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文檔簡介
高考解密08水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
考點熱度★★★★★
矣專考點導(dǎo)航
溶液中離子濃度的大弱電解質(zhì)(包括水)的電
小比較離平衡及其應(yīng)用
水溶液中的
離子平衡
沉淀溶解平衡及其應(yīng)用溶液的酸堿性和中和滴
定及其應(yīng)用
孑常對點真題體驗
考點1、弱電解質(zhì)(包括水)的電離平衡
1.(2023?浙江?高考真題)甲酸(HC∞H)是重要的化工原料。工業(yè)廢水中的甲酸及其鹽,通過離子交
換樹脂(含固體活性成分RK,R為烷基)因靜電作用被吸附回收,其回收率(被吸附在樹脂上甲酸根的物質(zhì)
的量分?jǐn)?shù))與廢水初始PH關(guān)系如圖(已知甲酸K.=1.8χl(Γ4),下列說法不氐颼的是
∕%
?
h4
回
廢水初始PH
+
A.活性成分RK在水中存在平衡:R3N+H2OR3NH+OH
B.pH=5的廢水中C(HCOo):C(HCOOH)=18
C.廢水初始pH<2.4,隨PH下降,甲酸的電離被抑制,與RjNH'作用的HCOcr數(shù)目減少
D.廢水初始pH>5,離子交換樹脂活性成分主要以R.NH+形態(tài)存在
【答案】D
+
【解析】A.由圖可知,R,N溶液呈堿性,溶液中存在如下平衡R3N+HQ.?R3NH+OH,故A正確;B.由
4
..,C(HCocr)Kilc(HCOO)l,8xlQ-
電離常數(shù)公式可知,溶液中—---------TTT-當(dāng)溶液PH為5時,溶液中-18,故B
C(HCOOH)C(H)c(HCOOH)1.0×10'5
正確;C.由圖可知,溶液PH為時,廢水中的甲酸及其鹽回收率最高,當(dāng)溶液中Pi【小于時,隨溶液Pn下
降,溶液中氫離子濃度增大,甲酸的電離被抑制,溶液中甲酸個離子濃度減小,與RKH+作用的數(shù)目減小,
故C正確;D.由圖可知,R3N溶液呈堿性,溶液中存在如下平衡R3N+H2O1R3NH++OH?當(dāng)廢水初
始PH大于5時,平衡向左移動,離子交換樹脂活性成分主要以RN形態(tài)存在,故D錯誤;故選及
考點2、溶液的酸堿性和中和滴定及其應(yīng)用
2.(2022?全國?統(tǒng)考高考真題)常溫下,一元酸HA的Ka(HA)=LoXi。*在某體系中,pr與A-離子不
能穿過隔膜,未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。
溶液I膜溶液π
pH=7.0pH=1.0
ΓΓ+A-=HA?——?HA=H++A-
設(shè)溶液中<?(HA)=c(HA)+c(A-),當(dāng)達到平衡時,下列敘述正確的是
A.溶液I中C(H')=C(OH-)+C(A)
(c(A)11
B.溶液H中的HA的電離度-?--?為爾
IC息(HA)J101
C.溶液I和∏中的C(HA)不相等
D.溶液I和11中的C總(HA)之比為1()7
【答案】B
【解析】A.常溫下溶液I的,則溶液I中c(H*)=c(OH)=lX10mol/L,c(H*)<c(OH)+c(A),A錯誤;B.常
C(H)C(A)O?lc(AD
溫下溶液口的,溶液中c(H,Λ>C(HA)×10?C啟(HA)=C(HA)+c(A),則HA)-C(A-)χ1()3,解得
C(A)1
C總(HA)=I(H,B正確;c根據(jù)題意,未電離的HA可自由穿過隔膜,故溶液I和II中的C(HA)相等,C錯
C(H)C(A)
誤;D.常溫下溶液I的,溶液I中。(H)=IXIo'mol∕L,KFC(HA)×103,Co(HA)=C(HA)+c(A),
IolC總(HA)-C(HA)]C(H+)?c(A)
c(HA)義103,溶液I中CF(HA)=(IO'+l)c(HA),溶液II的,溶液U中c(H,KFC(HA)
0.10(HA)-C(HA)]
X1O?c必(H,A)=c(HA)+c(A),C(HA)XIO溶液II中CgjC(HA),未電離的HA可自由穿過
隔膜,故溶液I和II中的C(HA)相等,溶液I和H中c∕HA)之比為[(IO'+DC(HA)]:c(HA)]=(lθ'+l):%
10',D錯誤:答案選B。
考點3、溶液中離子濃度的大小比較
3.(2022?河北?高考真題)某水樣中含一定濃度的C0丁、HC0;和其他不與酸堿反應(yīng)的離子。取水樣,用
?L'的HCl溶液進行滴定,溶液PH隨滴加HCl溶液體積/(HCl)的變化關(guān)系如圖(混合后溶液體積變化忽略不
計)。
r(HCl)∕mL
下列說法正確的是
A.該水樣中C(CO丁?L
B.a點處C(HKOHc(IT)=C(Oir)
C.當(dāng),(HCDW時,溶液中C(HCOD基本保持不變
D.曲線上任意一點存在C(C0;)+C(HC0,)+C(H£0〃L‘
【答案】C
【解析】碳酸根和碳酸氫根的混合溶液中加入鹽酸時,先后發(fā)生如下反應(yīng)CO:+Ir=IIC0;、Ilc0;+1「=H2CO3,
則滴定時溶液PH會發(fā)生兩次突躍,第一次突躍時碳酸根離子與鹽酸恰好反應(yīng)生成碳酸氫根離子,第二次突
