高中化學選修4第三章水溶液中的離子平衡知識點和題型總結(共18頁)

1、精選優(yōu)質文檔-傾情為你奉上水溶液中的離子平衡§1 知識要點一、弱電解質的電離 1、定義：電解質、非電解質 ；強電解質 、弱電解質 物質單質化合物電解質非電解質：大多數非金屬氧化物和有機物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質：強酸、強堿、絕大多數金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質：弱酸、弱堿和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物 下列說法中正確的是（ ） A、能溶于水的鹽是強電解質，不溶于水的鹽是非電解質； B、強電解質溶液中不存在溶質分子；弱電解質溶液中必存在溶質分子； C、在熔融狀

2、態(tài)下能導電的化合物一定是離子化合物，也一定是強電解質； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導電，故兩者均是電解質。2、電解質與非電解質本質區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）電解質離子化合物或共價化合物 非電解質共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導電 下列說法中錯誤的是（ ）A、非電解質一定是共價化合物；離子化合物一定是強電解質；B、強電解質的水溶液一定能導電；非電解質的水溶液一定不導電；C、濃度相同時，強電解質的水溶液的導電性一定比弱電解質強；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導電性相同。3、強電解質與弱電質的本質區(qū)別：在

3、水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 注意：電解質、非電解質都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）4、強弱電解質通過實驗進行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導電性對比實驗； （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）測NaAc溶液的pH值； （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2（5）將物質的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的

4、體積大于10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應產生氣體的速率最佳的方法是 和 ；最難以實現的是 ，說明理由 。（提示：實驗室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？ ）5、強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質的量濃度相同時，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同時，溶液的濃度CHACHB(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數后，pHHApHHB物質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 ；體積相同時分別與同種NaOH

5、溶液反應，消耗NaOH溶液的體積大小關系為 。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質的量濃度最小的是 ，最大的是 ；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液的體積大小關系為 。甲酸和乙酸都是弱酸，當它們的濃度均為0.10mol/L時，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的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；試推測丙酸的酸性比乙酸強還是弱 。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 = H+·OH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+&

6、#183;OH- = 10-14注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進） 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、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= -lgH+ 注意：酸性

7、溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。已知100時，水的KW=1×10-12，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中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的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數即可。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；只能讀取整數值或范圍 用濕潤的pH試紙測某稀溶液的

8、pH，所測結果 （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5紅色58紫色8藍色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8無色810淺紅10紅色試根據上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：強酸滴定強堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；強堿滴定強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 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子數相加除以總體積，再求其它）H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-

9、混：將兩種酸中的OH離子數相加除以總體積，再求其它）OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- =H2O計算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求OH-混，再求其它） 注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！ 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12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（0

10、.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為76、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。 pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?

11、；pH=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為 ，若使其pH變?yōu)?，應稀釋的倍數應 （填不等號）100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為 。五、“酸、堿恰好完全反應”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應（現金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和（現金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（

12、無弱者，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，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯誤的是A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7六、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，無弱不水解，越弱越水解；誰強顯誰性，兩弱相促進，兩強不水

13、解。多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性強弱比較：A、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進行記憶。如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）B、飽和一元脂肪酸的碳原子數越小，酸性越強（如HCOOH>CH3COOH）C、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為中強酸；HClO4為最強含氧酸等。（1）下列物質不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）濃

14、度相同時，下列溶液性質的比較錯誤的是（ ） 酸性：H2S>H2Se 堿性：Na2S>NaHS 堿性：HCOONa>CH3COONa 水的電離程度：NaAc<NaAlO2 溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO2、鹽類水解的特點：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱下列說法錯誤的是：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能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進醋酸的電離。3、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越

15、大 （水解吸熱）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解） Na2CO3溶液呈堿性原原因用方程式表示為 ；能減少Na2CO3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 ，

16、并指示溶液中H3PO4、HPO42-與H2PO4-的大小關系 。5、雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進過程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Ac + H2O HAc + OH-兩個水解反應生成的H+和OH反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均減少，平衡均右移。 （2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特

17、點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”并標“”，其離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 寫出Al3+與CO32-、HCO3-在水溶液中反應的離子方程式： ， ；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（用硫酸鋁和小蘇打為原料，雙水解）FeCl3溶液止血劑（血漿為膠體，電解質溶液使膠體凝聚）

18、明礬凈水（Al3+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）NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹）判斷溶液酸堿性（強者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判斷離子共存（雙水解的離子產生沉淀和氣體的不能大量共存）配制鹽溶液（加對應的酸防止水解）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+ + S2-例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱

19、堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+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 H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42-C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-八、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系： 電荷守恒（電荷數前移）:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和物料守恒(原子個數前移): 某原子的總

