化学电离平衡练习题
人教版高二化学选择性必修一第三章电离平衡同步练习题含解析
人教版高二化学选择性必修一第三章电离平衡同步练习题学校:___________姓名：___________班级：___________一、单选题1．有关电解质的说法正确的是 （ ）A ．Na OH 固体溶于水后能导电，所以Na OH 是电解质B ．CO 2水溶液能够导电，所以CO 2是电解质C ．铜导电性很好，所以铜是电解质D ．FeCl 3溶液能够导电，所以FeCl 3溶液是电解质 2．下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是（ ） A ．熔化时不导电 B ．不是离子化合物，而是共价化合物 C ．水溶液的导电能力很差D ．溶液中溶质分子和电离出的离子共存3．分类是科学研究的重要方法，下列物质分类不正确的是（ ） A ．酸性氧化物：SO 2、SO 3、P 2O 5 B ．同素异形体：石墨、C 60、金刚石 C ．非电解质：乙醇、氨气、CO 2D ．同位素：2H 、3H 、1H 24．常温下，0.1 m o l∙L −1下列溶液：①HC1、①H 2SO 4、①CH 3COOH ，导电能力强弱顺序是（ ） A ．①＞①＞①B ．①=①＞①C ．①＞①＞①D ．①=①=①5．常温下，10.1mol L -⋅某一元酸(HA)溶液中()()-8+c OH 110c H-=⨯，下列叙述正确的是（ ）A ．溶液中水电离出的()+-101c H =10mol L -⋅B ．溶液中()()+-1c H +c A =0.1mol L -⋅C ．溶液中加入一定量3CH COONa 晶体，则溶液中的()-c OH 增大D ．等浓度等体积的盐酸和HA 溶液，盐酸中和碱的能力更强 6．下列电离方程式书写正确的是（ ）A ．MgCl 2=Mg 2＋＋Cl 22-B ．Na OH=Na ＋＋O 2-＋H ＋C ．KHCO 3=K ＋＋H ＋＋CO 23-D ．Na 3PO 4=3Na ＋＋PO 34-7．科学家们通过精确的导电性实验证明，纯水中除了大量的水分子，还存在极少量的+3H O 和-OH 。
高二化学电离平衡练习题
高二化学电离平衡练习题一、选择题1. 下列哪个物质是一元弱酸？A. HClB. HNO3C. CH3COOHD. H2SO42. 酸根离子为SO42-的强酸是：A. H2SO4B. H2CO3C. H3PO4D. H2S3. 以下哪个化学方程式代表了强酸的电离过程？A. HCl → H+ + Cl-B. CH3COOH → CH3COO- + H+C. HNO2 → H+ + NO2-D. H2SO4 → HSO4- + H+4. NH4OH溶液为：A. 强碱B. 弱碱C. 强酸D. 弱酸5. 以下不是弱酸的是：A. H3PO4B. HNO2C. CH3COOHD. HNO3二、填空题6. 物质X的电离方程式为：X → X2+ + 2e- ，则X是一种_________。
7. 酸性溶液中的[H+]浓度可能是____________。
8. 最简化的H2CO3溶液电离方程式为_____________。
9. 若溶于水的铝盐是弱电解质，则传导电流的电解质离子是____________。
10. 弱酸溶液中的[H+]浓度小于、等于或大于水的[H+]浓度？_______________三、解答题11. 描述一下HCl溶液电离的化学方程式。
12. 30 mL 0.1 mol/L HNO2与30 mL 0.1 mol/L NaOH溶液混合后，得到的混合溶液是否为缓冲溶液？解释原因。
13. 当溶液中的强酸和强碱完全反应后，溶液中还有什么电离物质？14. 电导率与浓度之间有何关系？解释原因。
15. 由于电离平衡的存在，强酸溶液中[H+]浓度始终保持在一个相对较高的水平。
解释为什么？参考答案：一、选择题1. C2. A3. A4. B5. D二、填空题6. 一价阳离子或氧化态为+1的元素7. 10^-pH8. H2CO3 → HCO3- + H+9. Al3+10. 小于三、解答题11. HCl溶液电离的化学方程式为：HCl → H+ + Cl-12. 是缓冲溶液。
第21讲 电离平衡(练)-2023年高考化学一轮复习讲练测(新教材新高考)(解析版)
第21讲电离平衡1．下列关于电解质的叙述正确的是()A．电解质溶液的浓度越大，其导电性能一定越强B．强酸和强碱一定是强电解质，不管其水溶液浓度的大小，都能完全电离C．强极性共价化合物不一定都是强电解质D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电性强【答案】C【解析】A、D项，导电性取决于离子浓度及所带电荷数的多少，错误；B项，98.3%浓硫酸是强酸溶液，由于水太少，硫酸大部分以硫酸分子的形式存在，错误；C项，HF是强极性共价化合物，但是弱电解质，正确。
