水溶液中的离子平衡知识点
1 【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
课标要求
1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念
2、掌握弱电解质的电离平衡
3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响
要点精讲
1、强弱电解质
（1）电解质和非电解质
电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质
①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）
②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。
注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断
2 2、弱电解质的电离
（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）
（2）电离平衡的特点
弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3）电离常数
①概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。
②
③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
④电离常数的影响因素 3 a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响
b.电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。即：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关。
（3）电解质的电离方程式
①强电解质的电离方程式的书写强电解质在水中完全电离，水溶液中只存在水合阴、阳离子，不存在电离平衡。在书写有关强电解质电离方程式时，应用“”
②弱电解质的电离方程式的书写弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“”。
（4）影响电离平衡的因素
①内因：电解质本身的性质，是决定性因素。
②外因
a.温度：因电离过程吸热较少，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。
b.浓度：在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。
c.外加物质：若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。
本节知识树
弱电解质的电离平衡类似于化学平衡，应用化学平衡的知识来理解电离平衡的实质和影响因素，并注意电离常数的定义。
4 二、水的电离和溶液的酸碱性
课标要求
1、熟练掌握水的电离平衡，外加物质对水的电离平衡的影响
2、熟练掌握溶液的计算
3、理解酸碱中和滴定的原理就是中和反应
4、熟练掌握中和滴定的步骤，中和滴定实验的误差分析
要点精讲
1、水的电离
（1）水的电离特点
水是极弱的电解质，能发生微弱电离，电离过程吸热，存在电离平衡。其电离方程式为
（2）水的离子积
①定义：一定温度下，水的离子积是一个定值。我们把水溶液中叫做水的离子积常数。
②一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大
③任何水溶液中，水所电离而生成的
④任何水溶液中，
2、溶液的酸碱性与pH
（1）根据水的离子积计算溶液中H+或OH-的浓度
室温下，若已知氢离子浓度即可求出氢氧根离子的浓度。
（2）溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）的关系
①中性溶液：
②酸性溶液：
③碱性溶液： 5 （3）溶液的酸碱性与pH的关系
3、酸碱中和滴定
（1）中和滴定的概念
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。
（2）酸碱中和反应的实质
酸碱中和反应的实质是酸电离产生的H+与碱电离产生的OH-结合生成水的反应。
（3）原理：在中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。
（4）指示剂的选择
①强酸和强碱相互滴定时，既可选择酚酞，也可选择甲基橙作指示剂；
②强酸滴定弱碱时，应选择甲基橙作指示剂；
③强碱滴定弱酸时，应选择酚酞作指示剂。
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6 三、盐类的水解
课标要求
1、了解盐溶液的酸碱性
2、理解盐类水解的实质
3、熟练掌握外界条件对盐类水解平衡的影响
要点精讲
1、探究盐溶液的酸碱性
强碱和弱酸反应生成的盐的水溶液呈碱性；强酸和弱碱反应生成的盐的水溶液呈酸性；强酸和强碱反应生成的盐的水溶液呈中性。
2、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（1）探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
盐溶液的酸碱性与盐所含的离子在水中能否与水电离出的H+或OH-生成弱电解质有关。
（2）盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-原结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
盐类水解的实质是水的电离平衡发生了移动。可看作中和反应的逆反应。
（3）盐类水解离子方程式的书写
一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。
3、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用
（1）影响盐类水解平衡的因素
①内因（决定性因素）：盐的组成。盐类水解程度的大小是由盐的本身性质所决定的。
②外因：
a.温度：水解是酸碱中和的逆过程，是吸热反应，故升高温度可促进水解。
b.浓度：稀释溶液，可使水解生成的离子和分子间的碰撞机会减少，故溶液越稀，水解的程度越大。
c.外加酸、碱。
d.两种离子水解且水解后溶液酸碱性相反，则二者的水解相互促进――双水解。
（2）盐类水解反应的应用
①判断盐溶液的酸碱性 7 一般情况下，按盐水解的规律判断盐溶液的酸碱性情况。
