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推荐高考押题化学二轮选择题增分策略第一篇命题区间七水溶液中的离子平衡学案
命题区间七 水溶液中的离子平衡
角度一 水溶液中的离子平衡
1.判断溶液的酸碱性
(1)根本方法:
溶液的酸碱性由c(H+)、c(OH-)相对大小而定,与溶液的浓度、温度无关。
若c(H+)=c(OH-),则呈中性,c(H+)>c(OH-)呈酸性,反之呈碱性。
(2)常考盐溶液的酸碱性
①正盐:
谁弱谁水解,谁强显谁性。
如:
CH3COONa显碱性;NH4Cl显酸性。
CH3COONH4溶液,CH3COO-和NH水解程度几乎相同,溶液显中性。
②酸式盐(含有弱酸根):
看弱酸酸式酸根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,则显酸性,反之显碱性。
如:
NaHCO3,NaHS显碱性;NaHSO3显酸性,NH4HCO3显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐(1∶1)混合溶液
比较弱酸(或弱碱)电离常数Ka(或Kb)与对应盐的弱酸根(或阳离子)水解常数Kh的相对大小,若Ka>Kh则显酸性,反之显碱性(若Kb>Kh则显碱性,反之显酸性)。
如:
1∶1的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性;
1∶1的NH3·H2O和NH4Cl的混合溶液显碱性;
1∶1的HCN和NaCN的混合溶液显碱性。
2.水溶液中离子平衡影响因素
(1)常考影响水电离程度大小的因素
(2)弱电解质平衡移动的“三个”不一定
①稀醋酸加水稀释时,溶液中不一定所有的离子浓度都减小。
因为温度不变,Kw=c(H+)·c(OH-)是定值,稀醋酸加水稀释时,溶液中的c(H+)减小,故c(OH-)增大。
②电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,离子的浓度不一定增大,电离程度也不一定增大。
③对于浓的弱电解质溶液加H2O稀释的过程,弱电解质的电离程度逐渐增大,但离子浓度不一定减小,可能先增大后减小。
(3)“水解平衡”常见的认识误区
①误认为水解平衡向正向移动,离子的水解程度一定增大。
如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体,平衡向水解方向移动,但Fe3+的水解程度减小。
②由于加热可促进盐类水解,错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。
其实不一定,对于那些水解程度不是很大,水解产物离不开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、NaAlO2、Na2CO3]来说,溶液蒸干后仍得原溶质。
③极端化认为水解相互促进即能水解彻底。
如CH3COONH4溶液中尽管CH3COO-、NH水解相互促进,但仍然能大量共存,常见水解促进比较彻底而不能大量共存的离子有Al3+与AlO、CO(或HCO)、S2-(或HS-)、SO(或HSO)等。
3.明确“三个”守恒原理
(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、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。
如(NH4)2CO3与NH4HCO3的混合溶液中一定有:
c(NH)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+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、快速地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。
如:
①0.1mol·L-1NaHCO3溶液中一定有c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)=0.1mol·L-1。
②0.1mol·L-1CH3COOH与0.1mol·L-1CH3COONa等体积混合一定有:
c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=2c(Na+)=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。
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未参与平衡移动的离子,即可推出溶液中的质子守恒式。
题组一 电解质溶液中的平衡移动
1.(2018·北京,11)测定0.1mol·L-1Na2SO3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
25
pH
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:
SO+H2OHSO+OH-
B.④的pH与①不同,是由SO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
