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电离平衡复习学案
一、电解质
1．概念
①．电解质概念要点：
Ⅰ.条件……水溶液或熔融态下导电，满足二者之一。
Ⅱ.范围……化合物。
②．强弱判定：水溶液中电离程度。
③．溶液导电性判断要点：取决于自由移动离子浓度。
④．多元弱酸(碱)电离特点：Ⅰ分步电离，以一级电离为主，溶液中c(H＋)以一级电离的c(H＋)代替
Ⅱ多元弱酸(碱)中离子浓度计算：离子浓度如c(H＋)＝cα
练习：
1.填图：现大圈代表化合物，将电解质、非电解质、强电解质、弱电解质概念的范围填入。
2．(90全国)把0.05 mol NaOH固体分别加入到下列100 mL液体中， 溶液的导电能力变化不大的是（ B、D ）
A．自来水 B．0.5 mol/L盐酸
C．0.5 mol/L醋酸 D．0.5 mol/L NH4Cl溶液
3．(91三南高考)下列叙述正确的是（ C ）
A．氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子
B．溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸
C．硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属于强电解质
D．二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳属于弱电解质
4．测定液态BrF3的导电性时发现，20℃时导电性很强，说明该化合物液态时发生了电离，存在阴、阳离子。其它众多实验证实，存在一系列有明显离子化合物倾向的盐类，如KBrF4、(BrF2)2SnF6、ClF3 BrF3等。由此推断液态BrF3电离时的阴、阳离子是（ C ）
A．Br3＋和F－ B．Br2F－和F－
C．BrF2＋和BrF4－ D．BrF52－和BrF2＋
解析：由信息KBrF4、(BrF2)2SnF6、ClF3 BrF3为离子化合物
说明KBrF4电离会产生BrF4－
(BrF2)2SnF6电离会产生SnF62－、BrF2＋
ClF3 BrF3――BrF3电离会产生Br－、BrF2＋
2．强酸和弱酸中c（H＋）和H＋的物质的量
①区别溶液的酸碱性强弱与电解质的强弱：溶液酸碱性强弱决定于溶液中c(H＋)、c(OH－)的大小；电解质强弱决定于电离程度。
②区别电离度与溶液中离子浓度关系：
③
区别一元强酸、弱酸下面各项大小
pH值相同 物质的量浓度相同
溶液中c(H＋)
物质的量浓度
等体积中和碱能力
pH值
练习
1．(87广东高考)一元强酸（X）和一元弱酸（Y），它们的pH都等于2，各取1 L与足量的Mg完全反应产生氢气，下列叙述正确的（ B、F ）
A．X能产生较多的氢气 B．Y能产生较多的氢气
C．两者产生氢气的量相同 D．开始反应速率X快
E．开始反应速率Y快 F．开始反应速率相同
2．(86上海高考)下列物质加入到氨水中，既能使氨水的电离度增大，又能使溶液的pH值降低的是（ A ）
A．少量盐酸 B．少量烧碱
C．少量NaCl固体 D．少量NH4Cl溶液
3．(92上海高考)下列叙述中，正确的是（ CD ）
A．中和10mL0.1mol/L醋酸与中和100mL0.01mol/L醋酸所需同种碱液的量不同
B．等体积pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液相混合后，溶液的pH＝7
C．体积相等，pH值相等的盐酸溶液和硫酸溶液中，H＋离子的物质的量相等
D．pH＝3的醋酸溶液的c(H＋)与pH＝11的氨水溶液的c(OH－)相等
E．锌跟pH＝4的盐酸溶液反应比跟pH＝3的醋酸溶液反应剧烈
4．已知某酸的固体HA，能溶解在Na2CO3溶液中，但不能溶解在NaHCO3溶液中，由此推断出（ BD ）
A．HCO3－比A－容易结合H＋
B．A－比CO32－难以结合H＋
C．等物质的量浓度的NaA和Na2CO3溶液，前者的pH比后者稍大
