(衔接课程)2014年高二升高三化学暑假辅导资料第四讲 弱电解质的电离平衡和溶液PH值
高三化学复习优质课件4：弱电解质的电离平衡
2．强电解质和弱电解质。
类型
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液中能完全电离
在水溶液中不能完全电离
化合物类型 强酸、强碱、大多数盐
答案：第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用
考点突破
考点一 电解质和非电解质 【知识梳理】
1．电解质和非电解质。
(1) 电解质：在_水__溶__液___ 中或__熔__融__状__态__ 下__能__导__电____ 的 _化__合__物___。如酸、碱、盐以及一些活泼金属氧化物都是电解质。
(2)电离方程式的书写。
①强电解质用“__=_=_=__”表示。 如 H2SO4 的电离方程式为____H_2_S_O__4=_=_=__2_H_＋_＋__S_O__24－_____。 ②弱电解质用“ ”表示。
多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，
如 H2CO3 的电离方程式为_H_2C_O__3 ___H__＋＋__H_C_O_－ 3_，__H_C_O_－ 3____H__＋＋__C_O_23_－_。 多元弱碱电离方程式一步写成，如 Fe(OH)3 的电离方程式
答案：(1)√ (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)√ (7)√ (8)×
2.H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11， 它的 Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平衡的角度解释)：______ _________________________________________。
弱电解质的电离平衡考点归纳
弱电解质的电离平衡考点归纳弱电解质电离平衡是电解质理论的基础，也是中学化学基本理论中的重要组成部分，近几年高考命题中反复考查。
在学生已经学过化学平衡理论并了解电解质在水溶液中发生电离和离子间发生反应等知识的基础上，进一步学习弱电解质的电离平衡。
高考命题的热点主要有影响弱电解质电离平衡因素，通过图象分析弱电解质和强电解质，电离常数和电离度等，为了更好的学习这一部分内容，本文做了详细的总结和归纳，希望对同学们的学习有所启发，达到触类旁通的效果。
一、弱电解质电离平衡1.电离平衡概念一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和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，简称电离平衡。
任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质在该条件下的电离程度最大。
2.电离平衡的特征电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种形式，具有以下一些特征：“逆”——弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡“动”——电离平衡是动态平衡“等”——v(=v(分子化)≠0离子化)“定”——达到电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变，是一个定值“变”——电离平衡是相对的，外界条件改变时，平衡被破坏，发生移动形成新的平衡。
二、影响弱电解质电离平衡的因素（符合勒?夏特列原理）1.内因：弱电解质本身的性质，是决定性因素。
2.外因①温度: 升高温度，由于电离过程吸热,平衡向电离方向移动，电离程度增大。
②浓度: 加水稀释，使弱电解质的浓度减小，电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大。
因为溶液浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大；所以，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
例如：在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向正向移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向正向移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均增大但电离程度小；③外加相关物质（同离子效应）例如：0.1 mol/L的CH 3COOH溶液CH3COOH CH3COO－+ H+向其中加入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡向左移动，电离程度减小，c（H+）减小，pH增大。
高二上学期化学选修四弱电解质的电离(演示课件)
思考与交流
难溶：BaSO4 Fe(OH)3
易溶：HCl CH3COOH
思考与交流
难溶：BaSO4 Fe(OH)3 强电解质
易溶：HCl CH3COOH
思考与交流
难溶：BaSO4 Fe(OH)3
强电解质
弱电解质
易溶：HCl CH3COOH
思考与交流
难溶：BaSO4 Fe(OH)3
强电解质
弱电解质
2.特征： 动 定 变
三、弱电解质的电离
1.定义： 逆 弱电解质的电离是可逆的 等 V电离=V结合≠0
2.特征： 动 电离平衡是一种动态平衡 定 变
三、弱电解质的电离
1.定义： 逆 弱电解质的电离是可逆的 等 V电离=V结合≠0
2.特征： 动 电离平衡是一种动态平衡 定 溶液各分子、离子的浓度不变。 变
CH3COOH
CH3COO- + H+
项目
平衡移动方向 c (HAc)
c (H+)
加 HCl(g)
逆
增大
增大
加 NaOH(s)
正
减小
减小
加 CH3COONa
逆
加水
升温
课堂练习
➢填表：0.1mol/L 的 CH3COOH 溶液 (提示：电离吸热)
CH3COOH
CH3COO- + H+
项目
平衡移动方向 c (HAc)
H2SO4 = 2H+ + SO42-
CH3COOH
CH3COO - + H+
(2)二元及多元弱酸的电离分步完成，并以第一步电离为主。
H2CO3
H+ + HCO3-
弱电解质的电离知识要点与方法指导
【选修四】弱电解质的电离知识要点与方法指导【知识要点】一、电解质有强弱之分（不同的电解质在水溶液中的电离程度是不一样的）1、知识回顾：电解质：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物例：酸、碱、盐、H2O等非电解质：在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物例：大多数有机物、SO3、CO2等2、强、弱电解质：⑴观察试验3-1：得出强电解质与弱电解质的概念实验3-1：体积相同、浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条（Mg条使用前应用砂纸除去表面的氧化膜）反应，并测量溶液的pH值。
实验表明浓度相同的盐酸和醋酸溶液的pH值不同，并且1mol/L HCl与镁条反应剧烈，而1 mol/L CH3COOH与镁条反应较慢。
说明两种溶液中的H+浓度是不同的。
1 mol/L HCl 溶液中氢离子浓度大，氢离子浓度为1 mol/L，说明HCl完全电离；1mol/L CH3COOH溶液中氢离子浓度较盐酸小，小于1 mol/L，说明醋酸在水中部分电离。
所以不同电解质在水中的电离程度不一定相同。
注：反应速率快慢与Mg条的表面积大小及H+浓度有关⑵强、弱电解质的概念根据电解质在水溶液中离解成离子的程度大小分为强电解质和弱电解质：①强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的电解质。
包括大多数盐类、强酸、强碱、部分碱性氧化物等例：NaCl电离方程式NaCl = Na++Cl-②弱电解质：在水分子作用下，只有部分分子电离的电解质。
包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O) 、Al(OH)3、H2O等例：CH 3COOH电离方程式 CH3COOH CH3COO-+H+小结：二、弱电解质的电离过程是可逆的（属于化学平衡的一种，符合平衡移动原理）弱电解质溶于水时，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而离子又可以重新结合成分子。
因此，弱电解质的电离过程是可逆的。
分析CH3COOH的电离过程：CH3COOH的水溶液中，既有CH3COOH分子，又有CH3COOH电离出的H+和CH3COO-，H+和CH3COO-又可重新结合成CH3COOH分子，因此CH3COOH分子电离成离子的趋向和离子重新碰撞结合成CH3COOH分子的趋向并存，电离过程是可逆的，同可逆反应一样，最终也能达到平衡。
弱电解质的电离平衡(知识点总结)
弱电解质的电离平衡【学习目标】1、能准确熟练区分两组概念：电解质与非电解质、强电解质与弱电解质；2、弱电解质电离平衡的建立及其特点。
【要点梳理】(1)电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
