資源簡介

題型突破1　三大“平衡”的分析應用
1.(2024·江蘇卷)室溫下,通過下列實驗探究SO2的性質。已知(H2SO3)=1.3×10-2,(H2SO3)=6.2×10-8。
實驗1:將SO2氣體通入水中,測得溶液pH=3。
實驗2:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1酸性KMnO4溶液中,當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
A.實驗1所得溶液中:c(HS)+c(S)>c(H+)
B.實驗2所得溶液中:c(S)>c(HS)
C.實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3固體
D.實驗3所得溶液中:c(S)>c(Mn2+)
2.(2024·山東卷)常溫下Ag(Ⅰ)-CH3COOH水溶液體系中存在反應:Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq),平衡常數為K。已知初始濃度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L-1,所有含碳物種的摩爾分數與pH變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是(　　)
A.線 Ⅱ 表示CH3OOOH的變化情況
B.CH3OOOH的電離平衡常數Ka=10-n
C.pH=n時,c(Ag+)=mol·L-1
D.pH=10時,c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1
3.(2022·全國乙卷)常溫下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某體系中,H+與A-不能穿過隔膜,未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。
設溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A-),當達到平衡時,下列敘述正確的是(　　)
A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-)
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[]為
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10-4
4.(2023·浙江1月選考)碳酸鈣是常見難溶物,將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡:
CaCO3(s)Ca2+(aq)+C(aq)[已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9,Ksp(CaSO4)=4.9×10-5,H2CO3的電離常數=4.5×10-7,=4.7×10-11],下列有關說法正確的是(　　)
A.上層清液中存在c(Ca2+)=c(C)
B.上層清液中含碳微粒最主要以HC形式存在
C.向體系中通入CO2氣體,溶液中c(Ca2+)保持不變
D.通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
1.“三大”平衡對比
平衡類型 電離平衡(如CH3COOHCH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-) 沉淀溶解平衡(如AgCl懸濁液)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
研究對象 弱電解質(弱酸、弱堿、水、多元弱酸酸式酸根)包括溶液 鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱堿弱酸鹽、弱酸強堿鹽) 難溶電解質(如難溶的酸、堿、鹽等)
平衡常數 Ka= Kh= Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)
影 響 因 素 升溫 促進電離 Ka增大 促進水解 Kh增大 若難溶物的溶解度與溫度成正比,促進溶解;反之,則抑制溶解 若難溶物的溶解度與溫度成正比,Ksp增大;反之,則Ksp減小
加水 促進電離 Ka不變 促進水解 Kh不變 促進溶解 Ksp不變
加入相應離子(或物質) 加入CH3COONa或HCl,抑制電離 Ka不變 加入CH3COOH或NaOH,抑制水解 Kh不變 加入AgNO3或NaCl,抑制溶解 Ksp不變
加入反應離子(或物質) 加入OH-,促進電離 Ka不變 加入H+,促進水解 Kh不變 加入氨水,促進溶解 Ksp不變
2.25 ℃時,不同溶液中水電離出的c(H+)或c(OH-)與溶液中c(H+)或c(OH-)的關系
舉例 由水電離出的c(H+)/(mol·L-1) 說明
