高考化学第二轮复习 热点专题12 电离平衡
高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡(含解析)
高考化学复习专题训练—弱电解质的电离平衡（含解析）A组基础必做题1．下列说法正确的一组是(B)①不溶于水的盐都是弱电解质②可溶于水的盐都是强电解质③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度为0.5mol·L－1④强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子⑥熔融的电解质都能导电A．①③⑤⑥B．只有④⑤C．②④⑤⑥D．只有③⑥[解析]①电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐可能是强电解质，CaCO3、BaSO4均是强电解质，故①错误；②绝大多数的盐属于强电解质，少部分盐属于弱电解质，如醋酸铅是易溶于水的弱电解质，故②错误；③0.5mol·L－1一元酸溶液中H＋浓度不一定为0.5mol·L－1，如醋酸不完全电离，H＋浓度小于0.5 mol·L－1，故③错误；④H＋浓度与酸的浓度、分子中氢离子的个数以及电离程度有关，与电解质的强弱无关，所以强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度，故④正确；⑤电解质溶液中的自由移动的阴阳离子在外加电场的作用下定向移动而导电，故⑤正确；⑥酸为共价化合物，在熔融态时均以分子形式存在，不能电离，没有自由移动的离子，均不导电；只有溶于水时才电离出离子而导电，故⑥错误。
2．(2022·河南南阳模拟)下列实验事实能说明HNO2是弱电解质的是(B)①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2A．②④③B．④⑤⑥C．①③④D．①④⑤⑥[解析]①HNO2溶液能与NaHCO3溶液反应，放出气体，说明亚硝酸酸性大于碳酸，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明溶液中离子浓度很小，但是不能说明亚硝酸部分电离，所以不能证明亚硝酸是弱酸，故错误；③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，但不能说明亚硝酸为弱酸，只能说明二者不具备复分解反应条件，故错误；④0.1mol·L－1HNO2溶液中，c(H＋)＝0.015mol·L－1，则亚硝酸部分电离，为弱电解质，故正确；⑤相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比盐酸弱，HCl是强电解质，则亚硝酸电离程度小于HCl，所以亚硝酸为弱电解质，故正确；⑥取0.1mol·L－1HNO2溶液200mL，加水至体积为2L，pH＜2，说明亚硝酸存在电离平衡，为弱酸，故正确。
【高考备考】2023届化学第二轮备考复习化学反应原理一温度对电离平衡的影响专题训练(含解析)
第1页/总19页【高考备考】2023届化学第二轮备考复习化学反应原理一温度对电离平衡的影响专题训练一、单选题1．已知0.1mol/L 的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 3COOH CH 3COO -+H +，要使溶液中c(H +)/c(CH 3COOH)值增大，可以采取的措施是A ．加少量烧碱固体B ．降低温度C ．加少量冰醋酸D ．加水2．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是酸HX HY HZ 浓度/(1mol L -⋅)0.120.20.90.90.9电离度0.250.20.10.30.5电离常数1K 2K 3K 4K 5K A ．在相同温度下，电离常数：543K >K >K B ．在相同温度下，从HX 的数据可以说明：弱电解质溶液浓度越小，电离度越大，且123K K K >>C ．室温时，若在HZ 溶液中加少量盐酸，则()()+-c H c Z 的值不变D ．表格中三种浓度的HX 溶液中，从左至右()X c -逐渐减小3．下列事实可用勒夏特列原理解释的是①微热滴有酚酞的氨水，溶液颜色加深②向AgNO 3和NaCl 的混合液的上层清液中滴加NaI 溶液，充分振荡，沉淀由白色逐渐变成黄色③将充有NO 2气体的密闭烧瓶放入热水中，气体颜色加深试卷第2页，共8页④溴水中加入NaOH 溶液，溴水颜色变浅⑤向FeCl 3溶液中加入Fe 粉，溶液颜色逐渐变浅⑥实验室用排饱和食盐水的方法收集氯气A ．②③B ．①②③C ．①②③④⑥D ．全部都是4．关于强、弱电解质的叙述不正确．．．的是（）A ．强电解质在固态或液态时，可能不导电B ．强电解质溶液导电能力一定很强，弱电解质溶液导电能力一定很弱C ．同一弱电解质溶液，温度不同时，导电能力不同D ．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡5．分别对3CH COONa 稀溶液进行下列操作，一定可使()()-3+c CH COO c Na 增大的是①升温②恒温加少量水③恒温加入少量固体4NaHSO ④恒温加入少量固体KOH ⑤恒温加入少量醋酸A ．①②B ．②⑤C ．①⑤D ．④⑤6．下列说法正确的是A ．