新教材人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点考点重点难点提炼总结

第三章水溶液中的离子反应与平衡

第一节电离平衡.......................................................................................................... - 1 - 第二节水的电离和溶液的pH .................................................................................... - 5 - 第三节盐类的水解.................................................................................................... - 19 - 第四节沉淀溶解平衡................................................................................................ - 29 -

第一节电离平衡

一、强电解质和弱电解质

1．实验探究

酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸pH大小小大

导电能力强弱

与镁反

应

现

象

剧烈反应，产生气体缓慢反应，产生气体

结

论

Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明在水中盐酸

的电离程度大于醋酸的电离程度

实验结论盐酸比醋酸电离程度大

微点拨：①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。②电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。

二、弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的电离平衡

在一定条件下(如温度和浓度)，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，电离过程达到电离平衡状态。如图所示：

2．影响电离平衡的条件

(1)温度：由于电离过程吸热，升高温度，电离平衡向电离的方向移动；降低温度，电离平衡向逆反应方向移动。

(2)浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。

(3)其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向逆反应方向移动；加入能与弱电解质离子反应的物质时，电离平衡向正反应方向移动。

3．弱电解质的电离方程式

(1)弱电解质的电离方程式的书写用“”表示。如NH 3·H 2O 的电离方程式

是NH 3·H 2O

NH ＋4＋OH －

，

CH 3COOH 的电离方程式为CH 3COOH CH 3COO

－

＋H ＋。

(2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。如

H 2CO 3的电离方程式是H 2CO 3H ＋＋HCO －3，HCO －

3H ＋＋CO 2－

3。

(3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3

Fe 3＋＋3OH －。

三、电离平衡常数

1．含义：在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。

2．表示方法：对于AB

A ＋＋

B －。

K a 或K b ＝c (A ＋)·c (B －)

c (AB )

(酸用K a ，碱用K b )。

3．K的意义：它能表示弱电解质的电离能力。

学习任务1外界因素对电离平衡的影响

正常人血液的pH相当恒定，保持在7.35～7.45之间。如果超出这一范围，机体的酸碱平衡将被打破，严重时可危及人的生命。正常情况下，人体内的代谢过程不断产生酸或碱，但是事实上这些酸或碱进入血液并没有引起血液的pH发生明显的变化，这是什么原因呢？

研究表明，人体血液中存在的H2CO3-NaHCO3等体系，通过化学平衡的移动，起到维持血液pH的作用，如：

H 2CO3H＋＋HCO－3。

[问题1]当人体代谢产生的酸进入人体时，上述反应会发生怎样的移动以维持血液的pH基本不变？

[提示]当人体代谢产生的酸进入人体时，血液中的HCO－3和H＋反应生成H2CO3，H2CO3分解产生CO2，CO2从肺部呼出，上述平衡逆向移动，及时地把进入的H＋从血液中除去，pH基本不变。

[问题2]当人体代谢产生的碱进入人体时，上述反应会发生怎样的移动以维持血液的pH基本不变？

[提示]当人体代谢产生的碱进入人体时，上述平衡正向移动，从而抑制pH

可以通过肾脏的调节降低其浓度。

的升高，而血液中增多的HCO－

3

1．电离平衡的特点

(1)电离过程是吸热的。

(2)分子、离子共存，这完全不同于强电解质。

(3)弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。一般来说，电离的分子极少，绝大多数以分子形式存在。如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10－3 mol·L －1左右。

2．外界条件对电离平衡的影响(以CH 3COOH CH3C OO－＋H＋为例)条件改变平衡移动电离程度n(H＋) c(H＋) 导电能力

加水正向增大增大减小减弱

升温正向增大增大增大增强

加醋酸钠(s) 逆向减小减小减小增强

通HCl(g) 逆向减小增大增大增强

加NaOH(s) 正向增大减小减小增强

学习任务2电离常数的理解与应用

绿萝是最常见的家中植物，在家庭、公司、商店，不少地方都可以看到绿萝的身影。绿萝简单好养活，因此大家都很爱养，而且绿萝净化空气的作用也受到不少花友的青睐。不少花友的绿萝容易出现黄叶的问题，如果给绿萝浇一浇几种“弱酸性水”，叶子容易由黄转绿，效果很好。

绿萝食醋柠檬水

(1)米醋水：食醋中含有醋酸，因此有酸味，天然发酵的食醋，除了醋酸还有乳酸和葡萄糖等物质，可以改善盆土环境，还能够促进绿萝合成叶绿素。

(2)柠檬水：柠檬含有丰富的糖类，即葡萄糖、果糖、蔗糖，维生素、苹果酸、柠檬酸、蛋白质、脂肪、食物纤维以及多种矿物质等。可用橘子皮水来浇花。

[问题1]食醋加水稀释时，醋酸的电离度、电离常数、c(H＋)、溶液的导电性如何变化？

[提示]醋酸属于弱酸，加水稀释电离平衡向电离的方向移动，故电离度增大；电离常数只与温度有关，故不变；加水稀释促进醋酸的电离，但溶液中c(H＋)、c(CH3COO—)减小，溶液的导电性减弱。

[问题2]已知醋酸的K a＝1.75×10－5，柠檬酸的K a1＝7.44×10－4，K a2＝1.73×10－5，K a3＝4.02×10－7。则柠檬酸和醋酸哪个的酸性强？

[提示]由于醋酸的K a＝1.75×10－5小于柠檬酸的K a1＝7.44×10－4，则柠檬酸的酸性强。

关于电离常数的理解与应用

(1)电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。

(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。

(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。

(4)多元弱酸电离常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定，K1值越大，相应酸的酸性越强。

第二节水的电离和溶液的pH

水的电离溶液的酸碱性与pH

一、水的电离

1．水的电离

水是一种极弱的电解质，电离方程式为H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，也可简写为H 2O H＋＋OH－。

2．水的离子积常数

(1)水的电离常数：K电离＝c(H＋)·c(OH－)

c(H2O)

。

(2)水的离子积常数

K w＝c(H＋)·c(OH－)。随着温度的升高，水的离子积增大。在室温下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，K w＝1.0×10－14。

(3)适用范围

K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。

二、溶液的酸碱性与pH

1．比较常温时下列情况中，c(H＋)和c(OH－)的值或变化趋势(选填“增大”或“减小”“1×10－7 mol·L－1”“相等”)

体系纯水向纯水中加入少向纯水中加入少量氢氧

量盐酸化钠溶液

c(H＋) 1×10－7

mol·L－1

增大减小

c(OH－) 1×10－7

mol·L－1

减小增大

c(H＋)和c(OH－)的大

小比较

相等c(H＋)>c(OH－) c(H＋)

c(H＋)与c(OH－)的关系c(H＋)的范围(25 ℃)/(mol·L－1)中性溶液c(OH－)＝c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7

