最新201X年高中化学第03章水溶液中的离子平衡章末复习教学案新人教版选修4

1、第三章 水溶液中离子平衡章末复习【教学目标】1、了解弱电解质和强电解质的概念，掌握影响弱电解质电离的因素。2、掌握的水的离子积的应用，学会简单pH的计算3、掌握酸碱中和滴定实验的基本操作和数据处理4、掌握盐类水解的规律，以及离子浓度大小的比较教学重点：离子浓度大小的比较。教学难点：离子浓度大小的比较。【基础知识自查】知识点一：强弱电解质的概念，以及影响弱电解质电离的因素 1强电解质：在水溶液里完全电离的电解质，包括强酸、强碱、多数的盐。2弱电解质：在水溶液里部分电离的电解质，包括弱酸、弱碱、少数的盐。3.影响弱电解质的电离的因素是内因：弱电解质本身的性质，外因：浓度、温度、加入试剂等。 【例题

2、1】已知0.1mol·L1的醋酸溶液中存在的电离平衡CH3COOHCH3COOH，要使溶液中值增大，可以采取的措施是（ ）A加入少量烧碱溶液 B降低温度 C加入少量冰醋酸 D加水【答案】D【例题2】一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是Aa，b，c三点溶液的pH：abcB若用湿润的pH试纸测试c处溶液的pH，比实际的pH偏小Ca，b，c三点溶液用1mol·L1的NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积abcDa，b，c点醋酸的电离程度：cba【答案】D知识点二：电离平衡常数电离平衡常数只受温度的影响，因电离是吸热过程，因此升

3、高温度,K值增大，多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1Ka2Ka3，因此其酸性取决于第一步。 【例题3】弱酸溶液中存在电离平衡。室温下，几种弱酸的电离常数如下：醋酸 Ka1.8×10-5 草酸 Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5硼酸 Ka=5.8×10-10 邻-苯二甲酸 Ka1=1.1×10-3，Ka2=3.9×10-6（1）25 时，0.1 mol/L的上述四种酸溶液，pH由小到大的顺序是_（用序号表示）。（2）25 时，0.1 mol/L醋酸溶液的pH=_（lg1.8=0.26）。已知：弱电解质在溶液中达到电

4、离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来电解质总分子数的百分数叫电离度。将0.1 mol/L醋酸溶液稀释10倍，其电离度变为原来的_倍（用代数式表示）。（3）Na2C2O4第一步水解反应的平衡常数表达式是_，室温下，向0.01 mol/LNa2C2O4溶液中滴加盐酸至pH=1时，溶液中HC2O4-与H2C2O4物质的量浓度之比为_。【答案】 2.9 Kh知识点三：水的电离和pH的计算1.Kw=c(H)×c(OH)，Kw只与温度有关，升高温度，Kw增大，Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶液；Kw揭示了在任何水溶液中均存在H和OH，只要温度不变，Kw不变。2.影响水电离的因素是温度

5、、加入酸或碱、加入可水解的盐、加入活泼金属等。3.pH的计算类型：(1）两种强酸混合：（2）两种强碱混合：（3）强酸强碱混合酸过量：碱过量：【例题4】在由水电离出来的c (H+）=1×1013mol·L-1溶液中，下列离子可能大量共存的是（ ）ANH4+、Ba2+、NO3-、CO32- BFe2+、Na+、SO42-、MnO4-CK+、Mg2+、NO3-、SO42- DNa+、Fe3+、Cl-、AlO2-【答案】C【例题5】（1）常温下某溶液中由水电离出的离子浓度符合c(H+)c(OH-)=1×10-20的溶液，其pH为_，此时水的电离受到_。（2）在某温度下，H

6、2O的离子积常数为1×10-13 ，则该温度下：0.01molL-1NaOH溶液的pH=_；100mL 0.1molL-1H2SO4溶液与100mL 0.4molL-1的KOH溶液混合后，pH=_。（3）已知一溶液有4种离子：X+、Y-、H+、OH-，下列分析结果肯定错误的是_。Ac(Y-)c(X+)c(H+)c(OH-)      Bc(X+)c(Y-)c(OH-)c(H+)Cc(H+)c(Y-)c(X+)c(OH-)     Dc(OH-)c(X+)c(H+)c

7、(Y-)（4）在25下，将a molL-1的氨水与0.01molL-1的盐酸等体积混合，反应时溶液中c(NH4+)=c(Cl-)。则溶液显_（填“酸”“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH3H2O的电离常数Kb=_。【答案】 4或10 抑制 11 12 C 中 【解析】（1）常温下某溶液中由水电离出的离子浓度符合c(H+)c(OH)=1×10-20的溶液中满足：c(H+)=c(OH)=1×1010mol/L，则该溶液抑制了水的电离，为酸性或碱性溶液，溶液的pH可能为4或10；（2）溶液中c(H+)=mol/L=10-11 mol/L，pH=lg c(H+)=l

