高考化学阅读材料：10水溶液中的离子平衡+含解析

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1、水溶液中的离子平衡【考点解读】水溶液中的离子平衡是高考的重点，在选择题中主要考查弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、难溶电解质的溶解平衡的移动影响规律及应用，溶液中粒子浓度大小的比较，心、pH的计算，中和滴定的计算、指示剂的选择等。【归纳阅读】1.电离平衡中的三个易错点(1)电离平衡向正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如向醋酸溶液屮加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但醋酸的电离程度减小。(2)弱电解质在加水稀释的过程中，溶液中所有离子浓度不一定都减小，如氨水加水稀释时，c(ir)增大。(3)由水电离出的c(H+)=1.

2、0X10-13mol•L"1的溶液不一定呈碱性。2.图像法理解一强一弱的稀释规律(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸pH7abpH7cZ^?CH3COOH7HC1%h3cooh°Wu(水)°勺v2V(水)加水稀释相同的倍数，醋酸的pll大加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多(2)相同体积、相同pll的盐酸、醋酸pH7abCH3COOH°W1/(水)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大pH7CIIC1/^CHgCOOII0V,V2“(水)加水稀释相同的pH,醋酸加入的水多3.水的电离和溶液的酸碱性(1)水的电离：任何条件下，水电离出

3、的c(H+)=c(0H~)；常温下，离子积常数弘=1.0><10一“。酸、碱抑制水的电离，能水解的正盐、活泼金属(如Na)则促进水的电离。(2)溶液的酸碱性：溶液的酸碱性取决于溶液中c(Il+)和c(Oir)的相对大小。溶液的酸碱性c(H+)与c(OH-)的大小酸性溶液c(H+)>c(0Hj屮性溶液c(『)=c(0H_)碱性溶液c(H+)

4、程度人于NH：的水解程度，等浓度的NH3・H20和NHiCl溶液等体积混合后溶液显碱性。②当水解能力大于电离能力，如：IIC10的电离程度小于C10一水解程度，所以等浓度的IIC10与NeClO溶液等体积混合后溶液显碱性。③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式酸根的电离能力和水解能力哪一个更强。如在NaHC0：｛溶液中，HCO：「的水解大于电离，故溶液显碱性；而在NaHSO；,溶液屮，HSOF的电离大于水解，故溶液显酸性。1.酸碱中和滴定氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、滴定曲线氨水的滴定曲线曲

5、线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应（强酸与强碱反应）的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应（强酸与弱碱反应）室温下，当等体积、等浓度的一元强碱和一元强酸反应时，pH=7；但当等体积、等浓度的一元强碱和一元弱酸（或一元强酸和一元弱碱）反应时，pH>7（或pH<7）指示剂的选择：强酸滴定弱碱用甲基橙，强碱滴定弱酸用酚瞅，强酸与强碱的滴定,甲基橙和酚臥均可2.电解质溶液中粒子浓度关系（1）CHsCOONa与NH.C1OhCOONa溶液屮NHiCl溶液中

6、物料守恒c(Ma+)=Q(CIl3C0(T)+c(CIbCOOII)c(CT)=c(NHt)+c(NH3-H20)电荷守恒c(Na+)+c(lD=c(OH_)+c(0H_)+c(Cl~)=c(NH"+c(F)c(CH3COO~)质子守恒c(H+)+c(CH：,COOH)=c(0H_)c(OH~)+c(NH：<・H2O)=c(H+)大小关系c(Na+)>c(CHbCOO_)>c(OH_)>c(H+)c(Cl「)>c(NH：)>c(H+)>c(OlT)(2)Na2C03与NaHC03NMOs溶液中NaHCO3溶液中物料守恒c(Na

7、+)=2[c(C0D+c(HCO7)+c(H2CO：J]c(Na+)=c(HC0D+c(COT)+c(H2CO3)电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(0lF)+c(HCO$)+2c(C0「)质子守恒c(0K)=c(H+)+c(HCO：「)+2c(H2CO：5)c(H+)+c(H2CO3)=c(0H")+c(C0D大小关系c(Na+)>c(C0D>c(OH~)>c(HC0D>c(H+)c(Na+)>c(HC0r)>c(0lD>c(ir)c(Na+)>c(HCOD>c(H2COJ>c(C0D1.沉淀溶解平衡的三类应用⑴沉淀的生成

8、:①加沉淀剂，如向AgNOs溶液中加入NaCl可生成沉淀；②调节pll,如向一定浓度的CuSOi和FeSOd的混合溶液中先加入H2O2氧化FeSOn使FJ+转化为Fe3+,再加入CuO或Cu(OH)2调节pH至约等于4,使得F&+的水解平衡右移转化为沉淀，而没有沉淀从而达到除