专题3本专题重难点突破.docx

1、本专题重难点突破一弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。(2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。2.电离常数(电离平衡常数)以CH3COOH为例，K，K的大小可

2、以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1K2K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。典例1下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 )。酸电离方程式电离平衡常数KCH3COOHCH3COOHCH3COOH1.76105H2CO3H2CO3HHCOHCOHCOK14.31107K25.611011H3PO4H3PO4HH2POH2POHHPO24HPOHPOK17.52103K26.23108K32.201013下列说法正确的是()A.温度升高，K减小B.向0.1 mol

3、L1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H)/c(CH3COOH)将减小C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)pH(Na3PO4)D.PO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1 molL1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO)增大，K不变，c(H)/c(CH3COOH)K/c(CH3COO)，因此c(H)/c(CH3COOH)将减小；选项C，由于HPO的电离常数HCO的电离常数pH(Na2CO3)pH(CH3

4、COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2POPO=2HPO，因此PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存。答案B3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例CH3COOHCH3COOH H0NH3H2ONHOHH0改变条件平衡移动方向电离平衡常数c(H)c(OH)平衡移动方向电离平衡常数c(OH)c(H)加水稀释向右不变减小增大向右不变减小增大加HCl(g)向左不变增大减小向右不变减小增大加NaOH(s)向右不变减小增大向左不变增大减小加CH3COONH4(s)向左不变减小增大向左不变减小增大升高温度向右变大增大向右变大增大典例2在0.1 molL1

5、CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COOH，下列对于该平衡体系的叙述正确的是()A.加入水时，平衡逆向移动B.加入少量NaOH固体，平衡正向移动C.加入少量0.1 molL1盐酸，溶液中c(H)减小D.加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动解析根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A选项中加入水时，c(CH3COO)和c(H)均减小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动；B选项加入的少量NaOH与H反应，c(H)变小，平衡正向移动；C选项中加入盐酸时c(H)变大，平衡向其减小的方向(也

6、就是逆方向)移动，但最终c(H)比未加盐酸前还要大；D选项加入CH3COONa固体，c(CH3COO)增大，导致平衡逆向移动。答案B二溶液酸碱性规律与pH计算方法1.溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小：溶液类别c(H)与c(OH)的关系室温(25 )数值pH中性溶液c(H)c(OH)c(H)c(OH)107 molL17酸性溶液c(H)c(OH)c(H)107 molL17碱性溶液c(H)c(OH)c(H)7特别提示常温下，溶液酸碱性判断规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，

7、强酸溶液的pH变化大。典例3已知温度T时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a molL1的一元酸HA和b molL1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是()A.abB.混合溶液的pH7C.混合溶液中，c(H) molL1D.混合溶液中，c(H)c(B)c(OH)c(A)解析溶液呈中性的依据是c(H)c(OH)，A项，酸HA、碱BOH的强弱未定，故ab不可作为判断混合溶液呈中性的依据；B项，该混合溶液的温度未确定为25 ，故其pH7时不一定呈中性；C项，混合溶液中c(H)c(OH)Kw，则c(H) molL1时，c(OH) molL1，c(H)c(OH)，溶液呈中性；D项，

8、c(H)c(B)c(OH)c(A)，表示该混合溶液中阴、阳离子所带电荷符合电荷守恒规律，该混合溶液无论呈酸性、中性还是碱性都成立。答案C2.pH的计算方法(1)基本方法思路先判断溶液的酸碱性，再计算其pH；若溶液为酸性，先求c(H)，再求pH。若溶液为碱性，先求c(OH)，再由c(H)求c(H)，最后求pH。(2)稀释后溶液的pH估算强酸pHa，加水稀释10n倍，则pHan。弱酸pHa，加水稀释10n倍，则apHan。强碱pHb，加水稀释10n倍，则pHbn。弱碱pHb，加水稀释10n倍，则bnpHb。酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。酸不能大于7，碱不能小于7。(3)强(弱)酸与弱(

9、强)碱混合后溶液的pH判断规律以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化在中和反应中，溶液pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图)。通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c酸V酸c碱V碱。典例4(2019金华第一中学月考)pH11的x、y两种碱溶液各5 mL，分别稀释至500 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是()A.x是强碱，y是弱碱B.若x、y是一元碱，则等物质的量浓度的x的硝酸盐溶液的pH比

10、y的硝酸盐溶液大C.若x、y是一元碱，室温下pH11的x、y两种碱溶液的浓度相同D.完全中和x、y两溶液时，消耗同浓度稀硫酸的体积V(x)V(y)解析A项，由图可知，开始的pH相同，两种碱溶液稀释后pH不同，稀释相同的倍数后，x的pH变化较大，所以x的碱性强于y，但是x不一定是强碱，故A错误；B项，若x、y是一元碱，根据图示得到信息：x的碱性强于y，根据越弱越水解的原理，则等物质的量浓度的x的硝酸盐溶液的pH比y的硝酸盐溶液大，故B正确；C项，由图可知，若x、y是一元碱，x的碱性强于y，室温下pH11的x、y两种碱溶液的浓度不相同，故C错误；D项，由图像可知5 mL的溶液中n(OH)关系为yx

