高考化学专题水溶液中的离子平衡.docx
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2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡
考点一：
水溶液中离子平衡的存在
1、弱电解质的电离平衡及其影响因素
弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因
弱电解质本身，如常温下K（HF）>K（CH3COOH）。
（2）外因
以CH3COOHCH3COO-+H+为例
①温度：
弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c（H+）、c（CH3COO-）增大。
②浓度：
加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
n（CH3COO-）、n（H+）增大，但c（CH3COO-）、c（H+）减小。
③同离子效应：
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。
例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。
加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c（CH3COO-）或c（H+），使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。
前者使c（H+）减小，后者使c（H+）增大。
④化学反应：
在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。
例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO+2H+=H2O+CO2↑，使c（H+）减小，平衡向着电离的方向移动。
2、水的电离
（1）影响水的电离平衡的因素
①温度：
若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c（H＋）与c（OH－）同时增大，KW增大pH变小，但由于c（H＋）与c（OH－）始终保持相等，故仍显中性。
如纯水的温度由25℃升高到100℃，则c（H＋）与c（OH－）都从1×10－7mol·L－1增大为1×10－6mol·L－1，KW由1×10－14增大为1×10－12，pH由7变为6，由于c（H＋）＝c（OH－），仍然显中性。
②加入酸、碱
向纯水中加入酸、碱，由于酸、碱的电离产生H＋和OH－增大了水中的c（H＋）和c（OH－），故均可以使水的电离平衡向左移动。
此时，若温度不变，则KW不变，水的电离程度变小。
加酸时c（H＋）变大，pH变小，加碱时，c（OH－）变大，pH变大。
③易水解的盐：
在纯水中加入易水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，则Kw不变
④其他因素：
如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出的H+直接作用，促进水的电离平衡向右移动
（2）影响KW的因素
KW只与温度有关，温度不变，KW不变；温度升高，KW增大，反之KW减小。
①KW不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O
如酸性溶液中：
[c（H＋）酸＋c（H＋）H2O]·c（OH－）H2O＝KW
碱性溶液中：
[c（OH－）碱＋c（OH－）H2O]·c（H＋）H2O＝KW
②水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃时，KW＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14为同一常数。
3、盐类水解
（1）盐类水解的规律
规律：
有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
水解离子
溶液的酸碱性
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
无
中性
强酸弱碱盐
NH4Cl、CuSO4、FeCl3
NH、Cu2+、Fe3+
酸性
强碱弱酸盐
Na2S、Na2CO3、NaHCO3
S2－、CO、HCO
碱性
弱酸弱碱盐
（NH4）2CO3、CH3COONH4
NH、CO、CH3COO－
由酸碱的相对强弱决定
（2）影响盐类水解的因素
内因：
盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。
外因：
①温度：
盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
②浓度：
盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
③外加酸碱：
促进或抑制盐的水解。
例如：
CH3COONa溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的水解程度减小。
④外加盐
a．加入水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；加入水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。
b．加入不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；加入不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，盐的水解程度增大。
外界条件对反应Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+（正反应为吸热反应）的影响如下：
条件
移动方向
H+数
pH
Fe3+水解程度
现象
升高温度
向右
增加
降低
增大
颜色变深（黄红褐）
通HCl
向左
增加
降低
减小
颜色变浅
加H2O
向右
增加
升高
增大
颜色变浅
加镁粉
向右
减小
升高
增大
红褐色沉淀，无色气体。
加NaHCO3
向右
减小
升高
增大
红褐色沉淀，无色气体
考点二：
离子浓度大小比较
1、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系
A．两个理论依据
①弱电解质电离理论：
电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
例如，H2CO3溶液中：
c（H2CO3）>c（HCO）≫c（CO）（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。
②水解理论：
水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
