电离平衡和水解平衡专题复习
电离与水解高考试题大全
电离与水解1.弱电解质的电离平衡强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡.弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡.当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时,则建立了电离平衡.其平衡特点与化学平衡相似.（“逆,等,动,定,变”）2. 影响电离平衡的因素：升高温度,电离程度增大.稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动.3.水解规律：有弱才水解,谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解.4. 影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质.①温度：盐类水解是吸热,升温,水解程度增大.②浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程,因而加水稀释,平衡向右移动,水解程度加大,而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小.③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱,肯定促进盐的水解,加入酸,抑制盐的水解；水解显碱性的同理.总之水解平衡遵从化学平衡移动原理.5. 守恒规律：电荷守恒,物料守恒,物料守恒电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等,即溶液不显电性.物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和.质子守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)）例题讲解：盐类水解的原理及影响因素：1.在25.C时,在浓度为1mol/L的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中,测得其c（NH4+）分别为a、b、c（单位为mol/L）,下列判断正确的是（）A. a=b=c B a﹥b﹥c C a﹥c﹥b D c﹥a﹥b2.相同温度、相同物质的量浓度的4种溶液：顺序排列,正确的是（）A．④①③② B．①④③② C．①②③④ D．④③①②3.温度相同、浓度均为 mol/L的①（NH4）2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤⑥CH3COONa溶液,它们的pH值由小到大的排列顺序是（）A. ③①④②⑥⑤B. ①③⑥④②⑤C. ③②①⑥④⑤D. ⑤⑥②④①③溶液中离子浓度的大小比较：1.下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是( )(A) mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)(B)1 L mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：))＞c (Cu 2＋)＞c (H ＋)＞c (OH －) (C ) m o l ·L －1NaHC O3溶液中：c (N a＋)＋c (H ＋)＋c (H 2C O3) =c(D)等体积、等物质的量浓度的NaX 和弱酸HX 混合后的溶液中： c (Na ＋)＞c (HX)＞c (X －)＞c (H ＋)＞c (OH －) 2.25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表： 弱酸化学式 CH 3COOH HCN H 2CO 3 电离平衡常数 ×l0-5 ×l0-10K 1=×l0-7 K 2=×l0-11下列叙述正确的是 A ．向冰醋酸中逐滴加水,则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH 均先增大后减小 B ．等物质的量浓度的各溶液pH 的大小关系为： pH(Na 2CO 3)＞pH(NaCN)＞pH(NaHCO 3) ＞pH(CH 3COONa) C ．a mol·L －1 HCN 溶液与b mol·L －1NaOH 溶液等体积混合,充分反应后所得溶液中 c (Na ＋)＞c (CN －),则a 一定小于bD ．浓度均为 mol ·L -1的NaHCO 3和Na 2CO 3混合溶液中有关微粒的浓度关系为： c (OH －) = c (H ＋) ＋0.5 c (HCO 3－) ＋1.5 c (H 2CO 3)－0.5c (CO 32－)3.下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol·L －1 CH 3COONH 4溶液：c(NH 4＋)—c(CH 3COO —)=c(CH 3COOH)—c(NH 3·H 2O) B ． mol·L －1 NaHCO 3溶液：c(OH —)= c(H+)+c(HCO 3—)+2c(H 2CO 3) C ．25℃时,BaCO 3饱和溶液(Ksp =×l0-9)：c(Ba 2+)= c(C032-)> c(H +)= c(OH -) D ．25℃时,NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液[pH=7, c(Cl -)= mol·L －1] c(NH 4+) =c(NH 3·H 2O)> c(H 十)= c(OH -) 4. 25℃时,将氨水与氯化铵溶液混合得到 c (NH 3·H 2O)＋c (NH 4＋) = mol·L －1的混合溶液.溶液中c (NH 3·H 2O)、c (NH 4＋)与pH 的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述一定正确的是 A ．W 点表示溶液中：c (NH 4＋) ＋c (H ＋) ＝ c (Cl －)＋c (OH －) B ．pH ＝溶液中：c (Cl －)＋c (OH －)＋c (NH 3·H 2O)＜ mol·L －1 C ．pH ＝溶液中：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (OH －)＞c (H ＋)D ．向W 点所表示1L 溶液中加入固体（忽略溶液体积变化）：c (Cl －)＞c (Na ＋)＞c (OH －) ＞c (NH 4＋) ＞c (H ＋) 5. 常温下,向L-1 NaOH 溶液中逐滴加入L-1 CH 3COOH 溶液,曲线如右图所示,有关粒子浓度关系正确的是A ．只有在A 、B 间任一点,溶液中才有： c(Na +)+c(H +)＝c(CH 3COO －)+(OH －)B ．在B 点,a ＞25,且有c(Na+)＝c(CH 3COO －)＞c(OH －)＝c(H +)C ．在C 点：c(CH 3COO －)＞c(Na +)＞c(H +)＞c(OH －)D ．在D 点：c(CH 3COO －)+c(CH 3COOH)＝c(Na +) 6. 常温下,用 mol ·L —1HCl 溶液滴定 mL 浓度为 mol ·L —1 Na 2CO 3溶液,所得滴定曲线如右图所示.下列说法正确的是 A ．当V ＝0时：c (H ＋)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝c (OH －) B ．当V ＝5时：c (CO 32—)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝2c (Cl －) C ．当V ＝10时：c (Na ＋)＞c (HCO 3－)＞c (CO 32—)＞c (H 2CO 3) D ．当V ＝a 时：c (Na ＋)＞c (Cl －)＞c (H ＋)＝c (OH －)24 6 8 10 12V /mL pH7. 下列有关溶液中粒子浓度的关系式中,正确的是A ．pH 相同的①CH 3COONa 、②NaHCO 3、③ONa 三份溶液中的c (Na ＋)：③＞②＞①B ．·L －1某二元弱酸强碱盐NaHA 溶液中： c (Na +)=2c (A 2-)＋c (HA -)＋c (H 2A)C ．右图中pH ＝7时：c (Na ＋)＞c (CH 3COO －) ＞c (OH －)＝c (H ＋)D ．右图中a 点溶液中各离子浓度的关系是： c (OH －)＝c (H ＋)＋c (CH 3COO －)＋2c (CH 3COOH) 8. 已知乙酸（HA ）的酸性比甲酸（HB ）弱,在物质的量浓度均为L 的NaA 和NaB 混合溶液中,下列排序正确的是(OH-)>c (HA)>c (HB)>c (H +) B. c (OH -)>c (A -)>c (B -)>c (H +)C. c (OH -)>c (B -)>c (A -)>c (H +)D. c (OH -)>c (HB)>c (HA)>c (H +)9. 向体积Va 的·1L - C 3H COOH 溶液中加入体积为Vb 的·1L -KOH 溶液,下列关系错误的是 A. Va ＞Vb 时：c （C 3H COOH ）+c （C 3H COO ―）＞c （K +） B ．Va=Vb 时：c （C 3H COOH ）+ c （H +）=c （O H -）C ．