高三化学二轮复习课件专题十 水溶液中的离子平衡
核心考 点突破
解析：A 项，醋酸为弱酸，pH＝3 的醋酸溶液的物质的量浓度大于 0.001 mol· L－1； B 项， 将醋酸稀释 10 倍， 电离程度增大， n(H＋)、 n(CH3COO3COO－)减小，由于 Kw＝c(H＋)· c(OH－)不变，则
c(OH－)增大； C 项， 当醋酸和 NaOH 恰好完全反应时， 得到 CH3COONa 溶液，由于 CH3COO－水解溶液呈碱性，此时 c(OH－)>c(H＋)。因此Ⅰ和 Ⅱ溶液混合，若 c(OH－)>c(H＋)，氢氧化钠不一定过量；D 项，Ⅰ和Ⅱ等 体积混合得到 CH3COOH 和 CH3COONa 的混合溶液，溶液呈酸性，离 子浓度大小为 c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。
核心考 点突破
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－)＝Kw，因为 c(H＋)＝ Kw mol·L－1，则 c(OH－)＝ Kw 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。
核心考 点突破
3．室温时，M(OH)2(s)
＋
M2＋(aq)＋2OH－(aq)
Ksp＝a·c(M2
)＝b mol·L－1 时，溶液的 pH 等于(C) 1 b A. lga 2 1 a C．14＋ lgb 2 1 a B. lgb 2 1 b D．14＋ lga 2
核心考 点突破
(2)已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，若混合后溶液的 pH 为 7， 则酸碱溶液体积比： ① 强酸、强碱 ―→V 酸∶V 碱＝1∶1； ② 强酸、弱碱 ―→V 酸∶V 碱＞1∶1； ③ 弱酸、强碱 ―→V 酸∶V 碱＜1∶1。 (3)强酸、强碱溶液等体积混合后溶液酸碱性的判断。
核心考 点突破
(2)常温下，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。
核心考 点突破
2．常温下，酸性、中性和碱性溶液的比较。
溶液的酸碱性
c(H＋)与c(OH－)比 较 c(H＋)＞c(OH－)
――→ 14pH＞7。 看pH之和 ―→ 大于 小于14 ――→ pH＜7
等于 14pH＝7 ――→
核心考 点突破
►突破例练 题组 考查关于溶液酸、碱性与 pH 关系的分析判断
1．(2015· 淄博模拟)25 ℃，pH＝3 的醋酸溶液(Ⅰ)和 pH＝11 的 氢氧化钠溶液(Ⅱ)，下列说法正确的是(D) A．Ⅰ和Ⅱ的物质的量浓度均为 0.001 mol· L－1 B．将Ⅰ稀释 10 倍，溶液中 c(CH3COOH)、c(OH－)均减小 C．Ⅰ和Ⅱ溶液混合，若 c(OH－)＞c(H＋)，则氢氧化钠过量 D．Ⅰ和Ⅱ等体积混合后，溶液中离子浓度大小为 c(CH3COO－) ＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
核心考 点突破
解析：本题考查溶度积常数及溶液 pH 的计算，意在考查考生对 溶度积常数的理解能力。 根据 M(OH)2 的 Ksp＝c(M2＋)· c2(OH－)， 则溶 液中 c(OH－)＝ ÷ Ksp ＝ 2＋ c（M ） a ＋ －14 ，则 pH ＝－ lg c (H ) ＝－ lg(10 b
专题十
水溶液中的离子平衡
核心考 点突 破
考点一、水的电离、溶液的酸碱性
►核心自查 1．根据溶液中 c(H＋)和水电离出的 c(H＋)判断溶液的性质。 (1)常温下水电离出的 c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液水电 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。
c(H＋)大小 c(H＋)＞1×10－7 mol· L
－1
pH
酸性溶液
＜7
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝1×10－7 mol· L
－1
＝7
碱性溶液
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜1×10－7 mol· L
－1
＞7
核心考 点突破
3.“pH 和等于 14”时酸、碱混合问题的分析判断。 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： ① 强酸、强碱 ―→pH＝7； ② 强酸、弱碱 ―→pH＞7； ③ 弱酸、强碱 ―→pH＜7。
核心考 点突破
解析：设原溶液物质的量浓度为 c，混合溶液中 c(OH－)＝10－2 mol/L 则有 10
－2
3cV－2cV mol/L＝ ，则 c＝0.05 mol/L。 3V＋2V
1 a 1 a a )＝－(－14－ lg )＝14＋ lg 。 b 2 b 2 b
核心考 点突破
4．取浓度相同的 NaOH 和 HCl 溶液，以 3∶2 体积比相混合， 所得溶液的 pH 等于 12，则原溶液的浓度为(C) A．0.01 mol/L B．0.017 mol/L C．0.05 mol/L D．0.50 mol/L
核心考 点突破
2．已知温度 T 时水的离子积常数为 Kw，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(C) A．a＝b B．混合溶液的 pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ KW mol·L－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)
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高三化学水溶液中的离子平衡复习PPT教学课件
大小
HA
c(HA) MO 与 离子浓度 H c(MOH) 大小顺序
大小
＝
强 强 ＝ c(A－)＝
＞
强 弱 ＜ c(M＋) ＞
c(OH－)
• 5．等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 • (1)若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时，pH＝7。 • (2)若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时，pH>7。 • (3)若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时，pH<7。 • (4)当两溶液的pH之差ΔpH≥2时： • 两种等体积强酸混合：pH混＝pH小＋0.3。 • 两种等体积强碱混合：pH混＝pH大－0.3。
