2020-2021学年高二化学选修4(人教版)第三章复习
2021高二化学选修四同步：第三章 水溶液中的离子平衡 综合训练
常数) B.常温下,由水电离出的 c(H+)=10-12mol·L-1 的溶液的 pH 可能为 2 或 12 C.已知 Ksp(AgCl)=1.56×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12,向含有 Cl-、CrO42-且浓度均为 0.010mol·L-1 溶液中逐滴加入 0.010mol·L-1 的 AgNO3 溶液时,CrO42-先产生沉淀 D.常温下 pH=7 的 CH3COOH 和 CH3COONa 混合溶液中,c(Na+)=c(CH3COO-) 11.中和滴定是一种操作简单、准确度高的定量分析方法。实际工作中也可利用物质间的氧化 还原反应、沉淀反应进行类似的滴定分析,这些滴定分析均需要通过指示剂来确定滴定终点。 下列对几种具体的滴定分析(待测液置于锥形瓶内)中所用指示剂及滴定终点时溶液颜色的判 断不正确的是( ) A.用标准酸性 KMnO4 溶液滴定 Na2SO3 溶液以测量其浓度:KMnO4——浅红色 B.利用 Ag++SCN- AgSCN,用标准 KSCN 溶液测量 AgNO3 液浓度:Fe(NO3)3——红色 C.利用 2Fe3++2I- I2+2Fe2+,用 FeCl3 液测量 KI 样品中 KI 的百分含量:淀粉——蓝色 D.利用 OH-+H+ H2O 来测量某盐酸的浓度:酚酞——浅红色
3. 0.1mol L-1 的 8 种物质的溶 液:① HNO3 ② H2SO4 ③ CH3COOH ④ Ba(OH)2 ⑤NaOH⑥ CH3COONa ⑦KCl⑧ NH4Cl ,
其溶液的 pH 由小到大的顺序是( ) A.③⑧②①⑥⑤⑦④ B.②①③⑧⑦⑥⑤④ C.②③⑧①④⑦⑥⑤ D.①②③⑧⑦④⑥⑤ 4.在不同温度下,水溶液中[H+]与[OH-]有如图所示关系。下列关于离子共存的说法正确的是( )
人教 高中化学选修4第三章知识点归纳
水溶液中的离子平衡第三章一、弱电解质的电离, 、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物1 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电解质强电解质：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混和物、电解质与非电解质本质区别： 2物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH·HO、Cu(OH)、注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232化合物③强电解质不等于易溶于水的化合物（如232HO (2)BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，……HO、CCl、CH=CH 非金属氧化物，大部分有机物。
如SO、CO、C 非电解质：44123622462故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
43、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。
4、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）5、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。
）+- +-]/[AB] +B][ B Ki=[ A表示方法：ABA6、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。
人教版高中化学选修四课件第三章复习
pH 1234567891011121314 甲基橙 红色 橙
色
石蕊 红色 紫色
黄色 蓝色
酚酞
无色
浅红色
红色
六、难溶电解质的溶解平衡
1、沉淀溶解平衡： （1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子 重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡， 称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。 （2）特征：逆、等、动、定、变 （3）影响因素：①内因：电解质本身的性质
5、溶液中的守恒关系
⑴、电荷守恒规律： 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中 性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电 荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液 中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-、OH－，但存在如 下关系: c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-) ⑵、物料守恒规律：
大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外
