【经典二轮】2013年高中化学经典二轮专题11 水溶液中的离子平衡 教师专用.pdf
【经典再现】高三化学真题训练 水溶液中的离子平衡
湖南省湘潭市凤凰中学2015届高三化学 真题训练 水溶液中的离子平衡1． [2014·山东卷] 知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等，现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大 B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10 mL 时，c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)2．[2014·新课标全国卷Ⅱ] 一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是( )A ．pH ＝5的H 2S 溶液中，c (H ＋)＝c (HS －)＝1×10－5 mol·L－1 B ．pH ＝a 的氨水溶液，稀释10倍后，其pH ＝b ，则a ＝b ＋1C ．pH ＝2的H 2C 2O 4溶液与pH ＝12的NaOH 溶液任意比例混合：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (OH－)＋c (HC 2O －4)D ．pH 相同的①CH 3COONa 、②NaHCO 3、③NaClO 三种溶液的c (Na ＋)：①＞②＞③3． [2013·海南卷] 0.1 mol/L HF 溶液的pH ＝2，则该溶液中有关浓度关系式不正确的是( )A ．c (H ＋)>c (F －)B ．c (H ＋)>c (HF)C ．c (OH －)>c (HF)D ．c (HF)>c (F －)4． [2014·北京卷] 下列解释事实的方程式不正确的是( )A ．测0.1 mol/L 氨水的pH 为11：NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －B ．将Na 块放入水中，产生气体：2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑C ．用CuCl 2溶液做导电实验，灯泡发光：CuCl 2=====通电Cu 2＋＋2Cl －D ．Al 片溶于NaOH 溶液中，产生气体：2Al ＋2OH －＋2H 2O===2AlO －2＋3H 2↑5． [2014·福建卷] 下列关于0.10 mol·L －1 NaHCO 3溶液的说法正确的是( )A ．溶质的电离方程式为NaHCO 3===Na ＋＋H ＋＋CO 2－3B ．25 ℃时，加水稀释后，n (H ＋)与n (OH －)的乘积变大C ．离子浓度关系：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (HCO －3)＋c (CO 2－3)D. 温度升高，c (HCO －3)增大6． [2014·天津卷] 下列有关电解质溶液中粒子浓度关系正确的是( )A ．pH ＝1的NaHSO 4溶液：c (H ＋)＝c (SO 2－4)＋c (OH －)B ．含有AgCl 和AgI 固体的悬浊液：c (Ag ＋)>c (Cl －)＝c (I －)C ．CO 2的水溶液：c (H ＋)>c (HCO －3)＝2c (CO 2－3)D ．含等物质的量的NaHC 2O 4和Na 2C 2O 4的溶液：3c (Na ＋)＝2[c (HC 2O －4)＋c (C 2O 2－4)＋c (H 2C 2O 4)]7． [2014·海南卷] 室温下，用0.100 mol·L －1 NaOH 溶液分别滴定20.00mL 0.100 mol·L －1的盐酸和醋酸，滴定曲线如图所示。
【备战高考】2013高中化学6年高考真题精解精析 专题11 水溶液中的离子平衡.pdf
2013高中化学6年高考真题精解精析 11 水溶液中的离子平衡 【2012高考】 （2012·广东）23．对于常温下PH为2的盐酸，传述正确的是 A．c(H+)=c(Cl—) + c(OH—) B．与等体积PH=12的氨水混合后所得溶液显酸性 C．由H2O电离出的c(H+)=1.0 ×10—12 mol·L—1 D．与等体积0.01 mol·L—1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：c(Cl—)=c(CH3COO—) （2012·福建）11.下列物质与水作用形成的溶液能与NH4CI反应生成 NH3 的是A.二氧化氮B.钠C.硫酸镁D.二氧化硅 【解析】NH4++H2ONH3●H2O+H+ ，只要能使平衡往正方向进行，而且在一定条件下温度升高或者氨水的浓度足够大就可能生成NH3，A项：产生NO气体，错误； B项：钠消耗了H+而且该反应放热可以产生氨气，正确；C项：不能产生氨气，错误；D项：二氧化硅可以与氢氟酸反应，跟其他酸很难反应，所以也没有氨气产生，错误。
【答案】B 【考点定位】本题考查了铵离子水解平衡。
（2012·四川）10.常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是 A．新制氯水中加入固体NaOH：c(Na+)=c(Cl-) + c(ClO-) + c(OH) B．pH=8.3的NaHCO3溶液：c(Na+) > c(HCO3-) > c(CO32-) > c(H2CO3) C．pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合：c(Cl-)=c(NH4+) > c(OH)=c(H+) D．0.2mol/LCH3COOH溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合： 2c(H+) 2c(OH-)=c(CH3COO-) c(CH3COOH) （2012·山东）8. 下列与含氯化合物有关的说法正确的是 A．HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质 B．向沸水中逐滴加入少量饱和FeCl3溶液，可制得Fe(OH)3胶体 C．HCl溶液和NaCl溶液均通过离子导电，所以HCl和NaCl均是离子化合物 D．电解NaCl溶液得到22.4LH2（标准状况），理论上需要转移NA个电子（NA阿伏加德罗常数） （2012·重庆）11.向10mL 0.1mol·溶液中，滴加等浓度溶液x mL，下列叙述正确的是 x=10时，溶液中有、、，且 x=10时，溶液中有、、，且 x=30时，溶液中有、、，且 x=30时，溶液中有、、，且 【答案】A 【解析】当x=10时，Al3+过量溶液中存在Al3+，过量的Al3+为，而NH4+没有参与反应，少量水解，A项正确，B项错误；当x=30时，OH-过量溶液中存在AlO2-， D项错误。
