2022年高考化學(xué)復(fù)習(xí) 專題06 溶液中的離子平衡考點(diǎn)剖析

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1、2022年高考化學(xué)復(fù)習(xí) 專題06 溶液中的離子平衡考點(diǎn)剖析 主標(biāo)題:水溶液中的離子平衡 副標(biāo)題:剖析考點(diǎn)規(guī)律,明確高考考查重點(diǎn),為學(xué)生備考提供簡潔有效的備考策略。 關(guān)鍵詞:弱電解質(zhì),溶液酸堿性,鹽類水解 難度:4 重要程度:4 內(nèi)容: 此知識點(diǎn)為高考的重要考查內(nèi)容,考綱要求①了解電解質(zhì)的概念,強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念。②了解電解質(zhì)在水溶液中的電離,以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。③了解水的電離、離子積常數(shù)。④了解溶液pH的定義,了解測定溶液pH的方法,能進(jìn)行pH的簡單計(jì)算。⑤了解鹽類水解的原理,了解影響鹽類水解程度的主要因素,了解鹽類水解的應(yīng)用。⑥了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡,了解難溶電解質(zhì)的

2、沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。 知識點(diǎn)一、弱電解質(zhì) 1、 弱電解質(zhì)的電離: 外界條件對電離平衡的影響。 ①內(nèi)因:弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 ②外因: a.溫度:升高溫度,電離平衡向電離方向移動,電離程度增大 ,原因是電離過程吸熱。 b.濃度:加水稀釋,使弱電解質(zhì)的濃度減小,電離平衡向電離的方向移動,電離程度增大。 c.同離子效應(yīng):例如向CH3COOH溶液中加入CH3COONa固體,溶液中c(CH3COO-) 增大,CH3COOH的電離平衡向左(填“左”或“右”)移動,電離程度減小,c(H+) 減小,pH值增大。 2、 電離平衡常數(shù): 【典型題例】: 1、下列物質(zhì)中屬于非電解質(zhì),但水溶液能

3、夠?qū)щ姷氖?  ) A.蔗糖         B.NaOH C.CaO D.NH3 答案 D 解析 蔗糖是非電解質(zhì)且不與水反應(yīng),溶于水后所形成的溶液不導(dǎo)電,NaOH、CaO均是電解質(zhì),NH3是非電解質(zhì)但溶于水后可形成電解質(zhì)NH3·H2O,溶液能導(dǎo)電。 2、用右圖所示裝置分別進(jìn)行下列各組物質(zhì)的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn),小燈泡的亮度比反應(yīng)前明顯減弱的是(  ) A.向亞硫酸鈉溶液中通入氯氣 B.向硝酸銀溶液中通入少量氯化氫 C.向氫碘酸飽和溶液中通入少量氧氣 D.向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣 答案 C 解析 A項(xiàng)中發(fā)生的反應(yīng)為Na2SO3+Cl2+H2O===Na2SO

4、4+2HCl,生成了兩種強(qiáng)電解質(zhì),溶液的導(dǎo)電能力增強(qiáng),故燈泡變亮;B項(xiàng)中發(fā)生的反應(yīng)為AgNO3+HCl===AgCl↓+HNO3,溶液的導(dǎo)電能力幾乎不變;C項(xiàng)中發(fā)生的反應(yīng)為4HI+O2===2H2O+2I2,溶液的導(dǎo)電能力下降,故燈泡變暗;D項(xiàng)中發(fā)生的反應(yīng)為2NaOH+Cl2===NaCl+NaClO+H2O,溶液的導(dǎo)電能力幾乎不變,故燈泡的亮度幾乎不變。 3、某溫度下,相同pH的鹽酸和醋酸分別加水稀釋,平衡pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。據(jù)圖判斷正確的是(  ) A.Ⅱ?yàn)辂}酸稀釋時(shí)的pH變化曲線 B.b點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性比c點(diǎn)溶液的導(dǎo)電性強(qiáng) C.a(chǎn)點(diǎn)Kw的數(shù)值比c點(diǎn)Kw的數(shù)值大

