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2019-2020年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 上篇 專題突破方略 專題二 基本理論 第七講 水溶液中的離子平衡學(xué)案
xx高考導(dǎo)航——適用于全國卷Ⅰ
最新考綱
高頻考點
高考印證
命題趨勢
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.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離,以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。
3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。
4.了解水的電離、離子積常數(shù)。
5.了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法,能進(jìn)行pH的簡單計算。
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)的溶解平衡。了解溶度積的含義及其表達(dá)式,能進(jìn)行相關(guān)的計算。
8.以上各部分知識的綜合應(yīng)用。
溶液的酸堿性和pH
xxT13
xxT26
xxT8
xxT13
1.弱電解質(zhì)的電離和溶液的酸堿性是歷年高考的熱點內(nèi)容,主要有(1)比較某些物質(zhì)導(dǎo)電性的強弱,(2)強弱電解質(zhì)的判斷與溶液中粒子濃度的比較,(3)外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡的影響及電離平衡理論的應(yīng)用,(4)溶液酸堿性(或pH大小)的判斷,(5)有關(guān)溶液pH的計算。常見的題型主要是選擇題,有時也出現(xiàn)非選擇題。
2.利用化學(xué)平衡原理分析電解質(zhì)在溶液中的變化(電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡),是歷年高考的考查熱點,考查方式多以選擇題形式呈現(xiàn),有時也以非選擇題的形式與元素及其化合物知識結(jié)合起來進(jìn)行考查。
3.溶液中粒子濃度大小的比較在近三年高考中出題較少,但它屬于重要的考點。若出題,不僅考查粒子濃度的大小順序,而且還側(cè)重于對溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒)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。
溶液中粒子濃度大小的比較
xxT8
電解質(zhì)溶液中的三大平衡
xxT10
xxT13
xxT28
xxT8
xxT11
xxT13
xxT9
xxT11
考點一 溶液的酸堿性和pH
[學(xué)生用書P31]
1.一個基本不變
相同溫度下,不論是純水還是稀溶液,水的離子積常數(shù)不變。應(yīng)用這一原則時需要注意兩個條件:水溶液必須是稀溶液;溫度必須相同。
2.兩種測量方法
溶液的pH可以用pH試紙測定,也可以用pH計(精確到0.01)測定。常用的pH試紙有廣范pH試紙[范圍是1~14(最常用)或0~10,可以識別的pH差值約為1]和精密pH試紙(可以判別0.2或0.3的pH差值)。
3.三個具體問題
(1)溶液中的c(H+)和水電離出來的c(H+)的區(qū)別
①室溫下水電離出的c(H+)=110-7 molL-1,若某溶液中水電離出的c(H+)<110-7 molL-1,則可判斷該溶液呈酸性或堿性;若某溶液中水電離出的c(H+)>110-7 molL-1,則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽,從而促進(jìn)了水的電離。
②室溫下,溶液中的c(H+)>110-7 molL-1,說明該溶液是酸溶液或水解呈酸性的鹽溶液等;溶液中的c(H+)<110-7 molL-1,說明該溶液是堿溶液或水解呈堿性的鹽溶液等。
(2)計算溶液pH的原則
(3)常溫下,強酸與強堿溶液pH之和分析
pH(酸)+pH(堿)
弱電解質(zhì)的電離平衡
1.(性質(zhì)判斷類)(xx高考全國卷Ⅰ,T13,6分)濃度均為 0.10 molL-1、體積均為V0的MOH和ROH溶液,分別加水稀釋至體積V,pH隨lg的變化如圖所示。下列敘述錯誤的是( )
A.MOH的堿性強于ROH的堿性
B.ROH的電離程度:b點大于a點
C.若兩溶液無限稀釋,則它們的c(OH-)相等
D.當(dāng)lg=2時,若兩溶液同時升高溫度,則增大
[破題關(guān)鍵] 等濃度的兩種一元堿,強堿的pH大于弱堿的pH;加水稀釋,弱電解質(zhì)的電離程度增大;無限稀釋,溶液的pH接近于純水的pH。
解析:選D。由圖像分析濃度為0.10 molL-1的MOH溶液,在稀釋前pH為13,說明MOH完全電離,則MOH為強堿,而ROH的pH<13,說明ROH沒有完全電離,ROH為弱堿。A.MOH的堿性強于ROH的堿性,A正確。B.曲線的橫坐標(biāo)lg越大,表示加水稀釋體積越大,由曲線可以看出b點的稀釋程度大于a點,弱堿ROH存在電離平衡:ROH R++OH-,溶液越稀,弱電解質(zhì)電離程度越大,故ROH的電離程度:b點大于a點,B正確。C.若兩溶液無限稀釋,則溶液的pH接近于7,故兩溶液的c(OH-)相等,C正確。D.當(dāng)lg=2時,溶液V=100V0,溶液稀釋100倍,由于MOH發(fā)生完全電離,升高溫度,c(M+)不變;ROH存在電離平衡:ROH R++OH-,升高溫度促進(jìn)電離平衡向電離方向移動,c(R+)增大,故減小,D錯誤。
[互動拓展]
如何判斷某種酸是強酸還是弱酸?
