第八章水溶液中的离子平衡

1、水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离与水的电离1电解质与非电解质(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下_的_。 常见电解质有_(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下_的_。 常见的非电解质有_2强电解质与弱电解质强电解质弱电解质种类包括_等包括_等电离过程不可逆，不存在电离平衡可逆，存在电离平衡电离程度_电离_电离表示方法用_连接电离方程式用_连接电离方程式溶液中溶质微粒的种类3电离方程式的书写(1)强电解质：如H2SO4电离方程式为_。(2)弱电解质：多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：_，_。多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：_

2、。(3)酸式盐：强酸的酸式盐完全电离。如：NaHSO4=_。弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。如：NaHCO3_Na+HCO，HCO_H+CONaHSO4在水溶液及熔融状态下电离方程式分别为_ _ 【思考探究】1强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强( )2SO2的水溶液能够导电，SO2是电解质( )3固体NaCl不能导电，故NaC是非电解质（ ）4铜能导电，所以铜是电解质（ ）5氨水能导电，所以氨水是电解质（ ）6CaCO3水溶液导电能力很弱，故CaCO3是弱电解质（ ）7电解质的强弱与其溶解度有何关系？8在l mol/L的盐酸中加入少量NaOH固体或滴入少量氨水，导电能力如何

3、变化？【自测自评】1下列关于电解质的叙述正确的是 ( )A强酸、强碱及大部分盐类属于强电解质，弱酸、弱碱属于弱电解质B所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质C强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强DCO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质2醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是 ( )醋酸与水能以任意比互溶醋酸溶液能导电醋酸溶液中存在醋酸分子 0.1 mol/L醋酸溶液的pH比0.1 mol/L盐酸的pH大 醋酸能和碳酸钙反应放出CO2 0.1 mol/L醋酸钠溶液pH=8.9 大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始醋酸产生H2

4、速率慢A BC D知识点二 弱电解质的电离平衡1电离平衡的建立在一定条件（如温度、浓度）下，当_时，电离过程就达到了平衡状态。如右图所示：2电离平衡的特征电离平衡也是一种化学平衡，因此遵守化学平衡的特征，即“动”：_平衡；“等”：_；“定”：体系中分子、离子数目一定；“变”：外界条件改变，平衡发生移动。3外界条件对电离平衡的影响(1)浓度（以CH3COOHCH3COO+H+为例）：加水稀释：电离平衡_移动，电离程度_。加入冰醋酸：电离平衡_移动，电离程度_。(2)温度：电离是一个_过程，因此有升温：电离平衡_移动，电离程度_。降温：电离平衡_移动，电离程度_。同离子效应：例如向CH3COOH溶

5、液中如入CH3COONa固体，溶液中c(CH3COO) _，CH3COOH的电离平衡_移动，电离程度_。4电离平衡常数(1)概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幂之积与分子浓度的比值是一个常数。(2)表达式：对于一元弱酸HA：HAH+A，平衡常数K=_。对于一元弱碱BOH：BOHB+OH，平衡常数K=_。 (3)特点：电离平衡常数只与温度有关，升温时K值_。多元弱酸的各级电离常数的大小关系是逐级_且相差_，即K1>>K2>>K3，故其酸性取决于第一步。(4)表示意义：相同条件下，K值越大，表示该弱电解质_电离，所对应的酸性或碱性相对_。

6、【思考探究】1相同温度下，已知HF和HNO2的电离常数分别为7.2×10-4和4.6×10-4，HF和HNO2哪种酸的酸性强？2稀醋酸加水稀释时溶液中的所有离子浓度一定减小吗？3电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？电离程度一定增大吗？4改变温度，电离平衡常数和化学平衡常数的变化一致吗？【自测自评】1把1 L 0.1 mol/L的醋酸溶液用燕馏水稀释到10 L，下列叙述正确的是 ( )AC(CH3COOH)变为原来的1/10Bc(H)变为原来的CC(CH3COO)/c( CH3COOH)的比值增大D溶液的导电性增强2已知人体体液中存在如下平衡：H+

7、HCOH2CO3CO2+H2O，以维持体液pH的相对稳定。下列说法中不合理的是 ( )A当强酸性物质进入体液后，上述平衡向右移动，以维持体液pH的相对稳定B当强碱性物质进入体液后，上述平衡向左移动，以维持体液pH的相对稳定C若静脉滴注大量生理盐水，则体液的pH减小D进行呼吸活动时，如CO2进入血液，会使体液的pH减小3判断下列说法的正误（正确的打“”，错误的打“×”）。(1)能导电的物质一定是电解质。 ( )(2)弱电解质的电离程度越大，电离常数越大。 ( )(3)强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强。 ( )(4)升高温度，能使醋酸的电离平衡正移。 ( )(5)同浓度同体积

