高考化学电离、水解、溶解三大平衡解题策略

第七课时三大平衡及相关计算(讲义)高考化学二轮复习方案(化学反应原理部分)

二轮复习方案化学原理部分第六课时溶液中三大平衡及相关计算一、溶液中三大平衡分析1．三大平衡分析判断电离平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋水解平衡(如CH3COONa溶液)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)【对应练习9-6】（2020·天津高考真题）常温下，下列有关电解质溶液的说法错误的是A．相同浓度的HCOONa和NaF两溶液，前者的pH较大，则a aK(HCOOH)>K(HF) B．相同浓度的CH3COOH和CH3COONa两溶液等体积混合后pH约为4.7，则溶液中()()()()-++-3c CH COO>c Na>c H>c OHC ．FeS 溶于稀硫酸，而CuS 不溶于稀硫酸，则sp sp K (FeS)>K (CuS)D ．在-121mol L Na S 溶液中，()()()2---12c S+c HS +c H S =1mol L【答案】A【解析】A ．HCOONa 和NaF 的浓度相同，HCOONa 溶液的pH 较大，说明HCOO －的水解程度较大，根据越弱越水解，因此甲酸的电离平衡常数较小，即K a (HCOOH)＜K a (HF)，错误；B ．相同浓度的CH 3COOH 和CH 3COONa 两溶液等体积混合后pH 约为4.7，此时溶液呈酸性，氢离子浓度大于氢氧根浓度，说明溶液中醋酸电离程度大于水解程度，则醋酸根浓度大于钠离子浓度，则溶液中c (CH 3COO －)＞c (Na +)＞c (H +)＞c (OH －)，正确；C ．CuS 的溶解度较小，将CuS 投入到稀硫酸溶液中，CuS 溶解平衡电离出的S 2−不足以与H +发生反应，而将FeS 投入到稀硫酸后可以得到H 2S 气体，说明K sp (FeS)＞K sp (CuS)，正确；D ．根据溶液中的物料守恒定律，1 mol∙L −1 Na 2S 溶液中所有含S 元素的粒子的总物质的量的浓度为1 mol∙L −1，即c (S 2−)+c (HS －)+c (H 2S)=1 mol∙L −1，正确；综上所述，答案为A 。

化学二轮考点突破：高考非选择题分步突破——溶液中离子平衡简答题的答题思路

高考非选择题分步突破：——溶液中离子平衡简答题的答题思路【考点透析】1．电离平衡与水解平衡的比较电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液)研究对象弱电解质(包括水的电离、多元弱酸的酸式盐)盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐)实质弱电解质的电离盐的水解促进水的电离升高温度促进电离，离子浓度增大，K增大促进水解，水解常数增大加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外)减小，K不变促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，水解常数不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，水解常数不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K不变加入盐酸，促进水解，水解常数不变AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH＞0体系变化条件平衡移动方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高温度向右增大增大增大加水稀释向右不变不变不变加入少量AgNO3向左增大减小不变通入HCl 向左减小增大不变通入H2S 向右减小增大不变【方法总结】溶液中有关离子平衡的简答题思路阅读题目情境的信息，找出核心问题的分析对象，即平衡体系；找出题目信息中与平衡体系变化的有关因素；利用平衡移动原理分析变化的因素对化学平衡移动的影响，即平衡移动方向的判断；说明平衡移动后对实际问题体系产生的影响。

一般用如下模式书写：“……存在……平衡，……(条件)使平衡向……(方向)移动，……(结论)”。

【新题特训】1(2019·泰安二模改编)．双碱法吸收尾气中二氧化硫的过程如下：NaOH溶液①SO2②CaO Na2SO3溶液写出过程①的离子方程式：______________________________________；CaO在水中存在如下转化：CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)从平衡移动的角度，简述过程②NaOH再生的原理：____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ _。

高考化学“四大平衡”知识结构考点归纳!

