2019届高考化学一、二轮衔接 专题整合(九)　水溶液中的离子平衡作业


专题整合(九)　水溶液中的离子平衡

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[一题串知·迁移练]

浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。

　　　　
[串知设计]
(1)一元碱MOH和ROH中属于弱碱的是________，写出其电离方程式并说明理由
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。

(2)在浓度0.10mol·L－1的MOH溶液中，水电离出的c(H＋)为____________。

(3)室温下，MOH与盐酸溶液恰好完全中和时溶液的pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
(4)1体积pH＝12的MOH与9体积pH＝3的盐酸混合，混合溶液的pH是________(忽略溶液混合时溶液体积的变化)。
(5)相同浓度的3体积ROH溶液与1体积AlCl3溶液反应，生成RCl溶液和Al(OH)3沉淀，其中RCl溶液呈________，用离子方程式说明其原因：
________________________________________________________________________；
Al(OH)3沉淀的溶度积表达式为
________________________________________________________________________。

答案：(1)ROH　ROHR＋＋OH－，根据题图可知0.10 mol·L－1的ROH的pH＜13，即c(OH－)＜0.10 mol·L－1，说明ROH不完全电离，属于弱碱
(2)1×10－13 mol·L－1
(3)＝
(4)10
(5)酸性　R＋＋H2OROH＋H＋
Ksp＝c(Al3＋)·c3(OH－)

[保分题目·综合练]

1．下列实验能证明NH3·H2O是弱电解质的是(　　)
A．用氨水做导电性实验，灯泡昏暗
B．将氨水滴入AlCl3溶液中，产生白色沉淀
C．常温下，用pH试纸测得0.1 mol·L－1氨水的pH＜13
D．氨水能使红色石蕊试纸变蓝
解析：选C　当强电解质溶液浓度很小时，做导电性实验时灯泡也是昏暗的，A错；将适量强碱(如NaOH)溶液滴入AlCl3溶液中，也会产生白色沉淀，B错；NH3·H2O不能完全电离，故0.1 mol·L－1氨水的pH小于13，C正确；D项证明氨水显碱性，但不能证明NH3·H2O是弱电解质，D错。
2．下列溶液一定呈中性的是(　　)
A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液
B．pH＝7的溶液
C．使石蕊溶液呈红色的溶液
D．由强酸与强碱等物质的量反应得到的溶液
解析：选A　c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol·L－1的溶液，满足关系c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，故A正确；pH＝7的溶液，不一定是常温下，水的离子积不一定是KW＝1×10－14，溶液中c(H＋)、c(OH－)不一定相等，故B错误；使石蕊溶液呈红色的溶液，溶液显酸性，故C错误；由二元强酸与一元强碱等物质的量反应得到的溶液不显中性，故D错误。
3.常温下，0.2 mol·L－1的一元酸HA与等浓度NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中部分微粒组分及浓度如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．HA为强酸
B．该混合溶液pH＝7.0
C．该混合溶液中：c(A－)＋c(Y)＝c(Na＋)
D．图中X表示HA，Y表示OH－，Z表示H＋
解析：选C　若HA为强酸，按题意两溶液混合后，所得溶液中c(A－)＝0.1 mol·L－1，由题图知A－浓度小于0.1 mol·L－1，表明A－发生水解，HA为弱酸。根据水解原理，溶液中主要微粒的浓度大小关系应为c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(HA)＞c(H＋)，可以判断X表示OH－，Y表示HA，Z表示H＋，则A、B、D项错误，C项满足物料守恒，正确。
4．常温下，0.1 mol·L－1的三种盐溶液NaX、NaY、NaZ的pH分别为7、8、9，则下列判断中正确的是(　　)
A．HX、HY、HZ的酸性依次增强
B．离子浓度：c(Z－)＞c(Y－)＞c(X－)
C．电离常数：K(HZ)＞K(HY)
D．c(X－)＝c(Y－)＋c(HY)＝c(Z－)＋c(HZ)
解析：选D　NaX、NaY、NaZ的pH分别为7、8、9，则HX是强酸，HY、HZ是弱酸，再根据水解规律可知HY的酸性强于HZ的酸性。所以酸性：HX＞HY＞HZ，故A、C错误。根据“越弱越水解”可知B错误。D选项是正确的，符合物料守恒关系式。
5．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　　)
酸
HX
HY
HZ
浓度/(mol·L－1)
0.12
0.2
0.9
1
1
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ka1
Ka2
Ka3
Ka4
Ka5

