高考化学专题复习电离平衡和水解平衡
高中化学“四大平衡”考点总结
高中化学“四大平衡”考点总结化学平衡是这一平衡理论体系的核心。
系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。
正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。
1．高中化学常见四大平衡2．常见四大平衡研究对象模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。
如：加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。
模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。
如：加热促进电离，稀释电离度增大。
模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。
如：配制溶液应加入少量酸防止水解。
不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。
模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。
（1）气体的溶解平衡如：当加入等时平衡会发生移动。
当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。
（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。
知识结构归纳总结四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。
归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。
1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上2.平衡特征相同3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动（3）减压或稀释5. 都存在平衡常数K高考分析1.化学平衡2.电离平衡3.水解平衡4.溶解平衡。
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+)
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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
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（2005年江苏卷）12．常温下将稀NaOH溶液与稀
高三化学电离与水解知识点
高三化学电离与水解知识点电离与水解是高中化学中重要的知识点，涉及到溶液的离子化程度、酸碱中和反应等概念。
本文将围绕电离与水解的定义、化学平衡中的应用以及相关实例进行详细阐述。
一、电离与水解的定义电离是指化学物质在溶液中或熔融状态下，通过释放离子而转变为离子的过程。
以强酸HCl为例，当它溶解在水中时，会释放出H+离子和Cl-离子：HCl（气体）→ H+（溶液）+ Cl-（溶液）水解是指化学物质在水溶液中与水发生反应，产生离子和水的过程。
以强碱NaOH为例，当它溶解在水中时，会发生水解反应：NaOH（固体）+ H2O（液体）→ Na+（溶液）+ OH-（溶液）二、化学平衡中的电离与水解在酸碱中和反应中，离子的电离与水解是化学平衡过程中重要的组成部分。
根据勒夏特列原理，对于弱电解质溶液，它的电离与水解可以相互制约，形成动态平衡。
以弱酸HAc（醋酸）的电离与水解为例，该过程可以表达为如下平衡反应：HAc（溶液）⇄ H+（溶液）+ Ac-（溶液）在水中，HAc分子发生电离，部分转化为离子H+和Ac-，同时也会出现Ac-与水分子的水解反应：Ac-（溶液）+ H2O（溶液）⇄ HAc（溶液）+ OH-（溶液）这两个反应相互制约，不断进行，直到达到化学平衡。
三、电离与水解的相关实例1. 酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是根据溶液的酸碱性质发生颜色变化的物质。
这种颜色变化与指示剂分子的电离与水解有关。
如甲基橙指示剂，在酸性溶液中会接受H+离子而发生电离，呈现红色；在碱性溶液中，指示剂分子与OH-离子发生水解，呈现黄色。
通过观察指示剂的颜色变化，可以判断溶液的酸碱性质。
2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸溶液与碱溶液按化学计量比发生完全反应的过程。
在这个过程中，酸与碱溶液中的离子发生重新组合，形成中和盐和水。
例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水的化学方程式为：HCl（溶液）+ NaOH（溶液）→ NaCl（溶液）+ H2O（溶液）该反应中，HCl中的H+离子与NaOH中的OH-离子结合，生成中和盐NaCl和水。
高中化学中的“四大平衡”专题复习
2021/10/10
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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
