高中化學(xué)物質(zhì)在水溶液中的行為章末整合課件魯科版選擇性必修1

章末整合第3章2021章末整合第3章2021內(nèi)容索引0102知識網(wǎng)絡(luò)重難突破內(nèi)容索引0102知識網(wǎng)絡(luò)重難突破知識網(wǎng)絡(luò)知識網(wǎng)絡(luò)高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為章末整合課件魯科版選擇性必修1高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為章末整合課件魯科版選擇性必修1答案①溫度②溫度③電離④溫度⑤生成⑥平衡狀態(tài)⑦溶解

答案①溫度②溫度③電離④溫度⑤生成⑥平衡狀態(tài)⑦溶重難突破重難突破突破1溶液酸堿性及pH大小的判斷典例1(雙選)今有室溫下四種溶液,有關(guān)敘述不正確的是(

)編號①②③④pH111133溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸A.③④中分別加入適量醋酸鈉晶體后,兩溶液的pH均增大B.②③兩溶液等體積混合,所得溶液中c平(H+)<c平(OH-)C.分別加水稀釋到體積為原來的10倍,四種溶液的pH:①>②>④>③D.V1L④與V2L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,則V1<V2突破1溶液酸堿性及pH大小的判斷典例1(雙選)今有室溫下四種答案BD解析③④均為酸,稀釋后溶液pH均增大,A項(xiàng)正確。②③兩溶液等體積混合后醋酸過量,溶液呈酸性,B錯誤。分別加水稀釋到體積為原來的10倍,假設(shè)平衡不移動,那么①②溶液的pH=10,但稀釋時氨水的電離平衡NH3·H2ON+OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀釋后pH<4,C正確。①氨水是弱堿,其濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于④鹽酸,所以混合后溶液pH=7時,需要的①氨水少,即V1>V2,D錯誤。答案BD解析③④均為酸,稀釋后溶液pH均增大,A項(xiàng)正確。②規(guī)律總結(jié)溶液酸堿性的判斷判斷溶液酸堿性最根本的依據(jù)是c平(H+)和c平(OH-)的相對大小。若c平(H+)=c平(OH-),則溶液顯中性;若c平(H+)>c平(OH-),則溶液顯酸性;若c平(H+)<c平(OH-),則溶液顯堿性。在常溫下還有下列依據(jù):(1)pH相同的酸,酸越弱,酸物質(zhì)的量濃度越大;pH相同的堿,堿越弱,堿物質(zhì)的量濃度越大。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液,加水稀釋相同的倍數(shù),則強(qiáng)酸溶液pH變化大,堿也是如此。規(guī)律總結(jié)溶液酸堿性的判斷(3)常溫時,酸與堿的pH之和為l4,等體積混合。①若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿,則pH=7②若為強(qiáng)酸與弱堿,則pH>7③若為弱酸與強(qiáng)堿,則pH<7規(guī)律:pH相當(dāng)(pH之和為14),誰弱誰過量,誰弱顯誰性。原因:酸和堿已電離的H+與OH-恰好中和,誰弱誰的H+或OH-有儲備(即物質(zhì)過量),中和后還能繼續(xù)電離。(3)常溫時,酸與堿的pH之和為l4,等體積混合。(4)等體積強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合①若二者pH之和為14,則溶液呈中性,pH=7;②若二者pH之和大于14,則溶液呈堿性;③若二者pH之和小于14,則溶液呈酸性。(4)等體積強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合(5)等物質(zhì)的量濃度的一元酸、堿等體積混合后溶液的pH的判斷:強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合,pH=7;強(qiáng)酸和弱堿混合,pH<7;弱酸和強(qiáng)堿混合,pH>7;弱酸和弱堿混合,pH由強(qiáng)者決定;未注明酸、堿強(qiáng)弱時,pH無法判斷。(6)對于任一混合溶液的酸堿性,可通過計算判斷過量情況或溶質(zhì)的成分,然后確定溶液的酸堿性。(5)等物質(zhì)的量濃度的一元酸、堿等體積混合后溶液的pH的判斷變式訓(xùn)練1室溫時,下列混合溶液的pH一定小于7的是(

