人教版高中化學選擇性必修1專題突破(八)水溶液中離子平衡圖像課件

專題突破(八)水溶液中離子平衡圖像

第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡一、滴定曲線1.強堿滴定一元弱酸——抓“五點”室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示

關(guān)鍵點分析溶液中溶質(zhì)成分及粒子濃度大小關(guān)系抓反應(yīng)的“起始”點，即A點，判斷酸、堿的相對強弱溶質(zhì)為HA，0.1mol·L－1HA溶液的pH>1，故HA為弱酸粒子濃度大小關(guān)系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)關(guān)鍵點分析溶液中溶質(zhì)成分及粒子濃度大小關(guān)系抓反應(yīng)的“一半”點，即B點，判斷是哪種溶質(zhì)的等量混合溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的HA和NaA，且pH<7粒子濃度大小關(guān)系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)抓溶液的“中性”點，即C點，判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過量或不足溶質(zhì)是NaA和少量的HA，pH＝7粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)抓“恰好”反應(yīng)點，即D點，判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性溶質(zhì)是NaA，pH>7粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)抓反應(yīng)的“過量”點，即E點，判斷溶液中的溶質(zhì)，判斷哪種物質(zhì)過量溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的NaA和NaOH，pH>7粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)針對練1.25℃時，向20.00mL的NaOH溶液中逐滴加入某濃度的CH3COOH溶液。滴定過程中，溶液的pH與滴入CH3COOH溶液的體積關(guān)系如圖所示，點②時NaOH溶液恰好被中和。則下列說法中，錯誤的是A.CH3COOH溶液的濃度為0.1mol·L－1B.圖中點①到點③所示溶液中，水的電離程度先增大后減小C.點④所示溶液中存在：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)D.滴定過程中會存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)√圖像分析氫氧化鈉溶液的濃度為0.1mol/L，②點時氫氧化鈉溶液恰好被中和消耗醋酸溶液20mL，則醋酸濃度為0.1mol/L，不選A；圖中①點到③點所示溶液中隨著醋酸逐漸滴入，氫氧化鈉不斷被消耗，水的電離被抑制程度減小，即水的電離程度增大，恰好反應(yīng)后繼續(xù)滴加醋酸，對水的電離起到抑制作用，圖中①到③所示的溶液中水的電離程度先增大后減小，不選B；④點所示溶液是等物質(zhì)的量的醋酸和醋酸鈉溶液，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)，電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，則c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)，選C；滴定過程中的某點

，醋酸鈉和氫氧化鈉混合溶液中會有c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)，不選D?！提槍?.25℃時，向10mL0.1mol·L－1CH2ClCOONa溶液中加入0.1mol·L－1的鹽酸，溶液pH隨加入鹽酸的體積變化情況如圖所示。下列說法不正確的是A.①所示溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH2ClCOOH)B.②所示溶液中：c(CH2ClCOO－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)C.③所示溶液中：c(Na＋)>c(CH2ClCOOH)>c(CH2ClCOO－)>c(H＋)>c(OH－)D.④所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH2ClCOO－)＋c(CH2ClCOOH)點①所示溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH2ClCOOH)是質(zhì)子守恒，故A正確；由于點②的pH＝7，即溶液中呈中性，根據(jù)電荷守恒可得c(CH2ClCOO－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)，故B正確；依據(jù)圖像可知，點③溶液中為等物質(zhì)的量的CH2ClCOONa、CH2ClCOOH、NaCl，且溶液顯酸性，說明CH2ClCOOH的電離程度大于CH2ClCOO－的水解程度，所以離子濃度關(guān)系為c(Na＋)>c(CH2ClCOO－)>c(CH2ClCOOH)>c(H＋)>c(OH－)，故C錯誤；根據(jù)元素守恒可知點④所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH2ClCOO－)＋c(CH2ClCOOH)，故D正確。2.多組反應(yīng)圖像(1)強堿滴定一元強酸、一元弱酸氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線

①曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低②突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(yīng)③室溫下pH＝7不一定是終點：強堿與強酸反應(yīng)時，終點是pH＝7；強堿與弱酸反應(yīng)時，終點不是pH＝7而是pH>7(2)強酸滴定一元強堿、一元弱堿鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線

①曲線起點不同：強酸滴定強堿、弱堿的曲線，強堿起點高②突躍點變化范圍不同：強酸與強堿反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強酸與弱堿反應(yīng)③室溫下pH＝7不一定是終點：強酸與強堿反應(yīng)時，終點是pH＝7；強酸與弱堿反應(yīng)時，終點不是pH＝7而是pH<7√針對練3.室溫下，用0.1mol·L－1的NaOH溶液分別滴定20mL0.1mol·L－1的HA和HB溶液，溶液pH隨加入NaOH溶液的體積變化曲線如圖所示，下列判斷錯誤的是A.水的電離度：c點溶液>純水>b點溶液

B.電離常數(shù)：Ka(HA)<Ka(HB)C.d點溶液：2c(Na＋)＝c(A－)＋(HA)D.a點溶液：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)c點為完全中和生成的鹽溶液，根據(jù)起始pH可知，兩種酸均為弱酸，且HA的酸性更弱，故c點為強堿弱酸鹽溶液，水解促進水的電離，b點不完全中和，酸過量，酸的電離抑制水的電離，水的電離程度減小，故水的電離度：c點溶液>純水>b點溶液，A正確；由圖中曲線可知，HA的酸性更弱，則電離常數(shù)：Ka(HA)<Ka(HB)，B正確；d點溶液為氫氧化鈉與NaA溶液按1∶1形成的溶液，根據(jù)元素守恒有：c(Na＋)＝2c(A－)＋2c(HA)，C錯誤；a點溶液為HB與NaB按1∶1為溶質(zhì)形成的溶液，溶液呈酸性，說明電離程度大于水解程度，則：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，D正確?！提槍?.25℃時，用0.25mol·L－1的NaOH溶液，分別滴定同濃度的三種稀酸溶液，滴定的曲線如圖所示，下列判斷不正確的是A.同濃度的稀酸中：c(A－)>c(B－)>c(D－)B.滴定至P點時，溶液中：c(B－)>c(HB)C.pH＝7時，三種溶液中：c(A－)>c(B－)>c(D－)D.當中和百分數(shù)達100%時，將三種溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－2c(H＋)3.一元強堿滴定多元弱酸曲線向20mL0.1mol/LH2A溶液中滴加0.1mol/LNaOH溶液

①發(fā)生的反應(yīng)有NaOH＋H2A===NaHA＋H2ONaOH＋NaHA===Na2A＋H2O2NaOH＋H2A===Na2A＋2H2O②根據(jù)反應(yīng)的規(guī)律可知：Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－③判斷NaHA酸堿性的方法：V(NaOH)＝20mL時，溶質(zhì)為NaHA，此時由縱坐標可得出c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)，可知NaHA顯酸性√針對練5.如下圖(其中Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－)，向20mL0.2mol·L－1H2A溶液中滴加0.2mol·L－1

