江蘇高考化學弱電解質(zhì)的電離平衡考點總結(jié)

1重要考點命題規(guī)律1.電離、電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。弱電解質(zhì)電離平衡是高考命題的熱點。江蘇卷中的“離子濃度大小比較”已成為選擇題中的經(jīng)典題；水的電離、pH計算也為命題常客；在近幾年的Ⅱ卷中連續(xù)考查，也要引起重視。2.弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3.水的電離和水的離子積常數(shù)。4.溶液pH的定義，能進行pH的簡單計算。2【重點考點1】電離平衡在一定條件下，弱電解質(zhì)在水溶液中的離子化速率等于分子化速率時，即達到電離平衡。當外界條件改變時，平衡將發(fā)生移動。如，1.升高溫度，促進電離過程；2.加水稀釋，促進電離過程；3.加入與含弱電解質(zhì)相同弱離子的物質(zhì)，抑制電離過程；4.加入能與弱電解質(zhì)中的離子反應(yīng)的物質(zhì)，促進電離過程。3【典型例題1】(2011·山東卷)室溫下向10mLpH＝3的醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是(

)

A．溶液中導電粒子的數(shù)目減少B．溶液中不變C．醋酸的電離程度增大，c(H＋)亦增大D．再加入10mLpH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7B4解析：選項A、C均不正確。醋酸屬于弱酸，加水稀釋有利于醋酸的電離，所以醋酸的電離程度增大，同時溶液中導電粒子的數(shù)目會增多，由于溶液體積變化更大，所以溶液的酸性會降低，即c(H＋)、c(CH3COO－)、c(CH3COOH)均會降低；由水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)知c(H＋)＝所以Ka＝＝B正確。其中Ka表示醋酸的電離平衡常數(shù)，由于水的離子積常數(shù)和醋酸的電離平衡常數(shù)均只與溫度有關(guān)；5D不正確。pH＝3的醋酸說明醋酸的濃度大于0.001mol/L，pH＝11的NaOH溶液說明氫氧化鈉的濃度等于0.001mol/L，因為在稀釋過程中醋酸的物質(zhì)的量是不變的，因此加入等體積的pH＝11的NaOH溶液時，醋酸會過量，因此溶液顯酸性。答案：B6

電離平衡屬于化學平衡，其原理也遵循平衡移動原理。解題中要應(yīng)用平衡移動原理，分析外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡方向的影響。

7【變式1】(2011·福建卷)常溫下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH＝a，下列能使溶液pH＝(a＋1)的措施是()A．將溶液稀釋到原體積的10倍B．加入適量的醋酸鈉固體C．加入等體積0.2mol·L－1鹽酸D．提高溶液的溫度B8解析：A項錯誤。醋酸是弱酸，電離方程式是：CH3COOHH＋＋CH3COO－，故稀釋10倍，pH增加不到一個單位；B項正確。加入適量的醋酸鈉固體，抑制醋酸的電離，使其pH增大，可以使其pH由a變成(a＋1)；C項錯誤。加入等體積0.2mol·L－1鹽酸，雖然抑制醋酸的電離，但增大了c(H＋)，溶液的pH減?。籇項錯誤。提高溶液的溫度，促進了醋酸的電離，c(H＋)增大，溶液的pH減小。此題涉及弱電解質(zhì)的電離平衡移動，切入點都是比較常規(guī)的設(shè)問，但學生易錯選。9【重點考點2】水的電離

1．水在弱酸性、弱堿性和中性環(huán)境下，電離出的H+與OH-

始終相等

。2．在某一溫度下，水電離出的c(H+)與c(OH-)的乘積為一常數(shù)，稱為Kw。在25℃時，Kw=1×10-14。Kw僅與溫度有關(guān)，當溫度升高，水的電離正向移動，則Kw

增大。3.外界條件對水的電離影響因素有：溫度、酸或堿、能水解的鹽。10【典型例題2】(2010·鹽城二調(diào))水的電離平衡曲線如下圖所示，下列說法不正確的是(

