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专题10 水溶液中的离子平衡1．[2019新课标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−)【答案】C【解析】【分析】邻苯二甲酸氢钾为二元弱酸酸式盐，溶液呈酸性，向邻苯二甲酸氢钾溶液中加入氢氧化钠溶液，两者反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，溶液中离子浓度增大，导电性增强，邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠为强碱弱酸盐，邻苯二甲酸根在溶液中水解使溶液呈碱性。
【详解】A项、向邻苯二甲酸氢钾溶液中加入氢氧化钠溶液，两者反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，溶液中Na+和A2—的浓度增大。
由图像可知，溶液导电性增强，说明导电能力与离子浓度和种类有关，故A 正确；B项、a点和b点K+的物质的量相同，K+的物质的量浓度变化不明显，HA—转化为A2—，b点导电性强于a 点，说明Na+和A2—的导电能力强于HA—，故B正确；C项、b点邻苯二甲酸氢钾溶液与氢氧化钠溶液恰好完全反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，邻苯二甲酸钾为强碱弱酸盐，A2—在溶液中水解使溶液呈碱性，溶液pH＞7，故C错误；D项、b点邻苯二甲酸氢钾溶液与氢氧化钠溶液恰好完全反应生成等物质的量的邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠，溶液中c（Na+）和c（K+）相等，c点是继续加入氢氧化钠溶液后，得到邻苯二甲酸钾、邻苯二甲酸钠、氢氧化钠的混合溶液，则溶液中c（Na+）＞c（K+），由图可知，a点到b点加入氢氧化钠溶液的体积大于b 点到c点加入氢氧化钠溶液的体积，则溶液中c（K+）＞c（OH—），溶液中三者大小顺序为c（Na+）＞c（K+）＞c（OH—），故D正确。
高三化学中涉及水溶液中的离子反应与平衡是一个重要的知识点，主要包括离子间的化学反应以及反应达到动态平衡的情况。
以下是一些相关内容：
1. 离子反应：在水溶液中，许多化合物会解离成离子。
例如，普通盐类在水中会解离成阳离子和阴离子。
这些离子之间会发生各种化学反应，如生成沉淀、产生气体、发生酸碱中和等。
2. 离子平衡：当离子间的反应达到一定程度后，反应会进入平衡状态。
在水溶液中，离子的生成和消耗达到动态平衡，反应物和生成物之间的转化速率相等。
例如，在铁离子与硫化氢根离子反应生成硫化铁沉淀时，反应会在一定条件下达到平衡状态。
3. 离子反应的平衡常数：对于水溶液中的离子反应，可以用平衡常数（K）来描述平衡状态。
平衡常数是反应物和生成物浓度的比例，反映了反应物质的活动度之间的关系。
平衡常数越大，说明生成物浓度较高；反之，平衡常数较小则表示生成物浓度较低。
4. Le Chatelier定律：当影响离子平衡的条件发生改变时，系统会偏离原来的平衡状态以抵消这种变化。
Le Chatelier定律指导我们预测系统对温度、压力、浓度等因素的响应，以及如何通过调整条件来影响离子平衡的位置。
5. 离子反应的应用：水溶液中的离子反应与平衡不仅在化学实验室中有重要应用，还在工业生产、环境保护等领域有着广泛的应用，如废水处理、金属提取等。
总的来说，水溶液中的离子反应与平衡是高三化学中的重要内容，理解这些知识点有助于深入学习化学反应的机理和规律，同时也具有一定的应用价值。
希望这些信息能对你有所帮助。
专题16 水溶液中的离子平衡一、单选题1．在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H ＋浓度为1.0×10－13 mol/L ，下列有关该溶液的叙述，正确的是（ ）A ．该溶液可能呈酸性B ．该溶液一定呈碱性C ．该溶液的pH 一定是1D ．该溶液的pH 不可能为132．常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是（ ） A ．遇苯酚显紫色的溶液：I -、K +、SCN -、2Mg +B ．pH 12=的溶液：K +、Na +、ClO -、23SO -C ．水电离的()--13-1c OH =110mol L ⨯⋅的溶液中：K +、Cl -、3CH COO -、2Cu +D ．