2019高考化學一輪復習講義 電解質(zhì)溶液.doc

電解質(zhì)溶液李仕才姓名: 成績:_ 知識點1 弱電解質(zhì)的電離平衡 1弱電解質(zhì)的電離平衡（1）電離平衡的概念一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率 時，電離過程達到平衡狀態(tài)。（2）電離平衡的建立與特征開始時，v(電離) ，而v(結(jié)合)為 。平衡的建立過程中，v(電離) v(結(jié)合)。當v(電離) v(結(jié)合)時，電離過程達到平衡狀態(tài)。2影響電離平衡的因素（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定因素（2）外因溫度：溫度升高，電離平衡 移動，電離程度 。濃度：稀釋溶液，電離平衡 移動，電離程度 。同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡 移動，電離程度 。加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡 移動，電離程度 ?！咀⒁狻?1)稀醋酸加水稀釋時，溶液中不一定所有的離子濃度都減小。因為溫度不變，Kwc(H)c(OH)是定值，稀醋酸加水稀釋時，溶液中的c(H)減小，故c(OH)增大。（2）電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，離子的濃度不一定增大，電離程度也不一定增大。（3）對于濃的弱電解質(zhì)溶液加H2O稀釋的過程，弱電解質(zhì)的電離程度逐漸增大，但離子濃度可能先增大后減小。典例精析【例1】常溫下，加水稀釋二元弱酸H2C2O4溶液，下列說法正確的是（ ）A溶液中n(H)n(OH)保持不變B溶液中水電離的c(H)c(OH)保持不變C溶液中保持不變Dc(HC2O)與2c(C2O)之和不斷減小【例2】一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導電能力變化如圖所示，下列說法正確的是（ ）Aa、b、c三點溶液的pH：c<a<bBa、b、c三點CH3COOH的電離程度：c<a<bC用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結(jié)果偏小Da、b、c三點溶液用1 molL1 NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液體積：c<a<b知識點2 電離平衡常數(shù)及其應(yīng)用 1表達式（1）一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAHA，可表示為Ka。（2）一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHBOH，可表示為Kb。2意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì) 電離，所對應(yīng)的酸性或堿性相對 。3特點：電離常數(shù)只與 有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是 熱的，故溫度升高，K 。多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1K2，所以其酸性主要決定于第 步電離。典例精析【例3】已知室溫時，0.1 molL1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是 （ ）A該溶液的pH4B升高溫度，溶液的pH增大C此酸的電離常數(shù)約為1107D由HA電離出的c(H)約為水電離出的c(H)的106倍【例4】在25 下，將a molL1的氨水與0.01 molL1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中c(NH)c(Cl)，則溶液顯_性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數(shù)式表示NH3H2O的電離常數(shù)Kb_。知識點3 一元強酸(堿)和一元弱酸(堿)的比較1. 強酸與弱酸的比較（1）相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(如醋酸)的比較酸比較項目比較項目c(H)c(酸)中和堿的能力與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強酸大小相同相同大一元弱酸小大?。?）相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較酸比較項目c(H)c(酸)中和堿的能力與足量Zn反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強酸相同小小少相同一元弱酸大大多說明：一元強堿與一元弱堿的比較規(guī)律與以上類似。2. 弱電解質(zhì)的判斷方法方法一：根據(jù)弱酸的定義判斷，弱酸在水溶液中不能完全電離，如測0.1 molL1的CH3COOH溶液的pH>1。方法二：根據(jù)弱酸在水溶液中存在電離平衡判斷，條件改變，平衡發(fā)生移動，如pH1的CH3COOH加水稀釋100倍后，1<pH<3。