江苏省2013年高考化学二轮 专题十 水溶液中的离子平衡最新讲义
专题十 水溶液中的离子平衡容之一。
在江苏近三年高考中，I 卷的离子浓度大小I 卷的溶液的pH 计算、Ksp 计算是常规考题。
展2013年江苏高考，电离平衡和溶解平衡在某一个选项中出现，或者在第Ⅱ卷中涉及有关Ksp 的简单计算和沉淀转化分析。
在备考中，需要关注沉淀溶解平衡的要求：“理解难溶电解质存在沉淀溶解平衡，能运用溶度积常数(Ksp)进行简单计算”由“定性”上升到“定量”，应引起重视。
类型一、电解质与弱电解质电离平衡例1．（2012·重庆理综卷）下列叙述正确的是盐酸中滴加氨水至中性，溶液中溶质为氯化铵稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH 减小饱和石灰水中加入少量CaO ，恢复至室温后溶液的pH 值不变沸水中滴加适量饱和FeCl3溶液，形成带电的胶体，导电能力增强【考点透视】1．弱电解质的电离平衡的特点(1)动态平衡，电离方程式中用“”。
如：CH3COOH CH3COO 一+H+。
(2)条件改变，平衡被打破。
如在CH3COOH 的石蕊溶液中(呈红色)加入固体CH3COONH4，即增大了c(CH3COO 一)，平衡左移，c(H+)变小，使红色变浅。
2．电离常数的影响因素(1)电离常数随温度而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。
(2)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。
【变式训练1】下列有关叙述中正确的是（ ）A 、难溶于水的电解质一定是弱电解质B 、强电解质的水溶液导电能力不一定比弱电解质水溶液的导电能力强C 、易溶于水的电解质一定是强电解质D 、强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的类型二、电解质溶液中离子量计算例2．（2012·江苏各地模拟组题）（1）在常温下，某硫酸和硫酸铝两种溶液的pH 都是3，那么硫酸中水电离出的c(H ＋)是硫酸铝溶液中水电离出的c(H ＋)的________倍。
2023年高考化学第二轮专项复习真题仿真—水溶液中的离子反应与平衡1(含解析)
2023届高考化学第二轮专题复习真题试卷模拟——水溶液中的离子反应与平衡1一、单选题[已知：①电位滴定法的原理：在化学计量点附近，被测离子浓度发生突跃，指示电极电位也发生了突跃，进而确定滴定终点。
②亚磷酸(H 1.4al 10K -=， 6.7a 210K -=]A ．a 点对应溶液的溶质为32NaH PO 和NaCl ，pHB ．第二次电极电位突跃发生的化学反应为：NaHC ．c 点对应的溶液中可能存在：()()H OH c c +-=D ．水的电离程度：a ＞b2．（2023春·江西·高三铅山县第一中学校联考阶段练习）有关下列图像的说法正确的是A ．图甲实线、虚线分别表示某可逆反应未使用催化剂和使用催化剂的正、逆反应速率随时间的变化B ．图乙表示常温下稀释pH 均为11的MOH 溶液和NOH 溶液时pH 的变化，由图可知溶A ．()-2.3b K ROH =10B ．P 、Q 点对应溶液中()()++c R c H 的值：P Q>C ．若将溶液无限稀释，溶液中()(+2-4c R 2c SO ≈D ．相同条件下，若改为()124c R SO =0.2mol L -⋅4．（2023秋·浙江宁波·高三统考期末）下列溶液因盐的水解而呈酸性的是A ．K SO 溶液B ．NaHCO 溶液CA ．完全沉淀废液中的2Pb +，I -的效果不如B ．z 点，()()(2-2+3sp Q=c CO c Pb <K PbCO ⋅C ．()sp 2K PbI 的数量级为1410-A ．A -是HA 的共轭碱C ．增大pH 过程中，()()A HA c c -的值减小()()HA A 1.0δδ-+=9．（2023·辽宁·模拟预测）难溶物2SrF 可溶于盐酸。
常温下，用A ．1L 代表()2+-lgc Sr 与()()+c HF lg c H ⎡⎤⎢⎥⎢⎥⎣⎦的变化曲线B ．a 、c 两点的溶液中均存在(2c Sr C ．()a K HF 的数量级为710-D ．c 点的溶液中存在()(2+-c Sr>c Cl 10．（2023·全国·模拟预测）某元素M(OH)3(s)M 3+(aq)+3OH -(aq)、A ．曲线①代表lgc(M 3+)与pH 的关系B ．M(OH)3的K sp 为1×10-33.5C ．4.5≤pH≤9.3时，体系中元素M 主要以D ．M(OH)4-与M 3+在溶液中可以大量共存11．（2023·山东·模拟预测）室温下，向柠檬酸A ．C 6H 8O 7的K a1为10−3.13B ．曲线b 表示δ(677C H O -)随pH 的变化C ．在C 6H 6Na 2O 7溶液中，(677C H O -)＞(66C H OD ．pH 大于6时，发生的反应主要为2667C H O -12．（2023·辽宁·模拟预测）25℃时，用同一NaOH 溶液，pM[p 表示负对数，M 表示()()-c A c HA 、(c CuA ．HA 为一元弱酸，25℃时7.4a K =10-B ．线①代表滴定4CuSO 溶液时pM 与溶液C ．滴定HA 溶液至x 点时，溶液中()()()()()-++-c HA >c A >c Na >c H >c OH D ．滴定4CuSO 溶液至x 点时，改为滴加HA 溶液，沉淀逐渐完全溶解二、多选题A ．25℃时，BOH 的电离平衡常数的数量级为10-4B ．t=0.5，2c(H +)+c(B +)=2c(OH -)+c(BOH)C ．P 1所示溶液：c(Cl -)>0.05mol·L -1D ．P 2所示溶液：c(B +)>100c(BOH)14．（2023春·山东滨州·高三统考开学考试）25℃时，用HCl 气体调节0.1mol 体系中微粒浓度的对数值(lgc)与pH 的关系如图1所示(a 、b 、c 、d 线分别对应体系中除下列说法错误的是A ．4NH Cl 水解平衡常数的数量级为1010-B ．3P 对应溶液；()-1c Cl 0.05mol L-<⋅C ．水的电离程度：123P P P <<D ．4P 对应溶液：()()()-+4323c Cl =2c NH +2c NH H O⋅三、工业流程题常温下，有关金属离子开始沉淀和沉淀完全的pH 见下表：金属离子3Fe +3Al +2Mg +2Ca +(1)萃取塔中经过______(填写操作名称)可将含酚有机层分离出来。
