水溶液中的离子反应及平衡考点

高三化学中涉及水溶液中的离子反应与平衡是一个重要的知识点，主要包括离子间的化学反应以及反应达到动态平衡的情况。

以下是一些相关内容：
1. 离子反应：在水溶液中，许多化合物会解离成离子。

例如，普通盐类在水中会解离成阳离子和阴离子。

这些离子之间会发生各种化学反应，如生成沉淀、产生气体、发生酸碱中和等。

2. 离子平衡：当离子间的反应达到一定程度后，反应会进入平衡状态。

在水溶液中，离子的生成和消耗达到动态平衡，反应物和生成物之间的转化速率相等。

例如，在铁离子与硫化氢根离子反应生成硫化铁沉淀时，反应会在一定条件下达到平衡状态。

3. 离子反应的平衡常数：对于水溶液中的离子反应，可以用平衡常数（K）来描述平衡状态。

平衡常数是反应物和生成物浓度的比例，反映了反应物质的活动度之间的关系。

平衡常数越大，说明生成物浓度较高；反之，平衡常数较小则表示生成物浓度较低。

4. Le Chatelier定律：当影响离子平衡的条件发生改变时，系统会偏离原来的平衡状态以抵消这种变化。

Le Chatelier定律指导我们预测系统对温度、压力、浓度等因素的响应，以及如何通过调整条件来影响离子平衡的位置。

5. 离子反应的应用：水溶液中的离子反应与平衡不仅在化学实验室中有重要应用，还在工业生产、环境保护等领域有着广泛的应用，如废水处理、金属提取等。

总的来说，水溶液中的离子反应与平衡是高三化学中的重要内容，理解这些知识点有助于深入学习化学反应的机理和规律，同时也具有一定的应用价值。

希望这些信息能对你有所帮助。

水溶液中的离子反应与平衡知识点水溶液中的离子反应与平衡是化学中非常重要的知识点，它涉及到溶液中离子的生成、反应以及平衡状态的维持。

在化学反应中，溶液中的离子反应是指溶液中溶质（通常是离子化合物）发生离子交换或结合的过程。

这些离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应和氧化还原反应等。

酸碱中和反应是指酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水。

例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）在水中发生中和反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O.沉淀反应是指在溶液中生成固体沉淀的反应。

当两种溶液混合后，溶液中的离子重新排列并形成沉淀。

例如，银离子与氯化物离子在水溶液中发生沉淀反应，生成白色的固体氯化银：Ag+ + Cl→ AgCl↓。

氧化还原反应是指化学物质失去或获得电子的反应。

在水溶液中，氧化还原反应通常涉及到金属离子和非金属离子之间的电子转移。

例如，铁离子与硫酸根离子在水溶液中发生氧化还原反应，生成亚铁离子和硫酸：Fe2+ + SO4^2→ FeSO4。

在这些离子反应中，化学平衡是一个重要的概念。

化学平衡是指在反应达到一定条件下，反应物和生成物的浓度保持稳定的状态。

根据Le Chatelier原理，当影响平衡的条件发生变化时，平衡会向着能够抵消这种变化的方向移动。

因此，通过调整温度、压力、浓度等条件，可以控制化学反应的平衡状态。

总之，水溶液中的离子反应与平衡知识点是化学中的重要内容，它不仅有助于我们理解化学反应的基本过程，还可以应用于工业生产、环境保护等方面。

对于学习化学的人来说，掌握这些知识点是至关重要的。

水溶液中的离子反应与平衡题型一弱电解质的电离题型二水的电离和溶液的酸碱性题型三盐类的水解题型四沉淀溶解平衡题型一弱电解质的电离1(2024届高考·广西河池·统考一模)亚磷酸(H3PO3)是农业生产中常用的弱酸。

常温下，向100mL0.5mol⋅L-1H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，混合溶液中所有含磷微粒的物质的量分数(δ)与溶液pOH pOH=-lg c OH-的关系如图所示。

下列说法错误的是A.Na2HPO3属于正盐B.H3PO3的K a1=1×10-6.6C.当pH=4时，c HPO2-3=c H3PO3D.水的电离程度：a>b【答案】B【分析】向100mL0.5mol⋅L-1H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，随着NaOH溶液加入，pOH减小，H3PO3减少，转化为H2PO-3，H2PO-3增多，接着H2PO-3减少，转化为HPO2-3，HPO2-3增多，可知曲线Ⅲ、Ⅱ、Ⅰ分别代表H3PO3、H2PO-3、HPO2-3，加入足量NaOH溶液生成Na2HPO3，据此分析；【详解】A．根据分析，加入足量NaOH溶液生成Na2HPO3，Na2HPO3属于正盐，A正确；B．b点时H3PO3、H2PO-3浓度相等，pOH=12.6，c(H+)=1×10-1.4mol/L，则H3PO3的K a1=c(H+)⋅c(H2PO-3)c(H3PO3)=1×10-1.4，B错误；C．a点时H2PO-3、HPO2-3浓度相等，pOH=7.4，c(H+)=1×10-6.6mol/L，K a2=c(H+)⋅c(HPO2-3)c(H2PO-3)=1×10-6.6，c HPO2-3=c H3PO3，K a1×K a2=c2(H+)=1×10-8，c(H+)=1×10-4mol/L，pH=4，C正确；D．向100mL0.5mol⋅L-1H3PO3溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，随着NaOH溶液加入，pOH减小，生成正盐Na2HPO3的过程中，水的电离程度在增大，故水的电离程度：a>b，D正确；故选B。

