2019版高考化学(人教版复习资料课件：第八章+水溶液中的离子平衡+第4节 难溶电解质的溶解平衡(共48张PPT
)
解析：选 D。加 MgSO4 会使该溶解平衡左移，Mg(OH)2 固 体增多，c(Mg2 )变大；加 HCl 溶液使该溶解平衡右移，
＋
Mg(OH)2 固体减少，c(Mg2 )变大；加 NaOH 使该溶解平衡
＋
左移，Mg(OH)2 固体增多，c(Mg2 )变小。
＋
4． 将 AgCl 分别加入盛有①5 mL 水； ②6 mL 0.5 mol/L NaCl 溶液；③10 mL 0.2 mol/L CaCl2 溶液；④50 mL 0.1 mol/L 盐 酸的烧杯中，均有固体剩余，各溶液中 c(Ag )从大到小的排 列顺序为___________ 。
解析： 根据沉淀溶解平衡： AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)知， 溶液中 c(Cl－)越大，则 c(Ag＋)越小。
答案：①④③②
＋
考点二
沉淀溶解平衡及应用
1．沉淀的生成 (1)调节 pH 法：如除去 NH4Cl 溶液中的 FeCl3 杂质，可加入 氨水调节 pH 至 4 左右，离子方程式为 Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋ 4 ______________________________________________ 。 (2) 沉 淀 剂 法 ： 如 用 H2S 沉 淀 Cu2 ＋ ， 离 子 方 程 式 为 ＋ 2＋ Cu ＋ H S===CuS ↓＋ 2H 2 ________________________________ 。
)
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等 C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且 保持不变 D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物， 将抑制溶解
解析：选 B。A 项反应开始时，各离子的浓度没有必然的关 系； C 项沉淀溶解达到平衡时溶液中溶质的离子浓度保持不 变，但不一定相等；D 项沉淀溶解达到平衡时，如果再加入 难溶性的该沉淀物， 溶液仍为饱和溶液， 故平衡不发生移动。
第八章·水溶液中的离子平衡
第4节
难溶电解质的溶解平衡
第八章·水溶液中的离子平衡
【考纲要求】 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。 的含义，能进行相关的计算。 理解溶度积(Ksp)
考点一
沉淀溶解平衡
1．沉淀溶解平衡的含义
沉淀溶解和生成 的速率相 在一定温度下的水溶液中，当_________________
题组一
考查沉淀溶解平衡的建立 )
1．有关 AgCl 沉淀的溶解平衡的说法中，不正确的是( A．AgCl 沉淀生成和沉淀溶解不断进行，但速率相等 B．AgCl 难溶于水，溶液中没有 Ag＋和 Cl－ C．升高温度，AgCl 沉淀的溶解度增大
D．向 AgCl 沉淀中加入 NaCl 固体，AgCl 沉淀的溶解度降 低
解析：选 B。沉淀溶解平衡的实质是 v(沉淀)＝v(溶解)≠0， A 对。AgCl(s) Ag (aq)＋Cl (aq)是动态平衡，B 错。溶 解过程吸热，C 对。加入 NaCl 固体，c(Cl )增大，AgCl 溶 解平衡左移，D 对。
－ ＋ －
2．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
3．沉淀的转化
沉淀溶解平衡 的移动。 (1)实质：______________
NaOH FeCl3 (2) 举 例 ： MgCl2 溶 液 ――→ Mg(OH)2 ――→ Fe(OH)3 ， 则 Ksp[Mg(OH)2]＞Ksp[Fe(OH)3]。
溶解度小 的沉淀转化成 (3)沉淀转化的规律：一般说来，___________ 溶解度更小 ___________的沉淀容易实现。
＋ －
ΔH>AgNO3 通入 HCl 通入 H2S
移动方向 正向 正向 逆向 逆向 正向
平衡后 c(Ag ) 增大 不变 增大 减小 减小
＋
平衡后 c(Cl－) 增大 不变 减小 增大 增大
Ksp 增大 不变 不变 不变 不变
1． 沉淀溶解达到平衡时， 溶液中溶质的离子浓度保持不变， 但不一定相等( √ )
2．沉淀的溶解 (1) 酸 溶 解 法 ：
＋
CaCO3 溶 于 盐 酸 ， 离 子 方 程 式 为
＋
2 CaCO ＋ 2H ===Ca ＋CO2↑＋H2O 。 3 ____________________________________
(2)盐溶解法： Mg(OH)2 溶于 NH4Cl 溶液，离子方程式为 ＋ ＋ Mg(OH)2＋2NH4 ===Mg2 ＋2NH3· H2O ____________________________________。
题组二
考查溶解平衡的影响因素
3．在一定温度下，当 Mg(OH)2 固体在水溶液中达到下列平 衡时：Mg(OH)2(s) Mg2 (aq)＋2OH (aq)，要使 Mg(OH)2
＋ －
固体减少而 c(Mg2＋)不变，可采取的措施是( A．加 MgSO4 C．加 NaOH B．加 HCl 溶液 D．加水
等时，即建立了沉淀溶解平衡状态。
2．沉淀溶解平衡的建立
> v沉淀，固体溶解 v溶解______ 溶解 v沉淀，溶解平衡 ＝ 固体溶质 溶液中的溶质v溶解_______ 沉淀 v ______ 溶解 < v沉淀，析出晶体
3．沉淀溶解平衡的特征
4．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (2)外因：以 AgCl(s) Ag (aq)＋Cl (aq)
＋ － 2． AgCl(s) Ag (aq)＋Cl (aq)表示 AgCl 的电离平衡( × )
