专题限时集训7 水溶液中的离子平衡.pdf
(完整版)水溶液中的离子平衡典型练习题及答案
水溶液中的离子平衡1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）.A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-）B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-）C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-）2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是?3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是（）A、图中A、B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＞DB、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042-4. 设水的电离平衡线如图所示：(1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B点,则此时水的离子积从_____增加到____,造成水的离子积增大的原因是____.(2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____.(3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13,若要使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42-．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）A．该温度高于25℃B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-10mol/LC．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离D．该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性6.为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG=已知某无色溶液的AG=12，则在此溶液中能大量共存的离子组是( )A.Na+、AlO2-、K+、NO3-B.MnO4-、K+、SO42-、Na+C.NH4+、NO3-、Al3+、Cl-D.Mg2+、SO42-、HCO3-、Na+7.下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )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④1mol/L醋酸的pH比0.1mol/L盐酸pH大⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2⑥0.1mol/L醋酸钠溶液pH＝8.9⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生H2速率慢A．②⑥⑦B．③④⑥⑦C．③④⑤⑥D．①②③8.关于小苏打水溶液的表述正确的是（）A．c （Na+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+2c （H2CO3）B．c （Na+）+c （H+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+c （OH-）C．HCO3-的电离程度大于HCO3-的水解程度D．存在的电离有：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-⇌H++CO32-，H2O⇌H++OH-9.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A．在0.1mol•L-1NaHCO3溶液中：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（H2CO3）B．在0.1mol•L-1Na2CO3溶液中：c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）C．向0.2 mol•L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol•L-1NaOH溶液：c（CO32-）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）D．常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH=7，c（Na+）=0.1mol•L-1]：c（Na+）=c（CH3COO-）＞c（CH3COOH）＞c（H+）=c（OH-）10. (1）在25°C时，已知0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12．现将0.2mol/L 的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，溶液中各种离子的浓度有大到小的关系为______．（2）常温下，将0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液．