高考化学二轮复习专题突破电解质溶液导学案.docx

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高考化学二轮复习专题突破电解质溶液导学案

专题九电解质溶液

【考纲要求】

1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。

2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。

3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。

4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。

5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。

【主干知识梳理】

考点一、电离平衡

1.

（1）电解质：

___________________________

非电解质:

___________________________________

注：

①无论是电解质还是非电解质都必须是；因此单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

②CO2、SO2和NH3是化合物，但它们在液态时不能导电，而且其水溶液导电的离子不是其本身电离产生的，故CO2和NH3不是电解质但属于非电解质；而Na2O这种化合物，虽然其水溶液导电的离子也不是其本身电离产生的，但其在熔融状态下可以导电，故其属于电解质。

③电解质溶液导电属于物理变化还是化学变化？

（2）强电解质和弱电解质

强电解质

弱电解质

定义

化合物的类型

电离程度

在水溶液中的存在形式

实例

说明：

①电解质的强弱与溶解性无关。

②电解质的强弱与溶液的导电性无关。

③电解质的强弱与化学键没有必然的联系。

（3）电离方程式的书写

①强电解质用号：

弱电解质用

②多元弱酸分步电离，且第一步电离远远大于第二步电离，如碳酸：

_______________________、______________________________________。

③多元弱碱分步电离一步写完，如氢氧化铁：

2、弱电解质的电离

（1）电离平衡：

。

（2）电离平衡的特征：

①弱：

只有才会存在电离平衡；

②动：

电离平衡是平衡；

③等：

ν（电离）ν（结合）（填﹥，＝或﹤）

④定：

条件一定，与的浓度一定；

⑤变：

条件改变，____________被破坏，发生移动。

（3）弱电解质电离平衡的移动

①弱电解质的电离平衡符合原理

②影响弱电解质电离平衡的因素有：

温度：

；

浓度：

；

同离子效应：

加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将电离；

加入能反应的物质，将电离。

3、电离常数

叫做电离常数。

例如：

醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10－5，4.4×10－7（第一步电离）和5.8×10－10,由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性强弱顺序为__________________

（1）一元弱酸和弱碱的电离平衡常数

如：

CH3COOH

CH3COO－

+H+

写出NH3·H2O的电离平衡常数

NH3·H2O

NH4++OH－Kb=

注：

①K越大，表示该弱电解质越易电离。

所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。

②K只与有关，不随改变而改变。

（2）多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第步电离决定。

如H3PO4的电离：

H3PO4

H++H2PO4－K1H2PO4－

H++HPO42－K2HPO42－

H++PO43－K3

注：

K1>>K2>>K3

4、一元强酸（碱）与一元弱酸（碱）的比较

相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较

c（H+）

pH

中和碱的能力

与活泼金属产

生H2的体积

开始与金属

反应的速率

一元强酸

一元弱酸

相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较

c（H+）

c（酸）

中和碱的能力

与足量Zn反应

开始速率

过程中速率

生成H2体积

一元强酸

一元弱酸

一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。

5、证明电解质强弱的方法

实验设计思想，以证明某酸（HA）为弱酸为例（常温）

实验方法

结论

测0.01mol/LHA的pH

pH=2，HA为酸；pH>2，HA为酸

测NaA的pH

pH=，HA为强酸；pH>7，HA为弱酸。

相同条件下，测相同浓度

的HA和HCl溶液的导电性

导电性的为弱酸

往相同浓度的HA和HCl中投

入相同的Zn粒或CaCO3固体

开始反应速率的为弱酸

测相同pH的HA和HCl稀释

相同倍数前后的pH变化

为弱酸

【附加：

电离度的概念及其影响因素】

（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，叫做电离度。

（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。

溶液越稀，弱电解质的电离度；温度升高，电离度，因为弱电解质的电离过程一般需要热量。

考点二、水的电离和溶液的酸碱性

1．水是一种极弱的电解质。

（1）电离方程式为△H0，

电离平衡常数表达式为K＝___________；KW＝。

25℃的纯水中：

c（H＋）＝c（OH－）＝，KW＝，

pH＝。

若升高温度，水的电离平衡移动，KW会。

（2）KW不仅适用于纯水，还适用于任何稀的水溶液，不论酸、碱、盐的水溶液中均存在H+和OH－，且[H＋]·[OH－]＝KW，常温下KW＝。

室温下KW一般也取这个数值。

（3）某温度下，纯水的c（H＋）＝2.0×10－7mol·L－1，则此时的KW＝；若温度不变，滴入稀硫酸使溶液中c（H＋）＝5.0×10－7mol·L－1,则溶液中c（OH－）＝。

