【高考推荐】2020-2021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

2021年高考化学总复习第八章《水溶液中的离子平衡》本章笔答题答题语言再规范1．在80 ℃时，纯水的pH 小于7，为什么？答案 室温时，纯水中的c (H ＋)＝c (OH －)＝10－7 mol·L －1，又因水的电离(H 2OH ＋＋OH －)是吸热过程，故温度升高到80 ℃，电离程度增大，致使c (H ＋)＝c (OH －)>10－7 mol·L －1，即pH＜7。

2．甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 mol·L －1和0.1 mol·L －1，则甲、乙两瓶氨水中c (OH －)之比________(填“大于”“等于”或“小于”)10。

请说明理由。

答案 小于 甲瓶氨水的浓度是乙瓶氨水的浓度的10倍，故甲瓶氨水的电离程度比乙瓶氨水的电离程度小，所以甲、乙两瓶氨水中c (OH －)之比小于10。

3．利用浓氨水分解制备NH 3，应加入NaOH 固体，试用化学平衡原理分析NaOH 的作用。

答案 NaOH 固体溶于氨水后放热；增大OH －浓度，使平衡NH 3＋H 2ONH 3·H 2O NH ＋4＋OH －逆向移动，加快氨气逸出。

4．为了除去氨氮废水中的NH ＋4，得到低浓度的氨氮废水，采取以下措施：加入NaOH 溶液，调节pH 至9后，升温至30 ℃，通空气将氨赶出并回收。

(1)用离子方程式表示加NaOH 溶液的作用：NH ＋4＋OH －===NH 3·H 2O 。

(2)用化学平衡原理解释通空气的目的：废水中的NH 3被空气带走，使NH 3·H 2O NH 3＋H 2O 的平衡向正反应方向移动，利于除氨。

5．为了获得更多的Cl 2，电解饱和食盐水要用盐酸控制阳极区溶液的pH 在2～3，用化学平衡移动原理解释盐酸的作用：由于阳极上生成氯气，而氯气可溶于水，并发生下列反应Cl 2＋H 2O HCl ＋HClO ，根据平衡移动原理可知增大盐酸的浓度可使平衡向逆反应方向移动，减少氯气在水中的溶解，有利于氯气的逸出。

第54讲水溶液中四大平衡常数的综合应用复习目标 1.掌握四大平衡常数[K a(K b)、K h、K w、K sp]的简单计算。

2.利用题目信息或图像，结合离子平衡，解决实际问题。

1．四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w 任意水溶液温度升高，K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp 难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)注意(1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。

(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。

2．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Q与K sp的关系平衡移动方向结论Q＞K sp逆向溶液过饱和，有沉淀析出Q＝K sp不移动溶液饱和，处于平衡状态Q＜K sp正向溶液未饱和，无沉淀析出(2)常数间的关系 ①强碱弱酸盐：K h ＝K w K a ；②强酸弱碱盐：K h ＝K wK b。

(3)判断离子浓度比值的大小变化。

如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离平衡常数为c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，此值不变，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值增大。

安徽省安庆市第九中学高二化学《原电池》知识点总结新人教版选修 4一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或融化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或融化状态下都不可以导电的化合物。

强电解质：在水溶液里所有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。

混和物物质单质强电解质：强酸，强碱，大多半盐。

如 HCl 、NaOH 、 NaCl、 BaSO4 纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，很少量盐，水。

如 HClO 、NH 3·H 2O、Cu(OH)2、化合物H2O。

如SO3、CO2、C6 H12O6、CCl4、CH2=CH 2非电解质：非金属氧化物，大多半有机物2、电解质与非电解质本质差别：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② SO2、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 所有电离，故 BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性没关。

3 、电离均衡：在必定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子联合成时，电离过程就达到了均衡状态，这叫电离均衡。

4、影响电离均衡的要素：A、温度：电离一般吸热，升温有益于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离均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拥有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其余外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反响的物质时，有益于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要散布写（第一步为主）10 、电离常数：在必定条件下，弱电解质在达到电离均衡时，溶液中电离所生成的各样离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离均衡常数，（一般用 Ka 表示酸， Kb 表示碱。

