高考化学二轮专题复习课件专题7 电解质溶液 (含解析)

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14 溶液中三大平衡及其应用
16 电解质溶液图像分析
15 溶液中粒子浓度大小比 较
溶液中的三大平衡及其应用
1.酸碱中和滴定原理H++OH- H2O;c标·V标=c待·V待。2.酸碱中和滴定的关键(1)准确测定V标和V待,正确使用酸式、碱式滴定管。(2)准确判断中和反应是否恰好完全进行,借助酸碱指示剂判断滴定终点。3.酸碱中和滴定实验操作(1)滴定前的准备工作。a.滴定管的检漏:关闭活塞,加水观察活塞周围有无水渗出;旋转活塞180°再检验有无水渗出。b.洗涤:滴定管用水洗后一定要用待装液进行润洗;锥形瓶水洗后不能进行润洗。c.装液调零:将溶液装入滴定管中,赶出气泡,并将液面调节到0刻度或0刻度以下。
(2)滴定操作(以盐酸标准液滴定NaOH溶液为例):左手握住活塞并旋转开关,右手摇瓶,目视锥形瓶中溶液的颜色变化,若颜色突变且半分钟内不再变色,则说明达到滴定终点。4.指示剂选用及颜色变化变色要灵敏,变色范围要小,且变色范围尽量与所生成的盐溶液的酸碱性一致,因此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙,而不用石蕊溶液。(1)强酸滴定强碱:甲基橙(黄色→橙色);酚酞(红色→无色)。(2)强碱滴定强酸:甲基橙(红色→黄色);酚酞(无色→粉红色)。(3)强酸滴定弱碱:甲基橙(黄色→橙色)。(4)强碱滴定弱酸:酚酞(无色→粉红色)。5.误差分析根据计算式c待测= 分析,c待测的大小取决于V标准的大小。
6.数据处理分别记录滴定管中液面的初次与二次读数,记录数据要精确到0.01 mL。若几次平行实验所得到的数值比较接近,则取其平均值;若某次实验的数据与另外几次相差较大,则舍去该数据。四、沉淀溶解平衡的三类应用1.沉淀的生成(1)加沉淀剂,如向AgNO3溶液中加入NaCl可生成沉淀。(2)调节pH,如向一定浓度的CuSO4和 FeSO4的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSO4,使Fe2+转化为Fe3+,再加入CuO或Cu(OH)2调节pH至约等于4,使得Fe3+的水解平衡右移转化为沉淀,而Cu2+没有沉淀从而达到除杂的目的。
2.沉淀的溶解(1)酸溶解法,如CaCO3溶于盐酸。(2)盐溶液溶解法,如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。(3)氧化还原溶解法,如Ag2S溶于稀HNO3。(4)配位溶解法,如AgCl溶于氨水。3.沉淀的转化溶解能力相对较强的沉淀易向溶解能力相对较弱的沉淀转化,如:
1.(2016年全国Ⅲ卷,13)下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)。A.向0.1 ml·L-1 CH3COOH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 >1D.向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3,溶液中 不变
解析▶　 = ,加入H2O后,醋酸的电离程度增大,但c(CH3COO-)减小,电离平衡常数Ka不变,故比值增大,A项错误;加热醋酸钠溶液,CH3COO-的水解程度增大, =Kh值增大,比值减小,B项错误;向盐酸中加入氨水至溶液呈中性,则有c(OH-)=c(H+),根据电荷守恒,c(N )=c(Cl-),C项错误;向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3,沉淀溶解平衡逆向移动,溶液中 仍等于 ,温度不变Ksp不变,故 不变,D项正确。
1.(2018年山东济南模拟)25 ℃时,下列有关电解质溶液的说法正确的是(　　)。A.加水稀释0.1 ml·L-1氨水,溶液中c(H+)·c(OH-)和 均不变B.向饱和AgCl溶液中加入少量AgNO3固体,AgCl的Ksp和溶解度均不变C.向盐酸中滴加氨水,由水电离出的c(H+)=10-7 ml·L-1时,溶液一定显中性D.向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa固体,溶液中 增大
