高中化学 第三章 水溶液中离子平衡 重难点1-12（含解析）（打包12套）新人教版选修4.zip

1重难点一 强电解质和弱电解质1．概念：（1）强电解质：在水溶液中或熔融状态下能完全电离的化合物；主要包括：强酸(HCl、H 2SO4、HNO 3等)，强碱(NaOH、KOH 等)，盐(NaCl，CH 3COONa 等，除 Pb(CH3COO)2，HgCl 2外，注意沉淀如 CaCO3，BaSO 4等由于溶于水的部分已全部电离，属于强电解质)，金属氧化物(Na 2O，MgO 等)。.（2）弱电解质：在水溶液中或熔融状态下不能完全电离的化合物；主要包括：弱酸(CH3COOH、H 3PO4等)、弱碱(NH 3•H2O，Cu(OH) 2等)。2．注意事项：①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定．强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如 H2O、HF 等都是弱电解质；②电解质的强弱与溶解度无关．如 BaSO4、CaCO 3等；③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。【重难点指数】★★★ 【重难点考向一】 相关概念【例 1】下列各组物质中，都是强电解质的是( )A．HBr、HCl、BaSO 4 B．NH 4Cl、CH 3COONa、H 2SC．NaOH、Ca(OH) 2、NH 3•H2O D．HClO、NaF、Ba(OH) 2【答案】A【解析】A．HBr、HCl、BaSO 4是在水中完全电离成离子的化合物，所以属于强电解质，故 A 正确；B．H 2S 在水中只有部分电离，所以属于弱电解质，故 B 错误；C．NH 3•H2O 在水中只有部分电离，所以属于弱电解质，故 C 错误；D． HClO 在水中只有部分电离，所以属于弱电解质，故 D 错误；故选 A。【重难点点睛】考查了强电解质的判断，注意电解质的强弱与溶解性大小无关，与电离程度有关；强电解质是指在水中完全电离成离子的化合物，大多数盐类和强酸强碱(H 2SO4 HNO3 HCl NaOH KOH 等)都是强电解质。2【重难点考向二】 强弱判断【例 2】下列关于强弱电解质的叙述错误的是( )A．弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡 B．在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质 C．同一弱电解质的溶液，当温度、浓度不同时，其导电能力也不相同 D．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电 【答案】B【名师点睛】考查强弱电解质的辨析及强弱电解质与电能力的关系、影响弱电解质电离平衡的因素等知识，难度不大．注意离子化合物类强电解质，液态时导电，如 NaCl，K 2SO4等，共价化合物类强电解质，液态时不导电，如 AlCl3，HCl 等。【重难点考向三】 电解质与非电解质的判断【例 3】下列叙述正确的是( )A．液态 HCl 不导电，所以 HCl 是非电解质 B．NH 3的水溶液能够导电，所以 NH3是电解质C．液态 Cl2不导电，所以 Cl2是非电解质 D．BaSO 4溶于水的部分能够电离，所以 BaSO4是电解质【答案】D【解析】【名师点睛】考查电解质与非电解质，注意二者均为化合物，在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物为电解质，在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物为非电解质，特别注意电解质发生电离的为其本身，选项 B 为学生解答的易错点，以此来解答。【重难点考向四】常见物质的考查【例 4】下列物质中，属于电解质的是( )A．硫酸 B．铜 C．酒精 D．蔗糖3【答案】A【名师点睛】考查电解质、非电解质的判断，在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物是电解质，在水溶液里或熔融状态下都不导电的化合物是非电解质，注意电解质首先必须是化合物，注意不是电解质的物质不一定是非电解质，如单质和混合物。1．下列有关叙述中正确的是( )A．难溶于水的电解质一定是弱电解质 B．强电解质的水溶液导电能力一定比弱电解质水溶液的导电能力强 C．易溶于水的电解质一定是强电解质 D．强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的 【答案】D【解析】A．电解质的强弱和溶解度无关，硫酸钡难溶于水，但它是强电解质，故 A 错误；B．导电能力的强弱与参与导电的自由移动的离子的浓度大小有关，强电解质如果浓度很小，导电能力也可能比浓的弱电解质溶液的导电能力弱，故 B 错误；C．电解质的强弱和溶解度无关，乙酸易溶于水，但它是弱酸，故 C 错误；D．强电解质完全电离，不可逆，故 D 正确；故选 D。【名师点睛】考查强弱电解质的概念，注意电解质的强弱和溶解度无关，电解质的水溶液的导电能力和电解质强弱无关，和离子浓度、所带电荷有关；强电解质是在水溶液里完全电离的电解质。2．下列气体溶于水后，生成物中既有强电解质又有弱电解质的是( )A．SO 2 B．Cl 2 C．CO 2 D．SO 3 【答案】B4【名师点睛】考查电解质月非电解质、强电解质与弱电解质及的判断，水溶液中完全电离的电解质为强电解质，水溶液中部分电离的电解质为弱电解质，气体溶于水和水反应生成强电解质和弱电解质分析判断。3．下列有关物质分类一定正确的是( )A．强电解质：盐酸、氢氧化钡、明矾 B．弱电解质：甲酸、纯碱、醋酸铵 C．非电解质：液氨、二氧化硫、苯 D．同系物：CH 2O2、C 2H4O2、C 3H6O2 【答案】C【解析】A．