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2020高考化学冲刺核心素养微专题： 6 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用

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核心素养微专题

四大平衡常数(K a、K h、K w、K sp)的综合应用

1.四大平衡常数的比较

常数符号

适用

体系

影响因素表达式

水的离

子积常数

K w

任意水

溶液

温度升高,

K w增大

K w=c(OH-)·c(H+)

电离

常数

酸K a

弱酸

溶液

升温,

K值增大

HA H++A-,电离常数K a=

碱K b

弱碱

溶液

BOH B++OH-,电离常数K b=

盐的水

解常数

K h盐溶液

升温,K h

值增大

A-+H2O

OH-+HA,水解常数K h=

溶度

积常数

K sp

难溶电

解质溶液

升温,大

多数K sp

M m A n的饱和溶液:K sp=

c m(M n+)·

值增大c n(A m-)

2.四大平衡常数的应用

(1)判断平衡移动的方向

Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡

Q c>K逆向沉淀生成

Q c=K不移动饱和溶液

Q c

(2)常数间的关系。

①K h=②K h=

(3)判断离子浓度比值的大小变化。如将NH3·H2O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故

的值增大。

(4)利用四大平衡常数进行有关计算。

【典例】(2019·武汉模拟)(1)用0.1 mol·L-1NaOH溶液分别滴定体积均为

20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。

①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

②V1和V2的关系:V1________V2(填“>”“=”或“<”)。

电池电动势的测定及应用实验报告

电池电动势的测定及其应用

一、实验目的：

1．了解对消法测定电池电动势的原理；

2．掌握电动势测定难溶物溶度积（SP K ）的方法；

3．掌握常用参比电极银一氯化银电极的制备方法。

二、实验原理：

电池由两个半电池组成（半电池包括一个电极和相应的电解质溶液），

当电池放电时，进行氧化反应的是负极，进行还原反应的是正极。电池的电动势就是通过电池的电流趋近于零时两极之间的电位差。它可表示成：

-+-=E E E

式中+E 、-E 分别表示正、负电极的电位。当温度、压力恒定时，电池的电动势E （或电极电位+E 、-E ）的大小取决于电极的性质和溶液中有关离子的活度。电极电位与有关离子活度之间的关系可以由Nernst 方程表示：

B B B a zF

RT E E υ

θ∏-=ln （16-1）式中：z 为电池反应的转移电子数，B υ为参加电极反应的物质B 的化学计量数，产物B υ为正，反应物B υ为负。

本实验涉及的两个电池为：

（1）（一）Ag （s ），AgCl （s ）│KCl （0.0200 mol·L -1）││AgNO 3（0.0100 mol·L -1）│Ag （s ）（+）

（2）（一）Hg （l ），Hg 2Cl 2（s ）│KCl （饱和）││AgNO 3（0.0100 mol·L -1）│Ag （s ）（+）

在上述电池中用到的三个电极是：

（1）银电极：

电极反应：Ag e L mol Ag →+⋅-+)01.0(1

（16-2）

}{}{

++=++Ag a F

RT Ag Ag E Ag Ag E ln //θ 其中： }{)25(00097.07991.0/--=+t Ag Ag E θV

2020届高三化学精准培优专练十九 Ksp的计算 Word版含答案

1．判断能否沉淀

典例1．Li4Ti5O12和LiFePO4都是锂离子电池的电极材料，可利用钛铁矿（主要成分为FeTiO3，还含有少量MgO、SiO2等杂质）来制备，工艺流程如下：

回答下列问题：

（1）若“滤液②”中c(Mg2+)=0.02 mol/L，加入双氧水和磷酸（设溶液体积增加1倍），使Fe3+恰好沉淀完全即溶液中c(Fe3+)=1.0×10-5mol/L，此时是否有Mg3(PO4)2沉淀生成______________（列式计算）。FePO4、Mg3(PO4)2的Ksp分别为1.3×10−22、1.0×10−24。

2．判断能否沉淀完全

典例2．（1）在Ca(NO3)2溶液中加入(NH4)2CO3溶液后过滤，若测得滤液中c(CO2−3)=10−3 mol·L−1，则Ca2+是否沉淀完全?________(填“是”或“否”)。[已知c(Ca2+)≤10−5mol·L−1时可视为沉淀完全，Ksp(CaCO3)=4.96×10-9]

3．计算某一离子浓度

典例3．向50mL 0.018mol·L-1的AgNO3溶液中加入50mL 0.020mol·L−1的盐酸，生成沉淀。已知该温度下AgCl的Ksp＝1.0×10−10，忽略溶液的体积变化，请计算：完全沉淀后，溶液中c(Ag+)＝__________ mol·L−1。

