2018高考(新课标)化学专题复习(检测)专题二第9讲水溶液中的离子平衡 含解析
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。
2018年高考化学真题分类汇编水溶液中的离子平衡
2018年高考化学真题分类汇编专题8水溶液中的离子平衡（选修4）I—弱电解质的电离1. [2018天津卷-3]下列叙述正确的是A. 某温度下，一元弱酸HA的K a越小，则NaA的K h（水解常数）越小B. 铁管镀锌层局部破损后，铁管仍不易生锈C. 反应活化能越高，该反应越易进行D. 不能用红外光谱区分C2H5OH和CHOCH J【答案】B【解析】A.根据越弱越水解”的原理，HA的K a越小，代表HA越弱，所以A-的水解越强，应该是NaA 的心（水解常数）越大。
选项A错误。
B.铁管镀锌层局部破损后，易形成锌铁原电池，因为锌比铁活泼，所以锌为负极，对正极铁起到了保护作用，延缓了铁管的腐蚀。
选B正确。
C.反应的活化能越高，反应越难进行。
选项C错误。
D.红外光谱是用来检测有机物中的官能团或特定结构的，C2H5OH和CH S OCH S的官能团明显有较大差异，所以可以用红外光谱区分，选项D错误。
【考点】水解平衡常数与电离平衡常数的关系、金属的防护、活化能、红外光谱与化学键。
2. [2018天津卷-6] UH2PO4是制备电池的重要原料。
室温下，LiH z PQ溶液的pH随c初始（H2PO4- 的变化如图1所示，H3PQ溶液中H2PC4-的分布分数8[ S=c（H2PO4-/c总（含P元素的粒子）] 随pH的变化如图2所示，下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是A. 溶液中存在3个平衡B. 含P元素的粒子有H2PO4-HPO42-PO43-C. 随c初始（H2PO4-）增大，溶液的pH明显变小D. 用浓度大于1 mol L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PQ几乎全部转化为LiH z PQ 【答案】D【解析】A.溶液中存在H2PO4「的电离平衡和水解平衡，存在HPO42「的电离平衡和水解平衡，存在水的电离平衡，所以至少存在4个平衡。
选项A错误。
B.含P元素的粒子有H2PO4- HPO42- PO43和H3PQ。
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新高考高考化学三轮：专题八水溶液中的离子平衡
专题八 水溶液中的离子平衡高频考点一 弱电解质的电离平衡 考法一 考查弱电解质的电离平衡及移动1．[2015课标全国Ⅰ，13]浓度均为0.10 mol·L －1、体积均为V 0的MOH 和ROH 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随lg VV 0的变化如图所示。
下列叙述错误的是( )A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性B ．ROH 的电离程度：B 点大于A 点C ．若两溶液无限稀释，则它们的c (OH －)相等D ．当lg VV 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则 c （M ＋）c （R ＋）增大 【答案】 D【解析】 利用MOH 与ROH 的起始pH ，再结合二者浓度可知MOH 为强碱，ROH 为弱碱，A 正确；加水促进弱电解质的电离，B 点溶液是将A 点溶液又加水稀释10倍，故ROH 的电离程度：B 点大于A 点，B 正确；当两溶液无限稀释时，两溶液都接近中性，则二者c (OH －)相等，C 正确；当lg V V 0＝2时，结合二者碱性可知，同时升高溶液温度，c (M ＋)不变，c (R ＋)增大，因此溶液中c （M ＋）c （R ＋）减小，D 错误。
考法二 考查电离平衡常数及计算2．[2017届湖北武汉四月调研，13]25 ℃ 时，向盛有 50 mL pH ＝3的HA 溶液的绝热容器中加入pH ＝14的NaOH 溶液，加入NaOH 溶液的体积(V )与所得混合溶液的温度(T )的关系如图所示。
