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水溶液中的离子平衡

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水溶液中的离子平衡知识点和题型汇总本章涉及三大平衡电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡的相关问题，在高中化学中属于重难点章节，进一步探究水溶液中离子的行为，内容比较抽象且与学生以往的认知不符，难度较高。

1.在水溶液中发生的反应实质都是离子之间的反应，之前我们学习的离子反应发生的条件和离子方程式的书写来表现水溶液中反应的实质，但是水溶液中的反应并没有我们之前学习的那么简单，还会发生一系列的后续反应，比如说离子反应生成的弱电解质会发生微弱的电离，包括弱酸、弱碱和水的电离，我们主要研究弱酸、水和一水合氨的电离情况，多元弱酸的电离比较简单，所以要分步书写，但是多元弱碱的电离比较复杂，高中阶段不作要求，所以电离方程式一步即可。

2.弱电解质的电离是由一种物质发生的，并且同时生成等量的两种离子，所以由弱电解质电离出的两种离子的量永远是一致的，由水电离出的氢离子和氢氧根离子也是一致的，但是题目中所说的离子浓度往往是溶液中的离子的总的浓度，正确区分两者的不同。

3.弱酸和强酸的区别在于电离出氢离子的能力，假如我们将酸电离出的氢离子的多少称为显性能力，酸本身含有的氢离子的多少称为隐形能力，那么很明显强酸的显性能力和隐形能力是相同的，但是弱酸的显性能力远远小于他的隐形能力，但是我们在比较溶液酸碱性时，看的就是显性能力，只有在外界条件的驱动下，弱酸的隐形能力才会转化为显性能力。

4.盐类的水解是有条件的，“有弱才水解”，盐类水解反应是中和反应的逆反应，由于中和反应的程度大，所以盐类水解的程度也是微弱的，并且水解反应是吸热反应，能水解的离子通过结合水电离出来的氢离子或氢氧根离子形成弱酸或弱碱，所以促进了水的电离，溶液中的氢离子或氢氧根离子全部都是由水电离出来的。

5.离子反应发生的条件中还有一条是生成沉淀，但是生成沉淀后并没有停止，而是有一部分沉淀溶解在水中，又重新电离出离子，只要溶液达到饱和状态，溶液中的离子浓度的乘积就满足Ksp，比如硝酸银溶液滴加到氯化钠溶液中，只要银离子和氯离子的乘积大于Ksp，银离子和氯离子就1:1产生沉淀，如果恰好反应，那么溶液中的银离子和氯离子的浓度就是Ksp，如果银离子过量，就相当于过量的银离子抑制了氯化银的溶解，此时氯化银电离出的银离子和氯离子浓度是相同的，但是溶液中的银离子浓度远远大于氯离子浓度。

6.对于弱酸根离子，既能发生水解也能发生电离，我们要通过电离平衡常数和水解平衡常数来比较水解程度和电离程度的大小，当找出程度大的一方时，我们应该忽略程度小的一方产生的影响。

7.分析水溶液中的反应我们要分清主次，抓住主要矛盾，很明显当两种溶液混合时，我们首先考虑的还是离子反应，然后在通过分析离子反应后生成的物质，他们会发生的后续反应，如电离、水解、沉淀溶解等，我们要清楚这些过程都是微弱的，学习这一部分能让我们更多的理解水溶液中的反应。

题型汇总1.离子浓度的比较（1）不同弱酸已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c（H2CO3）=1.5×10-5mol•L-1．（已知H2CO3的第二级电离常数K2=5.6×10-11，HClO的电离常数K=3.0×10-8，已知10-5.60=2.5×10-6）。

下列选项中不正确的是（）A.若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO3-+H+的平衡常数K1=4.2×10-7B.少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液的离子方程式为：Cl2+2CO32-+H2O2HCO3-+Cl-+ClO-C.Cl2与Na2CO3按物质的量之比1：1恰好反应的离子方程式为：Cl2+CO32-+H2O HCO3-+Cl-+HClOD.少量CO2通入到过量的NaClO溶液的离子方程式为：2ClO-+CO2+H2O CO32-+2HClO（2）不同钠盐常温下，浓度均为0.1mol/L的4种钠盐溶液pH如下：溶质Na2CO3NaHCO3NaClO NaHSO3pH 11.6 9.7 10.3 5.2下列说法不正确的是（）A.四种溶液中，Na2CO3溶液中水的电离程度最大B.NaHSO3溶液显酸性的原因是：HSO3-H++SO32-C.向氯水中加入少量NaHCO3（s），可以增大氯水中次氯酸的浓度D.向NaClO溶液中通入少量CO2的离子方程式：2ClO-+CO2+H2O2HClO+CO32-常温下，有下列四种溶液：①②③④0.1mol/L NaOH 溶液pH =11 NaOH溶液0.1mol/L CH3COOH溶液pH =3 CH3COOH溶液下列说法正确的是（）A.由水电离出的c(H+)：①＞③B.③稀释到原来的100倍后，pH与④相同C.②与④混合，若溶液显酸性，则所得溶液中离子浓度可能为：c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D.①与③混合，若溶液pH=7，则V(NaOH)＞V(CH3COOH)（3）不同溶液中的相同离子下列溶液均为0.100mol/L，下列关系正确的是（）①NH4Cl②NH4HSO4③NH4Fe(SO4)2④NH3·H2O（4）混合溶液中离子浓度的比较常温下，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错误的是（）（5）酸式盐溶液中的离子浓度的比较常温下2mL 1mol•L-1NaHCO3溶液，pH约为8，向其中滴加几滴饱和CaCl2溶液，有白色沉淀和无色气体生成。

