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高考化学二轮复习专题九水溶液中的离子平衡课件
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这是一份高考化学二轮复习专题九水溶液中的离子平衡课件，共60页。PPT课件主要包含了内容索引，专项模块素养培优，五年高考命题研究，要点归纳•再提升，经典对练•得高分，思路点拨，答案C，答案D，答案B，易错防范•不失分等内容，欢迎下载使用。
考点一 溶液的酸碱性及pH
考点二 溶液中的“三大平衡”与“四大常数”
考点三 溶液中粒子浓度大小比较
考点四 酸碱中和滴定及迁移应用
1.根据水电离出的c(H+)和溶液中c(H+)判断溶液的性质(1)室温下,纯水中水电离出的c(H+)=1×10-7 ml·L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)<1×10-7 ml·L-1,则可判断该溶液呈酸性或碱性;若某溶液中水电离出的c(H+)>1×10-7 ml·L-1,则可判断出该溶液中存在能水解的盐,从而促进了水的电离。(2)室温下,溶液中的c(H+)>1×10-7 ml·L-1,说明该溶液是酸溶液或酸式盐溶液或水解呈酸性的盐溶液;溶液中的c(H+)<1×10-7 ml·L-1,说明该溶液是碱溶液或水解呈碱性的盐溶液等。
2.突破溶液酸、碱性判断的四种情况(1)正盐溶液。强酸强碱盐溶液显中性,强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶液显酸性,强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶液显碱性,弱酸弱碱盐CH3COONH4溶液显中性,而NH4HCO3溶液略显碱性。
(2)酸式盐溶液。①强酸的酸式盐溶液显酸性,如NaHSO4的电离方程式为
②NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性(原因:酸式酸根离子的电离程度大于水解程度);③NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性(酸式酸根离子的水解程度大于电离程度)。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合的溶液。①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度)。②NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性(NH3·H2O的电离程度大于N 的水解程度)。
(4)pH之和等于14的酸、碱溶液等体积混合的溶液。
25 ℃时,-lg KW=14,pH之和等于14的意义:酸溶液中氢离子的浓度等于碱溶液中氢氧根离子的浓度
已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:①强酸、强碱,混合后溶液pH=7,②强酸、弱碱,混合后溶液pH>7,③弱酸、强碱,混合后溶液pH<7。
3.溶液中H+或OH-的来源分析(1)溶液为酸或碱的溶液。溶液中的OH-(酸)或H+(碱)全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。如:①室温下,pH=2的盐酸中,由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 ml·L-1。
等物质的量浓度的OH-和 H+对水的电离抑制作用相同
②室温下,pH=12的NaOH溶液中,由水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12 ml·L-1。
(2)水解呈酸性或碱性的盐溶液。①室温下,pH=5的NH4Cl溶液中,H+全部来自水的电离,由水电离出的c(H+)=10-5 ml·L-1,因为部分OH-与部分N 结合,溶液中c(OH-)=10-9 ml·L-1。②室温下,pH=12的Na2CO3溶液中,OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)=10-2 ml·L-1。
4.有关pH计算的一般思维模型
考向1 溶液酸碱性的判断真题示例1.(2019全国Ⅰ卷,11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Ka1=1.1×10-3,Ka2=3.9×10-6)溶液,混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示,其中b点为反应终点。下列叙述错误的是( )
A.混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B.Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的C.b点的混合溶液pH=7D.c点的混合溶液中,c(Na+)>c(K+)>c(OH-)
对点演练1-1.(2021浙江卷)25 ℃时,下列说法正确的是( )A.NaHA溶液呈酸性,可以推测H2A为强酸B.可溶性正盐BA溶液呈中性,可以推测BA为强酸强碱盐 ml·L-1、0.10 ml·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1<α2D.100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5 ml
解析 A项,NaHA溶液呈酸性,可能是HA-的电离程度大于其水解程度,不能据此得出H2A为强酸的结论,A错误;B项,可溶性正盐BA溶液呈中性,不能推测BA为强酸强碱盐,因为也可能是B+和A-的水解程度相同,即也可能是弱酸弱碱盐,B错误;C项,弱酸的浓度越小,其电离程度越大,因此0.010 ml·L-1、0.10 ml·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1>α2,C错误;D项,100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氢氧根离子的浓度是1×10-4 ml·L-1,碳酸根水解促进水的电离,则水电离出H+的浓度是1×10-4 ml·L-1,其物质的量为0.1 L×1×10-4 ml·L-1=1×10-5 ml,D正确。
1-2.(2021湖南怀化一模)下列说法正确的是( )A.NaHCO3和NaHSO4都能促进水的电离B.已知25 ℃时NH4CN溶液显碱性,则25 ℃时的电离常数:Kb(NH3·H2O)
考向2 pH的有关计算真题示例2.(2019全国Ⅲ卷,11)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
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
对点演练2-1.(2021湖南长沙模拟)25 ℃时,KW=1.0×10-14;100 ℃时,KW=1×10-12,下列说法正确的是( )A.100 ℃时,pH=10的NaOH溶液和pH=2的硫酸溶液恰好中和,所得溶液的pH=7B.25 ℃时,0.2 ml·L-1 Ba(OH)2溶液和0.2 ml·L-1 HCl等体积混合,所得溶液的pH=7C.25 ℃时,0.2 ml·L-1 NaOH溶液与0.2 ml·L-1 CH3COOH溶液恰好中和,所得溶液的pH=7
D.25 ℃时,pH=12的氨水和pH=2的硫酸溶液等体积混合,所得溶液的pH>7
答案 D 解析 100 ℃时,NaOH和H2SO4恰好中和时,pH=6,A错误;25 ℃时,c(OH-)=0.4 ml·L-1,c(H+)=0.2 ml·L-1,等体积混合后pH大于7,B错误;C项,由于CH3COO-发生水解,恰好中和所得溶液pH大于7,错误;D项,氨水过量,pH>7,正确。
2-2.已知水在25 ℃和95 ℃时,其电离平衡曲线如图所示:
(1)则25 ℃时水的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”),请说明理由: 。 (2)95 ℃时,若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合前,该强酸溶液的pH1与强碱溶液的pH2之间应满足的关系是 。
(3)95 ℃时,向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的盐酸,测得混合溶液的部分pH如下表所示。
假设溶液混合前后的体积不变,则a= ,实验②所得溶液中由水电离产生的c(OH-)= ml·L-1。
答案 (1)A 水的电离是吸热过程,温度较低时,电离程度较小,c(H+)、c(OH-)均较小(2)a+b=14(或pH1+pH2=14) (3)4 1.0×10-7
解析 (1)温度升高时促进水的电离,水的离子积增大,水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大,水的pH减小,但溶液仍然呈中性。因此结合图像中A、B曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以判断,25 ℃时水的电离平衡曲线应为A。
(2)要注意95 ℃时,水的离子积为1×10-12,即c(H+)·c(OH-)=1×10-12,则等体积强酸、强碱溶液反应至中性时,有pH(酸)+pH(碱)=12。根据95 ℃时混合后溶液呈中性,pH2=b的某强碱溶液中c(OH-)=10b-12 ml·L-1;根据溶液呈中性可得100V×10-a ml·L-1=V×10b-12 ml·L-1,可得10-a+2=10b-12,即a+b=14或pH1+pH2=14。(3)此条件下,pH=6时溶液呈中性,根据表中实验①数据可得Ba(OH)2溶液中c(OH-)=1.0×10-4 ml·L-1,根据表中实验③的数据可以判断,盐酸中的c(H+)与Ba(OH)2溶液中c(OH-)相等,所以a=4,即盐酸的pH=4;实验②溶液呈碱性,
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。(1)加水稀释两种pH相同的碱溶液,pH变化大的一定是强碱。( )(2)室温下,pH相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液,水的电离程度相同。( )(3)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液对水的电离平衡产生影响,且都促进水的电离。( )
提示 ×。加水稀释两种pH相同的碱溶液,pH变化大的碱一定比变化小的碱性强,但不一定是强碱。
提示 ×。碱抑制水的电离,盐的水解促进水的电离。
提示 ×。NaHSO4在溶液中电离出H+,对水的电离起抑制作用。
易错警示溶液酸碱性判断中的常见误区(1)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH=7的溶液在温度不同时,可能呈酸性或碱性,也可能呈中性。(2)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时,溶液显酸性。(3)误认为使用pH试纸测溶液酸碱性时,若先用蒸馏水润湿,测量结果一定偏小。碱性溶液所测结果偏小;酸性溶液所测结果偏大;中性溶液所测结果无误差。
考点二 溶液中的“三大平衡” 与“四大常数”
1.电解质溶液中的三大平衡
微点拨弱电解质平衡移动的注意点(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中不是所有的离子浓度都减小。(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。
2.平衡常数的定量分析(1)电离常数、水解常数及其关系。
微点拨根据上述关系可以求出微粒的电离常数或水解常数,也可比较酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小。
(2)对平衡浓度的理解。示例:25 ℃时,将a ml·L-1的醋酸溶液与b ml·L-1氢氧化钠溶液等体积混合,反应后溶液恰好显中性,此时c(H+)=c(OH-)=10-7 ml·L-1,此时表达式中的
(3)弱电解质电离常数的两种计算方法。①由图形起点计算电离常数示例:常温下,向20 mL 0.1 ml·L-1氨水中滴加一定浓度的盐酸,溶液中水电离出的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
②由图形交点计算电离常数
电离常数表达式中分子和分母中微粒浓度相等的点
示例:常温下,向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,所得溶液中 三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示:
考向1 弱电解质的电离及影响因素真题示例1-1.(2020全国Ⅱ卷,9)二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响,其原理如下图所示。下列叙述错误的是( )
1-2.(2019天津卷,5)某温度下,HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液B.溶液中水的电离程度: b点>c点C.从c点到d点,溶液中 保持不变(其中HA、A-分别代表相应的酸和酸根离子)
