2020年高考化学提分攻略13 电解质溶液中平衡理论(含答案解析)

目夺市安危阳光实验学校第四节 难溶电解质的溶解平衡1.了解难溶电解质的溶解平衡。

2.了解沉淀溶解平衡的应用及沉淀转化的实质。

(中频)溶解平衡1．含义在一定温度下的水溶液中，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了溶解平衡状态。

2．溶解平衡的建立固体溶质溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧v 溶解>v 沉淀，固体溶解v 溶解＝v 沉淀，溶解平衡v 溶解<v 沉淀，析出晶体3．特点4．沉淀溶解平衡常数——溶度积 (1)表达式对于溶解平衡M m A n (s)m M n ＋(aq)＋n A m －(aq)K sp ＝c m (M n ＋)·c n (A m －)(2)意义溶度积(K sp )反映了物质在水中的溶解能力。

(3)影响因素溶度积常数只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。

沉淀溶解平衡的应用1．沉淀的生成方法实例离子方程式调节pH 法 除去NH 4Cl 溶液中的FeCl 3 Fe 3＋＋3NH 3·H 2O=== Fe(OH)3↓＋3NH ＋4 沉淀剂法 除去污水中的重金属离子H 2S ＋Cu 2＋===CuS ↓＋2H ＋2.沉淀的溶解 (1)含义减少溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。

(2)方法实例方法 实例 离子方程式酸溶解法CaCO 3溶于盐酸CaCO 3＋2H ＋===Ca 2＋＋CO 2↑＋H 2O盐溶液溶解法 Mg(OH)2溶于NH 4Cl(溶液) Mg(OH)2＋2NH ＋4===Mg 2＋＋2NH 3·H 2O3.沉淀的转化(1)实质：难溶电解质溶解平衡的移动。

沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。

例如：AgNO 3――→NaCl AgCl(白色沉淀)――→NaBr AgBr(淡黄色沉淀)――→NaIAgI(黄色沉淀)――→Na 2SAg 2S(黑色沉淀)。

(2)应用： ①锅炉除垢。

将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO2－3===CaCO3＋SO2－4。

1.仅能在水溶液中导电的物质是（）A．NaOH B．NaHSO4C．CH3CH2OH D．NaHCO32.下列物质有导电性的是（）①NaCl(S) ②溴水③明矾④液溴⑤蔗糖⑥HCl ⑦盐酸⑧液态 HCl（A）①④⑤ （B）②⑦ （C）⑤⑥⑧ （D）④⑧3．HCl 是一种强电解质是因为（）(A)HCl 在熔化状态下不导电(B)HCl 水溶液导电(C)0.1mol HCl 气体溶解于水配成 1L 溶液后，pH＝1。

D）HCl 气体极易溶于水。

4.下列溶液中c(OH－)最小的是（）（A）向 0.1mol/L 氨水中加同体积水（B）向 0.1mol/L KOH 溶液中加同体积水（C）向 0.2mol/L 氨水中加同体积 0.1mol/L 盐酸（D）向 0.2mol/L KOH 溶液中加同体积的 0.1mol/L 盐酸5.用水稀释0.1 mol∙L－1 氨水时，溶液中随水量的增加而减小的是（）（A）c(OH－)/c(NH3∙H2O) （B）c(NH3∙H2O)/c(OH－)（C）c(H+)∙c(OH－)的乘积（D）n(OH－)6.pH 和体积都相同的醋酸和硫酸，分别跟足量的 Na2CO3溶液反应，在相同条件下，放出 CO2气体的体积是（）（A）一样多（B）醋酸比硫酸多（C）硫酸比醋酸多（D）无法比较7．对于100℃纯水，下列叙述中不正确的是（）（A）c(H+)＝c(OH－)＝10－7mol/L （B）微弱导电（C）离子积常数大于 10－14 （D）100℃纯水中c(H+)大于25℃纯水中 c(H+)8.把 1ml 0.1mol/L H2SO4溶液加水稀释制成 2L 溶液，在此溶液中由水电离出的H+浓度接近于（）（A）1×10－4mol/L （B）1×10－8mol/L（C）1×10－11mol/L （D）1×10－10mol/L9.在99℃，水的离子积常数 K w＝1.0×10－12，该温度下 0.1mol/L 的NaOH 溶液的pH （设水的密度近似为1g∙ml－1）（）（A）10 （B）11 （C）13 （D）1210.pH＝13 的强碱溶液与 pH＝2 的强酸溶液混合，所得混合液 pH＝11，则强碱和强酸的体积比为（）（A）11：1 （B）9：1 （C）1：11 （D）1：93 3 3 1.叠氮酸（HN 3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是（ ）A ．HN 3 水溶液中微粒浓度大小顺序为： c(HN 3)>c(H +)>c(N - )>c(OH -)B ．HN 3 与 NH 3 作用生成的叠氮酸铵是共价化合物C ．NaN 3 水溶液中离子浓度大小顺序为： c(Na +)>c(N - )>c(OH -)>c(H +)D ．N -与 CO 2 含相等电子数2.分别在 pH=1 的酸和pH=13 的NaOH 溶液中加入足量的铝，放出的H 2 的量前者多，其原因可能是（ ）。

