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1、專題九 電解質(zhì)溶液考綱要求1.了解強弱電解質(zhì)的概念及在水溶液中的電離、導(dǎo)電性和弱電解質(zhì)的電離平衡。2.了解水的電離、離子積常數(shù)，了解溶液pH的定義，能進行pH的簡單計算。3.掌握酸堿中和滴定的原理及操作方法。4.了解鹽類水解的原理及影響的主要因素和鹽類水解的應(yīng)用，會比較離子濃度大小。5.了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡，了解應(yīng)用及沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)?？记榉治霰緦ｎ}的考查點主要集中在物質(zhì)在水溶液中的行為，包括弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡體系，側(cè)重于對平衡、平衡影響因素以及平衡移動后結(jié)果的分析等的考查。其中鹽類水解的應(yīng)用、對圖像的分析、溶液中微粒濃度大小的對比、平衡移動分析、平衡

2、常數(shù)和pH的計算為考試熱點。尤其要注意帶有圖像的題目?？键c1：電離平衡知識網(wǎng)絡(luò)混合物非電解質(zhì)衡）弱電解質(zhì)（存在電離平強電解質(zhì)電解質(zhì)化合物單質(zhì)純凈物物質(zhì)1. 化合物的一種分類方法知識網(wǎng)絡(luò)2.弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素 弱電解質(zhì)的電離平衡指在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。（1）內(nèi)因： 弱電解質(zhì)本身，如常溫下K(HF)K(CH3COOH)。（2）外因 濃度：越稀越電離。 溫度：溫度越高，電離程度越大 同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動。 化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時，可使平衡向

3、電離(正反應(yīng))方向移動。3電離平衡的移動： 以CH3COOH(aq) CH3COO(aq)H(aq)H0條件變化平衡移動方向c(H)H數(shù)目Ka加水稀釋向右減小增多不變升高溫度向右增大增多變大加入NaOH(s)向右減小減少不變通入HCl(g)向左增大增多加CH3COONH4(s)向左減小減少加金屬Mg向右減小減少加CaCO3(s)向右減小減少知識網(wǎng)絡(luò)4電離平衡常數(shù)的表達式一元弱酸 HA HAKac(H)c(A)/c(HA)一元弱堿BOH BOHKbc(B)c(OH)/c(BOH)多元弱酸是分步進行的（如二元弱酸）：H2A HHAKa1c(H)c(HA)/c(H2A)HA HA2Ka2c(H)c(

4、A2)/c(HA)Ka1Ka2，以第一步為主，第二步電離往往忽略不計，故c(A2)很小。知識網(wǎng)絡(luò)知識網(wǎng)絡(luò) 強、弱電解質(zhì)的對比 等物質(zhì)的量濃度的鹽酸(a)與醋酸(b)等pH的鹽酸(a)與醋酸(b)pHpH或物質(zhì)的量濃度pH：ab物質(zhì)的量濃度：abab水的電離程度a c(CH3COO)c(Cl)c(CH3COO)等體積溶液中和NaOHNaOH的量abab相同等體積溶液與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H H2 2的量相同a1，則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。4測定對應(yīng)鹽的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。5比較稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。如將pH2的酸溶液稀釋1000倍，若pH

5、為4，則證明酸為弱酸；若pH為5，則證明酸為強酸。6采用實驗證明存在電離平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONH4，顏色變淺。方法總結(jié)特別提醒 克服定勢思維。防止出現(xiàn)平衡向右移動，則左邊物質(zhì)所有的量均減小，右邊物質(zhì)的量均增加的定勢思維。因為引起平衡移動的因素不確定，如加水稀釋可使平衡右移，反應(yīng)物的量減??；加入溶質(zhì)也使平衡右移，反應(yīng)物的量增大。各個物理量的定義不同，如加水稀釋使平衡右移，生成物的物質(zhì)的量增大，但生成物的物質(zhì)的量濃度卻減小。知識網(wǎng)絡(luò)1. 水的離子積常數(shù)（1）25 時，水的離子積Kwc(H)c(OH)11014，Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。（2）水的電離過

