高三化學(xué)寒假作業(yè)及答案（第三章水溶液中的離子平衡）
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[考綱解讀] 1.了解電解質(zhì)的概念;了解強、弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4.了解電離平衡常數(shù)。
考點一 強、弱電解質(zhì)
1.電解質(zhì)與非電解質(zhì)
(1)電解質(zhì)：在__________里或________狀態(tài)下能導(dǎo)電的__________。
(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下____不能導(dǎo)電的____________。
2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
(1)概念
電解質(zhì)在水溶液里
(2)與化合物類型的關(guān)系
強電解質(zhì)主要是大部分________化合物及某些________化合物。弱電解質(zhì)主要是某些________化合物。
3.電離方程式的書寫
(1)強電解質(zhì)用______，弱電解質(zhì)用________。
(2)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步，如碳酸電離方程式：____________________________________________________________。
(3)多元弱堿電離方程式一步寫成，如氫氧化鐵電離方程式：_______________________。
(4)酸式鹽
①強酸的酸式鹽完全電離。例如：NaHSO4===_____________________。
②弱酸的酸式鹽中酸式根不能完全電離。例如：NaHCO3===__________、__________________。
(5)Al(OH)3存在酸式與堿式電離兩種形式：
__________________ Al(OH)3?? ______________
酸式電離堿式電離
考點二 弱電解質(zhì)的電離平衡
1.電離平衡的建立
弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下(溫度、濃度)，弱電解質(zhì)____________的速率和______________的速率相等的狀態(tài)。如右圖所示：
2.特征：_____________________________________
3.外界條件對電離平衡的影響
(1)內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。
(2)外因：
①溫度：升高溫度，電離平衡向________方向移動，電離程度________，原因是電離過程________。
②濃度：加水稀釋，使弱電解質(zhì)的濃度減小，電離平衡向________的方向移動，電離程度________。
③同離子效應(yīng)：例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體，溶液中c(CH3COO-)________，CH3COOH的電離平衡向____(填左或右)移動，電離程度________，c(H+)________，pH值________。
考點三 電離平衡常數(shù)
1.對一元弱酸HA：HA H++A- Ka=____________________。
對一元弱堿BOH：BOH B++OH- Kb=______________________。
2.特點
(1)電離平衡常數(shù)只與_____ ___有關(guān)，升溫，K值________。
(2)多元弱酸的各級電離平衡常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1Ka2Ka3，其酸性主要決定于第一步電離。
(3)意義：K越大—越易電離—酸(堿)性越強
高考題組一 強弱電解質(zhì)
1.等濃度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它們的pH由小到大排列正確的是 ()
A.④②③① B.③①②④ C.①②③④ D.①③②④
2.已知室溫時，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是 ()
A.該溶液的pH=4 B.升高溫度，溶液的pH增大
C.此酸的電離平衡常數(shù)約為110-7 D.由HA電離出的c(H+)約為水電離的c(H+)的106倍
3.下列敘述正確的是 ()
A.將稀氨水逐滴加入稀硫酸中，當(dāng)溶液pH=7時，c(SO2-4)c(NH+4)
B.兩種醋酸溶液的物質(zhì)的量濃度分別為c1和c2，pH分別為a和a+1，則c1=10c2
C.pH=11的NaOH溶液與pH=3的醋酸溶液等體積混合，滴入石蕊溶液呈紅色
D.向0.1 molL-1的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中c(OH-)c(NH3H2O)增大
4.相同體積、相同pH的某一元強酸溶液①和某一元中強酸溶液②分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是 ()
