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高考化学二轮电解质溶液复习资料
2015高考化学二轮电解质溶液复习资料
[考纲要求] 1.了解电解质的概念;了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性;能正确书写电解质的电离方程式。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡;了解电离度和电离平衡常数的概念及其简单计算。
4.了解水的电离及离子积常数。
5.了解溶液pH的定义,能进行溶液pH的简单计算。
6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
考点一 溶液的酸碱性及pH
1.一个基本不变
相同温度下,不论是纯水还是稀溶液,水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件:
水溶液必须是稀溶液;温度必须相同。
2.两种测量方法
溶液的pH值可以用pH试纸测定(精确到整数,且只能在1~14的范围内),也可以用pH计(精确到0.1)测定。
3.三个重要比较
水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液,下表是常温下这三种溶液的比较:
溶液的酸碱性c(H+)与c(OH-)比较c(H+)大小pH
酸性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7molL-17
中性溶液c(H+)=c(OH-)c(H+)=1×10-7molL-1=7
碱性溶液c(H+)c(OH-)c(H+)1×10-7molL-1H使用中的几个误区
(1)pH=7的溶液不一定呈中性。
只有在常温下pH=7的溶液才呈中性;当在100℃时,水的离子积常数为1×10-12,此时pH=6的溶液为中性溶液,pH6时为碱性溶液,pH6时为酸性溶液。
(2)使用pH试纸测溶液pH时,若先用蒸馏水润湿,测量结果不一定偏小。
若先用蒸馏水润湿,相当于将待测液稀释了,若待测液为碱性溶液,则所测结果偏小;若待测液为酸性溶液,则所测结果偏大;若待测液为中性溶液,则所测结果没有误差。
5.溶液中的c(H+)和水电离出来的c(H+)的区别
(1)室温下水电离出的c(H+)=1×10-7molL-1,若某溶液中水电离出的c(H+)1×10-7molL-1,则可判断该溶液呈酸性或碱性;若某溶液中水电离出的c(H+)1×10-7molL-1,则可判断出该溶液中存在能水解的盐,从而促进了水的电离。
(2)室温下,溶液中的c(H+)1×10-7molL-1,说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液;溶液中的c(H+)1×10-7molL-1,说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
6.pH和等于14的酸碱混合问题的判断
pH和等于14的意义:
酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
(1)已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:
强酸、强碱――→恰好中和pH=7
强酸、弱碱――→碱过量pH7
弱酸、强碱――→酸过量pH7
(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14,若混合后溶液的pH为7,溶液呈中性,则
强酸、强碱―→V酸∶V碱=1∶1
强酸、弱碱―→V酸∶V碱1∶1
弱酸、强碱―→V酸∶V碱1∶1
(3)强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断:
7.溶液pH计算的一般思维模型
题组一 走出溶液稀释与混合的误区
1.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”
(1)常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4(×)
(2012浙江理综,12A)
(2)常温下pH为2的盐酸与等体积pH=12的氨水混合后所得溶液呈酸性(×)
(2012广东理综,23B)
(3)常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H+)=1.0×10-12molL-1(√)
(2012广东理综,23C)
(4)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7(×)
(2012天津理综,5A)
(5)100℃时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液呈中性(×)
(2011天津理综,5D)
误区一:
不能正确理解酸、碱的无限稀释规律
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时,溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。
误区二:
不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液稀释前溶液pH加水稀释到体积为原来的10n倍稀释后溶液pH
酸强酸pH=apH=a+n
弱酸a<pH<a+n
