专题8：水溶液中的离子平衡
高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡
回夺市安然阳光实验学校第1节弱电解质的电离平衡课时跟踪练一、选择题1．下列关于电解质的叙述正确的是( )A．电解质溶液的浓度越大，其导电性能一定越强B．强酸和强碱一定是强电解质，不管其水溶液浓度的大小，都能完全电离C．强极性共价化合物不一定都是强电解质D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电性强解析：C项，HF是强极性共价化合物，但是弱电解质。
答案：C2．(2016·上海卷)能证明乙酸是弱酸的实验事实是( )A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与Na2CO3反应生成CO2D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红解析：只能证明乙酸具有酸性，不能证明其酸性强弱，A错误；该盐水溶液显碱性，由于NaOH是强碱，故可以证明乙酸是弱酸，B正确；可以证明乙酸的酸性比碳酸强，但是不能证明其酸性强弱，C错误；可以证明乙酸具有酸性，但是不能证明其酸性强弱，D错误。
答案：B3．常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。
下列说法正确的是( ) A．HA为强酸B．该混合溶液pH＝7.0C．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)D．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋解析：若HA为强酸，按题意两溶液混合后，所得溶液中c(A－)＝0.1 mol·L －1。
由图知A－浓度小于0.1 mol·L－1，表明A－发生水解。
根据水解原理，溶液中主要微粒的浓度大小关系应为c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，可以判断X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋。
则A、B、D项错误，C项满足物料守恒，正确。
答案：C4．常温下，在pH＝5的CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，对于该平衡，下列叙述正确的是( )A．加入水时，平衡向右移动，CH3COOH电离常数增大B．加入少量CH3COONa固体，平衡向右移动C．加入少量NaOH固体，平衡向右移动，c(H＋)减少D．加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)增大解析：加水稀释，使醋酸的电离平衡向右移动，但CH3COOH电离常数不变，A项错误；加入少量CH3COONa固体，c(CH3COO－)增大，使醋酸的电离平衡向左移动，B项错误；加入的少量NaOH固体与H＋中和，c(H＋)减小，使醋酸的电离平衡向右移动，C项正确；加入少量pH＝5的硫酸，溶液中c(H＋)不变，D项错误。
第八章-水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用资料讲解
第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用第八章水溶液中的离子平衡热点专题(五)四大平衡常数的重要应用四大平衡常数的比较 对于一般的可逆反应： m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K ＝c p C ·c q D c m A ·c n B(1)对于一元弱酸HA ： HAH ＋＋A －，电离常数K a ＝c H ＋·c A －c HA(2)对于一元弱碱BOH ： BOHB ＋＋OH－，电离常数K b ＝错误!影响因素只与温度有关只与温度有关，升高温度，K 值增大只与温度有关，升高温度，K w 增大只与难溶电解质的性质和温度有关考点一 化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数；2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度； 3．计算转化率(或产率)；4．应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。
对 策从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。
[应用体验]1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe 2O 3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO 2(g)。
已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数4.03.73.5请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K ＝________，ΔH ________0(填“>”“<”或“＝”)； (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各 1.0 mol ，反应经过10 min 后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)＝________，CO 的平衡转化率＝________。
高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡
高考化学真题专题解析—水溶液中的离子平衡【母题来源】2022年全国乙卷【母题题文】常温下，一元酸HA 的3a K (HA)=1.010-⨯。
