高中化学 一定物质的量浓度溶液的配制步骤

一定物质的量浓度溶液的配制步骤

高考频度：★★★★☆

难易程度：★★★☆☆典例在线

Ⅰ．配制480 mL 0.3 mol/L NaOH溶液。具体如下：

(1)需 g NaOH。

(2)配制过程中，下列仪器不会用到的是___________(填字母) ，尚缺少的玻璃仪器有

_____________。

A．托盘天平 B．250 mL容量瓶C．玻璃棒D．胶头滴管

(3)实验过程中两次用到玻璃棒，其作用分别是： _______________________、

_____________________。

(4)定容操作：将蒸馏水注入所选的容器中，直到其中液面接近其刻度线______处时，改用

______滴加蒸馏水至溶液的______正好与刻度线______。将瓶塞子盖好，反复______摇匀。

(5)下列操作的正确顺序是：B→______→______→______→______→______→G (用字母表示) 。

A．冷却 B．称量 C．洗涤 D．定容 E．溶解 F．转移 G．摇匀Ⅱ．乙同学用18.4 mol/L浓硫酸配制100 mL 3.6 mol/L的稀硫酸。

用100 mL量筒量取20 mL浓硫酸，并向其中小心地加入少量水，搅拌均匀，待冷却至室温后，再加入水至100 mL刻度线，再搅拌均匀。

你认为此法是否正确？若不正确，指出其中错误之

处。

Ⅲ．在配制物质的量浓度溶液时，判断下列操作出现的后果。(填“溶液浓度不准确”、“偏低”、“偏高”或“无影响”)

(1)配制氢氧化钠溶液时，称取已吸潮的氢氧化钠固体：_____________。

(2)配制氢氧化钠溶液时，容量瓶中有少量水：______________。

(3)发现溶液液面超过刻度线，用吸管吸出少量水，使液面降至刻度：____________。

(4)转移时不慎将溶液倒在瓶外：；

(5)定容时俯视容量瓶刻度线：。

【答案】Ⅰ．(1) 6.0

(2) B 500 mL容量瓶、烧杯

(3)加速溶解引流

(4) 12 cm 胶头滴管凹液面的最低点相切倒转摇匀

(5)E→A→F→C→D

Ⅱ．不正确。在量筒中稀释；蒸馏水加到浓硫酸中

Ⅲ．(1)偏低

(2)无影响

(3)偏低

(4)偏低

(5)偏高

【解析】Ⅰ．(1)由于化学实验仪器是非常固定的，没有480 mL的容量瓶，所以只能用500 mL 的容量瓶，m=nV，n=cV，其中V=500 mL，故需要NaOH的质量为6 g。

(2)在配制过程中，托盘天平是用来称量NaOH的质量，需要用500 mL的容量瓶，故选项B用不到，玻璃棒在溶解时有搅拌作用，在移液时有引流作用，胶头滴管在定容时用到。所以用不到的是250 mL的容量瓶，缺少的是500 mL的容量瓶，另外还需要烧杯。