5、D.b點(diǎn)酸的總濃度大于a點(diǎn)酸的總濃度 答案 B 解析 本題考查弱電解質(zhì)的電離平衡、pH知識,意在考查考生的識圖能力,把電離平衡知識與圖像緊密結(jié)合起來。鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì),醋酸為弱電解質(zhì),相同pH的鹽酸和醋酸加水稀釋后,鹽酸的pH改變較大,而醋酸的pH改變較小,從圖線上看,Ⅰ對應(yīng)的為鹽酸,Ⅱ?qū)?yīng)的為醋酸,A項(xiàng)錯誤;b點(diǎn)溶液的濃度比c點(diǎn)大,導(dǎo)電性強(qiáng),B項(xiàng)正確;由于溫度不變,Kw不變,C項(xiàng)錯誤;開始時(shí),鹽酸和醋酸的pH相同,此時(shí)c(H+)相等,加水稀釋后,b點(diǎn)時(shí),鹽酸已完全電離,而a點(diǎn)時(shí)的醋酸中,仍有一部分醋酸分子沒有電離,故a點(diǎn)時(shí)酸的總濃度較大,D項(xiàng)錯誤。 5.為了證明醋酸是弱電解質(zhì),甲、乙、

6、丙、丁四人分別選用下列試劑進(jìn)行實(shí)驗(yàn):0.1 mol·L-1醋酸溶液、0.1 mol·L-1鹽酸、pH=3的鹽酸、pH=3的醋酸、CH3COONa晶體、NaCl晶體、CH3COONH4晶體、蒸餾水、鋅粒、pH試紙、酚酞、NaOH溶液等。 (1)甲取出10 mL 0.1 mol·L-1的醋酸溶液,用pH試紙測出其pH=a,確定醋酸是弱電解質(zhì),則a應(yīng)該滿足的關(guān)系是________,理由是___________________________________ (2)乙分別取pH=3的醋酸和鹽酸各1 mL,分別用蒸餾水稀釋到100 mL,然后用pH試紙分別測定兩溶液的pH,則可認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì),判

7、斷的依據(jù)是___________________ _______________________________________________。 (3)丙分別取pH=3的鹽酸和醋酸各10 mL,然后加入質(zhì)量相同的鋅粒,醋酸放出H2的速率快,則認(rèn)定醋酸是弱電解質(zhì),你認(rèn)為這一方法正確嗎? ______________________________________________ (4)丁用CH3COONa晶體、NaCl晶體、蒸餾水和酚酞作試驗(yàn),也論證了醋酸是弱酸的事實(shí),該同學(xué)的試驗(yàn)操作和現(xiàn)象是_______________________________________________

8、 答案 (1)a>1 因醋酸是弱酸,不能完全電離 (2)鹽酸的pH=5,醋酸的pH<5 (3)正確。由于醋酸是弱酸,隨著反應(yīng)的進(jìn)行,醋酸不斷電離,c(H+)變化小,產(chǎn)生H2的速率醋酸比鹽酸快 (4)將CH3COONa晶體、NaCl晶體溶于適量水配成溶液,分別滴入酚酞試液,CH3COONa溶液變淺紅色,NaCl溶液不變色。 知識點(diǎn)二、水的電離和溶液酸堿性: 1、 水的電離 水電離出的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算(25 ℃時(shí)) (1)中性溶液: c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L。 (2)溶質(zhì)為酸的溶液: H+來源于酸電離和水電離,而OH-只來源于

9、水。如計(jì)算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+)方法是:先求出溶液中的c(OH-)=10-12 mol/L,即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol/L。 (3)溶質(zhì)為堿的溶液: OH-來源于堿電離和水電離,而H+只來源于水。如pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=10-12 mol/L,即水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)=10-12mol/L。 (4)水解呈酸性或堿性的鹽溶液: H+和OH-均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=10-2mol/L,[c(OH-)=10-12mol/L是因?yàn)椴糠諳H-與部分NH結(jié)合了];pH=12的Na2

