水溶液中的离子平衡专题复习汇总
高考复习专题10 水溶液中的离子平衡
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=7D．c点的混合溶液中，c(Na+)>c(K+)>c(OH−)【答案】C【解析】【分析】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，故A 正确；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。
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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。
(完整版)水溶液中的离子平衡典型练习题及答案
水溶液中的离子平衡1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）.A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-）B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-）C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-）2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是?3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是（）A、图中A、B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＞DB、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042-4. 设水的电离平衡线如图所示：(1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B点,则此时水的离子积从_____增加到____,造成水的离子积增大的原因是____.(2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____.(3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13,若要使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42-．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）A．该温度高于25℃B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-10mol/LC．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离D．该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性6.为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG=已知某无色溶液的AG=12，则在此溶液中能大量共存的离子组是( )A.Na+、AlO2-、K+、NO3-B.MnO4-、K+、SO42-、Na+C.NH4+、NO3-、Al3+、Cl-D.Mg2+、SO42-、HCO3-、Na+7.下列事实能说明醋酸是弱电解质的是( )①醋酸与水能以任意比互溶②醋酸溶液能导电③醋酸溶液中存在醋酸分子④1mol/L醋酸的pH比0.1mol/L盐酸pH大⑤醋酸能和碳酸钙反应放出CO2⑥0.1mol/L醋酸钠溶液pH＝8.9⑦大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生H2速率慢A．②⑥⑦B．③④⑥⑦C．③④⑤⑥D．①②③8.关于小苏打水溶液的表述正确的是（）A．c （Na+）=c （HCO3-）+c （CO32-）+2c （H2CO3）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-9.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0.1mol•L-1NaHCO3溶液中：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（H2CO3）B．在0.1mol•L-1Na2CO3溶液中：c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）C．向0.2 mol•L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol•L-1NaOH溶液：c（CO32-）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）D．常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH=7，c（Na+）=0.1mol•L-1]：c（Na+）=c（CH3COO-）＞c（CH3COOH）＞c（H+）=c（OH-）10. (1）在25°C时，已知0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12．现将0.2mol/L 的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，溶液中各种离子的浓度有大到小的关系为______．