(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。
高考二轮复习课件专题十一水溶液中的离子平衡[复习](二)
](https://img.taocdn.com/s3/m/d46ab54aba1aa8114531d903.png)
达到终点时颜色变化 黄色→橙色 红色→无色 黄色→橙色 红色→橙色 无色→粉红色 无色→粉红色
用量
滴定终点的判断 标准
最后一滴（半滴） 滴下，刚好使溶 1-2 液中指示剂颜色 滴 发生明显变化， 且30s内不恢复原 色。
Page 19
第二讲水的电离及溶液的酸碱性
Ⅰ.浓度对滴定突跃的影响
pH
12
10 8 6 4
pH相同的任何酸（碱）混合时，不考虑体积的变化，pH不变
Page 13
ห้องสมุดไป่ตู้
第二讲水的电离及溶液的酸碱性
②异性溶液的混合
a.恰好完全反应，溶液呈中性，混合溶液pH=7
b.酸过量，先求过量的酸的浓度，再求pH
c(H )余 ＝
c(H )V酸－c(OH )V碱 V酸＋V碱
c.碱过量，先求过量的碱的浓度，再求pH
Page 10
第二讲水的电离及溶液的酸碱性
5、pH的计算 （1）单一溶液的pH的计算
①强酸：c(酸) 电离
c(H+) －lg
pH
②强碱：c(碱) 电离
c(OH－)
Kw
－lg
c(H+)
pH
③弱酸：c(酸) 电离
其中：
c(H ) c
－lg c(H+) －lg
pOH 14－pOH pH pH
10－5mol·L－1，c(OH－)＝10－9mol·L－1，是因为部分OH－与部分NH4+ 结合； ②pH＝12的Na2CO3溶液中OH－全部来自水的电离，由水电离出的 c(OH－)＝10－2mol·L－1。
Page 17
第二讲水的电离及溶液的酸碱性
二、酸碱中和滴定 1、原理
高考化学二轮复习课件：专题9水溶液中的离子平衡
等pH的盐酸 (a)与醋酸 (b) 物质的量浓度： a<b a＝b a＝b c(Cl－)＝c(CH3COO－) 栏 目 链 接
a＝b
a：不变 b：变大
a<b
a：不变 b：变大
a>b
相同
相同
a<b
K 课标考 纲展示
例 1 H2S ( ) A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大 B．通入过量 SO2 气体，平衡向左移动，溶液 pH 值增大 C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液 pH 值减小 D．加入少量硫酸铜固体 (忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都 减小
2 ． 有 下 列 几 种 物 质 ： ① NH3· H2O
(NH4)2SO4 NaHCO3 ④ NH4HSO4 ⑧NaOH ⑤ NH4HCO3
② NH4Cl
⑥ Na2CO3
③
⑦
栏 目链 接
按要求回答问题(填序号)： ②③ 。 (1)能促进水的电离且溶液呈酸性的是______ (2)同浓度的①～④的溶液中c(NH4＋)由大到小的顺序 ③>④>②>①。 是____________
栏 目 链 接
(2013· 上 海 卷 )H2S 水 溶 液 中 存 在 电 离 平 衡 H＋ ＋ S2 －。若向 H2S 溶液中
H＋＋ HS－ 和 HS－
K 课标考 纲展示
解析 加水稀释促进硫化氢电离，但氢离子浓度减
小，故 A 错误； SO2 ＋ 2H2S＝ 3S↓ ＋ 2H2O ，平衡向左
移动， H2O ＋ SO2 ＝ H2SO3 ，亚硫酸酸性大于氢硫酸， 所 以 溶 液 的 pH 减 小 ， 故 B 错 误 ； Cl2 ＋ H2S ＝ S↓ ＋ 2HCl ，平衡向左移动，盐酸的酸性大于氢硫酸，所 以溶液的 pH 减小，故 C 正确； CuSO4 ＋ H2S ＝ H2SO4
高考化学二轮复习教师用书：第14讲 水溶液中的离子平衡 Word版含解析
第14讲水溶液中的离子平衡[考纲·考向·素养]考纲要求热点考向核心素养(1)了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念(2)理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性(3)了解水的电离、离子积常数(4)了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算(5)理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算(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)了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算(1)弱电解质的电离平衡(2)水的电离和溶液的酸碱性(3)盐类水解、粒子浓度比较(4)难溶电解质沉淀溶解平衡宏观辨识与微观探析：从宏观物质和微观粒子相结合的视角认识。
电解质在水溶液中发生的反应及溶液中微粒间的关系。
证据推理与模型认识：以滴定曲线和反应过程为载体，正确推理分析曲线上“关键点”满足的不等和守恒关系，建立解决电解质溶液图像题的思维模型。
变化观念与平衡思想：从平衡的角度讨论溶液中微粒满足的“电荷守恒”、“物料守恒”的微粒间的多少关系，从变化的观念理解外界条件改变对电离平衡及水解平衡产生的影响。
科学态度与社会责任：具有理论联系实际的观念，将电离和水解理论应用于解决生产、生活中的实际问题，正确解释一些变化。
1．一念对错(正确的划“√”，错误的划“×”)(1)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2O NH＋4＋OH－(√)(2)LiH2PO4溶液中存在3个平衡(×)(3)0.2 mol·L－1CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO －)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)(√)(4)常温下，K a(HCOOH)＝1.77×10－4，K a(CH3COOH)＝1.75×10－5，用相同浓度的NaOH 溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等(×)(5)25 ℃时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1 mol·L －1的盐酸，加入20 mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH＋4)＋c(Na＋)(×)(6)等pH的①(NH4)2SO4溶液②NH4HSO4溶液③NH4Cl溶液中，c(NH＋4)的大小关系：①＞③＞②(×)(7)常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH＜7，则滤液中：c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)(×)(8)锅炉中沉积的CaSO 4可用饱和Na 2CO 3溶液浸泡，再将不溶物用稀盐酸溶解除去(√) (9)将AgCl 与AgBr 的饱和溶液等体积混合，再加入足量的浓AgNO 3溶液，析出的AgCl 沉淀少于AgBr 沉淀(×)(10)a mol/L 的HCN 溶液与b mol/L 的NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中c (Na ＋)＞c (CN－)，则a 一定小于b (×)(11)pH ＝1的NaHSO 4溶液：c (H ＋)＝c (SO 2－4)＋c (OH －)(√)2．(1)电离常数是用实验的方法测定出来的。
高考化学二轮复习第八章水溶液中的离子平衡教案
第八章水溶液中的离子平衡考点一弱电解质的电离一、掌握电离方程式的书写1．弱电解质(1)一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH H＋＋CH3COO－。
(2)多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。
(3)多元弱碱，分步电离，一步书写，如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
2．酸式盐在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。
如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4NaHCO3：NaHCO3===Na＋＋HCO－3[注意] 在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO－4。
二、理解电离平衡的建立及其特征1．电离平衡的建立(1)开始时，v电离最大，而v结合为0。
(2)平衡的建立过程中，v电离>v结合。
(3)当v电离＝v结合时，电离过程达到平衡状态。
2．电离平衡的特征[基点小练]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子(√)(2)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH 是强电解质(×)(3)由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2O NH＋4＋OH－(√)(4)弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等(×)三、外界条件对电离平衡的影响1．外界条件对电离平衡的影响(1)温度：升高温度，电离平衡向右移动，电离程度增大。
(2)浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
(3)相同离子：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
(4)加入能与离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
以CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0为例改变条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋)导电能力K a加水稀释→增大减小减弱不变加入少量冰醋酸→增大增大增强不变通入HCl(g) ←增大增大增强不变加入NaOH(s) →减小减小增强不变加入镁粉→减小减小增强不变升高温度→增大增大增强增大2．外界条件对电离平衡影响的四个不一定(1)稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡
高考化学二轮复习专题考点剖析—水溶液中的离子平衡必备知识解读一、弱电解质的电离（弱电解质：包括弱酸、弱碱、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、水等。
）1．电离度(1)概念在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。
(2)表示方法α＝已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100%也可表示为α＝弱电解质的离子浓度弱电解质的浓度×100%(3)影响因素温度的影响升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小浓度的影响当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大2．电离常数(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式①对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c(H ＋)·c (A －)c(HA)。
②对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离常数K b ＝c(B ＋)·c(OH －)c(BOH -)。
(3)特点多元弱酸各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素内因：弱电解质本身的性质外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义K越大―→越易电离―→酸碱性越强如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。
有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
HX H＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(H＋)c(H＋)c(X－)则：K＝c（H＋）·c（X－）c（HX）－c（H＋）＝c2（H＋）c（HX）－c（H＋）由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝K·c（HX），代入数值求解即可。