酸性溶液c(OH－)1.0×10－7

碱性溶液c(OH－)>c(H＋) c(H＋)<1.0×10－7 3

(1)pH

(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)

(3)溶液酸碱性的测定方法

①酸碱指示剂法

该法只能测其酸碱性，即pH的大致范围，不能测出具体数值，常见的酸碱指示剂的变色范围(pH)：

②利用pH试纸测定。使用pH试纸的正确操作为取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。

③利用pH计测定。pH计可精确测定试液的pH(读至小数点后2位)。

(4)pH的应用

①医学上血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。

②人体健康调节：如洗发时人们用的护发素主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。

③环保领域中测定酸性或碱性废水的pH，利用中和反应进行处理。

④在农业生产中调节土壤的pH，更适宜农作物生长。

⑤在科学实验和工业生产中，溶液的pH是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素。

某溶液的pH＝6，则该溶液一定显酸性吗？同样，某溶液的pH＝7，则该溶液一定显中性吗？

[提示]pH＝6的溶液不一定显酸性，如100 ℃时蒸馏水的pH＝6，但呈中性；pH＝7的溶液不一定显中性，如100 ℃时pH＝7的溶液呈碱性。

学习任务1水的电离

用电导仪测定水的电导率，如下图。

接通直流电源，发现纯水的电导率不为零，说明纯水中含有自由移动的离子，说明纯水中部分水发生了电离。

[问题1]由以上实验判断水是不是电解质？若是，请写出水的电离方程式，并判断由水分子电离出的OH－和H＋数目是否相等？

[提示]水是弱电解质，H 2O H＋＋OH－，水电离出的H＋和OH－的数目相

等。

[问题2]结合弱电解质电离平衡的影响因素，填写下表空白。

水的电离平衡：H 2O H＋＋OH－ΔH＞0

影响因素移动方向c(H＋) c(OH－) K w

升温向右移动增大增大增大

加酸向左移动增大减小不变

加碱向左移动减小增大不变

[问题3]在水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水电离出的c(H＋)、c(OH－)吗？在酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)还相等吗？

[提示]K w＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)不一定都是水电离出来的。在酸或碱溶液中水电离出的c(H＋)与c(OH－)相等。

水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算

K w表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：

(1)酸溶液中，K w＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)，即c(H＋)水＝c(OH－)水＝K w/c(H＋)酸。

(2)碱溶液中，K w＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)，即c(H＋)水＝K w/c(OH－)碱。

(3)纯水中，水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等，即c(H＋)＝c(OH －)＝K w。

学习任务2溶液pH的测定与计算

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。

[问题1]现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，甲同学使用pH试纸测定，请推测pH试纸呈什么颜色，溶液的酸碱性如何？

[提示]试纸呈淡黄色，沸水呈中性。

[问题2]同样测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，乙同学选择了pH计，请分析pH计的读数等于7吗？水溶液还呈中性吗？

[提示]由于沸水电离程度增大，溶液中c(H＋)增大，所以测定的pH<7，但由于c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。

[问题3]丙同学测定溶液pH时先将pH试纸润湿后再进行测定。分析这样测定的pH会有怎样的误差？

[提示]可能变大，可能变小，也可能不变。因为用水润湿以后再测定溶液的酸碱性时就相当于稀释溶液，当溶液为酸性时，酸性减弱，pH变大；当溶液为碱性时，碱性减弱，pH变小；当溶液呈中性时，用水润湿，没有影响，所以pH不变。

[问题4]25 ℃某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12 mol·L－1，请探究该溶液的pH可能为多少？

[提示]若为酸性溶液，则水电离出的c(OH－)＝1×10－12mol·L－1，则c(H＋)

＝1×10－14

1×10－12

mol·L－1＝1×10－2 mol·L－1，则pH＝2；若为碱性溶液，则c(H＋)＝c(H

＋)

水

＝1×10－12 mol·L－1，则pH＝12。

溶液pH的计算思路

1．单一溶液pH的计算

(1)强酸溶液，如H n A溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。

(2)强碱溶液(常温下)，如B(OH)n溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol·L－1，

c(H＋)＝10－14

nc mol·L

－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。

2．两强酸混合后pH的计算

由c(H＋)混＝c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2

V1＋V2

先求出混合后的c(H＋)混，再根据公式pH＝－lg

c(H＋)求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的盐酸等体积混合后，pH＝3.3。

3．两强碱混合后pH的计算

由c(OH－)混＝c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2

V1＋V2

先求出混合后的c(OH－)混，再通过K w求出

混合后的c(H＋)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0.3。如pH＝9和pH＝11的烧碱溶液等体积混合后，pH＝10.7。

4．强酸、强碱混合后溶液pH的计算方法

(1)若强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液中的pH＝7(25 ℃)。

(2)若酸过量，直接求反应后溶液中的c混(H＋)，c混(H＋)＝c(H＋)V酸－c(OH－)V碱

V酸＋V碱

。

(3)若碱过量，应先求混合后溶液中的c混(OH－)，再求c混(H＋)，c混(OH－)＝

c(OH－)V碱－c(H＋)V酸

V酸＋V碱，c

混

(H＋)＝

K w

c混(OH－)

。

酸碱中和滴定

一、酸碱中和滴定实验[含实验活动2]

1．概念：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。

2．原理：n(H＋)＝n(OH－)，即：mc酸·V酸＝nc碱·V碱(m、n代表酸和碱的元数)。

3．仪器及试剂

a b c

(2)试剂：标准液、待测液、指示剂。

微点拨：滴定管读数时，视线与凹液面最低处、刻度线三者在同一水平线上。滴定管读数应精确到小数点后两位，如25.00 mL是正确的，而不能读成25 mL。

4．实验操作(以用盐酸标准液滴定NaOH溶液为例)

(1)滴定前准备

微点拨：强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。

(2)滴定

终点判断：当滴入最后一滴标准液时，刚好使锥形瓶中的溶液变色，且在半分钟内不变色，即到滴定终点。读数并记录。

5．实验数据的处理

重复滴定操作2～3次，取消耗标准液体积的平均值，根据c(NaOH)＝c(HCl)·V(HCl)

，计算出待测NaOH溶液的浓度c(NaOH)。

V(NaOH)

微点拨：滴定终点的判断

【巧记忆】中和滴定记忆口诀

酸式碱式莫混用，读数视线要水平；

充满尖嘴不留气，液面不要高于零；

适量滴加指示剂，初始读数要记清；

左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶；

两眼紧盯待测液，颜色突变立即停；

记下刻度来计算，中和滴定操作完。

二、绘制中和滴定曲线

以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标绘出一条溶液的pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。如图所示为用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液过程中的pH变化曲线。

