高考化學二輪專題復習30個考點 第二版塊 化學基本理論 專題七 電解質(zhì)溶液 考點15 電解質(zhì)和非電解質(zhì)（含解析）1

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考點15 電解質(zhì)和非電解質(zhì) 【考點15】電解質(zhì)和非電解質(zhì) （1）溶液的導電性：溶液的導電性取決于溶液中自由移動的離子的濃度及離子所帶的電荷數(shù)。強電解質(zhì)溶液的導電性不一定強，相反，弱電解質(zhì)溶液的導電性不一定弱。 （2）弱電解質(zhì)的電離程度、能水解鹽的水解程度與電解質(zhì)濃度間的關系：弱酸或弱堿的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其電離程度越??；強酸弱堿鹽或弱酸強堿鹽的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其水解程度越小。 【例16】醫(yī)院里用HgCl2的稀溶液作手術(shù)刀的消毒劑。HgCl2熔融時不導電，熔點低。HgS難溶于水和稀的強酸，卻易溶于飽和的NaCl溶液中。關于HgCl2的描述合理的是( ) A．是難溶的共價化合物 B．是離子化合物 C．是一種強電解質(zhì) D．是一種弱電解質(zhì) 【答案】D。 【點撥】認知信息物質(zhì)是在理解指導下展開進行的。區(qū)別化合物是共價化合物還是離子化合物就是看熔融狀態(tài)下能否導電。HgS和NaCl反應沒有氣體、沒有沉淀，就只能歸結(jié)于HgCl2為弱電解質(zhì)。類似的反應：PbSO4+2CH3COONH4==（CH3COO）2Pb+（NH4）2SO4，（CH3COO）2Pb為弱電解質(zhì)。 【例17】現(xiàn)有濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氫氧化鈉、④氯化銨、⑤醋酸銨、⑥硫酸銨、⑦硫酸氫銨，⑧氨水，請回答下列問題： （1）①、②、③、④四種溶液中由水電離出的H+的濃度由大到小的順序是（填序號） 。 （2）④、⑤、⑥、⑦、⑧五種溶液中，c(NH4+)由大到小的順序是﹝填序號﹞ 。 （3）將③和④等體積混合后，溶液中各離子濃度由大到小的順序是 。 （4）已知t℃時，Kw==110-13，則t℃（填“＞”“＜”“==”） 25℃。在t℃時將pH==11的NaOH溶液aL與pH==1的H2SO4溶液bL混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH==2，則a︰b== 。 【答案】（1）④②③①。 （2）⑥⑦④⑤⑧。 （3）c(Na+)==c（Cl-）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（H+）。 （4）＞，9︰2 【點撥】多種物質(zhì)比較需要抓特征、分組展開，抓兩頭，帶中間。計算溶液的pH需要注重離子積Kw變化帶來的變化。 【考點16】 鹽類的水解 附：溶液中微粒濃度的比較 ① 微粒濃度的大小比較 首先判斷溶液中的溶質(zhì)；然后根據(jù)溶質(zhì)組成初步確定溶液中微粒濃度間的關系；接著判斷溶液的酸、堿性（或題中給出）；最后根據(jù)溶質(zhì)是否因電離或水解而造成微粒濃度的變化，根據(jù)溶液的酸堿性確定其電離和水解程度的大小，寫出微粒濃度間最終的大小關系。 ② 微粒濃度間的守恒關系： 電荷守恒：借助于離子濃度（或物質(zhì)的量）表達溶液呈電中性的式子。 物料守恒：溶液中溶質(zhì)微粒符合溶質(zhì)組成的式子。 【例18】常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表： 實驗編號 HA物質(zhì)的量濃度（mol/L） NaOH物質(zhì)的量濃度（mol/L） 混合溶液的pH 甲 0.2 0.2 pH=a 乙 c1 0.2 pH=7 丙 0.1 0.1 pH>7 丁 0.1 0.1 pH=9 請回答下列問題： （1）不考慮其它組的實驗結(jié)果，單從甲組情況分析，如何用a（混合溶液的pH）來說明HA是強酸還是弱酸 。 （2）不考慮其它組的實驗結(jié)果，單從乙組情況分析，c1是否一定等于0.2 mol/L ?（填“是”或“否”）?；旌先芤褐须x子濃度c(A-)與c(Na+)的大小關系是 。 A．前者大 B．后者大 C．二者相等 D．無法判斷 （3）從丙組實驗結(jié)果分析，HA是 酸（填“強”或“弱”） 。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是 。 （4）丁組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)= mol/L。 寫出該混合溶液中下列算式的精確結(jié)果（不能做近似計算）。 