2019年高考化学一轮综合复习 第八章 水溶液中的离子平衡 水溶液中的离子平衡 微专题 沉淀滴定法练
高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡
回夺市安然阳光实验学校第1节弱电解质的电离平衡课时跟踪练一、选择题1．下列关于电解质的叙述正确的是( )A．电解质溶液的浓度越大，其导电性能一定越强B．强酸和强碱一定是强电解质，不管其水溶液浓度的大小，都能完全电离C．强极性共价化合物不一定都是强电解质D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电性强解析：C项，HF是强极性共价化合物，但是弱电解质。
答案：C2．(2016·上海卷)能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红解析：只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，A错误；该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，B正确；可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，C错误；可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，D错误。
答案：B3．常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。
下列说法正确的是( ) A．HA为强酸B．该混合溶液pH＝7.0C．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)D．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋解析：若HA为强酸，按题意两溶液混合后，所得溶液中c(A－)＝0.1 mol·L －1。
由图知A－浓度小于0.1 mol·L－1，表明A－发生水解。
根据水解原理，溶液中主要微粒的浓度大小关系应为c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，可以判断X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋。
则A、B、D项错误，C项满足物料守恒，正确。
答案：C4．常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( )A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减少D．加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)增大解析：加水稀释，使醋酸的电离平衡向右移动，但CH3COOH电离常数不变，A项错误；加入少量CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，使醋酸的电离平衡向左移动，B项错误；加入的少量NaOH固体与H＋中和，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向右移动，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)不变，D项错误。
2019版高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 第2课时 水的电离和溶液的酸碱性练习
课时2 水的电离和溶液的酸碱性一、选择题1．(2016·绵阳诊断)25 ℃时，水的电离达到平衡：H2＋＋OH－。
下列叙述错误的是( )A．向水中通入氨气，平衡逆向移动，c(OH－)增大B．向水中加入少量稀硫酸，c(H＋)增大，K w不变C．将水加热平衡正向移动，K w变大D．升高温度，平衡正向移动，c(H＋)增大，pH不变解析向水中通入NH3，c(OH－)增大，平衡左移，A正确；向水中加入少量稀H2SO4，c(H＋)增大，但温度不变，KK w变大，Cw不变，B正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，正确；升高温度，能促进水的电离，c(H＋)增大，pH减小，D错误。
答案 D2．100 ℃时向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH＝2，下列叙述不正确的是( )A．此时水的离子积K w＝1.0×10－12B．溶液中水电离出的c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1C．水的电离度随温度升高而增大D．c(H＋)<c(SO2－4)解析D项，由于NaHSO4电离出的c(H＋)与c(SO2－4)相同，而水电离出少量H＋，所以c(H＋)略大于c(SO2－4)。
答案 D3．在一定条件下，相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H＋)分别是 1.0×10－a mol·L－1和1.0×10－b mol·L－1，在此温度下，则下列说法正确的是( )A．a<bB．a＝bC．水的离子积为1.0×10－(7＋a)D．水的离子积为1.0×10－(b＋a)解析加酸抑制水的电离，加易水解的盐促进水的电离，则a>b，A和B选项错误；由题意可知，两种溶液的pH＝b，即硫酸溶液中c(H＋)是1.0×10－b mol·L－1，而水电离产生的c(H＋)等于水电离产生的c(OH－)，所以硫酸溶液中c(OH－)是1.0×10－a mol·L－1，K w＝1.0×10－(b＋a)，D选项正确。
2019版高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡本章笔答题答题语言再规范课件
答案
4.为了除去CuSO4溶液中的FeSO4，其操作是滴加H2O2溶液，稍加热；当 Fe2＋完全转化后，慢慢加入Cu2(OH)2CO3粉末，搅拌，以控制pH＝3.5； 加热煮沸一段时间，过滤，用稀硫酸酸化滤液至 pH＝1 。控制溶液pH＝
2－ 2－ ＋ 有刺激性气味的气体生成； SiO 与 NH 发生双水解反应， SiO 3 4 3 ＋ _______________________________________________________________
2NH＋ __________________________ 4 ===2NH3↑＋H2SiO3↓ 。