8、g1011=11；混合溶液中c(OH)= =0.1mol/L，c(H+)=mol/L=10-12 mol/L，pH=lgc(H+)=12；（3）A当溶液为酸性时，可以满足关系：c(Y)c(X+)c(H+)c(OH)，选项A正确；B当溶液呈碱性时可以满足c(X+)c(Y)c(OH)c(H+)，选项B正确；C该关系c(H+)c(Y)c(X+)c(OH)无法满足电荷守恒，选项C错误；D当溶液呈碱性，且YOH远远过量时可以满足c(OH)c(X+)c(H+)c(Y)，选项D正确；答案选C；（4）在25下，平衡时溶液中c(NH4+)=c(Cl)=0.005mol/L，根据物料守恒得c(NH3H2O)=（0

9、.005）mol/L，根据电荷守恒得c(H+)=c(OH)=107mol/L，溶液呈中性，NH3H2O的电离常数Kb=。知识点四：酸碱中和滴定实验1.实验原理：利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的浓度的实验方法。碱性溶液；酸式滴定管盛放酸性溶液和具有强氧化性的溶液。3.滴定管洗涤：自来水蒸馏水待盛液；锥形瓶洗涤：自来水蒸馏水。4.滴定中，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化。【例题6】（一）实验室中有一瓶含有一定量杂质的烧碱样品，某学生用中和滴定法测定烧碱的纯度，若烧碱中所含杂质与酸不反应，请根据实验回答：（1）将准确称取的5g烧碱样品配成100 mL待测液，需要的主要仪

10、器除量筒、烧杯、玻璃棒、托盘天平外，还必须用到的仪器有：_、_。（2）取10.00 mL待测液，选择右图中_（填A或B）来移取。（3）用0.5000mol/L标准盐酸滴定待测烧碱溶液，以酚酞为指示剂。滴定时左手旋转滴定管玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视_，直到滴定终点。滴定达到终点的标志是：_。（4）根据下列数据，烧碱的纯度为：_滴定次数待测液体积（mL）标准盐酸体积（mL）滴定前读数滴定后读数第一次第二次（5）判断下列操作引起的误差（填偏大、偏小或无影响）滴定前读数正确，滴定终点读数时仰视_装待测液前，锥形瓶内残留少量蒸馏水_（二）氧化还原滴定实验与酸碱中和滴定类似（用已知浓度的氧化

11、剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之）。测血钙的含量时，进行如下实验：可将2mL血液用蒸馏水稀释后，向其中加入足量草酸铵（NH4）2C2O4晶体，反应生成 CaC2O4沉淀，将沉淀用稀硫酸处理得H2C2O4溶液。将得到的H2C2O4溶液，再用酸性KMnO4溶液滴定，氧化产物为CO2，还原产物为Mn2+。终点时用去20mL l.0×l04 mol/L的KMnO4溶液。（1）写出用KMn04滴定H2C2O4的离子方程式_。（2）滴定时，将KMnO4溶液装在_（填“酸式”或“碱式”）滴定管中。（3）误差分析：（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）如果滴定管用蒸馏水洗后未用酸性KMnO4标准液

12、润洗，则测量结果_。滴定前后读数都正确，但滴定前有气泡，而滴定后气泡消失，则测量结果_。（4）计算：血液中含钙离子的浓度为_mol·L-1。【答案】 胶头滴管 100mL容量瓶 A 锥形瓶内颜色的变化 最后一滴盐酸滴进锥形瓶内红色褪去且30s不复原 80% 偏大 不影响 2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2+10CO2+8H2O 酸式 偏高 偏高 2.5×10-3mol/L【解析】（一）（1）准确配制成100 mL待测液，要在容量瓶中进行，定容时需要胶头滴管，需要的主要仪器除量筒、烧杯、玻璃棒、托盘天平外，还必须用到的仪器有：100mL容量瓶、胶头滴管。（2）待测

13、液呈碱性，取10.00 mL待测液，选择碱式滴定管来移取，答案选A；（3）为准确控制滴定终点，滴定时左手旋转滴定管玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色变化；随盐酸的滴入，pH逐渐增大，溶液颜色变浅，滴定达到终点的标志是：最后一滴盐酸滴进锥形瓶内红色褪去且30s不复原；(4)两次操作平均消耗盐酸20.00mL，烧碱溶液的浓度是=1mol/L，烧碱的纯度为1mol/L××40g/mol÷5g×100%= 80.0；（5）读数：滴定前平视，滴定后仰，则读数偏大，消耗盐酸的体积偏大，测定结果偏大。锥形瓶内残留少量蒸馏水，对氢氧化钠的物质的量没

