专题四 电离平衡和盐类的水解平衡
电离平衡及其盐类水解
【高考预测】1.外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比较仍将是命题的重点。
2.溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进行推理等试题在高考中出现的可能性较大。
3.溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比较仍是今后高考的热点。
【高考资源网：知识导学】一、强、弱电解质的判断方法1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如(1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3；(2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；(3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅；(5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。
2．水解方面根据电解质越弱，对应离子水解能力越强(1)CH3COONa水溶液的pH>7；(2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。
3．稀释方面如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。
c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。
请体会图中的两层含义：(1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。
若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。
(2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。
4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。
如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。
说明酸性：CH3COOH>H2CO3。
5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
电离平衡与盐类水解的实验原理
电离平衡与盐类水解的实验原理一、引言电离平衡和盐类水解是化学中重要的概念，对于理解酸碱反应、酸碱指示剂、缓冲溶液等有着非常重要的作用。
本文将介绍电离平衡和盐类水解的实验原理。
二、电离平衡1. 概念电离平衡是指在溶液中，弱电解质分子与其所生成的离子之间达到动态平衡状态的过程。
在该过程中，弱电解质分子会不断地与水分子发生反应，形成一定量的离子，同时这些离子又会重新结合成为弱电解质分子。
2. 实验原理（1）测定弱酸或弱碱的pH值：将一定浓度的弱酸或弱碱加入到水中，用pH计测定其pH值。
然后加入少量NaOH或HCl，并再次测定其pH值。
通过计算两次测得的pH值差异来确定该弱酸或弱碱的电离常数。
（2）测定沉淀产物溶解度积：将一定量的沉淀产物加入到已知浓度溶液中，并通过滴加一定浓度的NaOH或HCl来观察沉淀产物的溶解情况。
通过计算沉淀产物的溶解度积来确定其电离常数。
三、盐类水解1. 概念盐类水解是指在水中，盐类分子与水分子发生反应，形成酸碱或氧化还原反应的过程。
在该过程中，水分子起到了催化剂的作用，促进了盐类分子与水分子之间的反应。
2. 实验原理（1）测定pH值：将一定浓度的盐类加入到水中，并用pH计测定其pH值。
通过比较该溶液与等浓度NaCl或KCl溶液的pH值差异来判断该盐是否发生了水解反应。
（2）通过滴定法测定电离常数：将一定浓度的盐类加入到已知浓度酸或碱中，并通过滴加一定量NaOH或HCl来观察溶液的变化。
通过计算滴加NaOH或HCl所需量以及pH值变化等数据来确定该盐发生了酸碱反应还是氧化还原反应，并进而计算出其电离常数。
四、结论本文介绍了电离平衡和盐类水解的实验原理，通过实验可以得到相应的电离常数等数据，有助于深入理解酸碱反应、酸碱指示剂、缓冲溶液等化学概念。
电离和水解平衡-PPT课件
0.04mol CH3COONa 0.02mol HNO3
0.02mol CH3COONa 0.02mol NaNO3 0.02molCH3COOH
NaNO3 = Na+ +
NO3-
0.02mol 0.02mol 0.02mol
CH3COONa = CH3COO- + Na+
0.02mol
0.02mol 0.02mol
24
10. （07四川）在25℃时将pH＝11 的NaOH 溶液与pH＝3 的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（
）
A．c (Na+)==c(CH3COO－)+c(CH3COOH)
B．c(H+)==c(CH3COO－)+c(OH一)
C．c (Na+) > c (CH3COO－)>c(OH－)>c(H+)
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9.（2003上海）在10mL 0.1mol·L-1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的HAc溶液， 反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是
（） A
A．c(Na＋)>c(Ac－)>c(H＋)>c(OH－) B．c(Na＋)>c(Ac－)>c(OH－)>c(H＋) C．c(Na＋)=c(Ac－)+c(HAc) D．c(Na＋) +c(H＋)=c(Ac－)+c(OH－)
CH3COOH CH3COO - + H+
-xmol
+xmol +xmol
CH3COO -+H2O CH3COOmol +ymol
x﹥y
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（2005年江苏卷）12．常温下将稀NaOH溶液与稀
盐类的水解 难溶物的电离平衡 电化学
盐类的水解一、盐类的水解1.实质,盐电离,弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-,生成弱电解质,破坏了电离平衡,水的电离程度增大,c(H+)≠c(OH-),溶液呈现酸性或者碱性2.特点,程度微弱,属于可逆反应, ,就是的逆反应。