在某体系中，+H 与-A 离子不能穿过隔膜，未电离的HA 可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中()c (HA)c(HA)c A -=+总，当达到平衡时，下列叙述正确的是A ．溶液Ⅰ中()()()c Hc OH c A +--=+B ．溶液Ⅱ中的HA 的电离度()-c A c (HA)⎛⎫ ⎪ ⎪⎝⎭总为1101C ．溶液Ⅰ和Ⅱ中的(HA)c 不相等D ．溶液Ⅰ和Ⅱ中的c (HA)总之比为410- 【答案】B 【试题解析】A ．常温下溶液I 的pH=7.0，则溶液I 中c (H +)=c (OH -)=1×10-7mol/L ，c (H +)＜c (OH -)＋c (A -)，A 错误；B ．常温下溶液II 的pH=1.0，溶液中c (H +)=0.1mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，则--0.1(A )(HA)-(A )c c c 总=1.0×10-3，解得-(A )(HA)c c 总=1101，B 正确； C ．根据题意，未电离的HA 可自由穿过隔膜，故溶液I 和II 中的c (HA)相等，C 错误；D ．常温下溶液I 的pH=7.0，溶液I 中c (H +)=1×10-7mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，-710[(HA)(HA)](HA)c c c -总=1.0×10-3，溶液I 中c 总(HA)=(104+1)c (HA)，溶液II 的pH=1.0，溶液II 中c (H +)=0.1mol/L ，K a =+-(H )(A )(HA)c c c ⋅=1.0×10-3，c 总(HA)=c (HA)+c (A -)，0.1[(HA)(HA)](HA)c c c -总=1.0×10-3，溶液II 中c 总(HA)=1.01c (HA)，未电离的HA 可自由穿过隔膜，故溶液I 和II 中的c (HA)相等，溶液I 和II 中c 总(HA)之比为[(104+1)c (HA)]∶[1.01c (HA)]=(104+1)∶1.01≈104，D 错误； 答案选B 。
高考化学总复习 第8章 水溶液中的离子平衡 第1节 弱电解质的电离平衡课件 新人教版
5．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。 以 0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液为例：
实例 改变条件
CH3COOH
平衡移动 方向
n(H＋)
H＋＋CH3COO－ ΔH>0
c(H＋) 导电能力
K
加水稀释 _正__向____ __增__大___ __减__小___ _减__弱____ __不__变___
2．下列有关电离平衡的叙述中不正确的是( ) A．电解质在溶液中达到电离平衡时，溶质电离出的离子浓 度不一定相等 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所 以说电离平衡是动态平衡 C．电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡 就会发生移动 D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度不再变化
__不__变___ __增__大___
1．CaCO3 难溶于水，其属于弱电解质( × ) 2．强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强( × ) 3．共价化合物一定是弱电解质( × ) 4．氨气溶于水，当 c(OH－)＝c(NH＋ 4 )时，表明氨水电离处于 平衡状态( × )
5．稀释弱电解质溶液时，所有粒子浓度都会减小( × ) 6．弱电解质的电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小， 离子浓度一定增大( × ) 7．室温下，由 0.1 mol·L－1 一元碱 BOH 的 pH＝10，可知溶 液中存在 BOH===B＋＋OH－( × )
导电
c(H＋)
K
能力
加 NaOH(s) 加入镁粉 升高温度
_正___向___
_正___向___ _正___向___
__减__小___
_减___小___ _增___大___
__减__小___ __增__强___
高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第二节水的电离和溶液的酸碱性学案新人教版
高考化学一轮复习：第二节水的电离和溶液的酸碱性最新考纲：1.了解水的电离和水的离子积常数。
2.了解溶液pH的定义。
3.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学探究与创新意识：能发现和提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
知识点一水的电离1．水的电离水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H＋＋OH－。
25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7_mol·L－1。
任何水溶液中，由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)都相等。
2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
25 ℃时，K w＝1×10－14,100 ℃时，K w＝1×10－12。
(2)影响因素：只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)K w揭示了在任何水溶液中存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
3．影响水电离平衡的因素(续表)判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．在蒸馏水中滴加稀硫酸和浓H2SO4，K w不变( ×)提示：滴浓硫酸时温度升高，K w增大。
2．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( ×)提示：醋酸铵促进水的电离。
3．K w＝1×10－14( ×)提示：常温时才有K w＝1×10－14。
4．25 ℃时NH4Cl溶液的K w大于1×10－14( ×)提示：常温时纯水或稀溶液的K w均为1×10－14。
2023年高考化学总复习第一部分考点梳理第八章水溶液中的离子平衡微专题22 电解质溶液图像分析
