2019年高考化学二轮专题复习专题九电解质溶液课件.pptx

1、专题九 电解质溶液,第二单元,PART 1,考纲展示,1.了解电解质的概念,了解强电解质和弱电解质的概念。 2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。 3.了解水的电离、离子积常数。 4.了解溶液pH的含义及其测定方法,能进行pH的简单计算。 5.理解弱电解质在水中的电离平衡,能利用电离平衡常数进行相关计算。 6.了解盐类水解 的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 7.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。掌握常见 离子的检验方法。 8.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。 理解溶度积(Ksp)的含义,能进行相关的计算。,高频考点探究,【核心透析】,考点一 弱电解质的电离及

2、溶液的酸碱性,1.“四条件”对弱电解质电离的影响,【典例探究】,图9-1,答案 D,变式 常温下,分别取未知浓度的MOH和HA溶液,加水稀释至原体积的n倍。稀释过程中,两溶液pH的变化如图9-3所示。下列叙述正确的是 ( ) A.MOH为弱碱,HA为强酸 B.水的电离程度:X=ZY C.若升高温度,Y、Z点对应溶液 的pH均不变 D.将X点溶液与Z点溶液等体积混合, 所得溶液呈碱性,图9-3,答案 B,“三角度”法突破酸HA强弱的判断 (1)从水解的角度分析,取其钠盐(NaA)溶于水,测其pH,若pH7,则说明HA是弱酸,若pH=7,则说明HA是强酸。 (2)从是否完全电离的角度分析,配制一定

3、物质的量浓度的HA溶液(如0. 1 molL-1),测其pH,若pH1,则说明HA是弱酸,若pH=1,则说明HA是强酸。 (3)从电离平衡移动的角度分析,如向HA溶液中加水稀释100倍后,溶液pH增大值小于2的是弱酸,pH增大值等于2的是强酸;向HA溶液中加入NaA晶体,溶液pH增大的是弱酸,pH不变的是强酸。,方法技巧,【核心透析】,考点二 酸碱中和滴定及拓展应用,1.酸碱中和滴定实验操作 滴定操作:检漏洗涤调零滴定。 2.滴定终点的标志:当加入最后一滴,溶液颜色突变且半分钟内不恢复原色,达到滴定终点。 3.中和滴定指示剂的选择 酸碱滴定时,石蕊一般不能作为中和滴定的指示剂,因为其变色不灵敏

4、,且耗酸碱较多,造成较大误差。一般按以下方法选择指示剂:,答案 D,答案 A,考查角度二 沉淀滴定和氧化还原滴定,例3 (1)2018全国卷节选 测定K3Fe(C2O4)33H2O(三草酸合铁酸钾)中铁的含量。称量m g样品于锥形瓶中,溶解后加稀H2SO4酸化,用c molL-1 KMnO4溶液滴定至终点,滴定终点的现象是 。 向上述溶液中加入过量锌粉至反应完全后,过滤、洗涤,将滤液及洗涤液全部收集到锥形瓶中。加稀H2SO4酸化,用c molL-1 KMnO4溶液滴定至终点,消耗KMnO4 溶液V mL。该晶体中铁的质量分数的表达式为 。 (2)2018全国卷节选 利用K2Cr2O7标准溶液定

5、量测定硫代硫酸钠晶体(Na2S2O35H2O)的纯度。测定步骤如下:,答案 (1)加入最后一滴标准溶液后,蓝色溶液恰好变为无色,且半分钟不恢复原来的颜色 25.4 (2)酸式 滴入最后一滴KMnO4 溶液时,溶液显浅红色,且半分钟内不褪色 13.3% 偏低,归纳总结,氧化还原反应滴定中应明确使用的指示剂及终点时颜色变化。,【核心透析】,考点三 盐类水解和溶液中离子浓度大小的关系,1.盐类水解的规律 (1)相同条件下,同种离子的水解程度:相互促进水解的盐单独水解的盐相互抑制水解的盐。 (2)多元弱酸的盐类水解规律: 相同条件下的水解程度:正盐酸式盐;一级二级;弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于酸式酸

6、根离子的电离程度和水解程度的相对大小。,2.确定溶液中离子浓度关系 (1)理解“三大守恒” 电荷守恒:电解质溶液中所有阳离子的正电荷总数与所有阴离子的负电荷总数相等。 物料守恒:电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化,变成其他离子或分子等,但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。 质子守恒:即H2O电离出的氢离子和氢氧根离子浓度相等。 (2)离子浓度比较中的注意事项 不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对该离子的影响。 混合溶液和酸式盐溶液中各离子浓度的比较要综合考虑电离因素、水解因素等。,【典例探究】,例4 2018北京卷 测定0.1 molL-1 Na2SO3

7、溶液先升温再降温过程中的pH,数据如下。实验过程中,取时刻的溶液,加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验,产生白色沉淀多。下列说法不正确的是 ( ),答案 C,答案 B,方法技巧,1.电解质溶液中离子浓度大小比较的思路:,2.守恒关系式的判断技巧,【核心透析】,考点四 沉淀溶解平衡和Ksp的应用,一般情况下,升高温度能促进沉淀的溶解;稀释使沉淀溶解平衡向右移动,稀释后重新达到平衡时各离子浓度保持不变。对于确定的物质来说,Ksp只与温度有关;温度相同时,组成形式相同的物质,Ksp较大者溶解度较大。 1.沉淀的生成或溶解的判断:若体系内Qc=Ksp,体系处于溶解平衡状态;QcKsp,体系内会有沉淀