3．升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动( × ) 4．沉淀溶解达到平衡时，若再加入难溶性的该沉淀物，溶 解平衡将会向右移动( × )
5 ．碳酸钙在水中的溶解度比在氯化钙溶液中的溶解度大 ( √ ) 6．根据 AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)， CH3COOH CH3COO－＋H＋， 可以判断 AgCl、 CH3COOH 均为弱电解质( × )
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2019高考化学二轮复习第一部分专题发展篇第3讲水溶液中的离子平衡课件ppt版本
第3讲水溶液中的离子平衡
目录
CONTENTS
1 考点一 电离平衡及溶液的酸
碱性
2
考点二 酸碱中和滴定及拓展应 用
3 考点三 盐类的水解及应用
4 考点四 沉淀溶解平衡
5 专题跟踪检测
考点一 电离平衡及溶液的酸碱性
做真题——查缺漏
考法一 弱电解质的电离
1．(2016·全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确的是 ( ) A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中 cH＋ 减小 cCH3CБайду номын сангаасOH B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中 cCHc3CCOHO3CHOO·c－O H－增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中ccNCHl－＋4＞1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中 ccBCrl－－不变
析重难——补短板
1．弱电解质的判断方法
(1)依据强、弱电解质的概念及弱电解质电离平衡的移动进行判断
判断因素
开始与活泼金属(如 Zn)反应的速率
浓度均为 0.01 mol·L－1的HA与HB溶液
HA>HB
pH均为2.0的 HA和HB溶
液
相同
结论
体积相同时，与过量 活泼金属(如Zn)反应 产生H2的量
c(Na＋)＝c(HC2O
－
4
)＋c(H2C2O4)，C错误；由图知，pH＝2.7左
右，HC2O－ 4 的分布分数最大，D正确。
备考锦囊
以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为 纵坐标的关系曲线分析
5．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH， 溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如
目录
CONTENTS
1 考点一 电离平衡及溶液的酸
碱性
2
考点二 酸碱中和滴定及拓展应 用
3 考点三 盐类的水解及应用
4 考点四 沉淀溶解平衡
5 专题跟踪检测
考点一 电离平衡及溶液的酸碱性
做真题——查缺漏
考法一 弱电解质的电离
1．(2016·全国卷Ⅲ)下列有关电解质溶液的说法正确的是 ( ) A．向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中 cH＋ 减小 cCH3CБайду номын сангаасOH B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中 cCHc3CCOHO3CHOO·c－O H－增大 C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中ccNCHl－＋4＞1 D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中 ccBCrl－－不变
析重难——补短板
1．弱电解质的判断方法
(1)依据强、弱电解质的概念及弱电解质电离平衡的移动进行判断
判断因素
开始与活泼金属(如 Zn)反应的速率
浓度均为 0.01 mol·L－1的HA与HB溶液
HA>HB
pH均为2.0的 HA和HB溶
液
相同
结论
体积相同时，与过量 活泼金属(如Zn)反应 产生H2的量
c(Na＋)＝c(HC2O
－
4
)＋c(H2C2O4)，C错误；由图知，pH＝2.7左
右，HC2O－ 4 的分布分数最大，D正确。
备考锦囊
以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为 纵坐标的关系曲线分析
5．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH， 溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如
2019版高考化学(人教版)总复习课件：第8章+水溶液中的离子平衡+第3节 盐类的水解(共47张PPT)
2．水解的实质 盐 电 离 →
H 弱酸的阴离子→结合______ － OH 弱碱的阳离子→结合_______
＋
→ 促 进
水的电离 →c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。 ___________
3．水解的特点
4．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。 溶液 盐的 是否 水解的 溶液的 实例 的 pH 类型 水解 离子 酸碱性 (25 ℃)
强酸 强 碱盐 NaCl、 KNO3 否 中性
pH＝7 ______
盐的 类型 强酸 弱 碱盐 弱酸 强 碱盐
实例
是否 水解
水解的 离子
溶液 的酸 碱性
溶液 的 pH (25 ℃)
NH4Cl、 Cu(NO3)2
是