下列叙述正确的是( )A ．HA 溶液的物质的量浓度为 0.01 mol·L －1B ．A →B 的过程中，混合溶液中不可能存在：c (A －)＝c (Na ＋)C ．B →C 的过程中，温度降低的主要原因是溶液中A －发生了水解反应D ．25 ℃ 时，HA 的电离平衡常数K 约为1.25×10－6 【答案】 D【解析】 A 项，25 ℃时pH ＝14的NaOH 溶液中c (OH －)＝1 mol·L －1，图中B 点温度最高，说明HA 与NaOH 溶液恰好完全反应，则有c (HA)＝(1 mol·L －1×40×10－3 L)/50×10－3 L＝0.8 mol·L －1，错误；B 项，NaA 溶液呈碱性，HA 溶液呈酸性，A →B 的过程中发生酸碱中和反应，混合溶液可能呈中性，则可能存在c (A －)＝c (Na ＋)，错误；C 项，B →C 的过程中NaOH 溶液过量，溶液的体积变大，混合溶液的温度降低，不是由于A －发生水解反应，因为过量NaOH 会抑制A －的水解，错误；D 项，由上述分析可知，pH ＝3的HA 溶液的 c (HA)＝0.8 mol·L －1，此时c (A －)≈c (H ＋)＝0.001 mol·L －1，故HA 的电离平衡常数K a (HA)＝[c (A －)·c (H ＋)]/c (HA)＝(0.001 mol·L －1)2/(0.8 mol·L －1)≈1.25×10－6，正确。
高考化学大二轮复习专题二化学基本理论9水溶液中的离子平衡课件
下列叙述错误的是( )
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A 项A.,p根H据=1图.2像时,pc(HH=21A.2)=时c(H,HA2A-) 和 HA-物质的量分数相同,则有 c(HB2A.lg)=[Kc(2H(HA2A-),)A]=正-4.确2 ;B 项,根据 pH=4.2 时 时,,CDKH.2.App(HH-的2==A物24)..7=2质时时������(H的���,,���+cc(H)(量(·HH���A���(-分AAA) 2---)数))=>=cc最((HA大2+2A-)),=H=)1=c20Ac(-H(4A.和2+,)2B-)A正2-的确物;C质项的,根量据分图数像相,p同H=,则2.有7
考情分析
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精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
(6)任何温度下,根据水溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小可判断溶 液的酸、碱性 ( √ )
(7)完全中和等体积、等pH的盐酸和醋酸消耗的NaOH的量相同 (× )
(8)某溶液的pH=7,该溶液一定为中性溶液 ( × )
考情分析
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精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
考情分析
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精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
3.图像法理解一强一弱的稀释规律 (1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数,醋酸的 pH 加水稀释到相同的 pH,盐酸加入
大
的水多
考情分析
-14-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数,盐酸的 pH 加水稀释相同的 pH,醋酸加入的
溶液每稀释到体积为原来的10倍,pH增大小于1,说明HX是弱酸,A项错误;
2018年高考化学真题与模拟类编：专题10-水溶液中的离子平衡(含答案)
专龜十 *瞎倉屮皑离&平廝2018年高考试题1 .[ 2018新课标3卷】用0.100mol• L AgNO 滴定50.0 mL 0.0500 mol • L Cl 溶液的滴定曲线如图所B. 曲线上各点的溶液满足关系式 c (Ag +) • c (CI -)=K Sp (AgCI)C. 相同实验条件下，若改为 0.0400 mol • L -1 Cl -，反应终点c 移到aD. 相同实验条件下，若改为 0.0500 mol • L -1 Br -，反应终点c 向b 方向移动【答案】C【解析】分析：本题应该从题目所给的图入手，寻找特定数据判断题目中的沉淀滴定的具体过程。
注意：横坐标是加入的硝酸银溶液的体积，纵坐标是氯离子浓度的负对数。