)A．圖中五點KW間的關(guān)系：B＞C＞A=D=EB．若從A點到D點，可采用：溫度不變在水中加入少量的酸C．若從A點到C點，可采用：溫度不變在水中加入適量的NH4Cl固體D．若處在B點時，將pH=2的硫酸與pH=10的KOH等體積混合后，溶液顯酸性11解析：A項，溫度越高，Kw越大，B點為100℃，Kw最大。A、D、E三點相同，C點介于之間，正確。B項，加入酸，c(H+)變大，c(OH-)變小，但是兩者的乘積不變，正確。C項，溫度不變，則Kw不變，錯。D項，B點時的Kw=10-12，pH=10的KOH中c(OH-)=10-2mol/L，與pH=2的硫酸等體積混合后，H+與OH-剛好完全反應(yīng)，則應(yīng)為中性，錯。答案：C、D12水的離子積常數(shù)屬于化學平衡常數(shù)的一種，它僅與溫度有關(guān)。外加酸或堿，抑制水的電離。外加易水解的鹽，或是升高溫度能促進水的電離正向移動。解題時一定要關(guān)注題中所給的溫度，不能隨意地運用“Kw=1×10-14”這一數(shù)據(jù)。13【變式2】(2011·四川卷)25℃時，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液，③pH＝10的Na2S溶液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是()A．1∶10∶1010∶109B．1∶5∶5×109∶5×108C．1∶20∶1010∶109D．1∶10∶104∶109解析：酸或堿是抑制水電離的，且酸性越強或堿性越強，抑制的程度就越大；能發(fā)生水解的鹽是促進水電離的。由題意知①②③④中發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量分別是10－14、10－13、10－4、10－5，所以選項A正確。A14【重點考點3】pH計算

1．pH計算公式為：pH=-lgc(H+)。2．混合溶液求pH的方法：15163．弱酸、弱堿稀釋的pH規(guī)律：①某強酸的pH=a，稀釋100倍后，pH=a+2(且a+2<7)

②某弱酸的pH=a，稀釋100倍后，a<pH<a+2(且a+2<7)

③某強堿的pH=a，稀釋100倍后，pH=a-2(且a-2>7)

④某弱堿的pH=a，稀釋100倍后，a-2<pH<a(且a-2>7)。注意：酸無論怎么稀釋，不可能變成堿性，只能無限接近于7；堿無論怎么稀釋，不可能變成酸性，也只能無限接近于7。17【典型例題3】下列敘述正確的是(

)A．醋酸溶液的pH＝a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH＝b，則a＞bB．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH＜7C．1.0×10－3mol/L鹽酸的pH＝3.0,1.0×10－8mol/L鹽酸的pH＝8.0D．若1mLpH＝1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后溶液的pH＝7，則NaOH溶液的pH＝11D18解析：A錯。若是稀醋酸溶液稀釋則c(H＋)減小，pH增大，b＞a；B錯。酚酞的變色范圍是pH＝8.0～10.0(無色→紅色)，現(xiàn)在使紅色褪去，pH不一定小于7，可能在7～8之間；C錯。常溫下酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7；D正確，直接代入計算可得，也可用更一般的式子：設(shè)強酸pH＝a，體積為V1；強堿的pH＝b，體積為V2，則有10－aV1＝10－(14－b)V2?＝10a＋b－14，現(xiàn)在＝10－2，又知a＝1，所以b＝11。答案：D19兩種溶液混合后，首先應(yīng)考慮是否發(fā)生化學變化，其次考慮溶液總體積變化。一般來說，溶液的體積沒有加和性，但稀溶液混合時，常不考慮混合后溶液體積的變化，而取其體積之和(除非有特殊說明)。當混合溶液是堿過量時，應(yīng)先計算出混合溶液中c(OH-)濃度，然后再依據(jù)Kw/c(OH-)，得出c(H+)，再求出pH。

