2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡

2018年高考化学专题——水溶液中的离子平衡考点一：水溶液中离子平衡的存在1、弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。（1）内因弱电解质本身，如常温下K(HF)K(CH3COOH)。（2）外因以CH3COOHCH3COO-+H+为例①温度：弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向右移动，CH3COOH电离程度增大，c(H+)、c(CH3COO-)增大。②浓度：加水稀释CH3COOH溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。n(CH3COO-)、n(H+)增大，但c(CH3COO-)、c(H+)减小。③同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。例如0.1mol/L的醋酸溶液中存在如下平衡CH3COOHCH3COO-+H+。加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c(CH3COO-)或c(H+)，使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。前者使c(H+)减小，后者使c(H+)增大。④化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使电离平衡向电离的方向移动。例如，在CH3COOH溶液中加入NaOH或Na2CO3溶液，由于OH-+H+=H2O、CO2-3+2H+=H2O+CO2↑，使c(H+)减小，平衡向着电离的方向移动。2、水的电离（1）影响水的电离平衡的因素①温度：若升高温度，促进水的电离，因为水的电离吸热，故水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH－)同时增大，KW增大pH变小，但由于c(H＋)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性。如纯水的温度由25℃升高到100℃，则c(H＋)与c(OH－)都从1×10－7mol·L－1增大为1×10－6mol·L－1，KW由1×10－14增大为1×10－12，pH由7变为6，由于c(H＋)＝c(OH－)，仍然显中性。②加入酸、碱向纯水中加入酸、碱，由于酸、碱的电离产生H＋和OH－增大了水中的c(H＋)和c(OH－)，故均可以使水的电离平衡向左移动。此时，若温度不变，则KW不变，水的电离程度变小。加酸时c(H＋)变大，pH变小，加碱时，c(OH－)变大，pH变大。③易水解的盐：在纯水中加入易水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，则Kw不变④其他因素：如向水中加入活泼金属，活泼金属与水电离出的H+直接作用，促进水的电离平衡向右移动（2）影响KW的因素KW只与温度有关，温度不变，KW不变；温度升高，KW增大，反之KW减小。①KW不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O如酸性溶液中：[c(H＋)酸＋c(H＋)H2O]·c(OH－)H2O＝KW碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW②水的离子积常数提示了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，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14为同一常数。3、盐类水解（1）盐类水解的规律规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。盐的类型实例水解离子溶液的酸碱性强酸强碱盐NaCl、KNO3无中性强酸弱碱盐NH4Cl、CuSO4、FeCl3NH、Cu2+、Fe3+酸性强碱弱酸盐Na2S、Na2CO3、NaHCO3S2－、CO、HCO碱性弱酸弱碱盐(NH4)2CO3、CH3COONH4NH、CO、CH3COO－由酸碱的相对强弱决定4233423（2）影响盐类水解的因素内因：盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。外因：①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。③外加酸碱：促进或抑制盐的水解。例如：CH3COONa溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的水解程度减小。④外加盐a．加入水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；加入水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。b．加入不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；加入不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，盐的水解程度增大。外界条件对反应Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+(正反应为吸热反应)的影响如下：条件移动方向H+数pHFe3+水解程度现象升高温度向右增加降低增大颜色变深(黄红褐)通HCl向左增加降低减小颜色变浅加H2O向右增加升高增大颜色变浅加镁粉向右减小升高增大红褐色沉淀，无色气体。加NaHCO3向右减小升高增大红褐色沉淀，无色气体考点二：离子浓度大小比较1、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系A．两个理论依据①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO－3)≫c(CO2－3)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO2－3)c(HCO－3)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。B．三个守恒关系①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)。②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1。③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO－3)＋2c(H2CO3)。2、四种情况分析①多元弱酸溶液根据多步电离分析，如：在H3PO3溶液中，c(H＋)c(H2PO－4)c(HPO2－4)c(PO3－4)。