躍時碳酸氫根離子與鹽酸恰好反應(yīng)生成碳酸,由圖可知,滴定過程中溶液PH第一次發(fā)生突躍時,鹽酸溶液
的體積為,由反應(yīng)方程式CO;+H-=HeOJ可知,水樣中碳酸根離子的濃度為°?°1°°°黑鷺°?°20°L,溶液PH
第二次發(fā)生突躍時,鹽酸溶液的體積為,則水樣中碳酸氫根離子的濃度為
0.0?OOOmol/L×(0.0500L-0.0200L-0.0200L).八*,1,-W-三"“,卻、口?M
-------------------------------------------------"A.由分析可知,水樣中r碳t酸根蜀子的濃度為,故A錯誤;B.由
vz?Vz1VzV√l-?
圖可知,a點發(fā)生的反應(yīng)為碳酸根離子與氫離子恰好反應(yīng)生成碳酸氫根離子,可溶性碳酸氫鹽溶液中質(zhì)子守
恒關(guān)系為c?(H2CO3)+c(H')=C(OFT)+C(CO:),故B錯誤;C.由分析可知,水樣中碳酸氫根離子的濃度為,
當(dāng)鹽酸溶液體積/(HCI)W時,只發(fā)生反應(yīng)CO:+H=HCO"滴定時溶液中碳酸氫根離子濃度為
,_,一工、…,.一、心…
-0-.0-1-0-0-0-m--o-L-L--×0二.0丁10丁0L丁+0.丁01O「O八O…mo一l/L一×V(~H~Cl2),則滴定時溶液中碳酸氫根禺子濃度不變,故C正確;I).由
U.UIUUL+V(riCI)
分析可知,水樣中碳酸根離子和碳酸氫根離子濃度之和為,由物料守恒可知,溶液中C(C0丁)+C(HCO
3)+C(ILC0:,)=0.03mol∕L,滴定加入鹽酸會使溶液體積增大,則溶液中[c(CO;)+C(HC0;)+CaCO。]會小于
0.03mol∕L,故D錯誤;故選C。
考點4、沉淀溶解平衡及其應(yīng)用
4.(2023?浙江?高考真題)碳酸鈣是常見難溶物,將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡:
5
CaCO,(s).Ca"(aq)+CO=(aq)[已知KKCaCOJ=3.4xl0?Ksp(CaSO4)=4.9×1?,的電離常
數(shù)Kal=4.5X101G=4.7XKT”],下列有關(guān)說法正確的是
A.上層清液中存在c(Ca2+)=c(C0j)
B.上層清液中含碳微粒最主要以HCO;形式存在
C.向體系中通入CO?氣體,溶液中c(Ca2)保持不變
D.通過加Na2SO4溶液可實現(xiàn)CaCo3向CaSO4的有效轉(zhuǎn)化
【答案】B
【解析】A?上層清液為碳酸鈣的飽和溶液,碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子,因此c(Ca2+)x(CO;),A
錯誤;B.根據(jù)心X10"可得空罷黑!2=4.7X10。則碳酸根的水解平衡常數(shù)為
C(HCG)3)
g(HCX^,OH)=》=2x102,說明碳酸根的水解程度較大,則上層清液中含碳微粒主要為碳酸氫
Cg)Ka2
根離子,B正確;C.向體系中通入CO2,碳酸鈣與COz反應(yīng)生成碳酸氫鈣,碳酸氫鈣易溶于水,則溶液中鈣
95
離子濃度增大,C錯誤;D.由題干可知,Ksp(CaCO3)=3.4×IO-,Ksp(CaSO4)=4.9×10-,碳酸鈣比硫酸
鈣更難溶,加入硫酸鈉后碳酸鈣不會轉(zhuǎn)化成硫酸鈣,1)錯誤;故答案選B。
多售對點考情解密
1、對點核心素養(yǎng)
(1)變化觀念和平衡思想:能以變化觀念和平衡思想認(rèn)識電解質(zhì)在水溶液中的離子平衡,能運用電離度、電離
平衡常數(shù)、水解常數(shù)、溶度積常數(shù)等,多角度、動態(tài)地分析弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類水解平衡和沉淀溶解
平衡,并會用相關(guān)原理解決實際問題。
(2)證據(jù)推理與模型認(rèn)知:能運用電離平衡模型、水解平衡、沉淀溶解平衡模型解釋化學(xué)現(xiàn)象,揭示現(xiàn)象的本
質(zhì)與規(guī)律,培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認(rèn)知的核心素養(yǎng)。
(3)科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任感:培養(yǎng)嚴(yán)謹(jǐn)求實的科學(xué)態(tài)度和探索未知、崇尚真理的意識,能對與鹽類水解的應(yīng)用,
沉淀溶解平衡的應(yīng)用有關(guān)的社會熱點問題做出正確的解釋和判斷,培養(yǎng)科學(xué)態(tài)度與社會責(zé)任感。
2、對點命題分析
水溶液中的離子平衡是歷年高考考查的重點和熱點,考查方式常以選擇題形式呈現(xiàn)。從高考命題的變
化趨勢來看,溶液中離子濃度的大小比較及沉淀的溶解平衡和轉(zhuǎn)化是主流試題。試題注重知識的應(yīng)用,多
以圖象、圖表的形式,利用平衡移動原理分析外界條件改變對溶液中電離平衡、水解平衡、難溶電解質(zhì)的
