电解质溶液中的平衡
电解质溶液和离子平衡
溶液中H+和OH-浓 度可以表示溶液 的酸碱性，但直 接使用不方便!
?????
可见，pH越小，溶液的 酸性越强；pH越大，溶 液的碱性越强。PH范围
为：0─14
例题: 计算0.05 mol•L-1盐酸溶液的pH和pOH值
分析
盐酸0为.0强5酸mHo，Cl在l•L溶→-1液中H+全+部C离l解― ：
3.2.1．溶液的的酸碱性和pH
为了方便起见，用pH或pOH表示:
pH = -lgc(H+)
生活中常见水溶液的pH值
pOH = -lgc(OH―)
常温下:c(H+) • c(OH―) = KwӨ = 10-14 溶液的的酸碱性与pH的关系为：
pH + pOH = pKwӨ = 14
酸性溶液 c( H + ) > 10 -7 pH < 7 中性溶液 c( H + ) = 10 -7 pH = 7 碱性溶液 c( H + ) < 10 -7 pH > 7
c( H+ ) • c(OH―) = KӨ • c(H2O) = KwӨ
Kw KwӨ称为水的离子积,25℃时，纯水中c(H+)= c(OH―)=10-7mol•L-因此: Ө =10-14
(1)KwӨ与浓度无关,随温度的升高而增大，但常温下忽略温度的影响， 即:常温下KwӨ=10-14
(2) KwӨ不仅适用于纯水，对于电解质的稀溶液同样适用
例如: 氢硫酸是二元弱酸离解.
两步离解:
第一步离解:
H2S = H+ + HS―
Ka1Ө(H2S) = c(H+)•c(HS―)/c(H2S) = 1.32×10-7
强电解质溶液中存在电离平衡
强电解质溶液中存在电离平衡安徽皖智学校胡征善强电解质溶液中一定操作电离平衡，这句话有两层意思：一是强电解质本身存在电离平衡；二是任何强电解质溶液中都存在水的电离平衡。
强电解质本身在溶液中也存在电离平衡：（1）弱酸的酸式盐如NaHA第一步电离完全电离——强电解质NaHA== Na++ HA—第二步电离可逆电离——电离平衡HA—H++ A2—（2）严格地说，硫酸的第二步电离是可逆电离第一步电离完全电离——强酸H2SO4== H++ HSO4—第二步电离可逆电离——电离平衡HSO4—H+ + SO42—K2(HSO4—) =1.2×10—2因此0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中c(H+)不是0.2000 mol/L和0.1000 mol/L.那么0.1000 mol/L的H2SO4和NaHSO4溶液中各成分的浓度究竟是多少？（a）0.1000mol/LH2SO4溶液H2SO4== H++ HSO4—HSO4—H+ + SO42—0.1mol/L—x0.1mol/L+x xK2(HSO4—)= (0.1mol/L+x) x /[0.1 mol/L—x]=1.2×10—2x=0.0098 mol/L所以，0.1000mol/L的H2SO4溶液中c(SO42—)=0.0098 mol/L，c(H+)=0.1098 mol/L，c(HSO4—)=0.0902 mol/L （b）0.1mol/LNaHSO4溶液K2(HSO4—)=c2(H+)/[0.1 mol/L—c(H+)]=1.2×10—2解得：c(H+)=0.0292mol/L所以，0.1000mol/L的NaHSO4溶液c(Na+)=0.1000 mol/L，c(SO42—)=c(H+)=0.0292 mol/L，c(HSO4—)=0.0708 mol/L HSO4—的电离度：α(HSO4—)=29.2%在0.1000mol/LNaHSO4溶液中c(H+):c(HSO4—)=40:97，因此溶液中SO42—与c(H+)仍认为可大量共存。
电解质溶液中电离平衡的研究
电解质溶液中电离平衡的研究电解质溶液是一种重要的化学体系，我们在日常生活中常常与它接触，比如凉茶、果汁等饮品，甚至是身体内的血液，都属于电解质溶液。
电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究方向，它对于科学研究和实际应用具有重要意义。
电解质溶液中的电离平衡是指溶液中电离的离子与未电离的分子或离子之间的反应达到了动态平衡。
在电解质溶液中，随着温度、浓度等条件的变化，离子之间的平衡会发生变化，进而影响到溶液的性质和行为。
电解质溶液中的电离平衡有着广泛的应用。
例如，它对于电化学研究和电化学反应机理的研究具有重要意义。
电解质溶液中的离子浓度和电离度变化，直接导致了电化学反应机理的不同，通过对电离平衡的研究，可以深入了解电化学反应的本质。
此外，电解质溶液的电离平衡还与溶液的物化性质、生物学特性以及分析化学等领域密切相关。
例如，电解质溶液中的离子作为药物的有效成分，对于疾病治疗和生物医学研究有着极其重要的作用。
在电离平衡的研究中，一些重要的概念和理论工具得到了广泛应用。
其中最为重要的概念之一是电离常数，即反应中离子和未离子之间的浓度比值。
电离常数是描述电解质溶液中离子平衡的重要参量，也是刻画电解质的电离程度和强弱的重要数量。
除了电离常数之外，其他类似的概念和理论工具也得到了广泛的应用。
例如，电离度、离子关联、配位等概念，以及水合化、溶解度、分配系数等诸多理论工具，都是电解质溶液中电离平衡研究的基础理论和实用工具。
总之，电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究领域，涉及到电化学、物化性质、分析化学、生物学等诸多应用领域，是科研和实践中不可忽略的一部分。
通过对电离平衡的研究，可以深入了解溶液中离子和未离子之间的动态平衡和相互作用，不仅线索我们深化对溶液物性的认识，而且对于应用尤其是新药开发等方面也有着重要的促进作用。
电解质溶液中四大平衡常数的比较及应用
pH＝９．
平衡曲线如 图 １ 所 示,若
A 点表示 ２５ ℃ 时水的电
离达平衡 时 的 离 子 浓 度,
３
３,
９)．
pH 的范围是[