非电解 质
非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……
强、弱电解质的比较：
项目
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离
化合物类型 离子化合物、极性共价化合物
极性共价化合物
化学键
离子键、极性键（主要）
极性键（主要）
不 电离程度
c(酸)V(酸) c(碱)V(碱)
γ(酸) γ(碱)
对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
γ(酸)
γ(碱)
1
c(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器： (酸、碱)滴定管、锥形瓶、滴定管夹
3、操作步骤： 洗涤→检漏→蒸馏水洗→溶液润洗→装液→排气泡→调整液面 并记录→放出待测液→加入指示剂→滴定→记录→计算。
考试必做-高中化学选修四第3章单元复习
-高二化学选修4（人教版）第三章复习一*教学内容： 第三章复习二*重点、难点： 1*将各部分知识综合运用 2*将本章知识和第二章的平衡移动理论联系三*具体内容： 1*电解质和非电解质的分类 2*弱电解质的电离平衡 3*水的离子积和溶液的pH 4*溶液的酸碱性与pH 5*盐类的水解 6*盐类水解的应用 7*难溶电解质的溶解平衡 8*沉淀的生成、溶解和转化【典型例题】[例1] 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是（ ）A * AlCl 3B * KHCO 3C * 342)(SO FeD *NH 4HCO 3 答案：C解析：考察盐的水解的应用。
[例2] 在pH 都等于9的NaOH 和CH 3COONa 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 B *A=10－4 B C * B=10－4 A D *A=B 答案：B解析：考察水的离子积和pH 的关系。
[例3] 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）① NaOH 固体 ② H 2O ③ NH 4Cl 固体 ④ CH 3COONa 固体⑤ NaNO 3固体 ⑥ KCl 溶液A * ②④⑥B * ①②C * ②③⑤D *②④⑤⑥ 答案：A解析：考察反应速率的影响因素和水的电离平衡的移动。
[例4] 1体积pH ＝2*5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH 等于（ ）A * 9* 0B * 9* 5C * 10* 5D * 11*5 答案：C解析：考察有关pH 的计算。
[例5] 含等物质的量NaOH 的溶液分别用pH 为2和3的CH 3COOH 溶液中和，设消耗CH 3COOH 溶液的体积依次为V V a b 、，则两者的关系正确的是（ ）A * V V a b >10B *V V a b =10 C * V V b a <10 D *V V b a >10 答案：D解析：考察有关pH 的计算。
人教版高中化学选修4全册知识点和练习
海高二化学教学资料（第一章化学反应与能量）辅导教师：钟才斌学校：姓名：教师评价：一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号：△H（2）单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热海1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
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＋)
2020_2021学年高中化学第四章电化学基础3_1电解原理课件新人教版选修4
盐酸
D Pt
Pt H2SO4
H2O
解析：A 中可加入水，B 中可加入 CuO 或 CuCO3 固体，C 中可通入 HCl 气体。
1．用惰性电极电解下列各组物质的水溶液时，发生的电极 反应完全相同的是( A )
A．NaOH、H2SO4 B．CuCl2、Cu(NO3)2 C．Na2SO4、NaCl D．KNO3、AgNO3
具体如下：
(2)依据电极产物——如果电极上析出 Cl2 或 O2，它一定是 阳极；如果电极上产生 H2 或析出金属，它一定是阴极。
(3)根据实验现象判断阴、阳极 实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验 现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正负 极和电解池的阴阳极，并进行有关问题的分析。
பைடு நூலகம்
2．电解时电极产物的判断 (1)阳极产物的判断 首先看电极，如果是活性电极(金属活动性顺序表 Ag 以前)， 则电极材料失电子，电极溶解，溶液中的阴离子不能失电子。 如果是惰性电极(Pt、Au、石墨)，则看溶液中的离子的失电子能 力。此时根据阴离子放电顺序加以判断(放电顺序即为得、失电 子能力顺序)。 阳极上的放电顺序：S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>NO－3 >SO24－>F －。
