专题七水溶液中的离子平衡

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关于水溶液中的离子平衡课件

（3）注意： ①电解质与非电解质都是指化合物
单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
②离子型电解质在水溶液中或熔融状态下可以导电，而共价型电解质只有在水溶液中才能导电。
③水溶液导电溶质才是电解质 ④电解质溶(熔)液导电是由于自由移动的离子。电解质溶(熔)液导电必须先电离。
⑤电解质本身不导电，能导电的不是电解质。（熔融除外）
NH3 •H2O
NH4+ + OH-
②多元弱酸分步电离，分步书写，不能合并
H2CO3
H+ + HCO3- （一级电离主要）
HCO3-
H+ + CO32- （二级电离次要）
电离级数越高，电离程度越小
③多元弱碱分步电离，一步书写
Fe(OH)3
Fe3+ + 3OH-
④两性氢氧化物按两种方式电离
H2O+H++AlO2- Al(OH)3 5.影响电离平衡移动的因素
化合物
电解质强电解质
非电解质 CO2、酒精
弱电解质弱酸、弱碱、水
课堂练习： 1、判断正误：
C盐食SOa酸盐C3 O溶水、3液、N不H一S溶3O都定于3是比、水电弱N，H解酸无3质溶醋熔于酸化水溶×状都液态能的，导导所电电以，性是食强非盐×电水解、质× 金属Fe、稀硫酸、熔化Na2SO4都是电解质 ×
1、电离平衡：在一定条件下（如浓度、温度），弱电解质
在水溶液中电离的速率和离子结合成分子的
速率相等的平衡状态。２、特点：
V V电离成离子
（１）研究对象：弱电解质（２）本质原因：Ｖ电离＝Ｖ形成分子 V离子结合成分子（３）状态特征：“逆、等、定、动、变” t

2018高考化学专题_水溶液中的离子平衡

2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。

（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。

（2）外因以CH 3COOHCH 3COO -+H +为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH 3COOH电离程度增大，c(H +)、c(CH 3COO -)增大。

②浓度：加水稀释CH 3COOH 溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

n(CH 3COO -)、n(H +)增大，但c(CH 3COO -)、c(H +)减小。

③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同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。

例如 0.1 mol/L 的醋酸溶液中存在如下平衡CH 3COOHCH 3COO -+H +。

加入少量CH 3COONa 固体或HCl ，由于增大了c(CH 3COO -)或c(H +)，使CH3COOH 的电离平衡向逆反应方向移动。

前者使c(H +)减小，后者使c(H +)增大。

④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。

例如，在CH 3COOH 溶液中加入NaOH 或Na 2CO 3溶液，由于OH -+H +=H 2O 、CO 2-3 +2H += H 2O+CO 2↑，使c(H +)减小，平衡向着电离的方向移动。

2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c (H ＋)与c (OH －)同时增大，K W 增大pH 变小，但由于c (H ＋)与c (OH －)始终保持相等，故仍显中性。

如纯水的温度由25 ℃升高到100 ℃，则c (H ＋)与c (OH －)都从1×10－7m ol·L －1增大为1×10－6 mol·L －1，K W 由1×10－14增大为1×10－12，pH 由7变为6，由于c (H ＋)＝c (OH －)，仍然显中性。

第七讲：水溶液中的离子平衡

策
2.对于Ksp相关计算一定要熟练列出其表达式再带入相关离子浓度进行相关求解过程
3.强化应用两种沉淀Ksp的比值去解决沉淀转化问题
5
[2015全国I卷28] (2)上述浓缩液中含有I-、Cl-等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，溶液中为c（I-）/c（Cl-）=_____________。
离子浓度用负对数形式来表示，概念的转换
KSP的计算
平衡常数的计算及用平衡常数判断反应进行的程度。
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2018-III-12．用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是
A．根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl) 的数量级为10-10 B．曲线上各点的溶液满足关系式
5.利用多重平衡规则进行的计算
1.熟练应用电离平衡常数表达式，明确电离平衡常数只与温度有关，与对策酸碱浓度无关。
2.Ka的大小可以反映弱酸的电离程度，K越大电离程度越大，弱酸酸性越强。 2.温度和浓度都相同时，电离度α的大小可以反映弱电解质的电离程度。
4
新增Ksp知识的考查
难溶电解质的溶度积常数Ksp
A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关 B．Na+与A2−的导电能力之和大于HA−的 C．b点的混合溶液pH=7 D．c点的混合溶液中，(Na+)>c(K+)>c(OH−)
本题考查电解质溶液与电离平衡，涉及溶液导电能力的影响因素、混合溶液中离子浓度大小比较、pH判断等知识，考查的核心素养是变化观念与平衡思想。
c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl) C．相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到a D．相同实验条件下，若改为0.0500mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动