2020届高考化学二轮提分练习：电解质溶液、水溶液中的离子平衡含答案*电解质溶液、水溶液中的离子平衡*一、选择题1、室温下，向0.01 mol·L－1的醋酸溶液中滴入pH＝7醋酸铵溶液，溶液pH随滴入醋酸铵溶液体积变化的曲线如图所示。

下列分析正确的是()A．a点，pH＝2B．b点，c(CH3COO－)>c(NH＋4)C．c点，pH可能大于7D．ac段，溶液pH增大是CH3COOH H＋＋CH3COO－逆向移动的结果答案：B解析：醋酸是弱酸，0.01 mol·L－1的醋酸溶液的pH>2，故A错误；b点为醋酸和醋酸铵的混合溶液，溶液显酸性，pH逐渐接近7，根据电荷守恒，c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH＋4)＋c(H＋)，因此，c(CH3COO－)>c(NH＋4)，故B正确；酸性溶液和中性溶液混合，不可能变成碱性，故C错误；D项对应两种情况，①醋酸铵溶液c(CH3COO－)大于醋酸中c(CH3COO－)，平衡左移，c(H＋)减小，pH变大。

②醋酸铵溶液中c(CH3COO－)小于醋酸溶液中c(CH3COO－)，相当于加水稀释，平衡右移，但c(H＋)减小；pH变大，故D错误。

2、向一定浓度的Ba(OH)2溶液中滴加某浓度的NH4HSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积的变化如图所示。

下列说法中正确的是()A．ab段反应的离子方程式为Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO2－4===BaSO4↓＋H2OB．b点溶液中只存在H2O的电离平衡和BaSO4的沉淀溶解平衡C．bc段之间存在某点，其溶液中：c(NH＋4)＝2c(SO2－4)D．c点溶液中：c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)解析：选C。

b点时导电能力最弱，则n(NH4HSO4)＝n[Ba(OH)2]，ab段溶液中发生的反应为NH4HSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋NH3·H2O＋H2O，b点溶液中的溶质为NH3·H2O，所以b点溶液中存在H2O、NH3·H2O的电离平衡和BaSO4的沉淀溶解平衡，A、B错误；c点时导电能力最强，n(NH4HSO4)＝2n[Ba(OH)2]，bc段溶液中发生的反应为2NH4HSO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋(NH4)2SO4＋2H2O，c点溶液中溶质为(NH4)2SO4，铵根离子水解显酸性，所以bc段之间存在某点，其溶液显中性，根据电荷守恒：c(H＋)＋c(NH＋4)＝2c(SO2－4)＋c(OH－)，则c(NH＋4)＝2c(SO2－4)，C正确；c点溶液中2c(SO2－4)＞c(NH3·H2O)，所以c(H＋)＋c(NH＋4)＞c(NH3·H2O)＋c(OH－)，D错误。

