离子平衡,等物质量浓度、体积的一元强酸和一元弱酸?

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某些强酸pH C（OH-），根据电荷守恒，C（CH3COO-）> C（Na +）的，所以D错误。

0.1mo/L的NH3.H2O和0.1mol/L(?)NH4Cl
NH4+ +H+ =OH- +Cl- 溶液呈碱性 H+ < OH- NH4+ > Cl-
0.1mol/LNH3.H2O和0.1mol/L(?)HCl 写出电荷守恒式子
NH4+ +H+ =OH- +Cl- 溶液呈酸性 H+ > OH- NH4+ < Cl-
0.1mo/L的NH3.H2O和NH4Cl,NH4+ 浓度大

[编辑本段]物料守恒
⒈ 含特定元素的微粒（离子或分子）守恒 ⒉ 不同元素间形成的特定微粒比守恒 ⒊ 特定微粒的来源关系守恒
例1：在0.1mol／LNa3PO4溶液中：
根据P元素形成微粒总量守恒有：c〔PO43-〕+c〔HPO42-〕+c〔H2PO4-〕+c〔H3PO4〕=0.1mol／L
根据Na与P形成微粒的关系有：c〔Na+〕=3c〔PO43-〕+3c〔HPO42-〕+3c〔H2PO4-〕+3c〔H3PO4〕
根据H2O电离出的H+与OH-守恒有：〔OH-〕=〔HPO42-〕+2〔H2PO4-〕+3〔H3PO4〕+〔H+〕
例2：NaHCO3 溶液中
C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) 这个式子叫物料守恒
[编辑本段]质子守恒
也可以由电荷守恒和物料守恒关系联立得到
NaHCO3 溶液中
存在下列等式
C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)
C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3)
方法一：两式相减得
C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-) 这个式子叫质子守恒.
方法二：由酸碱质子理论
原始物种：HCO3-,H2O
消耗质子产物H2CO3,产生质子产物CO32-,OH-
C（H+）=C（CO32-）+C(OH-) -C（H2CO3）即C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-)
关系：剩余的质子数目等于产生质子的产物数目-消耗质子的产物数目
直接用酸碱质子理论求质子平衡关系比较简单,但要细心；如果用电荷守恒和物料守恒关系联立得到则比较麻烦,但比较保险
又如NaH2PO4溶液
原始物种：H2PO4-,H2O
消耗质子产物：H3PO4,产生质子产物：HPO42-（产生一个质子）,PO43-（产生二个质子）,OH-
所以：c（H+）=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)-c（H3PO4）
你可以用电荷守恒和物料守恒联立验证下.

有公式：PH=-log[H+].对于盐酸、硝酸这样的一元强酸来说,全部电离,氢离子浓度等于酸浓度,所以0.1mol/L盐酸c(H+)=0.1mol/L,PH=-log[0.1]=1.而像硫酸这样的二元强酸,氢离子浓度等于酸浓度的两倍.醋酸和甲酸是弱酸,不能全部电离,要根据电离常数计算,一般中学阶段不要求计算弱酸的PH.

酸越弱,结合氢离子能力越强,水解时结合水中氢离子越多,剩余氢氧根越多,水解能力越强

0.1mol/L和0.2mol/L都算是较稀的醋酸溶液了,所以,应该是经历了先升后降的过程的.

将 0.1 mol CH3COOH 溶液加水稀释：氢离子变大,因为加水会让平衡向右移动,而氢离子和氢氧根离子浓度的乘积是定值,所以氢氧根离子浓度变小
加入少量 CH3COONa ：醋酸根浓度变大,所以平衡左移,所以氢离子变小,而氢离子和氢氧根离子浓度的乘积是定值,所以氢氧根离子浓度变大

这个题简单啊,30.3*(0.2-0.1)=3.03这是氢氧根的物质量,体积可约等于300毫升,再3.03/0.3=10.1,再利用求poh的公式就可以啦.最后用14减poh就可以

这是整整一章的内容哦.一时半会讲不完的~
你如果是高二的话,找一本同步教辅看看,我们老师当时推荐的是《教材全易通》16开本；
如果高三的话,可以买《知识清单》,里面的东西比较全面
最重要的：多做题,多总结!（血泪史啊）

相等的,混合液体PH=7时,[H+]=[OH-]
而溶液中只有H+,OH-,Na+,Ac-离子,
根据正负电荷相等,易知[Na+]=[Ac-].

