資源簡介

　水溶液中的離子平衡
命題角度 3年考題分布 考情預測
結合圖像判斷溶液中離子濃度的大小關系 2024·湖南卷T14；2024·河北卷T11； 2024·新課標卷T17；2023·湖北卷T14； 2023·遼寧卷T15；2023·北京卷T14； 2022·湖南卷T10；2022·山東卷T14 水溶液中的離子平衡是高考的熱點和難點。選擇題多以圖像為載體考查溶液酸堿性的判斷、各種常數的分析計算、粒子濃度的關系；非選擇題中利用滴定原理測定某種物質的濃度及滴定操作出現的概率仍然很大。
中和滴定及拓展應用 2024·山東卷T19；2024·安徽卷T16； 2023·湖南卷T12；2022·浙江6月卷T23；2022·山東卷T6
以水溶液中離子平衡為主要考查內容的工藝流程題 2024·湖南卷T16；2023·全國乙卷T27；2023·北京卷T18；2022·山東卷T17； 2022·廣東卷T18
結合圖像判斷溶液中離子濃度的大小關系
高考真題 構建解題模型
(2024·湖南卷T14)常溫下Ka(HCOOH)＝1．8×10-4，向20 mL 0．10 mol·L-1 NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示，下列說法錯誤的是(　　) A．水的電離程度：Mc(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)>c(HCOOH) 審題干，明確電解質溶液及操作情況審圖像，弄清橫、縱坐標含義，起點、交點等特殊點審選項，明確問題角度，結合圖像信息，分析解答問題。 根據題意可知M點為c(OH－)＝c(HCOO－)，N點為恰好反應點，溶質為HCOONa。 A．M點有OH－剩余，抑制水的電離，故水的電離程度：Mc(HCOO－)>c(OH－)>c(HCOOH)>c(H＋)，錯誤。 D
與Kw、Ksp有關的圖像分析 (1)直線型(pM pR曲線) pM為陽離子濃度的負對數，pR為陰離子濃度的負對數 ①直線AB上的點：c(M2+)＝c(R2-)； ②溶度積：CaSO4>CaCO3>MnCO3； ③X點相對于CaCO3來說要析出沉淀，相對于CaSO4來說是不飽和溶液，能繼續溶解CaSO4； ④Y點：>c(Ca2+)，二者的濃度積等于10-5； Z點：Ksp，將會有沉淀生成 ③d點在曲線的下方，Q(3)分布系數圖像分析 [說明：pH為橫坐標、δ(即組分的平衡濃度占總濃度的分數)為縱坐標] 一元弱酸 (以CH3COOH為例)二元弱酸 (以H2C2O4為例) 注：pKa為電離常數的負對數 注：pKa1、pKa2為電離常數的負對數δ0為CH3COOH的分布系數，δ1為CH3COO－的分布系數δ0為H2C2O4的分布系數，δ1為的分布系數，δ2為的分布系數隨著pH增大，溶質分子數不斷減小，離子數逐漸增大，酸根離子增多。根據分布系數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式同一pH條件下可以存在多種溶質微粒。根據在一定pH條件下的微粒分布系數和酸的分析濃度，可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
中和滴定及拓展應用
高考真題 構建解題模型