详解：A.逸取横坐标为50ml 的点』此吋向SOrnL 0.05mol/L 的CT 濬竦中,加入了 SO DI L 0. lmol/L 的阳Nd 濬原所臥计算出此时滚液中过量的财浓度为0.<025mol/L(按照银离子和氯离子1:1沉淀, 同时不要忘记溶液休积变为原来=倍儿由團示得到此吋<T 约为IX lO^mol/L (实际稍小所以 血仇事⑴约为6025X10*2.5X10叫 所臥其数量级为101% 8^ A 正嘛B, 由于血丛曲)极叽 所法向溥液滴加硝酸银就会有沉淀析出.港液一直是耳化银的饱和落浪 所 罠贰)•c«T 匸Ks?(A 曲1匚选项C.滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子， 所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL0.05mol/L 的Cl -溶液改为50mL 0.04mol/L 的Cl -溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8示。
下列有关描述错误的是A.根据曲线数据计算可知 K sp (AgCI)的数量级为10-10而a 点对应的是15mL 选项C 错误。
D.卤化银从氟化银到碘化银的滚解度应该逐渐湛小』所以K 霽(Agd)应该大于 心(AgBr),將50mL0.05mol/L 的CHg 港改为50mL 0^5mo1X 的BFJg 液，这是将濬溝中的氯富子损为等糊质的量的泯 离子，因为银离子和载离子或混宫子都是1：1沉淀的，所以®定终点的橫坐标不变，但是因为漠化银 更难為 所以终点时'浪离子的浓度应该比终点时氯葛子的敢度更小，所以有可能由工点变为b 点& 选项D1E 确9点睛：本题虽然选择了一个学生不太熟悉的滴定过程一一沉淀滴定，但是其内在原理实际和酸碱中和滴定是一样的。
高考化学试题分项解析：专题11-水溶液中的离子平衡(含答案)
专题11水溶液中的离子平衡1．【2018新课标3卷】用0.100mol·L-1AgNO3滴定50.0mL0.0500 mol·L-1Cl-溶液的滴定曲线如图所示。
下列有关描述错误的是A．根据曲线数据计算可知K sp(AgCl)的数量级为10-10B．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=K sp(AgCl)C．相同实验条件下，若改为0.0400mol·L-1Cl-，反应终点c移到a D．相同实验条件下，若改为0.0500mol·L-1Br-，反应终点c向b 方向移动【答案】C【解析】C．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。
D．卤化银从氟化银到碘化银的溶解度应该逐渐减小，所以K SP(AgCl)应该大于K SP(AgBr)，将50mL0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.05mol/L的Br-溶液，这是将溶液中的氯离子换为等物质的量的溴离子，因为银离子和氯离子或溴离子都是1:1沉淀的，所以滴定终点的横坐标不变，但是因为溴化银更难溶，所以终点时，溴离子的浓度应该比终点时氯离子的浓度更小，所以有可能由a点变为b点。
选项D 正确。
考点定位：考查沉淀溶解平衡以及图像分析等【试题点评】本题应该从题目所给的图入手，寻找特定数据判断题目中的沉淀滴定的具体过程。
注意：横坐标是加入的硝酸银溶液的体积，纵坐标是氯离子浓度的负对数。
本题虽然选择了一个学生不太熟悉的滴定过程——沉淀滴定，但是其内在原理实际和酸碱中和滴定是一样的。
备战高考化学压轴题专题复习—化水溶液中的离子平衡的综合及答案解析
备战高考化学压轴题专题复习—化水溶液中的离子平衡的综合及答案解析一、水溶液中的离子平衡1．实验室以工业废渣（主要含CaSO 4·2H 2O ，还含少量SiO 2、Al 2O 3、Fe 2O 3）为原料制取轻质CaCO 3和(NH 4)2SO 4晶体，其实验流程如下：（1）室温下，反应CaSO 4(s)+23CO -(aq)CaCO 3(s)+24SO -(aq)达到平衡，则溶液中()()2423SO CO c c --=________[K sp (CaSO 4)=4.8×10−5，K sp (CaCO 3)=3×10−9]。
（2）将氨水和NH 4HCO 3溶液混合，可制得(NH 4)2CO 3溶液，其离子方程式为________；浸取废渣时，向(NH 4)2CO 3溶液中加入适量浓氨水的目的是________。
（3）废渣浸取在如图所示的装置中进行。
控制反应温度在60~70 ℃，搅拌，反应3小时。
温度过高将会导致CaSO 4的转化率下降，其原因是________；保持温度、反应时间、反应物和溶剂的量不变，实验中提高CaSO 4转化率的操作有________。
（4）滤渣水洗后，经多步处理得到制备轻质CaCO 3所需的CaCl 2溶液。