高考化学练习：电解质溶液、水溶液中的离子平衡有答案*电解质溶液、水溶液中的离子平衡*一、选择题1、向浓度均为 0.010 mol·L －1 的 Na CrO 、NaBr 和 NaCl 的混合溶液中逐滴加入0.010 mol·L －1的 AgNO 溶液。

[已知 K (AgCl)＝1.77×10－10，K (Ag CrO )＝ 1.12×10－12 ，K (AgBr)＝5.35×10－13，Ag CrO 为砖红色]，下列叙述正确的是 ()A ．原溶液中 n(Na ＋)＝0.040 molB ．Na CrO 可用作 AgNO 溶液滴定 Cl －或 Br －的指示剂C ．生成沉淀的先后顺序是 AgBr —Ag CrO —AgClD ．出现 Ag CrO 沉淀时，溶液中 c(Cl －)：c(Br －)＝177：535答案：B解析：原溶液中 c(Na ＋)＝0.04 mol·L －1，未指明溶液的体积，无法计算溶液中 Na＋ 的物质的量，A 项错误；析出 AgCl 沉淀时，c(Ag ＋)＝K AgCl c Cl＝1.77×10 0.01－10 mol·L－1＝1.77×10－8 mol·L －1，AgBr 沉淀时，c(Ag ＋)＝K AgBr c Br＝5.35×10 0.01－13 mol·L －1＝5.35×10－11mol·L －1，Ag CrO 沉淀时，c(Ag ＋)＝＝c CrO 24－21.12×10 0.01－121 mol· L －1 2≈1.1×10－5mol·L －1，c(Ag＋)越小，则越先生成沉淀，所以产生沉淀的先后顺序为 Br －、Cl－、CrO2－，故可用 Na CrO 作 AgNO 溶液滴定 Cl －或Br －的指c Cl KAgCl示剂，B 项正确、C 项错误；出现 Ag CrO 沉淀时，溶液中 ＝＝1c Br K AgBr770：5.35，D 项错误。

2020年高考化学二轮专题复习7：电解质溶液中的平衡（附解析）考纲指导1．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

2．了解水的电离，离子积常数。

3．了解溶液pH的定义及测定方法，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．了解难溶电解质的溶解平衡。

理解溶度积的定义，能进行相关计算。

Ⅰ．客观题(1)以拼盘式选择题考查电解质溶液基本知识的辨析。

(2)以图像题考查强弱电解质的判断、微粒浓度的比较、溶度积常数的应用。

(3)与化工生产流程相结合以客观题形式呈现，考查盐类水解、溶解平衡知识的应用。

Ⅱ．主观题(1)强弱电解质、溶液酸碱性与pH的关系、盐类水解等基本概念、理论的分析判断。

(2)电离平衡、水解平衡、溶解平衡的影响规律及应用。

(3)电离常数、水解常数、溶度积常数的表达式及应用。

知识梳理一、溶液中的“三大平衡”及影响因素电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

1．电离平衡、水解平衡与沉淀溶解平衡的比较电离平衡CH3COOHCH3COO−+H+水解平衡(如CH3COONa溶液)CH3COO−+H2OCH3COOH+OH−沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag+(aq)+Cl−(aq)研究对象弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根)盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐)难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等)影响因素升高温度促进电离，离子浓度增大，K a增大促进水解，K h增大K sp可能增大，也可能减小加水稀释促进电离，离子浓度(除OH−外)减小，K a不变促进水解，离子浓度(除H+外)减小，K h不变促进溶解，K sp不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，K h不变加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解，K sp不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，K h不变加入氨水，促进溶解，K sp不变(1)误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。

2020届届届届届届届届届届届届届届届届增分专攻试题化学试题【方法技巧】一、移动方向细分析，结果判断防定势对于弱电解质的电离和平衡的移动题目，一般是判断弱电解质电离平衡移动后，溶液中离子的各种量变化情况。

在解题时要克服定势思维，具体问题具体分析，不能认为平衡向右移动，则生成物的各个量均增大，而反应物的各个量均减小。

因为这些量往往受不同因素的影响，因此不能错误地认为一个大其他的均大。

如:浓度的大小是由物质的量和体积两方面因素决定的;转化率的大小是由反应掉的量和总量两方面因素决定的;溶液的导电能力的强弱是由离子的物质的量和体积两方面因素决定的等。

