高考化学高频考点归纳Word格式.docx
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1)相同体积、相同浓度的HCl(a)和CH3COOH(b),分别与足量的锌粉发生反应,按要求画出图像。
①产生H2的体积V(H2)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。
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。
pH=11的x、y两种碱溶液各5mL,分别稀释至500mL,其pH与溶液体积(V)的关系如图所示。
A.x是强碱,y是弱碱
B.若x、y是一元碱,则等物质的量浓度的x的硝酸盐溶液的pH比y的硝酸盐溶液大
C.若x、y是一元碱,室温下pH=11的x、y两种碱溶液的浓度相同
D.完全中和x、y两溶液时,消耗同浓度稀硫酸的体积V(x)>V(y)
【答案】B
2020年高考化学之高频考点(03)
弱电解质的电离平衡
(1)外界条件对电离平衡的影响
内因
弱电解质本身的性质,是决定因素
外因
温度
电离是吸热过程。
温度升高,电离程度增大;
反之,电离程度减小
浓度
增大弱电解质的浓度,电离平衡向电离方向移动
加水稀释,电离平衡向电离方向移动
同离子效应
在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质,电离平衡向生成弱电解质分子的方向移动
化学反应
若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应,电离平衡向电离方向移动
(2)电离平衡属于化学平衡,当外界条件改变时,弱电解质的电离平衡也会发生移动,平衡移动也遵循勒夏特列原理。
以CH3COOHCH3COO-+H+ΔH>0为例:
改变
条件
平衡移动方向
c(CH3COOH)
n(H+)
c(H+)
c(CH3COO-)
电离
程度
导电
能力
电离平衡常数
加水稀释
→
减小
增大
减弱
不变
加少量冰醋酸
增强
通入HCl气体
←
加NaOH固体
加CH3COONa固体
加入镁粉
升高温度
25℃时,将浓度和体积分别为c1、V1的一元强碱ROH溶液和c2、V2的一元弱酸HA溶液相混合,下列关于该混合溶液的叙述正确的是
A.若pH>
7时,则一定是c1V1
=c2V2
B.只有当pH<
7时,才能满足c(R+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)
C.当pH=7时,若V1
=V2,则一定是c1>
c2
D.若V1=V2、c1=c2,则c(A-)+c(HA)=c(R+)
【答案】D
2020年高考化学之高频考点(04)
电离平衡常数的计算和应用
(1)表达式
(3)应用
①根据电离平衡常数判断弱酸或弱碱的相对强弱
在相同温度下,电离平衡常数越大,表明弱电解质越易电离,对应的酸性或碱性越强。
对于多元弱酸,酸性的强弱主要取决于第一步电离,故应根据Ka1进行判断。
②利用电离平衡常数计算某离子浓度
若已知c(HX)和电离平衡常数K,求c(X−)。
因弱酸电离程度很小,c(HX)−c(X−)≈c(HX)。
则c(X−)=,代入数值求解即可。
在运用电离平衡常数表达式进行计算时,浓度必须是平衡时的浓度。
当涉及的浓度数值相差百倍以上时,可以忽略数值小的一方。
但相差不大时,不能忽略数值小的一方。
已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:
弱酸化学式
HA
H2B
电离平衡常数(25℃)
Ka=1.7×
10-6
Ka1=1.3×
10-3
Ka2=5.6×
10-8
则下列有关说法正确的是
A.NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为:
c(Na+)>
c(HB-)>
c(B2-)>
c(H2B)
B.等物质的量浓度的各溶液pH关系为:
pH(Na2B)>
pH(NaHB)>
pH(NaA)
C.向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为:
B2-+2HA=2A-+H2B
D.将amol/L的HA溶液与amol/L的NaA溶液等体积混合,混合液中:
c(A-)
【答案】A
2020年高考化学之高频考点(05)
弱电解质分布系数的图像分析
分布系数是指弱电解质溶液中,某一组分的平衡浓度占总浓度的分数,常用δ表示。
分布曲线是以pH为横坐标,分布系数为纵坐标,分布系数与溶液pH之间的关系曲线。
(1)一元弱酸:
以醋酸为例,对于总浓度为c的CH3COOH溶液,溶液中与CH3COOH相关的只有c(CH3COOH)和c(CH3COO-)两种,则c=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),从图1中得出:
CH3COOH分布系数为δ0,CH3COO-分布系数为δ1,δ1随着pH的升高而增大,δ0随着pH的升高而减小。
当pH<
pKa时,主要形体是CH3COOH;
当pH>
pKa时,主要形体是CH3COO-。
δ0与δ1曲线相交在δ0=δ1=0.5处,此时c(CH3COOH)=c(CH3COO-),即pH=pKa,CH3COOH和CH3COO-各占一半。
这一结论可应用于任何一元弱酸(碱)。
同时,只要知道某一元弱酸(碱)在一定pH的分布系数和酸(碱)的分析浓度,就很容易计算它在该pH时的平衡浓度。
(2)二元酸:
以草酸为例(碳酸与之相似),其δ与pH曲线如图2所示,δ0为H2C2O4、δ1为C2O42—、δ2为C2O42—。