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同
解析 A项,根据两种酸的电离常数可知,酸性:HNO2>CH3COOH,pH相同的两种酸稀释相同倍数,pH变化大的是相对较强的酸,即曲线Ⅱ表示HNO2溶液的稀释,错误;B项,pH越小酸性越强,对水电离的抑制程度越大,因此溶液中水的电离程度:b点
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
对点演练1-1.(2021吉林白城模拟)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )A.向0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中n(H+)减小
1-2.(2021湖北三市联考)已知25 ℃时,H2SO3的电离常数Ka1=1.23×10-2,Ka2=5.6×10-8,HClO的电离常数Ka=2.98×10-8,下列说法错误的是( )A.常温下,相同浓度的H2SO3比HClO酸性强
D.将pH=5的HClO溶液加水稀释到pH=6时,溶液中部分离子浓度会升高
考向2 盐类水解的应用及影响因素真题示例2-1.(2021广东卷,8)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱,可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性,下列叙述正确的是( ) ml·L-1 GHCl水溶液的pH= ml·L-1 GHCl水溶液加水稀释,pH升高C.GHCl在水中的电离方程式为GHCl==G+HClD.GHCl水溶液中:c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G)
2-2.(2019北京卷,12)实验测得0.5 ml·L-1 CH3COONa溶液、0.5 ml·L-1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A.随温度升高,纯水中c(H+)>c(OH-)B.随温度升高,CH3COONa溶液的c(OH-)减小C.随温度升高,CuSO4溶液的pH变化是KW改变与水解平衡移动共同作用的结果D.随水温升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低,是因为CH3COO-、Cu2+水解平衡移动方向不同
答案 C 解析 随温度升高,KW增大,但纯水中的c(H+)仍然等于c(OH-),A错误;随温度升高,CH3COONa水解平衡和水的电离平衡均会正向移动,c(OH-)增大,图中pH略有减小,应是水的电离平衡正向移动所致,B错误;随温度升高,CuSO4水解程度增大,c(H+)增大,pH减小,而且升温也会导致水的电离平衡正向移动,KW增大,C正确;D项,随水温升高,CH3COO-、Cu2+水解平衡均正向移动,D错误。
对点演练2-1.(2020浙江卷)水溶液呈酸性的是( )A.NaClB.NaHSO4C.HCOONaD.NaHCO3
解析 NaCl是强酸强碱盐,NaCl溶液呈中性,A项不符合题意;NaHSO4溶液中发生如下电离:NaHSO4==Na++H++S ,溶液呈酸性,B项符合题意;HCOONa、NaHCO3均是弱酸强碱盐,水解后溶液均呈碱性,C、D两项不符合题意。
2-2.(2021湖南长郡模拟)常温下,钠盐(Na2XO3)溶液中微粒浓度的变化关系如图所示[pOH=-lgc(OH-)]。下列说法正确的是( )
2-3.(2021湖北荆州中学月考)下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是( )A.Na2S溶液中c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
考向3 难溶电解质溶解平衡的应用及影响因素真题示例3-1.(2019全国Ⅱ卷,12)绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度B.图中各点对应的Ksp的关系为:Ksp(m)=Ksp(n)
3-1.(2021湖南长郡十五校联考)常温时,若Ca(OH)2和CaWO4(钨酸钙)的沉淀溶解平衡曲线如图所示(已知 = 0.58)。下列分析正确的是( )A.由图可知常温下Ksp(CaWO4)
3-2.(2021福建福州模拟)室温下向20 mL含0.10 ml·L-1 Cr2+和0.10 ml·L-1 Fe2+的混合溶液中滴加0.10 ml·L-1 NaOH溶液,金属阳离子浓度与滴入NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。若溶液中金属阳离子的浓度小于10-5 ml·L-1视为完全沉淀,已知:Cr(OH)2的Ksp为2×10-16,Fe(OH)2的Ksp为8×10-16。则下列说法错误的是( )
A.曲线A表示c(Fe2+)B.当V(NaOH溶液)=30 mL时,Fe2+开始沉淀C.当pH=7时,溶液中Fe2+、Cr2+均完全沉淀D.V(NaOH溶液)>30 mL时,溶液中c(Fe2+)∶c(Cr2+)=4.0
解析 由于Ksp[Cr(OH)2]小于Ksp[Fe(OH)2],故当向含有相同浓度的Cr2+和Fe2+的混合溶液中滴加NaOH溶液时,Cr(OH)2优先生成沉淀,故曲线A表示c(Fe2+),A项正确;当V(NaOH溶液)=30 mL时,首先发生反应:Cr2++2OH-
技法点拨运用Ksp进行多种沉淀共存时离子浓度关系的计算(1)化学组成相同时:直接通过二者的Ksp进行两种离子浓度的互求,如在AgI和AgCl沉淀同时存在的溶液中,
(2)化学组成不相同时:可以通过二者的Ksp和共同含有的离子浓度为中介,实现互求。如Fe(OH)3和Mg(OH)2同时存在的体系中,如果知道c(Fe3+),可通过Ksp[Fe(OH)3]求出c(OH-),再根据Ksp[Mg(OH)2]求出c(Mg2+);(3)难溶电解质的Qc与Ksp的表达式相同,但Qc表达式中离子浓度为任意时刻的浓度,Ksp表达式中离子浓度为平衡时的浓度。可利用Qc与Ksp的相对大小来判断难溶电解质能否生成或溶解。
考向4 四大常数的应用及有关计算真题示例
4-1.(2021全国乙卷,13)HA是一元弱酸,难溶盐MA的饱和溶液中c(M+)随c(H+)而变化,M+不发生水解。实验发现,298 K时c2(M+)~c(H+)为线性关系,如下图中实线所示。
下列叙述错误的是( )A.溶液pH=4时,c(M+)<3.0×10-4 ml·L-1B.MA的溶度积Ksp(MA)=5.0×10-8C.溶液pH=7时,c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)D.HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10-4
解析 由题图可看出,溶液pH=4时,c2(M+)=7.5×10-8(ml·L-1)2,则c(M+)<3.0×10-4 ml·L-1,A项正确;取横坐标为0时,溶液中c(H+)忽略不计,溶液为强碱性环境,A-水解生成的HA可忽略不计,c(M+)≈c(A-),此时Ksp(MA)≈c2(M+)=5.0×10-8,B项正确;由图像可知,随c(H+)增大,c(M+)也增大,故加入的酸不是HA,溶液中除了A-外,还有其他酸根离子,C项错误;根据物料守恒,溶液中c(M+)=c(A-)+c(HA),Ksp(MA)=c(M+)·c(A-)=5.0×10-8,
4-2.(双选)(2020山东卷,15)25 ℃时,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1 ml·L-1,lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数,下列说法正确的是( )
A.O点时,c(CH3COOH)=c(CH3COO-)B.N点时,pH=-lgKa
D.pH由7到14的变化过程中,CH3COO-的水解程度始终增大
解析 根据上述分析可知,O点为曲线2和曲线3的交点,对应的pH=7,应该得出的结论为c(H+)=c(OH-),故A错误;N点为曲线1和曲线4的交点,lgc(CH3COO-)=lgc(CH3COOH),即c(CH3COO-)=c(CH3COOH),因
对点演练4-1.(2021山东聊城模拟)常温下,某酸HA的电离常数K=1×10-5,下列说法正确的是( )
B.常温下,0.1 ml·L-1 HA溶液中水电离出的c(H+)为10-13 ml·L-1C.NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应,存在关系:2c(Na+)=c(A-)+c(Cl-)D.常温下,0.1 ml·L-1的NaA溶液中A-的水解常数为10-9
4-2.(2020河南濮阳模拟)下表中是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数,下列说法正确的是( )
A.相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B.向0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO-)=9∶5,此时溶液pH=5
解析 根据电离平衡常数知CH3COOH的酸性强于HClO的酸性,所以CH3COONa水解程度小于NaClO的水解程度,相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(CH3COO-)>c(ClO-)
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。(1)向0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液通入HCl气体时会引起溶液中c(H+)减小。( )(2)电离平衡常数越大,表示电解质溶液中离子浓度越大。( )
提示 ×。通入HCl气体,使c(H+)增大,醋酸电离平衡左移,但c(H+)比原来大。
提示 ×。电离平衡常数表示弱电解质电离程度的大小,电离平衡常数越大,表示电解质的电离能力越强。
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大。( )(4)Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,C 的水解程度减小,pH减小。( )
提示 ×。酸溶液中c(H+)的大小与酸的浓度和电离常数都有关系。
提示 ×。Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,因Ca(OH)2==Ca2++2OH-,pH增大。
提示 √。加入FeCl3固体,盐浓度增大,水解程度减小。
(7)为减少洗涤过程中固体的损耗,最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。( )(8)0.1 ml AgCl和0.1 ml AgI混合后加入水中,所得溶液c(Cl-)=c(I-)。( )(9)溶解度较小的沉淀不可以转化成溶解度较大的沉淀。( )
提示 √。硫酸根离子使BaSO4的溶解平衡逆移。
提示 ×。Ksp(AgI)c(I-)。
提示 ×。只要Qc>Ksp,就会生成沉淀,所以在一定条件下,溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
易错警示认识盐类水解的三个误区
1.依据“三大守恒”突破离子浓度的关系(1)电荷守恒。电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na+、
离子浓度应该乘以离子所带电荷数
(2)物料守恒。电解质溶液中,由于某些离子能水解或电离,会使离子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的。如在Na2CO3溶液中:
(3)质子守恒。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,如在Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(HC )+2c(H2CO3)+c(H+)。
可由电荷守恒和物料守恒进行加减运算得到
2.常见几种类型微粒浓度大小的比较(1)多元弱酸溶液,根据多步电离分析,如在H3PO4的溶液
氢离子来自水及多元弱酸的各步电离,故浓度最大
(2)多元弱酸的正盐溶液,根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3的溶液
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a.NH4Cl b.CH3COONH4
微点拨若其他离子能促进该离子的水解,则该离子浓度减小,若抑制其水解,则该离子浓度增大。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电解因素、水解因素等。如相同浓度的NH4Cl溶液和氨水等体积混合后,由于氨水的电离程度大于N 的水解程度,所以溶液中离子浓度顺序为c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
