电离平衡复习

第三章 水溶液中的离子平衡（阳春四中）

第一节 电离平衡

一、弱电解质

1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质

2、电解质与非电解质本质区别：

在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电

3、强电解质与弱电解质的本质区别：

在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质，无电离平衡 ③强电解质不等于易溶于水（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）

4、强酸（HA ）与弱酸（HB ）的区别：

(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH (HA)＜pH (HB)

(2)pH 值相同时，溶液的浓度C HA ＜C HB

(3)pH 相同时，加水稀释同等倍数后，pH HA ＞pH HB

二、弱电解质的电离平衡

1.定义：（略）2、电离方程式的书写

弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡，电离平衡与化学平衡类似，书写电离方程式时要

用?表示。CH 3COOH CH 3COO — + H + NH 3·H 2

O NH 4+ +OH — H 2

O H + + OH —

3、弱电解质的电离平衡特征：“逆”、 “等”、 “动”、 “定”、 “变”

4、影响电离平衡移动的因素有：

①浓度：稀释，促进电离。

②温度：升高温度，促进电离。

③离子反应：加入能与弱电解质的离子反应的离子，促进电离。

④同离子效应：加入与弱电解质相同的离子，抑制电离。

例如：0.1mol/L 的CH -+物质 单质 化合物

电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……

HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物

纯净物

5.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式K 1》K 2》K 3，多元弱碱则一步完成电离方程式。

H

2CO 3 H + +HCO 3－(主要)

HCO 3－ H ++CO 32－（次要） 浓度大小：H 2CO 3》H +》HCO 3－》CO 32－

Fe(OH)

3 Fe 3++3OH －

例1、把0.05molNaOH 固体，分别加入下列100mL 溶液中，溶液的导电能力变化不大的是（ ）

A 、自来水

B 、0.5mol/L 盐酸

C 、0.5mol/L 醋酸

D 、0.5mol/L NH 4Cl 溶液

2、用浓度为0.5mol/L 的醋酸与锌反应，若先向该溶液中加入较多的醋酸钠固体，则产生

H 2的速率将

A 、变快

B 、变慢

C 、先变快，后变慢

D 、不变

3、一定量的盐酸跟足量的铁粉反应时，为了减缓化学反应速率，且不影响生成的H 2的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）

A 、NaOH

B 、CH 3COOH

C 、H 2O

D 、CH 3COONa 固体

4、物质的量浓度相同的①Na 3PO 4、②Na 2HPO 4、③NaH 2PO 4、④H 3PO 4四种溶液中，

c(PO 43-)的大小顺序是

A 、①>②>③>④

B 、④>③>②>①

C 、③>②>④>①

D 、②>③>①>④

答案：1.B 、D 导电性由溶液中自由移动离子浓度决定。 2.B 3.CD 4.A

第二节 水的电离和溶液的pH

一、水的电离

1、水的电离 ：H 2O + H 2O

H 3O + + OH — 简写为：H 2O H + + OH — 实验测定：25℃ [H +]=[OH -]=1710-?mol/L 100℃ [H +] = [OH -] = 16

10-?mol/L 2、水的离子积：K w = c （H +）·c （OH —

）

250C 时，c （H +）= c （OH —）= 1×10-7mol/L ， K w = c （H +）·c （OH —）=1×10-14

注意：K W 只与温度有关，温度一定则K W 值一定，温度越高K W 值越大：100℃K w =1×10-12

K W 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

3、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱

4、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离。

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的：温度越高，K W 值越大）。

③易水解的盐：促进水的电离。

注：对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]，只是温度升高！

试比较pH=3的HAc 、pH=4的NH 4Cl 、pH=11的NaOH 、pH=10Na 2CO 3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 NH 4Cl=Na 2CO 3 >HAc=NaOH

二、溶液的酸碱性和pH

1.溶液的酸碱性与c （H +）和c （OH —）的关系（常温）：

中性溶液c （H +）= c （OH —）= 1×10-7mol/L

酸性溶液c （H +）> c （OH —），c （H +）> 1×10-7mol/L

碱性溶液c （H +）< c （OH —），c （H +）< 1×10-7mol/L

2.（1）pH= -lg{c（H+）}

注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；

②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；

③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。

已知100℃时，水的K W=1×10-12，则该温度下

（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈性。

（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=

（2）pH的测定方法：

PH计(酸度计)——准确测量溶液的PH

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞

pH试纸——最简单的方法。操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围

用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是

（

试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：，原因是；

②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：，原因是

③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。

答案：（1）①强酸弱碱盐；③强碱弱酸盐。10-6mol/L，6，中；2，10

（2）不能确定；酸性溶液偏大，中性溶液不变，碱性溶液偏小

（3）酚酞；变色明显，酚酞褪色时pH最接近7；甲基橙，甲基橙由橙变黄时，pH最接近7；

变色范围广且变色不明显

三、混合液的pH值计算方法公式

1.pH的有关计算思路：

a·先判断溶液的酸碱性

b·若为酸性，先求出c（H+）后由pH =-lg{c（H+）}，求pH

若为碱性，先求c（OH—）后由K w = c（H+）·c（OH—），求c（H+），再求pH

2、强酸和强碱溶液的等体积混合（记：酸加，碱减0.3 或小加大减）

若PH酸+ PH碱=14，则PH混= 7

若PH酸+ PH碱≤12，则PH混= PH酸+0.3

若PH酸+ PH碱≥16，则PH混= PH碱－0.3

3、强酸与强酸的混合：[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

4、强碱与强碱的混合：[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）

5、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

练习：将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）

5、任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH 为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ；pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH 变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。

答案：三．1.3；11.7；9 四、5；3~5之间；>；20:1；8；8~10

课堂练习1：

1．室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离出来的c(OH-)为（）。

（A）1.0×10-7 mol·L-1 （B）1.0×10-6 mol·L-1 （C）1.0×10-2 mol·L-1 （D）1.0×10-12 mol·L-1 2．25℃时，某溶液中，由水电离出的c(H+)=1×10-12 mol·L-1，则该溶液的pH可能是（）。（A）12 （B）7 （C）6 （D）2

3．纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前者和后者的关系是（）。

（A）前者大（B）相等（C）前者小（D）不能肯定

4．某温度下，重水(D2O)的离子积常数为1.6×10-15 若用定义pH一样来规定pD=-lg[D+ ]，则在该温度下，下列叙述正确的是（）。

（A）纯净的重水中，pD=7 （B）1 L溶解有0.01 mol DC1的重水溶液，其pD=2 （C）1 L溶解有0.01 mol NaOD的重水溶液，其pD=12

