电解质溶液中的平衡
2025届高三化学一轮复习,电解质溶液中的三大守恒
单元主题《水溶液中的离子平衡》高三一轮复习电解质溶液中的三大守恒电解质溶液中的三大守恒考情分析判断电解质溶液中的粒子浓度关系是近几年高考的重点题型，多以选择题形式出现，或渗透在化学反应原理综合题当中。
从题点来看，以图象为载体分析某点或某条件时粒子浓度关系是近几年命题新趋势，综合性强、难度大且常考常新。
要想攻克此难关，需巧妙利用平衡观念和守恒思想建立起等量关系，进行分析比较。
熟练掌握并灵活运用三大守恒定律是解决溶液中离子浓度关系的基础和关键学习目标 1.巩固“三大守恒”的书写与快速判断2.强化离子浓度图像解题技巧常温下，用0.05mol•L ﹣1 KOH溶液滴定 10.00mL0.05mol•L ﹣1 H 2C 2O 4（二元弱酸）溶液所得滴定曲线如图（体积变化忽略不计）．下列说法错误的是H 2C 2O 4KHC 2O 4K 2C 2O 4KHC 2O 4:K 2C 2O 4=1:1H 2C 2O 4:KHC 2O 4=1:1A．点②溶液中：c(K +)+c(H +)=c(HC 2O 4﹣)+2c(C 2O 42﹣)+c(OH ﹣)B．点③溶液中：c(K +)=c(HC 2O 4﹣)+c(C 2O 42﹣)+c(H 2C 2O 4)C．点④溶液中：2c(H +)＋c(HC 2O 4-)+3c(H 2C 2O 4)= c(C 2O 42-)+2c(OH -)D．点⑤溶液中：c(K +)+c(OH ﹣)=c(HC 2O 4﹣)+c(H 2C 2O 4)+c(H +)试题情境二大理论建构思维基点电离平衡: ①弱电解质微弱电离，同时还要考虑水的电离②多元弱酸分步电离，主要是第一级电离水解平衡: ①弱离子水解损失是微量的 (双水解除外)②多元弱酸根分步水解，主要是第一步水解特点及适用①0.05mol•L ﹣1 H 2C 2O 4溶液②H 2C 2O 4:KHC 2O 4=1:1混合溶液③KHC 2O 4溶液④KHC 2O 4:K 2C 2O 4=1:1混合溶液⑤K 2C 2O 4溶液1、什么是电荷守恒？2、如何才能正确书写电荷守恒？电解质溶液呈电中性阳离子所带正电荷总数 = 阴离子所带负电荷总数根据电离和水解找出溶液中所有离子n(电荷) = n(离子) x 离子所带电荷数c(H +)＝c(HC 2O 4-) ＋2c(C 2O 42-)+c(OH -)c(H +)+c(K +)＝c(HC 2O 4-) ＋2c(C 2O 42-)+c(OH -)同一种酸和同一种碱以任意比混合,所得体系的电荷守恒式子都是相同的阴阳离子放两边带几个电荷就配几所有水溶液均适用注意中性点的使用特点及适用①0.05mol•L ﹣1 H 2C 2O 4溶液②H 2C 2O 4:KHC 2O 4=1:1混合溶液③KHC 2O 4溶液④KHC 2O 4:K 2C 2O 4=1:1混合溶液⑤K 2C 2O 4溶液电解质溶液中由于某些离子能够水解或者电离，分子或离子的种类可能增多，但其中所含的某种原子或原子团在变化前后数量是不变的，即元素守恒或原子守恒物料守恒书写方法③KHC2O4溶液K+ ：C2O42-=1：1H2C2O4 HC2O4- C2O42-整理得：c(K+)＝ c(H2C2O4) +c(HC2O4-) ＋c(C2O42-)④KHC2O4:K2C2O4=1:1混合溶液K+ ：C2O42-=3：2H2C2O4 HC2O4- C2O42-整理得：2c(K+)＝3[ c(HC2O4) +c(HC2O4-) ＋c(C2O42-)]特点及适用①0.05mol•L ﹣1 H 2C 2O 4溶液②H 2C 2O 4:KHC 2O 4=1:1混合溶液③KHC 2O 4溶液④KHC 2O 4:K 2C 2O 4=1:1混合溶液⑤K 2C 2O 4溶液物料守恒电解质溶液中由于某些离子能够水解或者电离，分子或离子的种类可能增多，但其中所含的某种原子或原子团在变化前后数量是不变的，即元素守恒或原子守恒c(H 2C 2O 4)+c(HC 2O 4-) ＋c(C 2O 42-)=0.05mol/L 2c(K +)＝ c(HC 2O 4) +c(HC 2O 4-) ＋c(C 2O 42-)2c(K +)＝3[ c(HC 2O 4) +c(HC 2O 4-) ＋c(C 2O 42-)]c(K +)＝ c(HC 2O 4) +c(HC 2O 4-) ＋c(C 2O 42-)c(K +)＝ 2[c(HC 2O 4) +c(HC 2O 4-) ＋c(C 2O 42-)]物料写两边系数交叉配必须有系数无H +无OH -特点及适用①0.05mol•L ﹣1 H 2C 2O 4溶液②H 2C 2O 4:KHC 2O 4=1:1混合溶液③KHC 2O 4溶液④KHC 2O 4:K 2C 2O 4=1:1混合溶液⑤K 2C 2O 4溶液质子守恒在电解质溶液中由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H+)的转移，溶液中分子或离子得到质子(H+)的总数 = 失去质子(H+)的总数 溶液中水电离出的H+个数与水电离出的OH -个数相等质子守恒式书写c(H+)水＝c(OH-)水c(H+)溶液 - c(H+)H2C2O4①H2C2O4溶液c(H+)溶液 - [ c(HC2O4-) + 2c(C2O42-) ]＝c(OH-)水整理得：c(H+)＝c(HC2O4-) ＋2c(C2O42-)+c(OH-)K2C2O4溶液质子守恒式？c(H+) ＋ c(HC2O4-) +2c(H2C2O4) ＝c(OH-)找出溶质和溶剂中最初能够得失质子微粒(基准物质)，分析基准物质得失质子的变化，根据质子数守恒列式②H2C2O4:KHC2O4=1:1混合溶液基准物质失H+得H+HC2O4-H2OH+H+H+H+C2O42-H2C2O42H+(H3O+)OH-c(H+)＋c(H2C2O4)＝c(C2O42-)+c(OH-)H2C2O4HC2O4-2H2O③KHC2O4溶液（单一溶液）基准物质失H+得H+2H+H+H+2H+H+2H+2c(H+)＋c(H2C2O4) ＝c(HC2O4-)+3c(C2O42-)+2c(OH-)C2O42-C2O42-H2C2O4H+(H3O+)2OH-HC2O4-联立物料守恒和电荷守恒，消去不参与质子得失的粒子（强酸阴离子或强碱阳离子）④KHC2O4:K2C2O4=1:1混合溶液电荷守恒：c(H+)+c(K+)＝c(HC2O4-) ＋2c(C2O42-)+c(OH-)物料守恒：2c(K+)＝3[ c(HC2O4) +c(HC2O4-) ＋c(C2O42-)]质子守恒：2c(H+)＋c(HC2O4-)+3c(H2C2O4)＝c(C2O42-)+2c(OH-)两式联立消去K+特点及适用①0.05mol•L ﹣1 H 2C 2O 4溶液②H 2C 2O 4:KHC 2O 4=1:1混合溶液③KHC 2O 4溶液④KHC 2O 4:K 2C 2O 4=1:1混合溶液⑤K 2C 2O 4溶液质子守恒在电解质溶液中由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H+)的转移，溶液中分子或离子得到质子(H+)的总数 = 失去质子(H+)的总数c(H +)＝c(HC 2O 4-) ＋2c(C 2O 42-)+c(OH -)c(H +)＋c(H 2C 2O 4)＝c(C 2O 42-)+c(OH -)c(H +) ＋ c(HC 2O 4-) +2c(H 2C 2O 4) ＝c(OH -)2c(H +)＋c(HC 2O 4-)+3c(H 2C 2O 4)＝c(C 2O 42-)+2c(OH -)2c(H +)＋c(H 2C 2O 4)＝c(HC 2O 4-)+3c(C 2O 42-) +2c(OH -)H +和OH -分两边系数 ：在原基础上得（失）几个“H”就配几无强离子溶液中水电离出的H+个数与水电离出的OH -个数相等常温下，用0.05mol•L﹣1 KOH溶液滴定 10.00mL0.05mol•L﹣1 H2C2O4（二元弱酸）溶液所得滴定曲线如图（体积变化忽略不计）．下列说法错误的是( )A．点②溶液中：c(K+)+c(H+)=c(HC2O4﹣)+2c(C2O42﹣)+c(OH﹣)B．点③溶液中：c(K+)=c(HC2O4﹣)+c(C2O42﹣)+c(H2C2O4)C．点④溶液中：2c(H+)＋c(HC2O4-)+3c(H2C2O4)=c(C2O42-)+2c(OH-)D．