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2013高考化学二轮复习攻略：专题7 电解质溶液ppt课件

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高考化学二轮复习电解质溶液微 溶液中的“四大”常数课件

高考化学二轮复习电解质溶液微 溶液中的“四大”常数课件

动，平衡常数减小
3.有机化学中常见的氧化、还原反应
3)Ksp(CaF2)=5.29×10-9,除铁后所得100 mL溶液中c(Ca2+)=0.01 mol·L-1,加
不变，c(H )不变，则c（HY）与原 HY 溶液的相同，C 项错误。HX 是强 两DC..汽氯个车仿晶尾的胞气化结中学构含名示有称意的是图氮四可氧氯知化化，＋物碳Li1是-x汽Fe油PO不4完相全比燃于烧LiF造eP成O的4缺失一个面－心的Li+以及一 c（Y ） 个氮原子能形成三个共价键，属于原子(共价晶体)，平均1个氮原子属于本身的
度先增大后减小，D 项错误。
14
3．常温下，分别向等体积、浓度均为 0.1 mol·L－1 的 HX 溶液和 HY 溶液 中加水进行稀释，两溶液的 pH 随 lgVV0(设稀释前酸溶液的体积为 V0，稀释 后酸溶液的总体积为 V)的变化曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A．当两溶液的 lgVV0相等时，两种溶液中 c(X－)＝c(Y－)＋c(HY) B．HY 的电离平衡常数约为 1.1×10－3
)=10×0.02
mol×96
2
g·mol-1=19.2
g,则M的摩尔
a1 a2
2
2
(1)某粒子一般不与其他元素的原子反应，这种粒子的符号是_____。
积常数分别为 K 、K′ 、K″ 。 mol,m(Co)=59× g;在1 000 ℃时,固体质量不再变化,说明Co(OH)2完全
a.Be—H中氢原子带负电，H—O中氢原子sp带正电，符合双氢sp键定义；b.O—Hs和p
√C．将 pH＝2 的两种溶液等体积混合后，cc（（HYY－））比原 HY 溶液的大
D．当 lgVV0＝4 时，若两溶液同时升高温度，则cc（（YX－－））增大

电解质溶液课件 PPT

电解质溶液课件 PPT
解: 已知HAc的Ka=1、76*10-5
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH

电解质溶液课件

电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。

高考化学二轮复习电解质溶液课件(64张)(全国通用)

高考化学二轮复习电解质溶液课件(64张)(全国通用)
⑤恰好中和指酸碱均无剩余，溶液中只有盐 类，但溶液不一定是中性，可能是酸性，也 可能是碱性。
33
4.盐类的水解 (1)盐的水解实质 盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出
的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子， 破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动， 使溶液中H+和OH-浓度发生变化。
19
④影响因素：电离过程是吸热的，温度升高 电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱 电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向 着有利于电离的方向移动，即加水可促进 弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相 同的离子，则弱电解质的电离程度减小； 若加入能与弱电解质的离子结合的离子， 则弱电解质的电离程度将变大。
电解质溶液
1
热点知识剖析
关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解 质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理 解，水的电离、离子积常数及pH的有关计 算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解 平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比 较、离子共存等是选择题中常见的题型， 将离子平衡的知识与生产、生活相结合， 是非选择题中常见的题型。
方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正、
负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀
。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉
淀生成的速率相等时建立动态平衡。
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-
(aq),Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)。
12
重点知识归纳 1.强电解质与弱电解质 (1)电解质与非电解质 ①电解质：在水溶液中或熔融状态下能 导电的化合物。 ②非电解质：在水溶液中或熔融状态下 都不能导电的化合物。
2
在复习中要注意理清“强、弱电解质” 、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解” 和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识 点和有关规律，学会从化学平衡的角度理 解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱 电解质的电离特点理解盐的水解知识，通 过知识的运用强化对问题的分析判断和推 理计算的能力。

高中化学专题7 电解质溶液(72张ppt)

高中化学专题7 电解质溶液(72张ppt)

