2019年高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析).doc
2019高考化学二轮复习专题1： 水溶液中的离子平衡 热门考点+精选题目+高考真题pdf学生版
2019高考化学二轮复习水溶液中的离子平衡1．了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。
2．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，水的离子积常数。
5．了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
7．了解难溶电解质的溶解平衡。
8.了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。
COOH大，电离程度越大，相应酸强碱pH“”COOH OH-H3Cu2H电离度实质上是平衡转化率的一种。
电离度表示弱电解质在水中的电离程度。
温度五、电解质溶液中的粒子观物料守恒O电离的氢离子和氢氧根离子浓度相等。
在Na2CO中水电离出OH－和H＋，其中水电离产生的H＋以H＋、HCO三种形式存在于溶液中，则有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)水溶液中质子守恒式可表示为：(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋子守恒的关系式也可以由电荷守恒与物料守恒推导得到。
“”O NHO HCOO HO Cu(OH)Al(OH)Al(OH)O HO Fe(OH)O Al(OH)O Fe(OH)O HO Al(OH)HCO)TiO溶液中，加入少量考点一弱电解质的电离平衡典例1：【2017年高考浙江卷】室温下，下列事实不能说明NH3•H2O为弱电解质的是（）A. 0.1 mol•L﹣1 NH3•H2O的pH小于13B. 0.1 mol•L﹣1 NH4Cl的pH小于7C. 相同条件下，浓度均为0.1 mol•L﹣1 NaOH溶液和氨水，氨水的导电能力弱D. 0.1 mol•L﹣1 NH3•H2O能使无色酚酞试液变红色对点模拟1．常温下，HA为一元弱酸。
已知溶液中HA、A-的物质的量分数δ随溶液pH变化的曲线如右图所示。
向10mL0.1mol/LHA溶液中，滴加0.1mol/LNaOH溶液x mL。
2019年高考化学二轮复习专题10电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)
专题10 电解质溶液与离子平衡考向一弱电解质的电离与水的离子积（1）考纲要求1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
了解电解质的概念。
了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法。
能进行pH的简单计算。
（2）命题规律水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和pH的计算是高考化学中的热点内容。
电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。
抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。
【例1】【2018天津卷】LiH2PO4是制备电池的重要原料。
室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始（H2PO4–）的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分数δ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，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4【答案】D【解析】分析：本题考查电解质溶液的相关知识。
应该从题目的两个图入手，结合磷酸的基本性质进行分点睛：本题中随着c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH有一定的下降，但是达到一定程度后就基本不变了。
主要是因为H2PO4–存在电离和水解，浓度增大电离和水解都会增加，影响会互相抵消。
【例2】【2018天津卷】CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。
回答下列问题：（1）CO2可以被NaOH溶液捕获。
若所得溶液pH=13，CO2主要转化为______（写离子符号）；若所得溶液c(HCO3−)∶c(CO32−)=2∶1，溶液pH=___________。
2019年高考化学二轮复习专题10电解质溶液与离子平衡(测)(含解析)
专题10 电解质溶液与离子平衡总分 100分时间 45分钟班级 _______ 学号 _______ 得分_______一、选择题（本题包括10小题，每小题只有一个选项符合题意，每小题5分，共50分）1．【哈尔滨六中2019届高三上学期期中】下列有关水电离情况的说法正确的是（）A．25℃，pH=12 的烧碱溶液与纯碱溶液，水的电离程度相同B．其它条件不变，CH3COOH溶液在加水稀释过程中，c(OH－)/c(H＋)一定变小C．其它条件不变，稀释氢氧化钠溶液，水的电离程度减小D．其它条件不变，温度升高，水的电离程度增大，Kw 增大【答案】D【解析】A.酸或碱抑制水的电离，含弱离子的盐促进水的电离，NaOH是强碱，Na2CO3是强碱弱酸盐，则2．【河北辛集中学2019届高三上学期期中】室温下，关于浓度均为0.1mol•L﹣1的盐酸和醋酸溶液，下列说法不正确的是（）A．分别加水稀释10倍后，醋酸的pH大B．两者分别与形状大小完全相同的Zn发生反应，开始时盐酸中反应速率快C．等体积的两溶液分别与相同浓度的NaOH溶液反应至中性，盐酸消耗的NaOH溶液体积大D．等体积的两种溶液分别与足量的Zn发生反应，醋酸中产生的H2多【答案】D【解析】A项、加水稀释100倍后，盐酸溶液的pH增大2各单位，醋酸是弱酸，氢离子浓度小，P H大于盐酸，故A正确；B项、、体积相同，浓度均为0.1mol•L-1的盐酸和醋酸两种溶液中，醋酸是弱电解质存在电离平衡，溶液中的氢离子浓度小于盐酸中的氢离子浓度，所以加入锌时，盐酸的反应速率要快于醋酸，故B正确；C项、若等体积的两溶液分别与相同浓度的NaOH溶液恰好中和，盐酸反应生成氯化钠，溶液pH=7，醋酸反应生成醋酸钠，醋酸钠发生水解反应使溶液pH＞7，则反应至中性时，醋酸不能完全反应，必有盐酸消耗的NaOH溶液体积大于醋酸，C正确；D项、体积相同，浓度均为0.1mol•L-1的盐酸和醋酸两种溶液溶质物质的量相同，都是一元酸，和Zn反应生成H2相同，故D错误。
