高2021届高2018级高中化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡核心素养提升29四大平衡常数
2021届化学高考新课标化学总复习课件：第八章水溶液中的离子平衡8-1优质课件PPT
2．下列有关电离平衡的叙述正确的是( ) A．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡 就会发生移动 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．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子 的浓度相等 D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等 [答案] A
a．少量Cl2通入到过量的Na2CO3溶液中： __________________________________ __________________________________。
b．Cl2与Na2CO3按物质的量之比1∶1恰好反应： __________________________________ __________________________________。 c．少量CO2通入到过量的NaClO溶液中： __________________________________ __________________________________。
2．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7， Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因(从电离平 衡的角度解释)： _____________________________________。 [答案] 第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作 用
角度一：电离平衡常数的影响因素及应用 1．下列关于电离常数的说法正确的是( ) A．电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大 B．CH3COOH的电离常数表达式为 Ka＝cHc＋C·cHC3CHO3COOHO －
[答案] C
2．相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确
的是( )
酸
HX
HY
HZ
电离常数K 9×10－7 9×10－6 1×10－2
2018年新课标i高考化学复习第8章水溶液中的离子平衡历年考点知识点例题解析
第八章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
第一部分 第八章 水溶液中的离子平衡
走向高考 ·高考总复习 ·人教版 ·化学 第一部分 第八章 水溶液中的离子平衡
走向高考 ·高考总复习 ·人教版 ·化学
弱电解质的电离平衡及其影响因素
【知识梳理】
1．强电解质和弱电解质 (1)本质区别 强、弱电解质的本质区别是在①__水__溶__液__中是否完全电 离。
第一部分 第八章 水溶液中的离子平衡
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[解析] 醋酸中存在电离平衡：CH3COOH⇋CH3COO－＋H＋， 加水稀释 10 倍，若不考虑电离平衡移动，溶液中 c(H＋)变为原来的 十分之一，pH 增大 1 个单位，但稀释过程中电离平衡正向移动，H ＋的物质的量增多，所以 pH 变化不足 1 个单位，即 pH<(a＋1)，A 错误；加入 CH3COONa 固体，c(CH3CO O－)增大，平衡逆向移动， c(H＋)减小，pH 增大，pH 有可能变为(a＋1)，B 正确；加入 0.2 mol·L －1 盐酸，虽然 c(H＋)增大，平衡逆向移动，但是 c(H＋)比原来的大， pH 减小，C 错误；由于弱电解质的电离过程吸热，所以升高温度， 平衡正向移动，c(H＋)增大，pH 减小，D 错误。
第一部分 第八章 水溶液中的离子平衡
走向高考 ·高考总复习 ·人教版 ·化学
【易错警示】
1．酸的强弱与导电能力不一定一致，不能误认为强酸溶 液的导电能力一定强。溶液的导电能力决定于溶液中离子浓度 和所带电荷的多少。
2．弱电解质稀溶液稀释过程中，溶液中离子浓度不一定 都减小，如弱酸稀释时，溶液中c(OH－)增大。
2018高考化学一轮(人教版课件)：第八章 水溶液中的离子平衡 第1课时
②硫酸
③NaOH 固体 B．③⑥ D．③⑤
④水
⑤加热
⑥ 加入少量
化 学
MgSO4 固体 A．①②③⑤ C．③
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必考内容 第八章 水溶液中的离子平衡
(3)外界条件对电离平衡的影响
①内因：弱电解质本身的性质。
②外因：浓度、温度、加入试剂等。 外界条件
人 教 版
电离平衡移动方向 向______ 右 移动 向______ 右 移动 左 移动 向______ 向______ 右 移动
电离程度变化
温度
升高温度
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必考内容 第八章 水溶液中的离子平衡
