電離平衡復習

1、 電離平衡一、電解質和非電解質1、概念電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物電解質和非電解質均指化合物，單質和混合物既不屬于電解質也不屬于非電解質。電解質必須是自身能直接電離出自由移動的離子的化合物。對于電解質來說，只須滿足一個條件即可，而對非電解質則必須同時滿足兩個條件。例如：H2SO4、NaHCO3、NH4Cl、Na2O、Na2O2、Al2O3強電解質：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質 弱電解質：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質電解質的強弱與化學鍵有關，但不由化學鍵類型決定。強電解質含有離子鍵或強極性鍵，但含有強極性鍵的不

2、一定都是強電解質，如H2O、HF等都是弱電解質。電解質的強弱與溶解度無關。如BaSO4、CaCO3等電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯系。2、判斷（1）物質類別判斷： 強電解質：強酸、強堿、多數鹽、部分金屬氧化物 弱電解質：弱酸、弱堿、少數鹽和水 非電解質：非金屬氧化物、氫化物（酸除外）、多數有機物 單質和混合物（不是電解質也不是非電解質）（2）性質判斷： 熔融導電：強電解質（離子化合物） 均不導電：非電解質（必須是化合物）（3）實驗判斷：測一定濃度溶液pH 測對應鹽溶液pH一定pH溶液稀釋測pH變化 同等條件下測導電性導電性強弱離子濃度離子所帶電荷溶液濃度電離程度3、電解質溶液的導電性和

3、導電能力 電解質不一定導電(如NaCl晶體、無水醋酸)，導電物質不一定是電解質(如石墨)，非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質。強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。飽和強電解質溶液導電性不一定比弱電解質強。例1：下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是（ ）。ACH3COOHBCl2CNH4HCO3DSO2例2：甲酸的下列性質中，可以證明它是弱電解質的是（ ）。A1mol/L甲酸溶液的c(H+)=10-2mol/L B甲酸以任意比與水互溶C10mL 1mol/L甲酸恰好與10mL 1mol/L NaOH溶液完全反應D在相同條件下，甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱二、弱電解質的電

4、離平衡1、定義和特征電離平衡的含義在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)。任何弱電解質在水溶液中都存在電離平衡，達到平衡時，弱電解質具有該條件下的最大電離程度。電離平衡的特征逆：弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。等：弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等。動：弱電解質電離成離子和離子結合成分子的速率相等，不等于零，是動態(tài)平衡。定：弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液里離子的濃度、分子的濃度都不再改變。變：外界條件改變時，平衡被破壞，電離平衡發(fā)生移動。2、影響電離平衡的因素濃

5、度：越稀越電離在醋酸的電離平衡 CH3COOH CH3COO-+H+加水稀釋，平衡向右移動，電離程度變大，但c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)變小 加入少量冰醋酸，平衡向右移動， c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)增大，但電離程度變小溫度：T越高，電離程度越大同離子效應 加入與弱電解質具有相同離子的電解質時，使電離平衡向逆反應方向移動?；瘜W反應 加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質時，可使平衡向電離方向移動。以電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+為例，各種因素對平衡的影響可歸納為下表：平衡移動方向c(H+)n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(

6、H+)/ c(HAc)導電能力電離程度加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強減小升高溫度向右增大增多增多增多增多增強增大加NaOH(s)向右減小減少增多增多增多增強增大加H2SO4(濃)向左增大增多減少減少增多增強減小加醋酸銨(s)向左減小減少增多增多減小增強減小加金屬Mg向右減小減少增多增多增多增強增大加CaCO3(s)向右減小減少增多增多增多增強增大例1：（南昌測試題）在CH3COOH CH3COO-+H+的電離平衡中，要使電離平衡右移，且氫離子濃度增大，應采取的措施是（ ）。A加NaOH(s)B加濃鹽酸C加水D加熱例2：用水稀釋0.1mol/L氨水時