)A.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合C.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合變式訓(xùn)練1室溫時,下列混合溶液的pH一定小于7的是()答案C解析A項(xiàng),由于NH3·H2O是弱堿,部分電離,其濃度遠(yuǎn)大于10-3

mol·L-1,故氨水過量,反應(yīng)后溶液顯堿性,同理,D項(xiàng)反應(yīng)后的溶液也顯堿性;B項(xiàng),鹽酸電離出的氫離子與氫氧化鋇電離出的氫氧根離子的物質(zhì)的量相等,它們恰好完全反應(yīng),反應(yīng)后溶液顯中性;C項(xiàng),醋酸是弱酸,部分電離,其濃度遠(yuǎn)大于10-3

mol·L-1,與氫氧化鋇反應(yīng)后,醋酸過量,反應(yīng)后溶液顯酸性,即pH小于7,故C項(xiàng)符合題意。答案C突破2化學(xué)平衡常數(shù)、水的離子積、電離平衡常數(shù)及溶度積的比較突破2化學(xué)平衡常數(shù)、水的離子積、電離平衡常數(shù)及溶度積的比較素能應(yīng)用典例2(2020遼寧丹東高二期末)化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka、Kb)、溶度積常數(shù)(Ksp)等常數(shù)是表示、判斷物質(zhì)性質(zhì)的重要常數(shù)。下列關(guān)于這些常數(shù)的說法正確的是(

)A.化學(xué)平衡常數(shù)的大小與溫度、濃度、壓強(qiáng)有關(guān),與催化劑無關(guān)B.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),說明相同物質(zhì)的量濃度時,氫氰酸的酸性比醋酸強(qiáng)C.向硝酸銀溶液中加入同濃度的氯化鈉和溴化鈉溶液,先產(chǎn)生淺黃色沉淀,則Ksp(AgBr)>Ksp(AgCl)D.當(dāng)溫度升高時,弱酸、弱堿的電離常數(shù)(Ka、Kb)變大素能應(yīng)用典例2(2020遼寧丹東高二期末)化學(xué)平衡常數(shù)(K)答案D解析化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),與濃度、壓強(qiáng)、催化劑無關(guān),故A錯誤;HCN和CH3COOH都是一元酸,濃度相同時,電離常數(shù)越小,說明酸的電離程度越小,氫離子濃度越小,溶液的酸性越弱,故氫氰酸的酸性比醋酸弱,故B錯誤;溶解度越小的越先沉淀,AgCl和AgBr結(jié)構(gòu)相似,溶解度越小,溶度積就越小,故Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl),故C錯誤;弱酸、弱堿的電離過程是吸熱過程,溫度升高促進(jìn)電離,弱酸、弱堿的電離常數(shù)(Ka、Kb)變大,故D正確。答案D解析化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),與濃度、壓強(qiáng)、催化劑無變式訓(xùn)練2化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、溶度積常數(shù)(Ksp)是判斷物質(zhì)性質(zhì)或變化的重要的常數(shù)。下列關(guān)于這些常數(shù)的說法中,正確的是(

)A.升高溫度,化學(xué)平衡常數(shù)一定增大B.CH3COONH4溶液幾乎呈中性,說明Ka(CH3COOH)與Kb(NH3·H2O)近似相等C.Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)由此可以判斷AgCl(s)+I-==AgI(s)+Cl-不能夠發(fā)生D.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),說明相同濃度時,NaCN溶液的pH比CH3COONa溶液小變式訓(xùn)練2化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、溶度積常數(shù)(答案B解析化學(xué)平衡常數(shù)是一個溫度常數(shù),對于放熱反應(yīng)來說,溫度越高,平衡常數(shù)越小,A錯誤;CH3COONH4溶液呈中性,說明N和CH3COO-在相同情況下的水解程度相同,從而說明在相同溫度時Ka(CH3COOH)和Kb(NH3·H2O)近似相等,B正確;沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是由相對難溶解的物質(zhì)轉(zhuǎn)化為更難溶解的物質(zhì),由Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)可知,AgI更難溶于水,C錯誤;Ka越大,說明該酸越易電離,對應(yīng)弱酸根離子的水解程度越小,則CH3COONa溶液的pH比NaCN溶液小,D錯誤。答案B突破3電解質(zhì)溶液中的常見圖像題知識鋪墊典例3(2020河北隆化存瑞中學(xué)高三期中)5℃時,相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋,溶液pH隨加水體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(