3.水解的规律,有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。
4.水解方程式的书写一般盐类的水解程度小,如果产物易分解(如氨水,碳酸)也不写成分解产物的形式Eg:氯化铵的水解离子方程式:多元弱酸盐的水解分布进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式Eg:碳酸钠的水解离子方程式:多元弱碱盐的水解方程式一步写完Eg:氯化铁的水解离子方程式:若阴、阳离子水解相互促进,由于水解程度较大,书写要用等号,气体,沉淀符号Eg:碳酸氢钠与氯化铝混合溶液:常见能发生水解相互促进的离子组合有:铝离子与碳酸根,碳酸氢很,硫离子,硫氢根,偏铝酸根,以及铁离子与碳酸根,碳酸氢根二、影响水解的主要因素1.内因,酸或者碱越弱,其对应的弱酸根离子与弱碱阳离子2.外因,改变温度,浓度,外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度三、盐类水解反应的运用1,除油污,用热纯碱溶液清洗的原因？2,配制盐溶液,配制氯化铁溶液时,为抑制铁离子水解,因加入3,作净水剂,铝盐净水原理用4,制备物质,用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为制备硫化铝不能在溶液中进行的原因问题:配制硫酸亚铁时,为何要加入硫酸,并加入少量铁屑？四、 1、离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式2.溶液中离子浓度的大小关系多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较练习:一、选择题1.下列说法不．正确的就是( )A.明矾能水解生成Al(OH)3胶体,可用作净水剂B.水解反应 NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H ＋达到平衡后,升高温度平衡逆向移动C.制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法D.盐类水解反应的逆反应就是中与反应2.一定条件下,CH3COONa溶液存在水解平衡:CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－下列说法正确的就是( )A.加入少量NaOH固体,c(CH3COO－)增大B.加入少量FeCl3固体,c(CH3COO－)增大C.稀释溶液,溶液的pH增大D.加入适量醋酸得到的酸性混合溶液:c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)3.下列运用与碳酸钠或碳酸氢钠能发生水解的事实无关的就是( )A.实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶必须用橡胶塞而不能用玻璃塞B.泡沫灭火器用碳酸氢钠溶液与硫酸铝溶液,使用时只需将其混合就可产生大量二氧化碳的泡沫C.厨房中常用碳酸钠溶液洗涤餐具上的油污D.可用碳酸钠与醋酸制取少量二氧化碳4.下列溶液中离子浓度关系的表示正确的就是( )A.NaHCO3溶液中:c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CO2－3)＋c(HCO－3)B.pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(OH－)>c(H＋)＋c(CH3COO－)C.0、1 mol·L－1的NH4Cl溶液中:c(Cl－)>c(H＋)>c(NH＋4)>c(OH－)D.物质的量浓度相等的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后的溶液中:2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)5.相同温度、相同浓度下的六种溶液,其pH由小到大的顺序如图所示,图中①②③代表的物质可能分别为( )A.NH4Cl (NH4)2SO4CH3COONaB.(NH4)2SO4NH4Cl CH3COONaC.(NH4)2SO4NH4Cl NaOHD.CH3COOH NH4Cl (NH4)2SO46.(2013·三门峡模拟)有一种酸式盐NaHB,它的水溶液呈弱碱性。
电离平衡及盐类水解
电离平衡一、电离：1、纯水是一定是中性溶液，因为水电离出的H + 和OH - 一定一样多的；但是PH 值可以不为7，电离是吸热反应，温度越高，电离程度越大，K W 越大。
2、在任何情况下，要看清楚题目当中的H + 和OH - 是由水电离出的还是由酸碱电离出的； 注意在酸性或者碱性溶液中，如何求水电离出的H + 和OH - 。
注意：盐类水解出的H + 和OH - 是算做水的电离！3、弱酸（弱碱）和强碱（强酸）中和时，要看清楚是等浓度还是PH 值之和为14。
4、弱酸和弱碱电离程度与浓度变化的影响：相对整体来说，电离是很小的一部分。
同种物质，浓度越低，电离程度越大。
如 CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，若向其溶液中加水，平衡会向正反应方向进行（水解程度变大），但是C(CH 3COOH ）、C(CH 3COO)－、C(H ＋)的均变小，C(OH -)变大。
问：PH=3的CH 3COOH 1体积，PH=4的CH 3COOH 10体积，哪个溶液中的CH 3COOH 的物质的量更大？二、盐类水解：1、该离子对应酸（碱）的酸性（碱性）越弱，水解程度越强。
2.、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO 3溶液中：nC(Na +)＋nC(H +)＝nC(-3HCO )＋2nC(-23CO )＋nC(-OH )推出：C(Na +)＋C(H +)＝C(-3HCO )＋2C(-23CO )＋C(-OH ) 3、元素（原子）守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO 3溶液中nC(Na +)：nC(C)＝1：1，推出：C(Na +)＝C(-3HCO )＋C(-23CO )＋C(H 2CO 3)4、当弱酸（弱碱）与弱酸强碱盐（弱碱强酸盐）在一起时，注意先判断电离大于水解还是水解大于电离（可通过最后呈酸性还是碱性来判断）。
电离平衡与盐的水解