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答案
9.铈 (Ce)是地壳中含量最高的稀土元素。在加热条件下 CeCl3 易发生水解， 无水 CeCl3可用加热CeCl3· 6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中 NH Cl的作用是 分解出HCl气体，抑制CeCl3水解 。
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第八章 水溶液中的离子平衡
本章笔答题答题语言再规范
1.在80 ℃时，纯水的pH值小于7，为什么？ 答案 (H2O 室温时，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol· L－1，又因水的电离 H＋＋OH－)是吸热过程，故温度升高到80 ℃，电离程度增大，
致使c(H＋)＝c(OH－)>10－7 mol· L－1，即pH＜7。
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高考化学一轮课时达标习题第8章水溶液中的离子平衡(5)(含解析)
—————————— 教育资源共享 步入知识海洋 ————————第8章水溶液中的离子平衡（5）1．已知：①25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：K a (CH 3COOH)＝1.8×10－5，K a (HSCN)＝0.13；②25 ℃时，2.0×10－3mol·L －1氢氟酸水溶液中，调节溶液的pH(忽略体积变化)，得到c (HF)、c (F －)与溶液pH 的变化关系如图所示(两条线交点处的pH ＝3.45)。
请根据以上信息回答下列问题：(1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol·L －1CH 3COOH 溶液和20 mL 0.10 mol·L －1HSCN 溶液分别与20 mL 0.10 mol·L －1NaHCO 3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V )随时间(t )变化的示意图如图所示：反应初始阶段，两种溶液产生CO 2气体的速率存在明显差异的原因是__HSCN 的酸性比CH 3COOH 强，其溶液中c (H ＋)较大，故HSCN 溶液较NaHCO 3溶液的反应速率快__，反应结束后所得两溶液中，c (CH 3COO －)__<__c (SCN －)(填“>”“<”或“＝”)。
(2)25 ℃时，HF 电离平衡常数的数值K a ≈__10－3.45(或3.5×10－4)__，列式并说明得出该常数的理由： K a ＝c＋c－c，当c (F －)＝c (HF)时，K a ＝c (H ＋)，查图中的交点处为c (F －)＝c (HF)，故所对应的pH 即为K a 的负对数，为3.45 。
解析 (1)两种酸的电离程度不同导致溶液中起始反应时H ＋的浓度不同，引起反应速率的不同。
反应结束后，溶质为CH 3COONa 和NaSCN ，因CH 3COOH 酸性弱于HSCN ，故CH 3COONa 的水解程度大，c (CH 3COO －)<c (SCN －)。
高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性学案新人教版
高考化学一轮复习：第二节水的电离和溶液的酸碱性最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
知识点一水的电离1．水的电离水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。
任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
25 ℃时，K w＝1×10－14,100 ℃时，K w＝1×10－12。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．影响水电离平衡的因素(续表)判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，K w不变( ×)提示：滴浓硫酸时温度升高，K w增大。
2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ×)提示：醋酸铵促进水的电离。
3．K w＝1×10－14( ×)提示：常温时才有K w＝1×10－14。
4．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于1×10－14( ×)提示：常温时纯水或稀溶液的K w均为1×10－14。
2019高考化学第8章(水溶液中的离子平衡)第4衡考点(2)溶度积常数及应用讲与练(含解析)
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点二溶度积常数及应用1．溶度积和离子积以A m B n n＋(aq)＋nB m－(aq)为例：2.溶度积(K sp)的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如K sp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ a mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl 的K sp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋＋Mn2＋，K sp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，K sp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝2＋2＋＝K spK sp。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．K sp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。
( ×)2．在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
( √) 3．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小。
