2017高考化学大二轮复习第1部分知识整合专题2基本理论第9讲水溶液中的离子平衡资料
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。
2017高考化学一轮复习 第9章 水溶液中的离子平衡 第2节.
易错警示 (1)溶液呈现酸、碱性的实质是 c(H＋)与 c(OH－)的相对大小，不能只看 pH，一定温度下 pH＝6 的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
(2)pH 的取值范围为 0～14，即只适用于 c(H＋)≤1 mol·L－1 或 c(OH－)≤1 mol·L－1 的电解质溶液，当 c(H＋)或 c(OH－)≥1 mol·L－1 时，直接用 c(H＋)或 c(OH－)表示溶液的酸碱性。
加少量 Na2CO3(s) 加少量 Na(s)
向 右 移动 向 右 移动
Kw 增大 不变 不变 不变 不变 不变 不变 不变
结论：
(1)加热，__促__进__水的电离，Kw_增__大___。 (2)加入酸或碱，__抑__制__水的电离，Kw_不__变___。 (3)①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 FeCl3、Na2CO3、NH4Cl)，_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。
4．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<b B．a＝b C．水的离子积为 1.0×10－(7＋a) D．水的离子积为 1.0×10－(b＋a)
(4)水解呈酸性的盐溶液——H＋全部来自水的电离。 实例：pH＝5 的 NH4Cl 溶液中，由水电离出的 c(H＋)＝10－5 mol·L－1，因部分 OH－与部分 NH＋4 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－)＝10－2 mol·L－1，因部分 H＋与部分 CO23－结合 使 c(H＋)＝10－12 mol·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。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
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。
水溶液中的离子平衡知识点汇总
【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。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。
且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3）电离常数①概念：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。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。
②③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
④电离常数的影响因素a.电离常数随温度变化而变化，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b.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。
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。
高三二轮复习专题二基本概念之 水溶液中的离子 及 电化学
高三化学二轮复习题案 专题二 主备人：李慧 审核人：张广路 时间：A 、CH 3COOH 溶液加水稀释后，溶液中)(33-COO CH c 的值增大B 、对于110.0-⋅L mol 的氨水，其溶液的pH=13 C 、常温下，将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH=4 D 、中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n(NaOH)相等2、已知HF 的酸性强于CH COOH ，常温下有下列三种溶液。
有关叙述不正确的是( )A 3B ．①②等体积混合后：c (CH 3COO －)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －) C ．中和相同体积的②③，需消耗相同体积的①D ．向②中加入NaF 固体，CH 3COOH 电离平衡正向移动3、在一定温度下，有a 盐酸，b 硫酸，c 醋酸，三种酸：（1）当三种酸物质的量浓度相等时，c(H +)由大到小的顺序是 （2）若三者c(H +)相同，物质的量浓度由大到小的顺序是（3）将c(H +)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍，c(H +)由大到小的顺序是【考点二：水的电离平衡及PH 】4．常温下，下列叙述错误的是( )A ．向0.1 mol·L －1的醋酸溶液中加水或通入HCl 气体都能使c H ＋c C H 3COOH的值增大B ．某溶液中水电离出的[OH -]=1×10-13mol •L -1,溶液一定显碱性 C ．pH ＝4的醋酸与pH ＝10的氢氧化钠溶液等体积混合，所得溶液pH ＜7D ．0.1 mol·L －1某一元酸HA 溶液中c OH －c H ＋＝1×10－8，则该溶液中由水电离出的c (H ＋)＝1×10－11mol·L －1 5、下列说法正确的是（ ） A 、向蒸馏水中加浓H 2SO 4，K W 不变 B 、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 C 、25℃与60℃时，水的pH 相等 D 、水的离子积常数K W 随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应【考点三：盐类的水解及离子浓度比较】6．用黄色的FeCl 溶液分别进行下列实验，解释或结论不正确的是( ) 3得1L 溶液，若此溶液中c(CH 3COO —)>c(Cl —)，则下列判断不正确的是（ ） A 、该溶液的pH 小于7 B 、c(CH 3COOH)+c(CH 3COO —)=0.20 mol·L -1 C 、c(CH 3COOH)<c(CH 3COO —) D 、c(CH 3COO —)+c(OH —)=0.10 mol·L -18、已知NaHSO 4在水中的电离方程式为 NaHSO 4===Na ＋＋ H ＋ ＋ SO 2－4。
