高考化学选择题满分策略水溶液中的离子平衡.docx
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高考化学选择题满分策略水溶液中的离子平衡
2018高考化学选择题满分策略--水溶液中的离子平衡
选择题满分策略第一篇专题八水溶液中的离子平衡复习题
1.(2017全国卷Ⅰ,13)常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是()
A.Ka2(H2X)的数量级为10-6
B.曲线N表示pH与lgcHX-cH2X的变化关系
C.NaHX溶液中c(H+)c(OH-)
D.当混合溶液呈中性时,c(Na+)c(HX-)c(X2-)c(OH-)=c(H+)
答案D
解析横坐标取0时,曲线M对应pH约为5.4,曲线N对应pH约为4.4,因为是NaOH滴定H2X溶液,所以在酸性较强的溶液中会存在c(HX-)=c(H2X),所以曲线N表示pH与lgcHX-cH2X的变化关系,B项正确;cX2-cHX-=1时,即lgcX2-cHX-=0,pH=5.4,c(H+)=1×10-5.4molL-1,Ka2=cH+cX2-cHX-≈1×10-5.4=100.6×10-6,A正确;NaHX溶液中,c(HX-)c(X2-),即cX2-cHX-1,lgcX2-cHX-0,此时溶液呈酸性,C正确;D项,当溶液呈中性时,由曲线M可知lgcX2-cHX-0,cX2-cHX-1,即c(X2-)c(HX-),错误。
2.(2017江苏,14,改编)常温下,Ka(HCOOH)=1.77×10-4,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,Kb(NH3H2O)=1.76×10-5,下列说法正确的是()
A.浓度均为0.1molL-1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和:
前者大于后者
B.用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点,消耗NaOH溶液的体积相等
C.0.2molL-1HCOOH与0.1molL-1NaOH等体积混合后的溶液中:
c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)
D.0.2molL-1CH3COONa与0.1molL-1盐酸等体积混合后的溶液中(pH<7):
c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(Cl-)>c(H+)
答案A
解析A项,由电荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),c(Cl-)+c(OH-)=c(NH+4)+c(H+),因Kb(NH3H2O)<Ka(HCOOH),同浓度的HCOONa和NH4Cl溶液,前者HCOO-水解程度小于后者NH+4的水解程度,即前者水解产生的c(OH-)小于后者水解产生的c(H+),有前者溶液中c(H+)大于后者溶液中c(OH-),c(Na+)=c(Cl-),有c(Na+)+c(H+)c(Cl-)+c(OH-),正确;B项,CH3COOH的酸性比HCOOH弱,同pH时,c(CH3COOH)c(HCOOH),用NaOH滴定时,CH3COOH消耗的NaOH多,错误;C项,此时为等浓度的HCOOH和HCOONa溶液,质子守恒式有c(HCOO-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(HCOOH)[可由电荷守恒式c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-)和物料守恒式2c(Na+)=c(HCOO-)+c(HCOOH)处理得到],错误;D项,当两者等体积混合时,得等浓度CH3COOH、CH3COONa、NaCl的混合溶液,若不考虑CH3COOH的电离和CH3COO-的水解,有c(CH3COO-)=c(Cl-)=c(CH3COOH),溶液呈酸性,说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度,有c(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+),错误。
3.(2017全国卷Ⅱ,12)改变0.1molL-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)=cXcH2A+cHA-+cA2-]。
下列叙述错误的是()
A.pH=1.2时,c(H2A)=c(HA-)
B.lg[K2(H2A)]=-4.2
C.pH=2.7时,c(HA-)c(H2A)=c(A2-)
D.pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)
答案D
解析A项,根据图像,pH=1.2时,H2A和HA-相交,则有c(H2A)=c(HA-),正确;B项,根据pH=4.2点,K2(H2A)=cH+cA2-cHA-=c(H+)=10-4.2,正确;C项,根据图像,pH=2.7时,H2A和A2-相交,则有c(H2A)=c(A2-),正确;D项,根据pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-),且c(HA-)+c(A2-)约为0.1molL-1,而c(H+)=10-4.2molL-1,可知c(HA-)=c(A2-)>c(H+),错误。
角度一溶液中的“三大平衡”及影响因素
电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时,平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1.电离平衡、水解平衡与沉淀溶解平衡的比较
