高中化学01电解质溶液Word文件下载.docx
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影响水电离的因素
加入酸或碱,抑制水的电离,加入易水解的盐、活泼金属或升温促进水的电离
pH计算公式(pH=-lgc(H+))
酸性溶液根据c(H+)求pH;
碱性溶液根据水的离子积表达式求出c(H+),再求pH
溶液的
酸碱性
酸或碱溶液
酸性溶液:
c(H+)>
c(OH-);
中性溶液:
c(H+)=c(OH-);
碱性溶液:
c(H+)<
c(OH-)
盐溶液
1.若强酸强碱盐,则溶液均为中性。
若为弱酸强碱盐或强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐,则“谁强显谁性”;
2.弱酸酸式盐水溶液酸碱性,取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性,如NaHSO3、NaH2PO4等;
若电离程度小于水解程度,溶液呈碱性,如NaHCO3、Na2HPO4等。
2.pH使用中的几个误区
(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时为酸性溶液。
(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.溶液中的c(H+)和水电离出来的c(H+)的区别
(1)室温下水电离出的c(H+)=1×
10-7mol·
L-1,若某溶液中水电离出的c(H+)<
1×
L-1,则可判断该溶液呈酸性或碱性;
若某溶液中水电离出的c(H+)>
L-1,则可判断出该溶液中存在能水解的盐,从而促进了水的电离。
(2)室温下,溶液中的c(H+)>
10-7mol·
L-1,说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液;
溶液中的c(H+)<
L-1,说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
4.酸碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH=a
弱酸
碱
强碱
pH=b
弱碱
注意:
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时,溶液的pH都不可能大于7或小于7,只能接近7。
5.溶液pH计算的一般思维模式
二、强弱电解质的对比
1.表格对比
比较对象
等物质的量浓度、等体积的盐酸(a)与醋酸(b)
相同pH、相同体积的盐酸(a)与醋酸(b)
c(H+)
pH
物质的量浓度
溶液导电性
中和NaOH的量
开始与金属反应产生H2的速率
与足量金属反应产生H2的体积
2.图像对比
情况一:
相同体积、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b),按要求画出图像。
分别与足量的锌粉发生反应。
(1)产生H2的体积(V)随时间(t)的变化图像。
(2)产生H2的速率v(H2)随时间(t)的变化图像。
(3)溶液的pH随时间(t)的变化图像。
情况二:
强弱电解质稀释问题
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数,醋酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多。
(2)相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多。
三、溶液中的两大平衡
1.对比分析电离平衡和水解平衡
电离平衡及水解平衡均属于化学平衡,均遵循勒夏特列原理,外界条件对两平衡的影响如表所示:
电离平衡(如CH3COOH溶液)
水解平衡(如CH3COONa溶液)
升高温度
促进电离,离子浓度增大
促进水解
加水稀释
促进电离,离子浓度(除OH-外)减小
促进水解,离子浓度(除H+外)减小
加入相应离子
加入CH3COONa固体,抑制电离
加入NaOH固体,抑制水解
加入反应离子
加入NaOH固体,促进电离
加入盐酸,促进水解
规律探究:
盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响,以氯化铁水解为例,当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时,学生应从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结,加以分析掌握。
2.强化记忆弱酸弱碱盐、酸式盐溶液的酸碱性
(1)弱酸弱碱盐双水解,其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
①两者水解程度相同时,溶液显中性,如CH3COONH4;
②弱碱阳离子水解程度大于弱酸阴离子水解程度时,溶液显酸性,如HCOONH4;
③弱酸阴离子水解程度大于弱碱阳离子水解程度时,溶液显碱性,如NH4HCO3。
(2)弱酸酸式盐水溶液酸碱性,取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性,如NaHSO3、NaH2PO4等;
②若电离程度小于水解程度,溶液呈碱性,如NaHCO3、Na2HPO4等。
3.溶液中的两大常数(选讲)
电离平衡常数、水的离子积常数是溶液中的两大常数,它们均只与温度有关。
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反应。
