HA＝HB
【典例1】（2011·新课标全国卷，10）将浓度为0.1mol·L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（ ）
A.c（H＋）B.c（HF）C.
D.
解析 HF为弱酸，存在电离平衡：
HF
H＋＋F－。
根据勒夏特列原理：
当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变，故加水稀释，平衡正向移动，但c（H＋）减小，A错误；电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；当溶液无限稀释时，c（F－）不断减小，但c（H＋）接近10－7mol·L－1，所以
减小，C错误；
＝
，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n（H＋）增大，n（HF）减小，所以
增大，D正确。
答案 D
【技巧点拨】电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理去分析电离平衡
【典例2】（2009·山东理综，15）
某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据
图判断正确的是（ ）
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点Kw的数值比c点Kw的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析 醋酸在稀释时会继续电离，则在稀释相同体积的盐酸与醋酸的过程中醋酸中的H＋浓度减小得慢、pH小，A项错误；随着稀释体积的增大，溶液中离子浓度在减小，B项正确；温度一定，任何稀的水溶液中的Kw都是一定值，C项错误；由于醋酸是弱酸，要使盐酸和醋酸溶液pH值相同，醋酸的浓度比盐酸大得多，D项错误。
答案 B
【技巧点拨】讨论弱电解质电离平衡移动时，一般地，加热时，不考虑电解质挥发、分解；加水时，溶液体积增大程度大于电离出离子增大的程度。
加入物质是否与弱电解质发生化学反应等。
电离平衡移动能“减弱”改变，但不能“抵消”改变。
◇考点2水的电离和溶液的pH
【基础知识梳理】
一、水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O
H3O＋＋OH－或H2O
H＋＋OH－。
2．水的离子积常数
Kw＝c（H＋）·c（OH－）。
（1）室温下：
Kw＝1×10－14。
（2）影响因素；只与温度有关，升高温度，Kw增大。
（3）适用范围：
Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水电离平衡的因素
（1）升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
（2）加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度增大，Kw不变。
二、溶液的酸碱性和pH值
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。
（1）酸性溶液：
c（H＋）>c（OH－），常温下，pH<7。
（2）中性溶液：
c（H＋）＝c（OH－），常温下，pH＝7。
（3）碱性溶液：
c（H＋）7。
2．pH及其测量
（1）计算公式：
pH＝－lgc（H＋）。
（2）测量方法
①pH试纸法：
用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
三、酸碱中和滴定
1．实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法。
以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测的NaOH溶液的物质的量浓度为c（NaOH）＝
。
酸碱中和滴定的关键：
（1）准确测定标准液的体积。
（2）准确判断滴定终点。
2．实验用品
（1）仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
错误！
未找到引用源。
（2）试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（3）滴定管的使用
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
3．实验操作
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
①滴定管：
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：
注碱液→记读数→加指示剂。
（2）滴定
错误！
未找到引用源。
（3）终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，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。
4．常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
5．原理
依据原理c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），所以c（待测）＝
，因c（标准）与V（待测）已确定，因此只要分析出不正确操作引起V（标准）的变化，即分析出结果。
【核心考点讲练】
1．外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c（OH－）
c（H＋）
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他：
如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
2．溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：
3.加水稀释时pH值的变化规律
（1）等物质的量浓度的盐酸（a）与醋酸（b）
错误！
未找到引用源。
物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH增大快；若加水稀释到相同pH，强酸加水多。
（2）等pH的盐酸（a）与醋酸（b）
错误！
未找到引用源。
pH相同的强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，溶液的pH变化不同，强酸的pH变化大；若加水稀释到相同pH，弱酸加水多。
