高考化學一輪復習 第一部分 第七專題 水溶液中的離子平衡課件

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1、第七專題 水溶液中的離子平衡1(2012 年廣東，雙選)對于常溫下 pH 為2的鹽酸，敘述正確的是()。Ac(H)c(Cl)c(OH)B與等體積 pH12 的氨水混合后所得溶液顯酸性C由 H2O電離出的c(H)1.0 1012 molL1D與等體積 0.01 molL1乙酸鈉溶液混合后所得溶液中：c(Cl)c(CH3COO)答案：AC 解析：A項正確，符合電荷守恒；B項錯誤，NH3H2O 是弱堿，pH12 的氨水中 NH3H2O 的濃度遠大于 0.01 molL1，故其與等體積等濃度的鹽酸混合后所得溶液顯堿性；C項正確，c(H)水c(OH)水Kw/c(H)1.01012 molL1；D項錯誤，

2、混合后生成的乙酸是弱酸，只有部分電離，故c(Cl)c(CH3COO)。答案：D3(2010 年廣東)HA 為酸性略強于醋酸的一元弱酸，在 0.1molL1 NaA 溶液中，離子濃度關系正確的是()。DAc(Na)c(A)c(H)c(OH)Bc(Na)c(OH)c(A)c(H)Cc(Na)c(OH)c(A)c(H)Dc(Na)c(H)c(A)c(OH) 解析：HA為一元弱酸，則NaA為強堿弱酸鹽，溶液由于A的水解顯堿性，離子濃度大小為c(Na)c(A)c(OH)c(H )，A、B錯誤；根據溶液中電荷守恒，則c(Na)c(H)c(A)c(OH)，C錯，D正確。4(2009 年廣東，雙選)硫酸鍶(S

3、rSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示，下列說法正確是()。A溫度一定時， 的增大而減小B三個不同溫度中，313 K時Ksp(SrSO4)最大C283 K 時，圖中 a 點對應的溶液是不飽和溶液D283 K 下的 SrSO4 飽和溶液升溫到 363 K 后變?yōu)椴伙柡腿芤捍鸢福築C答案：D 解析：氯水中也含有氯氣分子，A項中物料守恒不成立；根據Cl2H2O HClOHCl，HCl完全電離而HClO部分電離，故c(H)c(Cl)c(ClO)c(OH)，B錯；等物質的量的強堿與弱酸混合生成強堿弱酸鹽顯堿性：c(OH)c(H)，根據溶液中電荷守恒可判斷c(Na)c(CH3COO)。水溶液中的離子

4、平衡是化學平衡的延伸和應用，也是高考中考點分布較多的內容之一?？疾閮热葜饕幸韵氯齻€方面：(1)弱電解質的電離平衡和溶液的酸堿性；(2)鹽類的水解平衡；(3)難溶電解質的沉淀溶解平衡。從近幾年高考命題的變化趨勢來看，預計溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉化仍是主要考查題型。 1弱電解質電離平衡 (1)電離平衡是動態(tài)平衡：v(分子電離)v(離子結合)，電離平衡方程式中用“ ”表示。 (2)電離平衡常數(shù)是溫度函數(shù)：Ka(弱酸)、 Kb(弱堿)表達式，溫度一定時，(3)電離反應是吸熱反應，影響平衡移動的主要因素是_，平衡移動原理與化學平衡移動原理基本相同。例如，升溫向電離方向移動，K_，降

5、溫向結合方向移動，K_，改變濃度，K_。溫度和濃度增大減小不變 2水的電離和溶液的pH (1)電離常數(shù)與離子積：H2OH2O H3OOH簡寫為H2O HOH。 水的電離常數(shù)：K ； 水的離子積：KWc(H)c(OH)=Kc(H2O)。25 時，KW1.01014 。(2)pH與溶液的酸堿性。數(shù)學表達式：pH_。 溶液酸堿性與pH、c(H)、c(OH)的關系。溶液呈中性， 溶液呈酸性，pH7，c(H)c(OH)；溶液呈堿性，pH7，c(H)c(OH)。(3)酸堿溶液稀釋時pH的變化。強酸與弱酸分別加水稀釋10n 倍時，強酸：pH稀pH原 pH7，c(H)c(OH)1.0107 molL1；n；弱

