高中化学选修4水溶液中的离子平衡讲义(共27页).docx

精选优质文档-倾情为你奉上高中化学选修4水溶液中的离子平衡讲义第一节 弱电解质的电离“微弱”弱电解质的电离平衡的建立：在一定条件下，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时，电离过程达到平衡状态。影响电离平衡的因素：（1）内因：电解质本身性质 （2）温度 浓度 相同离子的影响【例题】在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是A 温度升高，平衡向逆反应方向移动B 加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C 加入少量0.1mol/L HCl溶液，溶液中c(H+)减小D 加入少量醋酸钠固体，CH3COOH的电离程度增大电离平衡常数只与温度有关的常数在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中分子浓度的比值是一个常数。酸用Ka表示，碱用Kb表示。以CH3COOHCH3COO+H+为例，Ka=_【例题】（双选）已知在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO+H+，要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)增大，可以采取的措施是A 加入少量烧碱溶液 B升高温度C加入少量冰醋酸 D加水多元弱酸的电离常数：多元弱酸分布电离，每步各有电离常数，通常用Ka1、Ka2、Ka3表示。例如H3PO4是三元中强酸Ka1=_ Ka2=_ Ka3=_多元弱酸的酸性以第一步电离为主，K1K2K3电离常数的意义及影响因素（1） 意义K越大，弱电解质的电离程度越大，酸性或碱性越强。（2） 影响因素不同电解质在相同温度下K值不同只受温度影响（弱电解质的电离过程热效应较小，通常在室温下，可以忽略电离过程热效应对电离常数的影响）【例题】已知下面三个数据：7.2×104、4.6×104、4.9×1010分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：NaCN+HNO2=HCN+NaNO2NaCN+HF=HCN+NaFNaNO2+HF=HNO2+NaF由此可判断下列叙述中不正确的是A HF的电解平衡常数为7.2×104B HNO2的电离平衡常数为4.9×1010C 根据和两个反应即可知三种酸的相对强弱D HNO2的电离平衡常数比HCN大，比HF小【变式1】已知25，醋酸溶液中存在如下关系：c(H+)·c(CH3COO)/c(CH3COOH)=1.75×105（1） 当向该溶液中加入一定量盐酸时，上式中的数值是否发生变化？为什么？（2） 若醋酸的起始浓度0.01mol/L，平衡时c(H+)是多少？【变式2】在常温下，c mol/L的醋酸溶液中出c(H+)=a mol/L，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数Ka_【变式3】已知室温下，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1发生电离，下列叙述错误的是A该溶液的pH=4B升高温度，溶液的pH增大C此酸的电离平衡常数约为1×10-7D由HA电离出的c(H+)约为水电离出c(H+) 的106倍完成下表（以醋酸的电离平衡）条件条件变化平衡移动方向c(H+)n(H+)CH3COOH的电离程度Ka浓度加水稀释加冰醋酸温度升温电解质加NaOH加盐酸加醋酸钠化学反应加Mg相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 酸 c(H+)pH中和碱的能力开始与Zn反应的速率与足量Zn反应所需时间与足量Zn反应产生H2的量与足量Zn反应过程中的反应速率一元强酸一元弱酸相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 酸 c(H+)溶液中物质的量浓度中和碱的能力开始与Zn反应的速率与足量Zn反应产生H2的量与足量Zn反应过程中的反应速率一元强酸一元弱酸弱电解质的判断依据存在电离平衡以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质的方法 方法 依据（实验设计或现象）测定酸溶液的pH盐溶液的pH对比相同浓度一元强酸溶液的导电性分别与相同浓度一元强酸和金属Mg反应【例题】下列事实能够说明HNO2是弱电解质的是_HNO2溶液红存在HNO2分子用HNO2溶液做导电实验，灯光很暗HNO2溶液不与Na2SO4反应0.1mol/L HNO2溶液中，pH为2.1相同浓度时，HNO2溶液的导电能力比HCl溶液的导电能力弱【课堂练习】1 将浓度为0.1mol/L HF溶液加水不断稀释，下列各量始终不断增大的是A c(H+) BKa(HF) Cc(F)/c(H+) Dc(H+)/c(HF)2 甲酸（HCOOH）是一种一元弱酸，下列性质可以证明它是弱电解质的是A 