由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色发生明显变化，有利于确定滴定终点。

学习任务1酸碱中和滴定的误差分析

某班学生通过分组实验测定酸碱滴定曲线。实验用品：0.1 mol·L－1 HCl溶液、0.1 mol·L－1 NaOH溶液、蒸馏水、pH计、酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带滴定管夹)、锥形瓶。甲、乙、丙三组同学锥形瓶中的溶液所取体积均为20.00 mL，且所用的试剂完全相同，根据实验所得的数据绘制的曲线分别如图中a、b、c所示，其中乙和丙两组同学的操作存在着不足或失误。

[问题1]乙同学操作上的不足之处是什么？

[提示]由曲线b可知，乙同学在滴定过程中，在滴定终点附近测试和记录pH 的间隔过大，应在滴定突变时记录消耗NaOH溶液的体积。

[问题2]造成丙组同学的曲线与甲组同学不同的原因可能是什么？

[提示]甲同学所用NaOH溶液体积较少，丙同学所用NaOH溶液体积较多。原因可能用待测液润洗锥形瓶或者滴定使用的滴定管的尖嘴部分在滴定前有气泡未排出，滴定后气泡消失等。

中和滴定的误差分析方法

(1)依据公式c(待测)

＝c(标准)·V(标准)

V(待测)

来判断。c(标准)和V(待测)在误差分析时

是定值，因此只需分析使消耗标准液体积V(标准)变大或变小的原因即可，V(标准)变大，则c(待测)偏高，V(标准)变小，则c(待测)偏低。

(2)滴定管读数要领

以凹液面的最低点为基准(如图)

正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)

(3)以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例，分析实验误差

步骤操作c(NaOH)

洗涤未用标准溶液润洗酸式滴定管偏高锥形瓶用待测溶液润洗偏高未用待测溶液润洗取用待测液的滴定管偏低锥形瓶洗净后瓶内还残留有少量蒸馏水无影响

取液取碱液的滴定管尖嘴部分有气泡且取液结束前气泡消失偏低

滴定滴定完毕后立即读数，半分钟后颜色又变红偏低滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失偏高滴定过程中振荡时有液滴溅出偏低滴定过程中，向锥形瓶内加少量蒸馏水无影响

读数滴定前仰视读数或滴定后俯视读数偏低滴定前俯视读数或滴定后仰视读数偏高

酸碱中和滴定的拓展应用

一、氧化还原滴定

1．原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化

剂反应的物质。

2．试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。

3．指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：

(1)氧化还原指示剂；

(2)专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝；

(3)自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。

4．实例

①取水样10.0 mL于锥形瓶中，加入10.0 mL的KI溶液(足量)，发生的反应为Cl2＋2KI===2KCl＋I2，滴入指示剂2～3滴。

②取一滴定管依次用自来水、蒸馏水洗净后，再用0.01 mol·L－1Na2S2O3溶液润洗，然后装入0.01 mol·L－1Na2S2O3溶液到0刻度以上，排出下端尖嘴内的气泡，调整液面至0刻度或0刻度下某一位置，记下读数。

③将锥形瓶置于滴定管下进行滴定，发生的反应为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋2Na2S4O6。

试回答下列问题：

(1)步骤①加入的指示剂是______________________________。

(2)步骤②应使用______________________________式滴定管。

(3)判断达到滴定终点的实验现象是______________________________

____________________________________________________________。

Ⅱ．(4)若用0.100 0 mol/L HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，下列情况对实验结果无影响的是________(填字母)。

A．酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗

B．锥形瓶未用待测液润洗

C．滴定前滴定管尖嘴中有一气泡，滴定后气泡消失了

D．滴定时将标准液溅出锥形瓶外

[解析](1)溶液中有单质碘，加入淀粉溶液呈蓝色，碘与亚硫酸钠发生氧化还原反应，当反应达到滴定终点时，蓝色褪去变为无色。(2)硫代硫酸钠溶液显碱性，应选择碱式滴定管。(3)碘遇淀粉变蓝色，所以溶液呈蓝色，随反应I2＋2Na2S2O3===2NaI＋2Na2S4O6进行，溶液中没有碘，溶液由蓝色为无色，说明反应到终点，判断达到滴定终点的实验现象是：滴入最后一滴溶液，由蓝色恰好变为无色，且半分钟内不变色。(4)酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗，标准盐酸的浓

度偏小，造成V(标准)偏大，根据c(待测)＝c(标准)·V(标准)

V(待测)

可知，测定c(待测)偏

大，故A错误；锥形瓶未用待测液润洗，对V(标准)无影响，测定c(待测)无影响，故B正确；滴定前滴定管尖嘴中有一气泡，滴定后气泡消失了，造成V(标准)偏大，测定c(待测)偏大，故C错误；滴定时将标准液溅出锥形瓶外，造成V(标准)偏大，测定c(待测)偏大，故D错误。

[答案](1)淀粉溶液(2)碱(3)滴入最后一滴溶液，由蓝色恰好变为无色，且半分钟内不变色(4)B

二、沉淀滴定

1．含义：沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。

2．原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时，常以CrO2－4为指示剂，这

是因为AgCl 比Ag 2CrO 4更难溶。

3．实例

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AgNO 3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。

b ．配制并标定100 mL 0.100 0 mol·L －1NH 4SCN 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 －1AgNO 3溶液(过量)，使I －完全转化为AgI 沉淀。

c ．加入NH 4Fe(SO 4)2

溶液作指示剂。

d ．用0.100 0 mol·L －1NH 4SCN 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：

f 回答下列问题：

(1)将称得的AgNO 3配制成标准溶液，所使用的仪器除烧杯和玻璃棒外还有__________________________________________________________________。

(2)AgNO 3标准溶液放在棕色试剂瓶中避光保存的原因是______________ ____________________________________________________________。

(3)滴定应在pH<0.5的条件下进行，其目的是_____________________ ____________________________________________________________。

(4)b 和c 两步操作是否可以颠倒_________________，说明理由_______ ____________________________________________________________。

(5)所消耗的NH 4SCN 标准溶液平均体积为________mL ，测得c (I －)＝________mol·L －1。

(6)在滴定管中装入NH 4SCN 标准溶液的前一步，应进行的操作为___________________________________________________________________。

(7)判断下列操作对c (I －

)测定结果的影响(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。 ①若在配制AgNO 3标准溶液时，烧杯中的溶液有少量溅出，则测定结果________。

