答案水溶液中的离子平衡的复习教案
2024届高考化学一轮复习教案(人教版)第七单元 水溶液中的离子反应与平衡 第1讲
第七单元 水溶液中的离子反应与平衡第1讲 电离平衡复习目标1．理解弱电解质在水中电离平衡建立及其影响因素。
2．能利用电离平衡常数进行相关计算。
考点一 弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立在一定条件下，的速率相等时，电离过程就达到平衡。
如图所示(1)开始时，v (电离v (结合) (2)平衡的建立过程中，v (电离)05≥v (结合)。
(3)当v (电离(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2．电离平衡的特征3．影响弱电解质电离平衡的因素请指出下列各说法的错因(1)氨溶于水，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。
错因：NH3·H2O电离出的c(OH－)始终等于c(NH＋4)，并不能表明NH3·H2O 的电离处于平衡状态。
(2)25 ℃时，向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加水进行稀释，各离子浓度均减小。
错因：酸溶液被稀释，溶液pH增大，c(OH－)增大。
(3)常温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH的pH＝10，可知溶液存在BOH===B ＋＋OH－。
错因：常温下，若BOH为一元强碱，则pH＝13，故BOH为弱碱，BOH B ＋＋OH－。
(4)向氨水中加入少量NH4Cl固体，会使溶液的pH增大。
错因：加入少量NH4Cl固体，电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，pH减小。
(5)强电解质都是离子化合物。
错因：许多共价化合物如强酸、氯化铝等都是强电解质。
(6)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。
错因：0.1__mol·L－1__CH3COOH溶液加水稀释，醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小。
1．电离平衡也属于平衡体系，具有平衡体系的一切特征，也受外界条件如温度、浓度等的影响，其变化也适用平衡移动原理来解释。
以CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0为例分析：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度升温向右增大增大增大增大浓度加水稀释向右增大减小减小增大加冰醋酸向右增大增大增大减小同离子效应加固体醋酸钠向左减小减小增大减小通入HCl气体向左增大增大减小减小加入与弱电解质离子反应的物质加固体氢氧化钠向右减小减小增大增大加入镁粉向右减小减小增大增大2．外界条件对电离平衡影响的四个“不一定”(1)加水稀释电解质时，溶液中离子的离子浓度不一定减小。
(完整)水溶液中的离子平衡复习教案
个性化教学辅导教案学科: 化学任课教师：授课时间：2013 年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HA H+ + 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。
4.电离常数：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，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。
用K表示(酸用Ka表示，碱用Kb表示），如HA H+ + A—, K=c（H+)×c（A-）/c（HA）.影响电离常数的因素：①温度，温度一定时，电离常数是一个定值②电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关。
二．常考点例题解析例1： 0。
1mol/L的CH3COOH溶液中,CH3COOH CH3COO—+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（）A。
加水时，平衡向逆反应方向移动B. 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C。
加入少量0.1mol/L盐酸,溶液中c(H+）减小D. 加入少量CH3COONa固体,平衡向正反应方向移动例2：把0。
水溶液中的离子平衡教案
水溶液中的离子平衡教案一、教学目标1.了解水溶液的离子平衡概念及其相关常量。
2.掌握常量的计算方法，了解平衡常量与反应速率的关系。
3.能够运用离子平衡原理分析、解决实际问题。
4.培养学生的实验能力，提高其学科素养。
二、教学内容1. 水溶液中的离子平衡•离子平衡的定义•离子积和溶度积的概念•离子活度和离子活度积的定义及其关系2. 离子平衡常量•酸碱平衡常量–酸度常数与碱度常数–酸碱常数的计算方法–酸度计和碱度计的使用•溶解度平衡常量–溶解度积的概念–溶解度平衡常量的计算方法–溶解度实验的操作方法3. 离子平衡原理•离子平衡原理的基本假设•离子平衡原理的应用实例–酸碱反应–水解反应–溶解度平衡三、教学方法1. 教师讲授法教师通过讲解、演示、实验等方式，让学生了解离子平衡、常量计算等方面的知识。
2. 学生自主探究法教师引导学生通过实验，探究离子平衡中的概念和计算方法。
3. 问题导向法教师提出具体问题或场景，让学生应用离子平衡原理和常量计算方法进行解答，提高其分析和解决问题的能力。
四、教学重点和难点1. 教学重点•离子平衡概念的理解。
•常量计算方法的掌握。
2. 教学难点•酸度常数与酸度计的使用。
•溶解度平衡常量的计算方法。
五、教学评价和反思1. 教学评价本教学方案注重实验，培养学生的实验能力和科学思想。
同时，采用问题导向法，启发学生积极思考，提高其分析和解决问题的能力。
2. 教学反思本教学方案在教学过程中，学生的合作意识和实验技能有待进一步加强，需要更多的实验训练和团队合作机会。
在教学中，以学生为中心，更加注重学生的学习兴趣和实践能力，不断激发学生的学习热情。
水溶液中的离子平衡的复习教案
水溶液中的离子平衡（复习）§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质下列说法中正确的是（ ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 22、电解质与非电解质本质区别：溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（ ）A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 等属于非电解质4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 44、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：为强电解质）（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。
高三化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡教案