20【變式3】現(xiàn)有等濃度的下列溶液：①醋酸，②苯酚，③苯酚鈉，④碳酸，⑤碳酸鈉，⑥碳酸氫鈉。按溶液pH由小到大排列正確的是()A．④①②⑤⑥③B．④①②⑥⑤③C．①④②⑥③⑤D．①④②③⑥⑤解析：①②④均屬于酸，其中醋酸最強，碳酸次之，苯酚最弱。③⑤⑥均屬于強堿弱酸鹽，根據(jù)越弱越水解的原理知，因酸性：H2CO3>苯酚>HCO，所以對應(yīng)的鹽其堿性為：碳酸鈉>苯酚鈉>碳酸氫鈉，pH順序相反，故C項正確。C2122重要考點命題規(guī)律1.鹽類水解的原理及影響鹽類水解程度的主要因素。電解質(zhì)溶液是高考命題的熱點。江蘇卷中的“離子濃度大小比較”已成為選擇題中的經(jīng)典題；鹽類水解的應(yīng)用也為命題常客；沉淀溶解平衡雖是新課標新增內(nèi)容，在近幾年的Ⅱ卷中連續(xù)考查，也要引起重視。2.認識鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用(弱酸弱堿鹽的水解不作要求)。3.難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。23【重要考點1】電離與水解綜合應(yīng)用1．三大守恒關(guān)系：鹽類水解和離子濃度大小的比較是高考的必考點。解題的關(guān)鍵在于考慮水解、電離以及兩者的相對強弱關(guān)系。解題中要抓住一個原理，兩類平衡，三個守恒(即平衡移動原理，電離平衡和水解平衡，電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒)。24守恒關(guān)系定義實例電荷守恒

電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)

物料守恒實質(zhì)也就是原子守恒，即原子在變化過程(水解、電離)中數(shù)目不變

在Na2CO3溶液中：c(Na+)=2c(CO)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)質(zhì)子守恒即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中由水電離出的H+與OH-相等(可由電荷守恒及物料守恒推出)Na2CO3溶液中：c(OH-)=c(HCO-)+

2c(H2CO3)+c(H+)25【典型例題1】(2011·南通期末調(diào)研)下列有關(guān)二元弱酸H2A的鹽溶液的說法中正確的是(

)A．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)＞c(HA-)＞c(OH-)＞c(H+)B．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(OH-)C．在Na2A溶液中：c(Na+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)D．在Na2A溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HA-)+2c(H2A)

26解析：A和B的HA-中電離與水解程度未知，也就是說溶液的酸堿性未知，那么c(H+)和c(OH-)誰大誰小無法比較，故A、B錯；依據(jù)溶液中的電荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)，C錯誤。電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)和物料守恒c(Na+)=2[c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)])，組合得到c(OH-)=c(H+)+c(HA-)+2c(H2A)，故D正確。答案:D27對于含有字母的組合物質(zhì)，可以列舉出具體的實例進行驗證。如NaHA，可能為酸性的NaHSO3，也可能為堿性的NaHS。

28【變式1】(2009·江蘇卷)下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(

)A．室溫下，向0.01mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na+)＞c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-)＝c(H+)B．0.1mol·L-1NaHCO3溶液：c(Na+)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)C．Na2CO3溶液：c(OH-)－c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(H2CO3)D．25℃時，pH＝4.75、濃度均為0.1mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO-)＋c(OH-)<c(CH3COOH)＋c(H+)29解析：B項錯，NaHCO3溶液中，OH－是由水解和水的電離所形成的，但是這些都是微弱的，的濃度大于OH－濃度；D項錯，由電荷守恒有：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，由物料守恒可得：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，將兩式中的c(Na＋)消去，可得c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(CH3COOH)，所以c(CH3COO－)＋c(OH－)－c(H＋)－c(CH3COOH)＝c(H＋)－c(OH－)，因為pH＝4.75，故c(H＋)－c(OH－)>0，所以D項不等式應(yīng)為“>”，故錯。答案：ACHCO3－HCO3－30【重要考點2】溶液中離子濃度大小比較【典型例題2】(2011·江蘇卷)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(

)A．在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中：c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(H2CO3)B．在0.1mol·L-1Na2CO3溶液中：c(OH-)－c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(H2CO3)C．向0.2mol·L-1NaHCO3溶液中加入等體積0.1mol·L-1NaOH溶液：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)31

解析：本題屬于基本概念與理論的考查，落點在水解與電離平衡、物料守恒和電荷守恒、離子濃度大小比較。溶液中存在水解與電離兩個過程的離子濃度大小比較似乎是考試熱點內(nèi)容，高三復習中要反復加強訓練。A.在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中，HCO3-在溶液中存在水解與電離兩個過程，而溶液呈堿性，說明水解過程大于電離過程，c(H2CO3)＞c(CO32-)。

D．常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH＝7，c(Na+)＝0.1mol·L-1]：c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＝c(OH-)32