7、，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ）。Ac(OH-)/c(NH3H2O)Bc(NH3H2O)/c(OH-) Cc(OH-) Dn(OH-)3、電離方程式的書寫強電解質用=，弱電解質用多元弱酸分步電離，多元弱堿一步到位。H2CO3 H+HCO3-，HCO3- H+CO32-，以第一步電離為主。弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。 NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3- H+CO32-強酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。熔融狀態(tài)時：NaHSO4=Na+HSO4溶于水時：NaHSO4=Na+H+SO42三、水的電離及溶液的pH1、

8、水的電離電離平衡和電離程度水是極弱的電解質，能微弱電離H2O+H2O H3O+OH-，通常簡寫為H2O H+OH-；H0 25時，純水中c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L 影響水的電離平衡的因素溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH-)同時增大，KW增大，但c(H+)和c(OH-)始終保持相等，仍顯中性。純水由25升到100，c(H+)和c(OH-)從110-7mol/L增大到110-6mol/L(pH變?yōu)?)。酸、堿 向純水中加酸、堿平衡向左移動，水的電離程度變小，但KW不變。加入易水解的鹽由于鹽的離子結合H+或OH-而促進水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，KW不

9、變。影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O H+OH-變化條件平衡移動方向電離程度c(H+)與c(OH-)的相對大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH-)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH-)中性減小加酸向左減小c(H+)c(OH-)酸性不變加堿向左減小c(H+)c(OH-)堿性不變加能結合H+的物質向右增大c(H+)c(OH-)酸性不變水的離子積在一定溫度時，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數，稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積。KW=c(H+)c(OH-)，25時，KW=110-14(無單位)。KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大

10、，KW增大。25時KW=110-14，100時KW約為110-12。水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。水電離的離子濃度計算例1：常溫某無色溶液中，由水的電離產生的C（H+）=110-12 mol/l，則下列肯定能共存的離子組是A、Cu2+ NO3- SO42- Fe3+ B、Cl- S2- Na+ K+C、SO32- NH4+ K+ Mg2+ D、Cl- Na+ NO3- SO42-例2：在25C時，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H+)比值是： 2、溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(O

11、H-)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L；酸性溶液：c(H+)c(OH-), c(H+)110-7mol/L；堿性溶液：c(H+)c(OH-)，c(H+)110-7mol/L （pH110-7molL-1c(OH-), pH7，酸性越強，pH越小。堿性溶液：c(H+)c(OH-), pH7，堿性越強，pH越大。 1：判斷溶液的酸堿性的依據是溶液中的氫離子濃度與氫氧根離子濃度的大?。粴潆x子濃度大于氫氧根離子濃度，那么溶液呈酸性，反之，氫離子濃度小于氫氧根離子濃度，那么溶液呈堿性，相等則為中性； 2：PH=7是室溫下溶液為中性的依據，而隨著溫度的變化，水

12、溶液的離子積是會改變的，一般情況下是隨溫度的升高而增大，例如：在100攝氏度時，溶液的離子積是10(-12)是在PH=6 時為中性。pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1.010-14molL-1c(H+)1molL-1。即pH 范圍通常是014。當c(H+)1molL-1或c(OH-)1molL-1時，用物質的量濃度直接表示更方便。溶液pH的測定方法酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH3.14.45.08.08.210.0溶液顏色紅橙黃紅紫藍無色淺紅紅pH試紙法：粗略測定溶液的pH。4、有關pH的計算基本原則： 一看常溫，二看強弱（無強無

13、弱，無法判斷），三看濃度（pH or c） 酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH)單一溶液的pH計算由強酸強堿濃度求pH 已知pH求強酸強堿濃度 加水稀釋計算強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。 弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pHb-n。酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。對于濃度（或pH）相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數，強酸的pH變化幅度大。例6：PH=2的兩種一元酸HX，HY各1ml,分別加水稀釋至100ml，其PH值分別變?yōu)閍,b,且ab,則下列說法不正確的是（）A酸的相對強弱是：HXHY B相同溫度，相同濃度的NaX，