（D）纯净的重水中，[D+ ][OD- ]>1.0×10-1 4

5．给蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是（）。

A）[H+ ][OH- ]乘积不变B）pH增大了C）[OH- ]降低了D）水电离出的[H+ ]增加了6．常温下，下列溶液中酸性最弱的是（）。

A）pH=4 B）[H+ ]=1×10-3 mol·L-1 C）[OH- ]=1×10-11 mol·L-1 D）[H+ ] ·[OH- ]= 1×10-14 7．某酸溶液的pH=3，则该酸溶液的物质的量浓度为（）。

（A）一定大于0.001 mol·L-1 （B）一定等于0.001 mol·L-1

（C）一定小于0.001 mol·L-1 （D）以上说法均欠妥

课堂练习1答案：1CD，2AD，3C，4B，5BD，6D，7D

五．中和滴定的原理

1、定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。

中和滴定是定量分析的一种方法。

2、中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）

的方法就叫酸碱中和滴定。

实质：H++OH—=H2O即酸中的H+和碱中的OH-物质的量相等。

3、计算原理：mH n R+nM(OH)m = M n R m+mnH2O

m n

C1·V1C2·V2

则有:n·C1·V1 = m·C2·V2其中C1、C2分别表示酸和碱的浓度，V1、V2分别表示酸和碱的体积。

4、中和滴定的关键：⑴准确测定溶液的体积⑵准确显示反应的终点

5、指示剂的选择：酸碱中和滴定是通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。

一般地，强酸和强碱的中和滴定，常选用酚酞或甲基橙作指示剂；若强酸滴定弱碱选择甲基橙；强碱滴定弱酸选择酚酞。

（二）、中和滴定的操作过程：

1、仪器：酸式、碱式滴定管，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。

注意：①酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。②滴定管的O刻度在上，下端有一部分没有刻度。

③滴定管可以读到小数点后两位0.01mL

2、药品：标准液；待测液；指示剂。

3.实验操作：(已知碱滴定未知酸)

（1）查：检查是否漏水和堵塞。

（2）洗：洗净后用指定的酸和碱液润洗。（锥形瓶只用蒸馏水洗净即可）

（3）盛、调：用烧杯沿漏斗注入滴定管中，放出液体，赶气泡、调起点。

（4）取：将一定体积未知浓度的酸溶液放入锥形瓶中，滴入几滴酚酞。

（5）滴定：操作要点及滴定终点的观察。

左手控制滴定管的活塞或挤压玻璃小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥

形瓶内溶液颜色的变化。（指示剂变色，半分钟内不褪色）

（6）记和算：数据的记录和处理求出酸的浓度。计算时可用公式：

c（H+）=［c（OH-）×V（碱）］÷V（酸）

［原理：c（H+）×V（酸）= c［（OH-）×V（碱）］

误差分析：利用n·C·V·V

（A ）在250mL 的容量瓶中定容配制250mL 烧碱溶液；

（B ）用移液管移取25mL 烧碱溶液于锥形瓶中，并滴入几滴甲基橙作指示剂；

（C ）在托盘天平上准确称取烧碱样品W g ，在烧杯中用蒸馏水溶解；

（D ）将物质的量浓度为c mol·L -1的标准硫酸溶液装入已润洗过的酸式滴定管中，调整液面并记下起始读数为V 1mL ；

（E ）在锥形瓶下垫一张白纸，滴定至橙色为止，记下读数为V 2mL 。

就此完成下列问题：

（1）正确操作步骤是（用编号字母填空）___→____→____→D →____；

（2）观察滴定管里液面的高度时应注意：____________________。

（3）E 步骤的操作中在锥形瓶下垫一张白纸的作用是____________________。

（4）D 步骤的操作中液面应调整到___________________，尖嘴部分应该________。

（5）某学生实验时把锥形瓶用待测烧碱溶液润洗，则测定的烧碱溶液的浓度偏高还是偏低

________；其原因是_______________________________________________。

（6）该烧碱样品纯度的计算公式是________________________。

10．（1）C →A →B →D →E ；

（2）眼睛平视液面最低点；（3）便于观察溶液颜色变化；（4）零刻度稍靠下的某一确

定刻度；充满溶液；（5）偏高；碱的物质的量浓度大于确定体积所给定的值，导致多消耗标准酸溶液；（6）W

V V c )(8012 %。 盐类的水解

一、盐类水解定义：

在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离

出来的H + 或 OH -结合生成弱电解质的反应

中和

酸+ 碱盐+ 水

本质：促进了水的电离（1）中和反应的逆反应（2）程度比电离小（3）吸热

二、盐类水解规律：

谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱双水解，同强显中性

例CH3COONa：CH3COO-弱CH3COO- +H2O CH3COOH +OH-，Na+强显碱性

三、盐类水解的类型

1、强碱弱酸盐水解（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-

Na2CO3的水解

第一步：CO32-+H2O HCO3-+OH-

（主要）

第二步：HCO3-+H2O H2CO3+OH-

（次要）

2、强酸弱碱盐（NH4Cl），Al3+,Fe3+,Cu2+

写出Al2(SO4)3水解的离子方程式。

Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

3、强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解

4、弱酸弱碱盐（NH4Ac）

由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性

四、影响水解的因素：

内因：越弱越水解：醋酸>碳酸CH3COONa< NaHCO3< Na2CO3

外因：1、温度：温度升高，促进水解。

2、浓度：稀释，促进水解。

3、酸碱性：控制溶液的酸碱性可以促进

或抑制盐的水解。如在配制FeCl3溶液

时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解，

加NaOH反应促进水解。

五、水解的应用

六、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-

②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

七、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、

SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

八、电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

例：H2S的电离H2S H+ + HS-；HS-H+ + S2-

例：Na2S的水解：H2O+ S2-HS- +OH- H2O + HS-H2S + OH-

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+

九、溶液中微粒浓度的大小比较

1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：

①电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电

中性，各阳离子浓度与其所

带电荷数的乘积之和＝各阴

离子浓度与其所带电荷数的

乘积之和

如32CO Na 溶液中存在着+Na 、-23CO 、+H 、

-OH 、-3HCO ，它们存在如下关系：

][][][2][][323---++++=+HCO OH CO H Na 。

②物料守恒: 某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和

如32CO Na 溶液中-23

CO 能水解，故碳元素以-23CO 、-

3HCO 、3

2CO H 三种形式存在，它们之间守恒关系为：][][][][2132323CO H HCO CO Na ++=--+

③质子守恒:： [H +

]水+结合掉的[H +] =[OH -]

水+结合掉的[OH-]

如Na2S : [OH-]= [H+] +[HS-] +2[H2S]