10.1mol L -⋅的24K SO 溶液：Na +、3Al +、-Cl 、3NO -3．某溶液仅有+3+2++4432K Al Mg NH Cl S C O H O ---、、、、、、中的几种．为确定其成分，做如下实验：①取部分溶液．加入适量Na 2O 2固体，产生无色无味的气体和白色沉淀，再加入足量的 NaOH 溶液后白色沉淀全部溶解；②另取部分溶液，加入HNO 3酸化的()32BaNO 溶液，无沉淀产生．下列推断正确的是（ ） A ．肯定有3Al Cl +-、，一定没有 3HCO -和 24SO -B ．肯定有32Al Mg Cl ++-、、，可能有 4NH K ++、 C ．肯定有34Al NH Cl ++-、、，肯定没有3HCO -D ．该溶液可能显弱酸性，也可能显中性4．已知室温时，0.1-1mol L ⋅某一元酸HA 在水中有0.1%发生电离，下列叙述正确的是（ ） A ．该溶液的pH=3B ．升高温度，溶液的 pH 增大C ．此酸的电离平衡常数约为1×10-7D ．由 HA 电离出的()+Hc 约为水电离出的 ()+H c 的105倍5．室温时，向20 mL 0.1 mol/L 的一元弱酸HA 溶液中滴加同浓度的NaOH 溶液，溶液中-(A )lg (HA)c c 与pH的关系如图所示。
精品文档高三水溶液中的离子平衡专题复习■单质⑴“盐类水解”中的“强、弱”就来自于电解质中强碱或弱碱中的阳离子和强酸 或弱酸中的阴离子。
⑵ 电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物即不是电解质也不是非电解质。
⑶ 判断电解质看该化合物能否自身电离，如 S03、SO 2、NH 3等是非电解质。
⑷ 判断电解质的强弱看它能否完全电离 （在水溶液或熔化时），与其溶解性的大 小、导电性强弱无关。
⑸ 溶液的导电性与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数目有关，而与电解 质的强弱无必然的关系。
⑹ 有的电解质只能在水溶液中导电，如酸；有的电解质在水溶液和熔化状态下 都能导电，如碱、盐。
此法可区分共价键和离子键。
:电解质的电离及电离平衡注：多元弱酸分步电离，每次只电离出一个 H +，以 _____________ 为主 例： _____________ ⑶ 影响弱电解质电离平衡的因素：见表。
三：本节题型 题型之一：考查电解质的判断（1）下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ , CH 3COOH B CI 2 c NH 4HCO 3题型之二：考查强弱电解质的比较（2）体积相同，浓度均为O.1mol/L 的醋酸（a ）、盐酸（b ）、硫酸（c ）溶液:强、弱电解质第一节强酸 强碱 大多数盐电离平衡I 某些金属氧化物I 非电解质弱酸 弱碱 水和少数盐（3）体积相同，PH=1的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液题型之三：考查强弱电解质的证明方法提炼：测定某酸为弱酸的方法，一般从三个方面入手：①能否完全电离；② 是否存在电离平衡，外界条件的改变会引起平衡的移动；③弱酸根离子水解呈碱性。
其方法（HA酸为例，延伸至弱电解质）㈠同条件下，测浓度都为O.1mol/L的HA和HCI的导电性，若HA弱则是弱酸<㈡测浓度为0.01moI/L的HA的PH,若PH=2 （强酸），若PH> 2 （弱酸）㈢取V相同，PH相同的HA和HCI，加入足量的锌粒，最终产生H2多的为弱酸<㈣取V相同，PH相同的HA和HCI，滴入NaOH中，耗碱量多的为弱酸。
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②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4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。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：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。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14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。