（2）常温下，将0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液．试回答（填写数据）：①溶液中c（NH4+）+c（NH3•H2O）一定等于______②溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=______．11某二元弱酸的酸式盐，NaHA溶液，若PH<7,则溶液中各离子的浓度关系不正确的是A C(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)B c(Na+)+ c(H+)= c(HA-)+2 c(A2-)+ c(OH-)C c(H+)+ c(HA-)= c(OH-)+ c(H2A)D c(Na+)= c(HA-)+ c(H2A)+ c(A2-).答案1.在电解质溶液中存在三个守恒：①电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，②物料守恒，③质子守恒，故B正确；D项pH=7，c（H+）=c（OH-），则有c（Na+）=c(CH3COO-),故D项错；A项NaOH是强电解质NaOH====Na++OH-，当两溶液混合OH-参加反应被消耗，而Na+不参加反应，故c（Na+）>c(OH-)，同理c （CH3COO-）>c(H+)，故A项错；C项pH<7，醋酸过量，结论正确。
水溶液中的离子平衡专题复习
水溶液中的离子平衡一、概念：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
二、特点：1. 电离平衡是动态平衡2. 弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
3. 电离平衡是吸热过程，升高温度，电离平衡向正方向移动，此时，溶液中的离子数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
4. 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
三、知识点：（1）水的电离和离子积常数及其影响因素水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O + H2O H3O+ + OH－或H2O H+ + OH－。
一定温度下，由水电离出的H+浓度与OH－浓度的乘积为一常数，通常用K W表示。
水的离子积常数（K W）只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关，K W随着温度的升高而增大，如25℃时，K W＝1×10－14、100℃时，K W＝1×10－12。
对水的电离平衡和离子积常数影响因素的比较：平衡移动方向c(H+)的变化c(OH－)的变化c(H+)与c(OH－)的关系K W溶液的酸碱性升高温度向右增大增大c(H+)＝c(OH－) 增大中性加少量固体NH4Cl向右增大减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性加少量固体向右减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性CH3COONa加少量金属向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性Na加入少量向左减小减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性H2SO4加人少量固向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性体NaOH提醒：①由于同离子效应的原因，酸、碱能抑制水的电离，但不能改变K W的大小。
②盐的水解能促进水的电离，但不改变K W的大小。
结论：①一定温度下，强酸强碱溶液中，水的电离不受影响，电离度不变；强酸弱碱盐或强碱弱酸盐溶液中水的电离得到促进，水的电离度变大；②强酸弱碱盐溶液中，水的电离度用c(H+)计算，强碱弱酸盐溶液中，水的电离度用c(OH－)计算；③25℃时，pH之和为14的一对强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的溶液中水的电离度相等，即此时两种盐对水的电离的促进效果相同。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
2023年高考真题化学解析分类汇编—专题11水溶液中的离子平衡
2023 年一般高等学校招生全国统一考试化学试题分类汇编专题十一水溶液中的离子平衡1．〔2023·重庆理综化学卷，T3〕以下表达正确的选项是( )A．浓氨水中滴加FeCl3饱和溶液可制得Fe(OH)胶体3B．CH COONa 溶液中滴加少量浓盐酸后c(CH COO－)增大3 3C．Ca(HCO )3 2 溶液与过量NaOH 溶液反响可制得Ca(OH)2D．25℃时Cu(OH) 在水中的溶解度大于其在Cu(NO ) 溶液中的溶解度2 3 2【答案】D【解析】A、浓氨水和FeCl3溶液反响产生Fe(OH)3沉淀，不会产生胶体，A 错误；B、参与浓盐酸，使平衡CH COO-+H+ CH COOH 向正方向移动，c(CH COO ) 减小；C、反响的化学方程式为3 3 3Ca(HCO ) +2NaOH=CaCO ↓+Na CO +2H O，C 错误；D、Cu(OH) 的沉淀溶解平衡的方程式为3 2 3 2 3 2 2Cu(OH) Cu2++2OH-，在Cu(NO )中，会使平衡向逆方向移动，导致溶解度减小，D 正确。