高考化学“四大平衡”知识结构考点归纳!
1．高中化学常见四大平衡
2．常见四大平衡研究对象
模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。

如：
加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。

模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。

如：加热促进电离，稀释电离度增大。

模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。

如：配制溶液应加入少量酸防止水解。

不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。

模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。

（1）气体的溶解平衡如：当加入
等时平衡会发生移动。

当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。

（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。

知识结构
归纳总结
四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。

归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。

1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上
2.平衡特征相同
3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动
4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行
（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动
（3）减压或稀释
5. 都存在平衡常数K。

专题六选择题专攻1.电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用-2025届高考化学二轮复习课件

4.25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)与溶液中c(H＋)或c(OH－)的关系
举例
由水电离出的 c(H＋)/ ( mol·L－1)
说明
pH＝3的HCl、 CH3COOH溶液 pH＝12的NaOH、 NH3·H2O溶液 pH＝3的AlCl3、FeCl3 溶液
pH＝11的CH3COONa、 Na2CO3、NaHCO3溶液
pH＝a＋n a<pH<a＋n pH＝b－n
b－n<pH<b
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混合溶液pH>7。
溶液Ⅱ中，由B项解析可知c总(HA)＝1.01 c(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。
123456
2.(2023·浙江1月选考，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离子的物质的量分数)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 A.活性成分R3N在水中存在平衡：
02 真题演练
1.(2022·全国乙卷，13)常温下，一元酸HA的Ka(HA)＝1.0×10－3。在某体系中，H＋与A－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总(HA)＝c(HA)＋c(A－)，当达到平衡时，下列叙述正确的是 A.溶液Ⅰ中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)

化学盐的水解与电离解题技巧

化学盐的水解与电离解题技巧一、理解水解和电离的基本概念水解是指盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质的反应。

电离则是电解质在水溶液中离解出自由移动离子的过程。

理解这两个基本概念是解决相关问题的关键。

二、掌握影响盐的水解和电离的因素影响盐的水解的因素有盐的类型、温度、浓度等，其中盐的类型是最主要的因素。

一般来说，强酸弱碱盐或强碱弱酸盐容易发生水解。

温度和浓度也会影响水解的程度。

影响盐的电离的因素则主要是温度和浓度。

三、学会判断盐溶液的酸碱性根据盐的类型和溶液的浓度，可以大致判断盐溶液的酸碱性。

一般来说，强酸强碱盐的溶液呈中性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性，弱酸强碱盐的溶液呈碱性。

对于复杂体系，可以通过加入指示剂等方法判断酸碱性。

四、掌握盐的水解反应机理盐的水解反应机理是理解水解过程的重要环节。

以醋酸钠为例，醋酸钠电离出的醋酸根离子会与水电离出的氢离子结合，生成弱电解质醋酸，从而促使水的电离平衡向右移动，使溶液呈碱性。

五、熟悉盐的电离平衡及其移动规律盐的电离平衡是理解电离过程的基础。

以硫酸为例，硫酸在水中会电离出氢离子和硫酸根离子，达到平衡状态时，氢离子和硫酸根离子的浓度不再发生变化。

如果改变温度、浓度等条件，平衡就会发生移动。

六、掌握影响盐的电离平衡的因素影响盐的电离平衡的因素有温度、浓度等。

一般来说，升高温度会使电离平衡向电离方向移动，降低温度则会使电离平衡向结合方向移动。

增加浓度也会使平衡向电离方向移动，降低浓度则会使平衡向结合方向移动。

七、学会运用平衡移动原理分析问题平衡移动原理是解决盐的水解与电离问题的关键。

当一个可逆反应达到平衡状态时，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、浓度、压强等），平衡就会被打破，向着能够减弱这种改变的方向移动。

