高考化學(xué)大二輪專題復(fù)習(xí)與增分策略訓(xùn)練 專題10 電解質(zhì)溶液

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1、高考化學(xué)大二輪專題復(fù)習(xí)與增分策略訓(xùn)練 專題10 電解質(zhì)溶液 [考綱要求] 1.了解電解質(zhì)的概念;了解強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念。2.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離,以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4.了解水的電離及離子積常數(shù)。5.了解溶液pH的定義,認(rèn)識(shí)溶液的酸堿性、溶液中c(H+)和c(OH-)、pH三者之間的關(guān)系,并能進(jìn)行簡(jiǎn)單計(jì)算;了解測(cè)定溶液pH的方法。6.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解的主要因素以及鹽類水解的應(yīng)用。7.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡以及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 考點(diǎn)一 溶液的酸堿性及pH 1.一個(gè)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

2、數(shù)不變。應(yīng)用這一原則時(shí)需要注意兩個(gè)條件:水溶液必須是稀溶液;溫度必須相同。 2.兩種測(cè)量方法 溶液的pH值可以用pH試紙測(cè)定(精確到整數(shù),且只能在1~14的范圍內(nèi)),也可以用pH計(jì)(精確到0.1)測(cè)定。 3.三個(gè)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+)>1×10-7 mol·L-1 <7 中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1×10-7 mol·L-1 =7 堿性溶液 c(H+)

3、 c(H+)<1×10-7 mol·L-1 >7 4.pH使用中的幾個(gè)誤區(qū) (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(shí),水的離子積常數(shù)為1×10-12,此時(shí)pH=6的溶液為中性溶液,pH>6時(shí)為堿性溶液,pH<6時(shí)為酸性溶液。 (2)使用pH試紙測(cè)溶液pH時(shí),若先用蒸餾水潤(rùn)濕,測(cè)量結(jié)果不一定偏小。若先用蒸餾水潤(rùn)濕,相當(dāng)于將待測(cè)液稀釋了,若待測(cè)液為堿性溶液,則所測(cè)結(jié)果偏??;若待測(cè)液為酸性溶液,則所測(cè)結(jié)果偏大;若待測(cè)液為中性溶液,則所測(cè)結(jié)果沒(méi)有誤差。 5.溶液中的c(H+)和水電離出來(lái)的c(H+)的區(qū)別 (1)室溫下水電離出的c(H+)=1

4、×10-7 mol·L-1,若某溶液中水電離出的c(H+)<1×10-7 mol·L-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+)>1×10-7 mol·L-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+)>1×10-7 mol·L-1,說(shuō)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+)<1×10-7 mol·L-1,說(shuō)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(wèn)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

5、等體積混合時(shí): 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(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合后溶液酸、堿性的判斷: 7.溶液pH計(jì)算的一般思維模型 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(cuò)誤的劃“×” (1)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(×) (xx·廣東理綜,23B) (2)常溫下pH為2的鹽酸由H2O電離出的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1(√)

6、 (xx·廣東理綜,23C) (3)同濃度、同體積的強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后,溶液的pH=7(×) (xx·天津理綜,5A) (4)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(×) (xx·浙江理綜,12A) (5)100 ℃時(shí),將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合,溶液呈中性(×) (2011·天津理綜,5D) 誤區(qū)一:不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律 常溫下任何酸或堿溶液無(wú)限稀釋時(shí),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(lái)的10n倍

7、稀釋后溶液pH 酸 強(qiáng)酸 pH=a pH=a+n 弱酸 a<pH<a+n 堿 強(qiáng)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(qiáng)酸和pH=14-n的強(qiáng)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(qiáng)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(huà)出圖像。 分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)。 (1)產(chǎn)生H2的

8、體積(V)隨時(shí)間(t)的變化圖像。 (2)產(chǎn)生H2的速率v(H2)隨時(shí)間(t)的變化圖像。 (3)溶液的pH隨時(shí)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(guò)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 mol·L-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,ΔpH

9、y<1,所以x為強(qiáng)酸,而y為弱酸。pH=2時(shí)弱酸y的濃度大,滴加NaOH至pH=7時(shí)需NaOH溶液的體積則y要比x大。 圖像法理解一強(qiáng)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(jì)算 4.在T ℃時(shí),Ba(OH)2的稀溶液中c(H+)=10-a mol·L-1,c(OH-)=10-b mol·L-1,已知a+b=1

10、2。向該溶液中逐滴加入pH=4的鹽酸,測(cè)得混合溶液的部分pH如表所示: 序號(hào) 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(jì),則下列說(shuō)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(jì)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 mol·L-1。Ba(OH)2溶液中氫氧根離子的

11、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(shí)恰好中和,溶液的pH=6,即d=6;當(dāng)加入18.00 mL鹽酸時(shí),氫氧化鋇過(guò)量,c(OH-)=(10-4×22.00-10-4×18.00)÷(22.00+18.00)=10-5 (mol·L-1),所以此時(shí) c(H+)=10-7 mol·L-1,pH=7,故c=7。 室溫下,Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14,則pKw=14。 考點(diǎn)二 溶液中的“三大平衡” 電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理——當(dāng)只改變體系的一個(gè)條件時(shí),平衡向能夠減弱這種改變

