《高三化學二輪復習 第1部分 專題2 化學基本理論 突破點9 水溶液中的離子平衡-人教高三化學試題》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高三化學二輪復習 第1部分 專題2 化學基本理論 突破點9 水溶液中的離子平衡-人教高三化學試題（16頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、突破點9　水溶液中的離子平衡 提煉1　電離平衡及應用 1.弱電解質只進行微弱電離，發(fā)生電離的弱電解質及產生的離子都是少量的，同時注意考慮水的電離 如0.1 mol/L的氨水中，由于存在電離平衡：NH3·H2ONH＋OH－、H2OH＋＋OH－，所以溶液中微粒濃度的關系為 c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。 2．多元弱酸的電離分步進行，主要以第一步電離為主 如H2S溶液中，由于存在電離平衡：H2SHS－＋H＋、HS－S2－＋H＋、H2OH＋＋OH－，所以溶液中微粒濃度關系為c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 3

2、．電離平衡常見影響因素分析 (以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例) 改變條件 平衡移動方向 c(H＋) Ka 升高溫度 正向移動 增大 增大 加水稀釋 正向移動 減小 不變 加冰醋酸 正向移動 增大 不變 加濃鹽酸 逆向移動 增大 不變 加入燒堿 正向移動 減小 不變 4.相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸溶液的比較 5.溶液的酸堿性判斷的最根本的標準是比較溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小，而pH＝7或c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，僅僅是在室溫下的特例，因此在使用pH判斷溶液酸堿性時，要特別注意溫度條件

3、。 提煉2　水解平衡及應用 1.水解是微弱的 如濃度為0.1 mol/L、pH＝5.5的(NH4)2SO4溶液中，由于c(H＋)水＝c(OH－)水，而水電離產生的一部分OH－與很少量的NH結合產生NH3·H2O，所以溶液中微粒濃度關系為c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－)。 2．鹽溶液的酸堿性 (1)正鹽：誰弱誰水解，誰強顯誰性。 強堿弱酸鹽(如CH3COONa)―→弱酸根離子水解→結果：c(OH－)>c(H＋)。 強酸弱堿鹽(如NH4Cl)―→弱堿陽離子水解→結果：c(H＋)>c(OH－)。 (2)酸式鹽溶液 3．鹽類水解的離子

4、方程式 (1)多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3水解的離子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。 (2)多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3水解的離子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 (3)能完全水解的離子組，由于水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO3與AlCl3混合溶液反應的離子方程式：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 如在Na2CO3溶液中存在著Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c

5、(HCO)＋c(OH－)。 (2)物料守恒規(guī)律 電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，粒子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。 c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)] (3)質子守恒規(guī)律 電解質溶液中，電離、水解等過程中得到的質子(H＋)數(shù)等于失去的質子(H＋)數(shù)。 如Na2CO3溶液中質子守恒關系可以用圖示分析如下： 由得失氫離子守恒可得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 提煉3　沉淀溶解平衡及應用1.沉淀溶解平衡常數(shù)——溶度積 (1)表達式：對于溶解平衡MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)　

6、 Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n。 (2)意義：溶度積(Ksp)反映了物質在水中的溶解能力。 (3)影響因素：溶度積常數(shù)只與難溶性電解質的性質和溫度有關，而與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關。 2．溶度積的應用 通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度冪的乘積——離子積(Qc)的相對大小，判斷難溶電解質在給定條件下能否生成或溶解： 當Qc>Ksp時，溶液為過飽和溶液，沉淀析出。 當Qc＝Ksp時，溶液為飽和溶液，處于平衡狀態(tài)。 當Qc

7、B型、A2B型、AB2型等)必須相同。 (2)對于同類型物質，Ksp數(shù)值越大，難溶電解質在水中的溶解能力越強；當一種離子和其他幾種離子都可能產生沉淀時，Ksp越小，沉淀越容易生成。 (3)對于不同類型的物質，當Ksp相差不大時不能直接作為比較依據，如常溫下Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝1.1×10－12，不能判斷前者溶解度大。 (4)沉淀的轉化過程中一般是溶解度大的易轉化為溶解度小的，但也可以使溶解度小的沉淀轉化成溶解度大的沉淀，如用飽和Na2CO3溶液浸泡重晶石(BaSO4)可制備溶于酸的鋇鹽BaCO3。 回訪1　(2016·全國乙卷)298

8、K時，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。已知0.10 mol·L－1氨水的電離度為1.32%，下列有關敘述正確的是(　　) 【導學號：14942040】 A．該滴定過程應該選擇酚酞作為指示劑 B．M點對應的鹽酸體積為20.0 mL C．M點處的溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝c(H＋)＝c(OH－) D．N點處的溶液中pH<12 D　[A項用0.10 mol·L－1鹽酸滴定20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水，二者恰好完全反應時生成強酸弱堿鹽NH4Cl，應選用甲基橙作指示劑。B項

