2020届高考化学专题三第14讲水溶液中的离子平衡同步练习含解析 33页

第14讲　水溶液中的离子平衡 ‎[考纲·考向·素养]‎ 考纲要求 热点考向 核心素养 ‎(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 ‎(1)弱电解质的电离平衡 ‎(2)水的电离和溶液的酸碱性 ‎(3)盐类水解、粒子浓度比较 ‎(4)难溶电解质沉淀溶解平衡 宏观辨识与微观探析：从宏观物质和微观粒子相结合的视角认识。电解质在水溶液中发生的反应及溶液中微粒间的关系。‎ 证据推理与模型认识：以滴定曲线和反应过程为载体，正确推理分析曲线上“关键点”满足的不等和守恒关系，建立解决电解质溶液图像题的思维模型。‎ 变化观念与平衡思想：从平衡的角度讨论溶液中微粒满足的“电荷守恒”、“物料守恒”的微粒间的多少关系，从变化的观念理解外界条件改变对电离平衡及水解平衡产生的影响。‎ 科学态度与社会责任：具有理论联系实际的观念，将电离和水解理论应用于解决生产、生活中的实际问题，正确解释一些变化。‎ ‎1．一念对错(正确的划“√”，错误的划“×”)‎ ‎(1)常温时，0.1 mol·L－1氨水的pH＝11.1：NH3·H2ONH＋OH－(√)‎ ‎(2)LiH2PO4溶液中存在3个平衡(×)‎ ‎(3)0.2 mol·L－1CH3COONa与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合后的溶液中(pH＜7)：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)(√)‎ ‎(4)常温下，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，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(×)‎ ‎(5)25 ℃时，在10 mL浓度均为0.1 mol·L－1 NaOH和NH3·H2O混合溶液中，滴加0.1 mol·L－1的盐酸，加入20 mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋)(×)‎ ‎(6)等pH的①(NH4)2SO4溶液　②NH4HSO4溶液　③NH4Cl溶液中，c(NH)的大小关系：①＞③＞②(×)‎ ‎(7)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，则滤液中：c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)(×)‎ - 33 -‎ ‎(8)锅炉中沉积的CaSO4可用饱和Na2CO3溶液浸泡，再将不溶物用稀盐酸溶解除去(√)‎ ‎(9)将AgCl与AgBr的饱和溶液等体积混合，再加入足量的浓AgNO3溶液，析出的AgCl沉淀少于AgBr沉淀(×)‎ ‎(10)a mol/L的HCN溶液与b mol/L的NaOH溶液等体积混合，所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，则a一定小于b(×)‎ ‎(11)pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－)(√)‎ ‎2．(1)电离常数是用实验的方法测定出来的。现已经测得25 ℃时c mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)＝a mol·L－1，试用a、c表示该温度下醋酸的电离常数K(CH3COOH)＝________________。‎ ‎(2)常温下，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝8，则HCOOH的电离常数Ka＝________。‎ 答案：(1)　(2)10－3 mol·L－1‎ ‎3．水是一种极弱的电解质，水的电离常数的表达式为________，100 ℃时，1 L H2O有10－6 mol水电离，此时水的离子积常数为Kw＝______，在此温度下，饱和食盐水溶液的pH＝______，溶液显______性，0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝________。‎ 答案：K＝　1×10－12　6　中　11‎ ‎4．完成下列各题 ‎(1)(江苏T21B(2)节选)①在向滴定管中注入K2Cr2O7标准溶液前，滴定管需要检漏、________和________________________________________________。‎ ‎②若滴定x mL滤液中的Fe2＋，消耗a mol·L－1 K2Cr2O7标准溶液b mL，则滤液中c(Fe2＋)＝________mol·L－1。‎ ‎(2)(浙江T29(5))为测定产品的纯度，可用EDTA(简写为Y4－)标准溶液滴定，反应的离子方程式：‎ Mg2＋＋Y4－===MgY2－‎ ‎①滴定前润洗滴定管的操作方法是_______________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②测定前，先称取0.250 0 g无水MgBr2产品，溶解后，用0.050 0 mol·L－1的EDTA标准溶液滴定至终点，消耗EDTA标准溶液26.50 mL，则测得无水MgBr2产品的纯度是________(以质量分数表示)。