《【临门一脚】高考化学三轮冲刺过关》预测11 水溶液中的离子平衡专题(解析版)

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预测 11 水溶液中的离子平衡专题

概率预测 ☆ ☆ ☆ ☆ ☆

题型预测选择题☆ ☆ ☆ ☆ 简答题☆ ☆

考向预测

** Expression is faulty **外界条件对电离平衡、

水解平衡的影响规律

** Expression is faulty **溶液酸碱性的判断

** Expression is faulty **溶液中离子浓度的大小

比较

** Expression is faulty **电离常数、水解常数的

应用与计算

** Expression is faulty **难溶电解质的溶解平衡

的判断及计算

** Expression is faulty **与平衡移动、

粒子浓度比较、化学计算等联系在

一起考查

** Expression is faulty **和滴定实验的

迁移应用，即氧化还原滴定和沉淀

滴定，情景一般是工业生产中的测

定含量

溶液中的三大平衡——电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成为高考化学中的热点内容。

常见的题型是选择题，也有填空题，题目设计新颖灵活，综合性强，注重考查考生的读图识表能力

逻辑推理能力以及分析问题和解决问题的能力。题目的考查点基于基础知识突出能力要求，并与平

衡移动、粒子浓度比较、化学计算等联系在一起考查。一般需要考生具有一定的识别图像、图表的

能力，综合分析、推理、计算、做出判断，本部分内容经常与其他部分知识(如化学平衡、物质结

构、元素及其化合物、化学计算等)联系在一起考查，同时考查考生变化观念与平衡思想的核心素

养。复习时要紧扣平衡移动的判断条件，抓住各个平衡的自身特点和规律，做好各类应对措施。

1．强弱电解质的比较与判断

(1)在相同浓度、相同温度下，对强弱电解质做导电对比实验。

(2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。如将 Zn 粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，

结果前者比后者反应快。

(3)浓度与 pH 的关系。如常温下，0.1 mol·L－1的醋酸溶液，其 pH>1，即可证明 CH3COOH 是弱

电解质。

(4)测定对应盐的酸碱性。如 CH3COONa 溶液呈碱性，则证明 CH3COOH 是弱酸。

(5)稀释前后的 pH 与稀释倍数的变化关系。如将 pH＝2的酸溶液稀释 100 倍，若 pH<4，则证

明该酸为弱酸，若 pH＝4，则证明该酸为强酸。

(6)利用实验证明存在电离平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊溶液变红，再加 CH3COONH4，颜色

变浅。

(7)利用较强酸制较弱酸来判断电解质强弱。如将 CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：

H2CO3>C6H5OH。

2．一元强酸和一元弱酸的比较

浓度均为 0.01 mol·L－1的

强酸 HA 与弱酸 HB

pH 均为 2的强酸 HA 与弱

酸HB

pH 或物质的量浓度 2＝pHHA＜pHHB

0.01 mol·L－1＝c(HA)＜

c(HB)

开始与金属反应的速率 HA＞HB HA＝HB

体积相同时与过量的碱反应时消耗

碱的量 HA＝HB HA＜HB

体积相同时与过量活泼金属反应产

生H2的量 HA＝HB HA＜HB

c(A－)与c(B－)的大小 c(A－)＞c(B－)c(A－)＝c(B－)

分别加入固体 NaA、NaB 后pH 变化 HA：不变 HB：变大 HA：不变 HB：变大

加水稀释 10 倍后 3＝pHHA＜pHHB 3＝pHHA＞pHHB＞2

溶液的导电性 HA>HB HA＝HB

水的电离程度 HA<HB HA＝HB

3．根据水电离出的 c(H＋)和溶液中 c(H＋)判断溶液的性质

(1)室温下水电离出的 c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电离出的 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，

则可判断该溶液呈酸性或碱性；若某溶液中水电离出的 c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液

中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。

(2)室温下，溶液中的 c(H＋)>1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；

溶液中的 c(H＋)<1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。

4．“用规律”“抓类型”突破盐类水解问题

(1)规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性，越热越水解，越稀越水解。

(2)类型

①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性，如醋酸钠水解的离子方程式为CH3COO－＋

H2O CH3COOH＋OH－；多元弱酸酸根分步水解，如碳酸钠水解的离子方程式为CO＋H2O

HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－。

②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性，如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为

NH＋H2O NH3·H2O＋H＋、Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。

③NaCl 等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。

④弱酸弱碱盐相互促进水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。

⑤弱酸酸式盐水溶液酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。

a．若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如 NaHSO3、NaH2PO4等。

b．若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如 NaHCO3、Na2HPO4等。

5．沉淀溶解平衡突破

(1)沉淀能否生成或溶解的判断方法

通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积 Qc的相对大小，可

以判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况：

Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出；

Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀的生成与溶解处于平衡状态；

Qc<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出。

(2)沉淀的转化方法

沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动，非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移

动，从溶解角度说，一般是易溶物质转化成微溶物质，微溶物质转化为难溶物质。有些金属硫化物

(如CuS、HgS 等)溶度积特别小，在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸，只能溶于

氧化性酸，c(S2－)减小，可达到沉淀溶解的目的。

(3)溶度积(Ksp)与溶解能力的关系的突破方法

溶度积(Ksp)反映了电解质在水中的溶解能力，对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp 的数值越

大，难溶电解质在水中的溶解能力越强；但对于阴阳离子个数比不同的电解质，不能直接比较 Ksp

数值的大小。

6．溶液中粒子浓度的大小比较

（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数

相等，如 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。

（2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会变成其他离子或分子等，但离子

或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的，如 NaHCO3溶液中 n (Na)∶n(C)＝1∶1，推出

c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)。

（3）质子守恒：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出的氢离子 (H＋)数等于粒子接受的氢离

子(H＋)数与游离的氢离子(H＋)数的和，如 Na2S水溶液中的质子转移可用图表示如下。

由上图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示为c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋

2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒与物料守恒推导得到。

7．中和滴定

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