• (3)已知t℃，KW＝1×10－13，则 t℃________(填“＞”、“＜”或“＝”)25℃。 在t℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的 H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液体积的变 化)，若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝ ________。
• (4)25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y氢氧化钠 溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化 钠溶液反应，恰好完全中和，求：
必修部分
第八章 水溶液中的离子平衡
专题大舞台
• 酸与碱反应常见的几种情况
• cc1M((．HOO大＋H等H小)－混酸体)与碱合积、H等A物M质HO的量溶 酸性浓液 碱度的酸离大H子小A与浓顺碱度序
c(A－)＝c(M＋)
＝
强 强 中性 ＞c(OH－)＝
c(H＋)
c(A－)＞c(M＋)
＞
强 弱 酸性 ＞c(H＋)＞
• 2.等体积的酸HA(pH＝2)与碱MOH(pH＝12)
c混(H合A)与
溶液 离子浓度
c(MOH) HA MOH 酸碱性 大小顺序 大小
HA
c(HA) MO 与 离子浓度 H c(MOH) 大小顺序
大小
＝
强 强 ＝ c(A－)＝
＞
强 弱 ＜ c(M＋) ＞
c(OH－)
• 5．等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 • (1)若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时，pH＝7。 • (2)若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时，pH>7。 • (3)若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时，pH<7。 • (4)当两溶液的pH之差ΔpH≥2时： • 两种等体积强酸混合：pH混＝pH小＋0.3。 • 两种等体积强碱混合：pH混＝pH大－0.3。
• (3)已知t℃，KW＝1×10－13，则 t℃________(填“＞”、“＜”或“＝”)25℃。 在t℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的 H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液体积的变 化)，若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝ ________。
• (4)25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y氢氧化钠 溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化 钠溶液反应，恰好完全中和，求：
必修部分
第八章 水溶液中的离子平衡
专题大舞台
• 酸与碱反应常见的几种情况
• cc1M((．HOO大＋H等H小)－混酸体)与碱合积、H等A物M质HO的量溶 酸性浓液 碱度的酸离大H子小A与浓顺碱度序
c(A－)＝c(M＋)
＝
强 强 中性 ＞c(OH－)＝
c(H＋)
c(A－)＞c(M＋)
＞
强 弱 酸性 ＞c(H＋)＞
• 2.等体积的酸HA(pH＝2)与碱MOH(pH＝12)
c混(H合A)与
溶液 离子浓度
c(MOH) HA MOH 酸碱性 大小顺序 大小
2019高考化学二轮复习第一部分专题发展篇第3讲水溶液中的离子平衡课件ppt版本
第3讲水溶液中的离子平衡
目录
CONTENTS
1 考点一 电离平衡及溶液的酸
碱性
2
考点二 酸碱中和滴定及拓展应 用
3 考点三 盐类的水解及应用
4 考点四 沉淀溶解平衡
5 专题跟踪检测
考点一 电离平衡及溶液的酸碱性
做真题——查缺漏
考法一 弱电解质的电离
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 cH＋ 减小 cCH3CБайду номын сангаасOH B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中 cCHc3CCOHO3CHOO·c－O H－增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中ccNCHl－＋4＞1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中 ccBCrl－－不变
析重难——补短板
1．弱电解质的判断方法
(1)依据强、弱电解质的概念及弱电解质电离平衡的移动进行判断
判断因素
开始与活泼金属(如 Zn)反应的速率
浓度均为 0.01 mol·L－1的HA与HB溶液
HA>HB
pH均为2.0的 HA和HB溶
液
相同
结论
体积相同时，与过量 活泼金属(如Zn)反应 产生H2的量
c(Na＋)＝c(HC2O
－
4
)＋c(H2C2O4)，C错误；由图知，pH＝2.7左
右，HC2O－ 4 的分布分数最大，D正确。
备考锦囊
以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为 纵坐标的关系曲线分析
5．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH， 溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如
目录
CONTENTS
1 考点一 电离平衡及溶液的酸
碱性
2
考点二 酸碱中和滴定及拓展应 用
3 考点三 盐类的水解及应用
4 考点四 沉淀溶解平衡
5 专题跟踪检测
考点一 电离平衡及溶液的酸碱性
做真题——查缺漏
考法一 弱电解质的电离