D．HA比HCO3－容易电离出H＋
5．25℃时，等量的盐酸分别用pH为9和10的氨水完全中和，设消耗的氨水的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是（ C ）
A．V1＝10 V2 B．V1>10 V2
C．V1<10 V2 D．V2>10 V1
解析：中和同一酸
∴
得
∵>
∴<10
二、水的电离和pH
两个公式：Kw ＝ 1×10－14 pH ＝ －lg｛c（H＋）｝
练习：
1．A．0.5 mol/L NaOH和1.0 mol/L HCl等体积混合后的溶液 B．pH＝0的溶液
C．c（OH－）＝10－11 mol/L的溶液 D．0.1 mol/L的醋酸
它们酸性由强到弱顺序 B>A>D>C 。
2．常温下，pH为2的两种酸溶液A和B，分别 加1000倍水稀释，其pH与所加的水的体积变化如图，下列结论正确的（ D ）
A．酸B比酸A的电离常数大
B．A为弱酸
C．B为强酸
D．A比B的浓度小
3．把pH＝3的醋酸和pH＝11的苛性钠溶液等体积混合，则混合液的pH < 7； 把同体积同浓度的醋酸和苛性钠溶液混合，则混合液的pH > 7；把醋酸和苛性钠溶液混合，使c（CH3COO－）＝c（Na＋），则混合液的pH ＝ 7．
4．某氨水的pH＝x，某盐酸溶液的pH＝y，已知x + y = 14且x > 11，将上述氨水和盐酸等体积混合后，所得溶液中各离子的浓度由大到小的顺序 NH4＋>Cl－>OH－>H＋ 。
∵c（OH－）＝ ，c（H＋）＝10－y
∴
∴NH3过量 NH3 + HCl = NH4Cl 显碱性
c（NH4＋）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）
大 小 小 大
5．在常温下，下列各组溶液中水的电离程度相等的是（ AD ）
A．0.3mol/L的HCl和0.3mol/L的NaOH
B．0.1mol/L的HCl和0.1mol/L的CH3COOH
C．0.1mol/L的KOH和0.1mol/L的Ba(OH)2
D．pH＝4.3的H2SO4和pH＝9.7的NaOH溶液
E．pH＝3.5的AlCl3和pH＝10.5的NaOH溶液
6．若纯水中水的电离度为α1，pH＝x的盐酸中水的电离度为α2，pH＝y的氨水中水的电离度为α3，两种溶液等体积混合后溶液中水的电离度为α4，若x＋y＝14（其中x≤6、y≥8），则α1、α2、α3、α4从小到大的顺序是______________。
解析：∵x＋y＝14则比较[H＋]、[OH－]大小
所以，盐酸＋氨水――溶液碱性
∴α2＝α3<α4<α1
7．在25℃时0.1mol/LNaR的溶液中水的电离度为α1，在0.1mol/L盐酸中，水的电离度为α2，，若α1∶α2＝109∶1，则0.1mol/LNaR溶液的pH值为（ C ）
A．4 B．7 C．10 D．无法计算
解析：NaR中[OH－]＝cα1
＝c (α2109)
＝cα2 109＝10－13 109＝10－4 ∴pH＝10
8．有硫酸和盐酸的混合液20 mL，在这溶液中加入0.025 mol/L的Ba(OH)2溶液时，生成BaSO4的量和溶液的pH得到如下图所示结果，问：
①．最初混合液中硫酸和盐酸的物质的量浓度各是 多少？
②．在A点溶液的pH是多少？
③．在B点溶液的pH是多少？
（lg2=0.301，lg3=0.477，lg7=0.845）
解析：（1）盐酸和硫酸都能与Ba(OH)2溶液发生中和反应，其中硫酸在反应同时有BaSO4沉淀生成。从图中可以看出：加入20 mLBa(OH)2溶液时完全沉淀，加入60 rnLBa(OH)2溶液时pH＝7，即完全中和。
20 mL时：Ba2＋ + SO42－ = BaSO4恰好反应
0.025 mol/L×20 mL = c（H2SO4）×20 mL
c（H2SO4）＝0.025 mol/L
60 mL时：H＋ + OH－ = H2O恰好中和
