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2019-2020年高考化學二輪復習 上篇 專題突破方略 專題二 基本理論 第七講 水溶液中的離子平衡學案 　xx高考導航——適用于全國卷Ⅰ 最新考綱 高頻考點 高考印證 命題趨勢 1.了解電解質的概念。了解強電解質和弱電解質的概念。 2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。 3.了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。 4.了解水的電離、離子積常數(shù)。 5.了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。 6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。 7.了解難溶電解質的溶解平衡。了解溶度積的含義及其表達式，能進行相關的計算。 8.以上各部分知識的綜合應用。 溶液的酸堿性和pH xxT13 xxT26 xxT8 xxT13 1．弱電解質的電離和溶液的酸堿性是歷年高考的熱點內容，主要有(1)比較某些物質導電性的強弱，(2)強弱電解質的判斷與溶液中粒子濃度的比較，(3)外界條件對弱電解質電離平衡的影響及電離平衡理論的應用，(4)溶液酸堿性(或pH大小)的判斷，(5)有關溶液pH的計算。常見的題型主要是選擇題，有時也出現(xiàn)非選擇題。 2．利用化學平衡原理分析電解質在溶液中的變化(電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡)，是歷年高考的考查熱點，考查方式多以選擇題形式呈現(xiàn)，有時也以非選擇題的形式與元素及其化合物知識結合起來進行考查。 3．溶液中粒子濃度大小的比較在近三年高考中出題較少，但它屬于重要的考點。若出題，不僅考查粒子濃度的大小順序，而且還側重于對溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質子守恒)關系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性。 溶液中粒子濃度大小的比較 xxT8 電解質溶液中的三大平衡 xxT10 xxT13 xxT28 xxT8 xxT11 xxT13 xxT9 xxT11 考點一　溶液的酸堿性和pH [學生用書P31] 1．一個基本不變 相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常數(shù)不變。應用這一原則時需要注意兩個條件：水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。 2．兩種測量方法 溶液的pH可以用pH試紙測定，也可以用pH計(精確到0.01)測定。常用的pH試紙有廣范pH試紙[范圍是1～14(最常用)或0～10，可以識別的pH差值約為1]和精密pH試紙(可以判別0.2或0.3的pH差值)。 3．三個具體問題 (1)溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)的區(qū)別 ①室溫下水電離出的c(H＋)＝110－7 molL－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<110－7 molL－1，則可判斷該溶液呈酸性或堿性；若某溶液中水電離出的c(H＋)>110－7 molL－1，則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽，從而促進了水的電離。 ②室溫下，溶液中的c(H＋)>110－7 molL－1，說明該溶液是酸溶液或水解呈酸性的鹽溶液等；溶液中的c(H＋)<110－7 molL－1，說明該溶液是堿溶液或水解呈堿性的鹽溶液等。 (2)計算溶液pH的原則 (3)常溫下，強酸與強堿溶液pH之和分析 pH(酸)＋pH(堿) 　　　　弱電解質的電離平衡 1．(性質判斷類)(xx高考全國卷Ⅰ，T13,6分)濃度均為 0.10 molL－1、體積均為V0的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　) A．MOH的堿性強于ROH的堿性 B．ROH的電離程度：b點大于a點 C．若兩溶液無限稀釋，則它們的c(OH－)相等 D．當lg＝2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大 [破題關鍵]　等濃度的兩種一元堿，強堿的pH大于弱堿的pH；加水稀釋，弱電解質的電離程度增大；無限稀釋，溶液的pH接近于純水的pH。 解析：選D。由圖像分析濃度為0.10 molL－1的MOH溶液，在稀釋前pH為13，說明MOH完全電離，則MOH為強堿，而ROH的pH<13，說明ROH沒有完全電離，ROH為弱堿。A.MOH的堿性強于ROH的堿性，A正確。B.曲線的橫坐標lg越大，表示加水稀釋體積越大，由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點，弱堿ROH存在電離平衡：ROH R＋＋OH－，溶液越稀，弱電解質電離程度越大，故ROH的電離程度：b點大于a點，B正確。C.若兩溶液無限稀釋，則溶液的pH接近于7，故兩溶液的c(OH－)相等，C正確。D.當lg＝2時，溶液V＝100V0，溶液稀釋100倍，由于MOH發(fā)生完全電離，升高溫度，c(M＋)不變；ROH存在電離平衡：ROH R＋＋OH－，升高溫度促進電離平衡向電離方向移動，c(R＋)增大，故減小，D錯誤。 [互動拓展] 如何判斷某種酸是強酸還是弱酸？ 答案：①在相同濃度、相同溫度下，與強酸做導電性對比實驗。 ②濃度與pH的關系。例如：0.1 molL－1 CH3COOH溶液，其pH>1，則可證明CH3COOH是弱酸。 ③測定對應鹽的酸堿性。例如：CH3COONa溶液呈堿性，則證明CH3COOH是弱酸。 ④稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的關系。