Va<Vb 时：c （C 3H COO ―）＞c （K +）＞c （O H -）＞c （H +）D. Va 与Vb 任意比时：c （K +）+ c （H +）= c （O H -）+ c （C 3H COO ―） 10.常温下,将amol·L -l NaHCO 3与b mol·L -l NaOH （0<a<,0<b<）等体积混合.下列有关混合溶液的推论正确的是（ ）A ．若a=b,则c （OH —）=c （H +）+2c （H 2CO 3）+C （HCO 3-）B ．若a=2b,则c （Na +）>c （CO 32—）>c （HCO 3—）>c （OH —）C ．若b=2a,则c （Na +）>c （CO 32-）>c （HCO 3-）>c （OH —）>c （H +）D ．若34c （Na +）=c （CO 32-）+c （HCO 3-）+c （H 2CO 3）,则可推出a=3b真题再现：1.下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合：c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -)B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3)C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH)D ．·L -1的NaHA 溶液,其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 2.下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是：A ．室温下,向·L －NH 4HSO 4 溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na ＋)>c((SO 42－)>c(NH 4＋)>c(OH －)＝c(H ＋)B ．·L －1NaHCO 3溶液： c(Na ＋)>c(OH －)>c((HCO 3－)>c(H ＋)p H0 5 10 20 a V (CH 3COOH)/mL12 874 · 用 mol/L CH 3COOH 溶液滴定20 mL L NaOH 溶液的滴定曲线C ．Na 2CO 3溶液：c(OH －)－c(H ＋)＝c((HCO 3－)+2c(H 2CO 3)D ．25℃时,,pH ＝、浓度均为·L －1的CH 3COOH 、CH 3COONa 混合溶液：c(CH 3COO －)＋c(OH －)<c(CH 3COOH)＋c(H ＋)3.常温下,用 1mol L -•NaOH 溶液滴定 mL 1mol L -• 3CH COOH 溶液滴定曲线如右图.下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中：B. 点②所示溶液中：C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现4.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A.在·L -1NaHCO 3溶液中：c(Na +)> c(HCO 3+)> c(CO 32-)> c(H 2CO 3) B.在·L -1Na 2CO 3溶液中：c(OH -)- c(H +)= c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3) C.向 mol ·L -1NaHCO 3溶液中加入等体积·L -1NaOH 溶液： c(Na +)= c(CH 3COO -)> c(CH 3COOH)> c(H +)= c(OH -)D.常温下,CH 3COONa 和CH 3COOH 混合溶液[pH=7, c(Na +)=·L -1]： c(CO 32-)> c(HCO 3-)> c(OH -)> c(H +)5. 25℃,有c(CH 3COOH)＋c(CH 3COO －)= mol ·L －1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液,溶液中c(CH 3COOH)、c(CH 3COO －)与pH 值的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述正确的是=溶液中：c(CH 3COOH)＞c(CH 3COO －)＞c(H ＋)＞c(OH －) 点表示溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)=c(CH 3COO －)＋c(OH －)=溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)－c(OH －)＋c(CH 3COOH)= mol ·L －1 D.向W 点所表示溶液中通入气体(溶液体积变化可忽略)：c(H ＋)=c(CH 3COOH)＋c(OH －)6. 25℃时,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol ·L －1CH 3COONa 溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合：c (Na ＋)=c (Cl －)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)B ． mol ·L －1 NH 4Cl 溶液和 mol ·L －1 氨水等体积混合（pH ＞7）：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (Cl －)＞c (OH －)C ． mol ·L －1 Na 2CO 3溶液和 mol ·L －1 NaHCO 3溶液等体积混合：32c (Na ＋) = c (CO 32－) + c (HCO 3－) + c (H 2CO 3) D ． mol ·L －1 Na 2C 2O 4溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合（H 2C 2O 4为二元弱酸）： 2c (C 2O 42－) + c (HC 2O 4－) + c (OH －) = c (Na ＋) + c (H ＋)7.一定温度下,三种碳酸盐MCO 3(M ：Mg 2＋、Ca 2＋、Mn 2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示.已知: pM=-lg c(M),pc(CO 32－)= -lg cc(CO 32－).下列说法正确的是A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大B．a 点可表示MnCO3的饱和溶液,且c(Mn2＋)= c(CO32－)C．b 点可表示CaCO3的饱和溶液,且c(Ca2＋)<c(CO32－)D．c 点可表示MgCO3的不饱和溶液,且c(Mg2＋)<c(CO32－)8. 常温时,将V1mL c1mol/L的氨水滴加到V2mL c2mol/L的盐酸中,下述结论中正确的是：A．若混合溶液的pH＝7,则c1V1>c2V2B．若V1＝V2,c1＝c2,则混合液中c(NH4+)=c(Cl－)C．若混合液的pH＜7,则混合液中c(NH4+)＞c(Cl－)＞C(H+)＞C(OH－)D．若V1＝V2,且混合液的pH＜7,则一定有c1＜c29. 现有a mol/LNaX和b mol/LNaY两种盐溶液．下列说法不正确的是（若是溶液混合,则忽略混合时的体积变化）（）A．若a=b且pH（NaX）＞pH（NaY）,则酸性HX＞HYB．若a=b且c（X-）=c（Y-）+c（HY）,则酸性HX＞HYC．若a＞b且c（X-）=c（Y-）,则酸性HX＜HYD．若a=L且两溶液等体积混合,则c（X-）+c（HX）=L10. 25℃时,向10mL L KOH溶液中滴加L苯酚溶液,混合溶液中粒子浓度关系正确的是>7时,c(C6H5O-)>c(K+)>c(H＋)>c(OH―)<7时,c(K+)>c(C6H5O-)> c(H＋)>c(OH―)[C6H5OH(aq)]=10mL时,c(K+)=c(C6H5O-)>c(OH―)=c(H＋)D. V[C6H5OH(aq)]=20mL时,c(C6H5O-)+c(C6H5OH)= 2c(K+)11. 室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH＝7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是A．向mol·L－1 NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)B．向mol·L－1 NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)＞c(NH4＋)＞c(SO32－)C．mol·L－1 Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)＝2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]D．mol·L－1 CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－)12 .H2C2O4为二元弱酸.20℃时,配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4-）+ c（C2O42-）= mol·L-1的H 2C2O4和NaOH混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随PH的变化曲线如右图所示.下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是A．PH=的溶液中：c（H2C2O4）+ c（C2O42-）> c（HC2O4-）B．c（Na+）= mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+ c（C2O42-）C．c（HC2O4-）= c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）> mol·L-1+ c（HC2O4-）D．PH=的溶液中：c（Na+）>2 c（C2O42-）。