常温下，1mol/L 甲酸溶液中的pH为2B甲酸能与碳酸钠反应放出二氧化碳C1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L的NaOH溶液完全反应D在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱3 对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量关系若25时下表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25）酸电离方程式电离平衡常数KHClO HClOH+ClO- 3.0×10-8 CH3COOHCH3COOHCH3COOH-+H+1.76×10-5H2CO3H2CO3H+HCO3-HCO3-H+HCO32-K1=4.31×10-7K2=5.61×10-11H2SH2SH+HS-HS-H+S2-K1=9.1×10-8K2=1.1×10-12H3PO4H3PO4H+H2PO4-H2PO4-H+HPO42-HPO42-H+PO43-K1=7.52×10-3K2=6.23×10-8K3=2.20×10-13回答下列各题：（1） K只与温度有关，当温度升高时，K值_（填“增大”、“减小”或“不变”）（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？_（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是_，最弱的是_（4）多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律是K1：K2：K31：10-5：10-10，产生此规律的原因是：_（5） 根据以上碳酸和次氯酸的电离常数，写出下列条件下所发生反应的离子方程式：将少量的氯气通到过量的碳酸钠溶液中_在过量的氯水中滴入少量的碳酸钠溶液_第二节 水的电离和溶液的酸碱性水的离子积Kw：一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产生的H+与OH浓度的乘积是一个常数。Kw=c(H+)·c(OH)室温下，Kw=1.0×1014 100时，Kw=1.0×1012 【知识点需知】Kw是一个只与温度有关的常数Kw不仅适用于纯水，也适用于酸碱盐等溶液Kw=c(H+)·c(OH)式中，c(H+)·c(OH)均指溶液中的H+与OH浓度；水电离出的c(H+)与c(OH)相等【例题】将纯水加热到较高温度，水的离子积_，pH_，显_性【变式】某温度下，纯水的c(H+)=2×107mol/L，则此时c(OH)=_，Kw=_，温度不变，向水中滴加盐酸，使c(H+)=2×103mol/L，则c(OH)=_。【变式1】水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是 A图中五点KW间的关系：BCA=D=EB若从A点到D点，可采用：保持温度不变, 在水中加入少量的酸C若处在B点时，将pH=2的硫酸与pH=10的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性D若从A点到C点，可采用：在水中加入适量的NH4NO3 固体的变化影响水的电离平衡因素（1） 温度 _（2） 酸、碱 _（3） 外加试剂的影响 _【例题】25时，水的电离达到平衡：H2OH+OH下列叙述中正确的是A 向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH)降低B 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，Kw不变C 向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H+)降低D 将水加热，Kw增大，pH不变【变式】25 时，在等体积的pH0的H2SO4溶液，0.05 mol·L1的Ba(OH)2溶液，pH10的Na2S溶液，pH5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是A1101010109 B155×1095×108C1201010109 D110104109【变式1】25时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12mol·L-1，则该溶液的c(H+)可能是A1×10-12 mol·L-1  B1×10-7 mol·L-1 C1×10-6 mol·L-1 D1×10-2 mol·L-1【变式2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是A1 