高中化学---难溶物质溶解、电离平衡的常见疑难问题、解答
1.沉淀溶解平衡与电离平衡有什么区别？
难溶电解质物质的溶解过程与电离过程
例如Baso4,是不是先溶解后完全电离呢？难溶电解质物质的溶解过程与电离是什么关系我
由于硫酸钡是强电解质，即溶液中不存在硫酸钡分子，所以，硫酸钡的溶解和电离同步，溶解即电离，一般只写其溶解平衡，而不应该写电离平衡。其他难溶的强电解质与此相同，常见于难溶盐。
固体化合物AmBn难溶于水，但仍有部分An+和Bm-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的An+和Bm-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，离子An+和Bm-的沉淀与固体AmBn的溶解在水中达到平衡状态，固体的量就不再减小，得到AmBn的饱和溶液。这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。
具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。
那Ca(OH)2为什么是中强碱？不完全电离吗？回答强碱和碱性强弱不是一个概念，强碱说的是这种物质是碱性强的物质。而碱性强弱，一般是指溶液的酸碱性。Ca（OH）2本身是强碱，但是它的溶液显示的碱性却不强，也就是说PH值不大，因为它在水中的溶解度不大，微溶于水但溶于水的部分完全电离，Ca(OH)2是强电解质，电解质强弱与其电离程度有关，与其溶解度无关。
2.弱电解质是不是难电离的物质？那又是不是难溶物？
不是的
强电解质指的是在水溶液中完全电离的物质它和溶解度大小没有关系只有溶解的那一部分完全电离那就是强电解质了
所以BASO4虽然是难溶物但它在水中不可能完全一丁点都不溶解而溶解的那一丁点BASO4是完全电离为BA2+和SO42-的所以它是难溶物却也是强电解质类似的情况还有很多的比如CACO3 BACO3 等等大部分的难溶盐其实都是强电解质
同理弱电解质就是在水中不完全电离的物质它和溶解度一样没有关系
所以弱电解质是难电离的物质不一定是难溶物
强电解质是难完全电离的物质也不一定是难溶物
够清楚了吗？
你说的那些观点他们的理解是难电离就是完全不能电离这是一种理解的方法
但不一定的到底弱电解质和难电离是不是相同要看怎么定义这个难电离了总之只要记住弱电解质是不能完全电离的物质注意不能完全那就够了
和难电离的物质略有差别把。怎么理解难电离那就看自己的了
如果题目里要我们判断弱电解质就是难电离的物质的话应该是对的把
弱电解质的电离程度当然有区别
它们是不完全电离有的电离百分之50 有的百分之10 当然不一样啊
在不同的温度等条件下电离程度也是有区别的
如何理解：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小
如何理解：同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。
满意回答弱电解质是浓度越大时越不容易电解，浓度越稀时越容易电解，浓度大时，分子相互碰撞的机会增加容易形成分子，浓度稀时，机会减小，电离程度增大。
3.怎样区分电离平衡和沉淀溶解平衡？
比如硫酸钡溶解度小，但溶解的部分完全电离，硫酸钡是强电解质，不存在电离平衡，写电离方程式是用=表示。
但硫酸钡溶解度小，在水溶液中存在溶解平衡表示为
BaSO4(s)可逆号Ba 2+（aq）+ SO4 2-(aq) (上标不会用，呵呵)
再如Al(OH)3,既是弱电解质又难溶，电离平衡与溶解平衡都用可逆号表示，但溶解平衡一般要写状态
4.同一弱电解质，增大或减小溶液的物质的量浓度，为什么电离平衡都将
向电离方向移动？还有为什么电解质的电离程度却一减一增？
满意回答
对于电解质的电离，就记着越稀越电离
如：CH3COOH=====CH3COO- + H+
增大浓度是增大醋酸分子浓度，根据平衡移动原理，向减小它浓度方向移动，因此正移；
减小浓度，是往溶液中加溶剂，最常见的水，这样醋酸分子，醋酸离子，以及氢离子浓度都在减小。但是，不等号右边是两种离子浓度减小，因此减小的程度更大，相对来说，可以看成只有离子浓度在减小，所以平衡正移。
电离度是已电离的醋酸分子的物质的量除以醋酸分子总的物质的量。
增大浓度，虽然平衡正移，电离的分子的量变多了，但是，分子的总量也变多了，而且分子问题增加的程度大于电离的，所以电离度变小了，记着一点，平衡移动只会削弱影响，不能改变结果。增加醋酸分子的浓度，电离度就已经减小了，不管平衡如何移动，只是在削弱电离度减小的程度，并不能改变它减小的结果。
而加水稀释，减小浓度，并没有改变醋酸分子的总的物质的量，但平衡正移，使电离的分子变多，也就是使已电离的醋酸分子的物质的量变大了，所以电离度增大了。
电解质在水中电离过程是怎样的,为什么既然弱电解质可以电离却又不能全部电离?(可以说详细点吗?)
5.不完全电离的原因是什么?
