2022高考化学二轮复习专题7电解质溶液课件

这是一份2022高考化学二轮复习专题7电解质溶液课件，共60页。PPT课件主要包含了备考要点，溶液中的“三大”平衡，考点一，核心回扣，对点训练，真题演练，考向预测，溶液中的“三大常数”，考点二，5×10－4等内容，欢迎下载使用。

1.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。2.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(Ka、 Kb、Kw)进行相关计算。3.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。4.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。
考点一　溶液中的“三大”平衡
考点二　溶液中的“三大常数”
1.对比剖析“三大”平衡
2.外界条件对水的电离平衡的影响H2O H＋＋OH－　ΔH>0
3.走出溶液稀释、混合的误区误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混合溶液pH>7。
正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)常温下，pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 ml·L－1( )(2)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7( )(3)室温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH>7( )(4)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7( )(5)用热的纯碱溶液洗去油污，是因为Na2CO3可直接与油污反应( )(6)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )
(7)施肥时，草木灰(有效成分为K2CO3)不能与NH4Cl混合使用，是因为K2CO3与NH4Cl反应生成氨气会降低肥效( )(8)向NaCl、NaI的混合稀溶液中滴入少量稀AgNO3溶液，有黄色沉淀生成，则Ksp(AgCl)＞Ksp(AgI)( )(9)常温下，Ksp[Mg(OH)2]＝5.6×10－12，pH＝10的含Mg2＋溶液中，c(Mg2＋)≤5.6×10－4 ml·L－1( )(10)室温下，向浓度均为0.1 ml·L－1的BaCl2和CaCl2混合溶液中滴加Na2SO4溶液，出现白色沉淀，所以Ksp(BaSO4)＜Ksp(CaSO4)( )
角度一　电离平衡及影响因素1.(2019·全国卷Ⅲ，11)设NA为阿伏加德罗常数值。关于常温下pH＝2的H3PO4溶液，下列说法正确的是A.每升溶液中的H＋数目为0.02NA
C.加水稀释使电离度增大，溶液pH减小D.加入NaH2PO4固体，溶液酸性增强
解析　pH＝2的H3PO4溶液中c(H＋)＝10－2ml·L－1，每升溶液中所含N(H＋)＝0.01NA，A错误；
加水稀释能促进H3PO4的电离，使其电离度增大，由于以增大溶液体积为主，导致溶液中c(H＋)减小，溶液pH增大，C错误；
2.(2015·全国卷Ⅰ，13)浓度均为0.10 ml·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg 的变化如图所示。下列叙述错误的是
A.MOH的碱性强于ROH的碱性B.ROH的电离程度：b点大于a点C.若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等
角度二　水解平衡及其影响因素3.(2015·天津理综，5)室温下，将0.05 ml Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是
D项，加入的0.1 ml NaHSO4固体与0.05 ml Na2CO3恰好反应生成0.1 ml Na2SO4，溶液呈中性，故溶液pH减小，加入NaHSO4，引入Na＋，所以c(Na＋)增大，错误。
C.①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致D.①与④的Kw值相等
4.(2018·北京，11)测定0.1 ml·L－1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是
A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：
1.盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响。以氯化铁水解为例，当改变条件，如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结，加以分析掌握。2.多元弱酸的酸式盐问题。酸式盐一般既存在水解，又存在电离。如果酸式盐的电离程度大于其水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式盐的水解程度大于其电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3溶液。