(2)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质，如NH 3、CO 2等的水溶液能够导电，但NH 3、CO 2却是非电解质，因为是NH 3、CO 2溶于水与水反应生成的NH 3·H 2O 、H 2CO 3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na 2O 、CaO 、Na 2O 2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。
但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO 3、BaSO 4等。
相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
划分强电解质和弱电解质的标准是在 水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
(4)电解质溶液的导电不同于金属的导电。
要点三、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立。
弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。
和可逆的化学反应一样，这个可逆的电离过程有两种相反的趋向，可以叫做电离和结合。
弱电解质的电离平衡讲课课件
弱酸电离平衡原理及应用
弱酸电离平衡常数
描述弱酸电离程度的物理量， 与温度、浓度有关。
电离度
已电离的弱酸分子数与总弱酸 分子数之比，反映弱酸的电离 程度。
电离平衡的移动
改变条件使电离平衡向正或逆 方向移动，如浓度、温度等。
弱酸电离平衡的应用
缓冲溶液、指示剂、弱酸酸式 盐等。
弱碱电离平衡原理及应用
弱碱电离平衡常数
06
实验设计与数据分析能力培养
实验设计原则和方法论述
对照原则
设立对照组，比较不同条件下的实验结果，确保 实验结果的可靠性。
单一变量原则
实验中只改变一个因素，保持其他因素不变，以 便准确判断该因素对实验结果的影响。
重复性原则
进行多次实验以减小误差，提高实验结果的稳定 性。
数据处理技巧传授和实例展示
数据整理
将实验数据进行分类、归纳和整理，便于后续分析。
数据可视化
利用图表（如折线图、柱状图、散点图等）直观地展示实验数据， 便于观察和分析数法（如平均值、标准差、相关性分析等）， 并结合实例进行演示。
误差来源分析及减小误差措施
系统误差
来源于实验原理、仪器精度等方面，可通过校正仪器、改进实验 方法等措施减小。
描述弱碱电离程度的物理量，与温度、浓度 有关。
电离平衡的移动
改变条件使电离平衡向正或逆方向移动，如 浓度、温度等。
电离度
已电离的弱碱分子数与总弱碱分子数之比， 反映弱碱的电离程度。
弱碱电离平衡的应用
制备某些盐类、配位化合物等。
多元弱酸、弱碱的电离平衡
多元弱酸的电离
01
分步电离，每步电离产生一个H+离子和一个共轭碱，各步电离
即电离程度减小。
弱电解质的电离平衡知识点
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自身能够电离出自由移动离子的化合物;叫电解质..非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物..概念理解：①电解质、非电解质都是化合物;能导电的物质可能是溶液混合物、金属单质;但他们不属于电解质非电解质的研究对象;因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：SO2、NH3、CO2、等化合物能和水反应形成酸或碱;但发生电离的并不是他们本身吗;因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐;如液态氯化氢是化合物;只存在分子;没有发生电离;因此不能导电;又如NaHCO3在高温时即分解;不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物;如Na2O、CaO;他们在溶液中便不存在;要立刻反应生成键;因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐;绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离;某些盐熔融时也发生电离;如BaSO4..④电离不需要通电等外界条件;在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质;但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态;否则即便存在离子也无法导电;比如NaCl;晶体状态不能导电..⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关..如如BaSO4不溶于水;但溶于水的BaSO4全部电离;故BaSO4为强电解质..导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关..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电离成离子的电解质 ..2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水;其中强电解质与偌电解质常见分类：3、电离方程式的书写——“强等号;弱可逆;多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO错误! ..②弱电解质a．一元弱酸;如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋..b．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错误!、HCO错误!H＋＋CO错误!..原因是上一级电离出的H＋是下一级电离的产物;对下一级电离电离有抑制作用c ．多元弱碱;虽然分布电离;但是书写时一步到位..如FeOH 3：FeOH 3Fe 3＋＋3OH －.. ③酸式盐a ．强酸的酸式盐b ．弱酸的酸式盐：“强中有弱”;如NaHCO 3：NaHCO 3===Na ＋＋HCO 错误!、HCO 错误!H ＋＋CO 错误! ..4．弱电解质的电离平衡 1电离平衡的建立在一定条件如温度、浓度等下;当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时;电离过程就达到平衡..平衡建立过程如图所示..2电离平衡的特征3影响弱电解质电离平衡的因素内因：弱电解质本身的性质;是决定因素..4电离过程是可逆过程;可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡..以0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液为例：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋正向吸热..实例稀溶液CH 3COOHH ＋＋CH 3COO － ΔH >0平衡移动方导电能1．表达式1对于一元弱酸HAHA H＋＋A－;平衡常数K a＝错误!..2对于一元弱碱BOHBOH B＋＋OH－;平衡常数K b＝错误!..2．特点1电离平衡常数错误!2多元弱酸是分步电离的;各级电离平衡常数的大小关系式是K1K2 K3……;所以多元弱酸的酸性决定于其第一步电离..3．意义相同条件下;K值越大;表示该弱电解质越易电离;所对应的酸性或碱性相对越强..如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H 2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO..4．实例1填写下表2CH 3COOH 酸性大于HClO 酸性填“大于”“小于”或“等于”;判断的依据：相同条件下;电离常数越大;电离程度越大;c H ＋越大;酸性越强..3磷酸是三元中强酸①磷酸的电离方程式是H 3PO 4H ＋＋H 2PO 错误!、H 2PO 错误!H ＋＋HPO 错误!、HPO 错误!H ＋＋PO 错误!..②电离平衡常数表达式是：K a1＝错误!;K a2＝错误!;K a3＝错误!.. ③比较大小：K a1>K a2>K a3.. 5.电离常数的计算 以弱酸HX 为例：1已知c HX 和c H ＋;求电离常数 HXH ＋ ＋ X －起始mol·L －1：c HX 0 0 平衡mol·L －1：c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋ 则：K ＝错误!＝错误!..由于弱酸只有极少一部分电离;c H ＋的数值很小;可做近似处理：c HX －c H ＋≈c HX;则K ＝错误!;代入数值求解即可..2已知c HX 和电离常数;求c H ＋HXH ＋ ＋ X －起始： c HX 0 0 平衡： c HX －c H ＋ c H ＋ c H ＋则：K＝错误!＝错误!由于K值很小;c H＋的数值很小;可做近似处理：c HX－c H＋≈c HX;则：c H＋＝错误!;代入数值求解即可..强酸与弱酸或强碱与弱碱的比较1．一元强酸与一元弱酸的比较判断一种酸是强酸还是弱酸时;其实质就是看它在水溶液中的电离程度;完全电离即为强酸;不完全电离即为弱酸..还可以证明溶液中是否存在该电解质的电离平衡;存在电离平衡的为弱电解质;反之为强电解质..最常用实验验证方法有：1测0.01 mol·L －1 HA 溶液的pH;若pH ＝2;HA 是强酸；若pH>2;HA 是弱酸..2测NaA 溶液的pH;若pH ＝7;HA 为强酸；若pH>7;则HA 为弱酸.. 3．稀释时溶液pH 变化特点比较如图：a 、b 分别为pH 相等的NaOH 溶液和氨水稀释曲线..c 、d 分别为pH 相等的盐酸和醋酸溶液稀释曲线..