14、NaY溶液，其PH值前者大。C與足量鋅粉反應產生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D若a=4，則為HX強酸，HY為弱酸。酸堿混合計算兩種強酸混合 c(H+)混=兩種強堿混合c(OH-)混=酸堿混合，一者過量時 c(OH-)混或c(H+)混= 若酸過量，則求出c(H+)，再得出pH；若堿適量，則先求c(OH-)，再由KW得出c(H+)，進而求得pH，或由c(OH-)得出pOH再得pH。例 25時，將某強酸和某強堿溶液按110的體積比混合后溶液恰好中性，則混合前此強酸與強堿溶液的pH之和是 A.12 B.13 C.14 D.15四、鹽的水解1、鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。按生成鹽的酸

15、和堿的強弱分：強酸強堿鹽(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱堿鹽(如NH4HCO3)、強酸弱堿鹽(如NH4Cl)、強堿弱酸鹽(如CH3COONa)。按溶解性分：易溶性鹽(如Na2CO3)、微溶性鹽(如CaSO4)和難溶性鹽(如BaSO4)。2、鹽類水解的定義和實質定義鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。實質鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸根陰離子)跟水電離出的OH-或H+結合生成弱電解質(弱堿或弱酸)并建立電離平衡，從而促進水的電離。鹽類水解的特點可逆的，其逆反應是中和反應； 微弱的； 動態(tài)的，水解達到平衡時v(水解)=v(中和)0；吸熱的，

16、因中和反應是放熱反應，故其逆反應是吸熱反應。3、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解。無弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽即強酸強堿鹽不水解。誰弱誰水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽離子。誰強顯誰性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強弱。越弱越水解：弱酸根陰離子所對應的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HAHBHC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強，pH逐漸增大。CO32-和HCO3-所對應的弱酸分別是HCO3- 和H2CO3，HCO3-比H2CO3的電離程度小得多，相同濃度時Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。都弱

17、雙水解：當溶液中同時存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時，離子水解所生成的OH-和H+相互結合生成水而使其水解相互促進，稱為“雙水解”。 NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等雖然相互促進，水解程度仍然很小，離子間能大量共存。徹底雙水解離子間不能大量共存。Al3+與S2、HS、AlO2、CO32、HCO3Fe3+與AlO2、CO32、HCO3NH4+與AlO2、SiO32如：2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2SAl3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2(泡沫滅火器原理)特殊情況下的反應FeCl3和Na2S溶液發(fā)生氧化還原反應(生成Fe2+、S)Na2S和C

18、uSO4溶液發(fā)生復分解反應(Na2S+CuSO4=CuS+Na2SO4) 生成更難溶物FeCl3和KSCN溶液發(fā)生絡合反應FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl4、影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(對應的酸堿越弱，水解程度就越大)。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對FeCl3水解平衡的影響情況：Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+(正反應為吸熱反應)條件移動方向H+數pHFe3+水解程度現象升高溫度向右

19、增加降低增大顏色變深(黃紅褐)加H2O向右增加升高增大顏色變淺通HCl向左增加降低減小顏色變淺加NaOH溶液向右減小升高增大產生紅褐色沉淀加CaCO3固體向右減少升高增大產生紅褐色沉淀、無色氣體加NaHCO3溶液向右減少升高增大產生紅褐色沉淀、無色氣體5、鹽類水解離子方程式的書寫一般水解程度很小，用可逆符號，不標“”或“”，不寫分解產物形式(如H2CO3等)。NH4+H2O NH3H2O+H+HCO3-+H2O H2CO3+OH-NH4+CH3COO-+H2O NH3H2O+CH3COOH多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位。能進行完全的雙水解反應寫總的離子方程式，用“=”且標注“”和“”。

20、2Al3+3CO3-+3H2O=2Al(OH)3+3CO2注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS-+H2O H3O+S2-即HS- HS-+H2O H2S+OH-6、離子濃度比較 守恒關系電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。如NaHCO3溶液中：c (Na+)c (H+)c (HCO3-)2c (CO32-)c(OH-)Na2CO3溶液中：c(Na) c(H)2c(CO32)c(OH)c(HCO3)物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。如，0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH混合溶液， c(CH