水溶液中的离子平衡归纳总结提高

水溶液中的离子平衡归纳总结提高☆ 规律的理解和运用：一、强、弱电解质与结构的关系强电解质：水溶液中完全电离,绝大多数为离子化合物和强极性共价化合物,如,强酸、强碱、绝大多数盐；如果不在熔融状态下,在水溶液中导电性不一定强,因为可能是稀溶液或难溶强电解质;弱电解质：水溶液中不完全电离,绝大多数为含极性键的共价化合物,如,弱酸、弱碱、水;不要把溶解平衡当成电离平衡；弱电解质在很稀时电离程度也很大；导电性不一定比强电解质差;二、弱电解质的电离平衡1、在一定条件下主要是温度,因为在水溶液中压强不怎么影响平衡,当电解质分子电离成离子离子化的速率与和离子重新结合生成分子分子化的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态;2、电离平衡的特征“动”——动态平衡； “等”——V 分子化=V 离子化； “定”——弱电解质的电离程度保持一定,溶液中各种粒子的浓度保持一定； “变”——外界条件发生变化,电离平衡也要发生移动; 3．影响电离平衡的因素①对弱电解质溶液的稀释过程中,弱电解质的电离程度增大,溶液中离子数目增多,溶液中离子浓度变小;这里有相反的两个过程,)()()(aq V B n B C nB 随着稀释稍稍增大一点,Vaq 却随着稀释显着增大；分母增大的倍数大,所以CB 还是减小; ②电离均为吸热过程,升高温度,电离程度增大,离了数目增多,离子浓度增大;K 也增大;三、水的电离和溶液的PH 1、水的离子积K w只与温度有关,25℃时：K w = cH ＋·cOH －=1×10－7×1×10－7=1×10－14; 2、影响水的电离的因素①加入酸或碱,抑制水的电离,K w 不变；②加入某些能水解盐,促进水的电离,K w 不变；加入金属钠也促进水的电离; ③升高温度,促进水的电离,水的离子积增大,有些资料认为：在100℃时,K W =1×10－12;3、溶液的酸碱性分析：中性 cH ＋=cOH －,酸性 cH ＋＞cOH －,碱性 cH ＋＜cOH －; 4、溶液的pH化学上常用cH ＋的负常用对数表示溶液酸碱性的强弱：pH=－lg ｛cH ＋｝范围在0~14四、盐类的水解1.离子浓度大小问题:在CH3COONa溶液中存在着下列电离及水解过程:粗略认为弱酸、弱碱电离1%,水解1‰.CH3COONa = CH3COO- + Na+O H+ + OH-HCOO- + H2O CH3COOH + OH-CH离子浓度大小顺序是:cNa+>cCH3COO->cOH->cH+;如果只有四种离子排序口诀：阳阴阴阳或阴阳阳阴;2.物料守恒质量守恒问题:CH3COONa的浓度为L ,达到水解平衡后cCH3COO-+cCH3COOH ＝CNa+= L 3. 电荷守恒;溶液是呈电中性的,因此溶液中的负电荷总浓度和正电荷总浓度应该相等,这就是溶液中的电荷守恒;CH3COONa溶液有:cNa++cH+=cCH3COO-+cOH-遇到二价离子×2,三价离子×3.4.质子守恒：用电荷守恒－物料守恒＝质子守恒;CH+=COH--CCH3COOH五、影响水解的因素条件1.水解反应的特点:1.水解反应是可逆反应其逆反应是有弱酸或弱碱参加的中和反应,因此存在着水解平衡;COONa水解的化学方程式为: CH3COONa+H2例如CHCH3COOH+NaOH由此可知CH3COONa水解反应的逆反应是CH3COOH和NaOH的中和反应,由于中和反应进行程度是比较高的,因此水解反应进行的程度是很微弱的,双水解比单一水解程度大些,只要双水解产物中有沉淀,则水解进行完全,写等号,不可逆;2.水解反应是吸热反应;因为中和反应是放热反应,所以水解反应是吸热的;2.促进盐类水解的方法:以CH3COO-+H2CH3COOH+OH- 为例1.加热:加热可使平衡向吸热反应方向移动,因此加热能促进水解反应的发生;2.加酸:加酸或酸性物质能中和水解产生的OH-,使OH-浓度减小,平衡正向移动;3.加入能消耗OH-的盐:如加入含有NH4+、Al3+、Fe3+等能结合OH-的盐也能促进水解反应的发生实际上除NH4+外,其它就是协同双水解反应;4.加水稀释:加水使溶液体积增大,平衡向微粒数增多的方向移动即正向移动水溶液中的化学平衡不考虑水分子;但是水解产生的酸性或碱性还是减弱;3.抑制盐类水解的方法:以NH4++H2NH3·H2O+H+为例1.降温:降低温度可使平衡向放热反应方向移动,因此降温能抑制水反应;2.加酸:加酸或酸性物质,使溶液中H＋浓度增大,平衡逆向移动;六．一般规律:1.强酸溶液每稀释10倍,溶液的PH值增大1个单位,强碱溶液每稀释10倍,溶液的PH值减小1个单位;2.弱酸溶液每稀释10倍,溶液的PH值增大不到1个单位,弱碱溶液每稀释10倍,溶液的PH值减小不到1个单位;3.使酸溶液PH值增大1个单位,强酸溶液只需要稀释10倍,弱酸溶液必须稀释10倍以上;4.使碱溶液PH值减小1个单位,强碱溶液只需要稀释10倍,弱碱溶液必须稀释10倍以上;5.酸越强对应离子的水解程度就越弱;酸越弱对应离子的水解程度就越强;6.碱越强对应离子的水解程度就越弱;碱越弱对应离子的水解程度就越强;7.浓度相同时,CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度;8.相同条件下氨水的电离度和醋酸的电离程度相等,氨水和醋酸是强弱相当的弱碱和弱酸,因此浓度相同时NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度;醋酸铵溶液呈中性;9.若醋酸或氨水的浓度大于对应离子的浓度,他们的电离更大于水解;10.若是比醋酸和氨水较强的酸和碱,在浓度相同时,电解质的电离程度比对应离子的水解程度更大;七．难溶电解质溶解平衡1、概念：在一定条件下就是一定温度下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态;也叫沉淀溶解平衡2、表达式：如：AgCl s Cl－aq＋Ag＋aq3、特征：饱、等、动、定、变4、影响溶解平衡的因素：1内因：电解质本身的性质①、绝对不溶的电解质是没有的;②、同是难溶电解质,溶解度差别也很大;从难溶电解质可以生成更难溶的电解质③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡;2外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;加入能减少某一离子浓度的物质,平衡右移,直至溶解;如AgCl s Cl－aq＋Ag＋aq中滴加氨水,可以生成AgNH32+,降低Ag＋aq浓度,沉淀溶解;生成银氨溶液;②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;反常的有CaOH2,随温度升高,溶解度减小;5、溶度积平衡常数——K sp对于沉淀溶解平衡：平衡时M m A n s mM n＋aq＋nA m—aqK sp＝c M n＋m·cA m—n在一定温度下,K sp是一个常数,称为溶度积常数,不随离子浓度的改变而改变；只随温度改变而改变;简称溶度积;若任意时刻有：Qc叫离子积;Qc＝ c M n＋m·cA m—n则有：Qc > K sp 过饱和,析出沉淀,降低浓度,趋向平衡;Qc ＝K sp饱和,平衡状态;仍然是动态平衡;Qc < K sp未饱和;再加固体难溶物,还可以溶解的,直到平衡为止;☆范例引导例1、将下列物质分别加入100mL蒸馏水中,恢复至室温,所得溶液中阴离子浓度的大小顺序是溶液体积变化忽略不计①Na2O2②Na2O ③Na2CO3④NaClA. ①>②>③>④B. ①>②>④>③C. ①=②>③>④D. ①=②>③=④分析解答：①②溶于水,溶质都是NaOH,且物质的量都为,且二者与水反应时消耗的水的物质的量相同;故反应后溶液体积相同,故①=②；③中CO 32-水解,溶液中出现了OH -、HCO 3-,故溶液中阴离子浓度稍大于④；故C 正确;例2、常温下,将 mol·L -1氢氧化钠溶液与 mol·L -1硫酸溶液等体积混合,该混合溶液的pH 等于A ．