pH=3的HCl、CH3COOH溶液 10-11 ①酸(或顯酸性的酸式鹽)溶液中:c水(H+)=c水(OH-)= ②堿溶液中:c水(H+)= ③強酸弱堿鹽溶液中:c水(H+)=c溶液(H+) ④強堿弱酸鹽溶液中:c水(H+)=c水(OH-)=c溶液(OH-)
pH=12的NaOH、NH3·H2O溶液 10-12
pH=3的AlCl3、FeCl3溶液 10-3
pH=11的CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液 10-3
3.溶液中的平衡移動分析方法
(1)定性分析法
①升高溫度:溶液中的平衡一般右移,但常見的氫氧化鈣沉淀溶解平衡左移。
②增加同離子:弱電解質電離和沉淀溶解平衡左移。
(2)沉淀溶解平衡移動定量計算法
①計算離子積;
②Q>Ksp:平衡左移;Q=Ksp:平衡狀態;Q1.(北京卷)測定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下。
時刻 ① ② ③ ④
溫度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
實驗過程中,?、佗軙r刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　)
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡:S+H2OHS+OH-
B.④的pH與①不同,是由于S濃度減小造成的
C.①→③的過程中,溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致
D.①與④的Kw值相等
2.(2024·湖北孝感三模)已知溶劑分子結合H+的能力會影響酸給出H+的能力,某溫度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示,下列說法錯誤的是(　　)
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lgKa 4.87 7.24(一級) 8.9 9.4
A.HClO4在冰醋酸中的電離方程式:HClO4+CH3COOHCl+CH3COO
B.在冰醋酸中酸性:HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
C.結合H+的能力:H2O>CH3COOH
D.相同溫度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
3.(2024·山東菏澤一模)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化),下列數值變小的是(　　)
A.c(C) B.c(Mg2+)
C.c(H+) D.Ksp(MgCO3)
4.(2024·廣東肇慶二模)安息香酸(HR)是最簡單的一元芳香酸,其鈉鹽(用NaR表示)的水溶液呈堿性。已知常溫下,Ka(HR)>(H2CO3)。下列說法正確的是(　　)
A.常溫下,0.001 mol·L-1 HR水溶液的pH=3
B.向NaR水溶液中加水稀釋,溶液的pH升高
C.NaR水溶液中,c(HR)+c(H+)=c(R-)+c(OH-)
D.常溫下,NaR溶液的堿性比同濃度的NaHCO3溶液弱
5.(2024·山西呂梁階段練)某興趣小組用鋁箔制備Al2O3、AlCl3·6H2O及明礬大晶體,具體流程如圖,下列說法錯誤的是(　　)
A.步驟Ⅲ,為了得到純Al2O3,需灼燒至恒重
B.步驟Ⅴ中抽濾所需儀器:布氏漏斗、吸濾瓶、抽氣泵等
C.通入HCl的作用是抑制AlCl3水解和增大溶液中Cl-的濃度,有利于AlCl3·6H2O結晶
D.步驟Ⅳ的操作是:配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,快速冷卻至室溫,得到明礬大晶體
6.(2024·安徽淮北一模)黑色HgS的水溶性很差。已知:HgS+2H+Hg2++H2S平衡常數K=10-30.8,Ksp(HgS)=10-51.8,Ksp(FeS)=10-17.2。下列有關說法錯誤的是(　　)
A.降低pH可以增大HgS的溶解量
B.可將H2S氣體通入Hg2+水溶液中制備HgS
C.H2S的電離平衡常數的乘積·=10-20
D.用FeS除廢水中Hg2+∶FeS(s)+Hg2+(aq)===HgS(s)+Fe2+(aq),平衡常數K=1034.6
7.(2024·海南?？诙?已知:向難溶電解質飽和溶液中加入與該電解質沒有相同離子的強電解質時,使難溶物溶解度增大的效應稱為鹽效應。常溫下,在含大量BaSO4固體的濁液中加入0.01 mol下列物質(忽略體積變化),溶液中c(Ba2+)由大到小的排序正確的是(　　)
①BaSO4?、贜a2SO4?、跭NO3
A.②①③ B.③②①
C.③①② D.①③②
題型突破1　三大“平衡”的分析應用
1.(2024·江蘇卷)室溫下,通過下列實驗探究SO2的性質。已知(H2SO3)=1.3×10-2,(H2SO3)=6.2×10-8。