答案 C
解析 ①→③的过程中,pH变小,说明SO水解产生的c(OH-)减小;升高温度,SO的水解平衡正向移动,溶液中SO水解产生的c(OH-)增大,pH应增大,而实际上溶液的pH减小,其主要原因是实验过程中部分SO被空气中的O2氧化生成SO,溶液中c(SO)减小,水解平衡逆向移动,则溶液中c(OH-)减小,pH减小;①→③的过程中,温度升高,SO的水解平衡正向移动,而c(SO)减小,水解平衡逆向移动,二者对水解平衡移动方向的影响不一致,C错;Na2SO3是强碱弱酸盐,在水溶液中发生水解,存在水解平衡:
SO+H2OHSO+OH-,A对;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,说明④中的SO数目大于①中的,④中的SO数目小于①中的,所以④中OH-数目小于①中的,pH不同,B对;Kw只与温度有关,D对。
2.人体血液里存在重要的酸碱平衡:
CO2+H2OH2CO3HCO,使人体血液pH保持在7.35~7.45,否则就会发生酸中毒或碱中毒。
其pH随c(HCO)∶c(H2CO3)变化关系如下表:
c(HCO)∶c(H2CO3)
1.0
17.8
20.0
22.4
pH
6.10
7.35
7.40
7.45
下列说法不正确的是( )
A.正常人体血液中,HCO的水解程度大于电离程度
B.人体血液酸中毒时,可注射NaHCO3溶液缓解
C.pH=7.00的血液中,c(H2CO3)<c(HCO)
D.pH=7.40的血液中,HCO的水解程度一定大于H2CO3的电离程度
答案 D
解析 A项,人体血液pH小于7.35时碳酸会转化成碳酸氢根,使酸性降低,当人体血液pH大于7.45时,碳酸氢根会转化成碳酸增大酸度,所以正常人体血液中,HCO的水解程度大于电离程度,正确;B项,人体血液酸中毒时,只要增加碳酸氢根即可缓解,所以可注射NaHCO3溶液缓解酸中毒,正确;C项,从pH随c(HCO)∶c(H2CO3)变化关系表知,pH=7.00的血液中,c(H2CO3)<c(HCO),正确;D项,pH=7.40的血液中,c(HCO)∶c(H2CO3)=20.0,只能说明血液中的HCO远大于H2CO3但并不能说明HCO的水解程度一定大于H2CO3的电离程度,错误。
3.下列叙述正确的是( )
A.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍,稀释后溶液的pH=4
B.25℃时Ksp(AgCl)=1.8×10-10,向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体,AgCl的溶解度增大
C.浓度均为0.1mol·L-1的下列溶液,pH由大到小的排列顺序为NaOH>Na2CO3>(NH4)2SO4>NaHSO4
D.为确定二元酸H2A是强酸还是弱酸,可测NaHA溶液的pH,若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸
答案 C
解析 A项,醋酸稀释3<pH<4,错误;B项,增大Cl-浓度,AgCl的溶解平衡左移,溶解度变小,错误;C项,依据水解的微弱思想可判断同浓度的溶液,碱性:
NaOH>Na2CO3,酸性:
NaHSO4>(NH4)2SO4,正确;D项,若H2A是弱酸,NaHA中可能存在两种趋势,HA-H++A-和HA-+H2OH2A+OH-,若HA-电离程度大于水解程度,则溶液pH<7,错误。
题组二 溶液中的粒子浓度关系
4.室温下,下列溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A.Na2S溶液:
c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)
B.Na2C2O4溶液:
c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2O4)
C.Na2CO3溶液:
c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(OH-)
D.CH3COONa和CaCl2混合溶液:
c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+2c(Cl-)
答案 B
解析 在Na2S溶液中存在:
H2OOH-+H+以及S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-,溶液中粒子浓度关系为c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+),A错误;利用质子守恒知,Na2C2O4溶液中存在:
c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2O4),B正确;利用电荷守恒知,Na2CO3溶液中:
c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+c(OH-),C错误;利用物料守恒可知,CH3COONa和CaCl2的混合液中c(Na+)+c(Ca2+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)+c(Cl-),D错误。