NH4 、 _______
Cu
2＋
＋
酸性
pH＜7
CH3COONa、 Na2CO3
是
CH3COO、 _________
的 水 解 离 子 方 程 式 ：
－ －
2 CO HCO3 ＋OH 3 ＋H2O _________________________________________ 。
(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。 例 如 ： FeCl3 的 水 解 离 子 方 程 式 ： ＋ 3＋ Fe ＋ 3H Fe(OH) 2O 3＋3H ___________________________________________。 (3)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，书写时要用 “===”“↑”“↓”等。 例如： NaHCO3 与 AlCl3 混合溶液的反应离子方程式：
3 Al ＋3HCO3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 。 ___________________________________
H 弱酸的阴离子→结合______ － OH 弱碱的阳离子→结合_______
＋
→ 促 进
水的电离 →c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。 ___________
3．水解的特点
4．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。 溶液 盐的 是否 水解的 溶液的 实例 的 pH 类型 水解 离子 酸碱性 (25 ℃)
强酸 强 碱盐 NaCl、 KNO3 否 中性
pH＝7 ______
盐的 类型 强酸 弱 碱盐 弱酸 强 碱盐
实例
是否 水解
水解的 离子
溶液 的酸 碱性
溶液 的 pH (25 ℃)
NH4Cl、 Cu(NO3)2
是
NH4 、 _______
Cu
2＋
＋
酸性
pH＜7
CH3COONa、 Na2CO3
是
CH3COO、 _________
的 水 解 离 子 方 程 式 ：
－ －
2 CO HCO3 ＋OH 3 ＋H2O _________________________________________ 。
(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。 例 如 ： FeCl3 的 水 解 离 子 方 程 式 ： ＋ 3＋ Fe ＋ 3H Fe(OH) 2O 3＋3H ___________________________________________。 (3)阴、阳离子相互促进水解：水解程度较大，书写时要用 “===”“↑”“↓”等。 例如： NaHCO3 与 AlCl3 混合溶液的反应离子方程式：
3 Al ＋3HCO3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 。 ___________________________________
高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第4讲难溶电解质的溶解平衡课件
同一曲线上的点，溶度积常数相同。
真题演练•素养通关
答案：B
2．[2021·全国乙卷，13]HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c(M＋) 随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298 K时c2(M＋)～c(H＋)为线 性关系，如下图中实线所示。
下列叙述错误的是( ) A．溶液pH ＝ 4 时，c(M＋)＜ ×10－4mol·L－1 B．MA的溶度积Ksp(MA)＝×10－8 C．溶液 pH ＝ 7 时， c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) D．HA的电离常数Ka(HA)≈ ×10－4
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)Ksp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中的 离子浓度有关( × ) (2)在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉
淀( √ ) (3)常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小
(× )
答案：A
解析：沉淀工业废水中的Pb2＋时，生成沉淀的反应进行得越完全越好，由于 PbS的溶解度最小，故选硫化物作为沉淀剂。
练后归纳
沉淀生成的两大应用 (1)分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶 度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。 (2)控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中 加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。
答案：A
答案：B
5．要使工业废水中的Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等 作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下：
化合物 溶解度/g
PbSO4 1.03×10－4
PbCO3 1.81×10－7
真题演练•素养通关
答案：B
