2O电离出的OH－即存在如下关系：c(OH－)＝ c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)。
(2020·江苏卷)(双选)室温下，将两种浓度均为 0.10 mol·L－1 的溶
3．质子守恒规律
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)
的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如在 NaHS
溶液中，存在 NaHS 的电离和水解、H2O 的电离，其质子转移情况可作 如下分析：
H2S
—得—质子→
水解
HS－
—失电—质离子→ S2－
H3O＋
—得—质子→
＝
Kw Ka1
＝
17..01××1100－－134≈1.4×10－12，Ka2＞Kh，即 H2PO－ 4 的电离程度大于其水解程度，
高中化学第三章水溶液中的离子平衡3.4难溶电解质的溶解平衡第2课时沉淀溶解平衡课时练
第三章水溶液中的离子平衡3.4 难溶电解质的溶解平衡（第2课时）沉淀溶解平衡1．以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋等金属离子，通过添加过量难溶电解质MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净的MnCl2。
根据上述实验事实，可推知MnS具有的相关性质是( ) A．具有吸附性B．溶解度与CuS、PbS、CdS等相同C．溶解度大于CuS、PbS、CdSD．溶解度小于CuS、PbS、CdS【答案】C【解析】添加过量的MnS是为了除去MnCl2溶液中的Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋，为了不引入MnS杂质，MnS应该具有难溶的性质，但又能提供S2－，以便与Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋结合，所以MnS的溶解度应大于CuS、PbS、CdS。
2．实验：①0.1 mol·L－1 AgNO3溶液和0.1 mol·L－1NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；②向滤液b中滴加0.1 mol·L－1 KI溶液，出现浑浊；③向沉淀c中滴加0.1 mol·L－1KI 溶液，沉淀变为黄色。
下列分析不正确的是( )A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：⇌＋(aq)＋Cl－(aq)B．滤液b中不含有Ag＋C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgID．实验可以证明AgI比AgCl更难溶【答案】B【解析】在浊液a中，存在AgCl的沉淀溶解平衡，即在滤液b中，仍含有少量Ag＋，故在b中生成了AgI 沉淀，A正确，B错误；向白色沉淀AgCl中滴加KI溶液生成黄色AgI，由此可说明AgI比AgCl更难溶，C项和D项都正确。
3．在BaSO4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液，产生BaSO4沉淀，若以K sp表示BaSO4的溶度积常数，则平衡后溶液中( )A．c(Ba2＋)＝c(SO42－)＝(K sp)1/2B．c(Ba2＋)·c(SO42－)>K sp，c(Ba2＋)＝c(SO42－)C ．c (Ba 2＋)·c (SO 42－)＝K sp ，c (Ba 2＋)>c (SO 42－) D ．c (Ba 2＋)·c (SO 42－)≠K sp ，c (Ba 2＋)<c (SO 42－)【答案】C【解析】在BaSO 4饱和溶液中加入少量的BaCl 2溶液，平衡BaSO 42＋(aq)＋SO 42－(aq)左移，因加入了少量的BaCl 2溶液，此时c (Ba 2＋)>c (SO 42－)；但由于温度未发生改变，所以溶液中c (Ba 2＋)·c (SO 42－)＝K sp 。
新人教版高中化学第三章水溶液中的离子平衡章末整合教案选修
一、酸、碱中和滴定曲线１．酸碱滴定过程中溶液pH的变化特点在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸（或碱）浓度较大，加入少量的碱（或酸）对其pH的影响不大。
当反应接近终点（pH≈7）时，很少量的碱（或酸）就会引起溶液pH突变，酸、碱的浓度不同，pH突变范围不同。
２．酸碱滴定曲线酸碱滴定曲线是以酸碱混合过程中滴加酸（或碱）的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的曲线。
向２0．00 mL 0．１000 mol·L—１HCl溶液中滴加0．１000 mol·L—１NaOH溶液过程中pH变化如下表所示：V （NaO H）/mL 0．00１0．00１５．00１8．00１9．00１9．96２0．00２0．0４２１．00２２．00３0．0pH１１．４8１．8５２．２8２．５9４．007．00１0．３１１．３9１１．68１２．３0由表中数据绘制滴定曲线如下图：[特别提示] （１）酸碱中和滴定曲线有一突变过程。
（２）从滴定曲线的起点可判断滴定的过程，若起点为酸性，则为碱溶液滴定酸溶液，否则相反。
二、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错误!）>c（SO错误!）>c（H＋）>c（OH—）。
精选2018_2019学年高中化学第3章水溶液中的离子平衡第3节沉淀溶解平衡检测新人教版选修4
