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高三一轮复习电离平衡导学案

第八单元水溶液中的离子平衡

第一节弱电解质的电离平衡

【考点要求】

1. 了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。

2．了解电解质在水溶液中的电离及电解质溶液的导电性，正确书写电离方程式。

3．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解电离平衡常数。

【重点难点】

重点：强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡

难点：弱电解质的电离平衡

【预习导学】

1．(1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强吗？

(2)能导电的物质一定是电解质吗？

2．强电解质一定易溶于水吗？易溶于水的电解质一定是强电解质吗？

3．下列物质中属于强电解质的是________。

①含有强极性键的HF ②不溶于水的BaSO4、AgCl ③稀H2SO4溶液④易溶于水的醋酸⑤Na2O、

Na2O2、NaCl ⑥水溶液浓度为0.1 mol·L－1，pH＝1的HA ⑦NH3的水溶液⑧氯水

4．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？

5．稀释一弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小吗？

6．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 33COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)

c(CH3COOH)

值增大，可以采取的措施是 ( )

①加少量烧碱溶液②降低温度③加少量冰醋酸④加水⑤通入HCl气体⑥加入NaAc固体

A．①②④⑥ B．①②③④ C．④⑤ D．④⑤⑥②

7．为什么说温度升高电离平衡常数(K a或K b)增大？

8．为什么多元弱酸的K a1?K a2?K a3?

【基础知识】

一、强、弱电解质

1．电解质与非电解质

(1)电解质：在__________里或________状态下能导电的__________。

(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下____不能导电的____________。

2．强电解质和弱电解质

(1)概念

电解质

在水溶液里

(2)与化合物类型的关系

强电解质主要是大部分________化合物及某些________化合物。弱电解质主要是某些_______化合物。3．电离方程式的书写

(1)强电解质用______，弱电解质用________。

(2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：

________________________________________________________________________。

(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：_______________________。

(4)酸式盐

①强酸的酸式盐完全电离。例如：NaHSO4===____________________________________。

②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。例如：NaHCO3===__________、

________________________________________________________________。

(5)Al(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式：

__________________ Al(OH)3 ______________

酸式电离碱式电离

二、弱电解质的电离平衡

1．电离平衡的建立

弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质____________的速率和______________的速率相等的状态。如下图所示：

2．特征

3．外界条件对电离平衡的影响

(1)内因：弱电解质本身的性质。

(2)外因：

①温度：升高温度，电离平衡向______ __方向移动，电离程度________，原因是电离过程

________。

②浓度：加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向_____ ___的方向移动，电离程度

________。

③同离子效应：例如:向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO－)

________，CH3COOH的电离平衡向____(填“左”或“右”)移动，电离程度________，c(H＋)________，pH值________。

3．电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？

三、电离平衡常数

1．对一元弱酸HA：HA H＋＋A－

K a＝_______________________________________________________________________。

对一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－

K b＝_______________________________________________________________________。

2．特点

(1)电离平衡常数只与________有关，升温，K值________。

(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K a1?K a2?K a3，所以其酸性主要决定于第一步电离。

(3)意义

K越大―→越易电离―→

酸(碱)性越强

【考点梳理】

考点1：判断强、弱电解质

1．依据物质的类别进行判断

在没有特殊说明的情况下，我们就认为盐是强电解质，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、活泼金属氧化物(Na2O、Na2O2、K2O、MgO)为强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、

3. 根据盐类水解进行判断

常见方案如下：

(1)配制某浓度的醋酸溶液，向其中滴入几滴甲基橙试液，然后再加入少量醋酸钠晶体，振荡。现象：

溶液由红色逐渐变为橙色。

(2)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。

(3)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。

【例1】在一定温度下，有a.盐酸b．硫酸 c．醋酸三种酸：

(1)当三种酸物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________________。

(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是______________。

(3)若三者c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________________。

(4)当三者c(H＋)相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的

顺序是____________。

(5)当三者c(H＋)相同且体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的

H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为____________，反应所需时间的长短关系是__________。

(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是

________________________________________________________________________。

【例2】下列关于强弱电解质的叙述错误的是 ( ) A．弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡

B．在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质

C．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不相同

D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电

考点2：外界条件对电离平稳的影响

电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。

以CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0为例

【例3】稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH －)增大，应加入适量的物质是( )

①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热⑥加入少量MgSO4固体

A．①②③⑤ B．③⑥ C．③ D．③⑤

【例4)

A.233

B．a m ol·L－1 HCN与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后所得溶液中c(Na＋)>c(CN－)，则a一定小于b

C．往冰醋酸中逐滴加水，溶液导电能力先增大，后减小

D．NaHCO3和Na2CO3的混合液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋c(CO2－3)

【课堂反馈】

1．体积相同、pH相同的HCl溶液和CH3COOH溶液，与NaOH溶液中和时两者消耗NaOH的物质的量 ( ) A．相同B．中和HCl的多

C．中和CH3COOH的多D．无法比较

2．(选修4P44－3)判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强；( )

(2)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，盐酸所需氢氧化钠多于醋酸；

( )

(3)将NaOH 和氨水溶液各稀释一倍，两者的OH －

浓度均减少到原来的12

； ( )

(4)如果盐酸的浓度是醋酸浓度的二倍，则盐酸的H ＋

浓度也是醋酸的二倍； ( )

(5)物质的量相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中所含的PO 3－

4量相同。 ( )

3．(选修4P 43－2)某酸碱指示剂是一种有机弱酸，其在水溶液中的电离平衡与其呈现颜色相关：HIn(红

色＋＋In －

(黄色)，若向含此指示剂的溶液中加入盐酸，溶液将呈________色。

第2节水的电离和溶液的pH

【考点要求】

1.了解水的电离、离子积常数、影响水电离平衡的因素。

2.了解溶液的酸碱性与pH 的关系。

3.能进行pH 的简单计算。

4.了解测定溶液pH 的方法(强酸、强碱)。

【预习导学】

1．在pH ＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c (H ＋

)与c (OH －

)之间的关系是什么？

2．甲同学认为，在水中加入H 2SO 4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H 2SO 4后c (H ＋

)增大，平衡左移。

乙同学认为，加入H 2SO 4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H 2SO 4后，c (H ＋)浓度增大，H ＋与OH

－

中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c (H ＋)·c (OH －

)增大还是减小？

3. 下列四种溶液中，室温下由水电离生成的H ＋

浓度之比(①∶②∶③∶④)是 ( )

①pH＝0的盐酸 ②0.1 mol·L －1的盐酸 ③0.01 mol·L －1

的NaOH 溶液 ④pH＝11的NaOH 溶液 A ．1∶10∶100∶1 000 B ．0∶1∶12∶11 C ．14∶13∶12∶11 D ．14∶13∶2∶3

4. 溶液中的c (H ＋)与水电离出的c (H ＋

)是否相同，有什么关系？

5．室温下，在pH ＝12的某溶液中，分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c (OH －

)的数据

分别为甲：1.0×10－7 mol·L －1；乙：1.0×10－6 m ol·L －1；丙：1.0×10－2 mol·L －1；丁：1.0×10－

12 mol·L －1

。其中你认为可能正确的数据是 ( ) A ．甲、乙 B ．乙、丙 C ．丙、丁 D ．乙、丁

6.用pH 试纸测pH 时应注意什么问题？记录数据时又要注意什么？可否用pH 试纸测定氯水的pH?

7.(1)滴定管为什么要润洗？锥形瓶需要润洗吗？(2)滴定管排空气的目的是什么？ 8．(1)中和滴定的关键是什么？ (2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点吗？

9. 容量为25 mL 的滴定管，滴定过程中用去10.00 mL 的液体，此时滴定管中剩余液体的体积为15 mL 吗？

【基础知识】

考点一水的电离

1．电离方程式

水是一种________的电解质，H 2O ＋H 2，简写为__________________。

2．水的离子积常数

(1)符号：__________。

(2)公式：K w ＝______________，25 ℃时K w ＝____________________________________。 3．影响K w 大小的因素

(1)水的电离过程是个________的过程，故温度升高，H 2O 的K w ________。

(2)水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于稀的____________水溶液，只要________不变，K w 就不变。 4．影响水的电离平衡的因素

(1)酸、碱均可________水的电离； (2)升高温度可________水的电离； (3)易水解的盐均可________水的电离； (4)活泼金属(Na)可________水的电离。考点二溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性

溶液的酸碱性是由溶液中c (H ＋)与c (OH －

)的相对大小决定的：

(1)c (H ＋)___c (OH －)，溶液呈酸性；(2)c (H ＋)___c (OH －)，溶液呈中性；(3)c (H ＋)___c (OH －

)，溶液呈碱性。 2．pH

(1)计算公式：pH ＝____________。 (2)适用范围：________。

(3)表示意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH 越____，酸性越强；pH 越____，碱性越强。 3．pH 试纸的使用

(1)方法：把一小块pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，与__________比较来确定溶液的pH 。

(2)注意：pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则将可能产生误差(相当于对测定溶液的稀释)。

＋－

考点三 1．实验原理

利用________反应，用已知浓度____(或____)来测定未知浓度的____(或____)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH 溶液，待测的NaOH 溶液的物质的量浓度为c (NaOH)＝________________。酸碱中和滴定的关键：

(1)准确测定____________。(2)准确判断__________。 2．实验用品 (1)仪器

________滴定管、________滴定管、滴定管夹、铁架台、__________。 (2)试剂

标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用

①酸性、氧化性的试剂一般用______滴定管，因为酸和氧化性物质易__________。 ②碱性的试剂一般用_______滴定管，因为碱性物质易______，致使______无法打开。 3．实验操作

实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例) (1)滴定前的准备

①滴定管：________→洗涤→________→装液→调液面→记录。

②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。

(2)滴定

(3)终点判断

等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。

(4)数据处理

按上述操作重复次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)= 计算。4

【考点梳理】

影响水电离平衡的因素及水电离的c(H＋)或c(OH－)的求算

(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。

(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7mol·L－1，当给出的c(H＋)<10－7mol·L－

1时就是水电离出的c(H＋)；当给出的c(H＋)>10－7mol·L－1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。

(3)可水解的盐溶液促进水的电离，水电离的c(H＋)或c(OH－)均大于10－7mol·L－1。若给出的c(H＋)>10

－7mol·L－1，即为水电离的c(H＋)；若给出的c(H＋)<10－7mol·L－1，就用10－14除以这个浓度即得水电离的c(OH－)。

溶液的pH求算和酸碱性判断

1．溶液的酸碱性判定规律

(1)pH相同的酸，某种酸的酸性越弱，则这种酸的物质的量浓度越大；同样，pH相同的碱，某种碱的

碱性越弱，则这种碱的物质的量浓度也越大。

(2)酸与碱的pH之和为14，强酸与强碱等体积混合时，溶液的pH＝7；强酸与弱碱等体积混合，溶液

的pH>7；强碱与弱酸等体积混合，溶液的pH<7。2．稀释后溶液pH的变化规律

(1)强酸溶液，被稀释10n倍，溶液的pH增大n(溶液的pH不会大于7)。

(2)强碱溶液，被稀释10n倍，溶液的pH减小n(溶液的pH不会小于7)。

(3)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸(或强碱)的

pH变化大。

(4)物质的量浓度相同的强酸和弱酸，被稀释相同倍数，则溶液的pH变化不同，强酸的pH增大得比

弱酸快(强碱、弱碱类似)。

3．关于溶液pH的计算

(1)单一溶液的pH计算

强酸溶液：如H n A，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。

强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝

10－14

mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。

(2)酸、碱混合溶液的pH计算

先计算混合溶液的c(H＋)或c(OH－)，然后再计算pH。

两强酸混合：混合溶液中c混(H＋)＝

c1(H＋)V1＋c2(H＋)V2

V1＋V2

两强碱混合：混合溶液中c混(OH－)＝

c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2

V1＋V2

强酸与强碱混合：c混(H＋)[或c混(OH－)]＝

|c酸(H＋)V酸－

c碱(OH－)V碱|

V酸＋V碱

中和滴定的误差分析

1．原理

依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝

c(标准)·V(标准)

