高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)考點(diǎn)研習(xí)課件124水溶液中的離子平衡-wenkub
2023-01-23 13:53:00 本頁(yè)面
【正文】 子積常數(shù)為Kw， 該溫度下 ， 將濃度為 a mol (3)相同濃度的 HCl和 CH3COOH分別與相同大小顆粒的鋅粒反應(yīng)比較反應(yīng)速率。 L－ 1， c ( C a2 ＋) c2(F－) ＝ 10－ 10 K sp ( C a F 2 ) ，有沉淀產(chǎn)生 1． 弱電解質(zhì)的電離平衡的分析方法 (1)對(duì)于弱電解質(zhì)的電離平衡 ， 應(yīng)該像分析化學(xué)平衡一樣 ， 認(rèn)真把握電離平衡的五個(gè)特征 ， 運(yùn)用勒夏特列原理 。 CH3COOH酸性較弱，則 CH3COO－ 水解程度較大，故等濃度的CH3COONa和 NaSCN溶液中 c(CH3COO－ )c(SCN－ )。 (3) 10－ 3 molL－ 1CH3COOH溶液和 20 mL mol第 4講 水溶液中的離子平衡 [例 1] 已知： ① 25 ℃ 時(shí) ， 弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)： Ka(CH3COOH)＝ 10－ 5， Ka(HSCN)＝ ；難溶電解質(zhì)的密度積常數(shù)： Ksp(CaF2)＝ 10－ 10。L－ 1HSCN溶液分別與 20 mL molL－ 1 HF溶液與 10－ 4 mol [ 答案 ] ( 1 ) H S C N 的酸性比 CH 3 C O O H 強(qiáng)，其溶液中 c (H＋) 較大，故其溶液與 N a H C O 3 溶液的反應(yīng)速率較快 ( 2) 1 0－ ( 或 10－ 4) K a ＝c （ H＋） (2)重點(diǎn)分析當(dāng)改變?nèi)芤褐心骋浑x子的濃度后 ， 平衡向哪個(gè)方向移動(dòng) ， 特別注意的是 向弱電解質(zhì)溶液中加酸或堿： ① 牢記加強(qiáng)酸抑制弱酸的電離 ， 加強(qiáng)堿抑制弱堿的電離 ， 但是加入的物質(zhì)的離子濃度會(huì)增大； ② 加入酸或堿后如果能發(fā)生中和反應(yīng) ，被中和的離子的濃度會(huì)減小 。 (4)相同 pH，相同體積的 HCl和CH3COOH與足量的鋅粒反應(yīng)， CH3COOH產(chǎn)生的氫氣多。L－ 1的一元酸 HA與 b mol c ( O H－) ＝ Kw，因?yàn)?c (H＋) ＝ Kw m o l L－ 1的一組醋酸、醋酸鈉混合溶液，溶液中 c(CH3COOH)、c(CH3COO－ )與 pH的關(guān)系如圖所示。 據(jù)電荷守恒得 ， 溶液中 c(Na＋ )＋ c(H＋ )＝ c(CH3COO－ )＋ c(OH－ )， W點(diǎn)時(shí) ， c(CH3COOH)＝ c(CH3COO－ )， 故 B正確 。 [答案 ] BC 1． 影響鹽類水解的因素 (1)內(nèi)因：有弱就水解 ， 無(wú)弱不水解 ，誰(shuí)弱誰(shuí)水解 ， 越弱越水解； ( 2 ) 外因：??????? 溶液的濃度：越稀水解程度越大溫度：越高水解程度越大溶液 pH ：抑制或促進(jìn)，視具體情況而定其他離子：抑制或促進(jìn)，視具體情況而定 2． 比較溶液中離子濃度大小的方法 (1)牢記兩個(gè) “ 較小 ” ① 弱電解質(zhì)一般電離程度較小 0． 1 mol c(Na＋ )＝ 2[c(CO )＋ c(HCO )＋ c(H2CO3)] ③ 質(zhì)子守恒規(guī)律 即 H2O電離的氫離子和氫氧根離子濃度相等。L－ 1乙酸鈉溶液混合后所得溶液中： c(Cl － ) ＝c(CH3COO－ ) 解析： 結(jié)合守恒思想 (電荷守恒 、 原子守恒 )分析 、 解決相關(guān)問(wèn)題 。 pH為 2的鹽酸中 ， c(OH－ )＝ 10－ 12 molL－ 1乙酸鈉溶液等體積混合 ， 恰好發(fā)生反應(yīng)： CH3COONa＋ HCl===CH3COOH＋ NaCl， 生成的 CH3COOH部分電離 ， 則有 c(Cl－ )c(CH3COO－ )， D項(xiàng)錯(cuò)誤 。 Ksp， CaCO3＝ 10－ 9 Ksp， MgCO3＝ 10－6 Ksp， Ca(OH)2＝ 10－ 6 Ksp， Mg(OH)2＝ 10－ 12 下列說(shuō)法正確的是 ( ) A． 沉淀物 X為 CaCO3 B． 濾液 M中存在 Mg2＋ ， 不存在 Ca2＋ C． 濾液 N中存在 Mg
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