12、的方向移動(dòng)。 1.對(duì)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(duì)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

13、、Kw的關(guān)系 Kw=Ka·Kh 2.強(qiáng)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(duì)強(qiáng)弱。當(dāng)Ka=Kb時(shí),溶液顯中性,如CH3COONH4;當(dāng)Ka>Kb時(shí),溶液顯酸性,如HCOONH4;當(dāng)Ka

14、較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對(duì)大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀生成或溶解的情況:Qc>Ksp,溶液過(guò)飽和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液飽和,沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài);Qc

15、3)溶度積(Ksp)與溶解能力關(guān)系的突破方法 溶度積(Ksp)反映了電解質(zhì)在水中的溶解能力,對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同的電解質(zhì),Ksp的數(shù)值越大,難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強(qiáng);但對(duì)于陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比不同的電解質(zhì),不能直接比較Ksp數(shù)值的大小。 題組一 影響弱電解質(zhì)電離平衡因素的多角度分析 1.(xx·安徽理綜,13)已知NaHSO3溶液顯酸性,溶液中存在以下平衡: HSO+H2OH2SO3+OH-① HSOH++SO② 向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì),下列有關(guān)說(shuō)法正確的是(  ) A.加入少量金屬Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HSO

16、)增大 B.加入少量Na2SO3固體,則c(H+)+c(Na+)=c(HSO)+c(OH-)+c(SO) C.加入少量NaOH溶液,、的值均增大 D.加入氨水至中性,則2c(Na+)=c(SO)>c(H+)=c(OH-) 答案 C 解析 根據(jù)加入物質(zhì)的性質(zhì)判斷平衡移動(dòng)方向,進(jìn)一步判斷各選項(xiàng)結(jié)論是否正確。 A項(xiàng)加入金屬鈉后,鈉和水反應(yīng)生成氫氧化鈉,使平衡①左移,平衡②右移,移動(dòng)的結(jié)果是c(SO)增大??梢岳脴O端分析法判斷,如果金屬鈉適量,充分反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)可以是亞硫酸鈉,此時(shí)c(HSO)很小,所以A項(xiàng)錯(cuò)誤。B項(xiàng)依據(jù)電荷守恒判斷,c(SO)前面的化學(xué)計(jì)量數(shù)應(yīng)為2,即c(H+)+c(

17、Na+)=c(HSO)+c(OH-)+2c(SO),所以B項(xiàng)錯(cuò)誤。C項(xiàng)加入氫氧化鈉溶液后,溶液酸性減弱,堿性增強(qiáng),所以增大;平衡①左移,平衡②右移,最終c(SO)增大,c(HSO)減小,所以增大。D項(xiàng)加入氨水至溶液呈中性,即c(H+)=c(OH-)。由電荷守恒知,其他離子存在如下關(guān)系:c(Na+)+c(NH)=2c(SO)+c(HSO),所以D項(xiàng)錯(cuò)誤。 酸、堿、鹽對(duì)水的電離的影響:酸和堿抑制水的電離,強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽促進(jìn)水的電離。強(qiáng)酸弱堿鹽和堿溶液中由水電離的c(H+)或c(OH-)取決于溶液中的c(H+);強(qiáng)堿弱酸鹽和酸溶液中由水電離出的c(H+)或c(OH-)取決于溶液中的c(

18、OH-)。但應(yīng)關(guān)注酸式鹽的特殊性,如硫酸氫鈉完全電離,會(huì)抑制水的電離;碳酸氫鈉以水解為主,呈堿性,促進(jìn)水的電離。 題組二 多角度攻克鹽類水解問(wèn)題 2.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“×” (1)將NH4Cl溶液蒸干制備NH4Cl固體(×) (xx·福建理綜,8B) (2)CH3COONa溶液中滴加少量濃鹽酸后c(CH3COO-)增大(×) (xx·重慶理綜,3B) (3)用熱的純堿溶液洗去油污,是因?yàn)镹a2CO3可直接與油污反應(yīng)(×) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,8A) (4)施肥時(shí),草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用,是因?yàn)镵2CO3與NH4Cl反應(yīng)生成

19、氨氣會(huì)降低肥效(√) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,8C) (5)加熱0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液,CO的水解程度和溶液的pH均增大(√) (xx·江蘇,11C) (6)用蒸餾水潤(rùn)濕的試紙測(cè)溶液的pH,一定會(huì)使結(jié)果偏低(×) (xx·大綱全國(guó)卷,6D) (7)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同(×) (xx·天津理綜,5D) (8)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和氣體生成(×) (xx·重慶理綜,2C) (9)25 ℃時(shí),用醋酸溶液滴定等濃度NaOH溶液至pH=7,V醋酸<VNaOH(×) (xx·重慶理綜,2B