②若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，则测定结果________。

[解析] (1)配制一定物质的量浓度的标准溶液，除烧杯和玻璃棒外，还需用到的仪器有250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管。(2)AgNO 3见光容易分解，因此需要保存在棕色试剂瓶中。(3)滴定实验中用NH 4Fe(SO 4)2溶液作指示剂，Fe 3＋容易发生水解，影响滴定终点判断，因此控制pH<0.5，目的是抑制Fe 3＋的水解。(4)Fe 3＋能与I －发生氧化还原反应：2Fe 3＋＋2I －===2Fe 2＋＋I 2，因此b 、c 不能颠倒，否则指示剂耗尽，无法判断滴定终点。(5)第1组数据误差较大，舍去，取第2组、第3组实

验数据的平均值，消耗NH 4SCN 标准溶液的体积为(10.02＋9.98) mL ×12＝10.00

mL 。根据滴定原理，则n (Ag ＋)＝n (I －)＋n (SCN －)，故n (I －)＝n (Ag ＋)－n (SCN －)＝0.025

L ×0.100 0 mol·L －1－0.01 L ×0.100 0 mol·L －1＝0.001 5 mol ，则c (I －)＝0.001 5 mol 0.025 L

＝0.060 0 mol·L －1。(6)在滴定管中装入NH 4SCN 标准溶液之前，要先用NH 4SCN 标准溶液润洗滴定管2～3次。(7)①在配制AgNO 3标准溶液时，若烧杯中溶液有少量溅出，配制的AgNO 3标准溶液的浓度偏低，则滴定时消耗的NH 4SCN 标准溶液的体积偏小，测得的c (I －)偏高。②滴定管0刻度在上，读数时从上往下读数，读取体积偏小，计算所用NH 4SCN 的物质的量偏低，测得的c (I －)偏高。

[答案] (1)250 mL(棕色)容量瓶、胶头滴管

(2)避免AgNO 3见光分解

(3)防止因Fe 3＋的水解而影响滴定终点的判断(或抑制Fe 3＋的水解)

(4)否(或不能)若颠倒，Fe3＋与I－反应，指示剂耗尽，无法判断滴定终点

(5)10.000.060 0

(6)用NH4SCN标准溶液进行润洗滴定管2～3次

(7)偏高偏高

第三节盐类的水解

一、盐溶液的酸碱性

1．实验探究：测试下表所列盐溶液的酸碱性。

盐NaCl Na2CO3NH4Cl KNO3CH3COONa (NH4)2SO4盐溶液的

酸碱性

中性碱性酸性中性碱性酸性

盐的类型强酸强

碱盐

弱酸强碱

盐

强酸弱碱

盐

强酸强

碱盐

弱酸强碱盐

强酸弱碱

盐盐的类型强酸弱碱盐强酸强碱盐弱酸强碱盐

溶液的酸碱性酸性中性碱性

2

和增加香味。但NaNO2有毒，其外观和食盐很相似且有咸味，因而将它误认为食盐食用而发生中毒的事件时有发生，你知道如何用简单的方法进行鉴别吗？(已知HNO2为弱酸)

[提示]用pH试纸来测盐溶液的酸碱性，pH＞7的溶液是NaNO2溶液，pH ＝7的溶液是NaCl溶液。

二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因

1．理论分析

(1)NH4Cl溶液

理论解释NH＋4和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动

平衡时酸碱性溶液中c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性离子方程式NH＋

4

＋H2O NH3·H2O＋H＋

(2)CH3COONa溶液

理论解释CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动

平衡时酸碱性溶液中c(H＋)

离子方程式CH 3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－

23

由于H2CO3是二元酸，Na2CO3溶液水解分两步进行的。

CO2－3＋H2O OH－＋HCO－3

HCO－3＋H2O OH－＋H2CO3

(4)NaCl溶液

H 2O OH－＋H＋，NaCl===Na＋＋Cl－，溶液中盐电离的离子不能与H2O电离出的H＋或OH－生成弱电解质。溶液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。

2．盐类水解的原理

在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

3．实质

2020—2021化学(2019)选择性必修一第3章：水溶液中的离子反应与平衡附答案

2020—2021化学（2019）选择性必修一第3章：水溶液中的离子反应与平衡附答案 （新教材）选择性必修一第二章化学反应速率与化学平衡 1、下列说法正确的是() A.自发反应在任何条件下都能实现 B.所有的自发反应都是放热的 C.升高温度,活化分子百分数增大,化学反应速率一定增大 D.一般使用催化剂可以降低反应的活化能,增大活化分子百分数,从而提高反应 物的转化率 【答案】C 2、已知A、B、C、D四种物质都是气体，现在5L的密闭容器中进行反应：4A ＋5B4C＋6D，30s后C的物质的量增加了0.30mol。则下列有关叙述正确的是（） A. 反应开始至30s，v(A)＝0.010mol·L－1·s－1 B. 30s时容器中D的物质的量至少为0.45mol C. 30s时容器中A、B、C、D的物质的量之比一定是4∶5∶4∶6 D. 反应开始至30s，容器中A的物质的量增加了0.30mol 【答案】B 【解析】 【详解】A. 30s后C的物质的量增加了0.30mol，则A的物质的量减少0.30mol， 反应开始至30s，v(A)＝0.3mol =0.002 5L30s mol·L－1·s－1，故A错误； B. 根据反应方程式，30s后C的物质的量增加了0.30mol ，生成0.45mol D，则容器中D的物质的量至少为0.45mol，故B正确； C. 起始物质的量不确定，所以30s时容器中A、B、C、D的物质的量之比不确定，故C错误； D. 30s后C的物质的量增加了0.30mol，根据方程式，反应开始至30s，容器中A的物质的量减少0.30mol，故D错误。

3、下列说法正确的是（） A. 升高温度能使化学反应速率增大，主要原因是增大了反应物分子中的活化分子百分数 B. 等质量的锌粉和锌片分别与等体积等浓度的盐酸反应，反应速率相等 C. 用铁片与硫酸反应制备氢气时，用浓硫酸可以加快产生氢气的速率 D. 催化剂不影响反应的活化能但能增大单位体积内的活化分子百分数，从而增大反应速率 【答案】A 【解析】A. 升高温度，分子总数不变，活化分子数增大，活化分子百分数增大，所以升高温度能使化学反应速率增大，故A正确； B. 接触面积增大，加快反应速率，等质量的锌粉和锌片分别与等体积等浓度的盐酸反应，锌粉反应速率快，故B错误； C. 铁遇浓硫酸钝化，用浓硫酸不能加快产生氢气的速率，故C错误； D. 催化剂降低反应的活化能，增大单位体积内的活化分子百分数，从而增大反应速率，故D错误。 选A。 4、可逆反应N2＋3H22NH3，在容积为10 L的密闭容器中进行，开始时加入2 mol N2和3 mol H2，达平衡时，NH3的浓度不可能达到() A．0.1 mol·L－1B．0.2 mol·L－1 C．0.05 mol·L－1D．0.15 mol·L－1 解析：2 mol N2和3 mol H2反应，假设反应能够进行到底，则3 mol H2完全反应，生成2 mol NH3，此时NH3浓度为0.2 mol·L－1，但由于反应是可逆反应，不能完全反应，所以NH3浓度达不到0.2 mol·L－1。 【答案】B 5、下列关于平衡常数的说法中，正确的是() A．在平衡常数表达式中，反应物浓度用起始浓度表示，生成物浓度用平衡浓度表示 B．化学平衡常数较大的可逆反应，所有反应物的转化率一定大 C．可以用化学平衡常数来定量描述化学反应的限度