碱强碱pH=bpH=b-n
弱碱b-n<pH<b
误区三:
不能正确掌握混合溶液的定性规律
pH=n(n<7)的强酸和pH=14-n的强碱溶液等体积混合,pH=7;pH=n(n<7)的醋酸和pH=14-n的氢氧化钠溶液等体积混合,混合溶液pH<7;pH=n(n<7)的盐酸和pH=14-n的氨水溶液等体积混合,混合溶液pH>7。
题组二 一强一弱比较的图像分析
2.相同体积、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b),按要求画出图像。
分别与足量的锌粉发生反应。
(1)产生H2的体积(V)随时间(t)的变化图像。
(2)产生H2的速率v(H2)随时间(t)的变化图像。
(3)溶液的pH随时间(t)的变化图像。
答案
(1)
(2)
(3)
3.pH=2的两种一元酸x和y,体积均为100mL,稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。
分别滴加NaOH溶液(c=0.1molL-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy,则( )
A.x为弱酸,VxVyB.x为强酸,VxVy
C.y为弱酸,VxVyD.y为强酸,VxVy
答案 C
解析 由图知:
将一元酸x和y分别稀释10倍,pH的变化量ΔpHx=1,ΔpHy1,所以x为强酸,而y为弱酸。
pH=2时弱酸y的浓度大,滴加NaOH至pH=7时需NaOH溶液的体积则y要比x大。
图像法理解一强一弱的稀释规律
1.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
(1)加水稀释相同的倍数,醋酸的pH大。
(2)加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多。
2.相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
(1)加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大。
(2)加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多。
题组三 理解换算关系,突破pH的计算
4.在T℃时,Ba(OH)2的稀溶液中c(H+)=10-amolL-1,c(OH-)=10-bmolL-1,已知a+b=12。
向该溶液中逐滴加入pH=4的盐酸,测得混合溶液的部分pH如表所示:
序号氢氧化钡溶液的体积/mL盐酸的体积/mL溶液的pH
①22.000.008
②22.0018.00c
③22.0022.00d
假设溶液混合前后的体积变化可忽略不计,则下列说法不正确的是( )
A.a=8B.b=4C.c=9D.d=6
答案 C
解析 本题考查了pH的综合计算和从表中获取关键信息的能力。
Ba(OH)2溶液的pH=8,即a=8,再根据a+b=12,则b=4,c(OH-)=10-4molL-1。
Ba(OH)2溶液中氢氧根离子的浓度与盐酸的浓度相等,该温度下Kw=10-12,当加入22.00mL盐酸时恰好中和,溶液的pH=6,即d=6;当加入18.00mL盐酸时,氢氧化钡过量,c(OH-)=(10-4×22.00-10-4×18.00)÷(22.00+18.00)=10-5(molL-1),所以此时c(H+)=10-7molL-1,pH=7,故c=7。
室温下,Kw=c(H+)c(OH-)=1×10-14,则pKw=14。
考点二 溶液中的“两大平衡”
电离平衡、水解平衡是溶液中的两大平衡。
这两种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时,平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1.对比分析电离平衡和水解平衡
电离平衡及水解平衡均属于化学平衡,均遵循勒夏特列原理,外界条件对两平衡的影响如表所示:
电离平衡(如CH3COOH溶液)水解平衡(如CH3COONa溶液)
升高温度促进电离,离子浓度增大,Ka增大促进水解,Kh增大
加水稀释促进电离,离子浓度(除OH-外)减小,Ka不变促进水解,离子浓度(除H+外)减小,Kh不变
加入相应离子加入CH3COONa固体,抑制电离,Ka不变加入NaOH固体,抑制水解,Kh不变
加入反应离子加入NaOH固体,促进电离,Ka不变加入盐酸,促进水解,Kh不变
Ka、Kh、Kw的关系Kw=KaKh
2.强化记忆弱酸弱碱盐、酸式盐溶液的酸碱性
(1)弱酸弱碱盐双水解,其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
当Ka=Kb时,溶液显中性,如CH3COONH4;当KaKb时,溶液显酸性,如HCOONH4;当KaKb时,溶液显碱性,如NH4HCO3。
(2)弱酸酸式盐水溶液酸碱性,取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
a.若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性,如NaHSO3、NaH2PO4等;b.若电离程度小于水解程度,溶液呈碱性,如NaHCO3、Na2HPO4等。
题组一 影响弱电解质电离平衡因素的多角度分析
1.(2013安徽理综,13)已知NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡:
HSO-3+H2O?