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 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; 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：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = cH +·cOH -25℃时, H +=OH - =10-7 mol/L ; K W = H +·OH - = 110-14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 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CH 2=CH 2强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H 2O …… 混和物 纯净物注意：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〈110-14②温度：促进水的电离水的电离是吸热的③易水解的盐：促进水的电离 KW〉 110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 ;变色范围：甲基橙 ~橙色石蕊~紫色酚酞~浅红色pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 ;注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它 H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它 OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意 :不能直接计算H+混3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混,再求其它四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈 pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉 pH原－n 但始终不能小于或等于75、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快;五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-pH1+pH2〕六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;2、中和滴定的操作过程：1滴定管的刻度,O刻度在上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;滴定管可以读到小数点后一位 ;2药品：标准液；待测液；指示剂;3准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始4试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积;上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低;同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然;七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离;3、盐类水解规律：①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性;②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强;如:Na2CO3＞NaHCO34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆 2程度小 3吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大水解吸热,越热越水解②浓度：浓度越小,水解程度越大越稀越水解③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度＞水解程度,显酸性如: HSO3-、H2PO4-③水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-7、双水解反应：1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑８、水解平衡常数 Kh对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/KbKw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸多元弱酸盐的电离水解的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱;2、多元弱碱多元弱碱盐的电离水解书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：:任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒: 