４)
Ka、
Kw、
K h、
Ksp间的综合应用
B 点 表 示 １００ ℃ 时 水 的
电离 达 平 衡 时 的 离 子 浓
度．
在 B点所在曲线对应
的 温 度 下,将 ０
３＋
３
(
K w)
c３(
OH－ )两式相除,消去c３(
OH－ )得 Kh＝
．
Ksp
d)M(
OH)
Ksp、
Kw、
pH 间的关系是
n 悬浊液中,
－
c(
OH ) n
Ksp＝c(Mn＋ )
cn (
OH－ )＝
c(
OH－ )＝
n
cn＋１(
OH－ ) １ K w n＋１
＝ ( －pH ) ．
n
n １０
e)沉淀转化常数 K 与 Ksp的关系,如
５×１０－１７
＝
≈４
７×１０－７ ．
－ ＝
AgCl) １．
c(
Cl ) Ksp(
８×１０－１０
(
２)依 题 意 知 Ks (
５６
８．
０×１０－３８
,
c３(
OH－ ),
Fe３＋ 完全 沉 淀 时 c３ (
OH－ )＝
１０－５
L－１ ,
则c(
OH－ )＝２×１０－１１mo
３Mg(
OH)
s)＋２Fe３＋ (
aq)⇌
化学反应的平衡与电解质溶液
化学反应的平衡与电解质溶液化学反应的平衡是化学反应中物质浓度或分压的动态平衡状态。
了解化学反应平衡对于研究化学反应的方向、速率和产物分布等具有重要意义。
而电解质溶液是指在溶液中存在可导电的离子的溶液。
本文将就化学反应的平衡和电解质溶液进行分析和探讨。
一、化学反应的平衡在化学反应中，当反应物和生成物的物质浓度或分压达到一定的比例时，反应停止，系统处于平衡状态。
平衡状态下，反应物和生成物的物质浓度或分压保持不变，但反应仍在继续进行，呈动态平衡。
1. 平衡常数平衡常数(Kc)是用来描述化学反应平衡状态的一个指标。
对于化学反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数定义为：Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b，方括号表示物质浓度。
平衡常数的大小与反应物和生成物的物质浓度之间的关系密切相关，可以用来预测反应的方向。
2. 平衡与配平化学方程式表示了化学反应的物质组成和反应过程。
为了使化学方程式配平，需要调整反应物和生成物的系数。
配平的目的是在化学反应中满足质量守恒和电荷守恒的原则。
3. 平衡移动的影响因素化学反应的平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、压力和浓度等。
根据Le Chatelier原理，当外界条件发生变化时，系统会试图抵消这种变化并重新建立平衡。
二、电解质溶液电解质溶液是指溶液中存在可导电的离子的溶液。
其中，离子是由电解质物质在溶液中解离而产生的。
电解质溶液分为强电解质和弱电解质。
1. 强电解质溶液强电解质溶液中的离子解离度高，可以完全离解成离子。
典型的强电解质溶液包括盐类溶液和酸碱溶液。
在强电解质溶液中，离子与溶剂分子之间存在着强烈的电荷作用力，可以导电。
2. 弱电解质溶液弱电解质溶液中的离子解离度低，只有一部分离解成离子。
弱电解质溶液可以通过酸碱反应或水解反应产生少量的离子。
在弱电解质溶液中，离子与溶剂分子之间的电荷作用力较弱，无法导电。
3. 电解质与脱离子水电解质在溶液中溶解时会与水分子发生相互作用，形成化学物质和离子合物。
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【弱电解质在水溶液中得电离平衡】【电离平衡概念】一定条件(温度、浓度)下,分子电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等,溶液中各分子与离子得浓度都保持不变得状态叫电离平衡状态(属于化学平衡).任何弱电解质在水溶液中都存在电离平衡,达到平衡时,弱电解质具有该条件下得最大电离程度.【电离平衡得特征】①逆:弱电解质得电离过程就是可逆得,存在电离平衡.②等:弱电解质电离成离子得速率与离子结合成分子得速率相等.③动:弱电解质电离成离子与离子结合成分子得速率相等,不等于零,就是动态平衡.④定:弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液里离子得浓度、分子得浓度都不再改变.⑤变:外界条件改变时,平衡被破坏,电离平衡发生移动.【电离方程式得书写】(1)强电解质用“=”,弱电解质用“⇌”(2)多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位.H2CO3≒H++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-,以第一步电离为主.NH3•H2O≒NH4++OH- Fe(OH)3≒Fe3++3OH-(3)弱酸得酸式盐完全电离成阳离子与酸根阴离子,但酸根就是部分电离.NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3-≒H++CO32-(4)强酸得酸式盐如NaHSO4完全电离,但在熔融状态与水溶液里得电离就是不相同得.熔融状态时:NaHSO4=Na++HSO4-;溶于水时:NaHSO4=Na++H++SO42-.【例2】室温下,对于pH与体积均相同得醋酸与盐酸两种溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确得就是( )A.加适量得醋酸钠晶体后,两溶液得pH均增大B.温度都升高20℃后,两溶液得pH均不变C.加水稀释两倍后,两溶液得pH均减小D.加足量得锌充分反应后,两溶液中产生得氢气一样多【解析】盐酸就是强酸,醋酸就是弱酸,所以醋酸溶液中存在电离平衡,升高温度能促进弱电解质电离,pH相同得醋酸与盐酸,醋酸得浓度大于盐酸,不同得酸与相同金属反应,生成氢气得速率与溶液中离子浓度成正比.A.