c(Na+)—c(A-)= mol/L。 【答案】（1）如a=7，HA為強酸，如a>7，則為弱酸（2）否 C （3）弱 c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) (4)10-5 10-5-10-9 【解析】酸HA是強酸還是弱酸，需具體展開討論。甲組實驗：HA為強酸，酸堿恰好反應生成強酸強堿鹽，溶液呈中性。HA為弱酸，酸堿恰好反應生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性。乙組實驗：HA為強酸時，c1==0.2 mol/L，反應后溶液為中性。HA為弱酸時，酸過量時，所得溶液呈中性。c1大于0.2 mol/L。不論是何種情況，呈中性的溶液中只有四種離子，c（H+）==c（OH-），則c（Na+）==c（A-）。丙組實驗：酸為弱酸，NaA水解，溶液呈堿性。丁實驗：得NaA強堿弱酸鹽溶液，pH==9，溶液中c（H+）==10-9mol/L，c（OH-）==10-5mol/L。溶液中水電離出的OH-濃度就是溶液中的OH-濃度。由溶液電中性關系得溶液中c(Na+)—c(A-)= c(OH-)—c(H+)=10-5mol/L-10-9mol/L。 【點撥】如何證明一種物質(zhì)為弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）是歷年高考考查的重點。弱電解質(zhì)的實質(zhì)是存在電離平衡，外界條件改變會引起平衡移動，造成溶液中H+或OH-濃度的改變。 強酸、弱酸的實驗驗證實驗設計思想：以證明某酸（HA）為弱酸為例： 實驗方法 結(jié)論 測0.01 mol/L HA溶液的pH pH=2，HA為強酸。pH>2，HA為弱酸 測NaA溶液的pH pH=7，HA為強酸。pH>7，HA為弱酸 相同條件下，測相同濃度的HA和HCl（強酸）溶液的導電性 導電性弱的為弱酸 測定同pH的HA與HCl溶液稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化 pH變化小的為弱酸 測定等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與足量鋅反應產(chǎn)生H2的快慢及H2的量 反應過程中產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2量較多的為弱酸 測定等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和堿的量 耗堿量相同，HA溶液為強酸；若HA溶液耗堿量大，則HA溶液為弱酸 【例19】某學生用0.1000mol/L的KOH標準溶液滴定未知濃度的鹽酸，其操作可分解為如下幾步： A．移取20.00mL待測鹽酸溶液注入潔凈的錐形瓶，并加入2－3滴酚酞 B．用標準溶液潤洗滴定管2－3次 C．把盛有標準溶液的堿式滴定管固定好，調(diào)節(jié)滴定管尖嘴使之充滿溶液 D．取標準KOH溶液注入堿式滴定管至刻度線0以上2－3 cm E．調(diào)節(jié)液面至“0”或“0”以下刻度，記下讀數(shù) F．把錐形瓶放在滴定管下面，用標準KOH溶液滴定至終點并記下滴定管液面的刻度 據(jù)此實驗完成填空： （1）正確操作步驟的順序是 （用序號字母填寫）。 （2）上述B操作的目的是 ；若缺少這一步驟，會使滴定結(jié)果 （填“偏高”或“偏低”,下同）。 （3）上述A操作之前，若先用待測溶液潤洗錐形瓶，則會使滴定結(jié)果 。 （4）判斷到達滴定終點的實驗現(xiàn)象是 。 【答案】（1）BDCEAF （2）洗去滴定管內(nèi)壁附著的水，防止將標準溶液稀釋而帶來誤差。偏高 （3）偏高 （4）溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色。 【點撥】中和滴定實驗有較多細節(jié)需要把握分辨：滴定管需潤洗，錐形瓶不需潤洗。滴定時眼睛需注視錐形瓶中溶液顏色的變化。 【例20】關于小蘇打水溶液的表述正確的是（ ） A．c（Na+）==c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3） B．c（Na+）+c（H+）==c（HCO3-）+c（CO32-）+c（OH-） C．HCO3-的電離程度大于HCO3-的水解程度 D．存在的電離有：NaHCO3 Na++HCO3-，HCO3- H++CO32-，H2O H++OH- 【解析】NaHCO3為強電解質(zhì)，溶液顯堿性。A為NaHCO3溶液中存在的物料守恒關系。B想表達的是NaHCO3溶液中存在的溶液電中性關系，但是，1個CO32-是帶2個單位的負電荷。 【點撥】可水解的鹽溶液存在多種電離，多種守恒關系。表達這些關系要做準確，需要理解、細致。