1.决定强、弱电解质的因素
决定强、弱电解质的因素较多，有时一种物质在某种情况下是强电解质，而在另一种情况下，又可以是弱电解质。下面从键型、键能、溶解度、浓度和溶剂等方面来讨论这些因素对电解质电离的影响。
（1）电解质的键型不同，电离程度就不同。已知典型的离子化合物，如强碱〔NaOH、KOH、Ba(OH)2〕、大部分盐类（NaCl、CaCl2等）以及强极性化合物（如HCl、H2SO4等），在极性水分子作用下能够全部电离，导电性很强，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。而弱极性键的共价化合物，如CH3COOH、HCN、NH3?H2O等，在水中仅部分电离，导电性较弱，我们称这种在水溶液中只能部分电离的物质为弱电解质。所以，从结构的观点来看，强、弱电解质的区分是由于键型的不同所引起的。但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，HF就是一例。因此，物质在溶液中存在离子的多少，还与其他因素有关。
（2）相同类型的共价化合物由于键能不同，电离程度也不同。例如，HF、HCl、HBr、HI就其键能来说是依次减小的，这可从它们的电负性之差或气体分子的偶极矩来说明。
从它们分子内核间距的依次增大，分子的键能依次减小来看，HF的键能最大，分子结合得最牢固，在水溶液中电离最困难。再加上HF分子之间由于形成氢键的缘故而有缔合作用，虽然在水分子的作用下一部分HF离子化，离解为H3O+和F-，但离解出来的F-很快地又和HF结合成为HF2-、H2F3-、H3F4-等离子。在1 mol/L HF溶液中，F-仅占1%，HF2-占10%，而大部分都是多分子聚合的离子：H2F3-、H3F4-……这样就使HF成为一种弱酸，而HCl、HBr、HI都是强酸。从HCl→HI，它们分子内的核间距依次增大，键能依次减小，所以它们的电离度逐渐略有所增大。但是，仅从键能大小来区分强、弱电解质也是片面的，有些键能较大的极性化合物也有属于强电解质的情况。例如，H—Cl的键能（431.3 kJ/mol）比H—S的键能（365.8 kJ/mol）大，在水溶液中HCl却比H2S
容易电离。
（3）电解质的溶解度也直接影响着电解质溶液的导电能力。有些离子化合物，如BaSO4、CaF2等，尽管它们溶于水时全部电离，但它们的溶解度很小，使它们的水溶液的导电能力很弱，但它们在熔融状态时导电能力很强，因此仍属强电解质。
（4）电解质溶液的浓度不同，电离程度也不同。溶液越稀，电离度越大。因此，有人认为如盐酸和硫酸只有在稀溶液中才是强电解质，在浓溶液中，则是弱电解质。由蒸气压的测定知道10 mol/L的盐酸中有0.3%是共价分子，因此10 mol/L 的盐酸中HCl是弱电解质。通常当溶质中以分子状态存在的部分少于千分之一时就可认为是强电解质，当然在这里“强”与“弱”之间是没有严格界限的。
（5）溶剂的性质也直接影响电解质的强弱。例如，对于离子化合物来说，水和其他极性溶剂的作用主要是削弱晶体中离子间的引力，使之解离。根据库仑定律，离子间的引力为：
式中k为静电力常量，Q1、Q2为离子的电量，r为离子间距离，ε为溶剂的介电常数。从上式可以看出，离子间引力与溶剂的介电常数成反比。水的介电常数ε=81，所以像LiCl、KCl这些离子化合物，在水里易于电离，表现出强电解质的性质。而乙醇和苯等介电常数较小（乙醇ε=27，苯ε=2），离子化合物在其中难于电离，表现出弱电解质的性质。
因此弱电解质和强电解质，并不是物质在本质上的一种分类，而是由于电解质在溶剂等不同条件下所造成的区别，彼此之间没有明显的界限。
2.盐类是否都是强电解质
大多数盐类是强电解质，少数的盐有形成共价键的倾向，电离度很小，属于弱电解质。
例如，氯化汞、碘化镉等虽然也是由离子组成的，但是Hg2+和Cd2+容易被阴离子所极化，而Cl-、I-等又是容易极化的阴离子，由于阳、阴离子间的相互极化作用，电子云产生较大的变形，引起了键的性质的改变，它们的熔点和沸点不如离子晶体那样高。
HgCl2 CdI2
熔点/℃276 388
沸点/℃302 713
实验证明，HgCl2的水溶液几乎不导电，即使在很稀的溶液中，它的电离度也不超过0.5%。这说明HgCl2在溶液里主要是以分子形式存在的，只有少量的HgCl+、Hg2+和Cl-离子。
过渡金属的盐在水溶液中常出现类似于上述的情况。
3.温度、浓度跟电离常数的关系
电离常数和化学平衡常数一样，在一定的温度下，它与浓度无关。一定浓度的同一弱电解质溶液在不同温度下，它的K随着温度的变化而变化，但是变化的幅
度不大，一般不影响到数量级的改变。因此，在室温范围内，可以不考虑温度对电离常数的影响。
从下列表3-1和表3-2可以说明这一点。
表3-1 不同浓度CH3COOH溶液的电离度和电离常数（25 ℃）
溶液浓度/mol?L-1 0.2 0.1 0.02 0.001
电离度/% 0.932 1.32 2.96 13.3
电离常数（K）1.74×10-5 1.75×10-5 1.75×10-5 1.76×10-5
表3-2 CH3COOH溶液在不同温度下的电离常数
温度/℃电离常数（K）温度/℃°电离常数（K）
10 1.729×10-5 40 1.703×10-5
20 1.753×10-5 50 1.633×10-5
30 1.750×10-5 60 1.542×10-5
6.弱电解质浓度越大,电离程度越小
弱电解质的电离程度用电离度衡量。弱电解质的电离度=[弱电解质已经电离的部分]/[弱电解质的初始浓度]由电离度定义可见，电离度与初始浓度有关。电离度与已电离部分的浓度成正比，与其初始浓度成反比。例：甲乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L，计算各自的电离度（氨水的Kb=1.8*10^-5）。解：甲的[OH-]=4.2*10^-3mol/L,电离度=4.2*10^-3/1=0.42%；乙的[OH-]=1.3*10^-3mol/L,电离度=1.3*10^-3/0.1=1.3%，比较计算结果可知，浓度较大的弱电解质，其电离度较小。例外：氢氟酸HF虽然是弱电解质：HF=H+ +F-HF+F- =HF2 -但由于电离出的F-离子与HF分子结合成HF2 -,促使HF进一步电离，所以HF的电离度是随着浓度的增大而增大的。
7.为什么弱电解质浓度越大电离越小？还有越稀越水解和越稀越电离是怎
么回事？
弱电解质的电离依靠水的作用，浓度越大，相对水的含量就少，促进电离的能力就越弱，电离程度就越小。这同样可以解释越稀越电离。水解其实就是溶液中的离子与水反应，越稀代表水的含量越多，根据增加反应物浓度（相对来说就是水的浓度大了），促进反应的进行判断，越稀越水解就能解释了。
简单说吧，浓度大到100%不就是不电离了，水越少电离越难喽。水多了自然容易电离啊，因为浓度低的离子之间越不容易相遇而结合成弱电介质分子。水解和这个原因差不多。
8.电离方程式的书写是用等号连接还是双箭头？
如果是电离进行的很完全的话就用等号。
比如：NaOH(强电解质)=Na+ + OH-
如果是弱电解质，部分电离，那就用双箭头。
比如醋酸电离成醋酸根离子和氢离子。
用双箭头可理解为这个反应为可逆过程。
强电解质完全电离用等号，弱电解质不完全电离用可逆号。注意：多元弱酸的电离分部写
强电解质包括强酸、强碱、大部分盐，
常见强酸：盐酸、硫酸、硝酸、氢溴酸（HBr)、氢碘酸(HI)、高氯酸(HClO4) 常见强碱：NaOH KOH Ca(OH)2 Ba(OH)2
弱电解质包括：弱酸、弱碱、水
9.水是弱电解质，在水中会电离出少量的氢离子和氢氧根离子加入水H+
就会增加，生成氢气的总量也会增加啊
一定量的稀硫酸与足量的铝粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，应向稀硫酸中加入适量的（）
A．NaOH（固体）B．H2O
C．NaCl（固体）D．CH3COONa（固体）
【分析】Al和H2SO4反应的实质是：2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2↑。在温度一定，铝粉的颗粒大小一定的条件下，反应速率只取决于c (H+)的大小。如果仅仅从减小反应速率来看，选项A、B、D均符合要求；再从不影响H2的总量来看，A 显然不符合要求；B中H+的总量保持不变，符合题意；D乍看H+的物质的量好象减小了，但由于溶液中存在电离平衡CH3COOH CH3COO－+ H+，随着反应的进行，平衡不断向右移动，最终完全反应，产生H2的量不变。
10. 比较溶液中各离子浓度的题该怎么做啊
判断电解质溶液中离子浓度大小的关系，是中学化学学习的难点，也是高考经常涉及的问题。想熟练掌握此类型题目，主要把握：两个“规律”和三个“守恒”。
1、两个规律：
多元弱酸电离规律。
根据多元弱酸分步电离分析：H3PO4溶液中
c(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO4 2-) > c(PO4 3-)
和c(H+)>3(PO4 2-)
盐类的水解规律。
谁弱谁水解，谁强显谁性。
如NH4Cl:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
越弱越水解，双弱双水解。
如同温度同浓度的NH4Cl和NH4HCO3，前者的NH4+的浓度大于后者。
多元要分步，程度依次减。
如Na2CO3中,c(Na+)>c(CO3 2-)>c(OH-)>c(HCO3-)
显酸酸抑制，显碱碱抑制。
同温度同浓度NH4Cl和NH4HSO4，前者NH4+浓度大于后者。
2、三个守恒
电荷守恒。
电解质溶液中，无论存在多少离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
如Na2CO3中,c(Na+)+c(H+)=2c(CO3 2-)+c(HCO3-)+c(OH-)
物料守恒。
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。
c(Na+)=2c(CO3 2-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
质子守恒。
任何溶液，水电离的H+和OH-的物质的量相等。
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+c(H2CO3)
也可由上述两守恒关系推出。
11.弱电解质的电离，下列物质中属于......
