专题3　水溶液中的离子反应 体系构建　体验高考课件PPT

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体系构建　体验高考专题3内容索引体系构建　理清脉络体验高考　素养提升体系构建　理清脉络弱电解质的电离平衡电解质强电解质：强酸、强碱、大部分盐，水溶 液中全部电离弱电解质：弱酸、弱碱、水，水溶液中部 分电离水溶液中的离子反应弱电解质的电离平衡特点：逆、等、动、定、变影响因素内因：电解质本身的性质外因：温度、浓度、同离子效应电离常数：AB A＋＋B－，Kb＝ ，Kb只 与温度有关水的电离和溶液的酸碱性水的电离：水是极弱的电解质水的离子积：Kw＝c(H＋)·c(OH－)，室温下Kw＝1.0×10－14影响水电离的因素：温度、加酸、加碱、加盐水溶液中的离子反应溶液的酸碱性酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)中性溶液：c(H＋) ＝c(OH－)碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)溶液的pHpH＝－lg c(H＋)pH的相关计算)酸碱中和滴定盐类的水解实质：盐＋水水溶液中的离子反应酸＋碱规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水 解；谁强显谁性影响因素：温度、浓度、酸碱度等水解平衡：如MA＋H2O HA＋MOH,盐类水解的应用：比较离子浓度大小，判断溶液的酸碱性沉淀溶解平衡水溶液中的离子反应沉淀溶解平衡：如AgCl(s) Ag＋＋Cl－特征：具备化学平衡的一切特征溶度积：对AmBn(s) mAn＋＋nBm－，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)沉淀反应的应用：沉淀的生成、溶解和转化返回体验高考　素养提升考向一　电解质溶液中“三大平衡”及其应用 (2020·北京，11)室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是A.该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022B.加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低C.滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为 0.1 molD.与Na2CO3溶液反应的离子方程式为 ＋2H＋===H2O＋CO2↑√1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，醋酸属于弱酸，是弱电解质，在溶液中部分电离，存在电离平衡，则CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，故A错误；加入少量CH3COONa固体后，溶液中CH3COO－的浓度增大，根据同离子效应，会抑制醋酸的电离，溶液中的氢离子浓度减小，酸性减弱，则溶液的pH升高，故B错误；1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，滴加NaOH溶液过程中，溶液中始终存在物料守恒，n(CH3COO－)＋n(CH3COOH)＝0.1 mol，故C正确；醋酸的酸性强于碳酸，则根据强酸制取弱酸，醋酸与Na2CO3溶液反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，醋酸是弱电解质，离子反应中不能拆写，则离子方程式为 ＋2CH3COOH===H2O＋CO2↑＋2CH3COO－，故D错误。(2019·全国卷Ⅲ,11)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是A.每升溶液中的H＋数目为0.02NAB.C.加水稀释使电离度增大，溶液pH减小D.加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强√pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，每升溶液中所含N(H＋)＝0.01NA，A错误；加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中c(H＋)减小，溶液pH增大，C错误；(1)[2021·湖南，17(5)节选]常温下加入的NH4HCO3溶液呈_____(填“酸性”“碱性”或“中性”)(已知：NH3·H2O的Kb＝1.75×10－5，H2CO3的Kal＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11)。考向二　电解质溶液中“四大常数”及相关计算碱性(2)25 ℃时向浓度均为0.1 mol·L－1MnCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成沉淀的离子方程式为______________________________________。已知Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20，Ksp[Mn(OH)2]＝1.1×10－13。当两种沉淀共存时，c(Cu2＋)∶c(Mn2＋)＝________。Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2×10－7(3)25 ℃时，H2SO3电离常数Ka1＝1×10－2，Ka2＝1×10－7，则该温度下NaHSO3的平衡常数Kh＝_______。10－12(4)25 ℃时，将a mol·L－1氨水与0.01 mol·L－1盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c( )＝c(Cl－)，则溶液显____(填“酸”“碱”或“中”)性，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。中(2019·全国卷Ⅰ,11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。下列叙述错误的是A.混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B.Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的C.b点的混合溶液pH＝7D.c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)考向三　电解质溶液中离子平衡图像探析√滴定至终点时发生反应：2NaOH＋2KHA===K2A＋Na2A＋2H2O。溶液导电能力与溶液中离子浓度、离子种类有关，离子浓度越大、所带电荷越多，其导电能力越强，A项正确；图像中纵轴表示相对导电能力，随着NaOH溶液的滴加，溶液中c(K＋)、c(HA－)逐渐减小，而Na＋、A2－的物质的量逐渐增大，由题图可知，溶液的相对导电能力逐渐增强，说明Na＋与A2－的导电能力之和大于HA－的，B项正确；本实验默认在常温下进行，滴定终点时，溶液中的溶质为邻苯二甲酸钠和邻苯二甲酸钾，由于邻苯二甲酸是弱酸，所以溶液呈碱性，pH>7，C项错误；滴定终点时，c(K＋)＝c(Na＋)，a点到b点加入NaOH溶液的体积大于b点到c点的，故c点时c(K＋)>c(OH－)，所以c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)，D项正确。　　(2020·全国卷Ⅰ,13)以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如下图所示。[比如A2－的分布系数：δ(A2－)＝　　　　　　　　　　　]下列叙述正确的是A.曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L－1C.HA－的电离常数Ka＝1.0×10－2D.滴定终点时，溶液中c(Na＋)＜2c(A2－)＋c(HA－)√根据图像可知，滴定终点消耗NaOH溶液40 mL，H2A是二元酸，可知酸的浓度是0.100 0 mol·L－1，B项错误；起点溶液pH＝1.0，c(H＋)＝0.100 0 mol·L－1，可知H2A第一步电离是完全的，溶液中没有H2A，所以曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ(A2－)，A项错误；由图可知，当δ(A2－)＝δ(HA－)时，pH＝2.0，c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1，HA－ A2－＋H＋，Ka(HA－)＝ ＝1.0×10－2，C项正确；滴定终点时，根据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，以酚酞为指示剂，说明滴定终点时溶液呈碱性，c(OH－)＞c(H＋)，所以c(Na＋)＞2c(A2－)＋c(HA－)，D项错误。(2021·全国甲卷，12)已知相同温度下，Ksp(BaSO4)＜Ksp(BaCO3)。某温度下，饱和溶液中－lg[c( )]、－lg[c( )]与－lg[c(Ba2＋)]的关系如图所示。下列说法正确的是A.曲线①代表BaCO3的沉淀溶解曲线B.该温度下BaSO4的Ksp(BaSO4)值为1.0×10－10C.加适量BaCl2固体可使溶液由a点变到b点D.c(Ba2＋)＝10－5.1时两溶液中 ＝√由题图分析可知，曲线上的点均为饱和溶液中微粒浓度关系，曲线①为BaSO4的沉淀溶解曲线，选项A错误；曲线①为BaSO4溶液中－lg[c(Ba2＋)]与－lg[c( )]的关系，由图可知，当溶液中－lg[c(Ba2＋)]＝3时，－lg[c( )]＝7，则－lg[Ksp(BaSO4)]＝7＋3＝10，因此Ksp(BaSO4)＝1.0×10－10，选项B正确；向饱和BaCO3溶液中加入适量BaCl2固体后，溶液中c(Ba2＋)增大，根据温度不变则Ksp(BaCO3)不变可知，溶液中c( )将减小，因此a点将沿曲线②向左上方移动，选项C错误；由图可知，当溶液中c(Ba2＋)＝10－5.1时，两溶液中 ＝ ＝ ，选项D错误。返回本课结束