2019届高考化学二轮复习专题九电解质溶液考点三溶液中的四大常数课件
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高考化学二轮复习电解质溶液微 溶液中的“四大”常数课件
动，平衡常数减小
3.有机化学中常见的氧化、还原反应
3)Ksp(CaF2)=5.29×10-9,除铁后所得100 mL溶液中c(Ca2+)=0.01 mol·L-1,加
不变，c(H )不变，则c（HY）与原 HY 溶液的相同，C 项错误。HX 是强 两DC..汽氯个车仿晶尾的胞气化结中学构含名示有称意的是图氮四可氧氯知化化，＋物碳Li1是-x汽Fe油PO不4完相全比燃于烧LiF造eP成O的4缺失一个面－心的Li+以及一 c（Y ） 个氮原子能形成三个共价键，属于原子(共价晶体)，平均1个氮原子属于本身的
度先增大后减小，D 项错误。
14
3．常温下，分别向等体积、浓度均为 0.1 mol·L－1 的 HX 溶液和 HY 溶液 中加水进行稀释，两溶液的 pH 随 lgVV0(设稀释前酸溶液的体积为 V0，稀释 后酸溶液的总体积为 V)的变化曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A．当两溶液的 lgVV0相等时，两种溶液中 c(X－)＝c(Y－)＋c(HY) B．HY 的电离平衡常数约为 1.1×10－3
)=10×0.02
mol×96
2
g·mol-1=19.2
g,则M的摩尔
a1 a2
2
2
(1)某粒子一般不与其他元素的原子反应，这种粒子的符号是_____。
积常数分别为 K 、K′ 、K″ 。 mol,m(Co)=59× g;在1 000 ℃时,固体质量不再变化,说明Co(OH)2完全
a.Be—H中氢原子带负电，H—O中氢原子sp带正电，符合双氢sp键定义；b.O—Hs和p
√C．将 pH＝2 的两种溶液等体积混合后，cc（（HYY－））比原 HY 溶液的大
D．当 lgVV0＝4 时，若两溶液同时升高温度，则cc（（YX－－））增大
高中化学——溶液中的四大常数(精讲课件)
解平衡常数(Kh)和溶度积常数(Ksp)，有关四大常数的计算及应用是高考测试的重点和
热点，此类题体现《中国高考评价体系》对以解决实际问题为核心的实践操作能力群
的要求，要求考生科学收集、处理并解释实验数据，能够对问题解决方案的合理性、
可行性进行基于事实和逻辑的论证。
第一部曲 有多少热点可以重来
2、要点归纳•再提升
=2c(H2R+)+c(Na+)+c(H+)
C.O 点,pH=
-lg2 -lg3
2
D.P 点,c(Na+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
)
解析 向 H3RCl2 溶液中滴加 NaOH 溶液,依次发生离子反应:H3R2++OHH2R++H2O、H2R++OHHR+H2O、HR+OHR-+H2O,溶液中 H3R2+逐渐
(2)对于二元弱酸H2B, a1 (H2B)、 a2 (H2B)与Kh(HB-)、Kh(B2-)的关系:
-
HB +H2O
2-
B +H2O
-
-
(OH- )·
(H2 )
H2B+OH ,Kh(HB )=
-
-
2-
(HB- )
(OH- )·
(HB- )
HB +OH ,Kh(B )=
(B2- )
求溶液中不同离子的比
值
cI－
cI－
cAg＋·
cI－
KspAgI
，则有
＝
＝
KspAgCl
cCl－
cCl－ cAg＋·
热点，此类题体现《中国高考评价体系》对以解决实际问题为核心的实践操作能力群
的要求，要求考生科学收集、处理并解释实验数据，能够对问题解决方案的合理性、
可行性进行基于事实和逻辑的论证。
第一部曲 有多少热点可以重来
2、要点归纳•再提升
=2c(H2R+)+c(Na+)+c(H+)
C.O 点,pH=
-lg2 -lg3
2
D.P 点,c(Na+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
)
解析 向 H3RCl2 溶液中滴加 NaOH 溶液,依次发生离子反应:H3R2++OHH2R++H2O、H2R++OHHR+H2O、HR+OHR-+H2O,溶液中 H3R2+逐渐
(2)对于二元弱酸H2B, a1 (H2B)、 a2 (H2B)与Kh(HB-)、Kh(B2-)的关系:
-
HB +H2O
2-
B +H2O
-
-
(OH- )·
(H2 )
H2B+OH ,Kh(HB )=
-
-
2-
(HB- )
(OH- )·
(HB- )
HB +OH ,Kh(B )=
(B2- )
求溶液中不同离子的比
值
cI－
cI－
cAg＋·
cI－
KspAgI
，则有
＝
＝
KspAgCl
cCl－
cCl－ cAg＋·
专题讲座 电解质溶液中的四大平衡常数
Qc(MgF2)大于Ksp(MgF2)，就有沉淀生成。
答案：B
8．工业废水中常含有一定量的Cr2O
2－ 7
和CrO
2－ 4
，它们会对人类及
生态系统产生很大损害，必须进行处理。常用的处理方法是还原沉淀
24－①―H转―＋→化Cr2O27－②―F还 ―e2→＋原Cr3＋③―O―沉H→淀－ Cr(OH)3↓
A．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的 c(Mg2＋)大
B．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体， c(Mg2＋)增大
C．25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比 在20 mL 0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液中的Ksp小
的pH应调至________。
