高考化学必考题型早知道专题九弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性新人教版
【大高考】高考化学：五年高考真题 专题9弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性(含解析)
考点一 弱电解质的电离平衡1．(2015·海南化学，11，4分)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K a ＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，K b ＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是( )解析 根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH 3COOH<CH 2ClCOOH ，可以排除A 、C ；当浓度增大时，物质的电离程度减小，排除D 选项，故B 项正确。
答案 B2．(2015·课标全国卷Ⅰ，13，6分)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 V V 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c (M ＋)/c (R ＋)增大解析 A 项，0.10 mol ·L－1的MOH 和ROH ，前者pH ＝13，后者pH 小于13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B 项，ROH 是弱碱，加水稀释，促进电离，b 点电离程度大于a点，正确；C 项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c (OH －)相等，正确；D 项，由MOH 是强碱，在溶液中完全电离，所以c (M ＋)不变，ROH 是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROH R ＋＋OH －向右进行，c (R ＋)增大，所以c （M ＋）c （R ＋）减小，错误。
答案 D3．(2014·山东理综，13，5分)已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等，现向10 mL 浓度为0.1 mol·L－1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大 B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变 D ．当加入氨水的体积为10 mL 时，c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)解析 CH 3COOH 溶液中水的电离被抑制，当CH 3COOH 与NH 3·H 2O 恰好反应时生成CH 3COONH 4，此时水的电离程度最大，再加入氨水，水的电离程度又减小，A 项错误；c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝c （NH ＋4）·c （H ＋）·c （OH －）c （NH 3·H 2O ）·c （H ＋）·c （OH －）＝c （NH ＋4）·c （OH －）c （NH 3·H 2O ）·c （H ＋）K W ＝K NH 3·H 2O ·c （H ＋）K W ，温度不变，NH 3·H 2O 的电离平衡常数及K W 均不变，随着NH 3·H 2O的滴加，c (H ＋)减小，故c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）减小，B 项错误；未滴加氨水时，c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO －)＝0.1 mol·L －1，滴加10 mL 氨水时，c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO －)＝0.05 mol ·L－1，C 项错误；由于CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等，故当加入NH 3·H 2O 的体积为10 mL 时，c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)，D 项正确。
2013高考化学必考题型早知道 专题九 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性.pdf
专题九 弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性 1．[2012·福建理综，10]下列说法正确的是( ) A．0.5 mol O3与11.2 L O2所含的分子数一定相等 B．25 ℃与60 ℃时，水的pH相等 C．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 D. 2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)和4SO2(g)＋2O2(g)===4SO3(g)的ΔH相等 2．[2012·浙江理综，12]下列说法正确的是( ) A．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 B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。