试回答（填写数据）：①溶液中c（NH4+）+c（NH3•H2O）一定等于______②溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=______．11某二元弱酸的酸式盐，NaHA溶液，若PH<7,则溶液中各离子的浓度关系不正确的是A C(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)B c(Na+)+ c(H+)= c(HA-)+2 c(A2-)+ c(OH-)C c(H+)+ c(HA-)= c(OH-)+ c(H2A)D c(Na+)= c(HA-)+ c(H2A)+ c(A2-).答案1.在电解质溶液中存在三个守恒：①电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，②物料守恒，③质子守恒，故B正确；D项pH=7，c（H+）=c（OH-），则有c（Na+）=c(CH3COO-),故D项错；A项NaOH是强电解质NaOH====Na++OH-，当两溶液混合OH-参加反应被消耗，而Na+不参加反应，故c（Na+）>c(OH-)，同理c （CH3COO-）>c(H+)，故A项错；C项pH<7，醋酸过量，结论正确。
水溶液中的离子平衡
－
2－
【答案】 B
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●变式训练 2．(2013· 长春市毕业班调研)下列各组离子在给定条件下一 定能大量共存的是( )
A．水电离出的c(H＋)＝1×10－14mol/L的溶液：K＋、AlO － 2 、 Br－、Cl－ B．在含有Al 、Cl 的溶液中：HCO3 、I 、NH4 、Mg
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4．根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量 等判定 (1)pH 相同、 体积也相同的强酸和弱酸分别跟足量活泼金 属反应时，起始速率相同；在反应过程中，弱酸反应较快，产 生的氢气量多；而强酸反应较慢，产生的氢气量少。 (2)同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较活泼的 金属反应， 强酸生成氢气的速率较大； 弱酸产生氢气的速率较 小。当二者为同元酸时，产生氢气的物质的量相等。
＋
＋
4
、Al3 、Fe3 、Ag 等)均不能大量共存；酸式弱酸根离
＋ ＋ ＋ － － －
子(如HCO 3 、HSO 3 、HS 等)在强酸性或强碱性溶液中均不 能大量共存。
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专题07 水溶液中的离子平衡(解析版)
三观一统十年高考真题精解专题07 水溶液中的离子平衡高考对本专题内容的考查主要集中在弱电解质的电离平衡、水的离子积、有关溶液pH的计算、酸碱中和滴定实验操作等方面,利用滴定实验原理设计计算型试题是高考命题的热点。
运用数学工具(图表)进行推理是本专题的常见考查形式。
考查学生的变化观念与平衡思想素养。
高考对本专题内容的考查主要包括盐类的水解平衡和难溶电解质的溶解平衡,考查重点侧重于对平衡的影响以及平衡移动的分析。
常用的规律有勒夏特列原理(平衡移动结果的分析)、三大守恒(离子浓度大小的判断)等。
考查学生的变化观念与平衡思想素养。
预计以后高考中对本专题内容的考查点主要有：一是强瑞电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，三是影响水电离平衡因素及K W的应用，四是溶液酸碱性的判断判断及pH的计算；五是滴定原理的应用及定量研究的计算。
盐类水解和难溶性电解质的溶解平衡也是高考考查的重点与热点，预计以后高考命题中主要有四个方面：一是盐类水解方程式的书写；二是盐类水解平衡的影响及平衡的移动；三是溶液中离子浓度大小的比较和守恒关系；四是盐类水解的工农业和实际生产中的应用。
（一）2020考纲考点2020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Ⅰ解质和弱电解质的概念,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。
1.了解水的电离及离子积常数。
Ⅱ2.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。
3.了解溶液pH的测定方法。
4.了解酸碱中和滴定的原理。
5.了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中的重要作用。
1.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。
2.能够理解离子浓度大小比较中三种守恒关系的本质。
并能利用三种守恒关系解决相关问题。
Ⅱ1.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
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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高考专项7水中离子平衡-