14、影响，对实验没有影响；（二）（1）高锰酸钾具有强氧化性，在硫酸条件下将H2C2O4氧化为CO2，自身被还原为MnSO4，反应方程式为2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO42MnSO4+K2SO4+10CO2+8H2O，离子方程式为：2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2+10CO2+8H2O；（2）高锰酸钾具有氧化性，能够腐蚀乳胶管，应该用酸式滴定管盛放；（3）如果滴定管用蒸馏水洗后未用酸性KMnO4标准液润洗，导致滴定后消耗的高锰酸钾溶液的体积偏大，则测量结果偏高；滴定前后读数都正确，但滴定前有气泡，而滴定后气泡消失，导致滴定后消耗的高锰酸钾溶液的体积偏大，则测量结果偏高；（4）

15、由CaC2O4+H2SO4CaSO4+H2C2O4、2MnO4-+5H2C2O4+6H+2Mn2+10CO2+8H2O可以得出关系式：5Ca2+2KMnO4，所以n(Ca2+)=2.5n(KMnO4)=1.0×10-4mol/L××2.5=5×10-6mol，血液中含钙离子的浓度为=2.5×103mol/L。知识点5：盐类水解以及规律弱酸根或弱碱根结合水电离出H或OH生成弱电解质的过程，从而破坏的水的电离平衡。有弱才水解、越弱越水解、谁强显谁性、同强显中性。（NaHSO4除外）3.电离平衡常数、水解平衡常数、水的离子积之间的关系：Kw=Ka&#

16、215;Kh。【例题7】加热蒸干下列溶液后，能得到原溶液中溶质的是（ ）AAlCl3 BCuSO4 CNaHCO3 D(NH4)2S【答案】B【例题8】下列事实：明矾可做净水剂；NaHSO4水溶液呈酸性；Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2等溶液不能贮存在磨口玻璃瓶塞的试剂瓶中；铵态氮肥不能与草木灰混合施用；加热能使纯碱溶液去污能力增强；配制FeCl3溶液，需用浓盐酸溶解FeCl3固体；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放；泡沫灭火器反应原理。其中与盐类水解有关的是A全部 B除以外 C除以外 D除、以外【答案】C知识点6：离子浓度大小的比较微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还应考虑水的电离。多

17、元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。微量的（双水解除外），但由于水的电离，因此水解后酸性溶液中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。多元弱酸根的水解是分步进行，其主要是第一步水解为主。3.电荷守恒：注重溶液呈电中性，即溶液中所有阳离子所带电荷总浓度等于所有阴离子所带负电荷总浓度。物料守恒：注重溶液中某元素的原子守恒。质子守恒注重了分子或离子得失H数目不变。【例题9】常温下，向100 mL 0.01 mol·L1 HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L1 MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况（稀溶液混合时体积可直接相加）。

18、下列判断错误的是A由图中信息可知，HA一定是强酸B当V(MOH)50.00 mL时，混合溶液中c(M)c(MOH)0.01 mol·L1CN点对应的溶液中c(M)c(A)DK点所对应的溶液中离子浓度大小关系为：c(M+)c(A)c(OH)c(H+)【答案】B【解析】A0.01molL-1 HA溶液中pH=2，则HA是强酸，50mL碱溶液恰好反应后，溶液呈酸性，51mL恰好溶液呈中性，说明碱为弱碱，A正确；BMOH是弱碱，滴入MOH溶液的体积为50 mL时，溶液呈酸性，根据物料守恒可知c(M)c(MOH)0.01 mol·L1，B错误；C由图象可知，N点溶液呈中性，根据电荷守

19、恒可知溶液中c(M)c(A)，C正确；D在K点时混合溶液体积是碱溶液的2倍，所得溶液是MA和MOH的混合溶液，溶液显碱性，根据电荷守恒可知c(M+)c(A)c(OH)c(H+)，D正确，答案选B。【例题10】下列有关离子浓度的判断正确的是（ ）A0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(HCO3-)=0.1 mol·L-1B0.2 mol·L-1NaHS溶液和0.1 mol·L-1Na2S溶液等体积混合，混合液中：3c(Na+)=4c(H2S)+4c(HS-)+4c(S2-)CKAl(SO4)2的水溶液中：c(SO42-)>c(A