實驗1:將SO2氣體通入水中,測得溶液pH=3。
實驗2:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1酸性KMnO4溶液中,當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
A.實驗1所得溶液中:c(HS)+c(S)>c(H+)
B.實驗2所得溶液中:c(S)>c(HS)
C.實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3固體
D.實驗3所得溶液中:c(S)>c(Mn2+)
答案　D
解析　實驗1所得溶液中存在電荷守恒:c(H+)=c(OH-)+c(HS)+2c(S)>c(HS)+c(S),A錯誤;實驗2所得溶液pH=4,即c(H+)=10-4 mol·L-1,代入H2SO3的二級電離常數計算式(H2SO3)==6.2×10-8,得:==6.2×10-4<1,故c(S)c(Mn2+),D正確。
2.(2024·山東卷)常溫下Ag(Ⅰ)-CH3COOH水溶液體系中存在反應:Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq),平衡常數為K。已知初始濃度c0(Ag+)=c0(CH3COOH)=0.08 mol·L-1,所有含碳物種的摩爾分數與pH變化關系如圖所示(忽略溶液體積變化)。下列說法正確的是(　　)
A.線 Ⅱ 表示CH3OOOH的變化情況
B.CH3OOOH的電離平衡常數Ka=10-n
C.pH=n時,c(Ag+)=mol·L-1
D.pH=10時,c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1
答案　C
解析　在溶液中存在平衡:CH3COOHCH3COO-+H+(①)、Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)(②),Ag+的水解平衡Ag++H2OAgOH+H+(③),隨著pH的增大,c(H+)減小,平衡①③正向移動,c(CH3COOH)、c(Ag+)減小,pH較小時(約小于7.8)CH3COO-濃度增大的影響大于Ag+濃度減小的影響,CH3COOAg濃度增大,pH較大時(約大于7.8)CH3COO-濃度增大的影響小于Ag+濃度減小的影響,CH3COOAg濃度減小,故線 Ⅰ 表示CH3COOH的摩爾分數隨pH變化的關系,線 Ⅱ 表示CH3COO-的摩爾分數隨pH變化的關系,線 Ⅲ 表示CH3COOAg隨pH變化的關系。A.根據分析,線 Ⅱ 表示CH3COO-的變化情況,A項錯誤;B.由圖可知,當c(CH3COOH)=c(CH3COO-)時(即線 Ⅰ 和線 Ⅱ 的交點),溶液的pH=m,則CH3COOH的電離平衡常數Ka==10-m,B項錯誤;C.pH=n時=10-m,c(CH3COO-)==10n-mc(CH3COOH),Ag++CH3COO-CH3COOAg(aq)的K=,c(Ag+)=,由圖可知pH=n時,c(CH3COOH)=c(CH3COOAg),代入整理得c(Ag+)= mol·L-1,C項正確;D.根據元素守恒,pH=10時溶液中c(Ag+)+c(CH3COOAg)+c(AgOH)=0.08 mol·L-1,D項錯誤。
3.(2022·全國乙卷)常溫下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某體系中,H+與A-不能穿過隔膜,未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。
設溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A-),當達到平衡時,下列敘述正確的是(　　)
A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-)
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[]為
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10-4
答案　B
解析　常溫下,溶液Ⅰ的pH=7.0,則溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1,c(H+)4.(2023·浙江1月選考)碳酸鈣是常見難溶物,將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡:
CaCO3(s)Ca2+(aq)+C(aq)[已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9,Ksp(CaSO4)=4.9×10-5,H2CO3的電離常數=4.5×10-7,=4.7×10-11],下列有關說法正確的是(　　)
A.上層清液中存在c(Ca2+)=c(C)