0.025 mol/L×20 mL×2＋20 mL×c（HCl）＝0.025 mol/L×60 mL×2
c（HCl）＝0.1 mol/L
（2）可通过加入20 mL Ba(OH)2溶液时完全沉淀这一信息求硫酸的浓度，通过加入60 mL Ba(OH)2溶液时，PH＝7这一信息计算酸的总浓度，并由此计算盐酸浓度。
（3）A、B两点加入的碱的量不足，应显酸性，可先计算剩余的n（H＋），再求混合液体积，然后计算pH。
A点：酸过量，且恰好Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2 H2O，溶液中只有HCl。
c（HCl）＝ pH＝1.3
B点：H＋过量c（H＋）＝ pH＝1.8
（4）如果在分析反应时从其实质离子反应出发，能否使计算更简单呢？
H＋ + OH－ = H2O ，Ba2＋ + SO42－ = BaSO4
9．有一pH为12 的NaOH溶液100 mL，要使它的pH降到11。
问：（1）请设计三种方法实现要求。
（2）进行相关计算。提供药品：蒸馏水、pH＝10的NaOH、0.01 mol/L盐酸。
（加水900 mL、加NaOH 1000 mL、加酸81.8 mL）
10．现有一瓶稀氨水，要测知NH3·H2O的电离度，其实验方法设计如下：
（1）先测定溶液的pH，简述其操作过程____________________________。
（2）再做____________（填实验名称），其目的是____________________。
解析：将一片干燥的pH试纸放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取稀氨水，然后点触试纸一端，观察试纸颜色变化，并用pH比色卡确定pH。
中和滴定实验，测定出稀氨水的物质的量浓度。
11．已知：一定温度下，弱电解质的稀溶液当物质的量浓度加水稀释为原来的1/n倍，其电离度将增大到原来溶液电离度的倍。现有pH＝2的某一元弱酸A和强酸B两溶液各10mL，分别加水稀释至1L后，溶液的pH分别是多少？若稀释后两溶液的pH相同，则稀释倍数比为多少？
解析：将溶液稀释100倍，强酸的pH变化两个单位，为4。而弱酸，由[H＋]＝cα，浓度为原来的1/100，电离度为原来的10倍，即[H＋]减小为原来的1/10，pH变化一个单位为3。设弱酸稀释n倍，强酸稀释m倍，要使pH相等，即
(c/n) α＝(1/m)10－2。而cα＝10－2，简化得n＝m2，说明弱酸稀释倍数是强酸稀释倍数的平方。
∴3、4；m∶1（即）
三、盐类水解
要点：
1．分析问题出发点：对水电离平衡的影响作用。
2．水解要点：有弱就水解，谁强显谁性，越弱越水解。
3．水解程度：少量、可逆，用 、不用“↑、↓”。
4．影响水解外因：Ⅰ温度――升温有利
Ⅱ浓度――稀释有利水解
Ⅲ分析原则――平衡移动原理
1．比较溶液的pH
1．(91全国)浓度为0.1 mol/L的八种溶液①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl pH由小到大排 2、1、3、8、7、6、5、4 。
2．在常温下，若某酸和某盐溶液中水电离出的[H＋]相同。问：①此说法是否正确？说明理由。②题中酸和盐溶液pH值大小关系如何？
解析：酸电离出H＋对水的电离平衡抑制作用，要使酸与盐溶液水电离出的[H＋]相同，那么，盐组成中则不可能含有弱酸根离子或弱碱阳离子，只能是强酸酸式盐如NaHSO4或强碱碱式盐如Ba(OH)Cl。若为强酸酸式盐，则两溶液pH相等；若为强碱碱式盐，则盐溶液的pH大于酸，是满足两者之和为14。所以，盐溶液的pH≥酸溶液
2．由盐溶液pH，判断电解质相对强弱
1．某物质溶液的pH＝2，若将该溶液用水稀释100倍，则2 < pH < 4，该物质可能是
（B、C）
A．强碱弱酸盐 B．弱酸 C．强酸弱碱盐 D．强酸强碱盐
2．若pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是（B）
A．生成了一种强酸弱碱盐 B．弱酸溶液和强碱溶液反应