答案:①在相同濃度、相同溫度下,與強酸做導(dǎo)電性對比實驗。
②濃度與pH的關(guān)系。例如:0.1 molL-1 CH3COOH溶液,其pH>1,則可證明CH3COOH是弱酸。
③測定對應(yīng)鹽的酸堿性。例如:CH3COONa溶液呈堿性,則證明CH3COOH是弱酸。
④稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的關(guān)系。例如:將pH=2的酸溶液稀釋至原體積的1 000倍,若pH小于5,則證明該酸為弱酸;若pH為5,則證明該酸為強酸。
⑤在相同濃度、相同溫度下,比較與金屬反應(yīng)的速率的快慢。例如:將鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸溶液中,起始速率前者比后者快,則證明醋酸是弱酸。
(xx高考廣東卷)常溫下,0.2 molL-1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后,所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示,下列說法正確的是( )
A.HA為強酸
B.該混合液pH=7
C.該混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+)
D.圖中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+
解析:選C。做圖像題首先要弄清楚橫、縱坐標(biāo)軸所代表的意義,本題所給圖像的縱坐標(biāo)為濃度,橫坐標(biāo)為各組分,即本圖像給出的是各組分的濃度大小關(guān)系。其中,A-濃度最大,X、Y、Z濃度依次減小,由題意知,兩者反應(yīng)生成0.1 molL-1的NaA溶液。A.由于A-濃度小于0.1 molL-1,說明A-水解,即HA是弱酸,A錯誤。B.由于A-水解,水解后溶液呈堿性,B錯誤。C.根據(jù)物料守恒可知,c(A-)+c(HA)=c(Na+),即c(A-)+c(Y)=c(Na+),C正確。D.混合液中粒子濃度大小關(guān)系:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+),因此X表示OH-,Y表示HA,Z表示H+,D錯誤。
2.已知NaHSO3溶液顯酸性,溶液中存在以下平衡:
HSO+H2O H2SO3+OH-①
HSOH++SO②
向0.1 molL-1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì),下列有關(guān)說法正確的是( )
A.加入少量金屬Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HSO)增大
B.加入少量Na2SO3固體,則c(H+)+c(Na+)=c(HSO) +c(OH-)+c(SO)
C.加入少量NaOH溶液,、的值均增大
D.加入氨水至中性,則2c(Na+)=c(SO)>c(H+)=c(OH-)
解析:選C。根據(jù)加入物質(zhì)的性質(zhì)判斷平衡移動方向,進(jìn)一步判斷各選項結(jié)論是否正確。A.加入金屬鈉后,鈉和水反應(yīng)生成氫氧化鈉,使平衡①左移,平衡②右移,移動的結(jié)果是c(SO)增大。可以利用極端分析法判斷,如果金屬鈉適量,充分反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉,此時c(HSO)很小,所以A項錯誤。B.依據(jù)電荷守恒判斷,c(SO)前面的化學(xué)計量數(shù)應(yīng)為2,即c(H+)+c(Na+)=c(HSO)+c(OH-)+2c(SO),所以B項錯誤。C.加入氫氧化鈉溶液后,溶液酸性減弱,堿性增強,所以增大;平衡①左移,平衡②右移,最終c(SO)增大,c(HSO)減小,所以增大。D.加入氨水至溶液呈中性,即c(H+)=c(OH-)。由電荷守恒知,其他離子存在如下關(guān)系:c(Na+)+c(NH)=2c(SO)+c(HSO),所以D項錯誤。
溶液酸堿性與pH計算
1.25 ℃時,下列敘述正確的是( )
A.某醋酸溶液的pH=a,將此溶液稀釋1倍后,溶液的pH=b,則a>b
B.在滴有酚酞溶液的氨水里,加入NH4Cl至溶液恰好無色,則此時溶液的pH<7
C.1.010-3 molL-1鹽酸的pH=3.0,1.010-8 molL-1鹽酸的pH=8.0
D.將pH=2的某酸溶液和pH=12的KOH溶液等體積混合,所得溶液的pH≤7
解析:選D。醋酸溶液稀釋后c(H+)減小,pH增大,b>a,故A錯誤;酚酞的變色范圍是pH=8.2~10.0(無色→紅色),現(xiàn)在溶液恰好無色,pH不一定小于7,可能在7~8.2之間,故B錯誤;常溫下1.010-8 molL-1的鹽酸的pH不可能大于7,只能無限的接近7,故C錯誤;若某酸為強酸時,混合溶液的pH=7,若某酸為弱酸時,混合溶液的pH<7,故D正確。
2.室溫時,M(OH)2(s) M2+(aq)+2OH-(aq) Ksp=a,c(M2+)=b molL-1時,溶液的pH等于( )
A.lg() B.lg()
C.14+lg() D.14+lg()
解析:選C。根據(jù)溶度積常數(shù)、pH與c(H+)及c(OH-)的關(guān)系分析各選項。Ksp [M(OH)2]=c(M2+)c2(OH-)=a,c(M2+)=b molL-1,則有c(OH-)=() molL-1,結(jié)合水的離子積常數(shù)可知,c(H+)== molL-1=10-14() molL-1,那么pH=14+lg()。
