1、高考资源网（） 您身边的高考专家第三章 水溶液中的离子平衡复习知识要点：1弱电解质的电离2水的电离和溶液的酸碱性3盐类的水解4难溶电解质的溶解平衡复习目标：通过知识点内容梳理及例题练习，回忆并巩固相关知识点内容及应用知识点一、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。 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： 。 弱电解质： 。混和物强电解质： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4电解质单质物质弱电解质： 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O化合物纯净物非电解质： 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2
2、2电解质与非电解质的本质区别电解质离子化合物或共价化合物 电解质共价化合物注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。3影响电离平衡的因素（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。（2）浓度：浓度越大，电离程度 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。（3）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 电离。（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。4弱电解质电离方程式
3、的书写：用可逆符号，弱酸的电离要分步写（第一步为主）。5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：ABA+B- K= 注：K只与温度有关，温度一定，则K值一定6影响因素：a电离常数的大小主要由物质的性质决定。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，酸性就越强，如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。【例题1】下列说法中正确的是（ ）A能溶于水的盐
4、是强电解质，不溶于水的盐是非电解质 B强电解质溶液中存在溶质分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子 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 DNa2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质【例题2】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知识点二、水的电离和溶液的酸碱性1水电离平衡：: 水的离子积：KW = 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ； KW =
5、 cH+cOH- = 。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，适用于任何稀溶液（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：酸、碱 ：抑制水的电离 温度：促进水的电离（水的电离是 热的）易水解的盐：促进水的电离 4溶液的酸碱性和pH：（1）pH是c（H+）的负对数，即：pH= （2）pH的测定方法：常见酸碱指示剂 。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色）；石蕊5.08.0（紫色）； 酚酞8.210.0（浅红色）。pH试纸操作 。注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围【例题3】试比较pH=3的HA
6、c、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10的Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。知识点三、混合液的pH值计算方法公式1强酸与强酸的混合：（先求c（H+）混：将两种酸中的H+物质的量相加除以总体积，再求其它） 2强碱与强碱的混合：（先求c OH-混：将两种碱中的OH物质的量相加除以总体积，再求其它） (注意 :碱性溶液不能直接计算c（H+）混)3强酸与强碱的混合：（先根据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）【例题4】将pH
7、=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20 mL pH=5的盐酸中加入1滴（0.05 mL）0.004 mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。 知识点四、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7）。2弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n（但始终不能大于或等于7）。3强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n（但始终不能小于或等于7）。4弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n（但始终不能小于或等于7）。5任何溶液
8、，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7。6稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化慢，强酸、强碱变化快。【例题5】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数为 （填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。知识点五、强酸（pH1）强碱（pH2）混合计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1若等体积混合 pH1+pH2=14；则溶液
9、显中性pH=7 pH1+pH215；则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH213；则溶液显酸性pH=pH1+0.3 2若混合后显中性 pH1+pH2=14；V酸：V碱=1：1 pH1+pH214；V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）【例题6】(1)100 mL pH=3的H2SO4中加入10 mL 0.01 mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室温时，0.01 mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是A上述弱酸溶液的pH4 B加入等体积0.01 mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH
10、7C加入等体积0.01 mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7D加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7知识点六、酸碱中和滴定1中和滴定的原理实质：H+OH=H2O；即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量相等。2中和滴定的操作过程：（1）仪器： 、 、烧杯、锥形瓶、铁架台。滴定管的刻度，O刻度在 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 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溶液。（2）药品：标准液、待测液、指示剂。（3）准备过程：准备： 、洗涤、 、装液、赶气泡、调液面。洗涤,用洗液洗
11、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碱进行分析注意：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。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：c碱=知识点七、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 与水电离出来的 结合生成 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，使平衡向右移动，促进水的电离。3盐类水解规律： 有 才 ，无弱不水解，越弱越水解；谁 显谁性，两弱都水解，同强
12、显中性。 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 NaHCO3)4盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热【例题7】（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的是 。 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ） 酸性：H2SH2Se 碱性：Na2SNaHS 碱性：HCOONaCH3COONa 水的电离程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3c(NH4+)c(H+)c(OH)-9水解平衡常数 （K
13、h）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw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/Kb（Kw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）10.电离、水解方程式的书写原则（1）多元弱酸（多元弱酸盐）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）电离（水解）书写原则：一步书写。【例题12】下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是 AHCO3- +H2O H3O+ + CO32- BBaSO4 = Ba2+ + SO42-C