5.電導(dǎo)率是衡量電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力大小的物理量，根據(jù)溶液電導(dǎo)率變化可以確定滴定反應(yīng)的終點。右圖是用KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是()
高考題組二 弱電解質(zhì)的電離平衡
6.判斷下列說法是否正確，正確的劃，錯誤的劃
(1)0.1 molL-1 CH3COOH溶液的pH1，(原因是)CH3COOH?? CH3COO-+H+()
(2010北京理綜，10A)
(2)由0.1 molL-1一元堿BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH===B++OH-()
(2010福建理綜，10C)
(3)醋酸在醋酸鈉溶液中電離的程度大于在純水中電離的程度 ()(2010大綱全國卷Ⅱ，8C)
(4)某醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則ab ()(2010大綱Ⅰ，9A)
7.將濃度為0.1 molL-1 HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是 ()
A.c(H+) B.Ka(HF) C.c(F-)c(H+) D.c(H+)c(HF)
8.常溫下0.1 molL-1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a+1)的措施是 ( )
A.將溶液稀釋到原體積的10倍 B.加入適量的醋酸鈉固體
C.加入等體積0.2 molL-1鹽酸 D.提高溶液的溫度
9.室溫下向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是()
A.溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少 B.溶液中c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)不變
C.醋酸的電離程度增大，c(H+)亦增大 D.再加10 mL pH=11的NaOH溶液，混合液pH=7
10. pH=2的兩種一元酸x和y，體積
均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如右圖所示。分別滴加NaOH溶液(c=0.1 molL-1)至pH=7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則 ()
A.x為弱酸，VxVy C.y為弱酸，VxVy
答案
考點一1.(1)水溶液 熔融 化合物 (2)都 化合物2.(1)全部 強酸 強堿 大多數(shù)鹽 部分 弱酸 弱堿 水 (2)離子 共價 共價
3.(1)=== ?? (2)H2CO3 H++HCO-3，HCO-3 H++CO2-3
(3)Fe(OH)3 Fe3++3OH- (4)①Na++H++SO2-4 ②Na++HCO-3 ;HCO-3 H++CO2-3 (5)H++AlO-2+H2O Al3++3OH-
考點二 1.電離成離子 離子結(jié)合成分子 2.=
3.(2)①電離 增大 吸熱 ②電離 增大 ③增大 左 減小 減小 增大
考點三 1.c(H+)c(A-)c(HA) c(B+)c(OH-)c(BOH) 2.(1)溫度 增大
真題重組規(guī)范集訓(xùn)
1.D 2.B 3.C 4.C 5.D 6.(1) (2) (3) (4) 7.D 8.B 9.B 10.C
第2講 水的電離和溶液的pH
[考綱解讀] 1.了解水的電離、離子積常數(shù)、影響水電離平衡的因素。2.了解溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。3.能進行pH的簡單計算。4.了解測定溶液pH的方法(強酸、強堿)。
考點一 水的電離
1.電離方程式：水是一種______的電解質(zhì)，H2O+H2O?__________，簡寫為__________________。
2.水的離子積常數(shù)
(1)符號：__________。(2)公式：Kw=______________，25 ℃時Kw=_______________。
3.影響Kw大小的因素
(1)水的電離過程是個________的過程，故溫度升高，H2O的Kw________。
(2)水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于稀的____________水溶液，只要________不變，Kw就不變。
4.影響水的電離平衡的因素
(1)酸、堿均可________水的電離; (2)升高溫度可________水的電離;
(3)易水解的鹽均可________水的電離; (4)活潑金屬(Na)可________水的電離。
考點二 溶液的酸堿性與pH
1.溶液的酸堿性：溶液的酸堿性是由溶液中c(H+)與c(OH-)的相對大小決定的：
(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-)，溶液呈堿性。