2 3 22．〔2023·浙江理综化学卷，T12〕氯在饮用水处理中常用作杀菌剂，且HClO 的杀菌力气比ClO－强。
25℃时氯气-氯水体系中存在以下平衡关系：Cl (g) Cl (aq) K =10－1.22 2 1Cl (aq)+ H O2 2 HClOHClO + H+ +Cl－H+ + ClO－K =10－3.42K a=?其中Cl(aq)、HClO和ClO－分别在三者中所占分数〔α〕随2pH 变化的关系如以下图。
以下表述正确的选项是A．Cl (g)+ H O 2H+ + ClO－2 2+ Cl－K=10-10.9B．在氯处理水体系中，c(HClO) + c(ClO－) =c(H+)－c(OH－) C．用氯处理饮用水时，pH=7.5 时杀菌效果比pH=6.5 时差D．氯处理饮用水时，在夏季的杀菌效果比在冬季好【答案】C【解析】将两个方程式相加，得到Cl (g)+ H O2 2 2H+ + ClO－+ Cl－, K=K K =10-4.6，A 错误；在氯1 2处理水体系中，依据电荷守恒可得：c(OH－)+c(ClO－)=c(H+)，B 错误；依据图可以看出，次氯酸的浓度在pH=7.5 时比pH=6.5 时少，杀菌效果差，C 正确；夏季温度高，次氯酸受热易分解，在夏季的杀菌效果比在冬季差，D 错误。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
第三章_水溶液中的离子平衡_复习
例6：在纯水中进行下列实验，其中会影 响水的电离平衡的是哪些？如何影响？ ① 加入酸溶液或加入碱溶液。 ② 加入强酸强碱盐溶液 。
第三章
水溶液中的离子平衡单元复习
1、强弱电解质概念 2、弱电解质的电离平衡及其影响因素 3、水的电离和溶液的酸碱性 4、pH的概念及计算 5、盐类的水解及应用 6、中和滴定原理和操作 7、溶解平衡
一、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质
电解质 强电解质 弱电解质 非电解质
电离 完全电离、不可 部分电离，可逆 在熔融状态或水 特点 逆，无电离平衡 存 在 电 离 平衡 溶液中不能电离 判 物质 强酸、强碱、大部 弱酸、弱碱、 多数有机物、非 分盐、活泼金属的 水 金属的氧化物 别 类别 氧化 物 依 溶液 据 中存 （水合）离子、 （水合）离子、 溶质分子或反 应产物离子 在的 无 溶 质 分 子 溶质分子 微粒 化合物 类型
6、影响电离常数大小的因素：
（1）电离常数大小是由物质的本性决定的， 在同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同。 （2）弱电解质的电离常数受温度变化的影响， 但室温下一般变化不大。 （3）弱电解质的电离常数大小不其受浓度变 化的影响
练习4.填表:(0.1mol/L的CH3COOH)
C 加纯 CH3COOH 加 CH3COONa 加少量NaOH
思考因多元弱酸分步电离而引起的反应
思考1 :向Na2SO3溶液中中逐滴加入稀盐酸,说出有 关现象,写出相关的化学反应方程式. 思考 2: 不用任何试剂,如何鉴别 Na2CO3 溶液和 HCl溶液
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。
水溶液中的离子平衡知识点
水溶液中的离子平衡知识点离子平衡的知识点包括离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等。
首先，离子的解离是指溶解物质的分子在溶液中分解成离子的过程。
例如，当盐酸溶解在水中时，盐酸分子会解离成氢离子和氯离子，可以表示为HCl->H++Cl-。
不同物质的解离程度不同，有些物质完全解离，有些物质只部分解离。
其次，溶液中离子的浓度对离子平衡有重要影响。
离子溶液的浓度可以通过摩尔浓度或者摩尔分数来表示。
离子浓度的高低会影响离子间相互作用的强度，从而影响溶液中的化学反应。
一般来说，离子浓度越高，反应速率越快。
离子平衡常数是指当反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比的乘积。
离子平衡常数通常用K表示。
例如，对于反应A+B->C+D，离子平衡常数可以表示为：K=[C][D]/[A][B]。
离子平衡常数的大小可以通过判断离子在溶液中的浓度来确定化学反应的方向性和平衡程度。
溶解度积是指固体物质在溶液中达到饱和时，溶质的离子浓度之乘积。
溶解度积常用Ksp表示。
当达到溶解度积时，溶解物质的离子浓度就达到了平衡状态。
溶解度积的大小取决于物质的溶解度及其解离程度。
例如，对于固体AgCl的溶解度积可以表示为：AgCl <-> Ag+ + Cl-，Ksp =[Ag+][Cl-]。
溶解度是指在给定温度下，单位体积溶剂中可以溶解的物质最大量。
溶解度的大小与物质的性质、溶剂的性质以及温度有关。
不同物质的溶解度可以通过实验测定，通常用摩尔溶度或质量溶度来表示。
配位化学是指溶液中离子之间的空间结构和相互作用。
在溶液中，离子还可以与水分子形成配合物。
配位化学涉及到配体、配合物和配位数等概念。
配合物的稳定性和反应性取决于配体的性质和配位数。
配位化学在生物化学、药物化学等领域有重要应用。
总结来说，水溶液中的离子平衡涉及离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等知识点。
了解离子平衡的原理和相关知识，可以帮助我们理解溶液中的化学反应以及溶解物质在溶液中的特性。
水溶液中的离子平衡专练带答案