在解题过程中，要善于运用平衡移动原理分析问题，从而找到解决问题的方法。

八、熟悉酸碱中和滴定的操作和原理酸碱中和滴定是一种常用的测定溶液酸碱度的方法。

高考电离平衡和水解平衡 -教师

高考电离平衡和水解平衡【高考导航】电解质溶液是高中化学重要的基础理论之一，从近几年的高考试题可以看出，涉及电解质溶液的考点多，重现率高。

其主要热点有：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH 的计算③溶液中离子浓度的大小比较。

一、电离平衡和水解平衡的比较电离平衡水解平衡实例 H 2S 水溶液(0.1mol/L) Na 2S 水溶液(0.1mol/L)研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实质弱酸H ++弱酸根离子弱碱OH —+阳离子离子化速率=分子化速率弱酸根+H 2O 弱酸+OH —弱碱阳离子+H 2O 弱碱+H +水解速率=中和速率程度酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解能量变化吸热吸热表达式电离方程：①②多元弱酸分步电离H 2S H ++HS — HS—H ++S 2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S 2—+H 2O HS —+OH -HS —+ H 2O H 2S+OH -粒子浓度大小比较 c (H 2S)＞c (H +)＞c (HS -)＞c (S 2-) c (Na +)＞c (S 2-)＞c (OH -)＞c (HS -)＞c (H 2S)电荷守恒式c (H +)= c (HS -)+2c (S 2-)+ c (OH -) c (Na +)+ c (H +)= c (HS -)+2c (S 2-)+ c (OH -) 物料守恒式c (H 2S)+c (HS -)+c (S 2-)=0.1mol/L c (H 2S)+c (HS -)+c (S 2-)=0.1mol/L =0.5 c (Na +) 影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓度加水稀释促进电离促进水解通入H 2S 抑制电离生成NaHS加入Na 2S 生成NaHS 抑制水解三、相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较四、掌握三种平衡关系1、弱电解质的电离平衡电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。

电离、水解、溶解三大平衡的核心知识和解题策略

高考化学冲刺的核心知识和解题策略第四讲高考冲刺：电离、水解、溶解三大平衡考点透析北京四中知识结构学法：本章深刻理解平衡的影响因素，牢牢把握好两个字：主、次如：常温下，0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液呈酸性还是碱性？常温下，0.1mol·L-1醋酸pH=3，0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液pH=8一、弱电解质的电离平衡及其移动思考：、、c(H+)、导电性)的1.稀释冰醋酸过程中各量(nH+变化情况：2.等C 等V 的盐酸、醋酸稀释图等H + 浓度、等体积的盐酸、醋酸稀释图例1．在pH相同，体积相等的盐酸A和醋酸溶液B中，分别加入少量且等质量的锌，若反应停止后，有一份溶液中锌有剩余，则正确的判断是①反应所需时间B＞A ②开始时反应速度A＞B③参加反应的锌的质量B＞A ④整个反应阶段平均速度B＞A⑤盐酸中锌有剩余⑥乙酸溶液中锌有剩余⑦盐酸中放氢气多⑧乙酸溶液中放氢气多A．③④⑤⑧B．①③⑥⑦C．①②③⑥D．②③④⑤二．水的电离与水的离子积1.在纯水或水溶液中H2O H++OH—△H>025℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw 100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw思考：1、pH=3的溶液中，由水电离出的C（H+）=？1.0×10－3mol/L或1.0×10－11mol/L2、由水电离出的C（H+）= 1.0×10－11mol/L，pH=？pH=3或112.溶液中酸碱性的判断(1)通过浓度和pH判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：方法一25℃100℃中性溶液c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6酸性溶液c(H+)>c(OH-) pH<7 pH<6碱性溶液c(H+)<c(OH-) pH>7 pH>6 3．关于简单pH的计算(1)酸、碱溶液稀释后的pH(2)酸或碱溶液的pH计算(3)酸、碱混合后的pH计算①两种强酸混合。