向盐酸中加入醋酸钠晶体,醋酸钠与盐酸反应生成醋酸,导致溶液得pH增大,向醋酸中加入醋酸钠,能抑制醋酸电离,导致其溶液得pH增大,故A正确;B.盐酸就是强酸,不存在电离平衡,升高温度不影响盐酸得pH,醋酸就是弱酸,其水溶液中存在电离平衡,升高温度,促进醋酸电离,导致醋酸溶液中氢离子浓度增大,所以醋酸得pH减小,故B 错误;C.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸两种溶液分别加水稀释后,溶液中氢离子浓度都减小,所以pH都增大,故C错误;D.pH相同、体积相同得醋酸与盐酸,醋酸得物质得量大于盐酸,且二者都就是一元酸,所以分别与足量得锌反应,醋酸产生得氢气比盐酸多,故D错误;故选A.题型三:电离平衡常数得含义【例3】部分弱酸得电离平衡常数如表,下列选项错误得就是( )A.2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32-B.2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑C.中与等体积、等pH得HCOOH与HCN消耗NaOH得量前者小于后者D.等体积、等浓度得HCOONa与NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者【解析】弱酸得电离平衡常数越大,其酸性越强,等pH得弱酸溶液,酸性越强得酸其物质得量浓度越小,弱酸根离子水解程度越小,结合强酸能与弱酸盐反应制取弱酸分析解答.根据电离平衡常数知,酸性强弱顺序为:HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-,A.氢氰酸得酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸,所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应,故A 错误;B.甲酸得酸性大于碳酸,所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生,故B正确;C.等pH得HCOOH与HCN溶液,甲酸得物质得量浓度小于氢氰酸,所以中与等体积、等pH得HCOOH 与HCN消耗NaOH得量前者小于后者,故C正确;D.根据电荷守恒,c(HCOO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),即离子总数就是n(Na+ )+n(H+)得2倍,而NaCN得水解程度大,即NaCN溶液中得c(OH-)大,c(H+)小,c(Na+)相同,所以甲酸钠中离子浓度大,故D错误;故选AD.弱电解质得证明方法(以盐酸与醋酸为例):1、通过测定同浓度、同体积得溶液得导电性强弱来鉴别规律1:同物质得量浓度得酸溶液,酸越弱,其溶液得导电能力越弱.2、通过测定同浓度溶液得pH大小来鉴别规律2:同物质得量浓度得酸溶液,酸性越弱,溶液得pH越大.若两种酸溶液得pH相同,酸越弱,溶液得浓度越大.3、通过比较同浓度、同体积得溶液与同一种物质反应得速率快慢来鉴别规律3:等物质得量浓度得酸,酸越弱,其c (H+)越小,反应速率越慢.4、通过测定同浓度得酸所对应得钠盐溶液得pH大小来鉴别规律4:等物质得量浓度下,一元酸得钠盐溶液,其“对应得酸”越弱,溶液得pH越大.5、通过比较体积相同、pH相同得酸溶液同倍数稀释后,溶液得pH变化大小来鉴别规律5:在pH相同时,同体积得酸,酸越弱,抗稀释能力越强,即稀释相同倍数下,pH变化幅度越小.6、通过比较同体积、同pH得溶液分别与同种物质发生完全反应时,消耗得物质得量得多少来鉴别规律6:在pH相同得条件下,同体积得酸,酸越弱,其中与能力越强.7.通过向酸溶液中加入与之相应得钠盐,引起溶液pH变化得大小来鉴别规律7:在等物质得量浓度得酸溶液中,分别加入相应得盐固体(电离出相同得酸根离子),引起pH变化越大,其相酸性越弱.。
电解质溶液的酸碱平衡
电解质溶液的酸碱平衡电解质溶液是指在水中能够离解成离子的化合物。
它的酸碱平衡是指溶液中酸碱同量的化学反应，使得溶液中的酸碱指标保持在一定的范围内，维持着溶液的稳定性。
本文将探讨电解质溶液的酸碱平衡原理、调节方法以及其在生活和工业中的应用。
一、酸碱平衡的原理电解质溶液的酸碱平衡是通过酸碱指标来判断和调节的。
常用的酸碱指标有pH值和酸碱度。
pH值是指在溶液中的氢离子（H+）浓度的负对数，它反映了溶液的酸碱性。
pH值在1到14的范围内，数值越小表示溶液越酸，数值越大表示溶液越碱，数值为7表示溶液中的酸碱平衡。
酸碱度是指溶液中酸性和碱性离子的浓度比值。
电解质溶液的酸碱平衡原理涉及到酸碱中和反应。
当酸性物质和碱性物质以适当的比例混合时，它们会发生中和反应，产生盐和水。
具体反应方程式如下：酸 + 碱→ 盐 + 水在化学方程式中，酸以H+的形式存在，碱以OH-的形式存在。
H+和OH-结合形成水，并使溶液中的酸碱指标保持平衡。
二、电解质溶液酸碱平衡的调节为了维持电解质溶液的酸碱平衡，需要采取一系列调节措施。
以下是常用的调节方法：1. 酸碱滴定法：通过向溶液中加入已知浓度的酸碱溶液，用酸碱滴定进行酸碱中和反应，检测滴定过程中的指示剂的变色点，从而确定溶液的酸碱度。
2. pH调节剂：在工业中，可以使用一些具有酸碱调节功能的化学物质来调节溶液的pH值，以维持溶液的稳定性。
常见的pH调节剂有氨水和碳酸氢钠等。
3. 电解质添加剂：通过向溶液中添加电解质来调节酸碱平衡。
电解质可以提供更多的离子，使得酸碱指标更稳定。
例如，在农业生产中，人们会向土壤中添加石灰来中和酸性土壤。
三、电解质溶液酸碱平衡的应用电解质溶液的酸碱平衡在生活和工业中具有广泛的应用。
以下是一些例子：1. 医学应用：在医学中，pH调节对于维持人体内部环境的稳定性至关重要。
例如，在血液透析过程中，通过调节透析液的酸碱度，可以保持血液中的酸碱平衡。