2.pH：(1)計算公式：pH=____________。 (2)適用范圍：________。
(3)表示意義：表示溶液酸堿性的強弱，pH越____，酸性越強;pH越____，堿性越強。
3.pH試紙的使用
(1)方法：把一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙的中央，試紙變色后，與__________比較來確定溶液的pH。
(2)注意：pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則將可能產(chǎn)生誤差(相當(dāng)于對測定溶液的稀釋)。
4.常溫下，溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)和pH的關(guān)系
溶液的酸堿性 c(H+) (molL-1) c(OH-) (molL-1) pH Kw(25 ℃)
中性溶液 __110-7 __110-7 __7 110-14
酸性溶液m] __110-7 __110-7[來源:學(xué) __7
考點三 酸堿中和滴定
1.實驗原理
利用________反應(yīng)，用已知濃度____(或____)來測定未知濃度的____(或____)的實驗方法。
2.實驗用品
(1)儀器
________滴定管[如圖(A)]、________滴定管、滴定管夾、鐵架臺、__________。
(2)試劑：標(biāo)準液、待測液、指示劑、蒸餾水。
(3)滴定管的使用
①酸性、氧化性的試劑一般用滴定管，因為酸和氧化性物質(zhì)易。
②堿性的試劑一般用滴定管，因為堿性物質(zhì)易 ，致使無法打開。
3.實驗操作 (以標(biāo)準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)
(1)滴定前的準備
①滴定管：________洗滌________裝液調(diào)液面記錄。
②錐形瓶：注堿液記讀數(shù)加指示劑。
(2)滴定(見右圖)
(3)終點判斷：等到滴入最后一滴標(biāo)準液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi) 原來的顏色，視為滴定終點并記錄標(biāo)準液的體積。
(4)數(shù)據(jù)處理：按上述操作重復(fù) 次，求出用去標(biāo)準鹽酸體積的平均值，
根據(jù)c(NaOH)= 計算。
高考題組一 水的電離及水的離子積
1.判斷下列說法是否正確，正確的劃，錯誤的劃
(1)25 ℃時NH4Cl溶液的Kw大于100 ℃時NaCl溶液的Kw ()
(2)4 ℃時，純水的pH=7 ()
(3)由水電離的c(H+)=110-14molL-1的溶液中：Ca2+、K+、Cl-、HCO-3能大量共存()
2.常溫下，某溶液中由水電離的c(H+)=110-13 molL-1，該溶液可能是()
①二氧化硫水溶液 ②氯化銨水溶液 ③硝酸鈉水溶液 ④氫氧化鈉水溶液
A.①④ B.①② C.②③ D.③④
3. 25 ℃時，在等體積的①pH=0的H2SO4溶液、②0.05 molL-1的Ba(OH)2溶液、③pH=10的Na2S溶液、④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()
A.1∶10∶1010∶109 B.1∶5∶5109∶5108 C.1∶20∶1010∶109 D.1∶10∶104∶109
高考題組二 溶液的酸堿性與pH的計算
4.判斷下列說法是否正確，正確的劃，錯誤的劃
(1)100 ℃時，將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性() (2)25 ℃時，某物質(zhì)的溶液pH7，則該物質(zhì)一定是酸或強酸弱堿鹽 ()
(3)25 ℃時，pH=4.5的番茄汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶中c(H+)的100倍 ()
5.常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關(guān)于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是 ()
①b不可能顯堿性 ②a可能顯酸性或堿性 ③a不可能顯酸性 ④b可能顯堿性或酸性
A.①② B.③④ C.①③ D.②④
6.常溫下，將0.1 molL-1氫氧化鈉溶液與0.06 molL-1硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于 ()
A.1.7 B.2.0 C.12.0 D.12.4
7.下列敘述正確的是 ()
A.某醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH=b，則ab
B.在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH7
C.1.010-3 molL-1鹽酸的pH=3.0,1.010-8 molL-1鹽酸的pH=8.0
D.若1 mL pH=1的鹽酸與100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH=7，則NaOH溶液的pH=11