14、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- DCaCO3(s) Ca2+ (aq)+ CO32- (aq) 知识点八、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 电荷守恒：任何溶液均显 ，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，如：NH4Cl溶液，cNH4+ c H+= c Cl-+ c OH-。 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，如：NH4Cl溶液c NH4+ c NH3H2O= c Cl-。 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等
15、。如：NH4Cl溶液c NH3H2O+ c OH-= c H+。【例题13】将0.1 mol/L NaOH和0.1 mol/L NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小的顺序正确是（ ） AcNac Cl-c OH-c H Bc Cl-c Nac OH-c H CcNa= c Cl-c OH-c H Dc Na= c Cl-c Hc OH- 【例题14】将100 ml、0.1 mol/L的BaCl2溶液加入到100 ml、0.2 mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系正确的是（ ）Ac H+c Cl-c Ba2+c SO42- Bc H+c Cl-c SO42-c Ba2+
16、 Cc Cl-c H+c SO42-c Ba2+ Dc Cl-c H+c Ba2+c SO42- 知识点九、难溶电解质的溶解平衡1溶解平衡方程式的书写注意：在沉淀物后面用(s)标明状态，并用“ ”。如Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)。2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值除去某些易水解的金属阳离子，如加MgO除去MgCl2溶液中的FeCl3。（3）氧化还原沉淀法（4）同离子效应法3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 的。如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄
17、色） AgI（黄色） Ag2S（黑色）4溶度积（KSP）(1)定义：在一定条件下，难溶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。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m(2)表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP= c(An+)m c(Bm-)n(3)影响因素（外因）浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。(4)溶度积规则QC（离子积）KSP 有沉淀析出QC= KSP 平衡状态QCKSP 未饱和，继续溶解【例题15】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其Ksp的表达式为
18、。（2）下列说法中不正确的是 。 用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大； 沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2? 。【例题16】对于AgCl(s) Ag+ (aq)+ Cl-(aq)，平衡后欲使溶液中的Cl-增大，可采取的措施是_。第三章 水溶液中的离子平衡 章末
19、综合复习一、选择题1下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（ ）A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子D.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱2氨水有下列平衡：NH3H2O NH4+ + OH- 当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且c(NH4+)增大的是（ ）A.加NaOH B.加盐酸 C.加NH4Cl D.加同浓度氨水3在0.01 molL-1的H2SO4溶液中由水电离出的c(OH-)是（ ）A.510-13 molL-1 B.0.01 molL-1
20、 C.110-7 molL-1 D.110-2molL-1460 mL 0.5 molL-1 NaOH溶液和40 mL 0.4 molL-1的H2SO4相混合后，溶液的pH约为（ ）A.0.5 B.1.7 C.2 D.13.25在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（ ）A.盐的电离平衡被破坏 B.水的电离平衡被破坏C.没有发生中和反应 D.溶液的pH一定变大6物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中和时，溶液是（ ）A.显酸性 B、显碱性 C.显中性 D.酸碱性无法确定7将0.1mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（ ）A.KCl B.Mg(OH)2 C.N
21、a2CO3 D.MgSO48为了配置NH4+的浓度与Cl-的浓度比为1 ：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（ ） 适量的HCl 适量的NaCl 适量的氨水 适量的NaOH A. B. C. D.925时，在浓度为1 molL-1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.abc C.acb D.cab10用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使测得的碱溶液的浓度（ ）A.偏高 B.偏低 C.不受影响 D.不能确定
22、11已知HClO是比H2CO3还弱的酸，反应：Cl2 + H2O HCl + HClO，达到平衡后要使HClO的浓度增大，可加入（ ）A.H2S B.HCl C.CaCO3 D.NaOH（固体）12下列叙述不正确的是（ ）A.纯水也是一种电解质B.无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c(H+)c(OH-)是一个常数C.一定温度下，0.1 molL-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离D.强碱溶液中不存在H+13体积相同、pH相同的盐酸和醋酸溶液，在用氢氧化钠溶液中和时，两者消耗氢氧化钠的物质的量是（ ）A.相同 B.盐酸多 C.醋酸多 D.无法比较14能正确表示下列反应的离子方
23、程式是（ ）A.用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：2CO32- + SO2 +H2O = 2HCO3- +SO32-B.金属铝溶于盐酸中：Al + 2H+ = 2Al3+ + H2C.硫化钠溶于水中：S2- + H2O = H2S+ OH-D.碳酸镁溶于硝酸中：CO32- + 2H+ = CO2+ H2O15某温度下,有两瓶不同浓度的氨水,甲瓶的浓度为0.1mol/L ,乙瓶的浓度为1mol/L,则甲瓶溶液中OH-与乙瓶之比为 ( )A.等于1/10 B.大于1/10 C.小于1/10 D.无法确定16已知AG=lgc(H+)/c(OH-)，常温下，在AG=-10的溶液中能大量存在的离子组是：
24、A.Cl-,AlO2-,SO32-,Na+ B.NO3-,Ac-,Na+,NH4+ C.Cl-,NO3-,Mg2+,K+ D.SO42-,HCO3-,Cl-,K+二、非选择题17（1）纯水能微弱地电离出 和 。在25时，水电离出的H+和OH-浓度为 ，其离子浓度的乘积为 ，该乘积叫做 。在25时，其数值为 ，水的电离过程是一个 过程。（2）下列10种物质中：NaOH溶液 H2SO4 硫酸铜晶体 Cu CH3COOH NaOH固体 蔗糖 石灰水 水银 氨水能导电的有 ；属于强电解质的有 ；属于弱电解质的有 。（3）有A、B、C三种溶液，其中A的pH = 5，B中c(H+) = 110-4 mol
25、L-1，C中c(OH-) = 110-11 molL-1，则三种溶液的酸性由强到弱的顺序为 。18BiCl3水解生成BiOCl。（1）写出BiCl3水解反应方程式： 。（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称 。（3）如何配置BiCl3溶液 。（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因 。19（1）盐碱地（含较多NaCl、Na2CO3）不利于作物生长。产生碱性的原因是（用离子方程式表示）_，施加适量石膏可降低盐碱地的碱性，表示其反应原理的离子方程式是_。（2）已知AnBm的离子积 = c(Am+)nc(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-)m表示平衡时离子的物质的量浓度。在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74 g，其饱和溶液密度为1 gmL-1，则该温度下，其离子积为_。20在某无色溶液里，只含有下列8种离子中的某几种：Na+、H+、Ag、Mg2+、Cl-、OH-、HCO3-、NO3-。已知该溶液能跟金属铝反应，且放出的气体只有氢气。试回答：（1）若溶液和铝反应后有AlO2-生成，则其中一定含有大量的 离子，还可能含有大量的_离子。（2）若溶液和铝反应有Al3+生成，则原溶液中一定不含有大量的 离子。高考资源网版权所有，侵权必究！