水溶液中的电离平衡 知识点讲解及例题解析
水溶液_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。
二、弱电解质的电离平衡 1、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。
高三化学三轮冲刺——水溶液中的平衡知识点归纳
水溶液中的平衡知识点归纳一、弱电解质的电离平衡1.影响电离平衡的外在条件内因：弱电解质本身的性质，是决定因素。
外因：(1)温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大，平衡常数增大。
(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)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动。
【注意】①加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小； 2．电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
3. 电离平衡常数 （1）表达式①对于一元弱酸HA ： HAA —+ H +,平衡常数表达式K=②对于一元弱碱BOH ：BOHOH —+ B +,平衡常数表达式K=(2)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。
(3)特点)()()(HA c H c A c +-⋅)(()(BOH c B c OH c ）+-⋅①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。
②多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要取决于第一步电离。
(4)应用①判断酸性相对强弱电离常数越大，酸性(或碱性)越强，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，则酸性：醋酸＞次氯酸。
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，盐溶液的碱性(或酸性)越弱，如醋酸：K＝1.75×10－5，次氯酸：K＝2.95×10－8，则同浓度的醋酸钠和次氯酸钠溶液的pH：醋酸钠＜次氯酸钠。
③判断反应能否发生或者判断产物是否正确强酸可以制取弱酸来判断，如H2CO3：K a1＝4.2×10－7，K a2＝5.6×10－11，苯酚：K a＝1.3×10－10，向苯酚钠溶液中通入的CO2不论是少量还是过量，其化学方程式为C6H5ONa＋CO2＋H2O===C6H5OH＋NaHCO3，不能生成Na2CO3。
水溶液中离子平衡考点二电离平衡常数的应用
1．(1)填写下表弱电解质电离方程式电离常数NH3·H2 O NH3·H2O NH错误!＋OH－K b＝1.7×10－5CH3COO H CH3COOHCH3COO－＋H＋K a＝1.7×10－5HClO HClO H＋＋ClO－K a＝4.7×10－8（2）CH3COOH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）电离平衡常数的意义：弱酸、弱碱的电离平衡常数能够反映酸碱性的相对强弱.电离平衡常数越大,电离程度越大。
多元弱酸的电离以第一步电离为主，各级电离平衡常数的大小差距较大。
（4)外因对电离平衡常数的影响：电离平衡常数与其他化学平衡常数一样只与温度有关，与电解质的浓度无关，升高温度，K值增大，原因是电离是吸热过程。
2．碳酸是二元弱酸（1）电离方程式是H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO错误!。
(2)电离平衡常数表达式:K a1＝错误!,K a2＝错误!。
(3)比较大小：K a1≥K a2。
【重难点指数】★★★★【重难点考向一】电离平衡常数的理解及应用【典型例题1】下列说法错误的是（）A．一定温度下，弱酸的电离平衡常数越大,酸性越强B．醋酸的电离平衡常数K a和醋酸钠的水解平衡常数K b之间的关系为K a·K b＝K wC．平衡常数只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化无关D．合成氨的反应，正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同【答案】D【名师点睛】【重难点考向二】电离平衡常数的计算【典型例题2】H3BO3溶液中存在如下反应：H3BO3（aq）＋H2O(l)B(OH)4］－(aq)＋H＋（aq)已知0。
70 mol·L－1 H3BO3溶液中,上述反应于298 K达到平衡时，c（H＋）＝2。
0×10－5mol·L－1,c平衡(H3BO3）≈c起始（H3BO3),水平衡的电离可忽略不计，求此温度下该反应的平衡常数K(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字)。
第八章-水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用资料讲解
第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用四大平衡常数的比较 对于一般的可逆反应： m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K ＝c p C ·c q D c m A ·c n B(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 ： BOHB ＋＋OH－，电离常数K b ＝错误!影响因素只与温度有关只与温度有关，升高温度，K 值增大只与温度有关，升高温度，K w 增大只与难溶电解质的性质和温度有关考点一 化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数；2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度； 3．计算转化率(或产率)；4．应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。
对 策从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。
[应用体验]1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe 2O 3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO 2(g)。