)A.HB的酸性強(qiáng)于HAB.a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性大于b點(diǎn)溶液C.同濃度的NaA與NaB溶液中,c平(A-)=c平(B-)D.加水稀釋到pH相同時,酸HA、HB用到的水的體積V(A)小于V(B)突破3電解質(zhì)溶液中的常見圖像題知識鋪墊典例3(2020河北隆答案D解析酸性越弱,加水稀釋后電離出的氫離子越多,pH越小,故HB的酸性弱于HA,故A錯誤;溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動離子的濃度。在a、b兩點(diǎn)的溶液中都有電荷守恒:c平(H+)=c平(OH-)+c平(A-)和c平(H+)=c平(OH-)+c平(B-),a點(diǎn)溶液的pH大于b點(diǎn)溶液,所以a點(diǎn)溶液中的c平(H+)小于b點(diǎn)溶液中的c平(H+),可以推知a點(diǎn)溶液中的離子的總濃度小于b點(diǎn)溶液中的離子的總濃度,所以a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性小于b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性,故B錯誤;酸的酸性越弱,酸根離子的水解程度越強(qiáng),故同濃度的NaA與NaB溶液中,c平(A-)大于c平(B-),故C錯誤;根據(jù)圖像可知,稀釋到相同pH時,V(A)小于V(B),故D正確。答案D解析酸性越弱,加水稀釋后電離出的氫離子越多,pH越小規(guī)律總結(jié)1.酸、堿溶液稀釋的圖像(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液稀釋時的圖像分別加水稀釋到體積為原來相同的倍數(shù),醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸中加入的水多規(guī)律總結(jié)1.酸、堿溶液稀釋的圖像分別加水稀釋到體積為原來相同(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液稀釋時的圖像

分別加水稀釋到體積為原來相同的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸中加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液稀釋時的圖像分別加2.酸、堿中和滴定的圖像解決酸堿中和滴定曲線類問題的關(guān)鍵是巧抓“5點(diǎn)”,即曲線的起點(diǎn)、恰好反應(yīng)點(diǎn)、中性點(diǎn)、反應(yīng)一半點(diǎn)和過量點(diǎn),先判斷出各個點(diǎn)對應(yīng)的溶質(zhì)及溶液的酸堿性,然后再進(jìn)行相關(guān)的分析和判斷。下面以室溫時用0.1

mol·L-1

NaOH溶液滴定20

mL

0.1

mol·L-1

HA溶液為例(如圖),總結(jié)如何抓住滴定曲線的5個關(guān)鍵點(diǎn):2.酸、堿中和滴定的圖像關(guān)鍵點(diǎn)離子濃度的關(guān)系起點(diǎn)(點(diǎn)①)起點(diǎn)為HA的單一溶液,0.1

mol·L-1

HA溶液的pH>1說明HA是弱酸;溶液中c平(HA)>c平(H+)>c平(A-)>c平(OH-)反應(yīng)一半點(diǎn)(點(diǎn)②)點(diǎn)②溶液是等物質(zhì)的量的NaA和HA的混合液,此時溶液pH<7,說明HA的電離程度大于A-的水解程度,溶液中c平(A-)>c平(Na+)>c平(HA)>c平(H+)>c平(OH-)中性點(diǎn)(點(diǎn)③)此時溶液的pH=7,溶液呈中性,酸沒有完全被中和,此時溶液中c平(Na+)=c平(A-)>c平(HA)>c平(H+)=c平(OH-)恰好完全反應(yīng)點(diǎn)(點(diǎn)④)此時二者恰好完全反應(yīng)生成NaA,NaA為強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈堿性,c平(Na+)>c平(A-)>c平(OH-)>c平(HA)>c平(H+)過量點(diǎn)(點(diǎn)⑤)此時,NaOH溶液過量,得到NaA與NaOH等物質(zhì)的量的混合液,溶液顯堿性,溶液中c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)關(guān)鍵點(diǎn)離子濃度的關(guān)系起點(diǎn)(點(diǎn)①)起點(diǎn)為HA的單一溶液,0.1變式訓(xùn)練3(雙選)(2020山東學(xué)業(yè)水平等級考化學(xué),15)25℃時,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1,lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)隨pH變化的關(guān)系如下圖所示。Ka為CH3COOH的電離常數(shù),下列說法正確的是(