mol/L的NaClO溶液中：Fe2+、K+、I、ClB加入铝片能放出氢气的溶液中：K+、Ba2+、Cl、NH4+C由水电离出c(OH)=1×1012mol/L的溶液中：NH4+、HCO3、Na+、ClDc(H+)/c(OH)=1×1014的溶液中：K+、Na+、Cl、SiO32【变式3】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是A使酚酞变红色的溶液中：Na+、Al3+、SO42、ClBKw/c(H+)=1×1012mol/L的溶液中：NH4+、Ca2+、Cl、NO3C加入铝片能放出氢气的溶液中：Fe2+、K+、NO3、SO42D由水电离出c(H+)=1×1012mol/L的溶液中：K+、Na+、AlO2、CO32【变式4】pH=2的醋酸；pH=2的盐酸；pH=12的氨水；pH=12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中不正确的是A 水电离的c(H+)：=B 若将溶液混合后，pH=7，则消耗溶液的体积：C 等体积的溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：最大D 向溶液中加水100mL后，溶液的pH：【变式5】KMnO4是一种重要的氧化剂（1） 在酸性条件下KMnO4的氧化性会增强。用来酸化KMnO4溶液的最佳试剂是_A 硝酸 B盐酸 C硫酸将氧化C2O42的离子方程式补充完整_MnO4 + _C2O42 + _ _Mn2+ +_CO2+_ _（2） 某同学为测定KMnO4溶液的浓度，进行如下实验：用配制号的0.04mol/L的Na2C2O4溶液来滴定某KMnO4溶液的浓度。每次量取25.00mL的Na2C2O4溶液，滴定三次分别消耗KMnO4溶液的体积是20.00mL、19.80mL、20.20mL，则KMnO4溶液的浓度为_溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH)的关系溶液是酸性还是碱性，决定的根本因素是c(H+)与c(OH)大小关系_【例题】下列溶液一定显酸性的是A 溶液中c(OH)c(H+) B滴加石蕊变红C溶液中c(H+)=106 DpH7的溶液【变式1】已知温度T时水的离子积常数Kw，该温度下，将浓度为a mol/L的一元弱酸HA与b mol/L的一元弱碱BOH等体积混合，可判断该溶液显中性的依据是A a=b B混合溶液pH=7C溶液中c2(H+)=Kw D混合溶液中，c(H+)+c(B+)=c(OH)+c(A)【变式2】室温时，下列混合溶液一定显酸性的是A pH=3的盐酸与pH=11的氨水等体积混合B pH=3的盐酸与pH=11的氢氧化钡等体积混合C pH=3的醋酸与pH=11的氢氧化钡等体积混合D pH=3的硫酸与pH=11的氨水等体积混合溶液pH的计算单一溶液的pH计算（室温下）强酸与强酸混合后的 pH计算 若两种强酸溶液pH之差2，且以等体积混合，pH大的酸可视为纯水， pH混=pH小+lg2=pH小+0.3强碱与强碱混合后的pH计算 若两种强碱溶液pH之差2，且以等体积混合，pH小的碱可视为纯水， pH混=pH大lg2=pH大0.3强酸溶液与强碱溶液混合后pH计算 碱过量，用c(OH)算 酸过量，用c(H+)算强酸（强碱）、强碱（弱碱）加水稀释后的pH计算 无限稀释pH只能很接近7；弱酸和弱碱稀释，只能确定范围。【练习】1在常温下，将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH大约为_2 等体积混合0.1mol/L的盐酸和0.06mol/L的Ba(OH)2溶液后，溶液pH等于_3 室温下，将x mL pH=a的NaOH溶液与y mL pH=b的稀盐酸混合。下列关于反应后溶液pH的判断正确的是A 若x=y，且a+b=14，则pH7B 若10x=y，且a+b=13，则pH=7C 若x=10y，且a+b=13，则pH7D 若x=10y，且a+b=14，则pH74 pH=13的强碱与pH=2的强酸混合，溶液pH=11，则强碱与强酸的体积比为_5 对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是A 该溶液1mL稀释100mL后，pH等于3B 向该溶液中加入等体积、pH=13的氢氧化钠溶液恰好完全中和C 该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比为1012D 该溶液中水电离出的c(H+)是pH=3的硝酸中水电离出的c(H+)的100倍6将pH=5的H2SO4溶液稀释1000倍后，溶液中SO42浓度与H+浓度的比值约为_酸碱中和滴定实验定义：利用已知浓度的酸（碱）来测定未知浓度的碱（酸）的浓度的实验原理：借助酸碱指示剂通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出酸（碱）溶液的体积，根据c标·V标读=c测V已知 求出c测中和滴定实验仪器：锥形瓶、滴定管夹、铁架台酸式滴定管（玻璃活塞），只能量取酸性溶液；碱性滴定管（橡胶），只能量取碱性溶液。滴定管的读书必须要精确要_ mL。使用前必须_。上面同容量瓶一定标注有规格和温度，且零刻度在_。除用蒸馏水润洗外，必须用_，以减小误差。 