例1.将0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的顺序是：

A．[Na＋]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H＋] B．[Cl-]＞[Na＋]＞[OH-]＞[H＋]

C．[Na＋]= [Cl-]＞[OH-]＞[H＋] D．[Na＋]= [Cl-]＞[H＋]＞[OH-]

例2.将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液中加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系的是：

A．[H+]＞[Cl-]＞[Ba2+]＞[SO42-] B．[Cl-]＞[H+]＞[SO42-]＞[Ba2+]

C．[H+]＞[Cl-]＞[SO42-]＞[Ba2+] D．[Cl-]＞[H+]＞[Ba2+]＞[SO42-]

例3、在硫化钠水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系式正确的是（）

A、c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)

B、c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)

C 、c(Na +)=c(S 2-)+c(HS -)+c(H 2S)

D 、

c(Na +)=2c(S 2-)+2c(HS -)+2c(H 2S)

例4、浓度为0.1mol/L 的八种溶液：①HNO 3 ②H 2SO 4 ③CH 3COOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH 3COONa ⑦KCl ⑧NH 4Cl ，其pH 值由小到大的顺序为____________

例5、 为了除去2MgCl 酸性溶液中的+3Fe ，

可在加热、搅拌的条件下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸，这种试剂是（ ）

A. O H NH 23?

B. NaOH

C. 32CO Na

D. 3MgCO

6·判断盐溶液的酸碱性：

如一定温度下，0.1mol/L 的NH 4Cl 、NaHCO 3 、NaCl 和Na 2CO 3四种盐溶液，pH 由小到大的顺序是_______________________

7·判断某些酸的强弱：

如物质的量浓度相同的三种盐：NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性。_______________________

8·判断盐溶液中离子种类及各离子浓度大小的顺序：

如0.1mol/LCH3COONa溶液中：_______________________

0.1mol/LNH4Cl溶液中_______________________

答案：1C 2.C 3 bd 4. ②①③⑧⑦⑥⑤④ 5.

D 6 NH4Cl

7 HX>HY>HZ. 8. c(Na+)>c(CH3COO--)>c(OH--)>c(H+)

)>c(H+)>c(OH--)

c(Cl--)>c(NH

4

第四节难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。

（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2-

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：K sp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3

等除M2+溶液中易水解的阳离子。如

加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）4、沉淀的溶解：使沉淀转化为气体或弱电解质

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。

5、沉淀的转化：

溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小

的。

〖思考1〗将AgNO3溶液依次加入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液中都会出现不同颜色的沉淀，沉淀的颜色变化是_ ____ →_ _ ___ →____ _。出现这种颜色变化的原因是：_ _____ _

6、Q c与K

Q c为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(K a)、水解常数(K h)、溶度积(K sp)。AgCl（s） Cl-（aq）＋ Ag+（aq）Q c与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：

（1）Q c>K，过平衡状态，反应将逆向进

行；有沉淀生成

（2）Q c=K，平衡状态；

（3）Q c

已知25℃时CaSO4的K sp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出

7．沉淀实验的几个操作：

1）．检验沉淀是否完全的方法：取少量上层清液置于小试管中，滴加沉淀剂，如果不再产生沉淀，说明沉淀已经完全。

2洗涤沉淀的方法：向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次。

3）．沉淀分离一般方法：过滤法（热过滤，减压过滤），离心分离法

练习1、为了除去下列括号内的杂质,下列物

弱电解质的电离度和电离平衡常数

龙文教育个性化辅导授课案 教师： 师广丽 学生： 时间： 年 月 日 段 弱电解质的电离度和电离平衡常数 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。 CH 3COOH CH 3COO -+ H + α=n （Ac -）n （HAc 原）α= n （H +）n （HAc 原） 表示方法: 一、电离度 α= C （Ac -） C （HAc 原）X 100% % 100?= 分子数 溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα= C （H +-） C （HAc 原）X 100% 一、有关电离度的计算. 练习：1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.在一定温度下，在100ml 某一元弱酸的溶液中，含有该弱酸的分子数为5.42×1020 个，并测得该溶液的 C(H +)=1×10－3 mol/L 。在该平衡体系中，这种一元弱酸的电离度约为 A. 9% B. 10% C. 3% D. 0.1% 3. 25℃，0.1mol/L 的HAc 溶液中，每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度

3、电离度的测定方法(见教材76页) CH3COOH CH3COO -+ H+ 纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时： 测得已知浓度的HAc的pH ，由pH =－lg c(H＋)， 计算出c(H+)，即可算出α。 5、影响电离度大小的因素 (1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小 (2)外因 ①浓度：浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大； ②温度：温度越高, 越大 注意：用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下 练习4：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO－已达平衡时，若要使醋酸的电离度减小，溶液中的c(H+)增大，应加入 A. CH3COONa B. NH3·H2O C. HCl D. H2O 4. 电离度的应用：比较弱电解质酸性或碱性的强弱。 练习5：已知在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为： HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01% 则它们的酸性强弱顺序是:

2020版高考化学复习专题8第一单元弱电解质的电离平衡检测(含解析)

一、选择题 1．下列物质在水溶液中的电离方程式不正确的是( ) A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3 B．H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3 C．AlCl3===Al3＋＋3Cl－ D．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4 解析：选A。A项NaHCO3是强电解质，但HCO－3不能完全电离，故其电离方程式应为NaHCO3===Na＋＋HCO－3。 2．(2019·杭州二中选考模拟)氢氟酸是弱酸，电离方程式为HF H＋＋F－，达到电离平衡的标志是( ) A．c(H＋)＝c(F－) B．v(电离)＝v(形成分子) C．溶液显酸性 D．单位时间内，电离的HF分子数与生成的F－数相等 答案：B 3．(2016·浙江10月选考，T18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法不正确的是( ) A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性 C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力 D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积 答案：D 4．(2019·金华东阳二中选考模拟)室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，下列判断正确的是( ) A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ B．加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变大 C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性 D．其溶液的pH＝13 解析：选C。A.一水合氨是弱电解质，离子方程式中要写化学式，该反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4，故A错误；B.加水稀释促进一水合氨电离，但铵根离子、氢氧根离子浓度都减小，所以c(NH＋4)·c(OH－)减小，故B错误；C.含有弱根离子的盐，谁强谁显性，硝酸铵是强酸弱碱盐，所以其溶液呈酸性，故C正确；D.一水合氨是弱电解质，在氨水中部分电离，所以0.10 mol·L－1氨水的pH小于13，故D错误。 5．(2019·金丽衢十二校联考)HCN是一种剧毒性的酸，常温下，0.1 mol·L－1HCN溶液的pH＝3，下列说法正确的是( ) A．HCN是一种强酸 B．相同浓度的NaCl溶液与NaCN溶液，前者的pH更大 C．在NaCN溶液中存在：c(Na＋)＝c(CN－)＋c(HCN)