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 cH＋ 减小 cCH3CБайду номын сангаасOH B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中 cCHc3CCOHO3CHOO·c－O H－增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中ccNCHl－＋4＞1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中 ccBCrl－－不变
析重难——补短板
1．弱电解质的判断方法
(1)依据强、弱电解质的概念及弱电解质电离平衡的移动进行判断
判断因素
开始与活泼金属(如 Zn)反应的速率
浓度均为 0.01 mol·L－1的HA与HB溶液
HA>HB
pH均为2.0的 HA和HB溶
液
相同
结论
体积相同时，与过量 活泼金属(如Zn)反应 产生H2的量
c(Na＋)＝c(HC2O
－
4
)＋c(H2C2O4)，C错误；由图知，pH＝2.7左
右，HC2O－ 4 的分布分数最大，D正确。
备考锦囊
以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为 纵坐标的关系曲线分析
5．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH， 溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如
高考化学二轮复习专题1第5讲水溶液中的离子平衡课件
mol·
L-1·V,V=20 mL,故反应终点横坐标应为20,C项描述错误;相同实验条件下,
若改为 0 mol·
L-1 Br-溶液,反应终点横坐标不变,由于Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr),故
反应终点纵坐标变大,故D项描述正确。
12/11/2021
第七页，共五十页。
-7-
考情分析•备考定向
专题知识(zhī
c(A2-),C 正确;D 项,根据 pH=4.2 时,c(HA-)=c(A2-),且物质的量分数约
为 0.48,而 c(H+)=10-4.2 mol·
L-1,可知 c(HA-)=c(A2-)>c(H+),D 错误。
12/11/2021
第九页，共五十页。
-10-
考情分析•备考定向
专题(zhuāntí)
命题(mì
ng
tí)热点二
命题(mì
ng
热点三
tí)
-15-
命题热点四
(3)对照设计:
①选用相同物质的量浓度的盐酸作参照物质进行对照实验。
a.比较两者导电性强弱,若HA溶液导电能力弱,则HA为弱酸。
b.比较相同条件下与某种较活泼的金属单质的反应情况,若反应过程中产生
气体速率HA的较慢,则为弱酸。
②选用pH相同的盐酸作参照物。
则有 c(H2A)=c(HA-),A 正确;B 项,根据 pH=4.2 点,K2(H2A)=
(H+ )(A2- )
(HA- )
=c(H+)=10-4.2,B 正确;C 项,根据图像,pH=2.7 时,HA-物质的
量分数最大,H2A 和 A2-物质的量分数相同,则有 c(HA-)>c(H2A)=
高考化学二轮复习 第一部分 专题篇 二 化学基本理论
考点一
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
试题
解析
1 精华聚集 A 项，稀释前，两种溶液的导电能力相同，所以溶液中离子浓度 相同，醋酸是弱电解质，所以醋酸的浓度大于盐酸的浓度，错误。
2 题组训练 B 项，导电能力越强，氢离子浓度越大，而溶液的 pH 越小，错误。 C 项，温度不变，水的离子积常数不变，错误。
弱酸、强碱 ―酸――过―量→pH<7
考点一
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
②已知酸、碱溶液的 pH 之和为 14，若混合后溶液的 pH 为 7，溶 1 精华聚集 液呈中性，则
2 题组训练
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
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
考点一
试题
3．(1)相同体积、相同浓度的 HCl(a)和 CH3COOH(b)，按要求画 出图像。
1 精华聚集 分别与足量的锌粉发生反应：
①产生 H2 的体积 V(H2)随时间(t)的变化图像； 2 题组训练 ②产生 H2 的速率 v(H2)随时间(t)的变化图像；
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
第9讲 水溶液中的离子平衡
最新考纲
考点 1
考点 2
考点 3 考点 4 限时规范训练
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。
考点 2Βιβλιοθήκη 考点 3 考点 4 限时规范训练
(共556张)通用版高考化学复习 水溶液中的离子平衡 专题复习PPT课件汇总
正误判断·辨析易错易混
(1)强电解质稀溶液中不存在溶质分子 ,弱电解质稀溶液中存在溶质分子
()
√
(2)氨气溶于水，当 NH3·H2O 电离出的 c(OH－)＝c(NH＋4 )时，表明 NH3·H2O
电离处于平衡状态( × )
解析 NH3＋H2O NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－，NH3·H2O 电离出的 c(OH－) 与 c(NH＋ 4 )永远相等，不能表明 NH3·H2O 电离处于平衡状态。
答案
2.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡常 K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K1＝4.4×10－7 3.0×10－8
数(25 ℃)
K2＝7.1×10－15 K2＝4.7×10－11
按要求答复以下问题： ( 1 ) H C O O H 、 H 2 S 、 H 2 C O 3 、 H C l O 的 酸 性 由 强 到H弱CO的O顺H＞序 为 _H__2_C_O_3_＞__H_2_S_＞_ HClO
解析 答案
深度考虑· 提升思维才能
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例 ,填写外界条件对CH3COOH CH3COO
－＋H＋ ΔH＞0的影响 .
