第三章
水溶液中的离子平衡
复习知识要点：
1．弱电解质的电离
2．水的电离和溶液的酸碱性
3．盐类的水解
4．难溶电解质的溶解平衡
复习目标：
通过知识点内容梳理及例题练习，回忆并巩固相关知识点内容及应用
知识点一、弱电解质的电离
1．定义：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：
在水溶液里全部电离成离子的电解质
。
弱电解质：
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
。
2．电解质与非电解质的本质区别
电解质——离子化合物或共价化合物
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。
3．影响电离平衡的因素
（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
（2）浓度：浓度越大，电离程度
越小
；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
（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
减弱
电离。
（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。
4．弱电解质电离方程式的书写：用可逆符号，弱酸的电离要分步写（第一步为主）。
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（一般用Ka表示酸，Kb表示碱）。
表示方法：ABA++B-
K=
c（A+）c（B-）/c（AB）
注：K只与温度有关，温度一定，则K值一定
6．影响因素：
a．电离常数的大小主要由物质的性质决定。
b．电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C．同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性就越强，如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
【例题1】下列说法中正确的是（
C
）
A．能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质
B．强电解质溶液中存在溶质分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子
C．在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质
D．Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质
【例题2】下列说法中错误的是（
B
）
A．非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质
B．强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电
C．浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强
D．相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同
知识点二、水的电离和溶液的酸碱性
1．水电离平衡：:
水的离子积：KW
=
c[H+]·c[OH-]
25℃时,
[H+]=[OH-]
=10-7
mol/L
；
KW
=
c[H+]·c[OH-]
=
1×10-14
。
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）。
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
：抑制水的电离
②温度：促进水的电离（水的电离是
吸
热的）
③易水解的盐：促进水的电离
4．溶液的酸碱性和pH：
（1）pH是c（H+）的负对数，即：pH=
-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
常见酸碱指示剂——
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比即可
。
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
【例题3】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10的Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是
NH4Cl=Na2CO3
>HAc=NaOH
。
知识点三、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+物质的量相加除以总体积，再求其它）
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：将两种碱中的OH 物质的量相加除以总体积，再求其它）
c（OH-）混＝[c（OH-）1V1+
c（OH-）2V2]/（V1+V2）
(注意
:碱性溶液不能直接计算c（H+）混)
3．强酸与强碱的混合：（先根据H+
+
OH-
==H2O计算余下的H+或OH-，H+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，再求其它）
【例题4】将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=
；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=
；20
mL
pH=5的盐酸中加入1滴（0.05
mL）0.004
mol/LBa(OH)2溶液后pH=
。
【答案】1.3；11.7；9
知识点四、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．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变化慢，强酸、强碱变化快。
【例题5】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为
；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为
，若使其pH变为5，应稀释的倍数为
（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]
：[SO42-]=
；
pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为
；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为
。
【答案】5；3~5之间；>；20:1；8；8~10
知识点五、强酸（pH1）强碱（pH2）混合计算规律
1．若等体积混合
pH1+pH2=14；则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15；则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13；则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2．若混合后显中性
pH1+pH2=14；V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14；V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
【例题6】(1)100
mL
