2019年高考化學 藝體生百日突圍系列 專題2.8 水溶液中的離子平衡基礎(chǔ)練測.doc

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專題2.8 水溶液中的離子平衡考綱解讀1、了解電解質(zhì)的概念，了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2、理解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導電性。3、了解水的電離、離子積常數(shù)。4、了解溶液pH的含義及其測定方法，能進行pH的簡單計算。5、理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。 6、了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。 7、了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積（Ksp）的含義，能進行相關(guān)的計算。考點探究高考試題對本講能力點的考查以分析和解決化學問題能力、以接受、吸收整合化學信息能力等為主，試題難度適中。在高考試題中經(jīng)常將弱電解質(zhì)的電離與溶液的酸堿性、鹽類的水解、離子濃度大小比較、沉淀溶解平衡等內(nèi)容相結(jié)合，以圖象的形式出現(xiàn)。預測2019年高考對本講內(nèi)容的考查仍將以外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡、水的電離平衡的影響，溶液中離子濃度大小比較，既與鹽類的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)，還注重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，在2019在高考中仍將會涉及；題型主要以選擇題為主。關(guān)于溶液pH的計算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，運用數(shù)學工具(圖表)進行推理的試題在2019年高考中出現(xiàn)的可能性較大，推理性會有所增強，應予以重視。和2016年大綱相比，該考點變化計算，主要體現(xiàn)在：要求由“了解電解質(zhì)在水中的電離以及電解質(zhì)溶液的導電性”提高為“理解”；要求由“了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡”提高為“理解”；增加“能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算”；“常見離子的檢驗方法” 的要求由“了解”提高為“掌握”；刪去“沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)”，增加“理解溶度積（Ksp）的含義，能進行相關(guān)的計算”，這說明2019年高考將加強對電離平衡常數(shù)和溶度積（Ksp）的計算的考查，在復習中應給予更多的關(guān)注。 溶于水和熔化狀態(tài)兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應。電解質(zhì)和非電解質(zhì)必須是化合物，對于不是化合物的物質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。溶液的導電能力強弱取決于溶液中離子濃度的大小和離子所帶電荷的多少，離子濃度越大，離子所帶的電荷越多，溶液的導電性越強。若強電解質(zhì)溶液中離子濃度很小，而弱電解質(zhì)溶液中離子濃度大，則弱電解質(zhì)溶液的導電能力強，因此電解質(zhì)的強弱與電解質(zhì)溶液的導電性并無必然聯(lián)系。強電解質(zhì)不一定易溶于水，如難溶的CaCO3、BaSO4都是難溶于水的，但溶于水的部分全部電離，因此硫酸鋇、碳酸鋇都是強電解質(zhì)；易溶于水的也不一定是強電解質(zhì)，如醋酸等，故電解質(zhì)的強、弱與溶解性無必然聯(lián)系?！半娊狻薄半婋x”和“通電”的區(qū)別：“電解”指在通電條件下，電解質(zhì)發(fā)生氧化還原反應，而“電離”是在水溶液中或熔化狀態(tài)下電解質(zhì)離解成自由移動離子的過程，沒有發(fā)生氧化還原反應；“通電”指接通電源，它是電解反應的條件。2、電離方程式：表示電解質(zhì)電離的式子叫電離方程式（1）強電解質(zhì)：完全電離，用等號連接，如H2SO4的電離方程式為H2SO4=2HSO42。（2）弱電解質(zhì)：部分電離，用可逆號連接。多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠遠大于第二步電離程度，如H2CO3的電離方程式：H2CO3HHCO3、HCO3HCO32。多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電離方程式：Fe(OH)3Fe33OH。（3）酸式鹽強酸的酸式鹽，如：NaHSO4=NaHSO42。弱酸的酸式鹽，如：NaHCO3=NaHCO3，HCO3HCO32。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、概念：弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下(溫度、濃度)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等的狀態(tài)。