高中化学鲁科版选择性必修1课件第3章物质在水溶液中的行为章末整合

章末整合第3章2021内容索引0102知识网络重难突破知识网络答案①温度②温度③电离④温度⑤生成⑥平衡状态⑦溶解

重难突破突破1溶液酸碱性及pH大小的判断典例1(双选)今有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是(

)编号①②③④pH111133溶液氨水氢氧化钠溶液醋酸盐酸A.③④中分别加入适量醋酸钠晶体后,两溶液的pH均增大B.②③两溶液等体积混合,所得溶液中c平(H+)<c平(OH-)C.分别加水稀释到体积为原来的10倍,四种溶液的pH:①>②>④>③D.V1L④与V2L①溶液混合后,若混合后溶液pH=7,则V1<V2答案BD解析③④均为酸,稀释后溶液pH均增大,A项正确。②③两溶液等体积混合后醋酸过量,溶液呈酸性,B错误。分别加水稀释到体积为原来的10倍,假设平衡不移动,那么①②溶液的pH=10,但稀释时氨水的电离平衡NH3·H2ON+OH-右移,使①pH>10,同理醋酸稀释后pH<4,C正确。①氨水是弱碱,其浓度远远大于④盐酸,所以混合后溶液pH=7时,需要的①氨水少,即V1>V2,D错误。规律总结溶液酸碱性的判断判断溶液酸碱性最根本的依据是c平(H+)和c平(OH-)的相对大小。若c平(H+)=c平(OH-),则溶液显中性;若c平(H+)>c平(OH-),则溶液显酸性;若c平(H+)<c平(OH-),则溶液显碱性。在常温下还有下列依据:(1)pH相同的酸,酸越弱,酸物质的量浓度越大;pH相同的碱,碱越弱,碱物质的量浓度越大。(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,碱也是如此。(3)常温时,酸与碱的pH之和为l4,等体积混合。①若为强酸与强碱,则pH=7②若为强酸与弱碱,则pH>7③若为弱酸与强碱,则pH<7规律:pH相当(pH之和为14),谁弱谁过量,谁弱显谁性。原因:酸和碱已电离的H+与OH-恰好中和,谁弱谁的H+或OH-有储备(即物质过量),中和后还能继续电离。(4)等体积强酸(pH1)和强碱(pH2)混合①若二者pH之和为14,则溶液呈中性,pH=7;②若二者pH之和大于14,则溶液呈碱性;③若二者pH之和小于14,则溶液呈酸性。(5)等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后溶液的pH的判断:强酸和强碱混合,pH=7;强酸和弱碱混合,pH<7;弱酸和强碱混合,pH>7;弱酸和弱碱混合,pH由强者决定;未注明酸、碱强弱时,pH无法判断。(6)对于任一混合溶液的酸碱性,可通过计算判断过量情况或溶质的成分,然后确定溶液的酸碱性。变式训练1室温时,下列混合溶液的pH一定小于7的是(

)A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合C.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡溶液等体积混合D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等体积混合答案C解析A项,由于NH3·H2O是弱碱,部分电离,其浓度远大于10-3

mol·L-1,故氨水过量,反应后溶液显碱性,同理,D项反应后的溶液也显碱性;B项,盐酸电离出的氢离子与氢氧化钡电离出的氢氧根离子的物质的量相等,它们恰好完全反应,反应后溶液显中性;C项,醋酸是弱酸,部分电离,其浓度远大于10-3

mol·L-1,与氢氧化钡反应后,醋酸过量,反应后溶液显酸性,即pH小于7,故C项符合题意。突破2化学平衡常数、水的离子积、电离平衡常数及溶度积的比较素能应用典例2(2020辽宁丹东高二期末)化学平衡常数(K)、电离常数(Ka、Kb)、溶度积常数(Ksp)等常数是表示、判断物质性质的重要常数。下列关于这些常数的说法正确的是(

)A.化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关,与催化剂无关B.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),说明相同物质的量浓度时,氢氰酸的酸性比醋酸强C.向硝酸银溶液中加入同浓度的氯化钠和溴化钠溶液,先产生浅黄色沉淀,则Ksp(AgBr)>Ksp(AgCl)D.当温度升高时,弱酸、弱碱的电离常数(Ka、Kb)变大答案D解析化学平衡常数只与温度有关,与浓度、压强、催化剂无关,故A错误;HCN和CH3COOH都是一元酸,浓度相同时,电离常数越小,说明酸的电离程度越小,氢离子浓度越小,溶液的酸性越弱,故氢氰酸的酸性比醋酸弱,故B错误;溶解度越小的越先沉淀,AgCl和AgBr结构相似,溶解度越小,溶度积就越小,故Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl),故C错误;弱酸、弱碱的电离过程是吸热过程,温度升高促进电离,弱酸、弱碱的电离常数(Ka、Kb)变大,故D正确。变式训练2化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质或变化的重要的常数。下列关于这些常数的说法中,正确的是(