电离平衡经典题目

电离平衡限训一 1.本世纪是生命科学研究的昌盛时期，科学家研究发现，进入生物体内的氧分子，可接受1个电子转变为超氧阴离子自由基（O－ 2 ），进而引发产生一系列自由基。一切需氧生物在其机体内均有一套完整的活性氧系统（抗氧化酶和抗氧化剂），能将活性氧转变为活性较低的物质，机体因此受到保护。人们利用羟胺 （NH2OH）氧化的方法可以检测其生物系统中O－ 2含量，原理是O－ 2 与羟胺反应生成NO－ 2 和一种过氧化物。 NO－ 2 在对氨基苯磺酸和α—萘胺作用下，生成粉红的偶氮染料，该染料在λ＝530nm处有显著吸收，且 其吸收值与c(NO－ 2)成正比，从而可计算出样品中的O－ 2 含量。某实验室用以上方法处理后测得溶液中c(NO － 2 ) ＝×10-3 mol?L-1。 （1）请根据测定原理写出有关反应的离子方程式：____________________； （2）计算该样品中c(O－ 2 ) ＝_________________________________； （3）如用羟胺氧化法测定O2- 时，将其生成的过氧化物作为检测物，若选用氧化还原法进行定量分析（KMnO4或K2Cr2O7，任选一种即可） ①请写出其测定原理的反应方程式：_____________________________； ②测定所用的主要玻璃仪器为__________________，通过观察________________的现象可确定测定反应是否进行完全。 （4）NO－ 2 既有氧化性，又有还原性。NaNO2大量进入血液时，能将血红蛋白中的Fe2+氧化成Fe3+，正常的血红蛋白转化为高价铁血红蛋白，失去携氧功能，引起中毒，甚至死亡。下列各组试剂不能检验 NO－ 2 的是 A .FeCl2 KSCN B. KMnO4 H2SO4 C .AgNO3 HNO3 D .KI淀粉 （5）某研究性学习小组，为研究光化学烟雾消长规律，在一烟雾实验箱中，测得烟雾的主要成分为RH(烃)、NO、NO2、O3、PAN(CH3COOONO2)，各种物质的相对浓度随时间的消失，记录于下图，根据图中数据，下列推论，最不合理的是 A．NO的消失的速率比RH快 B．NO生成NO2 C．RH及NO2可以生成PAN及O3 D．O3生成PAN 2.连二次硝酸（H2N2O2）是一种二元酸，可用于制N2O气体． （1）连二次硝酸中氮元素的化合价为． （2）常温下，用?L﹣1的溶液NaOH滴定?L﹣1H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示． ①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：． ②c点时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为． ③b点时溶液中c（H2N2O2）（填“＞”“＜”或“=”，下同）c（N2O22﹣）． ④a点时溶液中c（Na+）c（HN2O2﹣）+C（N2O22﹣）． （3）硝酸银溶液和连二次硝酸钠溶液混合，可以得到黄 色的连二次硝酸银沉淀，向该分散系中滴加硫酸钠溶液， 当白色沉淀和黄色沉淀共存时，分散系中 = ．[已知K sp（Ag2N2O2）=×10﹣9，K sp （Ag2SO4）=×10﹣5]． 具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小．请回答下列问题： （1）FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，钢铁除了与H+作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示） （2）为节约成本，工业上用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3，其离子方程式为 若酸性FeCl2废液中c（Fe2+）=×10﹣2mol?L﹣1，c（Fe3+）=×10﹣3mol?L﹣1， c（Cl﹣）=×10﹣2mol?L﹣1，则该溶液的pH约为． （3）通过控制条件，水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为： xFe3++yH2O?Fe x（OH）y（3x﹣y）++yH+ 欲使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁，可采用的方法是（填字母代号）． a．降温 b．加水稀释 c．加入NH4Cl d．加入NaHCO3 请结合平衡移动原理解释采用这种方法的原因：． （4）84消毒液不能用于消毒钢铁（含Fe、C）制品，易发生电化学腐蚀，可使钢铁制品表面生成红褐色沉淀． 84消毒液的主要成分可用氯气与氢氧化钠溶液反应得到，其离子方程式为．若所得溶液pH＞12，则下列说法不合理的是（填字母序号）．

化学选修四电离平衡常数及应用----教案

第三章第一节第三课时电离平衡常数及应用教学设计 [教学目标] 【知识与技能】 1.了解电离平衡常数的概念 2.能够运用电离常数判断弱电解质的强弱。 3.能够运用电离平衡常数解释有关离子浓度问题、计算电离平衡时分子及各离子浓度。 【过程与方法】 1.通过与旧知识（化学平衡常数）的对比，自主学习新知识电离平衡常数，从而掌握对于类似知识的学习方法。 2.自主学习与合作学习相结合，培养学生提出问题、探究问题和解决问题的能。 【情感、态度和价值观】 通过本节课的学习，了解知识点之间的联系。从而了解物质之间的相互联系、相互依存和相互制约的关系。 [重难点分析] 1.电离平衡常数的计算 2.离子浓度问题的解释 [教学过程] 教学环节教师活动学生活动设计意图 复习提问新课引入【复习提问】 1.请同学书写醋酸、碳酸、氨 水的电离方程式。 2.提出影响电离平衡的因素， 请同学回答。 （平衡移动遵循勒夏特列原 理） 3.如何判断弱电解质之间的 强弱。 -------电离平衡常数 板书电离方程式 回答 思考 检查学生对 已学内容的 掌握情况。通 过提出新问 题，衔接两节 课的知识点。