[解析]
人 教 版
弱电解质在水分子的作用下即可发生电离，不需要通电，A 错误；
化 学
醋酸达到电离平衡时，存在 CH3COOH CH3COO － ＋ H ＋ 的动态平衡，即有 CH3COO－和 H＋生成 CH3COOH，B 错误；共价化合物不一定是弱电解质，例如 HCl、H2SO4 等都是强电解质，故 C 错误。
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必考内容 第八章 水溶液中的离子平衡
4． (2016· 北京海淀区模拟)稀氨水中存在着下列平衡： NH3· H2O NH4 ＋OH
－
＋
，若要使平衡向逆方向移动，同时使 c(OH－)增大，应加入适量的物质或采取的
措施是 导学号 25471045 ( C ) ①NH4Cl 固体
人 教 版
人 教 版
＋
2－
化 学
②弱电解质
－ ＋ CH COOH CH COO ＋ H 3 3 a. 一元弱酸，如 CH3COOH：__________________________________ 。
高考化学大一轮复习课时提升作业 二十六 第八章 水溶液中的离子平衡8.1 含解析
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课时提升作业二十六弱电解质的电离(45分钟100分)一、选择题(本题包括7小题，每题6分，共42分)1.25℃时，0.1 mol·L-1的HA溶液中=1010，以下说法正确的是( )A.由水电离出来的c(H+)=1.0×10-13mol·L-1B.加水稀释HA的过程中，随着水量的增加而增大C.0.1 mol·L-1的盐酸和0.1 mol·L-1的HA溶液分别加水稀释10倍：pH(HA)>pH(盐酸)D.与等浓度等体积NaOH溶液反应后的溶液中：c(HA)+c(A-)=0.1 mol·L-1【解析】选C。
25℃，K w=c(H+)·c(OH-)=10-14，=1010可得c(H+)=10-2mol·L-1，pH=2，由水电离出来的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1，A 错误；加水稀释时，平衡向右移动，减小，B错误；0.1 mol·L-1的盐酸(pH=1)和0.1 mol·L-1的HA(pH>1)溶液分别加水稀释10倍后，盐酸的pH=2，HA的pH>2，C正确；与等浓度等体积NaOH溶液反应，由于溶液的体积增大，所以反应后的溶液中：c(HA)+c(A-)<0.1 mol·L-1，D错误。
【加固训练】在0.1 mol·L-1NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH 3+H2O NH3·H2O N+OH-。
下列叙述中正确的是( )A.加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，N浓度增大，平衡逆向移动B.加入少量NaOH固体，OH-与N结合生成NH3·H2O，使N浓度减小，平衡正向移动C.加入少量0.1 mol·L-1NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c(OH-)减小D.加入少量MgSO4固体，溶液pH增大【解析】选C。
最新-2021版高考化学一轮总复习课件：第八章 水溶液中的离子平衡 第2讲 精品
考点二 溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性 (1)溶液的酸碱性是由溶液中 c(H＋)与c(OH－)相对大小 决定的。 ①c(H＋) > c(OH－)，溶液呈酸性：且c(H＋)越大，酸性越强。 ②c(H＋) ＝ c(OH－)，溶液呈中性。 ③c(H＋) < c(OH－)，溶液呈碱性；且 c(OH－) 越大，碱性越强。
为 H2O＋H2O H3O＋＋OH－ 或 H2O H＋＋OH－
。
2．水的离子积常数
Kw＝ c(H＋)·c(OH－)
。
(1)室温下：Kw＝ 1×10－14
(2)影响因素：只与 温度
。 有关，升高温度，Kw 增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的 电解质
水溶液。
(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不 变，Kw不变。
考点研析 题组冲关 体验高考 演练提升
课时规范训练
第 2 讲 溶液的酸碱性 酸碱中和滴定
[考纲要求] 1.了解溶液pH的定义。 2.了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 3.能根据实验试题要求分析或处理实验数据，得出合理 结论。
考点一 水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，水的电离方程式
(4)用pH试纸测得某溶液的pH为3.4( ) (5)用湿润的pH试纸测溶液的pH，一定影响测量结果( ) (6)能使pH试纸显红色的溶液呈酸性( ) (7)某同学用pH试纸测定氯水的pH为3( ) 提示：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)√ (7)×
