高考理综化学部分第13题练习Word文件下载.docx

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不变；

HB：

变大]|HA：

弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：

①配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。

现象：

溶液变为浅红（Hong）色。

②用玻（Bo）璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在一小块（Kuai）pH试纸（Zhi）上，测其（Qi）pH，现象：

pH＞7。

二、水的电离及溶液的酸碱性

（1）KW只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则KW不变。

（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。

不管哪种溶液均有c（H＋）H2O＝c（OH－）H2O。

即任何稀水溶液中都存在这一关系。

因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，c（H＋）酸·

c（OH－）H2O＝KW；

而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH－也会抑制水的电离，c（OH－）碱·

c（H＋）H2O＝KW。

（3）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的H＋和OH－总是相等的。

如Na2CO3溶液中OH－全部由水电离产生，而水电离产生的H＋除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO和H2CO3中。

故有c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO3－）＋2c（H2CO3）。

（4）水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。

并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃时，KW＝c（H＋）·

c（OH－）＝1×

10－14mol2·

L－2为同一常数。

（5）溶液中的c（H＋）和水电离出来的c（H＋）是不同的：

①常温下水电离出的c（H＋）＝1×

10－7mol·

L－1，若某溶液中水电离出的c（H＋）＜1×

L－1，则可判断出该溶液中加入了酸或碱抑制了水的电离；

若某溶液中水电离出的c（H＋）＞1×

L－1，则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。

②常温下溶液中的c（H＋）＞1×

L－1，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；

c（H＋）＜1×

L－1，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。

[方法技巧]

1、误差分析：

（1）原理（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）：

cB＝；

VB——准确量取的待测液的体积；

cA——标准溶液的浓度。

故有：

cB正比于VA。

（2）常见误差

|步骤|操作V（标准）|c（待测）

|洗涤|酸式滴定管未用标准溶液润洗|变大|偏高

|碱式滴定管未用待测溶液润洗|变小|偏低

|锥形瓶用待测溶液润洗|变大|偏高|锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变|无影响

|取液|放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失|变小|偏低

|滴定|酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失|变大|偏高|振荡锥形瓶时部分液体溅出|变小|偏低

|部分酸液滴出锥形瓶外|变大|偏高

|溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化|变大偏高|读数|酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）|变小|偏低

|酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）|变大|偏高

2、求溶液pH的方法，可总结口诀如下：

酸按酸（H＋），碱按碱（OH－）；

同强相混弱0.3；

异强相混看过量；

无限稀释“7”为限。

即25℃两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；

两强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3。

强酸强碱等体积混合，若c（H＋）＝c（OH－），pH＝7；

若c（H＋）＞c（OH－），pH＝0.3－lg[c（H＋）－c（OH－）]；

若c（H＋）＜c（OH－），pH＝13.7＋lg[c（OH－）－c（H＋）]。

3、有关溶液酸碱性的判（Pan）断和（He）pH的计（Ji）算：

（1）水（Shui）电离的（De）c（H＋）或c（OH－）的计算（25℃）

①中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）＝1.0×

L－1。

②溶质为酸的溶液：

H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。

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－）＝10－12mol/L，即水电离出的c（H＋）＝c（OH－）＝10－12mol/L。