已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数4.03.73.5请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K ＝________，ΔH ________0(填“>”“<”或“＝”)； (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各 1.0 mol ，反应经过10 min 后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)＝________，CO 的平衡转化率＝________。
高二化学《水的电离》知识点汇总
高二化学《水的电离》知识点汇总高二化学《水的电离》知识点汇总一、水的离子积纯水大部分以H2的分子形式存在，但其中也存在极少量的H3+(简写成H+)和H-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。
水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。
水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水的离子积常数，记做。
只与温度有关，温度一定，则值一定。
温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。
对于纯水说，在任何温度下水仍然显中性，因此(H+)=(H&ar;)，这是一个容易理解的知识点。
当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。
此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。
但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。
二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。
H+和H&ar;共存，只是相对含量不同而已。
溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。
无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的H&ar;均能使H2<=>H&ar; + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。
盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHS4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电离程度增大。
三、水的电离度的计算计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。
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。
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
水的电离平衡和酸碱指示剂
水的电离平衡和酸碱指示剂一、水的电离平衡1.电离：电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。
2.水的电离：水分子自发地分解为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻）的过程。
3.水的电离平衡：水分子电离成氢离子和氢氧根离子的平衡状态，表示为：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻。
4.离子积常数（Kw）：水溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度乘积，其值为1.0×10⁻¹⁴（25℃时）。
5.影响水的电离平衡的因素：a.温度：升高温度，水的电离程度增大。
b.酸碱：加入酸或碱，水的电离程度减小。
c.盐类：加入某些盐类，水的电离程度增大。
二、酸碱指示剂1.定义：酸碱指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性发生颜色变化的物质。
a.有机指示剂：如酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
b.无机指示剂：如石蕊、氢氧化钠、硫代硫酸钠等。
2.酸碱指示剂的选择：根据指示剂的变色范围和溶液的预期pH值选择合适的指示剂。
3.变色原理：指示剂分子中的某些原子或原子团在酸碱环境中发生结构变化，导致颜色变化。
4.使用方法：a.准确称取一定质量的指示剂。
b.将指示剂溶解在适当的溶剂中（如酒精、水等）。
c.用滴定管或移液器将溶液滴加到待测溶液中。
d.观察溶液的颜色变化，并根据指示剂的变色范围判断溶液的酸碱性。
请注意，以上内容仅供参考，具体学习请结合课本和教材。
习题及方法：1.习题：某溶液的pH为8.0，请判断该溶液是碱性还是酸性，并说明理由。
根据pH的定义，pH = -log[H⁺]，当pH > 7时，溶液为碱性；当pH < 7时，溶液为酸性。
题目中给出的溶液pH为8.0，大于7，因此该溶液是碱性。
2.习题：向等体积的0.1mol/L NaOH溶液和0.1mol/L HCl溶液中分别加入酚酞指示剂，观察溶液颜色变化，并判断反应后的溶液酸碱性。
NaOH与HCl反应生成水和氯化钠NaCl，反应方程式为：NaOH + HCl → NaCl + H₂O。
水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离平衡
• 引言 • 弱电解质的电离平衡概念 • 电离平衡常数 • 电离平衡的移动 • 实例分析 • 总结与思考
01
引言
主题简介
弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质称 为弱电解质，如醋酸、氨水等。
电离平衡
弱电解质在一定条件下达到平衡 状态，此时正逆电离速率相等， 溶液中离子浓度保持不变。
氨水的电离平衡
总结词
氨水是一种弱碱，在水溶液中存在电离平衡，其电离平衡常数称为氨水电离常数。
详细描述
氨水在水溶液中部分电离为氢氧根离子和铵根离子，同时存在一个电离平衡状态。氨水的电离平衡常数Kₐ表示在 一定温度下，氨水电离达到平衡时，氢氧根离子浓度与铵根离子浓度的乘积与溶液中未电离的氨分子浓度的比值。
电离平衡常数的大小反映了弱电解质 电离程度的大小，Ka越大，表示弱电 解质越容易电离。
电离平衡常数的计算
电离平衡常数是通过实验测定的，通常给出的是标准电离平衡 常数，即在标准温度（25℃）和标准压力（1大气压）下的数 值。
电离平衡常数的计算公式为：Ka = [C(H+)]^2 / [C(电解质)]， 其中C(H+)和C(电解质)分别为溶液中氢离子和电解质的浓度。
04
电离平衡的移动
电离平衡的移动规律
弱电解质在水溶液中存在电离 平衡，当条件改变时，电离平 衡会发生移动。
移动规律遵循勒夏特列原理， 即当外界条件改变时，平衡会 向减弱这种改变的方向移动。