2．

（1）溶液的酸碱性取决于的相对大小；

溶液的pH数学表达式为。

（2）稀溶液的酸碱性与pH判断：

①c（H＋）越大，c（OH－）越，pH越，溶液酸性越，碱性越；

②相同温度下，一元弱酸的酸性强弱可通过电离常数Ka的大小来判断：

Ka大的酸性，Ka小的酸性。

3.溶液pH的两种测量方法

广泛pH试纸（精确到整数，且只能在1~14的范围内）

pH计（精确测量仪器）

用pH试纸测定溶液pH的操作是。

4.用的酸（或碱）来测定的碱（或酸）的实验方法叫做酸碱中和滴定。

酸碱中和滴定实验是中学化学中重要的定量实验之一。

（1）原理：

H++OH－=H2O，即中和反应中酸提供的H+（总量）与碱提供的OH－（总量）的物质的量。

（2）主要仪器：

酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、锥形瓶、铁架台、烧杯等

（3）实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）

①滴定前的准备

滴定管：

检漏洗涤润洗装液调液面记录

锥形瓶：

洗涤装液加指示剂

②滴定

③终

点判断

等滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且，视为滴定终点并记录消耗标准液的体积。

④数

据处理：

按上述操作重

复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值及待测碱液体积的平均值，根据c（NaOH）=c（HCl）·V（HCl）/V（NaOH）计算。

5.常见滴定类型中指示剂的选择

滴定种类

选用的指示剂

达滴定终点时颜色变化

指示剂用量

强酸滴定强碱

甲基橙

2~3滴

强碱滴定强酸

酚酞

强酸滴定弱碱

甲基橙

强碱滴定弱酸

酚酞

6.中和滴定的误差分析

（1）原理：

c（B）=

，V（B）是准确量取的待测液的体积，c（A）标准溶液的浓度，它们均为定值，所以c（B）的大小取决于V（A）的大小，V（A）大则c（B）大，V（A）小则c（B）小。

（2）误差分析

以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液为例：

步骤

操作

V（A）

c（B）

洗涤

酸式滴定管未用标准溶液润洗

锥形瓶用待测液润洗

锥形瓶洗净后还留有蒸馏水

取液

量取碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失

滴定

酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失

振荡锥形瓶时部分液体溅出

部分酸液滴出锥形瓶外

溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化

读数

滴定前读数正确，滴定后俯视读数

滴定前读数正确，滴定后仰视读数

两次滴定所消耗酸液的体积相差太大

考点三、盐类的水解

1．在溶液中盐电离出来的离子跟________________结合生成____________的反应。

（1）实质

（2）特点

（3）有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性；同强显中性。

盐的

类型

实例

是否

水解

水解的

离子

溶液的

酸碱性

溶液

的pH

强酸

强碱盐

NaCl、KNO3

强酸

弱碱盐

NH4Cl、

Cu（NO3）2

弱酸

强碱盐

CH3COONa、Na2CO3

2.水解反应方程式的书写

（1）多元弱酸的正盐（如Na2S）：

________________________________（主要），

____________________________________（次要）。

（2）多元弱碱的正盐（如AlCl3）：

___________________________________________________________

_____________。

（3）双水解反应（如Na2S与AlCl3溶液混合）

________________________________________________________________________。

易错警示：

一般盐类水解程度很小，水解产物很少，不标“↑”或“↓”，不把产物（如NH3·H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式。

3.影响盐类水解的因素

（1）内因：

酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度________，溶液的碱性或酸性________。

（2）外因

因素

水解平衡

水解程度

水解产生离子的浓度

升高温度

浓度

增大

减小

外加

酸碱

酸

弱酸根离子的水解程度______，弱碱阳离子的水解程度________

碱

弱酸根离子的水解程度____，弱碱阳离子的水解程度

4．盐类水解的应用

应用

举例

判断溶液的酸碱性

FeCl3溶液显____性，原因是：

______________________________

配制或贮存易水解盐溶液

配制CuSO4溶液时，加入__________，抑制____________

判断盐溶液蒸干产物

AlCl3溶液蒸干灼烧后的产物为______________________

胶体的制取

制取Fe（OH）3胶体的离子方程式：

_________________

物质的提纯

除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入__________________________

离子共存的判断

Al3＋与AlO

、CO

、HCO

、S2－、HS－等因______________而不共存

泡沫灭火器原理

成分为NaHCO3与Al2（SO4）3，发生反应为:

_______________________________________________

作净水剂

明矾可作净水剂，原理为：

________________________________

化肥的使用

铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是：

_______________________________________________

考点四、离子浓度的大小比较

一、比较方法

1．理清一条思路，掌握分析方法

2．熟悉两大理论，构建思维基点

（1）电离理论

①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：

NH3·H2O、NH

、OH－浓度的大小关系是______________________________。

②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。

如在H2S溶液中：

H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是______________________________________________。

