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高考化学二轮复习精品课件 专题9 电解质溶液


专题九 电解质溶液

热点题型突破

考情分析:电解质溶液是高考中考点分布较多的内容之一, 题型主要有选择题和填空题,其考查内容主要有: (1)外界条件对弱电解质电离平衡的影响? (2)酸?碱混合后溶液酸碱性的判断及pH的简单计算?

(3)电解质溶液中离子浓度的大小比较?
(4)盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干灼烧后产物的判断?

从高考命题的变化趋势来看,溶液中离子浓度的大小比较是 主流试题?此类题目仍是今后高考命题的热点?这类题目考

查的内容既与盐的水解有关,又与弱电解质的电离平衡有
关?题目不仅偏重考查粒子浓度大小顺序,而且还侧重溶液 中的各种“守恒”(电荷守恒?物料守恒)关系的考查,从而

使题目具有一定的综合性?灵活性和技巧性?

考点1 弱电解质的电离平衡 电离平衡是一种动态平衡,当溶液的温度?浓度以及离子浓度

改变时,电离平衡都会发生移动,符合勒夏特列原理,其规律
是: (1)浓度:浓度越大,电离程度越小?在稀释溶液时,电离平衡向 右移动,而离子浓度一般会减小?

(2)温度:温度越高,电离程度越大?因电离是吸热过程,升温时平衡向右移动? (3)同离子效应:如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,增大了CH3COO-浓度,平衡 左移,电离程度减小;加入适当浓度盐酸,平衡也会左移? (4)加入能反应的物质,实质是改变浓度?如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶 液,平衡右移,电离程度增大?

考点2 溶液的酸碱性及pH的计算 1.溶液的酸碱性——取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的 相对大小 c(H+)>c(OH-) 酸性

c(H+)=c(OH-) 中性
c(H+)<c(OH-) 碱性

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(1)pH相同的酸(或碱),酸(或碱)性越弱,其物质的量浓度越大? (2)pH相同的强酸和弱酸溶液,加水稀释相同的倍数,则强酸溶液pH变化大;碱也如此? (3)酸与碱的pH之和为14,等体积混合时溶液的pH

若为强酸与强碱,则pH=7;
若为强酸与弱碱,则pH>7; 若为弱酸与强碱,则pH<7?

(4)等体积的强酸(pH1)和强碱(pH2)混合时溶液的酸 碱性

若二者的pH之和为14,则溶液呈中性,pH=7;
若二者的pH之和大于14,则溶液呈碱性;

若二者的pH之和小于14,则溶液呈酸性?

2.溶液pH的计算 (1)酸性溶液 先求溶液中氢离子浓度即c(H+),然后求溶液的pH? c(H+)的计算式为: ①强酸HnA:c(H+)=n×c(酸)

②强酸稀释:c(H+)=
③强酸混合:c(H+)=

c ( H ? )酸 ? V酸 V稀

c( H ? )1 ?V1 ? c( H ? )2 ?V2 V1 ? V2

④强酸与强碱混合:

c( H )酸 ? V酸 ? c(OH )碱 ? V碱 c?H ? ? V碱 ? V酸
?

?

?

(2)碱性溶液 先求c(OH-),再根据KW求c(H+),再由-lg[c(H+)]可得pH? ①强碱M(OH)n:c(OH-)=n×c(碱) ②强碱稀释:c(OH-)= ③强碱混合:c(OH-)=

c (OH ? )碱 ? V碱 V稀

④强酸与强碱混合:
c(OH-)=

c1 (OH ? )V1 ? c2 (OH ? )V2 V1 ? V2

c (OH ? )碱 V碱 ? c( H ? )酸 V酸 V碱 ? V酸

3.稀释后溶液pH的变化规律 (1)对于强酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH增大n个单位,即

pH=a+n(a+n<7)?
(2)对于强碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH减小n个单位,即 pH=b-n(b-n>7)? (3)对于弱酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH的范围是 a<pH<a+n(即对于pH相同的强酸与弱酸稀释相同倍数,强

酸pH变化的程度大)?