2．下列事实能证明HCOOH为弱酸的是()A．可与Na2CO3反应生成CO2B．常温时HCOONa溶液的pH大于7C．导电能力低于同浓度的硫酸D．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可以使甲基橙变红【答案】B【解析】HCOOH能与Na2CO3反应产生CO2，只能说明甲酸的酸性比碳酸强(同理盐酸也可)，故A不能证明其为弱酸；常温时HCOONa溶液的pH大于7，溶液显碱性，说明HCOONa为强碱弱酸盐，故B能证明其为弱酸；导电性强弱与离子浓度有关，HCOOH为一元酸，硫酸为二元强酸，同浓度时，比较导电性，即使HCOOH是强酸，导电性也比硫酸低，故C不能证明其为弱酸；0.1 mol·L－1 HCOOH溶液可以使甲基橙变红只能说明HCOOH 溶液显酸性，故D不能证明其为弱酸。
3．将0.1 mol·L－1的氨水加水稀释至0.01 mol·L－1，稀释过程中温度不变，下列叙述正确的是()A．稀释后溶液中c(H＋)和c(OH－)均减小B．稀释后溶液中c(OH－)变为稀释前的110 C．稀释过程中氨水的电离平衡向左移动D．稀释过程中溶液中c（OH－）c（NH3·H2O）增大【答案】D【解析】温度不变，水的电离常数不变，稀释后c(OH－)减小，c(H＋)增大，A错误；NH3·H2O为弱电解质，稀释后溶液中c (OH －)大于稀释前的110，B 错误；NH 3·H 2O 为弱电解质，稀释过程中电离平衡向右移动，C 错误；同一溶液中，c （OH －）c （NH 3·H 2O ）＝n （OH －）n （NH 3·H 2O ），稀释过程中电离平衡向右移动，故n (OH －)增大，n (NH 3·H 2O)减小，故c （OH －）c （NH 3·H 2O ）增大，D 正确。
高中化学原电池电离平衡试题(含详细答案)
1．将铂电极放置在KOH 溶液中，然后分别向两极通入CH 4和O 2，即可产生电流，此装置称为甲烷燃料电池。
下列叙述中正确的是( )①通入CH 4的电极为正极； ②正极的电极反应式为：O 2+2H 2O+4e －=4OH －； ③通入CH 4的电极反应式为：CH 4+2O 2+4e －=CO 2+2H 2O ；④负极的电极反应式为：CH 4+10OH －－8e －=CO 32－+7H 2O ；⑤放电时溶液中的阳离子向负极移动； ⑥放电时溶液中的阴离子向负极移动。
A ．①③⑤B ．②④⑥C ．④⑤⑥D ．①②③【答案】B【解析】原电池中较活泼的金属是负极，失去电子，发生氧化反应。
电子经导线传递到正极，所以溶液中的阳离子向正极移动，正极得到电子，发生还原反应。
甲烷在反应中失去电子，氧气得到电子，所以甲烷在负极通入，氧气在正极通入。
由于溶液显碱性，所以选项②④⑥正确，答案选B 。
2． 银锌电池（钮扣式电池）的两个电极分别是由氧化银与少量石墨组成的活性材料和锌汞合金构成，电解质为氢氧化钾溶液，电极反应为 Zn ＋2OH －－2e -＝ZnO ＋H 2O ；Ag 2O ＋H 2O ＋2e - ＝ 2Ag ＋2OH － ；总反应为：Ag 2O ＋Zn ＝2Ag ＋ZnO ，下列推断正确的是（ ）A 、锌为正极，Ag 2O 为负极B 、锌为负极，Ag 2O 为正极C 、原电池工作时，正极区PH 减小D 、原电池工作时，负极区PH 增大【答案】B【解析】原电池中较活泼的金属是负极，失去电子，发生氧化反应。
电子经导线传递到正极，所以溶液中的阳离子向正极移动，正极得到电子，发生还原反应。
所以依据电极反应式可知，锌失去电子，作负极，负极区pH 降低。
氧化银得到电子，作正极，正极区pH 增大。
依据总反应式可知，溶液的pH 不变，所以正确的答案选B 。
3． 电解稀H 2SO 4、Cu(NO 3)2、NaCl 的混合液，最初一段时间阴极和阳极上分别析出的物质分别是（ ）A ．H 2和Cl 2B ．Cu 和Cl 2C ．H 2和O 2D ．Cu 和O 2【答案】B【解析】考查电解产物的推断。
高中化学关于电离平衡的来练习题和答案
高中化学关于电离平衡的来练习题和答案一、选择题1.下列物质的水溶液中，存在电离平衡的是。
A.CaOH2B.CH3COOHC.BaSO4D.CH3COONa答案：B2.下列电离方程式中，正确的是。
A.NH3•H2O=NH +OH-B.KClO3=K++Cl-+3O2-C.H2S⇌2H++S2-D.NaOH=Na++OH-答案：D3.下列离子方程式中不正确的是。
A.碳酸氢钙溶液加足量的苛性钠溶液：Ca2++HCO3+OH=CaCO3↓+H2OB.二氧化碳通人碳酸钠溶液中：CO2+CO +H2O=2HCOC.硫化亚铁固体中加入稀硫酸：FeS+2H+=Fe2+H2S↑D.氯气通人冷的氢氧化钠溶液中：2Cl2+2oH-=3Cl-+ClO-+H2O答案：AD4.某固体化合物A不导电，但熔化或溶于水都能完全电离。
下列关于物质A的说法中，正确的是。
A.A是非电解质B.A是强电解质C. A是离子晶体D.A是弱电解质答案：BC5.下列说法中正确的是。
