高考化學(xué)三輪沖刺 核心知識和解題策略 4 電離、水解、溶解三大平衡的核心知識和解題策略

第四講 電離、水解、溶解三大平衡考點透析知識結(jié)構(gòu)學(xué)法： 本章深刻理解平衡的影響因素，牢牢把握好兩個字：主、次如：常溫下， 0.1molL-1醋酸和0.1molL-1醋酸鈉混合溶液呈酸性還是堿性？ 常溫下， 0.1molL-1醋酸pH=3，0.1molL-1醋酸鈉混合溶液pH=8一、弱電解質(zhì)的電離平衡及其移動 思考： 1.稀釋冰醋酸過程中各量(nH+、a、c(H+)、導(dǎo)電性)的 變化情況： 2.等 C 等 V 的鹽酸、醋酸稀釋圖等H + 濃度、等體積的鹽酸、醋酸稀釋圖例1 在pH相同，體積相等的鹽酸A和醋酸溶液B中，分別加入少量且等質(zhì)量的鋅，若反應(yīng)停止后，有一份溶液中鋅有剩余，則正確的判斷是反應(yīng)所需時間BA 開始時反應(yīng)速度AB 參加反應(yīng)的鋅的質(zhì)量BA 整個反應(yīng)階段平均速度BA 鹽酸中鋅有剩余 乙酸溶液中鋅有剩余鹽酸中放氫氣多 乙酸溶液中放氫氣多A B C D二水的電離與水的離子積 1.在純水或水溶液中 H2O H+OH H>0 25 c(H+)=c(OH-) =110-7mol/L c(H+)c(OH-)=110-14=Kw 100 c(H+)=c(OH-) =110-6mol/L c(H+)c(OH-)=110-12=Kw 思考： 1、 pH=3的溶液中，由水電離出的C（H+）=？ 1.0103mol/L或1.01011mol/L 2、由水電離出的C（H+）= 1.01011mol/L，pH=？ pH=3或11 2.溶液中酸堿性的判斷 (1)通過濃度和pH判斷 判斷溶液的酸堿性一般有兩種方法，例如： 方法一 25 100 中性溶液 c(H+)=c(OH-) pH=7 pH=6 酸性溶液 c(H+)>c(OH-) pH<7 pH<6 堿性溶液 c(H+)<c(OH-) pH>7 pH>6 3關(guān)于簡單pH的計算 (1)酸、堿溶液稀釋后的pH (2)酸或堿溶液的pH計算 (3)酸、堿混合后的pH計算 兩種強酸混合。核心問題是混合溶液中c(H+) 兩種強堿溶液混合 強酸與強堿相互混和。 思考： 1、等pH的NH4Cl H2SO4 HCl CH3COOH 其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是： NH4Cl CH3COOH HCl H2SO4 三鹽類的水解：(1)定義： 在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的過程。(2)實質(zhì)： 促進水的電離平衡的過程。(3)規(guī)律： 有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、誰強顯誰性。 越熱越水解、越稀越水解離子濃度大小比較原則： 一、確定溶質(zhì)： 二、微觀： 兩平衡：電離平衡、水解平衡-主、次 （不水解的、誰比較接近）三、宏觀： 三守恒：電荷守恒、原子（物料）守恒、 質(zhì)子（水電離）守恒 -列等式及變形 以CH3COOH滴定NaOH為例： 1、c(Na+)c(OH) c(CH3COO)c(H+) 2、c(Na+)c(CH3COO)=c(OH)c(H+) 3、c(Na+)c(CH3COO)c(OH)c(H+) 4、c(Na+)= c(CH3COO) c(OH)=c(H+) 5、c(CH3COO)c(Na+) c(H+) c(OH)6、c(CH3COO)c(Na+) c(H+) c(OH)7、c(CH3COO) c(Na+) =c(H+) c(OH) 8、c(CH3COO) c(H+) c(Na+) c(OH) 5、溶質(zhì)：用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH與 CH3COONa配成1 L混合溶液。 （1）離子濃度排序：（含CH3COOH 濃度） c(CH3COO)c(Na+) c(CH3COOH) c(H+) c(OH)（2）c(CH3COOH)c(CH3COO)2 c(Na+) （3） c(CH3COO) - c(CH3COOH) 2 c(H+) 2 c(OH) 1、Na2CO3溶液中 c(Na+) > c(CO32) > c(OH) > c(HCO3) >c(H+) (濃度比較） c(Na+) = 2c(CO32) + c(HCO3) +c(H2CO3 ) (物料守恒)c(Na+)+ c(H+) =2 c(CO32) + c(HCO3) + c(OH) (電荷守恒) c(OH)= c(HCO3) +2c(H2CO3 ) + c(H+) (由水電離的H+、OH-守恒)2、 NaHCO3溶液中存在的 A. c(Na+)c (HCO3-)c(OH-) c (H+) c(CO32-） B. c (Na+)+c (H+)c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-）C. c (Na+) c(HCO3-) + c( H2CO3) + c (CO32-)D. c(OH-) c(H+) - c(CO32-） + c( H2CO3)變形1: 將標準狀況下的2.24L CO2通入150mL 1mol/L NaOH溶液中，下列說法正確的是 ( )A、c(HCO3-)略大于c(CO32-) B、c(HCO3-)等于c(CO32-) C、c(Na+)等于c(CO32-)與c(HCO3-)之和 D、c(HCO3-)略小于c(CO32-) 變形2: 已知0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH= 4， 則下列說法中正確的是 ( ) A、在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同B、在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中， 陰離子總數(shù)相等C、在NaHA溶液中一定有： c(Na+)c(H+)c(HA-)c (OH-)2c (A2-) D、在Na2A溶液中一定有： c (Na+) > c (A2-) > c (H+) > c (OH-) 四溶解平衡 (1)概念：在一定條件下，當難溶電解質(zhì)溶解和生成速率相等時， 得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液，即達到溶解平衡。溶解平衡的影響因素 (1)溫度：溫度升高大多數(shù)向溶解方向移動，溶解度增大。 (2)酸堿性：根據(jù)平衡移動原理解釋水垢溶于鹽酸中 (3)某些鹽溶液 例2已知：25時，KMg(OH)2=5.6110-12，KMgF2=7.4310-11。 下列說法正確的是 A25時，飽和Mg(OH)2溶液與飽和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大 B25時，在Mg(OH)2的懸濁液中加入少量的NH4Cl固體，c(Mg2+)增大 C25時，Mg(OH)2固體在20 mL 001 molL-1氨水中的K比在20 mL 001 molL-1 NH4Cl溶液中的K小D25時，在Mg(OH)2懸濁液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能轉(zhuǎn)化為MgF2例3H2S溶于水的電離方程式為 。向H2S溶液中加入濃鹽酸時，電離平衡向 移動，c(H) （填增大、減小、不變），c(S2) （填增大、減小、不變）。向H2S溶液中加入NaOH固體，電離平衡向 移動，c(H) （填增大、減小、不變），c(S2) （填增大、減小、不變）。若要使H2S溶液中c(HS)增大，且使H2S的電離平衡逆向移動，可以加入 。向H2S溶液中加水，c(HS) （填增大、減小、不變），溶液pH （填增大、減小、不變）例4下列說法正確的是 A常溫下醋酸分子不可能存在于pH7的堿性溶液中 B稀釋濃度均為0.1mol/LCH3COOH和CH3COONa溶液，兩溶液 中所有微粒濃度均減小 C25時，pH=4.75濃度均為0.1 molL1的CH3COOH、CH3COONa 混合溶液：c(CH3COO)+c(OH)<c (CH3COOH)+c (H+) D10mL pH10的KOH溶液中，加入pH4的一元酸HA溶液至pH剛好等于7(假設(shè)反應(yīng)前后體積不變)，則V總20mL5