因为H2O=(OH-)+(H+) 所以可以看出 纯水中C（OH-）=C (H+)
第一问解决 并且 水在同一温度下离子积是一个常数 在此温度下 离子积等于c(H )*c(OH-)=4*10^-14 现在已经知道了c（H+） 相信接下去你会做了吧
另外 提醒一句 常温下 水的离子积常数是1*10^-14 这是个很重要的常数

你想想10的负11次方变为10的负九次方是减小了还是增大了就知道对错了,

因为电离是极其微量的 完全可以忽略 不过理论上应该可以

醋酸电离平衡CH3COOH←=→CH3COO- + H+
醋酸是弱酸,浓度越小越容易电离,加入冰醋酸后浓度增大所以电离度会减小.电离度=电离醋酸量/醋酸总量.
弱电解质浓度增大,电离速率会在瞬间增大,离子结合速率在这一瞬间可以认为是不变的,所以平衡会向右移动.
所以CH3COO- 和H+浓度增大.
导电能力自然增大了.第一行明白了吧.
硫酸是强电解质,加入后完全电离,H+浓度变大,迫使平衡方程向左移,CH3COO-浓度就变小.
CH3COO-浓度就表达了醋酸电离程度,那电离程度自然变小了.但是硫酸电离出来的H+浓度比醋酸较少的H+浓度要大的多,实际上H+浓度是变大了,而正离子就这一种,所以导电能力自然增强了.平衡向左移刚说过了,第二行完全明白?
加入强碱,中和掉了部分H+,平衡右移,但醋酸是弱酸,新电离的H+比被中和掉的少的多,所以CH3COO-浓度变大,但H+浓度变小,CH3COO-大了电离程度自然变大,加了完全电离的强碱,导电能力自然变大,第三行完全明白.
加水,醋酸是弱酸,浓度越小越容易电离,所以平衡右移,但体积增加量比离子增加量要大的多,所以离子浓度实际是减小的,浓度都减小了,导电能力自然就变弱了.第四行明白.
因为加的是钠盐,强碱离子,所以CH3COONA的CH3COO-完全电离.所以溶液中CH3COO-浓度上升.使平衡向 CH3COO-＋H+=CH3COOH的方向移动.H+浓度就变小,加入了强碱离子,Na+的量比醋酸的H+减小量要大,所以导电能力是增强的,第五行完全明白!
加醋酸铵晶体,弱酸弱碱盐,所以醋酸铵是中性的,本身也是一种电离平衡,溶液中多了正离子NH4+.而 CH3COO-浓度显然增大,所以原平衡向左移,H+浓度变小,醋酸电离程度变小(H+代表着它的电离程度).但是加了固体,显然是让 CH3COO-浓度显然增大了.为什么呢,因为醋酸铵的CH3COO-电离能力和原醋酸的电离能力差不多的,但加了含CH3COO-的固体,就相当于增加了溶质浓度.溶质增加了,浓度增加了,导电能力就变强.这里你可能会糊涂了,但你要知道 虽然H+浓度变小 但别忘了还有NH4+的加入,总的正离子浓度实际是变大的.第六行完全明白.
温度升高,弱电解质 电离程度变大,这是课本上的.离子浓度自然变大,导电能力变强,平衡右移.第七行也OK了.
弱电解质浓度越大,点解出来的离子浓度越大.你就想象一下在溶液中加入固体溶质,但是溶质的增加量比电解出来的离子增加量要大的多,所及实际上 离子浓度/溶质总量 是变小的,所以电离程度变小.
你就当成是放进去的溶质虽然溶解了,但未必完全电离.实际上电离的那部分是很小的.
在这里我多说一句,经过专家讨论,课本上说的温度升高电离程度变大 是值得怀疑的,并不是对所有溶解质都成立.有待以后课本改版哦!