B.上層清液中含碳微粒最主要以HC形式存在
C.向體系中通入CO2氣體,溶液中c(Ca2+)保持不變
D.通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
答案　B
解析　A項,上層清液為碳酸鈣的飽和溶液,碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子,因此c(Ca2+)>c(C),A錯誤;B項,根據=4.7×10-11可得=4.7×10-11,則碳酸根的水解常數為Kh==≈2×10-4,說明C的水解程度較大,則上層清液中含碳微粒主要為HC,B正確;C項,向體系中通入CO2,CaCO3與CO2反應生成Ca(HCO3)2,Ca(HCO3)2易溶于水,則溶液中c(Ca2+)增大,C錯誤;D項,由題干可知,Ksp(CaCO3)=3.4×10-9命題立意:弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和沉淀溶解平衡是電解質溶液中的三大平衡,試題以弱電解質的電離平衡、鹽的水解平衡或難溶電解質的沉淀溶解平衡為載體,考查電解質溶液中三大平衡的影響因素及相關內容,主要涉及離子濃度的定性分析和定量計算等必備知識。此類試題難度較大,涉及電解質溶液中的“三大”守恒,主要考查學生信息獲取與加工、邏輯推理與論證能力。
1.“三大”平衡對比
平衡類型 電離平衡(如CH3COOHCH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-) 沉淀溶解平衡(如AgCl懸濁液)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)
研究對象 弱電解質(弱酸、弱堿、水、多元弱酸酸式酸根)包括溶液 鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱堿弱酸鹽、弱酸強堿鹽) 難溶電解質(如難溶的酸、堿、鹽等)
平衡常數 Ka= Kh= Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)
影 響 因 素 升溫 促進電離 Ka增大 促進水解 Kh增大 若難溶物的溶解度與溫度成正比,促進溶解;反之,則抑制溶解 若難溶物的溶解度與溫度成正比,Ksp增大;反之,則Ksp減小
加水 促進電離 Ka不變 促進水解 Kh不變 促進溶解 Ksp不變
加入相應離子(或物質) 加入CH3COONa或HCl,抑制電離 Ka不變 加入CH3COOH或NaOH,抑制水解 Kh不變 加入AgNO3或NaCl,抑制溶解 Ksp不變
加入反應離子(或物質) 加入OH-,促進電離 Ka不變 加入H+,促進水解 Kh不變 加入氨水,促進溶解 Ksp不變
2.25 ℃時,不同溶液中水電離出的c(H+)或c(OH-)與溶液中c(H+)或c(OH-)的關系
舉例 由水電離出的c(H+)/(mol·L-1) 說明
pH=3的HCl、CH3COOH溶液 10-11 ①酸(或顯酸性的酸式鹽)溶液中:c水(H+)=c水(OH-)= ②堿溶液中:c水(H+)= ③強酸弱堿鹽溶液中:c水(H+)=c溶液(H+) ④強堿弱酸鹽溶液中:c水(H+)=c水(OH-)=c溶液(OH-)
pH=12的NaOH、NH3·H2O溶液 10-12
pH=3的AlCl3、FeCl3溶液 10-3
pH=11的CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液 10-3
3.溶液中的平衡移動分析方法
(1)定性分析法
①升高溫度:溶液中的平衡一般右移,但常見的氫氧化鈣沉淀溶解平衡左移。
②增加同離子:弱電解質電離和沉淀溶解平衡左移。
(2)沉淀溶解平衡移動定量計算法
①計算離子積;
②Q>Ksp:平衡左移;Q=Ksp:平衡狀態;Q1.(北京卷)測定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下。
時刻 ① ② ③ ④
溫度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
實驗過程中,?、佗軙r刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　)
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡:S+H2OHS+OH-
B.④的pH與①不同,是由于S濃度減小造成的
C.①→③的過程中,溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致
D.①與④的Kw值相等
答案　C
解析　亞硫酸鈉是強堿弱酸鹽,存在水解平衡:S+H2OHS+OH-,A項正確;①與④的溫度相同,但pH不同,主要是由于亞硫酸鈉被氧化為硫酸鈉,從而導致溶液的堿性減弱,pH減小,B項正確;①→③的過程中,溫度升高使水解平衡正向移動,而S濃度逐漸減小,使水解平衡逆向移動,故溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響不一致,C項錯誤;①與④的溫度相同,故Kw相同,D項正確。
