全国2019版高考化学大复习选择题专项训练9水溶液中的离子平衡课件.pptx

1、题型九水溶液中的离子平衡,-2-,一,二,三,一、弱电解质电离平衡 例1已知HCl为强酸,下列对比实验不能用于证明CH3COOH为弱酸的是 () A.对比等浓度的两种酸溶液的pH B.对比等浓度的两种酸溶液,与相同大小镁条反应的初始速率 C.对比等浓度、等体积的两种酸溶液,与等量NaOH溶液反应后放出的热量 D.对比等浓度、等体积的两种酸溶液,与足量Zn反应,生成H2的体积,答案,解析,-3-,一,二,三,解题指导 证明电解质强弱的两个角度:一为电离,二为水解。若存在电离平衡或水解平衡,即可证明对应的电解质为弱电解质。 方法拓展 电解质溶液中的三大平衡电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡 电离平

2、衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡,这三大平衡都遵循勒夏特列原理当只改变体系的一个条件,平衡向能减弱这种改变的方向移动。 1.抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡: 弱电解质的电离是一个可逆过程,在分析外界条件对电离平衡影响时,要灵活运用勒夏特列原理,结合实例进行具体分析,一般考虑以下几个方面的影响:溶液加水稀释;加热;同离子效应;加入能反应的物质。,-4-,一,二,三,2.“用规律”“抓典型”突破盐类水解问题: (1)规律:有弱才水解,无弱不水解;谁弱谁水解,越弱越水解,都弱都水解;谁强显谁性,同强显中性,弱弱具体定;越弱越水解,越热越水解,越稀越水解。 (2)类型:强碱弱酸盐,阴

3、离子水解,其水溶液呈碱性;强酸弱碱盐,阳离子水解,其水溶液呈酸性;强酸强碱盐不水解,溶液呈中性;弱酸弱碱盐相互促进水解,其溶液酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱;弱酸酸式盐水溶液酸碱性取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。,-5-,一,二,三,3.“三法”突破沉淀溶解平衡: (1)沉淀能否生成或溶解的判断方法。 通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘积浓度商Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况:QcKsp,溶液过饱和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液饱和,沉淀的生成与溶解处于平衡状态;QcKsp,溶液未饱和,无沉淀析出。 (2)沉淀的转化方法。

4、 沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动,非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移动,从溶解角度说,一般是易溶物质转化成微溶物质,微溶物质转化为难溶物质。有些金属硫化物(如CuS、HgS等)溶度积特别小,在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸,只能溶于氧化性酸,c(S2-)减小,可达到沉淀溶解的目的。,-6-,一,二,三,(3)溶度积(Ksp)与溶解能力的关系的突破方法。 溶度积(Ksp)反映了电解质在水中的溶解能力,对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp的数值越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强;但对于阴阳离子个数比不同的电解质,不能直接比较Ksp数值的大小。,-7-,一,二,三,

5、对点训练1常温下,体积、物质的量浓度均相等的四种溶液:盐酸;醋酸;氨水;CH3COONa溶液。下列说法正确的是() A.将与分别稀释相同倍数后溶液的pH: B.若与混合后溶液呈中性,则在常温下Ka(CH3COOH)=Kb(NH3H2O) C.与中已电离的水分子的数目相等 D.与混合所得溶液显酸性,则:c(CH3COO-)+c(OH-)c(CH3COOH)+c(H+),答案,解析,-8-,一,二,三,二、水的电离及溶液pH计算 例2下列说法正确的是() A.pH=5的NH4Cl溶液或醋酸溶液中,由水电离出的c(H+)均为10-9 molL-1 B.等浓度等体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=

6、7 大量共存 D.某溶液中由水电离出的c(H+)=110-a molL-1,若a7时,该溶液pH一定为14-a,答案,解析,-9-,一,二,三,解题指导 水电离的c(H+)或c(OH-)的计算方法(25 ): (1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.010-7 molL-1。 (2)溶质为酸的溶液: H+来源于酸的电离和水的电离,而OH-只来源于水的电离。如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H+):方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12 molL-1,即水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 molL-1。 (3)溶质为碱的溶液: OH-来源于碱的电离和水的电离,而H+只来

7、源于水的电离。如pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=10-12 molL-1,即水电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-12 molL-1。 (4)水解呈酸性或碱性的正盐溶液: H+和OH-均由水电离产生。 如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10-2 molL-1; 如pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=10-2 molL-1。,-10-,一,二,三,-11-,一,二,三,2.pH之和等于14的酸碱混合问题的判断与计算(酸、碱的元数相等): pH之和等于14的意义:酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。 (1)已知酸、碱溶液的pH之和

8、为14,则等体积混合时:,-12-,一,二,三,(2)已知酸、碱溶液的pH之和为14,若混合后溶液的pH为7,则溶液呈中性。,(3)强酸、强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断:,-13-,一,二,三,对点训练2常温下,下列有关电解质溶液的叙述正确的是() A.pH=3的强酸溶液1 mL,加水稀释至100 mL后,溶液pH降低2个单位 B.将10 mL pH=a的盐酸与100 mL pH=b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和,则a+b=13 C.pH=10的Ba(OH)2溶液和pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液的pH=10.7(已知lg 2=0.3) D.pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积

9、混合后所得溶液显中性,答案,解析,-14-,一,二,三,三、电解质溶液中微粒浓度的关系 例3(2018安徽安庆模拟)25 时,某溶液中只含有Na+、H+、OH-、A-四种离子。下列说法正确的是() A.对于该溶液,一定存在pH7 B.若c(OH-)c(H+),则溶液中不可能存在:c(Na+)c(OH-)c(A-)c(H+) C.若溶液中c(A-)=c(Na+),则溶液一定呈中性 D.若溶质为NaA,则溶液中一定存在:c(Na+)c(A-)c(OH-)c(H+),答案,解析,-15-,一,二,三,解题指导 电解质溶液中离子浓度关系的判断: (1)两个理论依据: 弱电解质电离理论:电离粒子的浓度大于电离生成离子的浓度。 水解理论:水解粒子的浓度大于水解生成离子的浓度。 (2)三个守恒关系: 电荷守恒:溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。 物料守恒:物料守恒也就是元素守恒,变化前后某元素的原子个数守恒。 质子守恒:由水电离出的c(H+)等于由水电离出的c(OH-)。,-16-,一,二,三,-17-,一,二,三,2.两种形式: (1)等式:对于等式通常有两个,即电荷守恒、物料守恒,一些复杂的等式往往是对两个守恒关系式经过变形得到的,或综合某些所给已知条件得到的。 (2)不等式:对于不等式,要