資源簡介

電解質(zhì)溶液圖像題分析
課前學(xué)習(xí)任務(wù)
核心歸納
1．酸堿中和滴定曲線
氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線 鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定曲線
曲線起點不同。強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸、弱酸的曲線，強(qiáng)酸起點低；強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿、弱堿的曲線，強(qiáng)堿起點高
突躍點變化范圍不同。強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)(強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng))
室溫下pH＝7不一定是終點。強(qiáng)堿與強(qiáng)酸反應(yīng)時，終點pH＝7；強(qiáng)堿與弱酸反應(yīng)終點pH>7，強(qiáng)酸與弱堿反應(yīng)終點pH<7
2.滴定圖像的五點突破方法
(1)“起始”點：判斷酸、堿的相對強(qiáng)弱；
(2)“半”點：判斷是哪些溶質(zhì)的等量混合；
(3)“恰好”點：判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性；
(4)“中性”點：判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪些物質(zhì)過量或不足；
(5)“過量”點：判斷溶液中的溶質(zhì)組成，并判斷哪些物質(zhì)過量。
3．透析分布曲線，確定思維方向
分布曲線是指以pH為橫坐標(biāo)、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù))為縱坐標(biāo)的關(guān)系曲線。
一元弱酸(以 CH3COOH為例) 二元弱酸(以 H2C2O4為例)
注：pKa為電離常數(shù)的 負(fù)對數(shù)
δ0為CH3COOH的分布系數(shù)，δ1為CH3COO－的分布系數(shù) δ0為H2C2O4的分布系數(shù)，δ1為的分布系數(shù)，δ2為的分布系數(shù)
4.明確解題要領(lǐng)，快速準(zhǔn)確作答
(1)“讀曲線”——每條曲線所代表的粒子及變化趨勢；
(2)“讀濃度”——通過橫坐標(biāo)軸的垂線，可讀出某pH時的粒子濃度相對大小；
(3)“用交點”——交點是某兩種粒子濃度相等的點，可計算電離常數(shù)K；
(4)“可替換”——根據(jù)溶液中的元素質(zhì)量守恒進(jìn)行替換，分析得出結(jié)論。
5．常考的對數(shù)圖像類型
類型 含義 變化規(guī)律 解題策略
pH＝ －lg c(H＋) 氫離子濃度的常用對數(shù)負(fù)值 pH越大，c(H＋)越小，溶液的堿性越強(qiáng) ①先弄清是對數(shù)還是負(fù)對數(shù) ②弄清楚是什么的對數(shù)，如濃度對數(shù)、濃度比對數(shù)、體積比對數(shù)等 ③弄清楚對數(shù)變化所表示的意義
pC＝ －lg c(C) C離子濃度的常用對數(shù)負(fù)值 pC越大，c(C)越小
lg 生成物與反應(yīng)物離子濃度比的常用對數(shù) lg越大，反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的常用對數(shù) lg越大，稀釋程度越大
AG＝ lg 氫離子與氫氧根離子濃度比的常用對數(shù) AG越大，酸性越強(qiáng)，中性時，＝1，AG＝0
6．破解對數(shù)圖像的數(shù)據(jù)
(1)運(yùn)算法則：lg ab＝lg a＋lg b、lg ＝lg a－lg b、lg 1＝0。
(2)運(yùn)算突破點：如lg ＝0的點有c(A)＝c(B)；lg c(D)＝0的點有c(D)＝。
課堂學(xué)習(xí)任務(wù)
　　　命題點1　滴定曲線分析
1．(2023·湖南卷，12)常溫下，用濃度為0.0200 mol·L-1的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定濃度均為0.0200 mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中溶液的pH隨η的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．Ka(CH3COOH)約為10-4.76