氯化氢、氢氧化钡、摩尔盐都是强电解质，但盐酸是 HCl 的水溶液，既不是电解质也不是非电解质，故 A 错误；B．甲酸是弱电解质，纯碱、醋酸铵是强电解质，故 B 错误；C．液氨、二氧化硫、苯都是非电解质，故 C 正确；D．CH 2O2，C 2HqO2，C 3H6O2结构不一定相似，可能是羧酸也可能是酯，不是同系物，故 D 错误；故选 C。4．下列叙述正确的是( )A．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡为弱电解质 B．硝酸钾溶液能导电，故硝酸钾溶液为电解质 C．二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳为弱电解质 D．石墨虽能导电，但既不是电解质，也不是非电解质 【答案】D【解析】A．硫酸钡溶于水的部分完全电离，故硫酸钡为强电解质，故 A 错误；B．硝酸钾为电解质，故硝酸钾溶液能导电，硝酸钾溶液是混合物，故 B 错误；C．二氧化碳在水溶液中与水反应生成碳酸，碳酸电离出自由移动的离子导电，二氧化碳自身不能电离，二氧化碳是非电解质，故 C 错误；D．石墨中含有自由电子，能导电，但它是非金属单质，既不是电解质也不是非电解质，故 D 正确，故选 D。【名师点睛】考查电解质、非电解质和强弱电解质概念的辨析，电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物．电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电，是因电解质自身可以离解成自由移动的离子；非电解质：在熔融状态和水溶液中都不能导电的化合物；单质，混合物既不是电解质也不是非电解质；在水溶液中完全电离的是强电解质；部分电离的是弱电解质。5．下列物质中，既能导电又属于强电解质的一组物质是( )A．石墨、食醋 B．液氨、石灰水 5C．熔融 MgCl2、熔融 NaOH D．稀硫酸、蔗糖 【答案】C1重难点七 中和滴定一、中和反应及中和滴定原理1．中和反应：酸+碱→正盐+水如：①HCl+NaOH═NaCl+H 2O②H 2SO4+2NaOH═Na 2SO4+2H2O③H 3PO4+3NaOH═Na 3PO4+3H2O注意：①酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定．②由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差．2．中和滴定原理由于酸、碱发生中和反应时，反应物间按一定的物质的量之比进行，基于此，可用滴定的方法确定未知酸或碱的浓度．对于反应：HA+BOH═BA+H 2O1mol 1molc(HA)V(HA) c(BOH)V(BOH)即可得 c (HA)V(HA)═c (BOH)V(BOH)若取一定量的 HA溶液(V 足 )，用标准液 BOH(已知准确浓度 c 标 )来滴定，至终点时消耗标准液的体积可读出(V 读 )代入上式即可计算得 c(HA)若酸滴定碱，与此同理若酸为多元酸，H nA+nBOH═B nA+nH2O1mol nmolc(HA)V(HA) c(BOH)V(BOH)则有关系：3．滴定方法的关键（1）准确测定两种反应物的溶液体积（2）确保标准液、待测液浓度的准确（3）滴定终点的准确判定(包括指示剂的合理选用)4．滴定实验所用的仪器和操作要点（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶(或烧杯+玻棒)、量筒2(或移液管)．（2）操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)调液面、读数．②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数．③计算．（3）滴定管“0”刻度在上．二、滴定曲线和指示剂的选择随着标准液的滴入，溶液的 PH在发生变化，这种变化有何特征？为何能用指示剂判定终点是否到达？如何选用合适的指示剂？1．酸碱指示剂（1）酸碱指示剂的变色范围(pH 值)3.1＜ 3.1～4.4 ＞4.4甲基橙红 橙 黄8.2＜ 8.2～10 ＞10酚酞无色 浅红 红5＜ 5～8 ＞8石蕊红 紫 蓝（2）根据滴定曲线和指示剂的发色范围选用指示剂．从上面滴定曲线图可依次看出①0.1mol/L NaOH 滴定盐酸，酚酞和甲基均可使用，当然两者测定结果不同．②0.1mol/L NaOH 溶液滴定 0.1mol/L CH3COOH溶液恰好中和生成 CH3COONa，溶液呈弱碱性，选酚酞为指示剂，pH=8～10 浅红色，误差小．③用 HCl滴定 NH3．H 2O恰好中和生成 NH4Cl，溶液呈弱酸性，选甲基橙为指示剂，3.1～4.4 橙色，误差小．④用 HCl滴定 0.1mol/L Na2CO3溶液第一步生成 NaHCO3时，可选用酚酞为指示剂，由红色→浅红→无色．化学方程式为：Na2CO3+HCl═NaHCO 3+NaOH第二步生成碳酸(CO 2↑+H 2O)，可选用甲基橙为指示剂，由黄色→橙色，化学方程式为：NaHCO3+HCl═NaCl+H 2O+CO2↑小 结：（1）指示剂的选择：(由滴定曲线可知)①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞．3②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙)；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞)③石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂．（2）终点判断：(滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原)指示剂操 作酚酞甲基橙强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色三、误差分析以一元酸和一元碱的中的滴定为例因 C 标 、V 定 分别代表标准液浓度、所取待测液体积，均为定值，代入上式计算．但是实际中 C 标 、V 定 都可能引起误差，一般可把各因素引起的误差转嫁到 V 读 上，若 V 读 偏大，则测定结果偏大；若 V 读 偏小，则测定结果偏小，故通过分析 V 读 的变化情况，可分析滴定的误差，引起误差可能因素有以下几种：（1）视(读数)注意：①滴定管中液体读数时精确到 0.01mL；②一般需滴定 2-3次，取其平均值（2）洗(仪器洗涤)正确洗法：二管二洗--滴定管和移液管先用蒸馏水清洗多次，再用待装液润洗几次．一瓶一洗--锥形瓶只能用蒸馏水洗．注意：一般滴定管装标准液，锥形瓶里装待测液．错误洗法导致结果：①滴定管仅用水洗，使标准液变稀，故消耗标准液体积一定变大，V 读 变大，结果偏大．②移液管仅用水洗，则待测液变稀，所取待测液溶质物质的量变少，V 读 变小，结果偏小．③锥形瓶用待测液洗过，则瓶内待测液的溶质量偏多，V 读 偏大，结果偏大．④第一次滴定完后，锥形瓶内液体倒去后，尚未清洗，接着第二次滴定，滴定结果如何，取决于上次滴定情况如何．（3）漏(液体溅漏)4①滴定过程中锥形瓶内液体溅出，则结果偏小．②终点已到，滴定管下端尖中级有液滴，则 V 读 偏大，测定结果偏大．（4）泡(滴定管尖嘴气泡)正确操作应在滴定前把尖嘴管中的气泡赶尽，最后也不能出现气泡．如滴定开始有气泡，后气泡消失，则结果偏大．若先无气泡，后有气泡，则结果偏小．（5）色(指示剂变色控制与选择)滴定时，眼睛应紧盯着锥形瓶内溶液的颜色变化．指示剂变色后应半分钟内不复原．如变色后立即复原，则结果偏小．另外，同一种滴定，选择的指示剂不同，测定结果不同．（6）杂(标准物含杂)用于配制标准液的固体应该是纯净物．但其中有可能混有杂质，称量时又按需标准物固体质量来称取的，帮一般均会产生误差，在此杂质又分两种情况：①杂质与待测液不反应如 NaOH中含 NaCl，所配的 NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl 不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大．②若杂质与待测液反应，则应作具体分析．关键：比较与等物质的量的待测物反应消耗的杂质质量和标准物的质量．若消耗杂质的质量较大，则相当于削弱了原标准液的作用能力，故与一定量待测物反应时，消耗的标准体积变大，测定结果偏大．或者可用等质量的杂质、标准物分别与待测物反应，根据消耗的待测物质量的多少来判断．如杂质作用待测物质量越多，说明作用能力被增强，故测定结果偏小。【重难点指数】★★★ 【重难点考向一】 中和滴定原理【例 1】常温下，向 pH=2的硫酸中加入等体积的下列溶液，滴入甲基橙试剂后显红色，该溶液可能是( )A．pH=12 的 Ba(OH)2 B．pH=12 的氨水 C．0.01mol/L NaOH D．0.05mol/L BaCl 2 【答案】D5【重难点点睛】考查 pH的计算，甲基橙的变色范围是 3.1～4.4，pH＜3.1 时，溶液呈红色，pH在 3.1～4.4 之间时，溶液呈橙色，pH＞4.4 时，溶液呈黄色，向 pH=2的硫酸中加入等体积的下列溶液后，滴入甲基橙试液，出现红色，说明溶液呈酸性，且 pH＜3.1，以此解答该题。【重难点考向二】 滴定曲线【例 2】盐酸与氢氧化钠溶液相互滴定的滴定曲线如图，下列叙述正确的( )A．酚酞不能用作本实验的指示剂B．盐酸的物质的量浓度为 1mol ・ L-1C．P 点时恰好完全中和，溶液呈中性D．曲线 a是盐酸滴定氢氧化钠溶液的滴定曲线【答案】C【名师点睛】考查中和滴定，试题借助于滴定曲线考查了中和滴定过程中 PH的变化，关键能6从图中要得出相关信息，由图可知，曲线 B的 pH由 13变小，则为盐酸滴定 NaOH溶液的曲线；曲线 A的 pH由 1变大，则为 NaOH溶液滴定盐酸的曲线，指示剂为酚酞或甲基橙，以此来解答。【重难点考向三】 指示剂选择及滴定终点判断【例 3】用标准盐酸滴定氢氧化钠溶液(甲基橙作指示剂)，下列操作正确的是( )A．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，再用氢氧化钠溶液润洗 B．滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准盐酸进行滴定 C．滴定时，边摇动锥形瓶边观察瓶中溶液的颜色变化 D．当滴定至溶液由黄色变为橙色时，即为滴定终点 【答案】C【解析】A．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，不需要润洗，即加加氢氧化钠溶液，故 A错误；B．滴定管用蒸馏水洗涤后，利用盐酸标准液润洗后，再装入标准盐酸进行滴定，故 B错误；C．滴定时，边摇动锥形瓶边观察瓶中溶液的颜色变化，判断滴定终点，故 C正确；D．甲基橙作指示剂时，滴定终点溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不变色，即为滴定终点，故D错误；故选 C。【名师点睛】考查中和滴定实验，中和滴定实验中，滴定管必须润洗，而锥形瓶不需要润洗，滴定时左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛观察锥形瓶内颜色的变化，甲基橙作指示剂时，滴定终点溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不变色，以此来解答。【重难点考向四】误差分析【例 4】用标准盐酸滴定未知浓度的 NaOH溶液，如果测得结果偏低，则产生误差的原因可能是下列叙述中的( )A．滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定终止时气泡消失 B．锥形瓶用蒸馏水洗净后，未经干燥即进行滴定 C．滴定过程中，锥形瓶中有溶液溅出 D．酸式滴定管未用标准盐酸润洗 【答案】C7【名师点睛】在酸碱中和滴定实验中，滴定管都要事先检查是否漏液，用水洗后再用待装溶液润洗。在酸碱中和滴定实验中，误差分析时，考虑所有的操作对标准溶液体积的影响，例如用来装待测液的滴定管没有润洗，则待测液的浓度变小，需要的标准液体积变小，则结果变小。若用待测液润洗锥形瓶，则待测液的体积变大，需要的标准液变多，结果偏大。标准液的滴定管没有润洗，标准液浓度变小，需要的体积变大，结果变大。对于滴定过程中的读数情况，看标准液的体积变化，体积变大，结果变大，体积变小，体积变小。1．(双选)用标准盐酸溶液滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，使得所测氢氧化钠溶液的浓度偏高的错误操作是( )A．中和滴定达中点时俯视滴定管内液面度数 B．碱式滴定管用蒸馏水洗净后立即装待测溶液来滴定 C．酸式滴定管用蒸馏水洗净后立即装标准溶液来滴定 D．把配好的标准溶液倒入刚用蒸馏水洗净的锥形瓶中然后用来滴定 【答案】CD【名师点睛】酸碱滴定前的操作主要有：检漏、洗涤、润洗、注液、赶气泡、调液。滴定过程中操作有左手控制滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶 目视锥形瓶中溶液颜色的变化。指示8剂的选择方法： 酸碱指示剂一般选用酚酞和甲基橙，石蕊试液由于变色不明显，在滴定时不宜选用，强酸与强碱滴定用酚酞或甲基橙，强酸与弱碱滴定用甲基橙，弱酸与强碱滴定用酚酞。终点的判断：溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色。酸碱中和滴定中的误差分析根据 H+和 OH—的物质的量相等，C 标 ·V 标 = C 待 ·V 待 ，在讨论操作对标准液体积的影响，确定滴定误差。2．室温下用 0.10mol•L-1的 NaOH溶液滴定 20.00mL未知浓度的 CH3COOH，滴定终点消耗20.00mL的 NaOH溶液．下列说法正确的是( )A．滴定终点时溶液由无色变为浅红色且保持半分钟颜色不变 B．滴定终点时混合溶液的 pH=7 C．滴定终点时反应的热效应即为中和热 D．滴定终点时两者恰好完全反应 【答案】A【解析】A．碱滴定酸，选择酚酞为指示剂，则滴定终点时溶液由无色变为浅红色且保持半分钟颜色不变，故 A正确；B．滴定终点时，酚酞的变色范围 8～10 可知，溶液显碱性，pH＞7，故 B错误；C．由 n(NaOH)=0.1mol/L×0.02L=0.002mol可知，生成水的物质的量不是 1mol，则滴定终点时反应的热效应不是中和热，故 C错误；D．酚酞的变色范围8～10，滴定终点时 NaOH过量，故 D错误；故选 A。3．(双选)用标准盐酸滴定未知浓度的 NaOH溶液时，若测得结果偏高，则产生误差的原因可能是( )A．滴定时，装未知浓度的 NaOH溶液锥形瓶忘记用 NaOH溶液润洗 B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，忘记用盐酸润洗 C．滴定前，滴定管的尖嘴处有气泡，而在滴定后气泡消失 D．滴定前以仰视的姿势读取了酸式滴定管的读数，滴定后读数正确 【答案】BC【解析】A．滴定时，装未知浓度的 NaOH溶液锥形瓶忘记用 NaOH溶液润洗，NaOH 的物质的量不变，不影响消耗的标准液的体积，根据 c(待测)= 分析，可知不影响测定结果，故 A错误；B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，忘记用盐酸润洗，盐酸被稀释，导致消耗的标准液体积偏大，根据 c(待测)= 分析，可知测定结果偏大，故 B正确；C．滴定前，滴定管的尖嘴处有气泡，而在滴定后气泡消失，导致消耗的标准液体积偏大，根据 c(待测)= 分析，可知测定结果偏大，故 C正确；D．滴定前以仰视的姿势读取了酸式滴定管的读数，滴定后读数正确，滴定时消耗的标准液体积偏小，9根据 c(待测)= 分析，可知测定结果偏小，故 D错误；故选 BC。【名师点睛】考查化学实验操作中的误差分析，掌握实验的原理及正确的误差分析是解题的关键，根据 c(待测)= 分析不当操作对 V(标准)的影响，以此判断浓度的误差。4．下列实验操作，对实验结果不会产生影响的是( )A．用酸碱中和滴定法测定未知浓度的碱液时，在锥形瓶中加人 2-3 mL酚酞试液作指示剂 B．用蒸馏水湿润 pH试纸后测定硫酸钠溶液的 pH C．测定中和反应的反应热时，将碱溶液缓慢倒入酸溶液中 D．在淀粉溶液中加入稀硫酸加热一段时间后，向其中滴加银氨溶液检验淀粉的水解产物 【答案】B5．已知某温度时 CH3COOH的电离平衡常数为 K．该温度下向 20mL 0.1mol•L-1CH3COOH溶液中逐滴加入 0.1mol•L-1NaOH溶液变化)，pH 变化曲线如图所示(忽略温度)，以下叙述正确的是( )A．根据图中数据可计算出 K值约为 1×10-5B．①②③点水的电离程度由大到小的顺序为：②＞③＞①C．点①所示溶液中：c(CH 3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)D．点③时 c(CH3COOH)+(CH3COO-)=0.1mol/L【答案】A101重难点三 弱电离质在水溶液中的电离平衡1．电离平衡概念一定条件(温度、浓度)下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变的状态叫电离平衡状态(属于化学平衡)。任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡，达到平衡时，弱电解质具有该条件下的最大电离程度。2．