2019-2020学年苏教版高中化学选修4测试：专题3 本专题复习提纲

专题一　离子共存问题
离子能否在同一电解质溶液里大量存在，取决于离子能否发生化学反应，或离子的物理性质是否符合题目的相关要求。因此，要弄清离子能否在同一溶液中大量共存的问题，关键是掌握离子的性质。
1．在酸性溶液中不能大量共存的离子
弱酸阴离子、易分解的酸的酸根离子、易挥发的酸的酸根离子或水解呈碱性的离子等不能在酸性溶液中大量存在，如OH－、AlO、CO、HCO、SiO、SO、HSO、S2O、S2－、HS－、ClO－、F－、PO、HPO、H2PO等。
2．在碱性溶液中不能大量共存的离子
能生成不溶性碱的金属阳离子、弱碱阳离子或酸式酸根离子等不能在碱性溶液中大量存在，如H＋、Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋、Mg2＋、Al3＋、NH、HCO、H2PO、HPO、HSO、HS－等。
3．相互间反应生成沉淀或微溶物的离子不能大量共存
如SO与Ba2＋、Pb2＋、Ag＋、Ca2＋等不能大量共存；CO与Ca2＋、Mg2＋、Ba2＋等不能大量共存；S2－与Cu2＋、Pb2＋、Hg2＋、Ag＋、Fe2＋等不能大量共存。
4．具有氧化性的离子不能与强还原性离子大量共存
如酸性条件下NO与I－、Fe2＋、S2－、SO等不能大量共存；酸性条件下SO与S2－等不能大量共存(在碱性条件下可以共存)；MnO与I－、S2－、SO、Br－、Cl－等不能大量共存。
5．能相互结合形成配合物的离子不能大量共存
如Fe3＋和SCN－不能大量共存。
6．水解显酸性的离子(Al3＋、Fe3＋等)和水解显碱性的离子(AlO、CO、HCO、ClO－等)不能大量共存
如Al3＋与AlO、HCO：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。Fe3＋与ClO－：Fe3＋＋3ClO－＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClO。
7．溶液若无色，则不存在有色离子
如Fe3＋、Cu2＋、MnO、Fe2＋等不能在无色溶液中存在。
8．不能在中性溶液中大量存在的离子
Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等弱碱阳离子，其水解使溶液呈酸性，不能在中性溶液中大量存在；CO、ClO－、PO等弱酸阴离子，其水解使溶液呈碱性，不能在中性溶液中大量存在。
　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　
例1　在含有Mg2＋、Fe2＋、Al3＋三种阳离子的溶液中，可能大量存在的阴离子是(　　)
①Cl－　②MnO　③SO　④S2－　⑤OH－
A．①② B．②③ C．③④ D．①③
[解析]　OH－因与Mg2＋、Fe2＋、Al3＋反应生成沉淀而不能大量存在，MnO因与Fe2＋发生氧化还原反应而不能大量存在，S2－因与Al3＋发生相互促进的水解反应生成沉淀和气体，且易与Fe2＋反应生成沉淀而不能大量存在，故只有①③可以大量存在。
[答案]　D
专题二　溶液中粒子浓度的大小和粒子的守恒关系
1．明确两个“微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。
ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较
①正盐溶液
基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。
在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(OH－)。
②酸式盐溶液
a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)。
b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)。
ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较
要综合分析水解因素、电离因素。
①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度。则c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。
②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
　多元弱酸要考虑分步电离(Ka1?Ka2?Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
2．熟知“三个”守恒
(1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。
(2)物料守恒(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
(3)质子守恒：质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO)＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。
　(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)等肯定错误。
(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。
3．掌握“四个”步骤
(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。
(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。
(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。
(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较中最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。

例2　将0.2 mol·L－1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L－1 KOH溶液等体积混合，下列关系正确的是(　　)
A．2c(K＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(H2CO3)
B．c(Na＋)>c(K＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)
C．c(OH－)＋c(CO)＝c(H＋)＋c(H2CO3)＋0.1 mol·L－1
D．3c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
[解析]　根据物料守恒可知A项中表达式应为2c(K＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，A错误；两溶液反应后含有等浓度的HCO和CO，由于CO的水解程度大于HCO的水解程度，因此B项中的表达式应为c(Na＋)>c(HCO)>c(K＋)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)，错误；根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，根据物料守恒有c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)，二者相减可知正确的表达式为c(OH－)＋c(CO)＝c(H＋)＋c(H2CO3)＋0.05 mol·L－1，C项错误；由电荷守恒和c(Na＋)＝2c(K＋)可知D项正确。
[答案]　D
专题三　四大平衡的比较
1．四大平衡的三大不同点
(1)研究对象不同
平衡类型 化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
研究对象 可逆反应 弱电解质 能够水解的盐，包括强碱弱酸盐、强酸弱碱盐及弱酸弱碱盐 难溶电解质
举例 工业合成氨 醋酸、氨水等 碳酸钠、氯化铁、醋酸铵等 氯化银、硫酸钡、氢氧化铁等