由图2看出,当溶液的pH=pKa1时δ0=δ1,pH=pKa2时δ1=δ2。
pKa1时,H2C2O4占优势;
在pKa1<
pH<
pKa2区间,HC2O4—占优势;
pKa2时,C2O42—为主要存在形体。
由计算可知,在pH=2.75时HC2O4—占94.2%,而H2C2O4和C2O42—分别为2.6%和3.2%,说明在HC2O4—占优势的区域内,三种形体可以同时存在。
[2018天津]LiH2PO4是制备电池的重要原料。
室温下,LiH2PO4溶液的pH随c初始(H2PO4–)的变化如图1所示,H3PO4溶液中H2PO4–的分布分数δ随pH的变化如图2所示[
]。
下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是
A.溶液中存在3个平衡
B.含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43–
C.随c初始(H2PO4–)增大,溶液的pH明显变小
D.用浓度大于1mol·
L-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3,当pH达到4.66时,H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
2020年高考化学之高频考点(06)
水的电离和溶液的酸碱性
一、外界因素对水电离的影响
二、溶液酸碱性与pH的计算
1.溶液pH的计算
①单一溶液
2.酸碱混合的有关规律
(1)等体积的强酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25℃)
若混合前pH1+pH2>
14,则混合后溶液呈碱性,pH混>
7;
若混合前pH1+pH2=14,则混合后溶液呈中性,pH混=7;
若混合前pH1+pH2<
14,则混合后溶液呈酸性,pH混<
7。
(2)强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时,二者的体积关系(25℃)
若pH1+pH2=14,则V酸=V碱;
若pH1+pH2≠14,则
10pH1+pH2−14。
(3)等体积的强酸(pH1)与弱碱(pH2)混合(25℃),若pH1+pH2=14,由于弱碱过量,pH混>
(4)等体积的弱酸(pH1)与强碱(pH2)混合(25℃),若pH1+pH2=14,由于弱酸过量,pH混<
三、溶液稀释时pH的变化规律
1.常温下酸、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
pH=a+n
弱酸
a<
a+n
碱
强碱
pH=b
pH=b−n
弱碱
b−n<
b
注:
表中a+n<
7,b−n>
2.酸、碱的无限稀释规律
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。
注意:
(1)对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数,强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。
这是因为强酸(或强碱)已完全电离,随着加水稀释,溶液中的H+(或OH‒)的数目(水电离出的除外)不会增多,而弱酸(或弱碱)随着加水稀释,电离平衡向右移动,溶液中H+(或OH‒)的数目还会增多。
将pH相同的强酸和弱酸稀释后pH仍相同,则弱酸中所加的水比强酸中的多
(2)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱),稀释相同的倍数,pH的变化幅度不同,强酸(或强碱)稀释后pH的变化幅度大。
25℃下,电离平衡常数Ka(CH3COOH)=Kb(NH3•H2O)=1.75×
10-5,下列说法正确的是
A.用0.1mol/L的盐酸滴定0.1mol/L的氨水时,可用酚酞作指示剂
B.0.2mol/L的醋酸与0.1mol/L的氢氧化钠溶液等体积混合,所得溶液中:
c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)
+c(H+)
C.pH=3的盐酸与pH=11的氨水等体积混合,所得溶液中c(OH
-)>
c(H+)
D.pH=3的醋酸与pH=11的氨水等体积混合,所得溶液中由水电离出的c(H+)=1×
10-7mol/L
【答案】C
298K时,在20.0mL0.10mol·
L−1氨水中滴入0.10mol·
L−1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·
L−1氨水的电离度为1.32%,下列有关叙述正确的是
A.该滴定过程应选择酚酞作为指示剂
B.M点对应的盐酸体积为20.0mL
C.M点处的溶液中c(NH4+)=c(Cl−)=c(H+)=c(OH−)
D.N点处的溶液中pH<
12
2020年高考化学之高频考点(07)
滴定原理及应用
一、“中和滴定”考点归纳
(1)“考”实验仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹(带铁架台)、锥形瓶。
其中常考的是滴定管,如正确选择滴定管(包括量程),滴定管的检漏、洗涤和润洗,滴定管的正确读数方法等。
(2)“考”操作步骤
①滴定前的准备:
查漏、洗涤、润洗、充液(赶气泡)、调液面、读数;
②滴定:
移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数;
③计算。
(3)“考”指示剂的选择
①强酸强碱相互滴定,可选用甲基橙或酚酞;
