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2019-2020年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)專題11電解質(zhì)溶液與離子平衡學(xué)案魯科版
學(xué)習(xí)目標(biāo)：
1、了解電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。
2、了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡、水的電離及離子積常數(shù)、鹽類水解的原理、影響因素及應(yīng)用。
3、了解溶液pH的定義，能進(jìn)行溶液pH的簡單計算。
4、了解水的電離及離子積常數(shù)。
5、能正確分析電解質(zhì)溶液中離子濃度比較。
6、酸堿中和滴定的原理及誤差分析。
學(xué)習(xí)重難點：
1、 電離平衡與水解平衡的原理、影響因素及應(yīng)用。
2、 電解質(zhì)溶液中離子濃度比較。
自主學(xué)習(xí)：
考點一：溶液的酸堿性及pH
【知識梳理】
1．一個基本不變
相同溫度下，不論是純水還是稀溶液，水的離子積常數(shù)不變。應(yīng)用這一原則時需要注意兩個條件：水溶液必須是稀溶液；溫度必須相同。
2．兩種測量方法
溶液的pH值可以用pH試紙測定(精確到整數(shù)，且只能在1～14的范圍內(nèi))，也可以用pH計(精確到0.1)測定。
3．三個重要比較
水溶液可分為酸性溶液、中性溶液和堿性溶液，下表是常溫下這三種溶液的比較：
溶液的酸堿性
c(H＋)與c(OH－)比較
c(H＋)大小
pH
酸性溶液
c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)>110－7 molL－1
<7
中性溶液
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)＝110－7 molL－1
＝7
堿性溶液
c(H＋)
7
(1)pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常溫下pH＝7的溶液才呈中性；當(dāng)在100 ℃時，水的離子積常數(shù)為110－12，此時pH＝6的溶液為中性溶液，pH>6時為堿性溶液，pH<6時為酸性溶液。
(2)使用pH試紙測溶液pH時，若先用蒸餾水潤濕，測量結(jié)果不一定偏小。若先用蒸餾水潤濕，相當(dāng)于將待測液稀釋了，若待測液為堿性溶液，則所測結(jié)果偏??；若待測液為酸性溶液，則所測結(jié)果偏大；若待測液為中性溶液，則所測結(jié)果沒有誤差。
5．溶液中的c(H＋)和水電離出來的c(H＋)的區(qū)別
(1)室溫下水電離出的c(H＋)＝110－7 molL－1，若某溶液中水電離出的c(H＋)<110－7 molL－1，則可判斷該溶液呈酸性或堿性；若某溶液中水電離出的c(H＋)>110－7 molL－1，則可判斷出該溶液中存在能水解的鹽，從而促進(jìn)了水的電離。
(2)室溫下，溶液中的c(H＋)>110－7 molL－1，說明該溶液是酸性溶液或水解呈酸性的鹽溶液；溶液中的c(H＋)<110－7 molL－1，說明該溶液是堿性溶液或水解呈堿性的鹽溶液。
6．pH和等于14的酸堿混合問題的判斷
pH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：
pH＝7
pH>7
pH<7
(2)已知酸、堿溶液的pH之和為14，若混合后溶液的pH為7，溶液呈中性，則
―→V酸∶V堿＝1∶1
―→V酸∶V堿>1∶1
―→V酸∶V堿<1∶1
(3)強酸、強堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷：
7．溶液pH計算的一般思維模型
【題組集訓(xùn)】
題組一 走出溶液稀釋與混合的誤區(qū)
1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“”
(1)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4()
(2)常溫下pH為2的鹽酸與等體積pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性()
(3)常溫下pH為2的鹽酸由H2O電離出的c(H＋)＝1.010－12 molL－1(√)
(4)同濃度、同體積的強酸與強堿溶液混合后，溶液的pH＝7()
(5)100 ℃時，將pH＝2的鹽酸與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈中性()
【走出誤區(qū)】
誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律
常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律
溶液
稀釋前溶液pH
加水稀釋到體積為原來的10n倍
稀釋后溶液pH
酸
強酸
pH＝a
pH＝a＋n
弱酸
a＜pH＜a＋n
堿
強堿
pH＝b
pH＝b－n
弱堿
b－n＜pH＜b
誤區(qū)三：不能正確掌握混合溶液的定性規(guī)律
pH＝n(n＜7)的強酸和pH＝14－n的強堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n＜7)的醋酸和pH＝14－n的氫氧化鈉溶液等體積混合，混合溶液pH＜7；pH＝n(n＜7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水溶液等體積混合，混合溶液pH＞7。
題組二 一強一弱比較的圖像分析
2．相同體積、相同pH的HCl(a)和CH3COOH(b)，按要求畫出圖像。
分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)。
(1)產(chǎn)生H2的體積(V)隨時間(t)的變化圖像。
(2)產(chǎn)生H2的速率v(H2)隨時間(t)的變化圖像。