化学电离平衡与水解平衡解题方法之我见

４．盐类水解规律及应用（１）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。（２）大多数盐水解程度较小，多元弱酸的酸根分步水解，以第一步水解
为主。
（１）对于ｂ这种写法要与醋酸跟的水解方程式ＣＨ，ＣＯＯ一＋Ｈ０
理，若加入Ｂ，则Ａ的转化率增加，Ｂ的转化率减小。所以在醋酸中加水稀释，则醋酸的转化率增加，也就是醋酸的电离程度增大。所以加水稀释促进醋酸的电离。而增加醋酸的浓度。如增加冰醋酸。醋酸的转化率减小，抑制醋酸的电离。
ＨＳ
＋Ｈ２Ｏ
Ｈ２Ｓ＋ＯＨ
①根据物料守恒：（钠与硫的物质的量２：１）［Ｎａ］＝２［ｓ］＋２［ＨＳ］＋２［ＨＳ］，所以Ａ错②根据电荷守恒：［Ｎａ］＋［Ｈ］＝２［ｓ］＋［ＨＳ］＋［ＯＨ］．所以Ｂ正确。根据质子守恒（或① 、 ②两式相减）。［ＯＨ一］＝［ＨＳ一］＋［Ｈ］＋２［ＨＳ］，所以Ｄ错误。答案为Ａ、Ｄ。
【关键词】电离平衡
水解平衡电荷守恒物料守恒 Nhomakorabea质子守恒
＋【ＨＳＪ
一
、
电离平衡与水解平衡的平衡移动
很多同学对于如何抑制平衡与促进平衡判断不好，这一部分在高考中

高考电离平衡和水解平衡

电离平衡和水解平衡高考热点：①外界条件的改变对电离平衡、水解平衡的影响②酸、碱混合后溶液的酸碱性的判断及pH的计算③溶液中离子浓度的大小比较。

一、电离平衡和水解平衡的比较电离平衡（吸热）水解平衡（吸热）实例H2S水溶液(0.1mol/L)Na2S水溶液(0.1mol/L)研究对象弱电解质（弱酸、弱碱、水）强电解质（弱酸盐、弱碱盐）实质弱酸H++弱酸根离子弱碱OH—+阳离子离子化速率=分子化速率弱酸根+H2O弱酸+OH—弱碱阳离子+H2O弱碱+H+水解速率=中和速率程度酸（碱）越弱，电离程度越小，多元弱酸一级电离＞二级电离对应酸（碱）越弱，水解程度越大，多元弱酸根一级水解＞二级水解表达式电离方程：①②多元弱酸分步电离H2S H++HS—HS—H++S2—水解离子方程式①②多元弱酸根分步水解③除子双水解反应，产物不写分解产物，不标“↑”或“↓”S2—+H2O HS—+OH-HS—+ H2O H2S+OH-粒子浓度大小比较c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H2S) 电荷守恒式c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)物料守恒式c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L=0.5 c(Na+)影响因素温度升温，促进电离升温，促进水解浓度加水稀释促进电离促进水解通入H2S抑制电离生成NaHS加Na2S生成NaHS抑制水解1、电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。

2、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变。

例1：试预测在C6H5ONa（苯酚钠）溶液中逐滴加入FeCl3溶液，可能出现哪些现象，可能发生哪些反应。

化学二轮考点突破：高考选择题题型突破——溶液中的“三大平衡”

高考选择题题型突破：——溶液中的“三大平衡”【考点透析】1．“三大平衡”的移动原理电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

2．四大平衡常数水的离子积常数、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积常数是溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。

电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热反应。

有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化进行。

(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。

(2)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系M(OH)n(s)M n＋(aq)＋n(OH)－(aq)Ksp ＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·c n(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n(KW10－pH)n＋1。

(3)反应CdS(s)＋2H＋(aq)Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K，则K＝KspKa1·K a2。

3．溶液中离子浓度关系(1)明确“三个”守恒原理①电荷守恒：即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。

根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。

②物料守恒：是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。

根据物料守恒可准确快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。

③质子守恒：是指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。

(2)建立解题思维模型①单一溶液⎩⎨⎧酸或碱溶液—考虑电离盐溶液—考虑水解②混合溶液⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧不反应—同时考虑电离和水解反应⎩⎪⎨⎪⎧ 不过量—⎩⎨⎧生成酸或碱—考虑电离生成盐—考虑水解过量—根据过量程度考虑电离或水解③不同溶液中某离子浓度的变化若其他离子能促进该离子的水解，则该离子浓度减小，若抑制其水解，则该离子浓度增大。