将0.1mol/L 的盐酸稀释至100mL ，溶液pH 变为3B ．恰好中和等体积、等浓度的甲酸与乙酸溶液，消耗NaOH 物质的量相等C ．升高温度，MCl 盐溶液pH 减小，一定能证明MOH 是弱电解质D ．亚硫酸的酸性强于次氯酸，所以可发生反应233O =NaClO+H SO NaHSO +HCl 7．下列过程或现象与盐类水解无关．．的是A ．纯碱溶液去油污B ．小苏打溶液与AlCl 3溶液混合产生气体和沉淀C ．浓的硫化钠溶液有臭味D ．加热稀醋酸溶液其pH 稍有减小8．下列叙述正确的是A ．用水稀释0.1mol·L －1的氨水，则溶液中32+c(NH H O)c(H )⋅减小B ．pH ＝3的盐酸和醋酸分别升高相同的温度，CH 3COOH 的pH 变大第3页/总19页C ．在等体积等浓度的盐酸和醋酸中分别加入等质量的相同锌粒，随着反应的进行，醋酸不断电离出H ＋，反应速率比盐酸大D ．两种氨水的pH 分别为a 和a ＋1，物质的量浓度分别为c 1和c 2，则c 2<10c 19．关于强、弱电解质的叙述不正确．．．的是A ．强电解质在固态或液态时，可能不导电B ．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡C ．某弱电解质溶液，升温后，导电能力不同D ．氯化钠溶液的导电性很强，所以氯化钠溶液为强电解质10．常温下，体积均为0V L 的MOH 溶液和ROH 溶液，分别加水稀释至V L ，溶液pH 随0Vlg V 的变化如图所示。
高中化学专题12弱电解质的电离平衡(学生版)2021年高考化学真题和模拟题分类汇编(36题)
专题12 弱电解质的电离平衡2021年化学高考题一、单选题1．（2021·全国高考真题）HA 是一元弱酸，难溶盐MA 的饱和溶液中2c (M )+随c(H +)而变化，M +不发生水解。
实验发现，298K 时+2+c (M -c(H ))为线性关系，如下图中实线所示。
下列叙述错误的是A ．溶液pH 4=时，-4-1c(M )<3.010mol L +⨯⋅ B ．MA 的溶度积度积-8sp K (MA)=5.010⨯C ．溶液pH=7时，+--+c(M +c(H =c(A +c ))(OH )) D ．HA 的电离常数4a -K (HA) 2.010≈⨯2．（2021·浙江）下列物质属于弱电解质的是 A ．CO 2 B ．H 2O C ．HNO 3 D ．NaOH3．（2021·湖南高考真题）常温下，用10.1000mol L -⋅的盐酸分别滴定20.00mL 浓度均为10.1000mol L -⋅三种一元弱酸的钠盐()NaX NaY NaZ 、、溶液，滴定曲线如图所示。
下列判断错误的是A ．该NaX 溶液中：()()()()NaX OH H +--+>>>c c c cB ．三种一元弱酸的电离常数：a a a (HX)(HY)(HZ)>>K K KC ．当pH 7=时，三种溶液中：()()()XY Z ---==c c cD ．分别滴加20.00mL 盐酸后，再将三种溶液混合：()()()()()X Y Z H OH ---+-++=-c c c c c4．（2021·浙江高考真题）实验测得10 mL 0.50 mol·L -1NH 4Cl 溶液、10 mL 0.50mol·L -1CH 3COONa 溶液的pH 分别随温度与稀释加水量的变化如图所示。
已知25 ℃时CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数均为1.8×10-5.下列说法不正确．．．的是A ．图中实线．．表示pH 随加水量的变化，虚线．．表示pH 随温度的变化'B ．将NH 4Cl 溶液加水稀释至浓度0.50xmol·L -1，溶液pH 变化值小于lgx C ．随温度升高，K w 增大，CH 3COONa 溶液中c(OH - )减小，c (H +)增大，pH 减小D ．25 ℃时稀释相同倍数的NH 4Cl 溶液与CH 3COONa 溶液中：c (Na +)-c (CH 3COO - )=c (Cl -)-c (NH 4+)5．（2021·浙江高考真题）下列物质属于强电解质的是 A ．KOH B ．H 3PO 4 C ．SO 3 D ．CH 3CHO二、多选题6．（2021·山东高考真题）赖氨酸[H 3N +(CH 2)4CH(NH 2)COO -，用HR 表示]是人体必需氨基酸，其盐酸盐(H 3RCl 2)在水溶液中存在如下平衡：H 3R 2+1K H 2R +2K HR3K R -。
高考化学电离平衡九大知识点
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、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，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、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，越热越水解）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）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性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-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