KI(s),C2H5OH(l),Cl2,CH3COOH(l),BaSO4(s),NaHSO4(s),石墨,蔗糖
(s),NaOH(l)。属于非电解质的是________属于强电解质的是___________属于弱电解质的是_________能直接导电的是_______能溶于水且水溶液能导电是_________
属于非电解质的是C2H5OH、蔗糖
属于强电解质的是KI、BaSO4、NaHSO4、NaOH
属于弱电解质的是CH3COOH
能直接导电的是石墨
能溶于水且水溶液能导电是KI、NaHSO4、NaOH、Cl2
12. 请用图示的方法总结物质在水溶液中的行为。
酸碱盐在溶液中都存在电离和溶解的问题。强酸碱及绝大部分的盐在水中几乎是完全电离的（HgCl2在水中虽然溶解度很大，但几乎是以分子形式存在，即电离非常弱），称为强电解质；而弱酸碱在溶液中则部分电离，即部分以阴、阳离子形式存在，部分以分子形式存在；弱酸强碱盐、弱碱强酸盐、弱酸弱碱盐在水中虽然完全电离，属于强电解质，但弱酸根、弱碱根却要发生部分水解（在分析化学中，采用共轭酸碱理论来划分酸碱，没有盐水解的概念，氯化铵的水溶液，铵根属于弱酸，不叫铵盐水解），部分电离或部分水解的电解质溶液，存在一个或多个酸碱平衡（指多元弱酸弱碱），平衡时的浓度商（严格讲称活度商）为一常数，这就是酸碱电离常数Ka、Kb，该常数的大小反映了酸碱盐电离或水解的程度。K值越大，反应越偏向右边，离解度越大（或水解度越大）。
对于难溶电解质来说，在水中存在溶解-沉淀平衡，该平衡反映的是达到饱和溶液时，阴、阳离子平衡浓度（严格讲是活度）的幂的乘积为定值，即一常数Ksp，称为溶度积常数，它可用于判断同类沉淀在一定条件下溶解度的大小。利用Ksp值可以计算沉淀在水中的溶解度，当然，沉淀溶解度S随条件不同会有所变化，S受到酸效应、络合效应、同离子效应、盐效应、溶剂种类、温度等因素的影响，分析化学中的重量分析一章就要讲各种情况下的溶解度计算方法。
下图是几类平衡式及平衡常数与浓度的关系：
13．为什么在计算电离平衡常数时不用乘幂次方，溶度积常数要？
弱电解质的电离是分步进行的，所以分子或离子的系数均为1,1次方可以不标。
而溶度积，离子的系数不是都为1，所以计算溶度积常数时，要标离子的乘幂次方。
盐的水解也是分步进行的，因此盐的水解常数一般也不写离子浓度幂次方。
13.溶度积越小越难电离，越难溶，对吗？
溶度积和电离度完全没有联系，溶度积是溶解平衡的平衡常数，电离度则是电离平衡常数的一部分。
溶度积和溶解度的关系也不大，并不是溶度积越小溶解度越小。如果想用溶度积来比较溶解度的话，必须保证两种物质是同一种类型，比如都是AB型，而且电离是必须都是一步完成的。不同类型的物质，或者至少有一种物质的电离不是一步完成（像Fe(OH)3），那么就不能用溶度积比较溶解度。
14.高考化学电离平衡、溶解平衡、水解平衡学习方法
你说的这些什么平衡其实就是一个道理“阻碍但不阻止”，非常像楞次定律，简直就是一个模子里弄出来的。而这些平衡都满足化学平衡常数的公式，当然也满足勒夏特列原理和化学的重要思想“守恒”。你在解题时不知有没有发现，考得最多的就是电荷守恒、原料守恒（或者叫关键元素物质的量守恒）。其次便是比大小。比大小无非就是让你比电离大于水解还是水解大于电离、pH相同时怎么怎么样。这里一靠经验，二靠对勒夏特列原理的理解。反正多练练找找规律就行了。
15.电离平衡移动方向的问题
什么是电离平衡移动呢？向左向右移动是什么意思？实质是什么？离子化方向是什么？和它相对的是什么？为什么会有电离平衡移动？影响的因素是什么？（最好帮忙解释一下为什么受这些因素的影响）
拜托仔细讲讲，语言最好不要再涉及其他专业名词（如果有请给概念），最好再举几个例子！问题补充：
平衡移动方向的正方向是离子化还是分子化？
移动之后它还平衡吗？（平衡的话请说一下为什么）
电离，就是指物质（分子：如醋酸、NH3·H2O、H2S、HCl等或晶体，如NaCl、NH4NO3、BaSO4等）在水中变成离子的一种过程。
平衡这个概念可以这样理解：比如说AgCl溶于水，当AgCl放入纯水中，虽然它难溶，但仍然有一部分溶解了，因此水中就有了Ag离子和Cl离子，并开始增多，当然这两种离子不可能一直增加，事实上，一旦水中有了Ag离子和Cl 离子后，二者就可能碰撞（沉淀），又变成AgCl，这两个过程是同时的。开始时，溶解占优势，随着溶解的进行，沉淀反应也在增速，最终会达到这样一种状态：单位时间内溶解的AgCl量等于生成AgCl的量，这种状态就是平衡。
平衡状态的特点：1、从表面看，溶液中各种组分浓度不再发生变化；2、从内部来看，反应并未停止，只是两个方向的反应速率是相同的。所以，平衡是一种
动态的平衡。
其他平衡类似。
物质可分为强电解质、弱电解质和非电解质。
1、所谓强电解质就是指在水中或熔融状态下可以导电的物质（如H2SO4、HCl、NaCl、BaSO4等），又可分为可溶强电解质和难溶强电解质。强电解质溶解在水中的部分是完全电离的（如HCl，溶解的NaCl、溶解的AgCl等），对于可溶性的强电解质一般不考虑其平衡问题，即认为水中不存在HCl分子或NaCl“分子”。而对于难溶强电解质则需考虑其电离平衡问题。如前面所讲的AgCl溶解。
2、弱电解质是指在水中只能部分电离的物质（如醋酸、氨水等），它们在水中大多以分子形式存在。它们溶于水后，最终会达到平衡。可参照前面讲的AgCl 溶解平衡来理解。
3、非电解质是指在水中不能电离的物质（或者说电离程度非常非常弱，以至于可以忽略），如蔗糖、葡萄糖等。所以不考虑其电离，更谈不上电离平衡了。
4、总结：所以，讲电离平衡的移动通常是针对于难溶电解质和弱电解质而言的。
平衡是一切变化最终达到的状态，所以不管发生怎样的变化，最终仍会平衡。在一定条件下（这一点非常重要）达到平衡后就稳定的处于该状态了。一旦外界条件发生变化，原来的平衡就被打破，称为平衡的移动。直到在新的条件下重新达到平衡为止。还以AgCl溶解为例。