2．[2021·全国乙卷，13]HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c(M＋) 随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298 K时c2(M＋)～c(H＋)为线 性关系，如下图中实线所示。
下列叙述错误的是( ) A．溶液pH ＝ 4 时，c(M＋)＜ ×10－4mol·L－1 B．MA的溶度积Ksp(MA)＝×10－8 C．溶液 pH ＝ 7 时， c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) D．HA的电离常数Ka(HA)≈ ×10－4
[判断] (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)Ksp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中的 离子浓度有关( × ) (2)在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉
淀( √ ) (3)常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的Ksp减小
(× )
答案：A
解析：沉淀工业废水中的Pb2＋时，生成沉淀的反应进行得越完全越好，由于 PbS的溶解度最小，故选硫化物作为沉淀剂。
练后归纳
沉淀生成的两大应用 (1)分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶 度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。 (2)控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中 加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。
答案：A
答案：B
5．要使工业废水中的Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等 作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形成的化合物的溶解度如下：
化合物 溶解度/g
PbSO4 1.03×10－4
PbCO3 1.81×10－7
2019高考化学第8章(水溶液中的离子平衡)第4衡考点(2)溶度积常数及应用讲与练(含解析)
第8章（水溶液中的离子平衡）李仕才第四节难溶电解质的溶解平衡考点二溶度积常数及应用1．溶度积和离子积以A m B n n＋(aq)＋nB m－(aq)为例：2.溶度积(K sp)的计算(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如K sp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ a mol·L－1。
(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl 的K sp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。
(3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋＋Mn2＋，K sp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，K sp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，而平衡常数K＝2＋2＋＝K spK sp。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．K sp既与难溶电解质的性质和温度有关，也与沉淀的量和溶液中离子浓度有关。
( ×)2．在一定条件下，溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
( √) 3．常温下，向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体，BaCO3的K sp减小。
( ×)4．溶度积常数K sp只受温度影响，温度升高K sp增大。
( ×)5．常温下，向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体，Mg(OH)2的K sp不变。
( √) 6．K sp(AB2)小于K sp(CD)，则AB2的溶解度小于CD的溶解度。
( ×)7．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2、CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成蓝色沉淀，说明K sp[Cu(OH)2]>K sp[Mg(OH)2]。
( ×)8．已知常温下，氢氧化镁的溶度积常数为a，则氢氧化镁悬浊液中c(OH－)＝3a mol/L。
高三化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡8-2 93张PPT
与名师对话
高考总复习 ·课标版 化学
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2019/9/3
课前自主回顾课堂互动探究
1
课时作业
与名师对话
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－
碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW
(2)水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电