另外，此类题目一般不是判断单一离子浓度的变化，而是组合式的，遇到此类选项时，如果分子和分母变化趋势相同，无法直接判断大小时，可以通过公式的转换进行判断。

如将浓度转换为物质的量，利用水的离子积常数进行转换等。

二、酸碱中和看情况，辨明关系用规律酸碱反应后溶液情况的判断问题，主要涉及弱酸(碱)与强碱(酸)的反应，题目通常给出两种不同关系:一种是pH关系，另一种是浓度关系。

（1）等体积等浓度相同元数的强碱(酸)和弱酸(碱)混合酸、碱恰好反应生成盐和水。

此时看盐的水解判断溶液酸碱性(无水解，呈中性)。

注意:只考虑酸、碱的元数，而不考虑强弱。

（2）pH之和等于14的强碱(酸)和弱酸(碱)混合常温下，pH之和等于14的酸中H+与碱中OH-恰好中和，此时弱电解质过量，一般看过量物质的酸碱性。

即:谁弱谁过量，谁弱显谁性，无弱显中性。

注意:只考虑酸、碱的强弱，而不考虑元数。

三、水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算技巧(25 ℃时)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。

(2)酸或碱抑制水的电离，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<10－7mol·L－1，当溶液中的c(H＋)<10－7mol·L－1时就是水电离出的c(H＋)；当溶液中的c(H＋)>10－7mol·L －1时，就用10－14除以这个浓度即得到水电离的c(H＋)。

『高考真题·母题解密』『分项汇编·逐一击破』专题09 电解质溶液【母题来源1】2020年高考新课标Ⅰ卷【母题题文】以酚酞为指示剂，用0.1000 mol·L −1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 未知浓度的二元酸H 2A 溶液。

溶液中，pH 、分布系数随滴加NaOH 溶液体积V NaOH 的变化关系如图所示。

[比如A 2−的分布系数：δ]δ(A 2-)=c(A 2-)c(H 2A)+c(HA -)+c(A 2-)下列叙述正确的是A ．曲线①代表，曲线②代表δ(H 2A)δ(HA -)B ．H 2A 溶液的浓度为0.2000 mol·L −1C ．HA −的电离常数K a =1.0×10−2D ．滴定终点时，溶液中c (Na +)<2c (A 2-)+c (HA -)【答案】C【试题解析】根据图像，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH 的滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH 的滴入逐渐增大，粒子的分布系数只有1个交点；当加入40mLNaOH 溶液时，溶液的pH 在中性发生突变，且曲线②代表的粒子达到最大值接近1；没有加入NaOH 时，pH 约为1，说明H 2A 第一步完全电离，第二步部分电离，曲线①代表δ(HA -)，曲线②代表δ(A 2-)，根据反应2NaOH+H 2A=Na 2A+2H 2O ，c (H 2A)==0.1000mol/L ，据此分析作答。

0.1000mol/L ×40mL2×20.00mLA ．根据分析，曲线①代表δ(HA -)，曲线②代表δ(A 2-)，A 错误；B ．当加入40.00mLNaOH 溶液时，溶液的pH 发生突变，说明恰好完全反应，结合分析，根据反应2NaOH+H 2A=Na 2A+2H 2O ，c (H 2A)==0.1000mol/L ，B 错误；0.1000mol/L ×40mL2×20.00mLC ．根据曲线当δ(HA -)=δ(A 2-)时溶液的pH=2，则HA -的电离平衡常数K a ==c (H +)=1×10-2，Cc (A 2-)⋅c (H +)c (HA -)正确；D ．用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH 范围为8.2~10，终点时溶液呈碱性，c (OH -)＞c (H +)，溶液中的电荷守恒为c (Na +)+c (H +)=2c (A 2-)+c (HA -)+c (OH -)，则c (Na +)＞2c (A 2-)+c (HA -)，D 错误；答案选C 。