点⑤溶液中：c(K+)+c(OH﹣)=c(HC2O4﹣)+c(H2C2O4)+c(H+)H2C2O4KHC2O4K2C2O4KHC2O4:K2C2O4=1:1 H2C2O4:KHC2O4=1:1酸碱中和图像电荷守恒物料守恒质子守恒变式加减c(K+)+c(OH﹣)=c(HC2O4﹣)+2c(H2C2O4)+c(H+)突破关键：化静为动 抓“五点” 定溶质D微粒分布系数交叉图像c Xc H 2A +c HA − +c A 2−常温下，向0.1mol·L −1二元弱酸H 2A溶液中加入氢氧化钾固体改变溶液的pH，溶液中的H 2A、HA −、A2−的物质的量分数 (X)随pH的变化如图所示[已知 (X) = 下列叙述错误的是( )A ．pH=1.2时，c(HA -)=c(H 2A)B ．常温下，H 2A 的电离平衡常数K a2=10−4.2C ．pH=2.7时，c(HA −)＞c(H 2A)=c(A 2−)D ．pH=4.2时，c(HA −)=c(H +)=c(A 2−)突破关键：定曲线 找交点 算K值c(HA -)=c(H 2A)c(HA -)=c(A 2-)DK a1=c HA − ×c(H +)c H 2A K a2=c A 2− ×c(H +)c HA −对数直线图像常温下将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。
强电解质溶液中存在电离平衡
强电解质溶液中存在电离平衡安徽皖智学校胡征善强电解质溶液中一定操作电离平衡，这句话有两层意思：一是强电解质本身存在电离平衡；二是任何强电解质溶液中都存在水的电离平衡。
强电解质本身在溶液中也存在电离平衡：（1）弱酸的酸式盐如NaHA第一步电离完全电离——强电解质NaHA== Na++ HA—第二步电离可逆电离——电离平衡HA—H++ A2—（2）严格地说，硫酸的第二步电离是可逆电离第一步电离完全电离——强酸H2SO4== H++ HSO4—第二步电离可逆电离——电离平衡HSO4—H+ + SO42—K2(HSO4—) =1.2×10—2因此0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中c(H+)不是0.2000 mol/L和0.1000 mol/L.那么0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中各成分的浓度究竟是多少？（a）0.1000mol/LH2SO4溶液H2SO4== H++ HSO4—HSO4—H+ + SO42—0.1mol/L—x0.1mol/L+x xK2(HSO4—)= (0.1mol/L+x) x /[0.1 mol/L—x]=1.2×10—2x=0.0098 mol/L所以，0.1000mol/L的H2SO4溶液中c(SO42—)=0.0098 mol/L，c(H+)=0.1098 mol/L，c(HSO4—)=0.0902 mol/L （b）0.1mol/LNaHSO4溶液K2(HSO4—)=c2(H+)/[0.1 mol/L—c(H+)]=1.2×10—2解得：c(H+)=0.0292mol/L所以，0.1000mol/L的NaHSO4溶液c(Na+)=0.1000 mol/L，c(SO42—)=c(H+)=0.0292 mol/L，c(HSO4—)=0.0708 mol/L HSO4—的电离度：α(HSO4—)=29.2%在0.1000mol/LNaHSO4溶液中c(H+):c(HSO4—)=40:97，因此溶液中SO42—与c(H+)仍认为可大量共存。
高等化学 难溶强电解质溶液的沉淀溶解平衡
(溶度积) Ksp cn (Am ) cm (Bn )
对于其它状态下的AnBm溶液：
(离子积) Qi cn (A m ) cm (Bn )
由Kspθ与Qi相对大小确定溶液是否处于饱和状态
AnBm (s) nAm (aq) mB n (aq)
Ksp cn (Am ) cm (Bn )
Qi cn (A m ) cm (Bn )
Qi Ksp 饱和溶液， 处于平衡
Qi Ksp 过饱和溶液， 沉淀析出
Qi Ksp 不饱和溶液， 沉淀溶解
沉淀形成和沉淀溶解的判据——溶度积规则
1、沉淀的生成 Qi Ksp Question
s
s
KSP c( Ag )c(Cl ) s2 1.8 1010
4.1.3 沉淀溶解平衡的移动
1、同离子效应
难溶强电解质饱和溶液中加入含有相同离子的易溶强电解质时,
难溶电解质溶解度s下降。
CaCO3(s)
Ca2+ + CO32-
Na2CO3 2Na+ + CO32-
同离子效应是吕·查德里原理的又一种体现形式，重量分析中 利用这种效应, 通过加大沉淀剂的用量使被测组分沉淀更完全.