2、電離平衡的特征逆可逆過程動電離平衡是一種動態(tài)平衡等弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率0定弱電解質(zhì)分子和陰、陽離子的濃度保持不變變條件改變，平衡狀態(tài)可能改變，在新條件下建立新的平衡狀態(tài)3、外界條件對電離平衡的影響（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：電離平衡屬于動態(tài)平衡，當外界條件改變時，弱電解質(zhì)的電離平衡也會發(fā)生移動，平衡移動也遵循勒夏特列原理。其規(guī)律是：以弱電解質(zhì)AB的電離為例：ABAB升高溫度、加水稀釋、減小c(AB)、增大c(A)或c(B)：平衡右移降低溫度、減小c(A)或c(B)、增大c(AB)：平衡左移4、電離平衡常數(shù)（1）含義：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的冪之積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）（2）表達式：對一元弱酸HA：HAHA，Ka。對一元弱堿BOH：BOHBOH，Kb。（3）特點：電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高溫度，電離平衡常數(shù)值增大。多元弱酸的各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是Ka1Ka2Ka3，所以酸性主要決定于第一步電離。（4）意義：電離常數(shù)反映了弱電解質(zhì)的電離程度大小，K值越大，電離程度越大，酸(或堿)性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。注意:電離常數(shù)與電離程度的影響因素不是完全一致的，只有當溫度改變時，兩者的變化一致，其余條件變化時，不影響電離常數(shù)K，但影響電離程度。例如向弱電解質(zhì)HA的溶液中加入少量燒堿溶液，平衡右移，HA的電離程度增大，但K并未改變。（5）影響因素：電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。三、水的電離1、電離方程式：水是一種極弱的電解質(zhì)，H2OH2O H3OOH簡寫為H2OHOH。2、水的離子積常數(shù)：（1）符號：KW。（2）公式：KWc(H)c(OH),25 時,KW11014mol2L2。3、影響KW大小的因素：水的電離過程是個吸熱的過程，故溫度升高，H2O的KW增大。說明：（1）KW只受溫度影響，改變其他條件水的電離程度會發(fā)生變化，但只要溫度不變，則KW不變。（2）水的離子積是水電離平衡時的性質(zhì)，不僅適用于純水，也適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液均有c(H)H2Oc(OH)H2O。即任何稀水溶液中都存在這一關(guān)系。因此，在酸溶液中酸本身電離出來的H會抑制水的電離，c(H)酸c(OH)水KW；而在堿溶液中，堿本身電離出來的OH也會抑制水的電離，c(OH)堿c(H)H2OKW。（3）外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動，但任何時候由水電離出的H和OH總是相等的。如Na2CO3溶液中OH全部由水電離產(chǎn)生，而水電離產(chǎn)生的H除一部分存在于溶液中，其他則存在于HCO3和H2CO3中。故有c(OH)c(H)c(HCO3)2c(H2CO3)。（4）水的離子積常數(shù)表示在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H和OH共存，只是相對含量不同而已。并且在稀酸或稀堿溶液中，當溫度為25 時，KWc(H)c(OH)11014mol2L2為同一常數(shù)。4、影響水的電離平衡的因素：外界條件對水的電離平衡的影響（1）酸、堿均可抑制水的電離；（2）升高溫度可促進水的電離；（3）易水解的鹽均可促進水的電離；（4）活潑金屬(Na)可促進水的電離。四、溶液的酸堿性與pH1、溶液的酸堿性：溶液的酸堿性是由溶液中c(H)與c(OH)的相對大小決定的：c(H)c(OH)，溶液呈酸性；c(H)c(OH)，溶液呈中性；c(H)c(OH)，溶液呈堿性。2、pH及其測定：（1）計算公式：pHlg c(H)。（2）適用范圍：pH014。（3）表示意義：表示溶液酸堿性的強弱；pH越小，酸性越強，pH越大，堿性越強。（4）測定方法：pH試紙；pH酸度計。 生成的弱酸電離程度小于生成的弱堿的電離程度，溶液呈堿性，如NH4HCO3；生成的弱酸和弱堿的電離程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。七、鹽類水解的離子方程式的書寫1、書寫形式：在書寫鹽類水解方程式時一般要用“”號連接，產(chǎn)物不標“”或“”，其一般形式為：鹽水酸堿，用離子方程式表示為：鹽中的弱離子水弱酸(或弱堿) OH(或H)。2、書寫規(guī)律：（1）一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，如果產(chǎn)物易分解(如NH3H2O、H2CO3)也不寫成其分解產(chǎn)物的形式，如：NH4Cl的水解離子方程式：NH4H2ONH3H2OH。（2）多元弱酸正鹽的水解分步進行，以第一步為主，如Na2CO3的水解離子方程式：CO32H2OHCO3OH。HCO3H2OH2CO3OH。（3）多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式：Fe33H2OFe(OH)33H。