题组1 溶液的酸、碱性判断 1．判断下列溶液在常温下的酸碱性(在括号中填“酸性”、 “碱性”或“中性”)。 (1)相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( ) (2)相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( ) (3)相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( ) (4)pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( ) (5)pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )
高考化学总复习 第8章 水溶液中的离子平衡教师用书 新人教版(2021年最新整理)
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第八章水溶液中的离子平衡考点一弱电解质的电离一、掌握电离方程式的书写1．弱电解质（1）一元弱酸,如CH3COOH：CH3COOH H＋＋CH3COO－.（2)多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3H＋＋错误!、错误!。
(3）多元弱碱，分步电离，一步书写,如Fe（OH）3:Fe（OH）3Fe3＋＋3OH－。
2．酸式盐在水溶液中，强酸的酸式盐完全电离,弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。
如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4NaHCO3:NaHCO3===Na＋＋HCO－，3[注意] 在熔融状态时NaHSO4===Na＋＋HSO错误!.二、理解电离平衡的建立及其特征1．电离平衡的建立(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［基点小练］1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”)。
（1）弱电解质溶液中存在溶质分子，而强电解质溶液中不存在溶质分子（√）(2)AgCl的水溶液不导电，而CH3COOH的水溶液能导电,故AgCl是弱电解质,CH3COOH是强电解质（×）（3）由0。
高三化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡教案
第八章水溶液中的离子平衡第一节弱电解质的电离复习目标：1、巩固对电解质、强弱电解质概念的理解。
2、了解弱电解质电离平衡的建立及移动的影响因素。
3、能对溶液的导电能力判断及对强弱酸碱进行比较。
基础知识：一、强电解质与弱电解质的区别（一）电解质和非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物。
【注意】1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。
2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。
如：SO2、SO3、CO2、NO2等。
3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。
4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以“水合离子”或“水合分子”的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。
（二）强电解质和弱电解质强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。
则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。
则弱电解质溶液中存在电离平衡。
【注意】1．强、弱电解质的范围：强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐弱电解质：弱酸、弱碱、水2．强、弱电解质与溶解性的关系：电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。
一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。
如：BaSO4、BaCO3等。
3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。
强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。
而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。
4．强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。
最新-2021版高考化学一轮总复习课件：第八章 水溶液中的离子平衡 第3讲 精品
(3)现用某未知浓度(设为 c′)的 CH3COOH 溶液及其他仪器、 药品，通过实验测定一定温度下 CH3COOH 的电离平衡常数，需 测定的数据有(用简要的文字说明)：
(注：以上问题用离子方程式说明) 解析：pH大于7是由于酸根离子水解呈碱性，pH小于7是由 于弱碱阳离子水解呈酸性。
