電解質(zhì)溶液-完整課件

專題七電解質(zhì)溶液高考導航考綱要求考點歸納高考示例1.理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導電性。2.了解溶液pH的含義及其測定方法,能進行pH的簡單計算。3.了解水的電離、離子積常數(shù)。4.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡,能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。5.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。6.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義,能進行相關的計算。考點一電解質(zhì)的電離及溶液的酸堿性2017課標Ⅱ,12;2016課標Ⅰ,12;2016課標Ⅱ,26;2016課標Ⅲ,13;2015課標Ⅰ,13考點二鹽類水解離子濃度大小比較2017課標Ⅰ,13;2016課標Ⅱ,13;2014課標Ⅰ,8考點三沉淀溶解平衡2017課標Ⅰ,27;2016課標Ⅲ,13;2015課標Ⅰ,2

8;2014課標Ⅰ,11;2014課標Ⅱ,28熱點題型有關溶液中離子平衡的圖像題2017課標Ⅰ,13;2017課標Ⅱ,12;2016課標Ⅰ,12;2015課標Ⅰ,13;2014課標Ⅰ,11總綱目錄考點一電解質(zhì)的電離及溶液的酸堿性考點二鹽類水解離子濃度大小比較考點三沉淀溶解平衡熱點題型突破5有關溶液中離子平衡的圖像題考點一電解質(zhì)的電離及溶液的酸堿性主干回扣1.弱電解質(zhì)的電離(1)弱電解質(zhì)的電離平衡①特征a.動:v(電離)=v(結合)≠0的

平衡;b.定:條件一定,分子和離子濃

度一定;c.變:條件改變,平衡被破壞。②影響因素(以CH3COOH

CH3COO-+H+為例)a.濃度:加水稀釋

電離,溶液中n(H+)增大,c(H+)減小。b.溫度:升溫

電離(因為電離過程是吸熱的)。c.相關離子:加入無水CH3COONa抑制電離,加入濃鹽酸抑制電離,加入堿能促進電離,仍然符合

原理。(2)電離平衡常數(shù)(K)①計算方法對于一元弱酸:HA

H++A-,K=

。對于一元弱堿:MOH

M++OH-,K=

。②電離平衡常數(shù)的化學含義:K值越大,電離程度

,相應酸(或堿)

的酸性(或堿性)越強。③影響電離平衡常數(shù)的因素:K值只隨

變化。(3)電離度電離度(α)=

×100%。答案(1)①動態(tài)②促進促進勒夏特列(2)①

②越大③溫度2.水的電離和溶液的pH(1)水的離子積①定義式:KW=

②說明a.在稀溶液中,KW只受

影響,而與溶液的酸堿性和濃度大小無

關。b.在其他條件一定的情況下,溫度升高,KW

,反之則減小。c.溶液中水電離產(chǎn)生的c(H+)

水電離產(chǎn)生的c(OH-)。d.計算KW時,c(OH-)、c(H+)指溶液中的離子總濃度。(2)溶液的pH定義:pH=

,廣范pH試紙的范圍為0~14。?注意當溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol·L-1時,不用pH表示溶液的酸

堿度。答案(1)①c(H+)·c(OH-)②溫度增大=(2)-lgc(H+)3.酸堿中和滴定(1)酸堿中和滴定原理:

(用離子方程式表示),即c標·V標=γ·c待·V待。(2)酸堿中和滴定的關鍵①準確測定V標和V待,正確使用酸式、堿式滴定管。②準確判斷中和反應是否恰好完全進行,借助

判斷滴定終點。(3)酸堿中和滴定實驗操作①滴定前的準備工作a.滴定管:

→水洗→

→注液→調(diào)液面→初始讀數(shù)。b.錐形瓶:水洗→裝液→滴指示劑。②滴定操作放出一定體積的待測液于洗凈的錐形瓶中,滴加2~3滴指示劑,用標準溶

液開始滴定。左手控制滴定管活塞或玻璃球,右手搖動錐形瓶,兩眼注

視

。a.滴定速率:先快后慢,逐滴加入,不能成股流下。b.終點的判斷:當?shù)稳胱詈笠坏螛藴嗜芤?剛好使指示劑變色,且

不恢復原色,即為滴定終點。答案(1)H++OH-

H2O(2)②指示劑(3)①檢漏潤洗②錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化半分鐘內(nèi)4.正誤判斷,正確的劃“√”,錯誤的劃“?”。(1)用濕潤的pH試紙測得某溶液的pH=3.4

()(2)某溶液的pH=7,該溶液一定為中性溶液

()(3)pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕,否則待測液因被稀釋一定產(chǎn)生誤

差

()(4)將pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液顯

中性

()(5)如果溶液中c(H+)≠c(OH-),該溶液一定為酸性或堿性溶液

()(6)任何水溶液中均存在H+和OH-,且水電離出的H+和OH-的量相等

(

)(7)室溫下,pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合,溶液pH>7

()(8)25℃時,等體積、等濃度的硝酸與氨水混合后,溶液pH=7

()(9)常溫下pH=2的鹽酸與等體積pH=12的氨水混合后所得溶液呈酸性

()(10)常溫下pH為2的鹽酸中由水電離出的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1

(

)(11)同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后,溶液的pH=7

()答案(1)?(2)?(3)?(4)?(5)√(6)√(7)?(8)?(9)

?(10)√(11)?1.(2017陜西西安八校聯(lián)考,12)下列事實一定能說明HA是弱酸的是

()A.常溫下NaA溶液的pH大于7B.HA能與Na2CO3溶液反應,產(chǎn)生CO2氣體C.1mol·L-1的HA水溶液能使紫色石蕊溶液變紅D.用HA溶液做導電性實驗,燈泡很暗典題精練題組一弱電解質(zhì)的電離答案