例如：將pH＝2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍，若pH小于5，則證明該酸為弱酸；若pH為5，則證明該酸為強酸。 ⑤在相同濃度、相同溫度下，比較與金屬反應的速率的快慢。例如：將鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸溶液中，起始速率前者比后者快，則證明醋酸是弱酸。 　(xx高考廣東卷)常溫下，0.2 molL－1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示，下列說法正確的是(　　) A．HA為強酸 B．該混合液pH＝7 C．該混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋) D．圖中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋ 解析：選C。做圖像題首先要弄清楚橫、縱坐標軸所代表的意義，本題所給圖像的縱坐標為濃度，橫坐標為各組分，即本圖像給出的是各組分的濃度大小關系。其中，A－濃度最大，X、Y、Z濃度依次減小，由題意知，兩者反應生成0.1 molL－1的NaA溶液。A.由于A－濃度小于0.1 molL－1，說明A－水解，即HA是弱酸，A錯誤。B.由于A－水解，水解后溶液呈堿性，B錯誤。C.根據(jù)物料守恒可知，c(A－)＋c(HA)＝c(Na＋)，即c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)，C正確。D.混合液中粒子濃度大小關系：c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)，因此X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，D錯誤。 2．已知NaHSO3溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡： HSO＋H2O H2SO3＋OH－① HSOH＋＋SO② 向0.1 molL－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質，下列有關說法正確的是(　　) A．加入少量金屬Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)增大 B．加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO) ＋c(OH－)＋c(SO) C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SO)>c(H＋)＝c(OH－)　 解析：選C。根據(jù)加入物質的性質判斷平衡移動方向，進一步判斷各選項結論是否正確。A.加入金屬鈉后，鈉和水反應生成氫氧化鈉，使平衡①左移，平衡②右移，移動的結果是c(SO)增大。可以利用極端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應后溶液中溶質可以是亞硫酸鈉，此時c(HSO)很小，所以A項錯誤。B.依據(jù)電荷守恒判斷，c(SO)前面的化學計量數(shù)應為2，即c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)，所以B項錯誤。C.加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，堿性增強，所以增大；平衡①左移，平衡②右移，最終c(SO)增大，c(HSO)減小，所以增大。D.加入氨水至溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。由電荷守恒知，其他離子存在如下關系：c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)，所以D項錯誤。 　　　　溶液酸堿性與pH計算 1.25 ℃時，下列敘述正確的是(　　) A．某醋酸溶液的pH＝a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH＝b，則a>b B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7 C．1.010－3 molL－1鹽酸的pH＝3.0,1.010－8 molL－1鹽酸的pH＝8.0 D．將pH＝2的某酸溶液和pH＝12的KOH溶液等體積混合，所得溶液的pH≤7 解析：選D。醋酸溶液稀釋后c(H＋)減小，pH增大，b>a，故A錯誤；酚酞的變色范圍是pH＝8.2～10.0(無色→紅色)，現(xiàn)在溶液恰好無色，pH不一定小于7，可能在7～8.2之間，故B錯誤；常溫下1.010－8 molL－1的鹽酸的pH不可能大于7，只能無限的接近7，故C錯誤；若某酸為強酸時，混合溶液的pH＝7，若某酸為弱酸時，混合溶液的pH<7，故D正確。 2．室溫時，M(OH)2(s) M2＋(aq)＋2OH－(aq)　Ksp＝a，c(M2＋)＝b molL－1時，溶液的pH等于(　　) A.lg()　　　　　　　B.lg() C．14＋lg() D．14＋lg() 解析：選C。根據(jù)溶度積常數(shù)、pH與c(H＋)及c(OH－)的關系分析各選項。Ksp [M(OH)2]＝c(M2＋)c2(OH－)＝a，c(M2＋)＝b molL－1，則有c(OH－)＝() molL－1，結合水的離子積常數(shù)可知，c(H＋)＝＝ molL－1＝10－14() molL－1，那么pH＝14＋lg()。 3．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(　　) A．x為弱酸，VxVy C．y為弱酸，VxVy 解析：選C。由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1.0，ΔpHy<1.0，所以x為強酸，而y為弱酸。