(3)第一次用玻璃棒是在溶解时用的，作用是搅拌，加速溶解，第二次是移液时用的，作用是引流。

(5)配制溶液的一般步骤为：称量→溶解→冷却至室温→转移→洗涤→定容→摇匀。

Ⅱ．浓硫酸溶于水放热，如果将水加入浓硫酸中，可能会使水沸腾而液滴飞溅，而且量筒只是用来量取液体的仪器，不能用来稀释。

Ⅲ．(1)吸潮的氢氧化钠固体，相当于氢氧化钠中有杂质，氢氧化钠的实际质量偏小，而体积不变，故结果偏低；

(2)容量瓶中有少量水对实验结果没有影响，因为在定容过程中也是需要向容量瓶中加水的；

(3)用吸管吸出少量水，相当于吸出少量溶质，故结果偏低；

(4)溶液洒到外面相当于溶质偏低，故结果偏低；

(5)俯视刻度线，所测体积减小，故实际浓度偏高。

解题必备

一定物质的量浓度溶液的配制步骤

1．主要仪器

(1)天平：应使用分析天平或电子天平，也可以用托盘天平。

(2)容量瓶

(3)其他仪器：量筒、烧杯、玻璃棒、胶头滴管等。

2．配制过程

学霸推荐

1．精确配制250 mL一定物质的量浓度的NaOH溶液，下列实验操作正确的是A．选择仪器时，使用500 mL容量瓶

B．将称量好的氢氧化钠固体放入容量瓶中，加入少量水溶解

C．在烧杯中溶解氢氧化钠固体后，立即将所得溶液注入容量瓶中

D．将烧杯中的氢氧化钠溶液注入未经干燥的洁净容量瓶中

2．下列做法能达到目的的是

A．将58.5 g NaCl溶于1 L水中，可得1 mol/L的NaCl溶液

B．可使用250 mL容量瓶分两次完成490 mL某浓度的BaCl2溶液的配制

C．将25.0 g胆矾溶于水后配成100 mL溶液所得溶液浓度为1 mol/L

D．将78 g Na2O2溶于水配成1 L溶液，可得到浓度为1 mol/L的NaOH溶液

3．某同学用Na2CO3配制0.10 mol/L Na2CO3溶液的过程如图所示。你认为该同学的错误有

A．①⑤⑥ B．②④⑦ C．①⑥⑦ D．⑤⑥⑦

4．实验室需要0.1 mol/L NaOH溶液480 mL和0.5 mol/L的硫酸溶液500 mL。根据这两种

溶液的配制情况回答下列问题：

(1)在如图所示仪器中，配制上述溶液肯定不需要的是 (填序号)，除图中已有仪器外，

配制上述溶液还需要的玻璃仪器是。

(2)在容量瓶的使用方法中，下列操作不正确的是 (填序号)。

A．使用容量瓶前检验是否漏水

B．配制NaOH溶液时，把称好的NaOH固体用纸条小心倒入容量瓶中，缓慢加水至接近刻度线12 cm处，用胶头滴管加蒸馏水至刻度线

C．配制H2SO4溶液时，容量瓶用蒸馏水洗净后，还要用0.5 mol/L H2SO4溶液润洗，方可使用

D．盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶反复倒转多次，摇匀

(3)根据计算用托盘天平称取的NaOH固体质量为 g。

(4)根据计算得知，需用量筒量取质量分数为98%、密度为1.84 g/cm3的浓硫酸的体积为

mL(保留1位小数)。

参考答案

1．【答案】D

【解析】A项，应选250 mL容量瓶；B项，NaOH不能在容量瓶中溶解；C项，NaOH溶解时放热，应冷却至室温再注入容量瓶。

2．【答案】C

3．【答案】C

【解析】称量Na2CO3固体时，应将被称量物放在托盘天平的左盘，砝码放在右盘，①错误；定容时，视线应与凹液面最底处相切，⑥错误；摇匀时，应将容量瓶反复上下颠倒，⑦错误，故C项正确。

4．【答案】(1)BD 500 mL容量瓶、玻璃棒 (2)BC (3)2.0 (4)13.6

【解析】(1)实验室没有480 mL的容量瓶，需要用500 mL容量瓶配制溶液，用胶头滴管定容，搅拌或引流用的玻璃棒，即答案选BD。(2)A、容量瓶有瓶塞，配制过程中需要摇匀，为了避免漏液，使用容量瓶前检验是否漏水，A正确；B、容量瓶为定量仪器，只能用于配制一定浓度的溶液，不能用于溶解或者稀释溶质，B错误；C、容量瓶不能润洗，否则会导致配制的溶液中溶质的物质的量偏大，配制的溶液浓度偏高，C错误；D、定容结束后，需要进行摇匀，操作方法为：盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶反复倒转多次，D正确，答案选BC。(3)需要氢氧化钠的质量m=cVM=0.1 mol/L×0.5 L×40 g/mol=2.0 g。(4)根据c=可得浓硫酸的浓度为c==18.4 mol/L。浓硫酸稀释前后溶质的物质的量不变，设浓硫酸的体积为V，则根据题意有18.4 mol/L×V=0.5 mo l/L×0.5 L，解得V=0.0136 L=13.6 mL。

高中化学-溶液的配制及分析练习

高中化学- 溶液的配制及分析练习 知识点一：物质的量浓度概念 1．在0.5 L 某浓度的NaCl溶液中含有0.5 mol Na ＋，对该溶液的说法不正确的是( ) A．该溶液的物质的量浓度为 1 mol/L B．该溶液中含有58.5 g NaCl C．配制100 mL该溶液需用5.85 g NaCl D．量取100 mL该溶液倒入烧杯中，烧杯中Na＋的物质的量为0.1 mol 解析：B项，溶液中m(NaCl) ＝0.5 mol ×58.5 g/mol ＝29.25 g ，故B项错误；A项，该溶液的浓度为c＝n(Na＋)/ V＝1 mol/L ，故A项正确；C项，配制100 mL溶液需要m(NaCl) ＝0.1 L ×1 mol/L ×58.5 g/mol ＝5.85 g ，故C项正确；D项，溶液中n(Na＋)＝0.1 L ×1 mol/L ＝0.1 mol ，故D项正确。综上所述，本题正确答案为B。 答案：B 2．下列溶液中溶质的物质的量浓度为 1 mol/L 的是( ) A．将40 g NaOH 溶解于1 L 水中配成NaOH溶液 B．常温常压下将22.4 L HCl 气体溶于水配成1 L 的盐酸溶液 1 C．将 1 L 0.5 mol/L 的浓盐酸加热浓缩为2L D．从 1 000 mL 1 mol/L 的NaCl溶液中取出100 mL的溶液 解析：40 g NaOH为 1 mol,1 L 水的体积与溶液的体积是不相等的，故NaOH溶液的物质的量浓度不为 1 mol/L ，A错；常温常压下22.4 L HCl 气体的物质的量小于 1 mol ，则将其溶1 于水配成 1 L 的盐酸溶液的物质的量浓度不为 1 mol/L ，B错；将浓盐酸加热浓缩为2L ，由 于HCl具有挥发性，在加热浓缩时，HCl挥发使溶质减少，溶液的物质的量浓度小于 1 mol/L ，C 错；对于一定浓度的溶液，不管从其中取出多少体积的溶液，其物质的量浓度保持不变， D 正确。 答案：D 3．从 1 mol ·L－1 NaOH溶液2 L 中取出100 mL，下面有关这100 mL溶液的叙述错误的