请体会图中的两层含义：1加水稀释相同倍数后的pH 大小：氨水>NaOH 溶液;盐酸>醋酸溶液..若稀释10n倍;盐酸、NaOH 溶液pH 变化n 个单位;但pH<7或pH>7;不能pH ＝7;而氨水与醋酸溶液pH 变化不到n 个单位..2稀释后的pH 仍然相等;则加水量的大小：氨水>NaOH 溶液;醋酸溶液>盐酸..易错警示 1酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱不是等同关系;前者看电离程度;后者看溶液中c H ＋和c OH －的相对大小..强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强..2弱酸、弱碱是弱电解质;但它们对应的盐一般为强电解质;如醋酸铵：CH 3COONH 4===NH 错误!＋CH 3COO －..强、弱电解质的判断方法1在相同浓度、相同温度下;比较导电能力的强弱..如同体积同浓度的盐酸和醋酸;前者的导电能力强于后者..2在相同浓度、相同温度下;比较反应速率的快慢;如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中;速率前者比后者快..3浓度与pH 的关系;如0.01 mol·L －1的醋酸溶液pH>2;说明醋酸是弱酸..4测对应盐的酸碱性;如CH 3COONa 溶液呈碱性;则证明醋酸是弱酸.. 5稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系..如将pH ＝2的酸溶液稀释1000倍;若pH<5;则证明酸为弱酸；若pH ＝5;则证明酸为强酸..6采用实验证明存在电离平衡;如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红;再加CH 3COONH 4晶体;颜色变浅..7利用较强酸碱制备较弱酸碱判断电解质强弱..如将CO 2通入苯酚钠溶液中;出现浑浊..说明碳酸酸性大于苯酚..8同pH 的强酸和弱酸;分别加该酸的钠盐固体;溶液的pH 增大的是弱酸;pH 几乎不变的是强酸..9pH 相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸..二、极弱电解质--水的电离和溶液的酸碱性水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质;电离方程式为2H 2O H 3O ＋＋OH －;简写为H 2OH ＋＋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;温度一定;则K值一定..水的电离是吸热W过程;升高温度;K w增大..= H+·OH- = 110-1425℃时; H+=OH- =10-7 mol/L ; KW3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..3．关于纯水的几个重要数据4．影响水的电离平衡的因素和影响K w的因素1加热;促进水的电离;K w增大..2加入酸或碱;抑制水的电离;K w不变..3①加入强酸强碱的正盐;不影响水的电离..②加入强酸的酸式盐;抑制水的电离..③加入可水解的盐如FeCl 3、Na 2CO 3、NH 4Cl;促进水的电离.. 4加入与水反应的活泼金属如Na 、K;促进水的电离..易错警示 1任何情况下水电离产生的c H ＋和c OH －总是相等的.. 2水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液..即K w ＝c H ＋·c OH－中的c H ＋、c OH －分别是溶液中H ＋、OH －的总浓度;不一定是水电离出的c H ＋和c OH －..3水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用;因此;室温下;若由水电离出的c H ＋<1×10－7 mol·L －1;该溶液可能显酸性;也可能显碱性..小结：常温下水电离产生c H ＋和c OH －计算的5种类型任何水溶液中水电离产生的c H ＋和c OH －总是相等的;有关计算有以下5种类型以常温时的溶液为例..1中性溶液：c OH －＝c H ＋＝10－7 mol·L －1.. 2酸的溶液——OH －全部来自水的电离..实例：pH ＝2的盐酸中c H ＋＝10－2 mol·L －1;则c OH －＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c H ＋＝c OH －＝10－12 mol·L －1.. 3碱的溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝12的NaOH 溶液中c OH －＝10－2 mol·L －1;则c H ＋＝K w /10－2＝1×10－12mol·L －1;即水电离出的c OH －＝c H ＋＝10－12 mol·L －1..4水解呈酸性的盐溶液——H ＋全部来自水的电离..实例：pH ＝5的NH 4Cl 溶液中;由水电离出的c H ＋＝10－5 mol·L －1;因部分OH －与部分NH 错误!结合使c OH －＝10－9 mol·L －1..5水解呈碱性的盐溶液——OH－全部来自水的电离..实例：pH＝12的Na2CO3溶液中;由水电离出的c OH－＝10－2mol·L－1;因部分H＋与部分CO错误!结合使c H＋＝10－12mol·L－1..注意：要区分清楚溶液组成和性质的关系;酸性溶液不一定是酸溶液;碱性溶液不一定是碱溶液..。
高三总复习化学课件 弱电解质的电离平衡
3．H2S 水溶液中存在电离平衡 H2S H＋＋HS－和 HS－ H＋＋S2－。下列说法正确的
是
()
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 增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液 pH 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
移动 方向 __正__向__ _正__向___ __逆__向__
__逆__向__
_正__向___
n(H＋)
__增__大__ __增__大__ __增__大__ ___减__小_
__增__大__
c(H＋)
c(CH3COO－)
__减__小__ __增__大__ __增__大__
__减__小__ __增__大__ __减__小__
解析：向 H2S 溶液中加水，平衡向右移动，但溶液体积增大，溶液中 H＋浓度减小， A 错误；通入 SO2，可发生反应：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，SO2 过量时，SO2 与水反应生成的 H2SO3 酸性比氢硫酸强，因此溶液 pH 减小，B 错误；滴加新制
氯水，发生反应：H2S＋Cl2===2HCl＋S↓，H2S 浓度减小，平衡向左移动，反应 生成的盐酸为强酸，溶液酸性增强，pH 减小，C 正确；加入少量 CuSO4 固体， 发生反应：CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO4，溶液中 S2－浓度减小，H＋浓度增大，
c＜a＜b
解析：A 项，由导电能力知 c(H＋)：b＞a＞c，故 pH：c＞a＞b，错误；B 项，加 水体积越大，越利于 CH3COOH 电离，故电离程度：c＞b＞a，错误；C 项，用湿 润的 pH 试纸测量 a 处溶液的 pH，相当于稀释 a 点溶液，c(H＋)增大，pH 偏小， 正确；D 项，a、b、c 三点 n(CH3COOH)相同，用 NaOH 溶液中和时消耗 n(NaOH) 相同，故消耗 V(NaOH)：a＝b＝c，错误。
弱电解质的电离平衡知识点
弱电解质的电离平衡知识点弱电解质的电离平衡是指在水溶液中，电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
弱电解质在溶液中的电离程度相对较低，因此离子与未离子之间的平衡反应更加显著。
下面是弱电解质的电离平衡的几个重要知识点：1.电离方程式HA⇌H++A-这个方程式表示了HA分子在水中部分离解产生H+离子和A-离子。
2.平衡常数平衡常数（K）描述了反应物与生成物的浓度之间的关系。
对于弱电解质的电离反应，可以使用离子质量浓度或者摩尔浓度来表示。
例如对于上述的电离反应，平衡常数K可以计算为：K=[H+][A-]/[HA]其中[H+],[A-],和[HA]分别代表H+离子、A-离子和HA分子的浓度。
3.离子积离子积是离子浓度的乘积。
对于上述电离反应，离子积可以表示为：离子积=[H+][A-]离子积是一个测量电离反应进行程度的指标。
值得注意的是，弱电解质的电离平衡中，离子积通常比平衡常数小得多。
4.改变电离程度的因素5.pH值弱电解质的电离程度直接关系到水溶液的pH值。
水溶液的pH值是表征溶液中H+离子浓度的一个指标。
对于弱酸来说，更多的H+离子会使溶液的pH值降低，因此溶液越酸。
反之，如果被添加到溶液中的溶质可以与H+离子结合形成HA分子，那么会降低H+离子浓度，使得溶液的pH值升高，溶液会变得更碱性。
总结：弱电解质的电离平衡是指在水溶液中电解质分子部分离解为离子，并且离子和未离子之间的反应达到平衡的过程。
这个平衡过程可以用电离方程式来表示，并且有一个平衡常数和离子积。
弱电解质的电离程度可以受到多个因素的影响，包括浓度、温度、溶液中其他物质的存在以及溶解度等。
在水溶液中，弱电解质的电离程度直接关系到溶液的pH值。
高二化学选择性必修课件弱电解质的电离平衡
实验结果分析和讨论
结果分析
通过对比实验数据，发现弱电解质溶液 在加入强酸或强碱后，pH值和电导率均 发生变化。随着浓度的增加，弱电解质 的电离程度逐渐增大，但增大的趋势逐 渐减缓。
