第三章《水溶液中的離子平衡》復(fù)習(xí)總結(jié)提綱

1、第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)總結(jié)提綱第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)提綱1 知識(shí)要點(diǎn)一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)物質(zhì)混合物純凈物單質(zhì)化合物電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)包括：弱電解質(zhì)包括：非電解質(zhì)包括：下列說法中正確的是（）A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)；B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子；C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì)；D、 Na2O2和 SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（）能否導(dǎo)電電解質(zhì) 化合物或化合物非電解質(zhì) 化合物離子化合物與共

2、價(jià)化合物鑒別方法：。下列說法中錯(cuò)誤的是（）A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物；離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)；B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電；C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)；D、相同條件下，pH 相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全（或是否存在平衡）注意： 電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是（單質(zhì)、化合物）；SO2、 NH3、 CO2等屬于（電解質(zhì)、非電解質(zhì)）；強(qiáng)電解質(zhì)（一定、不一定）易溶于水（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法（ 以醋酸為例）

3、：（ 1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)；（ 2）測(cè)0.01mol/L 醋酸溶液的pH 2；（ 3）測(cè)醋酸鈉溶液的pH 值， pH 8；（ 4）測(cè)pH= a 的醋酸稀釋100 倍后所得溶液pH a+2；（ 5） 將物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈（酸、 堿） 性；（ 6）中和10mLpH=1的醋酸溶液消耗pH=13的 NaOH溶液的體積（、）10mL；（ 7）將pH=1 的醋酸溶液與pH=13的 NaOH溶液等體積混合后溶液呈（酸、堿）性；（ 8）比較物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率。5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：（1） 溶液的物質(zhì)的量濃

4、度相同時(shí)，pH（HA）（、）pH（HB）（2）pH 值相同時(shí)，溶液的濃度CHA（、）CHB（3）pH 相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA（、）pHHB物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH 最小的是， pH 最大的是；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為；pH 相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是，最大的是；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L 時(shí)，甲酸中的c（H+）為乙酸中c（H+）的 3倍， 欲使兩溶液中c（H +） 相等，則需將甲酸稀釋至原來(lái)的3

5、 倍 （填“”、“ ”或“=”）；試推測(cè)丙酸的酸性比乙酸強(qiáng)還是弱。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH+ + OH -水的離子積：KW =， 25時(shí), 純水中c（H +）=c（OH -） =10 -7 mol/L ， KW = = 10 -14注意 ： KW只與有關(guān)，一定，則KW值一定；K W不僅適用于純水，也適用于任何溶液（酸、堿、鹽）。2、水電離特點(diǎn)：（ 1 ）可逆 （ 2）吸熱（ 3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿：（抑制、促進(jìn)）水的電離；溫度：（抑制、促進(jìn)）水的電離（水的電離是熱的）易水解的鹽：（抑制、促進(jìn)）水的電離。試比較pH=3的醋酸、pH=4的NH4Cl、

6、pH=11 的 NaOH、 pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度，從大到小的順序是。4、溶液的酸堿性和pH：（ 1） pH=（定義式）注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液） ；pH< 7 的溶液不一定是酸性溶液 （只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是溶液） 。12已知100時(shí)，水的KW=1× 10 -12，則該溫度下（ 1） NaCl 的水溶液中c（H +）=， pH = ，溶液呈性。（ 2） 0.005mol/L 的稀硫酸的pH=； 0.01mol/L 的 NaOH溶液的pH=（ 2） pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH 試紙：最簡(jiǎn)

7、單的方法。操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用干燥潔凈玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍用濕潤(rùn)的pH 試紙測(cè)某稀溶液的pH，所測(cè)結(jié)果（填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”） ，理由是。（ 3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊<紅色紫色>藍(lán)色甲基橙<紅色橙色>黃色酚酞<無(wú)色淺紅>紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿最好選用的指示劑為：，原因是；強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸最好選用的指示劑為：，原因是；中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是三 、混

8、合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求 c（H +） 混 ：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）c(H+)混 = ( c(H+) 1V1+ c(H +) 2V2) /( V1+V2)2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求c(OH-)混 ：將兩種酸中的OH-離子數(shù)相加除以總體積，再求其它)c(OH-) 混 (c(OH-) 1V1+ c(OH-)2V2) /( V1+V2) ( 注意 : 不能直接計(jì)算c(H+)混 )3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合：(先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或 OH-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求c(H+) 混 ； OH-有余，則用余下的OH-