电离平衡的特征①逆：弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡；②等：弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；③动：弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡；④定：弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变；⑤变：外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动；3．影响电离平衡的因素(符合勒沙特列原理)（1）内因-电解质本身的性质，是决定性因素；（2）外因①温度-由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大； ②浓度-同一弱电解质，浓度越大，电离度越小；在一定温度下，浓度越大，电离程度越小．因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小．因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离；例如：在醋酸的电离平衡 CH 3COOH⇌CH3COO-+H+A 加水稀释，平衡向右移动，电离程度变大，但 c(CH3COOH)、c(H +)、c(CH 3COO-)变小；B 加入少量冰醋酸，平衡向右移动，c(CH 3COOH)、c(H +)、c(CH 3COO-)增大但电离程度小；③外加物质若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使2电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动．以电离平衡 CH3COOH⇌CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：项 目平衡移动方向c(H+) n(H+)c(Ac-)c(OH-)c(H+)/c(HAc)导电能力电离程度加水稀释 向右 减小 增多 减小 增多 增多 减弱 增大加冰醋酸 向右 增大 增多 增多 减小 减小 增强 减小升高温度 向右 增大 增多 增多 增多 增多 增强 增大加 NaOH(s) 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大H2SO4(浓) 向左 增大 增多 减少 减少 增多 增强 减小加醋酸铵(s)向左 减小 减少 增多 增多 减小 增强 减小加金属 Mg 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大加 CaCO3(s) 向右 减小 减少 增多 增多 增多 增强 增大4．电离方程式的书写（1）强电解质用“=” ，弱电解质用“⇌”（2）多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位．H2CO3 H++HCO3-，HCO 3- H++CO32-，以第一步电离为主．NH3•H2O NH4++OH- Fe(OH)3 Fe3++3OH-（3）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离；NaHCO3=Na++HCO3-，HCO 3- H++CO32-（4）强酸的酸式盐如 NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的；熔融状态时：NaHSO 4=Na++HSO4-；溶于水时：NaHSO 4=Na++H++SO42-；5．电离平衡常数(相当于化学平衡常数)在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，通常用 Ka表示弱酸的电离常数；3AB A++B- （1）K 的意义：K 值越大，则电离程度越大，电解质(即酸碱性)越强；K 值越小，电离程度越小，离子结合成分子就越容易，电解质(即酸碱性)越弱．表达式中各组分的浓度均为平衡浓度；（2）K 的影响因素：K 的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K 值不变；温度不同，K 值也不同；（3）多元弱酸的 K：多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离平衡常数，通常用 K1、K 2、K 3 分别表示，但第一步电离是主要的．如：磷酸的三个 K值，K 1＞K 2＞K 3 ，磷酸的电离只写第一步．说明：①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：CH3COOH CH3COO-+H+一定温度下 CH3COOH的电离常数为：NH3•H2O NH4++OH-一定温度下 NH3•H2O的电离常数为：②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：1°分步电离：是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个 H+，每一步电离都有其相应的电离常数．2°电离程度逐渐减小，且 K1＞K 2＞K 3，故多元弱酸溶液中平衡时的 H+主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其 K1即可．例如 25℃时，H3PO4的电离；H3PO4 H2PO4-+H+ H2PO4- HPO42-+H+ HPO42- PO43-+H+ 多元弱酸溶液中的 c(H+)是各步电离产生的 c(H+)的总和，在每步的电离常数表达式中的 c(H+)是指溶液中 H+的总浓度而不是该步电离产生的 c(H+)．