專題3本專題重難點(diǎn)突破

第1頁本專題重難點(diǎn)突破一弱電解質(zhì)的電離平衡與電離常數(shù)1.弱電解質(zhì)的電離平衡夏特列原理，其規(guī)律是(1)濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時(shí)，電離平衡向右移動(dòng)，而離子濃度一般(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過程，升溫時(shí)平衡向右移動(dòng)。CHCOO的濃度，平衡左移，電離程度減??；加入稀鹽酸，平衡也會(huì)左移。(4)能反應(yīng)的物質(zhì)：如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。2.電離常數(shù)(電離平衡常數(shù))與溫度有關(guān)。對(duì)多元弱酸(以H3PO4為例)而言，它們的電離是分步進(jìn)行的，電離常數(shù)分別為典例1下表是幾種常見弱酸的電離方程式及電離平衡常數(shù)(25℃)。1.76×10－5H＋＋HCOH＋＋CO－H＋＋H2POH＋＋HPO2－4H＋＋PO－HCO233HPO34HPO－2441K＝6.23×10－82K＝2.20×10－131K＝5.61×10－112K＝7.52×10－3酸CH3COOHCH3COO－＋H＋K＝4.31×10－7CHCOOH3HCO23HPO343下列說法正確的是()C.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)>pH(Na3PO4)PO第2頁解析選項(xiàng)A，一般情況下，電解質(zhì)的電離是一個(gè)吸熱過程，因此溫度升高電離程度增大，K增大；選項(xiàng)B，在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，電離平衡向右移動(dòng)，溶液中c(CH3COO－)增大，K不變，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H的三級(jí)電離常數(shù)可知能發(fā)生如下反應(yīng)H2PO＋PO－===2HPO－，因此PO－、HPO－和答案B3.電離平衡的移動(dòng)與電離平衡常數(shù)K、離子濃度的關(guān)系CHCH3COO－＋H＋ΔH>0平衡移動(dòng)方向衡常數(shù)變大c(H＋)減小大減小減小大c(OH－)大減小大大NH＋＋OH－平衡移動(dòng)方向衡常數(shù)變大c(OH－)減小減小大減小大改變條件加水稀釋加CH3COONH4(s)升高溫度ΔH>0c(H＋)大大減小大CHCOOH3NH·HO324CH3COO－＋HCH3COO－＋H＋，下列對(duì)于該平衡體系的敘述正確的是()A.加入水時(shí)，平衡逆向移動(dòng)B.加入少量NaOH固體，平衡正向移動(dòng)D.加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動(dòng)解析根據(jù)勒夏特列原理，改變影響平衡的一個(gè)條件，平衡會(huì)向著能夠減弱這種改變的方向第3頁移動(dòng)，但平衡的移動(dòng)不能完全消除這種改變。A選項(xiàng)中加入水時(shí)，c(CH3COO－)和c(H＋)均c(H＋)變小，平衡正向移動(dòng)；C選項(xiàng)中加入鹽酸時(shí)c(H＋)變大，平衡向其減小的方向(也就是c(H＋)比未加鹽酸前還要大；D選項(xiàng)加入CH3COONa固體，c(CH3COO答案BpH計(jì)算方法1.溶液的酸堿性規(guī)律室溫室溫(25℃)值c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1c(H＋)>10－7mol·L－1c(H＋)<10－7mol·L－1Hc(H＋)＝c(OH－)c(H＋)>c(OH－)c(H＋)<c(OH－)溶液類別酸性溶液堿性溶液pH<7>7特別提示常溫下，溶液酸堿性判斷規(guī)律pH(或堿)越弱，其物質(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)時(shí)，強(qiáng)酸溶液的pH變化大。