高中化学选修四水溶液中的离子平衡

考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征

(三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因 弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。

高中化学模型汇总(有关溶液)

高中化学模型汇总（有关溶液） 一、等质混和等体混 母体讲解 1. 把 70% HNO 3(密度为 1.40 g·cm －3)加到等体积的水中，稀释后 HNO 3(aq)中溶质的质量分数是 A.0.35 B.＜0.35 C.＞0.35 D.≤0.35 命题意图：主要考查学生对质量分数的认识和变换前提下的估算能力。 知识依托：有关质量分数的计算。 错解分析：审题不严，自以为是将两液体等质量混合，从而误选 A 项；解题过程中思维反向，也会误选 B 项。 解题思路：本题有以下两种解法。 方法1(条件转换法)：先把“等体积”看作“等质量”，则等质量混合后溶液中 HNO 3 的质量分数为： w 混= 2 % 70222121=+=?+?w w m m w m m =35% 而等体积混合时水的质量小于 HNO 3(aq) 的质量，则等体积混合相当于先进行等质量混合，然后再加入一定量的密度大的液体，这里是 70% 的 HNO 3(aq)，故其质量分数大于 35%。 方法2(数轴表示法)：(1)先画一数轴，在其上标出欲混合的两种液体中溶质的质量分数，并在两质量分数的对应点上标出两液体密度的相对大小。 (2)求出 2 21w w +，并在数轴上标示出来。 (3)标出w 混：w 混在2 2 1w w +与 ρ大的液体的质量分数之间。答案：C 评注：方法2是方法1的一种升华。 ●锦囊妙计 1.等质混 两种同溶质液体(或某溶液与水)等质量混合时：w 混=2 2 1w w + 2.等体混 两种同溶质液体(或某溶液与水)等体积混合时：W 混∈［2 2 1w w +，W (ρ大)］具体解题时，常用数轴表示法。 2. 密度为0.91 g·cm －1 的氨水，质量百分比浓度为 25.0%(即质量分数为0.250)，该氨水用等体积的水稀释后，所得溶液的质量百分比浓度( ) A.等于12.5% B.大于 12.5% C.小于 12.5% D.无法确定 求解： 提示：氨水越浓密度越小。因为ρ1＞ρ2，所以w 混离w 1 更近，即 w 混＜0.125。 答案：C

高中化学溶液中粒子浓度关系练习题

高中化学溶液中粒子浓度关系练习题 1．含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。下列粒子浓度关系一定正确的是( ) A．Na2SO3溶液中存在：c(Na＋)>c(SO2－3)>c(H2SO3)>c(HSO－3) B．已知NaHSO3溶液pH<7，该溶液中：c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H2SO3)>c(SO2－3) C．当吸收液呈酸性时：c(Na＋)＝c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3) D．当吸收液呈中性时：c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3) 解析：选D Na2SO3溶液呈碱性，溶液中粒子浓度关系为c(Na＋)>c(SO2－3)>c(OH－)> c(HSO－3)>c(H2SO3)，A项错误；NaHSO3溶液pH<7，则该溶液中HSO－3的电离程度大于水解程度，溶液中粒子浓度大小关系为c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)>c(H2SO3)，B项错误；当吸收液呈酸性时可以是NaHSO3溶液，溶液中存在物料守恒：c(Na＋)＝c(H2SO3)＋c(SO2－3)＋c(HSO－3)，也可以是NaHSO3和亚硫酸钠的混合溶液，则选项中的物料守恒关系式不再适用，C项错误；当吸收液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH －)＋2c(SO2－ c(HSO－3)，故c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)，D项正确。 3)＋ 2．向20 mL 0.5 mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等物质的量浓 度的烧碱溶液，测定混合溶液的温度变化如图所示。下列关于混合溶 液的相关说法中错误的是( ) A．醋酸的电离常数：B点＞A点 B．由水电离出的c(OH－)：B点＞C点 C．从A点到B点，混合溶液中可能存在： c(CH3COO－)＝c(Na＋) D．从B点到C点，混合溶液中一直存在： c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 解析：选D 醋酸是弱电解质，在水溶液里存在电离平衡，且其电离过程吸热，温度越高，醋酸的电离程度越大，其电离常数越大，故A正确；B点酸碱恰好反应生成醋酸钠，C 点NaOH过量，NaOH抑制水的电离，醋酸钠促进水的电离，所以由水电离出的c(OH－)：B点＞C点，故B正确；如果c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根据电荷守恒知，溶液中c(OH－)＝c(H＋)，B点为醋酸钠是强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，A点为等物质的量的醋酸和醋酸钠混合溶液，呈酸性，所以从A点到B点，混合溶液中可能存在：c(CH3COO－)＝c(Na＋)，故C正确；在C 点时为醋酸钠、NaOH等物质的量的混合溶液，因为CH3COO－发生水解反应，则混合溶液中c(CH3COO－)＜c(OH－)，故D错误。 3．(2019·青岛模拟)室温下，0.1 mol·L－1的某二元酸H2A 溶液中，可能存在的含A粒子(H2A、HA－、A2－)的物质的量分数随