4．沉淀生成和沉淀完全时pH的计算

典例4．已知：Cu(OH)

(s)Cu2+(aq)+2OH－(aq)，K sp＝c(Cu2+)·c2(OH－)＝2×10－20。当溶液中各种离子的浓度幂的乘积大于溶度积时，则产生沉淀，反之固体溶解。

2022届高中化学苏教版选修4知识点复习第三章物质在水溶液中的行为 Word版

第三章物质在水溶液中的行为

(一)水溶液

1、水的电离和水的离子积

水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡

2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。

25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1

水的电离程度： 1.8×10－7%

水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )

理解K W时要留意：

(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。如100℃时，K W ＝10－12。

(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有

如酸性溶液中

{c(H+)酸＋}·＝K W

碱性溶液中：

{c(OH－)碱＋} ·＝K W

(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算

对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W

＝c(H+)c(OH－)求出。应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。

（4）影响水电离平衡的外界因素：

(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）

(完整word版)沉淀溶解平衡讲义

难溶电解质的溶解平衡

考点一溶解平衡和溶度积常数

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____________时,________速率和____________速率相等的状态。2．溶解平衡的建立

固体溶质错误!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．溶解平衡的特点

4．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：

5．溶度积和离子积

以A m B n（s) m A n＋(aq）＋n B m－(aq)为例：

溶度积离子积

概念________的平衡常数溶液中有关离子____幂的乘积

符号K sp Q c

表达式K sp(A m B n)＝______________，式中

的浓度都是平衡浓度

Q c（A m B n)＝______________,式中的浓度是任意浓度

应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解①Q c____K sp：溶液过饱和，有沉淀析出

②Q c____K sp：溶液饱和，处于平衡状态③Q c____K sp：溶液未饱和,无沉淀析出

6.K sp的影响因素

（1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素.

(2)外因

①浓度:加水稀释,平衡向________方向移动，但K sp________________。

②温度：绝大多数难溶盐的溶解是________过程，升高温度，平衡向________方向移动，K sp________。

③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时,平衡向溶解方向移动，但K sp不变。

沉淀溶解平衡Microsoft Word 97 - 2003 文档 (2)

第九节沉淀溶解平衡

问题一：沉淀溶解基本原理

以PbI 2

1、沉淀溶解平衡表达式：K (sp)=[Pb 2+][I -]2

2、溶度积的表达式：注意：1、K sp 只与难溶电解质的温度有关。

2、K sp 反映了难溶电解质在水中的溶解能力强弱。

3、利用Ksp 比较沉淀溶解度时，应沉淀的结构相同；若沉淀的结构不同，则应比较相同离子的浓度大小。

4、大多数物质的溶解度随着温度的升高而增大，其Ksp 也随着温度的升高而增大；少数物质，例如Ca （OH ）2溶解度随着温度的升高而减小，其 Ksp 也随着温度的升高而减小。问题二：沉淀溶解平衡的应用

1、利用溶度积与浓度商的大小判断：

Q c ＞K sp ，平衡向沉淀方向移动；Q c ＝K sp ，沉淀向溶解方向移动；Q c ＜K sp ，沉淀溶解平衡。注意：离子完全沉淀的浓度为小于1.0x10-5。

2、沉淀的转化：

溶解度大的物质的生成溶解度小的物质。即Ksp 小的物质先沉淀。利用此反应可以进行废水AgNO 即K sp （AgCl ）＞K sp （Ag Br ）＞K sp （Ag I ）＞K sp （Ag 2S ）

2019高考化学考点48 沉淀的溶解平衡及其应用Word版含解析

一、沉淀溶解平衡及其影响因素

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的速率相等的状态。

2．沉淀溶解平衡的建立

3．沉淀溶解平衡的特征

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。

（2）外因

①浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp不变。

②温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。

③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。 ④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp 不变。

以AgCl(s)垐?噲?Ag +(aq)+Cl －

(aq) ΔH ＞0为例：

（1）溶度积和离子积以A m B n

(s)

m A n +(aq)+n B m －(aq)为例：

（2）已知溶度积求溶解度以AgCl(s)

Ag +(aq)+Cl −(aq)为例，已知K sp ，则饱和溶液中c (Ag +)=c (Cl −，结合溶液体积即可

求出溶解的AgCl 的质量，利用公式

S 100g

)