电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+水解平衡(如CH3COONa溶液)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
研究
对象弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根)盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐)难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等)
影响因素升高温度促进电离,离子浓度增大,Ka增大促进水解,Kh增大Ksp可能增大,也可能减小
加水稀释促进电离,离子浓度(除OH-外)减小,Ka不变促进水解,离子浓度(除H+外)减小,Kh不变促进溶解,Ksp不变
加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸,抑制电离,Ka不变加入CH3COOH或NaOH,抑制水解,Kh不变加入AgNO3溶液或NaCl溶液抑制溶解,Ksp不变
加入反应离子加入NaOH,促进电离,Ka不变加入盐酸,促进水解,Kh不变加入氨水,促进溶解,Ksp不变
2.“电离平衡”分析判断中的常见误区
(1)误认为电离平衡正向移动,弱电解质的电离程度一定增大。
如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸,平衡向电离方向移动,但醋酸的电离程度减小。
(2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中,溶液中离子浓度都减小。
如氨水加水稀释时,c(H+)增大。
(3)误认为由水电离出的c(H+)=1.0×10-13molL-1的溶液一定呈碱性。
如25℃,0.1molL-1盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离的c(H+)都为1.0×10-13molL-1。
(4)弱电解质溶液在加水稀释的过程中,判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时,首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数或者是它们的变形。
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+4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-2、CO2-3(或HCO-3)、S2-(或HS-)、SO2-3(或HSO-3)等。
例1下列叙述正确的是()
A.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍,稀释后溶液的pH=4
B.25℃时Ksp(AgCl)=1.8×10-10,向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体,AgCl的溶解度增大
C.浓度均为0.1molL-1的下列溶液,pH由大到小的排列顺序为NaOH>Na2CO3>(NH4)2SO4>NaHSO4
D.为确定二元酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH,若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸
[解题思路]分析选项涉及的平衡类型,加水稀释,先假设平衡不移动,确定离子浓度(特别是H+或OH-)变化情况,再考虑平衡移动,最终判断离子浓度的变化结果,相同离子,转化为改变某一组分的浓度,先确定移动的方向,再判断移动的结果,上述两种情况均不影响平衡常数;加热会使电离平衡、水解平衡向右移动。
解析A项,醋酸稀释3<pH<4;B项,增大Cl-浓度,AgCl的溶解平衡左移,溶解度变小;C项,依据水解的微弱思想可判断同浓度的溶液,碱性NaOH>Na2CO3,酸性NaHSO4>(NH4)2SO4,得出C项正确的结论;D项,若H2A是弱酸,NaHA中可能存在两种趋势,HA-H++A-和HA-+H2OH2A+OH-,若HA-电离程度大于水解程度,则溶液pH<7,故D项错误。
答案C
例2(2016全国卷Ⅲ,13)下列有关电解质溶液的说法正确的是()
A.向0.1molL-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中cH+cCH3COOH减小
B.将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃,溶液中cCH3COO-cCH3COOHcOH-增大
C.向盐酸中加入氨水至中性,溶液中cNH+4cCl-1
D.向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3,溶液中cCl-cBr-不变
[解题思路]将微粒浓度的比值转为常量(Ka、Kb、Kh、Kw)或单一变量,再根据条件判断对单一变量的影响,逐项分析,得出结论。
解析A项,cH+cCH3COOH=KacCH3COO-,加水稀释,c(CH3COO-)减小,Ka不变,所以比值增大,错误;B项,cCH3COO-cCH3COOHcOH-=1Kh(Kh为水解常数),温度升高水解常数Kh增大,比值减小,错误;C项,向盐酸中加入氨水至中性,根据电荷守恒:
c(NH+4)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),此时c(H+)=c(OH-),故c(NH+4)=c(Cl-),所以cNH+4cCl-=1,错误;D项,在饱和溶液中cCl-cBr-=KspAgClKspAgBr,温度不变溶度积Ksp不变,则溶液中cCl-cBr-不变,正确。
答案D
1.人体血液里存在重要的酸碱平衡:
CO2+H2OH2CO3OH-H+HCO-3,使人体血液pH保持在7.35~7.45,否则就会发生酸中毒或碱中毒。
其pH随c(HCO-3)∶c(H2CO3)变化关系如下表:
c(HCO-3)∶c(H2CO3)
1.017.820.022.4
pH6.107.357.407.45
下列说法不正确的是()
A.正常人体血液中,HCO-3的水解程度大于电离程度
B.人体血液酸中毒时,可注射NaHCO3溶液缓解
C.pH=7.00的血液中,c(H2CO3)<c(HCO-3)
D.pH=7.40的血液中,HCO-3的水解程度一定大于H2CO3的电离程度
答案D
解析A项,人体血液pH小于7.35时碳酸会转化成碳酸氢根,使酸性降低,当人体血液pH大于7.45时,碳酸氢根会转化成碳酸增大酸度,所以正常人体血液中,HCO-3的水解程度大于电离程度,正确;B项,人体血液酸中毒时,只要增加碳酸氢根即可缓解,所以可注射NaHCO3溶液缓解酸中毒,正确;C项,从pH随c(HCO-3)∶c(H2CO3)变化关系表知,pH=7.00的血液中,c(H2CO3)<c(HCO-3),正确;D项,pH=7.40的血液中,c(HCO-3)∶c(H2CO3)=20.0,只能说明血液中的HCO-3远大于H2CO3但并不能说明HCO-3的水解程度一定大于H2CO3的电离程度,错误。
2.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()
选项加入的物质结论
A50mL1molL-1H2SO4反应结束后,c(Na+)=c(SO2-4)
B0.05molCaO溶液中cOH-cHCO-3增大
C50mLH2O由水电离出的c(H+)c(OH-)不变
D0.1molNaHSO4固体反应完全后,溶液pH减小,c(Na+)不变
答案B
解析A项,Na+的物质的量为0.1mol,而SO2-4的物质的量为0.05mol,混合溶液中Na+与SO2-4的浓度不可能相等;B项,加入0.05molCaO后,会生成Ca(OH)2,Ca(OH)2与Na2CO3反应生成CaCO3沉淀和NaOH,溶液中c(OH-)增大,CO2-3水解产生的HCO-3减少,故溶液中cOH-cHCO-3增大;C项,加入水后,c(Na2CO3)减小,CO2-3水解产生的c(OH-)减小,溶液中的OH-来源于水的电离,因水电离产生的c(OH-)=c(H+),故由水电离出的c(H+)c(OH-)减小;D项,加入0.1molNaHSO4固体,溶液体积变化不大,但n(Na+)变为原来的2倍,故c(Na+)增大。
3.(2016海南,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(CO2-3)B.c(Mg2+)
C.c(H+)D.Ksp(MgCO3)
答案A
解析MgCO3固体的溶液中存在溶解平衡:
MgCO3(s)Mg2+(aq)+CO2-3(aq),加入少量浓盐酸可与CO2-3反应促使溶解平衡正向移动,故溶液中c(Mg2+)及c(H+)增大,c(CO2-3)减小,Ksp(MgCO3)只与温度有关,不变。
4.下列叙述正确的是()
A.稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B.25℃时,等体积等浓度的硝酸与氨水混合后,溶液pH=7
C.25℃时,0.1molL-1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
D.0.1molAgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中,所得溶液中c(Cl-)=c(I-)
答案C
解析CH3COOHCH3COO-+H+,加入醋酸钠相当于增大CH3COO-的浓度,使电离平衡逆向移动,减小醋酸的电离程度,A错误;HNO3+NH3H2O===NH4NO3+H2O,二者等体积等浓度混合后反应生成NH4NO3,溶液呈酸性,25℃时溶液pH<7,B错误;溶液的导电能力与离子的浓度及离子所带的电荷数有关,H2SH++HS-,Na2S===2Na++S2-,H2S为弱电解质,Na2S为强电解质,等浓度时H2S溶液导电能力较弱,C正确;Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-),Ksp(AgI)=c(Ag+)c(I-),Ksp(AgCl)与Ksp(AgI)不相等,溶液中c(Ag+)相等,所以c(Cl-)与c(I-)不相等,D错误。
[新题预测]
5.(2017赣州模拟)下表是3种物质在水中的溶解度(20℃),下列说法中正确的是()
物质MgCl2Mg(OH)2MgCO3
溶解度/g54.60.000840.039
A.已知MgCO3的Ksp=2.14×10-5,则所有含有固体MgCO3的溶液中,都有c(Mg2+)=c(CO2-3),且c(Mg2+)c(CO2-3)=2.14×10-5
B.除去粗盐中含有的MgCl2杂质,最佳除杂试剂为Na2CO3溶液
C.将适量的表中的三种物质分别与足量水混合,充分加热、灼烧,最终的固体产物相同
D.用石灰水处理水中的Mg2+和HCO-3,发生的离子反应方程式为Mg2++2HCO-3+Ca2++2OH-===CaCO3↓+MgCO3↓+2H2O
答案C
解析含有固体MgCO3的溶液是饱和溶液,只要温度不变,c(Mg2+)c(CO2-3)就不变,等于2.14×10-5,但是溶液中若含有其他的Mg2+或CO2-3,如含氯化镁,则Mg2+和CO2-3的浓度不相等,A项错误;由于MgCO3的溶解度大于Mg(OH)2,最佳试剂应为NaOH,B项错误;MgCl2溶液加热水解,生成Mg(OH)2,Mg(OH)2更难溶,加热MgCO3悬浊液时,会转化为Mg(OH)2,灼烧Mg(OH)2最终产物均为MgO,C项正确;D项应生成Mg(OH)2沉淀。
6.苯甲酸钠(,缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。