21、3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。水的電離守恒（也稱質子守恒）：是指溶液中，由水所電離的H與OH量相等。如：0.1molL1的Na2S溶液中：c(OH)c(H)c(HS)2c(H2S)單一溶質溶液酸或堿 0.1mol/L H2S溶液中，各離子濃度大小關系？正鹽 0.1mol/L的CH3COONa微粒中濃度大小關系？方法：a.鹽的粒子 H2O的離子；b.濃度大小決定于水解程度；c.OH和H+決定于酸堿性練：0.1mol/L的N

22、a2CO3中微粒濃度大小關系？0.1mol/L的(NH4)2SO4中微粒濃度大小關系？弱酸酸式鹽溶液兩種溶液混合分析反應，判斷過量，確定溶質?！皟蓚€微弱”：弱酸(堿)溶液中分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產生的離子是主要的。主要離子和少量的離子分別結合溶質物質的量、電離水解程度和溶液的酸堿性分析。7、鹽類水解的應用溶液酸堿性的判斷 等濃度不同類型物質溶液pH： 多元強堿一元強堿弱堿強堿弱酸鹽水強酸弱堿鹽弱酸一元強酸多元強酸對應酸(堿)越弱，水解程度越大，堿(酸)性越強。常見酸的強弱：H2SO3H3PO4HFHAc H2CO3 H2S HClO HCNHCO3HS弱酸酸式鹽溶液當電離程度大于水解程度

23、時，溶液成酸性，如HSO3、H2PO4（一般只此兩種） 當水解程度大于電離程度時，溶液成堿性，如HCO3、HPO32、HS等同pH溶液濃度比較相同條件下，測得：NaHCO3CH3COONaNaClONa2CO3四種鹽溶液pH相同，那么它們的物質的量濃度由大到小順序為 。鹽溶液蒸干所得到的固體將揮發(fā)性酸對應的鹽(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。AlCl3溶液中，AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O如果水解生成的酸難揮發(fā)，則可以得到原固體，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。強堿弱酸鹽的溶液蒸干可

24、以得到原固體，如K2CO3、Na2CO3等不穩(wěn)定的鹽的溶液：發(fā)生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。具有強還原性鹽的溶液：發(fā)生氧化反應，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。由易水解變質的鹽的結晶水合物得到無水物，應在抑制其水解的氛圍中加熱脫水。 MgCl26H2O加熱：MgCl26H2O Mg(OH)Cl+HCl+5H2OMgCl26H2O MgO+2HCl+5H2O)在干燥的HCl氣流中加熱便能得到無水MgCl2。配制鹽溶液，需考慮抑制鹽的水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入幾滴鹽酸或直接將固體溶解在鹽酸中再稀釋到所需濃度。(4)某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解

25、。如為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下加入氧化鎂(5)判斷離子共存時要考慮鹽的水解。Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-等。無法在溶液中制取Al2S3，只能由單質直接反應制取。(6)工農業(yè)生產、日常生活中，常利用鹽的水解知識。泡沫滅火器產生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合發(fā)生雙水解反應：Al3+3HCO=Al(OH)3+3CO2。電離平衡的考查點是：比較某些物質的導電能力大小，判斷電解質、非電解質；外界條件對電離平衡的影響及電離平衡的移動；將電離平衡理論用于解釋某些化學問題；同濃度(或同

26、pH)強、弱電解質溶液的比較，如：c(H)大小，起始反應速率、中和酸(或堿)的能力、稀釋后pH的變化等等。外界條件對電離平衡的影響、強弱電解質的比較是高考命題的熱點。點歸納：1. 電離平衡與水解平衡的比較：電離平衡水解平衡研 究 對 象弱電解質（弱酸、弱強、水）鹽（強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽）實 質弱酸H + 弱酸根離子弱堿OH+ 弱堿根離子鹽電離出的：弱酸根離子 + H2O 弱酸(根)+OH弱堿根離子 + H2O 弱堿 + H+特 點酸(堿)越弱，電離程度就越小電離過程吸熱多元弱酸：分步電離且一級電離二級電離三級電離“越弱越水解”(對應酸或堿越弱，水解程度越大)；水解過程吸熱；多元弱酸根：分步水