20、) (10)為確定某酸H2A是強(qiáng)酸還是弱酸,可測(cè)NaHA溶液的pH。若pH>7,則H2A是弱酸;若pH<7,則H2A是強(qiáng)酸(×) (xx·浙江理綜,12B) (11)25 ℃時(shí),a mol·L-1一元酸HA與b mol·L-1 NaOH等體積混合后,pH為7,則c(A-)≤c(Na+)(×) (xx·海南,11改編) (12)NaHSO4溶液、KF溶液、KAl(SO4)2溶液、NaI溶液中,前三個(gè)都對(duì)水的電離平衡產(chǎn)生影響,且都促進(jìn)水的電離(×) (xx·上海,7改編) (13)鹽酸中滴加氨水至中性,溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl(×) (xx·重慶理綜,10A) 1.鹽類水解易

21、受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響,以氯化鐵水解為例,當(dāng)改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時(shí),學(xué)生應(yīng)從移動(dòng)方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié),加以分析掌握。 2.多元弱酸的酸式鹽問(wèn)題。酸式鹽一般既存在水解,又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度,溶液顯酸性,如NaHSO3溶液;如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度,則溶液顯堿性,如NaHCO3溶液。 題組三 正確理解外界因素對(duì)難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的影響 3.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)誤的劃“×” (1)驗(yàn)證Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2,可以將FeCl3溶液加入Mg(OH)2

22、懸濁液中,振蕩,可觀察到沉淀由白色變?yōu)榧t褐色(√) (xx·四川理綜,4D) (2)溶解度小的沉淀易向溶解度更小的沉淀轉(zhuǎn)化,所以ZnS沉淀中滴加CuSO4溶液可以得到CuS沉淀(√) (xx·安徽理綜,12D) (3)AgCl沉淀易轉(zhuǎn)化為AgI沉淀且K(AgX)=c(Ag+)·c(X-),故K(AgI)<K(AgCl)(√) (xx·重慶理綜,2D) (4)相同溫度下,將足量氯化銀固體分別放入相同體積的①蒸餾水?、?.1 mol·L-1鹽酸?、?.1 mol·L-1氯化鎂溶液 ④0.1 mol·L-1硝酸銀溶液中,Ag+濃度:①>④=②>③(×) (xx·浙江理綜,12D) 4

23、.(xx·北京理綜,10)實(shí)驗(yàn):①0.1 mol·L-1AgNO3溶液和0.1 mol·L-1NaCl溶液等體積混合得到濁液a,過(guò)濾得到濾液b和白色沉淀c; ②向?yàn)V液b中滴加0.1 mol·L-1KI溶液,出現(xiàn)渾濁; ③向沉淀c中滴加0.1 mol·L-1KI溶液,沉淀變?yōu)辄S色。 下列分析不正確的是(  ) A.濁液a中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) B.濾液b中不含有Ag+ C.③中顏色變化說(shuō)明AgCl轉(zhuǎn)化為AgI D.實(shí)驗(yàn)可以證明AgI比AgCl更難溶 答案 B 解析 A項(xiàng),在濁液a中,存在AgCl的沉淀溶解平衡,正確;B項(xiàng),在濾液b中

24、,仍含有少量Ag+,故在b中生成了AgI沉淀,錯(cuò)誤;由于AgI比AgCl更難溶解,向c中加入0.1 mol·L-1KI溶液,能發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng),生成黃色的AgI,C項(xiàng)和D項(xiàng)都正確。 1.沉淀溶解平衡與化學(xué)平衡、電離平衡一樣,具有動(dòng)態(tài)平衡的特征,平衡時(shí)溶液中各離子濃度保持恒定,平衡只受溫度的影響,與濃度無(wú)關(guān)。 2.溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溶液的溫度有關(guān),相同類型的難溶電解質(zhì)的Ksp越小,溶解度越小,越難溶。 考點(diǎn)三 溶液中的“三大常數(shù)” 電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的三大常數(shù),它們均只與溫度有關(guān)。電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)隨著溫度的升高而

25、增大,因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離和水的電離均為吸熱反應(yīng)。有關(guān)常數(shù)的計(jì)算,要緊緊圍繞它們只與溫度有關(guān),而不隨其離子濃度的變化而變化來(lái)進(jìn)行。 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中,Ka、Kh、Kw的關(guān)系是Kw=Ka·Kh。 (2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關(guān)系 M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq) Ksp=c(Mn+)·cn(OH-)=·cn(OH-)==()n+1。 題組一 水的離子積常數(shù)及應(yīng)用 1.不同溫度下,水溶液中c(H+)與c(OH-)的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)說(shuō)法中正確的是(  ) A.若從a點(diǎn)到c點(diǎn),可采用在水中加入酸的方法 B.

