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2023届高考化学二轮总复习广西专版课件 第一部分 专题整合高频突破 专题一 基本概念和基本原理 第6讲 水溶液中的离子平衡
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这是一份2023届高考化学二轮总复习广西专版课件 第一部分 专题整合高频突破 专题一 基本概念和基本原理 第6讲 水溶液中的离子平衡，共60页。PPT课件主要包含了内容索引，考情分析•备考定向，高频考点•探究突破，新题演练•能力迁移，专题知识脉络，能力目标解读，热点考题诠释，答案B，答案C等内容，欢迎下载使用。
学科素养练——溶液中的“三大”常数
1.(2022全国乙)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-离子不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时,下列叙述正确的是( )。A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-)B.溶液Ⅱ中的HA的电离度C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4
2.(2022湖南卷)室温时,用0.100 ml·L-1的标准AgNO3溶液滴定15.00 mL浓度相等的Cl-、Br-和I-混合溶液,通过电位滴定法获得lg c(Ag+)与V(AgNO3)的关系曲线如图所示[忽略沉淀对离子的吸附作用。若溶液中离子浓度小于1.0×10-5 ml·L-1时,认为该离子沉淀完全。Ksp(AgCl)=1.8×10-10, Ksp(AgBr)=5.4×10-13,Ksp(AgI)=8.5×10-17]。下列说法正确的是( )。
A.a点:有白色沉淀生成B.原溶液中I-的浓度为0.100 ml·L-1C.当Br-沉淀完全时,已经有部分Cl-沉淀D.b点:c(Cl-)>c(Br-)>c(I-)>c(Ag+)
解题要领:本题考查沉淀滴定曲线及相关计算和判断。根据Ksp数据可知,Cl-、Br-、I-浓度相等的溶液中,滴加AgNO3溶液,I-首先形成沉淀,A项错误;从图像可知,加入AgNO3溶液4.50 mL时Cl-、Br-、I-三种离子均已沉淀完全,0.100 ml·L-1×4.50×10-3 L=c×15.00×10-3 L×3,解得c=0.01 ml·L-1,B项错误;根据Ksp可知,Br-完全沉淀时c(Ag+)=5.4×10-8 ml·L-1,根据Ksp(AgCl)=1.8×10-10可知,此时c(Cl-)= ml·L-1≈ 3.3×10-3 ml·L-1<0.01 ml·L-1,即Cl-已有部分沉淀,C项正确;当Cl-完全沉淀时,c(Ag+)=1.8×10-5 ml·L-1,代入AgBr、AgI的Ksp可得,Br-、I-浓度分别为3.0×10-8 ml·L-1和4.7×10-12 ml·L-1,则b点离子浓度:c(Ag+)>c(Cl-)>c(Br-) >c(I-),D项错误。
3.(2021全国甲)已知相同温度下,Ksp(BaSO4)
4.(2021全国乙)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
5.(2020全国Ⅰ)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V(NaOH溶液)的变化关系如图所示。
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-)
解题要领:由图示滴定曲线中只有一个明显的滴定终点且终点时消耗氢氧化钠溶液的体积为40 mL,以及起点时溶液pH=1,可确定酸H2A第一步是完全电离的,其浓度是0.100 0 ml·L-1,所以曲线①代表δ(HA-)、曲线②代表δ(A2-),A、B两项错误。曲线①、②交点时δ(HA-)=δ(A2-),此时V(NaOH溶液)=25 mL,再根据曲线③可知此时溶液pH=2.0,由 ,得Ka=1.0×10-2,C项正确。利用电荷守恒,因为是强碱滴定弱酸,滴定终点时溶液呈碱性,c(H+)2c(A2-)+c(HA-),D项错误。
6.(2019全国Ⅰ)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Q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.Q点的混合溶液pH=7D.M点的混合溶液中,c(Na+)>c(K+)>c(OH-)
解题要领:随着NaOH溶液的加入,混合溶液中离子浓度和种类发生变化,因此混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关,A项正确;P点的混合溶液中能导电的离子主要为HA-和K+,Q点为反应终点,因此Q点的混合溶液中能导电的离子主要为A2-、K+、Na+,故Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的,B项正确;Q点的混合溶液中含有的A2-能发生水解反应而使溶液呈碱性,C项错误;Q点为反应终点,因此Q点的混合溶液中c(Na+)=c(K+)>c(OH-),继续加入氢氧化钠溶液后,M点的混合溶液中c(Na+)>c(K+)>c(OH-),D项 正确。
7.改变0.1 ml·L-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中H2A、HA-、A2-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)]=-时,c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)D.pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)
解题要领:A项,根据图像,pH=1.2时,H2A和HA-物质的量分数相同,则有c(H2A)=c(HA-),A正确;B项,pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-), K2(H2A)= =c(H+)=10-4.2,B正确;C项,根据图像,pH=2.7时,HA-物质的量分数最大,H2A和A2-物质的量分数相同,则有c(HA-)>c(H2A)=c(A2-),C正确;D项,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 ml·L-1,可知c(HA-)=c(A2-)>c(H+),D错误。
【有关弱电解质电离解题的思维路径】
【问题探究】1.如何判断一元强酸与一元弱酸?
