2019高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)第一篇題型六電解質(zhì)溶液教案.docx

題型六電解質(zhì)溶液1.(2018全國卷,12)用0.100 molL-1AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 molL-1 Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯誤的是(C)A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10-10B.曲線上各點的溶液滿足關(guān)系式c(Ag+)c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同實驗條件下,若改為0.040 0 molL-1 Cl-,反應(yīng)終點c移到aD.相同實驗條件下,若改為0.050 0 molL-1 Br-,反應(yīng)終點c向b方向移動解析:由題圖可知,當(dāng)AgNO3溶液的體積為50.0 mL時,溶液中的c(Cl-)略小于10-8 molL-1,此時混合溶液中c(Ag+)=2.510-2 molL-1,故Ksp=c(Ag+)c(Cl-)2.510-210-8=2.510-10,A正確;因反應(yīng)過程中有沉淀生成,溶液中必然存在平衡AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),故曲線上的各點均滿足c(Ag+)c(Cl-)=Ksp(AgCl),B正確;根據(jù)Ag+Cl-AgCl可知,達到滴定終點時,消耗AgNO3溶液的體積為=20.0 mL,C錯誤;相同實驗條件下,沉淀相同量的Cl-和Br-消耗的AgNO3的量相同,由于Ksp(AgBr)Ksp(AgCl),當(dāng)?shù)渭酉嗟攘康腁g+時,溶液中c(Br-)c(OH-)D.當(dāng)混合溶液呈中性時,c(Na+)c(HX-)c(X2-)c(OH-)=c(H+)解析:己二酸(H2X)的電離方程式為H2XHX-+H+,HX-H+X2-,Ka1=,Ka2=,因為Ka1Ka2,所以pH相同時,故圖中曲線M表示pH與 lg的變化關(guān)系;曲線N表示pH與lg的變化關(guān)系;由曲線M知,Ka2(H2X)的數(shù)量級為10-6;HX-的電離程度大于水解程度,故NaHX溶液中c(H+)c(OH-);由曲線M知,lg=0,即c(X2-)=c(HX-) 時,溶液顯酸性,故呈中性時,c(X2-)c(HX-),D項敘述錯誤。3.(2017全國卷,12)改變0.1 molL-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中H2A、HA-、A2-的物質(zhì)的量分數(shù)(X)隨pH的變化如圖所示已知(X)=。下列敘述錯誤的是(D)A.pH=1.2時,c(H2A)=c(HA-)B.lgK2(H2A)=-4.2C.pH=2.7時,c(HA-)c(H2A)=c(A2-)D.pH=4.2時,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)解析:由題圖可知:pH=1.2時,(H2A)=(HA-),由公式知c(H2A)=c(HA-),所以A正確;H2A的二級電離為HA-H+A2-,所以K2(H2A)=,由題圖可知pH=4.2時,c(A2-)=c(HA-),所以K2(H2A)=c(H+),所以lgK2(H2A)=-4.2,所以B正確。由題圖知:pH=2.7時,c(HA-)c(H2A)=c(A2-),C正確,由題圖知:pH=4.2時,(HA-)=(A2-),即c(HA-)=c(A2-)c(H+)=10-4.2,所以D錯誤。4.(2017全國卷,13)在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中,較高濃度的 Cl- 會腐蝕陽極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r加入Cu和CuSO4,生成CuCl沉淀從而除去 Cl- 。