第8讲 “水溶液中的离子平衡”备考复习应该抓什么
水溶液中的三大平衡(弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡)是历年高考的重点内容。其中溶液中粒子(分子或离子)浓度大小比较类试题是重要的考查题型，涉及酸碱中和反应、盐类的水解、弱电解质的电离平衡等内容，突出对溶液中各种守恒关系的考查。 1．抓住三个平衡，用好移动原理 (1)弱电解质的电离平衡
①以CH 3COOH 溶液为例：CH 3COOH
CH 3COO －＋H ＋(正向吸热)
电离平衡常数：K a ＝c （CH 3COO －）·c （H ＋）c （CH 3COOH ）
相同条件下，电离常数越大，电离程度越大，c (H ＋)越大，酸性越强；
②根据化学平衡移动原理，分析加水稀释、加冰醋酸、通HCl 、加NaOH(s)、加活泼金属、升高温度等情况下，电离平衡移动方向及离子浓度、K a 的变化； ③当分别在水中加醋酸、加NaOH 、加AlCl 3、加金属钠、升高温度等条件改变时，分析判断水的电离平衡移动的方向、电离程度的大小、pH 的变化、K w 的变化。
(2)盐类的水解平衡 ①盐类水解的规律
难溶不水解，无弱不水解，有弱才水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
②常见离子(如NH ＋4、Fe 3＋、Al 3＋、ClO －、AlO －2、HCO －3、HS －、CO 2－3、S 2－)的水
解方程式的书写。
③水解平衡与电离平衡的比较
(3)难溶电解质的溶解平衡 A m B n (s)
m A n ＋(aq)＋n B m －(aq)
K sp ＝c m (A n ＋)·c n (B m －)
①溶度积(K sp )只与难溶电解质的性质和温度有关，相关离子浓度的改变可使沉淀溶解平衡发生移动，但不能改变溶度积。一般温度升高平衡右移，溶度积增大，但Ca(OH)2相反。
②当Q c ＝K sp ，溶液饱和，沉淀的生成与溶解处于平衡状态；Q c >K sp ，溶液过饱和，有沉淀析出；Q c ③一般来说，K sp 大的沉淀容易转化为K sp 小的沉淀。K sp 相差不大时，若满足Q c >K sp ，K sp 小的沉淀也可以转化为K sp 大的沉淀。 【例1】 室温下，水的电离达到平衡：H 2O H ＋＋OH －。下列叙述正确的 是( ) A ．将水加热，平衡向正反应方向移动，K W 不变 B ．向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c (H ＋)增大 C ．向水中加入少量NaOH 固体，平衡向逆反应方向移动，c (OH －)降低 D ．向水中加入少量CH 3COONa 固体，平衡向正反应方向移动，c (OH －)＝c (H ＋) 2．抓住三个关系，学会pH 的求算 (1)三个关系：即溶液中c (H ＋)与c (OH －)的关系、c (H ＋)与pH 的关系、pH 与溶液 酸碱性的关系。 (2)溶液pH的计算方法：先判断溶液的酸碱性，再计算离子浓度(酸性溶液求H＋浓度，碱性溶液求OH－浓度)，最后求pH。 【例2】在T℃时，某Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b＝12。向该溶液中逐滴加入pH＝c的盐酸(T℃)，测得混合溶液的部分pH如下表所示。 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则c为() A．3 B．4 C．5 D．6 3．抓住三个守恒，判断粒子浓度大小 (1)溶液中的“三个守恒”关系 ①电荷守恒：是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)； ②物料守恒：是指电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数不会改变的情况。如NaHCO3溶液中c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO－3)＋c(CO2－3)； ③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H＋)的物质的量应相等。如在NaHS溶液中，c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即c(H2S)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)。 (2)溶液中粒子浓度大小的判断 ①单一溶质的溶液中弱电解质的电离或盐类的水解是微弱的，电离或水解产生的微粒都非常少；酸式盐要比较电离程度和水解程度的相对大小； ②不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要注意其他离子对该离子的影响； ③溶液混合时，先判断溶液之间是否会发生反应：若不反应，则考虑各自的电离 或水解情况；相互反应时要注意反应之后的溶液中溶质种类、量的多少以及两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。 【例3】将0.2 mol·L－1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，下列关系正确的是() A．2c(K＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(H2CO3) B．c(Na＋)>c(K＋)>c(HCO－3)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(H＋) C．c(OH－)＋c(CO2－3)＝c(H＋)＋c(H2CO3)＋0.1 mol·L－1 D．3c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3) 4．抓住一个比较，掌握两个判断 (1)一元强酸与一元弱酸的比较 ①比较同体积、同物质的量浓度的盐酸和醋酸：酸性的强弱、溶液中c(H＋)的大小、中和碱的物质的量、与金属反应起始速率及产生H2的总量等。 ②比较同体积、同pH(H＋相同)的盐酸和醋酸：酸的物质的量浓度大小、中和碱的物质的量、与金属反应过程中的平均速率及产生H2的总量等。 (2)溶液酸碱性的判断 ①将同浓度的弱酸(弱碱)溶液和强酸(强碱)溶液稀释相同的倍数，前者的pH的变化要小。 ②加水无限稀释，酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。 ③溶液混合发生反应后要根据溶质的具体情况分析，如： pH＝n(n＜7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7； pH＝n(n＜7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的盐酸和pH＝14－n的氨水溶液等体积混合，混合溶液pH＞7。(3)电解质强弱的判断 如判断HA的酸性强弱，常用的方法有： ①从是否完全电离的角度分析：配制一定物质的量浓度的HA溶液(0.1 mol·L－1)，测其pH，若pH＞1，则说明HA是弱酸；若pH＝1，则说明HA是强酸。 ②从电离平衡移动的角度分析：将HA溶液加水稀释100倍后，溶液的pH增大小于2时为弱酸；或向HA溶液中加入NaA晶体，溶液的pH变化时为弱酸。③从盐类水解的角度分析：将HA相应的钠盐(NaA)溶于水，测其pH，若pH＞7， 则说明HA是弱酸；若pH＝7，则说明HA是强酸。 