苏教版高中化学选择性必修1专题3水溶液中的离子反应章末共享专题学案

这是一份苏教版高中化学选择性必修1专题3水溶液中的离子反应章末共享专题学案，共17页。
专题3　章末共享专题微专题一　酸的强弱的判断方法三角度证明强酸、弱酸角度一：是否存在电离平衡(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。(2)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，酸等量时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。(4)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H＋)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H＋)一直减小。(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量[n(H＋)电离＝n(OH－)电离]的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。角度二：是否存在水解平衡(1)测定相应强碱盐的酸碱性，强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液水解显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强酸；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸。角度三：复分解反应强酸制备弱酸根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸>碳酸。[微训练一]1．甲酸(HCOOH)是一种一元弱酸，下列性质中可以证明它是弱电解质的是(　　)A．常温下，1 mol·L－1甲酸溶液中的c(H＋)约为1×10－2 mol·L－1B．甲酸能与碳酸钠溶液反应放出二氧化碳C．10 mL 1 mol·L－1甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol·L－1 NaOH溶液完全反应D．甲酸溶液与锌反应比强酸溶液与锌反应缓慢2．某温度下，HNO2和CH3COOH的电离常数分别为5.0×10－4和1.7×10－5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述正确的是(　　)A．曲线Ⅰ代表HNO2溶液B．溶液中水的电离程度：b点＞c点C．从c点到d点，溶液中cHA·cOH-cA-保持不变(其中HA、A－分别代表相应的酸和酸根离子)D．相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na＋)相同3．为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：0.1 mol·L－1醋酸溶液、0.1 mol·L－1盐酸、pH＝3的盐酸、pH＝3的醋酸、CH3COONa晶体、NaCl晶体、CH3COONH4晶体、蒸馏水、锌粒、pH试纸、酚酞、NaOH溶液等。(1)甲取出10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH＝a，确定醋酸是弱电解质，则a应该满足的关系是________，理由是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)乙分别取pH＝3的醋酸和盐酸各1 mL，分别用蒸馏水稀释到100 mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)丙分别取pH＝3的盐酸和醋酸各10 mL，然后加入质量相同的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？________，请说明理由：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)丁用CH3COONa晶体、NaCl晶体、蒸馏水和酚酞做实验，也论证了醋酸是弱酸的事实，该同学的实验操作和现象是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。微专题二　溶液中粒子浓度大小比较溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则1．明确两个“微弱”(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。2.熟知三个守恒(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一定等于阳离子所带正电荷总数。(2)物料守恒规律(原子守恒)电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但原子总是守恒的。(3)质子守恒规律质子即H＋，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸所失去的质子数和能得到质子的碱所得到的质子数相等。3．掌握四个步骤(1)判断反应产物判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。(3)列出溶液中存在的等式根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。[微训练二]1．已知NaHSO3溶液呈酸性、NaHCO3溶液呈碱性。现有浓度均为0.1 mol/L的NaHSO3溶液和NaHCO3溶液，溶液中各粒子的物质的量浓度存在下列关系(R表示S或C)，其中正确的是(　　)A．