2019年高考化學(xué) 中等生百日捷進提升系列 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?shù)呐浜蟿c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+),當最終達到平衡時溶液中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)的百分數(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水電離,C點溶質(zhì)為NaCl。A點溶質(zhì)為醋酸鈉,可促進水電離,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:B- 1.請仔細閱讀文檔,確保文檔完整性,對于不預(yù)覽、不比對內(nèi)容而直接下載帶來的問題本站不予受理。
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