‎ 答案：(1)①用蒸馏水洗净　用K2Cr2O7标准溶液润洗2～3次　② ‎(2)①从滴定管上口加入少量待装液，倾斜着转动滴定管，使液体润湿内壁，然后从下部放出，重复2～3次 ‎②97.5%‎ - 33 -‎ 考点一　电离平衡及溶液的酸碱性 ‎[真题引领]‎ ‎1．(2019·全国Ⅲ，T11)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是(　　)‎ A．每升溶液中的H＋数目为0.02NA B．c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)‎ C．加水稀释使电离度增大，溶液pH减小 D．加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强 解析：B　[A.常温下pH＝2，则溶液中氢离子浓度是0.01 mol/L，因此每升溶液中H＋数目为0.01NA，A错误；B.根据电荷守恒可知选项B正确；C.加水稀释促进电离，电离度增大，但氢离子浓度减小，pH增大，C错误；D.加入NaH2PO4固体，H2PO浓度增大，抑制磷酸的电离，溶液的酸性减弱，D错误。]‎ ‎2．(2018·天津理综，6)LiH2PO4是制备电池的重要原料。室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始(H2PO)的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO的分布分数δ随pH的变化如图2所示[δ＝]。下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是(　　)‎ A．溶液中存在3个平衡 B．含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO C．随c初始(H2PO)增大，溶液的pH明显变小 D．用浓度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4‎ 解析：D　[A.溶液中存在H2PO的电离平衡和水解平衡，存在HPO的电离平衡，存在水的电离平衡，所以至少存在4个平衡，选项A错误；B.含P元素的粒子有H2PO、HPO、PO和H3PO4，选B错误；C.从图1中得到随着c初始(H2PO)增大，溶液的pH只是从5.50减小到4.66，谈不上明显变小，同时达到4.66的pH以后就不变了，所以选项C错误；D.由图2得到，pH＝4.66的时候，δ＝0.994，即溶液中所有含P的成分中H2PO占99.4%，所以此时H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4，选项D正确。]‎ ‎3．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A - 33 -‎ ‎2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。‎ 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＋)‎ 解析：D　[A.根据图像，pH＝1.2时，H2A和HA－相等，则有c(H2A)＝c(HA－)，正确；B.根据pH＝4.2时，K2(H2A)＝c(H＋)·c(A2－)/c(HA－)＝c(H＋)＝10－4.2，正确；C.根据图像，pH＝2.7时，H2A和A2－相交，则有c(H2A)＝c(A2－)，正确；D.根据pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)，且物质的量分数约为0.48，而c(H＋)＝10－4.2，可知c(HA－)＝c(A2－)＞c(H＋)，错误。]‎ ‎[知能必备]‎ ‎1．弱电解质的证明方法 实验设计(以证明HA是弱酸为例)‎ 实验方法 结论 ‎(1)测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH 若pH＞2，则HA为弱酸 ‎(2)常温下测NaA溶液的pH 若pH＞7，则HA为弱酸 ‎(3)相同条件下，测等体积、等浓度的HA溶液和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比HCl溶液的弱，则HA为弱酸 ‎(4)测相同pH的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若稀释前后HA溶液的pH变化较小，则HA为弱酸 ‎(5)测等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量 若HA溶液与锌反应过程中产生H2较快且最终产生H2的量较多，则HA为弱酸 ‎(6)测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和等浓度NaOH溶液所消耗NaOH溶液的体积 若HA溶液消耗NaOH溶液的体积较大，则HA为弱酸 - 33 -‎ ‎2.