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3.溶液的pH计算方法： （1）单一溶液的pH计算： 先求出溶液的H+浓度或OH-浓度，再代入公式计算。 pH＝－lgc(H＋) pH＝14＋lgc(OH-)（常温） ①强酸（HnA）溶液： 若浓度为a mol·L-，c(H+)=nc mol·L-，pH=-lgna ②强碱（B(OH)n）溶液： 若B(OH)n浓度为b mol·L-，c(OH-)=nbmol·L-， pH＝14＋lgc(OH-)=14+lgnb
c(H ) c(H )酸V酸 c(OH )碱V碱 V酸 V碱
pH＝－lgc(H＋)
c(OH ) c(OH )碱V碱 c(H )酸V酸 V酸 V碱
pH＝14＋lgc(OH-)
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【链接高考】
1.(2007-全国卷I)室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是
H2S⇌H++HS- HS- ⇌H++S2c.强中有弱：
NaHCO3=Na++HCO3- HCO3-⇌H++CO32-
3.电离平衡常数：
当弱电解质达到电离平衡时，电解质电离出的 离子浓度的幂之积与其浓度之比，就是电离平衡常数， 简称电离常数。 CH3COOH⇌H++CH3COO- Ka
NH3∙H2O⇌NH4++OH-
醋酸比较： ①H+ 浓度：盐酸大于醋酸 。 ②溶液pH：盐酸小于醋酸。 ③导电能力：盐酸的导电能力强。等体积稀
释后还是盐酸的导电能力强。
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2019高考化学第8章(水溶液中的离子平衡)第1考点(1)弱电解质的电离平衡讲与练(含解析)
亲爱的同学：这份试卷将再次记录你的自信、沉着、智慧和收获，我们一直投给你信任的目光……水溶液中的离子平衡李仕才第一节弱电解质的电离平衡考点一弱电解质的电离平衡1．强电解质和弱电解质比较2.弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征(也适用于勒夏特列原理)(3)电离平衡的影响因素①内因：由弱电解质本身的结构或性质决定，电解质越弱，其电离程度越小。
②影响电离平衡的外界条件a．温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
b．浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
c．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
d．加入能与弱电解质电离产生的离子发生反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。
(4)电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡以CH33COO－＋H＋ΔH>0为例：判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．强电解质的溶液一定比弱电解质的溶液导电性强。
( ×)2．易溶性强电解质的溶液中不存在溶质分子。
( √)3．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物。
( ×)4．AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电，故AgCl是弱电解质，CH3COOH 是强电解质。
( ×)5．由0.1 mol·L－1氨水的pH为11，可知溶液中存在NH3·H2＋4＋OH－。
( √) 6．弱电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度一定相等。
( ×) 7．冰醋酸和0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释时溶液导电能力的变化如图。
( √)1．影响电离平衡移动的因素可以简记为：越强越电离、越热越电离和越稀越电离。
2019年高考化学二轮复习专题10电解质溶液与离子平衡(练)(含解析)
专题10 电解质溶液与离子平衡1．【2018新课标3卷】用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-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0.0400 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：B．由于K SP(AgCl)极小，所以向溶液滴加硝酸银就会有沉淀析出，溶液一直是氯化银的饱和溶液，所以c(Ag+)·c(Cl-)＝K SP(AgCl)，选项B正确。
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，将点睛：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。
这种滴定的理论终点都应该是恰好反应的点，酸碱中和滴定是酸碱恰好中和，沉淀滴定就是恰好沉淀，这样就能判断溶液发生改变的时候，滴定终点如何变化了。