(2024·山東卷T19節選)利用“燃燒—碘酸鉀滴定法”測定鋼鐵中硫含量的實驗裝置如下圖所示(夾持裝置略)。 實驗過程如下： ①加樣，將a mg樣品加入管式爐內瓷舟中(瓷舟兩端帶有氣孔且有蓋)，聚四氟乙烯活塞滴定管G內預裝c(KIO3)∶c(KI)略小于1∶5的KIO3堿性標準溶液，吸收管F內盛有鹽酸酸化的淀粉水溶液。向F內滴入適量KIO3堿性標準溶液，發生反應：KIO3＋5KI＋6HCl===3I2＋6KCl＋3H2O，使溶液顯淺藍色。 由題中信息可知，利用“燃燒—碘酸鉀滴定法”測定鋼鐵中硫含量的實驗中，將氧氣經干燥、凈化后通入管式爐內瓷舟中將鋼鐵中硫氧化為SO2，然后將生成的SO2導入碘液中吸收，通過消耗KIO3堿性標準溶液的體積來測定鋼鐵中硫的含量。 (1)取20．00 mL 0．100 0 mol·L-1 KIO3的堿性溶液和一定量的KI固體，配制1 000 mL KIO3堿性標準溶液(稀釋了50倍后KIO3的濃度為0．002 000 0 mol·L-1)，需要用堿式滴定管或移液管量取20．00 mL 0．100 0 mol·L-1 KIO3的堿性溶液，需要用一定精確度的天平稱量一定質量的KI固體，需要在燒杯中溶解KI固體，溶解時要用到玻璃棒攪拌，需要用1 000 mL容量瓶配制標準溶液，需要用膠頭滴管定容，因此，必須用到的是AD。
②燃燒：按一定流速通入O2，一段時間后，加熱并使樣品燃燒。 ③滴定：當F內溶液淺藍色消退時(發生反應：SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI)，立即用KIO3堿性標準溶液滴定至淺藍色復現。隨SO2不斷進入F，滴定過程中溶液顏色“消退－變藍”不斷變換，直至終點。 回答下列問題： (1)取20．00 mL 0．100 0 mol·L-1 KIO3的堿性溶液和一定量的KI固體，配制1 000 mL KIO3堿性標準溶液，下列儀器必須用到的是 (填標號)。 A．玻璃棒　　　　　 B．1 000 mL錐形瓶 C．500 mL容量瓶 D．膠頭滴管 (2)該滴定實驗達終點的現象是 ； 滴定消耗KIO3堿性標準溶液V mL，樣品中硫的質量分數是 (用代數式表示)。 (3)若裝置D中瓷舟未加蓋，會因燃燒時產生粉塵而促進SO3的生成，粉塵在該過程中的作用是 ；若裝置E冷卻氣體不充分，可能導致測定結果偏大，原因是 ； 若滴定過程中，有少量不經I2直接將SO2氧化成H2SO4，測定結果會 (填“偏大”“偏小”或“不變”)。 (2)該滴定實驗達終點的現象是當加入最后半滴KIO3堿性標準溶液后，溶液由無色突變為藍色且30 s內不變色；由S元素守恒及SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI、KIO3＋5KI＋6HCl===3I2＋6KCl＋3H2O可得關系式3S～3SO2～3I2～KIO3，若滴定消耗KIO3堿性標準溶液V mL，則n(KIO3)＝V×10-3L×0．002 0000 mol·L-1＝2．000 0×10-6V mol，n(S)＝3n(KIO3)＝3×2．000 0×10-6V mol＝6．000 0×10-6V mol，樣品中硫的質量分數是×100%＝%。(3)若裝置D中瓷舟未加蓋，燃燒時產生粉塵中含有鐵的氧化物，鐵的氧化物能催化SO2的氧化反應從而促進SO3的生成，因此，粉塵在該過程中的作用是催化劑；若裝置E冷卻氣體不充分，則通入F的氣體溫度過高，可能導致部分I2升華，這樣就要消耗更多KIO3堿性標準溶液，從而可能導致測定結果偏大；若滴定過程中，有少量不經I2直接將SO2氧化成H2SO4，從得失電子守恒的角度分析得到6e－被還原為I－，仍能得到關系式3S～3SO2～KIO3，測定結果會不變。 (1)AD (2)當加入最后半滴KIO3堿性標準溶液后，溶液由無色突變為藍色且30 s內不變色　 % (3)催化劑　通入F的氣體溫度過高，導致部分I2升華，從而消耗更多的KIO3堿性標準溶液　不變
