高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)十電解質(zhì)溶液課件

十電解質(zhì)溶液1.弱電解質(zhì)的電離平衡、溶液的酸堿性和pH的計算是高考化學(xué)中的熱點,題目的考查點基于基礎(chǔ)知識但突出能力要求,經(jīng)常與其他部分知識(如化學(xué)平衡、物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素及其化合物、化學(xué)計算等)聯(lián)系在一起考查?？忌趥淇紩r要加強知識之間的聯(lián)系與滲透,將相關(guān)題目形成題組,鍛煉思維的發(fā)散性與靈活性。2.溶液中的三大平衡——電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成為高考化學(xué)中的熱點內(nèi)容?？忌鷱?fù)習(xí)時要緊扣平衡移動的判斷條件,抓住各個平衡的自身特點和規(guī)律。3.化學(xué)平衡常數(shù)是近幾年高考的熱點內(nèi)容,電解質(zhì)溶液中的四大平衡常數(shù)同樣是高考出題的熱點,它把化學(xué)理論的學(xué)習(xí)從定性提升到定量水平,從而拓寬了問題研究的視野。四大平衡常數(shù)涉及的考點主要有電解質(zhì)相對強弱的判斷、離子濃度的變化或定量計算、pH的計算、水解平衡的強弱判斷或粒子濃度的大小比較、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的判斷及計算等?？忌趶?fù)習(xí)時應(yīng)分類突破,再做好綜合訓(xùn)練,以達到高效解題的目的。1.抓住“四因素”突破弱電解質(zhì)電離平衡的移動(1)溶液加水稀釋:弱電解質(zhì)溶液的濃度越小,電離程度越大。(2)加熱:電離是吸熱過程,加熱使電離平衡向右移動,溶液中弱電解質(zhì)分子數(shù)減小,離子濃度增大。(3)同離子效應(yīng):當(dāng)向弱電解質(zhì)溶液中加入的物質(zhì)產(chǎn)生與弱電解質(zhì)相同的離子時,電離平衡向左移動,弱電解質(zhì)的電離程度減小。(4)加入能反應(yīng)的物質(zhì):當(dāng)向弱電解質(zhì)溶液中加入的物質(zhì)能和弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)時,電離平衡向右移動,參加反應(yīng)的離子濃度減小,其他離子的濃度增大。2.電離常數(shù)的4大應(yīng)用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,電離常數(shù)越大,酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱,電離常數(shù)越大,對應(yīng)的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生,一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。(4)判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質(zhì)加水稀釋時,能促進弱電解質(zhì)的電離,溶液中離子和分子的濃度會發(fā)生相應(yīng)的變化,但電離常數(shù)不變,題目中經(jīng)常利用電離常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1mol·L-13.溶液pH計算的整體思路

4.巧抓“5點”突破中和滴定圖像題解決酸堿中和滴定曲線類問題的關(guān)鍵是巧抓“5點”,即曲線的起點、恰好反應(yīng)點、中性點、反應(yīng)一半點和過量點,先判斷出各個點對應(yīng)的溶質(zhì)及溶液的酸堿性,以室溫時用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液為例(如圖),總結(jié)如何抓住滴定曲線的5個關(guān)鍵點:5.溶液中粒子濃度大小的比較