教学环节教师活动学生活动设计意图 电离平衡常数【新课讲解】 电离平衡常数与化学平衡常 数相似，在课前预习中已经请 同学们预习化学平衡常数的 相关知识，现在请同学们仿照 化学平衡常数的学习方法来 自己学习电离平衡常数。你们 需要解决的问题有： 1.电离平衡常数的概念 2.电离平衡常数的数学表达 式 3.计算弱电解质的电离常数 4.电离平衡常数的影响因素 10min后请同学们汇报学习情 况。 【板书】 第一节电离平衡常数 一概念： 二数学表达式： *多元弱酸分多步电离，存在多个 电离平衡常数，其 酸性主要由第一步电离决定。 ［讲］多元弱酸是分步电离的，每 步都有各自的电离平衡常数，那么 各步电离平衡常数之间有什么关 系？多元弱酸与其他酸比较相对 强弱时，用哪一步电离平衡常数来 比较呢？请同学们阅读课本43有 关内容。 ［讲］电离难的原因：a、一级电 离出H＋后，剩下的酸根阴离子带 负电荷，增加了对H＋的吸引力， 回忆化学平衡常数的相关 知识及其学习方法 阅读教材，查阅资料学习电 离平衡常数的概念及表达 式 小组内交流讨论各自学习 结果 板书： 概念： 弱电解质在达到电离平衡 时，溶液中电离所生成的各 种离子的浓度幂之积与溶 液中未电离的分子浓度幂 的比值。 板书： ) COOH (CH ) H ( ) COO CH ( 3 3 a c c c K + -? = )O H (NH ) OH ( ) NH ( 2 3 4 b? ? = - + c c c K 打开书43页，从表3－1中25℃ 时一些弱酸电离平衡常数数 值，比较大小。 培养学生对 比、迁移、自 学能力。 对自学情况 检查验收，督 促学生在自 学过程积极 思考，讨论。

高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)

高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识 【考纲要求】 （1）理解水的电离平衡及其影响； （2）了解水的电离及离子积常数； （3）了解溶液pH的定义。初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 【考点梳理】 考点一、水的电离和水的离子积 【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】 1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0 或：2H2O H3O++OH—；△H>0 2．水的离子积： 25℃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 要点诠释： (1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。 (2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH— （1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变） 条件 移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw 温度不变 加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大— 升温加热正增大增大增大增大 要点诠释： ①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。 ②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。 ③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。 （2）、定量分析，完成下表：计算酸碱盐溶液中c(H+)溶液、c(OH-)溶液、c(H+)水、c(OH-)水

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]， 根据电离度c H ][+=α，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL ），烧杯（50mL ），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86，pH=4.00），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol·L -1）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。 2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（ 2c ，10 c ，20 c ）的值（四位有效数字）。

高考化学复习离子方程式高考试题

高中化学学习材料 （灿若寒星**整理制作） 2004-2008年离子方程式高考试题1．（2004年全国）下列离子方程式正确的是（） A．澄清的石灰水与稀盐酸反应Ca(OH) 2 + 2H+ === Ca2+ + 2H 2 O B．钠与水的反应Na + 2H 2O === Na+ +2OH-+ H 2 ↑ C．铜片插入硝酸银溶液中Cu + Ag+ === Cu2+ + Ag D．大理石溶于醋酸的反应CaCO 3 + 2CH 3 COOH === Ca2+ + 2CH 3 COO- +CO 2 ↑+ H 2 O 2、（2004年北京春）．下列离子方程式中，正确的是 A．硫酸亚铁溶液与过氧化氢溶液混合 Fe2++2H 2O 2 +4H+ Fe3++4H 2 O B．小苏打溶液与稀硫酸混合 CO 2 3+2H+ CO 2 ↑+H 2 O C．大理石溶解于醋酸 CaCO 3+2H+ Ca2++CO 2 ↑+H 2 O D．明矾溶液加热水解生成沉淀 Al3++3H 2O Al（OH） 3 ↓+3H+ 3、（2004年广东卷）下列离子方程式中，正确的是 A、在氯化亚铁溶液中通入氯气Fe2+ + Cl 2 ＝ Fe3+ + 2Clˉ B、三氯化铁溶液跟过量氨水反应 Fe3+ + 3NH 3?H 2 O ＝ Fe(OH) 3 ↓ + 3NH 4 + C、碳酸氢钙溶液跟稀硝酸反应 Ca(HCO 3) 2 + 2H+＝ Ca2+ + 2H 2 O + 2CO 2 ↑ D、氯气通入冷的氢氧化钠溶液中 2Cl 2 + 2OHˉ＝ 3Clˉ + ClOˉ + H 2 O 4、（2004年江苏卷）下列反应的离子方程式书写正确的是 A．硫酸铝溶液中加入过量氨水 Al3++30H—══Al(OH) 3 ↓ B．电解饱和食盐水 2Cl—+2H 2O电解H 2 ↑+C1 2 ↑+20H— C．碳酸钙与盐酸反应 CaCO 3+2H+═Ca2++CO 2 ↑ +H 2 O D．硫酸亚铁溶液中加入用硫酸酸化的过氧化氢溶液 Fe2++2H++H 2O 2 ══Fe3++2H 2 O 5、（2004上海卷）下列离子方程式中正确的是 A.硫化亚铁放入盐酸中 S2- + 2 H+→ H 2 S ↑ B.硫酸铜溶液中通入硫化氢 Cu2+ + H 2 S → CuS↓ + 2 H+ C.氯化铝溶液中加入过量氯水 Al3+ + 4NH 3?H 2 O → AlO2- + 4NH 4 + +2H 2 O D.碳酸氢铵溶液中加入过量氢氧化钠溶液 HCO3- + OH-→ CO 32- + H 2 O 6．（2005年广东）下列反应离子方程式正确的是 A．向氯化铝溶液中加入过量氢氧化钠溶液：Al3+ + 4OH— == AlO 2— + 2H 2 O B．向苯酚钠溶液中通入二氧化碳：CO 2 + H 2 O + 2C 6 H 5 O—→2C 6 H 5 OH + CO 3 2— △

专题一 各种电离方程式

专题一各种电离方程式2015-11-05 （1）强电解质的电离： HCl=H++Cl- Ba(OH) 2 = Ba2++2OH- Al 2(SO 4 ) 3 = 2Al3+ +3SO 4 2- Al 2 O 3 = 2Al3+ +3O2- 规律：强电解质完全电离，电离方程式中间用等号。（2）一元弱电解质的电离： CH 3COOH CH 3 COO-+ H+ NH 3?H 2 O NH 4 ++ OH- 规律：弱电解质不完全电离，电离方程式中间用可逆符号。 （3）多元弱酸的电离： H 2 S H++HS- HS-++S2- 规律：多元弱酸的电离不完全电离，电离方程式中间用可逆符号，且分步电离，不可以 写成一步完成。如写成H 2 S 2H++S2-是错的。 （4）多元弱碱的电离： Fe(OH) 3 Fe3++3OH- 规律：多元弱碱的电离也是不完全电离的，电离方程式中间也用可逆符号，因多为难容物质，写成一步，不分步写。 （5）硅酸的电离：H 2SiO 3 SiO 3 2-+2H+ 规律：硅酸电离也是分步，但因为难溶于水，而写成一步。（6）水的电离： H 2 O H++ OH- 2H 2O H 3 O ++ OH- （7）两性氢氧化物的电离： 酸式电离：Al(OH) 3 H++H 2 O+ AlO 2 -偏铝酸根离子 Al(OH) 3 + H 2 O H++[ Al ( OH) 4 ]-四羟基合铝离子 碱式电离：Al(OH) 3 Al3+ +3 OH-(8）硼酸的电离： H 3 BO 3 + H 2 ++[B( OH) 4 ]- (9）多元强酸酸式盐的电离： 在水溶液中： NaHSO + + H++SO 4 2- 在融化状态下：NaHSO 4== Na+ + HSO 4 -