微专题○22电解质溶液图像分析【知识基础】1．与水电离平衡相关的图像不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线A、C、B三点所示溶液[c(H＋)＝c(OH－)]均呈中性，升高温度，K w依次增大。
直线AB 的左上方区域所示的溶液[c(H＋)<c(OH－)]均为碱性溶液，右下方区域所示的溶液[c(H ＋)>c(OH－)]均为酸性溶液。
注意：水的电离过程吸热，温度越高，K w越大。
K w只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无关。
水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。
2．中和滴定过程中pH－V图像25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：0.05 mol·L－1，A－＋H2O⇌HA＋OH－，则c(HA)≈c(OH－)＝10−4.5 mol·L−1，c(A−)＝0.05 mol·L −1 −10−4.5mol ·L−1≈0.05 mol ·L −1，K h (A－)＝c (HA )·c (OH −)c (A −)＝10−4.5×10−4.50.05＝2×10－8，则K a (HA)＝K w K h (A −)＝10−142×10−8＝5×10−7。
3．分布分数图像分布分数图像一般是以pH 为横轴、分布分数(组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵轴的关系曲线，以草酸H 2C 2O 4为例，含碳元素的各组分分布分数(δ)与pH 的关系如图所示。
曲线含义分析：随着pH 的逐渐增大，溶质分子的浓度逐渐减小，酸式酸根离子浓度先逐渐增大后逐渐减小，酸根离子浓度逐渐增大，所以δ0表示H 2C 2O 4、δ1表示HC 2O 4−、δ2表示C 2O 42−。
特殊点的应用：对于物种分布分数图像，一般选择“交点”处不同微粒的等浓度关系，代入电离常数公式计算各级电离常数。
2019版高考化学第一轮复习 第八单元 水溶液中的离子平衡 高考热点题型8 五大平衡常数的比较与应用
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(2)已知25 ℃时Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,此温度下若在实验室中
配制5 mol·L-1 100 mL FeCl3溶液,为使配制过程中不出现浑浊现象,
则至少需要加入
mL 2 mol·L-1的盐酸(忽略加入盐酸体积
对离子浓度的影响)。
答案:(1)①������������Wa 增大 ②Cd2+、Zn2+ (2)2.5
K=04.52××402.5=1 024;(2)依据盖斯定律可知③式=12×②式+12×①式,所
以
ΔH3=12ΔH2+12ΔH1,K3=(K1)12
1
×(K2)2;(3)首先写出
H2SO3
H++HSO3- 、HSO3- +H2O H2SO3+OH-、H2O OH-+H+,前面的两 式相加即得第三式,所以 Ka×Kh=KW,所以 Ka=������������Wh ;或用三个平衡常数
入 NaOH,溶液中 c(H+)减小,所以������������((CCHH33���������������������������O������-���))的值变大。
答案:不变 变大
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方法归纳 对于浓度比值变化的判断,可以先写出有关平衡常数 的表达式,然后找出条件改变时,比较容易判断浓度升高或降低的 微粒,最后综合分析。
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1.(1)已知:
在 25 ℃时,H2O H++OH- KW=10-14
CH3COOH H++CH3COO- Ka=1.8×10-5
①醋酸钠水解的平衡常数Kh与KW、Ka的关系是Kh=
大学水溶液中的离子平衡实验原理
大学水溶液中的离子平衡实验原理
离子平衡实验是指通过调节溶液中离子的浓度来实现离子平衡的实验。
离子平衡实验原理可以归纳为以下几个方面：
1. 配位平衡原理：配位平衡是指在溶液中多种离子之间通过配位反应形成稳定的配合物。
通过调节配体的浓度或改变配体与离子的配位数，可以影响离子的浓度，从而实现离子平衡。
2. 酸碱平衡原理：溶液中的酸碱反应可以使一些离子发生转化，从而影响离子的浓度。
通过调节酸度或碱度，可以改变离子的浓度分布，实现离子平衡。
3. 沉淀平衡原理：当溶液中存在能够与溶液中的离子反应生成沉淀的物质时，溶液中的离子浓度将受到沉淀的影响。
通过调节溶液中的沉淀物质的浓度或控制溶液中离子的沉淀速度，可以实现离子平衡。
4. 氧化还原平衡原理：溶液中存在氧化还原反应的离子时，通过调节氧化剂和还原剂的浓度或氧化还原反应的条件，可以实现离子的氧化还原平衡。
总之，离子平衡实验通过调节溶液中离子的浓度，利用不同的化学反应原理实现离子平衡。
这些原理可以单独或者联合使用，以实现特定的实验目的。
近年高考化学总复习第8章水溶液中的离子平衡微专题强化突破15水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离
2019版高考化学总复习第8章水溶液中的离子平衡微专题强化突破15 水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离常数(Ka、Kb)的关系及应用专题集训新人教版编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（2019版高考化学总复习第8章水溶液中的离子平衡微专题强化突破15 水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离常数(Ka、Kb)的关系及应用专题集训新人教版）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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微专题强化突破15 水解常数（Kh)与离子积(Kw）、电离常数(Ka、Kb)的关系及应用一、选择题1．某温度下，有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液，在H2SO4溶液中由水电离出的H＋浓度为10－a mol·L－1,在Al2(SO4）3溶液中由水电离的H＋浓度为10－b mol·L－1，则此温度下的K w为( ）A．1×10－14B．1×10－2aC．1×10－(7＋a）D．1×10－(a＋b)解析:选D。