1.8 1010 1.34 105 m ol dm3
( 2 ) AgCl在0.0010m ol dm3 NaCl中：
AgCl( s )
Ag ( aq ) Cl ( aq )
平衡浓度( m ol dm3 )
S
0.0010 S
因为S 0.0010,因此0.0010 S 0.0010
第5章 难溶强电解质 溶液的沉淀-溶解 平衡
电解质溶液中电离平衡的研究
电解质溶液中电离平衡的研究电解质溶液是一种重要的化学体系，我们在日常生活中常常与它接触，比如凉茶、果汁等饮品，甚至是身体内的血液，都属于电解质溶液。
电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究方向，它对于科学研究和实际应用具有重要意义。
电解质溶液中的电离平衡是指溶液中电离的离子与未电离的分子或离子之间的反应达到了动态平衡。
在电解质溶液中，随着温度、浓度等条件的变化，离子之间的平衡会发生变化，进而影响到溶液的性质和行为。
电解质溶液中的电离平衡有着广泛的应用。
例如，它对于电化学研究和电化学反应机理的研究具有重要意义。
电解质溶液中的离子浓度和电离度变化，直接导致了电化学反应机理的不同，通过对电离平衡的研究，可以深入了解电化学反应的本质。
此外，电解质溶液的电离平衡还与溶液的物化性质、生物学特性以及分析化学等领域密切相关。
例如，电解质溶液中的离子作为药物的有效成分，对于疾病治疗和生物医学研究有着极其重要的作用。
在电离平衡的研究中，一些重要的概念和理论工具得到了广泛应用。
其中最为重要的概念之一是电离常数，即反应中离子和未离子之间的浓度比值。
电离常数是描述电解质溶液中离子平衡的重要参量，也是刻画电解质的电离程度和强弱的重要数量。
除了电离常数之外，其他类似的概念和理论工具也得到了广泛的应用。
例如，电离度、离子关联、配位等概念，以及水合化、溶解度、分配系数等诸多理论工具，都是电解质溶液中电离平衡研究的基础理论和实用工具。
总之，电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究领域，涉及到电化学、物化性质、分析化学、生物学等诸多应用领域，是科研和实践中不可忽略的一部分。
通过对电离平衡的研究，可以深入了解溶液中离子和未离子之间的动态平衡和相互作用，不仅线索我们深化对溶液物性的认识，而且对于应用尤其是新药开发等方面也有着重要的促进作用。
电解质溶液中四大平衡常数的比较及应用
pH＝９．
平衡曲线如 图 １ 所 示,若
A 点表示 ２５ ℃ 时水的电
离达平衡 时 的 离 子 浓 度,
３
３,
９)．
pH 的范围是[
４)
Ka、
Kw、
K h、
Ksp间的综合应用
B 点 表 示 １００ ℃ 时 水 的
电离 达 平 衡 时 的 离 子 浓
度．
在 B点所在曲线对应
的 温 度 下,将 ０
３＋
３
(
K w)
c３(
OH－ )两式相除,消去c３(
OH－ )得 Kh＝
．
Ksp
d)M(
OH)
Ksp、
Kw、
pH 间的关系是
n 悬浊液中,
－
c(
OH ) n
Ksp＝c(Mn＋ )
cn (
OH－ )＝
c(
OH－ )＝
n
cn＋１(
OH－ ) １ K w n＋１
＝ ( －pH ) ．
n
n １０
e)沉淀转化常数 K 与 Ksp的关系,如
５×１０－１７
＝
≈４
７×１０－７ ．
－ ＝
AgCl) １．
c(
Cl ) Ksp(
８×１０－１０
(
２)依 题 意 知 Ks (
５６
８．
０×１０－３８
,
c３(
OH－ ),
Fe３＋ 完全 沉 淀 时 c３ (
OH－ )＝
１０－５
L－１ ,
则c(
OH－ )＝２×１０－１１mo
３Mg(
OH)
s)＋２Fe３＋ (
aq)⇌
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【弱电解质在水溶液中得电离平衡】【电离平衡概念】一定条件(温度、浓度)下,分子电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等,溶液中各分子与离子得浓度都保持不变得状态叫电离平衡状态(属于化学平衡).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得最大电离程度.【电离平衡得特征】①逆:弱电解质得电离过程就是可逆得,存在电离平衡.②等:弱电解质电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等.③动:弱电解质电离成离子与离子结合成分子得速率相等,不等于零,就是动态平衡.④定:弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液里离子得浓度、分子得浓度都不再改变.