3.pH=2的兩種一元酸x和y,體積均為100 mL,稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖所示。分別滴加NaOH溶液(c=0.1 molL-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy,則( )
A.x為弱酸,Vx
Vy
C.y為弱酸,VxVy
解析:選C。由圖知:將一元酸x和y分別稀釋10倍,pH的變化量ΔpHx=1.0,ΔpHy<1.0,所以x為強酸,而y為弱酸。一元酸x和y的pH=2時,弱酸y的濃度大,滴加NaOH溶液至pH=7時所需NaOH溶液的體積大。
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
①加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸的pH大。
②加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多。
(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
①加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大。
②加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多。
考點二 溶液中粒子濃度大小的比較
[學(xué)生用書P32]
1.溶液中的三個守恒
(1)電荷守恒:電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等,如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)。
(2)物料守恒:電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素,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)是不會改變的,如NaHCO3溶液中n (Na)∶n(C)=1∶1,推出c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)。
(3)質(zhì)子守恒:質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的氫離子(H+)數(shù)等于粒子接受的氫離子(H+)數(shù)與游離的氫離子(H+)數(shù)的和,如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移可用圖表示如下。
由上圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示為c(H3O+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)或c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒與物料守恒推導(dǎo)得到。
2.溶液中離子濃度大小的比較
(1)同一溶液中離子濃度大小的比較
①單一溶液
②混合溶液
(2)不同溶液中同一離子濃度大小的比較
要注意溶液中離子間的相互影響,如CH3COONH4溶液中CH3COO-和NH的水解相互促進(jìn);NH4HSO4溶液中NH4HSO4電離出的H+抑制NH的水解。故等物質(zhì)的量濃度的CH3COONH4、NH4HSO4和NH4Cl溶液中c(NH)的大小關(guān)系:NH4HSO4>NH4Cl>CH3COONH4。
溶液中粒子濃度關(guān)系判斷
1.(化學(xué)理論應(yīng)用類)(xx高考安徽卷)室溫下,下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是( )
A.Na2S溶液:c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)
B.Na2C2O4溶液:c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2O4)
C.Na2CO3溶液:c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(OH-)
D.CH3COONa和CaCl2混合溶液:c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+2c(Cl-)
[破題關(guān)鍵] 溶液中的三大守恒關(guān)系有:電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒;鹽類水解是微弱過程,鹽電離出的離子濃度大于水解產(chǎn)物的離子濃度。
解析:選B。A.Na2S溶液中微粒關(guān)系為c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S),A錯誤。
B.Na2C2O4溶液中,由電荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=2c(C2O)+c(HC2O)+c(OH-)①
由物料守恒得:c(Na+)=2c(C2O)+2c(HC2O)+2c(H2C2O4)②
