2019年高考化學(xué) 中等生百日捷進(jìn)提升系列 專題2.8 水溶液中的離子平衡基礎(chǔ)練測.doc

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專題2.8 水溶液中的離子平衡 考綱解讀 1、了解電解質(zhì)的概念，了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。 2、理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。 3、了解水的電離、離子積常數(shù)。 4、了解溶液pH的含義及其測定方法，能進(jìn)行pH的簡單計算。 5、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(jìn)行相關(guān)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(yīng)用。 7、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(jìn)行相關(guān)的計算。 考點探究 高考試題對本講能力點的考查以分析和解決化學(xué)問題能力、以接受、吸收整合化學(xué)信息能力等為主，試題難度適中。在高考試題中經(jīng)常將弱電解質(zhì)的電離與溶液的酸堿性、鹽類的水解、離子濃度大小比較、沉淀溶解平衡等內(nèi)容相結(jié)合，以圖象的形式出現(xiàn)。預(yù)測2019年高考對本講內(nèi)容的考查仍將以外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡、水的電離平衡的影響，溶液中離子濃度大小比較，既與鹽類的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)，還注重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，在2019在高考中仍將會涉及；題型主要以選擇題為主。關(guān)于溶液pH的計算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，運用數(shù)學(xué)工具(圖表)進(jìn)行推理的試題在2019年高考中出現(xiàn)的可能性較大，推理性會有所增強，應(yīng)予以重視。和2016年大綱相比，該考點變化計算，主要體現(xiàn)在：要求由“了解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性”提高為“理解”；要求由“了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡”提高為“理解”；增加“能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計算”；“常見離子的檢驗方法” 的要求由“了解”提高為“掌握”；刪去“沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)”，增加“理解溶度積（Ksp）的含義，能進(jìn)行相關(guān)的計算”，這說明2019年高考將加強對電離平衡常數(shù)和溶度積（Ksp）的計算的考查，在復(fù)習(xí)中應(yīng)給予更多的關(guān)注。 （3）外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動，但任何時候由水電離出的H＋和OH－總是相等的。如Na2CO3溶液中OH－全部由水電離產(chǎn)生，而水電離產(chǎn)生的H＋除一部分存在于溶液中，其他則存在于HCO3－和H2CO3中。故有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。 （4）水的離子積常數(shù)表示在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。并且在稀酸或稀堿溶液中，當(dāng)溫度為25 ℃時，KW＝c(H＋)c(OH－)＝110－14mol2L－2為同一常數(shù)。 四、有關(guān)溶液酸堿性的判斷和pH的計算 1、求溶液pH的方法，可總結(jié)口訣如下：酸按酸(H＋)，堿按堿(OH－)；同強相混弱0.3；異強相混看過量；無限稀釋“7”為限。即25 ℃兩強酸等體積混合，pH＝pH?。?.3；兩強堿等體積混合，pH＝pH大－0.3。強酸強堿等體積混合，若c(H＋)＝c(OH－)，pH＝7；若c(H＋)＞c(OH－)，pH＝0.3－lg[c(H＋)－c(OH－)]；若c(H＋)＜c(OH－)，pH＝13.7＋lg[c(OH－)－c(H＋)]。 2、有關(guān)溶液酸堿性的判斷和pH的計算： （1）水電離的c(H＋)或c(OH－)的計算(25 ℃)。 ①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.010－7 molL－1。 ②溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸電離和水電離，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－)＝10－12 molL－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 molL－1。 ③溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿電離和水電離，而H＋只來源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 molL－1，即水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 molL－1。 ④水解呈酸性或堿性的鹽溶液：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＋)＝10－2 molL－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH－)＝10－2 molL－1。 （2）關(guān)于pH的計算： ①總體原則：若溶液為酸性，先求c(H＋)，再求pH＝－lgc(H＋)；若溶液為堿性，先求c(OH－)，再求c(H＋)＝KW/c(OH－)，最后求pH。 ③質(zhì)子守恒：由水電離出的c(H＋)等于由水電離出的c(OH－)，在堿性鹽溶液中OH－守恒，在酸性鹽溶液中H＋守恒。例如，純堿溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。 （3）四種情況分析： ①多元弱酸溶液：根據(jù)多步電離分析，如：在H3PO3溶液中，c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO32－)＞c(PO43－)。 ②多元弱酸的正鹽溶液：根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。 ③不同溶液中同一離子濃度的比較：要看溶液中其他離子對其產(chǎn)生的影響。例如，在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4＋)由大到小的順序是③＞①＞②。 ④混合溶液中各離子濃度的比較：要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。例如，在0.1 molL－1的NH4Cl和0.1 molL－1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。在該溶液中，但NH3H2O的電離程度大于NH的水解程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，同時c(NH4＋)＞c(Cl－)。即 。 九、沉淀溶解平衡及其應(yīng)用 1．沉淀的生成： （1）條件：離子濃度商(Qc)大于溶度積(Ksp)。（1）應(yīng)用：可利用生成沉淀來達(dá)到分離或除去某些離子的目的。例如： ①分離離子：同一類型的難溶電解質(zhì)，如AgCl、AgBr、AgI，溶度積小的物質(zhì)先析出，溶度積大的物質(zhì)后析出。 ②控制溶液的pH來分離物質(zhì)，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物質(zhì)，將Fe3＋轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3而除去。 2、沉淀的溶解 （1）條件：濃度商Qc小于溶度積Ksp。 （2）方法：酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應(yīng)離子反應(yīng)，降低離子濃度，使平衡向溶解的方向移動，如CaCO3可溶于鹽酸。 ①鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某種離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。 ②配位溶解法：加入適當(dāng)?shù)呐浜蟿?，與沉淀溶解平衡體系中的某種離子生成穩(wěn)定的配合物，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水。 ③氧化還原法：通過發(fā)生氧化還原反應(yīng)使平衡體系中的離子濃度降低，從而使沉淀溶解，如Ag2S溶于硝酸。 3、沉淀的轉(zhuǎn)化 （1）含義：在難溶物質(zhì)的飽和溶液中，溶解度小的沉淀會轉(zhuǎn)化生成溶解度更小的沉淀。 （2）實例：AgNO3AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黃色沉淀) AgI(黃色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。 十、Ksp的有關(guān)計算及其圖像分析 （1）溶度積的計算： ①已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度，如Ksp＝a的飽和AgCl溶液中c(Ag＋)＝mol/L。 ②已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 molL－1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達(dá)到平衡后c(Ag＋)＝10amolL－1。 （2）圖像分析： ①曲線上的任意一點，都代表指定溫度下的飽和溶液，由對應(yīng)的離子濃度可求Ksp。 ②可通過比較、觀察得出溶液是否達(dá)到飽和狀態(tài)，是否有沉淀析出。處于曲線上方的點表明溶液處于過飽和狀態(tài)，一定會有沉淀析出，處于曲線下方的點，則表明溶液處于未飽和狀態(tài)，不會有沉淀析出。 ③從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)Ksp公式計算得出Ksp的值。 ④比較溶液的Qc與Ksp的大小，判斷溶液中有無沉淀析出。 ⑤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液的體積。 考點突破 考點1 強弱電解質(zhì)的性質(zhì)比較及多角度判定 【例1】關(guān)于醋酸(CH3COOH)的下列性質(zhì)中，不能證明它是弱電解質(zhì)的是 A．把pH=2的醋酸溶液稀釋100倍后pH=3.8 B．100mL l molL-1的醋酸溶液恰好與100mL l molL-1的NaOH溶液完全反應(yīng) C．醋酸鈉CH3COONa溶液能使酚酞試液變紅 D．0.1 molL-1的醋酸溶液的pH約為2 【答案】B 【解析】 【分析】 強弱電解質(zhì)的根本區(qū)別是電離程度的不同，完全電離的電解質(zhì)是強電解質(zhì)，部分電離的電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，只要能證明CH3COOH部分電離則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)，據(jù)此分析解答。 【詳解】 C. 醋酸鈉溶液能使酚酞試液變紅，說明醋酸鈉是強堿弱酸鹽，則證明醋酸是弱酸，為弱電解質(zhì)，不符合題意，故C項不選； D. 0.1 mol?L?1的醋酸溶液的pH約為2，說明氫離子濃度小于酸濃度，說明醋酸存在電離平衡，為弱電解質(zhì)，不符合題意，故D項不選； 考點6 鹽類水解的規(guī)律 【例6】已知氫氟酸酸性強于氫氰酸(HCN)，下列判斷正確的是 A．NaCN 與 HCN 的混合液中一定有C(Na+)>C(CN-)>C(OH-)>C(H+) B．氫氟酸溶液的導(dǎo)電性一定強于氫氰酸 C．相同溫度下，同濃度、同體積的NaF溶液和NaCN溶液，離子數(shù)目前者大于后者 D．氫氟酸能與Na2C03反應(yīng)生成C02氣體，HCN也一定能與Na2CO3 反應(yīng)生成C02氣體 【答案】C 【解析】 考點：考查電解質(zhì)溶液中離子濃度的大小比較。 考點7 鹽類水解的綜合應(yīng)用 【例7】下列有關(guān)問題，與鹽的水解有關(guān)的是（　　） ①NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬中的除銹劑②用NaHCO3與Al2（SO4）3兩種溶液可作泡沫滅火劑③草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用④實驗室盛放碳酸鈉溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞⑤加熱蒸干AlCl3溶液得到Al2O3固體 A．①②③ B．②③④⑤ C．②③④ D．①②③④⑤ 【答案】D 【解析】 【分析】 ①銨根離子和鋅離子水解顯酸性； ②碳酸氫根離子與鋁離子發(fā)生雙水解生成二氧化碳； ③銨根離子水解呈酸性，碳酸根離子水解顯堿性； ④碳酸根、硅酸根離子水解顯堿性和玻璃中的二氧化硅反應(yīng)； ⑤加熱蒸干AlCl3溶液：AlCl3溶液中存在水解平衡：AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl 【詳解】 【點睛】 本題考查了鹽類水解，水解離子的特征性質(zhì)和溶液酸堿性，解題關(guān)鍵：理解鹽類水解的實質(zhì)是弱離子結(jié)合水中氫離子或氫氧根離子生成弱電解質(zhì)． 考點8 溶液中微粒濃度大小的比較 【例8】常溫下，下列溶液中的粒子濃度關(guān)系正確的是 A．NH4Cl溶液中：c(Cl?)=c(NH4+)>c(OH?)=c(H+) B．Na2SO4溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(SO42?)+c(OH?) C．NaHCO3溶液中：c(Na+)>c(HCO3?)>c(CO32?)>c(OH?) D．