(3)溶液的pH隨時間(t)的變化圖像。
【答案】(1)
(2)
(3)
3．pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100 mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1 molL－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則( )
A．x為弱酸，VxVy
C．y為弱酸，VxVy
【答案】C
【解析】由圖知：將一元酸x和y分別稀釋10倍，pH的變化量ΔpHx＝1，ΔpHy<1，所以x為強酸，而y為弱酸。pH＝2時弱酸y的濃度大，滴加NaOH至pH＝7時需NaOH溶液的體積則y要比x大。
【方法技巧】圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律
1．相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
(1)加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大。
(2)加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多。
2．相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸
(1)加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大。
(2)加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多。
題組三 理解換算關(guān)系，突破pH的計算
4．在T ℃時，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a molL－1，c(OH－)＝10－b molL－1，已知a＋b＝12。向該溶液中逐滴加入pH＝4的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如表所示：
序號
氫氧化鋇溶液的體積/mL
鹽酸的體積/mL
溶液的pH
①
22.00
0.00
8
②
22.00
18.00
c
③
22.00
22.00
d
假設(shè)溶液混合前后的體積變化可忽略不計，則下列說法不正確的是( )
A．a(chǎn)＝8 B．b＝4 C．c＝9 D．d＝6
【答案】C
【解析】本題考查了pH的綜合計算和從表中獲取關(guān)鍵信息的能力。Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根據(jù)a＋b＝12，則b＝4，c(OH－)＝10－4 molL－1。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的濃度與鹽酸的濃度相等，該溫度下Kw＝10－12，當(dāng)加入22.00 mL鹽酸時恰好中和，溶液的pH＝6，即d＝6；當(dāng)加入18.00 mL鹽酸時，氫氧化鋇過量，c(OH－)＝(10－422.00－10－418.00)(22.00＋18.00)＝10－5 (molL－1)，所以此時 c(H＋)＝10－7 molL－1，pH＝7，故c＝7。
【方法歸納】
室溫下，Kw＝c(H＋)c(OH－)＝110－14，則pKw＝14。
考點二：溶液中的“兩大平衡”
【知識精講】
電離平衡、水解平衡是溶液中的兩大平衡。這兩種平衡都遵循勒夏特列原理——當(dāng)只改變體系的一個條件時，平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
1．對比分析電離平衡和水解平衡
電離平衡及水解平衡均屬于化學(xué)平衡，均遵循勒夏特列原理，外界條件對兩平衡的影響如表所示：
電離平衡(如CH3COOH溶液)
水解平衡(如CH3COONa溶液)
升高溫度
促進(jìn)電離，離子濃度增大，Ka增大
促進(jìn)水解，Kh增大
加水稀釋
促進(jìn)電離，離子濃度(除OH－外)減小，Ka不變
促進(jìn)水解，離子濃度(除H＋外)減小，Kh不變
加入相應(yīng)離子
加入CH3COONa固體，抑制電離，Ka不變
加入NaOH固體，抑制水解，Kh不變
加入反應(yīng)離子
加入NaOH固體，促進(jìn)電離，Ka不變
加入鹽酸，促進(jìn)水解，Kh不變
Ka、Kh、Kw的關(guān)系
Kw＝KaKh
2.強化記憶弱酸弱堿鹽、酸式鹽溶液的酸堿性
(1)弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。當(dāng)Ka＝Kb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當(dāng)Ka>Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當(dāng)Kac(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】A項，Na2S溶液中微粒關(guān)系為c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，錯誤；B項，Na2C2O4溶液中，由電荷守恒得：
c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)①
由物料守恒得：c(Na＋)＝2c(C2O)＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)②
由①－②得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，正確；
C項，Na2CO3溶液中，由電荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，錯誤；
D項，CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)①
2c(Ca2＋)＝c(Cl－)②