电离平衡与盐的水解㈠常用基本依据弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡与化学平衡一样遵循平衡移动原理，除此以外还常用下列知识点来解决有关电解质溶液中离子浓度的问题。
⒈电荷守恒⒉物料守恒⒊质子守恒⒋c(H+)·c(OH-)＝1×1014-⒌“有弱要水解，越弱越水解；异弱促水解，同弱相抑制”反映的相对大小关系⒍“溶液酸碱性”反映c(H+)与c(OH-)的相对大小关系⒎单一水解一般程度较小且一级电离或一级水解强得多是主要的【注】具体解题时，除运用上述关系式外，还可结合实际对某些离子的浓度进行定量计算和抓主要弃次要的定性分析比较。
㈡经典练习题⒈醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH H++ CH3COO-，下列叙述不正确的是( )A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c(H+)＝c(OH-)+ c(CH3COO-)B．0.10 mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c(OH-)减小C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7⒉下列叙述正确的是( )A．将稀氨水逐滴加入稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，c(SO-24)＞c(NH+4)B．两种醋酸溶液的物质的量浓度分别为c1和c2，pH的别为a和a +1，则c1＝10c2C．pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的醋酸溶液等体积混合，滴入石蕊溶液呈红色D．向0.1 mol·L1-的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中c(OH-)/c(NH3·H2O)增大⒊用食用白醋（醋酸浓度约为1 mol·L1-）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是( )A.白醋中滴入石蕊试液呈红色B.白醋加入豆浆中有沉淀产生C.蛋壳浸泡在白醋中有气体放出D.pH试纸显示醋酸的pH为2～3⒋下列叙述正确的是( )A.95℃纯水的pH＜7，说明加热可导致水呈酸性B.pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＝4C.0.2 mol·L1-的盐酸，与等体积水混合后pH = 1D.pH＝3的醋酸溶液，与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7⒌下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )A．相同浓度的两溶液中c(H+)相同B．pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5 C．100 mL 0.1 mol·L1-的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+)均明显减小6. 室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是( )A. pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合D. pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合B. pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合C. pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合7. 25℃时，水的电离达到平衡：H2O H+＋OH-；∆H＞0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-)降低D．将水加热，K W增大，pH不变B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，K W不变C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)降低8. 向三份0.1 mol·L1-CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2固体（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次为( )A.减小、增大、减小B.增大、减小、减小C.减小、增大、增大D.增大、减小、增大⒐有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·L1-，下列说法正确的是( )A.三种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①B.若将三种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②C.若分别加入25 mL 0.1 mol·L1-盐酸后，pH最大的是①D.若三种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②⒑温度相同、浓度均为0.2 mol·L1-的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤C6H5ONa、⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是( )A．③①④②⑥⑤B．①③⑥④②⑤C．③②①⑥④⑤D．⑤⑥②④①③11.下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是( )A.向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)B. 0.1 mol/L NH4Cl溶液：c(NH+4)＝c(Cl-)C. 0.1 mol·L1-Na2CO3溶液：c(OH-)＝c(HCO-3)＋c(H+)＋c(H2CO3)D.向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：c(Na+)＝c(NO-3)12.草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
