高二化学水溶液中的离子平衡(守恒关系)

第三章水溶液中的离子平衡（三大守恒）

一、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。

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）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。

实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。

在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系

c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒)

在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。

HS―＋H2O H2S＋OH―HS―＋＋S2―H2O H＋＋OH―

从物料守恒的角度分析，有如下等式：

c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；

从电荷守恒的角度分析，有如下等式：

c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；

将以上两式相加，有：

c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)

得出的式子被称为质子守恒

3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。

现将此类题的解题方法作如下总结。

二、典型题――溶质单一型

1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断

解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡

［点击试题］0.1mol/L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是

_________________

2、弱碱溶液

［点击试题］室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是

A. c(OH-)＞c(H+)

B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L

C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)

D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)

3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型

在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )

A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)

B、c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)

C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)

D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)

［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是____ __

［随堂练习］在Na2S溶液中下列关系不正确的是

A.c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S)

B. c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS

－)+2c(S2－)

C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－) D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)

［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系____ __

［随堂练习］草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列

关系正确的是（）

A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)

B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/L

C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)

D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)

［点击试题］在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）

A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)

C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)

D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断

解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。

1、强酸与弱碱混合

［点击试题］PH=13的NH3·H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是____________

2、强碱与弱酸混合

［点击试题］PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是( )

A、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)

B、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)

C、C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(OH―)>C(H＋)

D、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)

归纳：上述两题的特点是PH1+PH2 = 14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点是

C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子)

3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合

［点击试题］0.2 mol/L的CH3COOK与0.1 mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量关系正确的是( )

A、C(CH3COO―)==C(Cl―)==C(H＋)>C(CH3COOH)

B、C(CH3COO―)==C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)

C、C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(H＋)>C(CH3COOH)

D、C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)

4、酸碱中和型

(1) 恰好中和型

［点击试题］在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc 溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。

A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)

C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-) (2) pH等于7型

［点击试题］常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中( )。A．c(HCOO-)＞c(Na+) B．c(HCOO-)＜c(Na+)

C．c(HCOO-)＝c(Na+) D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系

(3) 反应过量型

［点击试题］常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是

A．pH＞7，且c(OH—) ＞c(Na+) ＞c(H+) ＞ c(CH3COO—)

B．pH＞7，且c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO—) + c(OH—)

C．pH＜7，且c(CH3COO—) ＞c(H+) ＞c(Na+)＞ c(OH—)

D．pH＝7，且c(CH3COO—) ＞c(Na+) ＞c(H+) = c(OH—)

［随堂练习］1、向0.1mol·L－1NaOH溶液中通入过量CO2后，溶液中存在的主要离子是（）

A Na＋、CO32－

B Na＋、HCO3－

C HCO3－、CO32－

D Na＋、OH－

四、守恒问题在电解质溶液中的应用

解此类题的关键是抓住溶液呈电中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两大特点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒，若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。

［点击试题］表示0.1 mol/L NaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系正确的是( )

A、C(Na＋)>C(HCO3―)>C(CO32―)>C(H＋)>C(OH―)

B、C(Na＋)+C(H＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―)

C、C(Na＋)+C(H＋)==C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―)

D、C(Na＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)

1、两种物质混合不反应：

［点击试题］用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )

A.C(H+)＞C(OH-)

B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L

C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)

D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L

2、两种物质恰好完全反应

［点击试题］在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。

A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)

C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)

3、两种物质反应，其中一种有剩余：

(1)酸与碱反应型

在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误。（解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）

［点击试题］把0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( )

A、c(Ac-)＞c(Na+)

B、c(HAc)＞c(Ac-)

C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)

D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol·L-1

（2）盐与碱(酸)反应型

将0.1mol·L-1醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( )。

A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)

B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)

C．c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)

D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)

4、不同物质同种离子浓度比较型：

［点击试题］物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（）。

A．NH4Cl B．NH4HSO4 C．CH3COONH4 D．NH4HCO3

水溶液中的离子平衡知识点(1)

【人教版】选修4知识点总结：第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离课标要求 1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念 2、掌握弱电解质的电离平衡 3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲 1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。 ②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。（2）强电解质和弱电解质 ①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐） ②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）。注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断 2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）（2）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。 ①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。 ②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。 ④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。且分子多，离子少。 ⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。

