高中化学01电解质溶液Word文件下载.docx
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影响水电离的因素
加入酸或碱，抑制水的电离，加入易水解的盐、活泼金属或升温促进水的电离
pH计算公式（pH=-lgc（H+））
酸性溶液根据c（H+）求pH；
碱性溶液根据水的离子积表达式求出c（H+），再求pH
溶液的
酸碱性
酸或碱溶液
酸性溶液：
c（H＋）>
c（OH－）；
中性溶液：
c（H＋）＝c（OH－）；
碱性溶液：
c（H＋）<
c（OH－）
盐溶液
1．若强酸强碱盐，则溶液均为中性。
若为弱酸强碱盐或强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐，则“谁强显谁性”；
2．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。
若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等；
若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
2．pH使用中的几个误区
（1）pH＝7的溶液不一定呈中性。
只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性；
当在100℃时，水的离子积常数为1×
10-12，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH>
6时为碱性溶液，pH<
6时为酸性溶液。
（2）使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。
若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；
若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；
若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
3．溶液中的c（H＋）和水电离出来的c（H＋）的区别
（1）室温下水电离出的c（H＋）＝1×
10－7mol·
L－1，若某溶液中水电离出的c（H＋）<
1×
L－1，则可判断该溶液呈酸性或碱性；
若某溶液中水电离出的c（H＋）>
L－1，则可判断出该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。
（2）室温下，溶液中的c（H＋）>
10-7mol·
L-1，说明该溶液是酸性溶液或水解呈酸性的盐溶液；
溶液中的c（H＋）<
L-1，说明该溶液是碱性溶液或水解呈碱性的盐溶液。
4．酸碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液pH
加水稀释到体积为原来的10n倍
稀释后溶液pH
酸
强酸
pH＝a
弱酸
碱
强碱
pH＝b
弱碱
注意：
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
5．溶液pH计算的一般思维模式
二、强弱电解质的对比
1．表格对比
比较对象
等物质的量浓度、等体积的盐酸（a）与醋酸（b）
相同pH、相同体积的盐酸（a）与醋酸（b）
c（H+）
pH
物质的量浓度
溶液导电性
中和NaOH的量
开始与金属反应产生H2的速率
与足量金属反应产生H2的体积
2．图像对比
情况一：
相同体积、相同pH的HCl（a）和CH3COOH（b），按要求画出图像。
分别与足量的锌粉发生反应。
（1）产生H2的体积（V）随时间（t）的变化图像。
（2）产生H2的速率v（H2）随时间（t）的变化图像。
（3）溶液的pH随时间（t）的变化图像。
情况二：
强弱电解质稀释问题
（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多。
（2）相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸
①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大。
②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
三、溶液中的两大平衡
1．对比分析电离平衡和水解平衡
电离平衡及水解平衡均属于化学平衡，均遵循勒夏特列原理，外界条件对两平衡的影响如表所示：
电离平衡（如CH3COOH溶液）
水解平衡（如CH3COONa溶液）
升高温度
促进电离，离子浓度增大
促进水解
加水稀释
促进电离，离子浓度（除OH－外）减小
促进水解，离子浓度（除H＋外）减小
加入相应离子
加入CH3COONa固体，抑制电离
加入NaOH固体，抑制水解
加入反应离子
加入NaOH固体，促进电离
加入盐酸，促进水解
规律探究：
盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以氯化铁水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时，学生应从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结，加以分析掌握。
2．强化记忆弱酸弱碱盐、酸式盐溶液的酸碱性
（1）弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。
①两者水解程度相同时，溶液显中性，如CH3COONH4；
②弱碱阳离子水解程度大于弱酸阴离子水解程度时，溶液显酸性，如HCOONH4；