）表示方法： AB A+ +B -Ki=[ A + ][ B - ]/[AB]11 、影响要素：a、电离常数的大小主要由物质的天性决定。

可逆的
研究
溶液中的 包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶
化学反
对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质
应
酸弱碱盐
溶液中的氯化
工业合 醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
举例
银、硫酸钡、
成氨 氨水等 醋酸铵等
氢氧化铁等
3
2．产生原因及影响因素不同 中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的 因素也不完全相同．
(1)化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到 平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反 应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与 生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡 状态”，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下， 反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、 压强、反应物及生成物的浓度等．
16
2．元素(原子团)守恒
电解质溶液中的某些元素或原子团存在“守恒关系”，
如NH4Cl溶液中存在氮元素守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH
＋
4
)
＝c(Cl－)．这种守恒思想的合理利用往往可以使解题化难
为易．
17
3．质子守恒 电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存 在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变， 称为质子守恒．如在NaHS溶液中，存在NaHS的电离 和水解及H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
在一温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB.
(2)平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋b
cC＋dD，达到平衡时
反应物A的转化率为：α(A)＝
A的初始浓度－A的平衡浓度 A的初始浓度
×100%＝c0Ac0－AcA×100%.

2020-2021高考化学化水溶液中的离子平衡-经典压轴题及答案解析一、水溶液中的离子平衡1．氢叠氮酸（HN3）和莫尔盐[（NH4）2SO4·FeSO4·6H2O]是两种常用原料。

（1）氢叠氮酸易溶于水，25℃时，该酸的电离常数为Ka=10×10-5。

①氢叠氮酸在水溶液中的电离方程式为_______②0.2mol/L的HN3溶液与0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，恢复到25℃，此时，溶液呈酸性，则混合溶液中各离子和HN3分子浓度由大到小的顺序为_______。

（2）在FeSO4溶液中，加入（NH4）2SO4固体可制备莫尔盐晶体[（NH4）2Fe（SO4）2·6H2O]，为了测定产品纯度，称取ag产品溶于水，配制成500mL溶液，用浓度为cmol/L的酸性高锰酸钾溶液滴定，每次所取待测液体积均为25.00mL，实验结果记录如下：（已知莫尔盐的分子量为392）实验次数第一次第二次第三次消耗KMnO4溶液体积/mL25.5225.0224.98①配制莫尔盐溶液，所使用的玻璃仪器除了烧杯和玻璃棒外还有_______②滴定终点的现象是_______，通过实验数据，计算该产品的纯度为_______（用含字母a、c的式子表示）。

③上表第一次实验中记录数据明显大于后两次，其原因可能是_______。

A 第一次滴定时，锥形瓶用待装液润洗B 该酸性高锰酸钾标准液保存时间过长，部分变质C 滴定前酸式滴定管中尖嘴处有气泡，滴定结束后气泡消失【来源】海南省海口市海南中学2020届高三下学期第七次月考化学试题【答案】HN3⇌H++N3- c（N3-）>c（Na+）>c（HN3+）>c（H+）>c（OH-） 500mL容量瓶，胶头滴管滴入最后一滴标准液，溶液变为浅紫红色，且半分钟不变色（980c/a）×100% AC【解析】【分析】(1)①氢叠氮酸是一元弱酸；②0.2mol/L的HN3溶液与0.1mol/L 的NaOH溶液等体积混合后，溶液中含有等物质的量浓度的HN3和NaN3；(2)溶液的配置需要的仪器有：烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管；高锰酸钾溶液本身是紫色的，可以根据高锰酸钾溶液颜色变化判断滴定终点；第一次实验中记录数据明显大于后两次，即高锰酸钾溶液体积偏大。

考点2 溶度积常数及应用1．溶度积和离子积以A m B n (s)m A n＋(aq)＋n B m－(aq)为例：溶度积离子积概念沉淀溶解的平衡常数溶液中有关离子浓度幂的乘积符号K sp Q表达式K sp(A m B n)＝c m(An＋)·c n(B m－)，式中的浓度都是平衡浓度Q(A m B n)＝c m(A n＋)·c n(B m－)，式中的浓度是任意浓度应用判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解：①Q>K sp：溶液过饱和，有沉淀析出②Q＝K sp：溶液饱和，处于平衡状态③Q<K sp：溶液未饱和，无沉淀析出sp(1)内因：难溶物质本身的性质，直接决定K sp的大小。

(2)外因：K sp只受温度影响，与其他外界条件无关。

绝大多数难溶电解质的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，K sp增大。

易错警示(1)K sp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。

(2)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，K sp增大，但Ca(OH)2相反。

判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。

(1)25 ℃时，K sp(Ag2CrO4)<K sp(AgCl)，则溶解度Ag2CrO4<AgCl。

(×)(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)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。

