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文檔簡介
第3講水溶液中的離子反應與平衡考點聚焦:復習要點+知識網絡,有的放矢重點專攻:知識點和關鍵點梳理,查漏補缺難點強化:難點內容標注與講解,能力提升提升專練:真題感知+提升專練,全面突破考點1強電解質和弱電解質1.電解質和非電解質(1)概念電解質:在____________或____________能導電的化合物。非電解質:在____________和____________均以分子形式存在,不能導電的化合物。(2)電解質在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的實質是電解質本身發(fā)生了______?!咎貏e提醒】判斷電解質和非電解質的方法(1)不是電解質的物質不一定是非電解質,如:單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。(2)電解質不一定導電,導電是有條件的,電解質只有在水溶液里或熔融狀態(tài)下電離產生自由移動的離子才能導電,其他條件下不導電。如:CaCO3固態(tài)時不導電。(3)能導電的物質不一定是電解質。Fe、Cu等金屬在熔融狀態(tài)下也能導電,但它們是單質,既不屬于電解質,也不屬于非電解質。稀鹽酸能導電,但稀鹽酸不是電解質,因為稀鹽酸是混合物。CO2、SO2、NH3的水溶液能導電,但CO2、SO2、NH3不是電解質,H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是電解質。(4)電解質不一定易溶于水(如:硫酸鋇等),易溶于水的化合物不一定是電解質(如:酒精等)。(5)電解質溶于水能導電,但熔融狀態(tài)下不一定能導電(如:氯化氫等)。2.強電解質和弱電解質強電解質弱電解質概念在水溶液中____________的電解質在水溶液中____________電解質電解質在溶液中的存在形式只有____________既有____________,又有____________化合物類型離子化合物、部分共價化合物共價化合物實例①大部分鹽(包括難溶性鹽);②強酸,如HCl、H2SO4等;③強堿,如KOH、Ba(OH)2等①弱酸,如CH3COOH、HClO等;②弱堿,如NH3·H2O等;③水【特別提醒】1CO2、SO2、NH3等物質溶于水能導電,是因為溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等電解質導電,不是其本身電離出離子,故應為非電解質。單質、溶液既不是電解質,也不是非電解質。2電解質的強、弱與其溶解性無關。難溶的鹽如AgCl、CaCO3等,溶于水的部分能完全電離,是強電解質。易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中電離程度較小,是弱電解質。(3)電解質的強弱與溶液的導電性沒有必然聯(lián)系溶液導電能力的強弱由溶液中自由離子的濃度和離子所帶電荷多少決定,很稀的強電解質溶液導電性很弱,濃度較大的弱電解質溶液導電性可能較強,弱電解質溶液的導電能力不一定弱。考點2弱電解質的電離平衡1.電離方程式的書寫(1)強電解質完全電離,在寫電離方程式時,用“______”。(2)弱電解質部分電離,在寫電離方程式時,用“______”。①一元弱酸、弱堿一步電離。如CH3COOH:________________________,NH3·H2O:________________________。②多元弱酸分步電離,必須分步寫出,不可合并(其中以______電離為主)。如H2CO3:______________________________(主),______________________________(次)。③多元弱堿分步電離(較復雜),在中學階段要求一步寫出。如Fe(OH)3:______________________________。2.電離平衡狀態(tài)(1)概念:在一定條件(如溫度、濃度)下,弱電解質分子電離成離子的速率與離子結合成弱電解質分子的速率______,溶液中各分子和離子的濃度都不再____________,電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)。(2)電離平衡的特征①弱:研究對象是____________。②等:弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成弱電解質分子的速率______。=3\*GB3③動:電離平衡是一種______平衡,如1molCH3COOH分子電離同時有1molCH3COOH分子______。④定:條件不變,溶液中各分子、離子的濃度______,溶液里既有______又有______。⑤變:條件改變時,電離平衡發(fā)生______,各粒子的濃度要發(fā)生______。3.電離平衡的影響因素(1)內因:電解質______的性質,通常電解質越弱,電離程度______。(2)外因①濃度:電解質溶液的濃度越小,它的電離程度就______(越稀越______);濃度越大,電離程度______。②溫度:弱電解質的電離一般是______過程,升高溫度使電離平衡向______的方向移動,電離程度______。③同離子效應:加入與弱電解質具有相同離子的電解質時,電離平衡向____________的方向移動,電離程度______。④化學反應:加入能與弱電解質電離出的離子發(fā)生反應的離子時,電離平衡向______的方向移動。4.實例分析分析改變下列條件對醋酸電離平衡的影響,填寫下表:條件改變平衡移動方向c(H+)n(H+)電離程度導電能力升高溫度加H2O通HCl加少量NaOH(s)加少量CH3COONa(s)加少量CH3COOH【特別提醒】(1)電離吸熱,升高溫度,電離平衡一定正向移動,電離程度增大。(2)弱電解質的電離程度、溶液的導電性與電離平衡的移動沒有必然的關系。(3)弱電解質溶液加水稀釋時,要注意離子濃度與離子物質的量的變化。如0.1mol·L-1CH3COOH加水稀釋,c(CH3COOH)、c(H+)、c(CH3COO-)均減小,但稀釋促進電離,所以n(CH3COOH)減小,n(H+)、n(CH3COO-)增大。考點3電離平衡常數(shù)1.電離平衡常數(shù)的表示方法(1)一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)例如:CH3COOHCH3COO-+H+Ka=____________;NH3·H2ONHeq\o\al(+,4)+OH-Kb=____________。(2)多元弱酸、多元弱堿的電離平衡常數(shù)多元弱酸的電離是分步進行的,每步各有電離平衡常數(shù),通常用Ka1、Ka2等來分別表示。例如,H2CO3H++HCOeq\o\al(-,3)Ka1=____________;HCOeq\o\al(-,3)H++COeq\o\al(2-,3)Ka2=____________。多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較:Ka1______Ka2,因此,多元弱酸的酸性主要由______電離決定。2.意義表示弱電解質的電離能力。一定溫度下,K值越大,弱電解質的電離程度越大,酸(或堿)性______。3.電離常數(shù)的影響因素(1)內因:同一溫度下,不同的弱電解質的電離常數(shù)不同,說明電離常數(shù)首先由物質的______所決定。(2)外因:對于同一弱電解質,電離平衡常數(shù)只與______有關,由于電離為吸熱過程,所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而______?!咎貏e提醒】(1)弱電解質的電離都是微弱的。一般來說已電離的分子是極少數(shù)的,絕大多數(shù)以分子形式存在。(2)弱電解質電離平衡后,加水稀釋,電離程度增大,但電解質分子、電解質電離出的離子(包括H+或OH-)濃度減小。判斷離子濃度比值變化時,只考慮物質的量的比值即可。(3)多元弱酸分步電離,第一步電離出相對較多的H+,對第二步電離起到抑制作用,第二步電離程度大大減弱。故K1遠遠大于K2。考點4水的電離平衡1.水的電離(1)水是一種______的電解質。(2)水的電離方程式為________________________,簡寫為________________________。(3)水的電離是______過程。2.水的離子積常數(shù)(1)Kw只與溫度有關,溫度升高,Kw______。(2)常溫時,Kw=____________=____________,不僅適用于純水,還適用于酸、堿的稀溶液。(3)不同溶液中,c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中由水電離出的c(H+)與c(OH-)總是______的。3.水的電離平衡的影響因素(1)溫度升高,會______水的電離,c(H+)、c(OH-)都______,水仍呈______性。