濃度均為0.lmol/L的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后，pH=5，則混合溶液中：c(CH3COO-)-c(CH3COOH)=2(10-5-10-9) mol/L 【答案】D 【解析】 【詳解】 A.NH4Cl溶液中，NH4+會發(fā)生水解反應(yīng)：NH4++H2ONH3?H2O+H+，NH4+水解消耗，c(Cl?)>c(NH4+)，當(dāng)最終達(dá)到平衡時溶液中c(H+)>c(OH?)，溶液顯酸性，所以A錯誤； 基礎(chǔ)特訓(xùn) 1．弱電解質(zhì)在水溶液里達(dá)到電離平衡時，溶液中已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原總分子總數(shù)的百分?jǐn)?shù)叫做該電解質(zhì)的電離度?，F(xiàn)欲粗略測定一未知濃度的醋酸溶液中醋酸的電離度，應(yīng)做的實驗和所需的試劑（或試紙）是 A．電解、NaOH溶液 B．蒸餾、Na2CO3溶液 C．中和滴定、pH試紙 D．酯化反應(yīng)、石蕊試液 【答案】C 【解析】 考點：本題考查弱電解質(zhì)的電離及實驗方案的設(shè)計。 2．某弱酸溶液中存在電離平衡HAH++A－，下列敘述不正確的是 A．溶液中離子濃度的關(guān)系滿足：c(H＋) = c(OH－)＋c(A－) B．常溫下，加入NaA固體可使HA的電離常數(shù)增大 C．HA溶液中加少量的NaA固體，平衡逆向移動 D．0.10mol/L的HA溶液中加水稀釋，溶液中c（OH-）增大 【答案】B 【解析】 【詳解】 A.溶液呈電中性，陰陽離子所帶電荷相等，根據(jù)電荷守恒得：c（H+）=c（OH-）+c（A-），故A正確； B.溫度不變，弱酸的電離平衡常數(shù)不變，故B錯誤； C.加入少量的NaA時，c（A-）增大，從而抑制弱酸電離，平衡逆向移動,故C正確； D.加水稀釋促進(jìn)弱電解質(zhì)電離，氫離子濃度減小，水的離子積常數(shù)不變，所以c（OH-）增大，故D正確。 故選B。 3．電解質(zhì)溶液的電導(dǎo)率越大，導(dǎo)電能力越強。用0.100 molL－1的NaOH溶液滴定10.00 mL濃度均為0.100 molL－1 的鹽酸和CH3COOH溶液。利用傳感器測得滴定過程中溶液的電導(dǎo)率如圖所示。下列說法正確的是 A．曲線②代表滴定CH3COOH溶液的曲線 B．A點溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.5 molL－1 C．在相同溫度下，A、B、C三點溶液中水的電離程度：B＜A＜C D．D點溶液中：c(Cl－)＝2c(OH－)－2c(H＋) 【答案】D 【解析】 【分析】 溶液導(dǎo)電能力與離子濃度成正比，CH3COOH是弱電解質(zhì)，溶液中離子濃度較小，加入NaOH后，溶液中離子濃度增大，溶液導(dǎo)電性增強；HCl是強電解質(zhì)，隨著NaOH溶液加入，溶液體積增大，導(dǎo)致溶液中離子濃度減小，溶液導(dǎo)電能力減弱，當(dāng)完全反應(yīng)時離子濃度最小，繼續(xù)加入NaOH溶液，離子濃度增大，溶液導(dǎo)電能力增強，根據(jù)圖知，曲線②代表0.1 mol/L NaOH溶液滴定HC1溶液的滴定曲線，曲線①代表0.1 mol/LNaOH溶液滴定CH3COOH溶液的滴定曲線，據(jù)此分析。 【詳解】 C. 酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進(jìn)水電離，C點溶質(zhì)為NaCl。A點溶質(zhì)為醋酸鈉，可促進(jìn)水電離，B點為等物質(zhì)的量濃度的醋酸鈉和NaOH，NaOH會抑制水的電離，則在相同溫度下，由水的電離程度：Bc(H+)>c(OH-) D．pH=4時，c(H+)=c(H2R-)+2c(HR2-)+c(OH-) 【答案】C 【解析】 【分析】 檸檬酸是三元弱酸，在溶液電離方程式：H3RH2R-+H+，H2R-HR2-+H+，HR2-R2-+H+，隨著pH值的增大，氫離子濃度會減小，平衡向右移動，所以H3R含量會減少。H3R、H2R-、HR2-、R3-在圖形中表示的曲線分別為a、b、c、d，據(jù)此回答。 （3）①由開始NaOH溶液的pH=13，c（OH-）=c（NaOH）=0.1mol/L，故答案為：0.1mol/L； ②在B點，溶液顯中性，由電荷守恒知c(Na+)=c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+)； ③D點溶液顯酸性，為醋酸鈉和醋酸的混合溶液，醋酸電離程度大于醋酸根水解程度，則離子濃度大小關(guān)系為c（CH3COO-）＞c（Na+）。故答案：＞。 （4）0.02mol CH3COONa溶液，則c(Na+)=0.02mol/L，醋酸的電離程度大于醋酸根離子的水解程度，則c（CH3COO-）＞0.01mol/L，氯離子不水解，則c（Cl-）=0.01mol/L，由電荷守恒知 c(H+) > c(OH-)，則離子濃度大小關(guān)系c(Na+)>c(CH3COO-)> c(Cl-)> c(H+)>c(OH-) 【點睛】 本題易錯點為Kw的數(shù)值與溫度有關(guān)，在計算pH時不要隨意認(rèn)為Kw=10-14。