NaOH溶液,根據(jù)圖示判斷，下列說法正確的是B.當V(NaOH)＝20mL時，溶液中各離子濃度的大小順序為：c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)C.當V(NaOH)＝30mL時，溶液中存在以下關(guān)系：2c(H＋)＋c(HA－)＋2c(H2A)＝c(A2－)＋2c(OH－)D.等體積等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后，其溶液中水的電離程度比純水大當V(NaOH)＝30mL時，發(fā)生的反應(yīng)為NaOH＋H2A===NaHA＋H2O、NaHA＋NaOH===Na2A＋H2O，溶液為等物質(zhì)的量濃度的NaHA和Na2A的混合溶液，根據(jù)電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，根據(jù)元素守恒得：3c(HA－)＋3c(A2－)＋3c(H2A)＝2c(Na＋)，聯(lián)立兩式得：2c(H＋)＋c(HA－)＋3c(H2A)＝c(A2－)＋2c(OH－)，故C錯誤；由圖示關(guān)系可知，等體積等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后得到NaHA溶液，此時溶液中的c(A2－)>c(H2A)，說明HA－的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，水的電離受到抑制，所以等體積等濃度的NaOH溶液與H2A溶液混合后，其溶液中水的電離程度比純水小，故D錯誤；答案選B。針對練6.常溫下，向10mL某濃度的H2SO3溶液中滴加0.2mol·L－1NaOH溶液，含S微粒的物質(zhì)的量變化曲線如圖所示，下列有關(guān)說法正確的是A.曲線Ⅱ代表H2SO3的濃度B.V(NaOH)＝10ml時，溶液溫度最高，c(H2SO3)＝0.1mol·L－1C.水的電離程度大?。篴點＜b點＜c點D.若c點pH＝6，則K2(H2SO3)＝10－8√返回二、平衡常數(shù)(Kw、Ksp)曲線1.雙曲線型不同溫度下水溶液中c(H＋)與c(OH－)的變化曲線常溫下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線[Ksp＝9×10－6]

(1)A、C、B三點均為中性，溫度依次升高，Kw依次增大(2)D點為酸性溶液，E點為堿性溶液，T2溫度時Kw＝1×10－14

(3)AB直線的左上方均為堿性溶液，任意一點均有c(H＋)<c(OH－)(1)a、c點在曲線上，a→c的變化為增大c(SO)，如加入Na2SO4固體，但Ksp不變(2)b點在曲線的上方，Q>Ksp，將會有沉淀生成(3)d點在曲線的下方，Q<Ksp，則為不飽和溶液，還能繼續(xù)溶解CaSO4針對練7.某溫度時，Ag2SO4在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是B.該溫度下，Ag2SO4的溶度積常數(shù)(Ksp)的數(shù)量級是10－3C.可以通過加入硫酸銀固體使a點移動到b點D.該溫度下，0.02mol/L的AgNO3溶液與0.2mol/L的Na2SO4溶液等體積混合，不會生成沉淀√針對練8.在t

℃時，AgBr的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，又知t

℃時AgCl的Ksp＝4×10－10，下列說法不正確的是A.在t

℃時，AgBr的Ksp為4.9×10－13B.在AgBr飽和溶液中加入NaBr固體，可使溶液由c點到b點C.圖中a點對應(yīng)的是AgBr的不飽和溶液√針對練9.

AlPO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(T2＞T1)。下列說法正確的是A.圖像中四個點的Ksp：a＝b＞c＞dB.AlPO4在b點對應(yīng)的溶解度大于c點D.升高溫度可使d點移動到b點√2.直線型(pM-pR曲線)pM為陽離子濃度的負對數(shù)，pR為陰離子濃度的負對數(shù)(1)直線AB上的點對應(yīng)的溶液中：c(M2＋)＝c(R2－)(2)溶度積：CaSO4>CaCO3>MnCO3；(3)X點對于CaCO3來說要析出沉淀，對于CaSO4來說是不飽和溶液，能繼續(xù)溶解CaSO4；針對練10.(2021·全國乙卷)HA是一元弱酸，難溶鹽MA的飽和溶液中c2(M＋)隨c(H＋)而變化，M＋不發(fā)生水解。實驗發(fā)現(xiàn)，298K時c2(M＋)－c(H＋)為線性關(guān)系，如下圖中實線所示。下列敘述錯誤的是A.溶液pH＝4時，c(M＋)<3.0×10－4mol·L－1B.MA的溶度積Ksp(MA)＝5.0×10－8C.溶液pH＝7時，c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)D.HA的電離常數(shù)Ka(HA)≈2.0×10－4√√對圖像進行以下分析：