高中化学水溶液中的三大守恒-教学文档

高中化学水溶液中的三大守恒 一、考点难点类： 问题1：三大守恒的相同，和区别都在哪？ 郝老师：电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，阴离子所带的负电荷总一定等于阳离子所带的正电荷总数。如磷酸溶液中， c(H)=c(OH-)c(H2PO4-)2c(HPO42-)3c(PO43-) 物料平衡是元素守恒，要明晰溶质进入溶液后各离子的去向，以碳酸钠为离，钠碳的比例关系为2:1，所以应该有两倍的碳等于一倍的钠，而溶液中钠的存在形式只有钠离子，碳的存在形式有碳酸根、碳酸氢根和碳酸分子，所以钠离子的浓度等于，2倍的（碳酸根碳酸氢根碳酸分子）。 质子守恒是电荷守恒减去物料平衡即可 质子守恒规律：水电离的特征是c(H)=c(OH-)，只不过有些会水解的盐会导致氢离子、氢氧根可能会有不同的去向，我们需要把它们的去向全部找出来，以碳酸钾为例，碳酸根会结合氢离子，有多个存在形式，碳酸氢根、碳酸分子及自由的氢离子，而氢氧根没有被结合，所以只有一种存在形式氢氧根，氢离子等于氢氧根列出来就是 c(OH-)=c(H)c(HCO3-)2(H2CO3)，应该注意氢离子有几个，系数就是几，结合氢氧根的同理，如果两方都有被结合的粒子都需要找出来，如乙酸铵。

最后，实在写不出来，或者是酸式盐混合溶液等，一般不直接列，用电荷守恒减去物料守恒即可。 问题2：请问在水解，电离，难容电解质电离平衡。这方面如何解题，这久复习到这里，做题好难，老师上课难的听懂。 郝老师：首先要明确影响平衡的因素，判断平衡的移动方向，然后是判断溶液中离子的浓度，浓度比较问题要清楚，大量离子与大量离子比较，少量离子与少量离子比较。大量离子指强电解质电离出的，少量离子是弱电解质电离或盐的水解得到的。而对于三大守恒，电荷守恒、物料平衡和质子守恒要掌握的非常熟练才可以有效地解决离子平衡的问题。 问题3：三大守恒包括电解和水解吗？ 郝老师：不包括，电离平衡水解平衡是平衡的研究，三大守恒是指溶液中离子或分子的浓度关系 问题4：什么时候需要加热高温什么的条件 郝老师：有机反应中大多需要加热，高温条件的主要是合成氨、炼铁、氮气和氧气化合成一氧化氮等 问题5：物料守恒搞不懂。 郝老师：物料平衡是元素守恒，要明晰溶质进入溶液后各离子的去向，以碳酸钠为离，钠碳的比例关系为2:1，所以应该有两倍的碳等于一倍的钠，而溶液中钠的存在形式只有钠离子，碳的存在形式有碳酸根、碳酸氢根和碳酸分子，

