化学平衡、电离平衡与水解平衡

（07江苏）13. 一定温度下可逆反应：A(s)+2B(g)2C(g)+D(g)；△H<0。现将1mol A 和2molB加入甲容器中，

将4 molC和2 mol D加入乙容器中，此时控制活塞P，使乙的容积为甲的2倍，t1时两容器内均达到平衡状态(如图1所示，隔板K不能移动)。下列说法正确的是A．保持温度和活塞位置不变，在甲中再加入1molA和2molB,达到新的平衡后，甲中C 的浓度是乙中C的浓度的2倍

B．保持活塞位置不变，升高温度，达到新的平衡后，甲、乙中B的体积分数均增大C．保持温度不变，移动活塞P，使乙的容积和甲相等，达到新的平衡后，乙中C的体积分数

是甲中C的体积分数的2倍

D．保持温度和乙中的压强不变，t2时分别向甲、乙中加入等质量的氦气后，甲、乙中反应速

率变化情况分别如图2和图3所示(t1前的反应速率变化已省略)

（07江苏）15．下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是

A．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)+c(OH－)=c(H＋)

B．1 L 0．l mol·L－1CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：c(SO42－)>c(NH4＋))>c(Cu2＋)>c(H ＋)>c(OH－)

C．0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)+c(H＋)+c(H2CO3)=c(HCO3－)+c(CO32－)+c(OH－) D．等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合后的溶液中：c(Na＋)>c(HX)>c(X－)>c(H ＋)>(OH－)

（07天津理综卷）10．草酸是二元中强酸，草酸氢钠溶液显酸性。常温下，向10 mL 0.01 mol ／L NaHC2O4溶液中滴加0.01 mol／L NaOH溶液，随着NaOH溶液体积的增加，溶液中离子浓度关系正确的是

A．V（NaOH）== 0时，c（W）== 1 × 10－2 mol／L

B．V（NaOH）< 10 mL时，不可能存在c（Na＋）== 2 c（C2O2

4-）+ c（HC

-）

C．V（NaOH）== 10 mL时，c（W）== 1 × 10－7mol／L

D．V（NaOH）> 10 mL时，c（Na＋）> c（C2O2

4-）>c（HC

-）

（07天津理综卷）11．25 ℃时，水的电离达到平衡：H

O H＋+ OH－；ΔH > 0 ，下列叙述正确的是

A．向水中加人稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，K w不变

C．向水中加人少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c（H＋）降低

D．将水加热，K w增大，pH不变

（07天津理综卷）l2．下列有关工业生产的叙述正确的是

A．合成氨生产过程中将NH3液化分离，可加快正反应速率，提高N2、H2的转化率B．硫酸工业中，在接触室安装热交换器是为了利用SO3转化为H2SO4时放出的热量C．电解饱和食盐水制烧碱采用离子交换膜法，可防止阴极室产生的C12进入阳极室

D．电解精炼铜时，同一时间内阳极溶解铜的质量比阴极析出铜的质量小

11．在25℃时将pH＝11 的NaOH 溶液与pH＝3 的CH3COOH溶掖等体积混合后，下列关系式中正确的是

A．c (Na+)==c(CH3COO－)+c(CH3COOH) B．c(H+)==c(CH3COO－)+c(OH一)

C．c (Na+) > c (CH3COO－)>c(OH－)>c(H+) D．c (CH3COO－)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－) 13．向某密闭容器中充入1molCO和2molH2O（g），发生反应：CO+H2O (g) CO2 +H2。

当反应达到平衡时，CO的体积分数为x。若维持容器的体积和温度不变，起始物质按下

列四种配比充入该容器中，达到平衡时CO的体积分数大于x的是

A．0.5molCO+2molH2O(g)+1molCO2+1molH2

B．1molCO+1molH2O(g)+1molCO2+1molH2 .

C．0.5molCO+1.5molH2O(g)+0.4molCO2+0.4molH2

D．0.5molCO+1.5molH2O(g)+0.5molCO2+0.5molH2

（07全国II理综）6．已知：C（s）+CO 2（g）2CO（g）△H＞0。该反应达到平衡

后，下列条件有利于反应向正方向进行的是

A．升高温度和减小压强B．降低温度和减小压强

C．降低温度和增大压强D．升高温度和增大压强

（07全国II理综）7．0.1mol/LNaHCO3的溶液的pH最接近于

A．5.6B．7.0C．8.4D．13.0

（07北京理综）12．有①Na2CO3溶液②CH3COONa溶液③NaOH溶液各25mL，物质的量浓度均为0.1mol·L－1，下列说法正确的是

A．3种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①

B．若将3种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②

C．若分别加入25mL0.1mol·L－1盐酸后，pH最大的是①

D．若3种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②

（07北京理综）10．一定条件下，体积为10L的密闭容器中，1molX和1molY进行反应：2X(g)＋Y(g)Z(g)，经60s达到平衡，生成0.3molZ。下列说法正确的是

A．以X浓度变化表示的反应速率为0.001mol/(L·S)