(2)产生原因及影响因素不同
①化学平衡
可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，在达到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不再改变，达到动态平衡状态，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下，反应物的转化率最大)。影响这种平衡的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等。
②电离平衡
弱电解质在溶液中不能完全电离。在电离的同时，溶液中的离子又可以结合为弱电解质分子。影响弱电解质电离的因素主要是浓度及温度。
③水解平衡
盐类水解的根本原因：某些盐溶于水后，其电离出的阴、阳离子与水电离出的H＋、OH－结合，对水的电离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的电离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、氢氧根离子浓度发生变化。影响盐类水解的主要因素是温度和浓度。
④沉淀溶解平衡
难溶电解质在水溶液中并不是完全不溶，其溶解产生的离子脱离难溶物进入溶液，溶液中的离子又会结合成难溶电解质。影响沉淀溶解平衡的因素主要是浓度、温度和同离子效应。
(3)描述方法不同
①化学平衡常数
对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在某温度下达到平衡时，K＝。
②平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋bBcC＋dD，达到平衡时反应物A的转化率为α(A)＝
×100%＝×100%。
③水的离子积
水可以发生微弱电离：H2OH＋＋OH－。水的电离程度大小是用离子积(Kw)来表示的，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，室温下，Kw＝1.0×10－14。
④溶度积常数
对于沉淀溶解平衡：AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，与其他平衡一样，Ksp只受温度影响。
2．四大平衡的两大相同点
(1)可逆性
所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，也就是说上述四种平衡都对应着一种可逆变化，如表所示：

平衡 化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
可逆反应 化学反应中的可逆反应 弱电解质电离的可逆性 盐水解的可逆性 难溶电解质溶解的可逆性
相同点 这些平衡涉及的变化都具有可逆性

(2)都可以用勒夏特列原理来解释
勒夏特列原理：改变影响平衡的一个因素(如温度、浓度、压强等)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。可以应用该原理解释电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡中条件的改变对平衡移动的影响。

例3　已知二元酸H2A在水中存在电离：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，试回答下列问题：
(1)NaHA溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，理由是________________________________。
(2)某温度下，向10 mL 0.1 mol/L NaHA溶液中加入0.1 mol/L KOH溶液V mL至中性，此时溶液中以下关系一定正确的是________(填标号)。
A．溶液的pH＝7
B．水的离子积Kw＝c2(OH－)
C．V＝10
D．c(K＋)(3)已知难溶物CaA在水中存在溶解平衡：CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)　ΔH>0，一定温度下饱和CaA溶液中c(Ca2＋)·c(A2－)为常数，记作Ksp＝c(Ca2＋)·c(A2－)，Ksp只与温度有关。
①温度升高时，Ksp________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)；
②向悬浊液中通入HCl气体，c(Ca2＋)________，原因是________________；
③测得25 ℃时，Ksp(CaA)为2.0×10－11，常温下将10 g CaA固体投入100 mL CaCl2溶液中，充分搅拌后仍有固体剩余，测得溶液中c(Ca2＋)＝0.1 mol/L，则溶液中c(A2－)＝________。
[解析]　(1)由于H2A的第一步电离完全，所以在NaHA溶液中，HA－不能发生水解，只能电离产生H＋，所以NaHA溶液呈酸性。
(2)选项A，该反应不一定是在25 ℃下进行的，所以反应后溶液的pH＝7时，溶液不一定呈中性；选项B，Kw＝c(H＋)·c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，故Kw＝c2(OH－)；选项C，若V＝10，则NaHA与KOH恰好完全反应，生成的A2－水解导致溶液呈碱性，不符合题意；选项D，要使混合溶液呈中性，则NaHA需过量，V<10，故c(Na＋)>c(K＋)。
(3)①温度升高，沉淀溶解平衡向右移动，Ksp增大；②通入HCl气体，A2－与H＋结合生成HA－，促使CaA溶解平衡正向移动，c(Ca2＋)增大；③c(Ca2＋)·c(A2－)＝2.0×10－11，c(A2－)＝2.0×10－11÷0.1＝2.0×10－10(mol/L)。
[答案]　(1)酸　HA－只电离不水解　(2)BD
(3)①增大　②增大　H＋与A2－结合为HA－，使沉淀溶解平衡右移，c(Ca2＋)增大　③2.0×10－10 mol/L