B ．C ．D ．规范解答：设两溶液的体积均为1L,OH —离子的物质的量为 mol·L -1×1L= mol,因H +离子的浓度是硫酸浓度的2倍,即 mol·L -1×2=·L -1,故H +离子的物质的量为 mol·L -1×1L=,H +离子的物质的量大于OH —离子的物质的量,混合后,溶液呈酸性；混合反应后剩余H +离子的物质的量浓度为－ mol ÷1L+1L=·L -1,溶液的pH=－lgH +=2;例3、下列液体均处于25℃,有关叙述正确的是A ．某物质的溶液p H < 7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B ．p H ＝的番茄汁中cH +是pH ＝的牛奶中cH +的100倍C ．AgCl 在同浓度的CaCl 2和NaCl 溶液中的溶解度相同D ．p H ＝的CH 3COOH 与CH 3COONa 混合溶液中,cNa + > cCH 3COO －规范解答：某些强酸的酸式盐pH ＜7,如NaHSO 4,故A 项错误；pH=,c H += mol·L -1,pH=,其c H += mol·L -1,故B 项正确；同浓度的CaCl 2溶液的c Cl -是NaCl 溶液的c Cl -的两倍,它们对AgCl 沉淀溶解平衡的抑制程度不同,故C 项错误；混合溶液显酸性,则c H +>c OH -,根据电荷守恒,c CH 3COO ->c Na +,故D 项错误;例4、相同体积、相同pH 的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应,下列关于氢气体积V 随时间t 变化的示意图正确的是规范解答：①相同体积、相同pH 的一元强酸和中强酸,中强酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度,故与足量的锌粒反应中强酸产生的氢气多；②初始时二者的CH +相同,反应一旦开始,中强酸还会电离出新的CH +,即随后中强酸电离出的CH +大于强酸,故中强酸与锌粒的反应速率大于强酸的;结合题中图像C 选项正确;例5. 难溶电解质Mg OH 2的Ksp = ×10-11 mol 3·L -3;在cMg 2+= ·L -1的溶液中,要生成Mg OH 2沉淀,溶液pH 至少应控制在多少规范解答：cOH － =)c(Mg Ksp 21/2= ×10-11/1/2 = ×10-5mol·L -1∴cH+ = ×10-14/×10-5= ×10-9mol·L-1故pH=9 即溶液的pH至少应控制在9以上;例6. 在氯化银饱和溶液中,尚有氯化银固体存在,当分别向溶液中加入下列物质时,将有何种变化加入物质平衡移动方向AgCl溶解度溶液中CAg+溶液中CCl－发生变化的原因·L－1HCl·L－1AgNO3KNO3s·L－1NH3·H2OH2O规范解答：AgCls Ag+aq + Cl-aq加入物质平衡移动方向AgCl溶解度溶液中CAg+溶液中CCl－发生变化的原因·L－1HCl 向左减小减小增大同离子效应·L－1AgNO3向左减小增大减小同离子效应KNO3s 向右增大增大增大盐效应·L－1NH3·H2O 向右增大减小增大形成配合物H2O 向右不变不变不变稀释作用例7、医院中进行钡餐透视时,用BaSO4做内服造影剂,为什么不用BaCO3做内服造影剂信息：①KspBaSO4=×10-10；KspBaCO3=×10-9②Ba2+有剧毒；③胃酸的酸性很强,pH约为～；规范解答：由于人体内胃酸的酸性较强,如果服下BaCO3,胃酸会与CO32-反应生成CO2和水,使CO32-离子浓度降低,使Qc < Ksp,使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动,使体内的Ba2+浓度增大而引起人体中毒;而SO42-不与H+结合生成硫酸,胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响,Ba2+浓度保持在安全浓度标准下,所以用BaSO4作“钡餐”; 所以,不能用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”例8、Na2SO3·7H2O是食品工业中常用的漂白剂、抗氧化剂和防腐剂;Na2SO3在30℃时的溶解度为100gH2O;1计算30℃时Na2SO3饱和溶液中Na2SO3的质量分数ω;保留2位小数2计算30℃时271g Na2SO3饱和溶液中水的质量;3将30℃的Na2SO3饱和溶液271g冷却到10℃,析出Na2SO3·7H2O晶体;计算10℃时Na2SO3在水中的溶解度;规范解答：1根据Na2SO3的溶解度,其饱和溶液中溶质为；溶剂为100g；溶液总质量为,则；2271g饱和溶液中,假设其含有的溶剂为x,则：100=271：x；x=200g；3冷却溶液后,析出晶体,根据其晶体的组成,其中含有水和亚硫酸钠各一半,列式得：; 例9．回答下列有关常数的问题1K w的数学表达式是K w= ,温度升高K w 的变化情况是选填“变大”、“变小”或“不变”,若定义pOH=-lg c OH-,则pH+pOH= 用含K w的代数式表示2K通常表示化学平衡常数,K值越大表示该反应进行得越,对于反应2NO2g N2O4g,其化学平衡常K的数学表达式为;3K a通常表示弱酸的电离平衡常数,K a值越大表示该弱酸,α通常称为电离度,顾名思义是表示弱电解质的电离程度大小的一个指标,对于某一元弱酸,当用蒸馏水稀释该酸时,溶液越稀,K a的变化情况是选填“变大”、“变小”或“不变”,α的变化情况是选填“变大”、“变小”或“不变”;4K sp表示难溶物的溶度积常数,该常数越大表示;5 已知COg+2H2g CH3OHg某温度时,向一定容积的密闭容器中充入CO和H2,浓度分别为1mol·L-1、2mol·L-1,达到平衡时CO的浓度为·L-1;试求该温度下的化学平衡常数;规范解答：1c H +·c OH -；变大；-lg K w2完全；)()(2242NO c O N c K3的酸性越强；不变；变大4难溶电解质在水中的溶解性越大; 5 COg+2H 2gCH 3OHg初始浓度/mol·L -1 1 2 0 平衡浓度/mol·L -1 2-2= =K = 错误! =·L 2☆ 课后的检测水溶液中的离子平衡单元检测一、选择题共18小题,每小题3分,共54分,每小题只有一个选项符合题意 1. 由硫酸钾、硫酸铝和硫酸组成的混合溶液,其pH=1,cAl 3+=·L -1,cSO 42-=·L -1,则cK +为A ． mol·L -1B ． mol·L -1C ． mol·L -1D ． mol·L -1 2. 对H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是3. 在相同温度时,L -1的醋酸溶液与10mL L -1的醋酸溶液相比较,下列数值中,前者大于后者的是A. H +的物质的量B. 醋酸的电离常数C. 中和时所需NaOH 的量D. CH 3COOH 的物质的量4. 下列说法正确的是A. pH=2与pH=1的硝酸中cH +之比为1：10B. Na 2CO 3溶液中cNa +与cCO 32-之比为2:1C. molL -1与L 醋酸中c H +之比为2:1D. NO 2溶于水时,被氧化的nNO 2与被还原的nNO 2之比为3:1 5. 0.1 molL -1 KHS 溶液中下列表达式不正确的是 K ++c H += c OH -+ c HS -+2 c S 2- K +> c HS -> c OH -> c S 2-> c H + HS -+ c S 2-+ c H 2S= molL -1 K +> c HS -> c OH -> c H 2S> c H +7. 