高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 專題能力訓(xùn)練4 水溶液中的離子平衡（含15年高考題）課件.ppt

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專題能力訓(xùn)練4 水溶液中的離子平衡,專題知識脈絡(luò),能力目標(biāo)解讀,熱點考題詮釋,專題知識脈絡(luò),能力目標(biāo)解讀,熱點考題詮釋,專題知識脈絡(luò),能力目標(biāo)解讀,熱點考題詮釋,1,2,3,答案,解析,專題知識脈絡(luò),能力目標(biāo)解讀,熱點考題詮釋,1,2,3,2.(2014課標(biāo)全國Ⅰ)溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如圖所示,下列說法錯誤的是( ) A.溴酸銀的溶解是放熱過程 B.溫度升高時溴酸銀溶解速度加快 C.60 ℃時溴酸銀的Ksp約等于6×10-4 D.若硝酸鉀中含有少量溴酸銀,可用重結(jié)晶方法提純,答案,解析,專題知識脈絡(luò),能力目標(biāo)解讀,熱點考題詮釋,1,2,3,答案,解析,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,弱電解質(zhì)的電離平衡 有關(guān)弱電解質(zhì)電離解題的思維路徑,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,問題探究 1.如何判斷一元強(qiáng)酸與一元弱酸?,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,2.怎樣設(shè)計實驗證明HA是否為弱電解質(zhì)? (1)設(shè)計的基本思路 判斷酸HA是否為弱電解質(zhì)(或弱酸)的基本思路有兩種:一種是直接根據(jù)酸HA本身或其強(qiáng)堿鹽的性質(zhì)進(jìn)行相應(yīng)的實驗設(shè)計(簡稱直接設(shè)計),二是選擇一種已知的強(qiáng)酸進(jìn)行對照性實驗設(shè)計(簡稱對照設(shè)計)。 (2)直接設(shè)計(以0.1 mol·L-1 HA溶液為例) ①測定其pH,若pH1,則HA是弱酸。 ②向HA溶液中加入該酸對應(yīng)的鈉鹽晶體,測定加入晶體后溶液的pH有無變化,若pH變大,則HA為弱酸。 ③測量HA溶液的pH(設(shè)其為a),然后將該溶液稀釋100倍,再測定稀釋后的pH,若pH7,或加入酚酞溶液后溶液變紅,則HA是弱酸。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,(3)對照設(shè)計 ①選用相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸作參照物質(zhì)進(jìn)行對照實驗。 a.比較二者導(dǎo)電性強(qiáng)弱,若HA溶液導(dǎo)電能力弱,則HA為弱酸。 b.比較相同條件下與某種較活潑的金屬單質(zhì)的反應(yīng)情況,若反應(yīng)過程中產(chǎn)生氣體速率HA的較慢,則為弱酸。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,②選用pH相同的鹽酸作參照物 a.將兩種酸稀釋相同的倍數(shù)(不低于100倍)后,比較溶液pH的相對大小,若HA的小,則為弱酸。 b.取相同體積的兩種酸用堿進(jìn)行滴定,完全反應(yīng)時,若HA消耗的堿較多,則為弱酸。 c.比較兩種酸與某種較活潑的金屬單質(zhì)的反應(yīng)情況,若反應(yīng)過程中產(chǎn)生氣體速率HA較快,則為弱酸。 d.將等體積的兩種酸分別與足量的某種較活潑的金屬單質(zhì)反應(yīng),若HA最終生成的氣體較多,則HA是弱酸。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,例125 ℃時,用濃度為0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 mol·L-1的三種酸HX、HY、HZ,滴定曲線如圖所示。下列說法正確的是 ( ),命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,分析推理(1)如何判斷HX、HY、HZ三種酸的酸性強(qiáng)弱? 由圖像可知,當(dāng)V(NaOH)=0(即未滴加NaOH溶液)時,等濃度的三種酸溶液的pH大小順序為HXHYHZ,則酸性強(qiáng)弱順序為HXHYHZ,相同條件下三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序為HXHYHZ。 (2)根據(jù)圖中的哪些數(shù)據(jù),可以計算Ka(HY)? Ka(HY)只與溫度有關(guān),與溶液的酸堿性無關(guān),所以求算Ka(HY)可以在V(NaOH)=0,或10 mL時觀察溶液的pH。當(dāng)V(NaOH)=0 mL時,HY溶液中c(H+)=c(Y-)=10-3 mol·L-1,c(HY)大約為0.100 0 mol·L-1,Ka(HY)= 。