沉淀溶解平衡逆向移动,溶液中 仍等于
,温度不变Ksp不变,故
不变,D
项正确。
返
1.(2018年山东济南模拟)25 ℃时,下列有关电解质溶液的说法正确的是( D )。
A.加水稀释0.1 mol·L-1氨水,溶液中c(H+)·c(OH-)和
均不变
B.向饱和AgCl溶液中加入少量AgNO3固体,AgCl的Ksp和溶解度均不变 C.向盐酸中滴加氨水,由水电离出的c(H+)=10-7 mol·L-1时,溶液一定显中性
答 案
解析
返
解析▶根据表格数据分析可知,酸性H2SO3 >HCOOH>CH3COOH>HS 。因为乙 酸的酸性大于HS 而小于H2SO3,所以Na2SO3和乙酸反应生成NaHSO3和乙酸钠, 故A项错误;因为HCOO-水解使甲酸钠呈碱性,且存在质子守恒,c(OH-)=c(H+)+ c(HCOOH),因为溶液的pH=8,所以c(OH-)=10-6 mol·L-1,c(H+)=10-8 mol·L-1,所以 c(HCOOH)=9.9×10-7 mol·L-1,故B项正确;等浓度的乙酸和甲酸溶液中存在电离 平衡,假设甲酸溶液的pH=b, =10-4.74, =10-3.74,计算得b=a-0.5,故C项错 误;因为甲酸的酸性比HS 的酸性强,所以同温度下,等浓度的溶液中HCOO-的 水解程度小于S 的水解程度,即等浓度的甲酸钠的pH小于亚硫酸钠,故D项错 误。
3.酸碱中和滴定实验操作
(1)滴定前的准备工作。a.滴定管的检漏:关闭活塞,加水观察活塞周围有无水渗出;旋
转活塞180°再检验有无水渗出。b.洗涤:滴定管用水洗后一定要用待装液进行润洗;
锥形瓶水洗后不能进行润洗。c.装液调零:将溶液装入滴定管中,赶出气泡,并将液面

高中化学二轮复习专题二电解质溶液[可修改版ppt]

高中化学二轮复习专题二电解质溶液[可修改版ppt]

c(NH
＋
4
)·c(OH－)减小，B项错误；用硝酸完全中和后，生成硝酸
铵，硝酸铵为强酸弱碱盐，其水解显酸性，C项正确；因为氨
水为弱碱，部分电离，所以0.1 mol·L－1的溶液中c(OH－)远远小
于0.1 mol·L－1，D项错误。
答案：C
“电离平衡”分析判断中的常见误区 (1)误认为电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度一定 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)误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度 都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)增大。
盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱 酸强碱盐、弱酸弱碱盐)
升高 _____电离，离子浓度 _____水解，
温度 _促__进_，K_____
增大
增大
加水 促进电离，离子浓度(除
影 稀释 OH－减外小)_____不，变K_____
响
因 素
加入 相应
加入CH3COONa固体或 盐酸，抑制电促离进，K不变
K____ 促促进进水解，离增子大 浓度(除H＋ 外K_不)___变_____， 减小 加入CH抑3C制OOH 或NaOH， _____水解，K 不变
(2)测量0.1 mol·L－1氨水的pH，若pH<13，说明氨水显弱碱
性；测NH4Cl溶液的pH，若pH<7，说明氨水显碱性。
解析：氨水是弱碱，书写离子方程式时不能拆写，应为Al3
＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
＋
4
，A项错误；加水稀释虽然
Hale Waihona Puke 能促进氨水的电离，但c(NH＋
4
)和c(OH－)都减小，即

第8章电解质溶液 84页PPT文档


极
S
O
24
S
O
24
极
ZnSO4溶液 CuSO4溶液
在阴极上发生还原的是
C u2aq2e C u(s)
阴离子迁向阳极 在阳极上发生氧化的是
Daniell电池
Z ns Z n2(aq)2e
在电极上发生反应的先后由其性质决定
在电解池中， 用惰性电极
-
- 电源 +
e-
+
e-
Pt
Pt
第八章 电解质溶液
电解
电能
电池
化学能
第八章 电解质溶液
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律 §8.2 离子的电迁移率和迁移数 §8.3 电解质溶液的电导 §8.4 电解质的平均活度和平均活度因子 §8.5 强电解质溶液理论简介
§8.1 电化学中的基本概念和电解定律
1. 原电池和电解池 电化学主要是研究电能和化学能之间的
把离子B所运载的电流与总电流之比称为离子B
的迁移数（transference number）用符号 t B 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
t B 是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
2.2 离子迁移数的定义
说明： （1）迁移数在数值上还可表示为：
t

I I
Q r
U
9 64 8 4 .6C m o l 1 96500C m ol1
如果在电解池中发生如下反应：
M z z e M ( s ) 电子得失的计量系数为 z+，欲从阴极上沉积
出1 mol M(s)，即反应进度为1 mol 时，需通入的电 量为 Q
Q(1) z+eLz+F