【解析】 依据放电顺序阴极先放电的是 Cu2＋，故阴极开 始析出的是 Cu，A 错误；阳极先放电的是 Cl－，故阳极开始产生 的是 Cl2，B 错误；由阴极反应 Cu2＋＋2e－===Cu，n(Cu2＋)＝0.1 mol，当电路中通过电子的量达到 0.2 mol 时，Cu2＋放电完毕， 阴极放电离子变为 H＋，C 错误；阴离子 Cl－先放电，后是 OH－， 在水溶液中 SO42－不参与电极反应，D 正确。
2020-2021高中化学人教版选修4课后习题：第三章 第二节 第2课时 溶液pH的计算
第2课时溶液pH的计算基础巩固1如图所示,能表示人体大量喝水时,胃液的pH变化的图像是()答案:A2若用AG=lg 表示溶液酸度,当25 ℃时,将等体积、等物质的量浓度的盐酸与氨水混合,所得溶液的AG为()A.0B.>0C.<0D.无法判断解析:25℃时,将等体积、等物质的量浓度的盐酸和氨水混合,恰好生成氯化铵,溶液显酸性,则c(H+)>c(OH-),可知AG=lg>0,故B正确。
答案:B3将pH为8的NaOH溶液与pH为10的NaOH溶液等体积混合后,溶液的氢离子浓度最接近于()A.2×10-10 mol·L-1B.(10-8+10-10)mol·L-1C.(10-8+10-10) mol·L-1D.(10-6+10-4) mol·L-1答案:A4下列叙述正确的是()A.100 ℃纯水的pH=6,所以水在100 ℃时呈酸性B.pH=3的盐酸,稀释至10倍后pH>4C.0.2 mol·L-1的醋酸,与等体积水混合后pH=1D.常温时,pH=3的盐酸与pH=11的氢氧化钠等体积混合后pH=7答案:D525 ℃下将0.1 mol·L-1 HCl溶液和0.06 mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合后,则该溶液的pH是()A.1.7B.12.3C.12D.1解析:这是强酸和强碱的混合,要先判断混合液的酸碱性。
酸中c(H+)=0.1mol·L-1;碱中c(OH-)=0.12mol·L-1,等体积混合碱过量,根据pH的计算方法,要先求c(OH-),再求c(H+),最后求pH。
c(OH-)余==0.01mol·L-1,c(H+)==1×10-12mol·L-1,pH=-lg c(H+)=12。
答案:C6常温下,pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合,所得混合液的pH=11,则强碱与强酸的体积比是()A.11∶1B.9∶1C.1∶11D.1∶9解析:可设碱与酸的体积分别为V碱和V酸,由题意可知,混合后碱过量,可列等式:=10-(14-11),解之得V碱∶V酸=1∶9。
人教版高二化学 选修4 第三章 第一节 《弱电解质的电离》导学案设计
化学选修4第三章第一节弱电解质的电离导学案（1）强弱电解质【教学目标】1、会从电离的角度认识强弱电解质的不同并能准确判断强电解质和弱电解质。
2、会正确书写电离方程式【预习案】1、复习初中化学pH值与溶液酸碱性的关系, 复习必修1课本30页有关电解质的概念2、阅读选修4课本46-47页有关C(H+)与PH的相互换算内容。
3、阅读选修4课本40页至42页相关内容，完成《百年学典》知识点1的学习和填空。
【探究案】1、从电离的角度如何认识强弱电解质的不同？2、如何书写电离方程式？【教学过程】【温故1】酸性溶液：pH 7 中性溶液：pH 7 碱性溶液：pH 7故pH越小，溶液的越强【温故2】电解质和非电解质常见的电解质是、、和【温故3】酸、碱、盐溶液是怎样导电的？酸、碱、盐溶液的导电性强弱与什么因素有关？【新课学习】【思考1】课本40页学与问酸碱盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同电解质的电离程度是否有区别？【探究1】观察选修4课本40页实验3-1，完成表格填空实验结果说明：等体积、等浓度的醋酸和盐酸与等量镁条反应的剧烈程度不同，而且两种酸的pH也不一样。
这是为什么呢？pH的计算方法：PH=从pH与C（H+）的换算来看，pH不同，则反映出溶液中C（H+）也。
【探究2】同样是一元酸，相同浓度的HCl和CH3COOH溶液中C（H+）为何不同呢？请注意观察课本40页图3-1、3-2，你有何发现？HCl溶液中只有离子和离子，没有分子，说明HCl 电离。
电离方程式为该过程。
CH3COOH溶液中既有离子和离子，还有分子，说明CH3COOH只有发生电离，电离方程式为该过程。
一、强电解质和弱电解质1、概念：强电解质弱电解质★2、常见的强电解质①强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO3、HClO4等。
②强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
③绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等。
高二化学_第三章_水溶液中离子平衡(人教版选修4)：重难点三_弱电离质在水溶液中的电离平衡
1．电离平衡概念一定条件(温度、浓度)下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态(属于化学平衡)。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。
