2016届高三化学二轮复习《难溶电解质的溶解平衡》(6份打包)

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物质在水溶液的行为作业1.8-1.9.doc 72.50 KB
第八章第2讲盐类的水解定1.3.doc 237.00 KB
第八章第3讲沉淀溶解平衡1.6.doc 265.77 KB
考 点 二沉淀溶解平衡的应用1.7.doc 113.50 KB
考 点 二盐类水解的应用1.4.doc 105.50 KB
考 点 三酸碱中和滴定1.5.doc 415.00 KB
  第2讲 盐类的水解 酸碱中和滴定
  [考纲展示]
  1.了解盐类水解的原理、影响盐类水解平衡的因素以及盐类水解的应用。 2.掌握酸碱中和滴定的原理、仪器、操作及数据分析和处理。 3.以上各部分知识的综合应用。
  考 点 一 盐类水解的原理、规律及影响因素
  一、盐类的水解“五要点”
  二、水解方程式的书写
  1.一般要求
  一般盐类水解程度很小⇨水解产物很少⇨气体(或沉淀)不标“↑”(或“↓”),
  易分解产物(如NH3•H2O等)
  不写其分解产物的形式
  例如:NH4Cl的水解离子方程式为□10______________。
  2.三种特殊类型的盐水解方程式的书写
  (1)多元弱酸盐水解:分步书写,以第一步为主。
  例如:Na2CO3的水解离子方程式为□11________________________________________。
  (2)多元弱碱盐水解:分步水解,但通常以总反应表示。
  例如:FeCl3的水解离子方程式为□12________________________。
  (3)阴、阳离子相互促进的水解:水解程度较大,书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。
  例如:Na2S与AlCl3混合时反应的离子方程式为□13________________________。
  三、影响盐类水解平衡的因素
  1.内因:物质自身的性质。形成盐的酸或碱越弱,其盐就越易水解。
  例如:水解程度:Na2CO3□14________Na2SO3,Na2CO3□15________NaHCO3。
  2.外因溶液的浓度:溶液越稀水解程度□16    温度:温度越高水解程度□17    外加酸或碱 酸:弱碱阳离子的水解程度□18     碱:弱酸根离子的水解程度□19    
  自我校对:
  □1水电离出来的H+或OH- □2弱电解质 □3弱酸的阴离子 □4弱碱的阳离子 □5H+ □6OH- □7电离平衡
  □8增大 □9酸碱中和 □10NH+4+H2O NH3•H2O+H+ □11CO2-3+H2O HCO-3+OH-、HCO-3+H2O H2CO3+OH- □12Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ □133S2-+2Al3++6H2O===3H2S↑+2Al(OH)3↓ □14> □15> □16越大 □17越大 □18减弱 □19减弱
  名师点拨
  (1)判断盐溶液的酸碱性,可根据形成盐的酸、碱的强弱来判断,即“谁强显谁性,两强呈中性”。
  (2)盐溶液浓度越小,水解程度越大,但溶液的酸(碱)性越弱;盐溶液浓度越大,水解程度越小,但溶液的酸(碱)性越强。
  (3)盐类的水解平衡与其他的化学平衡一样,也是动态平衡,其平衡移动规律也符合勒•夏特列原理,从温度、浓度方面去考虑即可正确判断。
  (2013•高考安徽卷)已知NaHSO3溶液显酸性,溶液中存在以下平衡:
  HSO-3+H2O H2SO3+OH-     ①
  HSO-3 H++SO2-3             ②
  向0.1 mol•L-1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质,下列有关说法正确的是(  )
  A.加入少量金属Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中[HSO-3]增大
  B.加入少量Na2SO3固体,则[H+]+[Na+]=[HSO-3] +[OH-]+12[SO2-3]
  C.加入少量NaOH溶液,[SO2-3][HSO-3]、[OH-][H+]的值均增大
  D.加入氨水至中性,则2[Na+]=[SO2-3]>[H+]=[OH-]
  [解析] 根据加入物质的性质判断平衡移动方向,进一步判断各选项结论是否正确。A.加入金属钠后,钠和水反应生成氢氧化钠,使平衡①左移,平衡②右移,移动的结果是[SO2-3]增大。可以利用极端分析法判断,如果金属钠适量,充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸钠,此时[HSO-3]很小,所以A项错误。B.依据电荷守恒判断,[SO2-3]前面的化学计量数应为2,即[H+]+[Na+]=[HSO-3]+[OH-]+2[SO2-3],所以B项错误。C.加入氢氧化钠溶液后,溶液酸性减弱,碱性增强,所以[OH-][H+]增大;平衡①左移,平衡②右移,最终[SO2-3]增大,[HSO-3]减小,所以[SO2-3][HSO-3]增大。D.加入氨水至溶液呈中性,即[H+]=[OH-],由电荷守恒知,其他离子存在如下关系:[Na+]+[NH+4]=2[SO2-3]+[HSO-3],所以D项错误。