化学平衡常数及其应用

化学平衡常数及其应用 【目标设置】 1.会列各种平衡常数表达式 2.了解影响平衡常数的因素 3.了解平衡常数的意义 4.能利用平衡常数进行相关计算、判断反应的热效应、判断可逆反应是否达平衡； 利用电离平衡常数解答相关问题；能进行溶度积的相关计算和应用。 题型1：请列出下列各反应的平衡常数表达式： （1）A(s)+2B(g)==C(g)+3D(g) （2）AgCl(s)===Ag+(aq)+Cl-(aq) 问题1：列平衡常数表达式要注意什么？ 题型2.（海南高考题改编）在25℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表： 下列说法错误的是： A．反应可表示为X+3Y2Z，其平衡常数为1600 B．增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大 C．若把X、Y的初始浓度分别改为0.2、0.4，平衡常数不变 D．改变温度可以改变此反应的平衡常数 问题2：是否平衡移动平衡常数就发生改变？影响平衡常数的因素是什么？ 题型3：（2012海南高考改编）己知A(g) + B(g) C(g) + D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下： 回答下列问题: (1)该反应的平衡常数表达式K= ，△H= 0(填“<”“>”“=”)；

(2) 830℃时，向一个5L的密闭容器中充入0.20 mol的A和0.80mol的B，若反应经一段时间 后，达到平衡时A的转化率为；700℃时，A的转化率比830℃时（填“大”或“小”） (3)若在上述平衡体系中同时加入1mol B和1mol C，该平衡是否发生移动？如果移动往哪个方向移动？ (4) 1200℃时反应C(g)+D(g)A(g)+B(g)的平衡常数的值为。 问题3：要解决本题需要用到哪些知识？你能否回忆出并归纳出这些知识？ 问题4：对于化学平衡常数同学们还有什么疑惑？你还能提出什么问题？ 问题5.电离平衡常数、容度积常数和化常平衡常数表示的意义、影响因素等都是类似的，你能否回忆起它们的意义分别是什么，容度积常数有什么应用？ 课堂检测： 1.（2013海南卷节选）15．（9分） 反应A(g) B(g) +C(g)在容积为1.0L的密闭容器中进行，A的初始浓度 为0.050mol/L。温度T1和T2下A的浓度与时间关系如图所示。回答下列问题：（1）上述反应的温度T1T2，平衡常数K(T1) K(T2)。（填“大于”、 “小于”或“等于”） （2）若温度T2时，5min后反应达到平衡，A的转化率为70%，则： ①平衡时体系总的物质的量为。 ②反应的平衡常数K= 。 2．（2014·全国理综II化学卷，T26节选）（13分）在容积为100L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4g) 2NO2 (g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。

水的电离平衡

1、在常温下，下列五种溶液：①0.1mol/L NH4Cl ②0.1mol/L CH3COONH4③0.1mol/L NH4HSO4④0.1mol/L NH3·H2O 和 0.1mol/L NH4Cl混合液⑤0.1mol/L NH3·H2O请根据要求填写下列空白： （1）溶液①呈性（填“酸”、“碱”或“中”），其原因是（用离子方程式表示） （2）在上述五种溶液中，pH最小的是；c(NH4+)最小的是﹝填序号﹞ （3）比较溶液②、③中c(NH4+)的大小关系是②③﹝填“＞”、“＜”或“＝”） （4）在溶液④中NH3·H2O和离子的物质的量浓度之和为0.2 mol/L。 2、现有电解质溶液：①Na2CO3②NaHCO3③NaAlO2④CH3COONa ⑤NaOH (1)当五种溶液的pH相同时，其物质的量浓度由大到小的顺序是_______________ (填编号，下同) (2)将上述物质的量浓度均为0.1 mol/L 的五种溶液，稀释相同倍数时，其pH变化最大的是____ (3)在上述五种电解质溶液中，分别加入AlCl3溶液，无气体产生的是____________ 3、（1）向Na2CO3的浓溶液中逐滴加入稀盐酸，直到不再生成CO2气体为止，则在此过程中，溶液的c(HCO3－)变化趋势可能是：①逐渐减小；②逐渐增大；③先逐渐增大，而后减小；④先逐渐减小，而后增大。4种趋势中可能的是________。 （2）pH相同的HCl溶液、H2SO4溶液、CH3COOH溶液各100 mL。 ①分别用0.1 mol/L的NaOH溶液中和，其中消耗NaOH溶液最多的是________（填化学式）。 ②与等量的锌粉反应，反应开始时，反应速率________。 A．HCl最快 B．H2SO4最快 C．CH3COOH最快 D．一样快 （3）某温度下，纯水中c(H＋)＝2×10－7 mol/L，则此时0.02mol/LBa(OH)2溶液的pH = （4）有四种一元酸HA、HB、HC、HD，相同物质的量浓度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞试液呈红色；同体积、同物质的量浓度的HB、HC用样的装置分别作导电性试验，发现后者的灯泡比前者亮，则这四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________。 4、（I）化学是一门以实验为基础的学科，下列实验操作的描述中，正确的是________________（填序号）。 ①为使稀硫酸和锌制取氢气的速率加快，可向稀硫酸中加入用铜丝网包裹的锌粒 ②酸碱滴定时，若加入待测液前用待测液润洗锥形瓶，将导致测定结果偏高 ③配制一定物质的量浓度的溶液时，容量瓶洗涤后未进行干燥 ④以酚酞作指示剂，用标准浓度的盐酸滴定NaOH溶液，待溶液变成浅红色时即停止滴定 ⑤测定溶液的pH时，用洁净、干燥的玻璃棒蘸取待测溶液，点在试纸中部，待变色后与标准比色卡对照读数 ⑥滴定终点时，若不慎滴入过量标准溶液，可用装有待测液的滴定管再滴入一定量进行调整

PH值的计算,电离平衡常数

第九节：PH值的计算 一：讲义 1、水的离子积 1．定义 H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-) 2．性质 （1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 （2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。 常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。(高考要求) 2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？） 3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。（为什么？） 4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。 5．25℃时 类别条件近似计算 强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？） 强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2 强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.3 6．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。（为什么？解释）。若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。 二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？ (1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？ (2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？ 小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。