8、的盐酸和醋酸分别跟足量的锌粒反应，产生氢气的量相同，产生氢气的速率相等。 ( )知识点三 水的电离1水的电离方程式_；简写为_。2水的离子积常数Kw=_。(1)室温下：Kw=1×1014。(2)影响因素：水的电离是个_过程，因此Kw只与_有关，当_时，Kw增大。(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于_。【思考探究】125时，纯水的离子积Kw=1.0×1014，那么25时酸、碱、盐的溶液巾Kw是多少？2水的离子积常数Kw=c(H+)·c(OH)中H+和OH一定是水电离出来的吗？3室温下，由水电离出的c(H+)=1×l013 mol/L的溶液中，Na+

9、、Ca2+、Cl、HCO是否还能大量共存？溶液呈酸性还是碱性？【自测自评】1将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是 ( )A水的离子积变大，pH变小，呈酸性B水的离子积不变，pH不变，呈中性C水的离子积变小，pH变大，呈碱性D水的离子积变大，pH变小，呈中性2有下列水溶液：pH=0的盐酸0.5 mol·L1的盐酸0.1 mol·L1的NH4Cl溶液0.1 mol·L1的NaOH溶液0.5 mol·L1的NH4Cl溶液，以上溶液中，水电离的c(H+)由大到小的顺序是_。3填写下表：水的电离方向(填“向左”或“向右”)C(H+)变化pH的变化Kw的变化溶液的

10、酸碱性加少量浓盐酸加少量固体NaOH加入NH4Cl(s)加热注：强弱电解质比较（以一元强酸一元弱酸为例）1相同物质的量浓度和相同体积的盐酸和醋酸C(H+)PH中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸醋酸2相同PH相同体积的盐酸和醋酸C(H+)C(酸)中和碱的能力与活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率盐酸醋酸第二节 溶液的酸碱性与pH的计算知识点一 溶液的酸碱性与pH1溶液的酸碱性溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)和c(OH)的相对大小决定的：(1)c(H+)c(OH)，溶液呈_；(2)c(H+)=c(OH)，溶液呈_；(3)c(H+)c(OH)，溶液呈_。2pH(1

11、)定义：pH=_。(2)使用范围：_c(H+)_。即_（填pH的取值范围）。 ，(3)意义：表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，溶液越强；反之，溶液的_越强。(4)常温下，溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH)和pH的关系：3pH试纸的使用(1)方法：把小片试纸放在_上，用_蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与_对比即可确定溶液的pH。(2)注意：pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释而可能产生误差。用pH试纸读出的pH只能是整数。【思考探究】1(1)某溶液的pH=7，该溶液是否一定为中性？(2)若已知c(H+)c(OH)，该溶液是否一定为酸性？2使用pH试纸测溶液pH时，若先

12、用蒸馏水润温，测量结果一定偏小吗？ 3.25的某溶液中水电离的H+浓度为10-12mol/L,该溶液的PH为多少？【自测自评】1下列溶液一定呈中性的是 ( )Ac(H+) = c(OH)=106 mol·L1的溶液BpH=7的溶液C使石蕊试液呈紫色的溶液D酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液2室温时下列混合溶液的pH一定小于7的是 ( )A. pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合BpH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合CpH=3的醋酸溶液和pH= 11的氢氧化钡溶液等体积混合DpH=3的硫酸溶液和pH=11的氨水等体积混合3（2010海南高考）常温下，将0.1 mol/

13、L氢氧化钠溶液与0. 06 mol/L硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于 ( )A1.7 B2.0C12.0 D12.44在某温度下的水溶液中，c(H+)=10x mol/L，c(OH)=10ymol/L，x与y的关系如图所示：(1)该温度下，水的离子积为_。(2)该温度下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)为_。知识点二 酸碱中和滴定1实验原理依据_反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）。2实验用品(1)仪器：滴定管(如图A)、_滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、(2)试剂：_、待测液、_、蒸馏水。(3)滴定管的使用：酸性、氧化性的试剂一般用_滴定管，因为_。