B．将容器体积变为20L，Z的平衡浓度变为原来的2

C．若增大压强，则物质Y的转化率减小

D．若升高温度，X的体积分数增大，则该反应的△H＞0

（07北京理综）7．在由水电离产生的H＋浓度为1×10－13mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的离子组是

①K＋、Cl－、NO3－、S2－②K＋、Fe2＋、I－、SO42－③Na＋、Cl－、NO3－、SO42－

④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO3－⑤K＋、Ba2＋、Cl－、NO3－

A ．①③

B ．③⑤

C ．③④

D ．②⑤

（07福建理综）7、室温时下列混合溶液的pH 一定小于7的是

A 、pH=3的盐酸和pH ＝11的氨水等体积混合

B 、pH=3的盐酸和pH ＝11的氢氧化钡等体积混合

C 、pH=3的醋酸和pH ＝11的氢氧化钡等体积混合

D 、pH=3的硫酸和pH ＝11的氨水等体积混合

（07山东理综）14.氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是Ａ．再通入少量氯气，)()(-+ClO c H c 减小Ｂ．通入少量ＳＯ2，溶液漂白性增强

Ｃ．加入少量固体ＮａＯＨ，一定有ｃ（Ｎａ＋）＝ｃ（Ｃｌ－）＋ｃ（ＣｌＯ－）

Ｄ．加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动

（07山东理综）15.一定体积的ＫＭｎＯ4溶液恰好能氧化一定质量的ＫＨＣ2Ｏ4·Ｈ2Ｃ2Ｏ4·2

Ｈ2Ｏ。若用0.1000ｍｏｌ·Ｌ－1的ＮａＯＨ溶液中和相同质量的ＫＨＣ2Ｏ4·Ｈ2Ｃ2Ｏ4·2

Ｈ2Ｏ，所需ＮａＯＨ溶液的体积恰好为ＫＭｎＯ4溶液的3倍，则ＫＭｎＯ4溶液的浓度（mol ·L -1）为

提示：①Ｈ2Ｃ2Ｏ4是二元弱酸

②10[KHC 2O 4·H 2C 2O 4]＋8KMnO 4＋17H 2SO 4＝8MnSO 4＋9K 2SO 4+40CO 2↑+32H 2O Ａ．0.008889 Ｂ．0.08000 Ｃ．0.1200 Ｄ．0.2400

（07福建理综）13、下图是在恒温密闭容器中进行的某化学反应的反应速率随时间变化的

示意图。下列叙述与示意图不相不符．．．．

的是 A 、反应达平衡时，正反应速率和逆反应速率相等

B 、该反应达到平衡态I 后，增大反应物的浓度，平衡发生移动，达到平衡态II （07福建理综）

C 、该反应达到平衡态I 以后，减小反应物浓度，平衡发生移动，

达到平衡态II

D 、同一种反应物在平衡态I 和平衡态II 时浓度不相等。

（07山东理综）28.（11分）二氧化硫和氮的氧化物是常用的工

业原料，但也是大气的主要污染物。综合治理其污染是环境化学

当前的重要研究内容之一。

（1）硫酸生产中，ＳＯ2催化氧化成ＳＯ3：

2ＳＯ2（ｇ）＋Ｏ2（ｇ） 2ＳＯ3（ｇ）某温度下，ＳＯ2的平衡转化率（α）与体系总压强（Ｐ）的关系如右图所示。根据图示回答下列问题：

①将2.0mol SO 2和1.0mol O 2

置于10

Ｌ密闭容器中，反应达平衡后，体系总压强为0.10 MPa 。该反应的平衡常数等于。

②平衡状态由Ａ变到Ｂ时，平衡常数

Ｋ（Ａ）Ｋ（Ｂ）（填“＞”、“＜”或“＝”）。

（2）用ＣＨ4催化还原ＮＯｘ可以消除氮氧化物的污染。例如：

CH 4(g)+4NO 2(g)＝4NO(g)＋CO 2(g)+2H 2O(g) ΔＨ＝－574

kJ ·mol -1

CH 4(g)+4NO(g)＝2N 2(g)＋CO 2(g)+2H 2O(g) ΔＨ＝－1160 kJ ·mol -1 催化剂 △

若用标准状况下4.48ＬＣＨ4还原ＮＯ2至Ｎ2，整个过程中转移的电子总数为（阿伏伽德罗常数用ＮＡ表示），放出的热量为 kJ 。

（3）新型纳米材料氧缺位铁酸盐（MFe 2O x 3＜ｘ＜4，Ｍ＝Ｍｎ、Ｃｏ、Ｚｎ或Ｎｉ）由铁酸盐（MFe 2O 4）经高温还原而得，常温下，它能使工业废气中的酸性氧化物分解除去。转化流程如图所示：