高考专项7 水中离子平衡11．分别向体积均为100mL、浓度均为1mol/L的NaClO、NaOH、CH3COONa的三种溶液中通入CO2，测得各溶液中n(HCO3-)的变化如下图所示：下列分析正确的是A．CO2通入NaClO溶液的反应：2ClO-+CO2+H2O=CO32-+2HClOB．CO2通入CH3COONa溶液的反应：CO2+H2O+CH3COO-=HCO3-+CH3COOHC．通入n(CO2)=0.06mol时，NaOH溶液中的反应：2OH-+CO2=CO32-+H2OD．通入n(CO2)=0.03mol时，三种溶液中：n(HCO3-)+n(CO32-)+n(H2CO3)=0.03mol2．常温下，HNO2的电离平衡常数为K＝4.6×10－4(＝2.14)，向20 mL 0.01 mol·L－1HNO2溶液中逐滴加入相同浓度的NaOH溶液，测得混合液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示，下列判断正确的是A．X＝20B．a点溶液中c(H＋)＝2.14×10－3 mol·L－1C．a、b、c、d四点对应的溶液中水的电离程度逐渐减小NO－)D．b点溶液中微粒浓度的大小关系为c(HNO2)＞c(Na＋)＞c(23．25℃时，下列各溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3-)＋c(H2CO3)－c(CO32-)B．0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液呈酸性：c(Na＋)>c(HC2O4-)>c(H2C2O4)>c(C2O42-)C．20 mL 0.10 mol·L－1 CH3COONa溶液与10 mL 0.10 mol·L－1 HCl溶液混合得到的酸性溶液：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)D．向0.1mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至恰好呈中性：c(Na＋)>c(NH4+)>c(SO42-)>c(OH－)＝c(H＋)4．在25℃时，向50.00mL未知浓度的氨水中逐滴加入0.5mol·L-1的HC1溶液。
微专题7 水溶液中的离子平衡
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
考向一 考向二 考向三 限时规范训练
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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-讲义-最新
-
pH，或由 c(OH ) 得出 pOH
再得 pH 。
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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
第五讲-水溶液中的离子平衡
2010年高考总复习——化学5水溶液中的离子平衡在高考中对于水溶液中的离子平衡具体要求如下：①了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。
了解电解质在水溶液中的电离以及溶液的导电性。
②了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
③了解水的电离，离子积常数。
④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。
⑤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。
在能力层面上，还有如下要求：①理解弱电解质的电离和盐类水解之间的内在联系。
②能够通过实验（定性和定量）手段，研究水溶液中的离子平衡。
③能够从实验现象、图形、图表中获取有关信息，能够进行定量分析，并且用正确的化学术语及文字、图表、图形等表达，并做出解释。
④能够从定量的角度研究电离平衡、水解平衡。
热点一、水溶液中离子浓度的比较近几年高考中，比较溶液中离子浓度的大小是热点题型之一，在这类试题中，可以同时考查弱电解质的电离、水的电离、盐类的水解等多个知识点，有时还涉及到一些简单的化学计算，综合程度比较高。
这类试题在解答时，通常分为三个步骤：（1）判断溶液中的成分及其浓度（高考往往出现两种相互反应的溶液混合）。
（2）判断溶液的酸碱性。
（如果题目出现未学过的物质，一般给出相应的条件）。
（3）利用溶液中的“守恒关系”得出正确答案。
所谓守恒关系，指的是溶液中一般存在三个守恒关系：A、电荷守恒：溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。
B、原子守恒（物料守恒）：不管水解还是电离，各种原子的总的物质的量保持不变。
C、质子守恒：盐溶液中，水电离提供的H+和OH-总的物质的量相等。
通常我们只需要找到前两个守恒关系就可以解题了，因为第三个守恒关系可以利用前两个守恒关系推导得出，而且第三个守恒关系只适合于正盐溶液，因为只有在正盐溶液中，除了水以外，其它物质不能提供H+和OH–。
例1（09全国I）用0.1 mol·L–1的盐酸滴定0.10 mol·L–1的氨水，滴定过程中不可能．．．出现的结果是（）A．c（NH4+）＞c（Cl–），c（OH–）＞c（H+）B．c（NH4+）=c（Cl–），c（OH–）=c（H+）C．c（Cl–）＞c（NH4+），c（OH–）＞c（H+）D．c（Cl–）＞c（NH4+），c（H+）＞c（OH–）解析：无论滴定时用量关系如何，得到的水溶液中只存在四种离子，而且根据电荷守恒可以知道，溶液中的离子浓度一定满足：c（NH4+）+c（H+）=c（Cl–）+c（OH–），溶液中不可能出现阴离子均大于阳离子的情况，不遵循电荷守恒，故C项错。
2020 第1部分 专题7 水溶液中的离子平衡.pdf