在弱电解质的电离平衡中，改 变温度、浓度、压力等条件， 都会引起电离平衡的移动。
浓度对电离平衡的影响
浓度对电离平衡的影响主要表现 在弱电解质浓度与电离度的关系
电离平衡常数的意义
高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结
水溶液中的离子平衡§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质下列说法中正确的是（ ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电 下列说法中错误的是（ ） A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）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）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由。
水溶液中的离子平衡专题17道高考题答案详解和要点提示
第一部分：弱电解质的电离平衡1. (海南化学卷第6题，3分)已知室温时，O.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是A .该溶液的pH=4C •此酸的电离平衡常数约为 1 X10-71•答案：B10c(H+)=c(OH-)=1 10 ，由HA电离出的c(H+)约为水电离出的要点1 : 一元弱酸的电离方程式为HA -------- H+ +A-;溶液中的c(H+)=c(HA) •;溶液的pH= - lg {c(H +)}要点2 :一元弱酸的电离方程式为HA -------- 1H+ +A-，此酸的电离平衡常数• c(H)平衡?c(A )平衡{c(HA)? } ?{c(HA)? }小人、K c( HA) -----------c(HA)平衡c(HA)?(1 ) (1 )要点3 :一元弱酸的电离方程式为HA H+ +A-,由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍数关c(H)溶液c(HA)? c(HA) ?c(H )水c(OH)水Kwc(H )溶液B •升高温度，溶液的pH增大D .由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍详解：0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，说明HA是弱酸，其电离方程式为HA ------- 1H+ +A-;c(H+)=c(HA)4 丄0.1mol/L 0.1% 1 10 mol / L , pH=-lg{c(H +)}=4,A 不符合题意；HA 是弱酸，弱酸的电离是吸热的，升温促进电离，电离度增大，c(H+)随之增大，lg{c(H+)}也增大，-lg{c(H +)}减小，pH减小，B符合题意；电离平衡时c(A -)= c(H +)= 1 10 4 mol / L ,c(HA)=0.1mol/L- 1 10 4 mol/L 〜0.1mol/L;此酸的电离平衡常数K c(H)?c(A)c(HA)1 1041 1040.11 107,C不符合题意；酸的存在抑制了水的电离，使得水电离出来的c(H+)=c(OH-)远小于1 10 7 mol/L,酸电离出来的c(H +)= 1410 4 mol / L远大于水电里出来的c(H+)，溶液中的c(H+)可以忽略水电离出来的c(H+);溶液中的c(H +)= 1 10 4mol / L ,KW c(H ) ?c(OH );1 10 14 1 10 4c(OH );c(OH ) 1 10141 1041 1010,水电离出来的c(H+)的106倍,D不符合题意。
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。
高中化学必修课----水溶液中的离子平衡全章知识讲解及巩固练习题(含答案解析)
高中化学必修课----水溶液中的离子平衡全章知识讲解及巩固练习题（含答案解析）【学习目标】1、理解水的离子积常数的含义，并能应用其进行水溶液中的有关简单计算；2、知道测定溶液pH的方法，能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，知道酸、碱电离理论；3、认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的因素；4、能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀生成、转化、溶解的本质；5、知道离子反应发生的条件，会简单地判断离子反应能否发生；6、掌握酸碱中和滴定的原理和方法。
【知识网络】【要点梳理】要点一、溶液中的三种平衡1、弱电解质的电离平衡。
弱电解质的电离是一个可逆过程，溶液中未电离的电解质分子和已电离的离子处于平衡状态。
电离平衡是动态平衡，当浓度、温度等条件发生变化时，平衡就向着能够使这种变化减弱的方向移动。
影响电离平衡的因素有很多，如温度、浓度、酸碱度等。
弱电解质的电离是吸热的，故升高温度有利于弱电解质的电离。
浓度越大，弱电解质电离生成的离子碰撞的机会越多，越容易结合生成弱电解质分子，故电离程度越小。
弱电解质的电离还受酸碱度、同离子效应等影响。
2、盐类的水解平衡。
和化学平衡一样，盐类水解也存在水解平衡，影响水解平衡的主要因素有：①温度：升高温度有利于水解，水解可看作是中和的逆过程。
②浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
③酸碱度：水解显酸性的盐加酸抑制水解，加碱促进水解；水解显碱性的盐加碱抑制水解，加酸促进水解。
3、难溶电解质的溶解平衡。
物质溶解性的大小是相对的，绝对不溶的物质是没有的。
在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即达到溶解平衡状态。
难溶电解质的溶解平衡也是有条件的，条件变化，平衡被破坏。
通过条件的变化可以使沉淀生成、沉淀溶解，也可以使沉淀转化。
分析如下：①沉淀生成的条件是Q c＞K sp。
②沉淀溶解的条件是Q c＜K sp。
③沉淀的转化(生成更难溶的物质)。
在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质。
(完整版)水溶液中的离子平衡知识点
【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。
舅达我二对一元開隈HAJI\H”②忒皆）•OH2UO3[T对■丿亡刃为at BOH:B<Hi--u*on②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。
水的电离平衡 讲义 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1+