溶解平衡的分析考查,偏重考查粒子濃度大小順序和溶液中各種守恒關(guān)系,使題目具有一定的綜合性、靈
活性和技巧性。能較好地考查對知識的遷移能力、靈活應(yīng)用能力和運用化學(xué)用語的能力。溶液中離子濃度
的比較涉及的問題很復(fù)雜,其中主要涉及溶液的酸堿性、弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解、電離平衡和水
解平衡的移動等。沉淀溶解平衡主要考查沉淀溶解平衡的移動、濃度積的表達式及計算、沉淀的生成與轉(zhuǎn)
化等。
發(fā)售對點知識解密
核心考點一、弱電解質(zhì)的電離平衡
1.正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律
稀釋前
溶液稀釋后溶液PH
溶液pH
加水稀釋
強酸到體積為PH="+"V7
酸pH=α
弱酸原來的α<pH<α÷w<7
10”倍
強堿pH=6-w>7
堿PH=〃
弱堿7<6-w<pH<6
2.一元強酸和一元弱酸的比較
等物質(zhì)的Ia濃
等PH的鹽酸(Q與
度的鹽酸與
醍酸溶液(b)
\借酸溶液(b)
pH或物質(zhì)的Irt物質(zhì)的Iit濃度:
pH:aVb
濃度的大小aVb
溶液導(dǎo)電性的
a>ba=b
強弱
r(CΓ)?
-CO"CL)=
r(CEXOO)
ZCHfCQO-)c(CH3COCΓ)
的大小
等體里溶寂中札
MaOH的量的a=baVb
多少
分別加深校的
鹽娥:不變鹽笠:不變
規(guī)凝固體后PH
陪校溶液;變大能酸溶液;變大
的型匕
檢群等倍數(shù)后
PlI變化烈度的a>ba>b
大小
3.弱電解質(zhì)平衡移動的“三個不一定”
(1)稀醋酸加水稀釋時,溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變,KW=C(H+>c(OLΓ)是定值,
稀醋酸加水稀釋時,溶液中的C(H')減小,故C(OFr)增大。
(2)電離平衡右移,電解質(zhì)分子的濃度不一定減小,離子的濃度不一定增大,電離程度也不一定增大。
(3)對于濃的弱電解質(zhì)溶液加HzO稀釋的過程,弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大,但離子濃度不一定減小,可
能先增大后減小。
4.一元強酸(HCI)與一元弱酸(CH3C00H)稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
pH(
PHJ7
c
×^?CHCOOH
Z^‰CH3COOH3
'II
OV'O匕V2"水)
加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸的PH加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多
大
(2)相同體積、相同PH值的鹽酸、醋酸
pH1PFt
7I7I
(I證無矛
I)CVf<CHCOOH
Z×∣CH,COOH3
_____I―
0~v,v(7k)G
V1V21/(水)
加水稀釋相同的倍數(shù),加水稀釋到相同的pH,
鹽酸的pH大醋酸加入的水多
5.電離平衡常數(shù)
(1)①填寫下表(25℃)
弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)
Kb=I.8xlOr
NH3H2ONH3H2OF—NH4÷0H
—CHCOO+H+Ka=L8x10-5
CH3COOHCH3COOH=3
+8
HClOHClO=—H+C10λTa=3.0×10^
②CH3COOH酸性大于(填“大于”“小尸,或“等于”)HC10酸性,判斷的依據(jù):相同條件下,電離常數(shù)越大,電
離程度越大,c(H')越大,酸性越強。
③電離平衡常數(shù)的意義:弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數(shù)越大,電
離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主,各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。
④外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響:電離平衡常數(shù)與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣只與溫度有關(guān),與電解質(zhì)的濃度無
關(guān),升高溫度,K值增大,原因是電離是吸熱過程。
(2)多元弱酸的分步電離,以碳酸為例,碳酸是二元弱酸,在水溶液中的電離是分步進行。
++
①電離方程式是H2CO3H+HCO7,HCO5H+Cθfo
=c(H~)-C(HCOΓ)=C(H-)?c(8『)
②電離平衡常數(shù)表達式:c(H2CO3),KLC(Hg)。
③比較大?。盒?%。
6.水的電離
水的電離:+可簡寫為。
(1)H2O+H2OH3O+OH?H2O=H++OH
(2)水的離子積常數(shù):KV=C(H+)?c(OH).