高中化学二轮复习试题电离平衡常数的应用(强化练)
2020届届届届届届届届届届届届届——届届届届届届届届届届届届届届1.已和二甲胺[(CH3)2NH·H2O]在水中的电离与一水合氨相似,关于常温下pH=12的二甲胺溶液,下列叙述正确的是()A. c(OH−)=c[(CH3)2NH2+]B. 加水稀释时c[(CH3)2NH2+]增大c[(CH3)2NH⋅H2O]C. 与pH=2的盐酸等体积混合后,溶液呈中性D. 加入氢氧化钠固体可抑制二甲胺的电离,电离常数K b变小2.若定义pc是溶液中微粒物质的量浓度的负对数,则常温下一定浓度的某酸(H2A)水溶液中pc(H2A)、pc(HA−)、pc(A2−)随着溶液pH的变化曲线如图所示。
下列说法一定正确的是()A. 0.1mol·L−1的NaHA溶液显碱性B. 常温下,该酸的电离常数K a2=10−4.3C. 常温下,c(H2A)+c(HA−)+c(A2−)是定值D. 常温下,pH=3时,c(HA−)=c(A2−)3.常温下,向20.00mL0.1mol·L−1的甲胺(CH3NH2)溶液中滴加0.1mol·L−1的盐酸,混合溶液的pH与相关微粒浓度比值的对数关系如图所示。
下列说法不正确的是()A. 已知甲胺的碱性稍强于氨,甲胺在水中的电离方程式为CH3NH2+H2O⇌CH3NH3++OH−B. b点加入的盐酸的体积V<20.00mLC. 将等物质的量的CH3NH2和CH3NH3Cl溶于蒸馏水,可得到a点对应的溶液D. 常温下,甲胺的电离常数为K b,则pK b=−lg K b=3.44.常温下,浓度均为0.1mol·L−1的HX和HY两种一元酸溶液加水稀释至1000mL过程中溶液pH的变化如图所示。
下列说法正确的是()A. 常温下的电离常数：HX>HYB. 水的电离程度：a<bC. 等体积的pH=3的两种酸消耗相同浓度NaOH溶液的体积：HX=HYD. 浓度均为0.1mol·L−1的NaX和NaY组成的混合溶液中：c(H+)+c(HY)+c(HX)=c(OH−)5.常温下,用NaOH溶液吸收SO2尾气,含硫微粒的物质的量分数(φ)与溶液的pH关系如图所示,下列说法错误的是()A.H2SO3的二级电离常数的数量级为10−7B. pH=2.2时,c(H2SO3)=c(HSO3−)C. 由图可知：NaHSO3溶液呈酸性D. pH=6.8时：c(Na+)=c(HSO3−)+c(SO32−)+c(H2SO3)6.相同温度下,根据三种酸的电离常数,下列判断正确的是()酸HX HY HZ电离常数Ka9×10−79×10−61×10−2A. 相同温度下,0.1mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最大B. HZ+Y−=HY+Z−能够发生反应C. 三种酸的强弱关系：HX>HY>HZD. 相同温度下,1mol/L HX溶液的电离平衡常数小于0.1mol/L HX7.常温下,向20mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1mol/L氨水,溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。
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。
高考化学二轮复习知识点专题解析10---弱电解质的电离平衡
1．分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表：
条件改变
平衡移动方 向
c(H＋)
n(H＋)
电离程 度
导电能 力
升高温度
向右移动 增大 增大 增大 增强
加 H2O
向右移动 减小 增大 增大 减弱
通 HCl
向左移动 增大 增大 减小 增强
加少量 NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大
增强
加少量 CH3COONa (s)
D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸弱
答案 D
2．下列各组关于强电解质、弱电解质、非电解质的归类，完全正确的是( )
选项
A
B
C
D
强电解
Fe
NaCl CaCO3 HNO3
质
弱电解 质
CH3COOH
NH3 H3PO4 Fe(OH)3
非电解 质
C12H22O11(蔗 糖)
BaSO4
C2H5O H
H2O
易错问题归纳： (1)CO2、SO2、NH3 等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成 H2CO3、H2SO3、NH3·H2O 等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。 (2)电解质的强、弱与其溶解性无关。难溶的盐如 AgCl、CaCO3 等，溶于水的部分能完 全电离，是强电解质。易溶的如 CH3COOH、NH3·H2O 等在溶液中电离程度较小，是 弱电解质。 (3)溶液的导电能力与电解质的强弱无关。溶液的导电能力取决于溶液的离子浓度和离 子所带的电荷，与电解质的强弱无关。