A常溫下NaA溶液的pH大于7,說明NaA為強堿弱酸鹽,則HA為

弱酸,A項正確;HCl也能與Na2CO3溶液反應產(chǎn)生CO2氣體,但HCl是強酸,

B項錯誤;1mol·L-1的HA水溶液能使紫色石蕊溶液變紅,只能說明HA溶

液顯酸性,C項錯誤;溶液的導電能力與溶液中的離子濃度及離子所帶電

荷數(shù)有關,D項錯誤。2.(2017河南鄭州第一次質(zhì)量檢測,5)將濃度為0.1mol·L-1的HF溶液不斷

加水稀釋,下列各量始終保持增大的是

()①c(H+)②c(F-)③c(OH-)④Ka(HF)⑤KW

⑥

⑦

A.①⑥B.②④C.③⑦D.④⑤答案

CHF是弱電解質(zhì),加水稀釋促進HF的電離,但c(H+)、c(F-)、c(HF)都減小;溫度不變,KW不變,c(H+)減小,則c(OH-)增大;溫度不變,Ka(HF)

不變,

=

,c(F-)減小,則

增大;根據(jù)電荷守恒知,c(H+)=c(OH-)+c(F-),則

=

=1-

,

增大,故

減小。綜上所述,c(OH-)、

保持增大,本題選C。3.(2017江西五校聯(lián)考,16)常溫下,濃度均為0.1mol?L-1、體積均為V0的

HX和HY溶液,分別加水稀釋至體積V,AG[AG=lg

]隨lg

的變化如圖所示。下列敘述正確的是

()

A.相同條件下,NaX溶液的pH大于NaY溶液的pHB.水的電離程度:a<b<cC.d點所示溶液的pH=3D.當lg

=2時,若兩溶液同時升高溫度,則c(X-)/c(Y-)增大答案

C0.1mol·L-1的HX溶液的AG=12,則c(H+)=0.1mol·L-1,HX完全

電離,屬于強酸;同理可得HY為弱酸,則相同條件下NaX溶液的pH小于

NaY溶液的pH,A錯誤。氫離子濃度越大,水的電離程度越小,則水的電

離程度:a=b<c,B錯誤。HX屬于強酸,d點對應溶液中c(H+)=0.001mol·L-1,

則d點所示溶液的pH=3,C正確。當lg

=2時,升高溫度,對c(X-)無影響,而HY的電離平衡正向移動,c(Y-)增大,則c(X-)/c(Y-)減小,D錯誤。解題必備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、醋酸溶液(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液

加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸中加入的水多

加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸中加入的水多4.一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖所示,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1.0×10-13C.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的變化題組二水的電離及溶液的酸堿性答案

C升高溫度時,水的電離平衡右移,c(H+)和c(OH-)均增大,KW隨

之增大,而c和b對應的KW相等,A項不正確;由圖中數(shù)據(jù)可計算出該溫度

下,水的離子積常數(shù)KW=c(H+)·c(OH-)=(1.0×10-7)×(1.0×10-7)=1.0×10-14,B項

不正確;加入FeCl3后,由于Fe3+水解使c(H+)增大,c(OH-)減小,但KW不變,可

引起由b向a的變化,C項正確;該溫度下,稀釋溶液,KW不變,而c和d對應的

KW不相等,D項錯誤。5.常溫下0.1mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=a+1的措施是

()A.將溶液稀釋到原體積的10倍B.加入適量的醋酸鈉固體C.加入等體積0.2mol·L-1鹽酸D.提高溶液的溫度答案

BA項,醋酸是弱酸,稀釋到原來的10倍,溶液pH增大不到1,故稀

釋后溶液pH小于a+1;B項,加入醋酸鈉,醋酸根離子濃度增大,使醋酸的

電離平衡左移,氫離子濃度減小,pH可能是a+1;C項,加入0.2mol·L-1鹽酸,

pH減小;D項,提高溫度,促進電離,pH減小。6.(2017河北邯鄲一模,12)常溫下,向20mL0.1mol·L-1氨水中滴加一定濃

度的稀鹽酸,溶液中由水電離的氫離子濃度隨加入鹽酸體積的變化如圖

所示。則下列說法正確的是

()A.常溫下,0.1mol·L-1氨水中NH3·H2O的電離常數(shù)K約為1×10-5B.a、b之間的點一定滿足:c(N

)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)C.c點溶液中c(N

)=c(Cl-)D.d點代表兩溶液恰好完全反應答案

A常溫下,0.1mol·L-1的氨水中c水(H+)=10-11mol·L-1,則c(OH-)=

mol·L-1=10-3mol·L-1,K=c(N

)·c(OH-)/c(NH3·H2O)≈10-3×10-3/0.1=1×10-5,A正確;a、b之間的任意一點,溶液都呈堿性,即c(H+)<c(OH-),結合電

荷守恒得c(Cl-)<c(N

),但c(Cl-)和c(OH-)的相對大小與所加鹽酸的量有關,B錯誤;根據(jù)題圖知,c點c水(H+)>10-7mol·L-1,則c(OH-)<10-7mol·L-1,溶液

呈酸性,結合電荷守恒得c(N

)<c(Cl-),C錯誤;d點溶液中c水(H+)=10-7mol·L-1,則溶液呈中性,而氨水和鹽酸恰好完全反應生成氯化銨,氯化銨為強

酸弱堿鹽,其溶液呈酸性,D錯誤。歸納總結pH的計算及判斷1.pH計算的口訣酸按酸(H+),堿按堿(OH-),酸堿中和求過量,無限稀釋7為限。2.溶液稀釋時pH的變化溶液稀釋前溶液pH操作稀釋后溶液pH酸性強酸pH=a加水稀釋到原體積的