9、當V(HCl)＝20.0 mL時，二者恰好完全反應生成NH4Cl，此時溶液呈酸性，而圖中M點溶液的pH＝7，故M點對應鹽酸的體積小于20.0 mL。C項M點溶液呈中性，則有c(H＋)＝c(OH－)；據電荷守恒可得c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，則有c(NH)＝c(Cl－)，此時溶液中離子濃度關系為c(NH)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。D項NH3·H2O為弱電解質，部分發(fā)生電離，N點時V(HCl)＝0，此時氨水的電離度為1.32%，則有c(OH－)＝0.10 mol·L－1×1.32%＝1.32×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1≈7.58

10、×10－12 mol·L－1，故N點處的溶液中pH<12。] 回訪2　(2014·新課標全國卷Ⅰ)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　) A．溴酸銀的溶解是放熱過程 B．溫度升高時溴酸銀溶解速度加快 C．60 ℃時溴酸銀的Ksp約等于6×10－4 D．若硝酸鉀中含有少量溴酸銀，可用重結晶方法提純 A　[A.由題圖可知，隨著溫度升高，溴酸銀的溶解度逐漸增大，因此AgBrO3的溶解是吸熱過程。B.溫度越高物質的溶解速率越快。C.由溶解度曲線可知，60 ℃時AgBrO3的溶解度約為0.6 g，則其物質的量濃度約為0.025 mol·L－1，AgB

11、rO3的Ksp＝c(Ag＋)·c(BrO)＝0.025×0.025≈6×10－4。D.若KNO3中含有少量AgBrO3，可通過蒸發(fā)濃縮得到KNO3的飽和溶液，再冷卻結晶獲得KNO3晶體，而AgBrO3留在母液中。] 熱點題型1　滴定曲線分析及應用 1.(2016·河北石家莊調研)用0.1 mol/L NaOH溶液滴定10 mL 0.1 mol/L H2A溶液，溶液的pH與NaOH溶液的體積關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　) A．A點溶液中加入少量水：增大 B．B點：c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－) C．C點：c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(

12、A2－) D．水電離出來的c(OH－)：B>D D　[向H2A溶液中加入少量水，H2A、H＋的濃度均減小，＝＝，則增大，故A正確；10 mL 0.1 mol/L NaOH溶液與10 mL 0.1 mol/L H2A溶液反應恰好生成NaHA，此時溶液呈酸性，HA－的電離程度大于其水解程度，所以B點有c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)，故B正確；根據電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，C點溶液呈中性，所以c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)，故C正確；D點H2A與氫氧化鈉恰好反應生成Na2A，A2－水解促進水

13、的電離，B點為NaHA溶液，HA－電離使溶液呈酸性，抑制水的電離，所以水電離出來的c(OH－)：Bc(M＋)>c(OH－)>c(H＋) C．b點對應的溶液中：c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－) D．曲線上任意點所對應的溶液中都有c(H＋)＝c(OH－)＋c(MOH) C　[A項，從圖像中起點的pH和MOH溶液的濃度知，

14、MOH是弱電解質，錯誤；B項，a點對應的溶液中：c(M＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，錯誤；C項，b點時，二者恰好完全中和生成MCl，MCl水解，溶液呈酸性，溶液中離子濃度關系為c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－)，正確；D項，只有b點對應的溶液中，存在質子守恒式：c(H＋)＝c(OH－)＋c(MOH)，錯誤。] 3．25 ℃時，用Na2S沉淀Cu2＋、Mn2＋、Fe2＋、Zn2＋四種金屬離子(M2＋)，所需S2－最低濃度的對數(shù)值lg c(S2－)與lg c(M2＋) 的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．Ksp(CuS)約為1.0×10－20 B

15、．向Cu2＋濃度為10－5 mol·L－1的廢水中加入ZnS粉末，會有CuS沉淀析出 C．向100 mL濃度均為10－5 mol·L－1的Cu2＋、Mn2＋、Fe2＋、Zn2＋的混合溶液中逐滴加入10－4 mol·L－1的Na2S溶液，Zn2＋先沉淀 D．Na2S溶液中：c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)＝2c(Na＋) B　[根據CuS對應的點(－25，－10)計算，c(S2－)＝10－25 mol·L－1，c(Cu2＋)＝10－10 mol·L－1，故Ksp(CuS)＝c(S2－)·c(Cu2＋)＝10－25×10－10＝10－35，A項錯誤；圖上的點越向右，說明c(S2－)越