VS
讨论
实验结果表明，弱电解质的电离平衡受到 浓度、温度等因素的影响。在实际应用中 ，可以通过调节这些因素来控制弱电解质 的电离程度，从而实现对溶液性质的调控 。此外，实验结果还为后续学习弱电解质 的盐类水解、沉淀溶解平衡等内容奠定了 基础。
难溶物转化原理及应用
转化原理
当两种难溶电解质存在时，如果一种难溶电解质的 Ksp 比另一种小，则可以将后者转化为前者。这种转化通常是 通过加入适当的试剂来实现的。
应用
难溶物转化在化学分析、工业生产以及环保等领域有广泛应用。例如，在处理含重金属离子的废水时，可以利用 难溶物转化原理将重金属离子转化为难溶的沉淀物从而去除。
浓度
同离子效应
在弱电解质溶液中加入与该弱电解质 具有相同离子的强电解质，使弱电解 质的电离平衡向逆反应方向移动，从 而降低弱电解质的电离度。
溶液稀释时，弱电解质的电离度增大 ；溶液浓缩时，弱电解质的电离度减 小。
电离平衡常数及其意义
1 2 3
电离平衡常数（K）
表示弱电解质电离程度大小的物理量，K值越大 ，表示该弱电解质越易电离，对应的酸或碱的酸 性或碱性越强。
THANKS。
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
表示难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时， 各离子浓度幂之积，Ksp越小，难溶电解质越难 溶于水。
水的离子积常数（Kw）
表示水的电离程度大小的物理量，Kw随温度升 高而增大，说明水的电离是吸热过程。
03
弱电解质的电离过程
化学_弱电解质的电离平衡
离子的电解质。
HCl = H++ Cl-
Ø弱电解质：在水溶液中只部分电离成 离子的电解质。
CH3COOH H++CH3COO-
2、常见强、弱电解质 Ø常见的强电解质： 强酸、强碱、大部分盐、 大部分金属氧化物 Ø常见的弱电解质： 弱酸、弱碱、水、
小结：强弱电解质与结构的关系
〖课堂练习〗
1、把0.05molNaOH固体分别加入 100mL下列液体中〖课堂练习〗
2.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应
时，为减缓反应速率而不影响生成
氢气的总量，可向盐酸中加入适量
的
（ BD ）
A.NaOH(固) C.NH4Cl(固)
B.H2O D.CH3COONa (固)
三、电解质的电离方程式书写
（1）强电解质 ——完全电离，书写时用“=” （2）弱电解质 —号—部分电离，书时用“ ”号 练习：写出下列电解质电离的方程式：
CH3COONH4 、 CH3COOH、H2S、H3PO4 、Cu（OH）2 、 KHCO3、KHSO4 、 Al（OH）3
注意:（首先判断物质的类别） 强等号、弱可逆。 多元弱酸分步写，以第一级电离为主；多元弱碱
A.CH3CH2COOH C.NH4HCO3
B.Cl2 D.SO2
实验3-1：体积相同，浓度相同的盐酸和醋 酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值
溶液pH
1mol/L HCl
小 （0）
1 mol/L CH3COOH
大（2.4）
与镁反应 现象
剧烈
缓慢
备注: Mg条使用前应用砂纸打磨，除去表面的氧化膜
根据实验现象，讨论下列问题
高二选修4化学弱电解质的电离、盐类水解课件
_
NH4+ +H2O NH4Cl +H2O
NH3.H2O + H+ NH3.H2O + HCl
二、盐类的水解
弱酸
结果
碱性
弱酸根离子
盐
电离 水解条件
盐的水解
H+
电离
向 平 移 衡 动 正
水
向 平 移 衡 动 正
弱碱根离子
盐的水解
OH－
结果
弱碱
酸性
三、盐类水解的规律
类型
强酸弱碱盐
实例
NH4Cl
是否水解
H++CO32－
四、水解平衡——盐溶液酸碱性的比较
4、多元弱酸对应的酸式盐：
水解程度和电离 程度的相对大小
大部分呈现碱性 个别呈现碱性（ NaH2PO4和NaHSO3 ）
☆将等物质的量浓度的下列溶液的pH按照由大到小的顺序排列：
①Na2SO3 、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4 Na2SO3
NH4+ +H2O 水解呈现酸性，可以除去金属表面的氧化物，使其易于焊接
5、指导正确使用肥料 Ca(H2PO4)2 (酸性)
Ca3(PO4)2 ↓
K2CO3(碱性)
NH4+(酸性)
NH3↑
6、Na2SiO3 （水玻璃）是一种矿物胶，在使用过程中为了 加速凝结，常和NH4Cl溶液混合使用：
SiO3 2－+2NH4++2H2O H2SiO3 ↓+ 2NH3· 2O H
> Na2SO4 >NaHSO3 > NaHSO4 > NaH2PO4 > H3PO4
化学：弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质的电离平衡考查方式：本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一,主要的题型为选择题,偶有简答题,尚未出现过综合性的大题,涉及此内容的考点将基本不变,热点将常考常新,跨学科的综合性大题将有可能出现;从近几年高考命题规律来看,今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高,这是这部分内容在教材中的地位决定的,有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点;命题规律：1．弱电解质的电离平衡电离平衡是化学平衡理论应用的范例,在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视,近五年的高考题也承继了这个传统;考查的主要内容集中点比较某些物质导电性强弱；外界条件对弱电解质电离平衡的影响；依据电离平衡移动理论,解释某些问题;同浓度或PH强弱电解质的比较,如氢离子浓度大小,起始反应速率,中和碱的能力、稀释后的PH的变化等;2．水的电离与溶液的PH以水的电离和溶液pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力,仍将是将来考试的热点;考试内容包括：1．已知pH 的强酸、强碱混合,或已知浓度的强酸、强碱混合,计算溶液的pH2．已知pH或c的强弱酸碱混合,分析溶液的酸碱性;3．已知混合溶液的pH,推断混合前的酸碱的各种可能,或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH,求混合比例;4．中和滴定接近终点时,溶液pH计算;5．在新情景下,考查水电离平衡及K w;3. 盐类水解考查的内容有：1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；3．pH大小的比较；4．离子浓度大小的比较等;另外,判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解;其中命题的热点是离子浓度大小的比较;在高考试题中,特别是选择题,常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起,具有一定的综合性;一、强弱电解质1．电解质与非电解质⑴定义：溶于水或熔融状态下能导电的化合物叫电解质；溶于水和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质;⑵注意：①要注意“或”字、“和”字;电解质是二者有一,非电解质是二者都不;②要注意“化合物”三个字;其意义有两点：Ⅰ必须是纯净物,混合物不能叫电解质;例如,盐酸能导电,但因其为混合物,故盐酸不能称为电解质;Ⅱ必须是纯净物中的化合物; 单质既不是电解质,也不是非电解质;例如,Al能导电,但不能称电解质；同理,金刚石不导电也不能称非电解质;③电解质必须是自身电离去导电;例如,NH3、酸性氧化物CO2、SO2等虽然溶于水后都能导电且又是化合物,但在水溶液中不是它们本身发生电离,故它们不是电解质应为非电解质;⑴定义：弱电解质在水溶液中部分电离是因为分子在溶剂的作用下断键离解成离子,另一方面阴、阳离子也相应结合形成分子;在一定温度下,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所达到的平衡状态称之为电离平衡;⑵电离平衡的特征：“等”分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等；“定”末电离的分子的浓度与己电离的离子的浓度,保持一定；“动”分子不断电离,离子不断结合成分子成为动态平衡；“变”当外界条件改变,电离平衡就可能遭到破坏;⑶影响电离平衡的因素：温度：因电离平衡过程是吸热的,温度升高,电离平衡向电离方向移动;浓度：增大分子的浓度,电离平衡向电离方向移动；增大离子浓度,电离平衡向结合成分子的方向移动;二、水的电离和水的离子积1．水的电离水是一种极弱的电解质,存在有以下电离平衡：H2O H++OH—25℃时,cH+=cOH—=10—7mol·L—12．水的离子积：K W= cH+·cOH—=10—14 25℃理解K W时要注意:1 K W与温度有关,因为水的电离过程是吸热过程,所以温度升高,有利于水的电离,K W增大;如100℃时,K W=10—12;2 K W不仅适用于纯水,还适用于酸性或碱性的稀溶液;不管哪种溶液有cH+H2O=cOH—H2O；如酸性溶液中：|CH+酸+cH+H2O|·cOH—H2O=K W碱性溶液中：|CH+碱+cH+H2O|·cOH—H2O=K W3．