离平衡，都有 H＋和 OH－共存，只是相对含量不同而已。并且
在稀酸或稀碱溶液中，当温度为 25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－) ＝1×10－14 为同一常数。
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cH＋·cOH－
2．电离平衡常数：K ＝ 电离 cH2O 。
3．水的离子积
(1)表达式：25℃时 KW＝ c(H＋)·c(OH－) ＝ 1.0×10－14 。
(2)影响因素：KW 是温度的函数，温度不变，KW 不变 ，
温度升高，KW 增大
，试纸变色后，与标准比色卡对
比即可确定溶液的
pH。 感谢您下载包图网平台上提供的PPT作品，为了您和包图网以及原创作者的利益，请勿复制、传播、销售，否则将承担法律责任！包图网将对作品进 行维权，按照传播下载次数进行十倍的索取赔偿！
②注意：
a．pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀 释可能产生误差；
①由图示关系知，pH 越小，溶液的酸性 越强 。 ②pH 一般表示 c(H＋)< 1 mol/L 的稀溶液。
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碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW
(2)水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电
离平衡，都有 H＋和 OH－共存，只是相对含量不同而已。并且
在稀酸或稀碱溶液中，当温度为 25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－) ＝1×10－14 为同一常数。
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cH＋·cOH－
2．电离平衡常数：K ＝ 电离 cH2O 。
3．水的离子积
(1)表达式：25℃时 KW＝ c(H＋)·c(OH－) ＝ 1.0×10－14 。
(2)影响因素：KW 是温度的函数，温度不变，KW 不变 ，
温度升高，KW 增大
，试纸变色后，与标准比色卡对
比即可确定溶液的
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②注意：
a．pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀 释可能产生误差；
①由图示关系知，pH 越小，溶液的酸性 越强 。 ②pH 一般表示 c(H＋)< 1 mol/L 的稀溶液。
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 。
2019人教版高三化学总复习课件：第八章 水溶液中的离子平衡8-1-2第二节 水的电离和溶液的酸
(4)影响因素： ①内因：物质的结构。 ②外因：温度。同一反应，温度一定，K 一定，升高温度， K 值增大，原因是
电离是吸热
过程。
2．有关电离平衡常数的计算(以弱酸 HX 为例) (1)已知 c(HX)和 c(H＋)，求电离平衡常数。 HX 起始： 平衡： c(HX) c(HX)－c(H )
＋
H
越强
。相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 (3)特点：电离平衡常数只与 温度 有关，与电解质的浓度无 关，由于电离过程是 热的，故温度升高，K 增大 ；多元
吸
弱酸是分步电离的，各级电离平衡常数的大小关系是 K1≫K2……， 所以其酸性主要决定于第一步电离。
＋ ＋
)≈c(HX)，则：c(H＋)＝ K· cHX，代入数值求解即可。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
－ c2H＋· cCO2 3 1 ． H2CO3 的电离平衡常数表达式： Ka ＝ 。 cH2CO3
(
×
)
2．电离平衡常数可以表示弱电解质电离能力的相对强弱。 ( √ ) )
温
馨
提
示
基础小题快练
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精讲精练考能 02
重点讲解 提升技能
电离平衡常数的应用 根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱 性)越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱： H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的 盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
高考化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡章末专题复习讲座 新人教版
表示。
(2)表达式：对于一般的可逆反应 mA(g)＋nB(g) 在定温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB。
pC(g)＋qD(g)，
(3)影响因素：温度。
(4)常考题型
①平衡常数表达式的书写。
②应用平衡常数 K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热)。
③有关计算[计算 K、转化率(或产率)、浓度]。
＝60%，v(CO2)＝ΔcΔCtO2＝0.0160mmoiln·L－1＝0.006 mol·L－1·min－1。
(3)根据勒夏特列原理，A、B、E、F 四项的条件改变不影响平衡
移动，D 项升温平衡向左移动，CO 的转化率降低，故选 C。