(2)外加酸(或堿),水中c(H+)[或c(OH-)]增大,會______水的電離,水的電離程度______,Kw______。(3)加入了活潑金屬,可與水電離產生的H+直接發(fā)生置換反應,產生H2,使水的電離平衡______移動。4.分析下列條件的改變對水的電離平衡H2OH++OH-ΔH>0的影響改變條件平衡移動方向c(H+)c(OH-)水的電離程度Kw升高溫度加入HCl(g)加入NaOH(s)加入活潑金屬(如Na)加入NaHSO4(s)【特別提醒】(1)在水中加入酸或堿,會抑制水的電離,水電離出的c(H+)、c(OH-)均減小,但仍然相等。(2)水受熱溫度升高,促進水的電離,水電離出的c(H+)、c(OH-)均增大,但仍然呈中性。(3)在酸或堿的溶液中,Kw表達式中的c(H+)、c(OH-)均為溶液中兩種離子的總濃度,不一定是水電離出的c(H+)、c(OH-)。如0.1mol·L-1鹽酸中,c(H+)約為0.1mol·L-1。考點5溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與氫離子、氫氧根離子濃度的關系溶液的酸堿性取決于溶液中c(H+)、c(OH-)的相對大小。溶液的酸堿性eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸性溶液:cH+______cOH-,中性溶液:cH+______cOH-,堿性溶液:cH+______cOH-))2.溶液的pH與c(H+)及酸堿性的關系計算公式pH=-lgc(H+)意義pH越大,溶液的______越強;pH越小,溶液的______越強溶液酸堿性與pH的關系(常溫下)pH<7,為______溶液;pH=7,為______溶液;pH>7,為______溶液適用范圍1×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1【特別提醒】(1)酸溶液一定呈酸性,堿溶液一定呈堿性。(2)酸性溶液不一定是酸。例如,NH4Cl、NaHSO4等鹽溶液呈酸性;堿性溶液不一定是堿,如Na2CO3、NaHCO3等鹽溶液呈堿性。(3)分析c(H+)、c(OH-)與溶液酸堿性的關系時,要注意溶液的溫度是否在常溫下,如pH=7的溶液不一定是中性。(4)測溶液pH時的三注意①不能用濕潤的玻璃棒蘸取待測液,也不能將pH試紙先用水潤濕,否則會將溶液稀釋,可能導致所測定的pH不準確,使酸性溶液的pH變大,堿性溶液的pH變小,但中性溶液不受影響。②若某溶液具有漂白性,則不能用酸堿指示劑測定該溶液的酸堿性,也不能用pH試紙測定其pH。③pH試紙不能測c(H+)>1mol·L-1或c(OH-)>1mol·L-1的溶液的pH??键c6酸堿中和滴定1.酸堿中和滴定原理利用已知濃度的酸(或堿)去滴定一定體積未知濃度的堿(或酸),通過測定反應完全時消耗已知濃度的酸(或堿)的體積,從而推算出未知濃度的堿(或酸)的濃度的方法。其中已知濃度的酸(或堿)溶液常稱為__________,未知濃度的堿(或酸)溶液常稱為__________。2.主要儀器(1)酸堿中和滴定所用的主要儀器是_________和_________。(2)滴定管①滴定管分為酸式滴定管和堿式滴定管。酸式滴定管用于盛放______或______溶液,堿式滴定管用于盛放______溶液。②既能盛放酸性溶液又能盛放堿性溶液的滴定管,活塞由____________制成;若溶液中的物質見光易分解,可用______滴定管盛放。③滴定管的上都標有____________、____________、____________;滴定管的精確讀數(shù)為________。3.滴定管的使用方法(1)檢查:使用前先檢查滴定管活塞____________。(2)潤洗:在加入酸、堿液之前,應使用待裝的酸、堿溶液分別潤洗滴定管內壁_____次。(3)裝液:注入待裝的酸、堿溶液至滴定管__________________處。(4)排氣泡:酸式滴定管快速打開活塞沖走氣泡,堿式滴定管將橡膠管向上彎曲,擠壓玻璃球,趕走氣泡,使滴定管尖嘴部分____________。(5)調液面:調整管中液面至____________以下,記錄讀數(shù)V0。滴定管的讀數(shù)時,視線、刻度線、凹液面在____________上。(6)滴定:左手控制活塞或玻璃小球,右手搖動錐形瓶,兩眼注視__________________的變化。滴定過程中,滴加速度____________,接近終點時,應逐漸______滴加速度。(7)終點的判斷:最后一滴恰好使指示劑顏色發(fā)生____________且____________不變色,即為滴定終點。滴加完畢記錄讀數(shù)V1,消耗溶液的體積為_________。4.pH突變與指示劑選擇(1)pH突變強酸和強堿完全反應時,pH=7。當NaOH溶液的體積從19.98mL變?yōu)?0.02mL,pH從4.3突躍到9.7,因此只要選擇突變范圍在這一范圍內的指示劑就不會造成很大誤差。(2)中和滴定終點的判斷判斷滴定終點(中和反應恰好反應完全的時刻)的方法是___________________________________________________,常選用的指示劑是_________或_________,而不用石蕊試液的原因是__________________。(3)指示劑的選擇對于不同的酸堿中和反應,指示劑的選擇可依據中和滴定曲線來確定。指示劑酸色中間色堿色變色的pH范圍甲基橙紅橙黃3.1~4.4甲基紅紅橙黃4.4~6.2酚酞無色粉紅紅8.2~10.05.酸堿中和滴定實驗——測定未知濃度鹽酸的物質的量濃度(1)實驗儀器和藥品儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶藥品:0.1000mol·L-1NaOH溶液,未知濃度的鹽酸、酚酞、蒸餾水(2)實驗步驟①準備階段:滴定管:查漏→洗滌→潤洗→裝液→調液面(趕氣泡)→記錄錐形瓶:洗滌→注待測液→記讀數(shù)→加指示劑②滴定階段:滴定:左手____________,右手____________,眼睛__________________。終點判斷:溶液由______色變?yōu)開_____色,且__________________,視為滴定終點。記錄消耗標準液的體積。計算結果:求出三次測定數(shù)值的_________,計算待測鹽酸的物質的量濃度。若幾次測定結果相差較大,應________________________。【特別提醒】酸堿中和滴定實驗注意事項(1)選用精確度為0.01mL的滴定管來量取液體。(2)酸式滴定管盛放酸性試劑或者強氧化性試劑(如高錳酸鉀溶液);堿式滴定管盛放堿性試劑。(3)強酸與強堿相互滴定時,既可選用甲基橙,也可選用酚酞作指示劑。(4)石蕊顏色變化不明顯,變色范圍寬,一般不用作中和滴定的指示劑。(5)強酸與弱堿相互滴定時,應選用甲基橙。強堿與弱酸相互滴定時,應選用酚酞。(6)當?shù)稳胱詈蟀氲螛藴室?,指示劑發(fā)生顏色變化,必須保證半分鐘內不變色,才是滴定的終點。(7)滴定管要用待裝液潤洗,滴定管不潤洗相當于對所盛裝溶液的稀釋。錐形瓶不需潤洗,潤洗后使所盛裝溶液的物質的量增大。(8)滴定管盛裝標準溶液時,其液面不一定要在“0”刻度。只要在“0”刻度或“0”刻度以下某刻度即可,但一定要記錄下滴定前液面的讀數(shù)。滴定管的精確度為0.01mL。考點7鹽類的水解1.鹽類的水解(1)概念:在水溶液中鹽電離產生的________或________跟水電離出來的______或______結合生成________的反應。(2)鹽類水解的實質:鹽電離出的離子(________陽離子或者________陰離子)跟水電離出來的________或________結合生成弱堿或弱酸,從而破壞了水的電離平衡,________了水的電離,使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。(3)鹽類水解對水的電離平衡的影響:弱堿陽離子或者弱酸陰離子在溶液中水解,因此水的電離程度________,因此水電離出的c(H+)和c(OH-)________。如25℃時,pH=4的NH4Cl溶液中,c(H+)=10-4mol·L-1,則水電離出的c(H+)=c(OH-)=________mol·L-1;pH=11的CH3COONa溶液中,c(OH-)=10-3mol·L-1,則水電離出的c(H+)=c(OH-)=________mol·L-1。2.鹽類水解的特點(1)可逆反應:鹽類水解生成酸和堿,所以鹽類的水解反應是________________的逆反應。(2)吸熱反應:鹽的水解是________過程,溫度升高,鹽的水解程度________。(3)程度微弱:通常情況下,鹽水解的程度____________,但對溶液酸堿性的影響較大。(4)動態(tài)平衡:鹽類的水解平衡狀態(tài)屬于________平衡。3.鹽類水解方程式的書寫鹽類的水解一般程度很小,水解產物也很少,通常不生成沉淀或氣體,書寫水解方程式時,一般______“↑”或“↓”。鹽類水解是______反應,除發(fā)生強烈雙水解的鹽外,一般離子方程式中不寫“=”號,而寫“”號。