6、程是吸熱過程，溫度升高，Kw增大，溫度降低，Kw減小。考點2：水的電離及溶液酸堿性知識網(wǎng)絡(luò)2.外界條件對水的電離平衡的影響 H2O HOHH0條件變化升高溫度加酸加堿加強酸弱堿鹽加強堿弱酸鹽移動方向c(H)c(OH)Kw知識網(wǎng)絡(luò)3. pH計算（1）水電離出的c(H+)或c(OH)的計算（25）中性溶液：c (H+)=c (OH)=1.0107mol/L溶質(zhì)為酸（堿)的溶液：H+(OH)來源于酸(堿)的電離和水的電離，而OH(H+)只來源于水的電離。如pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+):先求出溶液中的c(OH)=1012mol/L，即水電離出的c(H+)水=c(OH)=1012mol/L.正鹽

7、水解呈酸性或堿性的鹽溶液H+和OH均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=102mol/L c(OH)=1012mol/L是因為部分OH與部分NH4+結(jié)合了知識網(wǎng)絡(luò)（2）溶液pH的計算類型及方法（常溫下） 酸、堿溶液pH計算強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為c mol/L，c(H+)=nc mol/L,pH=lgc(H+)=lg(nc)。強堿溶液，如B（OH）n ，設(shè)濃度為c mol/L，c(OH)=nc mol/L,則c(H+)=1014/nc mol/L，故pH=lgc(H+）=14+lg(nc) 酸、堿混合pH的計算兩強酸混合：212211)()()VVVHcVHc

8、Hc（混知識網(wǎng)絡(luò)兩強堿混合：酸堿混合：（誰過量按誰算）假設(shè)堿過量212211)()()(VVVOHcVOHcOHc酸堿酸堿VVVHcVOHcOHc)(-)()(知識網(wǎng)絡(luò) 4、酸堿中和滴定（以標準鹽酸滴定待測NaOH溶液為例)(1)滴定前的準備: 滴定管：查漏洗滌潤洗裝液調(diào)液面記錄。 錐形瓶：注堿液記讀數(shù)加指示劑。(2)滴定: 左手控制滴定管活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化，滴定至終點時，記錄標準液的體積。(3)終點判斷: 滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且半分鐘不恢復(fù)，視為滴定終點。(4)數(shù)據(jù)處理: 按上述操作重復(fù)23次，求出用去標準鹽酸體積的平均值，根據(jù) c(NaOH)c（

9、HCl）V（HCl溶液）/ V（NaOH溶液）計算。知識網(wǎng)絡(luò)2誤差分析: 以標準酸溶液滴定未知濃度的堿(酚酞作指示劑)為例步驟操作V標準c待測洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗變大偏高堿式滴定管未用待測溶液潤洗變小偏低錐形瓶用待測溶液潤洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始時尖嘴處有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低知識網(wǎng)絡(luò)滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失變大偏高 振蕩錐形瓶時部分液體濺出變小偏低 部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高 溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化變大偏高讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)變小偏低 滴定前讀數(shù)正確

10、，滴定后仰視讀數(shù)變大偏高例3. 水中加入下列溶液對水的電離平衡不產(chǎn)生影響的是()ANaHSO4溶液 BKF溶液CKAl(SO4)2溶液 DNaI溶液典例精析【答案】DA項電離出H，抑制水的電離；B項F水解促進水的電離；C項Al3水解促進水的電離；D項Na、I均不水解，對水的電離無影響。典例精析例4. 25 時，用濃度為0.100 0 molL1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 molL1的三種酸HX、HY、HZ，滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是()A在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序：HZHYc(Y) c(OH)c(H)DHY與HZ混合，達到平衡時：典例精

11、析)()()()()()(OHcZcYcHYcHYKaHc典例精析解析B由圖像知酸性HZHYHX，同條件下三種酸導(dǎo)電能力HZHYHX，A錯誤；從滴定曲線知Ka(HY)(c（H）c（Y）)/c（HY）(103103)/0.100 0105，B正確；由于酸性HYHX，NaX水解程度大于NaY，故c(Y)c(X)，溶液呈堿性，即c(OH)c(H)，正確順序：c(Y)c(X)c(OH) c(H)，C錯誤；根據(jù)質(zhì)子守恒c(H)c(Y)c(Z)c(OH)，D錯誤?！暗味ńK點”、“恰好中和”、“呈中性(或pH7)”的不同。(1)滴定終點：指示劑變色時即“達到了滴定的終點”，通常與理論終點存在著一定的誤差(允