常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算 (附答案解析)-高考化学大题
常考题空7 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算【高考必备知识】1．电离常数与水解常数的关系 (1)电离常数表达式①一元弱酸(HA)： HA H +＋A － )()()(HA c A c H c Ka -+∙=②二元弱酸(H2A)：H 2A H +＋HA － )()()(21A H c HA c H c Ka -+∙=HA —H +＋A 2－)()()(22—HA c A c H c Ka -+∙=③一元弱碱(BOH)：BOHB +＋OH － )()()(BOH c OH c B c K b-+∙=(2)电离常数(K 电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA 为例25 ℃，c mol·L －1的弱酸HA ，设电离度为αHAH ＋ ＋ A －起始浓度/mol·L －1 c 0 0变化浓度/mol·L －1 c 酸·α c 酸·α c 酸·α平衡浓度/mol·L －1c 酸－c 酸·αc 酸·αc 酸·α电离平衡常数K a ＝(c 酸·α)2酸·1－α)＝c 酸·α21－α，由于α很小，可认为1－α≈1则K a ＝c 酸·α2，α (越稀越电离)，则：c (H ＋)＝c 酸·α＝酸c K a ∙(3)电离常数与水解常数的关系①对于一元弱酸HA ，K a 与K h 的关系：K h ＝K WK a如：CH 3COONa ：CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －)()()()()()()()()()()()(3333333COOH CH K K COOH CH c H c COO CH c K H c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K a ww h =∙=∙∙∙=∙=+++—————②对于二元弱酸H 2B ，K al (H 2B)、K a2(H 2B)与K h (HB －)、K h (B 2－)的关系：21a w h K K K =；12a wh K K K =B 2－＋H2OHB －＋OH －，K h1(B 2－)＝c (OH －)·c (HB －)c (B 2－)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (HB －)c (H ＋)·c (B 2－)＝K wK a2HB －＋H2O H 2B ＋OH －，K h2(HB －)＝c (OH －)·c (H 2B )c (HB －)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (H 2B )c (H ＋)·c (HB －)＝K w K al ③强酸弱碱盐：K h ＝K WK b如：NH 4Cl ：NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H +)()()()()()()()()()()()(23b 234423423O H NH K K O H NH c OH c NH c K OH c NH c OH c H c O H NH c NH c H c O H NH c K ww h ∙=∙∙=∙∙∙∙=∙∙=+++++———(3)水解常数(K h )与溶度积常数(K sp )的关系——强酸多元弱碱盐：K h ＝KspKw n如：AlCl 3：Al 3＋＋3H 2OAl(OH)3＋3H ＋KspKw OH c Al c OH c H c Al c H c K h 3333333)()()()()()(=⋅⋅==-+-+++2．计算电离常数的常见类型(1)起点时刻：巧用三段式例1．HR 是一元酸。
电离和水解平衡-PPT课件
0.04mol CH3COONa 0.02mol HNO3
0.02mol CH3COONa 0.02mol NaNO3 0.02molCH3COOH
NaNO3 = Na+ +
NO3-
0.02mol 0.02mol 0.02mol
CH3COONa = CH3COO- + Na+
0.02mol
0.02mol 0.02mol
24
10. （07四川）在25℃时将pH＝11 的NaOH 溶液与pH＝3 的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（
）
A．c (Na+)==c(CH3COO－)+c(CH3COOH)
B．c(H+)==c(CH3COO－)+c(OH一)
C．c (Na+) > c (CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)
23
9.（2003上海）在10mL 0.1mol·L-1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的HAc溶液， 反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是
（） A
A．c(Na＋)>c(Ac－)>c(H＋)>c(OH－) B．c(Na＋)>c(Ac－)>c(OH－)>c(H＋) C．c(Na＋)=c(Ac－)+c(HAc) D．c(Na＋) +c(H＋)=c(Ac－)+c(OH－)
CH3COOH CH3COO - + H+
-xmol
+xmol +xmol
CH3COO -+H2O CH3COOmol +ymol
x﹥y
31
（2005年江苏卷）12．常温下将稀NaOH溶液与稀
水解平衡、电离平衡、水的电离综合
电离平衡与水解平衡综合一、电离平衡ionization equilibrium 1.一元弱酸电离常数的表达式为：HClO+H +-ClO ；][][][K HClO ClO H a -+⋅=；多元弱酸的电离是分步进行的，且在同温下，K a 1>>K a 2；电离度α1>>α2 SH 2+H +-HS，][][][K 21S H HS H a -+⋅=；电离度α1；-HS+H +-2S ，][][][K 22--+⋅=HS S H a ； 电离度α2； 2.一元弱碱碱O H NH 23⋅(弱碱)+4NH +-OH ；][][][234O H NH OH NH K b ⋅⋅=-+； 多元弱碱的电离一步到位：3)(OH Al +3Al +3-OH ，33][][K -+⋅=OH Al b ；3.O H 2的电离平衡常数：OH 2-OH ++H ，][][·][2O H OH H K -+=电离； 水的离子积ion-product constant for water 表达式：K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；【水的电离平衡常数和水的离子积单位不同，不是一回事】二、水解平衡hydrolysis equilibrium1.一元弱酸酸根水解平衡常数：-ClO +OH 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； 多元弱酸酸根水解分步进行，且在同温下，K b 1>>K b 2；水解度α1>>α2； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；水解度α1；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ；水解度α2； 2.一元弱碱的金属阳离子水解平衡常数： +4NH +OH 2O H NH 23⋅++H ，][][]O [K 423++⋅⋅=NH H H NH 'a； 多元弱碱的金属阳离子水解一步到位：+3Al +3OH 23)(OH Al +3+H ，][][K 33++=Al H 'a；三、两者关系 【观察规律】 ①HClO+H +-ClO ；][]][[K HClO ClO H a -+=；②-ClO +O H 2HClO +-OH ，][][][K --⋅=ClO OH HClO 'b； ③OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；根据盖斯定律得：③=①+②⇒K w =K a ·K b `；【推论】 SH 2+H +-HS ， ][][][K 21S H HS H a -+⋅=；-HS +OH 2S H 2+-OH ，][][][K 22--⋅=HS OH S H 'b ； -HS+H +-2S ， ][][][K 22--+⋅=HS S H a ； -2S +OH 2-HS +-OH ，][][][K 21---⋅=S OH HS 'b ；【总结】HA →K a ，A —→K b `⇒K w =K a ·K b `；两者相差一个H 原子；四、题型与解题方法已知以下弱酸的电离平衡常数(25℃)HClO32CO H422O C HS H 2HCNK a =3.0×810- K a 1=4.3×710-K a 2=5.6×1110-K a 1=5.4×210-K a 2=5.4×510-K a 1=1.3×710-K a 2=7.1×1510-K a =5×1010-'21K K K b a w ⋅='12K K K b a w ⋅=解题方法1.