【特別提醒】書寫鹽類水解方程式常見的錯誤(1)誤把電離方程式看成水解方程式,如HS-+H2OS2-+H3O+,此方程式為HS-的電離方程式,不是HS-的水解方程式,因為其化簡可寫為HS-S2-+H+。HS-的水解方程式應為HS-+H2OH2S+OH-。(2)書寫鹽類水解方程式常見錯誤有①把“”誤寫為“=”。如Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+是錯誤的,正確的為Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。②水解產物量很小時,標上“↑”或“↓”。如Al3++3H2OAl(OH)3↓+3H+是錯誤的,正確的為Al3++3H2OAl(OH)3+3H+??键c8影響鹽類水解的因素1.鹽的性質主要因素是鹽________的性質,組成鹽的酸根對應的酸越弱或陽離子對應的堿越弱,水解程度就________(越弱越水解)。2.影響鹽類水解的外界因素(1)溫度:鹽的水解是吸熱反應,因此升高溫度,水解程度________。(2)濃度:鹽溶液的濃度越小,電解質離子相互碰撞結合成電解質分子的幾率________,水解程度________。(3)酸堿性:向鹽溶液中加入H+,可抑制________離子水解;向鹽溶液中加入OH-,能抑制________離子水解。3.以FeCl3水解為例[Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+],外界條件對水解平衡的影響。條件移動方向H+數(shù)pH現(xiàn)象升溫通入HCl(g)加H2O加NaHCO3考點9鹽類水解的應用1.在化學實驗中的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯______性,原因是______________________________判斷酸性強弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10,則酸性:__________________配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時,加入少量______,抑制______水解;貯存Na2CO3溶液不能用____________膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子方程式:______________________________制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCl3、FeCl3溶液蒸干時,在通______的氣流中加熱蒸干判斷離子是否共存Al3+與COeq\o\al(2-,3)、HCOeq\o\al(-,3)、S2-、HS-、AlOeq\o\al(-,2);Fe3+與HCOeq\o\al(-,3)、COeq\o\al(2-,3)、AlOeq\o\al(-,2);NHeq\o\al(+,4)與AlOeq\o\al(-,2)、SiOeq\o\al(2-,3)因相互促進水解程度______而不能大量共存判斷中和反應至中性的試劑用量如NH3·H2O與HCl反應至中性,_________過量,CH3COOH與NaOH反應至中性時_________過量制備無機化合物如用TiCl4制備TiO2,其反應的化學方程式為___________________________________________,加入大量的水,同時加熱,促使水解趨于完全,所得TiO2·xH2O經焙燒得到TiO22.在生產生活中的應用泡沫滅火器原理泡沫滅火器中的成分為NaHCO3與Al2(SO4)3,發(fā)生的反應為____________________________________作凈水劑明礬可作凈水劑,原理為______________________________化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用除銹劑NH4Cl溶液與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑,原理為________________________、________________________熱純堿去污能力強加熱,促進Na2CO3的水解,使______增大,去污能力增強【特別提醒】鹽溶液蒸干時所得產物的判斷(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時,蒸干后一般得原物質,如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時,蒸干灼燒后一般得到對應的氧化物,如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3,灼燒得Al2O3。(3)考慮鹽受熱時是否分解。原物質蒸干灼燒后固體物質Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl分解為NH3和HCl,無固體物質存在(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)??键c10水解常數(shù)及其應用1.鹽的水解常數(shù)以CH3COONa為例:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-Kh=eq\f(cCH3COOH·cOH-,cCH3COO-),只與______有關。2.與對應弱酸電離常數(shù)的關系Ka=eq\f(cH+·cCH3COO-,cCH3COOH)所以,Kh·Ka=Kw或Kh=____________。由此可看出,弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小,其生成的鹽水解程度就______。3.二元弱酸對應鹽的水解常數(shù)二元弱酸H2CO3的電離常數(shù)為Ka1、Ka2,則Na2CO3的水解常數(shù)Kh為eq\f(Kw,Ka2),NaHCO3的水解常數(shù)為eq\f(Kw,Ka1)??键c11沉淀溶解平衡1.難溶電解質的沉淀溶解平衡在一定溫度下,當沉淀和溶解的速率______時,形成電解質的______溶液,達到平衡狀態(tài),人們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。2.難溶電解質沉淀溶解平衡的影響因素(1)內因(決定因素):難溶電解質______的性質。(2)外因:溫度、濃度等條件的影響符合勒夏特列原理。①溫度:絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程,升高溫度,平衡向______的方向移動。②濃度:加水稀釋,平衡向______的方向移動。③離子效應:向平衡體系中加入難溶物相應的離子,平衡______移動④其他:向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶或更難電離或氣體的離子時,平衡向______的方向移動。(3)實例分析已知沉淀溶解平衡:Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq),請分析當改變下列條件時,對該沉淀溶解平衡的影響,填寫下表(濃度變化均指平衡后和原平衡比較):條件改變移動方向c(Mg2+)c(OH-)加少量水升溫加MgCl2(s)加鹽酸加NaOH(s)大多數(shù)電解質溶解度隨溫度的升高而增大,但也有例外,如Ca(OH)2,溫度越高,溶解度______。3.溶度積常數(shù)(1)概念:在一定溫度下,難溶電解質達到沉淀溶解平衡后的溶液為______溶液,其離子濃度不再發(fā)生變化,溶液中各離子濃度冪之積為常數(shù),叫做溶度積常數(shù)(簡稱溶度積),用Ksp表示。(2)表達式AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp=______________。如Fe(OH)3的Ksp=_______________。(3)意義Ksp的大小反映難溶電解質在水中的溶解能力。(1)相同類型的難溶電解質,溶度積小的電解質,其溶解能力______。(2)不同類型的難溶電解質,溶度積小的電解質,其溶解能力_________比溶度積大的溶解能力小。(4)應用——溶度積規(guī)則通過比較溶度積與溶液的離子積Q,可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀能否生成或溶解:①Q>Ksp,溶液______,有沉淀析出,直至溶液飽和,達到新的平衡。②Q=Ksp,溶液______,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。③Q<Ksp,溶液______,無沉淀析出,若加入過量難溶電解質,難溶電解質溶解直至溶液飽和。