黄浦恒高教育寒假一对一化学补习班.docx
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专题七电解质溶液
[考纲要求]
1.了解电解质在水溶液中的电离,以及电解质溶液的导电性;了解电解质的概念;了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离,水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义;了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
7.以上各部分知识的综合利用。
分点清理查漏补缺
考点一 溶液的酸碱性及pH计算
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+)>1×10-7mol·L-1
<7
中性溶液
c(H+)=c(OH-)
c(H+)=1×10-7mol·L-1
=7
碱性溶液
c(H+) c(H+)<1×10-7mol·L-1 >7 4.pH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,pH>6时为碱性溶液,pH<6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。 (3)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。 (4)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=a pH=a+n 弱酸 a<pH<a+n 碱 强碱 pH=b pH=b-n 弱碱 b-n<pH<b 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+)=1×10-7mol·L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)<1×10-7mol·L-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+)>1×10-7mol·L-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+)>1×10-7mol·L-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+)<1×10-7mol·L-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与计算 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: pH=7 pH>7 pH<7 (2)已知酸、碱溶液的pH之和为14,若混合后溶液的pH为7,则溶液呈中性。 ―→V酸∶V碱=1∶1 ―→V酸∶V碱>1∶1 ―→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: 【高考真题回顾】 1.(2014·上海化学·21).室温下,甲、乙两烧杯均盛有5mlpH=3的某一元酸溶液,向乙烧杯中加水稀释至pH=4,关于甲、乙两烧杯中溶液的描述正确的是 A.溶液的体积: 10V甲≤V乙B.水电离出的OH-浓度: 10c(OH-)甲≤c(OH-)乙 C.若分别用等浓度的NaOH溶液完全中和,所得溶液的pH: 甲≤乙 D.若分别与5mlpH=11的NaOH溶液反应,所得溶液的pH: 甲≤乙 2.(2013·上海化学·)5.374℃、22.1Mpa以上的超临界水具有很强的溶解有机物的能力,并含有较多的H+和OH-,由此可知超临界水 A.显中性,pH等于7B.表现出非极性溶剂的特性 C.显酸性,pH小于7D.表现出极性溶剂的特性 3.(2011·上海化学·)19.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不可能显碱性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 4.(2010·上海化学·)21.甲、乙两烧杯中分别装有相同体积、相同pH的氨水和NaOH溶液,各加入10mL0.1mol·L-1AlCl3溶液,两烧杯中都有沉淀生成。 下列判断正确的是 A.甲中沉淀一定比乙中的多B.甲中沉淀可能比乙中的多 C.甲中沉淀一定比乙中的少D.甲中和乙中的沉淀可能一样多 【题组建模】 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() (2)常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1() (3)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7() (4)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() (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() 2.(2012·新课标全国卷,11)已知温度T时水的离子积常数为Kw,该温度下,将浓度为amol·L-1的一元酸HA与bmol·L-1的一元碱BOH等体积混合,可判定该溶液呈中性的依据是( ) A.a=bB.混合溶液的pH=7 C.混合溶液中,c(H+)= mol·L-1D.混合溶液中,c(H+)+c(B+)=c(OH-)+c(A-) 题组二 一强一弱比较的图像分析 3.相同体积、相同pH的某一元强酸溶液①和某一元中强酸溶液②分别与足量的锌粉发生反应,下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是( ) 4.