影响水电离平衡的因素⑴酸、碱：在纯水中加人酸或碱,均使水的电离平衡左移,此时若温度不变,K W不变,cH+发生改变,pH也随之改变；若向水中加入酸,则;H+增大,cOH—变小,pH变小;⑵温度:若升温,由于水电离吸热,升温将促进水的电离,故平衡右移,cH+、cOH—同时增大,pH变小,但由于cH+与;cOH—始终保持相等,故纯水在温度高于25℃,pH<7,但仍显中性;⑶易水解的盐：在纯水中加人能水解的盐,不管水解后溶液显什么性,均促进水的电离,使水的电离程度增大,但只要温度不变,K W不变;⑷其它因素：如向水中加入活泼金属,由于与水电离出的H+直接作用,因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动三、溶液的酸碱性和pH１．PH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH,即pH=-lgcH+;表示方法：pH=-lgcH+溶换算：cH+=10—pH适用范围：pH为0~14的稀溶液;液酸碱指示剂：粗略测定溶液pH 范围 的 测定方法 pH 试纸：粗略测定溶液pH 整数 pH pH 计：精确测定溶液pH 有效数字有关简 一元弱酸、一元弱碱的pH 计算单计算 强酸、强碱的单一、混合溶液的pH 计算２．溶液的酸碱性取决于溶液中的cH +与cOH —的相对大小cH +>cOH —酸性cOH —>cH +碱性cH +=cOH —中性 在25℃时中性溶液：cH +=cOH —=10—7mol/L,pH=7;酸性溶液：cH +>cOH —,cH +>10—7mol/L,pH<7;碱性溶液：cH +<cOH —,cH +<10—7mol/L,pH>7; ３．常用酸碱指示剂及其变色范围 1．中和滴定的概念1定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法;2原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸或碱溶液与未知浓度的碱或酸溶液完全中和,测出二者所用的体积,根据化学方程式中酸碱物质的量的比求出未知溶液的浓度;3关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全反应;4中和滴定的仪器及试剂酸式滴定管不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸 2．酸碱中和滴定实验1仪器3．中和滴定操作以标准盐酸滴定NaOH 为例1准备：①滴定管：a ．检验酸式滴定管是否漏水；b ．洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤2~3次,并排除管尖嘴处的气泡；c ．用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3cm 处；d ．将液面调节到“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度记下刻度; ②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤,不能用待测液润洗;③移液管：转移少量溶液用,其洗涤方法与滴定管相同; 2滴定：①用移液管或碱式滴定管取一定体积待测液于锥形瓶中,滴人2~3滴指示剂;②用左手握活塞旋转开关,右手不断旋转振荡锥形瓶,眼晴注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色或粉红色出现,记下刻度; 3计算：每个样品作2~3次,取平均值求出结果;五、 盐类的水解１．实质：盐中弱弱酸根或弱碱根离子与水电离出的H +或OH —结合生成难电离的分子或离子,破坏水的电离平衡２．条件：盐中必须有弱根 盐必须溶于水３．特征：属可逆反应,其逆反应为酸碱中和符合化学平衡规律水解程度一般微弱重点内容突破重点一、电解质导电的条件由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别,因此,强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定,这一导电实验是理化学科的结合点;此时常常需用数学思维方法如极值法;所以,强弱电解质的这一考点也会成为“3+X ”综合测试命题素材;可见,电解质并不一定导电,导电的物质不一定是电解质;产生自由移动的离子是电解质导电的前提;而电解质能产生自由移动的离子,是电解质的内因,还必须具备一定的外因条件,这就是强极性分子水或受热使电解质呈熔化状态;离子浓度大,导电能力强;电解质的导电性:根据导电机理不同,可将导体分为：a ．金属导体：其导电过程属物理现象,温度升高时电阻加大；b ．电解质溶液或熔化状态导体：在导电的同时要发生化学变化,温度升高时电阻变小,电解质溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定;由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别,因此,强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定,这一导电实验是理化学科的结合点,同时弱电解质的有关量也会因电离程度发生变化而难以确定其大小,此时常常需用数学思维方法如极值法迸行处理;所以,强弱电解质的这一考点也会成为“3+X ”综合测试命题的素材 重点二、影响水电离平衡的因素1酸、碱：在纯水中加入酸或碱,均使水的电离平衡左移,此时若温度不变,K W 不变；α水变小；H +发生改变,pH 也随之改变；若向水中加入酸,则H +增大,OH —变小,pH 变小;2温度：若升温,由于水电离吸热,升温将促进水的电离,故平衡右移,H +、OH —同时增大,pH变小,但由于H +与OH —始终保持相等,故仍显中性;3易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐,不管水解后溶液显什么性；均促进水的电离,使水的电离度增大,但只要温度不变,K W 不变;4其它因素：如向水中加入活泼金属,由于与水电离出的H +直接作用,因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动; 重点三、有关pH 的计算清单三 关于溶液 pH 的计箕 1．关于溶液的pH 计算①强酸溶液,如HnA,设浓度为c mol/L,cH +=nc mol ·L —1 pH=-lgnc②强碱溶液,如 BOH n ,设浓度为c mol ·L—1 cH +=错误! ;pH= -lgcH +=14+lgnc; ③一元弱酸溶液,设浓度为c mol/L,则有：cH +<c mol/L pH>-lgc④一元弱碱溶液,则为cOH —<c,cH +>错误! pH<14+lgc 2．酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误!②两强碱混合 cOH —混=错误! ③酸碱混合一者过量 错误! = 错误!④酸碱的pH 之和与H +与OH —浓度比较pH 酸+pH 碱=14,cH +酸=cOH —碱pH 酸+pH 碱<14,cH +酸> cOH —碱pH 酸+pH 碱>14,cH +酸< cOH —碱推导：pH 酸+pH 碱=-lgcH +酸+ lgcH +碱=-lgcH +酸·cH +碱=-lgcH +酸·错误! =14- lg 错误! ．有关溶液的pH 的注意问题lpH 是溶液酸碱性的量度,常温下pH=7溶液呈中性,pH 减小,溶液的酸性增强；pH 增大,溶液的碱性增强;2pH 范围在0~14之间,pH=0的溶液并非无H +,而是H +=1mol ·L —1;Ph=14的溶液井非无OH —,而是OH —=1 mol ·L —1;pH 每增大1个单位,H +减小到原来的1/10,而OH —增大到原来的10倍;pH 改变n 个单位,H +或OH —增大到原来的10n 倍或减小到原来的1/10n ;3当H +>l mol ·L —1时,pH 为负数；OH —>1 mol ·L —1时,Ph>14,对于H +或OH —大于l mol ·L —1的溶液,用pH 表示反而不方便,所以pH 仅适用于H +或OH —≤1 mol ·L —1的稀溶液;4也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性,pOH 是OH —离子浓度的负对数;pOH=-lgOH —,因为OH —·H +=10—14,若两边均取负对数得：pH+pOH=14; 3．关于溶液pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液,如H n A,设浓度为C mol ·L —1,H +=nC,pH=-lgnC;②强碱溶液,如BOH n ,设浓度为C mol ·L —1,H +=错误!,pH=14+lgnC;③一元弱酸溶液,设浓度为C mol ·L —1,电离度为α,H +=C α;pH=-lgC α; ④一元弱碱溶液,pH=-lgH +=14+lgC α 24．强酸PHl 与强碱PH 2混合呈中性时,二者体积与pH 的关系规律 1若pH1+ pH 2=14,则V 酸：V 碱=1：12若pH 1+ pH 2>14,则V 酸：V 碱=10 3 若pH 1+ pH 2<14,则V 酸：V 碱=1：10 知识综合视窗关于溶液的pH 的计算 1单一溶液的pH 计算①强酸溶液,如H n A,设浓度为c mol/L;cH +=nc mol ·L —l ,pH=-lgcH +=-lgnc②强碱溶液,如BOH n ,设浓度为c mol ·L —l ,cH +=错误!；Ph=-lgcH +=14+lgnc ③一元弱酸溶液,设浓度为c mol/L,电离度为α则有：cH +=c α,pH=-lgcH +=-lgc α; ④一元弱碱溶液,pH 吕-lgcH +=14+ lgc α; 2酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合 cH +混=错误! ②两强碱混合cOH —混=错误!cH +混 cOH —混5．