专题复习-电解质溶液
邳州市第二中学高三化学专题复习专题八电解质溶液(1)课件
水溶液中的各种平衡
溶液中的平衡包括电离平衡、水解平衡、溶解平 衡等内容,在此基础上延伸出强弱电解质、离子共 存问题、水的电离、溶液中离子浓度大小的判
断、溶液的pH、影响弱电解质电离的外界因素、影
响盐类水解的外界因素。在近年的高考命题中对 主要内容的考核：1.平衡的基本原理;2.强弱电解 质的区别,以及与溶液导电能力的关系;3.影响水 的电离平衡的因素;4.溶液中离子浓度大小的判
3.在pH=3的溶液A中水的电离度为α (A),与纯水中
α (B)的电离度比较(相同温度下),正确的是( A.α (A)<α (B) B.α (A)>α (B) C.α (A)=α (B) D.α (A)<α (B)或α (A)>α (B) )
解析Βιβλιοθήκη 题中pH=3的A溶液可能是由于A溶液自身电
离呈酸性,也可能是由于A溶液中的弱碱阳离子水
解析
A项,pH都减小,A错;B项,两溶液pH均为12,
稀释相同倍数时(100倍),NaOH溶液pH变为10,而氨
水由于存在电离平衡10<pH<12,B正确;C项,①、④
等体积混合,氨水过量,溶液呈碱性,离子浓度顺序
为c(NH )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+),C错;D项,溶液 4
②、③等体积混合时,与C项情况相反,醋酸过量:
NH4Cl、 NH3· 2O H
NH4Cl NH4Cl、HCl
pH=7
pH<7 pH<7
Ⅰ表示向NH3·H2O中加入的HCl溶液相对较少,NH3
·H2O剩余较多;Ⅱ表示向NH3·H2O中加入的HCl溶液 相对增多,NH3·H2O剩余较少,由电荷守恒得:c(NH ) 4 +c(H+)=c(OH-)+c(Cl-),已知c(NH )=c(Cl-),则c(H+) 4 =c(OH-),pH=7;Ⅲ表示NH3·H2O与HCl溶液恰好完全 反应生成NH4Cl,离子浓度大小关系为:c(Cl-)>
高考化学二轮复习 专题突破 电解质溶液检测题
专题九电解质溶液【夯实基础】1.对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是 ( )A．向该溶液中加入pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和B．该溶液1 mL稀释至100 mL后，pH等于3C．该溶液中硝酸电离出的c(H＋)与水电离出的c(H＋)之比值为10－12D．该溶液中水电离出的c(H＋)是pH为3的硝酸中水电离出的c(H＋)的100倍2.短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其简单离子都能破坏水的电离平衡的是 ( )A．W2－、X＋ B．X＋、Y3＋ C．Y3＋、Z2－ D．X＋、Z2－3.能够使醋酸溶液的pH值和醋酸的电离度都减小的是（）A. 加入少许水稀释B. 滴加少量H2SO4溶液C. 滴加少量NaCl溶液D. 加入少许醋酸钠晶体4. 常温下，下列有关电解质溶液的叙述正确的是 ( )A.等浓度等体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7B.将10mLpH＝a的盐酸与100mLpH＝b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和，则a＋b＝13C.pH＝10的Ba(OH)2溶液和pH＝13的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH＝10.7(lg 2＝0.3)D.p H＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液显中性5.准确移取20.00mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定。
下列说法正确的是 ( )A．滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定B．随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大C．用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定D．滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小6.H2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-和HS- H++S2-。