第八章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离复习目标：1、巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。
2、了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。
3、能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。
基础知识：一、强电解质与弱电解质的区别（一）电解质和非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。
【注意】1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。
2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。
如：SO2、SO3、CO2、NO2等。
3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。
4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。
（二）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。
则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。
则弱电解质溶液中存在电离平衡。
【注意】1．强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱酸、弱碱、水2．强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。
一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。
如：BaSO4、BaCO3等。
3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。
强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。
而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。
4．强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。
2020高考化学总复习第八单元水溶液中的离子平衡总结教案新人教版201906151114
单元总结关于盐溶液中离子浓度大小的比较从近几年高考命题的变化趋势来看,有关溶液中各种微粒(分子、离子)浓度大小关系的考查,成为电解质溶液考查的主流试题,此类题目考查的内容既与酸碱中和反应有关,又与盐类的水解有关,还与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子浓度大小的关系,而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查。
从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
题型一:溶液中离子浓度大小的比较(1)考虑水解因素。
如Na2CO3溶液中:C O32-+H2O HC O3-+OH-、HC O3-+H2O H2CO3+OH-,离子浓度的大小顺序为c(Na+)>c(C O32-)>c(OH-)>c(HC O3-)。
(2)不同溶液中比较同一离子的浓度大小时,要考虑到溶液中其他离子的影响,如相同温度、相同浓度的①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4溶液中,c(N H4+)的大小关系为③>①>②。
(3)混合溶液中比较各离子的浓度大小时,要综合分析水解因素、电离因素所带来的影响。
例如,相同温度、相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,离子浓度的大小顺序为c(N H4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+),即NH3·H2O的电离程度大于N H4+的水解程度。
已知:pK a=-lgK a,25 ℃时,H2SO3的pK a1=1.85,pK a2=7.19。
用0.1 mol·L-1NaOH 溶液滴定20 mL 0.1 mol·L-1H2SO3溶液的滴定曲线如图所示(曲线上的数字为pH)。
下列说法正确的是( )。
A.a点对应溶液中:2c(HS O3-)+c(S O32-)=0.1 mol·L-1B.b点对应溶液中:c(H+)+c(S O32-)=c(OH-)+c(H2SO3)C.c点对应溶液中:c(Na+)>3c(HS O3-)D.e点对应溶液中:c(Na+)>c(S O32-)>c(H+)>c(OH-)解析 用0.1 mol·L -1NaOH 溶液滴定20 mL 0.1 mol·L -1H 2SO 3溶液,a 点溶液中溶质为H 2SO 3和NaHSO 3,pH=1.85=pK a1,由电离平衡常数表达式可得c(H 2SO 3)=c(HS O 3-),滴入NaOH 溶液后溶液总体积大于20 mL,a 点对应溶液中2c(HS O 3-)+c(S O 32-)=c(H 2SO 3)+c(S O 32-)+c(HS O 3-)<0.1mol·L -1,A 项错误;b 点是用20 mL 0.1 mol·L -1NaOH 溶液滴定20 mL0.1 mol·L -1H 2SO 3溶液,恰好反应生成NaHSO 3,溶液显酸性,溶液中存在电荷守恒c(Na +)+c(H +)=c(HS O 3-)+c(OH -)+2c(S O 32-),物料守恒c(Na +)=c(H 2SO 3)+c(S O 32-)+c(HS O 3-),故c(H 2SO 3)+c(H +)=c(S O 32-)+c(OH -),B 项错误;c 点对应溶液的pH=7.19=pK a2,溶液显碱性,溶液中溶质主要为Na 2SO 3,S O 32-+H 2OHS O 3-+OH -,K h =c(OH -)·c(HSO 3-)c(SO 32-)=K wK a2,c(OH -)=K w c(H +),代入计算得到c(HS O 3-)=c(S O 32-),溶液中2c(Na +)=3[c(S O 32-)+c(H 2SO 3)+c(HS O 3-)]=3[c(H 2SO 3)+2c(HS O 3-)],c(Na +)>3c(HS O 3- ),C 项正确;加入氢氧化钠溶液40 mL,滴定20 mL 0.1 mol·L -1H 2SO 3溶液恰好反应生成Na 2SO 3,Na 2SO 3水解使溶液显碱性,溶液中c(OH -)>c(H +),D 项错误。
2024届高考一轮复习化学教案(人教版)第九章水溶液中的离子反应与平衡第54讲盐类的水解
第54讲盐类的水解[复习目标] 1.了解盐类水解的原理及一般规律。
2.了解影响盐类水解程度的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
4.能利用水解常数(K h)进行相关计算。