高中化学知识点总结第三章水溶液中的离子平衡

第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、强弱电解质 （1）电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。 注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；属于非电解质的有：非金属的氧化物。 （2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。 注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。 （3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 （1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程） （2）电离平衡的特点

弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变” 的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 ⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。 （3）电离常数 ①概念：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。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。通常用K a表示弱酸的电离常数，用运遭表示K b的电离常数。 ② ③意义: K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。 ④电离常数的影响因素 a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响 b. 电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。即：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关。 （4）电解质的电离方程式 ①强电解质的电离方程式的书写强电解质在水中完全电离，水溶液中只存在水合阴、阳离 子，不存在电离平衡。在书写有关强电解质电离方程式时，应用“” ②弱电解质的电离方程式的书写弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“” 。 （5）影响电离平衡的因素 ①内因：电解质本身的性质，是决定性因素。 ②外因： a.温度：因电离过程吸热较少，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。 b.浓度：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。 c.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

第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳

第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳 第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳第三章水溶液中的离子平衡 知识点归纳一、弱电解质的电离 课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响 要点精讲 1、强弱电解质 （1）电解质和非电解质 电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。 注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。 （2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱 和少量盐） 注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共

存，而且大部分以分子形式存在。 （3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离 （1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程） （2 ）电离平衡的特点 弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子 的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分 子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 ⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平 衡会发生移动。 （3 ）电离常数 ①概念：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。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用k来表示。 ③意义：k值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱

人教版初中高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点总结(含答案解析)

一、选择题 1．相同温度，相同物质的量浓度的下列各组溶液，按pH值依次减小的顺序排列的是A．CH3COONa、Na2CO3、NaHSO4、NaCl B．HCl、CH3COOH、NH4Cl、NaHCO3 C．NaOH、Ba(OH)2、HCl、H2SO4 D．NH4Cl、CH3COOH、NaHSO4、H2SO4 答案：D 【详解】 A．NaHSO4溶液显酸性，NaCl溶液显中性，pH值依次增大，故A错误； B．HCl、CH3COOH、NH4Cl溶液显酸性，NaHCO3溶液显碱性，故B错误； C．再相同温度，相同物质的量浓度的NaOH、Ba(OH)2溶液，氢氧化钡的pH值大，故C 错误； D．NH4Cl水解呈酸性，CH3COOH为弱电解质，NaHSO4相当于一元强酸，H2SO4为二元强酸，则pH值依次减小，故D正确； 故选：D。 2．阿伏加德罗常数的值为N A．下列说法正确的是 A．0.1mol的11B原子中，含有的中子数目为0.6N A B．1L 0.1mol·L-1硫酸钠水溶液中含有的氧原子数等于0.4N A C．2.3g钠被O2完全氧化时，钠得到的电子数目为0.1N A D．常温，1.0LpH=13的Ba(OH)2溶液中含OH-的数目为0.2N A 答案：A 【详解】 A．11B原子中，质子数为5，中子数为6，0.1mol的11B含有的中子数目为0.6N A，故A正确； B．1L 0.1mol·L-1硫酸钠水溶液中含有的氧原子数等于大于0.4N A，因为水中也有氧原子，故B错误； C．2.3g钠被O2完全氧化转化为过氧化钠，钠得到的电子数目为0.2N A，故C错误；D．常温，1.0LpH=13的Ba(OH)2溶液中含OH-的数目为0.1N A，故D错误； 故选A。 3．已知pOH=-lgc(OH-)。向20mL0.1mol•L-1的氨水中滴加未知浓度的稀H2SO4，测得混合溶液的温度、pOH随加入稀硫酸体积的变化如图所示。下列说法不正确的是

新教材人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点考点重点难点提炼总结

第三章水溶液中的离子反应与平衡 第一节电离平衡.......................................................................................................... - 1 - 第二节水的电离和溶液的pH .................................................................................... - 5 - 第三节盐类的水解.................................................................................................... - 19 - 第四节沉淀溶解平衡................................................................................................ - 29 - 第一节电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1．实验探究 酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸pH大小小大 导电能力强弱 与镁反 应 现 象 剧烈反应，产生气体缓慢反应，产生气体 结 论 Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明在水中盐酸 的电离程度大于醋酸的电离程度 实验结论盐酸比醋酸电离程度大 微点拨：①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。②电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 二、弱电解质的电离平衡

2020—2021人教化学(新教材选)择性必修一第3章《水溶液中的离子反应与平衡》含答案

2020—2021人教化学（新教材选）择性必修一第3章《水溶液中的离子反应与平衡》含答案 新教材选择性必修一第3章《水溶液中的离子反应与平衡》 1、常温下0.1 mol/L氨水的pH＝a，下列能使溶液的pH＝(a－1)的措施是（）A．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的氯化铵固体 C．加入等体积0.2 mol/LNaOH溶液 D．提高溶液的温度（不考虑挥发）【答案】B 2、洗涤BaSO4固体中吸附的Na+和Cl﹣，最好用下列试剂中的（）A．BaCl2溶液B．稀H2SO4 C．Na2SO4溶液D．蒸馏水 【分析】洗涤BaSO4固体中吸附的Na+和Cl﹣，依据沉淀溶解平衡原理和洗涤过程中不能引入新的杂质分析判断； 【解答】解：A、BaCl2溶液洗涤时表面的氯离子不能全部洗涤干净，故A错误； B、稀H2SO4洗涤减少了硫酸钡沉淀溶解，同时能洗去表面的钠离子和氯离子，故B错误； C、Na2SO4溶液洗涤，表面的钠离子不能全部洗去，故C不符合； D、蒸馏水洗涤会损失硫酸钡沉淀，故D不符合； 故选：B。 3、常温下，K a(HCOOH)=1.77×10-4，K a(CH3COOH)=1.75×10-5，K b(NH3·H2O) =1.76×10-5，下列说法正确的是（） A．浓度均为0.1 mol·L-1的 HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者 B．用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等 C．0.2 mol·L-1 HCOOH 与 0.1 mol·L-1 NaOH 等体积混合后的溶液中: c(HCOO-) + c(OH-) = c(HCOOH) + c(H+) D．0.2 mol·L-1 CH3COONa 与 0.1 mol·L-1盐酸等体积混合后的溶液中(pH<7): c(CH 3COOH)> c(Cl- )＞c(CH 3 COO-)＞c(H+)