9、數(shù)除以溶液總體積求c(OH-)混 ， 再求其它)注意 ：在加法運(yùn)算中，相差100 倍以上(含100 倍)的，小的可以忽略不計(jì)！pH=5的 H2SO4將 pH=1 的 HCl 和 pH=10的 NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=20mLpH=5的鹽酸中加入1 滴和 pH=12 的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH=0.05mL) 0.004mol/LBa(OH) 2溶液后pH=pH 值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n 倍時(shí)，pH 稀 =pH 原 + n7)2、弱酸溶液：稀釋10n 倍時(shí)，pH 稀 < pH 原 +n7)3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n 倍時(shí)，pH 稀 =pH 原 n7

10、)4、弱堿溶液：稀釋10n 倍時(shí)，pH 稀 > pH 原 n7)- 21 - / 205、不論任何溶液，稀釋時(shí)6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH 均是向 7 靠近(即向中性靠近)；任何溶液無(wú)限稀釋后pH 均為 7pH 變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。pH=3的 HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)椋?pH=3的 HAc溶液稀釋100倍后pH為，若使其 pH 變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng)(填“<”、“>”或“=”)100； pH=5的稀硫酸稀釋 1000 倍后溶液中c(H+) ： c(SO42-)=； pH=10 的 NaOH溶液稀釋100 倍后溶液的 pH變?yōu)椋?pH=10的N

11、aAc溶液稀釋10 倍后溶液的pH為。五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)(現(xiàn)金+存款相等)：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。(無(wú)水解，呈中性)2、自由H+與 OH-恰好中和(現(xiàn)金相等)，即“14 規(guī)則： pH之和為 14 的兩溶液等體積混合，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性，無(wú)弱顯中性?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。(無(wú)弱者，呈中性)( 1) 100mLpH=3的 H2SO4中加入10mL0.01mol/L 氨水后溶液呈性，原因是； pH=3的 HCl 與 pH=11 的氨水等體積混合后溶液呈性，原因是。( 2)室溫時(shí)，0.01mol/L

12、 某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯(cuò)誤的是A、上述弱酸溶液的 pH 4B、加入等體積0.01mol/LNaOH 溶液后，所得溶液的pH 7C、加入等體積0.01mol/LNaOH 溶液后，所得溶液的pH> 7D、加入等體積pH=10的 NaOH溶液后，所得溶液的pH< 7六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。（ 如 :Na2CO3 > NaHCO3）弱酸酸性強(qiáng)弱比較：A、 同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無(wú)氧酸的酸性遞

13、增（利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性：HF<HC；l HNO3>H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強(qiáng)（如HCOOH>C3CHOO）HC、一些常見的酸的酸性：HClO、 HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸；HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。（ 1）下列物質(zhì)不水解的是；水解呈酸性的是；水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C 17H35COONa（ 2）濃度相同時(shí)，下列溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤的是（）酸性：H2S>H2Se堿性：Na2S>NaHS堿性：HCOONa>C3CHOONa水的電離程度：NaAc

14、<NaAlO2 溶液的pH： NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO2、鹽類水解的特點(diǎn)：（ 1 ）可逆（ 2）程度?。?3）吸熱下列說法錯(cuò)誤的是：A、 NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、 Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深；C、 NH4Cl 溶液呈酸性這一事實(shí)能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。3、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越（大、小）（水解吸熱）濃度：濃度越小，水解程度越（大、?。ㄔ较≡剿猓┧釅A：促進(jìn)或抑制鹽的水解：H+（促進(jìn)或抑制）陰離子水解而（促進(jìn)或抑制）陽(yáng)離子水解；OH-

15、（促進(jìn)或抑制）陽(yáng)離子水解而（促進(jìn)或抑制）陰離子水解。Na2CO3 溶液呈堿性原原因用方程式表示為；能減少Na2CO32溶液中CO32-濃度的措施可以是（）加熱加少量NaHCO3固體加少量（NH4） 2CO3固體加少量NH4Cl加水稀釋加少量NaOH4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4-電離程度水解程度，顯酸性（如 : HSO3- 、 H2PO4-）水解程度電離程度，顯堿性（如：HCO3- 、 HS- 、 HPO42-）寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式并指示溶液中H3PO4、 HPO42- 與 H2PO4- 的大小關(guān)系。5、雙水解反應(yīng)：（ 1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水