高考化学二轮复习考点知识专题强化训练：水溶液中的离子平衡(原卷+解析卷)
高考化学二轮复习考点知识专题强化训练水溶液中的离子平衡（原卷+解析卷）1.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的溶液，其pH如下表所示。
有关说法正确的是序号①②③④溶液NaCl CH3COONH4NaF NaHCO3pH7.0 7.0 8.1 8.4A.酸性强弱：H2CO3>HFB．①和②中溶质均未水解C．离子的总浓度：①>③D．④中：c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－12.柠檬酸(用H3R表示)是一种高效除垢剂，现用一定浓度的柠檬酸溶液去除水垢，溶液中H3R、H2R－、HR2－、R3－的含量随pH的变化曲线如图所示。
下列说法中正确的是A．H3R的第二步电离常数K a2(H3R)的数量级为10－4B．pH＝6时，c(R3－)＝c(HR2－)>c(H＋)>c(OH－)C．Na2HR溶液中HR2－的水解程度大于电离程度D．pH＝4时，c(H＋)＝c(H2R－)＋2c(HR2－)＋c(OH－)3.类比pH的定义，对于稀溶液可以定义pC＝－lg c。
常温下，某浓度的H2A溶液在不同pH下，测得pC(H2A)、pC(HA－)、pC(A2－)的变化如图所示。
下列说法中正确的是A．曲线Ⅱ表示pC(HA－)随pH的变化B．当pH＝1.40时，c(H2A)>c(A2－)>c(HA－)C．常温下，c H2A·c A2－c2HA－＝104.50D．a、b、c三点对应的溶液中，c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)的值相等4.(1)已知常温下，K a(HNO2)＝5×10－4，则反应HNO2(aq)＋OH－(aq)NO－2(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝__________，相同物质的量浓度的HNO2、NaNO2混合溶液中，各离子的物质的量浓度由大到小的顺序为_______________________________________。
高考化学二轮备考高频考点知识讲解与训练20---水溶液中的离子平衡(解析版)
高考化学二轮备考高频考点知识讲解与训练水溶液中的离子平衡1.（不定项）常温下，向20mL0.1mol•L-1的HA溶液中逐滴加入0.1mol•L-1的NaOH溶液，溶液中由水电离出H+浓度的负对数[-lgc水（H+）]与所加NaOH溶液体积关系如图所示。
下列说法不正确的是A．从a到d，HA的电离始终受到促进B．c、e两点溶液对应的pH=7C．常温下，A-的水解平衡常数Kh约为1×10-9mol•L-1D．f点的溶液呈碱性，粒子浓度之间存在：2c（HA）+c（A-）+c（H+）=c（OH-）【答案】B【解析】A、NaA水解促进水的电离，过量的NaOH存在抑制水的电离，从a到d，溶液中NaA不断增多，不断促进水的电离，故A正确；B、c点存在NaA和HA，因为c点溶液为中性，pH=7，e点存在NaA和NaOH，则e点为碱性，pH＞7，故B错误；C、起始时溶液中只有HA，溶液为酸性，c水(H+)=10-11mol/L，则由HA电离出c(H+)=10-3mol/L，所以HA的电离平衡常数为K a(HA)=()()()+--3-3-3H A1010=HA0.1-10c cc⨯≈10-5，所以A-的水解常数为K h =()-14w-5a10=HA10KK=10-9，故C正确；D、f点加入NaOH40mL，反应产生等量的NaOH和NaA ，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)，存在物料守恒：c(Na+)=2c(A-)+2c(HA)，则2c(HA)+c(A-)+c(H+)=c(OH -)，故D正确，故选：B。
2.根据下列图示得出的结论不正确的是A．图甲是CO（g）+H2O（g）CO2（g）+H2（g）的平衡常数与反应温度的关系曲线，说明该反应的△H＜0B．图乙是向Na2CO3溶液中通入SO2过程中部分微粒摩尔分数与pH的关系曲线，用该方法制备NaHSO3，当pH=4时应停止通入SO2C．图丙是常温下等体积盐酸和氨水稀释时溶液导电性与体积变化的曲线，图中pH大小关系为c＞b＞dD．图丁表示不同温度下水溶液中-lgc（H+）、-lgc（OH-）的变化曲线，图中T1＞T2【答案】C【解析】A、根据图知，升高温度，化学平衡常数减小，说明平衡逆向，升高温度平衡向吸热方向移动，则逆反应是吸热反应，正反应是放热反应，即正反应△H＜0，故A正确；B、根据图象分析，pH=4时，溶液中主要存在为HSO3-，所以当pH=4时应停止通入SO2，控制pH，主要得到NaHSO3，故B正确；C、盐酸溶液pH小于一水合氨，稀释过程中盐酸溶液pH增大，溶液的pH大小关系：b＞d＞c，故C错误；D、-lgc(H+)、-lgc(OH-)的乘积越大，水的电离程度越小，可知T1＜T2，故D正确，故选：C。
2023届高三化学高考备考二轮复习专题训练 水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡1.数形结合思想应用——分布系数曲线真题研究1．(2017·全国卷Ⅱ，12)常温下，改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝c(X)c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]。
下列叙述错误的是()A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)B．lg[K2(H2A)]＝－4.2C．pH＝2.7时，c(HA－)＞c(H2A)＝c(A2－)D．pH＝4.2时，c(HA－)＞c(A2－)＞c(H＋)2．(2022·辽宁，15)甘氨酸(NH2CH2COOH)是人体必需氨基酸之一。
在25 ℃时，NH＋3CH2COOH、NH＋3CH2COO－和NH2CH2COO－的分布分数[如δ(A2－)＝c(A2－)c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]与溶液pH关系如图。