14、碱性的试剂一般用_滴定管，因为_。3实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）(1)滴定前的准备：滴定管：_洗涤_装液_调液面_记录。锥形瓶：注碱液记读数加指示剂。(2)滴定：(3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且_，视为滴定终点并记录标准液的体积。4数据处理按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)= _计算。5常用酸碱指示剂及变色范围【思考探究】1滴定管和量简的读数有何区别？2如何排出碱式滴定管尖嘴处的气泡？3滴定管盛装标准溶液时，其液面一定要在“0”刻度吗？【自测自评】1(2011·海南高考)用0.1026 mol/L的盐酸滴定

15、25. 00 mL未知浓度的氢氧化钠溶液，滴定达终点时，滴定管中的液面如图所示，正确的读数为 ( )A22. 30 mL B22. 35 mLC23. 65 mL D23. 70 mL2用已知浓度的盐酸测定未知浓度NaOH溶液的物质的量浓度，待测液放在锥形瓶中。中和滴定时下列操作会使测定结果偏低的是（锥形瓶中溶液用滴定管量取）( )A碱式滴定管未用待测碱液润洗B酸式滴定管未用标准盐酸润洗C滴定过程中滴定管内不慎有标准液溅出D滴定前俯视读数，滴定后读数正确3现有A、B、C三种常用化学仪器（如图所示），请回答：(1)名称：A_；B_；C_。(2)分别写出上述仪器最主要的一种用途：A_；B_；C_；

16、(3)用某种仪器测量一液体的体积时，平视读数为n mL，仰视读数为x mL，俯视读数为y mL，若xny，则所使用的仪器可能是_（填“A”、“B”或“C”）。(4)有一支50 mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10. 00 mL刻度处，把滴定管中的溶液全部排出，承接在量筒中，量筒中溶液的体积_。A大于40.0 mLB等于40.0 mLC大于10.0 mLD等于10.0 mL考点一 溶液pH的计算常温下溶液pH的大小比较和简单计算，是历年高考的必考内容，它能有效地的测试考生的判断、推理和运算等思维能力。pH的判断和计算一般分为混合、稀释和反应等几个方面。在今后的高考命题中出现的可能性极大。

17、例1判断下列说法的正误(正确的打“”，错误的打“×”)(1)（2012·浙江高考）常温下，将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH=4。 ( )(2)（2011·天津高考）100时，将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性。 ( )(3)（2010·天津高考）25时，pH=4.5的番茄汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶中c(H+)的100倍。 ( )例2（2010·全国卷I）下列叙述正确的是 ( )A某醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b，则abB在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶

18、液恰好无色，则此时溶液的pH7C1.0×103 mol/L盐酸的pH =.3.0，1.0×108mol/L盐酸的pH=8.0D若1 mL pH=l的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH=7，则NaOH溶液的pH=11核心突破解有关pH的问题，关键是求溶液中的c(H+)，再利用计算公式求溶液的pH。1总体原则（是酸先算酸是碱先算碱）(1)若溶液为酸性，先求c(H+)，再求pH。(2)若溶液为碱性，先求c(OH)，再由c(H+)=求c(H+)，最后求pH。2分别剖析（室温时）(1)强酸溶液：如浓度为c mol/L的HnA溶液，c(H+)=nc mol/L，所以pH

19、=lgnc。(2)强碱溶液：如浓度为c mol/L的B(OH)n溶液，c(OH)=nc mol/L，c(H+)=mol/L，所以pH=14+lgnc。(3)酸碱混合溶液pH的计算：两强酸溶液混合：两强碱溶液混合：强酸、强碱溶液混合；若酸过量：若碱过量： (4)强酸与强碱混合时溶液pH与体积的关系：等体积强酸（pH=a）与强碱(pH=b)混合：a若a+b=14，c(H+)=c(OH)，混合后呈中性，pH=7。b若a+b14，c(H+)c(OH)，混合后呈碱性，pH7。c若a+b14，c(H+)c(OH)，混合后呈酸性，pH7。强酸(pH=a)与强碱(pH=b)混合时的体积关系：pH=a和pH=b

20、（a<b）的强酸等体积混合，且PH2,则混合后的PHa+lg2pH=a和pH=b（a<b）的强碱等体积混合，且PH2,则混合后的PHb-lg2将pH=a的强酸稀释10n倍，则稀释后的PH=a+n 将pH=a的弱酸稀释10n倍，则稀释后的PHa+n 将pH=a的强碱稀释10n倍，则稀释后的PH=a-n将pH=a的弱碱稀释10n倍，则稀释后的PHa-n若按照以上公式所求的PH改变了溶液的性质，则稀释后的PH7针对训练1试求下列常温下溶液的pH：(1)0. 01 mol/L的盐酸。(2)0. 01 mol/L的NaOH溶液。(3)1 mL pH=3的盐酸加水稀释至10 mL(4)pH=1

