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2009届高三专题复习一
电离平衡和盐类的水解平衡
【考点分析】
弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：
①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；
②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；
③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；
④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。主要考查点如下：
①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；
②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；
③盐溶液pH大小的比较；
④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
【考点归纳】：
1. 电离平衡与水解平衡的比较： 电离平衡 水解平衡
研 究 对 象 弱电解质（弱酸、弱强、水） 盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）
实 质 弱酸H＋ +弱酸根离子弱碱OH－+弱碱根离子 盐电离出的：弱酸根+H2O弱酸(根)+OH－弱碱根离子+H2O 弱碱+H+
特 点 酸(碱)越弱；电离程度越小电离过程吸热多元弱酸：分步电离且一级电离>>二级电离>>三级电离 ①“越弱越水解”(对应酸或碱越弱，水解程度越大)；②水解过程吸热；③多元弱酸根：分步水解且一级水解>>二级水解>>三级水解。
表 达 方 式 电离方程式H2CO3HCO3― +H+HCO3―CO32― +H+ 水解方程式CO32― +H2O HCO3― +OH―HCO3― +H2O H2CO3 +OH―
影响因素 温 度 升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外) 升温，促进水解
浓度 加水稀释 促进电离,但离子浓度不增大 促进水解
加入同种离子 抑制电离 抑制水解
加入反应离子 促进电离 促进水解
2. 影响水电离的因素：
水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,Kw增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋ 或碱电离出OH―均能使水的电离平
衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则Kw不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。
即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋ 或OH― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。即盐类的水解促进水的电离。
⑷其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋ 直接作用，因而同样能促进水的电离。
3. 关于溶液pH值的计算：
⑴总思路：根据pH的定义：pH=－lg｛c(H+)｝，溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+)的相对大小。具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H+)，碱性溶液必先确定c(OH―)，再由c(H+)·c(OH－)= Kw换算成c(H+),然后进行pH的计算。
即：c(H+) pH
⑵溶液混合后的pH计算：
①两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值：
c(H+)混==[c(H＋)1·V1＋c(H＋)2·V2]/(V1＋V2)
②两强碱混合：先求混合后c(OH― )混，再间接求pH值：
c(OH― )混==[c(OH－)1·V1＋c(OH－)2·V2]/(V1＋V2)
③强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n(OH―)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
a. 若酸过量n(H+)＞n（OH―），c(H＋)混==[n(H+)－n(OH―)]/V总
b. 若碱过量n(OH―)＞n(H＋)，c(OH―)混==[n(OH―)－n(H＋)]/V总
c、若酸碱恰好完全反应n(H+)==n(OH―），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH值不定。应分析讨论。
⑶总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
4. 溶液的稀释规律：
⑴强酸：pH=a，稀释10n倍则pH=a+n(a+n)＜7；(弱酸：则pH＜(a+n)
强碱：pH=b，稀释10n倍则pH=b-n(b－n＞7)；(弱碱：则pH＞(b－n)
⑵酸或碱 无限稀释时(即当c(H＋ )或c(OH―) ＜10－6mol·L－1时)，应考虑水电离出来的
H＋或OH―的影响。切记：“无限稀释7为限”
5.强弱不同的电解质溶液
（1）相同PH的强酸和弱酸相比较，弱酸的物质的量浓度大于强酸。相同PH的强碱和弱碱相比较，弱碱的物质的量浓度大于强碱。（2）相同PH、相同体积的强酸和弱酸相比较，则弱酸的物质的量大。相同PH、相同体积的强碱和弱碱相比较，则弱碱的物质的量大。（3）室温下PH(酸)+PH（碱）=14的强酸和弱碱（或弱酸和强碱）等体积混合，谁弱谁过量，一般谁过量显谁的性质，即“谁弱显谁性”
6. 关于中和滴定的误差判断：
根据计算关系式：C待=[c(标)·V(标)·n(标)]/[V(待)·n(待)]，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。
【例1】下列各组溶液的c(H＋)一定等于1×10－7mol/L的是
A. pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合
B. 0.05mol/L的硫酸与0.10mol/L的NaOH 溶液以等体积混合
C. 将pH=5的CH3COOH 溶液稀释100倍