即原子个数守恒或质量守恒某原子的总量或总浓度＝其以各种形式存在的所有微粒的量或浓度之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等;九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识1溶解度小于的电解质称难溶电解质;2反应后离子浓度降至110-5以下的反应为完全反应;如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”;3难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡;4掌握三种微溶物质：CaSO4、CaOH2、Ag2SO45溶解平衡常为吸热,但CaOH2为放热,升温其溶解度减少;6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否则不存在平衡;2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用s标明状态,并用“”;如：Ag2Ss 2Ag+aq+ S2-aq 3、沉淀生成的三种主要方式1加沉淀剂法：Ksp越小即沉淀越难溶,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全;2调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3;3氧化还原沉淀法：4同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动;常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化 ;5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度 更小 的;如：AgNO 3 AgCl 白色沉淀 AgBr 淡黄色 AgI 黄色 Ag 2S 黑色 6、溶度积K SP1、定义：在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态;、表达式：AmBns mA n+aq+nB m-aq K SP = cAn+m•cBm-n3、影响因素：外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;4、溶度积规则Q C 离子积〉K SP 有沉淀析出 Q C= K SP 平衡状态Q C 〈K SP 未饱和,继续溶解。
高考化学二轮复习9 水溶液中的离子平衡提升训练试题
魁夺市安身阳光实验学校专题九 水溶液中的离子平衡时间：45分钟 满分：100分一、选择题(本大题共6小题，每小题9分，共54分)1．(高三模拟)常温下，将等浓度的NaOH 溶液分别滴加到等pH 、等体积的HA 、HB 两种弱酸溶液中，溶液的pH 与粒子浓度比值的对数关系如图所示。
下列叙述错误的是( )A ．a 点时，溶液中由水电离的c (OH －)约为1×10－10mol ·L－1B ．电离平衡常数：K a (HA)<K a (HB)C ．b 点时，c (B －)＝c (HB)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －)D ．向HB 溶液中滴加NaOH 溶液至pH ＝7时：c (B －)> c (HB)解析：A.a 点时，lg c （A －）c （HA ）＝0，c (A －)＝c (HA)，溶液为酸和盐的溶合溶液，pH ＝4，抑制水的电离，溶液中由水电离的c (OH －)约为1×10－10mol ·L －1，选项A 正确；B.a 点时，lg c （A －）c （HA ）＝0，c (A －)＝c (HA)，电离平衡常数：K a (HA)＝ c （H ＋）c （A －）c （HA ）＝c (H ＋)＝10－4 mol/L ；b 点时，lg c （B －）c （HB ）＝0，c (B －)＝c (HB)，电离平衡常数：K a (HB)＝ c （H ＋）c （B －）c （HB ）＝ c (H ＋)＝10－5mol/L ，K a (HA)>K a (HB)，选项B 错误；C.b 点时，lgc （B －）c （HB ）＝0，c (B －)＝c (HB)，pH ＝5，c (Na)＋c (H ＋)＝c (B －)＋c (OH －)，c (H ＋)>c (OH －)所以c (Na ＋)<c (B －)，则有c (B－)＝c (HB)>c (Na ＋)>c (H ＋)>c (OH －)，选项C 正确；D.向HB 溶液中滴加NaOH 溶液至pH ＝7时，lg c （B －）c （HB ）>0，c (B －)>c (HB)，选项D 正确。
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＋
(通用版)2020版高考化学二轮复习专题二第9讲水溶液中的离子平衡课件
能以变化观念和平衡思想认识电解质 在水溶液中的离子平衡,能运用电离度、 电离平衡常数、水解常数、溶度积常数 等,多角度、动态地分析弱电解质的电离 平衡、盐类水解平衡和沉淀溶解平衡, 并会用相关原理解决实际问题。 能运用电离平衡模型、水解平衡、沉淀 溶解平衡模型解释化学现象,揭示现象 的本质与规律,培养证据推理与模型认 知的核心素养。 培养严谨求实的科学态度和探索未知、 崇尚真理的意识,能对与盐类水解的应 用,沉淀溶解平衡的应用有关的社会热 点问题做出正确的解释和判断,培养科 学态度与社会责任感。
水电离程度的顺序为③>①>②
C.常温下,将相同体积pH=3的硫酸和pH=11的一元碱BOH溶液混
合,所得溶液可能为中性也可能为酸性
D.物质的浓度相同的①氯化铵溶液、②硫酸铵溶液、③碳酸氢
铵溶液,pH的顺序为③>①>②
答案 C
-9-
考点一
考点二
考点三
考点四
解析 将pH均为a的氢氧化钠溶液和氨水分别加水稀释到体积为原 来的100倍,对于NaOH溶液来说,只有稀释作用,氨水中电离平衡正 向移动,使溶液中c(OH-)减小的程度比NaOH小,所以稀释后氨水中 的c(OH-)大,则a、b、c的大小关系是a>c>b,A正确;醋酸是弱酸,电 离产生的H+的浓度小于等浓度的盐酸,所以抑制作用盐酸大于醋酸; 而醋酸钠是强碱弱酸盐,CH3COO-水解促进水的电离,使水的电离 平衡正向移动,所以常温下,浓度均为0.1 mol·L-1的①醋酸、②盐酸、 ③醋酸钠溶液,水电离程度的顺序为③>①>②,B正确;硫酸pH=3,则 c(H+)=10-3 mol·L-1,碱溶液pH=11,则c(OH-)=10-3 mol·L-1,