若pH>7，则H2A是弱酸；若pH④＝②>③ 3．[2012·课标全国理综，11]已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( ) A．a＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 4．[2012·安徽理综，27]亚硫酸盐是一种常见食品添加剂。
为检测某食品中亚硫酸盐含量(通常以1 kg样品中含SO2的质量计)，某研究小组设计了如下两种实验流程： (1)气体A的主要成分是________。
为防止煮沸时发生暴沸，必须先向烧瓶中加入________ ；通入N2的目的是________。
(2)写出甲方案第①步反应的离子方程式：______________ __________________________________________________________。
(3)甲方案第②步滴定前，滴定管需用NaOH标准溶液润洗。
其操作方法是________________________________________________ __________________________________________________________。
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题、弱电解质的电离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 、NH 、CO 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 不溶于水，但溶于水的BaSO 全部电离，故BaSQ 为强电解质）一一 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：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： HSO>H 3PO>HF>CHCOOH>CO>HS>HCIO 二、水的电离和溶液的酸碱性非电解质: 强电解质: 弱电解质：: 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。
:在水溶液里全部电离成离子的电解质。
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质物质•：纯净物 （电解质* 化合物， 卩虽电解质: :弱电解质:讥0，非电解质:________ 强酸，强碱，大多数盐 ___________ 。
2024年新高考版化学专题十二弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性讲解部分
酸性 碱性
不变 不变
3)水的离子积:KW=c(H+)·c(OH-)。一定温度时,KW为常数,KW只与温度有 关。水的电离是吸热过程,温度越高,KW越大。常温下,KW=1×10-14。
注意:KW表达式中的H+和OH-不一定都是由水电离出来的,指的是溶液中 的c(H+)和c(OH-)。
2.溶液的酸碱性和pH 1)溶液的酸碱性
综合篇
综合 强酸、弱酸的比较与判断方法 1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
c(H+) pH 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的量 与金属反应的起始速率
盐酸 大 小 相同 相同 快
醋酸溶液 小 大
慢
2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
偏低
锥形瓶用NaOH溶液润洗
偏高
滴定前有气泡,滴定后无气泡 偏高
滴定前无气泡,滴定后有气泡 偏低
盐酸滴出瓶外
偏高
振荡时瓶内溶液溅出
偏低
读数 其他
前仰后平
偏低
前平后仰
偏高
前仰后俯
偏低
滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴 偏高 溶液
指示剂变色即停止滴定,半分钟 偏低 内恢复原来的颜色
三、滴定曲线(pH曲线)分析 1.强酸与强碱滴定过程中的pH曲线 (以0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
判断酸与盐反应是否能发生(强酸制弱酸)
Ka1(H2CO3)>Ka(HClO)> Ka2(H2CO3),则NaClO+CO2 +H2O NaHCO3+HClO
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题一、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。
混和物物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如 HCl 、NaOH、 NaCl、 BaSO4纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如 HClO 、NH 3·H2O、Cu(OH)2、化合物H2O,,。
如 SO3、CO 2、C6H12O6、CCl 4、CH 2=CH2,,非电解质：非金属氧化物，大部分有机物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② SO2、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 BaSO 全部4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。