(5)影響因素:溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質____________和______有關,與濃度無關。【特別提醒】(1)沉淀溶解達到平衡時,再加入該難溶物對平衡無影響。(2)溶解平衡右移,溶解度不一定增大。如加水使溶解平衡右移,溶解度不變。(3)絕大多數(shù)的難溶電解質的溶解過程是吸熱的,少數(shù)為放熱反應,如氫氧化鈣等。4Ksp只與難溶電解質本身的性質和溫度有關,而與沉淀的量和溶液中的離子濃度無關。5對于同類型物質如AgCl、AgBr、AgI等,可直接用溶度積比較難溶電解質的溶解能力,Ksp越大,難溶電解質在水中的溶解能力越強。6對于不同類型的物質,Ksp不能直接作為比較依據,而應通過計算將Ksp轉化為飽和溶液中溶質的物質的量濃度確定溶解能力的強弱??键c12沉淀溶解平衡原理的應用1.沉淀的生成(1)沉淀生成的原理根據沉淀溶解平衡原理,如果加入與溶液中相同的離子,使平衡向______方向移動,就可以生成沉淀。(2)沉淀的方法①調節(jié)pH法:如工業(yè)原料氯化銨中含雜質氯化鐵,使其溶解于水,再加入______調節(jié)pH,使Q[Fe(OH)3]_____Ksp[Fe(OH)3],可使Fe3+轉變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應如下:_______________________________________________。②加沉淀劑法:如以Na2S、H2S等作沉淀劑,使某些金屬離子,如Cu2+、Hg2+等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀,即離子積Q______Ksp時,生成沉淀。③同離子效應法:增大沉淀溶解平衡體系中某種離子的濃度,使平衡向生成______的方向移動,如向AgCl的飽和溶液中加入____________可繼續(xù)生成AgCl沉淀。④氧化還原法:改變離子的存在形式,促使其轉化為溶解度更小的難溶電解質,便于分離出來,例如通過氧化還原反應將Fe2+氧化為______,從而生成更難溶的_________沉淀。2.沉淀的溶解(1)沉淀溶解的原理根據平衡移動原理,對于在水中難溶的電解質,如果能設法不斷地移去平衡體系中的相應離子,使平衡向沉淀______的方向移動,就可以使沉淀溶解。(2)沉淀溶解的方法①酸溶解法:用強酸溶解的難溶電解質有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。如CaCO3難溶于水,卻易溶于鹽酸,原因是:CaCO3在水中存在沉淀溶解平衡為CaCO3(s)Ca2+(aq)+COeq\o\al(2-,3)(aq),當加入鹽酸后發(fā)生反應:________________________,________降低,溶液中COeq\o\al(2-,3)與Ca2+的離子積Q(CaCO3)______Ksp(CaCO3),沉淀溶解平衡向______的方向移動。②鹽溶液溶解法:Mg(OH)2難溶于水,能溶于鹽酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反應的離子方程式為____________________________________。(3)氧化還原法:有些金屬硫化物(如CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸,只能溶于氧化性酸,則可通過減小c(S2-)來達到使沉淀溶解的目的。3.沉淀的轉化(1)沉淀的轉化的實質沉淀的轉化是指由一種難溶物轉化為另一種難溶物的過程,其實質是沉淀溶解平衡的移動。(2)沉淀的轉化的條件兩種沉淀的溶解度不同。一般溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn),兩者的溶解度差別越大,轉化越______。(3)沉淀轉化的應用①鍋爐除水垢(含有CaSO4)CaSO4(s)eq\o(→,\s\up7(Na2CO3溶液))CaCO3(s)eq\o(→,\s\up7(加酸如鹽酸))Ca2+(aq),反應的化學方程式為____________________________________,____________________________________。②自然界中礦物的轉化原生銅的硫化物eq\o(→,\s\up7(氧化、淋濾))CuSO4溶液eq\o(→,\s\up7(滲透、遇閃鋅礦ZnS和方鉛礦PbS))銅藍(CuS),反應的化學方程式為______________________________,______________________________。③工業(yè)廢水處理工業(yè)廢水處理過程中,重金屬離子可利用沉淀轉化原理用FeS等難溶物轉化為HgS、Ag2S、PbS等沉淀。用FeS除去Hg2+的離子方程式:______________________________。④水垢的形成硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2,形成的原因(用化學方程式表示):______________________________,______________________________,______________________________。說明Mg(OH)2比MgCO3______。【特別提醒】(1)一般來說,當溶液中有多種可以沉淀的離子且生成相同類型的沉淀時,越難溶(Ksp越小)的越先沉淀。(2)當離子濃度小于1×10-5mol·L-1時,認為已完全沉淀。(3)溶解度較小的沉淀,并不一定必須轉化為溶解度更小的沉淀。在一定條件下也可以轉化成溶解度較大的沉淀。例如,在BaSO4的飽和溶液中加入高濃度的Na2CO3溶液,只要Q(BaCO3)>Ksp(BaCO3)就可以轉化成溶解度較大的BaCO3沉淀。(4)對于化學式結構相似,且含相同離子(陽離子或陰離子)的難溶電解質(如AgCl、AgBr、AgI),在含有Cl-、Br-、I-的溶液中滴入AgNO3溶液,誤認為一定先析出AgI沉淀,最后析出AgCl沉淀。這種理解忽視了溶液中Cl-、Br-、I-的濃度大小。強化點一電離平衡常數(shù)的計算及應用1.有關電離平衡常數(shù)的計算(以弱酸HX為例)HXH++X-起始:c(HX)0 0平衡:c(HX)-c(H+)c(H+)c(X-)則:K=eq\f(c(H+)·c(X-),c(HX)-c(H+))=eq\f(c2(H+),c(HX)-c(H+))(1)已知c(HX)和c(H+),求電離平衡常數(shù):由于弱酸只有極少一部分電離,c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)≈c(HX)。則K=eq\f(c2(H+),c(HX)),代入數(shù)值求解即可。(2)已知c(HX)和電離平衡常數(shù),求c(H+):由于c(H+)的數(shù)值很小,可做近似處理:c(HX)-c(H+)≈c(HX)。則:c(H+)=eq\r(K·c(HX)),代入數(shù)值求解即可。2.電離平衡常數(shù)的應用(1)根據電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,相同條件下,電離平衡常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強。(2)根據電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應是否發(fā)生,相同條件下相對強的酸(或堿)制相對弱的酸(或堿)。(3)根據濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。(4)根據電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀釋,eq\f(cCH3COO-,cCH3COOH)=eq\f(cCH3COO-·cH+,cCH3COOH·cH+)=eq\f(Ka,cH+),加水稀釋時,c(H+)減小,Ka值不變,則eq\f(cCH3COO-,cCH3COOH)增大。【典例1】(1)25℃時,amol·L-1CH3COOH溶液中c(H+)=10-bmol·L-1,用含a和b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離常數(shù)Ka=________________。(2)已知25℃時,Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,Ka(HSCN)=0.13。在該溫度下將20mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液和20mL0.1mol·L-1HSCN溶液分別與20mL0.1mol·L-1NaHCO3溶液混合,實驗測得產生氣體的體積(V)隨時間(t)變化的示意圖如圖,反應初始階段,兩種溶液產生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是__________________________________________。