V(待测)

，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。

2．常见误差

高考题组一水的电离及水的离子积

1．判断下列说法是否正确，正确的划“√”，错误的划“×”

(1)25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于100 ℃时NaCl溶液的K w ()

(2011·天津理综，5A)

(2)4 ℃时，纯水的pH＝7 ()

(2010·江苏，2B) (3)由水电离的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO－3能大量共存

()

(2010·江苏，6B) 2．(2008·上海，11)常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是

()

①二氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液

④氢氧化钠水溶液

A．①④B．①②C．②③D．③④

3．(2011·四川理综，9)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液、③pH ＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是

()

A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×108

C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109

《盐类的水解》导学案

【考点要求】

1.理解盐类水解的实质、过程、一般规律。

2.了解影响盐类水解平衡的条件。

3.了解盐类水解对水电离的影响。

4.学会盐类水解离子方程式的书写。

5.了解盐类水解的应用

【预习导学】

1．怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由CO2－3水解引起的？

2．同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液相比，谁的pH较大？为什么？同浓度的Na2CO3和NaHCO3

相比呢？

3．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、氯化铵溶液和碳酸钠溶液？

4．在0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液中，NH＋4、Cl－、H＋、OH－及NH3·H2O的浓度大小顺序可表示如下，请按要求填空：

5．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？

6．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO2－3＋H2O－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CO2，平衡朝正反应方向移动

C．升高温度，

c(HCO－3)

c(CO2－3

)

减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小

7．(1)为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？

(2)配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸，为什么？

8．下图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。

(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为______________________。

(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________。

A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应

C．NH4NO3溶于水时放出热量 D．NH4NO3溶于水时吸收热量

(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，使

CH3COO－水解平衡移动的方向分别为__________、____________、____________、____________。(填“左”、“右”或“不移动”)

【基础知识】

一、盐类的水解及其规律

1．定义

在溶液中盐电离出来的离子跟__________________结合生成__________的反应。

2．实质

盐电离―→

弱酸的阴离子―→结合

弱碱的阳离子―→结合

―→

破坏了____________―→水的电离程度____―→c(H＋)≠c(OH－)―

→溶液呈碱性、酸性或中性。

3．特点

4．规律

1．书写形式

在书写盐类水解方程式时一般要用“______”号连接，产物不标“↑”或“↓”，其一般形式为：盐＋水酸＋碱，用离子方程式表示为：盐中的弱离子＋水___。

2．书写规律

(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物

的形式，如：

NH4Cl的水解离子方程式：_________________________。

(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解

离子方程式： _____________________________________________。

(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl 3的水解离子方程式：__________。

(4)水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液的反应离子方程式：_______________。三、盐类水解的影响因素 1．内因

酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度____，溶液的碱性或酸性____。 2

【考点梳理】

考点1：盐类水解的规律

1．条件

必须有弱碱的阳离子或弱酸的阴离子，盐必须可溶于水。 2．特征

盐类的水解反应是中和反应的逆反应。中和反应的程度越大，水解反应的程度就越小，当中和反应的程度很大时，水解反应就变成微弱的、可逆的、吸热的动态平衡。 3．基本规律

(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH 3COONa 。

(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO 4在水溶液中：NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－

4。 (3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO 3溶液中： HCO －3 H ＋＋CO 2－3(次要)，HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －(主要)。

②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO 3溶液中：HSO －3 H ＋＋SO 2－3(主要)，HSO －

3＋H 2O

H 2SO 3＋OH －

(次要)。

(4)相同条件下的水解程度：正盐>相应酸式盐，如CO 2－3>HCO －

3。

(5)相互促进水解的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH ＋

4的水解：(NH 4)2CO 3>(NH 4)2SO 4>(NH 4)2Fe(SO 4)2。

【例1】 25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L －1

的NaHCO 3与Na 2CO 3溶液中，下列判断不正确的是 ( ) A ．均存在电离平衡和水解平衡 B ．存在的粒子种类相同

C ．c (OH －

)前者大于后者

D ．分别加入NaOH 固体，恢复到原温度，c (CO 2－

3)均增大

【例2】 (2010·四川理综，10)有关①100 mL 0.1 mol·L －1 NaHCO 3、②100 mL 0.1 mol·L －1

Na 2CO 3

两种溶液的叙述不正确的是 ( )

A ．溶液中由水电离出的H ＋

个数：②>①

B ．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①

C ．①溶液中：c (CO 2－

3)>c (H 2CO 3)

D ．②溶液中：c (HCO －

3)>c (H 2CO 3)

【例3】有四种物质的量浓度相等且都由一价阳离子A ＋和B ＋及一价阴离子X －和Y －

组成的盐溶液。据测

定常温下AX 和BY 溶液的pH ＝7，AY 溶液的pH>7，BX 溶液的pH<7，由此判断不水解的盐是

( ) A ．BX B ．AX C ．AY D ．BY 考点2：盐类水解的应用

FeCl 3溶液显酸性，原因是Fe 3＋＋3H 23＋3H ＋

明矾可作净水剂，原理为Al 3＋＋3H 23(胶体)＋3H ＋

(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO 4(aq)――→蒸干

CuSO 4(s)；

盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl 3(aq)――→蒸干Al(OH)3――→灼烧

Al 2O 3。 (2)酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na 2CO 3溶液等蒸干后可得到原物质。 (3)考虑盐受热时是否分解

Ca(HCO 3)2、NaHCO 3、KMnO 4、NH 4Cl 固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO 3)2―→CaCO 3(CaO)；NaHCO 3―→Na 2CO 3；NH 4Cl ―→NH 3↑＋HCl↑。 (4)还原性盐在蒸干时会被O 2氧化

例如，Na 2SO 3(aq)――→蒸干Na 2SO 4(s)；FeSO 4(aq)――→蒸干

Fe 2(SO 4)3(s)。

【例4】下列有关问题，与盐的水解有关的是 ( ) ①NH 4Cl 与ZnCl 2溶液可作焊接金属时的除锈剂 ②用NaHCO 3与Al 2(SO 4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 ③草木灰与铵态氮肥不能混合施用

④实验室盛放Na 2CO 3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 ⑤加热蒸干AlCl 3溶液得到Al(OH)3固体 A ．①②③ B ．②③④ C ．①④⑤ D ．①②③④⑤

【例5】普通泡沫灭火器的钢铁容器里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，钢铁容器里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。 (1)产生此现象的离子方程式是_____________________________________________。 (2)不能把硫酸铝溶液装在铁筒里的主要原因是________________________________。 (3)一般不用碳酸钠代替碳酸氢钠，是因为____________________________________。【例6】 (1)碳酸钾与水溶液蒸干得到的固体物质是_______________________________，原因是______________________________________________________________________。

(2)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是____________。

(3)碳酸钠溶液蒸干得到的固体物质是____________，原因是__________________。

(4)亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是___________________。

(5)盐酸与硫酸各 1 mol·L－1的混合酸10 mL，加热浓缩至 1 mL，最后的溶液为________，原因是___________________________________________________________________。

考点3：离子浓度的大小比较

一、熟悉两大理论，构建思维基点

1．电离理论

(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。

(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S 溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。

2．水解理论

(1)弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。

(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。

二、把握3种守恒，明确等量关系

1．电荷守恒规律

电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，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。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。

2．物料守恒规律

电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，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：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS －)＋2c(H

2S)。

3．质子守恒规律

如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下：

由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。

三、理清一条思路，掌握分析方法

【例1】对下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系表述正确的是( )

A．0.1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液中：c(CO2－3)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－)

B．0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(H2CO3)＋2c(CO2－3)

C．将0.2 mol·L－1 NaA溶液和0.1 mol·L－1盐酸等体积混合所得碱性溶液中：c(Na＋)＋c(H ＋)＝c(A－)＋c(Cl－)

D．在25 ℃时，1 mol·L－1的CH3COONa溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)

【例2】在10 mol 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中加入同体积、同浓度的HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )

A．c(Na＋)>c(Ac－)>c(H＋)>c(OH－)

B．c(Na＋)>c(Ac－)>c(OH－)>c(H＋)

C．c(Na＋)＝c(Ac－)＋c(HAc)

D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Ac－)＋c(OH－)

【例3】在25 ℃时，将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是( )

A．c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) B．c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)

C．c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)

【例4】将0.2 mol·L－1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，下列关系正确的是

( )

A．2c(K＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(H2CO3)

B．c(Na＋)>c(K＋)>c(HCO－3)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(H＋)

C．c(OH－)＋c(CO2－3)＝c(H＋)＋c(H2CO3)＋0.1 mol·L－1

D．3c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)

【例5】(2010·四川理综，10)有关①100 mL 0.1 mol·L－1 NaHCO3、②100 mL 0.1 mol·L－1 Na2CO3两种溶液的叙述不正确的是( )

A．溶液中水电离出的H＋个数：②>①

B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①

C．①溶液中：c(CO2－3)>c(H2CO3)

D．②溶液中：c(HCO－3)>c(H2CO3)

【课堂反馈】

1．广义的水解观认为，无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果是反应中各物质和水分别解离成两部分，然后两两重新组合成新的物质。根据上述观点，下列说法不正确的是

( ) A．CaO2的水解产物是Ca(OH)2和H2O2

B．NaClO的水解产物之一是HClO

C ．PCl 3的水解产物是PH 3和HClO

D ．Mg 3N 2水解生成NH 3和Mg(OH)2

2．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是 ( )

A ．CO 2－3＋H 2O HCO －3＋OH －

用热的纯碱溶液清洗油污

B ．Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋

明矾净水 C ．TiCl 4＋(x ＋2)H 2O(过量) TiO 2·x H 2O↓＋4HCl 制备TiO 2纳米粉 D ．SnCl 2＋H 2O Sn(OH)Cl↓＋HCl 配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠

3．表示下列变化的化学用语中，正确的是 ( )

A ．碳酸氢钠溶液与少量澄清石灰水反应的离子方程式：HCO －3＋Ca 2＋＋OH －

===CaCO 3↓ ＋H 2O

B ．氯化铵与氢氧化钠两种浓溶液混合加热：OH －＋NH ＋4=====△

H 2O ＋NH 3↑

C ．NaHCO 3的水解：HCO －3＋H 2O===H 3O ＋＋CO 2－

D ．钢铁吸氧腐蚀的正极反应：4OH －===O 2↑＋2H 2O ＋4e －

4．下列溶液中，各组离子可能大量共存的是 ( )

