高考化學(xué)第二輪專項(xiàng)復(fù)習(xí)專題六　選擇題專攻2　溶液中的離子濃度關(guān)系與滴定曲線分析含答案或解析

溶液中的離子濃度關(guān)系與滴定曲線分析(一)溶液中的離子濃度關(guān)系1.解題模型——分清主次，抓主要矛盾例1單一溶液(1)0.1mol·L-1H2S溶液中離子濃度大小關(guān)系：。

(2)NaHS溶液中離子濃度大小關(guān)系：

。

例2物質(zhì)的量濃度1∶1的緩沖溶液等濃度的NaOH和CH3COOH按1∶2體積比混合后pH<7，離子濃度大小順序?yàn)?/p>

。

解題策略溶液中物質(zhì)間若能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，則優(yōu)先考慮化學(xué)反應(yīng)。2.溶液中部分粒子濃度之和(差)的大小比較解題模型(1)先確定溶液中粒子的構(gòu)成。(2)從守恒出發(fā)，根據(jù)溶液中存在的元素守恒或電荷守恒進(jìn)行分析比較。(3)三大守恒式的書寫①電荷守恒電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，故存在電荷守恒，即陽離子所帶正電荷總數(shù)=陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)。如Na2S與NaHS的混合溶液中存在電荷守恒：。

②元素守恒電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的，即元素守恒的特征：元素寫兩邊、系數(shù)交叉配。如0.1mol·L-1Na2CO3溶液中存在的元素守恒關(guān)系：。

物質(zhì)的量濃度1∶1的HA、NaA的混合溶液中存在元素守恒：。

③質(zhì)子守恒酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為，酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)是質(zhì)子(H+)的轉(zhuǎn)移。失質(zhì)子總數(shù)=游離質(zhì)子數(shù)+得質(zhì)子總數(shù)。如寫出Na2CO3的質(zhì)子守恒：

。

(二)滴定圖像分析應(yīng)用類型一中和滴定反應(yīng)“突躍”曲線的分析應(yīng)用1.強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸(1)0.10mol·L-1NaOH標(biāo)準(zhǔn)液滴定20mL0.10mol·L-1HCl溶液(如圖)加入NaOH溶液剩余HCl溶液體積/mL過量NaOH溶液體積/mLpH滴定/%V/mL99.919.980.02

4.30滴定突躍ΔpH=5.4100.020.000.000.007.00100.120.02

0.029.70NaOH溶液從19.98mL到20.02mL，只增加了0.04mL(約1滴)，就使得溶液的pH改變了5.4個(gè)單位。這種在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)±0.1%范圍內(nèi)，pH的急劇變化就稱為滴定突躍。滴定突躍范圍是選擇指示劑的重要依據(jù)，凡是在滴定突躍范圍內(nèi)能發(fā)生顏色變化的指示劑都可以用來指示滴定終點(diǎn)。實(shí)際分析時(shí)，為了更好地判斷終點(diǎn)，氫氧化鈉溶液滴定鹽酸通常選用酚酞作指示劑的原因：終點(diǎn)的顏色由無色變?yōu)闇\紅色，更容易辨別。(2)濃度越大，滴定突躍就越大，可供選擇的指示劑就越多。NaOH溶液的濃度HCl溶液的濃度A點(diǎn)pHB點(diǎn)pH滴定突躍1.00mol·L-11.00mol·L-13.3010.70ΔpH=7.40.10mol·L-10.10mol·L-14.309.70ΔpH=5.40.01mol·L-10.01mol·L-15.308.70ΔpH=3.42.強(qiáng)堿滴定弱酸曲線由圖可知：酸性越弱，Ka越小，滴定突躍范圍就越小。3.巧抓“四點(diǎn)”，突破溶液中的粒子濃度關(guān)系(1)抓反應(yīng)“一半”點(diǎn)，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。(2)抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn)，生成的溶質(zhì)是什么？判斷溶液的酸堿性。(3)抓溶液的“中性”點(diǎn)，生成什么溶質(zhì)，哪種物質(zhì)過量或不足。(4)抓反應(yīng)的“過量”點(diǎn)，溶液中的溶質(zhì)是什么？判斷哪種物質(zhì)過量。例1向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。(注：a點(diǎn)為反應(yīng)一半點(diǎn)，b點(diǎn)呈中性，c點(diǎn)恰好完全反應(yīng)，d點(diǎn)NaOH過量一倍)分析：a點(diǎn)，溶質(zhì)為，