“中和滴定”考點歸納 1．滴定實驗思維導圖 2．指示劑的選擇 類型滴定過程指示劑終點顏色變化酸堿中和反應強酸滴定強堿(或弱堿)甲基橙溶液由黃色變為橙色強堿滴定強酸(或弱酸)酚酞溶液由無色變為淺紅色氧化還原反應Na2S2O3溶液滴定未知濃度的碘水淀粉溶液溶液由藍色變為無色酸性溶液滴定(或H2C2O4)溶液不需要指示劑溶液由無色變為淺紅色沉淀反應AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液K2CrO4溶液出現淡紅色沉淀(Ag2CrO4為磚紅色沉淀)
以水溶液中離子平衡為主要考查內容的工藝流程題
高考真題 構建解題模型
(2023·全國乙卷，T27)LiMn2O4作為一種新型鋰電池正極材料受到廣泛關注。由菱錳礦(MnCO3，含有少量Si、Fe、Ni、Al等元素)制備LiMn2O4的流程如下： 已知：Ksp[Fe(OH)3]＝2．8×10-39， Ksp[Al(OH)3]＝1．3×10-33，Ksp[Ni(OH)2]＝5．5×10-16。 回答下列問題： (1)硫酸溶礦主要反應的化學方程式為 。 為提高溶礦速率，可采取的措施是 (舉1例)。 (2)加入少量MnO2的作用是 。 不宜使用H2O2替代MnO2，原因是 。 (3)溶礦反應完成后，反應器中溶液pH＝4，此時c(Fe3+)＝ mol·L-1；用石灰乳調節至pH≈7，除去的金屬離子是 。 根據題給的流程，將菱錳礦置于反應器中，加入硫酸和MnO2，可將固體溶解，將雜質中的Fe、Ni、Al等元素物質也轉化為其離子形式，同時，加入的MnO2可以將溶液中的Fe2+氧化為Fe3+；隨后將溶液pH調至約等于7，此時，根據已知條件給出的三種氫氧化物的溶度積可以將溶液 中的Al3+沉淀出來；隨后加入BaS，可以將溶液中的Ni2+沉淀，得到相應的濾渣；溶液中含有大量的Mn2+，將此溶液置于電解槽中電解，得到MnO2，將MnO2與碳酸鋰共同煅燒得到最終產物LiMn2O4。 (1)菱錳礦中主要含有MnCO3，加入硫酸后可以與其反應，硫酸溶礦主要反應的化學方程式為MnCO3＋H2SO4===MnSO4＋H2O＋CO2↑；為提高溶礦速率，可以將菱錳礦粉碎。 (2)根據分析，加入MnO2的作用是將酸溶后溶液中含有的Fe2+氧化為Fe3+，但不宜使用H2O2氧化Fe2+，因為氧化后生成的Fe3+可以催化H2O2分解，不能使溶液中的Fe2+全部氧化為Fe3+。 (3)溶礦完成以后，反應器中溶液pH＝4，此時溶液中c(OH－)＝1．0×10-10mol·L-1，此時體系中含有的c(Fe3+)＝＝2．8×10-9mol·L-1，這時，溶液中的c(Fe3+)小于1．0×10-5mol·L-1，認為Fe3+已經沉淀完全；用石灰乳調節至pH≈7，這時溶液中c(OH－)＝1．0×10-7mol·L-1，溶液中c(Al3+)＝1．3×10-12mol·L-1，c(Ni2+)＝5．5×10-2mol·L-1，c(Al3+)小于1．0×10-5mol·L-1，Al3+沉淀完全，這一階段除去的金屬離子是Al3+。 (4)加入少量BaS溶液除去Ni2+，反應的離子方程式為===BaSO4↓＋NiS↓，生成的沉淀有BaSO4、NiS。 (5)在電解槽中，Mn2+發生反應生成MnO2，反應的離子方程式為Mn2+＋2H2OH2↑＋MnO2↓＋2H＋；電解時電解液中Mn2+大量減少，H＋大量增加，需要加入Mn(OH)2以保持電解液成分的穩定。