c(Na＋)>c(HRO3-)>c(H＋)>c(RO32-)>c(OH－)B．c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(RO32-)＋c(OH－)C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO3-)＋c(RO32-)＋c(OH－)D．两溶液中的c(Na＋)、c(HRO3-)和c(RO32-)分别相等2．常温下，向20 mL 0.10 mol·L－1的Na2CO3溶液中逐滴加入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)A.a点溶液中：c(HCO3-)>c(CO32-)B．b点溶液中：c(H＋)－c(OH－)＝c(CO32-)－c(HCO3-)C．c点溶液中：3c(Na＋)＝4c(Cl－)D．d点溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH－)＋c(Cl－)3．(双选)H2C2O4为二元弱酸。25 ℃时，向0.100 mol·L－1Na2C2O4溶液中缓缓通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)。下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是(　　)A．0.100 mol·L－1Na2C2O4溶液中：c(C2O42-)＞c(HC2O4-)＞c(OH－)＞c(H＋)B．pH＝7的溶液中：c(Cl－)＝c(HC2O4-)＋2c(H2C2O4)C．c(Cl－)＝0.100 mol·L－1溶液中：c(OH－)－c(H＋)＝c(H2C2O4)－c(C2O42-)D．c(HC2O4-)＝c(C2O42-)的酸性溶液中：c(Cl－)＋c(HC2O4-)＜0.100 mol·L－1＋c(H2C2O4)4．NH4Al(SO4)2、NH4HSO4在医药、电子工业中用途广泛。请回答下列问题：(1)常温时，0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液的pH＝3。①该溶液中Kw＝________，由水电离出的c(H＋)＝________ mol·L－1。②该溶液中，c(NH4+)＋c(NH3·H2O)________(填“>”“＝”或“c(OH－)，NaHCO3溶液呈碱性说明HCO3-的水解程度大于其电离程度，溶液中离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(HCO3-)>c(OH－)>c(CO32-)>c(H＋)，A项错误；两溶液中由电荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HRO3-)＋2c(RO32-)＋c(OH－)，由物料守恒可得c(Na＋) ＝c(HRO3-)＋c(RO32-)＋c(H2RO3)，两式整理得c(H＋)＋c(H2RO3)＝c(RO32-)＋c(OH－)，B项正确，C项错误；两溶液中c(Na＋)相等，但因两溶液中HRO3-的电离和水解程度不同，故c(HRO3-)、c(RO32-)不相等，D项错误。答案：B2．解析：a点溶液为加入10 mL盐酸，反应恰好生成起始时等量的NaHCO3和Na2CO3，溶液呈碱性，CO32-的水解程度更大，所以c(HCO3-)>c(CO32-)，故A正确；b点溶液为加入20 mL盐酸，反应恰好生成NaHCO3，溶液呈碱性，根据质子守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO32-)所以有c(H＋)－c(OH－)＝c(CO32-)－c(H2CO3)，故B错误；c点溶液为加入30 mL盐酸，Na＋和Cl－不水解，则c(Na＋)＝0.1×20×230＋20＝450 mol/L，c(Cl－)＝0.1×3030＋20＝350 mol/L，所以3c(Na＋)＝4c(Cl－)，故C正确；d点溶液为加入40 mL盐酸，反应恰好生成H2CO3，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH－)＋c(Cl－)故D正确，故选B。答案：B3．解析：Na2C2O4在水溶液中分步水解，且以第一步水解为主：C2O42-＋H2O⇌HC2O4-＋OH－，HC2O4-＋H2O⇌H2C2O4＋OH－，水的电离也产生OH－，故c(OH－)＞c(HC2O4-)，A错误；pH＝7时溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(Cl－)＋c(OH－)，存在元素质量守恒：c(Na＋)＝2[c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(H2C2O4)]，可得c(Cl－)＝c(HC2O4-)＋2c(H2C2O4)，B正确；当c(Cl－)＝0.100 mol·L－1＝12c(Na＋)＝c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(H2C2O4)，由电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(Cl－)＋c(OH－)，联立两式可得，c(OH－)－c(H＋)＝c(H2C2O4)－c(C2O42-)，C正确；溶液呈酸性：c(H＋)＞c(OH－)，根据电荷守恒和元素质量守恒可得，2c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(Cl－)＞c(Na＋)＝2[c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(H2C2O4)]，c(Cl－)＋c(HC2O4-)＞2c(HC2O4-)＋2c(H2C2O4)，又因为c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(H2C2O4)＝12c(Na＋)＝0.100 mol·L－1，c(HC2O4-)＝c(C2O42-)，则2c(HC2O4-)＋2c(H2C2O4)＝c(C2O42-)＋c(HC2O4-)＋c(H2C2O4)＋c(H2C2O4)＝0.100 mol·L－1＋c(H2C2O4)，c(Cl－)＋c(HC2O4-)＞0.100 mol·L－1＋c(H2C2O4)，D错误。