（3）电离常数 ①概念：在一定条件下，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浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K来表示。 ② ③意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。 ④电离常数的影响因素 a.电离常数随温度变化而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响 b.电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。即：电离平衡常数与化学平衡常数一样，只与温度有关。（3）电解质的电离方程式 ①强电解质的电离方程式的书写强电解质在水中完全电离，水溶液中只存在水合阴、阳离子，不存在电离平衡。在书写有关强电解质电离方程式时，应用“” ②弱电解质的电离方程式的书写弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“”。（4）影响电离平衡的因素 ①内因：电解质本身的性质，是决定性因素。 ②外因 a.温度：因电离过程吸热较少，在温度变化不大的情况下，一般不考虑温度变化对电离平衡的影响。 b.浓度：在一定温度下，浓度越大，电离程度越小。因为溶液浓度越大，离子相互碰撞结合成分子的机会越大，弱电解质的电离程度就越小。因此，稀释溶液会促进弱电解质的电离。 c.外加物质：若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。本节知识树弱电解质的电离平衡类似于化学平衡，应用化学平衡的知识来理解电离平衡的实质和影响因素，并注意电离常数的定义。二、水的电离和溶液的酸碱性课标要求 1、熟练掌握水的电离平衡，外加物质对水的电离平衡的影响 2、熟练掌握溶液的计算

高中化学等效平衡原理(习题练习)

等效平衡原理及练习一、等效平衡概念等效平衡是指在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达平衡后，任何相同组分的体积分数或物质的量分数均相等的平衡。在等效平衡中，有一类特殊的平衡，不仅任何相同组分X的含量（体积分数、物质的量分数）均相同，而且相同组分的物质的量均相同，这类等效平衡又称为同一平衡。同一平衡是等效平衡的特例。如，常温常压下，可逆反应： 2SO2 + O2 2SO2 ①2mol 1mol 0mol ②0mol 0mol 2mol ③0.5mol 0.25mol 1.5mol ①从正反应开始，②从逆反应开始，③从正逆反应同时开始，由于①、②、③三种情况如果按方程式的计量关系折算成同一方向的反应物，对应各组分的物质的量均相等(如将②、③折算为①)，因此三者为等效平衡二、等效平衡规律判断是否建立等效平衡，根据不同的特点和外部条件，有以下几种情况： ①在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，通过化学计量数计算，把投料量换算成与原投料量同一则物质的物质的量，若保持其数值相等，则两平衡等效。此时，各组分的浓度、反应速率等分别与原平衡相同，亦称为同一平衡。 ②在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，通过化学计量数计算，把投料量换算成与原投料量同一则物质的物质的量，只要物质的量的比值与原平衡相同则两平衡等效。此时，各配料量不同，只导致其各组分的浓度反应速率等分别不同于原平衡，而各组分的百分含量相同。 ③在恒温、恒压下，不论反应前后气体分子数是否发生改变，改变起始时加入物质的物质的量，根据化学方程式的化学计量数换算

高中化学选修四水溶液中的离子平衡

考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征

(三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。

高中化学电离平衡九大知识点

高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 6、电离常数：在一定条件下，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浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB] 7、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-] 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-14 4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+] （2）pH的测定方法：

高二化学电离水解部分笔记整理

高二化学电离水解部分笔记整理 ————Believe in yourself 电离平衡一.相关概念电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物???????一部分氧化物盐碱酸非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物?? ? ?? ??四氯化碳蔗糖乙醇一部分有机物： 4 11221252CCl O H C OH H C 电解质 ?? ?? ? ??? ?????????????2 322 3`324332233 43424342COO)CH Pb HgCl O H NH SO H PO H SiO H S H HF HClO HAc HNO HCO NH NO NH NaCl OH Ba KOH NaOH HClO HNO SO H HCl （、少数盐：弱碱：、、、、、、弱酸：弱电解质、、绝大多数盐：）（、、强碱：、、、强酸：强电解质、一元强酸与一元弱酸的比较 ② 相同 pH 、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：

