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文档简介

第八部分电解质溶液

在近年的高考中,弱电解质的电离平衡、溶液pH计算、酸碱中和滴定、盐类水解及难溶电解质的溶解

平衡都是高考化学试题的重点、热点和难点。

1.电解质溶液中的平衡

(1)电离平衡:

①规律:越热越电离,越稀越电离,酸和碱可抑制或促进电离。

②离子导电实力比较:离子浓度越大,所带电荷越多,导电实力越强。

③电离平衡常数:弱酸或弱碱达到电离平衡时,离子浓度之积与酸或碱浓度的比是一个常数,这个常

数就是电离平衡常数。

④水的离子积常数:

水的离子积常数不仅适用于水中,也适用于酸性或碱性溶液。不管哪种溶液当温度为25℃时,均有跖

=c(H+)-C(0H0=1X10H4O当温度上升时,及增大。

【特殊说明】

①溶液呈现酸、碱性的实质是C(H+)与c(OIT)的相对大小,不能只看pH,肯定温度下pH=6的溶液也

可能显中性,也可能显酸性,应留意温度。

②运用pH试纸时不能用蒸储水润湿。

③25℃时,pH=12的溶液不肯定为碱溶液,pH=2时溶液也不肯定为酸溶液,还可能为能水解的盐溶

液。

④溶液稀释时,不是全部离子的浓度都减小,有些离子浓度可能增大。若为酸溶液,则稀释时浓度

减小,OIF浓度增大;若为碱溶液,则稀释时OIT浓度减小,H,浓度增大。

【活学活用】

H2A=H++HA-KaiHA「二H'+A?-Ka2

HB三4+B「Ka

①若Ka>Kai>Ka2

HB+A2-=HA「+B「HB+HA-=H?A+B-2HB+A”=H2A+2B「

②若Kai>Ka>Ka2

HB+A2-=HA「+B「H?A+B「=HA「+HB

HB+HT=HzA+B「(不反应)

HA-+B-=A2-+HB(不发生)

H2A+2B-=A"+2HB(不发生)

③若Ka〔>Ka?>Ka

H?A+B「=HA「+HBHA「+B「=A"+HBH2A+2B-=A2-+2HB

2.溶液的pH计算方法:

水溶液中氢离子浓度的负对数叫做溶液的pHo

pH=-lgc(H+);pH=14+lgc(OH)

特殊说明:溶液混合或者反应,先推断酸碱性,再计算c(H+)或c(0H.),最终算pH。

c(昕)=«所泗+«°"飞匕

。+噎4+喙

3.盐的水解:

①水解实质:

盐电离出的离子使水的电离平衡发生移动,从而使溶液呈酸性或碱性。

②水解规律:有弱才水解,都弱都水解,谁强显谁性,两弱相对定;越热越水解,越弱越水解,越稀

越水解。

③重要的水解反应方程式:溶液显酸碱性的缘由

+

氯化镂:NH^+H2O^NH3-H2O+H

醋酸钠:-+H0-

CH3COO2CH3COOH+OH

碳酸钠:COr+H2OMHCOr+OH",HC0r+H20HH2C03+0H-

b++

A1CL溶液:Al+3H20MAl(0H)3+3H

3++

FeCL溶液:Fe+3H20^Fe(OH)S+3H

3+

NaHCOs与A1CL混合溶液:Al+3HCOr=Al(OH)3J+3C0=t

3+

NaAlO2与A1CL混合溶液:Al+3A1O2"+6H2O=4A1(OH)3I

4.离子浓度大小排序:

先考虑相互反应,然后分析反应后溶液中的离子,再进行分析。

特殊留意:既有电离平衡又有水解平衡的物质,例如:NaHC03>NaHSO3>NaHS、CH3COOH和CH3COONa,

NH3•NO和NH£1。

常考的离子依次:

①0.lmol/LNH4Cl溶液或0.Imol/LHCl和0.Imol/LN%•比0溶液等体积混合:

c(CD>c(NHj)>c(H+)>c(OH-);

②0.Imol/LHCl和0.2mol/LNH3-H20溶液等体积混合或pH=2盐酸和pH=12氨水等体积混合:c(NHj)>

c(CD>c(0H0>c(H+);

++

③0.2mol/LHCl和0.lmol/LNH3•H=0溶液等体积混合:c(CF)>c(H)>c(NH«)>c(Off)

④0.lmol/LCH3COONa溶液或0.Imol/LNaOH和0.lmol/LCH3COOH溶液等体积混合:

c(Na+)>c(CHsCOOO>c(OH)>c(H+);

⑤0.Imol/LNaOH和0.2mol/LCH3C00H溶液等体积混合或pH=2醋酸和PH=12NaOH溶液等体积混合:

++

c(CH3C000>C(Na)>c(H)>c(OH);

@0.2mol/LNaOH和0.lmol/LCH3C00H溶液等体积混合:

c(Na+)>c(OF)>c(CH3co0「)>c(H+)

⑦0.Imol/LNaHCOs溶液:

c(Na+)>c(HC(K)>c(OH-)>c(H+)>c(CO/)

⑧0.Imol/LNaHR溶液:

显酸性:c(Na+)>c(HR)>c(H+)>c(OH)>c(R2)

显碱性:c(Na")>c(HR-)>c(OH-)>c(H+)>c(R2-)

5.三个守恒的综合应用:

(1)电荷守恒:

NH£1溶液:c(NH/)+c(H*)=c(CF)+c(OH-);

++-2-

Na2cO3溶液:c(Na)+c(H)=c(HC03)+c(OH)+2c(C03)

NaHCOs溶液:c(Na+)+c(H+)=c(HC(V)+c(0H-)+2c(CO3")

【活学活用】

a.c(NHj)>c(CD>c(H+)>c(OH)(X)

b.若c(NHZ)=c(CD,则盐酸和氨水的混合溶液呈中性。

若c(NHQ>C(CF),则盐酸和氨水的混合溶液呈碱性。

若c(NHZ)<c(CD,则盐酸和氨水的混合溶液呈酸性。

【链接高考】

1.2024-1-12.298K时,在20.0mL0.10mol氨水中滴入0.10mol的盐酸,溶液的pH与所加盐酸的体

积关系如图所示。已知0.10mol氨水的电离度为1.32%,下列有关叙述正确的是

pHf

A.该滴定过程应当选择酚酗作为指示剂

B.M点对应的盐酸体积为20.0mL

C.M点处的溶液中c(NHj)=c(C「)=cW)=C(OH-)

D.N点处的溶液中pH〈12

解析:A.该滴定终点,溶液显酸性,选择酚髓(变色范围8T0)作为指示剂不合适,A错误。

B.盐酸体积为20.0mL溶液显酸性,M的盐酸体积小于20.0mL,B错误。

+

C.M点处的溶液中,c(『)=c(0IT),依据电荷守恒C(NH4)=C(C1"),但是,c(NHj)=C(C「)#C(H+)

=c(OH"),C错误。

D.由于氨水是弱酸,c(0H-)-1.32X10-3mol/L,所以N点处的溶液中pH〈12,D正确。

答案:Do

(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,但原子总是守恒的,存在物料守恒一一物料

守恒规律。

2--

Na2C03溶液:c(Na,)/2=c(C03)+c(HC03)+c(H2C03)

+

NaHCOs溶液:c(Na)=c(CO/)+c(HC(V)+c(H2C03)

(3)质子守恒:

在盐溶液中,由水电离出的氢离子浓度等于由水电离出的氢氧根离子浓度,对于强碱弱酸盐来说,溶

液中的氢氧根离子浓度等于水解消耗的氢离子和剩余氢离子浓度之和。

说明:

①质子守恒可以由电荷守恒和物料守恒推出。

②若出现困难离子关系式,可以先写出电荷守恒和物料守恒,然后推导得出。

【活学活用】

(1)Na2c和NaHC03混合溶液中的三个守恒

Na2cth和NaHCOs按2:1混合溶液

电荷守恒:c(Na*)+c(H+)=c(HC(V)+c(OH-)+2c(CO3)C待一a

+

物料守恒:c(Na)X3/5=c(CO/0+c(HC(V)+c(H2CO3)

质子守恒:

+

3c(0吐2c(HC(V)+5c(H2CO3)+3c(H)—c(C(V「)

(2)NH4HCO3和(NHJ2CO3溶液中的三个守恒:

①NHtHCOs溶液:

++

电荷守恒:C(NH4)+C(H)=C(OH-)+C(HC(V)+2c(C(V「)

+-

物料守恒:c(NH4)+c(NH3•H2O)=c(CO产)+c(HC03)+C(H2CO3)

质子守恒:

+

c(H)=c(OH)+C(NH3•H2O)+c(C0^)-c(H2CO3)

②(NHjCOs溶液:

电荷守恒:c(NHj)+c(H')=c(Off)+c(HC(V)+2c(CO,)

2--

物料守恒:c(NHZ)+c(NH3•H2O)=2X[c(C03)+c(HCOB)+C(H2CO3)]

+--

质子守恒:c(H)=c(0H)+C(NH3•H20)-C(HCO3)-2C(H2CO3)

6.溶液中的c(If)和由水电离出的c(H*)区分:

由水电离出的C(H+)和由水电离出的c(Off)始终是相等的,但溶液中的C®)和c(oir)却不肯定相等;

酸和碱溶液中的由水电离出的C®)和由水电离出的c(OH-)小于1X10:盐溶液中由水电离出的c(H,)和

c(0F)一般大于1X10工

由水电离出的c(0H「)等于IXICT"的溶液的pH=2或12,pH=2的溶液中由水电离出的c(H,)和由水电离

出的c(0H)等于1X10”或1x104但是,pH=2的酸溶液中由水电离出的c(H*)和由水电离出的c(OH)等于

1X10*不等于1X103pH=2的盐溶液中由水电离出的c(H')和由水电离出的C(OHO等于1X1(T不等于

1XIO-1%

7.酸碱中和滴定:

M制

2内

误差分析:只要看操作对V标的影响如何,假如操作使V标增大,则所测的待测液的浓度偏大,反之

则偏小。

(fW)•

凌田高于刻

刻度线度

线

用I

指示剂的选择:要求指示剂颜色变更明显,且滴定终点在指示剂变色范围。

滴定终点的推断答题模板:当滴入一滴XX标准溶液后,溶液变成XX色,且半分钟内不复原原来的

颜色。

【酸碱中和滴定曲线】

①看横纵坐标,搞清晰是酸加入碱中,还是碱加入酸中。

②看起点,起点可以看出酸性或碱性的强弱,在推断滴定终点时至关重要。

③找滴定终点和pH=7的中性点,滴定终点是n(酸)=n(碱)(一元酸碱),推断出滴定终点的酸碱性,再

确定pH=7的点的位置。

④分析滴定曲线中随意点,分析加入的酸碱过量状况,进行进一步的问题分析。

【链接高考】

1.2024-3-13.下列有关电解质溶液的说法正确的是

的)

A.向0.1molljiCKCOOH溶液中加入少量水,溶液中0CH,C(X)H减小

♦CH?COO-)

c,CHCOOHOH

B.将CH3C00Na溶液从20℃升温至30℃,溶液中^-')增大

C.向盐酸中加入氨水至中性,溶液中C(NHJ〉]

cCF

D.向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNOs,溶液中△~~^不变

c(Br)