某些强酸的酸式盐pH＜7,如NaHSO4,故A错；pH=4.5,c(H+)=10-4.5 mol·L-1,pH=6.5,其c(H+)=10-6.5 mol·L-1,故B正确；同浓度的CaCl2溶液的c(Cl-)是NaCl的两倍,它们对AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同,故C错；混合溶液显酸性,则c(H+)>c (OH-),根据电荷守恒,c(CH3COO-)>c(Na+),故D错.

1.二氧化碳的饱和溶液中,氢离子与碳酸根离子浓度的比值是C.
因为碳酸是二元弱酸,电离程度微小,小于10%,电离后生成碳酸氢根离子和氢离子,碳酸氢根离子的电离程度更小,小于1%.
在二氧化碳溶于水后形成的碳酸溶液中基本不考虑水解的.
2.在常温下,纯水中存在电离平衡,如要使水的电离程度增大,并使氢离子浓度增大,应加入（）
B硫酸铝钾
加入能促进水解,使溶液显酸性的盐.
硫酸氢钠相当于一元强酸,抑制水的电离,氢氧化钠也是一样抑制.
碳酸氢钠的水溶液显弱碱性,

1, PH等于2 说明此时两个溶液中c氢离子物质的量溶液都为10的负2次方即0.01摩每升

盐酸是强电解质在水中完全电离,所以其物质的量浓度就是0,01,HCl物质的量浓度与氢离子浓度相同.

而醋酸是弱电解质在水中部分电离,只有一部分电离时氢离子浓度为0.01,那还有一部分没有电离的以醋酸分子形式存在的,也在溶液中,所以其浓度肯定大于0.01
醋酸溶液的物质的量溶液大于氢离子物质的量浓度.

逆向 因为其平衡时离子浓度图是个钟型 y为浓度 X为CH3COOH浓度 平衡后逆向

等体积的溶液混合,溶液体积增大一倍,浓度变成原来的1/2,所以：
(Ag+)=(CrO4 2-)=2*10-3mol*L-1
(Ag+)^2*(CrO4 2-)=(2*10-3)^3=8*10^9,大于9.0*10-12mol/L,可以生成沉淀.

加了A的浓度（恒容）1压强大了要逆向进行 2物质多了要正向不好想就这样（具体微观原理高中应该不研究）
平衡若在一个密闭有隔板的容器中
那个反应在隔板的一侧
我在另一侧冲入A(设与原反应中最开始加的A一样
则建立了另一个完全一样的平衡反应
这时候（平衡后）打开隔板
平衡不移动- 我再把整个容器压到与原平衡一样大的体积-加了压··反应逆向进行
这不就相当于原反应中加了反应物
以上等效平衡的解释
2离子时加入固体A别的什么也没变只是加入了物质当然正向移动

1.电荷守恒 ：就是任何电解质溶液中所有阳离子所带正电荷总数与所有阴离子所带负电荷总数相同的.比如：Na2CO3溶液中,C（Na+）+C（H+）==C（HCO3-）+C（OH-）+ 2C（CO3-）.其中HCO3-是由于CO3 2-的水解产生的.水解方...

根据质子守恒
c(H+) = c(A2-) + c(OH-) - c(H2A)
根据电荷守恒
c(H+) + c(Na+) = c(HA-) + c(OH-) + 2c(A2-)
两者联立,消去c(A2-)：
c(H+) + c(Na+) = c(HA-) + c(OH-) + 2c(H+) + 2c(H2A) - 2c(OH-)
即：
c(OH-) = c(HA-) + 2c(H2A) + c(H+) - c(Na+)

不矛盾!
第一个PH的变化是根据溶液中氢离子的浓度算出来的.在此过程中,氢离子浓度比较大,对水的电离平衡影响比较大,水电离出来的氢离子比酸电离出来的氢离子少的多,忽略不计,所以用酸的氢离子浓度就可以算出来.
第二个过程,当PH接近7的时候,酸电离出来的氢离子浓度就特别小了,水的电离就不能忽略了,所以溶液中总的氢离子的物质的量等于酸电离出来的加上水电离出来的,而永远大于水电离出来的氢氧根的物质的量（水电离出的氢离子的物质的量等于水电离出来的氢氧根的物质的量）,所以溶液的PH只能接近7,而不能超过7.
碱的稀释过程也一样!