水溶液中的离子平衡专练一、正误判断•辨析概念1.弱电解质的电离平衡(1)0.1 mol-L-1 氨水中加入CH3COONH4 固体，c(OH-)/c(NH3- H2O)变大。
()(2)强电解质溶液中一定不存在电离平衡。
()⑶改变条件使电离平衡正向移动，溶液的导电能力一定增强。
()(4)CHCOOH溶液加水稀释后，溶液中。
(CH3c OOH)的值减小。
()3c (CH3COO-)(5)0.1 moll-1 CH3COOH溶液中加入冰醋酸，醋酸的电离程度变小。
()(6)在室温下，CH3COOH分子可以完全以分子的形式存在于pH=8的溶液中。
()⑺中和pH和体积均相同的盐酸和醋酸，消耗NaOH的体积相同。
()(8)0.1 moll-1的CH3COOH溶液加水稀释，CH3COOH的电离平衡向正方向移动，n(H+)增大。
( 2.水的电离和溶液的pH(1)25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于100℃时Nad溶液的K()(2)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。
()⑶在蒸馏水中滴加浓H2s，K w不变。
()(4)无论在酸溶液中还是碱溶液中，由水电离出的c(H+) = c(OH-)。
()(5)pH=0 的溶液中c(H+)=0 moll-1。
( )(6)某溶液中滴入酚欧呈无色，溶液呈酸性。
()(7)用pH试纸测定溶液的pH,不能用水浸湿，否则一定会产生误差。
()(8)两种醋酸的物质的量浓度分别为c3口c2, pH分别为。
和a +1,则c尸10c2。
()⑼将Ca(OH)2的饱和溶液加热，pH和K w均增大。
()(10)1.0x10-3 mol • L-1 盐酸的pH=3.0, 1.0X10-8 mol • L-1 盐酸的pH=8.0。
( )(11)分别和pH相等的盐酸和硫酸反应时，消耗NaOH的物质的量相同。
()(12)将纯水加热，K w变大，pH变小，酸性变强。
()(13)只有pH=7的溶液中才存在c(H+) = c(OH-)o ( )(14)常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H+)相同。
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 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——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：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = cH +·cOH -25℃时, H +=OH - =10-7 mol/L ; K W = H +·OH - = 110-14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 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CH 2=CH 2强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H 2O …… 混和物 纯净物注意：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〈110-14②温度：促进水的电离水的电离是吸热的③易水解的盐：促进水的电离 KW〉 110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 ;变色范围：甲基橙 ~橙色石蕊~紫色酚酞~浅红色pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可 ;注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它 H+混 =H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它 OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意 :不能直接计算H+混3、强酸与强碱的混合：先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混,再求其它四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈 pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀 = pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉 pH原－n 但始终不能小于或等于75、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快;五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-pH1+pH2〕六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;2、中和滴定的操作过程：1滴定管的刻度,O刻度在上 ,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;滴定管可以读到小数点后一位 ;2药品：标准液；待测液；指示剂;3准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始4试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积;上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低;同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然;七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离;3、盐类水解规律：①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性;②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强;如:Na2CO3＞NaHCO34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆 2程度小 3吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大水解吸热,越热越水解②浓度：浓度越小,水解程度越大越稀越水解③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度＞水解程度,显酸性如: HSO3-、H2PO4-③水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-7、双水解反应：1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑８、水解平衡常数 Kh对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/KaKw为该温度下水的离子积,Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/KbKw为该温度下水的离子积,Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸多元弱酸盐的电离水解的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱;2、多元弱碱多元弱碱盐的电离水解书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：①电荷守恒：:任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和②物料守恒: 即原子个数守恒或质量守恒某原子的总量或总浓度＝其以各种形式存在的所有微粒的量或浓度之和③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等;九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识1溶解度小于的电解质称难溶电解质;2反应后离子浓度降至110-5以下的反应为完全反应;如酸碱中和时H+降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L,故均用“=”;3难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡;4掌握三种微溶物质：CaSO4、CaOH2、Ag2SO45溶解平衡常为吸热,但CaOH2为放热,升温其溶解度减少;6溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀,否则不存在平衡;2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用s标明状态,并用“”;如：Ag2Ss 2Ag+aq+ S2-aq 3、沉淀生成的三种主要方式1加沉淀剂法：Ksp越小即沉淀越难溶,沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全;2调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3;3氧化还原沉淀法：4同离子效应法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动;常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③沉淀转化 ;5、沉淀的转化：溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度 更小 的;如：AgNO 3 AgCl 白色沉淀 AgBr 淡黄色 AgI 黄色 Ag 2S 黑色 6、溶度积K SP1、定义：在一定条件下,难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率,溶液中各离子的浓度保持不变的状态;、表达式：AmBns mA n+aq+nB m-aq K SP = cAn+m•cBm-n3、影响因素：外因：①浓度：加水,平衡向溶解方向移动;②温度：升温,多数平衡向溶解方向移动;4、溶度积规则Q C 离子积〉K SP 有沉淀析出 Q C= K SP 平衡状态Q C 〈K SP 未饱和,继续溶解。
高考化学《水溶液中的离子反应与平衡》专题复习
【设问角度2】：已知水的电离程度，问溶液酸碱性 例：常温下，由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶
4.能分析解决生产、生活中有 3.能运用化学原理和方法解释或
关电解质溶液的实际问题
解决生产、生活中的实际问题
子水 知
反溶 应液 与中
识 框
