高考总动员届高考化学一轮总复习专题综合练习第8章水溶液中的离子平衡Word文档下载推荐.docx
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(2)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K1>
K2>
K3>
……,故其酸性取决于第一步。
3.意义
―→
(1)电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱( )
(2)电离平衡常数(K)与温度无关( )
(3)不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同( )
(4)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1<
K2<
K3( )
【答案】
(1)√
(2)×
2.在Na2CO3中加醋酸产生CO2气体,试从电离平衡常数的角度解释原因。
【答案】 K(CH3COOH)=1.7×
10-5mol·
L-1;
K(H2CO3)=4.3×
10-7mol·
L-1。
醋酸的电离平衡常数大,酸性强,较强的酸可制备较弱的酸。
[基础能力提升]
1.(2014·
临安模拟)下列有关强、弱电解质的叙述正确的是
( )
A.强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的导电性强
B.强电解质的水溶液中不存在溶质分子
C.强电解质都是离子化合物,而弱电解质都是共价化合物
D.不同的弱电解质只要物质的量浓度相同,电离程度也相同
【解析】 强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强,与其浓度有关,故A错误;
强电解质也可以是共价化合物,如HCl,故C错误。
不同的弱电解质,即使浓度相同,电离程度也不一定相同,电离程度的大小还受其它因素影响,故D错误。
【答案】 B
2.下列有关电离平衡的叙述正确的是( )
A.电离平衡是相对的、暂时的,外界条件改变时,平衡就会发生移动
B.电离平衡时,由于分子和离子的浓度不断发生变化,所以说电离平衡是动态平衡
C.电解质在溶液里达到电离平衡时,分子的浓度和离子的浓度相等
D.电解质达到电离平衡后,各种离子的浓度相等
【解析】 电离平衡是化学平衡的一种,达到平衡时,反应仍在进行,分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等,各分子和离子的浓度不再变化,与分子和离子浓度是否相等没有关系,所以只有A正确。
【答案】 A
3.将浓度为0.1mol/LHF溶液加水不断稀释,下列各量始终保持增大的是( )
A.c(H+) B.Ka(HF)
C.
D.
【解析】 本题考查电离平衡,意在考查考生对电离平衡常数、电离程度的影响因素的掌握情况。
在0.1mol/LHF溶液中存在如下电离平衡:
HFH++F-,加水稀释,平衡向右移动,但c(H+)减小;
B项,电离平衡常数与浓度无关,其数值在稀释过程中保持不变;
C项,加水后,平衡右移,n(F-)、n(H+)都增大,但由于水电离产生的n(H+)也增大,在体积一样时,c(F-)<
c(H+),C项比值减小;
D项,变形后得
,稀释过程中c(F-)逐渐减小,故其比值始终保持增大。
【答案】 D
4.下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是( )
A.电离平衡常数(K)越小,表示弱电解质电离能力越弱
B.电离平衡常数(K)与温度无关
C.不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为:
K1<
K3
【解析】 电离平衡常数是表示弱电解质电离能力强弱的一个物理量,其值越小,表示弱电解质的电离能力越弱,A正确;
电离平衡常数K只与温度有关,B、C错误;
多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为:
K1>K2>K3,D错误。
5.某一元弱酸(用HA表示)在水中的电离方程式是:
HAH++A-,请回答下列问题:
(1)向溶液中加入适量NaA固体,以上平衡将向
(填“正”或“逆”)反应方向移动,理由是。
(3)在25℃时,将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH
)=c(Cl-),则溶液显性(填“酸”、“碱”或“中”);
用含a的代数式表示NH3·
H2O的电离常数Kb=。
【解析】
(1)向溶液中加入适量NaA固体,A-浓度增大,平衡将向逆反应方向移动。
(2)若向溶液中加入适量NaCl溶液,相当于稀释溶液,以上平衡将向正反应方向移动,但溶液中c(H+)、c(A-)减小,溶液中c(OH-)将增大。
(3)由溶液的电荷守恒可得:
c(H+)+c(NH
)=c(Cl-)+c(OH-),已知c(NH
)=c(Cl-),则有c(H+)=c(OH-),所以溶液显中性;
电离常数只与温度有关,则此时NH3·
H2O的电离常数Kb=
=
【答案】
(1)逆 加入NaA固体,c(A-)增大,平衡向c(A-)减小的方向即逆反应方向移动
(2)正 减小 增大 (3)中
1.牢记强、弱电解质的3种类别:
(1)强电解质:
强酸、强碱、绝大多数盐;
(2)弱电解质:
弱酸、弱碱、水。
2.理解电离平衡状态的2个特征:
(1)v(电离)=v(结合)≠0;
(2)分子、离子的浓度保持不变。
3.理解影响电离平衡的3个因素:
(1)温度
(2)浓度 (3)同离子效应。
4.弱电解质(如HAH++A-)的电离常数:
K=
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
知识点一 水的电离
1.水的电离方程式
H2O+H2OH3O++OH-,可简写为H2OH++OH-。
2.关于纯水的几个重要数据
3.水的电离平衡的影响因素
(1)温度:
温度升高,促进水的电离,KW增大;
温度降低,抑制水的电离,KW减小。
(2)酸、碱:
抑制水的电离。
(3)能水解的盐:
促进水的电离。
(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4,KW不变( )
(2)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同( )
(3)25℃与60℃时,水的pH相等( )
(4)常温下pH为2的盐酸中由H2O电离出的c(H+)=1.0×
10-12mol/L( )
(4)√
2.在pH=2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H+)与c(OH-)之间的关系是什么?
