电解质溶液平衡专题

专题12电解质溶液中的四大平衡常数（选择题）目录一、热点题型归纳【题型一】溶液中的三大平衡【题型二】溶液中的四大常数【题型三】沉淀溶解平衡的图像二、最新模考题组练【题型一】溶液中的三大平衡【典例分析】例1．某研究小组为探究沉淀能否由一个溶解度较小的物质转化为溶解度较大的物质，设计了如图所示实验流程。

100mL0.1mol/LNa 2SO 42320.2mol Na CO 0(s)(s).01mol BaCl −−−−−→−−−−−−→−−−−→过量盐酸①②③已知：该温度下，K sp (BaSO 4)=1×10-10，K sp (BaCO 3)=5×10-9，Na 2CO 3的溶解度为33g 。

忽略体积变化，下列说法错误的是A ．经过步骤①，溶液中c(Na +)=c(Cl -)B ．经过步骤②，溶液中10c(Cl -)=c(CO 23-)+c(HCO 3-)+c(H 2CO 3)+c(SO 24-)C ．经过步骤②，约有40%的BaSO 4转化为BaCO 3D ．只要步骤②中Na 2CO 3过量，步骤③后沉淀无剩余D 【详解】A ．步骤①中硫酸钠和氯化钡恰好反应生成硫酸钡沉淀和氯化钠，溶液中c(Na +)=c(Cl -)，A 正确；B ．经过步骤②，氯离子没有参与反应，溶液中c(Cl -)=0.2mol/L ；加入碳酸钠，发生()()()()2-24334-Ba s +aq s +a SO CO BaCO O q S ，则反应的碳酸根离子的量等于生成的硫酸根的量，根据碳元素守恒可知，c(CO 23-)+c(HCO 3-)+c(H 2CO 3)+c(SO 24-)=2mol/L ，故溶液中存在10c(Cl -)=2mol/L=c(CO 23-)+c(HCO 3-)+c(H 2CO 3)+c(SO 24-)，B 正确；C ．步骤①恰好反应生成硫酸钡沉淀0.01mol ，溶液中()2-54c SO m L 0/11ol -⨯；步骤②加入碳酸钠后初始()2-3=2m c CO ol/L ；发生反应()()()()2-24334-Ba s +aq s +a SO CO BaCO O q S ，设反应的碳酸根离子浓度为a，则生成硫酸根离子浓度为a，该反应的()()()()2-1054sp492-sp33c SO K BaSO110110K==K BaC+a==250aO1c CO---⨯⨯-⨯，解得2a=mol/L51，则反应的硫酸钡为2mol/L51×0.1L，故约有2mol/L0.1L51100%0.01mol⨯⨯≈40%的BaSO4转化为BaCO3，C正确；D．由C分析可知，步骤②中Na2CO3过量，沉淀中仍有部分硫酸钡，故加入盐酸后仍会有沉淀剩余，D 错误。