B．點a：c(Na＋)＝c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C．點b：c(CH3COOH)D．水的電離程度：a2．(2024·全國甲卷，13)將0.10 mmol Ag2CrO4配制成1.0 mL懸濁液，向其中滴加0.10 mol·L-1的NaCl溶液。lg[cM/(mol·L-1)](M代表Ag＋、Cl－或隨加入NaCl溶液體積(V)的變化關(guān)系如圖所示。
下列敘述正確的是(　　)
A．交點a處：c(Na＋)＝2c(Cl－)
B．＝10-2.21
C．V≤2.0 mL時不變
D．y1＝－7.82，y2＝－lg 34
命題點2　分布系數(shù)曲線分析
1．(2024·新課標(biāo)卷，13)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中，分布系數(shù)δ與pH的變化關(guān)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(guān)系
B．若酸的初始濃度為0.10 mol·L-1，則a點對應(yīng)的溶液中有c(H＋)＝＋c(OH－)
C．CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka＝10-1.3
D．pH＝2.08時，
2．(2024·湖北卷，13)CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(biāo)(δ)為組分中鉛占總鉛的質(zhì)量分?jǐn)?shù)。已知c0(Pb2+)＝＝10.3，pKsp(PbCO3)＝12.1。下列說法錯誤的是(　　)
A．pH＝6.5時，溶液中＜c(Pb2+)
B．δ(Pb2+)＝δ(PbCO3)時，c(Pb2+)＜1.0×10-5 mol·L-1
C．pH＝7時，2c(Pb2+)＋＋＋
D．pH＝8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
命題點3　對數(shù)曲線分析
1．(2024·黑、吉、遼卷，15)25 ℃下，AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。某實驗小組以K2CrO4為指示劑，用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液分別滴定含Cl－水樣、含Br－水樣。
已知：①Ag2CrO4為磚紅色沉淀；
②相同條件下AgCl溶解度大于AgBr；
③25 ℃時，pKa1(H2CrO4)＝0.7，
pKa2(H2CrO4)＝6.5。
下列說法錯誤的是(　　)
A．曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線
B．反應(yīng)Ag2CrO4＋H＋ 2Ag＋＋的平衡常數(shù)K＝10-5.2
C．滴定Cl－時，理論上混合液中指示劑濃度不宜超過10-2.0 mol·L-1
D．滴定Br－達(dá)終點時，溶液中＝10-0.5
2．(2024·河北卷，11)在水溶液中，CN－可與多種金屬離子形成配離子。X、Y、Z三種金屬離子分別與CN－形成配離子達(dá)平衡時， 的關(guān)系如圖。
下列說法正確的是(　　)
A．99%的X、Y轉(zhuǎn)化為配離子時，兩溶液中CN－的平衡濃度X>Y
B．向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達(dá)平衡時>
C．由Y和Z分別制備等物質(zhì)的量的配離子時，消耗CN－的物質(zhì)的量YD．若相關(guān)離子的濃度關(guān)系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率
課后學(xué)習(xí)任務(wù)
1．(2024·河南省濮陽市一模)常溫下，用0.1000 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1 H3PO4溶液的pH變化如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A．先用甲基橙作指示劑，滴定終點時溶液由紅色變?yōu)槌壬?br/>B．X點到Y(jié)點發(fā)生的反應(yīng)為H3PO4＋＋2H2O
C.常溫下的水解常數(shù)小于其電離常數(shù)
D．常溫下，H3PO4＋的平衡常數(shù)K＝105.05
2．(2024·廣東省江門市一模)常溫下，向10.00 mL 0.1 mol·L-1 MOH堿溶液中滴加0.1 mol·L-1鹽酸，溶液的pH及導(dǎo)電能力隨滴加鹽酸體積的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．MOH的電離方程式為MOH＝M＋＋OH－
B．水的電離程度：c>a>b
