選擇題專項15　水溶液中的離子平衡 課件高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)

第一部分熱點專題考試類型專題六水溶液中的離子平衡選擇題專項15水溶液中的離子平衡(1)考向一

電離平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡

下列說法正確的是(

B

)A.99％的X、Y轉(zhuǎn)化為配離子時，兩溶液中CN－的平衡濃度X＞YB.

向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達平衡時

＞

C.

由Y和Z分別制備等物質(zhì)的量的配離子時，消耗CN－的物質(zhì)的量Y＜ZD.

若相關(guān)離子的濃度關(guān)系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率B

1.

三大平衡的比較

平衡類型電離平衡(如CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0)水解平衡(如CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－

ΔH＞0)沉淀溶解平衡[如AgCl(s)

Ag＋(aq)＋Cl－(aq)]影響因素升溫促進電離Ka增大促進水解Kh增大若難溶物的溶解度隨溫度升高而增大，促進溶解；反之，抑制溶解若難溶物的溶解度隨溫度升高而增大，則Ksp增大；反之，則Ksp減小影響因素加水促進電離Ka不變促進水解Kh不變促進溶解Ksp不變平衡類型電離平衡(如CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0)水解平衡(如CH3COO－＋H2O

CH3COOH＋OH－

ΔH＞0)沉淀溶解平衡[如AgCl(s)

Ag＋(aq)＋Cl－(aq)]影響因素加入相應(yīng)離子(或物質(zhì))加CH3COONa或鹽酸，抑制電離Ka不變加CH3COOH或NaOH，抑制水解Kh不變加AgNO3或NaCl，抑制溶解Ksp不變加入反應(yīng)離子(或物質(zhì))加入OH－，促進電離(2024·黑吉遼)用AgNO3溶液滴定可測定KHS溶液中c(S2－)，選項錯誤Ka不變加入H＋，促進水解Kh不變加入氨水，促進溶解Ksp不變?nèi)蹼娊赓|(zhì)的判斷、溶液中平衡移動及結(jié)合Ka、Kb進行相關(guān)計算，如：(2023·浙江1月選考T13B改編)甲酸(HCOOH)是重要的化工原料，已知甲酸Ka＝1.8×10－4，則pH＝5的廢水中c(HCOO－)∶c(HCOOH)＝18，選項正確(2023·浙江6月選考T3A)氯化鐵屬于弱電解質(zhì)，選項錯誤(2022·浙江6月選考T17D)25

℃時，0.10

mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固體，水的電離程度變小，選項錯誤2.

Ka(Kb)、KW、Kh、Ksp理解(1)均為溫度函數(shù)，只與溫度、物質(zhì)性質(zhì)有關(guān)，溫度不變，Ka(Kb)、KW、Kh、Ksp不變。(2)Ka(Kb)①酸性(堿性)越強，Ka(Kb)越大

復(fù)分解反應(yīng)中Ka大的生成Ka小的

②酸性(堿性)越弱其鹽水解程度越大，Kh越大

③電離常數(shù)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸為例)(3)KW與溶液酸堿性(“成語法”巧記溶液酸堿性的變化規(guī)律)①溫度恒定時，改變其他條件，溶液中c(OH－)與c(H＋)的變化遵循“此起彼伏”或“此消彼長”的規(guī)律，因為c(H＋)·c(OH－)＝KW為定值。如稀釋CH3COOH溶液時，c(OH－)隨c(H＋)的減小而增大。②常溫時，pH之和為14的強堿溶液與弱酸溶液(或弱堿溶液與強酸溶液)等體積混合，溶液的酸堿性遵循“以弱勝強”的規(guī)律。如pH＝2的CH3COOH溶液與pH＝12的燒堿溶液等體積混合，溶液顯酸性，其實質(zhì)是CH3COOH過量。③等濃度、等體積的一元強堿溶液與一元弱酸溶液(或一元弱堿溶液與一元強酸溶液)混合，溶液的酸堿性遵循“恃強凌弱”的規(guī)律。如等濃度、等體積的燒堿溶液與CH3COOH溶液混合，溶液顯堿性，其實質(zhì)是CH3COOH與NaOH恰好完全反應(yīng)，CH3COO－發(fā)生水解。(4)Kh①Kh與Ka、Kb、KW的關(guān)系②Ka(Kb)、Kh判斷溶液酸堿性