26、b點(diǎn)對(duì)應(yīng)的醋酸中由水電離的c(H+)=10-6 mol·L-1 C.c點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw大于d點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的Kw D.T ℃時(shí),0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH=11 答案 D 解析 本題重點(diǎn)考查不同溫度下水的電離平衡和水的離子積常數(shù)的計(jì)算。a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H+)和c(OH-)相等,同理c點(diǎn)對(duì)應(yīng)的c(H+)和c(OH-)也相等,溶液一定呈中性,從a點(diǎn)到c點(diǎn),可以采用升溫的方法,A項(xiàng)錯(cuò)誤;Kw只與溫度有關(guān),同溫度下不同酸堿性溶液的Kw相同,a點(diǎn)和b點(diǎn)的Kw都是10-14,c點(diǎn)和d點(diǎn)的Kw都是10-12,酸和堿溶液都會(huì)抑制水的電離,酸溶液中由水電離的c(H+)與溶液中的c(OH

27、-)相等,即c(H+)水電離=c(OH-)=10-8 mol·L-1,B、C項(xiàng)均錯(cuò)誤;T ℃時(shí),Kw=10-12,0.05 mol·L-1的Ba(OH)2溶液的c(H+)=10-11 mol·L-1,pH=11,D項(xiàng)正確。 題組二 電離平衡常數(shù)的計(jì)算 2.在25 ℃下,將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合,反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)=c(Cl-),則溶液顯__________(填“酸”、“堿”或“中”)性;用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb=_________________________________________________。 答

28、案 中  解析 氨水與HCl等體積混合后的溶液中的電荷守恒關(guān)系式為c(NH)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),因c(NH)=c(Cl-),故有c(H+)=c(OH-),溶液顯中性。 3.碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下,空氣中的CO2溶于水,達(dá)到平衡時(shí),溶液的pH=5.60,c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離,則H2CO3HCO+H+的平衡常數(shù)K1=________。(已知:10-5.60=2.5×10-6) 答案 4.2×10-7 解析 由H2CO3H++HCO得平衡常數(shù) K1= 其pH=5.6

29、0 則c(H+)=2.5×10-6 mol·L-1=c(HCO) 因此K1= ≈4.2×10-7。 4.常溫下,將a mol·L-1 CH3COONa溶于水配成溶液,向其中滴加等體積的b mol·L-1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā)),用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka=________。 答案  解析  所以c(CH3COOH)=c(Cl-) CH3COOH  CH3COO- + H+ - 10-7 Ka==。 題組三 Ka·Kh=Kw或Kb·Kh=Kw的應(yīng)用 5.[xx·山東理綜,29(4)]25 ℃時(shí),H2SO3H

30、SO+H+的電離常數(shù)Ka=1×10-2 mol·L-1,則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh=______mol·L-1,若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 答案 1×10-12 增大 解析 Ka= Kh== ===1×10-12 mol·L-1。 HSO+H2OH2SO3+OH-,當(dāng)加少量I2時(shí),發(fā)生I2+HSO+H2O===2I-+3H++SO。 根據(jù)Kh= 由于c(OH-)減小,而Kh不變, 所以增大。 6.已知25 ℃時(shí),NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb=1.8×10-5 mol·L-1,該

31、溫度下1 mol·L-1的NH4Cl溶液中c(H+)=________ mol·L-1。(已知≈2.36) 答案 2.36×10-5 解析 Kh== c(H+)≈c(NH3·H2O),而c(NH)≈1 mol·L-1。 所以c(H+)===2.36×10-5 mol·L-1。 7.常溫下,用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液,吸收過(guò)程中水的電離平衡________移動(dòng)(填“向左”、“向右”或“不”)。試計(jì)算溶液中=________(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1=1.0×10-2,Ka2=6.0×10-8) 答案 向右 60 解析 NaOH電離出的OH-抑

32、制水的電離平衡,Na2SO3電離出SO水解促進(jìn)水的電離平衡。 SO+H2OHSO+OH- Kh=== 所以==60。 題組四 Ksp的應(yīng)用 8.(xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅱ,13)室溫時(shí),M(OH)2(s)M2+(aq)+2OH-(aq)  Ksp=a。c(M2+)=b mol·L-1時(shí),溶液的pH等于(  ) A.lg() B.lg() C.14+lg() D.14+lg() 答案 C 解析 由Ksp=c(M2+)·c2(OH-)得c(OH-)= mol·L-1,Kw=c(H+)·c(OH-)得c(H+)= mol·L-1 pH==14+lg()。 9.已知某溫度

33、下,Ksp(AgCl)=1.56×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1×10-12,下列敘述正確的是(  ) A.飽和AgCl溶液與飽和Ag2CrO4溶液相比,前者的c(Ag+)大 B.向氯化銀的濁液中加入氯化鈉溶液,氯化銀的Ksp減小 C.向0.000 8 mol·L-1的K2CrO4溶液中加入等體積的0.002 mol·L-1 AgNO3溶液,則CrO完全沉淀 D.將0.001 mol·L-1的AgNO3溶液滴入0.001 mol·L-1的KCl和0.001 mol·L-1的K2CrO4溶液,則先產(chǎn)生AgCl沉淀 答案 D 10.如圖所示,有T1、T2不同溫度下BaSO4在