设计以水洗后的滤渣为原料，制取CaCl 2溶液的实验方案：______[已知pH=5时Fe(OH)3和Al(OH)3沉淀完全；pH=8.5时Al(OH)3开始溶解。
实验中必须使用的试剂：盐酸和Ca(OH)2]。
【来源】2019年江苏卷高考化学试题【答案】1.6×104 3HCO -+NH 3·H 2O+4NH +23CO -+H 2O(或3HCO -+NH 3·H 2O +4NH +23CO -+H 2O) 增加溶液中23CO -的浓度，促进CaSO 4的转化温度过高，(NH 4)2CO 3分解 加快搅拌速率 在搅拌下向足量稀盐酸中分批加入滤渣，待观察不到气泡产生后，过滤，向滤液中分批加入少量Ca(OH)2，用pH 试纸测量溶液pH ，当pH 介于5~8.5时，过滤【解析】【分析】（1）反应CaSO 4（s ）+CO 32-（aq ）CaCO 3（s ）+SO 42-（aq ）的平衡常数表达式为2423c SO c CO --（）（），结合CaSO 4和CaCO 3的K sp 计算； （2）氨水与NH 4HCO 3反应生成（NH 4）2CO 3；加入氨水抑制（NH 4）2CO 3的水解； （3）温度过高，（NH 4）2CO 3分解，使CaSO 4转化率下降；保持温度、反应时间、反应物和溶剂的量不变，提高CaSO 4转化率即提高反应速率，结合反应的特点从影响反应速率的因素分析；（4）根据工业废渣中的成分知，浸取、过滤后所得滤渣中含CaCO 3、SiO 2、Al 2O 3和Fe 2O 3；若以水洗后的滤渣为原料制取CaCl 2溶液，根据题给试剂，首先要加入足量盐酸将CaCO 3完全转化为CaCl 2，同时Al 2O 3、Fe 2O 3转化成AlCl 3、FeCl 3，过滤除去SiO 2，结合题给已知，再利用Ca （OH ）2调节pH 除去Al 3+和Fe 3+。
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＋
高考化学复习水溶液中的离子平衡专题练习(带答案)
高考化学复习水溶液中的离子平衡专题练习（带答案）.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+)= 4.0molL-1B.饱和小苏打溶液中：c(Na+)= c(HCO3-)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-)= 1.010-2molL-1.常温下，0.2 molL-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成及浓度如图所示，下列说法正确的是( )A.HA为强酸B.该混合液pH=7C.图中X表示HA，Y表示OH-，Z表示H+D.该混合溶液中：c(A-)+c(Y)=c(Na+).对于常温下pH=pH=3的醋酸，下列说法正确的是()A.pH=c(H+)=c(-) + c(OH-)B.pH=3的醋酸c(H+)= molL-1C.pH=pH=3的醋酸D.pH=3的醋酸与pH=11的NaOH溶液等体积混合所得溶液中：c(Na+)=c(CH3COO-).对于常温下0.1 molL-1氨水和0.1 molL-1醋酸，下列说法正确的是()A.0.1 molL-1氨水，溶液的pH=13B.0.1 molL-1氨水加水稀释，溶液中c(H+)和c(OH-)都减小C.0.1 molL-1醋酸溶液中：c(H+)=c(CH3COO-)D.0.1 molL-1醋酸与0.1 molL-1NaOH溶液等体积混合所得溶液中：c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+).室温下，将一元酸HA溶液和NaOH溶液等体积混合，实验数据如表：实验编号起始浓度c(HA) 起始浓度c(NaOH) 反应后溶液的pH ① 0.1 molL-1 0.1 molL-1 9 ② x 0.2molL-1 7 下列说法正确的是()A.实验①反应前HA溶液中c(H+)=c(OH-)+ c(A-)B.实验①反应后溶液中c(A-)c(Na +)C.实验②反应前HA溶液浓度x0.2 molL-1D.实验②反应后溶液中c(A-)+ c(HA)= c(Na+).HF为一元弱酸，在0.1molL-1 NaF溶液中，离子浓度关系正确的是A.c(Na+)c(F-)c(H+)c(OH-)B.c(Na+)c(OH-)c(F-)c(H+)C.c(Na+) + c(OH-)=c(F-) + c(H+)D.c(Na+) + c(H+)=c(F-) + c(OH-).今有室温下四种溶液，有关叙述正确的是()① ② ③ ④ pH 11 11 3 3 溶液氨水氢氧化钠溶液醋酸盐酸 A.分别加水稀释10倍，四种溶液的pH ①④③B.