在25℃时将pH ＝11 的NaOH 溶液与pH ＝3 的CH 3COOH 溶液等体积混合后,下列关系式中正确的是A ．c Na +=c CH 3COO -+c CH 3COOHB ．c H +=c CH 3COO -+c OH -C ．c Na + > c CH 3COO ->c OH ->cH +D ．c CH 3COO ->c Na +>c H +>c OH -11. 在给定的四种溶液中,加入以下各种离子,各离子能在原溶液中大量共存有A. 滴加石蕊试液显红色的溶液：Fe 3+、NH 4+、Cl -、I -B. pH 值为1的溶液：Cu 2+、Na +、Mg 2+、NO 3-C. 水电离出来的cH +=10－13mol/L 的溶液：K +、HCO 3-、Br -、Ba 2+D. 所含溶质为Na 2SO 4的溶液：K +、CO 32-、NO 3-、Al 3+12. 某溶液中只含有Na +、H +、OH -、A -四种离子,下列说法正确的是 A. 若溶液中c A -＝c Na +,则溶液一定呈中性 B. 溶液中不可能存在：c Na +> c A -> c OH -> c H +C. 若c OH -> c H +,溶液中不可能存在：c Na +> c OH -> c A -> c H +D. 若溶质为NaA 、HA,则一定存在：c A -> c Na +> c H +> c OH -13.要求设计实验证明某种盐的水解是吸热的,有四位学生分别作出如下回答,其中正确的是A ．甲学生：将硝酸铵晶体溶于水,若水温下降,说明硝酸铵水解是吸热的B ．乙学生：在盐酸中加入相同温度的氨水,若实验过程中混合液温度下降,说明盐类水解是吸热的C ．丙学生：在醋酸钠溶液中加入醋酸钠晶体,若溶液温度下降,说明盐类水解是吸热D ．丁学生：在醋酸钠溶液中滴入酚酞试液,加热后若红色加深,说明盐类水解是吸热14. 草酸是二元中强酸,草酸氢钠溶液显酸性;常温下,向10 mL molL -1 NaHC 2O 4溶液中滴加 molL -1 NaOH 溶液,随着NaOH 溶液体积的增加,溶液中离子浓度关系正确的是NaOH ＝0时,c H +＝1×10-2 molL -1NaOH ＜10 mL 时,不可能存在c Na +＝2cC 2O 42-+cHC 2O 4- NaOH ＝10 mL 时,c H +＝1×10-7 mol/LNaOH ＞10 mL 时,c Na +＞cC 2O 42-＞cHC 2O 4- 15. 下列操作中,能使电离平衡H 2O H +＋OH -,向右移动且溶液呈酸性的是A ．向水中加入NaHSO 4溶液B ．向水中加入Al 2SO 43固体C ．向水中加入Na 2CO 3溶液D ．将水加热到100℃,使pH ＝6 16. 下列叙述正确的是A. 将稀氨水逐滴加入稀硫酸中,当溶液pH=7时,cSO 42-＞cNH 4+B. 两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c 1和c 2,pH 分别为a 和a+1,则c 1=10c 2C. pH=11的NaOH 溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合,滴入石蕊溶液呈红色D. 向 mol/L 的氨水中加入少量硫酸铵固体,则溶液中)()(23O H NH c OH c ⋅-增大17. 现有常温时pH ＝1的某强酸溶液10mL,下列操作能使溶液的pH 变成2的是A ．加入10mL ·L －1的NaOH 溶液B ．加入10mL 的水进行稀释C ．加水稀释成100mLD ．加入10mL ·L －1的盐酸溶液二、填空本题包括5个小题,共46分 19.6分1对于Ag 2Ss 2Ag +aq+ S 2-aq,其K sp =____________;2下列说法不正确的是__________;A. 用稀盐酸洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；B. 物质的溶解度随温度的升高而增加,故物质的溶解都是吸热的；C. 对于AlOH3s AlOH3aq Al3+＋3OH-,前者为溶解平衡,后者为电离平衡；D. 除去溶液中的Mg2+,用OH-沉淀Mg2+比用CO32-效果好,说明MgOH2的溶解度比MgCO3大E. 沉淀反应中常加过量的沉淀剂,其目的是使沉淀完全;20.8分用实验确定某酸HA是弱电解质;两同学的方案是：甲：①称取一定量的HA配制L的溶液100mL；②用pH试纸测出该溶液的pH值,即可证明HA是弱电解质;乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸,分别配制pH＝1的两种酸溶液各100mL；②分别取这两种溶液各10mL,加水稀释为100mL；③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管,同时加入纯度相同的锌粒,观察现象,即可证明HA是弱电解质;1在两个方案的第①步中,都要用到的定量仪器是__________;2甲方案中,说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH___1选填＜、＞、= 乙方案中,说明HA是弱电解质的现象是_________多选扣分;a. 装盐酸溶液的试管放出H2的速率快;b. 装HA溶液的试管放出H2的速率快;c. 两个试管中产生H2的速率一样快;3请你再提出一个合理而比较容易进行的方案药品可任取,作简明扼要表述;____________________________________________________________; 22.10分1在粗制CuSO4·5H2O晶体中常含有杂质Fe2+;在提纯时为了除去Fe2+,常加入合适氧化剂,使Fe2+氧化为Fe3+,下列物质可采用的是________;A. KMnO4B. H2O2C. Cl2水D. HNO3然后再加入适当物质调整至溶液pH=4,使Fe3+转化为FeOH3,可以达到除去Fe3+而不损失CuSO4的目的,调整溶液pH可选用下列中的________;A. NaOHB. NH3·H2OC. CuOD. CuOH223.6分pH＝12的NaOH溶液100mL,要使它的pH为11;体积变化忽略不计1如果加入蒸馏水,应加_________mL；2如果加入pH＝10的NaOH溶液,应加_________mL；3如果加L HCl,应加_________mL;24．6分已知难溶于水的盐在水中存在溶解平衡,例如氯化银在水中的溶解平衡为：AgCls Ag+aq + Cl-aq在一定温度下,水溶液中银离子Ag+和氯离子Cl-的物质的量浓度的乘积为一常数,可用Ksp 表示：Ksp= Ag+·Cl- = 1．8 × 10-10 mol2·L-2现把氯化银足量分别放人：①100mL蒸馏水中；②100mL ·L-1的盐酸溶液中；③1000mL mol·L-l的氯化铝溶液中；④ mol·L-1的氯化镁溶液中;充分搅拌后,相同温度下,银离子浓度由大到小的顺序是用序号回答 ;在·L-l氯化铝溶液中,银离子的物质的量浓度最大可达到 mol·L-1;水溶液中的离子平衡单元检测参考答案1. C2. C3. A4. A5. B6. A7. D8. A9. A 10. B 11 .B 12. A 13.D 14. D 15. B 16. C 17. C 18. A19. 1cAg+2·cS2-2BD20.1100mL容量瓶 2＞ b 3配制NaA溶液,测其pH＞7即证明HA是弱电解质;21. 1若a＝7,则HA是强酸；若a＞7, 则HA是弱酸2否；cA-＝cNa+3弱cNa+＞cA-＞cOH-＞cH+410-510-5－10-910-922. 1B CD24 可行23. 1900 21000 324、①﹥②﹥④﹥③ 6×10-10。