高考化学考点知识总复习课件3(水溶液中的离子平衡)
的OH－平衡浓度，即：
－ － c(H＋)＋c(H2CO3)－c(CO2 3 )＝c(OH )
稍作变换即可得到上述质子守恒表达式：
－ c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO2 3 )
类此，同样可以写出Na2HPO4溶液中的质子守恒表达式：
－ － － c(H＋)＋c(H2PO4 )＋2c(H3PO4)－c(PO3 4 )＝c(OH )
－ － ＋ CO2 3 ＋ H 3O － ＋ － ＋
而HCO3 水解的实质是HCO3 结合水电离产生的H 生成H2CO3：
＋ HCO－ ＋ H 3
H2CO3
＋
这将引起溶液中H 浓度的降低。
高中化学课件
－ ＋ 平衡后，溶液中的H＋浓度加上HCO 3 水解消耗的H＋浓度再减去HCO － 3 电离增加的H 浓度将等于溶液中
＋ － － ＋ － 2－ D. c(Na＋)>c(HCO－ )> c (CO )> c (H )> c (OH ) 3 3
高中化学课件
[解析] 学生很容易写出该溶液中的电荷守恒及碳原子的物料守恒表达式：
－ 2－ c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－ 3 ) ＋2c(CO3 )＋c(OH )①
2－ c(Na＋)＝c(HCO－ 3 )＋c(H2CO3)＋c(CO3 )②
其中2c(H3PO4)表示由于HPO2 4 水解生成H3PO4引起的H 浓度的降低。
－ ＋
高中化学课件
此法对于Na2CO3溶液同样适用：
－ c(H＋)＋c(HCO3 )＋2c(H2CO3)＝c(OH－)
它和根据质子的物料平衡得到的表达式完全相同，可谓异曲同工。
高中化学课件
为了列出质子守恒表达式，首先应明确得失质子的微粒种类以及得失质子后的产物种类。通常是选取一 些物质(一般为溶液中参与质子转移的起始酸碱组分和溶剂分子)作为基准参考物质，溶液中其他酸碱组分与 之比较，少了几个质子，就是失去了几个质子；多了几个质子，就是得到了几个质子。然后根据各物质得失 质子的数目及质子守恒关系，列出质子守恒表达式 (一般以各物质的平衡浓度来表示)。
2017高考化学大二轮复习第1部分知识整合专题2基本理论第9讲水溶液中的离子平衡资料
2017高考化学大二轮复习第1部分知识整合专题2基本理论第9讲水溶液中的离子平衡资料D编号①②③分散质Mg(OH)2HCl NH4Cl备注悬浊液1mol·L－11mol·L－1A.向①中加入酚酞，溶液显红色说明物质的“不溶性”是相对的B．分别向少量Mg(OH)2沉淀中加入适量等体积的②③，沉淀均能快速彻底溶解C．①③混合后发生反应：Mg(OH)2(s)＋2NH＋4Mg2＋＋2NH3·H2OD．向①中加入②，c(OH－)减小，Mg(OH)2溶解平衡正向移动解析使酚酞显红色的溶液呈碱性，说明Mg(OH)2在水中有一定的溶解，电离使溶液呈碱性，A项正确；Mg(OH)2与NH4Cl溶液反应速率较小，沉淀不能快速彻底溶解，B项错误；NH＋4结合Mg(OH)2悬浊液中的OH－，促进Mg(OH)2的沉淀溶解平衡正向移动，促使Mg(OH)2沉淀溶解，C项正确；盐酸能够与Mg(OH)2发生中和反应，促使Mg(OH)2的沉淀溶解平衡正向移动，D项正确。
答案 B5．(2016·浙江高考)苯甲酸钠(，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。
研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。
已知25 ℃时，HA的K a=6.25×10－5，H2CO3的K a1=4.17×10－7，K a2=4.90×10－11。
在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。
下列说法正确的是(温度为25 ℃，不考虑饮料中其他成分)A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低B．提高CO2充气压力，饮料中c(A－)不变C．当pH为5.0时，饮料中c(HA)c(A－)=0.16D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：c(H ＋)=c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(OH－)－c(HA)解析A．根据题意，苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－，相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较高，A项错误；B.提高CO2充气压力，根据强酸制弱酸原理CO2＋H2O＋A－===HA＋HCO－3，饮料中c(A－)减小，B项错误；C.当pH为 5.0时，饮料中c(HA)c(A－)=c(H＋)÷K a=10－5÷6.25×10－5=0.16，C项正确；D.碳酸饮料中加入的各成分含量未知，无法比较各种粒子的浓度关系，D项错误。
北京市2017届高三化学二轮复习指导 第二部分 基本理论 专题三 水溶液中的离子平衡
专题三水溶液中的离子平衡电解质溶液理论包括弱电解质、弱电解质的电离和电离平衡；水的电离平衡，溶液的pH计算和溶液的酸碱性；盐溶液的酸、碱性和酸碱中和滴定；难溶电解质的溶解平衡；电化学知识。
无机化学反应大多数是在水溶液中进行的。
参与这些反应的物质主要是酸、碱和盐，它们都是电解质，在水溶液中能电离成水合离子，因此，酸、碱、盐之间在溶液中的反应实质上就是离子反应。
充分运用化学平衡移动原理分析弱电解质在水溶液中的电离平衡，酸碱中和与盐类水解反应的平衡移动规律，联系实际讨论分析溶液的pH、盐类水解的应用。
原电池、金属的腐蚀与防护和电解等知识在工农业生产和科学研究中的应用，是极为重要的。
溶液中的离子平衡知识体系参见下表。
二、重点知识解析1．溶液中的电离平衡（1）电解质、非电解质从化合物的结构认识电解质与非电解质。
①电解质：离子化合物（熔化或溶于水）、极性共价化合物（溶于水）能电离生成自由移动的离子而导电。
酸、碱、盐和部分金属氧化物属于电解质。
②非电解质：部分共价化合物（熔化或溶于水）不电离因而不导电。
非金属氧化物和大多数有机化合物属于非电解质。
（2）强电解质、弱电解质1-氧化铝熔融态电离为3Al+和2O-而导电，氧化铝是电解质。
