专题七水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡知识点总结
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②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4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电解质分子时，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：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW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3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14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。
关于水溶液中的离子平衡课件
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。
11
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
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
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
大二轮复习 化学 ( T )
考向一 考向二 考向三 限时规范训练
大二轮复习 化学 ( T )
【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，
大二轮复习 化学 ( T )
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 )
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 )
大二轮复习 化学 ( T )
(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
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
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
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 n(B)随着稀释稍稍增大一点，V(aq)却随着稀释显著增大；分母增大的倍数大，所以C(B)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 = c （H ＋）·c （OH －）=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。
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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高三化学二轮复习专题七水溶液中的离子平衡考纲要求：1. 了解水的电离、离子积常数及溶液pH 的定义，了解测定溶液 PH 的方法，能进行 PH 的简单计算。
2. 了解强弱电解质的概念， 了解电解质在水溶液中的电离及电解质溶液的导电性， 了解电解质在水溶液中的电离平衡。
3. 了解盐类水解的原理及影响盐类水解程度的主要因素，了解盐类水解的应用。
4. 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
咼考看台:1. (2011江苏高考14)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 0.1 mol • L^NaHCQ 溶液中：c(Na +)>c(HCOf)>c(CO 32「)>c(H 2CQ)B. 在 0.1 mol • L 1Na 2CO 3溶液中：c(OH 「)一 c(H +)= C (HCO B 「)+ 2C (H 2CO B 「)C. 向 0.2 mol • L^NaHCQ 溶液中加入等体积 0.1 mol • L^NaOH 溶液：c(CQ 2「)> c(HCQ 「)> D. 常温下，CH s COONa 和 CHsCOOH 混合溶液［pH = 7, c(Na +)= 0.1 mol • Lj :+ — + —c(Na ) = c(CH^COO )> c(CHsCOOH)> c(H )= c(OH )2. (2010天津理综，4)下列液体均处于 25 C,有关叙述正确的是 A. 某物质的溶液pH<7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B. pH = 4.5的番茄汁中c(H +)是 pH= 6.5的牛奶中c(H +)的100倍C. AgCI 在同浓度的CaC 2和NaCl 溶液中的溶解度相同D. pH= 5.6 的 CH 3COOH 与 CH s COONa 混合溶液中，c(Na +)>c(CH s COO ) 考点一 弱电解质的电离平衡例1已知室温时，0.1 mo1/L 某一元酸HA 在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 ()A.该溶液的pH = 4 B.升高温度，溶液的 pH 增大C.此酸的电离平衡常数约为1 X 10 7D.由HA 电离出的c(H +)约为水电离出的c(H +)的106倍小结：弱电解质存在 ___________ ，电离时 _热量，影响因素主要为 __________ 和_，对平衡的影响也遵守 __________________ ;电离平衡常数与其他平衡常数一样只与 ____________ 有关，与浓度 。