一元酸x和y的pH＝2時，弱酸y的濃度大，滴加NaOH溶液至pH＝7時所需NaOH溶液的體積大。 圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律 (1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸 ①加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大。 ②加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。 (2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸 ①加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大。 ②加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。 考點二　溶液中粒子濃度大小的比較 [學生用書P32] 1．溶液中的三個守恒 (1)電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。 (2)物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會變成其他離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子總數(shù)是不會改變的，如NaHCO3溶液中n (Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)。 (3)質子守恒：質子守恒是指電解質溶液中粒子電離出的氫離子(H＋)數(shù)等于粒子接受的氫離子(H＋)數(shù)與游離的氫離子(H＋)數(shù)的和，如Na2S水溶液中的質子轉移可用圖表示如下。 由上圖可得Na2S水溶液中質子守恒式可表示為c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒與物料守恒推導得到。 2．溶液中離子濃度大小的比較 (1)同一溶液中離子濃度大小的比較 ①單一溶液 ②混合溶液 (2)不同溶液中同一離子濃度大小的比較 要注意溶液中離子間的相互影響，如CH3COONH4溶液中CH3COO－和NH的水解相互促進；NH4HSO4溶液中NH4HSO4電離出的H＋抑制NH的水解。故等物質的量濃度的CH3COONH4、NH4HSO4和NH4Cl溶液中c(NH)的大小關系：NH4HSO4>NH4Cl>CH3COONH4。 　　　　溶液中粒子濃度關系判斷 1．(化學理論應用類)(xx高考安徽卷)室溫下，下列溶液中粒子濃度關系正確的是(　　) A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) [破題關鍵]　溶液中的三大守恒關系有：電荷守恒、物料守恒及質子守恒；鹽類水解是微弱過程，鹽電離出的離子濃度大于水解產物的離子濃度。 解析：選B。A.Na2S溶液中微粒關系為c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，A錯誤。 B．Na2C2O4溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)① 由物料守恒得：c(Na＋)＝2c(C2O)＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)② 由①－②得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，B正確。 C．Na2CO3溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，C錯誤。 D．CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)① 2c(Ca2＋)＝c(Cl－)② ①＋②得：c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D錯誤。 [互動拓展] (1)寫出NaHS溶液中的電離方程式和水解方程式。 (2)已知NaHS溶液呈堿性，寫出該溶液中離子濃度的大小順序。 答案：(1)電離方程式：NaHS===Na＋＋HS－、HS－H＋＋S2－、H2O H＋＋OH－，水解方程式：HS－＋H2O H2S＋OH－。 (2)c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)。 　(xx湖北武漢高三模擬)HA為酸性略強于醋酸的一元弱酸，則下列敘述正確的是(　　) A．0.1 molL－1 HA溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．0.1 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液混合至溶液呈中性：c(Na＋)>c(A－) C．0.1 molL－1 NaA溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋) D．0.1 molL－1 HA溶液中加入少量NaA固體，HA的電離常數(shù)減小 解析：選A。根據(jù)電荷守恒，0.1 molL－1 HA溶液中c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，A正確；HA溶液與NaOH溶液混合，根據(jù)電荷守恒有c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(A－)，又因溶液呈中性，故c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＝c(A－)，B錯誤；0.1 molL－1 NaA溶液中，由于A－部分水解使溶液呈堿性，則c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，C錯誤；HA溶液中加入少量NaA固體，c(A－)增大，電離平衡逆向移動，但電離常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，電離常數(shù)不變，D錯誤。 