根据描述，H2SO4溶液中c（H＋)＝错误!＝错误!，H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液的pH相同，即错误!＝10－b，可求出此温度下的K w。
2．25 ℃时，用0。
1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。
高考化学真题分类精编：专题8水溶液中离子平衡选择题
专题8 水溶液中的离子平衡选择题❖ 全国卷1、【2010大纲卷1】下列叙述正确的是A ．某醋酸溶液的pH ＝ a ，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH ＝ b ，则a>bB ．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH 4Cl 的溶液恰好无色，则此时溶液的pH< 7C ．1.0×10-3mol/L 盐酸的pH=3.0，1.0×10-8mol/L 盐酸pH ＝8.0D ．若1mL pH=1盐酸与100mL NaOH 溶液混合后，溶液pH=7，则NaOH 溶液的pH=11 2、【2010大纲卷2】相同体积、相同pH 的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液①分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积（V ）随时间（t ）变化的示意图正确的是A ．B ．C ．D ． 3、【2011新课标】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 ．K 2(HF) C ）（）（+H c F c -． D ．）（）（HF c H c + 4、【20111c 1V 大纲卷】室温时，将浓度和体积分别为、的NaOH 2c 2V 3CH COOH 溶液和、的溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是A ．若pH>7，则一定是1122c v c v =B ．在任何情况下都是3()()()()c Na c H c CH COO c OH ++--+=+C ．当pH=712v v =21c c >时，若，则一定是D ．若12v v = 21c c =，，则33()()()c CH COO c CH COOH c Na -++= 5、【2012新课标】已知温度T 时水的离子积常数为K W ，该温度下，将浓度为a mol·L -1的一元酸HA 与b mol·L -1的一元碱BOH 等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是A ．a =bB ．混合溶液的pH=7C ．混合溶液中，-1L⋅c (H +D ．混合溶液中，c (H +)+ c (B +)= c (OH -)+ c (A -)6、【2013新课标1】己知某溶液中含有C1-, Br -和CrO 42-，浓度均为0.010mo1·L -，向该溶液中逐滴加入0.010mol·L -1的AgNO 3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为101056.1)(-⨯=AgCl K sp 13107.7)(-⨯=AgBr K sp ，，1242100.9)(-⨯=CrO Ag K spA ．C1- 、Br -、CrO 42-B ．CrO 42-、Br -、C1-C ．Br -、C1-、CrO 42-D ．Br - 、CrO 42-、C1-7、【2013新课标2】室温时，⇔M(OH)2(S)M 2+(aq)+ 2OH -(aq) ，K sp =a ，c(M 2+)=b mol·L -1时，溶液的pH 等于 A 11()2b g a．B 11()2a gb ．C ．11()2a g b14+D ．11()2bg a14+8、【2013大纲卷】右图表示溶液中c(H ＋)和c(OH －)的关系，下列判断错误的是A ．两条曲线间任意点均有c(H ＋)×c(OH －)＝KwB ．M 区域内任意点均有c(H ＋)＜c(OH －) C ．图中T 1＜T 2D ．XZ 线上任意点均有pH ＝79、【2014新课标1】溴酸银( AgBrO 3)溶解度随温度变化曲线如图所示，下列说法错误的是 A ．温度升高时溴酸银溶解速度加快 B ．溴酸银的溶解是放热过程C ．60①溴酸银的K sp 约等于6×10-4D ．若硝酸钾中含有少里溴酸银，可用重结晶方法提纯10、【2014新课标2】一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是A ．pH=5的H 2S 溶液中，c (H +)= c (HS －)=1×10—5 mol·L —1 B ．pH=a 的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b ，则a=b+1 C ．pH=2的H 2C 2O 4溶液与pH=12的NaOH 溶液任意比例混合：c (Na ＋)+ c (H ＋)= c (OH －)+c ( HC 2O 4－) D ．pH 相同的①CH 3COONa①NaHCO 3①NaClO 三种溶液的c (Na ＋)：①＞①＞① 11、【2015新课标1】浓度均为0.10mol/L 0V 、体积均为的MOH 和ROH 溶液，分别加水稀释至体积V ，pH 随0lg V V 的变化如图所示，下列叙述错误的是第 2 页 共 4 页A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点C ．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH -)相等D 0lg VV ．当=2++c(M )c(R )时，若两溶液同时升高温度，则增大12、【2016全国1】298K 时，在20.0mL 0.10mol 氨水中滴入0.10mol 的盐酸，溶液的pH 与所加盐酸的体积关系如图所示。