若向H2S溶液中：A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大B．通入过量的SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小D．加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小7.常温下，用0.1mol·L－1NaOH溶液分别滴定20.00mL0.1mol·L－1盐酸20.00mL0.1mol·L－1醋酸溶液，得到两条滴定曲线，如下图所示，若以HA表示酸，下列说法正确的是 ( )A．滴定盐酸的曲线是图2B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度均为 c(Na＋)＝c(A－)C．达到B、E状态时，反应消耗的n(CH3COOH)＞n(HCl)D．当0＜V(NaOH)＜20.00mL时，对应混合液中各离子浓度大小顺序为c(A－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)8. 某二元酸(H2A)在水中的电离方程式为：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－(25℃时K a＝1.0×10－2)，下列有关说法中正确的是 ( )A．H2A是弱酸B．稀释0.1 mol/L H2A溶液，因电离平衡向右移动而导致c(H＋)增大C．在0.1 mol/L的H2A溶液中，c(H＋)＝0.12 mol/LD．若0.1 mol/L NaHA溶液中c(H＋)＝0.02 mol/L，则0.1 mol/L的H2A中c(H＋)<0.12 mol/L9.现有浓度均为0.1 mol·L－1的下列溶液：①硫酸②醋酸③氢氧化钠④氯化铵请回答下列问题：(1)四种溶液中由水电离出的H＋浓度由大到小的顺序是(填序号)______________。
高考化学二轮复习专题检测七电解质溶液
专题检测七 电解质溶液一、选择题(每小题6分，共60分)1．水是生命之源，2014年我国科学家首次拍摄到水分子团簇的空间取向图像，模型见右图。
下列关于水的说法正确的是( )A ．水是弱电解质B ．可燃冰是可以燃烧的水C ．氢氧两种元素只能组成水D ．0 ℃时冰的密度比液态水的密度大解析：可燃冰是甲烷水合物，不是水，B 错误；氢氧两种元素除组成水外，还能组成H 2O 2，C 错误；水结成冰后密度减小，D 错误。
答案：A2．下列有关电解质溶液中粒子浓度关系正确的是( )A ．pH ＝1的NaHSO 4溶液：c (H ＋)＝c (SO 2－4)＋c (OH －)B ．含有AgCl 和AgI 固体的悬浊液：c (Ag ＋)＞c (Cl －)＝c (I －)C ．CO 2的水溶液：c (H ＋)＞c (HCO －3)＝2c (CO 2－3)D ．含等物质的量的NaHC 2O 4和Na 2C 2O 4的溶液：3c (Na ＋)＝2[c (HC 2O －4)＋c (C 2O 2－4)＋c (H 2C 2O 4)]解析：因为NaHSO 4溶液中存在c (Na ＋)＝c (SO 2－4)，依据电荷守恒：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (SO 2－4)＋c (OH －)，可知c (H ＋)＝c (SO 2－4)＋c (OH －)，A 项正确；AgCl 的溶解度比AgI 的大，所以c (Ag ＋)＞c (Cl －)＞c (I －)，B 项错误；CO 2水溶液中存在：H 2CO 3＋＋HCO －3，HCO －3＋＋CO 2－3和H 2＋＋OH －，H 2CO 3的第一步电离远大于第二步电离，所以c (H ＋)＞c (HCO －3)＞c (CO 2－3)，C 项错误；假设NaHC 2O 4和Na 2C 2O 4均为1 mol ，则n (Na ＋)＝3 mol ，依据物料守恒n (HC 2O －4)＋n (C 2O 2－4)＋n (H 2C 2O 4)＝2 mol ，同一溶液中存在2c (Na ＋)＝3[c (HC 2O －4)＋c (C 2O 2－4)＋c (H 2C 2O 4)]，D 项错误。
2024年高考总复习化学第八章微专题七电解质溶液中的四大平衡常数
下列说法正确的是( )
A.0.01 mol·L－1 Na2C2O4 溶液中满足： c(Na＋)
c（C2O24－）＋c（HC2O－4 ）<2 B.实验 2 滴加盐酸过程中存在某一点满足 c(Na＋)＝c(HC2O4－) ＋2c(C2O24－)＋c(Cl－) C.实验 3 所得上层清液中 c(C2O24－)＝2.5×10－7 mol·L－1[已知 室温时 Ksp(CaC2O4)＝2.5×10－9] D.实验 4 发生反应的离子方程式为 C2O24－＋4MnO4－＋12H＋ ===2CO2↑＋4Mn2+＋6H2O
K 增大 BOH
B＋＋OH－，电离常数
Kb＝c(Bc＋()B·cO(OHH) －)
(续表)
常数 符号 盐的水 解常数 Kh 溶度积 常数 Ksp
适用体系
盐溶液
难溶电解 质溶液
影响因素
表达式
升温， Kh 增大
A－＋H2O
OH－＋HA，水解
常数 Kh＝c(OHc(－A)·－c()HA)
升温，大多 MmAn 的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)· 数 Ksp 增大 cn(Am－)
平衡移动方向 逆向
不移动 正向
结论 溶液过饱和，有沉淀析出 溶液饱和，处于平衡状态 溶液未饱和，无沉淀析出
(2)判断离子浓度比值的大小变化。如将 NH3·H2O 溶液加水稀 释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c（cN(HN＋4H）3·H·c2(OO)H－)，此值不 变，故cc(（NHN3H·H＋42）O)的值增大。
得到：NH3·H2O
NH＋4 ＋OH－，平衡常数 K＝c（cN(HN＋4H）3·H·c2(OO)H－)
高三化学电解质溶液复习习题按专题分类