讨论对0.1 mol·L－1CH3COOH加水稀释或加入NaOH固体后微粒浓度变化 CH3COOHCH3COO－＋H＋‎ 加入 物质 讨论内容(“变大”“变小”或“不变”)‎ 答案 解题策略 H2O ‎①n(H＋)‎ ‎②c(H＋)‎ ‎③n(CH3COO－)‎ ‎④c(CH3COO－)‎ ‎⑤ ‎⑥ ‎⑦ ‎⑧c(H＋)·c(OH－)‎ ‎⑨ ‎⑩c(OH－)‎ ‎⑪c(CH3COO－)·c(H＋)‎ 变大的有：①③⑤⑥⑦⑩‎ 变小的有：②④⑪‎ 不变的有：⑧⑨‎ ‎(1)在一定温度下看所讨论选项是否是常数，如⑧⑨‎ ‎(2)转化成物质的量之比进行判断，如⑤和⑦‎ ‎(3)利用外界条件变化引起的改变应远远大于平衡移动引起的改变。‎ 如：加水稀释时①③增大，②④却变小；再如加入NaOH固体后，H＋和OH－的物质的量或浓度变化是因反应或直接提供，而 CH3COOH和CH3COO－的物质的量或浓度变化是由平衡移动引起的，讨论NaOH固体带来的影响时，以直接与NaOH反应或由NaOH提供进行讨论，可以忽略移动引起的变化 ‎(4)利用无限稀释进行判断，无限稀释后H＋的浓度可看成不变，而c(CH3COO－)一直在减小，如⑥，综合使用以上方法就能正确解题 NaOH固体 ‎①n(H＋)‎ ‎②c(H＋)‎ ‎③n(CH3COO－)‎ ‎④c(CH3COO－)‎ ‎⑤ ‎⑥ ‎⑦ ‎⑧c(H＋)·c(OH－)‎ ‎⑨ ‎⑩c(OH－)‎ ‎⑪c(CH3COO－)·c(H＋)‎ 变大的有：③④⑤⑩‎ 变小的有：①②⑥‎ ‎⑦⑪‎ 不变的有：⑧⑨‎ ‎3.溶液导电能力变化 - 33 -‎ 溶液的导电能力取决于离子浓度大小和离子所带电荷举例如下：‎ 原溶液 加入物质 导电能力变化(用图像变化趋势表示)‎ ‎0.1 ‎ mol·L－1‎ 盐酸溶液 NaOH固体 ‎0.1 mol·L－1‎ ‎ NaOH溶液 通入NH3‎ ‎0.1 mol·L－1‎ ‎ NH3·H2O ‎0.1‎ mol·L－1‎ CH3COOH 溶液 NaOH固体 ‎0.1 mol·L－1 ‎ NaOH溶液 ‎0.1 mol·L－1 ‎ 氨水 ‎0.1‎ mol·L－1‎ CH3COONa 溶液 通入HCl气体 ‎0.1 mol·L－1盐酸 ‎0.1‎ mol·L－1‎ NaHA 溶液 加入0.1 mol·L－1 ‎ NaOH溶液 ‎4.水的电离平衡移动 ‎(1)升温：促进水的电离，Kw增大、pH减小。常温和100 ℃时，纯水的Kw分别为1.0×10－14、1.0×10－12，pH分别为7和6。‎ ‎(2)加酸或碱：抑制水的电离。加酸，溶液中的c(H＋)增大，c水(H＋)、c水(OH－)减小；加碱，溶液中的c(OH－)增大，c水(H＋)、c水(OH－)减小。常温时，若c水(H＋)＜1.0×10－7，该溶液可能为酸性，也可能为碱性。‎ ‎(3)加带“弱”字的盐：促进水的电离。水中加强碱弱酸盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐均会因盐类的水解而促进水的电离。‎ ‎5．表示溶液酸碱性的量 ‎(1)pH、pOH、pKw pH＝－lg c(H＋)、pOH＝－lg c(OH－)、pKw＝－lg Kw，稀溶液中存在pH＋pOH＝pKw - 33 -‎ ‎；常温时稀溶液中存在pH＋pOH＝pKw＝14。当pH＝pOH时，溶液一定呈中性。‎ ‎(2)AG(酸度)‎ AG＝lg，显然AG＝0时溶液显中性、AG＞0时溶液显酸性、AG＜0时溶液显碱性，AG越大溶液的酸性越强。常温时，将c(OH－)＝代入AG的计算式，得AG＝14＋lg c2(H＋)＝14－2pH。‎ ‎6．混合溶液pH计算 ‎(1)依据pH＝－lg c(H＋)‎ ‎(2)灵活运用两个原则解题 ‎①根据混合后或反应后溶液的性质，选择计算方法，若混合后呈酸性则按c(H＋)计算pH，呈碱性按c(OH－)计算pH。‎ ‎②灵活运用“忽略”原则，当溶液中参与计算的离子浓度相差100倍以上，应忽略小的。‎ 如：将pH＝10的NaOH溶液于pH＝12的NaOH溶液等体积混合，求混合后溶液的pH。‎ 法1：[H＋]混＝≈ pH＝－lg ＝10＋lg2＝10.3‎ 法2：[OH－]混＝≈，[H＋]混＝＝2×10－12，pH＝－lg2×10－12＝12－lg2＝11.7‎ 则方法2正确。‎ ‎7．酸碱中和滴定 ‎(1)滴定思维导图 ‎(2)滴定实验指示剂的选择 类型 滴定过程 指示剂 终点颜色变化 酸碱中 和反应 强酸滴定强碱(或弱碱)‎ 甲基橙 溶液由黄色变为橙色 - 33 -‎ 强碱滴定强酸(或弱酸)‎ 酚酞 溶液由无色变为浅红色 氧化还 原反应 Na2S2O3溶液滴定未知浓度的碘水 淀粉溶液 溶液由蓝色变为无色 酸性KMnO4溶液滴定H2O2(或H2C2O4)溶液 不需要指示剂 溶液由无色变为浅红色 沉淀 反应 AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液 K2CrO4溶液 出现淡红色沉淀(Ag2CrO4为砖红色沉淀)‎ ‎(3)滴定实验误差分析(以标准盐酸滴定氢氧化钠溶液为例)‎ c待＝，由于c标和V待已经确定，只要分析出由不当操作引起的V标的变化，即可分析出结果。‎ ‎[题组训练]‎ ‎[题组1]　弱电解质的电离平衡 ‎1．