比较它们酸性、碱性强弱K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >S H 2>HClO >HCN >-3HCO >-HS ； K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；2.根据上述大小关系可知相同浓度的溶液比较pH 的大小①酸溶液的pH ：422O C H <-42O HC <32CO H <S H 2<HClO <HCN <-3HCO <-HS ； ②盐溶液的pH ：-42O HC <-242O C <-3HCO <-HS <-ClO <-CN <-23CO <-2S ；3.判断方程式是否正确：【strong →weak 】①NaHS 溶液与42O NaHC 溶液反应的离子方程式为：_____________________________； 【解析】K a ：-42O HC >S H 2>-HS ，因此-42O HC 作为acid 参与反应给出+H 生成-242O C [K b `]； K b `：-42O HC <-242O C <-HS ，因此-HS 作为base 参与反应得到+H 生成S H 2[K a ]； 综上：-42O HC +-HS =S H 2 +-242O C ；strong acid weak acid②向NaCN 溶液中通入少量2CO ，所发生反应的化学方程式_________________________； 【解析】K a ：32CO H >HCN >-3HCO ，因此32CO H (2CO +O H 2)可以制HCN ； K b `：-3HCO <-CN <-23CO ，因此-CN 可以制-3HCO 但不能生成-23CO ； 综上：2CO +O H 2 +-CN =HCN + -3HCO ；strong acid weak acid③向32CO Na 溶液中加入等浓度、等体积422O C H 溶液，反应的离子方程式为：-23CO +422O C H =-3HCO +-42O HC ；【错误】【解析】K a ：422O C H >-42O HC >32CO H >-3HCO ，因此-42O HC 可以制32CO H [K a ]；K b `：-42O HC <-242O C <-3HCO <-23CO ，因此-3HCO 可以制-242O C [K b `]； 综上：-42O HC +-3HCO =32CO H +-242O C strong acid weak acid4.判断酸式盐溶液的酸碱性 ①3NaHCO 溶液pH>7； 【解析】-3HCO 的 K a =5.6×1110-； -3HCO 的K b `=3.41×710-；∵ K b `>K a ，水解产生的-OH 多于+H ； ∴溶液显碱性，即pH>7；②42O NaHC 溶液pH<7； 【解析】-42O HC 的 K a =5.4×510-； -42O HC 的K b `=4.51×1210-；∵ K a >K b `，电离产生的+H 多于-OH ；∴溶液显酸性，即pH<7；【summary 】判断酸式盐溶液的酸碱性的规律：电离大，显酸性；水解大，显碱性；5.判断酸式盐溶液中对水电离是促进还是抑制 ①3NaHCO 溶液pH>7⇒水的电离被促进； 【解析】假设3NaHCO 溶液pH=11， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水； [+H ]=1110-=[+H ]水； [-OH ]=310-=[-OH ]水；[+H ]水≠[-OH ]水的原因OH HCO 23+--+OH CO H 32，所以水的电离被促进，取大值；②42O NaHC 溶液pH<7⇒水的电离被抑制了； 【解析】假设42O NaHC 溶液pH=5， OH 2-OH ++H ，K w =[-OH ]·[+H ]=1.0×1410-(25℃)；水电离出的[+H ]水=[-OH ]水；[+H ]=510-=[+H ]acid +[+H ]水； [-OH ]=910-=[-OH ]水；由于-42O HC -242O C ++H ，所以水的电离被抑制了，取小值； 【summary 】酸式盐溶液中水电离促进与抑制判断电离大，显酸性⇒只考虑酸的作用⇒酸碱抑制取小值； 水解大，显碱性⇒只考虑盐类的水解⇒水解促进取大值；6.离子浓度大小比较【“1000α”并非是一个十分准确的方法，优点在于直观化，些许瑕疵不影响最终结果】 ①单一溶质【例1】32CO Na 溶液：K b 1>>K b 2⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要】i: 100 0 0f: 99 1 1 【-3HCO 变为99即是微调的结果】 综上：[+Na ]>[-23CO ]>[-OH ]>[-3HCO ]>[+H ]2000 900 101 99 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]【例2】3NaHCO 溶液：K b `>>K a ⇒α1>>α2⇒令α1=10%，α2=1%；OH HCO 23+--+OH CO H 32 α1=10%； 【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100 【微调减1，32CO H 变为99】-3HCO -23CO ++H α2=1%； 【后讨论次要】 i: 900 0 0f: 891 9 9 【微调减1，-23CO 变为8】综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-OH ]>[+H ]>[-23CO ]1000 891 100 9 8根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]1009⇐1000 +9 = 2×8 + 891 +100⇒1007【误差极小，可忽略】【例3】42O NaHC 溶液中各离子浓度大小关系______________________________；②两种溶质【例1】[32CO Na ]:[3NaHCO ]=1:1，-23CO 的K b `远大于-3HCO ； OH CO 223+---+OH HCO 3 α1=10%；【先讨论主要】i: 1000 0 0f: 900 100 100OH HCO 23+--+OH CO H 32 α2=1%； 【后讨论次要，注意合并算】i: 1100 0 0f: 1089 11 11综上：[+Na ]>[-3HCO ]>[-23CO ]>[-OH ]>[+H ]3000 1089 900 111 ?根据电荷守恒：[+Na ]+[+H ]=2[-23CO ]+[-3HCO ]+[-OH ]3000 +？ =2×900 +1089 +111⇒?=0【例2】等浓度的NaClO 、3NaHCO 混合溶液中，各种离子浓度由大到小的顺序： _____________________________________；【例3】等浓度的NaCN 、HCN 混合溶液，各种离子浓度从大到小的顺序： _____________________________________；③离子总浓度大小【例】0.1mol/L NaClO 溶液比0.1mol/L NaCN 溶液所含离子浓度小；【错误】 【解析】“三大守恒”⇒电荷守恒【假设[-OH ]·[+H ]=1000】 ∵ -CN 的K b `远大于-ClO ，水解产生的-OH 越多而+H 越小； -CN +OH 2HCN +-OH α1=10%；i:1000 0 0f:900 100 100⇒[+H ]=10小 [+Na ]+[+H ]=[-CN ]+[-OH ] 1000 +10 【右边不用考虑】-ClO +O H 2HClO +-OH α2=1%；i:1000f:990 10 10⇒[+H ]=100大 [+Na ]+[+H ]=[-ClO ]+[-OH ]1000 +100 【右边不用考虑】 ∴NaCN 溶液中所含离子浓度更小.【总结】等浓度的一元弱酸强碱盐，K b `越大则溶液中各离子浓度和越小.【练习1】常温下，用0.10mol/L NaOH 溶液滴定20mL 0.10mol/L HA 溶液，混合溶液的pH 与)()(lg HA c A c -的变化关系如图所示，下列叙述错误的是( )A.K a (HA)的数量级为410-；B.b 点时消耗NaOH 溶液的体积小于20mL ；C.b 点溶液中：c (Na +)=c (A -)>710-mol/L ；D.混合溶液的导电能力：a >b ；【解析】A.取特殊点：K a (HA)=451011010)()()(--+-=⋅=⋅HA c H c A c ；B.假设：HA 为强碱，则需要消耗NaOH 的体积为20mL ；修正：NaA 中A -水解显碱性，若要溶液为中性，则需要的NaOH 要少于20mL ； C.电荷守恒：[Na +]+[H +]=[A -]+[OH -]，中性溶液[H +]=[OH -]，所以[Na +]=[A -]；∵[Na +]=V2011.020V V 1.0+=+；且10<V<20；NaA:HA=1:1时，溶液显酸性； ∴0.03<[Na +]<0.05；D.假设a 点对应NaOH 为10mL ，b 点对应NaOH 为20mL ；a 点：NaA:HA=1:1，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=8.58.51031.010*******.0--+=++⋅； b 点：只有NaA ，[A -]+[OH -]=[Na +]+[H +]=771021.010*******.0--+=++⋅； 显然，b 点离子浓度大于a 点离子浓度，所以导电性更好. 【练习2】常温下，K a (HCOOH)=41077.1-⨯，K a (CH 3COOH)=51075.1-⨯，K b (NH 3·H 2O)=51075.1-⨯， 下列说法中正确的是( )A.相同体积pH 均为3的HCOOH 和CH 3COOH 溶液，中和NaOH 的能力相同；B.0.2mol/L HCOOH 与0.1mol/L NaOH 等体积混合后：c (HCOO -)+c (OH -)<c (HCOOH)+c (H +)；C.等浓度的HCOONa 和NH 4Cl 溶液中阳离子的物质的量浓度之和：前者大于后者；D.将CH 3COONa 溶液从20℃升温至30℃，溶液中)()()(3--⋅OH c COOH CH c COO CH c 增大.。