下列说法错误的是()A．甘氨酸具有两性B．曲线c代表NH2CH2COO－C．NH＋3CH2COO－＋H2O NH＋3CH2COOH＋OH－的平衡常数K＝10－11.65D．c2(NH＋3CH2COO－)<c(NH＋3CH2COOH)·c(NH2CH2COO－)3．(2020·全国卷Ⅰ，13)以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。
溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V NaOH的变化关系如下图所示。
[比如A2－的分布系数：δ(A2－)＝c(A2－)c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)]下列叙述正确的是()A．曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)B．H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L－1C．HA－的电离常数K a＝1.0×10－2D．滴定终点时，溶液中c(Na＋)＜2c(A2－)＋c(HA－)模拟演练1．(2022·福建漳州一模)边搅拌边向Na2CO3溶液中通入SO2制备NaHSO3溶液，水溶液中H2SO3、HSO－3、SO2－3的分布系数δ随pH的变化关系如图所示。
高考化学 二轮复习 第一部分 专题篇 二 化学基本理论 第9讲 水溶液中的离子平衡
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
第9讲 水溶液中的离子平衡
最新考纲
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
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。
(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)×
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
考点一
1 精华聚集
[练后归纳] 误区 1 不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能接近 7。 误区 2 不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
考点一
3．三种测量方法
(1)pH 试纸法：精确到整数且只能在 1～14 范围内使用。
1 精华聚集 (2)pH 计法：精确测定溶液的 pH，可精确到 0.1。
(3)酸碱指示剂法：粗略测定溶液的 pH 范围。
2 题组训练
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5红色
5～8紫色
>8蓝色
弱电解质(包括 研究 弱酸、弱碱、 对象 水、多元弱酸
的酸式酸根)
盐溶液(包括强酸弱 难溶电解质(如难溶
碱盐、弱酸强碱盐、 的酸、碱、盐等)
弱酸弱碱盐)
考点二
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
1 精华聚集
电离平衡如： 水解平衡(如 CH3 COONa 溶液)
CH3COOH CH3COO－＋H＋
2013年高考化学(高考真题)分类解析汇编： 水溶液中的离子平衡
2013高考真题 水溶液中的离子平衡弱电解质的电离1.[2013·江苏卷20] (3)磷的重要化合物NaH 2PO 4、Na 2HPO 4和Na 3PO 4可通过H 3PO 4与NaOH 溶液反应获得，含磷各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH 的关系如下图所示。
①为获得尽可能纯的NaH 2PO 4，pH 应控制在________；pH ＝8时，溶液中主要含磷物种浓度大小关系为____________。
②Na 2HPO 4溶液显碱性，若向溶液中加入足量的CaCl 2溶液，溶液则显酸性，其原因是___________________________________________________________________________(用离子方程式表示)。
1．(3)①4～5.5(介于此区间内的任意值或区间均可) c(HPO 2－4)>c(H 2PO －4)②3Ca 2＋＋2HPO 2－4===Ca 3(PO 4)2↓＋2H ＋2．[2013·江苏卷11] 下列有关说法正确的是( AC )A ．反应NH 3(g)＋HCl(g)===NH 4Cl(s)在室温下可自发进行，则该反应的ΔH<0B ．电解法精炼铜时，以粗铜作阴极，纯铜作阳极C ．CH 3COOH 溶液加水稀释后，溶液中c （CH 3COOH ）c （CH 3COO －）的值减小 D ．Na 2CO 3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO 2－3水解程度减小，溶液的pH 减小3．[2013·福建卷8] 室温下，对于0.10 mol·L －1的氨水，下列判断正确的是( C )A ．与AlCl 3溶液发生反应的离子方程式为Al 3＋＋3OH －===Al(OH)3↓B ．其溶液的pH ＝13C ．用HNO 3溶液完全中和后，溶液不显中性D ．加水稀释后，溶液中c(NH ＋4)·c(OH －)变大4． [2013·广东卷12] 50 ℃时，下列各溶液中，离子的物质的量浓度关系正确的是( )A ．pH ＝4的醋酸中：c(H ＋)＝4.0 mol·L －1B ．饱和小苏打溶液中：c(Na ＋)＝c(HCO －3)C ．饱和食盐水中：c(Na ＋)＋c(H ＋)＝c(Cl －)＋c(OH －)D ．pH ＝12的纯碱溶液中：c(OH －)＝1.0×10－2 mol·L －14．C [解析] pH ＝4的醋酸中，c(H ＋)＝10－4 mol·L －1，A 项错误；饱和小苏打溶液中，NaHCO 3===Na＋＋HCO －3，HCO －3＋＋CO 2－3、HCO －3＋H 22CO 3＋OH －，根据物料守恒可知c(Na ＋)＝c(HCO －3)＋c(CO 2－3)＋c(H 2CO 3)，则饱和小苏打溶液中c(Na ＋)>c(HCO －3)，B 项错误；根据电荷守恒原理可知饱和食盐水中：c(Na＋)＋c(H ＋)＝c(Cl －)＋c(OH －)，C 项正确；25 ℃时K W ＝c(H ＋)·c(OH －)＝ 10－14，升高温度，K W >1.0×10－14，则pH ＝12的纯碱溶液中c(H ＋)＝10－12 mol/L ，c(OH －)＝K W c （H ）>10－2 mol·L －1，D 项错误。
高考化学二轮创新课件水溶液中的离子平衡
氨水的电离程度比 0.1 mol· L 1 氨水的电离程度小，OH 浓度之比小于 2。 B