解析：(1)pH＝2说明溶液显酸性，平衡向正反应方向移动，
Cr2O27－的浓度会增大，所以溶液显橙色。 (2)在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率和逆反应速率相
等，反应物的浓度与生成物的浓度不再改变时，该可逆反应就到达化学
平衡状态，因此选项a不正确；在任何情况下
Cr2O
(1)该温度(t ℃)下水的离子积常数Kw＝________。 (2)在该温度(t ℃)下，将100 mL 0.1 mol·L－1的稀硫酸与100 mL 0.4 mol·L－1的氢氧化钾溶液混合后，溶液的pH＝________。
解析：(1)可根据题目提供的相关数据得 Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－(a＋b)＝1.0×10－12。 (2)100 mL 0.1 mol·L－1稀硫酸中所含的n(H2SO4)＝0.01 mol,100 mL 0.4 mol·L－1氢氧化钾溶液所含的n(KOH)＝0.04 mol，所以混合后 的溶液中氢氧化钾过量0.02 mol。可得溶液中的c(OH－)＝0.1 mol·L－1， 利用Kw＝1.0×10－12可计算c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，即溶液的pH ＝11。 答案：(1)1.0×10－12 (2)11 归纳点评
《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
电解质溶液会考复习-PPT精选文档38页
NaCl→Na+ + Cl-
2、弱电解质的电离方程式
CH3COOH
CH3COO-+H+
1、弱电解质的电离平衡
定义： 在一定条件(如温度、浓度)下, 当弱电解质分子电离成离子的速率和 离子重新结合生成分子的速率相等时， 电离过程就达到了平衡状态，这叫做 电离平衡。
2、弱电解质电离平衡的特征
特征： 逆、等、定、动、变
反
应 速
弱电解质分子电 离成离子的速率
两种速率相等，处
率
于电离平衡状态
离子结合成弱电 解质分子的速率
时间
3、电离平衡的移动
平衡移动规律— 勒沙特列原理 影响因素——内因: 弱电解质本身性质
外因:
①温度 ②浓度 ③同离子效应 ④离子反应效应
氢氧化铝的两性
氢氧化铝呈两性的原因：
H2O+AlO2—+H+
⑷ 查：检查方程式两边是否遵守质量守恒和电荷守恒
• 能用离子方程式H＋＋OH－→H2O表示的反 应是
• A．稀醋酸和稀氨水反应 • B．稀硫酸和烧碱溶液反应 • C．稀盐酸和氢氧化铜反应 • D．稀硫酸和氢氧化钡溶液反应
离子共存
1.在溶液中某些离子间能互相反应生成难溶性 或微溶性物质时，这些离子就不能大量共存。
(常温下）
• 酸性溶液
c(H+) ＞ c(OH-)
• 中性溶液
c(H+) = c(OH-)
c(H+) ＞1×10-7 mol/L c(H+) ＝1×10-7 mol/L
• 碱性溶液
c(H+) ＜ c(OH-) c(H+) ＜1×10-7 mol/L
讨论:
2、弱电解质的电离方程式
CH3COOH
CH3COO-+H+
1、弱电解质的电离平衡
定义： 在一定条件(如温度、浓度)下, 当弱电解质分子电离成离子的速率和 离子重新结合生成分子的速率相等时， 电离过程就达到了平衡状态，这叫做 电离平衡。
2、弱电解质电离平衡的特征
特征： 逆、等、定、动、变
反
应 速
弱电解质分子电 离成离子的速率
两种速率相等，处
率
于电离平衡状态
离子结合成弱电 解质分子的速率
时间
3、电离平衡的移动
平衡移动规律— 勒沙特列原理 影响因素——内因: 弱电解质本身性质
外因:
①温度 ②浓度 ③同离子效应 ④离子反应效应
氢氧化铝的两性
氢氧化铝呈两性的原因：
H2O+AlO2—+H+
⑷ 查：检查方程式两边是否遵守质量守恒和电荷守恒
• 能用离子方程式H＋＋OH－→H2O表示的反 应是
• A．稀醋酸和稀氨水反应 • B．稀硫酸和烧碱溶液反应 • C．稀盐酸和氢氧化铜反应 • D．稀硫酸和氢氧化钡溶液反应
离子共存
1.在溶液中某些离子间能互相反应生成难溶性 或微溶性物质时，这些离子就不能大量共存。
(常温下）
• 酸性溶液
c(H+) ＞ c(OH-)
• 中性溶液
c(H+) = c(OH-)
c(H+) ＞1×10-7 mol/L c(H+) ＝1×10-7 mol/L
• 碱性溶液
c(H+) ＜ c(OH-) c(H+) ＜1×10-7 mol/L
讨论:
电解质溶液ppt课件
第19页
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形
9 高考 化学二 电解质溶液课件
减小 减小 增大 增大 增大 减小 增大
减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大
增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小
(3)外界条件对FeCl3溶液水解平衡的影响 Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ ΔH>0
体系变化 平衡移
n(H＋) pH
条件
动方向
升温
向右 增多 减小
通HCl
向左 增多 减小