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的氨水中加水稀释后，下列说法正确的是(　　)‎ A．溶液中导电离子的数目减少 B．溶液中不变 C．NH3·H2O的电离程度增大，c(OH－)亦增大 D．NH3·H2O的电离常数随氨水浓度减小而减小 解析：B　[氨水加水稀释，促进NH3·H2O的电离，溶液中导电离子数目增加，A项错误；由于温度不变，电离平衡常数Kb＝不变，B项正确；氨水加水稀释，电离程度增大，但c(OH－)减小，C项错误；电离常数只与温度有关，与氨水的浓度无关，D项错误。]‎ ‎2．常温时，1 mol·L－1的HClO2和1 mol·L－1的HMnO4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水进行稀释，稀释后溶液体积为V，所得曲线如图所示。下列说法正确的是 (　　)‎ - 33 -‎ A．稀释前分别用1 mol·L－1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积：HMnO4＞HClO2‎ B．当稀释至pH均为3时，溶液中c(ClO)＞c(MnO)‎ C．在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足，pH＝lg D．常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＞NaClO2‎ 解析：C　[A.常温时，1 mol·L－1的HClO2和1 mol·L－1的HMnO4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，稀释前分别用1 mol·L－1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积相同，A错误；B.当稀释至pH均为3时，两溶液中均存在电荷守恒，c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO)，c(H＋)＝c(OH－)＋c(MnO)，溶液中c(ClO)＝c(MnO)，故B错误；C.由图lg＋1＝1时，1 mol·L－1HMnO4中c(H＋)＝1 mol·L－1，说明HMnO4为强酸，在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足pH＝lg，C正确；D.常温下，NaClO2的水解能力强，浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＜NaClO2，D错误。]‎ ‎[题组2]　溶液导电性应用 ‎3．四甲基氢氧化铵[(CH3)4NOH]是一元强碱。常温下，向20 mL、浓度均为0.1 mol·L－1的四甲基氢氧化铵溶液、氨水中分别滴加0.1 mol·L－1盐酸，溶液导电性如图所示(已知：溶液导电性与离子浓度相关)。下列说法正确的是(　　)‎ A．在a、b、c、d、e中，水电离程度最大的点是d B．c点溶液中：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)‎ C．曲线1中c与e之间某点溶液呈中性 D．a点溶液pH＝12‎ 解析：B　[A.由图像知，曲线1导电性较弱，说明曲线1对应的溶液为弱电解质溶液，即曲线1代表氨水，曲线2代表四甲基氢氧化铵，c点表示氨水与盐酸恰好完全反应生成氯化铵，水解程度最大，故此点对应的溶液中水的电离程度最大，A错误；B.c点表示溶质是氯化铵，质子守恒式为c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)，B正确；C.在氨水中滴加盐酸，溶液由碱性变中性，再变成酸性，滴定前氨水呈碱性，而c点对应的溶液呈酸性，说明中性点在c点向b点间的某点，c点到e点溶液的酸性越来越强，C错误；D.依题意，四甲基强氧化铵是一元强碱，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，pH＝－ lg c(H＋)＝13，D错误。]‎ - 33 -‎ ‎4．电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量。常温下，将相同体积的盐酸和氨水分别加水稀释，溶液的电导率随加入水的体积V(H2O)变化的曲线如图所示，下列说法正确的是(　　)‎ A．曲线Ⅰ表示盐酸加水稀释过程中溶液电导率的变化 B．a、b、c三点溶液的pH：a>b>c C．将a、b两点溶液混合，所得溶液中：c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)‎ D．氨水稀释过程中，c(NH)/c(NH3·H2O)不断减小 解析：B　[A.加水稀释时，氨水进一步电离，导电能力变化较小，则曲线Ⅰ为氨水稀释曲线，A错误；B.盐酸显酸性，氨水显碱性，导电能力越大，说明离子浓度越大，则a、b、c三点溶液的pH：a>b>c，B正确；C.将a、b两点溶液混合，由于氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，所以溶液显碱性，c(Cl－)