A ．pH ＝7的溶液中：K ＋、Fe 3＋、Cl －、NO －

B ．强酸性溶液中：Cu 2＋、ClO －、Cl －、Ba 2＋

C ．0.1 mol·L －1 的NaHCO 3溶液中：K ＋、Al 3＋、Fe 3＋、NO －

D ．由水电离出的c (H ＋)＝10－13 mol·L －1的溶液中：Al 3＋、K ＋、NO －3、SO 2－

5．下列各选项中所述的两个量，前者一定大于后者的是 ( ) A ．pH ＝10的NaOH 和Na 2CO 3溶液中，水的电离程度

B ．物质的量浓度相等的(NH 4)2SO 4溶液与(NH 4)2CO 3溶液中NH ＋

4的物质的量浓度 C ．将pH ＝3的盐酸和醋酸分别稀释成pH ＝5的溶液，所加水的量

D ．相同温度下，10 mL 0.1 mol·L －1的醋酸与100 mL 0.01 mol·L －1的醋酸中的H ＋

物质的量 6．已知醋酸、醋酸根离子在溶液中存在下列平衡：

CH 3COOH ＋H 2O CH 3COO －＋H 3O ＋

K 1＝1.75×10－5

CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －

K 2＝5.71×10－10

现将50 mL 0.2 mol·L －1醋酸与50 mL 0.2 mol·L －1

醋酸钠溶液混合制得溶液甲，下列叙述正确的是 ( ) A ．溶液甲的pH>7

B ．对溶液甲进行微热，K 1、K 2同时增大

C ．若在溶液甲中加入少量的NaOH 溶液，溶液的pH 明显增大

D ．若在溶液甲中加入5 mL 0.1 mol·L －1

的盐酸，则溶液中醋酸的K 1会变大

7．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 ( )

A ．室温下，向0.01 mol·L －1

NH 4HSO 4溶液中滴加NaOH 溶液至中性：c (Na ＋)>c (SO 2－4)>c (NH ＋4)>c (OH －)＝c (H ＋)

B ．0.1 mol·L －1 NaHCO 3溶液：c (Na ＋)>c (OH －)>c (HCO －3)>c (H ＋

)

C ．Na 2CO 3溶液：c (OH －)＋c (H ＋)＝c (HCO －

3)＋2c (H 2CO 3)

D ．25 ℃时，pH ＝4.75、浓度均为0.1 mol·L －1

的CH 3COOH 、CH 3COONa 混合溶液： c (CH 3COO －)＋c (OH －)

8．常温下，下列各溶液的叙述中正确的是 ( )

A ．等物质的量浓度的下列溶液中，①NH 4Al(SO 4)2 ②NH 4Cl ③CH 3COONH 4 ④NH 3·H 2O ；c (NH ＋

4)由大到

小的顺序是①>②>③>④

B ．pH ＝7的NaHSO 3与Na 2SO 3混合溶液中：3c (Na ＋)＝c (HSO －3)＋c (SO 2－

C ．0.1 mol·L －1的醋酸的pH ＝a,0.01 mol·L －1

的醋酸的pH ＝b ，则a ＋1＝b

D ．0.1 mol·L －1的醋酸钠溶液20 mL 与0.1 mol·L －1

盐酸10 mL 混合后溶液显酸性： c (CH 3COO －)>c (Cl －)>c (H ＋)>c (CH 3COOH)

9．在25 ℃下，取0.2 mol·L －1 HX 溶液与0.2 mol·L －1

NaOH 溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)，测得混合溶液的pH ＝8，则下列说法(或关系式)正确的是 ( )

A ．混合溶液中由水电离出的c (OH －)小于0.2 mol·L －1 HX 溶液中由水电离出的c (H ＋

)

B ．c (Na ＋)＝c (X －)＋c (HX)＝0.2 mol·L －1

C ．c (Na ＋)－c (X －)＝9.9×10－7 mol·L －1

D ．c (OH －)＝c (HX)＋c (H ＋)＝1×10－8 mol·L －1

10．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是 ( )

A ．25 ℃时pH ＝10的NaOH 溶液与pH ＝10的氨水中：c (Na ＋)>c (NH ＋

B ．物质的量浓度相等的CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合：c (CH 3COO －

)＋c (OH －)＝c (H ＋

)＋c (CH 3COOH)

C ．在NaHA 溶液中(H 2A 为弱酸)：c (Na ＋)>c (HA －)>c (OH －)>c (H ＋

)

D ．室温下，向0.01 mol·L －1

NH 4HSO 4溶液中滴加NaOH 溶液至中性：c (Na ＋)>c (SO 2－4)>c (NH ＋4)>c (OH －)＝c (H ＋)

11. (1)现有酚酞试液、甲基橙试液、0.1 mol·L －1醋酸、25%氢氧化钠溶液、0.1 mol·L －1

氢氧化钠溶液、浓硫酸和蒸馏水，请应用化学平衡知识设计一个实验(只限于选用上述试剂)，证明醋酸为弱酸，简述方法： __________________________________。

(2)同学甲认为溶液中Na 2CO 3的水解是微弱的，发生水解的CO 2－

3不超过其总量的10%。请你设计实验验证该同学的观点是否正确：_________________________________。

12．铁、铜单质及其化合物应用范围很广。现有含氯化亚铁杂质的氯化铜晶体(CuCl 2·2H 2O)，为制取纯净的CuCl 2·2H 2O ，首先将其制成水溶液，然后按如图步骤进行提纯：

已知Cu 2＋、Fe 3＋和Fe 2＋

Fe 3＋ Fe 2＋ Cu 2＋

氢氧化物开始沉淀时的pH 1.9 7.0 4.7 氢氧化物完全沉淀时的pH 3.2 9.0 6.7

请回答下列问题：

(1)加入氧化剂的目的是_____________________________________。 (2)最适合作氧化剂X 的是__________。 A ．K 2Cr 2O 7 B ．NaClO C ．H 2O 2 D ．KMnO 4 (3)加入的物质Y 是____________。

(4)若不用物质Y 而是直接用碱能不能达到目的？__________(填“能”或“不能”)。若不能，试解释原因_________________________________________________。

(5)最后能不能直接蒸发结晶得到CuCl 2·2H 2O 晶体？________(填“能”或“不能”)。若能，不用回答；若不能，回答该如何操作？____________________________。 (6)若向溶液Ⅱ中加入碳酸钙，产生的现象是_____________________。

(7)若向溶液Ⅱ中加入镁粉，产生的气体是__________。试解释原因： ___________。 (8)FeCl 3溶液具有净水作用的原因是___________________。

13．NH 4Al(SO 4)2是食品加工中最为快捷的食品添加剂，用于焙烤食品中；NH 4HSO 4在分析试剂、医药、电

子工业中用途广泛。请回答下列问题：

(1)NH4Al(SO4)2可作净水剂，其理由是__________(用必要的化学用语和相关文字说明)。

(2)相同条件下，0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2中c(NH＋4)________(填“等于”、“大于”或“小于”)0.1 mol·L－1NH4HSO4中c(NH＋4)。

(3) 如图是0.1 mol·L-1电解质溶液的pH随温度变化的图像。

①其中符合0.1 mol·L-1NH4Al(SO4)2的pH随温度变化的曲线是

(填写字母)，导致pH随温度变化的原因是___________；

②20 ℃时，0.1 mol·L-1NH4Al(SO4)2 中2c()-c()-3c()

= 。

(4)室温时，向100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH

溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示：

试分析图中a、b、c、d四个点，水的电离程度最大的是____________；在b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是___________________。

参考答案

1．C 2.D 3.B 4.D 5.B 6.B 7.A

8．A 9.C 10.D

11．(1)取0.1 mol·L－1的醋酸和0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合并振荡，再滴入无色酚酞试液，若显红色，则证明醋酸是弱酸(2)用pH试纸(或pH计)测常温下0.1 mol·L－1纯碱溶液的pH，若pH<12，则该同学的观点正确；若pH>12，则该同学的观点不正确

12．(1)将Fe2＋氧化成Fe3＋，便于生成沉淀与Cu2＋分离

(2)C

(3)CuO[Cu(OH)2、CuCO3、Cu2(OH)2CO3也可以]

(4)不能加碱使Fe3＋沉淀的同时也能使Cu2＋沉淀

(5)不能应在HCl气流中加热蒸发结晶

(6)碳酸钙溶解，产生气泡和红褐色沉淀

(7)氢气(H2) 镁粉与FeCl3、CuCl2水解产生的H＋反应而生成氢气

(8)FeCl3水解生成的Fe(OH)3胶体可以吸附水中的悬浮物，加速悬浮物的沉降，从而起到净水的作用13．(1)Al3＋水解生成的Al(OH)3胶体具有吸附性，即Al3＋＋3H 23(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体吸附悬浮颗粒使其沉降从而净化水

(2)小于

(3)①ⅠNH4Al(SO4)2水解，溶液呈酸性，升高温度其水解程度增大，pH减小②10－3mol·L－1

(4)a c(Na＋)>c(SO2－4)>c(NH＋4)>c(OH－)＝c(H＋)

难溶电解质的溶解平衡

[考纲要求]

1.了解难溶电解质的溶解平衡的概念及影响因素。

2.掌握沉淀转化的条件、本质及应用。

3.了解溶度积及有关计算，并应用其判断反应进行的方向

4.理解溶度积常数的表达式、影响因素及相关计算

知识点一溶解平衡和溶度积常数

1．溶解平衡的建立

固体溶质

(1)v溶解____v沉淀，固体溶解

(2)v溶解____v沉淀，溶解平衡

(3)v溶解____v沉淀，析出晶体

2．溶解平衡的特点

3．电解质在水中的溶解度

20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：

4．溶度积常数及其应用

(1)表达式

对于溶解平衡M m A n(s)m M n＋(aq)＋n A m－(aq)，K sp＝__________________。K sp仅受________的影响。

(2)溶度积规则

某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Q c(离子积)与K sp的关系

溶解

沉淀

问题思考 1．①

AgCl(s)

＋

(aq)

＋Cl －(aq)；

②AgCl===Ag ＋

＋Cl －

。

①②两方程式所表示的意义相同吗？

2．怎样用难溶电解质的浓度积K sp 来比较在水中的溶解能力？

知识点二沉淀溶解平衡的影响因素

1．内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。 2．外因

(1)浓度：加水稀释，平衡向________方向移动，但K sp ________。 (2)温度：绝大多数难溶盐的溶解是________过程，升高温度，平衡向________方向移动，K sp ________。 (3)其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但K sp 不变。

问题思考

3．利用生成沉淀的方法能否全部除去要沉淀的离子？

知识点三沉淀溶解平衡的应用 1．沉淀的生成 (1)调节pH 法

如除去NH 4Cl 溶液中的FeCl 3杂质，可加入氨水调节pH 至7～8，离子方程式为：________________________________________________________________________。