(×)(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。

(√)题组一溶度积常数的有关计算及应用1．[2020·金版原创]已知：K sp(BaCO3)＝5.1×10－9；K sp(BaSO4)＝1.1×10－10。

2021新高考衡水名师原创化学专题卷专题八水溶液中的离子平衡考点24电离平衡（1-5题）考点25 水的电离（6-10题）考点26 盐类水解（11-15题）考点27 溶液中微粒浓度的大小比较（16-20题）考点28沉淀溶解平衡(21-25题) 综合（26-29题）考试时间：90分钟满分：100分第I卷（选择题）一、选择题（本题共25小题，每小题2分，共50分。

在每小题给出的四个选项中，只有一项是最符合题目要求的。

）1.常温下，浓度均为1mol/L的HX溶液、HY溶液，分别加水稀释。

稀释后溶液的pH随浓度的变化如图所示，下列叙述正确的是( )A.HX是强酸，溶液每稀释至原体积的10倍，pH始终增大1B.常温下HY的电离常数为4⨯1.010-C.溶液中水的电离程度：a点大于b点D.消耗同浓度NaOH 溶液的体积：a 点大于b 点2.室温，将 10mL 浓度为 1mol·L －1 的 322CH NH NH OH 、两种一元碱溶液分别加水稀释，曲线如图，V 是溶液体积(mL)，pOH=lg )c(OH －－。

已知：322CH NH H O ＋+-33CH NH OH ＋；22NH OH H O ＋3NH OH OH ＋－＋。

下列说法正确的是（ ）A ．该温度下，()2Kb NH OH 的数量级为910－B ．当 lgV=3 时，水的电离程度：232NH OH CH NH ＞C ．用等浓度盐酸分别滴定两种碱溶液至 pH=7，消耗盐酸的体积：232NH OH CH NH ＞D ．等浓度的333CH NH Cl NH OHCl 和两种盐溶液中离子总浓度相等 3.甲胺(32CH NH )是一种一元弱碱，其电离方程式为：32233CH NH + H OCH NH +OH -+常温下，向20.0Ml 0.10mol/L 的甲胺溶液中滴加VmL 0.10mol/L 的稀盐酸，混合溶液的pH 与相关微粒浓度的关系如图所示。

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。

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一沉淀溶解平衡及应用1．沉淀溶解平衡(1)定义：在一定温度下，当沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称之为沉淀溶解平衡。

(2)沉淀溶解平衡的建立：固体溶质溶解沉淀溶液中的溶质⎩⎪⎨⎪⎧①v溶解>v沉淀，固体溶解②v溶解＝v沉淀，溶解平衡③v溶解<v沉淀，析出晶体(3)特点：(适用勒夏特列原理)(4)影响因素①内因难溶电解质本身的性质。

溶度积(K sp)反映难溶电解质在水中的溶解能力。

对同类型的电解质而言，K sp数值越大，电解质在水中溶解度越大；K sp数值越小，难溶电解质的溶解度也越小。

②外因a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但K sp不变。

b．温度：多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时K sp变大。

c．同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但K sp 不变。

d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，K sp不变。

以BaCO3(s)Ba2＋(aq)＋CO2－3(aq) ΔH>0为例2.沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当Q c>K sp时，有沉淀生成。

可利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。

(2)沉淀的溶解当Q c<K sp时，沉淀发生溶解。

(3)沉淀的转化判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1．沉淀达到溶解平衡状态，溶液中各离子浓度一定相等。

( ×)2．升高温度，沉淀溶解平衡一定正向移动。

( ×)3．某物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水。

( ×)4．因溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀转化，故ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS 沉淀。

水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离平衡1.弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的建立在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都保持不变时的状态。

平衡建立过程的v-t图像如图所示。

(2)弱电解质的电离平衡特征(3)影响弱电解质电离平衡的因素①温度：由于电离过程吸热，升高温度，电离平衡向电离的方向移动；降低温度，电离平衡向逆反应方向移动。

②浓度：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大。

③其他因素：加入含有弱电解质离子的强电解质时，电离平衡向逆反应方向移动；加入能与弱电解质离子反应的物质时，电离平衡向正反应方向移动。

【外界条件对电离平衡的影响(以CH3COOH CH3COO－＋H＋为例)】条件改变平衡移动电离程度n(H＋) c(H＋) 导电能力加水正向增大增大减小减弱升温正向增大增大增大增强加醋酸钠(s) 逆向减小减小减小增强通HCl(g) 逆向 减小 增大 增大 增强 加NaOH(s)正向增大减小减小增强2.电离常数(1)概念：一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离形成的各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，这个常数叫作电离平衡常数，用K 表示。