考点一盐类水解原理及规律1．定义在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．盐类水解的结果使溶液中水的电离平衡向正反应方向移动，使溶液中c(H＋)和c(OH－)发生变化，促进了水的电离。
3．特点(1)可逆：盐类的水解是可逆反应。
(2)吸热：盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。
(3)微弱：盐类的水解程度很微弱。
4．盐类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。
盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性强酸强碱盐NaCl、NaNO3否中性强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2是NH＋4、Cu2＋酸性强碱弱酸盐CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、CO2－3碱性5.水解反应的离子方程式的书写(1)盐类水解的离子方程式一般用“”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。
(2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。
(3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。
(4)阴、阳离子相互促进的水解①若水解程度不大，用“”表示。
②相互促进的水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。
应用举例写出下列盐溶液中水解的离子方程式。
(1)NH4Cl：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
(2)Na2CO3：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
(3)FeCl3：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
(4)CH3COONH4：CH3COO－＋NH＋4＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
(5)Al2S3：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
(6)AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合：Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
高考化学一轮复习教案(人教版)第七单元水溶液中的离子反应与平衡第3讲
第3讲盐类的水解复习目标1．了解盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解程度的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
4.能利用水解常数(K h)进行相关计算。
考点一盐类的水解及其规律1．盐类的水解2．盐类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。
盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH(25 ℃)强酸强碱盐NaCl、KNO301否—02中性pH03＝7强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)204是05NH＋4、Cu2＋06酸性pH07<7弱酸强碱盐CH3COONa、Na 2CO 308是09CH3COO－、CO2－310碱性pH11>73.水解离子方程式的书写(1)一般要求①盐的离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)，离子方程式中用“”而不用“===”。
②(2)盐的水解方程式的书写类型①一元强酸弱碱盐水解：如NH4Cl水解的离子方程式为01NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
②一元强碱弱酸盐水解：如CH3COONa水解的离子方程式为02CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
③多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主。
如Na2CO3水解的离子方程式为03CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。
④多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步完成。
如FeCl3水解的离子方程式为04Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
⑤阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
如Na2S溶液与AlCl3053S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓。
4．盐的水解常数以反应A －＋H 2O HA ＋OH －为例(1)表达式：K h ＝01c （HA ）·c （OH －）c （A －）。
(2)与K w 、K a (HA)的关系：K h ＝c （HA ）·c （OH －）·c （H ＋）c （A －）·c （H ＋）＝K w K a （HA ）。
水溶液中的离子平衡教案
水溶液中的离子平衡教案教案名称：水溶液中的离子平衡教学对象：高中化学学生课时数：2课时教学目标：1.理解水溶液中离子平衡的概念和相关术语。
2.掌握浓度的计算方法，能够计算离子浓度。
3.了解离子平衡对溶液的物理化学性质的影响。
教学准备：1. PowerPoint演示文稿和相关实验材料。
2.实验器材：玻璃容器、电极、电压计等。
3.学生课前作业。
教学过程：第一课时：1.导入（5分钟）引导学生回忆上节课学过的有关离子的知识，复习离子的概念和离子的形成。
2.介绍（10分钟）使用PowerPoint演示文稿，介绍水溶液中的离子平衡的概念，并解释为什么水溶液中存在着离子平衡的现象。
解释离子平衡的相关术语，如离子互相转化、离子的溶解和沉淀等。
3.计算离子浓度（15分钟）解释如何计算离子浓度，介绍摩尔浓度和等维度浓度的计算公式，并举例进行计算。
帮助学生理解并掌握计算离子浓度的方法。
4.案例分析（15分钟）提供一些实际的案例进行分析和讨论，帮助学生熟悉离子平衡的应用。
例如，一杯含有KCl、NaCl和CaCl2的水溶液中，每种离子的浓度分别为0.1mol/L、0.2mol/L和0.3mol/L，计算溶液中各离子的总浓度。
5.小结（5分钟）对本节课的内容进行小结和总结，强调学生需要掌握的重点和难点。
第二课时：1.实验演示（15分钟）利用实验演示的方法，展示离子平衡对溶液的物理化学性质的影响。
例如，在两个玻璃容器中分别加入NaCl和AgNO3的水溶液，观察不同离子浓度下的溶液的电导性质和颜色变化。
2.分组讨论（10分钟）将学生分成小组，让他们根据实验结果，讨论不同离子浓度对溶液性质的影响，并总结规律。