水溶液中的离子平衡一、概念：在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。
二、特点：1. 电离平衡是动态平衡2. 弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向电解质电离的方向移动。
此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低。
3. 电离平衡是吸热过程，升高温度，电离平衡向正方向移动，此时，溶液中的离子数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强。
4. 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动。
三、知识点：（1）水的电离和离子积常数及其影响因素水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O + H2O H3O+ + OH－或H2O H+ + OH－。
一定温度下，由水电离出的H+浓度与OH－浓度的乘积为一常数，通常用K W表示。
水的离子积常数（K W）只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关，K W随着温度的升高而增大，如25℃时，K W＝1×10－14、100℃时，K W＝1×10－12。
对水的电离平衡和离子积常数影响因素的比较：平衡移动方向c(H+)的变化c(OH－)的变化c(H+)与c(OH－)的关系K W溶液的酸碱性升高温度向右增大增大c(H+)＝c(OH－) 增大中性加少量固体NH4Cl向右增大减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性加少量固体向右减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性CH3COONa加少量金属向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性Na加入少量向左减小减小c(H+)＞c(OH－) 不变酸性H2SO4加人少量固向左减小增大c(H+)＜c(OH－) 不变碱性体NaOH提醒：①由于同离子效应的原因，酸、碱能抑制水的电离，但不能改变K W的大小。
②盐的水解能促进水的电离，但不改变K W的大小。
结论：①一定温度下，强酸强碱溶液中，水的电离不受影响，电离度不变；强酸弱碱盐或强碱弱酸盐溶液中水的电离得到促进，水的电离度变大；②强酸弱碱盐溶液中，水的电离度用c(H+)计算，强碱弱酸盐溶液中，水的电离度用c(OH－)计算；③25℃时，pH之和为14的一对强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的溶液中水的电离度相等，即此时两种盐对水的电离的促进效果相同。
高考化学压轴题之化水溶液中的离子平衡(高考题型整理,突破提升)附答案解析一、水溶液中的离子平衡1．水合肼(N2H4·H2O)是一种强还原性的碱性液体，常用作火箭燃料。
利用尿素法生产水合肼的原理为CO(NH2)2+2NaOH+NaClO=N2H4·H2O+Na2CO3+NaCl。
实验1：制备NaClO溶液(己知：3NaClO2NaCl+NaClO3)。
（1）图甲装置Ⅰ中烧瓶内发生反应的离子方程式为________________________。
（2）用NaOH固体配制溶质质量分数为30%的NaOH溶液时，所需玻璃仪器有_______________。
（3）图甲装置Ⅱ中用冰水浴控制温度的目的是________________________。
实验2：制取水合肼（4）图乙中若分液漏斗滴液速度过快，部分N2H4·H2O会参与A 中反应并产生大量氮气，降低产品产率，该过程中反应生成氮气的化学方程式为__________________。
充分反应后，蒸馏A中溶液即可得到水合肼的粗产品。
实验3：测定馏分中水合肼的含量（5）称取馏分3.0g，加入适量NaHCO3固体(滴定过程中，调节溶液的pH 保持在6.5 左右)，加水配成250mL溶液，移出25.00mL置于锥形瓶中，并滴加2~3 滴淀粉溶液。
用0.15mol·L-1的碘的标准溶液滴定。
(已知：N2H4·H2O+2I2=N2↑+4HI+H2O)①滴定操作中若不加入适量NaHCO3固体，则测量结果会___________“偏大”“ 偏小”“ 无影响”)。
②下列能导致馏分中水合肼的含量测定结果偏高的是___________(填字母)。