C．强酸溶液和弱碱溶液反应 D．一元强酸溶液和一元强碱溶液反应
3．(91全国)已知一种c（H＋）＝1×10－2 mol/L的酸溶液和一种c（OH－）＝1×10－2 mol/L的碱溶液等体积混合后，溶液仍呈酸性，其原因可能是（ B ）
A．浓的强酸和稀的强碱溶液反应 B．浓的弱酸和稀的强碱溶液反应
C．相等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D．反应后生成了一种强酸弱碱盐
4．(91上海)下列叙述正确的是（ BD ）
A．强酸与盐反应一定得到弱酸
B．pH＝3的溶液与pH＝11的溶液混合后pH值不一定等于7
C．同浓度碳酸钠溶液室温时的pH值必大于60℃时的pH值
D．同浓度的钾盐溶液中，酸式盐的pH必定小于其正盐的pH值
E．因为碳酸的酸性比亚硫酸弱，所以室温下，同浓度的碳酸钠溶液的pH值小于亚硫酸钠溶液的pH值
3．中和滴定中盐类水解问题
1．(84全国)把氨气通入稀盐酸（加有酚酞）中，当溶液的pH值等于7时（ A ）
A．溶液中NH3·H2O过量
B．溶液中盐酸过量
C．氨和盐酸中氯化氢等物质的量混合
D．溶液中有白色沉淀析出
E．溶液变色
2．已知常温常压下饱和CO2水溶液的pH＝3.9，则可推断用标准盐酸滴定NaHCO3水溶液测定其浓度时，因选用的指示剂和滴定现象为什么？
甲基橙，黄变橙
4．比较离子浓度大小
1．将20 mL 0.1 mol/L的CH3COOH与24 mL 0.1 mol/L的NaOH混合后，溶液中各离子大小关系？
n（CH3COOH）= 2 mol n（NaOH）= 2.4 mol
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
∴Na＋>CH3COO－>OH－>H＋
2．将0.2 mol/LCH3COOK与0.1 mol/L盐酸等体积混合后，溶液中离子浓度大小关系？
n（CH3COOK）= 0.2 mol n（HCl）= 0.1 mol
CH3COOK + HCl = CH3COOH + KCl
前 0.2 0.1
后 0.1 0 0.1 0.1
CH3COO－ CH3COOH
↓ ↓
CH3COOH+OH－δ1 CH3COO－+H＋δ2
∴K＋ = 0.2、Cl－ = 0.1、H＋ > OH－（δ2>δ1）
CH3COO－ = 0.1-δ1+δ2>0.1、CH3COOH = 0.1-δ2+δ1<0.1
K＋ > CH3COO－ > Cl－ > CH3COOH > H＋ > OH－
3．已知0.1mol/LNaHCO3溶液的pH值为8.1，0.1mol/LNa2CO3溶液的pH值为11.4，则NaHCO3水解产生的c(OH－)是Na2CO3水解产生的c(OH－)的（ D ）
A．3倍 B．倍
C．103倍 D．10－3倍
解析：同浓度NaHCO3溶液的碱性必小于Na2CO3溶液，淘汰A、C，再pH值换算时为指数关系，淘汰B
4．表示0.1 mol/LNaHCO3溶液中有关微粒浓度的关系式正确的（ C、D ）
A．c（Na＋）> c（HCO3－）> c（CO32－）> c（H＋）> c（OH－）
B．c（Na＋）+ c（H＋）= c（HCO3－）+ c（CO32－）+ c（OH－）
C．c（Na＋）+ c（H＋）= c（HCO3－）+ 2 c（CO32－）+ c（OH－）
D．c（Na＋）= c（HCO3－）+ c（CO32－）+ c（H2CO3）
5．在浓度为0.2 mol/L Na2S溶液中，含有多种离子和分子，下列关于分子或离子浓度大小的关系中正确的是（ A、D ）
A．c（S2－）＋c（HS－）＋c（H2S）＝0.2 mol/L
B．c（Na＋）> c（S2－）> c（HS－）> c（OH－）> c（H+）
C．c（OH－）＝c（H+）＋ c（HS－）＋c（H2S）
D．c（Na＋）＋c（H＋）＝ c（OH－）＋c（HS－）＋2 c（S2－）
6．25℃时，某pH＝a的氨水和某pH＝b的盐酸以相同体积混合，其中a＋b＝14．那么反应后溶液中各离子浓度大小顺序c（NH4＋）> c（Cl－）> c（OH－）> c（H＋）
