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第三章　水溶液中的離子反應與平衡
本章復習提升
易混易錯練
易錯點1　混淆三個守恒而錯誤判斷微粒濃度大小關系
1.25 ℃時,下列溶液中有關微粒的物質的量濃度關系錯誤的是 (　　)
A.濃度相同的CH3COONa溶液與NaClO溶液,溶液中陽離子的總濃度前者等于后者
B.Na2CO3溶液:c(OH-)=c(HC)+c(H+)+2c(H2CO3)
C.醋酸鈉溶液、鹽酸混合后呈中性的溶液中:c(Na+)>c(Cl-)=c(CH3COOH)
D.pH=2的HA溶液與pH=12的MOH溶液以任意比混合:c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-)
2.25 ℃時,向100 mL 0.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L-1 KOH溶液,溶液pH與KOH溶液體積的關系如圖所示,對圖中四個點a、b、c、d的分析中,不正確的是 (　　)
A.a點前發生的反應為H++OH- H2O
B.b點存在2c(S)+c(K+)
C.d點水的電離程度最大,且存在c(OH-)=c(N)+c(H+)
D.c點存在c(N)>c(NH3·H2O)
易錯點2　沉淀溶解平衡原理理解不清,平衡移動判斷錯誤
3.硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料,其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是 (　　)
A.圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度
B.圖中各點對應的Ksp的關系為Ksp(m)=Ksp(n)C.向m點的溶液中加入少量Na2S固體,溶液中Cd2+濃度降低
D.溫度降低時,q點飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動
4.鉛白(PbCO3)和黃色的PbI2都是難溶的鉛鹽。室溫下,PbCO3和PbI2達到沉淀溶解平衡時,-lg c(Pb2+)與-lg c(C)或-lg c(I-)的關系如圖。下列說法錯誤的是 (　　)
A.L2代表PbCO3,Ksp(PbCO3)=1.0×10-13.1
B.p點對應的溶液中,滴入0.1 mol·L-1 Pb(NO3)2溶液,將析出固體PbI2
C.反應PbI2(s)+C(aq) PbCO3(s)+2I-(aq)的平衡常數K=105.1
D.向等濃度的Na2CO3與NaI的混合溶液中滴入Pb(NO3)2溶液先產生黃色沉淀
易錯點3　不能正確應用各類平衡常數,導致分析出現錯誤
5.25 ℃時,某小組通過調節0.1 mol/L的FeCl3溶液的pH,獲得Fe(OH)3飽和溶液并對其進行研究。已知,25 ℃時,Fe(OH)3(aq)的電離常數:Kb1=3.2×10-9,Kb2=5.0×10-10,Kb3=1.5×10-12,Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,lg2≈0.3。下列說法正確的是(　　)
A.25 ℃時,pH為3.0時,體系中無Fe(OH)3固體
B.25 ℃時,Fe(OH)3的溶解度為S(單位為mol/L),S=c[Fe(OH]+c[Fe(OH)2+]+c(Fe3+)
C.25 ℃時,Fe(OH)3飽和溶液中Fe(OH)3分子的濃度約為1.7×10-8
D.25 ℃時,pH約為9.3時,溶液中Fe(OH與Fe(OH)2+的濃度相等
6.平衡常數是分析平衡問題的重要依據。回答下列問題:
(1)已知:25 ℃時,HA的Ka=1.0×10-6,則25 ℃時,1 mol·L-1的HA溶液的pH=　　　。
(2)在溫度為T時,某研究人員測定NH3·H2O的電離常數Kb為2×10-5,N的水解常數Kh為1.5×10-8,則該溫度下水的離子積常數KW為　　　,請判斷T　　(填“>”“<”或“=”)25 ℃。
