水溶液中的離子平衡專題復(fù)習(xí)匯總

1、高三 水溶液中的離子平衡專題復(fù)習(xí)第一節(jié) 電離平衡強(qiáng)、弱電解質(zhì)單質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)酸強(qiáng)堿大多數(shù)鹽 某些金屬氧化物 弱酸 弱堿 水和少數(shù)鹽混合物概念辨析： “鹽類水解”中的“強(qiáng)、弱”就來(lái)自于電解質(zhì)中強(qiáng)堿或弱堿中的陽(yáng)離子和強(qiáng)酸或弱酸中的陰離子。 電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)和混合物即不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 判斷電解質(zhì)看該化合物能否自身電離，如SO3、SO2、NH3 等是非電解質(zhì)。 判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱看它能否完全電離（在水溶液或熔化時(shí)） ，與其溶解性的大小、導(dǎo)電性強(qiáng)弱無(wú)關(guān)。 溶液的導(dǎo)電性與自由移動(dòng)的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)目有關(guān)，而與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)必然的關(guān)系。 有的電解質(zhì)只能在水溶液

2、中導(dǎo)電，如酸；有的電解質(zhì)在水溶液和熔化狀態(tài)下都能導(dǎo)電，如堿、鹽。此法可區(qū)分 共價(jià)鍵和離子鍵。二：電解質(zhì)的電離及電離平衡 注：多元弱酸分步電離，每次只電離出一個(gè)H ，以為主 例： 影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素：見(jiàn)表。三：本節(jié)題型 題型之一：考查電解質(zhì)的判斷（ 1） 下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是（）A CH3COOH B Cl2 C NH 4 HCO3 D SO2 題型之二：考查強(qiáng)弱電解質(zhì)的比較（ 2）體積相同，濃度均為 0.1mol/L 的醋酸（ a）、鹽酸（ b）、硫酸（ c）溶液。項(xiàng)目C(H+)酸性中和堿的 能力與足量活潑金屬產(chǎn)生H2 的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)起 始速率大小比較3）

3、體積相同， PH=1的醋酸（ a）、鹽酸（ b）、硫酸（ c）溶液。項(xiàng)目C(酸)酸性中和堿的 能力與足量活潑金屬產(chǎn)生H2 的總量與同一金屬反應(yīng)時(shí)起 始速率大小比較題型之三：考查強(qiáng)弱電解質(zhì)的證明 方法提煉：測(cè)定某酸為弱酸的方法，一般從三個(gè)方面入手：能否完全電離；是否存在電離平衡，外界條件的改 變會(huì)引起平衡的移動(dòng)；弱酸根離子水解呈堿性。其方法（ HA酸為例，延伸至弱電解質(zhì)）同條件下，測(cè)濃度都為 0.1mol/L 的 HA和 HCl 的導(dǎo)電性，若 HA弱則是弱酸。測(cè)濃度為 0.01mol/L 的 HA的 PH，若 PH=2（強(qiáng)酸），若 PH 2（弱酸）取 V相同， PH相同的 HA和 HCl，加入足

4、量的鋅粒，最終產(chǎn)生 H2多的為弱酸。取 V相同， PH相同的 HA和 HCl，滴入 NaOH中，耗堿量多的為弱酸。稀釋后測(cè) PH，如 10mLPH=1的 HA，稀釋至 10L，若 PH=4（強(qiáng)酸），若 1PH 4（弱酸），（ PH變化越慢則酸性越弱） 同離子效應(yīng)：往 HA溶液中加入其相應(yīng)的鹽（如 NaA），若發(fā)生移動(dòng)（指示劑顯示）為弱酸。測(cè) HA對(duì)應(yīng)的鈉鹽溶液 PH，如 0.1mol/L 的 NaA溶液， PH7 時(shí)， HA為弱酸。（ 4）下列事實(shí)能說(shuō)明亞硝酸是弱電解質(zhì)的是（）A 亞硝酸鈉溶液的 pH大于 7 B 用亞硝酸溶液做導(dǎo)電試驗(yàn)，燈泡很暗C 亞硝酸溶液不與硫酸鈉溶液反應(yīng) D 01mol