一定条件下，当AgCl达到溶解-沉淀平衡后，如果我们向溶液中加入一些Cl离子，那么溶液中的Cl离子浓度增大，可想而知，本来溶液中Ag离子和Cl离子处于平衡状态，现在Cl离子增加了，与Ag离子碰撞的机会就加大了，所以就会有更多的AgCl沉淀下来，平衡向生成AgCl的方向移动（通常称为左移，即向左移动）；如果升高温度，由于AgCl的溶解是吸热的，所以就会有更多的AgCl 溶解，原来的平衡就被打破，通常称为右移。
综上所述，平衡的移动本质是外界条件发生改变时，原来的平衡不能再维系，重新达到平衡的一种过程。移动的方向，就是指变化的方向。
离子化方向其实就是指电解质变成离子的方向，即电离的方向。其相反的过程可称为分子化方向（对于分子型电解质如硫酸、醋酸等而言）、结晶（对于可溶性离子型电解质，如NaCl等）或沉淀（对于难溶电解质而言，如AgCl）。
影响因素有：
1、浓度：增加左侧物质浓度，平衡右移；增加右侧物质浓度，平衡左移
2、温度：升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动
3、压强：缩小体积增加压强，平衡向气体分子总数减小的方向移动；增大体积
减小压强，平衡向气体分子总数增加的方向移动；固定体积，通过加入不参与反应的其他气体增大压强时，平衡不移动。
总的来说：平衡移动的方向，就是向着能够削弱所改变的条件的方向移动。即勒夏特列原理。
顺便说一句，催化剂对平衡没有影响，催化剂的仅仅起到加速或减缓达到平衡所需时间的作用。
所补充的问题：
因为讲电离平衡，所以正方向就是离子化的方向。其逆方向，对于不同类型的物质叫法不同，参见前面所述。
16.为什么加水稀释,电离平衡向电离方向移动,但对浓溶液或纯电解质加水溶解
并稀释,其离子浓度又会不同
1.为什么加水稀释,电离平衡向电离方向移动呢？因为在水中的电离水实际上是参与电离的物质，电解质是在水分子的作用下离解的，离解后形成水合离子。也就是说水充当了反应物的角色，加水稀释实际上就是增加了反应物浓度。所以平衡向电离方向移动。也可以从离子运动的角度来理解：加水后，溶液中电离出的离子浓度降低，这些
离子相遇的概率降低，也就是结合成电解质分子的概率降低，所以逆反应速率降低，平衡就向电离方向移动了。
2.如果溶质没有电离完或者没有电离（就是你所谓的浓溶液和纯电解质）
加水就是促进溶解电离的过程，如果没有电离完，可以视为饱和溶液还有溶质，加水使没溶解的溶质再溶解，，直到溶质溶解完，才开始变稀；
如果是纯电解质，加水才开始电离，原来可以视为没有离子。所以离子浓度从小变大，直到达到电离平衡为止。
鲁科版高中化学选修四第2课时沉淀溶解平衡的应用
高中化学学习材料 金戈铁骑整理制作 第2课时沉淀溶解平衡的应用 [经典基础题] 1. 要使工业废水中的重金属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PbSO4PbCO3PbS 溶解度/g 1.03×10－4 1.81×10－7 1.84×10－14由上述数据可知，选用的沉淀剂最好为 () A．硫化物B．硫酸盐 C．碳酸盐D．以上沉淀剂均可 答案 A 解析由表中数据可知，PbS的溶解度最小，沉淀最彻底。 2．工业上用Na2CO3溶液浸泡锅炉水垢使其中CaSO4能转化为CaCO3，下列有关CaSO4和CaCO3性质有关推测正确的是 () A．CaSO4是一种强酸弱碱盐 B．CaSO4溶解度小于CaCO3 C．CaSO4溶解度大于CaCO3 D．CaSO4溶解度等于CaCO3 答案 C 解析CaSO4的沉淀溶解平衡向左移动，生成更难溶的CaCO3。 3．为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是
() A．NH3·H2O B．NaOH C．Na2CO3D．MgCO3 答案 D 解析Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，调节pH，可使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀后除去。在①不引入新杂质，②Mg2＋不沉淀的条件下，选用MgCO3，过量的MgCO3可一起过滤除去。也可选用MgO、Mg(OH)2等试剂。 4．下列说法正确的是 () A．向AgI沉淀中加入饱和KCl溶液，有白色沉淀生成，说明AgCl比AgI 更难溶 B．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，先生成蓝色Cu(OH)2沉淀，则K sp[Mg(OH)2]
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
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
化学溶解性表
化学溶解性表 图例 溶：该物质可溶于水 难：难溶于水(溶解度小于0.01g,几乎可以看成不溶,但实际溶解了极少量,绝对不溶于水的物质几乎没有) 微：微溶于水 挥：易挥发或易分解 —：该物质不存在或遇水发生水解
常见沉淀 白色：BaSO4 BaCO3 CaCO3 AgCl Ag2CO3 Mg(OH)2 Fe(OH)2 Al(OH)3 CuCO3 ZnCO3 MnCO3 Zn(OH)2 蓝色：Cu(OH)2 浅黄色：AgBr 红褐色：Fe(OH)3 溶解性口诀 溶解性口诀一 钾钠铵盐溶水快，① 硫酸盐除去钡银铅钙。② 氯化物不溶氯化银， 硝酸盐溶液都透明。③ 氢氧根多溶一个钡④ 口诀中未有皆下沉。⑤ 注：①钾钠铵盐都溶于水； ②硫酸盐中只有硫酸钡、硫酸铅不溶（硫酸钙硫酸银微溶也是沉淀）； ③硝酸盐都溶于水； ④碱性物质中除了钾离子钠离子铵离子锂离子还有钡离子也可溶 ⑤口诀中没有涉及的盐类都不溶于水； 溶解性口诀二 钾、钠、铵盐、硝酸盐； 氯化物除银、亚汞； 硫酸盐除钡和铅； 碳酸、磷酸盐，只溶钾、钠、铵。 说明，以上四句歌谣概括了8类相加在水中溶解与不溶的情况。 溶解性口诀三 钾钠铵硝皆可溶、盐酸盐不溶银亚汞； 硫酸盐不溶钡和铅、碳磷酸盐多不溶。 多数酸溶碱少溶、只有钾钠铵钡溶 溶解性口诀四 钾、钠、硝酸溶，（钾盐、钠盐和硝酸盐都溶于水。） 盐酸除银（亚）汞，（盐酸盐里除氯化银和氯化亚汞外都溶。） 再说硫酸盐，不容有钡、铅，（硫酸盐中不溶的是硫酸钡和硫酸铅。） 