12、許誤差)，而指示劑變色點都不是pH7的情況。(2)恰好中和：指酸和堿恰好完全反應(yīng)生成鹽和水的時刻，此時的溶液不一定呈中性。(3)呈中性：溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH7)。特別提醒知識網(wǎng)絡(luò)考點3：鹽類的水解1鹽類水解的規(guī)律(1)有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性，強弱具體定；越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。(2)弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。當KaKb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當KaKb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當Kac(NH)c(H)c(OH)判斷酸性強弱NaX、NaY、N

13、aZ三種鹽pH分別為8、9、10，則酸性HXHYHZ貯存易水解鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2水解判斷鹽溶液蒸干產(chǎn)物AlCl3溶液蒸干灼燒時的產(chǎn)物為Al2O3知識網(wǎng)絡(luò)知識網(wǎng)絡(luò)膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)：Fe33H2O Fe(OH)3(膠體)3H離子共存的判斷Al3與AlO、CO、HCO、S2、HS等因相互促進水解而不共存泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應(yīng)為 Al33HCO=Al(OH)33CO2作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al33H2O Al(OH)3(膠體)3H化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用典例精析例5. 下列說法錯

14、誤的是()A下列離子在溶液中能大量共存： Al3、Na、S2、NO3-B為保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸C實驗室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應(yīng)用橡皮塞，而不能用玻璃塞DNaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次增大，則HX、HY、HZ的酸性依次減弱典例精析【解析】AA項中S2與Al3水解相互促進，最終生成硫化氫和氫氧化鋁，因此不能大量共存，所以錯誤；B項中為了防止氯化鐵水解，要在溶液中加入少量鹽酸，所以正確；C項中Na2CO3、Na2SiO3等溶液水解呈堿性，能與玻璃中的二氧化硅反應(yīng)生成硅酸，使玻璃塞粘在玻璃瓶上，所以正確；D項中pH依次增大說明水解程度增大，進一步說

15、明所對應(yīng)氫化物酸性減弱，所以正確。1、微粒濃度大小比較的理論依據(jù)和守恒關(guān)系（1）兩個理論依據(jù)弱電解質(zhì)電離理論：電離粒子的濃度大于電離生成粒子的濃度。如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO3-）c(CO32-） （多元弱酸第一步電離程度遠遠大于第二步電離)。水解理論：水解離子的濃度大于水解生成粒子的濃度。如，Na2CO3溶液中：c(CO32-)c(HCO3-）c(H2CO3) (多元弱酸根離子的以第一步為主)。知識網(wǎng)絡(luò)（2）三個守恒關(guān)系電荷守恒：電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度。NaHCO3溶液中：c(Na)c(H)=c(HCO3

16、-）+2c(CO32-）+c(OH)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)守恒。0.1 molL1 NaHCO3溶液：c(Na)c(HCO3-）+c(CO32-）+c(H2CO3）質(zhì)子守恒：由水電離出的c(H)等于由水電離出的c(OH)，在堿性鹽溶液中OH守恒，在酸性鹽溶液中H守恒。如，Na2CO3溶液中c(OH)c(H)c(HCO3-）+2c(CO32-）+c(H2CO3）知識網(wǎng)絡(luò)2、四種情況分析多元弱酸溶液：根據(jù)多步電離分析，如：在H3PO3溶液中，c(H)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)多元弱酸的正鹽溶液：根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO

17、3溶液中：c(Na)c(CO32-）c(OH)c(HCO3-）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產(chǎn)生的影響。知識網(wǎng)絡(luò)混合溶液中各離子濃度的比較要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。例如，在0.1 molL1的NH4Cl和0.1 molL1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(NH4+)c(Cl-）c(OH)c(H)在該溶液中，NH3H2O的電離與NH4+ 的水解相互抑制，NH3H2O的電離大于NH4+ 的水解，溶液呈堿性，c(OH)c(H)，c(NH4+)c(Cl-）。知識網(wǎng)絡(luò)例6.下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系正確的是()A向0.1 molL1NH4C

18、l溶液中通入一定量氨氣： c(Cl)c(NH4)c(OH)c(H)B將醋酸鈉、鹽酸兩溶液混合后，溶液呈中性，則混合后的溶液中：c(Na)典例探究【答案】D 解析：向0.1 molL1NH4Cl溶液中通入一定量氨氣，溶液可能為堿性、中性或酸性，由于無法判斷溶液酸堿性，則無法判斷溶液中離子濃度大小，故A錯誤；將醋酸鈉、鹽酸兩溶液混合后，溶液呈中性，則：c(OH)c(H)，根據(jù)電荷守恒c(OH)c(CH3COO)c(Cl)c(Na)c(H)可得：c(CH3COO)c(Cl)c(Na)，則c(Na)c(Cl)，故B錯誤；Ka越小，對應(yīng)鹽的水解程度越大，其離子總數(shù)就越小，則等體積等濃度的NaF、NaCN