第3节 沉淀溶解平衡1．下列关于沉淀溶解的说法正确的是( ) A ．只有难溶电解质才存在沉淀溶解平衡过程 B ．沉淀溶解平衡过程是可逆的 C ．在平衡状态时v 溶解＝v 结晶＝0D ．达到沉淀溶解平衡的溶液不一定是饱和溶液解析：无论难溶电解质还是易溶电解质都存在沉淀溶解平衡；沉淀溶解平衡是可逆过程；沉淀溶解平衡是动态平衡，速率不为0；达到沉淀溶解平衡时，溶解的速率等于结晶的速率，溶液的浓度不变，是饱和溶液。
答案：B2．已知K sp (CaSO 4)＝9.0×10－6，K sp (CaCO 3)＝5.0×10－9，K sp (CaF 2)＝1.5×10－10，某溶液中含有SO 2－4、CO 2－3和F －，浓度均为0.010 mol·L －1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L －1的CaCl 2溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为( )A ．SO 2－4、CO 2－3、F －B ．CO 2－3、SO 2－4、F －C ．CO 2－3、F －、SO 2－4D ．F －、CO 2－3、SO 2－4解析：析出沉淀时，CaSO 4溶液中c (Ca 2＋)＝K sp （CaSO 4）c （SO 2－4）＝9.0×10－60.010 mol ·L －1＝9.0×10－4mol ·L －1，CaCO 3溶液中c (Ca 2＋)＝K sp （CaCO 3）c （CO 2－3）＝5.0×10－90.010mol ·L －1＝5.0×10－7 mol ·L －1，CaF 2溶液中c (Ca 2＋)＝1.5×10－100.0102mol ·L －1＝1.5×10－6 mol ·L －1，c (Ca 2＋)越小，则越先生成沉淀，所以三种阴离子产生沉淀的先后顺序为CO 2－3、F －、SO 2－4。
2018-2019学年高中化学 第03章 水溶液中的离子平衡 专题3.2.1 水的电离和溶液的酸
3.2.1 水的电离和溶液的酸碱性一、选择题1．在某温度时，测定纯水中c(H+)=2.4×10-7mol/L，则c(OH-)为A．2.4×10-7mol/LB．0.1×10-7mol/LC．1471.0102.410--⨯⨯mol/LD．c(OH－)无法确定【答案】A【解析】无论什么条件下，纯水中的c(H+)=c(OH－)。
2．下列说法正确的是A．水的电离方程式：H 2O H++OH−B．升高温度，水的电离程度增大C．在NaOH溶液中没有H+D．在HCl溶液中没有OH−【答案】B3．在25 ℃时，在0.01 mol·L−1的盐酸溶液中，水电离出的OH−浓度是A．1×10−12 mol·L−1B．0.02 mol·L−1C．1×10−7 mol·L−1D．5×10−13 mol·L−1【答案】A【解析】25 ℃时，KW=1.0×10-14，0.01 mol·L−1的盐酸溶液中c(H+)=0.01 mol·L−1，c（OH−mol·L−1，水电离出的OH−浓度是1×10−12 mol·L−1，故A正确。
4．25 ℃时，在0.1 mol·L−1的醋酸中，水溶液的K W值为A．大于1×10−14B．小于1×10−14C．等于1×10−14D．无法确定【答案】C【解析】水的离子积只与温度有关，与溶液的酸、碱性无关。
25℃时，水的K W=1.0×10-14。
5．液氨与水的性质相似，也存在微弱电离：2NH 3（l）NH4＋＋NH2−，其离子积常数K＝c(NH4＋)·c(NH2−)＝2×10−30（223K），维持温度不变，向液氨中加入少量NH4Cl 固体，不发生改变的是A．液氨的电离程度B．液氨的离子积常数C．c(NH4＋)D．c(NH2−)【答案】B【解析】加入少量NH4Cl 固体，抑制液氨电离导致液氨的电离度减小，故A错误；温度不变，电离平衡常数不变，故B正确；加入氯化铵，则铵根离子浓度增大，故C错误；加入氯化铵，抑制液氨电离，则c(NH2−)减小，故D错误。
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人教版选修4(2021年整理)
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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HNO 2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.①④⑥ B。
①②③④C。
①④⑤⑥ D。
全部答案C解析①中证明NO－2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。
高中化学第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质习题新人教版选修4(2021
2018-2019学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质习题新人教版选修4编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（2018-2019学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质习题新人教版选修4）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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第1课时盐类水解的实质课时训练基础过关1。
在常温下，纯水中存在电离平衡H 2O H++OH-,如要使水的电离程度增大,并使c(H+）增大，应加入的物质是（ B ）A.NaHSO4B。
KAl（SO4)2C.NaHCO3D。