2．【2017新课标3卷】在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl -会腐蚀阳极板而增大电解能耗。
可向溶液中同时加入Cu 和CuSO 4，生成CuCl 沉淀从而除去Cl -。
根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是 （ ）A ．SP(CuCl)K 的数量级为710-B ．除Cl -反应为Cu+Cu 2++2Cl -=2CuClC ．加入Cu 越多，Cu +浓度越高，除Cl -效果越好D ．2Cu +=Cu 2++Cu 平衡常数很大，反应趋于完全【答案】C【解析】A ．K sp (CuCl)=c(Cu +)·c(Cl －)，在横坐标为1时，纵坐标-1(Cu )lg mol L c +⋅大于－6，小于－5，【名师点睛】本题考查溶度积常数的计算及平衡的移动，难点是对溶液中平衡时相关离子浓度的关系图的理解，通过图示可以提取出K sp (CuCl)，2Cu ＋Cu 2＋＋Cu 的平衡常数，并且要注意在化学平衡中纯物质对反应无影响。
2019年高考化学真题分类汇编专题10 水溶液中的离子平衡(原卷版)
专题10 水溶液中的离子平衡1．[2019新课标Ⅰ]NaOH 溶液滴定邻苯二甲酸氢钾（邻苯二甲酸H 2A 的a1=1.1×10−3 ，a2=3.9×10−6）溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b 点为反应终点。
下列叙述错误的是A ．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B ．Na +与A 2−的导电能力之和大于HA −的C ．b 点的混合溶液pH=7D ．c 点的混合溶液中，c (Na +)>c (+)>c (OH −)2．[2019新课标Ⅱ]绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。
硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。
下列说法错误的是A ．图中a 和b 分别为T 1、T 2温度下CdS 在水中的溶解度B ．图中各点对应的sp 的关系为：sp (m)=sp (n)<sp (p)<sp (q)C ．向m 点的溶液中加入少量Na 2S 固体，溶液组成由m 沿mpn 线向p 方向移动D ．温度降低时，q 点的饱和溶液的组成由q 沿qp 线向p 方向移动3．[2019新课标Ⅲ]设N A 为阿伏加德罗常数值。
关于常温下pH=2的H 3PO 4溶液，下列说法正确的是A ．每升溶液中的H +数目为0.02N AB ．c (H +)= c (42H PO -)+2c (24HPO -)+3c (34PO -)+ c (OH −) C ．加水稀释使电离度增大，溶液pH 减小 D ．加入NaH 2PO 4固体，溶液酸性增强4．[2019北京]实验测得0.5 mol·L −1CH 3COONa 溶液、0.5 mol·L −1 CuSO 4溶液以及H 2O 的pH 随温度变化的曲线如图所示。
下列说法正确的是A ．随温度升高，纯水中c (H +)>c (OH −)B ．随温度升高，CH 3COONa 溶液的c (OH −)减小C ．随温度升高，CuSO 4溶液的pH 变化是w 改变与水解平衡移动共同作用的结果D ．随温度升高，CH 3COONa 溶液和CuSO 4溶液的pH 均降低，是因为CH 3COO −、Cu 2+水解平衡移动方向不同5．[2019天津]某温度下，2HNO 和3CH COOH 的电离常数分别为45.010-⨯和51.710-⨯。
高中化学二轮总复习课后习题 专题突破练10 水溶液中的离子平衡(A)
专题突破练十水溶液中的离子平衡(A)一、选择题1.对于0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液,下列说法正确的是( )。
A.加入NaOH固体,溶液pH减小B.升高温度,溶液中c(OH-)增大C.稀释溶液,溶液中c(H+)减少D.c(Na+)+c(H+)=c(HC O3-)+c(C O32-)+c(OH-)2.已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离平衡常数(25 ℃),若已知下列反应可以发生:NaCN+HNO2HCN+NaNO2、NaCN+HF HCN+NaF、NaNO2+HF HNO2+NaF。
由此可判断下列叙述不正确的是( )。
A.K(HF)=7.2×10-4B.K(HNO2)=4.6×10-4C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序:HF>HCN>HNO2D.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF)3.为研究沉淀的生成及转化,同学们进行下图所示实验。
下列关于该实验的分析不正确的是( )。
A.①中产生白色沉淀的原因是c(Ag+)·c(SCN-)>K sp(AgSCN)B.①中存在平衡:AgSCN(s)Ag+(aq)+SCN-(aq)C.②中无明显变化是因为溶液中的c(SCN-)过低D.上述实验不能证明AgSCN向AgI沉淀转化反应的发生4.室温时,下列有关电解质溶液的说法正确的是( )。
A.pH相等的HNO3和HCN两种酸溶液中,c(N O3-)>c(CN-)B.NaHB溶液呈酸性,可推知H2B在水中不能完全电离C.往NH4Cl溶液中加入镁粉,可生成两种气体D.Na2CO3溶液中通入CO2所得的中性溶液中:c(Na+)=2c(C O32-)5.下列关于电解质溶液的说法中错误的是( )。
A.等浓度、等体积的HCOOH溶液与HCOONa溶液混合后pH<7:c(HCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)B.新制氯水中:c(ClO-)+c(HClO)=c(Cl-)(H2S),则同浓度的NaHS和NaF溶液的pH:NaHS>NaF C.已知K a(HF)>K a1D.Na2CO3与NaHCO3的混合溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC O3-)+c(C O32-)6.(双选)已知AG=lg c(H +)c(OH-)。