11、，说明pH11的x、y两种碱溶液，溶质浓度y大于x，完全中和x、y两溶液时，消耗同浓度硫酸的体积VxVy，故D错误。答案B三三角度解读盐类水解基本规律1.盐溶液的酸碱性规律盐的类别溶液的酸碱性原因强酸弱碱盐呈酸性，pHc(OH)水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H或OH结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH7弱酸根阴离子与H2O电离出的H结合，使c(OH)c(H)强酸强碱盐呈中性，pH7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度水解程度，c(H)c(OH)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度水解程度，c(H)Ka(HB)，即HA的酸性比HB强，那么相

12、同浓度时B的水解程度比A大。相同浓度的NaA、NaB溶液中：c(A)c(B)，c(HA)HClOB.pH：HClOHCNC.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClOHCND.酸根离子浓度：c(CN)NaClO，可以确定酸性：HCNHClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的物质的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大，故c(CN)c(H)c(A)c(OH)。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na)c(A)c(OH)c(HA)c(H)。

13、特别提示多元弱酸要考虑分步电离(Ka1Ka2Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na)c(CO)c(OH)c(HCO)c(H)。2.熟知三个守恒(1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na、H、HCO、CO、OH，必存在如下关系：c(Na)c(H)c(HCO)c(OH)2c(CO)。(2)物料守恒(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2、HS都能发生水解，故S元素以S2、HS、H2S三种形式

14、存在，它们之间有如下守恒关系：c(K)2c(S2)2c(HS)2c(H2S)。(3)质子守恒：质子即H，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，所以c(H2CO3)c(H3O)c(CO)c(OH)，即c(H2CO3)c(H)c(CO)c(OH)。特别提示(1)一元酸HA与元碱BOH的混合溶液中只含有H、A、B、OH4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B)c(A)c(H)c(OH)肯定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。3.掌握四个步骤溶液中粒子浓度大小比较

15、方法的四个步骤：(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平

16、衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。典例7(2019杭州模拟)室温时，向20 mL 0.1 molL1NH4HSO4溶液中滴加0.1 molL1NaOH溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示(假设滴加过程中无气体产生，且混合溶液的体积可看成混合前两溶液的体积之和)。下列说法不正确的是()A.pH7时，溶液中c(Na)c(SO)c(NH)c(OH)c(H)B.当V(NaOH)20 mL时，溶液中水的电离程度比纯水大C.当V(N

17、aOH)30 mL时，溶液中c(SO)c(H)c(NH3H2O)c(OH)D.滴加NaOH溶液从30 mL至40 mL，溶液中Na与SO浓度之和始终为0.1 molL1解析A项，根据物料守恒可得：c(SO)c(NH)c(NH3H2O)，则c(SO)c(NH)；由于溶液为中性，则c(H)c(OH)，根据电荷守恒可得：c(H)c(Na )c(NH)c(OH)2c(SO)，所以c(Na )c(NH)2c(SO)，结合c(SO)c(NH)可知c(Na )c(SO)，所以溶液中离子浓度大小为c(Na)c(SO)c(NH)c(H)c(OH)，正确。B项，当加入20 mL氢氧化钠溶液时，二者反应生成硫酸铵、

18、硫酸钠，由于铵根离子部分水解，促进水的电离，正确；C项，根据物料守恒可得：c(SO)c(NH)c(NH3H2O)，根据电荷守恒可得：c(H)c(Na )c(NH)c(OH)2c(SO)，当V(NaOH)30 mL时，3c(SO)2c(Na )，化简得c(SO)2c(H)2c(NH3H2O)2c(OH)，错误；D项，设滴入氢氧化钠的体积为x mL,30x40，c(Na )c(SO) molL10.1 molL1，正确。答案C理解感悟酸碱混合后，如CH3COOH与NaOH混合，溶液中会出现四种离子，有H、OH、CH3COO、Na，可按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：(1)当溶液是单一

19、的盐(CH3COONa)溶液并呈碱性时的情形：守恒关系：(物料守恒)c(CH3COO)c(CH3COOH)c(Na)；(质子守恒)c(OH)c(CH3COOH)c(H)；(电荷守恒)c(CH3COO)c(OH)c(Na)c(H)。大小关系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)。(2)当溶液呈中性时，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相当于CH3COONa没水解。守恒关系：(物料守恒)c(CH3COO)c(Na)；(质子守恒)c(OH)c(H)；(电荷守恒)c(CH3COO)c(OH)c(Na)c(H)。大小关系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)。(3)当溶液呈酸性时，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相当于在CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸。大小关系：c(CH3COO)c(Na)c(H)c(OH)。(4)当溶液呈碱性时，溶质是CH3COONa和NaOH的混合物。大小关系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)或c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)或c(Na)c(OH)c(CH3COO)c(H)。