变式1为证明某可溶性一元酸(HX)是弱酸，某同学设计了如下实验方案，其中不合理的是 ___ ( )A. 室温下，测 0.1 mol/L 的HX 溶液的pH,若pH>1,证明HX 是弱酸B. 室温下，将等浓度等体积的盐酸和 NaX 溶液混合，若混合溶液 pH<7,证明HX 是弱酸C. 室温下，测1 mol/L NaX 溶液的pH,若pH>7,证明HX 是弱酸D.在相同条件下，对 0.1 mol/L 的盐酸和0.1 mol/L 的HX 溶液进行导电性实验，若 HX 溶液灯泡较暗，证 明HX 为弱酸考点二水的电离平衡和 pH 计算 例2 25C 时，水的电离达到平衡： H 2OH ++ OH—出〉0,下列叙述正确的是( )A. 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动， c(OH —)降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠， c(H +)增大，K w 不变C. 向水中加入少量固体 CH 3COONa 平衡逆向移动，c(H +)降低D. 将水加热，K w 增大，pH 不变例3 室温时，将x mL pH = a 的稀NaOH 溶液与y mL pH = b 的稀盐酸充分反应。
下列关于反应后溶液 pH的判断，正确的是 ()A.若x= y,且 a+ b= 14,则 pH>7 B.若 10x= y,且 a +b = 13,则pH= 7C.若 ax= by,且 a+ b = 13,贝U pH= 7D.若 x= 10y,且 a+ b = 14,贝U pH>7 小结：1、PH 之和为14的酸、碱对水的电离的 ______________ (填“促进”或“抑止”)的程度—(填“相)— +c(OH ) > c(H )同”或“不同”)；PH之和为14的盐对水的电离的__________ 程度也 _ ;2、水的离子积常数K W适用于任何水系溶液，25C时K W=, K W只与温度有关，温度升高K W,25C时，中性溶液 PH_JZ;100 C时，中性溶液 PH_二；4C时，中性溶液 PH_J7变式2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 ，贝U a>bB. 在滴有酚酞溶液的氨水里，加入 NH 4CI 至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7C. 1.0 X 10 mol/L 盐酸的 pH= 3.0,1.0 xj mol/L 盐酸的 pH= 8.0D. 若1 mL pH= 1的盐酸与100 mL NaOH 溶液混合后，溶液的 pH= 7,贝U NaOH 溶液的pH = 11 考点三盐类的水解和离子浓度大小比较例4 (2009江苏，13)下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 ( )A. 室温下，向 0.01 mol/L NH 4HSQ 溶液中滴加 NaOH 溶液至中性：c(Nar>c(NH ；)>c(sOT)>c(0H 「) = c(H +)B. 0.1 mol/L NaHCO 3 溶液：c(Na +)>c(OH ^)>C (HCO J )>C (H +)C. Na 2CO3溶液：c(OH 「)— c(H +)= c(HCO 3)+ 2C (H 2CO J )D.25C 时，pH= 4.75、浓度均为 0.1 mol/L 的 CH 3COOH CHCOONa 混合溶液： c(CH 3COO)+ c(OH —)<c(CH 3COOH)+ c(H +)小结：溶液中离子浓度大小比较步骤：①确定溶液中除水分子外粒子的种类，注意出现二元弱酸的酸根时 对应粒子有三种②根据粒子来源和最终溶液酸碱性把粒子划分为第一集团、 第二集团、第三集团③根据课堂练习1.常温下，下列溶液的 pH 或微粒的物质的量浓度关系不正确的是 ( )A.其他条件不变时，在 0.1 mol/L CH 3COOH 溶液中加入少量冰醋酸， c(H +)/c(CH3COOH 的值将减小B.pH = 3的二元弱酸H 2R 溶液与pH=混合后溶液中溶质的量关系写电荷守恒式和原子守恒式，推导出质子守恒式变式 3(2010 江苏，12)常温下，用 0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.100 0 mol/L CH 3COOH 溶液所得 滴定曲线如下图。
下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中： B. 点②所示溶液中： C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现：c(CH 3COO )+ c(OH ) = c(CH 3COOH)+ c(H+ —c(Na ) = c(CH 3COOH)+ c(CH 3COO )+ — — +c(Na )>c(OH )>c(CH 3COO )>c(H )c(CH3COOH)>c(CH 3COO )>c(H +)>c(Na +)>c(OH —)考点四沉淀溶解平衡例5硫酸锶(SrSO 4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下。
