2019年高考化学 艺体生百日突围系列 专题2.8 水溶液中的离子平衡基础练测.doc

专题2.8 水溶液中的离子平衡考纲解读1、了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2、理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3、了解水的电离、离子积常数。4、了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。5、理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。 6、了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 7、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算。考点探究高考试题对本讲能力点的考查以分析和解决化学问题能力、以接受、吸收整合化学信息能力等为主，试题难度适中。在高考试题中经常将弱电解质的电离与溶液的酸碱性、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容相结合，以图象的形式出现。预测2019年高考对本讲内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒等)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性，在2019在高考中仍将会涉及；题型主要以选择题为主。关于溶液pH的计算，题设条件可千变万化，运用数学工具(图表)进行推理的试题在2019年高考中出现的可能性较大，推理性会有所增强，应予以重视。和2016年大纲相比，该考点变化计算，主要体现在：要求由“了解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性”提高为“理解”；要求由“了解弱电解质在水溶液中的电离平衡”提高为“理解”；增加“能利用电离平衡常数进行相关计算”；“常见离子的检验方法” 的要求由“了解”提高为“掌握”；删去“沉淀转化的本质”，增加“理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算”，这说明2019年高考将加强对电离平衡常数和溶度积（Ksp）的计算的考查，在复习中应给予更多的关注。 溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应。电解质和非电解质必须是化合物，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。溶液的导电能力强弱取决于溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓度越大，离子所带的电荷越多，溶液的导电性越强。若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液的导电能力强，因此电解质的强弱与电解质溶液的导电性并无必然联系。强电解质不一定易溶于水，如难溶的CaCO3、BaSO4都是难溶于水的，但溶于水的部分全部电离，因此硫酸钡、碳酸钡都是强电解质；易溶于水的也不一定是强电解质，如醋酸等，故电解质的强、弱与溶解性无必然联系。“电解”“电离”和“通电”的区别：“电解”指在通电条件下，电解质发生氧化还原反应，而“电离”是在水溶液中或熔化状态下电解质离解成自由移动离子的过程，没有发生氧化还原反应；“通电”指接通电源，它是电解反应的条件。2、电离方程式：表示电解质电离的式子叫电离方程式（1）强电解质：完全电离，用等号连接，如H2SO4的电离方程式为H2SO4=2HSO42。（2）弱电解质：部分电离，用可逆号连接。多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步电离程度，如H2CO3的电离方程式：H2CO3HHCO3、HCO3HCO32。多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe33OH。（3）酸式盐强酸的酸式盐，如：NaHSO4=NaHSO42。弱酸的酸式盐，如：NaHCO3=NaHCO3，HCO3HCO32。二、弱电解质的电离平衡1、概念：弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(温度、浓度)，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等的状态。2、电离平衡的特征逆可逆过程动电离平衡是一种动态平衡等弱电解质分子电离成离子的速率离子结合成弱电解质分子的速率0定弱电解质分子和阴、阳离子的浓度保持不变变条件改变，平衡状态可能改变，在新条件下建立新的平衡状态3、外界条件对电离平衡的影响（1）内因：弱电解质本身的性质。（2）外因：电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。其规律是：以弱电解质AB的电离为例：ABAB升高温度、加水稀释、减小c(AB)、增大c(A)或c(B)：平衡右移降低温度、减小c(A)或c(B)、增大c(AB)：平衡左移4、电离平衡常数（1）含义：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的幂之积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）（2）表达式：对一元弱酸HA：HAHA，Ka。对一元弱碱BOH：BOHBOH，Kb。（3）特点：电离常数只与温度有关，升高温度，电离平衡常数值增大。多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1Ka2Ka3，所以酸性主要决定于第一步电离。（4）意义：电离常数反映了弱电解质的电离程度大小，K值越大，电离程度越大，酸(或碱)性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO。注意:电离常数与电离程度的影响因素不是完全一致的，只有当温度改变时，两者的变化一致，其余条件变化时，不影响电离常数K，但影响电离程度。例如向弱电解质HA的溶液中加入少量烧碱溶液，平衡右移，HA的电离程度增大，但K并未改变。（5）影响因素：电离常数的大小主要由物质的本性决定。电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。三、水的电离1、电离方程式：水是一种极弱的电解质，H2OH2O H3OOH简写为H2OHOH。2、水的离子积常数：（1）符号：KW。（2）公式：KWc(H)c(OH),25 时,KW11014mol2L2。3、影响KW大小的因素：水的电离过程是个吸热的过程，故温度升高，H2O的KW增大。