6、酸：pH稀 _pH原n。lgc(H) 強堿與弱堿分別加水稀釋10n倍時，強堿：pH稀pH原n；弱堿：pH稀_pH原 n。 注意：酸堿溶液稀釋到一定程度時，水的電離不能忽略，此時、中的計算式不適用；酸堿溶液無論加水稀釋多少倍，都不改變其酸堿性。 3鹽類的水解 (1)鹽類水解的實質：鹽水 酸堿H0。 (2)影響鹽類水解程度的因素。 溫度：鹽水解吸熱，升溫，鹽水解程度_，鹽溶液的酸性或堿性_。增大增強 濃度：鹽溶液越稀，水解程度越_，加水稀釋能促進鹽的水解。因溶液體積增大得更多，所以鹽溶液中的c(H)或c(OH)反而_(即酸性或堿性減弱)。 向能水解的鹽溶液中加入與水解產物相同的離子，_鹽水解；若將

7、水解產物反應掉，_鹽水解。例如，在FeCl3溶液中存在 Fe33H2O Fe(OH)33H，若加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動，促進Fe3水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動，抑制Fe3水解。大減小抑制促進4酸堿中和滴定(1)滴定原理：酸(A)、堿(B)反應時的物質的量之比等于它們的化學計量數(shù)之比，即。c、V、v 分別表示物質的量濃度、溶液的體積、化學計量數(shù)。(2) 所 需 主 要 儀 器 和 藥 品 ： _ 、_、_、標準液，待測液。滴定管(酸式、堿式)錐形瓶指示劑(3)主要操作步驟：潤洗滴定管調整滴定管內液面在“0”或“0”以下并讀數(shù)在錐形瓶中注入待測液和指示劑滴定(重復 2

8、3 次)計算。(4) 誤差分析：若1 時，測定堿的濃度，則 c(B) ，據此進行誤差分析，如讀取酸式滴定管內酸的讀數(shù)時， 先仰視后 俯 視 ， 則 測得的V(A)_ ， 故 實 驗 結 果c(B)_(填“偏大”、“偏小”或“無影響”)。偏小偏小弱電解質的電離平衡例 1證明可溶性一元酸(HX)是弱酸，在 25 條件下設計如下方案，其中不合理的是()。A測 1 molL1NaX溶液的 pH 時，若pH7，證明 HX是弱酸B測0.1 molL1 HX溶液的 pH 時，若pH1，證明 HX是弱酸C將等濃度、等體積的鹽酸和 NaX 溶液混合，若混合溶液的 pH7，證明 HX 是弱酸D對 0.1 molL

9、1的鹽酸和0.1 molL1的 HX 溶液進行導電性實驗，若連接 HX 溶液的燈泡較暗，證明 HX 是弱酸答案：C 解析：A正確，溶液pH7，說明NaX發(fā)生水解反應：XH2O HXOH，NaX為強堿弱酸鹽；B正確，0.1 molL1 HX溶液的pH1，則c(H)0.1 molL1，說明HX只是部分電離，HX是弱酸；C錯誤，等濃度、等體積的鹽酸和 NaX溶液混合，因NaCl不水解，則無論HX是強酸還是弱酸，其溶液都顯酸性；D正確，用同濃度的一元酸做導電性實驗，燈泡較暗者，溶液離子濃度較小，說明HX沒有完全電離，則其為弱酸。【觸類旁通】1常溫下 0.1 molL1醋酸溶液的 pHa，下列能使溶液p