2. 食品加工：在食品加工和酿造过程中，通过调节酸碱平衡可以控制食品的口感和保鲜效果。
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动
举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。
这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。
1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。
简记为“越热越电离”。
2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。
3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-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：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。
高考化学 电解质溶液中的平衡图像
[图解过程]
电解质溶液中的平衡图像
电解质溶液中的平衡图像
解题过程： ①先弄清图中的横坐标、纵坐标分别表示什么。 ②利用特殊点，如：pH＝7、lgx＝0、交点等。 ③根据特殊点判断离子浓度大小，如：lgccHHX2X－＝0，则 c(HX－)＝c(H2X)。 ④根据 lgccHHX2X－、lgccHXX2－－和 pH 可分别求出 Ka1(H2X)和 Ka2(H2X)。 ⑤KHX 溶液的酸碱性判断，比较 Ka2 和 Kh 相对大小可以判断溶液的酸、碱性。 ⑥数量级确定：10－5.4 数量级为 10－6；105.4 数量级为 105。
HPO24－占优势；而当 pH>12.2 时， PO34－为主要存在形式
电解质溶液中的平衡图像
离子方程式 求 lg K
pH 由 2 到 6 发生反应的离
pH 由 4 到 6 发生反应的离 pH 由 11 到 14 发生反应的
子方程式：
CH3COOH＋OH－ ===CH3COO－＋ H2O
子方程式：HC2O－4 ＋OH－ 离子方程式：HPO24－＋
分布系数
布系数、δ3 为 PO34－分布系数
δn
当 pH<pKa 时，主要存在形式是 CH3COOH；当 pH>pKa 时，主要 存在形式是 CH3COO－。δ0 与 δ1 曲线相交在 δ0＝δ1＝0.5 处，此时
当溶液的 pH＝1.2 时 δ0＝δ1， pH＝4.2 时 δ1＝δ2；当 pH<1.2 时，H2C2O4 占优势；在 1.2<pH<4.2 区间， HC2O－ 4 占
c(R＋)
电解质溶液中的平衡图像
2. “pH－lgc1”离子浓度大小比较 c2
例题 (2018·江西模拟)常温下将 KOH 溶 液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的 pH 与离子浓度变化的关系如右图所示。下列叙述 正确的是( )
电离平衡的概念
电离平衡是指在一定条件下（如温度、溶液浓度等），弱电解质在水溶液中达到的一种相对稳定状态。
在这种状态下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等。
此时，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变，形成一个动态平衡。
电离平衡具有以下特征：
1. 相对性：电离平衡是相对于其他条件下的非平衡状态而言的，当外界条件发生变化时，电离平衡会发生移动，达到新的平衡状态。
2. 暂时性：电离平衡是一种暂时的稳定状态，随着时间的推移，溶液中的离子和分子浓度会发生变化，直至达到新的平衡。
3. 有条件性：电离平衡的实现取决于溶液的温度、浓度等因素，这些条件的变化会影响电离平衡的位置。
4. 动态平衡：电离平衡是一个动态的过程，溶液中的离子和分子在不断地生成和消失，但总体上保持相对稳定。
弱电解质（如部分弱酸、弱碱）在水中溶解时，其分子可以微弱电离成离子。
随着反应的进行，电离速率和结合速率逐渐趋于相等，达到电离平衡。
电离平衡的概念和特征有助于我们理解溶液中离子浓度、pH值等性质的变化，以及如何调控这些性质来满足实际需求。
平衡电位的名词解释
平衡电位的名词解释平衡电位是电化学领域中一个重要的概念，它在我们日常生活中也经常被提及。
在本文中，我们将深入探讨平衡电位的定义、产生机制以及其在现代科技中的应用。
一、平衡电位的概念平衡电位是指在电化学反应达到平衡时，电解质溶液中特定的电极电势。
此时，电解质溶液中的离子在电极表面上的生成和还原速率相等，导致电势差达到稳定状态。
二、平衡电位的产生机制平衡电位的产生是由于电解质溶液中的离子能够在电极表面发生自由的氧化还原反应。
这种反应会引起电极的分离电荷，形成电势差。
在达到平衡状态时，这种电势差将保持不变。
在电解质溶液中，实际电位和平衡电位之间的差异由所谓的“过电位”来衡量。
过电位是由于不可逆反应的存在而引起的。
在实际情况中，电解质溶液中的反应过程往往会受到多种因素的影响，如电流强度、电解质浓度等。
三、平衡电位的应用平衡电位在许多领域中都具有广泛的应用。
以下是一些重要领域的例子：1. 腐蚀控制：在金属材料的腐蚀研究中，平衡电位被用作衡量金属表面对外界环境的稳定性的指标。
通过调整电解质溶液中的平衡电位，可以有效控制金属材料的腐蚀速率。
2. 燃料电池：平衡电位在燃料电池中扮演着重要角色。
在燃料电池反应中，通过调节电解质溶液中的平衡电位，可以促进氧化还原反应的进行，从而提高燃料电池的效率。
3. 电化学分析：平衡电位在电化学分析中也有着广泛应用。
通过测量电解质溶液中的平衡电位，可以对目标物质的浓度进行定量分析。
4. 生物医学研究：平衡电位在生物医学研究中也发挥着重要作用。