①室溫下:Kw=IXIor4。
②影響因素:只與溫度有關(guān),升高溫度,KW增大。
③適用范圍:Kw不僅適用于純水,也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。
④KW揭示了在任何水溶液中均存在H'和OH,只要溫度不變,Kw不變。
核心考點二、溶液的酸堿性和中和滴定
1.溶液中Hi■或OH-的來源分析
(1)溶液為酸的溶液。
溶液中的OH-全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的C(H')=C(OH)。如pH=2的鹽酸中,溶液中的C(OH)=
(KW/IO")molLl=10l2mol?L-1,即由水電離出的c(H+)=c(OH)=10l2mol?L^lo
(2)溶質(zhì)為堿的溶液。
溶液中的H卡全部來自水的電離,水電離產(chǎn)生的C(OH)=C?(H+)°如PH=I2的NaOH溶液中,溶液中的C(H
')=1012mol?L即由水電離出的C(OH-)=c(H+)=10l2mol?L^1.,
(3)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。
①pH=5的NMCl溶液中,H,全部來自水的電離,由水電離的c(H+)=10-5nioi.Lr,因為部分OH-與部分
NHl結(jié)合,溶液中C(OH)=109mol?L?,
②PH=I2的Na2CO3溶液中,OH-全部來自水的電離,由水電離出的C(OH-)=l(Γ2moi?Ll
2.突破溶液酸、堿性判斷的四條規(guī)律
(1)正鹽溶液。
強酸強堿鹽溶液顯中性,強酸弱堿鹽(如NH4C1)溶液顯酸性,強堿弱酸鹽(如CH3C00Na)溶液顯堿性。
(2)酸式鹽溶液。
NaHSOl(NaHSOFNa'+H'+SO∕)NaHSO3、NaHC。、NaH2PO∣水溶液顯酸性(酸式酸根離子的電離程度大于水解
程度),NaHCo3、NaHS.NazHPO,水溶液顯堿性(酸式酸根離子的水解程度大于電離程度)。
注意:因為濃度相同的ClhCOO與NHJ的水解程度相同,所以CIhCOONH,溶液顯中性,而NHJlCO3溶液略顯堿性。
(3)弱酸(或弱堿)及其鹽1:1混合的溶液。
(DCH3COOH和CMCOONa混合液呈酸性(等濃度的QhCOoH與CH3COO,CH£00H的電離程度大于CH£00-的水解程
度)。
②NM?壓0和NH4Cl混合溶液呈堿性。
(4)酸堿PH之和等于14等體積混合溶液。
PH之和等于14的意義:酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。
已知酸、堿溶液的PH之和為14,則等體積混合時:
強酸、強堿,混合后溶液pH=7,
強酸、弱堿,混合后溶液pH>7,
弱酸、強堿,混合后溶液PH〈7。
3.溶液酸堿性判斷中的常見誤區(qū)
(1)誤認(rèn)為溶液的酸堿性取決于pH。如PH=7的溶液在溫度不同時,可能呈酸性或堿性,也可能呈中性。
(2)誤認(rèn)為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強酸和弱堿恰好中和時,溶液顯酸性;強堿和弱酸恰好中和
時,溶液顯堿性,強酸和強堿恰好中和時,溶液顯中性。
(3)使用PH試紙測溶液酸堿性時,若先用蒸儲水潤濕,測量結(jié)果不一定偏小。先用蒸儲水潤濕,相當(dāng)于將待
測液稀釋,若待測液為堿性溶液,則所測結(jié)果偏小;若待測液為酸性溶液,則所測液為中性溶液,則所測
結(jié)果沒有誤差。
4.有關(guān)PH計算的一般思維模型
IPH=-IgC(H?)I
5.中和滴定的概念:用已知物質(zhì)的量濃度的圓或堿1來測定未知物質(zhì)的量濃度的圓或酸)的方法。
6.中和滴定的原理:c侍=U7"上(以一元酸與一元堿的滴定為例)。
y待
)H
12
180
6
酚猷I突變
4
反應(yīng)終點范圍
2
基橙
甲
一
D10203040
V(NaOH)ZmL
在酸堿中和滴定過程中,開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度較大,滴入少量的堿(或酸)對其PH的影響不大。
當(dāng)?shù)味ń咏K點(pH=7)時,很少量(一滴,約0.04mL)的堿(或酸)就會引起溶液PH突變(如圖所示)。
7.酸堿中和滴定的關(guān)鍵
(1)準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的酸、堿溶液的體積。
(2)選取適當(dāng)指示劑,準(zhǔn)確判斷滴定終點。
8.酸堿中和滴定實驗用品
⑴儀器
圖(A)是酸式滴定管,圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶。
?寸
HL)l
S
L
h∩l
W
?