10n倍pH=a+npH不可能等于、大于7弱酸(或強酸弱堿鹽)a<pH<a+n堿性強堿pH=bpH=b-npH不可能等于、小于7弱堿(或強堿弱酸鹽)b-n<pH<b7.(2017安徽皖北協(xié)作區(qū)3月聯(lián)考,13)25℃時,用0.1000mol/LBOH溶液

滴定20mL0.1000mol/L一元酸HA溶液,其滴定曲線如圖所示。下列說

法正確的是

()

題組三酸堿中和滴定及應用A.HA的電離平衡常數(shù)Ka為1×10-14B.滴定時應選擇甲基橙作指示劑C.當?shù)稳隑OH溶液20mL時,溶液中:c(B+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)D.當?shù)稳隑OH溶液10mL時,溶液中:c(A-)>c(B+)>c(H+)>c(OH-)答案

D

0.1000mol/LHA溶液的pH=2,Ka≈

=10-3,A錯誤;當酸、堿恰好完全反應時,溶液呈堿性,不能選擇甲基橙作指示劑,故B錯

誤;當?shù)稳隑OH溶液20mL時,溶液呈堿性,故C錯誤;當?shù)稳隑OH溶液10

mL時,得到等濃度的BA和HA的混合溶液,溶液呈酸性,說明HA的電離

程度大于A-的水解程度,則c(A-)>c(B+),故D正確。8.(2017天津理綜,9)用沉淀滴定法快速測定NaI等碘化物溶液中c(I-),實

驗過程包括準備標準溶液和滴定待測溶液。Ⅰ.準備標準溶液a.準確稱取AgNO3基準物4.2468g(0.0250mol)后,配制成250mL標準溶

液,放在棕色試劑瓶中避光保存,備用。b.配制并標定100mL0.1000mol·L-1NH4SCN標準溶液,備用。Ⅱ.滴定的主要步驟a.取待測NaI溶液25.00mL于錐形瓶中。b.加入25.00mL0.1000mol·L-1AgNO3溶液(過量),使I-完全轉(zhuǎn)化為AgI沉

淀。c.加入NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑。d.用0.1000mol·L-1NH4SCN溶液滴定過量的Ag+,使其恰好完全轉(zhuǎn)化為

AgSCN沉淀后,體系出現(xiàn)淡紅色,停止滴定。e.重復上述操作兩次。三次測定數(shù)據(jù)如下表:實驗序號123消耗NH4SCN標準溶液體積/mL10.2410.029.98f.數(shù)據(jù)處理?；卮鹣铝袉栴}:(1)將稱得的AgNO3配制成標準溶液,所使用的儀器除燒杯和玻璃棒外

還有

。(2)AgNO3標準溶液放在棕色試劑瓶中避光保存的原因是

。(3)滴定應在pH<0.5的條件下進行,其原因是

。(4)b和c兩步操作是否可以顛倒

,說明理由

。(5)所消耗的NH4SCN標準溶液平均體積為

mL,測得c(I-)=

mol·L-1。(6)在滴定管中裝入NH4SCN標準溶液的前一步,應進行的操作為

。(7)判斷下列操作對c(I-)測定結果的影響(填“偏高”“偏低”或“無影

響”)。①若在配制AgNO3標準溶液時,燒杯中的溶液有少量濺出,則測定結果

。②若在滴定終點讀取滴定管刻度時,俯視標準液液面,則測定結果

。答案(1)250mL(棕色)容量瓶、膠頭滴管(2)避免AgNO3見光分解(3)防止因Fe3+的水解而影響滴定終點的判斷(或抑制Fe3+的水解)(4)否(或不能)若顛倒,Fe3+與I-反應,指示劑耗盡,無法判斷滴定終點(5)10.000.0600(6)用NH4SCN標準溶液進行潤洗(7)①偏高②偏高解析(1)配制250mLAgNO3標準溶液要用250mL容量瓶、膠頭滴

管、燒杯和玻璃棒。(2)AgNO3見光易分解,因此AgNO3標準溶液要放在棕色試劑瓶中避光保

存。(3)本實驗用NH4Fe(SO4)2溶液作指示劑,Fe3+水解會影響滴定終點的判

斷,為了抑制Fe3+的水解,滴定應在pH<0.5的條件下進行。(4)若操作顛倒,指示劑中含有的Fe3+會與待測液中的I-反應,使指示劑耗

盡,無法判斷滴定終點。(5)觀察三次實驗數(shù)據(jù)知,第1次實驗數(shù)據(jù)與后兩次實驗數(shù)據(jù)相差較大,應

舍去;第2次和第3次實驗數(shù)據(jù)求平均值得消耗NH4SCN標準溶液平均體

積為10.00mL;由Ag++I-

AgI↓、Ag++SCN-

AgSCN↓知,c(I-)=

=0.0600mol·L-1。(6)滴定管裝入溶液之前必須用待裝溶液潤洗,故在滴定管中裝入NH4

SCN標準溶液的前一步為用NH4SCN標準溶液潤洗滴定管。(7)①配制AgNO3標準溶液時燒杯中的溶液濺出,則配制的AgNO3標準溶

液濃度偏小,滴定時消耗NH4SCN溶液偏少,測得的c(I-)偏高;②滴定終點時俯視讀數(shù),由于滴定管刻度“上小下大”,故讀數(shù)偏小,代

入計算式的NH4SCN標準溶液體積偏小,測得的c(I-)偏高。歸納總結有關中和滴定的失分點(1)滴定管的選擇:酸式滴定管用于盛放酸性和氧化性溶液,不能盛放堿

性溶液;堿式滴定管只能盛放堿性溶液。(2)指示劑的選擇:所選酸堿指示劑的pH變色范圍要包含酸堿中和滴定

終點時溶液的pH。(3)滴定管的0刻度在上,越往下數(shù)值越大,讀數(shù)準確到0.01mL。(4)滴定終點的判斷:滴入最后一滴標準液恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯

的改變且半分鐘內(nèi)不褪色,則為滴定終點。(5)數(shù)據(jù)處理:若某次滴定所消耗的標準溶液的體積與其他幾次相差太

大,應舍去?？键c二鹽類水解離子濃度大小比較主干回扣1.鹽類水解(1)實質(zhì):鹽電離產(chǎn)生的陽離子或陰離子與水電離產(chǎn)生的OH-或H+結合

生成弱電解質(zhì),使得溶液中

。(2)水解規(guī)律:有弱才水解,無弱不水解,都弱都水解,越弱越水解,誰強顯

誰性。①多元弱酸鹽

水解(以第一步水解為主),如C

+H2O

HC

+OH-,HC

+H2O

H2CO3+OH-。②通常弱酸根或弱堿的陽離子的水解程度都

,如0.1mol·L-1CH3COONa溶液中CH3COO-的水解百分率不足1%。(3)影響因素(以FeCl3溶液為例)條件變化移動方向n(H+)pH現(xiàn)象升溫

降低顏色變深通HCl氣體

降低顏色變淺加H2O

升高顏色變淺加Fe粉

升高顏色變淺加NaHCO3粉末

升高產(chǎn)生紅褐色沉淀及無色氣體加濃FeCl3溶液

降低顏色變深答案(1)c(H+)≠c(OH-)(2)①分步②很小(3)向右增大向左

增大向右增大向左減小向右減小向右增大2.電解質(zhì)溶液中的守恒關系(1)電荷守恒:電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的

負電荷總數(shù)相等。如NaHCO3溶液中:

。(2)物料守恒:電解質(zhì)溶液中由于存在電離或水解,部分分子或離子會變

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)是不變

的。如NaHCO3溶液中n(Na)∶n(C)=1∶1,推出:

。(3)質(zhì)子守恒:電解質(zhì)溶液中分子或離子得到與失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量

應相等,可由電荷守恒和物料守恒推導得到。答案(1)c(Na+)+c(H+)=c(HC

)+2c(C

)+c(OH-)(2)c(Na+)=c(HC

)+c(C

)+c(H2CO3)3.正誤判斷,正確的劃“√”,錯誤的劃“?”。(1)室溫下向0.10mol·L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7時,c(Na+)>c(CH3COOH)=c(Cl-)

()(2)將NH4Cl溶液蒸干制備NH4Cl固體

()(3)CH3COONa溶液中滴加少量濃鹽酸后c(CH3COO-)增大

()(4)用熱的純堿溶液洗去油污,是因為Na2CO3可直接與油污反應

()(5)施肥時,草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用,是因為K2CO3與NH4Cl反應生成氨氣會降低肥效

()(6)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同

()(7)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和氣體生成

()(8)25℃時,用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH=7,V醋酸<VNaOH

(

)(9)為確定某酸H2A是強酸還是弱酸,可測NaHA溶液的pH。若pH>7,則H2A是弱酸;若pH<7,則H2A是強酸

()(10)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液都促進水的電離

()(11)25℃時,amol·L-1一元酸HA溶液與bmol·L-1NaOH溶液等體積混合

后,pH為7,則c(A-)≤c(Na+)

()(12)鹽酸中滴加氨水至中性,溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl

()答案(1)√(2)?(3)?(4)?(5)√(6)?(7)?(8)?(9)

?(10)?(11)?(12)?典題精練題組一鹽類水解及應用1.在一定條件下,Na2S溶液中存在水解平衡:S2-+H2O

HS-+OH-。下列說法正確的是

()A.稀釋溶液,水解平衡常數(shù)增大B.通入H2S,HS-濃度增大C.升高溫度,

減小D.加入NaOH固體,溶液pH減小答案

B平衡常數(shù)僅與溫度有關,故A項錯誤;通入H2S,溶液中氫氧根

離子濃度減小,使S2-+H2O

HS-+OH-正向移動,HS-濃度增大,故B項正確;水解反應是吸熱反應,升溫促進水解,c(S2-)減小,c(HS-)增大,所以

增大,故C項錯誤;加入NaOH固體,溶液pH增大,故D項錯誤。2.(2017廣西重點高中一模,13)已知:常溫下BrCH2COOH的電離常數(shù)大

于CH3COOH?，F(xiàn)有四種溶液,它們的濃度都是0.1mol·L-1:①BrCH2

COOH溶液;②NH4Cl溶液;③NaClO溶液;④BrCH2COONa溶液。下列說

法正確的是

()A.pH相同時,水的電離程度:①>②B.體積相等時,離子總數(shù):③>④C.②和④組成的中性溶液中:

=1D.常溫下,分別用蒸餾水稀釋①、③溶液,水電離的c(H+)·c(OH-)保持不

變答案

C溴乙酸抑制水的電離,而氯化銨促進水的電離,故水的電離程

度:②>①,A項錯誤。次氯酸鈉溶液中離子總濃度為2c(Na+)+2c(H+),溴

乙酸鈉溶液中離子總濃度為2c(Na+)+2c(H+),等濃度的兩溶液中c(Na+)相

等,BrCH2COONa溶液中c(H+)大(因為酸性:BrCH2COOH>HClO),所以相

同體積時,溶液④中離子總數(shù)大,B項錯誤?；旌先芤褐写嬖陔姾墒睾?c(H+)+c(Na+)+c(N

)=c(OH-)+c(Cl-)+c(BrCH2COO-),中性溶液中c(H+)=c(OH-),則c(Na+)+c(N

)=c(Cl-)+c(BrCH2COO-),C項正確。稀釋溴乙酸溶液,溶液酸性減弱,水電離的c(OH-)、c(H+)均增大,故水電離的c(H+)·c(OH-)增大;稀釋次氯酸鈉溶液,溶液中c(OH-)減小,而溶液中的OH-均由水電