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（ ) 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（ )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） 二、水的电离和溶液的酸碱性1、水离平衡：H 2OH + + OH —水的离子积:K W = ［H +］·[OH -]25℃时， ［H +］=[OH —］ =10—7 mol/L ; K W = [H +]·［OH -] = 10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定K W 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（pH 之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） 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（pH 之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）试比较pH=3的HAc 、pH=4的NH 4Cl 、pH=11的NaOH 、pH=10Na 2CO 3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。

第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。

②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。

(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。

b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。

②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。

b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。

2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当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时，电离过程就达到平衡。

平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。

4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。

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

2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。

(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。

水溶液中的离子反应与平衡题型一弱电解质的电离题型二水的电离和溶液的酸碱性题型三盐类的水解题型四沉淀溶解平衡题型一弱电解质的电离1(2024届·天津·统考二模)常温下，一种解释乙酰水杨酸(用HA 表示，K a =1×10-3.0)药物在人体吸收模式如下：假设离子不会穿过组织薄膜，而未电离的HA 分子则可自由穿过该膜且达到平衡。

下列说法正确的是A.血浆中c HA 大于胃中c HAB.取胃中液体，加水稀释100倍后，pH =3.0C.在血浆中，c A -c HA =1×104.4D.在血浆和胃中，HA 电离程度相同【答案】C【详解】A ．血浆中pH 大，HA 向电离的方向移动，所以血浆中c HA 小于胃中c HA ，故A 错误； B ．取胃中液体，HA 是弱酸，加水稀释100倍后，电离平衡正向移动，pH <3.0，故B 错误；C ．在血浆中，c A - c HA =Ka c H + =1×10-3.01×10-7.4=1×104.4，故C 正确；D ．氢离子抑制HA 电离，在血浆和胃中的pH 不同，HA 电离程度不相同，故D 错误；选C 。

2(2024届·北京昌平·统考二模)常温下，用0.01mol ⋅L -1NaOH 溶液滴定20.00mL0.01mol ⋅L -1的某一元酸HA 溶液，滴定过程中溶液的pH 随NaOH 溶液体积变化的曲线如图所示，其中a 点对应的纵坐标pH =3.38。

下列说法正确的是(忽略稀溶液混合时引起的体积变化)A.HA 的电离常数K a (HA )=1×10-6.76B.b 点对应溶液中存在：c A - <c (HA )C.d 点对应溶液中存在：c A - +c (HA )=0.005mol ⋅L -1D.滴定过程中由水电离产生的c OH - ：a <b <c <d <e 【答案】C【详解】A ．根据a 点可知，HA 的电离常数K a (HA )=10-3.38×10-3.380.01=1×10-4.76，故A 错误；B ．b 点为半中和点，此时溶质为等物质的量浓度的NaA 与HA 的混合溶液，由于溶液显酸性，则HA 的电离程度大于NaA 的水解程度，故对应溶液中存在：c A - >c (HA )，故B 错误；C ．d 点为恰好反应点，此时溶质为NaA ，溶液体积为40.00mL ，按物料守恒A 元素的物质的量浓度为0.005mol ⋅L -1，故对应溶液中存在：c A - +c (HA )=0.005mol ⋅L -1，故C 正确；D ．滴定过程中a 、b 、c 、d 水的电离程度逐渐增大，d 点为恰好反应点，d 点后NaOH 过量，水的电离程度又逐渐减小，故d 点水的电离程度最大，故D 错误；故选C 。

水溶液中的离子平衡高考知识点
1. 水溶液中的离子平衡指的是在溶液中存在的离子浓度达到一定平衡的状态。

2. 溶解度积常数：当某个物质在水溶液中达到饱和溶解时，其离子的浓度与饱和溶液的浓度的乘积称为溶解度积常数。

3. 离解度：指溶质在溶液中离解成离子的程度。

4. 离子的活度：离子以实际浓度的形式存在于溶液中，它的活度与浓度存在关系。

活度是描述溶液中离子活动性的指标。

5. 离子强度：是指溶液中离子浓度的度量。

6. 水的自离解：水分子在水溶液中会自发地互相转化为氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻），这种转化称为水的自离解。

7. 酸碱中和反应：酸和碱反应时，产生水和盐的反应称为酸碱中和反应。

8. 离子的溶剂化：离子在溶液中被水分子包围的过程。

9. 离子强度对离子溶剂化的影响：随着离子浓度的增加，离子强度增大，离子溶剂化减弱。

10. 活动系数和离子强度的关系：离子强度越大，活动系数越小，活动系数是描述溶液中离子活动性的指标。

11. 离子稳定性：在水溶液中，具有相对稳定性的离子一般不会发生反应，而不稳定离子则容易发生反应。

12. 离子产物原理：可通过离子产物原理，根据离子生成反应的离子产物的溶度积常数，预测离子反应的方向和倾向性。

13. pH值与酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强。

14. 离子反应速率：离子反应速率与离子活度有关，活度越高，反应速率越快。

15. 离子反应热：离子反应的热效应称为离子反应热，通常与离子强度以及离子溶剂化的程度有关。

以上为水溶液中的离子平衡的一些高考知识点，希望对你有帮助。