【高考化学】电离水解专题.ppt
高考化学一轮复习课件—水解常数及其应用
C.混合溶液中存在c(CN－)>c(Na＋)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋)
√D.若 c mol·L－1 盐酸与 0.6 mol·L－1 NaCN 溶液等体积混合后溶液呈中性，则 c＝84..085
高考化学一轮复习课件—水解常数及其应用
主讲人：XXX
热点 精讲
1.水解常数的概念
(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。
(2)表达式：
cHA·cOH－
①对于 A－＋H2O HA＋OH－，Kh＝_____c_A__－______；
cBOH·cH＋
②对于 B＋＋H2O BOH＋H＋，Kh＝_____c_B__＋_____。
相
Na2HPO4 的水解常数 Kh＝cH2cPOH－ 4PO·c24－OH－＝KKaw2＝
对1大.0×小1说0－明14判断理由：_____________________________________________________ 6.2×10－8 ≈1.6×10－7， Kh＞Ka3，即 HPO4－的水解程度大于其电离程度，因而
程__度___，__溶__液。显( 已碱知性： NH3·H2O 的 Kb ＝ 1.8×10 － 5 ， H2CO3 的 Ka1 ＝ 4.4×10 － 7 ， Ka2 ＝
4.7×10－11)
(3)意义和影响因素
①Kh越大，表示相应盐的水解程度___越__大___； ②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh__增__大___。
2.水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)
2019版高考化学微专题强化突破水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离常数(Ka、Kb)的关系及应用(共9张PPT)
c（H＋）· c（NH3·H2O） Kw 解析：Kh＝ ＝ ， ＋ Kb c（NH4 ） c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而 c(NH＋ L－1。 4 )≈1 mol· 所以 c(H ) ＝ Kh ＝ mol·L－1。
答案：2.36×10－5
＋
10 14 －1 －5 mol · L ≈ 2.36 × 10 1.8×10－5
－ －5 c（SO2 ） 10 3 所以 ＝ ＝60。 － c（HSO3 ） 10－14 6.0×10－8
答案：向右
60
第八章·水溶液中的离子平衡
水解常数 (Kh) 与离子积 (Kw) 、电离常数 (Ka、Kb)的关系及应用
1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或 弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱 碱 )浓度和氢氧根离子 (或氢离子 )浓度之积与溶液中未水解 的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该 常数称为水解平衡常数。
(1)强碱弱酸盐 如 CH3COONa 溶液： CH3COO－＋H2O c（CH3COOH）· c（OH－） Kh＝ ＝ c（CH3COO－） c（CH3COOH）· c（OH－）· c（H＋） ＝ c（CH3COO－）· c（H＋） c（OH－）· c（H＋） Kw ＝ 。 － ＋ c（CH3COO ）· c（H ） Ka c（CH3COOH） CH3COOH＋OH－
＋ －
其中：Kh 为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(弱碱)的电离平衡 常数、Kw 为水的离子积常数。 2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。 它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的 升高而增大。
1．已知 25 ℃时，NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb＝1.8× 10 － 5 ，该 温度下 1 mol· L － 1 的 NH4Cl 溶液中 c(H ＋ ) ＝ _________ mol· L 1。(已知 5.56≈2.36)
高中化学--高考总复习五――电离与水解 6.电离与水解
高考总复习五――电离与水解6．电离与水解[考点扫描]1．强弱电解质与结构的关系及其判断方法。
2．弱电解质的电离平衡及电离方程式的书写。
3．水的离子积常数及其影响因素。
4．溶液中c(H+)、溶液的pH与溶液的酸碱性的关系：5．有关pH的计算。
6．盐类的水解的实质和规律。
7．盐类水解离子方程式的书写。
8．盐类水解的影响因素。
9．盐类水解的应用，溶液中微粒的成分及浓度。
[知识指津]1．强电解质和弱电解质的比较离子2．弱电解质的电离平衡的特征：(1)“动”：电离平衡是动态平衡，(2)“定”：溶液中分子和离子的浓度保持不变；(3)“变”：条件改变，平衡被破坏。
影响电离平衡的因素主要是：温度、浓度和同离子，可运用勒夏特列原理判断条件改变时电离平衡移动的方向。
弱电解质电离方程式的书写应注意多元弱酸分步电离；多元弱碱电离过程复杂，一步写出。
3．电解质溶液的导电能力与离子浓度及离子所带电荷数有关，溶液中自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越高，导电能力越强，反之亦然。
强电解质溶液导电能力不一定强。
