水溶液中离子平衡选题型复习3231Word格式.docx

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（3）外界条件对FeCl3水解平衡的影响：

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋　ΔH>

　　　体系变化

　条件　　　　　

pH

水解程度

Kh

增多

加水

加FeCl3（s）

加NaHCO3（s）

（4）外界条件对AgCl溶解平衡的影响：

AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）　ΔH>

平衡后

c（Ag＋）

c（Cl－）

Ksp

加入少量AgNO3（s）

通入H2S（g）

二、水溶液中离子平衡影响因素

（1）常考影响水电离程度大小的因素

（2）弱电解质电离平衡移动的“三个”不一定

①稀醋酸加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。

因为温度不变，Kw＝c（H＋）·

c（OH－）是定值，稀醋酸加水稀释时，溶液中的c（H＋）减小，故c（OH－）增大。

②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。

③对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程，弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度不一定减小，可能先增大后减小。

（3）“水解平衡”常见的认识误区

①误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。

如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。

②由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。

其实不一定，对于那些水解程度不是很大，水解产物离不开平衡体系的情况[如Al2（SO4）3、NaAlO2、Na2CO3]来说，溶液蒸干后仍得原溶质。

③极端化认为水解相互促进即能水解彻底。

如CH3COONH4溶液中尽管CH3COO－、NH

水解相互促进，但仍然能大量共存，常见水解促进比较彻底而不能大量共存的离子有Al3＋与AlO

、CO

（或HCO

）、S2－（或HS－）、SO

（或HSO

）等。

三、判断溶液的酸碱性

（1）根本方法：

溶液的酸碱性由c（H＋）、c（OH－）相对大小而定，与溶液的浓度、温度无关。

若c（H＋）＝c（OH－），则呈中性，c（H＋）>

c（OH－）呈酸性，反之呈碱性。

（2）常考盐溶液的酸碱性：

①正盐：

谁弱谁水解，谁强显谁性。

如：

CH3COONa溶液显碱性；

NH4Cl溶液显酸性。

CH3COONH4溶液，

CH3COO－和NH

水解程度几乎相同，溶液显中性。

②酸式盐（含有弱酸根）：

看弱酸酸式酸根电离程度和水解程度的相对大小，若电离程度大于水解程度，则显酸性，反之显碱性。

NaHCO3溶液，NaHS溶液显碱性；

NaHSO3溶液显酸性，NH4HCO3溶液显碱性。

（3）弱酸（或弱碱）及其盐（1∶1）混合溶液

比较弱酸（或弱碱）电离常数Ka（或Kb）与对应盐的弱酸根（或阳离子）水解常数Kh的相对大小，若Ka>

Kh则显酸性，反之显碱性（若Kb>

Kh则显碱性，反之显酸性）。

浓度比1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性；

浓度比1∶1的NH3·

H2O和NH4Cl的混合溶液显碱性；

浓度比1∶1的HCN和NaCN的混合溶液显碱性。

四、电解质溶液中粒子浓度大小比较的解题思路

（1）巧用三大守恒，必须注意细节

①电荷守恒

找全溶液中的阴、阳离子，分列等式两边，切勿漏写；

离子所带电荷数不是1时，要在该离子物质的量浓度前乘以其所带的电荷数。

如一定温度下，pH＝2的H2C2O4溶液与pH＝12的NaOH溶液任意比例混合，浓度关系为c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HC2O