答案：BC4．解析：(1)①水的离子积常数与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故常温时，水的离子积常数Kw＝1×10－14。NH4Al(SO4)2溶液的pH＝3，该溶液中H＋全部来自水的电离，故由水电离出的c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1。②NH4Al(SO4)2溶液中，NH4+、Al3＋均发生水解，由元素质量守恒可知c(NH4+)＋c(NH3·H2O)＝c(Al3＋)＋c[Al(OH)3]；由电荷守恒可知2c(SO42-)＋c(OH－)＝c(NH4+)＋3c(Al3＋)＋c(H＋)，则有2c(SO42-)－c(NH4+)－3c(Al3＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1－1×10－11 mol·L－1≈1×10－3 mol·L－1。(2)NH4Al(SO4)2溶液中存在NH4+、Al3＋的水解平衡，水解反应是吸热反应，温度升高，水解平衡正向移动，溶液中c(H＋)增大，故溶液的pH减小。(3)①向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，H＋与OH－发生反应，离子方程式为H＋＋OH－===H2O。②NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液，先后发生的离子反应为H＋＋OH－===H2O、NH4+＋OH－===NH3·H2O，a点V(NaOH)＝100 mL，H＋恰好完全中和，此时溶液所含溶质为(NH4)2SO4和Na2SO4，NH4+发生水解反应而促进水的电离；b、c两点溶液所含溶质均为(NH4)2SO4、Na2SO4和NH3·H2O，且c(NH3·H2O)：c点>b点，但NH3·H2O的存在抑制水的电离，则水的电离程度：c点c点>b点，故水的电离程度：a点>b点>c点>d点。③NH4HSO4溶液中，由电荷守恒可得2c(SO42-)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(NH4+)，由元素质量守恒可得c(SO42-)＝c(NH4+)＋c(NH3·H2O)，则c(SO42-)>c(NH4+)，即得c(H＋)>c(SO42-)＋c(OH－)，故各离子浓度由大到小的排列顺序为c(H＋)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH－)。答案：(1)①1×10－14　1×10－3　②＝　1×10－3(2)温度升高，NH4+、Al3＋的水解平衡正向移动，溶液中c(H＋)增大(3)①H＋＋OH－===H2O　②d点　③c(H＋)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH－)微训练三1．解析：①中c溶液(H＋)＝1.0 mol/L，②中c溶液(OH－)＝0.1 mol/L，③中c溶液(OH－)＝1.0×10－4 mol/L，④中c溶液(H＋)＝1.0×10－5 mol/L。由于①②分别是酸、碱溶液，抑制水的电离，③④是盐溶液，促进水的电离，故①中c水(OH－)＝Kwc溶液H+＝1.0×10－14 mol/L，②中c水(H＋)＝1.0×10－13 mol/L，③中c水(OH－)＝c溶液(OH－)＝1.0×10－4 mol/L，④中c水(H＋)＝c溶液(H＋)＝1.0×10－5 mol/L。所以等体积的四种溶液中，发生电离的水的物质的量之比是10－14∶10－13∶10－4∶10－5＝1∶10∶1010∶109。答案：A2．解析：由水电离出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1c(H2SO3)，故D正确。答案：C电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡举例NH3·H2O⇌NH4+＋OH－NH4+＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋PbI2(s)⇌Pb2＋(aq)＋2I－(aq)平衡表达式Kb＝ eq \f(c（NH eq \o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)) ）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) Kh＝ eq \f(c（H＋）·c（NH3·H2O）,c（NH eq \o\al(\s\up1(＋),\s\do1(4)) ）) Ksp＝c(Pb2＋)·c2(I－)影响平衡常数的因素　内因：弱电解质的相对强弱外因：温度，温度越高，电离程度越大，平衡常数越大盐的水解程度随温度的升高而增大，Kh随温度的升高而增大内因：难溶电解质在水中的溶解能力外因：Ksp与温度有关浓度对平衡的影响电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡同化学平衡一样都为动态平衡，平衡的移动符合平衡移动原理(勒夏特列原理)，浓度对平衡常数没影响。①加水均能促进三大平衡正向移动；②加入与电解质溶液中相同的微粒，都能使平衡移动；③三大平衡都不受压强的影响