2.(2024·湖北孝感三模)已知溶劑分子結合H+的能力會影響酸給出H+的能力,某溫度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示,下列說法錯誤的是(　　)
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lgKa 4.87 7.24(一級) 8.9 9.4
A.HClO4在冰醋酸中的電離方程式:HClO4+CH3COOHCl+CH3COO
B.在冰醋酸中酸性:HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
C.結合H+的能力:H2O>CH3COOH
D.相同溫度下醋酸在液氨中的pKa大于其在水中的pKa
答案　D
解析　A.由表格數據可知,高氯酸在冰醋酸中部分電離出高氯酸根離子和CH3COO離子,電離方程式為HClO4+CH3COOHCl+CH3COO,正確;B.由表格數據可知,四種酸在冰醋酸中的電離常數的大小順序為HClO4>H2SO4>HCl>HNO3,則在冰醋酸中酸性的大小順序為HClO4>H2SO4>HCl>HNO3,正確;C.由表格數據可知,在水中完全電離的四種強酸在冰醋酸中均不能完全電離,說明水分子結合氫離子的能力強于醋酸,正確;D.相同溫度下醋酸在液氨中的電離程度大于在水中的電離程度,所以在液氨中的pKa小于其在水中的pKa,錯誤。
3.(2024·山東菏澤一模)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化),下列數值變小的是(　　)
A.c(C) B.c(Mg2+)
C.c(H+) D.Ksp(MgCO3)
答案　A
解析　含有MgCO3固體的溶液中存在沉淀溶解平衡:MgCO3(s)Mg2+(aq)+C(aq),滴加少許濃鹽酸與C反應生成HC或H2CO3,促使平衡向右移動,則c(Mg2+)和c(H+)增大,c(C)減小,溫度不變,Ksp(MgCO3)不變,故A正確。
4.(2024·廣東肇慶二模)安息香酸(HR)是最簡單的一元芳香酸,其鈉鹽(用NaR表示)的水溶液呈堿性。已知常溫下,Ka(HR)>(H2CO3)。下列說法正確的是(　　)
A.常溫下,0.001 mol·L-1 HR水溶液的pH=3
B.向NaR水溶液中加水稀釋,溶液的pH升高
C.NaR水溶液中,c(HR)+c(H+)=c(R-)+c(OH-)
D.常溫下,NaR溶液的堿性比同濃度的NaHCO3溶液弱
答案　D
解析　A.由題意,HR是有機酸,是弱酸,不完全電離,常溫下,0.001 mol·L-1 HR水溶液的pH>3,錯誤;B.NaR水溶液中由于R-水解顯堿性,加水稀釋水解程度變大,但是堿性變弱,溶液的pH減小,錯誤;C.NaR水溶液中的質子守恒為c(HR)+c(H+)=c(OH-),錯誤;D.由已知,Ka(HR)>(H2CO3),HR酸性比碳酸強,根據越弱越水解,同濃度的NaHCO3溶液水解程度大,堿性強,故NaR溶液的堿性弱,正確。
5.(2024·山西呂梁階段練)某興趣小組用鋁箔制備Al2O3、AlCl3·6H2O及明礬大晶體,具體流程如圖,下列說法錯誤的是(　　)
A.步驟Ⅲ,為了得到純Al2O3,需灼燒至恒重
B.步驟Ⅴ中抽濾所需儀器:布氏漏斗、吸濾瓶、抽氣泵等
C.通入HCl的作用是抑制AlCl3水解和增大溶液中Cl-的濃度,有利于AlCl3·6H2O結晶
D.步驟Ⅳ的操作是:配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,快速冷卻至室溫,得到明礬大晶體
答案　D
解析　根據流程:用NaOH溶液溶解鋁箔,發生反應:2Al+2NaOH+6H2O===2Na[Al(OH)4]+3H2↑,向含有Na[Al(OH)4]的溶液通入過量的CO2氣體,發生反應:Na[Al(OH)4]+CO2===Al(OH)3↓+NaHCO3,得到Al(OH)3的膠狀固體,將一部分膠狀固體洗滌得到Al(OH)3,灼燒Al(OH)3得到氧化鋁,用硫酸溶解Al(OH)3,加入K2SO4溶液,配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,自然冷卻至室溫,得到明礬大晶體,另一部分膠狀固體用鹽酸溶解,得到AlCl3溶液,將HCl氣體通入AlCl3溶液,抑制AlCl3水解和促進AlCl3·6H2O結晶,冷水浴,用玻璃纖維抽濾,用濃鹽酸洗滌晶體,濾紙吸干干燥得AlCl3·6H2O晶體。A.為了得到純Al2O3,需灼燒至恒重,使氫氧化鋁完全分解,正確;B.步驟Ⅴ中抽濾所需儀器:布氏漏斗、吸濾瓶、抽氣泵等,正確;C.AlCl3水解生成Al(OH)3和HCl,通入HCl的作用是抑制AlCl3水解和增大溶液中Cl-的濃度,有利于AlCl3·6H2O結晶,正確;D.由分析可知,步驟Ⅳ的操作是:配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,自然冷卻至室溫,得到明礬大晶體,錯誤。