)A.O點(diǎn)時,c(CH3COOH)=c(CH3COO-)B.N點(diǎn)時,pH=-lgKaC.該體系中,c(CH3COOH)=mol·L-1D.pH由7到14的變化過程中,CH3COO-的水解程度始終增大變式訓(xùn)練3(雙選)(2020山東學(xué)業(yè)水平等級考化學(xué),15)2答案BC答案BC突破4確定電解質(zhì)溶液中離子、分子濃度關(guān)系的幾個原則典例4(雙選)(2020遼寧丹東高二期末)在常溫下,將某一元酸HA的溶液和NaOH溶液等體積混合,實(shí)驗(yàn)信息如下:突破4確定電解質(zhì)溶液中離子、分子濃度關(guān)系的幾個原則典例4(雙下列判斷不正確的是(

)A.c1一定大于0.2B.HA的電離方程式是HAH++A-C.甲反應(yīng)后溶液中:c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)D.乙反應(yīng)后溶液中:c平(Na+)=c(HA)+c(A-)下列判斷不正確的是()答案CD解析由實(shí)驗(yàn)甲可知HA為弱酸。溶液中一定存在c平(OH-)+c平(A-)=c平(Na+)+c平(H+),混合溶液pH=7說明溶液呈中性,c平(OH-)=c平(H+),所以c平(A-)=c平(Na+),反應(yīng)后生成NaA溶液,A-離子水解使溶液顯堿性,故HA過量才能使溶液顯中性,因此,原溶液濃度c1>0.2,A正確;HA是弱酸,HA的電離方程式是HAH++A-,B正確;反應(yīng)后生成NaA溶液,A-離子水解顯堿性,溶液中離子濃度大小c平(Na+)>c平(A-)>c平(OH-)>c平(H+),C錯誤;乙溶液中一定存在c平(OH-)+c平(A-)=c平(Na+)+c平(H+),混合溶液pH=7說明溶液呈中性,c平(OH-)=c平(H+),所以c平(A-)=c平(Na+),c平(Na+)<c平(HA)+c平(A-),D錯誤。答案CD解析由實(shí)驗(yàn)甲可知HA為弱酸。溶液中一定存在c平(O規(guī)律總結(jié)

(1)電中性原則。電解質(zhì)溶液中,不論存在多少種離子,溶液總是呈電中性,即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù),也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。(2)物料守恒原則。電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素,離子會發(fā)生變化,變成其他離子或分子等,離子種類增多了,但離子或分子中某種特定元素的原子總數(shù)是不會改變的。物料守恒的另外一種重要形式是水電離出的H+的濃度與水電離出的OH-濃度相等(即質(zhì)子守恒)。規(guī)律總結(jié)(1)電中性原則。電解質(zhì)溶液中,不論存在多少種離子(3)電離程度小原則。該原則主要是指弱酸、弱堿溶液的電離程度小,產(chǎn)生的離子濃度也就小。適用弱電解質(zhì)的溶液中離子濃度大小比較的題型。(4)水解程度小原則。該原則主要是指含一種弱酸酸根離子或弱堿陽離子的鹽溶液水解程度一般很小,水解產(chǎn)生的離子濃度一般較小,此原則適用于含一種弱酸酸根離子或弱堿陽離子的鹽溶液中離子濃度大小比較的題型。(5)以電離為主原則。該原則是指一元弱酸(HA)與該弱酸的強(qiáng)堿鹽(NaA)等體積等濃度混合時,因HA的電離程度大于A-的水解程度,溶液呈酸性。(3)電離程度小原則。該原則主要是指弱酸、弱堿溶液的電離程度(6)以水解為主原則。當(dāng)某弱酸很弱,該弱酸與其強(qiáng)堿鹽等體積等濃度混合時,以水解為主,溶液顯堿性。也指除NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等以外的多元弱酸強(qiáng)堿的酸式鹽以水解為主,溶液顯堿性。(7)物料、電荷守恒結(jié)合原則。該原則是指同時運(yùn)用電荷守恒、物料守恒比較溶液中復(fù)雜的離子、分子濃度關(guān)系的題型。可通過兩守恒式加減得新的關(guān)系式。(6)以水解為主原則。當(dāng)某弱酸很弱,該弱酸與其強(qiáng)堿鹽等體積等變式訓(xùn)練4(2020江蘇南京師大蘇州實(shí)驗(yàn)學(xué)校高二月考)相同物質(zhì)的量濃度的NaCN和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH較大,則下列關(guān)于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO溶液的說法正確的是(