( ×)4．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大。
( ×)5．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变。
( √) 6．K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。
( ×)7．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2、CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成蓝色沉淀，说明K sp[Cu(OH)2]>K sp[Mg(OH)2]。
( ×)8．已知常温下，氢氧化镁的溶度积常数为a，则氢氧化镁悬浊液中c(OH－)＝3a mol/L。
高考化学一轮复习--水溶液中的离子平衡
3．几个重要数据
1×10－7 1×10－14 中 1×10－6
中
4．影响水的电离平衡的因素和影响Kw的因素
改变条件 升高温度 加少量 HCl(aq) 通少量 SO2(g) 加少量 NaOH(aq) 加少量 NaHSO4(s) 加少量 NaCl(s) 加少量 Na2CO3(s) 加少量 Na(s) 水电离平衡移动方向 向⑫____ 右 移动 向⑭____ 左 移动 向⑯____ 左 移动 向⑱____ 左 移动 向⑳____ 左 移动
实践活动：测定 酸碱反应曲线 滴定实验操作 图示反应曲线
考点一 弱电解质的电离平衡
1、强弱电解质的概念及其判断。 2、会写常见电解质的电离方程式 如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2
H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3．H2O
3、会分析导电性和强弱电解质的关系。
4、影响电离平衡的因素。
例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中 CH3COOH CH3COO-+H+
电离程度 n(H+) C(H+) 导电能力
加水
升温
增大 增大 减小 减小
增大 增大 减小 增大
减小？ 减小？
增大 减小 增大 减小 增大 增大 增大
加醋酸钠
加HCl 加NaOH
增大
减小
增大
课堂练习
2、下列物质能导电的是______, a.c.e. 属于强电 解质的是______, d.h.l.o 属于弱电解质的是 i.j.k.m. 属于非电解质的是_______. f.g. ________, a.铜丝 b.金刚石 c.石墨 d.NaCl e.盐酸 f.蔗糖 g.CO2 h.Na2O i.硬脂酸 j.醋酸 k.碳酸 l.碳酸氢铵 m.氢氧化铝 n.氯气 o. BaSO4
高考化学总复习第8章水溶液中的离子平衡微专题强化突破15水解常数(Kh)与离子积(Kw)电离常数(KaKb)的关系及
水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离常数 (Ka、Kb)的关系及应用
1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或 弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱 碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解 的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该 常数称为水解平衡常数。
c（NH3·H2O）
其中：Kh 为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(弱碱)的电离平衡 常数、Kw 为水的离子积常数。 2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。 它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的 升高而增大。
1．已知 25 ℃时，NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb＝1.8× 10 － 5 ， 该 温 度 下 1 mol·L － 1 的 NH4Cl 溶 液 中 c(H ＋ ) ＝ _________ mol·L－1。(已知 5.56≈2.36)
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解析：NaOH 电离出的 OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3 电 离出的 SO23－水解促进水的电离平衡。
SO23－＋H2O HSO－ 3 ＋OH－ Kh＝c（HScO（－ 3 ）SO·c23－（）OH－）＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8
所以cc（（HSOSO23－3－））＝
10－5 10－14
三、课后“静思2分钟”大有学问
我们还要注意课后的及时思考。利用课间休息时间，在心中快速把刚才上课时刚讲过的一些关键思路理一遍，把老师讲解的题目从题意到解答整个过 程详细审视一遍，这样，不仅可以加深知识的理解和记忆，还可以轻而易举地掌握一些关键的解题技巧。所以，2分钟的课后静思等于同一学科知识的课 后复习30分钟。
2019年高考化学一轮复习配套精品课件：第八章 水溶液中的离子平衡 第32讲 考点3
2．常见误差[以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例] 步骤 操作 酸式滴定管未用标准溶液润洗 洗涤 碱式滴定管未用待测溶液润洗 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 V标准 变大 变小 变大 不变 c待测 偏高 偏低 偏高 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
第 八 章 水溶液中的离子平衡
第32讲 水的电离和溶液的酸碱性
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板 块 一
板
块
二
板
块
三
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考点三