CH3COONa解析:HS电离产生H+，抑制水的电离，并使 c（H+)增大，A错误;Al3+发生水解促进水的电离，使c(H+)增大,溶液显酸性,B正确;HC以水解为主，促进水的电离,使c(OH-)增大，溶液显碱性,C错误；CH3COO—发生水解，促进水的电离，使c（OH—)增大,溶液显碱性，D错误。
2 体积均为1 L的下列溶液中,阴离子个数最多的是( D )A。
0。
1 mol·L—1NaCl溶液B。
0。
1 mol·L—1NH4NO3溶液C.0.1 mol·L-1NaOH溶液D.0。
1 mol·L—1 Na2CO3溶液解析：由C+H2O HC+OH—可知，在1 L 0。
1 mol·L—1Na2CO3溶液中阴离子个数最多。
3 下列溶液中,因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是( C )A.NaHCO3B.NaHSO4C.CuSO4D。
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)粒子浓度关系课时练 新人教版选
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）粒子浓度关系课时练新人教版选修4编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（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）粒子浓度关系课时练新人教版选修4）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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粒子浓度关系1．关于小苏打水溶液的表述正确的是（）A．存在的电离平衡为:HCO3－＋H2O H2CO3＋OH－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．c(Na＋）＝c(HCO3－)＋c（CO32－)＋c(H2CO3）【答案】D【解析】A项，电离平衡应为：HCO3－H＋＋CO32－,错误。
B项,不符合电荷守恒.C项，NaHCO3溶液呈碱性,所以HCO3－的水解程度大于HCO3－的电离程度。
D项符合物料守恒.2．HA与醋酸酸性相似，下列叙述错误的是( ) A．HA水溶液中微粒浓度大小顺序：c(HA)＞c(H＋)＞c（A－)＞c（OH－）B．HA与NH3作用生成的化合物是共价化合物C．NaA水溶液中：c(Na＋）＝c(A－）＋c（HA)D．稀释0.1 mol·L－1 HA水溶液，其电离程度增大,pH也增大【答案】B【解析】HA H＋＋A－,H2O H＋＋OH－，A项正确.C项，NaA水溶液中c(Na＋)＝c(A－）＋c（HA）符合物料守恒。
B项,NH4A应为离子化合物.3．下列溶液中微粒浓度关系表示正确的是（）A．NaHCO3溶液中：c（H＋)＋c(Na＋）＝c(OH－）＋c(CO32－)＋c(HCO3－）B．pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中：c(H＋）＜c（OH－）C．0。
(通用版)2019版高考化学二轮复习 选择题命题区间5 水溶液中的离子平衡(含解析)
水溶液中的离子平衡历年真题集中研究——明考情考向一 以滴定为背景考查图像分析1．(2018·全国卷Ⅲ)用0.100 mol·L －1AgNO 3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L －1Cl －溶液的滴定曲线如图所示。
下列有关描述错误的是( )A ．根据曲线数据计算可知K sp (AgCl)的数量级为10－10B ．曲线上各点的溶液满足关系式c (Ag ＋)·c (Cl －)＝K sp (AgCl)C ．相同实验条件下，若改为0.040 0 mol·L －1Cl －，反应终点c 移到a D ．相同实验条件下，若改为0.050 0 mol·L －1Br －，反应终点c 向b 方向移动 解析：选C 由题图可知，当AgNO 3溶液的体积为50.0 mL 时，溶液中的c (Cl －)略小于10－8mol·L －1，此时混合溶液中c (Ag ＋)＝0.100 mol·L －1×50.0 mL －0.050 0 mol·L －1×50.0 mL100 mL＝2.5×10－2mol·L －1，故K sp ＝c (Ag ＋)·c (Cl －)≈2.5×10－2×10－8＝2.5×10－10，A 项正确；因反应过程中有沉淀生成，溶液中必然存在平衡＋(aq)＋Cl －(aq)，故曲线上的各点均满足c (Ag ＋)·c (Cl －)＝K sp (AgCl)，B 项正确；根据Ag ＋＋Cl －===AgCl↓可知，达到滴定终点时，消耗AgNO 3溶液的体积为0.040 0 mol·L －1×50.0 mL 0.100 mol·L －1＝20.0 mL ，C 项错误；相同实验条件下，沉淀相同量的Cl －和Br －消耗的AgNO 3的量相同，由于K sp (AgBr)＜K sp (AgCl)，当滴加相等量的Ag ＋时，溶液中c (Br －)＜c (Cl －)，故反应终点c 向b 方向移动，D 项正确。
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定终点，所以b和c两步操作不能颠倒。
解析
答案
(5) 所 消 耗 的 NH 4 SCN 标 准 溶 液 平 均 体 积 为 ______ 10.00 mL ， 测 得 c (I － ) ＝ _______ L －1。 0.060 0 mol·
解析
由三次测定数据可知，第 1 组数据误差较大，应舍去，所以消耗的
解析
答案
易错辨析