高考化学二轮复习知识点专题解析 弱电解质的电离平衡
[核心素养发展目标] 1.证据推理与模型认知：通过分析、推理等方法认识强弱电解质的本质特征及电离平衡 常数的意义，建立判断强弱电解质和“强酸制弱酸”的思维模型。 2.变化观念与平衡思想：知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确书写弱电解质 的电离方程式，会分析电离平衡的移动。 知识梳理 一、强电解质和弱电解质 1．电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。 2．强电解质和弱电解质 (1)实验探究盐酸和醋酸的电离程度 取相同体积、0.1 mol·L－1 的盐酸和醋酸，比较它们 pH 的大小，试验其导电能力，并 分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象。
高二化学知识点总结：电离平衡
以下是©⽆忧考⽹为⼤家整理的关于《⾼⼆化学知识点总结：电离平衡》，供⼤家学习参考！⼀、强弱电解质的判断1、电解质和⾮电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质⼜不是⾮电解质。
2、判断电解质的关键要看该化合物能否⾃⾝电离。
如NH3、SO2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在⽔溶液或熔化时），与其溶解性、导电性⽆关。
4、离⼦化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，部分是⾮电解质如酒精、蔗糖等。
⼆、电离平衡1、弱电解质才有电离平衡，如⽔：2H2O =H3O++OH-。
2、电离平衡的特征：等（V电离=V结合≠0）动（动态平衡）定（各微粒浓度⼀定）变3、影响电离平衡的外界条件：温度越⾼，浓度越⼩，越有利于电离。
加⼊和弱电解质具有相同离⼦的强电解质，能抑制弱电解质的电离。
4、电离⽅程式：（1）强电解质完全电离，⽤等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-(2)弱电解质部分电离,⽤可逆符号;多元弱酸分步电离，以第⼀步电离为主，电离级数越⼤越困难；且各步电离不能合并。
如:H3PO4 H++H2PO4- H2PO4- H++HPO42- HPO42- H++PO43-三、⽔的离⼦积（Kw）1、由⽔的电离⽅程式可知：任何情况下，⽔所电离出的H+与OH-的量相等.2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。
Kw只与温度有关，温度越⾼，Kw越⼤。
四、溶液的pH1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）：中性溶液：C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7mol／L pH＝7 ，酸性溶液：C（H＋）>C（OH－） pH<7，碱性溶液：C（H＋）7。
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目夺市安危阳光实验学校专题12 电离平衡解题规律1、酸碱混合恰好反应，谁强显谁性（水解）。
2、pH之和等于14[或C(H+)与C(OH－)相等]的一强一弱等体积混合，谁弱水过量显谁性。
如pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后，离子浓度关系为：C(NH4+)>C(Cl－)>C(OH－)>C(H+)。
3、一强一弱混合呈中性，弱者应稍过量。
如在10mL0.1mol/LNaOH溶液中加入0.1mol/LCH3COOH溶液，当V(CH3COOH)=10mL时溶液呈碱性，要使溶液呈中性，V(CH3COOH)应稍大于10mL。
4、同种弱电解质溶液，越稀电离程度越大，但溶液的C(H+)或C(OH－)反而减小（浓溶液稀释可能增大）。
5、盐类水解规律：越弱越水解，越稀越水解。
①盐水解对应的酸或碱越弱，这种盐的水解程度越大，碱（酸）性越强。
如等浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液，pH顺序为：Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。
②同种盐溶液越稀，水解程度越大，但酸碱性减弱。
如0.1mol/L的NH4Cl与(NH4) 2SO4溶液，水解程度：NH4Cl >(NH4) 2SO4，C(H+)：(NH4) 2SO4> NH4Cl。
6.强弱电解质的区别：①相同pH稀释相同倍数，弱电解质的pH变化小。
②等浓度比较等pH比较7离子浓度比较思路对水电离的影响c（H＋）c（OH－）C(H＋)水=c(OH－)水pH=2的盐酸pH=2的硫酸pH=2的醋酸pH=12的NaOHpH=12的Ba(OH)2pH=12的氨水pH=4的氯化铵pH=10的醋酸钠pH=10的碳酸钠题型示例1 电离平衡及影响因素【样题1】醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－下列叙述错误．．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溶液加水稀释，溶液中c(OH－)减小C．CH3COOH溶液中加入少量的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 ＜7＋思路点拨1．影响电离平衡的条件(1)温度：升高温度，因为弱电解质的电离过程是吸热的，电离平衡向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大，电离常数增大。