4.中和滴定的误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酞作指示剂）为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V（标准）
c（待测）
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
变大
偏高
【典例1】下列说法不正确的是
A.25℃与60℃时，水的pH相等（2012·福建理综，10B）
B.中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n（NaOH）相等（2012·福建理综，10C）
C.“中和滴定”实验中，容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用，滴定管和移液管用蒸馏水洗净后，须经干燥或润洗后方可使用（2011·浙江理综，8C）
D.用0.2000mol·L－1NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液（混合液中两种酸的浓度均约为0.1mol·L－1），至中性时，溶液中的酸未被完全中和（2012·浙江理综，12C）
解析：
水的电离受温度影响，温度较高的，水电离程度大，水的pH较小，A不正确；等物质的量盐酸和醋酸，与氢氧化钠中和时，能提供的氢离子的物质的量相等，B正确；容量瓶、锥形瓶不用润洗，但滴定管或移液管须润洗或干燥后使用，C正确；强酸与强碱溶液正好完全中和时，所得溶液pH＝7，而强碱与弱酸正好完全中和时，溶液的pH>7，若所得溶液的pH＝7，则碱不足，D正确。
答案：
A
【技巧点拨】中和的实质是酸电离出的氢离子与碱电离出的氢氧根反应生成水，而不是看中和反应后，溶液是否呈中性。
【典例2】（2011·四川理综）25℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液、③pH＝10的Na2S溶液、④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是（ ）
A．1∶10∶1010∶109
B．1∶5∶5×109∶5×108
C．1∶20∶1010∶109
D．1∶10∶104∶109
解析 25℃时，pH＝0的H2SO4溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－14mol·L－1；0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液中c（OH－）＝0.05mol·L－1×2＝0.1mol·L－1，根据Kw＝c（H＋）·c（OH－）＝1.0×10－14，则由水电离出的c（H＋）＝10－13mol·L－1；pH＝10的Na2S溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－4mol·L－1；pH＝5的NH4NO3溶液中由水电离出的c（H＋）＝10－5mol·L－1，故等体积上述溶液中发生电离的水的物质的量之比为10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109，即选项A正确。
答案 A
【技巧点拨】水的电离平衡常数只与温度有关。
◇考点3盐类水解沉淀溶解平衡及应用
一、盐类水解
1．定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质
盐电离―→
―→
破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→c（H＋）≠c（OH－）―→溶液呈碱性、酸性或中性。
3．特点
4．表示方法——水解离子方程式
（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“
”表示。
盐类水解一般不
会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
如Cu2＋＋2H2O
Cu（OH）2＋2H＋；
NH
＋H2O
NH3·H2O＋H＋。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
如Na2CO3水解反应的离子方程式为CO
＋H2O
HCO
＋OH－、HCO
＋H2O
H2CO3＋OH－。
（3）多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：
Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3＋3H＋。
（4）水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：
Al3＋＋3HCO
===Al（OH）3↓＋3CO2↑。
二、沉淀溶解平衡及应用
1．沉淀溶解平衡
（1）沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。
（2）溶解平衡的建立
固体溶质
溶液中的溶质
①v溶解>v沉淀，固体溶解
②v溶解＝v沉淀，溶解平衡
③v溶解（3）溶解平衡的特点
错误！
未找到引用源。
（4）影响沉淀溶解平衡的因素
①内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
②外因
以AgCl（s）
Ag＋（aq）＋Cl－（aq） ΔH>0为例
外界条件
移动方向
平衡后c（Ag＋）
平衡后c（Cl－）
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
减小
减小
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
（5）电解质在水中的溶解度
20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：
错误！
未找到引用源。
2．沉淀溶解平衡的应用
（1）沉淀的生成
①调节pH法
如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为
Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe（OH）3↓＋3NH
。
②沉淀剂法
如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
（2）沉淀的溶解
①酸溶解法
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
②盐溶液溶解法
