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十电解质溶液1.弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和pH的计算是高考化学中的热点,题目的考查点基于基础知识但突出能力要求,经常与其他部分知识(如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计算等)联系在一起考查。考生在备考时要加强知识之间的联系与渗透,将相关题目形成题组,锻炼思维的发散性与灵活性。2.溶液中的三大平衡——电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成为高考化学中的热点内容。考生复习时要紧扣平衡移动的判断条件,抓住各个平衡的自身特点和规律。3.化学平衡常数是近几年高考的热点内容,电解质溶液中的四大平衡常数同样是高考出题的热点,它把化学理论的学习从定性提升到定量水平,从而拓宽了问题研究的视野。四大平衡常数涉及的考点主要有电解质相对强弱的判断、离子浓度的变化或定量计算、pH的计算、水解平衡的强弱判断或粒子浓度的大小比较、难溶电解质的溶解平衡的判断及计算等。考生在复习时应分类突破,再做好综合训练,以达到高效解题的目的。4.中和滴定是中学化学的重要实验,也是高考的热点,作为选择题出现时通常是给出中和滴定曲线,再以滴定各个阶段溶液的混合情况来考查电解质溶液中的规律;作为非选择题出现时,往往考查中和滴定实验的迁移应用,即氧化还原滴定和沉淀滴定,命题情景一般是工业生产中产品含量的测定,要求考生利用反应规律进行判断,利用反应关系式进行计算。考生在复习时要多熟悉该类题型,熟练掌握中和滴定的实验步骤及注意事项,并学会迁移应用,掌握氧化还原滴定、沉淀滴定的反应原理。5.高考命题热点主要有影响弱电解质电离平衡的因素,通过图像分析强、弱电解质,电离常数和电离度,比较微粒浓度大小和pH的计算等,命题有时会与水解相结合增加试题的难度。考生在备考时要抓住解决电解质溶液有关问题的法宝——“三大守恒”(电荷守恒、质子守恒、物料守恒),结合其他化学知识来解题。1.抓住“四因素”突破弱电解质电离平衡的移动(1)溶液加水稀释:弱电解质溶液的浓度越小,电离程度越大。(2)加热:电离是吸热过程,加热使电离平衡向右移动,溶液中弱电解质分子数减小,离子浓度增大。(3)同离子效应:当向弱电解质溶液中加入的物质产生与弱电解质相同的离子时,电离平衡向左移动,弱电解质的电离程度减小。(4)加入能反应的物质:当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时,电离平衡向右移动,参加反应的离子浓度减小,其他离子的浓度增大。2.电离常数的4大应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离常数越大,酸性(或碱性)越强。(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离常数越大,对应的盐水解程度越小,碱性(或酸性)越弱。(3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”规律。(4)判断微粒浓度比值的变化。弱电解质加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离常数不变,题目中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。如把0.1mol·L-1CH3COOH溶液加水稀释,𝑐(CH3𝐶𝑂O-)𝑐(CH3𝐶𝑂𝑂𝐻)=𝑐(CH3𝐶𝑂O-)·𝑐(H+)𝑐(CH3𝐶𝑂𝑂𝐻)·𝑐(H+)=𝐾a𝑐(H+),稀释时,c(H+)减小,K值不变,则𝑐(CH3𝐶𝑂O-)𝑐(CH3𝐶𝑂𝑂𝐻)变大。3.溶液pH计算的整体思路4.巧抓“5点”突破中和滴定图像题解决酸碱中和滴定曲线类问题的关键是巧抓“5点”,即曲线的起点、恰好反应点、中性点、反应一半点和过量点,先判断出各个点对应的溶质及溶液的酸碱性,以室温时用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液为例(如图),总结如何抓住滴定曲线的5个关键点:关键点离子浓度关系原点(点①)原点为HA的单一溶液,0.1mol·L-1HA溶液pH1,说明HA是弱酸;c(HA)c(H+)c(A-)c(OH-)反应一半点(点②)两者反应形成等物质的量的NaA和HA混合液,此时溶液pH7,说明HA的电离程度大于A-的水解程度,c(A-)c(Na+)c(HA)c(H+)c(OH-)中性点(点③)此时溶液pH=7,溶液呈中性,酸没有完全被中和,c(Na+)=c(A-)c(HA)c(H+)=c(OH-)恰好完全反应点(点④)此时二者恰好完全反应,生成的NaA为强碱弱酸盐,溶液呈碱性,c(Na+)c(A-)c(OH-)c(HA)c(H+)过量点(点⑤)此时,NaOH溶液过量,得到NaA与NaOH等物质的量的混合液,溶液显碱性,c(Na+)c(OH-)c(A-)c(H+)5.溶液中粒子浓度大小的比较6.“三法”突破沉淀溶解平衡(1)沉淀能否生成或溶解的判断方法通过比较溶度积与非平衡状态下溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀生成或溶解的情况:QcKsp,溶液过饱和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液饱和,沉淀的生成与溶解处于平衡状态;QcKsp,溶液未饱和,无沉淀析出。(2)沉淀的转化方法沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动,非氧化还原类离子反应都是向离子浓度减小的方向移动,从溶解角度来说,一般是易溶物质转化成微溶物质,微溶物质转化为难溶物质。有些金属硫化物(如CuS、HgS等)溶度积特别小,在饱和溶液中这些金属硫化物不能溶于非氧化性强酸,只能溶于氧化性酸,c()减小,可达到沉淀溶解的目的。S2−(3)溶度积(Ksp)与溶解能力关系的突破方法溶度积(Ksp)反映了电解质在水中的溶解能力,对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp的数值越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强;但对于阴阳离子个数比不同的电解质,不能通过直接比较Ksp数值大小的方法判断溶解能力。