(3)化工生產中常用MnS作沉淀劑除去工業廢水中的Cu2+:Cu2+(aq)+MnS(s) CuS(s)+Mn2+(aq)。25 ℃時,該反應的平衡常數K為　　　　(25 ℃時,CuS和MnS的Ksp分別為6.0×10-36、2.0×10-10)。
(4)25 ℃時,將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合,所得溶液中c(N)=c(Cl-),則溶液顯　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性。
易錯點4　找錯“特殊點”,導致分析酸堿滴定圖像題時出錯
7.用一定濃度的H2SO4溶液分別滴定體積均為20.00 mL、濃度均為0.100 mol·L-1的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三種溶液,滴定過程中三種溶液的電導率(已知:溶液電導率越大,導電能力越強)隨H2SO4溶液體積變化的關系如圖所示。下列說法錯誤的是 (　　)
A.曲線①、②、③分別代表Ba(OH)2溶液、NaOH溶液和NH3·H2O溶液的滴定曲線
B.H2SO4溶液的濃度為0.100 mol·L-1
C.a、b、c、d四點中,d點水的電離程度最小
D.d點對應的溶液中粒子濃度存在關系:c(H+)=c(N)+c(NH3·H2O)+c(OH-)
8.羥胺的電離方程式為NH2OH+H2O NH3OH++OH-(25 ℃時,Kb=9.0×10-9)。25 ℃時,向20 mL的某稀鹽酸中滴入0.1 mol·L-1的羥胺溶液,溶液中由水電離出的H+濃度隨滴入羥胺溶液體積的變化如圖所示(已知:lg3≈0.5),下列說法正確的是 (　　)
A.25 ℃時,0.1 mol·L-1羥胺溶液的pH=8.5
B.c點和e點溶液的pH相同
C.b點對應溶液中存在:c(Cl-)=c(NH2OH)
D.V2=20
思想方法練
“數形結合”思想在電解質溶液圖像題中的應用
方法概述
　　電解質溶液圖像類試題的特點是把所要考查的化學知識與圖像相結合,通過計算和推理,解決化學問題。解答此類試題的關鍵在于讀圖、識圖、用圖,對所給圖像進行綜合分析,重點弄清圖像中的“四點”(起點、交點、轉折點、終點)及各條線(含橫、縱坐標)的化學含義,分析曲線的走向,挖掘圖像中的隱含條件,找出解題的突破口。
1.H2X為二元弱酸,常溫下,向20.00 mL 0.100 0 mol·L-1的K2X溶液中滴入0.100 0 mol·L-1的鹽酸,溶液的pH與所加鹽酸體積的關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法錯誤的是(　　)
A.a點溶液中:c(Cl-)+c(OH-)+c(HX-)+2c(X2-)=c(K+)+c(H+)
B.常溫下,H2X的一級電離常數Ka1=3×10-4
C.b點溶液中:c(K+)>c(HX-)>c(H2X)>c(X2-)
D.c點溶液中:c(Cl-)=2[c(X2-)+c(HX-)+c(H2X)]
2.25 ℃時,用HCl氣體調節0.1 mol/L氨水的pH,溶液中pH與微粒濃度的對數值(lg c)、反應物的物質的量之比[n(HCl)/n(NH3·H2O)]的關系如圖。若忽略通入氣體后溶液體積的變化,下列說法錯誤的是　 (　　)
A.P2所示溶液中:c(Cl-)>c(NH3·H2O)
B.P1所示溶液中:c(Cl-)=0.05 mol/L
C.[n(HCl)/n(NH3·H2O)]=0.75時,溶液中:4c(H+)+c(N)=4c(OH-)+3c(NH3·H2O)
D.25 ℃時,NH4Cl水解平衡常數數量級為10-10
3.某廢水處理過程中始終保持H2S飽和,即c(H2S)=0.1 mol·L-1,通過調節pH使Ni2+和Cd2+形成硫化物而分離,體系中pH與-lg c關系如圖所示,c為HS-、S2-、Ni2+和Cd2+的濃度,單位為mol·L-1。已知Ksp(NiS)>Ksp(CdS),下列說法正確的是 (　　)
