2018年全国卷高考化学复习专题突破《水溶液中的离子平衡》(解析卷)

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2018年全国卷高考化学复习专题突破《水溶液中的离子平衡》

一、电离平衡及应用

如H2S溶液中,由于存在以下的电离平衡即H2S?HS＋H、HS?S2＋H、H2O?H＋OH,所以溶液中

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微粒浓度关系为c(H2S)>c(H)>c(HS)>c(S2).www.21-cn-jy.com

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3.影响弱电解质电离平衡的常见因素分析(以CH3COOH?CH3COO＋H

条件温度浓度条件变化升高温度加水稀释加冰醋酸加盐酸或通入HCl气体电解质加NaOH(s) 加入CH3COONH4(s) 加入能与弱电解质发生化学反应的物质加入金属Mg、CaCO3、NaHCO3等平衡移动方向正向正向正向逆向正向逆向正向 c(H) 增大减小增大增大减小减小减小＋－＋

△H>0为例)

H的数目 n(H) 增多增多增多增多减少减少减少不变＋＋CH3COOH的电离程度增大增大减小减小增大减小增大 Ka 增大 4.①相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸溶液的比较比较项目 c(H) ＋酸性中和碱的能力小大与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率一元强酸一元弱酸小大相同少多相同 ②相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸的比较比较项目 c(H) ＋酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的量开始与金属反应的速率一元强酸一元弱酸大小强弱相同相同大小 5.溶液酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H)和c(OH)的相对大小,而pH＝7或c(H)＝1×107 ＋－＋－mol·L1,仅仅是在室温下的特例,因此在使用pH判断溶液酸碱性时,要特别注意温度条件.

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6.溶液pH计算的一般思维模型

7.滴定曲线问题

(1)抓反应“一半”点,判断是什么溶质的等量混合.

(2)抓“恰好”反应点,生成什么溶质,溶液呈什么性,是什么因素造成的. (3)抓溶液“中性”点,生成什么溶质,哪种反应物过量或不足. (4)抓反应“过量”点,溶质是什么,判断谁多、谁少还是等量. 二、盐类的水解 1.盐类水解的规律

水解规律有弱才水解,无弱不水解盐的类型强酸弱碱盐强碱弱酸盐越弱越水解,都弱都水解弱酸弱碱盐原理分析弱碱阳离子与水电离出的OH结合生成对应的弱碱,溶液呈酸性即c(H)>c(OH) 弱酸阴离子与水电离出的H结合生成对应的弱酸,溶液呈碱性即c(H)

(2)外因(①温度:升高温度,水解程度变大②浓度:稀释盐溶液促进水解,但溶液中c(H)或c(OH)减小③外加酸碱:外加酸碱能促进或抑制盐的水解,比如水解呈酸性的盐溶液,若加碱,就会中和溶液中的H,使平

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衡向水解方向移动而促进水解;若加酸则会抑制水解),下面就具体分析不同条件对FeCl3和CH3COONa水解平衡移动的影响情况:21教育网

A.Fe3++3H2O?3H+Fe(OH)3 (△H>0)

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升高温度加HCl 加H2O 加Mg粉加NaHCO3 加少量NaF 加少量NaOH 移动方向向右向左向右向右向右向右向右 H数目增多增多增多减少减少减少减少－＋pH 降低降低升高升高升高升高升高 Fe3+的水解程度增大减小增大增大增大增大增大现象颜色变深(黄色→红棕色) 颜色变浅颜色变浅红褐色沉淀,无色气体红褐色沉淀,无色气体颜色变深红褐色沉淀 B.CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH 升温加水加醋酸加醋酸钠加HCl 加NaOH 3.盐类水解离子方程式的书写

(1)多元弱酸盐的水解分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解的离子方程式,如Na2CO3水解的离子方程式:CO23＋H2O?HCO3＋OH.2·1·c·n·j·y

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c(CH3COO-) c(CH3COOH) 降低降低升高升高降低升高升高降低升高升高升高降低 c(OH) 升高降低降低升高降低升高－c(H) 降低升高升高降低升高降低＋pH 升高降低降低升高降低升高水解程度升高升高降低降低升高降低 (2)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完,如FeCl3水解的离子方程式: Fe3＋3H2O?Fe(OH)3＋3H.

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(3)能完全水解的离子组(即能发生双水解反应的离子组),由于水解程度较大,书写时要用“===”“↑”“↓”等,如NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式:Al3＋3HCO3===Al(OH)3↓＋3CO2↑.

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知识拓展:

①常见的能发生双水解反应的离子有:Al3+与CO32-、HCO3-、AlO2-,NH4+与AlO2-、SiO32-等. ②NH4+遇到CO32-、HCO3-、HS-、S2-等时,水解会相互促进,但反应仍不完全,应用“?”连接. 4.溶液中的三个守恒 (1)电荷守恒规律

电解质溶液中,所有阳离子所带正电荷数目的总和=所有阴离子所带负电荷数目的总和.如在Na2CO3溶

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