(4)解沉淀溶解平衡图像题的三步骤第一步:明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。第二步:理解图像中线上点、线外点的含义。(1)以氯化银为例,在该沉淀溶解平衡图像上,曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态,此时Qc=Ksp。在温度不变时,无论改变哪种离子的浓度,另一种离子的浓度只能在曲线上变化,不会出现在曲线以外。(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液,此时QcKsp。(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液,此时QcKsp。第三步:抓住Ksp的特点,结合选项分析判断。(1)溶液在恒温蒸发时,离子浓度的变化分两种情况:①原溶液不饱和时,离子浓度都增大;②原溶液饱和时,离子浓度都不变。(2)溶度积常数只是温度的函数,与溶液中溶质的离子浓度无关,在同一曲线上的点,溶度积常数相同。7.四大平衡常数的应用(1)化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数;2.由平衡常数计算初始(或平衡)浓度;3.计算转化率(或产率);4.应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。对策从基础的地方入手,如速率计算、“三段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等,这些都与化学平衡常数密不可分(严格地讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡,是在溶液中进行的特定类型的平衡),要在练习中多反思,提高应试能力。(2)电离常数常考题型1.直接求电离常数;2.由电离常数求弱酸(或弱碱)的浓度;3.由Ka或Kb求pH。对策试题一般难度不大,是在化学平衡基础上派生出来的。注意平衡体系中同种离子的浓度是同一个浓度,当两个量相加或相减时,若相差100倍以上,要舍弃小的数据进行近似处理。(3)水的离子积常数常考题型1.计算温度高于室温时的KW;2.通过KW的大小比较相应温度的高低;3.溶液中c(H+)与c(OH-)的相互换算;4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算。对策KW只与温度有关,升高温度,KW增大;在稀溶液中,c(H+)·c(OH-)=KW,其中c(H+)、c(OH-)是溶液中的H+、OH-的浓度;水电离出的H+数目与OH-数目相等。(4)难溶电解质的溶度积常数常考题型1.溶解度与Ksp的相关转化与比较;2.沉淀先后的计算与判断;3.沉淀转化的相关计算;4.金属阳离子沉淀完全的pH及沉淀分离的相关计算;5.与其他平衡(如氧化还原平衡、络合平衡)的综合计算;6.数形结合的相关计算等。对策应用Ksp数值大小比较物质的溶解度大小时,只有在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能直接比较;在判断沉淀的生成或转化时,先计算Qc的值,若Qc大于Ksp,沉淀可生成或转化为相应难溶物质;利用Ksp可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数。【典例】(2018·全国3,12)用0.100mol·L-1AgNO3溶液滴定50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是()A.根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为10-10B.曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同实验条件下,若改为0.0400mol·L-1Cl-,反应终点c移到aD.相同实验条件下,若改为0.0500mol·L-1Br-,反应终点c向b方向移动【解析】本题应该从题目所给的图像入手,寻找特定数据判断题目中沉淀滴定的具体过程。注意:横坐标是加入的硝酸银溶液的体积,纵坐标是氯离子浓度的负对数。选取横坐标为50mL的点,此时向50mL0.05mol·L-1的Cl-溶液中,加入了50mL0.1mol·L-1的AgNO3溶液,所以计算出此时溶液中过量的Ag+的浓度为0.025mol·L-1(按照银离子和氯离子1∶1沉淀,同时不要忘记溶液体积变为原来的2倍),由图示得到此时Cl-的浓度约为1×10-8mol·L-1(实际稍小),所以Ksp(AgCl)约为0.025×10-8=2.5×10-10,所以其数量级为10-10,A正确;由于Ksp(AgCl)极小,所以向溶液中滴加硝酸银溶液就会有沉淀析出,溶液一直是氯化银的饱和溶液,所以c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl),B正确;滴定的过程是用硝酸银溶液滴定氯离子,所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定,将50mL0.05mol·L-1的Cl-溶液改为50mL0.04mol·L-1的Cl-溶液,此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍,所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍,因此应该由c点的25mL变为25×0.8mL=20mL,而a点对应的AgNO3溶液的体积是15mL,C错误;卤化银从氟化银到碘化银的溶解度逐渐减小,Ksp(AgCl)应该大于Ksp(AgBr),将50mL0.05mol·L-1的Cl-溶液改为50mL0.05mol·L-1的Br-溶液,这是将溶液中的氯离子换为等物质的量的溴离子,因为银离子和氯离子或溴离子都是1∶1[n(Ag+)∶n(Cl-)=1∶1或n(Ag+)∶n(Br-)=1∶1]沉淀,所以滴定终点的横坐标不变,但是因为溴化银更难溶,所以到达滴定终点时,溴离子的浓度应该比终点时氯离子的浓度更小,所以有可能由c点变为b点,D正确。【答案】C【易错分析】沉淀滴定时滴定终点的确定:既要根据二者之间的浓度确定恰好反应时的体积(即确定横坐标的位置);又要根据所给沉淀的溶解度或Ksp,确定滴定终点时溶液中离子浓度的大小(即确定纵坐标的位置),这样就可以准确判断滴定终点在图像上的位置。