10、CO3溶液中由水電離出的c(OH-)=10-2mol/L。 2、 溶液酸堿性、PH計(jì)算: 溶液pH的計(jì)算 A、總體原則 (1)若溶液為酸性,先求c(H+),再求pH; (2)若溶液為堿性,先求c(OH-),再由c(H+)=求c(H+),最后求pH。 B、類型及方法(室溫下) (1)酸、堿溶液pH的計(jì)算: ①強(qiáng)酸溶液,如HnA,設(shè)濃度為c mol·L-1,c(H+)=nc mol·L-1,pH=-lgc(H+)=-lg(nc)。 ②強(qiáng)堿溶液,如B(OH)n,設(shè)濃度為c mol·L-1, c(H+)=mol·L-1,pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。 (2)酸、堿混

11、合pH計(jì)算: ①兩強(qiáng)酸混合c混(H+)= ②兩強(qiáng)堿混合c混(OH-)= ③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合(一者過量): 酸過量:c混(H+)= 堿過量:c混(OH-)= 強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)溶液呈中性pH=7 c酸(H+)·V酸=c堿(OH-)·V堿 C、酸堿混合時(shí)的pH規(guī)律 (1)酸與堿的pH之和為14,且等體積混合: (2)等體積的強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合: 常溫時(shí) (2)等體積的強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合: 常溫時(shí) (3)強(qiáng)酸(pH1)與強(qiáng)堿(pH2)混合呈中性時(shí),V酸與V堿的關(guān)系如下: ①若pH1+pH2=14,則V酸=V堿。 ②若pH1的強(qiáng)酸與pH2

12、的強(qiáng)堿混合后呈中性,則存在=10 pH1+pH2-14。 D、酸堿稀釋時(shí)pH的變化 酸 堿 弱酸 強(qiáng)酸 弱堿 強(qiáng)堿 稀釋10n倍 pH-n pH-n 無限稀釋 pH趨向于7 3、 中和滴定: 滴定終點(diǎn)的判斷答題模板 當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏巍痢痢痢痢痢翗?biāo)準(zhǔn)溶液后,溶液變成××××××色,且半分鐘內(nèi)不變色。 解答此類題目注意三個(gè)關(guān)鍵點(diǎn): (1)最后一滴:必須說明是滴入“最后一滴”溶液。 (2)顏色變化:必須說明滴入“最后一滴”溶液后溶液“顏色的變化”。 (3)半分鐘:必須說明溶液顏色變化后“半分鐘內(nèi)不變色”。

13、 【典型題例】: 1.短周期元素W、X、Y、Z的原子序數(shù)依次增大,其簡單離子都能破壞水的電離平衡的是(  ) A.W2-、X+       B.X+、,Y3+ C.Y3+、Z2- D.X+、Z2- 答案 C 解析 根據(jù)“短周期元素”“原子序數(shù)依次增大”和選項(xiàng)中離子所帶的電荷數(shù),可以判斷出四種元素對應(yīng)的離子分別是O2-、Na+、Al3+和S2-,其中Na+對水的電離平衡無影響,故排除A、B、D三項(xiàng),選C項(xiàng)。 2、常溫下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是(  ) A.將溶液稀釋到原體積的10倍 B.加入適量的醋酸鈉固體

14、 C.加入等體積0.2 mol·L-1的鹽酸 D.提高溶液的溫度 答案 B 解析 本題以弱電解質(zhì)的電離平衡移動為背景,考查有關(guān)溶液的pH計(jì)算及電離平衡的移動。pH增加一個(gè)單位,需要溶液的H+濃度降低到原來的,醋酸是弱酸,電離方程式為CH3COOHH++CH3COO-,故將溶液稀釋到原體積的10倍,溶液pH增加不到一個(gè)單位,A項(xiàng)錯誤;加入適量的醋酸鈉固體,抑制醋酸的電離,使其pH增大,可以使其pH由a變成(a+1),B項(xiàng)正確;加入等體積0.2 mol·L-1鹽酸,雖然抑制醋酸的電離,但增大了c(H+),溶液的pH減小,C項(xiàng)錯誤;提高溶液的溫度,促進(jìn)了醋酸的電離,c(H+)增大,溶液的