新教材2024高考化学二轮专题复习专题9电解质溶液考点1水溶液中的三大平衡教师用书

考点1 水溶液中的三大平衡核心梳理1.“三大”平衡比较平衡类型电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡实例CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－AgCl(s)⇌ Ag＋(aq)＋Cl－(aq)研究对象弱电解质溶液会水解的盐溶液难溶电解质影响因素升温促进电离K a增大促进水解K h增大若难溶物的溶解度与温度成正比，促进溶解；反之，则抑制溶解若难溶物的溶解度与温度成正比，则K sp增大；反之，则K sp减小加水促进电离K a不变促进水解K h不变促进溶解K sp不变加入相应离子(或物质)加入CH3COONa或盐酸，抑制电离K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解K h不变加入或NaCl，抑制溶解K a不变加入反应离子(或物质)加入OH－，促进电离K sp不变加入H＋，促进水解K h不变加入氨水，促进溶解K sp不变2.水溶液中几个平衡常数及其它们之间的关系(1)平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。

升高温度，K a、K b、K w、K h均增大。

(2)K a、K h、K w三者的关系式为K h＝；K b、K h、K w三者的关系式为K h＝。

(3)对二元酸的K a1、K a2与相应酸根离子的K h1、K h2的关系式为K a1·K h2＝K w，K a2·K h1＝K w。

(4)反应CdS(s)＋2H＋(aq)⇌Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K，则K＝。

(5)反应3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)⇌2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)的平衡常数K＝＝。

3．电解质溶液中粒子浓度关系(1)电解质溶液中的“三守恒”物质三守恒Na2S NaHC2O4电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)+c(HC2)＋2c(C2)物料守恒c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]c(Na＋)＝c(HC2)＋c(C2)＋c(H2C2O4)质子守恒c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH－)+c)抓反应的“起始”点判断酸、碱的相对强弱抓反应的“一半”点判断是哪种溶质的等量混合抓溶液的“中性”点判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足抓“恰好”反应点判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性抓反应的“过量”点判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量典题精研考向1水溶液中的离子平衡及其影响因素例1已知25℃时二元酸H2A的K a1＝1.3×10－7，K a2＝7.1×10－15。

化学平衡常数常考题型及解题策略

一、结合平衡转化率考查化学平衡常数
例 1. (2017年高考新课标 I卷 2 8 题，节选）（3 ) H 2S
与 C 0 2 在高温下发生反应:H ^ g ) + C 0 2(g ) # C 0 S (g) + H 20 ( g )。在 610 K 时，将 0. 10 m o l C 0 2 与0.40 m o l H 2S 充人 2.5 L 的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为 0.02。
解题策略:溶液中存在的电离平衡、水解平衡、溶解
平衡均遵循化学平衡原理,溶液中离子平衡常数是化学
平衡常数的一种特殊形式。只要把离子平衡常数表达
式写准确，带人溶液中相应的粒子浓度问题便迎刃而
解。同时，特别注意利用好溶液中粒子间存在的三大守恒：电荷守恒、物料守恒（原子守恒）、质子（H + ) 守恒。
2.8 x l 0 _3„
解题策略:牢记化学平衡常数表达式：对可逆反应
a A (g ) + i B (g ) ^ c C (g ) + r f D ( g ) 尺= [ C r [ D ]rf/
([A ]°[B ]6) 。特别注意表达式中各物质的浓度必须用
达到平衡时的浓度，固体或纯液体均不出现在平衡常数
三、关于电解质溶液中离子平衡常数的考查
例 3. (2017年高考江苏卷 2 0 题，节选）（2 ) H3As0 4
水溶液中含砷的各物种的分布分数与pH 的关系如图2
所示。
解析:(2 )②由 H3As0 4
+ H*，可得 H3As0 4

2019高考化学重点试题分析：溶液中的三个平衡与三个守恒

2019高考化学重点试题分析：溶液中的三个平衡与三个守恒【一】溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。

1.电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。

电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。

2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①假设水解程度大于电离程度，那么溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②假设电离程度大于水解程度，那么溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。