27、解且一級水解二級水解三級水解。表 達 方 式電離方程式H2CO3 H+ + HCO3HCO3 H+ + CO32 水解方程式CO32 +H2O HCO3 +OHHCO3 +H2O H2CO3 +OH影響因素溫 度升溫,促進電離,離子濃度增大(易揮發(fā)的溶質除外)升溫，促進水解濃度加水稀釋促進電離,但離子濃度不增大促進水解加入同種離子抑制電離抑制水解加入反應離子促進電離促進水解2. 影響水電離的因素：水是一種極弱的電解質：H2OH+OH-在一定溫度下，c(H+)與c(OH-)的乘積是一個常數，即KW=c(H+)c(OH-)，Kw叫水的離子積常數，簡稱水的離子積。若沒有指定溫定， 則可認為是在常溫下

28、，即25時Kw=110-14溫度：由于水的電離過程吸熱，故升溫使水的電離平衡右移，即加熱能促進水的電離，c(H)、c(OH)同時增大，Kw增大，pH值變小，但c(H)與c(OH)仍相等,故體系仍顯中性。酸、堿性：在純水中加入酸或堿，酸電離出的H 或堿電離出OH均能使水的電離平衡左移，即酸、堿的加入抑制水的電離。若此時溫度不變，則Kw不變，c(H)、c(OH)此增彼減。即：加酸，c(H)增大，c(OH)減小，pH變小。加堿，c(OH)增大，c(H)減小，pH變大。能水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，由于水解的實質是鹽電離出的弱酸根或弱堿陽離子結合水電離出的H 或OH ，所以水解必破壞水的電離平衡

29、，使水的電離平衡右移。即鹽類的水解促進水的電離。其它因素：向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H 直接作用，故同樣能促進水的電離。3. 關于溶液pH值的計算：pH=lgc(H+) 總思路：根據pH的定義：pH=lgc(H+)，溶液pH計算的核心是確定溶液中c(H+)的相對大小。具體而言，酸性溶液必先確定溶液中c(H+)，堿性溶液必先確定c(OH)，再由c(H+)c(OH)= Kw換算成c(H+),然后進行pH的計算。c(H )=10pH即：c(H+)pH溶液混合后的pH計算：兩強酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值：c(H+)混= c(H)1V1c(H)2V2/(V1V2) 兩強堿

30、混合：先求混合后c(OH )混，再間接求pH值：c(OH )混= c(OH)1V1c(OH)2V2/(V1V2) 強酸與強堿溶液混合：根據n(H+)與n(OH)的相對大小先判斷酸、堿的過量情況。 a. 若酸過量n(H+)n（OH），c(H)混n(H+)n(OH)/V總 b. 若堿過量n(OH)n(H)，c(OH)混n(OH)n(H)/V總 c、若酸堿恰好完全反應n(H+)=n(OH），混合后溶液呈中性。未標明酸堿的強弱，混合后溶液pH值不定。應分析討論?？偨Y論：酸按酸，堿按堿，同強混合在之間，異強混合看過量。4. 溶液的稀釋規(guī)律：強酸：pH=a，稀釋10n倍則pH=a+n且(a+n)7；(弱酸

31、：則pH(a+n)強堿：pH=b，稀釋10n倍則pH=bn且(bn)7；(弱堿：則pH(bn)酸或堿無限稀釋時(即當c(H )或c(OH) 106molL1時)，應考慮水電離出來的H或OH的影響。切記：“無限稀釋7為限”5. pH之和等于14的一強一弱兩種酸堿等體積混合，混合液呈弱的性質。（誰弱誰過量，溶液顯性）若“一弱”指弱酸，則混合液呈弱酸性質；若“一弱”指弱堿，則混合液呈弱堿性質。1. 將體積都為10 mL、pH都等于3的醋酸和鹽酸，加水稀釋至a mL和b mL，測得稀釋后溶液的pH均為5。則稀釋后溶液的體積A.a=b=100 mL B.a=b=1000 mL C.ab分析：對鹽酸稀釋1