加入NaOH会消耗H+,促进酸式电离,加入HCl就消耗OH-促进碱式电离.

解题思路：（1）Na₂CO₃为强碱弱酸盐，碳酸根离子水解而使其溶液呈碱性，加入弱酸性或与碳酸钠反应生成中性物质的物质降低碱性；
（2）FeCl₃为强酸弱碱盐，铁离子水解而使其溶液呈酸性，氯化氢具有挥发性；
（3）配制氯化铁溶液时要防止氯化铁水解；
（4）硫酸钙属于微溶物，碳酸钙属于难溶物，微溶物能向难溶物转化．

（1）Na₂CO₃为强碱弱酸盐，CO₃^2-水解生成HCO₃^-、OH^-而使其溶液呈碱性，水解离子方程式为：CO₃^2-+H₂O⇌HCO₃^-+OH^-；加入硫酸钙时，硫酸钙和碳酸钠反应生成碳酸钙和硫酸钠，降低碱性，氯化铜为重金属盐不能加入，故选CaSO₄，
故答案为：CO₃^2-+H₂O⇌HCO₃^-+OH^-；
（2）FeCl₃为强酸弱碱盐，Fe ³⁺水解生成Fe（OH）₃和HCl而使其溶液呈酸性，加热时促进氯化氢挥发，促进氯化铁水解，蒸干时得到Fe（OH）₃，灼烧Fe（OH）₃时氢氧化铁分解生成Fe₂O₃，所以最后得到的固体是Fe₂O₃，故答案为：酸；Fe₂O₃；
（3）因为氯化铁易水解生成氢氧化铁，为防止氯化铁水解，应该将FeCl₃固体先溶于较浓的盐酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，故答案为：将FeCl₃固体先溶于较浓的盐酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度；
（4）硫酸钙的溶解度大于碳酸钙，溶解度大的物质能向溶解度小的物质转化，其离子方程式为：CaSO₄+CO₃^2-=CaCO₃+SO₄^2-，故答案为：CaSO₄+CO₃^2-=CaCO₃+SO₄^2-．

点评：
本题考点： 盐类水解的应用；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质．

考点点评： 本题考查了盐类水解及难溶物的溶解平衡，根据“谁强谁显性、谁弱谁水解、强强显中性”的规律来确定盐溶液的酸碱性，会运用水解原理来分析解答生活现象，难度中等．

当然有啦.
第一、二、三个方程是酸碱中和,反应较彻底,一般认为酸、碱中量少量的一方会全部反应完,即没有平衡.
第四个水解不彻底,有水解平衡.

A错误的原因是钠会和水反应生成氢气和OH-,促进水的电离~
B错误的原因是：纯碱是碳酸钠,碳酸钠的碳酸根会和水电离出来的H+结合生成碳酸氢根离子,促进水的电离~

根据第一组数据,反应後得到0.05mol/L的KA,而pH=9,因此可以算出HA的电离常数.
pH=9,∴pOH=5,pOH=(pc+pKb)/2,带入数据得到pKb=9.7,所以pKa=14-9.7=4.3
要使得溶液呈中性,必须要求HA过量,即第二组实验中溶液是HA+KA,是缓冲溶液
缓冲溶液的pH=pK+lg(堿/酸),而堿的浓度是KA,是0.1mol/L,带入可以算得酸的浓度为0.0002mol/L
加起来乘以2,可以得到HA原来的浓度为0.2004mol/L

先考虑两种溶液是否反应,然后根据是否反应确定粒子组成,考虑水解电离,然后确定各离子浓度,最后求氢离子的负对数,即ph.

当然那个是重点,主要掌握水解、电离、沉淀转化,知道平衡常数的影响因素和计算,掌握某些因素改变对反应的影响,不过这章要慢慢学,有一定的难度,多做一些题目.希望楼主满意.

