2021高考化学一轮复习解题指导4溶液中的离子平衡考点分析规范演练含解析新人教版

-1-解题指导4溶液中的离子平衡考点分析中学化学对电解质性质的研究主要有溶解性和电离能力两方面，溶解性是研究未溶解的部分和已溶解的部分之间的关系，电离能力是研究已溶解的部分从分子变成离子的趋势或从离子变成分子的趋势。溶液中的离子平衡主要包含三个平衡体系：(弱电解质和水)电离平衡、(盐)水解平衡、(难溶电解质)溶解平衡，其实质是化学平衡移动原理的具体应用。复习过程中，要强化对常见电解质的分类的讨论，梳理溶液中各种离子平衡的区别和联系，消除对电解质的“强弱”“易溶难溶”理解上的模糊和混乱。一、电离平衡研究对象为水和已经溶于水的弱电解质，具体研究弱电解质和水的电离程度及其影响因素。弱电解质的电离考查的主要方向是弱电解质的电离平衡及其影响因素，关于电离平衡常数的简单计算，利用电离平衡常数判断条件改变对溶液中某些离子间比例的影响；水的电离和溶液的酸碱性考查的主要方向是溶液酸碱性的各种表示和检测方法，有关溶液pH的简单计算，调整溶液pH的试剂选择等。已知室温时，0.1mol·L－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．此酸的电离平衡常数约为1×10－7D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍解析：根据HA在水中的电离度可算出c(H＋)＝0.1×0.1%mol·L－1＝10－4mol·L－1，所以pH＝4，A正确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H＋)将增大，pH值会减小，B错误；溶液中的c(H＋)＝c(A－)＝10－4mol·L－1，c(HA)＝(0.1－10－4)≈0.1mol·L－1，将数值代入平衡常数表达式K＝c（H＋）·c（A－）c（HA）＝1×10－7，C正确；溶液中的c(H＋)＝10－4mol·L－1，所以c(H＋)水电离＝10－10mol·L－1，前者是后者的106倍，D正确。答案：B解法指导：(1)电解质与非电解质的判断，如本题中涉及的NH3的水溶液和Cl2、SO2、SO3的水溶液一样，虽然能导电，但不是电解质。(2)强、弱电解质的判断和电离方程式的书写，如弱酸和弱碱用“”，强酸、强碱、大多数可溶性盐用“===”，多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱只需一步完成。(3)判断强弱电解质的实验方法。(4)外界条件改变(浓度、温度和加入试剂等)对电离平衡的影响。水的电离过程为H2OH＋＋OH－，在25℃时水的离子积为KW＝1.0×10－14，在35℃时水的离子积为KW＝2.1×10－14，则下列叙述正确的是()-2-A．c(H＋)随着温度的升高而降低B．35℃时c(H＋)c(OH－)C．35℃时的水比25℃时的水电离程度小D．水的电离是个吸热过程解析：据题意35℃时水的离子积大于25℃时水的离子积，说明35℃时水中c(H＋)、c(OH－)大于25℃时水中c(H＋)、c(OH－)，但c(H＋)仍等于c(OH－)；亦说明升高温度，水的电离程度增大，即水的电离是吸热过程。答案：D解法指导：水的电离平衡是弱电解质电离平衡的一种特殊表现形式，任何水溶液中都存在着水的电离平衡，任何温度下都可以通过c(H＋)和c(OH－)的相对大小来判断，只有常温下，才可以c(H＋)或c(OH－)与10－7mol·L－1来判断。酸和碱抑制水的电离，强酸弱碱盐和强碱弱酸盐促进水的电离，强酸弱碱盐和碱溶液中由水电离的c(H＋)或c(OH－)取决于溶液中c(H＋)，强碱弱酸盐和酸溶液中，由水电离出的c(H＋)或c(OH－)取决于溶液中c(OH－)，但应关注酸式盐的特殊性，如硫酸氢钠完全电离，会抑制水的电离，碳酸氢钠以水解为主，呈碱性，促进水的电离。水的离子积常数和化学平衡常数、电离常数等一样，只与温度有关，与浓度大小无关，水的离子积常数随着温度的升高，KW会增大。二、水解平衡研究对象为已经溶于水的盐，具体研究盐所电离出的阴离子(或阳离子)结合水电离出的H＋(或OH－)的程度及其影响因素。盐类的水解平衡是化学平衡的一种，其难点在于水解的程度及其影响因素。考查的主要方向是盐类水解的应用，尤其是溶液中离子浓度大小，这类试题千变万化，但最终落脚点是盐、盐与酸、盐与碱混合液中离子浓度或溶质粒子浓度大小的比较。