2.强弱电解质的稀释,有怎样的规律?你能用图像表示吗?图像法理解一强一弱的稀释规律。(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。
例125 ℃时,用浓度为0.100 0 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 ml·L-1的三种酸HX、HY、HZ的溶液,滴定曲线如图所示。下列说法正确的是( )。
A.在相同温度下,同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序:HZ
对点训练1已知Kb(NH3·H2O)=1.7×10-5, Ka(CH3COOH)=1.7×10-5。25 ℃时,向20 mL浓度均为0.01 ml·L-1的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.01 ml·L-1的氨水,测定过程中电导率和pH变化曲线如图所示,下列说法错误的是( )。
【有关pH计算解答题目的思维路径】
口诀:酸按酸(H+),碱按碱(OH-),酸碱中和求过量,无限稀释7为限。
【问题探究】怎样计算水电离的c(H+)或c(OH-)(25 ℃)?(1)一定温度下,无论是稀酸、稀碱还是盐溶液,水的离子积KW=c(H+)·c(OH-)均不变,水电离出的c(H+)=c(OH-),KW只与温度有关,只有在25 ℃时, KW=1×10-14。(2)溶质为酸的溶液。H+来源于酸电离和水电离,而OH-只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 ml·L-1。
(3)溶质为碱的溶液。OH-来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中,水电离出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12 ml·L-1。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液。H+和OH-均由水电离产生。如pH=5的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1.0×10-5 ml·L-1;pH=9的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-) =1.0×10-5 ml·L-1。
例2pC类似pH,是指极稀溶液中,溶质物质的量浓度的负对数值。如某溶液溶质的物质的量浓度为1×10-3 ml·L-1,则该溶液中溶质的pC=-lg(1×10-3) =3。下列表达正确的是( )。A.中性溶液中,pC(H+)+pC(OH-)=14B.pC(H+)=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5 ml·L-1C.pC(OH-)=a的氨水,稀释至原体积的10倍后,其pC(OH-)=b,则a=b-1D.pC(OH-)=3的NaOH溶液,稀释至原体积的100倍后,其pC(OH-)=5
分析推理:(1)影响KW的因素是什么?KW的大小受到温度的影响,温度越高KW越大,如果不是常温,pC(H+)与pC(OH-)之和不等于14。(2)多元弱酸的电离有什么特点?多元弱酸是分步电离的,所以H2S溶液中c(H+)>c(HS-)。(3)弱碱的稀释和强碱溶液稀释的比较。弱碱稀释至原体积的10n倍,pC(OH-)增大值小于n,强碱稀释至原体积的10n倍,pC(OH-)增大值等于n。答案:D
对点训练2常温下,向20.00 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,下列说法中不正确的是( )。
A.常温下Ka(HA)约为10-5B.M、P两点溶液对应的pH=7C.b=20.00D.M点后溶液中均存在c(Na+)>c(A-)
说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA,P点溶质为NaOH和NaA,溶液显碱性,即P点pH不等于7,B项错误;0~b段水的电离程度逐渐增大,当达到b点时水的电离程度达到最大,即溶质为NaA,说明HA和NaOH恰好完全反应,b=20.00,C项正确;M点溶液pH=7,根据溶液呈电中性,存在c(Na+)=c(A-), M点后,溶液呈碱性,c(Na+)>c(A-),D项正确。
【溶液中粒子浓度大小比较解题的思维路径】
【问题探究】如何运用三大守恒比较溶液中离子浓度大小?(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的阴离子所带的负电荷总数相等。如NaHCO3溶液中: (2)物料守恒:电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其他离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)∶n(C)=1∶1,推出:
(3)质子守恒:电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H+)的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H+、H2CO3为得到质子后的产物,NH3·H2O、OH-、 为失去质子后的产物,故有以下关系: c(H+)+c(H2CO3)=c(NH3·H2O)+c(OH-)+c( )。
例3下列溶液中,关于离子浓度的说法正确的是( )。
分析推理:(1)弱电解质溶液稀释过程中,粒子浓度怎样变化?
(3)关于离子浓度大小比较的题目中,等量关系中出现分子浓度时,如何解题?等量关系中出现分子浓度时,只有两种情况,一是依据原子守恒解题,二是依据质子守恒解题。对于依据质子守恒解题的题目,运用电荷守恒和原子守恒的等量关系,消去金属离子得到质子守恒的等量关系比较好理解。如C项,0.2 ml·L-1的CH3COOH溶液与0.1 ml·L-1的NaOH溶液等体积混合后,得到等浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合液,所以有2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)……①c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)……②,将②×2-①,得到c(CH3COO-) +2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+)。
(4)对于酸式盐,如何判断水解和电离的关系?