其余几类盐，（碳酸盐、亚硫酸盐、磷酸盐、硅酸盐和硫化物） 只溶钾、钠、铵，（只有相应的钾盐、钠盐和铵盐可溶） 最后说碱类，钾、钠、铵和钡。（氢氧化钾、氢氧化钠、氢氧化钡和氨水可溶） 另有几种微溶物，可单独记住。 溶解性口诀五（适合初中化学课本后面的附录） 钾钠铵盐硝酸盐① 氢氧根多钡离子② 硫酸盐除钡钙银③ 碳酸溶氢钾钠铵④ 生成沉淀氯化银⑤ 溶解性口诀六（初学记忆） 不是沉淀物……我们初中的口诀是 钾【化合物】、钠【化合物】、铵【铵根】、硝【硝酸盐】都可溶 氯化物里银不溶 硫酸盐里钡不溶 注：①钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐都溶于水 ②除了以上四种，氢氧根和钡离子结合时也溶于水 ③硫酸根除了和钡离子、钙离子、银离子结合时不溶于水，其他都溶 ④碳酸根除了和氢离子、钾离子、钠离子和铵离子结合时溶于水，其他都不溶 ⑤氯离子只有和银离子结合时不溶于水
高中化学《沉淀溶解平衡》教学设计
《沉淀溶解平衡》教学设计 一、教材分析 案例章节 《普通高中标准实验教科书（苏教版）》选修《化学反应原理》专题3溶液中的离子反应第四单元沉淀溶解平衡。 内容分析 （1）沉淀溶解平衡内容既包括溶液中的离子反应——溶解过程和沉淀过程，又牵涉到平衡知识。所以教材把这部分内容安排在化学平衡知识之后，溶液中的离子反应的最后一单元。使得学生能够从强电解质在水溶液中完全溶解，离子生成沉淀，难溶强电解质溶解和生成沉淀速率相同而达到平衡状态三个层次上来学习研究这部分知识，即能用已学的离子反应和平衡的知识来帮助解决本节课中所遇到的化学问题。 （2）沉淀溶解平衡知识无论对于化学本身还是对化工生产及人们的生活实际都有重要的意义。如何判断沉淀能否生成或是溶解；如何使沉淀的生成和溶解更加完全；如何创造条件，只使某一种或某几种离子从含多种离子的溶液中完全沉淀下来，而其余的离子却保留在溶液中，这些都是实际生产、生活和化学实验中经常遇到的问题。 （3）沉淀溶解平衡在新课程标准和新教材中的补充使得选修化学反应原理内容更加完整。 根据高中化学课程标准和教材内容，制订了教学目标： 教学目标分析 知识与技能： 1．认识沉淀溶解平衡的建立过程；
2．理解溶度积的概念，能用溶度积规则判断沉淀的产生、溶解； 3．知道沉淀溶解、生成和转化的本质； 4．了解沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。 过程与方法：分析比较归纳等思维能力的培养，通过实验培养观察能力。 情感态度与价值观：从实验现象分析得出宏观现象和微观本质的关系，领悟感性认识到理性认识的过程。 教学难点分析 1．沉淀溶解平衡的建立； 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； 3．沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。 教学重点分析 1．沉淀溶解平衡的建立过程； 2．知道沉淀溶解、生成和转化的本质。 二、学情分析 学生对于化学反应原理知识的学习从接触化学学习就开始了，特别是通过选修教材《化学反应原理》进行了系统的反应原理的学习，特别是学到整本书的最后一个专题的最后一个单元的内容后，学习能力较强的学生已经积累了一定学习方法，他们在学习沉淀溶解平衡知识块的时候，教师只要设计相应的问题情境，如生活和工业生产真实的情境和探究实验，进行适当的引导学生就能结合前面学习过的平衡的知识解决部分问题。而对于学习能力较弱的学生，教师在他们学习的过程中应起主导作用，帮助他们设计该部分内容中必须要掌握的一些基本问题，指导他们解决问题方法，帮助、指导他们总结解决不同类型问题的方法，从而能从纯粹知识的学习上升到学习方法学习和提高化学问题解决能力上。
高考化学文字表述题规范答题常见模式归纳
文字表述题规范答题常见模式归纳 一、实验部分 1.检查装置气密性 [答题模板] 装置形成密闭体系→操作方法（微热、手捂、热毛巾捂、注水等）→描述现象→得出结论 (1)手捂或热毛巾捂法将待检装置导气管的一端放入水中，用手或热毛巾捂住装置，若导气管口有气泡逸出，停止加热后在导气管口倒吸形成一段水柱，表明装置气密性良好。 (2)液封法若是有分液漏斗的装置：用止水夹夹紧导气管的橡皮管，打开分液漏斗玻璃塞往分液漏斗中加水，一段时间后，若漏斗中的水不会再滴下，则装置气密性良好； 启普发生器型（简易）的装置：关闭导气管的旋塞（或用弹簧夹夹住橡胶管），往长颈漏斗中加适量水，若长颈漏斗和容器中液体形成液面差，一段时间后液面差不变，说明装置气密性良好 2.物质的检验、鉴别 [答题模板] 液体：取少量液体试剂于试管中→滴入XXX试剂→描述现象→得出结论 固体：取少量固体试剂于试管中，加水配成溶液→滴入XXX试剂→描述现象→得出结论 气体：将气体通入XXX溶液中→描述现象→得出结论 【例】常温下，H2SO3的电离常数K a1＝1.2×10－2，K a2＝6.3×10－3，H2CO3的电离常数K a1＝4.5×10－7，K a2＝4.7×10－11。某同学设计实验验证H2SO3酸性强于H2CO3：将SO2和CO2气体分别通入水中至饱和，立即用酸度计测两溶液的pH，若前者的pH小于后者，则H2SO3酸性强于H2CO3。该实验设计不正确，错误在于____________ 。设计合理实验验证H2SO3酸性强于H2CO3(简要说明实验步骤、现象和结论)。 ___________。 仪器自选。 供选的试剂：CO2、SO2、Na2CO3、NaHCO3、Na2SO3、NaHSO3、蒸馏水、饱和石灰水、酸性KMnO4溶液、品红溶液、pH试纸。 3.测溶液pH的操作： [答题模板] 取一小块pH试纸放在表面皿上，用(干燥洁净的)玻璃棒蘸取待测液，点在pH试纸中部，半分钟内与标准比色卡对照。 4.有机物制备装置中长导管(或冷凝管)的作用：冷凝回流、导气 5.证明沉淀完全的操作： [答题模板] 静置，取沉淀后的上层清液，再加入××试剂，若没有沉淀生成，说明沉淀完全。 6.洗涤沉淀的操作： [答题模板] 将蒸馏水沿玻璃棒注入到过滤器中至浸没沉淀，静置，待水自然流下，重复操作2～3次（若滤渣易溶于水，可用无水乙醇进行洗涤。可减少沉淀损失，无水乙醇易挥发，不引入杂质。） 7.判断沉淀洗净的方法： [答题模板]取最后一次洗涤后的洗涤液，滴加××试剂（可与杂质的某些离子发生沉淀反应），若没有沉淀生成，说明沉淀洗涤干净。 8.焰色反应操作： 用洁净的铂丝(铂丝沾取盐酸)在酒精灯火焰上灼烧，反复几次，直至与酒精灯火焰颜色相近为止。用盐酸洗的原因：金属氯化物的沸点较低，灼烧时挥发除去)沾取少量待测液，在酒精灯火焰上灼烧，观察火焰颜色。若为黄色，则说明溶液中含Na元素；若透过蓝色钴玻璃呈紫色，则说明溶液中含K元素。 9.萃取分液操作：