a.锥形瓶清洗干净后未干燥b.滴定前，滴定管内无气泡，滴定后有气泡c.读数时，滴定前平视，滴定后俯视d.盛标准液的滴定管水洗后，直接装标准液③实验测得消耗I2溶液的平均值为20.00mL，馏分中水合肼(N2H4·H2O)的质量分数为___________________。
专题17：水溶液中的离子平衡一、单选题（共14题；共28分）1.现有Na2CO3、Ba（OH）2、H2SO4三种体积和物质的量浓度都相同的溶液，以不同的顺序将它们混合，如生成沉淀，立即过滤掉，对于所得溶液的酸碱性，如下结论错误的是（）A. 一定显碱性B. 可能显中性C. 不可能显酸性D. 可能显碱性2.某无色透明的溶液，在c(H+)水= 1x10-13的条件下都能大量共存的是( )A. Fe2＋K＋SO NOB. Mg2＋NH SO Cl－C. Ba2＋Na＋MnO SOD. Na＋K＋SO NO3.已知某温度下，K(HCN)＝6.2×10－10、K(HF)＝6.8×10－4、K(CH3COOH)＝1.8×10－5、K(HNO2)＝6.4×10－6。
物质的量浓度都为0.1 mol/L的下列溶液中，c(H＋)浓度由大到小的次序是( )A. HCN>HNO2>CH3COOH>HFB. HF>CH3COOH>HNO2>HCNC. HCN>CH3COOH>HF>HNO2D. CH3COOH>HCN>HF>HNO24.醋酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是( )①1 mol/L的醋酸溶液中c(H＋)＝0.01 mol/L②醋酸以任意比与水互溶③10 mL 1mol/L的醋酸溶液恰好与10 mL 1 mol/L的NaOH溶液完全反应④在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸弱A. ④B. ①③④C. ①④D. ②④5.室温下，在pH=12的某碱溶液中，由水电离产生的c(OH-)为（）A. 1.0×10-7mol·L-1B. 1.0×10-2mol·L-1C. 1.0×10-6mol·L-1D. 1.0×10-12mol·L-16.25℃，用浓度为0.1000mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00mL浓度均为0.1000mol·L-1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示。
高三化学高考复习《水溶液中的离子平衡》(附参考答案)第I卷选择题一、选择题1．下列说法不正确的是A．因为Na2S水解，所以浓硫化钠溶液有臭味B．pH＝5的CH3COOH溶液和pH＝5的NH4Cl溶液中，c(H＋)不相等C．Fe3＋＋3H 2O Fe(OH)3＋3H＋，FeCl3可以净水D．CO32-＋H2O HCO3-＋OH－热的纯碱溶液去油污2．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正确的是A．若pH>7时，则一定是c1v1=c2v2B．在任何情况下都是c（Na+）+c（H＋）=c（CH3COO－）+c（OH－）C．当pH=7时，可能有c1/c2 > v2/v1D．若V1=V2，c1=c2，则c（CH3COO－）+C(CH3COOH)=C(Na＋)3．如图，abcd分别代表酸碱溶液加水稀释后pH与加水的体积的关系。
下列判断正确的是（）A．a和b为强电解质B．等体积的c和d分别与足量的镁粉反应，放出H2一样多C．c和d的物质的量浓度相同D．pH相等的a和b分别加水稀释m和n倍后pH仍相等，则m < n4．室温下，往0.001mol·L－1的氨水中滴入几滴酚酞试液时，溶液呈现粉红色。
现采取下列措施，其中能使滴有酚酞的氨水溶液颜色变浅的是A．往溶液中滴入0.2mol·L－1的氨水B．往溶液中加入NH4Cl晶体C．往溶液中加入CH3COONa固体D．往溶液中加入NaOH固体5．下列有关电解质溶液的说法正确的是A．在蒸馏水中滴加浓H2S04，K w不变B．CaC03不易溶于稀硫酸，也不易溶于醋酸C．NaCI溶液和CH3 COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同D．在Na2S稀溶液中，c(H+) =c( OH-)-2c(H2S) -c(HS-)6．下列表述或判断正确的是（）A．25℃时，pH＝10的NaOH溶液与pH =10的氨水中：c(Na+)=c(NH4+)；B．