答案：Rn－＋H2O HR(n－1)＋OH－ Mm＋＋mH2O M(OH)m＋mH＋
盐类水解离子方程式的书写要求 1．一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“ ” 表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓” 和“↑”表示水解产物。
1．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是( )
①HCl＋H2O H3O＋＋Cl－ ②AlCl3＋3H2O===Al(OH)3＋3HCl
③Na2CO3＋2H2O
H2CO3＋2NaOH
④碳酸氢钠
2－ 3
＋H3O＋
⑤NH4Cl溶于D2O中：NH
＋
4
＋D2O
NH3·D2O
2．多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分 步表示。
3．多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。 4．水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度 较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
题组2 对盐类水解实质及规律的考查 3．相同温度、相同浓度下的八种溶液，其pH由小到大的顺 序如图所示。图中①②③④⑤代表的物质可能分别为( )
4．(1)现有0.1 mol·L－1的纯碱溶液，用pH试纸测定溶液的
2021年高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的
2021年高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的m watching TV. Do you want to join me for dinner?My parents aren’t at home. We can eat out.2021年高考化学一轮综合复习第八章水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡本章笔答题答题语言再规范练习1．在80℃时，纯水的pH值小于7，为什么？答案室温时，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol・L－1，又因水的电离(H2O??H＋＋OH－)是吸热过程，故温度升高到80℃，电离程度增大，致使c(H＋)＝c(OH－)>10－7mol・L－1，即pH＜7。
2．甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol・L－1和0.1mol・L－1，则甲、乙两瓶氨水中c(OH－)之比小于(填“大于”“等于”或“小于”)10。
请说明理由。
答案甲瓶氨水的浓度是乙瓶氨水的浓度的10倍，故甲瓶氨水的电离程度比乙瓶氨水的电离程度小，所以甲、乙两瓶氨水中c(OH－)之比小于10。
3．(1)若在空气中加热MgCl2・6H2O，生成的是Mg(OH)Cl或MgO，写出相应反应的化学方程式：MgCl2・6H2O===Mg(OH)Cl＋HCl↑＋5H2O↑，MgCl2・6H2OMgO＋2HCl↑＋5H2O↑或Mg(OH)ClMgO＋HCl↑。
用电解法制取金属镁时，需要无水氯化镁。
在干燥的HCl气流中加热MgCl2・6H2O时，能得到无水MgCl2，其原因是在干燥的HCl气流中，抑制了MgCl2的水解，且带走MgCl2・6H2O受热产生的水蒸气，故能得到无水MgCl2。
(2)Mg(OH)2沉淀中混有的Ca(OH)2应怎样除去？写出实验步骤。
答案加入MgCl2溶液，充分搅拌，过滤，沉淀用水洗涤。
My friends and I enjoyed ourselves on the trip. I would like to advise itto anyone.- 1 - / 4m watching TV. Do you want to join me for dinner?My parents aren’t at home. We can eat out.4．为了除去CuSO4溶液中的FeSO4，其操作是滴加H2O2溶液，稍加热；当Fe2＋完全转化后，慢慢加入Cu2(OH)2CO3粉末，搅拌，以控制pH＝3.5；加热煮沸一段时间，过滤，用稀硫酸酸化滤液至pH＝1。
高考化学一轮总复习课件第八单元 水溶液中的离子平衡 (共566张PPT)
二、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子 的速率 和 的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态,叫作电离 平衡。 2.电离平衡的特点 弱电解质的电离是一个可逆过程,存在着电离平衡。 电离平衡是 一种特殊的化学平衡。它符合化学平衡的一切特征。 (1)动——电离平衡是相对的、有条件的动态平衡。
外因: (1)浓度:浓度越大,电离程度 衡 移动,而离子浓度一般会 (2)温度:温度越高,电离程度 热过程。 (3)外加试剂:
。 在稀释溶液时,电离平 。 ,这是因为电离是
