資源簡介

題型突破3　電解質溶液圖像分析
1.(2024·新課標卷)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中,分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如:
δ(CH2ClCOO-)=]
下列敘述正確的是(　　)
A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的變化關系
B.若酸的初始濃度為0.10 mol·L-1,則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-1.3
D.pH=2.08時,=
2.(2024·湖南卷)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:MB.M點:2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
C.當V(HCOOH)=10 mL時,c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-)
D.N點:c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)
3.(2023·全國乙卷)一定溫度下,AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.a點條件下能生成Ag2CrO4沉淀,也能生成AgCl沉淀
B.b點時,c(Cl-)=c(Cr),Ksp(AgCl)=Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4+2Cl-2AgCl+Cr的平衡常數K=107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液,先產生Ag2CrO4沉淀
4.(2023·全國新課標卷)向AgCl飽和溶液(有足量AgCl固體)中滴加氨水,發生反應Ag++NH3[Ag(NH3)]+和[Ag(NH3)]++NH3[Ag(NH3)2]+,lg[c(M)/(mol·L-1)]與lg[c(NH3)/(mol·L-1)]的關系如下圖所示{其中M代表Ag+、Cl-、[Ag(NH3)]+或[Ag(NH3)2]+}。
下列說法錯誤的是(　　)
A.曲線Ⅰ可視為AgCl溶解度隨NH3濃度變化曲線
B.AgCl的溶度積常數Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)=10-9.75
C.反應[Ag(NH3)]++NH3[Ag(NH3)2]+的平衡常數K的值為103.81
D.c(NH3)=0.01 mol·L-1時,溶液中
c([Ag(NH3)2]+)>c([Ag(NH3)]+)>c(Ag+)
5.(雙選)(2023·山東卷)在含HgI2(g)的溶液中,一定c(I-)范圍內,存在平衡關系:HgI2(s)HgI2(aq);HgI2(aq)Hg2++2I-;HgI2(aq)HgI++I-;HgI2(aq)+I-Hg;HgI2(aq)+2I-Hg,平衡常數依次為K0、K1、K2、K3、K4。已知lgc(Hg2+)、lgc(HgI+),lgc(Hg)、lgc(Hg)隨lgc(I-)的變化關系如圖所示,下列說法錯誤的是(　　)
A.線L表示lgc(Hg)的變化情況
B.隨c(I-)增大,c[HgI2(aq)]先增大后減小
C.a=lg
D.溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比始終為2∶1
1.滴定圖像分析的五點方法
如室溫下,向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液,溶液pH的變化如圖所示。
2.滴定曲線中“分布系數”圖像及分析
分布系數圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式,常以pH、分布系數(δ)為橫、縱坐標,結合滴定實驗數據繪制出關系曲線,這里分布系數(δ)代表組分的平衡濃度占總濃度的分數。一元弱酸和二元弱酸的分布系數圖像及分析如下:
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以草酸H2C2O4為例)
注:pKa為電離常數的負對數
Ka= 交點:c(CH3COO-)=c(CH3COOH) 故Ka=c(H+)=10-4.76 = A點:c(HC2)=c(H2C2O4) 故=c(H+)=10-1.2; = B點:c(C2)=c(HC2) 故=10-4.2
3.滴定曲線中“對數關系”圖像及分析
利用某種離子濃度(或兩種離子濃度比值)的對數(或負對數)與溶液的pH為坐標,建立滴定過程中對數關系圖像,電解質溶液中四種?？嫉膶店P系及分析如下表:
類型 含義 變化規律
pH= -lgc(H+) 氫離子濃度的負對數值 pH越大,c(H+)越小,溶液的堿性越強
pC=-lgc(C) C離子濃度的負對數值 pC越大,c(C)越小
lg 生成物與反應物離子濃度比的對數值 lg越大,反應向正反應方向進行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的對數值 lg越大,稀釋程度越大
常溫下,二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液,所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示:
(1)向二元弱酸H2Y中滴加NaOH溶液,依次發生反應:H2Y+OH-===H2O+HY-、HY-+OH-===H2O+Y2-。
(2)隨著NaOH溶液的滴加,溶液的pH增大,lg增大,lg減小,故曲線M代表lg的變化,曲線N代表lg的變化。
(3)通過圖中信息,計算(H2Y)=10-4.3。
4.平衡常數(Kw、Ksp)圖像及分析
(1)雙曲線型
不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化曲線 常溫下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線(Ksp=9×10-6)