⑤变:外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动.【电离方程式得书写】(1)强电解质用“=”,弱电解质用“⇌”(2)多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位.H2CO3≒H++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-,以第一步电离为主.NH3•H2O≒NH4++OH- Fe(OH)3≒Fe3++3OH-(3)弱酸得酸式盐完全电离成阳离子与酸根阴离子,但酸根就是部分电离.NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-(4)强酸得酸式盐如NaHSO4完全电离,但在熔融状态与水溶液里得电离就是不相同得.熔融状态时:NaHSO4=Na++HSO4-;溶于水时:NaHSO4=Na++H++SO42-.【例2】室温下,对于pH与体积均相同得醋酸与盐酸两种溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确得就是( )A.加适量得醋酸钠晶体后,两溶液得pH均增大B.温度都升高20℃后,两溶液得pH均不变C.加水稀释两倍后,两溶液得pH均减小D.加足量得锌充分反应后,两溶液中产生得氢气一样多【解析】盐酸就是强酸,醋酸就是弱酸,所以醋酸溶液中存在电离平衡,升高温度能促进弱电解质电离,pH相同得醋酸与盐酸,醋酸得浓度大于盐酸,不同得酸与相同金属反应,生成氢气得速率与溶液中离子浓度成正比.A.向盐酸中加入醋酸钠晶体,醋酸钠与盐酸反应生成醋酸,导致溶液得pH增大,向醋酸中加入醋酸钠,能抑制醋酸电离,导致其溶液得pH增大,故A正确;B.盐酸就是强酸,不存在电离平衡,升高温度不影响盐酸得pH,醋酸就是弱酸,其水溶液中存在电离平衡,升高温度,促进醋酸电离,导致醋酸溶液中氢离子浓度增大,所以醋酸得pH减小,故B 错误;C.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸两种溶液分别加水稀释后,溶液中氢离子浓度都减小,所以pH都增大,故C错误;D.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸,醋酸得物质得量大于盐酸,且二者都就是一元酸,所以分别与足量得锌反应,醋酸产生得氢气比盐酸多,故D错误;故选A.题型三:电离平衡常数得含义【例3】部分弱酸得电离平衡常数如表,下列选项错误得就是( )A.2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32-B.2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑C.中与等体积、等pH得HCOOH与HCN消耗NaOH得量前者小于后者D.等体积、等浓度得HCOONa与NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者【解析】弱酸得电离平衡常数越大,其酸性越强,等pH得弱酸溶液,酸性越强得酸其物质得量浓度越小,弱酸根离子水解程度越小,结合强酸能与弱酸盐反应制取弱酸分析解答.根据电离平衡常数知,酸性强弱顺序为:HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-,A.氢氰酸得酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸,所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应,故A 错误;B.甲酸得酸性大于碳酸,所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生,故B正确;C.等pH得HCOOH与HCN溶液,甲酸得物质得量浓度小于氢氰酸,所以中与等体积、等pH得HCOOH 与HCN消耗NaOH得量前者小于后者,故C正确;D.根据电荷守恒,c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),即离子总数就是n(Na+ )+n(H+)得2倍,而NaCN得水解程度大,即NaCN溶液中得c(OH-)大,c(H+)小,c(Na+)相同,所以甲酸钠中离子浓度大,故D错误;故选AD.弱电解质得证明方法(以盐酸与醋酸为例):1、通过测定同浓度、同体积得溶液得导电性强弱来鉴别规律1:同物质得量浓度得酸溶液,酸越弱,其溶液得导电能力越弱.2、通过测定同浓度溶液得pH大小来鉴别规律2:同物质得量浓度得酸溶液,酸性越弱,溶液得pH越大.