专题十四水溶液中的离子反应与平衡考情概览：解读近年命题思路和内容要求，统计真题考查情况。

2024年真题研析：分析命题特点，探寻常考要点，真题分类精讲。

近年真题精选：分类精选近年真题，把握命题趋势。

必备知识速记：归纳串联解题必备知识，总结易错易混点。

最新模拟探源：精选适量最新模拟题，发掘高考命题之源。

命题解读考向水溶液中的离子反应与平衡是《化学反应原理》重要内容之一，主要内容为弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，K 、pH 的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。

溶液中的三大平衡--电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成为高考化学中的热点内容。

常见的题型是选择题，也有填空题，题目设计新颖灵活，综合性强，注重考査考生的读图识表能力、逻辑推理能力以及分析问题和解决问题的能力。

题目的考査点基于基础知识突出能力要求，并与平衡移动、粒子浓度比较、化学计算等联系在一起考查。

一般需要考生具有一定的识别图像、图表的能力，综合分析、推理、计算、做出判断，本部分内容经常与其他部分知识(如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计算等)联系在一起考查，同时考查考生变化观念与平衡思想的核心素养。

考向一电离平衡考向二盐类的水解及其应用考向三沉淀溶解平衡考向四电解质溶液曲线命题分析分析2024年高考化学试题可以看出，水溶液中的离子反应与平衡依然是各个卷区的选择题压轴题，通常作为选择题的最后一题，难度大，思维强，多与电解质溶液曲线相结合。

是广大考生的易失分题。

试题精讲考向一电离平衡1(2024·江苏卷)室温下，通过下列实验探究SO 2的性质。

已知K a 1H 2SO 3 =1.3×10-2，K a 2H 2SO 3 =6.2×10-8。

实验1：将SO 2气体通入水中，测得溶液pH =3。

实验2：将SO 2气体通入0.1mol ⋅L -1NaOH 溶液中，当溶液pH =4时停止通气。

高中化学学习材料唐玲出品题组五溶液中的粒子平衡[解题指导]1.电离平衡移动分析中的注意事项(1)电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大。

(2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度不一定都减小。

(3)由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1的溶液不一定呈碱性。

(4)弱电解质溶液加水稀释的过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数或者是它们的变形。

2.水溶液中离子浓度大小比较的常见错误(1)不能正确确定溶液中的溶质成分及各自的物质的量浓度大小。

(2)忽视电离和水解的相对强弱。

(3)忽视溶液中的反应对离子浓度的影响。

(4)不会运用三个守恒等式分析某个等式是否正确。

(5)列电荷守恒关系时，没有乘以离子所带的电荷数。

3.与沉淀溶解平衡及K sp相关的易错问题(1)混淆沉淀溶解平衡和电离平衡。

如BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO2－4(aq)是沉淀溶解平衡，因为BaSO4是强电解质，不存在电离平衡。

(2)错误地认为K sp越小物质的溶解度越小，溶解能力越弱。

只有物质类型相同时，K sp越小物质的溶解度越小。

(3)错误地认为某一离子浓度变化，K sp发生变化。

K sp只受温度的影响，温度不变则K sp不变。

(4)错误地认为K sp大的难溶电解质只能向K sp小的难溶电解质转化，反之不可能。

实际上当两种难溶电解质的K sp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由K sp 小的向K sp大的转化。

[挑战满分](限时20分钟)1.某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如右图所示，则( )A.M点所示溶液的导电能力强于Q点B.N点所示溶液中c(CH3COO－)>c(Na＋)C.Q点水的电离程度在MN直线上最大D.Q点消耗NaOH溶液的体积小于醋酸溶液的体积2.25 ℃时，下列关于pH＝2的醋酸溶液的叙述正确的是( )A.由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1B.醋酸的电离平衡常数K a＝c(CH3COO－)·c(H＋)C.若将溶液的温度升高到100 ℃，c(OH－)减小D.加水稀释后H＋的物质的量增加3.足量的NaHSO3溶液和Na2CO3溶液混合后能产生CO2气体。