对点训练31.(2022陕西汉中高三检测)常温下,用0.1 ml·L-1的NaOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L-1的H3PO2溶液,滴定过程中混合溶液的pH随加入的NaOH溶液体积变化关系如图所示,下列说法不正确的是( )。
A.常温下,Ka(H3PO2)的数量级为10-5B.B点对应的溶液中:2[c(H+)-c(OH-)]=c( )-c(H3PO2)C.H3PO2为一元弱酸D.滴定至V=20 mL的过程中,溶液中由水电离出的c(H+)·c(OH-)不变
2.25 ℃时,分别向20.00 mL 0.100 0 ml·L-1的氨水、醋酸铵溶液中滴加0.100 0 ml·L-1的盐酸,溶液pH与加入盐酸体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )。
【沉淀溶解平衡解题思维路径】
【问题探究】如何解答沉淀溶解平衡图像题?解沉淀溶解平衡图像题三步骤。
第一步:明确图像中横、纵坐标的含义。横、纵坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第二步:理解图像中线上点、线外点的含义。(1)以氯化银为例,在该沉淀溶解平衡图像上,曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态,此时Qc=Ksp。在温度不变时,无论改变哪种离子的浓度,另一种离子的浓度只能在曲线上变化,不会出现在曲线以外。(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液,此时Qc>Ksp。(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液,此时Qc
分析推理:(1)根据题意分析,p值大小与离子浓度大小有何关系?p值越小,离子浓度越大,由图示可知Ksp(CaSO4)>Ksp(PbSO4)>Ksp(BaSO4)。(2)图像中的A、B两点分别表示溶液处于何种状态?A点在线上,表示CaSO4的饱和溶液,且根据横纵坐标可知c(Ca2+)>c( )。B点在线下方,表示PbSO4的不饱和溶液,且c(Pb2+)>c( )。(3)如何计算出CaSO4饱和溶液中c( )的值?如何计算出Ksp(BaSO4)的值?如何通过计算确定是否有沉淀生成?根据图示可知,Ksp(CaSO4)=10-4×10-1=10-5,所以饱和CaSO4溶液c( )=10-2.5 ml·L-1。而Ksp(BaSO4)=10-9×10-1=10-10,当Ba2+浓度为10-5 ml·L-1时,c(Ba2+)·c( )=10-5×10-2.5=10-7.5>Ksp(BaSO4)=10-10,所以会有BaSO4沉淀析出。答案:D
对点训练41.(2022山东四县区高三测试)一定温度下,某同学设计实验探究影响沉淀溶解平衡的因素,有关实验操作如下:ⅰ.如图1,取规格相同的两支试管①和②,先向试管①中加入少量PbI2黄色固体,并插入电导率测试仪,然后分别加入等体积PbI2饱和溶液;ⅱ.向试管①和②中分别滴入1滴0.1 ml·L-1 KI溶液,观察沉淀变化情况,一段时间后向①中滴入少量蒸馏水,测得溶液电导率变化如图2所示。
下列说法错误的是( )。A.滴加KI溶液,①②中均产生PbI2固体B.b到c过程中,①中固体质量减小C.c点时溶液中c(Pb2+):①=②D.b点:c(Pb2+)·c2(I-)
A.N点为MnS的不饱和溶液B.向含Mn2+、Zn2+的稀溶液中滴加Na2S溶液,Mn2+最有可能先沉淀C.向c(Fe2+)=0.1 ml·L-1的溶液中加入CuS粉末,不会有FeS沉淀析出D.该温度下,溶度积:CuS
【素养必备】1.电离常数(K电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA为例)。 HA H+ + A-起始浓度:c酸 00平衡浓度:c酸·(1-α)c酸·αc酸·α
2.电离常数与水解常数的关系。(1)对于一元弱酸HA,Ka与Kh的关系。
(2)对于二元弱酸H2B,Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB-)、Kh(B2-)的关系。
考向拓展 常温时,对于一元弱酸HA,当Ka>1.0×10-7时,Kh<1.0×10-7,此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合,HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液呈酸性;同理,当Ka<1.0×10-7时,Kh>1.0×10-7,A-的水解程度大于HA的电离程度,溶液呈碱性。对于多元弱酸, ,Ka是其阴离子结合一个H+所形成的粒子的电离常数。
3.溶度积常数(Ksp)的相关计算。M(OH)n悬浊液中Ksp、KW、pH间的关系。
【学科素养强化训练】1.(2022黑龙江哈尔滨三模)SrF2属于难溶于水、可溶于酸的盐。常温下,用HCl调节SrF2浊液的pH,测得在不同pH条件下,体系中-lg c(X)(X为Sr2+或F-)与 的关系如图所示。下列说法正确的是( )。
A.L1代表-lg c(Sr2+)与 的变化曲线B.Ka(HF)的数值为10-2.2C.a、c两点的溶液中均存在2c(Sr2+)+c(H+)=c(F-)+c(OH-)D.c点的溶液中存在c(Cl-)>c(F-)