酸碱中和滴定
1．实验原理 中和反应 利用酸碱 ______________ ，用已知浓度酸 ( 或碱 )来测定未知浓度的碱 ( 或酸)的实验方法。以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的 cHCl· VHCl 物质的量浓度为c(NaOH) ＝ ____________。 VNaOH
(5) ×若用标准盐酸滴定待测NaOH溶液，滴定前仰视，滴定后俯视则测定值偏
(6)在中和滴定实验中，滴定前盛标准液滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡
消失，测定结果待测液浓度偏高。( √
)
)
(7)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( ×
2．有一支50 mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.00 mL刻度 处，把滴定管中的溶液全部排出，盛接在量筒中，量筒中溶液的体积( )
(1) 中和滴定操作中所需标准溶液越浓越好，指示剂一般加入 2 ～ 3 mL 。( ×
) ×(2)25 ℃ 时 ， 用 醋 酸 溶 液 滴 定 等 浓 度 NaOH 溶 液 至 pH ＝ 7 ， V( 醋 酸
)<V(NaOH)。(
)
)
高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡第28讲盐类水解练习(2021年整理)
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第28讲盐类水解考纲要求1。
了解盐类水解的原理.2.了解影响水解程度的主要因素。
3。
了解盐类水解的应用。
考点一盐类水解及其规律1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质盐电离―→错误!―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性3．特点4．规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH 强酸强碱盐NaCl、KNO3否中性pH＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3）2是NH错误!、Cu2＋酸性pH＜7弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO错误!碱性pH〉7 5。
盐类水解离子方程式的书写要求(1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“?？”表示。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
（3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
（4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等.(1）溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐（×)(2）酸式盐溶液可能呈酸性,也可能呈碱性(√）(3）某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应(×）（4)常温下,pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液,水的电离程度相同(√)(5)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同（×）(6)NaHCO3、NaHSO4都能促进水的电离（×)（7)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和气体生成(×)（8）S2－＋2H2O?？H2S＋2OH－(×)(9)Fe3＋＋3H2O？?Fe(OH)3↓＋3H＋（×）（10）明矾溶液显酸性：Al3＋＋3H2O？？Al(OH）3＋3H＋(√)1．怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、氯化铵溶液和碳酸钠溶液？答案三种溶液各取少许分别滴入紫色石蕊溶液,不变色的为NaCl溶液，变红色的为氯化铵溶液，变蓝色的为碳酸钠溶液。
【配套K12】[学习]2019年高考化学一轮综合复习 第八章 水溶液中的离子平衡 水溶液中的离子平衡
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第29讲 难溶电解质的溶解平衡考纲要求 1.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
2.理解溶度积(K sp )的含义，能进行相关的计算。
考点一 沉淀溶解平衡及应用1．难溶、可溶、易溶介定：20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：2．沉淀溶解平衡 (1)溶解平衡的建立溶质溶解的过程是一个可逆过程：固体溶质????溶解结晶溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧v 溶解＞v 结晶 固体溶解v 溶解＝v 结晶 溶解平衡v 溶解＜v 结晶 析出晶体(2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理) 3．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动； ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
(3)以AgCl(s)??Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) ΔH ＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响4.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH 法如：除去NH 4Cl 溶液中的FeCl 3杂质，可加入氨水调节pH 至7～8，离子方程式为Fe 3＋＋3NH 3·H 2O===Fe(OH)3↓＋3NH ＋4。