3.沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。

解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。

当QC＞KSP时，生成沉淀；当QC＜KSP时，沉淀溶解；当QC＝KSP时，达到平衡状态。

4.彻底的双水解常见的含有以下离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。

需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。

如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+Al3++6H2O===4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。

另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱〔或对应的金属氧化物〕。

如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。

4电离、水解、溶解三大平衡的核心知识和解题策略.doc

高考化学冲刺的核心知识和解题策略第四讲高考冲刺：电离、水解、溶解三大平衡考点透析北京四中：叶长军知识结构学法：本章深刻理解平衡的影响因素，牢牢把握好两个字：主、次如：常温下，0.1mol·L-1醋酸和0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液呈酸性还是碱性？常温下，0.1mol·L-1醋酸pH=3，0.1mol·L-1醋酸钠混合溶液pH=8一、弱电解质的电离平衡及其移动思考：1.稀释冰醋酸过程中各量(n、、c(H+)、导电性)的H+变化情况：2.等C 等V 的盐酸、醋酸稀释图等H + 浓度、等体积的盐酸、醋酸稀释图例1．在pH相同，体积相等的盐酸A和醋酸溶液B中，分别加入少量且等质量的锌，若反应停止后，有一份溶液中锌有剩余，则正确的判断是①反应所需时间B＞A ②开始时反应速度A＞B③参加反应的锌的质量B ＞A ④整个反应阶段平均速度B ＞A ⑤盐酸中锌有剩余 ⑥乙酸溶液中锌有剩余 ⑦盐酸中放氢气多 ⑧乙酸溶液中放氢气多 A ．③④⑤⑧ B ．①③⑥⑦ C ．①②③⑥ D ．②③④⑤ 二．水的电离与水的离子积 1.在纯水或水溶液中 H 2OH ++OH —△H>025℃ c(H +)=c(OH -) =1×10-7mol/L c(H +)∙c(OH -)=1×10-14=Kw 100℃ c(H +)=c(OH -) =1×10-6mol/L c(H +)∙c(OH -)=1×10-12=Kw思考：1、 pH=3的溶液中，由水电离出的C （H +）=？ 1.0×10－3mol/L 或1.0×10－11mol/L2、由水电离出的C （H +）= 1.0×10－11mol/L ，pH=？ pH=3或112.溶液中酸碱性的判断 (1)通过浓度和pH 判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：方法一 25℃ 100℃中性溶液 c(H +)=c(OH -) pH=7 pH=6 酸性溶液 c(H +)>c(OH -) pH<7 pH<6 碱性溶液 c(H +)<c(OH -) pH>7 pH>63．关于简单pH 的计算 (1)酸、碱溶液稀释后的pH (2)酸或碱溶液的pH 计算 (3)酸、碱混合后的pH 计算①两种强酸混合。

2021届高三化学考前复习溶液中的三大平衡及影响因素讲义(梳理+训练)

2021届高三化学考前复习学案及训练溶液中的三大平衡及影响因素高考必备知识梳理1．三大平衡影响因素电离平衡CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋水解平衡 CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq)弱电解质溶液能水解的盐溶液难溶电解质2．影响水电离程度大小的常考因素⎭⎪⎬⎪⎫降低温度加入酸、碱加入可电离出H ＋的某些盐，如NaHSO 4等←――抑制电离水的电离――→促进电离⎩⎪⎨⎪⎧升高温度加入可水解的盐，如Na 2CO 3、NH 4Cl 等3．溶液中离子浓度大小比较 (1)紧扣两个微弱弱电解质的电离是微弱的，大多数盐类的水解也是微弱的。

(2)牢记三大守恒①电荷守恒：电解质溶液中阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数。

如(NH 4)2CO 3与NH 4HCO 3的混合溶液中一定有： c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)。

②物料守恒：物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，可解决电解质溶液中离子、分子的物质的量浓度或物质的量的关系。

如：0.1 mol·L －1 NaHCO 3溶液中一定有c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (H 2CO 3)＝0.1 mol·L －1。