(2)浓度：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；减小弱电解质电离出的离子的浓度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大；当弱电解质溶液加水被稀释时，平衡向电离的方向移动，有利于弱电解质的电离，离子浓度减小，但离子数目增加。
(3)相关离子：①加碱：与弱酸电离的H ＋反应，使电离平衡正向移动；②加强酸：强酸电离提供H ＋，抑制弱酸电离，但H ＋浓度增大，溶液酸性增强；③加同阴离子的强电解质：同离子抑制弱酸电离，平衡逆向移动。
2．电离平衡常数(1)电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。
在温度一定时，其电离平衡常数就是一个定值；(2)同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离平衡常数不变； (3)K 值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强；(4)多元弱酸电离平衡常数：K 1＞K 2＞K 3，其酸性主要由第一步电离决定。
即时演练1 (2011高考全国新课标卷)将浓度为0.1 mol·L －1HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( )A ．c (H ＋) B ．K a (HF) C ．c (F －)c (H ＋) D ．c (H ＋)c (HF)即时演练2(2011高考福建卷)常温下0.1 mol·L －1醋酸溶液的pH ＝a ，下列能使溶液pH ＝(a ＋1)的措施是( )A ．将溶液稀释到原体积的10倍B ．加入适量的醋酸钠固体C ．加入等体积0.2 mol·L －1盐酸 D ．提高溶液的温度【样题2】已知100 ℃时，水的离子积常数K W ＝1×10－12，对于该温度下pH ＝1的硫酸，下列叙述正确的是( )A ．向该溶液中加入同温同体积pH ＝13的Ba(OH)2溶液，反应后溶液呈中性 B ．该溶液中硫酸电离出的c (H ＋)与水电离出的c (H ＋)之比为10－10C ．等体积的该硫酸与室温下pH 为1的硫酸中和碱的能力相同D ．该溶液中水电离出的c (H ＋)是pH 为3的硫酸中水电离出的c (H ＋)的100倍思路点拨1．水的电离平衡特点 (1)水是极弱的电解质，存在电离平衡。
(2)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，c (H ＋)和c (OH －)同时增大，K W 增大，但由于c (H ＋)和c (OH －)始终保持相等，故仍呈中性。
(3)水的离子积不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液，即水的离子积揭示了在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，且H 2O 电离出的c (H ＋)和c (OH －)总是相等。
(4)向纯水中加入酸或碱，由于酸或碱电离产生的H ＋或OH －，使溶液中的c (H＋)或c (OH －)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。
(5)当向水中加入含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐时，由于它们能跟水电离出的H ＋或OH ―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大，但K W保持不变。
2．溶液的酸碱性在一定温度的水溶液中，无论是酸性、中性，还是碱性溶液，H＋和OH－始终同时存在，二者相互依存，缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼长，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于K W。
常温下，溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小：中性溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1；酸性溶液中，c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞1×10－7mol·L－1；碱性溶液中，c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜1×10－7mol·L－1。
3．关于酸、碱混合时的定性判断：常温时，酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完全中和。