①、②中分别加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均减小C.①、④两溶液等体积混合，所得溶液中c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-)D.V aL ④与VbL ②溶液混合后,若混合后溶液pH=4则Va ∶Vb= 9∶11.关于0.1 molL-1 NH4Cl溶液，下列说法正确的是()A.c(Cl-)c(H+)c(NH4+)c(OH-)B.c(H+)=c(NH3H2O)+ c(OH-)C.加水稀释，溶液中所有离子的浓度均减小D.向溶液中加入少量CH3COONa固体，NH4+的水解程度增大2.对常温下0.1mo1/L的醋酸溶液，以下说法正确的是()A.由水电离出来的c(H+)=1.01013mo1/LB. c(CH3COOH)c(H+)c(CH3COOc(OH)C.与同浓度的盐酸分别加水稀释10倍：pH(醋酸)pH (盐酸)D.与等浓度等体积NaOH溶液反应后的溶液中：c(CH3COOH)+c(CH3COOˉ)=0.1mo1/L3.已知醋酸、醋酸根离子在溶液中存在下列平衡及其对应的平衡常数常温下，将等体积、等物质的量浓度的醋酸和醋酸钠溶液混合，下列叙述正确的是()A 对混合溶液进行微热，K1增大、K2减小B 混合溶液PH7C 混合溶液中c(CH3COOc(Na+)D 温度不变，若在混合溶液中加入少量NaOH固体，c(CH3COO)减小.下列关于电解质溶液的叙述正确的是()A.常温下，Na2CO3溶液的pH7B.0.1mol/L Na2CO3溶液在35℃时碱性比25℃强，说明该水解反应是是放热反应C.常温下.pH=7的NH4Cl与氨水的混合溶液中各离子浓度的关系为：c(Cl-)=c(NH4+)c(H+)=c(OH一)D.常温下，中和pH与体积均相同的盐酸和醋酸，消耗NaOH 的物质的量相同.下列说法不正确的是()A.NaHCO3和Na2CO3混合溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO) +2c(CO)B.常温下，浓度均为0.1 molL-1下列各溶液的pH：NaOHNa2CO3 NaHCO3 NH4ClC.向冰醋酸中逐滴加水，醋酸的电离程度、pH均先增大后减小D.常温下，pH=1的稀硫酸与醋酸溶液中，c (SO42-)与c(CH3COO-)之比为2∶1.常温下，Na2CO3溶液中有平衡：CO32-+H2OHCO3-+OH-下列说法正确的是：A.Na2CO3溶液中：c(Na+)c(CO32-)c(OH-)c(H+)B.加入NaOH固体，溶液pH减小C.Na2CO3溶液中：c(Na+)+c(H+)= 2c(CO32-)+c(OH-)D.升高温度平衡向正反应方向移动.下列各溶液的叙述中的是()A.等pH的硫酸与醋酸稀释后pH的变化如右图所示，则曲线Ⅱ表示的是醋酸的稀释图像B.溶有等物质的量的NaClO、NaHCO3的溶液中：c(HClO)+c(ClO-)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-)C.若NH4HCO3溶液、NH4HSO4溶液中c(NH4+)相等，则：c(NH4HSO4)D.已知某温度下Ksp(CH3COOAg) = 2.810-3，浓度均为0.1 molL-1的AgNO3溶液和CH3COONa溶液等体积混合一定能产生CH3COOAg沉淀.下列叙述正确的是()A.pH=3的醋酸溶液与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7B.物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2c(Na+)C.常温下，向NH4Cl溶液中加入氨水至溶液的pH=7，此时溶液中cNH4+)cC1-D.0.1molL-1NaHCO3溶液：c(Na+)c(HCO3-)c(OH-)c(H+) .已知：25 ℃时，CaCO3的Ksp=2.810-9，CaCO3在水中的溶解平衡曲线如右图所示。
高考化学二轮复习 第一部分 专题篇 二 化学基本理论
考点一
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
试题
解析
1 精华聚集 A 项，稀释前，两种溶液的导电能力相同，所以溶液中离子浓度 相同，醋酸是弱电解质，所以醋酸的浓度大于盐酸的浓度，错误。
2 题组训练 B 项，导电能力越强，氢离子浓度越大，而溶液的 pH 越小，错误。 C 项，温度不变，水的离子积常数不变，错误。
弱酸、强碱 ―酸――过―量→pH<7
考点一
