2018年高考考点突破11 水溶液中离子平衡考点三水的电离含解析

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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。

2018年最新高三总复习专题攻略之水溶液中的离子平衡：

【高考预测】1. （★）掌握弱电解质的电离平衡。

2. （★）了解电离平衡常数的概念。

3. （★★★）了解影响电离平衡的因素1A ．向0.1 mol 1L -⋅CH3COOH 溶液中加入少量水，溶液中3(H )(CH COOH)c c +减小B ．将CH3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中33(CH COO )(CH COOH)(OH )c c c --⋅增大 C ．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中4(NH )1(Cl )c c +->D ．向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中(Cl )(Br )c c --不变【答案】D2．（2015重庆）下列叙述正确的是（）A ．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度B ．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7C ．25℃时，0.1mol·L －1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱D ．0.1 mol AgCl 和0.1mol AgI 混合后加入1L 水中，所得溶液中c(Cl －)=c(I －) 【答案】C1. 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。

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：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离的方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。

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。

专题07 水溶液中的离子平衡(解析版)

三观一统十年高考真题精解专题07 水溶液中的离子平衡高考对本专题内容的考查主要集中在弱电解质的电离平衡、水的离子积、有关溶液pH的计算、酸碱中和滴定实验操作等方面,利用滴定实验原理设计计算型试题是高考命题的热点。

运用数学工具(图表)进行推理是本专题的常见考查形式。

考查学生的变化观念与平衡思想素养。

高考对本专题内容的考查主要包括盐类的水解平衡和难溶电解质的溶解平衡,考查重点侧重于对平衡的影响以及平衡移动的分析。

常用的规律有勒夏特列原理(平衡移动结果的分析)、三大守恒(离子浓度大小的判断)等。

考查学生的变化观念与平衡思想素养。

预计以后高考中对本专题内容的考查点主要有：一是强瑞电解质的判断与比较；二是外界条件对电离平衡的影响，三是影响水电离平衡因素及K W的应用，四是溶液酸碱性的判断判断及pH的计算；五是滴定原理的应用及定量研究的计算。

盐类水解和难溶性电解质的溶解平衡也是高考考查的重点与热点，预计以后高考命题中主要有四个方面：一是盐类水解方程式的书写；二是盐类水解平衡的影响及平衡的移动；三是溶液中离子浓度大小的比较和守恒关系；四是盐类水解的工农业和实际生产中的应用。

（一）2020考纲考点2020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Ⅰ解质和弱电解质的概念,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。

1.了解水的电离及离子积常数。

Ⅱ2.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。

3.了解溶液pH的测定方法。

4.了解酸碱中和滴定的原理。

5.了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中的重要作用。

1.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。

2.能够理解离子浓度大小比较中三种守恒关系的本质。

并能利用三种守恒关系解决相关问题。

Ⅱ1.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。

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。

高考化学复习考点知识突破解析81：水溶液中离子平衡 (解析版)