若两种酸溶液得pH相同,酸越弱,溶液得浓度越大.3、通过比较同浓度、同体积得溶液与同一种物质反应得速率快慢来鉴别规律3:等物质得量浓度得酸,酸越弱,其c (H+)越小,反应速率越慢.4、通过测定同浓度得酸所对应得钠盐溶液得pH大小来鉴别规律4:等物质得量浓度下,一元酸得钠盐溶液,其“对应得酸”越弱,溶液得pH越大.5、通过比较体积相同、pH相同得酸溶液同倍数稀释后,溶液得pH变化大小来鉴别规律5:在pH相同时,同体积得酸,酸越弱,抗稀释能力越强,即稀释相同倍数下,pH变化幅度越小.6、通过比较同体积、同pH得溶液分别与同种物质发生完全反应时,消耗得物质得量得多少来鉴别规律6:在pH相同得条件下,同体积得酸,酸越弱,其中与能力越强.7.通过向酸溶液中加入与之相应得钠盐,引起溶液pH变化得大小来鉴别规律7:在等物质得量浓度得酸溶液中,分别加入相应得盐固体(电离出相同得酸根离子),引起pH变化越大,其相酸性越弱.。
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。
这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。
1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。
简记为“越热越电离”。
2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。
3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。
电解质溶液和离子平衡
第三章电解质溶液和离子平衡第一节强电解质在溶液中的状况一、离子氛的概念1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论。
其要点：①强电解质在水中是完全电离的如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等强极性键化合物：HCl，H2SO4（H+ + HSO4-）等②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。
离子在溶液中的运动受离子氛的牵制。
离子氛示意图在导电性实验中，决定导电性强弱有两个因素：①溶液中离子的多少②离子的迁移速度。
离子迁移速度的变慢，因此，根据溶液的导电度测得的电离度就降低了，这时测得的电离度称为表观电离度。
电解质电离式表观电离度/%氯化钾KCl→K++Cl-86硫酸锌ZnSO→Zn2++SO42-40盐酸HCl→H++Cl-92硝酸HNO→H++NO-92硫酸H2SO4→H++HSO4- 61氢氧化钠NaOH→Na++OH- 91氢氧化钡Ba(OH)2→Ba2++2OH- 81二、活度和活度系数由于离子间的相互牵制，离子的行动并不完全自由，使离子的有效浓度比实际的计算浓度要低。
1907年，Lewis（路易斯）提出了离子活度的概念a = f × C （f ＜ 1）有效浓度“折扣”计算浓度活度活度系数对强电解质来讲，而弱电解质或难溶电解质，离子浓度小，离子间的影响也小，f →1第二节水的电离和溶液的PH值本节以平衡原理为依据，讨论弱电解质中的电离平衡。
一、水的离子积实验表明，纯水也有微弱的导电性K = [H+][OH-]/[H2O]∵H2O的电离极弱，电离掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。
∴[H+][OH-] = K[H2O] = Kw Kw：常数∴在一定温度下，[H+][OH-]为一常数，25℃纯水中，[H+] = 10-7mol/L = [OH-]∴ Kw = [H+][OH-] = 10-14对纯水或在纯水中加入酸、碱或其它物质（浓度较稀）都适用。
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08~09学年各模拟考汇编（上海）专题电解质溶液中的平衡4．（浦东二）下列物质溶于水时会破坏水的电离平衡，且属于电解质的是（）A．氯气B．二氧化碳C．碘化钾D．醋酸钠10．（虹口一）对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是（D）6．（十四校一）室温下，将小苏打投入足量水中，下列过程不会发生的是（）A．溶解B．分解C．离解D．水解14．（十四校一）常温下，某水溶液中水的电离度为1.8×10-12%，该溶液不可能是（）A．烧碱溶液B．碳酸氢钠溶液C．硝酸溶液D．硫酸氢钠溶液3．（卢湾一）已知25℃时，氢氟酸（HF）的电离常数Ki为3.53×10—4，乙酸（CH3COOH）的电离常数Ki为1.75×10—5。