4．常温下水的离子积Kω＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液(包括酸性溶液、中性溶液和碱性溶液)，在任何情况下，c(H+)或c(OH-)都不会等于零，所以任何水溶液中H+和OH-总是同时存在，只是相对含量不同而已。
但任何溶液中由H2O电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等。
水的离子积常数Kω只与温度有关，温度升高，水的电离程度增大。
5．pH的适用范围：适用于c(H+)或c(OH-)为1mol/L以下的稀溶液，pH的取值范围为0－14。
当pH小于0或pH大于14时，溶液较浓，则直接用c(H+)或c(OH-)来表示其酸碱性强弱较为方便。
其中：c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越强；c(OH-)越大，pH越大，溶液碱性越强。
pH改变一个单位，溶液中c(H+)便改变10倍，如pH每增大一个单位，c(H+)就减小10倍。
高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析
弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。
2025届高三化学一轮专题复习讲义(13)-专题三第六讲 电离和水解平衡
2025届高三化学一轮专题复习讲义（13）专题三 基本理论3-6 电离和水解平衡（一）（1课时，共2课时）【复习目标】1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH 等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。
能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200mol·L -1的NaOH 标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L -1的HCl 和CH 3COOH 的混合溶液，滴定过程中溶液的pH 随的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是A ．K a(CH 3COOH)约为10-4.76B ．点a ：c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)C ．点b ：c (CH 3COOH)＜c (CH 3COO －)D ．水的电离程度：a ＜b ＜c ＜d 解析：根据CH 3COOHCH 3COO －+H +，可近似认为a 点c (H +)=c (CH 3COO －)，又a 点pH=3.38，c(H +)=10－3.38 mol·L -1，故K a(CH 3COOH)≈10-3.38×10-3.380.0100＝10-4.76，A 项正确；a 点HCl 恰好被完全中和，由物料守恒可得溶液中c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)，B 项正确；b 点溶液pH ＜7，即以CH 3COOH 的电离为主，即溶液中c(CH 3COOH)＜c(CH 3COO －)，C 项正确；a 、b 两点溶液呈酸性，水的电离均受到抑制，溶液pH 越小，水的电离受抑制程度越大，c 点酸碱恰好完全中和，CH 3COO －水解促进水的电离，d 点NaOH 过量，又抑制水的电离，故D 项错误。
卤代烃的水解反应实验(课件)高考化学实验
H2O △
−CH2OH
+ NaBr
课堂练习
3、卤代烃与金属镁在无水乙醚中反应，可得格氏试剂R—MgX，它 可与醛、酮等羰基化合物加成，所得产物经水解可以得到醇，这是某 些复杂醇的合成方法之一。现欲合成(CH3)3C—OH，下列所选用的 卤代烃和羰基化合物的组合正确的是（ A ）
A．丙酮和一氯甲烷 B．甲醛和1-溴丙烷 C．乙醛和氯乙烷 D．甲醛和2-溴丙烷
课堂练习
5、 在实验室要分别鉴定氯酸钾晶体和1-氯丙烷中的氯元素， 设计了下列实验操作步骤： ① 滴加AgNO3溶液 ② 加入NaOH溶液 ③ 加热 ④ 加催化剂MnO2 ⑤ 加蒸馏水过滤后取滤液 ⑥ 过滤后取滤渣 ⑦ 用HNO3酸化
⑴ 鉴定氯酸钾中氯元素的操作步骤是 _④___③__⑤__⑦__①__ ⑵ 鉴定1-氯丙烷中氯元素的操作步骤是 _②__③__⑦___①___
实验目的
认识卤代烃的水解反应的特点和规律。
认识卤代烃的组成、结构特点、性质，发展 “宏观辨识与微观探析”学科核心素养。 能运用规律解释生产、生活和科学实验中的实际问题。
实验准备
仪 试管、试管夹、烧杯、量筒、胶头滴管、玻璃导管、乳胶管、橡胶 器 塞、铁架台、酒精灯、火柴、秒表、碎瓷片。
试 剂
溴乙烷、硝酸银溶液、5%NaOH溶液
反应原理：取代反应 （水解反应）
C2H5Br+NaOH
C2H5OH+NaBr,
在卤代烃分子中，由于卤素原子的电负性比碳原子的大，使C-X的电子 向卤素原子偏移，进而使碳原子带部分正电荷（δ+），卤素原子带部分负 电荷（δ-），这样就形成一个极性较强的共价键：Cδ+—Xδ-。因此，卤代 烃在化学反应中，C—X较易断裂，使卤素原子被其他原子或原子团所取代 ，生成负离子而离去。
高二化学电离水解
高二化学电离水解集团标准化小组：[VVOPPT-JOPP28-JPPTL98-LOPPNN]一）口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱，谁强显谁性。
（1）有弱才水解要求盐要有弱或者（包括）。
如：NaCl中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱，不会水解。
NaCl中的Cl-对应的酸是强酸HCl ，则Cl-是强，也不会水解。
所以，NaCl在水溶液中不会发生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，则CH3COO-是弱，会水解。
