《高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡章末復習學案 新人教版選修41》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高中化學 第三章 水溶液中的離子平衡章末復習學案 新人教版選修41（15頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

水溶液中的離子平衡 一、酸的強弱的判斷 【歸納總結(jié)】 電解質(zhì)的強弱，可以從電離平衡的特征去考慮，用定性和定量的方法加以證明。要證明一種酸是強酸還是弱酸，常見的方法如下： 1．根據(jù)定義判定 (1)強酸在水溶液中全部電離，不存在溶質(zhì)分子；弱酸在水溶液中部分電離，因存在電離平衡，所以既含溶質(zhì)離子，又含溶質(zhì)分子。 (2)同溫度、同濃度的強酸溶液的導電性強于弱酸溶液的導電性。 (3)pH相同的強酸和弱酸，弱酸的物質(zhì)的量濃度大于強酸的物質(zhì)的量濃度。 2．根據(jù)稀釋過程中c(H＋)變化判定 (1)相同pH、相同體積的強酸和弱酸，當加水稀釋相同倍數(shù)時，pH變化大的為強酸，pH變化小的為弱酸。 (2)稀釋濃的弱酸溶液，一般是c(H＋)先增大后減小；稀釋濃的強酸溶液，c(H＋)一直減小。 3．根據(jù)中和反應區(qū)別判定 (1)中和相同體積、相同pH的強酸和弱酸，弱酸的耗堿量多于強酸。 (2)相同pH、相同體積的強酸和弱酸分別與等物質(zhì)的量的同元強堿發(fā)生中和反應后，若溶液呈中性，該酸為強酸；若溶液呈酸性，則該酸為弱酸。 4．根據(jù)與其他物質(zhì)發(fā)生化學反應的速率、生成氣體的量等判定 (1)pH相同、體積也相同的強酸和弱酸分別跟足量活潑金屬反應時，起始速率相同；在反應過程中，弱酸反應較快，產(chǎn)生的氫氣量多；而強酸反應較慢，產(chǎn)生的氫氣量少。 (2)同濃度、同體積的強酸和弱酸，分別與足量較活潑的金屬反應，強酸生成氫氣的速率較大；弱酸產(chǎn)生氫氣的速率較小。當二者為同元酸時，產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量相等。 5．根據(jù)酸根離子是否水解判斷 強酸強堿鹽不水解溶液呈中性，弱酸強堿鹽溶液水解顯堿性，且水解程度越大的酸根對應的酸越弱。 【題型過關】 例題1常溫下0.1 molL－1醋酸溶液的pH＝a，下列措施能使溶液pH＝(a＋1)的是(　　) A．將溶液稀釋到原體積的10倍 B．加入適量的醋酸鈉固體 C．加入等體積0.2 molL－1鹽酸 D．提高溶液的溫度 答案 解析 B 醋酸是弱電解質(zhì)，故稀釋10倍后溶液的pH介于a至a＋1之間，A項錯誤；加入醋酸鈉后。醋酸鈉電離出的醋酸根對醋酸的電離產(chǎn)生抑制作用，從而使氫離子濃度降低，可能使溶液pH達到(a＋1)，B項正確；溶液中加入等體積0.2 molL－1鹽酸會使pH變小，C項錯誤；提高溶液的溫度，增大醋酸的電離程度，溶液pH變小，D項錯誤 例題2常溫下，pH＝10的X、Y兩種堿溶液各1 mL，分別稀釋到100 mL，其pH與溶液體積(V)的關系如圖所示，下列說法正確的是(　　) A.X、Y兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等 B.稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強 C.分別完全中和X、Y這兩種堿溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積VX>VY D.若814(等體積混合) pH堿－0.3 pH酸＋pH堿<14(等體積混合) pH酸＋0.3 【題型過關】 例題3 在T℃時，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol/L，c(OH－)＝10－b mol/L，已知a＋b＝12。向該溶液中逐滴加入pH＝4的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如表所示，假設溶液混合前后的體積變化可忽略不計，則下列說法不正確的是(　　) A．a(chǎn)＝8　　　　B．b＝4 C．c＝9 D．d＝6 答案 解析 C Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根據(jù)a＋b＝12，則b＝4，c(OH－)＝10－4 mol/L。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的濃度與鹽酸的濃度相等，當加入22.00 mL鹽酸時恰好中和，該溫度下KW＝10－12，當恰好完全中和時，溶液的pH＝6，即d＝6；當加入18.00 mL鹽酸時，氫氧化鋇過量，c(OH－)＝(10－422.00－10－418.00)(22.00＋18.00)＝10－5 (mol/L)，所以此時c(H＋)＝10－7 mol/L，pH＝7 例題4 現(xiàn)有濃度均為0.1 molL－1的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氫氧化鈉、④氯化銨、⑤醋酸銨、⑥硫酸氫銨、⑦氨水，請回答下列問題： (1)①、②、③、④四種溶液中由水電離出的H＋濃度由大到小的順序是________(填序號)。 (2)④、⑤、⑥、⑦四種溶液中NH濃度由大到小的順序是________(填序號)。 (3)將③和④按體積比1∶2混合后，混合液中各離子濃度由大到小的順序是__________。 (4)已知t ℃時，Kw＝110－13，則t ℃________(填“>”“<”或“＝”)25 ℃。在t ℃時將pH＝11的NaOH溶液a L與pH＝1的H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液體積的變化)，若所得混合溶液的pH＝2，則a∶b＝________。 答案 解析 (1)④②③①　 (2)⑥④⑤⑦ (3)c(Cl－)>c(NH)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋) (4)>　9∶2 (1)酸或堿抑制水的電離，酸中c(H＋)、堿中c(OH－)越大，水電離程度越小，所以②>③>①。鹽水解促進水的電離，則④>②>③>①。(2)⑦中NH3H2O部分電離，c(NH)最??；⑤中CH3COO－和NH相互促進水解；⑥中NH4HSO4===NH＋H＋＋SO，H＋抑制NH的水解；所以c(NH)由大到小的順序是⑥④⑤⑦。(3)NaOH溶液與NH4Cl溶液按體積比1∶2混合，反應后得到同濃度的NH3H2O、NH4Cl和NaCl混合物溶液。溶液中NH3H2ONH＋OH－，NH＋H2ONH3H2O＋H＋，因電離大于水解，溶液顯堿性，離子濃度c(Cl－)>c(NH)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)。(4)t ℃時，Kw>110－14，則t ℃>25 ℃?；旌虾笕芤簆H＝2，溶液顯酸性。則＝10－2,9b＝2a，a∶b＝9∶2 三、鹽類水解基本規(guī)律 【歸納總結(jié)】 1．鹽溶液的酸堿性規(guī)律 鹽的類別 溶液的酸堿性 原因 強酸弱堿鹽 呈酸性，pH<7 弱堿陽離子與H2O電離出的OH－結(jié)合，使c(H＋)>c(OH－) 水解實質(zhì)：鹽電離出的陰離子、陽離子與H2O電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì) 強堿弱酸鹽 呈堿性，pH>7 弱酸根陰離子與H2O電離出的H＋結(jié)合，使c(OH－)>c(H＋) 強酸強堿鹽 呈中性，pH＝7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解 弱酸的酸式鹽 若電離程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4 若電離程度<水解程度，c(H＋)c(OH－)，溶液顯酸性。 ②若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性，例如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，使c(OH－)>c(H＋)，溶液呈堿性，NaHS溶液亦顯堿性。 【題型過關】 例題5 T ℃時，某濃度氯化銨溶液的pH＝4，下列說法中一定正確的是(　　) A．由水電離出的氫離子濃度為10－10 molL－1 B．溶液中c(H＋)c(OH－)＝110－14 C．溶液中c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) D．溶液中c(NH3H2O)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－) 答案 解析 C NH水解促進了H2O的電離，溶液中的c(H＋)即為H2O電離的c(H＋)，A錯；在25 ℃時，水的離子積為110－14，B錯；NH水解生成H＋，故c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)，C正確；由物料守恒可知c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3H2O)，D錯誤 例題6 已知NaHSO3溶液和Na2CO3溶液混合加熱煮沸能產(chǎn)生CO2氣體。下列說法中正確的是(?。? A．NaHSO3溶液因水解而呈堿性 B．兩溶液混合后產(chǎn)生CO2的原因是二者發(fā)生相互促進的水解反應 C．向NaHSO3溶液中加入三氯化鐵溶液既有沉淀生成，又有氣體生成 D．0.1 molL－1的NaHSO3溶液中：c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)－c(H＋)＝0.1 molL－1 答案 解析 D 由生成CO2知亞硫酸氫鈉溶液呈酸性，A錯誤；相互促進的水解反應是在帶相反電荷的微粒之間進行的，B錯誤；亞硫酸氫鈉與三氯化鐵溶液之間發(fā)生氧化還原反應，生成Fe2＋和SO，無氣體和沉淀生成，C錯誤；由c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)及c(Na＋)＝0.1 molL－1知D正確 四、溶液中粒子濃度大小比較的步驟 【歸納總結(jié)】 1.