(完整word版)高中化学溶液配置误差分析

高中化学溶液配置误差分析 一、误差分析的理论依据 根据c B＝n B/V可得，一定物质的量浓度溶液配制的误差都是由溶质的物质的量n B和溶液的体积V引起的。误差分析时，关键要看配制过程中引起n和V怎样的变化。在配制一定物质的量浓度溶液时，若n B比理论值小，或V比理论值大时，都会使所配溶液浓度偏小；若nB比理论值大，或V比理论值小时，都会使所配溶液浓度偏大。 二、误差原因实例归纳 为了便于同学们理解，我们对产生误差的原因归纳分析如下： （一）由概念不清引起的误差 1.容量瓶的容量与溶液体积不一致 例：用500mL容量瓶配制450mL0.1moL/L的氢氧化钠溶液，用托盘天平称取氢氧化钠固体1.8g。 分析：偏小。容量瓶只有一个刻度线，且实验室常用容量瓶的规格是固定的（50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL），用500mL容量瓶只能配制500mL一定物质的量浓度的溶液。所以所需氢氧化钠固体的质量应以500mL溶液计算，要称取2.0g氢氧化钠固体配制500mL溶液，再取出450mL溶液即可。 2.溶液中的溶质与其结晶水合物的不一致 例：配制500mL0.1moL/L的硫酸铜溶液，需称取胆矾8.0g。 分析：偏小。胆矾为CuSO4·5H2O，而硫酸铜溶液的溶质是CuSO4。配制上述溶液所需硫酸铜晶体的质量应为12.5g，由于所称量的溶质质量偏小，所以溶液浓度偏小。（二）由试剂纯度引起的误差 3．结晶水合物风化或失水 例：用生石膏配制硫酸钙溶液时，所用生石膏已经部分失水。 分析：偏大。失水的生石膏中结晶水含量减少，但仍用生石膏的相对分子质量计算，使溶质硫酸钙的质量偏大，导致所配硫酸钙溶液的物质的量浓度偏大。 4．溶质中含有其他杂质 例：配制氢氧化钠溶液时，氢氧化钠固体中含有氧化钠杂质。 分析：偏大。氧化钠固体在配制过程中遇水转变成氢氧化钠，31.0g氧化钠可与水反应生成40.0g氢氧化钠，相当于氢氧化钠的质量偏大，使结果偏大。

高中化学水溶液中的三大平衡及其常数计算

水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K h)进行相关计算。 2.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。 3.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。 4.以上各部分知识的综合运用。 命题热 点提炼 三年考情汇总核心素养链接 3.溶液 中的 “四大 平衡常 数”的 计算及 应用 2016·Ⅰ卷T12，T27 2018·Ⅲ卷T12 2017·Ⅰ卷T13(A)、 T27，Ⅱ卷T12(B)，Ⅲ 卷T13(A) 2016·Ⅰ卷T27，Ⅱ 卷T28 1.平衡思想——能用动态平衡的观点考察，分析 水溶液中的电离、水解、溶解三大平衡。 2.证据推理——根据溶液中离子浓度的大小变 化，推断反应的原理和变化的强弱。 3.实验探究——通过实验事实，探究水溶液中酸 碱性的实质。 4.模型认知——运用平衡模型解释化学现象，揭 示现象本质和规律。 水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1．电离平衡与水解平衡的比较 电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液)实质弱电解质的电离盐促进水的电离 升高温度 促进电离，离子浓度增大，K a 增大 促进水解，水解常数K h增大加水稀释 促进电离，离子浓度(除OH－外) 减小，K a不变 促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，水 解常数K h不变 加入相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸， 抑制电离，K a不变 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解， 水解常数K h不变 加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，水解常数K h不变

高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结

水溶液中的离子平衡 §1 知识要点 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质 下列说法中正确的是（ BC ） A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 下列说法中错误的是（ B ） A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、强电解质与弱电质的本质区别： 在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电 离，故BaSO 4为强电解质） 4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)： （1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2； （3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH

高中化学复习知识点：溶液

高中化学复习知识点：溶液 一、单选题 1．一定温度下，向质量分数为 a 的乙腈（CH 3CN ）溶液中加入等体积水，所得溶液中乙腈质量分数为 0.4a ，则乙腈的密度（ρ1）与水的密度（ρ2）关系是 A ．ρ1 ＞ρ2 B ．ρ1 ＜ρ2 C ．ρ1 ＝ρ2 D ．无法确定 2．海冰是海水冻结而成的咸水冰。海水冻结时，部分来不及流走的盐分以卤汁的形式被包围在冰晶之间，形成“盐泡”(假设盐分以一个NaCl 计)，其大致结构如下图所示，若海冰的冰龄达到1年以上，融化后的水为淡水。下列叙述正确的是( ) A ．海冰内层“盐泡”越多，密度越小 B ．海冰冰龄越长，内层的“盐泡”越多 C ．海冰内层“盐泡”内的盐分主要以NaCl 分子的形式存在 D ．海冰内层NaCl 的浓度约为410mol /L( 设冰的密度为30.9g /cm ) 3．如图表示X 、Y 两种不含结晶水的固体物质的溶解度曲线。根据图示，判断下列说法中错误的是 A ．X 、Y 都是易溶于水物质 B ．t ℃时，X 、Y 的饱和溶液中物质的量浓度相等 C ．将t 1℃时，等质量X 、Y 的饱和溶液均分别降温到t ℃，X 溶液中析出晶体的质量比Y 的多 D ．当Y 的饱和溶液中含有少量X 时，能通过蒸发浓缩、趁热过滤的方法提纯Y 4．已知KNO 3晶体溶解于水时要吸收热量，从溶液中析出KNO 3晶体时会放出热量。若有室温下KNO 3饱和溶液20 mL ，向其中加入1 g KNO 3晶体，充分搅拌后，下列判断正确的是（ ）