高中化学一轮复习溶解度及有关计算
高中化学一轮复习第二章测试试卷（6） 考查内容：溶解度及有关计算 一、饱和溶液： 1．什么是饱和溶液，什么是不饱和溶液？ 2．溶液处于饱和状态时，有什么特点？ 例1：氯气在下列液体中溶解度最小的是[] A．水B．饱和食盐水C．氢氧化钠溶液D．饱和石灰水 二、溶解度 1、概念： 溶解度：一定温度下，某物质在100g里形成时所溶解溶质的。溶解度通常用S表示，单位为。 问题：气体溶解度如何？ 2、影响溶解度的因素有哪些？ 3、溶解度曲线 横坐标表示：纵坐标表示：。 （1）溶解度曲线上的点表示物质，溶液所处的状态 (2）溶解度曲线下面的的点，表示溶液所处的状态是状态。 （3）溶解度曲线上面的点，依其数据配制的溶液为对应温度时的溶液，且该溶质有剩余。（4）两条溶解度曲线的交点，表示在该点所示的温度下，两种物质的相等。 4、有关溶解度的计算 例题2：将90℃饱和氯化铵溶液680g，蒸发100g水再冷却至40℃，将析出晶体多少克？ 已知90℃时溶解度为71.3g，40℃时溶解度为45.8g。
例3：摩尔质量为Mg/mol的某物质的溶解度曲线如图1-3，现有t2℃300g该物质的溶液， 在温度不变时蒸发掉50g水后，溶液恰好达到饱和，此 饱和溶液的密度为ρg/mL，则饱和溶液的物质的量浓度 为____mol/L，若将此饱和溶液降温至t1℃时，析出无 水物晶体的质量为______g。 例4：60℃时，将450 g某CuSO4溶液恒温蒸发掉310 g水后，溶液恰好饱和；此温度下另取45 g该CuSO4溶液，加入25 g胆矾，完全溶解后溶液亦恰好饱和。60℃时CuSO4的溶解度为 A. 62.5 g B. 51.6 g C. 40.0 g D. 29.6 g 例5：80℃时，饱和硫酸铜溶液310g，加热蒸发掉100g水，再冷却至30℃，可析出多少克胆矾？（80℃硫酸铜S=55g， 30℃ S=25g） 例6：A、B两种化合物的溶解度曲线如图1-4，要用结晶法从A、B混合物中提取A（不考虑A、B共存时，对各自溶解度的影响）。 （1）取50g混合物将它溶于100g热水，然后冷却至 20℃。若要使A析出，B不析出，则混合物中B的质量 分数（B％）最高不超过多少？（写推理与计算过程） （2）取Wg混合物，将它溶于100g热水，然后冷却至 10℃，若仍要使A析出B不析出，请写出下列两种情况 下，混合物中A的质量分数（A％）应满足什么关系式 （以W，a，b表示）， 当W＜a+b时，A％____，当W＞a+b时，A％____ 饱和溶液、溶解度练习 一、选择题（每小题有1或2个选项符合题意） 1．某结晶水合物的化学式为R·nH2O，其式量为M，在25℃时，ag晶体溶于bg水中即达饱和，形成密度为ρg/mL的溶液，下列表达式正确的是（） A．饱和溶液的物质的量浓度为：1000a（M-18n）/M（a+b）mol/L B．饱和溶液中溶质的质量分数为：100a（M-18n）/M（a+b）％ C．饱和溶液的物质的量浓度为：1000ρa/M（a+b）mol/L D．25℃时，R的溶解度为：a（M-18n）/（bM+18an）g 2．A、B两固体的溶解度都随温度升高而增大，现将80℃时A和B的饱和溶液各100g降温
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
(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。
等效平衡的三种情况-高考化学培优练习
等效平衡的三种情况 一．等效平衡的三种情况 1．恒温恒容—(△n(g)≠0) 投料换算成相同物质表示时量相同 典例1．在恒温恒容的密闭容器，发生反应：3A(g)＋B(g)x C(g)。Ⅰ.将3mol A 和2 mol B在一定条件下反应，达平衡时C的体积分数为a；Ⅱ.若起始时A、B、C投入的物质的量分别为n(A)、n(B)、n(C)，平衡时C的体积分数也为a。下列说法正确的是（）A．若Ⅰ达平衡时，A、B、C各增加1mol，则B的转化率将一定增大 B．若向Ⅰ平衡体系中再加入3mol A和2mol B，C的体积分数若大于a，可断定x>4 C．若x＝2，则Ⅱ体系起始物质的量应满足3n(B)>n(A)＋3 D．若Ⅱ体系起始物质的量满足3n(C)＋8n(A)＝12n(B)，则可判断x＝4 2．恒温恒容— (△n(g)=0)投料换算成相同物质表示时等比例 典例2．某温度时，发生反应2HI(g)H2(g)＋I2(g)，向三个体积相等的恒容密闭容器A、B、C中，分别加入①2mol HI；②3mol HI；③1mol H2与1mol I2，分别达到平衡时，以下关系正确的是（） A．平衡时，各容器的压强：②＝①＝③ B．平衡时，I2的浓度：②＞①＞③ C．平衡时，I2的体积分数：②＝①＝③ D．从反应开始到达平衡的时间：①＞②＝③ 3．恒温恒压—投料换算成相同物质表示时等比例 典例3．已知：T℃时，2H(g)＋Y(g)2I(g) ΔH＝－196.6 kJ·mol－1。T℃时，在一压强恒定的密闭容器中，加入4mol H和2mol Y，反应达到平衡后，放出354 kJ的热量。若在上面的平衡体系中，再加入1mol I气体，T℃时达到新的平衡，此时气体H的物质的量为( ) A．0.8mol B．0.6mol C．0.5mol D．0.2mol 二．对点增分集训 1．在恒温恒压的密闭容器中投入2molSO2和1molO2，发生反应：2SO2(g)＋O2(g)