②沉淀剂法如：用H 2S 沉淀Cu 2＋，离子方程式为H 2S ＋Cu 2＋===CuS ↓＋2H ＋。
(2)沉淀的溶解 ①酸溶解法如：CaCO 3溶于盐酸，离子方程式为CaCO 3＋2H ＋===Ca 2＋＋H 2O ＋CO 2↑。
②盐溶液溶解法如：Mg(OH)2溶于NH 4Cl 溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH ＋4===Mg 2＋＋2NH 3·H 2O 。
③氧化还原溶解法如：不溶于盐酸的硫化物Ag 2S 溶于稀HNO 3。
高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡第26讲弱电解质的电离平衡练习(20
2019年高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡第26讲弱电解质的电离平衡练习编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（2019年高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡第26讲弱电解质的电离平衡练习）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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第26讲弱电解质的电离平衡考纲要求 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。
理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b)进行相关计算。
考点一弱电解质的电离平衡1．弱电解质（1）概念(2）与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2．弱电解质的电离概念（1)电离平衡的建立在一定条件下（如温度、压强等），当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡.（2)电离平衡的建立与特征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。
3．外因对电离平衡的影响(1)浓度:在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
（3）同离子效应:加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。
(4)化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动.(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子（√）（2）氨气溶于水,当NH3·H2O电离出的c(OH－）＝c(NH＋，4）时，表明NH3·H2O 电离处于平衡状态（×）（3）室温下，由0.1mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液中存在BOH===B＋＋OH－（×）（4）电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大（×) (5）稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都一定会减小(×）(6）电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡（×)解析（2)NH3＋H2O？?NH3·H2O?？NH错误!＋OH－，NH3·H2O电离出的c（OH－）与c(NH错误!)永远相等，不能表明NH·H2O电离处于平衡状态。
【配套K12】[学习]2019年高考化学一轮综合复习 第八章 水溶液中的离子平衡 水溶液中的离子平衡
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第27讲水的电离和溶液的pH考纲要求 1.了解水的电离、离子积常数(K w)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH 的简单计算。
考点一水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O??H3O＋＋OH－或H2O??H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等(×)(2)水的电离平衡移动符合勒夏特列原理(√)(3)100℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，此时水呈酸性(×)(4)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变(×)(5)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)(6)室温下，0.1mol·L－1的HCl溶液与0.1mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)(7)任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的c(H＋)和c(OH－)相等(√)填写外界条件对水电离平衡的具体影响题组一影响水电离平衡的因素及结果判断1．25℃时，相同物质的量浓度的下列溶液：①NaCl ②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是( )A．④＞③＞②＞①B．②＞③＞①＞④C．④＞①＞②＞③D．③＞②＞①＞④答案 C解析②③分别为碱、酸，抑制水的电离；④中NH＋4水解促进水的电离，①NaCl不影响水的电离。
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微专题沉淀滴定法
1．概念
沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。
生成沉淀的反应很多，但符合条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。
2．原理
沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。