2.25 ℃时,在20.00 mL 0.10 ml·L-1一元弱酸HA溶液中逐滴滴加0.10 ml·L-1 NaOH溶液,溶液中 与pH关系如图所示。下列说法正确的是( )。A.25 ℃时,HA的电离常数为1.0×10-6.3B.a、b、c三点水的电离程度:a>b>cD.c点对应的NaOH溶液体积为10.00 mL
3.某温度下,向10 mL 0.1 ml·L-1 CuCl2溶液中滴加0.1 ml·L-1的Na2S溶液,滴加过程中-lg c(Cu2+)与Na2S溶液体积的关系如图所示,下列有关说法正确的是[已知:lg 2=0.3,Ksp(ZnS)=3×10-25]( )。
A.A、B、C三点对应的溶液中,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+物质的量浓度均为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:A项,CuCl2、Na2S的水解均能促进水的电离,随着Na2S溶液的量的增加,CuCl2的量逐渐减少,水的电离逐渐减弱,B点时CuCl2与Na2S溶液恰好完全反应,溶质是NaCl,此时水的电离程度最小,随着Na2S溶液的继续滴加, Na2S的水解促进水的电离,错误。B项,根据物料守恒,Na2S溶液中:2c(S2-) +2c(HS-)+2c(H2S)=c(Na+),错误。C项,B点是CuCl2与Na2S溶液恰好完全反应的点,c(Cu2+)=c(S2-)=10-17.7 ml·L-1,该温度下,Ksp(CuS)=10-17.7×10-17.7=10-35.4=(100.3)2×10-36=4×10-36,正确。D项,Ksp(ZnS)=3×10-25,大于Ksp(CuS),所以Cu2+先沉淀,错误。
1.常温时,1 ml·L-1的HA和1 ml·L-1的HB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,所得变化关系如图所示(V表示溶液稀释后的体积)。下列说法错误的是( )。
A.Ka(HA)约为10-4B.当两溶液均稀释至 +1=4时,溶液中c(A-)>c(B-)C.中和等体积pH相同的两种酸所用n(NaOH):HA>HBD.等体积、等物质的量浓度的NaA和NaB溶液中离子总数前者小于后者
解析:根据图示,当 +1=1时,即V=V0,溶液还没稀释,1 ml·L-1的HA溶液pH=2,即HA为弱酸,溶液中HA部分电离;1 ml·L-1的HB溶液pH=0,即HB为强酸,溶液中HB全部电离。因为起始两溶液浓度和体积均相等,故起始两溶液中所含一元酸的物质的量相等。1 ml·L-1的HA溶液的pH为2,c(A-) ≈c(H+)=0.01 ml·L-1,c(HA)≈1 ml·L-1,则HA的电离常数约为10-4,A正确;由电荷守恒c(H+)=c(A-)+c(OH-)、c(H+)=c(B-)+c(OH-)可知,当两溶液均稀释至 +1=4时,HB溶液pH=3,HA溶液pH>3,则有c(A-)n(HB),故分别用NaOH溶液中和时,消耗NaOH的物质的量: HA>HB,C正确;
等体积、等物质的量浓度的NaA和NaB溶液,Na+数目相同,HA为弱酸,盐溶液中A-发生水解,NaA溶液呈碱性,NaA溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),HB为强酸,盐溶液中B-不发生水解,NaB溶液呈中性,NaB溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(B-)+c(OH-),NaA溶液中c(H+)
A.若a=-8,则Kb(XOH)≈10-5B.M点表示盐酸和XOH恰好完全反应C.R点溶液中可能存在c(X+)+c(XOH)=c(Cl-)D.M点到N点,水的电离程度先增大后减小
解析:a点表示0.1 ml·L-1的XOH溶液,若a=-8,则c(OH-)=10-3ml·L-1,所以 ,A项正确;M点AG=0,则溶液中c(OH-)=c(H+),溶液呈中性,所以溶液中溶质为XOH、XCl,XOH未完全反应,B项错误;若R点恰好为XCl时,根据物料守恒可得c(X+)+c(XOH)=c(C1-), C项正确;M点溶液的溶质为XOH和XCl,继续加入盐酸,直至溶质全部为XCl时,该过程水的电离程度增大,然后向XCl溶液中再加入盐酸,水的电离程度减小,所以从M点到N点,水的电离程度先增大后减小,D项正确。
3.常温时,向0.1 ml·L-1 H2S溶液中通入HCl气体或加入NaOH固体,测得 与溶液pH的关系如图(忽略溶液体积的变化及H2S的挥发)。已知常温下,H2S在水中的电离常数Ka1=1.3×10-7,Ka2=7.0×10-15。下列说法错误的是( )。
A.当溶液中c(S2-)=1.4×10-19 ml·L-1时,溶液中由水电离出的H+浓度为1.0×10-13ml·L-1B.0.1 ml·L-1 Na2S溶液中离子浓度之间的关系为c(Na+)>c(HS-)+2c(S2-)C.常温下,0.1 ml·L-1 NaHS溶液的pH<7D.当pH=13时,溶液中的c(H2S)+c(HS-)=0.043 ml·L-1
学科素养练——溶液中的“三大”常数
1.(2022全国乙)常温下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某体系中,H+与A-离子不能穿过隔膜,未电离的HA可自由穿过该膜(如图所示)。
设溶液中c总(HA)=c(HA)+c(A-),当达到平衡时,下列叙述正确的是( )。A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-)B.溶液Ⅱ中的HA的电离度C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c总(HA)之比为10-4