a.酸碱效应:弱酸溶液中加强酸,或弱碱溶液中加强碱,均 弱电解质的电离;弱酸溶液中加强碱,或弱碱溶液中加强酸,均 弱电解质的电离。 b.同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离 子的电解质,会 电解质的电离。
c.能反应的离子:加入能与电解质电离出来的离子发生反应的 另一物质,会 电解质的电离。
4.电离常数 在一定条件下,弱电解质的电离达到平衡时,溶液中电离出的各 种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数,这 个常数叫电离平衡常数,简称电离常数,用 K 表示(弱酸——Ka;弱碱 ——Kb)。
(1)表达式:对于电离过程 AB A++B-,
K=
。 (2)电离平衡常数只与 有关,温度不变,K 值不变。
(3)电离常数表达式中各组分浓度是指电离达到平衡后的 的值,而不是初始值。 (4)一般来说,稀溶液中 H2O 的浓度可视为常数,不写入电离常数 表达式中。
(5)多元弱酸的电离平衡常数大小一般为 K1≫K2≫K3,溶液酸性主 要由 步电离决定。 (6)同温、同体积、同浓度的弱酸电离常数越大,达到电离平衡 时电离出的 H+越 ,酸性越 ;反之,酸性越 。
2021届高考化学一轮专项提升：水溶液中的离子平衡
2021届高考一轮复习化学水溶液中的离子平衡一、选择题1．将c mol/L氨水滴入10 mL 0.1 mol/L盐酸中,溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。
下列有关说法正确的是()A.c=0.1B.25 ℃时,NH4Cl的水解常数=(10c-1)×10-7C.水的电离程度:B>C>A>DD.B点:c(NH3·H2O)+c(H+)=c(OH-)2．乙二胺(H2NCH2CH2NH2)与NH3相似,其水溶液呈碱性,25 ℃时,向10 mL 0.1 mol·L-1乙二胺溶液中滴加0.1 mol·L-1盐酸,各组分的物质的量分数δ随溶液pH的变化曲线如图所示,下列说法错误的是()A.混合溶液呈中性时,滴加盐酸的体积小于10 mL(H2NCH2CH2NH2)的数量级为10-8B.K b2C.a点处的溶液中:c(H+)+3c[(H3NCH2CH2NH3)2+]=c(OH-)+c(Cl-)D.水的电离程度:a>b3．已知常温下浓度为0.1 mol·L－1的下列溶液的pH如下表所示：溶质NaF NaClO Na2CO3pH7.59.711.6A．加热0.1 mol·L－1 NaClO溶液测其pH，pH小于9.7B．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，存在关系：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(H2CO3)C．根据上表数据得出三种酸电离平衡常数大小关系为HF>HClO>H2CO3(一级电离平衡常D ．pH ＝2的HF 溶液与pH ＝12的NaOH 溶液以体积比1∶1混合，则有c (Na ＋)＝c (F－)>c (H ＋)＝c (OH －)4．常温下，将足量的CO 2慢慢通入一定体积某浓度的NaOH 溶液中，溶液的pH 随CO 2体积的变化曲线如图所示(气体体积已换算成标准状况；不考虑过量的CO 2在水中的溶解和反应过程中溶液体积的变化)。
高考化学总复习 第8章 水溶液中的离子平衡课件 新人教版
D项正确。
答案：D
【专项训练】 1． 将 pH＝2 的盐酸和 pH＝12 的氨水等体积混合后， 在所 得的混合溶液中，下列关系式正确的是(
－ ＋ A．c(Cl－)＞c(NH＋ 4 )＞c(OH )＞c(H ) ＋ － ＋ －
)
B．c(NH4 )＞c(Cl )＞c(H )＞c(OH )
－ ＋ － C．c(NH＋ ) ＞ c (Cl ) ＞ c (H ) ＞ c (OH ) 4
c(A－)＞c(M＋)＞ c(H＋)＞c(OH－)
3.若酸HA与碱MOH等体积混合溶液呈中性 c(HA) 与
c(H＋) c(OH－)
酸与
碱大小
HA MOH
强 强 弱 强 弱 强
c(MOH) 大小 ＝ ＜ ＞
离子浓度
大小顺序 c(A－)＝c(M
＋)
＝ ＞ ＜
＞c(OH－
)＝c(H＋)
4.强酸溶液 (pH＝a)与强碱溶液 (pH＝b)完全中和时的体积 比 由 n(H＋)＝n(OH－) V 酸· c(H )酸＝V 碱· c(OH )碱 V酸 cOH 碱 10pH 14 10b 14 ＝ ＝ －pH ＝ －a ＝10a＋b－14 ＋ V碱 cH 酸 10 10
＋ ＋ － ＋
)。(3)升温促进水的电离，即升温 KW 增大，t℃时 KW＞1×10 ，即 t℃＞25℃；NaOH 溶液中 n(OH－)＝0.01 a mol，H2SO4
＋ －
－14
中 n(H )＝ 0.1 b mol ，根据混合后溶液 pH＝ 10 ，得 10 3＝ 0.01 a－0.1 b ，解得 a∶b＝101∶9。 a＋b
必修部分
第八章 水溶液中的离子平衡
专题大舞台
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素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度,是可以调控的。
能多角度、动态地分析化学反应,运用化学反应原理解决实际问题。