高考化学一轮总复习 专题九 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性
而碱溶液稀释时，c(OH－)减小，c(H＋)增大。
易失分点三 误认为电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。 电离平衡常数只与温度有关，只有因为温度升高而导致平衡 右移的电离平衡常数才会增大。
易失分点四 误认为氨水中c(OH－)＝10－2 mol·L－1，加水稀释 至原溶液体积100倍，此时氨水中c(OH－)＝10－4 mol·L－1。 因NH3·H2O为弱电解质，存在电离平衡，加水稀释时，电离 平衡向正反应方向移动，故加水稀释至原溶液体积100倍时， 溶液中c(OH－)应大于10－4 mol·L－1。
质的量是不变的，因此加入等体积的 pH＝11 的 NaOH 溶液时，
醋酸会过量，因此溶液显酸性，所以选项 D 不正确。
答案 B
考点二 水的电离和溶液的酸碱性
1.水的电离
(1)电离方程式
水是一种极弱的电解质，H2O＋H2O 写为_H__2_O______H_＋__＋__O_H__－_。
H3O＋＋OH－，可简
强酸、强碱 ―恰—好——中―和→pH＝7 强酸、弱碱 ―碱—过 —―量→pH>7 弱酸、强碱 —酸—过――量→pH<7
(2)已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，若混合后溶液 的 pH 为 7，则溶液呈中性。 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
(2)几个重要数据
1×10－7 mol·L－1 1×10－14
注意：Kw只与温度有关，温度升高，Kw __增__大___。 (3)影响水电离平衡的因素 ①升高温度，水的电离程度__增__大___ 。 ②加入酸或碱，水的电离程度__减__小___ 。 ③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度__增__大___。
弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性的考点解析
弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性的考点解析摘要：弱电解质的电离平衡和溶液酸碱性是高中化学学习的重点和难点，也是每年高考的热点之一。
如何才能让学生把握好这部分知识呢？本文从几个典型例题入手，对这些考点进行深度解析。
关键词：弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性对于弱电解质的电离和溶液酸碱性这部分知识，需要学生了解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念，会判断常见的强电解质和弱电解质；理解弱电解质的电离平衡，掌握一定条件下弱电解质的电离平衡的移动及电离平衡常数的计算；了解水的电离及水的离子积，理解温度、外加物质（酸、碱、盐等）对水的电离平衡的影响；会判断有关溶液的酸碱性及有关粒子浓度的大小，掌握有关溶液pH的计算。
其中水的电离、溶液的酸碱性、pH及电离平衡常数的计算、溶液中粒子浓度大小的比较是高考重点考查内容，几乎每年都考，复习时特别注意。
在今后高考中，外界条件对水的电离平衡的影响及有关水的离子积、电离平衡常数的计算仍是命题的热点。
考点一、弱电解质的电离平衡及电离平衡常数的计算例1 光谱研究表明，易溶于水的SO2所形成的溶液中存在着下列平衡：据此，下列判断中正确的是（）A．该溶液中存在着SO2分子B．该溶液中H+浓度是SO32 浓度的2倍C．向该溶液中加入足量的酸都能放出SO2气体D．向该溶液中加入过量NaOH可得到Na2SO3 、NaHSO3和NaOH的混合溶液【答案】A【解析】由于上述反应是可逆的，反应不可能进行到底，故溶液中存在着SO2分子，A正确。
该溶液中，SO2?xH2O的电离是分步进行的，第一步电离：SO2?xH2O H+＋HSO3 ＋(x－1)H2O，第二步电离：HSO3 H+＋SO32 ，且第一步电离程度远大于第二步电离，故溶液中的SO32 很少，H+浓度远大于SO32 浓度的2倍，故B项错误。
若向该溶液中加入足量的稀HNO3，则SO2?xH2O被HNO3氧化为H2SO4，就不会有SO2气体放出了，故C项错误。
弱电解质的电离平衡和PH值
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中 的C(OH-) = __________。
例16. 某溶液中由水电离出来的C(OH—)=10-12mol/L，则该溶液中的溶质
不可能是（ ）
A．HCl
B．NaOH
C．NH4ClD．H2SO4 Nhomakorabea例17．（07北京）在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的溶液
弱电解质的电离和溶液的PH值
【知识要点】
一、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡建立：以醋酸为例，说明弱 电解质的电离平衡建
立过程。
2．归纳总结：
（1）电离平衡的特点：
（2）影响电离平衡的因素：
越热越电离： 电离是 （吸热或放热）过程，因此，升高温度使
平衡向 移动。
越稀越电离： 稀释弱电解质溶液，平衡向 移动。
例3．（04广东）pH相同的盐酸和醋酸两种溶液中，它们的（ ）