强弱电解质比较时，易错的是不知道用离子浓度还是物质的量进行 比较，比较快慢时比的是溶液中存在的离子浓度的大小；比较多少 时比的是溶质物质的量的大小。
4.酸、碱、盐溶液中c(H＋)或c(OH－)的计算与比较
例4
25 ℃ 时，在等体积的①pH ＝ 0 的 H2SO4 溶液、②0.05 mol· L－1的
10.02 mL＋9.98 mL － NH4SCN 标准溶液的平均体积为 ＝ 10.00 mL ，测得 c (I ) 2 ＝[n(AgNO3)－n(NH4SCN)]/V[NaI(aq)]＝(25.00×10－3 L×0.100 0 mol· L－1－ 10.00×10－3 L×0.100 0 mol· L－1)/(25.00× 10－3 L)＝0.060 0 mol· L －1。
5.滴定原理的迁移与应用
例5 (2017· 天津理综，9)用沉淀滴定法快速测定NaI等碘化物溶液中c(I－)，
实验过程包括准备标准溶液和滴定待测溶液。
Ⅰ.准备标准溶液
a.准确称取AgNO3基准物4.246 8 g(0.025 0 mol)后，配制成250 mL标准溶
液，放在棕色试剂瓶中避光保存，备用。
解析 答案
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
b.配制并标定100 mL 0.100 0 mol· L－1 NH4SCN标准溶液，备用。
Ⅱ.滴定的主要步骤
a.取待测NaI溶液25.00 mL于锥形瓶中。
b.加入25.00 mL 0.100 0 mol· L－1 AgNO3溶液(过量)，使I－完全转化为AgI 沉淀。 c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示剂。 d.用0.100 0 mol· L－1 NH4SCN溶液滴定过量的Ag＋，使其恰好完全转化为 AgSCN沉淀后，体系出现淡红色，停止滴定。 e.重复上述操作两次。三次测定数据如下表： 实验序号 消耗NH4SCN标准溶液体积/mL 1 10.24 2 10.02 3 9.98
Ba(OH)2 溶液、③pH ＝ 10 的 Na2S 溶液、④pH ＝ 5 的 NH4NO3 溶液中，由水
电离出的c(H＋)之比是
√
A.1∶10∶1010∶109
B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
解析
答案
规律方法
酸碱抑制水的电离，酸中的OH－、碱中的H＋全部来自水的电离；盐 类的水解促进水的电离，若盐溶液显酸性，H＋全部来自水的电离； 若盐溶液呈碱性，OH－全部来自水的电离。
分解 。 _____
解析 因 AgNO3 见光易分解，所以 AgNO3 标准溶液应放在棕色细口试剂 瓶中并避光保存。
解析 答案
防止因Fe3＋的水解而影响滴 (3)滴定应在pH＜0.5的条件下进行，其原因是________________________
定终点的判断(或抑制Fe3＋的水解) 。 ______________________________
f.数据处理。
回答下列问题： (1)将称得的AgNO3 配制成标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还 250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管 。 有_____________________________ 解析 配制AgNO3标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有250 mL(棕 色)容量瓶、胶头滴管。 避免AgNO3见光 (2)AgNO3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是_______________
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7 ②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＝2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2 ⑥0.1 mol· L－1 HNO2溶液稀释至100倍， pH约为3.9 A.①④⑥ C.①④⑤⑥ √ B.①②③④ D.全部
解析 NH4Fe(SO4)2为强酸弱碱盐，且Fe3＋的水解程度很大，为防止因Fe3＋
的水解而影响滴定终点的判断 ( 或抑制Fe3＋的水解) ，所以滴定应在 pH ＜
0.5的条件下进行。
解析
答案
Fe3＋与I－ 否(或不能) ，说明理由若颠倒， (4)b和c两步操作是否可以颠倒__________ _________________ 反应，而使指示剂耗尽，无法判断滴定终点 。 _______________________________________ 解析 因Fe3 ＋ 能与I － 发生氧化还原反应，而使指示剂耗尽，无法判断滴
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
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。
(2)酸、碱无限稀释，pH无限接近于7，但不能超过7。
3.强、弱电解质的对比
例3
pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，分别取50 mL加入足量的镁粉，
充分反应后，收集到H2的体积分别为 V(HX)和V(HY)，若V(HX)>V(HY)，
则下列说法正确的是
A.HX可能是强酸
B.HY一定是强酸
C.HX的酸性强于HY的酸性
D.反应开始时二者生成H2的速率相等 √