2．(xx高考四川卷)常溫下，將等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關于濾液中的離子濃度關系不正確的是(　　) A.<1.010－7 mol/L B．c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) C．c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) D．c(Cl－)>c(NH)>c(HCO)>c(CO) 解析：選C。濾液中溶質的主要成分為NH4Cl和NaHCO3的混合物。A.濾液pH<7，則c(H＋)>1.010－7 mol/L，常溫下Kw＝1.010－14，所以<1.010－7 mol/L，A項正確；B.由于開始加入等物質的量的NH4HCO3與NaCl，根據(jù)物料守恒可知，B項正確；C.析出部分NaHCO3晶體后，在濾液中根據(jù)電荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，C項錯誤；D.開始時NH4HCO3與NaCl等物質的量，由于析出了一部分NaHCO3晶體，故c(Cl－)與c(NH)都大于c(HCO)和c(Na＋)，少量的NH、HCO發(fā)生水解，極少量的HCO發(fā)生電離，所以 c(Cl－)>c(NH)>c(HCO)>c(CO)，D項正確。 　　　　反應過程中粒子濃度關系判斷 1．(xx高考山東卷)室溫下向10 mL 0.1 molL－1NaOH溶液中加入0.1 molL－1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如下所示。下列說法正確的是(　　) A．a點所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA) B．a、b兩點所示溶液中水的電離程度相同 C．pH＝7時，c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA) D．b點所示溶液中c(A－)>c(HA) 解析：選D。A.a點所示溶液中NaOH和HA恰好反應生成NaA，溶液的pH＝8.7，呈堿性，則HA為弱酸，A－水解，則溶液中的粒子濃度：c(Na＋)>c(A－)> c(HA)>c(H＋)。B.b點時為NaA和HA的溶液，a點NaA發(fā)生水解反應，促進了水的電離，b點HA抑制了水的電離，所以a點所示溶液中水的電離程度大于b點。C.pH＝7時，根據(jù)電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。D.b點酸過量，溶液呈酸性，HA的電離程度大于NaA的水解程度，故c(A－)>c(HA)。 2．(xx高考安徽卷)25 ℃時，在10 mL濃度均為0.1 molL－1的NaOH和NH3H2O混合溶液中滴加0.1 molL－1鹽酸，下列有關溶液中粒子濃度關系正確的是(　　) A．未加鹽酸時：c(OH－)>c(Na＋)＝c(NH3H2O) B．加入10 mL鹽酸時：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) C．加入鹽酸至溶液pH＝7時：c(Cl－)＝c(Na＋) D．加入20 mL鹽酸時：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋) 解析：選B。A.NH3H2O是弱電解質，能微弱電離，溶液中c(Na＋)＞c(NH3H2O)。B.當加入10 mL鹽酸時，恰好將NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根據(jù)電荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)。C.溶液pH＝7時，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒式可知c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)。D.加入20 mL鹽酸時，恰好將NaOH和NH3H2O中和完，根據(jù)物料守恒有c(Na＋)＋c(NH)＋c(NH3H2O)＝c(Cl－)。 　巧抓“四點”，突破粒子濃度關系判斷 (1)抓反應“一半”點，判斷是什么溶質的等量混合。 (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。 考點三　電解質溶液中的三大平衡 [學生用書P34] 1．電解質溶液中的三大平衡的比較 電離平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 舉例 CH3COOH CH3COO－＋H＋ NH＋H2O NH3H2O＋H＋ PbI2(s) Pb2＋(aq)＋2I－(aq) 平衡常數(shù)表達式 Ka＝ Kh＝ Ksp＝ c(Pb2＋)c2(I－) 影響平衡常數(shù)的因素 內因：弱電解質的相對強弱 外因：溫度。溫度越高，電離程度越大，Ka越大 鹽的水解程度隨溫度的升高而增大，Kh隨溫度的升高而增大 內因：難溶電解質在水中的溶解能力 外因：Ksp與溫度有關 濃度對平衡的影響 電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡及化學平衡都為動態(tài)平衡，平衡的移動符合平衡移動原理(勒夏特列原理)，濃度對平衡常數(shù)無影響。 ①加水均能促進三大平衡正向移動； ②改變平衡體系中某微粒的濃度，能使平衡移動； ③三大平衡都不受壓強的影響 2.沉淀溶解平衡的應用 沉淀的生成、溶解和轉化在生產、生活以及醫(yī)療中可用來進行污水處理、物質提純、疾病的檢查和治療。解決這類問題時應充分利用平衡移動的原理加以分析。 (1)沉淀的生成 ①條件：Qc>Ksp。 ②應用：a.調節(jié)pH法：控制溶液的pH來分離物質；b.沉淀劑法：分離離子。 (2)沉淀的溶解 ①條件：QcKsp。 　已知Ksp(AgCl)＝1.5610－10，Ksp(AgBr)＝7.710－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.010－12。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO，濃度均為0.010 molL－1，向該溶液中逐滴加入0.010 molL－1的AgNO3溶液時，三種陰離子產生沉淀的先后順序為(　　) A．Cl－、Br－、CrO　　　 B．CrO、Br－、Cl－ C．Br－、Cl－、CrO D．Br－、CrO、Cl－ 解析：選C。利用沉淀溶解平衡原理，當Qc>Ksp時，有沉淀析出。溶液中Cl－、Br－、CrO的濃度均為0.010 molL－1，向該溶液中逐滴加入0.010 molL－1的AgNO3溶液時，溶解度小的先滿足Qc>Ksp，有沉淀析出。比較Ksp，AgBr、AgCl同類型，溶解度：AgBr molL－1。故溶解度順序為AgBrc(NH )>c(SO) C．向0.10 molL－1 Na2SO3溶液中通SO2：c(Na＋)＝2[c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)] D．向0.10 molL－1 CH3COONa溶液中通HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－) 解析：選D。A選項，由電荷守恒知：c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，當c(H＋)＝c(OH－)時，上式變?yōu)閏(NH)＝c(HCO)＋2c(CO)，所以錯誤；B選項，由電荷守恒知c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)，由物料守恒知c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)，兩者相減得c(NH)＋c(H＋)＝c(SO)－c(H2SO3) ＋c(OH－)，當c(H＋)＝c(OH－)時，上式變?yōu)閏(NH)＋c(H2SO3)＝c(SO)，因此c(NH)＜c(SO)，所以錯誤；C選項，由物料守恒知，在亞硫酸鈉溶液中即存在該守恒式，當通入二氧化硫后，硫原子個數(shù)增多，因此原等式肯定不成立，所以錯誤；D選項，由電荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－)，由物料守恒知，c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，兩式相減得c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，當c(H＋)＝c(OH－)時，上式變?yōu)閏(CH3COOH)＝c(Cl－)，而溶液中的c(Na＋)＞c(CH3COOH)，因此c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－)，所以正確。 正確找到鹽的對應酸來判斷水解程度大小 在比較不同的鹽的水解程度大小時，往往需要根據(jù)它們的對應酸的酸性強弱來判斷，迅速準確地判斷它們的對應酸非常重要。技巧就是，取鹽的酸根離子，加上1個H＋即可。例如：NaHCO3的酸根為HCO，則H2CO3就是NaHCO3的對應酸；Na2CO3的酸根為CO，則HCO就是Na2CO3的對應酸。 根據(jù)H2CO3的電離： H2CO3 HCO＋H＋　K1 HCO CO＋H＋　K2 K1>K2，說明酸性H2CO3>HCO，則水解程度Na2CO3>NaHCO3。 電解質溶液問題的常見易錯點 1．誤認為強電解質溶液的導電性一定強于弱電解質溶液。其實不一定，因為溶液的導電性強弱取決于溶液中離子的濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少，與電解質的強弱無必然關系，只有當強弱電解質等濃度時，強電解質溶液離子濃度大，導電性才強于弱電解質溶液。 2．誤認為某化合物的水溶液能導電，則這種化合物一定是電解質。其實不一定，如NH3、CO2的水溶液可以導電是因為NH3、CO2與水反應生成了NH3H2O、H2CO3，NH3H2O、H2CO3發(fā)生電離而導電，故NH3、CO2是非電解質。 3．誤認為當對酸、堿溶液稀釋時，所有離子的濃度都減小。其實不一定，如對于電離平衡CH3COOH CH3COO－＋H＋，當加水稀釋時，由于Kw是定值，故c(H＋)減小，c(OH－)增大；而堿溶液稀釋時，c(OH－)減小，c(H＋)增大。 4．誤認為當用pH試紙測定溶液的pH時，若事先把試紙進行了潤濕，測定結果一定有誤差。其實不一定，這要看原溶液的酸堿性：①原溶液為酸性，則pH偏大；②原溶液為堿性，則pH偏??；③原溶液為中性，則pH不變。 5．誤認為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。其實不一定，如強酸和弱堿恰好中和時溶液顯酸性，強堿和弱酸恰好中和時溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時溶液顯中性。 6．誤認為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。其實不一定，如NaHSO3因為酸式酸根的電離能力大于水解能力，其溶液顯酸性。 7．由于加熱可促進鹽類水解，錯誤地認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。其實不一定，對于那些水解程度不是很大，水解產物離不開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3、Na2CO3]來說，溶液蒸干仍得原溶質。 8．誤認為Ksp小的難溶物不可以轉化為Ksp大的難溶物。