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专题突破(八) 水溶液中离子平衡图像
　
第三章　水溶液中的离子反应与平衡
一、滴定曲线
1.强碱滴定一元弱酸——抓“五点”
室温下，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的变化如图所示

关键点分析 溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系
抓反应的“起始”点，即A点，判断酸、碱的相对强弱 溶质为HA，0.1 mol·L－1 HA溶液的pH>1，故HA为弱酸
粒子浓度大小关系：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)
关键点分析 溶液中溶质成分及粒子浓度大小关系
抓反应的“一半”点，即B点，判断是哪种溶质的等量混合 溶质是等物质的量的HA和NaA，且pH<7
粒子浓度大小关系：c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)
抓溶液的“中性”点，即C点，判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足 溶质是NaA和少量的HA，pH＝7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)
抓“恰好”反应点，即D点，判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 溶质是NaA，pH>7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
抓反应的“过量”点，即E点，判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量 溶质是等物质的量的NaA和NaOH，pH>7
粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)
针对练1.25 ℃时，向20.00 mL的NaOH溶液中逐滴加入某浓度的CH3COOH溶液。滴定过程中，溶液的pH与滴入CH3COOH溶液的体积关系如图所示，点②时NaOH溶液恰好被中和。则下列说法中，错误的是
A.CH3COOH溶液的浓度为0.1 mol·L－1
B.图中点①到点③所示溶液中，水的电离程度先增大后减小
C.点④所示溶液中存在：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
D.滴定过程中会存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)
√
图像分析氢氧化钠溶液的浓度为0.1 mol/L，②点时氢氧化钠溶液恰好被中和消耗醋酸溶液20 mL，则醋酸浓度为0.1 mol/L，不选A；图中①点到③点所示溶液中随着醋酸逐渐滴入，氢氧化钠不断被消耗，水的电离被抑制程度减小，即水的电离程度增大，恰好反应后继续滴加醋酸，对水的电离起到抑制作用，图中①到③所示的溶液中水的电离程度先增大后减小，不选B；
④点所示溶液是等物质的量的醋酸和醋酸钠溶液，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)，电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c
(OH－)，则c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)，选C；滴定过程中的某点 ，醋酸钠和氢氧化钠混合溶液中会有c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)，不选D。
√
针对练2. 25 ℃时，向10 mL 0.1 mol·L－1CH2ClCOONa
溶液中加入0.1 mol·L－1的盐酸，溶液pH随加入盐酸的
体积变化情况如图所示。下列说法不正确的是
A.①所示溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH2ClCOOH)
B.②所示溶液中：c(CH2ClCOO－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)
C.③所示溶液中：c(Na＋)>c(CH2ClCOOH)>c(CH2ClCOO－)>c(H＋)>
c(OH－)
D.④所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH2ClCOO－)＋c(CH2ClCOOH)
点①所示溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH2ClCOOH)
是质子守恒，故A正确；由于点②的pH＝7，即溶液
中呈中性，根据电荷守恒可得c(CH2ClCOO－)＋c(Cl－)
＝c(Na＋)，故B正确；依据图像可知，点③溶液中为等
物质的量的CH2ClCOONa、CH2ClCOOH、NaCl，且溶液显酸性，说明CH2ClCOOH的电离程度大于CH2ClCOO－的水解程度，所以离子浓度关系为c(Na＋)>c(CH2ClCOO－)>c(CH2ClCOOH)>c(H＋)>c(OH－)，故C错误；根据元素守恒可知点④所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH2ClCOO－)＋c(CH2ClCOOH)，故D正确。
2.多组反应图像
(1)强碱滴定一元强酸、一元弱酸
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线

①曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低
②突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应
③室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸反应时，终点不是pH＝7而是pH>7
(2)强酸滴定一元强碱、一元弱碱
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线

①曲线起点不同：强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高
②突跃点变化范围不同：强酸与强碱反应的突跃点变化范围大于强酸与弱碱反应
③室温下pH＝7不一定是终点：强酸与强碱反应时，终点是pH＝7；强酸与弱碱反应时，终点不是pH＝7而是pH<7
√
针对练3.室温下，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液分别滴定20 mL 0.1 mol·L－1的HA和HB溶液，溶液pH随加入NaOH溶液的体积变化曲线如图所示，下列判断错误的是
A.水的电离度：c点溶液>纯水>b点溶液
B.电离常数：Ka(HA)C.d点溶液：2c(Na＋)＝c(A－)＋(HA)
D.a点溶液：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)
c点为完全中和生成的盐溶液，根据起始pH可知，两种酸均为弱酸，且HA的酸性更弱，故c点为强碱弱酸盐溶液，水解促进水的电离，b点不完全中和，酸过量，酸的电离抑制水的电离，水的电离程度减小，故水的电离度：c点溶液>纯水>b点溶液，A正确；
由图中曲线可知，HA的酸性更弱，则电离常数：Ka(HA)c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)，D正确。
√
针对练4. 25 ℃时，用0.25 mol·L－1的NaOH溶液，分别滴定同浓度的三种稀酸溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断不正确的是
A.同浓度的稀酸中：c(A－)>c(B－)>c(D－)
B.滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(HB)
C.pH＝7时，三种溶液中：c(A－)>c(B－)>c(D－)
D.当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－2c(H＋)
3.一元强碱滴定多元弱酸曲线
向20 mL 0.1 mol/L H2A溶液中滴加0.1 mol/L NaOH溶液