3.总结（10分钟）组织全班讨论，总结离子平衡对溶液的物理化学性质的影响，强调离子浓度对溶液电导性、沉淀和溶解等方面的影响。
4.作业布置（5分钟）布置相关的课后作业，包括计算离子浓度的练习题和写一个关于离子平衡在生活中应用的小论文等。
第8单元 水溶液中的离子反应与平衡 答案-2024 全品选考复习方案 化学
电离平衡3.C [解析] 稀释时氢氧根离子浓度下降,pH 下降,趋近于7,但不可能小于7,故A 、D 项错误;随着水的滴入,电离度始终增大,故B 项错误;随着水的滴入,离子浓度下降,导电能力下降,故C 项正确。
5.D [解析] 由图像可知,pH=2时,K a1=c(H +)·c(HR -)c(H 2R)=c (H +)=1×10-2,故A 项正确;溶液中的电荷守恒为c (H +)+c (Na +)=2c (R 2-)+c (HR -)+c (OH -),溶液呈中性时c (H +)=c (OH -),所以c (Na +)=2c (R 2-)+c (HR -),故B 项正确;由图像可知,NaHR 溶液显酸性,则HR -的电离程度大于其水解程度,故C 项正确;由图像可知,R 2-与HR -的物质的量相同时,其pH=7.2,但Na 2R 与NaHR 各0.1 mol 的混合溶液中R 2-与HR -的物质的量不相同,则该溶液pH ≠7.2,故D 项错误。
6.C [解析] 在b 点,lg c(A -)c(HA)=1,则 c(A -)c(HA)=10,25 ℃时,HA 的电离常数为c(H +)·c(A -)c(HA)=10-6.3·c(A -)c(HA)=1.0×10-5.3,A 不正确;在c 点,溶液呈中性,则溶液中HA 未被中和完全,所以a 、b 两点,溶液中以HA 电离为主,溶液呈酸性,都抑制水的电离,由此可得出a 、b 、c 三点水的电离程度:a<b<c ,B 不正确;加水稀释b 点溶液,c(A -)c(OH -)·c(HA)=Ka K W,温度一定时,K a 、K W 都保持不变,所以c(A -)c(OH -)·c(HA)不变,C 正确;若NaOH 溶液体积为10.00 mL ,溶液中为等物质的量NaA 和HA ,又因HA 的电离程度大于A -的水解程度,所以溶液显酸性,而c 点时pH=7,则应继续加入NaOH 溶液,所以c 点对应的NaOH 溶液体积应大于10.00 mL ,D 不正确。
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水溶液中的离子平衡复习学案使用时间：2013、1、4 主备人：迟玉枝一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质下列说法中正确的是A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值； （4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2 物质 单质 化合物电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
如强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。
如 弱电解质：弱酸、弱碱和水。
如 混和物 纯净物（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？）5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)(2)pH值相同时，溶液的浓度C HA＜C HB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA＞pH HB物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸稀释至原来的3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。
二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H2O H+ + OH- 水的离子积：K W = [H+]·[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 10-14注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。
4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH= -lg[H+]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。
已知100℃时，水的K W=1×10-12，则该温度下（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈性。
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：，原因是；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：，原因是；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。
三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子数相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ；pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。
（无水解，呈中性）2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。
”：生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。
（无弱者，呈中性）(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈性，原因是。
（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是A、上述弱酸溶液的pH＝4B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)③弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。
如酸性：HF<HCl；HNO3>H3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
（1）下列物质不水解的是①②③；水解呈酸性的是⑤；水解呈碱性的是④⑥①FeS ②NaI ③NaHSO4④KF ⑤NH4NO3⑥C17H35COONa（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa④水的电离程度：NaAc<NaAlO2⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热下列说法错误的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl ⑤加水稀释⑥加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。