方法三：根據(jù)弱酸的正鹽能發(fā)生水解判斷，如判斷CH3COOH為弱酸可用以下現(xiàn)象判斷：（1）向一定濃度的醋酸鈉溶液中，加入幾滴酚酞溶液，溶液變?yōu)闇\紅色。（2）用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH>7。方法四：根據(jù)等體積、等pH的酸中和堿的量判斷。如消耗的堿越多，酸越弱。典例精析【例5】25 下，在pH2的CH3COOH溶液、pH2的HCl溶液、pH12的氨水、pH12的NaOH溶液中，下列說法正確的是_(填字母)。A等體積的、分別與足量鋁粉反應(yīng)，生成H2的量：>B將等體積加水稀釋至pH4，加水較多的是C若將、溶液混合后，pH7，則消耗溶液的體積：>D將四種溶液分別稀釋100倍后，溶液的pH：>>>E將等體積的、加H2O稀釋100倍，pH較大的為F將等體積的加等濃度鹽酸中和，所需鹽酸的體積相同【例6】向濃度均為01 mol/L、體積均為V0的HX、HY溶液中，分別加水稀釋至體積為V，pH隨lg的變化關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是（ ）AHX、HY都是弱酸，且HX的酸性比HY的弱B常溫下，由水電離出的c(H)c(OH)：a<bC相同溫度下，電離常數(shù)K(HX)：a>bDlg3時，若同時微熱兩種液體(不考慮HY、HY和H2O的揮發(fā))，則減小知識點4 水的電離和溶液的酸堿性 1水的電離（1）電離方程式：H2OHOH或H2O + H2OH3OOH。（2）25 時，純水中c(H)c(OH) ，任何水溶液中由水電離出來的c(H) c(OH)。2水的離子積常數(shù)（1）表達式：Kw 。25 時，Kw ，100 時，Kw1012。（2）影響因素：只與 有關(guān)，升高溫度，Kw 。（3）適用范圍：適用于純水、酸、堿、鹽的稀溶液。（4）意義：Kw揭示了在任何水溶液中均存在H和OH，只要 不變，Kw不變。3外界因素對水的電離平衡的影響（1）溫度：溫度升高， 水的電離，Kw ；溫度降低， 水的電離，Kw 。（2）酸、堿： 水的電離。（3）能水解的鹽： 水的電離。（4）能與水反應(yīng)的活潑金屬： 水的電離。4. 正確理解水的電離平衡曲線（1）曲線上的任意點的Kw都相同，即c(H)c(OH)相同，溫度相同；（2）曲線外的任意點與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同；（3）實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。5. 水的離子積Kw的理解水的離子積常數(shù)說明在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H和OH存在。在不同溶液中，c(H)、c(OH)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)、c(OH)總是相等的。在Kw的表達式中，c(H)、c(OH)均表示整個溶液中H、OH總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H)、c(OH)。（1）c(H)H2Oc(OH)H2O的有關(guān)計算(25 )酸溶液：c(H)H2Oc(OH)H2Oc(OH)堿溶液：c(OH)H2Oc(H)H2Oc(H)水解呈酸性的鹽溶液：c(H)H2Oc(OH)H2Oc(H)水解呈堿性的鹽溶液：c(OH)H2Oc(H)H2Oc(OH)典例精析【例7】(2017石家莊質(zhì)檢)在不同溫度下，水溶液中c(H)與c(OH)有如圖所示關(guān)系。下列說法中不正確的是（ ）A圖中T>25Bb點溶液中的c(H)一定比a點溶液中的c(H)大C欲實現(xiàn)a點到b點，可以加入CH3COONa固體Dac線上任一點對應(yīng)的溶液均呈中性知識點5 溶液的酸堿性與pH的計算和判斷 1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。（1）酸性溶液：c(H) c(OH)，常溫下，pH 7。（2）中性溶液：c(H) c(OH)，常溫下，pH 7。（3）堿性溶液：c(H) c(OH)，常溫下，pH 7。2pH（1）定義式：pHlg c(H)。（2）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(室溫下)由圖示關(guān)系知，pH越小，溶液的酸性 。pH一般表示c(H)1 mol/L的酸溶液或c(OH)1 mol/L的堿溶液。3pH的測定方法（1）pH試紙法pH試紙的使用方法：把小片試紙放在 或 上，用干燥的 蘸取待測液點在pH試紙中央，試紙變色后，與 對比即可確定溶液的pH。但應(yīng)注意：pH試紙不能伸入待測液中。pH試紙不能事先潤濕，用pH試紙粗略測定pH。用廣泛pH試紙測出溶液的pH是114的整數(shù)，讀數(shù)不會出現(xiàn)小數(shù)。（2）pH計法常用pH計精確測量溶液的pH，讀數(shù)時應(yīng)保留兩位小數(shù)。4. 溶液酸堿性的判斷（1）等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液“誰強顯誰性，同強顯中性”。（2）25 時，pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元弱酸和一元強堿等體積混合呈酸性。