判斷反應產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定反應后溶液的組成。 2.寫出反應后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關系，在具體應用時要注意防止遺漏。 3.列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學關系式。 4.比大?。焊鶕?jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關知識，分析哪些平衡進行的程度相對大一些，哪些平衡進行的程度相對小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識。 【題型過關】 例題7氫氟酸是一種弱酸，可用來刻蝕玻璃。已知25 ℃時：①HF(aq)＋OH－(aq)===F－(aq)＋H2O(l)ΔH＝－67.7 kJmol－1②H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝－57.3 kJmol－1。在20 mL 0.1 molL－1氫氟酸中加入V mL 0.1 molL－1 NaOH溶液。下列有關說法正確的是(　　) A．氫氟酸的電離方程式及熱效應可表示為：HF(aq)F－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＝＋10.4 kJmol－1 B．當V＝20時，溶液中：c(OH－)＝c(HF)＋c(H＋) C．當V＝20時，溶液中：c(F－)＜c(Na＋)＝0.1 molL－1 D．當V＞0時，溶液中一定存在：c(Na＋)＞c(F－)＞c(OH－)＞c(H＋) 答案 解析 C HF是弱酸，在溶液中不能完全電離；溶液中離子濃度大小的判斷要充分利用電荷守恒和物料守恒。根據(jù)蓋斯定律，將①式減去②式可得：HF(aq)H＋(aq)＋F－(aq)　ΔH＝－10.4 kJmol－1，故A項錯誤；當V＝20時，兩者恰好完全反應生成NaF，溶液中存在質(zhì)子守恒關系：c(OH－)＝c(HF)＋c(H＋)；因F－水解，故溶液中存在：c(F－)＜c(Na＋)＝0.05 molL－1，故B項正確，C項錯誤；D項，溶液中離子濃度的大小取決于V的大小，溶液既可能呈酸性，也可能呈堿性，故D項錯誤 例題8直接排放含SO2的煙氣會形成酸雨，危害環(huán)境。利用鈉堿循環(huán)法可脫除煙氣中的SO2。 (1)用化學方程式表示SO2形成硫酸型酸雨的反應：______________________________。 (2)在鈉堿循環(huán)法中，Na2SO3溶液作為吸收液，可由NaOH溶液吸收SO2制得，該反應的離子方程式是_____________________。 (3)吸收液吸收SO2的過程中，pH隨n(SO)∶n(HSO)變化關系如下表： n(SO)∶n(HSO) 91∶9 1∶1 9∶91 pH 8.2 7.2 6.2 ①由上表判斷，NaHSO3溶液顯________性，用化學平衡原理解釋：______________。 ②當吸收液呈中性時，溶液中離子濃度關系正確的是(選填字母)：__________。 a．c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO) b．c(Na＋)＞c(HSO)＞c(SO)＞c(H＋)＝c(OH－) c．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－) 答案 解析 (1)SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O22H2SO4 (2)2OH－＋SO2===H2O＋SO (3)①酸　HSO存在：HSOH＋＋SO和HSO＋H2OH2SO3＋OH－，HSO的電離程度強于水解程度?、赼b (1)SO2和H2O發(fā)生反應生成H2SO3，H2SO3被氧化為H2SO4。(2)書寫離子方程式時，氧化物應寫成化學式形式，SO2與NaOH溶液反應生成Na2SO3的離子方程式為2OH－＋SO2===H2O＋SO。(3)①由于HSO在溶液中既能電離又能發(fā)生水解，而HSO的電離程度大于HSO的水解程度，故NaHSO3溶液顯酸性。②根據(jù)電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)＋c(HSO)，又由于溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)，故a正確，c錯；根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知當n(SO)＝n(HSO)，pH＝7.2，故當pH＝7時，n(SO)Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出；Qc＝Ksp，溶液飽和，沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài)；Qc乙　(3)參加反應的鋅的質(zhì)量：甲＝乙　 (4)整個反應階段的平均速率：乙>甲　(5)盛鹽酸的容器中有鋅剩余(6)盛醋酸的容器中有鋅剩余 A.