H
H
I
A)的
⑵試劑
標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑、蒸錨水。
指示劑變色范圍的PH
甲基橙<3.1紅色3.1-4.4橙色>4.4黃色
酚醐<8.2無色8.2?10.0淺紅色>1。0紅色
9.中和滴定實驗操作(以酚膚作指示劑,用鹽酸滴定氫氧化鈉溶液)。
(1)滴定前的準(zhǔn)備。
檢查滴定管活塞是否漏水,在確保不漏水后方可使用
用蒸偏水洗滌滴定管2~3次
用待盛液潤洗滴定管2~3次
將酸、堿溶液分別注入相應(yīng)的滴定管,并使液面位于竺
刻度以上2~3mL處
調(diào)節(jié)滴定管活塞.使尖嘴部分充滿溶液,并使液而位于
“0"刻度或"0"刻度以下某一刻度處
記錄初始液面刻度
⑵滴定。
左手控制滴
定管的活塞
右手搖動
錐形瓶
(3)終點判斷:等到滴入最后一滴反應(yīng)液,指示劑變色,且在半分鐘內(nèi)不能恢復(fù)原來的顏色,視為滴定終點,
并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。
(4)數(shù)據(jù)處理:按上述操作重復(fù)2?3次,求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值,根據(jù)原理計算。
C(HCl)?V(HCl)
C(NaOH)=
V(NaOH)
10.氧化還原滴定的原理及指示劑的選擇:
(1)原理:以氧化劑或還原劑為滴定劑,直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì),或者間接滴定一些本身
并沒有還原性或氧化性,但能與某些還原劑或氧化劑反應(yīng)的物質(zhì)。
(2)試劑:常見用于滴定的氧化劑有KMnc)八K2Cr2O7等;常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素
C等。
(3)指示劑:氧化還原滴定的指示劑有三類:
①氧化還原指示劑;
②專用指示劑,如在碘量法滴定中,可溶性淀粉溶液遇碘標(biāo)準(zhǔn)溶液變藍;
③自身指示劑,如高鎬酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定草酸時,滴定終點為溶液由無色變?yōu)闇\紅色。
11.沉淀滴定:
(1)概念:沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進行滴定、測量分析的方法。生成沉淀的反應(yīng)很多,但符合條件的卻很
少,實際上應(yīng)用最多的是銀量法,即利用Ag+與鹵素離子的反應(yīng)來測定C「、Br?「濃度。
(2)原理:沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑,滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定
劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小,否則不能用這種指示劑。如用AgNCh溶液測定溶液中C「的含量時
常以Cro孑為指示劑,這是因為AgCl比AgCrO4更難溶。
12.中和滴定考點歸納
(1)“考”實驗儀器。
酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中??嫉氖堑味ü?如正確選擇滴定管(包括量
程),滴定管的檢漏、洗滌和潤洗,滴定管的正確讀數(shù)方法等。
(2)“考”操作步驟。
①滴定前的準(zhǔn)備:檢漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)。
②滴定:移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數(shù)。
③計算。
(3)“考”指示劑的選擇。
①強酸強堿相互滴定,可選用甲基橙或酚BL
②若反應(yīng)生成強酸弱堿鹽,溶液呈酸性,則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙),若反應(yīng)生成強堿弱酸鹽,溶液