pH=3的H2SO4中加入10
mL
0.01
mol/L氨水后溶液呈
性，原因是
；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈
性，原因是
。
（2）室温时，0.01
mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是
A．上述弱酸溶液的pH＝4
B．加入等体积0.01
mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7
C．加入等体积0.01
mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7
D．加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7
【答案】（1）酸；恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈碱性。碱；氨水过量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。
（2）B
知识点六、酸碱中和滴定
1．中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O；即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量相等。
2．中和滴定的操作过程：
（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、锥形瓶、铁架台。
滴定管的刻度，O刻度在
上
，往下刻度标数越来越大，全部容积
大于
它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。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溶液。
（2）药品：标准液、待测液、指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。[洗涤,用洗液洗→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)]
（4）试验过程
3．酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸·c酸·V酸=n碱·c碱·V碱进行分析
注意：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
知识点七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1．盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2．水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。
3．盐类水解规律：
①有
弱
才水解
，无弱不水解，越弱越水解；谁
强
显谁性，两弱都水解，同强显中性。
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
【例题7】（1）下列物质不水解的是
；水解呈酸性的是
；水解呈碱性的
是
。
①FeS
②NaI
③NaHSO4
④KF
⑤NH4NO3
⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（
）
①酸性：H2S>H2Se
②碱性：Na2S>NaHS
③碱性：HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：NaAc⑤溶液的pH：NaHSO3【答案】（1）①②③；⑤；④⑥
（2）①③
【例题8】下列说法错误的是（
D
）
A．NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在
B．Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深
C．NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱
D．在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
【答案】D
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越
高
水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越
大
（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进
阴离子
水解而
抑制
阳离子水解；OH
-
促进阳离子水解而抑制阴离子水解）。
6．酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-显
酸
性
②电离程度＞水解程度，显
酸
性（如:
HSO3-
、H2PO4-）
③电离程度＜水解程度，显
碱
性（如：HCO3-
、HS-
、HPO42-）
【例题9】Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为
；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（
）
①加热
②加少量NaHCO3固体
③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl
⑤加水稀释
⑥加少量NaOH
【答案】CO32-
+
H2O
HCO3-
+
OH-
；①④⑤
【例题10】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系
。
【答案】H2OH+
+OH-
；H2PO4-HPO42-
+H+；HPO42-PO43-
+H+；H2PO4-
+H2OH3PO4+OH-
[H2PO4-]
>
[HPO42-]
>
[H 3PO4]
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，使得平衡向右移动。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+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↑
【例题11】写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：
，
；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为
，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是______________________________________________________
；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是
。
【答案】2Al3+
+
3CO32-
+
3H2O
==
2Al(OH)3↓+
3CO2↑；Al3+
+
3HCO3-
==
Al(OH)3↓+
3CO2↑；Al3+
+
3CO32-
+
3H2O
==Al(OH)3↓+
3HCO3-；产生同样多的CO2，用纯碱消耗的Al3+多；用纯碱有可能不产生CO2或产气量很少；FeCl3溶液
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+4H2OMg(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++H2O
