（浙江專用）2019年高考化學(xué)大二輪復(fù)習(xí) 專題四 化學(xué)反應(yīng)原理 13 溶液中的離子反應(yīng)課件.ppt

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1、第13講 溶液中的離子反應(yīng),重點梳理,精選例題,考點一 溶液中的平衡,1.電離平衡與水解平衡的比較,重點梳理,精選例題,重點梳理,精選例題,2.平衡常數(shù),重點梳理,精選例題,重點梳理,精選例題,答案,解析,(20184浙江選考)下列物質(zhì)溶于水后溶液顯酸性的是( ) A.KCl B.Na2O C.NH4Cl D.CH3COONa,重點梳理,精選例題,跟蹤訓(xùn)練 為證明醋酸是弱電解質(zhì),下列方法不正確的是( ) A.測定0.1 molL-1醋酸溶液的pH B.測定0.1 molL-1 CH3COONa溶液的酸堿性 C.比較濃度均為0.1 molL-1鹽酸和醋酸溶液的導(dǎo)電能力 D.比較相同物質(zhì)的量濃度的

2、NaOH溶液和醋酸溶液恰好反應(yīng)完全時消耗兩溶液的體積,答案,解析,重點梳理,精選例題,規(guī)律小結(jié) 強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷方法(以強(qiáng)酸、弱酸的判斷為例) (1)6個實驗。 “三個對比”實驗: ①等濃度強(qiáng)酸、弱酸溶液的導(dǎo)電性實驗。 ②測定等濃度強(qiáng)酸、弱酸溶液與活潑金屬反應(yīng)速率的快慢。 ③測定等體積、等pH強(qiáng)酸、弱酸溶液與活潑金屬反應(yīng)生成H2量的多少。,重點梳理,精選例題,“三個獨立”實驗: ①含酚酞的NaA溶液的水解平衡移動實驗。 ②測定NaA溶液的pH的實驗。 ③一定pH的HA溶液稀釋一定倍數(shù)后pH的變化實驗。 (2)2種典型方法。 ①測鈉鹽NaA溶液的pH,若pH>7,則說明HA為弱酸。 ②測一定物

3、質(zhì)的量濃度的HA溶液的pH,如0.01 molL-1 HA溶液的pH>2,則說明HA為弱酸。,重點梳理,精選例題,考點二 溶液的酸堿性 1.pH計算的一般思維模型,重點梳理,精選例題,2.“中和滴定”?？键c (1)“考”實驗儀器 酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵架臺)、錐形瓶。其中常考的是滴定管,如正確選擇滴定管(包括量程),滴定管的檢漏、洗滌和潤洗,滴定管的正確讀數(shù)方法等。 (2)“考”操作步驟 ①滴定前的準(zhǔn)備:查漏、洗滌、潤洗、充液(趕氣泡)、調(diào)液面、讀數(shù);②滴定:移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數(shù);③計算。,重點梳理,精選例題,(3)“考”指示劑的選擇 ①強(qiáng)酸、強(qiáng)堿相互滴定,可選用

4、甲基橙或酚酞;②若反應(yīng)生成的強(qiáng)酸弱堿鹽溶液呈酸性,則選用酸性變色范圍的指示劑(甲基橙),若反應(yīng)生成的強(qiáng)堿弱酸鹽溶液呈堿性,則選用堿性變色范圍的指示劑(酚酞);③石蕊溶液因顏色變化不明顯,且變色范圍過寬,一般不選作指示劑。 (4)“考”誤差分析 寫出計算式,分析操作對V標(biāo)的影響,由計算式得出對最終測定結(jié)果的影響,切忌死記硬背結(jié)論。此外對讀數(shù)視線問題要學(xué)會畫圖分析。 (5)“考”數(shù)據(jù)處理 正確“取舍”數(shù)據(jù),計算“平均”體積,根據(jù)反應(yīng)式確定標(biāo)準(zhǔn)液與待測液濃度和體積的關(guān)系,從而列出公式進(jìn)行計算。,重點梳理,精選例題,(20184浙江選考)相同溫度下,關(guān)于鹽酸和醋酸兩種溶液的比較,下列說法正確的是( )

5、 A.pH相等的兩溶液中:c(CH3COO-)=c(Cl-) B.分別中和pH相等、體積相等的兩溶液,所需NaOH的物質(zhì)的量相同 C.相同濃度的兩溶液,分別與金屬鎂反應(yīng),反應(yīng)速率相同 D.相同濃度的兩溶液,分別與NaOH固體反應(yīng)后呈中性的溶液中(忽略溶液體積變化):c(CH3COO-)=c(Cl-),答案,解析,重點梳理,精選例題,跟蹤訓(xùn)練 1.(2018嘉興二模)常溫下,濃度均為0.1 molL-1的NaOH溶液和氨水,下列說法正確的是( ) A.氨水的pH大于NaOH溶液的pH B.加水稀釋,氨水中所有離子的濃度均減小 C.c(NH3H2O)+c( )=c(Na+) D.中和等體積該Na