2．电离平衡的特征①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡；②等：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；③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡；④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变；⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动；3．影响电离平衡的因素(符合勒沙特列原理)（1）内因-电解质本身的性质，是决定性因素；（2）外因①温度-由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大；②浓度-同一弱电解质，浓度越大，电离度越小；在一定温度下，浓度越大，电离程度越小．因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小．因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离；例如：在醋酸的电离平衡 CH3COOH⇌CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大但电离程度小；③外加物质若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动．以电离平衡CH3COOH⇌CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：（1）强电解质用“=”，弱电解质用“⇌”（2）多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位．H 2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步电离为主．NH 3•H2O NH4++OH- Fe(OH)3Fe3++3OH-（3）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离；NaHCO 3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-（4）强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的；熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4-；溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42-；5．电离平衡常数(相当于化学平衡常数)在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用K a表示弱酸的电离常数；AB A++B-（1）K的意义：K值越大，则电离程度越大，电解质(即酸碱性)越强；K值越小，电离程度越小，离子结合成分子就越容易，电解质(即酸碱性)越弱．表达式中各组分的浓度均为平衡浓度；（2）K的影响因素：K的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同；（3）多元弱酸的K：多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用K1、K2、K3 分别表示，但第一步电离是主要的．如：磷酸的三个K值，K1＞K2＞K3 ，磷酸的电离只写第一步．说明：①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：CH 3COOH CH3COO-+H+一定温度下CH3COOH的电离常数为：NH 3•H2O NH4++OH-一定温度下NH3•H2O的电离常数为：②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：1°分步电离：是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H+，每一步电离都有其相应的电离常数．2°电离程度逐渐减小，且K1＞K2＞K3，故多元弱酸溶液中平衡时的H+主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H3PO4的电离；H 3PO4H2PO4-+H+H 2PO4-HPO42-+H+HPO 42-PO43-+H+多元弱酸溶液中的c(H+)是各步电离产生的c(H+)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H+)是指溶液中H+的总浓度而不是该步电离产生的c(H+)．6．电离度电离度(α)(相当转化率，与温度、浓度均有关)A 内因：电解质的本性．B 外因：温度和溶液的浓度等．（1）浓度的影响：醋酸稀释时电离度变化的数据：浓度(mol/L) 0.2 0.1 0.001电离度(%) 0.948 1.32 12.4可见，电离度随浓度的降低而增大．(因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会越少，电离度就越大．)