由①-②得:c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2O4),B正確。
C.Na2CO3溶液中,由電荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+c(OH-),C錯誤。
D.CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)①
2c(Ca2+)=c(Cl-)②
①+②得:c(Na+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-),D錯誤。
[互動拓展]
(1)寫出NaHS溶液中的電離方程式和水解方程式。
(2)已知NaHS溶液呈堿性,寫出該溶液中離子濃度的大小順序。
答案:(1)電離方程式:NaHS===Na++HS-、HS-H++S2-、H2O H++OH-,水解方程式:HS-+H2O H2S+OH-。
(2)c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H+)>c(S2-)。
(xx湖北武漢高三模擬)HA為酸性略強于醋酸的一元弱酸,則下列敘述正確的是( )
A.0.1 molL-1 HA溶液中:c(H+)=c(OH-)+c(A-)
B.0.1 molL-1 HA溶液與0.1 molL-1 NaOH溶液混合至溶液呈中性:c(Na+)>c(A-)
C.0.1 molL-1 NaA溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
D.0.1 molL-1 HA溶液中加入少量NaA固體,HA的電離常數(shù)減小
解析:選A。根據(jù)電荷守恒,0.1 molL-1 HA溶液中c(H+)=c(OH-)+c(A-),A正確;HA溶液與NaOH溶液混合,根據(jù)電荷守恒有c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(A-),又因溶液呈中性,故c(H+)=c(OH-),則c(Na+)=c(A-),B錯誤;0.1 molL-1 NaA溶液中,由于A-部分水解使溶液呈堿性,則c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),C錯誤;HA溶液中加入少量NaA固體,c(A-)增大,電離平衡逆向移動,但電離常數(shù)只與溫度有關(guān),溫度不變,電離常數(shù)不變,D錯誤。
2.(xx高考四川卷)常溫下,將等體積、等物質(zhì)的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合,析出部分NaHCO3晶體,過濾,所得濾液pH<7。下列關(guān)于濾液中的離子濃度關(guān)系不正確的是( )
A.<1.010-7 mol/L
B.c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)
C.c(H+)+c(NH)=c(OH-)+c(HCO)+2c(CO)
D.c(Cl-)>c(NH)>c(HCO)>c(CO)
解析:選C。濾液中溶質(zhì)的主要成分為NH4Cl和NaHCO3的混合物。A.濾液pH<7,則c(H+)>1.010-7 mol/L,常溫下Kw=1.010-14,所以<1.010-7 mol/L,A項正確;B.由于開始加入等物質(zhì)的量的NH4HCO3與NaCl,根據(jù)物料守恒可知,B項正確;C.析出部分NaHCO3晶體后,在濾液中根據(jù)電荷守恒得c(H+)+c(NH)+c(Na+)=c(OH-)+c(HCO)+2c(CO)+c(Cl-),C項錯誤;D.開始時NH4HCO3與NaCl等物質(zhì)的量,由于析出了一部分NaHCO3晶體,故c(Cl-)與c(NH)都大于c(HCO)和c(Na+),少量的NH、HCO發(fā)生水解,極少量的HCO發(fā)生電離,所以 c(Cl-)>c(NH)>c(HCO)>c(CO),D項正確。
反應(yīng)過程中粒子濃度關(guān)系判斷
1.(xx高考山東卷)室溫下向10 mL 0.1 molL-1NaOH溶液中加入0.1 molL-1的一元酸HA,溶液pH的變化曲線如下所示。下列說法正確的是( )
A.a(chǎn)點所示溶液中c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(HA)
B.a(chǎn)、b兩點所示溶液中水的電離程度相同
C.pH=7時,c(Na+)=c(A-)+c(HA)
D.b點所示溶液中c(A-)>c(HA)
解析:選D。A.a點所示溶液中NaOH和HA恰好反應(yīng)生成NaA,溶液的pH=8.7,呈堿性,則HA為弱酸,A-水解,則溶液中的粒子濃度:c(Na+)>c(A-)>
c(HA)>c(H+)。B.b點時為NaA和HA的溶液,a點NaA發(fā)生水解反應(yīng),促進(jìn)了水的電離,b點HA抑制了水的電離,所以a點所示溶液中水的電離程度大于b點。C.pH=7時,根據(jù)電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),c(H+)=c(OH-),所以c(Na+)=c(A-)。D.b點酸過量,溶液呈酸性,HA的電離程度大于NaA的水解程度,故c(A-)>c(HA)。
