高考化學一輪復習專題七電解質溶液中的離子平衡課時33專題提升

1、課時33 專題提升【能力提升】強、弱電解質的比較強酸與一元弱酸的性質差異(以鹽酸和醋酸為例)歸納如下：(1)鹽酸中HCl全部電離，不存在HCl分子，只有H+、Cl-、OH-(極少)；醋酸在水溶液中部分電離，存在電離平衡，既含H+、CH3COO-、OH-(極少)，還有醋酸分子。(2)pH相同的鹽酸和醋酸，醋酸的物質的量濃度大于鹽酸。(3)同溫度、同濃度的鹽酸的導電性強于醋酸溶液。(4)中和同體積、同pH的鹽酸和醋酸，醋酸的耗堿量多于鹽酸。(5)pH相同、體積也相同的鹽酸和醋酸，分別與足量活潑金屬反應時，起始速率相同；在反應過程中，醋酸反應速率減小程度比鹽酸慢，平均反應速率比鹽酸快，產(chǎn)生的氫氣也是

2、醋酸多。(6)同濃度、同體積的鹽酸和醋酸，分別與足量活潑金屬反應，鹽酸產(chǎn)生氫氣的速率比醋酸大，但產(chǎn)生氫氣的物質的量相等。(7)pH相同、體積也相同的鹽酸和醋酸，分別與等物質的量的強堿氫氧化鈉發(fā)生中和反應，若鹽酸反應后溶液呈中性，則醋酸反應后溶液呈酸性。(8)同濃度、同體積的鹽酸和醋酸，分別與等物質的量的強堿氫氧化鈉發(fā)生中和反應，若鹽酸反應后溶液呈中性，則醋酸反應后溶液呈堿性。(9)pH相同、體積也相同的鹽酸和醋酸，加水稀釋相同倍數(shù)時，鹽酸的pH增加程度大，醋酸的pH增加程度小。(10)鹽酸和醋酸的溶液中分別加入相應的鈉鹽固體后，鹽酸的pH幾乎不變，而醋酸溶液的pH增大。(11)當鹽酸與弱堿相互

3、滴定達到滴定終點時，溶液顯酸性，應選擇酸性范圍內(nèi)變色的指示劑(甲基橙)；當醋酸與強堿相互滴定達到滴定終點時，溶液顯堿性，應選擇堿性范圍內(nèi)變色的指示劑(酚酞)。酸堿中和滴定pH變化曲線以0.100 0 molL-1NaOH滴定20 mL 0.100 0 molL-1HCl為例，pH變化曲線如下圖所示。理論上講，強酸強堿完全反應時的pH應為7，滴定時應選用在pH=7時變色的指示劑，但從圖中可以看出，當氫氧化鈉溶液的體積從19.98 mL變?yōu)?0.02 mL時，pH從3.6突躍至10.4。因此只要選擇變色范圍在這一范圍內(nèi)的指示劑(如酚酞、甲基橙、甲基紅等)就不會造成很大誤差。反應過程中離子濃度大小比

4、較如向100mL pH=2的醋酸中滴加V mL pH=12的NaOH溶液，比較下列情況溶液中離子濃度的大小關系。反應起始點：加入2滴NaOH溶液V=100，已知此時：c(Na+)略大于c(H+)等物質的量的CH3COOH和CH3COONa形成的混合液中和至pH=7時的點完全中和的點等物質的量的NaOH和CH3COONa形成的混合液各關鍵點離子濃度大小比較水的電離可以忽略，溶液仍顯酸性，只要加入氫氧化鈉，c(H+)總在減小c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-)n(NaOH)=10-3molc(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-)n(CH3COOH)=2n(NaOH)

5、c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-)pH=7c(CH3COO-)=c(Na+)c(H+)=c(OH-)n(CH3COOH)=n(NaOH)c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+)n(NaOH)=n(CH3COONa)c(Na+)c(OH-)c(CH3COO-)c(H+)綜上所述，如果忽略水的電離，則c(CH3COO-)c(H+)，c(Na+)c(OH-)總是成立的，因為只要加入氫氧化鈉，則醋酸電離出的H+必然消耗一點，導致溶液中的H+比電離出的CH3COO-少。【典題演示】【例題1】(2015廣東卷)準確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.10

6、0 0 molL-1NaOH溶液滴定，下列說法正確的是()A. 滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進行滴定B. 隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大C. 用酚酞作指示劑，當錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定D. 滴定達終點時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結果偏小【答案】B【解析】滴定管用蒸餾水洗滌后，沒有用標準液潤洗，裝入NaOH溶液進行滴定會造成NaOH溶液的濃度變小，用量增多，結果偏大，A錯；酸中滴入堿，溶液的酸性減弱，pH由小變大，B正確；用酚酞作指示劑，錐形瓶中溶液開始是無色的，當錐形瓶中溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色時，證明達到了滴定終點，C錯；滴定達終點時，

7、發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，造成堿的用量偏多，則測定結果偏大，D錯?！纠}2】(2015天津卷)室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物質，有關結論正確的是()加入的物質結論A50 mL 1 molL-1H2SO4反應結束后，c(Na+)=c(S)B0.05 mol CaO溶液中增大C50 mL H2O由水電離出的c(H+)c(OH-)不變D0.1 mol NaHSO4固體反應完全后，溶液pH減小，c(Na+)不變【答案】B【解析】n(H2SO4)=1 molL-10.05 L=0.05 mol，H2SO4和Na2CO3反應的化學方程式為Na2C

8、O3+H2SO4Na2SO4+CO2+H2O，根據(jù)化學方程式知，二者恰好反應生成強酸強堿鹽Na2SO4，溶液呈中性，則c(H+)=c(OH-)，根據(jù)電荷守恒得(Na+)=2c(S)，A錯；CaO+H2OCa(OH)2，Ca(OH)2+Na2CO3CaCO3+2NaOH，根據(jù)化學方程式知，二者恰好完全反應生成CaCO3和NaOH，則c(OH-)增大，c(HC)減小，導致溶液中增大，B正確；加水稀釋促進碳酸鈉水解，則由水電離出的n(H+)、n(OH-)都增大，但氫離子、氫氧根離子物質的量增大倍數(shù)小于溶液體積增大倍數(shù)，所以c(H+)、c(OH-)減小，二者濃度之積減小，C錯；NaHSO4和Na2CO

9、3反應的化學方程式為2NaHSO4+Na2CO32Na2SO4+H2O+CO2，根據(jù)化學方程式知，二者恰好反應生成Na2SO4、H2O、CO2，溶液的pH減小，因為硫酸氫鈉中含有鈉離子，所以c(Na+)增大，D錯?！纠}3】(2015山東卷)室溫下向10 mL 0.1 molL-1NaOH溶液中加入0.1 molL-1一元酸HA溶液，pH的變化曲線如右圖所示。下列說法正確的是()A. a點所示溶液中c(Na+)c(A-)c(H+)c(HA)B. a、b兩點所示溶液中水的電離程度相同C. pH=7時，c(Na+)=c(A-)+c(HA)D. b點所示溶液中c(A-)c(HA)【答案】D【解析】a點時酸堿恰好中和，溶液pH=8.7，說明HA為弱酸，NaA溶液水解呈堿性，應為c(HA)c(H+)，A錯；a點A-水解，促進水的電離，b點時HA過量，溶液呈酸性，HA電離出H+，抑制水的電離，B錯；pH=7時，c(H+)=c(OH-)，由電荷守恒可