NH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
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）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）电离（水解）书写原则：一步书写。
【例题12】下列方程式中属于电离方程式的是
A
；属于水解方程式的是
B
A．HCO3-
+H2O
H3O+
+
CO32-
B．BaSO4
==
Ba2+
+
SO42-
C．AlO2-
+
2H2O
Al(OH)3
+
OH-
D．CaCO3(s)
Ca2+
(aq)+
CO32-
(aq)
【答案】A;B
知识点八、溶液中微粒浓度的大小比较
【基本原则】抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系
电荷守恒：任何溶液均显
电中性
，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，如：NH4Cl溶液，c[NH4+]+
c
[H+]=
c
[Cl-]+
c
[OH-]。
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，如：NH4Cl溶液c
[NH4+]+
c
[NH3 H2O]=
c
[Cl-]。
质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。如：NH4Cl溶液c
[NH3 H2O]+
c
[OH-]=
c
[H+]。
【例题13】将0.1
mol/L
NaOH和0.1
mol/L
NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小的顺序正确是（
C
）
A．c[Na＋]＞c
[Cl-]＞c
[OH-]＞c
[H＋]
B．c
[Cl-]＞c
[Na＋]＞c
[OH-]＞c
[H＋]
C．c[Na＋]=
c
[Cl-]＞c
[OH-]＞c
[H＋]
D．c
[Na＋]=
c
[Cl-]＞c
[H＋]＞c
[OH-]
【答案】C
【例题14】将100
ml、0.1
mol/L的BaCl2溶液加入到100
ml、0.2
mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系正确的是（
）
A．c
[H+]＞c
[Cl-]＞c
[Ba2+]＞c
[SO42-]
B．c
[H+]＞c
[Cl-]＞c
[SO42-]＞c
[Ba2+]
C．c
[Cl-]＞c
[H+]＞c
[SO42-]＞c
[Ba2+]
D．c
[Cl-]＞c
[H+]＞c
[Ba2+]＞c
[SO42-]
【答案】B
知识点九、难溶电解质的溶解平衡
1．溶解平衡方程式的书写
注意：在沉淀物后面用(s)标明状态，并用“
”。如Ag2S(s)
2Ag+(aq）+
S2-(aq)。
2．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pH值除去某些易水解的金属阳离子，如加MgO除去MgCl2溶液中的FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法
（4）同离子效应法
3．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）
4．溶度积（KSP）
(1)定义：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。(2)表达式：AmBn(s)
mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP=
[c(An+)]m
[c(Bm-)]n
(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
有沉淀析出
QC=
KSP
平衡状态
QC＜KSP
未饱和，继续溶解
【例题15】（1）对于Ag2S(s)
2Ag+(aq)
+
S2-(aq)，其Ksp的表达式为
。
（2）下列说法中不正确的是
。
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s)
Al(OH)3
Al3+
+
3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；
沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2
。
【答案】（1）Ksp=[c(Ag+)]2·c（S2-）
（2）④
（3）加足量MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，洗涤即得纯Mg(OH)2
【例题16】对于AgCl(s)
Ag+
(aq)+
Cl-(aq)，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是________。
加氨水
②加水
③加NaCl(s)
④加AgCl(s)
⑤加NaBr(s)
⑥加热
【答案】①③⑤⑥
第三章
《水溶液中的离子平衡》
章末综合复习
一、选择题
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（
）
A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子
D.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱
2．氨水有下列平衡：NH3·H2O
NH4+
+
OH-
当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且c(NH4+)增大的是（
）
A.加NaOH
B.加盐酸
C.加NH4Cl
D.加同浓度氨水
3．在0.01
mol·L-1的H2SO4溶液中由水电离出的c(OH-)是（
）
A.5×10-13
mol·L-1
B.0.01
mol·L-1
C.1×10-7
mol·L-1
D.1×10-2mol·L-1
4．60
mL
0.5
mol·L-1
NaOH溶液和40
mL
0.4
mol·L-1的H2SO4相混合后，溶液的pH约为（
）
A.0.5
B.1.7
C.2
D.13.2
5．在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（
）
A.盐的电离平衡被破坏
B.水的电离平衡被破坏
C.没有发生中和反应
D.溶液的pH一定变大
6．物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中和时，溶液是（
）
A.显酸性
B、显碱性
C.显中性
D.酸碱性无法确定
7．将0.1mol下列物质置于1
L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（
）
A.KCl
B.Mg(OH)2
C.Na2CO3
D.MgSO4
8．为了配置NH4+的浓度与Cl-的浓度比为1
：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（
）
①
适量的HCl
②适量的NaCl
③适量的氨水
④适量的NaOH
A.①②
B.③
C.③④
D.④
9．25℃时，在浓度为1
mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mol/L）。下列判断正确的是（
）
A.a
=
b
=
c
B.a＞b＞c
C.a＞c＞b
D.c＞a＞b
10．用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使测得的碱溶液的浓度（
）
A.偏高
B.偏低
C.不受影响
D.不能确定