授课主题水的电离平衡教学目的1、认识水的电离存在电离平衡，掌握水的电离平衡的影响因素，知道水的离子积常数2、认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法3、能进行pH的简单计算，并能计算各类混合溶液的pH重、难点溶液pH的计算教学内容课程导入【知识点讲解一】：水的电离一、水的电离1、水的电离：水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－2、水的电离平衡常数：)()()(2OH c OHcHcK —电离•=+因为水的电离极其微弱，在室温下1L纯水(即55.6 mol)只有1×10－7mol H2O电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，因此c(H2O)可以视为常数，上式可表示为：c(H+)·c(OH—)＝K电离·c(H2O)。
其中常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K W，即K W= c(H＋)· c(OH—) 3、水的离子积常数(K W)(1)表达式：K W＝c(H＋)·c(OH－)，25℃时，K W＝1.0×10－14(2)影响因素：只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1.0×10-144、外界条件对水的电离平衡的影响(1)温度(升高温度，促进水的电离)：水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向右移动，电离程度增大，c(H＋)和c(OH―)同时增大，K W增大，但由于c(H＋)和c(OH－)始终保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、碱或强酸的酸式盐(抑制水的电离)：向纯水中加入酸或NaHSO4、碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小(3)含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐(促进水的电离)：在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大(4)加入活泼金属(促进水的电离)：向纯水中加入金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离H2O H＋＋OH－ΔH>0改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入HCl(g) 左移增大减小减小不变加入NaOH(s) 左移减小增大减小不变加入NaHSO4(s) 左移增大减小减小不变加入金属Na 右移减小增大增大不变5、水的离子积适用范围：K W不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液，不管是哪种溶液，由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等6、水的离子积表达式的应用：在水溶液中，均存在水的电离平衡，因此在表达式中，c(H＋)、c(OH―)表示整个溶液总物质的量浓度，K W＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)纯水中：K W＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：K W＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水电离出的H＋即：K W＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的HCl中，c(H＋)酸＝，c(H＋)水＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________(3)碱溶液中：K W＝c(H＋)水·[c(OH－)碱＋c(OH－)水]，由于c(OH－)碱>>c(OH－)水，故忽略水电离出的OH－即：K W＝c(H＋)水·c(OH－)碱，但由水电离出来的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：计算25℃，0.1mol/L的NaOH中，c(H＋)水＝，c(OH－)碱＝，c(OH－)水＝，由水电离出的c(H＋)水·c(OH－)水＝____________【微点拨】①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等②对于酸、碱、盐的稀溶液中，c(H2O)也可认为是定值。
水溶液中的电离平衡复习专题印刷版
《水溶液中的电离平衡》复习专题(基础篇)一、弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡：电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(但不是所有的都减小！)(2)温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
2.电离常数(电离平衡常数)以CHCOOH为例，K = C6喏%,，)，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只3c (CH3COOH)与温度有关。
对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K「K2、K3,它们的关系是K1》K2》K3,因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。
二、溶液酸碱性规律与pH计算方法(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。
(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2. pH的计算方法(1)基本方法思路：先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：①若溶液为酸性，先求c(H+),再求pH。
②若溶液为碱性，先求c(OH-),再由c(H+)= 忐｝求出c(H+),最后求pH。
(2)稀释后溶液的pH估算①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。
②弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a<pH<a+n。
③强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b—n。
④弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b—n<pH<b。