有关常数的计算,要紧紧围绕它们只与温度有关,而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
CH3COONa、CH3COOH溶液中,Ka、Kh、Kw的关系是Kw=Ka·
Kh。
四、溶液中微粒浓度变化与关系
1.溶液中的离子浓度大小比较
溶液的组成
规律
示例
多元弱酸溶液
c(H+)>c(一级电离离子)>
c(二级电离离子)>c(OH-)
H3PO4溶液中:
_____________。
一元弱酸正盐溶液
c(阳离子)>c(水解离子)>c(OH-)>c(H+)
CH3COONa溶液中:
____________
__________________。
二元弱酸正盐溶液
c(阳离子)>c(水解离子)>c(显性离子)>c(二级水解离子)>c(水电离的另一离子)
Na2CO3溶液中:
二元弱酸酸式盐溶液
c(阳离子)>c(水解离子)>c(显性离子)>c(水电离的另一离子)>c(酸根离子)
NaHCO3溶液:
______________
___________________________。
不同溶液同一离子浓度
溶液中其他离子对其影响
相同物质的量浓度的下列溶液中:
①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c(NH
)由大到小的顺序为:
_______________________。
混合溶液
对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、水解等因素
0.1mol·
L-1NH4Cl溶液和0.1mol·
L-1的氨水混合溶液中,各离子浓度大小的顺序为:
2.酸碱中和型离子浓度的大小比较
【练一练】常温下amol/LCH3COOH稀溶液和bmol/LKOH稀溶液等体积混合,下列判断一定错误的是()
A.若c(OH-)>
c(H+),a=bB.若c(K+)>
c(CH3COO-),a>
b
C.若c(OH-)=c(H+),a>
bD.若c(K+)<
c(CH3COO-),a<
3.抓住三大守恒
(1)电荷守恒:
电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。
根据电荷守恒,可准确快速解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。
如:
NaHCO3溶液中:
c(Na+)+c(H+)=c(HCO
)+2c(CO
)+c(OH-)。
(2)物料守恒:
物质发生变化前后,有关元素的存在形式不同,但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。
根据物料守恒,可准确快速解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。
L-1NaHCO3溶液中:
c(Na+)=c(HCO
)+c(CO
)+(H2CO3)=0.1mol·
L-1。
(3)质子守恒:
在电离或水解过程中,会发生质子(H+)转移,但质子转移过程中其数量保持不变。
在Na2CO3或NaHCO3溶液中,可用以下图帮助理解质子守恒:
①Na2CO3溶液:
所以c(OH-)=c(HCO
)+2c(H2CO3)+c(H3O+),
即c(OH-)=c(HCO
)+2c(H2CO3)+c(H+)。
②NaHCO3溶液
所以:
c(OH-)+c(CO
)=c(H2CO3)+c(H+)。
另外,将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立,通过代数运算消去其中某离子,即可推出该溶液中的质子守恒。
4.三个重要的规律
(1)一般而言,等浓度的弱酸与弱酸盐混合,电离程度大于水解程度,溶液呈酸性;
特例:
HCN、NaCN混合液除外,它们的溶液呈碱性,水解程度大于电离程度。
(2)对于存在电离和水解过程的NaHA溶液:
若溶液呈酸性,则电离程度大于水解程度,则c(A2-)>c(H2A);
若溶液呈碱性,则电离程度小于水解程度,则c(H2A)>c(A2-)。
(3)仅含4种离子的溶液,可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。
①CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性,故c(OH-)>c(H+),则_____;
②NH3·
H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性,故c(H+)>c(OH-),则_____。
例题解析
题型1:
水的电离与溶液pH的计算问题
例1:
常温下,在等体积①pH=0的硫酸、②0.01mol/LNaOH溶液、③pH=10的纯碱溶液、④pH=5的NH4Cl溶液中,水电离程度的大小顺序是()
A.①>
②>
③>
④B.②>
①>
④>
③C.③>
①D.④>
①
例2:
水的电离常数如图两条曲线所示,曲线中的点都符合c(H+)×
c(OH–)=常数,下列说法错误的是()
A.图中温度T1>
T2
B.图中五点Kw间的关系:
B>C>A=D=E
C.曲线a、b均代表纯水的电离情况
D.若处在B点时,将pH=2的硫酸溶液与pH
=12的KOH溶液等体积混合后,溶液显碱性
例3:
25℃时,在等体积的①pH=0的H2SO4溶液,②0.05mol/L的Ba(OH)2溶液,③pH=10的Na2S溶液,④pH=5的NH4NO3溶液中,发生电离的水的物质的量之比是()