(4)加入少量BaS溶液除去Ni2+，生成的沉淀有 。 (5)在電解槽中，發生電解反應的離子方程式為 。 隨著電解反應進行，為保持電解液成分穩定，應不斷 。電解廢液可在反應器中循環利用。 (6)煅燒窯中，生成LiMn2O4反應的化學方程式是 。 (6)煅燒窯中MnO2與Li2CO3發生反應生成LiMn2O4，反應的化學方程式為2Li2CO3＋8MnO24LiMn2O4＋2CO2↑＋O2↑。 (1)MnCO3＋H2SO4===MnSO4＋CO2↑＋H2O　將菱錳礦粉碎(或適當升高溫度、適當提高硫酸濃度、充分攪拌等，答出一點即可)　(2)將Fe2+氧化為Fe3+　溶液中的Mn2+或氧化生成的Fe3+能催化H2O2分解　(3)2．8×10-9　Al3+ (4)NiS、BaSO4　(5)Mn2+＋2H2OMnO2↓＋H2↑＋2H＋　加入Mn(OH)2　(6)8MnO2＋2Li2CO34LiMn2O4＋O2↑＋2CO2↑
(2024·湖南卷T16)銅陽極泥(含有Au、Ag2Se、Cu2Se、PbSO4等)是一種含貴金屬的可再生資源，回收貴金屬的化工流程如下： 已知：①當某離子的濃度低于1．0×10-5 mol·L-1時，可忽略該離子的存在； ②AgCl(s)＋Cl－(aq) [AgCl2]－(aq)　K＝2．0×10-5； ③Na2SO3易從溶液中結晶析出； ④不同溫度下Na2SO3的溶解度如下： 溫度/℃020406080溶解度/g14．426．137．433．229．0
銅陽極泥(含有Au、Ag2Se、Cu2Se、PbSO4等)加入H2O2、H2SO4、NaCl氧化酸浸，由題中信息可知，濾液1中含有Cu2+和H2SeO3，濾渣1中含有Au、AgCl、PbSO4；濾渣1中加入NaClO、H2SO4、NaCl，將Au轉化為Na[AuCl4]除去，濾液2中含有Na[AuCl4]，濾渣2中含有AgCl、PbSO4；在濾渣2中加入Na2SO3，將AgCl轉化為Ag2SO3，過濾除去，濾液3含有Ag2SO3；向濾液3和濾液4的混合液中加入Na2S2O4，將Ag元素還原為Ag單質，Na2S2O4轉化為Na2SO3，濾液4中溶質主要為Na2SO3，可繼續進行銀轉化過程。
回答下列問題： (1)Cu屬于 區元素，其基態原子的價電子排布式為 。 (2)“濾液1”中含有Cu2+和H2SeO3，“氧化酸浸”時Cu2Se反應的離子方程式為 。 (3)“氧化酸浸”和“除金”工序抣需加入一定量的NaCl： ①在“氧化酸浸”工序中，加入適量NaCl的原因是 。 ②在“除金”工序溶液中，Cl－濃度不能超過 mol·L-1。 (4)在“銀轉化”體系中，[Ag(SO3)2]3-和[Ag(SO3)3]5-濃度之和為0．075 mol·L-1，兩種離子分布分數δ隨濃度的變化關系如圖所示，若濃度為1．0 mol·L-1，則[Ag(SO3)3]5-的濃度為 mol·L-1。 (5)濾液4中溶質主要成分為 (填化學式)；在連續生產的模式下，“銀轉化”和“銀還原”工序需在40 ℃左右進行，若反應溫度過高，將難以實現連續生產，原因是 。 (1)Cu的原子序數為29，位于第四周期第ⅠB族，屬于ds區元素，其基態原子的價電子排布式為3d104s1。 (2)濾液1中含有Cu2+和H2SeO3，氧化酸浸時Cu2Se與H2O2、H2SO4發生氧化還原反應，生成CuSO4、H2SeO3和H2O，反應的離子方程式為Cu2Se＋4H2O2＋4H＋===2Cu2+＋H2SeO3＋5H2O。 (3)①在“氧化酸浸”工序中，加入適量NaCl的原因是使銀元素轉化為AgCl沉淀； ②由題目可知AgCl(s)＋Cl－(aq) [AgCl2]－(aq)，在“除金”工序溶液中，若Cl－加入過多，AgCl則會轉化為[AgCl2]－，當某離子的濃度低于1．