说明：（1）KW只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则KW不变。（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H)H2Oc(OH)H2O。即任何稀水溶液中都存在这一关系。因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H会抑制水的电离，c(H)酸c(OH)水KW；而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH也会抑制水的电离，c(OH)碱c(H)H2OKW。（3）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的H和OH总是相等的。如Na2CO3溶液中OH全部由水电离产生，而水电离产生的H除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO3和H2CO3中。故有c(OH)c(H)c(HCO3)2c(H2CO3)。（4）水的离子积常数表示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，KWc(H)c(OH)11014mol2L2为同一常数。4、影响水的电离平衡的因素：外界条件对水的电离平衡的影响（1）酸、碱均可抑制水的电离；（2）升高温度可促进水的电离；（3）易水解的盐均可促进水的电离；（4）活泼金属(Na)可促进水的电离。四、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性：溶液的酸碱性是由溶液中c(H)与c(OH)的相对大小决定的：c(H)c(OH)，溶液呈酸性；c(H)c(OH)，溶液呈中性；c(H)c(OH)，溶液呈碱性。2、pH及其测定：（1）计算公式：pHlg c(H)。（2）适用范围：pH014。（3）表示意义：表示溶液酸碱性的强弱；pH越小，酸性越强，pH越大，碱性越强。（4）测定方法：pH试纸；pH酸度计。 生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。七、盐类水解的离子方程式的书写1、书写形式：在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“”或“”，其一般形式为：盐水酸碱，用离子方程式表示为：盐中的弱离子水弱酸(或弱碱) OH(或H)。2、书写规律：（1）一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式，如：NH4Cl的水解离子方程式：NH4H2ONH3H2OH。（2）多元弱酸正盐的水解分步进行，以第一步为主，如Na2CO3的水解离子方程式：CO32H2OHCO3OH。HCO3H2OH2CO3OH。（3）多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe33H2OFe(OH)33H。（4）水解呈酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“=”“”“”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：Al33HCO3=Al(OH)33CO2。八、影响盐类水解平衡的因素1、内因：酸或碱越弱，其对应的弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。2.外因：水解是微弱的、可逆的、吸热的动态平衡，属于化学平衡，适用于勒夏特列原理因素水解平衡水解程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大右移减小增大减小右移增大减小外加酸碱酸弱酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱弱酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大例如：纯碱溶液中存在CO32的水解平衡：CO32H2OHCO3OH，温度升高，水解平衡右移，c(OH)增大，去污能力增强。FeCl3溶液中存在Fe3的水解平衡：Fe33H2OFe(OH)33H，加入盐酸，c(H)增大，可抑制Fe3的水解。九、沉淀溶解平衡和溶度积常数1、沉淀溶解平衡的概念：在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。2、溶解平衡的建立：固体溶质溶液中的溶质。3、影响沉淀溶解平衡的因素(以AgCl为例)：AgCl(s) Ag(aq)Cl(aq)H0外界条件移动方向c(Ag)Ksp升高温度正向增大增大加入少量AgNO3逆向增大不变加入Na2S正向减小不变通入HCl逆向减小不变4、溶度积常数：（1）表达式：AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq)，Kspcm(An)cn(Bm)。（2）Ksp的意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的组成中阴阳离子个数比相同时，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越大。（3）Ksp的影响因素：Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀量和溶液中离子的浓度无关。溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，并不改变溶度积。十、沉淀溶解平衡的应用由于沉淀溶解平衡也是动态平衡，因此可以通过改变条件使平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。1、沉淀的生成：（1）应用：可利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。例如：分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3转化为Fe(OH)3而除去。（2）方法：方法实例反应的离子方程式调节pH法用Cu(OH)2、CuO等除去CuCl2中的FeCl3Fe33H2OFe(OH)33HCu(OH)22HCu22H2O沉淀剂法以Na2S、H2S等作沉淀剂除去污水中的重金属离子H2SCu2CuS2H2、沉淀的溶解：（1）酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：CaCO32HCa2H2OCO2。（2）盐溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)22NH4Mg22NH3H2O。