酸碱中和滴定的误差分析用标准液滴定待测液时,进行误差分析要归结为对标准液体积的影响,若使标准液的消耗体积变小,则会导致测定结果相对实际浓度偏小,若使标准液消耗体积变大,则导致测定结果偏大;如导致偏大的有：滴定管未用标准液润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前装标准液的滴定管尖嘴处有气泡而滴定后消失等,导致偏小的有:指示剂变色后又立即复原就停止滴定、摇动锥形瓶时有液体溅出、转移待测液的滴定管或移液管未用待测液润洗等;重点四、1．盐类水解1盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H +或OH —生成弱电解质,从而促进水的电离; 2盐类水解的规律：①谁弱谁水解,谁强呈谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解; ②盐对应的酸或碱越弱,水解程度越大,溶液碱性或酸性越强;③多元弱酸根,正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,如CO32—比HCO3—水解程度大几个数量级,溶液的碱性更强;3盐类水解的特点：①吸热反应升温,水解程度增大;②多元弱酸根离子分步水解,以第一步为主;③双水解程度比单水解程度大;④单水解与一般的双水解因程度很小,故书写其离子方程式时不能用“=”“↑”“↓”等符号;规律：弱水解,显强性,弱的程度越大,水解能力越强盐的浓度较小,水解程度较大温度越高,水解程度越大应用：判断溶液的酸碱性判断不同弱电解质的相对强弱比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度比较不同溶液申相同离子浓度比较解释某些化学现象及在生活生产中的应用表示方法：单水解：一元弱酸弱碱相应的盐强碱与多元弱酸组成的正盐；分步表示；如Na3PO4,PO43—+H2O HPO42—+OH—HPO42—+H2O H2PO42—+OH—H2PO42—+H2O H3PO4+OH—强酸与多元弱碱组成的正盐：简化为一步表示：如：AlCl3：Al3++3H2O AlOH3+3H+双水解：一般能进行到底,不用可逆号,沉淀、气体一般要标出,常见的明显双水解的离子：Al3+、Fe3+与CO32—、HCO3—、S2—、HS—、AlO2—的对应组合;如AlCl3与Na2CO3溶液混合,可表示为：2A13++3CO32—+3H2O错误!2AlOH3↓+3CO2↑知识综合视窗1．水解互促而彻底反应的盐1条件：强酸弱碱盐与强碱弱酸盐在水溶液中相遇时,弱碱阳离子水解生成的碱与弱酸阴离子水解生成的酸若发生中和反应,则水解互促而形成水解平衡,如NH42CO3；若不发生中和反应,则水解互促最终彻底反应生成弱酸和弱碱,如Na2S和AlCl3混合时,生成H2S和AlOH3;但要注意,如果水解所生成的氢氧化物的溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行所生成的难溶物的溶解度时,将水解互促而彻底生成弱酸和弱碱；反之,将按复分解反应方式进行;如Na2S与CuCl2混合时,因为CuS溶解度大于CuOH 2溶解度,不会生成H2S、CuOH 2,而生成CuS;2常见离子：Al3+与HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；AIO2—与Al3+、Fe3+、NH4+等；Fe3+与AlO2—、ClO—等；NH4+与SiO32—,它们均能彻底水解生成弱酸和弱碱;2．蒸干盐溶液所得物质的判断1考虑盐是否分解;如加热蒸干CaHCO32,因其分解,所得固体应是CaCO3;2考虑氧化还原反应;如加热蒸干Na2SO3溶液,因Na2SO3易被氧化,所得固体应是Na2SO4;3盐水解生成挥发性酸时,蒸干后一般得到弱碱,如蒸干AlCl3溶液,得AlOH3;盐水解生成不挥发性酸,蒸干后一般仍为原物质;4盐水解生成强碱时,蒸干后一般得到原物质;Na2CO3等;有时要多方面考虑,如加热蒸干NaClO溶液时,既要考虑水解,又要考虑HClO的分解,所得固体是NaCl;清单一水的电离水是一种极弱的电解质,它能发生微弱的电离;H2O H++OH—,25℃时①cH+=cOH—=1×10—7mol·L—1②K W=cH+cOH—=l×10—14③pH=-lgcH+=72．盐类水解应用盐类水解应用极其广泛,它包括：1混施化肥；2泡沫灭火剂；3FeCl3溶液止血剂；4明矾净水；5NH4Cl焊接金属；6判断溶液酸碱性；7比较盐溶液离子浓度的大小；8判断离子共存；9配制盐溶液；10制备胶体；11物质的制备；12试剂的贮存13物质的鉴别等;盐类水解的应用一1判断盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解;如Na2S溶液中有Na+、S2—、HS—、H+、H2S、H2O,其浓度大小为：Na+>S2—>HS—；2判断离子能否共存于同一溶液中,要考虑离子间能否发生双水解,如Al3+与AlO2—、Fe3+与AlO2—、HCO3—与S2—、NH4+与AlO2—、Fe3+与HCO3—、Al3+与HCO3—、Al3+与CO32—等就不能大量共存;3用于判断盐溶液显酸性或中性或碱性,如Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液的碱性强；4判断盐溶液中水的电离度的大小；5盐与盐溶液反应产物的判断；盐类水解的应用二1鉴别物质时考虑盐类双水解,如NaOH、Na2CO3、KI、OH、NaS、AgNO3、KSCN、H2S、NaCl9种物质水溶液可用FeCl3溶液鉴别;2 FeCl3等溶液的配制可加n滴稀盐酸；3长时间保存某些盐溶液,防止水解变质,常加几滴酸或碱；4制取某些无水盐,如用MgCl2·6H2O制无水MgCl2 ;盐类水解的应用三1泡沫灭火器的反应原理；2制备胶体,如FeOH3胶体的制备；3化肥的施用,如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4++CO32—+H2O NH3·H2O+HCO3—4明矾、绿矾净水；5NH4Cl作焊药；6苏打粉用于面粉的发酵;规律总结清单三溶液中离子浓度相对大小的比较1．微粒浓度比较1要考虑盐类水解;大多数盐类的单水解是微弱的,一般认为与其同溶液对应的弱酸或弱碱的电离相比,电离程度大于水解程度;如溶液中相同浓度的CH3COOH、CH3COONa、CH3COOH 的电离程度大于水解程度,类似的还有NH3·H2O与NH4Cl等,但HCN和KCN不同；CN—的水解程度大于HCN的电离程度;2电荷守恒;溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数;如NaF溶液中Na++H—=F—+OH—;3物料守恒;①溶液中某元素的各种存在形式守恒,即原子守恒,如mol·L—1的Na2CO3溶液中,CO32—+HCO3—+H2CO3= mol·L—1;②溶液中水电离产生的H+、OH—数目应该相同,如Na2S溶液中,OH—=H++HS—+2H2S;分为三种类型①单一溶液中离子浓度相对大小的比较;如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小,判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：若为NH4Cl等盐中的阴、阳离子价数相等,离子浓度为不水解的离子>水解的离子>水解后呈某性的离子如H+或OH—>水解后呈某性的对应离子如在NH4Cl溶液中Cl—>NH4+>H+>OH—若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时,判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析,对于多元弱酸根的水解,则是有几价则水解几步,在分步水解中以第一步水解为主,如在Na2CO3溶液中Na+>CO32—>OH—>HCO3—;②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较;③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较,其解题规律首先是判断两种电解质能否反应,混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度相对大小;2．判断溶液中离子浓度相对大小的两个守恒①电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等,即电解质溶液呈电中性;如：NaHCO3溶液中Na++H+=OH—+HCO3—+2CO32—②物料守恒：指电解质溶液中某一组分的原始浓度起始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和;如：NaHCO3溶液中Na+= HCO3—+2CO32—+H2CO3,Na2S溶液中Na+=2｛S2—+HS—+H2S｝3．在分析溶液中粒子之间的等量关系时要抓住电荷守恒和元互素的原子个数守恒这两个关键;以Na2CO3溶液为例,它的水溶液里存在着哪些平衡粒子间存在着哪些等量关系Na2CO3溶于水完全电离：Na2CO3错误!2Na++CO32—；且存在着如下平衡：l CO32—+H2O HCO3—+OH—；2 HCO3—+H2O H2CO3+OH—；3H2O H++OH—;在Na2CO3溶液里除存在粒子H2O、H2CO3分子外,还有Na+、H+、HCO3—、CO32—和OH—,根据溶液呈电中性这一原则可得电解质溶液中所有阳离子浓度乘以各自化合价的总数后的和等于所有阴离子浓度乘以各自化合价的总数后的和,也就是电荷平衡;据此,在Na2CO3溶液中的电荷平衡式为Na++H+=HCO3—+OH—+2CO32—；另外,由于溶液中Na+=2CO32—起始,根据碳原子个数守恒的关系可得CO32—起始=CO32—+HCO3—+H2CO3,则有Na+=2CO32—+2HCO3—+2H2CO3,这就是Na2CO3溶液中的粒子平衡式物料守恒,即在平衡体系中,某一成分的浓度等于该成分各种形式的浓度之和;4．盐的水解对水的电离的影响,要始终相信水无论在何种情况下,每电离出l molH+就会同时电离出l mol的OH—如：CH3COONa溶液显碱性,其OH—完全由H2O电离产生;同时水也电离出等量的H+,只不过一部分H+被CH3COO—结合成了CH3COOH,才造成了cOH—>cH+,但溶液中的H+不是水电离的全部H+;5．水解离子方程式的书写,可根据水解是中和反应的逆反应来写,只要对应酸碱中和反应的离子方程,颠倒过来,等号改为可逆号即可;。