高考化学大一轮复习高考热点题型8五大平衡常数的比较与应用课件新人教版
pH=7 可知
c(H+)=c(OH-)=1× 10-7 mol· L-1,依据电荷守恒 ������ c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)+c(CN-)可知 c(K+)=c(Cl-)+c(CN-),c(K+)=
2 ������ mol· L-1、c(Cl-)=0.005 mol· L-1,所以 c(CN-)=( -0.005) mol· L-1;依据物 2 ������ ������ ������ 料守恒 c(HCN)= mol· L-1-c(CN-)=[ -( -0.005)] mol· L-1=0.005 2 2 2 ������(CN- )· ������(H+ ) -1 mol· L ;代入 Ka= 即可。 ������(HCN)
-5考情分析 解题策略 跟踪训练
解析: (1)依据“三段式”进行计算 CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g) 起始时各物质浓 度/(mol· L-1) 2.5 2.5 0 反应的各物质浓 度/(mol· L-1) 2 2 4 平衡时各物质浓 度/(mol· L-1) 0.5 0.5 4
-3考情分析 解题策略 跟踪训练
(3)常见的考查形式:①平衡常数表达式的书写;②平衡常数的影 响因素;③利用平衡常数判断反应或过程的方向;④根据转化率、 pH等进行有关平衡常数的计算;⑤不同反应或过程平衡常数之间 的换算;⑥结合守恒、图像求平衡常数;⑦运用平衡常数判断比值 等。
-4考情分析 解题策略 跟踪训练
答案:(100a-1)×10-7
-9考情分析 解题策略 跟踪训练
方法归纳 解决此类问题时首先依据方程式写出所求平衡常数的 表达式,然后依据题中信息结合守恒、“三段式”、图像等分别求出 平衡常数表达式中各微粒平衡时的浓度,代入计算即可。
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。
电离平衡和水解平衡理论——解题方法总结
电离平衡理论和水解平衡理论——解题方法总结［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主。
2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)。
⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。
高中化学-电离平衡
电离平衡和水解平衡专题复习一、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 ：在水溶液中和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。
电解质——离子化合物和部分共价化合物 非电解质——大多数共价化合物★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。
2、弱电解质的电离平衡：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 分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ，这叫电离平衡。
3、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 抑制 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，则促进电离。
4、电离方程式的书写：用可逆符号，多元弱酸的电离要分步写（第一步为主）5、电离平衡常数：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]电离平衡常数的影响因素：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。
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练习：1. 下列物质中属于电解质的是（ D ） 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。
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。
电离、水解、溶解三大平衡的核心知识和解题策略