指示剂的选取：强酸滴定强碱的中和滴定，滴定终点时，pH变化范围很大，可用酚酞也可以用甲基橙；强酸滴定弱碱，选用_；强碱滴定弱酸，选用_。指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞变色范围pH 3.14.4 5.08.0 8.210溶液颜色 红、橙、黄 红、紫、黄 无色、浅红、红滴定过程中的常考点滴定过程中，左手旋转活塞，右边不断振荡锥形瓶，眼睛注视着_滴定达到终点的标志是：_以标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：（注意是谁滴定谁）步骤 操作 c待测洗涤酸式滴定管未用标准液润洗 偏高碱式滴定管未用待测液润洗锥形瓶用待测液润洗锥形瓶洗净后还有蒸馏水取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失振荡锥形瓶滴出锥形瓶外部分酸液滴出锥形瓶外溶液颜色较浅时滴入酸过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化读数滴定前读数正确，滴定后仰视读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数【例题】用已知浓度的盐酸测定未知浓度的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A 碱式滴定管未用待测碱液润洗B 酸式滴定管未用标准液润洗C 滴定过程中滴定管内不慎有标准液体飞溅出D 滴定前俯视读数，滴定后读数正确【变式】已知：I2+2S2O32=S4O62+2I 相关物质的溶度积常数见下表：物质Cu(OH)2Fe(OH)3CuClCuIKsp2.2×10-202.6×10-391.7×10-71.3×10-12（1）某酸性CuCl2溶液中含有少量的FeCl3，为得到纯净的CuCl22H2O晶体，加入_，调至pH=4，使溶液中的Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀，此时溶液中的c(Fe3+)=_。过滤后，将所得滤液低温蒸发、浓缩结晶，可得到CuCl22H2O晶体（2）在空气中直接加热CuCl22H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是_（用化学方程式表示）。由CuCl22H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是_（3）某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl22H2O晶体的试样（不含能与I-发生反应的氧化性质杂质）的纯度，过程如下：取0.36g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀用0.1000mol/L Na2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗Na2S2O3标准溶液20.00mL可选用_作滴定指示剂，滴定终点的现象是_CuCl2溶液与KI反应的离子方程式为_该试样中CuCl22H2O的质量百分数为_第三节 盐类的水解盐类的水解定义：在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH结合生成弱电解质的反应。盐+水酸+碱 H0盐类水解离子方程式写法：多元弱酸分布电离，多元弱酸根分别水解，一步只得一个H+ 多元弱碱一步电离，多元弱碱或一元弱碱，一步水解 二者均用可逆符号连接，程度“微弱”盐类的水解常数Kh只与温度有关【例题】常温下，0.10mol/L的NH4Cl溶液pH=5，则求一水合氨的电离常数Kb一、有弱才水解，无弱不水解【例题】有下列盐溶液：KNO3 CuSO4 K2CO3 FeCl3 K2SO4 NaClO NH4Cl显酸性的是_，显碱性的是_，显中性的是_盐类的水解的实质：【例题】NH4Cl溶于重水（D2O）后，产生的一水合氨是_，水合氢离子是_【变式1】某物质的化学式为NH5，常温下是固态，能与水剧烈发生反应放出两种气体。NH5中各原子均具有稀有气体的稳定结构。下列对NH5和NH5与水的反应描述正确的是_ ANH5为共价化合物BNH5与重水（D2O）反应，产物是NH3·H2O和D2CNH5与水的反应，NH5是还原剂DNH5与NH3溶于水后溶液均显碱性，且溶质成分完全相同【变式2】已知：95时，Kw=1.0×1012，在该温度下，测得0.1mol·L1Na2A溶液pH=6，则下列说法正确的是 AH2A在水溶液中的电离方程式为：H2AH+HA，HAH+A2 B(NH4)2A溶液中存在离子浓度关系：c(NH4+)>c(A2)>c(H+)>c(OH) C0.0lmol·L-l的H2A溶液pH=2 D等体积等浓度的盐酸与H2A溶液分别与5.6g Zn反应，H2A溶液产生的H2多二、 越弱越水解酸的第一步电离远大于第二步电离，Ka1Ka2，Ka越小，对应的酸根水解能力越强。对于二元弱酸，以H2CO3为例，HCO3是Ka1对应的酸根，CO32是Ka2对应的酸根。