相同条件下等物质的量浓度的①NaCl溶液；②NaOH溶液；③HCl溶液中由水电离出的c(H+) ：③＞①＞②C．在Na2CO3、NaHC03两种溶液中，离子种类不相同D．25 ℃时，浓度为0.2mol/L的Na2CO3溶液中只存在水解平衡，不存在电离平衡7． 0.1mol/LNaHCO3的溶液的pH最接近于（）A．5.6 B．7.0 C．8.4 D．13.08．下列关于强、弱电解质的叙述，正确的是A．强电解质全部是离子化合物B．强电解质在水中的溶解度一定大于弱电解质C．强电解质在水溶液中完全电离D．强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质9．下列说法正确的是：A．相同温度时，1mol/L氨水与0.5mol/L氨水中，C(OH－)之比是2∶1B．1mol/L NH4Cl溶液中 C(NH4＋) = C(Cl－)C．0.1mol/LCH3COONa溶液中加少量CH3COOH溶液，使溶液呈中性，此时混合液中C (Na＋) = C (CH3COO－)D．硫化钠溶液中，C (Na＋) = 2 C (S2－)10．取20．00 mL 0.50 mol·L-1 NaOH溶液，恰好将未知浓度的H2SO4溶液20.00 mL滴定至终点，下列说法正确的是（）A．该实验不需要指示剂B．用量筒量取上述硫酸的体积C．H2SO4的浓度为1.00 mol·L-1D．参加反应的H+和OH-的物质的量相等11．下列浓度关系正确的是A．等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c(Na＋)＝c(CH3COO－)B．Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)C．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液任意比混合：c(H＋)＋c(M＋)＝c(OH－)＋c(A－) D．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)<c(CH3COONa)<c(Na2CO3) 12．0.1mol·L－1HF溶液的pH＝2，则该溶液中有关浓度关系式不正确的是（）A．c(H＋)＞c(F－) B．c(H＋)＞c(HF)C．c(OH－)＜c(HF) D．c(HF)＞c(F－)第II卷非选择题二、非选择题13．常温下，两种溶液①0.1 mol•L-1 NH3·H2O ②0.1 mol•L-1 NH4Cl中：（1）溶液①的pH 7（填“＞”、“＜”或“＝”），其原因是：（用电离方程式表示）。
高三 水溶液中的离子平衡专题复习第一节电离平衡概念辨析：⑴“盐类水解”中的“强、弱”就来自于电解质中强碱或弱碱中的阳离子和强酸或弱酸中的阴离子。
⑵ 电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物即不是电解质也不是非电解质。
⑶ 判断电解质看该化合物能否自身电离，如SO 3、SO 2、NH 3等是非电解质。
⑷ 判断电解质的强弱看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解性的大小、导电性强弱无关。
⑸ 溶液的导电性与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数目有关，而与电解质的强弱无必然的关系。
⑹ 有的电解质只能在水溶液中导电，如酸；有的电解质在水溶液和熔化状态下都能导电，如碱、盐。
此法可区分共价键和离子键。
二：电解质的电离及电离平衡注：多元弱酸分步电离，每次只电离出一个H +，以 为主 例：⑶ 影响弱电解质电离平衡的因素：见表。
三：本节题型题型之一：考查电解质的判断（1） 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）A ．COOH CH 3 B ．2Cl C ．34HCO NH D ．2SO 题型之二：考查强弱电解质的比较（2）体积相同，浓度均为0.1mol/L的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液。
项目C(H+)酸性中和碱的能力与足量活泼金属产生H2的总量与同一金属反应时起始速率大小比较（3）体积相同，PH=1的醋酸（a）、盐酸（b）、硫酸（c）溶液。
项目C(酸)酸性中和碱的能力与足量活泼金属产生H2的总量与同一金属反应时起始速率大小比较题型之三：考查强弱电解质的证明方法提炼：测定某酸为弱酸的方法，一般从三个方面入手：①能否完全电离；②是否存在电离平衡，外界条件的改变会引起平衡的移动；③弱酸根离子水解呈碱性。