A.Ksp(CdS)=10-18.4
B.③為pH與-lg c(HS-)的關系曲線
C.Ka1(H2S)=10-8.1
D.Ka2(H2S)=10-14.7
答案與分層梯度式解析
易混易錯練
1.A 2.C 3.B 4.D 5.C 7.D 8.D
1.A　濃度相同的CH3COONa溶液與NaClO溶液中,陽離子的總濃度都等于鈉離子與氫離子濃度之和,鈉離子濃度相等,但因醋酸酸性強于次氯酸,弱酸的酸性越弱越水解,次氯酸根離子水解程度更大,所以次氯酸鈉溶液堿性強,氫離子濃度小,故溶液中陽離子的總濃度前者大于后者,A錯誤;Na2CO3溶液中存在質子守恒:c(OH-)=c(HC)+c(H+)+2c(H2CO3),B正確;醋酸鈉溶液、鹽酸混合后呈中性的溶液中存在電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)+c(CH3COO-),中性溶液中c(H+)=c(OH-),故c(Na+)=c(Cl-)+c(CH3COO-),由元素守恒知c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),所以c(Na+)>c(Cl-)=c(CH3COOH),C正確;任何溶液均呈電中性,由電荷守恒知c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-),D正確。
易錯分析　電荷守恒中常因未關注每種離子所帶的電荷數而出錯,如Na2S溶液中的電荷守恒為c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-),S2-帶兩個單位負電荷,c(S2-)前應有化學計量數2。
2.C　根據題中信息可知a點NH4HSO4和KOH物質的量相等,OH-先與NH4HSO4中H+反應,所以a點前發生的反應為H++OH- H2O,A正確;b點溶液呈中性,根據電荷守恒得到c(H+)+c(N)+c(K+)=2c(S)+c(OH-),又c(H+)=c(OH-),則有2c(S)=c(N)+c(K+),B正確;a點溶質是硫酸銨和硫酸鉀,硫酸銨促進水的電離,b、c點溶質是硫酸銨、硫酸鉀和NH3·H2O,d點溶質為硫酸鉀和NH3·H2O,NH3·H2O抑制水的電離,所以a點水的電離程度最大,C錯誤;c點若不考慮N的水解和NH3·H2O的電離,二者濃度相等,但由于NH3·H2O電離程度大于N的水解程度,則溶液中c(N)>c(NH3·H2O),D正確。
3.B　曲線上的p、q點的溶液為CdS飽和溶液,難溶物的溶解度既可用溶質的質量表示,也可以用溶解出的離子濃度表示,所以圖中a和b分別是T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度,A正確;對于CdS,溫度相同,Ksp相同,溫度越高,Ksp越大,因此圖中各點對應的Ksp的關系為Ksp(m)=Ksp(n)=Ksp(p)易錯分析　外界條件改變時,不能準確判斷沉淀溶解平衡的移動方向,進而不能確定各微粒的濃度變化是這類題的易錯點。若解答沉淀溶解平衡曲線上的點的移動情況時,溫度改變,曲線上的點會移動到曲線外;若加入該物質的某種離子,曲線上的點仍在曲線上移動。
4.D　L2代表PbCO3,取點(0,13.1),此時-lg c(C)=0,c(C)=1 mol·L-1,-lg c(Pb2+)=13.1,c(Pb2+)=10-13.1 mol·L-1,Ksp(PbCO3)=c(Pb2+) c(C)=1×10-13.1,A正確;p點對應的溶液中,滴入0.1 mol·L-1Pb(NO3)2溶液,將增大溶液中的c(Pb2+),使沉淀溶解平衡逆向移動,從而析出固體PbI2,B正確;取點(0,8),可求出Ksp(PbI2)=10-8,反應PbI2(s)+C(aq) PbCO3(s)+2I-(aq)的平衡常數K=====105.1,C正確;向濃度相同的Na2CO3、NaI混合溶液中滴入Pb(NO3)2溶液,假設c(C)和c(I-)均為0.1 mol·L-1,形成PbCO3飽和溶液時,需c(Pb2+)= mol·L-1=10-12.1 mol·L-1,形成PbI2飽和溶液時,需c(Pb2+)= mol·L-1=10-6 mol·L-1,則生成PbCO3沉淀需要的Pb2+的濃度更小,先生成PbCO3沉淀,即先產生白色沉淀,D錯誤。