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,(3)恰好中和時消耗氫氧化鈉溶液的體積與恰好呈中性時消耗氫氧化鈉溶液的體積一樣嗎? 恰好中和是指酸堿恰好完全反應(yīng),溶液不一定呈中性,因為三種酸濃度和體積均相等,所以消耗氫氧化鈉溶液的體積相等;因為三種酸的酸性強(qiáng)弱順序為HXHYHZ,所以呈中性時HX、HY還有剩余,而HZ反應(yīng)完全,所以消耗氫氧化鈉溶液的體積肯定不相等。 (4)兩種酸混合,如何求c(H+)? 要明確各種酸的Ka是不變的,電荷守恒是不變的。對于弱酸 答案:B,,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,對點訓(xùn)練1(2015江西南昌檢測)已知磷酸(H3PO4)在水溶液中各種存在形式的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ隨pH的變化曲線如圖所示,下列有關(guān)說法中正確的是( ),答案,解析,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,水的電離及溶液的酸堿性 有關(guān)pH計算解題的思維路徑,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,口訣:酸按酸(H+),堿按堿(OH-),酸堿中和求過量,無限稀釋7為限。 問題探究 1.影響水的電離平衡的因素有哪些? (1)加入酸或加入堿:不論強(qiáng)弱都能抑制水的電離。 (2)加入強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液:如果是正鹽,對水的電離無影響,如果是酸式鹽(或堿式鹽),則相當(dāng)于加入酸(或堿),可抑制水的電離。 (3)加入強(qiáng)酸弱堿鹽溶液或加入強(qiáng)堿弱酸鹽溶液:會促進(jìn)水的電離。 (4)升高或降低溫度:由于水的電離是吸熱的,故升高溫度促進(jìn)水的電離,降低溫度抑制水的電離。 (5)投入金屬鈉:因消耗水電離產(chǎn)生的H+,促進(jìn)水的電離。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,2.怎樣計算水電離的c(H+)或c(OH-)(25 ℃)? (1)一定溫度下,無論是稀酸、稀堿還是鹽溶液,水的離子積KW=c(H+)·c(OH-)均不變,水電離出的c(H+)=c(OH-),KW只與溫度有關(guān),只有在25 ℃時,KW=1×10-14。 (2)溶質(zhì)為酸的溶液。 H+來源于酸電離和水電離,而OH-只來源于水電離。如計算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+)=c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液。 OH-來源于堿電離和水電離,而H+只來源于水電離。如pH=12的NaOH溶液中,水電離出的c(OH-)=c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液。 H+和OH-均由水電離產(chǎn)生。如pH=5的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=1.0×10-5 mol·L-1;pH=9的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH-)=1.0×10-5 mol·L-1。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,例2pC類似pH,是指極稀溶液中,溶質(zhì)物質(zhì)的量濃度的常用負(fù)對數(shù)值。如某溶液溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為1×10-3 mol·L-1,則該溶液中溶質(zhì)的pC=-lg(1×10-3)=3。下列表達(dá)正確的是( ) A.中性溶液中,pC(H+)+pC(OH-)=14 B.pC(H+)=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5 mol·L-1 C.pC(OH-)=a的氨水,稀釋10倍后,其pC(OH-)=b,則a=b-1 D.pC(OH-)=3的NaOH溶液,稀釋100倍,其pC(OH-)=5,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,分析推理(1)影響KW的因素是什么? KW的大小受到溫度的影響,溫度越高KW越大,如果不是常溫,pC(H+)與pC(OH-)之和不等于14。 (2)多元弱酸的電離有什么特點? 多元弱酸是分步電離的,所以H2S溶液中c(H+)c(HS-)。 (3)弱堿的稀釋和強(qiáng)堿溶液稀釋的比較。 弱堿稀釋10n倍,pC(OH-)增大值小于n,強(qiáng)堿稀釋10n倍,pC(OH-)增大值等于n。 