③弱酸阴离子水解程度大于弱碱阳离子水解程度时，溶液显碱性，如NH4HCO3。
（2）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。
①若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等；
②若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
3．溶液中的两大常数（选讲）
电离平衡常数、水的离子积常数是溶液中的两大常数，它们均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热反应。
有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的关系是Kw＝Ka·
Kh。
四、溶液中微粒浓度变化与关系
1．溶液中的离子浓度大小比较
溶液的组成
规律
示例
多元弱酸溶液
c（H+）＞c（一级电离离子）＞
c（二级电离离子）＞c（OH-）
H3PO4溶液中：
_____________。
一元弱酸正盐溶液
c（阳离子）＞c（水解离子）＞c（OH-）＞c（H+）
CH3COONa溶液中：
____________
__________________。
二元弱酸正盐溶液
c（阳离子）＞c（水解离子）＞c（显性离子）＞c（二级水解离子）＞c（水电离的另一离子）
Na2CO3溶液中：
二元弱酸酸式盐溶液
c（阳离子）＞c（水解离子）＞c（显性离子）＞c（水电离的另一离子）＞c（酸根离子）
NaHCO3溶液：
______________
___________________________。
不同溶液同一离子浓度
溶液中其他离子对其影响
相同物质的量浓度的下列溶液中：
①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4，c（NH
）由大到小的顺序为：
_______________________。
混合溶液
对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、水解等因素
0.1mol·
L－1NH4Cl溶液和0.1mol·
L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为：
2．酸碱中和型离子浓度的大小比较
【练一练】常温下amol/LCH3COOH稀溶液和bmol/LKOH稀溶液等体积混合，下列判断一定错误的是（）
A．若c（OH-）>
c（H+），a=bB．若c（K+）>
c（CH3COO-），a>
b
C．若c（OH-）=c（H+），a>
bD．若c（K+）<
c（CH3COO-），a<
3．抓住三大守恒
（1）电荷守恒：
电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。
根据电荷守恒，可准确快速解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。
如：
NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）。
（2）物料守恒：
物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。
根据物料守恒，可准确快速解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。
L-1NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＝c（HCO
）＋c（CO
）＋（H2CO3）＝0.1mol·
L-1。
（3）质子守恒：
在电离或水解过程中，会发生质子（H＋）转移，但质子转移过程中其数量保持不变。
在Na2CO3或NaHCO3溶液中，可用以下图帮助理解质子守恒：
①Na2CO3溶液：
所以c（OH－）＝c（HCO
）＋2c（H2CO3）＋c（H3O＋），
即c（OH－）＝c（HCO
）＋2c（H2CO3）＋c（H＋）。
②NaHCO3溶液
所以：
c（OH－）＋c（CO
）＝c（H2CO3）＋c（H＋）。
另外，将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中某离子，即可推出该溶液中的质子守恒。
4．三个重要的规律
（1）一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；
特例：
HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。
（2）对于存在电离和水解过程的NaHA溶液：
若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c（A2－）＞c（H2A）；
若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c（H2A）＞c（A2－）。
（3）仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。
①CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c（OH－）＞c（H＋），则_____；
②NH3·
H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c（H＋）＞c（OH－），则_____。
例题解析
题型1：
水的电离与溶液pH的计算问题
例1：