21、的盐酸与pH=13的NaOH溶液等体积混合。(5)50 mL 0.2 mol/L Ba(OH)2溶液与50 mL 0.2 mol/L盐酸混合（假设混合溶液体积为酸、碱体积之和）。考点二 中和滴定的误差分析酸碱中和滴定实验是中学化学中最为精确的实验之一，高考命题时，常依据酸碱中和滴定的原理，利用氧化还原反应或生成沉淀的反应等为背景，考查酸碱式滴定管的使用，滴定终点的判断以及误差分析等。例3 （2010·天津高考）纳米TiO2在涂料、光催化、化妆品等领域有着极其广泛的应用，制备纳米TiO2的方法之一是TiCl4水解生成TiO2·xH2O，经过滤、水洗除去其中的Cl，再烘干、焙烧

22、除去水分得到粉状TiO2。用现代分析仪器测定TiO2粒子的大小。用氧化还原滴定法测定TiO2的质量分数：一定条件下，将TiO2溶解并还原为Ti3+，再以KSCN溶液作指示剂，用NH4Fe(SO4)2标准溶液滴定Ti3+至全部生成Ti4+。请回答下列问题：(1) TiCl4水解生成TiO2·xH2O的化学方程式为_。(2)检验TiO2·xH2O中Cl是否被除净的方法是_。(3)滴定终点的现象是_。(4)滴定分析时，称取TiO2 (摩尔质量为M g·mol1)试样wg，消耗c mol·L1 NH4Fe(SO4)2标准溶液V mL，则TiO2质量分数表达式为_

23、。(5)判断下列操作对TiO2质量分数测定结果的影响（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）。若在配制标准溶液过程中，烧杯中的NH4Fe(SO4)2浴液有少量溅出，使测定结果_。若在滴定终点读取滴定管刻度时，俯视标准液液面，使测定结果_。听课记录核心突破1中和滴定原理由是准确量取的体积，CA是标准溶液的浓度，它们均为定值，所以cB的大小取决于VA的大小，VA大则cB大，VA小则cB小。2常见误差（以标准NaOH溶液滴定待测盐酸为例）(1)标准液配制引起的误差：称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物品与法码放反。（偏高）配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。 （偏高）配制标准液时，定容俯视。 （偏低）配制

24、标准液时，定容仰视。 （偏高）配制标准NaOH溶液滴定盐酸时，NaOH中混有碳酸钠。 （偏高）配制标准NaOH溶液滴定盐酸时，NaOH中混有KOH。 （偏高）滴定管水洗后，未用标准液润洗。 （偏高）(2)标准液操作引起的误差：滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。 （偏低）滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。 （偏高）滴定前有气泡未赶出，后来消失。 （偏高）(3)待测液操作引起的误差：锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。 （偏高）锥形瓶中有少量水，直接放入待测液。 （无影响）摇动锥形瓶时，溉出部分溶液。 （偏低）(4)滴定终点判断引起的误差：用酚酞作指示剂观察锥形瓶中的颜色局部变红立即停止滴定。

25、（偏低）特别提醒(1)恰好中和一酸碱恰好完全反应溶液呈中性滴定终点。(2)在酸碱中和滴定误差分析中，要看清楚标准液与待测液的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生误差情况相反。第三节 盐类的水解1定义在溶液中盐电离出的离子跟水电离出的_或_结合生成弱电解质的反应。2实质水解反应破坏了水的电离平衡，_了水的电离，使溶液呈一定的酸碱性。3特点(1)程度微弱，属于_反应。(2)_反应，是中和反应的逆反应。4水解规律有弱才水解，无弱不水解谁弱谁水解，谁强显谁性都弱都水解，越弱越水解5判断盐的水解与电离的方法(1)盐离子不水解不电离：强酸强碱盐，如_、_等。(2)盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸

26、强碱形成的正盐，如_、_等。(3)盐离子既水解又电离：多元弱酸形成的酸式盐，以水解为主的有_ 、_、_等；以电离为主的有_和_等。 (4)根据题意判断：如某温度下NaHB强电解质溶液中，当c(H+)c(OH)时，以HB的_为主；当c(H+)c(OH)时，以HB的_为主。(5)对于弱酸HX与强碱盐（NaX式）的混合溶液中，当c(H+)c(OH)时，以HX的_为主；当c(H+)c(OH)时，以X的_为主。对于弱碱ROH与强酸盐（RCl式）的混合溶液中，情况则相反。【思考探究】1酸式盐的溶液一定都显酸性吗？2盐溶液显酸性，一定是水解引起的吗？3等浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液谁的碱性强？4已知