(2)沉淀剂法

如用H 2S 沉淀Cu 2＋

，离子方程式为：

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 2．沉淀的溶解 (1)酸溶解法

如CaCO 3溶于盐酸，离子方程式为

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)盐溶液溶解法

如Mg(OH)2溶于NH 4Cl 溶液，离子方程式为

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)氧化还原溶解法

如不溶于盐酸的硫化物Ag 2S 溶于稀HNO 3。 (4)配位溶解法

如AgCl 溶于氨水，离子方程式为

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

3．沉淀的转化

(1)实质：____________的移动(沉淀的溶解度差别________，越容易转化)。 (2)应用：锅炉除垢、矿物转化等。问题思考

4．为什么不能用BaCO 3作钡餐？一、沉淀溶解平衡

1．沉淀的溶解平衡是怎样建立的？勒夏特列原理是否适用于该平衡？

2．难溶电解质溶解能力的大小，通常怎样表示？其大小受哪些因素的影响？

3．影响沉淀溶解平衡的因素有哪些？各怎样影响？

A ．五种物质在常温下溶解度最大的是Ag 2SO 4

B ．将氯化银溶解于水后，向其中加入Na 2S ，则可以生成黑色沉淀

C ．氯化银、溴化银和碘化银三种物质在常温下的溶解度逐渐增大

D ．沉淀溶解平衡的建立是有条件的，外界条件改变时，平衡也会发生移动听课记录：

变式演练1 下列叙述不正确的是( ) A ．CaCO 3能够溶解在CO 2的水溶液中

B ．Mg(OH)2可溶于盐酸，不溶于NH 4Cl 溶液

C ．AgCl 可溶于氨水

D ．MgSO 4溶液中滴加Ba(OH)2得到两种沉淀典例导悟2 (2008·山东理综，15)某温度时，BaSO 4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )

提示 BaSO 4(s)2＋(aq)＋SO 2－4(aq)的平衡常数K sp ＝c (Ba 2＋)·c (SO 2－

4)，称为溶度积常数。

A ．加入Na 2SO 4可以使溶液由a 点变到b 点

B ．通过蒸发可以使溶液由d 点变到c 点

C ．d 点无BaSO 4沉淀生成

D ．a 点对应的K sp 大于c 点对应的K sp 听课记录：

二、溶度积的计算和有关判断

思考：(1)已知K sp (AgCl)＝1.8×10－10 mol 2·L －

2，则将AgCl 放在蒸馏水中形成饱和溶液，溶液中的c (Ag ＋

)是多少？

(2)已知K sp [Mg(OH)2]＝1.8×10－11 mol 3·L －

3，则将Mg(OH)2放入蒸馏水中形成饱和溶液，溶液的pH 为多少？

(3)在0.01 mol·L －

1的MgCl 2溶液中，逐滴加入NaOH 溶液，刚好出现沉淀时，溶液的pH 是多少？当Mg 2＋

完全沉淀时，溶液的pH 值为多少？

典例导悟3 (2011·泰安月考)已知K sp (AgCl)＝1.8×10－10 mol 2·L －2，K sp (Ag 2CrO 4)＝1.9×10－

12 mol 3·L －3，现在向0.001 mol·L －1 K 2CrO 4和0.01 mol·L －1 KCl 混合液中滴加0.01 mol·L －1 AgNO 3溶液，通过计算回答：

(1)Cl －、CrO 2－

4谁先沉淀？

(2)刚出现Ag 2CrO 4沉淀时，溶液中Cl －

浓度是多少？(设混合溶液在反应中体积不变)

变式演练2 一定温度下的难溶电解质A m B n 在水溶液中达到沉淀溶解平衡时，其平衡常数K sp ＝c m (A n

＋)×c n (B m －

)

44243 ) A ．向该混合溶液中逐滴加入NaOH 溶液，最先看到红褐色沉淀

B ．该溶液中c (SO 2－4)∶[c (Cu 2＋)＋c (Fe 2＋)＋c (Fe 3＋

)]>5∶4

C ．向该溶液中加入适量氯水，并调节pH 至3～4后过滤，可获得纯净的CuSO 4溶液

D ．在pH ＝5的溶液中Fe 3＋

不能大量存在思维升华一种沉淀剂能分离多种离子吗？题组一溶解平衡与溶度积常数 1．(2010·山东理综，15)某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液

中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH ，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是( )

A ．K sp [Fe(OH)3]

B ．加适量NH 4Cl 固体可使溶液由a 点变到b 点

C ．c 、d 两点代表的溶液中c (H ＋)与c (OH －

)乘积相等

D ．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b 、c 两点代表的溶液中达到饱和

2.(2009·浙江理综，10)已知：25 ℃时，K sp [Mg(OH)2]＝5.61×10－12，K sp [MgF 2]＝7.42×10－

11 。下列说法正确的是( )

A ．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF 2溶液相比，前者的c (Mg 2＋

)大

B ．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH 4Cl 固体，c (Mg 2＋

)增大

C ．25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L －1氨水中的K sp 比在20 mL 0.01mol·L －

1 NH 4Cl 溶液中的K sp 小

D ．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF 溶液后， Mg(OH)2不可能转化为MgF 2 题组二溶解平衡的应用 3．判断正误

(1)常温下，向饱和Na 2CO 3溶液中加少量BaSO 4粉末，过滤，向洗净的沉淀中加稀盐酸，有气泡产生，说明常温下，K sp (BaCO 3)

(2010·江苏－10C)

(2)AgCl 在同浓度的CaCl 2和NaCl 溶液中的溶解度相同( ) (2010·天津理综－4C)

4．(2010·海南，5)已知：K sp (AgCl)＝1.8×10－10，K sp (AgI)＝1.5×10－16，K sp (Ag 2CrO 4)＝2.0×10－

12，

则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag ＋

浓度大小顺序正确的是( )

A ．AgCl>AgI>Ag 2CrO 4

B ．AgCl>Ag 2CrO 4>AgI

C ．Ag 2CrO 4>AgCl>AgI

D ．Ag 2CrO 4>AgI>AgCl 5．(2009·江苏，9改编)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SO 2水溶液中滴加盐酸酸化的BaCl 2

溶液，有白色沉淀生成，说明BaSO 3难溶于盐酸

C ．向0.1 mol·L －1 FeSO 4溶液中滴加少量酸性KMnO 4溶液，KMnO 4溶液褪色，说明Fe 2＋

具有氧化性

D ．向2.0 mL 浓度均为0.1 mol·L －1的KCl 、KI 混合溶液中滴加1～2滴0.01 mol·L －

1 AgNO 3溶液，振6.(1)22325 ℃时，K sp [Fe(OH)3]＝2.79×10－39，该温度下反应Fe(OH)3＋3H ＋

Fe 3＋＋3H 2O 的平衡常数K ＝________。

[2011·福建理综－24(3)]

(2)预氨化过程中有Mg(OH)2沉淀生成，已知常温下Mg(OH)2的K sp ＝1.8×10－11，若溶液中c (OH －

)

＝3.0×10－6 mol/L ，则溶液中c (Mg 2＋

)＝______________。

[2010·江苏－20(1)]

7．(2011·天津理综，10)工业废水中常含有一定量的Cr 2O 2－7和CrO 2－

4，它们会对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。常用的处理方法有两种。

方法1：还原沉淀法该法的工艺流程为

CrO 2－4――→H ＋

①转化Cr 2O 2－7

――→Fe 2＋

②还原Cr 3＋――→OH －

③沉淀

Cr(OH)3↓ 其中第①步存在平衡：2CrO 2

－4(黄色)＋2H ＋

Cr 2O 2－

7(橙色)＋H 2O

(1)若平衡体系的pH ＝2，该溶液显________色。

(2)能说明第①步反应达平衡状态的是__________。

a ．Cr 2O 2－

7和CrO 2

－

4的浓度相同

b ．2v (Cr 2O 2－7)＝v (CrO 2－

4) c ．溶液的颜色不变

(3)第②步中，还原1 mol Cr 2O 2－

7，需要______mol FeSO 4·

7H 2O 。 (4)第③步生成的Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：

Cr(OH)3

(s)

＋

(aq)＋3OH －(aq)

常温下，Cr(OH)3的溶度积K sp ＝c (Cr 3＋

)·c 3

(OH －

)＝10－32

，要使c (Cr 3＋)降至10－5 mol·L －1

，溶液的pH 应调至________。

方法2：电解法

该法用Fe 作电极电解含Cr 2O 2－

7的酸性废水，随着电解进行，在阴极附近溶液pH 升高，产生Cr(OH)3沉淀。

(5)用Fe 作电极的原因为

________________________________________________________________________。

(6)在阴极附近溶液pH 升高的原因是(用电极反应解释)__________，溶液中同时生成的沉淀还有__________。

题组一溶解平衡

1．(2011·聊城模拟)下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( ) A ．反应开始时，溶液中各离子浓度相等

B ．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等

C ．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变

D ．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解 2．下列说法正确的是( )

A ．难溶电解质的溶度积K sp 越小，则它的溶解度越小

B ．任何难溶物在水中都存在沉淀溶解平衡，溶解度大小都可以用K sp 表示

C ．溶度积常数K sp 与温度有关，温度越高，溶度积越大

D ．升高温度，某沉淀溶解平衡逆向移动，说明它的溶解度是减小的，K sp 也变小 3．(2011·大连模拟)室温时，CaCO 3在水中的溶解平衡曲线如图所示，已知：25 ℃其溶度积为2.8×10－9 mol 2·L －

2，下列说法不正确的是( )

A ．x 数值为2×10－

B ．c 点时有碳酸钙沉淀生成

C ．加入蒸馏水可使溶液由d 点变到a 点

D ．b 点与d 点对应的溶度积相等

4．已知K sp [Cu(OH)2]＝2.2×10－20 mol 3·L －

3、K sp [Fe(OH)3]＝4.0×10－38 mol 4·L －4，Cu 2＋和Fe 3＋

完全生成氢氧化物沉淀时的pH 分别

为6.7和3.2。现在向pH ＝0、浓度均为0.04 mol·L －1的Cu 2＋、Fe 3

＋

溶液中加入某一固体，以中和H ＋

调节pH(设溶液体积不变)，该过程

中Cu 2＋、Fe 3＋

的浓度与pH 关系正确的是( )

5．在FeS 饱和溶液中存在FeS(s)

Fe 2＋(ag)＋S 2－(ag)，c (Fe 2＋)·c (S 2－)＝

K sp 。常温下K sp ＝8.1×10－17

mol 2·L －2

。

(1)理论上FeS 的溶解度为________________。

(2)又知FeS 饱和溶液中c (H ＋)与c (S 2－

)之间存在以下限量关系：c 2(H ＋)·c (S 2－)＝1.0×10－22 mol 3·L －3，为了使溶液里c (Fe 2＋)达到1 mol·L －1，现将适量FeS 投入其饱和溶液中，

应调节溶液中的c (H ＋

)为

________________________________________________________________________。题组二沉淀溶解平衡的应用

6．为除去CuSO 4溶液中的Fe 2＋

，可以采用的方法是( ) A ．直接加碱，调整溶液pH ≥9.6

B ．加纯铜粉，将Fe 2＋

还原出来

C ．先将Fe 2＋氧化成Fe 3＋

，再调整pH 在3～4

D ．通入硫化氢，使Fe 2＋

直接沉淀 7．(2009·广东，18改编)硫酸锶(SrSO 4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下。下列说法正确的是( )