【答案】 外界条件改变,水的电离平衡发生移动,但任何时候水电离出c(H+)和c(OH-)总是相等的。
知识点二 溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
(1)c(H+)>c(OH-),溶液呈酸性;
(2)c(H+)=c(OH-),溶液呈中性;
(3)c(H+)<c(OH-),溶液呈碱性。
2.pH
(1)定义式:
pH=-lgc(H+)。
(2)溶液的酸碱性跟pH的关系:
室温下:
(3)适用范围:
0~14
(4)pH试纸的使用:
①方法:
把一小片pH试纸放在表面皿上,用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上,待试纸变色后,与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意:
pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释可能会产生误差。
广泛pH试纸只能测出整数值。
(1)用湿润的pH试纸测稀碱液的pH,测定值偏小。
(2)常温下pH为2的盐酸与等体积pH=12的氨水混合后所得溶液显酸性。
(3)100℃时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液呈中性。
(4)用广泛pH试纸测得0.10mol/LNH4Cl溶液的pH=5.2。
2.用pH试纸测pH时能否用蒸馏水湿润?
能否测定氯水的pH?
【答案】 pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿,否则待测液因被稀释可能产生误差;
不能用pH试纸测定氯水的pH,因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。
知识点三 酸碱中和滴定
1.实验原理
(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸),根据中和反应的等量关系来测定碱(或酸)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化,表示反应已完全,指示滴定终点。
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
<3.1红色
3.1~4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2~10.0粉红色
>10.0红色
2.实验用品
(1)仪器:
酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂:
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用:
试剂性质
滴定管
原因
酸性、氧化性
酸式滴定管
氧化性物质易腐蚀橡胶管
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃,致使玻璃活塞无法打开
3.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)滴定前的准备:
①滴定管:
查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
②锥形瓶:
注碱液→记读数→加酚酞指示剂。
(2)滴定:
(3)终点判断:
等到滴入最后一滴标准液,溶液由粉红色变为无色,且在半分钟内不变色,视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)操作步骤:
①仪器的洗涤:
滴定管(或移液管):
自来水→蒸馏水→所装溶液润洗。
锥形瓶:
自来水→蒸馏水(禁止用所装溶液洗涤)。
②装液调整液面:
装液,使液面一般高于“0”刻度,驱除玻璃尖嘴处的气泡。
③读数:
调整液面在“0”刻度或“0”刻度以下,读出初读数,记为“X.XXmL”,滴定终点,读出末读数,记为“YY.YYmL”,实际消耗滴定剂的体积为(YY.YY-X.XX)mL。
4.数据处理
按上述操作重复二至三次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据c(NaOH)=
计算。
(1)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断( )
(2)滴定前滴定管内无气泡,终点读数时有气泡,所测体积偏小( )
(3)酸性KMnO4溶液应该盛放在酸式滴定管中( )
(4)“中和滴定”实验中,容量瓶和锥形瓶用蒸馏水洗净后即可使用( )
(2)√ (3)√ (4)√
2.KMnO4(H+)溶液、溴水、Na2CO3溶液、稀盐酸应分别盛放在哪种滴定管中?
【答案】 强氧化性溶液、酸性溶液应盛放在酸式滴定管中,碱性溶液应盛放在碱式滴定管中。
即酸性KMnO4溶液、稀盐酸、溴水应盛放在酸式滴定管中,Na2CO3溶液应盛放在碱式滴定管中。
1.室温下,在pH=11的某溶液中,由水电离出的c(OH-)为( )
①1.0×
10-7mol/L ②1.0×
10-6mol/L ③1.0×
10-3mol/L ④1.0×
10-11mol/L
A.③ B.④ C.①或③ D.③或④
【解析】 该溶液中c(OH-)=10-3mol/L,c(H+)=10-11mol/L,若是碱溶液,则H+是H2O电离的,水电离的OH-与H+浓度均为10-11mol/L;
若是盐溶液(如Na2CO3),则OH-是H2O电离的,即水电离的c(OH-)=10-3mol/L。
2.对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是( )
A.HClB.13X3+
C.CH3COO-D.
