专题14 电解质溶液-【提分突破】备战2023年高考化学核心考点归纳与最新模拟测试 (全国通用）

专题14 电解质溶液 【核心考点梳理】 考点一、强酸(碱)和弱酸(碱)稀释图像 1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 分析：加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 分析：加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 2．相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸 分析：加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 分析：加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 3．pH与稀释倍数的线性关系 分析：(1)HY为强酸、HX为弱酸 (2)a、b两点的溶液中：c(X－)＝c(Y－) (3)水的电离程度：d＞c＞a＝b 分析：(1)MOH为强碱、ROH为弱碱 (2)c(ROH)＞c(MOH) (3)水的电离程度：a＞b 3．理解电解质溶液中的两个“微弱”： (1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 4．掌握三种守恒 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 (3)质子守恒规律 质子守恒是指电解质溶液中的粒子电离出氢离子（H+）总数等于粒子接受的氢离子（H+）总数加上游离的氢离子（H+）数。或者理解为电解质溶液中分子或离子得到或失去的质子的物质的量应相等。质子守恒公式的意义是由水电离出的H+数目（或浓度）永远等于由水电离出的OH－的数目（或浓度），这是对质子守恒的另一角度的表述。质子守恒可由电荷守恒和物料守恒推导出来。 如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下： 由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。 考点二、正态分布图 分布系数图及分析[分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线] 一元弱酸 (以CH3COOH为例) 二元酸 (以草酸H2C2O4为例) δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数 δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2O分布系数、δ2为C2O分布系数 随着pH增大，溶质分子浓度不断减小，离子浓度逐渐增大，酸根离子增多。根据分布系数可以书写一定pH时所发生反应的离子方程式 同一pH条件下可以存在多种溶质微粒。根据在一定pH的微粒分布系数和酸的浓度，就可以计算各成分在该pH时的平衡浓度 考点三、平衡常数(Kw、Ksp)曲线 (1)双曲线型 不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线 常温下，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线[Ksp＝9×10－6] (1)A、C、B三点均为中性，温度依次升高，Kw依次增大 (2)D点为酸性溶液，E点为碱性溶液，Kw＝1×10－14 (3)AB直线的左上方均为碱性溶液，任意一点：c(H＋)＜c(OH－) (1)a、c点在曲线上，a→c的变化为增大c(SO)，如加入Na2SO4固体，但Ksp不变 (2)b点在曲线的上方，Qc＞Ksp，将会有沉淀生成 (3)d点在曲线的下方，Qc＜Ksp，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO4 (2)直线型(pM－pR曲线) pM为阳离子浓度的负对数，pR为阴离子浓度的负对数 ①直线AB上的点：c(M2＋)＝c(R2－)； ②溶度积：CaSO4＞CaCO3＞MnCO3； ③X点对CaCO3要析出沉淀，对CaSO4是不饱和溶液，能继续溶解CaSO4； ④Y点：c(SO)＞c(Ca2＋)，二者的浓度积等10－5；Z点：c(CO)＜c(Mn2＋)，二者的