高考专题11 水溶液中的离子平衡(教学案)-2019年高考化学二轮---精校解析Word版
1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数。
3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
5.了解难溶电解质的溶解平衡。
了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。
水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。
②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。
③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。
④电解质溶液中离子浓度的大小比较。
⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。
此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
一、电解质1.强、弱电解质与物质分类的关系2.强、弱电解质与化学键的关系一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。
而含弱极性键的共价化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。
但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。
3.弱电解质的判断在中学化学电解质溶液这一知识点的学习中，常常需要根据一些性质对强弱电解质进行有关判断和分析，属于高考的热点。
现以弱酸为例进行分析，常见的判断方法有：（1）测定已知物质的量浓度的弱酸的pH。
人教版高中化学高考专题10 水溶液中的离子平衡(解析版)
专题10 水溶液中的离子平衡1．[2019新课标Ⅰ]NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾（邻苯二甲酸H2A的K a1=1.1×10−3 ，K a2=3.9×10−6）溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。
下列叙述错误的是A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B．Na+与A2−的导电能力之和大于HA−的C．b点的混合溶液pH=7 D．c点的混合溶液中，c(Na+)>c(K+)>c(OH−) 【答案】C邻苯二甲酸氢钾为二元弱酸酸式盐，溶液呈酸性，向邻苯二甲酸氢钾溶液中加入氢氧化钠溶液，两者反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，溶液中离子浓度增大，导电性增强，邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠为强碱弱酸盐，邻苯二甲酸根在溶液中水解使溶液呈碱性。
【详解】A项、向邻苯二甲酸氢钾溶液中加入氢氧化钠溶液，两者反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，溶液中Na+和A2—的浓度增大。
由图像可知，溶液导电性增强，说明导电能力与离子浓度和种类有关；B项、a点和b点K+的物质的量相同，K+的物质的量浓度变化不明显，HA—转化为A2—，b点导电性强于a 点，说明Na+和A2—的导电能力强于HA—，故B正确；C项、b点邻苯二甲酸氢钾溶液与氢氧化钠溶液恰好完全反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，邻苯二甲酸钾为强碱弱酸盐，A2—在溶液中水解使溶液呈碱性，溶液pH＞7，故C错误；D项、b点邻苯二甲酸氢钾溶液与氢氧化钠溶液恰好完全反应生成等物质的量的邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，溶液中c（Na+）和c（K+）相等，c点是继续加入氢氧化钠溶液后，得到邻苯二甲酸钾、邻苯二甲酸钠、氢氧化钠的混合溶液，则溶液中c（Na+）＞c（K+），由图可知，a点到b点加入氢氧化钠溶液的体积大于b 点到c点加入氢氧化钠溶液的体积，则溶液中c（K+）＞c（OH—），溶液中三者大小顺序为c（Na+）＞c（K+）＞c（OH—），故D正确。
专题10电解质溶液与离子平衡2019年高考化学二轮复习讲练测含解析(1)
考向一弱电解质的电离与水的离子积（1）考纲要求1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
了解电解质的概念。
了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法。
能进行pH的简单计算。
（2）命题规律水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和pH的计算是高考化学中的热点内容。
电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。
抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。
【例1】【2018天津卷】LiH2PO4是制备电池的重要原料。
室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始（H2PO4–）的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分数δ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，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4【答案】D【解析】分析：本题考查电解质溶液的相关知识。