A ．温度一定时，K sp (SrSO 4)随c (SO 2－

4)的增大而减小 B ．三个不同温度中，313 K 时K sp (SrSO 4)最大 C ．283 K 时，图中a 点对应的溶液是饱和溶液

D ．283 K 下的SrSO 4饱和溶液升温到363 K 后变为不饱和溶液

8．已知25 ℃时，几种物质的溶度积常数为AgCl ：1.8×10－10 mol 2·L －2；AgBr ：7.7×10－13 mol 2·L －

2，

AgI ：8.51×10－16 mol 2·L －

2，下列有关说法错误的是( )

A ．三种物质在常温下溶解度最小的是AgI

B ．饱和AgCl 溶液中，c (Ag ＋)≈1.34×10－5 mol·L －

C ．将氯化银置于饱和KI 溶液中，固体慢慢会由白色转化为黄色

D ．将浓度均为1×10－6 mol·L －

1的AgNO 3溶液、KBr 溶液等体积混合会生成沉淀题组三综合探究

9．金属氢氧化物在酸中溶解度不同，因此可以利用这一性质，控制溶液的

pH ，达到分离金属离子的目的。难溶金属的氢氧化物在不同pH 下的溶解度(S ，mol·L －

1)如图所示。 (1)pH ＝3时溶液中铜元素的主要存在形式是________(写化学式)。

(2)若要除去CuCl 2溶液中的少量Fe 3＋

，应该控制溶液的pH 为

________________________________________________________________________。 A ．<1 B ．4左右 C>6

(3)在Ni(NO 3)2溶液中含有少量的Co 2＋

杂质，______(填“能”或“不能”)通过调节溶液pH 的方法来除去，理由是

________________________________________________________________________。

(4)要使氢氧化铜沉淀溶解，除了加入酸之外，还可以加入氨水，生成[Cu(NH 3)4]2＋

，写出反应的离子方程式：

________________________________________________________________________。

(5)已知一些难溶物的溶度积常数如下表：

某工业废水中含有Cu2＋、Pb2＋、Hg2＋，最适宜向此工业废水中加入过量的________除去它们(选填序号)。

A．NaOH B．FeS C．Na2S

导学案难溶电解质的溶解平衡（答案详解）【课前准备区】

知识点一

1．(1)>(2)＝(3)<

2．＝≠不变溶解平衡

3．难溶微溶可溶易溶

4．(1)c m(M n＋)·c n(A m－)温度

(2)<＝>

知识点二

2．(1)溶解不变

(2)吸热溶解增大

知识点三

1．(1)Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4

(2)H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋

2．(1)CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑

(2)Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O

(4)AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O

3．(1)沉淀溶解平衡越大

问题思考

1．不同。①式表示难溶电解质AgCl在水溶液中的溶解平衡方程式；②式表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。

2．K sp越大，说明难溶电解质在水中的溶解能力越强；K sp越小，说明难溶电解质在水中的溶解能力越弱。(说明：两种难溶电解质的组成和结构要相似)

3．不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L －1时，沉淀已经完全。

4．由于胃酸的酸性很强，若口服BaCO3，胃酸可与CO2－3反应生成CO2和水，使CO2－3的浓度降低，从而使BaCO3的溶解平衡正向移动，Ba2＋浓度增大，引起人体中毒：

BaCO3

(s)Ba2＋(aq)＋CO2－3(aq)

【课堂活动区】

一、1.难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。故难溶电解质在水中会建立如下平衡：M m A n(s)M n＋(aq)＋n A m－(aq)。勒夏特列原理同样适用于溶解平衡。

2．对于溶解平衡：A m B n(s)A n＋(aq)＋n B m－(aq)，K sp＝c m(A n＋)·c n(B m－)，对于相同类型的物质，K sp

的大小，反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，K sp与温度有关。不过温度改变不大时，K sp变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。

3．(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。

(2)外因：①浓度：加水冲稀，平衡向溶解方向移动，但K sp不变。

②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，K sp增大。

③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但K sp不变。

二、(1)由AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)知c(Ag＋)＝c(Cl－)

所以K sp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝c2(Ag＋)

所以c(Ag＋)＝1.3×10－5mol·L－1

(2)由Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)

知K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11 mol3·L－3＝c(Mg2＋)·c2(OH－)＝

c(OH－)

2·c

2(OH－)

解得c(OH－)＝3.3×10－4mol·L－1

所以c(H＋)＝

K W

c(OH－)

＝3.0×10－11mol·L－1

所以pH＝10.5

(3)由K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11 mol3·L－3＝c(Mg2＋)·c2(OH－)＝0.01·c2(OH－)

溶解

沉淀

c (OH －

)＝4.2×10－

5mol·L －

c (H ＋)＝K W c (OH )

＝2.4×10

－10mol·L －

1 所以pH ＝9.6，即当pH ＝9.6时，开始出现Mg(OH)2沉淀。

由于一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5mol·L －1时，沉淀已经完全。故Mg 2＋

完全沉淀时有：

1×10－5·c 2(OH －)＝1.8×10－11 mol 3·L －

所以c (OH －)＝1.34×10－3mol·L －

c (H ＋)＝K W c (OH －)

＝7.46×10

－12 mol·L －

1 pH ＝11.1 典例导悟

1．C [由表知，A 正确；因为Ag 2S 的K sp 小于AgCl ，故B 正确；由表中溶度积知，AgCl 、AgBr 、AgI 的溶解度在常温时依次减小；由平衡移动理论知D 项正确。]

2．C [a 点在平衡曲线上，此时溶液中存在溶液平衡，加入Na 2SO 4会增大SO 2－

4浓度，平衡左移，Ba 2＋浓度应降低，A 项错；d 点时溶液不饱和，蒸发溶液，c (SO 2－4)、c (Ba 2＋)均增大，B 项错；d 点表示溶液的Q c

3．(1)Cl －先沉淀 (2)4.13×10－6 mol·L －

解析由K sp (AgCl)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)得c (Ag ＋)＝K sp (AgCl )c (Cl －

)

＝1.8×10－10

0.01 mol·L －1＝1.8×10－8 mol·L －

1。由K sp (Ag 2CrO 4)＝c 2

(Ag ＋

)·c (CrO 2－

4)，

得c (Ag ＋

)＝K sp (Ag 2CrO 4)c (CrO 2－

＝ 1.9×10－

120.001mol·L －1＝4.36×10－

mol·L －1，生成AgCl 沉淀需c (Ag ＋)＝1.8×10－8 mol·L －1＜生成Ag 2CrO 4沉淀时所需c (Ag ＋)，故Cl －先沉淀。

刚开始生成Ag 2CrO 4沉淀时，c (Cl －)＝K sp (AgCl )c (Ag ＋)＝1.8×10－10

4.36×10

－5mol·

L －1＝4.13×10－6 mol·L －

1。变式演练 1．B 2.C

思维升华当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子生成沉淀时，所需试剂的离子浓度越小的越先沉淀，如果生成各种沉淀所需试剂的离子浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。

【课后练习区】高考集训 1．B 2.B 3．(1)×

解析常温下，K sp (BaCO 3)>K sp (BaSO 4)，由于Na 2CO 3溶液浓度大，导致了BaSO 4转化为BaCO 3。 (2)×

解析相同浓度的CaCl 2溶液中的c (Cl －)是NaCl 溶液中c (Cl －

)的2倍，因此AgCl 在CaCl 2溶液中的溶解度是NaCl 中的1/2。

4．C [因为AgCl 和AgI 的结构相似，由K sp 可知AgCl 的c (Ag ＋)大于AgI 的；AgCl 中的c 2(Ag ＋)＝

K sp ＝1.8×10－10，Ag 2CrO 4(s)＋(aq)＋CrO 2－4(aq)的K sp ＝c 2(Ag ＋

)·c (CrO 2－4)＝12c 3(Ag ＋)＝2.0×10－12，所

以Ag 2CrO 4中c (Ag ＋

)大于AgCl 中的。]

5．A

6．(1)2.79×103 (2)2.0 mol/L

解析 (1)根据氢氧化铁的平衡常数表达式：K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋)·c 3(OH －

)，而该反应的平衡常数K

的表达式为K ＝c (Fe 3＋)/c 3(H ＋)，又由于25 ℃时水的离子积为K W ＝1×10－

14，从而推得K ＝

K sp [Fe(OH)3]/(K W )3，即K ＝2.79×10－

39/(1×10－

14)3＝2.79×103。

(2)常温下Mg(OH)2的K sp ＝c (Mg 2＋)·c 2(OH －)＝c (Mg 2＋)×(3.0×10－6)2＝1.8×10－11，求得c (Mg 2＋

)＝2.0 mol/L 。

7．(1)橙 (2)c (3)6 (4)5

(5)阳极反应为Fe －2e －===Fe 2＋，提供还原剂Fe 2＋

(6)2H ＋＋2e －

===H 2↑ Fe(OH)3

解析 (1)平衡体系的pH ＝2时，溶液c (H ＋)较大，平衡2CrO 2－4＋2H

＋

2O 2－

7＋H 2O 向正反应方向

移动，溶液显橙色。

(2)反应①达到平衡状态时，c (Cr 2O 2－7)与c (CrO 2－

4)均不变但不一定相等；达到平衡状态时，有2v 正(Cr 2O 2－7)＝v 逆(CrO 2－4)；平衡时，Cr 2O 2－7和CrO 2－

4的浓度不变，溶液的颜色不变。

(3)Cr 2O 2－7与Fe 2＋发生氧化还原反应，生成Cr 3＋和Fe 3＋，1 mol Cr 2O 2－

7被还原时，转移6 mol 电子，要消耗6 mol FeSO 4·7H 2O 。

(4)由Cr(OH)3的溶度积K sp ＝c (Cr 3＋)·c 3

(OH －)＝10

－32

，则有c (OH －

)＝

K sp c (Cr 3＋)

。欲使c (Cr 3＋

)降至10－5

mol·L －1

，则应有c (OH －

)＝310－32

10－5 mol·L －1＝10－9 mol·L －1。溶液的pH ＝－lg c (H ＋

)＝－lg K W c (OH －)

＝－

lg 10－14

－9＝5。 (5)铁作阳极发生反应：Fe －2e －===Fe 2＋，产生还原剂Fe 2＋，可使Cr 2O 2－7还原成Cr 3＋

，最终生成Cr(OH)3沉淀。

(6)阴极发生反应：2H ＋＋2e －===H 2↑，溶液中c (H ＋

)降低，溶液的pH 升高。由于Fe(OH)2极易被氧化生成Fe(OH)3，故溶液中还生成Fe(OH)3沉淀。

考点集训

1．B [反应开始时，各离子的浓度没有必然的关系，A 项不正确；沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等，C 项不正确；沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，由于固体的浓度为常数，故平衡不发生移动，D 项不正确。]