不同弱酸的盐，酸根对应的酸越弱，其水解程度越大，溶液的碱性越强。
②配制溶液
③保存溶液
④除去溶液中的杂质
⑤明矾净水原理：明矾中的Al3+水解产生的胶体具有吸附作用，能吸附水中悬浮的杂质离子形成沉淀。
⑥化肥的施用
小贴士：盐的水解规律可概括为“有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；谁强显谁性”。具体理解如下：
（1）“有弱才水解，无弱不水解”是指盐中有弱酸的阴离子或者有弱碱的阳离子才能水解；若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
（2）“越弱越水解”指的是弱酸阴离子对应的酸越弱，就越容易水解；弱碱阳离子对应的碱越弱，就越容易水解。
（3）“都弱都水解”是指弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且水解相互促进。
（4）“谁强显谁性”是指若盐中的弱酸阴离子对应的酸比弱碱阳离子对应的碱更容易电离，则水解后盐溶液显酸性；反之，就显碱性。
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盐类水解的实质是盐电离生成的离子能消耗掉水电离生成的H+或OH-，从而引起水的电离平衡发生移动，致使溶液中自由移动的H+和OH-的浓度不等，使盐溶液显示不同的酸碱性。
四、难溶电解质的溶解平衡 8 课标要求
1、了解沉淀溶解平衡的定义和影响因素
2、理解沉淀转化的条件及其应用
3、了解溶度积的概念及应用
要点精讲
1、难溶电解质的溶解平衡
（1）Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？
①难溶物质的溶解度根据溶解度大小，我们把物质分为难溶、易溶、微溶和不溶等。
溶解度与溶解性的关系
任何化学反应都具有可逆性，可逆反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度不再变化，从这种意义上说，生成沉淀的离子反应是不能进行到底的。
（2）Ag+和Cl-的反应
AgCl是难溶的强电解质，在一定温度下，当把AgCl固体放入水中时，AgCl表面上的Ag+和Cl-在H2O分子作用下，会脱离晶体表面进入水中。反过来水中的水合Ag+与水合Cl-不断地做无规则运动，其中一些Ag+和Cl-在运动中相互碰撞，又可能沉积在固体表面。当溶解速率与沉淀速率相等时，在体系中便存在固体与溶液中离子之间的动态平衡。
这种溶液是饱和溶液。上述平衡称为沉淀溶解平衡。这种沉淀溶解平衡的存在，决定了Ag+和Cl-的反应不能进行到底。
（3）沉淀溶解平衡
①沉淀溶解平衡的定义 9 在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速度与沉淀速度相等，溶质的离子与该固态物质之间建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
②溶解平衡的特征
“动”――动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0。 “等”――。
“定”――达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
“变”――当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
2、沉淀反应的应用
由于难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动――溶液中的离子转化为沉淀，或沉淀转化为溶液中的离子。
（1）不同沉淀方法的应用
①直接沉淀法：除去指定溶液中某种离子或获取该难溶电解质。
②分步沉淀法：鉴别溶液中离子或分别获得不同难溶电解质。
③共沉淀法：加入合适的沉淀剂，除去一组中某种性质相似的离子。
④氧化还原法：改变某种离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质便于分离。
（2）沉淀的溶解
规律：加入的试剂能与沉淀所产生的离子发生反应，生成挥发性物质或弱电解质（弱酸、弱碱或水）使溶解平衡向溶解的方向移动，则沉淀就会溶解。
（3）溶度积
①定义：在一定条件下，难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时，离子浓度的乘积为一常数，叫做溶度积Ksp。
②表达式：
对于难溶电解质在任一时刻都有。
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积――离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
(完整)水溶液中的离子平衡复习教案
(完整)水溶液中的离子平衡复习教案
1 个性化教学辅导教案
学科: 化学 任课教师： 授课时间：2013 年
姓名 年级： 高二 教学课题 水溶液中的离子平衡
阶段 基础（ ） 提高（√ ） 强化( ） 课时计划 第（ ）次课
共（ )次课
教学
目标 知识点:电解质、弱电解质的电离
考点:电解质、弱电解质的电离
方法：讲授法
重点
难点 重点：电解质、弱电解质的电离
难点:电解质、弱电解质的电离
教
学
内
容
与
教
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课前
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作业完成情况：优□ 良□ 中□ 差□ 建议__________________________________________ (完整)水溶液中的离子平衡复习教案
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第三章 水溶液中的离子平衡
3。1 弱电解质的电离
一．知识要点
1.电解质：在水溶液里或熔融状态下自身能够导电的化合物.在水溶液中或熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质。强电解质是在水溶液中能够完全电离的电解质.弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质，如碳酸。
注意：①某些难溶于水的盐（如AgCl），虽然其溶解度很小，但其溶解于水的部分是完全电离的，它属于强电解质。
②单质既不是电解质也不是非电解质。
③CO2、NH3等水溶液能够导电，但却是非电解质。
④一般的，强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定都是强电解质,如HF是弱电解质.