弱电解质的电离平衡 1 ．概念在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2 ．特征（动态平衡）（1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡（3）等v （离子化）==v （分子化）≠0 （4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。（5）变：条件改变，平衡可能发生移动。 3 ．影响因素 ( 1 ）浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 ( 2 ）温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。 ( 3 ）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。 ( 4 ）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH ，平衡右移，电离程度增大。电离方程式的书写要求： ①质量守恒：即：“=”两边原子种类，数目、质量不变。 ②电荷守恒：即：正电荷总数=负电荷总数。 ③元素或原子团的化合价数等于形成的阳离子所带的正电荷数。同理，元素或原子团的负价数等于形成的阴离子所带的负电荷数。离子的个数用阿拉伯数字标在离子符号之前。( 1 ）强电解质，完全电离用“===”，如：CH3COONH4 ===CH3COO一＋NH4+ A12 ( SO4)3 ==2A13 + + 3 SO42一 ( 2 ）弱电解质，部分电离用“”，如：CH3COOH CH3COO一＋H+ NH3 ·H2O NH4＋+OH— ( 3 ）多元弱酸，分步电离，以第一步为主 H2CO3H+十HCO3—HCO3—H十十CO32— ( 4 ）多元弱碱一步电离Cu (O H ) 2Cu2++ 2O H— ( 5 ）酸式盐：强酸的酸式盐完全电离，一步完成NaHSO4 ==Na+十H+十SO42— 弱酸的酸式盐强中有弱，分步完成NaHCO3==Na 十十HCO3— HCO3—H 十+ CO32 — 盐类的水解定义：在水溶液中盐电离出的阴阳离子与H2O电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应（有弱才水解）

高二化学沉淀溶解平衡同步练习

2019年高二化学沉淀溶解平衡同步练习在学习的过程中，及时做同步练习是非常重要，小编为大家准备了2019年高二化学沉淀溶解平衡同步练习，供大家参考学习，希望对大家有所帮助! 1.在100 mL 0.10 molL-1的AgNO3溶液中加入100 mL 溶有 2.08 g BaCl2的溶液，再加入100 mL溶有0.010 mol CuSO45H2O的溶液，充分反应。下列说法中正确的是( ) A.最终得到白色沉淀和无色溶液 B.最终得到的白色沉淀是等物质的量的两种化合物的混合物 C.最终得到的溶液中，Cl-的物质的量为0.02 mol D.在最终得到的溶液中，Cu2+的物质的量浓度为0.01 molL-1 解析：此题为一计算推断题。经计算AgNO3、BaCl2、CuSO45H2O三种物质的物质的量都为0.01 mol，反应生成的AgCl和BaSO4各为0.01 mol，溶液中剩余的是0.01 mol 、0.01 mol Cl-和0.01 mol Cu2+，所以溶液应呈蓝色，故A、C 是错误的，三种溶液混合后溶液的体积增大两倍，Cu2+的物质的量浓度为0.033 molL-1。答案：B 2.一定温度下，在氢氧化钡的悬浊液中，存在氢氧化钡固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(固体) Ba2++2OH-。向此种悬浊液中加入少量的氢氧化钡粉末，下列叙述正确的是( )

A.溶液中钡离子数目减小 B.溶液中钡离子浓度减小 C.溶液中氢氧根离子浓度增大 D.pH减小解析：氢氧化钡悬浊液中存在氢氧化钡的固体和氢氧化钡饱和溶液的溶解平衡，即氢氧化钡的固体溶解到溶液中电离生成钡离子和氢氧根离子，溶液中的钡离子和氢氧根离子结合，沉淀出氢氧化钡的固体，再加入少量的氢氧化钡粉末，由于溶液中固体不存在浓度问题，平衡没有发生移动。可是选项中所描述的量都发生变化，与结论相矛盾。是否从该体系的另一方面分析，水的量发生变化考虑?由于加入的氢氧化钡粉末在水中转化为结晶水合物，消耗了一定量的水，平衡发生移动。溶解的离子结合生成氢氧化钡的固体，引起溶解物质相应的量发生变化。选项A中的钡离子的个数随着水的量的减少，溶液质量、溶质质量都相应减少，其个数必然减少。本题也可采用排除法，当平衡发生移动时，一定会引起相应物质的数量变化。若是讨论某种具体物质的数量，它应该绝对变化，如溶质微粒个数、溶质质量和溶液质量等。但若讨论两个量的比值，在特定条件下可能不变，如溶解度、浓度等。答案：A 3.工业废水中常含有Cu2+、Cd2+、Pb2+等重金属离子，可通过加入过量的难溶电解质FeS、MnS，使这些金属离子形