11．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，反应：Cl2
+
H2O
HCl
+
HClO，达到平衡后要使HClO的浓度增大，可加入（
）
A.H2S
B.HCl
C.CaCO3
D.NaOH（固体）
12．下列叙述不正确的是（
）
A.纯水也是一种电解质
B.无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c(H+)×c(OH-)是一个常数
C.一定温度下，0.1
mol·L-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离
D.强碱溶液中不存在H+
13．体积相同、pH相同的盐酸和醋酸溶液，在用氢氧化钠溶液中和时，两者消耗氢氧化钠的物质的量是（
）
A.相同
B.盐酸多
C.醋酸多
D.无法比较
14．能正确表示下列反应的离子方程式是（
）
A.用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：2CO32-
+
SO2
+H2O
=
2HCO3-
+SO32-
B.金属铝溶于盐酸中：Al
+
2H+
=
2Al3+
+
H2↑
C.硫化钠溶于水中：S2-
+
H2O
=
H2S↑+
OH-
D.碳酸镁溶于硝酸中：CO32-
+
2H+
=
CO2↑+
H2O
15．某温度下,有两瓶不同浓度的氨水,甲瓶的浓度为0.1mol/L
,乙瓶的浓度为1mol/L,则甲瓶溶液中[OH-]与乙瓶之比为
(
)
A.等于1/10
B.大于1/10
C.小于1/10
D.无法确定
16．已知AG=lg[c(H+)/c(OH-)]，常温下，在AG=-10的溶液中能大量存在的离子组是：
A.Cl-,AlO2-,SO32-,Na+
B.NO3-,Ac-,Na+,NH4+
C.Cl-,NO3-,Mg2+,K+
D.SO42-,HCO3-,Cl-,K+
二、非选择题
17．（1）纯水能微弱地电离出
和
。在25℃时，水电离出的H+和OH-浓度为
，其离子浓度的乘积为
，该乘积叫做
。在25℃时，其数值为
，水的电离过程是一个
过程。
（2）下列10种物质中：①NaOH溶液
②H2SO4
③硫酸铜晶体
④Cu
⑤CH3COOH
⑥NaOH固体
⑦蔗糖
⑧石灰水
⑨水银
⑩氨水
能导电的有
；属于强电解质的有
；属于弱电解质的有
。
（3）有A、B、C三种溶液，其中A的pH
=
5，B中c(H+)
=
1×10-4
mol·L-1，C中c(OH-)
=
1×10-11
mol·L-1，则三种溶液的酸性由强到弱的顺序为
。
18．BiCl3水解生成BiOCl。
（1）写出BiCl3水解反应方程式：
。
（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称
。
（3）如何配置BiCl3溶液
。
（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因
。
19．（1）盐碱地（含较多NaCl、Na2CO3）不利于作物生长。产生碱性的原因是（用离子方程式表示）___________
__________________________，施加适量石膏可降低盐碱地的碱性，表示其反应原理的离子方程式是_____
____________________________________。
（2）已知AnBm的离子积
=
c(Am+)n·c(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-)m表示平衡时离子的物质的量浓度。在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74
g，其饱和溶液密度为1
g·mL-1，则该温度下，其离子积为_____________。
20．在某无色溶液里，只含有下列8种离子中的某几种：Na+、H+、Ag、Mg2+、Cl-、OH-、HCO3-、NO3-。已知该溶液能跟金属铝反应，且放出的气体只有氢气。试回答：
（1）若溶液和铝反应后有AlO2-生成，则其中一定含有大量的
离子，还可能含有大量的____
___________离子。
（2）若溶液和铝反应有Al3+生成，则原溶液中一定不含有大量的
离子。
第三章《水溶液中的离子平衡》
章末综合复习
参考答案
一、选择题
1~5.
C
C
A
B
B
6~10.
D
C
B
D
B
11~15.
C
D
C
A
B
16.
A
二、非选择题
17．（1）H+、OH-；10-7mol/L，1×10-14，水的离子积，1×10-14，可逆
（2）①④⑧⑨⑩；②③⑥；⑤
（3）C
>B>A
18．（1）BiCl3
+
H2O
BiOCl
+
2HCl
（2）不同意
（3）将BiCl3溶于盐酸中
（4）增大溶液中c（Cl-）能抑制BiCl3
的水解
19．（1）CO32-
+
H2O
HCO3-
+
OH-
；CaSO4(s)
Ca2+
+
SO42-
，Ca2+
+
CO32-
=
CaCO3↓
（2）1×10-3
20．（1）OH-、Na+；
Cl-，NO3-；
（2）OH-、HCO3-、NO3-、Ag+
混和物
强电解质：
强酸，强碱，大多数盐
。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
电解质
单质
物质
弱电解质：
弱酸，弱碱，极少数盐，水
。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
化合物
纯净物
非电解质：
非金属氧化物，大部分有机物
。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
△
△
△第三章
水溶液中的离子平衡
复习知识要点：
1．弱电解质的电离
2．水的电离和溶液的酸碱性
3．盐类的水解
4．难溶电解质的溶解平衡
复习目标：
通过知识点内容梳理及例题练习，回忆并巩固相关知识点内容及应用
知识点一、弱电解质的电离
1．定义：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：
。
弱电解质：
。
2．电解质与非电解质的本质区别
电解质——离子化合物或共价化合物
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。
3．影响电离平衡的因素
（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
（2）浓度：浓度越大，电离程度
；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
（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：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。
4．弱电解质电离方程式的书写：用可逆符号，弱酸的电离要分步写（第一步为主）。
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（一般用Ka表示酸，Kb表示碱）。
表示方法：ABA++B-
K=
注：K只与温度有关，温度一定，则K值一定
6．影响因素：
a．电离常数的大小主要由物质的性质决定。
b．电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C．同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性就越强，如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
【例题1】下列说法中正确的是（
）
A．能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质