(3)下表是幾種弱酸常溫下的電離常數(shù):CH3COOHH2CO3H2SH3PO4Ka=1.75×10-5Ka1=4.5×10-7Ka2=4.7×10-11Ka1=1.1×10-7Ka2=1.3×10-13Ka1=6.9×10-3Ka2=6.2×10-8Ka3=4.8×10-13①CH3COOH、H2CO3、H2S、H3PO4四種酸的酸性由強到弱的順序為_______________。②多元弱酸的第二步電離程度遠小于第一步電離的主要原因是______________________________(從電離平衡角度考慮)。③同濃度的CH3COO-、HCOeq\o\al(-,3)、COeq\o\al(2-,3)、S2-結合H+的能力由強到弱的順序為__________________。強化點二強酸與弱酸的比較1.相同體積、相同物質的量濃度的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H+)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸大強相同相同大一元弱酸小弱小2.相同體積、相同c(H+)的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較比較項目酸c(H+)酸性中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的總量與同一金屬反應時的起始反應速率一元強酸相同相同小少相同一元弱酸大多【典例2】在a、b兩支試管中分別裝入形態(tài)相同、質量相等的一顆鋅粒(鋅足量),然后向兩支試管中分別加入相同物質的量濃度、相同體積的稀鹽酸和稀醋酸。填寫下列空白:(1)a、b兩支試管中的現(xiàn)象:相同點是_________________________________________________,不同點是__________________________,原因是______________________________________。(2)a、b兩支試管中生成氣體的體積開始時是V(a)____(填“大于”“小于”或“等于”,下同)V(b),反應完畢后生成氣體的總體積是V(a)____V(b),原因是____________________________________________。(3)若a、b兩支試管中分別加入c(H+)相同、體積相同的稀鹽酸和稀醋酸,則a、b兩支試管中開始生成氣體的速率v(a)________v(b),反應完畢后生成氣體的總體積是V(a)________V(b)。原因是_______________________________________________________。強化點三Kw的應用1.水的電離平衡曲線(1)曲線上的任意點(如a,b,c)的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,溫度相同。(2)曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw不同,溫度不同。(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變,改變酸堿性;實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉化一定改變溫度。2.溶液中水電離出的c(H+)或c(OH-)的計算方法Kw表達式中c(H+)、c(OH-)均表示整個溶液中總物質的量濃度,但是一般情況下有:(1)酸溶液中Kw=c酸(H+)·c水(OH-)(忽略水電離出的H+的濃度)。(2)堿溶液中Kw=c水(H+)·c堿(OH-)(忽略水電離出的OH-的濃度)。(3)外界條件改變,水的電離平衡發(fā)生移動;但由水電離出的c(H+)與水電離出的c(OH-)一定相等。(4)室溫下,由水電離出的c(H+)=1×10-13mol·L-1的溶液可能呈酸性,也可能呈堿性。【典例3】如圖表示水中c(H+)和c(OH-)的關系,下列判斷正確的是()A.各點的溫度高低順序:Z>Y>XB.M區(qū)域內任意點都是堿溶于水所得的溶液C.常溫下,向純水中加入少量金屬Na,可使X點溶液變?yōu)閅點D.XZ線上的任意點一定表示的是純水【解題技巧】正確理解水的電離平衡曲線(1)曲線上的任意點的Kw都相同,即c(H+)·c(OH-)相同,溫度相同。(2)曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同,溫度不同。(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度不變,可通過改變酸堿性實現(xiàn);實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉化必須改變溫度。強化點四pH的計算1.單一溶液pH的計算(1)cmol·L-1HnA強酸溶液的pH(25℃)①c(H+)=ncmol·L-1;②pH=-lgnc(2)cmol·L-1B(OH)n強堿溶液的pH(25℃)①c(OH-)=ncmol·L-1;②c(H+)=eq\f(Kw,cOH-)=eq\f(10-14,nc)mol·L-1;③pH=14+lgnc。2.混合溶液pH的計算方法(1)強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)c混(H+)=eq\f(c1H+·V1+c2H+·V2,V1+V2),然后再求pH。(2)強堿與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)先計算c混(OH-)=eq\f(c1OH-·V1+c2OH-·V2,V1+V2),再求c混(H+)=eq\f(Kw,c混OH-),最后求pH。(3)強酸與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)①恰好完全反應,溶液呈中性,pH=7(25℃)。②酸過量:先求c余(H+)=eq\f(cH+·V酸-cOH-·V堿,V酸+V堿),再求pH。③堿過量:先求c余(OH-)=eq\f(cOH-·V堿-cH+·V酸,V酸+V堿),再求c(H+)=eq\f(Kw,c余OH-),最后求pH?!镜淅?】計算填空:(1)常溫下,0.2mol·L-1NaHSO4和0.1mol·L-1BaCl2溶液按等體積混合后,則溶液的pH等于________。(2)常溫下,用pH=4和pH=11的強酸和強堿混合,使pH=10,則兩溶液的體積比為________?!窘忸}技巧】(1)強酸溶液和強堿溶液混合后計算pH,必須先判斷出混合后溶液的酸堿性,然后計算混合后的OH-或H+濃度。(2)根據酸的濃度計算酸溶液的pH時,不必考慮溫度,而根據堿的濃度計算堿溶液的pH時,需要根據離子積計算c(H+),因此一定要注意溶液的溫度,只有室溫時,Kw=1.0×10-14。(3)一定pH的強堿與強堿混合后求pH。在計算過程中易出現(xiàn)直接用H+濃度進行混合計算的錯誤。因為強堿溶液的混合是OH-混合,H+是隨OH-濃度改變而改變的,不能直接用于混合堿的計算,H+濃度必須通過c(H+)=eq\f(Kw,c(OH-))來求。強化點五溶液稀釋后的pH變化規(guī)律1.酸堿溶液無限稀釋常溫下,pH只能無限接近于7,酸溶液pH不可能大于7,堿溶液pH不可能小于7。2.對于pH=a的強酸和弱酸溶液稀釋常溫下,每稀釋到原溶液體積的10n倍,強酸的pH就增大n個單位,即pH=a+n(a+n<7),弱酸的pH范圍是:a<pH<a+n(a+n<7),可用如圖表示。3.對于pH=b的強堿和弱堿溶液稀釋常溫下,每稀釋到原溶液體積的10n倍,強堿的pH減小n個單位,即pH=b-n(b-n>7),弱堿的pH范圍是:b-n(b-n>7)<pH<b,可用如圖表示。4.對于物質的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋到原溶液體積的相同倍數(shù)強酸pH變化程度比弱酸大(強堿和弱堿類似)。弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化,又有電離平衡的移動,不能求得具體數(shù)值,只能確定其pH范圍。c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化如圖所示?!镜淅?】常溫下,關于溶液的稀釋下列說法正確的是()A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍,pH=5B.pH=4的H2SO4溶液加水稀釋100倍,溶液中由水電離產生的c(H+)=1×10-6mol·L-1C.將1L0.1mol·L-1的Ba(OH)2溶液稀釋為2L,pH=13D.pH=8的NaOH溶液稀釋100倍,其pH=6【解題技巧】酸、堿稀釋與ΔpH(pH變化量)的關系(1)ΔpH相同,強酸或強堿稀釋的倍數(shù)小于弱酸或弱堿的稀釋倍數(shù)。