((m m 质)剂即可求出溶解度。

（3）已知溶解度求溶度积

已知溶解度S （因为溶液中溶解的电解质很少，所以溶液的密度可视为1 g·

cm −3

），则100 g 水即0.1 L 溶液中溶解的电解质的质量m 为已知，则1 L 溶液中所含离子的物质的量（离子的物质的量浓度）便可求

出，利用公式即可求出K sp 。

2020届高考化学一轮复习化学平衡常数及其应用作业Word版含答案

化学平衡常数及其应用

一．选择题（共15小题）

1．只改变一个影响因素，下列关于平衡常数K的叙述错误的是（）A．K值不变，平衡可能移动B．K值变化，平衡一定移动

C．温度变化，K值一定变化D．平衡移动，K值一定变化

2．其它条件不变，升高温度下列数据不一定增大的是（）

A．可逆反应的化学平衡常数K

B．0.1mol/LCH3COONa溶液的PH

C．水的离子积常数Kw

D．弱电解质的电离程度

3．T2℃时，将1mol X和2mol Y投入2L的密闭容器中，发生反应：X（g）+2Y⇌3Z（g）△H，测得物质X、Y的物质的量随时间变化如表所示，平衡时物质X的体积分数为φ，该反应的平衡常数（K）随温度的变化如图所示，则下列判断正确的是（）

A．前5min用Z表示的平均反应速率为1.2mol/（L•min）

B．T2℃时，对于反应X（g）+Y（g）⇌Z（g）△H′，则2△H′＝△H

C．T2℃时，若以lmol X、2mol Y和1mol Z充入上述容器中，达到平衡时X的体积分数比φ大

D．该反应的正反应是吸热反应，且T1＜T2

4．已知某化学反应的平衡常数表达式为K＝，在不同的温度下该反应的

平衡常数值分别为：

下列有关叙述不正确的是（）

A．该反应的化学方程式是：CO （g）+H2O （g）⇌CO2（g）+H2（g）

B．上述反应的正反应是放热反应

C．如果在一定体积的密闭容器中加入CO2和H2各1 mol，5 min后温度升高到830℃，此时测得CO2为0.4 mol时，该反应为平衡状态

D．某温度下，如果平衡浓度符合下列关系式：＝，判断此时的温度是1000℃

(完整word版)高二化学期末复习人教版选修四重难点专题突破：第三章水溶液中的离子平衡Word版汇总

《水溶液中的离子平衡》重难点专题突破

学习目标定位］1•正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。 2•掌握溶液酸碱性规律与 pH 的计

算。3.掌握盐类水解的规律及其应用。 4•会比较溶液中粒子浓度的大小。

5•会分析沉淀溶解平衡及其

应用。

弱电解质的电离平衡与电离常数

1•弱电解质的电离平衡

电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是

(1) 浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 (2) 温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。 (3) 同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了 CH 3C00「的浓度，平衡左移，电离程度

减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。 (4)

能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或 NaOH 溶液，平衡

右移，电离程度增大。

2•电离常数(电离平衡常数)

它们的关系是 K i ? K 2? K 3,因此多元弱酸的强弱主要由 K i 的大小决定。【例1】下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数

(25 C )。

酸电离方程式

电离平衡常数K

CH 3COOH

CH 3COO 「+ H +

1.76 10

— 5

H 2CO 3

H +

+ HCO 3

K 1 = 4.31 10 7 H 2CO 3

— + _ —

HCO 3

H + CO 2 K 2 = 5.61 10 11

H 3PO 4

H +

+ H 2PO 4 K 1 = 7.52 10 —

H 3PO 4

(完整word版)水污染控制工程考试计算题

1、某曝气池污泥沉降比SV=30%，混合液悬浮固体浓度为X=3000mg/L，求SVI

100

2、某曝气池中活性污泥浓度为3000mg/L，二沉池的排泥浓度为8000mg/L。求回流比、SVI？

解：X=3000mg/L Xr=8000mg/L 由回流比定义及物料平衡可得：

（1+R）Q*X=RQXr. →R=0.6

SVI=1/Xr=1000/8=125ml/g

3、某工业废水中含[F-]400mg/L,采用石灰沉淀法去除，要求出水中[F-]浓度小于10mg/L,试计算石灰的投加量。（Ksp[CaF2]= 3.95×10-11，原子量：F：19，Ca：40）解：出水中：【F】=10mg/L=0.53mmol/L=5.3*10-4 mol/L