B．强电解质溶液中存在溶质分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子
C．在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质
D．Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质
【例题2】下列说法中错误的是（
）
A．非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质
B．强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电
C．浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强
D．相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同
知识点二、水的电离和溶液的酸碱性
1．水电离平衡：:
水的离子积：KW
=
25℃时,
[H+]=[OH-]
=10-7
mol/L
；
KW
=
c[H+]·c[OH-]
=
。
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）。
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
：抑制水的电离
②温度：促进水的电离（水的电离是
热的）
③易水解的盐：促进水的电离
4．溶液的酸碱性和pH：
（1）pH是c（H+）的负对数，即：pH=
（2）pH的测定方法：
常见酸碱指示剂——
。
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
。
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
【例题3】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10的Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是
。
知识点三、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+物质的量相加除以总体积，再求其它）
2．强碱与强碱的混合：（先求c
[OH-]混：将两种碱中的OH 物质的量相加除以总体积，再求其它）
(注意
:碱性溶液不能直接计算c（H+）混)
3．强酸与强碱的混合：（先根据H+
+
OH-
==H2O计算余下的H+或OH-，H+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，再求其它）
【例题4】将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=
；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=
；20
mL
pH=5的盐酸中加入1滴（0.05
mL）0.004
mol/LBa(OH)2溶液后pH=
。
知识点四、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．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变化慢，强酸、强碱变化快。
【例题5】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为
；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为
，若使其pH变为5，应稀释的倍数为
（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]
：[SO42-]=
；
pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为
；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为
。
知识点五、强酸（pH1）强碱（pH2）混合计算规律21世纪教育网
1．若等体积混合
pH1+pH2=14；则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15；则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13；则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2．若混合后显中性
pH1+pH2=14；V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14；V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
【例题6】(1)100
mL
pH=3的H2SO4中加入10
mL
0.01
mol/L氨水后溶液呈
性，原因是
；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈
性，原因是
。
（2）室温时，0.01
mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是
A．上述弱酸溶液的pH＝4
B．加入等体积0.01
mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7
C．加入等体积0.01
mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7
D．加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7
知识点六、酸碱中和滴定
1．中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O；即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量相等。
2．中和滴定的操作过程：
（1）仪器：
、
、烧杯、锥形瓶、铁架台。
滴定管的刻度，O刻度在
，往下刻度标数越来越大，全部容积
它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。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溶液。
（2）药品：标准液、待测液、指示剂。
（3）准备过程：
准备：
、洗涤、
、装液、赶气泡、调液面。[洗涤,用洗液洗→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)]
（4）试验过程
3．酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸·c酸·V酸=n碱·c碱·V碱进行分析
注意：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
知识点七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1．盐类水解：在水溶液中盐电离出来的
与水电离出来的
结合生成
的反应。
2．水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。
3．盐类水解规律：
①有
才
，无弱不水解，越弱越水解；谁
显谁性，两弱都水解，同强显中性。
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
【例题7】（1）下列物质不水解的是
；水解呈酸性的是
；水解呈碱性的
是
。
①FeS
②NaI
③NaHSO4
④KF
⑤NH4NO3
⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（
）
①酸性：H2S>H2Se
②碱性：Na2S>NaHS
③碱性：HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：NaAc⑤溶液的pH：NaHSO3【例题8】下列说法错误的是（
）
A．NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在
B．Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深
C．NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱
D．在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越
水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越
大
（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进
水解而
阳离子水解；OH
-
促进阳离子水解而抑制阴离子水解）。
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电离程度＜水解程度，显
性（如：HCO3-
、HS-
、HPO42-）
【例题9】Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为
；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（
）
①加热
②加少量NaHCO3固体
③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl
⑤加水稀释
⑥加少量NaOH
【例题10】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系
。
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，使得平衡向右移动。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+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↑
【例题11】写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：
，
；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为
，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是______________________________________________________
；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是
。
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+4H2OMg(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++H2O
NH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
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）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）电离（水解）书写原则：一步书写。
【例题12】下列方程式中属于电离方程式的是
；属于水解方程式的是
A．HCO3-
+H2O
H3O+
+
CO32-
B．BaSO4
==
Ba2+
+
SO42-
C．AlO2-
+
2H2O
Al(OH)3
+
OH-
D．CaCO3(s)
Ca2+
(aq)+
CO32-
(aq)
知识点八、溶液中微粒浓度的大小比较
【基本原则】抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系
电荷守恒：任何溶液均显
，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，如：NH4Cl溶液，c[NH4+]+
c
[H+]=
c
[Cl-]+
c
[OH-]。
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，如：NH4Cl溶液c
[NH4+]+
c
[NH3 H2O]=
c
[Cl-]。
质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。如：NH4Cl溶液c
[NH3 H2O]+
c
[OH-]=
c
[H+]。
【例题13】将0.1
mol/L
NaOH和0.1
mol/L
NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小的顺序正确是（
）
A．c[Na＋]＞c
[Cl-]＞c
[OH-]＞c
[H＋]
B．c
[Cl-]＞c
[Na＋]＞c
[OH-]＞c
[H＋]
C．c[Na＋]=
c
[Cl-]＞c
[OH-]＞c
[H＋]
D．c
[Na＋]=
c
[Cl-]＞c
[H＋]＞c
[OH-]
【例题14】将100
ml、0.1
mol/L的BaCl2溶液加入到100
ml、0.2
mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系正确的是（
）
A．c
[H+]＞c
[Cl-]＞c
[Ba2+]＞c
[SO42-]
B．c
[H+]＞c
[Cl-]＞c
[SO42-]＞c
[Ba2+]
C．c
[Cl-]＞c
[H+]＞c
[SO42-]＞c
[Ba2+]
D．c
[Cl-]＞c
[H+]＞c
[Ba2+]＞c
[SO42-]
知识点九、难溶电解质的溶解平衡
1．溶解平衡方程式的书写
注意：在沉淀物后面用(s)标明状态，并用“
”。如Ag2S(s)
2Ag+(aq）+
S2-(aq)。
2．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pH值除去某些易水解的金属阳离子，如加MgO除去MgCl2溶液中的FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法
（4）同离子效应法
3．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
的。
如：AgNO3
AgCl(白色沉淀)
AgBr（淡黄色）
AgI（黄色）
Ag2S（黑色）
4．溶度积（KSP）
(1)定义：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。21教育名师原创作品
(2)表达式：AmBn(s)
mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP=
[c(An+)]m
[c(Bm-)]n
(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
有沉淀析出
QC=
KSP
平衡状态
QC＜KSP
未饱和，继续溶解
【例题15】（1）对于Ag2S(s)
2Ag+(aq)
+
S2-(aq)，其Ksp的表达式为
。
（2）下列说法中不正确的是
。
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s)
Al(OH)3
Al3+
+
3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；
沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2
。
【例题16】对于AgCl(s)
Ag+
(aq)+
Cl-(aq)，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是________。
第三章
《水溶液中的离子平衡》
章末综合复习
一、选择题
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（
）
A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子
D.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱
2．氨水有下列平衡：NH3·H2O
NH4+
+
OH-
当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移动，且c(NH4+)增大的是（
）
A.加NaOH
B.加盐酸
C.加NH4Cl
D.加同浓度氨水
3．在0.01
mol·L-1的H2SO4溶液中由水电离出的c(OH-)是（
）
A.5×10-13
mol·L-1
B.0.01
mol·L-1
C.1×10-7
mol·L-1
D.1×10-2mol·L-1
4．60
mL
0.5
mol·L-1
NaOH溶液和40
mL
0.4
mol·L-1的H2SO4相混合后，溶液的pH约为（
）
A.0.5
B.1.7
C.2
D.13.2
5．在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（
）
A.盐的电离平衡被破坏
B.水的电离平衡被破坏
C.没有发生中和反应
D.溶液的pH一定变大
6．物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中和时，溶液是（
）
A.显酸性
B、显碱性
C.显中性
D.酸碱性无法确定
7．将0.1mol下列物质置于1
L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（
）
A.KCl
B.Mg(OH)2
C.Na2CO3
D.MgSO4
8．为了配置NH4+的浓度与Cl-的浓度比为1
：1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入（
）
①
适量的HCl
②适量的NaCl
③适量的氨水
④适量的NaOH
A.①②
B.③
C.③④
D.④
9．25℃时，在浓度为1
mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mol/L）。下列判断正确的是（
）
A.a
=
b
=
c
B.a＞b＞c
C.a＞c＞b
D.c＞a＞b
10．用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使测得的碱溶液的浓度（
）
A.偏高
B.偏低
C.不受影响
D.不能确定
11．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，反应：Cl2
+
H2O
HCl
+
HClO，达到平衡后要使HClO的浓度增大，可加入（
）
A.H2S
B.HCl
C.CaCO3
D.NaOH（固体）
12．下列叙述不正确的是（
）
A.纯水也是一种电解质
B.无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c(H+)×c(OH-)是一个常数
C.一定温度下，0.1
mol·L-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离
D.强碱溶液中不存在H+
13．体积相同、pH相同的盐酸和醋酸溶液，在用氢氧化钠溶液中和时，两者消耗氢氧化钠的物质的量是（
）
A.相同
B.盐酸多
C.醋酸多
D.无法比较
14．能正确表示下列反应的离子方程式是（
）
A.用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：2CO32-
+
SO2
+H2O
=
2HCO3-
+SO32-
B.金属铝溶于盐酸中：Al
+
2H+
=
2Al3+
+
H2↑
C.硫化钠溶于水中：S2-
+
H2O
=
H2S↑+
OH-
D.碳酸镁溶于硝酸中：CO32-
+
2H+
=
CO2↑+
H2O
15．某温度下,有两瓶不同浓度的氨水,甲瓶的浓度为0.1mol/L
,乙瓶的浓度为1mol/L,则甲瓶溶液中[OH-]与乙瓶之比为
(
)
A.等于1/10
B.大于1/10
C.小于1/10
D.无法确定
16．已知AG=lg[c(H+)/c(OH-)]，常温下，在AG=-10的溶液中能大量存在的离子组是：
A.Cl-,AlO2-,SO32-,Na+
B.NO3-,Ac-,Na+,NH4+
C.Cl-,NO3-,Mg2+,K+
D.SO42-,HCO3-,Cl-,K+
二、非选择题
17．（1）纯水能微弱地电离出
和
。在25℃时，水电离出的H+和OH-浓度为
，其离子浓度的乘积为
，该乘积叫做
。在25℃时，其数值为
，水的电离过程是一个
过程。
（2）下列10种物质中：①NaOH溶液
②H2SO4
③硫酸铜晶体
④Cu
⑤CH3COOH
⑥NaOH固体
⑦蔗糖
⑧石灰水
⑨水银
⑩氨水
能导电的有
；属于强电解质的有
；属于弱电解质的有
。
（3）有A、B、C三种溶液，其中A的pH
=
5，B中c(H+)
=
1×10-4
mol·L-1，C中c(OH-)
=
1×10-11
mol·L-1，则三种溶液的酸性由强到弱的顺序为
。
18．BiCl3水解生成BiOCl。
（1）写出BiCl3水解反应方程式：
。
（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称
。
（3）如何配置BiCl3溶液
。
（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因
。
19．（1）盐碱地（含较多NaCl、Na2CO3）不利于作物生长。产生碱性的原因是（用离子方程式表示）___________
__________________________，施加适量石膏可降低盐碱地的碱性，表示其反应原理的离子方程式是_____
____________________________________。
（2）已知AnBm的离子积
=
c(Am+)n·c(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-)m表示平衡时离子的物质的量浓度。在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74
g，其饱和溶液密度为1
g·mL-1，则该温度下，其离子积为_____________。
20．在某无色溶液里，只含有下列8种离子中的某几种：Na+、H+、Ag、Mg2+、Cl-、OH-、HCO3-、NO3-。已知该溶液能跟金属铝反应，且放出的气体只有氢气。试回答：
（1）若溶液和铝反应后有AlO2-生成，则其中一定含有大量的
离子，还可能含有大量的____
___________离子。
（2）若溶液和铝反应有Al3+生成，则原溶液中一定不含有大量的
离子。
混和物
强电解质：
。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
电解质
单质
物质
弱电解质：
。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
化合物
纯净物
非电解质：
。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
△
△
△