10、Ha1 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 D提高溶液的溫度 C加入等體積0.2 molL1鹽酸解析：弱電解質醋酸稀釋會使電離程度增大，稀釋 10 倍后，醋酸溶液的 pH 應小于(a1)，A 項錯誤；加入適量醋酸鈉固體可以抑制醋酸的電離，能使醋酸溶液的 pH 等于(a1)，B 項正確；加入鹽酸會使溶液的酸性增強，使醋酸溶液 pH 減小，C項錯誤；提高溶液溫度會使醋酸的電離程度增大，使醋酸溶液酸性增強，pH 減小，D 項錯誤。答案：B1影響弱電解質電離平衡常數(shù) K 的外界因素為溫度，濃度對 K 無影響。2相同濃度下，弱酸的電離平衡常數(shù) K 值越大，酸性越強。3判

11、斷 HA 是強酸還是弱酸常見的五種方法：(以 CH3COOH 為例)(1) 0.1 molL1的 CH3COOH 溶液，測其 pH 大于1。(2)測 CH3COONa 溶液的 pH 大于7。 (3)取 pH3的 CH3COOH 溶液1 mL，用水稀釋到100 mL后，測其pH小于5。 (4)分別測同體積 0.1 molL1的 CH3COOH 溶液和 HCl 溶液的導電性。 (5)0.1 molL1的 CH3COOH 溶液和 HCl 溶液，分別與 Mg反應，起始時 CH3COOH 溶液的反應速率慢。水的電離與溶液的酸堿性例 2(2012年全國)已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為

12、 a molL1的一元酸HA與b molL1的一)。元堿 BOH 等體積混合，可判定溶液呈中性的依據是(AabB混合溶液的 pH7 D混合溶液中，c(H)c(B)c(OH)c(A)解析：A 項，因無法確定酸與堿是否為強酸、強堿，故反應后的溶液不一定呈中性；B 項，因溫度T 不一定指常溫25 ，同樣也不能說明溶液呈中性；C 項，通過分析可知，題給條件實際上即c(H)c(OH)，故溶液必然呈中性；D 項，根據溶液中的電荷守恒，無論溶液呈酸性、堿性或中性都成立，故無法判斷。答案：C【觸類旁通】2(2012 年上海)水中加入下列溶液對水的電離平衡不產生影響的是()。 ANaHSO4 溶液CKAl(SO

13、4 )2 溶液 BKF 溶液DNaI 溶液D 解析：NaHSO4電離出H，抑制水的電離，A項錯誤；F水解促進水的電離，B項錯誤；Al3水解促進水的電離，C項錯；Na、I均不水解，對水的電離無影響，D項正確。3根據要求完成下列填空 (1)25 時，Kw_。 (2)100 時， 0.1 molL1 NaCl 溶液的pH_7，溶液顯_。 (3)0.1 molL1 HCl 溶液中由水電離出的 c(H)_molL1。 (4)0.1 molL1 CH3COOH 溶液中由水電離出的 c(OH)_ 0.1 molL1 HCl 溶液中由水電離出的c(OH)。 (5)0.1 molL1 CH3COONa 溶 液

14、中 由 水 電離出的 c(H)_0.1 molL1 CH3COOH 溶液中由水電離出的 c(H)，前者顯_。 1.01014小于中性11013大于大于堿性 影響水電離平衡的主要因素與規(guī)律。 1水電離出的H、 OH與酸、堿、鹽的關系。 (1)在酸、堿溶液中，酸、堿電離出的H、 OH均抑制水的電離，故室溫時酸、堿溶液中由水電離出的H、OH濃度均小于1107 molL1。 (2)能水解的鹽溶液中，發(fā)生水解反應的陰、陽離子消耗H、OH均促進水的電離，故室溫時此類鹽溶液中由水電離出的H、OH濃度均大于1107 molL1。 2水電離出的H、 OH與溫度的關系。 電離吸熱，因此升溫能促進水的電離，c(H)

15、c(OH)增大。但只要溫度不變，水溶液(稀溶液)中的c(H)c(OH)就不變。pH 的測定與簡單計算 例3某溫度(T)下的溶液中，c(H)10 xmolL1，c(OH)10ymolL1，x與y的關系如下圖所示，請回答下列問題： (1)此溫度下，水的離子積KW為_，則該溫度T_25 (填“”、“11014，故該溫度T25 ；pH7的溶液中，c(H)1107molL1堿(2)10192【觸類旁通】(1)由圖中信息可知 HA 為_酸(填“強”或“弱”)，理由是_。 4常溫下，向100 mL 0.01 molL1HA溶液中逐滴加入0.02molL1MOH溶液，下圖中所示曲線表示混合溶液的pH變化情況(