3.分析溶液中微粒浓度关系的思维流程
考向 溶液中粒子浓度大小比较真题示例1.(2020全国Ⅰ卷,13)以酚酞为指示剂,用0.100 0 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如下图所示。
下列叙述正确的是( )A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)B.H2A溶液的浓度为0.200 0 ml·L-1 C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2D.滴定终点时,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
思路点拨第一步明确图像中纵、横坐标的含义。该图像为二元酸与NaOH溶液反应过程中,NaOH溶液的体积与溶液的pH、微粒分布系数的相对关系,横坐标为NaOH溶液的体积,纵坐标为溶液的pH和微粒的分布系数。
第二步理解图像中线上的点、线外的点的含义。从图示可以看出,粒子分布系数δ随VNaOH的变化曲线有两条,两条曲线只有一个交叉点且起点时pH约为1,据此可以推知H2A第一步完全电离,第二步部分电离,曲线①代表δ(HA-),曲线②代表δ(A2-);当加入40 mL NaOH溶液时,溶液的pH发生突变且曲线②代表的δ(A2-)达到最大值且接近1,可以推知当加入40 mL NaOH溶液时,反应2NaOH+H2A==Na2A+2H2O进行完全,反应产物为Na2A。
第三步抓住酸碱反应过程的特点,结合选项综合分析。
2.(2021湖南卷,9)常温下,用0.100 0 ml·L-1的盐酸分别滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 ml·L-1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液,滴定曲线如图所示。下列判断错误的是( )
A.该NaX溶液中:c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)B.三种一元弱酸的电离常数:Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)C.当pH=7时,三种溶液中:c(X-)=c(Y-)=c(Z-)D.分别滴加20.00 mL盐酸后,再将三种溶液混合:c(X-)+c(Y-)+c(Z-)=c(H+)-c(OH-)
解析 本题考查了滴定曲线的分析判断及电解质溶液中微粒浓度的大小关系和等量关系。由于NaX为强碱弱酸盐,X-会部分水解使溶液呈弱碱性,所以NaX溶液中离子浓度大小关系为c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+),A项正确;由于等浓度的三种盐溶液的pH大小关系为NaZ>NaY>NaX,根据盐类水解规律“越弱越水解”可知,NaZ对应的酸(HZ)的酸性最弱,而NaX对应的酸(HX)的酸性最强,则电离常数:Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ),B项正确;由于三种盐溶液的体积和浓度相同,但碱性强弱不同,所以要使滴定后的溶液pH=7,所滴加盐酸的体积也不相同,即NaZ溶液中滴加盐酸最多,而NaX溶液中滴加盐酸最少,所以最后呈中性的三种溶液中c(X-)>c(Y-)>c(Z-),C项错误;将三种
溶液混合后所得的混合溶液中的电荷守恒式为c(Cl-)+c(X-)+c(Y-)+c(Z-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),由于混合前三种溶液的物质的量浓度和体积与所加盐酸的物质的量浓度和体积都相等,则混合后的溶液中c(Cl-)=c(Na+),则c(X-)+c(Y-)+c(Z-)+c(OH-)=c(H+),D项正确。
技法点拨等式考虑守恒原理,不等式考虑平衡原理电解质溶液中微粒浓度的大小关系的判断,若为(1)等式:一般与电荷守恒、物料守恒相联系,如果给定的等式不是两个守恒式,可以把两个守恒式变化形式后相互作差,加以推导即可。(2)如果给定的是不等式,要先考虑等式,对等式的一边加入或减少某离子,即可变成不等式。
1.(双选)(2021湖南衡阳二模)已知CH3NH2和NH2OH水溶液都显碱性,与NH3类似。如CH3NH2在水中的电离方程式为CH3NH2+H2O CH3N +OH-。常温下,浓度均为1 ml·L-1的CH3NH2和NH2OH两种溶液,起始体积均为V0 mL。分别向两溶液中加水稀释,所得曲线如图[V表示稀释后溶液的体积,pOH=-lgc(OH-)]。下列说法错误的是( )
A.常温下,CH3N 的水解常数约为9.9×10-11B.常温下,用盐酸滴定NH2OH时,最好选用酚酞作指示剂C.CH3NH3Cl溶液中存在关系:2c(H+)-2c(OH-)=c(CH3NH2)+c(Cl-)-c(CH3N )D.等物质的量浓度的CH3NH3Cl和NH3OHCl混合溶液中离子浓度的大小关系为c(NH3OH+)>c(CH3N )
项正确;NH2OH与盐酸反应生成强酸弱碱盐,滴定终点时溶液显酸性,所以应该选择酸性条件下变色的指示剂,即可用甲基橙作指示剂,B项错误;
2.(2020山东一模)25 ℃时,向10 mL 0.10 ml·L-1的一元弱酸HA(Ka=1.0×10-3)溶液中逐滴加入0.10 ml·L-1 NaOH溶液,溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.a点时,c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)B.溶液在a点和b点时水的电离程度不相同C.b点时,c(Na+)=c(HA)+c(A-)+c(OH-)D.V=10时,c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(HA)
解析 a点时溶液pH=3,c(H+)=1.0×10-3 ml·L-1,因为Ka=1.0×10-3,所以此时c(HA)=c(A-),根据电荷守恒c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)可知,c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),故A正确;a点溶质为HA和NaA,pH=3,c(H+)=1.0×10-3 ml·L-1,c(OH-)=1.0×10-11 ml·L-1,则水电离出的c(OH-)=10-11 ml·L-1,b点溶质为NaOH和NaA,pH=11,c(H+)=1.0×10-11 ml·L-1,c(OH-)=10-3 ml·L-1,则水电离出的c(OH-)=10-11 ml·L-1,两者水电离出的氢氧根离子浓度相等,水的电离程度相同,故B错误;根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)可得c(Na+)=c(A-)+c(OH-)-c(H+),假设C选项成立,则c(A-)+c(OH-)-c(H+)=c(HA)+c(A-)+c(OH-),推出c(HA)+c(H+)=0,故假设不成立,故C错误;V=10时,HA与NaOH恰好完全反应生成NaA,A-+H2O HA+OH-,水解后溶液显碱性,c(OH-)>c(H+),即c(HA)>c(H+),故D错误。
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。
(3)pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(H+)
易错警示规避微粒浓度等量关系中的2个易失分点
1.滴定终点现象的描述(1)答题模板:当滴入最后一滴×××标准溶液后,溶液由×××色变成×××色,或溶液×××色褪去,且半分钟内不变色。(2)答题关键
最后一滴——必须说明是滴入“最后一滴”标准溶液 |颜色变化——必须说明滴入最后一滴标准溶液后溶液“颜色的变化” |半分钟——必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不变色”
2.酸碱中和滴定指示剂的选择
变色灵敏,变色范围小,变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致
3.氧化还原滴定的原理及指示剂的选择(1)原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
计算时采用关系式法
(2)试剂:常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等;常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂①氧化还原指示剂;②专用指示剂,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝;
根据滴定顺序,判断滴定终点的颜色变化:蓝色褪去还是溶液变蓝
③自身指示剂,如用高锰酸钾标准溶液滴定草酸时,滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
并不是所有的滴定都需使用指示剂
4.沉淀滴定(1)概念:沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多,但符合条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl-、Br-、I-的浓度。(2)原理:沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小,否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时常以Cr 为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。
考向1 酸碱中和滴定及图像分析真题示例1.(2020浙江卷,23)室温下,向20.00 mL 0.100 0 ml·L-1盐酸中滴加0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液,溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5=0.7。下列说法不正确的是( )
A.NaOH与盐酸恰好完全反应时,pH=7B.选择变色范围在pH突变范围内的指示剂,可减小实验误差C.选择甲基红指示反应终点,误差比甲基橙的大D.V(NaOH溶液)=30.00 mL时,pH=12.3
解析 A项,NaOH与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl,呈中性,室温下pH=7,故A正确;B项,选择变色范围在pH突变范围内的指示剂,可减小实验误差,B正确;C项,甲基橙的变色范围在pH突变范围外,误差更大,故C错误;D项,V(NaOH溶液)=30.00 mL时,溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠,且
对点演练1-1.(2021江苏徐州模拟)25 ℃时,用0.100 ml·L-1的盐酸滴定25.00 mL 0.100 ml·L-1的氨水的滴定曲线如下图所示:
下列说法正确的是( )A.可用酚酞作指示剂B.25 ℃时,NH3·H2O的lgKb=-4.8
1-2.(2021安徽安庆模拟)298 K时,用0.100 0 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL同浓度的甲酸溶液过程中溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示(已知:HCOOH的Ka=1.0×10-4)。
下列有关叙述正确的是( )A.该滴定过程应该选择甲基橙作指示剂B.图中a、b两点水的电离程度:b>aC.当加入10.00 mL NaOH溶液时,溶液中:c(HCOO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)D.当加入20.00 mL NaOH溶液时,溶液pH>8.0
解析 A项,用NaOH溶液滴定甲酸溶液,滴定终点时生成HCOONa溶液,该盐是强碱弱酸盐,选择在碱性范围内变色的指示剂误差较小,错误;B项,a点NaOH不足,溶液呈酸性,抑制了水的电离,c(H+)=10-3 ml·L-1,b点,NaOH过量,溶液呈碱性,抑制了水的电离,c(OH-)=10-2 ml·L-1>10-3 ml·L-1,则a、b两点水的电离程度:a>b,错误;C项,当加入10.00 mL NaOH溶液时,溶液为等浓度的HCOONa、HCOOH的混合溶液,根据题图可知此时溶液的pH<7,说明HCOOH的电离程度大于HCOO-的水解程度,所以离子浓度大小关系为c(HCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),错误;D项,当加入20.00 mL NaOH溶液时,二者恰好反应生成HCOONa,该盐是强碱弱酸盐,HCOO-水解使溶液显碱
真题示例2.(2019全国Ⅱ卷,26节选)立德粉ZnS·BaSO4(也称锌钡白),是一种常用的白色颜料。回答下列问题:成品中S2-的含量可以用“碘量法”测得。称取m g样品,置于碘量瓶中,移取25.00 mL 0.100 0 ml·L-1的I2-KI溶液于其中,并加入乙酸溶液,密闭,置暗处反应5 min,有单质硫析出。以淀粉为指示剂,过量的I2用0.100 0 ml·L-1 Na2S2O3溶液滴定,反应式为 。测定时消耗Na2S2O3溶液体积V mL。终点颜色变化为 ,样品中S2-的含量为 (写出表达式)。
