2021高考化学人教版一轮复习规范演练：第七章 水溶液中的离子平衡 章末总结提升
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章末总结提升
一、有关pH的计算
1．若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH；若溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)＝求c(H＋)，最后求pH。
2．强酸溶液：如浓度为c mol·L－1的HnA溶液，c(H＋)＝nc mol·
L－1，所以pH＝－lg nc；强碱溶液：如浓度为c mol·L－1的B(OH)n溶液，c(OH－)＝nc mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，所以pH＝14＋lg nc。
3．酸碱混合溶液：两强酸溶液混合c混(H＋)＝；两强碱溶液混合c混(OH－)＝；强酸、强碱溶液混合酸过量c混(H＋)＝，碱过量c混(OH－)＝。
4．酸碱溶液稀释时pH的变化：
项目
酸(pH＝a)
碱(pH＝b)
弱酸
强酸
弱碱
强碱
稀释10n倍
b－n
b－n
无限稀释
pH趋向于7
常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b
两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是( )
A．b可能显碱性 B．a可能显酸性或碱性
C．a不可能显酸性 D．b可能显碱性或酸性
解析：pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液，其浓度分别大于10－3 mol·L－1和等于10－3 mol·L－1，由于pH为3的某酸溶液，其强弱未知，因此与pH为11的氨水反应时，都有可能过量；而与pH为11的氢氧化钠溶液反应时酸可能过量或二者恰好反应。
答案：B
二、高考热点中的“四大平衡常数”
1．化学平衡常数。
(1)化学平衡常数是指某一具体反应方程式的平衡常数，若反应方向改变，则平衡常数改变；若方程式中各物质的计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
(2)在使用平衡常数时，注意化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关；反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度是常数，在表达式中不再列入。
2．电离常数。
(1)相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸(碱)的酸性(碱性)相对越强。
(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1≫K2…，故其酸性决定于第一步电离。
3．水的离子积常数。
(1)KW只与温度有关，温度升高，KW增大。
(2)水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于电解质的稀溶液。
4．难溶电解质的溶度积常数。
(1)可用Ksp比较结构相似的难溶物的溶解度。
(2)温度不变时，外界条件的改变可能使溶解平衡移动，但不能改变Ksp的数值。
(1)H3BO3溶液中存在如下反应：H3BO3(aq)＋H2O(l)[B(OH)4]－(aq)＋H＋(aq)。已知0.70 mol·L－1 H3BO3溶液中，上述反应于298 K达到平衡时，c平衡(H＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，
c平衡(H3BO3)≈c起始(H3BO3)，水的电离可忽略不计，则此温度下该反应的平衡常数K为________(H2O的平衡浓度不列入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字)。
(2)以可溶性碳酸盐为溶浸剂，则溶浸过程中会发生：CaSO4(s)＋COCaCO3(s)＋SO，已知298 K时，Ksp(CaCO3)＝2.80×10－9，Ksp(CaSO4)＝4.90×10－5，求此温度下该反应的平衡常数K(计算结果保留三位有效数字)。
解析：(2)由CaSO4(s)Ca2＋＋SO，Ksp(CaSO4)＝
c(Ca2＋)·c(SO)，CaCO3(s)Ca2＋＋CO，Ksp(CaCO3)＝
c(Ca2＋)·c(CO)得K＝＝＝＝1.75×104。
答案：(1)5.7×10－10 (2)1.75×104
1．25 ℃时，某一元酸(HB)的盐NaB的水溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．HB的电离方程式为HB===H＋＋B－
B．NaB溶液中：c(Na＋)>c(B－)>c(H＋)>c(OH－)
C．NaB溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HB)＋c(B－)
D．0.1 mol·L－1 NaB溶液中水电离的OH－浓度大于10－7 mol·L－1
解析：A项，NaB的水溶液呈碱性，说明HB是弱酸，电离方程式中应用“”，错误；B项，应为c(Na＋)>c(B－)>c(OH－)>c(H＋)，错误；C项，应为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(B－)，错误；D项，B－水解促进了水的电离，故水电离的OH－浓度大于10－7 mol·L－1，D正确。
答案：D
2．0.1 mol·L－1 HF溶液的pH＝2，则该溶液中有关浓度关系式不正确的是( )
A．c(H＋)>c(F－) B．c(HF)>c(H＋)
C．c(OH－)>c(HF) D．c(HF)>c(F－)
解析：电离后，因水也电离产生H＋，所以c(H＋)>c(F－)均约为0.01，则c(HF)约0.09，c(OH－)为10－12。
答案：C
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表，下列选项错误的是( )
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡
常数(25℃)
Ki＝1.77×10－4
Ki＝4.9×10－10
Ki1＝4.3×10－7
Ki2＝5.6×10－11
A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
B．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者大于后者
解析：根据电离平衡常数，HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间，应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，A错误；
HCOOH的电离程度大于H2CO3的一级电离，B正确；等pH的HCOOH和HCN，HCN溶液的浓度大，中和等体积、等pH的HCOOH和HCN，后者消耗NaOH的量大，C正确；在HCOONa和NaCN中存在电荷平衡：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)。等浓度的HCOONa和NaCN溶液，NaCN水解程度大，溶液中OH－浓度大，H＋浓度小。根据电荷守恒，两溶液中离子总浓度为2[c(Na＋)＋c(H＋)]，而Na＋浓度相同，H＋浓度后者小，因此等体积等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者，D正确。
答案：A
4．室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表，下列判断不正确的是( )
实验编号
起始浓度/(mol·L－1)
反应后溶液的pH
c(HA)
c(KOH)
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7
A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ mol·L－1
C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1 mol·L－1
D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋)
解析：由实验①可知，HA酸为弱酸，故KA盐溶液显碱性，则c(OH－)＞c(H＋)，由电荷守恒可知c(K＋)＞c(A－)，A正确；由电荷守恒知c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，故c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＋c(H＋)，B
错误；由实验②知x>0.2，故c(HA)＋c(A－)>0.1 mol·L－1(因为溶液体积是原溶液的2倍)，C正确；实验②反应后的溶液显中性，故c(OH－)＝c(H＋)，由电荷守恒可得c(K＋)＝c(A－)，D正确。
答案：B
5．下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．在蒸馏水中滴加浓H2SO4，KW不变
B．CaCO3难溶于稀硫酸，也难溶于醋酸
C．在Na2S稀溶液中，c(H＋)＝c(OH－)－2c(H2S)－c(HS－)
D．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同
解析：在蒸馏水中滴加浓硫酸，蒸馏水温度会升高，KW值增大，A错误；碳酸钙难溶于稀硫酸但可以和醋酸发生化学反应，B错误；在Na2S溶液中，根据质子守恒可以得出c(H＋)＝c(OH－)－2c(H2S)－c(HS－)，C正确；NaCl溶液中水的电离度不受影响，而醋酸铵由于发生水解，对水的电离起促进作用，所以电离度增大，大于NaCl溶液中水的电离度，D错误。
答案：C
