2018年高考理综化学部分第13题练习

2018年高考理综化学部分第13题练习22018年高考化学专题11:第13题【考纲】在高考试题中经常将弱电解质的电离与溶液的酸碱性、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容相结合，以图象的形式出现。预测2018年高考对本讲内容的考查仍将以外界条件对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒等)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性，在2016在高考中仍将会涉及；题型主要以选择题为主。关于溶液pH的计算，题设条件可千变万化，运用数学工具(图表)进行推理的试题在2016年高考中出现的可能性较大，推理性会有所增强，应予以重视。【知识汇总】一、弱电解质的电离平衡注意：①能够导电的物质不一定全是电解质，如Cu、氯水等。②电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。③电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。④溶于水或熔化状态；注意：“或”字。⑤溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应。3⑥电解质和非电解质必须是化合物，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。⑦溶液的导电能力强弱取决于溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，离子浓度越大，离子所带的电荷越多，溶液的导电性越强。若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液的导电能力强，因此电解质的强弱与电解质溶液的导电性并无必然联系。⑧强电解质不一定易溶于水，如难溶的CaCO3、BaSO4都是难溶于水的，但溶于水的部分全部电离，因此硫酸钡、碳酸钡都是强电解质；易溶于水的也不一定是强电解质，如醋酸等，故电解质的强、弱与溶解性无必然联系。⑨“电解”“电离”和“通电”的区别：“电解”指在通电条件下，电解质发生氧化还原反应，而“电离”是在水溶液中或熔化状态下电解质离解成自由移动离子的过程，没有发生氧化还原反应；“通电”指接通电源，它是电解反应的条件。[方法技巧]：判断弱电解质的四个思维角度角度一：依据物质的类别进行判断：在没有特殊说明的情况下，就认为盐是强电解质，强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]为强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等。4角度二：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH＞1。角度三：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1＜pH＜2。(见下表)|浓度均为0.01|mol/L的强酸HA与弱酸HB|pH均为2的强酸HA与弱酸HB①pH或物质的量浓度||pHHA＝2＜pHHB浓度c(HA)＝0.01mol/L＜c(HB)②开始与金属反应的速率|HA＞HB|HA＝HB③体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量|HA＝HB|HA＜HB④体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量|HA＝HB|HA＜HB⑤c(A－)与c(B－)大小|c(A－)＞c(B－)|c(A－)＝c(B－)⑥分别加入固体NaA、NaB后pH变化HA：不变；HB：变大]|HA：不变；HB：变大⑦加水稀释10倍后|pHHA＝3＜pHHB|pHHA＝3＞3＞pHHB＞2⑧溶液的导电性|HA＞HB|HA＝HB⑨水的电离程度|HA＜HB5|HA＝HB角度四：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：①配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞试液。现象：溶液变为浅红色。②用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在一小块pH试纸上，测其pH，现象：pH＞7。二、水的电离及溶液的酸碱性注意：（1）KW只受温度影响，改变其他条件水的电离程度会发生变化，但只要温度不变，则KW不变。（2）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。即任何稀水溶液中都存在这一关系。因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，c(H＋)酸·c(OH－)H2O＝KW；而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH－也会抑制水的电离，c(OH－)碱·c(H＋)H2O＝KW。（3）外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候由水电离出的H＋和OH－总是相等的。如Na2CO3溶液中OH－全部由水电离产生，而水电离产生的H＋除一部分存在于溶液中，其他则存在于HCO和H2CO3中。故有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。6（4）水的离子积常数表示在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。并且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14mol2·L－2为同一常数。（5）溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)是不同的：①常温下水电离出的c(H＋)＝1×10－7mol·L－1，若某溶液中水电离出的c(H＋)＜1×10－7mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。②常温下溶液中的c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c(H＋)＜1×10－7mol·L－1，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。[方法技巧]1、误差分析：（1）原理(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)：cB＝；VB——准确量取的待测液的体积；cA——标准溶液的浓度。故有：cB正比于VA。