20、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 質子守恒(得失H+個數前移):： 得質子后形成的微粒濃度·得質子數 = 失質子后形成的微粒濃度·失質子數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弱規(guī)律：中?；瘜W常見的有三對等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性掌握其處理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0

21、.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則溶液呈酸性，CH3COOH 的電離CH3COONa的水解，HAc<0.1mol/L，Ac->0.1mol/L. （因為NaAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當作“只HAc電離，而NaAc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、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。生成難溶電解質的反應為完全反應，用“=”。 （2）反應后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應為完全反應，用“=”。如酸堿中和時H+降至10-7mol

22、/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于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：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)標明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2-3、沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2

23、）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：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（較少見）4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。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，對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉化： 溶液中的沉淀反應總是向著離子濃度減少的方向進行，簡而言之，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）對于Ag2S(s) 2Ag+ + S2-

24、，其Ksp的表達式為 。 （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小；一般地，物質的溶解度隨溫度的升高而增加，故物質的溶解大多是吸熱的；對于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 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(OH)2? 。 §2 方法、歸納和技巧一、酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱的聯(lián)系與區(qū)別酸的酸性強弱是指酸電離出H+的難易（越易電離出H+

25、，酸的酸性越強）；溶液酸性的強弱是指溶液中H+的相對大?。℉+濃度越大，溶液的酸性越強）。溶液的酸性可能是由酸電離產生的H+而引起的，也可能是由強酸弱堿鹽水解而引起的。下列說法中錯誤的是 A、強酸溶液的導電性一定比弱酸的強； B、酸越難以電離出質子，其對應的酸根離子就越易水解；C、溶液的酸性越強，則溶液中的H+越大，水的電離程度就越小；D、在水中完全電離的酸一定是強酸，但強酸的水溶液的酸性不一定強。二、溶液的導電性與電解質強弱的聯(lián)系與區(qū)別溶液的導電性僅與溶液中的離子濃度及離子所帶電荷數的多少相關。電荷數相同時，離子濃度越大，導電性越強；離子濃度相同時，離子所帶電荷數越多，溶液導電性越強；電解質

26、溶液導電的同時一定發(fā)生電解！電解質的強弱是指電解質在水中的電離程度。電解質越強，在水中就越完全電離，反之就越難電離。相同條件下，強電解質溶液的導電性比弱電解質的強（即導電性對比實驗）。（1）常見的三種導電方式為 、 和電子空穴導電。（2）濃度相同的HCl、HAc、NaHSO4三種酸并聯(lián)入同一電路中，導電性最強的是 ，最弱的是 。三、電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 1、加水均能促進三大平衡； 2、加熱均能促時三大平衡（溶解平衡個別例外） 3、三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強的影響. 4、均遵循勒夏特列原理。 對于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡后欲使溶液中的Cl-增大，可采取

27、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H+主要是酸電離產生的，只有極小部分由水電離產生（可忽略）；OH-全由水電離產生。 2、水中加堿：堿電離出的OH-使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中OH-主要是堿電離產生的，只有極小部分由水電離產生（可忽略）；H+全由水電離產生。 3、正鹽溶液中的H+、OH-均由水電離產生： （1）強酸弱堿鹽：如AlCl3，水電離產生的OH-部分被陽離子結合生成了難電離的弱堿，故使溶液中H+>OH-。 （2）強堿

28、弱酸鹽：如NaAc，水電離產生的H+部分被陰離子結合生成了難電離的弱酸，故使 溶液中OH- > 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水的電離。 已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關NaHSO3溶液的說法中正確的是（ ） A、NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3->H2SO3>SO32- C、該溶液中由水電離出的H+為1×10-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高會使水的電離受抑制五、Qc與K Qc為濃度商

29、：是指剛開始反應（但未反應）時平衡體系各物質濃度冪次方之積之比（對于溶液是指混合后但不反應時的濃度） K為平衡常數：是指可逆反應達到平衡時體系各物質濃度冪次方之積之比。在化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學平衡常數(K)、電離常數(Ka)、水解常數(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：（1） Qc>K，過平衡狀態(tài)，反應將逆向進行；（2） Qc=K，平衡狀態(tài)；（3） Qc<K，未平衡狀態(tài)，反應將正向進行 已知25時CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若將0.02mol/L的Na2SO4溶液與0.004m