6.(2024·安徽淮北一模)黑色HgS的水溶性很差。已知:HgS+2H+Hg2++H2S平衡常數K=10-30.8,Ksp(HgS)=10-51.8,Ksp(FeS)=10-17.2。下列有關說法錯誤的是(　　)
A.降低pH可以增大HgS的溶解量
B.可將H2S氣體通入Hg2+水溶液中制備HgS
C.H2S的電離平衡常數的乘積·=10-20
D.用FeS除廢水中Hg2+∶FeS(s)+Hg2+(aq)===HgS(s)+Fe2+(aq),平衡常數K=1034.6
答案　C
解析　A.已知:HgS+2H+Hg2++H2S,降低pH,氫離子濃度增大,平衡正向移動,HgS的溶解量增大,正確;B.HgS的溶解平衡為HgS(s)Hg2+(aq)+S2-(aq),可將H2S氣體通入Hg2+水溶液中,S2-濃度增大,平衡逆向移動,可制備HgS,正確;C.H2S的電離平衡常數的乘積·====10-21,錯誤;D.用FeS除廢水中Hg2+:FeS(s)+Hg2+(aq)===HgS(s)+Fe2+(aq),平衡常數K=====1034.6,正確。
7.(2024·海南?？诙?已知:向難溶電解質飽和溶液中加入與該電解質沒有相同離子的強電解質時,使難溶物溶解度增大的效應稱為鹽效應。常溫下,在含大量BaSO4固體的濁液中加入0.01 mol下列物質(忽略體積變化),溶液中c(Ba2+)由大到小的排序正確的是(　　)
①BaSO4?、贜a2SO4?、跭NO3
A.②①③ B.③②①
C.③①② D.①③②
答案　C
解析　在含大量BaSO4固體的濁液中加入0.01 mol ①BaSO4時,對BaSO4的沉淀溶解平衡不產生任何影響,c(Ba2+)不變;加入0.01 mol ②Na2SO4時,增大了溶液中的c(S),使BaSO4的沉淀溶解平衡逆向移動,c(Ba2+)減小;加入0.01 mol ③KNO3時,發生鹽效應,使BaSO4的溶解度增大,從而使c(Ba2+)增大。綜合以上分析,溶液中c(Ba2+)由大到小的排序③①②,故選C。(共29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1　三大“平衡”的分析應用
真題導航
核心整合
模擬預測
1.(2024·江蘇卷)室溫下,通過下列實驗探究SO2的性質。已知(H2SO3)=1.3×10-2, (H2SO3)=6.2×10-8。
實驗1:將SO2氣體通入水中,測得溶液pH=3。
實驗2:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1酸性KMnO4溶液中,當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
A.實驗1所得溶液中:c(HS)+c(S)>c(H+)
B.實驗2所得溶液中:c(S)>c(HS)
C.實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3固體
D.實驗3所得溶液中:c(S)>c(Mn2+)
D
解析　實驗1所得溶液中存在電荷守恒:c(H+)=c(OH-)+c(HS)+ 2c(S)>c(HS)+c(S),A錯誤;實驗2所得溶液pH=4,即c(H+)=10-4 mol·L-1,代入H2SO3的二級電離常數計算式(H2SO3)==6.2×10-8,得:==6.2×10-4<1,故c(S)c(Mn2+),D正確。
A.線 Ⅱ 表示CH3OOOH的變化情況
B.CH3OOOH的電離平衡常數Ka=10-n
C.pH=n時,c(Ag+)=mol·L-1
D.pH=10時,c(Ag+)+c(CH3COOAg)=0.08 mol·L-1
C
3.(2022·全國乙卷)常溫下,一元酸HA的Ka(HA)=1.0×10-3。在某體系中,H+與A-不能穿過隔膜,未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。
設溶液中c總(HA)=c(HA)+c(A-),當達到平衡時,下列敘述正確的是(　　)
A.溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)+c(A-)
B.溶液Ⅱ中的HA的電離度[]為
C.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c(HA)不相等
D.溶液Ⅰ和Ⅱ中的c總(HA)之比為10-4
B
解析　常溫下,溶液Ⅰ的pH=7.0,則溶液Ⅰ中c(H+)=c(OH-)=1×10-7 mol·L-1, c(H+)4.(2023·浙江1月選考)碳酸鈣是常見難溶物,將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡:
CaCO3(s) Ca2+(aq)+C(aq)[已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9,Ksp(CaSO4)=4.9×10-5, H2CO3的電離常數=4.5×10-7,=4.7×10-11],下列有關說法正確的是(　　)