①＋②得：c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，錯誤。
2．25 ℃時，下列有關(guān)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系不正確的是( )
A．0.1 molL－1 CH3COONa溶液與0.1 molL－1 HCl溶液等體積混合：
c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)
B．0.1 molL－1 NH4Cl溶液與0.1 molL－1氨水等體積混合(pH＞7)：
c(NH3H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)
C．0.1 molL－1 Na2CO3溶液與0.1 molL－1 NaHCO3溶液等體積混合：
c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
D．0.1 molL－1 Na2C2O4溶液與0.1 molL－1 HCl溶液等體積混合(H2C2O4為二元弱酸)：
2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)＋c(Cl－)
【答案】B
【解析】A項，二者恰好反應(yīng)生成CH3COOH和NaCl，CH3COOH發(fā)生電離：CH3COOHCH3COO－＋H＋，溶液顯酸性，正確；B項，NH4Cl與NH3H2O等濃度等體積混合顯堿性，說明NH3H2O的電離程度大于NH的水解程度，故c(NH)>c(NH3H2O)，錯誤；C項，等濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液中，根據(jù)物料守恒，可知2c(Na＋)＝3c(CO)＋3c(HCO)＋3c(H2CO3)，正確；D項，根據(jù)電荷守恒，正確。
題組二 化學(xué)反應(yīng)過程中“粒子”濃度關(guān)系判斷
3．20 ℃時向20 mL 0.1 molL－1醋酸溶液中不斷滴入0.1 molL－1 NaOH(aq)，溶液pH變化如圖所示。此過程溶液中離子濃度的關(guān)系錯誤的是( )
A．a(chǎn)點：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．b點：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＞c(H＋)＝c(OH－)
C．c點：c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－)
D．d點：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
【答案】C
【解析】a點是CH3COOH和CH3COO Na的等量混合，離子濃度關(guān)系為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)；b點，溶液呈中性，溶質(zhì)為CH3COONa和少量CH3COOH，根據(jù)電荷守恒判斷；c點，正好生成CH3COONa溶液，根據(jù)質(zhì)子守恒得c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)；d點是CH3COONa和NaOH的混合，其中CH3COONa的物質(zhì)的量是NaOH的2倍，正確。
【方法技巧】巧抓“四點”，突破“粒子”濃度關(guān)系
1．抓反應(yīng)“一半”點，判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。
2．抓“恰好”反應(yīng)點，生成什么溶質(zhì)，溶液呈什么性，是什么因素造成的。
3．抓溶液“中性”點，生成什么溶質(zhì)，哪種反應(yīng)物過量或不足。
4．抓反應(yīng)“過量”點，溶質(zhì)是什么，判斷誰多、誰少還是等量。
考點五：酸堿中和滴定及“遷移”應(yīng)用
【知識精講】
“中和滴定”考點歸納
(1)“考”實驗儀器
酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中?？嫉氖堑味ü?，如正確選擇滴定管(包括量程)，滴定管的檢漏、洗滌和潤洗，滴定管的正確讀數(shù)方法等。
(2)“考”操作步驟
①滴定前的準(zhǔn)備；查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù)；②滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數(shù)；③計算。
(3)“考”指示劑的選擇
①強酸強堿相互滴定，可選用甲基橙或酚酞；②若反應(yīng)生成的強酸弱堿鹽溶液呈酸性，則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙)，若反應(yīng)生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞)；③石蕊試液因顏色變化不明顯，且變色范圍過寬，一般不作指示劑。
(4)“考”誤差分析
寫出計算式，分析操作對V標(biāo)的影響，由計算式得出對最終測定結(jié)果的影響，切忌死記硬背結(jié)論。此外對讀數(shù)視線問題要學(xué)會畫圖分析。
(5)“考”數(shù)據(jù)處理
正確“取舍”數(shù)據(jù)，計算“平均”體積，根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測液濃度和體積的關(guān)系，從而列出公式進(jìn)行計算。
【題組集訓(xùn)】
題組一 中和滴定的基本操作
1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“”
(1)酸式滴定管裝標(biāo)準(zhǔn)溶液前，必須先用該溶液潤洗(√)
(2)酸堿滴定實驗中，用待滴定溶液潤洗錐形瓶以減小實驗誤差()
(3)欲測定NaOH溶液濃度，可選用滴定管、錐形瓶、燒杯、NaOH溶液、0.100 0 molL－1鹽酸達(dá)到實驗?zāi)康?)