电解质溶液PPT课件


2、盐效应
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具有共 同离子的强电解质而使弱电解质的电离度略有增大
的现象称为盐效应。
例如，在1L0.1mol/L HAc溶液中加0.1molNaCl,
会使HAc的解离度由原来的0.013上升至0.017。
原因：加入不具有共同离子的强电解质时，溶
液中离子的浓度显著增大，离子间相互牵制作用增 强，减少了离子结合成分子的机会，从而导致弱电
.
10
❖ 例如：25℃时，0.1mol/LHAc α =1.33% ❖ 表示：一万个醋酸分子中有133个发生了
电离。 2.影响因素：内因：弱电解质的本性；
外因：溶液的温度，溶液浓度 通常说某种电解质溶液的电离度都是指一 定温度和一定浓度时的电离度。
.
11
❖ 3.意义：反映电解质的相对强弱。
根据 25℃，0.1mol·L-1 α 电解质溶液的α判断强弱:
第二章 电解质溶液
第一节 弱电解质溶液的解 离平衡
第二节 酸碱质子理论
第三节 酸碱溶液pH的计算
.
1ห้องสมุดไป่ตู้
本章学习要求
❖ 充分理解弱电解质的解离平衡移动原理 ❖ 掌握质子理论、共轭酸、共轭碱 的概念 ❖ 熟悉弱酸 弱碱 酸常数Ka 碱常数Kb 的概念 ❖ 熟练掌握酸碱 pH 值计算
.
2
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
>30% 强电解质 5~30% 中强电解质 <5% 弱电解质
.
12
电离常数K和电离度α影响因素： 相同：都受电解质本身性质和温度的影响； 不同：α受电解质浓度的影响。
提到浓度对电离度α的影响，就不能不知道什
么是同离子效应和盐效应。下面我们就来学习