例如，Na2CO3溶液中：
c（CO）>c（HCO）≫c（H2CO3）（多元弱酸根离子的水解以第一步为主）。
B．三个守恒关系
①电荷守恒：
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
例如，NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）===c（HCO）＋2c（CO）＋c（OH－）。
②物料守恒：
物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＝c（HCO）＋c（CO）＋c（H2CO3）＝0.1mol·L－1。
③质子守恒：
由水电离出的c（H＋）等于由水电离出的c（OH－），在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。
例如，纯碱溶液中c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO）＋2c（H2CO3）。
2、四种情况分析
①多元弱酸溶液
根据多步电离分析，如：
在H3PO3溶液中，c（H＋）>c（H2PO）>c（HPO）>c（PO）。
②多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析，如：
Na2CO3溶液中：
c（Na＋）>c（CO）>c（OH－）>c（HCO）。
③不同溶液中同一离子浓度的比较
要看溶液中其他离子对其产生的影响。
例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：
①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c（NH）由大到小的顺序是③>①>②。
④混合溶液中各离子浓度的比较
要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
例如，在0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋）。
在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c（OH－）>c（H＋），同时c（NH）>c（Cl－）。
3、解题思路
电解质溶液
考点三：
酸碱中和滴定曲线
酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题以酸碱滴定过程为基础，考查离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等。
这类试题的难点在于整个过程为一动态过程，在解题的过程中，我们可以化动为静，采取极端假设的方法进行判断。
首先看横纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；然后我们看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这个在判断滴定终点至关重要；再次我们找滴定终点和pH=7的中性点，滴定终点加入酸的物质的量等于加入碱的物质的量（一元酸碱），判断出滴定终点的酸碱性，然后可以确定pH=7的点的位置；最后滴定曲线中任意点，我们分析加入的酸碱过量情况，进行进一步的分析。
在整个滴定过程中有几个关系：
①电荷守恒在任何时候均存在；②物料守恒我们根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系，如此题中a点，n（BOH）=0.02L×0.1mol/L=0.002mol，n（HCl）=0.01L×0.1mol/L=0.001mol，故有c（B+）+c（BOH）=2c（Cl-）。
考点四：
酸碱中和滴定
1、实验原理：
n（H＋）酸＝n（OH－）碱
2、中点判断和选择酸碱指示剂的注意事项
终点判断：
当滴入最后一滴标准液时，溶液颜色发生突变，且半分钟内不再变化。
选择酸碱指示剂应注意：
①石蕊试液不能用作酸碱中和滴定的指示剂，主要原因是石蕊试液的颜色变化不够明显，对中和滴定终点的指示不够灵敏、不够准确。
②滴定20mL的待测液，酸碱指示剂以2～3滴为宜。
指示剂用量太少，其颜色太浅，不利于判断中和滴定的终点；指示剂用量太多，由于指示剂本身就是有机弱酸或有机弱碱，这样就会使标准溶液实际消耗的体积偏大或偏小。
③若滴定终点时溶液呈酸性，选择甲基橙作指示剂；若滴定终点时溶液呈碱性，选择酚酞作指示剂；若滴定终点时溶液呈中性，选择酚酞或甲基橙作指示剂都可以。
3、误差分析
根据待测液浓度的计算公式：
c（测）＝进行分析，可见c（测）与V（标）成正比，凡是使V（标）的读数偏大的操作都会使c（测）偏大；反之，c（测）偏小。
（1）标准液配制引起的误差
①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。
（偏高）
②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。
（偏高）
③配制标准液时，定容俯视。
（偏低）
④配制标准液时，定容仰视。
（偏高）
⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。
（偏高）
⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。
（偏高）
⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。
（偏高）
⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。
（偏高）
（2）标准液操作引起的误差。
①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。
（偏低）
②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。
（偏高）
③滴定前有气泡未赶出，后来消失。
（偏高）
（3）待测液操作引起的误差。
①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。
（偏高）
②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。
（无影响）
③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。
（偏低）
考点五：
沉淀溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡
在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。
例如：
BaSO4（s）Ba2+（aq）+SO（aq）
2、溶度积：
在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。