2.(2022湖南卷)室温时,用0.100 ml·L-1的标准AgNO3溶液滴定15.00 mL浓度相等的Cl-、Br-和I-混合溶液,通过电位滴定法获得lg c(Ag+)与V(AgNO3)的关系曲线如图所示[忽略沉淀对离子的吸附作用。若溶液中离子浓度小于1.0×10-5 ml·L-1时,认为该离子沉淀完全。Ksp(AgCl)=1.8×10-10, Ksp(AgBr)=5.4×10-13,Ksp(AgI)=8.5×10-17]。下列说法正确的是( )。
A.a点:有白色沉淀生成B.原溶液中I-的浓度为0.100 ml·L-1C.当Br-沉淀完全时,已经有部分Cl-沉淀D.b点:c(Cl-)>c(Br-)>c(I-)>c(Ag+)
解题要领:本题考查沉淀滴定曲线及相关计算和判断。根据Ksp数据可知,Cl-、Br-、I-浓度相等的溶液中,滴加AgNO3溶液,I-首先形成沉淀,A项错误;从图像可知,加入AgNO3溶液4.50 mL时Cl-、Br-、I-三种离子均已沉淀完全,0.100 ml·L-1×4.50×10-3 L=c×15.00×10-3 L×3,解得c=0.01 ml·L-1,B项错误;根据Ksp可知,Br-完全沉淀时c(Ag+)=5.4×10-8 ml·L-1,根据Ksp(AgCl)=1.8×10-10可知,此时c(Cl-)= ml·L-1≈ 3.3×10-3 ml·L-1<0.01 ml·L-1,即Cl-已有部分沉淀,C项正确;当Cl-完全沉淀时,c(Ag+)=1.8×10-5 ml·L-1,代入AgBr、AgI的Ksp可得,Br-、I-浓度分别为3.0×10-8 ml·L-1和4.7×10-12 ml·L-1,则b点离子浓度:c(Ag+)>c(Cl-)>c(Br-) >c(I-),D项错误。
3.(2021全国甲)已知相同温度下,Ksp(BaSO4)
4.(2021全国乙)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
5.(2020全国Ⅰ)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V(NaOH溶液)的变化关系如图所示。
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-)
解题要领:由图示滴定曲线中只有一个明显的滴定终点且终点时消耗氢氧化钠溶液的体积为40 mL,以及起点时溶液pH=1,可确定酸H2A第一步是完全电离的,其浓度是0.100 0 ml·L-1,所以曲线①代表δ(HA-)、曲线②代表δ(A2-),A、B两项错误。曲线①、②交点时δ(HA-)=δ(A2-),此时V(NaOH溶液)=25 mL,再根据曲线③可知此时溶液pH=2.0,由 ,得Ka=1.0×10-2,C项正确。利用电荷守恒,因为是强碱滴定弱酸,滴定终点时溶液呈碱性,c(H+)
6.(2019全国Ⅰ)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Q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.Q点的混合溶液pH=7D.M点的混合溶液中,c(Na+)>c(K+)>c(OH-)
解题要领:随着NaOH溶液的加入,混合溶液中离子浓度和种类发生变化,因此混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关,A项正确;P点的混合溶液中能导电的离子主要为HA-和K+,Q点为反应终点,因此Q点的混合溶液中能导电的离子主要为A2-、K+、Na+,故Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的,B项正确;Q点的混合溶液中含有的A2-能发生水解反应而使溶液呈碱性,C项错误;Q点为反应终点,因此Q点的混合溶液中c(Na+)=c(K+)>c(OH-),继续加入氢氧化钠溶液后,M点的混合溶液中c(Na+)>c(K+)>c(OH-),D项 正确。
7.改变0.1 ml·L-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中H2A、HA-、A2-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)]=-时,c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)D.pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)
解题要领:A项,根据图像,pH=1.2时,H2A和HA-物质的量分数相同,则有c(H2A)=c(HA-),A正确;B项,pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-), K2(H2A)= =c(H+)=10-4.2,B正确;C项,根据图像,pH=2.7时,HA-物质的量分数最大,H2A和A2-物质的量分数相同,则有c(HA-)>c(H2A)=c(A2-),C正确;D项,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 ml·L-1,可知c(HA-)=c(A2-)>c(H+),D错误。
【有关弱电解质电离解题的思维路径】
【问题探究】1.如何判断一元强酸与一元弱酸?