【重难点指数】★★★★【重难点考向一】强酸和弱酸的鉴别【例1】室温下，对于pH和体积均相同的醋酸和盐酸两种溶液，分别采取下列措施，有关叙述正确的是( ) A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大B．温度都升高20℃后，两溶液的pH均不变C．加水稀释两倍后，两溶液的pH均减小D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多【答案】A【重难点点睛】考查弱电解质电离，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以醋酸溶液中存在电离平衡，升高温度能促进弱电解质电离，pH相同的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，不同的酸和相同金属反应，生成氢气的速率与溶液中离子浓度成正比；易错选项是B，注意对于相同浓度的盐酸和醋酸溶液，升高温度，盐酸的pH不变，但醋酸的pH改变，为易错点。
高中化学选修4第三章复习
× 性2、。在水中加酸会抑制水的电离，Kw减小。
√ 3、如果C(H+) /C(OH—) 的值越大那么酸性越 √ 4强、。任何水溶液中都有C(H+) 和C(OH—)。
× 5、 C(H+) 等于10—6mol/L的溶液一定呈现酸性。 × 6、电离程度越大的酸溶液那么酸性越强。 × 7、对水升高温度电离程度增大，酸性增强。
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是 在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH 值范围叫做指示剂的变色范围。
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
甲基橙 石蕊
红色 橙
色
红色
紫色
黄色 蓝色
酚酞
无色
浅红色
红色
➢pH值计算1—— 酸的稀释
pH=4
pH=10
第三节盐类的水解
〔一〕盐类的水解
1定义：溶液中盐电离出来的离子跟水所电离 出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反响， 叫做盐类的水解。
2 条件：①盐必须溶于水 ②盐必须有“弱〞离子〔弱碱阳离
子或弱酸根阴离子〕
3 实质：破坏了水的电离平衡，促进水的电 离，并建立了水解平衡。
注： 往水中参加酸或碱都能抑制水的电离
pH=-lgC(H+)=13
关键：碱过量抓住氢氧根离子进展计算！
有关酸碱中和滴定PH突跃问题
例14〔每滴按0.05mL计算〕
1、用0.1mol/L的HCl溶液滴定0.1mol/L的NaOH 溶液25mL，HCl溶液少1滴、多1滴PH变化？
pH=10
pH=4
2020-2021学年高二化学第一学期课时同步练(人教选修4)：3.2.3 酸碱中和滴定(解析版)
第3章水溶液中的离子平衡3.2.3 酸碱中和滴定1．某温度时，将n mol•L﹣1氨水滴入20 mL1.0 mol•L﹣1盐酸中，忽略溶液混合时的体积变化，溶液pH和温度随加入氨水体积变化的曲线如图所示。
下列有关说法正确的是A．a点：K w＝1.0×10﹣14)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)B．b点：c(NH+4C．25℃NH4Cl水解常数为(n﹣1)×10－6D．b点水的电离程度最大【答案】D【解析】水电离吸收热量，降低温度抑制水电离，则水的离子积常数减小，a点温度小于25℃，则a点K w＜1.0×10-14，A项错误；酸碱中和反应是放热反应，二者恰好反应时放出的热量最多，此时溶液的温度最高。
根据图知，b点温度最高，此时二者恰好完全反应生成氯化铵，氯化铵电离产生的NH4+水解导致溶液呈酸性，则c(H+)＞c(OH-)，溶液中存在电荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，所以c(NH4+)＜c(Cl-)，但由于NH4+水解电离程度较小，盐电离产生的离子浓度远大于水电离产生的离子浓度，故溶液中离子浓度关系为：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)，B项错误；加入20 mL氨水时溶液的pH=7，溶液中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol/L ，根据电荷守恒得c (Cl -)=c (NH 4+)=0.5 mol/L ，根据物料守恒得溶液中c (NH 3•H 2O)=(0.5n-0.5) mol/L ，电离平衡常数K b ＝0.5×10－70.5n －0.5＝10－7n －1，则NH 4Cl 水解常数=＝K w K b ＝10-1410－7n －1＝(n ﹣1)×10-7，C 项错误；酸或碱抑制水电离，NH +4水解促进水电离，酸或碱浓度越大其抑制水电离程度液越大，溶液中c (NH +4)越大，水电离程度就越大，a 点溶质为HCl 、b 点溶质为氯化铵、c 点溶质为氯化铵和一水合氨、d 点溶质为氯化铵和一水合氨，只有b 点促进水电离，因此水电离程度最大的是b ，D 项正确。
人教版高中化学选修4全册知识点和练习