③溶质为碱的溶液：

OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。

如pH＝12的NaOH溶液中，c（H＋）＝10－12mol·

L－1，即水电离产生的c（OH－）＝c（H＋）＝10－12mol·

④水解呈酸性或碱性的盐溶液：

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＋）＝10－2mol·

L－1；

如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c（OH－）＝10－2mol·

（2）关于pH的计算：

①总体原则：

若溶液为酸性，先求c（H＋），再求pH＝－lgc（H＋）；

若溶液为碱性，先求c（OH－），再求c（H＋）＝KW/c（OH－），最后求pH。

②类型及方法：

A、酸、碱溶液pH的计算方法：

a．强酸溶液：

如HnA，设浓度为cmol·

L－1，c（H＋）＝ncmol·

L－1，pH＝－lgc（H＋）＝－lg（nc）。

b．强碱溶液：

如B（OH）n，设浓度为cmol·

L－1，c（H＋）＝mol·

L－1，pH＝－lgc（H＋）＝14＋1g（nc）。

B、酸碱混合溶液pH的计算——“酸按酸，碱按碱，酸碱中和看过量”。

a．两强酸混合：

直接求c（H＋）混，代入公式pH＝－lgc（H＋）混计算，c（H＋）混＝。

b．两强碱混合：

先求c（OH－）混，再根据KW＝c（H＋）·

c（OH－）计算，求c（H＋）混，由c（H＋）混求pH。

c（OH－）混＝

c．强酸、强碱混合：

恰好完全中和：

pH＝7；

酸过量：

c（H＋）混＝；

碱过量：

c（OH－）混＝，c（H＋）混＝。

（3）pH计算的一般思维模型：

4、解答酸碱中和滴定图像三要素：

（1）酸碱中和反应要有“量”的思想，复习中着重对“两平衡、三守恒”即水解平衡、电离平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒进行分析；

（2）观察图像的变化趋势；

（3）把图像中的有效信息和具体的反应结合起来，作出正确的判断。

三、盐类水解

（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。

如NaHSO4在水溶液中：

NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO。

（2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。

如NaHCO3溶液中

②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。

如NaHSO3溶液中

（3）相同条件下的水解程度：

正盐＞相应酸式盐，

（4）相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐,

如NH4+的水解：

（NH4）2CO3＞（NH4）2SO＞4（NH4）2Fe（SO4）2

1、盐溶液酸、碱性的四种判断方法：

（1）强酸与弱碱生成的盐水解，溶液（Ye）呈酸性。

（2）强碱（Jian）与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。

（3）强酸强碱盐不水解，溶液呈（Cheng）中性。

（4）强酸（Suan）弱碱盐，其水解程度大于（Yu）

（1）

（2）两类，有的甚至水解完全。

具体有三种情况：

①生成的弱酸电离程度大于生成的弱碱的电离程度，溶液呈酸性，如NH4F；

②生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；

③生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。

2、蒸干盐溶液所得物质的判断方法：

（1）先考虑分解。

如NaHCO3溶液、Ca（HCO3）2溶液蒸干灼烧得Na2CO3、CaCO3；

KMnO4溶液蒸干灼烧得K2MnO4和MnO2。

（2）考虑氧化还原反应。

如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体为Na2SO4。

（3）强酸弱碱盐水解生成挥发性酸的，蒸干后得到弱碱，水解生成不挥发性酸的，得到原物质。

如AlCl3溶液蒸干得氢氧化铝，再灼烧得Al2O3；

Al2（SO4）3溶液蒸干得本身。

（4）弱酸强碱正盐溶液蒸干得到原物质，Na2CO3溶液蒸干得本身。

（5）NH4Cl溶液、（NH4）2S溶液蒸干、灼烧，无残留物。

（6）某些金属氯化物的结晶水合物，如MgCl2·

6H2O和FeCl3·

6H2O，在空气中加热时易发生水解，为得到其无水盐，通常将其结晶水合物在氯化氢气流中加热，以防止其水解。

如MgCl2·

6H2O=MgCl2＋6H2O。

3、溶液中微粒浓度大小的比较：

（1）微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系：

①两个理论依据：

弱电解质电离理论：

电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。

例如，H2CO3溶液中：

c（H2CO3）＞c（HCO）≫c（CO）（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。

②水解理论：

水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。

例如，Na2CO3溶液中：

c（CO）＞c（HCO）≫c（H2CO3）（多元弱酸根离子的水解以第一步为主）。

（2）三个守恒关系：

①电荷守恒：

电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。

例如，NaHCO3溶液中：

c（Na＋）＋c（H＋）===c（HCO）＋2c（CO）＋c（OH－）。

②物料守恒：

物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

例如，0.1mol·

L－1NaHCO3溶液中：

c（Na＋）＝c（HCO）＋c（CO）＋c（H2CO3）＝0.1mol·

③质子守恒：

由水电离出的c（H＋）等于由水电离出的c（OH－），在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。