A.上層清液中存在c(Ca2+)=c(C)
B.上層清液中含碳微粒最主要以HC形式存在
C.向體系中通入CO2氣體,溶液中c(Ca2+)保持不變
D.通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
B
解析　A項,上層清液為碳酸鈣的飽和溶液,碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子,因此c(Ca2+)>c(C),A錯誤;B項,根據=4.7×10-11可得=4.7×10-11,則碳酸根的水解常數為Kh==≈2×10-4,說明C的水解程度較大,則上層清液中含碳微粒主要為HC,B正確;C項,向體系中通入CO2,CaCO3與CO2反應生成Ca(HCO3)2,Ca(HCO3)2易溶于水,則溶液中c(Ca2+)增大,C錯誤;D項,由題干可知,Ksp(CaCO3)=3.4×10-9命題立意:弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和沉淀溶解平衡是電解質溶液中的三大平衡,試題以弱電解質的電離平衡、鹽的水解平衡或難溶電解質的沉淀溶解平衡為載體,考查電解質溶液中三大平衡的影響因素及相關內容,主要涉及離子濃度的定性分析和定量計算等必備知識。此類試題難度較大,涉及電解質溶液中的“三大”守恒,主要考查學生信息獲取與加工、邏輯推理與論證能力。
1.“三大”平衡對比
平衡類型 電離平衡(如CH3COOH CH3COO-+H+) 水解平衡(如CH3COO-+H2O CH3COOH +OH-) 沉淀溶解平衡(如AgCl懸濁液)AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)
研究對象 弱電解質(弱酸、弱堿、水、多元弱酸酸式酸根)包括溶液 鹽溶液(包括強酸弱堿鹽、弱堿弱酸鹽、弱酸強堿鹽) 難溶電解質(如難溶的酸、堿、鹽等)
平衡常數 Ka= Kh= Ksp=_______________
c(Ag+)·c(Cl-)
影 響 因 素 升溫 ______電離 Ka____ ______水解 Kh___ 若難溶物的溶解度與溫度成正比, ____ 溶解;反之,則____溶解 若難溶物的溶解度與溫度成正比, Ksp______;反之,則Ksp______
加水 ______電離 Ka____ ______水解 Kh___ ______溶解 Ksp______
加入相應離子 (或物質) 加入 CH3COONa或HCl,___ 電離 Ka____ 加入CH3COOH或NaOH,_____ 水解 Kh___ 加入AgNO3或NaCl,______ 溶解 Ksp______
加入反應離子 (或物質) 加入OH-, ______ 電離 Ka____ 加入H+,______ 水解 Kh___ 加入氨水, ______ 溶解 Ksp______
促進
增大
促進
增大
促進
抑制
增大
減小
促進
不變
促進
不變
促進
不變
抑制
不變
抑制
不變
抑制
不變
促進
不變
促進
不變
促進
不變
2.25 ℃時,不同溶液中水電離出的c(H+)或c(OH-)與溶液中c(H+)或c(OH-)的關系
舉例 由水電離出的c(H+)/(mol·L-1) 說明
pH=3的HCl、CH3COOH溶液 ①酸(或顯酸性的酸式鹽)溶液中:c水(H+)=
________________________
②堿溶液中:c水(H+)=__________
③強酸弱堿鹽溶液中:c水(H+)=c溶液(H+)
④強堿弱酸鹽溶液中:c水(H+)=c水(OH-)=c溶液(OH-)
pH=12的NaOH、NH3·H2O溶液
pH=3的AlCl3、FeCl3溶液
pH=11的CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液
10-11
10-12
10-3
10-3
c水(OH-)=
3.溶液中的平衡移動分析方法
(1)定性分析法
①升高溫度:溶液中的平衡一般右移,但常見的氫氧化鈣沉淀溶解平衡左移。
②增加同離子:弱電解質電離和沉淀溶解平衡左移。
(2)沉淀溶解平衡移動定量計算法
①計算離子積;
②Q>Ksp:平衡左移;Q=Ksp:平衡狀態;Q1.(北京卷)測定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下。
實驗過程中,?、佗軙r刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　)
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡:S+H2O HS+OH-
B.④的pH與①不同,是由于S濃度減小造成的
C.①→③的過程中,溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致
D.①與④的Kw值相等
C
時刻 ① ② ③ ④