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)＝
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水溶液中的离子平衡专题
水溶液中的离子平衡专题复习§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（ ）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（ ）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<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率*最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 （提示：实验室能否配制0.1mol/L 的HAc ？能否配制pH=1的HAc ？为什么？ ）5、强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液的浓度C HA ＜C HB(3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB*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 。
水溶液中的离子平衡知识点[1]
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【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离课标要求1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念2、掌握弱电解质的电离平衡3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物;非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注:①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物.（2)强电解质和弱电解质①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质(如强酸、强碱和大部分的盐）②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子(如：弱酸、弱碱和少量盐)。
注：弱电解质特征：存在电离平衡,平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立(弱电解质的电离是一种可逆过程）（2）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征.①逆：弱电解质的电离过程是可逆的.②等：达电离平衡时,分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
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 -。
水溶液中的离子平衡复习讲课文档
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目录
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第一讲 弱电解质的电离平衡
一、强弱电解质 1、概念与分类
化合物在水溶 液中或熔融状
态
都不电离
能电离
非电解质
电解质
完全电离 强电解质
强酸，强碱，活泼金属氧 化物，大多数盐
部分电离
弱电解质
弱酸，弱碱，H2O等
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入少量氯气；④向饱和硫化氢中通入少量氯气
A.①②
B.①③
C.③④
D.①④
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第一讲 弱电解质的电离平衡
2、常见的酸、碱
（1）强酸与弱酸
①强酸：HCl；HBr；HI；H2SO4；HNO3；HClO4； ②弱酸：H2SO3>H3PO4>H2C2O4>HCOOH>C6H5COOH>HC2O4-
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pKa 0.31 3.15 11.65 1.23 1.43 6.54 2.18 7.199 12.35 0.70 2.19 6.80 9.59 6.88 14.15
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第一讲 弱电解质的电离平衡
名称 硫酸 亚硫酸 硫氰酸 硫代硫酸
偏硅酸 甲酸 草酸 乙酸 丙酸 苯酚 苯甲酸
化学式 HSO4H2SO3 HSCN
特征 逆、等、定、动、变
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第一讲 弱电解质的电离平衡
3、影响电离平衡的因素
（1）内因：弱电解质本身的性质 如常温时，相同浓度的HF与CH3COOH，HF的电离程度较大 （2）外因：勒夏特列原理
①温度：
升高温度，平衡向右移动，电离度α增大 ②浓度：浓度越小，α越大