电解质溶液的酸碱平衡电解质溶液是指在水中能够离解成离子的化合物。

它的酸碱平衡是指溶液中酸碱同量的化学反应，使得溶液中的酸碱指标保持在一定的范围内，维持着溶液的稳定性。

本文将探讨电解质溶液的酸碱平衡原理、调节方法以及其在生活和工业中的应用。

一、酸碱平衡的原理电解质溶液的酸碱平衡是通过酸碱指标来判断和调节的。

常用的酸碱指标有pH值和酸碱度。

pH值是指在溶液中的氢离子（H+）浓度的负对数，它反映了溶液的酸碱性。

pH值在1到14的范围内，数值越小表示溶液越酸，数值越大表示溶液越碱，数值为7表示溶液中的酸碱平衡。

酸碱度是指溶液中酸性和碱性离子的浓度比值。

电解质溶液的酸碱平衡原理涉及到酸碱中和反应。

当酸性物质和碱性物质以适当的比例混合时，它们会发生中和反应，产生盐和水。

具体反应方程式如下：酸 + 碱→ 盐 + 水在化学方程式中，酸以H+的形式存在，碱以OH-的形式存在。

H+和OH-结合形成水，并使溶液中的酸碱指标保持平衡。

二、电解质溶液酸碱平衡的调节为了维持电解质溶液的酸碱平衡，需要采取一系列调节措施。

以下是常用的调节方法：1. 酸碱滴定法：通过向溶液中加入已知浓度的酸碱溶液，用酸碱滴定进行酸碱中和反应，检测滴定过程中的指示剂的变色点，从而确定溶液的酸碱度。

2. pH调节剂：在工业中，可以使用一些具有酸碱调节功能的化学物质来调节溶液的pH值，以维持溶液的稳定性。

常见的pH调节剂有氨水和碳酸氢钠等。

3. 电解质添加剂：通过向溶液中添加电解质来调节酸碱平衡。

电解质可以提供更多的离子，使得酸碱指标更稳定。

例如，在农业生产中，人们会向土壤中添加石灰来中和酸性土壤。

三、电解质溶液酸碱平衡的应用电解质溶液的酸碱平衡在生活和工业中具有广泛的应用。

以下是一些例子：1. 医学应用：在医学中，pH调节对于维持人体内部环境的稳定性至关重要。

例如，在血液透析过程中，通过调节透析液的酸碱度，可以保持血液中的酸碱平衡。

2. 食品加工：在食品加工和酿造过程中，通过调节酸碱平衡可以控制食品的口感和保鲜效果。

备战2021年高考之抢分秘籍秘籍12 电解质溶液中三大平衡类试题1．（2020·天津高考真题）常温下，下列有关电解质溶液的说法错误的是A ．相同浓度的 HCOONa 和NaF 两溶液，前者的pH 较大，则 a a K (HCOOH)>K (HF)B ．相同浓度的CH 3COOH 和CH 3COONa 两溶液等体积混合后pH 约为4.7，则溶液中()()()()-++-3c CH COO >c Na >c H >c OHC ．FeS 溶于稀硫酸，而CuS 不溶于稀硫酸，则sp sp K (FeS)>K (CuS)D ．在-121mol L Na S 溶液中，()()()2---12c S+c HS +c H S =1mol L【答案】A【解析】A ．HCOONa 和NaF 的浓度相同，HCOONa 溶液的pH 较大，说明HCOO －的水解程度较大，根据越弱越水解，因此甲酸的电离平衡常数较小，即K a (HCOOH)＜K a (HF)，错误；B ．相同浓度的CH 3COOH 和CH 3COONa 两溶液等体积混合后pH 约为4.7，此时溶液呈酸性，氢离子浓度大于氢氧根浓度，说明溶液中醋酸电离程度大于水解程度，则醋酸根浓度大于钠离子浓度，则溶液中c (CH 3COO －)＞c (Na +)＞c (H +)＞c (OH －)，正确；C ．CuS 的溶解度较小，将CuS 投入到稀硫酸溶液中，CuS 溶解平衡电离出的S 2−不足以与H +发生反应，而将FeS 投入到稀硫酸后可以得到H 2S 气体，说明K sp (FeS)＞K sp (CuS)，正确；D ．根据溶液中的物料守恒定律，1 mol∙L −1 Na 2S 溶液中所有含S 元素的粒子的总物质的量的浓度为1 mol∙L −1，即c (S 2−)+c (HS －)+c (H 2S)=1 mol∙L −1，正确；综上所述，答案为A 。