16、解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進(jìn)過程以NH4Ac為例解釋如下：CH3COONH4 = NH4+ + Ac - NH4+ + H2O NH 3·H 2O + H+CH3COO + H 2OCH3COOH + OH-兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和 OH 反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。（ 2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、 Al 3+與 AlO2-、 CO32-（HCO3-）、 S2-（HS-）、 SO32-（HSO3-）；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”并標(biāo)“”，其離子方程

17、式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al 3+ + 3S 2- + 6H 2O = 2Al（OH） 3 + 3H2S寫出Al 3+與 CO32-、 HCO3-在水溶液中反應(yīng)的離子方程式：，； 在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式為，泡沫滅火器中使用硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因是；能鑒別Na2CO3、 NaOH、 NaCl、 AgNO3和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是。6、鹽類水解的應(yīng)用：混施化肥（N、 P、 K 三元素不能變成和）泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵希p水解）明礬凈水（Al 3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水

18、解） NH4Cl 焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫例：H2S的電離H2S H + + HS -； HS- H + + S 2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS - + OH-H2O + HS- H 2S + OH-注意： 不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫例： Al3+ + 3H 2OAl（OH） 3 + 3

19、H +下列方程式中屬于電離方程式的是；屬于水解方程式的是A、 HCO3- +H2O H 3O+ + CO32-B 、 BaSO4 = Ba 2+ + SO 42-C、 AlO2- + 2H 2O Al（OH） 3 + OH- D 、 CaCO3（s） Ca2+ + CO 32-八、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系：電荷守恒（電荷數(shù)前移）: 任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和 各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒（ 原子個(gè)數(shù)前移） :某原子的總量（ 或總濃度） 其以各種形式存在的所有微粒的量（ 或濃度 ） 之和質(zhì)子守恒1

20、多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析如在H3PO4的溶液中，>>>>。2一種鹽溶液中各種離子濃度的相對(duì)大?。?） 當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子等價(jià)時(shí)c（ 不水解的離子）>c（ 水解的離子）>c（ 水解后顯某性的離子（ 如H或OH ）>c（ 顯性相對(duì)離子（ 如 OH或H ）實(shí)例：CH3COON溶液：a>>> NH4Cl溶液：>>>（2） 當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子不等價(jià)時(shí)要考慮是否水解，水解分幾步。如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步”。實(shí)例： Na2S水解分兩步，各種離子濃度大小順序?yàn)椋?gt;>>>3不同溶液中同

21、一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)其影響的因素如在相同的物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：NH4Cl，CH3COON， H4 NH4HSO； 4c(NH4 ) 由大到小的順序是>>。4混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等(1) 首先考慮電荷守恒，如鹽酸和氨水混合，無(wú)論誰(shuí)過量均有c( ) c(H ) c( ) c( )。(2) 考慮離子間的反應(yīng)。(3) 酸、堿混合時(shí)考慮是完全反應(yīng)還是有一種過量。(4) 等物質(zhì)的量混合時(shí)要考慮是電離為主還是水解為主。常見的有三對(duì)：等濃度的CH3COO與H CH3COON的混合溶液：弱酸的電離大于其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸 a

22、性。等濃度的NH3· H2O與 NH4Cl的混合溶液：弱堿的電離大于其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性。等濃度的HCN與 NaCN的混合溶液：弱酸的電離小于其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性。2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律：中學(xué)化學(xué)常見的有三對(duì)等濃度的CH3COOH與 CH3COONa的混合溶液：弱酸的電離>其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈性等濃度的NH3·H2O與 NH4Cl 的混合液：弱堿的電離>其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈性等濃度的HCN與 NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈性掌握其處理方法(即抓主要矛

23、盾)如：0.1mol/LCH 3COOH和 0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則因?yàn)槿芤撼仕嵝?，所以CH3COOH的電離>CH3COONa的水解，所以c(CH3COOH)<0.1mol/L， c(CH3COO-)>0.1mol/L 。(因?yàn)镃H3COONa的水解呈堿性被CH3COOH的電離呈酸性所掩蓋，故可當(dāng)作“只CH3COOH電離，而 CH3COONa不水解”考慮，即只考慮酸的電離。)九、酸堿中和滴定(見專題)十、溶解平衡1 、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)( 1)溶解度小于的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。( 2