根據(jù)溶液中平衡時相關(guān)離子濃度的關(guān)系圖,下列說法錯誤的是(C)A.Ksp(CuCl) 的數(shù)量級為10-7 B.除Cl- 反應(yīng)為Cu+Cu2+2Cl- 2CuClC.加入Cu越多,Cu+濃度越高,除Cl- 效果越好D.2Cu+Cu2+Cu平衡常數(shù)很大,反應(yīng)趨于完全解析:A.Ksp(CuCl)=c(Cu+)c(Cl-),從圖中數(shù)據(jù)知c(Cl-)=1 mol/L時,c(Cu+)10-7 mol/L,所以Ksp(CuCl)的數(shù)量級為10-7,正確;B.除Cl-反應(yīng):Cu+Cu2+2Cl-2CuCl,正確;C.Cu為固體,所以加入Cu的多少對除Cl-的效果影響不大,錯誤;D.K=,從圖中c(Cu2+)=c(Cu+)10-6 mol/L,代入K=106,所以反應(yīng)趨于完全,正確。5.(2016全國卷,12)298 K時,在20.0 mL 0.10 molL-1 氨水中滴入0.10 molL-1的鹽酸,溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)系如圖所示。已知0.10 molL-1氨水的電離度為1.32%,下列有關(guān)敘述正確的是(D)A.該滴定過程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑B.M點對應(yīng)的鹽酸體積為20.0 mLC.M點處的溶液中c(N)=c(Cl-)=c(H+)=c(OH-)D.N點處的溶液中pH12解析:酚酞的變色范圍是8.210,又因為NH4Cl是強酸弱堿鹽,水解顯酸性,故正好中和時溶液顯酸性,故鹽酸的量不足時溶液可能就褪色了,使測量值偏小,故應(yīng)用甲基橙作指示劑;當(dāng)加入鹽酸 20.0 mL 時正好生成NH4Cl,因為N的水解使溶液pHc(H+)=c(OH-);由 0.10 molL-1氨水的電離度為1.32%可知:c(OH-)=0.10 molL-11.32%=0.001 32 molL-1,所以c(H+)= molL-1 molL-1=1.010-12 molL-1,故pH12。1.此題型屬于綜合考查溶液中的離子平衡,但多以鹽類水解為主干,偶見沉淀溶解平衡為主干。2.此類題型主要考查學(xué)生綜合分析能力,以及圖像處理能力,還有數(shù)據(jù)處理能力。3.本題型得分較難,屬于得分差異點,對于基礎(chǔ)較差的學(xué)生來講很多時候可以放棄本題贏得考試時間,在別的中低檔題目上把分找回來。考向1溶液中三大平衡及影響因素(對應(yīng)學(xué)生用書第2425頁) 1.影響弱電解質(zhì)電離平衡、鹽類水解平衡、沉淀溶解平衡的因素:(1)內(nèi)因:電解質(zhì)、鹽類、沉淀的本性。(2)外因:溫度:溫度越高,電離程度越大、水解程度越大、溶解程度越大(極個別例外,比如氫氧化鈣溫度越高溶解度反而越小,其他特殊物質(zhì)題目一般會告訴信息)。濃度:單一微粒濃度改變,平衡會向著該微粒濃度改變減弱的方向移動;特別的是加水會造成所有微粒濃度減小(除水外,溫度不變時H+、OH-濃度變化相反)。注意:外加酸、堿、鹽以及能反應(yīng)的物質(zhì)均從“單一微粒濃度改變”加以認識。例:醋酸溶液中加CH3COONa固體實際上是單獨增大了CH3COO-濃度,所以平衡逆向移動,以減弱這種改變。2.水的電離影響因素:水是一種極弱的電解質(zhì),可以根據(jù)普通弱電解質(zhì)電離平衡影響因素分析。外加酸堿:抑制水的電離(水的電離平衡逆向移動);外加含弱離子的鹽:促進水的電離(水的電離平衡正向移動);外加活潑金屬或氧化物等情況復(fù)雜,有爭議不予考慮?！纠?】 (2015全國卷,13)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(D)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,則增大精講精析:含有“對數(shù)”坐標的圖像,一般比較難處理。