解析:A.向0.ImolCH3COOH溶液中加入少量水,电离常数不变,溶液中c(CH3C00一)浓度减小,

烟)

c(CH.COOH)增大,人错误。

-

B.上升温度,水解平衡正移,c(CH3C000减小,C(CH3COOH)和c(0H)增大,

减小,B错误。

C.向盐酸中加入氨水至中性,依据电荷守恒溶液中c(NH;)=c(CF),C错误。

D.由于AgCl、AgBr的饱和溶液中,c(CT)=Ksp(AgCl)/c(Ag+),c(Br-)=Ksp(AgBr)/c(Ag+),同一溶液中

--

c(Ag。相等,c(Cl)/c(Br)=Ksp(AgCl)/Ksp(AgBr)o若向溶液加入少量AgNC)3,c(Ag。仍旧相等,所以

c(C1)/c(BE)的比值不变,D正确。

2.2024-2-12.变更0.Imol/L二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA"、A?一的物质的量分数5(X)

随pH的变更如图所示。

已知:

期=----------

下列叙述错误的是:

-

A.pH=l.2时,c(H2A)=C(HA)

B.lg[k2(H2A)]=-4.2

2-

C.pH=2.7时,c(HAD>c(H2A)=C(A)

D.pH=4.2时,c(HA")=c(A2-)=c(H+)

解析:A.依据图像,pH=1.2时,压A和HA「相交,则有C(H2A)=C(HA-),A正确;

2-+2-+2

B.依据pH=4.2点,c(A)=C(HA-),由于K?®A)=C(H)-C(A)/C(HA),lg[k2(H2A)]=c(H)=10^,B正确;

2--

C.依据图像,pH=2.7时,H2A和一相交,且c(HA)远远大于c(H/A)和c(A),则c(HA)>

2-

c(H2A)=C(A),C正确;

D.依据pH=4.2时,c(HAD=c(A2-)=0.05mol/L,而c(H+)=10-4,2,可知c(HA-)=c(A")>c(H+),D错误。

【对数坐标题的做法】

①看清题意,抓住重点

在解决问题之前,首先明确题目要求,了解须要解决的问题,联系相关学问。

②看懂图像,理解坐标

其次,须要细致探讨图像,重点了解坐标的含义,特殊是分析随着横坐标的变更,纵坐标如何变更,

为什么这样变更。同时,须要抓住图像的拐点和特殊的坐标点,进行分析,充分挖掘图像背后的隐含信

/官、o

③分析选项,正确选择

在理解题意,看懂图像之后,逐项分析,解决问题,正确作答。

3.2024年高考理综(I)13.常温下将NaOH溶液添加到己二酸(H?X)溶液中,混合溶液的pH与离子

浓度变更的关系如图所示。

叫*r:

*46♦}[

44kT.♦

40~।-1JI.:

•IJ@8@40.00.4OSU

।•组.*£!!?

<OIX)tfdleX)

下列叙述错误的是:

A.Kaz(H2X)的数量级为10*

B.曲线N表示pH与](/(跄)更关系

+C(HX)

C.NaHX溶液中c(H+)>c(0IT)2

D.当混合溶液呈中性时,c(Na+)>c(HX-)>c(X2-)>c(H+)=c(OH)

解析:本题应当首先确定两条曲线对应的横坐标。将NaOH溶液加入压X溶液中,反应过程中,pH不断

上升,溶液中的离子浓度不断变更。由二元弱酸的电离平衡常数可知:

2-+

Ige(X0/c(HX)=lgKa2/c(H)

-+

Ige(HX)/(H2X)=lgKal/c(H)

Kai>Ka?