(4)对于弱碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH的范围是bn<pH<b(即对于pH相同的强碱与弱碱稀释相同倍数,强碱

pH变化的程度大)?
(5)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数,pH变 化也不同,其结果是强酸稀释后,pH增大比弱酸多(强碱?弱 碱类似)?

考点3 盐类的水解及应用 1.分析盐溶液的酸碱性,并比较酸?碱性的强弱?如等浓度的

Na2CO3?NaHCO3溶液均呈碱性,且碱性Na2CO3>NaHCO3
? 2.配制某些能水解的盐溶液时要防止水解?如配制FeCl3溶液, 要向FeCl3溶液中加入适量盐酸? 3.泡沫灭火剂的反应原理:

Al3++3HCO-3=Al(OH)3↓+3CO2↑

4.施用的氮肥是铵盐时不宜与草木灰混合使用? 5.明矾净水:明矾溶于水,生成胶状物氢氧化铝,能吸附水里悬

浮的杂质,并形成沉淀使水澄清?
6.热的纯碱溶液有较好的去油污效果?因为升温能促进盐类的 水解,使纯碱溶液的碱性增强,去油污的效果更好? 7.将活泼金属放在强酸弱碱盐的溶液里,会有气体逸出?例如 将少量镁条放入NH4Cl溶液中有H2放出?

8.判断溶液中离子能否大量共存时,需要考虑盐类的水解?如 Al3+与 HCO? 因发生双水解而不能大量共存? 3

9.分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的原因?如将AlCl3
溶液蒸干灼烧得到Al2O3而不是AlCl3?

考点4 溶液中粒子浓度大小的比较 1.类别 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析,如在H3PO4溶液中:c(H+)>c(H2PO4)>c(HPO

)>c(PO

)?
3? 4

2? (2)多元弱酸的正盐溶液 4

根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(CO )>c(HCO-3)>c(H2CO3)?
2? 3

)>c(OH-

(3)不同溶液中同一离子浓度的比较 要看溶液中其他离子对其的影响,如相同物质的量浓度的下列

溶液中:①NH4Cl?②CH3COONH4?③NH4HSO4,④
? NH4Al(SO4)2,c( NH4 )由大到小的顺序是③>④>①>②?

(4)混合溶液中各离子浓度的比较 混合溶液中各离子浓度比较时,首先看是否发生化学反应,再

看弱电解质的电离和盐类的水解等,最后考虑对电离和水
解的促进和抑制作用?如在0.1 mol/L的NH4Cl和0.1 mol/L 的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序为c(NH+4)>c(Cl)>c(OH-)>c(H+)?在该溶液中,NH3·H2O的电离与NH+4的 水解互相抑制,NH3·H2O的电离因素大于NH+4的水解因素, 溶液呈碱性:c(OH-)>c(H+),同时c(NH+4)>c(Cl-)?

2.有关守恒关系 (1)电荷守恒

电解质溶液呈电中性,即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离
子所带正电荷总数?如NaHCO3溶液中存在如下关
-)+2c( CO 2?)? ? 系:c(Na+)+c(H+)=c( HCO )+c(OH 3 3

(2)物料守恒 电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但遵循

原子守恒?如K2S溶液中有如下守恒关系:c(K+)=2c(S2)+2c(HS-)+2c(H2S)?

(3)质子守恒 电解质溶液中,由于电离?水解等过程的发生,往往存在质子

(H+)的转移,但转移过程中质子数量保持不变,称为质子守
恒?如在NaHS溶液中,存在NaHS的电离和水解,H2O的电离, 其质子转移情况可作如下分析:

根据质子守恒有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-),即 c(H2S)+c(H+)=c(S2-)+c(OH-)?

考点5 中和滴定 1.定义

用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的
碱(或酸)的实验方法? 2.原理 n(H+)=n(OH-),关键:准确测定参加反应的两种溶液的体积;准 确判断中和反应是否恰好完全反应?

3.仪器 (1)酸式滴定管:不能盛放碱液;

(2)碱式滴定管:不能盛放酸液或强氧化性溶液;
(3)锥形瓶?铁架台?滴定管夹?烧杯? 4.指示剂 选择变色灵敏?明显的作为指示剂?