高考化学冲刺的核心知识和解题策略第四讲高考冲刺：电离、水解、溶解三大平衡考点透析北京四中知识结构学法：本章深刻理解平衡的影响因素，牢牢把握好两个字：主、次如：常温下，0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液呈酸性还是碱性？常温下，0.1mol·L-1醋酸pH=3，0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液pH=8一、弱电解质的电离平衡及其移动思考：、 、c(H+)、导电性)的1.稀释冰醋酸过程中各量(nH+变化情况：2.等C 等V 的盐酸、醋酸稀释图等H + 浓度、等体积的盐酸、醋酸稀释图例1．在pH相同，体积相等的盐酸A和醋酸溶液B中，分别加入少量且等质量的锌，若反应停止后，有一份溶液中锌有剩余，则正确的判断是①反应所需时间B＞A ②开始时反应速度A＞B③参加反应的锌的质量B＞A ④整个反应阶段平均速度B＞A⑤盐酸中锌有剩余⑥乙酸溶液中锌有剩余⑦盐酸中放氢气多⑧乙酸溶液中放氢气多A．③④⑤⑧B．①③⑥⑦C．①②③⑥D．②③④⑤二．水的电离与水的离子积1.在纯水或水溶液中H2O H++OH—△H>025℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw 100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw思考：1、pH=3的溶液中，由水电离出的C（H+）=？1.0×10－3mol/L或1.0×10－11mol/L2、由水电离出的C（H+）= 1.0×10－11mol/L，pH=？pH=3或112.溶液中酸碱性的判断(1)通过浓度和pH判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：方法一25℃100℃中性溶液c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6酸性溶液c(H+)>c(OH-) pH<7 pH<6碱性溶液c(H+)<c(OH-) pH>7 pH>6 3．关于简单pH的计算(1)酸、碱溶液稀释后的pH(2)酸或碱溶液的pH计算(3)酸、碱混合后的pH计算①两种强酸混合。
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。
新高考化学二轮复习讲义：电离常数、水解常数、溶度积常数的应用
[复习目标] 1.理解电离常数、水解常数、溶度积常数的概念及影响因素。
2.掌握电离常数、水解常数、溶度积常数的相关计算。
1．电离常数(K 电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA 为例)HAH ＋＋A －起始浓度：c 酸00平衡浓度：c 酸·(1－α)c 酸·αc 酸·αK 电离＝(c 酸·α)2c 酸·(1－α)＝c 酸·α21－α。
若α很小，可认为1－α≈1，则K 电离＝c 酸·α2(或α＝K 电离c 酸)。
2．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HAH ＋＋A －，K a (HA)＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )；A －＋H 2OHA ＋OH －，K h (A －)＝c (OH －)·c (HA )c (A －)。
则K a ·K h ＝c (H ＋)·c (OH －)＝K w ，故K h ＝K wK a。
常温时K a ·K h ＝K w ＝1.0×10－14，K h ＝1.0×10－14K a。
(2)对于二元弱酸H 2B ，K a1(H 2B)、K a2(H 2B)与K h (HB －)、K h (B 2－)的关系HB －＋H 2OH 2B ＋OH －，K h (HB －)＝c (OH －)·c (H 2B )c (HB －)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (H 2B )c (H ＋)·c (HB －)＝K wK a1。
B 2－＋H 2OHB －＋OH －，K h (B 2－)＝c (OH －)·c (HB －)c (B 2－)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (HB －)c (H ＋)·c (B 2－)＝K wK a2。
高三化学一轮复习《电离平衡常数、水解常数、溶度积常数的应用》PPTpptx
2. 水解平衡常数 特点：
• 水解平衡常数与温度有关，升高温度，Kh增大。 • 水解平衡常数反映盐水解的相对强弱，Kh越大，表示
盐越易水解。
3.电离平衡常数与水解常数的关系：
以CH3COONa为例
3.电离平衡常数与水解常数的关系：
(1)K a·K h＝K w 或 K b·K h＝K w (2)Na2CO3的水解常数 (3)NaHCO3的水解常数
（1）判断沉淀的先后
以CH3COONa为例
已知K (AgCl)＝1.56×10 ，K (AgBr)＝7.7×10 ， 010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.
水C．解B平r－衡、常C数l－反、映C盐rO水4解2-的相对D．强B弱r－，s、pKhC越rO大42，-、表C示l－
－10 sp
－13
1. 电离平衡常数 特点：
• 电离平衡常数与温度有关，升高温度，K值增大。 • 电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解
质越易电离，酸性或碱性越强。 • 多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1 K2 K3……
2. 水解常数 以CH3COONa溶液为例，存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
2×10－8，Ka3＝4.
磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.