实例(稀溶液) 改变条件 加水稀释
CH3COOH 平衡移动方向 n(H＋)
向右
_增__大__
H＋＋CH3COO－ ΔH>0
c(H＋) 导电能力
NaNO2＋HF = = =HNO2＋NaF .由此可判断以下表达中不正确的选项是
A.K(HF)＝7.2×10－4
√B.K(HNO2)＝4.9×10－10
高考化学大二轮复习专题二化学基本理论9水溶液中的离子平衡课件
下列叙述错误的是( )
关闭
A 项A.,p根H据=1图.2像时,pc(HH=21A.2)=时c(H,HA2A-) 和 HA-物质的量分数相同,则有 c(HB2A.lg)=[Kc(2H(HA2A-),)A]=正-4.确2 ;B 项,根据 pH=4.2 时 时,,CDKH.2.App(HH-的2==A物24)..7=2质时时������(H的���,,���+cc(H)(量(·HH���A���(-分AAA) 2---)数))=>=cc最((HA大2+2A-)),=H=)1=c20Ac(-H(4A.和2+,)2B-)A正2-的确物;C质项的,根量据分图数像相,p同H=,则2.有7
考情分析
-5-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
(6)任何温度下,根据水溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小可判断溶 液的酸、碱性 ( √ )
(7)完全中和等体积、等pH的盐酸和醋酸消耗的NaOH的量相同 (× )
(8)某溶液的pH=7,该溶液一定为中性溶液 ( × )
考情分析
-6-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
考情分析
-13-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
3.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
加水稀释相同的倍数,醋酸的 pH 加水稀释到相同的 pH,盐酸加入
大
的水多
考情分析
-14-
精要排查 真题示例 知能提升 对点演练
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数,盐酸的 pH 加水稀释相同的 pH,醋酸加入的
溶液每稀释到体积为原来的10倍,pH增大小于1,说明HX是弱酸,A项错误;
《水溶液中离子平衡》课件
2
水处理技术的分类
常见的水处理技术包括过滤、膜分离、加氯消毒和深度净化等，每种方法都有其 优缺点和应用范围。
3
水质监测和评价
水质监测和评价是常规的水处理和净化工作，可以用来检测水质是否符合标准， 以及如何进行后续处理。
化学反应平衡和动态平衡
化学反应平衡的条件
化学反应平衡需要满足热力学和动力学的条件，涉 及到反应物和产物的数量、反应速率和反应条件。
水质检测中的离子分析
水质检测的意义
水质检测涉及到生态健康、农业生产和食品安 全等广泛领域，其重要性不言而喻。
离子分析的方法和步骤
离子分析需要通过样品前处理、分离检测和结 果分析等步骤来完成，常见方法有离子色谱和 原子吸收光谱等。
质量指标的选择和设置
确定水质检测的质量指标需要考虑目标物质的 特性、环境因素和国家标准等多重因素。
常见离子的分析方法
离子色谱法的原理
离子色谱法是一种常见的离子分析方法，可以 用来分离和检测酸、碱、金属等多种离子物质。
荧光谱法的基本原理
荧光谱法是一种高灵敏度的光谱方法，主要用 于溶液中荧光物质的识别和测定。
原子吸收光谱法的应用
原子吸收光谱法是一种高效的化学分析方法， 可用于检测水中的重金属、金属离子和杂质等。
离子积的概念
离子积通常用来描述水中离子浓度的大小关系， 例如水溶液中的PH值和酸碱度等。
水的酸碱性
水从酸性到碱性的变化可以影响许多生化反应， 在水质检测和环境保护方面有广泛应用。
弱电解质的离解平衡
1
什么是弱电解质？
与强电解质不同，弱电解质不完全离解，而是在水中存在平衡状态。
2
弱酸和弱碱的离解平衡
多种因素可以影响弱酸和弱碱的离解平衡，例如浓度、温度、压力和水质等。
高三化学二轮复习：水溶液中的离子平衡课件
2022年高考可能这样考
3．常温下，用20 mL 0.1 mol·L－1
Na2SO3溶液吸收SO2气体，吸收液的pH与
平衡 类型
电离平衡
CH3COOH CH3COO－＋
H＋ ΔH>0
水解平衡CH3COO －＋H2O CH3COOH＋OH－ ΔH>0
人生不不 可得以行有胸傲怀气，虽但寿不百可岁以犹无为傲无骨也。 胸不有怕凌 路云远志，，就无怕高志不短可。攀。
加水 促进电离 石燕看雀纹 安理知山鸿看鹄脉之，志人哉看。志气树看材。 影 壮得志意与 时毅应力善是待事他业人的，双因翼为。你失意时会需要他们。
(1)依据电离常数表达式计算(以弱酸 HA 为例)
cH＋·cA－
c2H＋
Ka＝ cHA ，若只是弱酸溶液，则 c(H＋)≈c(A－)，Ka≈ cHA 。
(2)依据电离度进行计算(以弱酸 HA 为例)