5.操作 准备:查漏?洗涤?润洗?注液?赶气泡?调液面?读数;

滴定:移取待测液,加指示剂2~3滴,滴定?判断终点,读数;
计算:取两次或多次消耗标准液体积的平均值依方程式求待测 液浓度?

6.中和滴定的误差分析方法 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例,判断滴定误差原理:

V(HCl)·c(HCl)=V(NaOH)·c(NaOH)?c(NaOH)=

c( HCl )? V ( HCl ) V ( NaOH )

项目

操作不 当

具体内容

误差

酸式滴定管未用盐酸洗 1 仪器洗 涤 碱式滴定管未用NaOH溶 液洗 锥形瓶用NaOH溶液洗 滴定前有气泡,滴定后 无气泡 滴定前无气泡,滴定后 有气泡

偏高

偏低 偏高 偏高

2

气泡处 理

偏低

3

滴定

盐酸滴出瓶外
振荡时瓶内溶液溅出 前仰后平 前平后仰 前仰后俯 滴定终点时滴定管 尖嘴悬一滴溶液 指示剂变色即停止滴定

偏高
偏低 偏低 偏高 偏低 偏高 偏低

4

读数

5

其他

主干知识整合

一、弱电解质的电离平衡

二、盐类的水解

三、沉淀的溶解平衡 1.溶度积 溶解平衡:AmBn(s)??mAn (aq)+nBm (aq)
+ -

Ksp=[c(An )]m· [c(Bm )]n
+ -

应用 Qc>Ksp:溶液过饱和,生成沉淀; Qc=Ksp:溶液饱和,沉淀溶解平衡; Qc<Ksp:溶液未饱和,无沉淀生成。 2.应用 (1)计算溶液中离子浓度; (2)由溶液中离子浓度判断沉淀的溶解与生成方向; (3)沉淀转化的原因及实验现象。

要点热点探究 ? 探究点一 溶液的酸碱性及pH计算

1.pH的使用及计算中的几个误区 (1)pH=7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH=7的溶液才呈 中性,当在 100 ℃时,水的离子积常数为 1×10- 12,此时pH= 6 的溶液为中性溶液,pH>6时为碱性溶液,pH<6时酸性溶液。 (2)使用pH试纸测溶液pH时,若先用蒸馏水润湿,测量结果不一 定偏小。若先用蒸馏水润湿,相当于将待测液稀释了,若待测液 为碱性溶液,则所测结果偏小;若待测液为酸性溶液,则所测结 果偏大;若待测液为中性溶液,则所测结果没有误差。

(3)水的离子积常数表达式KW=c(H+)·c(OH-)中H+和OH- 不一定是水电离出来的。 c(H + ) 和 c(OH - ) 均指溶液中的总 浓度。任何水溶液中都存在这一关系,因此,在酸溶液中 酸本身电离出来的H+会抑制水的电离,而在碱溶液中,碱 本身电离出来的 OH- 也会抑制水的电离。而在含有弱酸根 离子或弱碱阳离子的溶液中水的电离会受到促进,因为弱 酸根离子或弱碱阳离子分别结合水电离出来的H+和OH-生 成弱酸或弱碱。

2.pH 和等于 14 的酸碱混合问题的判断与计算 pH 和等于 14 的意义:酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的 氢氧根离子的浓度。 (1) 等体积混合时:

(2)若混合后 pH 为 7,则溶液呈中性。 强酸强碱 ―→V(酸)∶V(碱)=1∶1 强酸弱碱 ―→V(酸)∶V(碱)>1∶1 弱酸强碱 ―→V(酸)∶V(碱)<1∶1

专题九 │ 要点热点探究

(3)强酸强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断

例1

[2011· 天津卷] 下列说法正确的是(

)

A.25 ℃时 NH4Cl 溶液的 KW 大于 100 ℃时 NaCl 溶液的 KW B . SO2 通 入 碘 水 中 , 反 应 的 离 子 方 程 式 为 SO2 + I2 + 2H2O===SO2 3 +2I +4H
- - + + +