34、水中的沉淀溶解平衡曲線,下列說(shuō)法不正確的是(  ) A.加入Na2SO4可使溶液由a點(diǎn)變?yōu)閎點(diǎn) B.在T1曲線上方區(qū)域(不含曲線)任意一點(diǎn)時(shí),均有BaSO4沉淀生成 C.蒸發(fā)溶劑可能使溶液由d點(diǎn)變?yōu)榍€上a,b之間的某一點(diǎn)(不含a,b) D.升溫可使溶液由b點(diǎn)變?yōu)閐點(diǎn) 答案 D 解析 A項(xiàng)正確,溫度不變Ksp不變,c(SO)增大,c(Ba2+)減??;B項(xiàng)正確,T1曲線上方區(qū)域,任意一點(diǎn)為過(guò)飽和溶液,有BaSO4沉淀生成;C項(xiàng)正確,蒸發(fā)溶劑,c(SO)、c(Ba2+)均增大,而由d點(diǎn)到a點(diǎn)c(SO)保持不變,由d點(diǎn)到b點(diǎn)c(Ba2+)保持不變;D項(xiàng)錯(cuò)誤,升溫Ksp增大,c(Ba2

35、+)、c(SO)均應(yīng)增大。 考點(diǎn)四 溶液中“粒子”濃度的變化 1.明確“四種”類型 類型一:?jiǎn)我蝗芤褐懈麟x子濃度的比較 (1)多元弱酸溶液:多元弱酸分步電離,電離程度逐級(jí)減弱。如H3PO4溶液中:c(H+)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。 (2)多元弱酸的正鹽溶液:多元弱酸弱酸根離子分步水解,水解程度逐級(jí)減弱。如在Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(CO)>c(OH-)>c(HCO)。 類型二:混合溶液中各離子濃度的比較 對(duì)混合溶液進(jìn)行離子濃度比較時(shí)要綜合分析電離、水解等因素。如在0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L-1的氨水混合溶液中,各

36、離子濃度大小的順序?yàn)閏(NH)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。 類型三:酸堿中和型離子濃度的大小比較 類型四:不同溶液中同一離子濃度的比較 該類情況要看溶液中其他離子對(duì)該離子的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中:①NH4Cl?、贑H3COONH4?、跱H4HSO4,c(NH)由大到小的順序?yàn)棰郏劲伲劲凇? 2.抓住“三個(gè)”守恒 (1)電荷守恒 即電解質(zhì)溶液中陰離子所帶電荷總數(shù)等于陽(yáng)離子所帶電荷總數(shù)。根據(jù)電荷守恒,可準(zhǔn)確快速解決電解質(zhì)溶液中許多復(fù)雜的離子濃度問(wèn)題,如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)。 (2)物料守

37、恒 是指物質(zhì)發(fā)生變化前后,有關(guān)元素的存在形式不同,但元素的種類和原子數(shù)目在變化前后保持不變。根據(jù)物料守恒,可準(zhǔn)確快速解決電解質(zhì)溶液中復(fù)雜離子、分子、物質(zhì)的量濃度或物質(zhì)的量的關(guān)系,如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中:c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+(H2CO3)=0.1 mol·L-1。 (3)質(zhì)子守恒 是指在電離或水解過(guò)程中,會(huì)發(fā)生質(zhì)子(H+)轉(zhuǎn)移,但質(zhì)子轉(zhuǎn)移過(guò)程中其數(shù)量保持不變。如在Na2CO3或NaHCO3溶液中,可用以下圖幫助理解質(zhì)子守恒: ①Na2CO3溶液 所以c(OH-)=c(HCO)+2c(H2CO3)+c(H3O+), 即c(OH-)=c(HC

38、O)+2c(H2CO3)+c(H+)。 ②NaHCO3溶液 所以c(OH-)+c(CO)=c(H2CO3)+c(H+)。 另外,將混合溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立,通過(guò)代數(shù)運(yùn)算消去其中某離子,即可推出該溶液中的質(zhì)子守恒。 3.應(yīng)用“三個(gè)”規(guī)律 (1)一般而言,等濃度的弱酸與弱酸鹽混合,電離程度大于水解程度,溶液呈酸性;HCN、NaCN混合液除外,它們的溶液呈堿性,水解程度大于電離程度。 (2)對(duì)于存在電離和水解過(guò)程的NaHA溶液,若溶液呈酸性,則電離程度大于水解程度,則c(A2-)>c(H2A);若溶液呈堿性,則電離程度小于水解程度,則c(H2A)>c(A2-)。 (

39、3)僅含4種離子的溶液,可以根據(jù)溶液的電中性判斷離子濃度大小。如: ①CH3COOH和NaOH等物質(zhì)的量混合時(shí)溶液顯堿性,故c(OH-)>c(H+),則c(Na+)>c(CH3COO-); ②NH3·H2O與HCl等物質(zhì)的量混合時(shí)溶液顯酸性,故c(H+)>c(OH-),則c(Cl-)>c(NH)。 題組一 不同溶液中“粒子”濃度關(guān)系判斷 1.(xx·安徽理綜,11)室溫下,下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(  ) A.Na2S溶液:c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S) B.Na2C2O4溶液:c(OH-)=c(H+)+c(HC2O)+2c(H2C2O4) C.

