《高考化學大二輪復習 選擇題專項訓練 9 水溶液中的離子平衡課件》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高考化學大二輪復習 選擇題專項訓練 9 水溶液中的離子平衡課件（18頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、題型九水溶液中的離子平衡-2-一二三 一、弱電解質電離平衡 例1已知HCl為強酸,下列對比實驗不能用于證明CH3COOH為弱酸的是 ()A.對比等濃度的兩種酸溶液的pHB.對比等濃度的兩種酸溶液,與相同大小鎂條反應的初始速率C.對比等濃度、等體積的兩種酸溶液,與等量NaOH溶液反應后放出的熱量D.對比等濃度、等體積的兩種酸溶液,與足量Zn反應,生成H2的體積 答案解析解析關閉對比等濃度的兩種酸的pH,如醋酸的pH比鹽酸的pH大,說明醋酸沒有完全電離,可說明醋酸為弱酸;氫離子濃度越大,反應速率越大,可對比等濃度的兩種酸與相同大小鎂條反應的初始速率判斷酸性的強弱;弱電解質的電離為吸熱過程,若醋酸發(fā)

2、生中和反應放出的熱量少于鹽酸,可證明醋酸的酸性弱;等濃度、等體積的兩種酸,與足量Zn反應,生成H2的體積相等,不能證明酸性的強弱。 答案解析關閉D -3-一二三解題指導 證明電解質強弱的兩個角度:一為電離,二為水解。若存在電離平衡或水解平衡,即可證明對應的電解質為弱電解質。方法拓展 電解質溶液中的三大平衡電離平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡,這三大平衡都遵循勒夏特列原理當只改變體系的一個條件,平衡向能減弱這種改變的方向移動。1.抓住“四因素”突破弱電解質的電離平衡:弱電解質的電離是一個可逆過程,在分析外界條件對電離平衡影響時,要靈活運用勒夏特列原

3、理,結合實例進行具體分析,一般考慮以下幾個方面的影響:溶液加水稀釋;加熱;同離子效應;加入能反應的物質。-4-一二三2.“用規(guī)律”“抓典型”突破鹽類水解問題:(1)規(guī)律:有弱才水解,無弱不水解;誰弱誰水解,越弱越水解,都弱都水解;誰強顯誰性,同強顯中性,弱弱具體定;越弱越水解,越熱越水解,越稀越水解。(2)類型:強堿弱酸鹽,陰離子水解,其水溶液呈堿性;強酸弱堿鹽,陽離子水解,其水溶液呈酸性;強酸強堿鹽不水解,溶液呈中性;弱酸弱堿鹽相互促進水解,其溶液酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱;弱酸酸式鹽水溶液酸堿性取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。-5-一二三3.“三法”突破沉淀溶解平衡:

4、(1)沉淀能否生成或溶解的判斷方法。通過比較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關離子濃度冪的乘積濃度商Qc的相對大小,可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀生成或溶解的情況:QcKsp,溶液過飽和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液飽和,沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài);QcB.若與混合后溶液呈中性,則在常溫下Ka(CH3COOH)=Kb(NH3H2O)C.與中已電離的水分子的數目相等D.與混合所得溶液顯酸性,則:c(CH3COO-)+c(OH-)c(CH3COOH)+c(H+) 答案解析解析關閉體積、物質的量濃度均相等的與,因鹽酸完全電離,醋酸是弱酸,電離程度較小,pH:,再稀釋相同的倍數,仍然是c(CH3C

5、OOH)+c(H+),D項錯誤。 答案解析關閉B -8-一二三二、水的電離及溶液pH計算例2下列說法正確的是()A.pH=5的NH4Cl溶液或醋酸溶液中,由水電離出的c(H+)均為10-9 molL-1B.等濃度等體積的強酸與強堿溶液混合后,溶液的pH=7大量共存D.某溶液中由水電離出的c(H+)=110-a molL-1,若a7時,該溶液pH一定為14-a 答案解析解析關閉 答案解析關閉C -9-一二三解題指導 水電離的c(H+)或c(OH-)的計算方法(25 ):(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.010-7 molL-1。(2)溶質為酸的溶液:H+來源于酸的電離和水的電離,而O

6、H-只來源于水的電離。如計算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+):方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12 molL-1,即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。(3)溶質為堿的溶液:OH-來源于堿的電離和水的電離,而H+只來源于水的電離。如pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=10-12 molL-1,即水電離產生的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。(4)水解呈酸性或堿性的正鹽溶液:H+和OH-均由水電離產生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=10-2 molL-1;如pH=12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH-)=1

7、0-2 molL-1。-10-一二三-11-一二三2.pH之和等于14的酸堿混合問題的判斷與計算(酸、堿的元數相等):pH之和等于14的意義:酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。(1)已知酸、堿溶液的pH之和為14,則等體積混合時:-12-一二三(2)已知酸、堿溶液的pH之和為14,若混合后溶液的pH為7,則溶液呈中性。(3)強酸、強堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷: -13-一二三對點訓練2常溫下,下列有關電解質溶液的敘述正確的是()A.pH=3的強酸溶液1 mL,加水稀釋至100 mL后,溶液pH降低2個單位B.將10 mL pH=a的鹽酸與100 mL pH=b的Ba(OH

8、)2溶液混合后恰好中和,則a+b=13C.pH=10的Ba(OH)2溶液和pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=10.7(已知lg 2=0.3)D.pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合后所得溶液顯中性 答案解析解析關閉 答案解析關閉-14-一二三三、電解質溶液中微粒濃度的關系例例3(2018安徽安慶模擬)25 時,某溶液中只含有Na+、H+、OH-、A-四種離子。下列說法正確的是()A.對于該溶液,一定存在pH7B.若c(OH-)c(H+),則溶液中不可能存在:c(Na+)c(OH-)c(A-)c(H+)C.若溶液中c(A-)=c(Na+),則溶液一定呈中性D.若溶質為NaA,

9、則溶液中一定存在:c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+) 答案解析解析關閉若是較多的酸溶液和少量的鹽溶液混合,混合溶液可能顯酸性,即pHc(OH-)c(A-)c(H+),B項錯誤;根據電荷守恒,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),若溶液中c(A-)=c(Na+),則一定有c(H+)=c(OH-),即溶液一定呈中性,C項正確;若NaA是強酸強堿鹽,則c(A-)=c(Na+),D項錯誤。 答案解析關閉C -15-一二三解題指導 電解質溶液中離子濃度關系的判斷:(1)兩個理論依據:弱電解質電離理論:電離粒子的濃度大于電離生成離子的濃度。水解理論:水解粒子的濃度大于水解生成離子的

10、濃度。(2)三個守恒關系:電荷守恒:溶液中陽離子所帶正電荷總數等于陰離子所帶負電荷總數。物料守恒:物料守恒也就是元素守恒,變化前后某元素的原子個數守恒。質子守恒:由水電離出的c(H+)等于由水電離出的c(OH-)。-16-一二三-17-一二三2.兩種形式:(1)等式:對于等式通常有兩個,即電荷守恒、物料守恒,一些復雜的等式往往是對兩個守恒關系式經過變形得到的,或綜合某些所給已知條件得到的。(2)不等式:對于不等式,要具體分析溶液中的各種電離方程式、水解方程式、溶液的酸堿性。3.兩個注意:(1)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對該離子的影響。(2)混合溶液中各離子濃度的比較要綜合考慮電離因素、水解因素等。-18-一二三對點訓練3(2016全國)下列有關電解質溶液的說法正確的是() 答案解析解析關閉 答案解析關閉