常温下，在等体积①pH=0的硫酸、②0.01mol/LNaOH溶液、③pH=10的纯碱溶液、④pH=5的NH4Cl溶液中，水电离程度的大小顺序是（）
A．①>
②>
③>
④B．②>
①>
④>
③C．③>
①D．④>
①
例2：
水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合c（H+）×
c（OH–）=常数，下列说法错误的是（）
A．图中温度T1>
T2
B．图中五点Kw间的关系：
B＞C＞A=D=E
C．曲线a、b均代表纯水的电离情况
D．若处在B点时，将pH=2的硫酸溶液与pH
=12的KOH溶液等体积混合后，溶液显碱性
例3：
25℃时，在等体积的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol/L的Ba（OH）2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是（）
A．1:
10:
10
:
B．1:
5:
5×
C．1:
20:
D．1:
例4：
（双选）常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是（）
A．b不可能显碱性B．a可能显酸性或碱性
C．a不可能显酸性D．b可能显碱性或酸性
例5：
（双选）常温下，将pH＝a的某一元酸HA溶液与pH＝b的NaOH溶液等体积混合，充分反应。
下列叙述一定正确的是（）
A．若n（HA）＝n（NaOH），则a＋b≥14
B．若n（HA）＞n（NaOH），则a＋b＜14
C．若混合后溶液pH＝7，则n（HA）≥n（NaOH）
D．若混合后溶液pH＞7，则n（HA）＜n（NaOH）
【方法提炼】pH和等于14的酸碱混合问题的判断
pH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之和为14，则等体积混合时：
pH＝7
pH>
pH<
（2）已知酸、碱溶液的pH之和为14，若混合后溶液的pH为7，溶液呈中性，则：
―→V酸∶V碱＝1∶1
―→V酸∶V碱>
1∶1
―→V酸∶V碱<
（3）强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断：
题型2：
强弱电解质的对比
常温下，关于浓度均为0.1mol/L的盐酸、硫酸、醋酸溶液的说法不正确的是（）
A．等体积的三种酸中加入等量NaOH，反应后溶液的pH值：
醋酸＞盐酸＞硫酸
B．与等物质的量NaOH溶液反应，消耗三种酸的体积：
硫酸＞盐酸=醋酸
C．同浓度NaHCO3溶液与三种酸反应，产生气体的起始速率：
硫酸＞盐酸＞醋酸
D．三种溶液的pH值：
pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示。
分别滴加NaOH溶液（c＝0.1mol·
L－1）至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则（）
A．x为弱酸，Vx<
VyB．x为强酸，Vx>
Vy
C．y为弱酸，Vx<
VyD．y为强酸，Vx>
题型3：
酸性强弱排序的应用
（双选）已知常见几种酸的酸性排序如下：
H2CO3>
H2S>
>
HS-
则下列反应可能发生的是（）
A．NaHCO3＋NaHS→Na2CO3＋H2S
B．H2S＋Na2CO3→NaHS＋NaHCO3
C．Na2S＋H2O＋CO2→NaHS＋NaHCO3
D．H2S＋NaHCO3→NaHS＋H2CO3
（双选）25℃时，弱酸的酸性排序如下：
CH3COOH>
H2CO3>
HCN>
HCO3-
下列表述错误的是（）
A．CN－+H2O+CO2→HCN+HCO3－
B．相同温度时三种溶液的pH关系：
Na2CO3>
NaCN>
CH3COONa
C．等体积、等物质的量浓度的CH3COOH和Na2CO3反应后的溶液呈碱性
D．amol/LHCN与bmol/LNaOH等体积混合溶液c（Na+）>
c（CN－），则a一定小于b
题型4：
离子浓度大小比较
向三份均为100mL0.5mol·
L-1NaHCO3溶液中，分别加入少量冰醋酸、Ca（OH）2固体、NaAlO2固体（忽略溶液体积变化），则三份溶液中c（CO32－）的变化依次为（）
A．减小、减小、增大B．减小、增大、增大
C．增大、减小、减小D．减小、增大、减小
（双选）向NaOH（aq）滴入HAc（aq）的过程中，溶液中离子浓度的大小可能正确的是（）
A．c（OH-）=c（Na+）>
c（Ac-）>
c（H+）B．c（Na+）>
c（OH-）=c（Ac-）>
c（H+）
C．c（Na+）>
c（OH-）>
c（H+）D．c（H+）>
c（Na+）>
c（OH-）
（双选）25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系不正确的是（）
A．0.1mol·
L－1CH3COONa溶液与0.1mol·
L－1HCl溶液等体积混合：
c（Na＋）＝c（Cl－）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）
B．0.1mol·
L－1NH4Cl溶液与0.1mol·
L－1氨水等体积混合（pH＞7）：
c（NH3·
H2O）＞c（NH
）＞c（Cl－）＞c（OH－）
C．0.1mol·
L－1Na2CO3溶液与0.1mol·
L－1NaHCO3溶液等体积混合：
c（Na＋）＝c（CO
）＋c（HCO
）＋c（H2CO3）
D．0.1mol·
L－1Na2C2O4溶液与0.1mol·
L－1HCl溶液等体积混合（H2C2O4为二元弱酸）：
2c（C2O
）＋c（HC2O
）＋c（OH－）＝c（Na＋）＋c（H＋）＋c（Cl－）