研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A-。
已知25℃时,HA的Ka=6.25×10-5,H2CO3的Ka1=4.17×10-7,Ka2=4.90×10-11。
在生产碳酸饮料的过程中,除了添加NaA外,还需加压充入CO2气体。
下列说法正确的是(温度为25℃,不考虑饮料中其他成分)()
A.相比于未充CO2的饮料,碳酸饮料的抑菌能力较低
B.提高CO2充气压力,饮料中c(A-)不变
C.当pH为5.0时,饮料中cHAcA-=0.16
D.碳酸饮料中加入苯甲酸钠时,会发生如下离子反应:
A-+H2CO3===HA+HCO-3
答案C
解析苯甲酸钠(NaA)在溶液中发生水解:
A-+H2OHA+OH-,饮料中充入CO2,消耗OH-,平衡向右移动,c(HA)增大,抑菌能力提高,A错误;提高CO2充气压力,溶液中c(H+)增大,饮料中c(HA)增大,c(A-)减小,B错误;pH=5.0时,溶液中c(H+)=1.0×10-5molL-1,则cHAcA-=cH+Ka=1.0×10-56.25×10-5=0.16,C正确;由苯甲酸的Ka大于H2CO3的Ka1可知,H2CO3不能制取,D项错误。
7.已知NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡:
HSO-3+H2OH2SO3+OH-①
HSO-3H++SO2-3②
向0.1molL-1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质,下列有关说法正确的是()
A.加入少量金属Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HSO-3)增大
B.加入适量Na2SO3固体,至溶液呈中性时,cNa+cHSO-3=1
C.加入少量NaOH溶液,cSO2-3cHSO-3、cOH-cH+的值均增大
D.加入少量NaHSO3固体,①、②两平衡向右移动,HSO-3的电离程度和水解程度均增大
答案C
解析根据加入物质的性质判断平衡移动方向,进一步判断各选项结论是否正确。
A项,加入金属钠后,钠和水反应生成氢氧化钠,使平衡①左移,平衡②右移,移动的结果是c(SO2-3)增大。
可以利用极端分析法判断,如果金属钠适量,充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸钠,此时c(HSO-3)很小,所以A项错误;B项,依据电荷守恒判断,溶液呈中性时,即c(Na+)=c(HSO-3)+2c(SO2-3),cNa+cHSO-3>1,所以B项错误;C项,加入氢氧化钠溶液后,溶液酸性减弱,碱性增强,所以cOH-cH+增大;平衡①左移,平衡②右移,最终c(SO2-3)增大,c(HSO-3)减小,所以cSO2-3cHSO-3增大;D项,加入NaHSO3时,HSO-3的浓度增大,其电离程度和水解程度均减小。
角度二溶液中离子浓度关系判断
1.理解溶液中的“三个守恒”关系
(1)电荷守恒:
电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数,根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。
(2)物料守恒:
物质发生变化前后,有关元素的存在形式不同,但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变,根据物料守恒可准确、快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。
(3)质子守恒:
在电离或水解过程中,会发生质子(H+)转移,但质子转移过程中其数量保持不变。
将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立,通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子,即可推出溶液中的质子守恒式。
2.三个守恒的综合应用
应用三种守恒关系解决电解质溶液中离子浓度关系时,要清楚电解质溶液中微粒存在的变化(水解或电离),抓住守恒的实质,将由守恒所得的关系结合起来使用。
综合运用三种守恒关系,理清一条思路,掌握分析方法。
如图所示:
例1室温下,将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化),实验数据如下表:
实验编号起始浓度/molL-1反应后溶液的pH
c(HA)c(KOH)
①0.10.19
②x0.27
下列判断不正确的是()
A.实验①反应后的溶液中:
c(K+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
B.实验①反应后的溶液中:
c(OH-)=c(K+)-c(A-)=Kw1×10-9molL-1
C.实验②反应后的溶液中:
c(A-)+c(HA)>0.1molL-1
D.实验②反应后的溶液中:
c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)
[解题思路]混合溶液的离子浓度关系首先判断反应后是否有物质剩余,确定溶液的组成。
解答该题的关键是用好“三个守恒”。
解析KA为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,A-会发生水解,则A项正确;根据溶液中的电荷守恒,即c(K+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),则c(OH-)=c(K+)+c(H+)-c(A-),故B项错误;要使等体积的HA弱酸溶液和KOH强碱溶液混合后呈中性,则酸的浓度应大于碱的,由物料守恒得C项正确;D项,中性溶液下水的电离较微
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