2.强弱电解质的稀释,有怎样的规律?你能用图像表示吗?图像法理解一强一弱的稀释规律。(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。
例125 ℃时,用浓度为0.100 0 ml·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 ml·L-1的三种酸HX、HY、HZ的溶液,滴定曲线如图所示。下列说法正确的是( )。
A.在相同温度下,同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序:HZ
对点训练1已知Kb(NH3·H2O)=1.7×10-5, Ka(CH3COOH)=1.7×10-5。25 ℃时,向20 mL浓度均为0.01 ml·L-1的盐酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.01 ml·L-1的氨水,测定过程中电导率和pH变化曲线如图所示,下列说法错误的是( )。
【有关pH计算解答题目的思维路径】
口诀:酸按酸(H+),碱按碱(OH-),酸碱中和求过量,无限稀释7为限。
【问题探究】怎样计算水电离的c(H+)或c(OH-)(25 ℃)?(1)一定温度下,无论是稀酸、稀碱还是盐溶液,水的离子积KW=c(H+)·c(OH-)均不变,水电离出的c(H+)=c(OH-),KW只与温度有关,只有在25 ℃时, KW=1×10-14。(2)溶质为酸的溶液。H+来源于酸电离和水电离,而OH-只来源于水电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 ml·L-1。
(3)溶质为碱的溶液。OH-来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水电离。如pH=12的NaOH溶液中,水电离出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12 ml·L-1。(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液。H+和OH-均由水电离产生。如pH=5的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=1.0×10-5 ml·L-1;pH=9的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-) =1.0×10-5 ml·L-1。
例2pC类似pH,是指极稀溶液中,溶质物质的量浓度的负对数值。如某溶液溶质的物质的量浓度为1×10-3 ml·L-1,则该溶液中溶质的pC=-lg(1×10-3) =3。下列表达正确的是( )。A.中性溶液中,pC(H+)+pC(OH-)=14B.pC(H+)=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5 ml·L-1C.pC(OH-)=a的氨水,稀释至原体积的10倍后,其pC(OH-)=b,则a=b-1D.pC(OH-)=3的NaOH溶液,稀释至原体积的100倍后,其pC(OH-)=5
分析推理:(1)影响KW的因素是什么?KW的大小受到温度的影响,温度越高KW越大,如果不是常温,pC(H+)与pC(OH-)之和不等于14。(2)多元弱酸的电离有什么特点?多元弱酸是分步电离的,所以H2S溶液中c(H+)>c(HS-)。(3)弱碱的稀释和强碱溶液稀释的比较。弱碱稀释至原体积的10n倍,pC(OH-)增大值小于n,强碱稀释至原体积的10n倍,pC(OH-)增大值等于n。答案:D
对点训练2常温下,向20.00 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,下列说法中不正确的是( )。
A.常温下Ka(HA)约为10-5B.M、P两点溶液对应的pH=7C.b=20.00D.M点后溶液中均存在c(Na+)>c(A-)
说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA,P点溶质为NaOH和NaA,溶液显碱性,即P点pH不等于7,B项错误;0~b段水的电离程度逐渐增大,当达到b点时水的电离程度达到最大,即溶质为NaA,说明HA和NaOH恰好完全反应,b=20.00,C项正确;M点溶液pH=7,根据溶液呈电中性,存在c(Na+)=c(A-), M点后,溶液呈碱性,c(Na+)>c(A-),D项正确。
【溶液中粒子浓度大小比较解题的思维路径】
【问题探究】如何运用三大守恒比较溶液中离子浓度大小?(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的阴离子所带的负电荷总数相等。如NaHCO3溶液中: (2)物料守恒:电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化变成其他离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)∶n(C)=1∶1,推出:
(3)质子守恒:电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H+)的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H+、H2CO3为得到质子后的产物,NH3·H2O、OH-、 为失去质子后的产物,故有以下关系: c(H+)+c(H2CO3)=c(NH3·H2O)+c(OH-)+c( )。
例3下列溶液中,关于离子浓度的说法正确的是( )。
分析推理:(1)弱电解质溶液稀释过程中,粒子浓度怎样变化?
(3)关于离子浓度大小比较的题目中,等量关系中出现分子浓度时,如何解题?等量关系中出现分子浓度时,只有两种情况,一是依据原子守恒解题,二是依据质子守恒解题。对于依据质子守恒解题的题目,运用电荷守恒和原子守恒的等量关系,消去金属离子得到质子守恒的等量关系比较好理解。如C项,0.2 ml·L-1的CH3COOH溶液与0.1 ml·L-1的NaOH溶液等体积混合后,得到等浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合液,所以有2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)……①c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)……②,将②×2-①,得到c(CH3COO-) +2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+)。
(4)对于酸式盐,如何判断水解和电离的关系?