  [答案] C
  [思维建模]—突破解题障碍•理清解题思路
  (1)强碱弱酸盐的水溶液不一定显碱性,如NaHSO3、NaH2PO4溶液显酸性。
  (2)利用平衡移动原理解释水解平衡移动的思维程序:
  第3讲 沉淀溶解平衡
  [考纲展示]
  1.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。 2.了解沉淀转化的本质。
  考 点 一 沉淀的溶解平衡
  一、含义
  在一定温度下的水溶液中,当沉淀□1__________和□2________的速率相等时,即建立了溶解平衡状态。
  二、建立过程
  固体溶质 溶液中的溶质
  v溶解□3    v沉淀,固体溶解v溶解□4    v沉淀,溶解平衡v溶解□5    v沉淀,析出晶体
  三、特征
  四、影响沉淀溶解平衡的因素
  1.内因
  难溶电解质本身的性质,这是决定因素。
  2.外因
  以AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) ΔH>0为例
  外界条件 移动方向 平衡后[Ag+] 平衡后[Cl-] Ksp
  升高温度 □9______
  □10______
  □11______
  □12______
  加水稀释 □13______
  □14______
  □15______
  □16______
  加入少量AgNO3 □17______
  □18______
  □19______
  □20______
  通入HCl □21______
  □22______
  □23______
  □24______
  通入H2S □25______
  □26______
  □27______
  □28______
  五、溶度积——溶解平衡常数
  1.表达式
  对于溶解平衡:MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq),
  Ksp=□29__________________。
  2.意义:能够反映难溶电解质在水中的溶解能力。
  3.影响因素:只受□30________的影响,不受溶液中离子浓度的影响。
  六、浓度商
  1.表达式:MmNn(s) mMn+(aq)+nNm-(aq),Q=□31________________。式中的浓度是任意时刻的浓度。
  2.应用:判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解。
  (1)Q□32________Ksp:溶液过饱和,有沉淀析出;
  (2)Q□33________Ksp:溶液饱和,达到溶解平衡;
  (3)Q□34________Ksp:溶液未饱和,固体溶质溶解。
  自我校对:
  □1溶解 □2生成 □3> □4= □5< □6= □7≠
  □8不变 □9正向 □10增大 □11增大 □12增大 □13正向 □14减小 □15减小 □16不变 □17逆向 □18增大 □19减小 □20不变 □21逆向 □22减小 □23增大 □24不变 □25正向 □26减小 □27增大 □28不变 □29[Mn+]m•[Am-]n □30温度 □31cm(Mn+)•cn(Nm-) □32> □33= □34<
  名师点拨
  (1)沉淀溶解平衡是化学平衡的一种,分析沉淀溶解平衡移动时同样遵循勒•夏特列原理。
  (2)溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大,只有组成相似的难溶电解质才有可比性。
  (3)难溶电解质不一定是弱电解质,如BaSO4、AgCl等都是强电解质。
  题组一 教材改编题
  1.判断下列说法正误。
  (1)Ksp(AB2)小于Ksp(CD),则AB2的溶解度小于CD的溶解度。(  )
  (2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol•L-1时,沉淀已经完全。(  )
  (3)在一定条件下,溶解度较小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。(  )
  (4)常温下,向BaCO3饱和溶液中加入Na2CO3固体,BaCO3的Ksp减小。(  )
  (5)溶度积常数Ksp只受温度影响,温度升高Ksp减小。(  )
  (6)常温下,向Mg(OH)2饱和溶液中加入NaOH固体,Mg(OH)2的Ksp不变。(  )
  答案:(1)× (2)√ (3)√ (4)× (5)× (6)√
  2.(双选)有关AgCl沉淀的溶解平衡说法中正确的是(  )
  A.AgCl沉淀生成和沉淀溶解不断进行,但速率相等
  B.AgCl难溶于水,溶液中没有Ag+和Cl-
  C.升高温度,AgCl沉淀的溶解度增大
  D.向AgCl的饱和溶液中加入NaCl固体,AgCl沉淀的溶解度不变
  解析:选AC。

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