高考化学复习考点知识突破解析水溶液中离子平衡（二）1．常温下，现有 0.1 mol ·L -1的 NH 4HCO 3 溶液，pH ＝7.8。

已知含氮(或含碳)各微粒的分布分数(平衡时某种微粒的浓度占各种微粒浓度之和的分数)与 pH 的关系如下图所示。

下列说法正确的是A ．当溶液的 pH ＝9 时，溶液中存在下列关系：c(NH 4＋)>c(HCO 3－)>c(NH 3 ·H 2O)>c(CO 32－)B ．NH 4HCO 3 溶液中存在下列守恒关系：c(NH 4+)＋c(NH 3·H 2O)＋c(H +)＝c(OH -)＋2c(CO 32-)＋c(H 2CO 3)C ．往该溶液中逐滴滴加氢氧化钠时，NH 4＋和 HCO 3－浓度均逐渐减小D ．通过分析可知常温下 K b (NH 3·H 2O)大于 K a1(H 2CO 3) 【答案】D【解析】A 项，根据示意图可知，当溶液的pH ＝9时，溶液中存在下列关系：c(HCO 3－)＞c(NH 4＋)＞c(NH 3·H 2O)＞c(CO 32－)，A 错误；B 项，根据物料守恒可得NH 4HCO 3溶液中存在下列守恒关系：c(NH 4＋)＋c(NH 3·H 2O)＝c(CO 32－)＋c(H 2CO 3)＋c(HCO 3-)，因为NH 4+发生水解反应，所以c(HCO3-)≠c(CO32－)＋c(OH－)—c(H+)，则B项中关系式错误，B错误；C项，根据图像可知pH＜7.8时，往该溶液中逐滴滴加氢氧化钠HCO3﹣浓度逐渐增大，C错误；D项，因为0.1mol/L的NH4HCO3溶液pH＝7.8，说明HCO3‾的水解程度大于NH4+的水解程度，根据越弱越水解的规律可得：Kb (NH3·H2O)＞Ka1(H2CO3)，D正确。

故选D。

2．25 ℃时，0.1 mol/LR2SO4溶液加水稀释，混合溶液中+c(R)-lgc(ROH)与1c(OH)lgmol L--⋅的关系如图所示。

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。

2018年高考考点突破11 水溶液中离子平衡考点一弱电解质的电离含解析

（3）外界条件对电离平衡的影响①温度：温度升高，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同离子效应：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加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

COOH H【重难点指数】★★★【重难点考向一】强、弱电解质的比较和判断【典型例题1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（） A ．CH 3COOH 溶液与Zn 反应放出H 2B ．0.1mol/L CH 3COONa 溶液的pH 大于7C ．CH 3COOH 溶液与NaCO 3反应生成CO 2D ．0.1 mol/L CH 3COOH 溶液可使紫色石蕊变红【答案】B 【解析】【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。

【名师点睛】判断强、弱电解质的三个角度角度1：从是否完全电离的角度判断在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。

据此可以判断HA 是强酸还是弱酸的方法有：角度2：从是否存在电离平衡的角度判断强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。

据此可以判断HA 是强酸还是弱酸的方法有：（1）从一定pH 的HA 溶液稀释前后pH 的变化判断：如将pH ＝3的HA 溶液稀释100倍后，再测其pH ，若pH ＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。

（2）从升高温度后pH 的变化判断若升高温度，溶液的pH 明显减小，则是弱酸。

因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H ＋)增大。

而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH 变化幅度小。

角度3：从酸根离子是否能发生水解的角度判断强酸根离子不水解，弱酸根离子易发生水解，据此可以判断HA 是强酸还是弱酸。

可直接测定NaA 溶液的pH ：若pH ＝7，则HA 是强酸；若pH>7则HA 是弱酸。

【重难点考向二】弱电解质电离平衡的影响因素【典型例题1】稀氨水中存在着下列平衡：NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH －)增大，应加入适量的物质是( )①NH4Cl 固体 ②硫酸 ③NaOH 固体 ④加水稀释 ⑤加热 ⑥加入少量MgSO 4固体A ．①②③⑤B ．③⑥C ．③D ．③⑤ 【答案】C。

2018高考化学人教大一轮学考复习考点突破检测：第八章

考纲要求 1.了解水的电离、离子积常数。

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。

4．填写外界条件对水电离平衡的具体影响深度思考1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)在pH ＝2的盐酸溶液中由水电离出c (H ＋)和c (OH －)总是相等的( ) (2)在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4，K w 不变( )(3)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( ) (4)室温下，0.1 mol·L－1的HCl 溶液与0.1 mol·L－1的NaOH 溶液中水的电离程度相同( )(5)25 ℃和60 ℃的水的pH ，前者大于后者，但都显中性( )(6)室温下，pH 值相同的NaOH 溶液与CH 3COONa 溶液，水的电离程度后者大( ) (7)常温下，pH ＝5的NH 4Cl 溶液与pH ＝9的CH 3COONa 溶液中，水的电离程度相同( ) 答案 (1)√ (2)× (3)× (4)√ (5)√ (6)√ (7)√2．甲同学认为，在水中加入H 2SO 4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H 2SO 4后c (H ＋)增大，平衡左移。