20、13+)>c(K+)>c(H+)>c(OH-)DH2SO3溶液中：c(H+)=2c(SO32-)>c(OH-)【答案】B【例题11】（1）25 时，向0.1 mol·L1的氨水中加入少量氯化铵固体，当固体溶解后，测得溶液pH减小，主要原因是_(填序号)。A氨水与氯化铵发生化学反应B氯化铵溶液水解显酸性，增加了c(H)C氯化铵溶于水，电离出大量铵根离子，抑制了氨水的电离，使c(OH)减小（2）室温下，如果将0.1 mol NH4Cl和0.05 mol NaOH全部溶于水，形成混合溶液(假设无损失)，_和_两种粒子的物质的量之和等于0.1 mol。_和_两种粒子的

21、物质的量之和比OH多0.05 mol。（3）已知某溶液中只存在OH、H、NH4+、Cl四种离子，某同学推测该溶液中各离子浓度大小顺序可能有如下四种关系：Ac(Cl)c(NH4+)c(H)c(OH) Bc(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H)Cc(Cl)c(H)c(NH4+)c(OH) Dc(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H)若溶液中只溶解了一种溶质，该溶质的名称是_，上述离子浓度大小顺序关系中正确的是(选填序号)_。若上述关系中C是正确的，则溶液中溶质的化学式是_。若该溶液中由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)_(填“、或”，下同)c(NH3·H

22、2O)，混合后溶液中c(NH4+)与c(Cl)的关系为c(NH4+)_c(Cl)。【答案】 C NH3·H2O NH4+ NH4+ H 氯化铵 A NH4Cl、HCl C是正确的，c（H）c（NH4），则该溶液应为HCl和NH4Cl溶液，故答案为：HCl和NH4Cl；若等体积等浓度混合，恰好生成氯化铵，溶液显酸性，则为保证中性，碱的浓度大于酸的浓度，即c（HCl）c（NH3·H2O）；由电荷守恒c（NH4）+c（H）=c（OH）+c（Cl）可知，溶液为中性，c（H）=c（OH），则c（Cl）=c（NH4），故答案为：；=。知识点7：难溶电解质的溶解平衡1.溶度积的定义：一定

23、温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。对于沉淀溶解平衡MmAn mMn+(aq)+nAm-(aq)，参照电离平衡原理得平衡常数：Ksp =cm(Mn)×cn(Am) ，溶度积规则溶度积规则：比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解，QcKsp时，溶液过饱和，有沉淀析出；QcKsp时溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；QcKsp时，溶液不饱和，无沉淀析出。 2.影响溶度积的因素：Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变

24、化能使平衡移动，并不改变Ksp ；溶度积的 物理意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比 相同时，Ksp数值越大 则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。【例题12】已知Ksp（AgCl）=1.56×1010，Ksp（Ag2CO3）=8.45×1012，Ksp（AgBr）=7.7×1013某溶液中含有Cl、CO32和Br浓度均为0.010molL1，向该溶液中逐滴加入0.010molL1的AgNO3溶液时

25、，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为（ ）ACl、Br、CO32 BBr、CO32、Cl CCO32、Br、Cl DBr、Cl、CO32【答案】D【例题13】已知在25的水溶液中，AgCl、AgBr、AgI均难溶于水，且Ksp(AgCl)= 1.8×10-10，Ksp(AgBr)= 1.0×10-12，Ksp(AgI)= 8.7×10-17；（1） 若向AgBr的饱和溶液中加入少量的AgCl固体，则c(Br)_。（填“增大”、“减小”或“不变”）。（2）在25时，若取0.188 g的AgBr（相对分子质量188）固体放入100 mL水中（忽略溶液体积的变化），则溶液中

26、Br的物质的量浓度为_ 。（3） 由上述Ksp判断，在上述（2）的体系中，能否实现AgBr向AgI的转化_（填“能”或“否”）,简述理由：_。 若某KCl溶液的浓度为 1.0×10-2 mol·L1 ，将等体积的该KCl溶液与AgNO3 溶液混合，则生成沉淀所需AgNO3 溶液的最小浓度为_mol·L1。【答案】 减小 1.0×10-6 mol·L1 能 Ksp(AgBr)= 10×10-12 > Ksp(AgI)= 87×10-17 72×10 - 8【解析】(1)AgCl比AgBr溶解度大，所以AgCl饱和溶液中c(Ag+)较大，若向AgBr的饱和溶液中加入少量AgCl的固体，则c(Ag+)增大，AgBr的沉淀溶解平衡逆移，所以c(Br)将减小，故答案为：减小；(2)的