①发生的反应有
NaOH＋H2A===NaHA＋H2O
NaOH＋NaHA===Na2A＋H2O
2NaOH＋H2A===Na2A＋2H2O
②根据反应的规律可知：Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－
③判断NaHA酸碱性的方法：V(NaOH)＝20 mL时，溶质为NaHA，此时由纵坐标可得出c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)，可知NaHA显酸性
√
针对练5.如下图(其中Ⅰ代表H2A，Ⅱ代表HA－，Ⅲ代表A2－)，向20 mL 0.2 mol·L－1 H2A溶液中滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液 , 根据图示判断，下列说法正确的是
B.当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中各离子浓度的大小顺序为：c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)
C.当V(NaOH)＝30 mL时，溶液中存在以下关系：2c(H＋)＋c(HA－)＋2c(H2A)＝c(A2－)＋2c(OH－)
D.等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后，其溶液中水的电离程度比纯水大
当V(NaOH)＝30 mL时，发生的反应为NaOH＋H2A===NaHA＋H2O、NaHA＋NaOH===Na2A＋H2O，溶液为等物质的量浓度的NaHA和Na2A的混合溶液，根据电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，根据元素守恒得：3c(HA－)＋3c(A2－)＋3c(H2A)＝2c(Na＋)，联立两式得：2c(H＋)＋c(HA－)＋3c(H2A)＝c(A2－)＋2c(OH－)，故C错误；
由图示关系可知，等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后得到NaHA溶液，此时溶液中的c(A2－)>c(H2A)，说明HA－的电离程度大于水解程度，溶液显酸性，水的电离受到抑制，所以等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后，其溶液中水的电离程度比纯水小，故D错误；答案选B。
针对练6.常温下，向10 mL某浓度的H2SO3溶液中滴加0.2 mol·L－1NaOH溶液，含S微粒的物质的量变化曲线如图所示，下列有关说法正确的是
A.曲线Ⅱ代表H2SO3的浓度
B.V(NaOH)＝10 ml时，溶液温度最高，c(H2SO3)＝0.1 mol·L－1
C.水的电离程度大小：a点＜b点＜c点
D.若c点pH＝6，则K2(H2SO3)＝10－8
√
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二、平衡常数(Kw、Ksp)曲线
1.双曲线型
不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线 常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp＝9×10－6]