水溶液中的离子平衡典型练习题及答案

水溶液中的离子平衡 1.常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合,溶液中不可能出现的结果是（）. A.pH＞7,且c（OH-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（CH3COO-） B.pH＞7,且c（Na+）+c（H+）＝c（CH3COO-）+c（OH-） C.pH＜7,且c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-） D.pH＝7,且c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＝c（OH-） 2. 在25℃,将a mol/L的氨水与b…的盐酸等体积混合,反应后显中性…用含a和b的代数式表示该混合溶液中一水合氨的电离平衡常数是? 3.水的电离平衡曲线如图所示，下列说法中，正确的是（） A、图中A、 B、D三点处Kw的大小关系：B＞A＞D B、25℃时，向pH=1的稀硫酸中逐滴加入pH=8的稀氨水，溶液中c（NH4+）/c（NH3?H2O）的值逐渐减小 C、在25℃时，保持温度不变，在水中加人适量NH4Cl固体，体系可从A点变化到C点 D、A点所对应的溶液中，可同时大量存在Na+、Fe3+、Cl-、S042- 4. 设水的电离平衡线如图所示： (1)若以A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度,当温度上升到100℃时,水的电离平衡状态到B 点,则此时水的离子积从_____增加到____,造成水的离子积增大的原因是____. (2)将pH=8的Ba(OH) 2 溶液与pH=5的稀盐酸混合,并保持100℃的恒温,欲混合溶液pH=7,则 Ba(OH) 2 溶液与盐酸的体积比为____. (3)100℃时,已知某强酸溶液的pH酸与某强碱溶液的pH碱存在如下关系：pH酸+ pH碱=13,若要使该强酸与该强碱混合后溶液呈中性,则该强酸溶液的体积与强碱溶液的体积之比为__ 5. 已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4═Na++H++SO42-．某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入 NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2．下列对该溶液的叙述中，不正确的是（）A．该温度高于25℃ B．由水电离出来的H+的浓度是1.0×10-10mol/L C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离 D．该温度下加入等体积pH=12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性

高二化学《电离平衡的移动》知识点总结

电离平衡的移动【学习目标】 1、了解电离平衡状态及特征； 2、掌握影响电离平衡的因素。【要点梳理】要点一、影响电离平衡的因素。当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是： 1、浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会减小。 2、温度：温度越高，电离程度越大。因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。 3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。 4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。我们可以把HA的电离平衡HA H++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A(g)B(g)+C(g)，稀释相当于增大体积，A、B、C 的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v(正)加快使v(正)＞v(逆)，平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。A的转化率即相当于弱酸的电离程度。要点二、电离平衡常数 1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。用K表示。 2．数学表达式。对一元弱酸(HA)：HA H++A－对一元弱碱(BOH)：BOH B++OH－ 3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸(弱碱)越强。从K a和K b的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3(K a1=1.5×10－2)＞H3PO4(K a1=7.5×10－3)＞HF(K a=3.5×10－4)＞H2S(K a1=9.1×10－8)。 [说明](1)多元弱酸只比较其K a1；(2)同化学平衡常数一样，电离平衡常数K值不随浓度而变化，仅随温度而变化。 4．多元弱酸的电离：多元弱酸的电离是分步(级)进行的，且一步比一步困难，故多元弱酸的溶液的酸性主要由第一步电离来决定。如H3PO4的电离(如图)： H3PO4H++H2PO4－K a1 H2PO4－H++HPO42－K a2 HPO42－H++PO43－K a3 要点诠释：K a1＞K a2＞K a3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、PO43－等，其离子浓度的大小关系为c (H+)＞c (H2PO4－)＞c (HPO42－)＞c (PO43－)。要点三、弱电解质的电离度 1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数(包括已电离的和未电的)的百分率叫做电离度。常用表示。 2．数学表达式。 [说明]上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。 3．影响电离度的因素 (1)内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。通常电解质越弱，电离度越小。 (2)外因。浓度：加水稀释。电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。由此可见，可以根据相同条件下(温度、浓度)电离度的大小来判断不同弱电解质的相对强弱。例如：25℃时，0.1 mol·L－1的氢氟酸的=7.8％，0.1 mol·L－1的醋酸的=1.3％，所以酸性：HF＞CH3COOH。要点四、一元强酸与一元弱酸的比较

