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1、2013年高考化學 易錯點查缺補漏及規(guī)范答題 第05天 電解質溶液（綜合） ?易錯題查找 【易錯題】（2012皖南八校第一次聯考）13．下列關系式正確的是 A． 常溫下PH=2的甲酸與pH=12的燒堿溶液等體積混合：c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+) B．0.1mol/LNa3PO4溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4) C．Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復至原溫度，所有離子濃度均減小 D．1L 0.3mol ? L-1NaOH溶液吸收標準狀況下4. 48L CO2 ：c(Na+)>c(CO32-)>

2、c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+) ?查缺行動 【知識補缺】 1、有關強酸、強堿混合的相關規(guī)律總結 將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)∶c(OH－)、V堿∶V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25 ℃)：因c(H＋)酸·V酸＝c(OH－)堿·V堿，故有＝。在堿溶液中c(OH－)堿＝，將其代入上式得：c(H＋)酸·c(H＋)堿＝，兩邊取負對數得：pH酸＋pH堿＝14－lg ?，F具體舉例如下： V酸∶V堿 c(H＋)∶c(OH－) pH酸＋pH堿 10∶1 1∶10 15 1∶1 1∶1 14 1∶10 10∶1 13 m∶n n

3、∶m 14＋lg() 2、溶液中離子濃度大小的比較規(guī)律 (1)多元弱酸溶液，根據多步電離分析，如在H3PO4溶液中，c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)。 (2)多元弱酸的正鹽溶液根據弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。 (3)不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對其影響。如在相同物質的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。c(NH)由大到小的順序是③＞①＞②。 (4)混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析。有關規(guī)律如下： ①電荷守恒規(guī)律：電解質溶液中，

4、不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 ②物料守恒規(guī)律：電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但原子總數是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 ③質子守恒規(guī)律：質子守恒是指電解質溶液中粒子電離出的氫離子(H＋)數等于粒子接受的氫離子(H＋)數加游

5、離的氫離子(H＋)數。如Na2S水溶液中的質子轉移可用圖表示如下： 由上圖可得Na2S水溶液中質子守恒式可表示為： c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒與物料守恒推導得到。 【方法補缺】 判反應 寫平衡 列等式 兩溶液混合是否發(fā)生反應 寫出溶液中所有平衡（電離平衡、水解平衡） 根據電荷守恒、物料守恒、質子守恒列式 弄清真實組成 分主次 根據溶液中存在的平衡和題給條件，結合平衡的有關規(guī)律，分析哪些平衡進行的程度相對大一些，哪些平衡進行的程度相對小一些，再依此

6、比較出溶液各粒子濃度的大小。 ?及時補漏 【補漏1】（2012淮北一模）13．下列敘述正確的是 A．10 mL 0.1 mol·L-1NH4C1溶液與5 mL、0.2 mol·L-1NaOH溶液混合： c(Na+)=c(C1-)>c(OH-)>c(NH4+)>c(H+) B．0.1 mol．L-1 pH=4的NaHB的溶液中，c(Na+) >c(HB- )> c(H2 B)＞c(B2-) C．常溫時，NaHCO3溶液中：c(Na+)= c(HCO3-) +c(H2 CO3) D．相同條件下，pH=5的①NH4 C1溶液、②CH3 COOH溶液、③稀鹽酸中由水電離出的c

7、(H+)：①>②>③ 【答案】A 【解析】B、HB-的電離程度大于水解程度，所以正確順序為c(Na+)>c(HB－)>c (B2－)> c (H2B)；C、正確的物料守恒為c(Na+)= c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)；D、CH3COOH溶液和稀鹽酸對水的抑制程度相同，NH4Cl溶液對水的電離促進，所以順序為①>②=③。 【考點定位】考查電解質溶液，涉及單一溶液和混合溶液離子濃度大小判斷。 【易錯點分析】A、混合后發(fā)生反應，恰好為NH3·H2O，只需考慮電離；B、既存在電離又存在水解，溶液呈酸性，電離大于水解；C、列關系中要把所有關系，全部列出，才能正確寫出等式關

8、系；D、對水電離促進和抑制的理解。 【補漏2】（2012蚌埠三模）13．室溫時，下列各表述與示意圖一致的是 ( ) A．圖甲表示在純水中加入0.01 moL·L-1NaOH溶液，Kw與NaOH溶液體積變化關系 B．圖乙表示將1 mol·L-1 CH3COONa溶液加水稀釋，溶液中與水的體積的變化關系 C．圖丙表示0.1mol·L-1NH3·H2O加水稀釋，溶液中與水的體積的變化關系 D．圖丁表示100 mL pH=2的HCl和CH3COOH加水稀釋到1000mL時pH變化與水的體積的變化關系 【易錯點分析】該題易錯的地方主要是結合圖像，提高了試題的難度。在解題過程中看清

9、橫縱坐標和變化趨勢，形成對應。 【補漏3】(2012·浙江理綜，12)下列說法正確的是(　　)。 A．常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4 B．為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH＞7，則H2A是弱酸；若pH＜7，則H2A是強酸 C．用0.200 0 mol·L－1 NaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1 mol·L－1)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和 D．相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的①蒸餾水、②0.1 mol/L鹽酸、③0.1 mol/L氯化鎂溶液、④0.1

10、mol·L－1硝酸銀溶液中，Ag＋濃度：①＞④＝②＞③ 【答案】C 【解析】醋酸為弱酸，稀釋時會促進電離，稀釋10倍后溶液的pH小于4而大于3，A項錯誤；NaHA的水溶液呈堿性，說明HA－在溶液中水解，即H2A是弱酸，但若NaHA的水溶液呈酸性，可能是HA－的電離程度比HA－的水解程度大，而不能說明H2A能完全電離，也就不能說明H2A為強酸，B項錯誤；強酸與強堿溶液正好完全中和時，所得溶液的pH＝7，而強堿與弱酸正好完全中和時，溶液的pH＞7，若所得溶液的pH＝7說明堿不足，C項正確；Ag＋濃度最大是④，其次是①，最小是③，D項錯誤。 【補漏5】（2013“浙江六校”第一次聯考）下列說法

11、正確的是 A．室溫時某溶液的pH＜7，則該物質一定是酸或強酸弱堿鹽 B．已知室溫時，0.1mol·L-1某一元酸HA的電離平衡常數為1×10-7，則該酸的電離度約為0.01% C．0.02mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液等體積混合，則溶液中： 2c(H+) + c(CH3COOH) = 2 c(OH-) + c(CH3COO-) D．在溫度不變的條件下向CaSO4飽和溶液中加入Na2SO4溶液，CaSO4將會析出，但Ksp不會發(fā)生改變 【答案】C 【解析】A、也可能為酸式鹽，錯誤；B、Ka=，可以求出電離的HA濃度為1×10-4mol/L，故電離度為×100%=0.1%，錯誤；C、混合后等濃度的CH3COOH和CH3COONa溶液，有物料守恒有c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=2c(Na+)，電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，兩者可以解得答案中等式，正確；D、Ksp只與溫度有關，與濃度無關，正確。 【考點定位】考查電解質溶液，涉及弱電解質電離、鹽類水解、沉淀溶解平衡和三大守恒關系。