）＋2c（C2O

）（注意C2O

的化学计量数为2）。

②物料守恒

以元素X、Y的物料关系书写守恒式时，分别找全含有X、Y的粒子，分列等式两边，切勿漏写；

准确确定X与Y的物料关系，不要弄反两者的计量数之比，不要忽略新加入物质对溶液的影响。

如室温下，0.10mol·

L－1Na2SO3溶液中存在c（Na＋）＝2[c（SO

）＋c（HSO

）＋c（H2SO3）]（物料守恒），但当通入SO2时，使溶液中含有S元素的粒子增多，故：

c（Na＋）≠2[c（SO

）＋c（H2SO3）]。

③质子守恒：

是指在电离或水解过程中，会发生质子（H＋）转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。

（a）Na2CO3溶液

所以c（OH－）＝c（HCO

）＋2c（H2CO3）＋c（H3O＋），即c（OH－）＝c（HCO

）＋2c（H2CO3）＋c（H＋）。

（b）NaHCO3溶液

所以c（OH－）＋c（CO

）＝c（H2CO3）＋c（H＋）。

（2）根据粒子浓度关系式，套用合适守恒式

粒子浓度关系

思考套用公式

一边全为阴离子，另一边全为阳离子

电荷守恒式

一边粒子全含有一种元素，另一边粒子全含另一种元素

物料守恒式

一边粒子能电离H＋，另一边粒子能结合H＋

质子守恒式

两边没有明显特征

三守恒式结合

（3）分清主次关系，不要片面考虑：

某些混合溶液中可能同时存在水解平衡和电离平衡，需要根据题目提供的溶液酸碱性或一般规律判断究竟是哪一种因素起主导作用。

　（2019·

高考全国卷Ⅰ）固体界面上强酸的吸附和离解是多相化学在环境、催化、材料科学等领域研究的重要课题。

如图为少量HCl气体分子在253K冰表面吸附和溶解过程的示意图，下列叙述错误的是（　　）

A．冰表面第一层中，HCl以分子形式存在

B．冰表面第二层中，H＋浓度为5×

10－3mol·

L－1（设冰的密度为0.9g·

cm－3）

C．冰表面第三层中，冰的氢键网络结构保持不变

D．冰表面各层之间，均存在可逆反应HClH＋＋Cl－

【解析】　观察图示知，第一层中HCl以分子形式存在，HCl没有电离，A项正确；

在冰表面第二层中，已知n（Cl－）∶n（H2O）＝10－4∶1，HCl===H＋＋Cl－，n（H＋）＝n（Cl－），假设H2O的物质的量为1mol，则n（H＋）＝1×