40、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(xiàng),Na2S溶液中微粒關(guān)系為c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S),錯(cuò)誤;B項(xiàng),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

41、(H2C2O4),正確; C項(xiàng),Na2CO3溶液中,由電荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=2c(CO)+c(HCO)+c(OH-),錯(cuò)誤; D項(xiàng),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(cuò)誤。 2.(xx·江蘇,14改編)25 ℃時(shí),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 mol·L-1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L-1 HCl溶液等體積混合:c

42、(Na+)=c(Cl-)>c(CH3COO-)>c(OH-) B.0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液與0.1 mol·L-1氨水等體積混合(pH>7):c(NH3·H2O)>c(NH)>c(Cl-)>c(OH-) C.0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液與0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液等體積混合:c(Na+)=c(CO)+c(HCO)+c(H2CO3) D.0.1 mol·L-1 Na2C2O4溶液與0.1 mol·L-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

43、解析 A項(xiàng),二者恰好反應(yīng)生成CH3COOH和NaCl,CH3COOH發(fā)生電離:CH3COOHCH3COO-+H+,溶液顯酸性,正確;B項(xiàng),NH4Cl與NH3·H2O等濃度等體積混合顯堿性,說(shuō)明NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度,故c(NH)>c(NH3·H2O),錯(cuò)誤;C項(xiàng),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(xiàng),根據(jù)電荷守恒,正確。 題組二 化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中“粒子”濃度關(guān)系判斷 3.20 ℃時(shí)向20 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中不斷滴入0.1 mol·L-1 NaOH(a

44、q),溶液pH變化如圖所示。此過(guò)程溶液中離子濃度的關(guān)系錯(cuò)誤的是(  ) A.a(chǎn)點(diǎn):c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) B.b點(diǎn):c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-) C.c點(diǎn):c(H+)=c(CH3COOH)+c(OH-) D.d點(diǎn):c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) 答案 C 解析 a點(diǎn)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(diǎn),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(diǎn),正好生成

45、CH3COONa溶液,根據(jù)質(zhì)子守恒得c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+);d點(diǎn)是CH3COONa和NaOH的混合,其中CH3COONa的物質(zhì)的量是NaOH的2倍,正確。 巧抓“四點(diǎn)”,突破“粒子”濃度關(guān)系 1.抓反應(yīng)“一半”點(diǎn),判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。 2.抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn),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(diǎn),生成什么溶質(zhì),哪種反應(yīng)物過(guò)量或不足。 4.抓反應(yīng)“過(guò)量”點(diǎn),溶質(zhì)是什么,判斷誰(shuí)多、誰(shuí)少還是等量。 考點(diǎn)五 酸堿中和滴定及“遷移”應(yīng)用 “中和滴定”考點(diǎn)歸納 (1)“考”實(shí)驗(yàn)儀器 酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵

46、架臺(tái))、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(rùn)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(rùn)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(diǎn)、讀數(shù);③計(jì)算。 (3)“考”指示劑的選擇 ①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)堿相互滴定,可選用甲基橙或酚酞;②若反應(yīng)生成的強(qiáng)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(qiáng)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(guò)寬,一般不作指示劑。 (4)“考”誤差分析 寫(xiě)出計(jì)算式,分析操作對(duì)V標(biāo)的影響,由

47、計(jì)算式得出對(duì)最終測(cè)定結(jié)果的影響,切忌死記硬背結(jié)論。此外對(duì)讀數(shù)視線問(wèn)題要學(xué)會(huì)畫(huà)圖分析。 (5)“考”數(shù)據(jù)處理 正確“取舍”數(shù)據(jù),計(jì)算“平均”體積,根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測(cè)液濃度和體積的關(guān)系,從而列出公式進(jìn)行計(jì)算。 題組一 中和滴定的基本操作 1.正誤判斷,正確的劃“√”,錯(cuò)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(rùn)洗(√) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,12B) (2)酸堿滴定實(shí)驗(yàn)中,用待滴定溶液潤(rùn)洗錐形瓶以減小實(shí)驗(yàn)誤差(×) (xx·新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ,12C) (3)欲測(cè)定NaOH溶液濃度,可選用滴定管、錐形瓶、燒杯、NaOH溶液、0.100 0 mol·L-

48、1鹽酸達(dá)到實(shí)驗(yàn)?zāi)康?×) (xx·安徽理綜,9D) (4)滴定前滴定管內(nèi)無(wú)氣泡,終點(diǎn)讀數(shù)時(shí)有氣泡,所測(cè)體積偏小(√) (xx·天津理綜,4C) (5)中和滴定實(shí)驗(yàn)時(shí),用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶(×) (xx·山東理綜,11A) (6)“中和滴定”實(shí)驗(yàn)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(rùn)洗后方可使用(√) (2011·浙江理綜,8C) (7)讀數(shù)為22.30(×) (2011·海南,2改編) (8)酸堿滴定時(shí),若加入待測(cè)液前用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶,將導(dǎo)致測(cè)定結(jié)果偏高(√) (xx·山東理綜,14C) (9)(√) (xx·安徽理綜,8

49、A) (10)(×) (xx·重慶理綜,7B) (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(diǎn)的描述 2.用a mol·L-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(diǎn)的現(xiàn)象是____________________;若用甲基橙作指示劑,滴定終點(diǎn)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(wú)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SO

50、2的水溶液,以測(cè)定水中SO2的含量,應(yīng)選用____________作指示劑,達(dá)到滴定終點(diǎn)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(wú)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(cè)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(diǎn)的現(xiàn)象是___________________ ________________________________________________________________________。 答案 否 當(dāng)