请写出MFe 2O x

。

28.（1）①800Ｌ·mol ②＝（2）1.60ＮＡ，173.4

（3）MFe 2O x ＋SO 2→MFe 2O 4＋Ｓ

（07天津理综卷）26．（14分）U 、V 、W 、X 、Y 、Z 是原子序数依次增大的六种常见元素。Y 的单质在W 2中燃烧的产物可使品红溶液褪色。Z 和W 元素形成的化合物Z 3W 4具有磁性。U 的单质在W 2中燃烧可生成UW 和UW 2两种气体。X 的单质是一种金属，该金属在UW 2中剧烈燃烧生成黑、白两种固体。

请回答下列问题：

⑴.V 的单质分子的结构式为_______________；XW 的电子式为____________；

Z 元素在周期表中的位置是_____________。

⑵.U 元素形成的同素异形体的晶体类型可能是（填序号）__________。

① 原子晶体 ② 离子晶体 ③ 分子晶体 ④ 金属晶体

⑶.U 、V 、W 形成的10电子氢化物中，U 、V 的氢化物沸点较低的是（写化学式）____________；V 、W 的氢化物分子结合H ＋能力较强的是（写化学式）______________，用一个离子方程式加以证明____________________________________________________。 ⑷.YW 2气体通人BaCl 2和HNO 3的混合溶液，生成白色沉淀和无色气体VW ，有关反应的离子方程式为__________________________________________，由此可知VW 和YW 2还原性较强的是（写化学式）______________________________。

26．（14分）⑴.N≡N ；⑵. ；第4周期，第VIII 族

⑵.① ③；⑶.CH 4；NH 3 ；NH 3 + H3O ＋ ==== NH 4+

+ H 2O

⑷.3SO 2 + 2NO 3- + 3Ba 2＋ + 2H 2O ==== 3BaSO 4 ↓ + 2NO + 4H ＋；SO 2

高考电离平衡和水解平衡

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H2S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+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＞二级水解能量变化吸热吸热表达式电离方程：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 加入Na2S生成NaHS抑制水解二、相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c（H+）pH 中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH 产生氢气的量开始时的反应速率盐酸大小相等相同快小醋酸小大慢大 c（H+）c（酸）中和碱的能力与过量Zn的反应情况稀释相同倍数后的pH 产生氢气的量开始时的反应速率盐酸相等小弱少相等大

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒

高中化学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若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，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Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。 4. 彻底的双水解常见的含有下列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。③阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等溶液蒸干后也可得到原溶质；④阴阳离子均易水解，此类盐溶液蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2CO3

盐类的水解高考题汇编

专题电离平衡盐类的水解高考题汇编考点1、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．(07广东)下列说法正确的是( ) (A)硫酸、纯碱、醋酸钠和生石灰分别属于酸、碱、盐和氧化物 (B)蔗糖、硫酸钡和水分别属于非电解质、强电解质和弱电解质 (C)Mg、Al、Cu可以分别用置换法、直接加热法和电解法冶炼得到 (D)天然气、沼气和水煤气分别属于化石能源、可再生能源和二次能源考点2弱电解质的电离平衡 2．(2007年高考理综重庆卷，电解质)用食用白醋(醋酸浓度约为1 mol/L)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是( ) (A)白醋中滴入石蕊试液呈红色(B)白醋加入豆浆中有沉淀产生 (C)蛋壳浸泡在白醋中有气体放出(D)pH试纸显示醋酸的pH为2～3 3．(2007年高考上海化学卷，电离平衡)已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(A)加少量烧碱溶液(B)升高温度(C)加少量冰醋酸(D)加水 4．（08天津卷）醋酸溶液中存在电离平衡CH 3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是（） A．醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－） B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）减小 C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动 D．常温下pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7 考点3强弱电解质的比较 5．(2007年高考上海化学卷，电解质)下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( ) (A)相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 (B)100 mL 0.1 mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 (C)pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5 (D)两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小 6．（08广东卷）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是（） A B C D 7．（08广东卷）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（）和OH-A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO 2 3 B．NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C．10 mL0.10mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度

氧化还原反应与电化学问题的解决策略.

氧化还原反应与电化学问题的解决策略【考情分析】 1．氧化还原反应知识贯穿于中学化学学习的始终，故每年必考，且题型多样。今后命题将会继续集中在以下2个方面：①氧化还原反应的概念及应用，包括氧化还原反应的配平与计算，②氧化性、还原性强弱的判断。同时也会因涉及知识面广，可能出现新的题型、新的设问方式，特别是与实验应用相结合成为命题的新趋势。 2．电化学内容在工业生产中有着广泛应用，是高考重点考查的内容之一，其主要考点有：①掌握原电池的概念、形成条件、装置中各部分名称、电极反应、导线上电流方向、电子流向、溶液中离子运动方向、对盐桥的认识；②正确认识化学腐蚀、电化学腐蚀、析氢腐蚀、吸氧腐蚀并能加以区别；③了解金属腐蚀的防护方法；④掌握电解的原理及有关规律，能对电极产物进行判断，能对电解后溶液的酸碱性变化加以判断，能正确表示电解的电极反应及总反应；⑤电解原理的应用和基本计算。【知识交汇】一、氧化还原反应 1．熟练掌握基本概念 2．会标电子转移的方向和数目 ⑴ 氧化剂氧化剂还原产物氧化产物还原剂还原产物 ⑵22O ＝ Ca(OH)2 ＋ 2H 2↑ 还原剂氧化剂氧化产物还原产物 3．氧化产物、还原产物的判断氧化产物、还原产物是从实验得出的。对于一些我们不熟悉的氧化还原反应，可以根据化合价变化的规律，分析氧化产物、还原产物，如下表。— —