(2)稀釋相同倍數(shù),強酸或強堿的ΔpH大于弱酸或弱堿的ΔpH。強化點六酸堿中和滴定1.酸堿中和滴定(1)原理:酸和堿反應的實質是H++OH-=H2O。用已知濃度的鹽酸(標準液)來滴定未知濃度的NaOH溶液(待測液)的計算公式為c待=eq\f(c標·V標,V待)。(2)準確判斷滴定終點:最后半滴恰好使指示劑顏色發(fā)生明顯的改變且半分鐘內不變色,即為滴定終點。(3)滴定操作要點:左手控制活塞或玻璃小球,右手搖動錐形瓶,兩眼注視錐形瓶內溶液顏色的變化。(4)滴定曲線以滴加酸(或堿)的量為橫坐標,以溶液的pH為縱坐標繪出一條溶液的pH隨酸(或堿)的滴加量而變化的曲線。如圖所示為用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl溶液過程中的pH變化曲線。由曲線可以看出,在酸、堿中和滴定過程中,溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程,在此范圍內,滴加很少的酸(或堿),溶液的pH就有很大的變化,能使指示劑的顏色發(fā)生明顯變化,有利于確定滴定終點。2.酸堿中和滴定實驗的三個關鍵(1)準確測定參加反應的酸堿溶液的體積用滴定管測定酸堿溶液的體積,不能用量筒,因為量筒只能粗略量取液體體積,精確度為0.1mL,而滴定管的精確度為0.01mL。(2)指示劑的選擇強酸與強堿相互滴定時,選甲基橙或酚酞都可以,但不能選石蕊溶液(遇酸、堿顏色變化不明顯)。(3)滴定終點的判斷(以NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸為例)。①若用酚酞作指示劑,當?shù)稳胱詈蟀氲蜰aOH溶液時,溶液的顏色由無色突變?yōu)榉蹨\紅色,且半分鐘內不變色,說明達到滴定終點。②若用甲基橙作指示劑,當?shù)稳胱詈蟀氲蜰aOH溶液時,溶液的顏色由紅色變?yōu)辄S色,且半分鐘內不變?yōu)樵f明達到滴定終點。【典例6】現(xiàn)用鹽酸標準溶液來測定NaOH溶液的濃度。滴定時有下列操作:①向溶液中加入1~2滴指示劑。②取20.00mL標準溶液放入錐形瓶中。③用氫氧化鈉溶液滴定至終點。④重復以上操作。⑤配制250mL鹽酸標準溶液。⑥根據實驗數(shù)據計算氫氧化鈉的物質的量濃度。(1)以上各步中,正確的操作順序是____________(填序號),上述②中使用的儀器除錐形瓶外,還需要________________,使用________作指示劑。(2)如何判斷滴定終點?________________________。(3)滴定并記錄V(NaOH)的初、終讀數(shù)。數(shù)據記錄如下表:滴定次數(shù)1234V(標準溶液)/mL20.0020.0020.0020.00V(NaOH)/mL(初讀數(shù))0.100.300.000.20V(NaOH)/mL(終讀數(shù))20.0820.3020.8020.22V(NaOH)/mL(消耗)19.9820.0020.8020.02某同學在處理數(shù)據過程中計算得到平均消耗NaOH溶液的體積為V(NaOH)=eq\f(19.98+20.00+20.80+20.02,4)mL=20.20mL。他的計算合理嗎?________。理由是____________________________________________________________。強化點七酸堿中和滴定誤差分析1.分析依據c待測·V待測=c標準·V標準c待測=eq\f(c標準·V標準,V待測)c標準、V待測均為定值,誤差均體現(xiàn)在V標準的大小上。2.常見的誤差分析以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例:步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用標準溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡,放出液體后氣泡消失變小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡,滴定終點時氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時滴入酸液過快,停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確,滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)變小偏低滴定前讀數(shù)正確,滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)變大偏高3.量器的讀數(shù)方法(1)平視讀數(shù)(如圖a)實驗室中用量筒、移液管或滴定管量取一定體積的液體,讀取液體體積時,視線應與凹液面最低點保持水平,視線與刻度的交點即為讀數(shù)(即凹液面定視線,視線定讀數(shù))。(2)俯視和仰視(如圖b和圖c)俯視和仰視的誤差,要結合具體儀器進行分析,不同量器的刻度順序不同,如量筒刻度從下到上逐漸增大,滴定管刻度從下到上逐漸減小。①如圖b,當用量筒測量液體的體積時,由于俯視視線向下傾斜,尋找切點的位置在凹液面的上側,讀數(shù)高于正確的刻度線位置,即讀數(shù)偏大。②如圖c,當用滴定管測量液體的體積時,由于仰視視線向上傾斜,尋找切點的位置在液面的下側,因滴定管刻度順序與量筒不同,仰視讀數(shù)偏大?!镜淅?】用標準NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸,若測定結果偏低,其原因可能是()A.配制標準溶液的固體NaOH中混有KOH雜質B.滴定到終點讀數(shù)時,仰視滴定管的刻度,其他操作正確C.盛裝未知液的錐形瓶用蒸餾水洗過后再用未知液潤洗D.滴定過程中搖動錐形瓶動作過大致使少量溶液濺出強化點八影響鹽類水解的因素及鹽類的水解規(guī)律1.鹽類水解的特征(1)鹽類的水解是吸熱反應。(2)加水稀釋能促進鹽類的水解。2.影響因素因素對鹽類水解程度的影響內因生成鹽的酸或堿越弱,水解程度越大外因溫度升高溫度能夠促進水解濃度鹽溶液的濃度越小,水解程度越大外加酸堿水解顯酸性的鹽溶液,加堿會促進水解,加酸會抑制水解,反之亦然外加鹽加入與鹽的水解性質相反的鹽會促進鹽的水解3.鹽類的水解規(guī)律(1)有弱才水解——必須含有或的離子才能發(fā)生水解。(2)無弱不水解——鹽不發(fā)生水解。(3)誰弱誰水解——發(fā)生水解的是離子或離子。(4)誰強顯誰性——組成鹽的酸根陰離子(堿性陽離子)是強酸根(強堿的陽離子),則顯()性。(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,所以水解程度,少數(shù)可以水解,稱為雙水解反應。(6)越弱越水解——組成鹽的酸根對應的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對應的堿的堿性越弱),水解程度就,此即“越弱越水解”規(guī)律?!镜淅?】室溫下,將0.05molNa2CO3固體溶于水配成100mL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A50mL1mol·L-1H2SO4反應結束后,c(Na+)=c(SOeq\o\al(\s\up1(2—),\s\do1(4)))B0.05molCaO溶液中eq\f(c(OH-),c(HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))))增大C50mLH2O由水電離出的c(H+)·c(OH-)不變D0.1molNaHSO4固體反應完全后,溶液pH減小,c(Na+)不變【解題技巧】(1)能發(fā)生水解相互促進反應的離子不能大量共存,反應進行完全,產生沉淀或氣體,如2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑,F(xiàn)e3++3HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))=Fe(OH)3↓+3CO2↑。(2)相同溫度下,Ka(HA)>Ka(HB),即HA的酸性比HB強,那么相同濃度的NaA、NaB溶液中B-的水解程度比A-大:c(A-)>c(B-),c(HA)<c(HB),NaA溶液的c(OH-)小,堿性弱。