高考化学二轮专题冲刺第7讲水溶液中的离子平衡

的组合是
()
①醋酸与水能以任意比互溶 ②醋酸溶液能导电
③醋酸溶液中存在醋酸分子 ④0.1 mol/L 醋酸溶液的 pH
比 0.1 mol/L 盐酸的 pH 大 ⑤醋酸能和碳酸钙反应放出 CO 2 ⑥0.1 mol/L 醋酸钠溶液 pH ＝8.9 ⑦大小相同的锌粒与相同
物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始醋酸产生 H2 速率慢
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专题二基本理论
A．②⑥⑦ C．③④⑥⑦
B．③④⑤⑥ D．①②
[ 解析] 醋酸溶液中存在 CH 3COOH 的分子，0.1 mol/L CH 3COOH 溶液的 pH>1 ，由 CH 3COONa 溶液呈碱性及等物质的量浓度的 CH 3COOH 和盐酸的对比实验均能说明 CH 3COOH 为弱电解质。
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专题二基本理论
(4)(2013·江苏高考 )CH 3COOH 溶液加水稀 3COO －?
的值减小
(√ )
(5)(2013·天津高考 )NaCl 溶液和 CH 3COONH 4 溶液均显
中性，两溶液中水的电离程度相同
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专题二基本理论
[ 演练 1] (2013·新课标卷Ⅰ)短周期元素 W、X、Y、Z 的原子序数依次增大，其简单离子都能破坏水的电离平衡的是
A．W2－、X＋ C．Y3＋、 Z2－
() B．X＋、Y3＋ D．X＋、Z2－
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(整理)高三水溶液中的离子平衡专题复习

高三水溶液中的离子平衡专题复习第一节电离平衡概念辨析：⑴“盐类水解”中的“强、弱”就来自于电解质中强碱或弱碱中的阳离子和强酸或弱酸中的阴离子。

⑵ 电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物即不是电解质也不是非电解质。

⑶ 判断电解质看该化合物能否自身电离，如SO 3、SO 2、NH 3等是非电解质。

⑷ 判断电解质的强弱看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解性的大小、导电性强弱无关。

⑸ 溶液的导电性与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数目有关，而与电解质的强弱无必然的关系。

⑹ 有的电解质只能在水溶液中导电，如酸；有的电解质在水溶液和熔化状态下都能导电，如碱、盐。

此法可区分共价键和离子键。

二：电解质的电离及电离平衡注：多元弱酸分步电离，每次只电离出一个H +，以为主例：⑶ 影响弱电解质电离平衡的因素：见表。

三：本节题型题型之一：考查电解质的判断（1）下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）A ．COOH CH 3 B ．2Cl C ．34HCO NH D ．2SO 题型之二：考查强弱电解质的比较（2）体积相同，浓度均为0.1mol/L的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液。

项目C(H+)酸性中和碱的能力与足量活泼金属产生H2的总量与同一金属反应时起始速率大小比较（3）体积相同，PH=1的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液。

项目C(酸)酸性中和碱的能力与足量活泼金属产生H2的总量与同一金属反应时起始速率大小比较题型之三：考查强弱电解质的证明方法提炼：测定某酸为弱酸的方法，一般从三个方面入手：①能否完全电离；②是否存在电离平衡，外界条件的改变会引起平衡的移动；③弱酸根离子水解呈碱性。

其方法（HA酸为例，延伸至弱电解质）㈠同条件下，测浓度都为0.1mol/L的HA和HCl的导电性，若HA弱则是弱酸。

㈡测浓度为0.01mol/L的HA的PH，若PH=2（强酸），若PH﹥2（弱酸）㈢取V相同，PH相同的HA和HCl，加入足量的锌粒，最终产生H2多的为弱酸。

微专题7 水溶液中的离子平衡

考向一考向二考向三限时规范训练
大二轮复习化学 ( T )
知能点二水溶液中离子平衡影响因素
(1)常考影响水电离程度大小的因素
降低温度

加入酸、碱加入可电离出H＋的
―抑电―制离→
某些盐，如NaHSO4等
水的电离
―促电―进离→加 N升a入高2C可温O水度3、解N的H4盐Cl，等如
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考向一考向二考向三限时规范训练
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【解析】 A 项中 H2S 为二元弱酸，分步电离，所以，c(H＋)＝1× 10－5 mol·L－1>c(HS－)，错误；B 中弱碱溶液稀释 10 倍，pH 变化小于 1，
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微专题 7 水溶液中的离子平衡
考向一考向二考向三限时规范训练
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考向一水溶液中的离子平衡
(2019·高考全国卷Ⅰ)固体界面上强酸的吸附和离解是多相化学在环境、催化、材料科学等领域研究的重要课题。如图为少量 HCl 气体分子在 253 K 冰表面吸附和溶解过程的示意图，下列叙述错误的是 (D )
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(2)常考盐溶液的酸碱性 ①正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。如：CH3COONa 溶液显碱性；NH4Cl 溶液显酸性。 CH3COONH4 溶液，CH3COO－和 NH＋ 4 水解程度几乎相同，溶液显中性。 ②酸式盐(含有弱酸根)：看弱酸酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小，若电离程度大于水解程度，则显酸性，反之显碱性。如：NaHCO3 溶液，NaHS 溶液显碱性；NaHSO3 溶液显酸性， NH4HCO3 溶液显碱性。

水溶液中的离子平衡专题复习

水溶液中的离子平衡一、概念：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。

二、特点：1. 电离平衡是动态平衡2. 弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向电解质电离的方向移动。

此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。

3. 电离平衡是吸热过程，升高温度，电离平衡向正方向移动，此时，溶液中的离子数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。

4. 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。

三、知识点：（1）水的电离和离子积常数及其影响因素水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O + H2O H3O+ + OH－或H2O H+ + OH－。

一定温度下，由水电离出的H+浓度与OH－浓度的乘积为一常数，通常用K W表示。

水的离子积常数（K W）只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关，K W随着温度的升高而增大，如25℃时，K W＝1×10－14、100℃时，K W＝1×10－12。

对水的电离平衡和离子积常数影响因素的比较：平衡移动方向c(H+)的变化c(OH－)的变化c(H+)与c(OH－)的关系K W溶液的酸碱性升高温度向右增大增大c(H+)＝c(OH－) 增大中性加少量固体NH4Cl向右增大减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性加少量固体向右减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性CH3COONa加少量金属向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性Na加入少量向左减小减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性H2SO4加人少量固向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性体NaOH提醒：①由于同离子效应的原因，酸、碱能抑制水的电离，但不能改变K W的大小。