A．在相同温度，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度降低，电离度越大，且Ka1＞Ka2＞Ka3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大
C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)＜c(Y－)＜c(X－)
D．在相同温度下，Ka5＞Ka4＞Ka3
解析：选D　相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为HZ＞HY＞HX，D项正确；电离常数只与温度有关，温度相同，Ka1＝Ka2＝Ka3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C项错误。
6．常温下，有下列四种溶液：
①
②
③
④
pH＝2的CH3COOH溶液
0.01 mol·L－1的HCl溶液
pH＝12的氨水
pH＝12的NaOH溶液
下列说法不正确的是(　　)
A．③与④中c(OH－)相同
B．①与④混合，若溶液显酸性，则所得溶液中离子浓度可能为c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(OH－)
C．将体积相同的③和④分别加水稀释100倍后，③的pH较大
D．②与③混合，若混合溶液的pH＝7，则所得溶液中c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)
解析：选D　③与④的pH相同，因此c(OH－)相同，A对；①与④混合，CH3COOH过量时可得到CH3COOH和CH3COONa的混合溶液，溶液显酸性，离子浓度大小可能为c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(Na＋)＞c(OH－)，B对；等体积的③和④分别加水稀释100倍，稀释过程中NH3·H2O的电离程度增大，因此氨水中c(OH－)较大，其pH较大，C对；②与③混合，若混合溶液的pH＝7，根据电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，可推知：c(NH)＝c(Cl－)，D错。
7．已知：H2SO3HSO＋H＋　Ka1、HSOSO＋H＋　Ka2。常温下，向某浓度的H2SO3溶液中逐滴加入一定浓度的NaOH溶液，所得溶液中H2SO3、HSO、SO三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中不正确的是(　　)

A．曲线3表示的微粒是SO
B．溶液的pH＝4.2时：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)
C．常温下，＝1 000
D．溶液的pH＝1.2时：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2SO3)
解析：选B　由题图可知， 曲线1、2、3表示的微粒分别是H2SO3、HSO、SO，A项正确；溶液的pH＝4.2时，根据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)，B项错误；溶液的pH＝1.2时，c(H2SO3)＝c(HSO)，Ka1＝＝1×10－1.2，溶液的pH＝4.2时，c(HSO)＝c(SO)，Ka2＝＝1×10－4.2，则＝1 000，C项正确；溶液的pH＝1.2时，c(H2SO3)＝c(HSO)，且c(SO)＝0，根据电荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSO)，则有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2SO3)，D项正确。
8.在25 ℃下，稀释HA、HB两种酸溶液，溶液pH变化的曲线如图所示，其中V1表示稀释前酸的体积。V2表示稀释后溶液的体积，下列说法不正确的是(　　)
A．a、b两点水的电离程度：a小于b
B．HA、HB两种酸溶液pH相同时，c(HA)＜c(HB)
C．曲线上a、b两点一定相等
D．25 ℃时，NaA溶液中c(A－)一定大于NaB溶液中c(B－)
解析：选D　根据图像知，起始时HA、HB两种酸溶液的pH相同，但当横坐标由0变化到2时，即溶液稀释100倍时，HA溶液的pH增大2，而HB溶液的pH增大小于2，说明HA为强酸，HB为弱酸。a点pH小于b点pH，则a点溶液中c(H＋)大，对水的电离的抑制程度大，因此水的电离程度：a小于b，A项正确；HA为强酸，HB为弱酸，故HA、HB两种酸溶液的pH相同时，c(HA)＜c(HB)，B项正确；＝＝，又Ka(HB)、KW不变，故曲线上a、b两点一定相等，C项正确；HB为弱酸，HA为强酸，由于B－水解，故25 ℃时，等浓度的NaA溶液、NaB溶液中c(A－)一定大于c(B－)，但当两溶液浓度不同时，c(A－)可能小于或等于c(B－)，D项错误。
9.在25 ℃时，将1.0 L w mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol NaOH固体混合，充分反应。然后向混合液中加入CH3COOH或CH3COONa固体(忽略体积和温度变化)，引起溶液pH的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)
A．a、b、c对应的溶液中，水的电离程度由大到小的顺序是c＞a＞b
B．b点溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)
C．加入CH3COOH过程中，增大
D．25 ℃时，CH3COOH的电离平衡常数Ka＝
解析：选D　b点溶液代表向含w mol CH3COOH的溶液中加入0.1 mol NaOH固体后所得的溶液，b点溶液显酸性，则w＞0.1，故b点溶液中的溶质为0.1 mol CH3COONa和(w－0.1)mol CH3COOH，c点溶液中，根据电荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，又c点溶液的pH＝7，则c(H＋)＝c(OH－)，故c点溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，而c点溶液是向b点溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体所得的溶液，故c点溶液中c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝0.2 mol·L－1，c(H＋)＝10－7 mol·L－1，c(CH3COOH)＝(w－0.1) mol·L－1，故25 ℃时，Ka＝＝，D项正确；c点溶液的pH＝7，水的电离不受影响，a点和b点溶液都显酸性，水的电离受到抑制，且a点溶液的酸性较强，所以a点溶液中水的电离程度比b点小，故水的电离程度由大到小的顺序是c＞b＞a，A项错误；b点溶液中，根据电荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，又b点溶液显酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)，B项错误；＝，加入CH3COOH过程中，c(Na＋)不变，n(OH－)减小，n(CH3COO－)增大，故减小，C项错误。
10．草酸即乙二酸，是一种有机二元酸，在工业上有重要的应用。草酸在100 ℃开始升华，157 ℃时大量升华，并开始分解。已知下表信息：
电离方程式
电离常数
H2C2O4H＋＋HC2O
K1＝5.4×10－2
HC2OH＋＋C2O
K2＝5.4×10－5
NH3·H2ONH＋OH－
K＝1.8×10－5

请回答下列问题：
(1)(NH4)2C2O4溶液的pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。
(2)草酸钠是一种重要的还原剂。合成草酸钠的操作如下：
草酸 草酸钠晶体
①75%酒精的作用是______________________________________________________
________________________________________________________________________。
②当草酸与碳酸钠按物质的量之比2∶1充分混合后，溶液中pH＜7。请将该溶液中离子浓度按由大到小的顺序排列___________________________________________________。
(3)已知某温度下CaC2O4的Ksp为2.5×10－9。将0.02 mol·L－1澄清石灰水和0.01 mol·L－1 H2C2O4溶液等体积混合，所得溶液中C2O的物质的量浓度为________。
解析：(1)由题给表格可知，H2C2O4、HC2O、NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4＞HC2O＞NH3·H2O，故草酸铵溶液显酸性。(2)①加入酒精是为了降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出。②二者反应后溶质为草酸氢钠，因为溶液显酸性，所以HC2O的电离程度大于其水解程度，则离子浓度大小顺序为c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)。(3)混合后所得溶液中c(Ca2＋)＝0.005 mol·L－1，Ksp(CaC2O4)＝c(Ca2＋)·c(C2O)＝2.5×10－9，则溶液中c(C2O)＝ mol·L－1＝5×10－7 mol·L－1。
答案：(1)＜
(2)①降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出
②c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)
(3)5×10－7 mol·L－1

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1．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件下(如温度、浓度等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。
(2)电离平衡的特征

(3)电离平衡的移动
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例：CH3COOHCH3COO－＋H＋(正向吸热)。
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
加CH3COONa(s)
←
减小
减小
增强
不变

2．溶液的酸碱性
(1)水的电离平衡
①升高温度，水的电离程度增大，KW增大。
②加入酸或碱，水的电离程度减小，KW不变。
③加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，KW不变。
(2)溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
①酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
②中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
③碱性溶液：c(H＋)7。
3．酸碱中和滴定
(1)实验原理
利用酸碱中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。如以标准盐酸溶液滴定待测的NaOH溶液，待测NaOH溶液的物质的量浓度为c(NaOH)＝。
其关键是：
①准确测定标准液和待测液的体积；
②准确判断滴定终点。
(2)实验用品
①仪器
酸式滴定管(如图A)，碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

②试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
③滴定管的使用
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
酸性、氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开

(3)实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
①滴定前的准备
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
②滴定

③终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
④数据处理
按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
4．盐类的水解
(1)定义
在溶液中盐电离出来的离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质

(3)规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
实例
是否水解
水解的离子
溶液的酸碱性
溶液的pH
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
—
中性
pH＝7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NH、Cu2＋
酸性
pH<7
弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、CO
碱性
pH>7

5．沉淀的溶解平衡
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：

溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态③Qc