用符号Ksp表示。
对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：
Ksp=[An+]m[Bm+]n
①溶度积与溶解度的关系
溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。
②溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。
③离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系
某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc
当Qc＜Ksp时，为不饱和溶液；
当Qc=Ksp时，为饱和溶液；
当Qc＞Ksp时，为过饱和溶液。
一、选择题
1.能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）
A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2
B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7
C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2
D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红
2.常温下，将等体积，等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3
晶体，过滤，所得滤液pH<7。
下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是（）
A．<1.0×10-7mol/L
B．c（Na+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（H2CO3）
C．c（H+）+c（NH4+）=c（OH－）+c（HCO3－）+2c（CO32－）
D．c（Cl－）>c（NH4+）>c（HCO3－）>c（CO32－）
3.室温下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲
线如图所示。
下列说法正确的是（）
A．a点所示溶液中c（Na+）>c（A—）>c（H+）>c（HA）
B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C．pH=7时，c（Na+）=c（A—）+c（HA）
D．b点所示溶液中c（A—）>c（HA）
4.298K时，在20.0mL0.10mol氨水中滴入0.10mol的盐酸，溶液的pH与所加盐酸
的体积关系如图所示。
已知0.10mol氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（）
A．该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂
B．M点对应的盐酸体积为20.0mL
C．M点处的溶液中c（NH4＋）＝c（Cl－）＝c（H＋）＝c（OH－）
D．N点处的溶液中pH<12
5.向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），下列数值变小的是（）
A．c（CO32−）B．c（Mg2+）C．c（H+）D．Ksp（MgCO3）
6.H2C2O4为二元弱酸。
20℃时，配制一组c（H2C2O4）+c（HC2O4-）+c（C2O42-）=0.100mol·L-1
的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如右图所
示。
下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（）
A．pH=2.5的溶液中：
c（H2C2O4）+c（C2O42-）＞c（HC2O4-）
B．c（Na+）＝0.100mol·L-1的溶液中：
c（H+）+c（H2C2O4）＝c（OH-）+c（C2O42-）
C．c（HC2O4-）＝c（C2O42-）的溶液中：
c（Na+）＞0.100mol·L-1+c（HC2O4-）
D．pH=7的溶液中：
c（Na+）＞2c（C2O42-）
7．向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n（CO2）增大，
先后发生三个不同的反应，当0.01mol2NaAlO2+CO2+2H2O=2Al（OH）3↓+Na2CO3。
下列对应关系正确的是（）
选项
n（CO2）/mol
溶液中离子的物质的量浓度
A
0
c（Na+）>c（AlO2-）+c（OH-）
B
0.01
c（Na+）>c（AlO2-）>c（OH-）>c（CO32-）
C
0.015
c（Na+）>c（HCO3-）>c（CO32-）>c（OH-）
D
0.03
c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+）
8.室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸（HA、HB和
HD）溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是（）
A．三种酸的电离常数关系：
KHA>KHB>KHD
B．滴定至P点时，溶液中：
c（B－）>c（Na＋）>c（HB）>c（H＋）>c（OH－）
C．pH=7时，三种溶液中：
c（A－）=c（B－）=c（D－）
D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：
c（HA）＋c（HB）＋c（HD）=c（OH－）－c（H＋）
9．浓度均为0.10mol/L、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH
随的变化如图所示，下列叙述错误的是（）
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：
b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c（OH－）相等
D．当=2时，若两溶液同时升高温度，则增大
10．40℃时，在氨－水体系中不断通入CO2，各种离子的变化趋势如下图所示。
下列说法
不正确的是（）
A．在pH＝9.0时，c（NH4+）＞c（HCO）＞c（NH2COOˉ）＞c（CO32－）
B．不同pH的溶液中存在关系：
c（NH4+）＋c（H+）＝2c（CO32－）＋c（HCO3－）＋c（NH2COOˉ）＋c（OHˉ）
C．随着CO2的通入，不断增大
D．在溶液中pH不断降低的过程中，有含NH2COOˉ的中间产物生成