(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,以Na2CO3和NaHCO3為例:COeq\o\al(\s\up1(2-),\s\do1(3))+H2OHCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))+OH-,HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))+H2OH2CO3+OH-,COeq\o\al(\s\up1(2-),\s\do1(3))和HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))對應的弱酸分別是HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))和H2CO3,HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))的電離程度比H2CO3小得多,所以COeq\o\al(\s\up1(2-),\s\do1(3))的水解程度比HCOeq\o\al(\s\up1(-),\s\do1(3))大得多,相同濃度時Na2CO3溶液的堿性強,pH大。(4)多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向,其鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。①若水解程度大于電離程度,溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS。②若水解程度小于電離程度,溶液顯酸性。如NaHSO3。(5)多元強酸的酸式鹽中,酸式酸根離子只電離不水解,溶液顯酸性。如NaHSO4Na++SOeq\o\al(\s\up1(2-),\s\do1(4))+H+。強化點九溶液中的守恒關系1.電荷守恒電解質溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等,即電荷守恒,溶液呈電中性。(1)解題方法①分析溶液中所有的陰、陽離子。②陰、陽離子濃度乘以自身所帶的電荷數(shù)建立等式。(2)舉例如:Na2CO3溶液中①Na+、H+、COeq\o\al(2-,3)、HCOeq\o\al(-,3)、OH-。②1×c(Na+)+1×c(H+)=2×c(COeq\o\al(2-,3))+1×c(HCOeq\o\al(-,3))+1×c(OH-)?;喌茫篶(Na+)+c(H+)=2c(COeq\o\al(2-,3))+c(HCOeq\o\al(-,3))+c(OH-)。2.元素質量守恒在電解質溶液中,由于某些離子發(fā)生水解或電離,離子的存在形式發(fā)生了變化。就該離子所含的某種元素來說,其質量在變化前后是守恒的,即元素質量守恒。(1)解題方法①分析溶質中的特定元素的原子或原子團間的定量關系(特定元素除H、O元素外)。②找出特定元素在水溶液中的所有存在形式。(2)舉例如:Na2CO3溶液中①eq\f(nNa+,nCO\o\al(2-,3))=eq\f(2,1),即n(Na+)=2n(COeq\o\al(2-,3)),COeq\o\al(2-,3)在水中部分會水解成HCOeq\o\al(-,3)、H2CO3,共三種含碳元素的存在形式。②c(Na+)=2[c(COeq\o\al(2-,3))+c(HCOeq\o\al(-,3))+c(H2CO3)]。3.質子守恒方法一:可以由電荷守恒與元素質量守恒推導出來。如Na2CO3中將電荷守恒和元素質量守恒中的金屬陽離子消去得c(OH-)=c(H+)+c(HCOeq\o\al(-,3))+2c(H2CO3)。方法二:質子守恒是依據水的電離平衡:H2OH++OH-,水電離產生的H+和OH-的物質的量總是相等的,無論在溶液中由水電離出的H+和OH-以什么形式存在。如:Na2CO3溶液中即c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCOeq\o\al(-,3))+c(H3O+)或c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCOeq\o\al(-,3))+c(H+)。【典例9】在10mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度的CH3COOH溶液,反應后溶液中各微粒的濃度關系錯誤的是()A.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)B.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)C.c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)D.c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)【解題技巧】1分析電解質的電離和水解情況,找全溶液中的離子和分子。2分清題目考查的哪種守恒關系,可以是單一守恒關系式,也可以是它們的變形關系式,也可以是兩種守恒關系式導出的新的守恒式。3注意選擇題常涉及的易錯點:①守恒關系式中多寫或漏寫離子或分子;②守恒關系式濃度前的化學計量數(shù)設錯;③在混合后忽視溶液體積變化上設錯。強化點十溶液中粒子濃度比較1.弱酸溶液中粒子濃度大小比較(1)HClO溶液中存在的電離平衡有:HClOH++ClO-、H2OH++OH-,溶液中的微粒有H2O、HClO、H+、OH-、ClO-,由于HClO電離程度小,且H2O的電離程度更小,所以溶液中微粒濃度由大到小的順序(H2O除外)是c(HClO)>c(H+)>c(ClO-)>c(OH-)。(2)碳酸的電離方程式是H2CO3HCOeq\o\al(-,3)+H+、HCOeq\o\al(-,3)H++COeq\o\al(2-,3)。碳酸溶液中存在的微粒有H2O、H2CO3、H+、HCOeq\o\al(-,3)、COeq\o\al(2-,3)、OH-。碳酸是弱酸,第一步電離很微弱,第二步電離更微弱。推測其溶液中粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是c(H2CO3)>c(H+)>c(HCOeq\o\al(-,3))>c(COeq\o\al(2-,3))>c(OH-)。2.不同溶液中同一離子濃度比較要考慮溶液中其他離子對該離子的影響,如:在相同濃度的下列溶液中①NH4Cl,②CH3COONH4,③NH4HSO4,④(NH4)2SO4,⑤(NH4)2CO3,c(NHeq\o\al(+,4))由大到小的順序:④>⑤>③>①>②。3.單一溶液中離子濃度大小的比較(1)氯化銨溶液①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程:電離:NH4Cl=NHeq\o\al(+,4)+Cl-、H2OH++OH-。水解:NHeq\o\al(+,4)+H2ONH3·H2O+H+。判斷溶液中存在的離子有NHeq\o\al(+,4)、Cl-、H+、OH-。②再根據其電離和水解程度的相對大小,比較確定氯化銨溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Cl-)>c(NHeq\o\al(+,4))>c(H+)>c(OH-)。(2)碳酸鈉溶液①先分析Na2CO3溶液中的電離、水解過程:電離:Na2CO3=2Na++COeq\o\al(2-,3)、H2OH++OH-。水解:COeq\o\al(2-,3)+H2OHCOeq\o\al(-,3)+OH-、HCOeq\o\al(-,3)+H2OH2CO3+OH-。溶液中存在的離子有Na+、COeq\o\al(2-,3)、HCOeq\o\al(-,3)、OH-、H+。②溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na+)>c(COeq\o\al(2-,3))>c(OH-)>c(HCOeq\o\al(-,3))>c(H+)。(3)碳酸氫鈉溶液①分析NaHCO3溶液中的電離、水解過程:電離:NaHCO3=Na++HCOeq\o\al(-,3)、HCOeq\o\al(-,3)H++COeq\o\al(2-,3)、H2OH++OH-。水解:HCOeq\o\al(-,3)+H2OH2CO3+OH-。溶液中存在的離子有Na+、HCOeq\o\al(-,3)、COeq\o\al(2-,3)、H+、OH-。②由于HCOeq\o\al(-,3)的電離常數(shù)(K)<水解常數(shù)(Kh)HCOeq\o\al(-,3)的電離程度小于HCOeq\o\al(-,3)的水解程度,所以溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na+)>c(HCOeq\o\al(-,3))>c(OH-)>c(H+)>c(COeq\o\al(2-,3))。4.混合溶液中不同離子濃度大小比較根據電離常數(shù)(Ka、Kb)、水解常數(shù)(Kh)的相對大小綜合分析(1)分子的電離常數(shù)(K)大于對應離子的水解常數(shù)(Kh)在0.1mol·L-1NH4Cl和0.1mol·L-1的氨水混合溶液中:由于NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(+,4)的水解程度,導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為c(NHeq\o\al(+,4))>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。