通常的處理手段是,把對數(shù)坐標轉(zhuǎn)成指數(shù)坐標,即可輕松應(yīng)對。根據(jù)數(shù)學(xué)公式y(tǒng)=lg x,x=10y,把上述圖像轉(zhuǎn)化成指數(shù)橫坐標圖如下:據(jù)圖橫坐標為100時,即是原溶液稀釋100倍,MOH的pH降低至11,根據(jù)溶液稀釋過程pH變化規(guī)律可知MOH為強堿,ROH稀釋100倍pH降低不到2個單位,所以ROH為弱堿,因此A正確;根據(jù)“越稀越電離”知道b點稀釋倍數(shù)大于a點,所以電離程度b點大于a點,B正確;兩溶液無限稀釋最終均變?yōu)橹行?所以氫氧根濃度相等,C正確;lg =2也就是稀釋100倍時升高溫度,MOH為強堿,不存在電離平衡,c(M+)不變,ROH屬于弱堿,存在電離平衡,根據(jù)“越熱越電離”電離平衡右移,c(R+)會增大,所以會減小,D錯誤?！纠?】 標準狀況下,向 100 mL H2S飽和溶液中通入SO2氣體,所得溶液pH變化如圖中曲線所示。下列分析正確的是(C)A.原H2S溶液的物質(zhì)的量濃度為0.05 molL-1B.氫硫酸的酸性比亞硫酸的酸性強C.b點水的電離程度比c點水的電離程度大D.a點對應(yīng)溶液的導(dǎo)電性比d點強精講精析:依據(jù)反應(yīng)2H2S+SO23S+2H2O,消耗112 mL SO2時,pH=7,即恰好完全反應(yīng),得H2S為0.01 mol,可算出c(H2S)為0.1 molL-1,A錯誤;據(jù)圖像一開始H2S的pH=a,最終溶液變?yōu)镠2SO3,從圖像看其pH=d,顯然dc(OH-)=c(H+)解析:向10 mL pH=3的CH3COOH溶液中加入90 mL H2O,醋酸的電離平衡正向移動,c(H+)10-4 molL-1,故由水電離出的c(H+)c(Na+)c(H+)c(OH-),選項D錯誤。2.(2018山東濟南模擬)25 時,下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是(D)A.加水稀釋0.1 mol/L氨水,溶液中c(H+)c(OH-)和的值均不變B.向飽和AgCl溶液中加入少量AgNO3,AgCl的Ksp和溶解度均不變C.向鹽酸中滴加氨水,由水電離出的c(H+)=10-7mol/L時,溶液一定顯中性D.向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中的值增大解析:加水稀釋0.1 mol/L氨水,溶液的pH減小,所以c(H+)增大,c(OH-)減小,所以的值增大,選項A錯誤;向飽和AgCl溶液中加入少量AgNO3,隨著銀離子濃度的增大,氯化銀在溶液中的溶解度應(yīng)該會減小,所以選項B錯誤;鹽酸對水的電離起到抑制作用,氨水與鹽酸反應(yīng)生成的氯化銨對水的電離起到促進作用,當(dāng)溶液中的鹽酸的抑制作用和氯化銨的促進作用相抵消的時候,溶液中水電離的 c(H+)=10-7mol/L,此時溶液明顯顯酸性,選項C錯誤;向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa,溶液中醋酸鈉濃度增大,堿性增強,所以pH升高,氫離子濃度降低,而醋酸的電離平衡常數(shù)K=,所以=,因為c(H+)減小,所以比值增大,選項D正確。3.(2018四川樂山模擬)把足量熟石灰放入蒸餾水中,一段時間后達到平衡:Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)+2OH-(aq),下列敘述正確的是(A)A.向溶液中加入少量的NaOH固體,則其中的Ca(OH)2的固體增多B.向溶液中加入Na2CO3溶液,則其中的Ca(OH)2的固體增多C.恒溫下向溶液中加入CaO,溶液的pH升高D.給溶液加熱,溶液的pH升高解析:加入少量的NaOH固體,OH-濃度增大,平衡逆向移動,則Ca(OH)2的固體增多,A正確;加入Na2CO3溶液,發(fā)生Ca2+CCaCO3,平衡正向移動,則 Ca(OH)2的固體減少,B錯誤;恒溫下向溶液中加入CaO,發(fā)生CaO+H2OCa(OH)2,仍為飽和溶液,pH不變,但是由于水量減少,故溶解的氫氯化鈣減少,C錯誤;給溶液加熱,Ca(OH)2的溶解度降低,溶液pH減小,D錯誤。