⑤酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。
酸不能大于7,碱不能小于7。
③以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。
专题练习 水溶液中的离子平衡及答案解析
水溶液中的离子平衡1．写出下列电解质在水溶液中的电离方程式NaHCO3__________________________HCl____________________________CH3COOH_________________________Fe（OH）3_______________________．【答案】NaHCO 3=Na++HCO3﹣HCl=H++Cl﹣CH3COOH CH3COO﹣+H+Fe（OH）3Fe3++3OH﹣．【解析】碳酸氢钠会完全电离为钠离子和碳酸氢根离子，所以电离方程式为：NaHCO3=Na++HCO3－。
HCl是强酸应该发生不可逆电离，得到氢离子和氯离子，所以方程式为：HCl=H++Cl﹣。
醋酸是弱酸，应该发生可逆电离，得到醋酸根离子和氢离子，方程式为：CH 3COOH CH3COO﹣+H+。
氢氧化铁是弱碱，应该发生可逆电离得到铁离子和氢氧根离子（注意不分步），所以方程式为：Fe（OH）3Fe3++3OH﹣。
2．化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。
已知在氨水中存在下列平衡:NH3+H2ONH3·H2O NH4＋+OH-（1）向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向____移动，OH-的浓度____(填“增大”“减小”或“不变”，下同)， NH4＋的浓度____。
（2）向氨水中加入浓盐酸，平衡向____移动。
（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向____移动。
【答案】右减小增大右左【解析】（1）向氨水中加入MgCl2固体时，镁离子与氢氧根离子反应得到氢氧化镁沉淀，因为氢氧根离子浓度减小，反应平衡向右移动，随着平衡向右，电离出更多的铵根离子，所以铵根离子浓度增大。
虽然平衡向右，但是根据勒夏特列原理，氢氧根的浓度还是要减少。
（2）向氨水中加入浓盐酸，盐酸中的氢离子与氨水电离的氢氧根离子中和，随着氢氧根离子浓度减小，平衡向右移动。
（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，会增大氢氧根离子浓度，使平衡向左移动。
2019高考化学 第8章(水溶液中的离子平衡)第2节 水的电离和溶液的酸碱性 考点(1)水的电离讲与练(含解析
第八章水溶液中的离子平衡李仕才第二节水的电离和溶液的酸碱性考点一水的电离1．水的电离平衡水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H2O＋H23O＋＋OH－，可简写为H2H ＋＋OH－。
2．水的离子积常数(1)概念：在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
(2)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(3)数值：室温下：K w＝1×10－14。
(4)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，K w增大。
3．关于纯水的几个重要数据4．水的电离平衡的影响因素(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。
(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。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变。
( ×)2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。
( ×)3．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于100 ℃时NaCl溶液的K w。
( ×)4．由水电离的c(H＋)＝1×10－14mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HCO－3能大量共存。
( ×)5．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)中H＋与OH－一定是水电离出来的。
( ×) 6．25 ℃，pH相同的氢氧化钠溶液与醋酸钠溶液，水电离出的c(OH－)前者小于后者。
( √)7．25 ℃时，0.10 mol·L－1NaHCO3溶液加水稀释后，c(H＋)与c(OH－)的乘积变大。
( ×) 8．向水中加入少量硫酸氢钠固体，促进了水的电离，c(H＋)增大，K w不变。
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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。
例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。
A ．CH 3COOHB ．Cl 2C ．NH 4HCO 3D ．SO 2例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。
其中属于电解质的是 ；属于非电解质的是 ；属于强电解质的是 ；属于弱电解质的是 。
导电性强弱离子浓度 离子所带电荷溶液浓度电离程度例3：(全国高考题)甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（）。
A．1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B．甲酸以任意比与水互溶C．10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液完全反应D．在相同条件下，甲酸溶液的导电性比一元强酸溶液的弱二、弱电解质的电离平衡1、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：越稀越电离在醋酸的电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)变小加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但电离程度变小⑵温度：T越高，电离程度越大⑶同离子效应加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
⑷化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离方向移动。