答案
水的电离平衡和溶液的酸碱性
【研习 2】下列溶液一定呈中性的是( A．pH＝7 的溶液 B．c(H )＝c(OH )的溶液
＋ －
)。
C．由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液 D．非电解质溶于水得到的溶液
＋ ＋ －
)。
沉淀溶解平衡
【研习 4】 在 25 ℃时， AgX、 AgY、 AgZ 均难溶于水， 且 Ksp(AgX)＝1.8×10
－10
，Ksp(AgY)＝1.0×10 )。
－
－12
，Ksp(AgZ)＝8.7×10
－17
。下列说法(均在 25 ℃)
错误的是(
A．三者溶解度(mol· L 1)的大小顺序为 S(AgX)>S(AgY)>S(AgZ) B．若向 AgY 的饱和溶液中加入少量的 AgX 固体，则 c(Y )减小 C．若取 0.188 g 的 AgY(相对分子质量为 188)固体放入 100 mL 水中(忽略 溶液体积的变化)，则溶液中 Y 的物质的量浓度为 1.0×10 D．往 C 选项的溶液中加入 1 mL 0.1 mol· L 淀
－ －6 ＋ －
mol· L 1；C 选项中的溶液为 AgY
－
的饱和溶液，故向溶液中加入 NaZ 溶液，由沉淀的转化原理可知，会有更 难溶的 AgZ 沉淀生成。 答案 C
辨析点
电解质溶液的导电性 电解质溶液的导电性与电解质的强弱没有必然的关系，强电解质的稀溶液 导电能力未必强。 溶液导电性的强弱取决于溶液中离子的浓度及离子所带电荷多少等因素， 与电解质的强弱有关的同时也受其他因素的影响，因此不能作为判断电解 质强弱的标准。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
2013高考化学二轮复习精品资料专题11 水溶液中的离子平衡（教师版） 【2013考纲解读】 1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数。
3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
4.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。
5.了解难溶电解质的溶解平衡。
了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。
水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。
②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。
③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。
④电解质溶液中离子浓度的大小比较。
⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。
此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(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。
【知识网络构建】 【重点知识整合】 一、电解质 1.强、弱电解质与物质分类的关系 2.强、弱电解质与化学键的关系 一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。
而含弱极性键的共价化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。
但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。
3.弱电解质的判断 在中学化学电解质溶液这一知识点的学习中，常常需要根据一些性质对强弱电解质进行有关判断和分析，属于高考的热点。
现以弱酸为例进行分析，常见的判断方法有： （1）测定已知物质的量浓度的弱酸的pH。
如已知酸HB，物质的量浓度为0.01 mol·L－1，若为强酸，则完全电离，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝2；若为弱酸，则部分电离，c(H＋)2。
（2）取一定体积的酸HB溶液(设取1体积)，测定其pH，稀释至体积扩大100倍，再测定其pH。
若pH增大2个单位，则为强酸；若pH增大小于2个单位，则为弱酸。
（3）取酸HB对应的钠盐溶液，测定其pH。
若pH＝7，则为强酸；若pH>7，则为弱酸。
（4）取体积和pH相同的酸HB溶液和盐酸，分别加入足量的锌粒，若HB产生H2的速率大且量多，说明是弱酸。
（5）分别取等体积等pH的酸HB和盐酸进行中和滴定，若达到终点时酸HB消耗的同浓度的NaOH溶液体积大，说明HB为弱酸。
（6）分别取相同物质的量浓度的酸HB溶液和盐酸，测其导电性，若酸HB溶液的导电能力弱，说明HB为弱酸。
（7）分别取相同pH的酸HB溶液和盐酸，向其中加入NaCl晶体和NaB晶体，振荡，待晶体溶解后，盐酸的pH几乎不变，若酸HB溶液的pH增大，说明HB为弱酸。
4．电离方程式的书写 (1)强电解质：完全电离用“＝”，如：HCl＝H＋＋Cl－ ；NaOH＝Na＋＋OH－；NaNO3＝Na＋＋NO3-。
(2)弱电解质：部分电离用“”，如：CH3COOHCH3COO－＋H＋，NH3·H2ONH2-＋OH－。
(3)多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。
如：H2CO3H＋＋HCO3- (主要)；HCO3-H＋＋CO32- (次要)。
(4)多元弱碱用一步电离表示，如：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。
(5)强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO42－，在熔融状态下的电离为KHSO4=K＋＋HSO4－。
弱酸的酸式盐既有完全电离，又有部分电离，如NaHCO3=Na＋＋HCO3－，HCO3－H＋＋CO32－。
5．电离度 (1)定义：弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数(包括已电离和未电离)的百分率，称为电离度。
(2)表达式：电离度通常用α表示： α＝ ×100%。
(3)意义 电离度实质上是平衡转化率的一种。
电离度表示弱电解质在水中的电离程度。
温度相同、浓度相同时，不同的弱电解质的电离度是不同的，同一种电解质在不同浓度的水溶液中，其电离度也是不同的，溶液越稀，电离度越大。