高中化学中的“四大平衡”专题复习
2021/10/10
9
3. 都存在平衡常数K
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
平衡常数
K
Ka（Kw）
Kh
Ksp
K仅受温度 影响； K越大，反应的正向进行程度 越大；
可以用Qc和K判断衡移动的方向。
Q＞K，平衡 逆向 移动
Q = K，化学达平衡状态
Q＜K，平衡 正向 移动
写出下列反应的平衡常数 mA (g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
—高中化学四大平衡
化学平衡
电离平衡 四大平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
一、四大平衡的共同点 1. 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
盐中的 溶质与其
研究对象 可逆反应 弱电解质 “弱”离 饱和液的
子
共存体系
平衡特点
逆、等、定、动、变
2. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动
电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较
类型 电离平衡
水解平衡
溶解平衡
实例 升温
C H 3 C O O H C H 3 C O O - + H +
平衡右移,K增 大,c(H+)增大, 电离度增大
N H 4 + + H 2 O F e ( O H ) 3 ( s ) N H 3 · H 2 O + H + F e 3 + ( a q ) + 3 O H - ( a q )
化学平衡移动小结:
影响平衡的条件 增大反应物
浓 减小生成物 度
减小反应物
增大生成物
压 增大压强 强 减小压强
化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡习题【复习准备】
化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡习题（较难）一．本题共18小题，每小题有一个正确答案，共54分。
1．决定化学反应速率的根本因素是A．温度和压强 B．反应物的浓度 C．反应物的性质 D．催化剂2．C+CO 22CO △H1＞0，反应速率v1 ，N2+3H22NH3△H2＜0，反应速率v2 。
若升高温度，v1和v2的变化是A．同时增大 B．同时减少 C．v1增大，v2减少 D．v1减少，v2增大3．某温度下在密闭容器中发生如下反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，若开始时只充入2 molSO3，达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了10%；若开始时只充入了2 mol SO2和1 molO2的混合气体，达到平衡时SO2的转化率为：A．10% B．60% C．80% D．90%4．氢气既是最理想的能源又是重要的化工原料，用甲烷制氢气是一种廉价的制氢方法。
有关的热化学方程式如下：①CH4(g)＋1/2O2(g)CO(g)＋2H2(g)ΔH<0②CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)ΔH>0下列说法不正确的是()A．当反应①中v(CH4)正＝v(CO)逆时，表明该反应达平衡状态B．其他条件不变时，增大体系压强，反应①、②中甲烷的转化率均减小C．使用高效催化剂可以加快反应速率，同时提高CH4的转化率D．同一容器内同时发生反应①与②时，容器内温度可能保持不变5．在一密闭容器中发生反应：2X(g)＋Y(g)aZ(g)ΔH＝Q kJ·mol－1，开始按体积比2∶1将X、Y 充入反应器中，一定条件下发生反应。
图甲和图乙是根据反应绘制的图象，下列有关说法正确的是()甲乙6题图A．图甲，p1>p2，a<3 B．图甲，T1<T2，Q>0C．图乙，t1时表示恒温、恒压条件下，向平衡体系中充入一定量的Z气体D．图乙，如果a＝3，t2时表示向体系中加入了催化剂或增大压强6．在密闭容器中充入一定量的NO2，发生反应2NO2(g)N2O4(g) △H＝－57kJ/mol，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如下图所示。
专题六选择题专攻1.电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用-2025届高考化学二轮复习课件
4.25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)与溶液中c(H＋)或c(OH－)的关系
举例
由水电离出的 c(H＋)/ ( mol·L－1)
说明
pH＝3的HCl、 CH3COOH溶液 pH＝12的NaOH、 NH3·H2O溶液 pH＝3的AlCl3、FeCl3 溶液
pH＝11的CH3COONa、 Na2CO3、NaHCO3溶液
pH＝a＋n a<pH<a＋n pH＝b－n
b－n<pH<b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律 常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合 溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合， 混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混 合溶液pH>7。
溶液Ⅱ中，由B项解析可知c总(HA)＝1.01 c(HA)，未电离的HA可自
由穿过隔膜，故溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)相等，溶液Ⅰ和Ⅱ中c总(HA)
之比为[(104＋1)c(HA)]∶[1.01c(HA)]＝(104＋1)∶1.01≈104，D错误。
123456
2.(2023·浙江1月选考，13)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水中的甲 酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分R3N，R为烷基)因静电作用被 吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根离子的物质的量分数)与废水初始 pH关系如图(已知甲酸Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是 A.活性成分R3N在水中存在平衡：
02 真题演练
1.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体 系中，H＋与A－不能穿过隔膜，未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。 设溶液中c总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
高中化学--高考总复习五――电离与水解 6.电离与水解
高考总复习五――电离与水解6．电离与水解[考点扫描]1．强弱电解质与结构的关系及其判断方法。
2．弱电解质的电离平衡及电离方程式的书写。
3．水的离子积常数及其影响因素。
4．溶液中c(H+)、溶液的pH与溶液的酸碱性的关系：5．有关pH的计算。
6．盐类的水解的实质和规律。
7．盐类水解离子方程式的书写。
8．盐类水解的影响因素。
9．盐类水解的应用，溶液中微粒的成分及浓度。
[知识指津]1．强电解质和弱电解质的比较离子2．弱电解质的电离平衡的特征：(1)“动”：电离平衡是动态平衡，(2)“定”：溶液中分子和离子的浓度保持不变；(3)“变”：条件改变，平衡被破坏。
影响电离平衡的因素主要是：温度、浓度和同离子，可运用勒夏特列原理判断条件改变时电离平衡移动的方向。
弱电解质电离方程式的书写应注意多元弱酸分步电离；多元弱碱电离过程复杂，一步写出。
