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第三章 水溶液中的离子平衡 复习提纲（一）
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质： 叫电解质。
非电解质 ： 叫非电解质。
强电解质 ： 的电解质。
弱电解质： 的电解质。
单质和混合物无论导电与否都既不是电解质也不是非电解质。
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 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
混和物
纯净物

2、电解质与非电解质本质区别：
（1）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。
（2）溶液导电能力的判断-----由溶液中 的大小决定.
（3）电离方程式的书写： 强电解质用 =
弱电解质 用 如：H2S H++HS-，HS - H++S2- Al(OH)3 Al3++3OH -
注意：在水溶液中，多元弱酸分步电离，但以第一步为主，电离方程式分布写；多元弱碱的电离在中学里只要求一步写完。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 和离子结合成
时，电离过程就达到了 状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
①、温度：电离一般吸热，升温 电离。
②、浓度：浓度越大，电离程度越 ；溶液稀释时，电离平衡向着 方向移动。
③、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 电离。
④、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，会 电离。
5、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，用K表示 。
表示方法：AB A+ + B - K = c(A+) c(B-) / c(AB)
6、影响因素：
①、电离常数的大小主要由 决定。
②、电离常数 温度变化影响， 浓度变化影响。
③、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越 ，酸性越 。
H2SO3 > H3PO4 > HF > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO
7、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（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<a +2 ;
（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。
8、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CHA＜CHB ;
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB 。
【练 习】 ：
1.下列物质中，导电性能最差的是 ( )
A．熔融氢氧化钠 B．石墨棒 C．盐酸溶液 D．固态氯化钾
2．关于强、弱电解质的叙述有错误的是 ( )
A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡
B．在溶液里，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
3．下列电离方程式书写正确的是 ( )
A．H2SH++HS- HS-=H++S2- B．NaHCO3 ==Na++HCO3- HCO-3 = H++CO32 -
C．Na2HPO4=2Na++H++PO43- D．HFH++F-
4．把0.05molNaOH固体分别加入到100mL液体中，溶液的导电能力变化不大的是( )
A．自来水 B．0.5mol·L-1盐酸
C．0.5mol·L-1醋酸 D．0.5mol·L-1NH4Cl溶液
5．在平衡体系中：H2S H++HS-，HS-H++S2-，增大溶液的pH值时，则c(S2-)变化正确的是 ( )
A．可能增大也可能减小 B．增大 C．减小 D．不变
6．对某弱酸稀溶液加热时，下列叙述错误的是 ( )
A．弱酸的电离度增大 B．弱酸分子的浓度减小
C．溶液的c(OH- )增大 D．溶液的导电性增强
7.下列物质中，其水溶液能导电，溶于水时化学键被破坏，且该物质属于非电解质的是( )
A. SO2 B. BaSO4 C. Cl2 D. C2H5OH
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡： H2O H++OH- 水的离子积：KW =
25℃时, c(H+) = c(OH-) = 10-7 mol/L ; KW = c(H+)·c(OH-) =
注意：①KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定；
②KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）；
③水的离子积KW 与水的电离常数K不同。
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 ： 水的电离， KW 10-14
② 温度： 水的电离（水的电离是 热的）
③ 易水解的盐： 水的电离 ， KW 10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）定义 pH =
（2）pH适用范围 稀溶液，0～14之间。
注：①水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等。
②任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于c(H+)与c(OH-)的相对大小。c(H+)与c(OH-)此增彼长，且温度不变，Kw = c(H+) c(OH-)不变。
（3）pH的测定方法： 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —-----操作： 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对可 。
注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
【练 习】 ：
8.某温度下，纯水中的c(H+)=2.0×10-7mol/L，则此时溶液中c(OH-)为 ；若温度不变，滴入稀硫酸使c(H+)=5.0×10-6mol/L，则c(OH-)为 。
9．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)=1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是 （ ）
①二氧化硫水溶液 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
10.填表：
实 例
H2O OH-+H+
条件改变
平衡移
动方向
电离程
度变化
溶液中离子
总浓度变化
H2O电离出
c(H+)变化
Kw
变化
升高温度

加HCl

加NaOH

加CH3COONa

加NH4Cl

加入NaCl固体

三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求c(H+)混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，
再求pH） c(H+)混 =（c(H+)1V1+ c(H+)2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求c(OH-)混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求pH）c(OH-)混＝（c(OH-)1V1+ c(OH-)2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接计算c (H+)混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O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c(H+)混；OH- 有余，则用余下的OH- 数除以溶液总体积求 c(OH-)混，再求pH）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
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均接近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。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合：
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH= pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=
2、若混合后显中性：
pH1 + pH2 = 14 V酸 ：V碱 = pH1 +pH2 ≠ 14 V酸 ：V碱 =
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+ 和碱能提供的OH- 物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪器：滴定管的0刻度在 ，往下刻度标数越来越 ，全部容积 它的最大刻度值。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 位。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程： 检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
3、酸碱中和滴定的误差分析 ：当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=﹛n酸• c酸• V酸﹜/﹛n碱• V碱﹜
【练 习】 ：
11．常温下，下列溶液中酸性最弱的是 （ ）
A .pH=4 B. c(H+)=1×10-3 mol·L-1
C. c(OH-)=1×10-11 mol·L-1 D. c(H+)= 1×10-7 mol·L-1
12. 用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定0.1 mol·L－1 盐酸，如达到滴定终点时不慎多加了1滴NaOH溶液（1滴溶液的体积约为0.05 mL），继续加水至50 mL，所得溶液的pH是（ ）
A. 4 B. 7.2 C. 10 D.11.3
13. pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是 。
14.取0.05 mL 1 mol·L－1盐酸，稀释成50 mL后溶液的pH为____________
15．将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO42—和c(H+)之比约为
16．室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离出来的c(OH-)为
17．25℃时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1，则该溶液的pH可能是