消耗H2O 电离出的H+，结合成CH3OOH分子。
使得水中OH-多出。
所以，CH3COONa的水溶液显碱性。
（2）越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。
如：Na2CO3和Na2SO3CO3^2-对应的酸是H2CO3；SO3^2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，结合的H+更多。
所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。
（3）双弱当盐中的对应的碱是并且盐中的对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。
水解电离出的OH-；水解电离出的H+，所以发生的程度往往较大。
如：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是NH3*H2O ；CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH则NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O；CH3COO-结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。
（4）谁强显谁性主要是针对双水解的盐，即，由于盐中的水解结合H+，水解结合OH-要判断盐溶液的，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。
如：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强（实际上比较的是两者的，中学不做要求，只需记忆），则NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。
高考化学水解电离知识点
高考化学水解电离知识点在高考化学中，水解电离是一个重要的知识点。
它涉及到溶液的酸碱性质、离子平衡等方面内容。
本文将从酸碱概念、酸碱溶液的离子平衡、强弱酸碱的水解电离等多个角度来详细讨论水解电离的相关知识。
一、酸碱概念酸是指能产生H+离子（即氢离子）的物质，它能够与碱发生中和反应。
碱是指能产生OH-离子（即氢氧根离子）的物质，它能够与酸发生中和反应。
这是我们常见的酸碱概念。
但是在化学中，我们还可以通过溶液是否导电来判断它是酸性溶液还是碱性溶液。
酸性溶液和碱性溶液导电的原理是由于酸和碱在水中发生了水解电离。
二、酸碱溶液的离子平衡当酸和碱溶解在水中时，会发生水解电离反应，产生离子，从而形成酸性或碱性溶液。
水解电离是指溶质的分子在溶液中解离成离子的过程。
对于酸和碱来说，它们的水解电离是有限度的，不是所有酸和碱都能够完全电离。
例如，硫酸是一种强酸，它在水中完全电离为氢离子和硫酸根离子。
而乙酸是一种弱酸，它在水中只有一部分电离，大部分存在于分子状态。
同样，钠氢氧化物是一种强碱，完全电离为氢氧根离子和钠离子；氨水是一种弱碱，只有少部分电离。
三、强弱酸碱的水解电离强酸和强碱的水解电离可以看做是一个完全反应的过程，反应的正方向和逆方向同时发生，但正逆反应速度相同，达到动态平衡。
例如，盐酸溶液的水解电离方程式为：HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl-。
在动态平衡状态下，溶液中存在相应的离子浓度。
对于弱酸和弱碱而言，它们的电离度较低，仅有一部分分子电离成离子。
以乙酸溶液为例，它的水解电离方程式为：CH3COOH + H2O ⇌CH3COO- + H3O+。
在这个反应中，左右两边溶质的浓度并不相等，而是达到了动态平衡。
四、酸碱水解电离的平衡常数对于酸碱的水解电离反应，我们可以通过平衡常数来描述。
平衡常数（Ka）等于反应物离子浓度乘积与产物离子浓度乘积的比值。
对于酸的电离反应，Ka越大，说明酸的电离程度越高；反之，Ka越小，说明酸的电离程度越低。
第一部分专题十六电离常数、水解常数、溶度积常数巧应用-2025届高考化学二轮复习课件
＝10－13 mol/L，即 Ksp(CdS)＝10－26，错误；B 项，③为 pH 与－lg c (S2－)的
关系曲线，④才是 pH 与－lg c (HS－)的关系曲线，错误；C 项，Ka1＝
c
（H＋）·c （HS－） c （H2S）
，利用曲线
④上的任意一点，如点(1.6，6.5)推知，pH
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已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18，Ksp[Fe(OH)2]＝5.0×10－17；H2S 电离常数 分别为 Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。
①在弱碱性溶液中，FeS 与 CrO42－ 反应生成 Fe(OH)3、Cr(OH)3 和单质 S，其离子方程式为________。
[答案] 10
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4．[2022·江苏卷，14(1)]纳米 FeS 可去除水中微量六价铬[Cr(Ⅵ)]。在 pH ＝4～7 的水溶液中，纳米 FeS 颗粒表面带正电荷，Cr(Ⅵ)主要以 HCrO－4 、 Cr2O27－ 、CrO24－ 的形式存在，纳米 FeS 去除水中 Cr(Ⅵ)主要经过“吸附→ 反应→沉淀”的过程。
。
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真题再研