返回三、正態(tài)分布系數(shù)圖及分析A.H2A的Ka1為10－10.25B.c點：c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)C.第一次突變，可選酚酞作指示劑D.c(Na2A)＝0.2000mol·L－1√用0.1000mol·L－1鹽酸滴定20.00mLNa2A溶液，pH較大時A2－的分布分數(shù)δ最大，隨著pH的減小，A2－的分布分數(shù)δ逐漸減小，HA－的分布分數(shù)δ逐漸增大，恰好生成NaHA之后，HA－的分布分數(shù)δ逐漸減小，H2A的分布分數(shù)δ逐漸增大，表示H2A、HA－、A2－的分布分數(shù)δ的曲線如圖所示，針對練13.向等物質(zhì)的量濃度的K2S、KOH的混合溶液中滴加稀鹽酸至過量。其中含硫微粒(H2S、HS－、S2－)的分布分數(shù)(平衡時某含硫微粒的濃度占各含硫微粒濃度之和的百分數(shù))與滴加鹽酸體積的關(guān)系如圖所示(忽略滴加過程H2S氣體的逸出，KHS溶液顯堿性)。下列說法不正確的是A.曲線A表示S2－的變化情況B.若Y點對應(yīng)溶液的pH＝a，則Ka1(H2S)＝10－aC.X、Y點對應(yīng)溶液中水的電離程度大小關(guān)系：X＜YD.Y點對應(yīng)溶液中c(K＋)＝3[c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)]√KCl不影響水的電離，X點對應(yīng)溶液中c(HS－)＝c(S2－)，Y點對應(yīng)溶液中c(H2S)＝c(HS－)，且X點對應(yīng)溶液中c(HS－)＞Y點對應(yīng)溶液中c(HS－)，KHS溶液顯堿性，即HS－能促進水的電離(濃度越大對水的電離促進作用越強)，又X點對應(yīng)溶液中S2－的水解促進水的電離，Y點對應(yīng)溶液中H2S的電離抑制水的電離，故X點對應(yīng)溶液中水的電離程度較大，C項錯誤；原溶液為等物質(zhì)的量濃度的K2S、KOH的混合溶液，根據(jù)元素守恒可知，Y點對應(yīng)溶液中c(K＋)＝3[c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)]，D項正確。返回四、水電離曲線常溫下，向20mL0.1mol·L－1MOH溶液中滴加鹽酸，溶液中由水電離出的c水(H＋)隨加入鹽酸體積的變化如圖所示

預(yù)備知識影響水的電離平衡的因素：①外加酸、堿或強酸的酸式鹽抑制水的電離②鹽類水解促進水的電離關(guān)鍵點分析①a點：由水電離出的c水(H＋)＝10－11mol·L－1，可知0.1mol·L－1MOH溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，推出MOH為弱堿，并可以求出其電離常數(shù)②鹽酸滴入MOH溶液過程中，溶質(zhì)由MOH―→MOH和MCl―→MCl―→MCl和HCl，在這個過程中水的電離程度最大應(yīng)該是MCl，可知c點應(yīng)為MCl，那么b點應(yīng)為MOH和MCl，d點應(yīng)為MCl和HCl；因此b點為中性，d點不為中性，為酸性針對練14.常溫下，在新制氯水中滴加NaOH溶液，溶液中水電離出的c水(H＋)的對數(shù)與NaOH溶液的體積之間的關(guān)系如圖所示，下列推斷正確的是A.用pH試紙測定E點對應(yīng)溶液，其pH＝3B.H、F點對應(yīng)溶液中都存在：c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)C.G點對應(yīng)溶液中：c(Na＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)D.常溫下加水稀釋H點對應(yīng)溶液，溶液的pH增大√E點新制氯水溶液中含有HClO，HClO有漂白性，pH試紙先變色后褪色，所以不能用pH試紙測定E點對應(yīng)溶液的pH，故A錯