下列说法中，不正确的是（）2.平衡的影响因素（1）弱电解质电离的影响因素20℃时，1LH2S的饱和溶液，浓度约为0.1mol/L．若要使该溶液的pH增大的同时c(S2-)减小，可采用的措施是（）①加入适量的NaOH溶液②加入适量的水③通入适量的SO2④加入适量硫酸铜固体⑤加入少量盐酸．A.①③⑤B.②④⑤C.②③D.③④⑤25℃时，水中存在电离平衡：2H2O H3O++OH- ΔH>0，下列叙述不正确的是（）A.向水中通入HCl，抑制水的电离B.向水中加入少量氨水，促进水的电离C.向水中加入少量Na2CO3固体，促进水的电离D.将水加热，K w增大（2）盐类水解的应用下列事实与水解反应无关的是（）A.用Na2S除去废水中的Hg2+B.用热的Na2CO3溶液去油污C.利用油脂的皂化反应制造肥皂D.配制CuSO4溶液时加少量稀H2SO4（3）难溶电解质的沉淀溶解平衡的影响因素下列有关电解质溶液的说法正确的是（）A.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小B.将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大C.向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1D.向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变3.酸碱混合过程（1）酸碱滴定过程中pH的变化1.25℃时，用NaOH溶液滴定H2C2O4溶液，溶液中和-lgc（HC2O4-）或和-1gc （C2O42-）关系如图所示，下列说法不正确的是（）A.曲线L1表示和-lgc（HC2O4-）的关系B.K a2（H2C2O4）的数量级为10-2C.已知NaHC2O4溶液的pH<7，则溶液中c（Na+）>c（HC2O4-）>c（C2O42-）>c（H2C2O4）D.向0.1mol/L H2C2O4溶液中加入少量水增大2.常温下，向20.00mL 0.1mol/L的甲胺（CH3NH2）溶液中滴加0.1mol/L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：CH3NH3++H2O CH3NH2+OH-B.b点加入的盐酸体积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 b=-lgK b=3.43.25℃时，分别向浓度均为0.1mol/L，体积均为20mL的HX和HY的溶液中滴入等物质的量浓度的氨水，溶液中水电离出的c（H+）与加入氨水的体积变化关系如图所示。

下列说法正确的是（）A.HX的电离方程式为HX H++X-B.b点时溶液中c（NH4+）=c（Y-）>c（H+）=c（OH-）C.HX的电离平衡常数约为1×10-7mol/LD.a、b两点对应溶液中存在的微粒种类及数目相同4.25℃时，将Cl2缓慢通入水中至饱和，然后向所得饱和氯水中滴加0.1mol•L-1的NaOH溶液。

整个实验进程中溶液的pH变化曲线如图所示，下列叙述正确的是（）A.实验进程中水的电离程度：a>c>bB.向a点所示溶液中通入SO2，溶液的pH减小，漂白性增强C.c点所示溶液中：c（Na+）=2c（ClO-）+c（HClO）D.d点所示的溶液中c（Na+）>c（ClO-）>c（Cl-）>c（HClO）5.25℃时，向0.1mol/L NH3•H2O溶液中通入HCl气体，溶液中与pOH（仿pH定义）的关系如图所示。

下列有关叙述正确的是（）A.C点的溶液中：c（NH3•H2O）>c（NH4+）B.pOH=7的溶液中的溶质是NH4ClC.pOH=3的溶液中：c（NH4+）+c（H+）+c（NH3•H2O）-c（OH-）=0.1mol/LD.NH3•H2O的K b=1.0×10-4.76.25℃时，将浓度均为0 1mol•L-1、体积分别为V a和V b的HA 溶液与BOH 溶液按不同体积比混合，保持V a+V b=100mL，V a、V b与混合液的pH 的关系如图所示。

下列说法正确的是（）A.a→c过程中水的电离程度始终增大B.b点时，c(B+)=c(A+)=c(H+)=c(OH-)C.c 点时，随温度升高而减小D.相同温度下，K a (HA)>K b(BOH)（2）多种微粒浓度和pH的变化已知锌及其化合物的性质与铝及其化合物相似。