第十章电解质溶液ppt课件


电解质溶液中质点数较多(i值总是大于1)，阿仑尼乌 斯认为电解质在水溶液中是电离的。但电解质存在强弱 之分，因而i值不同。 电解质溶液的i值总是小于百分之百电离时质点所应扩大 的倍数，阿仑尼乌斯认为这是电解质不完全电离的结果。
表10-3 几种电解质不同浓度水溶液的 i 值
m/mol·kg-1 i值 电解质
酸碱可通过H的关系统一 :
酸
H + 碱
(2) 酸碱的特征以H+的传递判断
共轭酸碱对：
酸
H+ + 碱
HCl H+ + Cl-
NH
+ 4
H2O HPO42-
H+ + NH3 H+ + OH-
H+ + PO43-
酸中有碱， 碱可变酸； 知酸便知碱， 知碱也知酸。
(3) 酸碱的强度 ——与溶剂有关
以H2O作溶剂时，酸碱的标度是以H2O为标准，
下列酸的酸强度序是： ( HClO4、H2SO4、HNO3、HCl ) > H3PO4 > HF > HAc
> NH4+ > H2O > HS其共轭碱的碱强度序是：
S2- > OH- > NH3 > Ac- > F- > H2PO4- >H2O> ( ClO4-、HSO4-、Cl-、NO3- ) 弱酸(或弱碱)的浓度相同时，Ka1(或Kb1)的大小直接 反映了弱酸(或弱碱)的强度。
知酸便知碱，知碱也知酸。
可用于非水体系，酸碱强度可通过 Ka、Kb 定量说明。
消灭了盐的概念盐是离子酸碱加合物。
缺点：对无质子参予的酸碱反应不能解释，如： CaO + SO3 CaSO4 B(OH)3 +OH- B(OH)4Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+
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专题7 电解质溶液
1．了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。 2．了解水的电离、离子积常数。 3．了解溶液pH的定义、能进行pH的简单计算。
4 ．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因 素、盐类水解的应用。
5 ．了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶 解、生成和转化过程。
(2011· 新课标，10)将浓度为0.1 mol· L－1 HF溶液 加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( A．c(H＋) cF－ C. c H＋ B．Ka(HF) c H＋ D. c HF )
答案：B
－ －
2 ．已知室温时， 0.1mol/L 某一元酸 HA 在 水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是 ( ) A．该溶液的pH＝4 B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7 D ．由 HA 电离出的 c(H ＋ ) 约为水电离出的 c(H＋)的106倍
解析：根据 HA在水中的电离度可算出c(H )＝ 0.1× 0.1% mol/L＝10 4mol/L，所以pH＝4；因HA在水中
(4)重水存在电离平衡： D2O D＋＋OD－或 2D2O D3O ＋ OD ，NH
＋ － ＋
4
发生水解，实质是与重水电
离出的 OD－结合生成弱电解质 NH3· HDO，从而使溶液显 酸性，故反应的离子方程式为 NH 4 ＋D2O NH3· HDO＋ D 或 NH
＋ ＋ ＋
4
＋ 2D2O NH3· HDO＋ D3O 。(5)AgCl存在溶
表示难溶电解 表示盐的水 质在水中的溶 解能力。Kh 解能力。Ksp只 随温度的升 与难溶电解质 高而增大 的性质和温度 有关
平衡移 电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡同化学平衡都为动 动的影响 态平衡，平衡的移动符合平衡移动原理(勒夏特列原理) 因素
[例 1]液氨、 NH3· H2O、 CH3COOH、 NH4Cl、 AgCl 等物质在一定条件下存在动态平衡。 (1)液氨的电离类似于水的电离，试写出液氨的电离 方程式 ______________；在液氨中加入 NH4Cl，则平衡 将向 ________移动。 (2)已知 25℃时， K(CH3COOH)＝ 1.75× 10 5，
3．(2011·重庆，8)对滴有酚酞试液的下列 溶液，操作后颜色变深的是( ) A．明矾溶液加热 B．CH3COONa溶液加热 C．氨水中加入少量NH4Cl固体 D．小苏打溶液中加入少量的NaCl固体
解析：酚酞遇到碱变红色，遇到酸不变色， 故滴有酚酞试液的溶液颜色变深，是因为 溶液的碱性增强。明矾溶液水解显酸性， 故 A 错； CH3COONa 溶液显碱性，加热时 水解程度增大，碱性增强，故 B 正确；氨 水中加入少量 NH4Cl 固体，会使氨水的电 离程度减小，碱性减弱，颜色变浅，故 C 错； NaCl 固体对 NaHCO3 的水解无影响， 故D错。 答案：B
＋
解平衡： AgCl(s) Ag＋ (aq)＋ Cl－ (aq)，电离出的 Ag＋与 S2－反应生成溶解度更小的 Ag2S沉淀而导致溶液中 c(S2－ ) 减小。
答案： (1)2NH3 NH2 ＋ NH4
＋
＋
逆反应方向 (3)> ＝
(2)pH(NaHCO3)>pH(CH3COONa)
＋ ＋ (4)NH＋ ＋ D O NH · HDO ＋ D ( 或 NH 4 2 3 4＋
－
解析：(1)液氨的电离方程式为 2NH3 NH2 ＋ NH＋ 4 ，加入 NH4Cl，平衡向逆反应方向移动。 (2)电离平衡常数越大，则酸越强，故CH3COOH
－ 酸性强于H2CO3，这说明HCO3 较CH3COO－更易水
＋
解，所以两溶液中pH(NaHCO3)>pH(CH3COONa)。
(3)pH相同的氨水和NaOH溶液，稀释相同 倍数，由于稀释促进NH3·H2O的电离，氨 水的pH大于NaOH溶液的pH，若稀释后二 者的pH相等，则氨水稀释的倍数大于 NaOH稀释的倍数。
－
＋
有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所 以 c(H )将增大，pH值会减小；C选项可由平衡常数表达 c H c A 式算出K＝ ＝1× 10－7，所以C无错误；D选项 c HA