氧化还原反应中，氧化反应与还原反应总是同时发生的。一个完整的氧化还原反应方程式可以拆写成两个“半反应”，一个是“氧化反应”，一个是“还原反应”。如2Fe3++Cu==2Fe2++Cu2+的拆写结果是：氧化反应为Cu-2e－==Cu2+；还原反应为2Fe3++2e－ 3+ 5．氧化还原反应的基本规律 ⑴守恒规律：电子得失总数(或化合价升降总数)相等。据此，可用于配平、计算。 ⑵价态规律 ①同种元素最高价态只具有氧化性；最低价态只具有还原性；中间价态既具有氧化性，又具有还原性。可简记为：高价氧，低价还，中价全。 ②化合物(如 2 1 S H 2 －＋ )：因既有正价又有负价，所以同时具有氧化性和还原性。 ⑶归中不交规律 ①若价态相隔(即有中间价)，一般能反应，且生成中间价态，但二者的化合价不会交叉变化。如 H22↑+ 2H2O - +6 +4 00 －2 ②若价态相邻，则不反应。如C～CO、CO～CO2、SO2～SO3等。 ⑷先强后弱规律(反应顺序) ①一种氧化剂遇多种还原剂时，总是按还原性先强后弱的顺序反应。例如，把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2可把Fe2＋、Br－氧化，由于还原性Fe2＋＞Br－，所以Cl2先氧化Fe2＋，之后，若还有Cl2，才氧化Br－。若n(FeBr 2 ):n(Cl2) = 1:1，其离子方程式为：2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2 = 2Fe3＋＋Br2＋4Cl－ ②同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，是按氧化性先强后弱的顺序反应。如Fe与CuCl2～HCl混合液，Fe先与Cu2＋反应，后与H＋反应。 ⑸由强变弱规律(反应方向) 氧化还原反应总是向着氧化性和还原性减弱的方向进行，反之不能。据此，可判断两物质能否发生氧化还原反应。二、原电池 1．常见的原电池有两类：一类是类似伏打电池的普通原电池装置；另一类是产生电流效率较高的带盐桥的原电池装置，如下图所示： H2SO4溶液稀硫酸 ZnSO4溶液

公开课--盐类的水解-教学设计说明

集体备课教案高2020级化学组

教学方法选择教材先提出盐溶液的酸碱性的问题，然后通过实验得出盐溶液的酸碱性与其组成的关系，再通过微观分析得出其本质原因。针对这一容组织形式、结合学生已经基本具备解决问题的弱电解质电离平衡知识和平衡移动原理知识，本节课适合于采用探究式教学模式。同时，本节课的核心任务是形成盐类水解的概念，根据概念的分类和学习的认知学心理，概念的形成要通过具体的例证进行概念感知、对例证进行分析、比较、辨别，在此基础上舍弃非本质特征、提取其本质特征、进行抽象概括，形成概念。综合上述两点，我设计了如下探究教学模式。教学模式：提出问题――实验探究――得出结论――质疑――理论讲解――交流应用教学环境、教学媒体选择教学场地：高2020级（17）班实验器材：试剂瓶、烧杯、玻璃棒、pH试纸等本节课将用到白板，白板笔，计算机，投影仪，图片，课件PPT等。板书设计第三节盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性强酸强碱盐：中性强酸弱碱盐：酸性强碱弱酸盐：碱性二、盐溶液呈现酸碱性的原因 1、理论分析：CH3OONa溶液（显碱性）： CH3OONa=CH3OO— + Na+ + H2O H+ + OH— CH3COOH 2、盐类水解的定义 3、实质 4、规律

5、条件 6、特征三、水解方程式的书写规则 ①一般用，不用气体或沉淀符号； ②多元弱酸根分布写，以第一步为主； ③多元弱碱的阳离子一步到位。教学目标一、知识与技能（1）使学生理解盐类水解的实质，能解释强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。（2）能通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，揭示盐类水解的本质。（3）能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。二、过程与方法通过实验，培养学生的观察能力，加强基本操作训练，培养分析、综合的思维能力三、情感态度与价值观（1）能在思考分析过程中倾听他人意见，相互启发，体会合作交流的重要与快乐。（2）体验科学探究的乐趣，学会透过现象看本质。（3）建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。重点、难点分析重点：盐类水解的过程、本质。难点：盐类水解的本质。课堂教学过程结构设计

(完整版)高中化学三大平衡

水溶液中的化学平衡高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。 1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。双水解除外。 2、弄清楚三类反应的区别和联系。影响电离平衡的因素 1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动 2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小 3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应 4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动