5、L-1亞硝酸溶液的 pH為 21 題型之四：考查弱電解質(zhì)電離平衡的移動(dòng)（5） 0.1mol/L 的醋酸溶液中，改變條件的變化情況。平衡移動(dòng)C(H+)C(OH- )C(CH3COO-)導(dǎo)電能力加 CH3COONa加 NaOH加 H2SO4加純 CH3COOH升高溫度加水稀釋（6） 0.1mol/L 氨水溶液在稀釋過(guò)程中，始終保持增大趨勢(shì)的是 （ ）c(NH 4+ ) c(OH-)A. OH 的物質(zhì)的量C.c(NH 4+)Bc(NH 3 H2O)+. c H c OH D.第二節(jié)水的電離和溶液的 PH一：水的電離 水的離子積常數(shù)K W = c(H +) c(OH-)特點(diǎn)： KW只與溫度有關(guān)，且隨溫

6、度的升高而增大，只有在通常情況下（250C）不論是酸、堿、鹽溶液均有KW= 10且水電離出的c(H+) = c(OH -) 。 影響水的電離的因素（見(jiàn)表）二：溶液的酸堿性與PH 溶液的酸堿性與 PH的關(guān)系酸堿性實(shí)質(zhì)250C溶液酸堿性與 PH的關(guān)系酸性+-c(H+) c(OH-)PH7PH越小，酸性越強(qiáng)， c（H+） 越大中性+-c(H+) = c(OH -)PH = 7堿性c(H+) c(OH-)PH7PH越大，堿性越強(qiáng)， c(OH- ) 越大 PH 及其性質(zhì) PH 小的酸性溶液，不一定是強(qiáng)酸溶液。 (如 NaHSO4 溶液) PH 一般是指常溫下，其它溫度下，中性溶液的 PH 7 對(duì)于 PH

7、=a的酸，稀釋 10n 倍時(shí)，強(qiáng)酸的 PH=a+n，弱酸為 a PH a+n。對(duì)于 PH=b的堿，稀釋 10n倍時(shí)，強(qiáng)堿的 PH=b-n，弱堿為 bPH b-n 。PH變化越大則酸性或堿性越強(qiáng)。 常溫下，不論稀釋多少倍，酸溶液的PH值都 7，堿溶液的 PH值都 7。 PH 的計(jì)算公式： PH = -lg c(H +) , 適用范圍 c(H+)或 c(OH-) 1mol/L 單一溶液的計(jì)算類型及計(jì)算方法A 強(qiáng)酸溶液，如B 強(qiáng)堿溶液，如HnA的濃度為 Cmol/L ， c(H+) = nC PH = -lg nCB(OH)n的濃度為 Cmol/L ，c(H +) = K酸或堿混合的PH的計(jì)算) P

8、H =14+lg nCA 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合，c(H+)混 = c(H +)1V1 + c(H +)2V2 (V1+V2)，再求 PH。若等體積混合PH 混 =PH 小+ lg2B 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合，c(OH- )混 = c(OH) 1V1 + c(OH )V1+V2)，再求 c(H+) ，再求 PH。(若等體積混合PH 混 =PH 大- lg2 )強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合的PH值的計(jì)算A 若恰好中和，溶液的 n(H+) = n(OH -)B 若酸剩，則先求C 若堿剩，則先求+ + - c(H ) 混 = c(H ) 酸 V 酸 - c(OH ) 堿 V 堿- - + c(OH) 混 = c(OH ) 堿 V

9、 堿 -c(H ) 酸 V 酸 V 酸 +V 堿 )，再求 PH。V酸+V堿)，再求 c(H+) ，再求 PH。溶液，由= c(OH -) 水三：本節(jié)題型題型之一：考查水的電離平衡平衡移動(dòng)C(H+)C(OH- )水的電離程度Kw升高溫度加燒堿加鹽酸加 FeCl 3 溶液加純堿加金屬鉀題型之二：考查水的電離出的 C(H+)或 C(OH-) 的計(jì)算7)下列溶液： pH0的鹽酸， 0.5 mol / L 鹽酸， pH4的NH4Cl 溶液， 0.1 mol / L NaOH水電離的氫離子物質(zhì)的量濃度濃度由大到小的順序正確地是 ( )A. B. C. D. 方法提煉：水的電離出的 C(H+)或 C(OH