【教師用書備用】 室溫下,有兩種溶液:0.01 molL-1 NH3H2O溶液;0.01 molL-1 NH4Cl溶液。下列操作可以使兩種溶液中c(N)都增大的是(B)A.加入少量H2OB.通入少量HCl氣體C.加入少量NaOH固體D.升高溫度解析:中存在:NH3H2ON+OH-,中存在:N+H2ONH3H2O+H+;則加入少量H2O,兩平衡均正向移動,但主體微粒濃度均減小,即c(N)均減小,A錯誤;通入少量HCl氣體,平衡正向移動,c(N)增大,平衡逆向移動,c(N)增大,B正確;加入少量NaOH固體,平衡逆向移動,c(N)減小,平衡正向移動,c(N)減小,C錯誤;升高溫度,兩平衡均正向移動,則中c(N)增大,中c(N)減小,D錯誤。考向2四大平衡常數(shù)的關(guān)系及綜合應(yīng)用(對應(yīng)學(xué)生用書第2527頁) 1.四大常數(shù)(1)水的離子積常數(shù)KW。(2)弱電解質(zhì)電離常數(shù):弱酸電離常數(shù)Ka(二元弱酸有Ka1、Ka2)、弱堿電離常數(shù)Kb。(3)鹽的水解常數(shù):Kh(多元弱酸根有多級水解Kh1、Kh2)。(4)沉淀的溶度積常數(shù):Ksp。注意:KW并非水的電離常數(shù),水的電離常數(shù)K=,KW=Kc(H2O)=c(H+)c(OH-)。所以實際上KW是水的電離常數(shù)與溶液中水的濃度的乘積,由于純水和稀溶液中水的濃度基本不變,是個常數(shù),所以其濃度與電離常數(shù)乘積也必然是個常數(shù),此常數(shù)稱“水的離子積常數(shù)”。2.所有常數(shù)均只與溫度有關(guān)系(即溫度不變,K不變);各種常數(shù)在水中或其他稀酸、堿、鹽溶液中可能受到各種相關(guān)微粒濃度影響,平衡會移動,但是其數(shù)值不變。比如稀酸、稀堿溶液中由于H+、OH-濃度較高抑制了水的電離平衡,但水的KW不變不過注意KW=c(H+)c(OH-),此時H+、OH-濃度也包括稀酸、稀堿電離產(chǎn)生的氫離子和氫氧根離子;再比如CH3COOH在醋酸鈉溶液中電離受到抑制,但其Ka不變Ka表達式中 c(CH3COO-)也包含醋酸鈉電離產(chǎn)生的醋酸根在內(nèi),沉淀溶解平衡類似。所以各種常數(shù)表達式中,各微粒濃度均指“溶液中的該微粒濃度”,而并非專指“水、弱酸堿、弱離子鹽、沉淀”產(chǎn)生的該微粒濃度。3.常數(shù)的運算法則:Kh=;Kh1=,Kh2= 。4.熟練掌握各種常數(shù)表達式的書寫和基本計算,能運用Qc與各種K的關(guān)系定量判斷各種平衡的移動方向:QcK,平衡逆向移動,QcKsp(AgCl),即 c(Ag+)c(Cl-)Ksp(AgCl),也就是滿足c(Ag+) molL-1=1.810-8molL-1,欲使Cr沉淀,則需滿足QcKsp(Ag2CrO4),即 c2(Ag+)c(Cr)Ksp(Ag2CrO4),c(Ag+) molL-1=10-4.5 molL-1,向混合溶液中滴加硝酸銀溶液,Ag+濃度由0逐漸增大,首先滿足Cl-沉淀的濃度要求,然后才能滿足Cr沉淀的濃度要求,所以Cl-先沉淀,B錯誤;Ksp只與溫度有關(guān),則 t 時,Y點和Z點的Ag2CrO4的Ksp相等,C正確;飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4,c(Cr)增大,平衡逆向移動,c(Ag+)減小,則飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4能使溶液由Y點變?yōu)閆點,D錯誤。溫馨提示:本題B選項計算過程相當(dāng)麻煩,而且上述計算還沒有考慮滴加AgNO3溶液后溶液體積增大造成氯離子、鉻酸根離子濃度的減小,是一種近似計算。判斷沉淀先后問題,一般的規(guī)律是Ksp小者優(yōu)先沉淀,但需注意此方法應(yīng)用前提是兩種沉淀離子濃度相等,兩種沉淀Ksp表達式相同,比如AgCl、AgBr由于后者Ksp小于前者,所以當(dāng)c(Cl-)=c(Br-)時,向其溶液中加入硝酸銀溶液,后者先沉淀。