考向2 氧化还原反应滴定、沉淀滴定
(1)Cr3+与Al3+的化学性质相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量,可观察到的现象是 。
①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应 。 ②由图可知,溶液酸性增强,Cr 的平衡转化率 (填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据,计算出该转化反应的平衡常数为 。 ③升高温度,溶液中Cr 的平衡转化率减小,则该反应的ΔH 0(填“大于”“小于”或“等于”)。
(3)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂,以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl-,利用Ag+与Cr 生成砖红色沉淀,指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10-5 ml·L-1)时,溶液中c(Ag+)为 ml·L-1,此时溶液中c(Cr )等于 ml·L-1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10) (4)+6价铬的化合物毒性较大,常用NaHSO3将废液中的Cr2 还原成Cr3+,该反应的离子方程式为 。
答案 (1)蓝紫色溶液颜色变浅,同时有灰蓝色沉淀生成,然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液
2-2.过氧化氢的水溶液适用于医用消毒、环境消毒和食品消毒。Ⅰ.过氧化氢性质探究实验(1)酸性条件下H2O2可将Fe2+转化成Fe3+,由此说明H2O2具有 性。 (2)已知H2O2是一种二元弱酸,其中Ka1=2.20×10-12、Ka2=1.05×10-25,则H2O2的电离方程式为 ,常温下,1 ml·L-1的H2O2溶液的pH约为 。
Ⅱ.过氧化氢含量的测定实验某兴趣小组同学用0.100 0 ml·L-1的酸性高锰酸钾标准溶液滴定试样中的过氧化氢,反应原理为2Mn +5H2O2+6H+==2Mn2++8H2O+5O2↑。(3)滴定达到终点的现象是 。 (4)用移液管移取25.00 mL试样置于锥形瓶中,重复滴定四次,每次消耗酸性高锰酸钾标准溶液的体积如表所示:
计算试样中过氧化氢的浓度为 ml·L-1。
(5)若滴定前滴定管尖嘴处有气泡,滴定后消失,则测定结果 (填“偏高”“偏低”或“不变”)。
Ⅱ.(3)锥形瓶内溶液恰好由无色变为浅紫色,且30秒内溶液不褪色 (4)0.180 0 (5)偏高
Ⅱ.(3)滴定达到终点的现象是锥形瓶内溶液恰好由无色变为浅紫色,且30秒内溶液不褪色。(4)由于第一次数据误差过大,故舍去;其他三组数据的平均值为18.00 mL,根据反应
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。(1)用碱式滴定管量取20.00 mL的高锰酸钾溶液。( )(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )(3)滴定管和锥形瓶都应该用待装的溶液润洗2~3次。( )
提示 ×。碱式滴定管不能用于量取酸性和强氧化性溶液。
提示 ×。滴定终点是指指示剂变色的点,与酸碱恰好中和的点不一定一致。
提示 ×。滴定管应该用待装的溶液润洗,而锥形瓶不需要。
(4)滴定到达终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小。( )(5)CH3COOH滴定NaOH溶液或HCl滴定氨水均可以用甲基橙作指示剂。( )
提示 ×。滴定管尖嘴部分有悬滴,读得的标准溶液的体积大于实际使用的体积,故测定结果偏大。
提示 ×。CH3COOH滴定NaOH溶液终点时溶液呈碱性,应用酚酞作指示剂;HCl滴定氨水时,滴定终点溶液呈酸性,可用甲基橙作指示剂。
(十) 水溶液中离子平衡的图像分析
常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等,侧重考查考生分析问题的能力。主要以选择题的形式考查,也以填空题的形式考查有关Ksp等平衡常数的计算、离子浓度的大小比较及计算、离子沉淀pH的选择、酸碱中和滴定及氧化还原反应滴定等。
(一)读题干 抓信息分析解答水溶液中相关图像问题要注意几点:1.读图,弄清图像含义。通过观察弄清横坐标、纵坐标的含义及单位;分析特殊点的意义,如坐标轴的原点,曲线的起点、终点、交叉点、极值点、转折点等;分析物理量的变化趋势如变化快慢及变大变小等。2.识图,进行信息提取。挖掘隐含信息、排除干扰信息、提炼有用信息,在统摄信息的基础上进行逻辑推理或运用数据计算。
(二)审要点 抓关键常见的图像如下:1.一强一弱溶液稀释的图像(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
(3)pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(V1、V2为稀释前的体积,V为稀释后的体积)
2.KW和Ksp图像(1)曲线型
(2)直线型(pM-pR曲线)pM为阳离子浓度的负对数,pR为阴离子浓度的负对数
①直线AB上的点:c(M2+)=c(R2-)。②溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。③X点对CaCO3要析出沉淀,对CaSO4是不饱和溶液,能继续溶解CaSO4。
3.分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线]
4.酸碱中和滴定曲线
(三)规范答 思拓展1.用图:联想化学原理解答问题。
2.巧抓“四点”,突破“粒子”浓度关系a.抓反应“一半”点,判断是什么溶质的等量混合。b.抓“恰好”反应点,生成什么溶质,溶液呈什么性,是什么因素造成的。c.抓溶液“中性”点,生成什么溶质,哪种反应物过量或不足。d.抓反应“过量”点,溶质是什么,判断谁多、谁少还是等量。
3.两种类型图像的分析(1)滴定曲线室温下,向20 mL 0.1 ml·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 ml·L-1 NaOH溶液,溶液pH的变化如图所示:
①第一步,寻找相等点,分析如下图:
②第二步,根据第一步得到的平衡常数分析选项。
(2020全国Ⅱ卷,26节选)化学工业为疫情防控提供了强有力的物质支撑。氯的许多化合物既是重要化工原料,又是高效、广谱的灭菌消毒剂。回答下列问题:(1)氯气是制备系列含氯化合物的主要原料,可采用如图(a)所示的装置来制取。装置中的离子膜只允许 离子通过,氯气的逸出口是 (填标号)。 (2)次氯酸为一元弱酸,具有漂白和杀菌作用,其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)= ,X为HClO或ClO-]与pH的关系如图(b)所示。HClO的电离常数Ka值为 。
思路点拨(1)利用电解池原理解题
(2)利用Ka定义表达式计算
答案 (1)Na+ a (2)10-7.5
应考训练1.(2021湖南长沙模拟)常温下,在体积均为20 mL、浓度均为0.1 ml·L-1的HX溶液、HY溶液中分别滴加同浓度的NaOH溶液,反应后溶液中水电离出的c(H+)表示为pH水=-lgc水(H+)。pH水与滴加氢氧化钠溶液体积的关系如图所示。
下列推断正确的是( )A.HX的电离方程式为HX==H++X-B.T点时c(Na+)=c(Y-)>c(H+)=c(OH-)C.常温下用蒸馏水分别稀释N、P点溶液,pH都降低
解析 HX和HY是两种一元酸。由图像可知,开始加入氢氧化钠溶液过程中水的电离程度增大,溶液由酸性逐渐变为中性,当恰好完全反应时溶液呈碱性且水电离程度达到最大值。根据前面分析可知,HX为弱酸,故A错误。T、P点对应的溶液都呈碱性,故B错误。N点呈中性,加入蒸馏水稀释中性溶液,稀释后溶液仍然呈中性,故C错误。取M点计算电离常数,
2.(2020山东德州一模)常温下,向V mL 0.1 ml·L-1 HA溶液中滴入0.1 ml·L-1 NaOH溶液,溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[-lgc水(H+)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法不正确的是( )
A.常温下,Ka(HA)约为10-5B.P点溶液对应的pH>7C.M点溶液中存在:c(Na+)=c(A-)+c(HA)D.N点溶液中存在:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
溶液的pH>7,故B正确;M点为HA和NaA的混合溶液,溶液呈中性,溶液中c(OH-)=c(H+),由电荷守恒可得c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),可知溶液中c(Na+)=c(A-),故C错误;N点水电离出的氢离子浓度的负对数最小,水电离出的氢离子浓度最大,说明HA溶液与NaOH溶液恰好完全反应生成NaA,A-在溶液中水解使溶液呈碱性,溶液中存在:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),故D正确。
3.(2021湖南湘潭模拟)某温度下,向10 mL 0.1 ml·L-1的CuCl2溶液中滴加0.1 ml·L-1的Na2S溶液,滴加过程中溶液中-lgc(Cu2+)与Na2S溶液体积(V)的关系如图所示,下列有关说法正确的是( )
已知:lg2=0.3,Ksp(ZnS)=3×10-25。A.a、b、c三点中,水的电离程度最大的为b点B.Na2S溶液中:c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=2c(Na+)C.该温度下Ksp(CuS)=4×10-36D.向100 mL Zn2+、Cu2+浓度均为10-5 ml·L-1的混合溶液中逐滴加入10-4 ml·L-1的Na2S溶液,Zn2+先沉淀
解析 氯化铜、硫化钠均水解促进水的电离,b点恰好反应所得溶液是氯化钠溶液,水的电离程度最小,A错误;根据物料守恒Na2S溶液中:2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)=c(Na+),B错误;b点二者恰好反应,此时溶液中硫离子、铜离子浓度均是10-17.7 ml·L-1=2×10-18 ml·L-1,所以Ksp(CuS)=4×10-36,C正确;CuS的Ksp较小,故CuS更难溶,那么首先出现的沉淀是CuS,即Cu2+先沉淀,D错误。
B.通入HCl过程中,水电离出的c(OH-)与水电离出的c(H+)的乘积不断增大C.Ka2(H2A)的数量级为10-7D.在NaHA溶液中c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-)
5.(2021湖南湘豫名校3月联考)常温下,将NaOH溶液滴加到某二元弱酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述正确的是( )A.由图可知H2X的Ka1的数量级是10-2B.滴定过程中,当pH=4时,c(Na+)<3c(HX-)
D.0.1 ml·L-1 NaHX溶液中,c(Na+)>c(HX-)>c(H+)>c(OH-)>c(X2-)
定过程中,当pH=4时,得到c(HX-)=c(X2-)和c(H+)>c(OH-),根据电荷守恒得出:c(Na+)+c(H+)=c(HX-)+2c(X2-)+c(OH-),将c(HX-)=c(X2-)代入得到:c(Na+)+c(H+)=3c(HX-)+c(OH-),又因为c(H+)>c(OH-),所以
6.一种利用钢铁厂烟灰(含Fe、Mn、SiO2,少量的Al2O3、CaO及MgO)制备MnCO3的工艺流程如下:
已知25 ℃时,下列难溶物的溶度积常数:
回答下列问题:(1)步骤(Ⅰ)浸渣的主要成分是 (填化学式)。 (2)步骤(Ⅱ)加H2O2溶液时反应的离子方程式为 ;加氨水调节pH沉铁铝时,步骤(Ⅲ)应调节的pH适宜范围为 。(部分金属离子开始沉淀与沉淀完全的pH范围如下)
(3)步骤(Ⅳ)用KF溶液沉钙镁时,要使c(Ca2+)、c(Mg2+)均小于1×10-6 ml·L-1,则应控制反应液中c(F-)> ml·L-1;反应MgF2(s)+Ca2+CaF2(s)+Mg2+的平衡常数K= 。
①上图中,在pH<7.0时,pH越小,产率 (填“越高”或“越低”);在pH>7.0时,pH越大,产率越低且纯度也降低,其原因是 。 ②上图中,温度高于60 ℃时,温度越高产率越低且纯度也越低,主要原因是 。
答案 (1)SiO2 (2)2Fe2++H2O2+2H+==2Fe3++2H2O5.2~8.3 (3)0.08 160(4)①越低 部分MnCO3转化为溶解度更小的Mn(OH)2②温度越高MnCO3水解程度越大[或温度升高,(NH4)2CO3和MnCO3也会热分解]