2022年高考化学总复习第八章《水溶液中的离子平衡》题型73 物质制备类工艺流程与实验探究
考向1物质制备类工艺流程1．(2020·河南月考)碳酸铈[Ce2(CO3)3]为白色粉末，难溶于水，主要用作生产铈的中间化合物。
它可由氟碳酸铈精矿经如图流程制得：(1)氟碳酸铈的化学式为CeFCO3，该化合物中Ce元素的化合价为______________。
(2)氧化焙烧生成的铈的化合物为二氧化铈(CeO2)，其在“酸浸”时需要加热，其目的是____________________，写出反应的离子方程式：____________________________________。
(3)若Na2CO3溶液改为NaOH溶液，则反应生成难溶物——氢氧化铈(Ⅲ)，其暴露于空气中时变成紫色，最终变成黄色的氢氧化高铈(Ⅳ)。
氢氧化铈在空气中被氧化成氢氧化高铈的化学方程式为________________________________________。
(4)取(3)中得到的Ce(OH)4产品1.00 g，加硫酸溶液溶解后，用0.100 0 mol·L－1的FeSO4标准溶液滴定至终点(铈被还原成Ce3＋)，消耗标准溶液45.00 mL，则所得产品中Ce(OH)4的质量分数为__________________。
2．(2020·济南市第二中学月考)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]在生产、生活中有广泛用途：饮用水的净化、造纸工业上作施胶剂、食品工业的发酵剂等。
利用炼铝厂的废料——铝灰(含Al、Al2O3及少量SiO2和FeO·x Fe2O3)可制备明矾。
工艺流程如图：(1)明矾净水的原理是_________________________________________________________(用离子方程式表示)。
(2)操作Ⅰ名称是____________，操作Ⅱ是__________、洗涤、干燥。
(3)检验滤液A中是否存在Fe2＋的试剂是________(只用一种试剂)。
专题练习 水溶液中的离子平衡及答案解析
水溶液中的离子平衡1．写出下列电解质在水溶液中的电离方程式NaHCO3__________________________HCl____________________________CH3COOH_________________________Fe（OH）3_______________________．【答案】NaHCO 3=Na++HCO3﹣HCl=H++Cl﹣CH3COOH CH3COO﹣+H+Fe（OH）3Fe3++3OH﹣．【解析】碳酸氢钠会完全电离为钠离子和碳酸氢根离子，所以电离方程式为：NaHCO3=Na++HCO3－。
HCl是强酸应该发生不可逆电离，得到氢离子和氯离子，所以方程式为：HCl=H++Cl﹣。
醋酸是弱酸，应该发生可逆电离，得到醋酸根离子和氢离子，方程式为：CH 3COOH CH3COO﹣+H+。
氢氧化铁是弱碱，应该发生可逆电离得到铁离子和氢氧根离子（注意不分步），所以方程式为：Fe（OH）3Fe3++3OH﹣。
2．化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。
已知在氨水中存在下列平衡:NH3+H2ONH3·H2O NH4＋+OH-（1）向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向____移动，OH-的浓度____(填“增大”“减小”或“不变”，下同)， NH4＋的浓度____。
（2）向氨水中加入浓盐酸，平衡向____移动。
（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向____移动。
【答案】右减小增大右左【解析】（1）向氨水中加入MgCl2固体时，镁离子与氢氧根离子反应得到氢氧化镁沉淀，因为氢氧根离子浓度减小，反应平衡向右移动，随着平衡向右，电离出更多的铵根离子，所以铵根离子浓度增大。
虽然平衡向右，但是根据勒夏特列原理，氢氧根的浓度还是要减少。
（2）向氨水中加入浓盐酸，盐酸中的氢离子与氨水电离的氢氧根离子中和，随着氢氧根离子浓度减小，平衡向右移动。
（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，会增大氢氧根离子浓度，使平衡向左移动。
高中化学知识点总结(第八章 水溶液中的离子平衡)
第八章水溶液中的离子平衡第1课时弱电解质的电离平衡知识点一弱电解质的电离平衡及其影响因素1．强、弱电解质(1)概念及分类(2)电离方程式的书写强电解质用“===”连接，弱电解质用“⇌”连接。
(1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
电离平衡建立过程如图所示：①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为0。
②平衡的建立过程中，v(电离)＞v(结合)。
③当v(电离)＝v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响以CH3COOH H＋＋CH3COO－ΔH>0为例：改变条件移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)电离程度浓度加水稀释正向增大减小减小增大加冰醋酸正向增大增大增大减小同离子效应通入HCl(g)逆向增大增大减小减小加醋酸钠固体逆向减小减小增大减小升高温度正向增大增大增大增大说明①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小；②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度也不一定增大；③电离平衡右移，电离程度也不一定增大电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：知识点二电离平衡常数与电离度1．电离平衡常数(1)概念：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与溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K(弱酸用K a，弱碱用K b)表示。