例如，纯碱溶液中c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO）＋2c（H2CO3）。

（3）四种情况分析：

①多元弱酸溶液：

根据多步电离分析，如：

在H3PO3溶液中，c（H＋）＞c（H2PO3-）＞c（HPO32-）＞c（PO33-）。

②多元弱酸的正盐溶液：

根据弱酸根的分步水解分析，如：

Na2CO3溶液中：

c（Na＋）＞c（CO32-）＞c（OH－）＞c（HCO3-）。

③不同溶液中同一离子浓度的比较：

要看溶液中其他离子对其产生的影响。

例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：

①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c（NH4+）由大到小的顺序是③＞①＞②。

④混合溶液中各离子浓度的比较：

要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。

例如，在0.1mol·

L－1的NH4Cl和0.1mol·

L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）。

在该溶液中，但NH3·

H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c（OH－）＞c（H＋），同时c（NH）＞c（Cl－）。

即：

（4）离子浓度大小比较的（De）解题思路：

（5）水解除杂警示：

利用水解除杂无论在（Zai）化学工业还是化学实验中都具有非常重要的意义，其原理是根据盐的水解程度的不同，通过调节溶液（Ye）pH使部（Bu）分离子转化为沉淀而除去。

如（Ru）MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3＋水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO、Mg（OH）2或MgCO3等，调节溶液的pH，使Fe3＋的水解平衡正向移动，生成Fe（OH）3沉淀而除去；

注意不能加NaOH、NH3·

H2O等可溶性碱，因加这些物质pH升高太迅速，且碱过量不易觉察，Mg2＋也可能转化为Mg（OH）2沉淀，还会引入NH、Na+等杂质。

（6）平衡移动原理解释问题的思维模板：

①解答此类题的思维过程：

找出存在的平衡体系（即可逆反应或可逆过程）；

找出影响平衡的条件；

判断平衡移动的方向；

分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。

②答题模板：

……存在……平衡，……（条件）……（变化），使平衡向……（方向）移动，……（结论）。

例如：

把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？

为什么？

（用化学方程式表示并配以必要的文字说明）。

在AlCl3溶液中存在着如下平衡：

AlCl3＋3H2OAl（OH）3＋3HCl，加热时水解平衡右移，HCl浓度增大，蒸干时HCl挥发，使平衡进一步向右移动得到Al（OH）3，在灼烧时发生反应2Al（OH）3Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固体是Al2O3。

四、溶解平衡：

1、利用生成沉淀的方法不可能将要除去的离子全部通过沉淀除去。

一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×

10－5mol·

L－1时，沉淀已经完全。

2、沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的，但在溶解度相差不大的情况下，溶解度小的也可以转化为溶解度大的，如BaSO4沉淀在饱和Na2CO3沉淀中可以转化为BaCO3沉淀。