A.1:
10:
10
:
B.1:
5:
5×
C.1:
20:
D.1:
例4:
(双选)常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液,关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是()
A.b不可能显碱性B.a可能显酸性或碱性
C.a不可能显酸性D.b可能显碱性或酸性
例5:
(双选)常温下,将pH=a的某一元酸HA溶液与pH=b的NaOH溶液等体积混合,充分反应。
下列叙述一定正确的是()
A.若n(HA)=n(NaOH),则a+b≥14
B.若n(HA)>n(NaOH),则a+b<14
C.若混合后溶液pH=7,则n(HA)≥n(NaOH)
D.若混合后溶液pH>7,则n(HA)<n(NaOH)
【方法提炼】pH和等于14的酸碱混合问题的判断
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)已知酸、碱溶液的pH之和为14,则等体积混合时:
pH=7
pH>
pH<
(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14,若混合后溶液的pH为7,溶液呈中性,则:
―→V酸∶V碱=1∶1
―→V酸∶V碱>
1∶1
―→V酸∶V碱<
(3)强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断:
题型2:
强弱电解质的对比
常温下,关于浓度均为0.1mol/L的盐酸、硫酸、醋酸溶液的说法不正确的是()
A.等体积的三种酸中加入等量NaOH,反应后溶液的pH值:
醋酸>盐酸>硫酸
B.与等物质的量NaOH溶液反应,消耗三种酸的体积:
硫酸>盐酸=醋酸
C.同浓度NaHCO3溶液与三种酸反应,产生气体的起始速率:
硫酸>盐酸>醋酸
D.三种溶液的pH值:
pH=2的两种一元酸x和y,体积均为100mL,稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。
分别滴加NaOH溶液(c=0.1mol·
L-1)至pH=7,消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy,则()
A.x为弱酸,Vx<
VyB.x为强酸,Vx>
Vy
C.y为弱酸,Vx<
VyD.y为强酸,Vx>
题型3:
酸性强弱排序的应用
(双选)已知常见几种酸的酸性排序如下:
H2CO3>
H2S>
>
HS-
则下列反应可能发生的是()
A.NaHCO3+NaHS→Na2CO3+H2S
B.H2S+Na2CO3→NaHS+NaHCO3
C.Na2S+H2O+CO2→NaHS+NaHCO3
D.H2S+NaHCO3→NaHS+H2CO3
(双选)25℃时,弱酸的酸性排序如下:
CH3COOH>
H2CO3>
HCN>
HCO3-
下列表述错误的是()
A.CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-
B.相同温度时三种溶液的pH关系:
Na2CO3>
NaCN>
CH3COONa
C.等体积、等物质的量浓度的CH3COOH和Na2CO3反应后的溶液呈碱性
D.amol/LHCN与bmol/LNaOH等体积混合溶液c(Na+)>
c(CN-),则a一定小于b
题型4:
离子浓度大小比较
向三份均为100mL0.5mol·
L-1NaHCO3溶液中,分别加入少量冰醋酸、Ca(OH)2固体、NaAlO2固体(忽略溶液体积变化),则三份溶液中c(CO32-)的变化依次为()
A.减小、减小、增大B.减小、增大、增大
C.增大、减小、减小D.减小、增大、减小
(双选)向NaOH(aq)滴入HAc(aq)的过程中,溶液中离子浓度的大小可能正确的是()
A.c(OH-)=c(Na+)>
c(Ac-)>
c(H+)B.c(Na+)>
c(OH-)=c(Ac-)>
c(H+)
C.c(Na+)>
c(OH-)>
c(H+)D.c(H+)>
c(Na+)>
c(OH-)
(双选)25℃时,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系不正确的是()
A.0.1mol·
L-1CH3COONa溶液与0.1mol·
L-1HCl溶液等体积混合:
c(Na+)=c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(OH-)
B.0.1mol·
L-1NH4Cl溶液与0.1mol·
L-1氨水等体积混合(pH>7):
c(NH3·
H2O)>c(NH
)>c(Cl-)>c(OH-)
C.0.1mol·
L-1Na2CO3溶液与0.1mol·
L-1NaHCO3溶液等体积混合:
c(Na+)=c(CO
)+c(HCO
)+c(H2CO3)
D.0.1mol·
L-1Na2C2O4溶液与0.1mol·
L-1HCl溶液等体积混合(H2C2O4为二元弱酸):
2c(C2O
)+c(HC2O
)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)+c(Cl-)
(双选)下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是()
A.常温下,CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH=7,c(Na+)=0.1mol·