A．溶液质量增加B．溶液的温度降低 C．晶体不再溶解D．溶液的温度和质量都不变 5．化学与日常生活密切相关，下列说法正确的是（） A．碘酒只是指碘单质的乙醇溶液 B．纯水不易导电，但属于电解质 C．质量分数：医用酒精＞生理盐水＞食醋 D．明矾可用于水的消毒、杀菌 6．以下物理量与温度无关的是（） A．化学反应的平衡常数B．醋酸钠的浓度 C．水的离子积D．CO2在水中溶解度 7．20℃时，饱和NaCl溶液的密度为ρ g/cm3，物质的量浓度为c mol/L，则下列说法中错误的是 A．温度低于20℃时，饱和NaCl溶液的浓度小于c mol/L B．20℃时，饱和NaCl溶液的质量分数为58.5c 100%ρ1000 ? ? ? C．20℃时，密度小于ρ g/cm3的NaCl溶液是不饱和溶液 D．20℃时，饱和NaCl溶液的溶解度 5850c S=g/100g ρ-58.5 水 8．40℃硝酸钾饱和溶液先升温至80℃，在恒温下蒸发部分溶剂至析出少量溶质，然后将溶液逐渐冷却至60℃。下列示意图中能正确表示整个过程中溶液浓度a%与时间t关系的是（） A．B．C． D． 9．把氢氧化钙放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡：Ca(OH)2(s)?Ca2++2OH-，如在其中加入少量CaO后，恢复到原温度，下列说法正确的是 A．溶液的pH不变B．溶液质量不变 C．溶质质量不变D．氢氧根浓度增大

高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结-er,推荐文档

1、下列说法中正确的是（） A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D、Na2O2 和SO2 溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 2、下列说法中错误的是（） A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH 最小的是，pH 最大 的是；体积相同时分别与同种NaOH 溶液反应，消耗NaOH 溶液的体积大小关系为。 4、pH 相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的 是；体积相同时分别与同种NaOH 溶液反应，消耗NaOH 溶液的体积大小关系为。 +)为乙5、甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L 时，甲酸中的c(H 酸中c(H+)的3 倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。 6、试比较pH=3 的HAc 、pH=4 的NH4Cl、pH=11 的NaOH、pH=10Na2CO3 四种 溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。 -12 7、已知100℃时，水的K W=1× 10 ，则该温度下 （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=

高中化学水解知识点总结及习题

一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H ＋或OH －结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H ＋)、c(OH －)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“ ”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH ＞7，如CH 3COONa 、NaCO 3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如Na 2CO 3在水溶液中水解应分两步写：①CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －，②HCO 3－＋H 2OH 2CO 3＋OH － 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR －H ＋ ＋R 2－(电离，呈酸性)，HR －＋H 2OH 2R ＋OH －(水解，呈碱性)，这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H 2PO 4－、HSO 3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO 3－、HS －、HPO 42－ 等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH 4Cl 、Al 2(SO 4)3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl 、KNO 3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。如2Al 3＋＋3S 2－＋6H 2O=2Al(OH)3↓＋3H 2S ↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1、盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗； 如NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。⑵弱 酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 例如，在NaHCO 3 溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO 3―)+c(OH―)+2c(CO 3 2―)

高中化学《水溶液中的离子平衡》知识点总结 新人教版选修4

安徽省安庆市第九中学高二化学《原电池》知识点总结 新人教版选 修4 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb 表示碱。 ） 表示方法：AB A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 11、影响因素： a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = [H +]·[OH -] 25℃时, [H +]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 1*10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定 K W 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、 H 2O …… 混和物 纯净物

高一化学(必修一)溶液的配制和分析

一、物质的量浓度 1．含义 用来表示溶液里所含溶质B的的物理量。符号为，常用单位为。 2．表达式：C B＝。如1 L溶液中含有1 mol溶质，溶质的物质的量浓度就是1 mol/L。 思考感悟 1.将40 g NaOH固体溶于1 L水中得到溶液的物质的量浓度是1 mol·L－1吗？ 二、一定物质的量浓度溶液的配制 配制100 mL 0.100 mol/L Na2CO3溶液 1．主要仪器 电子天平或、、、、、等2．配制步骤 (1)计算：根据nB＝cB·V可知n(Na2CO3)＝，则m(Na2CO3)＝ g。 (2)称量：若用托盘天平可准确称取Na2CO3固体g。 (3)溶解：将称好的Na2CO3固体放入中，用适量蒸馏水溶解，用 搅拌，并冷却至室温。 (4)移液：将烧杯中的溶液用引流转移到中。 (5)洗涤：用蒸馏水洗涤烧杯内壁次，并将洗涤液都注入中，轻轻摇动，使溶液混合均匀。 (6)定容：将蒸馏水注入容量瓶，当液面时，改用滴加蒸馏水至。 (7)摇匀：盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。 (8)装瓶：将容量瓶内的溶液倒入洁净、干燥的试剂瓶中，在瓶体上贴好注明溶液名称、浓度的标签，备用。 如图所示