（3）氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。3、沉淀的转化：（1）实质：沉淀溶解平衡的移动。（2）特征：一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。（3）应用：例如锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为：CaSO4CO32CaCO3SO42。注意：（1）利用生成沉淀的方法不可能将要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1105 molL1时，沉淀已经完全。 C.若是强电解质，pH应该等于7，氢氧化钠是强电解质，强碱弱酸盐；D.溶液导电能力与溶液中离子浓度大小有关，导电能力弱，离子浓度小。【详解】考点2 外界条件对电离平衡的影响【例2】常温下0.1 mol/L氨水的pHa，下列能使溶液的pH(a1)的措施是（ ）A将溶液稀释到原体积的10倍 B加入适量的氯化铵固体C加入等体积0.2 mol/LNaOH溶液 D提高溶液的温度（不考虑挥发）【答案】B【解析】【分析】根据弱电解质的电离、溶液中的溶解平衡及外界条件对平衡的影响。【详解】A .常温下0.1mol/L氨水的pH=a，将溶液稀释到原体积的10倍，由于溶液中存在NH3H2ONH4+OH-，加水促进电离，故溶液的PH（a-1），故A错误；B.加入适量的氯化铵固体，NH3H2ONH4+OH-，c(NH4+)增大，使平衡向逆方向移动，则OH-的浓度减小，PH减小，故PH有可能等于（a-1），故B正确；C.0.1mol/L氨水中加入等体积的0.1mol/L NaOH溶液，氢氧化钠为强碱完全电离，溶液中OH-的浓度增大，PH增大，故C错误；D.把溶液的温度提高，则NH3H2ONH4+OH-，平衡向吸热反应方向移动，即平衡向正方向移动，溶液中c(OH-)的浓度增大，PH增大，故D错误.故选B。【点睛】水解和电离都是吸热反应；离子浓度增大促进平衡向离子浓度减小的方向移动。考点3 影响水的电离平衡的因素及结果【例3】水中加入下列物质，对水的电离平衡不产生影响的是ANaHCO3 BNaBr CKAl(SO4)2 DNH3【答案】B【解析】【详解】【点睛】影响水的电离平衡的因素有温度、酸、碱、盐等，加酸、加碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离。考点4 有关溶液酸碱性的判断和pH的计算【例4】25时，甲、乙两烧杯分别盛有5mLpH1的盐酸和硫酸，下列描述中不正确的是A物质的量浓度：c甲=2c乙B水电离出的OH浓度：c(OH)甲c(OH)乙C若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲=乙D将甲、乙烧杯中溶液混合后（不考虑体积变化），所得溶液的pH1【答案】D【解析】【分析】盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，其pH相等说明氢离子浓度相等。【详解】盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，其pH相等说明氢离子浓度相等。A. 盐酸和硫酸溶液中氢离子浓度相等时，盐酸浓度为硫酸浓度的2倍，即c甲=2c乙，故A正确；B. pH相等说明氢离子浓度相等，则氢氧根离子浓度也相等，故B正确；C.若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和，都生成不能水解的强酸强碱盐，即所得溶液的pH都为7，故C正确；D. 甲、乙烧杯中溶液混合时，若不考虑体积变化，氢离子浓度不变，故D错误，答案选D。【点睛】本题主要考查pH的含义，注意pH相等即氢离子浓度相等，与强酸是几元酸无关，为易错点，试题难度不大。考点5 酸碱中和滴定实验中指示剂的选择和误差分析【例5】用NaOH标准溶液滴定盐酸，以下操作导致测定结果偏高的是( )A滴定管用待装液润洗 B锥形瓶用待测液润洗C滴定结束滴定管末端有气泡 D滴定时维形瓶中有液体溅出【答案】B【解析】考点6 盐类水解的规律【例6】下列物质因发生水解而使溶液呈酸性的是AHNO3 BCuCl2 CK2CO3 DNaCl【答案】B【解析】【分析】能水解的是含弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐，而强酸弱碱盐水解显酸性，强碱弱酸盐水解显碱性，强碱强酸盐不水解，据此分析。 H2C2O4是二元弱酸，任何电解质溶液中都存在电荷守恒，根据电荷守恒判断C；钠离子不水解，可以根据酸根离子对应酸的酸性强弱判断pH相同的CH3COONa、NaHCO3、NaClO的浓度大小，钠离子浓度与三者浓度相等分析判断D。【详解】考点9 沉淀溶解平衡及其应用【例9】下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是( )AKsp(AB2) 1，故B错误；C、甲的混合液中，溶质为NaX，HX为弱酸，X发生水解，即c(Na)c(X)，故C错误；D、以的混合液中，溶质为NaY，HY为强酸，即c(Na)=c(Y)，故D错误。5下列关于实验误差的分析正确的是A用容量瓶配制溶液，定容时俯视刻度线，所配溶液浓度偏小B第一次读数时滴定管尖嘴处有气泡，第二次读数时气泡消失，所读液体体积偏小C测定中和热时，将盐酸慢慢加入氢氧化钠溶液中，所测中和热数值偏小D用润湿的pH试纸测稀硫酸溶液的pH，测定值偏低【答案】C【解析】【详解】【点睛】本题的易错项为B项。酸碱中和滴定实验中，第一次读数时滴定管尖嘴处有气泡，第二次读数时气泡消失，相当于标准溶液体积多读了一个气泡的体积，从而使所测体积偏大。6下列有关说法正确的是A在Na2S溶液中加入少量的Na2S固体，Na2S的水解程度减小B反应2Mg(s)+CO2(g)2MgO(s)+C(s)能自发进行，说明该反应的H0C用碱式滴定管量取20.00mL酸性高锰酸钾溶液D室温下，pH分别为2和4的盐酸等体积混合后，溶液pH3【答案】A【解析】【详解】7已知室温时，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是A该溶液的pH=4B升高温度，溶液的pH增大C此酸的电离常数约为110-7D稀释HA溶液时，不是所有粒子浓度都一定会减小【答案】B【解析】【详解】A.0.1 molL-1某一元酸HA在水中有发生电离，说明溶液中c(H+)=.0.1 0.1%=10-4，pH=4，故A项正确；B.升温促进电离，溶液的c(H+)增大，pH减小，故B项错误；C.此酸的电离平衡常数约为c(H+)c(A-)/c(HA)=10-8/0.1=110-7，故C项正确；D. 稀释HA溶液时，溶液中c(H+) 、c(A-)、c(HA)粒子浓度都减小，而c(OH)浓度增大，故D错误；答案为B。