高中化学人教版(2019)选择性必修一第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第四节 沉淀溶解平衡

第四节沉淀溶解平衡 【学习目标】 1.知道难溶电解质的沉淀溶解平衡及其影响因素，能多角度、动态地分析难溶电解质的溶解平衡。 2.知道溶度积的意义，建立根据溶度积和离子积的大小关系判断反应进行方向的思维模型。 3.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。 4.学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题，并设计实验探究方案，进行沉淀转化等实验探究。 【基础知识】 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1、25 ℃时，溶解性与溶解度的关系 溶解性易溶可溶微溶难溶 溶解度>10 g 1～10 g 0.01～1 g <0.01 g 2、难溶电解质的沉淀溶解平衡 （1）沉淀溶解平衡的建立 （2）沉淀溶解平衡方程式 以AgCl沉淀溶解平衡为例：AgCl(s)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。 （3）沉淀、溶解之间这种动态平衡也决定了Ag＋与Cl－的反应不能完全进行到底。一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10－5mol·L－1 时，化学上通常认为生成沉淀的反应进行完全了。 3、难溶电解质沉淀溶解平衡的影响因素 已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s)===Mg2＋(aq)＋2OH－(aq) 条件改变移动方向c(Mg2＋) c(OH－) 加少量水正向移动不变不变 升温正向移动增大增大加MgCl2(s) 逆向移动增大减小 加盐酸正向移动增大减小

加NaOH(s) 逆向移动减小增大 Q：离子积对于A m B n(s)===m A n＋(aq)＋n B m－(aq)任意时刻Q＝c m(A n＋)·c n(B m－)。 (1)Q>K sp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 (2)Q＝K sp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Q

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： 在水溶液里只有一局部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，电离过程就到达了 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：在弱电解质溶液里参加与弱电解质具有一样离子的电解质，会 减弱 电离。 D 、其他外加试剂：参加能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，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，弱电解质在到达电离平衡时，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 = c[H +]·c[OH -] 物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大局部有机物 。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 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物 纯洁物

2023版高中化学人教版选择性必修1 第三章 水溶液中的离子反应与平衡

第三章水溶液中的离子反应与平衡 注意事项 1.全卷满分100分。考试用时90分钟。 2.可能用到的相对原子质量:H1C12N14O16Na23P31 S32Ca40Cd112。 一、选择题(本题共15小题,每小题3分,共45分。在每小题给出的四个选项中,只有一项是符合题目要求的) 1.化学与生活生产密切相关,下列事实与盐类水解无关的是() A.古代用浸泡过草木灰的溶液来洗涤衣物 B.“管道通”中含有铝粉和苛性钠,用于疏通下水道 C.氯化铵溶液和氯化锌溶液可做金属焊接中的除锈剂 D.向TiCl4中加入水,加热蒸干,最后焙烧固体得到TiO2 2.人体口腔内唾液的pH通常约为7,在进食过程的最初10min,酸性逐渐增强,之后酸性逐渐减弱,至40min趋于正常,与上述事实最接近的图像是() 1

2 3.对于常温下pH=3的乙酸溶液,下列说法正确的是( ) A.通入HCl 气体,乙酸的电离程度减小 B.加水稀释到原体积的10倍后溶液pH 变为4 C.加入少量乙酸钠固体,溶液pH 减小 D.加水稀释后,溶液中c(H +)和c(OH -)都减小 4.25 ℃时水的电离达到平衡:H 2O H ++OH -,下列叙述不正确的是( ) A.将水加热,K W 增大,pH 减小 B.向水中加入少量硫酸氢钠固体,c(H +) c(OH -)增大 C.在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4,K W 不变,c(H +)增大 D.向水中滴入少量NaOH 溶液,平衡逆向移动,c(H +)减小 5.向一定浓度的NH 3·H 2O 与NaOH 的混合液中滴加稀醋酸,溶液导电能力随加入CH 3COOH 溶液的体积变化如图所示,下列说法正确的是 ( ) A.ab 段,溶液导电能力减弱是由于溶液体积增大,离子浓度减小 B.bc 段,发生反应的离子方程式为CH 3COOH+OH - CH 3COO -+H 2O C.cd 段,溶液导电能力下降是由于溶液中离子个数减少

人教版初中高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点复习(含答案解析)

一、选择题 1．下列有关说法不正确的是 A ．0.1mol/LNaX 、NaY 、NaZ 溶液pH 依次增大，可得出HX 、HY 、HZ 的酸性依次减弱 B ．浓度均为0.1mol/L 的①(NH 4)2CO 3、②(NH 4)2SO 4、③NH 4HSO 4溶液中，c(+4NH )的大小顺序为②>①>③ C ．0.2mol/LCH 3COONa 溶液中c(OH -)大于0.1mol/LCH 3COONa 溶液中c(OH -)的2倍 D ．pH 相等的①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 溶液的物质的量浓度大小：①>②>③ 答案：C 【详解】 A ．根据越弱越水解的水解规律，可知阴离子对应的酸越弱，自身水解程度越大，溶液pH 越大，相同条件下溶液的NaX 、NaY 、NaZ 溶液pH 越大，所以HX 、HY 、HZ 的酸性依次减弱，A 正确； B ．+4NH 在溶液中水解呈酸性，①(NH 4)2CO 3中23CO -水解呈碱性，促进+4NH 水解，导致 + 4NH 水解程度增大，此时c(+4NH )比单一+4NH 水解程度c(+4NH )小，②(NH 4)2SO 4中 + 4NH 正常水解，③NH 4HSO 4溶液中自身电离出H +抑制+4NH 水解，导致+4NH 水解程度减小，此时c(+4NH )比单一+4NH 水解程度c(+4NH )大，综上所述，c(+ 4NH )的大小顺序为②>①>③，B 正确； C ．根据越稀越水解的定律可知0.2mol/LCH 3COONa 溶液水解程度小于 0.1mol/LCH 3COONa 溶液，所以0.2mol/LCH 3COONa 溶液中c(OH -)小于 0.1mol/LCH 3COONa 溶液中c(OH -)的2倍，C 错误； D ．相同条件下①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 产生OH -能力最强的为强碱③NaOH ，其次为水解程度更大的②Na 2CO 3，最后是①NaHCO 3，所以要产生相同浓度的OH -，所需要的①NaHCO 3浓度最大、③NaOH 浓度最小，所以pH 相等的①NaHCO 3、②Na 2CO 3、③NaOH 溶液的物质的量浓度大小：①>②>③，D 正确； 答案选C 。 2．下列说法正确的是 A ．某物质溶液pH>7，该物质一定是强碱弱酸盐 B ．0.1mol/L 醋酸加水稀释后，溶液中由水电离出的c(H +)减小 C ．等体积的盐酸(pH=1)和醋酸(0.1mol/L)分别与NaOH 恰好中和，消耗NaOH 一样多 D ．已知Ka(HCOOH)>Ka(CH 3COOH)，pH 相等的HCOONa 与CH 3COONa 溶液：[c(Na +)-c(HCOO -)]<[c(Na +)-c(CH 3COO -)] 答案：C 【详解】 A ．题中没有给出是否在室温下，故不能判断该物质的酸碱性，A 项错误； B ． 加水稀释后氢离子浓度减小，故氢氧根离子浓度增大，氢氧根离子主要来源于水的电