2.(xx高考安徽卷)25 ℃時,在10 mL濃度均為0.1 molL-1的NaOH和NH3H2O混合溶液中滴加0.1 molL-1鹽酸,下列有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是( )
A.未加鹽酸時:c(OH-)>c(Na+)=c(NH3H2O)
B.加入10 mL鹽酸時:c(NH)+c(H+)=c(OH-)
C.加入鹽酸至溶液pH=7時:c(Cl-)=c(Na+)
D.加入20 mL鹽酸時:c(Cl-)=c(NH)+c(Na+)
解析:選B。A.NH3H2O是弱電解質(zhì),能微弱電離,溶液中c(Na+)>c(NH3H2O)。B.當(dāng)加入10 mL鹽酸時,恰好將NaOH中和完,溶液中c(Na+)=c(Cl-),根據(jù)電荷守恒式c(Na+)+c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)可知c(NH)+c(H+)=c(OH-)。C.溶液pH=7時,溶液中c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒式可知c(Na+)+c(NH)=c(Cl-)。D.加入20 mL鹽酸時,恰好將NaOH和NH3H2O中和完,根據(jù)物料守恒有c(Na+)+c(NH)+c(NH3H2O)=c(Cl-)。
巧抓“四點”,突破粒子濃度關(guān)系判斷
(1)抓反應(yīng)“一半”點,判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。
(2)抓“恰好反應(yīng)”點,生成什么溶質(zhì),溶液呈什么性,是什么因素造成的。
(3)抓溶液“中性”點,生成什么溶質(zhì),哪種反應(yīng)物過量或不足。
(4)抓反應(yīng)“過量”點,溶質(zhì)是什么,判斷誰多、誰少還是等量。
考點三 電解質(zhì)溶液中的三大平衡
[學(xué)生用書P34]
1.電解質(zhì)溶液中的三大平衡的比較
電離平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
舉例
CH3COOH CH3COO-+H+
NH+H2O NH3H2O+H+
PbI2(s) Pb2+(aq)+2I-(aq)
平衡常數(shù)表達(dá)式
Ka=
Kh=
Ksp=
c(Pb2+)c2(I-)
影響平衡常數(shù)的因素
內(nèi)因:弱電解質(zhì)的相對強弱
外因:溫度。溫度越高,電離程度越大,Ka越大
鹽的水解程度隨溫度的升高而增大,Kh隨溫度的升高而增大
內(nèi)因:難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力
外因:Ksp與溫度有關(guān)
濃度對平衡的影響
電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡及化學(xué)平衡都為動態(tài)平衡,平衡的移動符合平衡移動原理(勒夏特列原理),濃度對平衡常數(shù)無影響。
①加水均能促進(jìn)三大平衡正向移動;
②改變平衡體系中某微粒的濃度,能使平衡移動;
③三大平衡都不受壓強的影響
2.沉淀溶解平衡的應(yīng)用
沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化在生產(chǎn)、生活以及醫(yī)療中可用來進(jìn)行污水處理、物質(zhì)提純、疾病的檢查和治療。解決這類問題時應(yīng)充分利用平衡移動的原理加以分析。
(1)沉淀的生成
①條件:Qc>Ksp。
②應(yīng)用:a.調(diào)節(jié)pH法:控制溶液的pH來分離物質(zhì);b.沉淀劑法:分離離子。
(2)沉淀的溶解
①條件:QcKsp。
已知Ksp(AgCl)=1.5610-10,Ksp(AgBr)=7.710-13,Ksp(Ag2CrO4)=9.010-12。某溶液中含有Cl-、Br-和CrO,濃度均為0.010 molL-1,向該溶液中逐滴加入0.010 molL-1的AgNO3溶液時,三種陰離子產(chǎn)生沉淀的先后順序為( )
A.Cl-、Br-、CrO B.CrO、Br-、Cl-
C.Br-、Cl-、CrO D.Br-、CrO、Cl-
解析:選C。利用沉淀溶解平衡原理,當(dāng)Qc>Ksp時,有沉淀析出。溶液中Cl-、Br-、CrO的濃度均為0.010 molL-1,向該溶液中逐滴加入0.010 molL-1的AgNO3溶液時,溶解度小的先滿足Qc>Ksp,有沉淀析出。比較Ksp,AgBr、AgCl同類型,溶解度:AgBr molL-1。故溶解度順序為AgBrc(NH )>c(SO)
C.向0.10 molL-1 Na2SO3溶液中通SO2:c(Na+)=2[c(SO)+c(HSO)+c(H2SO3)]
D.向0.10 molL-1 CH3COONa溶液中通HCl:c(Na+)>c(CH3COOH)=c(Cl-)