对点训练31.(2022陕西汉中高三检测)常温下,用0.1 ml·L-1的NaOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L-1的H3PO2溶液,滴定过程中混合溶液的pH随加入的NaOH溶液体积变化关系如图所示,下列说法不正确的是( )。
A.常温下,Ka(H3PO2)的数量级为10-5B.B点对应的溶液中:2[c(H+)-c(OH-)]=c( )-c(H3PO2)C.H3PO2为一元弱酸D.滴定至V=20 mL的过程中,溶液中由水电离出的c(H+)·c(OH-)不变
2.25 ℃时,分别向20.00 mL 0.100 0 ml·L-1的氨水、醋酸铵溶液中滴加0.100 0 ml·L-1的盐酸,溶液pH与加入盐酸体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )。
【沉淀溶解平衡解题思维路径】
【问题探究】如何解答沉淀溶解平衡图像题?解沉淀溶解平衡图像题三步骤。
第一步:明确图像中横、纵坐标的含义。横、纵坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第二步:理解图像中线上点、线外点的含义。(1)以氯化银为例,在该沉淀溶解平衡图像上,曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态,此时Qc=Ksp。在温度不变时,无论改变哪种离子的浓度,另一种离子的浓度只能在曲线上变化,不会出现在曲线以外。(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液,此时Qc>Ksp。(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液,此时Qc
分析推理:(1)根据题意分析,p值大小与离子浓度大小有何关系?p值越小,离子浓度越大,由图示可知Ksp(CaSO4)>Ksp(PbSO4)>Ksp(BaSO4)。(2)图像中的A、B两点分别表示溶液处于何种状态?A点在线上,表示CaSO4的饱和溶液,且根据横纵坐标可知c(Ca2+)>c( )。B点在线下方,表示PbSO4的不饱和溶液,且c(Pb2+)>c( )。(3)如何计算出CaSO4饱和溶液中c( )的值?如何计算出Ksp(BaSO4)的值?如何通过计算确定是否有沉淀生成?根据图示可知,Ksp(CaSO4)=10-4×10-1=10-5,所以饱和CaSO4溶液c( )=10-2.5 ml·L-1。而Ksp(BaSO4)=10-9×10-1=10-10,当Ba2+浓度为10-5 ml·L-1时,c(Ba2+)·c( )=10-5×10-2.5=10-7.5>Ksp(BaSO4)=10-10,所以会有BaSO4沉淀析出。答案:D
对点训练41.(2022山东四县区高三测试)一定温度下,某同学设计实验探究影响沉淀溶解平衡的因素,有关实验操作如下:ⅰ.如图1,取规格相同的两支试管①和②,先向试管①中加入少量PbI2黄色固体,并插入电导率测试仪,然后分别加入等体积PbI2饱和溶液;ⅱ.向试管①和②中分别滴入1滴0.1 ml·L-1 KI溶液,观察沉淀变化情况,一段时间后向①中滴入少量蒸馏水,测得溶液电导率变化如图2所示。
下列说法错误的是( )。A.滴加KI溶液,①②中均产生PbI2固体B.b到c过程中,①中固体质量减小C.c点时溶液中c(Pb2+):①=②D.b点:c(Pb2+)·c2(I-)
A.N点为MnS的不饱和溶液B.向含Mn2+、Zn2+的稀溶液中滴加Na2S溶液,Mn2+最有可能先沉淀C.向c(Fe2+)=0.1 ml·L-1的溶液中加入CuS粉末,不会有FeS沉淀析出D.该温度下,溶度积:CuS
【素养必备】1.电离常数(K电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA为例)。 HA H+ + A-起始浓度:c酸 00平衡浓度:c酸·(1-α)c酸·αc酸·α
2.电离常数与水解常数的关系。(1)对于一元弱酸HA,Ka与Kh的关系。
(2)对于二元弱酸H2B,Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB-)、Kh(B2-)的关系。
考向拓展 常温时,对于一元弱酸HA,当Ka>1.0×10-7时,Kh<1.0×10-7,此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合,HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液呈酸性;同理,当Ka<1.0×10-7时,Kh>1.0×10-7,A-的水解程度大于HA的电离程度,溶液呈碱性。对于多元弱酸, ,Ka是其阴离子结合一个H+所形成的粒子的电离常数。
3.溶度积常数(Ksp)的相关计算。M(OH)n悬浊液中Ksp、KW、pH间的关系。
【学科素养强化训练】1.(2022黑龙江哈尔滨三模)SrF2属于难溶于水、可溶于酸的盐。常温下,用HCl调节SrF2浊液的pH,测得在不同pH条件下,体系中-lg c(X)(X为Sr2+或F-)与 的关系如图所示。下列说法正确的是( )。