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。
内容要求
认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡，了解电离平衡常数的 含义。
认识盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素。 认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。
学业要求
以CH3COONa为例
(填“＞”“＜”或“＝”)7。 －1
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2020届高考化学专题复习——第十五辑溶液中的“三大平衡”及影响因素
2020届高考化学专题复习——第十五辑溶液中的“三大平衡”及影响因素1．常温下将NaOH 溶液滴加到己二酸(H 2X)溶液中，混合溶液的pH 与离子浓度变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是( )A ．K a2(H 2X)的数量级为10－6B ．曲线N 表示pH 与lg c (HX －)c (H 2X )的变化关系C ．NaHX 溶液中c (H ＋)>c (OH －)D ．当混合溶液呈中性时，c (Na ＋)>c (HX －)>c (X 2－)>c (OH －)＝c (H ＋)答案 D解析 横坐标取0时，曲线M 对应pH 约为5.4，曲线N 对应pH 约为4.4，因为是NaOH 滴定H 2X 溶液，所以在酸性较强的溶液中会存在c (HX －)＝c (H 2X)，所以曲线N 表示pH 与lg c (HX －)c (H 2X )的变化关系，B 项正确；c (X 2－)c (HX －)＝1时，即lg c (X 2－)c (HX －)＝0，pH ＝5.4，c (H ＋)＝1×10－5.4 mol·L －1，K a2＝c (H ＋)·c (X 2－)c (HX －)≈1×10－5.4＝100.6×10－6，A 正确；NaHX 溶液中，c (HX －)>c (X 2－)，即c (X 2－)c (HX －)<1，lg c (X 2－)c (HX －)<0，此时溶液呈酸性，C 正确；D 项，当溶液呈中性时，由曲线M 可知lg c (X 2－)c (HX －)>0，c (X 2－)c (HX －)>1，即c (X2－)>c (HX －)，错误。
2．常温下，K a (HCOOH)＝1.77×10－4，K a (CH 3COOH)＝1.75×10－5，K b (NH 3·H 2O)＝1.76×10－5，下列说法正确的是( )A ．浓度均为0.1 mol·L －1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B ．用相同浓度的NaOH 溶液分别滴定等体积pH 均为3的HCOOH 和CH 3COOH 溶液至终点，消耗NaOH 溶液的体积相等C ．0.2 mol·L －1 HCOOH 与0.1 mol·L －1 NaOH 等体积混合后的溶液中：c (HCOO －)＋c (OH －)＝c(HCOOH)＋c(H＋)D．0.2 mol·L－1 CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＞c(Cl－)＞c(H＋)答案 A解析A项，由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH＋4)＋c(H＋)，因K b(NH3·H2O)＜K a(HCOOH)，同浓度的HCOONa和NH4Cl溶液，前者HCOO－水解程度小于后者NH＋4的水解程度，即前者水解产生的c(OH－)小于后者水解产生的c(H＋)，有前者溶液中c(H＋)大于后者溶液中c(OH－)，c(Na＋)＝c(Cl－)，有c(Na＋)＋c(H＋) >c(Cl－)＋c(OH－)，正确；B项，CH3COOH的酸性比HCOOH弱，同pH时，c(CH3COOH)>c(HCOOH)，用NaOH 滴定时，CH3COOH消耗的NaOH多，错误；C项，此时为等浓度的HCOOH和HCOONa 溶液，质子守恒式有c(HCOO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋) ＋c(HCOOH)[可由电荷守恒式c(Na＋) ＋c(H＋) ＝c(HCOO－)＋c(OH－)和物料守恒式2c(Na＋)＝c(HCOO－)＋c(HCOOH)处理得到]，错误；D项，当两者等体积混合时，得等浓度CH3COOH、CH3COONa、NaCl的混合溶液，若不考虑CH3COOH的电离和CH3COO－的水解，有c(CH3COO－)＝c(Cl－)＝c(CH3COOH)，溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，有c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，错误。