①A、C、B三點均為中性,溫度依次升高,Kw依次增大; ②D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,Kw=1×10-14; ③AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點:c(H+)Ksp,將會有沉淀生成; ③d點在曲線的下方,Q(2)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點對CaCO3要析出沉淀,對CaSO4是不飽和溶液,能繼續溶解CaSO4。
④Y點:c(S)>c(Ca2+),二者的濃度積等于10-5;Z點:c(C)提醒:①大部分難溶電解質的溶解過程是吸熱的,升高溫度,促進難溶電解質的溶解,Ksp增大。②加水稀釋,平衡向溶解的方向移動,但仍為飽和溶液,離子濃度不變,Ksp不變。③向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質或更難電離物質或氣體時,平衡體系向溶解方向移動,但Ksp不變。
1.室溫下,向10 mL 0.100 0 mol·L-1二元弱酸H2B溶液中滴加0.100 0 mol·L-1 KOH溶液,測得溶液的pH與lg Y的變化關系如圖所示。已知:Y=或。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線N表示pH與lg的變化關系
B.滴加10 mL KOH溶液時,溶液中c(H2B)>c(B2-)
C.X點對應溶液的pH=6.5
D.若用酚酞作指示劑,則達到滴定終點時溶液由無色變為淺紅色
2.室溫下,向50 mL 0.10 mol·L-1 NH3·H2O溶液中滴加0.10 mol·L-1 HNO3溶液,所得混合溶液中lg c水(H+)(即溶液中水電離的H+濃度的對數)與所加HNO3溶液體積的變化關系如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.室溫下,NH3·H2O的電離常數約為10-5
B.V=25
C.稀釋c、d兩點對應的溶液,其pH均增大
D.d點對應溶液中:c(N)>c(N),c(H+)>c(OH-)
3.常溫下,某有機二元弱堿B(OH)2溶液中B(OH)2、B(OH)+、B2+的濃度之和為0.1 mol·L-1,微粒的分布分數δ{如δ(B2+)=}隨pH的變化關系如圖所示。X、Z兩點的坐標分別為(5.5,0.48)、(9.5,0.48)。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線①表示δ(B2+)隨pH的變化關系
B.Y點的橫坐標約為7.5
C.pH=11時,當溶液中c[B(OH)2]=0.1 mol·L-1,則c(B2+)=10-9 mol·L-1
D.B(OH)2+B2+2B(OH)+的平衡常數K=104
4.某溫度下,分別向10 mL濃度均為0.1 mol·L-1的KCl溶液和K2CrO4溶液中滴加0.1 mol·L-1 AgNO3溶液,滴加過程中-lg c(M)(M為Cl-或Cr)與AgNO3溶液體積的變化關系如圖所示(忽略混合時,密度改變引起的溶液體積變化)。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線L2表示-lg c(Cr)與V(AgNO3溶液)的變化關系
B.M點對應溶液中:c(N)>c(K+)>c(Ag+)>c(H+)>c(OH-)
C.該溫度下,=4×10-2.2
D.相同實驗條件下,若改為0.05 mol·L-1的KCl和K2CrO4溶液,則曲線L2中N點可移至Q點
5.(2024·廣東湛江質檢)某溫度下,向0.1 mol·L-1 H2X溶液中緩慢加入固體NaOH,溶液pH、溫度隨H2X被滴定分數的變化如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法錯誤的是(　　)
A.M點的(H2X)小于Q點的(H2X)
B.N點,c(H2X)-c(X2-)=c(OH-)-c(H+)
C.P點對應的溶液一定顯中性
D.M、N、P、Q四點中,水的電離程度最大的是Q點
題型突破3　電解質溶液圖像分析
1.(2024·新課標卷)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中,分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如:
δ(CH2ClCOO-)=]
下列敘述正確的是(　　)
A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的變化關系
B.若酸的初始濃度為0.10 mol·L-1,則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-1.3
D.pH=2.08時,=
答案　D
解析　Cl為吸電子基,則CH2ClCOOH的酸性弱于CHCl2COOH,故Ka(CH2ClCOOH)c(CHCl2COO-)+c(OH-),B錯誤;Ka(CH2ClCOOH)=,當c(CH2ClCOOH)=c(CH2ClCOO-)時,Ka(CH2ClCOOH)=c(H+)≈10-2.8,同理,Ka(CHCl2COOH)=10-1.3,C錯誤;=,pH=2.08時,δ(CH2ClCOO-)=0.15,δ(CHCl2COO-)=0.85,故=,D正確。
2.(2024·湖南卷)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:MB.M點:2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
C.當V(HCOOH)=10 mL時,c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-)
D.N點:c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)
答案　D