常見鹽溶液中的三大守恒關系表： 電中性關系 物料守恒關系 質(zhì)子守恒關系 CH3COONa溶液 c（Na+）+c（H+）==c（CH3COO-）+c（OH-） c（Na+）==c（CH3COO-）+c（CH3COOH） c（OH-）==c（H+）+c（CH3COOH） NH4Cl溶液 c（NH4+）+c（H+）==c（Cl-）+c（OH-） c（Cl-）==c（NH4+）+c（NH3H2O） c（H+）==c（OH-）+c（NH3H2O） NaHCO3溶液 c（Na+）+c（H+）==c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-） c（Na+）==c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3） c（OH-）==c（H2CO3）+c（H+）—c（CO32-） Na2CO3溶液 c（Na+）+c（H+）==c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-） c（Na+）==2c（HCO3-）+2c（CO32-）+2c（H2CO3） c（OH-）==c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3） 【例21】有A、B、C、D四種無色溶液，它們分別為CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、鹽酸和NaCl溶液的一種。已知A、B的溶液中水的電離程度相同，A. C溶液的pH相同。 （1）C是 溶液，D是 溶液。 （2）A溶液顯 性（填“酸”或“堿”），原因是 （用離子方程表示）。 （3）B溶液中離子濃度由大到小的順序是 。 （4）若B溶液中c（OH-）與C溶液中的c（H+）相同，現(xiàn)將B的溶液稀釋10倍后的pH值用pHB表示，C溶液的pH值用pHC表示，則pHB+pHC （填大于或等于某個數(shù)）。 【答案】（1）鹽酸； NaCl （2）酸，NH4+＋H2O　　　NH3H2O＋H+ （3）c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+） （4）pHB+pHC＞13 【點撥】題設中的四種物質(zhì)實際上是電解質(zhì)溶液經(jīng)常討論的對象，平時加強了訓練和理解，考時就能熟練應對。例如，CH3COONH4、NaCl均為中性溶液，但是，溶液中水的電離程度是不同的。 【例22】0.1mol/L的NaHSO3溶液中，有關粒子濃度由大到小的順序為： c (Na+)＞c (HSO3-)＞c (SO32-)＞c (H2SO3) （1）該溶液中c (H+) c (OH-)（填“＞”、“＝” 或“＜” ），其理由是（用離子方程式表示）： 。 （2）現(xiàn)向NaHSO3溶液中，逐滴加入少量含有酚酞的NaOH溶液，可觀察到的現(xiàn)象是 ，反應的離子方程式為： 。 【答案】（1）＞；在NaHSO3溶液中，存在著HSO3-的電離平衡： HSO3-H+ + SO32-和水解平衡：HSO3- + H2O H2SO3 + OH-，由題給信息c (SO32-)＞c (H2SO3)可知HSO3-的電離程度大于水解程度，可確定c(H+)＞c(OH-)。 （2）紅色褪去，溶液呈無色；HSO3- + OH- SO32-+ H2O 。 【解析】從c (SO32-)＞c (H2SO3) 可知，NaHSO3存在的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性。 【點撥】弱酸的酸式鹽有電離和水解兩種變化共存，溶液的酸堿性取決于那種變化是主要的。比較熟知的NaHCO3溶液為堿性，現(xiàn)在的NaHSO3溶液為酸性。值得關注的還有混合溶液。0.1mol/L的NaAC和HAC的混合溶液為酸性，0.1mol/L的NH4Cl和NH3H2O的混合溶液為堿性，0.1mol/L的NaCN和HCN的混合溶液呈堿性。 【例23】在25mL 0.1molL-1NaOH溶液中逐滴加入0.2molL-1CH3COOH溶液，溶液pH變化曲線如圖所示，下列有關離子濃度的比較正確的是 （ ） A．在A、B間任一點(不含A、B點)，溶液中可能有c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) B．在B點，a>12.5，且有c(Na+)=c(CH3COO-)=c(OH-)=c(H+) C．在C點，c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+) D．在D點，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+) 【答案】A。 【點撥】分析往往需要找到比較的切入點、參考點。從酸堿恰好反應出發(fā)，問題將逐一被破解。