和bmol·L－1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是()A.a＝b解析溶液呈中性的依據(jù)是c(H＋)＝c(OH－)，A項(xiàng)，酸HA、堿BOH的強(qiáng)弱未定，故a＝b第4頁))答案C2.pH的計(jì)算方法(1)基本方法思路pHKc(OH－②若溶液為堿性，先求c(OH－)，再由c(H＋)c(OH－(3)強(qiáng)(弱)酸與弱(強(qiáng))堿混合后溶液的pH判斷規(guī)律③以上兩種混合，若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則都呈中性。pH變化在中和反應(yīng)中，溶液pH發(fā)生很大的變化，在滴定過程中會(huì)因pH突變而使指示劑發(fā)生顏色變化(滴定曲線如圖)。通過溶液的顏色變化判斷反應(yīng)終點(diǎn)，測(cè)出消耗酸(或堿)溶液的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸與堿物質(zhì)的量之比求出未知溶液的濃度。對(duì)于一元酸堿，則有：c·V＝c·V。酸酸堿堿D.完全中和x、y兩溶液時(shí)，消耗同濃度稀硫酸的體積V(x)＞V(y)第5頁pHpHx的pH變化較大，所以x的堿性強(qiáng)于y，但是x不一定是強(qiáng)堿，故A錯(cuò)誤；B項(xiàng)，若x、y是一元堿，根據(jù)圖示得到信息：x的堿性強(qiáng)于y，根據(jù)越弱越水解的原理，則等物質(zhì)的量濃度的x的硝酸鹽溶液的pH比y的硝酸鹽溶液大，故B正確；C項(xiàng)，由圖可知，若x、y是xypHxyCD項(xiàng)，由圖像可知5mL的答案B三三角度解讀鹽類水解基本規(guī)律1.鹽溶液的酸堿性規(guī)律溶液的酸堿溶液的酸堿性2HcOH)>c(H＋)生成弱電解質(zhì)鹽的類別強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽弱酸的酸式鹽弱酸根陰離子與HO電離出的2.鹽類水解的規(guī)律(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發(fā)生水解。(2)無弱不水解——強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解。(3)誰弱誰水解——發(fā)生水解的是弱堿陽離子或弱酸根陰離子。(4)誰強(qiáng)顯誰性——組成鹽的酸根陰離子(堿性陽離子)是強(qiáng)酸根(強(qiáng)堿的陽離子)，則顯酸(堿)(5)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發(fā)生水解且兩水解過程可相互促進(jìn)，所以第6頁水解程度較大，少數(shù)可以完全水解，稱為雙水解反應(yīng)。(6)越弱越水解——組成鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對(duì)應(yīng)的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規(guī)律。[特別提示](1)能發(fā)生完全雙水解反應(yīng)的離子不能大量共存，反應(yīng)進(jìn)行完全，產(chǎn)生沉淀或氣(2)相同溫度下，Ka(HA)>Ka(HB)，即HA的酸性比HB強(qiáng)，那么相同濃度時(shí)B－的水解程度(3)多元弱酸的電離常數(shù)Ka1?Ka2?Ka3，由此可以推知弱酸的正鹽的堿性比酸式鹽強(qiáng)，以Na2CO3和NaHCO3為例：CO－＋H2O3323322323HNaOH恰好反應(yīng)，故消耗NaOH的物質(zhì)的量相同，所以A、B、C均錯(cuò)誤；由酸性越強(qiáng)電離答案D3.水解離子方程式的書寫方法規(guī)律型求第7頁CHCH3COO－＋H2ONH＋＋HOAl(OH)3＋3H＋CO2－＋HO32HCO－＋OH－23NH＋＋HCO－＋HOHCO23NH·HO＋用“”，不標(biāo)“↓”、“↑”同上，不分步書寫分步書寫或只寫第一步共同水解，但仍用“”，不標(biāo)“↓”、“↑”完全水解，用“===”，標(biāo)“↓”、“↑”一價(jià)陰、陽離子高價(jià)陽離子高價(jià)陰離子弱酸的銨鹽完全的雙水解反應(yīng)3HCO＋OH－32HCO－＋HOCHCOOH＋OH－Al3＋＋3H2ONH·HO＋H＋4324232323[特別提示](1)鹽類水解的規(guī)律是“陰生陰、陽生陽”——陰離子水解生成陰離子(OH－)，陽離子水解生成陽離子(H＋)。