10－4mol，冰的体积V＝

＝20cm3＝0.02L，c（H＋）＝

＝5×

L－1，B项正确；

第三层中只有水分子存在，每个水分子与4个水分子形成氢键，所以冰的氢键网络结构保持不变，C项正确；

由A项、C项分析可知，第一层和第三层中的物质均以分子形式存在，故均不存在可逆反应HClH＋＋Cl－，D项错误。

【答案】　D

　（2014·

高考全国卷Ⅱ）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❶中，c（H＋）＝c（HS－）＝1×

10－5mol·

L－1

B．pH＝a的氨水溶液，稀释10倍后❷，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（HC2O

）❸

D．pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三种溶

液的❹c（Na＋）：

①>

②>

③

【解析】　A项中H2S为二元弱酸，分步电离，所以，c（H＋）＝1×

L－1>

c（HS－），错误；

B中弱碱溶液稀释10倍，pH变化小于1，即a－b<

1，错误；

C为电荷守恒，阴离子中缺少C2O

，应为c（Na＋）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（HC2O

），错误；

D中酸性CH3COOH>

H2CO3>

HClO，所以pH相同的①CH3COONa　②NaHCO3　③NaClO，根据越弱越水解的原理，三种盐的浓度应该依次减小，所以钠离子浓度也依次减小，正确。

本题型主要考查考生对溶液酸碱性、溶液中离子浓度关系等知识的掌握情况，涉及水电离的影响因素、盐类的水解、酸碱中和反应等知识。

特别是2019年高考电解质电离，该题有着与物质结构等结合的趋势，难度在选择题中属于较大的，主要考查考生“变化观念与平衡思想”等化学学科核心素养。

命题点一　弱电解质的电离平衡分析

1．下列叙述正确的是（　　）

A．已知Na2HPO3不能和碱反应，则H3PO3是三元酸

B．已知NH4CN溶液显碱性，则电离平衡常数K（NH3·

H2O）>

K（HCN）

C．通过提高NaClO溶液的pH，增强84消毒液的漂白性

D．通过比较NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的碱性强弱，比较碳酸与醋酸酸性强弱

解析：

选B。

Na2HPO3不能和碱反应，说明H3PO3可电离出2个H＋，故H3PO3是二元酸，A项错误；

NH4CN溶液显碱性，说明CN－的水解能力大于NH

的水解能力，结合“越弱越水解，谁强显谁性”，判断出K（NH3·

K（HCN），B项正确；

降低NaClO溶液的pH，HClO浓度增大，84消毒液的漂白性增强，C项错误；

溶液的碱性强弱与溶液的浓度、温度以及水解能力有关，而只有温度、浓度相等时，利用水解能力的强弱，方能比较酸性强弱（越弱越水解），D项错误。

2．将浓度为0.1mol·

L－1HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　）

A．c（H＋）　　　　　　　B．Ka（HF）

C.