?
H2SO3+OH-①
HSO-3?
?
H++SO2-3②
向0.1molL-1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质,下列有关说法正确的是( )
A.加入少量金属Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HSO-3)增大
B.加入少量Na2SO3固体,则c(H+)+c(Na+)=c(HSO-3)+c(OH-)+12c(SO2-3)
C.加入少量NaOH溶液,c(SO2-3)c(HSO-3)、c(OH-)c(H+)的值均增大
D.加入氨水至中性,则2c(Na+)=c(SO2-3)>c(H+)=c(OH-)
答案 C
解析 根据加入物质的性质判断平衡移动方向,进一步判断各选项结论是否正确。
A项加入金属钠后,钠和水反应生成氢氧化钠,使平衡①左移,平衡②右移,移动的结果是c(SO2-3)增大。
可以利用极端分析法判断,如果金属钠适量,充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸钠,此时c(HSO-3)很小,所以A项错误。
B项依据电荷守恒判断,c(SO2-3)前面的化学计量数应为2,即c(H+)+c(Na+)=c(HSO-3)+c(OH-)+2c(SO2-3),所以B项错误。
C项加入氢氧化钠溶液后,溶液酸性减弱,碱性增强,所以c(OH-)c(H+)增大;平衡①左移,平衡②右移,最终c(SO2-3)增大,c(HSO-3)减小,所以c(SO2-3)c(HSO-3)增大。
D项加入氨水至溶液呈中性,即c(H+)=c(OH-)。
由电荷守恒知,其他离子存在如下关系:
c(Na+)+c(NH+4)=2c(SO2-3)+c(HSO-3),所以D项错误。
酸、碱、盐对水的电离的影响:
酸和碱抑制水的电离,强酸弱碱盐和强碱弱酸盐促进水的电离。
强酸弱碱盐和碱溶液中由水电离的c(H+)或c(OH-)取决于溶液中的c(H+);强碱弱酸盐和酸溶液中由水电离出的c(H+)或c(OH-)取决于溶液中的c(OH-)。
但应关注酸式盐的特殊性,如硫酸氢钠完全电离,会抑制水的电离;碳酸氢钠以水解为主,呈碱性,促进水的电离。
题组二 多角度攻克盐类水解问题
2.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”
(1)将NH4Cl溶液蒸干制备NH4Cl固体(×)
(2014福建理综,8B)
(2)CH3COONa溶液中滴加少量浓盐酸后c(CH3COO-)增大(×)
(2014重庆理综,3B)
(3)用热的纯碱溶液洗去油污,是因为Na2CO3可直接与油污反应(×)
(2014新课标全国卷Ⅰ,8A)
(4)施肥时,草木灰(有效成分为K2CO3)不能与NH4Cl混合使用,是因为K2CO3与NH4Cl反应生成氨气会降低肥效(√)
(2014新课标全国卷Ⅰ,8C)
(5)加热0.1molL-1Na2CO3溶液,CO2-3的水解程度和溶液的pH均增大(√)
(2014江苏,11C)
(6)用蒸馏水润湿的试纸测溶液的pH,一定会使结果偏低(×)
(2014大纲全国卷,6D)
(7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同(×)
(2013天津理综,5D)
(8)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和气体生成(×)
(2013重庆理综,2C)
(9)25℃时,用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH=7,V醋酸<VNaOH(×)
(2013重庆理综,2B)
(10)为确定某酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH。
若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸(×)
(2012浙江理综,12B)
(11)25℃时,amolL-1一元酸HA与bmolL-1NaOH等体积混合后,pH为7,则c(A-)≤c(Na+)(×)
(2012海南,11改编)
(12)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中,前三个都对水的电离平衡产生影响,且都促进水的电离(×)
(2012上海,7改编)
(13)盐酸中滴加氨水至中性,溶液中的溶质为NH4Cl(×)
(2012重庆理综,10A)
1.盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响,以氯化铁水解为例,当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时,学生应从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结,加以分析掌握。
2.多元弱酸的酸式盐问题。
酸式盐一般既存在水解,又存在电离。
如果酸式盐的电离程度大于其水解程度,溶液显酸性,如NaHSO3溶液;如果酸式盐的水解程度大于其电离程度,则溶液显碱性,如NaHCO3溶液。
考点三 溶液中的“两大常数”
电离平衡常数、水的离子积常数是溶液中的两大常数,它们均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大,因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热反应。