)A.酸的強(qiáng)弱:HCN>HClOB.pH:HClO溶液>HCN溶液C.與NaOH恰好完全反應(yīng)時,消耗NaOH的物質(zhì)的量:HClO>HCND.酸根離子濃度:c平(CN-)<c平(ClO-)變式訓(xùn)練4(2020江蘇南京師大蘇州實(shí)驗(yàn)學(xué)校高二月考)相同物答案D解析強(qiáng)堿弱酸鹽的水溶液呈堿性,相應(yīng)酸的酸性越弱,其對應(yīng)強(qiáng)堿鹽溶液的堿性越強(qiáng)。NaCN溶液的pH比NaClO溶液大,說明HCN比HClO酸性弱,A錯誤;酸性HClO>HCN,則等濃度時,HClO溶液的pH較小,B錯誤;二者均是一元酸,等物質(zhì)的量時,與NaOH溶液恰好完全反應(yīng)時,消耗NaOH的物質(zhì)的量相等,C錯誤;酸性HClO>HCN,則等濃度時HClO的電離程度大于HCN的電離程度,因此c平(CN-)<c平(ClO-),D正確。答案D章末整合第3章2021章末整合第3章2021內(nèi)容索引0102知識網(wǎng)絡(luò)重難突破內(nèi)容索引0102知識網(wǎng)絡(luò)重難突破知識網(wǎng)絡(luò)知識網(wǎng)絡(luò)高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為章末整合課件魯科版選擇性必修1高中化學(xué)第3章物質(zhì)在水溶液中的行為章末整合課件魯科版選擇性必修1答案①溫度②溫度③電離④溫度⑤生成⑥平衡狀態(tài)⑦溶解

答案①溫度②溫度③電離④溫度⑤生成⑥平衡狀態(tài)⑦溶重難突破重難突破突破1溶液酸堿性及pH大小的判斷典例1(雙選)今有室溫下四種溶液,有關(guān)敘述不正確的是(