A．H+的物质的量相同
B．物质的量浓度相同
C．H+的物质的量浓度不同
D．H+的物质的量浓度相同
例4．（03广东）在甲烧杯中放入盐酸，乙烧杯中放入醋酸，两种溶液的
体积和pH都相等，向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒，反应结束
后得到等量的氢气。下列说法正确的是（ ）
例8．（05上海）欲使0.1mol/L的NaHCO3溶液中c(H+)、c(CO32－)、
c(HCO3－)都减少，其方法是（ ）
A．通入二氧化碳气体
B．加入氢氧化钠固体
C．通入氯化氢气体
D．加入饱和石灰水溶液
题型二：电解质溶液导电原理及图像
例9. 下列各组物质反应后，溶液的导电性比反应前明显增强的是（ ）
(word完整版)弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性知识点及练习,推荐文档
培优教育一对一辅导教案讲义科目：化学年级：高二姓名：教师：碱溶液，每稀释10倍，pH 减小1个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH 减小不足一个单位． 2．对于酸溶液无论稀释多少倍，酸溶液的pH 不能等于或大于7，只能趋近于7，为什么？ 对于酸溶液，这是因为当pH 接近6的时候，再加水稀释，由水电离提供的H+不能再忽略．3．对于pH 相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释相同的倍数，强酸(或强碱)的pH 变化的幅度大，为什么？ 这是因为强酸溶液中的H+已完全电离，随着加水稀释，强酸溶液中的H+数(除水电离的以外)不会增多，而弱酸随着加水稀释，电离程度增大，H+数还会增多，故弱酸的pH 变化幅度小．是因为当pH 接近8的时候，再加水稀释，由水电离提供的OH-不能再忽略．1.下列解释实验事实的方程式不正确．．．的是 A ．0.1mol ／Ｌ3CH COOH 溶液的ＰＨ＞１： CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋B ．“2NO 球”浸泡在冷水中，颜色变浅2NO 2（ｇ）N 2O 4（ｇ） △Ｈ＜０C.铁溶于稀硝酸，溶液变黄:3Fe ＋8Ｈ＋＋2N 3O 3Fe 2＋＋2NO ↑＋4H 2OD ．向Na 2CO 3溶液中滴入酚酞溶液，溶液变红： CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －2. 将0.01mol 下列物质分别加入100mL 蒸馏水中，恢复至室温，所得溶液中阴离子浓度的大小顺序是（溶液体积变化忽略不计）①Na 2O 2 ②Na 2O ③Na 2CO 3 ④NaCl A. ①>②>③>④ B. ①>②>④>③3. 常温下，将0.1 mol·L -1氢氧化钠溶液与0.06 mol·L -1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH 等于 A ．1.7 B ．2.0 C ．12.0 D ．12.44. 光谱研究表明，易溶于水的SO 2所形成的溶液中存在着下列平衡：据此，下列判断中正确的是A．该溶液中存在着SO2分子B．该溶液中H+浓度是SO2-浓度的2倍3C．向该溶液中加入足量的酸都能放出SO2气体D．向该溶液中加入过量NaOH可得到Na2SO3、NaHSO3和NaOH的混合溶液5. 下列液体均处于25℃，有关叙述正确的是A．某物质的溶液p H < 7，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B．p H＝ 4.5的番茄汁中c(H+)是p H＝ 6.5的牛奶中c(H+)的100倍C．AgCl在同浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同D．p H＝ 5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na+) > c(CH3COO－)6. 钒（V）及其化合物广泛应用于工业催化、新材料和新能源等领域。
2019-2020年高三化学二轮备考经典题型训练：弱电解质的电离平衡、水的电离与溶液的酸碱性【
0.1 mol · L－1 CH3COOH溶液中加水稀释，
c c
－
CH3COO CH3COOH ＝
c CH3COO－ c CH3COOH
c c
H＋ H＋
＝c
K H＋
Hale Waihona Puke ，加水稀释，c(H＋ ) 减小，
K 值不变，则
c c
CH3 COO－ CH3COOH 增
大。
三、理解 KW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，
( 甲， Ka＝ 1.8 × 10－5) 和一氯乙酸 ( 乙， Ka＝ 1.4 × 10－ 3) 在 )
4
解析：根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度 相等时，电离程度 CH3COOH<C2CHlCOOH，可以排除 A、C；当浓度增大时，弱电解质的电离程 度减小，排除 D选项，故 B 项正确。
不符合题意；两份溶液中 CH3COOH分子的物质的量前者小于后者， D 项不符合题意。
11．相同体积、相同 pH 的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉
发生反应，下列关于氢气体积 ( V) 随时间 ( t ) 变化的示意图正确的是 (
)