2022年高中化学人教版选择性必修1知识点总结

目录 第一章化学反应的热效应 第一节反应热 第二节反应热的计算 第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率 第二节化学平衡 第三节化学反应的方向 第四节化学反应的调控 第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡 第二节水的电离和溶液的PH 第三节盐类的水解 第四节沉淀溶解平衡 第四章化学反应与电能 第一节原电池 第二节电解池 第三节金属的腐蚀与防护

第一章化学反应的热效应 第一节反应热 一、反应热焓变 1. 反应热和焓变 （1）反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化 学反应的热效应，简称反应热。 （2）焓变：等压条件下的反应热等于反应的焓变，符号为ΔH，常用单位为kJ·mol-1。 （3）理解焓变和反应热的关系：等压条件下，在体系仅做体积功，不做其他功的变化 过程中，化学反应的焓变等于反应热。 2. 从宏观和微观的角度解释化学反应过程中能量变化的原因 （1）宏观角度 ①放热反应：体系向环境释放能量，反应体系的焓减小，ΔH为负值，即ΔH<0。 ②吸热反应：体系从环境中吸收能量，反应体系的焓增大，ΔH为正值，即ΔH>0。 （2）微观角度 ①化学键的断裂与形成过程中能量的变化 ②反应热与化学键的关系  （3）常见的吸热反应和放热反应 ①常见的吸热反应：大多数的分解反应,碳和二氧化碳、碳和水的反应,Ba(OH)2·8H2O与铵盐的反应等 ②常见的放热反应：中和反应、金属与酸（或水）的反应、燃烧反应、缓慢氧化、大多数化合反应、铝热反应等。

二、中和反应反应热的测定 1. 测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。 计算公式为Q=c·m·Δt 2. 实验装置： 3. 实验步骤及注意事项 （1）反应物温度t1：分别测量盐酸与NaOH溶液的温度，取两温度平均值为t1 （2）反应后体系温度t2：迅速混合并搅拌，记录混合溶液的最高温度为t2 （3）重复操作三次，取温度差的平均值作为计算依据，其中如果有数据明显偏离正常值数据应舍去。 4. 数据处理：所用盐酸、氢氧化钠溶液均为稀溶液，近似地认为溶液的密度均为1 g·cm−3,反应后溶液的比热容c=4.18 J·g−1·℃−1,则反应放出的热量Q=c·m·Δt=c·[m(盐酸)+m (NaOH溶液)]·（t2−t1） 三、热化学方程式 1. 热化学方程式是表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 如：N2H4(g)+O2(g) N2(g)+2H2O(g) ΔH=−534.4 kJ·mol−1，表示在25 ℃、101 kPa下， 1 mol N2H4(g)与1 mol O2(g)完全反应生成1 mol N2(g)和 2 mol H2O(g) 时，放热534.4 kJ 四、燃烧热 1. 定义：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。 特别提醒 （1）可燃物的物质的量必须是1 mol; （2）可燃物完全燃烧生成的产物必须为稳定的物质，完全燃烧时不同的元素对应的稳定物质：N→ N2(g)，C→CO2(g)，H→H2O(l)等。

新课标高中化学人教版选择性必修123册教材解读〖第三章 水溶液中的离子反应与平衡——说明〗

第三章水溶液中的离子反应与平衡 本章说明 水溶液中的离子平衡与化学平衡密切相关。本章内容实际上是应用前一章所学的化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用，理论与实践兼而有之：电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学平衡理论的指导作用；H的应用、盐类水解反应的应用、沉淀溶解平衡的应用等，体现了理论知识在生产、生活中的应用价值；酸碱中和滴定的介绍及相应的实验活动则是在培养学生的实验操作技能。从教学功能看，这一章是前一章所学知识的延伸、拓展和巩固。 一、教材分析 本章教材共分为三部分，第一部分为第一节和第二节，从弱电解质电离平衡的建立，到对水这种弱电解质的电离情况进行分析，最终得出酸、碱溶液分别呈酸性、碱性的原因；第二部分为第三节，重点介绍盐类水解的知识，涉及水与盐之间的作用，应用化学平衡理论建立盐类水解平衡，得出盐溶液呈酸性、碱性的原因；第三部分为第四节，结合初中所学溶解度的知识，在化学平衡理论的指导下，以前两部分内容为基础，探讨难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡。本章内容结构如下。 本章内容在选择和编排上有以下特点。 1．突出粒子观、变化观、平衡观等学科观念，核心素养外显 本章内容在编写时，围绕水溶液中的离子反应这一核心知识，帮助学生建构粒子观、变