【例4】(2015·江苏，14)室温下，向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH＝7(通入气体对溶液体积的影响可忽略)，溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是() A．向0.10 mol·L－1 NH4HCO3溶液中通CO2：c(NH＋4)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3) B．向0.10 mol·L－1 NaHSO3溶液中通NH3：c(Na＋)>c(NH＋4)>c(SO2－3) C．向0.10 mol·L－1Na2SO3溶液中通SO2：c(Na＋)＝2[c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3)] D．向0.10 mol·L－1 CH3COONa溶液中通HCl：c(Na＋)>c(CH3COOH)＝c(Cl－) 一、弱电解质的电离平衡 1．稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2O NH＋4＋OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH－)增大，应加入适量的物质是() ①NH4Cl固体②硫酸③NaOH固体④水⑤加热 ⑥加入少量MgSO4固体 A．①②③⑤B．③⑥ C．③D．③⑤ 2.某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是() A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．a点K w的数值比c点K w的数值大 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度 3．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 【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、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 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。 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 水溶液中的离子平衡 1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）. A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-） B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-） C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-） D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-） 2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示 该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是? 3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是（） A、图中A、 B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＞D B、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小 C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点 D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042- 4. 设水的电离平衡线如图所示： (1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B 点,则此时水的离子积从_____增加到____,造成水的离子积增大的原因是____. (2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则 Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____. (3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13,若要 使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__ 5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42-．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入 NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）A．该温度高于25℃ B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-10mol/L C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离 D．该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性 考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征 (三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因 弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。 《第三章水溶液中的离子平衡》单元测试题 满分：100分时间90分钟 1．下列电离方程式书写正确的是() A．H2S2H＋＋S2－B．H2S＋H2O H3O＋＋HS－ C．NH3＋H2O===NH＋4＋OH－D．HClO===H＋＋ClO－ 2．等体积等物质的量浓度MOH强碱和HA弱酸溶液混合后，混合液中有关离子浓度应满足的关系是() A．c(M＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) B．c(M＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(M＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(M＋)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－) 3．向盛有0.1mol/LAgNO3溶液的试管中滴加0.05mol/LNa2S溶液至沉淀完全，再向上层清液中滴加足量NaCl，产生的现象及发生的反应是() A．黑色沉淀完全转化为白色沉淀B．既有Ag2S也有AgCl C．不能由黑色沉淀转变为白色沉淀D．只有AgCl白色沉淀 4．用0.1mol·L－1的盐酸滴定0.10mol·L－1的氨水，滴定过程中不可能 ．．．出现的结果是() A．c(NH＋4)>c(Cl－)，c(OH－)>c(H＋) B．c(NH＋4)＝c(Cl－)，c(OH－)＝c(H＋) C．