电离平衡和水解平衡理论——解题方法总结
电离平衡理论和水解平衡理论——解题方法总结［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主。
2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)。
⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。
高中化学五个平衡对比(化学平衡,电离平衡,水的电离平衡,水解平衡,溶解平衡)
T↑，→，促进水解
(大多数)T↑，→，促进溶解
浓度
加溶质
c↑，→，电离度↓
--------------------------
c↑，→，水解度↓平衡来自移动加水→，越稀越电离
-------------------------
→，越稀越水解
→，越稀越溶解
外加试剂
同离子
←，抑制电离
←，抑制电离
溶液中的几种平衡对比
弱电解质的电离平衡
水的电离平衡
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
研究对象
弱酸、弱碱
水
能水解的盐
难溶电解质
方程式（举例）
特征
“逆、动、等、定、变”
影响因素
内因
弱酸（碱）的强弱
--------------------------
弱离子对应的弱酸（碱）的强弱
溶解度的大小
外因
温度
T↑，→，促进电离
←，抑制水解
←，抑制溶解
反应离子
→，促进电离
→，促进电离(盐的水解)
→，促进水解
→，促进溶解
平衡常数
表达式
Ka(或Kb)=
Kw=
Kh=
Ksp=
影响因素
温度
意义、应用
Ka越大，酸性越强
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专题四电离平衡和盐类的水解平衡一、高考展望：弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。
几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电水平大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④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)的水平、稀释后pH的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识实行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离水准的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
二、考点归纳：水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以能够上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：因为水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促动水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平—1—衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w 不变，c(H ＋)、c(OH ―)此增彼减。
即：加酸，c(H ＋)增大，c(OH ―)减小，pH 变小。
加碱，c(OH ―)增大，c(H ＋)减小，pH 变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，因为水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H ＋ 或OH ― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促动水的电离。
⑷其它因素：向水中加入活泼金属，因为与水电离出的H ＋ 直接作用，因而同样能促动水的电离。
3. 关于溶液pH 值的计算：⑴总思路：根据pH 的定义：pH=－lg ｛c(H +)｝，溶液pH 计算的核心是确定溶液中c(H +)的相对大小。
具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H +)，碱性溶液必先确定c(OH ―)，再由c(H +)·c(OH －)= Kw 换算成c(H +),然后实行pH 的计算。
即：c(H +) pH⑵溶液混合后的pH 计算：①两强酸混合,先求混合后的c(H +)混,再直接求pH 值：c(H +)混==[c(H ＋)1·V 1＋c(H ＋)2·V 2]/(V 1＋V 2)②两强碱混合：先求混合后c(OH ― )混，再间接求pH 值：c(OH ― )混==[c(OH －)1·V 1＋c(OH －)2·V 2]/(V 1＋V 2)③强酸与强碱溶液混合：根据n(H +)与n(OH ―)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
a. 若酸过量n(H +)＞n （OH ―），c(H ＋)混==[n(H +)－n(OH ―)]/V 总b. 若碱过量n(OH ―)＞n(H ＋)，c(OH ―)混==[n(OH ―)－n(H ＋)]/V 总c 、若酸碱恰好完全反应n(H +)==n(OH ―），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH 值不定。
应分析讨论。
⑶总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
4. 溶液的稀释规律：⑴强酸：pH=a ，稀释10n 倍则pH=a+n(a+n)＜7；(弱酸：则pH ＜(a+n)强碱：pH=b ，稀释10n 倍则pH=b-n(b －n ＞7)；(弱碱：则pH ＞(b －n)⑵酸或碱 无限稀释时(即当c(H ＋ )或c(OH ―) ＜10－6mol·L －1时)，应考虑水电离出来的H ＋或OH ―的影响。
切记：“无限稀释7为限”5. 关于中和滴定的误差判断：根据计算关系式：C 待=[c(标)·V(标)·n(标)]/[V(待)·n(待)]，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。
