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2019-2020年高三化學(xué)考前贏分30天 第10天 溶液中的離子平衡是高中化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論之一，從近幾年的高考試題可以看出，涉及的考點(diǎn)多，重現(xiàn)率高?？疾榈膬?nèi)容主要有： 1．電離平衡：電離平衡的移動(dòng)同樣遵循勒夏特列原理。對強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較一直是高考熱點(diǎn)之一，可以這么說，無論是比較等pH、等體積的鹽酸（氫氧化鈉）和醋酸（氨水），還是比較等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸（氫氧化鈉）和醋酸（氨水），歸納比較的途徑都具有十分重要的意義，對強(qiáng)弱電解質(zhì)的認(rèn)識將更全面和深入。 2．酸堿混合后溶液酸堿性的判斷及pH計(jì)算：要判斷兩種不同溶液混合后溶液的酸堿性，一般應(yīng)遵循這樣的思維順序：①兩種物質(zhì)是否反應(yīng)？②反應(yīng)中是否有過量？③如完全反應(yīng)，生成物是否水解？經(jīng)驗(yàn)規(guī)律是：如果是強(qiáng)酸與弱堿、弱酸與強(qiáng)堿混合（等體積），只要它們的pH之和為14或弱酸（堿）電離出的c(H＋)與強(qiáng)堿（酸）電離出的c(OH－)相等則一定是弱電解質(zhì)過量，“誰弱顯誰性”。 　　溶液pH計(jì)算首先要掌握水的離子積常數(shù)，并注意酸按酸，堿按堿，異強(qiáng)混合看過量，無限稀釋7為限。 　　離子濃度大小比較是高考的必考點(diǎn)。解題關(guān)鍵在于考慮水解、電離以及兩者的程度，還要充分運(yùn)用守恒關(guān)系： ⑴電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如在Na2CO3溶液中存在Na+、CO32－、H+、OH－、HCO3－,它們存在如下關(guān)系：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32－)+ c(HCO3－)+c(OH－) ⑵物料守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多,但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的,如在Na2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關(guān)系為：c(Na+)=2[c(CO32－)+ c(HCO3－)+c(H2CO3)] ⑶質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等（由電荷守恒及物料守恒推出）。例如在Na2CO3溶液中c(H+)+c(HCO3－)+2c(H2CO3)= c(OH－) 4．沉淀溶解平衡：難溶電解質(zhì)的溶解平衡的移動(dòng)同樣遵循勒夏特列原理。沉淀溶解平衡的應(yīng)用：沉淀的生成、沉淀的溶解、 分步沉淀（能從組成相似的一類難溶電解質(zhì)Ksp的大小判斷生產(chǎn)沉淀的順序）、沉淀的轉(zhuǎn)化等。 補(bǔ)差糾錯(cuò) 1．取0.2molL－1HX溶液與0.2molL－1NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH = 8，則下列說法（或關(guān)系式）正確的是 A．混合溶液中由水電離出的c(OH)＜0.2molL－1HX溶液中由水電離出的c(H+) B．c(Na+) = c(X) + c(HX) = 0.2molL－1 C．c(Na+)－c(X) = 9.910－7molL－1 D．c(OH)－c(HX) = c(H+) = 110－8molL－1 2．已知Ag2SO4的KW 為2.010-3，將適量Ag2SO4固體溶于100 mL水中至剛好飽和，該過程中Ag+和SO濃度隨時(shí)間變化關(guān)系如右圖（飽和Ag2SO4溶液中c(Ag+)＝0.034　molL-1）。若t1時(shí)刻在上述體系中加入100　mL.　0.020　molL-1 Na2SO4 溶液，下列示意圖中，能正確表示t1時(shí)刻后Ag+和SO濃度隨時(shí)間變化關(guān)系的是 解題規(guī)范 已知Cl2、Al2(SO4)3、CaC2 、C2H5Br 、CH3COOCH3等物質(zhì)均能與水發(fā)生反應(yīng),反應(yīng)中各物質(zhì)和水分別解離成兩部分,然后兩兩重新組合形成新的物質(zhì)。今有BrCl、 CH3COCl、SiCl4、Mg3N2、(CH3CO)2O 五種物質(zhì),常溫下很容易與水發(fā)生反應(yīng),它們與水反應(yīng)的產(chǎn)物中,屬于最高價(jià)氧化物的水化物的是 ,屬于無氧酸的是 。分別將0.01ｍol的這五種物質(zhì)放入0.1L水中反應(yīng)，結(jié)果使溶液的pH接近3的原物質(zhì)是 。 考前贏分第10天 愛練才會贏 前日回顧 如下圖，Ⅰ是恒容密閉容器，Ⅱ是恒壓密閉容器。其它條件相同時(shí)，在Ⅰ、Ⅱ中分別加入3 molZ，起始時(shí)容器體積均為V L，發(fā)生如下反應(yīng)并達(dá)到平衡(X、Y狀態(tài)未知)：3Z(g)aX(?)＋2Y(?)。此時(shí)I中X、Y、Z的物質(zhì)的量之比為3∶2∶2。 則下列判斷一定不正確的是 A．若X、Y均為氣態(tài)，則兩容器中混合氣體平均摩爾質(zhì)量變化如圖甲 B．若X、Y不均為氣態(tài)，則兩容器中X的產(chǎn)率變化如圖乙 C．若X、Y均為氣態(tài)，則兩容器中n(Z)的變化如圖丙 D．若X為固態(tài)，Y為氣態(tài)，Ⅱ中平衡后再加入1molZ，Ⅱ中Z的體積分?jǐn)?shù)變化如圖丁 Ⅱ Ⅰ 可自由移 動(dòng)的活塞 當(dāng)天鞏固 1．甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10molL－1時(shí)，甲酸中的c（H+）約為乙酸中c（H+）的3倍?，F(xiàn)有兩種濃度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10molL－1的乙酸，經(jīng)測定它們的pH從大到小依次為a、乙酸、b。由此可知 A．a(chǎn)的濃度必小于乙酸的濃度 B．a(chǎn)的濃度必大于乙酸的濃度 C．b的濃度必小于乙酸的濃度　　　　　D．b的濃度必大于乙酸的濃度 2．為更好地表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出了酸度（AG）的概念，AG＝ ，則下列敘述正確的是（以下均為常溫條件） A．AG＝0的溶液一定是強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液 B．0.1 molL-1 HA溶液的AG=8，與0.1 molL-1的NaOH等體積混合所得溶液中： c (Na+)＞c (A－)＞c (OH－)＞c (H＋) C．某溶液的AG+pH=a，a值越大，其堿性越強(qiáng) D．0.l molL-1 鹽酸溶液的AG＝12 3．重水(D2O)的離子積C（D+）?C（OD －）=1.610-15，可以用pH一樣的定義來規(guī)定pD =-lg C（D+）。下列關(guān)于pD的敘述正確的是 A．中性溶液pD=7 B．含0.01mol/LNaOD的D2O溶液1L pD=12 C．溶解0.01mol DCl的D2O溶液1L pD=2 D． 在100ml0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50ml0.2mol/L的NaOD重水溶液，pD=1.0