下列说法正确的是()A. 温度一定时，K sp (SrSQ)随c(SOT)的增大而减小B. 三个不同温度中， 313 K 时K sp (SrSO 4)最大C. 283 K 时，图中a 点对应的溶液是饱和溶液D. 283 K 下的SrSO 4饱和溶液升温到 363 K 后变为不饱和溶液15 20V(NaOH)/mL18<(SO5 )变式4某温度下，Fe(OH)3(s)、C U (OH)2(S )分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变 溶液pH ，金属阳离子浓度的变化如图所示。
据图分析，下列判断错误的是 ( )A. K sp [Fe(OH)3]<K sp [Cu(OH)2]B. 加适量NH 4CI 固体可使溶液由 a 点变到b 点C. c 、d 两点代表的溶液中 c(H +)与c(OH —)乘积相等D. Fe(OH)3、C U (OH)2分别在b 、c 两点代表的溶液中达到饱和4 c/mol/L1.3 4-4 pHK 73I3K孙K~-1 ”4$ |一50-1.55 -l.(W-1,70-L65 -LAO -1.55 -L50 -1.45ab11的NaOH溶液混合后，混合液的pH等于7,则反应后的混合液：2C(R2 )+ c(HR )= c(Na )C.将0.2 mol/L的某一元酸 HA溶液和0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合后溶液 pH大于乙则反应后的混合液：2c(OH—) = 2C(H+)+ c(HA)— c(A—)2.向体积为 V a的0.05 mol/L CH3COOH溶液中加入体积为 V b的0.05 mol/L KOH溶液，下列关系错误的是( )A. V a>V b时：c(CH3COOH)+ c(CH3COO )>c(K+)B. V a= V b 时：c(CHCOOH)+ c(H+) = c(OH「)C. V a<V b时：c(CH3COO )>c(K+)>c(OH-)>c(H+)D. V a与 V b任意比时：c(K+)+ c(H+)= c(OH-) + c(CH3COO ) 3•已知下表数据：对含等物质的量的 CuSQ、FeSQ、Fe2(SC4)3的混合溶液的说法，不正确的是( )A.向该混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到红褐色沉淀B.该溶液中 c(SO4-) : [c(Cu2+) + c(Fe2+)+ c(Fef )]>5 : 4C.向该溶液中加入适量氯水，并调节pH至3〜4后过滤，可获得纯净的CuSO溶液D.在pH等于5的溶液中Fe3+不能大量存在4. (2011安徽高考12)室温下，将1.000mol • L-1盐酸滴入20.00mL 1.000mol • 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:veA. a 点由水电离出的 c(H+)=1.0x 10- 14mol/LB. b 点：c(NH4+)+ c(NH3 H2O)=c(C「)C.c点：c(Cl-)= c(NH k+)D.d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3H2O电离吸热5 (2011山东高考14)室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是A.溶液中导电粒子的数目减少C(CH3COO )B.溶液中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10mlpH=11的NaOH溶液，混合液 pH=76.(2011天津)25C时，向10ml0.01mol/LKOH溶液中滴加0.01mol/L苯酚溶液，混合溶液中粒子浓度关系正确的A.pH>7 时，c(C6H5O-)>c(K+ )>c(H+)>c(OH-)B.pH<7 时，c(K+)>c(C6H5O-)>c(H+)>c(OH「)C.V[@H5OH(aq)] = 10ml 时，c(K+)= c(CsH5O-)>c(OH-)= c(H+)D.V[G6H5OH(aq)] = 20ml 时，c(C6H5O-)+c(C6H5OH)=2c(K+)1 17.用0.1 mol?.L的盐酸滴定0.10 mol?. L的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是D.某物质的溶液中由水电离出的c(H+)= 1 x 10a mol/L，若a>7时，则该溶液的pH 一定为14-a A.c(NH4)>c(CI ) c(OH ) >c(H ) B. C(NH4)=C(CI ) c(OH ) =c(H )C c(Cl ) /(NH4) C(OH ) >c(H )D c(CI ) /(NH4) c(H ) >c(OH )弱酸化学式CfCOOH HCN H2CC3电离平衡常数(25 C)1.8 X 10 4.9 X 10K1=4.3 X 10K2=5.6 X 彳0则下列有关说法正确的是A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(NaCN)> pH(Na2CQ)> pH(CH s COONa)B. a mol L-1 HCN溶液与b mol L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na+)> c(CN),贝U a 一定大于bC.冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH均先增大后减小D.NaHCQ 和 Na z CC b混合溶液中，一定存在 c(Na+)+C(H+)=C(OH')+C^)+2c( * ■)9 •中学化学学科中的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡衡移动原理。