5.室温下,将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化),实验数据如下表:
实验编号
起始浓度/mol·L-1
反应后溶液的pH
c(HA)
c(KOH)
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7
下列判断不正确的是( )
A.实验①反应后的溶液中:
c(K+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
B.实验①反应后的溶液中:
c(OH-)=c(K+)-c(A-)=mol·L-1
C.实验②反应后的溶液中:
c(A-)+c(HA)>0.1mol·L-1
D.实验②反应后的溶液中:
c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)
答案 B
解析 KA为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,A-会发生水解,故A项正确;根据溶液中的电荷守恒,即c(K+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),则c(OH-)=c(K+)+c(H+)-c(A-),故B项错误;要使等体积的HA弱酸溶液和KOH强碱溶液混合后呈中性,则酸的浓度应大于碱的,故C项正确;中性溶液中水的电离较微弱,所以有c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+),故D项正确。
6.(2018·江苏,4)室温下,下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是( )
A.0.1mol·L-1KI溶液:
Na+、K+、ClO-、OH-
B.0.1mol·L-1Fe2(SO4)3溶液:
Cu2+、NH、NO、SO
C.0.1mol·L-1HCl溶液:
Ba2+、K+、CH3COO-、NO
D.0.1mol·L-1NaOH溶液:
Mg2+、Na+、SO、HCO
答案 B
解析 B项,各离子可以大量共存;A项,ClO-有氧化性,能将I-氧化为I2,不能大量共存;C项,CH3COOH为弱电解质,CH3COO-与H+不能大量共存;D项,OH-与Mg2+、HCO均不能大量共存。
解答离子浓度判断题的一般思路
(1)等式关系:
依据三个守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)
①电荷守恒式的特点:
一边全为阴离子,另一边全为阳离子。
②物料守恒式的特点:
式子有弱电解质对应的分子和离子,一般一边含一种元素,另一边含另一种元素的离子和分子。
③质子守恒的特点:
一边某微粒能电离H+,另一边微粒能结合H+。
(2)不等式关系
①单一溶液:
酸或碱溶液考虑电离,盐溶液考虑水解。
②混合溶液:
不反应(考虑电离和水解);恰好反应看生成的是酸或碱(考虑电离),生成盐溶液(考虑水解);过量(根据过量程度考虑电离和水解)。
角度二 巧用三大平衡常数
1.溶液中的“三大平衡常数”
符号
平衡关系式(实例)及平衡常数表达式
弱电解质电离平衡常数
Ka或Kb
HFH++F-
Ka=
盐的水解平衡常数
Kh
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
Kh=
沉淀溶解平衡常数
Ksp
Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)
Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+)·c2(OH-)
2.相关规律
(1)Qc与K的关系
二者表达式相同,若Qc<K,平衡正向移动;若Qc=K,平衡不移动,若Qc>K,平衡逆向移动。
(2)平衡常数都只与温度有关,温度不变,平衡常数不变。
升高温度,Ka、Kb、Kw、Kh均增大。
(3)Ka、Kh、Kw三者的关系式为Kh=;Kb、Kh、Kw三者的关系式为Kh=。
题组一 利用平衡常数判断酸、碱的强弱及反应方向
1.硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反应:
H3BO3(aq)+H2O(l)[B(OH)4]-(aq)+H+(aq)。
化学式
电离常数(298K)
硼酸
K=5.7×10-10
碳酸
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
醋酸
K=1.75×10-5
下列说法正确的是( )
A.将一滴碳酸钠溶液滴入硼酸溶液中一定能观察到有气泡产生
B.将一滴醋酸溶液滴入碳酸钠溶液中一定能观察到有气泡产生
C.等物质的量浓度的碳酸溶液和硼酸溶液比较,pH:
前者>后者
D.等物质的量浓度的碳酸溶液和醋酸溶液比较,pH:
前者>后者
答案 D
解析 由电离常数可知酸性:
CH3COOH>H2CO3>H3BO3>HCO。
A项中应生成HCO;B项中CH3COOH少量,也只生成HCO;C项中碳酸溶液pH小;D项中CH3COOH比H2CO3易电离,故醋酸溶液pH小。