1、电离平衡定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率）（如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程）范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的） 2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动） 3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动 2、水解平衡定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。范围：含有弱酸根或弱碱根的盐溶液外界影响因素：1）温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应） 2）浓度：越稀越水解，加水是促进水解的，因为平衡向水解方向移动 3）外加酸碱盐：同离子子效应。

电离平衡和水解平衡的比较

电离平衡和水解平衡的比较电离平衡水解平衡实例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—+ 弱碱阳子 H2O + H2O H3O+ + OH— 离子化速率= 分子化速率弱酸根阴离子+H2O 弱酸+ OH— 弱碱阳离子+H2O 弱碱+ H+ 水解速率= 中和速率程度酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离…… “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解…… 一般中和程度远远大于水解程度双水解程度较大，甚至很彻底。能量变化吸热（极少数例外）吸热表达式电离方程式：①用“” ②多元弱酸分步电离 H2S H+ + HS— HS—H+ + S2— 水解反应离子方程式①用“” ②多元弱酸根分步水解③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓ S2—+H2O HS—+OH—（主要） HS—+H2O H2S+OH—（次要）微粒浓度大小比较 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2 —) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) 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= c(Na+)/2 影响因素温度升温促进电离（极少数例外）升温促进水解浓度稀释促进电离，但浓度减小，酸性减弱促进水解，但浓度减小，碱性减弱通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但电离程度减小，电离常数不变。 S2—+H2O HS—+ OH— H2S + OH—HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2—2HS—加Na2S H2S H+ + HS— S2—+ H+HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2—2HS — 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。 ☆结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在中间，异强混合看过量。（3）如两强酸或两强碱pH值相差两个单位以上[c(H+)、c(OH-)相差100倍以上]，等体积混合后，相当于pH值小的强酸或pH大的强碱加水稀释一倍[忽略稀溶液中的c(H+)或c(OH-)]，pH 值变化0.3个单位（1g2=0.3）。即：强酸混合时，pH混= pH小+ 0.3 强碱混合时，pH混= pH大—0.3

专题十一电离平衡与盐类的水解

专题十一电离平衡与盐类的水解一、考点回顾 1．考点阐释：考点1：电解质 ⑴概念：电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。如：酸、碱、盐和水等。非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物。 CH NH H ⑶弱电解质的电离平衡概念：在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。影响电离平衡的因素 ①温度：升高温度，平衡向电离方向移动。但如果溶质为挥发性物质，则加热会导致浓度下降。 ②浓度：将弱电解质加水稀释，平衡向电离方向移动；减少生成物浓度，可以促进电离；加入与阴阳离子相同的离子时，则产生同离子效应，抑制电解质的电离。 ⑷电离方程式的书写 ①强电解质的电离应用“=”连接，弱电解质的电离用“”连接。 ②多元弱酸的电离为分步电离，且第一步为主要过程，起决定作用。而多元弱碱的电离则可一步书写。考点2。水的电离和溶液的pH 水的电离：H2O H+ + OH—，属于吸热反应。25℃时，水的离子积常数为1×10—14； ⑴影响水的电离程度的因素 ①温度：升高温度，水的电离程度增强，水的离子积增大。 ②酸或碱：加入酸和碱时都会抑制水的电离，但在稀溶液中，水的离子积常数不变。 ③易水解的盐：盐类的水解可促进水的电离， ⑵溶液的酸碱性和pH值溶液酸碱性的判断：当c (H+) = c (OH—) 时，溶液呈中性；当c (H+) > c (OH—) 时，溶液呈酸性；

当c (H+) < c (OH—) 时，溶液呈碱性. 若溶液中的c (H+) 在1×10—14mol/L~1mol/L之间时,常用pH来表示,pH = -[ lg c（H+）] 因此在25℃时，当pH = 7，溶液为中性；pH < 7，溶液为酸性；pH > 7时，溶液为碱性。 ⑶溶液中pH的计算： ①酸的pH：先求溶液中c (H+)，再根据公式计算pH。当溶液为强酸时，加水稀释时，每稀释10倍，pH增加1，但溶液的pH只能接近7。如果为弱酸，则增加的幅度比强酸小。 ②②碱的pH值：先求溶液中的c (OH—)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。如果为强碱，每稀释10倍，pH降低1，但溶液的pH只能接近7；若为弱碱，则降低的幅度小于强碱。 ②酸与酸混合：当两种强酸混合时，先由H+的物质的量与溶液的体积求出c (H+)，然后求出pH值 ③碱与碱混合：当两种强碱混合时，先求出由OH—的物质的量和溶液的体积求出c (OH —)，由水的离子积常数求出c (H+)，进而求出pH。 ④酸碱混合时：首先判断哪种物质过量，来判断溶液的酸碱性，如果为酸性，则通过求得c (H+)而得到pH值；若为碱性，则首先计算c (OH—)，由水的离子积解得c (H+)，进而求出pH。考点3：盐类水解 ⑴盐类水解的实质：盐中电离产生的阴离子或阳离子与水中电离产生的H+或OH—结合为更弱的电解质，从而减少了溶液中的H+或OH—，促进了水的电离， ⑵盐类水解的结果：促进水的电离，影响了溶液的酸碱性。酸性：强酸弱碱盐碱性：强碱弱酸盐中性：强酸强碱盐弱酸弱碱盐的酸碱性由阴阳离子的水解程度决定。 ⑶影响盐类水解的因素 ⑷判断酸碱反应后溶液的pH ①强酸强碱反应时，酸碱恰好完全反应与溶液为中性属于同一状态； ②强酸弱碱反应时，弱恰好完全反应，则溶液呈酸性，溶液呈中性时，为碱过量； ③强碱与弱酸反应，恰好完全反应时，溶液显碱性，溶液为中性时，酸过量。考点4。酸碱中和滴定 ⑴实验原理以及目的：H+ + OH—= H2O ，根据在反应过程中溶液的pH的变化情况，可以由已知浓度的酸（碱）测定未知浓度的酸（碱）的浓度。 ⑿实验所用试剂和仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台等，标准溶液、待测溶液以及酸碱指示剂 ⑵中和滴定过程中的注意事项：