L-1]:
c(Na+)=c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)=c(OH-)
B.在0.1mol·
L-1Na2CO3溶液中:
c(OH-)-c(H+)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)
C.向0.2mol·
L-1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol·
L-1NaOH溶液:
c(CO32-)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)
D.在0.1mol·
L-1NaHCO3溶液中:
c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H2CO3)
(双选)某天然碱的化学式可表示为2Na2CO3·
NaHCO3·
2H2O,取少量该物质溶于水得稀溶液,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系错误的是()
A.c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
B.c(CO32-)>
c(HCO3-)>
c(OH-)>
c(H+)
C.3c(Na+)>
5c(CO32-)+5c(HCO3-)
D.将该溶液与少量NaOH溶液混合后:
c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)
题型5:
酸碱滴定及其图像问题
20℃时向20mL0.1mol·
L-1醋酸溶液中不断滴入0.1mol·
L-1NaOH(aq),溶液pH变化如图所示。
此过程中溶液中离子浓度的关系错误的是()
A.a点:
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
B.b点:
c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)
C.c点:
c(H+)=c(CH3COOH)+c(OH-)
D.d点:
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
常温下,向20.00mL0.100mol·
L-1CH3COONa溶液中逐滴加入0.100mol·
L-1盐酸,溶液的pH与所加盐酸体积的关系如下图所示(不考虑挥发)。
下列说法正确的是()
A.点①所示溶液中:
c(CH3COOH)=c(Cl-)>c(OH-)=c(H+)
B.点②所示溶液中:
c(Na+)>c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(CH3COOH)
C.点③所示溶液中:
c(CH3COOH)>c(Na+)>c(H+)>c(CH3COO-)
D.整个过程中可能出现:
c(H+)+c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)
(双选)常温下,用0.100mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL0.100mol/LHCl和20.00mL0.100mol/L醋酸溶液,得到如下图2条滴定曲线,以HA表示酸,下列说法正确的是()
A.滴定盐酸的曲线是图1
B.达到B、D状态时,两溶液中离子浓度均为c(Na+)=c(A-)
C.达到B、E状态时,反应消耗的n(CH3COOH)>
n(HCl)
D.当0mL<
V(NaOH)<
20.00mL时,对应混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为:
c(A-)>
c(Na+)>
c(H+)>
常温下,向20mL0.1mol/L酒石酸(用H2T表示)溶液中逐滴滴加等物质的量浓度的NaOH溶液。
有关微粒的物质的量与混合溶液的pH有如图关系。
A.VNaOH=10mL时,溶液中存在:
[Na+]=2[H2T]+2[HT-]+2[T2-]
B.VNaOH=20mL时,溶液中存在:
[Na+]>[HT-]>[H+]>[H2T]>[T2-]
C.VNaOH=30mL时,溶液中存在:
[Na+]>[HT-]>[T2-]>[OH-]>[H+]
D.VNaOH=40mL时,溶液中存在:
[OH-]=[HT-]+2[H2T]+[H+]
【方法提炼】巧抓“四点”,突破“粒子”浓度关系
1.抓反应“一半”点,判断是什么溶质的等量混合;
2.抓“恰好”反应点,生成什么溶质,溶液呈什么性,是什么因素造成的;
3.抓溶液“中性”点,生成什么溶质,哪种反应物过量或不足;
4.抓反应“过量”点,溶质是什么,判断谁多、谁少还是等量。
题型6:
综合题型
已知水在25℃和100℃时,其电离平衡曲线如下图所示:
(1)25℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”),请说明理由:
___________________
______________________________________________________。
(2)25℃时,pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为
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- 高中化学 01 电解质 溶液