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考向一 Ka、Kb、Kh 的计算及应用 1．(2023·浙江 1 月考，13)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料。工业废水 中的甲酸及其盐，通过离子交换树脂(含固体活性成分 R3N，R 为烷基)因静 电作用被吸附回收，其回收率(被吸附在树脂上甲酸根的物质的量分数)与废 水初始 pH 关系如图(已知甲酸 Ka＝1.8×10－4)，下列说法不正确的是( )
实验Ⅱ：往 20 mL 0.10 mol·L－1 NaHC2O4 溶液中滴加 0.10 mol·L－1 CaCl2 溶液。
高考化学(全国通用)：弱电解质的电离平衡(PPT讲解版)
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弱电解质的电离平衡的知识点特点
一、【简单好懂，抓好细节】 知识点相对简单，好理解 常考细节，需抓好关键点 二、【弄清原理，举一反三】 积累电离平衡移动的情形 题型较固定，变化不大 弄清原理是关键，举一反三
使用说明-内容说明
PART 1
构建弱电解质的电离平衡知识网络图
4、意义：衡量弱电解质的电离程度 （1）电离常数越大，弱电解质的电离程度越大 （2）相同温度和浓度的弱酸（碱），电离常数越大，酸（碱）性越强。
如：在25℃时，HNO2的K=4.6×10 -4，CH 3COOH的K=1.8×10 -5，HNO 2的酸性比CH 3COOH的强
电离度
1、概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质 总分子数的百分比。
Ka
=
c(H c(
) c(N HN)
)
ROH(弱碱) R OH
Kb
c(R )gt;>Ka2>>K
a3
H2CO3 H HCO3
注意：
HCO3
H CO32
K a1
c(H ) c(HCO3 ) c(H 2CO3)
Ka2
c(H ) c(CO32 ) c(HCO3 )
答案解析1
1．关于强、弱电解质叙述正确的是（ꢀꢀ） A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱
解析： A．氯化氢为强电解质，但氯化氢为共价化合物，氢氧化铝为弱电解质，但它是离子化合物，故A错误； B．硫酸钡为强电解质，难溶于水，醋酸为弱电解质，易溶于水，故B错误； C．强电解质在水中完全电离，不存在溶质分子，弱电解质在水中部分电离，存在溶质分子，故C正确； D．水溶液中导电能力与自由移动的电荷浓度有关，与强弱电解质无关，故D错误。 故选C．
2021届高三化学大一轮复习课件———专题8第26.1讲 水的电离与水的离子积常数(共21张PPT)
HA是弱酸，酸电离产生的H＋对水的电离平衡起抑制作用，在a→b过程中， 酸被碱中和，溶液中酸电离产生的c(H＋)减小，其对水的电离的抑制作用减 弱，同时生成的弱酸弱碱盐(BA)对水的电离起促进作用，故a→b过程中水 的电离程度始终增大，D项正确。
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辨析易错易混∙正误判断
(1)温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等( × ) (2)100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性( × ) (3)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，Kw不变( × ) (4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( × )
解析 水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热，所以温度升高，水的电离 程度增大，离子积增大。
(2)在t1 ℃时，测得纯水中的c(H＋)＝2.4×10－7 mol·L－1，则c(OH－)为 2.4× 10－7 mol·L－1 。该温度下，测得某H2SO4溶液中c(SO42－)＝5×10－6 mol·L－1， 该溶液中c(OH－)＝ 5.76×10－9 mol·L－1。
温度/℃
14
Kw
1×10－12
试回答下列问题： (1)若25＜t1＜t2，则Kw ＞ (填“＞”“＜”或“＝”)1×10－14，做出此判断的 理由是 水的电离是吸热过程，升高温度，平衡向正反应方向移动，c(H＋)增 大，c(OH－)增大，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，Kw增大 。
_减__小__ _增__大__ _增__大__ _减__小__
_增__大__ _减__小__ _减__小__ _增__大__
温度
升温 降温
其他：如加入Na
_正__
_增__大__ _增__大__ _增__大__ _增__大__
新高考新教材高考化学一轮总复习热点专攻20水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用pptx课件
2-
Ca2+(aq)+CO3 (aq)
正向移动,溶液中钙离子浓度增大,C 错误;由题干可知,Ksp(CaCO3)=3.4×10-9,
Ksp(CaSO4)=4.9×10-5,碳酸钙比硫酸钙更难溶,加入硫酸钠后碳酸钙不会转化
成硫酸钙,D 错误。
4.(2023·浙江 6 月选考卷)草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小组做如下两组实验:
-5
5.4×10
-2
2HC2O4 +Ca2+
-9
5.4×10 ×2.4×10
(H2 C2 O4 )·(H+ )·(C2 O4 )
2(Ca2+ )·(C2 O4 )·2 (C2 O4 )·(H+ )
=
1
6
5
×
10
≈4.2×