专题八水溶液中的离子平衡研析最新考纲洞悉命题热点1.了解电解质的概念。

了解强电解质和弱电解质的概念。

2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。

3．了解水的电离、离子积常数。

4．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。

5．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

6．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。

7．了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。

掌握常见离子的检验方法。

8．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。

理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。

1.弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡的本质、影响因素及应用2．电离平衡常数、电离度、水的离子积、溶度积有关应用及计算3．中和滴定及仪器的使用、指示剂的选择及pH的简单计算[全国卷]1．(2019·全国卷Ⅰ)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的K a1＝1.1×10－3，K a2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。

下列叙述错误的是()A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B．Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的C．b点的混合溶液pH＝7D．c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)[解析] 滴定至终点时发生反应：2NaOH ＋2KHA===K 2A ＋Na 2A ＋2H 2O 。

溶液导电能力与溶液中离子浓度、离子种类有关，离子浓度越大、所带电荷越多，其导电能力越强，A 项正确；图像中纵轴表示“相对导电能力”，随着NaOH 溶液的滴加，溶液中c (K ＋)、c (HA－)逐渐减小，而Na ＋、A 2－的物质的量逐渐增大，由题图可知，溶液的相对导电能力逐渐增强，说明Na ＋与A 2－的导电能力之和大于HA －的，B 项正确；本实验默认在常温下进行，滴定终点时，溶液中的溶质为邻苯二甲酸钠和邻苯二甲酸钾，由于邻苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈碱性，pH>7，C 项错误；滴定终点时，c (K ＋)＝c (Na ＋)，a 点到b 点加入NaOH 溶液的体积大于b 点到c 点的，故c 点时c (K ＋)>c (OH －)，所以c (Na ＋)>c (K ＋)>c (OH －)，D 项正确。

考点1 水溶液中的三大平衡核心梳理1.“三大”平衡比较平衡类型电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡实例CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－AgCl(s)⇌ Ag＋(aq)＋Cl－(aq)研究对象弱电解质溶液会水解的盐溶液难溶电解质影响因素升温促进电离K a增大促进水解K h增大若难溶物的溶解度与温度成正比，促进溶解；反之，则抑制溶解若难溶物的溶解度与温度成正比，则K sp增大；反之，则K sp减小加水促进电离K a不变促进水解K h不变促进溶解K sp不变加入相应离子(或物质)加入CH3COONa或盐酸，抑制电离K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解K h不变加入或NaCl，抑制溶解K a不变加入反应离子(或物质)加入OH－，促进电离K sp不变加入H＋，促进水解K h不变加入氨水，促进溶解K sp不变2.水溶液中几个平衡常数及其它们之间的关系(1)平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。

升高温度，K a、K b、K w、K h均增大。

(2)K a、K h、K w三者的关系式为K h＝；K b、K h、K w三者的关系式为K h＝。

(3)对二元酸的K a1、K a2与相应酸根离子的K h1、K h2的关系式为K a1·K h2＝K w，K a2·K h1＝K w。

(4)反应CdS(s)＋2H＋(aq)⇌Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K，则K＝。

(5)反应3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)⇌2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)的平衡常数K＝＝。

3．电解质溶液中粒子浓度关系(1)电解质溶液中的“三守恒”物质三守恒Na2S NaHC2O4电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)+c(HC2)＋2c(C2)物料守恒c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]c(Na＋)＝c(HC2)＋c(C2)＋c(H2C2O4)质子守恒c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH－)+c)抓反应的“起始”点判断酸、碱的相对强弱抓反应的“一半”点判断是哪种溶质的等量混合抓溶液的“中性”点判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足抓“恰好”反应点判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性抓反应的“过量”点判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量典题精研考向1水溶液中的离子平衡及其影响因素例1已知25℃时二元酸H2A的K a1＝1.3×10－7，K a2＝7.1×10－15。

考点一 溶液中的“三大”平衡电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

这三种平衡都遵循勒夏特列原理——如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

1．对比“四个”表格，正确理解影响因素 (1)外界条件对醋酸电离平衡的影响 CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋ΔH >0(2)外界条件对水的电离平衡的影响 H 2OH ＋＋OH －ΔH >0(3)外界条件对FeCl3溶液水解平衡的影响Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ΔH>0(4)外界条件对AgCl溶解平衡的影响AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH>0[易错易混辨析](1)弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性。