关于该温度下，浓度同为0.10mol／L这两种酸的电离度大小判断正确是（）。
A.氢氟酸的电离度小于乙酸的电离度B.氢氟酸的电离度等于乙酸的电离度C.氢氟酸的电离度大于乙酸的电离度D.无法判断5．（卢湾一）根据有关化学原理，下列判断正确的是（）。
A.60℃时，NaCl溶液的PH <7，则溶液呈酸性B.若盐KX溶于水时溶液温度降低，则KX一定发生了水解C.若弱酸HA的酸性强于弱酸HB，则同浓度钠盐溶液的碱性:NaA<NaBD.250C时，与同浓度的稀硫酸反应，锌粒的速率一定比铁屑快14．（十四校二）甲酸是一种一元有机酸。
下列性质可以证明它是弱电解质的是（）A．甲酸能与水以任意比互溶B．1mol·L-1甲酸溶液的pH值约为2C．10mL 1mol·L-1甲酸恰好与10mL 1mol·L-1NaOH溶液完全反应D．甲酸溶液的导电性比盐酸溶液的弱20．（南汇一）对于0.1 mol/L CH 3COOH溶液存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H+—Q，下列说法正确的是（）A．加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，CH3COOH电离程度变大B．加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起溶液的pH值增大C．升高温度或加水稀释，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大D．加少量烧碱溶液或加少量冰醋酸，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大7．（奉贤一）用水稀释0.1mol·L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）A．[OH- ]/[NH3·H2O] B．[NH3·H2O]／[OH一]C．[H+]和[OH一]的乘积D．OH一的物质的量13．（浦东一）在其他条件不变的情况下，向0.1 mo/L的氨水中通入一定量氨气，下列结论错误的是（）A．c(NH3·H2O)变大B．c(NH4＋) 变大C．pH变大D．电离常数变大19．（卢湾一）―酸碱质子理论‖认为凡是能够给出质子(H+)的分子或离子都是酸，凡是能够接受质子的分子或离子都是碱，物质酸性(碱性)的强弱取决于分子或离子给出(接受)质子能力的大小。
按照―酸碱质子理论‖，下列说法正确的是（）。
A.HCO3－既是酸又是碱，NH3既不是酸又不是碱B.ClO－+H2O HClO+OH－是酸碱反应C.2Na+2H2O→2NaOH+H2↑是酸碱反应D.碱性强弱顺序为：C2H5O－> OH－> C6H5O－19．（青浦一）将0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起A．CH3COOH电离程度变大B．溶液的pH值增大C．溶液的导电能力减弱D．溶液中C(H+ )减小6．（静安一）对25℃ 100mLNH4Cl溶液，以下关系错误的是（）A．c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) B．c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)C．水电离出的c(H+)＞10-7mol/L D．加20mL水稀释后，比值c(NH4+)／c(NH3·H2O)将增大11．（十四校二）常温下，有关水溶液的pH说法正确的是（）A．在pH=12的溶液中，水电离出的C（OH-）一定等于10-2mol·L-1B．将pH=2和pH=12的酸碱溶液等体积混合后，溶液的pH一定等于7C．若强酸、强碱中和后pH=7，则中和之前酸、碱的pH之和一定等于14D．含等物质的量的HNO3、Na2CO3、CH3COOH的溶液混合后。
溶液的pH一定大于7 21．（嘉定一）现有常温下的四份溶液：①0.01mol/LCH3COOH ②0.01mol/LHCl ③pH=12的氨水④pH=12的NaOH溶液下列说法正确的是（）A.①中水电离程度最小，③中水电离程度最大B．将②③混合，若pH=7,则消耗溶液的体积；②﹥③C．将四份溶液稀释相同倍数后，溶液的pH:③﹥④;②﹥①D．将①、④混合，若有c(CH3COO-)﹥c(H+),则混合液一定呈碱性7、（闸北一）在0.10mol/L的氨水中，下列叙述正确的是A. 保持温度不变，往氨水中通入少量氯化氢，促进了氨水的电离，溶液的pH增大B.加水稀释0.10mol/L的氨水，溶液中n(OH－)减小C.保持温度不变，在氨水中加入少量NH4Cl固体，氨水的电离度和电离平衡常数均变小)D. 氨水中的离子浓度关系满足：c(OH－)= c(H＋)＋c(NH＋46．(卢湾二)室温下对pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（）A．中和两者，需要pH相等的相同体积的NaOH溶液B．稀释两者相同倍数时，pH仍然相等C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多21．（普陀二）①p H=2的CH3COOH溶液；②p H=2的HCl溶液；③p H=12的氨水；④p H=12的NaOH 溶液。