解析：选 C 强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸会继续电离出 H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。
电离达到平衡， C 正确。
3
答案： C
3． 25 ℃时不断将水滴入 0.1 mol · L－1 的氨水中，下列图像变化合理的是 (
)
解析：选 C A 项，氨水的 pH 不可能小于 7； B 项， NH3·H2O的电离程度在稀释过程中 始终增大； D 项，温度不变， Kb 不变。
高考化学 高频考点解密 弱电解质的电离和溶液的酸碱性(含解析)试题
冠夺市安全阳光实验学校解密11 弱电解质的电离和溶液的酸碱性高考考点考查内容三年高考探源考查频率弱电解质的电离平衡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．了解水的电离和水的离子积常数4．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算5．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算2018课标全国Ⅰ27；2018课标全国Ⅱ28；2018课标全国Ⅲ26。
2017课标全国Ⅰ13、26、28；2017课标全国Ⅱ12、28；2016课标全国Ⅰ12；2016课标全国Ⅱ26；2016课标全国Ⅲ13。
★★★★★水的电离和溶液的酸碱性★★★★★滴定原理及应用★★★★★考点1 弱电解质的电离平衡1．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中或熔融状态下能完全电离的电在水溶液中只能部分电离的电解质解质溶液中微粒的存在形式离子，不存在强电解质分子离子和弱电解质分子电离过程不可逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电离方程式用“”用“”举例强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等活泼金属氧化物：Na2O、MgO等绝大部分盐：BaSO4、BaCl2等弱酸：CH3COOH、HCN、H2S、H2CO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等H2O及小部分盐(CH3COO)2Pb等]2．强、弱电解质的判断方法（1）依据物质的类别进行判断在没有特殊说明的情况下，我们认为盐是强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而强酸(HCl、H2SO4、HNO3等)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等]为强电解质。
（2）依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断(见下表)浓度均为0.01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HBpH均为2的强酸HA与弱酸HB pH或物质的量浓度2=pH HA＜pH HB0.01 mol·L－1=c(HA)＜c(HB)开始与金属反应的速率HA＞HB HA=HB体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量HA=HB HA＜HB体积相同时与过量活泼金属产生H2的量HA=HB HA＜HBc(A －)与c(B－)大小c(A－)＞c(B－) c(A－)=c(B－)分别加入固体NaA、NaB后pH变化HA：不变HB：变大HA：不变HB：变大加水稀释10倍后的pH 3=pH HA＜pH HB3=pH HA＞pH HB＞2溶液的导电性HA＞HB HA=HB水的电离程度HA＜HB HA=HB（3）根据盐类水解进行判断取酸的钠盐溶于水，测溶液的酸碱性，若pH=7，则对应的酸为强酸，如NaCl；若pH＞7，则对应的酸为弱酸，如CH3COONa。
弱电解质的电离与溶液的酸碱性ppt 人教课标版
[Cl-]>[NH4+] >[H+]>[ OH-]
盐类水解方程式的书写规律
1 、盐类水解一般是比较微弱的，通常用 “ ”表示，同时无沉淀和气体产生。 2 、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的， 第一步水解程度比第二水解程度大。 3 、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂， 通常写成一步完成。 4、水解是酸碱中和的逆反应
弱电解质的电离与
溶液的酸碱性
一、强电解质与弱电解质
混合物
物质
既不是电解质也 不是非电解质
单 质 化合物 非电解质 电解质 强电解质 弱电解质
纯净物
二、弱电解质的电离平衡
1.定义： 在一定条件(如温度、浓度)下, 当电解质分子电离成离子的速率和离子重 新结合生成分子的速率相等时，电离过程 就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
-pH
3、KW (水的离子积常数) :
C(H+)· C(OH -) = 10
-14
（常温）
一元强酸（HA）与一元弱酸（HB）的比较： 1、相同pH、相同体积时
比较 项目
C(H+） C（酸） 相同 相同
中和碱 的能力
与活泼金属 反应产生H2 的量
与金属反 应的开始 速率
稀释相同 倍数: 强等号、弱可逆、多元弱酸 分步写、多元弱碱一步完
2.外界条件对电离平衡的影响： 1）温度：电离是吸热过程 温度升高，电离平衡正向移动 2）浓度： 稀释促进电离
三、溶液的酸碱性与PH的计算 a、溶液的酸碱性