答案:D,,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,對點訓(xùn)練2 某溫度下,向一定體積0.1 mol·L-1的醋酸溶液中逐滴加入等濃度的NaOH溶液,溶液中pOH(pOH=-lg[OH-])與pH的變化關(guān)系如右圖所示,則( ) A.M點所示溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)于Q點 B.N點所示溶液中c(CH3COO-)c(Na+) C.Q點水的電離程度在MN直線上最大 D.Q點消耗NaOH溶液的體積小于醋酸溶液的體積,答案,解析,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,答案,解析,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡解題思維路徑,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,問題探究 1.怎樣判斷沉淀能否生成或溶解? 通過比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:QcKsp,溶液有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液飽和,沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài);QcKsp,溶液未飽和,無沉淀析出。 2.如何理解溶度積(Ksp)與溶解能力的關(guān)系? 溶度積(Ksp)反映了電解質(zhì)在水中的溶解能力,對于陰陽離子個數(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);但對于陰陽離子個數(shù)比不同的電解質(zhì),不能通過直接比較Ksp數(shù)值的大小來判斷難溶電解質(zhì)的溶解能力。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,3.沉淀溶解平衡有哪些?？嫉闹R點? (1)沉淀生成的兩大應(yīng)用 ①分離離子:對于同一類型的難溶電解質(zhì),如向含有等濃度的Cl-、Br-、I-的混合溶液中滴加AgNO3溶液,AgCl、AgBr、AgI中溶度積小的物質(zhì)先析出,溶度積大的物質(zhì)后析出。 ②控制溶液的pH來分離物質(zhì),如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物質(zhì),將Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3而除去。 (2)沉淀溶解的三種常用方法 ①鹽溶解法:加入鹽溶液,與沉淀溶解平衡體系中某種離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì),從而減小離子濃度使沉淀溶解,如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,例4實驗:①0.1 mol·L-1 AgNO3溶液和0.01 mol·L-1 NaCl溶液等體積混合得到濁液a,過濾得到濾液b和白色沉淀c;②向濾液b中滴加0.1 mol·L-1 KI溶液,出現(xiàn)渾濁;③向沉淀c中滴加飽和KI溶液,沉淀變?yōu)辄S色。下列分析正確的是( ) A.通過實驗①②證明濁液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中顏色變化說明AgCl轉(zhuǎn)化為AgI D.實驗可以證明AgI比AgCl更難溶,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,分析推理(1)首先觀察AgNO3溶液和NaCl溶液量的關(guān)系,可以看出硝酸銀是過量的,濾液中肯定存在Ag+,與AgCl(s)的沉淀溶解平衡沒有關(guān)系。 (2)如何能證明濁液a中存在沉淀溶解平衡? 必須證明AgCl溶液中存在Ag+或Cl-,如果是等濃度等體積硝酸銀溶液與氯化鈉溶液反應(yīng)后進(jìn)行實驗②可以證明。 (3)實驗③證明AgCl轉(zhuǎn)化為AgI,是否可以說明AgI比AgCl更難溶? 證明溶解能力強(qiáng)弱,應(yīng)該在同濃度下比較轉(zhuǎn)化情況,即使AgI溶解度比氯化銀小,飽和碘化鈉溶液也可能會使氯化銀部分轉(zhuǎn)化為AgI。 答案:C,,命題熱點一,命題熱點二,命題熱點三,命題熱點四,A.1.6×10-16 mol·L-1 B.8.2×10-3 mol·L-1 C.1.6×10-12 mol·L-1 D.5.7×10-17 mol·L-1,答案,解析,1,2,3,答案,解析,1,2,3,,1,2,3,1,2,3,1,2,3,3.常溫下,用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1鹽酸和20.00 mL 0.100 0 mol·L-1醋酸溶液,得到兩條滴定曲線,如下圖所示,若以HA表示酸,下列說法正確的是( ),A.滴定鹽酸的曲線是圖2 B.達(dá)到B、E狀態(tài)時,反應(yīng)消耗的n(CH3COOH)n(HCl) C.達(dá)到B、D狀態(tài)時,兩溶液中離子濃度均為c(Na+)=c(A-) D.當(dāng)0 mLc(Na+)c(H+)c(OH-),答案,解析,