2014电离平衡专题训练

1 1.仅能在水溶液中导电的电解质是 A.SO 3 B.NH 4Cl C.NaCl D.Na 2CO 3 2.现有pH=3的醋酸和pH=3的硫酸两种溶液，下列叙述正确的是 A.两溶液中水电离出的c(H +)均为1×10-11 mol/L B.加水稀释100倍后两溶液的pH 仍相同 C.醋酸中c(CH 3COO -)和硫酸中c(SO 2-4)相同 D.等体积两溶液中分别加入足量锌片放出H 2体积相同 3.氨水中存在电离平衡NH 3·H 2O ? NH +4 +OH -，下列叙述不正确的是 A.氨水中离子浓度的关系满足:c(OH -)=c(H +)+c(NH +4) B.加水稀释0.10 mol/L 的氨水，溶液中c(H +)减小 C.氨水中加少量NH 4Cl 固体，平衡逆向移动 D.氨水中加少量盐酸，平衡正向移动 4.把1 L 0.1 mol/L 醋酸用蒸馏水稀释到10 L ，下列叙述正确的是 A.c(CH 3COOH)变为原来的1/10 B.c(H +)变为原来的1/10 C.c(CH 3COO -)/c(CH 3COOH)的比值增大 D.溶液的导电性增强 5.某醋酸溶液中存在着下列的电离平衡：CH 3COOH ?H ++CH 3COO -，欲使c(H +)减小，可加入下列物质中的 A.醋酸钠 B.氢氧化钠晶体 C.同浓度的醋酸溶液 D.盐酸 6.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的①NaOH(s) ②KNO 3溶液 ③水 ④CH 3COONa(s) A.①③ B.②④ C.②③ D.③④ 7.为了证明醋酸是弱电解质，某同学设计了如下方案，其中错误的是 A.先配制一定量的0.10 mol/L CH 3COOH 溶液, 然后测溶液的pH ，若pH 大于1，则可证明醋酸为弱电解质 B.先配制一定量的0.10 mol/L 和0.01 mol/L 的CH 3COOH 溶液，分别用pH 计测它们的pH,若两者的pH 相差小于1个单位，则可证明醋酸是弱电解质 C.先测0.10 mol/LCH 3COOH 溶液pH,然后将其加热至100℃,再测pH,如果pH 变小,则可证明醋酸是弱电解质 D.配制一定量的CH 3COONa 溶液，测其pH ，若常温下pH 大于7，则可证明醋酸是弱电解质 8.用水稀释0.1 mol/L 的氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是 A.c(OH -)/c(NH 3·H 2O) B.c(NH 3·H 2O)/c(OH -) C.c(H +)·c(OH -) D.n(OH -) 9.pH=1的两种酸溶液A ?B 各1 mL,分别加水稀释到1000 mL ，其pH 与溶液体积(V)的关系如 右图所示，下列说法不正确的是 A.A ?B 两种酸溶液的物质的量浓度一定相等 B.稀释后，A 酸溶液的酸性比B 酸溶液弱 C.若a=4，则A 是强酸，B 是弱酸 D.若1

电离平衡常数的应用

电离平衡常数的应用 一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱 已知几种酸的电离平衡常数如下表所示 几种酸的酸性强弱顺序为 二、比较酸对应盐溶液PH的大小 比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大 根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3— 物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为 三、比较酸根结合H+的能力 规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强 25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 （2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 （3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液： a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是

四、书写化学方程式 1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中 2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃) 回 答 下 列 问 题 ： (1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。 (2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式 3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。 K a1K a2 H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8 H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11 H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。 4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。 化学式电离平衡常数（25℃） NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5 HCN K a =4.93×10 -10 CH 3 COOH K a =1.76×10 -5 H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11

水的电离知识详细讲解

水 的 电 离 (一)水的电离 1. 水是极弱的电解质. 存在极弱的电离 H 2O ＋H 2O H 3O ＋＋OH － 简写为 H 2O H ＋＋OH － 25℃ 1 L H 2O 18 1000 ＝ 55.6(mol)中有10－7mol 发生电离 H 2O H ＋ ＋ OH － 起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10－7 10－7 10－7 平衡(mol)55.6－10－7 10－7 10－7 25℃.[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14＝Kw 称作水的离子积常数. 2.温度升高,Kw 增大. 水的电离为吸热过程,所以当温度升高时,水的电离度增大,Kw 也增大. 例如100℃,1 L H 2O 有10－6mol 电离.此时水的离子积常数为 Kw ＝10－6·10－6＝10 －12 . 常温下,Kw ＝10－14 3. 在中性、酸性、碱性稀溶液中Kw 的讨论. 凡是在水溶液中,都存在着水的电离平衡.H 2O H ＋＋OH －, H ＋和OH －总是同时存在的. (1)中性溶液中,Kw ＝[H ＋]·[OH －]＝10－7·10－7＝10－14 (2)酸性溶液中, 由于[H ＋]增大, 水的电离平衡逆向移动, [OH －]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14. (3)碱性溶液中, 由于[OH －]增大, 水的电离平衡逆向移动.[H ＋]减小, 但Kw ＝[H ＋]· [OH －]＝10－14. 结论:常温下,[H ＋]·[OH －]＝10－14＝Kw,适于纯水,中性、酸性、碱性稀溶液. 4. 根据Kw 计算溶液中的[H ＋]或[OH －] 由于水电离出来的H ＋或OH －很少,所以在酸(或碱)溶液中,一般就以酸(或碱)的浓度计算出[H ＋]或([OH －]),然后根据Kw 再计算溶液中的[OH －](或[H ＋]) (1)酸溶液: 强酸 [H ＋] 弱酸 [H ＋ ]＝C α (2)碱溶液 强碱 [OH －] 弱碱 －]＝C α (二)溶液的酸碱性和pH 值 完全电离 部分电离 ] H [Kw + ＝[OH － ] 完全电离 部分电离 ]OH [Kw - ＝[H ＋ ] .