平的 架
衡离
认知水平
1L水
55.6mol
10-7mol水电离
知 识 框 架
水的电离平衡
一、水的电离平衡
H2O+H2O H3O++OH- H2O H++OH-
促进或 抑制水电离
促进
中性 抑制
酸性 碱性
抑制 抑制 抑制
碱性 酸性
促进 促进 促进
2.平衡思想——水的电离平衡影响因素
H2O
H++OH- △H﹥0
体系变化 平衡移
条件
动方向
KW
水的电 离程度
c(OH－)液
温 升温 正向 增大 增大 度 降温 逆向 减小 减小
增大 减小
酸 HCl 逆向 不变
碱
逆向 NaOH 逆向
解题方法：
˂10-7mol/L >10-7mol/L
【设问角度1】：已知所加溶质，问水的电离程度
(2011·四川高考)25 ℃时在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液② 0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液③pH＝10的Na2S溶液④pH＝5的 NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是( )
溶液酸碱 促进或
性
抑制水电离
酸性
抑制
增大
减小
碱性
抑制
增大
(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。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结水溶液中的离子平衡是指在溶液中溶解的电离物质（通常为盐和酸碱）之间的化学反应达到平衡的状态。
在离子平衡中，离子的浓度、水合度以及溶剂中其他化学物质的影响会相互作用，从而确定离子在溶液中的浓度和活性系数。
以下是水溶液中离子平衡的主要知识点的总结。
1.电离与离解平衡：当盐或酸碱溶解在水中时，会发生电离和离解反应。
电离是指分子或离子在溶液中失去或获得电子，形成离子。
离解是指发生离解反应的物质中，溶解出来的离子与未溶解的物质之间的平衡关系。
例如，普通盐（如氯化钠）在水中溶解后会形成Na+和Cl-离子，这是一个电离过程；酸碱的离解反应可以用离解方程式表示。
2.离子的动态平衡：在溶液中，离子与溶剂分子之间存在动态平衡。
当溶质分子溶解到溶液中时，会与溶剂分子重新结合，而且离子在水合的过程中还可能与其他离子形成复杂的离子配位化合物，这些过程决定了离子活动和浓度。
3.离子浓度与平衡常数：在离子平衡中，离子的浓度可以通过平衡常数来表示。
平衡常数是描述离子的浓度和溶液中化学反应的速度的一个参数。
对于酸碱反应，酸性常数（Ka）描述酸的强弱，碱性常数（Kb）描述碱的强弱，这些常数与离子平衡有很大的关系。
4.PH和酸碱平衡：PH是用来衡量溶液酸碱性的指标，是对数单位的负对数，它表示了溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值与酸碱反应的平衡有直接关系，当酸碱平衡移动时，PH值也会相应改变。
5.水自离解和电离常数：水自离解是指水分子自己发生电离的过程，产生等量的氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。
水的电离常数（Kw）是描述水的离解程度的参数，其值为1.0×10^-14，在25℃下。
6.普通盐的完全电离和部分电离：普通盐是指由酸和碱反应得到的盐类，如氯化钠。
在水中溶解后，一些普通盐会完全电离成阳离子和阴离子，例如氢氧化钠（NaOH）；而其他一些普通盐则只会部分电离，如硫酸（H2SO4）。
7.酸碱中和反应和滴定：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
水溶液中的离子平衡专题
水溶液中的离子平衡专题复习§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 （提示：实验室能否配制0.1mol/L 的HAc ？能否配制pH=1的HAc ？为什么？ ）5、强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB) (2)pH 值相同时，溶液的浓度C HA ＜C HB(3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB*物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH 最小的是 ，pH 最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH 溶液反应，消耗NaOH 溶液的体积大小关系为 。
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详细答案
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详细答案一、水溶液中的离子平衡1．硫代硫酸钠俗称大苏打、海波，主要用作照相业定影剂，还广泛应用于鞣革、媒染、化工、医药等行业。
常温下，溶液中析出晶体为Na2S2O3•5H2O．Na2S2O3•5H2O于40-45℃熔化，48℃分解；Na2S2O3易溶于水，不溶于乙醇。
在水中有关物质的溶解度曲线如图甲所示。
Ⅰ．制备Na2S2O3•5H2O将硫化钠和碳酸钠按反应要求比例放入图乙装置D中，然后注入150mL蒸馏水使其溶解，再在分液漏斗A中注入一定浓度的H2SO4，在蒸馏烧瓶B中加入亚硫酸钠固体，并按图乙安装好装置。