A.强、弱电解质的导电性只由它的浓度决定B.强、弱电解质的导电性没有本质的区别C.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱D.导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里自由移动的离子数目多答案：B6.下列说法中正确的是。
A.凡能溶于水的电解质，在溶液中都存在电离平衡B.强电解质溶液不一定比弱电解质溶液的导电性强C.电解质电离成离子的过程都是离子键被破坏的过程D.氯化氢是电解质，因此盐酸和液态氯化氢都能导电答案：B二、填空题7.在醋酸溶液中存在着电离平衡：CH3COOH⇌CH3COO-+H+。
按表中要求填写有关空格：加入物质电离平衡移动方向溶液中[H+]的变化少量固体NaOH固体CH3COONa同浓度的醋酸少量硫酸溶液答案：向右;减小向左;减小不移动;无变化向左;增大8.对于同一弱电解质来说，溶液越稀，其电离程度越_________，这是因为在稀溶液中_________，温度越高，其电离程度越_________，这是因为___________________________。
高中化学：电离平衡练习含答案
高中化学：电离平衡练习(含答案)一、单选题1．下列说法正确的是A.可以用FeCl3溶液和NaOH溶液反应制备Fe(OH)3胶体B. FeCl3、FeCl2和Fe(OH)3都可以通过化合反应得至UC 40gNaOH固体溶解于500mL水中,所得溶液的物质的量浓度为2mol/LD.根据电解质的水溶液导电能力的强弱将电解质分为强电解质和弱电解质2.现有常温下pH=2的醋酸溶液,下列有关叙述正确的是()A. c(H+)=c(CHCOO-)3B.醋酸的物质的量浓度为0.01mol-L-iC.与pH=12的NaOH溶液等体积混合后,溶液呈碱性口.加入醋酸钠固体可抑制醋酸的电离，但电离常数Ka不变3.在室温下,0.1mol/L100mL的醋酸溶液中,欲使其溶液的pH减小，但又要使醋酸电离程度减少,应采取A.加入少量CH3COONa固体B.通入少量HCl气体C.升高温度口.加入水4.下列说法正确的是A.酸碱盐都是电解质，其电离的过程属于物理变化B.电解质是可以导电的化合物C.在水溶液中能电离出H+的化合物都是酸D .强电解质易溶于水导电性强,而弱电解质难溶于水导电性弱5.已知常温时CH 3COOH 的电离平衡常数为K 。
该温度下向20 mL 0.1 mol-L _1 CH 3COOH 溶 液中逐滴加入0.1 moll —i NaOH 溶液,其pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化)。
下列说法中错 误的是( )A. a 点表示的溶液中c(H +)等于10-3 mol-L —iB. b 点表示的溶液中c(CH 3COO -)>c(Na +)C. c 点表示CH 3COOH 和NaOH 恰好反应完全6 .下列说法正确的是() A. H 2S 溶于水的电离方程式为3s2H ++ S2 -,向H 2S 溶液中加入少量CuCW 体，电离平衡正向移动B. KHSO 在熔融状态下的电离方程式为KHSO = K ++ H ++ SO 2-，向醋酸中加入少量KHSO 4 444固体,电离平衡逆向移动C .向稀氨水中滴加少量2mol/LNH NO ,溶液，NH +与OH -结合生成NH • H 。
高考化学 考点 电离平衡必刷题试题
冠夺市安全阳光实验学校考点五十三电离平衡1．判断下列有关化学基本概念的依据正确的是（）A．溶液与胶体：本质不同的原因是能否发生丁达尔效应B．共价化合物：是否含有共价键C．强弱电解质：溶液的导电能力大小D．氧化还原反应：元素化合价是否变化【答案】D2．25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是( ) A．0.1 mol·L－1 (NH4)2Fe(SO4)2溶液中：c(SO42－)＞c(NH4+)＞c(Fe2+)＞c(H+) B． pH＝11的氨水和pH＝3的盐酸溶液等体积混合，所得溶液中：c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)C．在0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中：2c(Na+)＝c(CO32—)＋c(HCO3—)＋c(H2CO3) D．0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液20 mL与0.1 mol·L－1盐酸10 mL混合后溶液显酸性：c(CH3COOH)＞c(Cl－)＞c(CH3COO－)＞c(H+)【答案】A【解析】A. (NH4)2Fe(SO4)2溶液中亚铁离子及铵根离子都水解，但是水解程度较小，根据物料守恒得：c(SO42－)＞c(NH4+)＞c(Fe2+)＞c(H+)，A正确；B. 一水合氨是弱碱，pH＝11的氨水的浓度大于pH＝3的盐酸溶液浓度，二者等体积混合，氨水有剩余，溶液显碱性，溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒分析，离子浓度关系为c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)，B错误；C. 