②若反应生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性,则选用酸性变色范围的指示剂(甲基橙),若反应生成强碱弱酸盐,溶液呈碱性,则选用碱性变色范围的指示剂(酚酞);
③石蕊溶液因颜色变化不明显,且变色范围过宽,一般不作指示剂。
常用酸碱指示剂及变色范围如下表所示:
指示剂
变色范围的pH
石蕊
<
5.0红色
5.0~8.0紫色
>
8.0蓝色
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
(4)“考”误差分析
写出计算式,分析操作对V标的影响,由计算式得出对最终测定结果的影响,切忌死记硬背结论。
此外对读数视线问题要学会画图分析。
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:
(5)“考”数据处理
正确“取舍”数据,计算“平均”体积,根据反应式确定标准液与待测液浓度和体积的关系,从而列出公式进行计算。
室温下,用0.100mol·
L−1的NaOH溶液分别滴定均为20.00mL0.100mol·
L−1的HCl溶液和醋酸溶液,滴定曲线如图所示。
下列说法正确的是
A.Ⅰ表示的是滴定醋酸的曲线
B.pH=7时,滴定醋酸消耗的V(NaOH)>20.00mL
C.V(NaOH)=20.00mL时,两份溶液中c(Cl-)>c(CH3COO-)
D.V(NaOH)=10.00mL时,醋酸中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
2020年高考化学之高频考点(08)
二、酸碱中和滴定的拓展应用
中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应,还可以迁移应用于氧化还原反应、NaOH和Na2CO3混合溶液与盐酸的反应及沉淀反应。
1.氧化还原滴定法
(1)原理:
以氧化剂或还原剂为滴定剂,直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质。
(2)实例
①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
原理:
2+6H++5H2C2O410CO2↑+2Mn2++8H2O
指示剂:
酸性KMnO4溶液本身呈紫色,不用另外选择指示剂,当滴入一滴酸性KMnO4溶液后,溶液由无色变为浅红色,且半分钟内不褪色,说明到达滴定终点。
②Na2S2O3溶液滴定碘液
2Na2S2O3+I2Na2S4O6+2NaI
用淀粉作指示剂,当滴入一滴Na2S2O3溶液后,溶液的蓝色褪去,且半分钟内不恢复原色,说明到达滴定终点。
2.沉淀滴定
(1)沉淀滴定是利用沉淀反应进行滴定、测量分析的方法。
生成沉淀的反应很多,但符合条件的却很少,实际上应用最多的是银量法,即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl−、Br−、I−浓度。
(2)沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂,滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小且两种沉淀的颜色要有明显不同,否则不能用这种指示剂。
如用AgNO3溶液测定溶液中Cl−的浓度时常以CrO42—为指示剂,这是因为AgCl(白色)比Ag2CrO4(砖红色)更难溶的缘故。
2020年高考化学之高频考点(09)
盐类的水解及其应用
1.盐类水解的规律及类型
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
溶液的pH
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
-
中性
=7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NH4+、Cu2+
酸性
<7
弱酸强碱盐
CH3COONa、
Na2CO3
CH3COO-、CO32_
碱性
>7
(1)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度,溶液显碱性。
如NaHCO3溶液中:
HCO3_H++CO32_(次要),HCO3_+H2OH2CO3+OH-(主要)。
②若电离程度大于水解程度,溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中:
HSO-3H++SO2-3(主要),HSO-3+H2OH2SO3+OH-(次要)。
(3)相同条件下的水解程度:
正盐>
相应酸式盐,如CO32_>
HCO3_。
(4)相互促进水解的盐>
单独水解的盐>
水解相互抑制的盐。
如NH4+的水解:
(NH4)2CO3>
(NH4)2SO4>
(NH4)2Fe(SO4)2。
2.盐类水解方程式的书写
2020年高考化学之高频考点(10)
知识点
3.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,溶液的碱性或酸性越强。
如:
酸性:
CH3COOH>
H2CO3决定相同浓度的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
升高
右移
增大
减小(即稀释)
减小
外加酸碱
弱碱阳离子水解程度减小
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+]
移动方向
H+数
pH
现象