(2)表达式相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
(4)特点①电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K 增大。
专题08-水溶液中的离子平衡
考点3：盐类的水解 6．离子浓度大小比较
（1）离子浓度大小比较 ①单一溶液： H2S Na2CO3溶液 NaHCO3溶液
②不同溶液中同一离子浓度比较
③混合溶液：一般电离程度大于水解程度 同浓度的NH4Cl和氨水混合
（2）溶液中存在的几个守恒 ①电荷守恒 ②物料守恒 ③质子守恒 Na2CO3溶液、NaHCO3
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，
则此时溶液中的c(OH-) = ___________。
【例11】（2007海南· ）下列叙述正确的是（ ） A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性 B．pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4 C．0.2mol/L的盐酸，与等体积水混合后pH=1 D．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体 积混合后pH=7
考点3：盐类的水解 5．水解应用
（1）判断溶液的酸碱性
（2）用热的纯碱液去油污、泡沫灭火器原理、FeCl3溶 液止血等 （3）活泼金属与强酸弱碱盐反应会放出氢气 （4）用铝盐、铁盐作净水剂
（5）某些盐的储存：
（6）配制易水解的盐溶液
（8）酸式盐的酸碱性 （7）关于盐溶液的蒸干 AlCl3溶液 Al2(SO4)3溶液 Na2SO3溶液 NaClO溶液
（2）CO32-的水解是分步的，Fe3+一步到位
（3）双水解——水解基本完全“＝”
考点3：盐类的水解 4．影响因素： Fe3+＋3H2O Fe(OH)3＋3H+ （1）内因：本身性质——越弱越水解 （2）外因： ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升温水解程度增大 ②浓度：浓度越小，水解程度越大 ③加酸碱盐：外加酸碱盐能抑制或促进盐的水解
(完整版)水溶液中的离子平衡知识点总结
第三章水溶液中的离子平衡一、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（酸、碱、盐、活波金属氧化物和水）【非电解质】在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物（非金属氧化物、有机物、NH3、）【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电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物【强电解质】在水溶液里全部电离成离子的电解质。
强酸：强碱：盐：【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。
弱酸：弱碱：水：【注意】①强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的全部电离，故BaSO4为强电解质）②电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
二、电离平衡1、含义：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
2、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：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
3、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：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]【影响因素】①电离常数的大小主要由物质的本性决定。
②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。
③同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
化学专题复习课件水溶液中的离子平衡
H3O++OH—
H20
H++OH—
•
（正反应为吸热反应）
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
• 250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2
• 1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
• ⑶无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的 稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
离子浓度大小比较： 三个守恒关系
(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。
(2) 电荷守恒。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)。
3.质子守恒： 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的 物质的量应相等。
如:在Na2CO3溶液中 H+、HCO3-、H2CO3 为得 到质子后的产物； OH- 为失去质子后的产物 c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
化学平衡理论
溶剂
水
水电离平衡
水
溶
液
中
的
离
子
弱电解质的电离平衡
平 衡
加入一种 电解质
水溶 液
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
水溶液中的离子平衡