10、-) 的計(jì)算 純水中： c(H +)水 = c(OH -)水= Kw 加酸或堿的溶液中：酸則 Kw = c(H +)酸c(OH-)水或堿則 Kw = c(H +)水 c(OH-)堿，再根據(jù)水中有 c(H+)水來(lái)計(jì)算。 鹽類水解的溶液中：溶液顯什么性，就根據(jù)什么離子的濃度計(jì)算。 題型之三：考查 PH計(jì)算常溫下 PH=a的溶液，則 C（H+） = 10 -a mol / L ， C（OH- ） = 10 a-14 mol / L 。（8）常溫下，某一元強(qiáng)堿溶液的pH值為 a，某一元酸 HA溶液的 pH值為 b，HA的電離度為 1 0%，若將 1 體積此強(qiáng)堿溶液與 10 體積的 HA溶液混合，恰好完

11、全反應(yīng)，則 a與 b 之和為（ ） A 14 B 15 C16 D17（9）將 25mL pH 10的 KOH溶液跟 50mL pH 10的 Ba （OH ） 2溶液混合，所得混合溶液的pH 為（）A. 9.7 B. 10 C. 10.3 D. 10.7（10） 99mL 01. mol L鹽酸與 101mL 0.05mol L Ba（OH）2溶液混合后，溶液的 pHA. 1.7B. 10.7 C. 11 D. 11.3（11）常溫下，有體積為 V1 L，pH m的稀硫酸和體積為 V2 L，pH n的 NaOH溶液混合。（1）如果 V1 V2 時(shí)， m n 13，則溶液顯 性； m n 15，

12、則溶液的 pH 7（填“ 、 、 ”） （2）如果混合后 pH 7時(shí)： m n 14，則 V1 V2 _ _ ； m n 13，則 V1 V2 _ _ 。（12）題 現(xiàn)有 pH=2的 HCl 溶液 100ml，要使它的 pH=3，如果加入蒸餾水， 需加水 ml ，如果加入 PH=4的 HCl 溶液，需加入此 HCl 溶液 ml將 pH=8 的 NaOH溶液與 pH=11的 NaOH溶液等體積混合后，溶液的 pH=；將 0.1mol/L 鹽酸和 0.06mol/L 氫氧化鋇溶液以等體積混合后，該混合溶液的 pH=。（4） 25 時(shí)， PH=a的 10 體積的某強(qiáng)酸與 PH=b的 1 體積的某強(qiáng)堿

13、混合后，溶液呈中性，則 a 和 b 滿足的關(guān)系 題型之四：考查溶液酸堿性的表示13）為更好的表示溶液的酸堿性，科學(xué)家提出酸度 （ AG）概念， AG=lg c（H +）/ c（OH- ） ，則下列敘述正確的是 （ ）A. 中性溶液的 AG=0 B.常溫下 0.1mol/L 鹽酸溶液的 AG=12C. 常溫下 0.1mol/L 氫氧化鈉溶液 AG=12D.酸性溶液的 AG 0第三節(jié) 鹽類的水解一：鹽類的水解 實(shí)質(zhì)：水的電離平衡正向移動(dòng)。鹽類水解促進(jìn)水的電離。 規(guī)律：有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。 書(shū)寫：?jiǎn)嗡庖话惴浅Ｈ酰谩?”，不標(biāo)“”或“” ，生成不穩(wěn)定的物質(zhì)，

14、也寫化學(xué)式。 多元弱酸根分步水解，每次只結(jié)合一個(gè) H ，第 步為主。例： 水解：弱酸根離子結(jié)合水電離的H+，溶液顯堿性。弱陽(yáng)離子結(jié)合水電離的OH- ，溶液顯酸性。二：影響鹽類水解的因素：見(jiàn)表。專題： 離子濃度大小比較題型歸類解析所用知識(shí)考慮平衡 水的電離平衡 弱電解質(zhì)的電離平衡 弱酸根離子的水解平衡 鹽的電離 分清主次： 多元弱酸分步電離，多元弱酸根離子分步水解，都以第一步為主。 酸式鹽的水解和溶液的酸堿性 A 多元強(qiáng)酸和強(qiáng)堿形成的酸式鹽：只電離，不水解，其水溶液呈酸性，如NaHSO4 。B 多元弱酸和強(qiáng)堿形成的酸式鹽： 因鹽溶液中電離出酸式酸根離子既電離又水解， 溶液的酸堿性由電離和 水解程