角度三　沉淀溶解平衡及影响因素5.(2016·海南，5)向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸(忽略体积变化)，下列数值变小的是
1.沉淀溶解平衡与化学平衡、电离平衡一样，具有动态平衡的特征，平衡时溶液中各离子浓度保持恒定，平衡常数只受温度的影响，与浓度无关。2.溶度积(Ksp)的大小只与难溶电解质的性质和溶液的温度有关，相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。
C.0.1 ml·L－1的Na2CO3溶液中加入少量CaCl2晶体(碳酸钠没有被沉淀完 全)， 水解程度增大，但溶液的pH 减小D.pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、 ③NH4Cl溶液，水电离的程度：①＝②＜③
1.常温下，下列说法不正确的是A.在0.1 ml·L－1的醋酸溶液中，加0.1 ml·L－1的氯化钠溶液，醋酸的电 离程度增大
解析　在0.1 ml·L－1的醋酸溶液中，加0.1 ml·L－1的氯化钠溶液，氯化钠不影响醋酸的电离，相当于稀释了溶液，促进醋酸电离，醋酸的电离程度增大，故A正确；
pH＝5的下列3种溶液：①HCl、②CH3COOH和CH3COONa混合溶液、③NH4Cl溶液，③中铵根离子水解促进水的电离，①②抑制水的电离，①②pH相等，则两溶液中水的电离程度相同，所以水电离的程度：①＝②＜③ ，故D正确。
2.下列溶液中，操作和现象对应正确的是
解析　明矾溶液中Al3＋水解使溶液呈酸性，加热，Al3＋的水解程度增大，溶液的酸性增强，无颜色变化，A项错误；加入NH4Cl固体，氨水的电离程度减小，碱性减弱，溶液颜色变浅，B项正确；加入少量CH3COONa固体会使CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－平衡向右移动，c(OH－)增大，溶液颜色变深，C项错误；加热氯化铁溶液时促进黄色的FeCl3水解为红褐色的Fe(OH)3，颜色加深，D项错误。
D.图中A、B、C点溶液中水的电离程度由大到小的顺序是B>C>A
3.(2021·洛阳市高三模拟)常温时，有0.1 ml·L－1的次磷酸(H3PO2，一元弱酸)溶液和0.1 ml·L－1的氟硼酸(HBF4)溶液，两者起始体积均为V0，分别向两溶液中加水，稀释后溶液的体积均为V，两溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法正确的是A.已知常温下，NH3·H2O电离常数Kb＝1.7× 10－5ml·L－1，则NH4H2PO2溶液的pH>7
解析　由题干信息可知次磷酸是一元弱酸，由图可知，曲线a对应次磷酸，曲线b对应强酸氟硼酸。
A、B、C三点的溶液均为酸溶液，溶液pH越小，氢离子浓度越大，对水电离抑制作用越大，由图可知，溶液pH：C>B>A，则水的电离程度由大到小的顺序为C>B>A，故D错误。
4.(2021·马鞍山市高三一模)室温下，体积均为20 mL、浓度均为0.1 ml·L－1的HX溶液、HY溶液中分别滴加同浓度的NaOH溶液，反应后溶液中水电离的c(H＋)水的负对数[－lg c(H＋)水]与滴加氢氧化钠溶液体积的关系如图所示。下列说法正确的是A.室温时，Ka(HX)＝10－6B.a、b、c三点溶液均显中性C.b、d两点溶液的离子总浓度不同D.c点溶液中c(X－)＋c(HX)＝0.05 ml·L－1
解析　由图可知，b、d两点HY溶液、HX溶液分别与氢氧化钠溶液恰好完全反应，b点溶液中溶质为NaY，d点溶液中溶质为NaX，a点溶液中溶质为NaX、HX，c点溶液中溶质为NaX、NaOH，由a点和b点溶液呈中性可知，HY为强酸、HX为弱酸。
由图可知，0.1 ml·L－1的HX溶液中水电离出的氢离子浓度为10－11 ml·L－1，
c点溶液中溶质为NaX、NaOH，NaX为强碱弱酸盐，在溶液中水解使溶液呈碱性，则NaX和NaOH混合溶液呈碱性，故B错误；由图可知，d点HX溶液与氢氧化钠溶液恰好完全反应，d点溶液中溶质为NaX，
c点溶液体积大于40 mL，则溶液中c(X－)＋c(HX)＜0.05 ml·L－1，故D错误。
5.室温下，浓度均为0.1 ml·L－1，体积均为V0的NaX、NaY溶液分别加水稀释至体积为V。已知pOH＝－lgc(OH－)，pOH 与lg 的变化关系如图所示。下列叙述正确的是A.HX、HY都是弱酸，且Ka(HX)>Ka(HY)
D.分别向稀释前的两种溶液加盐酸至pH＝7时， c(X－)＝c(Y－)
解析　NaX、NaY溶液稀释前pOH≠7，表明NaX、NaY发生水解，所以HX、HY都是弱酸，浓度均为0.1 ml·L－1的NaX、NaY稀释前的pOH分别为4和3，表明水解程度：NaXKa(HY)，故A正确；
分别向稀释前的两种溶液加盐酸至pH＝7时，溶液中电荷守恒：c(X－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，c(OH－)＋c(Y－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，将c(OH－)＝c(H＋)代入得，c(X－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)，c(Y－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)，由于NaX溶液中pOH较大，加入盐酸较少，c(Cl－)较小，所以c(X－)>c(Y－)，故D错误。