D．

选D。

加水稀释，促进电离，但c（H＋）减小，A项错误；

电离常数只受温度的影响，温度不变，电离常数不变，B项错误；

HFH＋＋F－，随着加水稀释，c（F－）不断减小，c（H＋）接近且大于10－7mol·

L－1，故

减小，C项错误；

＝

，加水稀释，c（F－）减小，Ka不变，则比值增大，D项正确。

3．下列关于常温下，体积均为10mL，pH均为4的HCl溶液a和CH3COOH溶液b的有关说法不正确的是（　　）

A．对水的电离的抑制程度相同

B．稀释至相同pH后，Va<

Vb

C．溶液体积均扩大为原来的105倍，则pHa≈pHb≈7

D．两溶液分别与足量Zn反应，HCl溶液中放出的H2又快又多

两种酸电离出的c（H＋）相同，对水的电离的抑制相同，A项正确；

稀释相同倍数，HCl的pH变化大，所以要将CH3COOH溶液多稀释一些，Va<

Vb，B项正确；

将酸无限稀释，相当于纯水，pH≈7，C项正确；

两溶液分别与足量Zn反应，CH3COOH溶液中放出的H2又快又多，D项错误。

命题点二　溶液中粒子浓度大小比较

4．常温下，下列有关指定溶液的说法中正确的是（　　）

A．若NH4A溶液的pH＝6，则c（A－）－c（NH

）＝9.9×

10－7mol·

B．把0.2mol·

L－1的氨水与0.2mol·

L－1的盐酸混合，c（NH3·

H2O）＋c（NH

）＝c（Cl－）

C．向0.01mol·

L－1的NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性，则最后所得溶液中c（Na＋）＝c（SO

）>

c（H＋）＝c（OH－）

D．将0.2molCO2缓慢通入含有0.3molNaOH的溶液中：

c（CO

c（HCO

c（H2CO3）

选A。

由电荷守恒原理得：

c（NH

）＋c（H＋）＝c（OH－）＋c（A－），c（A－）－c（NH

）＝c（H＋）－c（OH－）＝10－6mol·

L－1－10－8mol·

L－1＝9.9×

10－7mol·

L－1，A项正确；

因氨水与盐酸的体积未知，故无法确定相应粒子浓度间的关系，B项错误；

滴加溶液至中性，说明c（H＋）＝c（OH－），据电荷守恒分析，则最后所得溶液中c（Na＋）＋c（NH

）＝2c（SO

c（H＋）＝c（OH－），C项错误；

CO2与NaOH溶液反应得到0.1molNaHCO3、0.1molNa2CO3，因CO

的水解程度大于HCO

的水解程度，且CO

水解会生成HCO

，故溶液中c（HCO

），D项错误。

5．25℃时，已知0.5mol·

L－1的HA溶液pH＝3，现向10mL的HA溶液中滴加一定体积的amol·

L－1的NaOH溶液，下列有关说法中不正确的是（　　）

A．25℃时HA的电离平衡常数约为2×

10－6

B．当滴入10mLNaOH溶液时溶液恰好为中性，则a<

0.5mol·

C．滴加过程中，溶液中的离子浓度有可能为c（Na＋）＝c（A－）

D．滴加过程中，溶液中的离子浓度关系不可能有：

c（A－）>

c（H＋）>

c（Na＋）>

pH＝3，c（H＋）≈c（A－）＝1×

L－1，c（HA）≈0.5mol·

L－1，Ka＝2×

10－6，A项正确；

若二者恰好完全反应，a＝0.5mol·

L－1，此时溶液应该显碱性，故当溶液显中性时说明碱量不足，a<

滴加过程中，溶液的pH逐渐增大，当pH＝7时，由电荷守恒原理知此时c（Na＋）＝c（A－），C项正确；

当滴加的NaOH很少时，c（H＋）会比c（Na＋）大且小于c（A－），此时，D项的式子正确，故D项错误。

6．下列有关离子浓度大小比较正确的是（　　）

A．物质的量浓度均为0.1mol·

L－1的三种物质的溶液：

①NaAlO2，②CH3COONa，③NaHCO3，pH由大到小的顺序是①>

③>

②

B．pH相等的①（NH4）2SO4，②NH4HSO4，③NH4Cl，c（NH

）由大到小的顺序是①>

C．向0.2mol·

L－1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol·

L－1NaOH溶液：

c（OH－）>

D．20mL0.1mol·

L－1CH3COONa溶液与10mL0.1mol·

L－1盐酸混合后溶液呈酸性，所得溶液中：

c（CH3COO－）>

c（Cl－）>

c（CH3COOH）

酸性强弱的关系为CH3COOH>

Al（OH）3，则水解程度为AlO

>

HCO

CH3COO－，所以等浓度三种溶液的pH大小为NaAlO2>

NaHCO3>

CH3COONa，A正确；

（NH4）2SO4、NH4Cl溶液中NH

发生水解反应，c（NH

）越大，溶液中c（H＋）越大，则pH相等的两种溶液中c（NH

）相等，NH4HSO4为强酸的酸式盐，pH相等的三种溶液中NH4HSO4中c（NH

）最小，故c（NH

）的大小顺序为③＝①＞②，B错误；

向0.2mol·

L－1NaOH溶液后，相当于0.05mol·

L－1的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的混合液，由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度，因此正确的关系是c（HCO

c（H＋），C错误；

20mL0.1mol·

L－1CH3COONa溶液与10mL0.1mol·

L－1盐酸混合后溶液呈酸性，所得溶质为等物质的量的醋酸钠、醋酸和氯化钠，则醋酸的电离程度大于醋酸根的水解程度，c（CH3COO－）>

c（CH3COOH）>

c（H＋），D错误。

考向二　四大平衡常数巧应用

一、溶液中的“三大平衡常数”

符号

平衡关系式（实例）

及平衡常数表达式

弱电解质电离平衡常数

Ka或Kb

HFH＋＋F－Ka＝

盐的水解

平衡常数

CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－

Kh＝

沉淀溶解平衡常数

Mg（OH）2（s）Mg2＋（aq）＋2OH－（aq）

Ksp[Mg（OH）2]＝c（Mg2＋）·

c2（OH－）

二、几个平衡常数的关系及运用

1．几个平衡常数间的关系

（1）盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸（或弱碱）的电离平衡常数的乘积等于Kw，则Kh＝

，或Kh＝

。

（2）一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵：

（3）多元弱酸强碱盐，如Na2CO3的Kh1＝

、Kh2＝

（4）多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：

Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋，Kh＝

，将K

＝c3（H＋）·

c3（OH－）与Ksp＝c（Fe3＋）·

c3（OH－）两式相比得：

2．相关规律

（1）Qc与K的关系

二者表达式相同，若Qc＜K，平衡正向移动；

若Qc＝K，平衡不移动，若Qc＞K，平衡逆向移动。

（2）平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。

升高温度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。

3．有关平衡常数的解题方法

（1）各平衡常数都只与电解质本身和温度有关。

（2）将比例式中适当乘、除某粒子的浓度，变形为含平衡常数的表达式分析。

4．关于Ksp计算的五种类型

（1）已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c（Ag＋）＝

mol·

L－1。

（2）已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，

在0.1mol·

L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c（Ag＋）＝10amol·

（3）计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋（aq）＋MnS（s）CuS（s）＋Mn2＋（aq），Ksp（MnS）＝c（Mn2＋）·