1、随着水的增加,n(OH-)增大,因为越稀越电离
但是,c(OH-)在减少,因为n(OH-)的增大不及溶液体积的增大,所以碱性减弱,pH会变小
2、pH=2与pH=3相比,前者H+浓度为0.01,是后者的10倍
假设醋酸电离程度相等,即前者浓度是后者的10倍
则消耗酸的体积,V1=V2/10
但是,两者的电离程度不同,据越稀越电离,后者的电离程度大,即后者更稀
所以,V1 > V2/10
即,V2 < 10V1
3、常温,水的离子积Kw=10^-14
即,纯水中,c(H+)=10^-7mol/L
即,1L水中存在H+为10^-7mol
即,1L水,电离的是10^-7mol
即,1000g水,即55.6mol水,电离10^-7mol
即,5.56*10^8个水分子中,电离1个
N=5.56*10^8

2.参与并调节生物体的代谢活动.有些无机离子是酶、激素或维生素的重要成分.例如,含锌的酶最多,已知有七十多种酶的活性与锌有关；钴(Co)是维生素B12的必要成分,参与核酸的合成过程；铁(Fe)参与组成血红蛋白、细胞色素等,参与氧的运输和呼吸作用中的电子传递过程等.
3.维持生物体内的平衡.体内平衡是使细胞能有稳定的结构和功能,生物能维持正常的代谢和生理活动的必要条件.有关体内平衡的内容很复杂,情况多变.其中的三个主要方面与无机盐含量的稳定密切相关.
(1)渗透压平衡:细胞内外的无机盐的含量是维持原生质渗透压的重要因素.
(2)酸度平衡(即pH平衡):pH调节着细胞的一切生命活动,它的改变影响着原生质组成物的所有特性以及在细胞内发生的一切反应.例如,各种蛋白质对于pH的改变异常敏感,人体血浆pH降低0.5个单位,立即发生酸中毒.无机离子如HPO42-、H2PO4-和H2CO3、HCO3-等,组成重要的缓冲体系来调节并维持pH平衡.
(3)离子平衡:动物细胞内外的Na+ 、 K+ 、 Ca2+的比例是相对稳定的.细胞膜外Na+高、K+低,细胞膜内K+高、Na+低.K+、Na+这两种离子在细胞膜内外分布的浓度差,是使细胞可以保持反应性能的重要条件.此外,在细胞膜外Na+多Ca2+少时,神经细胞会失去稳定性,对于外来刺激会过于敏感.

这里貌似酚酞没什么用……醋酸钠强碱弱酸盐,水解成碱性,相当于已经中和了点酸.
膜拜复习帝,把你知道提问看一圈都够我复习的了,此外,我是围观来的,别选我.

无机盐电离后,形成阴阳离子…平衡离子浓度……

楼上说法不对
Ca(OH)2的溶解度随温度升高而减少
溶液加热Ca(OH)2的溶解度减小
平衡向左移动导致OH-浓度降低
PH减小

4.反应：NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3·H2O 是说,在原溶液NH4Cl中逐渐加入NaOH,反应生成NaCl+NH3·H2O,原溶液中NH4+离子导电,反应后的溶液Na+离子导电,两者的量是一样,所以导电性一致

5、6的原理和4一致,故而不一一缀述.

纯水的电离是吸热反应,提高温度,反应向电离方向移动,氢离子浓度与氢氧根离子浓度同程度增加,因为反应比1：1.

B.等于7
因为正负离子电荷守恒
C(NH4+)+C(H+)=C(Cl-)+C(OH-)
又已知C(NH4+)=C(Cl-)
所以C(H+)=C(OH-),pH=7
AL2(SO4)2和碳酸氢钠
Al3+ + 3HCO3-==Al(OH)3↓ + 3CO2↑
ALCL3和NA2S
2Al3+ + 3S2- +6H2O==2Al（OH)3↓ + 3H2S↑
AL2(SO4)中加入氨水
Al3+ + 3NH3.H2O=Al(OH)3↓+3NH4+