电离与水解和三大守恒

电离与水解和三大守恒一、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：NaHCO 3溶液中，c(HCO 3― )＞＞c(H 2CO 3)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NaHCO 3溶液中有：c(Na + ) ＞ c(HCO 3- )。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。小结:盐溶液中粒子浓度比较 3、多元弱酸盐分步水解，以第一步为主如：Na 2CO 3 溶液中： c (CO 32–) c (HCO 3–) c (H 2CO 3) > > 2、不水解的离子的浓度>发生水解的离子的浓度> 溶液呈酸碱性的离子 1、盐电离程度>>盐水解程度>水电离程度

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。 1.离子守恒 CH3COONa：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-) NaHCO3：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-) Na3PO4：c(Na+)+c(H+)=3c(PO43-)+2c(HPO4 2-)+c(H PO4-)+c(OH-) 2 Na2CO3：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）NaHCO3：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）

电离与水解平衡

第三章电离与水解平衡（时间：90分钟满分：100分）第Ⅰ卷（选择题，共45分）一、选择题（本题包括15个小题，每题3分,共45分。每小题只有一个选项符合题意）下列1～4小题中，均隐含着两个数值，试比较两个数值的大小，用“（A）大于、（B）小于、（C）等于、（D）无法确定”作答。 1.常温下，pH相等的醋酸和盐酸溶液中的c（CH3COO-）和c（Cl-）答案：C 解析：醋酸中c（OH-）+c（CH3COO-）=c（H+）,盐酸中c（OH-）+c（Cl-）=c（H+）,两溶液中c（H+）相等，那么常温下，c（OH-）也相等，所以酸根浓度相等。 2.在20℃和80℃时纯水的pH 答案：A 解析：水在任何温度下都显中性，但随温度升高，K W值增大，pH减小。 3.常温下，0.1mol·L-1和0.05mol·L-1的CH3COOH溶液的K a值答案：C 解析：酸的电离常数与酸的本性和温度有关，与酸的浓度无关，所以选C。 4.20℃时0.1mol·L-1CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH 答案：B 解析：H2CO3比CH3COOH酸性弱，同温同浓度的HCO-3比CH3COO-更易水解，碱性更强，故选B。 5.下列说法中正确的是 A.室温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH-，且K W=［H+］·［OH-］=1.0×10-14mol2·L-2 B.HCl溶液中无OH-，NaOH溶液中无H+ C.某溶液的pH=7，一定呈中性 D.NaCl溶液中既无H+也无OH- 答案：A 解析：水溶液中都有H+和OH-。25 ℃下，中性溶液的pH为7。随温度升高，K W 值增大，中性溶液的pH减小，所以温度高于25 ℃，pH=7的溶液显碱性；温度低于25 ℃，pH=7的溶液显酸性，所以选C。 6.在约100℃的温度下，NaCl稀溶液中c（H+）为1×10-6mol·L-1，下列说法正确的是 A.该NaCl溶液显酸性 B.该NaCl溶液显碱性 C.该NaCl溶液中K W=1×10-14 D.该NaCl溶液中K W=1×10-12 答案：D 解析：任何温度下，氯化钠溶液都显中性，c（H+）=c（OH-）=1×10-6 mol·L-1，所以K W=1×10-12。 7.盐类的水解反应在人类的生产、生活中有着广泛的应用。下列实用技术与盐类水解无关的是 A.纯碱溶液去油污 B.保存硫酸亚铁溶液时，加入铁粉 C.洪涝过后，灾区用明矾净水 D.草木灰不能与铵盐氮肥混合使用答案：B 解析：纯碱水解显碱性，使油污在碱性条件下水解，从而将其除去，A正确；硫酸亚铁易被氧化，加入铁粉，可防止亚铁离子被氧化，与水解无关，B错；明矾中铝离子水解生成Al（OH）3胶体，可以吸附水中的悬浮物，从而起到净水作用，C正确；草木灰中含有碳酸钾等盐，水解显碱性，若与铵盐混用，铵盐会失效，D正确。 8.氟化钠（NaF）是一种重要的氟化盐,常用作农业杀虫、杀菌，木材防腐等。下列有关说法正确的是 A.氟化钠溶液中的离子浓度由大到小的顺序是c（Na+）＞c（F-）＞c（H+）＞c（OH-） B.0.1mol·L-1的氟化钠溶液的pH为13