30、ol/LCaCl2溶液等體積混合，試通過計算溶液中是否有沉淀析出六、解題方法1、溶液導電能力的變化 【例1】把0.05mol NaOH固體分別加入到100mL下列液體中，溶液的導電能力變化最小的是 A0.05 mol·L1 硫酸 B0.6 mol·L1鹽酸 C0.5 mol·L1的醋酸； D0.5 mol·L1KCl溶液 方法：寫將化學程式改為離子方程式的第一步，比較反應前后溶液中離子數的變化 關鍵：不需考慮弱電解質的電離及離子的水解；注意加入物質是否過量2、水電離出的H+濃度為已知條件的離子共存判斷 【例2】在由水電離產生的c（H+）=1×1

31、0-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的離子組是 A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3- C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42- 方法：“由水電離產生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能為14也可能為0；也即“下列各組離子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于堿性溶液之中的是”。注意：若由水電離產生的H+濃度大于10-7mol/L，則溶液一定呈酸性，溶質中一定有強酸弱堿鹽。 【例3】由水電離產生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶質可能是 A、Na

32、HSO4 B、AlCl3 C、H2SO4 D、NaH2PO43、14規(guī)則的運用【例4】將pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度關系正確的是： A NH4+Cl- HOH- BNH4+Cl- OH-H CCl- NH4+H OH- DCl-NH4+OH-H解析：利用“pH之和為14的酸堿等體積混合后，誰弱誰過量顯誰性。”規(guī)律，判斷反應后溶液為NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈堿性，而溶液呈堿性，則以氨水的電離為主，故選B 【例5】在常溫下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7（設反應前后體積不變），則對反應后溶液的

33、敘述正確的是A、A- = K+ B、H+ = OH-<K+<A- C、V總20mL D、V總20mL解析：分HA為強酸和弱酸兩種情況，再結合14規(guī)則：假如酸為弱酸，則加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸體積小于10mL。4、溶液混合后離子濃度大小的比較 【例6】將0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等體積混合后，離子濃度大小正確的順序是： ANaCl-OH-H BCl-Na OH-H CNa= Cl-OH-H DNa= Cl-HOH- 解析：NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3·H2O，故先不考慮水解和電離（含水的電離），分

34、別列出反應前后各微粒的物質的量，若反應后有兩種或幾種微粒的量相等，則要考慮離子的水解和電離。 【例7】將100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液中加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，則溶液中存在的離子濃度的關系的是：AH+Cl-Ba2+SO42- BCl-H+SO42-Ba2+ CH+Cl-SO42-Ba2+ DCl-H+Ba2+SO42-5、量變而量濃度不變 【例8】一定溫度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰時，下列有關說法錯誤的是（ ） A、溶液中Ca2+數不變 B、溶液的pH不變 C、溶液的密度不變 D、溶液中Ca2+不變 解析：題目已說明溫度不變，故不需考慮熱效應。

35、CaO + H2O = Ca(OH)2(s)，使溶液中水減少而析出Ca(OH)2，但溶液依然為飽和溶液！本題就相當于從飽和石灰水中移去部分飽和溶液，各組分的量變小了，但濃度等度并不變。 【例9】一定溫度下，向足量Na2CO3飽和溶液中加入1.06g無水碳酸鈉，析出Na2CO3·10H2O晶體，下列有關說法正確的是 A、析出晶體質量2.86g； B、溶液的pH不變 C、溶液中Na+數增加 D、溶液質量減少§3 綜合訓練1、下列關于強、弱電解質的敘述中正確的是（ ）A、強電解質都是離子化合物，弱電解質都是共價化合物B、強電解質都是可溶性化合物，弱電解質都是難溶性化合物C、強電解

36、質的水溶液中無溶質分子，弱電解質的水溶液中有溶質分子D、強電解質的導電能力強，弱電解質的導電能力弱2、下列離子方程式中，正確的是（ ）A、CH3COOH = CH3COO- + H+ B、NaOH = Na+ + OH-C、KClO3K+ + ClO3- D、BaSO4 = Ba2+ + S2- +4O2-3、氨水有下列平衡：NH3·H2O NH4+ + OH- 當其它條件不變時，改變下列條件，平衡向左移動，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，在室溫下平均每n個水分子中只有一個水分子發(fā)生電離，則n值為（

37、）A、1×10-14 B、55.6×107 C、107 D、55.65、在100，100 mL蒸餾水中c(OH-) = 1×10-6 mol·L-1，當改變下列條件之一時，c(OH-)仍然等于1×10-6 mol·L-1的是（ ）A、溫度降低到25 B、加入10-6 mol NaOH固體，保持100C、加入10-6 mol NaCl固體。溫度降低到25 D、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-1 B、

38、0.01 mol·L-1 C、1×10-7 mol·L-1 D、1×10-2mol·L-17、pH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

