專題十 水溶液中的離子平衡（講義）-2025版高考化學二輪復習講練測合集

專題十水溶液的離子平衡（講義）——高考化學二輪復習講練測合集核心素養(yǎng)變化觀念與平衡思想考情預測預計2025年高考中，仍會以圖像的形式綜合考查外界條件對電離平衡的影響，以及借助圖像數(shù)據(jù)計算電離平衡常數(shù)；離子積常數(shù)和影響水電離平衡的因素，特別是酸、堿反應過程中水的電離程度的變化；鹽類水解原理，特別是特殊點的粒子濃度大小關(guān)系；溶度積和溶度積曲線的理解等，強調(diào)用動態(tài)平衡的觀點看待和分析微粒變化的過程。考法1、準確判斷水電離的c(H+)或c(OH-)1、溶質(zhì)為酸的溶液H＋來源于酸和水的電離，而OH－只來源于水。如計算pH＝2的鹽酸中水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。2、溶質(zhì)為堿的溶液OH－來源于堿和水的電離，而H＋只來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12mol·L－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。水解呈酸性或堿性的正鹽溶液H＋和OH－均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)=10－2mol·L－1；pH=12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)=10－2mol·L－1?？挤?、強、弱電解質(zhì)的相關(guān)知識1、相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸溶液的比較比較c(H＋)c(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應的速率一元強酸相同小小少相同一元弱酸大大多證明酸堿性實驗設(shè)計（以證明HA是弱酸為例）實驗方法結(jié)論常溫下，測0.01mol·L-1HA溶液的pH若pH>2，則HA為弱酸常溫下，測NaA溶液的pH若pH>7，則HA為弱酸相同條件下，測相同濃度的HA和HCl溶液的導電能力若HA溶液的導電能力比鹽酸溶液的弱，則HA為弱酸測pH相同的HA溶液與鹽酸稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化若HA溶液的pH變化小，則HA為弱酸3、根據(jù)多元弱酸“共軛酸堿對”判斷電離常數(shù)(Ka)與水解常數(shù)(Kh)大小?？挤?、有關(guān)溶液中粒子濃度的變化圖像分析類型一、一強一弱溶液的稀釋圖像1、相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多2、相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3、pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系(1)HY為強酸、HX為弱酸(2)a、b兩點的溶液中：c(X－)＝c(Y－)(3)水的電離程度：d＞c＞a＝b(1)MOH為強堿、ROH為弱堿(2)c(ROH)＞c(MOH)(3)水的電離程度：a＞b類型二、Kw和Ksp曲線1、雙曲線型不同溫度下水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化曲線常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp＝9×10－6](1)A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大(2)D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，Kw＝1×10－14(3)AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點：c(H＋)＜c(OH－)(1)a、c點在曲線上，a→c的變化為增大c(SOeq\o\al(2－,4))，如加入Na2SO4固體，但Ksp不變(2)b點在曲線的上方，Qc＞Ksp，將會有沉淀生成(3)d點在曲線的下方，Qc＜Ksp，則為不飽和溶液，還能繼續(xù)溶解CaSO42、直線型(pM－pR曲線)pM為陽離子濃度的負對數(shù)，pR為陰離子濃度的負對數(shù)①直線AB上的點：c(M2＋)＝c(R2－)；②溶度積：CaSO4＞CaCO3＞MnCO3；③X點對CaSO4要析出沉淀，對CaCO3是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaCO3；④Y點：c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(Ca2＋)，二者的濃度積等10－5；Z點：c(COeq\o\al(2－,3))＜c(Mn2＋)，二者的濃度積等10－10.6。類型三、分布系數(shù)圖及分析[分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關(guān)系曲線]一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO－分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)、δ1為HC2Oeq\o\al(－,4)分布系數(shù)、δ2為C2Oeq\o\al(2－,4)分布系數(shù)隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布系數(shù)可以書寫一定pH時所發(fā)生反應的離子方程式同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布系數(shù)和酸的分析濃度，就可以計算各成分在該pH時的平衡濃度類型四、酸堿中和滴定曲線氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(強酸與強堿反應)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(強酸與弱堿反應)室溫下pH＝7不一定是終點：強堿與強酸反應時，終點是pH＝7；強堿與弱酸(強酸與弱堿)反應時，終點不是pH＝7(強堿與弱酸反應終點是pH＞7，強酸與弱堿反應終點是pH＜7)考法4、溶液中微粒濃度的大小關(guān)系闡釋舉例兩大理論電離理論弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離（多元弱酸分步電離，逐級減弱）H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)水解理論弱電解質(zhì)離子的水解是微弱的，水解生成的微粒濃度很小(多元弱酸酸根離子分步水解，逐級減弱)Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)三大守恒電荷守恒在電解質(zhì)溶液中，陽離子