3．电解质溶液的导电能力与离子浓度及离子所带电荷数有关，溶液中自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越高，导电能力越强，反之亦然。
强电解质溶液导电能力不一定强。
4．常温下水的离子积Kω＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液(包括酸性溶液、中性溶液和碱性溶液)，在任何情况下，c(H+)或c(OH-)都不会等于零，所以任何水溶液中H+和OH-总是同时存在，只是相对含量不同而已。
但任何溶液中由H2O电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等。
水的离子积常数Kω只与温度有关，温度升高，水的电离程度增大。
5．pH的适用范围：适用于c(H+)或c(OH-)为1mol/L以下的稀溶液，pH的取值范围为0－14。
当pH小于0或pH大于14时，溶液较浓，则直接用c(H+)或c(OH-)来表示其酸碱性强弱较为方便。
其中：c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越强；c(OH-)越大，pH越大，溶液碱性越强。
pH改变一个单位，溶液中c(H+)便改变10倍，如pH每增大一个单位，c(H+)就减小10倍。
盐类水解和电离平衡练习题
C．提高溶液的pHD．提高硫酸铁的溶解度
10．在常温下，将pH=11的某碱溶液和pH=3的某酸溶液等体积混合后，下列说法正确的是（ ）
A．若所得溶液呈中性，则生成的盐可能为强酸强碱盐
B．若所得溶液呈碱性，则可能是强碱与弱酸溶液反应
C．若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应
A．CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
D．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
7．在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH－离子浓度分别为
A.5mL0.2mol／LNH3·H2O和5mL 0.2mol／LHCl混合：
c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H＋)
B.15mL 1mol／L CH3COONa溶液和8mL 2mol／L HCl溶液混合：
c(Cl-)＞c(Na＋)＞c(OH-)＞c(H＋)
C.20mL 0.2mol／L CH3COOH溶液和10mL 0.4mol／L NaOH溶液混合：
B. c (Na+) + c (H+) = c (HCO3-) + c (CO32-) +c (OH-)
C. HCO3-的电离程度大于HCO3-的水解程度
D.存在的电离有：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3- H++ CO32-H2O H++OH-
28、(2006海淀)下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是()
高考电离平衡和水解平衡 -教师
高考电离平衡和水解平衡【高考导航】电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。
其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH 的计算③溶液中离子浓度的大小比较。
一、电离平衡和水解平衡的比较电离平衡 水解平衡实例 H 2S 水溶液(0.1mol/L) Na 2S 水溶液(0.1mol/L)研究对象 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实质 弱酸H ++弱酸根离子 弱碱OH —+阳离子 离子化速率=分子化速率 弱酸根+H 2O 弱酸+OH —弱碱阳离子+H 2O 弱碱+H +水解速率=中和速率程度 酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离 对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解能量变化 吸热 吸热表达式 电离方程：①②多元弱酸分步电离H 2S H ++HS — HS—H ++S 2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S 2—+H 2O HS —+OH -HS —+ H 2O H 2S+OH -粒子浓度大小比较 c (H 2S)＞c (H +)＞c (HS -)＞c (S 2-) c (Na +)＞c (S 2-)＞c (OH -)＞c (HS -)＞c (H 2S)电荷守恒式c (H +)= c (HS -)+2c (S 2-)+ c (OH -) c (Na +)+ c (H +)= c (HS -)+2c (S 2-)+ c (OH -) 物料守恒式c (H 2S)+c (HS -)+c (S 2-)=0.1mol/L c (H 2S)+c (HS -)+c (S 2-)=0.1mol/L =0.5 c (Na +) 影响因素 温度 升温，促进电离 升温，促进水解浓度 加水稀释 促进电离 促进水解通入H 2S 抑制电离 生成NaHS加入Na 2S 生成NaHS 抑制水解三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较四、掌握三种平衡关系1、弱电解质的电离平衡电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
专题05 电离平衡 沉淀溶解平衡 水解平衡-2020年高考化学十年真题精解(全国Ⅰ卷)(解析版)
专题05 电离平衡沉淀溶解平衡水解平衡2020年考纲考点2020年考纲要求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、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。
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、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积( Ksp)的含义，能进行相关的计算。
ⅠⅡⅡⅡIIIIIIIII本节考向题型研究汇总题型考向考点/考向考试要求选择题电离平衡、水解平衡、溶解沉淀平衡III填空题K sp计算滴定计算III考向题型研究（一）电离平衡水解平衡1．（2015·全国 I·T13）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】由图像分析浓度为0.10 mol·L－1的MOH 溶液，在稀释前pH 为13，且当体积每扩大10倍，PH 变化1，说明MOH 完全电离，则MOH 为强碱；而ROH 的pH<13，且溶液体积每扩大10 倍，PH 变化小于1，说明ROH 在溶液稀释过程中会继续电离，说明ROH 没有完全电离，ROH 为弱碱。
所以，A 项MOH 的碱性强于ROH 碱性正确；B 项曲线的横坐标lg VV 0越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a 点，弱碱ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH 的电离程度：b 点大于a 点正确；C 项中若两溶液无限稀释，则溶液的pH 接近于7，故两溶液的c (OH －)相等正确；D 项中当lg V V 0＝2时，溶液V ＝100V 0，溶液稀释100倍，由于MOH 发生完全电离，升高温度，c (M ＋)不变；ROH 存在电离平衡：ROH R ＋＋OH －，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，c (R ＋)增大，故c M ＋c R＋减小错误。
2025届高三化学一轮专题复习讲义(13)-专题三第六讲 电离和水解平衡
2025届高三化学一轮专题复习讲义（13）专题三 基本理论3-6 电离和水解平衡（一）（1课时，共2课时）【复习目标】1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH 等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。
能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200mol·L -1的NaOH 标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L -1的HCl 和CH 3COOH 的混合溶液，滴定过程中溶液的pH 随的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是A ．K a(CH 3COOH)约为10-4.76B ．点a ：c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)C ．点b ：c (CH 3COOH)＜c (CH 3COO －)D ．水的电离程度：a ＜b ＜c ＜d 解析：根据CH 3COOHCH 3COO －+H +，可近似认为a 点c (H +)=c (CH 3COO －)，又a 点pH=3.38，c(H +)=10－3.38 mol·L -1，故K a(CH 3COOH)≈10-3.38×10-3.380.0100＝10-4.76，A 项正确；a 点HCl 恰好被完全中和，由物料守恒可得溶液中c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)，B 项正确；b 点溶液pH ＜7，即以CH 3COOH 的电离为主，即溶液中c(CH 3COOH)＜c(CH 3COO －)，C 项正确；a 、b 两点溶液呈酸性，水的电离均受到抑制，溶液pH 越小，水的电离受抑制程度越大，c 点酸碱恰好完全中和，CH 3COO －水解促进水的电离，d 点NaOH 过量，又抑制水的电离，故D 项错误。