应该从题目的两个图入手，结合磷酸的基本性质进行分点睛：本题中随着c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH有一定的下降，但是达到一定程度后就基本不变了。
主要是因为H2PO4–存在电离和水解，浓度增大电离和水解都会增加，影响会互相抵消。
【例2】【2018天津卷】CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。
回答下列问题：（1）CO2可以被NaOH溶液捕获。
若所得溶液pH=13，CO2主要转化为______（写离子符号）；若所得溶液c(HCO3−)∶c(CO32−)=2∶1，溶液pH=___________。
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2019年高考化学二轮复习专题10 电解质溶液与离子平衡（讲）（含解析）考向一弱电解质的电离与水的离子积（1）考纲要求1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
了解电解质的概念。
了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法。
能进行pH的简单计算。
（2）命题规律水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。
抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。
【例1】【2016年高考上海卷】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．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红【答案】B【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。
【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。
以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。
【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合．．．．的是（）A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线【答案】A一、弱电解质及其电离1．弱电解质的电离平衡（1）电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
（2）电离平衡的特征：（3）影响因素（以CH 3COOHCH 3COO －+ H +为例）①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H +)增大，c (H +)减小 ②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH 3COONa 能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。
2．电离平衡常数（K ）----弱电解质电离程度相对大小一种参数 （1）电离平衡常数的表达式 对于一元弱酸 HAH ++A -，平衡时，)()()(HA c A c H c K -+⋅=对于一元弱碱 MOHM ++OH -，平衡时，)()()(MOH c OH c M c K -+⋅=（2）多元弱酸的电离多元弱酸的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。
（3）电离平衡常数的化学含义相同条件下，K 值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。
（4）影响电离平衡常数的因素：K 值只随温度变化，升温，K 值增大。
二、水的电离和溶液的pH 1．水的离子积 （1）定义H 2O = H ++OH - ；△H ＞0，K W =c (H +)·c (OH -)室温下纯水中：c (H ＋)＝c (OH －)＝1.0×10－7_mol/L ，pH ＝7，呈中性。
（2）性质①溶液中H 2O 电离产生的c (H +)=c (OH -)②在溶液中，K w 中的c (OH -)、c (H +)指溶液中总的离子浓度。
酸溶液中c (H +)= c (H +)(酸)+c (H +)(水)≈c (H +)(酸)，c (H +)(水)=c (OH -)； 碱溶液中c (OH -)=c (OH -)(碱)+ c (OH -)(水) ≈c (OH -)(碱)，c (OH -)(水)=c (H +)；盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。
（3）水的电离平衡的影响因素①温度：升高温度，促进水的电离，K W增大；降低温度，抑制水的电离，K W减小。
②酸、碱：抑制水的电离。
③可水解的盐：促进水的电离。
2．溶液的pH（1）定义pH=－lgH+]，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中H+]或OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
（2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系（3）有关pH的计算①酸溶液中，K w=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)；碱溶液中，K w=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)= c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。