)編號①②③④pH111133溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸鹽酸A.③④中分別加入適量醋酸鈉晶體后,兩溶液的pH均增大B.②③兩溶液等體積混合,所得溶液中c平(H+)<c平(OH-)C.分別加水稀釋到體積為原來的10倍,四種溶液的pH:①>②>④>③D.V1L④與V2L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,則V1<V2突破1溶液酸堿性及pH大小的判斷典例1(雙選)今有室溫下四種答案BD解析③④均為酸,稀釋后溶液pH均增大,A項(xiàng)正確。②③兩溶液等體積混合后醋酸過量,溶液呈酸性,B錯誤。分別加水稀釋到體積為原來的10倍,假設(shè)平衡不移動,那么①②溶液的pH=10,但稀釋時氨水的電離平衡NH3·H2ON+OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀釋后pH<4,C正確。①氨水是弱堿,其濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于④鹽酸,所以混合后溶液pH=7時,需要的①氨水少,即V1>V2,D錯誤。答案BD解析③④均為酸,稀釋后溶液pH均增大,A項(xiàng)正確。②規(guī)律總結(jié)溶液酸堿性的判斷判斷溶液酸堿性最根本的依據(jù)是c平(H+)和c平(OH-)的相對大小。若c平(H+)=c平(OH-),則溶液顯中性;若c平(H+)>c平(OH-),則溶液顯酸性;若c平(H+)<c平(OH-),則溶液顯堿性。在常溫下還有下列依據(jù):(1)pH相同的酸,酸越弱,酸物質(zhì)的量濃度越大;pH相同的堿,堿越弱,堿物質(zhì)的量濃度越大。(2)pH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液,加水稀釋相同的倍數(shù),則強(qiáng)酸溶液pH變化大,堿也是如此。規(guī)律總結(jié)溶液酸堿性的判斷(3)常溫時,酸與堿的pH之和為l4,等體積混合。①若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿,則pH=7②若為強(qiáng)酸與弱堿,則pH>7③若為弱酸與強(qiáng)堿,則pH<7規(guī)律:pH相當(dāng)(pH之和為14),誰弱誰過量,誰弱顯誰性。原因:酸和堿已電離的H+與OH-恰好中和,誰弱誰的H+或OH-有儲備(即物質(zhì)過量),中和后還能繼續(xù)電離。(3)常溫時,酸與堿的pH之和為l4,等體積混合。(4)等體積強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合①若二者pH之和為14,則溶液呈中性,pH=7;②若二者pH之和大于14,則溶液呈堿性;③若二者pH之和小于14,則溶液呈酸性。(4)等體積強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合(5)等物質(zhì)的量濃度的一元酸、堿等體積混合后溶液的pH的判斷:強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合,pH=7;強(qiáng)酸和弱堿混合,pH<7;弱酸和強(qiáng)堿混合,pH>7;弱酸和弱堿混合,pH由強(qiáng)者決定;未注明酸、堿強(qiáng)弱時,pH無法判斷。(6)對于任一混合溶液的酸堿性,可通過計算判斷過量情況或溶質(zhì)的成分,然后確定溶液的酸堿性。(5)等物質(zhì)的量濃度的一元酸、堿等體積混合后溶液的pH的判斷變式訓(xùn)練1室溫時,下列混合溶液的pH一定小于7的是(

)A.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合B.pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合C.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鋇溶液等體積混合D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等體積混合變式訓(xùn)練1室溫時,下列混合溶液的pH一定小于7的是()答案C解析A項(xiàng),由于NH3·H2O是弱堿,部分電離,其濃度遠(yuǎn)大于10-3

mol·L-1,故氨水過量,反應(yīng)后溶液顯堿性,同理,D項(xiàng)反應(yīng)后的溶液也顯堿性;B項(xiàng),鹽酸電離出的氫離子與氫氧化鋇電離出的氫氧根離子的物質(zhì)的量相等,它們恰好完全反應(yīng),反應(yīng)后溶液顯中性;C項(xiàng),醋酸是弱酸,部分電離,其濃度遠(yuǎn)大于10-3

mol·L-1,與氫氧化鋇反應(yīng)后,醋酸過量,反應(yīng)后溶液顯酸性,即pH小于7,故C項(xiàng)符合題意。答案C突破2化學(xué)平衡常數(shù)、水的離子積、電離平衡常數(shù)及溶度積的比較突破2化學(xué)平衡常數(shù)、水的離子積、電離平衡常數(shù)及溶度積的比較素能應(yīng)用典例2(2020遼寧丹東高二期末)化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka、Kb)、溶度積常數(shù)(Ksp)等常數(shù)是表示、判斷物質(zhì)性質(zhì)的重要常數(shù)。下列關(guān)于這些常數(shù)的說法正確的是(