C.加入铝粉能产生 H2 的溶液中,可能存在大量的 Na 、Ba2 、 AlO2 、NO3
- -

D.100 ℃时,将 pH=2 的盐酸与 pH=12 的 NaOH 溶液等体积 混合,溶液显中性

C 【解析】 水的离子积只与温度有关,温度一定,KW 一定, 温度越高,KW 越大,A 错;SO2 与 I2 发生氧化还原反应,产物应 为 SO2 4 ,B 错;与铝粉反应产生 H2 的溶液可能显碱性,也可能显


酸性,故碱性条件下 Na 、Ba2 、AlO2 、NO3 可以大量共存,C 对;
+ + - -

100 ℃下,KW>1×10

-14

,故 pH=12 的 NaOH 溶液浓度大于 pH

=2 的盐酸浓度,等体积混合后显碱性,D 错。

【点评】 若将本题 C 项中“可能”改成“一定”,该选项 仍然正确,因为根据题意“加入铝粉产生氢气”,则该溶液一定 为碱性溶液,因为若为酸性溶液,且有 NO3 存在,加入铝粉不会 产生氢气。


专题九 │ 要点热点探究

25 ℃时,KW=1.0×10 说法正确的是( )

-14

;100 ℃时,KW=5.5×10

-13

。下列

A.100 ℃时,pH=12 的 NaOH 溶液和 pH=2 的 H2SO4 恰 好中和,所得溶液的 pH=7 B.25 ℃时,0.2 mol· L 1Ba(OH)2 溶液和 0.2 mol· L 1HCl 等
- -

体积混合,所得溶液的 pH=7 C. 25 ℃时, 0.2 mol· L 1NaOH 溶液与 0.2 mol· L 1CH3COOH
- -

溶液恰好中和,所得溶液的 pH=7 D.25 ℃时,pH=12 的氨水和 pH=2 的 H2SO4 等体积混合, 所得溶液的 pH>7

D 【解析】 A 项, 100 ℃时, 中性溶液的 pH<7; B 项, Ba(OH)2 过量,所得溶液的 pH>7;C 项,NaOH 溶液和 CH3COOH 溶液恰 好中和时,因 CH3COO 水解而使溶液呈碱性,所得溶液的 pH>7; D 项,因氨水过量而使溶液呈碱性,所得溶液的 pH>7。


? 探究点二 溶液中的三个平衡——电离平衡、水解平衡以 及沉淀溶解平衡
1.电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三 大平衡。 这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系 的一个条件时,平衡向能减弱这种改变的方向移动。 2.电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只 与温度有关。 电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升 高而增大,因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。

3.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根 离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若水解程度大于电离程度,则溶液显碱性,如 NaHCO3、NaHS、Na2HPO4; ②若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性,如 NaHSO3、NaH2PO4。 4.沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成、溶解和转化在生产、 生活以及医疗中可用 来进行污水处理、物质提纯、疾病的检查和治疗。解决这类 问题时应充分利用平衡移动的原理加以分析。 当 Qc>Ksp 时,生成沉淀; 当 Qc<Ksp 时,沉淀溶解; 当 Qc=Ksp 时,达到平衡。

5.彻底的“双水解” 常见的含下列离子的两种盐混合时, 阳离子的水解和阴 离子的水解相互促进, 会发生较彻底的“双水解”反应。 需 要特别注意, 在书写这些物质的水解方程式时, 应用“=”, 并应将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。 ?CO2 3 ?HCO3 ? ? 2- Al3++?S ?AlO- ? 2
- - - 2- ? CO ? HCO ? 3 3? 3+ Fe +? - ? ?AlO2

3+ 如:3AlO- 2 +Al +6H2O===4Al(OH)3↓ 或 3[Al(OH)4]-+Al3+===4Al(OH)3↓ - 2- 3+ 3+ 其他如: NH+ 与 AlO ; SiO 与 Fe 、 Al 等离子混合。 4 2 3

此外,有些盐溶液在加热时,水解受到促进,而水解产物之一 为可挥发性酸,酸的挥发又促进水解,故加热蒸干这些盐的溶液得 不到对应的溶质,而是对应的碱(或对应的金属氧化物)。如:

但 Al2(SO4)3 和 Fe2(SO4)3 溶液蒸干时,因水解生成的 H2SO4 难 挥发,故水解反应不能进行彻底,最后所得的固体为溶液中溶质 Al2(SO4)3 和 Fe2(SO4)3。