8、析出;QcKsp,体系仍可溶解相应的溶质。,2.沉淀顺序的确定:同一溶液若有多种成分在某种条件下均可形成沉淀,则离子积先满足QcKsp者先形成沉淀。 3.沉淀的转化与Ksp大小间的关系:组成形式相同的难溶物质,Ksp较大的沉淀肯定可转化为Ksp较小的沉淀,但当二者Ksp相差不大时,反过来也可转化。,【典例探究】,例5 2018全国卷 用0.100 molL-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 molL-1 Cl-溶液的滴定曲线如图9-7所示。下列有关描述错误的是 ( ) A.根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10 B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)c(

9、Cl-) =Ksp(AgCl) C.相同实验条件下,若改为0.040 0 molL-1 Cl-, 反应终点c移到a D.相同实验条件下,若改为0.050 0 molL-1 Br-, 反应终点c向b方向移动,图9-7,答案 C,解析 从滴定曲线看,在c处为滴定终点,-lg c(Cl-)5,c(Cl-)=10-5 molL-1,此时c(Ag+)= 10-5 molL-1,Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-),则Ksp(AgCl)的数量级为10-10,A项正确;滴定曲线上的每个点均满足c(Ag+)c(Cl-)=Ksp(AgCl),B项正确;当Cl-的浓度变小时,需要的AgNO3溶液体积也变小

10、,当V(AgNO3)=20 mL时恰好完全反应,C项错误;Ksp(AgBr)Ksp(AgCl),滴入相同体积的AgNO3溶液时,c(Br-)比c(Cl-)小,则-lg c(Br-)比-lg c(Cl-)大,即在c点的上方,D项正确。,变式 1 常温下,三种难溶电解质的溶度积如下表。,答案 D,答案 (1)0.49 (2)x 210-12 (3)0.1 molL-1氨水 5.3,9.0),1.2018海南卷 某温度下向含AgCl固体的AgCl饱和溶液中加少量稀盐酸,下列说法正确的是 ( ) A.AgCl的溶解度、Ksp均减小 B.AgCl的溶解度、Ksp均不变 C.AgCl的溶解度减小、Ksp不

11、变 D.AgCl的溶解度不变、Ksp减小,命题考向追踪,【历年动态】,答案 D,解析 盐酸中的氯离子抑制氯化银的溶解,使溶解平衡左移,溶解度减小,但是温度不变,Ksp不变。,2.2018江苏卷 根据下列图示所得出的结论不正确的是 ( )A.图甲是CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)的平衡常数与反应温度的关系曲线,说明该反应的H0,图9-9,答案 C,答案 D,4.2017全国卷 在湿法炼锌的电解循环溶液中,较高浓度的Cl-会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入Cu和CuSO4,生成CuCl沉淀从而除去Cl-。根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图,下列说法错误的是 ( )

12、A.Ksp(CuCl)的数量级为10-7 B.除Cl-反应为Cu+Cu2+2Cl-=2CuCl C.加入Cu越多,Cu+浓度越高,除Cl-效果 越好 D.2Cu+=Cu2+Cu平衡常数很大,反应 趋于完全,图9-11,答案 C,答案 D,6.常温下,向20 mL 0.1 molL-1氨水中滴加盐酸,溶液中水电离出的氢离子浓度随加入盐酸体积变化如图9-12所示。则下列说法正确的是 ( ) A.b、d两点为恰好完全反应的点 B.c点溶液中c(NH4+)=c(Cl-) C.a、b之间的任意一点:c(Cl-)c(NH4+),c(H+)c(OH-) D.常温下,0.1 molL-1氨水的电离平衡常数K约

13、为110-5,【2019预测】,图9-12,答案 D,7.常温下将0.100 0 molL-1的AgNO3标准溶液分别滴加到20 mL浓度均为0.100 0 molL-1的NaCl和NaBr溶液中,混合溶液的pAg-lg c(Ag+)与滴定百分数(滴定所用标准溶液体积相对于滴定终点时所用标准溶液体积的百分数)的变化关系如图9-13所示。下列叙述错误的是 ( ) A.曲线a代表滴定NaBr溶液 B.Ksp(AgCl) =110-9.5 C.滴定至50%时,NaCl溶液中:c(Na+)c(NO3-) c(Ag+)c(H+) D.滴定至100%时,c(H+)+c(Ag+)=c(Br-)+c(OH-)

14、,图9-13,答案 C,教师备用习题,某含镍(NiO)废料中有FeO、Al2O3、MgO、SiO2等杂质,用此废料提取NiSO4的工艺流程如图:已知:有关金属离子生成 氢氧化物沉淀所需的pH 如图。,25时,NH3H2O的电离常数Kb=1.810-5;HF的电离常数Ka=7.210-4;Ksp (MgF2)=7.410-11。 (1)加Na2CO3调节溶液的pH至5,得到废渣2的主要成分是 (填化学式)。 (2)Mg能与饱和NH4Cl溶液反应产生NH3,请用化学平衡移动原理解释(用必要的文字和离子方程式回答): 。 (3)25 时,1 molL-1的NaF溶液中c(OH-)= molL-1(列出计算式即可)。NH4F溶液呈 (填“酸性”“碱性”或“中性”)。 (4)已知沉淀前溶液中c(Mg2+)=1.8510-3 molL-1,当除镁率达到99%时,溶液中c(F-)= molL-1。,