分析：，碱过量
7．已知NaH2PO4溶液的pH<7，试分析该溶液中由溶质形成的离子浓度由大到小的顺序？
Na＋> H2PO4－>H＋> HPO42－>PO43－
4．应用
1．把FeCl3、AlCl3、Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3 溶液加热、灼烧，各得产物是什么？
Fe2O3、Al2O3、Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3
2．下列物质能与Mg反应并生成氢气的（ A、C ）
A．醋酸 B．氢氧化钠 C．氯化铵溶液 D．碳酸钠溶液
3．为使0.1 mol/L Na2CO3溶液中c（CO32－）接近0.1 mol/L，应采取（ D ）
A．加水 B．通入CO2 C．少量盐酸 D．少量固体NaOH
4．下列各组离子能大量共存的（ C ）
A．pH＝1的溶液中，Na＋、Fe2＋、Cl－、NO3－
B．水电离出的c（OH－）＝10－12的溶液，NO3－、Mg2＋、Ba2＋、Cl－
C．pH＝14的溶液，AlO2－、CO32－、Na＋、K＋
D．无色溶液，Al3＋、S2－、SO42－、Na＋
5．为了配制c（NH4＋）∶c（Cl－）＝1∶1的溶液，可以向NH4Cl溶液加入（ B ）
①适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水 ④适量的固体NaOH
A．①② B．③ C．③④ D．④
6．根据盐类水解和电离平衡移动的原理，设计两种实验方法，证明氨水是一种弱碱．除氨水外，限从以下范围内选用试剂：蒸馏水、酚酞、石蕊、NH4Cl晶体、消石灰、浓盐酸、CH3COONH4晶体
方案一：取NH4Cl晶体溶于水，滴入石蕊呈红色．
方案二：氨水中加酚酞变红，再加入NH4Cl晶体，溶液红色变浅．
四、酸碱中和滴定
1．普遍原理：反应物具有确定的化学计量关系．
2．实验中解决二个问题：Ⅰ．准确量取体积——用滴定管．
Ⅱ．滴定终点的判定——用指示剂或利用反应物自身颜色变化．
3．操作注意：
滴定前：滴定管——洗涤、检漏；润洗（标准溶液、待测溶液）；调零
锥形瓶——水洗
滴定中：手——左手控制活塞；右手摇动锥形瓶；眼睛观察锥形瓶溶液颜色变化．
滴定终点判定：指示剂变色后，半分钟不褪色
1．已知百里酚酞的变色范围是9.4～10.2。相同物质的量浓度的三种稀溶液：NaH2PO4 pH＝4.7、Na2HPO4 pH＝10、Na3PO4 pH＝12。今有0.5g某种磷酸盐水合物溶于50mL0.1mol/L的H2SO4溶液中，稀释至100mL。取出1/5该溶液（以百里酚酞作指示剂）需0.1mol/L的NaOH溶液26.4mL中和，试求钠盐水合物的化学式。
解析：n(NaOH)＝0.00264mol、n(H2SO4)＝0.005mol
H2SO4取1/5：0.001ml<0.00264mol
∴若H2SO4不与盐反应，中和滴定时也不够，V(NaOH)不可能滴到26.4mL
∴应原盐溶液耗去多余的OH－
推知：原盐是NaH2PO4 则NaH2PO4 → Na2HPO4 （无色→粉红色）
4.7 10
OH－＝H＋耗＋H2PO4－耗
0.00264mol＝0.001ml×2＋n×
n＝0.0032mol
M＝＝156
则NaH2PO4 nH2O得n＝2
2．用0.1 mol/L NaOH溶液滴定0.1 mol/L盐酸，如滴定到达终点时不慎多加了1滴NaOH溶液（1滴溶液的体积约为0.05 mL），继续加水至50 mL，所得溶液的pH是？
c（OH－）＝
则 c（H＋）＝1×10－10 mol/L ∴pH＝10
A
B
pH
V(H2O)
V(H2O)
电离度增大
溶液浓度减小
离子浓度增大
离子浓度减小
溶液浓度减小
电离度增大
溶液浓度较浓
溶液浓度稀
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