25℃时，浓度均为0.2mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是()A．均存在电离平衡和水解平衡B．存在的粒子种类相同C．c(OH－)前者大于后者D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO2－3)均增大解析：NaHCO3和Na2CO3溶液都是强碱弱酸盐，都可以发生水解，存在水解平衡(HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－，CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－)，NaHCO3溶液中还存在水的电离平衡(H2OH＋＋OH－)和HCO－3的电离平衡(HCO－3H＋＋CO2－3)，Na2CO3溶液中存在水的电离平衡，A正确；根据电离平衡和水解平衡，NaHCO3和Na2CO3溶液中存在共同的微粒成分：2种分子H2O和H2CO3，5种离子Na＋、HCO－3、CO2－3、OH－、H＋，B正确；同浓度时CO2－3水解程度比HCO－3强，Na2CO3溶液的碱性比同浓度的NaHCO3溶液的碱性强，即NaHCO3和Na2CO3溶液中-3-c(OH－)前者小于后者，C错误；分别加入NaOH固体，NaHCO3和NaOH发生中和反应，c(CO2－3)增大，Na2CO3溶液中加入NaOH固体抑制碳酸钠水解，c(CO2－3)增大，D正确。答案：C解法指导：与盐类水解相关的问题中规律性强，盐类水解的规律：无弱不水解，有弱才水解，谁强显谁性，同强显中性，越弱越水解，都弱都水解。由于水解程度一般都较小，书写水解方程式时一般用“”符号，不存在“↑”“↓”符号。多元弱酸阴离子水解方程式要分步写，多元弱碱阳离子常一步写。双水解的反应常能完全进行，用“===”如2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。盐类水解易受到温度、浓度、溶液的酸碱度等的影响，应该能从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳。三、难溶电解质的溶解平衡研究对象主要为难溶电解质，具体研究难溶电解质溶于水的程度及其影响因素。难溶电解质的溶解平衡考查的主要方向是难溶电解质的沉淀溶解平衡，还会涉及图象分析、Ksp计算或与Ksp相结合判断沉淀顺序、沉淀转化等。某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。请回答下列问题：(1)下列说法正确的是________(填字母)。A．向BaSO4饱和溶液中加入固体Na2SO4可以由a点变到b点B．通过蒸发可以由d点变到c点C．d点无BaSO4沉淀生成D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp(2)将100mL1mol·L－1H2SO4溶液加入100mL含Ba2＋0.137g的溶液中充分反应后，过滤，滤液中残留的Ba2＋的物质的量浓度约为__________。(3)若沉淀分别用100mL纯水和100mL0.01mol·L－1的H2SO4溶液洗涤，两种情况下损失的BaSO4的质量之比为__________。解析：(1)沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上的任一点如a点和c点均表示BaSO4饱和溶液；曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，如b点说明溶液中有BaSO4沉淀析出，此时QcKsp；曲线下方的任一点均表示不饱和溶液，如d点，此时QcKsp，故C正确，D错误；A项，向BaSO4饱和溶液中加入固体Na2SO4，增大了c(SO2－4)，使平衡向生成BaSO4的方向移动，c(Ba2＋)减小，A错误；B项，蒸发使得溶液体积减小，c(Ba2＋)和c(SO2－4)均增大，B错误。(2)由图象知BaSO4的Ksp＝1×10－10。根据离子方程式SO2－4＋-4-Ba2＋===BaSO4↓可知SO2－4过量，滤液中c(SO2－4)＝0.495mol·L－1，则c(Ba2＋)＝Kspc（SO2－4）＝1×10－100.495≈2.02×10－10(mol·L－1)。