弱电解质和电离平衡【基础盘点】1、电解质是指在___________或_________________能够________的___________。
非电解质是指在___________或_________________都不能够________的___________。
2、强电解质是指能够_________电离的电解质，强酸、强碱和盐是强电解质；反之称为弱电解质，如弱酸和弱碱。
常见的强酸有_________________________________________________，常见的强碱有_____________________________注意：①强电解质、弱电解质与其溶解性________(填“有关”“无关”下同)如_____________②强电解质、弱电解质的电离与有无外电场_________。
3、弱电解质的电离平衡是指：在一定条件下（如温度、浓度），当和相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
通常情况下，弱电解质的电离过程是过程（填“吸热”或“放热”），因此升高温度将对弱电解质的电离平衡起到作用（填“促进”或“抑制”）。
对弱电解质溶液来说，其浓度越稀，弱电解质的电离程度（填“越大”或“越小”）。
4、书写下列物质的电离方程式硫酸醋酸一水合氨氯化铵碳酸氢氧化钡硫酸氢钠碳酸氢钠氢氧化钠醋酸钠氢氧化铝两性电离__________________________________________水__________________硫酸铝钾______________________________ 氢氧化铁_______________________5、与化学平衡类似，电离平衡的常数叫做电离常数。
以二元弱酸H2S为例：第一步电离：电离方程式_______________________K1=__________________________第二步电离：电离方程式_______________________ K2=___________________________计算多元弱酸溶液的c(H+)及比较弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑__________电离。
高考化学专题复习：电解质溶液
高考化学专题复习：电解质溶液一、单项选择题（共12小题）1．下列属于非电解质的是（）A．氯气B．硝酸钾C．氨水D．蔗糖2．硫酸铅（PbSO4）是一种难溶于水的白色颜料。
在T1、T2温度下，饱和溶液中-lg[c(SO42-)]与-lg[c(Pb2+)]的关系如图所示。
下列说法正确的是（）A．T1、T2温度下，PbSO4的溶解度前者小于后者B．m、p、q点对应的K sp为：K sp(p)＜K sp(m)＜K sp(q)C．T1时加适量Na2SO4固体，可使溶液由n点变到m点D．T2时K sp(PbSO4)=1.6×10-8，则a=3.9（已知1g2=0.3）3．已知25℃时醋酸的K a=1.76×10-5（lg1.76≈0.25），在100mL0.10mol⋅L-1醋酸溶液中加入0.01molCH3COONa⋅3H2O晶体得“溶液X“（忽略溶液体积变化）。
下列说法不正确的是（）A．溶液X的pH约为4.7B．溶液X中c（CH3COOH）＜c（CH3COO-）C．溶液X加蒸馏水稀释至200mL，溶液pH基本保持不变，略有增大D．向溶液X中逐滴加入0.10mol⋅L-1NaOH溶液，()()()-+⋅OHcCOOHCHcHc3逐渐增大4．常温下，用NaOH溶液滴定H2A溶液，混合溶液的pH与离子浓度的负对数pX的关系如图所示。
pX代表()()---HAcAc2lg或()()AHcHAc2lg--，曲线M代表()()---HAcAc2lg与pH的关系，曲线N代表()()AHcHAc2lg--与pH的关系，下列说法不正确的是（）A．a、b两点所加的NaOH溶液体积大小：V(b)＜V(a)B．滴定至pH=7时，c(Na+)=2c(A2-)+c(HA-)C．NaHA溶液中存在c(Na+)=2c(A2-)+c(H2A)+c(HA-)D．H2A的第一步电离常数为10-1.25．已知：BaMoO4，BaSO4均难溶于水。
高三复习有关pH计算电解质溶液中离子浓度的关系
城东蜊市阳光实验学校【同步知识】 本周教学内容：专题复习－－有关pH 计算、电解质溶液中离子浓度的关系一、有关pH 计算：〔一〕三种类型pH 计算：1.电解质溶液加水稀释〔1〕强电解质溶液的稀释；〔2〕弱电解质溶液的稀释。
2.不同浓度的强酸〔或者者强碱〕自相混合pH 计算：〔1〕酸I ＋酸II []()()H n H n H V V I II I II +++=++ 〔2〕碱I ＋碱II []()()OH n OH n OH V V I II I II ---=++ 3.酸碱混合溶液pH 的计算：〔1〕混合溶液呈中性：强酸强碱：+=+-n H n OH ()() 〔2〕混合溶液呈酸性：[]()()H n H n H V V I II I II +-+=-+ 〔3〕混合溶液呈碱性：[]()()OH n OH n H V V I II I II --+=-+ 〔二〕酸碱稀溶液pH 值计算途径二、电解质溶液中离子浓度的关系：〔一〕运用好两个守恒关系：1.电荷守恒关系：阴阳离子电荷数相等，即溶液为电中性；2.物料守恒关系：即各种元素的原子个数在溶解前后保持不变。