呈堿性,則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酥)。
③石蕊溶液因顏色變化不明顯,且變色范圍過寬,一般不用作指示劑。
(4)“考”誤差分析。
寫出計算式,分析操作對V標(biāo)的影響,由計算式得出對最終測定結(jié)果的影響,切忌死記硬背結(jié)論。此外對讀數(shù)
時視線(俯視、仰視)問題的判斷要學(xué)會畫圖分析。
(5)“考”數(shù)據(jù)處理。
正確“取舍”數(shù)據(jù),計算“平均”體積,根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測液濃度和體積的關(guān)系,從而列出公式進行
計算。
核心考點三、溶液中離子濃度大小比較
1.同一溶液中,不同粒子濃度大小比較的方法
(1)正鹽溶液:基本遵循c(不水解離子)>c(水解離子)>c(顯性離子),當(dāng)水解離子濃度是不水解離子濃度的
數(shù)倍時,順序提前。例如在濃度為CmoI?I∕∣的醋酸鈉溶液中,有c(Na+)>c(CH3C(XΓ)>c(01Γ)>c(H+);在
濃度為cmol?的硫酸錢溶液中,有c(NHr)>c(S0Γ)>c(lΓ)>c(0IΓ)o
⑵酸式鹽溶液:對于電離為主的,如NaHSO",遵循c(自身)〉c(電離產(chǎn)物)>c(水解產(chǎn)物),即C(Na
+
+)>c(HSOΓ)>c(H)>c(SOt)>c(0H^)>c(H2S03);對于水解為主的,如NaHCO3,遵循c(自身)>c(水解產(chǎn)物)>c(電
++
離產(chǎn)物),即c(Na)>c(HC0Γ)>c(OH^)>c(?CO3)>c(H)>c(CθΓ)?
(3)緩沖溶液:例如0.2mol?LT氨水與0.2mol?I7∣氯化鉉溶液等體積混合后,溶液以電離為主,顯堿性
(常見物質(zhì)中除了氫氟酸和氧化物,都以電離為主),所以氫氧根離子濃度大于氫離子濃度,再根據(jù)電荷守
恒可知,鍍根離子濃度大于氯離子濃度,即C(NH:)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
2.弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性
弱酸弱堿鹽雙水解,其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。當(dāng)4=4時,溶液顯中性,如
CH3COONH4;當(dāng)給及時,溶液顯酸性,如HCOONH";當(dāng)時,溶液顯堿性,?NH1HCO3.
3.溶液中的“三大守恒”
(1)電荷守恒:電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等。如在NazCOs
溶液中存在著Na,、CO3?H+>OH?HCO;,它們存在如下關(guān)系:C(Na+)+c(II*)=2c(CθT)+c(HCO3D+c(OH
一)。
(2)物料守恒:電解質(zhì)溶液中,由于某些離子能水解或電離,離子種類增多,但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒
的。
物料[守恒
+
c(Na)=2[c(CθΓ)+c(HC0Γ)+c?(?CO3)]
(3)質(zhì)子守恒:指在電離或水解過程中,會發(fā)生質(zhì)子(H)轉(zhuǎn)移,但在質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變,如在
Na2CO3溶液中:
+H+、
C();一-----HC()Γ
-H*+
()H^----÷2H
----->HZC()3
H式)+H+
+
-----H3O
+
所以c(OH")=c(HCOΓ)+2c(H2C03)+C(H3O)
4.三個規(guī)律
⑴一般而言,等濃度的弱酸與弱酸鹽混合,電離程度大于水解程度,溶液呈酸性;HCN、NaCN混合液除外,
它們的溶液呈堿性,水解程度大于電離程度。
⑵對于存在電離和水解過程的NaHA溶液,若溶液呈酸性,則電離程度大于水解程度,則C(A2-)>C(HZA);
若溶液呈堿性,則電離程度小于水解程度,則C(H2A)>C(A2-).