32、000倍是符合題意的，但對醋酸來說，稀釋時醋酸仍電離，稀釋1000倍時其pH小于5。要使pH等于5，必須再加水。選D。2. 在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中，設由水電離產生的OH-離子濃度分別為A mol/L與B mol/L，則A和B的關系為A.AB B. AB C.B=10-4A D. A=10-4B分析：兩者pH=9，但NaOH抑制水的電離，而CH3COONa促進水的電離，因此BA。答案：B。要領：NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)等于該溶液的c(H+)；而CH3COONa溶液中由水電離出的c(OH-)就是溶液本身的c(OH-)，所以A/B=10-9/10-5=10

33、-4。3. 室溫下，在pH=12的某溶液中由水電離的OH-為 A.1.010-7mol/L B.1.010-6mol/L C.1.010-2mol/L D.1.010-12mol/L分析：pH12的溶液為堿性溶液，c(H)總1.01012molL1，若為堿的溶液，H完全由水電離，則水電離的c(H)水與c(OH)水相等，所以D正確，若為鹽的水溶液，則該鹽必為弱酸鹽，要促進水的電離，c(OH)水=1102 molL1，C正確。答案：C、D4. 在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后pH一定小于7的是A.pH=3的硝酸跟pH=11的氫氧化鉀溶液 B.pH=3的硝酸跟pH=11的氨水 C. pH=3的硫

34、酸跟pH=11的氫氧化鈉溶液 D.pH=3的醋酸跟pH=11的氫氧化鋇溶液分析：pH=3的強酸溶液和pH=11的強堿溶液，等體積混合恰好中和，pH=7；pH=11的氨水，由于氨水是弱堿，已電離的NH3.H2O使溶液pH=11，但仍有大量NH3.H2O沒有電離，等體積混合后，氨水過量，混合后溶液酸堿性由剩余NH3.H2O的決定，pH7；在D中，醋酸過量，混合后溶液顯酸性，pH7。答案：D7. 將0.1mol/L的醋酸鈉溶液20mL與0.1mol/L鹽酸10rnL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關微粒的濃度關系正確的是 A.c (Ac)c (Cl)c (H)c (HAc)B.c (Ac)c (Cl)

35、c (HAc)c (H)C.c (Ac)c (Cl-)c (H)c (HAc)D.c (Na)c (H)c (Ac)c (Cl)c (OH)分析： NaAc + HCl = NaCl + HAc起始物質的量 0.002 0.001反應后物質的量 0.001 0 0.001 0.001反應后為等濃度的NaAc、HAc、NaCl混合液，因溶液呈酸性說明CH3COO的水解程度小于CH3COOH的電離程度，所以c(CH3COO)c(Cl)c(CH3COOH)，但CH3COOH的電離程度較小，c(CH3COOH)c(H)，A和C錯誤，B正確；由電荷守恒原理知D也對。答案：B、D10. 將pH=1的鹽酸平

36、均分成2份，1份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為A.9B.10C.11D.12答案：C解析：將pH=1的鹽酸加適量水，pH升高了1，說明所加的水是原溶液的9倍；另1份加入與該鹽酸物質的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH升高了1，則可列式1011101x=102(1x)，解得x=9/11，則加入的水與NaOH溶液的體積比為99/11=111。11. 將0.1 molL1CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3COONa晶體時，都會引起A.溶液的pH增加B.CH3COOH電離度變大C.溶液的導電能力減弱D.溶液

37、中OH減小答案：A解析：CH3COOH溶液中存在著平衡：CH3COOHCH3COOH，加水稀釋平衡往正反應方向移動，電離度增大，溶液中H減小，OH增大，pH增加；加入少量CH3COONa晶體時，平衡向逆反應方向移動，電離度減小，溶液中OH增大，pH增加。13. 某強酸溶液pH=a，強堿溶液pH=b，已知ab=12,酸堿溶液混合后pH=7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V(堿)的正確關系為A.V(酸)102V(堿) B.V(堿)102V(酸) C.V(酸)2V(堿) D.V(堿)2V(酸)答案：B解析：強酸中c(H)10a molL1，強堿中c(OH)1014b molL1101412a mo