高二化学教学资料（第一章化学反应与能量）辅导教师：钟才斌学校：姓名：教师评价：一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号：△H（2）单位：kJ/mol#3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式…书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
-燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于mol。
新题练习：第3章第4节第2课时 沉淀溶解平衡的应用2021-2022学年高二化学(人教选修4)
第2课时沉淀溶解平衡的应用基础过关练题组一沉淀的生成与溶解1.(2020安徽合肥高二期末)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,已知某些含铅化合物的溶解度如下:化合物PbSO4PbCO3PbS溶解度/g 1.03×10-4 1.81×10-7 1.84×10-14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2.(2020重庆第一中学期末)已知25 ℃时FeS、CuS的K sp分别为6.3×10-18、1.3×10-36,H2S的电离平衡常数K a1=9.1×10-8、K a2=1.1×10-12,下列有关说法正确的是( )A.除去工业废水中的Cu2+可以选用FeS作沉淀剂B.将足量CuSO4固体溶解在0.1 mol·L-1 H2S溶液中,Cu2+的最大浓度为1.3×10-35 mol·L-1C.因为H2SO4是强酸,所以反应CuSO4+H2S CuS↓+H2SO4不能发生D.向H2S的饱和溶液中通入少量SO2气体,溶液的酸性增强3.(2021黑龙江绥化一中高二月考)已知K sp(AgCl)=1.56×10-10,K sp(AgBr)=7.7×10-13,K sp(Ag2CrO4)=9×10-11。
某溶液中含有Cl-、Br-和Cr O42-,浓度均为0.010 mol·L-1,向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L-1的AgNO3溶液时,三种阴离子产生沉淀的先后顺序为( )A.Cl-、Br-、Cr O42-B.Cr O42-、Br-、Cl-C.Br-、Cl-、Cr O42-D.Br-、Cr O42-、Cl-题组二沉淀的转化4.(2020陕西西安中学高二期末)向锅炉中注入Na2CO3溶液浸泡,将水垢中的CaSO4转化为CaCO3,再用盐酸去除,下列叙述中正确的是( )A.温度升高,K W增大,Na2CO3溶液中c(OH-)减小B.CaSO4能转化为CaCO3,说明K sp(CaCO3)>K sp(CaSO4)C.CaCO3溶解于盐酸而CaSO4不溶,是因为硫酸酸性强于盐酸D.沉淀转化的离子方程式为C O32-(aq)+CaSO4(s)CaCO3(s)+S O42-(aq)5.(2021山西长治二中高二月考)某学生在实验室中进行如下实验:①向盛有1 mL 0.1 mol·L-1 MgCl2溶液的试管中加入1 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液,得到浊液a,过滤得到滤液b和白色沉淀c;②向沉淀c中滴加0.1 mol·L-1FeCl3溶液,沉淀变为红褐色。
选修4第三章复习ppt课件
•Qc > Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉成淀.难溶电解质，离子浓
•Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和度溶小液.于1×10-5mol/L时，
•Qc < Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.
认为反应完全，但溶液 中还有相应的离子。
3、沉淀反应的应用:
(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。
※ 1、越稀越电离，越热越电离；越稀越水解，越热越水解。 2、平衡常数Ka、Kb、Kh只与温度有关,而与浓度无关
对于电离平衡 CH3COOH
CH3COO -+ H+
改变条 件
升温
方 向
c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) pH
电离 程度
加H2O 加醋酸
加 醋酸钠
通HCl(g)
加 NaOH
电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离 子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如 Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三 种形式存在，它们之间有如下守恒关系：
2、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱的关系？ 影响溶液导电能力的因素: ①自由移动离子浓度的大小。(主要决定因素) 温度一定,离子 浓度越大，导电能力越强. ②温度：温度越高，导电能力越强。(与金属导电相反) ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