解析　結合起點和終點,向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中滴入相同濃度的HCOOH溶液,發生濃度改變的微粒是OH-和HCOO-,當V(HCOOH)=0 mL,溶液中存在的微粒是OH-,可知隨著甲酸的加入,OH-被消耗,逐漸下降,即經過M點在下降的曲線表示的是OH-濃度的改變,經過M點、N點的在上升的曲線表示的是HCOO-濃度的改變。A.M點時,V(HCOOH)=10 mL,仍剩余有未反應的NaOH,對水的電離是抑制的,N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa,此時僅存在HCOONa的水解,此時水的電離程度最大,故A正確;B.根據電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),M點為交點可知c(HCOO-)=c(OH-),聯合可得2c(OH-)=c(Na+)+c(H+),故B正確;C.當V(HCOOH)=10 mL時,根據電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),根據元素守恒c(Na+)=2c(HCOO-)+2c(HCOOH),聯合可得c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-),故C正確;D.N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa,甲酸根離子發生水解,因此c(Na+)>c(HCOO-)及c(OH-)>c(H+)觀察圖中N點可知,c(HCOO-)≈0.05 mol·L-1,根據Ka(HCOOH)==1.8×10-4,可知c(HCOOH)>c(H+),故D錯誤。
3.(2023·全國乙卷)一定溫度下,AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.a點條件下能生成Ag2CrO4沉淀,也能生成AgCl沉淀
B.b點時,c(Cl-)=c(Cr),Ksp(AgCl)=Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4+2Cl-2AgCl+Cr的平衡常數K=107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液,先產生Ag2CrO4沉淀
答案　C
解析　根據圖像,由(1.7,5)可得到Ag2CrO4的溶度積Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)·c(Cr)=(1×10-5)2×1×10-1.7=10-11.7,由(4.8,5)可得到AgCl的溶度積Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=1×10-5×1×10-4.8=10-9.8,據此數據計算各選項結果。A.假設a點坐標為(4,6.5),此時分別計算反應的濃度商Q得,Q(AgCl)=10-10.5,Q(Ag2CrO4)=10-17,二者的濃度商均小于其對應的溶度積Ksp,二者均不會生成沉淀,A錯誤;B.Ksp為難溶物的溶度積,是一種平衡常數,平衡常數只與溫度有關,與濃度無關,根據分析可知,二者的溶度積不相同,B錯誤;C.該反應的平衡常數表達式為K=,將表達式轉化為與兩種難溶物的溶度積有關的式子得K=====1×107.9,C正確;D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3,開始沉淀時所需要的c(Ag+)分別為10-8.8和10-5.35,說明此時沉淀Cl-需要的銀離子濃度更低,在這種情況下,先沉淀的是AgCl,D錯誤。
4.(2023·全國新課標卷)向AgCl飽和溶液(有足量AgCl固體)中滴加氨水,發生反應Ag++NH3[Ag(NH3)]+和[Ag(NH3)]++NH3[Ag(NH3)2]+,lg[c(M)/(mol·L-1)]與lg[c(NH3)/(mol·L-1)]的關系如下圖所示{其中M代表Ag+、Cl-、[Ag(NH3)]+或[Ag(NH3)2]+}。
下列說法錯誤的是(　　)
A.曲線Ⅰ可視為AgCl溶解度隨NH3濃度變化曲線
B.AgCl的溶度積常數Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)=10-9.75
C.反應[Ag(NH3)]++NH3[Ag(NH3)2]+的平衡常數K的值為103.81
D.c(NH3)=0.01 mol·L-1時,溶液中
c([Ag(NH3)2]+)>c([Ag(NH3)]+)>c(Ag+)
答案　A
解析　氯化銀飽和溶液中銀離子和氯離子的濃度相等,向飽和溶液中滴加氨水,溶液中銀離子濃度減小,氯離子濃度增大、一氨合銀離子增大,繼續滴加氨水,一氨合銀離子增大的幅度小于二氨合銀離子,則曲線Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ分別表示二氨合銀離子、一氨合銀離子、銀離子、氯離子與氨氣濃度對數變化的曲線。A.氨的濃度較小時AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),濃度較大時AgCl(s)+2NH3[Ag(NH3)2]+(aq)+Cl-(aq),氯化銀的溶解度曲線應與氯離子的曲線吻合,應該為曲線Ⅳ,故A錯誤;B.由圖可知,c(NH3)=10-1 mol·L-1時,c(Cl-)=10-2.35 mol·L-1, c(Ag+)=10-7.40 mol·L-1,則氯化銀的溶度積為10-2.35×10-7.40=10-9.75,故B正確;C.由圖可知,氨分子濃度對數為-1時,溶液中二氨合銀離子和一氨合銀離子的濃度分別為10-2.35 mol·L-1和10-5.16 mol·L-1,則[Ag(NH3)]++NH3[Ag(NH3)2]+的平衡常數K===103.81,故C正確;D.由分析可知,曲線Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ分別表示二氨合銀離子、一氨合銀離子、銀離子、氯離子與氨氣濃度對數變化的曲線,則c(NH3)=0.01 mol·L-1時,溶液中c([Ag(NH3)2]+)>c([Ag(NH3)]+)>c(Ag+),故D正確。