38、lL1102a molL1，混合后pH=7，即n(H)n(OH)，故V(堿)=102V(酸)15.在由水電離產生的H濃度為11013 molL1的溶液中，一定能大量共存的離子組是（ ）K、Cl、NO 、S2 K、Fe2、I、SONa、Cl、NO 、SO Na、Ca2、Cl、HCOK、Ba2、Cl、NOA. B. C. D.解析 在溶液中由水電離產生的H濃度為11013 molL1時，溶液可以顯強酸性（若常溫時pH1）也可以顯強堿性（若常溫時pH13）。當溶液顯酸性即溶液中還存在大量的H離子時，組中因S2發(fā)生S22H H2S而不能共存；組中因HCO- 發(fā)生HCO3- H+=CO2H2O而不能共存

39、。當溶液顯堿性即溶液中還存在大量的OH離子時，組中因Fe2發(fā)生Fe22OH=Fe(OH)2而不能共存；組中因HCO3-發(fā)生HCO3- OH-=CO32-H2O而不能共存。而和組中的離子無論在酸性還是在堿性溶液中均能大量共存。16.室溫時，下列混合溶液的pH一定小于7的是（ ） A.pH3的鹽酸和pH11的氨水等體積混合 B. pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合 C. pH3的醋酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合 D. pH3的硫酸和pH11的氨水等體積混合解析一元強酸溶液的c(H)10pH,一元弱酸溶液的c(酸)c(H)10pH，一元強堿溶液的c(OH)10pH14，一元弱堿溶液

40、的c(堿)c(OH)10pH14。發(fā)生完全中和的條件是n(酸)n(堿),如果反應后pH小于7，必然有n(酸)n（堿）。A、D明顯堿過量，B是強酸強堿完全中和，所以只有C是n(酸)n（堿）符合選項。 17. 下列各溶液中，微粒的物質的量濃度關系正確的是（ ） A.1.0 molL Na2CO3溶液：c(OH)c(HCO )c(H)2c(H2CO3) B.1.0 molL NH4Cl溶液：c(NH4+)c(Cl) C.向醋酸鈉溶液中加入適量醋酸，得到的酸性混合溶液： c(Na)c(CH3COO)c(H)c(OH) D.向硝酸鈉溶液中滴加稀鹽酸得到的pH5的混合溶液：c(Na)c(NO)解析A根據質

41、子守恒，水電離出的H+和OH的物質的量相等，Na2CO3溶液中H+分別以HCO、H+、H2CO3形式存在，故A對，B中由于NH4+水解，c(NH4+ )與c(Cl)不等，B錯，C中根據電荷守恒有：c(Na)c(H)c(OH)c(CH3COO)，因為c(H)c(OH)，故c(CH3COO)c(Na)，C錯。D中Na、NO 不水解加入稀鹽酸后二者的物質的量濃度比仍是11，故D對。 18. 在一定體積pH12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中Ba2+恰好完全沉淀時，溶液pH=11。若反應后溶液體積等于Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液體積之和，則Ba(OH

42、)2溶液與NaHSO4溶液體積比是: A. 1:9 B. 1:1 C. 1:2 D. 1:4解析：假設Ba(OH)2溶液的體積為1L，因為n(Ba2+)=0.005mol，n(OH-)=0.01mol,剩余的n(OH-)=0.005mol。而此時OH-的濃度為0.001mol/L，總體積應為5L，故加入的NaHSO4溶液的體積為4L,答案應該是D。19.下列各組離子在溶液中能大量共存的是A.Ca2、HCO、Cl、KB.Al3、AlO、HCO、NaC.Fe2、NH、SO、S2D.Fe3、SCN、Na、CO答案：A解析：B中Al3、AlO、HCO不能共存，Al33AlO6H2O=4Al(OH)3、

43、Al33HCO=Al(OH)33CO2，AlOHCOH2O=Al(OH)3CO。20.將硫酸鉀、硫酸鋁、硫酸鉀鋁三種鹽混合溶于硫酸酸化的水中，測得c(SO)0.105molL1、c(Al3)0.055 molL1，溶液的pH2.0(假設溶液中硫酸完全電離為H和SO)，則c(K)為A.0.045molL1B.0.035molL1C.0.055molL1D.0.040molL1答案：B解析：該溶液中離子有SO42-、Al3、H、K，已知前三者的濃度，由溶液中陰離子帶的負電荷數一定等于陽離子帶的正電荷數即可求出K的濃度。21.濃度均為0.1 molL1的甲酸和氫氧化鈉溶液等體積相混合后，下列關系式正