例如，在生物传感器中，通过测量生物系统中的平衡电位变化，可以检测到特定的生物分子或环境变化。
总结：通过本文的探讨，我们了解到平衡电位是电化学反应达到平衡状态时，电解质溶液中特定的电极电势。
平衡电位受到多种因素的影响，如电流强度、电解质浓度等。
平衡电位在腐蚀控制、燃料电池、电化学分析以及生物医学研究等领域具有广泛的应用。
在现代科技的发展中，平衡电位的研究和应用将继续为我们带来突破性的进展。
2019年高考化学 电解质溶液中的四大平衡常数
D.2AgI(s)+S (aq)
Ag2S(s)+2I (aq)的平衡常数为 K=
-
Ksp (Ag 2S)
2 Ksp (AgI)
解析:反应 C(s)+H2O(g)
CO(g)+H2(g),反应中碳为固体,所以反应的平 2Cr O 4 +2H 中水为
+
c(CO) c(H 2 ) 2 衡常数 K= ,A 错误;反应 Cr2 O 7 +H2O c(H 2O)
2.四大平衡常数的应用 (1)利用平衡常数判断反应进行的方向 ①Qc<K,反应向正反应方向进行; ②Qc=K,反应处于平衡状态; ③Qc>K,反应向逆反应方向进行。
(2)KW、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系
①一元弱酸一元强碱盐:Kh=KW/Ka; ②一元强酸一元弱碱盐:Kh=KW/Kb;
③多元弱碱一元强酸盐,如氯化铁:Fe +3H2O
说明:(1)化学平衡常数是其他平衡常数的基础,“三段式”是有效解答有关
平衡计算的“万能钥匙”。
(2)除以上四大平衡常数外,还有:水解平衡常数[如 N H 4 +H2O
+ c(NH3 H2O) c(H ) H ,Kh= ] 、配位平衡常数 { 如 Ag +2NH3·H2O c(NH4 ) +
NH3·H2O+ + Ag(NH3 ) 2 2Fe2++
2H2O,K=
c (Ag ) c 2 (NH 3 H 2O)
c Ag ( NH ) 3 2
}、氧化还原平衡常数[如 2Fe3++2I-
c2 (Fe2+ ) c(I2 ) I2,K= 2 3+ ]等。 2 c (Fe ) c (I )
专题四 电解质在水溶液中的平衡
10：1
，
9：2 是 （2）若所得混合液的pH=2，则a∶b= ， +)>c(SO 2-)>c(Na+)>c(OH-) c (H 4 此溶液中各种离子的浓度由大到小排列顺序
电解质在水溶液中的平衡 ——盐类水解平衡
二、盐类水解平衡 1.基本规律
五、水的电离和溶液的pH (1)水的离子积常数
水的电离方程式为 H2O +)c(OH-) c (H 离子积常数K = 温度升高，KW
W
，水的 ,只与温度有关，
H++OH-
增大
(2)溶液的酸碱性与pH
pH= -lgc(H+)，pH越小，酸性 越强 ， pH越大，碱性 越强 。 pH 把小片试纸放在 表面皿 上，用 玻璃棒 蘸取待 测液滴在pH试纸上，试纸变色后，与 标准 对 比色卡 比即可确定溶液的pH
【高考真题解析】
例2.（09山东理综，28）
（4）在25℃下，将a mol· L-1的氨水与0.01
mol· L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中
c(NH4+)=c(Cl-)，则溶液显
中
性（填
“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表
L-1 。 示NH3· H2O的电离常数Kb= 10-9/(a-0.01)mol·
[思考2]如何区别强酸和弱酸？
一.強电解质与弱电解质
离子化合物 化 合 物
(离子键)
活泼金属氧化物 大多数盐类 强碱 强酸 弱酸、弱碱、水、 弱电解质 两性氢氧化物等 其它（多数有机物、 非金属氧化物等)-----非电解质 既不是电解质也不是非电解质 强电解质 电 解 质
电解质溶液中的平衡常数(厦门大学附属科技中学郑敏)
类型 书写可逆过程 离子方程式 化学 平衡
mA(s)+nB(g) pC(g) + q D(g)
K的 表达式
平衡常数 的意义
温度升高 ①Q与K的 K 的变化 关系判据 ：
与反应热效 应有关
[C]p [D]q表示可逆反 K= [B]n 应进行程度
水的 H2O: 电离
H2O: 电离 NH3· 平衡 水解 NH4Cl溶液: 平衡 Mg(OH)2悬浊 沉淀 液: 溶解 平衡
7.6×10－13 。 数值为 ____________
促进水解 的方向移动。 室温下，加水稀释，水解平衡向__________
为什么 怎么用
25 ℃，两种酸的电离平衡常数如下表：
Ka1
H2SO3 H2CO3
Ka2
1.3×10－2 6.3×10－8 4.2×10－7 5.6×10－11
（3）由表中数据推知NaHSO3溶液呈 酸 性，其依据为 （4） NaHSO3溶液中，离子浓度从大到小的顺序为
• 化学平衡 • 电离平衡 • 水解平衡 • 可逆过程 方程式 • Q与K关系
• 利用K分析 平衡移动 结果 • 利用K分析 微粒的数 量变化
• 平衡移动 • K的表达式 影响因素 • 数据处理
• 沉淀溶解平衡
平衡常数考查内容
全国Ⅰ 2011年 全国Ⅱ
Ka与离子浓度问题 ，Ksp的计算，K的影响因素
c（Na+）> c（ HSO3–）> c（ H+）> c（ SO32– ） > c（ OH- ）
由计算可知HSO3-的Ka>Kh ，即电离程度大于水解 程度， c（ H+ ） > c（ OH-） （运用表中数据）。
电解质溶液中不容忽视的两大平衡体系
a
’
( H
’
) +
混 合 液 中存 在
H
’
(H
C0
)+
，
(C0 ；)
a
C
(H Co f ) +
C
(C0 ；
) × 2
，
+
：
{
+ OH
—
NR
— = =兰
H 20
N巩
一
≠
0 H
一
-
FN H
+
4
，
c
(0 H
(N
a
’
) )+
一
在
C
N
H CO
’
。