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专题限时集训(七)水溶液中的离子平衡(限时：45分钟)(对应学生用书第141页)1．下列说法不正确的是()A．25 ℃，pH＝4的HF溶液与pH＝10的氨水中水电离出的c(H＋)相同B．25 ℃，0.01 mol·L－1的HA溶液的pH＝5，则K a(HA)为1×10－8C．Na2CO3溶液加水稀释，c(CO2－3)c(OH－)·c(HCO－3)在溶液中保持不变D．已知在相同条件下，HF的酸性强于CH3COOH，则物质的量浓度相等的NaF与CH3COOK溶液中：c(Na＋)－c(F－)>c(K＋)－c(CH3COO－) D[HF、CH3COOH都是弱酸，所以NaF与CH3COOK都是强碱弱酸盐，由于酸性HF>CH3COOH，水解程度F－<CH3COO－，故c(Na＋)－c(F－)<c(K＋)－c(CH3COO－)，D项错误。
]2．室温下，下列说法中正确的是()A．0.1 mol·L－1的NaHA溶液pH＝1则有：c(Na＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋2c(A2－)B．向NaAlO2溶液中逐滴加入稀盐酸至沉淀恰好消失时：c(Cl－)＝3c(Al3＋) C．将a mol·L－1的醋酸溶液与0.01 mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合，溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)，醋酸的电离常数K a＝2×10－9a－0.01(用含a的代数式表示)D．向NH4Cl溶液中加入少量等物质的量浓度的稀盐酸，则c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大D[0.1 mol·L－1的NaHA溶液pH＝1，说明NaHA在水溶液中完全电离成Na ＋、H ＋和A 2－，根据物料守恒有c (Na ＋)＝c (A 2－)，A 项错误；向NaAlO 2溶液中逐滴加入稀盐酸至沉淀恰好消失，溶液中依次发生的反应为NaAlO 2＋HCl ＋H 2O===NaCl ＋Al(OH)3↓和Al(OH)3＋3HCl===AlCl 3＋3H 2O ，则溶液中c (Cl －)＝4c (Al 3＋)，B 项错误；由电荷守恒可知c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (CH 3COO －)，已知溶液中c (CH 3COO －)＝c (Na ＋)，则c (H ＋)＝c (OH －)，溶液显中性，即c (H ＋)＝c (OH －)＝10－7mol·L －1，c (CH 3COO －)＝c (Na ＋)＝0.005 mol·L －1，用含a 的代数式表示CH 3COOH 的电离常数K a ＝10－7×0.005a 2－0.005＝10－9a －0.01，C 项错误；向NH 4Cl 溶液中加入少量等浓度的稀盐酸，盐酸抑制NH ＋4水解，所以溶液中c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值将增大，D 项正确。
] 3．(2019·青岛一模)已知pOH ＝－lg c (OH －)，向20 mL 0.1 mol·L －1的氨水中滴加未知浓度的稀硫酸，测得混合溶液的温度、pOH 随加入稀硫酸体积的变化如下图所示，下列说法不正确的是( )A ．稀硫酸的物质的量浓度为0.05 mol·L －1B ．当溶液中pH ＝pOH 时，水的电离程度最大C ．a 点时溶液中存在(NH 3·H 2O)＋2(OH －)＝(NH ＋4)＋2(H ＋)D ．a 、b 、c 三点对应NH ＋4的水解平衡常数：K h (b)>K h (a)>K h (c)B [当氨水与稀硫酸恰好反应生成(NH 4)2SO 4时水的电离程度最大，B 错误。
]4．现有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是( )① ② ③ ④浓度c/(mol·L－1) 0.1 0.1 0.1 0.1溶液氨水CH3COONa溶液醋酸盐酸图1图2A．向盛有20 mL ①溶液中逐渐加入③溶液，溶液导电能力变化如图1B．②、③两溶液等体积混合，离子浓度：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)C．①、④两溶液等体积混合，离子浓度：c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(OH－) D．用④溶液滴定①溶液，滴定曲线如图2所示，可用酚酞作指示剂D[醋酸和氨水是弱电解质，当①、③等体积时，恰好生成强电解质醋酸铵，继续加入醋酸，离子浓度又会减小，A项正确；由物料守恒知，B项正确；①、④两溶液等体积混合，恰好生成氯化铵，由于铵根离子少量水解，C项正确；用④溶液滴定①溶液，两者恰好反应时，生成的氯化铵溶液显酸性，故应该用甲基橙作指示剂，D项不正确。
]5．室温下，浓度均为0.1 mol·L－1、体积均为V0的NaX、NaY溶液分别加水稀释至体积V，已知pOH＝－lg c(OH－)，pOH与lg VV0的变化关系如图所示。
下列叙述正确的是()A．HX、HY都是弱酸，且K a(HX)>K a(HY)B．图中pOH随lg VV0变化始终满足直线关系C．lg VV0＝3时，NaX溶液中所含离子总数小于NaY溶液D．分别向稀释前的两种溶液加盐酸至pH＝7时，c(X－)＝c(Y－)A[当lg VV0很大时，pOH变化很小，pOH与lg VV0的关系就不能满足直线关系，B错误；NaX溶液中与NaY溶液中的c(H＋)前者大，故NaX溶液中含的离子总数较大，C错误；根据电荷守恒和pH＝7可推导c(X－)>c(Y－)，D错误。
] 6．类比pH的定义，对于稀溶液可以定义p c＝－lg c，p K a＝－lg K a。
常温下，某浓度H2A溶液在不同pH下，测得p c(H2A)、p c(HA－)、p c(A2－)变化如图所示。