高二化学沉淀溶解平衡002

高二化学沉淀溶解平衡002 第四单元沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡【学习目标】让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。培养学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。【课前预习】分析沉淀溶解平衡形成的过程及影响因素。写出氯化银、氢氧化铁溶解平衡常数的表达式。【新课学习】板块一、沉淀溶解平衡及其影响因素【实验探究】在学习初中化学时,我们曾根据物质的溶解度将物质分为易溶、可溶、微溶、难溶等。如氯化银、硫酸钡就属于难溶物。那么，它们在水中是否完全不能溶解？请按如下步骤进行实验将少量Agcl+cl-若改变条件，对其有何影响外因：板块二、溶度积常数

【交流与讨论】写出氯化银、氢氧化铁溶解平衡常数的表达式。【归纳整理】二、溶度积常数定义２、表达式: ３、意义：４、特点：【当堂巩固】：写出难溶物Baco3、Ag2cro4、g2在水中的沉淀溶解平衡的方程式和溶度积的表达式。将足量Agcl分别溶于下列试剂中形成Agcl饱和溶液①水中②10L0.1ol/LNacl溶液③5L0.1ol/L的gcl2溶液中，Ag+浓度大小顺序是________________________ 【交流与讨论】5、溶度积的应用： a、已知溶度积求离子浓度：例1：已知室温下PbI2的溶度积为7.1x10-9,求饱和溶液中Pb2+和I-的浓度;在c=0.1ol/l的溶液中,Pb2+的浓度最大可达到多少? b、已知溶度积求溶解度：例２：已知298时g2的sp=5.61×10－12，求其溶解度S。 c、已知离子浓度求溶度积：

水溶液中的离子平衡知识点

水溶液中的离子平衡知识点 Revised on November 25, 2020

高二化学电离平衡人教版知识精讲

高二化学电离平衡人教版【同步教育信息】一. 本周教学内容：电离平衡二. 重点、难点 1. 使学生了解强、弱电解质与结构的关系。 2. 使学生理解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。 3. 使学生了解电离平衡常数及其意义。三.具体内容电解质（一）电解质与非电解质 1. 概念辨析 ①电解质一定是化合物，非电解质一定不是化合物。 ②化合物一定是电解质。 ③单质是非电解质。 2. 哪些物质是常见电解质？它们结构的特点是什么？ BaSO4是不是电解质？为什么？ SO2、氨气溶于水都能导电，是电解质吗？氯化氢和盐酸都叫电解质吗？ 3. 电解质溶液导电能力电解质溶液导电能力强弱与单位体积中能自由移动的离子数目有关，即与自由移动的离子的浓度（非绝对数目）有关。离子浓度大，导电能力强。讨论：试比较0.1L 2mol/l盐酸与2L 0.1mol/l盐酸，哪一种导电能力强？（二）强电解质与弱电解质

共价化合物。溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子。既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子。实例绝大多数盐（包括难溶盐）强酸：强碱： NaOH、KOH、Ba（OH）2 低价金属氧化物：弱酸：弱碱： NH3·H2O、大多数难溶碱如Fe（OH）3电离方程式H2SO4==2H++SO42- 2. 概念辨析：（1）电解质和非电解质均是指化合物而言，但认为除电解质之外的物质均是非电解质的说法是错误的，如单质不属于非电解质。（2）电解质与电解质溶液区别：电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。（3）电解质必须是在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物，才是电解质，并不是溶于水能导电化合物都是电解质。（4）电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大，导电能力强；离子浓度小，导电能力弱。离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。所以强电解质溶液导电能力不一定强，弱电解质溶液导电能力也不一定弱。弱电解质的电离平衡 1. 概念：当弱电解质分子电离速率和离子结合成弱电解质分子速率相等，则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。 2. 说明：（1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 3. 影响电离平衡的因素 A. 内因的主导因素 B. 外因：