2.弱电解质的电离平衡：电离方程式为HAH+ + A—
影响电离平衡的因素：①温度：升温，弱电解质的电离程度增大②浓度：稀释溶液，弱电解质的电离程度增大③加入试剂：如在醋酸溶液中加入NaOH固体，弱电解质的电离程度增大。
3.电解质的电离方程式：强电解质完全电离，用“=”，弱电解质部分电离，用，多元弱酸分步电离，必须分步书写电离方程式,一般只写第一步，多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
高中化学 第三章 水溶液中的离子平衡 第二节 第2课时《溶液pH的计算》知识点归纳及例题演练 新人教版选修4
1 第2课时 溶液pH的计算
[学习目标定位] 1.学会pH的简单计算。2.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。
根据水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)，回答下列问题：
(1)c(H＋)为1.0×10－2 mol·L－1的某溶液中，c(OH－)为1.0×10－12 mol·L－1，其pH为2。
(2)pH＝3的某溶液中，c(H＋)为1.0×10－3 mol·L－1，由水电离产生的c(H＋)为1.0×10－11
mol·L－1。
(3)c(H＋)为1.0×10－12 mol·L－1的溶液呈碱性，你判断的依据是c(OH－)>c(H＋)。
探究点一 酸、碱溶液混合后pH的计算方法
1．计算下列溶液的pH：
(1)1.0×10－4 mol·L－1盐酸溶液的pH为4；
(2)将0.4 g NaOH固体溶于水得到1 L溶液，该溶液的pH为12。
2．pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为1.0×10－3 mol·L－1，pH为3。
3．将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为1.0×10－2 mol·L－1，c(H＋)为1.0×10－12 mol·L－1，pH为12。
4．pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。
[归纳总结] 2 溶液pH的计算方法
1．强酸、强碱溶液的pH的计算方法
先求出强酸、强碱溶液中的c(H＋)，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出c(OH－)，再根据水的离子积换算出c(H＋)，然后用公式pH＝－lgc(H＋)求出pH。
2．酸、碱溶液混合后pH的计算方法
(1)强酸与强酸混合
解决水溶液中离子平衡知识的金钥匙——醋酸水溶液中的离子平衡知识点总结
解决水溶液中离子平衡知识的金钥匙——醋酸水溶液中的离子平衡知识点总结
一、弱电解质的电离
（一）醋酸是弱电解质，在水溶液中存在电离平衡，不能完全电离，其溶液中既含有离子，又含有溶质分子，对水的电离起到抑制作用。证明醋酸是弱电解质的方法有：1、相同条件下，同浓度的盐酸与醋酸进行导电性试验，盐酸的导电性强；2、相同条件下，同浓度的盐酸与醋酸与相同状态的Zn反应，盐酸反应的速率快；3、0.1 mol/L *****溶液pH不为1，约为3；4、将0.1 mol/L *****溶液稀释10倍，pH改变小于1个单位；5、向0.1
mol/L *****溶液中加入几滴甲基橙溶液，振荡溶液显红色，加热此溶液，红色加深；6、向0.1 mol/*****H溶液中加入几滴石蕊溶液，振荡溶液显红色，加入*****H4晶体，红色变浅；7、0.1 mol/L
*****a溶液pH7。
（二）影响醋酸电离平衡的因素。1、浓度：减小溶液浓度，电离程度增大；增大溶液浓度，电离程度减小。2、温度：电离过程是一个吸热过程，升高温度，电离程度增大；降低温度，电离程度减小。3、外加试剂：①向醋酸溶液中加入强酸，抑制醋酸的电离。②向醋酸溶液中加入能够与其电离出来的某种粒子发生化学反应的物质时，就可使其电离平衡向电离的方向移动。
二、酸碱反应溶液pH的计算
1.等物质的量浓度的*****溶液与NaOH溶液等体积混合，二者恰好完全反应：*****+NaOH=*****a+H2O，溶液变为醋酸钠溶液，醋酸钠为强碱弱酸盐溶液显碱性，pH﹥7。即：当等体积、等物质的量浓度的一元强碱（强酸）与一元弱酸（弱碱）混合后谁强显谁性。
2.pH=3的*****与pH=11的NaOH溶液等体积混合，因*****远远过量，溶液显酸性，pH7。即：pH之和为14的强碱（强酸）与弱酸（弱碱）混合后谁弱显谁性。
三、盐类的水解
西藏高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点总结(答案解析)
一、选择题
1．下列方程式正确的是
A．硫化钠溶液呈碱性：S2-+2H2OH2S+2OH-
B．铁与水蒸气在高温下反应：3Fe+4H2O(g) 高温Fe3O4+4H2
C．向碳酸钠溶液中通入少量SO2：--2-33223CO+SO+HO=HSO+HCO
D．碳酸氢铵溶液中加入足量氢氧化钠：+-432NH+OH=NHHO