②强酸、强碱溶液稀释的计算强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lg n(n为稀释的倍数)强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lg n(n为稀释的倍数)酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。
pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。
③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算酸过量→c(H+)→pH恰好完全反应，pH=7碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH【例1】【百强校·2016届福建师大附中三模】常温下，向1L0.1mol/L H2A溶液中逐滴加入等浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中正确的是（）A．H2A的电离方程式为：B．0.1mol/LNaHA溶液中存在c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)＝0.1mol/LC．常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后溶液pH=3.0D. pH=4.0时，图中n(HA－)约为0.0091mol【答案】D时HA－与A2－的物质的量相等，常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后HA－与A2－的物质的量不一定相等，则溶液pH不一定等于3.0，C错误；D、根据C点可知HA－的电离常数是10－3，则pH＝4时，设溶液中HA－的物质的量是x，则A2－的物质的量是0.1－x，所以根据平衡常数表达式可知4310(0.1)10xx-⨯-=，解得x＝0.0091，D正确，答案选D。
考点：考查弱电解质的电离平衡【趁热打铁】【【百强校•2016届日照一中期末】25℃时，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。
已知CH3COOH 的电离平衡常数为K a，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是（）A．K a = 2×10－70.1V－2 B．V=2×10－70.1 K a－2C．K a =2×10－7V+20D．K a =2×10－8V【答案】A考点：考查电离平衡常数的计算等知识。
【例2】【百强校·2016届沙市长郡中学上学期第四次月考】下列说法正确的是（）A．将Ca(OH)2饱和溶液加热，溶液的pH增大B．常温下，pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合后，溶液的pH>7C．将0.1mol·L-1的HI溶液加水稀释100倍，溶液中所有离子的浓度随之减小D．两种醋酸溶液的pH分别为a和(a+l)，物质的量浓度分别为c1和c2, 则c1=10c2【答案】B【解析】试题分析：A．Ca(OH)2的溶解度随着温度的升高而降低，将Ca(OH)2饱和溶液加热Ca(OH)2析出，溶液的pH减小，错误； B．pH=3的盐酸中c(H+)=10-3 mol/L，pH=11的氨水中c(OH-)=10-3mol/L，两种溶液H+与OH-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，溶液呈碱性，则所得溶液的pH＞7，正确； C．HI为强电解质，将0.1mol/L 的HI溶液加水稀释l00倍，氢离子浓度变成约为0.001mol/L，根据K W= c(H+)×c(OH-)可知，溶液中氢氧根离子的浓度随之变大，错误； D．醋酸为弱电解质，浓度越小，电离程度越大，当pH分别为a和（a+1），物质的量浓度分别为c1 和c2 时，则有c1＞10 c2，错误。
考点：考查本题主要考查了溶液的酸碱性和pH的关系的知识。
【趁热打铁】【百强校·2016届衡阳八中一模】下列有关溶液pH的说法正确的是（）A．将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍，溶液中c(H+)=10-13mol/LB．将pH=9的氢氧化钠溶液和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合，所得混合溶液的pH=11 C．将pH=1的硫酸溶液和pH=5的盐酸等体积混合，所得混合溶液的pH=1.3D．pH=13的氢氧化钡溶液和pH=1的盐酸等体积混合，由于氢氧化钡过量，所得溶液的pH>7 【答案】C考点：考查了pH的简单计算、酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算的相关知识。
判断强弱电解质的方法和规律：①若0.01 mol·L－1的酸HA溶液的pH＞2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；②相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸；③相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；④pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸；⑤取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH，若pH=7，则对应酸为强酸，若pH＞7，对应酸为弱酸。
【例】【百强校·2016届静海一中下学期开学考】常温时，下列叙述正确的是（）A．稀释pH=3的醋酸，溶液中所有离子的浓度均降低B．一定浓度的CH3COOH和NaOH混合，溶液呈中性，则混合液中c(H＋) =K mol/LWC．pH均为11的NaOH和Na2CO3溶液中，水的电离程度相同D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氢氧化钠的物质的量多【答案】B考点：重点考查了水的离子积常数以及电离平衡的问题。