C．b點溶液中c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH)
D．c點溶液中c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－)
3．(2024·河南省信陽市一模)配離子的穩(wěn)定性可用K不穩(wěn)衡量，如[Ag(NH3)2]＋的K不穩(wěn)＝。一定溫度下，向0.1 mol·L-1硝酸銀溶液中滴入稀氨水，發(fā)生反應(yīng)Ag＋＋2NH3 [Ag(NH3)2]＋，溶液中pNH3與δ(X)的關(guān)系如圖所示，其中pNH3＝－lg c(NH3)、δ(X)＝(X代表Ag＋或[Ag(NH3)2]＋)。已知該溫度下Ksp(AgCl)＝1.6×10-10。下列說法正確的是(　　)
Ag＋和[Ag(NH3)2]＋的分布系數(shù)圖
A.圖中δ2代表的是δ(Ag＋)
B．該溶液中c(Ag＋)＋c([Ag(NH3)2]＋)＋＝
C．向該溶液中滴入稀硝酸，δ([Ag(NH3)2]＋)增大
D．AgCl溶于氨水時＋Cl－平衡常數(shù)為K＝1.6×10-2.7
4．(2024·九省聯(lián)考江西卷)一定溫度下，H2SO3水溶液中H2SO3、、的分布分?jǐn)?shù)δ與pH的關(guān)系如下圖。例如＝。向0.5 L濃度為0.10 mol·L-1的氨水中通入SO2氣體。已知該溫度下Kb(NH3·H2O)＝2×10-5，lg 2≈0.3，Kw≈1×10-14，下列說法正確的是(　　)
A．通入0.05 mol SO2時，c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝＋c(H2SO3)＋c(H＋)
B．當(dāng)＝1時，＝2×104
C．當(dāng)pH＝7.0時＋
D．P點時溶液的pH值為8.3
5．(2024·河南省五市3月聯(lián)考)25 ℃時，用 NaOH 溶液滴定H2A 溶液，溶液中和－lg c(HA－)或－lg和－lg c(A2-)關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是(　　)
A．H2A 為弱酸，其Ka1約為10-4
B．滴定過程中，當(dāng)pH＝5時，c(Na＋)>3c(A2-)
C.水的電離程度：M點＜N點
D．向 H2A 溶液中加入等體積等濃度的NaOH溶液完全反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＋c(A2-)＝c(H＋)＋2c(H2A)
6．(2024·湖北省十一校3月聯(lián)考)已知MgF2難溶于水、可溶于酸。常溫下，用HCl調(diào)節(jié)MgF2濁液的pH，測得在不同pH條件下，體系中－lg c(X)(X為Mg2+或F－)與lg的關(guān)系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．L2代表－lg c(Mg2+)與lg的變化曲線
B．c點的縱坐標(biāo)值為2.8
C．MgF2(s)＋2H＋(aq) Mg2+(aq)＋2HF(aq)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝100
D．c點的溶液中存在c(Cl－)>c(Mg2+)＝c(HF)>c(H＋)
答案與解析
課堂學(xué)習(xí)任務(wù)
命題點1　滴定曲線分析
1．D　圖像分析
根據(jù)CH3COOH CH3COO－＋H＋，可近似認(rèn)為a點c(H＋)＝c(CH3 COO－)，又a點pH＝3.38，c(H＋)＝10-3.38 mol·L-1，故Ka(CH3COOH)≈2．D　Ag2CrO4完全轉(zhuǎn)化為AgCl需消耗2.0 mL NaCl溶液，結(jié)合題圖知，V(NaCl)＝2.0 mL以后，曲線從上到下分別代表Cl－、Ag＋，由圖可知，a點處c(Ag＋)＜10-5 mol·L-1(忽略)，根據(jù)電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Ag＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋，由于a點處c(Cl－)＝≠2c(Cl－)，A錯誤；V(NaCl)＝1.0 mL時，溶液中存在Ag2CrO4和部分AgCl沉淀，因此溶液中滿足Ksp(Ag2CrO4)＝，即lg[Ksp(Ag2CrO4)]＝＝2×(－5.18)＋(－1.60)＝－11.96，Ksp(Ag2CrO4)＝10-11.96，同理，Ksp(AgCl)＝10-9.75，則＝102.21，B錯誤；在滴加NaCl溶液的最初階段，滴入的Cl－的量極少，尚不足以生成AgCl沉淀，滴入的Cl－全部以離子形式存在，其濃度隨著NaCl溶液的滴入而增大，由于Cl－未與Ag＋發(fā)生作用，此時溶液仍為Ag2CrO4的飽和溶液，其中＝，為定值，因此在此階段，隨著NaCl溶液的滴入而減小，當(dāng)部分Ag2CrO4轉(zhuǎn)化為AgCl后，結(jié)合沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)為可逆反應(yīng)知，當(dāng)V(NaCl)≤2.0 