”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段,有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点,在理解上一定抓住,各平衡常数都只与电解质本身和温度有关,而与浓度、压强等外界条件无关。
1.四大平衡常数对比电离常数(K a、K b)水的离子积常数(K w) 难溶电解质的溶度积常数(K sp)盐类的水解常数(K h)概念在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数,这个常数称为电离常数一定温度下,水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为一个常数在一定温度下,当盐类水解反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数,这个常数就是该反应的盐类水解平衡常数表(1)对于一元弱酸HA：K w＝c(OH－)·M m A n的饱以NH＋4＋达 式HA H ＋＋A －,电离常数K a ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －,电离常数K b ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）c (H ＋)和溶液： K sp ＝c m (M n＋)·c n (A m －)H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋为例影响 因素只与温度有关,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盐的水解程度随温度的升高而增大,K h随温度的升高而增大2.“四大常数”间的两大等式关系 (1)K W 、K a (K b )、K sp 、K h 之间的关系 ①一元弱酸强碱盐：K h ＝K W /K a ； ②一元弱碱强酸盐：K h ＝K W /K b ； ③多元弱碱强酸盐,如氯化铁： Fe 3＋(aq)＋3H 2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H ＋(aq)K h ＝c 3(H ＋)/c (Fe 3＋)。
将(K W )3＝c 3(H ＋)×c 3(OH －)与K sp ＝c (Fe 3＋)×c 3(OH －)两式相除,消去c 3(OH －)可得K h ＝(K W )3/K sp 。
(2)M(OH)n 悬浊液中K sp 、K w 、pH 间关系,M(OH)n (s)M n ＋(aq)＋n OH －(aq)K sp ＝c (M n ＋)·c n (OH －)＝c （OH －）n ·c n(OH －)＝c n ＋1（OH －）n ＝1n (K w 10－pH )n ＋1。
[题型专练]1.(2018·银川模拟)下列有关说法中正确的是( )A.某温度时的混合溶液中c (H ＋)＝K w mol·L －1,说明该溶液呈中性(K w 为该温度时水的离子积常数)B.由水电离出的c (H ＋)＝10－12mol·L －1的溶液中：Na ＋、Ba 2＋、HCO －3、Cl －可以大量共存C.已知K sp (AgCl)＝1.56×10－10,K sp (Ag 2CrO 4)＝9.0×10－12,向含有Cl －、CrO 2－4且浓度均为0.010 mol·L －1溶液中逐滴加入0.010 mol ·L －1的AgNO 3溶液时,CrO 2－4先产生沉淀D.常温下pH ＝7的CH 3COOH 和NaOH 混合溶液中,c (Na ＋)>c (CH 3COO －) 试题解析 该混合溶液中c (H ＋)＝K W mol·L －1,可得c 2(H ＋)＝K W ＝c (H ＋)·c (OH －), c (H ＋)＝c (OH －),则溶液呈中性,A 正确；由水电离出的c (H ＋)＝10－12mol·L －1的溶液中,存在大量H ＋或OH －,HCO －3在溶液中一定不能大量共存,B 错误；析出沉淀时,AgCl 溶液中c (Ag ＋)＝K sp （AgCl ）c （Cl －）＝1.56×10－100.01mol·L －1＝1.56×10－8mol·L －1,Ag 2CrO 4溶液中c (Ag ＋)＝K sp （Ag 2CrO 4）c （CrO 2－4）＝9.0×10－120.01mol·L －1＝3×10－5mol·L －1,所需c (Ag ＋)越小,则先生成沉淀,两种阴离子产生沉淀的先后顺序为Cl －、CrO 2－4,即Cl －先产生沉淀,C 错误；D.常温下pH ＝7的CH 3COOH 和NaOH 混合溶液中,c (H ＋)＝c (OH －),根据电荷守恒可知：c (Na ＋)＝ c (CH 3COO －),D 错误。
参考答案 A2.室温下,H 2SO 3的电离平衡常数K a1＝1.0×10－2、K a2＝1.0×10－7。
(1)该温度下NaHSO 3的水解平衡常数K h ＝________,NaHSO 3溶液的pH________(填“＞”、“＜”或“＝”)7；若向NaHSO 3溶液中加入少量I 2,则溶液中c （H 2SO 3）c （HSO －3）将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)0.1 mol/L Na 2SO 3溶液的pH ＝________,从平衡移动的角度解释SO 2－3的K h1＞K h2。