答案：B
【详解】
A．硫化钠水解使溶液呈碱性，硫化钠水解分两步进行，以第一步为主，不能两步合在一起，正确的水解的离子方程式为：S2-+H2OHS-+OH-，故A错误；
B．铁与水蒸气是高温下反应生成四氧化三铁和氢气，选项中的化学方程式是正确的；
C．向碳酸钠溶液中通入少量SO2，生成的是碳酸氢钠和亚硫酸钠：
2--2232-332CO+SO+HO=SO+2HCO，故C错误；
D．碳酸氢铵溶液中加入足量氢氧化钠，碳酸氢根离子和铵根离子都和OH-反应：-2-343232HCO+NH+2OH=NHHO+COHO，故D错误；
故选B。
2．下列说法正确的是
A．pH为6.8的溶液一定呈酸性
B．中和pH和体积均相等的醋酸和盐酸溶液，所需 NaOH的物质的量相同
C．0.1 mol·L-1的氨水加水稀释，溶液中所有离子的浓度都减小
D．0.1 mol·L-1的醋酸钠溶液中∶c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)=0.1mol·L－1
答案：D
【详解】
A．题中没有给出温度，因此pH=6.8的溶液不一定呈酸性，温度升高，促进水的电离，c(H＋)增大，水的离子积增大，如100℃时水的离子积约为1.0×10－12，此时pH=6，显中性，即此时pH=6.8的溶液显碱性，故A错误；
B．醋酸为弱酸，盐酸为强酸，相同pH时，c(CH3COOH)＞c(HCl)，因此中和pH和体积均相等的醋酸和盐酸溶液，所需NaOH的物质的量前者大于后者，故B错误；
C．NH3·H2O为弱电解质，氨水中存在：NH3·H2ONH+4＋OH－，加水促进稀释，c(NH+4)、c(OH－)减小，水的离子积保持不变，因此c(H＋)增大，故C错误；
水溶液平衡知识点总结
水溶液平衡知识点总结
一、酸碱平衡
1. 酸碱的定义
酸碱是化学中常见的概念。根据布朗斯特德酸碱理论，酸是能够给出质子（H+）的物质，而碱是能够接受质子的物质。根据路易斯酸碱理论，酸是能够接受电子对的物质，而碱是能够给出电子对的物质。
2. 酸碱中的pH值
在水溶液中，pH值是描述酸碱性的指标。pH值的定义是负对数形式的氢离子浓度，通常在0到14的范围内。pH值小于7表示溶液是酸性的，而pH值大于7表示溶液是碱性的。pH值等于7表示溶液是中性的。
3. 酸碱中的离子平衡
在水溶液中，酸碱反应会导致离子的生成和消耗。例如，强酸会把水分子中的质子释放出来，形成氢离子（H+），而碱会接受氢离子并形成氢氧根离子（OH-）。酸碱中的离子平衡是描述溶液酸碱性质的重要概念。
4. 酸碱中的平衡常数
酸碱中的平衡常数（Ka和Kb）是描述酸碱反应强弱的指标。Ka是酸的解离常数，描述酸在水溶液中的解离程度。Kb是碱的电离常数，描述碱在水溶液中的电离程度。平衡常数越大，表示酸碱反应越倾向于向右进行。
二、络合平衡
1.络合物的定义
络合物是指由中心金属离子和一个或多个配体（通常是有机分子）形成的化合物。络合物在生物体内发挥着重要的作用，比如血红蛋白中的铁离子和配体之间就形成了络合物。
2.络合物的平衡
在络合反应中，络合物通常会形成动态平衡。络合反应的平衡常数（Kf）描述了络合物的形成程度和平衡状态。Kf越大，表示络合物的形成程度越高。
3.络合物的溶解度平衡
络合物的溶解度平衡是描述络合物在水溶液中的溶解程度和稳定性的概念。络合物的溶解度和离解程度会受到络合平衡和酸碱平衡的影响。
三、溶解度平衡 1.溶解度的定义
溶解度是描述固体在溶液中溶解的程度。通常用溶解度积（Ksp）来表示。Ksp是固体溶解度的平衡常数，描述了固体溶解在水溶液中的程度和平衡状态。Ksp越大，表示固体溶解程度越高。
2.共沉淀与共沉淀平衡
在溶解度平衡中，当两种离子在溶液中的产生共沉淀时，称为共沉淀反应。共沉淀反应的平衡状态可以根据各离子的溶解度积来判断。
高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性学案新人教版
- 1 - 高考化学一轮复习：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。2.了解溶液pH的定义。3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
知识点一 水的电离
1．水的电离
水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数
(1)水的离子积常数：
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。25 ℃时，Kw＝1×10－14,100 ℃时，Kw＝1×10－12。
(2)影响因素：
只与温度有关，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：
Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素 - 2 -
(续表)
- 3 -
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，Kw不变( × )