6、OH溶液和氨水所需鹽酸的量不同,答案,解析,重點梳理,精選例題,2.常溫下,向100 mL 0.01 molL-1的HA溶液中逐滴加入0.02 molL-1的MOH溶液,圖中所示曲線表示混合溶液的pH變化情況(體積變化忽略不計)?；卮鹣铝袉栴}: (1)由圖中信息可知HA為 酸 (填“強(qiáng)”或“弱”),理由是 。 (2)常溫下一定濃度的MA稀溶液的pH=a,則a 7(填“>”“”“c(OH-)>c(H+) (4)= 0.005 解析: (1)由圖像可知0.01 molL-1的HA溶液的pH=2,說明HA完全電離,故其為強(qiáng)酸。(2)由圖像可知向100 mL 0.01 molL-1的HA溶液中滴

7、加51 mL 0.02 molL-1的MOH溶液,混合溶液pH=7,說明MOH是弱堿,故MA是強(qiáng)酸弱堿鹽,M+水解使溶液顯酸性,溶液中的H+全部是由水電離出的,故由水電離出的c(OH-)=110-a molL-1。(3)K點時為100 mL 0.01 molL-1的HA溶液與100 mL 0.02 molL-1的MOH溶液混合,反應(yīng)后的溶液為等物質(zhì)的量濃度的MA和MOH的混合溶液,故溶液中c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。(4)K點所對應(yīng)的溶液中,由物料守恒得,c(M+)+c(MOH)=2c(A-),由電荷守恒得,c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),故c(MOH)

8、+c(OH-)=c(A-)+c(H+)≈c(A-)=0.005 molL-1。,重點梳理,精選例題,規(guī)律小結(jié) 1.等濃度等體積一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性”,重點梳理,精選例題,2.室溫下,已知pH之和的酸、堿溶液等體積混合 (1)兩強(qiáng)混合 ①若pH之和等于14,則混合后溶液顯中性,pH=7。 ②若pH之和大于14,則混合后溶液顯堿性,pH>7。 ③若pH之和小于14,則混合后溶液顯酸性,pH<7。 (2)一強(qiáng)一弱混合——“誰弱顯誰性” pH之和等于14時,一元強(qiáng)酸和一元弱堿溶液等體積混合呈堿性;一元弱酸和一元強(qiáng)堿溶液等體積混合呈酸性。,重點梳理,精選例題,考點三 溶液

9、中離子濃度的比較 1.分析溶液中離子濃度關(guān)系的“五大依據(jù)”——兩類平衡、三大守恒 (1)電離平衡 ①弱電解質(zhì)的電離是微弱的;②多元弱酸分步電離,逐級減弱。 (2)水解平衡 ①鹽類的水解是微弱的;②多元弱酸根逐步水解,逐級減弱; ③弱酸弱堿鹽的水解,弱酸酸性相對較強(qiáng)時,溶液呈酸性;弱酸酸性相對較弱時,溶液呈堿性。 (3)電荷守恒 在電解質(zhì)溶液中,陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等,溶液呈電中性。如Na2CO3溶液中,重點梳理,精選例題,(4)原子守恒(即物料守恒) 在電解質(zhì)溶液中,由于電離或水解因素,離子會發(fā)生變化,變成其他離子或分子等,但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不

10、會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na)∶n(C)=1∶1,可推出: (5)質(zhì)子守恒 溶液中水所電離出來的H+與OH-的濃度相等。如NaHCO3溶液中,重點梳理,精選例題,2.解答離子濃度比較題目的流程,重點梳理,精選例題,(20184浙江選考)在常溫下,向10 mL濃度均為0.1 molL-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 molL-1的鹽酸,溶液pH隨鹽酸加入體積的變化如圖所示。,答案:B,重點梳理,精選例題,重點梳理,精選例題,重點梳理,精選例題,跟蹤訓(xùn)練 (2018溫州六校期末)25 ℃時,H3A水溶液(一種酸溶液)中含A的各種粒子的分布分?jǐn)?shù)(平衡時某種粒子的濃度占各種粒

11、子濃度之和的分?jǐn)?shù)(α)與pH的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是( ),重點梳理,精選例題,A.根據(jù)圖可得Ka1(H3A)≈10-7 B.將等物質(zhì)的量的NaH2A和Na2HA混合物溶于水,所得的溶液中α(H2A-)=α(HA2-) C.以酚酞為指示劑(變色范圍:pH為8.2~10.0),將NaOH溶液逐滴加入H3A溶液中,當(dāng)溶液由無色變?yōu)闇\紅色時停止滴加,則生成NaH2A D.在上述含A的各種粒子的體系中,若c(H2A-)+5c(A3-)+c(OH-)=c(H+),則溶液pH為11.5,答案,解析,重點梳理,精選例題,規(guī)律小結(jié) 巧抓“四點”,突破“粒子”濃度關(guān)系 (1)抓反應(yīng)“一半”點,判斷是什么溶質(zhì)的等量混合。 (2)抓“恰好”反應(yīng)點,生成什么溶質(zhì),溶液的酸堿性,是什么因素造成的。 (3)抓溶液“中性”點,生成什么溶質(zhì),哪種反應(yīng)物過量或不足。 (4)抓反應(yīng)“過量”點,溶質(zhì)是什么,判斷誰多、誰少還是等量。,