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专题九 电解质溶液 【知识回扣】 要点扫描 一、溶液的酸碱性和溶液的PH 1.一个基本不变 相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数基本不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。 2.两种测量方法 溶液的pH值可以用pH试纸测定（精确到整数，且只能在1~14的范围），也可以用pH计（精确到0.1）测定。 3.三个重要比较 水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是常温下这三种溶液的比较[来源:Z_xx_k.Com] 溶液的酸碱性 c（H+）与c（OH—）比较 c（H+）大小 pH 酸性溶液 c（H+）＞c（OH—） c（H+）＞1×10－7 mol·L—1 ＜7 中性溶液 c（H+）=c（OH—） c（H+）＝1×10－7 mol·L—1 ＝7 碱性溶液 c（H+）＜c（OH—） c（H+）＜1×10－7 mol·L—1 ＞7 注意：在温度不确定时，溶液酸碱性与pH无必然联系。 4.溶液pH的三种计算方法 （1）公式法：由所给溶液的c（H+）与c（OH—），套用公式pH=—lg c（H+）即可。[来源:学。科。网] （2）稀释法：对于pH=a的酸，强酸稀释10n倍，pH=a+n；弱酸稀释10n，a＜pH ＜a+n；对于pH=b的碱，强碱稀释10n倍，pH=b—n；弱碱稀释10n，b＞pH ＞b—n。 注意：不论酸的强弱，无限稀释时pH均趋向于7，但酸仍显酸性，碱仍呈碱性。 （3）混合法：两强酸混合时，c（H+）混各组分H+的总物质的量与混合溶液总体积的比值，继而用pH=—lgc（H+）计算；两强碱溶液混合时，c（OH—）混等于等于各组分OH—的总物质的量与混合溶液总体积的比值，再通过离子积Kw得出H+浓度，再套pH公式即可。 二、盐类水解的规律 盐的类别 溶液酸碱性 实例 溶液中的弱电解质 c（H+）与c（OH—）比较 强酸弱碱盐 酸性 NH4NO3 NH3·H2O c（H+）＞c（OH—） 弱酸强碱盐 碱性 NaHCO3 H2CO3 c（H+）＜c（OH—） 强酸强碱盐 中性 KNO3 无 c（H+）=c（OH—） 可以归纳为“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性”。 三、微粒浓度大小比较 进行溶液中微粒浓度大小比较的关键是写出溶液中最终溶质的电离和水解，通过观察列出物料守恒、电荷守恒和质子守恒关系式，由已知条件，慎重筛选选项。 直击高考 1．已知常温下CH3COOH的电离平衡常数为K。该温度下向 20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，其pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下 列说法中不正确的是 (　　) A．a点表示的溶液中c(CH3COO－)略小于10－3 mol·L－1 B．b点表示的溶液中c(CH3COO－)c(Na＋) C．c点表示CH3COOH和NaOH恰好反应完全 D．b、d点表示的溶液中c?CH3COO－?·c?H＋?c?CH3COOH?均等于K 2．根据下表提供的数据，下列判断正确的是 (　　) 化学式 电离常数 HF Ka＝3.5×10－4 H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 HClO Ka＝3.2×10－8 A.同温同浓度下，溶液的pH值：NaFNaClONa2CO3 B．结合H＋的能力：ClO－CO2－3F－ C．碳酸钠溶液中加入少量氢氟酸的离子方程式：CO2－3＋2HF===2F－＋H2O＋CO2↑ D．次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：ClO－＋CO2＋H2O===HCO－3＋HClO 3.常温下，稀释0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，右图中的纵坐标可以表示(　　) A．CO2－3的水解平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中HCO－3离子数 D．溶液中c(CO2－3) 4．有3种溶液①0.01 mol·L－1醋酸；②0.02 mol·L－1醋酸与0.02 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后的溶液；③0.04 mol·L－1醋酸与0.02 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后的溶液。下列说法不正确的是 (　　) A．3种溶液中pH最小的是① B．②和③溶液中所含微粒种类相同 C．3种溶液中c(CH3COO－)大小顺序是③②① D．向②中加少量的CH3COONa固体则c?CH3COO－?c?Na＋?减小 5．常温下，下列关于电解质溶液的叙述中不正确的是 (　　) A．等物质的量浓度、等体积的氨水和盐酸混合后，c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(Cl－)＋c(OH－) B．等物质的量浓度、等体积的醋酸溶液与氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液的pH＝7 C．等物质的量