分析溶液中微粒濃度大小時常用a.酸式鹽NaHA溶液：HA－的電離常數(shù)Ka2(H2A)＞HA－的水解常數(shù)Kh(HA－)，則溶液顯酸性。b.等濃度HA和NaA混合溶液：若Ka(HA)＞Kh(A－)，則溶液顯酸性。(5)Ksp①同類型的難溶電解質(zhì)，Ksp越大，物質(zhì)的溶解度越大，不同類型的難溶電解質(zhì)，不能用Ksp比較溶解度大小。②沉淀轉(zhuǎn)化：一般情況下，Ksp大的難溶電解質(zhì)可以轉(zhuǎn)化為Ksp小的難溶電解質(zhì)。③Ksp的應(yīng)用：Q＞Ksp，產(chǎn)生沉淀；Q＜Ksp，沉淀溶解。④電離常數(shù)、溶度積常數(shù)與平衡常數(shù)的關(guān)系

b.建立Ksp與K的關(guān)系，一般是在K的表達式的分子、分母中同乘以某個離子的濃度，將分子、分母轉(zhuǎn)化為不同物質(zhì)的Ksp。⑤Ksp與溶解度(S)之間的關(guān)系

⑥難溶堿的Ksp與pH的關(guān)系

1.(亞硫酸的電離平衡、沉淀溶解平衡)(2024·浙江1月選考)常溫下，將等體積、濃度均為0.40

mol·L－1

BaCl2溶液與新制H2SO3溶液混合，出現(xiàn)白色渾濁；再滴加過量的H2O2溶液，振蕩，出現(xiàn)白色沉淀。已知：H2SO3

Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8Ksp(BaSO3)＝5.0×10－10，Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10下列說法不正確的是(

C

)A.H2SO3溶液中存在c(H＋)＞c(HS

)＞c(S

)＞c(OH－)B.

將0.40

mol·L－1

H2SO3溶液稀釋到0.20

mol·L－1，c(S

)幾乎不變C.BaCl2溶液與H2SO3溶液混合后出現(xiàn)的白色渾濁不含有BaSO3D.

存在反應(yīng)Ba2＋＋H2SO3＋H2O2

BaSO4↓＋2H＋＋H2O是出現(xiàn)白色沉淀的主要原因C

2.(硼酸的電離及鹽的水解)(2024·貴州高考)硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]水溶液常用于pH計的校準。硼砂水解生成等物質(zhì)的量的B(OH)3(硼酸)和Na[B(OH)4](硼酸鈉)。

下列說法正確的是(

B

)BA.

硼砂稀溶液中c(Na＋)＝c[B(OH)3]B.

硼酸水溶液中的H＋主要來自水的電離C.25

℃時，0.01

mol·L－1硼酸水溶液的pH≈6.38D.

等濃度等體積的B(OH)3和Na[B(OH)4]溶液混合后，溶液顯酸性

A.

線Ⅱ表示CH3OOOH的變化情況B.CH3OOOH的電離平衡常數(shù)Ka＝10－nC.pH＝n時，c(Ag＋)＝

mol·L－1D.pH＝10時，c(Ag＋)＋c(CH3COOAg)＝0.08

mol·L－1C

下列敘述正確的是(

D

)A.

交點a處：c(Na＋)＝2c(Cl－)B.

＝10－2.21C.

V≤2.0

mL時

不變D.

y1＝－7.82，y2＝－lg

34D解析：

A.

降低pH可以增大HgS的溶解量B.

可將H2S氣體通入Hg2＋水溶液中制備HgSC.H2S的電離平衡常數(shù)的乘積Ka1·Ka2＝10－20D.

用FeS除廢水中Hg2＋：FeS(s)＋Hg2＋(aq)

HgS(s)＋Fe2＋(aq)，平衡常數(shù)K＝1034.6C

考向二

溶液中粒子濃度大小比較

A.Na2S溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)

等式聯(lián)想三個守恒等式B.0.01

mol·L－1

Na2S溶液中：c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)分析S2－水解及S2－、HS－水解程度大小C.

向c(Cd2＋)＝0.01

mol·L－1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2＋)＜10－8

mol·L－1B

1.

溶液中粒子濃度大小關(guān)系(1)基本思路和步驟(2)熟練判斷溶液中粒子濃度的大小關(guān)系①明確三個“比較”

二個微弱：水解、弱電解質(zhì)電離十分微弱，第一步水解、電離?第二步a.電離程度大于水解程度，如CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，所以等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性。b.水解程度大于電離程度，如HClO的電離程度小于ClO－的水解程度，所以等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性。

②掌握三大守恒關(guān)系的應(yīng)用2.