升温
向右
增多
颜色变深
通HCl
向左
颜色变浅
加H2O
加NaHCO3
减少
生成红褐色沉淀,放出气体
4.盐类水解的应用
(1)盐类水解的常见应用
(2)盐溶液蒸干时所得产物的判断
①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐,蒸干后一般得原物质,如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s);
Na2CO3(aq)蒸干得
Na2CO3(s)。
②盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得对应的氧化物,如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3灼烧得Al2O3。
③考虑盐受热时是否分解。
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO);
NaHCO3―→Na2CO3;
KMnO4―→K2MnO4和MnO2;
NH4Cl―→NH3↑+HCl↑。
④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。
如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。
如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
已知常温下浓度均为0.1mol·
L-1的下列溶液的pH如表:
溶质
NaF
NaClO
NaHCO3
8.1
11.6
9.7
8.4
下列有关说法正确的是
A.在相同温度下,同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序:
H2CO3<HClO<HF
B.等体积、等物质的量浓度的NaClO溶液与NaF溶液中离子总数大小:
N前
=N后
C.若将CO2通入0.1mol·
L-1
Na2CO3溶液至溶液呈中性则溶液中2c(CO32—)+c(HCO3—)=0.2mol·
L-1
D.向Na2CO3溶液中通入少量的HF气体,化学方程式为Na2CO3+2HF=CO2+H2O+2NaF
测定0.1mol·
L−1
Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH,数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中,取①④时刻的溶液,加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验,④产生白色沉淀多。
下列说法不正确的是
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡:
SO32—+H2OHSO3—+OH−
B.④的pH与①不同,是由于SO32—浓度减小造成的
C.①→③的过程中,温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D.①与④的Kw值相等
2020年高考化学之高频考点(11)
离子浓度大小的比较
1.单一溶液中粒子浓度比较原则
(1)酸式盐溶液的酸碱性和各离子的浓度大小取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力的相对大小,如NaHCO3溶液中的HCO3—水解能力大于其电离能力,故溶液显碱性,同时c(H2CO3)>
c(CO32—);
NaHSO3溶液中的HSO3—电离能力大于其水解能力,溶液显酸性,有
c(H2SO3)<
c(SO32—)。
(2)多元弱酸的强碱正盐溶液:
弱酸根离子水解以第一步为主。
例如,硫化钠溶液中:
c(S2−)>
c(OH−)>
c(HS−)>
c(H+)。
(3)对于单一的弱酸、弱碱溶液或其盐溶液
①要考虑弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的,且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸溶液中:
CH3COOHCH3COO−+H+,H2OOH−+H+,在溶液中微粒浓度由大到小的顺序:
c(CH3COOH)>
c(H+)>
c(CH3COO−)>
c(OH−)。
②弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的,但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如稀的CH3COONa溶液中,CH3COONaCH3COO−+Na+,CH3COO−+H2OCH3COOH+OH−,H2OH++OH−,所以CH3COONa溶液中:
室温时,配制一组c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.10mol·
L-1的H2A和NaOH的混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示。
下列说法中正确的是
A.在c(Na+)=0.10mol·
L-1的溶液中:
c(A2-)-c(H+)=c(H2A)-c(OH-)
B.pH=4的溶液中:
c(HA-)=c(H2A)+c(A2-)
C.pH=7的溶液中:
c(Na+)=c(A2-)+c(HA-)
D.Ka1(H2A)的数量级
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