(2)试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。 ①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( 中性 ) ②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( 碱性 ) ③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( 酸性 ) ④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( 中性 ) ⑤pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( 酸性 ) ⑥pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( 碱性 ) ⑦pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( 酸性 ) ⑧pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( 碱性 )
条件
体系变化
平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力
Ka
加水稀释
向右
增大 减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
向右
增大 增大
增强
不变
通入HCl(g) 加NaOH(s) 加入镁粉 升高温度 加CH3COONa(s)
向左 向右 向右 向右 向左
增大 减小 减小 增大 减小
增大 减小 减小 增大 减小
增强 增强 增强 增强 增强
若pH<7，则H2A是强酸( × )
⑤NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中，前三个都对水的电离平衡产
高考化学二轮复习电解质溶液课件(64张)(全国通用)
⑤恰好中和指酸碱均无剩余，溶液中只有盐 类，但溶液不一定是中性，可能是酸性，也 可能是碱性。
33
4.盐类的水解 (1)盐的水解实质 盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出
的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子， 破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动， 使溶液中H+和OH-浓度发生变化。
19
④影响因素：电离过程是吸热的，温度升高 电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱 电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向 着有利于电离的方向移动，即加水可促进 弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相 同的离子，则弱电解质的电离程度减小； 若加入能与弱电解质的离子结合的离子， 则弱电解质的电离程度将变大。
电解质溶液
1
热点知识剖析
关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解 质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理 解，水的电离、离子积常数及pH的有关计 算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解 平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比 较、离子共存等是选择题中常见的题型， 将离子平衡的知识与生产、生活相结合， 是非选择题中常见的题型。
方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正、
负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀
。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉
淀生成的速率相等时建立动态平衡。
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-
(aq),Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)。
12
重点知识归纳 1.强电解质与弱电解质 (1)电解质与非电解质 ①电解质：在水溶液中或熔融状态下能 导电的化合物。 ②非电解质：在水溶液中或熔融状态下 都不能导电的化合物。
2
在复习中要注意理清“强、弱电解质” 、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解” 和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识 点和有关规律，学会从化学平衡的角度理 解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱 电解质的电离特点理解盐的水解知识，通 过知识的运用强化对问题的分析判断和推 理计算的能力。
33
4.盐类的水解 (1)盐的水解实质 盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出
的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子， 破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动， 使溶液中H+和OH-浓度发生变化。
19