方法技巧

1、溶度积与离子积的使用方法：

以AmBn（s）mAn＋（aq）＋nBm－（aq）为例：

|溶度积|浓度商|

|概念|沉淀溶解的平衡常数|溶液中有关离子浓度幂的乘积|

|符号|Ksp|Qc|

|表达式|Ksp（AmBn）＝cm（An＋）·

cn（Bm－），|Qc（AmBn）＝cm（An＋）·

cn（Bm－），|

||式中的浓度都是平衡浓度是任意浓度||

|应用|判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解：

①Qc＞Ksp：

溶液过饱和，有沉淀析出；

||②Qc＝Ksp：

溶液饱和，处于平衡状态；

③Qc＜Ksp：

溶液未饱和，无沉淀析出。

需要强调的是，若离子来源于不同溶液，则代入Q、Ksp中进行计算的离子浓度是指溶液混合后、反应前时的浓度，绝不是混合前的浓度。

2、三个强调：

（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒·

夏特列原理。

（2）溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。

（3）复分解反应总是向着某些离子浓度减（Jian）小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。

3、电解质在水中的溶解度分类（Lei）区间：

20℃时，电解质在水中的溶解度大小的分类区间可形象的表示（Shi）为：

4、Ksp的有关计（Ji）算及其图像分析：

（1）溶度积（Ji）的计算：

①已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c（Ag＋）＝mol/L。

②已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1mol·

L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c（Ag＋）＝10amol·

（2）图像分析：

①曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。

②可通过比较、观察得出溶液是否达到饱和状态，是否有沉淀析出。

处于曲线上方的点表明溶液处于过饱和状态，一定会有沉淀析出，处于曲线下方的点，则表明溶液处于未饱和状态，不会有沉淀析出。

③从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。

④比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。

⑤涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。

【基础练习】

1、已（Yi）知（Zhi）25℃时（Shi）有关弱酸的电离平衡常数：

弱酸化学式

CH3COOH

HCN

H2CO3

电离平衡常数（25℃）

1.8×

l0＿5

4.9×

l0＿10

K1=4.3×

l0＿7

K2=5.6×

l0＿11

则下列有关说法（Fa）正确的是（D）

A．等物质的量浓度的各（Ge）溶液pH关系为：

pH（NaCN）＞pH（CH3COONa）＞pH（Na2CO3）

B．amol·

L—1HCN溶液与bmol·

L—1NaOH溶液等体积混合，所得溶液中c（Na＋）＞c（CN－），则a一定小于b

C．冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH均先增大后减小

D．NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，一定有c（Na＋）+c（H＋）=c（OH－）+c（HCO3－）+2c（CO32－）

2、下列说法正确的是（D）

A．难溶电解质作比较时，Ksp小的，溶解度一定小

B．Ksp大小取决于难溶电解质的量，所以离子浓度改变时，沉淀平衡会发生移动

C．所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中某一离子完全除去

D．温度一定，当溶液中Ag+和Cl—浓度的乘积等于Ksp时，溶液为AgCl的饱和溶液

3、下列说法中，正确的是（B）

A．0.lmol/L醋酸钙溶液中，c（Ca2+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）

B．体积和pH都相同的NH4Cl溶液、盐酸,完全溶解少量且等同的锌粉,前者用时少

C．将nmolH2（g）、nmolI2（g）和2nmolH2（g）、2nmolI2（g）分别充入两个恒温恒容的容器中，平衡时H2的转化率前者小于后者

D．某物质的溶液中由水电离出的c（H+）=1×

10－amol·

L－1，若a＞7时，则该溶液的pH一定为14-a

4、25℃时，取浓度均为0.1mol·

L－1的醋酸溶液和氨水各20mL，分别用0.1mol·

L－1NaOH溶液、0.1mol·

L－1盐酸进行中和滴定，滴定过程中pH随滴加溶液的体积变化关系如图所示。

下列说法正确的是（　D　）

A．曲线Ⅰ，滴加10mL溶液时：

c（CH3COO－）>

c（Na＋）>

c（H＋）>

c（OH－）

B．曲线Ⅰ，滴加20mL溶液时：

c（Cl－）＝c（NH

）>

c（H＋）＝c（OH－）

C．曲线Ⅱ，所滴加溶液在10～20mL之间时存在：

c（NH

）＝c（Cl－）>

c（OH－）＝c（H＋）

D．曲线Ⅱ，滴加10mL溶液时：

c（CH3COO－）－c（CH3COOH）＝2[c（H＋）－c（OH－）]

5、下列关于各图的叙述正确的是（C）

A．

甲表示H2与O2发生反应过程中的能量变化，则H2的燃烧热为241.8kJ•mol﹣1

B．

乙表示A、B两物质的溶解度随温度变化情况，将tl℃时A、B的饱和溶液分别升温至t2℃时，溶质的质量分数

ω（B）＞ω（A）

C．

丙表示常温下，稀释HA、HB两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化，则NaA溶液的pH小于同浓度

NaB溶液的pH

D．

丁表示0.1000mol•L﹣1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol•L﹣1醋酸溶液得到的滴定曲线

6、下列说法正确的是（B）

A．常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4

B．用0.2000mol/LNaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液（混合液中两种酸的浓度均约为0.1mol/L），至中性时，溶液中的酸未被完全中和

C．FeCl2溶液蒸干灼烧后得到FeCl2固体

D．相同温度下，将足量氯化银固体分别放入相同体积的①蒸馏水、②0.1mol/L盐酸、③0.1mol/L氯化镁溶液、④0.1mol/L硝酸银溶液中，Ag＋浓度：

①＞④＝②＞③

7、常温下，下列溶液的pH或微粒的物质的量浓度关系正确的是（　B　）

A．0.1mol·

L－1NaHCO3溶液中的粒子浓度：

c（HCO

c（CO

c（H2CO3）>

c（OH－）>

c（H＋）

B．将标（Biao）况下（Xia）2.24L的（De）CO2通（Tong）入（Ru）150mL1mol·

L－1NaOH溶液中充分反应后的溶液：

2c（Na＋）＝3c（CO

）＋3c（HCO

）＋3c（H2

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