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高考化学专题复习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H2S水溶液(0.1mol/L) Na2S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+H2O弱酸+OH—弱碱阳离子+H2O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H2S H++HS—HS —H++S2—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“↓”S2—+H2O HS—+OH-HS—+ H2O H2S+OH-粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-) c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H2S)电荷守恒式c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=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H2S 抑制电离生成NaHS加入Na2S 生成NaHS 抑制水解二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较c（H+）pH 中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH 产生氢气的量开始时的反应速率盐酸大小相等相同快小醋酸小大慢大三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较c（H+）c（酸）中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH 产生氢气的量开始时的反应速率盐酸相等小弱少相等大醋酸大强多小四、电解质溶液中的守恒关系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/L0.1mol/LNa3PO4溶液中：1/3[Na+]=[PO33-]+[HPO42-]+[H2PO4-]+[H3PO4]=0.1mol/L【典型例题】例1：试预测在C6H5ONa（苯酚钠）溶液中逐滴加入FeCl3溶液，可能出现哪些现象，可能发生哪些反应。
解析：①C6H5O-与Fe3+在水溶液中优先发生双水解反应：3C6H5O-+Fe3++3H2O＝Fe(OH)3↓+3C6H5OH；现象：红褐色沉淀②生成的C6H5OH将与Fe3+发生显色反应：Fe3++6C6H5OH=[Fe(C6H5O)6]3-＋6H+；现象：溶液呈现紫色③当生成的H+达到一定浓度时，将与Fe(OH)3发生中和反应：Fe(OH)3＋3H+＝Fe3+＋3H2O；现象：沉淀逐渐溶解答案：见上。
例2：向20mL盐酸和硫酸的混合酸溶液中，渐渐加入0.1mol/L的Ba(OH)2溶液。
生成沉淀的质量和溶液的pH变化曲线如右图。
根据此实验数据计算：（1）原溶液中硫酸和盐酸的浓度各为多少_________________。
（2）A点处溶液的pH是______________。
解析：本题以图示形式检查酸、碱中和生成沉淀质量和溶液pH曲线随加入Ba(OH)2溶液体积变化情况，此题属于理解层次的中等难度试题。
（1）依据图示，沉淀最大时已加入Ba(OH)2溶液20mL，混合酸中硫酸被完全中和。
所以原混合酸中硫酸的物质的量浓度为0.1mol/L。
当H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和时，可以认为溶液中盐酸未被中和。
从20mL起，再加Ba(OH)2溶液至60mL时溶液中盐酸全被中和完，溶液呈中性，pH=7，所以原混合酸中盐酸的物质的量浓度为0.4mol/L。
（2）A点处溶液中氢离子浓度是盐酸提供的，因H2SO4刚被Ba(OH)2溶液中和，溶液被冲稀，体积扩大到原来的2倍，则盐酸浓度缩小到原来的1/2，由原来的0.4mol/L变为0.2mol/L。
即氢离子浓度为0.2mol/L。
所以pH=0.7。
答案：（1）c(H2SO4)=0.1mol/L c(HCl)=0.4mol/L (2) pH=0.7例3：（1）在25℃时，pH等于5的硫酸溶液与氯化铵溶液，两种溶液中分别由水电离出的H+离子物质的量浓度之比是多少？（2）在25℃时，对于0.1mol/L的氯化铵溶液，其pH是多少？（已知NH4Cl溶液中已水解的盐浓度占起始浓度的百分数为7.5×10-3%）解析：（1）本题考查盐的水解对水的电离平衡的影响及硫酸对水电离的抑制。
H2SO4溶液pH=5，c(H+)=10-5mol/L，在稀溶液中水的离子积不变，仍为c(H+)·c(OH-)=10-14。
由水电离出的c (OH-)=10-14/10-5=10-9mol/L，据H2O H++OH-得：由水电离出来的c(H+)=c(OH-)=10-9mol/L。
氯化铵是强酸弱酸盐，其溶液显酸性，水解方程式为NH4++H2O NH3·H2O+H+，水解产生的c(H+)就是由水电离出来的c(H+)，显然c(H+)=10-5mol/L。