提示：滴浓硫酸时温度升高，Kw增大。
2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( × )
提示：醋酸铵促进水的电离。
3．Kw＝1×10－14( × )
提示：常温时才有Kw＝1×10－14。
4．25 ℃时NH4Cl溶液的Kw大于1×10－14( × )
提示：常温时纯水或稀溶液的Kw均为1×10－14。
高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点(1)
一、选择题
1．下列关于盐类水解的说法错误的是
A．pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③
B．浓度均为0.1 mol·L-1的①(NH4)2CO3、②NH4Cl、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH4)的大小顺序为①＞②＞③
C．在NH4Cl溶液中加入稀盐酸，能抑制NH4水解
D．将硫酸亚铁溶液加热蒸干得不到原溶质
答案：B
【详解】
A．等浓度的物质溶液，碱电离产生的c(OH-)比盐水解产生的c(OH-)大；弱酸的酸性越弱，其相应的强碱弱酸盐的水解程度越大，由于弱酸的酸性：H2CO3＞3HCO，所以等浓度的NaHCO3、Na2CO3的pH：Na2CO3＞NaHCO3，三种溶液的碱性：③＞②＞①，则当溶液的pH相等时，①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③，A正确；
B．当盐浓度相同时，盐化学式中含有的NH4的数目越多，盐溶液中c(NH4)越大；故根据化学式可知②NH4Cl中c(NH4)最小；在三种物质的溶液中都存在NH4的水解平衡：NH4+H2ONH3·H2O+H+；①(NH4)2CO3中还存在23CO水解，23CO水解消耗水电离产生的H+，促进NH4的水解，使水解平衡正向移动，导致溶液中c(NH4)减小；而在③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中Fe2+也会发生水解，Fe2+水解产生H+，对NH4的水解平衡起抑制作用，使溶液中c(NH4)增大，因此这两种溶液中c(NH4)：③＞①，故等浓度的三种溶液中c(NH4)：③＞①＞②，B错误；
C．在NH4Cl的溶液中存在NH4的水解平衡：NH4+H2ONH3·H2O+H+；向其中加入HCl，HCl电离产生H+，使溶液中c(H+)增大，增大生成物的浓度，导致盐的水解平衡逆向移动，因此HCl能抑制NH4水解，C正确；
D．将硫酸亚铁溶液加热蒸干时，Fe2+易被氧化产生Fe3+，因此不能达到原溶质，D正确；
山东菏泽市高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点总结(含解析)
一、选择题
1．阿伏加德罗常数的值为NA．下列说法正确的是
A．0.1mol的11B原子中，含有的中子数目为0.6NA
B．1L 0.1mol·L-1硫酸钠水溶液中含有的氧原子数等于0.4NA
C．2.3g钠被O2完全氧化时，钠得到的电子数目为0.1NA
D．常温，1.0LpH=13的Ba(OH)2溶液中含OH-的数目为0.2NA
答案：A
【详解】
A．11B原子中，质子数为5，中子数为6，0.1mol的11B含有的中子数目为0.6NA，故A正确；
B．1L 0.1mol·L-1硫酸钠水溶液中含有的氧原子数等于大于0.4NA，因为水中也有氧原子，故B错误；
C．2.3g钠被O2完全氧化转化为过氧化钠，钠得到的电子数目为0.2NA，故C错误；
D．常温，1.0LpH=13的Ba(OH)2溶液中含OH-的数目为0.1NA，故D错误；
故选A。
2．25℃时有关酸的电离平衡常数
酸 HF Al(OH)3 H2CO3
电离平衡常数(25℃) 6.6×10—4 6.3×10—13 K1=4.3×10—7 K2=5.6×10—11
则下列有关说法正确的是
A．Al(OH)3为二元弱酸
B．a mol·L-1NaOH溶液与b mol·L-1HF溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na+)>c(F—)，则a一定大于b
C．同温下，NaHCO3溶液中HCO3的电离常数大于K2(碳酸的二级电离)
D．NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，一定存在：c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(HCO3)+2c(CO23)
答案：D
【详解】
A．Al(OH)3是两性物质，既有弱酸性，又有弱碱性，弱碱时是三元弱碱，弱酸时在水溶液中电离出1个H+，电离方程式为Al(OH)3⇌H++H2O+-2AlO，是一元弱酸，故A错误；
B．amol•L-1NaOH溶液与bmol•L-1HF溶液等体积混合，若a=b，则两者恰好完全反应生成NaF，但NaF中F-会水解，使得c(Na+)＞c(F-)，若a＞b，所得溶液中也是c(Na+)＞c(F-)，所以a不一定大于b，也有可能等于b，故B错误；