(1)A、C、B三点均为中性，温度依次升高，Kw依次增大
(2)D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，T2温度时Kw＝1×10－14
(3)AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点均有c(H＋)(2)b点在曲线的上方，Q>Ksp，将会有沉淀生成
(3)d点在曲线的下方，Q针对练7.某温度时，Ag2SO4在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是
B.该温度下，Ag2SO4的溶度积常数(Ksp)的数量级是10－3
C.可以通过加入硫酸银固体使a点移动到b点
D.该温度下，0.02 mol/L的AgNO3溶液与0.2 mol/L的Na2SO4溶液等体积混合，不会生成沉淀
√
针对练8.在t ℃时，AgBr的沉淀溶解平衡曲线如图所示，又知t ℃时AgCl的Ksp＝4×10－10，下列说法不正确的是
A.在t ℃时，AgBr的Ksp为4.9×10－13
B.在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体，可使溶液由c点到b点
C.图中a点对应的是AgBr的不饱和溶液
√
针对练9. AlPO4的沉淀溶解平衡曲线如图所示(T2＞T1)。下列说法正确的是
A.图像中四个点的Ksp：a＝b＞c＞d
B.AlPO4在b点对应的溶解度大于c点
D.升高温度可使d点移动到b点
√
2.直线型(pM-pR曲线)
pM为阳离子浓度的负对数，pR为阴离子浓度的负对数
(1)直线AB上的点对应的溶液中：c(M2＋)＝c(R2－)
(2)溶度积：CaSO4>CaCO3>MnCO3；
(3)X点对于CaCO3来说要析出沉淀，对于CaSO4来说是
不饱和溶液，能继续溶解CaSO4；
针对练10.(2021·全国乙卷)HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c2
(M＋)随c(H＋)而变化，M＋不发生水解。实验发现，298 K时c2(M＋)－c
(H＋)为线性关系，如下图中实线所示。
下列叙述错误的是
A.溶液pH＝4时，c(M＋)<3.0×10－4mol·L－1
B.MA的溶度积Ksp(MA)＝5.0×10－8
C.溶液pH＝7时，c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
D.HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10－4
√
√
对图像进行以下分析：
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三、正态分布系数图及分析
A.H2A的Ka1为10－10.25
B.c点：c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)
C.第一次突变，可选酚酞作指示剂
D.c(Na2A)＝0.200 0 mol·L－1
√
用0.100 0 mol·L－1盐酸滴定20.00 mL Na2A溶液，pH较大时A2－的分布分数δ最大，随着pH的减小，A2－的分布分数δ逐渐减小，HA－的分布分数δ逐渐增大，恰好生成NaHA之后，HA－的分布分数δ逐渐减小，H2A的分布分数δ逐渐增大，表示H2A、HA－、A2－的分布分数δ的曲线如图所示，
针对练13.向等物质的量浓度的K2S、KOH的混合溶液中滴加稀盐酸至过量。其中含硫微粒(H2S、HS－、S2－)的分布分数(平衡时某含硫微粒的浓度占各含硫微粒浓度之和的百分数)与滴加盐酸体积的关系如图所示(忽略滴加过程H2S气体的逸出，KHS溶液显碱性)。下列说法不正确的是
A.曲线A表示S2－的变化情况
B.若Y点对应溶液的pH＝a，则Ka1(H2S)＝10－a
C.X、Y点对应溶液中水的电离程度大小关系：X＜Y
D.Y点对应溶液中c(K＋)＝3[c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)]
√
KCl不影响水的电离，X点对应溶液中c(HS－)＝c(S2－)，Y点对应溶液中c(H2S)＝c(HS－)，且X点对应溶液中c(HS－)＞Y点对应溶液中c(HS－)，KHS溶液显碱性，即HS－能促进水的电离(浓度越大对水的电离促进作用越强)，又X点对应溶液中S2－的水解促进水的电离，Y点对应溶液中H2S的电离抑制水的电离，故X点对应溶液中水的电离程度较大，C项错误；原溶液为等物质的量浓度的K2S、KOH的混合溶液，根据元素守恒可知，Y点对应溶液中c(K＋)＝3[c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)]，D项正确。
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四、水电离曲线
常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1 MOH溶液中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c水(H＋)随加入盐酸体积的变化如图所示

预备知识 影响水的电离平衡的因素：
①外加酸、碱或强酸的酸式盐抑制水的电离
②盐类水解促进水的电离
关键点分析 ①a点：由水电离出的c水(H＋)＝10－11mol·L－1，可知0.1 mol·L－1 MOH溶液中c(OH－)＝10－3mol·L－1，推出MOH为弱碱，并可以求出其电离常数
②盐酸滴入MOH溶液过程中，溶质由MOH―→MOH和MCl―→MCl―→
MCl和HCl，在这个过程中水的电离程度最大应该是MCl，可知c点应为MCl，那么b点应为MOH和MCl，d点应为MCl和HCl；因此b点为中性，d点不为中性，为酸性
针对练14.常温下，在新制氯水中滴加NaOH溶液，溶液中水电离出的c水(H＋)的对数与NaOH溶液的体积之间的关系如图所示，下列推断正确的是
A.用pH试纸测定E点对应溶液，其pH＝3
B.H、F点对应溶液中都存在：c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)
C.G点对应溶液中：c(Na＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)
D.常温下加水稀释H点对应溶液，溶液的pH增大
√
E点新制氯水溶液中含有HClO，HClO有漂白性，pH试纸先变色后褪色，所以不能用pH试纸测定E点对应溶液的pH，故A错误；H点对应溶液中溶质为NaCl、NaClO和NaOH，根据电荷守恒可知：c(Na＋)＋c
(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)＋c(ClO－)，此时溶液为碱性，则c(OH－)＞c
(H＋)，所以c(Na＋)＞c(Cl－)＋c(ClO－)，故B错误；
G点为完全反应生成NaClO，溶液呈碱性，ClO－水解，新制氯水中起始时是等量的HCl和HClO，所以有c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，故C正确；加水稀释H点对应的溶液，H点为碱性溶液，加水稀释时促使溶液pH值接近中性，所以pH值降低，故D错误；故选C。
针对练15.常温下，向20.00 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中滴入0.1 mol·L－1
NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是
A.常温下，Ka(HA)约为10－5
B.M、P两点溶液对应的pH＝7
C.b＝20.00
D.M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
√
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N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，则P点溶质为NaOH和NaA，溶液呈碱性，即P点pH不等于7，B错误；0～b段水的电离程度逐渐增大，当V(NaOH溶液)＝b mL时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，则b＝20.00，C正确；M点溶液的pH＝7，根据溶液呈电中性可知，c(Na＋)＝c(A－)，则M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D正确；综上所述，本题应选B。

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