2．D [本题易错选A 或B 。同类型的难溶电解质K sp 越小，溶解度越小，不同类型的电解质无法由溶度积比较溶解度大小，如CuS 与Ag 2S ，故A 错；B 选项错在“任何难溶物”，应该是“难溶电解质”。]

3．C [根据溶度积数值可以计算出x 数值为2×10－

5；c 点Q c >K sp ，故有沉淀生成；加入蒸馏水后d 点各离子浓度都减小，不可能变到a 点保持钙离子浓度不变；溶度积只与温度有关，b 点与d 点对应的溶度积相等。]

4．B

5．(1)7.92×10－8g (2)1.11×10－3 mol·L －

解析 (1)由2＋

＋S 2－

c (Fe 2＋)＝K sp ＝8.1×10－17mol·L －1＝9×10－9 mol·L －

即1 L 水中可溶解9×10－

9 mol 的FeS

由100 g ∶S ＝1 000 g ∶(9×10－

9×88) g

所以S ＝7.92×10－

8 g

(2)c (Fe 2＋)＝1 mol·L －1，则c (S 2－

)＝K sp c (Fe 2＋)＝8.1×10－

171 mol·L －1＝8.1×10－17 mol·L －1。又c 2(H ＋)·c (S 2－)＝1.0×10

－22

mol 3·L －3，所以c (H ＋

)＝

1.0×10－22c (S 2－

)

mol·L －

1＝ 1.0×10－

228.1×10

－17 mol·

L －

1 ＝1.11×10－

3 mol·L －

1。

6．C [要除去溶液中的Fe 2＋，A 中pH≥9.6时，Cu 2＋也沉淀了；B 中铜粉不能将Fe 2＋

还原出来；D

中的Fe2＋和H2S不反应，故选C。]

7．B[温度一定，K sp(SrSO4)不变，A错误；由题中沉淀溶解平衡曲线可看出，313 K时，c(Sr2＋)、c(SO2－4)最大，K sp最大，B正确；a点c(Sr2＋)小于平衡时c(Sr2＋)，故未达到饱和，沉淀继续溶解，C不正确；从283 K升温到363 K要析出固体，依然为饱和溶液。]

8．D

9．(1)Cu2＋(2)B(3)不能Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小

(4)Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O(5)B

解析(1)由图可知，在pH＝3时，溶液中不会出现Cu(OH)2沉淀。

(2)要除去Fe3＋的同时必须保证Cu2＋不能沉淀，因此pH应保持在4左右。

(3)从图示关系可看出，Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小，操作时无法控制溶液的pH。

(4)Cu(OH)2(s)2＋(aq)＋2OH－(aq)，加入氨水后生成难电离的[Cu(NH3)4]2＋，促进了Cu(OH)2的溶

解。

(5)要使三种离子生成沉淀，最好选择难溶于水的FeS，使它们转化为更难溶解的金属硫化物沉淀，同时又不会引入其他离子。

弱电解质的电离导学案

编号:__1 使用时间:2014__年 10_ 月_27日编写：李桂芳审核：白永强选修四：弱电解质的电离学习目标 ⒈了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。 ⒉了解电解质在水溶液中的电离，能正确书写常见物质的电离方程式。 ⒊理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。【重点、难点】弱电解质的电离平衡。【旧知回顾】 1.电解质：_____________________________ _______ ___ 2.非电解质：________________________________ _ 【思考1】以下几种说法是否正确，并说明原因。 ①.石墨能导电，所以是电解质。 ②.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。 ③.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。 ④.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。【小结】a、电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。 b、化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质。 c、电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质； d、非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解。【合作探究】一、强弱电解质【实验探究】（观察试验3-1：）［结论］：不同电解质在水中的电离程度不一定相同。 1、定义：强电解质：如：。弱电解质：如：。 2、电解质的强弱与其溶解性的关系【思考3】CaCO3、Fe（OH）3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe（OH）3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？ 3、溶液导电性强弱与电解质强弱的关系。〖例〗把0.05mol NaOH固体分别加入到下列100mL液体中，溶液的导电性基本不变，该液体是( ) A. 自来水 B. 0.5mol/L盐酸 C. 0.5mol/L醋酸 D. 0.5mol/L氨水【总结归纳】：①电解质的强弱与其溶解性________，只与其在溶液中的___________有关。

电离平衡常数复习学案

电离平衡常数复习学案基础知识梳理 1．表达式 (1)一元弱酸HA 的电离常数：根据HA H ＋＋A －，可表示为K a ＝ (2)一元弱碱BOH 的电离常数：根据BOH B ＋＋OH －，可表示为K b ＝。 2．特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K 值。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K 越大，表示弱电解质电离，酸性或碱性。例如，在25 ℃时，K (HNO 2)＝4.6×10－4，K (CH 3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO 2的酸性比CH 3COOH 强。 (3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K 1?K 2?K 3……，故其酸性取决于电离。 (1)H 2CO 3的电离常数表达式：K a ＝c 2(H ＋)·c (CO 2 －3)c (H 2CO 3)( ) (2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱( ) (3)电离常数只与温度有关，与浓度无关( ) (4)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( ) (5)电离常数大的酸溶液中的c (H ＋)一定比电离常数小的酸溶液中的c (H ＋)大( ) (6)对于0.1 mol·L －1的氨水，加水稀释后，溶液中c (NH ＋4)、c (OH －)变小( ) (7)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大( ) 1．H 2CO 3的电离平衡常数K a1＝4.3×10－7，K a2＝5.6×10－11，它的K a1、K a2差别很大的原因_________________________________________________________(从电离平衡的角度解释)。

高考化学选择题--经典电离平衡

征服高考化学选择题之八：经典电离平衡题 1、盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是 A.在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO和OH- B.NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C.10 mL0.10mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+) D.中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同 2、向三份0.1mol，L CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO 3、Na2SO3、FeCl2溶液（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次为 A.减小、增大、减小 B.增大、减小、减小 C.减小、增大、增大 D.增大、减小、增大 3、实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下甲基橙：3.1～4.4 石蕊：5.0～8.0 酚酞：8.2～10.0 用0.1000mol/LNaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是 A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 4、已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是 A.c(OH)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B. c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+) C. c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+) D. c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+) 5、下列叙述正确的是 A.将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液pH=7时，c(SO42－)＞c(NH4+) B.两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2,pH分别为a和a+1，则c1=10c2 C.pH=11的NaOH溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色 D.向0.1 mol/L的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中 () () c c 32 OH NH H O g增大 6、某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。则下列描述正确的是

学案设计水溶液中的电离平衡

学案设计水溶液中的电离平衡专题一弱电解质的电离【学习目标】 1 能应用树状分类法梳理化合物、电解质（强电解质、弱电解质）、非电解质等基本概念间的关系；并能正确区分常见的电解质和非电解质。 2 能正确书写各种常见电解质在水溶液中或熔融状态下的电离方程式；并能分析出电解质溶液中的离子种类。 3 能说明弱电解质在水溶液中建立电离平衡的过程；能说明电解质溶液导电的原因。 4 能用平衡移动原理解释外加条件对电离平衡的各种影响。【知识梳理】一、认真复习教材，除认真阅读正文外不要忽视了“学与问”、“思考与交流”、“科学视野”、“科学探究”、“实践活动”、“资料卡片”等栏目以及书中的图、表、实验装置、课后习题等内容。这些地方往往就是出题人认真研究、挖掘出题的地方。二、认真完成下列思考题 1 以化合物在水溶液中或熔融状态下能否导电以及相同条件下导电能力强弱为标准，用树状分类法对化合物进行分类。每类物质列举2——4种代表物。 2 写出下列物质在相应条件下的电离方程式（1）硫酸在水溶液中（2）高氯酸在水溶液中（3）碳酸在水溶液中（4）氢氧化钡在水溶液中（5）氨水（6）硫酸氢钠在水溶液中（7）硫酸氢钠在熔融状态下 3 冰醋酸、碳酸氢钠加热融化后能电离出离子吗？若能，会电离出什么离子？ 4 在理论上如何判定AlCl3中含的是离子键还是共价键？请设计实验探究你的结论。 5 将冰醋酸投入水中同时不断搅拌，请画出在该过程中与溶质相关的微粒随时间变化趋势的示意图。（同学间交流：你为何要那样画）。

6 5题所得的最终体系有何特征？还有哪些体系（不同于电离平衡）与之相似？举例说明。 7 向50mL0.2mol/L的氯化铵溶液中逐滴加入50mL0.2mol/L的烧碱溶液（不考虑物质挥发和温度变化），请画出该过程中体系内各种离子浓度随时间变化的示意图。（同学间交流：你为何要那样画）。 8 举例说明什么是电离平衡常数？电离平衡常数的大小与哪些因素有关？研究电离平衡常数有何意义？（说出2点） 9 请填写下表理论探究：改变条件或外加少量物质对0.1mol/L的醋酸溶液的影响。加水加热加Na 加Na2O 加NaOH 加Na2CO3加HCl 醋酸钠平衡移动方向 c(H+) c(OH-) K醋酸 K W 溶液导电性 pH

高三物理一轮复习选修3-3全套学案

第1课时分子动理论内能导学目标 1.掌握分子动理论的内容，并能应用分析有关问题.2.理解温度与温标概念，会换算摄氏温度与热力学温度.3.理解内能概念，掌握影响内能的因素．一、分子动理论

1．请你通过一个日常生活中的扩散现象来说明：温度越高，分子运动越激烈． 2．请描述：当两个分子间的距离由小于r0逐渐增大，直至远大于r0时，分子间的引力如何变化？分子间的斥力如何变化？分子间引力与斥力的合力又如何变化？ [知识梳理] 1．物体是由____________组成的 (1)多数分子大小的数量级为________ m. (2)一般分子质量的数量级为________ kg. 2．分子永不停息地做无规则热运动 (1)扩散现象：相互接触的物体彼此进入对方的现象．温度越______，扩散越快． (2)布朗运动：在显微镜下看到的悬浮在液体中的__________的永不停息地无规则运动．布朗运动反映了________的无规则运动．颗粒越______，运动越明显；温度越______，运动越剧烈． 3．分子间存在着相互作用力 (1)分子间同时存在________和________，实际表现的分子力是它们的________． (2)引力和斥力都随着距离的增大而________，但斥力比引力变化得______．思考：为什么微粒越小，布朗运动越明显？二、温度和温标 [基础导引] 天气预报某地某日的最高气温是27°C，它是多少开尔文？进行低温物理的研究时，热力学温度是2.5 K，它是多少摄氏度？ [知识梳理] 1．温度温度在宏观上表示物体的________程度；在微观上是分子热运动的____________的标志． 2．两种温标 (1)比较摄氏温标和热力学温标：两种温标温度的零点不同，同一温度两种温标表示的数值________，但它们表示的温度间隔是________的，即每一度的大小相同，Δt＝ΔT. (2)关系：T＝____________. 三、物体的内能 [基础导引] 1．有甲、乙两个分子，甲分子固定不动，乙分子由无穷远处逐渐向甲靠近，直到不再靠近为止，在这整个过程中，分子势能的变化情况是() A．不断增大B．不断减小 C．先增大后减小D．先减小后增大 2．氢气和氧气的质量、温度都相同，在不计分子势能的情况下，下列说法正确的是() A．氧气的内能较大B．氢气的内能较大 C．两者的内能相等D．氢气分子的平均速率较大