化观、平衡观等学科观念，引导学生从溶液中存在的粒子、粒子间发生的变化、粒子间建立的平衡等视角认识水溶液中的反应。 例如，在水的电离部分，教材既给出了水的电离方程式，又给出了水分子电离的微观过程示意图，突出了粒子观。 又如，对于盐类水解的介绍，教材从探究氯化钠、碳酸钠等7种盐溶液的酸碱性入手，通过对实验现象的分析和讨论，引导学生归纳出盐溶液的酸碱性与组成该盐的酸和碱的强弱之间的关系，以符号表征盐溶液中粒子间发生的反应及建立的平衡，引导学生从微观层面理解盐溶液呈酸碱性的本质，形成思维模型。这样的呈现方式容易激发学生主动参与学习过程，启发思维，培养其证据推理意识。 再如，在沉淀的溶解与转化部分，教材同样是引导学生从微观层面认识沉淀溶解及转化的本质，强化粒子观、变化观和平衡观。 在章末的“整理与提升”部分，教材归纳了水溶液中离子反应与平衡的认识思路，并以醋酸、氯化铵、氯化银等具体物质为载体，帮助学生回顾水溶液中的离子反应与平衡，提炼学科观念和思维方法。 2．将理论知识与实际应用相结合 本章涉及的化学理论的应用内容较丰富，呈现方式多样，在正文、“科学·技术·社会”“研究与实践”“练习与应用”等栏目均有体现。例如，从盐酸与醋酸在生活中用途的差异引入强、弱电解质的概念；结合溶液的酸碱性等知识，教材介绍了测量和调控溶液H的实际意义，以及人体血液的酸碱平衡等知识；结合盐类的水解，教材介绍了利用盐类水解的原理净水、制备氧化物等；结合沉淀溶解平衡，教材展示了化学沉淀法处理废水的工艺流程，介绍了锅炉中除去水垢的方法，以“科学·技术·社会”栏目的形式介绍了氟化物预防龋齿的化学原理；等等。这些既体现了化学理论的应用价值，又有助于激发学生的学习兴趣。 3．将抽象的内容图示化 在上一章的学习中，学生已初步建立了化学平衡的观点，并已能初步应用平衡移动原理说明浓度、温度等反应条件对化学平衡移动的影响，这为本章的学习打下了很好的基础。但由于水溶液中的离子反应与平衡本身比较抽象，所研究的几乎都是看不见、摸不到的微观分

22人教版高中化学新教材选择性必修1--第三章 水溶液中的离子反应与平衡章末总结

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 章末总结 体系构建 主题探究 人体代谢性酸中毒治疗方案的设计 主题复习目标及意义 人体有一整套调节酸碱平衡的机制，使得血液pH 恒定在7.35∼7.45 ，体内血液和组织液中酸性物质堆积时，会导致血液中HCO 3− 和H 2CO 3 浓度及其比值的变化超出正常范围，引起酸碱平衡紊乱，如酸中毒。结合相应的电解质溶液的知识，我们可 以解决酸中毒问题。 探究交流 探究一 探究人体血液中的酸碱性情况 （一）人体血液里存在如下平衡：CO 2+H 2O ⇌H 2CO 3、H 2CO 3⇌HCO 3−+H + ， 使人体血液pH 保持在7.35∼7.45 ，否则就会发生酸中毒或碱中毒。其pH 随c(HCO 3−):c(H 2 CO 3) 变化的关系如下表所示。 c(HCO 3−):c(H 2CO 3) 1.0 17.8 2 2.4 pH 6.10 7.35 7.45 1.HCO 3− 属于弱电解质，既可以水解也可以电离。正常人体血液中，HCO 3− 的水解程度和电 离程度哪个大？ 答案：人体血液pH 保持在7.35∼7.45 ，这说明HCO 3− 的水解程度大于电离程度。 2.pH =7.00 的血液中，c(HCO 3−) 和c(H 2CO 3 ) 哪个大？

答案：由题表中数据可知：c (H 2CO 3)=c(HCO 3−) 时溶液pH =6.10 ，为使溶液pH =7 ，应该多加入一些碳酸氢根离子，所以pH =7.00 的血液中：c(H 2CO 3)

高二化学选择性必修1第三章水溶液中的离子平衡------

高二化学选择性必修1第三章水溶液中的离 子平衡 高二化学选择性必修1水溶液中的离子平衡 高中化学老师给大家带来高二化学选择性必修1第三章水溶液中的离子平衡的知识梳理考点解析，希望大家高效学习，夯实基础。 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） 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。 5、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） 6、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：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB] 7、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：H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO

高中化学人教版(2019)选择性必修一第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解

第三节盐类的水解 【学习目标】 1.认识盐类水解有一定限度，理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。 2.通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。 3.了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。 4.解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。能发现和提出有关盐类水解的问题，并设计探究方案，进行实验探究。 5、比较离子大小，在比较中，学会运用电荷守恒、物料守恒关系，解决实际问题。 【基础知识】 一、盐类的水解 1、探究盐溶液的酸碱性 溶液中不生成弱电解质， 溶液呈中性。 3、盐类的水解 （1）概念：在溶液中，由盐电离出来的弱离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 （2）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。

（3）特征：①一般是可逆反应，在 一定 条件下达到化学平衡；②盐类水解反应是 中和 反应的逆反应。 ③盐类水解是 吸热 反应。 二、影响盐类水解的主要因素 1、反应物本身性质的影响 盐类水解程度的大小主要由 盐的性质 所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难 电离 (电离常数越小)，盐的水解程度 越大 ，即越弱越水解。 2、实验探究反应条件对盐类水解程度的影响 已知FeCl 3发生水解反应的离子方程式：Fe 3＋ ＋3H 2O ⇄Fe(OH)3＋3H ＋ ，根据实验操作填写下表： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 盐的浓度 加入FeCl 3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变 深 ，溶液的pH 变小 加入FeCl 3固体，c (Fe 3＋ )增大，水解平衡向 正反应 方向移动 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶 液的pH 溶液颜色变 浅 ，溶液的pH 变小 加入盐酸，c (H ＋ )增大，水解平衡向 逆反应 方向移动，但c (H ＋ )仍比原平衡中c (H ＋ )大 加入少量NaOH 溶液 产生 红褐 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH － 消耗H ＋ ，c (H ＋ )减小，水解平衡向 正反应 方向移动 温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动 3、盐的水解常数 （1）表达式 以CH 3COONa 为例：CH 3COO － ＋H 2O ⇄CH 3COOH ＋OH － K h ＝c CH 3COOH ·c OH － c CH 3COO － ，只与 温度 有关。 （2）与对应弱酸电离常数的关系 K a ＝ c H ＋ ·c CH 3COO － c CH 3COOH 所以，K h ·K a ＝K w 或K h ＝K w K a 。 弱酸或弱碱的电离常数 越小 (越弱)，其生成的盐水解的程度就 越大 。 三、盐类水解的应用 1、在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl 3溶液显酸性，原因是Fe 3＋ ＋3H 2O===Fe(OH)3＋3H ＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX 、NaY 、NaZ 溶液的pH 分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解 配制CuSO 4溶液时，加入少量 H 2SO 4 ，抑制Cu 2＋ 水解；贮存Na 2CO 3溶液

江苏苏州市高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点总结(培优提高)

一、选择题 1．某化学学习小组对电解质溶液作如下的归纳总结(常温下)，其中正确的是 ①pH=1的强酸溶液，加水稀释后，溶液中各离子浓度都会降低 ②1L0.50mol· L -1NH 4Cl 溶液与2L0.25mol·L -1NH 4Cl 溶液含NH 4+ 物质的量完全相等 ③pH 相等的四种溶液：a.CH 3COONab.Na 2CO 3c.NaHCO 3d.NaOH ，则四种溶液的溶质的物质的量浓度由小到大顺序为：d