有关常数的计算,要紧紧围绕它们只与温度有关,而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
CH3COONa、CH3COOH溶液中,Ka、Kh、Kw的关系是Kw=KaKh。
题组一 水的离子积常数及应用
1.不同温度下,水溶液中c(H+)与c(OH-)的关系如图所示。
下列有关说法中正确的是( )
A.若从a点到c点,可采用在水中加入酸的方法
B.b点对应的醋酸中由水电离的c(H+)=10-6molL-1
C.c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液的Kw
D.T℃时,0.05molL-1的Ba(OH)2溶液的pH=11
答案 D
解析 本题重点考查不同温度下水的电离平衡和水的离子积常数的计算。
a点对应的c(H+)和c(OH-)相等,同理c点对应的c(H+)和c(OH-)也相等,溶液一定呈中性,从a点到c点,可以采用升温的方法,A项错误;Kw只与温度有关,同温度下不同酸碱性溶液的Kw相同,a点和b点的Kw都是10-14,c点和d点的Kw都是10-12,酸和碱溶液都会抑制水的电离,酸溶液中由水电离的c(H+)与溶液中的c(OH-)相等,即c(H+)水电离=c(OH-)=10-8molL-1,B、C项均错误;T℃时,Kw=10-12,0.05molL-1的Ba(OH)2溶液的c(H+)=10-11molL-1,pH=11,D项正确。
题组二 电离平衡常数的计算
2.在25℃下,将amolL-1的氨水与0.01molL-1的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH+4)=c(Cl-),则溶液显__________(填“酸”、“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3H2O的电离常数Kb=_________________________________________________。
答案 中 10-9a-0.01
解析 氨水与HCl等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c(NH+4)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH+4)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液显中性。
3.碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。
常温常压下,空气中的CO2溶于水,达到平衡时,溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5molL-1。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离,则H2CO3?
?
HCO-3+H+的平衡常数K1=________。
(已知:
10-5.60=2.5×10-6)
答案 4.2×10-7
解析 由H2CO3?
?
H++HCO-3得平衡常数
K1=c(H+)c(HCO-3)c(H2CO3)其pH=5.60
则c(H+)=2.5×10-6molL-1=c(HCO-3)
因此K1=2.5×10-6×2.5×10-61.5×10-5
≈4.2×10-7。
4.常温下,将amolL-1CH3COONa溶于水配成溶液,向其中滴加等体积的bmolL-1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发),用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka=________。
答案 10-7(a-b)b
解析
c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)+c(CH3COO-)c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
所以c(CH3COOH)=c(Cl-)
CH3COOH ?
?
CH3COO- + H+
b2a2-b210-7
Ka=10-7×(a2-b2)b2=10-7(a-b)b。
题组三 KaKh=Kw或KbKh=Kw的应用
5.[2013山东理综,29(4)]25℃时,H2SO3?
?
HSO-3+H+的电离常数Ka=1×10-2molL-1,则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh=______molL-1,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中c(H2SO3)c(HSO-3)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
答案 1×10-12 增大
解析 Ka=c(H+)c(HSO-3)c(H2SO3)
Kh=c(OH-)c(H2SO3)c(HSO-3)=Kwc(H+)c(H2SO3)c(HSO-3)
=Kwc(H2SO3)c(H+)c(HSO-3)=KwKa=1×10-12molL-1。
HSO-3+H2O?
?