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=0.1mol·L-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy,则( ) A.x为弱酸,Vx C.y为弱酸,Vx 方法技巧: 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。 考点二 溶液中的“三大平衡” 电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。 这三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电离平衡与水解平衡的比较 电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液) 研究 对象 弱电解质(包括水的电离、多元弱酸的酸式盐) 盐溶液(包括强酸弱碱形成的盐、弱酸强碱形成的盐、弱酸弱碱形成的盐) 实质 弱电解质的电离 盐促进水的电离 升高温度 促进电离,离子浓度增大,K增大 促进水解,K增大 加水稀释 促进电离,离子浓度(除OH-外)减小,K不变 促进水解,离子浓度(除H+外)减小, K不变 加入相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸,抑制电离,K不变 加入CH3COOH或NaOH,抑制水解, K不变 加入反应离子 加入NaOH,促进电离,K不变 加入盐酸,促进水解,K不变 1.抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡 弱电解质的电离是可逆过程,在分析外界条件对电离平衡的影响时,要灵活运用勒夏特列原理,结合实例进行具体分析。 一般考虑以下几个方面的影响: (1)溶液加水稀释: 弱电解质溶液的浓度越小,电离程度越大;但在弱酸溶液中c(H+)减小,弱碱溶液中c(OH-)减小。 弱电解质溶液加水稀释过程中,判断某些微粒浓度的关系式是否发生变化时,首先要考虑该关系式是否是电离常数、离子积常数、水解常数以及它们的变形。 误认为弱电解质在加水稀释的过程中,溶液中离子浓度都减小,如氨水加水稀释时,c(H+)浓度增大。 (2)加热: 电离是吸热的,加热使电离平衡向右移动,溶液中弱电解质分子数减小,溶液中离子浓度增大。 (3)同离子效应: 当向弱电解质溶液中加入的物质含有与弱电解质相同的离子时,由于同种离子的相互影响,使电离平衡向左移动,弱电解质的电离程度减小。 (4)加入能反应的物质: 当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时,电离平衡向右移动,参加反应的离子浓度减小,其他的离子浓度增大。 2.“用规律”、“抓类型”突破盐类水解问题 (1)规律: 难溶不水解,有弱才水解,无弱不水解;谁弱谁水解,越弱越水解,都弱都水解;谁强显谁性,同强显中性,弱弱具体定;越弱越水解,越热越水解,越稀越水解。 (2)类型: ①强碱弱酸盐,阴离子水解,其水溶液呈碱性, 如醋酸钠水解的离子方程式为CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-;多元弱酸酸根分步水解, 如碳酸钠水解的离子方程式为CO +H2O HCO +OH-、HCO +H2O H2CO3+OH-。 ②强酸弱碱盐,阳离子水解,其水溶液呈酸性,如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为 NH +H2O H++NH3·H2O、Al3++3H2O Al(OH)3+3H+。 ③NaCl等强酸强碱盐不水解,溶液呈中性。 ④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Ka>Kb时,溶液显酸性,如HCOONH4;当Ka ⑤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。 (3).盐类水解(如F-+H2O HF+OH-)实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果: ①水的电离平衡向正方向移动(H2O H++OH-), ②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动(HF F-+H+)。 也可以看成是中和反应的逆反应,升高温度会促进水解。 通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小,如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。 ③同一溶液中有多种离子水解时,若水解显同性,则相互抑制,各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小,如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNa2CO3溶液,0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小;若水解显不同性,则相互促进,各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大,如0.1mol/LNH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNH4Cl溶液,0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。 ④由于加热可促进盐类水解,错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。 对于水解程度不是很大,水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3]来说,溶液蒸干仍得原溶质。 (4).电离平衡与水解平衡的共存 ①弱酸的酸式盐溶液,如: NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。 ②弱酸(碱)及弱酸(碱)对应盐的混合溶液,如;HAC与NaAc的混合溶液,NH3H2O与NH4Cl的混合溶液,一般等浓度时,弱酸(碱)的电离要比对应盐的水解强。 3.“三法”突破沉淀溶解平衡 (1)沉淀能否生成或溶解的判断方法 通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况: Qc>Ksp,溶液过饱和,有沉淀析出; Qc=Ksp,溶液饱和,沉淀的生成与溶解处于平衡状态; Qc (2)沉淀的转化方法 沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动,非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移动,从溶解角度说,一般是易溶物质转化成微溶物质,微溶物质转化为难溶物质。 有些金属硫化物(如CuS、HgS等)溶度积特别小,在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸,只能溶于氧化性酸,c(S2-)减小,可达到沉淀溶解的目的。 (3)溶度积(Ksp)与溶解能力的关系的突破方法 溶度积(Ksp)反映了电解质在水中的溶解能力,对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp的数值越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强;但对于阴阳离子个数比不同的电解质,不能直接比较Ksp数值的大小。 (4)沉淀溶解平衡的应用实例 应用 举例 沉淀的 生成 ①调节pH: 如CuCl2溶液中含杂质FeCl3,可调节pH至4左右,使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀而除去 ②加沉淀剂法: 如以Na2S、H2S等作沉淀剂,使某些金属离子如Cu2+、Hg2+等生成极难溶的硫化物CuS、HgS,是分离、除去杂质常用的方法 沉淀的 溶解 ①酸溶法,如向CaCO3(s) Ca2+(aq)+CO (aq)平衡体系中加强酸(HCl),CO 与H+反应生成CO2和H2O,减小了c(CO ),平衡右移,CaCO3溶解。 ②盐溶法,如向Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)平衡体系中加NH4Cl(s),NH 与OH-反应生成NH3·H2O,减小了c(OH-),平衡右移,Mg(OH)2溶解。 ③氧化法,如向CuS(s) Cu2+(aq)+S2-(aq)平衡体系中加浓硝酸,S2-被浓硝酸氧化,使c(S2-)减小,平衡右移,CuS溶解。 ④配合法,如向AgOH(s) Ag+(aq)+OH-(aq)平衡体系中加入浓氨水,因Ag++2NH3 [Ag(NH3)2]+而使c(Ag+)减小,平衡右移,沉淀溶解。 沉淀的 转化 ①由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化,如在AgCl悬浊液中,加入KI溶液后,沉淀变黄,再加入Na2S溶液,沉淀变黑 ②由难溶的沉淀转化为更易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化,转化的前提是“两种沉淀的溶解度相差不是很大”。 如虽然Ksp(BaSO4)< Ksp(BaCO3),但两者相差不大,只要用饱和Na2CO3溶液浸泡,BaSO4就可能转化为BaCO3 【高考真题回顾】 1.(2014·上海化学·11).向饱和澄清石灰水中加入少量CaC2,充分反应后恢复到原来的温度,所得溶液中 A.c(Ca2+)、c(OH-)均增大B.c(Ca2+)、c(OH-)均保持不变 C.c(Ca2+)、c(OH-)均减小D.c(OH-)增大、c(H+)减小 2.(2013·上海化学·11).H2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-和HS- H++S2-。 若向H2S溶液中 A.加水,平衡向右移动,溶液中氢离子浓度增大 B.通入过量SO2气体,平衡向左移动,溶液pH值增大 C.滴加新制氯水,平衡向左移动,溶液pH值减小 D.加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化),溶液中所有离子浓度都减小 3.(2010·上海化学·14.下列判断正确的是 A.测定硫酸铜晶体中结晶水含量时,灼烧至固体发黑,测定值小于理论值 B.相同条件下,2mol氢原子所具有的能量小于1mol氢分子所具有的能量 C.0.1mol·L-1的碳酸钠溶液的pH大于0.1mol·L-1的醋酸钠溶液的pH D.1L1mol·L-1的碳酸钠溶液吸收SO2的量大于1Lmol·L-1硫化钠溶液吸收SO2的量 【题组建模】 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 +H2O H2SO3+OH-①HSO H++SO ② 向0.1mol·L-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 )增大 B.加入少量Na2SO3固体,则c(H+)+c(Na+)=c(HSO )+c(OH-)+ c(SO ) C.