44、確的是A.c(Na)c(HCOO)c(OH)c(H) B.c(HCOO)c(Na)c(OH)c(H)C.c(HCOO)c(Na)c(H)c(OH) D.c(Na)c(HCOO)c(OH)c(H)答案：A解析：兩溶液恰好完全反應后得到甲酸鈉溶液，由于甲酸根的水解，HCOO的濃度比Na的濃度小，溶液呈堿性，故應選A。22.下列各組離子在水溶液中能大量共存的是A.Na、HS、Cu2、Cl B.HS、Na、OH、KC.K、CO、Br、AlO D.H、Cl、Na、SO答案：C解析：HSCu2=CuSH，HSOH=S2H2O，2HSO=H2OSO2，故A、B、D均不能大量共存。23.將pH=3的鹽酸溶液和

45、pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度關系正確的是A.c(NH)c(Cl)c(H)c(OH) B.c(NH)c(Cl)c(OH)c(H)C.c(Cl)c(NH)c(H)c(OH) D.c(Cl)c(NH)c(OH)c(H)答案：B解析：pH=3的鹽酸的濃度為103 molL1，而pH=11的氨水的濃度大約為0.1 molL1遠大于鹽酸的濃度，故等體積混合后氨水過量，混合液中有NH4Cl=NHClNH3H2O(過量的) NHOH式中c(NH)c(Cl)而溶液中c(NH)總是、兩式電離出的c(NH)之和，故c(NH)c(Cl)，又氨水過量溶液呈堿性故c(OH)c(H)，而氨水為弱電解質，故電

46、離的c(OH)一定小于c(Cl)。1(07廣東)下列說法正確的是( BD ) (A)硫酸、純堿、醋酸鈉和生石灰分別屬于酸、堿、鹽和氧化物(B)蔗糖、硫酸鋇和水分別屬于非電解質、強電解質和弱電解質(C)Mg、Al、Cu可以分別用置換法、直接加熱法和電解法冶煉得到(D)天然氣、沼氣和水煤氣分別屬于化石能源、可再生能源和二次能源考點2弱電解質的電離平衡2(2007年高考理綜重慶卷，電解質)用食用白醋(醋酸濃度約為1 mol/L)進行下列實驗，能證明醋酸為弱電解質的是( D ) (A)白醋中滴入石蕊試液呈紅色 (B)白醋加入豆?jié){中有沉淀產生(C)蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出 (D)pH試紙顯示醋酸的pH

47、為233(2007年高考上?；瘜W卷，電離平衡)已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COOH，要使溶液中c(H)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(B)(A)加少量燒堿溶液 (B)升高溫度 (C)加少量冰醋酸 (D)加水4（08天津卷）醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHHCH3COO，下列敘述不正確的是（ B ）A醋酸溶液中離子濃度的關系滿足：c（H）c（OH）c（CH3COO）B0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c（OH）減小CCH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D常溫下pH2的CH3COOH溶液與p

48、H12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH7考點3強弱電解質的比較 5(2007年高考上?；瘜W卷，電解質)下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是( B )(A)相同濃度的兩溶液中c(H)相同(B)100 mL 0.1 mol/L的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉(C)pH3的兩溶液稀釋100倍，pH都為5(D)兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽，c(H)均明顯減小 A B C D7（08廣東卷）鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質。下列表述正確的是（C ）A在NaHCO3溶液中加入與其等物質的量的NaOH，溶液中的陰離子只有CO和OH-BNaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)C10 mL0.10molL-1CH3COOH溶液加入等物質的量的NaOH后，溶液中離子的濃度由大到小的順序是：c(Na+)c(CH3COO-)c（OH-）c(H+)D中和體積與pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質的量相同考點4水的電離及溶液的pH值概念及計算方法8（08北京卷）對水的電離平衡不產生影響的粒子是( C )9（08上海卷）常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H)1.010-13molL1，該溶液可能( A ) 二氧化硫