解析:選D。A選項,由電荷守恒知:c(NH)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-),當(dāng)c(H+)=c(OH-)時,上式變?yōu)閏(NH)=c(HCO)+2c(CO),所以錯誤;B選項,由電荷守恒知c(NH)+c(Na+)+c(H+)=c(HSO)+2c(SO)+c(OH-),由物料守恒知c(Na+)=c(HSO)+c(SO)+c(H2SO3),兩者相減得c(NH)+c(H+)=c(SO)-c(H2SO3) +c(OH-),當(dāng)c(H+)=c(OH-)時,上式變?yōu)閏(NH)+c(H2SO3)=c(SO),因此c(NH)<c(SO),所以錯誤;C選項,由物料守恒知,在亞硫酸鈉溶液中即存在該守恒式,當(dāng)通入二氧化硫后,硫原子個數(shù)增多,因此原等式肯定不成立,所以錯誤;D選項,由電荷守恒知:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)+c(Cl-),由物料守恒知,c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH),兩式相減得c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)+c(Cl-),當(dāng)c(H+)=c(OH-)時,上式變?yōu)閏(CH3COOH)=c(Cl-),而溶液中的c(Na+)>c(CH3COOH),因此c(Na+)>c(CH3COOH)=c(Cl-),所以正確。
正確找到鹽的對應(yīng)酸來判斷水解程度大小
在比較不同的鹽的水解程度大小時,往往需要根據(jù)它們的對應(yīng)酸的酸性強弱來判斷,迅速準(zhǔn)確地判斷它們的對應(yīng)酸非常重要。技巧就是,取鹽的酸根離子,加上1個H+即可。例如:NaHCO3的酸根為HCO,則H2CO3就是NaHCO3的對應(yīng)酸;Na2CO3的酸根為CO,則HCO就是Na2CO3的對應(yīng)酸。
根據(jù)H2CO3的電離:
H2CO3 HCO+H+ K1
HCO CO+H+ K2
K1>K2,說明酸性H2CO3>HCO,則水解程度Na2CO3>NaHCO3。
電解質(zhì)溶液問題的常見易錯點
1.誤認(rèn)為強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性一定強于弱電解質(zhì)溶液。其實不一定,因為溶液的導(dǎo)電性強弱取決于溶液中離子的濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少,與電解質(zhì)的強弱無必然關(guān)系,只有當(dāng)強弱電解質(zhì)等濃度時,強電解質(zhì)溶液離子濃度大,導(dǎo)電性才強于弱電解質(zhì)溶液。
2.誤認(rèn)為某化合物的水溶液能導(dǎo)電,則這種化合物一定是電解質(zhì)。其實不一定,如NH3、CO2的水溶液可以導(dǎo)電是因為NH3、CO2與水反應(yīng)生成了NH3H2O、H2CO3,NH3H2O、H2CO3發(fā)生電離而導(dǎo)電,故NH3、CO2是非電解質(zhì)。
3.誤認(rèn)為當(dāng)對酸、堿溶液稀釋時,所有離子的濃度都減小。其實不一定,如對于電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+,當(dāng)加水稀釋時,由于Kw是定值,故c(H+)減小,c(OH-)增大;而堿溶液稀釋時,c(OH-)減小,c(H+)增大。
4.誤認(rèn)為當(dāng)用pH試紙測定溶液的pH時,若事先把試紙進(jìn)行了潤濕,測定結(jié)果一定有誤差。其實不一定,這要看原溶液的酸堿性:①原溶液為酸性,則pH偏大;②原溶液為堿性,則pH偏?。虎墼芤簽橹行?,則pH不變。
5.誤認(rèn)為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。其實不一定,如強酸和弱堿恰好中和時溶液顯酸性,強堿和弱酸恰好中和時溶液顯堿性,強酸和強堿恰好中和時溶液顯中性。
6.誤認(rèn)為弱酸強堿鹽都因水解而顯堿性。其實不一定,如NaHSO3因為酸式酸根的電離能力大于水解能力,其溶液顯酸性。
7.由于加熱可促進(jìn)鹽類水解,錯誤地認(rèn)為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。其實不一定,對于那些水解程度不是很大,水解產(chǎn)物離不開平衡體系的情況[如Al2(SO4)3、Na2CO3]來說,溶液蒸干仍得原溶質(zhì)。
8.誤認(rèn)為Ksp小的難溶物不可以轉(zhuǎn)化為Ksp大的難溶物。其實不一定,如將BaSO4置于飽和Na2CO3溶液中就可以轉(zhuǎn)化為BaCO3。這是因為沉淀的生成與溶解主要取決于一定溫度下Qc和Ksp的大小關(guān)系,只要滿足Qc>Ksp,則就向著生成該沉淀的方向進(jìn)行。
1.(xx高考廣東卷)一定溫度下,水溶液中H+和OH-的濃度變化曲線如圖。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1.010-13
C.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
解析:選C。A.c點溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈堿性,升溫,溶液中c(OH-)不可能減小。B.由b點對應(yīng)c(H+)與c(OH-)可知,Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-71.010-7=1.010-14。C.FeCl3溶液水解顯酸性,溶液中c(H+)增大,因一定溫度下水的離子積是常數(shù),故溶液中c(OH-)減小,因此加入FeCl3溶液可能引起由b向a的變化。D.c點溶液呈堿性,稀釋時c(OH-)減小,同時c(H+)應(yīng)增大,故稀釋溶液時不可能引起由c向d的變化。