四、指示剂选择欠妥 ⒈用强酸滴定弱碱，指示剂用：甲基橙 ⒉用强碱滴定弱酸，指示剂选用：酚酞 （①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强滴定，原则 上甲基橙和酚酞皆可选用；但还有区别。） 五、终点判断不准确 ⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下； 2.终点判断 迟或早。 六、样品中含有杂质 ⒈用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品； ⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸； 七、指示剂的变色范围
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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
2020-2021学年高二化学选修4（人教版）第三章复习一. 教学内容：第三章复习二. 重点、难点：1. 将各部分知识综合运用2. 将本章知识和第二章的平衡移动理论联系三. 具体内容：1. 电解质和非电解质的分类2. 弱电解质的电离平衡3. 水的离子积和溶液的pH4. 溶液的酸碱性与pH5. 盐类的水解6. 盐类水解的应用7. 难溶电解质的溶解平衡8. 沉淀的生成、溶解和转化【典型例题】[例1] 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是（）A. AlCl3B. KHCO3C. 342)(SOFe D. NH4HCO3 答案：C解析：考察盐的水解的应用。
[例2] 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>BB. A=10－4 BC. B=10－4 AD. A=B答案：B解析：考察水的离子积和pH的关系。
[例3] 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（）①NaOH固体②H2O ③NH4Cl固体④CH3COONa固体⑤NaNO3固体⑥KCl溶液A. ②④⑥B. ①②C. ②③⑤D. ②④⑤⑥答案：A解析：考察反应速率的影响因素和水的电离平衡的移动。
[例4] 1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于（）A. 9.0B. 9.5C. 10.5D. 11.5答案：C解析：考察有关pH 的计算。
[例5] 含等物质的量NaOH 的溶液分别用pH 为2和3的CH 3COOH 溶液中和，设消耗CH 3COOH 溶液的体积依次为V V a b 、，则两者的关系正确的是（ ）A. V V a b >10B. V V a b =10C. V V b a <10D. V V b a >10答案：D解析：考察有关pH 的计算。
[例6] 将pH ＝11 NaOH 溶液和pH ＝3的甲酸溶液以等体积混合后，对所得溶液，下列判断一定正确的是（ ）A. c （HCOO －）＜c （Na +）B. c （HCOO －）＞c （Na +）C. c （OH －）＜c （HCOO －）D. c （OH －）＞c （HCOO －）答案：BC解析：考察弱电解质电离的特点对于中和反应后溶液中离子浓度的影响。
[例7] 常温下pH ＝3的二元弱酸H 2R 溶液与a L pH ＝11的NaOH 溶液混合后，混合液的pH 刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后混合液的叙述正确的是（ ）A. c （R 2－）+ c （OH －）＝c （Na ＋）+c （H ＋）B. c （R 2－）＞c （Na ＋）＞c （H ＋）＝c （OH －）C. 2c （R 2－）+ c （HR －）＝c （Na ＋)D. 混合后溶液的体积为2a L答案：C解析：考察弱酸和强碱反应的溶液中离子的判断。
[例8] 用标准的NaOH 滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是 。
A. 配制标准溶液的氢氧化钠中混有Na 2CO 3杂质B. 滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作均正确C. 盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗D. 滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液E. 未用标准液润洗碱式滴定管答案：ADE解析：考察酸碱中和滴定的误差判断。