(酸用K a 表示，碱用K b 表示) (2)表示方式①对于一元弱酸HA ：HA H ++A -，平衡常数K=()c(H )c(A )c HA ＋－。

②对于一元弱碱BOH ：BOHB ++OH -，平衡常数K=()c(B )c(OH )c BOH＋－。

③多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2…，所以其酸性主要决定于第一步电离。

例如：H 2SH ++HS -，K a1=()2c(H )c(HS )c H S ＋－；HS -H ++S 2-，K a2=()c(H )c(S )c HS ＋2－－。

(3)关于电离常数的理解与应用①电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K 值越大，电离程度越大。

微专题(十四) 四大平衡常数的相互关系及应用
1.(2024·浙江衢州、丽水、湖州高三一模)用钛铁矿(主要成分为FeTiO3,含
有少量MgO、SiO2等杂质)制备LiFePO4的工艺流程如图所示:
已知:钛铁矿经盐酸浸取后钛主要以 TiOCl24 形式存在;Ksp(FePO4)
=1.0×10-22,Ksp[Mg3(PO4)2]=1.0×10-24。下列说法不正确的是(
1 2 3 4 5 6 7 8 9
6.(2023·全国新课标卷)向AgCl饱和溶液(有足量AgCl固体)中滴加氨水,发
生反应 Ag++NH3
[Ag(NH3)]+和[Ag(NH3)]++NH3
[Ag(NH3)2]+。
lg[c(M)/(mol·L-1)]与lg[c(NH3)/(mol·L-1)]的关系如图所示(其中M代表Ag+、
据氧化还原反应得失电子守恒以及原子守恒可知反应的化学方程式为
2FePO4+Li2CO3+H2C2O4
2LiFePO4+3CO2↑+H2O↑,故C正确;若调pH至
溶液呈碱性,Fe2+也会形成氢氧化亚铁沉淀,故D错误。
1 2 3 4 5 6 7 8 9
2.常温下,可用下图所示的方法制备FeCO3。已知:Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5,
2 (Cl )
-
=
1×10-11.7
2-
2 (Ag+ )·(CrO4 )
2 (Ag+ )·2 (Cl )
-
=
7.9
-1
=10
,C
正确;分别计算浓度均为
0.1
mol·

D.若 KNO3 中含有少量 AgBrO3，可通过蒸发浓缩得到 KNO3 的饱和溶液，再冷却结晶获得 KNO3 晶体，而 AgBrO3 留在 母液中。
(1)温度升高，Ksp(AgBrO3)_增__大_____ (填“增大”“不变”或 “减小”，下同)。 (2)在稀 AgNO3 溶液中，Ksp(AgBrO3)_不__变_____。 (3)AgBrO3 的 饱 和 溶 液 加 水 稀 释 后 ， Ksp(AgBrO3)_不__变_________________。
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH＞0 为例
外界条件 移动方向
升高温度 加水稀释
正向 正向
平衡后 cห้องสมุดไป่ตู้Ag＋)
增大
减小
加入少量 AgNO3
通入HCl 通入H2S
逆向
逆向 正向
增大
减小 减小
平衡后 c(Cl－)
增大 减小
减小
增大 增大
Ksp 增大 不变
不变 不变 不变
五、溶度积——沉淀溶解平衡常数 1．概念 在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，离子浓度的幂 之积。
沉淀溶解平衡及其影响因素 1．下列说法中正确的是( C ) A．饱和石灰水中加入一定量生石灰，溶液温度明显升高， pH 增大 B．AgCl 悬浊液中存在平衡：AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)， 往其中加入少量 NaCl 粉末，平衡向左移动，溶液中离子的 总浓度减小 C．AgCl 悬浊液中加入 KI 溶液，白色沉淀变成黄色，证明 此条件下 Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)
(2014·高考全国卷Ⅰ，11,6 分)溴酸银(AgBrO3)溶解 度随温度变化曲线如图所示，下列说法错误的是( A )