二氧化碳溶于水生成碳酸，碳酸电离生成H+和HCO-导电，碳酸是电解质、二氧化碳是非电解质。
3Ca OH全部电离，在离微溶强电解质：在反应物的溶液中可写为离子，如澄清石灰水中，已溶解的()2子反应中用2Ca+和OH-表示。
若是石灰乳，应该用化学式表示；在生成物中一般也写化学式。
2．水的电离和溶液的pH（1）水是极弱的电解质。
①水的电离：2H OH OH +-+②水的离子积：常温时水中()()14w H OH 110K c c +--=⨯=⨯③影响因素：温度升高14w 10K ->，()()7H OH 10c c +--⨯>，但水仍为中性。
纯水中加入少量稀酸或稀碱[增大()H c +或()OH c -]，使水电离平衡逆向移动。
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第9讲水溶液中的离子平衡[限时50分钟，满分70分]一、选择题(包括7个小题，每小题5分，共35分)1．(2016·上海高考)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A．只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，错误；B.该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，正确；C.可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，错误；D.可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，错误。
答案 B2．(2015·广东高考)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是A．升高温度，可能引起有c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化解析A．c点溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，升温，溶液中c(OH－)不可能减小。
B.由b点对应c(H＋)与c(OH－)可知，K W=c(H＋)·c(OH－)=1.0×10－7×1.0×10－7=1.0×10－14。
C.FeCl3溶液水解显酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定温度下水的离子积是常数，故溶液中c(OH－)减小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的变化。
D.c点溶液呈碱性，稀释时c(OH －)减小，同时c(H＋)应增大，故稀释溶液时不可能引起由c向d的转化。
答案 C3．(2015·山东高考)室温下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。
下列说法正确的是A．a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C．pH=7时，c(Na＋)=c(A－)＋c(HA)D．b点所示溶液中c(A－)>c(HA)解析A、a点NaOH与HA恰好完全反应，溶液的pH为8.7，呈碱性，说明HA为弱酸，NaA发生水解反应，c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(H＋)，错误；B、a点NaA发生水解反应，促进了水的电离，所以a点水的电离程度大于b点，错误；C、根据电荷守恒，c(H＋)＋c(Na＋)=c(OH －)＋c(A－)，pH=7，则c(H＋)=c(OH－)，则c(Na＋)=c(A－)，错误；D、b点HA过量，溶液呈酸性，HA的电离程度大于NaA的水解程度，所以c(A－)>c(HA)，正确。
答案 D4．某些盐能溶解沉淀，利用下表三种试剂进行实验，相关分析不正确的是编号①②③分散质Mg(OH)2HCl NH4Cl备注悬浊液 1 mol·L－1 1 mol·L－1 A.B．分别向少量Mg(OH)2沉淀中加入适量等体积的②③，沉淀均能快速彻底溶解C．①③混合后发生反应：Mg(OH)2(s)＋2NH＋4Mg2＋＋2NH3·H2OD．向①中加入②，c(OH－)减小，Mg(OH)2溶解平衡正向移动解析使酚酞显红色的溶液呈碱性，说明Mg(OH)2在水中有一定的溶解，电离使溶液呈碱性，A项正确；Mg(OH)2与NH4Cl溶液反应速率较小，沉淀不能快速彻底溶解，B项错误；NH＋4结合Mg(OH)2悬浊液中的OH－，促进Mg(OH)2的沉淀溶解平衡正向移动，促使Mg(OH)2沉淀溶解，C项正确；盐酸能够与Mg(OH)2发生中和反应，促使Mg(OH)2的沉淀溶解平衡正向移动，D项正确。
答案 B5．(2016·浙江高考)苯甲酸钠(，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。
研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。
已知25 ℃时，HA的K a=6.25×10－5，H2CO3的K a1=4.17×10－7，K a2=4.90×10－11。
在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。
下列说法正确的是(温度为25 ℃，不考虑饮料中其他成分) A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低B．提高CO2充气压力，饮料中c(A－)不变C．当pH为5.0时，饮料中c(HA)c(A－)=0.16D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为：c(H＋)=c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(OH－)－c(HA) 解析A．根据题意，苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－，相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较高，A项错误；B.提高CO2充气压力，根据强酸制弱酸原理CO2＋H2O＋A－===HA＋HCO－3，饮料中c(A－)减小，B项错误；C.当pH为5.0时，饮料中c(HA)c(A－)=c(H＋)÷K a=10－5÷6.25×10－5=0.16，C项正确；D.碳酸饮料中加入的各成分含量未知，无法比较各种粒子的浓度关系，D项错误。