6．电离度电离度(α)(相当转化率，与温度、浓度均有关)4A 内因：电解质的本性．B 外因：温度和溶液的浓度等．（1）浓度的影响：醋酸稀释时电离度变化的数据：浓度(mol/L) 0.2 0.1 0.001电离度(%) 0.948 1.32 12.4可见，电离度随浓度的降低而增大．(因浓度越稀，离子互相碰撞而结合成分子的机会越少，电离度就越大．)【重难点指数】★★★★【重难点考向一】 强酸和弱酸的鉴别【例 1】室温下，对于 pH和体积均相同的醋酸和盐酸两种溶液，分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的 pH均增大 B．温度都升高 20℃后，两溶液的 pH均不变C．加水稀释两倍后，两溶液的 pH均减小 D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多【答案】A【重难点点睛】考查弱电解质电离，盐酸是强酸，醋酸是弱酸，所以醋酸溶液中存在电离平衡，升高温度能促进弱电解质电离，pH 相同的醋酸和盐酸，醋酸的浓度大于盐酸，不同的酸和相同金属反应，生成氢气的速率与溶液中离子浓度成正比；易错选项是 B，注意对于相同浓度的盐酸和醋酸溶液，升高温度，盐酸的 pH不变，但醋酸的 pH改变，为易错点。5【重难点考向二】 影响电离平衡的因素【例 2】已知 0.1mol•L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH 3COOH CH3COO-+H+，要使溶液中的值增大，可以采取的措施是( )①加少量烧碱溶液 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水 A．①② B．①③ C．②④ D．③④【答案】C【名师点睛】考查弱电解质的电离平衡、电离平衡常数等，注意并不是醋酸的电离平衡正向移动 值就一定增大，本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，可根据 ，结合平衡移动时 c(CH3COO-)的变化来判断。【重难点考向三】 弱电解质的证明【例 3】下列事实一定能说明 HF是弱酸的是( )①常温下 NaF溶液的 pH大于 7； ②用 HF溶液做导电性实验，灯泡很暗；③HF 与 NaCl不能发生反应； ④常温下 0.1mol/L的 HF溶液的 pH为 2.3；⑤HF 能与 Na2CO3溶液反应，产生 CO2气体； ⑥HF 与水能以任意比混溶；⑦1mol/L 的 HF水溶液能使紫色石蕊试液变红 A．①②⑦ B．②③⑤ C．③④⑥ D．①④6【答案】D【名师点睛】考查弱电解质的判断，掌握弱电解质是部分电离的解题的关键，根据弱电解质的电离是不完全的，酸的溶解性及酸的通性无法确定酸电离的程度，而比较酸的浓度与酸电离 c(H+)可判断酸的电离程度，据此分析解题。【重难点考向四】电离平衡常数的含义【例 4】部分弱酸的电离平衡常数如表，下列选项错误的是( )弱酸 HCOOH HCN H2CO3电离平衡常数(25℃) Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10Ki1=4.3×10-7Ki2=5.6×10-11A．2CN -+H2O+CO2→2HCN+CO 32-B．2HCOOH+CO 32-→2HCOO -+H2O+CO2↑C．中和等体积、等 pH的 HCOOH和 HCN消耗 NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的 HCOONa和 NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者【答案】AD【解析】根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为：HCOOH＞H 2CO3＞HCN＞HCO 3-；A．氢氰酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸，所以发生 CN-+H2O+CO2→HCN+HCO 3-反应，故 A错误；B．甲酸的酸性大于碳酸，所以 2HCOOH+CO32-→2HCOO -+H2O+CO2↑能发生，故 B正确；C．等 pH的 HCOOH和 HCN溶液，甲酸的物质的量浓度小于氢氰酸，所以中和等体积、等pH的 HCOOH和 HCN消耗 NaOH的量前者小于后者，故 C正确；D．根据电荷守恒，c(HCOO -)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，c(CN -)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，即离子总数是 n(Na+ )+n(H+)的 2倍，而 NaCN的水解程度大，即 NaCN溶液中的 c(OH-)大，c(H +)小，c(Na +)相同，所以甲酸钠中离子浓度大，故 D错误；故选 AD。【名师点睛】考查弱电解质的电离，根据平衡常数确定酸性强弱，从而确定酸之间的转化，结合电荷守恒来分析解答，弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，等 pH的弱酸溶液，酸7性越强的酸其物质的量浓度越小，弱酸根离子水解程度越小，结合强酸能和弱酸盐反应制取弱酸分析解答。1．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )A．相同浓度的两溶液中 c(H+)相同B．100mL0.1mol•L -1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C．pH=3 的两溶液稀释 100倍，pH 都为 5D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，c(H +)均明显减小【答案】B2．