27、相同条件下NH3·H2O与CH3COOH电离程度几乎相等，CH4COOH的酸性比H2CO3强，那么NH4HCO3溶液显酸性、碱性还是中性？【自测自评】1下列物质的溶液中，所含离子种类最多的是 ( )ANa2S BNa3PO4CNa2CO3 DAlC132相同温度、相同浓度下的六种溶液，其pH由小到大的顺序如图所示，图中代表的物质可能分剐为 ( )ANH4C1 (NH4)24SO4 CH3COONaB( NH4)2SO4 NH4Cl CH3COONaC(NH4)2SO4 NH4Cl NaOHDCH3COOH NH4Cl (NH4)2SO4325时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO

28、3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是 ( )A均存在电离平衡和水解平衡B存在的粒子种类相同Cc(OH)前者大于后者D分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大知识点二 盐类水解方程式的书写1书写形式书写盐类水解方程式时要用“号”连接，产物不标“”或“”。其一般书写形式为：盐+水酸+碱。2书写规律(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式，如：NH4Cl的水解离子方程式_。(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：_。(3)多元弱碱阳

29、离子的水解方程式一步写完，如FeC13的水解离子方程式：_。(4)能完全水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用“=”、“”或“”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式：_。【思考探究】1盐类水解方程式与弱电解质的电离方程式有哪些相同点和不同点？2NaHS溶液中存在着哪几种平衡？写出相关的离子方程式。【自测自评】1下列离子方程式属于盐的水解，且书写正确的是 ( )ANaHCO3溶液：HCO+H2OCO+H3O+ BNaHS溶液：HS-+H2OH2S+OH- CNa2CO3溶液：CO+2H2OH2CO3+2OH DNH4Cl溶于D2O中：NH+D2ONH3·D2O+H

30、+ 2判断下列盐溶液的酸碱性，并用离子方程式表示其原因。(1)CH3COONa溶液呈_性，原因是：_。(2)Na2S溶液呈_性，原因是：_。(3)AlC13溶液呈_性，原因是：_。(4)NaHCO3溶液呈_性，原因是：_。知识点三 盐类水解的影响因素1内因盐本身的性质(1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越_，溶液酸性越_。(2)弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越_，溶液碱性越_。2外因影响因素水解平衡移动方向水解程度的变化水解产生离子的浓度升高温度加少许盐加水稀释加酸弱酸根离子的水解程度_。弱碱阳离子的水解程度_。加碱弱酸根离子的水解程度_。弱碱阳离子的水解程度_。3实例分析改变条件时，对FeC

31、l3水解平衡：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+的影响。条件移动方向n(H+)pH升温通HCl气体加H2O加浓FeCl3溶液【思考探究】1某物质的水溶液显酸性，该物质可能是哪类物质？2为什么热的纯碱液去油溃效果会更好？3配制FeSO4溶液时，为什么要加入少量铁屑和稀硫酸？4有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？【自测自评】1漂白粉在溶液中存在下列平衡：ClOH2OHClOOH，下列措施能提高其漂白效率的是 ()A加H2OB通入CO2C通入SO2 D加少量NaOH2在一定条件下，Na2CO3

32、溶液存在水解平衡：COH2OHCO+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CO2，平衡朝正反应方向移动C. 升高温度，减小             D加入NaOH固体，溶液PH减小3在25时，在浓度为1 mol·L1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测其c(NH)分别为a、b、c（单

33、位：moL·L1）。则a、b、c的大小顺序为_。考点一 溶液中粒子浓度大小的比较溶液中粒子浓度大小比较是高考对盐类水解考查的主流试题，解决这类题目时，首先要弄清粒子的来源，是由电离产生还是由水解产生。在此基础上根据弱电解质电离平衡及离子水解的特点进行大小比较，同时还要注重三个守恒，即电荷守恒、物料守恒和质子守恒，进行准确判断。例1 （2012·四川高考）常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是 ( )A新制氯水中加入固体NaOH：c(Na)c(Cl)c(ClO)c(OH)BpH8.3的NaHCO3溶液：c(Na)>c(HCO)>c(CO)>c(H2CO3)