)A.化學(xué)平衡常數(shù)的大小與溫度、濃度、壓強(qiáng)有關(guān),與催化劑無關(guān)B.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),說明相同物質(zhì)的量濃度時,氫氰酸的酸性比醋酸強(qiáng)C.向硝酸銀溶液中加入同濃度的氯化鈉和溴化鈉溶液,先產(chǎn)生淺黃色沉淀,則Ksp(AgBr)>Ksp(AgCl)D.當(dāng)溫度升高時,弱酸、弱堿的電離常數(shù)(Ka、Kb)變大素能應(yīng)用典例2(2020遼寧丹東高二期末)化學(xué)平衡常數(shù)(K)答案D解析化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),與濃度、壓強(qiáng)、催化劑無關(guān),故A錯誤;HCN和CH3COOH都是一元酸,濃度相同時,電離常數(shù)越小,說明酸的電離程度越小,氫離子濃度越小,溶液的酸性越弱,故氫氰酸的酸性比醋酸弱,故B錯誤;溶解度越小的越先沉淀,AgCl和AgBr結(jié)構(gòu)相似,溶解度越小,溶度積就越小,故Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl),故C錯誤;弱酸、弱堿的電離過程是吸熱過程,溫度升高促進(jìn)電離,弱酸、弱堿的電離常數(shù)(Ka、Kb)變大,故D正確。答案D解析化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),與濃度、壓強(qiáng)、催化劑無變式訓(xùn)練2化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、溶度積常數(shù)(Ksp)是判斷物質(zhì)性質(zhì)或變化的重要的常數(shù)。下列關(guān)于這些常數(shù)的說法中,正確的是(

)A.升高溫度,化學(xué)平衡常數(shù)一定增大B.CH3COONH4溶液幾乎呈中性,說明Ka(CH3COOH)與Kb(NH3·H2O)近似相等C.Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)由此可以判斷AgCl(s)+I-==AgI(s)+Cl-不能夠發(fā)生D.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),說明相同濃度時,NaCN溶液的pH比CH3COONa溶液小變式訓(xùn)練2化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、溶度積常數(shù)(答案B解析化學(xué)平衡常數(shù)是一個溫度常數(shù),對于放熱反應(yīng)來說,溫度越高,平衡常數(shù)越小,A錯誤;CH3COONH4溶液呈中性,說明N和CH3COO-在相同情況下的水解程度相同,從而說明在相同溫度時Ka(CH3COOH)和Kb(NH3·H2O)近似相等,B正確;沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是由相對難溶解的物質(zhì)轉(zhuǎn)化為更難溶解的物質(zhì),由Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)可知,AgI更難溶于水,C錯誤;Ka越大,說明該酸越易電離,對應(yīng)弱酸根離子的水解程度越小,則CH3COONa溶液的pH比NaCN溶液小,D錯誤。答案B突破3電解質(zhì)溶液中的常見圖像題知識鋪墊典例3(2020河北隆化存瑞中學(xué)高三期中)5℃時,相同pH的兩種一元弱酸HA與HB溶液分別加水稀釋,溶液pH隨加水體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是(

)A.HB的酸性強(qiáng)于HAB.a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性大于b點(diǎn)溶液C.同濃度的NaA與NaB溶液中,c平(A-)=c平(B-)D.加水稀釋到pH相同時,酸HA、HB用到的水的體積V(A)小于V(B)突破3電解質(zhì)溶液中的常見圖像題知識鋪墊典例3(2020河北隆答案D解析酸性越弱,加水稀釋后電離出的氫離子越多,pH越小,故HB的酸性弱于HA,故A錯誤;溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動離子的濃度。在a、b兩點(diǎn)的溶液中都有電荷守恒:c平(H+)=c平(OH-)+c平(A-)和c平(H+)=c平(OH-)+c平(B-),a點(diǎn)溶液的pH大于b點(diǎn)溶液,所以a點(diǎn)溶液中的c平(H+)小于b點(diǎn)溶液中的c平(H+),可以推知a點(diǎn)溶液中的離子的總濃度小于b點(diǎn)溶液中的離子的總濃度,所以a點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性小于b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性,故B錯誤;酸的酸性越弱,酸根離子的水解程度越強(qiáng),故同濃度的NaA與NaB溶液中,c平(A-)大于c平(B-),故C錯誤;根據(jù)圖像可知,稀釋到相同pH時,V(A)小于V(B),故D正確。答案D解析酸性越弱,加水稀釋后電離出的氫離子越多,pH越小規(guī)律總結(jié)1.酸、堿溶液稀釋的圖像(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸溶液稀釋時的圖像分別加水稀釋到體積為原來相同的倍數(shù),醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸中加入的水多規(guī)律總結(jié)1.酸、堿溶液稀釋的圖像分別加水稀釋到體積為原來相同(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液稀釋時的圖像

