等级考单元7电解质溶液1.docx
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等级考单元7电解质溶液1
2019年上海高考化学·等级考单元[07]
电解质溶液
（一）
一、教学基本要求：
学习内容
学习水平
7.1电解质
7.1.1电解质和非电解质
A
7.1.2强电解质和弱电解质
B
7.1.3电离的概念
B
7.1.4电离方程式
B
7.1.5电离平衡
B
7.2水的电离和pH
7.2.1水的电离
B
7.2.2pH的定义
B
7.2.3pH与溶液酸碱性之间的关系
B
7.2.4常用的酸碱指示剂及其变色范围
A
学习水平：
A-知道、B-了解、C-运用、D-综合☆：
拓展
二、知识精讲：
【7.1.1】电解质和非电解质
◇复述电解质和非电解质概念
◇识别电解质和非电解质
【7.1.2】强电解质和弱电解质
◇复述强电解质和弱电解质的概念
◇列举常见的强电解质和弱电解质
◇辨析强电解质和弱电解质
【7.1.3】电离的概念
◇复述电离的概念
◇描述氯化钠等离子化合物、氯化氢等共价化合物电离的过程
◇解释电离和导电的的关系
【7.1.4】电离方程式
◇复述电离方程式的概念
◇解释电离方程式的意义
◇书写常见强电解质的电离方程式
◇书写常见一元弱酸、弱碱及碳酸分步电离的电离方程式
◇归纳电离方程式的书写方法
【7.1.5】电离平衡
◇复述电离平衡的概念
◇归纳电离平衡的特征
◇列举温度、浓度等影响电离平衡的外界因素
◇根据勒夏特列原理解释温度、浓度等外界因素对电离平衡移动的影响
【7.2.1】水的电离
◇书写水的电离方程式
◇说出水的离子积含义及表达式
◇解释温度、外加酸或碱等对水的电离平衡移动的影响
【7.2.2】pH的定义
◇说出pH的定义与数学表达式
◇根据pH的数学表达式进行强酸、强碱溶液pH的计算
【7.2.3】pH与溶液酸碱性之间的关系
◇解释溶液酸碱性的本质
◇解释pH与溶液酸碱性之间的关系
◇归纳酸、碱溶液稀释时pH的变化规律
【7.2.4】常用的酸碱指示剂及其变色范围
◇说出酚酞、甲基橙、石蕊三种三种常见酸碱指示剂的变色范围
三、知识梳理：
A、电解质的概念和电解质的电离：
1.物质的导电
导电的原因：
有自由移动的带电粒子。
影响电解质溶液导电能力强弱的因素：
在外界条件不变时溶液导电能力强弱受下面两个因素影响
（1）离子浓度：
离子浓度大，溶液导电能力强；
（2）单个离子所带电荷数：
单个离子所带电荷量越多，导电能力越强。
如：
1mol/L的NaCl溶液的导电能力强于0.1mol/L的NaCl溶液的导电能力；
0.1mol/L的MgSO4溶液导电能力强于0.1mol/L的NaCl溶液的导电能力；
0.1mol/L的MgSO4溶液导电能力与0.2mol/L的NaCl溶液的导电能力可认为相等。
2.电解质和非电解质
电解质概念：
。
常见物质：
。
非电解质概念：
。
常见物质：
。
3.强电解质和弱电解质
强电解质：
。
常见物质：
。
弱电解质：
。
常见物质：
。
4.电解质的电离及电离方程式的书写
（1）概念：
。
电离的条件：
。
（2）关于电离的几点说明：
a．强电解质的电离是完全的，电离过程不可逆；弱电解质的电离程度较小，电离过程是可逆的。
b．多元弱酸分步电离，以第一步为主，它是衡量酸性相对强弱的本质标志，如：
碳酸存在电离：
，
第一步电离程度决定碳酸酸性的强弱。
c．多元弱碱的电离以一步电离表示，如Fe（OH）3Fe3++3OH-。
（3）电解质的电离方程式
a．电离方程式：
。
b．电离方程式的书写：
强电解质的电离用“”，弱电解质的电离用“”。
多元弱酸分步电离，可分步书写电离方程式，主要是第一步，多元弱碱也分步电离，但可按一步电离书写。
B、电离平衡：
1.弱电解质电离平衡状态的建立：
在一定条件下，弱电解质溶于水时，分子电离成阴、阳离子，阴、阳离子又能重新结合成分子，在一定的条件（温度、压强、浓度等）下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离达到平衡状态，这种平衡叫做弱电解质的电离平衡。
例如，HF水溶液中，有电离：
HF→H++F-，也有化合：
H++F-→HF，当二者速率相等时就形成了HF溶液的电离平衡，表示为：
HFH++F-。
再如，醋酸、一水合氨的电离：
。
2.影响电离平衡的因素和电离平衡移动的规律：
（1）内因：
由电解质本身的结构决定，一般共价键极性越弱，电解质越难电离，常温下绝大多数0.1mol·L-1弱电解质的电离分子数不超过10%。
（2）外因：
温度、浓度、外加试剂。
温度：
升温时，电离平衡向电离方向移动。
浓度：
加水稀释，电离平衡向电离方向移动。
外加试剂：
加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。
3.电离平衡常数
（1）与化学平衡常数类似：
对于弱电解质AB的电离平衡：
ABA++B-，其电离平衡常数为：
Ki=。
（2）K越大，弱电解质越易电离，弱电解质相对越强，离子浓度越大。
同一温度下，一般酸/碱的K越大，对应的酸性/碱性越强。
K只与温度相关，与浓度无关。
例如：
第一步电离：
H2CO3H++HCO3﹣；Ki1=4.3×10-7（25℃）
第二步电离：
HCO3﹣H++CO32-；Ki2=5.6×10-11（25℃）
（3）电离度：
电离度（常用符号α表示）是指在一定条件下，当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液里已经电离的电解质分子数占原来总分子数（已电离和未电离）的百分数。
即：