即誰弱誰過量，顯誰性。（3）強酸、強堿等體積混合(25 時)pH之和等于14呈中性；pH之和小于14呈酸性；pH之和大于14呈堿性。5. 溶液(強酸、強堿)混合的pH的計算思路（1）同性混合若為酸的溶液混合，則先求c(H)混c(H)1V1c(H)2V2/(V1V2)，再直接求pH。若為堿的溶液混合，則先求c(OH)混c(OH)1V1c(OH)2V2/(V1V2)，再求c(H)Kw/c(OH)混，最后求pH。（2）異性混合若酸過量，則先求c(H)混c(H)酸V酸c(OH)堿V堿/(V酸V堿)，再直接求pH。若堿過量，則先求c(OH)混c(OH)堿V堿c(H)酸V酸/(V酸V堿)，再求c(H)Kw/c(OH)混，最后求pH。典例精析【例8】判斷下列溶液在常溫下的酸、堿性(在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”)。（1）相同濃度的HCl和NaOH溶液等體積混合。（ ）（2）相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合。（ ）（3）相同濃度的NH3H2O和HCl溶液等體積混合。（ ）（4）25 時，pH2的HCl和pH12的NaOH溶液等體積混合。（ ）（5）25 時，pH3的HCl和pH10的NaOH溶液等體積混合。（ ）（6）25 時，pH3的HCl和pH12的NaOH溶液等體積混合。（ ）（7）25 時，pH2的CH3COOH和pH12的NaOH溶液等體積混合。（ ）（8）25 時，pH2的HCl和pH12的NH3H2O等體積混合。（ ）（9）25 時，pH3的鹽酸和pH11的氫氧化鋇溶液等體積混合。（ ）（10）25 時，pH3的硫酸溶液和pH11的氨水等體積混合。（ ）【例9】已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a molL1的一元酸HA與b molL1的一元堿BOH等體積混合，可判定該溶液呈中性的依據(jù)是（ ）AabB混合溶液的pH7C混合溶液中，c(H) molL1D混合溶液中，c(H)c(B)c(OH)c(A)【例10】求下列常溫條件下溶液的pH(已知lg0.1，lg20.3，混合溶液忽略體積的變化)。（1）0.1 molL1的CH3COOH溶液。(已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka1.8105) _（2）將pH8的NaOH與pH10的NaOH溶液等體積混合。_（3）將pH5的鹽酸與pH9的NaOH溶液以體積比119混合。_（4）將pH3的HCl與pH3的H2SO4等體積混合。_知識點6 酸堿中和滴定及其應(yīng)用 1實驗原理利用酸堿中和反應(yīng)，用已知濃度酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。以標準鹽酸溶液滴定待測的NaOH溶液，待測的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為c(NaOH)。酸堿中和滴定的關(guān)鍵：（1）準確測定 與 的體積。（2）準確判斷 。2實驗用品（1）儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺和 。（2）試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。（3）滴定管構(gòu)造：“0”刻度線在上方，尖嘴部分無刻度。精確度：讀數(shù)可估計到 mL。洗滌：先用蒸餾水洗滌，再用 潤洗。排泡：酸、堿式滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。使用注意事項：試劑性質(zhì)滴定管原因酸性、氧化性 滴定管氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管堿性 滴定管堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使玻璃活塞無法打開3.實驗操作(以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)（1）滴定前的準備 滴定操作：檢漏洗滌調(diào)零滴定錐形瓶：洗滌裝液加指示劑(變色不明顯)。（2）滴定（3）終點判斷等滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且 ，視為滴定終點并記錄消耗標準液的體積?！咀⒁狻康味ńK點的判斷答題模板當?shù)稳胱詈笠坏螛藴嗜芤汉?，溶液由色變成色，或溶液色褪去，且半分鐘?nèi)不變色。（4）數(shù)據(jù)處理按上述操作重復二至三次，求出用去標準鹽酸體積的平均值及待測堿液體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)計算。4. 指示劑選擇的基本原則（1）常用酸堿指示劑及變色范圍指示劑變色范圍的pH石蕊<5.0紅色5.08.0 >8.0藍色甲基橙<3.1 3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8.2無色8.210.0 >10.0 變色要靈敏，變色范圍要小，使變色范圍盡量與滴定終點溶液的酸堿性一致。（2）不能用石蕊作指示劑(顏色深變色不明顯)。（3）滴定終點為堿性時，用酚酞作指示劑。