在0.1 mol·L －1 Na2CO3溶液中根据物料守恒有：c(Na+)＝2c(CO32－)＋2c(HCO3－)＋2c(H2CO3)，C错误；D. 0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液20 mL与0.1 mol·L－1盐酸10 mL混合后溶液中的溶质是等物质的量浓度的氯化钠、醋酸和醋酸钠，混合溶液显酸性，说明醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，氯离子不水解，醋酸电离程度较小，所以离子浓度大小关系为：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)，D错误。
高考化学电离平衡练习题附答案
高考化学电离平衡练习题附答案1.下列电离方程式中，错误的是A.Al2SO43====2Al3++3B.HF H++F-C.HI H++I-D.CaOH2 Ca2++2OH-解析：弱电解质存在电离平衡，强电解质全部电离。
Al2SO43、HI、CaOH2为强电解质。
书写电离方程式用“====”，HF为弱电解质，书写电离方程式用“ ”。
故答案为C、D。
答案：CD2.把0.05 mol NaOH固体，分别加入下列100 mL溶液中，溶液的导电能力变化不大的是A.自来水B.0.5 mol•L-1 盐酸C.0.5 mol•L-1醋酸D.0.5 mol•L-1 NH4Cl溶液解析：离子浓度变化不大，导电能力变化就不大。
在水中、CH3COOH中加入NaOH固体，离子浓度都增大;向HCl中加入NaOH固体，自由移动离子数基本不变，则离子浓度变化不大;向NH4Cl中加入NaOH固体，离子浓度基本不变。
答案：BD3.能影响水的电离平衡，并使溶液中cH+ >cOH-的操作是A.向水中投入一小块金属钠B.将水加热煮沸C.向水中通入CO2D.向水中加入食盐晶体解析：A项中加入钠，Na与H2O反应生成NaOH，影响水的电离平衡，使cOH->cH+;B项中加热使电离平衡右移，cH+=cOH-;C项中通入CO2，CO2+H2O====H2CO3，使cH+>cOH-;而D项中cH+=cOH-，故选C。
答案：C4.水的电离过程为H2O H++OH-，在不同温度下其平衡常数为K25 ℃=1.0×10-14,K35 ℃=2.1×10-14。
则下列叙述正确的是A.cH+随着温度的升高而降低B.在35 ℃时，cH+>cOH-C.水的电离百分率α25 ℃>α35 ℃D.水的电离是吸热的解析：本题考查水的电离的实质及水的电离平衡的影响因素。
由题中条件可以看出，温度升高后，K值增大。
25 ℃时cH+=cOH-=1.0×10-7 mol•L-1。
化学物质的电离平衡练习题解析
化学物质的电离平衡练习题解析化学物质的电离平衡是化学反应中一个重要的概念，它描述了溶液中离子和分子之间的相互转化过程。
本文将对几个典型的电离平衡的练习题进行解析和讨论。
1. 练习题一已知浓度为0.2 mol/L的盐酸(HCl)溶液，与纯水按1:1的体积比混合制成了新的溶液。
求新溶液中[H3O+]和[Cl-]的浓度。
解析：盐酸可以完全电离为[H3O+]和[Cl-]，且电离的平衡常数为K=10^6。
首先计算盐酸溶液中[H3O+]和[Cl-]的浓度，由于浓度为0.2 mol/L，所以[H3O+]和[Cl-]的浓度都为0.2 mol/L。
混合溶液中[H3O+]的浓度不变，仍为0.2 mol/L，[Cl-]的浓度也不变，仍为0.2 mol/L。
2. 练习题二已知浓度为0.1 mol/L的氨水(NH3)溶液，其电离平衡反应为:NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-求氨水溶液中[NH3]、[NH4+]和[OH-]的浓度。
解析：根据电离平衡反应的方程式，可知氨水部分电离成NH4+和OH-。
假设氨水溶液中[NH3]的浓度为x M，那么[NH4+]和[OH-]的浓度也都是x M。
而由于氨水的电离常数为K，可以根据化学反应的平衡常数表达式得到：K = [NH4+][OH-] / [NH3]将已知的K和[NH4+]、[OH-]的浓度代入，可得：K = x * x / x = x^2由此，可以得到方程式 x^2 = K，即x = √K。
将K=0.1代入，可得x=0.316 M。
所以，氨水溶液中[NH3]的浓度为0.316 M，[NH4+]和[OH-]的浓度也都是0.316 M。
3. 练习题三已知浓度为0.05 mol/L的硫酸(H2SO4)溶液电离平衡为:H2SO4 + H2O ⇌ H3O+ + HSO4-求硫酸溶液中[H2SO4]、[H3O+]和[HSO4-]的浓度。
解析：硫酸是强酸，可以假设它完全电离。
因此，溶液中[H2SO4]的浓度为0.05 mol/L，[H3O+]的浓度也为0.05 mol/L。
