第三章 水溶液中的离子反应与平衡期末复习常考知识点题型训练 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修一

第三章水溶液中的离子反应与平衡 期末复习常考知识点题型训练 考点1 弱电解质的电离平衡 考点2水的电离和溶液的PH 弱电解质的电离平衡及影响因素；电离平衡常数及其应用；电离度的表达式与影响因素 水的电离与水的离子积常数；溶液的酸碱性与PH；酸碱中和滴定 考点3 盐类的水解 考点4 沉淀溶解平衡 盐类的水解及其规律；外界因素对盐类水解的影响；溶液中离子浓度的关系 沉淀溶解平衡及影响因素；溶度积常数及其应用；沉淀溶解平衡的应用 【考点汇总】 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 【考点1 弱电解质的电离平衡】 知识回顾： 1、电解质： 酸、碱、盐、水、大多数金属氧化物 2、强电解质： 强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 3、弱电解质： 弱酸、弱碱、水 强酸： HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强碱： KOH Ca(OH)2 NaOH Ba(OH)2 容易混淆的知识，书写离子方程式时要拆成离子形式的是： 强酸、强碱、可溶性盐、澄清石灰水 一、弱电解质的电离平衡方程式、平衡常数表达式   一元弱酸HA 多元弱酸H2CO3 电离方程式 HA ⇌ H++A- H2CO3 ⇌ H++HCO3- HCO3- ⇌H++CO32- 电离常数表达式 Ka= Ka1= Ka1= 【考点1 弱电解质的电离平衡】   一元弱碱BOH 多元弱碱B(OH)3 电离方程式 BOH ⇌ B++OH- B(OH)3 ⇌ B++3OH- 电离常数表达式 Ka= Kb= 【常考题型】 D 【分析】工业合成氨反应中采用400-500℃的高温，目的是加快反应速率，该反应是放热反应，升高温度不利于平衡正向移动，不能用勒夏特列原理解释。 D 【常考题型】 D 【常考题型】 A 【常考题型】 【详解】A．加入NH4Cl固体，c(NH4+)增大，电离平衡逆向移动，但电离常数 不变。根据 ，比值 ，c(NH4+)增大导致该比值减小，A正确； B．加入pH=11的NaOH溶液（OH-浓度低于原溶液），混合后OH-浓度降低，平衡正向移动，而非逆向，B错误； C．通入HCl气体，H+与OH-反应，c(OH-)减少，同时NH3·H2O电离补充OH-，但总体c(OH-)仍减小，C错误； D．降低温度，电离平衡逆向移动（电离为吸热反应），c(NH4+)减少，D错误； 故答案选A。 D 【常考题型】 A．加入冰醋酸会增加反应物浓度，促使平衡右移，但CH3COO⁻的浓度由电离程度和总浓度共同决定。虽然电离度可能降低，但总浓度增加导致CH3COO⁻的绝对浓度增大，A正确； B．电离是吸热过程，升温平衡正向移动，电离常数Ka随温度升高而增大，B正确 C．由醋酸电离常数可知溶液中 ，溶液中加水稀释，c(H+)减小，醋酸电离常数不变，则 减小， 减小，C正确； D．加入等浓度盐酸会显著增加H+浓度，虽然平衡逆向移动，但H+的总浓度由盐酸主导，实际增大而非减小，D错误； 故选D。 【解释】 B 【分析】B．醋酸为弱电解质，加水稀释，c(CH3COO-)、c(H+)均减小，但水的离子键常数不变，c(OH-)增大，故B错误 【常考题型】 A 【常考题型】 【解释】 【考点2 水的电离和溶液的pH】 H2O ⇌ H+ + OH-（水的电离是吸热过程） 1、电离方程 表达式——KW=c(H+) · c(OH-)=1×10-14（25℃） 影响因素——只是温度的函数，Kw与温度成正比 适应范围——Kw不仅适用于纯水，也适用于稀电解质溶液 2、水的离子积常数 3、溶液的pH pH=-lg c(H+) pOH=-lg c(OH-)  D 【常考题型】 A 【常考题型】 【解释】 B 【常考题型】 C 【常考题型】 【解释】 C 【常考题型】 【酸碱中和滴定】 实验仪器与操作过程 (2) 滴定前准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡调液面→记录 锥形瓶：洗涤→装待测液→加指示剂 (3) 滴定操作 (1) 主要仪器 ① “0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度 ②读数可估读到0.01mL ③A是酸式滴定管，不能盛放碱性液体 B是碱式滴定管,不能盛放酸性和强氧化性液体 (4) 滴定终点： 当滴入最后半滴XXX溶液，溶液的颜色由XXX色刚好变为XXX色，且在半分钟内不变色，说明到达滴定终点。 【酸碱中和滴定】 指示剂的选择 指示剂 变色范围 石蕊 甲基橙 酚酞 ① 滴定终点溶液为碱性时: 用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸 ② 滴定终点溶液为酸性时: 用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水 ③ 强酸滴定强碱: 一般用甲基橙，但用酚酞也可以 【酸碱中和滴定】 C 【酸碱中和滴定】 C 甲 100mL容量瓶 胶头滴管 8 酚酞 当滴入最后半滴标准NaOH溶液时，溶液恰好由无色变为粉红色，且半分钟内不褪色 26.10 0.03 【考点3 盐类的水解】 有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，谁强显谁性，同强显中性，都弱具体定 盐类水解规律 水解离子方程式的书写 弱酸根离子＋H2O ⇌ 弱酸 ＋ OH- 弱碱根离子＋H2O ⇌ 弱碱 ＋ H+ 注意：1、多元弱酸的酸根离子分步水解 2、只有盐类才可能发生水解，酸和碱只考虑电离 【考点3 盐类的水解】 盐类水解原理的应用 1、热的纯碱溶液去油污效果好 2、铵态氮肥与草木灰不得混用 3、泡沫灭火器反应原理 4、明矾的净水原理 5、ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 6、纯碱溶液不能保存在带玻璃塞的试剂瓶 7、配制FeCl3、AlCl3、SnCl2等溶液时加少量浓盐酸 8、制备无水MgCl2要在干燥的HCl气流中加热 B 【常考题型】 D 【常考题型】 C 【常考题型】 D 【常考题型】 A 【常考题型】 【溶液中粒子浓度的关系】 书写Na2CO3溶液中的电荷守恒、元素守恒、质子守恒 质子守恒：c(OH-) = c(H＋)+ c(HCO3-) + 2c(H2CO3) 电荷守恒：c (Na+) + c (H+) = c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－) 元素守恒：c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3)] B 【常考题型】 【考点4 沉淀溶解平衡】 溶度积和离子积（以AmBn(s)⇌ mAn+(aq)+nBm-(aq)为例）   溶度积 离子积 含义 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Q 表达式 Ksp(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)， 式中的浓度是平衡浓度 Q(AmBn)=cm(An+)·cn(Bm-)， 式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Q>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Q=Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Q<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 D C 3、已知：Ksp[Al(OH)3]＝1×10-33，Ksp[Fe(OH)3]＝3×10-39，pH＝7.1 时 Mn(OH)2开始沉淀。25 ℃时，除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+(使其浓度小于1×10-6mol/L)，需调节溶液 pH 范围为多少。 【常考题型】 C 【常考题型】 $