解析 (1)步骤(Ⅰ)浸渣的主要成分是不与浓硫酸反应的酸性氧化物二氧化硅。(2)步骤(Ⅱ)加H2O2溶液时,H2O2将溶液中的亚铁离子氧化为铁离子,反应的离子方程式为2Fe2++H2O2+2H+==2Fe3++2H2O;加入氨水的目的是调节溶液pH,使溶液中铁离子和铝离子转化为氢氧化铁和氢氧化铝沉淀而除去,而锰离子不能沉淀,由题给表格数据可知,应调节的pH适宜范围为5.2~8.3。(3)用KF溶液沉钙镁时,溶解度小的CaF2沉淀先生成,MgF2沉淀后生成,
考点一 溶液的酸碱性及pH
考点二 溶液中的“三大平衡”与“四大常数”
考点三 溶液中粒子浓度大小比较
考点四 酸碱中和滴定及迁移应用
1.根据水电离出的c(H+)和溶液中c(H+)判断溶液的性质(1)室温下,纯水中水电离出的c(H+)=1×10-7 ml·L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)<1×10-7 ml·L-1,则可判断该溶液呈酸性或碱性;若某溶液中水电离出的c(H+)>1×10-7 ml·L-1,则可判断出该溶液中存在能水解的盐,从而促进了水的电离。(2)室温下,溶液中的c(H+)>1×10-7 ml·L-1,说明该溶液是酸溶液或酸式盐溶液或水解呈酸性的盐溶液;溶液中的c(H+)<1×10-7 ml·L-1,说明该溶液是碱溶液或水解呈碱性的盐溶液等。
2.突破溶液酸、碱性判断的四种情况(1)正盐溶液。强酸强碱盐溶液显中性,强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶液显酸性,强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶液显碱性,弱酸弱碱盐CH3COONH4溶液显中性,而NH4HCO3溶液略显碱性。
(2)酸式盐溶液。①强酸的酸式盐溶液显酸性,如NaHSO4的电离方程式为
②NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性(原因:酸式酸根离子的电离程度大于水解程度);③NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性(酸式酸根离子的水解程度大于电离程度)。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合的溶液。①CH3COOH和CH3COONa混合液呈酸性(CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度)。②NH3·H2O和NH4Cl混合溶液呈碱性(NH3·H2O的电离程度大于N 的水解程度)。
(4)pH之和等于14的酸、碱溶液等体积混合的溶液。
25 ℃时,-lg KW=14,pH之和等于14的意义:酸溶液中氢离子的浓度等于碱溶液中氢氧根离子的浓度
已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:①强酸、强碱,混合后溶液pH=7,②强酸、弱碱,混合后溶液pH>7,③弱酸、强碱,混合后溶液pH<7。
3.溶液中H+或OH-的来源分析(1)溶液为酸或碱的溶液。溶液中的OH-(酸)或H+(碱)全部来自水的电离,水电离产生的c(H+)=c(OH-)。如:①室温下,pH=2的盐酸中,由水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 ml·L-1。
等物质的量浓度的OH-和 H+对水的电离抑制作用相同
②室温下,pH=12的NaOH溶液中,由水电离出的c(OH-)=c(H+)=10-12 ml·L-1。
(2)水解呈酸性或碱性的盐溶液。①室温下,pH=5的NH4Cl溶液中,H+全部来自水的电离,由水电离出的c(H+)=10-5 ml·L-1,因为部分OH-与部分N 结合,溶液中c(OH-)=10-9 ml·L-1。②室温下,pH=12的Na2CO3溶液中,OH-全部来自水的电离,由水电离出的c(OH-)=10-2 ml·L-1。
4.有关pH计算的一般思维模型
考向1 溶液酸碱性的判断真题示例1.(2019全国Ⅰ卷,11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Ka1=1.1×10-3,Ka2=3.9×10-6)溶液,混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示,其中b点为反应终点。下列叙述错误的是( )
A.混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B.Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的C.b点的混合溶液pH=7D.c点的混合溶液中,c(Na+)>c(K+)>c(OH-)
对点演练1-1.(2021浙江卷)25 ℃时,下列说法正确的是( )A.NaHA溶液呈酸性,可以推测H2A为强酸B.可溶性正盐BA溶液呈中性,可以推测BA为强酸强碱盐 ml·L-1、0.10 ml·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1<α2D.100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中水电离出H+的物质的量为1.0×10-5 ml
解析 A项,NaHA溶液呈酸性,可能是HA-的电离程度大于其水解程度,不能据此得出H2A为强酸的结论,A错误;B项,可溶性正盐BA溶液呈中性,不能推测BA为强酸强碱盐,因为也可能是B+和A-的水解程度相同,即也可能是弱酸弱碱盐,B错误;C项,弱酸的浓度越小,其电离程度越大,因此0.010 ml·L-1、0.10 ml·L-1的醋酸溶液的电离度分别为α1、α2,则α1>α2,C错误;D项,100 mL pH=10.00的Na2CO3溶液中氢氧根离子的浓度是1×10-4 ml·L-1,碳酸根水解促进水的电离,则水电离出H+的浓度是1×10-4 ml·L-1,其物质的量为0.1 L×1×10-4 ml·L-1=1×10-5 ml,D正确。
1-2.(2021湖南怀化一模)下列说法正确的是( )A.NaHCO3和NaHSO4都能促进水的电离B.已知25 ℃时NH4CN溶液显碱性,则25 ℃时的电离常数:Kb(NH3·H2O)
考向2 pH的有关计算真题示例2.(2019全国Ⅲ卷,11)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
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
对点演练2-1.(2021湖南长沙模拟)25 ℃时,KW=1.0×10-14;100 ℃时,KW=1×10-12,下列说法正确的是( )A.100 ℃时,pH=10的NaOH溶液和pH=2的硫酸溶液恰好中和,所得溶液的pH=7B.25 ℃时,0.2 ml·L-1 Ba(OH)2溶液和0.2 ml·L-1 HCl等体积混合,所得溶液的pH=7C.25 ℃时,0.2 ml·L-1 NaOH溶液与0.2 ml·L-1 CH3COOH溶液恰好中和,所得溶液的pH=7
D.25 ℃时,pH=12的氨水和pH=2的硫酸溶液等体积混合,所得溶液的pH>7
答案 D 解析 100 ℃时,NaOH和H2SO4恰好中和时,pH=6,A错误;25 ℃时,c(OH-)=0.4 ml·L-1,c(H+)=0.2 ml·L-1,等体积混合后pH大于7,B错误;C项,由于CH3COO-发生水解,恰好中和所得溶液pH大于7,错误;D项,氨水过量,pH>7,正确。
2-2.已知水在25 ℃和95 ℃时,其电离平衡曲线如图所示:
(1)则25 ℃时水的电离平衡曲线应为 (填“A”或“B”),请说明理由: 。 (2)95 ℃时,若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合前,该强酸溶液的pH1与强碱溶液的pH2之间应满足的关系是 。
(3)95 ℃时,向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的盐酸,测得混合溶液的部分pH如下表所示。
假设溶液混合前后的体积不变,则a= ,实验②所得溶液中由水电离产生的c(OH-)= ml·L-1。
答案 (1)A 水的电离是吸热过程,温度较低时,电离程度较小,c(H+)、c(OH-)均较小(2)a+b=14(或pH1+pH2=14) (3)4 1.0×10-7
解析 (1)温度升高时促进水的电离,水的离子积增大,水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大,水的pH减小,但溶液仍然呈中性。因此结合图像中A、B曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以判断,25 ℃时水的电离平衡曲线应为A。
(2)要注意95 ℃时,水的离子积为1×10-12,即c(H+)·c(OH-)=1×10-12,则等体积强酸、强碱溶液反应至中性时,有pH(酸)+pH(碱)=12。根据95 ℃时混合后溶液呈中性,pH2=b的某强碱溶液中c(OH-)=10b-12 ml·L-1;根据溶液呈中性可得100V×10-a ml·L-1=V×10b-12 ml·L-1,可得10-a+2=10b-12,即a+b=14或pH1+pH2=14。(3)此条件下,pH=6时溶液呈中性,根据表中实验①数据可得Ba(OH)2溶液中c(OH-)=1.0×10-4 ml·L-1,根据表中实验③的数据可以判断,盐酸中的c(H+)与Ba(OH)2溶液中c(OH-)相等,所以a=4,即盐酸的pH=4;实验②溶液呈碱性,
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。(1)加水稀释两种pH相同的碱溶液,pH变化大的一定是强碱。( )(2)室温下,pH相同的NaOH溶液与CH3COONa溶液,水的电离程度相同。( )(3)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液对水的电离平衡产生影响,且都促进水的电离。( )
提示 ×。加水稀释两种pH相同的碱溶液,pH变化大的碱一定比变化小的碱性强,但不一定是强碱。
提示 ×。碱抑制水的电离,盐的水解促进水的电离。
提示 ×。NaHSO4在溶液中电离出H+,对水的电离起抑制作用。
易错警示溶液酸碱性判断中的常见误区(1)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH=7的溶液在温度不同时,可能呈酸性或碱性,也可能呈中性。(2)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时,溶液显酸性。(3)误认为使用pH试纸测溶液酸碱性时,若先用蒸馏水润湿,测量结果一定偏小。碱性溶液所测结果偏小;酸性溶液所测结果偏大;中性溶液所测结果无误差。
考点二 溶液中的“三大平衡” 与“四大常数”
1.电解质溶液中的三大平衡
微点拨弱电解质平衡移动的注意点(1)稀醋酸加水稀释时,溶液中不是所有的离子浓度都减小。(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。
2.平衡常数的定量分析(1)电离常数、水解常数及其关系。
微点拨根据上述关系可以求出微粒的电离常数或水解常数,也可比较酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小。
(2)对平衡浓度的理解。示例:25 ℃时,将a ml·L-1的醋酸溶液与b ml·L-1氢氧化钠溶液等体积混合,反应后溶液恰好显中性,此时c(H+)=c(OH-)=10-7 ml·L-1,此时表达式中的
(3)弱电解质电离常数的两种计算方法。①由图形起点计算电离常数示例:常温下,向20 mL 0.1 ml·L-1氨水中滴加一定浓度的盐酸,溶液中水电离出的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。
②由图形交点计算电离常数
电离常数表达式中分子和分母中微粒浓度相等的点
示例:常温下,向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液,所得溶液中 三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示:
考向1 弱电解质的电离及影响因素真题示例1-1.(2020全国Ⅱ卷,9)二氧化碳的过量排放可对海洋生物的生存环境造成很大影响,其原理如下图所示。下列叙述错误的是( )
1-2.(2019天津卷,5)某温度下,HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10-4和1.7×10-5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释,其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是( )
A.曲线Ⅰ代表HNO2溶液B.溶液中水的电离程度: b点>c点C.从c点到d点,溶液中 保持不变(其中HA、A-分别代表相应的酸和酸根离子)
D.相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后,溶液中n(Na+)相同
解析 A项,根据两种酸的电离常数可知,酸性:HNO2>CH3COOH,pH相同的两种酸稀释相同倍数,pH变化大的是相对较强的酸,即曲线Ⅱ表示HNO2溶液的稀释,错误;B项,pH越小酸性越强,对水电离的抑制程度越大,因此溶液中水的电离程度:b点