（1）仪器D的名称为______（2）打开分液漏斗活塞，注入H2SO4，使反应产生的气体较缓慢均匀地通入Na2S和Na2CO3的混合溶液中，并用磁力搅拌器搅动并加热，总反应方程式为2Na2S+Na2CO3+4SO2 Δ3Na2S2O3+CO2。
①烧瓶B中发生反应的化学方程式为______。
②将B中产生的气体缓慢均匀地通入D中的正确操作是______。
③制备过程中仪器D中的溶液要控制在弱碱性条件下，其理由是______（用离子方程式表示）。
Ⅱ．分离Na2S2O3•5H2O并测定含量（3）操作I为趁热过滤，其目的是______；操作Ⅱ是过滤、洗涤、干燥，其中洗涤操作时用______（填试剂）作洗涤剂。
（4）蒸发浓缩滤液直至溶液中有少量晶体析出为止，蒸发时控制温度不宜过高的原因是______。
（5）制得的粗晶体中往往含有少量杂质。
为了测定粗产品中Na2S2O3•5H2O的含量，称取1.25g的粗样品溶于水，配成250mL溶液，取25.00mL溶液于锥形瓶中，滴入几滴淀粉溶液，用0.0100mol/L标准I2溶液滴定，当溶液中S2O32-全部被氧化时，消耗碘溶液的体积为25.00mL．试回答：（提示：I2+2S2O32-═2I-+S4O62-）①达到滴定终点时的现象：______②产品中Na 2S 2O 3•5H 2O 的质量分数为______。
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。
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高三 水溶液中的离子平衡专题复习第一节电离平衡概念辨析：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SO 3、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。
二：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（ ） A ．COOH CH 3 B ．2Cl C ．34HCO NH D ．2SO题型之二：考查强弱电解质的比较（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0.1mol/L 的HA 和HCl 的导电性，若HA 弱则是弱酸。
㈡测浓度为0.01mol/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HCl ，加入足量的锌粒，最终产生H 2多的为弱酸。
㈣取V 相同，PH 相同的HA 和HCl ，滴入NaOH 中，耗碱量多的为弱酸。
㈤稀释后测PH ，如10mLPH=1的HA ，稀释至10L ，若PH=4（强酸），若1﹤PH ﹤4（弱酸），（PH 变化越慢则酸性越弱） ㈥同离子效应：往HA 溶液中加入其相应的盐（如NaA ），若发生移动（指示剂显示）为弱酸。
㈦测HA 对应的钠盐溶液PH ，如0.1mol/L 的NaA 溶液，PH ﹥7时，HA 为弱酸。
（4）下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（ )A ．亚硝酸钠溶液的pH 大于7B ．用亚硝酸溶液做导电试验，灯泡很暗C ．亚硝酸溶液不与硫酸钠溶液反应D ．0．1mol ·L -1亚硝酸溶液的pH 为2．1 题型之四：考查弱电解质电离平衡的移动（5）0.1mol/L 的醋酸溶液中，改变条件的变化情况。
A. OH -的物质的量 C. O)H NH ()NH (23+4⋅c c B. c (H +) c (OH -) D. )OH ()NH (-+4c c第二节 水的电离和溶液的PH一：水的电离⑴ 水的离子积常数 K W = c(H +)·c(OH -)特点：K W 只与温度有关，且随温度的升高而增大，只有在通常情况下（250C ）不论是酸、碱、盐溶液均有K W = 10-14，且水电离出的c(H +) = c(OH -)。
⑵ 影响水的电离的因素（见表）二：溶液的酸碱性与PH ⑴溶液的酸碱性与PH 的关系⑵ PH及其性质① PH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液。
（如NaHSO4溶液）② PH一般是指常温下，其它温度下，中性溶液的PH ≠ 7③对于PH=a的酸，稀释10n倍时，强酸的PH=a+n，弱酸为a﹤PH﹤a+n。
对于PH=b的碱，稀释10n倍时，强碱的PH=b-n，弱碱为b﹥PH﹥b-n。
PH变化越大则酸性或碱性越强。
④常温下，不论稀释多少倍，酸溶液的PH值都﹤7，碱溶液的PH值都﹥7。
⑶ PH的计算公式：PH = -lg {c(H+)} ,适用范围c(H+)或c(OH-)≤1mol/L①单一溶液的计算类型及计算方法A 强酸溶液，如H n A的浓度为Cmol/L，c(H+) = nC PH = -lg nCB 强碱溶液，如B(OH)n的浓度为Cmol/L，c(H+) = K W c(OH-) PH =14+lg nC②酸或碱混合的PH的计算A 强酸与强酸混合，c(H+)混 = {c(H+)1V1 + c(H+)2V2} （V1+V2），再求PH。
（若等体积混合PH混 =PH小+ lg2）B强碱与强碱混合，c(OH-)混 = {c(OH-)1V1 + c(OH-)2V2} （V1+V2），再求c(H+)，再求PH。
（若等体积混合PH混 =PH大- lg2）③强酸和强碱混合的PH值的计算A 若恰好中和，溶液的n(H+) = n(OH-)B 若酸剩，则先求 c(H+)混 = {c(H+)酸V酸- c(OH-)碱V碱} （V酸+V碱），再求PH。
C 若碱剩，则先求c(OH-)混 = { c(OH-)碱V碱-c(H+)酸V酸 } （V酸+V碱），再求c(H+)，再求PH。