②多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)c(CO2－3)c(OH－)c(HCO－3)。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产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH＋4)由大到小的顺序是③①②。④混合溶液中各离子浓度的比较要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在0.1mol·L－1的NH4Cl和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(NH＋4)c(Cl－)c(OH－)c(H＋)。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH＋4的水解互相抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度，溶液呈碱性，c(OH－)c(H＋)，同时c(NH＋4)c(Cl－)。3、解题思路电解质溶液单一溶液酸或碱溶液——考虑电离盐溶液——考虑水解混合溶液不反应——考虑电离和水解反应恰好反应生成酸或碱——考虑电离生成盐溶液——考虑水解过量——根据过量程度考虑电离和水解考点三：酸碱中和滴定曲线酸碱中和滴定曲线类试题是近几年高考的热点和难点，试题以酸碱滴定过程为基础，考查离子浓度大小比较，溶液中的守恒关系等。这类试题的难点在于整个过程为一动态过程，在解题的过程中，我们可以化动为静，采取极端假设的方法进行判断。首先看横纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；然后我们看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱，这个在判断滴定终点至关重要；再次我们找滴定终点和pH=7的中性点，滴定终点加入酸的物质的量等于加入碱的物质的量（一元酸碱），判断出滴定终点的酸碱性，然后可以确定pH=7的点的位置；最后滴定曲线中任意点，我们分析加入的酸碱过量情况，进行进一步的分析。在整个滴定过程中有几个关系：①电荷守恒在任何时候均存在；②物料守恒我们根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系，如此题中a点，n(BOH)=0.02L×0.1mol/L=0.002mol，n(HCl)=0.01L×0.1mol/L=0.001mol，故有c(B+)+c(BOH)=2c(Cl-)。考点四：酸碱中和滴定1、实验原理：n(H＋)酸＝n(OH－)碱2、中点判断和选择酸碱指示剂的注意事项终点判断：当滴入最后一滴标准液时，溶液颜色发生突变，且半分钟内不再变化。选择酸碱指示剂应注意：①石蕊试液不能用作酸碱中和滴定的指示剂，主要原因是石蕊试液的颜色变化不够明显，对中和滴定终点的指示不够灵敏、不够准确。②滴定20mL的待测液，酸碱指示剂以2～3滴为宜。指示剂用量太少，其颜色太浅，不利于判断中和滴定的终点；指示剂用量太多，由于指示剂本身就是有机弱酸或有机弱碱，这样就会使标准溶液实际消耗的体积偏大或偏小。③若滴定终点时溶液呈酸性，选择甲基橙作指示剂；若滴定终点时溶液呈碱性，选择酚酞作指示剂；若滴定终点时溶液呈中性，选择酚酞或甲基橙作指示剂都可以。3、误差分析根据待测液浓度的计算公式：c(测)＝c?标·?V?标?V?测?进行分析，可见c(测)与V(标)成正比，凡是使V(标)的读数偏大的操作都会使c(测)偏大；反之，c(测)偏小。（1）标准液配制引起的误差①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物码倒置。(偏高)②配制标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。(偏高)③配制标准液时，定容俯视。(偏低)④配制标准液时，定容仰视。(偏高)⑤配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。(偏高)⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。(偏高)⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。(偏高)⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。(偏高)（2）标准液操作引起的误差。①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。(偏低)②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。(偏高)③滴定前有气泡未赶出，后来消失。(偏高)（3）待测液操作引起的误差。①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。(偏高)②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。(无影响)③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。(偏低)考点五：沉淀溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。例如：BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO2-4(aq)2、溶度积：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号Ksp表示。对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：Ksp=[An+]m[Bm+]n①溶度积与溶解度的关系溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。②溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。③离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc当Qc＜Ksp时，为不饱和溶液；当Qc=Ksp时，为饱和溶液；当Qc＞Ksp时，为过饱和溶液。一、选择题1.能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红2.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pH7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确．．．的是（）A．Kwc(H+)1.0×10-7mol/LB．c(Na+)=c(HCO3－)+c(CO32－)+c(H2CO3)C．c(H+)+