(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
对点演练1-1.(2021吉林白城模拟)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )A.向0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中n(H+)减小
1-2.(2021湖北三市联考)已知25 ℃时,H2SO3的电离常数Ka1=1.23×10-2,Ka2=5.6×10-8,HClO的电离常数Ka=2.98×10-8,下列说法错误的是( )A.常温下,相同浓度的H2SO3比HClO酸性强
D.将pH=5的HClO溶液加水稀释到pH=6时,溶液中部分离子浓度会升高
考向2 盐类水解的应用及影响因素真题示例2-1.(2021广东卷,8)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱,可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性,下列叙述正确的是( ) ml·L-1 GHCl水溶液的pH= ml·L-1 GHCl水溶液加水稀释,pH升高C.GHCl在水中的电离方程式为GHCl==G+HClD.GHCl水溶液中:c(OH-)+c(Cl-)=c(GH+)+c(G)
2-2.(2019北京卷,12)实验测得0.5 ml·L-1 CH3COONa溶液、0.5 ml·L-1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A.随温度升高,纯水中c(H+)>c(OH-)B.随温度升高,CH3COONa溶液的c(OH-)减小C.随温度升高,CuSO4溶液的pH变化是KW改变与水解平衡移动共同作用的结果D.随水温升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低,是因为CH3COO-、Cu2+水解平衡移动方向不同
答案 C 解析 随温度升高,KW增大,但纯水中的c(H+)仍然等于c(OH-),A错误;随温度升高,CH3COONa水解平衡和水的电离平衡均会正向移动,c(OH-)增大,图中pH略有减小,应是水的电离平衡正向移动所致,B错误;随温度升高,CuSO4水解程度增大,c(H+)增大,pH减小,而且升温也会导致水的电离平衡正向移动,KW增大,C正确;D项,随水温升高,CH3COO-、Cu2+水解平衡均正向移动,D错误。
对点演练2-1.(2020浙江卷)水溶液呈酸性的是( )A.NaClB.NaHSO4C.HCOONaD.NaHCO3
解析 NaCl是强酸强碱盐,NaCl溶液呈中性,A项不符合题意;NaHSO4溶液中发生如下电离:NaHSO4==Na++H++S ,溶液呈酸性,B项符合题意;HCOONa、NaHCO3均是弱酸强碱盐,水解后溶液均呈碱性,C、D两项不符合题意。
2-2.(2021湖南长郡模拟)常温下,钠盐(Na2XO3)溶液中微粒浓度的变化关系如图所示[pOH=-lgc(OH-)]。下列说法正确的是( )
2-3.(2021湖北荆州中学月考)下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是( )A.Na2S溶液中c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
考向3 难溶电解质溶解平衡的应用及影响因素真题示例3-1.(2019全国Ⅱ卷,12)绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度B.图中各点对应的Ksp的关系为:Ksp(m)=Ksp(n)
3-1.(2021湖南长郡十五校联考)常温时,若Ca(OH)2和CaWO4(钨酸钙)的沉淀溶解平衡曲线如图所示(已知 = 0.58)。下列分析正确的是( )A.由图可知常温下Ksp(CaWO4)
3-2.(2021福建福州模拟)室温下向20 mL含0.10 ml·L-1 Cr2+和0.10 ml·L-1 Fe2+的混合溶液中滴加0.10 ml·L-1 NaOH溶液,金属阳离子浓度与滴入NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。若溶液中金属阳离子的浓度小于10-5 ml·L-1视为完全沉淀,已知:Cr(OH)2的Ksp为2×10-16,Fe(OH)2的Ksp为8×10-16。则下列说法错误的是( )
A.曲线A表示c(Fe2+)B.当V(NaOH溶液)=30 mL时,Fe2+开始沉淀C.当pH=7时,溶液中Fe2+、Cr2+均完全沉淀D.V(NaOH溶液)>30 mL时,溶液中c(Fe2+)∶c(Cr2+)=4.0
解析 由于Ksp[Cr(OH)2]小于Ksp[Fe(OH)2],故当向含有相同浓度的Cr2+和Fe2+的混合溶液中滴加NaOH溶液时,Cr(OH)2优先生成沉淀,故曲线A表示c(Fe2+),A项正确;当V(NaOH溶液)=30 mL时,首先发生反应:Cr2++2OH-
技法点拨运用Ksp进行多种沉淀共存时离子浓度关系的计算(1)化学组成相同时:直接通过二者的Ksp进行两种离子浓度的互求,如在AgI和AgCl沉淀同时存在的溶液中,
(2)化学组成不相同时:可以通过二者的Ksp和共同含有的离子浓度为中介,实现互求。如Fe(OH)3和Mg(OH)2同时存在的体系中,如果知道c(Fe3+),可通过Ksp[Fe(OH)3]求出c(OH-),再根据Ksp[Mg(OH)2]求出c(Mg2+);(3)难溶电解质的Qc与Ksp的表达式相同,但Qc表达式中离子浓度为任意时刻的浓度,Ksp表达式中离子浓度为平衡时的浓度。可利用Qc与Ksp的相对大小来判断难溶电解质能否生成或溶解。
考向4 四大常数的应用及有关计算真题示例
4-1.(2021全国乙卷,13)HA是一元弱酸,难溶盐MA的饱和溶液中c(M+)随c(H+)而变化,M+不发生水解。实验发现,298 K时c2(M+)~c(H+)为线性关系,如下图中实线所示。
下列叙述错误的是( )A.溶液pH=4时,c(M+)<3.0×10-4 ml·L-1B.MA的溶度积Ksp(MA)=5.0×10-8C.溶液pH=7时,c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)D.HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10-4
解析 由题图可看出,溶液pH=4时,c2(M+)=7.5×10-8(ml·L-1)2,则c(M+)<3.0×10-4 ml·L-1,A项正确;取横坐标为0时,溶液中c(H+)忽略不计,溶液为强碱性环境,A-水解生成的HA可忽略不计,c(M+)≈c(A-),此时Ksp(MA)≈c2(M+)=5.0×10-8,B项正确;由图像可知,随c(H+)增大,c(M+)也增大,故加入的酸不是HA,溶液中除了A-外,还有其他酸根离子,C项错误;根据物料守恒,溶液中c(M+)=c(A-)+c(HA),Ksp(MA)=c(M+)·c(A-)=5.0×10-8,
4-2.(双选)(2020山东卷,15)25 ℃时,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1 ml·L-1,lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数,下列说法正确的是( )
A.O点时,c(CH3COOH)=c(CH3COO-)B.N点时,pH=-lgKa
D.pH由7到14的变化过程中,CH3COO-的水解程度始终增大
解析 根据上述分析可知,O点为曲线2和曲线3的交点,对应的pH=7,应该得出的结论为c(H+)=c(OH-),故A错误;N点为曲线1和曲线4的交点,lgc(CH3COO-)=lgc(CH3COOH),即c(CH3COO-)=c(CH3COOH),因
对点演练4-1.(2021山东聊城模拟)常温下,某酸HA的电离常数K=1×10-5,下列说法正确的是( )
B.常温下,0.1 ml·L-1 HA溶液中水电离出的c(H+)为10-13 ml·L-1C.NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应,存在关系:2c(Na+)=c(A-)+c(Cl-)D.常温下,0.1 ml·L-1的NaA溶液中A-的水解常数为10-9
4-2.(2020河南濮阳模拟)下表中是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数,下列说法正确的是( )
A.相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B.向0.1 ml·L-1的CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO-)=9∶5,此时溶液pH=5
解析 根据电离平衡常数知CH3COOH的酸性强于HClO的酸性,所以CH3COONa水解程度小于NaClO的水解程度,相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(CH3COO-)>c(ClO-)
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。(1)向0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液通入HCl气体时会引起溶液中c(H+)减小。( )(2)电离平衡常数越大,表示电解质溶液中离子浓度越大。( )
提示 ×。通入HCl气体,使c(H+)增大,醋酸电离平衡左移,但c(H+)比原来大。
提示 ×。电离平衡常数表示弱电解质电离程度的大小,电离平衡常数越大,表示电解质的电离能力越强。
(3)电离常数大的酸溶液中的c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大。( )(4)Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,C 的水解程度减小,pH减小。( )
提示 ×。酸溶液中c(H+)的大小与酸的浓度和电离常数都有关系。
提示 ×。Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,因Ca(OH)2==Ca2++2OH-,pH增大。
提示 √。加入FeCl3固体,盐浓度增大,水解程度减小。
(7)为减少洗涤过程中固体的损耗,最好选用稀硫酸代替H2O来洗涤BaSO4沉淀。( )(8)0.1 ml AgCl和0.1 ml AgI混合后加入水中,所得溶液c(Cl-)=c(I-)。( )(9)溶解度较小的沉淀不可以转化成溶解度较大的沉淀。( )
提示 √。硫酸根离子使BaSO4的溶解平衡逆移。
提示 ×。Ksp(AgI)
提示 ×。只要Qc>Ksp,就会生成沉淀,所以在一定条件下,溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。
易错警示认识盐类水解的三个误区
1.依据“三大守恒”突破离子浓度的关系(1)电荷守恒。电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。如在Na2CO3溶液中存在着Na+、
离子浓度应该乘以离子所带电荷数
(2)物料守恒。电解质溶液中,由于某些离子能水解或电离,会使离子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的。如在Na2CO3溶液中:
(3)质子守恒。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,如在Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(HC )+2c(H2CO3)+c(H+)。
可由电荷守恒和物料守恒进行加减运算得到
2.常见几种类型微粒浓度大小的比较(1)多元弱酸溶液,根据多步电离分析,如在H3PO4的溶液
氢离子来自水及多元弱酸的各步电离,故浓度最大
(2)多元弱酸的正盐溶液,根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3的溶液
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中a.NH4Cl b.CH3COONH4
微点拨若其他离子能促进该离子的水解,则该离子浓度减小,若抑制其水解,则该离子浓度增大。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电解因素、水解因素等。如相同浓度的NH4Cl溶液和氨水等体积混合后,由于氨水的电离程度大于N 的水解程度,所以溶液中离子浓度顺序为c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
3.分析溶液中微粒浓度关系的思维流程
考向 溶液中粒子浓度大小比较真题示例1.(2020全国Ⅰ卷,13)以酚酞为指示剂,用0.100 0 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如下图所示。
