新教材2023版高中化学专题3水溶液中的离子反应章末共享专题学案苏教版选择性必修1

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专题3章末共享专题 微专题一　酸的强弱的判断方法 三角度证明强酸、弱酸 角度一：是否存在电离平衡 (1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。 (2)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，酸等量时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。 (3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。 (4)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H＋)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H＋)一直减小。 (5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量[n(H＋)电离＝n(OH－)电离]的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。 (6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。 角度二：是否存在水解平衡 (1)测定相应强碱盐的酸碱性，强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液水解显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。 (2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸。 角度三：复分解反应强酸制备弱酸 根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸>碳酸。 【微训练一】 1．甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是(　　) A．常温下，1 mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2 mol·L－1 B．甲酸能与碳酸钠溶液反应放出二氧化碳 C．10 mL 1 mol·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应 D．甲酸溶液与锌反应比强酸溶液与锌反应缓慢 2．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　) A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液 B．溶液中水的电离程度：b点＞c点 C．从c点到d点，溶液中保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子) D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同 3．为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是________，理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1 mL，分别用蒸馏水稀释到100 mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10 mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 微专题二　溶液中粒子浓度大小比较 溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则 1．明确两个“微弱” (1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。 (2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。 2．熟知三个守恒 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。 (2)物料守恒规律(原子守恒) 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但原子总是守恒的。 (3)质子守恒规律 质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸所失去的质子数和能得到质子的碱所得到的质子数相等。 3．掌握四个步骤 (1)判断反应产物 判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。 (2)写出反应后溶液中存在的平衡 根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。 (3)列出溶液中存在的等式 根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。 (4)比大小 根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。 【微训练二】 1．已知NaHSO3溶液呈酸性、NaHCO3溶液呈碱性。现有浓度均为0.1 mol/L的NaHSO3溶液和NaHCO3溶液，溶液中各粒子的物质的量浓度存在下列关系(R表示S或C)，其中正确的是(　　) A．c(Na＋)>c(HR)>c(H＋)>c(R)>c(OH－) B．c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(R)＋c(OH－) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HR)＋c(R)＋c(OH－) D．两溶液中的c(Na＋)、c(HR)和c(R)分别相等 2．常温下，向20 mL 0.10 mol·L－1的Na2CO3溶液中逐滴加入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　) A．a点溶液中：c(HC)>c(C) B．b点溶液中：c(H＋)－c(OH－)＝c(C)－c(HC) C．c点溶液中：3c(Na＋)＝4c(Cl－) D．d点溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C)＋c(HC)＋c(OH－)＋c(Cl－) 3．H2C2O4为二元弱酸。25 ℃时，向0.100 mol·L－1Na2C2O4溶液中缓缓通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是(　　) A．0.100 mol·L－1Na2C2O4溶液中：c(C2)＞c(HC2)＞c(OH－)＞c(H＋) B．pH＝7的溶液中：c(Cl－)＝c(HC2)＋c(H2C2O4) C．c(Cl－)＝0.100 mol·L－1溶液中：c(OH－)－c(H＋)＝c(H2C2O4)－c(C2) D．c(HC2)＝c(C2)的酸性溶液中：c(Cl－)＋c(HC2)＜0.100 mol·L－1＋c(H2C2O4) 4．NH4Al(SO4)2、NH4HSO4在医药、电子工业中用途广泛。请回答下列问题： (1)常温时，0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液的pH＝3。 ①该溶液中Kw＝________，由水电离出的c(H＋)＝________ mol·L－1。 ②该溶液中，c(N)＋c(NH3·H2O)________(填“>”“＝”或“<”)c(Al3＋)＋c[Al(OH)3]；2c(S)－c(N)－3c(Al3＋)＝________ mol·L－1。 (2)80 ℃时，0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液的pH小于3，分析导致pH随温度变化的原因： ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)常温时，向100 mL 0.1 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，得到溶液的pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。 ①向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，发生反应的离子方程式为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②图中a、b、c、d点中水的电离程度最小的是________。 ③NH4HSO4溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是________________________。 微专题三　计算溶液中由水电离出的H＋或OH－浓度的方法(以25 ℃为例) 1．中性溶液 c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol/L。 2．溶质为酸(或强酸的酸式盐)的溶液 此时溶液中的H＋来自于酸(或强酸的酸式盐)的电离与水的电离，OH－只来自于水的电离。先求出由水电离出的c(OH－)，根据由水电离出的H＋与OH－的浓度相等，可得出由水电离出的c(H＋)。 如计算pH＝2的盐酸中由水电离出的H＋的浓度的方法：先求出溶液中c(OH－)＝10－12 mol/L，由于溶液中的OH－全部来自于水的电离，故由水电离出的H＋的浓度等于由水电离出的OH－的浓度，为10－12 mol/L。 3．溶质为碱的溶液 此时溶液中的OH－来自于碱的电离与水的电离，H＋只来自于水的电离。先求出由水电离出的c(H＋)，根据由水电离出的OH－与H＋的浓度相等，可得出由水电离出的c(OH－)。 4．水解呈酸性或碱性的盐溶液 此时溶液中H＋和OH－均由水电离产生。pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol/L，溶液中的c(OH－)＝10－12 mol/L是因为部分OH－与N结合了；同理，pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol/L。 【微训练三】 1．25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液、②0.05 mol/L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 2．