如图横坐标为溶液的pH，纵坐标为Zn2+或[Zn(OH)4 ]2-的物质的量浓度的对数。

25℃时，下列说法中不正确的是（）A.往ZnCl2溶液中加入过量氢氧化钠溶液，反应的离子方程式为：Zn2++4OH-[Zn(OH)4]2-B.若要从某废液中完全沉淀Zn2+，通常可以调控该溶液的pH在8.0-12.0之间C.pH=8.0与pH=12.0的两种废液中，Zn2+浓度之比为108D.该温度时，Zn(OH)2的溶度积常数(K sp)为1×10-10（3）弱酸和强酸的比较分别向等体积1mol/L盐酸和1mol/L醋酸溶液中加入等量的镁条，反应时间与溶液pH变化关系如图。

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第三章 水溶液中的离子平衡

第三章 水溶液中的离子平衡

第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、强、弱电解质与结构的关系【注】离子化合物—含有离子键．．．．．的化合物．．．；共价化合物—只含共价键．．．．．的化合物．．．常见弱电解质：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 3PO 4、HNO 2、有机酸 水是一种极弱的电解质。

二、弱电解的电离平衡1．电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态2．电离平衡的特征：逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，V 电离＝V 结合≠0定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。

3.弱电解质电离的一般规律：①一元弱酸、弱碱、多元弱碱一步电离；CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －， NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －Cu(OH)2 Cu 2＋＋2OH －②多元弱酸分步电离；且下一步比上一步电离程度更弱，第一步电离程度最大。

H 2S H ＋＋HS －HS－H ＋＋S 2－例1．下列说法正确的是( )A ．根据溶液中有CH 3COOH 、CH 3COO －和H ＋即可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 B ．根据溶液中CH 3COO －和H ＋的物质的量浓度相等可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 C ．当NH 3·H 2O 达到电离平衡时，溶液中NH 3·H 2O 、NH ＋4和OH －的浓度相等 D ．H 2CO 3是分步电离的，电离程度依次减弱4.影响电离平衡的条件：（1）温度：电离过程是吸热过程，因此，升高温度，促进电离（使平衡正向移动）；降低温度，抑制电离。

高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡

高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡

高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡【母题来源】2022年全国乙卷【母题题文】常温下，一元酸HA 的3a K (HA)=1.010-⨯。

在某体系中，+H 与-A 离子不能穿过隔膜，未电离的HA 可自由穿过该膜(如图所示)。

设溶液中()c (HA)c(HA)c A -=+总，当达到平衡时，下列叙述正确的是A ．溶液Ⅰ中()()()c Hc OH c A +--=+B ．溶液Ⅱ中的HA 的电离度()-c A c (HA)⎛⎫ ⎪ ⎪⎝⎭总为1101C ．溶液Ⅰ和Ⅱ中的(HA)c 不相等D ．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c (HA)总之比为410- 【答案】B 【试题解析】A ．常温下溶液I 的pH=7.0，则溶液I 中c (H +)=c (OH -)=1×10-7mol/L ，c (H +)＜c (OH -)＋c (A -)，A 错误；B ．常温下溶液II 的pH=1.0，溶液中c (H +)=0.1mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，则--0.1(A )(HA)-(A )c c c 总=1.0×10-3，解得-(A )(HA)c c 总=1101，B 正确； C ．根据题意，未电离的HA 可自由穿过隔膜，故溶液I 和II 中的c (HA)相等，C 错误；D ．常温下溶液I 的pH=7.0，溶液I 中c (H +)=1×10-7mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，-710[(HA)(HA)](HA)c c c -总=1.0×10-3，溶液I 中c 总(HA)=(104+1)c (HA)，溶液II 的pH=1.0，溶液II 中c (H +)=0.1mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，0.1[(HA)(HA)](HA)c c c -总=1.0×10-3，溶液II 中c 总(HA)=1.01c (HA)，未电离的HA 可自由穿过隔膜，故溶液I 和II 中的c (HA)相等，溶液I 和II 中c 总(HA)之比为[(104+1)c (HA)]∶[1.01c (HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D 错误； 答案选B 。

水溶液中的离子平衡知识点总结

水溶液中的离子平衡知识点总结

水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。

水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。

2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。

pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。

中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。

常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。

4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。

酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。

强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。

5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。

滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。

常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。

6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。

在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。

水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。

Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。

水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。

外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。

酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。

而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。

溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。

pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。

酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

水溶液中的离子平衡高考知识点(一)

水溶液中的离子平衡高考知识点(一)

水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。

•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。

•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。

知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。

•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。

•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。

•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。

•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。

知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。

•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。

•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。

•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。

知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。

•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。

•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。

知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。

•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。

•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。

•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。

知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。

•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。

•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。