化学平衡、电化学、有机化学(上)

一、化学平衡㈠化学平衡常数 i i()()c K c υ=∏平衡㈡化学平衡的移动一定条件下化学反应达到平衡，正、逆反应速率相等，参与平衡各物的浓度或压强保持恒定。改变条件，温度、浓度、压强，平衡将发生相应的移动。根据反应前后，反应物物质的量和生成物物质的量而言只有相等，如A B C D E F ++=++⑴和不相等2A B 2C +=⑵两种反应。对于⑴，不论改变条件时平衡按正向或逆向移动，体系中物质的量的总和不变。若参与平衡的各物均是气态物，则在恒温条件下，改变体系压强只对⑵的平衡位置有影响。因此，先讨论⑵，以在某温度下合成3NH 反应为例。 1．恒温，改变某物浓度、体系压强对平衡移动的影响某温度下，2N 、2H 和3NH 平衡体系中设各物浓度均为1c (表示第一种平衡体系中的浓度，而不是三者浓度相等)。 ⑴恒容增加2N (设为2c )，平衡将向着生成3NH 方向移动，再次达平衡时(浓度分别为2c )，2H 和利用率提高(21c c <)，3NH 的浓度增大(21c c >)，但2N 的(总的)利用率却下降(212c c c <+)。按：只改变2种反应物中的1种反应的浓度，平衡移动的结果，一般不可能是这两种反应物的利用率提高了或都下降了。 ⑵增大体系压强，2p p →的瞬间，2N 、2H 、3NH 的浓度均增大了一倍(各为12c )，平衡向着生成3NH 的方向移动，再次达平衡时设各物浓度为3c ，结果是2N 、2H 的利用率都提高了，3NH 浓度增大 (312c c >)。(提请注意，2N 、2H 再次平衡浓度为1322c c c <<。会出现31c c <的结果吗？) ⑶降低压强，/2p p →瞬间，2N 、2H 、3NH 浓度都改变(各为1/2c )，平衡有利于3NH 的分解，再次达平衡时设各物浓度为4c ，结果是：2N 、2H 浓度都增大了，即41/2c c >，(请问：会出现41c c >的结果吗？为什么？)3NH 浓度下降，即41/2c c <。以上3种改变条件对平衡移动的影响可归纳为：恒温，若反应体系容积不变，即⑴，只可能发生2 N 利用率下降(升高)而2H 利用率升高(下降)；若体系容积改变，平衡移动结果是2N 、2H 利用率都提高，即⑵或都下降即⑶。这个结论具有普遍性，应适用于往合成3NH 体系加“惰气”，改变条件对溶液中平衡移动的影响。化学平衡原理

盐类的水解难溶物的电离平衡电化学

盐类的水解一、盐类的水解 1.实质,盐电离,弱酸的阴离子结合H+,弱碱的阳离子结合OH-,生成弱电解质,破坏了电离平衡,水的电离程度增大,c(H+)≠c(OH-),溶液呈现酸性或者碱性 2.特点,程度微弱,属于可逆反应, ,就是的逆反应。 3.水解的规律,有弱才水解,越弱越水解,谁强显谁性,同强显中性。 4.水解方程式的书写一般盐类的水解程度小,如果产物易分解(如氨水,碳酸)也不写成分解产物的形式 Eg:氯化铵的水解离子方程式: 多元弱酸盐的水解分布进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式 Eg:碳酸钠的水解离子方程式: 多元弱碱盐的水解方程式一步写完 Eg:氯化铁的水解离子方程式: 若阴、阳离子水解相互促进,由于水解程度较大,书写要用等号,气体,沉淀符号 Eg:碳酸氢钠与氯化铝混合溶液: 常见能发生水解相互促进的离子组合有:铝离子与碳酸根,碳酸氢很,硫离子,硫氢根,偏铝酸根,以及铁离子与碳酸根,碳酸氢根二、影响水解的主要因素 1.内因,酸或者碱越弱,其对应的弱酸根离子与弱碱阳离子 2.外因,改变温度,浓度,外加酸碱水解平衡的移动水解程度水解产生离子的浓度三、盐类水解反应的运用 1,除油污,用热纯碱溶液清洗的原因？ 2,配制盐溶液,配制氯化铁溶液时,为抑制铁离子水解,因加入 3,作净水剂,铝盐净水原理用 4,制备物质,用氯化钛制备氧化钛的反应可表示为制备硫化铝不能在溶液中进行的原因问题:配制硫酸亚铁时,为何要加入硫酸,并加入少量铁屑？四、 1、离子浓度的定量关系电荷守恒式物料守恒式 2.溶液中离子浓度的大小关系多元弱酸溶液多元弱酸的正盐溶液不同溶液中同一离子浓度的大小关系比较混合溶液中各离子浓度的大小比较练习:一、选择题 1.下列说法不．正确的就是( ) A.明矾能水解生成Al(OH)3胶体,可用作净水剂