弱电解质的电离度不但与温度有关，还跟溶液的浓度有关。
当温度一定时，某一确定的弱电解质的浓度越小，其电离度就越大。
如：
常温下，0.1mol/L的HAc溶液电离度为1.34%，1mol/L的HAc溶液电离度为0.424%。
4.电离平衡移动的判断：
对于0.1mol/L的醋酸溶液，改变下列条件，判断各物理量的变化情况：
HAcH++Ac-
项目
变化
项目
加水
升温
加入固体
NaOH
加入无水
CH3COONa
通入气体
HCl
加入等浓度的CH3COOH
加入冰醋酸CH3COOH
平衡移动
H+的物质的量（mol）
[H+]浓度（mol/L）
PH值
导电能力
C、水的电离和溶液pH的定义及简单计算：
1．水的电离与离子积常数：
水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离：
H2O+H2OH3O++OH—
简写为：
H2OH++OH—
实验测定：
25℃时，c（H+）=c（OH-）=1mol/L
水的离子积常数：
Kw=c（H+）·c（OH-），（Kw可以看做是水的电离平衡的平衡常数）
实验测定：
25℃Kw=c（H+）·c（OH-）=1100℃Kw=c（H+）·c（OH-）=1
Kw的值可以拓展到一切稀水溶液中，浓溶液中水的离子积不再是上面的数值。
在平时解题中，如果不特别强调，一般都当做稀溶液情况对待。
影响因素：
Kw仅仅受温度影响：
温度，Kw，水的电离度。
2．影响水电离平衡的因素：
（1）升高温度，水的电离程度，Kw。
（2）加入酸或碱，水的电离程度，Kw。
（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度，Kw。
具体如下：
体系变化
外界条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c（OH－）
c（H＋）
加酸
加碱
加入可水解的盐
Na2CO3
NH4Cl
温度
升温
降温
D、pH和溶液酸碱性及常见酸碱指示剂：
1．pH：
定义：
pH=－lgc（H+）
（1）pH值是溶液酸碱性的量度，pH值范围在0~14之间，所以pH值仅适用于c（H+）或c（OH）。
c（H+）或c（OH）数值较大时直接用其浓度表示会更方便。
（2）公式中c（H+）是指溶液中H+的总浓度，而不是某一种物质电离出的H+的浓度。
（3）pH=0，c（H+）=1mol/L；pH=1，c（OH-）=1mol/L。
pH改变一个单位，c（H+）就改变10倍，即pH每增大一个单位，c（H+）就减小到原来的；pH每减小一个单位，c（H+）就增大到原来的。
（4）也可用POH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC（OH--），pH+pOH=14。
（5）pH试纸测定溶液pH的方法：
。
（6）pH也可测量溶液的pH，读数为小数，较精确。
2．溶液酸碱性：
现定义
以前定义（25℃）
中
c（H+）=c（OH-）
pH=7
酸性
c（H+）>c（OH-）
pH<7
碱性
c（H+）pH>7
新旧定义关系
旧定义是新定义在常温（25℃）下的特殊情况
3．强酸酸和弱酸比较（分别以HCl和HAc为例）
浓度均为0.01mol/L的HCl与HAc对比
pH均为2的HCl与HAc对比
pH或物质的量浓度
开始与金属反应的速率
等体积时能消耗碱的量
等体积时与过量Zn反应产生H2的量
c（Cl－）与c（Ac－）大小
加水稀释10倍后的pH
溶液的导电性
水的电离程度
4．常见酸碱指示剂变色范围
指示剂
pH
颜色
pH
颜色
pH
颜色
酚酞
＜8.2
8.2-10
＞10
石蕊
＜5.0
5.0-8.0
＞8.0
甲基橙
＜3.1
3.1-4.4
＞4.4
5．混合溶液pH的计算
（1）强酸混合：
强酸混合后溶液的pH求算的方法是：
先求出混合后的[H+]混，
即：
，再根据公式pH=-lg｛c（H+）｝求得pH。
（2）强碱溶液混合
强碱混合后溶液的pH求算的方法是：
先求出混合后的c（OH-）混
即：
，再通过Kw求出c（H+），最后求pH。
（3）强酸和强碱溶液混合：
这里的混合，实为中和，要发生反应：
H+＋OH-＝H2O,中和后溶液的pH有三种情况：
①若恰好中和，pH＝7
②若酸有剩，根据中和后剩余的c（H+）即，再求pH。
；此时pH<7
③若碱有剩，根据中和后剩余的c（OH-），即，然后通过Kw求出c（H+），最后求pH。
此时pH>7
（4）强酸溶液pH=a与强碱溶液pH=b完全中和时体积比
设强酸溶液pH=a体积为Va强碱溶液pH=b体积为Vb
有10-aVa=10b-14Vb即Va:
Vb=10a+b-14
（5）pH=a强酸溶液VaL与pH=b强碱溶液VbL混合后溶液的酸碱性
有nH+=10-aVanOH-=10b-14Vb有=
（6）稀释问题
pH=a的强酸稀释倍10n倍，pH=a+n,pH=a的弱酸稀释倍10n倍，apH=b的强碱稀释倍10n倍，pH=b-n,pH=b的弱碱稀释倍10n倍，b-n注意：
无论稀释多大倍数，酸不可能稀释为碱，碱不可能稀释为酸。
物质的量浓度相同的盐酸和醋酸稀释相同倍数，醋酸pH大。
pH相同的盐酸和醋酸稀释相同倍数，盐酸pH大。
（7）酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算
在任意温度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水=[
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