高考化学专题水溶液中的离子平衡Word格式文档下载.docx
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[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：
盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
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
减小
颜色变浅
加H2O
升高
加镁粉
红褐色沉淀，无色气体。
加NaHCO3
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（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（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。
③配制标准液时，定容俯视。
（偏低）
④配制标准液时，定容仰视。
⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。
⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。
⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。
⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。
（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。
②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。
③滴定前有气泡未赶出，后来消失。
（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。
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。
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。
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0.01mol<
n（CO2）0.015时发生的反应是：
2NaAlO2+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
c（Na+）>
c（AlO2-）+c（OH-）
B
0.01
c（AlO2-）>
c（OH-）>
c（CO32-）
C
0.015
c（HCO3-）>
c（CO32-）>
c（OH-）
D
0.03
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（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
50mL1mol·
L－1H2SO4
反应结束后，c（Na+）=c（SO42－）
0.05molCaO
溶液中增大
50mLH2O
由水电离出的c（H+）·
c（OH—）不变
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（HS－）>
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·
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（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<
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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