2.已知下表为25℃时某些弱酸的电离平衡常数。
如图表所示常温时,稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时,溶液pH随加水量的变化。
依据所给信息,下列说法正确的是( )
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ka=1.8×10-5
Ka=3.0×10-8
Ka1=4.4×10-7
Ka2=4.7×10-11
A.相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中,各离子浓度的大小关系是:
c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO-+CO2+H2O===2HClO+CO
C.a、b、c三点所示溶液中水的电离程度c>a>b
D.图像中,Ⅰ表示CH3COOH,Ⅱ表示HClO,且溶液导电性:
c>b>a
答案 C
解析 醋酸的酸性强于次氯酸,所以相同浓度的CH3COONa和NaClO混合溶液中,水解程度CH3COO-<ClO-,溶液中离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(CH3COO-)>c(ClO-)>c(OH-)>c(H+),A项错误;由表格中的电离平衡常数可知,酸性H2CO3>HClO>HCO,所以向NaClO溶液中通入少量的二氧化碳的离子方程式为ClO-+CO2+H2O===HClO+HCO,B项错误;a、b、c三点表示溶液中H+浓度的大小关系是b>a>c,H+的浓度越大,水的电离程度越小,所以水的电离程度c>a>b,C项正确;醋酸的酸性比次氯酸强,加入同体积的水时,醋酸的pH变化大于次氯酸,因此Ⅰ表示CH3COOH,Ⅱ表示HClO,因溶液的导电性与溶液中的离子浓度有关,离子浓度越大,导电性越强,所以溶液导电性b>a>c,D项错误。
3.(2017·长郡中学模拟)已知:
Ksp(CuS)=6.0×10-36,Ksp(ZnS)=3.0×10-25,Ksp(PbS)=9.0×10-29。
在自然界中,闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)遇硫酸铜溶液能转化成铜蓝(CuS)。
下列有关说法不正确的是( )
A.硫化锌转化成铜蓝的离子方程式为ZnS(s)+Cu2+(aq)===Zn2+(aq)+CuS(s)
B.在白色硫化锌浊液中滴加硝酸铅溶液,不会生成黑色沉淀(PbS)
C.在水中的溶解度:
S(ZnS)>S(PbS)>S(CuS)
D.若溶液中c(Cu2+)=1×10-10mol·L-1,则S2-已完全转化成CuS
答案 B
解析 由Ksp(CuS)=6.0×10-36,Ksp(ZnS)=3.0×10-25,知CuS的溶解度小于ZnS,硫化锌可以转化为硫化铜,ZnS(s)+Cu2+(aq)===Zn2+(aq)+CuS(s),故A正确;ZnS的溶解度大于PbS,在白色硫化锌浊液中滴加硝酸铅溶液,可以生成黑色沉淀(PbS),故B错误;由已知可知在水中的溶解度:
S(ZnS)>S(PbS)>S(CuS),故C正确;Ksp(CuS)=6.0×10-36,若溶液中c(Cu2+)=1×10-10mol·L-1,则c(S2-)==6.0×10-26mol·L-1<1×10-5mol·L-1,S2-已完全转化成CuS,故D正确。
题组二 利用平衡常数判断微粒浓度的关系
4.(2016·全国卷Ⅲ,13)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水,溶液中减小
B.将CH3COONa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>1
D.向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3,溶液中不变
答案 D
解析 A项,=,加水稀释,c(CH3COO-)减小,Ka不变,所以比值增大,错误;B项,=(Kh为水解常数),温度升高,水解常数Kh增大,比值减小,错误;C项,向盐酸中加入氨水至中性,根据电荷守恒:
c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),此时c(H+)=c(OH-),故c(NH)=c(Cl-),所以=1,错误;D项,在饱和溶液中=,温度不变,溶度积Ksp不变,则溶液中不变,正确。
5.(2016·海南,5)向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸(忽略体积变化),下列数值变小的是( )
A.c(CO)B.c(Mg2+)
C.c(H+)D.Ksp(MgCO3)
答案 A
解析 含有MgCO3固体的溶液中存在溶解平衡:
MgCO3(s)Mg2+(aq)+CO(aq),加入少量浓盐酸可与CO反应促使溶解平衡正向移动,故溶液中c(Mg2+)及c(H+)增大,c(CO)减小,Ksp(MgCO3)只与温度有关,不变。
6.CO2溶于水生成碳酸。
已知下列数据:
弱电解质
H2CO3
NH3·H2O
电离常数(25℃)
Ka1=4.30×10-7
Ka2=5.61×10-11