加入少量NaOH溶液, 、 的值均增大 D.加入氨水至中性,则2c(Na+)=c(SO )>c(H+)=c(OH-) 2.下列条件变化会使H2O的电离平衡向电离方向移动,且pH<7的是( ) A.将纯水加热到100℃B.向水中加少量HCl C.向水中加入少量NaOHD.向水中加少量Na2CO3 规律探究: 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 3.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×” (1)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() (2)25℃时,amol·L-1一元酸HA与bmol·L-1NaOH等体积混合后,pH为7,则c(A-)≤c(Na+)() (3)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() (4)盐酸中滴加氨水至中性,溶液中的溶质为NH4Cl() (5)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和气体生成() (6)25℃时,用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH=7,V醋酸<VNaOH() (7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同() 4.某学生在0.1mol·L-1NaHCO3溶液中滴加酚酞溶液1滴,整个溶液几乎没有什么变化,但溶液加热后,显明显淡红色,加热较长时间后冷却,红色不褪去。 该学生为了了解该过程的原因,进行了下列探究过程: [实验探究] 实验1: 加热NaHCO3溶液,测得溶液pH变化如下表 温度(℃) 10 20 30 50 70 80 100 pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4 9.6 10.1 实验2: 10℃时,在烧杯中加入0.1mol·L-1NaHCO3溶液200mL,测得该溶液pH=8.3,加热到100℃,测得pH=10.2,恢复到10℃,pH=9.8。 实验3: 加热0.1mol·L-1NaHCO3溶液,将产生的气体通入澄清石灰水,溶液变浑浊。 实验4: ①配制0.1mol·L-1NaHCO3溶液和0.1mol·L-1Na2CO3溶液各200mL,10℃时,分别测得NaHCO3溶液pH=8.3,Na2CO3溶液pH=11.5。 ②加热蒸发0.1mol·L-1NaHCO3溶液200mL,至溶液体积100mL,停止加热,加水至200mL,冷却至原温度,测得溶液pH=9.8。 ③将0.1mol·L-1NaHCO3溶液200mL敞口放置三天,再加水至200mL,测得溶液pH=10.1。 请根据上述实验回答下列问题: (1)用离子方程式表示0.1mol·L-1NaHCO3溶液中存在的平衡(除水电离平衡外)______________________、_________________________。 这两个平衡以__________________为主,理由是_____________________。 (2)实验3得到的结论是__________________________________________________。 (3)结合实验2、3分析,加热0.1mol·L-1NaHCO3溶液,pH增大的原因可能是__________________、__________________、__________________。 (4)实验4①得到的结论是___________________________________________________。 (5)实验4②“加水至200mL”的目的是______________________________________。 实验4③可以得到的结论是_________________________________________________。 (6)要确定NaHCO3溶液加热后pH增大的主要原因还需要解决的问题是___________________________。 规律探究 (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。 题组三 正确理解外界因素对难溶电解质溶解平衡的影响 5.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×” (1)相同温度下,将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水 ②0.1mol·L-1盐酸 ③0.1mol·L-1氯化镁溶液 ④0.1mol·L-1硝酸银溶液中,Ag+浓度: ①>④=②>③() (2)AgCl沉淀易转化为AgI沉淀且K(AgX)=c(Ag+)·c(X-),故K(AgI)<K(AgCl)() 6.(2013·北京理综,10)实验: ①0.1mol·L-1AgNO3溶液和0.1mol·L-1NaCl溶液等体积混合得到浊液a,过滤得到滤液b和白色沉淀c; ②向滤液b中滴加0.1mol·L-1KI溶液,出现浑浊; ③向沉淀c中滴加0.1mol·L-1KI溶液,沉淀变为黄色。 下列分析不正确的是( ) A.浊液a中存在沉淀溶解平衡: AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)B.滤液b中不含有Ag+ C.③中颜色变化说明AgCl转化为AgID.实验可以证明AgI比AgCl更难溶 反思归纳: (1)沉淀溶解平衡与化学平衡、电离
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