下列叙述正确的是( )A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)B.H2A溶液的浓度为0.200 0 ml·L-1 C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2D.滴定终点时,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
思路点拨第一步明确图像中纵、横坐标的含义。该图像为二元酸与NaOH溶液反应过程中,NaOH溶液的体积与溶液的pH、微粒分布系数的相对关系,横坐标为NaOH溶液的体积,纵坐标为溶液的pH和微粒的分布系数。
第二步理解图像中线上的点、线外的点的含义。从图示可以看出,粒子分布系数δ随VNaOH的变化曲线有两条,两条曲线只有一个交叉点且起点时pH约为1,据此可以推知H2A第一步完全电离,第二步部分电离,曲线①代表δ(HA-),曲线②代表δ(A2-);当加入40 mL NaOH溶液时,溶液的pH发生突变且曲线②代表的δ(A2-)达到最大值且接近1,可以推知当加入40 mL NaOH溶液时,反应2NaOH+H2A==Na2A+2H2O进行完全,反应产物为Na2A。
第三步抓住酸碱反应过程的特点,结合选项综合分析。
2.(2021湖南卷,9)常温下,用0.100 0 ml·L-1的盐酸分别滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 ml·L-1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液,滴定曲线如图所示。下列判断错误的是( )
A.该NaX溶液中:c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)B.三种一元弱酸的电离常数:Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)C.当pH=7时,三种溶液中:c(X-)=c(Y-)=c(Z-)D.分别滴加20.00 mL盐酸后,再将三种溶液混合:c(X-)+c(Y-)+c(Z-)=c(H+)-c(OH-)
解析 本题考查了滴定曲线的分析判断及电解质溶液中微粒浓度的大小关系和等量关系。由于NaX为强碱弱酸盐,X-会部分水解使溶液呈弱碱性,所以NaX溶液中离子浓度大小关系为c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+),A项正确;由于等浓度的三种盐溶液的pH大小关系为NaZ>NaY>NaX,根据盐类水解规律“越弱越水解”可知,NaZ对应的酸(HZ)的酸性最弱,而NaX对应的酸(HX)的酸性最强,则电离常数:Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ),B项正确;由于三种盐溶液的体积和浓度相同,但碱性强弱不同,所以要使滴定后的溶液pH=7,所滴加盐酸的体积也不相同,即NaZ溶液中滴加盐酸最多,而NaX溶液中滴加盐酸最少,所以最后呈中性的三种溶液中c(X-)>c(Y-)>c(Z-),C项错误;将三种
溶液混合后所得的混合溶液中的电荷守恒式为c(Cl-)+c(X-)+c(Y-)+c(Z-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),由于混合前三种溶液的物质的量浓度和体积与所加盐酸的物质的量浓度和体积都相等,则混合后的溶液中c(Cl-)=c(Na+),则c(X-)+c(Y-)+c(Z-)+c(OH-)=c(H+),D项正确。
技法点拨等式考虑守恒原理,不等式考虑平衡原理电解质溶液中微粒浓度的大小关系的判断,若为(1)等式:一般与电荷守恒、物料守恒相联系,如果给定的等式不是两个守恒式,可以把两个守恒式变化形式后相互作差,加以推导即可。(2)如果给定的是不等式,要先考虑等式,对等式的一边加入或减少某离子,即可变成不等式。
1.(双选)(2021湖南衡阳二模)已知CH3NH2和NH2OH水溶液都显碱性,与NH3类似。如CH3NH2在水中的电离方程式为CH3NH2+H2O CH3N +OH-。常温下,浓度均为1 ml·L-1的CH3NH2和NH2OH两种溶液,起始体积均为V0 mL。分别向两溶液中加水稀释,所得曲线如图[V表示稀释后溶液的体积,pOH=-lgc(OH-)]。下列说法错误的是( )
A.常温下,CH3N 的水解常数约为9.9×10-11B.常温下,用盐酸滴定NH2OH时,最好选用酚酞作指示剂C.CH3NH3Cl溶液中存在关系:2c(H+)-2c(OH-)=c(CH3NH2)+c(Cl-)-c(CH3N )D.等物质的量浓度的CH3NH3Cl和NH3OHCl混合溶液中离子浓度的大小关系为c(NH3OH+)>c(CH3N )
项正确;NH2OH与盐酸反应生成强酸弱碱盐,滴定终点时溶液显酸性,所以应该选择酸性条件下变色的指示剂,即可用甲基橙作指示剂,B项错误;
2.(2020山东一模)25 ℃时,向10 mL 0.10 ml·L-1的一元弱酸HA(Ka=1.0×10-3)溶液中逐滴加入0.10 ml·L-1 NaOH溶液,溶液pH随加入NaOH溶液体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )
A.a点时,c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)B.溶液在a点和b点时水的电离程度不相同C.b点时,c(Na+)=c(HA)+c(A-)+c(OH-)D.V=10时,c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(HA)
解析 a点时溶液pH=3,c(H+)=1.0×10-3 ml·L-1,因为Ka=1.0×10-3,所以此时c(HA)=c(A-),根据电荷守恒c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)可知,c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),故A正确;a点溶质为HA和NaA,pH=3,c(H+)=1.0×10-3 ml·L-1,c(OH-)=1.0×10-11 ml·L-1,则水电离出的c(OH-)=10-11 ml·L-1,b点溶质为NaOH和NaA,pH=11,c(H+)=1.0×10-11 ml·L-1,c(OH-)=10-3 ml·L-1,则水电离出的c(OH-)=10-11 ml·L-1,两者水电离出的氢氧根离子浓度相等,水的电离程度相同,故B错误;根据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)可得c(Na+)=c(A-)+c(OH-)-c(H+),假设C选项成立,则c(A-)+c(OH-)-c(H+)=c(HA)+c(A-)+c(OH-),推出c(HA)+c(H+)=0,故假设不成立,故C错误;V=10时,HA与NaOH恰好完全反应生成NaA,A-+H2O HA+OH-,水解后溶液显碱性,c(OH-)>c(H+),即c(HA)>c(H+),故D错误。
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。
(3)pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(H+)
易错警示规避微粒浓度等量关系中的2个易失分点
1.滴定终点现象的描述(1)答题模板:当滴入最后一滴×××标准溶液后,溶液由×××色变成×××色,或溶液×××色褪去,且半分钟内不变色。(2)答题关键
最后一滴——必须说明是滴入“最后一滴”标准溶液 |颜色变化——必须说明滴入最后一滴标准溶液后溶液“颜色的变化” |半分钟——必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不变色”
2.酸碱中和滴定指示剂的选择
变色灵敏,变色范围小,变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致
3.氧化还原滴定的原理及指示剂的选择(1)原理:以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质,或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性,但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
计算时采用关系式法
(2)试剂:常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等;常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
(3)指示剂①氧化还原指示剂;②专用指示剂,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝;
根据滴定顺序,判断滴定终点的颜色变化:蓝色褪去还是溶液变蓝
③自身指示剂,如用高锰酸钾标准溶液滴定草酸时,滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
并不是所有的滴定都需使用指示剂
4.沉淀滴定(1)概念:沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。生成沉淀的反应很多,但符合条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl-、Br-、I-的浓度。(2)原理:沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小,否则不能用这种指示剂。如用AgNO3溶液测定溶液中Cl-的含量时常以Cr 为指示剂,这是因为AgCl比Ag2CrO4更难溶。
考向1 酸碱中和滴定及图像分析真题示例1.(2020浙江卷,23)室温下,向20.00 mL 0.100 0 ml·L-1盐酸中滴加0.100 0 ml·L-1 NaOH溶液,溶液的pH随NaOH溶液体积的变化如图。已知lg 5=0.7。下列说法不正确的是( )
A.NaOH与盐酸恰好完全反应时,pH=7B.选择变色范围在pH突变范围内的指示剂,可减小实验误差C.选择甲基红指示反应终点,误差比甲基橙的大D.V(NaOH溶液)=30.00 mL时,pH=12.3
解析 A项,NaOH与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为NaCl,呈中性,室温下pH=7,故A正确;B项,选择变色范围在pH突变范围内的指示剂,可减小实验误差,B正确;C项,甲基橙的变色范围在pH突变范围外,误差更大,故C错误;D项,V(NaOH溶液)=30.00 mL时,溶液中的溶质为氯化钠和氢氧化钠,且
对点演练1-1.(2021江苏徐州模拟)25 ℃时,用0.100 ml·L-1的盐酸滴定25.00 mL 0.100 ml·L-1的氨水的滴定曲线如下图所示:
下列说法正确的是( )A.可用酚酞作指示剂B.25 ℃时,NH3·H2O的lgKb=-4.8
1-2.(2021安徽安庆模拟)298 K时,用0.100 0 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL同浓度的甲酸溶液过程中溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示(已知:HCOOH的Ka=1.0×10-4)。
下列有关叙述正确的是( )A.该滴定过程应该选择甲基橙作指示剂B.图中a、b两点水的电离程度:b>aC.当加入10.00 mL NaOH溶液时,溶液中:c(HCOO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)D.当加入20.00 mL NaOH溶液时,溶液pH>8.0
解析 A项,用NaOH溶液滴定甲酸溶液,滴定终点时生成HCOONa溶液,该盐是强碱弱酸盐,选择在碱性范围内变色的指示剂误差较小,错误;B项,a点NaOH不足,溶液呈酸性,抑制了水的电离,c(H+)=10-3 ml·L-1,b点,NaOH过量,溶液呈碱性,抑制了水的电离,c(OH-)=10-2 ml·L-1>10-3 ml·L-1,则a、b两点水的电离程度:a>b,错误;C项,当加入10.00 mL NaOH溶液时,溶液为等浓度的HCOONa、HCOOH的混合溶液,根据题图可知此时溶液的pH<7,说明HCOOH的电离程度大于HCOO-的水解程度,所以离子浓度大小关系为c(HCOO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-),错误;D项,当加入20.00 mL NaOH溶液时,二者恰好反应生成HCOONa,该盐是强碱弱酸盐,HCOO-水解使溶液显碱
真题示例2.(2019全国Ⅱ卷,26节选)立德粉ZnS·BaSO4(也称锌钡白),是一种常用的白色颜料。回答下列问题:成品中S2-的含量可以用“碘量法”测得。称取m g样品,置于碘量瓶中,移取25.00 mL 0.100 0 ml·L-1的I2-KI溶液于其中,并加入乙酸溶液,密闭,置暗处反应5 min,有单质硫析出。以淀粉为指示剂,过量的I2用0.100 0 ml·L-1 Na2S2O3溶液滴定,反应式为 。测定时消耗Na2S2O3溶液体积V mL。终点颜色变化为 ,样品中S2-的含量为 (写出表达式)。
考向2 氧化还原反应滴定、沉淀滴定
(1)Cr3+与Al3+的化学性质相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量,可观察到的现象是 。