【解析】 HCl是强电解质,溶于水电离出的H+抑制水的电离,A错误;
B、C中的粒子都能发生水解,从而促进水的电离,故B、C错误;
Cl-对水的电离平衡不产生影响,D正确。
3.下列溶液一定呈中性的是( )
A.c(H+)=c(OH-)=10-6mol/L的溶液
B.pH=7的溶液
C.使石蕊试液呈紫色的溶液
D.酸与碱恰好完全反应生成正盐的溶液
【解析】 溶液呈中性,则c(H+)=c(OH-),A正确;
和常温时相比,如果升高温度,水的KW增大,pH=7的溶液则会显碱性,B错误;
常温下在pH=5~8的溶液中石蕊均显紫色,所以C项中溶液可显酸性或碱性或中性;
D项中生成的正盐如果能够水解,溶液有可能不呈中性。
4.(2015·
成都二诊)常温下,pH=a和pH=b的两种NaOH溶液,已知b=a+2,则将两种溶液等体积混合后,所得溶液的pH接近于( )
A.a-lg2B.b-lg2
C.a+lg2D.b+lg2
【解析】 两种溶液中c(OH-)分别为10a-14mol/L、10b-14mol/L,等体积混合后c(OH-)=[10a-14mol/L+10b-14mol/L]/2=[(101×
10a-14)/2]mol/L,pOH=(14-a)-lg101+lg2≈12-a+lg2,pH=14-pOH=2+a-lg2=b-lg2。
5.某学生用0.2000mol·
L-1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸,其操作为如下几步:
①用蒸馏水洗涤碱式滴定管,并立即注入NaOH溶液至“0”刻度线以上
②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充满液体
③调节液面至“0”或“0”刻度线以下某一刻度,并记下读数
④移取20.00mL待测液注入洁净的锥形瓶中,并加入3滴酚酞溶液
⑤用标准液滴定至终点,记下滴定管液面读数
请回答:
(1)以上步骤有错误的是(填编号),该错误操作会导致测定结果(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。
(2)判断滴定终点的现象是:
锥形瓶中溶液从色变为色,且半分钟内不变色。
(3)根据下列数据:
请计算待测盐酸溶液的浓度为
mol/L。
滴定次数
待测液
体积(mL)
标准NaOH溶液读数记录(mL)
滴定前读数
滴定后读数
第一次
20.00
0.40
20.40
第二次
4.00
24.00
第三次
2.00
24.10
【解析】
(1)①用蒸馏水洗涤碱式滴定管后,不能立即注入NaOH溶液,应先用NaOH溶液润洗,否则所用NaOH溶液的体积偏大,导致测定盐酸的浓度偏大。
(2)酚酞试剂在酸性溶液中呈无色,当溶液呈弱碱性时,溶液呈粉红色。
(3)取前两次所用NaOH溶液体积的平均值(第三次误差较大,舍去),然后代入公式进行计算:
c(酸)V(酸)=c(碱)V(碱),故c(酸)=c(碱)V(碱)/V(酸)。
【答案】
(1)① 偏大
(2)无 粉红
(3)0.2000
1.牢记溶液酸碱性与c(H+)、c(OH-)之间的3个关系:
(1)c(H+)>
c(OH-),溶液呈酸性;
(3)c(H+)<
c(OH-),溶液呈碱性。
2.熟记pH计算的1个口诀:
酸按酸(H+),碱按碱(OH-);
同强相混直接算;
异强相混看过量;
无限稀释“7”为限。
3.掌握2种仪器(酸、碱式滴定管)的构造和使用:
(1)构造:
滴定管的“0”刻度在上,精确度为0.01mL。
(2)使用:
①滴定管使用四步骤:
查漏—洗涤—润洗—装液。
②酸式滴定管盛装酸性溶液和强氧化性溶液;
碱式滴定管盛装碱性溶液,二者不可混用。
第三节 盐类的水解
知识点一 盐类水解实质及规律
1.实质
3.水解的规律
有弱才水解,越弱越水解;
谁强显谁性,同强显中性。
盐的
类型
实例
是否
水解
水解的离子
溶液的
酸碱性
pH
(25℃)
强酸
强碱盐
NaCl、KNO3
否
中性
pH=7
弱碱盐
NH4Cl、
Cu(NO3)2
是
NH
、Cu2+
酸性
pH<7
弱酸
CH3COONa、
Na2CO3
CH3COO-、
CO
碱性
pH>7
4.水解方程式的书写
如:
NH4Cl的水解离子方程式:
+H2ONH3·
H2O+H+。
(1)多元弱酸盐水解:
分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解。
如Na2CO3的水解离子方程式:
+H2OHCO
+OH-。
(2)多元弱碱盐水解:
方程式一步写完。
FeCl3的水解离子方程式:
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
(3)阴、阳离子相互促进水解,水解程度较大,书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式:
Al3++3HCO
===Al(OH)3↓+3CO2↑。
(1)盐类水解一定促进水的电离( )
(2)NaHCO3的水溶液显碱性是因为HCO
水解程度大于其电离程度( )
(3)Na2CO3溶液中CO
水解后造成离子的种类增多( )
(4)pH=9的CH3COONa溶液和氨水中水的电离程度相等
【答案】
(1)√
(2)√ (3)√ (4)×
2.同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液相比,谁的pH较大?