16、體積變化忽略不計)?；卮鹣铝袉栴}： (2)常溫下，一定濃度的MA稀溶液的pHa，則a_7(填“”、“”、“c(A)c(OH)c(H)。(4)由物料守恒可得c(M )c(MOH)2c(A)，結合電荷守恒：c(M)c(H)c(A)c(OH)，c(MOH)c(OH)c(A)c(H)0.005 molL1。答案：(1)強0.01 molL1 HA 的 pH 為2，說明 HA 完全電離(2)c(A)c(OH)c(H)(4) 0.005 溶液 pH 計算應注意的幾個問題： 外界條件是否指室溫；當酸、堿混合后，首先要判斷溶液的酸堿性，然后再計算c(H)或c(OH)，最后求得溶液的pH；要特別注意溶液中的c(

17、H)和由水電離出的c(H)的差異，否則容易走向誤區(qū)。鹽的水解與離子濃度的比較 解析：A 項不符合電荷守恒，錯誤；pH8.3 的 NaHCO3的濃度，B 錯誤；pH11 的氨水與 pH3 的鹽酸等體積混合，氨水過量，溶液顯堿性，C 錯誤；根據物料守恒和電荷守恒可推知 D 正確。答案：D【觸類旁通】 5. (2012 年 江 蘇，雙 選 ) 25 時，有 c(CH3COOH)c(CH3COO)0.1 molL1的一組醋酸、醋酸鈉混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO)與pH 的關系如下圖所示。下列有關溶液中離子濃度關系的敘述正確的是()。 ApH5.5 的溶液中：c(CH3COOH

18、)c(CH3COO)c(H)c(OH) BW點所表示的溶液中：c(Na)c(H)c(CH3COOH)c(OH) CpH3.5 的溶液中：c(Na)c(H)c(OH)c(CH3COOH)0.1 molL1 D向W點所表示的1.0 L 溶液中通入0.05 mol HCl 氣體(溶液體積變化可忽略)：c(H)c(CH3COOH)c(OH) 解析：A錯誤，pH5.5 比 4.75 大，從曲線來看 CH3COOH的電離程度在增大，CH3COO的水解程度在減小，不能得出c(CH3COOH)c(CH3COO)結論；B正確，依電荷守恒c(Na)c(H)c(CH3COO)c(OH)；C正確，利用c(CH3COO

19、H)c(CH3COO)0.1 molL1進行數(shù)學代換，c(Na)c(H)c(OH)c(CH3COOH)0.1 molL1成立；D錯誤，向W點所表示溶液中通入 0.05 mol HCl 氣體，原有平衡被打破，建立新的平衡。由電荷守恒關系 c(H)c(Na)c(OH)c(CH3COO)c(Cl) 和物料守恒關系 2c(Na)c(CH3COO)c(CH3COOH)0.1 molL1，均不能得到D項的結論。 答案：BC6完成下列填空。(1)將 20 mL 0.1 molL1 CH3COOH 溶液與10 mL 0.1 molL 1NaOH 溶液混合后，溶液顯_性，溶液中各粒子物質的量濃度由大到小排列順序

20、是_。 滿足物料守恒的關系式：_；滿足電荷守恒的關系式：c(Na)c(H)_。(2)0.1 molL1Na2CO3溶液中：酸 c(CH3COO)c(Na)c(CH3COOH)c(H)c(OH)常見的需要考慮鹽類水解的幾個問題。1判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時，要考慮鹽的水解。2配制某些鹽的溶液時，為了防止其水解，需加入對應的酸抑制其水解，如配制 FeCl3 溶液時，一般先將 FeCl3 溶解在鹽酸中，然后再加水稀釋。3制備某些膠體物質時，要考慮鹽水解反應的影響，如制氫氧化鐵膠體時，不能長時間加熱煮沸。 4加熱濃縮、蒸發(fā)溶液時要考慮鹽的水解反應的影響。例如，加熱蒸發(fā) AlCl3 溶液時