高中化学练习：难溶电解质的沉淀溶解平衡

课时规范练25 难溶电解质的沉淀溶解平衡一、选择题(本题共9小题，每小题6分，共54分.每小题只有一个选项符合题目要求) 1.(2018天津五区县期中)下列说法中正确的是( ) A.用等体积的蒸馏水或0.01 mol·L-1盐酸洗涤AgCl沉淀，AgCl损失量相同 B.向MgCO3沉淀中滴加NaOH溶液可以得到Mg(OH)2沉淀 C.向氨水中加入NH4Cl或NaOH固体，溶液的pH均增大 D.盐溶液加水稀释时，c(H+)、c(OH-)均减小 2.工业上向锅炉里注入Na2CO3溶液浸泡，将水垢中的CaSO4转化为CaCO3，而后用盐酸去除.下列叙述不正确的是( ) A.温度升高，Na2CO3溶液的K W和c(OH-)均会增大 B.沉淀转化的离子方程式为C(aq)+CaSO4(s)CaCO3(s)+S(aq) C.在盐酸中，CaCO3的溶解性大于CaSO4 D.Na2CO3溶液遇CO2后，阴离子浓度均减小 3.(2018河南林州一中月考)已知常温下K sp(AgCl)=1.8×10-10，K sp(AgBr)=5×10-13，下列有关说法错误的是( ) A.在饱和AgCl、AgBr的混合溶液中:=360 B.向AgCl悬浊液中滴加浓NaBr溶液会产生淡黄色沉淀 C.AgCl在水中的K sp比在NaCl溶液中的大 D.AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶解度不相同 4.(2018湖北武汉部分重点学校调研)在t℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示.又知t℃时AgCl的K sp=4×10-10，下列说法不正确的是( ) A.在t℃时，AgBr的K sp为4.9×10-13 B.在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体，可使溶液由c点到b点 C.图中a点对应的是AgBr的不饱和溶液 D.在t℃时，AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq)的平衡常数K≈816 5.溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化的曲线如下图所示.下列说法错误的是( )