• 一、强、弱电解质的判断方法 • 1．电离方面：能否完全电离，如： • (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； • (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比
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八、水溶液中的离子平衡
∙（2015安徽13）25℃时，在10mL浓度均为0.1mol/LNaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加
0.1mol/L的盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是：
A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)= c(NH3·H2O)
B．加入10mL盐酸时：c(NH4＋) ＋c(H＋) ＝c(OH－)
C．加入盐酸至溶液pH=7时：c(Cl－) = c(Na＋)
D．加入20mL盐酸时：c(Cl－) ＝c(NH4＋) ＋c(Na＋)
∙（2015海南3）0．1mol下列气体分别与1L0．lmol·L-1的NaOH溶液反应，形成的溶液pH最小的是
A．NO2B．SO2C．SO3D．CO2
∙（2015广东11）一定温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2，下列说法正确的是
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
∙（205山东13）室温下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。
下列说法正确的是
A、a点所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA)
B、a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C、pH=7时，c(Na+)= c(A—)+ c(HA)
D、b点所示溶液中c(A—)> c(HA)
∙（2015四川6）常温下，将等体积，等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH<7，下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是
A．B．c(Na+)= c(HCO3-)+ c(CO32-)+
c(H2CO3)
C．c(H+)+c(NH4+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-) D．c(Cl-)> c(NH4+)> c(HCO3-)> c(CO32-)∙(2015新课标Ⅰ13)浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随的变化如图所示，下列叙述错误的是（）
∙（2015重庆3）下列叙述正确的是
A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7
C．25℃时，0.1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
D．0.1mol AgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Cl－)=c(I－)
∙（2015江苏14）室温下，向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH=7（通入气体对溶液体积的影响可忽略），溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是（）
A．向0.10mol·L－1NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)=c(HCO3－)＋c(CO32－)
B．向0.10mol·L－1NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)>c(NH4＋)>c(SO32－)
C．0.10mol·L－1Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)=2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]
D．0.10mol·L－1CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)>c(CH3COOH)=c(Cl－)
∙（2015浙江12）40℃时，在氨－水体系中不断通入CO2，各种离子的变化趋势如下图所示。
下列说法不正确的是
A．在pH＝9.0时，c(NH4+)＞c(HCO)＞c(NH2COOˉ)＞c(CO32－)
B．不同pH的溶液中存在关系：c(NH4+)＋c(H+)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(NH2COOˉ)＋c(OHˉ)
C．随着CO2的通入，不断增大
D．在溶液中pH不断降低的过程中，有含NH2COOˉ的中间产物生成
∙（2015天津5）室温下，将0.05mol Na2CO3固体溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物质。
有关结论正确的是
加入的物质结论
A50mL 1mol·L－1H2SO4反应结束后，c(Na+)=c(SO42－)
B0.05molCaO溶液中增大
C50mL H2O由水电离出的c(H+)·c(OH—)不变
D0.1molNaHSO4固体反应完全后，溶液pH减小，c(Na+)不变
∙（2015天津3）下列说法不正确的是
∙Na与H2O的反应是熵增的放热反应，该反应能自发进行
∙饱和Na2SO4溶液或浓硝酸均可使蛋白质溶液产生沉淀，但原理不同
∙FeCl3和MnO2均可加快H2O2分解，同等条件下二者对H2O2分解速率的改变相同
∙Mg(OH)2固体在溶液中存在平衡：Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH—(aq)，该固体可溶于NH4Cl溶液。