二、酸碱稀释时pH的变化 1．强酸、强碱的稀释 在稀释时，当它们的浓度大于10－5mol·L－1时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10－5mol·L－1时，应考虑水的电离。
例如：(1)pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)； (2)pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)； (3)pH=3的HCl溶液稀释100倍，混合液pH=5； (4)pH=10的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH=8。
2．弱酸、弱碱的稀释 在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。
例如：(1)pH=3的CH3COOH溶液，稀释100倍，稀释后3 <pH<5； (2)pH=10的NH3·H2O溶液，稀释100倍，稀释后8 <pH<10； (3)pH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3 <pH≤5； (4)pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH7，则说明HA为弱酸。
(2)配制一定物质的量浓度的HA溶液(如：0.01 mol/L)，测其pH。
若pH>2，则说明HA为弱酸。
变式探究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pH7，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225℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－ ΔH＞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，Kw不变 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，Kw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＝7 C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7 D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7 【名师点拨】水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 (1)向水中加入H＋(酸)、OH－(碱)会抑制水的电离，而且H＋、OH－的浓度越大，对水的电离的抑制作用越强；向水中加入能消耗H＋或OH－的物质(如：能水解的盐)，会促进水的电离，而且生成盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强；由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。
但只要温度不变，水溶液(稀溶液)中的c(H＋)·c(OH－)就不变，温度升高会使c(H＋)·c(OH－)增大。
(2)计算溶液的pH时，应注意以下几点： ①外界条件是否指室温；②当酸、碱混合后，首先要判断溶液的酸碱性，然后再计算c(H＋)或c(OH－)，最后求得溶液的pH；③要特别注意溶液中的c(H＋)和由水电离出的H＋的浓度之差异，否则容易走向误区。
即时巩固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，则a>b B．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pHc(NH)>c(SO)>c(OH－)＝c(H＋) B．0.1 mol/L NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3) D．25℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1 mol/L的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH－)c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) 考点四 沉淀溶解平衡 例5硫酸锶(SrSO4)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，Ksp(SrSO4)随c(SO)的增大而减小 B．三个不同温度中，313 K时Ksp(SrSO4)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SrSO4饱和溶液升温到363 K后变为不饱和溶液 解析温度一定，Ksp(SrSO4)不变，A错误；由题中沉淀溶解平衡曲线可看出，313 K时，【知识归纳】 1.沉淀溶解平衡 (1)溶度积 溶解平衡：AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq) 表达式：Ksp＝[c(An＋)]m·[c(Bm－)]n 应用Qc>Ksp：溶液过饱和，生成沉淀 Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀溶解平衡 Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀生成 (2)应用 ①计算溶液中离子浓度 ②由溶液中离子浓度判断沉淀的溶解与生成方向 ③沉淀转化的原因及实验现象 2．沉淀的形成、溶解与转化 (1)欲沉淀某种离子时，应尽量选择让该离子形成的沉淀溶解度足够小的试剂，同时尽量增大与该离子形成沉淀的离子浓度，以使该离子沉淀更完全。
(2)沉淀可由一些合适的试剂，如酸、盐等溶解。
(3)沉淀的转化规律从溶解度小的转化为溶解度更小的。
变式探究4某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(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．Ksp[Fe(OH)3]c(H＋)时，OH－对水电离平衡的影响。
2．在对弱酸或弱碱溶液加水稀释时，并非所有离子浓度都减小，不要忽视KW在一定温度下是定值，当H＋(或OH－)浓度减小时，必然意味着OH－(或H＋)浓度增大。