其實不一定，如將BaSO4置于飽和Na2CO3溶液中就可以轉化為BaCO3。這是因為沉淀的生成與溶解主要取決于一定溫度下Qc和Ksp的大小關系，只要滿足Qc>Ksp，則就向著生成該沉淀的方向進行。 1．(xx高考廣東卷)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1.010－13 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 解析：選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－)＝1.010－71.010－7＝1.010－14。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的變化。 2．已知H2B在溶液中的電離方程式：H2B===H＋＋HB－，HB－H＋＋B2－。下列敘述一定正確的是(　　) A．Na2B溶液存在：c(Na＋)＝2c(HB－)＋2c(B2－)＋2c(H2B) B．NaHB溶液一定顯酸性 C．HB－的水解方程式：HB－＋H2O H2B＋OH－ D．NaHB溶液與稀鹽酸反應的離子方程式是HB－＋H＋===H2B 解析：選B。該酸的第一步電離是完全電離，第二步電離是部分電離，所以NaHB不發(fā)生水解，僅發(fā)生電離，溶液呈酸性，而Na2B溶液僅發(fā)生一步水解，溶液中不存在H2B分子，A、C項錯誤，B項正確。NaHB溶液與稀鹽酸不反應，D項錯誤。 3．(xx高考福建卷)下列關于0.10 molL－1 NaHCO3溶液的說法正確的是(　　) A．溶質的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO B．25 ℃時，加水稀釋后，n(H＋)與n(OH－)的乘積變大 C.離子濃度關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋c(CO) D.溫度升高，c(HCO)增大 解析：選B。A.H2CO3為弱電解質，HCO在水溶液中電離程度很小，書寫電離方程式時，不能拆開，正確寫法為NaHCO3===Na＋＋HCO。B.注意是H＋和OH－的物質的量的乘積，而不是物質的量濃度的乘積。加水稀釋，n(H＋)、n(OH－)均增大。C.根據(jù)電荷守恒的規(guī)律，應在c(CO)前面乘以2。D.溫度升高，HCO的電離程度、水解程度都增大，所以c(HCO)減小。 4．(xx北京石景山一模)常溫下，將濃度均為0.1 mol/L的HA溶液和NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH＝9，下列說法正確的是(　　) A．該混合溶液中：c(A－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋) B．該混合溶液中：c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol/L C．常溫下，0.1 mol/L HA溶液的pH＝1 D．0.1 mol/L HA溶液中：c(HA)>c(A－) 解析：選D。根據(jù)題意可知HA與NaOH恰好完全反應，溶液呈堿性，則HA為弱酸，在生成的NaA溶液中，A－水解，c(A－)1，C項錯誤；在0.1 mol/L HA溶液中HA只有極少部分電離，故c(HA)>c(A－)，D項正確。 5．(xx河北衡水中學模擬)在T ℃時，鉻酸銀(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　) A．T ℃時，Y點和Z點Ag2CrO4的Ksp相等 B．在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y點變?yōu)閄點 C．T ℃時，Ag2CrO4的Ksp為110－8 D．圖中a的值為10－4 解析：選C。Ksp只與溫度有關，故溫度不變，Y、Z兩點的Ksp相等，A項正確；在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4，c(CrO)增大，c(Ag＋)減小，所得溶液仍為飽和Ag2CrO4溶液，點仍在曲線上，B項正確；T ℃時Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)c(CrO)＝(110－3)2110－5＝110－11，C項錯誤；a點的值為＝10－4，D項正確。 6．(xx山東實驗中學第四次診斷)常溫下，下列溶液的離子濃度關系式正確的是(　　) A．pH＝4的氯化銨溶液中：c(H＋)＝c(NH3H2O)＝110－4 molL－1 B．pH＝a的HCl溶液，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b－1 C．pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合：c(Na＋)＝c(F－)>c(H＋)＝c(OH－) D．pH相同的①NaOH、②NaClO兩種溶液中水的電離程度：①<② 解析：選D。氯化銨溶液中的電荷守恒為c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)，物料守恒為c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3H2O)，二者結合可得：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3H2O)，故A項錯誤；當a＝6時，pH＝6的HCl溶液稀釋10倍后，其pH<7，不會等于7，故B項錯誤；pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合后，HF過量，溶液顯酸性，則c(H＋)>c(OH－)，故C項錯誤；氫氧化鈉抑制了水的電離，次氯酸鈉溶液中次氯酸根離子水解促進了水的電離，則水的電離程度：①<②，故D項正確。 7．