④影响因素：电离过程是吸热的，温度升高 电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱 电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向 着有利于电离的方向移动，即加水可促进 弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相 同的离子，则弱电解质的电离程度减小； 若加入能与弱电解质的离子结合的离子， 则弱电解质的电离程度将变大。
电解质溶液
1
热点知识剖析
关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解 质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理 解，水的电离、离子积常数及pH的有关计 算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解 平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比 较、离子共存等是选择题中常见的题型， 将离子平衡的知识与生产、生活相结合， 是非选择题中常见的题型。
方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正、
负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀
。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉
淀生成的速率相等时建立动态平衡。
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-
(aq),Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)。
12
重点知识归纳 1.强电解质与弱电解质 (1)电解质与非电解质 ①电解质：在水溶液中或熔融状态下能 导电的化合物。 ②非电解质：在水溶液中或熔融状态下 都不能导电的化合物。
2
在复习中要注意理清“强、弱电解质” 、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解” 和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识 点和有关规律，学会从化学平衡的角度理 解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱 电解质的电离特点理解盐的水解知识，通 过知识的运用强化对问题的分析判断和推 理计算的能力。
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答案：D
2．(1)(2017·海南卷)向含有 BaSO4 固体的溶液中滴加 Na2CO3 溶液，当有 BaCO3 沉淀生成时溶液中cc（（CSOO2423－－）） ＝______。已知 Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9，Ksp(BaSO4)＝1.1 ×10－10。
(2)(2016·全国卷Ⅱ)联氨为二元弱碱，在水中的电离 方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 __________(已知：N2H4＋H＋ N2H5＋的 K＝8.7×107； KW＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为
____________________________________________。
解析：(1)在同一个溶液中，c(Ba2＋)相同，依据溶度积 的数学表达式，则有cc（（CSOO2423－－））＝cc（（CSOO2423－－））××cc（（BBaa22＋＋）） ＝KKsspp（（BBaaCSOO43））＝12..16××1100－－190≈24。(2)联氨为二元弱碱， 在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程 式为 N2H4＋H2O N2H＋ 5 ＋OH－，再根据已知：N2H4＋H＋
水的离子积常数、电离平衡常数、水解平衡常数、溶 度积常数是溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有 关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其 离子浓度的变化而变化来进行。
已知：常温下，H2S 的电离常数为 Ka1、Ka2，Cu(OH)2， CuS、Ag2S 的溶度积常数分别为 Ksp、K′sp、Ks″p。
A．两条曲线间任意点均有 c(H＋)×c(OH－)＝KW B．M 区域内任意点均有 c(H＋)＜c(OH－) C．图中 T1＜T2 D．XZ 线上任意 项正确；XZ 线上 任意点都存在 c(H＋)＝c(OH－)，所以 M 区域内任意点均 有 c(H＋)＜c(OH－)，所以 B 项正确；因为图像显示 T1 时 水的离子积小于 T2 时水的离子积，而水的电离程度随温 度升高而增大，所以 C 项正确；XZ 线上只有 X 点的 pH ＝7，所以 D 项错误。
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中cc（（NCHl－4＋））>1
D．向 AgCl、AgBr 的饱和溶液中加入少量 AgNO3， 溶液中cc（（BCrl－－））不变
解析：A 项，c（CcH（3HCO＋）OH）＝c（CH3KCaOO－）， 加水稀释，c(CH3COO－)减小，Ka 不变，所以比值增大， 错误；B 项，c（CHc3（CCOHO3HC）OO·c（－）OH－）＝K1h(Kh 为水解 常数)，温度升高，水解常数 Kh 增大，比值减小，错误；
答案：D