②盐的水解能促进水的电离，但不改变K W的大小。

结论：①一定温度下，强酸强碱溶液中，水的电离不受影响，电离度不变；强酸弱碱盐或强碱弱酸盐溶液中水的电离得到促进，水的电离度变大；②强酸弱碱盐溶液中，水的电离度用c(H+)计算，强碱弱酸盐溶液中，水的电离度用c(OH－)计算；③25℃时，pH之和为14的一对强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的溶液中水的电离度相等，即此时两种盐对水的电离的促进效果相同。

上篇专题二第七讲水溶液中的离子平衡

第七讲水溶液中的离子平衡2016高考导航——适用于全国卷Ⅰ最新考纲高频考点高考印证命题趋势1.了解电解质的概念。

了解强电解质和弱电解质的概念。

2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。

3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

4.了解水的电离、离子积常数。

5.了解溶液pH的定义。

了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。

6.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。

7.了解难溶电解质的溶解平衡。

了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。

8.以上各部分知识的综合应用。

溶液的酸碱性和pH2015·T132015·T262014·T82014·T131．弱电解质的电离和溶液的酸碱性是历年高考的热点内容，主要有(1)比较某些物质导电性的强弱，(2)强弱电解质的判断与溶液中粒子浓度的比较，(3)外界条件对弱电解质电离平衡的影响及电离平衡理论的应用，(4)溶液酸碱性(或pH大小)的判断，(5)有关溶液pH的计算。

常见的题型主要是选择题，有时也出现非选择题。

2．利用化学平衡原理分析电解质在溶液中的变化(电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡)，是历年高考的考查热点，考查方式多以选择题形式呈现，有时也以非选择题的形式与元素及其化合物知识结合起来进行考查。

3．溶液中粒子浓度大小的比较在近三年高考中出题较少，但它属于重要的考点。

若出题，不仅考查粒子浓度的大小顺序，而且还侧重于对溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。

溶液中粒子浓度大小的比较2014·T8电解质溶液中的三大平衡2015·T102015·T132015·T282014·T82014·T112014·T132013·T92013·T11考点一溶液的酸碱性和pH[学生用书P31]1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。

水溶液中的离子平衡-讲义-最新

-
pH，或由 c(OH ) 得出 pOH
再得 pH 。
8
四、盐的水解
1、盐的分类
⑴ 按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵ 按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐 (如 Na2SO4、NaCl) 、弱酸弱碱盐 (如 NH 4HCO 3)、
强酸弱碱盐 (如 NH 4Cl) 、强碱弱酸盐 ( 如 CH 3COONa) 。 ⑶ 按溶解性分：易溶性盐 (如 Na2CO3)、微溶性盐 (如 CaSO4)和难溶性盐 (如 BaSO4)。
— 4
溶于水时：
NaHSO
4=Na
+
+H
+
+SO
2— 4
三、水的电离及溶液的 pH
1、水的电离 ⑴ 电离平衡和电离程度
水是极弱的电解质，能微弱电离
3
H2O+H 2O
H 3O++OH -，通常简写为 H2O
H ++OH -；ΔＨ>0
25℃ 时，纯水中 c(H +)=c(OH -)=1 ×10-7mol/L
⑶ 谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷ 谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸ 越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
9
若酸性 HA>HB>HC ，则相同浓度的 NaA 、NaB 、NaC 溶液的碱性逐渐增强， pH 逐渐增大。
CO
⑤ 酸、碱溶液无限稀释时， pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH
不能小于 7。
⑥ 对于浓度（或 pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的

水溶液中的离子平衡知识点复习总结.doc

水溶液中的离子平衡知识点复习总结的离子平衡知识点总结水溶液的离子平衡1.弱电解质电解的速率与离子结合成弱电解质的速率相等时，离子电解平衡。

电离是一个吸热的过程。

2.电离平衡常数只与温度有关，温度升高,K值增大。

3.相同条件下,K值越大，该弱电解质越容易电解，所对应的酸性或者碱性就越强。

4.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。

5.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。

6 .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。

7.电离方程式的书写：用可逆符号，多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。

以电离平衡CH3COOH电离为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：平衡移动方向conn(H^)c(Ac)c(OH3c(nyc(HAc)导电能力电岗程度加水圈释向右减增多祓小增名增多增大加冰醋酸向右增大增多增多减小减小增强诚小升高温度向右增多增多增多增多增强增大加NaOH(s)向右减减少增多增多增多增强增大加压SQ(浓)向左增大增多减少减少增多增强减小加崩酸谖向左减小诚少增多增多减小增强减小加金属Mg 向右减小诚少增多增多增强加CaCOj(s)向右减小做少增多增多增多增强8.水的电离：水是极弱的电解质，能微弱电离H20 H++0H-O 25°C 时，纯水c (H+) =c (0H-) =1X 10-7mol/L(PH=7)9.温度越高电离程度越大,c (H+)和c(OH-)同时增大,KW增大，但c(H+)和c (0H-)始终保持相等，仍显性。

(说明PH<7,溶液不一定显酸性)O10.水的离子积：在一定温度时,KW =c (H+) *c (0H-), K称为水的离子积常数，简称水的离子积。

KW只受温度影响，水的电离吸热过程。

25笆时KW=1X10-14,100 °C 时KW=1X10-I2o11.水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。

第七篇水溶液中的离子平衡

第七篇水溶液中的离子平衡角度一溶液中的三大平衡及影响因素1．三大平衡影响因素电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋水解平衡CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)2．影响水电离程度大小的常考因素⎭⎪⎬⎪⎫降低温度加入酸、碱加入可电离出H ＋的某些盐，如NaHSO 4等←――抑制电离水的电离――→促进电离⎩⎪⎨⎪⎧升高温度加入可水解的盐，如Na 2CO 3、NH 4Cl 等3．溶液中离子浓度大小比较 (1)紧扣两个微弱电离是微弱的，大多数盐的水解也是微弱的。

(2)牢记三大守恒①电荷守恒：电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数，根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。

如(NH 4)2CO 3与NH 4HCO 3的混合溶液中一定有： c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)。

②物料守恒：物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，根据物料守恒可准确、快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子的物质的量浓度或物质的量的关系。

如：0.1 mol·L －1 NaHCO 3溶液中一定有c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (H 2CO 3)＝0.1 mol·L －1。

0．1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液与0.1 mol·L －1 CH 3COONa 溶液等体积混合一定有：c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO－)＝2c (Na ＋)＝0.1 mol·L －1。