39、衡被破壞C、沒有發(fā)生中和反應 D、溶液的pH一定變大10、物質的量濃度相同、體積也相同的一元酸和一元堿相互中和時，溶液（ ）A、顯酸性 B、顯堿性 C、顯中性 D、酸堿性無法確定11、為了配置CH3COO-與Na+離子物質的量濃度值比為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、下列反應中，屬于水解反應且使溶液顯酸性的是（ ）A、NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ B、HCO3- + H2O CO32- + H3O+ C、S2- + H2O HS- + OH- D、NH3 +H2O NH4+

40、 +OH-13、實驗室在配制硫酸鐵溶液時，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（ ）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、實驗室有下列試劑：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下列物質置于1 L水中充分攪拌后，溶液中陰離子數最多的是（ ）A、KCl B、Mg(OH)2 C、Na2CO3 D、MgSO416、物質的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（ ）A、CaCl2 B、CH3COONa C、

41、NH3 D、K2S17、下列物質的稀溶液中，溶質的陰、陽離子的個數比為1 ：2的是（ ）A、(NH4)2SO4 B、NaHSO4 C、K2S D、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NaOH A、 B、 C、 D、19、25時，在濃度為1 mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，測得其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、abc C、acb D、cab

42、20、c(NH4+)相同的下列溶液 NH4Cl (NH4)2SO4 NH4HSO4 NH4HCO3，其物質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，它們一定相等的是（ ）A、質量 B、物質的量 C、物質的量濃度 D、H+和OH-的物質的量23、用酸滴定堿時，滴定前讀酸式滴定管讀數時，仰視讀數，滴定結束時讀數正確，這樣會使測得的堿溶液的濃度（ ）A、偏高 B、偏低 C、不受影響 D、不能確定24、下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結果沒有影響的是（ ）A、氨的

43、噴泉實驗：燒瓶 B、實驗室制取氧氣：試管C、中和滴定：錐形瓶 D、中和滴定：滴定管25、用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定100 mL 0.1 mol·L-1鹽酸時，如果滴定誤差在±0.1%以內，反應完畢后，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、下列物質的水溶液中，存在電離平衡的是（ ）A、Ca(OH)2 B、CH3COOH C、BaSO4 D、CH3COONa27、已知HClO是比H2CO3還弱的酸，反應：Cl2 + H2O HCl + HClO，達到平衡后要使HClO的濃度增大，可加入（ ）A

44、、H2S B、HCl C、CaCO3 D、NaOH（固體）28、下列敘述不正確的是（ ）A、純水也是一種電解質B、無論是酸性、中性還是堿性稀溶液，只要溫度恒定，c(H+)×c(OH-)是一個常數C、一定溫度下，0.1 mol·L-1的磷酸溶液中H+主要來自于酸的第一步電離D、強堿溶液中不存在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，兩者消耗氫氧化鈉的物質的量是（ ）A、相同 B、鹽酸多 C、醋酸多 D、無法比較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·L-1K2S B、0.1 mol·L-1Ba

45、(OH)2 C、0.2 mol·L-1NaCl D、0.2 mol·L-1(NH4)2SO431、能正確表示下列反應的離子方程式是（ ）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+ = 2Al3+ + H2C、硫化鈉溶于水中：S2- + H2O = H2S+ OH-D、碳酸鎂溶于硝酸中：CO32- + 2H+ = CO2+ H2O32、在相同溫度時100mL 0.01mol/L的醋酸溶液與10mL0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數值前者大于后者的是（ ）A. 中和時所需Na

46、OH的量 B. 電離程度 C.H+的物質的量 D.CH3COOH的物質的量33、在醋酸的下列性質中,可以證明它是弱電解質的是( )A.1mol/L的醋酸溶液中H+約為10-3mol/L B. 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D.在相同條件下,醋酸的導電性比強酸溶液弱34、下列敘述中正確的是( )A.固體氯化鈉不導電,但氯化鈉是電解質 B.氯化鈉溶液能導電,氯化鈉溶液是電解質C.氧化鈉的水溶液導電,所以氧化鈉是電解質 D.碳酸鈣難溶于水,碳酸鈣不是電解質35、HClO比H2CO3還弱的酸,為了提高氯水中HClO的濃度,可加入

47、( )A.HCl B.CaCO3(S) C.H2O D.NaOH 36、下列電離方程式中正確的是( )A. NaHS 溶于水: NaHS =Na+ + HS- HS- + H2O H3O+ + S2-B. (NH4)2SO4溶于水: (NH4)2SO4 2NH4+ + SO42-C.磷酸溶于水中: H3PO4 =3H+ + PO43-D.Al(OH)3的電離: Al(OH)3= Al3+ + 3OH-37、某溫度下,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.無法確定38、可以判定某酸是強電解質的現象是( )A.該酸加熱至沸騰也不分解 B.該酸可以溶解氫氧化銅C