2．不同温度下，水溶液中 c(H＋)与 c(OH－)的关系如 图所示。下列有关说法中正确的是( )
A．若从 a 点到 c 点，可采用在水中加入酸的方法 B．b 点对应的醋酸中由水电离的 c(H＋)＝10－6mol·L－1 C．c 点对应溶液的 KW 大于 d 点对应溶液的 KW D．T ℃时，0.05 mol·L－1 的 Ba(OH)2 溶液的 pH＝11
N2H5＋的 K＝8.7×107 及 KW＝1.0×10－14，
故联氨第一步电离平衡常数为 K＝
c（N2H＋ 5 ）·c（OH－） c（N2H4）
＝
c（N2H＋5 ）·c（OH－）·c（H＋） c（N2H4）·c（H＋）
＝c（Nc2（H4N）2H·c＋5（）H＋）×c(OH－)·c(H＋)＝8.7×107×1.0×
(1)水解常数与电离常数、离子积之间的关系。
常温下的 Na2S 溶液中：S2－的水解常数 Kh1＝KKW a2， HS－的水解常数 Kh2＝KKWa1
(2)水解常数与溶度积、离子积之间的关系。 常温下的 CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常数 Kh＝KK2Wsp (3)平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系。 ①反应 CuS(s)＋2Ag＋(aq)===Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的 平衡常数 K＝KK′s″spp ②反应 CuS(s)＋2H＋(aq) Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平 衡常数 K＝KaK1·sKp a2
10－14＝8.7×10－7；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应
生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为
N2H6(HSO4)2。 答案：(1)24 (2)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
电解质溶液中的四大平衡常数是近几年全国卷高考 的必考内容，它把化学理论的学习从定性提升到定量水 平，从而拓宽了问题研究的视野。四大常数涉及的问题 主要有电解质相对强弱的判断，离子浓度的变化或定量 计算，pH 的计算，水解平衡的强弱判断或粒子浓度大小 比较，难溶电解质的溶解平衡的判断及计算等方面。顺 利突破该类题目的关键是：准确书写常数表达式，理清 常数间的相互关系，平常强化练习，注重分类突破。
(4)判断溶液的酸碱性。 NaHS 溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为：c(Na＋)> c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－) 上述判断的理由是：HS－的水解常数KKWa1大于其电离常 数(Ka2)。
题组一 水的离子积常数及其应用 1．下图表示水中 c(H＋)和 c(OH－)的关系，下列判断 错误的是( )
C 项，向盐酸中加入氨水至中性，根据电荷守恒： c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，此时 c(H＋)＝c(OH－)， 故 c(NH4＋)＝c(Cl－)，所以cc（（NCHl－4＋））＝1，错误；D 项，在 饱和溶液中cc（（BCrl－－））＝KKsspp（（AAggBCrl）），温度不变，溶度积 Ksp 不变，则溶液中cc（（BCrl－－））不变，正确。
专题九 电解质溶液
考点三 溶液中的四大常数
1．(2016·全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确 的是( )
A．向 0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中加入少量水，溶 液中c（CcH（3HCO＋）OH）减小
B．将 CH3COONa 溶液从 20 ℃升温至 30 ℃，溶液 中c（CHc3（CCOHO3HC）OO·c（－）OH－）增大
2．(1)(2017·海南卷)向含有 BaSO4 固体的溶液中滴加 Na2CO3 溶液，当有 BaCO3 沉淀生成时溶液中cc（（CSOO2423－－）） ＝______。已知 Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9，Ksp(BaSO4)＝1.1 ×10－10。
(2)(2016·全国卷Ⅱ)联氨为二元弱碱，在水中的电离 方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为 __________(已知：N2H4＋H＋ N2H5＋的 K＝8.7×107； KW＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为
____________________________________________。
解析：(1)在同一个溶液中，c(Ba2＋)相同，依据溶度积 的数学表达式，则有cc（（CSOO2423－－））＝cc（（CSOO2423－－））××cc（（BBaa22＋＋）） ＝KKsspp（（BBaaCSOO43））＝12..16××1100－－190≈24。(2)联氨为二元弱碱， 在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程 式为 N2H4＋H2O N2H＋ 5 ＋OH－，再根据已知：N2H4＋H＋