24、)反應(yīng)后離子濃度降至mol/L 以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí) c(H +) 降至10-7mol/L<10 -5mol/L ，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L ，故均用“=”。( 3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。( 4)掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、 Ca(OH)2、 Ag2SO4( 5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。( 6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s) 標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag + + S

25、 2-3、沉淀生成的三種主要方式( 1)加沉淀劑法：Ksp 越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。( 2)調(diào)pH 值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：常加入難溶性的MO、 M(OH)2、 MCO3等除M2+溶液中易水解的陽(yáng)離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。( 3)氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去。4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：加水；加熱；減少生成物(離子)的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，因?yàn)閷?duì)于難溶物加水和加熱對(duì)其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶液中的沉淀反應(yīng)總是向著離子濃度減少的

26、方向進(jìn)行，簡(jiǎn)而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。( 1)對(duì)于Ag2S(s) 2Ag + + S 2-，其Ksp的表達(dá)式為。( 2)下列說法中不正確的是用稀 HCl 洗滌 AgCl 沉淀比用水洗滌損耗AgCl ??；一般地，物質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而增加，故物質(zhì)的溶解大多是吸熱的；對(duì)于Al(OH) 3(s) Al(OH) 3 Al 3+ + 3OH-，前者為溶解平衡，后者為電離平衡；除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，說明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；沉淀反應(yīng)中常加過量的沉淀劑，其目的是使沉淀更完全。( 3)如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(O

27、H)2?§ 2 方法、歸納和技巧一、酸的酸性強(qiáng)弱與溶液的酸性強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別酸的酸性強(qiáng)弱是指酸電離出H+的難易(越易電離出H+，酸的酸性越強(qiáng))；溶液酸性的強(qiáng)弱是指溶液中H + 的相對(duì)大小(H+濃度越大，溶液的酸性越強(qiáng))。溶液的酸性可能是由酸電離產(chǎn)生的H+而引起的，也可能是由強(qiáng)酸弱堿鹽水解而引起的。下列說法中錯(cuò)誤的是A、強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性一定比弱酸的強(qiáng)；B、酸越難以電離出質(zhì)子，其對(duì)應(yīng)的酸根離子就越易水解；C、溶液的酸性越強(qiáng)，則溶液中的H + 越大，水的電離程度就越??；D、在水中完全電離的酸一定是強(qiáng)酸，但強(qiáng)酸的水溶液的酸性不一定強(qiáng)。二、溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別溶液的導(dǎo)電性僅與溶

28、液中的離子濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少相關(guān)。電荷數(shù)相同時(shí)，離子濃度越大，導(dǎo)電性越強(qiáng)；離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導(dǎo)電性越強(qiáng)；電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的同時(shí)一定發(fā)生電解！電解質(zhì)的強(qiáng)弱是指電解質(zhì)在水中的電離程度。電解質(zhì)越強(qiáng)，在水中就越完全電離，反之就越難電離。相同條件下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性比弱電解質(zhì)的強(qiáng)(即導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn))。( 1)常見的三種導(dǎo)電方式為、和電子空穴導(dǎo)電。A、 2) 濃度相同的HCl、 CH3COOH、 NaHSO4三種酸并聯(lián)入同一電路中，導(dǎo)電性最強(qiáng)的是，最弱的是。三、電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性1、加水均能促進(jìn)三大平衡；2、加熱均能促時(shí)三大平衡(溶解平衡個(gè)別例外)3、三大平

29、衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強(qiáng)的影響.4、均遵循勒夏特列原理。對(duì)于 AgCl(s) Ag + + Cl -，平衡后欲使溶液中的Cl -增大，可采取的措施是()加氨水加水加 NaCl(s) 加 AgCl(s) 加 NaBr(s) 加熱四、酸堿鹽對(duì)水的電離的影響1、水中加酸：酸電離出的H+使平衡H2O H + + OH-逆移，溶液中c(H+)主要是酸電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生(可忽略)； c(OH-) 全由水電離產(chǎn)生。2、水中加堿：堿電離出的OH-使平衡H2O H + + OH-逆移，溶液中c(OH-)主要是堿電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生(可忽略)； c(H+)全由水電離產(chǎn)生