5.C　25 ℃時,pH為3.0時,c(H+)=1×10-3 mol/L,c(OH-)== mol/L=1×10-11 mol/L,Q=c(Fe3+)·c3(OH-)=0.1×(10-11)3=1×10-34>Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,體系中有Fe(OH)3固體析出,A錯誤;根據題干信息,氫氧化鐵的電離是不完全電離,所以溶液中Fe元素會以Fe(OH)3、Fe(OH、Fe(OH)2+、Fe3+四種形式存在,則S=c[Fe(OH]+c[Fe(OH)2+]+c(Fe3+)+c[Fe(OH)3],B錯誤;Kb1×Kb2×Kb3====2.4×10-30,解得c[Fe(OH)3]≈1.7×10-8 mol/L,C正確;Kb2==5.0×10-10,溶液中Fe(OH與Fe(OH)2+的濃度相等時,c(OH-)=5.0×10-10 mol/L,c(H+)== mol/L=2×10-5 mol/L,pH=-lg c(H+)=-lg(2×10-5)=5-lg2≈4.7,D錯誤。
易錯分析　解答各類平衡常數的綜合題時,要明確各平衡常數的表示方法。同時要求做到:(1)能根據Ka(或Kb)、KW推導Kh的表達式;(2)能結合沉淀間的相互轉化計算反應的平衡常數K;(3)能根據Ka、Kh等判斷溶液中電離和水解程度的大小關系,進而判斷溶液的酸堿性。
6.答案　(1)3　(2)3×10-13　>　(3)3.3×1025
(4)中
解析　(1)由Ka===1.0×10-6,可得c(H+)≈ mol·L-1=10-3 mol·L-1,pH=3。(2)KW=Kb·Kh=2×10-5×1.5×10-8=3×10-13,溫度為T時水的離子積常數大于25 ℃時水的離子積常數,因此T應大于25 ℃。(3)平衡常數K====≈3.3×1025。(4)根據電荷守恒有c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),由于c(N)=c(Cl-),則c(H+)=c(OH-),溶液呈中性。
7.D　H2SO4溶液滴定Ba(OH)2溶液時,離子濃度先減小,恰好完全反應時,離子濃度最小,之后逐漸增大,電導率先減小后增大,故曲線①為Ba(OH)2的滴定曲線;NH3·H2O為弱電解質,H2SO4溶液滴定NH3·H2O溶液時,離子濃度增大,恰好完全反應后繼續加入硫酸,離子濃度繼續增大,故曲線③為NH3·H2O溶液的滴定曲線,則曲線②為氫氧化鈉溶液的滴定曲線,A正確;由題圖可知,20.00 mL濃度為0.100 mol·L-1的Ba(OH)2溶液恰好完全反應消耗硫酸的體積為20 mL,故H2SO4溶液的濃度為0.100 mol·L-1,B正確;a點為硫酸銨溶液,硫酸銨促進水的電離,b、c點水的電離不受影響,d點為等濃度硫酸銨和硫酸的混合溶液,硫酸抑制水的電離的程度大于銨根離子水解促進水的電離的程度,所以d點水的電離程度最小,C正確;d點為等濃度硫酸銨和硫酸的混合溶液,根據電荷守恒:c(N)+c(H+)=2c(S)+c(OH-),元素守恒:c(S)=c(N)+c(NH3·H2O),所以c(H+)=c(N)+2c(NH3·H2O)+c(OH-),D錯誤。
易錯分析　電解質溶液圖像類試題常因找不準“特殊點”或“特殊點”分析錯誤而出錯;解答此類題時一般尋找反應進行“一半”的點、恰好完全反應的點、溶液呈中性的點、交叉點等,要明確關鍵點對應的溶質是什么,各自的量有什么關系,對應點的酸堿性是怎樣的,然后結合選項問題分析解答。