解析▶　　加水稀释0.1 ml·L-1氨水,溶液的pH减小,c(H+)增大,c(OH-)减小,所以 增大,A项错误;向饱和AgCl溶液中加入少量AgNO3固体,随着c(Ag+)的大,AgCl的溶解度会减小,B项错误;盐酸抑制水的电离,氨水与盐酸反应生成的氯化铵促进水的电离,当溶液中盐酸的抑制作用和氯化铵的促进作用相抵消时,溶液中由水电离出的c(H+)=10-7 ml·L-1,此时溶液显酸性,C项错误;向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa固体,溶液中醋酸钠的浓度增大,碱性增强,pH升高,c(H+)减小,而醋酸的电离平衡常数Ka= , = ,因为c(H+)减小,所以增大,D项正确。
1.当弱电解质的电离平衡正向移动时,弱电解质的电离程度不一定增大。如向醋酸溶液中加入少量醋酸,平衡正向移动,但醋酸的电离程度减小。2.当弱电解质的电离平衡正向移动时,弱电解质中的离子浓度不一定增大。如向醋酸溶液中加入少量水,平衡正向移动,但溶液中c(CH3COO-)和c(H+)都减小。3.强碱弱酸盐不一定都呈碱性。当水解程度大于电离程度时,该盐溶液呈碱性,如NaHCO3;当水解程度小于电离程度时,该盐溶液呈酸性,如NaH2PO4、NaHSO3、NaHC2O4等。4.溶解度小的难溶物有可能向溶解度大的转化。当两种难溶物的溶解度相差不大时,有可能实现溶解度小的向溶解度大的转化。如BaSO4的溶解度略小于BaCO3,向饱和Na2CO3溶液中加入BaSO4可以生成BaCO3。
2.(2019年云南昆明4月检测)已知:pKa=-lgKa。25 ℃时,几种弱酸的pKa如表所示。下列说法正确的是(　　)。
A.向Na2SO3溶液中加入过量乙酸,反应生成SO2B.25 ℃时,pH=8的甲酸钠溶液中,c(HCOOH)=9.9×10-7 ml·L-1C.25 ℃时,某乙酸溶液pH=a,则等浓度的甲酸溶液pH=a-1D.相同温度下,等浓度的HCOONa溶液的pH比Na2SO3溶液的大
解析▶根据表格数据分析可知,酸性H2SO3 >HCOOH>CH3COOH>HS 。因为乙酸的酸性大于HS 而小于H2SO3,所以Na2SO3和乙酸反应生成NaHSO3和乙酸钠,故A项错误;因为HCOO-水解使甲酸钠呈碱性,且存在质子守恒,c(OH-)=c(H+)+c(HCOOH),因为溶液的pH=8,所以c(OH-)=10-6 ml·L-1,c(H+)=10-8 ml·L-1,所以c(HCOOH)=9.9×10-7 ml·L-1,故B项正确;等浓度的乙酸和甲酸溶液中存在电离平衡,假设甲酸溶液的pH=b, =10-4.74, =10-3.74,计算得b=a-0.5,故C项错误;因为甲酸的酸性比HS 的酸性强,所以同温度下,等浓度的溶液中HCOO-的水解程度小于S 的水解程度,即等浓度的甲酸钠的pH小于亚硫酸钠,故D项错误。
2.(1)已知ClO-水解的离子方程式为ClO-+H2O HClO+OH-。常温下,该水解反应的平衡常数Kh=1.0×10-6,则1.0 ml·L-1NaClO溶液的pH=　　　　。 (2)2×10-3 ml·L-1的氢氟酸水溶液中,调节溶液Ph(忽略调节时体积变化),平衡体系中c(F-)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示。则25 ℃时,HF的电离平衡常数Ka(HF)=　　　　　　　　　　　　。 (3)H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4 H2As+H+的电离常数为Ka1,则pKa1=　　　　(pKa1=-lgKa1)。 
解析▶ (1)1.0 ml·L-1NaClO溶液中,c(ClO-)=1.0 ml·L-1,反应ClO-+H2O HClO+OH-的平衡常数Kh= ≈c2(OH-)=1.0×10-6,c(OH-)=1.0×10-3 ml·L-1,则c(H+)= ml·L-1=10-11 ml·L-1,所以溶液的pH=11。(2)Ka(HF)= = =4×10-4。(3)由图可知,当pH=2.2时,c(H3AsO4)=c(H2As ),Ka1= ,则Ka1=10-2.2,pKa1=-lgKa1=2.2。
1.依据电离常数表达式计算(以弱酸HA为例)(1)Ka= ,若只是弱酸溶液,则c(H+)=c(A-),Ka= 。(2)Ka与pH的关系pH=-lg c(H+)=-lg =-lgKa+lg 。(3)Ka与A-水解常数Kh的关系A-+H2O HA+OH-Kh= = = 。即Kw=Ka·Kh。2.计算溶液pH的原则 