離產(chǎn)生,則水電離的c(OH-)、c(H+)均減小,故水電離的c(H+)·c(OH-)減小,

D項錯誤。3.(2017山東重點高中第一次調(diào)研,10)下列敘述正確的是

()A.某溫度下,NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離

程度相同B.常溫下,將pH=3的醋酸溶液和0.001mol·L-1的鹽酸等體積混合,則混合

液pH<3C.Na2CO3溶液加水稀釋后,恢復至原溫度,pH和KW均減小D.常溫下,pH相同的①NH4Cl、②NH4Al(SO4)2、③(NH4)2SO4三種溶液

中c(N

):①=③>②答案

DA項,NaCl不水解,對水的電離無影響;CH3COONH4為弱酸弱

堿鹽,可促進水的電離,故水的電離程度:CH3COONH4>NaCl,錯誤;B項,

兩溶液pH相同,等體積混合后pH不變,錯誤;C項,KW只與溫度有關,與溶

液的濃度無關,錯誤;D項,pH相同時,溶液中c(N

):①=③>②,正確。4.(2017河北石家莊一模,11)已知0.1mol/L的NaHSO3溶液的pH=4,則溶

液中各粒子的濃度關系不正確的是

()A.c(S

)>c(H2SO3)B.c(Na+)>c(HS

)>c(H+)>c(S

)>c(OH-)C.c(Na+)=c(HS

)+c(H2SO3)+2c(S

)D.c(H+)+c(H2SO3)=c(OH-)+c(S

)題組二粒子濃度關系及大小比較答案

C根據(jù)物料守恒可知,c(Na+)=c(HS

)+c(H2SO3)+c(S

),故C項錯誤。5.(2017山西重點高中調(diào)研,9)已知HA和HB均為弱酸,且Ka(HA)>Ka(HB)。25℃時,在物質(zhì)的量濃度均為0.1mol·L-1的NaA和NaB的混合溶

液中,下列關系正確的是

()A.

>

B.c(A-)-c(B-)=c(HA)-c(HB)C.c(Na+)=c(A-)+c(B-)D.c(HB)>c(HA)>c(OH-)答案

A

=

=

,

>1,故

>

,A項正確。6.(2017山西太原一模,13)常溫下,向1LpH=10的KOH溶液中持續(xù)通入

CO2。溶液中水電離出的c(OH-)與通入CO2的體積(V)關系如圖所示。

下列敘述不正確的是

()A.b點溶液呈中性B.d點溶液中:c(K+)=2c(C

)+c(HC

)C.c點溶液中:2c(H2CO3)+c(H+)+c(HC

)=c(OH-)D.a點溶液中:水電離出的c(H+)=1×10-10mol·L-1

答案

Ab點溶液的溶質(zhì)為氫氧化鉀和碳酸鉀,溶液顯堿性,A錯誤;d點

溶液的溶質(zhì)為碳酸氫鉀和碳酸,水電離出的氫氧根離子濃度為10-7mol·

L-1,溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),結合電荷守恒c(K+)+c(H+)=2c(C

)+c(HC

)+c(OH-),可得c(K+)=2c(C

)+c(HC

),B正確;c點溶液的溶質(zhì)為碳酸鉀,根據(jù)質(zhì)子守恒可知:2c(H2CO3)+c(H+)+c(HC

)=c(OH-),C正確;a點溶液為pH=10的氫氧化鉀溶液,水電離出的c(H+)=1×10-10mol·L-1,D正確。方法歸納粒子濃度關系判斷及大小比較的思維模型(1)單一溶液

(2)混合溶液

(3)外加電解質(zhì)對離子濃度的影響若外加電解質(zhì)能促進離子的水解,則該離子濃度減小;若抑制其水解,則

該離子濃度增大?？键c三沉淀溶解平衡主干回扣1.溶度積(1)概念:難溶電解質(zhì)AnBm在水溶液中有如下平衡:AnBm(s)

nAm+(aq)+mBn-(aq),它的平衡常數(shù)表達式為Ksp=

,Ksp稱為溶度積常數(shù),簡稱

溶度積。(2)應用:溶度積的大小反映了難溶電解質(zhì)

的大小。答案(1)cn(Am+)·cm(Bn-)(2)溶解能力2.溶度積規(guī)則對于難溶電解質(zhì)AnBm,可以通過比較任意狀態(tài)時的離子積Qc與溶度積Ksp

的大小判斷沉淀的生成與溶解。Qc<Ksp時,若體系中有固體存在,則沉淀量

,直至沉淀與溶解達

到平衡狀態(tài);Qc=Ksp時,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);Qc>Ksp時,有沉淀

,直至沉淀與溶解達到平衡狀態(tài)。答案減少析出3.正誤判斷,正確的劃“√”,錯誤的劃“?”。(1)0.1molAgCl和0.1molAgI混合后加入水中,所得溶液中c(Cl-)=c(I-)

()(2)向AgCl懸濁液中加入NaI溶液時出現(xiàn)黃色沉淀,則Ksp(AgCl)<Ksp(AgI)

()(3)沉淀完全是指溶液中該離子濃度為0

()(4)Mg(OH)2固體在溶液中存在平衡:Mg(OH)2(s)

Mg2+(aq)+2OH-(aq),該固體可溶于NH4Cl溶液

()(5)將0.1mol·L-1MgSO4溶液滴入NaOH溶液中至不再有沉淀產(chǎn)生,再滴

加0.1mol·L-1CuSO4溶液,若先有白色沉淀生成,后變?yōu)闇\藍色沉淀,則Cu

(OH)2的溶度積比Mg(OH)2的小

()(6)驗證Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2,可以將FeCl3溶液加入Mg(OH)2