HA
H＋ ＋ A－
起始浓度： c 酸 平衡浓度： c 酸·(1－α) K 电离＝c酸c·酸1·－α2α＝c1酸－·αα2。
0 c 酸·α
0 c 酸·α
若 α 很小，可认为 1－α≈1，则 K 电离＝c 酸·α2或α＝
Kc电酸离。
(3)根据图形节点进行计算 ①由图形起点计算平衡常数 示例：常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸， 溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
分析：由图中a点可知，常温下0.1
水溶液中的离子平衡
考纲要求
1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡；了解酸、碱电离理
在志年当轻 存人高的远论颈。项。 上，没2有.什知么东道 西能比水事业的 心这颗离灿烂子 的宝珠积。 常数，能进行溶液pH的简单计算，初步掌
高考化学二轮复习水溶液中的离子平衡课件(50张)(全国通用)
判断下列描述的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
1．水的离子积常数KW随着温度的升高而增大，说明水的
电离是放热反应
(× )
解析：因忽视温度对水的电离平衡的影响而造成判断错
误；升高温度能促进水的电离，KW增大，说明水的电 离是吸热反应。
2．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，
(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液： H＋和OH－均由水电离产生。 如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol/L； pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol/L。 (5)某溶液中由水电离产生的c(H＋)水＝10－13 mol·L－1，说 明水的电离受到了抑制，则该溶液的pH为1或13，溶质为酸 (强酸的酸式盐)或碱。某溶液中由水电离出的c(H＋)水＝10－5 mol/L，说明水的电离受到了促进，则该溶液的pH＝5或pH＝ 9，溶液为强酸弱碱盐或强碱弱酸盐。
1．弱电解质的电离平衡
NH3·H2O 在水溶液中的电离方程式为： N其H电3·离H2常O数表N达H＋ 4式＋为O：H－，K＝ccNHNH＋ 4 3··cHO2OH－。
对该电离平衡改变条件如下：①升高温度，②加水稀释，③
加少量 NaOH(s)，④通少量 HCl(g) ⑤加入 NH4Cl(s)，其中： (1)使电离平衡右移的有 ①②④ 。 (2)使 c(OH－)增大的有 ①③ 。 (3)使电离常数改变的有 ① 。
水溶液中的离子平衡
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。
2．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3．了解水的电离，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，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(不要求用溶度积常数进行相关计算)。
高考化学二轮新考势课件：水溶液中的离子平衡93张
【答案】 D
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突破点 2 溶液 pH 的计算
【例 2】 (2019 年苏州模拟)将 pH＝1 的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另
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(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。 如 pH＝2 的 NH4Cl 溶液中由水电离出的 c(H＋)＝10－2 mol·L－1； 如 pH＝12 的 Na2CO3 溶液中由水电离出的 c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
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(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。 如 pH＝2 的 NH4Cl 溶液中由水电离出的 c(H＋)＝10－2 mol·L－1； 如 pH＝12 的 Na2CO3 溶液中由水电离出的 c(OH－)＝10－2 mol·L－1。
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