（2）常见误差|步骤|操作V(标准)|c(待测)|洗涤|酸式滴定管未用标准溶液润洗|变大|偏高7|碱式滴定管未用待测溶液润洗|变小|偏低|锥形瓶用待测溶液润洗|变大|偏高|锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变|无影响|取液|放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失|变小|偏低|滴定|酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失|变大|偏高|振荡锥形瓶时部分液体溅出|变小|偏低|部分酸液滴出锥形瓶外|变大|偏高|溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化|变大偏高|读数|酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)|变小|偏低|酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)|变大|偏高2、求溶液pH的方法，可总结口诀如下：酸按酸(H＋)，碱按碱(OH－)；同强相混弱0.3；异强相混看过量；无限稀释“7”为限。即25℃两强酸等体积混合，pH＝pH小＋0.3；两强碱等体积混合，pH＝pH大－0.3。强8酸强碱等体积混合，若c(H＋)＝c(OH－)，pH＝7；若c(H＋)＞c(OH－)，pH＝0.3－lg[c(H＋)－c(OH－)]；若c(H＋)＜c(OH－)，pH＝13.7＋lg[c(OH－)－c(H＋)]。3、有关溶液酸碱性的判断和pH的计算：（1）水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算(25℃)①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。②溶质为酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol/L。③溶质为碱的溶液：OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12mol·L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。④水解呈酸性或碱性的盐溶液：H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2mol·L－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2mol·L－1。（2）关于pH的计算：①总体原则：若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH＝－lgc(H＋)；若溶液为碱性，先求c(OH－)，再求c(H＋)＝KW/c(OH－)，最后求pH。②类型及方法：9A、酸、碱溶液pH的计算方法：a．强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lg(nc)。b．强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，c(H＋)＝mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋1g(nc)。B、酸碱混合溶液pH的计算——“酸按酸，碱按碱，酸碱中和看过量”。a．两强酸混合：直接求c(H＋)混，代入公式pH＝－lgc(H＋)混计算，c(H＋)混＝。b．两强碱混合：先求c(OH－)混，再根据KW＝c(H＋)·c(OH－)计算，求c(H＋)混，由c(H＋)混求pH。c(OH－)混＝c．强酸、强碱混合：恰好完全中和：pH＝7；酸过量：c(H＋)混＝；碱过量：c(OH－)混＝，c(H＋)混＝。（3）pH计算的一般思维模型：4、解答酸碱中和滴定图像三要素：（1）酸碱中和反应要有“量”的思想，复习中着重对“两平衡、三守恒”即水解平衡、电离平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒进行分析；（2）观察图像的变化趋势；（3）把图像中的有效信息和具体的反应结合起来，作出正确的判断。10三、盐类水解注意：（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO。（2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中（3）相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，（4）相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐,如NH4+的水解：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO＞4(NH4)2Fe(SO4)2[方法技巧]1、盐溶液酸、碱性的四种判断方法：（1）强酸与弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。（2）强碱与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。（3）强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。（4）强酸弱碱盐，其水解程度大于(1)(2)两类，有的甚至水解完全。具体有三种情况：①生成的弱酸电离程度大于生成的弱碱的电离程度，溶液呈酸性，如NH4F；11②生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；③生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。2、蒸干盐溶液所得物质的判断方法：（1）先考虑分解。如NaHCO3溶液、Ca(HCO3)2溶液蒸干灼烧得Na2CO3、CaCO3；KMnO4溶液蒸干灼烧得K2MnO4和MnO2。（2）考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体为Na2SO4。（3）强酸弱碱盐水解生成挥发性酸的，蒸干后得到弱碱，水解生成不挥发性酸的，得到原物质。如AlCl3溶液蒸干得氢氧化铝，再灼烧得Al2O3；Al2(SO4)3溶液蒸干得本身。（4）弱酸强碱正盐溶液蒸干得到原物质，Na2CO3溶液蒸干得本身。（5）NH4Cl溶液、(NH4)2S溶液蒸干、灼烧，无残留物。（6）某些金属氯化物的结晶水合物，如MgCl2·6H2O和FeCl3·6H2O，在空气中加热时易发生水解，为得到其无水盐，通常将其结晶水合物在氯化氢气流中加热，以防止其水解。如MgCl2·6H2O=MgCl2＋6H2O。3、溶液中微粒浓度大小的比较：（1）微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系：12①两个理论依据：弱电解质电离理论：电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO)≫c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO)＞c(HCO)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。（2）三个守恒关