5.(雙選)(2023·山東卷)在含HgI2(g)的溶液中,一定c(I-)范圍內,存在平衡關系:HgI2(s)HgI2(aq);HgI2(aq)Hg2++2I-;HgI2(aq)HgI++I-;HgI2(aq)+I-Hg;HgI2(aq)+2I-Hg,平衡常數依次為K0、K1、K2、K3、K4。已知lgc(Hg2+)、lgc(HgI+),lgc(Hg)、lgc(Hg)隨lgc(I-)的變化關系如圖所示,下列說法錯誤的是(　　)
A.線L表示lgc(Hg)的變化情況
B.隨c(I-)增大,c[HgI2(aq)]先增大后減小
C.a=lg
D.溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比始終為2∶1
答案　BD
解析　由題干反應方程式HgI2(aq)Hg2++2I-可知,K1=,則有c(Hg2+)=,則有lgc(Hg2+)=lgK1+lgc(HgI2)-2lgc(I-),同理可得:lgc(HgI+)=lgK2+lgc(HgI2)-lgc(I-),lgc(Hg) =lgK3+lgc(HgI2)+lgc(I-),lgc(Hg)=lgK4+lgc(HgI2)+2lgc(I-),且由HgI2(s)HgI2(aq)可知K0=c[HgI2(aq)]為一定值,將圖中曲線從左到右依次標為1、2、3、4分別代表lgc(HgI+)、lgc(Hg2+)、lgc(Hg)、lgc(Hg),據此分析解題。A.由分析可知,線L表示lgc(Hg)的變化情況,A正確;B.已知HgI2(s)HgI2(aq)的化學平衡常數K0=c[HgI2(aq)],溫度不變平衡常數不變,故隨c(I-)增大,c[HgI2(aq)]始終保持不變,B錯誤;C.由分析可知,曲線2方程為:lgc(Hg2+)=lgK1+lgc(HgI2)-2lgc(I-),曲線1方程為: lgc(HgI+)=lgK2+lgc(HgI2)-lgc(I-)將M(a、b)分別代入曲線2和1方程中即有b= lgK1+lgc(HgI2)-2a,②b= lgK2+lgc(HgI2)-a,聯合①②可得:a=lgK1-lgK2=lg,C正確;D.加入I-使各平衡移動,故溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比不始終為2∶1,D錯誤。
命題立意:化學圖像題是一種利用數學中的二維圖像來描述化學問題的常見題型。試題以某種電解質溶液或難溶電解質的微粒濃度為素材,考查學生對反應變化與規律的掌握程度,涉及曲線的含義、微粒濃度大小比較、外界條件對平衡的影響、電離常數、溶度積常數的計算等內容。對數圖像和分布分數圖像試題涉及多種微粒和多種平衡,試題難度大,要求學生能夠在陌生、復雜的情景下進行分析與判斷,主要考查學生信息獲取與加工、邏輯推理和論證能力。
1.滴定圖像分析的五點方法
如室溫下,向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液,溶液pH的變化如圖所示。
2.滴定曲線中“分布系數”圖像及分析
分布系數圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式,常以pH、分布系數(δ)為橫、縱坐標,結合滴定實驗數據繪制出關系曲線,這里分布系數(δ)代表組分的平衡濃度占總濃度的分數。一元弱酸和二元弱酸的分布系數圖像及分析如下:
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以草酸H2C2O4為例)
注:pKa為電離常數的負對數
Ka= 交點:c(CH3COO-)=c(CH3COOH) 故Ka=c(H+)=10-4.76 = A點:c(HC2)=c(H2C2O4) 故=c(H+)=10-1.2; = B點:c(C2)=c(HC2) 故=10-4.2
3.滴定曲線中“對數關系”圖像及分析
利用某種離子濃度(或兩種離子濃度比值)的對數(或負對數)與溶液的pH為坐標,建立滴定過程中對數關系圖像,電解質溶液中四種?？嫉膶店P系及分析如下表:
類型 含義 變化規律
pH= -lgc(H+) 氫離子濃度的負對數值 pH越大,c(H+)越小,溶液的堿性越強
pC=-lgc(C) C離子濃度的負對數值 pC越大,c(C)越小
lg 生成物與反應物離子濃度比的對數值 lg越大,反應向正反應方向進行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的對數值 lg越大,稀釋程度越大
常溫下,二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液,所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示:
(1)向二元弱酸H2Y中滴加NaOH溶液,依次發生反應:H2Y+OH-===H2O+HY-、HY-+OH-===H2O+Y2-。
(2)隨著NaOH溶液的滴加,溶液的pH增大,lg增大,lg減小,故曲線M代表lg的變化,曲線N代表lg的變化。
(3)通過圖中信息,計算(H2Y)=10-4.3。
4.平衡常數(Kw、Ksp)圖像及分析
(1)雙曲線型
不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化曲線 常溫下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線(Ksp=9×10-6)
①A、C、B三點均為中性,溫度依次升高,Kw依次增大; ②D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,Kw=1×10-14; ③AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點:c(H+)Ksp,將會有沉淀生成; ③d點在曲線的下方,Q(2)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點對CaCO3要析出沉淀,對CaSO4是不飽和溶液,能繼續溶解CaSO4。