30、。3、正鹽溶液中的c(H+)、 c(OH-) 均由水電離產(chǎn)生：( 1)強(qiáng)酸弱堿鹽：如AlCl 3，水電離產(chǎn)生的OH-部分被陽(yáng)離子結(jié)合生成了難電離的弱堿，故使溶液中 c(H +)> c(OH -)。( 2)強(qiáng)堿弱酸鹽：如NaAc，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸，故使溶液中 c(OH-) > c(H +)。4、酸式鹽中NaHSO4、 NaHSO3、 NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進(jìn)水的電離。已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關(guān)NaHSO3溶液的說法中正確的是( )B、 NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO

31、3溶液，也小于Na2SO4溶液C、 HSO3->H 2SO3>SO 32-C、該溶液中由水電離出的H + 為 1× 10-4 mol/LD、加入少量NaOH使溶液的pH升高會(huì)使水的電離受抑制§ 3 綜合訓(xùn)練1、下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述中正確的是（）A、強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物B、強(qiáng)電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物C、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中無(wú)溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中有溶質(zhì)分子D、強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力弱2、下列離子方程式中，正確的是（）A、 CH3COOH = CH3COO- + H + B 、 NaOH

32、= Na+ + OH-C、 KClO3K+ + ClO 3-D、 BaSO4 = Ba 2+ + S 2- +4O2-3、氨水有下列平衡：NH3·H2O NH 4+ + OH- 當(dāng)其它條件不變時(shí)，改變下列條件，平衡向左移動(dòng)，且c（NH4+） 增大的是（）A、加NaOH B 、加鹽酸C 、加NH4Cl D 、加同濃度氨水4、水是一種極弱電解質(zhì)，在室溫下平均每n 個(gè)水分子中只有一個(gè)水分子發(fā)生電離，則n 值為（）A、 1× 10-14B、 55.6× 10 7C、 107D、 55.65、在100，100 mL 蒸餾水中c（OH-） = 1 × 10-6 mo

33、l·L-1，當(dāng)改變下列條件之一時(shí)，c（OH-）仍然等于1× 10 -6 mol·L -1 的是（）A、溫度降低到25B、加入10-6 mol NaOH固體，保持100C、加入10-6 mol NaCl 固體。溫度降低到25D 、蒸發(fā)掉50 mL 水，保持1006、在0.01 mol ·L -1 的 H2SO4溶液中由水電離出的c（OH-）是（）A、5× 10-13 mol·L -1B、0.01 mol ·L -1C、1× 10-7 mol·L-1D、1× 10-2mol·L-17、 p

34、H 為 4.5 的鹽酸 1 mL 稀釋為約1 L ，稀釋前后溶液中指示劑的顏色變化是（）A、稀釋前后酚酞均為無(wú)色B、石蕊由紅色變?yōu)樽仙獵、甲基橙由紅色變?yōu)辄S色D、甲基橙由黃色變?yōu)槌壬?、 60 mL 0.5 mol·L-1 NaOH溶液和40 mL 0.4 mol·L -1 的 H2SO4相混合后，溶液的pH約為（）A、 0.5 B 、 1.7 C 、 2 D 、 13.29、在鹽類的水解過程中，下列敘述正確的是（）A、鹽的電離平衡被破壞B 、水的電離平衡被破壞C、沒有發(fā)生中和反應(yīng)D 、溶液的pH 一定變大10 、物質(zhì)的量濃度相同、體積也相同的一元酸和一元堿相互中和時(shí)，溶液

35、（）A、顯酸性B 、顯堿性C 、顯中性D 、酸堿性無(wú)法確定11、為了配置CH3COO-與 Na+離子物質(zhì)的量濃度值比為1： 1 的溶液，可向溶液中加入（）A、適量的鹽酸B 、適量的NaOH固體C、適量的KOH 固體D 、適量的NaCl 固體12 、下列反應(yīng)中，屬于水解反應(yīng)且使溶液顯酸性的是（）A、NH4+ +H 2ONH3·H2O+ H+B、HCO3- + H 2OCO32-+ H3O+C、 S2- + H 2O HS - + OH-D、 NH3 +H2O NH 4+ +OH-13 、實(shí)驗(yàn)室在配制硫酸鐵溶液時(shí)，先把硫酸鐵晶體溶解在稀硫酸中，再加水稀釋到所需的濃度，這樣操作的目的是（）