电离平衡,水解平衡
实例 研究对象 实质
1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电 荷总数。例如：CH3COONa 溶液中：[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-] Na2S 溶液中：[Na+]+[H+]=[HS-]+[OH-]+2[S2-] 2、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子 或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变。 例如：0.1mol/LNaHCO3 溶液中：[Na+]=[HCO3-]+[CO32-]+[H2CO3]=0.1mol/L 0.1mol/LNa3PO4 溶液中： 1/3[Na+]=[PO33-]+[HPO42-]+[H2PO4-]+[H3PO4]=0.1mol/L
电离平衡
1、盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是 A.在 NaHCO3 溶液中加入与其等物质的量的 NaOH， 溶液中的阴离子只有 CO 3 和 OH B.NaHCO3 溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C.10 mL0.10 mol· L-1CH3COOH 溶液加入等物质的量的 NaOH 后，溶液中离子的 浓度由大 到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+) D.中和体积与 pH 都相同的 HCl 溶液和 CH3COOH 溶液所消耗的 NaOH 物质的量 相同 2、向三份 0.1mol，L CH3COONa 溶液中分别加入少量 NH4NO3、Na2SO3、FeCl2 溶 液（忽略溶液体积变化） ，则 CH3COO-浓度的变化依次为 A.减小、增大、减小 B.增大、减小、减小 C.减小、增大、增大 D.增大、减小、增大 3、实验室现有 3 种酸碱指示剂，其 pH 变色范围如下 甲基橙：3.1～4.4 石蕊：5.0～8.0 酚酞：8.2～10.0 用 0.1000mol/LNaOH 溶液滴定未知浓度的 CH3COOH 溶液，反应恰好完全时，下 列叙述中正确的是 A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂 4、已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为 0.1mol/L 的 NaA 和 NaB 混合溶液中，下列排序正确的是 A.c(OH)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B. c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+) + C. c(OH )>c(B )>c(A )>c(H ) D. c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+) 5、下列叙述正确的是 － A.将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液 pH=7 时，c(SO42 )＞c(NH4+) B.两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为 c1 和 c2,pH 分别为 a 和 a+1，则 c1=10c2 C.pH=11 的 NaOH 溶液与 pH=3 的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色
专题四 电离平衡和盐类的水解平衡
1.电离平衡与水解平衡的比较：
电离平衡
水பைடு நூலகம்平衡
研究对象
弱电解质（弱酸、弱强、水）
盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）
实质
弱酸H＋+弱酸根离子
弱碱OH－+弱碱根离子
盐电离出的：
弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－
弱碱根离子+H2O弱碱+H+
特点
①酸(碱)越弱；电离程度越小
②电离过程吸热
③多元弱酸：分步电离且
c(H＋)=10－pH
即：c(H+) pH
⑵溶液混合后的pH计算：
①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再
c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2)
②两强碱混合：先求混合后c(OH―)混，再间接求pH值：
c(OH―)混==[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2)
【例2】下列各种说法中，都包含有前后两个数值，其中前者大于后者的是B
A.在25℃和80℃时纯水中的c(H＋)浓度
B.室温时，浓度均为0.1mol·L－1的(NH4)2SO4(aq)、(NH4)2CO3 (aq)的c(NH4+)
C.相同条件下，0.l mol·L－1 NaHCO3和0.1mol·L－1 Na2CO3溶液的pH
C．若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应
D．若所得溶液的PH=5，则可能强碱与弱酸溶液反应
一级电离>>二级电离>>三级电离
①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；
②水解过程吸热；
③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。
化学平衡电离平衡及水解平衡习题及答案
化学平衡电离平衡及水解平衡习题1. 影响化学反应速率的最主要因素是A．反应物的化学性质B．催化剂C．反应物的浓度D．反应温度2.下列物质中，不属于电解质的是：A、乙醇B、CH3COOHC、BaCl2D、Cl23.下列溶液中，c(H+)有小到大的排列顺序正确的是：①LHCl溶液②LH2SO4溶液③LNaOH溶液④LCH3COOH溶液A、③②④①B、③④①②C、②①④③D、④①②③4.某一反应物的浓度是2mol/L,经过10s后,它的浓度变成了L,在这10s内它的反应速率为:A、B、(Ls) C、(Ls) D、L5.一元强酸和一元强碱恰好完全中和时，它们一定相等的是：A、体积B、质量C、物质的量浓度D、H+和OH–的物质的量6．一定条件下反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g )在10L的密闭容器中进行，测得2min内，N2的物质的量由20mol减小到8mol，则2min内N2的反应速率为A．／(L·min) B．1mol／(L·min) C．／(L·min) D．／(L·min)7．在2A＋B 3C＋4D中，表示该反应速率最快的是A．υ(A) = ·L－1·S－1B．υ(B) = mol·L－1·S－1C．υ(C) = ·L－1·S－1D．υ(D)= 1 mol·L－1·S－18．一定温度下,可逆反应A(气)+3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是A. 单位时间生成n摩尔A，同时生成3n摩尔BB. A,B,C的浓度不再变化C. A,B,C的分子数之比为1:3:2D. V正=V逆=09．下列措施，一定不能加快化学反应速率的是A．有气体参加反应时增大压强B．升高反应混合物的温度C．加入合适的催化剂D．其他量均不变仅增大容器体积10．在密闭容器中通人一定量的HI气体，使其在一定条件下发生反应：2HI H2+I2 (气) 。
第一篇高考专题微主题7电离平衡与盐类水解-2025届高考化学二轮提优导学案
×5.0×10-3
mol/L ＞ 10-13
mol/L ，
c(HL－)＞c(OH－)，A 错误；由 pKa1＝7.46，pKa2＝12.4 可绘
制 H2L 体系中微粒分布系数图(见下图)，则 pH 在 9.5～10.5 之间，含 L 的物种主要为 HL－，B 错误；该反应的平衡常数
K＝c(Lc2{-)[·Fce{L[F2]e－L}]＋}，由题图可知，c{[FeL2]－}＝c{[FeL]＋}时，
c(CH3COO－)＞c(H＋)
D．H2C2O4-NaHC2O4 混合溶液(pH＝1.68，H2C2O4 为二元弱酸)：c(H＋)＋c(H2C2O4)
＝c(Na＋)＋c(C2O24- )＋c(OH－)
命题规律 高考回溯
【解析】 等浓度、等体积 NaHCO3 和 Na2CO3 的混合溶液显碱性，水解程度：
＝c(H2CO3)＋c(HCO－ 3 )＋c(CO23- )