常见弱电解质电离平衡常数表

弱电解质的解离常数 (近似浓度～·L-1,温度298K) 名称化学式解离常数，K p K 醋酸HAc×1O-5 碳酸H2CO3K1=×lO－7 K2=×1O－11 草酸H2C2O4K1=×lO-2 K2=×lO-5 亚硝酸HNO2×1O－4 磷酸H3PO4K1=×lO-3 K2=×1O－8 K3=×lO－13 (291K) 亚硫酸H2SO3 K1=×lO-2 (291K) K2=×lO-7 硫酸H2SO4K2=×lO－2 硫化氢H2S K1=×lO－8 (291K) K2=×1O-12 氢氰酸HCN×1O－1O 铬酸H2CrO4K1=×lO-1 K2=×1O-7 *硼酸H3BO3×1O-1O 氢氟酸HF×1O-4 过氧化氢H2O2×1O-12 次氯酸HClO×1O－5 (291K) 次溴酸HBrO×1O-9 次碘酸HIO×1O-11 碘酸HIO3×1O－1 砷酸H3AsO4 K1=×lO-3 (291K) K2＝×lO－7 K3=×1O－12 亚砷酸HAsO26×1O-1O 铵离子NH4+×1O-1O

氨水NH3·H2O×1O－5 联胺N2H4×1O－7 羟氨NH2OH×1O-9 氢氧化铅Pb(OH)2×1O－4 氢氧化锂LiOH×1O-1 氢氧化铍Be(OH)2×1O－6 BeOH+×1O－9 氢氧化铝A1(OH)3×1O-9 Al(OH)2+×1O-1O 氢氧化锌Zn(OH)2×1O-7 氢氧化镉Cd(OH)2×1O－11 *乙二胺H2NC2H4NH2K1=×lO－5 K2=×lO-8 *六亚甲基四 胺 (CH2)6N4×1O-9 *尿素CO(NH2)2×1O－14 *质子化六亚 甲基四胺 (CH2)6N4H+×1O-6甲酸HCOOH ×1O-4 (293K)氯乙酸ClCH2COOH×1O-3 氨基乙酸NH2CH2COOH×1O-1O *邻苯二甲酸C6H4(COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-6 柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4 K2=×1O-5 (293K) K3=×1O-7 -酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-5 *8-羟基喹 啉C9H6NOH K1=8×lO-6 K2=1×1O-9 苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K) *对氨基苯磺 酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-l K2=×1O-4 *乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7 K6=×1O-11

(浙江)高考化学一轮复习 专题8 第一单元 弱电解质的电离平衡检测(含解析)

弱电解质的电离平衡 一、选择题 1．下列物质在水溶液中的电离方程式不正确的是( ) A．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3 B．H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3 C．AlCl3===Al3＋＋3Cl－ D．NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4 解析：选A。A项NaHCO3是强电解质，但HCO－3不能完全电离，故其电离方程式应为NaHCO3===Na＋＋HCO－3。 2．(2019·杭州二中选考模拟)氢氟酸是弱酸，电离方程式为HF H＋＋F－，达到电离平衡的标志是( ) A．c(H＋)＝c(F－) B．v(电离)＝v(形成分子) C．溶液显酸性 D．单位时间内，电离的HF分子数与生成的F－数相等 答案：B 3．(2016·浙江10月选考，T18)为证明醋酸是弱电解质，下列方法不正确的是( ) A．测定0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH B．测定0.1 mol·L－1CH3COONa溶液的酸碱性 C．比较浓度均为0.1 mol·L－1盐酸和醋酸溶液的导电能力 D．比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积答案：D 4．(2019·金华东阳二中选考模拟)室温下，对于0.10 mol·L－1的氨水，下列判断正确的是( ) A．与AlCl3溶液发生反应的离子方程式为Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓ B．加水稀释后，溶液中c(NH＋4)·c(OH－)变大 C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性 D．其溶液的pH＝13 解析：选C。A.一水合氨是弱电解质，离子方程式中要写化学式，该反应的离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4，故A错误；B.加水稀释促进一水合氨电离，但铵根离子、氢氧根离子浓度都减小，所以c(NH＋4)·c(OH－)减小，故B错误；C.含有弱根离子的盐，谁强谁显性，硝酸铵是强酸弱碱盐，所以其溶液呈酸性，故C正确；D.一水合氨是弱电解质，在氨水中部分电离，所以0.10 mol·L－1氨水的pH小于13，故D错误。 5．(2019·金丽衢十二校联考)HCN是一种剧毒性的酸，常温下，0.1 mol·L－1HCN溶液的

专题一 各种电离方程式

专题一 各种电离方程式 2015-11-05 （1）强电解质的电离： HCl=H ++Cl - Ba(OH)2= Ba 2++2OH - Al 2(SO 4)3= 2Al 3+ +3SO 42- Al 2O 33+ +3O 2- 规律：强电解质完全电离，电离方程式中间用等号。 （2）一元弱电解质的电离： CH 3COOH CH 3COO -+ H + NH 3?H 2O NH 4++ OH - 规律：弱电解质不完全电离，电离方程式中间用可逆符号。 （3）多元弱酸的电离： H 2S H ++HS - HS - H ++S 2- 规律：多元弱酸的电离不完全电离，电离方程式中间用可逆符号，且分步电离，不可以写成一步完成。如写成H 2S 2H ++S 2-是错的。 （4）多元弱碱的电离： Fe(OH)3 Fe 3++3OH - 规律：多元弱碱的电离也是不完全电离的，电离方程式中间也用可逆符号，因多为难容物质，写成一步，不分步写。 （5）硅酸的电离：H 2SiO 3 SiO 32-+2H + 规律：硅酸电离也是分步，但因为难溶于水，而写成一步。 （6）水的电离： H 2O H ++ OH - 2H 2O H 3O ++ OH - （7）两性氢氧化物的电离： 酸式电离：Al(OH)3 H ++ H 2O + AlO 2-偏铝酸根离子 Al(OH)3 + H 2O H ++[ Al ( OH)4]-四羟基合铝离子 碱式电离：Al(OH)3 Al 3+ +3 OH - (8）硼酸的电离： H 3 BO 3+ H 2O H ++[B ( OH)4]- (9）多元强酸酸式盐的电离： 在水溶液中： NaHSO + + H ++SO 42- 在融化状态下：NaHSO 4+ + HSO 4- 规律：多元强酸酸式盐完全电离，电离方程式中间也用等号，在水溶液中酸式酸根分开写；在融化状态下酸式酸根不分开写。 （10）多元弱酸酸式盐的电离： NaHCO 3 = Na + + HCO 3- HCO 3- H ++CO 32- 规律：多元弱酸酸式盐完全电离，电离方程式中间也用等号，酸式酸根不分开写；酸式酸根不完全电离，写在盐电离方程式后面，两个电离方程式不可以和到一起。写成 NaHCO 3 = Na + + H ++CO 32- 是不正确的。 （11）区别电离和水解 H 2O+HCO 3- H 3O ++CO 32- 电离方程式 H 2O+HCO 3- OH - +H 2CO 3 水解方程式