A.L1代表-lg c(Sr2+)与 的变化曲线B.Ka(HF)的数值为10-2.2C.a、c两点的溶液中均存在2c(Sr2+)+c(H+)=c(F-)+c(OH-)D.c点的溶液中存在c(Cl-)>c(F-)
2.25 ℃时,在20.00 mL 0.10 ml·L-1一元弱酸HA溶液中逐滴滴加0.10 ml·L-1 NaOH溶液,溶液中 与pH关系如图所示。下列说法正确的是( )。A.25 ℃时,HA的电离常数为1.0×10-6.3B.a、b、c三点水的电离程度:a>b>cD.c点对应的NaOH溶液体积为10.00 mL
3.某温度下,向10 mL 0.1 ml·L-1 CuCl2溶液中滴加0.1 ml·L-1的Na2S溶液,滴加过程中-lg c(Cu2+)与Na2S溶液体积的关系如图所示,下列有关说法正确的是[已知:lg 2=0.3,Ksp(ZnS)=3×10-25]( )。
A.A、B、C三点对应的溶液中,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+物质的量浓度均为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:A项,CuCl2、Na2S的水解均能促进水的电离,随着Na2S溶液的量的增加,CuCl2的量逐渐减少,水的电离逐渐减弱,B点时CuCl2与Na2S溶液恰好完全反应,溶质是NaCl,此时水的电离程度最小,随着Na2S溶液的继续滴加, Na2S的水解促进水的电离,错误。B项,根据物料守恒,Na2S溶液中:2c(S2-) +2c(HS-)+2c(H2S)=c(Na+),错误。C项,B点是CuCl2与Na2S溶液恰好完全反应的点,c(Cu2+)=c(S2-)=10-17.7 ml·L-1,该温度下,Ksp(CuS)=10-17.7×10-17.7=10-35.4=(100.3)2×10-36=4×10-36,正确。D项,Ksp(ZnS)=3×10-25,大于Ksp(CuS),所以Cu2+先沉淀,错误。
1.常温时,1 ml·L-1的HA和1 ml·L-1的HB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,所得变化关系如图所示(V表示溶液稀释后的体积)。下列说法错误的是( )。
A.Ka(HA)约为10-4B.当两溶液均稀释至 +1=4时,溶液中c(A-)>c(B-)C.中和等体积pH相同的两种酸所用n(NaOH):HA>HBD.等体积、等物质的量浓度的NaA和NaB溶液中离子总数前者小于后者
解析:根据图示,当 +1=1时,即V=V0,溶液还没稀释,1 ml·L-1的HA溶液pH=2,即HA为弱酸,溶液中HA部分电离;1 ml·L-1的HB溶液pH=0,即HB为强酸,溶液中HB全部电离。因为起始两溶液浓度和体积均相等,故起始两溶液中所含一元酸的物质的量相等。1 ml·L-1的HA溶液的pH为2,c(A-) ≈c(H+)=0.01 ml·L-1,c(HA)≈1 ml·L-1,则HA的电离常数约为10-4,A正确;由电荷守恒c(H+)=c(A-)+c(OH-)、c(H+)=c(B-)+c(OH-)可知,当两溶液均稀释至 +1=4时,HB溶液pH=3,HA溶液pH>3,则有c(A-)
等体积、等物质的量浓度的NaA和NaB溶液,Na+数目相同,HA为弱酸,盐溶液中A-发生水解,NaA溶液呈碱性,NaA溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),HB为强酸,盐溶液中B-不发生水解,NaB溶液呈中性,NaB溶液中的电荷守恒为c(Na+)+c(H+)=c(B-)+c(OH-),NaA溶液中c(H+)
A.若a=-8,则Kb(XOH)≈10-5B.M点表示盐酸和XOH恰好完全反应C.R点溶液中可能存在c(X+)+c(XOH)=c(Cl-)D.M点到N点,水的电离程度先增大后减小
解析:a点表示0.1 ml·L-1的XOH溶液,若a=-8,则c(OH-)=10-3ml·L-1,所以 ,A项正确;M点AG=0,则溶液中c(OH-)=c(H+),溶液呈中性,所以溶液中溶质为XOH、XCl,XOH未完全反应,B项错误;若R点恰好为XCl时,根据物料守恒可得c(X+)+c(XOH)=c(C1-), C项正确;M点溶液的溶质为XOH和XCl,继续加入盐酸,直至溶质全部为XCl时,该过程水的电离程度增大,然后向XCl溶液中再加入盐酸,水的电离程度减小,所以从M点到N点,水的电离程度先增大后减小,D项正确。
3.常温时,向0.1 ml·L-1 H2S溶液中通入HCl气体或加入NaOH固体,测得 与溶液pH的关系如图(忽略溶液体积的变化及H2S的挥发)。已知常温下,H2S在水中的电离常数Ka1=1.3×10-7,Ka2=7.0×10-15。下列说法错误的是( )。
A.当溶液中c(S2-)=1.4×10-19 ml·L-1时,溶液中由水电离出的H+浓度为1.0×10-13ml·L-1B.0.1 ml·L-1 Na2S溶液中离子浓度之间的关系为c(Na+)>c(HS-)+2c(S2-)C.常温下,0.1 ml·L-1 NaHS溶液的pH<7D.当pH=13时,溶液中的c(H2S)+c(HS-)=0.043 ml·L-1
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