2.已知H2B在溶液中的電離方程式:H2B===H++HB-,HB-H++B2-。下列敘述一定正確的是( )
A.Na2B溶液存在:c(Na+)=2c(HB-)+2c(B2-)+2c(H2B)
B.NaHB溶液一定顯酸性
C.HB-的水解方程式:HB-+H2O H2B+OH-
D.NaHB溶液與稀鹽酸反應(yīng)的離子方程式是HB-+H+===H2B
解析:選B。該酸的第一步電離是完全電離,第二步電離是部分電離,所以NaHB不發(fā)生水解,僅發(fā)生電離,溶液呈酸性,而Na2B溶液僅發(fā)生一步水解,溶液中不存在H2B分子,A、C項錯誤,B項正確。NaHB溶液與稀鹽酸不反應(yīng),D項錯誤。
3.(xx高考福建卷)下列關(guān)于0.10 molL-1 NaHCO3溶液的說法正確的是( )
A.溶質(zhì)的電離方程式為NaHCO3===Na++H++CO
B.25 ℃時,加水稀釋后,n(H+)與n(OH-)的乘積變大
C.離子濃度關(guān)系:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO)+c(CO)
D.溫度升高,c(HCO)增大
解析:選B。A.H2CO3為弱電解質(zhì),HCO在水溶液中電離程度很小,書寫電離方程式時,不能拆開,正確寫法為NaHCO3===Na++HCO。B.注意是H+和OH-的物質(zhì)的量的乘積,而不是物質(zhì)的量濃度的乘積。加水稀釋,n(H+)、n(OH-)均增大。C.根據(jù)電荷守恒的規(guī)律,應(yīng)在c(CO)前面乘以2。D.溫度升高,HCO的電離程度、水解程度都增大,所以c(HCO)減小。
4.(xx北京石景山一模)常溫下,將濃度均為0.1 mol/L的HA溶液和NaOH溶液等體積混合,混合溶液的pH=9,下列說法正確的是( )
A.該混合溶液中:c(A-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
B.該混合溶液中:c(HA)+c(A-)=0.1 mol/L
C.常溫下,0.1 mol/L HA溶液的pH=1
D.0.1 mol/L HA溶液中:c(HA)>c(A-)
解析:選D。根據(jù)題意可知HA與NaOH恰好完全反應(yīng),溶液呈堿性,則HA為弱酸,在生成的NaA溶液中,A-水解,c(A-)1,C項錯誤;在0.1 mol/L HA溶液中HA只有極少部分電離,故c(HA)>c(A-),D項正確。
5.(xx河北衡水中學(xué)模擬)在T ℃時,鉻酸銀(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是( )
A.T ℃時,Y點和Z點Ag2CrO4的Ksp相等
B.在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使溶液由Y點變?yōu)閄點
C.T ℃時,Ag2CrO4的Ksp為110-8
D.圖中a的值為10-4
解析:選C。Ksp只與溫度有關(guān),故溫度不變,Y、Z兩點的Ksp相等,A項正確;在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4,c(CrO)增大,c(Ag+)減小,所得溶液仍為飽和Ag2CrO4溶液,點仍在曲線上,B項正確;T ℃時Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)c(CrO)=(110-3)2110-5=110-11,C項錯誤;a點的值為=10-4,D項正確。
6.(xx山東實驗中學(xué)第四次診斷)常溫下,下列溶液的離子濃度關(guān)系式正確的是( )
A.pH=4的氯化銨溶液中:c(H+)=c(NH3H2O)=110-4 molL-1
B.pH=a的HCl溶液,稀釋10倍后,其pH=b,則a=b-1
C.pH=2的HF溶液與pH=12的NaOH溶液以體積比1∶1混合:c(Na+)=c(F-)>c(H+)=c(OH-)
D.pH相同的①NaOH、②NaClO兩種溶液中水的電離程度:①<②
解析:選D。氯化銨溶液中的電荷守恒為c(H+)+c(NH)=c(OH-)+c(Cl-),物料守恒為c(Cl-)=c(NH)+c(NH3H2O),二者結(jié)合可得:c(H+)=c(OH-)+c(NH3H2O),故A項錯誤;當(dāng)a=6時,pH=6的HCl溶液稀釋10倍后,其pH<7,不會等于7,故B項錯誤;pH=2的HF溶液與pH=12的NaOH溶液以體積比1∶1混合后,HF過量,溶液顯酸性,則c(H+)>c(OH-),故C項錯誤;氫氧化鈉抑制了水的電離,次氯酸鈉溶液中次氯酸根離子水解促進(jìn)了水的電離,則水的電離程度:①<②,故D項正確。
7.(xx河南鄭州質(zhì)檢)25 ℃時,用濃度為0.100 0 molL-1的NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL-1的三種酸HX、HY、HZ,滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是( )
A.在相同溫度下,同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序:HZc(Y-)>c(OH-)>c(H+)
D.HY與HZ混合,達(dá)到平衡時:c(H+)=+c(Z-)+c(OH-)
解析:選B。A項,在相同溫度下,同濃度的三種酸溶液的酸性:HXc(HCO)>c(OH-)>c(H+)>c(CO)
(3)增大
