（全國(guó)通用版）2019版高考化學(xué)大二輪復(fù)習(xí) 選擇題專項(xiàng)訓(xùn)練 9 水溶液中的離子平衡課件.ppt

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題型九水溶液中的離子平衡,一,二,三,一、弱電解質(zhì)電離平衡例1已知HCl為強(qiáng)酸,下列對(duì)比實(shí)驗(yàn)不能用于證明CH3COOH為弱酸的是()A.對(duì)比等濃度的兩種酸溶液的pHB.對(duì)比等濃度的兩種酸溶液,與相同大小鎂條反應(yīng)的初始速率C.對(duì)比等濃度、等體積的兩種酸溶液,與等量NaOH溶液反應(yīng)后放出的熱量D.對(duì)比等濃度、等體積的兩種酸溶液,與足量Zn反應(yīng),生成H2的體積,答案,解析,一,二,三,解題指導(dǎo)證明電解質(zhì)強(qiáng)弱的兩個(gè)角度:一為電離,二為水解。若存在電離平衡或水解平衡,即可證明對(duì)應(yīng)的電解質(zhì)為弱電解質(zhì)。方法拓展電解質(zhì)溶液中的三大平衡——電離平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡,這三大平衡都遵循勒夏特列原理——當(dāng)只改變體系的一個(gè)條件,平衡向能減弱這種改變的方向移動(dòng)。1.抓住“四因素”突破弱電解質(zhì)的電離平衡:弱電解質(zhì)的電離是一個(gè)可逆過(guò)程,在分析外界條件對(duì)電離平衡影響時(shí),要靈活運(yùn)用勒夏特列原理,結(jié)合實(shí)例進(jìn)行具體分析,一般考慮以下幾個(gè)方面的影響:①溶液加水稀釋;②加熱;③同離子效應(yīng);④加入能反應(yīng)的物質(zhì)。,一,二,三,2.“用規(guī)律”“抓典型”突破鹽類水解問(wèn)題:(1)規(guī)律:有弱才水解,無(wú)弱不水解;誰(shuí)弱誰(shuí)水解,越弱越水解,都弱都水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性,同強(qiáng)顯中性,弱弱具體定;越弱越水解,越熱越水解,越稀越水解。(2)類型:①?gòu)?qiáng)堿弱酸鹽,陰離子水解,其水溶液呈堿性;②強(qiáng)酸弱堿鹽,陽(yáng)離子水解,其水溶液呈酸性;③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解,溶液呈中性;④弱酸弱堿鹽相互促進(jìn)水解,其溶液酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱;⑤弱酸酸式鹽水溶液酸堿性取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對(duì)大小。,一,二,三,3.“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(guò)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——濃度商Qc的相對(duì)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(guò)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);Qc②B.若②與③混合后溶液呈中性,則在常溫下Ka(CH3COOH)=Kb(NH3H2O)C.③與④中已電離的水分子的數(shù)目相等D.②與④混合所得溶液顯酸性,則:c(CH3COO-)+c(OH-)7時(shí),該溶液pH一定為14-a,答案,解析,一,二,三,解題指導(dǎo)水電離的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算方法(25℃):(1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.010-7molL-1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液:H+來(lái)源于酸的電離和水的電離,而OH-只來(lái)源于水的電離。如計(jì)算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+):方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12molL-1,即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12molL-1。(3)溶質(zhì)為堿的溶液:OH-來(lái)源于堿的電離和水的電離,而H+只來(lái)源于水的電離。如pH=12的NaOH溶液中,c(H+)=10-12molL-1,即水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)=10-12molL-1。(4)水解呈酸性或堿性的正鹽溶液:H+和OH-均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=10-2molL-1;如pH=12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH-)=10-2molL-1。,一,二,三,一,二,三,2.pH之和等于14的酸堿混合問(wèn)題的判斷與計(jì)算(酸、堿的元數(shù)相等):pH之和等于14的意義:酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度。(1)已知酸、堿溶液的pH之和為14,則等體積混合時(shí):,一,二,三,(2)已知酸、堿溶液的pH之和為14,若混合后溶液的pH為7,則溶液呈中性。,(3)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷:,一,二,三,對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練2常溫下,下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的敘述正確的是()A.pH=3的強(qiáng)酸溶液1mL,加水稀釋至100mL后,溶液pH降低2個(gè)單位B.將10mLpH=a的鹽酸與100mLpH=b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和,則a+b=13C.pH=10的Ba(OH)2溶液和pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=10.7(已知lg2=0.3)D.pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合后所得溶液顯中性,答案,解析,一,二,三,三、電解質(zhì)溶液中微粒濃度的關(guān)系例3(2018安徽安慶模擬)25℃時(shí),某溶液中只含有Na+、H+、OH-、A-四種離子。下列說(shuō)法正確的是()A.對(duì)于該溶液,一定存在pH≥7B.若c(OH-)>c(H+),則溶液中不可能存在:c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)C.若溶液中c(A-)=c(Na+),則溶液一定呈中性D.若溶質(zhì)為NaA,則溶液中一定存在:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+),答案,解析,一,二,三,解題指導(dǎo)電解質(zhì)溶液中離子濃度關(guān)系的判斷:(1)兩個(gè)理論依據(jù):①弱電解質(zhì)電離理論:電離粒子的濃度大于電離生成離子的濃度。②水解理論:水解粒子的濃度大于水解生成離子的濃度。(2)三個(gè)守恒關(guān)系:①電荷守恒:溶液中陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)。②物料守恒:物料守恒也就是元素守恒,變化前后某元素的原子個(gè)數(shù)守恒。③質(zhì)子守恒:由水電離出的c(H+)等于由水電離出的c(OH-)。,一,二,三,一,二,三,2.兩種形式:(1)等式:對(duì)于等式通常有兩個(gè),即電荷守恒、物料守恒,一些復(fù)雜的等式往往是對(duì)兩個(gè)守恒關(guān)系式經(jīng)過(guò)變形得到的,或綜合某些所給已知條件得到的。(2)不等式:對(duì)于不等式,要具體分析溶液中的各種電離方程式、水解方程式、溶液的酸堿性。3.兩個(gè)注意:(1)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對(duì)該離子的影響。(2)混合溶液中各離子濃度的比較要綜合考慮電離因素、水解因素等。,一,二,三,對(duì)點(diǎn)訓(xùn)練3(2016全國(guó)Ⅲ)下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說(shuō)法正確的是(),答案,解析,