相同条件下，有关上述溶液的比较中，正确的是（）A．水电离产生的c(H＋)：①=②=③=④B．将②、③溶液混合后，p H=7，消耗溶液的体积：②=③C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大D．向溶液中加入100mL水后，溶液的p H：③>④>①>②19、（八校）已知反应BeCl2+Na2BeO2+2H2O→2NaCl+2Be(OH)2↓能完全进行，则下列推断中正确的是（）A、BeCl2溶液的pH＜7，将其蒸干并灼烧后，得到的残留物可能为BeOB、Na2BeO2溶液的pH＞7，将其蒸干并灼烧后，得到的残留物可能为BeOC、Be(OH)2既能溶于盐酸又能溶于烧碱溶液D、BeCl2水溶液的导电性强，因此BeCl2一定是离子化合物9、（八校）100℃时向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH=2，下列叙述不正确的是（）A、此时水的离子积K W=1.0×10-14B、水电离出的[H+]=1.0×10-10mol/LC、水的电离度随温度升高而升高D、[H3O+]>[SO42-]10．（金山二）下列说法中正确的是（）A. 当稀释碳酸钠溶液时，c(OH－)减小，c(H+)增大B. pH = 7的溶液中c(OH－)一定等于c(H+)C. pH＝8的溶液中不可能存在醋酸分子D. 常温下溶液中c(H+) = 1×10－10 mol·L－1的溶液，一定是碱溶液20．（静安二）稀溶液中，氧化性HClO > H2SO4 ；在25℃时，电离常数：K1(H 2CO3) >K(HClO) > K2(H2CO3)。
则以下离子方程式错误的是（）A．CO2通人饱和Na2CO3溶液中CO2 +2Na++ CO32－+ H2O →2NaHCO3↓B．少量CO2通入次氯酸钙溶液中CO2+ H2O+ ClO－→HCO3－+ HClOC．少量SO2通入次氯酸钙溶液中Ca2++ 2ClO－+SO2+ H2O→CaSO3↓ +2 HClOD．过量CO2通入澄清石灰水中CO2 + OH-→ HCO3－20．（奉贤二）若已知在相同温度下物质的溶解度大小有：S[Zn(OH)2]>S(ZnS)，S(MgCO3)>S[Mg(OH)2]；而溶解或电离出S2-的能力，有FeS>H2S>CuS。
则下列离子方程式错误的是（）A.Mg2++2HCO3-+2Ca2++4OH-→Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2OB.Cu2++H2S→CuS↓+2H+C.FeS+2H+→Fe2++H2S↑D. Zn2++S2-+2H2O→Zn(OH)2↓+H2S↑14. （普陀一）已知H2CO3 H++ HCO3–，K1= 4.3×10–7；HCO3–H++ CO32–，K2=5.6×10–11；HClO H+ + ClO–，K = 3.0×10–8，根据上述电离常数分析，下列各式中错误（）A.Ca(ClO)2+ 2HCl→C aCl2 + 2HClOB.Ca(ClO)2 + 2H2O + 2CO2→Ca(HCO3)2 + 2HClOC.NaClO + H2O + CO2→NaHCO3 + HClOD.2NaClO + H2O + CO2→Na2CO3+ 2HClO13. （市调研）关于二元酸H2A的酸式盐NaHA，下列说法正确的是（）A. 若NaHA的水溶液呈酸性，则二元酸H2A一定是强酸B. 若NaHA的水溶液呈碱性，则HA－只发生水解C. 无论H2A是强酸还是弱酸，NaHA溶液中Na＋和HA－的物质的量之比都是1:1D. 无论H2A是强酸还是弱酸，NaHA晶体中的阴阳离子个数比都是1:121.（市调研）H2CO3和H2S在25℃时的电离常数如下：则下列反应可能发生的是（）A. NaHCO3＋NaHS→Na2CO3＋H2SB. H2S＋Na2CO3→NaHS＋NaHCO3C. Na2S＋H2O＋CO2→NaHS＋NaHCO3D. H2S＋NaHCO3→NaHS＋H2CO3。