(4)滴定前滴定管內(nèi)無氣泡，終點讀數(shù)時有氣泡，所測體積偏小(√)
(5)中和滴定實驗時，用待測液潤洗錐形瓶()
(6)“中和滴定”實驗中，容量瓶和錐形瓶用蒸餾水洗凈后即可使用，滴定管和移液管用蒸餾水洗凈后，須經(jīng)干燥或潤洗后方可使用(√)
(7)讀數(shù)為22.30()
(8)酸堿滴定時，若加入待測液前用待測液潤洗錐形瓶，將導(dǎo)致測定結(jié)果偏高(√)
(9)(√)
(10)()
(11)可用25 mL堿式滴定管量取20.00 mL KMnO4溶液()
(12)讀取滴定管內(nèi)液體的體積，俯視讀數(shù)導(dǎo)致讀數(shù)偏小(√)
題組二 滴定終點的描述
2．用a molL－1的HCl滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞作指示劑，達(dá)到滴定終點的現(xiàn)象是____________________；若用甲基橙作指示劑，滴定終點現(xiàn)象是____________________。
【答案】滴入最后一滴標(biāo)準(zhǔn)液，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，且半分鐘?nèi)不恢復(fù)黃色
3．用標(biāo)準(zhǔn)碘溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，應(yīng)選用____________作指示劑，達(dá)到滴定終點的現(xiàn)象是________________________________。
【答案】淀粉溶液 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液由無色變?yōu)樗{(lán)色，且半分鐘內(nèi)不褪色
4．用標(biāo)準(zhǔn)酸性KMnO4溶液滴定溶有SO2的水溶液，以測定水中SO2的含量，是否需要選用指示劑________(填“是”或“否”)，達(dá)到滴定終點的現(xiàn)象是____ ____________。
【答案】否 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液，溶液由無色變?yōu)樽霞t色，且半分鐘內(nèi)不褪色
5．用氧化還原滴定法測定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù)：一定條件，將TiO2溶解并還原為Ti3＋，再用KSCN溶液作指示劑，用NH4Fe(SO4)2標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Ti3＋至全部生成Ti4＋，滴定Ti3＋時發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為__________________________，達(dá)到滴定終點時的現(xiàn)象是__________________________。
【答案】Ti3＋＋Fe3＋===Ti4＋＋Fe2＋ 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏螛?biāo)準(zhǔn)液，溶液變成血紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色
題組三 “滴定法”的遷移應(yīng)用
6．中華人民共和國國家標(biāo)準(zhǔn)(GB2760xx)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 gL－1。某興趣小組用題圖1裝置(夾持裝置略)收集某葡萄酒中SO2，并對其含量進(jìn)行測定。
(1)儀器A的名稱是____________，水通入A的進(jìn)口為____________。
(2)B中加入300.00 mL葡萄酒和適量鹽酸，加熱使SO2全部逸出并與C中H2O2完全反應(yīng)，其化學(xué)方程式為________________________________。
(3)除去C中過量的H2O2，然后用0.090 0 molL－1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定，滴定前排氣泡時，應(yīng)選擇題圖2中的________；若滴定終點時溶液的pH＝8.8，則選擇的指示劑為________；若用50 mL滴定管進(jìn)行實驗，當(dāng)?shù)味ü苤械囊好嬖诳潭取?0”處，則管內(nèi)液體的體積(填序號)________(①＝10 mL，②＝40 mL，③<10 mL，④>40 mL)。
(4)滴定至終點時，消耗NaOH溶液25.00 mL，該葡萄酒中SO2含量為________gL－1。
(5)該測定結(jié)果比實際值偏高，分析原因并利用現(xiàn)有裝置提出改進(jìn)措施___________________
__________________________________________________。
【答案】(1)冷凝管(或冷凝器) b
(2)SO2＋H2O2===H2SO4
(3)③ 酚酞?、堋?4)0.24
(5)原因：鹽酸的揮發(fā)；改進(jìn)措施：用不揮發(fā)的強酸如硫酸代替鹽酸，或用蒸餾水代替葡萄酒進(jìn)行對比實驗，扣除鹽酸揮發(fā)的影響
【解析】(1)A儀器的名稱為冷凝管或冷凝器；為使冷卻效果好，應(yīng)將冷卻水從處于低處的b口通入。
(2)SO2具有強還原性，H2O2具有強氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應(yīng)：SO2＋H2O2===H2SO4。
(3)NaOH盛裝在堿式滴定管中，應(yīng)將橡皮管向上彎曲排出氣泡，故選③；滴定至終點時溶液的pH＝8.8，在酚酞的變色范圍內(nèi)，故可選用酚酞作指示劑；液面在10 mL時滴定管中有刻度的液體為40 mL，因滴定管的下端有一段無刻度，故滴定管內(nèi)液體的體積大于40 mL。
(4)SO2與NaOH存在如下關(guān)系：
SO2 ～ H2SO4 ～ 2NaOH
64 g 2 mol
m(SO2) 0.090 0 molL－10.025 L
解得：m(SO2)＝＝0.072 g，故葡萄酒中SO2的含量為＝0.24 gL－1。
(5)鹽酸為揮發(fā)性酸，揮發(fā)出的HCl消耗NaOH，使測量值偏大?？梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進(jìn)行該實驗。
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