8.室溫下，將1.000 molL-1鹽酸滴入20.00 mL 1.000 molL-1氨水中，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積變化曲線如下圖所示。下列有關(guān)說法正確的是 ()
A.a點由水電離出的c(H+)=1.010-14 molL-1
B.b點：c(NH+4)+c(NH3H2O)=c(Cl-)
C.c點：c(Cl-)=c(NH+4)
D.d點后，溶液溫度略下降的主要原因是NH3H2O電離吸熱
9.用0.10 molL-1的鹽酸滴定0.10 molL-1的氨水，滴定過程中不可能出現(xiàn)的結(jié)果是 ()
A.c(NH+4)c(Cl-)，c(OH-)c(H+) B.c(NH+4)=c(Cl-)，c(OH-)=c(H+)
C.c(Cl-)c(NH+4)，c(OH-)c(H+) D.c(Cl-)c(NH+4)，c(H+)c(OH-)
答案
考點一1.極弱 H3O++OH- H2O H++OH- 2.(1)Kw (2)c(H+)c(OH-) 110-14
3.(1)吸熱 增大 (2)電解質(zhì) 溫度 4.(1)抑制 (2)促進 (3)促進 (4)促進
考點二 1.(1) (2)= (3) 2.(1)-lgc(H+) (2)0～14 (3)小 大 3.(1)標(biāo)準比色卡
4.= = =
考點三 1.酸堿中和 酸 堿 堿 酸 (1)標(biāo)準液的體積 (2)滴定終點
2.(1)酸式 堿式 錐形瓶 (3)①酸式 腐蝕橡膠管 ②堿式 腐蝕玻璃 活塞
3.(1)①查漏 潤洗 (3)不恢復(fù) (4)二至三 c(HCl)V(HCl)V(NaOH)
真題重組規(guī)范集訓(xùn)
1.(1) (2) (3) 2.A 3.A 4.(1) (2) (3) 5.A 6.B 7.D 8.C 9.C
第3講 鹽類的水解
[考綱解讀] 1.理解鹽類水解的實質(zhì)、過程、一般規(guī)律。2.了解影響鹽類水解平衡的條件。3.了解鹽類水解對水電離的影響。4.學(xué)會鹽類水解離子方程式的書寫。5.了解鹽類水解的應(yīng)用。
考點一 鹽類的水解及其規(guī)律
1.定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟__________________結(jié)合生成__________的反應(yīng)。
2.實質(zhì)
鹽電離—弱酸的陰離子—結(jié)合 弱堿的陽離子—結(jié)合 —
破壞了____________—水的電離程度____—c(H+)c(OH-)—溶液呈堿性、酸性或中性。
3.特點
可逆水解反應(yīng)是反應(yīng)吸熱水解反應(yīng)是反應(yīng)的逆反應(yīng)微弱水解反應(yīng)程度很微弱
4.規(guī)律
有弱才水解，越弱越水解;誰強顯誰性，同強顯中性。
鹽的類型 實例 是否水解 水解的離子 溶液的酸堿性 溶液的pH
強酸強堿鹽 NaCl、KNO3
強酸弱堿鹽 NH4Cl、Cu(NO3)2
弱酸強堿鹽 CH3COONa、Na2CO3
考點二 水解的離子方程式的書寫
1.書寫形式
在書寫鹽類水解方程式時一般要用______號連接，產(chǎn)物不標(biāo)或，其一般形式為：鹽+水 酸+堿，用離子方程式表示為：鹽中的弱離子+水?_____。
2.書寫規(guī)律
(1)一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，如果產(chǎn)物易分解(如NH3H2O、H2CO3)也不寫成其分解產(chǎn)物的形式，如：NH4Cl的水解離子方程式：_________________________。
(2)多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3的水解離子方程式： _____________________________________________。
(3)多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式：__________。
(4)水解分別是酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大，書寫時要用===、、等，如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應(yīng)離子方程式：_______________。
考點三 鹽類水解的影響因素
1.內(nèi)因：酸或堿越弱，其對應(yīng)的弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度____，溶液的堿性或酸性____。
2.外因
因素 水解平衡 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度
溫度 升高
濃度 增大
減小(即稀釋)
外加
酸堿 酸 弱酸根離子的水解程度____，弱堿陽離子的水解程度____
堿 弱酸根離子的水解程度____，弱堿陽離子的水解程度____
高考題組一 鹽類水解的原理及水解的離子方程式
1.判斷下列說法是否正確，正確的劃，錯誤的劃