懸濁液中,振蕩,可觀察到沉淀由白色變?yōu)榧t褐色

()(7)常溫下Ksp[Cu(OH)2]=2.0×10-19,則向0.2mol·L-1CuSO4溶液中滴加

NaOH溶液至pH=8時開始產(chǎn)生沉淀

()答案(1)?(2)?(3)?(4)√(5)√(6)√(7)?1.已知298K時,Mg(OH)2的溶度積常數(shù)Ksp=1.2×10-11,取適量的MgCl2溶

液,加入一定量的燒堿溶液達到沉淀溶解平衡,測得pH=13,則下列說法

不正確的是

()A.所得溶液中c(H+)=10-13mol·L-1B.所得溶液中由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=10-13mol·L-1C.0.12mol·L-1MgCl2溶液中,Mg(OH)2開始沉淀時的pH=5D.所得溶液中的c(Mg2+)=1.2×10-9mol·L-1

典題精練題組一

Ksp的計算與應用答案

CpH=13,則所得溶液中的c(H+)=10-13mol·L-1,A正確;所得溶液

呈堿性,溶液中的H+都是由水電離出來的,故c水(OH-)=c(H+)=10-13mol·L-1,

B正確;Mg(OH)2開始沉淀時c(OH-)=

=

mol·L-1=10-5

mol·L-1,則c(H+)=10-9mol·L-1,pH=9,C錯誤;pH=13的溶液中,c(OH-)=0.1

mol·L-1,故溶液中的c(Mg2+)=

=

mol·L-1=1.2×10-9mol·L-1,D正確。2.已知常溫下Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(AgBr)=5×10-13,下列有關說法錯誤

的是

()A.在飽和AgCl、AgBr的混合溶液中:

=360B.向AgCl懸濁液中滴加濃NaBr溶液會產(chǎn)生淡黃色沉淀C.AgCl在水中的溶解度及Ksp均比在NaCl溶液中的大D.欲用1LNaCl溶液將0.01molAgBr轉(zhuǎn)化為AgCl,則c(NaCl)≥3.61mol·

L-1

答案

C飽和AgCl、AgBr的混合溶液中,c(Cl-)∶c(Br-)=Ksp(AgCl)∶

Ksp(AgBr)=360,A項正確;由于Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr),所以向氯化銀懸濁液

中滴加濃NaBr溶液會產(chǎn)生淡黃色沉淀,B項正確;溶度積只與溫度有關,C

項錯誤;AgBr+Cl-

AgCl+Br-,平衡常數(shù)K=

=

,當溴化銀全部轉(zhuǎn)化為氯化銀時,溶液中Br-的濃度為0.01mol·L-1,將有關數(shù)據(jù)代

入計算式,求得平衡時Cl-濃度為3.6mol·L-1,溴化銀轉(zhuǎn)化過程中消耗了0.01molCl-,故氯化鈉的最低濃度為3.61mol·L-1,D項正確。3.(2017河南中原名校質(zhì)檢,13)已知:Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,Ksp[Cu(OH)2]=

2.2×10-20,在某含有Fe3+和Cu2+的溶液中,c(Fe3+)為4.0×10-8mol·L-1?，F(xiàn)向該

溶液中滴加氨水,當開始出現(xiàn)氫氧化鐵沉淀時,溶液的pH及溶液中允許

的最大c(Cu2+)為

()A.102.2mol·L-1B.42.2×10-1mol·L-1C.42.2mol·L-1D.102.2×10-1mol·L-1

答案

C開始出現(xiàn)氫氧化鐵沉淀時溶液中氫氧根離子濃度為

mol·L-1=10-10mol·L-1,溶液的pH=4,此時溶液中允許的最大銅離子的濃度是

mol·L-1=2.2mol·L-1,C正確。4.(2017河南濮陽一模,12)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖

所示。下列說法正確的是

()A.溴酸銀的溶解是一個熵增、焓減的過程B.對應溫度下,X點的分散系中,v(溶解)>v(沉淀)C.Y點的分散系中,c(Ag+)·c(Br

)>6.25×10-4D.60℃時溴酸銀飽和溶液中c(Br

)=0.025mol/L題組二沉淀溶解平衡曲線答案

D由溶解度隨溫度的變化曲線可知,溫度升高,該物質(zhì)的溶解度

增大,所以溴酸銀(AgBrO3)的溶解是吸熱過程(焓增過程),故A項錯誤;由

題圖可知,X點的溶液處于過飽和狀態(tài),所以v(溶解)<v(沉淀),故B項錯誤;

60℃時溴酸銀的溶解度是0.6g,則其飽和溶液中c(Ag+)=c(Br

)=0.6g÷236g/mol÷0.1L=0.025mol/L,Ksp(AgBrO3)=c(Ag+)·c(Br

)=6.25×10-4,Y點的溶液未達飽和,此時c(Ag+)·c(Br

)<6.25×10-4,故C項錯誤、D項正確。5.(2017山東濰坊一模,13)25℃時,FeS和ZnS的飽和溶液中,金屬陽離子

與S2-的物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)關系如圖所示。下列說法正確的是

()A.溶解度S(FeS)<S(ZnS)B.a點表示FeS的不飽和溶液,且c(Fe2+)>c(S2-)C.向b點對應溶液中加入Na2S溶液,可轉(zhuǎn)化為c點對應的溶液D.向c點對應的溶液中加入Na2S溶液,ZnS的Ksp增大答案