b、PH的计算
1、意义： 表示溶液酸碱性的强弱。 2、计算： pH=-lgC(H+) C(H+)=10
填表:CH3COONa溶液改变下列条件,填写变化 情况: CH3COO-+H2O CH3COOH+OH改变条件
2021年湖南高考化学复习课件：专题9 弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性
H++CH3COO-(ΔH>0)],若改变条件
平衡移 动方向
CH3COOH 电离程度
c(H+)
导电性
加少量浓盐酸
向左
减小
增大
增强
加少量冰醋酸
⑩ 向右
减小
增大
增强
加少量NaOH固体
向右
增大
减小
增强
加少量 CH3COONa固体
向左
加少量水
向右
减小 增大
减小 减小
增强 减弱
升高温度
向右
增大
增大
增强
四、电解质溶液的导电性 电解质溶液之所以能够导电,是由于溶液中存在能够自由移动的离子,这些
二、影响水的电离平衡的因素
1.水的电离过程是⑥ 吸 热过程,升高温度能促进电离,所以降温时KW 减小,升温时KW增大。但不论温度升高或降低,纯水中c(H+)和c(OH-)始终相
等。
条件变化
升高温度 加酸 加碱
Na2CO3
电离平衡 溶液中 c(H+)
右移
增大
左移
增大
左移
减小
右移
减小
溶液中 c(OH-) 增大 减小 增大 增大
求pH。若两强酸溶液等体积混合,可采用速算方法,即混合后溶液的pH
等于混合前溶液pH小的加0.3,如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后,pH=3.3。
3.两强碱混合
由c混(OH-)= c1(OH- )V1 c2 (OH- )V2 ,先求出混合后的c混(OH-),再通过KW求出c
pH
减小 减小 增大 增大
溶液的 酸碱性 中性 酸性 碱性 碱性
KW
增大 不变 不变 不变
人教版高考化学复习：水的电离,溶液的酸碱性
3
水的电离、溶液的酸碱性
• (3)影响水电离平衡的因素
• ①升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。 • ②加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。 • ③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
13
酸碱中和滴定
• (3)“考”指示剂的选择 • ①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞； • ②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)，若反应生成
强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)； • ③石蕊溶液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作指示剂。 • (4)“考”误差分析
• 写出计算式，分析操作对V标的影响，由计算式得出对最终测定结果的影响，切忌死记硬背
结论。此外对读数视线问题要学会画图分析。
14
酸碱中和滴定
• 如：用标准盐酸溶液滴定未知浓度的NaOH溶液(酚酞作指示剂)，用“偏高”“偏低”或 “无影响”填空。
左移。
8
水的电离、溶液的酸碱性
• 2.溶液的酸碱性 • (1)溶液的酸碱性
• 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 • a.酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常温下，pH<7。 • b.中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。 • c.碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常温下，pH＞7。
9
水的电离、溶液的酸碱性
• 试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
• ①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合(
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专题九弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性
1．[2012·福建理综，10]下列说法正确的是( )
A．0.5 mol O3与11.2 L O2所含的分子数一定相等
B．25 ℃与60 ℃时，水的pH相等
C．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
D. 2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)和4SO2(g)＋2O2(g)===4SO3(g)的ΔH相等
2．[2012·浙江理综，12]下列说法正确的是( )
A．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
B．为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。
若pH>7，则H2A是弱酸；若pH<7，则H2A 是强酸
C．用0.2000 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L－1)，至中性时，溶液中的酸未被完全中和