的電荷總數(shù)與陰離子的電荷總數(shù)相等，即溶液呈電中性NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守恒在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，粒子種類增多，但這些粒子所含某些原子的總數(shù)始終不變，符合原子守恒NaHCO3溶液中：n(Na+):n(C原子)=1:1，則c(Na+)=c(CO32-)+c(H2CO3)+c(HCO3-)質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中，電離、水解等過程中得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)NaHCO3溶液中：考法5、有關(guān)溶液中粒子濃度的變化圖像題解題建模在某溫度時，將nmol·L－1氨水滴入10mL1.0mol·L－1鹽酸中，溶液pH和溫度隨加入氨水體積變化曲線如圖所示，下列有關(guān)說法正確的是()A．a(chǎn)點Kw＝1.0×10－14B．水的電離程度：b＞c＞a＞dC．b點：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)D．25℃時NH4Cl水解平衡常數(shù)為(n－1)×10－7(用n表示)[分析建模]向弱酸(或強酸)溶液中逐滴滴入強堿(或弱堿)溶液，離子濃度、pH有一定的變化規(guī)律?，F(xiàn)以向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液為例進行分析，以能夠?qū)υ擃愵}有一個整體把握。上圖一目了然，可以很清楚地得出不同情況下溶液中的pH、離子濃度的關(guān)系。[模型解題]eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(a點→鹽酸（溫度小于25℃）,b點→恰好生成NH4Cl,c點→pH＝7（25℃）中性溶液,d點→pH>7，NH3·H2O和NH4Cl混合液))考法6、沉淀溶解平衡1、沉淀的生成方法實例原理調(diào)節(jié)pH法用CuO除去CuCl2中的FeCl3沉淀劑法以Na2S作沉淀劑除去污水中的重金屬離子Cu2+2、沉淀的溶解方法實例原理酸溶解法CaCO3可溶于鹽酸鹽溶解法Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液配位溶解法AgCl溶于氨水氧化還原溶解法不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于HNO33、沉淀的轉(zhuǎn)化鍋爐除垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，離子方程式為礦物轉(zhuǎn)化：ZnS遇CuSO4溶液轉(zhuǎn)化為CuS，離子方程式為4、沉淀溶解平衡曲線的理解應用（1）一點應用：判斷結(jié)晶的方法①溶解度受溫度影響較小的（如NaCl）采取蒸發(fā)結(jié)晶的方法。②溶解度受溫度影響較大的采取蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶的方法。③帶有結(jié)晶水的鹽，一般采取蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶的方法，特別應注意的是若從FeCl3溶液中結(jié)晶出FeCl3·6H2O晶體，應在HCl氣氛中蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶。（2）三點提醒①并非Ksp越小，其物質(zhì)的溶解度就越小。對于陰、陽離子的個數(shù)比相同的難溶電解質(zhì)，它們的溶解度可以直接用Ksp的大小來比較，Ksp越小，其物質(zhì)的溶解度就越?。欢鴮τ陉?、陽離子的個數(shù)比不同的難溶電解質(zhì)，它們的溶解度就不能直接用Ksp的大小來比較。②溶度積小的難溶電解質(zhì)在一定條件下也能向溶度積大的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。當兩種難溶電解質(zhì)的Ksp相差不是很大時，通過調(diào)節(jié)某種離子的濃度，可由溶度積小的難溶電解質(zhì)向溶度積大的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。③涉及Qc的計算時，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計算離子濃度時，所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積。真題賞析1：【2024·江蘇卷】室溫下，通過下列實驗探究的性質(zhì)。已知，。實驗1：將氣體通入水中，測得溶液。實驗2：將氣體通入溶液中，當溶液時停止通氣。實驗3：將氣體通入酸性溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。下列說法正確的是()A.實驗1所得溶液中：B.實驗2所得溶液中：C.實驗2所得溶液經(jīng)蒸干、灼燒制得固體D.實驗3所得溶液中：答案：D解析：實驗1所得溶液中存在電荷守恒：，A錯誤；實驗2所得溶液，即，代入的二級電離常數(shù)計算式，得：，故，B錯誤；受熱易分解，且易被空氣中的氧化，故經(jīng)過蒸干、灼燒無法得到固體，C錯誤；通入酸性溶液中發(fā)生反應：，生成的多于，故實驗3所得溶液中：，D正確。真題賞析2：【2024·山東卷】常溫下水溶液體系中存在反應：，平衡常數(shù)為K。已初始濃度，所有含碳物種的摩爾分數(shù)與變化關(guān)系如圖所示（忽略溶液體積變化）。下列說法正確的是()A.線Ⅱ表示的變化情況B.的電離平衡常數(shù)C.時，D.時，答案：C解析：根據(jù)分析，線Ⅱ表示的變化情況，A錯誤；由圖可知，當相等時（即線Ⅰ和線Ⅱ的交點），溶液的pH=m，則的電離平衡常數(shù)，B錯誤；pH=n時，，的，由圖可知pH=n時，，代入整理得，C正確；根據(jù)物料守恒，pH=10時溶液中，D錯誤。1.常溫下，溶液中各含磷物種的關(guān)系如圖所示。圖中表示各含磷物種的濃度負對數(shù)()，表示的濃度負對數(shù)[]。已知：溶液中含磷物種的濃度之和始終保持。x、y、z三點的坐標：。下列說法不正確的是()A.曲線①表示隨的變化B.的水溶液顯酸性，屬于正鹽C.的平衡常數(shù)K的數(shù)量級為105D.的溶液中：2.工業(yè)上以為原料生產(chǎn)，對其工藝條件進行研究?，F(xiàn)有含的、溶液，含的、溶液。在一定pH范圍內(nèi)，四種溶液中隨pH的變化關(guān)系如圖所示。下列說法錯誤的是()A.反應的平衡常數(shù)B.C.曲線④代表含的溶液的變化曲線D.對含且和初始濃度均為的混合溶液，時才發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化

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