向 0.1mol/L CH3COOH溶液中加入 CH3COONa晶体或加水稀释时，都会引起( )A．溶液的 pH增大 B．CH 3COOH的电离程度增大C．溶液的导电能力减小 D．溶液的 c(OH-)减小【答案】A【解析】A．CH 3COOH溶液加水稀释，平衡向正反应方向移动，电离程度增大，溶液中 C(H+)减小，溶液的 pH增大，加入少量 CH3COONa晶体时平衡向逆反应方向移动，电离程度也减小，c(H+)减小，溶液的 pH增大，故 A正确；B．CH 3COOH溶液加水稀释，平衡向正反应方向移动，电离程度增大，CH 3COOH溶液加入少量 CH3COONa晶体时平衡向逆反应方向移动，电离程度减小，故 B错误；C．CH 3COOH溶液加水稀释，离子浓度减小，溶液的导电能力减弱，加入少量 CH3COONa晶体时，离子浓度增大，溶液的导电能力增强，故 C错误；D．CH 3COOH溶液加水稀释，平衡向正反应方向移动，溶液中 c(H+)减小，根据 KW=c(H+)•c(OH-)，c(OH -)增大，加入少量 CH3COONa晶体时平衡向逆反应方向移动，溶液中 c(H+)减小，根据 KW=c(H+)•c(OH-)，c(OH -)增大，故 D错误；故选 A。8【名师点睛】考查外界条件对电离平衡的影响，重点考查离子浓度以及同离子效应对电离平衡的影响，CH 3COOH溶液加水稀释，平衡向正反应方向移动，电离程度增大，溶液中 c(H+)减小，c(OH -)增大，溶液的 PH增大，导电能力减弱；CH 3COOH溶液加入少量 CH3COONa晶体时平衡向逆反应方向移动，电离程度减小，c(H +)减小，c(OH -)增大，溶液的 PH增大，导电能力增强。3．已知某温度下，几种酸的电离常数如下：K a(HCN)=6.2×10-10mol•L-1、K a(HF)=6.8×10-4mol•L-1、K a(CH3COOH)=1.8×10-5mol•L-1、K a(HNO2)=6.4×10-6mol•L-1，物质的量浓度都为0.1mol•L-1的下列溶液中，pH 最小的是( )A．HCN B．HF C．CH 3COOH D．HNO 2 【答案】B【名师点睛】考查 pH的比较，明确酸的电离常数与酸性强弱的关系是解答本题的关键，电离平衡常数越大，酸性越强，其溶液的 pH越小，以此来解答。4．常温下，下列各组比值为 1：2 的是( )A．0.1mol/L 与 0.2mol/L醋酸溶液，c(H +)之比B．0.1mol/LNa 2CO3溶液，c(CO 32-)与 c(Na+)之比C．pH=10 的 Ba(OH)2溶液与氨水，溶质的物质的量浓度之比D．pH=3 的硫酸与醋酸溶液，c(SO 42-)与 c(CH3COO-)之比【答案】D【解析】A．醋酸是弱电解质，溶液中存在电离平衡，醋酸浓度越大其电离程度越小，所以0.1mol/L与 0.2mol/L醋酸溶液，c(H +)之比大于 1：2，故 A错误；B．CO 32-水解，溶液中含有 HCO3-，Na 2CO3溶液中 c(Na+)与 c(CO32-)之比大于 2：1，故 B错误；C．pH=10 的Ba(OH)2溶液与氨水，c(Ba(OH) 2)=1/2×c(OH-)=0.00005mol/L，c(氨水)＞0.0001mol/L，溶质的物质的量浓度之比小于 1：2，故 C错误；D．pH=3 的硫酸与醋酸溶液中氢离子浓度相等，根据电荷守恒得 c(H+)=2c(SO42-)=c(CH3COO-)，所以 c(SO42-)与，c(CH 3COO-)之比等于 1：2，故 D正确；故选 D。5．下列说法正确的是( )A．氨水导电能力比 BaSO4的水溶液强，所以氨水是强电解质，BaSO 4是弱电解质B．已知 H2C2O4是弱酸，其电离方程式为：H 2C2O4 2H++C2O42-9C．若反应 C(s)+CO2(g) 2CO(g)在常温下不能自发，则该反应的△H＞0D．工业合成氨温度控制在 500℃，目的是为了提高产率【答案】C【名师点睛】考查较为综合，涉及弱电解质的电离平衡、化学平衡的影响因素、反应热与焓变等知识，主要掌握化学平衡及其影响因素，明确弱电解质的电离平衡及强弱电解质的区别，强、弱电解质的本质区别在于电解质是否完全电离，与溶液导电性没有必然关系；草酸为二元弱酸，在溶液中部分电离，主要以第一步为主，其电离方程式分步书写；不能自发进行的反应△H-T△S＞0。1重难点九 影响盐类水解程度的主要因素一、影响盐类水解的因素1．内因：盐的本性．2．外因：浓度、浓度、溶液酸碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大．（2）浓度不变，水解反应是吸热反应，因此温度越高，水解程度越大．（3）改变溶液的 pH 值，可抑制或促进水解．比较外因对弱电解质和盐水解的影响HA H++A--Q A-+H2O HA+OH--Q温度(T) T↑→α↑ T↑→h↑加水 平衡正移，α↑ 促进水解，h↑增大 H+]抑制电离，α↑ 促进水解，h↑增大 OH-]促进电离，α↑ 抑制水解，h↑增大 A-]抑制电离，α↑ 水解程度，h↑注：α-电电离程度，h-水解程度．【重难点点睛】酸式盐的水解情况分类：①若只有电离而无水解，则呈酸性(如 NaHSO4)②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 ③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO 3、NaHS、Na 2HPO4、NaHS．酸性(很特殊，电离大于水解)：NaHSO 3、NaH 2PO4、NaHSO 4 。【重难点指数】★★★ 【重难点考向一】 温度对盐类水解的影响【例 1】0.1mol/L K 2CO3溶液中，若使 c(CO32-)更接近 0.1mol/L，可采取的措施是( )A．加入少量盐酸 B．加水 C．