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1，该溶液可能是________。 ①二氧化硫的水溶液　②氯化钠水溶液　③硝酸钠水溶液　④氢氧化钠水溶液　⑤FeCl3溶液　⑥硝酸钠溶液　⑦pH＝13的溶液　⑧pH＝1的溶液 3．常温下，在pH＝11的某溶液中，由水电离出的c(OH－)可能为(　　) ①1.0×10－7 mol·L－1　②1.0×10－6 mol·L－1 ③1.0×10－3 mol·L－1　④1.0×10－11 mol·L－1 A．③ B．④ C．①③ D．③④ 4．已知室温时，0.1 mol·L－1的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题： (1)该溶液的pH＝________。 (2)HA的电离平衡常数K＝________。 (3)升高温度时，K将________(填“增大”“减小”或“不变”)，pH将________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (4)由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的________倍。 状元随笔　(1)25 ℃时，某溶液中由水电离出的c水(H＋)＝10－13 mol/L，说明水的电离受到了抑制，则该溶液的pH为1或13，溶质为酸(或强酸的酸式盐)或碱。 (2)25 ℃时，某溶液中由水电离出的c水(H＋)＝10－5 mol/L，说明水的电离得到了促进，则该溶液的pH为5或9，溶质为强酸弱碱盐、强碱弱酸盐或弱酸弱碱盐。 微专题四　离子共存 1．“无色透明”条件型 若题目限定溶液“无色”，则溶液中不含有色离子，即不含Fe2＋(浅绿色)、Fe3＋(棕黄色)、Cu2＋(蓝色)、Mn (紫色)等离子。若限定溶液“透明”，则是指溶液不形成浑浊或沉淀，注意透明与溶液有无颜色无关。 2．“酸性”条件型 常见的叙述：酸性溶液、pH＝1或常温下pH<7的溶液、能使紫色石蕊溶液呈红色的溶液、能使甲基橙呈红色的溶液、加入镁粉(或其他活泼金属)能放出H2的溶液、常温下c(OH－)<1×10－7 mol·L－1的溶液等。若题目中限定溶液“呈酸性”，则溶液中有较多H＋存在，其中不能存在大量OH－、弱酸根离子(如C、S、S2－、F－、ClO－、CH3COO－、P、Al、Si等)以及弱酸的酸式酸根离子(如HC、HS、HS－、HP、H2P等)。 3．“碱性”条件型 常见的叙述：碱性溶液、常温下pH＝14或pH >7的溶液、能使红色石蕊试纸变蓝的溶液、能使酚酞呈红色的溶液、加入铝粉反应后生成Al的溶液、常温下c(H＋) <1×10－7 mol·L－1的溶液、既能溶解Al(OH)3又能溶解H2SiO3的溶液等。若题目中限定溶液“呈碱性”，则溶液中有较多OH－存在，不能大量存在H＋、弱碱阳离子(如N、Mg2＋、Ag＋、Al3＋、Zn2＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等)以及弱酸的酸式酸根离子。 4．“酸性或碱性”条件型 常见的叙述：能与Al反应放出H2的溶液、常温下由水电离的c(H＋)或c(OH－)小于1×10－7 mol·L－1的溶液等。若题目中出现这样的条件，则溶液中可能有大量H＋存在，也可能有大量OH－存在，分析时要注意题目要求的是“一定能大量共存”(要满足与H＋和OH－都不会反应)还是“可能大量共存”(只要满足与H＋和OH－中的一种不会反应即可)。 5．“氧化还原反应”条件型 若题目中出现“因发生氧化还原反应而不能大量共存”这样的条件时，要考虑各离子组中是否存在强氧化性离子和强还原性离子。如Fe3＋与S2－、S、HS、I－；S2－与S (H＋)；Mn (H＋)与Cl－；N (H＋)与Fe2＋、S2－、HS－、S、HS、I－等不能大量共存。 6．“相互促进的水解反应”条件型 若题目中出现“因发生相互促进的水解反应而不能大量共存”这样的条件时，要考虑各离子组中是否存在会发生相互促进的水解反应的阴、阳离子。如Fe3＋与HC、Al；Al3＋与C、HC、S2－、HS－、Al等会因发生相互促进的水解反应而不能大量共存。 【微训练四】 1．25 ℃时，在下列给定条件的溶液中，一定能大量共存的离子组是(　　) A．pH＝7的溶液中：Fe3＋、N、S、Na＋ B．c(Fe3＋)＝0.1 mol·L－1的溶液中：K＋、ClO－、S、SCN－ C．＝1012的溶液中：N、Al3＋、N、Cl－ D．由水电离出的c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液中：Ca2＋、K＋、Cl－、HC 2．下列各离子组在指定的溶液中一定能大量共存的是(　　) ①常温在c(H＋)/c(OH－)＝10－10溶液中：K＋、Na＋、CH3COO－、S　②常温pH＝11的溶液中：C、Na＋、[Al(OH)4]－、N　③水电离出的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液中：Cl－、N、Na＋、S2　④使甲基橙变红色的溶液中：N、N、Na＋、S A．①②③ B．①②④ C．②③④ D．①③④ 微专题五　溶液中三大平衡的分析与比较 【微训练五】 1．Ka、Kw、Ksp分别表示酸的电离常数、水的离子积常数、溶度积常数，下列判断正确的是(　　) A．