(精心整理)2016年高考电离平衡集锦

1、(2016年四川高考)D 7．向1L 含0.01molNaAlO 2和0.02molNaOH 的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n(CO 2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01molc(AlO 2-)+c(OH -) B 0.01 c(Na +)>c(AlO 2-)> c(OH -)>c(CO 32-) C 0.015 c(Na +)> c(HCO 3-)>c(CO 32-)> c(OH -) D 0.03 c(Na +)> c(HCO 3-)> c(OH -)>c(H +) 2、(2016年天津高考)6 C ．室温下，用相同浓度的NaOH 溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L －1的三种酸(HA 、HB 和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是( ) A ．三种酸的电离常数关系：KHA>KHB>KHD B ．滴定至P 点时，溶液中：c(B －)>c(Na ＋)>c(HB)>c(H ＋)>c(OH － ) C ．pH=7时，三种溶液中：c(A －)=c(B －)=c(D － ) D ．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH －)－c(H ＋) 3、 (2016年新教材I 高考)D 12.298K 时，在20.0mL 0.10mol 1L -?氨水中滴入0.10mol 1L -?的盐酸，溶液的pH 与所加盐酸的体积关系如图所示。已知0.10mol 1L -?氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是

高三地理一轮复习《工业的区位因素与区位选择》学案鲁教版

学案32 工业的区位因素与区位选择 [目标定位] 1.掌握并分析影响工业生产的区位因素，理解各区位因素对工业生产的影响。2.通过对工业区位因素的分析，评价工业区位和工业布局。3.通过探讨工业生产与地理环境的关系，树立产业活动与地理环境协调发展的观念。学会结合具体工业区，分析该工业区位选择的合理性。一、主要的工业区位因素 1．主要的区位因素 (1)自然因素：包括土地、水源、①________、能源等。 (2)社会经济因素：包括②________、政策、运输、劳动力等。 2．选址原则(主要考虑经济利益) 工厂应选择在具有明显优势条件的地方，以花费最低的③________________获得最高利润。 3．主导因素决定工业区位选择类型 (1)原料导向型工业——接近④______产地。 (2)市场导向型工业——接近⑤________。 (3)⑥________导向型工业——接近火电厂或水电站。 (4)劳动力导向型工业——接近具有⑦__________________的地方。 (5)⑧______导向型工业——接近高等教育和科学技术发达地区。二、工业区位的选择 1．工业区位因素的发展变化 (1)交通和科技的进步降低了对原料、动力等区位因素的依赖程度，⑨__________对工业区位的影响逐渐加强。 (2)环境保护因素 ⑩__________日益成为工业区位选择的重要因素。 (3)政策的变化在优惠政策的影响下，用地、交通、基础设施等区位因素都会发生有利于投资办厂的变化。 (4)企业决策者的?________________，有时甚至成为主导因素。 2．环境因素对工业区位的影响

高考电离平衡和水解平衡

高考电离平衡和水解平衡【高考导航】电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。一、电离平衡和水解平衡的比较电离平衡水解平衡实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na 2S水溶液(0.1mol/L) 研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实质弱酸H++弱酸根离子弱碱OH—+阳离子离子化速率=分子化速率弱酸根+H2O弱酸+OH— 弱碱阳离子+H2O弱碱+H+ 水解速率=中和速率程度酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解能量变化吸热吸热表达式电离方程：①②多元弱酸分步电离H2S H++HS— HS—H++S2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2O HS—+OH- HS—+ H2O H2S+OH- 粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞ c(H2S) 电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L =0.5 c(Na+) 影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓度加水稀释促进电离促进水解通入H2S抑制电离生成NaHS 加入Na2S生成NaHS抑制水解二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c（H+）pH 中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH 产生氢气的量开始时的反应速率盐酸大小相等相同快小醋酸小大慢大 c（H+）c（酸）中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH 产生氢气的量开始时的反应速率盐酸相等小弱少相等大

专题3水溶液中的离子平衡学案

专题3水溶液中的离子平衡学案考情解读： 1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。 2.了解水的电离、离子积常数。 3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。 4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 5.了解难溶电解质的溶解平衡。了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。④电解质溶液中离子浓度的大小比较。⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。重点知识梳理：一、电解质 1.强、弱电解质与物质分类的关系 2.强、弱电解质与化学键的关系一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。而含弱极性键的共价化合物如 CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。

化学能与热能高三一轮复习学案

化学能与热能专题 [高考说明] 1．通过化学键的断裂和形成，能说明化学反应中能量变化的原因。 2．通过化学能与热能的相互转化，认识常见的能量转化形式及其重要应用。 3．能正确书写热化学方程式并根据盖斯定律进行有关计算。创设情境、问题定向 1．下列设备工作时，将化学能转化为热能的是( ) A B C D 硅太阳能电池锂离子电池太阳能集热器燃气灶思考：吸热反应：将能转化为能；放热反应：将能转化为能。归纳：常见的吸热反应有哪些？常见的放热反应有哪些？自主探究、合作交流任务一：探究有的反应放热、有的反应吸热的原因。 1从化学键的断裂和形成的角度（微观）：一个反应是放热还是吸热，取决于：。 2从物质本身所具有的能量来看（宏观）：一个反应是放热还是吸热，取决于：。 E反—反应物的总能量；E生—生成物的总能量； E断—断键吸收的总能量；E成—成键放出的总能量归纳：任务二：概念辨识

1．反应热的定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用反应热来表述，也称焓变。单位：用表示，为吸热反应，为放热反应。 2．燃烧热：25℃，101kPa时，。 C - S –H– 3．中和热：稀溶液中，酸与碱反应生成称中和热。（注意：反应不能有沉淀）。强酸强碱的△H= - 57.3kJ/mol ；弱酸弱碱△H - 57.3kJ/mol。 4．盖斯定律：化学反应的反应热只与有关，而与无关。也就是说：练习：已知甲醇的燃烧热数值为726.51 kJ·mol-1。下列热化学方程式书写正确的是( ) A．CH42 === CO2 + 2H2O =-726.51 kJ·mol-1 B．CH42 (g)=== CO2(g) + 2H2O(g) =-726.51 kJ·mol-1 C．2CH4O(l) + 3O2(g) === 2CO2(g) + 4H2O(l) =+1453.12 kJ·mol-1 D．CH4O(l) + 2 (g)=== CO2(g) + 2H2O(l) =-726.51 kJ·mol-1 任务三：热化学方程式书写题型1直接书写热化学方程式。归纳做题方法已知：合成氨工业中，合成塔中每生成1 mol NH3，放出46 kJ热量。工业合成氨的热化学方程式____________________________________________。题型2根据盖斯定律进行计算。归纳做题方法生物质混煤燃烧是当今能源燃烧利用的最佳方式之一，但生物质中氯含量较多，燃烧过程中会形成金属氯化物（如NaCl）和Cl2等物质，对金属炉壁造成腐蚀。 2H2O2(l) === 2H2O(l)＋O2(g) ΔH1 =－196.46 kJ·mol-1 H2(g)＋1/2O2(g) === H2O(l) ΔH2 =－285.84 kJ·mol-1 Cl2(g)＋H2(g) === 2HCl(g) ΔH3 =－184.60 kJ·mol-1 在催化剂作用下，用H2O2(l)可除去上述燃烧过程中产生的Cl2。依据上述已知反应，写出该反应的热化学方程式：。题型3 根据反应物和生成物的总能量进行计算。归纳做题方法研究大气中含硫化合物(主要是SO2和H2S)的转化具有重要意义。土壤中的微生物可将大气中H2S经两步反应氧化成SO42-，两步反应的能量变化示意图如下：

2021年高考化学二轮复习专题九水溶液中的离子平衡学案

专题九水溶液中的离子平衡 1．(2020·全国卷Ⅰ)以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L －1 的NaOH 溶液滴定20.00 mL 未知浓度的二元酸H 2A 溶液。溶液中，pH 、分布系数δ随滴加NaOH 溶液体积V NaOH 的变化关系如图所示。[比如A 2－的分布系数：δ(A 2－ )＝c （A 2－）c （H 2A ）＋c （HA －）＋c （A 2－）] 下列叙述正确的是( ) A ．曲线①代表δ(H 2A)，曲线②代表δ(HA － ) B ．H 2A 溶液的浓度为0.200 0 mol·L －1 C ．HA －的电离常数K a ＝1.0×10－2 D ．滴定终点时，溶液中c (Na ＋)<2c (A 2－)＋c (HA －) 解析：根据图象，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH 的滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH 的滴入逐渐增大，粒子的分布系数只有1个交点；当加入40 mL NaOH 溶液时，溶液的pH 在中性发生突变，且曲线②代表的粒子达到最大值接近1；没有加入NaOH 时，pH 约为1，说明H 2A 第一步完全电离，第二步部分电离，曲线①代表δ(HA －)，曲线②代表δ(A 2－)，根据反应：2NaOH ＋H 2A===Na 2A ＋2H 2O ，c (H 2A)＝0.100 0 mol·L －1，据此分析作答。A 项，根据分析，曲线①代表δ(HA －)，曲线②代表δ(A 2－)，错误；B 项，当加入40.00 mL NaOH 溶液时，溶液的pH 发生突变，说明恰好完全反应，结合分析，根据反应2NaOH ＋H 2A===Na 2A ＋2H 2O ，c (H 2A)＝0.100 0 mol·L －1，错误；C 项，根据曲线当δ(HA －)＝δ(A 2－)时溶液的pH ＝2，则HA －的电离平衡常数K a (HA － )＝c （H ＋）·c （A 2－）c （HA －）＝1×10－2，正确；D 项，用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH 范围为8.2～10，终点时溶液呈碱性，c (OH －)＞c (H ＋ )，溶液中的电荷守恒为c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (A 2－)＋c (HA －)＋c (OH －)，则c (Na ＋)＞2c (A 2－)＋c (HA －)，错误。答案：C 2．(2020·全国卷Ⅱ)二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响，其