6.“三法”突破沉淀溶解平衡(1)沉淀能否生成或溶解的判斷方法通過比較溶度積與非平衡狀態(tài)下溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀生成或溶解的情況:Qc>Ksp,溶液過飽和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液飽和,沉淀的生成與溶解處于平衡狀態(tài);Qc<Ksp,溶液未飽和,無沉淀析出。(2)沉淀的轉(zhuǎn)化方法沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動,非氧化還原類離子反應(yīng)都是向離子濃度減小的方向移動,從溶解角度來說,一般是易溶物質(zhì)轉(zhuǎn)化成微溶物質(zhì),微溶物質(zhì)轉(zhuǎn)化為難溶物質(zhì)。有些金屬硫化物(如CuS、HgS等)溶度積特別小,在飽和溶液中這些金屬硫化物不能溶于非氧化性強酸,只能溶于氧化性酸,c()減小,可達到沉淀溶解的目的。(3)溶度積(Ksp)與溶解能力關(guān)系的突破方法溶度積(Ksp)反映了電解質(zhì)在水中的溶解能力,對于陰陽離子個數(shù)比相同的電解質(zhì),Ksp的數(shù)值越大,難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強;但對于陰陽離子個數(shù)比不同的電解質(zhì),不能通過直接比較Ksp數(shù)值大小的方法判斷溶解能力。(4)解沉淀溶解平衡圖像題的三步驟第一步:明確圖像中縱、橫坐標(biāo)的含義?？v、橫坐標(biāo)通常是難溶物溶解后電離出的離子濃度。第二步:理解圖像中線上點、線外點的含義。(1)以氯化銀為例,在該沉淀溶解平衡圖像上,曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態(tài),此時Qc=Ksp。在溫度不變時,無論改變哪種離子的濃度,另一種離子的濃度只能在曲線上變化,不會出現(xiàn)在曲線以外。(2)曲線上方區(qū)域的點均為過飽和溶液,此時Qc>Ksp。(3)曲線下方區(qū)域的點均為不飽和溶液,此時Qc<Ksp。第三步:抓住Ksp的特點,結(jié)合選項分析判斷。(1)溶液在恒溫蒸發(fā)時,離子濃度的變化分兩種情況:①原溶液不飽和時,離子濃度都增大;②原溶液飽和時,離子濃度都不變。(2)溶度積常數(shù)只是溫度的函數(shù),與溶液中溶質(zhì)的離子濃度無關(guān),在同一曲線上的點,溶度積常數(shù)相同。7.四大平衡常數(shù)的應(yīng)用(1)化學(xué)平衡常數(shù)(2)電離常數(shù)

(3)水的離子積常數(shù)

(4)難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)

【典例】(2018·全國3,12)用0.100mol·L-1AgNO3溶液滴定50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯誤的是(

)A.根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10-10B.曲線上各點的溶液滿足關(guān)系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同實驗條件下,若改為0.0400mol·L-1Cl-,反應(yīng)終點c移到aD.相同實驗條件下,若改為0.0500mol·L-1Br-,反應(yīng)終點c向b方向移動【解析】本題應(yīng)該從題目所給的圖像入手,尋找特定數(shù)據(jù)判斷題目中沉淀滴定的具體過程。注意:橫坐標(biāo)是加入的硝酸銀溶液的體積,縱坐標(biāo)是氯離子濃度的負(fù)對數(shù)。選取橫坐標(biāo)為50

mL的點,此時向50

mL

mol·L-1的Cl-溶液中,加入了50

mL

mol·L-1的AgNO3溶液,所以計算出此時溶液中過量的Ag+的濃度為

mol·L-1(按照銀離子和氯離子1∶1沉淀,同時不要忘記溶液體積變?yōu)樵瓉淼?倍),由圖示得到此時Cl-的濃度約為1×10-8mol·L-1(實際稍小),所以Ksp(AgCl)約為0.025×10-8=2.5×10-10,所以其數(shù)量級為10-10,A正確;由于Ksp(AgCl)極小,所以向溶液中滴加硝酸銀溶液就會有沉淀析出,溶液一直是氯化銀的飽和溶液,所以c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl),B正確;滴定的過程是用硝酸銀溶液滴定氯離子,所以滴定的終點應(yīng)該由原溶液中氯離子的物質(zhì)的量決定,將50

mL

mol·L-1的Cl-溶液改為50

mL

mol·L-1的Cl-溶液,此時溶液中的氯離子的物質(zhì)的量是原來的倍,所以滴定終點需要加入的硝酸銀的量也是原來的倍,因此應(yīng)該由c點的25

mL變?yōu)?/p>

mL=20

mL,而a點對應(yīng)的AgNO3溶液的體積是15

mL,C錯誤;鹵化銀從氟化銀到碘化銀的溶解度逐漸減小,Ksp(AgCl)應(yīng)該大于Ksp(AgBr),將50

mL

mol·L-1的Cl-溶液改為50

mL

mol·L-1的Br-溶液,這是將溶液中的氯離子換為等物質(zhì)的量的溴離子,因為銀離子和氯離子或溴離子都是1∶1[n(Ag+)∶n(Cl-)=1∶1或n(Ag+)∶n(Br-)=1∶1]沉淀,所以滴定終點的橫坐標(biāo)不變,但是因為溴化銀更難溶,所以到達滴定終點時,