D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1 mol·L－1盐酸、③0.1 mol·L －1氯化镁溶液、④0.1 mol·L－1硝酸银溶液中，Ag＋浓度：①>④＝②>③
3．[2012·课标全国理综，11]已知温度T时水的离子积常数为K W，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是( ) A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c(H＋)＝K W mol·L－1
D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
4．[2012·安徽理综，27]亚硫酸盐是一种常见食品添加剂。
为检测某食品中亚硫酸盐含量(通常以1 kg样品中含SO2的质量计)，某研究小组设计了如下两种实验流程：
(1)气体A的主要成分是________。
为防止煮沸时发生暴沸，必须先向烧瓶中加入________ ；通入N2的目的是________。
(2)写出甲方案第①步反应的离子方程式：______________
__________________________________________________________。
(3)甲方案第②步滴定前，滴定管需用NaOH标准溶液润洗。
其操作方法是
________________________________________________
__________________________________________________________。
(4)若用盐酸代替稀硫酸处理样品，则按乙方案实验测定的结果________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
(5)若取样品w g，按乙方案测得消耗0.01000 mol·L－1I2溶液V mL，则1 kg样品中含SO2的质量是________g(用含w、V的代数式表示)。
专题九 弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性 解析
1．C A 项中没有说明对应的压强和温度，不能说明11.2 L O 2的物质的量就是0.5 mol ，故A 错误；水的离子积常数随温度的升高而增大，pH 随温度升高而减小，故B 错误；反应热ΔH 随相应的化学计量数的改变而改变，相同条件下，后者的ΔH 是前者的二倍，故D 错误。
2. C 醋酸溶液中存在CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，加水稀释时，电离平衡向右移动，故将pH ＝3的醋
酸溶液稀释10倍，其pH 小于4，但大于3，A 项不正确；若H 2A 是弱酸，则HA －在溶液中存在两个平衡：
HA －H ＋＋A 2－(电离平衡)，HA －＋H 2O H 2A ＋OH －
(水解平衡)，电离程度和水解程度的相对大小决定了溶液的酸碱性，如NaHC O 3溶液显碱性，NaHSO 3溶液显酸性，故B 项不正确；完全中和时，生成正盐NaCl 和CH 3COONa ，由于CH 3COO －的水解而使溶液显碱性，故溶液呈中性时酸未被完全中和，C 项正确；氯化银的溶度积常数表达式为K sp ＝c (Ag ＋)·c (Cl －)，c (Cl －)越大，c (Ag ＋)越小，故Ag ＋浓度大小顺序应为：④>①>②>③，D 项不正确。
3．C 当a ＝b 时，HA 与BOH 恰好完全反应生成正盐，由于HA 与BOH 的强弱未知，所以BA 溶液的酸碱性不能确定，A 错误；温度不一定是在25 ℃，B 错误；K W ＝c (H ＋)·c (OH －)，依据c (H ＋)＝K W ＝c (H ＋)·c (OH －)，可知c (H ＋)＝c (OH －)，故溶液呈中性，C 正确；D 选项不论溶液显何性，依据电荷守恒均有c (H ＋)＋c (B ＋)＝c (OH －)＋c (A －)，错误。
4. 答案：(1)N 2和SO 2 碎瓷片(或沸石) 使产生的SO 2全部逸出
(2)SO 2＋H 2O 2===2H ＋＋SO 2－4
(3)向滴定管注入少量标准液，倾斜转动滴定管润洗全部内壁后从尖嘴放出液体，重复操作2～3次
(4)无影响
(5)0.64V w
解析：(1)亚硫酸盐与稀硫酸反应生成SO 2气体，因同时通入了N 2，所以气体A 的主要成分为N 2和SO 2。
为防止煮沸时发生暴沸，必须先向烧瓶中加入碎瓷片；为了减小实验操作误差，通入N 2可使生成的SO 2全部逸出，保证被吸收液全部吸收。
(2) SO 2具有还原性，可被氧化剂H 2O 2氧化，反应的离子方程式应为SO 2＋H 2O 2===2H ＋＋SO 2－4。
(3)用NaOH 标准溶液润洗滴定管的操作为：滴定管用蒸馏水洗涤干净后，加入少量NaOH 标准液，将滴定管横放，轻轻转动，均匀润洗滴定管内壁，然后将润洗液从下端尖嘴处放出，重复操作2～3次。
(4)若用盐酸代替硫酸，生成的SO 2气体中混有少量HCl ，因SO 2用碱液吸收后需再用盐酸调节溶液至弱酸性，因此混合气体中含有HCl ，对实验结果无影响。
(5)反应为H 2O ＋SO 2－3＋I 2===SO 2－4＋2I －＋2H ＋，n (SO 2)＝n (SO 2－3)＝n (I 2)＝0.01000 mol ·L －1×V ×10－3 L ＝V ×10－5
mol ，因此1 kg 样品中含SO 2的质量为：V ×10－5 mol ×64 g·mol －1w g ×1000 g ＝0.64 V w
g 。
]。