化学电离平衡的练习题
化学电离平衡的练习题化学电离平衡是化学中的重要概念之一，它描述了溶液中离子之间的相互转化关系。
在学习化学电离平衡时，我们通常会遇到一些练习题，下面就让我们一起来解决几个有趣的练习题。
1. 假设有一个0.1 mol/L的盐酸溶液，其电离度为80%。
求该溶液中氯化离子的浓度。
首先，我们知道盐酸在水中会完全电离，生成氯离子和氢离子。
根据电离度的定义，电离度等于电离物浓度与初始物质浓度的比值。
所以电离度为80%意味着氯离子的浓度为0.1 mol/L × 80% = 0.08 mol/L。
2. 一定浓度的醋酸溶液（CH3COOH）与等体积的氢氧化钠溶液（NaOH）反应，生成乙酸盐（CH3COONa）和水。
已知醋酸的电离度为4%，求反应后溶液中乙酸盐的浓度。
首先，根据反应的化学方程式，可以得知在反应中，每个醋酸分子将会生成一个乙酸盐离子。
所以，在反应开始时，醋酸盐的浓度为0 mol/L，而醋酸的浓度与NaOH溶液中的氢氧化物浓度相等。
假设开始时醋酸的浓度为C mol/L，那么电离度为4%意味着醋酸盐的浓度为C × 4% = 0.04C mol/L，在反应过程中反应生成的乙酸盐的浓度为0.04C mol/L。
又因为氢氧化钠与醋酸的摩尔比为1：1，所以反应结束后溶液中乙酸盐的浓度仍为0.04C mol/L。
3. 有两个酸性溶液：溶液A和溶液B，其中溶液A的电离度为30%，溶液B的电离度为60%。
若将这两个溶液混合，求溶液混合后的总电离度。
首先，我们可以通过电离度的定义来计算溶液A和溶液B中的离子浓度。
假设溶液A和溶液B的初始物质浓度分别为A和B mol/L，则溶液A中的离子浓度为A × 30%，溶液B中的离子浓度为B × 60%。
当这两个溶液混合在一起后，溶液A的总体积为V1，溶液B的总体积为V2。
根据溶液的混合原理，可知混合后溶液中离子的总浓度为：(A × 30% × V1 + B × 60% × V2) / (V1 + V2)所以溶液混合后的总电离度为：((A × 30% × V1 + B × 60% × V2) / (V1 + V2)) / (A + B)通过这个公式，我们可以计算出溶液混合后的总电离度。
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三、水的电离及溶液的pH1、水的电离⑴电离平衡和电离程度 水是极弱的电解质，能微弱电离H 2O+H 2OH 3O ++OH -，通常简写为H 2OH ++OH -；ΔH >025℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L⑵影响水的电离平衡的因素①温度：温度越高电离程度越大c(H +)和c(OH -)同时增大，K W 增大，但c(H +)和c(OH -)始终保持相等，仍显中性。
纯水由25℃升到100℃，c(H +)和c(OH -)从1×10-7mol/L 增大到1×10-6mol/L(pH 变为6)。
②酸、碱向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但K W 不变。
③加入易水解的盐由于盐的离子结合H +或OH -而促进水的电离，使水的电离程度增大。
温度不变时，K W 不变。
练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：H 2OH ++OH -平衡移 动方向 电离 程度 c(H +)与c(OH -)的相对大小 溶液的 酸碱性 离子积 K W 加热向右增大c(H +)=c(OH -) 中性增大降温 向左 减小 c(H +)=c(OH -) 中性 减小 加酸 向左 减小c(H +)>c(OH -) 酸性 不变 加碱 向左 减小c(H +)<c(OH -) 碱性不变加能结合 H +的物质 向右 增大 c(H +)<c(OH -) 碱性 不变 加能结合 OH -的物质向右 增大c(H +)>c(OH -)酸性不变⑶水的离子积在一定温度时，c(H +)与c(OH -)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
25℃时K W =1×10-14，100℃时K W 约为1×10-12。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W 就不变。
⑷水电离的离子浓度计算 例1：在25°C 时，浓度为1×10-5mol/L 的NaOH 溶液中，由水电离产生的C(OH -)是多少？酸：C(OH —)溶液=C(OH —)水 碱：C(H +)溶液=C(H +)水变化 条件盐：酸性C(H+)溶液=C(H+)水碱性C(OH—)溶液=C(OH—)水例2：(西安测试题)在25℃时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12mol/L，则该溶液的pH可能是（）。
