水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡
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、强电解质导电能力强，弱电解质导电能力弱。
2）、已知醋酸的电离平衡方程式为CH3COOH===CH3COO-+H+，要使溶液中C(H+)/C(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A、加入少量烧碱溶液。
B、降温。
C、加少量冰醋酸。
D、加水3）、下列关于电离平衡常数K的说法中正确的是（）A、K越小，表示弱电解质的电离能力越弱。
B、K与温度无关C、不同浓度的同一弱电解质，其K不同。
D、多元弱酸的K的关系是K1<K2<K3练习：1）、25℃，水的电离平衡方程式为H2O==H++OH-,△H>0，下列说法正确的是（）A、向水中加入氢氧化钠，平衡逆移，C(OH -)降低。
B、向水中加入硫酸氢钠固体，平衡逆移，C(H +)增大，Kw不变。
C、降温，平衡右移，C(H +)增大，溶液呈酸性。
D、将水加热，Kw增大，PH不变。
、2）、下列说法正确的是（）A、任何浓度的溶液都可以用PH来表示酸碱性强弱。
B、C(H +)=1*10-7mol/L的溶液呈中性。
C、无论什么溶液，只要溶剂是水，在常温下C(H +)*C(OH-)=1*10-14D、0.2mol/L的CH3COOH溶液中的C(H+)是0.1mol/L CH3COOH溶液中的C(H+)的2倍。
3）、PH=2的盐酸，下列说法正确的是（）A、C(H +)=C(Cl-)+C(OH-)B、与等体积PH=12的氨水混合，所得溶液呈酸性。
C、由H2O电离出的C(H+)=1*10-12mol/L.D、与等体积0.01mol/L CH3COOH溶液混合所得的溶液中存在C(Cl-)= C(CH3COO-)。
4）、下列关于溶液酸碱性说法正确的是（）A、PH=7的溶液呈中性。
B、中性溶液一定有C(H+)=1*10-7mol/L。
水溶液中的离子平衡
一、概念1、义定：电解质：在水溶液或中熔融状态下能导电的化合,叫电解物质。
电解非质：在溶水中液或熔状化下态都能不导的电合化物。
强电质：在水液溶里部电全离成离的子解电质。
弱电质：水在溶液里只一部分有分子电成离子的离电质解。
1、电离方程式的书写：CH3COOH、H2S、NH3.H2O2、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，电离程度越小；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，会减弱电离。
④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。
3、电离常数：三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
K W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 K W〈1*10-14②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 K W〉 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：（3）pH与溶液的酸碱性四、pH值计算五、酸碱中和滴定：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。
六、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。
第三章 水溶液中的离子平衡
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、强、弱电解质与结构的关系【注】离子化合物—含有离子键．．．．．的化合物．．．；共价化合物—只含共价键．．．．．的化合物．．．常见弱电解质：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 3PO 4、HNO 2、有机酸 水是一种极弱的电解质。
二、弱电解的电离平衡1．电离平衡：在一定条件下，弱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，溶液未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态2．电离平衡的特征：逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，V 电离＝V 结合≠0定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。
3.弱电解质电离的一般规律：①一元弱酸、弱碱、多元弱碱一步电离；CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －， NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －Cu(OH)2 Cu 2＋＋2OH －②多元弱酸分步电离；且下一步比上一步电离程度更弱，第一步电离程度最大。
H 2S H ＋＋HS －HS－H ＋＋S 2－例1．下列说法正确的是( )A ．根据溶液中有CH 3COOH 、CH 3COO －和H ＋即可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 B ．根据溶液中CH 3COO －和H ＋的物质的量浓度相等可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 C ．当NH 3·H 2O 达到电离平衡时，溶液中NH 3·H 2O 、NH ＋4和OH －的浓度相等 D ．H 2CO 3是分步电离的，电离程度依次减弱4.影响电离平衡的条件：（1）温度：电离过程是吸热过程，因此，升高温度，促进电离（使平衡正向移动）；降低温度，抑制电离。