加 KOH 固体 2D．加热【答案】C【重难点点睛】考查学生盐的水解平衡的影响因素知识，K 2CO3溶液中，由于 CO32-的水解，使得 c(CO32-)＜0.1mol/L，如果要使 c(CO32-)更接近于 0.1mol/L，则需要抑制碳酸根离子水解，根据水解平衡的移动影响因素来回答。【重难点考向二】 稀释对盐类水解的影响【例 2】常温下，稀释 0.1mol•L-1 Na2CO3溶液，图中的纵坐标可以表示( )A．CO 32-水解的平衡常数 B．溶液的 pH C．溶液中 HCO3-离子数 D．溶液中 c(CO32-)【答案】C【解析】A．水解的平衡常数只与温度有关，加水稀释平衡常数不变，故 A 错误；B．加水稀释，溶液的体积增大，溶液中氢氧根离子浓度减小，所以稀释过程中溶液 pH 应逐渐减小，故B 错误；C．D．稀释过程中水解平衡 CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-向右移动，所以 HCO3-数目增大，CO32-数目减少，c(CO 32-)减小，故 C 正确、D 错误；故选 C。【名师点睛】考查影响盐类水解的因素，水解平衡常数只受温度影响，加水稀释，碳酸根离子水解平衡正移，溶液中氢氧根离子浓度减小，氢离子浓度增大。【重难点考向三】 外加酸、碱、盐对盐类水解的影响【例 3】为了配制 NH4+的浓度和 Cl-的浓度比为 1：1 的溶液，可在 NH4Cl 溶液中加入适量( )①浓盐酸 ②NaCl 固体 ③浓氨水 3④NaOH 固体．A．①② B．③ C．③④ D．④【答案】B【名师点睛】考查了 NH4Cl 溶液的配制，解答须掌握铵根离子水解的影响因素，掌握盐类水解的规律是解答本类题的关键，氯化铵是强酸弱碱盐，由于 NH4+水解，导致溶液中 c(NH4+)＜c(Cl -)，氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，溶液呈酸性；为了配制 NH4+与 Cl-的浓度比为 1：1 的溶液，须加一定量的能电离出铵根离子的物质，或减少溶液中氯离子的浓度，主要方法有：通入氨气，通过通入氨气以增加一水合氨浓度从而抑制铵根离子的水解；溶液中加入含铵根离子，不含氯离子的盐，如硝酸铵晶体，通过增加溶液中铵根离子的浓度，并保持氯离子浓度不变；加入适量硫酸，通过增加氢离子浓度抑制铵根离子的水解，但不可加盐酸，防止氯离子浓度也变大；加入适量硝酸银，减小溶液中氯离子浓度；据此即可解答。1．0.1mol•L -1 AlCl3溶液，温度从 20℃升高到 50℃，浓度增幅最大的离子是( )A．Cl - B．Al 3+ C．H + D．OH - 【答案】C【解析】AlCl 3溶液中存在水解平衡：Al 3++3H2O⇌Al(OH)3+3H+，升高温度，平衡正向移动，则H+的浓度增大，故 C 正确；故选 C。【名师点睛】考查影响盐的水解平衡的因素，注意把握温度对水解平衡移动的影响，AlCl 3溶液中存在水解平衡：Al 3++3H2O⇌Al(OH)3+3H+，升高温度，平衡正向移动，据此分析。2．一定温度下，将浓度为 0.1mol•L-1的 Na2CO3溶液加水不断稀释，下列各值始终增大的是 ( )4A．c(H +) B．c(HCO 3−) C．c(H +)•c(OH-) D．【答案】A【名师点睛】考查弱离子的水解平衡及其影响，注意掌握弱离子水解平衡及其影响因素是关键，0.1mol•L-1 的 Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO 32-+H2O⇌HCO3-+OH-，加水稀释，碳酸根离子水解平衡正移，水解程度增大，据此回答。3．在一定条件下 Na2CO3溶液存在水解平衡：CO 32-+H2O⇌HCO3-+OH-．下列说法正确的是( )A．Na 2CO3溶液：c(Na +)＞c(CO 32-)＞c(OH -)＞c(H +) B．升高温度，溶液 pH 减小 C．稀释溶液，溶液中所有离子浓度都减小 D．加入 Ba(OH)2固体 c(CO32-)增大 【答案】A【解析】A．在一定条件下 Na2CO3溶液存在水解平衡：CO 32-+H2O⇌HCO3-+OH-，溶液显碱性，离子浓度大小为：c(Na +)＞c(CO 32-)＞c(OH -)＞c(H +)，故 A 正确；B．水解反应是吸热反应，升温可以促进水解平衡正向进行，氢氧根离子浓度增大，氢离子浓度减小，溶液 PH 增大，故 B 错误；C．稀释溶液除氢离子外的其他离子浓度减小，溶液中存在离子积常数，氢氧根离子浓度减小，氢离子浓度增大，故 C 错误；D．加入氢氧化钡固体溶解后，溶液中钡离子和碳酸根离子结合生成碳酸钡沉淀，溶液中碳酸根离子浓度减小，故 D 错误；故选A。4．在 25℃时，浓度均为 1mol/L 的(NH 4)2SO4、(NH 4)2CO3、(NH 4)2Fe(SO4)2三种溶液中，测得其中 c(NH4+)分别为 a mol/L、b mol/L、c mol/L，则下列判断正确的是( )A．a＞b＞c B．a＞c＞b C．b＞a＞c D．c＞a＞b 【答案】D55．在一定条件下，Na 2S 溶液存在水解平衡：S 2-+H2O═HS -+OH-．下列说法正确的是( )A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．通入 H2S，HS -浓度增大 C．升高温度， 减小 D．加入 NaOH 固体，溶液 pH 减小 【答案】B【解析】A．平衡常数仅与温度有关，温度不变，则稀释时平衡常数是不变的，故 A 错误；B．通入 H2S，HS -浓度增大，溶液中氢氧根离子浓度减小，使 S2-+H2O⇌HS-+OH-正向移动，HS-浓度增大，故 B 正确；C．水解反应是吸热反应，升温促进水解，平衡正移，c(S 2-)减小，c(HS -)增大，所以 增大，故 C 错误；D．加入 NaOH 固体是一种强碱，溶液 pH增大，故 D 错误；故选 B。