④Y點:c(S)>c(Ca2+),二者的濃度積等于10-5;Z點:c(C)提醒:①大部分難溶電解質的溶解過程是吸熱的,升高溫度,促進難溶電解質的溶解,Ksp增大。②加水稀釋,平衡向溶解的方向移動,但仍為飽和溶液,離子濃度不變,Ksp不變。③向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質或更難電離物質或氣體時,平衡體系向溶解方向移動,但Ksp不變。
1.室溫下,向10 mL 0.100 0 mol·L-1二元弱酸H2B溶液中滴加0.100 0 mol·L-1 KOH溶液,測得溶液的pH與lg Y的變化關系如圖所示。已知:Y=或。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線N表示pH與lg的變化關系
B.滴加10 mL KOH溶液時,溶液中c(H2B)>c(B2-)
C.X點對應溶液的pH=6.5
D.若用酚酞作指示劑,則達到滴定終點時溶液由無色變為淺紅色
答案　B
解析　A.lg Y=0時,==1,由于(H2B)>(H2B),故(H2B)==10-4、(H2B)==10-9,則曲線N表示pH與lg的變化關系,曲線M表示pH與lg的變化關系,A正確。B.滴加10 mL KOH溶液時,溶液中溶質為KHB,由于(H2B)=10-9,Kh(HB-)==10-10,則HB-的電離程度大于其水解程度,故c(H2B)2.室溫下,向50 mL 0.10 mol·L-1 NH3·H2O溶液中滴加0.10 mol·L-1 HNO3溶液,所得混合溶液中lg c水(H+)(即溶液中水電離的H+濃度的對數)與所加HNO3溶液體積的變化關系如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.室溫下,NH3·H2O的電離常數約為10-5
B.V=25
C.稀釋c、d兩點對應的溶液,其pH均增大
D.d點對應溶液中:c(N)>c(N),c(H+)>c(OH-)
答案　B
解析　A.a點時,c水(H+)=10-11 mol·L-1,則c(OH-)=10-3 mol·L-1,則c(N)≈c(OH-)=10-3 mol·L-1,c(NH3·H2O)≈0.10 mol·L-1,Kb(NH3·H2O)==10-5,A正確。B.b點時,c水(H+)=10-7 mol·L-1,溶液呈中性,若V=25此時溶液中溶質為等物質的量濃度的NH4NO3和NH3·H2O,由于NH3·H2O的電離常數為10-5,N的水解常數為=10-9,NH3·H2O的電離程度大于N的水解程度,則溶液顯堿性,故V>25,B錯誤。C.c點時,c水(H+)最大,說明NH3·H2O和HNO3恰好完全反應,溶液中溶質為NH4NO3,溶液顯酸性;d點時,溶液中溶質為NH4NO3和HNO3,溶液顯酸性。由于稀釋后溶液體積增大,c(H+)減小,故稀釋c、d兩點對應的溶液,pH均增大,C正確。D.d點對應溶液中溶質為NH4NO3和HNO3,根據電荷守恒知c(N)+c(OH-)=c(N)+c(H+),由于溶液顯酸性,c(H+)>c(OH-),則c(N)>c(N),故c(N)>c(N),c(H+)>c(OH-),D正確。
3.常溫下,某有機二元弱堿B(OH)2溶液中B(OH)2、B(OH)+、B2+的濃度之和為0.1 mol·L-1,微粒的分布分數δ{如δ(B2+)=}隨pH的變化關系如圖所示。X、Z兩點的坐標分別為(5.5,0.48)、(9.5,0.48)。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線①表示δ(B2+)隨pH的變化關系
B.Y點的橫坐標約為7.5
C.pH=11時,當溶液中c[B(OH)2]=0.1 mol·L-1,則c(B2+)=10-9 mol·L-1
D.B(OH)2+B2+2B(OH)+的平衡常數K=104
答案　C
解析　A.B(OH)2溶液中存在B(OH)2B(OH)++OH-,B(OH)+B2++OH-,隨著溶液pH增大,δ(B2+)逐漸減小,δ[B(OH)2]逐漸增大,δ[B(OH)+]先增大后減小,則曲線①、②、③分別表示δ(B2+)、δ[B(OH)+]、δ[B(OH)2]隨pH的變化關系,A正確。B.Y點對應溶液中,c[B(OH)2]=c(B2+),由于·=,則·=c2(OH-)=10-13,c(OH-)=10-6.5 mol·L-1,c(H+)=10-7.5 mol·L-1,故Y點橫坐標為7.5,B正確。C.pH=11時,c(OH-)=10-3 mol·L-1,由于·=,c[B(OH)2]=0.1 mol·L-1,則c(B2+)=10-8 mol·L-1,C錯誤。D.B(OH)2+B2+2B(OH)+的平衡常數K===104,D正確。
4.某溫度下,分別向10 mL濃度均為0.1 mol·L-1的KCl溶液和K2CrO4溶液中滴加0.1 mol·L-1 AgNO3溶液,滴加過程中-lg c(M)(M為Cl-或Cr)與AgNO3溶液體積的變化關系如圖所示(忽略混合時,密度改變引起的溶液體積變化)。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線L2表示-lg c(Cr)與V(AgNO3溶液)的變化關系
B.M點對應溶液中:c(N)>c(K+)>c(Ag+)>c(H+)>c(OH-)
C.該溫度下,=4×10-2.2
D.相同實驗條件下,若改為0.05 mol·L-1的KCl和K2CrO4溶液,則曲線L2中N點可移至Q點
答案　D
解析　A.由反應KCl+AgNO3===AgCl↓+KNO3、K2CrO4+2AgNO3===Ag2CrO4↓+2KNO3知,相同濃度的KCl溶液和K2CrO4溶液中分別加入相同濃度的AgNO3溶液,c(Cl-)減小的更快,故曲線L1表示-lg c(Cl-)與V(AgNO3溶液)的變化關系,曲線L2表示-lg c(Cr)與V(AgNO3溶液)的變化關系,A正確。B.M點時,V(AgNO3溶液)=15 mL,生成0.001 mol KNO3和0.001 mol AgCl,剩余0.000 5 mol AgNO3,又Ag+水解使溶液呈酸性,故M點對應溶液中,c(N)>c(K+)>c(Ag+)>c(H+)>c(OH-),B正確。C.該溫度下,==4×10-2.2,C正確。D.溫度不變,Ksp不變,減小K2CrO4的濃度,再次平衡后,-lg c(Cr)不變,但消耗V(AgNO3溶液)減小,故N點向左平移,D錯誤。