三：本节题型题型之一：考查水的电离平衡题型之二：考查水的电离出的C(H+)或C(OH-)的计算（7）下列溶液：① pH＝0的盐酸，② 0.5 mol / L盐酸，③pH＝4的NH4Cl溶液，④0.1 mol / L NaOH溶液，由水电离的氢离子物质的量浓度浓度由大到小的顺序正确地是（ )A. ①②③④B. ③④②①C. ①②③④D.③④①②方法提炼：水的电离出的C(H+)或C(OH-)的计算①纯水中：c(H+)水 = c(OH-)水= Kw②加酸或碱的溶液中：酸则Kw = c(H+)酸×c(OH-)水或碱则Kw = c(H+)水×c(OH-)碱，再根据水中有c(H+)水 = c(OH-)水来计算。
③盐类水解的溶液中：溶液显什么性，就根据什么离子的浓度计算。
题型之三：考查PH 计算常温下PH=a 的溶液，则C(H +) = 10-amol / L ，C(OH -) = 10a-14mol / L 。
（8）常温下，某一元强碱溶液的pH 值为a ，某一元酸HA 溶液的pH 值为b ，HA 的电离度为1.0%，若将1体积此强碱溶液与10体积的HA 溶液混合，恰好完全反应，则a 与b 之和为（ ） A . 14 B . 15 C . 16 D . 17（9）将2510mL pH =的KO H 溶液跟5010mL pH =的Ba OH ()2溶液混合，所得混合溶液的pH 为（ ） A. 9.7 B. 10 C. 10.3 D. 10.7（10）9901mL mol L .盐酸与1010052mL mol L Ba OH .()溶液混合后，溶液的pH A. 1.7 B. 10.7 C. 11 D. 11.3（11）常温下，有体积为V L pH m 1，=的稀硫酸和体积为V L pH n 2，=的NaOH 溶液混合。
（1）如果V V 12=时，①m n +=13，则溶液显_________性；②m n +=15，则溶液的pH ________7（填“>=<、、”） （2）如果混合后pH =7时：①m n +=14，则V V 12=_ _；②m n +=13，则V V 12=_ __。
（12）题 ⑴现有pH=2的HCl 溶液100ml ，要使它的pH=3，如果加入蒸馏水，需加水 ml ，如果加入PH=4的HCl 溶液，需加入此HCl 溶液_______ml⑵将pH=8的NaOH 溶液与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH=_______；⑶将0.1mol/L 盐酸和0.06mol/L 氢氧化钡溶液以等体积混合后，该混合溶液的pH=_____。
(4) 25℃时，PH=a 的10体积的某强酸与PH=b 的1体积的某强碱混合后，溶液呈中性，则a 和b 满足的关系____________题型之四：考查溶液酸碱性的表示（13）为更好的表示溶液的酸碱性，科学家提出酸度（AG ）概念，AG=lg {c(H +)/ c(OH -)}，则下列叙述正确的是（ ） A. 中性溶液的AG=0 B. 常温下0.1mol/L 盐酸溶液的AG=12 C.常温下0.1mol/L 氢氧化钠溶液AG=12 D. 酸性溶液的AG ﹤0第三节 盐类的水解一：盐类的水解实质：水的电离平衡正向移动。
盐类水解促进水的电离。
规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。
书写：①单水解一般非常弱，用“ ”，不标“↓”或“↓”，生成不稳定的物质，也写化学式。
②多元弱酸根分步水解，每次只结合一个H +，第 步为主。
例：③水解：弱酸根离子结合水电离的H +，溶液显碱性。
弱阳离子结合水电离的OH -，溶液显酸性。
二：影响盐类水解的因素：见表。
专题： 离子浓度大小比较题型归类解析 ⑴所用知识 考虑平衡①水的电离平衡 ②弱电解质的电离平衡 ③弱酸根离子的水解平衡 ④盐的电离 分清主次：①多元弱酸分步电离，多元弱酸根离子分步水解，都以第一步为主。
②酸式盐的水解和溶液的酸碱性 A多元强酸和强碱形成的酸式盐：只电离，不水解，其水溶液呈酸性，如NaHSO4。
B 多元弱酸和强碱形成的酸式盐：因盐溶液中电离出酸式酸根离子既电离又水解，溶液的酸碱性由电离和水解程度的相对大小而定。
电离能力大于水解能力的酸式盐主要有：NaHSO3、NaH2PO4等,其水溶液呈酸性；水解能力大于电离能力的酸式盐主要有：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等,其水溶液呈碱性。
③如都为0.1mol/L的CH3COOH和CH3COONa的混合液显酸性，是因为CH3COOH的电离大于CH3COO-的水解；都为0.1mol/L 的NH3·H2O和NH4Cl的混合液显碱性，因为NH3·H2O电离大于NH4+的水解。
但HCN的电离小于CN-的水解，所以同浓度的HCN和NaCN混合液显碱性。
但有时看题中给出的信息。
三个守恒①电荷守恒：溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，如NaHCO3溶液中c(Na+) +c(H+)= c(HCO3-) +2c(CO32-)+ c(OH-)②物料守恒（原子守恒）溶液中某元素的各种存在形式中，原子个数守恒：如0.1mol/L的Na2CO3溶液中c(Na+) =2c(CO32-)未水解= 2c(HCO3-) +2c(CO32-)+ 2c(H2CO3)③质子（H+）守恒：溶液中由水电离的H+和OH-数目相同，如Na2S溶液中c(OH-) =c(H+)水解的= c(H+)剩下的 +c(HS-)+ 2c(H2S)第四节难溶电解质的溶解平衡沉淀溶解平衡：沉淀溶解平衡属于化学平衡，具有化学平衡的一切特征。