36、A、提高硫酸鐵的溶解度B、防止硫酸鐵分解C、降低溶液的pH D 、抑制硫酸鐵水解14、實(shí)驗(yàn)室有下列試劑：NaOH 溶液 水玻璃 Na2S 溶液 NH4Cl 溶液 濃H2SO4，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是（）A、B 、C 、D 、15、將 0.1mol 下列物質(zhì)置于1 L 水中充分?jǐn)嚢韬螅芤褐嘘庪x子數(shù)最多的是（）A、KClB 、 Mg（OH）2 C、 Na2CO3D、 MgSO416 、物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（）A、CaCl2 B 、 CH3COONaC 、 NH3D、 K2S17 、下列物質(zhì)的稀溶液中，溶質(zhì)的陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)比為1 ： 2 的是（）A、 （N

37、H4）2SO4 B 、 NaHSO4C 、 K2SD 、 Na2SO418、為了配置NH4+的濃度與Cl -的濃度比為1 ： 1 的溶液，可在NH4Cl 溶液中加入（） 適量的 HCl 適量的NaCl 適量的氨水適量的NaOHA、B 、 C 、D 、19、 25時(shí)，在濃度為1 mol·L -1 的 （NH4）2SO4、 （NH4）2CO3、 （NH4）2Fe（SO4）2的溶液中，測(cè)得其c（NH4+）分別為a、 b、 c（單位為mol/L ） 。下列判斷正確的是（）A、 a = b = c B 、 a> b> c C 、 a> c> b D 、 c> a&

38、gt; b20、 c（NH4+）相同的下列溶液 NH4Cl （NH4）2SO4 NH4HSO4 NH4HCO3，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是（）A、B 、C 、D 、21、 、下列儀器使用前不需檢驗(yàn)是否漏水的有（）A、移液管B 、分液漏斗C 、滴定管D 、容量瓶22、酸堿恰好完全中和時(shí)，它們一定相等的是（）A、質(zhì)量B 、物質(zhì)的量C 、物質(zhì)的量濃度D 、 H+和 OH-的物質(zhì)的量23、用酸滴定堿時(shí)，滴定前讀酸式滴定管讀數(shù)時(shí)，仰視讀數(shù)，滴定結(jié)束時(shí)讀數(shù)正確，這樣會(huì)使測(cè)得的堿溶液的濃度（）A、偏高B 、偏低C 、不受影響D 、不能確定24、下列實(shí)驗(yàn)中，直接采用沾有水滴的儀器，對(duì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果沒有影響的是（

39、）A、氨的噴泉實(shí)驗(yàn)：燒瓶B 、實(shí)驗(yàn)室制取氧氣：試管C、中和滴定：錐形瓶D 、中和滴定：滴定管25、用0.1 mol ·L-1 NaOH溶液滴定100 mL 0.1 mol ·L -1鹽酸時(shí)，如果滴定誤差在±0.1%以內(nèi)，反應(yīng)完畢后，溶液的pH 范圍在（）A、 6.9 7.1 B 、 3.3 10.7 C 、 4.3 9.7 D 、 6 826、下列物質(zhì)的水溶液中，存在電離平衡的是（）A、 Ca（OH）2 B 、 CH3COOHC 、 BaSO4D 、 CH3COONa27、已知HClO是比H2CO3還弱的酸，反應(yīng)：Cl2 + H 2O HCl + HClO ，達(dá)到

40、平衡后要使HClO的濃度增大，可加入（）A、 H2SB 、 HCl C 、 CaCO3D 、 NaOH（固體）28、下列敘述不正確的是（）A、純水也是一種電解質(zhì)B、無(wú)論是酸性、中性還是堿性稀溶液，只要溫度恒定，c（H +） × c（OH-） 是一個(gè)常數(shù)C、一定溫度下，0.1 mol ·L -1 的磷酸溶液中H+主要來(lái)自于酸的第一步電離D、強(qiáng)堿溶液中不存在H+29、體積相同、pH 相同的鹽酸和醋酸溶液，再用氫氧化鈉溶液中和時(shí)，兩者消耗氫氧化鈉的物質(zhì)的量是（）A、相同B 、鹽酸多C 、醋酸多D 、無(wú)法比較30、等體積的下列溶液中，陰離子的總濃度最大的是（）A、 0.2 mol

41、·L -1K2SB 、 0.1 mol ·L-1 Ba（OH）2C、 0.2 mol ·L -1NaCl D 、 0.2 mol ·L -1 （NH4） 2SO431 、能正確表示下列反應(yīng)的離子方程式是()A、用碳酸鈉溶液吸收少量的二氧化硫：2CO32- + SO2 +H2O = 2HCO3- +SO32-B、金屬鋁溶于鹽酸中：Al + 2H + = 2Al 3+ + H 2 C、硫化鈉溶于水中：S2- + H 2O = H 2S + OH-D、碳酸鎂溶于硝酸中：CO32- + 2H + = CO 2 + H 2O32、在相同溫度時(shí)100mL 0.01m