H2SO3+OH-,当加少量I2时,发生I2+HSO-3+H2O===2I-+3H++SO2-4。
根据Kh=c(OH-)c(H2SO3)c(HSO-3)
由于c(OH-)减小,而Kh不变,
所以c(H2SO3)c(HSO-3)增大。
6.已知25℃时,NH3H2O的电离平衡常数Kb=1.8×10-5molL-1,该温度下1molL-1的NH4Cl溶液中c(H+)=________molL-1。
(已知5.56≈2.36)
答案 2.36×10-5
解析 Kh=c(H+)c(NH3H2O)c(NH+4)=KwKb
c(H+)≈c(NH3H2O),而c(NH+4)≈1molL-1。
所以c(H+)=Kh=10-141.8×10-5=2.36×10-5molL-1。
7.常温下,用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液,吸收过程中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
试计算溶液中c(SO2-3)c(HSO-3)=________(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2,Ka2=6.0×10-8)
答案 向右 60
解析 NaOH电离出的OH-抑制水的电离平衡,Na2SO3电离出SO-3水解促进水的电离平衡。
SO2-3+H2O?
?
HSO-3+OH-
Kh=c(HSO-3)c(OH-)c(SO2-3)=KwKa2=10-146.0×10-8
所以c(SO2-3)c(HSO-3)=10-510-146.0×10-8=60。
考点四 溶液中“粒子”浓度的变化
1.明确“四种”类型
类型一:
单一溶液中各离子浓度的比较
(1)多元弱酸溶液:
多元弱酸分步电离,电离程度逐级减弱。
如H3PO4溶液中:
c(H+)>c(H2PO-4)>c(HPO2-4)>c(PO3-4)。
(2)多元弱酸的正盐溶液:
多元弱酸弱酸根离子分步水解,水解程度逐级减弱。
如在Na2CO3溶液中:
c(Na+)>c(CO2-3)>c(OH-)>c(HCO-3)。
类型二:
混合溶液中各离子浓度的比较
对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、水解等因素。
如在0.1molL-1NH4Cl溶液和0.1molL-1的氨水混合溶液中,各离子浓度大小的顺序为c(NH+4)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
类型三:
酸碱中和型离子浓度的大小比较
类型四:
不同溶液中同一离子浓度的比较
该类情况要看溶液中其他离子对该离子的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中:
①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,c(NH+4)由大到小的顺序为③>①>②。
2.抓住“三个”守恒
(1)电荷守恒
即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。
根据电荷守恒,可准确快速解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题,如NaHCO3溶液中:
c(Na+)+c(H+)=c(HCO-3)+2c(CO2-3)+c(OH-)。
(2)物料守恒
是指物质发生变化前后,有关元素的存在形式不同,但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。
根据物料守恒,可准确快速解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系,如0.1molL-1NaHCO3溶液中:
c(Na+)=c(HCO-3)+c(CO2-3)+(H2CO3)=0.1molL-1。
(3)质子守恒
是指在电离或水解过程中,会发生质子(H+)转移,但质子转移过程中其数量保持不变。
如在Na2CO3或NaHCO3溶液中,可用以下图帮助理解质子守恒:
①Na2CO3溶液
所以c(OH-)=c(HCO-3)+2c(H2CO3)+c(H3O+),
即c(OH-)=c(HCO-3)+2c(H2CO3)+c(H+)。
②NaHCO3溶液
所以c(OH-)+c(CO2-3)=c(H2CO3)+c(H+)。
另外,将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立,通过代数运算消去其中某离子,即可推出该溶液中的质子守恒。
3.应用“三个”规律
(1)一般而言,等浓度的弱酸与弱酸盐混合,电离程度大于水解程度,溶液呈酸性;HCN、NaCN混合液除外,它们的溶液呈碱性,水解程度大于电离程度。
(2)对于存在电离和水解过程的NaHA溶液,若溶液呈酸性,则电离程度大于水解程度,则c(A2-)>c(H2A);若溶液呈碱性,则电离程度小于水解程度,则c(H2A)>c(A2-)。
(3)仅含4种离子的溶液,可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。
如:
①CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性,故c(OH-)>c(H+),则c(Na+)>c(CH3COO-);
②NH3H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性,故c(H+)
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