mL時，體系中仍存在Ag2CrO4沉淀，溶液中滿足Ksp(Ag2CrO4)＝、Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)，兩式相除得，其中會隨著NaCl溶液的滴加而增大，C錯誤；V(NaCl)＝2.4 mL時，體系中有AgCl沉淀，溶液中滿足lg[Ksp(AgCl)]＝lg[c(Ag＋)]＋lg[c(Cl－)]，代入數(shù)據(jù)－9.75＝y(tǒng)1＋(－1.93)，得y1＝－7.82，假設(shè)此時溶液中仍存在Ag2CrO4，則lg[Ksp(Ag2CrO4)]＝2lg[c(Ag＋)]＋，代入數(shù)據(jù)－11.96＝2×(－7.82)＋，得＝3.68，即＝103.68 mol·L-1，遠(yuǎn)超過Ag2CrO4全部溶解所得的濃度，因此此時溶液中不存在Ag2CrO4沉淀，Ag2CrO4已全部溶解，故＝ mol·＝lg＝－lg 34，D正確。
命題點2　分布系數(shù)曲線分析
1．D　
Cl的電負(fù)性大于H的電負(fù)性，則—CHCl2的極性大于—CH2Cl的極性，導(dǎo)致CHCl2COOH的酸性大于CH2ClCOOH的酸性，則CHCl2COOH溶液中的大于CH2ClCOOH溶液中的δ(CH2ClCOO－)，則曲線M表示～pH的變化關(guān)系，A項錯誤；由于CH2ClCOOH與CHCl2COOH均為弱酸，當(dāng)初始濃度為0.10 mol·L-1時，pH＞1，而a點溶液的pH＝1，故需外加酸使pH減小，題給關(guān)系式中缺少外加酸中陰離子的濃度，B項錯誤；Ka(CH2ClCOOH)＝根據(jù)上圖d點可知，pH＝2.8時，c(CH2ClCOOH)＝c(CH2ClCOO－)，則Ka(CH2ClCOOH)＝c(H＋)＝10-2.8，C項錯誤；pH＝2.08時，δ(CHCl2COO－)＝0.85，δ(CH2ClCOO－)＝0.15，則CH2ClCOOH與CHCl2COOH的電離度之比為0.15∶0.85，D項正確。
2．D　由圖可知，pH＝6.5時δ(Pb2+)>75%，c(Pb2+)＝c0(Pb2+)·δ(Pb2+)>1.5×10-5 mol·L-1，此時體系中還沒有PbCO3(s)，則Ksp(PbCO3)≥c< mol·L-1＝×10-7.1 mol·L-1<1.5×10-5 mol·L-1命題點3　對數(shù)曲線分析
1．D　AgCl、AgBr的陰、陽離子個數(shù)比相同，則曲線的斜率相同，結(jié)合已知②溶解度：AgCl>AgBr，可確定③表示AgBr，②表示AgCl，則①表示Ag2CrO4。
結(jié)合(6.1，6.1)可計算出Ksp(AgBr)＝10-6.1×10-6.1＝10-12.2，由(2.0，7.7)可計算出Ksp(Ag2CrO4)＝(10-2.0)2×10-7.7＝10-11.7，Ksp(AgCl)＝10-2.0×10-7.7＝10-9.7。
由以上分析可知，曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線，A正確；該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝10-5.2，B正確；Cl－與Ag＋恰好反應(yīng)生成AgCl沉淀時，c(Ag＋)＝c(Cl－)＝，在此之前不能沉淀，故＝10-2.0 mol·L-1，則滴定Cl－時，理論上混合液中指示劑濃度不宜超過10-2.0 mol·L-1，C正確；滴定Br－達(dá)終點時，溶液中同時存在AgBr、Ag2CrO4沉淀，則溶液中，D錯誤。
2．B　設(shè)X、Y、Z與CN－形成的配離子化學(xué)式分別為X(CN)x、Y(CN)y、Z(CN)z，以X為例，存在解離平衡X(CN)x X＋xCN－，其平衡常數(shù)KX＝，兩邊同時取對數(shù)并整理得lg，則X對應(yīng)的圖像為斜率為x的直線，同理，Y對應(yīng)的圖像為斜率為y的直線，Z對應(yīng)的圖像為斜率為z的直線。