分別加水稀釋到體積為原來相同的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸中加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸溶液稀釋時的圖像分別加2.酸、堿中和滴定的圖像解決酸堿中和滴定曲線類問題的關(guān)鍵是巧抓“5點(diǎn)”,即曲線的起點(diǎn)、恰好反應(yīng)點(diǎn)、中性點(diǎn)、反應(yīng)一半點(diǎn)和過量點(diǎn),先判斷出各個點(diǎn)對應(yīng)的溶質(zhì)及溶液的酸堿性,然后再進(jìn)行相關(guān)的分析和判斷。下面以室溫時用0.1

mol·L-1

NaOH溶液滴定20

mL

0.1

mol·L-1

HA溶液為例(如圖),總結(jié)如何抓住滴定曲線的5個關(guān)鍵點(diǎn):2.酸、堿中和滴定的圖像關(guān)鍵點(diǎn)離子濃度的關(guān)系起點(diǎn)(點(diǎn)①)起點(diǎn)為HA的單一溶液,0.1

mol·L-1

HA溶液的pH>1說明HA是弱酸;溶液中c平(HA)>c平(H+)>c平(A-)>c平(OH-)反應(yīng)一半點(diǎn)(點(diǎn)②)點(diǎn)②溶液是等物質(zhì)的量的NaA和HA的混合液,此時溶液pH<7,說明HA的電離程度大于A-的水解程度,溶液中c平(A-)>c平(Na+)>c平(HA)>c平(H+)>c平(OH-)中性點(diǎn)(點(diǎn)③)此時溶液的pH=7,溶液呈中性,酸沒有完全被中和,此時溶液中c平(Na+)=c平(A-)>c平(HA)>c平(H+)=c平(OH-)恰好完全反應(yīng)點(diǎn)(點(diǎn)④)此時二者恰好完全反應(yīng)生成NaA,NaA為強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈堿性,c平(Na+)>c平(A-)>c平(OH-)>c平(HA)>c平(H+)過量點(diǎn)(點(diǎn)⑤)此時,NaOH溶液過量,得到NaA與NaOH等物質(zhì)的量的混合液,溶液顯堿性,溶液中c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)關(guān)鍵點(diǎn)離子濃度的關(guān)系起點(diǎn)(點(diǎn)①)起點(diǎn)為HA的單一溶液,0.1變式訓(xùn)練3(雙選)(2020山東學(xué)業(yè)水平等級考化學(xué),15)25℃時,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1,lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)隨pH變化的關(guān)系如下圖所示。Ka為CH3COOH的電離常數(shù),下列說法正確的是(

)A.O點(diǎn)時,c(CH3COOH)=c(CH3COO-)B.N點(diǎn)時,pH=-lgKaC.該體系中,c(CH3COOH)=mol·L-1D.pH由7到14的變化過程中,CH3COO-的水解程度始終增大變式訓(xùn)練3(雙選)(2020山東學(xué)業(yè)水平等級考化學(xué),15)2答案BC答案BC突破4確定電解質(zhì)溶液中離子、分子濃度關(guān)系的幾個原則典例4(雙選)(2020遼寧丹東高二期末)在常溫下,將某一元酸HA的溶液和NaOH溶液等體積混合,實(shí)驗(yàn)信息如下:突破4確定電解質(zhì)溶液中離子、分子濃度關(guān)系的幾個原則典例4(雙下列判斷不正確的是(

)A.c1一定大于0.2B.HA的電離方程式是HAH++A-C.甲反應(yīng)后溶液中:c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)D.乙反應(yīng)后溶液中:c平(Na+)=c(HA)+c(A-)下列判斷不正確的是()答案CD解析由實(shí)驗(yàn)甲可知HA為弱酸。溶液中一定存在c平(OH-)+c平(A-)=c平(Na+)+c平(H+),混合溶液pH=7說明溶液呈中性,c平(OH-)=c平(H+),所以c平(A-)=c平(Na+),反應(yīng)后生成NaA溶液,A-離子水解使溶液顯堿性,故HA過量才能使溶液顯中性,因此,原溶液濃度c1>0.2,A正確;HA是弱酸,HA的電離方程式是HAH++A-,B正確;反應(yīng)后生成NaA溶液,A