15、pH減小,D項(xiàng)錯誤。 3、如圖曲線a和b是鹽酸與氫氧化鈉相互滴定的滴定曲線,下列敘述正確的是(  ) A.水電離出的氫離子濃度:a>b B.鹽酸的物質(zhì)的量濃度為0.010 0 mol·L-1 C.指示劑變色時(shí),說明鹽酸與NaOH恰好完全反應(yīng) D.當(dāng)?shù)渭覰aOH溶液10.00 mL時(shí),該混合液的pH=1+lg3 答案 D 解析 在滴定過程中a點(diǎn)酸性比b點(diǎn)強(qiáng),a點(diǎn)時(shí),HCl對水的電離抑制程度大,水電離出的H+濃度:a

16、液為弱堿性,NaOH過量,C選項(xiàng)錯誤;當(dāng)?shù)渭覰aOH溶液10 mL時(shí),溶液中c(H+)= = mol·L-1,pH=-lg =1+lg3,D選項(xiàng)正確。 知識點(diǎn)三、鹽類水解 1、水解規(guī)律 有弱才水解,越弱越水解,誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性。 鹽的類型 實(shí)例 是否水解 水解的離子 溶液的酸堿性 溶液的pH(25 ℃) 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 NaCl、KNO3 不 中 pH=7 強(qiáng)酸弱堿鹽 NH4Cl 水解 NH 酸 pH<7 弱酸強(qiáng)堿鹽 CH3COONa 水解 CH3COO- 堿 pH>7 2、水解的離子方程式的書寫 (1)書寫形式。 在書

17、寫鹽類水解方程式時(shí)一般要用“”號連接,產(chǎn)物不標(biāo)“↑”或“↓”,其一般形式為:鹽+水酸+堿,用離子方程式表示為:鹽中的弱離子+水弱酸(或弱堿)+OH-(或H+) 。 (2)書寫規(guī)律。 ①一般鹽類水解程度很小,水解產(chǎn)物很少,如果產(chǎn)物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不寫成其分解產(chǎn)物的形式,如:NH4Cl的水解離子方程式NH+H2ONH3·H2O+H+。 ②多元弱酸鹽的水解分步進(jìn)行,以第一步為主,一般只寫第一步水解的離子方程式,如Na2CO3的水解離子方程式CO+H2OHCO+OH- 。 ③多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完,如FeCl3的水解離子方程式Fe3++3H2OFe(OH

18、)3+3H+。 ④能完全水解的離子組,由于水解程度較大,書寫時(shí)要用“===”“↑”“↓”等,如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應(yīng)離子方程式Al3++3HCO===Al(OH)3↓+3CO2↑。 3、影響因素 內(nèi)因 酸或堿越弱,其對應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽離子的水解程度大,溶液的堿性或酸性越強(qiáng); 外因 因素 水解平衡移動方向 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度 溫度 升高 水解方向 增大 增大 濃度 增大 水解方向 減小 增大 稀釋 水解方向 增大 減小 外加酸堿 酸 弱酸根離子的水解程度增大, 弱堿陽離

19、子的水解程度減小 堿 弱酸根離子的水解程度減小, 弱堿陽離子的水解程度增大 4、離子濃度大小及應(yīng)用 A、兩個(gè)理論依據(jù) (1)電離理論。 (2)水解理論。 發(fā)生水解的微粒的濃度大于水解生成微粒的濃度,如Na2CO3溶液中:c(CO)>c(HCO)?c(H2CO3)(多元弱酸酸根離子的水解以第一步為主)。 B、三個(gè)守恒關(guān)系 (1)電荷守恒。溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度,即溶液中陰、陽離子所帶電荷總數(shù)相等。如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO)+2c(CO)+c(OH-)。 (2)物料守恒。物料守恒也就是元素守恒,電解質(zhì)(電離或