（双选）下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）
A．常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH＝7，c（Na＋）＝0.1mol·
L－1]：
c（Na＋）＝c（CH3COO－）＞c（CH3COOH）＞c（H＋）＝c（OH－）
B．在0.1mol·
L－1Na2CO3溶液中：
c（OH－）－c（H＋）＝c（HCO3－）＋2c（H2CO3）
C．向0.2mol·
L－1NaHCO3溶液中加入等体积0.1mol·
L－1NaOH溶液：
c（CO32－）＞c（HCO3－）＞c（OH－）＞c（H＋）
D．在0.1mol·
L－1NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（H2CO3）
（双选）某天然碱的化学式可表示为2Na2CO3·
NaHCO3·
2H2O，取少量该物质溶于水得稀溶液，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系错误的是（）
A．c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）
B．c（CO32-）>
c（HCO3-）>
c（OH-）>
c（H+）
C．3c（Na+）>
5c（CO32-）+5c（HCO3-）
D．将该溶液与少量NaOH溶液混合后：
c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（OH-）
题型5：
酸碱滴定及其图像问题
20℃时向20mL0.1mol·
L-1醋酸溶液中不断滴入0.1mol·
L-1NaOH（aq），溶液pH变化如图所示。
此过程中溶液中离子浓度的关系错误的是（）
A．a点：
c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－）
B．b点：
c（Na＋）＝c（CH3COO－）＞c（H＋）＝c（OH－）
C．c点：
c（H＋）＝c（CH3COOH）＋c（OH－）
D．d点：
c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）
常温下，向20.00mL0.100mol·
L－1CH3COONa溶液中逐滴加入0.100mol·
L－1盐酸，溶液的pH与所加盐酸体积的关系如下图所示（不考虑挥发）。
下列说法正确的是（）
A．点①所示溶液中：
c（CH3COOH）＝c（Cl－）＞c（OH－）＝c（H＋）
B．点②所示溶液中：
c（Na＋）＞c（Cl－）＞c（CH3COO－）＞c（CH3COOH）
C．点③所示溶液中：
c（CH3COOH）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（CH3COO－）
D．整个过程中可能出现：
c（H＋）＋c（Na＋）＝c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）
（双选）常温下，用0.100mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL0.100mol/LHCl和20.00mL0.100mol/L醋酸溶液，得到如下图2条滴定曲线，以HA表示酸，下列说法正确的是（）
A．滴定盐酸的曲线是图1
B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度均为c（Na+）=c（A－）
C．达到B、E状态时，反应消耗的n（CH3COOH）>
n（HCl）
D．当0mL<
V（NaOH）<
20.00mL时，对应混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为：
c（A－）>
c（Na+）>
c（H+）>
常温下，向20mL0.1mol/L酒石酸（用H2T表示）溶液中逐滴滴加等物质的量浓度的NaOH溶液。
有关微粒的物质的量与混合溶液的pH有如图关系。
A．VNaOH=10mL时，溶液中存在：
[Na+]=2[H2T]+2[HT-]+2[T2-]
B．VNaOH=20mL时，溶液中存在：
[Na+]＞[HT-]＞[H+]＞[H2T]＞[T2-]
C．VNaOH=30mL时，溶液中存在：
[Na+]＞[HT-]＞[T2-]＞[OH-]＞[H+]
D．VNaOH=40mL时，溶液中存在：
[OH-]=[HT-]+2[H2T]+[H+]
【方法提炼】巧抓“四点”，突破“粒子”浓度关系
1．抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合；
2．抓“恰好”反应点，生成什么溶质，溶液呈什么性，是什么因素造成的；
3．抓溶液“中性”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足；
4．抓反应“过量”点，溶质是什么，判断谁多、谁少还是等量。
题型6：
综合题型
已知水在25℃和100℃时，其电离平衡曲线如下图所示：
（1）25℃时水的电离平衡曲线应为________（填“A”或“B”），请说明理由：
___________________
______________________________________________________。
（2）25℃时，pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为
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