水的离子积常数、电离平衡常数、水解平衡常数、溶 度积常数是溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有 关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其 离子浓度的变化而变化来进行。
已知：常温下，H2S 的电离常数为 Ka1、Ka2，Cu(OH)2， CuS、Ag2S 的溶度积常数分别为 Ksp、K′sp、Ks″p。
A．两条曲线间任意点均有 c(H＋)×c(OH－)＝KW B．M 区域内任意点均有 c(H＋)＜c(OH－) C．图中 T1＜T2 D．XZ 线上任意 项正确；XZ 线上 任意点都存在 c(H＋)＝c(OH－)，所以 M 区域内任意点均 有 c(H＋)＜c(OH－)，所以 B 项正确；因为图像显示 T1 时 水的离子积小于 T2 时水的离子积，而水的电离程度随温 度升高而增大，所以 C 项正确；XZ 线上只有 X 点的 pH ＝7，所以 D 项错误。
C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中cc（（NCHl－4＋））>1
D．向 AgCl、AgBr 的饱和溶液中加入少量 AgNO3， 溶液中cc（（BCrl－－））不变
解析：A 项，c（CcH（3HCO＋）OH）＝c（CH3KCaOO－）， 加水稀释，c(CH3COO－)减小，Ka 不变，所以比值增大， 错误；B 项，c（CHc3（CCOHO3HC）OO·c（－）OH－）＝K1h(Kh 为水解 常数)，温度升高，水解常数 Kh 增大，比值减小，错误；
答案：D
2．不同温度下，水溶液中 c(H＋)与 c(OH－)的关系如 图所示。下列有关说法中正确的是( )
A．若从 a 点到 c 点，可采用在水中加入酸的方法 B．b 点对应的醋酸中由水电离的 c(H＋)＝10－6mol·L－1 C．c 点对应溶液的 KW 大于 d 点对应溶液的 KW D．T ℃时，0.05 mol·L－1 的 Ba(OH)2 溶液的 pH＝11
N2H5＋的 K＝8.7×107 及 KW＝1.0×10－14，
故联氨第一步电离平衡常数为 K＝
c（N2H＋ 5 ）·c（OH－） c（N2H4）
＝
c（N2H＋5 ）·c（OH－）·c（H＋） c（N2H4）·c（H＋）
＝c（Nc2（H4N）2H·c＋5（）H＋）×c(OH－)·c(H＋)＝8.7×107×1.0×
(1)水解常数与电离常数、离子积之间的关系。
常温下的 Na2S 溶液中：S2－的水解常数 Kh1＝KKW a2， HS－的水解常数 Kh2＝KKWa1
(2)水解常数与溶度积、离子积之间的关系。 常温下的 CuCl2 溶液中：Cu2＋的水解常数 Kh＝KK2Wsp (3)平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系。 ①反应 CuS(s)＋2Ag＋(aq)===Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的 平衡常数 K＝KK′s″spp ②反应 CuS(s)＋2H＋(aq) Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平 衡常数 K＝KaK1·sKp a2
10－14＝8.7×10－7；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应
生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为
N2H6(HSO4)2。 答案：(1)24 (2)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
电解质溶液中的四大平衡常数是近几年全国卷高考 的必考内容，它把化学理论的学习从定性提升到定量水 平，从而拓宽了问题研究的视野。四大常数涉及的问题 主要有电解质相对强弱的判断，离子浓度的变化或定量 计算，pH 的计算，水解平衡的强弱判断或粒子浓度大小 比较，难溶电解质的溶解平衡的判断及计算等方面。顺 利突破该类题目的关键是：准确书写常数表达式，理清 常数间的相互关系，平常强化练习，注重分类突破。
(4)判断溶液的酸碱性。 NaHS 溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为：c(Na＋)> c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－) 上述判断的理由是：HS－的水解常数KKWa1大于其电离常 数(Ka2)。
题组一 水的离子积常数及其应用 1．下图表示水中 c(H＋)和 c(OH－)的关系，下列判断 错误的是( )
C 项，向盐酸中加入氨水至中性，根据电荷守恒： c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，此时 c(H＋)＝c(OH－)， 故 c(NH4＋)＝c(Cl－)，所以cc（（NCHl－4＋））＝1，错误；D 项，在 饱和溶液中cc（（BCrl－－））＝KKsspp（（AAggBCrl）），温度不变，溶度积 Ksp 不变，则溶液中cc（（BCrl－－））不变，正确。
专题九 电解质溶液
考点三 溶液中的四大常数
1．(2016·全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确 的是( )
A．向 0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中加入少量水，溶 液中c（CcH（3HCO＋）OH）减小
B．将 CH3COONa 溶液从 20 ℃升温至 30 ℃，溶液 中c（CHc3（CCOHO3HC）OO·c（－）OH－）增大