19、溶液中，前者離子總數(shù)大于后者，故C錯誤；相互促進水解，中只有銨根離子水解，中亞鐵離子水解生成的氫離子抑制銨根離子水解，則c(NH4()的大小順序為：，故D正確。典例探究比較溶液中粒子濃度大小的步驟1判反應(yīng)2寫平衡3列等式4分主次方法總結(jié)1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡在一定重要條件下，當沉淀與溶解的速度相等時，便達到固體難溶電解質(zhì)與溶液中離子間的平衡狀態(tài)。例如： BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq)2、溶度積：在一定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪之乘積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。用符號Ksp表示。對于AmBn型電解質(zhì)來說，溶度積的公式是：Ksp=An+

20、mBm+n知識網(wǎng)絡(luò)溶度積與溶解度的關(guān)系溶度積和溶解度都可以表示物質(zhì)的溶解能力，溶度積的大小與溶解度有關(guān)，它反映了物質(zhì)的溶解能力。溶度積規(guī)則，可以判斷溶液中沉淀的生成和溶解。離子積Qc與溶度積Ksp的區(qū)別與聯(lián)系某難溶電解質(zhì)的溶液中任一情況下有關(guān)離子濃度的乘積Qc當QcKsp時，為不飽和溶液；當Qc=Ksp時，為飽和溶液；當QcKsp時，為過飽和溶液。 知識網(wǎng)絡(luò)3沉淀溶解平衡的應(yīng)用(1)沉淀的生成在工業(yè)生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀來達到分離或除去某些離子的目的。常見的方法有：調(diào)節(jié)溶液的pH法：使雜質(zhì)離子轉(zhuǎn)化為氫氧化物沉淀。如除去NH4Cl溶液中的FeCl3雜質(zhì)，可加入氨水調(diào)節(jié)pH至

21、78，離子方程式為Fe33NH3H2O=Fe(OH)33NH4。加沉淀劑法：加入沉淀劑使雜質(zhì)離子轉(zhuǎn)化為沉淀除去。如用H2S沉淀Cu2，離子方程式為Cu2H2S=CuS2H；知識網(wǎng)絡(luò)(2)沉淀的溶解根據(jù)平衡移動，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。方法有：酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應(yīng)離子反應(yīng)，降低離子濃度，使平衡向溶解的方向移動，如CaCO3可溶于鹽酸，離子方程式為CaCO32H=Ca2CO2H2O。知識網(wǎng)絡(luò)鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某種離子生成弱電解質(zhì)，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如

22、Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為：Mg(OH)22NH4=Mg22NH3H2O。配位溶解法：加入適當?shù)呐浜蟿?，與沉淀溶解平衡體系中某種離子生成穩(wěn)定的配合物，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水，離子方程式為：AgCl2NH3H2O=Ag(NH3)2Cl2H2O。知識網(wǎng)絡(luò)典例精析 例7. 某溫度下，F(xiàn)e(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中達到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤簆H，金屬陽離子濃度的變化如圖所示。據(jù)圖分析，下列判斷錯誤的是：典例精析 AKspFe(OH)3KspCu(OH)2 B加適量NH4Cl固體可使溶液由a點變到b點 Cc、d兩點代表的溶液中c(H)

23、與c(OH)乘積相等 DFe(OH)3、Cu(OH)2分別在b、c兩點代表的溶液中達到飽和典例精析【答案】Bb、c兩點金屬陽離子的濃度相等，都設(shè)為x，c(OH)c109.6，c(OH)b1012.7，據(jù)溶度積表達式KspFe(OH)3x(1012.7)3，KspCu(OH)2x(109.6)2，故KspFe(OH)3Ksp，沉淀要析出，故D正確。1. 絕對不溶的電解質(zhì)是沒有的。2.同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。3.易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。4.絕大多數(shù)固體的溶解度隨溫度的升高而增大，但有少數(shù)物質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而減小，如Ca(OH)25.Ksp大的物質(zhì)，溶解度不一定大，只有組成相似的物質(zhì)，才能用Ksp比較其溶解度的大小。特別提醒