離子濃度關(guān)系：；

b點(diǎn)，溶質(zhì)為，

離子濃度關(guān)系：；

c點(diǎn)，溶質(zhì)為，

離子濃度關(guān)系：；

d點(diǎn)，溶質(zhì)為，

離子濃度關(guān)系：。

類型二中和滴定反應(yīng)中“分布系數(shù)圖像”的分析應(yīng)用例225℃時(shí)，向某濃度的H3PO4溶液中逐滴加入一定濃度的NaOH溶液，所得溶液中四種微粒H3PO4、H2PO4?、HPO42?、P回答下列問題：(1)δ0、δ1、δ2、δ3分別代表的微粒是、

、、。

(2)寫出pH由1到14依次發(fā)生反應(yīng)的離子方程式：、

、

。

(3)Ka1=，Ka2=，Ka3=。

(4)常溫下，試判斷①0.1mol·L-1NaH2PO4溶液；②0.1mol·L-1Na2HPO4溶液的酸堿性。①；②。類型三中和滴定反應(yīng)中“對(duì)數(shù)圖像”的分析應(yīng)用例3草酸(H2C2O4)是一種二元弱酸。常溫下向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中l(wèi)gX[X表示c(HC2O4?1.(2023·湖南，12)常溫下，用濃度為0.0200mol·L-1的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定濃度均為0.0200mol·L-1的HCl和CH3COOH的混合溶液，滴定過程中溶液的pH隨η(η=V(標(biāo)準(zhǔn)溶液)A.Ka(CH3COOH)約為10-4.76B.點(diǎn)a：c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)C.點(diǎn)b：c(CH3COOH)<c(CH3COO-)D.水的電離程度：a<b<c<d2.(2024·湖南，13)常溫下Ka(HCOOH)=1.8×10-4，向20mL0.10mol·L-1NaOH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(guān)系如圖所示，下列說法錯(cuò)誤的是()A.水的電離程度：M<NB.M點(diǎn)：2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)C.當(dāng)V(HCOOH)=10mL時(shí)，c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-)D.N點(diǎn)：c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)3.(2021·湖南，9)常溫下，用0.1000mol·L-1的鹽酸分別滴定20.00mL濃度均為0.1000mol·L-1的三種一元弱酸的鈉鹽(NaX、NaY、NaZ)溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷錯(cuò)誤的是()A.該NaX溶液中：c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)B.三種一元弱酸的電離常數(shù)：Ka(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)C.當(dāng)pH=7時(shí)，三種溶液中：c(X-)=c(Y-)=c(Z-)D.分別滴加20.00mL鹽酸后，再將三種溶液混合：c(X-)+c(Y-)+c(Z-)=c(H+)-c(OH-)4.(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-)=c(C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0.10mol·L-1，則a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)C.CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka=10-1.3D.pH=2.08時(shí)，電離度α(CH25.(2023·湖北，14)H2L為某鄰苯二酚類配體，其pKa1=7.46，pKa2=12.4。常溫下構(gòu)建Fe(Ⅲ)-H2L溶液體系，其中c0(Fe3+)=2.0×10-4mol·L-1，c0(H2L)=5.0×10-3mol·L-1。體系中含F(xiàn)e物種的組分分布系數(shù)δ與pH的關(guān)系如圖所示，分布系數(shù)δ(x)=c(A.當(dāng)pH=1時(shí)，體系中c(H2L)>c([FeL]+)>c(OH-)>c(HL-)B.pH在9.5~10.5之間，含L的物種主要為L(zhǎng)2-C.L2-+[FeL]+[FeL2]-的平衡常數(shù)的lgK約為14D.當(dāng)pH=10時(shí)，參與配位的c(L2-)≈1.0×10-3mol·L-16.(2017·全國卷Ⅰ，13)常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是()A.Ka2(H2X)的數(shù)量級(jí)為10-6B.曲線N表示pH與lgc(HC.NaHX溶液中c(H+)>c(OH-)D.當(dāng)混合溶液呈中性時(shí)，c(Na+)>c(HX-)>c(X2-)>c(OH-)=c(H+)7.(2021·遼寧，15)用0.1000mol·L-1鹽酸滴定20.00mLNa2A溶液，溶液中H2A、HA-、A2-的分布分?jǐn)?shù)δ隨pH變化曲線及滴定曲線如圖。下列說法正確的是[如A2-分布分?jǐn)?shù)：δ(A2-)=c(A.H2A的Ka1為10-10.25B.c點(diǎn)：c(HA-)>c(A2-)>c(H2A)C.第一次突變，可選酚酞作指示劑D.c(Na2A)=0.2000mol·L-1