溫度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
2.(2024·湖北孝感三模)已知溶劑分子結合H+的能力會影響酸給出H+的能力,某溫度下部分酸在冰醋酸中的pKa如下表所示,下列說法錯誤的是(　　)
D
分子式 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
pKa=-lgKa 4.87 7.24(一級) 8.9 9.4
3.(2024·山東菏澤一模)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化),下列數值變小的是(　　)
A.c(C) B.c(Mg2+)
C.c(H+) D.Ksp(MgCO3)
A
4.(2024·廣東肇慶二模)安息香酸(HR)是最簡單的一元芳香酸,其鈉鹽(用NaR表示)的水溶液呈堿性。已知常溫下,Ka(HR)>(H2CO3)。下列說法正確的是(　　)
A.常溫下,0.001 mol·L-1 HR水溶液的pH=3
B.向NaR水溶液中加水稀釋,溶液的pH升高
C.NaR水溶液中,c(HR)+c(H+)=c(R-)+c(OH-)
D.常溫下,NaR溶液的堿性比同濃度的NaHCO3溶液弱
D
解析　A.由題意,HR是有機酸,是弱酸,不完全電離,常溫下,0.001 mol·L-1 HR水溶液的pH>3,錯誤;B.NaR水溶液中由于R-水解顯堿性,加水稀釋水解程度變大,但是堿性變弱,溶液的pH減小,錯誤;C.NaR水溶液中的質子守恒為c(HR)+c(H+)=c(OH-),錯誤;D.由已知,Ka(HR)>(H2CO3),HR酸性比碳酸強,根據越弱越水解,同濃度的NaHCO3溶液水解程度大,堿性強,故NaR溶液的堿性弱,正確。
5.(2024·山西呂梁階段練)某興趣小組用鋁箔制備Al2O3、AlCl3·6H2O及明礬大晶體,具體流程如圖,下列說法錯誤的是(　　)
A.步驟Ⅲ,為了得到純Al2O3,需灼燒至恒重
B.步驟Ⅴ中抽濾所需儀器:布氏漏斗、吸
濾瓶、抽氣泵等
C.通入HCl的作用是抑制AlCl3水解和
增大溶液中Cl-的濃度,有利于AlCl3·6H2O結晶
D.步驟Ⅳ的操作是:配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,快速冷卻至室溫,得到明礬大晶體
D
解析　根據流程:用NaOH溶液溶解鋁箔,發生反應:2Al+2NaOH+6H2O===2Na[Al(OH)4]+3H2↑,向含有Na[Al(OH)4]的溶液通入過量的CO2氣體,發生反應:Na[Al(OH)4]+CO2===Al(OH)3↓+NaHCO3,得到Al(OH)3的膠狀固體,將一部分膠狀固體洗滌得到Al(OH)3,灼燒Al(OH)3得到氧化鋁,用硫酸溶解Al(OH)3,加入K2SO4溶液,配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,自然冷卻至室溫,得到明礬大晶體,另一部分膠狀固體用鹽酸溶解,得到AlCl3溶液,將HCl氣體通入AlCl3溶液,抑制AlCl3水解和促進
AlCl3·6H2O結晶,冷水浴,用玻璃纖維抽濾,用濃鹽酸洗滌晶體,濾紙吸干干燥得AlCl3·6H2O晶體。A.為了得到純Al2O3,需灼燒至恒重,使氫氧化鋁完全分解,正確;B.步驟Ⅴ中抽濾所需儀器:布氏漏斗、吸濾瓶、抽氣泵等,正確;C.AlCl3水解生成Al(OH)3和HCl,通入HCl的作用是抑制AlCl3水解和增大溶液中Cl-的濃度,有利于AlCl3·6H2O結晶,正確;D.由分析可知,步驟Ⅳ的操作是:配制高于室溫10~20 ℃的明礬飽和溶液,選規則明礬小晶體并懸掛在溶液中央,自然冷卻至室溫,得到明礬大晶體,錯誤。
A.降低pH可以增大HgS的溶解量
B.可將H2S氣體通入Hg2+水溶液中制備HgS
C.H2S的電離平衡常數的乘積·=10-20
D.用FeS除廢水中Hg2+∶FeS(s)+Hg2+(aq)===HgS(s)+Fe2+(aq),平衡常數K=1034.6
C
7.(2024·海南海口二模)已知:向難溶電解質飽和溶液中加入與該電解質沒有相同離子的強電解質時,使難溶物溶解度增大的效應稱為鹽效應。常溫下,在含大量BaSO4固體的濁液中加入0.01 mol下列物質(忽略體積變化),溶液中c(Ba2+)由大到小的排序正確的是(　　)
①BaSO4?、贜a2SO4?、跭NO3
A.②①③ B.③②① C.③①② D.①③②
C
解析　在含大量BaSO4固體的濁液中加入0.01 mol ①BaSO4時,對BaSO4的沉淀溶解平衡不產生任何影響,c(Ba2+)不變;加入0.01 mol ②Na2SO4時,增大了溶液中的c(S),使BaSO4的沉淀溶解平衡逆向移動,c(Ba2+)減小;加入0.01 mol ③KNO3時,發生鹽效應,使BaSO4的溶解度增大,從而使c(Ba2+)增大。綜合以上分析,溶液中c(Ba2+)由大到小的排序③①②,故選C。

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