20、水解或反應(yīng))變化前后某種元素的原子個(gè)數(shù)守恒,如0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中:c(Na+)=c(HCO)+c(CO)+c(H2CO3)=0.1 mol·L-1。 (3)質(zhì)子守恒。由水電離出的c(H+)=由水電離出的c(OH-) 如Na2CO3溶液中,c(OH-)=c(H+)+c(HCO)+2c(H2CO3)。 NH4Cl溶液中,c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。 C、應(yīng)用 (1)根據(jù)鹽類水解規(guī)律判斷溶液的酸堿性或pH大小 如相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液,Na2CO3、NaHCO3、Na2SO4、NH4Cl、(NH4)2SO4、CH3COOH、HCl,pH由

21、大到小的順序?yàn)椋篘a2CO3>NaHCO3>Na2SO4>NH4Cl>(NH4)2SO4>CH3COOH>HCl。 (2)判斷鹽溶液中離子的種類及濃度的大小 如Na2CO3溶液中存在的微粒有:Na+、CO、HCO、H2CO3、OH-、H+、H2O,且c(Na+)>2c(CO),c(OH-)>c(H+)。 (3)配制易水解鹽溶液時(shí),要注意抑制水解 如配制FeCl3、AlCl3溶液時(shí)滴加幾滴稀鹽酸。 (4)實(shí)驗(yàn)室貯存試劑時(shí),要考慮鹽的水解 如Na2CO3、NaHCO3溶液顯堿性而不能用帶玻璃塞的試劑瓶貯存。 (5)判斷鹽溶液蒸干時(shí)所得的產(chǎn)物 如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后得到

22、Al(OH)3、Fe(OH)3;CuSO4溶液蒸干后得CuSO4固體,NaHCO3溶液低溫蒸干后可得NaHCO3固體。 (6)如MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質(zhì),因Fe3+的水解程度比Mg2+水解程度大,可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3等,使Fe3+的水解平衡右移,生成Fe(OH)3沉淀而除去。 (7)判斷溶液中離子能否大量共存 如Al3+、Fe3+與CO、HCO在溶液中不能大量共存,因?yàn)槟馨l(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)。 (8)解釋鹽參加的某些反應(yīng) 如Mg加到NH4Cl溶液中,AlCl3與Na2S溶液混合等 【典型題例】 1.有四種鹽溶液,物質(zhì)的量濃度相等且都由一價(jià)

23、陽離子A+和B+及一價(jià)陰離子X-和Y-組成。據(jù)測定常溫下AX和BY溶液的pH=7,AY溶液的pH>7,BX溶液的pH<7,由此判斷不水解的鹽是(  ) A.BX         B.AX C.AY D.BY 答案 B 解析 AY溶液的pH>7,說明AY為強(qiáng)堿弱酸鹽,BX溶液的pH<7,說明BX為強(qiáng)酸弱堿鹽,則AX為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,不能發(fā)生水解,B項(xiàng)對。 2、等物質(zhì)的量濃度的下列稀溶液: ①CH3COONa溶液?、贜a2CO3溶液?、踃溶液 ④Ba(OH)2溶液。它們的pH依次增大,則X溶液不可能是(  ) A.氨水 B.硅酸鈉溶液 C.NaOH溶液 D.NaH

24、CO3溶液 答案 D 解析 因幾種酸的酸性強(qiáng)弱為:CH3COOH>H2CO3>H2SiO3,故等物質(zhì)的量濃度的鹽溶液的pH大小為:CH3COONa

25、答案 B 解析 明礬溶液加熱,水解程度增大,酸性增強(qiáng),酚酞溶液不變色,A項(xiàng)不符合題意;CH3COONa溶液水解顯堿性,加熱使水解程度增大,酚酞溶液顏色加深,B項(xiàng)符合題意;NH4Cl水解顯酸性,操作后顏色變淺,C項(xiàng)不符合題意;NaCl不水解,對顏色無影響,D項(xiàng)不符合題意。 4、下列實(shí)驗(yàn)不能證明一元酸HR為弱酸的是(  ) A.室溫下,NaR溶液的pH大于7 B.HR能與Na2CO3溶液反應(yīng)生成氣體 C.向HR溶液中加入少量的NaR固體,溶解后溶液的pH變大 D.20 ℃時(shí),0.01 mol·L-1的HR溶液的pH=2.8 答案 B 解析 室溫下NaR溶液的pH>7說明NaR是