溶液中粒子濃度比較的2個易錯點(1)不清楚使用哪個守恒而出錯。①當?shù)仁街械牧Ｗ泳鶠殡x子時，或一邊均為陽離子，另一邊均為陰離子時，考慮電荷守恒。②當?shù)仁街械牧Ｗ佑蟹肿訒r考慮元素守恒。③若等式既不符合元素守恒，也不符合電荷守恒，可考慮將元素守恒式和電荷守恒式聯(lián)立。直接書寫質(zhì)子守恒容易漏掉OH－或H＋，還容易漏寫失去2個質(zhì)子或得到2個質(zhì)子后粒子的“系數(shù)”(“系數(shù)”為2)，可將元素守恒關(guān)系式與電荷守恒關(guān)系式聯(lián)立得出質(zhì)子守恒關(guān)系式。nc(Rn＋)、n表示所帶電荷(2)判斷粒子濃度關(guān)系時容易忽略粒子的水解、電離而出錯。①比較粒子濃度大小時，多元弱酸的酸式鹽一般既存在水解，又存在電離，要根據(jù)酸式酸根離子水解程度和電離程度的相對大小確定溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小。②等濃度的弱酸(HA)與弱酸鹽(NaA)的混合溶液中，要根據(jù)電離常數(shù)和水解常數(shù)的相對大小判斷以電離為主還是以水解為主，若以電離為主，則HA的濃度小于A－的。

1.(SO2性質(zhì)及微粒濃度比較融合)(2024·江蘇高考)室溫下，通過下列實驗探究SO2的性質(zhì)。已知Ka1(H2SO3)＝1.3×10－2，Ka2(H2SO3)＝6.2×10－8。實驗1：將SO2氣體通入水中，測得溶液pH＝3。實驗2：將SO2氣體通入0.1

mol·L－1

NaOH溶液中，當溶液pH＝4時停止通氣。實驗3：將SO2氣體通入0.1

mol·L－1酸性KMnO4溶液中，當溶液恰好褪色時停止通氣。下列說法正確的是(

D

)A.

實驗1所得容液中：c(HS

)＋c(S

)＞c(H＋)B.

實驗2所得溶液中：c(S

)＞c(HS

)C.

實驗2所得溶液經(jīng)蒸干、灼燒制得NaHSO3固體D.

實驗3所得溶液中：c(S

)＞c(Mn2＋)D

2.(分布曲線及微粒濃度比較)(2024·湖北高考)CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖?？v坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質(zhì)量分數(shù)。已知c0(Pb2＋)＝2.0×10－5

mol·L－1，pKa1(H2CO3)＝6.4、pKa2(H2CO3)＝10.3，pKsp(PbCO3)＝12.1。下列說法錯誤的是(

D

)A.pH＝6.5時，溶液中c(C

)＜c(Pb2＋)B.

δ(Pb2＋)＝δ(PbCO3)時，c(Pb2＋)＜1.0×10－5

mol·L－1C.pH＝7時，2c(Pb2＋)＋c[Pb(OH)＋]＜2c(C

)＋c(HC

)＋c(Cl

)D.pH＝8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解D

3.(V－c圖像－特殊點濃度比較)(2024·湖南高考)常溫下Ka(HCOOH)＝1.8×10－4，向20

mL

0.10

mol·L－1

NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關(guān)系如圖所示，下列說法錯誤的是(

D

)A.

水的電離程度：M＜NB.M點：2c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)C.

當V(HCOOH)＝10

mL時，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(HCOOH)＋c(HCOO－)D.N點：c(Na＋)＞c(HCOO－)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(HCOOH)D解析：設(shè)呈下降趨勢的曲線為曲線①，呈上升趨勢的曲線為曲線②，根據(jù)題圖可知，曲線①溶液中離子濃度開始時為0.1

mol·L－1，當?shù)稳?.1

mol·L－1

HCOOH溶液20

mL時，該離子濃度幾乎為0，則曲線①代表OH－濃度的變化；曲線②隨著HCOOH溶液的滴入呈上升趨勢，最終濃度約為0.05

mol·L－1，則曲線②代表HCOO－濃度的變化。向20

mL

0.1

mol·L－1

NaOH溶液中緩慢滴入20

mL

0.1

mol·L－1

HCOOH溶液，滴加過程中逐步生成強堿弱酸鹽HCOONa，水的