答案精析盤點(diǎn)核心知識(shí)(一)1.例1(1)c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)(2)c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H+)>c(S2例2c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)2.(3)①c(Na+)+c(H+)=2c(S2?)+c(HS-)+c(OH②c(Na+)=2c(HCO3?)+2c(CO32?)+2c(H2c(Na+)=c(A-)+c(HA)③c(OH-)=c(H+)+c(HCO3?)+2c(H2CO解析③方法一：由電荷守恒式和元素守恒式聯(lián)立消去陽離子(Na+)得到。方法二：框圖法快速求Na2CO3的質(zhì)子守恒。(二)例1CH3COONa、CH3COOHc(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)CH3COONa、CH3COOHc(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)CH3COONac(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)CH3COONa、NaOHc(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)例2(1)H3PO4H2PO4?HPO(2)H3PO4+OH-=H2PO4?+HH2PO4?+OH-=HPO4HPO42?+OH-=PO4(3)10-210-7.110-12.2(4)①酸性②堿性解析(4)①Kh(H2PO4?)=KwKa1=10?1410?2=10-12<10-7.1，溶液呈酸性。②Kh(HPO42?例3c解析當(dāng)lgX=0時(shí)，c(HC2O4?)=c(H2C2O4)，c(C2O42?)=c(HC2O4?)，直線Ⅰ中pH=1.22，直線Ⅱ中pH=4.19，則直線精練高考真題1.D[a點(diǎn)時(shí)溶質(zhì)成分為NaCl和CH3COOH，c(CH3COOH)≈0.0100mol·L-1，c(H+)=10-3.38mol·L-1，Ka(CH3COOH)=c(H+)·c(CH3COO?)c(CH3COOH)≈10?3.38×10?3.380.01=10-4.76，故A正確；a點(diǎn)溶液為等濃度的NaCl和CH3COOH混合溶液，存在元素守恒：c(Na+)=c(Cl-)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)，故B正確；點(diǎn)b溶液中含有NaCl及等濃度的CH3COOH和CH3COONa，由于pH<7，溶液顯酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度，則c(CH3COOH)<c2.D[向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中滴入相同濃度的HCOOH溶液，Na+、OH-逐漸下降，HCOO-濃度上升，當(dāng)V(HCOOH)=20mL時(shí)，c(Na+)=0.05mol·L-1，由圖可知，經(jīng)過M點(diǎn)在下降的曲線表示的是OH-濃度變化的曲線，經(jīng)過M點(diǎn)、N點(diǎn)的上升曲線表示的是HCOO-濃度變化的曲線。M點(diǎn)時(shí)，V(HCOOH)=10mL，溶液中的溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的NaOH和HCOONa，NaOH抑制水的電離，N點(diǎn)HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應(yīng)生成HCOONa，只存在HCOONa水解，水的電離程度最大，故A正確；M點(diǎn)時(shí)，V(HCOOH)=10mL，根據(jù)電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-)，又因M點(diǎn)c(HCOO-)=c(OH-)，聯(lián)立可得2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，根據(jù)元素守恒有c(Na+)=2c(