加水稀释醋酸溶液，在稀释过程中，c(CH3COO－)c(CH3COOH)______(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(H＋)·c(CH3COO－)c(CH3COOH)________，c(CH3COO－)c(CH3COOH)·c(OH－)________，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)_____________________，n(CH3COOH)＋n(CH3COO－)_________________。

答案增大不变不变减小不变(2)试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。

①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合()②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合()③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合()④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()⑤pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合()⑥pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()⑦pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()⑧pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合()答案①中性②碱性③酸性④中性⑤酸性⑥碱性⑦酸性⑧碱性2．pH的计算已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：(1)则25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由：____________ ________________________________________________。

高考必考水溶液中的离子平衡要点和答案解析§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（ BC ）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（ B ）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（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 。

2020届高考化学提分攻略 题型13 电解质溶液中平衡理论一、解题策略1、电解质溶液中离子浓度大小比较的思路：⎩⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎧单一溶液⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧酸或碱溶液——考虑电离盐溶液⎩⎪⎨⎪⎧正盐——只考虑可能水解酸式盐⎩⎪⎨⎪⎧强酸的酸式盐——NaHSO 4呈强酸性，只电离，不水解弱酸的酸式盐⎩⎪⎨⎪⎧NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4溶液呈碱性，水解＞电离NaHSO 3、NaH 2PO 4溶液呈酸性，电离＞水解混合溶液⎩⎪⎨⎪⎧不反应——同时考虑电离和水解反应⎩⎪⎨⎪⎧不过量——⎩⎪⎨⎪⎧生成酸或碱——考虑电离生成盐——考虑水解过量——根据过量程度考虑电离或水解2、守恒关系式的判断技巧二、题型分析【典例1】【2019·课标全国Ⅲ，11】设N A为阿伏加德罗常数值。

关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是()A．每升溶液中的H＋数目为0.02N AB．c(H＋)＝c(H2PO－4)＋2c(HPO2－4)＋3c(PO3－4)＋c(OH－)C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强【答案】B【解析】pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，每升溶液中所含N(H＋)＝0.01N A，A错误；由电荷守恒知，该H3PO4溶液中存在c(H＋)＝c(H2PO－4)＋2c(HPO2－4)＋3c(PO3－4)＋c(OH－)，B正确；加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中c(H＋)减小，溶液pH增大，C错误；向H3PO4溶液中加入NaH2PO4固体，溶液中c(H2PO－4)增大，促使平衡H3PO4H＋＋H2PO－4逆向移动，抑制H3PO4电离，溶液酸性减弱，D错误。

【典例2】【2018北京卷】测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。

从电离、离子反应、化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。

认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。

了解电离平衡常数的含义。

认识水的电离，了解水的离子积常数。

认识溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。

掌握酸碱中和滴定的原理及实验步骤。

认识盐类水解的原理和影响盐类水解程度的主要因素。

认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。

了解沉淀的生成、溶解与转化。

溶液中的离子平衡一、溶液的酸碱性和pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。

应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。

2．溶液酸碱性判断的两个标准任何温度常温下溶液酸碱性c(H＋)>c(OH－) pH<7 酸性c(H＋)＝c(OH－) pH＝7 中性c(H＋)<c(OH－) pH>7 碱性3.pH的三种测量方法(1)pH试纸：取一小块pH试纸放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH。

①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。

②pH试纸不能测定氯水的pH。

(2)pH计：精确测定溶液的pH，可精确到0.1。

(3)酸碱指示剂：粗略测定溶液的pH范围。

常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色4.四条判断规律(1)正盐溶液强酸强碱盐显中性，强酸弱碱盐(如NH4Cl)显酸性，强碱弱酸盐(如CH3COONa)显碱性。

(2)酸式盐溶液NaHSO4溶液显酸性(NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4溶液显酸性(酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度)；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液显碱性(酸式酸根离子的水解程度大于其电离程度)。