例2

下列有关实验的说法正确的是(

)

A.将氯化铝溶液加热蒸发、烘干可得无水氯化铝固体 B.测量溶液的导电性可区分出试剂盐酸和醋酸,导电能力强 的是盐酸 C.含有大量 Fe3 、Al3 、NO3 的溶液呈酸性
+ + -

D.除去硫酸铝溶液中混有的硫酸镁,可加入足量烧碱,过滤, 向滤液中加入适量硫酸酸化

C

【解析】 A 项,在 AlCl3 溶液存在 Al3 的水解,在加热蒸


发时,平衡向水解方向移动,而生成的盐酸因氯化氢的挥发浓度变 小,更促进了其水解,最终得到 Al(OH)3,灼烧后得到 Al2O3 固体, A 错;B 项,溶液导电性强弱与溶液中离子浓度大小有关,而与溶 质是强、弱电解质无关,B 错;C 项,Fe3 、Al3 水解而使溶液呈酸
+ +

性,C 对;D 项,加入足量 NaOH,则又混入了新的杂质,应加入 Al(OH)3 来调节 pH,使 Mg2 沉淀,D 错。


【点评】 本题主要考查了弱电解质的电离和水解的有关知识。 利用某些离子的水解, 通过调节溶液 pH 来除去该离子是化学中常 用的方法,但本题 D 项极易忽视又引入新的杂质而造成错选。

为了配制 NH4 的浓度与 Cl 的浓度比为 1∶1 的溶液,可 在 NH4Cl 溶液中加入①适量 NH4NO3;②适量 NaCl;③适量氨水; ④适量 NaOH( A.①② ) B.②③ C.①③ D.②④





C 【解析】 在 NH4Cl 溶液中存在 NH4 +H2O
+ + -



NH3· H2O+H ,



使 c(NH4 )∶c(Cl)<1∶1,要使 c(NH4 )∶c(Cl )=1∶1,其方法是增大 NH4 的浓度,故选 C。


例3

在 0.10 mol· L


-1

硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分
+ -20

搅拌,有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成,当溶液的 pH=8 时,c(Cu2 )= ______________mol· L 1(Ksp[Cu(OH)2]=2.2×10 若在 0.1 mol· L
-1 +

)。
+ -

硫酸铜溶液中通入过量 H2S 气体, 使 Cu2 完全
0.2
-20

沉淀为 CuS,此时溶液中的 H 浓度是_______mol· L 1。
【答案】2.2×10
-8

2.2×10 Ksp 2+ 【解析】 c(Cu )= 2 L-1=2.2× - = -6 2 mol· c ?OH ? ?1×10 ? 10-8mol· L-1;将 H2S 气体通入 CuSO4 溶液中发生反应: Cu2++H2S===CuS↓+2H+,Cu2+完全沉淀时 c(H+)=2× 0.1 mol· L-1=0.2 mol· L-1。

【点评】 利用 Ksp 进行有关计算时,需要关注以下几点:①Ksp 是有单位的,在计算过程中,特别是将实际浓度代入表达式中 时,一般不用写出每种离子的浓度,在表达式最后写出所得离 子的单位即可,否则表达式显得太复杂;②在化学计算中,一 般认为某种离子的浓度小于 1×10 子完全沉淀。
-5

mol· L

-1

时, 即可看做该离

[2010· 海南化学卷]已知: Ksp(AgCl)=1.8×10 =1.5×10
+ -16

-10

, Ksp(AgI)

,Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10 )

- 12

,则下列难溶盐的饱和溶液

中,Ag 浓度大小顺序正确的是( A.AgCl>AgI>Ag2CrO4 B.AgCl>Ag2CrO4>AgI C.Ag2CrO4>AgCl>AgI D.Ag2CrO4>AgI>AgCl