8.D　25 ℃時,羥胺的電離常數Kb==9.0×10-9,即0.1 mol·L-1羥胺溶液中Kb≈=9.0×10-9,解得c(OH-)=3.0×10-5 mol·L-1,c(H+)= mol·L-1=×10-9 mol·L-1,故溶液pH=-lg c(H+)=9.5,A項錯誤;c點溶質為HCl、NH3OHCl,e點溶質為NH2OH、NH3OHCl,從c點到e點,隨羥胺溶液的滴加,溶液酸性逐漸減弱,其pH不同,B項錯誤;b點溶質為HCl、NH3OHCl,c(Cl-)>c(NH2OH)+c(NH3OH+),故c(Cl-)>c(NH2OH),C項錯誤;據圖可知,25 ℃時鹽酸中水電離出的c水(H+)=10-13 mol·L-1,即該鹽酸的濃度為0.1 mol·L-1,則20 mL的該稀鹽酸中滴入0.1 mol·L-1羥胺溶液,當V2=20時,水的電離程度最大,D項正確。
思想方法練
1.C　a點溶液中溶質為K2X、KHX、KCl,由電荷守恒可得c(Cl-)+c(OH-)+c(HX-)+2c(X2-)=c(K+)+c(H+),A項正確;隨著鹽酸的逐漸滴入,溶液中依次發生反應:K2X+HCl KHX+KCl、KHX+HCl H2X+KCl,c點溶液中溶質為H2X和KCl,且溶液中c(H2X)= mol·L-1,c(H+)≈c(HX-)=1×10-2.5 mol·L-1,Ka1(H2X)==3×10-4,B項正確;b點溶液中溶質是KHX和KCl,結合pH<7可知,溶液呈酸性,則HX-的電離程度大于其水解程度,即HX-電離出的c(X2-)大于水解生成的c(H2X),C項錯誤;c點時加入40.00 mL鹽酸,即n(HCl)=2n(K2X),根據元素守恒得c(Cl-)=2[c(X2-)+c(HX-)+c(H2X)],D項正確。
方法點津　解答本題需根據加入鹽酸的體積確定依次發生的化學反應,并能確定a、b、c三點的溶質成分,結合溶質成分和溶液的pH可判斷HX-的電離程度與水解程度的大小關系,再結合電荷守恒、元素守恒等找出等量關系進行分析判斷。
2.B　由題圖知,P2所示溶液的pH=7,根據電荷守恒:c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),故c(N)=c(Cl-),c(N)>c(NH3·H2O),可知c(Cl-)>c(NH3·H2O),A正確;P1所示溶液中存在電荷守恒c(H+)+c(N)=c(OH-)+c(Cl-),由題圖知該溶液中c(N)=c(NH3·H2O)=0.05 mol/L,c(H+)=10-9.25 mol/L,c(OH-)=10-4.75 mol/L,則10-9.25 mol/L+0.05 mol/L=10-4.75 mol/L+c(Cl-),c(Cl-)<0.05 mol/L,B錯誤;[n(HCl)/n(NH3·H2O)]=0.75時,溶液中存在電荷守恒:c(H+)+c(N)=c(OH-)+c(Cl-),元素守恒:3c(NH3·H2O)+3c(N)=4c(Cl-),聯立得4c(H+)+c(N)=4c(OH-)+3c(NH3·H2O),C正確;由題圖知pH=9.25時,c(N)=c(NH3·H2O),Kh==10-9.25,則NH4Cl水解平衡常數數量級為10-10,D正確。
3.D　c(H2S)始終為0.1 mol·L-1,根據Ka可知,隨著pH升高,c(HS-)和c(S2-)不斷增大,且c(HS-)>c(S2-),據此判斷曲線④和曲線③分別代表c(HS-)和c(S2-)的變化,再根據Ksp(NiS)>Ksp(CdS)判斷曲線②和曲線①分別代表c(Ni2+)和c(Cd2+)的變化。由曲線③和曲線①的交點可計算出Ksp(CdS)=c(Cd2+)·c(S2-)=10-13×10-13=10-26,A項錯誤;③為pH與-lg c(S2-)的關系曲線,B項錯誤;由曲線④上的點(1.6,6.5)可計算出Ka1(H2S)===10-7.1,C項錯誤;由曲線③上的點(4.9,13.0)可知,pH=4.9時,c(S2-)=10-13 mol·L-1,根據Ka1=,可得此時c(HS-)=10-3.2 mol·L-1,則Ka2(H2S)===10-14.7,D項正確。
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