第三章 水溶液中的离子平衡 复习提纲（二）
班级: 姓名: 组别: 准备教师:王振清 09.12
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：定义

2、水解的实质：
3、盐类水解规律：
①有 才水解，无 不水解，越 越水解，谁 显谁性，两弱都水解，同强显 性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
因此水解方程式中一般要用可逆号，沉淀或气体符号不必标出。
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越 （水解吸热，越 越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 （越 越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解：（H+促进 水解而 阳离子水解；OH - 阳离子水解而 阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4- 显 性
②电离程度＞水解程度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：如Fe3＋与CO32－、HCO3－、HS－、AlO2－ 等；Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－等；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
Fe3＋与S2－ 不发生双水解反应，而发生氧化还原反应生成Fe2＋与S 。HCO3－与AlO2－ 在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于双水解反应，而是：
HCO3－＋H2O＋AlO2－＝Al（OH）3↓＋CO32－。
8、盐类水解的应用：
水解的应用
实 例
原 理
1、净水
明矾净水
Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+
△
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH
CO32-+H2O HCO3-+OH-
△
△
4、制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热
若不然，则：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小
NH4++H2 O NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
7、判断离子共存
Fe3＋与CO32－Al3＋与AlO2－
Al3＋与HCO3－
双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存
9、水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根
形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
10、电离、水解方程式的书写原则
①.多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
②.多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
（一）、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①.电荷守恒：任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
＝ 各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②.物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③.质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
（二）、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：

（三）、若溶液中只含有一种溶质
1、溶质为弱酸或弱碱
①考虑弱电解质的电离非常微弱：c（不电离分子）> c（离子）
② 多元弱酸分步电离： c（第一步电离得到的离子）> c（第二步离子）
2、溶质为一种盐
①考虑电解质的电离,将其电离成离子 ②考虑“弱离子”的水解
③c（不水解离子）> c（水解离子）④根据溶液的酸碱性得出c(H+) 和c(OH-) 的 大小.
【例1】:H2S 溶液中离子浓度大小关系？ c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)＞c(OH)
【例2】比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 ? c(Cl-) ＞c(NH4+ ) ＞c(H+) ＞ c(OH-)
(四)、若溶液中有两种溶质
（1）两物质不反应
①若溶液中含有等物质的量浓度的 CH3COO- 和CH3COOH，NH4+ 和NH3.H2O等两种或两种以上溶质。
②一般主要考虑弱电解质的电离（电离程度大于水解程度），特殊情况则应根据题目条件推导．
（2）两种物质反应
若完全反应则只有一种溶质；若不完全反应则考虑谁过量，及生成的盐的水解程度与剩余的酸（或碱）电离程度当相对大小, 然后再比较浓度大小。
（3）中常化学常见的有三对:
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
练习：
18．在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH- 离子浓度分别为Amol·L-1与Bmol·L-1，则A和B的关系为 ( )
A．A＞B B．B=10-4A C．A=10-4B D．A=B
19．蒸干下列溶液能得到原溶液中溶质的是 ( )
A．AlCl3 B．CuSO4 C．Na2CO3 D．(NH4)2S
20．化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂：
HIn(aq)(红色) H+(aq)+In-(aq)(黄色) 浓度为0.02mol·L-1的下列各溶液：(1)盐酸
(2)石灰水 (3)NaCl溶液 (4)NaHSO4溶液 (5)NaHCO3溶液 (6)氨水。
其中能使指示剂显红色的是 ( )
A．(1)(4)(5) B．(2)(5)(6) C．(1)(4) D．(2)(3)(6)
21．在0.1mol·L-1的硫酸铵溶液中，下列关系正确的是 ( )
A．2c(SO42-)=c(NH4+)＞c(H+)=c(OH-) B．c(SO42-)＞c(NH4+)＞c(H+)=c(OH-)
C．c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O) D．c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(OH-)
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于 g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至10-5 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时c(H+)降至10-7mol/L<10 - 5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10 - 5mol/L ，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2 Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调节pH值除去某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）同离子效应法
4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：①酸碱； ②氧化还原； ③ 沉淀转化 。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
①、定义：

②、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm- (aq) KSP=
③、影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
④、溶度积规则：
QC（离子积）＞KSP
QC = KSP
QC < KSP
练习：
22.下列说法中正确的是 （ ）
A.不溶于水的物质溶解度为0 B.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
C.绝对不溶解的物质是不存在的 D．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
23.下列各组离子，在水溶液中能大量共存的是 （ ）
① I－、ClO－、NO3－、H＋ ② K＋、NH4＋、HCO3－、OH－ ③ SO42－、SO32-、Na＋、OH － ④ Fe3+、Cu2+、SO42－、Cl－ ⑤ H ＋、K＋、AlO2－ 、HSO3－ ⑥Al3＋、 Na＋ 、SO42-、CO32-
A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④
24. 在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl Ksp=1.8×10－10) （ ）
A.有AgCl沉淀析出 B.无AgCl沉淀
C.无法确定 D.有沉淀但不是AgCl
25.要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是 （ ）
A、MgO B、MgCO3 C、NaOH D、Mg(OH)2