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
②已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，若混合后溶液的 pH 为 7，溶 1 精华聚集 液呈中性，则
2 题组训练
强酸、强碱 ―→V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱 ―→V 酸∶V 碱>1∶1
弱酸、强碱 ―→V 酸∶V 碱<1∶1
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
考点一
试题
3．(1)相同体积、相同浓度的 HCl(a)和 CH3COOH(b)，按要求画 出图像。
1 精华聚集 分别与足量的锌粉发生反应：
①产生 H2 的体积 V(H2)随时间(t)的变化图像； 2 题组训练 ②产生 H2 的速率 v(H2)随时间(t)的变化图像；
考点 1
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。
考点 2Βιβλιοθήκη 考点 3 考点 4 限时规范训练
2018高考化学二轮专题复习与测试：专题二第9讲水溶液中的离子平衡 含解析
专题二基本理论第9讲水溶液中的离子平衡1．(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 CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D．0.1 mol/L 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．取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为()A．0.01 mol/L B．0.017 mol/LC．0.05 mol/L D．0.50 mol/L解析：设原溶液物质的量浓度为c，混合溶液中c(OH－)＝10－2mol/L，则有10－2 mol/L＝3Vc－2Vc3V＋2V，则c＝0.05 mol/L。
答案：C3．(2015·广东卷)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，可能引起由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。
(整理)高三水溶液中的离子平衡专题复习
精品文档高三水溶液中的离子平衡专题复习■单质⑴“盐类水解”中的“强、弱”就来自于电解质中强碱或弱碱中的阳离子和强酸 或弱酸中的阴离子。
⑵ 电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物即不是电解质也不是非电解质。
⑶ 判断电解质看该化合物能否自身电离，如 S03、SO 2、NH 3等是非电解质。
⑷ 判断电解质的强弱看它能否完全电离 （在水溶液或熔化时），与其溶解性的大 小、导电性强弱无关。
⑸ 溶液的导电性与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数目有关，而与电解 质的强弱无必然的关系。
⑹ 有的电解质只能在水溶液中导电，如酸；有的电解质在水溶液和熔化状态下 都能导电，如碱、盐。
此法可区分共价键和离子键。
:电解质的电离及电离平衡注：多元弱酸分步电离，每次只电离出一个 H +，以 _____________ 为主 例： _____________ ⑶ 影响弱电解质电离平衡的因素：见表。
三：本节题型 题型之一：考查电解质的判断（1）下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ , CH 3COOH B CI 2 c NH 4HCO 3题型之二：考查强弱电解质的比较（2）体积相同，浓度均为O.1mol/L 的醋酸（a ）、盐酸（b ）、硫酸（c ）溶液:强、弱电解质第一节强酸 强碱 大多数盐电离平衡I 某些金属氧化物I 非电解质弱酸 弱碱 水和少数盐（3）体积相同，PH=1的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液题型之三：考查强弱电解质的证明方法提炼：测定某酸为弱酸的方法，一般从三个方面入手：①能否完全电离；② 是否存在电离平衡，外界条件的改变会引起平衡的移动；③弱酸根离子水解呈碱性。