(1)向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液變紅： (原因是)CO2-3+H2O HCO-3+OH- ()(2010北京理綜，10D)
(2)某物質(zhì)的溶液pH7，則該物質(zhì)一定是酸或強酸弱堿鹽 ()(2010天津理綜，4A)
(3)由0.1 molL-1一元酸HA溶液的pH=3，可推知NaA溶液存在A-+H2O=HA+OH-()
(4)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH7 () (5)0.1 molL-1的碳酸鈉溶液的pH大于0.1 molL-1的醋酸鈉溶液的pH ()(2010上海，14C)
2.下列離子方程式中，屬于水解反應(yīng)的是 ()
A.HCOOH+H2O HCOO-+H3O+ B.CO2+H2O HCO-3+H+
C.CO2-3+H2O HCO-3+OH- D.HS-+H2O S2-+H3O+
高考題組二 離子濃度大小比較
3.對于0.1 molL-1 Na2SO3溶液，正確的是 ()
A.升高溫度，溶液pH降低
B.c(Na+)=2c(SO2-3)+c(HSO-3)+c(H2SO3)
C.c(Na+)+c(H+)=2c(SO2-3)+2c(HSO-3)+c(OH-)
D.加入少量NaOH固體，c(SO2-3)與c(Na+)均增大
4.室溫時，將濃度和體積分別為c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列關(guān)于該混合溶液的敘述錯誤的是 ()
A.若pH7，則一定是c1V1=c2V2
B.在任何情況下都是c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
C.當(dāng)pH=7時，若V1=V2，則一定是c2c1
D.若V1=V2，c1=c2，則c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+)
5. HA為酸性略強于醋酸的一元弱酸，在0.1 molL-1 NaA溶液中，離子濃度關(guān)系正確的是 ()
A.c(Na+)c(A-)c(H+)c(OH-) B.c(Na+)c(OH-)c(A-)c(H+)
C.c(Na+)+ c(OH-)=c(A-)+c(H+) D.c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)
6.常溫下，用0.1000 molL-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 molL-1 CH3COOH溶液所得滴定曲線如右圖。下列說法正確的是 ()
A.點①所示溶液中：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
B.點②所示溶液中：c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
C.點③所示溶液中：c(Na+)c(OH-)c(CH3COO-)c(H+)
D.滴定過程中可能出現(xiàn)：c(CH3COOH)c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-)
7.某酸性溶液中只有Na+、CH3COO-、H+、OH-四種離子。則下列描述正確的是()
A.該溶液由pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合而成
B.該溶液由等物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C.加入適量NaOH，溶液中離子濃度為c(CH3COO-)c(Na+)c(OH-)c(H+)
D.加入適量氨水，c(CH3COO-)一定大于c(Na+)、c(NH+4)之和
8.下列濃度關(guān)系正確的是 ()
A.氯水中：c(Cl2)=2[c(ClO-)+c(Cl-)+c(HClO)]
B. 氯水中：c(Cl-)c(H+)c(OH-)c(ClO-)
C.等體積等濃度的氫氧化鈉與醋酸混合：c(Na+)=c(CH3COO-)
D.Na2CO3溶液中：c(Na+)c(CO2-3)c(OH-)c(HCO-3)c(H+)
9.已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1 molL-1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是 ()
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+)
高考題組三 鹽類水解的應(yīng)用
10.對滴有酚酞試液的下列溶液，操作后顏色變深的是 ( )
A.明礬溶液加熱 B.CH3COONa溶液加熱
C.氨水中加入少量NH4Cl固體 D.小蘇打溶液中加入少量NaCl固體
11.有4種混合溶液，分別由等體積0.1 molL-1的2種溶液混合而成：①CH3COONa與HCl;②CH3COONa與NaOH;③CH3COONa與NaCl;
④CH3COONa與NaHCO3。下列各項排序正確的是 ()
A.pH：②④① B.c(CH3COO-)：②③①
C.溶液中c(H+)：①②④ D.c(CH3COOH)：①③②