课堂互动讲练 要点一、对“物质的量浓度”概念的理解 问题一下面是使用物质的量浓度的一些情况，你能结合自己的理解和经验 总结出要注意些什么问题吗？ 1．用1 L水溶解40 g NaOH所得溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1。() 2．1 mol·L－1的MgCl2溶液中，c(Cl－)＝0.2 mol·L－1。() 3．从1 L 1 mol·L－1的NaCl溶液中取出0.1 L溶液，其中Cl－的物质的量浓 度仍为1 mol·L－1。() 4．6.2 g Na2O溶于水形成1 L溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝0.2 mol·L －1。() 例1将10.6 g Na2CO3溶于水配成1 L溶液 (1)该溶液中Na2CO3的物质的量浓度为________，溶液中Na＋的物质的量浓度为 ________。 (2)向该溶液中加入一定量NaCl固体，使溶液中Na＋的物质的量浓度为0.4 mol/L(假设 溶液体积不变)需加入NaCl的质量为________，Cl－的物质的量浓度为________。 变式训练1 1.市售浓硫酸中溶质的质量分数为98%，密度为 1.84 g/cm3。计算浓硫酸中H2SO4的物质的量浓度。 要点二、配制一定物质的量浓度的溶液 问题2 下列配制物质的量浓度的有关操作是否正确？ ①使用容量瓶前检查它是否漏水 ②容量瓶用蒸馏水洗净后，再用待配溶液润洗。 ③配制溶液时，如果试样是固体，把称好的试样用纸条小心倒入容量瓶中，缓慢加入蒸馏水到接近标线1～2 cm处，用滴管滴加蒸馏水到标线 ④配制溶液时，如果试样是液体，用量筒量取试样后直接倒入容量瓶中，缓慢加入蒸馏水到接近标线1～2 cm处，用滴管滴加蒸馏水到标线 ⑤盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，用另一只手的手指托住瓶底，把容量瓶倒转和摇动多次

人教版高中化学溶液ph的计算

溶液pH 的计算 一、强酸（碱）与弱碱（酸）等体积混合后，溶液的酸碱性 pH 之和为14，谁弱显谁性；两者等浓度，谁强显谁性。 即室温下，pH 之和为14的酸与碱等体积混合反应后，溶液的酸碱性由弱的一方决定；等浓度的同元酸与碱等体积混合反应后，溶液的酸碱性由强的一方决定。 二、溶液pH 的计算 酸按酸，碱按碱，酸碱中和求过量，无限稀释7为限。 若溶液显酸性，用溶液中的c(H +)来计算； 若溶液显碱性，先求溶液中的c(OH -)，再由c(H +)=) 0(-H C K w 求出c(H +)，最后 用pH=-lg c(H +),求出pH 三、酸碱中和反应pH 的计算 将强酸、强碱溶液以某体积之比混合，若混合液呈中性，则c(H +)酸：c(OH -) 碱 、V 酸：V 碱、 pH 酸+ pH 碱有如下规律（25℃）： 因c(H + )酸×V 酸=c(OH - )碱×V 碱， 故有酸 碱酸V V )c(OH )c(H 碱 -=+。在碱溶液中c(OH -)碱= 碱 )c(H 1014 +-， 将其 代入上式得c(H + )酸×c(H + )碱=酸 碱 V V 1014?-，两边取负对数得pH 酸+ pH 碱=14-lg 酸 V V 碱 。 例如：

四、单一溶液的pH 计算 1、强酸溶液如H n A 溶液，设浓度为 c mol/L ，c(H +)=nc mol/L ，pH=-lg c(H +)=-lg(nc) 2、强碱溶液如B(OH)n 溶液，设浓度为 c mol/L ，c(H + )= nc 1410- mol/L ，pH=-lg c(H +)=14+lg(nc) 五、混合溶液PH 的计算 1、两强酸溶液混合： C 混(H + )= 2 12211V V V )(H c V )(H c +?+?++，先求出混合后的C 混(H +)，再根据公式pH=-lgc(H +) 求得。

高中化学水解知识点总结习题(答案)

一、盐类水解的实质 盐电离出来的某些离子（一般是弱酸根离子或弱碱阳离子）跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c（H＋）、c（OH－）发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。 盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“”表示。因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解 很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号（↓）或气体符号（↑）。 二、盐类水解的类型和规律 1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH>7，如CH3COON、aNaCO3 等。 多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度>>第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。如Na2CO3 在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2O HCO3－＋OH－，② HCO3 ＋H2O H2CO3＋OH 多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR－ H＋＋R2－（电离，呈酸性），HR－＋H2O H2R＋OH－（水解，呈碱性），这需要具体分析。很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H2PO4－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、HS－、HPO42－等。 2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl 、Al 2（SO4）3 3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO3 4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相 对强弱比较来决定。 当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一．．离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“ =”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓” 或“↑”。如2Al 3＋＋3S2－＋6H2O=2Al（OH）3↓＋3H2S↑。 5、三大水解规律。 三、影响盐类水解的因素 1 、盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。 2、温度由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。