2．弱电解质的电离常数
(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各
酸 HClO4
H2SO4
HCl
HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
从表格中判断以下说法中不正确的是( )
A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为 H2SO4===2H＋＋SO24－ D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区别这四
明平衡向左移动，故 ΔH<0。
(2)
13Fe2O3(s)＋CO(g)
23Fe(s)＋CO2(g)
起始/mol·L－1 0.1
0.1
转化/mol·L－1 x
x
平衡/mol·L－1 0.1－x
0.1＋x
由题意得 K＝00..11＋ －xx＝4.0，解得 x＝0.06。所以 α(CO)＝00..016×100%
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。
高考化学总复习 第8章 水溶液中的离子平衡课件 新人教版选修3
第十五页，共18页。
2．根据下表给出的几种物质的熔点、沸点数据，判断 (pànduàn)下列有关说法中错误的是( )
晶体 熔点/℃ 沸点/℃
NaCl 810 1 465
MgCl2 710 1 418
AlCl3 190 180
SiCl4 －68
57
单质B 2 300 2 500
第十六页，共18页。
A.SiCl4是分子晶体 B．单质B可能是原子晶体 C．AlCl3加热能升华(shēnghuá) D．NaCl的键的强度比MgCl2的小
(2)下列六种晶体：①CO2，②NaCl，③Na，④Si，⑤CS2， ⑥金刚石，它们的熔点(róngdiǎn)从低到高的顺序为________(填序 号)。
第八页，共18页。
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中，由极性键形成的 非 极 性 分 子 是 ________ ， 由 非 极 性 键 形 成 的 非 极 性 分 子 是 ________，能形成分子晶体的物质是________，含有氢键的晶体的 化学式是________，属于离子晶体的是________，属于原子晶体的 是 ________ ， 五 种 物 质 的 熔 点 (róngdiǎn) 由 高 到 低 的 顺 序 是 ________。
第十四页，共18页。
解析：高熔点、高硬度是原子晶体的特点，故该二氧化碳晶 体是原子晶体。在这种晶体内，已经不存在CO2分子，也就不存 在“C===O”双键，已转化成类似SiO2的晶体结构。故该晶体中所 含的只有共价(ɡònɡ jià)单键，因此1 mol该晶体中含有4 mol C—O 键。
答案：B
(3)依据晶体的熔点判断： ①离子(lízǐ)晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。 ②原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。 ③分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。 ④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
2．根据下表给出的几种物质的熔点、沸点数据，判断 (pànduàn)下列有关说法中错误的是( )
晶体 熔点/℃ 沸点/℃
NaCl 810 1 465
MgCl2 710 1 418
AlCl3 190 180
SiCl4 －68
57
单质B 2 300 2 500
第十六页，共18页。
A.SiCl4是分子晶体 B．单质B可能是原子晶体 C．AlCl3加热能升华(shēnghuá) D．NaCl的键的强度比MgCl2的小
(2)下列六种晶体：①CO2，②NaCl，③Na，④Si，⑤CS2， ⑥金刚石，它们的熔点(róngdiǎn)从低到高的顺序为________(填序 号)。
第八页，共18页。
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中，由极性键形成的 非 极 性 分 子 是 ________ ， 由 非 极 性 键 形 成 的 非 极 性 分 子 是 ________，能形成分子晶体的物质是________，含有氢键的晶体的 化学式是________，属于离子晶体的是________，属于原子晶体的 是 ________ ， 五 种 物 质 的 熔 点 (róngdiǎn) 由 高 到 低 的 顺 序 是 ________。
第十四页，共18页。
解析：高熔点、高硬度是原子晶体的特点，故该二氧化碳晶 体是原子晶体。在这种晶体内，已经不存在CO2分子，也就不存 在“C===O”双键，已转化成类似SiO2的晶体结构。故该晶体中所 含的只有共价(ɡònɡ jià)单键，因此1 mol该晶体中含有4 mol C—O 键。
答案：B
(3)依据晶体的熔点判断： ①离子(lízǐ)晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。 ②原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。 ③分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。 ④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
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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