51、滴入最后一滴酸性KMnO4溶液,溶液由無(wú)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(cè)定TiO2的質(zhì)量分?jǐn)?shù):一定條件,將TiO2溶解并還原為T(mén)i3+,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(shí)發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)_________________________,達(dá)到滴定終點(diǎn)時(shí)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.(xx·重慶理綜,9)中華人民共和國(guó)

52、國(guó)家標(biāo)準(zhǔn)(GB2760-2011)規(guī)定葡萄酒中SO2最大使用量為0.25 g·L-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(duì)其含量進(jìn)行測(cè)定。 (1)儀器A的名稱是____________,水通入A的進(jìn)口為_(kāi)___________。 (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_(kāi)_______________________________。 (3)除去C中過(guò)量的H2O2,然后用0.090 0 mol·L-1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定,滴定前排氣泡時(shí),應(yīng)選擇題圖2中的________;若滴定終點(diǎn)

53、時(shí)溶液的pH=8.8,則選擇的指示劑為_(kāi)_______;若用50 mL滴定管進(jìn)行實(shí)驗(yàn),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(hào))________(①=10 mL,②=40 mL,③<10 mL,④>40 mL)。 (4)滴定至終點(diǎn)時(shí),消耗NaOH溶液25.00 mL,該葡萄酒中SO2含量為_(kāi)_______g·L-1。 (5)該測(cè)定結(jié)果比實(shí)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)S

54、O2+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(qiáng)酸如硫酸代替鹽酸,或用蒸餾水代替葡萄酒進(jìn)行對(duì)比實(shí)驗(yàn),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(qiáng)還原性,H2O2具有強(qiáng)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(diǎn)時(shí)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(shí)滴定管中有刻度的液體為40 mL,因滴定管的

55、下端有一段無(wú)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 mol·L-1×0.025 L 解得:m(SO2)==0.072 g,故葡萄酒中SO2的含量為=0.24 g·L-1。 (5)鹽酸為揮發(fā)性酸,揮發(fā)出的HCl消耗NaOH,使測(cè)量值偏大??梢杂秒y揮發(fā)的稀硫酸代替鹽酸進(jìn)行該實(shí)驗(yàn)。 專題突破練 1.(xx·福建理綜,10)下列關(guān)于0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的說(shuō)法正確的是(  ) A.溶質(zhì)的電離

56、方程式為NaHCO3===Na++H++CO B.25 ℃時(shí),加水稀釋后,n(H+)與n(OH-)的乘積變大 C.離子濃度關(guān)系:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO)+c(CO) D.溫度升高,c(HCO)增大 答案 B 解析 A項(xiàng),H2CO3為弱電解質(zhì),HCO在水溶液中電離程度很小,書(shū)寫(xiě)電離方程式時(shí),不能拆開(kāi),正確寫(xiě)法為NaHCO3===Na++HCO;B項(xiàng),注意是H+和OH-的物質(zhì)的量的乘積,而不是物質(zhì)的量濃度的乘積,加水稀釋,n(H+)、n(OH-)均增大;C項(xiàng),根據(jù)電荷守恒的規(guī)律,應(yīng)在c(CO)前面乘以2;D項(xiàng),溫度升高,HCO的電離程度、水解程度都增大,所以c

57、(HCO)減小。 2.(xx·四川理綜,6)下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(  ) A.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合,所得溶液中:c(Na+)>c(CO)>c(HCO)>c(OH-) B.20 mL 0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L-1 HCl溶液混合后溶液呈酸性,所得溶液中:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+) C.室溫下,pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合,所得溶液中:c(Cl-)+c(H+)>c(NH)+c(OH-) D.0.

58、1 mol·L-1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合,所得溶液中:c(OH-)>c(H+)+c(CH3COOH) 答案 B 解析 A項(xiàng),等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時(shí),兩者恰好反應(yīng)生成Na2CO3,在該溶液中CO能進(jìn)行兩級(jí)水解:CO+H2OHCO+OH-、HCO+H2OH2CO3+OH-,故溶液中c(OH-)>c(HCO),該項(xiàng)錯(cuò)誤;B項(xiàng),CH3COONa與HCl混合時(shí)反應(yīng)后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl,因溶液顯酸性,故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度,該項(xiàng)正確;C項(xiàng),在混合

59、前兩溶液的pH之和為14,則氨水過(guò)量,所得溶液為少量NH4Cl和過(guò)量NH3·H2O的混合溶液,則c(Cl-)

60、混合后,所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示,下列說(shuō)法正確的是(  ) A.HA為強(qiáng)酸 B.該混合液pH=7 C.該混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+) D.圖中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+ 答案 C 解析 做圖像題首先要弄清橫、縱坐標(biāo)軸所代表的含義,本題所給圖像的縱坐標(biāo)為濃度,橫坐標(biāo)為各組分,即本圖像給出的是各組分的濃度大小關(guān)系。其中,A-濃度最大,X、Y、Z濃度依次減小,由題意知,兩者反應(yīng)生成0.1 mol·L-1的NaA溶液。A項(xiàng),由于A-濃度小于0.1 mol·L-1,說(shuō)明A-水解,即HA是弱酸,錯(cuò)誤;B項(xiàng),由于A-水解,水解后溶液呈堿性,錯(cuò)誤;D項(xiàng),