【例题】物质的量浓度相同的三种正盐NaX、NaY、NaZ的水溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是_【变式】下列事实能够说明亚硫酸的酸性强于碳酸的是A饱和亚硫酸溶液的pH小于饱和碳酸溶液的pHB亚硫酸能使酸性高锰酸钾溶液褪色，而碳酸不能C同温下，等浓度的亚硫酸氢钠和碳酸氢钠溶液，碳酸氢钠溶液的碱性强D将过量二氧化硫气体通入碳酸氢钠溶液中，逸出的气体能使澄清石灰水变浑浊【变式1】根据HClO的Ka=3.0×l08，H2CO3的Ka1= 4.3×l07，Ka2=5.6×l011，可推测相同状况下，等浓度的NaClO与Na2CO3溶液中，pH前者小于后者，说明理由；Na2CO3与HClO会反应吗？影响盐类水解的因素温度浓度加入酸、碱等电解质以醋酸钠溶液水解平衡，完成下表条件变化c(CH3COO)c(CH3COOH)c(OH) c(H+) pH水解程度升高温度加水加醋酸加醋酸钠加盐酸加NaOH溶液【例题】在一定给条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32+H2OHCO3+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，平衡正向移动C 升高温度，c(HCO3)/c(CO32)减小D 加入NaOH固体，溶液的pH减小【变式】对滴有酚酞溶液的下列溶液，操作后颜色变深的是A明矾溶液加热BCH3COONa溶液加热C氨水中加入少量NH4Cl固体D小苏打溶液中加入少量NaCl固体【综合练习】依据题目要求回答下列问题。常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的下列六种溶液的pH如表所示溶质CH3COONaNaHCO3Na2CO3NaClONaCNC6H5ONapH8.89.711.610.311.111.3上述盐溶液中的阴离子结合H+能力最强的是_。 根据表中数据,浓度均为0.01 mol·L-1的下列五种物质的溶液中,酸性最强的是_(填字母编号，下同)；将各溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是_AHCN   BHClO   CC6H5OH   DCH3COOH   EH2CO3根据上表数据，请你判断下列反应不能成立的是_。ACH3COOH+Na2CO3=NaHCO3+CH3COONaBCH3COOH+NaCN=CH3COONa+HCNCCO2+H2O+NaClO=NaHCO3+HClODCO2+H2O+2C6H5ONa=Na2CO3+2C6H5OH盐类水解的应用含Al3+、Fe3+等离子的物质能够净水某些活泼金属能够与强酸弱碱盐反应，产生氢气利用盐类的水解可以除去杂质【常考点】如除去MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入_和_、_促进FeCl3的水解，转为成Fe(OH)3沉淀除去。Fe3+在中性环境下，已经Fe(OH)3沉淀，Fe3+沉淀(2.7，3.2盐溶液蒸干所得固体（产物）的判断1 水解 蒸干Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3溶液得到Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3固体 蒸干AlCl3、FeCl3得到Al(OH)3、Fe(OH)3固体2 分解 若盐的热稳定性差，加热蒸干过程中得到是其分解产物。 例如：Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO33 氧化 若盐的还原性较强，加热蒸干过程中可能被氧气氧化。Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4，FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合物 Fe与SO42的量是1：1，生成后SO42量不足，因此Fe部分以Fe(OH)3沉淀4 蒸干k2CO3溶液得到K2CO3固体【例题】将下列物质的溶液在蒸发皿中加热蒸干并灼烧，可以得到该物质的固体的是AAlCl3 BNaHCO3 CMgSO4 DKMnO45 双水解 a完全双水解：用“=”“”“”且易分解的生成物写成其分解物形式（NH3与CO2）；例如泡沫灭火器，Al2(SO4)3与NaHCO3。双水解离子反应的配平电荷守恒 原子守恒常考的能发生完全相互促进水解的离子有：Al3+与HCO3、CO32、S2、HS、AlO2Fe3+与CO32、HCO3、AlO2 NH4+与AlO2、SiO32 b一般双水解：水解虽然相互促进，水解程度有所增大，依然很微弱，用“”不打“”“”，离子在溶液里依然能够大量共存。例如：NH4+与CH3COO弱酸的酸式盐在水中既电离又水解（假设为NaHA）HAA2+H+ 电离显酸性HA+H2OOH+H2A 水解显碱性弱酸的酸式盐显酸性还是碱性，比较电离程度和水解程度的相对大小。