42、ol/L 的醋酸溶液與10mL0.1mol/L 的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是()A. 中和時(shí)所需NaOH的量B.電離程度C.H+的物質(zhì)的量D.CH3COOH的物質(zhì)的量33、在醋酸的下列性質(zhì)中, 可以證明它是弱電解質(zhì)的是( )A.1mol/L 的醋酸溶液中H+ 約為10-3mol/LB. 醋酸能與水以任意比互溶C.10mL 1mol/L 的醋酸恰好與10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反應(yīng)D. 在相同條件下, 醋酸的導(dǎo)電性比強(qiáng)酸溶液弱34、下列敘述中正確的是( )A. 固體氯化鈉不導(dǎo)電, 但氯化鈉是電解質(zhì)B. 氯化鈉溶液能導(dǎo)電, 氯化鈉溶液是電解質(zhì)C. 氧化鈉的水溶液導(dǎo)電,

43、所以氧化鈉是電解質(zhì)D. 碳酸鈣難溶于水, 碳酸鈣不是電解質(zhì)35 、 HClO比 H2CO3還弱的酸, 為了提高氯水中HClO的濃度 , 可加入()A.HCl B.CaCO3(S)C.H2OD.NaOH36 、 下 列 電 離 方 程 式 中 正 確 的是()A. NaHS 溶于水 : NaHS =Na + + HS - HS - + H 2O H 3O+ + S 2B. (NH 4)2SO4溶于水: (NH 4) 2SO4 2NH 4+ + SO 42-C.磷酸溶于水中: H 3PO4 =3H+ + PO43-D.Al(OH) 3的電離 : Al(OH) 3= Al 3+ + 3OH-37、某

44、溫度下, 有兩瓶不同濃度的氨水, 甲瓶的濃度為0.1mol/L , 乙瓶的濃度為1mol/L, 則甲瓶溶液中OH- 與乙瓶之比為( )A.= 1/10 B.大于 1/10 C小于 1/10 D. 無(wú)法確定38、可以判定某酸是強(qiáng)電解質(zhì)的現(xiàn)象是( )A. 該酸加熱至沸騰也不分解B. 該酸可以溶解氫氧化銅C.該酸可跟石灰石反應(yīng), 放出CO2D. 該酸濃度為0.01mol/L 時(shí) PH為 239、已知AG=lg c(H+)/ c(OH-) ，常溫下，在AG=-10的溶液中能大量存在的離子組是：A)Cl -,AlO 2-,SO32-,Na+ B)NO 3-,Ac-,Na+,NH4+ C)Cl -,NO3

45、-,Mg2+,K+ D)SO 42-,HCO3-,Cl -,K+40、純水能微弱地電離出和 。在25時(shí)，水電離出的H+和OH-濃度為，其離子濃度的乘積為，該乘積叫做。在25時(shí)，其數(shù)值為，水的電離過程是一個(gè)過程。41、下列 10 種物質(zhì)中：NaOH溶液 H2SO4硫酸銅晶體 Cu CH3COOH NaOH固體蔗糖 石灰水水銀 氨水能導(dǎo)電的有；屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有；屬于弱電解質(zhì)的有。42、有A、B、C三種溶液，其中A的pH = 5，B中c(H+)= 1×10-4 mol·L-1，C中c(OH-)= 1×10-11mol·L -1 ，則三種溶液的酸性由強(qiáng)到弱的順序

46、為43、有一學(xué)生在實(shí)驗(yàn)室測(cè)某溶液的pH，實(shí)驗(yàn)時(shí)，他先用蒸餾水潤(rùn)濕pH 試紙，然后用純凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進(jìn)行檢測(cè)。該學(xué)生的操作方法(填“正確”或“不正確”) ，理由是；分析此操作方法，(填“一定”或“不一定”)會(huì)產(chǎn)生誤差，理由是 。44、 BiCl 3水解生成BiOCl 。( 1)寫出 BiCl 3水解反應(yīng)方程式：。( 2)有人把BiCl 3叫次氯酸鉍，你是否同意此名稱。( 3)如何配置BiCl 3溶液。( 4)把適量固體BiCl 3置于濃NaCl 溶液中可得澄清溶液，請(qǐng)說出可能的原因。45、完全中和某一元強(qiáng)酸，需一定量的NaOH。如改用與NaOH等質(zhì)量的Ba(OH)2，反應(yīng)后溶液顯 性；如