c(Cl－)>c(NH＋4)，c(OH－)>c(H＋) D．c(Cl－)>c(NH＋4)，c(H＋)>c(OH－) 5．25℃，向纯水中加入NaOH，使溶液的pH为11，则该溶液中由NaOH电离出的c(OH－)与由水电离出的c(OH－)之比为() A．1010∶1 B．5×109∶1 C．108∶1 D．1∶1 6. 25℃时，BaCl2溶液呈中性，溶液中存在平衡：H2O H+＋OH－；ΔH＞0，下列叙述正 确的是 A.向溶液中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH―)降低，K w不变 B.向溶液中加入少量固体CuSO4，c (H+)增大，K w不变 C.向溶液中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c (H+)降低，K w不变 D.将溶液加热到90℃，K w增大，溶液仍呈中性，pH不变 7．下列各组离子一定能大量共存的是 A．在含大量Fe3+的溶液中：NH4+、Na+、Cl-、SCN- B．在强碱溶液中：Na+、K+、AlO2-、CO32- C．在c(H＋)=10—13mol/L的溶液中：NH4+、Al3+、CO32-、NO3- D．在pH=1的溶液中：K+、Fe2+、Cl-、NO3- 8．室温下，物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ溶液，其pH依次为7、8、9。下列有关说法正确的是 A．HX、HY、HZ三种酸的强弱顺序为：HZ＞HY＞HX B．HX是强酸，HY、HZ是弱酸，且酸HY强于酸HZ C．X－、Y－、Z－三种酸根均能水解，且水解程度Z－＞Y－＞X－ D．三种盐溶液中X－、Y－、Z－的浓度大小顺序为c(Z－)＞c(Y－)＞c(X－) 9．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是() A．相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B．100mL 0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C．pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5 D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 10．常温下，以下4种溶液pH最小的是() 水溶液中的离子平衡 知识点 Revised on November 25, 2020 【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、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。 （人教版选修四）第三章《水溶液中的离子平衡》综合测试题 （考试时间：90分钟满分：100分） 本试卷分第Ⅰ卷(选择题)和第Ⅱ卷(非选择题)两部分。第Ⅰ卷54分，第Ⅱ卷46分，共100分，考试时间90分钟。 第Ⅰ卷(选择题共50分) 一、选择题(本大题共25小题，每小题2分，共50分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的) 1．下列说法中正确的是(D) A．二氧化硫溶于水能导电，故二氧化硫属于电解质 B．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡属于弱电解质 C．硫酸是强电解质，故纯硫酸能导电 D．氢氧根离子浓度相同的氢氧化钠溶液和氨水导电能力相同 2．将0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是(D) A．溶液中c(OH－)和c(H＋)都减小B．溶液中c(H＋)增大 C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大 A、因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，则氢氧根浓度增大， 故A错误； B、因醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，故B错误； C、醋酸是弱电解质，则醋酸溶液中加水稀释将促进电离，平衡向右移动，故C错误； D、醋酸溶液中加水稀释，溶液的体积增大，则电离产生的氢离子的浓度减小，根据Kw值不变，所以 氢氧根浓度增大，故D正确；故选D． 3．相同温度下，等物质的量浓度的下列溶液中，pH最小的是(C) A．NH4Cl B．NH4HCO3 C．NH4HSO4D．(NH4)2SO4 解析：NH4Cl和(NH4)2SO4对比，水解都呈酸性，(NH4)2SO4pH较小；NH4HCO3水解呈碱性，pH 最大；NH4HSO4为酸式盐，HSO4-完全电离，溶液酸性最强，则pH最小，故选C。 4．下列各电离方程式中，书写正确的是(D) A．H2S2H＋＋S2—B．KHSO4K＋＋H＋＋SO2－4 C．Al(OH)3===Al3＋＋3OH－D．NaH2PO4===Na＋＋H2PO－4 A．氢硫酸分步电离，离子方程式应该分步写，主要以第一步为主，其正确的电离方程式为：H2S H＋＋HS—，故A错误； B．硫酸氢钾为强电解质，应该用等号，正确的电离方程式为：KHSO4==K++H++SO42-，故B错误； C．氢氧化铝为弱电解质，应该用可逆号，正确的电离方程式为：Al（OH）3？==？Al3++3OH-，故C错误； D．磷酸二氢钠为强电解质，溶液中完全电离，电离方程式为：NaH2PO4═=Na++H2PO4-，故D正确； 故选D． 5．下列过程或现象与盐类水解无关的是( B C) A．纯碱溶液去油污B．铁在潮湿的环境中生锈 C．向氯化铁溶液中滴入氢氧化钠溶液产生红褐色沉淀D．浓硫化钠溶液有臭味 A、纯碱即Na2CO3，是强碱弱酸盐，能水解出NaOH：Na2CO3+H2O？==？NaHCO3+NaOH，而 NaOH能使油脂水解达到去油污的目的，A与水解有关，故A不选； B、铁的生锈根据水膜的酸性强弱可以分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀，但均与盐类水解无关，故B选； C、FeCl3和NaOH反应能生成Fe（OH）3沉淀：FeCl3+3NaOH=Fe（OH）3↓+3NaCl，与盐类水解 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 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）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 电解质分子 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3 、CO 2 、C 6H 12O 6 、CH 2 =CH 2 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3 ·H 2 O 、Cu(OH)2 、 混和物 纯净物水溶液中的离子平衡知识点(1)
水溶液中的离子平衡典型练习试题和答案及解析
高中化学选修四水溶液中的离子平衡
《水溶液中的离子平衡》单元测试题
水溶液中的离子平衡知识点
(完整版)《水溶液中的离子平衡》综合测试题(含答案)
水溶液中的离子平衡知识点总结
高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结