1.电离常数(K电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA为例)　　　　　　HA　　　 H＋ 　＋　 A－起始浓度： c酸 0 0平衡浓度： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α
2.电离常数与水解常数的关系(1)对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系
(2)对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系
考向拓展　常温时，对于一元弱酸HA，当Ka>1.0×10－7时，Kh<1.0×10－7，此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合，HA的电离程度大于A－的水解程度，溶液呈酸性；同理，当Ka<1.0×10－7时，Kh>1.0×10－7，A－的水解程度大于HA的电离程度，溶液呈碱性。对于多元弱酸，Kh＝ ，Ka是其阴离子结合一个H＋所形成的粒子的电离常数。
3.溶度积常数(Ksp)的相关计算(1)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间的关系
(2)Ksp与溶解度(S)之间的计算关系
如60 ℃时溴酸银(AgBrO3)的溶解度为0.6 g，则Ksp约等于__________。
(3)Ksp与沉淀转化平衡常数K的计算关系建立Ksp与K的关系，一般是在K的表达式分子分母中同乘以某个离子的浓度，将分子分母转化为不同物质的Ksp。如在1.0 L Na2CO3溶液中溶解0.01 ml BaSO4，列式计算，Na2CO3溶液的最初浓度不得低于________ml·L－1(忽略溶液体积变化)[已知：Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10、Ksp(BaCO3)＝5.1×10－9]。
Na2CO3溶液的最初浓度：c(Na2CO3)≥(0.01＋0.45)ml·L－1＝0.46 ml·L－1。
(4)Ksp与电离常数Ka的计算关系根据电离常数计算出各离子浓度，进而计算Ksp。如汽车尾气中的SO2可用石灰水吸收，生成亚硫酸钙浊液。常温下，测得CaSO3与水形成的浊液pH为9，忽略 的第二步水解，则Ksp(CaSO3)＝____________(保留3位有效数字)。[已知：Ka1(H2SO3)＝1.54×10－2，Ka2(H2SO3)＝1.02×10－7]
(5)判断沉淀转化能否进行已知：常温下，ZnS和CuS的Ksp分别为1.6×10－24和6.4×10－36，判断常温下反应ZnS＋CuSO4===CuS＋ZnSO4能否进行。该反应的平衡常数
故该反应能完全转化。若计算沉淀转化的平衡常数K<10－5，则转化反应不能进行，若10－51.已知在25 ℃时，碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示：
(1)NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝____________ ml·L－1。
(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_____________________________________。
2.已知HNO2的电离常数Ka＝7.1×10－4；NH3·H2O的电离常数Kb＝1.7×10－5；则0.1 ml·L－1NH4NO2溶液中离子浓度由大到小的顺序是________________________________。常温下 水解反应的平衡常数Kh＝__________(保留两位有效数字)。
＞c(H＋)＞c(OH－)
角度一　Ka、Kb、Kh的计算及应用1.[2020·全国卷Ⅱ，26(2)]次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝ ，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为_________。
解析　由图像知，当pH＝7.5时，δ(ClO－)＝δ(HClO)＝50%，可求得该点c(ClO－)＝c(HClO)，
1024·Ka1·Ka2
3.(1)[2016·全国卷Ⅱ，26(4)]联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为__________(已知：N2H4＋H＋ 的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为_____________。
N2H6(HSO4)2
解析　联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，