如Mg（OH）2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg（OH）2＋2NH
===Mg2＋＋2NH3·H2O。
③氧化还原溶解法
如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。
④配位溶解法
如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===＋＋Cl－＋2H2O。
（3）沉淀的转化
①实质：
沉淀溶解平衡的移动（沉淀的溶解度差别越大，越容易转化）。
②应用：
锅炉除垢、矿物转化等。
【核心考点讲解】
1.盐类水解规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
是否水解
水解的离子
溶液的酸碱性
溶液的pH（25℃）
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
无
中性
pH＝7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu（NO3）2
是
NH
、Cu2＋
酸性
pH<7
弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、CO
碱性
pH>7
2.影响盐类水解因素
（1）内因
酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
（2）外因
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小（即稀释）
右移
增大
减小
外加酸碱
酸
弱碱阳离子的水解程度减小
碱
弱酸根离子的水解程度减小
3.盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3＋3H＋
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解，配制FeCl3溶液，加入少量盐酸
胶体的制取
制取Fe（OH）3胶体的离子反应：
Fe3＋＋3H2OFe（OH）3
（胶体）＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg（OH）2或MgCO3
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2（SO4）3，发生反应为Al3＋＋3HCO
===Al（OH）3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O
Al（OH）3（胶体）＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
【典例1】能证明Na2SO3溶液中存在SO
＋H2O
HSO
＋OH－水解平衡的事实是____________（填序号）。
A．滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
解析 Na2SO3溶液滴入酚酞溶液变红，说明SO
发生了水解反应，溶液显碱性。
加入H2SO4溶液，SO
与H＋生成HSO
，HSO
与H＋反应放出SO2气体，同时H＋中和SO
水解产生的OH－，即使溶液中不存在水解平衡，溶液红色也会褪去，故A错；氯水具有酸性和强氧化性，加入氯水后，Cl2和HClO氧化SO
、HSO
生成SO
，H＋中和SO
水解产生的OH－，HClO氧化漂白指示剂酚酞，并不能体现SO
水解反应的可逆性，故B错；加入BaCl2溶液，Ba2＋与SO
结合生成BaSO3沉淀，c（SO
）减小，溶液的红色褪去，说明溶液中c（OH－）减小，水解平衡逆向移动，证明存在SO
的水解平衡，故C正确。
答案 C
【典例2】（2012·四川理综，10）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－）
B．pH＝8.3的NaHCO3溶液：
c（Na＋）>c（HCO
）>c（CO
）>c（H2CO3）
C．pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合：
c（Cl－）＝c（NH
）>c（OH－）＝c（H＋）
D．0.2mol·L－1CH3COOH溶液与0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合：
2c（H＋）－
2c（OH－）＝c（CH3COO－）－c（CH3COOH）
解析 要会运用溶液中的守恒解题。
在任何溶液中都存在电荷守恒，选项A的溶液中电荷守恒为c（Na＋）＋c（H＋）＝c（ClO－）＋c（Cl－）＋c（OH－），故A错；NaHCO3溶液的pH＝8.3，说明其水解程度大于电离程度，则c（H2CO3）>c（CO
），故B错；pH＝11的氨水与pH＝3的盐酸等体积混合时，氨水是过量的，溶液不显中性，故C错；D选项中的CH3COOH与NaOH反应，得到的是等浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，由电荷守恒得：
c（CH3COO－）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋），由元素守恒得2c（Na＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH），将电荷守恒关系式乘以2与元素守恒关系式相加得：
c（CH3COO－）＋2c（OH－）＝2c（H＋）＋c（CH3COOH），移项得：
2c（H＋）－2c（OH－）＝c（CH3COO－）－c（CH3COOH），故D正确。
答案 D
【技巧点拨】解答此类题的思维过程
（1）找出存在的平衡体系（即可逆反应或可逆过程）
（2）找出影响平衡的条件
（3）判断平衡移动的方向
（4）分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系
【典例3】（2011·浙江理综，13）海水中含有丰富的镁资源。
某同学设计了从模拟海水中制备MgO的实验方案：
模拟海水中的离子浓度/mol·L－1
Na＋
Mg2＋
Ca2＋
Cl－
HCO
0.439
0.050
0.011
0.560
0.001
注：
溶液中某种离子的浓度小于1.0×10－5mol·L－1，可认为该离子不存在；
实验过程中，假设溶液体积不变。
Ksp（CaCO3）＝4.96×10－9
Ksp（MgCO3）＝6.82×10－6
Ksp＝4.68×10－6
Ksp＝5.61×10－12
下列说法正确的是（ ）
A．沉淀
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