任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．体积的影响．．．．．。
【例1】下列各组溶液的c(H ＋)一定等于1×10－7mol/L 的是 BA . pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合B . 0.05mol/L 的硫酸与0.10mol/L 的NaOH 溶液以等体积混合C . 将pH=5的CH 3COOH 溶液稀释100倍D . pH=1的H 2SO 4 与0.10mol/L 的B a (O H )2溶液以等体积混合【例2】下列各种说法中，都包含有前后两个数值，其中前者大于后者的是 BA . 在25℃和80℃时纯水中的c(H ＋)浓度B . 室温时，浓度均为 0.1mol ·L －1 的(NH 4)2SO 4(aq)、(NH 4)2CO 3 (aq)的c(NH 4+)C . 相同条件下，0.l mol ·L －1 NaHCO 3 和 0.1mol ·L －1 Na 2CO 3 溶液的pHD . 1 L 饱和氯化铵溶液中NH 4+ 和Cl - 的个数—2— 三、考点强训一、选择题：c(H ＋ )=10－pH pH=－lg ｛c(H +)｝( A )1. 常温时，将下列溶液等体积．．．混合后，所得混合液的pH小于7的是A. pH为2的醋酸溶液与pH为12的氢氧化钠溶液B. 0.0l mol·L-1 的醋酸溶液与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液C. pH为2的硫酸溶液与pH为12的氢氧化钠溶液D. 0.010 mol·L-1的盐酸溶液与0.010 mol·L-1的氢氧化钡溶液(AC)2．下列物质能跟镁反应并生成氢气的是A．甲酸溶液B．氢氧化钠溶液C．氯化铵溶液D．碳酸钠溶液(AB)3．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是A．c(Na+)==c(CH3COO—) B．c(CH3COO—)>c(OH—)C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/L D．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L(D )4．在常温下，将pH=11的某碱溶液与pH=3的某酸溶液等体积混合，下列说法正确的是A．若所得溶液呈中性，则生成的盐可能为强酸强碱盐B．若所得的溶液呈碱性，则可能是强碱与弱酸溶液反应C．若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应D．若所得溶液的PH=5，则可能强碱与弱酸溶液反应(AD)5．已知同温度，同物质的量浓度的NaX溶液的pH值大于NaY溶液的pH值，据此，下列对两种对应酸(HX和HY)在相同温度和浓度下的比较中正确的是A．c(X—)<c(Y—) B．电离程度：HX>HYC．HY溶液的pH值>HX溶液的pH D．HY溶液中的c(H+)>HX溶液中的c(H+) (D )6．有五瓶溶液分别是：①10mL 0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL 0.50mol·L－1H2SO4水溶液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL 0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL 0.20mol·L－1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>①( B )7．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．c(OH—)/(NH3·H2O) B．c(NH3·H2O)/c(OH—)C．c(H+)和c(OH—)的乘积D．OH—的物质的量(C )8．25℃时，将等体积的盐酸和氨水混合后，若混合液中c(NH4+)=c(Cl－)，则溶液的pH值为A．大于7 B．小于7 C．等于7 D．无法确定( D )9．把三氯化铁溶液蒸干灼烧最后得到的固体产物是A．无水三氯化铁B．氢氧化铁C．氯化亚铁D．三氧化二铁(A )10．0.1 mol·L－1的下列几种溶液：A.Na2CO3B.CH3COONa C.NaCl D.NaHCO3E.NH4Cl，其pH由大到小的顺序是A．A>D>B>C>E B．C> E>B>D>A C．A>B>D>E>C D．E>A>B>D>E( D )11．在FeCl3和Fe2(SO4)3的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)= c(SO42－)时，下列判断正确的是A．c(Fe3+)＞c(Cl－) B．c(SO42－)＞c(Cl－)C．c(SO42－)＜c(Cl－) D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等(AC)12．有一种酸式盐AHB，它的水溶液显弱碱性，今有下列说法，其中正确的是A．同浓度的AOH溶液和H2B溶液，电离程度前者大于后者B．HB－的电离程度大于HB－的水解程度C．该盐的电离方程式为AHB === A++HB－—3—D．在溶液中离子浓度大小顺序一般为：c(A+)＞c(HB－)＞c(OH－)＞c(B2－)＞c(H+)( A )13．20℃，两种一元弱酸的钠盐NaX和NaY，已知往NaX溶液中通入CO2只能生成HX 和NaHCO3；往NaY溶液中通入CO2能生成HY和Na2CO3，下列说法正确的是A．酸性HX＞HY B．溶液的碱性NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3C. 结合H＋的能力：Y－＞CO32－＞X－＞HCO3－D．HX和HY酸性相同，但比H2CO3弱( C )14．NH4Cl溶于D2O中，反应生成的一水合氨与水合氢离子均正确的是A．NH2D·H2O和D3O+B．NH3·D2O和HDO+C．NH3·HDO和D3O+D．NH2D·H2O和H2DO+( D )15．若200mLc(H+)=10－3mol·L－1的某一元酸与100mLc(OH－)=10－3mol·L－1的某一元碱溶液相混合后，溶液呈碱性，所用的酸和碱应是A．等浓度的弱酸和强碱B．稀的弱酸和浓的强碱C．稀的强酸和稀的强碱D．稀的强酸和浓的弱碱( B)16．已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4==Na＋＋H＋＋SO42－。