其方法（HA酸为例，延伸至弱电解质）㈠同条件下，测浓度都为O.1mol/L的HA和HCI的导电性，若HA弱则是弱酸<㈡测浓度为0.01moI/L的HA的PH,若PH=2 （强酸），若PH> 2 （弱酸）㈢取V相同，PH相同的HA和HCI，加入足量的锌粒，最终产生H2多的为弱酸<㈣取V相同，PH相同的HA和HCI，滴入NaOH中，耗碱量多的为弱酸。
高考化学二轮复习选择题热点9水溶液中的离子平衡课件
6．某温度时，BaSO4 在水中的沉淀溶解平衡曲线如 图所示。已知：p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(SO24－)＝－lg c(SO24－)。下列说法正确的是( )
12/10/2021
A．该温度下，Ksp(BaSO4)＝1.0×10－24 B．a 点的 Ksp(BaSO4)小于 b 点的 Ksp(BaSO4) C．d 点表示的是该温度下 BaSO4 的不饱和溶液 D．加入 BaCl2 可以使溶液由 c 点变到 a 点
12/10/2021
解析 A 项，一水合氨是弱电解质，1.00 mol·L－1 氨
水中存在电离平衡，所以溶液中 c(OH－)<1.00 mol·L－1，
则溶液的 pH 小于 14，错误；B 项，V1 对应的 pH 为 7，
说明 V1<20 mL，溶液中的溶质为 NH4Cl 和 NH3·H2O，
此时水的电离程度不是最大，错误；C
12/10/2021
溶液的 pH 约为 5.6，C 正确；A 点所处的溶液中，c(CO23－) ＝c(HCO－3 )，所以 Ka2(H2CO3)＝c（Cc（O23H－）COc（－3 ）H＋）＝c(H ＋)＝10－10.3，故 lg [Ka2(H2CO3)]＝－10.3，D 正确。
12/10/2021
c(Ba2＋)增大，再由 Ksp＝c(Ba2＋)·c(SO24－)可知，c(SO24－)变
小，故可使溶液由 c 点变到 a 点，D 正确。
12/10/2021
7．以 MnO2 为原料制得的 MnCl2 溶液中常含有 Cu2 ＋、Pb2＋等金属离子，通过添加过量难溶电解质 MnS，可 使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括 MnS 在内的沉淀。根据上述实验事实，下列说法中，不正确 的是( )
2018版高考化学二轮教师用书第1部分 专题2 第9讲 水溶液中的离子平衡 Word版含答案
第9讲水溶液中的离子平衡(对应学生用书第39页)■储知识——剖解重点难点备考·1．电离平衡常见影响因素分析(以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例)2.(1)水解是微弱的(2)影响水解平衡的因素①决定性因素——盐的性质：越弱越水解。
3．沉淀溶解平衡的影响因素(1)难溶物质本身性质是主要决定因素。
(2)外界条件对AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) ΔH >0(3)K sp 4．溶液的酸碱性(1)溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c (H ＋)和c (OH －)的相对大小。
pH＝7或c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，仅仅是在室温下的特例，因此在使用pH判断溶液酸碱性时，要特别注意温度条件。
(2)盐溶液的酸碱性①正盐：谁弱谁水解，谁强显谁性。
强碱弱酸盐(如CH3COONa)―→弱酸根离子水解→结果：c(OH－)>c(H＋)。
强酸弱碱盐(如NH4Cl)―→弱碱阳离子水解→结果：c(H＋)>c(OH－)。
②酸式盐溶液[失分预警](1)电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大。
如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。
(2)当对酸、碱溶液稀释时，不是所有离子的浓度都减小。
如对于电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，当加水稀释时，由于K w是定值，故c(H＋)减小，c(OH－)增大；而碱溶液稀释时，c(OH－)减小，c(H＋)增大。