高二升高三化学暑假辅导资料 第四讲+弱电解质的电离平
第四讲弱电解质的电离平衡和溶液PH值考点知识一．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：定义⑵弱电解质的电离平衡的特点：逆等定动变⑶影响电离平衡的因素：①浓度：②温度：③外加试剂的影响：⑷弱电解质的电离程度与电离常数：①电离程度②电离常数弱电解质的电离平衡常数(K)多元弱酸，多元弱碱的电离常数在同一温度下，弱电解质的电离程度和电离常数都可以表示弱电解质的相对强弱。
K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
K值只随温度变化。
例1：把0.05 mol NaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（）A．自来水B．0.5 mol·L－1盐酸C．0.5 mol·L－1CH3COOH溶液D．0.5 mol·L－1KCl溶液例2已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH C CH3COO - ＋H＋要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是A 加少量烧碱溶液B 升高温度C 加少量冰醋酸D 加水例3把Ca(OH)2固体放入一定量的蒸馏水中，一定温度下达到平衡：Ca(OH)2（s）Ca2++2OH-，当向悬浊液中假如少量生石灰后，若温度保持不变，下列判断正确的是（）A.溶液中Ca2+数目减少B.溶液中Ca2+增大C.溶液pH值不变D.溶液pH值增大例4已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2O HCl+HClO，HClO H++ClO—，达平衡后，要使HClO浓度增加，可加入A、H2SB、CaCO3C、HClD、NaOH例5醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度I随加入氨水的体积V的变化曲线是（）二． 溶液的PH 值 （1）水的电离（2）水的离子积在25℃时，K w =c(H ＋)·c(OH －)=10－14(3)影响水的电离的因素①纯水中加入酸或碱，抑制水的电离②纯水中加入能水解的盐，促进水的电离 ③任何电解质溶液中的H ＋和OH －总是共存的 ④其他因素：如向水中加入活泼金属（5）pH 的计算：pH=－lgc(H ＋) ①酸碱溶液的稀释规律②酸混合、碱混合、酸碱混合pH 计算：常用酸碱指示剂的变色范围：指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5红色 5～8紫色 ＞8蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色 酚酞＜8无色8～10浅红＞10红色【例1】甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 ( )A ．1 mol · L -1甲酸溶液的pH 值约为2 B ．甲酸能与水以任何比例互溶C ．10ml 1 mol · L -1甲酸恰好与10ml 1 mol · L -1NaOH 溶液完全反应 D ．甲酸溶液的导电性比强酸溶液的弱【例2】在室温下等体积的酸和碱的溶液,混合后pH 值一定小于7的是 ( ) A ．pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液 B ．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水C ．pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液D ．pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液 【例3】将pH= l 的盐酸平均分成 2份，l 份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为 ( )VOAVOBVOCVODA．9 B．10 C．.11 D．.12【例4】有人曾建议用AG表示溶液的酸度（acidity arede），AG的定义为AG＝lg（[H＋]/[OH －]）。
弱电解质的电离平衡及其影响因素
B SO2量
导 电 能 力
D SO2量
8、石蕊就是一种有机酸，以ＨIn表示石蕊的化 学式。其电离方程式为
ＨIn（红色）
H++ In-（蓝色）。它的分子
和电离产生的离子有不同的颜色，当溶液中的C
（ＨIn）=C（ In-）时溶液呈现紫色， 当C（Ｈ
In）>C（ In-）呈现红色；C（ＨIn）<C（ In-）
㈡表示方法：电离方程式
电离
分子
离子
结合
电解质电离方程式书写
写出下列电解质的电离方程式 HClO 、 NH3·H2O、 H2S、 Cu（OH）2、 CH3COONH4、K2CO3、 KHCO3、KHSO4
注意: （首先判断物质的类别）
强等号、弱可逆， 多元弱酸分步写，多元弱碱一步完， 多元弱酸的酸式盐的电离由盐的电离和弱酸根离子的
知识回顾
非电解质
化
强酸
合 物
强碱
强电解质 盐
电解质
某些金属氧化物
弱酸
弱电解质 弱碱
水
思考讨论
化合物也可以划分为离子化合物和共价化合物， 离子化合物含有离子键，共价化合物只含共价 键。强、弱电解质与化合物的成键类型是否存 在某种联系？
下列物质①氯化钠 ② 氯化氢 ③碳酸钙 ④氯气 ⑤醋酸 铵 ⑥铜 ⑦水 ⑧酒精 ⑨ 氨气 ⑩氨水 ⑪ 醋酸 ⑫氢氧化钠 ⑬磷酸 ⑭ 氢氧化钡
1、弱电解质电离平衡特征：
逆、等、动、定、变
2、电离方向是吸热方向， 是溶质微粒数增多的方向；
CH3COOH
CH3COO - + H+
CH3COOH +H2O
CH3COO - + H3O+
高二化学 弱电解质的电离平衡复习课件
2、某固体化合物A不导电，但熔化 或溶于水都能完全电离。下列关于物 质A的说法中，正确的是（不定项选 择）
A.A为非电解质 B. A是强电解质 C. A是离子化合物 D. A是弱电解质
3、一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导 电能力如图所示曲线，请回答：
（1）“0”点为什么不导电_____。
增大 增大 不变
减小 减小 不变
增大 减小 不变
增大 增大 不变
问题7：可选择什么数据判断弱电解 质的相对强弱？谈谈自己的理由。
1、下列说法中正确的是（ ） A．二氧化硫溶于水能导电，故二氧化
硫属于电解质
B．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡属于弱 电解质
C．硫酸是强电解质，故纯硫酸能导电 D．氢离子浓度相同的盐酸和醋酸导电
问题6：如何证明醋酸是弱电解质？
存在电离向
升高温度
加水稀释
加NaOH固体 通入HCl
加 CH3COONa
固体 加金属镁
向右 向右 向右 向左 向左
向右
c(H＋)
增大 减小 减小 增大 减小
减小
c(CH3C 电离度 电离
OO－)
平衡
常数
增大 增大 增大
减小 增大 不变
将0.1mol的冰醋酸溶于水配成1L溶液
问题1：溶液中存在哪些微粒？
问题2：醋酸溶液中为什么存在醋酸 分子？
问题3：如何是盐酸溶液，是否存在 HCl分子？
请用合适的图示构建下列物质的关系
纯净物
化合物
弱电解质
电解质 强电解质 非电解质
问题4：如何证明醋酸是电解质？
问题5：如何证明醋酸溶液中存在醋 酸分子？
（E）加固体CH3COONa （F）加入Zn粒
【实用】高三一轮复习 弱电解质的电离平衡ppt资料
离子化合物和部分共价化 合物
全是共价化合物
质类别 通常为酸、碱、盐、水、 通常为非金属氧化物、某
的关系 典型金属氧化物、某些 些非金属氢化物、绝大
非金属氢化物等
多数有机物等
注意！ （1）电解质、非电解质应是化合物。
（2）电解质的导电条件：水溶液里或熔融状态下。如：碳酸
钙虽然其水溶液几乎不导电，但在熔融状态下导电，因此它
④0.1 mol·L－1HNO2溶液的pH＝2
⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体
⑥c(H＋)＝0.1 mol·L－1的HNO2溶液稀释至1 000倍，pH<4
3．下列溶液中所含微粒种类最多的是( )
A．氨水 B．新制氯水
C．硫酸氢钠溶液
D．盐酸
解析：氨水中含有的分子有 NH3、NH3·H2O、H2O，含有的离子有 NH＋ 4 、H＋、
OH－，共有 6 种微粒；新制氯水中含有的分子有 Cl2、HClO、H2O，含有的离子有
Cl－、ClO－、H＋、OH－，共 7 种微粒；硫酸氢钠溶液中含有的微粒有：H2O、H＋、
（3）强、弱电解质的根本区别是全部电离还是部分电离，而不 是通过熔液的导电性强弱来确定。