可见，硫酸溶液与氯化铵溶液中分别由水电离出的c(H+)之比为1/10000。
（2）该题考查盐的水解及性质、溶液的酸碱性及pH，属于较高层次要求的试题，根据题意，水解度(h)是指：在一定温度下，盐溶液在水中时，已水解的盐的浓度占盐的起始浓度的百分数，题目已给出NH4Cl 的水解度为7.5×10-3%，则NH4Cl已水解的浓度等于NH4Cl的起始浓度乘以水解度。
NH4Cl的水解离子方程式为：NH4++H2O NH3·H2O+H+起始浓度(mol/L) 0.1 0平衡浓度(mol/L) 0.1-0.1h 0.1hc(H+)=0.1h=0.1×7.5×10-3%=7.5×10-6mol/L所以pH=-lg(7.5×10-6)=6-0.9=5.1，即0.1mol/L的氯化铵溶液的pH为5.1。
答案：（1）10-9mol/L，10-5mol/L （2）5.1例4：酸的强弱除与本性有关外，还与溶剂有关。
如HAc和HF在水溶液中部分电离，为弱电解质，本性HAc<HF，若在液氨中两者都为强酸，这种效应称为拉平效应。
（1）HAc和HF在液氨中呈强酸性的原因是_________________________________。
（2）某些溶剂对酸有区分效应，为区分HCl、HClO4、H2SO4、HNO3的酸性强弱，应选用何种试剂_________。
A.水B.液氨C.冰醋酸D.乙二胺上述四种酸在你所选用的试剂中，酸性最强的是___________。
（3）在液氨中NaAc+HCl=NaCl+HAc这一反应能否发生_________，为什么？____________。
解析：（1）HAc和HF能电离出H+，液氨中能接收H+，两者能互相促进，HAc和HF能达到完全电离，故HAc 和HF在液氨中呈强酸性。
（2）根据课本知识，在水中这4种酸都为强酸。
由（1）分析可知，在液氨中，这4种酸更是强酸，乙二胺类似于液氨，所以这3种溶剂都不能区分这4种酸的强弱。
只有冰醋酸本身也能电离出H+，这样才能区分HCl、HClO4、H2SO4、HNO3的酸性强弱，故选C；酸性最强的是HClO4。
（3）不能。
因为根据拉平效应，在液氨中HAc和HCl都是强酸，故反应难以进行；而在水溶液中，由于是一强一弱，则可以进行。
答案：见上。
【能力强化】1.(03年上海）相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH最小的是A.NH4ClB.NH4HCO3C.NH4HSO4D.(NH4)2SO42.(03年上海）在10mL0.1mol·L－NaOH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.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－）3.（03年江苏）在甲烧杯中放入盐酸，乙烧杯中放入醋酸，两种溶液的体积和pH都相等，向两烧杯中同时加入质量不等的锌粒，反应结束后得到等量的氢气。
下列说法正确的是A.甲烧杯中放入锌的质量比乙烧杯中放入锌的质量大B.甲烧杯中的酸过量C.两烧杯中参加反应的锌等量D.反应开始后乙烧杯中的c（H＋）始终比甲烧杯中的c（H＋）小4.（03年江苏）将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是A.c(HCN)＜c(CN－)B.c(Na＋)＞c(CN－)C.c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－)D.c(HCN)+c(CN－)＝0.1mol·L－15.某二元弱酸(H2A)溶液按下式发生一级和二级电离：H2A H++HA－HA —H++A2－，己知相同浓度时的电离程度a(H2A)＞a(HA－)，则c(H2A)浓度最大的是A.0.01mol/L的H2A溶液B.0.01mol/L的NaHA溶液C.0.02mol/L的HCl溶液与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合D.0.02mol/L的NaOH溶液与0.02mol/L的NaHA溶液等体积混合6. 将pH＝1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量的NaOH 溶液后pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为A.9B.10C.11D.127.在一定温度下，对于难溶盐MA，其饱和溶液中的M+和A-的物质的量浓度之间存在关系：[M+][A-]=K sp(常数)，现将足量的AgCl分别放在5mLH2O、10mL0.2mol/LMgCl2、20mL0.5mol/LNaCl和40mL0.3mol/L盐酸溶液中溶解达到饱和，各溶液中Ag+浓度数值依次为a、b、c、d,则它们之间大小顺序为A.a>d>c>bB.a>d>b=cC.d>b>c>aD.a>d>b>c8.向Cr2(SO4)3的水溶液中，加入NaOH溶液，当pH＝4.6时，开始出现Cr(OH)3沉淀，随着pH的升高，沉淀增多，但当pH≥13时，沉淀消失，出现亮绿色的亚铬酸根离子（CrO2-）。