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。
水溶液中离子的平衡知识点
水溶液中离子的平衡知识点Revised on November 25, 2020水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。
水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。
其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。
【考点一电离和电离平衡】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H 2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③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。
【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。
第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)
＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量 浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的 倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液 类别
中性 溶液 酸性 溶液 碱性 溶液 定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的 关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 改变条件 加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方 向
平衡常 数
c(OH－)
c(H＋)
向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 加NaOH
盐的类别 溶液的酸碱性
原因
强酸 弱碱盐
强碱 弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结 水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离 出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)
水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡（复习课）学习目标●了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念。
●了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
●了解水的电离和水的离子积常数。
●了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
●了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产、生活中的应用（弱酸弱碱盐的水解不作要求）。
●了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
重点难点：建立水溶液中平衡模型的建立和应用。
图形模型：1：水2：弱电解质3：强电解质4：难溶电解质学习过程：问题：1基础平衡：水中全都是水分子吗？为什么？这个平衡有什么特点？有关她的知识点有哪些？需要注意些什么？抓住几个特点：平衡离子常数2如果将其他的弱电解质放到水中会有什么特点？3强电解质呢？4难容电解质呢？5他们的平衡离子常数有什么特点？6 加入完全相同的分子平衡怎么变化？相同的离子呢？部分相同的离子呢？部分相同的分子呢？完全不同的离子呢？7平衡的影响因素平衡的移动，平衡常数的变化呢？习题巩固：1．（山东潍坊高三质量检测）2007年度中国国家科学技术最高奖授予了石油化工催化专家闵恩泽，以表彰他在催化剂研究方面作出的突出贡献。
氯化汞（HgCl2）和氯化铝（AlCl3）都有有机化工生产中常用的催化剂。
（1）氯化汞是一种能溶于水的白色固体，熔点276℃，是一种弱电解质，在水溶液中分步电离，写出其第一步电离的方程式。
氯化汞可以被氯化亚铁在溶液中还原为氯化亚汞（HgCl2，白色沉淀），写出该反应的离子方程式。
若该反应是一个可逆反应，写出在常温下该反应的平衡常数表达式。
（2）无水氯化铝用作石油裂解及催化重整的催化剂。
能否直接加热蒸干氯化铝水溶液获得无水氯化铝？为什么？（用简要的文字叙述和必要的化学方程式说明）（1）HgCl2HgCl++Cl—（1分）；2Fe2++2HgCl2=Hg2Cl2↓+2Fe3++2Cl—（2分）；K=[Fe3+]2—[Cl—]2/[Fe2+]2[HgCl2]2（2分）（2）不能。
大学水溶液中的离子平衡实验原理
大学水溶液中的离子平衡实验原理
离子平衡实验是指通过调节溶液中离子的浓度来实现离子平衡的实验。
离子平衡实验原理可以归纳为以下几个方面：
1. 配位平衡原理：配位平衡是指在溶液中多种离子之间通过配位反应形成稳定的配合物。