47、改用與NaOH等物質(zhì)的量的Ba(OH)2，反應(yīng)后溶液顯性。46、鹽堿地(含較多NaCl、 Na2CO3)不利于作物生長(zhǎng)。產(chǎn)生堿性的原因是(用離子方程式表示)，施加適量石膏可降低鹽堿地的堿性，表示其反應(yīng)原理的離子方程式是。47、已知AnBm的離子積= c(Am+) n· c(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-) m表示平衡時(shí)離子的物質(zhì)的量濃度。在某溫度下，Ca(OH)2的溶解度為0.74 g，其飽和溶液密度為1 g· mL-1，則該溫度下，其離子積為。48、在某無(wú)色溶液里，只含有下列8 種離子中的某幾種：Na+、 H+、 Ag、 Mg2+、 Cl-、 OH-、 HC

48、O3-、NO3-。已知該溶液能跟金屬鋁反應(yīng)，且放出的氣體只有氫氣。試回答：（ 1）若溶液和鋁反應(yīng)后有AlO2-生成，則其中一定含有大量的離子，還可能含有大量的離子。（ 2）若溶液和鋁反應(yīng)有Al 3+生成，則原溶液中一定不含有大量的離子。49、甲、乙兩位同學(xué)分別做中和滴定的試驗(yàn)，甲同學(xué)認(rèn)真地做了一次實(shí)驗(yàn)，就取得了實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)。乙同學(xué)認(rèn)真地做了兩次實(shí)驗(yàn)，取兩次數(shù)據(jù)的平均值作為試驗(yàn)的測(cè)定數(shù)據(jù)。你認(rèn)為哪一位同學(xué)的方法合理，請(qǐng)簡(jiǎn)述理由。.50、閱讀下列材料：已知Cu2+和 Fe2+在 pH 為 45 的環(huán)境中不水解，而此種情況下，F(xiàn)e 3+幾乎全部水解，雙氧水（H2O2 ） 是強(qiáng)氧化劑，在酸性條件下，它的還

49、原產(chǎn)物為水。用粗氧化銅（含少量鐵）制純CuCl2溶液的過程如下：取50 mL稀鹽酸，加入一定量粗氧化銅，加熱、攪拌，充分反應(yīng)后過濾，經(jīng)測(cè)定溶液pH 約為2；向?yàn)V液中加入雙氧水?dāng)嚢?；向?yàn)V液中加入過量的純氧化銅，微熱、充分?jǐn)嚢?，?jīng)測(cè)定溶液的pH 約為5；過濾；濃縮溶液。思考：（ 1）操作中的離子方程式（ 2）操作中過濾后濾渣的成分是（ 3）濃縮過程中溶液顏色的變化（ 4）操作中pH升高的原因是發(fā)生了反應(yīng)51. 為什么BaCO3沉淀可溶于鹽酸中, 而 BaSO4卻不溶于鹽酸中?（ 由方程式和平衡體系被破壞來(lái)說明 , 并配以文字說明）. 據(jù)上述判斷, 可以得出鹽與酸反應(yīng)規(guī)律之一是:.52、試用簡(jiǎn)單的實(shí)

50、驗(yàn)證明, 在醋酸溶液中存在CH3COOH CH3COO- + H + 的電離平衡（寫出簡(jiǎn)單操作 現(xiàn)象及實(shí)驗(yàn)?zāi)苷f明的問題）第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)總結(jié)提綱參考答案§ 1 知識(shí)要點(diǎn)1、 BC 2B4（3）（4）； （6）（7）；HAc為弱酸，pH=1 的HAc難以配制。能；否，HAc為弱酸，隨溶液的的稀釋而電離程度增加，故難以配制。5、 H2SO4， HAc， V硫酸 >V鹽酸 =V醋酸 （或 V硫酸 =2V鹽酸 =2V醋酸 ） 。H 2SO4， HAc； V醋酸 >V鹽酸 =V硫酸 。>，弱二、水的電離和溶液的酸堿性3、 NH4Cl=Na2CO3 >HAc=NaOH4、 （ 1