C 【高考命题者说】该题的主要考点为难溶盐溶度积的应用。 AgCl 和 AgI 的化学式类似,它们溶解度(与阳离子或阴离子的饱和浓度一致)的 大小可直接比较溶度积大小。因为阳离子数和阴离子数之比为 1∶1,在饱 和溶液中,Ksp=c(Ag )c(X )(X 代表 Cl、I),c(Ag )= Ksp。而在 Ag2CrO4 3 + 2 + 2- 中,这一比值为 2∶1,Ksp=c(Ag ) · c(CrO4 ),c(Ag )= 2Ksp。因此,3 种饱和溶液中 c(Ag )的大小不能直接比较溶度积,只能按照以上算式对 Ag 浓度的数量级进行估算。估算结果 Ag2CrO4、AgCl、AgI 中 c(Ag )的 浓度约为 10 4、10 5、10 8,因此,选项 C 正确。选项 B 是直接按照溶度
- - - + + + + - +

积的大小比较, 是一个容易出现的错误选项。 选项 A 和选项 D 的错误比较 明显,对该题的正确选项干扰不大。 (引自教育部考试中心 2011 课程标准实验版《高考理科试题分析》第 228 页)

? 探究点三 溶液中的三个守恒——物料守恒、电荷守恒 以及质子守恒
1.物料守恒、电荷守恒和质子守恒 (1)电荷守恒:电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与 + 所有的阴离子所带的负电荷总数相等。如 NaHCO3 溶液中:n(Na ) - - - + + + n(H + ) = n(HCO 3 ) + 2n(CO 2 ) + n (OH ) 推出: c (Na ) + c (H )= 3 - 2- c(HCO- ) + 2 c (CO ) + c (OH )。 3 3 (2)物料守恒:电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生 变化变成其他离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子 + 的总数是不会改变的。如 NaHCO3 溶液中 n(Na )∶n(C)=1∶1,推 + - - 出:c(Na )=c(HCO3 )+c(CO2 3 )+c(H2CO3)。

(3)质子守恒: 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子 (H+)的物质的量应相等。例如在 NH4HCO3 溶液中 H3O+、 - H2CO3 为得到质子后的产物;NH3、OH-、CO2 3 为失去质 子后的产物,故有以下关系: c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3) - +c(OH-)+c(CO2 3 )。 2.离子浓度关系判断和离子浓度大小比较 一般来说, 有关离子浓度关系判断的试题要联想上述三 个守恒,或其中两个叠加、变形等。而离子浓度大小比较是 该部分内容中最常见的题型,除利用好上述守恒之外,还要 考虑多方面的影响因素。如:

BD 【解析】 NaHCO3 溶液中,HCO3 水解显碱性,其水解程
2 度比电离程度大,故 c(H2CO3)>c(CO3 ),A 错;Na2CO3 溶液中,根




据电荷守恒:c(Na )+c(H )=c(OH )+c(HCO3 )+2c(CO2 3 )①及物
+ + - - -

料守恒: c(Na )=2c(HCO3 )+2c(CO2 用②-①得, 3 )+2c(H2CO3)②,
+ - -

c(OH ) - c(H ) = c(HCO 3 ) + 2c(H2CO3) , B 对;根据 NaHCO3 + NaOH===Na2CO3+H2O,混合后得到物质的量浓度相同的 Na2CO3 与 NaHCO3 的 溶 液 , CO 2 3 的 水 解 程 度 大 于 HCO 3 , 故
- -







c(HCO3 )>c(CO2 C 错; CH3COONa 和 CH3COOH 的混合溶液中, 3 ),
- -

由电荷守恒可得 c(Na )+c(H )=c(CH3COO )+c(OH ),由于 pH = 7 ,所以 c(H ) = c(OH ) ,可推得 c(Na ) = c(CH3COO ) 。由于 CH3COOH 过量较少,故 c(CH3COO )>c(CH3COOH),D 对。
- + - + -









[2011· 广东卷] 对于 0.1 mol· L ( ) A.升高温度,溶液的 pH 降低

-1

Na2SO3 溶液,正确的是

B.c(Na )=2c(SO2 3 )+c(HSO3 )+c(H2SO3)
+ - -

C.c(Na )+c(H )=2c(SO2 3 )+2c(HSO3 )+c(OH )
+ + - - -

D.加入少量 NaOH 固体,c(SO2 3 )与 c(Na )均增大
- +

D 【解析】 Na2SO3 是弱酸强碱盐,溶液呈碱性,升高温度能促 进 Na2SO3 水解,溶液 pH 升高,故 A 错误;由物料守恒可得:c(Na ) =2[c(SO2 c(Na ) 3 )+c(HSO3 )+c(H2SO3)],故 B 错误;由电荷守恒得:
- - + +