联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。
5.[2016·全国卷Ⅰ，27(3)]在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋与 生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl－恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10－5 ml·L－1)时，溶液中c(Ag＋)为_______________ml·L－1，此时溶液中c( )等于___________ml·L－1(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10－12和2.0×10－10)。
解析　根据Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝2.0×10－10，可计算出当溶液中Cl－恰好完全沉淀(即浓度等于1.0×10－5 ml·L－1)时，溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5 ml·L－1，
6.[2015·海南，15(2)]已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，若向50 mL 0.018 ml·L－1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 ml·L－1的盐酸，混合后溶液中Ag＋的浓度为__________ ml·L－1，pH为_____。
7.[2015·全国卷Ⅰ，28(2)]浓缩液含有I－、Cl－等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，溶液中 为__________，已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。
1.反应H2S(aq)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋2H＋(aq)的平衡常数为__________。[已知Ksp(CuS)＝1.25×10－36，H2S的Ka1＝1×10－7，Ka2＝1×10－13]
Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)
2.通过计算判断中和反应2Fe(OH)3(s)＋3H2C2O4(aq) 2Fe3＋(aq)＋6H2O(l)＋ (aq)在常温下能否发生并说明理由：___________________________________________________________________________。(已知：草酸(H2C2O4)的Ka1＝6.0×10－2、Ka2＝6.0×10－5，Ksp[Fe(OH)3]＝1.0×10－39；66＝4.67×104；平衡常数大于10－5反应能发生)
不能，该反应的平衡常数约为4.67×10－11，小于1.0×10－5，所以该反应不能发生
Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)
≈4.67×10－11<1.0×10－5，所以该反应不能发生。
3.已知常温下，Ksp(AgCl)＝1.76×10－10。银氨溶液中存在下列平衡：Ag＋(aq)＋2NH3·H2O(aq) [Ag(NH3)2]＋(aq)＋2H2O(l)　K1＝1.10×107。常温下可逆反应AgCl(s)＋2NH3·H2O(aq) [Ag(NH3)2]＋(aq)＋Cl－(aq)＋2H2O(l)的化学平衡常数K2＝_____________。
解析　Ag＋(aq)＋2NH3·H2O(aq) [Ag(NH3)2]＋(aq)＋2H2O(l)
AgCl(s)＋2NH3·H2O(aq) [Ag(NH3)2]＋(aq)＋Cl－(aq)＋2H2O(l)
则K2＝K1×Ksp(AgCl)＝1.10×107×1.76×10－10＝1.936×10－3。
4.三氧化钨(WO3)常用于制备特种合金、防火材料和防腐涂层。现利用白钨精矿(含80% CaWO4及少量Fe、Zn 和Mg等的氧化物)生产WO3。设计了如图工艺流程：
已知：Ksp(CaSO4)＝4.9×10－5；Ksp(CaC2O4)＝2.3×10－9；Ka1(H2C2O4)＝5.6×10－2、Ka2(H2C2O4)＝1.6×10－4。
通过计算说明“浸取”过程形成CaSO4而不能形成CaC2O4的原因：________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
所以在“浸取”时，上述平衡逆向移动，得到CaSO4
5.钨是熔点最高的金属，是重要的战略物资。自然界中黑钨矿的主要成分是FeWO4、MnWO4，还含有少量Si、P、As的化合物。由黑钨矿制备WO3的工艺流程如下：
浸出液中的溶质有Na2WO4、Na2SiO3、Na3PO4、Na3AsO4，加入MgSO4、H2SO4将溶液的pH调至9时，溶液中 ＝_____。(已知Ksp[Mg3(PO4)2]＝2.0×10－24、Ksp[Mg3(AsO4)2]＝2.0×10－20)