高二化学选择性必修一等效平衡

等效平衡一、等效平衡的含义 1．含义：在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，对于同一可逆反应，以不同的投料方式(即从正反应、逆反应或中间状态开始)进行的反应，若达到平衡时相同组分在各混合物中的百分含量．．．．．．．．．．．．．．．(体积分数、物质的量分数或质量分数)相等．．，这样的化学平衡互称等效平衡(包括“相同的平衡状态”) 二、等效平衡的类型和特征 1．恒温恒容(T、V一定)条件下，△n≠0反应的等效平衡(量等等效) 恒温恒容条件下，对于△n≠0即反应前后气体分子数改变的可逆反应(如N 2+3H22NH3)，改变起始时加入物质的物质的量，要与原平衡等效，其条件是：通过化学计量系数比，全部换算成同一半边的物质后，物质的量与原平衡的起始投入量应完全相同。若不同的起始投入量经“一边倒”全部换算为反应物或生成物后，投入量是相同的，则所形成的平衡状态是完全相同的对于T、V一定时，△n≠0的反应，形成等效平衡的条件是：起始投入量应完全相同；所形成等效平衡的特征是：平衡时各物质的转化率(α)、百分含量(w%)、物质的量(n)、物质的质量(m)、物质的量浓度(c)、混合气体的平均摩尔质量(M)、混合气体的密度(ρ)、压强(P)等所有物理量完全相同，即平衡状态完全相同 2．恒温恒容(T、V一定)条件下，△n=0反应的等效平衡(量比等效) 对于T、V一定时，△n=0的反应，形成等效平衡的条件是：起始投料成比例；所形成等效平衡的特征是：平衡时各物质的转化率(α)、百分含量(w%)、混合气体的平均摩尔质量(M)相同，但各气体的物质的量(n)、物质的质量(m)、物质的量浓度(c)、混合气体的密度(ρ)、压强(P)、反应达到平衡时所需的时间(t)不同但成比例【例1】在一固定容积的密闭容器中，保持一定温度，在一定条件下进行以下反应：A(g)+2B(g) 3C(g)。已知加入1molA和3molB且达到平衡后，生成a molC。 (1)达到平衡时C在反应混合气中的体积分数是(用字母a表示)。 (2)在相同实验条件下，若在同一容器中改为加入2molA和6molB，达到平衡后，C的物质的量为mol(用字母a表示)。此时C在反应混合气中的体积分数(填增大，减小或不变)。 (3)在相同实验条件下，若在同一容器中改为加入2molA和8molB，若要求平衡后C在反应混合气中体积分数不变，则还应加入molC。 3．恒温恒压(T、p一定)条件下的等效平衡(量比等效) 恒温、恒压条件下，对于任何可逆反应(不管是△n≠0还是△n=0)，形成等效平衡的条件是：起始投料成比例；所形成等效平衡的特征是：平衡时各物质的转化率(α)、百分含量(w%)、混合气体的平均摩尔质量(M)、物质的量浓度(c)、混合气体的密度(ρ)、压强(P)相同，但各气体的物质的量(n)、物质的质量(m)、体积(V)不同但成比例【例2】在一定温度下，把2体积的N2和6体积的H2通入一个带活塞的体积可变的密闭容器中，活塞的一端与大气相通如图所示。容器中发生的反应为N2(g)+3H2(g)催化剂高温高压 2NH3(g) (正反应放热)，若反应达到平衡后，测得混合气体为7体积。据此回答下列问题： (1)保持上述反应温度不变，设a、b、c分别代表起始加入的N2、H2、NH3的体积，如果反应达到平衡后混合气体的体积及各物质的百分含量仍与上述平衡完全相同，那么： ①若a=1，c=2，b= ，在此情况下，反应起始时化学平衡将向反应方向进行(填 “正”或“逆”)； ②若需规定起始时反应向逆反应方向进行，则c的取值范围为； (2)在上述装置中，若使平衡后气体体积变为6.5体积，应采取的措施是，理由是三、解题窍门：解题的关键，读题时注意勾画出这些条件，分清类别，用相应的方法求解。我们常采用“等价转换”的方法，分析和解决等效平衡问题

水溶液中的离子平衡知识点总结

第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：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 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（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）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。 D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO 3 、CO 2 、C 6H 12O 6 、CH 2 =CH 2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO 、NH 3 ·H 2 O 、Cu(OH)2 、混和物纯净物