61、混合液中粒子濃度大小關(guān)系:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+),因此X表示OH-,Y表示HA,Z表示H+,錯(cuò)誤;C項(xiàng),根據(jù)物料守恒可知,c(A-)+c(HA)=c(Na+),即c(A-)+c(Y)=c(Na+),正確。 4.(xx·天津理綜,5)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(  ) A.pH=1的NaHSO4溶液:c(H+)=c(SO)+c(OH-) B.含有AgCl和AgI固體的懸濁液:c(Ag+)>c(Cl-)=c(I-) C.CO2的水溶液:c(H+)>c(HCO)=2c(CO) D.含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液:3c

62、(Na+)=2[c(HC2O)+c(C2O)+c(H2C2O4)] 答案 A 解析 NaHSO4溶液中,根據(jù)電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(SO),又因?yàn)閏(Na+)=c(SO),綜合可得:c(H+)=c(OH-)+c(SO),A正確;相同條件下AgI的溶解度小于AgCl的,含有AgCl和AgI固體的懸濁液中,顯然有c(Ag+)>c(Cl-)>c(I-),B錯(cuò)誤;CO2與水反應(yīng)生成弱酸H2CO3,只有部分電離生成H+和HCO,受H+的抑制作用,HCO的電離程度更小,離子濃度關(guān)系為c(H+)>c(HCO)>2c(CO),C錯(cuò)誤;含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2

63、O4的溶液中,根據(jù)物料守恒有2c(Na+)=3[c(HC2O)+c(C2O)+c(H2C2O4)],D錯(cuò)誤。 5.下列說(shuō)法正確的是(  ) ①常溫下,強(qiáng)酸溶液的pH=a,將溶液的體積稀釋到原來(lái)的10n倍,則pH=a+n; ②已知BaSO4的Ksp=c(Ba2+)·c(SO),所以在BaSO4溶液中有c(Ba2+)=c(SO)= ③將0.1 mol·L-1的NaHS和0.1 mol·L-1 Na2S溶液等體積混合,所得溶液中有c(S2-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(HS-)+3c(H2S) ④在0.1 mol·L-1氨水中滴加0.1 mol·L-1鹽酸,剛好完全中和時(shí)pH=a,

64、則由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-a mol·L-1 A.①④ B.②③ C.③④ D.①② 答案 C 解析?、偃魺o(wú)限稀釋,pH≈7;②根據(jù)Ksp的意義,在BaSO4飽和溶液中,存在c(Ba2+)=c(SO)=;③c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-) 2c(Na+)=3c(S2-)+3c(HS-)+3c(H2S),由以上兩式可以推出c(S2-)+2c(OH-)=2c(H+)+c(HS-)+3c(H2S);④剛好完全中和時(shí)生成NH4Cl溶液,溶液中H+來(lái)自水的電離,所以由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-a mol·L-1。 6.(xx·海南,11)室

65、溫下,用0.100 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 mol·L-1 的鹽酸和醋酸,滴定曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是(  ) A.Ⅱ表示的是滴定醋酸的曲線 B.pH=7時(shí),滴定醋酸消耗的V(NaOH)小于20 mL C.V(NaOH) =20.00 mL時(shí),兩份溶液中c(Cl-)=c(CH3COO-) D.V(NaOH) =10.00 mL時(shí),醋酸溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-) 答案 B 解析 A項(xiàng),滴定開(kāi)始時(shí)0.100 0 mol·L-1鹽酸pH=1,0.100 0 mol·L-1醋酸pH>1,所以滴定鹽酸

66、的曲線是Ⅱ,滴定醋酸的曲線是Ⅰ,錯(cuò)誤;B項(xiàng),醋酸鈉水解呈堿性,氯化鈉不水解,pH=7時(shí),醋酸所用NaOH溶液的體積小,正確;C項(xiàng),V(NaOH)=20.00 mL 時(shí),二者反應(yīng)生成氯化鈉和醋酸鈉,醋酸根發(fā)生水解,濃度小于氯離子,錯(cuò)誤;D項(xiàng),加入10 mL氫氧化鈉時(shí),溶液中恰好為同濃度的醋酸和醋酸鈉,醋酸的電離程度大于醋酸根的水解程度,所以c(CH3COO- ) >c(Na+ ),錯(cuò)誤。 7.常溫下,用0.100 0 mol·L-1 HCl溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 NH3·H2O溶液,滴定曲線如下圖。下列說(shuō)法正確的是(  ) A.①溶液:c(Cl-)>c(NH)>c(OH-)>c(H+) B.②溶液:c(NH)=c(Cl-)>c(OH-)=c(H+) C.③溶液:c(OH-)>c(H+) D.滴定過(guò)程中不可能出現(xiàn):c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+) 答案 B 解析?、冱c(diǎn)是NH4Cl和NH3·H2O等量混合,離子濃度大小應(yīng)為c(NH)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);B項(xiàng),根據(jù)電荷守恒判斷該項(xiàng)正

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