0×10-5 mol·L-1時，可忽略該離子的存在，為了不讓AgCl發生轉化，則令c[AgCl2]－＝1．0×10-5 mol·L-1，由K＝＝2．0×10-5，可得c(Cl－)＝0．5 mol·L-1，即Cl－濃度不能超過0．5 mol·L-1。 (4)在“銀轉化”體系中，[Ag(SO3)2]3-和[Ag(SO3)3]5-濃度之和為0．075 mol·L-1，溶液中存在平衡關系： [Ag(SO3)3]5-，當＝0．5 mol·L-1時，此時c[Ag(SO3)2]3-＝＝0．0375 mol·L-1，則該平衡關系的平衡常數K＝＝＝2，當＝1 mol·L-1時，K＝＝＝2，解得此時c[Ag(SO3)3]5-＝0．05 mol·L-1。 (5)由分析可知濾液4中溶質主要成分為Na2SO3；由不同溫度下Na2SO3的溶解度可知，高于40 ℃后，Na2SO3的溶解度下降，“銀轉化”和“銀還原”的效率降低，難以實現連續生產。 (1)ds　3d104s1　(2)Cu2Se＋4H2O2＋4H＋===2Cu2+＋H2SeO3＋5H2O　(3)①使銀元素轉化為AgCl沉淀　②0．5　(4)0．05　(5)Na2SO3　高于40 ℃后，Na2SO3的溶解度下降，“銀轉化”和“銀還原”的效率降低，難以實現連續生產
1．四大平衡知識網絡 2．認識溶液中各類平衡常數 (1)電離常數(K電離)與電離度(α)的關系(以一元弱酸HA為例) 　　　　　 HA　 　　H＋　＋　A－ 起始濃度： c酸 0 0 平衡濃度： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α K電離＝＝。
若α很小，可認為1－α≈1，則K電離＝c酸·α2(或α＝)。 (2)電離常數與水解常數的關系 ①對于一元弱酸HA，Ka與Kh的關系 HA H＋＋A－，Ka(HA)＝； A－＋H2O HA＋OH－，Kh(A－)＝。則Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故Kh＝。常溫時Ka·Kh＝Kw＝1．0×10-14，Kh＝。 ②對于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)與Kh(HB－)、Kh(B2-)的關系 HB－＋H2O H2B＋OH－，Kh(HB－)＝＝＝。 B2-＋H2O HB－＋OH－，Kh(B2-)＝＝＝。 【特別提醒】　常溫時，對于一元弱酸HA，當Ka>1．0×10-7時，Kh<1．0×10-7，此時將等物質的量濃度的HA溶液與NaA溶液等體積混合，HA的電離程度大于A－的水解程度，溶液呈酸性；同理，當Ka<1．0×10-7時，Kh>1．0×10-7，A－的水解程度大于HA的電離程度，溶液呈堿性。對于多元弱酸，Kh＝，Ka是其陰離子結合一個H＋所形成的粒子的電離常數。 3．溶度積常數(Ksp)的相關計算 (1)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間的關系 M(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq)， Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝)n+1。 (2)Ksp與溶解度(S)之間的計算關系 對于AB型物質，其Ksp＝。

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