通过调节配体的浓度或改变配体与离子的配位数，可以影响离子的浓度，从而实现离子平衡。
2. 酸碱平衡原理：溶液中的酸碱反应可以使一些离子发生转化，从而影响离子的浓度。
通过调节酸度或碱度，可以改变离子的浓度分布，实现离子平衡。
3. 沉淀平衡原理：当溶液中存在能够与溶液中的离子反应生成沉淀的物质时，溶液中的离子浓度将受到沉淀的影响。
通过调节溶液中的沉淀物质的浓度或控制溶液中离子的沉淀速度，可以实现离子平衡。
4. 氧化还原平衡原理：溶液中存在氧化还原反应的离子时，通过调节氧化剂和还原剂的浓度或氧化还原反应的条件，可以实现离子的氧化还原平衡。
总之，离子平衡实验通过调节溶液中离子的浓度，利用不同的化学反应原理实现离子平衡。
这些原理可以单独或者联合使用，以实现特定的实验目的。
- 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)。
如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol· L－1。
常考点一
常考点二
[重温真题]
1.(2015· 广东理综， 11) 一定温度下，水溶液中 H ＋ 和 OH － 的浓 度变化曲线如图，下列说法正确的是( )
④pH＝10的NaOH溶液
⑤pH＝9的NaHCO3溶液
常考点一
常考点二
3.理解 pH 之和等于、大于、小于 14 的意义 (1)意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的 浓度。 已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，则等体积混合时： 恰好中和 强酸、强碱 ――――→pH___ ＝7 碱过量 > 7 强酸、弱碱 ――――→pH___ 酸过量 < 7 弱酸、强碱 ――――→pH___ (2)若强酸和强碱溶液混合后，溶液的 pH＝7 ①若 pH 酸＋pH 碱＝14 则 V 酸___ ＝V碱 10 V 碱 ②若 pH 酸＋pH 碱＝15 则 V 酸＝___ 1 ③若 pH 酸＋pH 碱＝12 则 V 酸＝100 ___V 碱
常考点一
常考点二
[最新模拟]
题组 1 巩固基础：水的电离和溶液酸碱性的判断 H＋＋OH－。下列叙述正确
1.室温下，水的电离达到平衡： H2O 的是( )
A.将水加热，平衡向正反应方向移动，KW 不变 B.向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c(H )增大 C.向水中加入少量 NaOH 固体， 平衡向逆反应方向移动， c(OH－) 降低
B.水电离出的OH－浓度：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 C.若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲 ≤乙 D.若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，所得溶液的pH： 甲≥乙
常考点一 常考点二
解析
本题考查弱电解质的电离和盐类水解。由题意原甲、乙
两烧杯均盛有5 mL的溶液，向乙烧杯中加水稀释至pH＝4，若 该酸为强酸则 10V甲 ＝ V乙 ，若为弱酸则 10V甲 <V乙 ，所以 A正确； B中根据常温下水的离子积可以计算出水电离出的OH－ 浓度：
常考点二
4.常温下有体积为 V1 mL、pH 为 m 的稀硫酸和体积为 V2 mL、pH 为 n 的 NaOH 溶液混合后： (1)如果 V1＝V2 时，m＋n＝13，则溶液呈________性；m＋n＝ 15，溶液的 pH________7(填“大于”、“等于”或“小于”)。 V1 (2)如果混合后，pH＝7 时，m＋n＝14，则 ＝________；m＋n V2 V1 V1 ＝13，则 ＝________；m＋n>14 时，则 ＝________(填表达 V2 V2 式)，且 V1________V2(填“大于”、“等于”或“小于”)。
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. 了解难溶电解质的沉淀溶解平 衡，了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。
常考点一
常考点二
常考点一
水的电离和溶液的酸碱性
[知识特训]
1.理解有关pH的概念判断下列正误 (1)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液 呈酸性。( × ) (2) 常温下 pH 为 2 的盐酸中由 H2O 电离出的 c(H ＋ ) ＝ 1.0×10 － 12 mol· L－1。(√ )
小，错误； B项，根据b点对应的c(H＋ )和c(OH－ )都为1.0×10－7
mol/L ， 所 以 该 温 度 下 ， 水 的 离 子 积 常 数 Kw ＝ 1.0×10 －
7×1.0×10 － 7 ＝ 1.0×10 － 14 ，错误； C 项，加入 FeCl 3 发生水解反
应：Fe3＋＋3H2O
10c(OH － ) 甲 ＝ c(OH － ) 乙 ； C 中若分别用等浓度的 NaOH 溶液完
全中和，甲中所得盐溶液的浓度大，若为强酸则甲＝乙，若为 弱酸，弱酸盐浓度大的碱性(pH)也大，则甲>乙，所以C错误； D中若分别与5 mL pH＝11的NaOH溶液反应，若为强酸，则甲 ＝乙，若为弱酸，所得溶液应为酸性，甲中浓度大，酸性强，
常考点一
常考点二
(3)溶质为碱的溶液