10
,
2.4
CaC2O4↓+H2C2O4,
=
a2
sp
a1 ·
实验Ⅰ:往 20 mL 0.1 mol·L-1 NaHC2O4 溶液中滴加 0.1 mol·L-1 NaOH 溶液。
实验Ⅱ:往 20 mL 0.1 mol·L-1 NaHC2O4 溶液中滴加 0.1 mol·L-1 CaCl2 溶液。
[已知:H2C2O4 的电离常数a 1 =5.4×10-2,a 2 =5.4×10-5,Ksp(CaC2O4)=2.4×10-9,溶
W
Kh= 。
a1
热点精练
题型1 利用电离常数计算水解常数
HSO3 +H+的电离常数a 1 =1×10-2,则该温度下 NaHSO3
1.(1)25 ℃时,H2SO3
水解反应的平衡常数 Kh=________;若向
《第三节_盐类的水解——离子浓度大小比较》PPT课件
( A )
17
【课堂练习】单一
3.下列叙述正确的是 A. 0.1mol/L氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
( BC )
B. 10mL 0.02mol/L HCl溶液与10mL 0.02mol/L
Ba(OH)2溶液充分混合后溶液体积为20mL，则pH=12
C. 在0.1mol/LCH3COONa溶液中，
c(OH-) =c(CH3COOH)+c(H+)
D. 0.1mol/L某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，
c(Na+) =2c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)
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三、两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较 ※※关注混合后溶液的酸碱性 混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的 情况，一般判断原则是： 若溶液中有酸或碱存在，要考虑酸和碱的电离， 即溶液相应地显酸性或碱性； 若溶液中的溶质仅为盐，则考虑盐水解情况； 对于特殊情景要按所给的知识情景进行判断。
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【课堂练习】单一
1.在0.1mol/L Na2CO3溶液中，下列关系正确的是
A.c(Na+)=2c(CO32-)
B. c(OH-)=2c(H+) C. c(HCO3-)>c(H2CO3) D. c(Na+)<c(CO32-)+c(HCO3-)
( C )
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【课堂练习】单一
2. 已知某温度下0.1mol/L的某弱酸盐NaHB溶液中 c(H+)>c(OH-),则下列有关说法或关系一定正确的是 ①HB-的水解程度小于HB－的电离程度； ②c(Na+)=0.1mol/L≥c(B2-); ③溶液的pH=1; ④c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH-) A. ② B. ② ③ C. ② ④ D. ① ② ③
高中化学课件【水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用】
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解析 NaOH 电离出的 OH－抑制水的电离，Na2SO3 电离出的 SO23－水解促进水 的电离。
SO23－＋H2O HSO3－＋OH－ Kh＝[HS[OS－3O]23[－O]H－]＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8 mol·L－1
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2.常温下，向1 L 0.1 mol·L－1 H2A溶液中逐滴加入等 浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质 的量分数与溶液pH的关系如图，下列说法中正确的 是 A.Na2A 的水解离子方程式为：A2－＋H2O HA－＋OH－，HA－＋H2O H2A
＋OH－
√B.室温下，Na2A水解平衡常数Kh＝10－11 mol·L－1
解析 NaH2PO4的水解常数 Kh＝[H3[PHO2P4]O[O－4 H] －]＝KKaw1＝17..01××1100－－134 mol·L－1≈1.4×10－12 mol·L－1，Ka2＞Kh， 即 H2PO－4 的电离程度大于其水解程度，因而 pH＜7。
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(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈_碱___(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与 Kh的相对大小，说明判断理由：_N_a_2_H_P_O__4的__水__解__常__数__K__h＝__[_H__2[P_HO_P_－ 4O_]_[24O_－_H]_－__] ___ ＝__KK__aw2_＝__16_..0_2×_×_1_10_0－_－_184__m_o_l_·_L_－_1_≈__1_.6_1_×__1_0_－__7_m_o_l_·L__－_1_，__K_h＞ __K__a3_，__即__H__P_O_42_－_的__水__解_ _程__度__大__于__其__电__离__程__度__，__因__而__N_a_2_H_P_O__4溶__液__显__碱__性___。