高中化学知识点总结：溶液

高中化学知识点总结：溶液 （一）分散系 1．分散系 化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。2．四种分散系比较 （二）溶液 1．溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。 2．饱和溶液、溶解度 （1）饱和溶液和不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。 （2）溶解度：在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100%（3）温度对溶解度的影响 固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca(OH)2溶解度随温度

升高而减小）。气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。 （4）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。 ★（一）有关化学式的计算 1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。 2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。 3．根据相对密度求式量：M=MˊD 。??? ? ??'= ρρD 4．混合物的平均分子量： ++?== %%) (Bb A M a M M 混合物物质的量总数 克物质的总质量 5．相对原子质量 ①原子的相对原子质量= 12 1 126 ? 原子的质量一个一个原子的质量C A 1、A 2表示同位素相对原子质量，a 1%、a 2%表示原子的摩尔分数 ②元素近似相对原子质量： ++=%%2211a A a A A (二) 溶液计算 1、V N N MV m V n c A === 1000C M ρω= 2、稀释过程中溶质不变：C 1V 1=C 2V 2。 3、同溶质的稀溶液相互混合：C 混=2 1221V V V C CV ++ (忽略混合时溶液体积变化不计) 4、溶质的质量分数。 ①%100%100%?+= ?=剂 质质液 质m m m m m a ②% 100100%?+= S S a （饱和溶液，S 代表溶质该条件下的溶解度） ③混合：m 1a 1%+m 2a 2%=(m 1+m 2)a%混 ④稀释：m 1a 1%=m 2a 2% 5、有关pH 值的计算：酸算H +，碱算OH — Ⅰ. pH= —lg[H +] C(H +)=10-pH Ⅱ. K W =[H +][OH —]=10-14（25℃时） ×N A ÷N A

2017人教版高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡专项训练

水溶液中的离子平衡专项训练 一、弱电解质的电离平衡 1．室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是 ( ) A．溶液中导电粒子的数目减少 B．溶液中c CH3COO－ c CH3COOH·c OH－ 不变 C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大 D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7 2．将浓度为0.1 mol·L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是 ( ) A．c(H＋) B．K a(HF) C.c F－ c H＋ D. c H＋ c HF 3．常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是 ( ) A．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的醋酸钠固体 C．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸 D．提高溶液的温度 4．室温下，将1.000 mol·L－1盐酸滴入20.00 mL 1.000 mol·L－1氨水中，溶液pH和温度随加入盐酸体积变化曲线如下图所示。下列有关说法正确的是( ) A．a点由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－14mol·L－1 B．b点：c(NH＋4)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－) C．c点：c(Cl－)＝c(NH＋4) D．d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热 二、溶液的酸碱性与pH的计算

5．下列说法中正确的是 ( ) A．某溶液中c(H＋)＝c(OH－)＝10－8mol·L－1，该溶液呈中性 B．溶液中若c(H＋)>10－7mol·L－1，则c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性 C．c(H＋)越大，则pH越大，溶液的酸性越强 D．pH为0的溶液，其中只有H＋，无OH－ 6．常温下，将0.02 mol·L－1的Ba(OH)2溶液100 mL和0.02 mol·L－1的NaHSO4溶液100 mL 混合，若忽略溶液体积变化，则混合后的溶液 ( ) A．pH＝12 B．pH＝2 C．由水电离产生的c(H＋)＝1.0×10－2mol·L－1 D．溶质的物质的量浓度为0.02 mol·L－1 7．常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到 a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是 ( ) ①b不可能显碱性②a可能显酸性或碱性③a不可能显酸性④b可能显碱性或酸性 A．①② B．③④ C．①③ D．②④ 三、盐类水解及其应用 8．关于浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列说法不正确的是( ) A．c(NH＋4)：③>① B．水电离出的c(H＋)：②>① C．①和②等体积混合后的溶液：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O) D．①和③等体积混合后的溶液：c(NH＋4)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) 9．室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是 ( ) A．若pH＞7，则一定是c1V1＝c2V2 B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2＞c1 D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋) 10．对于0.1 mol·L－1Na2SO3溶液，正确的是 ( ) A．升高温度，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固体，c(SO2－3)与c(Na＋)均增大 四、难溶电解质的溶解平衡 11．含有较多Ca2＋、Mg2＋和HCO－3的水称为暂时硬水，加热可除去Ca2＋、Mg2＋，使水变为软水。 现有一锅炉厂使用这种水，试判断其水垢的主要成分为 ( ) (已知K sp(MgCO3)＝6.8×10－6，K sp[Mg(OH)2]＝5.6×10－12)