D．0.2 mol/L NH4HCO3 溶液和 0.6 mol/L 氨水等体积混合：c(NH3·H2O)＋c(CO23- )
＋c(OH－)＝0.3 mol/L＋c(H2CO3)＋c(H＋)
命题规律 高考回溯
【解析】 在 0.2 mol/L 氨水中，存在主要平衡为 NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－，由于 弱电解质电离程度一般较小，NH3·H2O 浓度最大，溶液中同时存在次要平衡：H2O H＋ ＋OH－，所以 c(OH－)>c(NH＋ 4 )，A 错误；NH4HCO3 溶液中，存在 NH＋ 4 的水解平衡： NH＋ 4 ＋H2O H＋＋NH3·H2O，以及 HCO－ 3 的水解平衡：HCO－ 3 ＋H2O OH－＋H2CO3， 由于 pH>7，则以 HCO－ 3 的水解平衡为主，故 c(NH＋ 4 )>c(HCO－ 3 )>c(H2CO3)>c(NH3·H2O)， B 正确；0.2 mol/L 氨水和 0.2 mol/L NH4HCO3 溶液等体积混合后，根据元素质量守 恒：c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O)＝2[c(H2CO3)＋c(HCO－ 3 )＋c(CO23- )]，C 错误；0.6 mol/L 氨水和 0.2 mol/L NH4HCO3 溶液等体积混合后，存在电荷守恒：①c(HCO－ 3 )＋2c(CO23- ) ＋c(OH－)＝c(NH＋ 4 )＋c(H＋)，存在元素质量守恒：②c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O)＝0.4 mol/L， ③c(H2CO3)＋c(HCO－ 3 )＋c(CO23- )＝0.1 mol/L，①＋②－③得 c(NH3·H2O)＋c(CO23- ) ＋c(OH－)＝0.3 mol/L＋c(H2CO3)＋c(H＋)，D 正确。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
电离平衡和水解平衡一．考纲与考情1．考纲电离平衡和水解平衡在考纲中的位置如下所示：基础型课程部分2．考情电离平衡和水解平衡在近几年高考中的出题都集中在选择题，一般为一题单选，一题多选。
综合来说，这一块的内容所占考分不多，但是由于学习水平较高，而且有一题会出现在多项选择题中，考生失分的情况还是十分普遍的，也应该将之看作教学上的重难点来看待。
二．知识点整理电解质和非电解质强电解质和弱电解质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：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3⑵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H2O、HF等都是弱电解质。
②电解质的强弱与溶解度无关。
如BaSO4、CaCO3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⑴物质结构判断：离子化合物（含离子键）强电解质；共价化合物（极性强、弱、非极性）强电解质不一定是离子化合物，如盐酸是共价化合物，但它在水溶液中能完全电离，它是强电解质；弱电解质也不一定是共价化合物，如氢氧化铝是若电解质，但是它是离子化合物⑵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）、多数有机物注：单质和混合物（不是电解质也不是非电解质）⑶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）⑷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例1：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）。
A．CH3COOH B．Cl2C．NH4HCO3D．SO2例2：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（电离平衡是一个吸热过程）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：例：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。
H2CO3，HCO3-，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= ，HCO3-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=溶于水时：NaHSO4=例：KHSO4在稀溶液中和熔融状态下都存在的离子是（ ）。
A ．K +B ．H +C ．SO 42-D ．HSO 4-4、电离度电离度=已电离的电解质分子数/原有分子总数（已电离/未电离） 弱酸：c(H +)/c(酸)=α 弱碱：c(H -)/c(碱)=α5、强弱电解质的综合比较（与碱，盐，活泼金属的反应） ⑴同浓度一元强酸和弱酸比较 ⑵同pH 强酸和弱酸比较6、电解质溶液的导电性和导电能力经常以化学反应的形式出现，弱电解质转化成强电解质。
又如在溶液导电性实验装置中注入适量Ba(OH)2溶液，再逐滴加入稀H 2SO 4。
溶液导电性先变弱再变强。
此类问题经常以图像形式呈现。
例：某一元强酸X 的溶液和一元弱酸Y 的溶液，它们的c(H+)相等。
将两种酸溶液各取50mL 分别与足量镁屑反应。
现有下列叙述：①X 溶液与Y 溶液的物质的量浓度相等；②开始反应时两种溶液的反应速率相等；③反应开始后，X 的溶液反应速率下降较快；④反应开始后，Y 的反应速率下降较快；⑤完全反应后X 产生的氢气较多；⑥完全反应后Y 产生的氢气较多。
以上叙述正确的是（ ）。
A ．①②③⑤B ．①②④⑥C ．②④⑤D ．②③⑥例：下列各组物质中，溶液的导电性比反应前明显增强的是（ ）。
A ．向亚硫酸钠溶液中加少量液态溴 B ．向硝酸银中加入少量氯化氢 C ．向氢氧化钠溶液中通入少量氯气 D ．向硫化氢饱和溶液中通入适量氯气水的电离及溶液的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H 2O+H 2O H 3O ++OH -，通常简写为H 2O H ++OH -； 25℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L 即纯水的电离度为：α=1×10-7mol /181000mol⑵影响水的电离平衡的因素温度：温度越高电离程度越大c(H+)和c(OH-)同时增大，KW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，KW不变。
⑶水的离子积在一定温度时，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)。
①KW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，KW增大。
25℃时K 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。
例如，在25°C时，c(H+)=0.01mol/L的强酸溶液与c(OH-)=0.01mol/L的强碱溶液中，K w = 1×10-14⑷水电离的离子浓度计算例：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/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-SO42-2、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-pH c(H+)=m×10-n mol/L则pH=n-lgmpOH=-lgc(OH-) c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
例如，已知pH=a，则c(H+)=10-amol·L-1，c(OH-)=10-(14-a)mol·L-1。
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。
①溶液酸碱性与pH的关系可图示为：⑶溶液pH的测定方法①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。
②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。
pH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：红橙黄(酸性)，绿(中性)，蓝靛紫(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由酸碱浓度求pH强酸(HnA) c(H+)=nc(酸) 强碱B(OH)n c(OH—)=nc(碱)弱酸c(H+)=c(酸)α 弱碱c(OH—) =c(碱)α②已知pH求酸碱浓度强酸(HnA) c(酸) =c(H+)/n=10-pH/ n 强碱B(OH)n c(碱) = c(OH-)/n=10-pOH/n弱酸c(酸) = c(H+)/α 弱碱c(碱) = c(OH—) /α⑵加水稀释计算①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n。