OH － 来源于碱和水的电离，而 H ＋ 只来源于水。如 pH ＝ 12 的 NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol· L－1，即水电离产生的c(OH－) ＝c(H＋)＝10－12 mol· L－ 1 。 (4)水解呈酸性或碱性的正盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。
常考点一
常考点二
A.升高温度，可能引起由c向b的变化 B.该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C.该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D.该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
常考点一
常考点二
解析
A项，升高温度，促进水的电离平衡，则c(H＋)和c(OH－)
都同等程度地变大，若由c向b变化，则c(H＋)增大，c(OH－)将变
第8讲 水溶液中的离子平衡
常考点一
常考点二
[最新考纲]
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，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
常考点一
常考点二
解析
A 项，0.10 mol· L 1 的 MOH 和 ROH，前者 pH＝13，后者
－
pH 小于 13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B 项，ROH 是弱碱，加水稀释，促进电离，b 点电离程度大于 a 点，正确；C 项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c(OH－)相等，正确；D 项，由 MOH 是强碱，在溶液中完全电离，所以 c(M＋)不变，ROH 是弱碱，升高温度，促进电离平衡 ROH
常考点一 常考点二
[精华聚焦]
1.pH和pOH的关系
室温下，Kw＝c(H＋)· c(OH－)＝1×10－14，则pKw＝14。
常考点一
常考点二
2.走出pH使用时的三大误区
误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于 7或小于7，只能无限地接近7。 误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
＋ －
常考点一
常考点二
解析
在弱碱溶液中，OH－来自于碱的电离和水的电离，但 H＋仅
来自于水的电离，并且由水电离产生的 H＋和 OH－浓度一定相等， 因此碱溶液中由水电离产生的 c(OH － ) 和溶液中的 c(H ＋ ) 相等。 NH3· H2O 是弱电解质不能完全电离，碱电离的 c(OH－)<0.1 mol· L－
1
，则 c(H )>1.0×10
＋
－13
mol· L 1，pH<13，A、D 错误；KW 只与温
－
度有关，温度不变则 KW 不变，加水稀释氨水，促进了 NH3· H2O 的
＋ ＋ 电离，n(NH4 )、n(OH－)增大，但由于 V 增大的倍数大，c(NH4 )、
c(OH )均变小，溶液中 c(NH4 )· c(OH )变小，B 错误；NH3· H2O 与
＋ c （ M ） ＋ c(R )增大，所以 减小，错误。 ＋ c（ R ）
R＋＋OH－向右进行，
答案
D
常考点一
常考点二
3.(2014· 上海，21改编)室温下，甲、乙两烧杯均盛有5 mL pH＝
3 的某一元酸溶液，向乙烧杯中加水稀释至 pH ＝ 4 。关于甲、
乙两烧杯中溶液的描述正确的是( )
A.溶液的体积10V甲≤V乙
＋
D.向水中加入少量 CH3COONa 固体，平衡向正反应方向移动， c(OH－)＝c(H＋)
常考点一 常考点二
解析
选项A，升高温度，KW增大，错误；选项B，加入少量盐
酸，抑制了H2O的电离，平衡向逆反应方向移动，H2O电离出的 c(H ＋ ) 减小，但溶液中 c(H ＋ ) 增大，正确；选项 C ，加入少量 NaOH固体，溶液中c(OH－)增大，错误；选项D，CH3COO－水 解导致溶液中c(OH－)>c(H＋)，错误。
－
V MOH 和 ROH 溶液，分别加水稀释至体积 V，pH 随 lg 的变 V0 化如图所示，下列叙述错误的是( )
常考点一
常考点二
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 V D.当 lg ＝2 时，若两溶液同时升高温度，则 c(M＋)/c(R＋)增大 V0
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。
常考点一
常考点二
3.水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算方法(25 ℃) (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol· L－1。 (2)溶质为酸的溶液 H＋来源于酸和水的电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的 盐酸中水电离出的 c(H ＋ ) ：方法是求出溶液中的 c(OH － ) ＝ 10－ 12 mol· L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol· L－1。
－12
。通过①可知，此 NaOH 溶液中，c(OH－)＝10－4 mol· L－1。由②
可知， 加入 20 mL 盐酸后溶液的 pH＝6， 此时两者恰好完全中和。
－4 －1 0.02 L × 10 mol· L 则 c(H＋)＝ ＝1×10－4 mol· L－1，则 c＝4。 0.02 L