+c(H )=2c(SO2 3 )+c(HSO3 )+c(OH ),故 C 错误;加入少量 NaOH
+ - - -

固体, 能抑制 SO2 故溶液中 c(SO2 D 正确。 3 的水解, 3 )和 c(Na )均增大,
- - +

下列溶液中微粒的物质的量关系正确的是( =c(HC2O4 )+c(H2C2O4)


)


A.将等物质的量的 KHC2O4 和 H2C2O4 溶于水配成溶液:2c(K ) B. ①0.2 mol/L NH4Cl 溶液、 ②0.1 mol/L(NH4)2Fe(SO4)2 溶液、 ③0.2 mol/L NH4HSO4 溶液、④0.1 mol/L(NH4)2CO3 溶液中,c(NH4 )大小: ③>②>①>④ C.0.1 mol/L CH3COONa 溶液与 0.15 mol/L HCl 等体积混合: c(Cl )>c(H )>c(Na )>c(CH3COO )>c(OH ) D.0.1 mol/L 的 KHA 溶液,其 pH=10,c(K )>c(A2 )>c(HA )
+ - - - + + - - +

>c(OH )



B


【解析】 A 项,命题者的意图是考查物料守恒,但忽视了
+ + + + - +

2 C2O4 的存在,错误;B 项,②中 Fe2 和 NH4 相互抑制水解,③中

NH4HSO4 电离出的 H 抑制 NH4 的水解, ④中 CO2 3 和 NH4 相互促进 水解,正确;C 项,0.1 mol/L CH3COONa 溶液与 0.15 mol/L HCl 等 体积混合反应后得到的溶液为 0.05 mol/L CH3COOH、0.025 mol/L HCl 和 0.05 mol/L NaCl 的混合溶液,c(Na )应大于 c(H ),错误;0.1 mol/L 的 KHA 溶液 pH=10,说明 HA 的水解程度大于其电离程度, 但无论水解还是电离,都是微弱的,故 c(HA )应大于 c(A2 ),错误。
- - - + +

例 5 [2010· 浙江卷 ] 已知:①25 ℃时弱电解质电离平衡常数: - Ka(CH3COOH)=1.8×10 5,Ka(HSCN)=0.13;难溶电解质的溶度积常 - 数:Ksp(CaF2)=1.5×10 10。 - - ②25 ℃时,2.0×10 3mol· L 1 氢氟酸水溶液中,调节溶液 pH(忽略 - 体积变化),得到 c(HF)、c(F )与溶液 pH 的变化关系,如图 9-1 所示:

图 9- 1

专题九 │ 要点热点探究

反应初始阶段,两种溶液产生 CO2 气体的速率存在明显差异的原因 是_______,反应结束后所得两溶液中,c(CH3COO )________c(SCN )。 (填“>”、“<”或“=”) (2)25 ℃时,HF 电离平衡常数的数值 Ka≈_______,列式并说明得出 该常数的理由_____________________。 (3)4.0×10 3mol· L 1HF 溶液与 4.0×10 4mol· L 1CaCl2 溶液等体积混
- - - - - -

合,调节混合液 pH 为 4.0(忽略调节时混合液体积的变化),通过列式计 算说明是否有沉淀产生。

【答案】(1)HSCN 的酸性比 CH3COOH 强,其溶液中 c(H )较 大,故其溶液与 NaHCO3 溶液的反应速率较快




<

3 (2)0.4 × 10 + - c?H ?· c?F ? + - 其中 c(H )、c(F )、c(HF)都是电离达到平衡时的 c?HF? + - 浓度,选择中间段图像求解。根据图像:pH=4 时,c(H )=10 4,

c(F )=1.6×10 3、c(HF)=4.0×10 4,Ka=0.4×10
- - -

-3

(3)有少量沉淀产生



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