水溶液中的电离平衡知识点讲解及例题解析

水溶液中的电离平衡一、电解质和非电解质 1、概念⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。

②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。

③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。

例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。

强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。

②电解质的强弱与溶解度无关。

如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。

2、判断（1）物质类别判断：强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）（2）性质判断：熔融导电：强电解质（离子化合物）均不导电：非电解质（必须是化合物）（3）实验判断：①测一定浓度溶液pH②测对应盐溶液pH③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性3、电解质溶液的导电性和导电能力⑴电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。

⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。

水溶液中的离子平衡【知识点梳理】弱电解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。

几乎是每年高考必考的内容。

电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质； ②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动； ③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H ＋)大小，起始反应速率、中和酸(或导电性强弱离子浓度离子所带电荷溶液浓度电离程度碱)的能力、稀释后pH的变化等等。

第3章微专题11 水的电离平衡曲线及溶液中水电离出c平(H+)的计算

微专题11水的电离平衡曲线及溶液中水电离出c平(H＋)的计算一、水的电离平衡曲线(图像)水的电离的影响因素、水的离子积(K w)、溶液酸碱性判断是高考及平时考查中的热点，常结合图像综合考查。

在分析图像时，要注意以下四点：(1)曲线上的任意点K w均相同，即c平(H＋)·c平(OH－)相同、温度相同。

(2)曲线外的任意点与曲线上任意点的K w不同，两点的温度不同。

(3)实现曲线上点之间转化时，温度不变，改变的是溶液的酸碱性。

(4)要实现曲线上点到曲线外另一点的转化，改变的是温度。

例1如图表示不同温度下水溶液中c 平(H＋)与c平(OH－)的关系，下列判断正确的是()A．两条曲线上任意点均有c平(H＋)·c平(OH－)＝K wB．T<25 ℃C．b点和c点pH均为6，溶液呈酸性D．只采用升温的方式，可由a点变成d点答案 A解析在任何温度下的水溶液中，溶液中的c平(H＋)·c平(OH－)＝K w，其中K w只与温度有关，故A正确；c点c平(H＋)·c平(OH－)＝10－12 mol2·L－2>10－14 mol2·L－2，则T>25 ℃，故B错误；常温下b点pH为6，溶液呈酸性，c点对应的温度下c平(H＋)＝c平(OH－)，此时pH为6，说明溶液显中性，故C错误；a点溶液为中性，d点溶液为碱性，只采用升温的方式无法实现从a点变成d点，故D错误。

【考点】溶液的酸碱性和pH【题点】水的电离平衡图像二、溶液中水电离出c平(H＋)或c平(OH－)的计算(25 ℃)1．中性溶液c平(H＋)＝c平(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。

2．溶质为酸的溶液H＋来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。

如计算0.01 mol·L－1的盐酸中水电离出的c平(H＋)。

方法是先求出溶液中的c平(OH－)。

水溶液中的离子平衡图像题归类解析

技法点拨摘要：水溶液中的离子平衡图像题是近几年高考的热点，它充分考查学生“宏观辨识与微观探析”“变化观念与平衡思想”“证据推理与模型认知”的化学学科核心素养。

本文依据高考考点，结合典型例题，对离子平衡图像题中常见的曲线进行归类解析，总结方法，完善思路。

关键词：水溶液；离子平衡；图像；归类；解析离子平衡图像题是近几年高考的热点，它综合性强、难度较大，其中融合了弱电解质的电离、盐类的水解、沉淀溶解平衡及其相互关系等基本原理，不仅考查学生定性与定量结合分析问题的思想，而且考查数形结合识图、用图的能力，还要求学生能深入微观世界认识各种化学过程来解决比较微粒浓度大小的问题，即考查学生“宏观辨识与微观探析”“变化观念与平衡思想”“证据推理与模型认知”的化学学科核心素养。

