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專題十 水溶液中的離子平衡,考點一、水的電離、溶液的酸堿性,核心考點突 破,,(2)常溫下，溶液中的c(H＋)＞110－7 molL－1，說明該溶液是酸性溶液或水解呈酸性的鹽溶液；溶液中的c(H＋)＜110－7 molL－1，說明該溶液是堿性溶液或水解呈堿性的鹽溶液。,,2．常溫下，酸性、中性和堿性溶液的比較。,,,,,,,,,,,,考點二 、外界條件對三大平衡的影響,核心考點突 破,?核心自查 電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡，它們都遵循平衡移動原理——當(dāng)只改變體系的一個條件時，平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。 1．抓住“四因素”突破弱電解質(zhì)的電離平衡。 (1)溶液加水稀釋：弱電解質(zhì)溶液的濃度越小，電離程度越大；但在弱酸溶液中c(H＋)減小，弱堿溶液中c(OH－)減小。,,,,,,,,,,,,解析：A項加入金屬鈉后，鈉和水反應(yīng)生成氫氧化鈉，使平衡①左移，平衡②右移，移動的結(jié)果是c(SO)可以利用極端分析法判斷，如果金屬鈉適量，充分反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉，此時c(HSO)很小，所以A項錯誤。B項依據(jù)電荷守恒判斷，c(SO)前面的化學(xué)計量數(shù)應(yīng)為2，即c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO)＋c(OH－)＋2c(SO)，所以B項錯誤。C項加入氫氧化鈉溶液后，溶液酸性減弱，堿性增強(qiáng)，所以增大；平衡①左移，平衡②右移，最終c(SO)增大，c(HSO)減小，所以增大，所以C項正確。D項加入氨水到溶液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)。由電荷守恒知，其他離子存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)，所以D項錯誤。,,題組二 考查一強(qiáng)一弱比較的圖象分析 7．對室溫下100 mL pH＝2的醋酸和鹽酸兩種溶液分別采取下列措施，有關(guān)敘述正確的是(B),,,,,,,,,,,,,,考點三、“四大常數(shù)”,核心考點突 破,?核心自查 水的離子積常數(shù)、電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的四大常數(shù)，它們均只與溫度有關(guān)。有關(guān)常數(shù)的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關(guān)，而不隨其離子濃度的變化而變化來進(jìn)行。,,,?突破例練 題組一 水的離子積常數(shù)及其應(yīng)用 13．下圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯誤的是(D) A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)c(OH－)＝Kw B．M區(qū)域內(nèi)任意點均有c(H)＜c(OH－) C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點均有pH＝7,,14．不同溫度下，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系如下圖所示。下列有關(guān)說法中正確的是(D) A．若從a點到c點，可采用在水中加入酸的方法 B．b點對應(yīng)的醋酸中由水電離的c(H＋)＝10－6 molL－1 C．c點對應(yīng)溶液的Kw大于d點對應(yīng)溶液的Kw D．T ℃時，0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液的pH＝11,,解析：a點對應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)相等溶液呈中性，同理c點對應(yīng)的c(H＋)和c(OH－)也相等，溶液一定呈中性，從a點到c點，可以采用升溫的方法，A項錯誤；Kw只與溫度有關(guān)，同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同，a點和b點的Kw都是10－14，c點和d點的Kw都是10－12，酸和堿溶液都會抑制水的電離，酸溶液中由水電離的c(H＋)與溶液中的c(OH－)相等，即c水電離(H＋)＝c(OH－)＝10－8 molL－1，B、C項均錯誤；T ℃時，Kw＝10－12，0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液的c(H＋)＝10－11 molL－1，pH＝11，D項正確。,,,,16．常見的無機(jī)酸25 ℃時在水溶液中的電離平衡常數(shù)如下表：,,,,,,,,考點四、溶液中微粒濃度的大小比較,核心考點突 破,,,,,,,,題組二 結(jié)合圖象考查溶液中微粒濃度的大小比較 21．(2015杭州模擬)常溫下，向20.00 mL 0.100 0 mol/L(NH4)2SO4溶液中逐滴加入0.200 0 mol/L NaOH時，溶液的pH與所加NaOH溶液體積的關(guān)系如下圖所示(不考慮揮發(fā))。下列說法正確的是(C),,,,,,,