（4）水解呈酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“=”“”“”等，如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應離子方程式：Al33HCO3=Al(OH)33CO2。八、影響鹽類水解平衡的因素1、內(nèi)因：酸或堿越弱，其對應的弱酸根陰離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。2.外因：水解是微弱的、可逆的、吸熱的動態(tài)平衡，屬于化學平衡，適用于勒夏特列原理因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小右移增大減小外加酸堿酸弱酸根離子的水解程度增大，弱堿陽離子的水解程度減小堿弱酸根離子的水解程度減小，弱堿陽離子的水解程度增大例如：純堿溶液中存在CO32的水解平衡：CO32H2OHCO3OH，溫度升高，水解平衡右移，c(OH)增大，去污能力增強。FeCl3溶液中存在Fe3的水解平衡：Fe33H2OFe(OH)33H，加入鹽酸，c(H)增大，可抑制Fe3的水解。九、沉淀溶解平衡和溶度積常數(shù)1、沉淀溶解平衡的概念：在一定溫度下，當難溶強電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態(tài)。2、溶解平衡的建立：固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)。3、影響沉淀溶解平衡的因素(以AgCl為例)：AgCl(s) Ag(aq)Cl(aq)H0外界條件移動方向c(Ag)Ksp升高溫度正向增大增大加入少量AgNO3逆向增大不變加入Na2S正向減小不變通入HCl逆向減小不變4、溶度積常數(shù)：（1）表達式：AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq)，Kspcm(An)cn(Bm)。（2）Ksp的意義：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，當化學式所表示的組成中陰陽離子個數(shù)比相同時，Ksp數(shù)值越大，難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越大。（3）Ksp的影響因素：Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀量和溶液中離子的濃度無關(guān)。溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，并不改變?nèi)芏确e。十、沉淀溶解平衡的應用由于沉淀溶解平衡也是動態(tài)平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動，最終使溶液中的離子轉(zhuǎn)化為沉淀或沉淀轉(zhuǎn)化為溶液中的離子。1、沉淀的生成：（1）應用：可利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。例如：分離離子：同一類型的難溶電解質(zhì)，如AgCl、AgBr、AgI，溶度積小的物質(zhì)先析出，溶度積大的物質(zhì)后析出?？刂迫芤旱膒H來分離物質(zhì)，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物質(zhì)，將Fe3轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3而除去。（2）方法：方法實例反應的離子方程式調(diào)節(jié)pH法用Cu(OH)2、CuO等除去CuCl2中的FeCl3Fe33H2OFe(OH)33HCu(OH)22HCu22H2O沉淀劑法以Na2S、H2S等作沉淀劑除去污水中的重金屬離子H2SCu2CuS2H2、沉淀的溶解：（1）酸溶解法：如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為：CaCO32HCa2H2OCO2。（2）鹽溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為：Mg(OH)22NH4Mg22NH3H2O。（3）氧化還原溶解法：如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。3、沉淀的轉(zhuǎn)化：（1）實質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動。（2）特征：一般說來，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。沉淀的溶解度差別越大，越容易轉(zhuǎn)化。（3）應用：例如鍋爐除垢：將CaSO4轉(zhuǎn)化為CaCO3，離子方程式為：CaSO4CO32CaCO3SO42。注意：（1）利用生成沉淀的方法不可能將要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1105 molL1時，沉淀已經(jīng)完全。 C.若是強電解質(zhì)，pH應該等于7，氫氧化鈉是強電解質(zhì)，強堿弱酸鹽；D.溶液導電能力與溶液中離子濃度大小有關(guān)，導電能力弱，離子濃度小?！驹斀狻靠键c2 外界條件對電離平衡的影響【例2】常溫下0.1 mol/L氨水的pHa，下列能使溶液的pH(a1)的措施是（ ）A將溶液稀釋到原體積的10倍 B加入適量的氯化銨固體C加入等體積0.2 mol/LNaOH溶液 D提高溶液的溫度（不考慮揮發(fā)）【答案】B【解析】【分析】根據(jù)弱電解質(zhì)的電離、溶液中的溶解平衡及外界條件對平衡的影響。【詳解】A .