此两种守恒关系，决定了溶液中离子间等式关系成立的根底。
〔二〕一种电解质溶液中离子浓度大小的比较：1.强酸弱碱盐溶液：主抓弱碱离子水解平衡；2.强碱弱酸盐溶液：主抓弱酸根离子水解平衡；3.弱酸溶液：主抓弱酸的电离平衡；4.弱碱溶液：主抓弱碱的电离平衡；5.强碱弱酸溶液的酸式盐溶液：主抓酸式酸根离子的电离和水解两种平衡。
〔三〕两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较：1.强酸与弱碱混合〔或者者强碱与弱酸混合〕：a.恰好反响时，主抓两溶液混合生成强酸弱碱盐的水解情况；b.当弱碱〔或者者弱酸〕剩余时，溶液的酸碱性由强酸弱碱盐〔或者者强碱弱酸盐〕水解和弱碱〔或者者弱酸〕的电离相对大小决定。
2.强碱弱酸盐与强酸混合〔或者者强酸弱碱盐与强碱混合〕；主抓两溶液混合后生成的弱酸〔或者者弱碱〕的电离。
高考专题复习电解质溶液
反应后醋酸有剩余,溶液不一定呈中性,D不正确。
【易错警示】
“电离平衡”分析判断中的常见误区
(1)误认为电离平衡向正向移动,弱电解质的电离程度一定增大。 如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸,平衡向电离方向移动,但醋酸 的电离程度减小。
(2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中,溶液中离子浓度都减
小,如氨水加水稀释时,c(H+)增大。
促进 填“促进”或“抑制”) 离的H+或OH-结合生成弱电解质,_____(
了水的电离。
2.水解平衡的移动:FeCl3水解的离子方程式为 3++3H O Fe(OH) +3H+ Fe 2 3 ________________________ 。改变下列条件:
①升高温度;②加少量浓盐酸;③加水稀释; ④加少量铁粉;⑤加少量Na2CO3(s);
能是弱酸。
(14)(2012·北京高考)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和 醋酸所消耗的NaOH的物质的量相等。( √ ) 分析:等体积等物质的量浓度的盐酸和醋酸,虽然醋酸是弱电解 质,但随着中和反应的进行,氢离子不断电离出来,其氢离子的 物质的量与盐酸的相同,故消耗NaOH的物质的量相等。
(15)(2012·北京高考)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液,白色沉
(2)(2013·广东高考)50℃时,饱和小苏打溶液中:c(Na+)=
) 。( × ) c( HCO3 水解使其浓度减小 ,则 分析:饱和小苏打溶液中, HCO3 c( HCO3 )<c(Na+)。
(3)(2013·广东高考)饱和食盐水中:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+
c(OH-)。( √ )
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[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
7.以上各部分知识的综合利用。
考点一溶液的酸碱性及pH计算1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两种测量方法溶液的pH值可以用pH试纸测定(精确到整数，且只能在1～14的范围内)，也可以用pH 计(精确到0.1)测定。
3．三个重要比较水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是常温下这三种溶液的比较：4．pH(1)pH ＝7的溶液不一定呈中性。
只有在常温下pH ＝7的溶液才呈中性，当在100 ℃时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH ＝6的溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。
(2)使用pH 试纸测溶液pH 时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。
若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
5． 溶液中的c (H ＋)和水电离出来的c (H ＋)的区别(1)室温下水电离出的c (H ＋)＝1×10－7 mol·L －1，若某溶液中水电离出的c (H ＋)<1×10－7 mol·L －1，则可判断该溶液呈酸性或碱性；若某溶液中水电离出的c (H ＋)>1×10－7 mol·L －1，则可判断出该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。
(2)室温下，溶液中的c (H ＋)>1×10－7 mol·L －1，说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；溶液中的c (H ＋)<1×10－7 mol·L －1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
6． pH 和等于14的酸碱混合问题的判断与计算pH 和等于14的意义：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。