第八章·水溶液中的离子平衡
水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离常数 (Ka、Kb)的关系及应用
1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或 弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱 碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解 的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该 常数称为水解平衡常数。
c（NH3·H2O）
其中：Kh 为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(弱碱)的电离平衡 常数、Kw 为水的离子积常数。 2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。 它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的 升高而增大。
1．已知 25 ℃时，NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb＝1.8× 10 － 5 ， 该 温 度 下 1 mol·L － 1 的 NH4Cl 溶 液 中 c(H ＋ ) ＝ _________ mol·L－1。(已知 5.56≈2.36)
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解析：NaOH 电离出的 OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3 电 离出的 SO23－水解促进水的电离平衡。
SO23－＋H2O HSO－ 3 ＋OH－ Kh＝c（HScO（－ 3 ）SO·c23－（）OH－）＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8
所以cc（（HSOSO23－3－））＝
10－5 10－14
三、课后“静思2分钟”大有学问
我们还要注意课后的及时思考。利用课间休息时间，在心中快速把刚才上课时刚讲过的一些关键思路理一遍，把老师讲解的题目从题意到解答整个过 程详细审视一遍，这样，不仅可以加深知识的理解和记忆，还可以轻而易举地掌握一些关键的解题技巧。所以，2分钟的课后静思等于同一学科知识的课 后复习30分钟。

2020-2021高考化学化水溶液中的离子平衡综合经典题含答案一、水溶液中的离子平衡1．碳酸亚铁可用于制备补血剂。

某研究小组制备了 FeCO3，并对 FeCO3的性质和应用进行了探究。

已知：①FeCO3是白色固体，难溶于水②Fe2＋+6SCN-Fe(SCN)64-(无色)Ⅰ. FeCO3的制取（夹持装置略）实验i：装置 C 中，向 Na2CO3溶液（pH＝11.9）通入一段时间 CO2至其 pH 为 7，滴加一定量 FeSO4溶液，产生白色沉淀，过滤、洗涤、干燥，得到 FeCO3固体。

(1)试剂 a 是_____。

(2)向 Na2CO3溶液通入 CO2的目的是_____。

(3)C 装置中制取 FeCO3的离子方程式为_____。

(4)有同学认为 C 中出现白色沉淀之后应继续通 CO2，你认为是否合理并说明理由________。

Ⅱ.FeCO3的性质探究实验ii实验iii(5)对比实验ⅱ和ⅲ，得出的实验结论是_____。

(6)依据实验ⅱ的现象，写出加入 10%H2O2溶液的离子方程式_____。

Ⅲ.FeCO3的应用(7)FeCO3溶于乳酸［CH3CH(OH)COOH］能制得可溶性乳酸亚铁（[CH3CH(OH)COO]2Fe，相对分子质量为 234）补血剂。

为测定补血剂中亚铁含量进而计算乳酸亚铁的质量分数，树德中学化学实验小组准确称量 1.0g 补血剂，用酸性 KMnO4溶液滴定该补血剂，消耗0.1000mol/L 的 KMnO4溶液 10.00mL，则乳酸亚铁在补血剂中的质量分数为_____，该数值异常的原因是________（不考虑操作不当以及试剂变质引起的误差）。

【来源】四川省成都市树德中学2020届高三二诊模拟考试理科综合化学试题【答案】饱和NaHCO3溶液降低溶液中OH-浓度，防止生成Fe(OH)2 2HCO3- +Fe2+=FeCO3↓+CO2↑+H2O 不合理，CO2会和FeCO3反应生成Fe(HCO3)2(或合理，排出氧气的影响) Fe2+与SCN-的络合(或结合)会促进FeCO3固体的溶解或FeCO3固体在KSCN溶液中的溶解性比KCl溶液中大 6Fe(SCN)64-+3H2O2=2Fe(OH)3↓+4Fe(SCN)3+24SCN-或6Fe2++3H2O2+12SCN-=2Fe(OH)3↓+4Fe(SCN)3或6Fe2++3H2O2=2Fe(OH)3↓+4Fe3+ 117% 乳酸根中的羟基被KMnO4氧化，也消耗了KMnO4【解析】【分析】I. 装置A中碳酸钙和稀盐酸反应生成的二氧化碳中混有挥发的氯化氢气体，需要利用装置B中盛装的饱和碳酸氢钠溶液除去，装置C中，向碳酸钠溶液(pH=11.9)通入一段时间二氧化碳至其pH为7，滴加一定量硫酸亚铁溶液产生白色沉淀，过滤，洗涤，干燥，得到FeCO3；II. (5)根据Fe2＋+6SCN-Fe(SCN)64-分析FeCO3在KCl和KSCN两种不同溶液中的溶解度不同判断；(6)实验ii中溶液显红色且有红褐色沉淀生成，说明加入10%过氧化氢溶液后有Fe(OH)3和Fe(SCN)3生成；(7)FeCO3溶于乳酸［CH3CH(OH)COOH］能制得可溶性乳酸亚铁补血剂，根据得失电子守恒和元素守恒建立关系式进行计算；乳酸根中有羟基，也能被高锰酸钾溶液氧化。