(人教版)武汉高中化学选修一第三章《水溶液中的离子反应与平衡》知识点总结(答案解析)
一、选择题
1．下列关于盐类水解的说法错误的是
A．pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③
B．浓度均为0.1 mol·L-1的①(NH4)2CO3、②NH4Cl、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH4)的大小顺序为①＞②＞③
C．在NH4Cl溶液中加入稀盐酸，能抑制NH4水解
D．将硫酸亚铁溶液加热蒸干得不到原溶质
答案：B
【详解】
A．等浓度的物质溶液，碱电离产生的c(OH-)比盐水解产生的c(OH-)大；弱酸的酸性越弱，其相应的强碱弱酸盐的水解程度越大，由于弱酸的酸性：H2CO3＞3HCO，所以等浓度的NaHCO3、Na2CO3的pH：Na2CO3＞NaHCO3，三种溶液的碱性：③＞②＞①，则当溶液的pH相等时，①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③，A正确；
B．当盐浓度相同时，盐化学式中含有的NH4的数目越多，盐溶液中c(NH4)越大；故根据化学式可知②NH4Cl中c(NH4)最小；在三种物质的溶液中都存在NH4的水解平衡：NH4+H2ONH3·H2O+H+；①(NH4)2CO3中还存在23CO水解，23CO水解消耗水电离产生的H+，促进NH4的水解，使水解平衡正向移动，导致溶液中c(NH4)减小；而在③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中Fe2+也会发生水解，Fe2+水解产生H+，对NH4的水解平衡起抑制作用，使溶液中c(NH4)增大，因此这两种溶液中c(NH4)：③＞①，故等浓度的三种溶液中c(NH4)：③＞①＞②，B错误；
C．在NH4Cl的溶液中存在NH4的水解平衡：NH4+H2ONH3·H2O+H+；向其中加入HCl，HCl电离产生H+，使溶液中c(H+)增大，增大生成物的浓度，导致盐的水解平衡逆向移动，因此HCl能抑制NH4水解，C正确；
D．将硫酸亚铁溶液加热蒸干时，Fe2+易被氧化产生Fe3+，因此不能达到原溶质，D正确；
高中化学专题07 第13题 水溶液中的离子平衡(知识过关)-2020年高考化学二三轮复习题型大突破系
专题07 第13题 水溶液中的离子平衡 知识过关
一、试题分析
水溶液中的离子平衡是高考的重点，主要考查弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，Ksp、pH的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。
二、试题导图
三、必备知识
知识点 1 电离平衡和溶液的酸碱性
1．电离平衡中的三个易错点
(1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，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)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
(3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。
2．水的电离和溶液的酸碱性
(1)水的电离
①任何条件下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)；常温下，离子积常数KW＝1.0×10－14。
②酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。
(2)溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－)的大小
酸性溶液 c(H＋)>c(OH－)
中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)
碱性溶液 c(H＋)
①当电离能力大于水解能力时，如何判断溶液酸碱性举例：
a．CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；
b．NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
②当水解能力大于电离能力时，如何判断溶液酸碱性举例：
HClO的电离程度小于ClO－的水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性。
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。如在NaHCO3溶液中，HCO－3的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性；而在NaHSO3溶液中，HSO－3的电离能力大于水解能力，故溶液显酸性。