下列说法正确的是()A．pH＝3.05时，c(H2A)>c(HA－)>c(A2－)B．常温下，p K a1(H2A)＝5.30，p K a2(H2A)＝0.80C．b点时，c2(HA－)c(H2A)·c(A2－)＝104.50D．pH＝3.00～5.30时，n(H2A)＋n(HA－)＋n(A2－)先增大后减小C[根据图可知ab线代表H2A，ac线代表HA－，bc线代表A2－。
pH＝3.05时，c(H2A)＝c(A2－)，A错误；根据a、c点可知p K a1＝0.8，p K a2＝5.30，B错误；根据物料守恒，三者物质的量和不变，D错误。
]7．(2018·全国卷Ⅲ，变式)某温度下，向10 mL 0.1 mol·L－1 CuCl2溶液中滴加0.1 mol·L－1的Na2S溶液，滴加过程中溶液中－lg c(Cu2＋)与加入Na2S溶液体积(V)的关系如图所示。
已知：lg 2＝0.3，K sp(ZnS)＝3×10－25。
下列有关说法正确的是()A．a、b、c三点中，水的电离程度最大的为b点B．Na2S溶液中：c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝2c(Na＋)C．该温度下K sp(CuS)＝4×10－36D．相同实验条件下，若改为0.1 mol·L－1的ZnCl2溶液，反应终点b向d 方向移动C[b点为NaCl溶液，水的电离程度最小，A错误；Na2S溶液中，根据物料守恒知，c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝12c(Na＋)，B错误；K sp(CuS)＝10－17.7×10－17.7＝10－35.4＝100.6×10－36＝4×10－36，C正确；ZnS比CuS的K sp大，终点－lg c(Cu2＋)小，D错误。
]8.已知对于电离常数为K a的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。
常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20 mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。
下列说法不正确的是()A．由图可知：c1＞c2＞c3B．M点溶液中存在：c(H＋)＋c(HA)＝c(OH－)＋c(A－)C．恰好中和时，溶液中离子浓度的大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H ＋)D．由pH＝7的溶液计算得：K a＝V0·10－720－V0(V0是消耗的NaOH溶液的体积)B[M点溶液的溶质为等物质的量的NaA和HA，根据电荷守恒得c(A－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，根据物料守恒得c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，联立两式消去c(Na＋)得2c(H＋)＋c(HA)＝c(A－)＋2c(OH－)，B项错误。
] 9．常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示。
下列说法不正确的是()A．常温下，K a(HA)约为10－5B．M、P两点溶液对应的pH＝7C．b＝20.00D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)B[根据题图知，0.1 mol·L－1HA溶液中－lg c水(H＋)＝11，则c水(H＋)＝10－11mol·L－1，故溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，K a(HA)＝c(H＋)·c(A－)c(HA)＝10－3×10－30.1－10－3≈10－5，A项正确；M点时－lg c水(H＋)＝7，M点溶液为HA和NaA 的混合溶液，HA的电离程度等于A－的水解程度，溶液呈中性，而P点时－lg c 水(H＋)＝7，P点溶液为NaA和NaOH的混合溶液，溶液呈碱性，B项错误；N 点时水的电离程度最大，此时HA和NaOH恰好完全反应，故b＝20.00，C项正确；M点溶液呈中性，M点后继续加入NaOH溶液，则所得溶液呈碱性，c(OH －)＞c(H＋)，根据电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，则c(Na＋)＞c(A －)，D项正确。
]10．(2019·衡水信息卷)25 ℃时，用0.100 0 mol·L－1盐酸滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 NaA溶液，溶液的pH与水电离出的－lg c(OH－)的关系如图所示。
已知：A点溶液体积为20.00 mL。
下列说法正确的是()A．K a(HA)的数量级为10－4B．B点时所加盐酸的体积小于10.00 mLC．m<9D．加入V(盐酸)＝20.00 mL时，溶液中c(Na＋)>c(HA)D[由A点数据信息知，A－的水解常数K h(A－)≈10－2.5×10－2.50.100 0＝10－4，则K a(HA)＝K wK h≈10－10，A项错误；B点溶液的pH＝7，为NaCl、NaA和HA的混合溶液，又因为K h(A－)>K a(HA)，故B点时所加盐酸的体积大于10.00 mL，B项错误；溶液中的OH－均由水电离产生，pH＝5时，溶液中的c(OH－)＝10－9mol·L－1，m＝9，C项错误；加入V(盐酸)＝20.00 mL时，所得溶液为等浓度的NaCl和HA的混合溶液，HA部分电离，故c(Na＋)>c(HA)，D项正确。