溶 液 中存 在 电荷 守 恒
C
满 足
的结
删
+ 托 0
R o + H
c
一
)
一
< 7
c
(C 1 )
一
：
c
c
’
=
c
)
。 卜
一
7
江苏
。 ’
盛恒 兵
是高
c
( N H 才) > (N H ~ )> (N H } )>
(C l (C l
一
)~
)
一
c
(O H (O H
c
)> )>
(H
)
> 7
> 7
一
一
c
c
=
c
f
(H (H
’
)
)
： ： 电 解 质 溶 液 是 中 ：化 学 知 识 的 核 心 和 支 柱
电解质溶液中的离子平衡与离子活度的计算
电解质溶液中的离子平衡与离子活度的计算电解质溶液是由可电离的物质（电解质）溶解在溶剂中形成的溶液。
在这种溶液中，电解质分子会在溶剂的作用下分解成离子，并在溶液中自由移动。
在电解质溶液中，离子平衡和离子活度的计算是理解溶液中离子行为的重要方面。
本文将讨论离子平衡的概念以及计算离子活度的方法。
离子平衡是指在电解质溶液中，离子的生成和消失达到动态平衡的过程。
这意味着溶液中离子的生成速率等于离子的消失速率。
离子平衡是基于离子反应速率的原理推导出来的。
对于一个具体的离子反应，可以根据其反应速率常数和离子浓度来确定平衡的位置。
根据离子平衡的原理，可以使用电解质溶液中的离子浓度来计算离子的活度。
离子活度是指溶液中离子的有效浓度，它与实际浓度有所不同。
离子活度考虑了溶液中的电离度，能更准确地描述离子在溶液中的行为。
计算离子活度的方法有多种，其中最常用的是离子活度系数法。
离子活度系数是一个修正因子，它通过考虑电离度和溶液中溶剂和溶质之间的相互作用来修正离子浓度。
离子活度系数可以根据溶剂和溶质的性质以及溶液的温度和压力来确定。
离子活度系数的计算可以使用不同的模型和方程式。
最简单的模型是理想溶液模型，它假设溶液中的离子完全独立，并且离子之间没有相互作用。
在这种情况下，离子活度系数等于1，离子活度等于离子浓度。
然而，在大多数情况下，离子之间会发生相互作用，因此需要使用更复杂的模型。
常用的离子活度系数模型包括德拜-黑克尔模型、范廷-希尔模型和庆饶方程等。
这些模型考虑了离子的电荷、尺寸和溶液中的离子相互作用。
根据特定的模型和方程式，可以计算出离子的活度系数，并进一步确定离子活度。
在实际计算中，离子活度常常与离子平衡常数一起使用。
离子平衡常数是反映离子反应平衡位置的指标，它可以用来确定离子浓度与离子活度之间的关系。
根据离子平衡常数和离子活度，可以计算出电解质溶液中的离子浓度。
总结一下，电解质溶液中的离子平衡和离子活度的计算是理解溶液中离子行为的重要方面。
高中化学知识点归纳与分类突破 专题八 电解质溶液
专题八电解质溶液知识点一电解质溶液中的三大平衡1.三大平衡分析判断三大平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡 示例CH 3COOHCH 3COO -+H +CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH -AgCl (s )Ag +(aq )+Cl -(aq ) 研究对象弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根)盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐)难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等)平衡常数K a =c(CH 3COO -)·c(H +)c(CH 3COOH)K h =c(CH 3COOH)·c(OH -)c(CH 3COO -)K sp (AgCl )=c (Ag +)·c (Cl -)影响因素 升高 温度促进电离，离子浓度增大，K a 增大促进水解，K h 增大K sp 可能增大，也可能减小加水 稀释 促进电离，离子浓度(除OH -外)减小，K a 不变 促进水解，离子浓度(除H +外)减小，K h 不变促进溶解，K sp 不变加入相 应离子 加入CH 3COONa 固体或盐酸，抑制电离，K a 不变加入CH 3COOH 或NaOH ，抑制水解，K h 不变加入AgNO 3溶液或NaCl 溶液，抑制溶解，K sp 不变加入反 应离子加入NaOH ，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，K h 不变加入氨水，促进溶解，K sp不变2.平衡常数(K w 、K h 、K sp )(1)K w 、K sp 曲线(双曲线型)不同温度下水溶液中c (H +)与c (OH -)的变化曲线常温下，CaSO 4在水中的沉淀溶解平衡曲线[K sp =9×10-6](续表)(1)A 、C 、B 三点溶液均为中性，温度依次升高，K w 依次增大 (2)D 点为酸性溶液，E 点为碱性溶液，K w =1×10-14(3)AB 直线的左上方均为碱性溶液，任意一点：c (H +)<c (OH -)(1)a 、c 点在曲线上，a →c 的变化为增大c (S O 42-)，如加入Na 2SO 4固体，但K sp 不变(2)b 点在曲线的上方，Q >K sp ，将会有沉淀生成(3)d 点在曲线的下方，Q <K sp ，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO 4(2)K sp 曲线[直线型(pM-pR 曲线)]pM 为阳离子浓度的负对数，pR 为阴离子浓度的负对数。
电解质溶液中“四大平衡常数”的比较和联系