設(shè)X的初始濃度為a，99%的X轉(zhuǎn)化成配離子時，c(X)＝0.01a，c[X(CN)x]＝0.99a，≈－2，同理，≈－2，在圖像中找到X、Y兩直線縱坐標(biāo)值為－2對應(yīng)的橫坐標(biāo)的值，X的橫坐標(biāo)數(shù)值更大，由于橫坐標(biāo)是，則X對應(yīng)的c(CN－)更小，A錯誤；向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，Y會消耗溶液中的CN－，新平衡下會變小，－lg c(CN－)就會變大，則此時X、Z對應(yīng)的點會沿著相應(yīng)直線向右移動，結(jié)合圖像可知，移動后lg>，則>，B正確；根據(jù)上述分析知，x>y>z，因此由Y和Z分別制備等物質(zhì)的量的配離子時，消耗CN－的物質(zhì)的量Y>Z，C錯誤；直線上的點代表平衡狀態(tài)，P點在Y對應(yīng)直線的下方，在－lg c(CN－)不變，即c(CN－)不變的情況下，P點的lg 相比平衡時偏小，即偏小，則此時QY＝課后學(xué)習(xí)任務(wù)
1．D　第一個化學(xué)計量點的pH＝4.7，甲基橙的變色范圍為3.1～4.4，終點時溶液由橙色變?yōu)辄S色，故A錯誤；X點到Y(jié)點是磷酸二氫鈉逐漸轉(zhuǎn)化為磷酸氫二鈉，發(fā)生的反應(yīng)為＋H2O，故B錯誤；第二個化學(xué)計量點的含磷物種主要是，此時溶液的pH＝9.7>7，顯堿性，說明的水解常數(shù)大于其電離常數(shù)，故C錯誤；由圖中c(H3PO4)＝時溶液的pH＝2.16可知＋H＋的Ka1(H3PO4)＝10-2.16，圖中＝時溶液的pH＝7.21可知＝10-7.21，兩式相減得到H3PO4＋的平衡常數(shù)K＝＝105.05，故D正確。
2．D　0.1 mol·L-1 MOH溶液的pH小于13，則其為弱堿，其電離方程式為：MOH M＋＋OH－，A錯誤；MOH電離出的氫氧根離子會抑制水的電離，隨著鹽酸的加入消耗MOH，水的電離程度增大，c點時HCl與MOH恰好完全反應(yīng)，水的電離程度最大，則水的電離程度：c>b>a，B錯誤；根據(jù)電荷守恒可知，b點有c(Cl－)＋c(OH－)＝c(M＋)＋c(H＋)，此時溶液顯中性，則c(Cl－)＝c(M＋)，C錯誤；c為滴定終點，則c點溶質(zhì)為MCl，此時由于M＋的水解，導(dǎo)致溶液顯酸性，則c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(OH－)，D正確。
3．D　c(NH3)越大，pNH3越小，＝c(OH－)＋，故B錯誤；向體系中滴入稀硝酸，NH3與H＋反應(yīng)生成減小，Ag＋＋2NH3 [Ag(NH3)2]＋的平衡逆向移動，δ([Ag(NH3)2]＋)減小，故C錯誤；a點，δ(Ag＋)＝δ([Ag(NH3)2]＋)，則K不穩(wěn)＝＝1.0×10-7.3，則對于反應(yīng)AgCl＋2NH3 [Ag(NH3)2]＋＋Cl－，K＝＝1.6×10-2.7，故D正確。
4．B　0.5 L濃度為0.10 mol·L-1的氨水，通入0.05 mol SO2時，此時溶質(zhì)為NH4HSO3，根據(jù)物料守恒有c(NH3·H2O)＋＝＋c(H2SO3)＋，根據(jù)電荷守恒有c(OH－)＋＋＝c(H＋)＋，二者聯(lián)立可得：c(NH3·H2O)＋c(OH－)＝，故A錯誤；由圖中曲線相交時的pH可知，H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝＝10-2.2，Ka2＝＝10-7.8，Ka1·Ka2＝＝10-2.2×10-7.8＝10-10，當(dāng)＝10-5，c(OH－)＝10-9，Kb＝＝2×10-5，得＝2×104，故B正確；當(dāng)pH＝7.0時，c(OH－)＝c(H＋)，根據(jù)電荷守恒有＝＋，則＋，故C錯誤；Ka2＝＝10-7.8＝，c(H＋)＝＝7.8＋2lg 2＝8.4，故D錯誤。
5．C　當(dāng)－lg 時，Ka1＝＝－lg Ka1，同理當(dāng)＝0，即c(H＋)＝c(HA－)時，Ka2＝＝c(A2-)，則－lg c(A2-)＝＜－lg Ka2＝－lg c(A2-)，故曲線Ⅱ代表－lg c(A2-)與－lg關(guān)系，曲線Ⅰ代表－lg c(HA－)與－lg關(guān)系。當(dāng)－lg＝0時，Ka1＝＝2，即c(HA－)＝10-2，故Ka1＝10-2，A錯誤；由圖中N點知，＝3時，－lg c(A2-)＝2，即＝10-2，則Ka2＝＝10-1 mol·L-1，說明此時溶液中生成大量的HA－，由于Kh(HA－)＝，D錯誤。
6．C　根據(jù)lg越小，則氫離子濃度越大，氟離子濃度越小，MgF2(s) 的變化曲線，L2代表－lg c(Mg2+)與的變化曲線，A正確；lg＝＝[Ksp(MgF2)]1/3＝10-2.8，則c點的縱坐標(biāo)值為2.8，B正確；MgF2(s)＋2H＋(aq) Mg2+(aq)＋2HF(aq)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝c(HF)，c點時c(H＋)＝＋2c(Mg2+)＝大于0，則>c(Mg2+)＝c(HF)>c(H＋)，D正確。

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