5.(2024·廣東湛江質檢)某溫度下,向0.1 mol·L-1 H2X溶液中緩慢加入固體NaOH,溶液pH、溫度隨H2X被滴定分數的變化如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法錯誤的是(　　)
A.M點的(H2X)小于Q點的(H2X)
B.N點,c(H2X)-c(X2-)=c(OH-)-c(H+)
C.P點對應的溶液一定顯中性
D.M、N、P、Q四點中,水的電離程度最大的是Q點
答案　C
解析　已知酸堿中和反應是一個放熱反應,由圖可知隨著NaOH的滴加溶液溫度升高,當NaOH過量后溶液溫度又開始下降,故曲線Ⅰ為溫度隨H2X被滴定分數的變化,隨著NaOH的滴加,溶液pH始終保持增大趨勢,故曲線Ⅱ為pH隨H2X被滴定分數的變化,據此分析解題。A.M點溫度低于Q點,M點的(H2X)小于Q點的(H2X),正確;B.由圖示信息可知,N點對應n(H2X)=n(NaOH),則反應后溶質為NaHX,根據電荷守恒有:c(Na+)+c(H+)=c(HX-)+2c(X2-)+c(OH-),根據物料守恒有:c(Na+)=c(HX-)+c(X2-)+c(H2X),則有c(H2X)+c(H+)=c(OH-)+c(X2-),正確;C.P點對應的溶液溫度高于25 ℃,此時pH=7的溶液呈弱堿性,錯誤;D.M、N、P、Q四點中,Q點處被滴定分數為2,溶質為Na2X,Na2X水解程度較大,所以水的電離程度最大的是Q點,正確。(共36張PPT)
第一篇　新高考題型突破
板塊Ⅴ　水溶液中的離子平衡
題型突破選擇題　題型突破3　電解質溶液圖像分析
真題導航
核心整合
模擬預測
1.(2024·新課標卷)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中,分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=]
下列敘述正確的是(　　)
A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的變化關系
B.若酸的初始濃度為0.10 mol·L-1,則a點對應的溶液中有c(H+)=
c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-1.3
D.pH=2.08時,=
D
解析　Cl為吸電子基,則CH2ClCOOH的酸性弱于CHCl2COOH,故Ka(CH2ClCOOH)c(CHCl2COO-)+c(OH-),B錯誤;Ka(CH2ClCOOH)=,當c(CH2ClCOOH)=c(CH2ClCOO-)時,Ka(CH2ClCOOH)=c(H+)≈10-2.8,同理,Ka(CHCl2COOH)=10-1.3,C錯誤;=,pH=2.08時,δ(CH2ClCOO-)=0.15,δ(CHCl2COO-)=0.85,故=,D正確。
2.(2024·湖南卷)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:MB.M點:2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
C.當V(HCOOH)=10 mL時,c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+
c(HCOO-)
D.N點:c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)
D
解析　結合起點和終點,向20 mL 0.10 mol·L-1 NaOH溶液中滴入相同濃度的HCOOH溶液,發生濃度改變的微粒是OH-和HCOO-,當V(HCOOH)=0 mL,溶液中存在的微粒是OH-,可知隨著甲酸的加入,OH-被消耗,逐漸下降,即經過M點在下降的曲線表示的是OH-濃度的改變,經過M點、N點的在上升的曲線表示的是HCOO-濃度的改變。A.M點時,V(HCOOH)=10 mL,仍剩余有未反應的NaOH,對水的電離是抑制的,N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa,此時僅存在HCOONa的水解,此時水的電離程度最大,故A正確;B.根據電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),M點為交點可知c(HCOO-)=c(OH-),聯合可得
2c(OH-)=c(Na+)+c(H+),故B正確;C.當V(HCOOH)=10 mL時,根據電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),根據元素守恒c(Na+)=2c(HCOO-)+2c(HCOOH),聯合可得c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-),故C正確;D.N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa,甲酸根離子發生水解,因此c(Na+)>c(HCOO-)及c(OH-)>c(H+)觀察圖中N點可知,c(HCOO-)≈0.05 mol·L-1,根據Ka(HCOOH)==1.8×10-4,可知c(HCOOH)>c(H+),故D錯誤。
3.(2023·全國乙卷)一定溫度下,AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.a點條件下能生成Ag2CrO4沉淀,也能生成
AgCl沉淀
B.b點時,c(Cl-)=c(Cr),Ksp(AgCl)=
Ksp(Ag2CrO4)
C.Ag2CrO4+2Cl- 2AgCl+Cr的平衡常數K=107.9
D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3溶液,先產生Ag2CrO4沉淀
C