D. pH=1的H2SO4 与0.10mol/L的Ba(OH)2溶液以等体积混合
【例2】下列各种说法中，都包含有前后两个数值，其中前者大于后者的是
A. 在25℃和80℃时纯水中的c(H＋)浓度
B. 室温时，浓度均为 0.1mol·L－1 的(NH4)2SO4(aq)、(NH4)2CO3 (aq)的c(NH4+)
C. 相同条件下，0.l mol·L－1 NaHCO3 和 0.1mol·L－1 Na2CO3 溶液的pH
D. 1 L饱和氯化铵溶液中NH4+ 和Cl- 的个数
【达标测试】
( )1. 常温时，将下列溶液等体积混合后，所得混合液的pH小于7的是
A. pH为2的醋酸溶液与pH为12的氢氧化钠溶液
B. 0.0l mol·L-1 的醋酸溶液与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液
C. pH为2的硫酸溶液与pH为12的氢氧化钠溶液
D. 0.010 mol·L-1的盐酸溶液与0.010 mol·L-1的氢氧化钡溶液
( )2．下列物质能跟镁反应并生成氢气的是
A．甲酸溶液 B．氢氧化钠溶液 C．氯化铵溶液 D．碳酸钠溶液
( )3．在常温下，将pH=11的某碱溶液与pH=3的某酸溶液等体积混合，下列说法正确的是
A．若所得溶液呈中性，则生成的盐可能为强酸强碱盐
B．若所得的溶液呈碱性，则可能是强碱与弱酸溶液反应
C．若所得溶液呈酸性，则可能是强酸与弱碱溶液反应
D．若所得溶液的PH=5，则可能强碱与弱酸溶液反应
( )4．把三氯化铁溶液蒸干灼烧最后得到的固体产物是
A．无水三氯化铁 B．氢氧化铁 C．氯化亚铁 D．三氧化二铁
( )5．0.1 mol·L－1的下列几种溶液：A. Na2CO3 B.CH3COONa C.NaCl D.NaHCO3 E. NH4Cl，其pH由大到小的顺序是
A．A>D>B>C>E B．C> E>B>D>A C．A>B>D>E>C D．E>A>B>D>E
( )6、（2007年广东广州1月）设在稀的水溶液中，NaHSO4的电离方程式为：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-，某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2。对于该溶液，下列叙述不正确的是（ ）
A 该温度高于25℃ B 由水电离出的c(H+)=1×10-10mol L-1
C c(H+)= c(OH-)+c(SO42)
D该温度下加入等体积为pH=12的NaOH溶液，可使反应后的溶液恰好呈中性
7、写出下列电解质的电离方程式
（1）H2S （2）KHCO3
（3）CH3COONa （4）Cu(OH)2
8. 下列一句话中叙述了两个值，前者记为M，后者记为N，M和N的关系从A、B、C、D中选择
A. M>N B. M⑴相同温度下，1L 1mol · L－1 的NH4Cl溶液中的NH4＋个数和2升0.5mol·L－1NH4Cl溶液中
NH4＋的个数： ；
⑵相同温度下，pH值为12的烧碱溶液中水的电离度和pH值为12的NaCN溶液中水的电离度： ；
⑶两份室温时的饱和石灰水，一份升温到50℃；另一份加入少量的生石灰，恢复至室温，两溶液中的c(Ca2+)： ；
⑷常温下两份等浓度的纯碱溶液，将第二份升高温度，两溶液中c(HCO3－)： ；
⑸将pH值为2的醋酸和盐酸都稀释相同倍数所得稀溶液的pH值： ；
⑹向苯酚钠溶液中通入少量CO2，只生成碳酸氢钠，则同温度同浓度的苯酚钠溶液和碳酸氢钠溶液的pH： ；
⑺常温下0.1mol·L－1CH3COOH溶液与0.1mol·L－1CH3COONa溶液等体积混合后溶液中的c(Na+)和c(CH3COO－)： ；
⑻同温度下，0.1mol/LFeCl3溶液中Fe3+水解百分率与0.01mol·L－1FeCl3溶液中Fe3+ 的水解百分率： ；
⑼室温下某强酸和某强碱溶液等体积混合，所得溶液的pH值为7，原酸溶液和原碱溶液的物
质的量浓度： ；
⑽PH值相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原来的M倍和N倍，稀释后两溶液的PH值仍然相同，则M和N的关系是： 。
9. 有pH均为2的盐酸、硫酸、醋酸三瓶溶液：
⑴设三种溶液的物质的量浓度依次为c1、c2、c3，则其关系是： (用“＞、＜、=”表示，下同＝)。
⑵取同体积的三种酸分别加蒸馏水稀释到pH=6，需水的体积依次为V1、V2、V3，则其关系是：
⑶完全中和体积和物质的量浓度均相同的三份NaOH溶液时，需三种酸的体积依次为V1、V2、V3，则其关系是： 。
⑷取同体积的酸的溶液分别加入足量的锌粉，反应开始放出H2的速率依次为a1、a2、a3，则其关系是： ；反应过程中放出H2的速率依次为b1、b2、b3，则其关系是： 。
10. 现有浓度为0.1 mol·L-1的五种电解质溶液①Na2CO3；②NaHCO3；③NaAlO2；④CH3COONa； ⑤NaOH，已知：CO2＋3H2O＋2AlO2－==2Al（OH）3↓＋CO32-
⑴这五种溶液的pH由小到大的顺序是： (填编号）；
⑵将五种溶液稀释相同的倍数时，其pH变化最大的是： （填编号）；
⑶在上述五种溶液中分别加入AlCl3溶液，能产生大量无色无味气体的是： （填编号）；
⑷将上述①、②、③、④四种溶液两两混合时，有一对溶液相互间能发生反应，写出该反应的离子方程式： － 。
11. 酸的强弱除与本性有关外，还与溶剂有关。例如：CH3COOH和HF在水溶液中部分电离为弱电解质，本性CH3COOH⑴CH3COOH和HF在液氨中呈现强酸性的原因是：
。
⑵在液氨中CH3COONa＋HCl＝NaCl＋CH3COOH这一反应能否发生，为什么？
　 。
【答案】例1 B 例2 B
达标测试
1.A 2AC.3AD.4D.5.A 6.D 7、（1）H2S H++HS- HS- H++S2- （2）KHCO3=K++HCO3-（3）CH3COONa=CH3COO-+Na+（4）Cu(OH)2Cu2++2OH- 8.(1)A(2)B(3)B(4) B (5)B(6) A
(7) B (8)B(9)D(10) A 9. (1) c2＜c1＜c3或c3＞c1＞c2 (2) V1=V2＜V3 。
(3) V1=V2＞V3(4) a1=a2=a3 b1=b2＜b3 10. (1) ④②①③⑤(2) ⑤(3) ①②(4) HCO3－+AlO2－+H2O==Al（OH）3↓+CO32
11. (1) 液氨中的氨分子结合H＋离子的能力比水强，CH３COOH和HF在液氨中能全部电离　。
(2) 不能，在液氨中CH３COOH和HF都是强酸且都易挥发
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