（4）溶解和电离是不同的概念：如：BaSO4＝Ba2＋＋SO42-表 示电） ≒Ba2＋＋SO42-，则表示该物质的溶解平衡，这是一个可逆过 程．
3、电解质的电离
而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如：CO 、SO 强酸 HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr、HI、
pH > 7，HA是弱酸； H2SO4=2H++SO42—
2
2
溶于水能导电，是由于它们与水反应生成的H CO 、H SO 能导 (4)往同浓度的HA和HCl溶液中投入相同的Zn粒或CaCO3固体
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第四讲弱电解质的电离平衡和溶液PH值
考点知识
一．弱电解质的电离平衡
⑴电离平衡：定义
⑵弱电解质的电离平衡的特点：
逆等定动变
⑶影响电离平衡的因素：
①浓度：
②温度：
③外加试剂的影响：
⑷弱电解质的电离程度与电离常数：
①电离程度
②电离常数
弱电解质的电离平衡常数(K)
多元弱酸，多元弱碱的电离常数
在同一温度下，弱电解质的电离程度和电离常数都可以表示弱电解质的相对强弱。
K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
K值只随温度变化。
例1：把0.05 mol NaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是（）
A．自来水 B．0.5 mol·L－1盐酸
C．0.5 mol·L－1CH3COOH溶液D．0.5 mol·L－1KCl溶液
例2已知0.1mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 3COOH C CH3COO- ＋H＋要使溶液中c(H ＋)/c(CH
3COOH)值增大，可以采取的措施是
A 加少量烧碱溶液
B 升高温度
C 加少量冰醋酸
D 加水
例3把Ca(OH)2固体放入一定量的蒸馏水中，一定温度下达到平衡：
Ca(OH)2（s）Ca2++2OH-，当向悬浊液中假如少量生石灰后，若温度保持不变，下列判断正确的是（）
A.溶液中Ca2+数目减少
B.溶液中Ca2+增大
C.溶液pH值不变
D.溶液pH值增大例4已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2O HCl+HClO，HClO H++ClO—，达平衡后，要使HClO浓度增加，可加入
A、H2S
B、CaCO3
C、HCl
D、NaOH
例5醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度I随加入氨水的体积V
的变化曲线是（）
二． 溶液的PH 值 （1）水的电离
（2）水的离子积
在25℃时，K w =c(H ＋)·c(OH －)=10－14
(3)影响水的电离的因素
①纯水中加入酸或碱，抑制水的电离
②纯水中加入能水解的盐，促进水的电离 ③任何电解质溶液中的H ＋
和OH －
总是共存的 ④其他因素：如向水中加入活泼金属
（5）pH 的计算：pH=－lgc(H ＋
) ①酸碱溶液的稀释规律
②酸混合、碱混合、酸碱混合pH 计算：
常用酸碱指示剂的变色范围：
指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5红色 5～8紫色 ＞8蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色 酚酞
＜8无色
8～10浅红
＞10红色
【例1】甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 ( )
A ．1 mol · L -1
甲酸溶液的pH 值约为2 B ．甲酸能与水以任何比例互溶
C ．10ml 1 mol · L -1甲酸恰好与10ml 1 mol · L -1
NaOH 溶液完全反应 D ．甲酸溶液的导电性比强酸溶液的弱
【例2】在室温下等体积的酸和碱的溶液,混合后pH 值一定小于7的是 ( ) A ．pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液 B ．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水
C ．pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液
D ．pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液 【例3】将pH= l 的盐酸平均分成 2份，l 份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为 ( ) A ．9 B ．10 C ．.11 D ．.12
【例4】有人曾建议用AG 表示溶液的酸度（acidity arede ），AG 的定义为AG ＝lg （[H ＋
]/[OH －
]）。
下列表述正确的是 ( )
A ．在25℃时，若溶液呈中性，则pH ＝7，AG ＝1
B ．在25℃时，若溶液呈酸性，则pH ＜7，AG ＜0
C ．在25℃时，若溶液呈碱性，则pH ＞7，AG ＞0
D ．在25℃时，溶液的pH 与AG 的换算公式为AG ＝2(7－pH)
【例5】若1体积硫酸恰好与10体积pH=11的氢氧化钠溶液完全反应，则二者物质的量浓
V I
O A V
I O
B
V
I O
C
V
I
O
D
度之比应为 ( )
A．10:1 B．5:1 C．1:1 D．1:10
【例6】下列各溶液中pH最大的是（）
A.pH=4的醋酸和pH=10的烧碱溶液等体积混合
B. pH=5的盐酸稀释1000倍
C. pH=9的烧碱溶液稀释1000倍
D. pH=9的氨水稀释1000倍
【例7】相同体积、相同pH的和两溶液，分别滴入溶液直至反应完全，在相同温度和压强下，放出二氧化碳气体的体积（）
（A）与同样多（B）比多
（C）比多
（D）无法比较
三．酸碱中和滴定
(1)概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法
(2)关键：①准确测定标准液和待测溶液的体积、准确判断准确判断.
(3)中和滴定所用仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等
(4)步骤
注意:终点判断：当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点。
（5）误差分析
①仪器润洗不当②读数方法有误③操作出现问题④指示剂选择欠妥例：用强酸滴定弱碱，指示剂选用酚酞⑤终点判断不准
⑥样品含有杂质例：用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙。
例：测血钙的含量时，可将2.0 mL血液用蒸馏水稀释后，向其中加入足量草酸铵（NH4）2C2O4晶体，反应生成CaC2O4沉淀。
将沉淀用稀硫酸处理得H2C2O4后，再用KMnO4某酸性溶液滴定，氧化产物为CO2，还原产物为Mn2+，若终点时用去20.0 mL 1.0×10－4mol·
L－1的KMnO4溶液。
(1）写出用KMnO4滴定H2C2O4的离子方程式_______________________。
(2）判断滴定终点的方法是________________________________________。
(3）计算：血液中含钙离子的浓度为________________________________g·mL－1。
练习
1.常温下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a＋1)的措施是
A．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸 D．提高溶液的温度
2.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
B.溶液中)
()()
(33-
-∙OH c COOH CH c COO CH c 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=7
325℃时，在等体积的 ① pH=0的H 2SO 4溶液、②0.05mol/L 的Ba （OH ）2溶液，③pH=10的Na 2S 溶液，④pH=5的NH 4NO 3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是
A.1:10:1010:109
B.1:5:5×109:5×108
C.1:20:1010:109
D.1:10:104:109
4常温下a mol ·L －1
CH 3COOH 稀溶液和bmol ·L －1
KOH 稀溶液等体积混合，下列判断定错误的
是
A ．若c(OH －)>c(H ＋)，a=b
B ．若c(K ＋)>c (CH 3COO －
)，a>b
C ．若c(OH －)=c(H ＋)，a>b
D ．若c(K ＋)<c(CH 3COO －
)，a<b 5.下列叙述正确的是
A ．在醋酸溶液的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4NH Cl 至溶液恰好无色，则此时溶液的pH 7＜
C ．31.010mol/L -⨯盐酸的pH 3.0=，8
1.010mol/L -⨯盐酸的pH 8.0=
D ．若1mL pH 1=的盐酸与100mL NaOH 溶液混合后，溶液的pH 7=则NaOH 溶液的
pH 11=。