26、強(qiáng)堿弱酸鹽,即HR為弱酸,A項(xiàng)能;只要酸性比碳酸強(qiáng),HR就能與Na2CO3溶液反應(yīng),B項(xiàng)不能;若HR為強(qiáng)酸,則加少量NaR,溶液的pH不變,現(xiàn)pH變大,則說明NaR抑制了HR的電離,C項(xiàng)能;若HR是強(qiáng)酸,則0.01 mol·L-1的HR溶液的pH=2<2.8,故D項(xiàng)能。 5、下列應(yīng)用與鹽類的水解無關(guān)的是(  ) A.明礬凈水 B.NaCl可用作防腐劑和調(diào)味劑 C.泡沫滅火器的滅火原理 D.FeCl3飽和溶液滴入沸水中制備Fe(OH)3膠體 答案 B 解析 A選項(xiàng),明礬凈水的原理為Al3++3H2OAl(OH)3+3H+,是利用了Al3+的水解;C選項(xiàng),泡沫滅火器是利用Al3

27、+和HCO的雙水解反應(yīng),離子方程式為:Al3++3HCO===Al(OH)3↓+3CO2↑;D選項(xiàng),F(xiàn)e(OH)3膠體的制備是利用Fe3+水解,離子方程式為:Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+。 知識點(diǎn)四、難溶電解質(zhì)的溶解平衡: 1、影響因素 ①內(nèi)因: 難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì),這是決定因素。 ②外因: 以AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) ΔH>0為例 外界條件 移動方向 平衡后c(Ag+) 平衡后c(Cl-) Ksp 升高溫度 正向 增大 增大 增大 加水稀釋 正向 減小 減小 不變 加入少量

28、AgNO3 逆向 增大 減小 不變 通入HCl 逆向 減小 增大 不變 通入H2S 正向 減小 增大 不變 2、沉淀溶解平衡的應(yīng)用 (1)沉淀的生成。 ①調(diào)節(jié)pH法。 如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì),可加入氨水調(diào)節(jié)pH至7-8,離子方程式為:Fe3++3NH3·H2O===Fe(OH)3+3NH 。 ②沉淀劑法。 如用H2S沉淀Cu2+,離子方程式為:H2S+Cu2+===CuS↓+2H+。 (2)沉淀的溶解。 ①酸溶解法。 如CaCO3溶于鹽酸,離子方程式為:CaCO3+2H+===Ca2++H2O+CO2

29、↑。 ②鹽溶解法 如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液,化學(xué)方程式為:Mg(OH)2+2NH4Cl===MgCl2+2H2O+2NH3↑。 ③氧化還原溶解法。 如不溶于鹽酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法。 如AgCl溶于氨水,離子方程式為:AgCl+2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O。 (3)沉淀的轉(zhuǎn)化。 ①實(shí)質(zhì):沉淀溶解平衡的移動。(沉淀的溶解度差別越大,越容易轉(zhuǎn)化) ②舉例。 根據(jù)難溶物質(zhì)溶解度的大小,難溶物質(zhì)間可以進(jìn)行轉(zhuǎn)化,例如: AgNO3 AgCl白色沉淀) AgBr (淡黃色沉淀) AgI (黃色沉淀) Ag2S (黑

30、色沉淀) 3、沉淀溶解平衡圖像題的解題策略 溶解平衡曲線類似于溶解度曲線,曲線上任一點(diǎn)都表示飽和溶液,曲線上方的任一點(diǎn)均表示過飽和,此時(shí)有沉淀析出,曲線下方的任一點(diǎn),均表示不飽和。 從圖像中找到數(shù)據(jù),根據(jù)Ksp公式計(jì)算得出Ksp的值。 比較溶液的Qc與Ksp的大小,判斷溶液中有無沉淀析出。 涉及Qc的計(jì)算時(shí),所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度,因此計(jì)算離子濃度時(shí),所代入的溶液體積也必須是混合液的體積。 【典型題例】 1、溴酸銀(AgBrO3)溶解度隨溫度變化曲線如下圖所示。下列說法錯誤的是(  ) A.溴酸銀的溶解是放熱過程 B.溫度升高時(shí)溴酸銀溶解速度加快