【模拟试题】（答题时间：40分钟）1. 有一支50mL 酸式滴定管中盛盐酸，液面恰好在a mL 刻度处，把管内液体全部放出，盛入量筒内，所得液体体积一定是（ ）A. a mLB.（50―a ）mLC. 大于（50―a ）mLD. 大于a mL2. 用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） A.)()(23O H NH c OH c ⋅-B.)()(23-⋅OH c O H NH cC.c（H+）和c（OH－）的乘积D. OH－的物质的量3. 某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是（）A. 用10mL量筒量取7.13mL稀盐酸B. 用托盘天平称量25.20g NaClC. 用广泛pH试纸测得某溶液的pH为2.3D. 用25mL滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液21.70mL4. 若pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是（）A. 生成了一种强酸弱碱盐B. 弱酸溶液和强碱溶液反应C. 强酸溶液和弱碱溶液反应D. 一元强酸溶液和一元强碱溶液反应5. 下列溶液，一定呈中性的是（）A. c（H+）＝1×10－7mol/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合后所形成的溶液6. 25℃时，在某物质的溶液中，由水电离出的c(H+)＝1×10－a mol/L，下列说法不正确的是（）A. a＜7时，水的电离受到抑制B. a＞7时，水的电离受到抑制C. a ＜7时，溶液的pH 一定为aD. a ＞7时，溶液的pH 一定为14－a7. 下列离子方程式中正确的是（ ）A. 氢氧化钠溶液吸收过量的二氧化碳： OH －＋CO 2 ＝ HCO 3－B. 亚硫酸氢铵溶液与足量氢氧化钠溶液反应：HSO 3－＋ OH －＝ SO 32－＋ H 2OC. 氯气通入冷水中：Cl 2 ＋H 2O ＝ Cl － ＋ClO － ＋2H +D. 碳酸镁悬浊液中加醋酸：CO 32－＋2CH 3COOH ＝ 2CH 3COO －＋CO 2↑＋H 2O8. 氢氰酸（HCN ）的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）A. 1mol/L 氢氰酸溶液的pH 约为3B. HCN 易溶于水C. 10 mL1mol/LHCN 恰好与10 mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应D. 在相同条件下，HCN 溶液的导电性比强酸溶液的弱9. 已知当NH 4Cl 溶液的浓度小于0.1mol/L 时，其pH ＞5.1。
现用0.1mol/L 的盐酸滴定10mL0.05mol/L 的氨水，用甲基橙作指示剂达到终点时所用盐酸的量应是（ ）A. 10mLB. 5mLC. 大于5mLD. 小于5mL10. 将40℃的饱和石灰水冷却至10℃；或加入少量CaO ，但温度仍保持40℃，在这两种情况下均未改变的是（ ）A.2)(OH Ca 的溶解度、溶剂的质量B. 溶液中溶质的质量分数C. 溶液的质量、水的电离平衡D. 溶液中Ca2+的数目11. 室温下，pH相同体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（）A. 加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小B. 使温度都升高20℃后，两溶液的pH均不变C. 加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大D. 加足量的锌充分反应后，醋酸产生的氢气比盐酸多12. AgNO3的水溶液呈（填“酸”、“中”、“碱”）性，常温时的pH 7（填“>”、“=”、“<”），原因是（用离子方程式表示）：；实验室在配制AgNO3的溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以（填“促进”、“抑制”）其水解。
【试题答案】1. C2. B3. D4. B5. B6. AD7. A8. AD9. C10. B 11. CD 12. 酸；＜；Ag＋＋H 2O AgOH＋H＋；抑制【试题解析】1. 因为酸式滴定管的零刻度在上，amL，说明应为50—a，而其又没有算刻度以下位置的液体，所以大于。
2. 因为加入水，促进了弱电解质氨水的电离，所以OH－的物质的量增加，不选择D；同时溶液中所有粒子的浓度都减小，但由于电离平衡正向移动，所以B的比值偏小，A的比值偏大；而C中的乘积在温度不变时是一个常数。
3. 天平和量筒只能准确到0.1，所以不可能读数有小数点以后的第二位；而广泛pH试纸只能有整数。
4. 因为按pH计算，H＋和OH－应恰好完全反应，所以溶液仍然呈酸性，说明有没有电离的氢离子，即为弱酸。
5. A中没说温度，所以不一定代表氢离子浓度等于氢氧根离子浓度；C不是中性溶液，在室温下仍然成立；D中如果为弱酸则不是中性。
6. a＜7时，氢离子浓度增大，所以水的电离促进；CD要考虑a不同时溶液的酸碱性，从而考虑以哪种离子来计算。
7. B中足量的OH－还应与NH4＋反应；C中HClO是弱电解质，应写成分子；D中MgCO3应写成分子。
8. 找能证明其氢离子没有全部电离出来的。
9. 考察甲基橙的变色范围为pH：3.1—4.4。
10. 温度降低，氢氧化钙的溶解度增大，但溶质和溶剂的质量不变，所以溶质的质量分数不变；氧化钙加入消耗水，使水的质量减少，则溶解的溶质减少，钙离子数目减少，但是仍为该温度下饱和溶液，溶质的质量分数不变。
11. 加水稀释，酸性减弱pH增大；温度升高，会改变弱电解质的电离平衡，pH会变化；加入醋酸钠，会使醋酸根离子和氢离子结合，降低氢离子的浓度；pH相同，因为醋酸是弱酸，还有部分氢离子没有电离出来，所以醋酸反应时都参与，醋酸产生的氢气比盐酸多。