必记得弱酸的酸式盐显酸性的是：_（以上三种酸根离子对应的酸都是中强酸；且以上三种盐是抑制水的电离）尝试推：酸电离平衡常数为Ka；酸根水解常数为Kh；水的离子积为Kw；则三者关系为Ka·Kh=Kw【经典例题】磷酸为三元弱酸，在常温下，K1=7.5×103、K2=6.2×108、K3=2.2×1013。通过简要计算，说明NaH2PO4溶液显酸性。_正盐溶液与酸或碱溶液中水的电离能水解的盐促进水的电离，酸或碱抑制水的电离计算溶液中水电离出的c(H+)或c(OH)的操作步骤：把握好水电离出的c(H+)与c(OH)相等能水解的盐促进水的电离，酸或碱抑制水的电离；在常温下与107对比常温下溶液中c(H+)·c(OH)=1014，来计算【例题】在常温下：pH=4的盐酸和pH=10的NaOH溶液中，水电离出c(H+)与c(OH)均为_pH=4的NH4Cl溶液中水电离出的c(H+)与c(OH)均为_pH=10的CH3COONa溶液中水电离出的c(H+)与c(OH)均为_【变式1】在常温下，pH=9的NaOH溶液和CH3COONa溶液中，设由水电离出的OH浓度分别为M和N，则M和N的关系为_【综合练习】水是极弱的电解质，改变温度或加入某些电解质会影响水的电离。请回答下列问题：（1）纯水在100 时，pH6，该温度下0.1 mol·L1的NaOH溶液中，溶液的pH 。（2）25 时，向水中加入少量碳酸钠固体，得到pH为11的溶液，其水解的离子方程式为 ，由水电离出的c(OH) mol·L1。V/mL（3）体积均为100 mL、pH均为2的盐酸与一元酸HX，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如右图所示，则HX是 （填“强酸”或“弱酸”），理由是 。（4）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的物理量。已知：化学式电离常数(25 )HCNK4.9×1010CH3COOHK1.8×105H2CO3K14.3×107、K25.6×101125 时，等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的顺序为 （填化学式）。25 时，在0.5 mol/L 的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H)约是由水电离出的c(H)的 倍。盐类水解中的三大守恒不要忽略水的电离一、电荷守恒 注意：区别电荷浓度和离子浓度 找出所有的阴离子和阳离子二、物料守恒 特征元素或原子团原子守恒三、质子守恒 水溶液中得失H+的物质的量相等；会用框图法巧写。【做题操作技巧】题目告诉“中性”，就是写电荷守恒框图法写质子守恒只适用于单一溶液，当混合溶液，题目给出一个关系式，既不是电荷守恒，也不是物料守恒时，先写出电荷守恒，再写出物料，二者相加减得到关系式。【练习】将0.1mol·L-1的NaHS和0.1mol·L-1 Na2S溶液等体积混合，所得溶液中有 证明：c(S2-)+2c(OH)=2c(H+)+c(HS)+3c(H2S)离子浓度的大小比较规律对于单一溶液紧抓“弱”，数量级大的离子浓度较大 同一数量级的，不水解的离子大于水解的离子 注意不要忽略溶液中_的电离比较等浓度等体积NH4Cl和NH4OH组成的混合溶液，一般来说显碱性，那么以氨水的电离为主，则把NH4+当作不水解；若比较等浓度等体积CH3COOH和CH3COONa组成的混合溶液，一般来说显酸性，则把CH3COO当作不水解来比较。若溶液混合后，能反应，写出反应生成物，先比较数量级，再根据溶液的酸碱性来比较，电离程度和水解程度的相对大小，同样的紧抓“弱”。【课堂练习】1对于0.1mol/L NaHCO3溶液，下列叙述正确的是Ac(OH)c(H+)+2c(H2CO3) Bc(Na+)c(HCO3)c(H2CO3)c(CO32) Cc(Na+)2c(HCO3)+c(H2CO3)+c(CO32) Dc(Na+)+c(H+)c(CO32)+c(OH)+(HCO3) 2下列关于0.10 mol·L1NaHCO3溶液的说法，正确的是A溶质的电离方程式为NaHCO3=Na+ + H+ + CO32B25时，加水稀释后，n(H+)与n(OH)的乘积变大C离子浓度关系：c(Na+) + c(H+)c(OH) + c(HCO3) + c(CO32)D温度升高，c(HCO3)增大 3常温下，0.1 mol·L1的NaHB溶液中c(H+)c(OH)，下列关系中一定正确的是Ac(Na+)+ c(H+)= c(HB)+ 2c(B2) Bc(H+)·c(OH)= 10-14 Cc(Na+)c(B2)+ c(HB) D溶液的pH=14下列各种溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是A. 1.0 mol/L的Na2CO3溶液：c(OH)c(HCO3)+c(H2CO3)+c(H+) B. 1.0 mol/L的NH4Cl溶液：c(NH4+)c(Cl) C. 向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： c(Na+)