其方法（HA酸为例，延伸至弱电解质）㈠同条件下，测浓度都为0.1mol/L的HA和HCl的导电性，若HA弱则是弱酸。
㈡测浓度为0.01mol/L的HA的PH，若PH=2（强酸），若PH﹥2（弱酸）㈢取V相同，PH相同的HA和HCl，加入足量的锌粒，最终产生H2多的为弱酸。
㈣取V相同，PH相同的HA和HCl，滴入NaOH中，耗碱量多的为弱酸。
㈤稀释后测PH，如10mL、PH=1的HA，稀释至10L，若PH=4（强酸），若1﹤PH﹤4（弱酸），（PH变化越慢则酸性越弱）㈥同离子效应：往HA溶液中加入其相应的盐（如NaA），若发生移动（指示剂显示）为弱酸。
㈦测HA对应的钠盐溶液PH，如0.1mol/L的NaA溶液，PH﹥7时，HA为弱酸。
（4）下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是（)A．亚硝酸钠溶液的pH大于7 B．用亚硝酸溶液做导电试验，灯泡很暗C．亚硝酸溶液不与硫酸钠溶液反应D．0．1mol·L-1亚硝酸溶液的pH为2．1题型之四：考查弱电解质电离平衡的移动（5）0.1mol/L的醋酸溶液中，改变条件的变化情况。
平衡移动C(H+)C(OH-)C(CH3COO-)导电能力加CH3COONa加NaOH加H 2SO 4加纯CH 3COOH 升高温度加水稀释（6）0.1mol/L 氨水溶液在稀释过程中，始终保持增大趋势的是 ( )A. OH -的物质的量 C.B. c (H +) c (OH -) D.O)H NH ()NH (23+4⋅c c )OH ()NH (-+4c c 第二节 水的电离和溶液的PH一：水的电离⑴ 水的离子积常数 K W = c(H +)·c(OH -)特点：K W 只与温度有关，且随温度的升高而增大，只有在通常情况下（250C ）不论是酸、碱、盐溶液均有K W = 10-14，且水电离出的c(H +) = c(OH -)。
⑵ 影响水的电离的因素（见表）二：溶液的酸碱性与PH ⑴溶液的酸碱性与PH 的关系酸碱性实质250C 溶液酸碱性与PH 的关系酸性c(H +)﹥c(OH -)PH ﹤7PH 越小，酸性越强，c(H +)越大中性c(H +) = c(OH -)PH = 7碱性c(H +)﹤c(OH -)PH ﹥7PH 越大，碱性越强，c(OH -)越大⑵ PH 及其性质① PH 小的酸性溶液，不一定是强酸溶液。
（如NaHSO 4溶液）② PH 一般是指常温下，其它温度下，中性溶液的PH ≠ 7③ 对于PH=a 的酸，稀释10n 倍时，强酸的PH=a+n ，弱酸为a ﹤PH ﹤a+n 。
对于PH=b 的碱，稀释10n 倍时，强碱的PH=b-n ，弱碱为b ﹥PH ﹥b-n 。
PH 变化越大则酸性或碱性越强。
④常温下，不论稀释多少倍，酸溶液的PH 值都﹤7，碱溶液的PH 值都﹥7。
⑶ PH 的计算公式：PH = -lg {c(H +)} ,适用范围c(H +)或c(OH -)≤1mol/L ①单一溶液的计算类型及计算方法A 强酸溶液，如H n A 的浓度为Cmol/L ，c(H +) = nC PH = -lg nCB 强碱溶液，如B(OH)n 的浓度为Cmol/L ，c(H +) = K W c(OH -) PH =14+lg nC ②酸或碱混合的PH 的计算A 强酸与强酸混合，c(H +)混 = {c(H +)1V 1 + c(H +)2V 2} （V 1+V 2），再求PH 。
（若等体积混合PH 混 =PH 小+ lg2）B 强碱与强碱混合，c(OH -)混 = {c(OH -)1V 1 + c(OH -)2V 2} （V 1+V 2），再求c(H +)，再求PH 。
（若等体积混合PH 混 =PH 大- lg2）③强酸和强碱混合的PH 值的计算A 若恰好中和，溶液的n(H +) = n(OH -)B 若酸剩，则先求 c(H +)混 = {c(H +)酸V 酸 - c(OH -)碱V 碱} （V 酸+V 碱），再求PH 。
C 若碱剩，则先求c(OH -)混 = { c(OH -)碱V 碱-c(H +)酸V 酸 } （V 酸+V 碱），再求c(H +)，再求PH 。