③质子守恒：在电离或水解过程中，会发生质子(H ＋)转移，但质子转移过程中其数量保持不变。

将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。

水溶液中的离子平衡知识点总结

水溶液中的离子平衡知识点总结水溶液中的离子平衡是指在溶液中溶解的电离物质（通常为盐和酸碱）之间的化学反应达到平衡的状态。

在离子平衡中，离子的浓度、水合度以及溶剂中其他化学物质的影响会相互作用，从而确定离子在溶液中的浓度和活性系数。

以下是水溶液中离子平衡的主要知识点的总结。

1.电离与离解平衡：当盐或酸碱溶解在水中时，会发生电离和离解反应。

电离是指分子或离子在溶液中失去或获得电子，形成离子。

离解是指发生离解反应的物质中，溶解出来的离子与未溶解的物质之间的平衡关系。

例如，普通盐（如氯化钠）在水中溶解后会形成Na+和Cl-离子，这是一个电离过程；酸碱的离解反应可以用离解方程式表示。

2.离子的动态平衡：在溶液中，离子与溶剂分子之间存在动态平衡。

当溶质分子溶解到溶液中时，会与溶剂分子重新结合，而且离子在水合的过程中还可能与其他离子形成复杂的离子配位化合物，这些过程决定了离子活动和浓度。

3.离子浓度与平衡常数：在离子平衡中，离子的浓度可以通过平衡常数来表示。

平衡常数是描述离子的浓度和溶液中化学反应的速度的一个参数。

对于酸碱反应，酸性常数（Ka）描述酸的强弱，碱性常数（Kb）描述碱的强弱，这些常数与离子平衡有很大的关系。

4.PH和酸碱平衡：PH是用来衡量溶液酸碱性的指标，是对数单位的负对数，它表示了溶液中氢离子（H+）的浓度。

PH值与酸碱反应的平衡有直接关系，当酸碱平衡移动时，PH值也会相应改变。

5.水自离解和电离常数：水自离解是指水分子自己发生电离的过程，产生等量的氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。

水的电离常数（Kw）是描述水的离解程度的参数，其值为1.0×10^-14，在25℃下。

6.普通盐的完全电离和部分电离：普通盐是指由酸和碱反应得到的盐类，如氯化钠。

在水中溶解后，一些普通盐会完全电离成阳离子和阴离子，例如氢氧化钠（NaOH）；而其他一些普通盐则只会部分电离，如硫酸（H2SO4）。

7.酸碱中和反应和滴定：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。

水溶液中的离子平衡讲义最新综述

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。

二、弱电解质的电离平衡 1、定义和特征 ⑴电离平衡的含义在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态。

任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。

物质单质化合物电解质非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。

如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。

如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸、弱碱和水。

如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O ……混和物纯净物⑵电离平衡的特征①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。

②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。

③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。

④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。

⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。

2、影响电离平衡的因素 ⑴浓度：越稀越电离在醋酸的电离平衡 CH 3COOH CH 3COO -+H +加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH 3COOH)、c(H +)、c(CH 3COO -)变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动， c(CH 3COOH)、c(H +)、c(CH 3COO -)增大，但电离程度变小⑵温度：T 越高，电离程度越大 ⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

2020 第1部分专题7 水溶液中的离子平衡.pdf

正确；B 项，由图像知，a 点到 b 点，HA－转化为 A2－，b 点导电能力相对于 a
点增强，可判断 Na＋和 A2－的导电能力之和大于 HA－的，正确；C 项，b 点为
反应终点，发生的反应为 2KHA＋2NaOH===Na2A＋K2A＋2H2O。因为 H2A 为
弱酸，所以 Na2A、K2A 溶液显碱性，pH>7，错误；D 项，c 点为 Na2A、K2A
5×10－3×cV
mol×56 mg
g·mol－1×100%或m5c×05060×100%。
[答案] (1)当滴入最后一滴标准液后，溶液变为粉红色，且半分钟内不变色 (2)m5c×V1×05060×100%
4．(2018·全国卷Ⅲ)用 0.100 mol·L－1 AgNO3 滴定 50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl －溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是( )
1．(2019·全国卷Ⅰ)固体界面上强酸的吸附和离解是多相化学在环境、催化、材料科学等领域研究的重要课题。下图为少量 HCl 气体分子在 253 K 冰表面吸附和溶解过程的示意图，下列叙述错误的是( )
A．冰表面第一层中，HCl 以分子形式存在 B．冰表面第二层中，H＋浓度为 5×10－3 mol·L－1(设冰的密度为 0.9 g·cm－3) C．冰表面第三层中，冰的氢键网络结构保持不变 D．冰表面各层之间，均存在可逆反应 HCl H＋＋Cl－ D [A 项，由图示可知，第一层中，HCl 以分子形式存在，正确；B 项，第二层中，已知 Cl－∶H2O＝10－4∶1，HCl===H＋＋Cl－，H＋和 Cl－的物质的量是相同的，设 H2O 的物质的量为 1 mol，则 n(H＋)＝10－4 mol，V(H2O)＝
学无止境

高三专题-水溶液中的离子平衡

第三讲水溶液中的离子平衡【考纲要求】1．了解电解质的概念2．根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式3．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡4．了解水的电离及离子积常数5.认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算6.了解酸碱中和滴定的原理7.了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用8.理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用9.在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应10.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质【夯基达标】一、电解质的电离┌强酸、强碱────┬→可溶性强电解质┌强电解质┤┌可溶性盐┘┌电解质─┤└大多数盐┤化合物┤│└不溶性盐→不溶性强电解质│└弱电解质：弱酸、弱碱和水└非电解质：绝大多数有机物、气态氧化物、一些非金属氢化物(如NH3)例1.甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是A．1mol·L-1甲酸溶液的pH约为2B．甲酸能与水以任何比例互溶C．10mL 1mol·L-1甲酸恰好与10mL 1mol·L-1 NaOH溶液完全反应D．甲酸能和碳酸钠反应放出CO2气体例2．下列说法正确的是A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强B．中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，盐酸所需氢氧化钠多于醋酸C．将氢氧化钠和氨水各稀释一倍，两者的OH-浓度均减少到原来的1/2D．如果盐酸的浓度是醋酸浓度的两倍，则盐酸的H+浓度也是醋酸浓度的二倍二、水的电离及溶液的pH1、水是极弱的电解质H2O H+ + OH- （正反应为吸热反应）常温下，K w=c(H+)×c(OH-)= 10-14 （温度常数）2、溶液的pH：pH= -lg c(H+)3．影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离平衡向右移动、K w增大（2）浓度：c(H+)或c(OH-)例1．室温时，柠檬水溶液的pH 是3，其中的c(OH －)是A ．0.1 mol/LB ．1×10-3 mol/LC ．1×10-7 mol/LD ．1×10-11 mol/例2.在0.01 mol/L 硫酸溶液中，水电离出的H +的浓度是( )A ．5×10－13 mol/LB ．0.02 mol/LC ．1×10－7 mol/LD ．1×10－12 mol/L例3.常温下某溶液，水电离出的c (OH -)=1.0×10-4 mol/L,该溶液中溶质可能是①Al 2(SO 4)3 ②NaOH ③NH 4Cl ④NaHSO 4A 、①②B 、①③C 、②③D 、①④例4．室温下，水的电离达到平衡：H 2OH + + OH -。