+

当pH相等时,IgKai/cOT)>lgKa2/c(H),所以,曲线M表示pH与Ige(/)/c(HX「)的关系,曲线N表

示pH与Igc(HX-)/(HA)的关系。故,B选项正确。

+2--2-

A.分析Ka2,须要看M,Ka2(H2X)=c(H)•c(X)/c(HX),若取lgc(X')/c(HX)=0时,pH=5.4,所以,

4

Ka2(H2X)=10^,程(H2X)的数量级为10工故,A选项正确。

-2-+

C.NaHX溶液中,c(HX)>c(X),c(HX-)>c(H2X),故,5.4>pH>4.4,NaHX溶液中c(H)>c(OH

一),故,C选项正确。

-4446

C选项也可以利用电离常数和水解常数比较,Kai(H2X)=10-,Ka2(H2X)=10^,Kh(Hx->=Kw/Kal=10^,HA一

电离大于水解,溶液显酸性。

D.有曲线M可知,当pH>5.4时,lgc(X2-)/c(HX-)>0,BPc(X2-)>c(HX-),

8.难溶电解质的溶解平衡

①溶度积常数:

在肯定温度下,沉淀达到溶解平衡时,溶液中的离子浓度塞的乘积是一个常数,叫做溶度积常数。符号

为:Ksp

②推断方法:

通过对比溶度积和离子积的相对大小,可以推断难溶电解质的溶解状况。(Qc:有关离子浓度幕的乘积

称为离子积,符号为Qc)

Qc=KsP:溶液饱和,溶解平衡状态,沉淀量不变;

Qc>Ksp:析出沉淀;

Qc<Ksp:溶液未饱和,无沉淀析出。

阅历规律:对于同类型的难溶电解质来说,Ksp越大,溶解度越大,Ksp越小,溶解度越小。

③简洁计算:

a.利用溶度积计算溶解度或物质的量浓度;

b.利用溶度积计算溶液中某种离子起先沉淀的浓度;

c.利用溶度积计算溶液中某种离子,沉淀完全时其它离子的浓度或溶液的pH值(当溶液中某种离子浓

度小于lO^mol/L,可以看做沉淀完全)。

沉淀转化中Ksp的关系:向氯化银中滴加碘化钾后发生的反应方程式,及与两种沉淀的溶度积的关系:

Agci+i-=Agi+cr

K=Ksp(AgCl)/Ksp(Agi)

【特殊说明】

中学化学中全部平衡常数:化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常熟、盐的水解平

衡常数、难溶电解质的溶解平衡常数等,只受温度影响与浓度无关。若为吸热反应,则升温平衡正向移动,

平衡常数增大,反之亦然。

【链接高考】

1.2024-1-27.(5)若滤液中含Fe>和Mg"两种离子,其中c(Mg")=0.02mol/L,向溶液中加入双氧水

和磷酸(设溶液体积增加了1倍),恰好使Fe"完全变成FePO,沉淀,即溶液中c(Fe*)=lXmo"L,此时

是否有Mg3(PO")2沉淀生成?(列式计算)。

已知:FePO*、Mg3(POM的Q分别为1.3X10收、1.0X10%

解析:Fe"恰好沉淀完全时,c(Mg2+)=0.01mol/L,

351=17H2+3

c(P04)=1.3X101X10mol,L_l.3X10-mol,L,c(Mg)Xc"(P04)=

317

(0.01)X(1.3X10)M.7X10^°<XP[Mg3(P04)2],因此,不会生成Mg3(P03沉淀。

2.(2024年I卷)在化学分析中采纳KzCrO」为指示剂,以AgNOs标准溶液滴定溶液中的C「,利用Ag,

与CrO/一生成砖红色沉淀,指示到达滴定终点。当溶液中C「恰好完全沉淀(浓度等于1.0X10'mol•L)时,

溶液中c(Ag)为mol•L\此时溶液中c(CrO&,等于mol•L。

-10

(已知Ag2CrOa、AgCl的分别为2.OX10”和2.0X10)□

解析:C「恰好沉淀完全时,c(Cn^1.0X10^mol-L4,

c(Ag+)=2.OX1O_1O4-1X1O-5mol•^=2.0X10'5mol•I?,

24

c(CrO/)=2.OX10T2+(2.0X107)=5.0XlO^mol•L

3.2024-3-13.在湿法炼锌的

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