16、大，同理，圖上的點越向上，說明c(M2＋)越大，故Ksp(CuS)

17、判斷錯誤的是(　　) A．三種酸的電離常數(shù)關系：KHA>KHB>KHD B．滴定至P點時，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－) C．pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＝c(B－)＝c(D－) D．當中和百分數(shù)達100%時，將三種溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋) C　[根據起點pH：HAHB>HD，根據酸性越強，酸的電離常數(shù)越大，則KHA>KHB>KHD，故A項正確；P點時根據橫坐標中和百分數(shù)為50%知c(HB)∶c(NaB)＝1∶1，根據縱坐標pH<7知酸的電離程度大于鹽的水解程度

18、，故B項正確；根據電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)和pH＝7知c(Na＋)＝c(A－)，同理c(Na＋)＝c(B－)、c(Na＋)＝c(D－)，根據中和原理知溶液顯中性時需要的NaOH的量不同，故c(Na＋)不相同，則c(A－)、c(B－)、c(D－)三者不相同，C項錯誤；當中和百分數(shù)都達到100%時，溶液為NaA、NaB、NaD的混合物，則c(OH－)＝c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＋c(H＋)，即c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，D項正確。] 巧抓“四個點”突破滴定曲線問題 1．抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。

19、 2．抓“恰好”反應點，生成什么溶質，溶液呈什么性，是什么因素造成的。 3．抓溶液“中性”點，生成什么溶質，哪種反應物過量或不足。 4．抓反應“過量”點，溶質是什么，判斷誰多、誰少還是等量。 熱點題型2　溶液中離子平衡的影響因素 1．(2016·安徽合肥質檢)常溫下，下列有關電解質溶液的敘述中錯誤的是(　　) A．某H2SO4溶液中＝1.0×10－8，由水電離出的c水(H＋)＝1×10－11 mol·L－1 B．將0.02 mol·L－1鹽酸與0.02 mol·L－1 Ba(OH)2溶液等體積混合后，溶液pH約為12 C．將一定體積稀鹽酸與稀氨水混合，當溶質為NH3·H2O和NH

20、4Cl時，溶液的pH≥7 D．向0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中逐滴滴加0.1 mol·L－1稀鹽酸，溶液中c(HCO)先增大后減小 C　[A項，結合Kw進行計算，c(H＋)＝10－3 mol·L－1，則水電離的c水(H＋)＝c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1，正確；B項，等體積混合后c(OH－)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，正確；D項，Na2CO3溶液中滴加稀鹽酸，發(fā)生反應依次為：CO＋H＋===HCO、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O，故c(HCO)先增大后減小，正確；C項，氨水和稀鹽酸混合，當溶質為NH3·H2O和NH4Cl時，因兩者相對量的不同

21、，溶液的pH可能大于7、可能等于7也可能小于7，錯誤。] 2．(2016·河南八市質檢)25 ℃時，用蒸餾水稀釋1 mol/L醋酸，下列各項始終保持增大趨勢的是(　　) A.　　 B. C. D. c(H＋)·c(CH3COO－) A　[稀釋過程中，c(CH3COO－)和c(H＋)減小，c(OH－)增大，故A項正確；加水稀釋，CH3COOH對水的抑制效果減弱，故c(H＋)減小幅度小于c(CH3COO－)，減小；＝，稀釋過程中c(H＋)減小，故C項錯誤；稀釋過程中，c(CH3COO－)和c(H＋)均減小，故c(CH3COO－)·c(H＋)減小，故D項錯誤。] 3．(2015·廣東高

22、考)一定溫度下，水溶液中H＋和OH－的濃度變化曲線如圖。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，可能引起由c向b的變化 B．該溫度下，水的離子積常數(shù)為1.0×10－13 C．該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化 D．該溫度下，稀釋溶液可能引起由c向d的變化 C　[A.c點溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液呈堿性，升溫，溶液中c(OH－)不可能減小。B.由b點對應c(H＋)與c(OH－) 可知，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－7×1.0×10－7＝1.0×10－14。C.FeCl3溶液水解顯酸性，溶液中c(H＋)增大，因一定溫度下水的離子積是常數(shù)，故溶液中

23、c(OH－)減小，因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性，稀釋時c(OH－)減小，同時c(H＋)應增大，故稀釋溶液時不可能引起由c向d的轉化。] 4．(2016·湖北武漢調研)濃度均為0.1 mol/L、體積均為V0的HX、HY溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　) A．HX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱 B．常溫下，由水電離出的c(H＋)·c(OH－)：ab D．當lg＝3時，若同時微熱兩種溶液(不考慮HX、HY和H2O的揮發(fā))，則減小 B　[根據題圖分