以电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：加醋酸铵(s)向左减小减少增多增多减小增强减小加金属Mg向右减小减少增多增多增多增强增大加CaCO3(s)向右减小减少增多增多增多增强增大例1：（南昌测试题）在CH3COOH CH3COO-+H+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（）。
A．加NaOH(s) B．加浓盐酸C．加水D．加热例2：(全国高考题)用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）。
A．c(OH-)/c(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/c(OH-) C．c(OH-)D．n(OH-)3、电离方程式的书写⑴强电解质用=，弱电解质用⑵多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。
H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++CO32-，以第一步电离为主。
⑶弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。
NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H++CO32-⑷强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。
熔融状态时：NaHSO4=Na++HSO4—溶于水时：NaHSO4=Na++H++SO42—例3：在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
请回答：（1）“O”点导电能力为0的理由是_________________。
（2）a、b、c三点处，溶液的c(H+)由小到大的顺序为___________。
（3）a、b、c三点处，电离程度最大的是____________。
（4）若要使c点溶液中c(Ac-)增大，溶液c(H+)减小，可采取的措施是：①，②，③。
三、水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离H2O+H2O H3O++OH-，通常简写为H2O H++OH-；ΔH>025℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L⑵影响水的电离平衡的因素①温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，K W增大，但c(H+)和c(OH-)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH-)从1×10-7mol/L增大到1×10-6mol/L(pH变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H+或OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W不变。
在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
K W=c(H+)·c(OH-)，25℃时，K W=1×10-14(无单位)。
①K W只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W增大。
25℃时K W=1×10-14，100℃时K W约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W就不变。
⑷水电离的离子浓度计算例1：在25°C时，浓度为1×10-5mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？酸：C(OH—)溶液= C(OH—)水碱：C(H+)溶液= C(H+)水盐：酸性C(H+)溶液= C(H+)水碱性C(OH—)溶液= C(OH—)水例2：(西安测试题)在25℃时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12mol/L，则该溶液的pH 可能是（）。
A．12 B．7 C．6 D．2例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12 mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-c(H+)比值是：例4：在25°C时，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水电离出的．．．．2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。
在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)>c(OH-), c(H+)>1×10-7mol/L；碱性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7-mol/L。
思考：c(H+)>1×10-7mol/L （pH<7）的溶液是否一定成酸性？3、溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH越大。
思考：1、甲溶液的pH是乙溶液的2倍，则两者的c(H+)是什么关系？2、pH<7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。
）⑶pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。
即pH 范围通常是0～14。
当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
⑷溶液pH的测定方法②pHpH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH 测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。
③pH计法：精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c）酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算①由强酸强碱浓度求pH②已知pH求强酸强碱浓度例5：同浓度同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？同pH同体积的HCl、H2SO4、HAc中c(H+)、中和NaOH量及与Zn反应快慢和H2产量比较？⑵加水稀释计算①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。