比如本題,AgCl與Ag2CrO4的Ksp表達式不同,根據(jù)上述規(guī)律,應(yīng)該是Cr先沉淀,但事實相反。不過注意當(dāng)兩者Ksp相差很大(據(jù)經(jīng)驗大概相差10-5左右時)一般可以不必管表達式形式是否相同,直接根據(jù)Ksp小者優(yōu)先沉淀考慮。1.(2018寧夏銀川模擬)常溫,某二元弱酸H2A溶液中離子濃度與pH的關(guān)系如圖所示y為lg 或 lg 。下列說法不正確的是(C)A.曲線b為lg 與pH的變化關(guān)系B.該溫度下,H2A的Ka2約為10-4.1C.若在上圖中作lg pH關(guān)系圖,得到的曲線會與曲線b平行D.若升高溫度,則圖中曲線a、b上移解析:本題可以采取把縱坐標由對數(shù)形式換成指數(shù)形式的方法對圖像進行分析。因為H2A的第一步電離:H2AHA-+H+,=,根據(jù)圖像,開始隨著反應(yīng)的進行,HA-物質(zhì)的量增多,某一時刻當(dāng)HA-的物質(zhì)的量大于H2A,其lg 數(shù)值先大于0,根據(jù)圖像知b的圖像數(shù)值先大于0,故A正確;當(dāng)pH=4.1時,a、b兩線相交,所以lg 和lg 相等,即=,故c(HA-)=c(A2-),H2A的第一步電離:H2AHA-+H+,第二步電離:HA-A2-+H+,Ka2=,所以=c(H+)=10-4.1,故B正確;由A2-+H2OHA-+OH-知A2-的水解平衡常數(shù)K=,KW=c(OH-)c(H+),所以K=,因為曲線b為 lg 與pH的變化關(guān)系,與電離常數(shù)成正比,根據(jù)分析若在上圖中作 lg pH關(guān)系圖,與A2-的水解常數(shù)有關(guān)系,且A2-的水解平衡常數(shù)K=,所以得到的曲線不會與曲線b平行,故C不正確;因為電離是吸熱過程,若升高溫度,則圖中曲線a、b上移是正確的。2.(2018四川宜賓模擬)t 時,AgCl(s)與AgI(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡,相關(guān)離子濃度的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(D)A.曲線Y表示-lg與-lg的變化關(guān)系B.t 時,向Z點對應(yīng)的溶液中加入蒸餾水,可使溶液變?yōu)榍€X對應(yīng)的飽和溶液C.t 時,AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+Cl-(aq)的平衡常數(shù)K=1103D.t 時,向濃度均為0.1 molL-1的KI與KCl混合溶液中加入AgNO3溶液,當(dāng)Cl-剛好完全沉淀時,此時c(I-)=110-11molL-1解析:本題可以采取把縱坐標由對數(shù)形式換成指數(shù)形式的方法對圖像進行分析。-lg=16時,c(Ag+)=10-16molL-1,此時-lg=0,則c(I-)=1 molL-1,AgI的Ksp=10-16;同理,-lg=10時,c(Ag+)=10-10molL-1,此時-lg=0,則c(Cl-)=1 molL-1,AgCl的Ksp=10-10,由于碘化銀的溶度積小于氯化銀,故曲線Y表示-lg與-lg的變化關(guān)系,選項A錯誤;t 時,向Z點對應(yīng)的溶液中加入蒸餾水,銀離子濃度及鹵離子濃度均減小,-lg與-lg均增大,可使溶液變?yōu)榍€Y對應(yīng)的飽和溶液,選項B錯誤;t 時,AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+Cl-(aq)的平衡常數(shù)K=1106,選項C錯誤;t 時,向濃度均為0.1 molL-1的KI與KCl混合溶液中加入AgNO3溶液,當(dāng)Cl-剛好完全沉淀時,c(Cl-)=110-5molL-1,c(Ag+)= molL-1=110-5molL-1,此時c(I-)= molL-1=110-11molL-1,選項D正確。