0．1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液与0.1 mol·L －1 CH 3COONa 溶液等体积混合一定有：c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO－)＝2c (Na ＋)＝0.1 mol·L －1。

③质子守恒：在电离或水解过程中，会发生质子(H ＋)转移，但质子转移过程中其数量保持不变。

将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。

高中化学水解与电离问题窍门

如何化学水解与电离问题的窍门1. 理解水解与电离的基本概念在学习化学水解与电离问题之前，我们首先需要了解水解与电离的基本概念。

化学水解是指化合物与水发生反应，使化合物分解成两个或多个物质的过程。

而电离则是指分子或原子在溶液中失去或获得电荷的过程。

这两个概念是化学课程中的基础知识，对于理解化学反应和性质起着至关重要的作用。

2. 深入分析水解与电离的原理水解与电离是化学反应中常见的一种类型，我们需要深入分析它们的原理。

在水解中，通常涉及到酸碱中和、酶催化等化学过程，而电离则涉及到离子的生成和溶液的电导性等方面。

通过深入分析水解与电离的原理，可以帮助我们更好地理解这些化学过程的发生机制。

3. 解析高中化学水解与电离问题的解题思路在高中化学学习中，水解与电离问题常常出现在考试中。

为了解决这类问题，我们需要掌握一定的解题思路。

通常可以从化合物的性质、反应条件、反应类型等方面入手，结合水解与电离的基本原理，有针对性地解答问题。

我们还可以通过实际例题来加深理解和掌握解题技巧。

4. 总结与回顾总结与回顾在学习过程中尤为重要。

针对水解与电离问题，我们可以通过总结基本概念、原理和解题思路，来全面、深刻地理解这一知识点。

回顾自己的学习笔记和习题练习，可以帮助我们不断巩固和提升对水解与电离的理解能力。

在我看来，水解与电离是化学中的重要概念，它们不仅有助于我们理解化学反应的基本原理，也对于日常生活中的许多现象有着重要的解释作用。

我们应该在学习过程中多加关注，深入理解，并且不断进行实际应用和思考，以提升自己的化学素养。

通过以上分析和讨论，我们可以更全面地理解高中化学水解与电离问题的窍门。

希望这篇文章能够帮助你更好地掌握这一知识点，为你的学习提供一定的帮助和启发。

水解与电离是化学中的重要概念，对于理解化学反应和性质起着至关重要的作用。

通过深入学习和掌握这些知识，我们可以更好地理解化学反应的发生机制，为我们的学习和实践提供指导。

2014广东省高考溶液三大平衡以及三大平衡常数

三大平衡与三大常数电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

知识精讲1．抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡弱电解质的电离是可逆过程，在分析外界条件对电离平衡的影响时，要灵活运用勒夏特列原理，结合实例进行具体分析。

一般考虑以下几个方面的影响：(1)溶液加水稀释：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大；但在弱酸溶液中c(H＋)减小，弱碱溶液中c(OH－)减小。

(2)加热：电离是吸热的，加热使电离平衡向右移动，溶液中弱电解质分子数减小，溶液中离子浓度增大。

(3)同离子效应：当向弱电解质溶液中加入的物质含有与弱电解质相同的离子时，由于同种离子的相互影响，使电离平衡向左移动，弱电解质的电离程度减小。

(4)加入能反应的物质：当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时，电离平衡向右移动，参加反应的离子浓度减小，其他的离子浓度增大。

2．“用规律”、“抓类型”突破盐类水解问题(1)规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

(2)类型：①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性，如醋酸钠水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O==CH3COOH＋OH－；多元弱酸酸根分步水解，如碳酸钠水解的离子方程式为CO2－3＋H2O==HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O==H2CO3＋OH－。

②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性，如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为NH＋4＋H2O ==H＋＋NH3·H2O、Al3＋＋3H2O==Al(OH)3＋3H＋。

③NaCl等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。

④弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。

当K a＝K b时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K a>K b时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K a<K b时，溶液显碱性，如NH4HCO3。

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。

例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。

二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。

如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。

例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。