(2)酸式鹽離子的電離與水解：HR－R2－＋H＋(電離，電離出H＋)2H2R＋OH－(水解，產(chǎn)生OH－)典例6試根據(jù)水解反應(yīng)離子方程式的書寫原則及其注意的問題，判斷下列選項(xiàng)正確的是()B.Al2S3＋6H2OC.S2－＋2H2O32D.HCO－＋322Al(OH)3＋3H2S2HCO＋OH－2HCO＋OH－23解析A中FeCl3水解的產(chǎn)物Fe(OH)3很少，不應(yīng)標(biāo)“↓”符號(hào)，且水解程度較小，不應(yīng)用lSS2很小，往往可以忽略，但不能將這兩步合并為S2－＋2HO2H2S＋2OH－第8頁答案D四溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規(guī)則1.明確兩個(gè)“微弱”(2)單一的弱酸根陰離子和弱堿陽離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產(chǎn)生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。[特別提示]多元弱酸要考慮分步電離(Ka1>Ka2>Ka3)，多元弱酸的正鹽要依據(jù)分步水解分析NaCO中，c(Na＋)>c(CO－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H＋)。2.熟知三個(gè)守恒(1)電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電(2)物料守恒(原子守恒)：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)質(zhì)子守恒：質(zhì)子即H＋，酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移，能失去質(zhì)子的酸失去的質(zhì)子數(shù)和能如NaHCO3溶液中，H2CO3得到質(zhì)子HCO失去質(zhì)子CO－H3O＋H2OOH－，所以c(H2CO3)＋c(H3O＋)＝c(CO－)＋c(OH－)，即c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO－)＋c(OH－)。[特別提示](1)一元酸HA與－元堿BOH的混合溶液中只含有H＋、A－、B＋、OH－4種離子，不可能出現(xiàn)兩種陽(陰)離子濃度同時(shí)大于兩種陰(陽)離子濃度的情況。如c(B＋)>c(AcHcOH式中，即可得出質(zhì)子守恒式。3.掌握四個(gè)步驟溶液中粒子濃度大小比較方法的四個(gè)步驟：(1)判斷反應(yīng)產(chǎn)物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過量，再確定反應(yīng)后第9頁電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目(3)列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個(gè)重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。(4)比大小：根據(jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識(shí)，分析哪些平衡進(jìn)行理論，樹立“主次”意識(shí)。產(chǎn)生，且混合溶液的體積可看成混合前兩溶液的體積之和)。下列說法不正確的是()A.pH＝7時(shí)，溶液中c(Na＋)＞c(SO－)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)BVNaOHmLOHLOH－)＋2c(SO－)，所以c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO－)，結(jié)合c(SO－)＞c(NH)可知c(Na＋)＞c(SO－)，所以溶液中離子濃度大小為c(Na＋)＞c(SO－)＞c(NH)＞c(H＋)＝c(OH－)，正確。B項(xiàng)，當(dāng)加入20mL氫氧化鈉溶液時(shí)，二者反應(yīng)生成硫酸銨、硫酸鈉，由于銨根離子部分水解，促進(jìn)水的電離，正確；C項(xiàng)，根據(jù)物料守恒可得：c(SO－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)，根據(jù)電荷守恒可得：c(H＋)＋c(Na＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋2c(SO－)，當(dāng)V(NaOH)＝30mL第10頁設(shè)滴入氫氧化鈉的體積為xmL,30＜x＜40，c(Na＋)＋c(SO－)＝mol·L－1答案C[理解感悟]酸堿混合后，如CH3COOH與N