(1)已知酸、碱溶液的pH 之和为14，则等体积混合时： 强酸、强碱――→恰好中和pH ＝7 强酸、弱碱――→碱过量pH>7 弱酸、强碱――→酸过量pH<7(2)已知酸、碱溶液的pH 之和为14，若混合后溶液的pH 为7，则溶液呈中性。
强酸、强碱―→V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱―→V 酸∶V 碱>1∶1 弱酸、强碱―→V 酸∶V 碱<1∶1(3)强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断：题组一 走出溶液稀释与混合的误区1． 正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”(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(×)(2012·广东理综，23B)(2)常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1 (√)(2012·广东理综，23C)(3)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7 (×)(2012·天津理综，5A)(4)常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4 (×)(2012·浙江理综，12A)(5)100 ℃时，将pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性(×)(2011·天津理综，5D) 2．(2012·新课标全国卷，11)已知温度T时水的离子积常数为K w，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是() A．a＝bB．混合溶液的pH＝7C．混合溶液中，c(H＋)＝K w mol·L－1D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)答案 C解析判断溶液呈中性的依据是c(H＋)＝c(OH－)。
A项中，a＝b，酸碱恰好完全反应生成正盐和水，由于酸碱强弱未知，不能确定溶液的酸、碱性；B项中未说明温度为25 ℃，故混合溶液的pH＝7时不一定呈中性；C项混合溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝K w，因为c(H＋)＝K w mol·L－1，则c(OH－)＝K w mol·L－1，c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性；D项中c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，只能说明溶液中电荷守恒，无法判断溶液的酸碱性。
走出误区误区一：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，只能接近7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律pH＝n(n＜7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，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的氨水溶液等体积混合，混合溶液pH＞7。
题组二一强一弱比较的图像分析3．相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是()答案 C解析强酸完全电离，中强酸部分电离，随着反应的进行，中强酸要继续电离出H＋，所以溶液②产生氢气的体积多，在相同时间内，②的反应速率比①快。
4．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。
分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为V x、V y，则()A．x为弱酸，V x<V y B．x为强酸，V x>V yC．y为弱酸，V x<V y D．y为强酸，V x>V y答案 C解析由图知：将一元酸x和y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpH x＝1，ΔpH y<1，所以x为强酸，而y为弱酸。
pH＝2时弱酸y的浓度大，滴加NaOH至pH＝7时需NaOH溶液的体积则y要比x大。
方法技巧图像法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
考点二溶液中的“三大平衡”电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1．抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡弱电解质的电离是可逆过程，在分析外界条件对电离平衡的影响时，要灵活运用勒夏特列原理，结合实例进行具体分析。
一般考虑以下几个方面的影响：(1)溶液加水稀释：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大；但在弱酸溶液中c(H＋)减小，弱碱溶液中c(OH－)减小。