(xx河南鄭州質檢)25 ℃時，用濃度為0.100 0 molL－1的NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL－1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：HZc(Y－)>c(OH－)>c(H＋) D．HY與HZ混合，達到平衡時：c(H＋)＝＋c(Z－)＋c(OH－) 解析：選B。A項，在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的酸性：HXc(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO) (3)增大 (4)小于　c(NH)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－) (5)10－12 mol/L 9．(xx山東青島一模)工廠中用稀硫酸浸泡某礦石后的溶液中，除了含有大量硫酸外，還含有少量NH、Fe3＋、AsO、Cl－。為除去雜質離子，部分操作流程如下： 請回答問題： (1)用稀硫酸浸泡礦石后的溶液中，硫酸的濃度為4.9 gL－1，則該溶液的pH約為________。 (2)NH在用稀硫酸浸泡某礦石后的溶液中以(NH4)2SO4和NH4Cl的形式存在?，F(xiàn)有一份(NH4)2SO4溶液，一份NH4Cl溶液，(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍，則c[(NH4)2SO4]________c(NH4Cl)(填“<”、“＝”或“>”)。 (3)隨著向廢液中投入生石灰(忽略溶液溫度的變化)，溶液中c(NH3H2O)/c(OH－)的值________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (4)投入生石灰調節(jié)pH＝2～3時，大量沉淀的主要成分為CaSO42H2O[含有少量Fe(OH)3]，提純CaSO42H2O的主要操作步驟：向沉淀中加入過量________，充分反應后，過濾、洗滌、________。 (5)25 ℃時，H3AsO4的電離常數(shù)為K1＝5.610－3，K2＝1.710－7，K3＝4.010－12。當溶液pH調節(jié)到8～9時，沉淀的主要成分為Ca3(AsO4)2。 ①pH調節(jié)到8左右Ca3(AsO4)2才開始沉淀的原因是 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②Na3AsO4第一步水解的平衡常數(shù)數(shù)值為________。 ③已知：AsO＋2I－＋2H＋===AsO＋I2＋H2O，SO2＋I2＋2H2O===SO＋2I－＋4H＋。上述兩個反應中還原性最強的微粒是________。 解析：(1)硫酸的濃度為4.9 gL－1，則其物質的量濃度為0.05 molL－1，則溶液中c(H＋)＝0.1 molL－1，故溶液的pH＝1。(2)離子濃度越小，水解程度越大，題中(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍，所以c[(NH4)2SO4]I－>AsO。 答案：(1)1　(2)<　(3)減小　(4)稀硫酸　干燥 (5)①H3AsO4是弱酸，當溶液pH調節(jié)到8左右，c(AsO)增大，Ca3(AsO4)2開始沉淀?、?.510－3?、跾O2 10．(xx江西南昌高三調研)25 ℃時，某些弱酸的電離平衡常數(shù)如下： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡 常數(shù) 1.810－5 K1＝4.310－7 K2＝5.610－11 3.010－8 回答下列問題： (1)物質的量濃度為0.1 molL－1的下列四種物質： a．Na2CO3，b.NaClO，c.CH3COONa，d.NaHCO3， pH由大到小的順序是________________________________________________________________________(填編號)。 (2)常溫下0.1 molL－1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數(shù)據(jù)一定變小的是________。 A．c(H＋)　　　　　　　　B. C．c(H＋)c(OH－) D. (3)體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX溶液分別加水稀釋至1 000 mL，稀釋過程pH變化如圖。則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的平衡常數(shù)，理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H＋)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸溶液中水電離出來的c(H＋)，理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)25 ℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝__________________(填準確數(shù)值)。 解析：(1)觀察電離平衡常數(shù)可知酸性為CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，而這些酸失去氫離子后水解能力卻正好相反，所以得出pH大小順序為a>b>d>c。(2)醋酸是弱電解質，稀釋后電離程度增大，但CH3COOH、CH3COO－、H＋濃度都是減小的，OH－濃度是增大的，且CH3COOH濃度減少最多，因此A項正確。(3)稀釋相同倍數(shù)，HX溶液的pH變化比CH3COOH溶液的大，說明HX的酸性強，則其電離平衡常數(shù)大；HX酸性強于CH3COOH，稀釋后HX溶液中的c(H＋)小于CH3COOH溶液中的c(H＋)，所以