由沉淀理论可知出水中：【Ca2+】=Ksp[CaF2]/[F-]2=1.4*10-4mol/L=0.14mmol/L

去除[F-]所需石灰的量由化学反应式可得：

38X=390*74 得：X=759mg/L

所以，总石灰投加量由为：759+0.14*74=770mg/L

4、污泥含水率从99％降至95％，求污泥体积的变化

解：设原污泥体积为V,浓缩后污泥体积为Vx

则有（1-99%）V=（1-95%）Vx 解得：Vx=1/5V

即污泥体积减为原污泥体积的1/5

5、已知某居民区污水量Q=4000m3/d，经预处理后污水BOD5浓度200mg/L。拟采用活性污泥法处理，曝气池污泥浓度MLSS=2500mg/L，要求出水BOD5浓度Se≤20mg/L，试计算曝气池容积（Ls=0.4kgBOD5/KgMLSS·d）。

2020届高考二轮复习水溶液中的离子平衡专题：第2节+电离平衡常数+Word版含答案

2020届高考二轮复习水溶液中的离子平衡专题：第2节电离平

衡常数

1、下列说法错误的是( )

A.一定温度下,弱酸的电离常数越大,酸性越强

B.醋酸的电离常数K a和醋酸钠的水解常数K h之间的关系为:K a·K h=K w

C.平衡常数只受温度影响,与反应物或生成物的浓度无关

D.合成氨的反应,正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同

2、下列说法错误的是( )

A.一定温度下,弱酸的电离常数越大,酸性越强

B.醋酸的电离常数K a和醋酸钠的水解常数K h之间的关系为:K a·K h=K w

C.平衡常数只受温度影响,与反应物或生成物的浓度无关

D.合成氨的反应,正反应的平衡常数和逆反应的平衡常数相同

3、化学上常用AG表示溶液中的lg

c(H)

c(OH)

。25℃时，用0.100mol•L-1的NaOH溶液滴定

20.00mL 0.100mol•L-1的HNO2溶液，AG与所加NaOH溶液的体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是( )

A．D点溶液的pH=11.25

B．C点之前溶液显碱性，C点之后溶液显酸性

C．C点时，加入NaOH溶液的体积为20mL

D．25℃时，HNO2的电离常数K a=1.0×10-5.5

4、NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾（邻苯二甲酸H2A的K a1=1.1×10−3，K a2=3.9×10−6）溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是( )

A．混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关

B．Na+与A2−的导电能力之和大于HA−的

C．b点的混合溶液pH=7

届高三化学一轮复习溶度积常数(Ksp)及其应用演示教学

6、【18 年广东省惠州市三调 27 题节选】
（6）已知 25℃时，Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38，则该温度下反应 Fe3＋＋3H2O
数为
。
Fe(OH)3＋3H＋的平衡常
7、【18 年广东省深圳市一模 28 题节选】 (3)NH3 能够形成 Ag(NH3)2+。 ①溶液中存在 Ag+ (aq)+2NH3 (aq) Ag( NH3)2+(aq )时，其平衡常数的表达式为 K 总=_______。
若滤液中 c(Mg2+) =0.02 mol·L－1，加入 MnF2(s),使 Ca2+恰好沉淀完全即溶液中 c(Ca2+) =1.0×10－5mol·L－1，此时是否有 MgF2 沉淀生成?_________(列式计算)。
10、【18 年河南省郑州市一模 28 题节选】 (4)已知 25 ℃，Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，Ksp[Fe(OH)3]＝2.6×10－39。在 25 ℃下，向浓度
mMn＋(aq)＋nNm－(aq)，Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Nm－)。
反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
(4)影响因素：
在一定的温度下，它是一个常数，只受
影响，不受溶液中物质浓度的影响。
2．溶度积规则
(1)离子积(Qc)：
难溶电解质溶液中离子浓度幂的乘积，如 Mg(OH)2 溶液中 Qc＝

分析化学教材(系列一)Word版

分析化学教材（系列一）

第一章绪论

第二章误差和分析数据处理第三章滴定分析法概论第四章酸碱滴定法第五章配位滴定法第六章氧化还原滴定法第七章沉淀滴定法和重量分析法第八章电位法和永停滴定法第九章光谱分析法概论第十章紫外可见分光光度法第十一章荧光分析法第十二章红外吸收光谱法第十三章原子吸收分光光度法

第十四章

核磁共振波谱法

第十五章质谱法第十六章色谱分析法概论第十七章气相色谱法第十八章高效液相色谱法第十九章平面色谱法第二十章毛细管电泳法第二十一章色谱联用分析法附录一元素的相对原子质量（2005）附录二常用化合物的相对分子质量附录三中华人民共和国法定计量单位附录四国际制（SI ）单位与cgs 单位换算及常用物理化学常数