＋ － ＋
由水电离出的c(H＋)＝10－10mol/L。
4．(2011·浙江，13)海水中含有丰富的镁 资源。某同学设计了从模拟海水中制备 MgO的实验方案。
＋ － HCO Na Cl 模拟海水中的 ＋ ＋ 离子浓度 0.43 0.05 0.01 0.5 0.00 /mol·L－1 9 0 1 60 1
Mg2 Ca2
注：溶液中某种离子的浓度小于1.0×10－5 mol·L －1 ，可认为该离子不存在；实验过 程中，假设溶液体积不变。 Ksp，CaCO3＝4.96×10－9 Ksp，MgCO3＝6.82×10－6 Ksp，Ca(OH)2＝4.68×10－6 Ksp，Mg(OH)2＝5.61×10－12
－
答案：D
2．(2011·全国卷，9)室温时，将浓度和体 积分别为 c1 、 V1 的 NaOH 溶液和 c2 、 V2 的 CH3COOH 溶液相混合，下列关于该混合 溶液的叙述错误的是( ) A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2 B ．在任何情况下都是 c(Na ＋ ) ＋ c(H ＋ ) ＝ c(CH3COO－)＋c(OH－)
子浓度的大小比较。⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度 的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试 题。此类题目考查的内容既与盐的水解有关， 又与弱电解质的电离平衡有关。题目不仅偏重 考查粒子的浓度大小顺序，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。
考点 1 因素
电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡及影响
几种平衡常数的比较
水的电离 H2O H ＋OH－
＋
电离平衡 NH3· H2O N
－ H＋ 4 ＋OH
水解平衡
－ CO) Cu2＋ (aq)＋ 2OH－ (aq) Ksp＝ [Cu2＋ ] [OH－ ]2
下列说法正确的是( ) A．沉淀物X为CaCO3 B．滤液M中存在Mg2＋，不存在Ca2＋ C．滤液N中存在Mg2＋、Ca2＋ D ．步骤②中若改为加入 4.2g NaOH 固体， 沉淀物Y为Ca(OH)2和Mg(OH)2的混合物
解析：本题主要考查溶度积的计算和分析。 步 骤 ① 发 生 Ca2 ＋ ＋ OH － ＋ HCO===CaCO3↓＋H2O，步骤②： Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2＋)×(10－3)2＝ 5.61×10－12，c(Mg2＋)＝5.61×10－6。 Q[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)×(10－3)2＝10－8<Ksp， 无Ca(OH)2析出，A项正确，生成了0.0001 mol CaCO3；剩余c(Ca2＋)＝0.001 mol/L， B项错误；c(Mg2＋)＝5.61×10－6<10－5， 无剩余，C项错误；
生成0.05 mol Mg(OH)2，余0.005 mol OH－， Q[Ca(OH)2] ＝0.01×0.0052＝2.5×10－ 7<K ，无Ca(OH) 析出，故D项错误。 sp 2 答案：A
水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是
高考中考点分布较多的内容之一。其中沉淀溶解平衡是
新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题， 其考查主要内容有：①电离平衡。②酸、碱混合溶液酸 碱性的判断及pH的简单计算。③盐对水电离平衡的影响 及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。④电解质溶液中离
＋
＋
－
的数目不断增多， HF分子数目不断减少，但由于溶液体积的 增大程度大于电离生成的 H 数目的增大程度，从而有 c(H )、 c(F )、 c(HF)均减小，但根据水的离子积知，溶液中只有 c(OH
－ － ＋ ＋
)增大，从而排除 A项，由于温度不变，故电离常数不变，排
＋
c H － 除 B；根据电离常数的表达式知 ＝ Ka(HF)/c(F )，由于 c HF c(F )减小，故 D项始终保持增大， D正确。
举例
H2O HC
－ O－ 3 ＋OH
平衡常数 表达式
KW＝ [H
＋
Kb＝
＋ [NH4 ][OH －
Kh＝ [HCO－ 3 ][O
－ H－ ]/[CO2 3 ]
][OH－ ]
]/[NH3· H2O]
表示水的 平衡常数 电离程度。 的意义及 KW随温度 影响因素 的升高而 增大
表示弱电解质 的相对强弱。 Ka、Kb均随温 度的升高而增 大
－
K(H2CO3)＝ 4.30× 10－7，则同温下，同浓度的 CH3COONa、 NaHCO3溶液 pH大小顺序为 ________。
(3)pH相同的氨水和氢氧化钠溶液，分别用蒸馏水稀释至 原来体积的 m倍和 n倍，稀释后两溶液的 pH仍相同，则 m________n(填 “>”“<”或“＝”)；若改用 pH相同的盐酸和硫 酸溶液，进行上述操作，则 m________n(填 “>”“<”或 “＝” )。 (4)NH4Cl在重水中显酸性，试用离子方程式表示这一反 应 ________。 (5)已知 25℃时， Ksp(Ag2S)远远小于 Ksp(AgCl)，则在 Na2S 溶液中加入 AgCl固体，会导致溶液中 c(S2 )________。
C ． 当 pH ＝ 7 时 ， 若 V1 ＝ V2 ， 则 一 定 是 c2>c1 D．若V1＝V2，c2＝c1，则c(CH3COO－)＋ c(CH3COOH)＝c(Na＋)
解析：当NaOH和CH3COOH按照等物质的 量反应时，形成的是强碱弱酸盐，显碱性， pH>7，而NaOH过量时，其pH也大于7，故 A错误；B项符合电荷守恒关系式；当pH＝ 7时，CH3COOH的物质的量需大于NaOH的 物质的量，若V1＝V2，一定是c2>c1，C项正 确；若V1＝V2，c1＝c2，则NaOH和 CH3COOH恰好中和，依据物料守恒，知D 项正确。 答案：A