解析　根據圖像,由(1.7,5)可得到Ag2CrO4的溶度積Ksp(Ag2CrO4)= c2(Ag+)·c(Cr)=(1×10-5)2×1×10-1.7=10-11.7,由(4.8,5)可得到AgCl的溶度積Ksp(AgCl)=c(Ag+)·c(Cl-)=1×10-5×1×10-4.8=10-9.8,據此數據計算各選項結果。A.假設a點坐標為(4,6.5),此時分別計算反應的濃度商Q得,Q(AgCl)=10-10.5, Q(Ag2CrO4)=10-17,二者的濃度商均小于其對應的溶度積Ksp,二者均不會生成沉淀,A錯誤;B.Ksp為難溶物的溶度積,是一種平衡常數,平衡常數只與溫度有關,與濃度無關,根據分析可知,二者的溶度積不相同,B錯誤;C.該反應的平衡常數表達式為K=,將表達式轉化為與兩種難溶物的溶度積有關的式子得K=====1×107.9,C正確;D.向NaCl、Na2CrO4均為0.1 mol·L-1的混合溶液中滴加AgNO3,開始沉淀時所需要的c(Ag+)分別為10-8.8和10-5.35,說明此時沉淀Cl-需要的銀離子濃度更低,在這種情況下,先沉淀的是AgCl,D錯誤。
A
下列說法錯誤的是(　　)
A.曲線Ⅰ可視為AgCl溶解度隨NH3濃度變化曲線
B.AgCl的溶度積常數Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)=10-9.75
C.反應[Ag(NH3)]++NH3 [Ag(NH3)2]+的平衡常數K的值為103.81
D.c(NH3)=0.01 mol·L-1時,溶液中c([Ag(NH3)2]+)>c([Ag(NH3)]+)>c(Ag+)
BD
A.線L表示lgc(Hg)的變化情況
B.隨c(I-)增大,c[HgI2(aq)]先增大后減小
C.a=lg
D.溶液中I元素與Hg元素的物質的量之比始終為2∶1
命題立意:化學圖像題是一種利用數學中的二維圖像來描述化學問題的常見題型。試題以某種電解質溶液或難溶電解質的微粒濃度為素材,考查學生對反應變化與規律的掌握程度,涉及曲線的含義、微粒濃度大小比較、外界條件對平衡的影響、電離常數、溶度積常數的計算等內容。對數圖像和分布分數圖像試題涉及多種微粒和多種平衡,試題難度大,要求學生能夠在陌生、復雜的情景下進行分析與判斷,主要考查學生信息獲取與加工、邏輯推理和論證能力。
1.滴定圖像分析的五點方法
如室溫下,向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液,溶液pH的變化如圖所示。
2.滴定曲線中“分布系數”圖像及分析
分布系數圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式,常以pH、分布系數(δ)為橫、縱坐標,結合滴定實驗數據繪制出關系曲線,這里分布系數(δ)代表組分的平衡濃度占總濃度的分數。一元弱酸和二元弱酸的分布系數圖像及分析如下:
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以草酸H2C2O4為例)
注:pKa為電離常數的負對數
Ka= 交點:c(CH3COO-)=c(CH3COOH) 故Ka=c(H+)=10-4.76 =
A點:c(HC2)=c(H2C2O4)
故=c(H+)=10-1.2;=
B點:c(C2)=c(HC2)
故=10-4.2
3.滴定曲線中“對數關系”圖像及分析
利用某種離子濃度(或兩種離子濃度比值)的對數(或負對數)與溶液的pH為坐標,建立滴定過程中對數關系圖像,電解質溶液中四種?？嫉膶店P系及分析如下表:
類型 含義 變化規律
pH=-lgc(H+) 氫離子濃度的負對數值 pH越大,c(H+)越小,溶液的堿性越強
pC=-lgc(C) C離子濃度的負對數值 pC越大,c(C)越小
lg 生成物與反應物離子濃度比的對數值 lg越大,反應向正反應方向進行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的對數值 lg越大,稀釋程度越大
常溫下,二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液,所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示:
(1)向二元弱酸H2Y中滴加NaOH溶液,依次發生反應:H2Y+OH-===H2O+HY-、HY-+OH-===H2O+Y2-。
(2)隨著NaOH溶液的滴加,溶液的pH增大,lg增大,lg減小,故曲線M代表lg的變化,曲線N代表lg的變化。
(3)通過圖中信息,計算(H2Y)=10-4.3。
4.平衡常數(Kw、Ksp)圖像及分析
(1)雙曲線型
不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化曲線 常溫下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線(Ksp=9×10-6)
①A、C、B三點均為中性,溫度依次升高,Kw依次增大; ②D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,Kw=1×10-14; ③AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點:c(H+)②b點在曲線的上方,Q>Ksp,將會有沉淀生成;
③d點在曲線的下方,Q(2)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點對CaCO3要析出沉淀,對CaSO4是不飽和溶液,能繼續溶解CaSO4。
④Y點:c(S)>c(Ca2+),二者的濃度積等于10-5;Z點:c(C)提醒:①大部分難溶電解質的溶解過程是吸熱的,升高溫度,促進難溶電解質的溶解,Ksp增大。②加水稀釋,平衡向溶解的方向移動,但仍為飽和溶液,離子濃度不變,Ksp不變。③向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質或更難電離物質或氣體時,平衡體系向溶解方向移動,但Ksp不變。
1.室溫下,向10 mL 0.100 0 mol·L-1二元弱酸H2B溶液中滴加0.100 0 mol·L-1 KOH溶液,測得溶液的pH與lg Y的變化關系如圖所示。已知:Y=或。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線N表示pH與lg的變化關系
B.滴加10 mL KOH溶液時,溶液中c(H2B)>c(B2-)