11．室温下，将0.05molNa2CO3固体溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物质。
有关结论正确的是（）
加入的物质
结论
A
50mL1mol·L－1H2SO4
反应结束后，c（Na+）=c（SO42－）
B
0.05molCaO
溶液中增大
C
50mLH2O
由水电离出的c（H+）·c（OH—）不变
D
0.1molNaHSO4固体
反应完全后，溶液pH减小，c（Na+）不变
12．25℃时，在10mL浓度均为0.1mol/LNaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1mol/L的
盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是（）
A．未加盐酸时：
c（OH－）＞c（Na＋）=c（NH3·H2O）
B．加入10mL盐酸时：
c（NH4＋）＋c（H＋）＝c（OH－）
C．加入盐酸至溶液pH=7时：
c（Cl－）=c（Na＋）
D．加入20mL盐酸时：
c（Cl－）＝c（NH4＋）＋c（Na＋）
13．一定温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2，下列说法正确的是（）
A．升高温度，可能引起有c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10-13
C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
14．一定温度下，下列溶液的离子浓度关系式正确的是（）
A．pH=5的H2S溶液中，c（H+）=c（HS－）=1×10—5mol·L—1
B．pH=a的氨水溶液，稀释10倍后，其pH=b，则a=b+1
C．pH=2的H2C2O4溶液与pH=12的NaOH溶液任意比例混合：
c（Na＋）+c（H＋）=c（OH－）+c（HC2O4－）
D．pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶液的c（Na＋）：
①＞②＞③
15．室温下，下列溶液中粒子浓度大小关系正确的是（）
A．Na2S溶液：
c（Na＋）>c（HS－）>c（OH－）>c（H2S）
B．Na2C2O4溶液中：
c（OH－）=c（H＋）+c（HC2O4－）+2c（H2C2O4）
C．Na2CO3溶液：
c（Na＋）+c（H＋）=2c（CO32－）+c（OH－）
D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：
c（Na＋）+c（Ca2＋）=c（CH3COO－）+c（CH3COOH）+2c（Cl－）
16．常温下，0.2mol/L一元酸HA与等浓度的NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微
粒组分及浓度如图5所示，下列说法正确的是（）
A．HA是强酸
B．该混合液pH=7
C．图中x表示HA，Y表示OH-，Z表示H+
D．该混合溶液中：
c（A-）+c（Y）=c（Na+）
17．常温下，下列有关叙述正确的是（）
A．NaY溶液的pH=8，c（Na+）–c（Y–）＝9.9×10–7mol/L
B．Na2CO3溶液中，2c（Na＋）＝c（CO32－）＋c（HCO3－）＋c（H2CO3）
C．pH相等的①NH4NO3②（NH4）2SO4③NH4HSO4溶液中，c（NH4＋）大小顺序①＞②＞③
D．10mLpH＝12的氢氧化钠溶液中加入pH＝2的HA至pH刚好等于7，则所得溶液体积一定为20mL
18．常温下，向100mL0.01mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.02mol·L-1的MOH溶液，如中所
示曲线表示混合溶液的pH变化情况。
下列说法中正确的是（）
A．HA为一元弱酸，MOH为一元强碱
B．滴入MOH溶液的体积为50mL时，c（M+）＞c（A-）
C．N点水的电离程度大于K点水的电离程度
D．K点时，c（MOH）+c（M+）=0.02mol·L-1
19．室温下，分别用0.1mol·L－1溶液进行下列实验，结论不正确的是（）
A．向NaHCO3溶液中通CO2至pH=7：
c（Na+）=c（HCO）+2c（CO）
B．向CH3COONa溶液中加入等浓度等体积的盐酸：
c（Na+）=c（Cl）
C．向NaHSO4溶液中加入等浓度等体积的Ba（OH）2溶液：
pH=13
D．向氨水中加入少量NH4Cl固体：
增大
20．25℃时，H2SO3及其钠盐的溶液中，H2SO3、HSO3-、SO32-的物质的量分数（α）随溶液
pH变化关系如下图所示，下列叙述错误的是（）
A．溶液的pH=5时，硫元素的主要存在形式为HSO3-
B．当溶液恰好呈中性时：
c（Na+）>c（SO32-）+c（HSO3-）
C．向pH=8的上述溶液中滴加少量澄清石灰水，的值增大
D．向pH=3的上述溶液中滴加少量稀硫酸,α（HSO3-）减小
21．下列有关说法正确的是（ ）
A．反应CaC2（s）＋N2（g）===CaCN2（s）＋C（s）能自发进行，是因为ΔH<0
B．若电工操作中将铝线与铜线直接相连，会导致铜线更快被氧化
C．向水中加入NaHCO3或NaHSO4固体后，水的电离程度均增大
D．对于乙酸乙酯的水解反应，加入稀硫酸会使平衡向正反应方向移动
22．下列说法正确的是（）
A．反应A（g）⇋2B（g）△H，若正反应的活化能为EakJ/mol，逆反应的活化能为EbkJ/mol，则△H=-（Ea-Eb）kJ/mol
B．常温下，pH相同的NaOH溶液和Ba（OH）2溶液中，水的电离程度相同
C．某温度氯化钠在水中的溶解度是20g，该温度饱和氯化钠溶液的质量分数为20%
D．将浓度为0.1mol/LHF溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数Ka（HF）保持不变，始终保持增大
23．pH相同、体积相同的氨水和氢氧化钠溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是…
（ ）
A．加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均碱小
B．温度下降10°C，两溶液的pH均不变
C．分别加水稀释10倍，两溶液的pH仍相等
D．用同浓度的盐酸中和，消耗盐酸的体积相同
24．下列有关离子的各种说法中，正确的是（）
A．金属钠溶于足量水中的离子方程式：
Na＋2H2O＝Na＋＋H2↑＋2OH－
B．加入铝粉后产生大量氢气的溶液中：
NH4＋、Na＋、NO3－、Cl－可以大量共存
C．等物质的量浓度、等体积的氨水与盐酸混和，溶液中离子浓度关系为：
c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（OH－）＞c（H＋）
D．等物质的量的二元弱酸H2X与其钾盐K
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