A．12 B．7 C．6 D．2例3：常温某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列肯定能共存的离子组是A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-2、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH-)的相对大小。
在常温下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L；酸性溶液：c(H+)>c(OH-),c(H+)>1×10-7mol/L；碱性溶液：c(H+)<c(OH-)，c(H+)<1×10-7-mol/L。
3、溶液的pH⑴表示方法pH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH-)=-lgc(H+)·c(OH-)=14。
⑵溶液的酸碱性与pH的关系(常温时)①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH<7，酸性越强，pH越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-),pH>7，碱性越强，pH越大。
⑶pH的适用范围c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。
即pH范围通常是0～14。
当c(H+)≥1mol·L-1或c(OH-)≥1mol·L-1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
⑷溶液pH的测定方法①酸碱指示剂法：只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。
指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH 3.1～4.4 5.0～8.0 8.2～10.0溶液颜色红→橙→黄红→紫→蓝无色→浅红→红②pH试纸法：粗略测定溶液的pH。
pH试纸的使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的pH。
测定溶液pH时，pH试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的pH测定产生误差)；不能将pH试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。
标准比色卡的颜色按pH从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。
③pH计法：精确测定溶液pH。
4、有关pH的计算基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pHorc）酸性先算c(H+)，碱性先算c(OH—)⑴单一溶液的pH计算①由强酸强碱浓度求pH ②已知pH 求强酸强碱浓度⑵加水稀释计算①强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
②弱酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH<a+n 。
③强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b-n 。
④弱碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH>b-n 。
⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于7，酸的pH 不能大于7，碱的pH 不能小于7。
⑥对于浓度（或pH ）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH 变化幅度大。
例6：PH=2的两种一元酸HX ，HY 各1ml,分别加水稀释至100ml ，其PH 值分别变为a,b,且a>b,则下列说法不正确的是 A ．酸的相对强弱是：HX>HYB ．相同温度，相同浓度的NaX ，NaY 溶液，其PH 值前者大。
C ．与足量锌粉反应产生氢气的体积在相同条件下HY 比HX 多。
D ．若a=4，则为HX 强酸，HY 为弱酸。
⑶酸碱混合计算 ①两种强酸混合c(H +)混=②两种强碱混合 c(OH -)混=③酸碱混合，一者过量时 c(OH -)混或c(H +)混=若酸过量，则求出c(H +)，再得出pH ；若碱适量，则先求c(OH -)，再由K W 得出c(H +)，进而求得pH ，或由c(OH -)得出pOH再得pH 。