室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加入水稀释后，溶液中不变 B．室温下，Ka(HCN)CH3COOH，则曲线Ⅰ代表CH3COOH溶液，曲线Ⅱ代表HNO2溶液，A项错误；当稀释相同倍数时，b点溶液中c（H＋）大于c点，对水的电离的抑制作用：b点>c点，所以水的电离程度：b点c（HNO2），同体积的两种酸溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n（Na＋）不同，D项错误。 答案：C 3．答案：（1）a>1　因醋酸是弱酸，不能完全电离 （2）盐酸的pH＝5，醋酸的3c（HS）>c（H＋）>c（S）>c（OH－），NaHCO3溶液呈碱性说明HC的水解程度大于其电离程度，溶液中离子浓度大小顺序为c（Na＋）>c（HC）>c（OH－）>c（C）>c（H＋），A项错误；两溶液中由电荷守恒可得c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HR）＋2c（R）＋c（OH－），由物料守恒可得c（Na＋） ＝c（HR）＋c（R）＋c（H2RO3），两式整理得c（H＋）＋c（H2RO3）＝c（R）＋c（OH－），B项正确，C项错误；两溶液中c（Na＋）相等，但因两溶液中HR的电离和水解程度不同，故c（HR）、c（R）不相等，D项错误。 答案：B 2．解析：a点溶液为加入10 mL盐酸，反应恰好生成起始时等量的NaHCO3和Na2CO3，溶液呈碱性，C的水解程度更大，所以c（HC）>c（C），故A正确；b点溶液为加入20 mL盐酸，反应恰好生成NaHCO3，溶液呈碱性，根据质子守恒：c（H＋）＋c（H2CO3）＝c（OH－）＋c（C）所以有c（H＋）－c（OH－）＝c（C）－c（H2CO3），故B错误；c点溶液为加入30 mL盐酸，Na＋和Cl－不水解，则c（Na＋）＝ eq \f(0.1×20×2,30＋20) ＝ eq \f(4,50)  mol/L，c（Cl－）＝ eq \f(0.1×30,30＋20) ＝ eq \f(3,50)  mol/L，所以3c（Na＋）＝4c（Cl－），故C正确；d点溶液为加入40 mL盐酸，反应恰好生成H2CO3，根据电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（C）＋c（HC）＋c（OH－）＋c（Cl－）故D正确，故选B。 答案：B 3．解析：Na2C2O4在水溶液中分步水解，且以第一步水解为主：C2＋H2O⇌HC2＋OH－，HC2＋H2O⇌H2C2O4＋OH－，水的电离也产生OH－，故c（OH－）＞c（HC2），A错误；pH＝7时溶液呈中性，c（H＋）＝c（OH－），存在电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（C2）＋c（HC2）＋c（Cl－）＋c（OH－），存在元素质量守恒：c（Na＋）＝2[c（C2）＋c（HC2）＋c（H2C2O4）]，可得c（Cl－）＝c（HC2）＋2c（H2C2O4），B错误；当c（Cl－）＝0.100 mol·L－1＝c（Na＋）＝c（C2）＋c（HC2）＋c（H2C2O4），由电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（C2）＋c（HC2）＋c（Cl－）＋c（OH－），联立两式可得，c（OH－）－c（H＋）＝c（H2C2O4）－c（C2），C正确；溶液呈酸性：c（H＋）＞c（OH－），根据电荷守恒和元素质量守恒可得，2c（C2）＋c（HC2）＋c（Cl－）＞c（Na＋）＝2[c（C2）＋c（HC2）＋c（H2C2O4）]，c（Cl－）＋c（HC2）＞2c（HC2）＋2c（H2C2O4），又因为c（C2）＋c（HC2）＋c（H2C2O4）＝c（Na＋）＝0.100 mol·L－1，c（HC2）＝c（C2），则2c（HC2）＋2c（H2C2O4）＝c（C2）＋c（HC2）＋c（H2C2O4）＋c（H2C2O4）＝0.100 mol·L－1＋c（H2C2O4），c（Cl－）＋c（HC2）＞0.100 mol·L－1＋c（H2C2O4），D错误。 答案：C 4．解析：（1）①水的离子积常数与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故常温时，水的离子积常数Kw＝1×10－14。NH4Al（SO4）2溶液的pH＝3，该溶液中H＋全部来自水的电离，故由水电离出的c（H＋）＝1×10－3 mol·L－1。②NH4Al（SO4）2溶液中，N、Al3＋均发生水解，由元素质量守恒可知c（N）＋c（NH3·H2O）＝c（Al3＋）＋c[Al（OH）3]；由电荷守恒可知2c（S）＋c（OH－）＝c（N）＋3c（Al3＋）＋c（H＋），则有2c（S）－c（N）－3c（Al3＋）＝c（H＋）－c（OH－）＝1×10－3 mol·L－1－1×10－11 mol·L－1≈1×10－3 mol·L－1。 （2）NH4Al（SO4）2溶液中存在N、Al3＋的水解平衡，水解反应是吸热反应，温度升高，水解平衡正向移动，溶液中c（H＋）增大，故溶液的pH减小。 解析：（3）①向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，H＋与OH－发生反应，离子方程式为H＋＋OH－===H2O。②NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液，先后发生的离子反应为H＋＋OH－===H2O、N＋OH－===NH3·H2O，a点V（NaOH）＝100 mL，H＋恰好完全中和，此时溶液所含溶质为（NH4）2SO4和Na2SO4，N发生水解反应而促进水的电离；b、c两点溶液所含溶质均为（NH4）2SO4、Na2SO4和NH3·H2O，且c（NH3·H2O）：c点>b点，但NH3·H2O的存在抑制水的电离，则水的电离程度：c点c点>b点，故水的电离程度：a点>b点>c点>d点。③NH4HSO4溶液中，由电荷守恒可得2c（S）＋c（OH－）＝c（H＋）＋c（N），由元素质量守恒可得c（S）＝c（N）＋c（NH3·H2O），则c（S）>c（N），即得c（H＋）>c（S）＋c（OH－），故各离子浓度由大到小的排列顺序为c（H＋）>c（S）>c（N）>c（OH－）。 答案：（1）①1×10－14　1×10－3　②＝　1×10－3 （2）温度升高，N、Al3＋的水解平衡正向移动，溶液中c（H＋）增大 （3）①H＋＋OH－===H2O　②d点　③c（H＋）>c（S）>c（N）>c（OH－） 微训练三 1．解析：①中c溶液（H＋）＝1.0 mol/L，②中c溶液（OH－）＝0.1 mol/L，③中c溶液（OH－）＝1.0×10－4 mol/L，④中c溶液（H＋）＝1.0×10－5 mol/L。由于①②分别是酸、碱溶液，抑制水的电离，③④是盐溶液，促进水的电离，故①中c水（OH－）＝ eq \f(Kw,c溶液（H＋）) ＝1.0×10－14 mol/L，②中c水（H＋）＝1.0×10－13 mol/L，③中c水（OH－）＝c溶液（OH－）＝1.0×10－4 mol/L，④中c水（H＋）＝c溶液（H＋）＝1.0×10－5 mol/L。所以等体积的四种溶液中，发生电离的水的物质的量之比是10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。 答案：A 2．解析：由水电离出的c（H＋）＝1.0×10－13 mol·L－1<10－7 mol/L，说明水的电离受到抑制，可能为酸或碱溶液。故①④⑦⑧合乎题意。 答案：①④⑦⑧ 3．解析：若水的电离被抑制（如溶质为碱），则c（OH－）水＝c（H＋）＝1.0×10－11 mol·L－1。若水的电离被促进（如溶质为水解的盐），则c（OH－）水＝mol·L－1＝1.0×10－3 mol·L－1。 答案：D 4．解析：（1）HA电离出的c（H＋）＝（0.1×0.1%） mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg（1×10－4）＝4。 （2）电离平衡常数：K＝ eq \f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）) ＝ eq \f(1×10－4×1×10－4,0.1) ＝1×10－7。 （3）HA⇌H＋＋A－，升高温度，c（H＋）、c（A－）均增大，则K增大，而pH减小。 （4）c（H＋）HA＝1×10－4 mol·L－1，c（H＋）水＝c（OH－）＝ eq \f(1×10－14,1×10－4)  mol·L－1＝1×10－10 mol·L－1，所以c（H＋）HA∶c（H＋）水＝（1×10－4 mol·L－1）∶（1×10－10 mol·L－1）＝106。 答案：（1）4　（2）1×10－7　（3）增大　减小　（4）106 微训练四 1．解析：pH＝7的溶液中不可能存在大量Fe3＋，因为Fe3＋水解使溶液显酸性，A项错误；Fe3＋与SCN－不能大量共存，B项错误； eq \f(c（H＋）,c（OH－）) ＝1012的溶液中c（H＋）＝0.1 mol·L－1，溶液显酸性，N、Al3＋、N、Cl－均能在酸性溶液中大量共存，C项正确；由水电离出的c（H＋）＝1×10－14 mol·L－1的溶液可能为酸性溶液或碱性溶液，碱性溶液中不能大量存在Ca2＋、HC，酸性溶液中不能大量存在HC，D项错误。 答案：C 2．解析：①常温在c（H＋）/c（OH－）＝10－10溶液中c（H＋）1.56×10－8 mol·L－1，所以Cl－先产生沉淀，故C错误；KHSO3溶液pH＝4.8，故HS电离大于水解，因此c（S）>c（H2SO3），故D正确。 答案：C电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡举例NH3·H2O⇌ N＋OH－N＋H2O⇌ NH3·H2O＋H＋PbI2(s)⇌ Pb2＋(aq)＋2I－(aq)平衡 表达 式Kb＝  eq \f(c（NH eq \o\al(＋,4) ）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) Kh＝  eq \f(c（H＋）·c（NH3·H2O）,c（NH eq \o\al(＋,4) ）) Ksp＝ c(Pb2＋)·c2(I－)影响 平衡 常数 的因 素　内因：弱电解质的相对强弱 外因：温度，温度越高，电离程度越大，平衡常数越大盐的水解程度随温度的升高而增大，Kh随温度的升高而增大内因：难溶电解质在水中的溶解能力 外因：Ksp与温度有关浓度 对平 衡的 影响电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡同化学平衡一样都为动态平衡，平衡的移动符合平衡移动原理(勒夏特列原理)，浓度对平衡常数没影响。 ①加水均能促进三大平衡正向移动；②加入与电解质溶液中相同的微粒，都能使平衡移动；③三大平衡都不受压强的影响