(3)僅含4種離子的溶液,可以根據(jù)溶液的電中性判斷離子濃度大小。如:
a.QhCOOH和NaoH等物質(zhì)的量混合時溶液顯堿性,故C(OH-)>租父),則c(Na*)>c(CIhCO(F);
b.NH3?H2O與HCI等物質(zhì)的量混合時溶液顯酸性,故C(H+)>C(0IΓ),則C(CI—)>C(Ntf)。
5,比較溶液中粒子濃度大小的思維模型
弱
酸
TH+的濃度最大I
溶
考
液
=慮
弱
其他離子的液度根據(jù)電離程度比較卜電
堿
4離
溶
溶液
液一l*OH-的濃度最大
一
綜
鹽正鹽
合
溶
電
液
先判斷酸式酸根是以電離為運
解酸式鹽卜
H闊
不主還是以水解為主
質(zhì)
三
同
溶
比較同一離子看不同溶液中其他離子對個
溶
液
濃度的大小守
液該離子的影響
恒
關(guān)
系
混
合
溶考慮水解
液
過量
6.巧抓巧抓五點突破中和滴定圖像
⑴抓反應(yīng)的“起始點”:判斷酸、堿的相對強弱。
(2)抓反應(yīng)“一半點”:判斷是哪些溶質(zhì)的等量混合。
(3)抓“恰好反應(yīng)點”:判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性。
(4)抓溶液的“中性點”:判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過量或不足。
(5)抓反應(yīng)的“過量點”:判斷溶液中的溶質(zhì),判斷哪種物質(zhì)過量。
7.鹽溶液蒸干灼燒時所得產(chǎn)物的判斷規(guī)律
(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時,蒸干后一般得原物質(zhì),如CuSO,(aq)邂±CuS0,(s);鹽溶液水解生成易揮發(fā)
性酸時,蒸干灼燒后一般得對應(yīng)的氧化物,如AlCI3(aq)-Al(OH)3≡A1203O
(2)酸根陰離子易水解的強堿鹽,如Na溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。
(3)考慮鹽受熱時是否分解。如Ca(HCo3)2、NaHCO3、KMnO卜NHcI等固體受熱易分解,因此蒸干灼燒后分別為
Ca(HCO3)2--CaCO3(CaO)jNaHCO3--Na2CO3,KMnO1—*K2MnO,+MnO2,NH1Cl--NH3t+HClt。
蒸干
(4)還原性鹽在蒸干時會被氧化。例如:Na2SO3(aq)-NazSO,(s)。
核心考點四、沉淀溶解平衡
1.判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解
(ι)α>篩:溶液過飽和,有沉淀析出。
(2)Q=K,:溶液飽和,處于平衡狀態(tài)。
(3)Q<Kp:溶液未飽和,無沉淀析出。
2.判斷難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力
當(dāng)難溶電解質(zhì)的類型相同時:(I)K,越大的難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。(2)當(dāng)一種離子和其他幾種
離子都可能產(chǎn)生沉淀時,越小,沉淀越容易生成。
3.判斷能否發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng):一般來說,心大的沉淀容易轉(zhuǎn)化為心小的沉淀。但在一定條件下也可以
使《.小的沉淀轉(zhuǎn)化為K大的沉淀,如用飽和Na£03溶液浸泡重晶石(BaSo,)可制備BaCO3o
4.K、、K、#,、扁、6之間的關(guān)系
(1)一元弱酸強堿鹽:K、=KJlC、。
(2)一元弱堿強酸鹽:Kz=KJ氐。
3++
(3)多元弱堿強酸鹽,如氯化鐵:Fe(aq)+3H20(1)^≡Fe(OH)3(s)+3H(aq)
+3+
A;,=?(H)Zc(Fe),將(K)'=/(I/)X1(0『)與K)=C(Fe力X犬(01「)兩式相除,消去/(0r)可得《,=
(Λ)7‰O
5.解沉淀溶解平衡圖像題三步驟
第一步:明確圖像中縱、橫坐標(biāo)的含義。
縱、橫坐標(biāo)通常是難溶物溶解后電離出的離子濃度.
第二步:理解圖像中線上點、線外點的含義。
(1)以氯化銀為例,在該沉淀溶解平衡圖像上,曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態(tài),此時以=心。
在溫度不變時,無論改變哪種離子的濃度,另一種離子的濃度只能在曲線上變化,不會出現(xiàn)在曲線以外。
(2)曲線上方區(qū)域的點均為過飽和溶液,此時Q?>ΛL,。
(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液,此時Q<Λ‰
第三步:抓住《”的特點,結(jié)合選項分析判斷。
(1)溶液在蒸發(fā)時,離子濃度的變化分兩種情況:
①原溶液不飽和時,離子濃度都增大;
②原溶液飽和時,離子濃度都不變。
(2)溶度積常數(shù)只是溫度的函數(shù),與溶液中溶質(zhì)的離子濃度無關(guān),在同一曲線上的點,溶度積常數(shù)相同。
核心考點五、水溶液中離子平衡的圖像分析
常以酸堿中和反應(yīng)和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過程中離子濃度變化曲線、PH變化曲線等為設(shè)計背
景。主要命題點有電解質(zhì)電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的等量關(guān)系、離子濃度大小的
