水溶液中的离子平衡的复习教案
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水溶液中的离子平衡（复习）
§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（ ）
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
2、电解质与非电解质本质区别： 溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
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（ ）
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
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO等属于非电解质
4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)： 为强电解质）
（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
（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 。（提示：实验室能
否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ）
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH
(HA)＜pH
(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度C
HA＜C
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHB
HA＞pH
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积
相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。 HB
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积
物质 单质
化合物 电解质
非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2…… 强电解质：强酸、强碱、绝大多数金属氧化物和盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质：弱酸、弱碱和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O…… 混和物
纯净物
2
相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c(H+)为乙酸中c(H+)
的3倍，欲使两溶液中c(H+
二、水的电离和溶液的酸碱性 )相等，则需将甲酸稀释至原来的 3倍（填“<”、“>”或
“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱 。
1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：K
W = [H+]·[OH-
25℃时, [H]
+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K
W = [H+]·[OH-] = 10
注意：K-14
W只与温度有关，温度一定，则K
W
K值一定
W
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）
试比较pH=3的HAc、pH=4的NH
4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na
2CO
3
4、溶液的酸碱性和pH： 四种溶液中水
的电离程度从大到小的顺序是 。
（1）pH= -lg[H+
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ； ]
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 溶液）。
已知100℃时，水的K
W=1×10-12
（1）NaCl的水溶液中[H，则该温度下
+
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= ]= ，pH = ，溶液呈 性。
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃
棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果 （填“偏大”、“偏小”、“不变”
或“不能确定”），理由是 。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围： 指示剂 变色范围的PH
石蕊 ＜5红色 5～8紫色 ＞8蓝色
甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 ＞4.4黄色
酚酞 ＜8无色 8～10浅红 ＞10红色
试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示
剂为： ，原因是 ；②
强碱滴定强酸最好选用的指示剂为： ，原因是 ；
③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是 。
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]
混：将两种酸中的H+
[H离子数相加除以总体积，再求其它）
+]
混 =（[H+]
1V
1+[H+]
2V
2）/（V
1+V
2）
3
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]
混：将两种酸中的OH-
[OH离子数相加除以总体积，再求其它）
-]
混＝（[OH-]
1V
1+[OH-]
2V
2）/（V
1+V
2） (注意 :不能直接计算[H+]
混
3、强酸与强碱的混合：（先据H)
+ + OH- ==H
2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的
H+数除以溶液总体积求[H+]
混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]
混
注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！ ，再求
其它）
将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的
H
2SO
4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加
入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)
2
四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 溶液后pH= 。
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH
稀=pH
原
2、弱酸溶液：稀释10+ n （但始终不能大于或等于7）
n倍时，pH
稀＜pH
原
3、强碱溶液：稀释10+n （但始终不能大于或等于7）
n倍时，pH
稀=pH
原
4、弱碱溶液：稀释10－n （但始终不能小于或等于7）
n倍时，pH
稀＞pH
原
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均
为7 －n （但始终不能小于或等于7）
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为 ；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH
为 ，若使其pH变为5，应稀释的倍数应 （填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释
1000倍后溶液中[H+] ：[SO
42-
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H]= ； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH
变为 ；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为 。
+与OH-
1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）： 恰好中和”酸碱性判断方法
恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）
2、自由H+与OH-
生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性） 恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，
谁弱显谁性，无弱显中性。”：
(1)100mLpH=3的H
2SO
4 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈
性，原因是 。 中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是
（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是
A、上述弱酸溶液的pH＝4
B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7
C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7
D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na
2CO
3 ＞
NaHCO
3
③弱酸酸性强弱比较： )
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。
如酸性：HF
3>H
3PO
4）