（4）滴定終點為酸性時，用甲基橙作指示劑。（5）強酸滴定強堿一般用甲基橙，但用酚酞也可以。（6）并不是所有的滴定都須使用指示劑，如用標準的Na2SO3溶液滴定酸性KMnO4溶液時，酸性KMnO4溶液顏色褪去時即為滴定終點。（7）涉及I2的反應(yīng)或生成時，用淀粉溶液作指示劑。（8）誤差分析的原理根據(jù)原理c標準V標準c待測V待測，所以c待測，因為c標準與V待測已確定，因此只要分析出不正確操作引起V標準的變化，即分析出結(jié)果。5. pH曲線分析的“三點”（1）起點：利用起點可確定酸、堿的強弱和誰滴定誰。（2）恰好反應(yīng)點(中和點)：利用此點可確定酸堿的體積和濃度。（3）中性點：溶液的c(H)c(OH)，利用中性點和中和點確定酸、堿的強弱。典例精析【例11】已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)K1.6105。該溫度下，向20 mL 0.01 molL1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.01 molL1 KOH溶液，其pH變化曲線如圖所示(忽略溫度變化)。請回答下列有關(guān)問題：（1）a點溶液中c(H)為_，pH約為_。（2）a、b、c、d四點中水的電離程度最大的是_，滴定過程中宜選用_作指示劑，滴定終點在_(填“c點以上”或“c點以下”)。（3）若向20 mL稀氨水中逐滴加入等濃度的鹽酸，則下列變化趨勢正確的是_(填序號)。課 堂 練 習【練1】用已知濃度的鹽酸測定未知濃度NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度，待測液放在錐形瓶中。中和滴定時下列操作會使測定結(jié)果偏低的是(錐形瓶中溶液用滴定管量取)（ ）A堿式滴定管未用待測堿液潤洗 B酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗C滴定過程中滴定管內(nèi)不慎有標準液濺出D滴定前俯視讀數(shù)，滴定后讀數(shù)正確【練2】下列關(guān)于水的說法正確的是（ ）A常溫下正常雨水的pH為7.0，酸雨的pH小于7.0B將25 純水加熱至95 時，增大C將純水加熱到95 時，水的離子積變大，pH不變，水仍呈中性D向水中加入醋酸或醋酸鈉，均可促進水的電離【練3】(2017泰安模擬)常溫下，關(guān)于溶液稀釋的說法正確的是（ ）A將1 L 0.1 molL1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2 L，pH13BpH3的醋酸溶液加水稀釋100倍，pH5CpH4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H)1106 molL1DpH8的NaOH溶液加水稀釋100倍，其pH6【練3】如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是（ ）A鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 molL1BP點時恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性C曲線a是鹽酸滴定氫氧化鈉溶液的滴定曲線D酚酞不能用作本實驗的指示劑【練4】(2015山東高考節(jié)選)利用間接酸堿滴定法可測定Ba2的含量，實驗分兩步進行。 已知：2CrO2H=Cr2OH2O，Ba2CrO=BaCrO4步驟：移取x mL一定濃度的Na2CrO4溶液于錐形瓶中，加入酸堿指示劑，用b molL1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V0 mL。步驟：移取y mL BaCl2溶液于錐形瓶中，加入x mL與步驟相同濃度的Na2CrO4溶液，待Ba2完全沉淀后，再加入酸堿指示劑，用b molL1鹽酸標準液滴定至終點，測得滴加鹽酸的體積為V1 mL。滴加鹽酸標準液時應(yīng)使用酸式滴定管，“0”刻度位于滴定管的_(填“上方”或“下方”)。BaCl2溶液的濃度為_molL1。若步驟中滴加鹽酸時有少量待測液濺出，Ba2濃度測量值將_(填“偏大”或“偏小”)。【練5】(2017試題調(diào)研節(jié)選)25 時，用濃度為0.100 0 molL1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示。（1）等濃度的三種酸溶液的酸性強弱順序為_。（2）0.1 mol/L的HX、HY、HZ溶液中水的電離程度最大的是_，其中HY溶液的pH3，則溶液中H2O電離出的c(H)H2O為_。（3）25 時，向HX溶液中加入20 mL NaOH溶液，溶液的pH_7(填“>”“”或“<”)。溶液呈_性。（4）25 時，向HY溶液中加NaOH溶液呈中性，需加NaOH溶液的體積_20 mL。(填“>”“”或“<”)。（5）體積相同，物質(zhì)的量濃度相同的HX、HY、HZ中和NaOH的能力是否相同？_。（6）pH1的HZ與pH13的NaOH溶液等體積混合，溶液呈_性(填“酸”“堿”或“中”)。pH1的HX與pH13的NaOH溶液等體積混合，溶液呈_性(填“酸”“堿”或“中”)。（7）濃度均為0.100 0 molL1的三種酸溶液中滴加同濃度的NaOH溶液至pH7，消耗NaOH溶液的體積Vx、Vy、Vz的大小關(guān)系是_。