高二化学电离平衡水解习题

1、氨水中所含有的分子和离子有（） ①NH4+②H2O ③NH3④NH3·H2O ⑤H+⑥OH- A.①②③ B.②③④⑤ C.②③④⑤⑥ D.①②③④⑤⑥ 2、下列物质属于电解质的是（） A. Cu B. 液态NH3 C. CO2 D. Na2O2固体 3、下列方程式书写正确的是（）在水溶液中的电离方程式：NaHSO4＝Na＋＋HSO4－的电离方程式H2SO32H＋＋SO32－ ~ －的水解方程式：CO32－＋2H2O H2CO3＋2OH－的电离方程式：CaCO3＝Ca2+＋CO32－ 4、下列溶液一定呈中性的是（） A．pH=7的溶液B．c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L溶液 C．使石蕊试液呈紫色的溶液D．酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液 5、下列溶液中导电性最强的是（） A．L醋酸B．溶液 C．盐酸D．LH2SO3溶液（ 6、现有浓度为1 mol／L的五种溶液：①HCI，②H2SO4，③CH3COOH，④NH4Cl，⑤NaOH，由水电离出的C(H+)大小关系正确的是（） A．④>③>①=⑤>②B．①=②>③>④>⑤ Ｃ．②>①>③>④>⑤Ｄ．④>③>①>⑤>② 7、下列离子在溶液中能大量共存的是（） A. Cu2+Na+NO3-S2- B. Mg2+H+ SO42- NO3- C. Al3+Na+HCO3-SO42- D. Fe3+ H+ SCN- Cl- 8、常温下将10ml PH=13的Ba(OH)2溶液加水稀释至100ml，所得溶液的PH为（） A. 14 B. 12.7 C. 12 D. 10 ： 9、等体积等物质的量浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合溶液中有关离子浓度关系正确的是（） A. C(M+)＞C(OH-)＞C(A-)＞C(H+) B. C(M+)＞C(A-)＞C(H+)＞C(OH-) C. C(M+)＞C(A-)＞C(OH-)＞C(H+) D. C(M+)+ C(H+)＞C(A-)+ C(OH-) 10、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定等于7的是（） A. PH=3的硝酸和PH=11的Ba(OH)2溶液 B. PH=3的盐酸和PH=11的氨水 C. PH=3的硫酸和PH=11的氨水 D. PH=3的醋酸和PH=11的Ba(OH)2溶液 11、PH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X、Y、Z倍，稀释后三种溶液的PH仍然相同，则X、Y、Z的关系是（） A. X＝Y＝Z ＞Y＝Z ＜Y＝Z ＝Y＜Z < 12、能影响水的电离平衡，并使溶液中c(H+)>c(OH-)的措施是（） A．将水加热煮沸，测得pH=6 B．向纯水中投入一小块金属钠 C．向水中加入NH4Cl固体D．向水中加入Na2CO3固体 13、在LHNO3溶液中加入LKOH溶液时, 所得到的溶液呈（） A. 弱酸性 B. 强酸性 C. 碱性 D. 中性 14、LNaOH溶液和LNH4Cl溶液等体积混合后，溶液中离子浓度大小顺序正确的是 A．c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(Cl－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) " 15、HClO是比H2CO3还弱的酸，当反应Cl2＋H2O HCl＋HClO达到平衡后，要使HClO的浓度增加，可加入（） A．NaOH固体；B．NaCl固体；C．H2O D．CaCO3固体 16、将PH为8的NaOH溶液与PH为10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的氢离子浓度最接近于A．2×10-10mol/L 2（10-8+10-10）mol/L C.（10-8+10-10）mol/L 2（10-6+10-4） 17、LK2CO3溶液中, 由于CO32－的水解, 使得c(CO32－)

2019-2020年高二化学第四单元沉淀溶解平衡教案苏教版

2019-2020年高二化学第四单元沉淀溶解平衡教案苏教版【目标要求】（1）了解难溶物在水中的溶解情况，认识沉淀溶解平衡的建立过程。（2）了解难溶物在水中的沉淀溶解平衡特点，理解和掌握溶度积K SP的概念。（3）能运用溶度积规则判断分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。（4）了解沉淀溶解平衡在生产生活中的应用（沉淀生成、分步沉淀，沉淀的溶解和转化）。【教学重点、难点】（1）沉淀溶解平衡的建立及特点。（2）运用溶度积规则判断分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化及沉淀溶解平衡在生产生活中的应用。第一课时【教学过程】引言：B的溶液 B 0.01 0.1 m(g) 因而，难溶只是指其溶解度很小，而非绝对不溶。思考：10mL 0.1mol/LＡgNO3和11mL 0.1mol/LNaCl完合混合后，溶液中还有Ag+吗？如何证明？一、沉淀溶解平衡：沉淀溶解过程——速率v1 AgCl（s） Ag+ + Cl— 沉淀生成过程——速率v2 v1 ＞v2——沉淀溶解——溶液不饱和 v1 = v2——溶解的沉淀 = 生成的沉淀——溶液饱和——处于平衡状态 v1 ﹤v2 ——沉淀生成——溶液过饱和 ▲1、概念：一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，人们将这种平衡称为沉淀溶解平衡。 ▲2、特点：逆：是一个可逆的过程等：v1 = v2 动：v1 = v2≠ 0——动态平衡定：溶液中溶质的分子或离子的浓度不再变化。变：当条件改变时，溶质的溶解平衡可发生移动，达到新的平衡。 ▲3、影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因：溶质本身的性质○1绝对不溶的物质是没有的。

高中化学第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结

水溶液中的离子平衡 §1 知识要点一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质下列说法中正确的是（ BC ） A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。 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下列说法中错误的是（ B ） A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。 3、强电解质与弱电质的本质区别：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 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（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、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值；（4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH