高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)

专题10电解质溶液与离子平衡（讲）考向一弱电解质的电离与水的离子积（1）考纲要求1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解水的电离，水的离子积常数。4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。（2）命题规律水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2B．0.1mol/LCH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2D．0.1mol/LCH3COOH溶液可使紫色石蕊变红【答案】B【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/LCH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合．．．．的是（）A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线【答案】A一、弱电解质及其电离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、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。（2）电离平衡的特征：（3）影响因素（以CH3COOHCH3COO－+H+为例）①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)减小②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。2．电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数（1）电离平衡常数的表达式对于一元弱酸HAH++A-，平衡时，)()()(HAcAcHcK对于一元弱碱MOHM++OH-，平衡时，)()()(MOHcOHcMcK（2）多元弱酸的电离多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步。（3）电离平衡常数的化学含义相同条件下，K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。（4）影响电离平衡常数的因素：K值只随温度变化，升温，K值增大。二、水的电离和溶液的pH1．水的离子积（1）定义H2O=H++OH-；△H＞0，KW=c(H+)·c(OH-)室温下纯水中：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7_mol/L，pH＝7，呈中性。（2）性质①溶液中H2O电离产生的c(H+)=c(OH-)②在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中总的离子浓度。酸溶液中c(H+)=c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)；碱溶液中c(OH-)=c(OH-)(碱)+c(OH-)(水)≈c(OH-)(碱)，c(OH-)(水)=c(H+)；盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。（3）水的电离平衡的影响因素①温度：升高温度，促进水的电离，KW增大；降低温度，抑制水的电离，KW减小。②酸、碱：抑制水的电离。③可水解的盐：促进水的电离。2．溶液的pH（1）定义pH=－lgH+]，广泛pH的范围为0～14。注意：当溶液中H+]或OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。（2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系pH（250C）c(H+)与c(OH-)关系(任意温度)溶液的酸碱性pH7c(H+)＞c(OH-)溶液呈酸性，pH=7c(H+)=c(OH-)溶液呈中性pH7c(H+)＜c(OH-)溶液呈碱性，（3）有关pH的计算①酸溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水)=c(H+)(酸)·c(H+)(水)；碱溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)=c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。②强酸、强碱溶液稀释的计算强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lgn(n为稀释的倍数)强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lgn(n为稀释的倍数)酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算酸过量→c(H+)→pH恰好完全反应，pH=7碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH【例1】【百强校·2016届福建师大附中三模】常温下，向1L0.1mol/LH2A溶液中逐滴加入等浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图所示，则下列说法中正确的是（）A．H2A的电离方程式为：B．0.1mol/LNaHA溶液中存在c(A2－)＋c(HA－)＋c(H2A)＝0.1mol/LC．常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后溶液pH=3.0D.pH=4.0时，图中n(HA－)约为0.0091mol【答案】D时HA－与A2－的物质的量相等，常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后HA－与A2－的物质的量不一定相等，则溶液pH不一定等于3.0，C错误；D、根据C点可知HA－的电离常数是10－3，则pH＝4时，设溶液中HA－的物质的量是x，则A2－的物质的量是0.1－x，所以根据平衡常数表达式可知4310(0.1)10xx，解得x＝0.0091，D正确，答案选D。考点：考查弱电解质的电离平衡【趁热打铁】【【百强校•2016届日照一中期末】25℃时，用0.1mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1的NaOH溶液，当滴加VmLCH3COOH溶液时，混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是（）A．Ka=2×10－70.1V－2B．V=2×10－70.1Ka－2C．Ka=2×10－7V+20D．Ka=2×10－8V【答案】A考点：考查电离平衡常数的计算等知识。【例2】【百强校·2016届沙市长郡中学上学期第四次月考】下列说法正确的是（）A．将Ca(OH)2饱和溶液加热，溶液的pH增大B．常温下，pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混合后，溶液的pH7C．将0.1mol·L-1的HI溶液加水稀释100倍，溶液中所有离子的浓度随之减小D．两种醋酸溶液的pH分别为a和(a+l)，物质的量浓度分别为c1和c2,则c1=10c2【答案】B【解析】试题分析：A．Ca(OH)2的溶解度随着温度的升高而降低，将Ca(OH)2饱和溶液加热Ca(OH)2析出，溶液的pH减小，错误；B．pH=3的盐酸中c(H+)=10-3mol/L，pH=11的氨水中c(OH-)=10-3mol/L，两种溶液H+与OH-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，溶液呈碱性，则所得溶液的pH＞7，正确；C．HI为强电解质，将0.1mol/L的HI溶液加水稀释l00倍，氢离子浓度变成约为0.001mol/L，根据KW=c(H+)×c(OH-)可知，溶液中氢氧根离子的浓度随之变大，错误；D．醋酸为弱电解质，浓度越小，电离程度越大，当pH分别为a和（a+1），物质的量浓度分别为c1和c2时，则有c1＞10c2，错误。考点：考查本题主要考查了溶液的酸碱性和pH的关系的知识。【趁热打铁】【百强校·2016届衡阳八中一模】下列有关溶液pH的说法正确的是（）A．将pH=11的氢氧化钠溶液加水稀释100倍，溶液中c(H+)=10-13mol/LB．将pH=9的氢氧化钠溶液和pH=13的氢氧化钡溶液等体积混合，所得混合溶液的pH=11C．将pH=1的硫酸溶液和pH=5的盐酸等体积混合，所得混合溶液的pH=1.3D．pH=13的氢氧化钡溶液和pH=1的盐酸等体积混合，由于氢氧化钡过量，所得溶液的pH7【答案】C考点：考查了pH的简单计算、酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算的相关知识。判断强弱电解质的方法和规律：①若0.01mol·L－1的酸HA溶液的pH＞2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；②相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸；③相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；④pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸；⑤取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH，若pH=7，则对应酸为强酸，若pH＞7，对应酸为弱酸。【例】【百强校·2016届静海一中下学期开学考】常温时，下列叙述正确的是（）A．稀释pH=3的醋酸，溶液中所有离子的浓度均降低B．一定浓度的CH3COOH和NaOH混合，溶液呈中性，则混合液中c(H＋)=WKmol/LC．pH均为11的NaOH和Na2CO3溶液中，水的电离程度相同D．分别中和pH与体积均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氢氧化钠的物质的量多【答案】B考点：重点考查了水的离子积常数以及电离平衡的问题。误区警示：“电离平衡”分析判断中六大误区(1)误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。(2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中离子浓度都减小，如氨水加水稀释时，c(H＋)浓度增大。(3)弱电解质溶液加水稀释过程中，判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时，首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。(4)误认为溶液的酸碱性取决于pH，如pH＝7的溶液在温度不同时，可能呈酸性或碱性，也可能呈中性。(5)误认为由水电离出的c(H＋)＝10－13mol/L的溶液一定呈碱性。如25℃，0.1mol/L的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H＋)都为10－13mol/L。(6)误认为酸碱恰好中和时溶液一定呈中性。如强酸和弱碱恰好中和溶液呈酸性，强碱和弱酸恰好中和溶液呈碱性，强酸和强碱恰好中和溶液呈中性。考向二盐类的水解与离子浓度比较（1）考纲要求1.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。2.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。（2）命题规律电解质溶液是高考的必考题型，通常考查、盐类的水解、沉淀溶解平衡以及三大守恒关系。通常以粒子浓度大小比较、守恒关系的应用、酸碱中和滴定等形式进行考查。电解质溶液中离子浓度大小比较问题是高考的热点之一，这种题型考查的知识点多,灵活性、综合性较强,有较好的区分度,它能有效地测试考生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。近几年的趋势是这类试题的综合性越来越强，从单一考查电离、水解到