常溫下0.1mol/L氨水的pH=a，將溶液稀釋到原體積的10倍，由于溶液中存在NH3H2ONH4+OH-，加水促進電離，故溶液的PH（a-1），故A錯誤；B.加入適量的氯化銨固體，NH3H2ONH4+OH-，c(NH4+)增大，使平衡向逆方向移動，則OH-的濃度減小，PH減小，故PH有可能等于（a-1），故B正確；C.0.1mol/L氨水中加入等體積的0.1mol/L NaOH溶液，氫氧化鈉為強堿完全電離，溶液中OH-的濃度增大，PH增大，故C錯誤；D.把溶液的溫度提高，則NH3H2ONH4+OH-，平衡向吸熱反應方向移動，即平衡向正方向移動，溶液中c(OH-)的濃度增大，PH增大，故D錯誤.故選B?！军c睛】水解和電離都是吸熱反應；離子濃度增大促進平衡向離子濃度減小的方向移動?？键c3 影響水的電離平衡的因素及結(jié)果【例3】水中加入下列物質(zhì)，對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是ANaHCO3 BNaBr CKAl(SO4)2 DNH3【答案】B【解析】【詳解】【點睛】影響水的電離平衡的因素有溫度、酸、堿、鹽等，加酸、加堿抑制水的電離，能水解的鹽促進水的電離?？键c4 有關(guān)溶液酸堿性的判斷和pH的計算【例4】25時，甲、乙兩燒杯分別盛有5mLpH1的鹽酸和硫酸，下列描述中不正確的是A物質(zhì)的量濃度：c甲=2c乙B水電離出的OH濃度：c(OH)甲c(OH)乙C若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲=乙D將甲、乙燒杯中溶液混合后（不考慮體積變化），所得溶液的pH1【答案】D【解析】【分析】鹽酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，其pH相等說明氫離子濃度相等?！驹斀狻葵}酸是一元強酸，硫酸是二元強酸，其pH相等說明氫離子濃度相等。A. 鹽酸和硫酸溶液中氫離子濃度相等時，鹽酸濃度為硫酸濃度的2倍，即c甲=2c乙，故A正確；B. pH相等說明氫離子濃度相等，則氫氧根離子濃度也相等，故B正確；C.若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，都生成不能水解的強酸強堿鹽，即所得溶液的pH都為7，故C正確；D. 甲、乙燒杯中溶液混合時，若不考慮體積變化，氫離子濃度不變，故D錯誤，答案選D?！军c睛】本題主要考查pH的含義，注意pH相等即氫離子濃度相等，與強酸是幾元酸無關(guān)，為易錯點，試題難度不大。考點5 酸堿中和滴定實驗中指示劑的選擇和誤差分析【例5】用NaOH標準溶液滴定鹽酸，以下操作導致測定結(jié)果偏高的是( )A滴定管用待裝液潤洗 B錐形瓶用待測液潤洗C滴定結(jié)束滴定管末端有氣泡 D滴定時維形瓶中有液體濺出【答案】B【解析】考點6 鹽類水解的規(guī)律【例6】下列物質(zhì)因發(fā)生水解而使溶液呈酸性的是AHNO3 BCuCl2 CK2CO3 DNaCl【答案】B【解析】【分析】能水解的是含弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽，而強酸弱堿鹽水解顯酸性，強堿弱酸鹽水解顯堿性，強堿強酸鹽不水解，據(jù)此分析。 H2C2O4是二元弱酸，任何電解質(zhì)溶液中都存在電荷守恒，根據(jù)電荷守恒判斷C；鈉離子不水解，可以根據(jù)酸根離子對應酸的酸性強弱判斷pH相同的CH3COONa、NaHCO3、NaClO的濃度大小，鈉離子濃度與三者濃度相等分析判斷D?！驹斀狻靠键c9 沉淀溶解平衡及其應用【例9】下列有關(guān)沉淀溶解平衡的說法正確的是( )AKsp(AB2) 1，故B錯誤；C、甲的混合液中，溶質(zhì)為NaX，HX為弱酸，X發(fā)生水解，即c(Na)c(X)，故C錯誤；D、以的混合液中，溶質(zhì)為NaY，HY為強酸，即c(Na)=c(Y)，故D錯誤。5下列關(guān)于實驗誤差的分析正確的是A用容量瓶配制溶液，定容時俯視刻度線，所配溶液濃度偏小B第一次讀數(shù)時滴定管尖嘴處有氣泡，第二次讀數(shù)時氣泡消失，所讀液體體積偏小C測定中和熱時，將鹽酸慢慢加入氫氧化鈉溶液中，所測中和熱數(shù)值偏小D用潤濕的pH試紙測稀硫酸溶液的pH，測定值偏低【答案】C【解析】【詳解】【點睛】本題的易錯項為B項。酸堿中和滴定實驗中，第一次讀數(shù)時滴定管尖嘴處有氣泡，第二次讀數(shù)時氣泡消失，相當于標準溶液體積多讀了一個氣泡的體積，從而使所測體積偏大。6下列有關(guān)說法正確的是A在Na2S溶液中加入少量的Na2S固體，Na2S的水解程度減小B反應2Mg(s)+CO2(g)2MgO(s)+C(s)能自發(fā)進行，說明該反應的H0C用堿式滴定管量取20.00mL酸性高錳酸鉀溶液D室溫下，pH分別為2和4的鹽酸等體積混合后，溶液pH3【答案】A【解析】【詳解】7已知室溫時，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是A該溶液的pH=4B升高溫度，溶液的pH增大C此酸的電離常數(shù)約為110-7D稀釋HA溶液時，不是所有粒子濃度都一定會減小【答案】B【解析】【詳解】A.0.1 molL-1某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，說明溶液中c(H+)=.0.1 0.1%=10-4，pH=4，故A項正確；B.升溫促進電離，溶液的c(H+)增大，pH減小，故B項錯誤；C.此酸的電離平衡常數(shù)約為c(H+)c(A-)/c(HA)=10-8/0.1=110-7，故C項正確；D. 稀釋HA溶液時，溶液中c(H+) 、c(A-)、c(HA)粒子濃度都減小，而c(OH)濃度增大，故D錯誤；答案為B。