高考化学复习离子方程式高考试题

高中化学学习材料（灿若寒星**整理制作） 2004-2008年离子方程式高考试题1．（2004年全国）下列离子方程式正确的是（） A．澄清的石灰水与稀盐酸反应Ca(OH) 2 + 2H+ === Ca2+ + 2H 2 O B．钠与水的反应Na + 2H 2O === Na+ +2OH-+ H 2 ↑ C．铜片插入硝酸银溶液中Cu + Ag+ === Cu2+ + Ag D．大理石溶于醋酸的反应CaCO 3 + 2CH 3 COOH === Ca2+ + 2CH 3 COO- +CO 2 ↑+ H 2 O 2、（2004年北京春）．下列离子方程式中，正确的是 A．硫酸亚铁溶液与过氧化氢溶液混合 Fe2++2H 2O 2 +4H+ Fe3++4H 2 O B．小苏打溶液与稀硫酸混合 CO 2 3+2H+ CO 2 ↑+H 2 O C．大理石溶解于醋酸 CaCO 3+2H+ Ca2++CO 2 ↑+H 2 O D．明矾溶液加热水解生成沉淀 Al3++3H 2O Al（OH） 3 ↓+3H+ 3、（2004年广东卷）下列离子方程式中，正确的是 A、在氯化亚铁溶液中通入氯气Fe2+ + Cl 2 ＝ Fe3+ + 2Clˉ B、三氯化铁溶液跟过量氨水反应 Fe3+ + 3NH 3?H 2 O ＝ Fe(OH) 3 ↓ + 3NH 4 + C、碳酸氢钙溶液跟稀硝酸反应 Ca(HCO 3) 2 + 2H+＝ Ca2+ + 2H 2 O + 2CO 2 ↑ D、氯气通入冷的氢氧化钠溶液中 2Cl 2 + 2OHˉ＝ 3Clˉ + ClOˉ + H 2 O 4、（2004年江苏卷）下列反应的离子方程式书写正确的是 A．硫酸铝溶液中加入过量氨水 Al3++30H—══Al(OH) 3 ↓ B．电解饱和食盐水 2Cl—+2H 2O电解H 2 ↑+C1 2 ↑+20H— C．碳酸钙与盐酸反应 CaCO 3+2H+═Ca2++CO 2 ↑ +H 2 O D．硫酸亚铁溶液中加入用硫酸酸化的过氧化氢溶液 Fe2++2H++H 2O 2 ══Fe3++2H 2 O 5、（2004上海卷）下列离子方程式中正确的是 A.硫化亚铁放入盐酸中 S2- + 2 H+→ H 2 S ↑ B.硫酸铜溶液中通入硫化氢 Cu2+ + H 2 S → CuS↓ + 2 H+ C.氯化铝溶液中加入过量氯水 Al3+ + 4NH 3?H 2 O → AlO2- + 4NH 4 + +2H 2 O D.碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液 HCO3- + OH-→ CO 32- + H 2 O 6．（2005年广东）下列反应离子方程式正确的是 A．向氯化铝溶液中加入过量氢氧化钠溶液：Al3+ + 4OH— == AlO 2— + 2H 2 O B．向苯酚钠溶液中通入二氧化碳：CO 2 + H 2 O + 2C 6 H 5 O—→2C 6 H 5 OH + CO 3 2— △

2019年第十章第45学案弱电解质的电离平衡.doc

第十章水溶液中的离子平衡学案45弱电解质的电离平衡 [ 考纲要求 ] 1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。 2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。 3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。知识点一强、弱电解质 1．电解质与非电解质 (1)电解质：在 ________里或 ________状态下能导电的 ________； (2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下 ______不能导电的 ________。 2．强电解质和弱电解质 (1)概念 (2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分________ 化合物及某些________化合物。弱电解质主要是某些 ________化合物。问题思考 1． (1) 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质导电能力强吗？ (2)能导电的物质一定是电解质吗？ 2．强电解质一定易溶于水吗？易溶于水的电解质一定是强电解质吗？ 3．电离方程式的书写 (1)强电解质用 ______，弱电解质用 ______。 (2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式： ________________________________________________________________________ ，________________________________________________________________________ 。 (3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式： ________________________________________________________________________ 。知识点二弱电解质的电离平衡 1．概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质__________ 的速率和______________的速率相等的状态。如下图所示：

高二化学第三章电离平衡学案

高二化学第三章电离平衡学案一、强弱电解质与结构的关系l、下列物质哪些属于强电解质?哪些属于弱电解质? (1)H2SO4(2)NH3H2O(3)CH3COOH(4)Ba(OH)2(5)CH3COONa(6)H2O(7) Cu(OH)2(8)K2SO4 指出上述8种物质中的化学键?由此就强弱电解质与化学键类型之间的关系，你得出什么结论? 【结论】 ________化合物和某些具有______键的____化合物(如 _______________)是强电解质。【结论】某些具有____键的_____化合物(如______等)是弱电解质。二、弱电解质的电离平衡 1、电离平衡(1)定义：在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子_____成离子的速率和离子重新____成分子的速率_____时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。注意：①达到电离平衡时，溶液中的________保持不变。②电离平衡属于 _____，平衡移动遵循___________原理。(2)特点：动：电离平衡是_____态平衡，即达到平衡时________定：外界条件不变时，电离平衡_________；变：当外界条件改变时，电离平衡发生 _____，直至_______。

2、外界条件对电离平衡的影响(1)浓度：加水稀释，电离平衡向_____方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越_____电离。 (2)温度：温度升高，电离平衡向______方向移动。【思考】弱电解质的电离平衡向右移动时，溶液中的离子浓度是否一定增大? 关键信息一、1、强电解质：(1)(4)(5)(7) 弱电解质：(2)(3)(6)(8)离子极性共价强酸、强碱和大部分盐类极性共价弱酸、弱碱和水二、1、(1)电离结合生成分子浓度和离子浓度化学平衡勒夏特列(2)动电离和离子结合成分子继续进行发生移动移动达到新的电离平衡 2、(1)电离易(2)电离不一定要点解析（名师点拨，重点、难点、热点轻松过关）一、强电解质和弱电解质 1、电解质与非电解质的判断判断化合物是电解质还是非电解质，主要看该化合物在溶于水或熔化时自身是否电离出阴、阳离子，能电离的属电解质，不能电离的属非电解质，水溶液能否导电，只能是判断是否电解质的参考因素。酸、碱、盐和离子型的氧化物一般都属于电解质。

2020届高三化学一轮复习精品教学案+分层练习电离平衡水的电离和溶液的ph值

2020届高三化学一轮复习精品教学案+分层练习电离平衡水的电离和溶液的ph值【考纲要求】 1. 从水的电离平稳去明白得水的离子积和溶液pH值的含义，把握溶液pH值跟氢离子浓度和溶液酸碱性的关系。 2.了解指示剂的变色范畴，学会用pH试纸测定溶液的pH值。 3.把握酸碱的pH值运算以及氢离子浓度和pH值的互算。 4.通过水的离子积和溶液酸碱性等内容的教学，对学生进行矛盾的对立统一、事物间的相互关系和相互制约等辨证唯物主义观点的教育。教与学方案【自学反馈】一、水的电离和水的离子积 1.水的电离和电离平稳：水是一种电解质，它能柔弱地电离，生成和离子，电离方程式为，简写为：；ΔH<0。在一定温度下，纯水电离生成的c(H+)=c(OH－)，实验测得在25°C时，c(H+)=c(OH－)= 。现在水的电离度为。 2.阻碍水的电离平稳的因素： ⑴温度：当温度升高时，水的电离平稳向方向移动，这时水中的c〔H+〕、c〔OH－〕如何变化？水的电离度。 ⑵浓度：往水中加入酸或碱，水的电离平稳的移动方向是，水的电离度将；假设往水中加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐，水的电离平稳的移动方向是，水的电离度将； 3.水的离子积：在一定温度下，水中或中c〔H+〕与c〔OH－〕的乘积是一个常数，用Kw 表示，称为水的离子积常数，温度不同，Kw不同，在25°C时，Kw= = ；当温度升高时，Kw将，比如在100°C时，K w= ，现在水的电离度为。在常温下，c〔H+〕=0.01mol/L的强酸溶液与c〔OH－〕=0.01mol/L 的强碱溶液中，Kw= ，水的电离度= 。

二、溶液的酸碱性和pH值 1.溶液的酸碱性：25°C时：中性溶液c〔H+〕=c〔OH－〕= pH= ；溶液的酸碱性与溶液pH值是否等于7 〔填有关或无关〕，与溶液中c(H+)和c(OH－)的有关。酸性溶液；碱性溶液； 2.溶液的pH值： ⑴概念：。 ⑵表达式： pH值适合于表示溶液的酸碱性，什么缘故？三、酸、碱批示剂及溶液pH值的实验测定方法 ⑴常用指示剂及变色范畴指示剂：变色范畴：甲基橙酚酞石蕊 ⑵测定溶液pH值方法：精确方法：pH计法常用方法：pH试纸法。不能先用水潮湿 pH试纸的缘故是。【例题解析】例1常温下：(1)将pH=1的HCl溶液加水稀释10倍后，溶液pH= ；稀释100倍，pH= ；稀释10n倍后，pH= 。 (2)将pH=12的NaOH溶液加水稀释10倍后，溶液pH= ；稀释100倍，pH= 稀释10n倍后，pH = 。 (3)将pH=13的强碱溶液与pH=3的强酸溶液等体积混合，所得溶液的pH= 。

高中化学高三素材高考化学专题(4)电离平衡和电化学的梳理和综合高中化学

高中化学高三素材高考化学专题（4）电离平衡和电化学的梳理和综合高中化学专题四：电离平稳和电化学的梳理和综合 [命题趋向] ?考试大纲?中对这部分内容的要求能够总结成如下几条：〔1〕明白得盐类水解的原理．了解盐溶液的酸碱性。明白得阻碍弱电解质电离平稳的因素。明白得弱电解质的电离跟盐的水解的内在联系，能依照这种联结关系进行辩证分析。〔2〕能用电离原理、盐类水解原理分析比较溶液的酸碱性强弱，判定溶液中某些离子间浓度大小，解决一些实际咨询题。〔3〕明白得原电池原理及构成原电池的条件。明白得原电池反应和一样氧化还原反应的异同。能分析常见化学电源的化学原理。〔4〕明白得化学腐蚀和电化腐蚀、析氢腐蚀和吸氧腐蚀的异同。了解生产实际中常见的金属防腐方法的化学原理和金属防腐的一样方法。〔5〕明白得电解的差不多原理。记住电解反应中常见离子在阴、阳极的放电顺序。阳极上失电子顺序为……Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-；阴极上得电子顺序为O2> Cl2> Br2> I2> S> Ag+> Hg2+> Cu2+> (H+)> Pb2+> Fe2+> Zn2+> Al3+>…… 〔6〕电解原理的应用：氯碱工业、冶炼铝、电镀、精炼铜等。近几年考查这方面内容的试题在高考所占的比例较大，在理科综合试题每年都会2-3道选题、一道大题，在化学单科试题也常会有大题显现。 [知识体系和复习重点] 1．本章内容的核心是实质是化学平稳移动原理的具体应用，电离平稳、水解平稳、原电池反应、电解反应中都涉及到化学平稳移动原理。下表列举了这部分内容中的跟平稳移动有关的一些实例：表：化学平稳与其它各类平稳的关系知识内容与化学平稳之间的联系弱电解质的电离电离平稳实质上确实是一种化学平稳，能够用化学平稳移动原理对弱电解质的电离平稳作定性的、或定量的分析。依照电离度大小可比较弱电解质相对强弱，依照相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。水的电离水是一种专门弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。K w=[OH-][H+]是水的电离平稳的定量表现，H+、OH-浓度能够用那个关系进行换算。盐类水解盐类水解〔如F- + H 2O HF + OH-〕实质上可看成是两个电离平稳移动的综合结果：①水的电离平稳向正方向移动〔H 2O H++OH-〕，②另一种弱电解质的电离平稳向逆方向移动〔HF F-+H+〕。也能够看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。中和滴定水的电离程度专门小，H++OH-=H2O的反应程度专门大，因此能够利用那个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。

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