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专题七水溶液中的离子平衡课时34 弱电解质的电离平衡
一、单项选择题
1.关于pH 相同的醋酸和盐酸稀溶液,下列说法错误的是( ) A.它们都恰好能和等质量的氢氧化钠作用 B.醋酸的物质的量浓度大于盐酸 C.两种酸和锌反应刚开始的速度相差不大 D.在同等程度稀释时,醋酸溶液的pH 上升较少
2.(2011·广州二模)常温下,pH=12的氨水中存在以下电离平衡:NH 3·H 2O
N 4H ++OH -。

往其
中加入少量0.01mol ·L -1
NaOH 溶液,保持不变的是( )
A.c(OH -
) B.c(N 4H +
)
C.c(NH 3·H 2O)
D.c(N 4H +
)·c(OH -)
3.(2011·珠海模拟)将浓度为0.1mol ·L -1
的HF 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.-(F )
(H )c c + D.(H )
(HF)c c +
4.(2011·广州白云模拟)将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中,下列各图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势,其中错误的是(
)
5.下列物质的酸性强弱顺序为H 2A>H 2B>HA ->HB -
,下列化学方程式中一定正确的是( )
A.NaHB+H2A H2B+NaHA
B.Na2B+H2A H2B+Na2A
C.H2B+Na2A Na2B+H2A
D.H2B+NaHA NaHB+H2A
6.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量,根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。

右图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。

下列示意图中,能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( )
二、双项选择题
7.(2011·广州白云模拟改编)常温下,下列叙述正确的是( )
A.某醋酸溶液的pH=a,将此溶液稀释1倍后,溶液的pH=b,则a<b
B.若1mLpH=1的盐酸与100mLNaOH溶液混合后,溶液的pH=7,则NaOH溶液的pH=11
C.1.0×10-3mol·L-1盐酸的pH=3,1.0×10-8mol·L-1盐酸的pH=8
D.在滴有酚酞溶液的氨水里,加入NH4Cl至溶液恰好无色,则此时溶液的pH<7
8.在甲烧杯中放入盐酸、乙烧杯中放入醋酸,两种溶液的体积和pH都相等,向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒,反应结束后得到等量的氢气。

下列说法正确的是( )
A.甲烧杯中加入锌的质量比乙烧杯中加入锌的质量大
B.甲烧杯中的酸过量
C.两烧杯中参加反应的锌等量
D.反应开始后乙烧杯中的c(H+)始终比甲烧杯中的c(H+)小
三、非选择题
9.与化学平衡常数相似,电离平衡的平衡常数,叫做电离平衡常数。

电离平衡常数只与温度有
关,如在25℃时醋酸的电离平衡常数为K=
-
3
3
(H)(CH COO)
(CH COOH)
c c
c
+
;H2S存在两步电离:①
H2S H++HS-、②HS -H++S2-,电离平衡常数分别为K1=
-
2
(H)(HS)
(H S)
c c
c
+
,K2=
2-
-
(H)(S)
(HS)
c c
c
+。

请
填空:
(1)化学平衡常数反映化学反应进行的限度,电离平衡常数反映;弱酸的电离平衡常数越大,酸性越(填“强”或“弱”)。

(2)当温度升高时,K值(填“增大”、“减小”或“不变”)。

(3)对于三元酸H3PO4存在三步电离,则对应的三个平衡常数K1、K2、K3的数值大小关系
为;原因是(任写一种合理的情况即可)。

10.下图是一定温度下向不同电解质溶液中加入新物质时溶液的导电性发生变化,其电流(I)随新物质加入量(m)的变化曲线。

图1 图2 图3
以下五个导电性实验,其中与图1变化趋势一致的是,与图2变化趋势一致的
是,与图3变化趋势一致的是。

A.氢氧化钡溶液中滴入硫酸溶液至过量
B.醋酸溶液中滴入氨水至过量
C.澄清石灰水中通入CO 2至过量
D.氯化铵溶液中逐渐加入适量氢氧化钠固体
E.饱和的氢硫酸溶液中通入过量的二氧化硫 11.现有25℃时,0.1mol ·L -1
氨水,请回答下列问题:
(1)若向氨水中加入少量硫酸铵固体,此时溶液中
-32(OH )
(NH H O)c c (填“增大”、“减
小”或“不变”)。

(2)若向氨水中加入稀硫酸,使其恰好完全中和,写出反应的离子方程
式: ;所得溶液的pH (填“>”、“<”或“=”)7,用离子方程式表示其原因。

溶液中各离子物质的量浓度由大到小的顺序为。

(3)若向氨水中加入稀硫酸至溶液的pH=7,此时c(N 4H )=amol ·L -1,则c(S 2-4O )= 。

12.(2011·山东高考)常温下,H 2SO 3的电离常数K a1=1.2×10-2,K a2=6.3×10-8
;H 2CO 3的电离常数K a1=4.5×10-7
,K a2=4.7×10-11。

某同学设计如下实验验证H 2SO 3酸性强于H 2CO 3:将SO 2和CO 2气体分别通入水中至饱和,立即用酸度计测两溶液的pH,若前者的pH 小于后者,则H 2SO 3酸性强于H 2CO 3。

(1)该实验设计不正确,错误在于。

(2)设计合理实验验证H 2SO 3酸性强于H 2CO 3(简要说明实验步骤、现象和结论): 。

(仪器自选)
供选择的试剂:CO 2、SO 2、Na 2CO 3、NaHCO 3、Na 2SO 3、NaHSO 3、蒸馏水、饱和石灰水、酸性KMnO 4溶液、品红溶液、pH 试纸。

专题七水溶液中的离子平衡课时34 弱电解质的电离平衡
1.A
2.A
3.D
4.D
5.A
6.D
7.AB
8.AC
9.(1)电解质的电离程度强 (2)增大 (3)
上一级电离产生的H +
对下一级电离有抑制作用(或H 2PO -
4、HP 2-4O 、P 3-4O 结
合氢离子的能力依次增强)
10.B AC D
11.(1)减小 (2)NH 3·H 2O+H
+
N 4H ++H 2O < N 4H +
+H 2O NH 3·H 2O+H +
c(N 4H +)>c(S 2-4O )>c(H +)>c(OH -)
(3)a
2mol ·L
-1
12.(1)用于比较pH 的两种酸的物质的量浓度不相等 (2)三种参考方案如下。

方案一:配制相同物质的量浓度的NaHSO 3和NaHCO 3溶液,用酸度计(或pH 试纸)测两溶液的pH 。

前者的pH 小于后者,证明H 2SO 3酸性强于H 2CO 3。

方案二:将SO 2气体依次通过NaHCO 3(或Na 2CO 3)溶液、酸性KMnO 4溶液、品红溶液、澄清石灰水。

品红溶液不褪色、且澄清石灰水变浑浊,证明H 2SO 3酸性强于H 2CO 3。

方案三:将CO 2气体依次通过NaHSO 3(或Na 2SO 3)溶液、品红溶液。

品红溶液不褪色,证明H 2SO 3酸性强于H 2CO 3。