例7：把pH=13的NaOH 溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为？例8：25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后溶液恰好中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH 之和是 A.12B.13C.14D.15四、盐的水解 1、盐的分类⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。
⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na 2SO 4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH 4HCO 3)、强酸弱碱盐(如NH 4Cl)、强碱弱酸盐(如CH 3COONa)。
⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na 2CO 3)、微溶性盐(如CaSO 4)和难溶性盐(如BaSO 4)。
2、盐类水解的定义和实质 ⑴定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H +或OH -结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
212211V V V )c(H V )c(H ++++212211V V V )c(OH V )c(OH ++--碱酸碱碱酸酸V V |V )c(OH V )c(H |+--+⑵实质盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。
⑶盐类水解的特点①可逆的，其逆反应是中和反应；②微弱的；③动态的，水解达到平衡时v(水解)=v(中和)≠0；④吸热的，因中和反应是放热反应，故其逆反应是吸热反应。
3、盐类水解的规律⑴有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。
⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。
⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。
⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。
⑸越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。
若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。
CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3-和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。
⑹都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。
②彻底双水解离子间不能大量共存。
Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—NH4+与AlO2—、SiO32—如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理)③特殊情况下的反应FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4)生成更难溶物FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]4、影响盐类水解的因素主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。
外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
（2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
（3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
下面分析不同条件对FeCl3水解平衡的影响情况：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)条件移动方向H+数pH Fe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄→红褐)加H2O 向右增加升高增大颜色变浅通HCl 向左增加降低减小颜色变浅加NaOH溶液向右减小升高增大产生红褐色沉淀加CaCO3固体向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体加NaHCO3溶液向右减少升高增大产生红褐色沉淀、无色气体5、盐类水解离子方程式的书写⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。