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试题解析 (1)K a1＝c （HSO －3）·c （H ＋）c （H 2SO 3）,由HSO －3＋H 2O H 2SO 3＋OH －,K h＝c （H 2SO 3）·c （OH －）c （HSO －3）＝c （H 2SO 3）·c （OH －）·c （H ＋）c （HSO －3）·c （H ＋）＝K w K a1＝1.0×10－12＜K a2,这说明HSO －3的电离能力强于水解能力,故溶液显酸性,pH ＜7；当加入少量I 2时,＋4价的硫元素被氧化,溶液中有硫酸(强酸)生成,导致溶液的酸性增强,c(H＋)增大,c(OH－)减小,但因温度不变,故K h不变,则c（H2SO3）c（HSO－3）增大。
(2)同理可求出K h1＝K wK a2＝1.0×10－7,Na2SO3溶液的碱性主要由SO2－3的一级水解决定,设溶液中c(OH－)＝x mol/L,则c(HSO－3)≈x mol/L、c(SO2－3)＝0.1 mol/L－x mol/L≈0.1 mol/L,利用水解平衡常数易求出x＝1.0×10－4mol/L,pH＝10。
一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用,导致二级水解程度降低。
参考答案(1)1.0×10－12＜增大(2)10一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用3.(2018·湖北联考)已知K、K a、K w、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是________(双选；填选项字母)。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度b.它们的大小都随温度的升高而增大c.常温下,CH3COOH在水中的K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad.一定温度下,在CH3COONa溶液中,K w＝K a·K h(2)25 ℃时,将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－),则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b＝________。
(3)25 ℃时,H2SO3HSO－3＋H＋的电离常数K a＝1×10－2mol·L－1,则该温度下pH＝3、c(HSO－3)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝________。
(4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)ΔH<0该反应的平衡常数表达式K＝________；已知1 100 ℃时,K＝0.25,则平衡时CO的转化率为________；在该温度下,若测得高炉中c(CO2)＝0.020 mol·L－1,c(CO)＝0.1 mol·L－1,则此时反应速率是v正________v逆(填“>”“<”或“＝”)。
(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp分别为8.0×10－38、1.0×10－11,向浓度均为0.1 mol·L－1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入碱液,要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋不沉淀,应该调节溶液pH的范围是________。
(已知lg 2＝0.3,离子浓度低于10－5mol·L－1时认为沉淀完全)试题解析(1)对于正反应为放热反应的化学平衡,升高温度,平衡逆向移动,平衡常数减小,b选项错误；温度不变,CH3COOH的电离常数不变,c选项错误。
(2)根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(Cl－)＋c(OH－),因为c(NH＋4)＝c(Cl－),所以c(H＋)＝c(OH－),故溶液显中性。
K b＝c（NH＋4）·c（OH－）c（NH3·H2O）＝5×10－3×10－70.5a－5×10－3＝10－9 a－0.01。
(3)由K a＝c（H＋）·c（HSO－3）c（H2SO3）,代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。
(4)根据方程式可得K＝c（CO2）c（CO）；设开始时c(CO)＝a mol·L－1,平衡时c(CO2)＝bmol·L－1,则ba－b＝0.25,得a＝5b,则平衡时CO的转化率为ba＝b5b×100%＝20%；Q c＝c（CO2）c（CO）＝0.20<0.25,故v正>v逆。
(5)K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－),Fe3＋完全沉淀时c3(OH－)＝8.0×10－3810－5,得c(OH－)＝2×10－11mol·L－1,pH＝3.3,Mg(OH)2开始沉淀时c2(OH－)＝1.0×10－110.1＝1.0×10－10,得c(OH－)＝1×10－5mol·L－1,pH＝9,调节pH范围为[3.3,9)。