C.X點對應溶液的pH=6.5
D.若用酚酞作指示劑,則達到滴定終點時溶液由無色變為淺紅色
B
解析　A.lg Y=0時,==1,由于(H2B)>(H2B),故(H2B)= =10-4、(H2B)==10-9,則曲線N表示pH與lg的變化關系,曲線M表示pH與lg的變化關系,A正確。B.滴加10 mL KOH溶液時,溶液中溶質為KHB,由于(H2B)=10-9,Kh(HB-)==10-10,則HB-的電離程度大于其水解程度,故c(H2B)2.室溫下,向50 mL 0.10 mol·L-1 NH3·H2O溶液中滴加0.10 mol·L-1 HNO3溶液,所得混合溶液中lg c水(H+)(即溶液中水電離的H+濃度的對數)與所加HNO3溶液體積的變化關系如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.室溫下,NH3·H2O的電離常數約為10-5
B.V=25
C.稀釋c、d兩點對應的溶液,其pH均增大
D.d點對應溶液中:c(N)>c(N),c(H+)>c(OH-)
B
解析　A.a點時,c水(H+)=10-11 mol·L-1,則c(OH-)=10-3 mol·L-1,則c(N)≈c(OH-)=10-3 mol·L-1, c(NH3·H2O)≈0.10 mol·L-1,Kb(NH3·H2O)==10-5,A正確。B.b點時,c水(H+)=10-7 mol·L-1,溶液呈中性,若V=25此時溶液中溶質為等物質的量濃度的NH4NO3和NH3·H2O,由于NH3·H2O的電離常數為10-5,N
=10-9,NH3·H2O的電離程度大于N的水解程度,則溶液顯堿性,故V>25,B錯誤。C.c點時,c水(H+)最大,說明NH3·H2O和HNO3恰好完全反應,溶液中溶質為NH4NO3,溶液顯酸性;d點時,溶液中溶質為NH4NO3和HNO3,溶液顯酸性。由于稀釋后溶液體積增大,c(H+)減小,故稀釋c、d兩點對應的溶液,pH均增大,C正確。D.d點對應溶液中溶質為NH4NO3和HNO3,根據電荷守恒知c(N)+c(OH-)= c(N) +c(H+),由于溶液顯酸性,c(H+)>c(OH-),則c(N)>c(N),故c(N)>c(N),c(H+)>c(OH-),D正確。
3.常溫下,某有機二元弱堿B(OH)2溶液中B(OH)2、B(OH)+、B2+的濃度之和為0.1 mol·L-1,微粒的分布分數δ{如δ(B2+)=}隨pH的變化關系如圖所示。X、Z兩點的坐標分別為(5.5,0.48)、(9.5,0.48)。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線①表示δ(B2+)隨pH的變化關系
B.Y點的橫坐標約為7.5
C.pH=11時,當溶液中c[B(OH)2]=0.1 mol·L-1,則c(B2+)=10-9 mol·L-1
D.B(OH)2+B2+ 2B(OH)+的平衡常數K=104
C
4.某溫度下,分別向10 mL濃度均為0.1 mol·L-1的KCl溶液和K2CrO4溶液中滴加0.1 mol·L-1 AgNO3溶液,滴加過程中-lg c(M)(M為Cl-或Cr)與AgNO3溶液體積的變化關系如圖所示(忽略混合時,密度改變引起
的溶液體積變化)。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線L2表示-lg c(Cr)與V(AgNO3溶液)的
變化關系
B.M點對應溶液中:c(N)>c(K+)>c(Ag+)>c(H+)>c(OH-)
C.該溫度下,=4×10-2.2
D.相同實驗條件下,若改為0.05 mol·L-1的KCl和K2CrO4溶液,則曲線L2中N點可移至Q點
D
解析　A.由反應KCl+AgNO3===AgCl↓+KNO3、K2CrO4+2AgNO3=== Ag2CrO4↓+ 2KNO3知,相同濃度的KCl溶液和K2CrO4溶液中分別加入相同濃度的AgNO3溶液,c(Cl-)減小的更快,故曲線L1表示-lg c(Cl-)與V(AgNO3溶液)的變化關系,曲線L2表示-lg c(Cr)與V(AgNO3溶液)的變化關系,A正確。B.M點時,V(AgNO3溶液)=15 mL,生成0.001 mol KNO3和0.001 mol AgCl,剩余0.000 5 mol AgNO3,又Ag+水解使溶液呈酸性,故M點對應溶液中,c(N)>c(K+)>c(Ag+)>c(H+)>c(OH-),B正確。C.該溫度下,==4×10-2.2,C正確。D.溫度不變,Ksp不變,減小K2CrO4的濃度,再次平衡后,-lg c(Cr)不變,但消耗V(AgNO3溶液)減小,故N點向左平移,D錯誤。
5.(2024·廣東湛江質檢)某溫度下,向0.1 mol·L-1 H2X溶液中緩慢加入固體NaOH,溶液pH、溫度隨H2X被滴定分數的變化如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法錯誤的是(　　)
A.M點的(H2X)小于Q點的(H2X)
B.N點,c(H2X)-c(X2-)=c(OH-)-c(H+)
C.P點對應的溶液一定顯中性
D.M、N、P、Q四點中,水的電離程度最大的是Q點
C
解析　已知酸堿中和反應是一個放熱反應,由圖可知隨著NaOH的滴加溶液溫度升高,當NaOH過量后溶液溫度又開始下降,故曲線Ⅰ為溫度隨H2X被滴定分數的變化,隨著NaOH的滴加,溶液pH始終保持增大趨勢,故曲線Ⅱ為pH隨H2X被滴定分數的變化,據此分析解題。A.M點溫度低于Q點,M點的(H2X)小于Q點的(H2X),正確;B.由圖示信息可知,N點對應n(H2X)=n(NaOH),則反應后溶質為NaHX,根據電荷守恒有:c(Na+)+c(H+)=c(HX-)+2c(X2-)+c(OH-),根據物料守恒有:c(Na+)=c(HX-)+c(X2-) +c(H2X),則有c(H2X)+c(H+)=c(OH-)+c(X2-),正確;C.P點對應的溶液溫度高于25 ℃,此時pH=7的溶液呈弱堿性,錯誤;D.M、N、P、Q四點中,Q點處被滴定分數為2,溶質為Na2X,Na2X水解程度較大,所以水的電離程度最大的是Q點,正確。

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