c（S2－），

Ksp（CuS）＝c（Cu2＋）·

c（S2－），而平衡常数K＝

（4）求解开始沉淀和沉淀完全时的pH，对于M（OH）n（s）Mn＋（aq）＋nOH－（aq）判断开始沉淀与沉淀完全时的pH。

①开始沉淀时的pH求法：

c（OH－）＝

L－1，c（H＋）＝

L－1，从而确定pH。

②沉淀完全时的pH求法：

当该离子的浓度小于1.0×

L－1时，认为已经沉淀完全，

L－1，结合Kw求出c（H＋），从而确定pH。

（5）已知溶度积求溶解度：

以AgCl（s）Ag＋（aq）＋Cl－（aq）为例，已知Ksp，则饱和溶液中c（Ag＋）＝c（Cl－）＝

L－1，结合溶液体积即可求出溶解的AgCl的质量，利用公式

，即可求出溶解度。

　（2016·

高考全国卷Ⅲ）下列有关电解质溶液的说法正确的是（　　）

A．向0.1mol·

L－1CH3COOH溶液中加入少量水❶，溶液中

B．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃❷，溶液中

C．向盐酸中加入氨水至中性❸，溶液中

1

D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3❹，溶液中

【解析】　加水稀释，CH3COOH的电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋正向移动，n（H＋）增多，n（CH3COOH）减小，则

增大，A选项错误；

CH3COONa水解的离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，其水解常数表达式为Kh＝

，升高温度，水解平衡正向移动，Kh变大，则

变小，B选项错误；

盐酸和氨水的混合液中存在电荷守恒：

c（H＋）＋c（NH

）＝c（Cl－）＋c（OH－），溶液呈中性，则c（H＋）＝c（OH－），所以c（NH

）＝c（Cl－），即

＝1，C选项错误；

向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中c（Ag＋）相同，则

不变，D选项正确。

命题点一　平衡常数计算及应用

1．已知下表为25℃时某些弱酸的电离平衡常数。

如图表所示常温时，稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化。

依据所给信息，下列说法正确的是（　　）

CH3COOH

HClO

H2CO3

Ka＝1.8×

10－5

Ka＝3.0×

10－8

Ka1＝4.4×

10－7

Ka2＝4.7×

10－11

A.相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中，各离子浓度的大小关系是：

c（Na＋）＞c（ClO－）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）

B．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为

2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO

C．a、b、c三点所示溶液中水的电离程度c＞a＞b

D．图像中，Ⅰ表示CH3COOH，Ⅱ表示HClO，且溶液导电性：

c＞b＞a

选C。

醋酸的酸性强于次氯酸，所以相同浓度的CH3COONa和NaClO混合溶液中，水解程度CH3COO－＜ClO－，溶液中离子浓度的大小关系是c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（ClO－）＞c（OH－）＞c（H＋），A项错误；

由表格中的电离平衡常数可知，酸性H2CO3＞HClO＞HCO

，所以向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO

，B项错误；

a、b、c三点表示溶液中H＋浓度的大小关系是b＞a＞c，H＋的浓度越大，水的电离程度越小，所以水的电离程度c＞a＞b，C项正确；

醋酸的酸性比次氯酸强，加入同体积的水时，醋酸的pH变化大于次氯酸，因此Ⅰ表示CH3COOH，Ⅱ表示HClO，因溶液的导电性与溶液中的离子浓度有关，离子浓度越大，导电性越强，所以溶液导电性b＞a＞c，D项错误。

2．已知：

Ksp（CuS）＝6.0×

10－36，Ksp（ZnS）＝3.0×

10－25，Ksp（PbS）＝9.0×

10－29。

在自然界中，闪锌矿（ZnS）和方铅矿（PbS）遇硫酸铜溶液能转化成铜蓝（CuS）。

下列有关说法不正确的是（　　）

A．硫化锌转化成铜蓝的离子方程式为ZnS（s）＋Cu2＋（aq）===Zn2＋（aq）＋CuS（s）

B．在白色硫化锌浊液中滴加硝酸铅溶液，不会生成黑色沉淀（