(2)加热：电离是吸热的，加热使电离平衡向右移动，溶液中弱电解质分子数减小，溶液中离子浓度增大。
(3)同离子效应：当向弱电解质溶液中加入的物质含有与弱电解质相同的离子时，由于同种离子的相互影响，使电离平衡向左移动，弱电解质的电离程度减小。
(4)加入能反应的物质：当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时，电离平衡向右移动，参加反应的离子浓度减小，其他的离子浓度增大。
2．“用规律”、“抓类型”突破盐类水解问题(1)规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
(2)类型：①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性，如醋酸钠水解的离子方程式为CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －；多元弱酸酸根分步水解，如碳酸钠水解的离子方程式为CO 2－3＋H 2OHCO －3＋OH －、HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －。
②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性，如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为NH ＋4＋H 2OH ＋＋NH 3·H 2O 、Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋。
③NaCl 等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。
④弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
当K a ＝K b 时，溶液显中性，如CH 3COONH 4；当K a >K b 时，溶液显酸性，如HCOONH 4；当K a <K b 时，溶液显碱性，如NH 4HCO 3。
⑤弱酸酸式盐水溶液酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
a.若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO 3、NaH 2PO 4等。
b.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO 3、Na 2HPO 4等。
3． “三法”突破沉淀溶解平衡(1)沉淀能否生成或溶解的判断方法通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Q c 的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况：Q c >K sp ，溶液过饱和，有沉淀析出；Q c ＝K sp ，溶液饱和，沉淀的生成与溶解处于平衡状态；Q c <K sp ，溶液未饱和，无沉淀析出。
(2)沉淀的转化方法沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动，非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移动，从溶解角度说，一般是易溶物质转化成微溶物质，微溶物质转化为难溶物质。
有些金属硫化物(如CuS 、HgS 等)溶度积特别小，在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸，c (S 2－)减小，可达到沉淀溶解的目的。
(3)溶度积(K sp )与溶解能力的关系的突破方法溶度积(K sp )反映了电解质在水中的溶解能力，对于阴阳离子个数比相同的电解质，K sp 的数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；但对于阴阳离子个数比不同的电解质，不能直接比较K sp 数值的大小。
题组一 影响弱电解质电离平衡因素的多角度分析1． (2013·安徽理综，13)已知NaHSO 3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：HSO －3＋H 2O H 2SO 3＋OH －① HSO －3 H ＋＋SO 2－3②向0.1 mol·L－1的NaHSO 3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是 ( )A ．加入少量金属Na ，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c (HSO －3)增大 B ．加入少量Na 2SO 3固体，则c (H ＋)＋c (Na ＋)＝c (HSO －3)＋c (OH －)＋12c (SO 2－3)C ．加入少量NaOH 溶液，c (SO 2－3)c (HSO －3)、c (OH －)c (H ＋)的值均增大D ．加入氨水至中性，则2c (Na ＋)＝c (SO 2－3)＞c (H ＋)＝c (OH －)答案 C解析 根据加入物质的性质判断平衡移动方向，进一步判断各选项结论是否正确。