比較、電離常數(shù)的計算、PH的計算及溶度積的計算等,側(cè)重考查考生分析問題的能力。
一、一強一弱溶液稀釋的圖像
L相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
PHPH
77
aC
h彳祠FCooH
Cy,v(水)0V,~Vdt)
Ul水稀釋到相同的PH,鹽酸加入
加水稀釋到相同的體積,醋酸的PH大
水多
2.相同體積、相同PH的鹽酸、醋酸
H
7
0
h
-
。
加水稀釋到相同的體積,鹽酸的PH
加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多
大
3.pH與稀釋后溶液體積變化的線性關(guān)系(匕、K為稀釋前的體積,/為稀釋后的體積)
二、{和4°圖像
1.曲線型
不同溫度下水溶液中CQT)與C(OH)的變常溫下,CaSO,在水中的沉淀溶解平衡曲線區(qū)產(chǎn)9X
曲線Γ6]
)
c(OH-)∕(mol?L^')T
L3
.\曲線a--V—.b
町rth線feel0
b?ko1×L
6x
10^m
∕(5
+)
2
IO-7a
(C
c一
4×10'3c(SθΓ)∕(mol?L?,)
IO-710^6c(H+)∕(mol?L-1)*
(1)A>C、B三點均為中性,溫度依次升高依⑴a、c點在曲線上,a-c的變化為增大C(SO七),如加入
次增大NaSO,固體,但《p不變
(2)D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,Λi=lX⑵b點在曲線的上方,Q>K),將會有沉淀生成
IO-"1(3)d點在曲線的下方,則為不飽和溶液,還能繼續(xù)
(3)AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點都溶解CaSO1
有Car)Vc(OH)
2.直線型(PM-PR曲線)
PM為陽離子濃度的負(fù)對數(shù),PR為陰離子濃度的負(fù)對數(shù)
①直線AB上的點:c(M,=c(R,。
②溶度積:CaS04>CaC03>MnC03o
③X點對CaSOI要析出沉淀,對CaCO3是不飽和溶液,能繼續(xù)溶解CaCO3o
@Y點:c?(SOr)>c(Ca"),二者的濃度積等于10%Z點:c(COg)<c(Mn"),二者的濃度積等于10。
三、分布分?jǐn)?shù)圖及分析[分布曲線是指以PH為橫坐標(biāo)、分布分?jǐn)?shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù))為縱
坐標(biāo)的關(guān)系曲線]
"一元弱酸(以CH£00H為例)二元酸(以草酸H£力,為例)
I
:'0I'卜?.廠.>L*^Πn
eɑjP-----?----%,H=PKla=4.76
34567
PH
12?456
注:P4為電離常數(shù)的負(fù)對數(shù)
如為CIhCOoH分布分?jǐn)?shù),31為CH:£00分布分6。為H分布分?jǐn)?shù)、%為HaO4分布分?jǐn)?shù)、2為GO廣分
數(shù)布分?jǐn)?shù)
隨著PH增大,溶質(zhì)分子濃度不斷減小,離子7攵度逐漸增大,酸根離子增多。根據(jù)分布分?jǐn)?shù)可以書寫一定PH
時所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式
同一PH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根狀:?在一定PH的微粒分布分?jǐn)?shù)和酸的分析濃度(平衡時各微粒的
濃度之和),就可以計算各微粒在該PH時的平衡濃度
四、酸堿中和滴定曲線
氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶液、氨水的滴定
曲線起點不同。強堿滴定強酸、弱酸的曲線,強酸起點低;強酸滴定強堿、弱堿的曲線,強堿起點高
突躍點變化范圍不同。強堿與強酸反應(yīng)的突躍點變化范圍大于強堿與弱酸反應(yīng)(強酸與弱堿反應(yīng))―
室溫下pH=7不一定是終點。強堿與強酸反應(yīng)時,終點是pH=7;強堿與弱酸反應(yīng)終點是pH>7,強酸與弱
堿反應(yīng)終點是p∏<7
引后對點題型解密
考點一、弱電解質(zhì)(包括水)的電離平衡
【高考解密】本考點主要考查強弱電解質(zhì)的判斷與比較、弱電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較、電離常數(shù)的
應(yīng)用,是高考新增熱點,一般以選擇題的形式出現(xiàn)。解題的關(guān)鍵是明確強、弱電解質(zhì)的概念、電離平衡及
其影響因素。
例1.(2022?浙江?模擬預(yù)測)下列說法不正確的是
?.將純水加熱,KW增大,PH不變,仍為中性
B.常溫下,向0?10mol?I√的CH,COOH溶液中加入少量CHWOONa固體,溶液的PH增大,說明CHfOOH
溶液存在電離平衡
C.常溫下,酸式鹽NaHA的pH>7,則H?A一定是弱酸
D.常溫下,等PH的鹽酸和醋酸溶液加水稀釋10倍后,c(CI)<c(CH,C∞)
【解析】A?將純水加熱,溫度升高,水的電離程度增大,氫離子與氫氧根離子濃度增大且相等,Kw增大,
PH變小,仍為中性,A錯誤;B.常溫下醋酸溶液中存在CHCC(C)HCH3COO+H?加入少量CH,COONa
固體,電離出的CH3COCΓ使CHJCOOH
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