三：本节题型题型之一：考查水的电离平衡平衡移动C(H +)C(OH -)水的电离程度Kw升高温度加烧碱加盐酸加FeCl 3溶液加纯碱加金属钾题型之二：考查水的电离出的C(H +)或C(OH -)的计算（7）下列溶液：① pH ＝0的盐酸，② 0.5 mol / L 盐酸，③pH ＝4的NH 4Cl 溶液，④0.1 mol / L NaOH 溶液，由水电离的氢离子物质的量浓度浓度由大到小的顺序正确地是 （ )A. ①②③④B. ③④②①C. ①②③④D.③④①②方法提炼：水的电离出的C(H +)或C(OH -)的计算①纯水中：c(H +)水 = c(OH -)水= K w②加酸或碱的溶液中：酸则K w = c(H +)酸×c(OH -)水 或碱则K w = c(H +)水×c(OH -)碱，再根据水中有c(H +)水 = c(OH -)水来计算。
③盐类水解的溶液中：溶液显什么性，就根据什么离子的浓度计算。
题型之三：考查PH 计算常温下PH=a 的溶液，则C(H +) = 10-a mol / L ，C(OH -) = 10a-14 mol / L 。
（8）常温下，某一元强碱溶液的pH 值为a ，某一元酸HA 溶液的pH 值为b ，HA 的电离度为1.0%，若将1体积此强碱溶液与10体积的HA 溶液混合，恰好完全反应，则a 与b 之和为（ ） A . 14B . 15C . 16D .17（9）将的溶液跟的溶液混合，所2510mL pH =KOH 5010mL pH =Ba OH ()2得混合溶液的为（ ） A. 9.7 B. 10 C. 10.3D.pH 10.7（10）盐酸与溶液混合后，溶液9901mL mol L .1010052mL mol L Ba OH .()的pHA. 1.7B. 10.7C. 11D. 11.3（11）常温下，有体积为的稀硫酸和体积为的V L pH m 1，=V L pH n 2，=溶液混合。
（1）如果时，①，则溶液显_________性；NaOH V V 12=m n +=13②，则溶液的________7（填“”） （2）如果混m n +=15pH >=<、、合后时：①，则_ _；②，则_pH =7m n +=14V V 12=m n +=13V V 12=__。
（12）题 ⑴现有pH=2的HCl 溶液100ml ，要使它的pH=3，如果加入蒸馏水，需加水 ml ，如果加入PH=4的HCl 溶液，需加入此HCl 溶液_______ml ⑵将pH=8的NaOH 溶液与pH=11的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH=_______；⑶将0.1mol/L 盐酸和0.06mol/L 氢氧化钡溶液以等体积混合后，该混合溶液的pH=_____。
(4) 25℃时，PH=a 的10体积的某强酸与PH=b 的1体积的某强碱混合后，溶液呈中性，则a 和b 满足的关系____________题型之四：考查溶液酸碱性的表示（13）为更好的表示溶液的酸碱性，科学家提出酸度（AG ）概念，AG=lg {c(H +)/ c(OH -)}，则下列叙述正确的是（ ）A. 中性溶液的AG=0B. 常温下0.1mol/L 盐酸溶液的AG=12C.常温下0.1mol/L 氢氧化钠溶液AG=12D. 酸性溶液的A G﹤0第三节 盐类的水解一：盐类的水解实质：水的电离平衡正向移动。
盐类水解促进水的电离。
规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。
书写：①单水解一般非常弱，用“”，不标“↓”或“↓”，生成不稳定的物质，也写化学式。
②多元弱酸根分步水解，每次只结合一个H +，第步为主。
例：③水解：弱酸根离子结合水电离的H +，溶液显碱性。
弱阳离子结合水电离的OH -，溶液显酸性。
二：影响盐类水解的因素：见表。
专题： 离子浓度大小比较题型归类解析⑴所用知识考虑平衡①水的电离平衡②弱电解质的电离平衡③弱酸根离子的水解平衡④盐的电离分清主次：①多元弱酸分步电离，多元弱酸根离子分步水解，都以第一步为主。
②酸式盐的水解和溶液的酸碱性A多元强酸和强碱形成的酸式盐：只电离，不水解，其水溶液呈酸性，如NaHSO4。
B 多元弱酸和强碱形成的酸式盐：因盐溶液中电离出酸式酸根离子既电离又水解，溶液的酸碱性由电离和水解程度的相对大小而定。
电离能力大于水解能力的酸式盐主要有：NaHSO3、NaH2PO4等,其水溶液呈酸性；水解能力大于电离能力的酸式盐主要有：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等,其水溶液呈碱性。
③如都为0.1mol/L的CH3COOH和CH3COONa的混合液显酸性，是因为CH3COOH的电离大于CH3COO-的水解；都为0.1mol/L的NH3·H2O和NH4Cl的混合液显碱性，因为NH3·H2O电离大于NH4+的水解。