高中化学 溶解度知识点总结
\ 1 / 第2讲溶解度应用及溶质质量分数 溶液的溶解度 1、 固体溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。（符号 为S ，单位为g ）。 溶解度含义：“20℃时NaCl 的溶解度为36g”的含义：在20℃时，NaCl 在100g 水中达到饱和状态时所溶解的质量为36g 。 2、四要素： ?温度——必须指明具体的温度，溶解度才有意义。?溶剂的质量是100g 。 ?固体溶解在溶剂中，必须达到饱和状态。? 溶解度的单位通常是g 。 3、影响固体溶解度的因素：（内因）溶质性质、溶剂性质；（外因）温度。 4、溶解度与溶解性 在20℃下，溶解度小于0.01g ，被称为难溶（或不溶）；溶解度介于0.01~1g 之间，被称为微溶；溶解度介于1~10g 之间，被称为可溶；溶解度大于10g ，被称为易溶。 5、溶解度曲线的常见试题（右图） ?t 3℃时A 的溶解度为 80g 。 ?P 点的的含义是： 在t 2℃时，A 和C 的溶解度相同 。? N 点为 t 3℃时A 的不饱和溶液 ，可通过加入A 物质，降温或者蒸发溶剂的方法使它变为饱和。 曲线上的点代表对应温度的饱和溶液，曲线以下的点代表该物质对应温度的不饱和溶液。 加溶质相当于把点向正上方移动（但是点不能被移动到图线上方），加溶剂相当于向下竖直移动，降温相当于向左水平移动，升温相当于向右水平移动。 ?t 1℃时A 、B 、C 溶解度由大到小的顺序 B ＞C ＞ A 。?从A 溶液中获取A 晶体可用 降温结晶 的方法获取晶体。 ?从B 的溶液中获取晶体，适宜采用 蒸发结晶 （冷却热饱和溶液）的方法获取晶体。? t 2℃ 时A 、B 、C 的饱和溶液各W 克，降温到t 1℃会析出晶体的有 A 和B ，无晶体析出的有 C ，所得溶液中溶质的质量分数由小到大依次为 A ＜C ＜B 。? 除去A 中的泥沙用 过滤 法；A 中混有少量的B ，提纯A 用降温结晶（冷却热饱和溶液）；B 中混有少量的A ，提纯B 用蒸发结晶。 80 · · t 2 3N t /℃ S/g P A B C 难溶
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
高中化学物质结构疑难问题15例
【问题1】为什么原子核外电子排布时，（n-1）d > ns等出现能级交错现象？ 【答】由于电子云的形状及特点，s电子云为球形，电子云“重心”更趋近原子中心，而d轧道电子云形状为“∞”，电子云“重心”更趋向离原子中心更远的位置，从而导致 （n-1）d > ns，其它f轧轧道也如此，因此出现能级顺序为：ns<……<(n-2)f<(n-1)d 【问题3】为什么有些金属有焰色反应，而多数金属没有？ 【答】焰色反应的实质是在外界能量的作用下，元素原子的电子运动能级的跃迁导致的。当电子从激发态反回到基态时，会以可见光能释放时便出现了焰色反应的现象。若在不可见光范围出现时则肉眼是看不见的。如红外光或紫外光等。因此，由于不同元素原子电子跃迁的能级不同，从而导致产生不同波长能量的释放，并非不产生发射“光谱”，只是肉眼不可见而已。 【问题4】为什么IIA族元素第一电离能比同周期IIIA族第一 电离能高，同理VA族比同周期VIA族电离能高？ 【答】由于IIA族元素价电子构型为ns2，IIIA族元素为 ns2np1,IIA族元素电子处于全满状态，非常稳定，而IIIA族元素P轧道只有一个电子，不是稳定结构，相反，失去一个电子后处理全空的稳定状态，因此第一电离能Mg>Al，同理N>O，其它族正常。 【问题5】σ键一定比ЛЛ键且稳定吗？为什么？ 【答】若是C原子，C-C,C=C,C≡C中键能分别是 347.7KJ/mol、615 KJ/mol、812 KJ/mol，因此发现σ键一定比Л键键能大，说明σ键更稳定，因此CH2=CH2常温下便可发生加成，而烷烃常温下的σ键很难断，稳定。同量从数据分析可知，C≡C与C=C的键能差大于C=C与C-C的键能差，从而说明由于三键的形成使C与C原子之间结构更强，键更短，因此C≡C键更强，即CH2=CH2比CH≡CH更活泼，与溴水褪色更快，因此并非Л键越多分子越不稳定，相反若形成大的离域Л键，可能会使分子更稳定，如苯环结构，再如金刚石的沸点不如石墨的高，也是因为石墨中存在大Л键，使C-C键变得更短，更稳定。 相反，若是N、O原子则恰恰相反，如N-N、N=N、N≡N的键能分别是139 KJ/mol、418 KJ/mol、946 KJ/mol，O-O、O=O 的键能分别是142 KJ/mol、497.3 KJ/mol。从数据不难看出，Л键键能比σ键大！这主要是由于N、O原子半径较C 原子半径更小，从而形成σ键时，Л键重叠程度更大，从而Л键比σ键稳定。同理，N-O、N=O键能也分别是176 KJ/mol、607 KJ/mol，因此，σ键、Л键键能大小、稳定性如何，应具体问题具体分析。但平时通常指C原子的成键规律，尤其在有机物结构讨论中更是如此。 【问题6】同族元素性质往往相似，为什么CO2形成是的分子晶体，而SiO2形成的是原子晶体？为什么硝酸为HNO3,而磷酸为H3PO4?为什么有PCl5而无NF5？ 【答】由于原子之间形成Л键时原子之间能量应接近或理解为半径相当，由于Si原子3s3p能量较高，半径较大，与氧原子很难形成稳定的Л键，相反，O与C原子之间由于成键 《沉淀溶解平衡第一课时》教学设计 一．教学目标 1.通过CuSO4 晶体的实验图片和PbI2 的实验设计帮助学生认识到难溶电解质也会部分溶于水，溶液中存在溶解和析出两个过程，二者会达到平衡状态，同时培养学生的微观分析和宏观辨识能力； 2.通过回顾之前学习的平衡知识，帮助学生尽快将沉淀溶解平衡纳入到已有的平衡体系，学会用平衡理论解决问题，进一步培养平衡思想。 3.掌握溶度积常数的概念，会根据溶度积常数判断难溶电解质在水中的溶解能力；通过Q 与Ksp 的比较，会从平衡移动的视角对沉淀的溶解和生成进行分析，进一步培养知识迁移能力； 4.通过小组实验，进一步培养学生的动手操作能力； 5.