Kb=1.77×10-5
现有常温下1mol·L-1的(NH4)2CO3溶液,下列说法正确的是( )
A.由数据可判断该溶液呈酸性
B.c(NH)>c(HCO)>c(CO)>c(NH3·H2O)
C.c(NH)+c(NH3·H2O)=2c(CO)+2c(HCO)+2c(H2CO3)
D.c(NH)+c(H+)=c(HCO)+c(OH-)+c(CO)
答案 C
解析 根据表中数据知NH的水解平衡常数Kh=,CO第一步水解的平衡常数Kh=,知CO的水解程度大于NH的水解程度,常温下1mol·L-1的(NH4)2CO3溶液呈碱性,A项错误;盐类的水解是微弱的,1mol·L-1的(NH4)2CO3溶液中:
c(NH)>c(CO)>c(HCO)>c(NH3·H2O),B项错误;根据物料守恒判断,C项正确;根据电荷守恒知c(NH)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+c(OH-),D项错误。
角度三 结合图像判断溶液中粒子浓度的变化
结合图像分析电离平衡、水解平衡、溶解平衡,判断离子浓度的关系是全国卷考查的重点,常考图像类型总结如下:
1.一强一弱溶液的稀释图像
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
(3)pH与稀释倍数的线性关系
lg=0,代表没稀释;lg=1,代表稀释10倍
①HY为强酸、HX为弱酸
②a、b两点的溶液中:
c(X-)=c(Y-)
③水的电离程度:
d>c>a=b
①MOH为强碱、ROH为弱碱
②c(ROH)>c(MOH)
③水的电离程度:
a>b
2.双曲线型[K=c(X+)·c(Y-)]
不同温度下水溶液中c(H+)与c(OH-)的变化曲线
常温下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp=9×10-6]
(1)A、C、B三点均为中性,温度依次升高,Kw依次增大
(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液,Kw=1×10-14
(3)AB直线的左上方均为碱性溶液,任意一点:
c(H+)<c(OH-)
(1)a、c点在曲线上,a→c的变化为增大c(SO),如加入Na2SO4固体,但Ksp不变
(2)b点在曲线的上方,Qc>Ksp,将会有沉淀生成
(3)d点在曲线的下方,Qc<Ksp,则为不饱和溶液,还能继续溶解CaSO4
3.直线型(双曲线转化为直线)
(1)常考有关对数举例
①pC:
类比pH,即为C离子浓度的负对数,规律是pC越大,C离子浓度越小。
②pK:
平衡常数的负对数,规律是pK越大,平衡常数越小,对于一元弱酸(HX):
pKa=pH-lg,lg越大,HX的电离程度越大。
③AG=lg,氢离子浓度与氢氧根离子浓度比的对数;规律是:
AG越大,酸性越强,中性时AG=0。
(2)常考有关图像举例
①pOH-pH曲线:
a.表示一元酸与一元碱中和过程中H+与OH-离子浓度的关系。
b.Q点代表中性。
c.M点显酸性,N点显碱性,两点水的电离程度相同。
②直线型(pM-pR曲线)
pM为阳离子浓度的负对数,pR为阴离子浓度的负对数
a.直线AB上的点:
c(M2+)=c(R2-);
b.溶度积:
CaSO4>CaCO3>MnCO3;
c.X点对CaCO3要析出沉淀,对CaSO4是不饱和溶液,能继续溶解CaSO4;
d.Y点:
c(SO)>c(Ca2+),二者的浓度积等于10-5;Z点:
c(CO)<c(Mn2+),二者的浓度积等于10-10.6。
③常温下将KOH溶液滴加到二元弱酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系图
a.二元弱酸(H2X)一级电离程度远大于二级电离程度。
lg越大,表示电离程度越大,因而N代表一级电离的曲线,M代表二级电离曲线。
b.可以根据m点,n点的坐标计算pKa1和pKa2。
4.酸碱中和滴定
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线
盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线
曲线起点不同:
强碱滴定强酸、弱酸的曲线,强酸起点低;强酸滴定强碱、弱碱的曲线,强碱起点高
突跃点变化范围不同:
强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
室温下pH=7不一定是终点:
强碱与强酸反应时,终点是pH=7;强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时,终点不是pH=7(强碱与弱酸反应终点是pH>7,强酸与弱碱反应终点是pH<7)
5.分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线]
一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元酸(以草酸H2C2O4为例)
δ0为CH3COOH分布系数,δ1为CH3COO-分布系数
δ0为H2C
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