HCOO-)+2c(HCOOH)，聯(lián)立電荷守恒可得c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-)，故B、C正確；N點(diǎn)是HCOONa溶液，甲酸根離子發(fā)生水解，因此c(Na+)>c(HCOO-)、c(OH-)>c(H+)，由圖中N點(diǎn)可知，c(HCOO-)≈0.05mol·L-1，根據(jù)Ka(HCOOH)=c(H+)·c(HCOO?)c(HCOOH)=1.8×10-4，可知c(3.C[NaX為強(qiáng)堿弱酸鹽，在溶液中水解使溶液呈堿性，則溶液中離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)，故A正確；弱酸的酸性越弱，電離常數(shù)越小，分析可知，HX、HY、HZ三種一元弱酸的酸性依次減弱，則三種一元弱酸的電離常數(shù)的大小順序?yàn)镵a(HX)>Ka(HY)>Ka(HZ)，故B正確；當(dāng)溶液pH為7時(shí)，酸越弱，向鹽溶液中加入鹽酸的體積越大，酸根離子的濃度越小，則三種鹽溶液中酸根離子的濃度大小順序?yàn)閏(X-)>c(Y-)>c(Z-)，故C錯(cuò)誤；向三種鹽溶液中分別滴加20.00mL鹽酸，三種鹽都完全反應(yīng)，溶液中鈉離子濃度等于氯離子濃度，將三種溶液混合后溶液中存在電荷守恒關(guān)系c(Na+)+c(H+)=c(X-)+c(Y-)+c(Z-)+c(Cl-)+c(OH-)，由c(Na+)=c(Cl-)可得：c(X-)+c(Y-)+c(Z-)=c(H+)-c(OH-)，故D正確。]4.D[—Cl為吸電子基團(tuán)，則酸性：CHCl2COOH>CH2ClCOOH，即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH)。隨著pH的增大，c(CH2ClCOOH)、c(CHCl2COOH)減小，c(CH2ClCOO-)、c(CHCl2COO-)增大。δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時(shí)的pH分別約為1.3、2.8，故兩種酸的電離常數(shù)分別為Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3，Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8。根據(jù)分析，曲線M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的變化關(guān)系，A錯(cuò)誤；CHCl2COOH為弱酸，若c0(CHCl2COOH)=0.1mol·L-1，且溶液中溶質(zhì)只有CHCl2COOH時(shí)，c(H+)<0.1mol·L-1，a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H+)=0.1mol·L-1，說明此時(shí)溶液中加入了酸性更強(qiáng)的酸，根據(jù)電荷守恒，c(H+)>c(CHCl2COO-)+c(OH-)，B錯(cuò)誤；CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka=10-2.8，C錯(cuò)誤；電離度α=n電離n始，n始=n電離+n未電離，則α(CH2ClCOOH)=δ(CH2ClCOO-)，α(CHCl2COOH)=δ(CHCl2COO-)，pH=2.08時(shí)，δ(CH2ClCOO-)=0.15，δ(CHCl2COO-)=0.85，5.C[由圖可知，pH=1，即c(H+)=0.1mol·L-1時(shí)c([FeL]+)=1.0×10-4mol·L-1，又c0(H2L)=5.0×10-3mol·L-1，根據(jù)Fe3++H2L[FeL]++2H+知，此時(shí)c(H2L)=(5.0-0.1)×10-3mol·L-1=4.9×10-3mol·L-1，結(jié)合Ka1=c(H+)·c(HL?)c(H2L)=10-7.46知，此時(shí)c(HL-)=10-7.46×4.9×10-3×10=4.9×10-9.46mol·L-1，又pH=1時(shí)，c(OH-)=10-13mol·L-1，故A錯(cuò)誤；pH在9.5~10.5之間時(shí)c([FeL3]3-)=c([FeL2(OH)]2-)=10-4mol·L-1，其中兩種離子共含c(L