(3)根据BaSO4的Ksp＝1×10－10可知，若用100mL纯水洗涤，损失的BaSO4的物质的量n(BaSO4)＝n(Ba2＋)＝n(SO2－4)＝1×10－5mol·L－1×0.1L＝1×10－6mol。若用100mL0.01mol·L－1的H2SO4溶液洗涤，损失的BaSO4的物质的量n(BaSO4)＝n(Ba2＋)＝Kspc（SO2－4）×0.1＝1×10－100.01×0.1＝1×10－9(mol)，由此可得两者的质量之比为103∶1。答案：(1)C(2)2.02×10－10mol·L－1(3)103∶1解法指导：沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，具有动态平衡的特征，平衡时溶液中各离子浓度保持恒定，平衡只受温度的影响，与浓度无关，沉淀溶解平衡主要的应用就是分步生成沉淀、控制一定条件使沉淀生成、溶解和转化等，其中分步沉淀的原理是控制条件使溶解度小的沉淀先生成，溶解度大的沉淀后生成。沉淀的转化应用较大，一般来说，对相同类型的难溶电解质，溶度积大的难溶电解质容易转化为溶度积较小的难溶电解质，难溶物的溶解度相差越大，这种转化的趋势越强。1．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数K1(H2Y)＞K(HX)＞K2(H2Y)，则下列叙述不正确的是()A．物质的量浓度相同时，各溶液的pH关系为pH(Na2Y)＞pH(NaX)＞pH(NaHY)B．amol·L－1HX溶液与bmol·L－1NaOH溶液等体积混合，所得溶液中c(Na＋)＞c(X－)，则不一定abC．在HX溶液中滴入Na2Y溶液，反应：2HX＋Y2－===2X－＋H2Y成立D．若0.1mol·L－1NaHY溶液呈酸性，则其水解能力小于电离能力解析：强碱弱酸盐水解成碱性，且对应的弱酸酸性越弱，水解程度越大，碱性越强，K2(H2Y)最小，表明HY－电离能力最弱，相应的Y2－水解能力最强，A正确；根据电荷守恒可知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，由于所得溶液c(Na＋)＞c(X－)，所以溶液呈碱性，当a、b相等时，恰好完全反应生成强碱弱酸盐，也呈碱性，B正确；较强的酸可以制得较弱的酸，HX的酸性比HY－强，但比H2Y弱，因此反应应为HX＋Y2－===X－＋HY－，C错误；当酸式盐的水解能力大于电离能力时，溶液呈碱性，反之溶液呈酸性，D正确。答案：C2．在不同温度下，水溶液中c(H＋)与c(OH－)有如图所示关系。下列有关说法正确的是()-5-A．若从a点到c点，可采用在水中加入酸的方法B．b点对应的醋酸中由水电离的c(H＋)＝10－6mol·L－1C．c点对应溶液的KW大于d点对应溶液的KWD．T℃时，0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液的pH＝11解析：a点和c点对应的c(H＋)和c(OH－)相等，溶液一定是中性溶液，溶液中不存在酸，A错误；KW只与温度有关，同温度下的溶液的KW相同，a点和b点的KW都是10－14，c点和d点的KW都是10－12，酸和碱溶液都会抑制水的电离，酸溶液中由水电离的c(H＋)决定于溶液中的c(OH－)＝10－8mol·L－1，B、C均错误；T℃时，KW＝10－12，0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液的c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11，D正确。答案：D3．下列操作会促进H2O的电离，且使溶液pH7的是()A．将纯水加热到90℃B．向水中加少量NaOH溶液C．向水中加少量Na2CO3溶液D．向水中加少量FeCl3溶液解析：将纯水加热到90℃，水的电离程度增大，c(H＋)＝c(OH－)10－7mol·L－1，pH7，A错误；向水中加少量NaOH溶液，水中c(OH－)增大，pH7，但水的电离平衡向逆方向移动，即水的电离受到抑制，B错误；向水中加少量Na2CO3溶液，CO2－3与H＋结合，水中c(H＋)减小，水的电离平衡向正方向移动，c(OH－)增大，c(OH－)c(H＋)，pH7，C正确；向水中加少量FeCl3溶液，Fe3＋