15、度的相對(duì)大小而定。電離能力大于水解能力的酸式鹽主要有：NaHSO3、NaH2PO4等, 其水溶液呈酸性；水解能力大于電離能力的酸式鹽主要有： NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等, 其水溶液呈堿性。 如都為 0.1mol/L 的 CH3COOH和 CH3COON的a 混合液顯酸性， 是因?yàn)?CH3COOH的電離大于 CH3COO- 的水解；都為 0.1mol/L 的 NH3H2O 和 NH4Cl 的混合液顯堿性，因?yàn)?NH3H2O電離大于 NH4+的水解。但 HCN的電離小于 CN- 的水解，所以同濃 度的 HCN和 NaCN混合液顯堿性。但有時(shí)看題中給出的信息。三個(gè)守恒 電荷守恒：溶液中

16、陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)，如NaHCO3 溶液中 c(Na+) +c(H +)=- 2- -c(HCO3-) +2c(CO 32-)+ c(OH -) 物料守恒(原子守恒)+ 2- - 溶液中某元素的各種存在形式中，原子個(gè)數(shù)守恒：如 0.1mol/L 的 Na2CO3溶液中 c(Na +) =2c(CO 32-)未水解= 2c(HCO3-)2-+2c(CO32-)+ 2c(H 2CO3) 質(zhì)子( H+)守恒：溶液中由水電離的 H+和 OH- 數(shù)目相同，如 Na2S溶液中 c(OH- ) =c(H +) 水解的 = c(H +) 剩下的 +c(HS -)+ 2c(H 2S

17、)第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡 沉淀溶解平衡：沉淀溶解平衡屬于化學(xué)平衡，具有化學(xué)平衡的一切特征。溶解平衡的表達(dá)式：MmAnmMn(aq) nAm( aq)，溶度積 Ksp c (Mn) mc ( Am) n，它反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，它的大小 與溫度有關(guān)，而與濃度無(wú)關(guān)。沉淀溶解平衡移動(dòng)方向的判斷：溶度積規(guī)則：離子積Qcc(Mn) m c(Am)nQc Ksp，溶液處于過(guò)飽和溶液狀態(tài)，生成沉淀。QcKsp，沉淀和溶解達(dá)到平衡，溶液為飽和溶液。Qcc OH c CH 3COO c H滴定過(guò)程中可能出現(xiàn)： c CH 3COOH c CH 3COO c H c Na c OH2根據(jù)右表提供的

18、數(shù)據(jù)， 判斷在等濃度的 NaClO 、 NaHCO3 混合溶液中， 各種離子濃度關(guān)系正確的是ABCD點(diǎn)所示溶液中：點(diǎn)所示溶液中：點(diǎn)所示溶液中：ABCDc(HCO3 ) c(ClO ) c(OH )c(ClO ) c(HCO3 ) c(H )c(HClO) c(ClO ) c(HCO3 ) c(H 2CO3 ) c(Na ) c(H +) c(HCO3 ) c(ClO ) c(OH )3某氨水的 pH=x，某鹽酸的 pH=y，已知x+y=14，且 x11 ，將上述氨水與鹽酸等體積混合后，所得溶液中各種離子的濃度由大到小的順序?yàn)?(A. Cl NH4 OH H +C. NH 4 Cl H + OH

19、 4將物質(zhì)的量濃度相同的 NaHCO3和NaHSO3兩種溶液(前者呈堿性， 后者呈酸性)比較時(shí)，下列關(guān)系中正確是B.D.Cl NH4 H + OH NH 4 Cl OH H +A. HSO3 = HCO3 C. Na +相等-150.02mol L-1的 HCN溶液與 0.02mol D.SO32 = CO32 水的電離度相等L-1的NaCN溶液等體積混合， 已知混合液中 CN-HCNB. A Na+ CN OH H +C Na+H += CN + OH 6.( 1)在 25下，向濃度均為 0.1 molL-1的 MgCl2和 CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水， 先生成沉淀填化學(xué)式)，生成該沉