第一部分：弱电解质的电离平衡1. (海南化学卷第6题，3分)已知室温时，O.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是A .该溶液的pH=4C •此酸的电离平衡常数约为 1 X10-71•答案：B10c(H+)=c(OH-)=1 10 ，由HA电离出的c(H+)约为水电离出的要点1 : 一元弱酸的电离方程式为HA -------- H+ +A-;溶液中的c(H+)=c(HA) •;溶液的pH= - lg {c(H +)}要点2 :一元弱酸的电离方程式为HA -------- 1H+ +A-，此酸的电离平衡常数• c(H)平衡?c(A )平衡{c(HA)? } ?{c(HA)? }小人、K c( HA) -----------c(HA)平衡c(HA)?(1 ) (1 )要点3 :一元弱酸的电离方程式为HA H+ +A-,由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍数关c(H)溶液c(HA)? c(HA) ?c(H )水c(OH)水Kwc(H )溶液B •升高温度，溶液的pH增大D .由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍详解：0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，说明HA是弱酸，其电离方程式为HA ------- 1H+ +A-;c(H+)=c(HA)4 丄0.1mol/L 0.1% 1 10 mol / L , pH=-lg{c(H +)}=4,A 不符合题意；HA 是弱酸，弱酸的电离是吸热的，升温促进电离，电离度增大，c(H+)随之增大，lg{c(H+)}也增大，-lg{c(H +)}减小，pH减小，B符合题意；电离平衡时c(A -)= c(H +)= 1 10 4 mol / L ,c(HA)=0.1mol/L- 1 10 4 mol/L 〜0.1mol/L;此酸的电离平衡常数K c(H)?c(A)c(HA)1 1041 1040.11 107,C不符合题意；酸的存在抑制了水的电离，使得水电离出来的c(H+)=c(OH-)远小于1 10 7 mol/L,酸电离出来的c(H +)= 1410 4 mol / L远大于水电里出来的c(H+)，溶液中的c(H+)可以忽略水电离出来的c(H+);溶液中的c(H +)= 1 10 4mol / L ,KW c(H ) ?c(OH );1 10 14 1 10 4c(OH );c(OH ) 1 10141 1041 1010,水电离出来的c(H+)的106倍,D不符合题意。

水溶液中的离子平衡1．写出下列电解质在水溶液中的电离方程式NaHCO3__________________________HCl____________________________CH3COOH_________________________Fe（OH）3_______________________．【答案】NaHCO 3=Na++HCO3﹣HCl=H++Cl﹣CH3COOH CH3COO﹣+H+Fe（OH）3Fe3++3OH﹣．【解析】碳酸氢钠会完全电离为钠离子和碳酸氢根离子，所以电离方程式为：NaHCO3=Na++HCO3－。

HCl是强酸应该发生不可逆电离，得到氢离子和氯离子，所以方程式为：HCl=H++Cl﹣。

醋酸是弱酸，应该发生可逆电离，得到醋酸根离子和氢离子，方程式为：CH 3COOH CH3COO﹣+H+。

氢氧化铁是弱碱，应该发生可逆电离得到铁离子和氢氧根离子（注意不分步），所以方程式为：Fe（OH）3Fe3++3OH﹣。

2．化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。

已知在氨水中存在下列平衡:NH3+H2ONH3·H2O NH4＋+OH-（1）向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向____移动，OH-的浓度____(填“增大”“减小”或“不变”，下同)， NH4＋的浓度____。

（2）向氨水中加入浓盐酸，平衡向____移动。

（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向____移动。

【答案】右减小增大右左【解析】（1）向氨水中加入MgCl2固体时，镁离子与氢氧根离子反应得到氢氧化镁沉淀，因为氢氧根离子浓度减小，反应平衡向右移动，随着平衡向右，电离出更多的铵根离子，所以铵根离子浓度增大。

虽然平衡向右，但是根据勒夏特列原理，氢氧根的浓度还是要减少。

（2）向氨水中加入浓盐酸，盐酸中的氢离子与氨水电离的氢氧根离子中和，随着氢氧根离子浓度减小，平衡向右移动。

（3）向浓氨水中加入少量NaOH固体，会增大氢氧根离子浓度，使平衡向左移动。