（2）水解理论

①弱电解质离子的水解损失是微量的（双水解除外），但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c（H＋）或碱性溶液中c（OH－）总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。

如NH4Cl溶液中：

NH

、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是_____________________________。

②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：

CO

、HCO

、H2CO3的浓度大小关系应是____________________________________________。

3．把握3种守恒，明确等量关系

（1）电荷守恒：

电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。

（2）物料守恒：

电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。

即原子守恒。

（3）质子守恒：

酸失去的质子和碱得到的质子数目相同，也可以由电荷守恒和物料守恒联立得到。

例如：

0.1mol·L－1的NaHCO3溶液中，存在的离子有____________________，存在的分子有__________________，则其电荷守恒式为______________________________，物料守恒式为____________________________，质子守恒式为______________________。

考点五、难溶电解质的溶解平衡

1．在下，当难溶电解质溶于水形成时，速率和

的速率相等时，即建立了溶解平衡状态。

2．特点

3.电解质在水中的溶解度

20℃时电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系

溶解性

S的范围

S﹤0.01g

0.01g﹤S﹤1g

1g﹤S﹤10g

S﹥10g

①绝对不溶的电解质是没有的。

②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。

③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。

4．沉淀溶解平衡常数——溶度积

（1）对于溶解平衡MmAn（s）

mMn＋（aq）＋nAm－（aq）Ksp＝______________

（2）意义：

溶度积（Ksp）反映了物质在水中的能力。

（3）影响因素：

溶度积常数只与难溶电解质的性质和有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。

5.沉淀溶解平衡的应用

（1）沉淀的生成

方法

实例

离子方程式

调节pH法

除去NH4Cl溶液中的FeCl3

沉淀剂法

除去污水中的重金属Cu2+

（2）沉淀的溶解

减少溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。

①方法实例

方法

实例

离子方程式

酸溶解法

CaCO3溶于盐酸

盐溶液溶解法

Mg（OH）2溶于NH4Cl（溶液）

氧化还原法

Ag2S溶于硝酸

（3）沉淀的转化

实质：

难溶电解质的移动。

沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。

例如：

AgNO3

（白色沉淀）

（淡黄色沉淀）

（黄色沉淀）

Ag2S（黑色沉淀）。

6.影响沉淀溶解平衡的因素

（1）内因：

难溶物质本身性质，这是主要决定因素。

（2）外因：

沉淀溶解平衡是动态平衡，适用于勒夏特列原理。

①浓度：

加水冲稀，平衡向溶解方向移动，Ksp。

②温度：

绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升温，平衡向方向移动，Ksp。

③其他：

向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离的粒子或气体时，平衡移动，Ksp。

以AgCl为例：

AgCl（s）

Ag＋（aq）＋Cl－（aq）

外界条件

移动方向

c（Ag＋）

Ksp

升高温度

加入少量的AgNO3

加入Na2S

通入HCl

【知识拓展】

（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动也同样遵循勒夏特列原理

（2）绝大多数固体的溶解度随温度的升高而增大，但有少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如Ca（OH）2