如用AgNO3溶液测定溶液中Cl－的含量时常以CrO2－4为指示剂，这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶的缘故。
专题训练
1．已知：Ag＋＋SCN－===AgSCN↓(白色)。
实验室可通过如下过程测定所制硝酸银样品的纯度(杂质不参与反应)。
(1)称取2.000g制备的硝酸银样品，加水溶解，定容到100mL。
溶液配制过程中所用的玻璃仪器除烧杯、玻璃棒外还有____________________________________________________。
(2)准确量取25.00mL溶液，酸化后滴入几滴铁铵钒[NH4Fe(SO4)2]溶液作指示剂，再用0.100mol·L －1NH
4SCN标准溶液滴定。
滴定终点的实验现象为______________________________
________________________________________________________________________。
(3)若滴定前滴定管尖嘴处有气泡，滴定过程中该气泡消失，则所测硝酸银的质量分数________(填“偏高”“偏低”或“不变”)。
答案(1)100mL容量瓶、胶头滴管
(2)溶液变为红色且半分钟不褪色
(3)偏高
解析(1)配制100 mL一定物质的量浓度的溶液，所需要的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、100 mL容量瓶、胶头滴管。
(2)用NH4SCN标准溶液滴定硝酸银溶液，滴定终点时，SCN－与铁离子结合生成红色溶液，所以滴定终点的实验现象为溶液变为红色且半分钟不褪色。
(3)若滴定前滴定管尖嘴处有气泡，滴定过程中该气泡消失，因有部分溶液补充气泡，则消耗的标准液读数偏大，导致所测硝酸银的质量分数偏高。
2．KClO4样品中常含少量KCl杂质，为测定产品纯度进行如下实验：准确称取5.689g样品溶于水中，配成250mL溶液，从中取出25.00mL于锥形瓶中，加入适量葡萄糖，加热使ClO－4全部转化为Cl－，反应为3KClO4＋C6H12O6===6H2O＋6CO2↑＋3KCl，加入少量K2CrO4溶液作指示剂，用0.2000mol·L－1AgNO3溶液滴定至终点，消耗AgNO3溶液体积21.00mL。
滴定达到终点时，产生砖红色Ag2CrO4沉淀。
(1)已知：K sp(AgCl)＝1.8×l0－10，K sp(Ag2CrO4)＝1.1×10－12，若终点时c(CrO2－4)＝1.1×10－4mol·L
－1，则此时c (Cl －)＝________________mol·L －1。
(2)计算KClO 4样品的纯度(请写出计算过程)_________________________________________。
答案 (1)1.8×10－6
(2)n (AgNO 3)＝0.2000mol·L －1×0.021L ＝0.0042mol
25．00mL 溶液中n (KCl)总＝n (AgNO 3)＝0.0042mol n (KClO 4)＋n (KCl)＝0.0042mol
n (KClO 4)×138.5g·mol －1＋n (KCl)×74.5g·mol －1＝0.56890g
解得n (KClO 4)＝0.0040mol
n (KClO 4)总＝0.0040mol ×250mL 25.00mL
＝0.040mol 其纯度为0.040mol ×138.5g·mol －15.689g
×100%≈97.38% 解析 (1)若c (CrO 2－4)＝1.1×10－4mol·L －1，K sp (Ag 2CrO 4)＝c 2(Ag ＋)·c (CrO 2－4)＝1.1×10－12，c (Ag ＋
)＝10－4mol·L －1，K sp (AgCl)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)＝1.8×10－10，c (Cl －)＝1.8×10－6 mol·L －1。
(2)n (AgNO 3)＝0.200 0 mol·L －1×0.021 L ＝0.004 2 mol ，n (KCl)总＝n (AgNO 3)＝0.004 2 mol ，n (KClO 4)＋n (KCl)＝0.004 2 mol ，n (KClO 4)×138.5 g·mol －1＋n (KCl)×74.5 g·mol －1＝0.568 90 g ，解得n (KClO 4)＝0.004 0 mol ，m (KClO 4)＝0.004 0 mol ×138.5 g ·mol －1＝0.554 g,250 mL 溶液中m (KClO 4)
＝5.54 g ，KClO 4样品的纯度＝5.54 g 5.689 g
×100%≈97.38%。
3．利用间接酸碱滴定法可测定Ba 2＋的含量，实验分两步进行。
已知：
2CrO 2－4＋2H ＋===Cr 2O 2－7＋H 2O
Ba 2＋＋CrO 2－4===BaCrO 4↓
步骤Ⅰ：移取x mL 一定浓度的Na 2CrO 4溶液于锥形瓶中，加入酸碱指示剂，用b mol·L －1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V 0mL 。
步骤Ⅱ：移取y mLBaCl 2溶液于锥形瓶中，加入x mL 与步骤Ⅰ相同浓度的Na 2CrO 4溶液，待Ba 2＋完全沉淀后，再加入酸碱指示剂，用b mol·L －1盐酸标准液滴定至终点，测得滴加盐酸的体积为V 1mL 。
滴加盐酸标准液时应使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的________(填“上方”或“下方”)。
BaCl 2溶液的浓度为____________mol·L －1。
若步骤Ⅱ中滴加盐酸时有少量待测液溅出，Ba 2＋浓度测量值将________(填“偏大”或“偏小”)。
答案 上方 b (V 0－V 1)y
偏大 解析 滴定管“0”刻度位于滴定管的上方；由步骤Ⅰ可知x mL Na 2CrO 4溶液中CrO 2－4的物质的量
为V 0b ×10－3mol ，步骤Ⅱ中与Ba 2＋形成沉淀的CrO 2－4的物质的量为(V 0b －V 1b )×10－3
mol ，则y mL
BaCl 2溶液中Ba 2＋的物质的量为(V 0b －V 1b )×10－3mol ，c (BaCl 2)＝(V 0b －V 1b )×10－3 mol y ×10－3 L ＝b (V 0－V 1)y
mol·L －1；若步骤Ⅱ中滴加盐酸时，有少量待测液溅出，造成V 1的用量减小，所以b (V 0－V 1)y 的测量值偏大。