21、，Al3水解生成 Al(OH)3，HCl 揮發(fā)，得不到 AlCl3；而加熱濃縮、蒸發(fā) Al2(SO4)3 溶液時，H2SO4不揮發(fā)，可以得到Al2(SO4)3。 5調節(jié)溶液的 pH，進行物質的分離與提純時，可利用鹽的水解反應，如 MgCl2 溶液中含易水解的陽離子Fe3、Cu2、Al3等時，可以加入 MgCO3、Mg(OH)2、MgO、Mg等調節(jié)溶液的pH，除去Fe3、Cu2、Al3。 6. 判斷鹽溶液中粒子種類和數(shù)量及比較鹽溶液中離子濃度大小時，要考慮鹽的水解。 例如，Na2S溶液中含有Na、HS、OH、H、S2、H2S，其濃度關系如下： (1)電荷守恒：c(Na)c(H)2c(S2)c(H

22、S- )c(OH-)。 (2)物料守恒：c(Na)2c(S2)c(HS )c(H2S)。 (3)質子守恒c(OH )c(H) c(HS )2c(H2S) 。 質子守恒式一般可由電荷守恒式和物料守恒式通過代數(shù)運算得到。難溶電解質的溶解平衡例 5已知下表數(shù)據，對含等物質的量的CuSO4、FeSO4、Fe2(SO4)3的混合溶液的說法中，不正確的是()。物質Fe(OH)2Cu(OH)2Fe(OH)3Ksp/25 8.010162.210204.01038完全沉淀時的pH范圍9.66.434 解析：比較三者的溶度積常數(shù)，可知Fe(OH)3的溶解度最小，越弱越水解，故先看到Fe(OH)3沉淀，A正確；由

23、于Cu2、Fe2和Fe3在溶液中均發(fā)生水解反應使金屬陽離子濃度減小，B正確；向該混合溶液加入氯水，F(xiàn)e2被氧化成Fe3，調節(jié)pH至34后Fe3全部轉化為Fe(OH)3沉淀，但溶液中還有Cl，故無法獲得純凈的CuSO4溶液，C錯；由表格數(shù)據可判斷D正確。 答案：C【觸類旁通】7某溫度下，F(xiàn)e(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變溶液 pH，金屬陽離子濃度的變化如下圖所示。據圖分析，下列判斷錯誤的是()。AKspFe(OH)3KspCu(OH)2B加適量 NH4Cl固體可使溶液由 a點變到 b 點Cc、d 兩點代表的溶液中 c(H)與c(OH)乘積相等DFe(O

24、H)3、Cu(OH)2分別在 b、c 兩點代表的溶液中達到飽和 解析：比較b、c兩點，F(xiàn)e3與Cu 2離子的濃度相同，KspFe(OH)3c(Fe3)c3(OH)，KspCu(OH)2c(Cu2)c2(OH)，F(xiàn)e(OH)3溶液中H濃度大，即OH濃度小，故KspFe(OH)3Ksp，溶液過飽和，生成沉淀；QcKsp，溶液飽和，沉淀溶解平衡；QcKsp，溶液未飽和，無沉淀生成或固體物質溶解。Qc表示有關離子濃度的離子積。 判斷沉淀能否轉化。Ksp大的難溶物可轉化為Ksp小的難溶物。2沉淀的形成、溶解與轉化。(1)欲沉淀某種離子時，應盡量選擇讓該離子形成的沉淀溶解度足夠小的試劑，同時盡量增大與該離子形成沉淀的離子濃度，以使該離子沉淀更完全。(2)沉淀遇酸、鹽等適當?shù)脑噭┛扇芙狻?3)沉淀的轉化規(guī)律：當兩種物質的 Ksp差別較大時，Ksp大的難溶物易轉化為 Ksp小的難溶物。