31、C.60 ℃時(shí)溴酸銀的Ksp約等于6×10-4 D.若硝酸鉀中含有少量溴酸銀,可用重結(jié)晶方法提純 答案 A 解析 從圖像可看出隨溫度的升高,AgBrO3的溶解度逐漸升高,即AgBrO3的溶解是吸熱過程,A項(xiàng)錯誤;溫度升高,其溶解速度加快,B項(xiàng)正確;60 ℃時(shí)飽和溶液中AgBrO3的物質(zhì)的量濃度約為=2.5×10-2mol/L,其Ksp=6×10-4,C項(xiàng)正確;由于AgBrO3的溶解度比較小,故KNO3中含有AgBrO3時(shí),可采用重結(jié)晶的方法提純,D項(xiàng)正確。 2、常溫下Ksp(CaSO4)=9×10-6,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是(  ) A.

32、在任何溶液中,若有CaSO4沉淀析出,則c(Ca2+)與c(SO)一定相等 B.d點(diǎn)溶液通過蒸發(fā)可以變到c點(diǎn) C.a(chǎn)點(diǎn)對應(yīng)的Ksp等于c點(diǎn)對應(yīng)的Ksp D.b點(diǎn)將有沉淀生成,平衡后溶液中c(SO)一定等于3×10-3mol·L-1 答案 C 解析 有CaSO4沉淀析出的溶液中,一定存在c(Ca2+)·c(SO)=Ksp(CaSO4),但c(Ca2+)和c(SO)不一定相等,A選項(xiàng)錯誤;d點(diǎn)溶液未飽和,蒸發(fā)溶劑時(shí),c(SO)不可能不發(fā)生變化,B選項(xiàng)錯誤;溫度不變時(shí),Ksp也不變,C選項(xiàng)正確;b點(diǎn)沒有在曲線上,平衡時(shí),c(Ca2+)和c(SO)不一定相等,D選項(xiàng)錯誤。 3、已知CaCO

33、3的Ksp=2.8×10-9,現(xiàn)將濃度為2×10-4 mol·L-1的Na2CO3溶液與CaCl2溶液等體積混合,若要產(chǎn)生沉淀,則所用CaCl2溶液的濃度至少應(yīng)為(  ) A.2.8×10-2 mol·L-1  B.1.4×10-5 mol·L-1 C.2.8×10-5 mol·L-1 D.5.6×10-5 mol·L-1 答案 D 解析 由沉淀形成的條件知,要產(chǎn)生沉淀必須滿足:c(Ca2+)·c(CO)>2.8×10-9,因等體積混合后,c(CO)=1×10-4 mol·L-1,故混合溶液中c(Ca2+)應(yīng)大于2.8×10-5 mol·L-1,則混合前c(CaCl2)至少應(yīng)為5.

34、6×10-5 mol·L-1。 4、在pH為4-5的環(huán)境中,Cu2+、Fe2+不能生成沉淀,而Fe3+幾乎完全沉淀。工業(yè)上制取CuCl2是將濃鹽酸用蒸汽加熱到80 ℃左右,再慢慢加入粗氧化銅(含雜質(zhì)FeO),充分?jǐn)嚢枋怪芙?,欲除去溶液中的雜質(zhì)離子,下列方法正確的是(  ) A.加入純Cu將Fe2+還原 B.向溶液中加入(NH4)2S使Fe2+沉淀 C.直接加水加熱使雜質(zhì)離子水解除去 D.在溶液中通入Cl2,再加入CuO粉末調(diào)節(jié)pH為4-5 答案 D 解析 A項(xiàng),Cu與Fe2+不反應(yīng);B項(xiàng),引入新雜質(zhì),且Cu2+轉(zhuǎn)化為CuS;C項(xiàng),直接加水加熱Cu2+也會發(fā)生水解;D項(xiàng),通入Cl2,把Fe2+氧化為Fe3+,再加入CuO調(diào)節(jié)pH為4-5,使Fe3+沉淀完全即可。

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