B根據(jù)題圖分析可知ZnS的溶度積遠小于FeS,又因為FeS和

ZnS為相同類型的難溶電解質(zhì),故溶解度S(FeS)>S(ZnS),A項錯誤;a點對

應溶液的Qc<Ksp,故為不飽和溶液,根據(jù)題圖可知c(Fe2+)>c(S2-),故B項正

確;向b點對應溶液中加入Na2S溶液,c(S2-)增大,而b點到c點c(S2-)減小,C項

錯誤;Ksp只與溫度有關,向c點對應的溶液中加入Na2S溶液,ZnS的Ksp不

變,D項錯誤。6.25℃時,Ag2CO3在水中的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示[已知Ksp(Ag-

Cl)=1.8×10-10],下列說法正確的是

()A.根據(jù)圖示可計算出Ksp(Ag2CO3)=9×10-9B.向Ag2CO3飽和溶液中加入K2CO3飽和溶液,可以使Y點移到X點C.反應Ag2CO3(s)+2Cl-(aq)

2AgCl(s)+C

(aq)的化學平衡常數(shù)K=2.5×108D.在0.001mol·L-1AgNO3溶液中滴入同濃度的KCl和K2CO3的混合溶液,

C

先沉淀答案

C由題圖中數(shù)據(jù)可得,Ksp(Ag2CO3)=c2(Ag+)·c(C

)=(9×10-4)2·10-5=8.1×10-12,A錯誤;在Ag2CO3飽和溶液中加入K2CO3飽和溶液,c(C

)增大,則c(Ag+)降低,而X點與Y點的c(Ag+)相同,B錯誤;Ag2CO3(s)+2Cl-(aq)

2AgCl(s)+C

(aq)的化學平衡常數(shù)K=

=

=

=2.5×108,C正確;Ag+轉(zhuǎn)化為AgCl沉淀所需Cl-的最小濃度為

mol·L-1=1.8×10-7mol·L-1,Ag+轉(zhuǎn)化為Ag2CO3沉淀所需C

的最小濃度為

mol·L-1=8.1×10-6mol·L-1,因此Cl-先沉淀,D錯誤。歸納總結沉淀溶解平衡曲線的含義(1)沉淀溶解平衡曲線上各點都是平衡點。(2)位于曲線下的點表示不飽和溶液,位于曲線上的點表示過飽和溶

液。熱點題型突破5有關溶液中離子平衡的圖像題題型特點常以酸堿中和反應過程中離子濃度變化曲線、pH變化曲線等為設

計背景,主要命題點有:了解電解質(zhì)電離方程式的書寫、水電離程度的

比較、離子濃度的關系、離子濃度大小的比較、電離常數(shù)的計算、pH

的計算等,側(cè)重考查考生分析問題的能力。典例

(2017湖南三湘名校第三次聯(lián)考,12)常溫下,向20mL0.2mol/LH2A溶液中滴加0.2mol/LNaOH溶液,相關微粒的物質(zhì)的量如下圖(其中

Ⅰ代表H2A,Ⅱ代表HA-,Ⅲ代表A2-),根據(jù)圖示判斷,下列說法正確的是

()A.H2A在水中的電離方程式是:H2A

H++HA-B.當V(NaOH)=20mL時,溶液中各離子濃度的大小順序為:c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-)C.等體積、等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后,其溶液中水的電離

程度比純水大D.當V(NaOH)=30mL時,溶液中存在以下關系:2c(H+)+c(HA-)+2c(H2A)=c(A2-)+2c(OH-)破題關鍵能夠根據(jù)圖像分析得出“HA-的電離程度大于水解程度”

是解答該題的關鍵。答案

B解析由題圖可知H2A溶液中存在H2A分子,故H2A為弱電解質(zhì),A錯誤;

當V(NaOH)=20mL時,NaOH和H2A完全反應生成NaHA,由題圖可知A2-

的濃度大于H2A的濃度,說明HA-的電離程度大于其水解程度,溶液呈酸

性,故c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-),B正確;等體積、等濃度的

NaOH溶液與H2A溶液混合后,得NaHA溶液,HA-的電離程度大于其水解

程度,對水的電離起抑制作用,故該溶液中水的電離程度比純水小,C錯

誤;當V(NaOH)=30mL時,溶液為等濃度的Na2A和NaHA的混合溶液,根

據(jù)電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-)①,根據(jù)物料守恒得2c(Na+)=3c(HA-)+3c(A2-)+3c(H2A)②,由①×2-②可得:2c(H+)+c(HA-)+3c(H2A)=c(A2-)+2c(OH-),D錯誤。方法歸納巧抓“四點”突破離子平衡圖像題

題組集訓1.(2017河南鄭州三模,13)已知H2A為二元弱酸。室溫時,配制一組c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.100mol·L-1的H2A和NaOH的混合溶液,溶液中部分

微粒的物質(zhì)的量濃度隨pH的變化曲線如下圖所示。下列指定溶液中微

粒的物質(zhì)的量濃度關系不正確的是

()

A.pH=2的溶液中:c(H2A)+c(A2-)>c(HA-)B.E點溶液中:c(Na+)-c(HA-)<0.100mol·L-1C.c(Na+)=0.100mol·L-1的溶液中:c(H+)+c(H2A)=c(OH-)+c(A2-)D.pH=7的溶液中:c(Na+)>2c(A2-)答案

ApH=2時,c(H2A)<0.02mol·L-1,c(A2-)=0,c(HA-)>0.08mol·L-1,故c(H2A)+c(A2-)<c(HA-),A項不正確。2.(2017廣東茂名4月綜合考試,13)連二次硝酸(H2N2O2)是一種二元酸。