(1)(2)(3)(5) B.(1)(3)(5) C.(2)(3)(6) D.(1)(3)(4)(5) 5. 下圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉的相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是( ) A.鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 mol/L B.P點時反應恰好完全，溶液呈中性 C.曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉的滴定曲線 D.酚酞不能用做本實驗的指示劑 6. 已25℃時，兩種一元弱酸的電離程度：HA＜HB，在等濃度的NaA、NaB混合溶液中，下列判斷正確的是( ) A.溶液中共含有兩種分子 B.只存在水解平衡，不存在電離平衡 C.陰離子濃度大小關系：c(B－) > c(A－)> c(OH－) D.根據(jù)電荷守恒有：c(B－)+ c(A－) = c(Na＋) 7. 向10mL 0.1 molL NaOH溶液中逐滴加入0.1 molL的CH3COOH溶液，其pH逐漸減小，圖中a.b、c三點的pH為實驗中所測得，下列有關說法中一定正確的是( ) A.當7c(CH3COO)> c(OH)>C(H) B.當pH=7時，所加CH3COOH溶液的體積為10 mL C當5 c(CH3COO)，故A項錯誤；當?shù)渭?0mL CH3COOH溶液時，與NaOH溶液恰好完全反應，此時pH>7，B項錯誤；無限滴加CH3COOH溶液，由于CH3COOH 溶液被稀釋，所以c(CH3COO)＜c(Na)，而且CH3COOH又屬于弱電解質(zhì)，故pH一定大于1，D項錯誤 非選擇題 題號 答案 解析 8 (1) HCO3- +H2OH2CO3+OH- (2)大于(3) = > (4) 乙 (5)乙 溶液冷卻至室溫后pH大于8.4，說明次實驗過程中有新物質(zhì)生成 （3）在10℃時，NaHCO3不分解，導致其溶液的pH=8.3的原因在于HCO3-的水解，說明甲同學觀點正確。pH>8.3，說明NaHCO3受熱分解生成了水解能力更強的Na2CO3 （4）NaHCO3受熱分解產(chǎn)生能使石灰水變渾濁的CO2，說明乙同學觀點正確。 （5）將NaHCO3溶液置于燒杯中加熱至微沸后的溶液pH為9.8，冷卻至室溫（20℃）時測定該溶液pH=10.1>8.4。說明溶質(zhì)的主要成分是Na2CO3 而不是NaHCO3所以乙同學觀點正確 9 (1)在氨水中滴入酚酞試液變紅，加入醋酸銨固體，振蕩，溶液顏色明顯變淺，說明c(OH－)減小，是c(NH)增大平衡左移而造成的，由此證明氨水中存在著電離平衡　 (2)①弱電解質(zhì)稀釋10a倍，pH改變小于a　 ②將一定濃度的醋酸稀釋到一定量(如100倍)后，測量稀釋前后溶液的pH ③稀釋的倍數(shù)、稀釋前后溶液的pH　 ④溶液稀釋100倍后，溶液的pH改變小于2；稀釋過程中醋酸的電離程度增大 (1)用實驗方式考查弱電解質(zhì)的電離平衡，需要進行一個簡單操作，該操作能產(chǎn)生明顯的變化，通過變化能說明是平衡移動造成的即可。(2)依據(jù)題目所給的相關試劑，分析得出利用弱電解質(zhì)溶液的稀釋所引起離子濃度的變化進行證明 10 (1)大　 (2)Na2CO3＋CaSO4===Na2SO4＋CaCO3　 (3)洗去沉淀中附著的SO　 (4)向沉淀中加入足量的鹽酸，沉淀完全溶解 由Ksp表達式不難看出其與溶解度的關系，在硫酸鈣的懸濁液中存在著：CaSO4(s) SO(aq)＋Ca2＋(aq)，而加入Na2CO3后，溶液中CO濃度較大，而CaCO3的Ksp較小，故CO與Ca2＋結(jié)合生成沉淀，即CO＋Ca2＋===CaCO3↓。既然是探究性實驗，必須驗證所推測結(jié)果的正確性，故設計了③④步操作，即驗證所得固體是否為碳酸鈣 11 (1)B:NaOH (2)NH3H2O+H＋=NH4＋+H2O (3)①0.1 ②FG (4)12 根據(jù)各物質(zhì)從1mL稀釋到1000mL，B和C溶液的pH變化為3，A和D溶液的pH變化小于3，則Ｂ為強堿，Ａ為弱堿或強堿弱酸鹽，C為強酸，D為弱酸或強酸弱堿鹽，可先確定Ｂ為NaOH，C為HCl。結(jié)合A與D反應得到E，而Ｅ的pH不變，則可能是NaCl和醋酸銨，結(jié)合Ｂ為NaOH，C為HCl，則推出E只有為醋酸銨，所以Ａ為氨水，Ｂ為NaOH，C為HCl，D為醋酸。向NaOH溶液中滴加醋酸，起點pH=13，B的濃度為0.1mol/L。二者恰好完全反應生成醋酸鈉，為堿性，應該在FG區(qū)間。根據(jù)t℃時，A稀溶液中c（H＋）與c（OH－）可知該溫度下水的離子積為10-13，所以將100mL 0.2molL-1的稀C溶液與100mL 0.4 molL-1的B溶液混合后，溶液呈堿性，c(OH－)=（1000.4-1000.2）/200=0.1mol/L，c（H＋）=10-13/0.1=10-12，pH=12