3.(2018廣東梅州模擬)T 時,濃度均為1 mol/L的兩種弱酸HA、HB中不斷加水稀釋,并用pH傳感器測定溶液pH。所得溶液pH的兩倍(2pH)與溶液濃度的對數(shù)(lg c)的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是(D)已知:HA的電離平衡常數(shù):Ka=;pKa=-lgKa。A.酸性:HAHBB.a點對應(yīng)的溶液中:c(HA)=0.1 mol/L,c(H+)=0.01 mol/LC.T 時,弱酸HB的pKa5D.弱酸的Ka隨溶液濃度的降低而增大解析:從圖中得到,濃度相等的時候,HB溶液的pH更高,所以說明HB的酸性更弱,選項A正確;a點溶液的縱坐標為4,即溶液的pH為2(注意縱坐標為pH的2倍),所以c(H+)=0.01 mol/L,a點溶液的橫坐標為-1,即 lg c(HA)=-1,所以c(HA)=0.1 mol/L,選項B正確;從圖中得到,1 mol/L的HB溶液(即lg c=0時)的pH=2.5,即c(H+)=10-2.5mol/L,所以Ka=10-5,所以pKa5,選項C正確;Ka是電離平衡常數(shù),其數(shù)值只與溫度相關(guān),溫度不變,Ka的值不變,選項D錯誤?！窘處熡脮鴤溆谩?常溫下,取一定量的PbI2固體配成飽和溶液,t時刻改變某一條件,離子濃度變化如圖所示。下列有關(guān)說法正確的是(D)A.常溫下,PbI2的Ksp為210-6B.溫度不變,向PbI2飽和溶液中加入少量硝酸鉛濃溶液,平衡向左移動,Pb2+的濃度減小C.溫度不變,t時刻改變的條件可能是向溶液中加入了KI固體,PbI2的Ksp增大D.常溫下,Ksp(PbS)=810-28,向PbI2的懸濁液中加入Na2S溶液,反應(yīng)PbI2(s)+S2-(aq)PbS(s)+2I-(aq)的化學(xué)平衡常數(shù)為51018解析:根據(jù)圖像知常溫下平衡時溶液中c(Pb2+)、c(I-)分別是110-3molL-1、210-3molL-1,因此PbI2的Ksp=c(Pb2+)c2(I-)=410-9,A錯誤;PbI2飽和溶液中存在平衡:PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq),溫度不變,向PbI2飽和溶液中加入少量硝酸鉛濃溶液,Pb2+濃度增大,平衡逆向移動,最終平衡時Pb2+濃度仍然比原平衡時大,B錯誤;根據(jù)圖像知t時刻改變的條件是增大碘離子濃度,溫度不變,PbI2的Ksp不變,C錯誤;反應(yīng)PbI2(s)+S2-(aq)PbS(s)+2I-(aq)的化學(xué)平衡常數(shù)K=51018,D正確?？枷?溶液中粒子濃度關(guān)系比較(對應(yīng)學(xué)生用書第2729頁) 1.弱酸堿的電離(1)電解質(zhì)越弱電離程度越小,電離出的離子濃度通常越低。(2)Ka1Ka2,所以一級電離出的離子濃度一般大于二級電離出的離子濃度。2.鹽類水解(1)鹽的弱離子對應(yīng)弱電解質(zhì)越弱,弱離子水解程度就越大,弱離子的濃度則越小,弱離子的水解程度就越大。(2)Kh1Kh2。3.弱電解質(zhì)電離以及鹽類水解程度都很小:通常弱電解質(zhì)電離多數(shù)在10%以內(nèi),多數(shù)鹽類單水解水解度在1%以內(nèi),但注意題目所給條件,有例外的情況。4.何時考慮水解平衡、電離平衡(1)弱電解質(zhì)溶液:僅考慮電離平衡(還有水的電離平衡)。(2)含弱離子的鹽類:僅考慮水解平衡(還有水的電離平衡)。(3)弱酸弱酸鹽混合液,弱堿弱堿鹽混合液,酸式鹽溶液:既考慮弱酸堿電離平衡,又考慮鹽所含弱離子的水解平衡(酸式酸根離子既水解又電離)。5.三個守恒規(guī)律(1)電荷守恒:陽離子所帶正電荷總數(shù)=陰離子所帶負電荷總數(shù)。(2)物料守恒(原子守恒):此守恒反映的是“變”與“不變”的離子或分子之間的一種等量關(guān)系。例:Na2CO3溶液中,“不變的是Na+”,“變”的是C,C有一部分通過水解會變成HC和H2CO3兩種形式,所以碳酸根最終有三種形式存在:C、HC、H2CO3。