(2)分子的電離常數(shù)(K)小于對應離子的水解常數(shù)(Kh)在0.1mol·L-1的HCN和0.1mol·L-1的NaCN混合溶液中:由于HCN的電離程度小于CN-的水解程度,導致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序為c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+),且c(HCN)>c(Na+)=0.1mol·L-1。【典例10】25℃時,按下表配制兩份溶液。一元弱酸溶液加入的NaOH溶液混合后所得溶液HA10.0mL0.20mol·L-15.0mL0.20mol·L-1溶液ⅠpH=5.0HB10.0mL0.20mol·L-15.0mL0.20mol·L-1溶液ⅡpH=4.0下列說法錯誤的是()A.溶液Ⅰ中,c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)B.Ⅰ和Ⅱ的pH相差1.0,說明eq\f(KaHA,KaHB)=10C.混合Ⅰ和Ⅱ:c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(B-)+c(OH-)D.混合Ⅰ和Ⅱ:c(HA)>c(HB)【解題技巧】判斷混合溶液中離子濃度大小的一般思路(1)判斷生成物,確定溶液組成。(2)明確溶液中存在的所有平衡(電離平衡,水解平衡)。(3)根據題給信息,確定程度大小(是電離為主還是水解為主)。(4)比較離子大小,在比較中,要充分運用電荷守恒、元素質量守恒關系。強化點十一有關溶度積(Ksp)的計算(1)已知溶度積求溶液中的某種離子的濃度,如Ksp=a的飽和AgCl溶液中c(Ag+)=mol·L-1。(2)已知溶度積、溶液中某離子的濃度,求溶液中的另一種離子的濃度,如某溫度下AgCl的Ksp=a,在0.1mol·L-1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體,達到平衡后c(Ag+)=mol·L-1。(3)計算反應的平衡常數(shù),如對于反應Cu2+(aq)+MnS(s)CuS(s)+Mn2+(aq)Ksp(MnS)=c(Mn2+)·c(S2-),Ksp(CuS)=c(Cu2+)·c(S2-),而平衡常數(shù)K==?!镜淅?1】根據題目提供的溶度積數(shù)據進行計算并回答下列問題:(1)在Ca(NO3)2溶液中加入(NH4)2CO3溶液后過濾,若測得濾液中c(COeq\o\al(2-,3))=10-3mol·L-1,則Ca2+是否沉淀完全?________(填“是”或“否”)。[已知c(Ca2+)≤10-5mol·L-1時可視為沉淀完全;Ksp(CaCO3)=4.96×10-9](2)25℃時,Mg(OH)2飽和溶液________(填“能”或“不能”)使石蕊溶液變藍色。(已知Ksp[Mg(OH)2]=4.0×10-12,lg5=0.7)(3)在Cl-和CrOeq\o\al(2-,4)濃度都是0.100mol·L-1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液(忽略體積改變)時,AgCl和Ag2CrO4中________先沉淀,當Ag2CrO4開始沉淀時,溶液中c(Cl-)=________mol·L-1。[Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12]強化點十二難溶電解質沉淀溶解平衡圖像分析1.曲線型圖像第一步:明確圖像中縱、橫坐標的含義:縱、橫坐標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Q=Ksp。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>Ksp。(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液,此時Q<Ksp。2.對數(shù)型圖像解題時要理解pH、pOH、pC的含義,以及圖像橫坐標、縱坐標代表的含義,通過曲線的變化趨勢,找到圖像與已學化學知識間的聯(lián)系。(1)pH(或pOH)—pC圖橫坐標:將溶液中c(H+)取負對數(shù),即pH=-lgc(H+),反映到圖像中是c(H+)越大,則pH越小,pOH則相反??v坐標:將溶液中某一微粒濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值取負對數(shù),即pC=-lgc(A),反映到圖像中是c(A-)越大,則pC越小。例如:常溫下,幾種難溶氫氧化物的飽和溶液中金屬離子濃度的負對數(shù)與溶液的pH關系如圖所示。①直線上的任意一點都達到溶解平衡,②由圖像可得Fe3+、Al3+、Fe2+、Mg2+完全沉淀的pH分別為4、4.8、8.3、11.2。(2)pC—pC圖縱橫坐標均為一定溫度下,溶解平衡粒子濃度的負對數(shù)。例如:已知p(Ba2+)=-lgc(Ba2+),p(酸根離子)=-lgc(酸根離子),酸根離子為SOeq\o\al(2-,4)或COeq\o\al(2-,3)。某溫度下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解關系如圖所示,①直線上的任意一點都達到溶解平衡,②p(Ba2+)=a時,即c(Ba2+)=10-amol·L-1時,p(SOeq\o\al(2-,4))>p(COeq\o\al(2-,3)),從而可知Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3);M點在BaCO3平衡曲線上方,p(Ba2+)、p(COeq\o\al(2-,3))均大于平衡值,此時溶液中c(Ba2+)、c(COeq\o\al(2-,3))均小于平衡線上的值,故不能生成BaCO3沉淀;M點在BaSO4平衡曲線下方,p(SOeq\o\al(2-,4))、p(Ba2+)小于平衡值,此時溶液中c(Ba2+)、c(SOeq\o\al(2-,4))均大于平衡線上的值,故能生成BaSO4沉淀。此類圖像沉淀溶解平衡直線,直線上任意一點都表示飽和溶液,直線上方或下方的任一點則表示不飽和溶液或過飽和溶液。3.沉淀溶解平衡滴定曲線沉淀溶解平衡滴定曲線,一般橫坐標為滴加溶液的體積;縱坐標為隨溶液體積增加,相應離子濃度的變化。突躍點表示恰好完全反應,曲線上的點都處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。利用突躍點對應的數(shù)據可計算對應沉淀的Ksp。已知:pAg=-lgc(Ag+),Ksp(AgCl)=1.8×10-10,如圖是向10mLAgNO3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1的NaCl溶液時,溶液的pAg隨著加入NaCl溶液的體積(單位:mL)變化的圖像。[提示:Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)]①由于:Ksp(AgCl)>Ksp(AgI),b線為AgNO3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1的NaCl溶液時,溶液的pAg隨著加入NaCl溶液的體積(單位:mL)變化的圖像。a線則為相同實驗條件下,把0.1mol·L-1的NaCl換成0.1mol·L-1NaI的滴定圖像。②同理滴加NaI滴定終點的pAg值大于6?!镜淅?2】一定溫度下,三種碳酸鹽MCO3(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+)的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。已知:pM=-lgc(M),p(COeq\o\al(2-,3))=-lgc(COeq\o\al(2-,3))。下列說法正確的是()A.MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大B.a點可表示MnCO3的飽和溶液,且c(Mn2+)=c(COeq\o\al(2-,3))C.b點可表示CaCO3的飽和溶液,且c(Ca2+)<c(COeq\o\al(2-,3))D.c點可表示MgCO3的不飽和溶液,且c(Mg2+)>c(COeq\o\al(2-,3))真題感知1.(2024·福建三明)下列事實能證明ROH是弱堿的是A.溶液呈酸性B.ROH溶液的導電能力小于鹽酸C.室溫下,ROH溶液pH約為11D.ROH溶液與溶液反應生成白色沉淀2.(2024·福建期末)在不同溫度下的水溶液中離子濃度曲線如圖所示,下列說法一定正確的是A.在c點溶液中加NH4Cl固體,可實現(xiàn)c點向d點移動B.a點和c點均為純水C.b點由水
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