为什么?
同浓度的Na2CO3和NaHCO3相比呢?
【答案】 Na2CO3溶液的pH大。
因为CH3COOH的酸性强于HCO
,则CO
结合H+的能力强于CH3COO-,即CO
水解程度较大,产生的c(OH-)较大,pH较大。
由于盐的一级水解大于二级水解,故Na2CO3溶液的pH比NaHCO3大。
知识点二 盐类水解的影响因素
1.内因:
弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱,就越易发生水解。
酸性:
CH3COOH>H2CO3
相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。
2.外因:
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
减小
浓度
(即稀释)
外加
酸碱
酸
弱碱阳离子水解程度减小
碱
弱酸阴离子水解程度减小
例如,不同条件对FeCl3水解平衡的影响:
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
条件
移动方向
H+数
现象
升温
向右
增多
颜色变深
通HCl
向左
颜色变浅
加H2O
加NaHCO3
生成红褐色沉淀,放出气体
(1)盐的浓度越大,水解的程度越大( )
(2)升高温度,朝盐类的水解方向进行,水解程度增大( )
(3)在CH3COONa溶液中加少量NaOH固体,CH3COONa的水解程度增大( )
(4)相同浓度的
和NaHCO3溶液pH大小关系:
>
NaHCO3( )
(2)√ (3)×
2.有人认为,向CH3COONa溶液中,加入少量冰醋酸,会与CH3COONa溶液水解产生的OH-反应,使平衡向水解方向移动,这种说法对吗?
【答案】 不对。
因为体系中c(CH3COOH)增大,抑制了CH3COO-的水解,会使平衡CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-左移。
1.在盐类发生水解的过程中,正确的说法是( )
A.盐的电离平衡被破坏
B.水的电离程度逐渐增大
C.溶液的pH发生了较大改变
D.水解后溶液一定呈酸性或碱性
【解析】 盐类水解是盐电离出的某些离子结合水所电离出的H+或OH-,破坏了水的电离平衡,促进了水的电离,A错误,B正确;
但水解程度是微弱的,故pH改变不大,C错误;
醋酸铵水解后,溶液仍呈中性,D错误。
2.下列水解的离子方程式正确的是( )
A.HCO
+H2OCO2↑+OH-
B.S2-+2H2OH2S+2OH-
C.Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+
D.CO
+OH-
【解析】 一般盐类水解程度很小,所以通常不放出气体或生成沉淀,即A、C选项错;
对于多元弱酸酸根离子应分步水解,B选项错,D选项正确。
3.下列各物质溶解于水时,电离出的离子能使水的电离平衡向右移动的是( )
A.CH3COOHB.Na2SO4
C.NH4ClD.HF
【解析】 结合选项,能使水的电离平衡向右移动的,是盐电离出离子的水解促进了水的电离。
【答案】 C
4.下列说法不正确的是( )
A.明矾能水解生成Al(OH)3胶体,可用作净水剂
B.水解反应NH
H2O+H+达到平衡后,升高温度平衡逆向移动
C.制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法
D.盐类水解反应的逆反应是中和反应
【解析】 明矾水解生成的氢氧化铝胶体有吸附性,可作净水剂,A正确。
水解反应为吸热反应,升高温度平衡正向移动,B不正确。
AlCl3、FeCl3、CuCl2溶液蒸干会促进三者的水解,最终生成它们的氢氧化物,C正确。
盐类水解反应是微弱的,可以说盐类水解反应的逆反应是中和反应,但不能说中和反应的逆反应是盐类水解反应,故D正确。
5.现有浓度均为0.1mol/L的五种电解质溶液:
A.Na2CO3 B.NaHCO3 C.NaAlO2 D.CH3COONa
E.NaOH
(1)这五
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- 高考 总动员 化学 一轮 复习 专题 综合 练习 水溶液 中的 离子 平衡