Na2CO3溶液中如若碳酸根不水解,則有c(Na+)=2c(C),“三種形式”的碳酸根加一起濃度仍然與原來相同,所以有c(Na+)=2c(C)+c(HC)+c(H2CO3),注意本式中c(C)代表的是水解后,剩下的沒水解的碳酸根濃度。(3)質(zhì)子守恒:基本原理是根據(jù)H2OH+OH-,知道c(H+)水=c(OH-)水,此關(guān)系稱為質(zhì)子守恒。比如在碳酸鈉溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系式為c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)。此守恒比較難理解,一般可以通過“電荷守恒”與“物料守恒”推導(dǎo)出來。比如碳酸鈉溶液中電荷守恒是c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HC)+2c(C),物料守恒關(guān)系為 c(Na+)=2c(C)+c(HC)+c(H2CO3),電荷守恒乘以2再減去物料守恒即得質(zhì)子守恒。6.此類題目處理技巧(1)此類題目的標志:出現(xiàn)類似以下特點c(X-)c(Y+)c(Z-)c(R+)或c(Y+)+c(R+)=c(Z-)+c(X-)的選項,前者一般屬于離子濃度大小比較類題型,一般根據(jù)水解程度、電離程度相對大小解決,有些也可以根據(jù)電荷守恒結(jié)合酸堿性分析,后者一般考查的是“三個守恒”。(2)對于酸堿混合型(一弱一強)的離子濃度大小排序問題可用“三點分析法”進行分析:三點分別為:半中點:一元酸堿,弱的一方反應(yīng)掉50%或二元弱酸被中和掉50%;中性點:溶液整體顯中性時溶液中既有弱酸堿剩余,又有生成的含弱離子的鹽存在;中和點:酸堿按照方程式系數(shù)比恰好完全中和的點。例:CH3COOH與NaOH中和過程:(半中點)醋酸被中和一半,此時溶液中溶質(zhì)是CH3COOH和CH3COONa,物質(zhì)的量濃度之比為 11,此時有CH3COOHCH3COO-+H+和CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,由于醋酸電離程度大于其水解程度,電解生成CH3COO-大于水解消耗CH3COO-,所以相較原來增多,所以有c(CH3COO-)c(Na+),同理有c(H+)c(OH-),因為醋酸電離程度較小,水的電離更小(受醋酸電離抑制),所以有c(Na+)c(H+),因此最后排序為 c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-)。(中性點)因為顯中性,所以有c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒有c(CH3COO-)=c(Na+),同時中性溶液中常溫下c(H+)=c(OH-)=10-7molL-1,濃度極低,所以最后排序為c(CH3COO-)=c(Na+)c(H+)=c(OH-)。(中和點)是醋酸被完全中和點,此時溶液是CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解,所以有c(Na+)c(CH3COO-),由于水解顯堿性,所以有 c(OH-)c(H+),由于醋酸根水解程度較小,所以有c(CH3COO-)c(OH-),最終排序為c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)。一般題目經(jīng)常考的就是這幾個點的離子濃度比較,其他點較少考查,如有考查可以根據(jù)上述三點綜合分析?！纠?】 