34、CpH11的氨水与pH3的盐酸等体积混合：c(Cl)c(NH)>c(OH)c(H)D0.2 mol/LCH3COOH溶液与0.1 mol/LNaOH溶液等体积混合：2c(H)2c(OH)c(CH3COO)c(CH3COOH) 例2 双选题（2012·江苏高考）25时，c(CH3COOH)+c(CH3COO)= 0.1 mol·L1的一组醋酸、醋酸钠混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO)与pH 的关系如图所示。下列有关溶液中离子浓度关系的叙述正确的是ApH=5. 5 的溶液中：c(CH3COOH)>c(CH3COO)>c(H)>c(O

35、H)BW 点所表示的溶液中：c(Na)+c(H)= c(CH3COOH)+c(OH)CpH = 3. 5 的溶液中：c(Na) +c(H) -c(OH) +c(CH3COOH)= 0. 1mol·L-1D向W 点所表示的1. 0 L 溶液中通入0. 05 mol HCl 气体(溶液体积变化可忽略)： c(H)= c(CH3COOH)+c(OH)核心突破1溶液中离子浓度的三种定量关系(1)电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na+)+c( H+) =c( HCO)+2c(CO)+c(OH).(2)

36、物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。如0.1mol·L1NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)=0.1mol·L1。(3)质子守恒：如纯碱溶液中c(H+)水=c(OH)水；c(H+)水= c(HCO)+2c(H2CO3)+c(H+)，所以c(OH)水= c(HCO)+2c(H2CO3)+ c(H+)2比较溶液中离子浓度大小关系的方法(1)多元弱酸溶液：多元弱酸分步电离且一步比一步更难电离。如H2CO3溶液：c(H+)c(HCO)c(CO)H3PO4溶液：(2)多元弱酸的正盐溶液：多元弱酸根离子分步水解且一步

37、比一步更难水解。如K2S溶液：_NaCO3溶液：（3）多元弱酸的酸式盐溶液：NaHCO3溶液：NaHS溶液：NaHSO3溶液：(4)不同溶液中同一离子浓度的大小比较要考虑溶液中其他离子的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4，c(NH)由大到小的顺序是。(5)混合溶液中各离子浓度的大小比较：要考虑溶液中发生的水解平衡、电离平衡等。如在0.1 mol/L的NH4Cl溶液和0.1 mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度由大到小的顺序是：c(NH)c(Cl)c(OH)c(H+)。这是由于在该溶液中NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度。0.

38、1 mol/L的CH3CH2COONa溶液和0.1 mol/L的CH3CH2COOH混合溶液中，各离子浓度为_在0.1 mol/L的NaCN溶液和0.1 mol/L的HCN混合溶液中，各离子浓度为_针对训练1（2011·广东高考）对于0.1molL-1 Na2SO3溶液，正确的是A升高温度，溶液的pH降低Bc(Na)=2c(SO)+ c(HSO)+ c（H2SO3）Cc(Na)+c(H)=2c(SO)+ 2c(HSO)+ c(OH)D加入少量NaOH固体，c（SO32）与c（Na）均增大2. 25时的下列溶液 PH=6的盐酸溶液中C(H+)= C(OH-)= C(H+)水=C(OH-

39、)水=PH=8的NaOH溶液中C(H+)= C(OH-)= C(H+)水=C(OH-)水=PH=6的NH4Cl溶液中C(H+)= C(OH-)= C(H+)水=C(OH-)水=PH=8的Na2CO3溶液中C(H+)= C(OH-)= C(H+)水=C(OH-)水=第四节 难溶电解质的沉淀溶解平衡1概念在_下，当难溶电解质溶于水形成时，_速率和_速率相等的状态。2溶解平衡的建立固体溶质溶液中的溶质(1) v溶解_v沉淀，固体溶解。(2)v溶解_v沉淀，溶解平衡。(3) v溶解_v沉淀，析出晶体。3沉淀溶解平衡常数溶度积(1)表达式：对于溶解平衡MmAn(s)mMn+(aq)+ nAm(aq)Ksp=_。(2)意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。(3)影响因素：溶度积常数只与难溶电解质的性质和_有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。 (4)溶度积规则：某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc（离子积）与Ksp的关系：【思考探究】1难溶电解质的Ksp数值越小，表明在水中的溶解能力就越弱，这种说法对吗？2溶解平衡与弱电解质的电离平衡有何区别？【自测自评】1向AgCl饱和溶液中加水，下列叙述正确的是 ( )AAgCl的溶解度增大BAgCl的溶