高考化学一轮复习专题七电解质溶液中的离子平衡课时33专题提升

1、课时33 专题提升【能力提升】强、弱电解质的比较强酸与一元弱酸的性质差异(以盐酸和醋酸为例)归纳如下：(1)盐酸中HCl全部电离，不存在HCl分子，只有H+、Cl-、OH-(极少)；醋酸在水溶液中部分电离，存在电离平衡，既含H+、CH3COO-、OH-(极少)，还有醋酸分子。(2)pH相同的盐酸和醋酸，醋酸的物质的量浓度大于盐酸。(3)同温度、同浓度的盐酸的导电性强于醋酸溶液。(4)中和同体积、同pH的盐酸和醋酸，醋酸的耗碱量多于盐酸。(5)pH相同、体积也相同的盐酸和醋酸，分别与足量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程中，醋酸反应速率减小程度比盐酸慢，平均反应速率比盐酸快，产生的氢气也是

2、醋酸多。(6)同浓度、同体积的盐酸和醋酸，分别与足量活泼金属反应，盐酸产生氢气的速率比醋酸大，但产生氢气的物质的量相等。(7)pH相同、体积也相同的盐酸和醋酸，分别与等物质的量的强碱氢氧化钠发生中和反应，若盐酸反应后溶液呈中性，则醋酸反应后溶液呈酸性。(8)同浓度、同体积的盐酸和醋酸，分别与等物质的量的强碱氢氧化钠发生中和反应，若盐酸反应后溶液呈中性，则醋酸反应后溶液呈碱性。(9)pH相同、体积也相同的盐酸和醋酸，加水稀释相同倍数时，盐酸的pH增加程度大，醋酸的pH增加程度小。(10)盐酸和醋酸的溶液中分别加入相应的钠盐固体后，盐酸的pH几乎不变，而醋酸溶液的pH增大。(11)当盐酸与弱碱相互

3、滴定达到滴定终点时，溶液显酸性，应选择酸性范围内变色的指示剂(甲基橙)；当醋酸与强碱相互滴定达到滴定终点时，溶液显碱性，应选择碱性范围内变色的指示剂(酚酞)。酸碱中和滴定pH变化曲线以0.100 0 mol·L-1NaOH滴定20 mL 0.100 0 mol·L-1HCl为例，pH变化曲线如下图所示。理论上讲，强酸强碱完全反应时的pH应为7，滴定时应选用在pH=7时变色的指示剂，但从图中可以看出，当氢氧化钠溶液的体积从19.98 mL变为20.02 mL时，pH从3.6突跃至10.4。因此只要选择变色范围在这一范围内的指示剂(如酚酞、甲基橙、甲基红等)就不会造成很大误差。

4、反应过程中离子浓度大小比较如向100mL pH=2的醋酸中滴加V mL pH=12的NaOH溶液，比较下列情况溶液中离子浓度的大小关系。反应起始点：加入2滴NaOH溶液V=100，已知此时：c(Na+)略大于c(H+)等物质的量的CH3COOH和CH3COONa形成的混合液中和至pH=7时的点完全中和的点等物质的量的NaOH和CH3COONa形成的混合液各关键点离子浓度大小比较水的电离可以忽略，溶液仍显酸性，只要加入氢氧化钠，c(H+)总在减小c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)n(NaOH)=10-3molc(CH3COO-)>c(Na+)&g

5、t;c(H+)>c(OH-)n(CH3COOH)=2n(NaOH)c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)pH=7c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)n(CH3COOH)=n(NaOH)c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)n(NaOH)=n(CH3COONa)c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)综上所述，如果忽略水的电离，则c(CH3COO-)>c(H+)，c(Na+)>c(OH-)总是成立的，因为只要加入氢氧化钠，则醋酸电离

6、出的H+必然消耗一点，导致溶液中的H+比电离出的CH3COO-少。【典题演示】【例题1】(2015·广东卷)准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定，下列说法正确的是()A. 滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定B. 随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大C. 用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定D. 滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小【答案】B【解析】滴定管用蒸馏水洗涤后，没有用标准液润洗，装入NaOH溶液进行滴定会造成NaOH溶液的浓度变小，用量增多，结果偏

7、大，A错；酸中滴入碱，溶液的酸性减弱，pH由小变大，B正确；用酚酞作指示剂，锥形瓶中溶液开始是无色的，当锥形瓶中溶液由无色变浅红色，且半分钟内不褪色时，证明达到了滴定终点，C错；滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，造成碱的用量偏多，则测定结果偏大，D错。【例题2】(2015·天津卷)室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是()加入的物质结论A50 mL 1 mol·L-1H2SO4反应结束后，c(Na+)=c(S)B0.05 mol CaO溶液中增大C50 mL H2O由水电离出的c(H+)·

8、;c(OH-)不变D0.1 mol NaHSO4固体反应完全后，溶液pH减小，c(Na+)不变【答案】B【解析】n(H2SO4)=1 mol·L-1×0.05 L=0.05 mol，H2SO4和Na2CO3反应的化学方程式为Na2CO3+H2SO4Na2SO4+CO2+H2O，根据化学方程式知，二者恰好反应生成强酸强碱盐Na2SO4，溶液呈中性，则c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒得(Na+)=2c(S)，A错；CaO+H2OCa(OH)2，Ca(OH)2+Na2CO3CaCO3+2NaOH，根据化学方程式知，二者恰好完全反应生成CaCO3和NaOH，则c(OH-)增大

9、，c(HC)减小，导致溶液中增大，B正确；加水稀释促进碳酸钠水解，则由水电离出的n(H+)、n(OH-)都增大，但氢离子、氢氧根离子物质的量增大倍数小于溶液体积增大倍数，所以c(H+)、c(OH-)减小，二者浓度之积减小，C错；NaHSO4和Na2CO3反应的化学方程式为2NaHSO4+Na2CO32Na2SO4+H2O+CO2，根据化学方程式知，二者恰好反应生成Na2SO4、H2O、CO2，溶液的pH减小，因为硫酸氢钠中含有钠离子，所以c(Na+)增大，D错。【例题3】(2015·山东卷)室温下向10 mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1一元酸HA溶液，pH的变化曲线如右图所示。下列说法正确的是()A. a点所示溶液中c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(HA)B. a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C. pH=7时，c(Na+)=c(A-)+c(HA)D. b点所示溶液中c(A-)>c(HA)【答案】D【解析】a点时酸碱恰好中和，溶液pH=8.7，说明HA为弱酸，NaA溶液水解呈碱性，应为c(HA)>c(H+)，A错；a点A-水解，促进水的电离，b点时HA过量，溶液呈酸性，HA电离出H+，抑制水的电离，B错；pH=7时，c(H+)=c(OH-)，由