)A.升高温度,化学平衡常数一定增大3COONH4溶液几乎呈中性,说明Ka(CH3COOH)与Kb(NH3·H2O)近似相等C.Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)由此可以判断AgCl(s)+I-==AgI(s)+Cl-不能够发生D.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),说明相同浓度时,NaCN溶液的pH比CH3COONa溶液小答案B解析化学平衡常数是一个温度常数,对于放热反应来说,温度越高,平衡常数越小,A错误;CH3COONH4溶液呈中性,说明N和CH3COO-在相同情况下的水解程度相同,从而说明在相同温度时Ka(CH3COOH)和Kb(NH3·H2O)近似相等,B正确;沉淀转化的实质是由相对难溶解的物质转化为更难溶解的物质,由Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)可知,AgI更难溶于水,C错误;Ka越大,说明该酸越易电离,对应弱酸根离子的水解程度越小,则CH3COONa溶液的pH比NaCN溶液小,D错误。突破3电解质溶液中的常见图像题知识铺垫的酸性强于HA点溶液的导电性大于b点溶液C.同浓度的NaA与NaB溶液中,c平(A-)=c平(B-)D.加水稀释到pH相同时,酸HA、HB用到的水的体积V(A)小于V(B)答案D解析酸性越弱,加水稀释后电离出的氢离子越多,pH越小,故HB的酸性弱于HA,故A错误;溶液的导电性取决于溶液中自由移动离子的浓度。在a、b两点的溶液中都有电荷守恒:c平(H+)=c平(OH-)+c平(A-)和c平(H+)=c平(OH-)+c平(B-),a点溶液的pH大于b点溶液,所以a点溶液中的c平(H+)小于b点溶液中的c平(H+),可以推知a点溶液中的离子的总浓度小于b点溶液中的离子的总浓度,所以a点溶液的导电性小于b点溶液的导电性,故B错误;酸的酸性越弱,酸根离子的水解程度越强,故同浓度的NaA与NaB溶液中,c平(A-)大于c平(B-),故C错误;根据图像可知,稀释到相同pH时,V(A)小于V(B),故D正确。规律总结1.酸、碱溶液稀释的图像(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸溶液稀释时的图像分别加水稀释到体积为原来相同的倍数,醋酸的pH大加水稀释到相同的pH,盐酸中加入的水多(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸溶液稀释时的图像

分别加水稀释到体积为原来相同的倍数,盐酸的pH大加水稀释到相同的pH,醋酸中加入的水多2.酸、碱中和滴定的图像解决酸碱中和滴定曲线类问题的关键是巧抓“5点”,即曲线的起点、恰好反应点、中性点、反应一半点和过量点,先判断出各个点对应的溶质及溶液的酸碱性,然后再进行相关的分析和判断。下面以室温时用

mol·L-1

NaOH溶液滴定20

mL

mol·L-1

HA溶液为例(如图),总结如何抓住滴定曲线的5个关键点:关键点离子浓度的关系起点(点①)起点为HA的单一溶液,0.1

mol·L-1

HA溶液的pH>1说明HA是弱酸;溶液中c平(HA)>c平(H+)>c平(A-)>c平(OH-)反应一半点(点②)点②溶液是等物质的量的NaA和HA的混合液,此时溶液pH<7,说明HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液中c平(A-)>c平(Na+)>c平(HA)>c平(H+)>c平(OH-)中性点(点③)此时溶液的pH=7,溶液呈中性,酸没有完全被中和,此时溶液中c平(Na+)=c平(A-)>c平(HA)>c平(H+)=c平(OH-)恰好完全反应点(点④)此时二者恰好完全反应生成NaA,NaA为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,c平(Na+)>c平(A-)>c平(OH-)>c平(HA)>c平(H+)过量点(点⑤)此时,NaOH溶液过量,得到NaA与NaOH等物质的量的混合液,溶液显碱性,溶液中c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)变式训练3(双选)(2020山东学业水平等级考化学,15)25℃时,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1,lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)随pH变化的关系如下图所示。Ka为CH3COOH的电离常数,下列说法正确的是(

)点时,c(CH3COOH)=c(CH3COO-)点时,pH=-lgKaC.该体系中,c(CH3COOH)=mol·L-1由7到14的变化过程中,CH3COO-的水解程度始终增大答案BC突破4确定电解质溶液中离子、分子浓度关系的几个原则典例4(双选)(2020辽宁丹东高二期末)在常温下,将某一元酸HA的溶液和NaOH溶液等体积混合,实验信息如下:下列判断不正确的是(

)A.c1一定大于的电离方程式是HAH++A-C.甲反应后溶液中:c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)D.乙反应后溶液中:c平(Na+)=c(HA)+c(A-)答案CD解析由实验甲可知HA为弱酸。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说明溶液呈中性,c平(OH-)=c平(H+),所以c平(A-)=c平(Na+),反应后生成NaA溶液,A-离子水解使溶液显碱性,故HA过量才能使溶液显中性,因此,原溶液浓度c1>0.2,A正确;HA是弱酸,HA的电离方程式是HAH++A-,B正确;反应后生成NaA溶液,A-离子水解显碱性,溶液中离子浓度大小c平(Na+)>c平(A-)>c平(OH-)>c平(H+),C错误;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说明溶液呈中性,c平(OH-)=c平(H+),所以c平(A-)=c平(Na+),c平(Na+)<c平(HA)+c平(A-),D错误。规律总结

(1)电中性原则。电解质溶液中,不论存在多少种离子,溶液总是呈电中性,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,也就是所谓的电荷守恒规律。(2)物料守恒原则。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,离子种类增多了,但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。物料守恒的另外一种重要形式是水电离出的H+的浓度与水电离出的OH-浓度相等(即质子守恒)。(3)电离程度小原则。该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度小,产生的离子浓度也就小。适用弱电解质的溶液中离子浓度大