电解质溶液中“四大平衡常数”的比较和联系电离平衡常数(K a 、K b )水的离子积常数(K w )盐类的水解常数(K h ) 难溶电解质的溶度积常数(K sp )表达式 (1)一元弱酸HA: HA H ++A -K a =c (H +)·c (A -)c (HA );(2)一元弱碱BOH:BOHB ++OH -K b =c (B +)·c (OH -)c (BOH )K w =c (H +)·c (OH -) (1)强碱弱酸盐,如CH 3COONa溶液:CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH -K h =c (CH 3COOH )·c (OH -)c (CH 3COO -)＝K wK a; (2)强酸弱碱盐,如NH 4Cl 溶液:N H 4++H 2ONH 3·H 2O+H +K h =c (NH 3·H 2O )·c (H +)c (NH 4+)＝K wK bM m A n (s)m M n +(aq)+n A m -(aq)K sp (M m A n )=c m(M n +)·c n(A m -)影响 因素 只与温度有关,升高温度,K a 、K b 增大 只与温度有关,升高温度,K w 增大 只与温度有关,K h 随温度的升高而增大 只与难溶电解质的性质和温度有关突破点1 电离常数与水解常数、水的离子积的关系 (1)定量关系a.对于一元弱酸HA,K a 与K h 的关系 HAH ++A -,K a (HA)=c (H +)·c (A -)c (HA );A -+H 2OHA+OH -,K h (A -)=c (OH -)·c (HA )c (A -)。
则K a ·K h =c (H +)·c (OH -)=K w ,故K h =K wK a。
常温时,K a ·K h =K w =1.0× 10-14,K h =1.0×10-14K a。
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专题电解质溶液中的平衡4．（浦东二）下列物质溶于水时会破坏水的电离平衡，且属于电解质的是（）A．氯气B．二氧化碳C．碘化钾D．醋酸钠10．（虹口一）对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是（D）6．（十四校一）室温下，将小苏打投入足量水中，下列过程不会发生的是（）A．溶解B．分解C．离解D．水解14．（十四校一）常温下，某水溶液中水的电离度为1.8×10-12%，该溶液不可能是（）A．烧碱溶液B．碳酸氢钠溶液C．硝酸溶液D．硫酸氢钠溶液3．（卢湾一）已知25℃时，氢氟酸（HF）的电离常数Ki为3.53×10—4，乙酸（CH3COOH）的电离常数Ki为1.75×10—5。
关于该温度下，浓度同为0.10mol／L这两种酸的电离度大小判断正确是（）。
A.氢氟酸的电离度小于乙酸的电离度B.氢氟酸的电离度等于乙酸的电离度C.氢氟酸的电离度大于乙酸的电离度D.无法判断5．（卢湾一）根据有关化学原理，下列判断正确的是（）。
A.60℃时，NaCl溶液的PH <7，则溶液呈酸性B.若盐KX溶于水时溶液温度降低，则KX一定发生了水解C.若弱酸HA的酸性强于弱酸HB，则同浓度钠盐溶液的碱性:NaA<NaBD.250C时，与同浓度的稀硫酸反应，锌粒的速率一定比铁屑快14．（十四校二）甲酸是一种一元有机酸。
下列性质可以证明它是弱电解质的是（）A．甲酸能与水以任意比互溶B．1mol·L-1甲酸溶液的pH值约为2C．10mL 1mol·L-1甲酸恰好与10mL 1mol·L-1NaOH溶液完全反应D．甲酸溶液的导电性比盐酸溶液的弱20．（南汇一）对于0.1 mol/L CH 3COOH溶液存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H+—Q，下列说法正确的是（）A．加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，CH3COOH电离程度变大B．加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起溶液的pH值增大C．升高温度或加水稀释，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大D．加少量烧碱溶液或加少量冰醋酸，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大7．（奉贤一）用水稀释0.1mol·L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）A．[OH- ]/[NH3·H2O] B．[NH3·H2O]／[OH一]C．[H+]和[OH一]的乘积D．OH一的物质的量13．（浦东一）在其他条件不变的情况下，向0.1 mo/L的氨水中通入一定量氨气，下列结论错误的是（）A．c(NH3·H2O)变大B．c(NH4＋) 变大C．pH变大D．电离常数变大19．（卢湾一）―酸碱质子理论‖认为凡是能够给出质子(H+)的分子或离子都是酸，凡是能够接受质子的分子或离子都是碱，物质酸性(碱性)的强弱取决于分子或离子给出(接受)质子能力的大小。
按照―酸碱质子理论‖，下列说法正确的是（）。
A.HCO3－既是酸又是碱，NH3既不是酸又不是碱B.ClO－+H2O HClO+OH－是酸碱反应C.2Na+2H2O→2NaOH+H2↑是酸碱反应D.碱性强弱顺序为：C2H5O－> OH－> C6H5O－19．（青浦一）将0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时都会引起A．CH3COOH电离程度变大B．溶液的pH值增大C．溶液的导电能力减弱D．溶液中C(H+ )减小6．（静安一）对25℃ 100mLNH4Cl溶液，以下关系错误的是（）A．c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O) B．c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)C．水电离出的c(H+)＞10-7mol/L D．加20mL水稀释后，比值c(NH4+)／c(NH3·H2O)将增大11．（十四校二）常温下，有关水溶液的pH说法正确的是（）A．在pH=12的溶液中，水电离出的C（OH-）一定等于10-2mol·L-1B．将pH=2和pH=12的酸碱溶液等体积混合后，溶液的pH一定等于7C．若强酸、强碱中和后pH=7，则中和之前酸、碱的pH之和一定等于14D．含等物质的量的HNO3、Na2CO3、CH3COOH的溶液混合后。