2017-2018版高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒知识点例题习题解析

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详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-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－）如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）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。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素

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。

高三化学二轮精品专题专题电离平衡、盐类的水解沉淀溶解平衡

届高三化学二轮精品专题专题-电离平衡、盐类的水解沉淀溶解平衡

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绝密★启用前 2012届高三化学二轮精品专题卷：专题6 电离平衡、盐类的水解；沉淀溶解平衡考试范围：电离平衡、盐类的水解；沉淀溶解平衡相对原子质量：H：1 C：12 O：16 Na：23 Ca：40 一、选择题（本题共14小题，每小题3分，共42分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。）1．下列说法正确的是（）A．强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的导电能力强 B．因为CH3COOH是弱电解质，HCl是强电解质，所以中和等体积等物质的量浓度的醋酸和盐酸时，中和醋酸消耗的NaOH比盐酸消耗的NaOH用量少 C．足量Zn分别和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸反应时，产生H2的量相同，放出H2的速率不等D．物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中PO43-的物质的量浓度相同 2．在下列溶液中，各组离子一定能够大量共存的是（）A．使酚酞试液变红的溶液：Na+、Cl-、SO42-、Fe3+[来源:学#科#网Z#X#X#K] B．使紫色石蕊试液变红的溶液：Fe2+、Mg2+、NO3-、Cl- C．常温下c(H+)=10-12mol/L的溶液：K+、Ba2+、Cl-、Br- D．碳酸氢钠溶液：K+、SO42-、Cl-、H+ 3．常温下，向0.1mol·L-1的硫酸溶液中逐滴加入物质的量浓度相同的氢氧化钡溶液，生成沉淀的量与加入氢氧化钡溶液的体积关系如右图所示，a、b、c、d分别表示实验时不同阶段的溶液，下列有关说法中正确的是（）A．溶液的导电能力：a

高中化学水溶液中的三大平衡及其常数计算

水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K h)进行相关计算。 2.了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主要因素，盐类水解的应用。 3.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。 4.以上各部分知识的综合运用。命题热点提炼三年考情汇总核心素养链接 3.溶液中的 “四大平衡常数”的计算及应用 2016·Ⅰ卷T12，T27 2018·Ⅲ卷T12 2017·Ⅰ卷T13(A)、 T27，Ⅱ卷T12(B)，Ⅲ 卷T13(A) 2016·Ⅰ卷T27，Ⅱ 卷T28 1.平衡思想——能用动态平衡的观点考察，分析水溶液中的电离、水解、溶解三大平衡。 2.证据推理——根据溶液中离子浓度的大小变化，推断反应的原理和变化的强弱。 3.实验探究——通过实验事实，探究水溶液中酸碱性的实质。 4.模型认知——运用平衡模型解释化学现象，揭示现象本质和规律。水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 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)实质弱电解质的电离盐促进水的电离升高温度促进电离，离子浓度增大，K a 增大促进水解，水解常数K h增大加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外) 减小，K a不变促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，水解常数K h不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，水解常数K h不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，水解常数K h不变

高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附答案完整版

高中化学电离水解平衡选择题专项训练部分附答案 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】

电离水解平衡选择题训练 20．50mL浓度为1mol/L的醋酸溶液与100mLNaOH溶液混合后，所得溶液的PH=7(常温下)，则对该溶液的有关叙述正确的是 A．c(Na+)==c(CH 3COO—) B．c(CH 3 COO—)>c(OH—) C．原NaOH溶液的浓度为0.5mol/L D．NaOH溶液的浓度大于0.5mol/L 21．有五瓶溶液分别是：①10mL0.60mol·L－1NaOH水溶液，②20mL0.50mol·L－1H 2SO 4 水溶液，③30mL0.40mol·L－1HCl水溶液，④40mL0.30mol·L－1HAc水溶液，⑤50mL0.20mol·L －1蔗糖水溶液，以上各瓶溶液中所含离子、分子总数的大小顺序是 A．①>②>③>④>⑤B．②>①>③>④>⑤ C．②>③>④>①>⑤D．⑤>④>③>②>① 22．0.1mol·L－1的下列几种溶液：A.Na 2CO 3 B.CH 3 COONaC.NaClD.NaHCO 3 E.NH 4 Cl，其pH由大到小的顺序是 A．A>D>B>C>EB．C>E>B>D>AC．A>B>D>E>CD．E>A>B>D>E 23．在FeCl 3和Fe 2 (SO 4 ) 3 的混合溶液中，若不计Fe3+的水解，当溶液中c(Fe3+)=c(SO42－) 时，下列判断正确的是 A．c(Fe3+)＞c(Cl－)B．c(SO42－)＞c(Cl－) C．c(SO42－)＜c(Cl－)D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等