3.(2019年四川攀枝花三模)已知:Ksp(CCO3)=1.6×10-13,Ksp(CC2O4)=6.3×10-8。若仅从沉淀转化角度考虑,在0.01 ml·L -1Na2C2O4溶液中加入CCO3固体能否转化为CC2O4沉淀?通过计算说明: 。4.(2019年山东日照模拟)某流程“酸洗”后滤液中存在的金属阳离子有Na+、Sc3+、Ti4+、Fe2+,且浓度均小于0.100 ml·L-1,向滤液中加氢氧化钠溶液,调节溶液pH=　 　时,可使Sc3+沉淀完全(当离子浓度小于10-5 ml·L-1时,可认为沉淀完全),此时沉淀为　　　　　　　　　。{已知:lg2=0.3,lg5=0.7;室温下,Ti4+完全沉淀的pH为1.05,Ksp[Fe(OH)2]=4.0×10-17,Ksp[Sc(OH)3]=1.25×10-33} 
Ti(OH)4、Sc(OH)3
CCO3饱和溶液中c(C2+)= = ml·L-1=4×10-7 ml·L-1,c(C2+)·c(C2 )=4×10-7×0.01=4×10-9c(OH-)>c(N )。(2)多元弱酸的电离是分步进行的,且以第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)为主。如在H2S溶液中:H2S、HS-、S2-、H+的浓度大小关系是c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)
二、把握三种守恒,明确等量关系1.电荷守恒规律电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶液都呈电中性,即阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中:Na+、H+、HC 、C 、OH-存在如下关系:c(Na+)+c(H+)=c(HC )+c(OH-)+2c(C )。其特点为表达式中包含溶液中的所有离子,没有弱电解质分子。2.物料守恒规律电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2-、HS-都能水解,故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在,它们之间有如下守恒关系:c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)。其特点为表达式中包含电解质对应的各种微粒,包括离子和弱电解质分子。
3.质子守恒规律质子守恒是指在电离或水解过程中,会发生质子(H+)转移,在质子转移过程中其数量保持不变。如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下:由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示为c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。质子守恒式中不含有溶质的离子。
1.(2019年浙江4月选考,21)室温下,取20 mL 0.1 ml·L-1某二元酸H2A,滴加0.2 ml·L-1 NaOH溶液。已知:H2A H++HA-,HA- H++A2-。下列说法不正确的是(　　)。A.0.1 ml·L-1 H2A溶液中有c(H+)-c(OH-)-c(A2-)=0.1 ml·L-1B.当滴加至中性时,溶液中c(Na+)=c(HA-)+2c(A2-),用去NaOH溶液的体积小 于10 mLC.当用去NaOH溶液体积10 mL时,溶液的pHc(OH-)
解析▶　本题主要考查邻苯二甲酸与NaOH溶液的反应,侧重考查考生对中和滴定和电解质溶液的分析能力。b点为反应终点,此时溶质为邻苯二甲酸钠和邻苯二甲酸钾,为强碱弱酸盐,则b点pH>7,C项错误。
中和滴定及原理应用图像答题关键点1.抓反应的“起始”点:判断酸、碱的相对强弱。2.抓反应“一半”点:判断是哪种溶质的等量混合。3.抓“恰好反应”点:即滴定终点,判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性。4.抓溶液的“中性”点:判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足,此时c(H+)=c(OH-)。5.抓反应的“过量”点:判断溶液中的溶质,判断哪种物质过量。
3.(2019年全国Ⅱ卷,12)绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是(　　)。A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度B.图中各点对应的Ksp的关系为:Ksp(m)=Ksp(n)