溶液的pH一定大于721．（嘉定一）现有常温下的四份溶液：①0.01mol/LCH3COOH ②0.01mol/LHCl ③pH=12的氨水④pH=12的NaOH溶液下列说法正确的是（）A.①中水电离程度最小，③中水电离程度最大B．将②③混合，若pH=7,则消耗溶液的体积；②﹥③C．将四份溶液稀释相同倍数后，溶液的pH:③﹥④;②﹥①D．将①、④混合，若有c(CH3COO-)﹥c(H+),则混合液一定呈碱性7、（闸北一）在0.10mol/L的氨水中，下列叙述正确的是A. 保持温度不变，往氨水中通入少量氯化氢，促进了氨水的电离，溶液的pH增大B.加水稀释0.10mol/L的氨水，溶液中n(OH－)减小C.保持温度不变，在氨水中加入少量NH4Cl固体，氨水的电离度和电离平衡常数均变小)D. 氨水中的离子浓度关系满足：c(OH－)= c(H＋)＋c(NH＋46．(卢湾二)室温下对pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（）A．中和两者，需要pH相等的相同体积的NaOH溶液B．稀释两者相同倍数时，pH仍然相等C．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多21．（普陀二）①p H=2的CH3COOH溶液；②p H=2的HCl溶液；③p H=12的氨水；④p H=12的NaOH溶液。
相同条件下，有关上述溶液的比较中，正确的是（）A．水电离产生的c(H＋)：①=②=③=④B．将②、③溶液混合后，p H=7，消耗溶液的体积：②=③C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大D．向溶液中加入100mL水后，溶液的p H：③>④>①>②19、（八校）已知反应BeCl2+Na2BeO2+2H2O→2NaCl+2Be(OH)2↓能完全进行，则下列推断中正确的是（）A、BeCl2溶液的pH＜7，将其蒸干并灼烧后，得到的残留物可能为BeOB、Na2BeO2溶液的pH＞7，将其蒸干并灼烧后，得到的残留物可能为BeOC、Be(OH)2既能溶于盐酸又能溶于烧碱溶液D、BeCl2水溶液的导电性强，因此BeCl2一定是离子化合物9、（八校）100℃时向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH=2，下列叙述不正确的是（）A、此时水的离子积K W=1.0×10-14B、水电离出的[H+]=1.0×10-10mol/LC、水的电离度随温度升高而升高D、[H3O+]>[SO42-]10．（金山二）下列说法中正确的是（）A. 当稀释碳酸钠溶液时，c(OH－)减小，c(H+)增大B. pH = 7的溶液中c(OH－)一定等于c(H+)C. pH＝8的溶液中不可能存在醋酸分子D. 常温下溶液中c(H+) = 1×10－10 mol·L－1的溶液，一定是碱溶液20．（静安二）稀溶液中，氧化性HClO > H2SO4 ；在25℃时，电离常数：K1(H 2CO3) >K(HClO) > K2(H2CO3)。
则以下离子方程式错误的是（）A．CO2通人饱和Na2CO3溶液中CO2 +2Na++ CO32－+ H2O →2NaHCO3↓B．少量CO2通入次氯酸钙溶液中CO2+ H2O+ ClO－→HCO3－+ HClOC．少量SO2通入次氯酸钙溶液中Ca2++ 2ClO－+SO2+ H2O→CaSO3↓ +2 HClOD．过量CO2通入澄清石灰水中CO2 + OH-→ HCO3－20．（奉贤二）若已知在相同温度下物质的溶解度大小有：S[Zn(OH)2]>S(ZnS)，S(MgCO3)>S[Mg(OH)2]；而溶解或电离出S2-的能力，有FeS>H2S>CuS。
则下列离子方程式错误的是（）A.Mg2++2HCO3-+2Ca2++4OH-→Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2OB.Cu2++H2S→CuS↓+2H+C.FeS+2H+→Fe2++H2S↑D. Zn2++S2-+2H2O→Zn(OH)2↓+H2S↑14. （普陀一）已知H2CO3 H+ + HCO3–，K1 = 4.3×10–7；HCO3–H+ + CO32–，K2 = 5.6×10–11；HClO H+ + ClO–，K = 3.0×10–8，根据上述电离常数分析，下列各式中错误（）A.Ca(ClO)2+ 2HCl→C aCl2 + 2HClOB.Ca(ClO)2 + 2H2O + 2CO2→Ca(HCO3)2 + 2HClOC.NaClO + H2O + CO2→NaHCO3 + HClOD.2NaClO + H2O + CO2→Na2CO3+ 2HClO13. （市调研）关于二元酸H2A的酸式盐NaHA，下列说法正确的是（）A. 若NaHA的水溶液呈酸性，则二元酸H2A一定是强酸B. 若NaHA的水溶液呈碱性，则HA－只发生水解C. 无论H2A是强酸还是弱酸，NaHA溶液中Na＋和HA－的物质的量之比都是1:1D. 无论H2A是强酸还是弱酸，NaHA晶体中的阴阳离子个数比都是1:121.（市调研）H2和HA. NaHCO3＋NaHS→Na2CO3＋H2SB. H2S＋Na2CO3→NaHS＋NaHCO3C. Na2S＋H2O＋CO2→NaHS＋NaHCO3D. H2S＋NaHCO3→NaHS＋H2CO3。