一定溫度下,下列溶液的離子濃度關(guān)系式正確的是(D)A.pH=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=110-5 molL-1B.pH=a的氨水,稀釋10倍后,其pH=b,則a=b+1C.pH=2的H2C2O4溶液與pH=12的NaOH溶液任意比例混合:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)D.pH相同的CH3COONa、NaHCO3、NaClO三種溶液的c(Na+):精講精析:根據(jù)H2SH+HS-,HS-H+S2-,H2OH+OH-,很明顯一級電離中c(H+)=c(HS-),如果再考慮二級電離以及水的電離,那么就有c(H+)c(HS-),所以A錯誤;根據(jù)強酸堿及弱酸堿溶液稀釋規(guī)律,氨水屬于弱酸堿溶液,稀釋10倍其pH降低小于1個單位,所以有ba-1即a,因為三者pH相等,也就是水解造成的堿性相同,那么就要達到相同水解程度,因此水解程度大的就要通過降低濃度減少水解出的OH-數(shù)量,所以三者濃度(等于Na+濃度)大小關(guān)系是,所以D正確。【例2】 (2018遼寧六校協(xié)作體模擬)常溫下,向20 mL 0.2 molL-1 H2A 溶液中滴加0.2 molL-1NaOH溶液。有關(guān)微粒物質(zhì)的量變化如下圖(其中代表H2A,代表HA-,代表A2-)。根據(jù)圖示判斷,下列說法正確的是(C)A.H2A在水中的電離方程式是H2AH+HA-、HA-H+A2-B.等體積等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后溶液顯堿性C.當(dāng)V(NaOH溶液)=20 mL時,溶液中存在以下關(guān)系:c(H+)+c(H2A)=c(A2-)+c(OH-)D.當(dāng)V(NaOH溶液)=30 mL時,溶液中各粒子濃度的大小順序為c(Na+)c(HA-)c(A2-)c(H+)c(OH-)精講精析:根據(jù)圖像起點有H2A且物質(zhì)的量接近410-3mol,HA-很少說明H2A為二元弱酸,一級電離應(yīng)該用可逆號,因此A錯誤;根據(jù)“三點分析法”,當(dāng)V(NaOH溶液)=20 mL時是“半中點”,此時溶液溶質(zhì)是NaHA,溶液體積是40 mL,溶液中既有(A2-的二級水解平衡)HA-+H2OH2A+OH-,又有(H2A的二級電離平衡)HA-H+A2-,根據(jù)圖中坐標知道n(A2-)n(H2A),所以電離程度水解程度,此時溶液顯酸性,所以B錯誤,V(NaOH溶液)=20 mL,根據(jù)電荷守恒有c(H+)+c(Na+)=2c(A2-)+c(OH-)+c(HA-),顯然C并非電荷守恒,根據(jù)物料守恒有c(Na+)=c(A2-)+c(H2A)+c(HA-),C也不符合,所以考慮C可能是質(zhì)子守恒,由于C中等式?jīng)]有Na+,所以把物料守恒中鈉離子濃度代入電荷守恒表達式得 c(H+)+c(A2-)+c(H2A)+c(HA-)=2c(A2-)+c(OH-)+c(HA-),進一步化簡得:c(H+)+c(H2A)=c(A2-)+c(OH-),所以C正確;當(dāng)V(NaOH溶液)=30 mL時,相當(dāng)于是一級酸完全中和,二級酸“半中和”,此時溶液中溶質(zhì)是Na2A和NaHA且兩者物質(zhì)的量濃度之比為11,同理根據(jù)圖像知此時n(A2-)n(HA-),也就是c(A2-)c(HA-),所以D錯誤。1.(2018福建莆田模擬)常溫下,二元弱酸H2Y溶液中滴加KOH溶液,所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示,下列有關(guān)說法錯誤的是(D)A.曲線M表示pH與lg的變化關(guān)系B.a點溶液中:c(H+)-c(OH-)=2c(Y2-)+c(HY-)-c(K+)C.H2Y的第二級電離常數(shù)(H2Y)=10-4.3D.交點b的溶液中:c(H2Y)=c(Y2-)c(HY-)c(H+)c(OH-)解析:隨著pH的增大,H2Y的電離程度逐漸增大,溶液中逐漸增大,逐漸減小,lg逐漸增大,lg逐漸減小,因此曲線M表示pH與 lg的變化關(guān)系,故A正確;a點溶液中存在電荷守恒:c(H+)+c(K+)=2c(Y2-)+c(HY-)+c(OH-),因此c(H+)-c(OH-)=2c(Y2-)+c(HY-)-c(K+),故B正確;pH=3時,lg=1.3,則(H2Y)=10-4.3,故C正確;交點