20、淀的離子方程式為 。已知 25時(shí) KspMg(OH)2=1.8 10-11,KsP Cu(OH) 2=2.2 10-20。(2)在 25下，將 a mol L-1的氨水與 0.01 mol L-1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH4*)=c(Cl -)。則溶液顯性(填“酸” “堿”或“中” )；用含 a 的代數(shù)式表示 NH3H2O的電離常數(shù) Kb=1 17. 向體積為 Va的 0.05molL1CH3COOH溶液中加入體積為 Vb的 0.05mol L1KOH溶液，下列關(guān)系錯(cuò)誤的是()A Va Vb時(shí)： c (CH 3COOH) +c (CH3COO)c (K +)BVaVb時(shí)：c (

21、CH 3COOH) +c (H +)=c (OH )C Vac (K +) c (OH )c (H +) DVa與 Vb任意比： c (K +)+ c (H +) c (OH )+ c (CH 3COO)8. 某溫度下，相同 pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。判斷正確的是( )A.II 為鹽酸稀釋時(shí) pH 值變化曲線 B.b 點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比 c 點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)C.a 點(diǎn) KW的數(shù)值比 c 點(diǎn) KW的數(shù)值大 D.b 點(diǎn)酸的總濃度大于 a 點(diǎn)酸的總濃度9. 下列敘述正確的是 ( )A.0.1 mol/LC 6H5ONa溶液中： c(Na +) c(C

22、 6H5O- ) c(H +) c(OH- ) B.Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復(fù)至原溫度，pH和 Kw均減小C.pH=5的 CH3COOH溶液和 pH =5 的NH4Cl 溶液中， c(H+)不相等 D. 在 Na2S溶液中加入 AgCl 固體，溶液中 c(S 2-)下降10. 以下是 25時(shí)幾種難溶電解質(zhì)的溶解度：難溶電解質(zhì)Mg(OH)2Cu(OH)2Fe(OH)2Fe(OH)3溶解度 /g491041.7 1061.5 1043.0 109在無(wú)機(jī)化合物的提純中，常利用難溶電解質(zhì)的溶解平衡原理除去某些離子。例如：為了除去氯化銨中的雜質(zhì) Fe3，先將混合物溶于水，加入一定量的試劑反應(yīng)，過(guò)濾

23、結(jié)晶 為了除去氯化鎂晶體中的雜質(zhì)Fe3 ，先將混合物溶于水，加入足量的氫氧化鎂，充分反應(yīng)，過(guò)濾結(jié)晶 為了除去硫酸銅晶體中的雜質(zhì)Fe2，先將混合物溶于水，加入一定量的H2O2，將 Fe2氧化成 Fe3，調(diào)節(jié)溶液的 pH 4，過(guò)濾結(jié)晶請(qǐng)回答下列問(wèn)題：( 1)上述三個(gè)除雜方案都能夠達(dá)到很好效果，F(xiàn)e2 、Fe3都被轉(zhuǎn)化為而除去(2)中加入的試劑應(yīng)該選擇 為宜，其原因是 。(3)中除去 Fe3所發(fā)生的總反應(yīng)的離子方程式為 。( 4)下列與方案相關(guān)的敘述中，正確的是 (填字母)。D Cu2+可以大量存在于pH4 的溶液中AH2O2是綠色氧化劑，在氧化過(guò)程中不引進(jìn)雜質(zhì)、不產(chǎn)生污染B 將 Fe2氧化為 Fe3的主要原因是 Fe(OH)2沉淀比 Fe(OH)3 沉淀 較難過(guò)濾 C 調(diào)節(jié)溶液 pH4 可選擇的試劑是氫氧化銅或堿式碳酸銅E 在 pH4 的溶液中 Fe3 一定不能大量存在11已知某溫度時(shí) CH3COOH的電離平衡常數(shù)為 K。該溫度下向 20 mL 0.1 mol/L CH中逐滴加入 0.1 mol/L NaOH 溶液，其 pH變化曲線如圖所示 (忽略溫度變化 ) 。 不正確的是 ( )Aa 點(diǎn)表示溶液中 c