在高考中，离子平衡图像题常见的考点有：判断强弱电解质、判断溶液的酸碱性、比较微粒浓度的大小、判断水的电离程度、判断三大守恒（电荷守恒、物料守恒和质子守恒）式、计算三大平衡（电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡）常数等。

常见以下四种曲线。

一、酸碱中和滴定曲线1.充分利用特殊点（起点、一半点、中性点、中和点、过量点等），准确判断这些点的溶质及其量的关系，以便快速把握三大平衡（电离平衡、水解平衡、溶解平衡）、解决判断强弱电解质、求三大常数（电离常数、水解常数和溶度积常数）、列三大守恒式、比较微粒浓度大小的问题。

2.明确：弱电解质的电离和盐类的水解是微弱的。

3.对于弱酸的酸式盐（如NaHCO3等）或类似弱酸HX及其盐NaX的混合溶液，可通过观察图像信息或根据电离和水解的常数的相对大小判断溶液的酸碱性。

典例1：常温下，用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HX溶液所得滴定曲线如图。

下列说法正确的是（）A.由图可知HX是强酸B.点②所示溶液中：c（Na＋）＝c（HX）＋c（X－）C.水的电离程度：①＞②＞③D.点①所示溶液中：c（X－）>c（Na＋）>c（HX）>c（H＋）> c（OH－）解析：答案为D。

高三化学水溶液中的离子平衡(上)三水的电离

高三化学水溶液中的离子平衡（上）三水的电离水溶液中的离子平衡（上）三.水的电离[教学目标]1.使学生了解水的电离和水的离子积3.通过水离子产品和溶液酸碱度的教学，培养学生辩证唯物主义观点，如矛盾的对立统一、事物[重点和难点]水离子产品之间的关系和相互制约。

【自主学习】1．水的电离(1)水的电离方程式．水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的h，又能像碱一样电离出少量的oh(这叫做水的自偶电离)．水的电离方程式可表示为：h2o+h2o简写为：h2oh3o+ohh+oh＋－＋－＋－【典例诠释】1．下列说法正确的是()a．hcl溶液中无ohb．naoh溶液中无hc．kcl溶液中既无h也无ohd．常温下任何物质的水溶液中都有h和oh，且kw＝1×102．常温下，在0.1mollch3cooh溶液中，水的离子积是()??－1－14＋－＋－＋－(2)水的离子积kw．c(h)?c(oh)一定温度下，水的电离常数为：k?c(h2o)a．1.0×10－14b．1.0×10－13c．1.32×10－14d．1.32×10－15即c(h)c(oh)＝kc(h2o)设水的密度为1gcm，则1lh2o＝1000mlh2o3＋－3．kw仅仅是温度的函数。

下列关于kw与温度关系的＝1000gh20＝55.6mol，即h2o的起始浓度为55.6叙述中，正确的是()a．温度越高，kw越大－1moll．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的b．温度越低，kw越大水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1lh2oc．随着温度的升高，kw可能增大也可能减小－7中已电离的h2o为10mol，所以c(h2o)≈55.6moll＋－d．随着温度的升高，kw肯定增大，h和oh浓－1，即kc(h2o)为一常数，这个新的常数叫做水的度同时升高4．[双选题]常温下，某溶液中由水电离出来的c(h＋离子积常数，简称水的离子积，表示为：c(h)c(oh)＝kw说明①一定温度下，由于kw为一常数，故通常不＋－）＝1.0×10-13mol，溶液可为（1）－1写单位，如25℃时kw＝1×10－14。