(4)小于 c(NH)=c(Cl-)>c(H+)=c(OH-)
(5)10-12 mol/L
9.(xx山東青島一模)工廠中用稀硫酸浸泡某礦石后的溶液中,除了含有大量硫酸外,還含有少量NH、Fe3+、AsO、Cl-。為除去雜質(zhì)離子,部分操作流程如下:
請回答問題:
(1)用稀硫酸浸泡礦石后的溶液中,硫酸的濃度為4.9 gL-1,則該溶液的pH約為________。
(2)NH在用稀硫酸浸泡某礦石后的溶液中以(NH4)2SO4和NH4Cl的形式存在?,F(xiàn)有一份(NH4)2SO4溶液,一份NH4Cl溶液,(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍,則c[(NH4)2SO4]________c(NH4Cl)(填“<”、“=”或“>”)。
(3)隨著向廢液中投入生石灰(忽略溶液溫度的變化),溶液中c(NH3H2O)/c(OH-)的值________(填“增大”、“減小”或“不變”)。
(4)投入生石灰調(diào)節(jié)pH=2~3時,大量沉淀的主要成分為CaSO42H2O[含有少量Fe(OH)3],提純CaSO42H2O的主要操作步驟:向沉淀中加入過量________,充分反應(yīng)后,過濾、洗滌、________。
(5)25 ℃時,H3AsO4的電離常數(shù)為K1=5.610-3,K2=1.710-7,K3=4.010-12。當(dāng)溶液pH調(diào)節(jié)到8~9時,沉淀的主要成分為Ca3(AsO4)2。
①pH調(diào)節(jié)到8左右Ca3(AsO4)2才開始沉淀的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②Na3AsO4第一步水解的平衡常數(shù)數(shù)值為________。
③已知:AsO+2I-+2H+===AsO+I(xiàn)2+H2O,SO2+I(xiàn)2+2H2O===SO+2I-+4H+。上述兩個反應(yīng)中還原性最強的微粒是________。
解析:(1)硫酸的濃度為4.9 gL-1,則其物質(zhì)的量濃度為0.05 molL-1,則溶液中c(H+)=0.1 molL-1,故溶液的pH=1。(2)離子濃度越小,水解程度越大,題中(NH4)2SO4溶液中c(NH)恰好是NH4Cl溶液中c(NH)的2倍,所以c[(NH4)2SO4]I->AsO。
答案:(1)1 (2)< (3)減小 (4)稀硫酸 干燥
(5)①H3AsO4是弱酸,當(dāng)溶液pH調(diào)節(jié)到8左右,c(AsO)增大,Ca3(AsO4)2開始沉淀?、?.510-3 ③SO2
10.(xx江西南昌高三調(diào)研)25 ℃時,某些弱酸的電離平衡常數(shù)如下:
化學(xué)式
CH3COOH
H2CO3
HClO
電離平衡
常數(shù)
1.810-5
K1=4.310-7
K2=5.610-11
3.010-8
回答下列問題:
(1)物質(zhì)的量濃度為0.1 molL-1的下列四種物質(zhì):
a.Na2CO3,b.NaClO,c.CH3COONa,d.NaHCO3,
pH由大到小的順序是________________________________________________________________________(填編號)。
(2)常溫下0.1 molL-1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中,下列表達(dá)式的數(shù)據(jù)一定變小的是________。
A.c(H+) B.
C.c(H+)c(OH-) D.
(3)體積為10 mL pH=2的醋酸溶液與一元酸HX溶液分別加水稀釋至1 000 mL,稀釋過程pH變化如圖。則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的平衡常數(shù),理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
稀釋后,HX溶液中水電離出來的c(H+)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸溶液中水電離出來的c(H+),理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)25 ℃時,CH3COOH與CH3COONa的混合溶液,若測得混合液pH=6,則溶液中c(CH3COO-)-c(Na+)=__________________(填準(zhǔn)確數(shù)值)。
解析:(1)觀察電離平衡常數(shù)可知酸性為CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO,而這些酸失去氫離子后水解能力卻正好相反,所以得出pH大小順序為a>b>d>c。(2)醋酸是弱電解質(zhì),稀釋后電離程度增大,但CH3COOH、CH3COO-、H+濃度都是減小的,OH-濃度是增大的,且CH3COOH濃度減少最多,因此A項正確。(3)稀釋相同倍數(shù),HX溶液的pH變化比CH3COOH溶液的大,說明HX的酸性強,則其電離平衡常數(shù)大;HX酸性強于CH3COOH,稀釋后HX溶液中的c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+),所以
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