即使恰好完全中和，溶液也不一定呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外，酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。
一般酸或碱过量或生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
即时演练3 25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ΔH＞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D．将水加热，K W增大，pH不变【样题3】(2011高考山东卷部分)常温下，H2SO3的电离常数K a1＝1.2×10－2，K a2＝6.3×10－8；H2CO3的电离常数K a1＝4.5×10－7，K a2＝4.7×10－11。
某同学设计实验验证H2SO3酸性强于H2CO3：将SO2和CO2气体分别通入水中至饱和，立即用酸度计测两溶液的pH，若前者的pH小于后者，则H2SO3酸性强于H2CO3。
该实验设计不正确，错误在于____________。
设计合理实验验证H2SO3酸性强于H2CO3(简要说明实验步骤、现象和结论)。
________________________________。
仪器自选，供选择的试剂：CO2、SO2、Na2CO3、NaHCO3、Na2SO3、NaHSO3、蒸馏水、饱和石灰水、酸性KMnO4溶液、品红溶液、pH试纸。
思路点拨:弱电解质相对强弱的比较方法1．利用等温度下电离平衡常数大小进行判断。
电离平衡常数越大，酸性或碱性越强，如醋酸的电离平衡常数大于碳酸，醋酸的酸性强于碳酸。
2．利用以强制弱规律进行判断。
如醋酸能与碳酸钠反应生成二氧化碳，说明醋酸酸性强于碳酸。
3．利用相同条件下等物质的量浓度的离子浓度大小、pH大小、导电能力强弱等判断。
如相同条件下，醋酸的H＋浓度大于碳酸、pH小于碳酸、导电性强于碳酸。
4．利用稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系进行判断。
如将pH＝2的酸溶液稀释100倍，若稀释后的pH ＜4，则证明酸为弱酸；若稀释后的pH ＝4，则证明酸为强酸。
5．利用在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢进行判断。
如将Zn 粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。
6．利用元素周期律进行判断。
如非金属性：Cl ＞S ＞P ＞Si ，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3；金属性：Na ＞Mg ＞Al ，则最高价氧化物水化物的碱性：NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。
即时演练4已知25 ℃时弱电解质电离平衡常数：K a (CH 3COOH)＝1.8×10－5，K a (HSCN)＝0.13。
25 ℃时，将20 mL 0.10 mol·L －1CH 3COOH 溶液和20 mL 0.10 mol·L －1HSCN 溶液分别与20 mL 0.10 mol·L －1NaHCO 3溶液混合， 实验测得产生的气体体积(V )随时间(t )变化的示意图为： 反应初始阶段，两种溶液产生CO 2气体的速率存在明显差异的原因是______________，反应结束后所得两溶液中，c (CH 3COO－)______c (SCN －)(填“＞”“＜”或“＝”)。
题型示例2 溶液pH 及其计算【样题1】已知在100℃的温度下(本题涉及的溶液温度均为100℃)，水的离子积K W ＝ 1×10－12。
下列说法正确的是 ( )A ．0.05 mol/L 的H 2SO 4溶液pH ＝1B ．0.001 mol/L 的NaOH 溶液pH ＝11C ．0.005 mol/L 的H 2SO 4溶液与0.01 mol/L 的NaOH 溶液等体积混合，混合溶液pH 为6，溶液显酸性D ．完全中和pH ＝3的H 2SO 4溶液50 mL ，需要pH ＝11的NaOH 溶液50 mL 题型示例3 盐类水解的原理及其应用【样题1】关于氯化铁水解的说法错误的是（ ） A ．水解达到平衡(不饱和)时，无论加氯化铁饱和溶液还是加水稀释，平衡均向正方向移动B ．浓度为5 mol/L 和0.5 mol/L 的两种FeCl 3溶液，其他条件相同时，Fe 3＋的水解程度前者比后者小C ．有50℃和20℃的同浓度的FeCl 3溶液，其他条件相同时，Fe 3＋的水解程度前者比后者小D ．为抑制Fe 3＋水解，较好地保存FeCl 3溶液，应加少量盐酸 1．盐类水解的特征(1)能发生水解反应的盐必须是可溶性盐；(2)只有可溶性盐电离出的弱酸根阴离子或弱碱阳离子才能与H ＋或OH －结合生成弱电解质；(3)盐类水解促进水的电离，使溶液c (H ＋)和c (OH －)的相对大小发生改变，但水的离子积常数K W 保持不变；(4)盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应，一般不能进行到底。