第1课时 点点突破——弱电解质的电离平衡知识点一 弱电解质的电离平衡及其影响因素1．强、弱电解质 (1)概念及分类(2)电离方程式的书写强电解质用“===”连接，弱电解质用“”连接。

乙酸：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋一水合氨：NH 3·H 2ONH ＋4＋OH －分步电离，如碳酸：H 2CO 3H ＋＋HCO －3、HCO －3H ＋＋CO 2－3一步写出，如氢氧化铁：Fe(OH)3Fe 3＋＋3OH －水溶液中不能完全电离，如NaHCO 3： NaHCO 3===Na ＋＋HCO －3、 HCO －3H ＋＋CO 2－32．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质分子电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。

电离平衡建立过程如图所示：①开始时，v (电离)最大，而v (结合)为0。

②平衡的建立过程中，v (电离)＞v (结合)。

③当v (电离)＝v (结合)时，电离过程达到平衡状态。

(2)电离平衡的特征(3)外界条件对电离平衡的影响 以CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －ΔH >0为例：电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。

将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸分别加水稀释，其导电能力随加水量的变化曲线如图：[对点训练]1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)CaCO 3难溶于水，其属于弱电解质(×)(2)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(×) (3)离子化合物一定是强电解质，共价化合物一定是弱电解质(×)(4)电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡(×) (5)强电解质稀溶液中不存在溶质分子，弱电解质稀溶液中存在溶质分子(√) (6)室温下，由0.1 mol·L－1一元碱BOH 的pH ＝10，可知溶液中存在BOH===B ＋＋OH－(×)2．在醋酸溶液中，CH 3COOH 的电离达到平衡的标志是( ) A ．溶液显电中性 B ．溶液中无CH 3COOH 分子 C ．氢离子浓度恒定不变D ．c (H ＋)＝c (CH 3COO －)解析：选C 醋酸溶液中存在的电离平衡有CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋、H 2OH ＋＋OH －，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数永远相等，与是否达到电离平衡无关，A 错；CH 3COOH 是弱电解质，溶液中一定存在CH 3COOH 分子，B 错；依据电离方程式，不管是否达到平衡，都有c (H ＋)＞c (CH 3COO －)，D 错；氢离子浓度恒定不变，电离达到平衡，C 对。

2020高考化学复习冲刺第8讲水溶液中的离子平衡[考纲要求]1.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。

2.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

3.了解水的电离、离子积常数。

4.了解溶液pH的定义及测定方法，能进行pH的简单计算。

5.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。

6.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。

[学科素养]1.变化观念与平衡思想：认识弱电解质是存在电离平衡的，并会运用电离度、平衡常数多角度分析弱电解质的电离平衡；认识盐类水解的本质是中和反应的逆反应，能多角度、动态地分析盐类水解和沉淀溶解平衡，并用相关理论解决实际问题。

2.证据推理与模型认知：能运用平衡模型解释化学现象，揭示现象的本质和规律。

3.科学探究与创新意识：能发现和提出有探究价值的弱电解质电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解。

4.科学精神与社会责任：应具有严谨求实的科学态度，具有探索未知、崇尚真理的意识；赞赏化学对社会发展的重大贡献，具有可持续发展意识和绿色化学观念，能对与电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡有关的社会热点问题做出正确的价值判断。

[网络构建][核心强化]1．证明HA是弱酸的2种典型方法(1)测钠盐NaA溶液的pH，若pH>7，则说明HA为弱酸。

(2)测一定物质的量浓度的HA溶液，若0.01 mol·L－1HA溶液的pH>2，则说明HA为弱酸。

2．计算溶液的pH时的“3”个关注条件(1)外界条件是否为室温。

(2)溶液中的H＋和水电离出的H＋的浓度不同。

(3)是否为强酸、强碱的溶液。

3．必考的“1”个常数、“2”个比较和“3”个守恒(1)水的离子积K w＝c(H＋)·c(OH－)(只与温度有关)。

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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