B.c(OH-)－c(H-)＝c(HCO3-)＋2c(H2CO3)中把c(H＋)移項到等式另一邊，即是質(zhì)子守恒關(guān)系式。C.向0.2mol·L-1NaHCO3溶液中加入等體積0.1mol·L-1NaOH溶液后，相當于0.05mol·L-1的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的混合液，由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度，因此正確的關(guān)系是：c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)。D.常溫下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液，包括CH3COO-水解和CH3COOH電離兩個過程，既然pH＝7，根據(jù)電荷守恒式，不難得出c(Na+)＝c(CH3COO-)＝0.1mol·L-1，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol·L-1，水解是非常有限的，故c(CH3COO-)＞c(CH3COOH)。答案：B、D33離子濃度大小比較存在兩種方式的命題，一是不等式比較，對于單一溶液，要分清電離與水解誰占主要地位。對于混合溶液，分析存在的反應(yīng)，是過量問題還是水解問題。另外是等式關(guān)系，主要是運用三大守恒(電荷、物料和質(zhì)子)列式分析。

34【變式2】HA為酸性略強于醋酸的一元弱酸，在0.1mol·L－1NaA溶液中，離子濃度關(guān)系正確的是(

)

A．c(Na＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)

B．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)

C．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(A－)＋c(H＋)

D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)解析：A明顯錯誤，因為陽離子濃度都大于陰離子濃度，電荷不守恒；D是電荷守恒，明顯正確；NaA的水解是微弱的，故c(A－)＞c(OH－)，B錯；C的等式不符合任何一個守恒關(guān)系，是錯誤的。D35【重要考點3】沉淀溶解平衡

1．沉淀溶解平衡(1)在一定條件下，當難溶電解質(zhì)的溶解速率與溶液中離子重新生成沉淀的速率相等時，溶液中存在的溶解和沉淀的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。(2)溶度積：對于難溶電解質(zhì)AmBn，Ksp=cm(An+)·cn(Bm-)

。當某時刻，溶液中離子濃度的離子積為Q，若Q=Ksp時，溶液為飽和溶液；若Q>Ksp，溶液將出現(xiàn)沉淀；若Q<Ksp，溶液不會生成沉淀。(3)Ksp僅與溫度有關(guān)。36

2．沉淀溶解平衡的應(yīng)用(1)沉淀的生成：加入沉淀劑，當Q>Ksp時，就會產(chǎn)生沉淀。(2)沉淀的溶解：當Q<Ksp時，沉淀將發(fā)生溶解，常用的方法有：利用氧化還原反應(yīng)降低某一離子的濃度；生成弱電解質(zhì)；生成絡(luò)合物。(3)分步沉淀：①溶液中有幾種離子，加入某沉淀劑時，Ksp小的先沉淀；②對于不同類型的沉淀，其沉淀先后順序要通過計算才能確定，如AgCl和Ag2CrO4。(4)沉淀的轉(zhuǎn)化一般地，Ksp較大的沉淀易于轉(zhuǎn)化為Ksp較小的沉淀。但是，如果加入某懸濁液沉淀劑，也可以使Ksp小的轉(zhuǎn)化為Ksp大的。37【典型例題3】某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是(

)A．加入Na2SO4可以使溶液由a點變到b點B．通過蒸發(fā)可以使溶液由d點變到c點C．d點無BaSO4沉淀生成D．a(chǎn)點對應(yīng)的Ksp大于c點對應(yīng)的KspC38解析：類似于溶解度曲線，曲線上的任一點如a和c表示BaSO4飽和溶液，曲線上方的任一點，均表示過飽和，如b點說明溶液中有BaSO4沉淀析出，此時Qc＞Ksp；曲線下方的任一點，均表示不飽和，如d點，此時Qc＜Ksp，故選項C正確，D錯。A項，在原溶解平衡的溶液中加入Na2SO4，增大了c()，使平衡向生成BaSO4的方向移動，但溶液仍處于飽和狀態(tài)，即最后的點應(yīng)在曲線上(a下方)，A錯。B項，蒸發(fā)使c()增大，而c點與d點的c(SO)相等，故B項錯。答案：CSO42-SO42-39離子積Q與Ksp關(guān)系：當