附录五常用酸、碱在水中的离解常数

（25℃）

附录六配位滴定有关常数

附录七常用电极电位

附录八难溶化合物的溶度积常数（25℃，

I=0）

附录九标准缓冲溶液的pH（0—95℃）

附录十主要基团的红外特征吸收峰

附录十一质子化学位移表

附录十二质谱中常见的中性碎片与碎片

离子

附录十三气相色谱法用表

参考文献

英文索引

中文索引

第三版前言

第二版前言

第一版前言

第1章绪论

第2章误差和分析数据处理

第3章重量分析法

第4章滴定分析法概论

第5章酸碱滴定法

第6章络合滴定法

第7章沉淀滴定法

第8章氧化还原滴定法

第9章取样与样品预处理方法

附录

附录Ⅰ中华人民共和国法定计量单位

附录Ⅱ分析化学中常用的物理化学常数及物理

量

附录Ⅲ国际相对原子质量表

(完整word版)选修四离子浓度大小比较与Ksp(word文档良心出品)

电解质溶液中离子浓度大小的比较及难溶电解质的Ksp

一、思维基点

1、溶液的均一性：溶液中离子的浓度与溶质浓度和溶质的电离相关，与溶液的体积无关。

2、强弱电解质的概念和盐类水解的实质、酸碱性强弱。

3、电离平衡常数及水解平衡常数的数值范围：K＜＜1；弱电解质溶液：未电离量＞＞已电离量；盐类水解：未水解量＞＞已水解量

4、溶液酸碱性实质：c(H+)与c(OH-)的相对大小。

5、影响平衡的因素及平衡移动的规律。

6、多平衡因素中平衡程度的比较：一般规律——盐类水解能力小于对应的弱电解质的电离能力；弱酸的酸式根的水解能力强于其电离能力（HSO3- 、H2PO4-例外）

7、三个守恒

（1）在电解质溶液中，由于溶液呈电中性，各种阳离子所带正电荷数的总和等于各种阴离子所带负电荷数的总和。

该原则适用于溶液中所有阴、阳离子间浓度大小的比较的题型。

（2物料守恒

即溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。

也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

（3）质子守恒：∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数= ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数。可由电荷守恒与物料守恒推导出。

例(1)：Na2CO3溶液基准物：H2O CO32-

得质子产物：H3O+（相差1个质子）即H HCO3-（相差1个质子）

H2CO3（相差2个质子）

失质子产物：OH- (相差1个质子)

质子守恒关系式为：c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3) = c(OH-)

Na2CO3溶液中三个守恒关系式

电荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)

化学计算公式精编WORD版

化学计算公式精编

W O R D版

IBM system office room 【A0816H-A0912AAAHH-GX8Q8-GNTHHJ8】

物质的量计算公式n=

N A

物质的量浓度公式n=

气体摩尔体积公式n=

阿伏伽德罗推论

物质的量浓度公式c=

溶液稀释定律C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）

质量守恒定律m

1ω

物质的量浓度与质量分数的关系公式c＝n/V=1000ρω/M

焓变与焓的关系，焓变与键能的关系

△ H=生成物的焓-反应物的焓

△ H=反应物键能的总和－生成物键能的总和

化学反应速率公式v=Δc/Δt

转化率公式转化率α＝＝

100⨯指定反应物的起始量消耗量指定反应物达平衡时的％化学平衡常数公式n

m q p B c A c D c C c K )]([)]([)]([)]([⋅⋅= 酸、碱电离平衡常数公式

CH 33COO － + H ＋ NH 3·H 24＋ + OH －

水的离子积常数公式K w = c （H +）·c （OH —）

pH 值计算公式pH =-lg{c （H +）}

Ksp 常数计算公式K SP= [c(A n+)]m ?[c(B m-)]n

(word完整版)【人教版】高中化学选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡,推荐文档

第三章、水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、强弱电解质

（1）电解质和非电解质

电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。

注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。

②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、

酸、碱和盐；于非电解质的

有：非金属的氧化物。

（2）强电解质和弱电解质

①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）

②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。

注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。

（3 ）强电解质、弱电解质及非电解的判断

2、弱电解质的电离

（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）

弱电鮪质分子电

离成离子的速率

两种1率对1等”处于£也离平孤M犬;态

了-结合成必i电

解哼分子的速率_

吋侖

弱电解质电离平衡状态建立示意图

(2 )电离平衡的特点

弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。

①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。

②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等

③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。

④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里

既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。

⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。

(3 )电离常数