通过对实际生产生活中和沉淀溶解平衡相关问题的解决，进一步培养分析问题、解决问题的能力，体会到化学对生产生活的重要作用。弐．教学重难点 教学重点：沉淀溶解平衡概念的建立、溶度积的相关计算、 教学难点：溶度积的相关计算 参．教学过程 0.1mol/L 的KI 溶液，得到PbI2 黄色沉淀；上清液中滴加0.1mol/L 的AgNO3 溶液，得到AgI 黄色沉淀。引导学生得出结论：难溶电解质也会部分溶于水，难溶电解质也会 存在溶解平衡，得出沉淀溶解平衡的概念：当Pb2+和I-离开固体表面进入溶液的速率和溶液中Pb2+和I-形成固体沉积下来的速率相等时，PbI2 固体的量不再减小，得到PbI2 饱和溶液。 我们把这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。 教师写出PbI2 的沉淀溶解平衡表示方法：PbI2(s)?Pb2+(aq)+2I-(aq) ，并与其电离方程式相对比，便于学生区分，之后学生类比写出BaSO4 和Mg(OH)2 的沉淀溶解平衡表达式。 找位学生来黑板上写，教师订正答案。 弐．迁移应用 【框架归属】教师引导学生回顾之前学习的平衡体系：化对比分析，强化记忆，及时的练习有助于学生快速掌握新知识。 通过回顾已有的平衡知识，有助于学生将沉淀溶解平衡尽 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 原物所含杂质除杂质试剂除杂质的方法 1 N 2O 2 灼热的铜丝网洗气 2 CO 2H 2 S硫酸铜溶液洗气 3 CO CO 2 石灰水或烧碱液洗气 4 CO 2 HCl饱和小苏打溶液洗气 5 H 2 SHCl饱和NaHS溶液洗气 6 SO 2HCl 饱和NaHSO 3 溶液洗气 7 Cl 2 HCl饱和NaCl溶液洗气 8 CO 2 SO 2 饱和小苏打溶液洗气 9 碳粉 MnO 2 浓盐酸加热后过滤 10 MnO 2 碳粉 ----------- 加热灼烧11 碳粉CuO盐酸或硫酸过滤 12 Al 2O 3 Fe 2 O 3 NaOH溶液（过量），再通CO 2 过滤、加热固体 13 Fe 2O 3 Al 2 O 3 NaOH溶液过滤 14 Al 2O 3 SiO 2 盐酸 NH 3 ?H 2 O 过滤、加热固体 15 SiO 2 ZnO盐酸过滤 16 CuOZnONaOH溶液过滤 17 BaSO 4BaCO 3 稀硫酸过滤 18 NaOH Na 2CO 3 Ba（OH） 2 溶液（适量）过滤 19 NaHCO 3Na 2 CO 3 通入过量CO 2 ------ 20 Na 2CO 3 NaHCO 3 ------- 加热 21 NaClNaHCO3 盐酸蒸发结晶 22 NH 4Cl (NH 4 ) 2 SO 4 Ba Cl 2 溶液（适量）过滤 23 FeCl 3 FeCl 2 通入过量Cl 2 ----- 24 FeCl 3 CuCl 2 铁粉、Cl 2 过滤 25 FeCl 2FeCl 3 铁粉过滤 26 Fe(OH) 3胶体 FeCl 3 （半透膜）渗析 27 CuSFeS稀盐酸或稀硫酸过滤 28 I 2 NaCl------ 升华 29 NaCl NH 4 Cl ------- 加热 30 KNO 3 NaCl蒸馏水重结晶 31 乙烯 SO 2、H 2 O 碱石灰洗气 32 乙烷乙烯溴水洗气 化学计算专题三——溶液、溶解度、pH值的相关计算 [考点扫描] 1．有关物质溶解度的计算。 2．有关溶液浓度(溶质的质量分数和物质的量浓度)的计算。 3．掌握有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的简单计算。 [知识指津] 1．有关物质溶解度的计算 近年来高考的热点有：固体、气体溶解度与饱和溶液的质量分数、物质的量浓度，溶液的pH等方面的转化关系的计算；利用溶解平衡及化学平衡的移动原理来求解溶液中有关微粒的物质的量浓度；根据溶解度曲线，判断混合物的百分组成等。在进行溶解度计算时，一定要找出饱和溶液。 2．有关溶液浓度(溶质的质量分数和物质的量浓度)的计算 近年来高考的热点有：溶液的配制和稀释；有关溶液密度的估算；物质的量浓度与其实用浓度表示方法之间的计算。近年来高考的主要特色之一是变换设问角度使得“陈题”出新意，在溶液的计算中考查思维的严密性和灵活性。 3．溶液浓度配制的计算 配制一定物质的量浓度的溶液时，必须由溶质的物质的量，求出所需溶质的质量或体积，溶剂的体积不必求出，可由容量瓶的容积决定溶液的体积。若用结晶水合物来配制溶液时，必须将结晶水合物的质量换算成无水物的质量，而结晶水合物的物质的量即为无水物的物质的量。 4．同一溶质的不同的浓度的溶液混合(包括溶液的稀释)的计算 两种溶液的混合及某种溶液的稀释过程中，溶质的质量、溶质的物质的量保持不变。抓住这一关键，可列式进行计算。 溶液混合过程中，要注意溶液的体积一般不能相加(除非烯溶液体积相加与总体积变化不大可忽略)。混合液的总体积的计算方法是：两种溶液的总质量除以混合液的密度而得。 5．各种溶液浓度之间的换算 (1)质量分数和物质的量浓度之间的换算 换算时要抓住溶液的密度这一桥梁，并注意单位的换算，因为物质的量浓度的单位是mol·L-1，而溶液密度的单位是g·cm-3，为了统一，必须将密度单位换算成1000g·L-1。 (2)气体溶解度与溶液的质量分数和物质的量浓度的换算 气体溶解度是指1体积水最多可溶某气体的体积数，若1体积为1L，则换算时要注意1L水不是溶液的体积，溶液的体积只能通过溶液的质量与溶液的密度之比来求得，涉及到密度同样要注意单位的统一。 [范例点击] 例1已知25％氨水的密度为0.91g·cm-3，5％氨水的密度为0.98g·cm-3，若将上述两溶液等体积混合，所得氨水溶液的质量分数是() A．等于15％ 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( )高中化学《沉淀溶解平衡》优质课教学设计、教案
高中化学水溶液中的三大平衡及其常数计算
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高中化学练习：难溶电解质的沉淀溶解平衡