12.物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液，pH由大到小排列正確的是 ()
A.Ba(OH)2、Na2SO3、FeCl3、KCl B.Na2SiO3、Na2CO3、KNO3、NH4Cl
C.NH3H2O、H3PO4、Na2SO4 、H2SO4 D.NaHCO3、C6H5COOH、C2H5OH、HCl
13.向三份0.1 molL-1 CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固體(忽略溶液體積變化)，則CH3COO-濃度的變化依次為 ()
A.減小、增大、減小 B.增大、減小、減小
C.減小、增大、增大 D.增大、減小、增大
答案
考點一1.水電離產(chǎn)生的H+或OH- 弱電解質(zhì) 2.H+ O H- 水的電離平衡 增大
3.可逆 酸堿中和 4.否 中性 pH=7 是 NH+4、Cu2+ 酸性 pH7 是 CH3COO-、CO2-3 堿性 pH7
考點二1.弱酸(或弱堿)+OH-(或H+) 2.(1)NH+4+H2O NH3H2O+H+
(2)CO2-3+H2O HCO-3+OH- (3)Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
(4)Al3++3HCO-3===Al(OH)3+3CO2
考點三1.越大 越強 2.右移 增大 增大 右移 減小 增大 右移 增大 減小 增大 減小 減小 增大
真題重組規(guī)范集訓(xùn)1.(1) (2) (3) (4) (5) 2.C 3.D 4.A 5.D 6.D 7.A 8.D 9.A 10.B 11.B 12.B 13.A
第4講 難溶電解質(zhì)的溶解平衡
[考綱解讀] 1.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。2.了解難溶電解質(zhì)的沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。
考點一 溶解平衡和溶度積常數(shù)
1.沉淀溶解平衡的概念：在一定溫度下，當(dāng)難溶強電解質(zhì)溶于水形成 時， 速率和 速率相等的狀態(tài)。
2.溶解平衡的建立
(1)v溶解 v沉淀，固體溶解 (2)v溶解 v沉淀，溶解平衡 (3)v溶解 v沉淀，析出晶體
3.溶解平衡的特點
4.電解質(zhì)在水中的溶解度
20 ℃時，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：
5.溶度積和離子積
以AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)為例：
溶度積 離子積
概念 的平衡常數(shù) 溶液中有關(guān)離子 冪的乘積
符號 Ksp Qc
表達式 Ksp(AmBn)=
，式中的濃度都是平衡濃度 Qc(AmBn)=
，式中的濃度是任意濃度
應(yīng)用 判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解
①Q(mào)cKsp：溶液過飽和，有沉淀析出
②Qc=Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)
③Qc
6.Ksp的影響因素
(1)內(nèi)因：難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是主要決定因素。
(2)外因
①濃度：加水稀釋，平衡向 方向移動，但Ksp 。
②溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是 過程，升高溫度，平衡向 方向移動，Ksp 。
③其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶物質(zhì)或更難電離物質(zhì)或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。
考點二 沉淀溶解平衡的應(yīng)用
1.沉淀的生成
(1)調(diào)節(jié)pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至7～8，離子方程式為 。
(2)沉淀劑法：如用H2S沉淀Cu2+，離子方程式為 。
2.沉淀的溶解
(1)酸溶解法：如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為 。
(2)鹽溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為 。
(3)氧化還原溶解法：如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。
(4)配位溶解法：如AgCl溶于氨水，離子方程式為 。
3.沉淀的轉(zhuǎn)化
(1)實質(zhì)： 的移動(沉淀的溶解度差別 ，越容易轉(zhuǎn)化)。
(2)應(yīng)用：鍋爐除垢、礦物轉(zhuǎn)化等。
高考題組一 溶解平衡與溶度積常數(shù)
1.某溫度下，F(xiàn)e(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤簆H，金屬陽離子濃度的變化如圖所示。據(jù)圖分析，下列判斷錯誤的是()
A.Ksp[Fe(OH)3]
B.加適量NH4Cl固體可使溶液由a點變到b點
C.c、d兩點代表的溶液中c(H+)與c(OH-)乘積相等
D.Fe(OH)3、Cu(OH)2分別在b、c兩點代表的溶液中達到飽和
2.已知：25 ℃時，Ksp[Mg(OH)2]=5.6110-12，Ksp[MgF2]=7.4210-11 。下列說法正確的是 ()
A.25 ℃時，飽和Mg(OH)2溶液與飽和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大
B.25 ℃時，在Mg(OH)2的懸濁液中加入少量的NH4Cl固體，c(Mg2+)增大
C.25 ℃時，Mg(OH)2固體在20 mL 0.01 molL-1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 molL-1 NH4Cl溶液中的Ksp小
D.25 ℃時，在Mg(OH)2的懸濁液中加入NaF溶液后， Mg(OH)2不可能轉(zhuǎn)化為MgF2
3.已知Ag2SO4的Ksp為2.010-5，將適量Ag2SO4固體溶于100 mL水中至剛好飽和，該過程中Ag+和SO2-4濃度隨時間變化關(guān)系如右圖[飽和Ag2SO4溶液中c(Ag+)=0.034 molL-1]。若t1時刻在上述體系中加入100 mL 0.020 molL-1 Na2SO4溶液，下列示意圖中，能正確表示t1時刻后Ag+和SO2-4濃度隨時間變化關(guān)系的是 ()
高考題組二 溶解平衡的應(yīng)用
4.判斷下列說法是否正確，正確的劃，錯誤的劃
(1)常溫下，向飽和Na2CO3溶液中加少量BaSO4粉末，過濾，向洗凈的沉淀中加稀鹽酸，有氣泡產(chǎn)生，說明常溫下，Ksp(BaCO3)
(2)AgCl在同濃度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同( )
5.海水中含有豐富的鎂資源。某同學(xué)設(shè)計了從模擬海水中制備MgO的實驗方案：
模擬海水中的離子濃度/molL-1 Na+ Mg2+ Ca2+ Cl- HCO-3
0.439 0.050 0.011 0.560 0.001
注：溶液中某種離子的濃度小于1.010-5 molL-1，可認為該離子不存在;
實驗過程中，假設(shè)溶液體積不變。Ksp(CaCO3)=4.9610-9 Ksp(MgCO3)=6.8210-6
Ksp[Ca(OH)2]=4.6810-6 Ksp[Mg(OH)2]=5.6110-12
下列說法正確的是 ()
A.沉淀物X為CaCO3
B.濾液M中存在Mg2+，不存在Ca2+
C.濾液N中存在Mg2+、Ca2+
D.步驟②中若改為加入4.2 g NaOH固體，沉淀物Y為Ca(OH)2和Mg(OH)2的混合物
6.已知：Ksp(AgCl)=1.810-10，Ksp(AgI)=1.510-16，Ksp(Ag2CrO4)=2.010-12，則下列難溶鹽的飽和溶液中，Ag+濃度大小順序正確的是 ()
A.AgClAg2CrO4 B.AgClAg2CrO4AgI C.Ag2CrO4AgI D.Ag2CrO4AgCl
7.下列化學(xué)實驗事實及其解釋都正確的是()
A.向碘水中滴加CCl4，振蕩靜置后分層，CCl4層呈紫紅色，說明可用CCl4從碘水中萃取碘
B.向SO2水溶液中滴加鹽酸酸化的BaCl2溶液，有白色沉淀生成，說明BaSO3難溶于鹽酸
C.向0.1 molL-1 FeSO4溶液中滴加少量酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液褪色，說明Fe2+有氧化性
D.向2.0 mL濃度均為0.1 molL-1的KCl、KI混合溶液中滴加1～2滴0.01 molL-1 AgNO3溶液，振蕩，沉淀呈黃色，說明AgCl的Ksp比AgI的Ksp小
8.預(yù)氨化過程中有Mg(OH)2沉淀生成，已知常溫下Mg(OH)2的Ksp=1.810-11，若溶液中c(OH-)=3.010-6 molL-1，則溶液中c(Mg2+)=______。
第4講答案
考點一1.飽和溶液 溶解 生成沉淀 2.? == ? 3.==
4.難溶 微溶 可溶 易溶 5. 沉淀溶解 濃度 cm(An+)cn(Bm-) cm(An+)cn(Bm-)
6.①溶解 不變 ② 吸熱 溶解 增大
考點二1.(1)Fe3++3NH3H2O===Fe(OH)3+3NH+4 (2)H2S+Cu2+===CuS+2H+
2.(1)CaCO3+2H+=== Ca2++H2O+CO2 (2)Mg(OH)2+2NH+4===Mg2++2NH3H2O
(4)AgCl+2NH3H2O===[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O 3.(1)沉淀溶解平衡 越大
真題重組規(guī)范集訓(xùn)1.B 2.B 3.B 4.(1) (2) 5.A 6.C 7.A 8.2.0 molL-1
高三化學(xué)寒假作業(yè)及答案（第三章水溶液中的離子平衡）就為大家整理到這里了，希望能幫助到大家!
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