答案 C6. 在T℃时，铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
下列说法中不正确的是A．T℃时，在Y点和Z点，Ag2CrO4的K sp相等B．向饱和Ag2CrO4溶液中加入固体K2CrO4不能使溶液由Y点变为X点C．T℃时，Ag2CrO4的K sp为1×10－8D．图中a=2×10－4解析一种物质的K sp只与温度有关，A正确；向饱和Ag2CrO4溶液中加入固体K2CrO4后，沉淀溶解平衡向左移动，导致c(Ag＋)减小，而图像中由Y点变成X点的过程中，c2(Ag＋)保持不变，B正确；T℃时，Ag2CrO4的K sp=c(CrO2－4)·c(Ag＋)=(1×10－5)×(1×10－3)2=1×10－11，C错误；温度不变，Ksp=c(CrO2－4)·c2(Ag＋)=(1×10－5)×(1×10－3)2=a2×5×10－4，解得a=2×10－4，D正确。
答案 C7．(2016·四川高考)向1 L含0.01 mol NaAlO2和0.02 mol NaOH的溶液中缓慢通入CO2，随n(CO2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01 mol＜n(CO2)≤0.015 mol时发生的反应是2NaAlO2＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3。
下列对应关系正确的是选项n(CO2)/mol 溶液中离子的物质的量浓度A 0 c(Na＋)＞c(AlO－2)＋c(OH－)B 0.01 c(Na＋)＞c(AlO－2)＞c(OH－)＞c(CO2－3)C 0.015 c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(CO2－3)＞c(OH－)D 0.03 c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)n2c＋c＋c－2c－c(Na＋)＜c(AlO－2)＋c(OH－)，错误；B.当n(CO2)=0.01 mol时，溶液中溶质为NaAlO2和Na2CO3，因为碳酸酸性强于氢氧化铝，所以偏铝酸根离子水解程度比碳酸根离子强，溶液中离子浓度应为c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(AlO－2)＞c(OH－)，错误；C.当n(CO2)=0.015 mol时，溶液中溶质为Na2CO3，溶液中离子浓度应为c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(OH－)＞c(HCO－3)，错误；D.当n(CO2)=0.03 mol时，溶液中溶质为NaHCO3，溶液中离子浓度应为c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)，正确。
答案 D二、非选择题(包括4个小题，共35分)8．(8分)(2016·湛江模拟)弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡。
Ⅰ.已知H2A在水中存在以下平衡：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。
(1)常温下NaHA溶液的pH________(填序号)，原因是________________。
A．大于7 B．小于7C．等于7 D．无法确定(2)某温度下，若向0.1 mol·L－1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1 mol·L－1 KOH溶液至溶液呈中性(忽略混合后溶液的体积变化)。
此时该混合溶液中的下列关系一定正确的是________。
A．c(H＋)·c(OH－)=1.0×10－14B．c(Na＋)＋c(K＋)=c(HA－)＋2c(A2－)C．c(Na＋)>c(K＋)D．c(Na＋)＋c(K＋)=0.05 mol·L－1(3)已知常温下H2A的钙盐(CaA)的饱和溶液中存在以下平衡：CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq) ΔH >0。
若要使该溶液中Ca 2＋浓度变小，可采取的措施有________。
A ．升高温度B ．降低温度C ．加入NH 4Cl 晶体D ．加入Na 2A 固体Ⅱ.含有Cr 2O 2－7的废水毒性较大，某工厂废水中含5.0×10－3mol·L －1的Cr 2O 2－7。
为了使废水的排放达标，进行如下处理：Cr 2O 2－7――→绿矾H＋Cr 3＋、Fe 3＋―――→石灰水Cr(OH)3、Fe(OH)3(1)该废水中加入绿矾和H＋，发生反应的离子方程式为___________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)若处理后的废水中残留的c (Fe 3＋)=2.0×10－13mol·L －1，则残留的Cr 3＋的浓度为____________。
(已知：K sp [Fe(OH)3]=4.0×10－38，K sp [Cr(OH)3]=6.0×10－31)解析 H 2A 在水中的一级电离进行完全，则HA －不水解只电离，故NaHA 溶液呈酸性。
HA－在水中部分电离，0.1 mol·L －1的NaHA 溶液中c (H ＋)小于0.1 mol·L －1，加入0.1 mol·L －1KOH 溶液至溶液呈中性时消耗的KOH 溶液体积小于NaHA 溶液体积，则混合溶液中c (Na＋)>c (K ＋)；由电荷守恒知，c (Na ＋)＋c (K ＋)＋c (H ＋)=c (HA －)＋2c (A 2－)＋c (OH －)，且c (H ＋)=c (OH －)，则c (Na ＋)＋c (K ＋)=c (HA －)＋2c (A 2－)；水的离子积与温度有关；混合液中c (Na ＋)>0.05 mol·L －1；降温、增大c (A 2－)都能使平衡CaA(s)Ca 2＋(aq)＋A 2－(aq)左移。