①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应 。 ②由图可知,溶液酸性增强,Cr 的平衡转化率 (填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据,计算出该转化反应的平衡常数为 。 ③升高温度,溶液中Cr 的平衡转化率减小,则该反应的ΔH 0(填“大于”“小于”或“等于”)。
(3)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂,以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl-,利用Ag+与Cr 生成砖红色沉淀,指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10-5 ml·L-1)时,溶液中c(Ag+)为 ml·L-1,此时溶液中c(Cr )等于 ml·L-1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10) (4)+6价铬的化合物毒性较大,常用NaHSO3将废液中的Cr2 还原成Cr3+,该反应的离子方程式为 。
答案 (1)蓝紫色溶液颜色变浅,同时有灰蓝色沉淀生成,然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液
2-2.过氧化氢的水溶液适用于医用消毒、环境消毒和食品消毒。Ⅰ.过氧化氢性质探究实验(1)酸性条件下H2O2可将Fe2+转化成Fe3+,由此说明H2O2具有 性。 (2)已知H2O2是一种二元弱酸,其中Ka1=2.20×10-12、Ka2=1.05×10-25,则H2O2的电离方程式为 ,常温下,1 ml·L-1的H2O2溶液的pH约为 。
Ⅱ.过氧化氢含量的测定实验某兴趣小组同学用0.100 0 ml·L-1的酸性高锰酸钾标准溶液滴定试样中的过氧化氢,反应原理为2Mn +5H2O2+6H+==2Mn2++8H2O+5O2↑。(3)滴定达到终点的现象是 。 (4)用移液管移取25.00 mL试样置于锥形瓶中,重复滴定四次,每次消耗酸性高锰酸钾标准溶液的体积如表所示:
计算试样中过氧化氢的浓度为 ml·L-1。
(5)若滴定前滴定管尖嘴处有气泡,滴定后消失,则测定结果 (填“偏高”“偏低”或“不变”)。
Ⅱ.(3)锥形瓶内溶液恰好由无色变为浅紫色,且30秒内溶液不褪色 (4)0.180 0 (5)偏高
Ⅱ.(3)滴定达到终点的现象是锥形瓶内溶液恰好由无色变为浅紫色,且30秒内溶液不褪色。(4)由于第一次数据误差过大,故舍去;其他三组数据的平均值为18.00 mL,根据反应
判断正误(正确的画“√”,错误的画“×”)。(1)用碱式滴定管量取20.00 mL的高锰酸钾溶液。( )(2)滴定终点就是酸碱恰好中和的点。( )(3)滴定管和锥形瓶都应该用待装的溶液润洗2~3次。( )
提示 ×。碱式滴定管不能用于量取酸性和强氧化性溶液。
提示 ×。滴定终点是指指示剂变色的点,与酸碱恰好中和的点不一定一致。
提示 ×。滴定管应该用待装的溶液润洗,而锥形瓶不需要。
(4)滴定到达终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结果偏小。( )(5)CH3COOH滴定NaOH溶液或HCl滴定氨水均可以用甲基橙作指示剂。( )
提示 ×。滴定管尖嘴部分有悬滴,读得的标准溶液的体积大于实际使用的体积,故测定结果偏大。
提示 ×。CH3COOH滴定NaOH溶液终点时溶液呈碱性,应用酚酞作指示剂;HCl滴定氨水时,滴定终点溶液呈酸性,可用甲基橙作指示剂。
(十) 水溶液中离子平衡的图像分析
常以酸碱中和反应和电离平衡、沉淀溶解平衡建立过程中离子浓度变化曲线、pH变化曲线等为设计背景。主要命题点有电解质电离方程式的书写、水电离程度的比较、离子浓度的等量关系、离子浓度大小的比较、电离常数的计算、pH的计算及溶度积的计算等,侧重考查考生分析问题的能力。主要以选择题的形式考查,也以填空题的形式考查有关Ksp等平衡常数的计算、离子浓度的大小比较及计算、离子沉淀pH的选择、酸碱中和滴定及氧化还原反应滴定等。
(一)读题干 抓信息分析解答水溶液中相关图像问题要注意几点:1.读图,弄清图像含义。通过观察弄清横坐标、纵坐标的含义及单位;分析特殊点的意义,如坐标轴的原点,曲线的起点、终点、交叉点、极值点、转折点等;分析物理量的变化趋势如变化快慢及变大变小等。2.识图,进行信息提取。挖掘隐含信息、排除干扰信息、提炼有用信息,在统摄信息的基础上进行逻辑推理或运用数据计算。
(二)审要点 抓关键常见的图像如下:1.一强一弱溶液稀释的图像(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
(3)pH与稀释后溶液体积变化的线性关系(V1、V2为稀释前的体积,V为稀释后的体积)
2.KW和Ksp图像(1)曲线型
(2)直线型(pM-pR曲线)pM为阳离子浓度的负对数,pR为阴离子浓度的负对数
①直线AB上的点:c(M2+)=c(R2-)。②溶度积:CaSO4>CaCO3>MnCO3。③X点对CaCO3要析出沉淀,对CaSO4是不饱和溶液,能继续溶解CaSO4。
3.分布分数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布分数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线]
4.酸碱中和滴定曲线
(三)规范答 思拓展1.用图:联想化学原理解答问题。
2.巧抓“四点”,突破“粒子”浓度关系a.抓反应“一半”点,判断是什么溶质的等量混合。b.抓“恰好”反应点,生成什么溶质,溶液呈什么性,是什么因素造成的。c.抓溶液“中性”点,生成什么溶质,哪种反应物过量或不足。d.抓反应“过量”点,溶质是什么,判断谁多、谁少还是等量。
3.两种类型图像的分析(1)滴定曲线室温下,向20 mL 0.1 ml·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 ml·L-1 NaOH溶液,溶液pH的变化如图所示:
①第一步,寻找相等点,分析如下图:
②第二步,根据第一步得到的平衡常数分析选项。
(2020全国Ⅱ卷,26节选)化学工业为疫情防控提供了强有力的物质支撑。氯的许多化合物既是重要化工原料,又是高效、广谱的灭菌消毒剂。回答下列问题:(1)氯气是制备系列含氯化合物的主要原料,可采用如图(a)所示的装置来制取。装置中的离子膜只允许 离子通过,氯气的逸出口是 (填标号)。 (2)次氯酸为一元弱酸,具有漂白和杀菌作用,其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)= ,X为HClO或ClO-]与pH的关系如图(b)所示。HClO的电离常数Ka值为 。
思路点拨(1)利用电解池原理解题
(2)利用Ka定义表达式计算
答案 (1)Na+ a (2)10-7.5
应考训练1.(2021湖南长沙模拟)常温下,在体积均为20 mL、浓度均为0.1 ml·L-1的HX溶液、HY溶液中分别滴加同浓度的NaOH溶液,反应后溶液中水电离出的c(H+)表示为pH水=-lgc水(H+)。pH水与滴加氢氧化钠溶液体积的关系如图所示。
下列推断正确的是( )A.HX的电离方程式为HX==H++X-B.T点时c(Na+)=c(Y-)>c(H+)=c(OH-)C.常温下用蒸馏水分别稀释N、P点溶液,pH都降低
解析 HX和HY是两种一元酸。由图像可知,开始加入氢氧化钠溶液过程中水的电离程度增大,溶液由酸性逐渐变为中性,当恰好完全反应时溶液呈碱性且水电离程度达到最大值。根据前面分析可知,HX为弱酸,故A错误。T、P点对应的溶液都呈碱性,故B错误。N点呈中性,加入蒸馏水稀释中性溶液,稀释后溶液仍然呈中性,故C错误。取M点计算电离常数,
2.(2020山东德州一模)常温下,向V mL 0.1 ml·L-1 HA溶液中滴入0.1 ml·L-1 NaOH溶液,溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[-lgc水(H+)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示。下列说法不正确的是( )
A.常温下,Ka(HA)约为10-5B.P点溶液对应的pH>7C.M点溶液中存在:c(Na+)=c(A-)+c(HA)D.N点溶液中存在:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
溶液的pH>7,故B正确;M点为HA和NaA的混合溶液,溶液呈中性,溶液中c(OH-)=c(H+),由电荷守恒可得c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),可知溶液中c(Na+)=c(A-),故C错误;N点水电离出的氢离子浓度的负对数最小,水电离出的氢离子浓度最大,说明HA溶液与NaOH溶液恰好完全反应生成NaA,A-在溶液中水解使溶液呈碱性,溶液中存在:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),故D正确。
3.(2021湖南湘潭模拟)某温度下,向10 mL 0.1 ml·L-1的CuCl2溶液中滴加0.1 ml·L-1的Na2S溶液,滴加过程中溶液中-lgc(Cu2+)与Na2S溶液体积(V)的关系如图所示,下列有关说法正确的是( )
已知:lg2=0.3,Ksp(ZnS)=3×10-25。A.a、b、c三点中,水的电离程度最大的为b点B.Na2S溶液中:c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=2c(Na+)C.该温度下Ksp(CuS)=4×10-36D.向100 mL Zn2+、Cu2+浓度均为10-5 ml·L-1的混合溶液中逐滴加入10-4 ml·L-1的Na2S溶液,Zn2+先沉淀
解析 氯化铜、硫化钠均水解促进水的电离,b点恰好反应所得溶液是氯化钠溶液,水的电离程度最小,A错误;根据物料守恒Na2S溶液中:2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)=c(Na+),B错误;b点二者恰好反应,此时溶液中硫离子、铜离子浓度均是10-17.7 ml·L-1=2×10-18 ml·L-1,所以Ksp(CuS)=4×10-36,C正确;CuS的Ksp较小,故CuS更难溶,那么首先出现的沉淀是CuS,即Cu2+先沉淀,D错误。
B.通入HCl过程中,水电离出的c(OH-)与水电离出的c(H+)的乘积不断增大C.Ka2(H2A)的数量级为10-7D.在NaHA溶液中c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-)
5.(2021湖南湘豫名校3月联考)常温下,将NaOH溶液滴加到某二元弱酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述正确的是( )A.由图可知H2X的Ka1的数量级是10-2B.滴定过程中,当pH=4时,c(Na+)<3c(HX-)
D.0.1 ml·L-1 NaHX溶液中,c(Na+)>c(HX-)>c(H+)>c(OH-)>c(X2-)
定过程中,当pH=4时,得到c(HX-)=c(X2-)和c(H+)>c(OH-),根据电荷守恒得出:c(Na+)+c(H+)=c(HX-)+2c(X2-)+c(OH-),将c(HX-)=c(X2-)代入得到:c(Na+)+c(H+)=3c(HX-)+c(OH-),又因为c(H+)>c(OH-),所以
6.一种利用钢铁厂烟灰(含Fe、Mn、SiO2,少量的Al2O3、CaO及MgO)制备MnCO3的工艺流程如下:
已知25 ℃时,下列难溶物的溶度积常数:
回答下列问题:(1)步骤(Ⅰ)浸渣的主要成分是 (填化学式)。 (2)步骤(Ⅱ)加H2O2溶液时反应的离子方程式为 ;加氨水调节pH沉铁铝时,步骤(Ⅲ)应调节的pH适宜范围为 。(部分金属离子开始沉淀与沉淀完全的pH范围如下)
(3)步骤(Ⅳ)用KF溶液沉钙镁时,要使c(Ca2+)、c(Mg2+)均小于1×10-6 ml·L-1,则应控制反应液中c(F-)> ml·L-1;反应MgF2(s)+Ca2+CaF2(s)+Mg2+的平衡常数K= 。
①上图中,在pH<7.0时,pH越小,产率 (填“越高”或“越低”);在pH>7.0时,pH越大,产率越低且纯度也降低,其原因是 。 ②上图中,温度高于60 ℃时,温度越高产率越低且纯度也越低,主要原因是 。
答案 (1)SiO2 (2)2Fe2++H2O2+2H+==2Fe3++2H2O5.2~8.3 (3)0.08 160(4)①越低 部分MnCO3转化为溶解度更小的Mn(OH)2②温度越高MnCO3水解程度越大[或温度升高,(NH4)2CO3和MnCO3也会热分解]
解析 (1)步骤(Ⅰ)浸渣的主要成分是不与浓硫酸反应的酸性氧化物二氧化硅。(2)步骤(Ⅱ)加H2O2溶液时,H2O2将溶液中的亚铁离子氧化为铁离子,反应的离子方程式为2Fe2++H2O2+2H+==2Fe3++2H2O;加入氨水的目的是调节溶液pH,使溶液中铁离子和铝离子转化为氢氧化铁和氢氧化铝沉淀而除去,而锰离子不能沉淀,由题给表格数据可知,应调节的pH适宜范围为5.2~8.3。(3)用KF溶液沉钙镁时,溶解度小的CaF2沉淀先生成,MgF2沉淀后生成,
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