■对点练——沿着高考方向训练·1．(2017·河南郑州第一次质检)将浓度为0.1mol·L－1HF溶液加水稀释，下列各量保持增大的是( )①c(H＋) ②c(F－) ③c(OH－) ④K a(HF)⑤错误!⑥错误!A．①⑤B．②③C．③⑥D．④⑥C[HF溶液存在电离平衡：HF F－＋H＋，加水稀释时，平衡正向移动，由于溶液体积的增大程度大于n(F－)、n(H＋)的增大程度，则溶液中c(F－)、c(H＋)均减小，①、②错误；由于溶液的温度不变，则K a(HF)不变，④错误；由于K w＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)减小，且K w不变，则c(OH－)增大，③正确；溶液中的H＋是由HF和H2O两种物质电离产生的，随溶液的稀释，HF电离产生的n(F－)、n(H＋)始终相等，而由水电离产生的c(H＋)不断增大，因此加水稀释过程中错误!的值减小，⑤错误；HF的电离常数K a(HF)＝错误!，则有错误!＝错误!，K a(HF)不变，c(F－)减小，故错误!的值增大，⑥正确。
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专题二基本理论
第9讲水溶液中的离子平衡
1．(2016·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
2
B．0.1 mol/L CH
3
COONa溶液的pH大于7
C．CH
3COOH溶液与Na
2
CO
3
反应生成CO
2
D．0.1 mol/L CH
3
COOH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：B
2．取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为( )
A．0.01 mol/L B．0.017 mol/L
C．0.05 mol/L D．0.50 mol/L
解析：设原溶液物质的量浓度为c，混合溶液中c(OH－)＝10－2 mol/L，则有10
－2 mol/L＝3Vc－2Vc
3V＋2V
，则c＝0.05 mol/L。
答案：C
3．(2015·广东卷)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，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入FeCl
3
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.FeCl
3
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FeCl
3
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：C
4．(2016·大连模拟)下列说法不正确
．．．的是( )
A．常温下，在0.1 mol/L的HNO
3
溶液中，由水电离出的
c(H＋)<K
w
B．浓度为0.1 mol/L的NaHCO
3溶液：c(H
2
CO
3
)>c(CO2－
3
)
C．25℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl
2
溶液中的溶度积相同
D．冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
解析：在0.1 mol/L的HNO
3
溶液中，由水电离出的c(H＋)为
10－13mol/L<K
w ，A正确；浓度为0.1 mol/L的NaHCO
3
溶液中HCO－
3
的水解大于
电离，则c(H
2CO
3
)>c(CO2－
3
)，B正确；温度不变，AgCl固体的溶度积不变，C正确；
冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小；醋酸的电离程度增大，溶液的pH 减小，D错误。
答案：D
5．(2014·课标全国Ⅱ卷)一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是( )(导学号 58870045)
A．pH＝5的H
2
S溶液中，c(H＋)＝c(HS－)＝1×10—5mol/L
B．pH＝a的氨水溶液，稀释到原来的10倍后，其pH＝b，则a＝b＋1
C．pH＝2的H
2C
2
O
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
3COONa②NaHCO
3
③NaClO三种溶液的c(Na＋)：①>②>③
解析：A项中H
2
S为二元弱酸，在溶液中分步电离，所以，
c(H＋)＝1×10－5mol/L>c(HS－)，错误；B中弱碱溶液稀释到原来的10倍，pH变
化小于1，即a－b<1，错误；C为电荷守恒，阴离子中缺少C
2O2－
4
，应为c(Na＋)＋c(H
＋)＝c(OH－)＋c(HC
2O－
4
)＋2c(C
2
O2－
4
)，错误；D中酸性CH
3
COOH>H
2
CO
3
>HClO，所以pH。