常溫下,向10mL0.01mol·L-1的H2N2O2溶液中滴加0.01mol·L-1的NaOH

溶液,測得混合溶液的pH與NaOH溶液體積的關系如圖所示。下列說法

正確的是

()A.由a點到n點水的電離程度依次減小B.a點時,c(H2N2O2)>c(Na+)C.m點時,c(OH-)+c(N2

)=c(H2N2O2)+c(H+)D.m點到n點,

比值增大答案

C由a點到n點,水的電離程度依次增大,A錯誤;a點為等濃度H2N

2O2和NaHN2O2的混合溶液,pH<7說明H2N2O2的電離程度大于HN2

的水解程度,則c(H2N2O2)<c(Na+),B錯誤;m點為NaHN2O2溶液,根據(jù)質(zhì)子守

恒可得c(OH-)+c(N2

)=c(H2N2O2)+c(H+),C正確;

=

,Kh(N2

)只與溫度有關,故D錯誤。3.(2017湖北黃岡第三次聯(lián)考,12)室溫時,向20mL0.1000mol·L-1H2C2O4

溶液中滴加0.1000mol·L-1NaOH溶液,混合溶液的pH隨滴加NaOH溶液

體積的變化如圖所示。下列有關敘述錯誤的是

()

A.忽略H2C2O4的第二步電離,由題給信息,可以計算出常溫下H2C2O4的電離常數(shù)B.A、B、C三點所對應的溶液中,水的電離程度最小的是A點C.A、B、C三點所對應的溶液中,均有c(Na+)<c(OH-)+c(HC2

)+2c(C2

)D.在B點溶液中,生成的含鈉化合物有兩種,且n(HC2

)+n(C2

)=2.0×10-3mol答案

D當NaOH溶液的體積為0時,pH=1.5,c(H+)=10-1.5mol·L-1,忽略H2C2O4的第二步電離,c(HC2

)≈c(H+)=10-1.5mol·L-1,c(H2C2O4)≈0.1000mol·L-1,K=

≈10-2,故A正確;A點溶液中的溶質(zhì)為NaHC2O4,B點溶液中的溶質(zhì)為NaHC2O4和Na2C2O4,C點溶液中的溶質(zhì)為Na2C2O4,從

A點到C點水的電離程度越來越大,故B正確;由電荷守恒可知,A、B、C

三點所對應的溶液中,均有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2

)+2c(C2

),則c(Na+)<c(OH-)+c(HC2

)+2c(C2

),故C正確;由物料守恒得B點對應的溶液中n(HC2

)+n(C2

)+n(H2C2O4)=0.1000mol·L-1×(20×10-3L)=2.0×10-3mol,故D錯誤。4.(2017湖北六校聯(lián)考,13)常溫下,0.1mol/L的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2

、C2

三者所占物質(zhì)的量分數(shù)(分布系數(shù))隨pH變化的關系如圖所示。下列表述不正確的是

()A.HC2

H++C2

,K=1×10-4.3B.將等物質(zhì)的量的NaHC2O4、Na2C2O4溶于水中,所得溶液pH恰好為4.3C.常溫下HF的K=1×10-3.45,將少量H2C2O4溶液加入足量NaF溶液中,發(fā)生

的反應為:H2C2O4+F-

HF+HC2

D.在0.1mol/LNaHC2O4溶液中,各離子濃度大小關系為:c(Na+)>c(HC2

)>c(H+)>c(C2

)>c(OH-)答案

BA項,pH=4.3時c(C2

)=c(HC2

),則K=

=c(H+)=1×10-4.3,A項正確;B項,將等物質(zhì)的量的NaHC2O4、Na2C2O4溶于水中,因

HC2

的電離程度大于C2

的水解程度,故溶液中c(C2

)>c(HC2

),則溶液的pH>4.3,B項錯;C項,常溫下,H2C2O4的K1=10-1.3,K2=10-4.3,HF的K=1

×10-3.45,故酸性:H2C2O4>HF>HC2

,則H2C2O4和NaF發(fā)生的反應為H2C2O4+F-

HF+HC2

,C項正確;D項,0.1mol/LNaHC2O4溶液的pH<7,說明HC2

的電離程度大于水解程度,故c(Na+)>c(HC2

)>c(H+)>c(C2

)>c(OH-),D項正確。5.(2017江蘇單科,20)砷(As)是一些工廠和礦山廢水中的污染元素,使用

吸附劑是去除水中砷的有效措施之一。(1)將硫酸錳、硝酸釔與氫氧化鈉溶液按一定比例混合,攪拌使其充分

反應,可獲得一種砷的高效吸附劑X,吸附劑X中含有C

,其原因是

。(2)H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分數(shù)(平衡時某物種

的濃度占各物種濃度之和的分數(shù))與pH的關系分別如圖1和圖2所示。圖1

圖2①以酚酞為指示劑(變色范圍pH8.0~10.0),將NaOH溶液逐滴加入到H3

AsO3溶液中,當溶液由無色變?yōu)闇\紅色時停止滴加。該過程中主要反

應的離子方程式為

。②H3AsO4第一步電離方程式H3AsO4

H2As

+H+的電離常數(shù)為

,則p

=

(p

=-lg

)。(3)溶液的pH對吸附劑X表面所帶電荷有影響。pH=7.1時,吸附劑X表面

不帶電荷;pH>7.1時帶負電荷,pH越高,表面所帶負電荷越多;pH<7.1時

帶正電荷,pH越低,表面所帶正電荷越多。pH不同時吸附劑X對三價砷

和五價砷的平衡吸附量(吸附達平衡時單位質(zhì)量吸附劑X吸附砷的質(zhì)

量)如圖3所示。圖3①在pH7~9之間,吸附劑X對五價砷的平衡吸附量隨pH升高而迅速下

降,其原因是

。②在pH4~7之間,吸附劑X對水中三價砷的去除能力遠比五價砷的弱,這

是因為

。提高吸