（3）Ksp大的物质，溶解度不一定大，只有组成相似的物质，才能用Ksp比较其溶解度的大小。

【课堂练习】

1.下列物质：

a.氨水b.液态HClc.Fed.固体BaSO4e.冰醋酸f.SO2g.Na2Oh.CO2i.NH3j.NaCl固体k.KOH溶液l.蔗糖

其中能导电的有，属于电解质的有，属于非电解质的有，属于强电解质的有，属于弱电解质的有。

2．

（1）

AgCl的Ksp＝1.80×10－10，将0.002mol·L－1的NaCl和0.002mol·L－1的AgNO3溶液等体积混合。

溶液中是否有AgCl沉淀生成（通过简单计算）_______________________。

（2）怎样除去AgI中的AgCl：

__________________________________。

3．对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是（　　）

A．明矾溶液加热B．CH3COONa溶液加热

C．氨水中加入少量

NH4Cl固体D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体

4．室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是（　　）

A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2

B．在任何情况下都是c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）

C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1

D．若V1＝V2，c1＝c2，则c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＝c（Na＋）

5．对于0.1mol·L－1Na2SO3溶液，正确的是（　　）

A．升高温度，溶液pH降低B．c（Na＋）＝2c（SO

）＋c（HSO

）＋c（H2SO3）

C．c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（SO

）＋2c（HSO

）＋c（OH－）

D．加入少量NaOH固体，c（SO

）与c（Na＋）均增大

6.下列说法不正确的是（　　）

A．Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关

B．由于Ksp（ZnS）＞Ksp（CuS），所以ZnS沉淀在一定条件下可转化为CuS沉淀

C．其他条件不变，离子浓度改变时，Ksp不变

D．两种难溶电解质作比较时，

Ksp小的，溶解度一定小

7．某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。

下列说法正确的是（）

A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点

B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点

C．d点无BaSO4沉淀生成

D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp

8．下列说法中正确的是（　　）

A．饱和石灰水中加入一定量生石灰，温度明显升高，所得溶液的pH增大

B．AgCl悬浊液中存在平衡：

AgCl（s）

Ag＋（aq）＋Cl－（aq），往其中加入少量NaCl粉末，平衡向左移动，溶液中离子的总浓度会减小

C．AgCl悬浊液中加入KI溶液，白色沉淀变成黄色，证明此条件下Ksp（AgCl）＞Ksp（AgI）

D．硬水中含有较多的Ca2＋、Mg2＋、HCO

、SO

，加热煮沸可以完全除去其中的Ca2＋、Mg2＋

9.Cu（OH）2在水中存在着如下溶解平衡：

Cu（OH）2（s）

Cu2+（aq）+2OH-（aq），在常温下Ksp［Cu（OH）2］=2×10-20。

某CuSO4溶液中，c（Cu2+）=0.02mol/L，在常温下要生成Cu（OH）2沉淀，需要向CuSO4溶液中加入碱溶液来调节

溶液的pH，使溶液的pH大于（）

A.2B.3C.4D.5

【巩固提升】

10．25℃时，向10mL0.01mol·L－1KOH溶液中滴加0.01mol·L－1苯酚溶液，混合溶液中粒子浓度关系正确的是（　　）

A．pH>7时，c（C6H5O－）>c（K＋）>c（H＋）>c（OH－）

B．B．pH<7时，c（K＋）>c（C6H5O－）>c（H＋）>c（OH－）

C．V[C6H5OH（aq）]＝10mL时，c（K＋）＝c（C6H5O－）>c（OH－）＝c（H＋）

D．V[C6H5OH（aq）]＝20mL时，c（C6H5O－）＋c（C6H5OH）＝2c（K＋）

11．有4种混合溶液，分别由等体积0.1mol·L－1的2种溶液混合而成：

①CH3COONa与HCl；②CH3COONa与NaOH；③CH3COONa与NaCl；④CH3COONa与NaHCO3。

下列各项排序正确的是（　　）

A．pH：

②>③>④>①B．c（CH3COO－）：

②>④>③>①

C．溶液中c（H＋）：

①>③>②>④D．c（CH3COOH）：

①>④>③>②

12.硫酸锶（SrSO4）在水中的沉淀溶解平衡曲线如下．下列说法正确的是（　　）

A．温度一定时，Ksp（SrSO4）随c（SO

）的增大而减小

B．三个不同温度中，313K时Ksp（SrSO4）最大

C．283K时，图中a点对应的溶液是饱和溶液

D．283K下的SrSO4饱和溶液升温到363K后变为不饱和溶液

13．下列叙述正确的是（　　）

A．浓氨水中滴加FeCl3饱和溶液可制得Fe（OH）3胶体

B．CH3COONa溶液中滴加少量浓盐酸后c（CH3COO－）增大

C．Ca（HCO3）2溶液与过量NaOH溶液反应可得到Ca（OH）2

D．25℃时Cu（OH）2在水中的溶解度大于其在Cu（NO3）2溶液中的溶解度

14．已知：

在一定温度下，微溶电解质Ca（OH）2在饱和溶液中建立沉淀—溶解平衡：

Ca（OH）2（s）

Ca2＋（aq）＋2OH－（aq）

，浓度积常数Ksp＝[Ca2＋][OH－]2.下列有关说法不正确的是（　　）

A．饱和石灰水中加入生石灰，若保持温度不变，则溶液中Ca2＋的物质的量不变

B．升高饱和石灰水的温度时，Ca（OH）2溶度积常数Ksp减小

C．饱和石灰水中加入生石灰，若保持温度不变，则pH不变

D．向饱和石灰水中加入浓CaCl2溶液会有Ca（OH）2沉淀析出

15.以下是25℃时几种难溶电解质的溶解度：

难溶电解质

Mg（OH）2

Cu（OH）2

Fe（OH）2

Fe（OH）3

溶解度/g

9×10－4

1.7×10－6

1.5×10－4

3.0×10－9

在无机化合物的提纯中，常利用难溶电解质的溶解平衡原理除去某些离子。

例如：

①为了除去氯化铵中的杂质Fe3＋，先将混合物溶于水，加入一定量的