章末整合
一、四大平衡不同點的比較
廣義的化學平衡包括狹義的化學平衡、電離平衡、水解平衡、沉澱溶解平衡。這四個方面的平衡被稱為四大化學平衡。四大平衡是中學化學知識結構的核心內容之一，起到了支點的作用。
1．研究物件不同
2.描述方法不同
(1)化學平衡常數
對於一般可逆反應：ma(g)＋nb(g) pc(g)＋qd(g)，在一溫度下達到平衡時，k＝。
(2)平衡轉化率
對於一般的化學反應：aa＋bb cc＋dd，達到平衡時反應物a的轉化率為：α(a)＝×100%＝×100%。
注意同乙個反應中，反應物可以是多種，但不同反應物的轉化率可能不同；增大一種反應物的濃度，可以提高其他反應物的轉化率。工業生產中常常提高廉價原料的比例，從而增大其他原料的利用率。
(3)電離平衡常數
①對於一元弱酸ha：ha h＋＋a－，平衡常數k＝。
②對於一元弱鹼boh：boh b＋＋oh－，平衡常數k＝。
(4)水的離子積
水可以發生微弱的電離：2h2o h3o＋＋oh－，或者表示為：h2o h＋＋oh－。
水的電離程度大小是用離子積(kw)來表示的，kw＝c(h＋)·c(oh－)，室溫下，kw＝1.0×10－14。
(5)溶度積常數
對於溶解平衡：ambn(s) man＋(aq)＋nbm－(aq)，ksp＝cm(an＋)·cn(bm－)，與其他常數一樣，ksp僅受溫度的影響。
二、四大平衡的相同點比較
1．可逆性
所有的平衡都建立在可逆「反應」的基礎上，也就是說上述四種平衡都對應著一種可逆變化，如下表：
2.都可以用勒夏特列原理來解釋
勒夏特列原理：如果改變影響化學平衡的乙個條件(如溫度、濃度、壓強等)，平衡就向減弱這個改變的方向移動。
(1)濃度的改變。增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動；減小反應物濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動。
(2)溫度的改變。公升高溫度，平衡向吸熱的方向移動，如合成氨反應的平衡向逆反應方向移動；降低溫度，平衡向放熱的方向移動，如合成氨反應的平衡向正反應方向移動。
(3)壓強的改變。增大壓強，平衡向氣態物質體積減小的方向進行，如合成氨反應的平衡向正反應方向移動；減小壓強，平衡向氣態物質體積增大的方向移動，如合成氨反應的平衡向逆反應方向移動。
可以應用該原理解釋電離平衡、鹽類的水解平衡、沉澱溶解平衡中條件的改變對平衡移動方向的影響。
三、離子共存必考知識歸納
1．所有的弱酸根離子：ch3coo－、f－、clo－、alo、sio、cn－與h＋都不能大量共存。
2．酸式弱酸根離子如hco、hs－、hso既不能與oh－大量共存，又不能與h＋大量共存。
3．有沉澱生成包括有微溶物生成的離子不能大量共存，如ba2＋、ca2＋、mg2＋、ag＋等不能與so、co等大量共存。
4．一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如alo、s2－、co、c6h5o－等必須在鹼性條件下才能在溶液中存在；如fe2＋、al3＋、cu2＋等必須在酸性條件下才能在溶液中存在；fe3＋必須在酸性較強的條件下才能在溶液中存在(常溫下，ph＝7時不能存在)。
5．能發生氧化還原反應的離子不能大量共存。如s2－、hs－、so、i－和fe3＋不能大量共存；mno、(no、h＋)、clo－與s2－、hs－、so、hso、i－、fe2＋等不能大量共存；so和s2－在鹼性條件下可以共存，但在酸性條件下則由於發生2s2－＋so＋6h＋===3s↓＋3h2o反應不能共存。h＋與s2o不能大量共存。
6．溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。如fe3＋與scn－不能大量共存。
7．審題時應注意題中給出的附加條件。
(1)加入鋁粉後放出可燃性氣體的溶液、由水電離出的c(h＋)或c(oh－)＝1×10－10 mol·l－1的溶液都有兩種可能：酸溶液或鹼溶液。
(2)無色溶液則沒有mno、fe3＋、fe2＋、cu2＋等有色離子。澄清溶液即沒有沉澱，與無色溶液不同。
(3)遇澱粉 ki試紙變藍色的溶液具有較強的氧化性。遇ph試紙變藍色的溶液顯鹼性。
(18分)(1)室溫時氫氧化鈣的溶度積ksp＝4.7×10－6，室溫時將9 ml 0.02 mol·l－1的氯化鈣溶液與1 ml ph＝13的氫氧化鈉溶液混合後(設溶液體積可直接加和)，溶液中________沉澱析出(填「有」或「無」)。
(2)2.24公升(標準狀態)氨氣通入250 ml濃度為0.1 mol·l－1的硫酸溶液中，充分反應後溶液中各離子濃度大小為________(按由大到小的順序寫出各離子符號)。
(3)人體血液含ca2＋。現抽取某人血樣10 ml，稀釋後用草酸銨[(nh4)2c2o4]溶液處理。使ca2＋完全轉變為草酸鈣(cac2o4)沉澱；過濾，洗滌，將得到的沉澱用稀硫酸溶解得到草酸(h2c2o4)溶液，用5.
0×10－3 mol·l－1 kmno4溶液滴定得到的草酸至終點，共耗去2.0 ml kmno4溶液。由上述實驗資料可求得此人血液中ca2＋的物質的量濃度為提示：
2kmno4＋5h2c2o4＋3h2so4===2mnso4＋k2so4＋10co2↑＋8h2o)
(4)用下圖完成相應實驗。
①斷開k1，閉合k2接通直流電源，寫出陽極的電極反應式電解的總反應方程式
②電解一段時間後，當兩石墨棒均有氣體包圍時，切斷k2閉合k1，發現電路中有電流通過，寫出a極的電極反應式
(2011屆高三畢業班期末統考)
批改實錄————考生常如此失分
規範解答————落實拿高分樣板
(1)無
(2)nh、so、oh－、h＋
(3)2.5×10－3 mol·l－1
(4)①4oh－－4e－===2h2o＋o2↑
2h2o2h2↑＋o2↑
②2h2＋4oh－－4e－===4h2o
本題考查溶度積的計算、鹽溶液中離子濃度關係、滴定法測定溶液中ca2＋的濃度、電化學知識，綜合性強。
1．沒有利用好nh3和硫酸反應時量的關係
2nh3＋h2so4===(nh4)2so4，nh3過量，此時溶液中有0.2 mol·l－1 nh3·h2o和0.1 mol·
l－1 (nh4)2so4，nh3·h2o nh＋oh－，nh＋h2onh3·h2o＋h＋相互影響，且以電離為主。所以濃度關係為c(nh)>c(so)>c(oh－)>c(h＋)。
2．抓住反應的本質
用惰性電極電解naoh溶液時產生h2和o2，實質是電解水，斷開k2，閉合k1構成氫氧燃料電池，鹼性條件下負極反應為2h2＋4oh－－4e－===4h2o。
水溶液中的離子平衡有答案
房山10 室溫下，依次進行如下實驗 取一定量冰醋酸，配製成100 ml 0.1 mol l醋酸溶液 取20 ml 中所配溶液，加入20 ml 0.1 mol l naoh溶液 繼續滴加a ml 0.1 mol l稀鹽酸，至溶液的ph 7。下列說法正確的是 a 中溶液的ph 1 b 中反應後溶液 c ...
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