高考考点剖析——电解质溶液.docx

高考网电解质溶液模块分析模块透析电解质溶液是高考中选择题的重灾区，每年有34题选择与之有密切关系，占高考的12分左右，考点分散，而且难度较大，是学生的失分点。知识点睛考点1：弱电解质的电离平衡一. 电解质和溶液导电性1. 电解质与非电解质（1）定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。 【注意】电离的是该化合物本身。（2）电解质的电离电解质在水溶液中，受水分子作用离解成自由移动的离子的过程称为电离。（3）电解质与导电 导电是由于产生自由移动的离子或电子。金属导电由于金属晶体中有自由移动的电子。电解质溶液导电，由于电解质在溶液中受到水分子作用，产生自由移动的离子。电解质在熔融状态下导电，由于自身离解成自由移动的离子。2. 强电解质与弱电解质（1）定义：溶于水或熔融状态下能完全电离的电解质称为强电解质；而部分电离的电解质称为弱电解质。（2）常见的强弱电解质 强电解质 强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI等。 强碱：Ba(OH)2、KOH、NaOH、Ca(OH)2等。注意：强碱都是可溶性碱。 绝大多数盐。 弱电解质 弱酸：H2CO3、H2S、H2SO3、HF等。【注意】二元及多元酸都是弱酸（硫酸除外） 弱碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、氨水等。【注意】除了氨水，弱碱都是不可溶性碱。 少数盐：Pb(Ac)2等。二. 弱电解质的电离平衡1. 概念：在一定条件下（温度、浓度），弱电解质在水分子的作用下，离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所对应的状态称为弱电解质的电离平衡状态。2. 电离平衡的特征（1）等：v(电离) = v(结合)。（2）定：各分子浓度，离子浓度保持不变。（3）动：一定条件下的动态平衡。（4）变：外界条件改变时,电离平衡的移动方向遵循“勒沙特列原理”。 3. 弱电解质的电离度和电离常数表示弱电解质电离程度的大小。 （1）电离度（）：是指在一定条件下，当弱电解质在溶液中电离平衡时，溶液里已经电离的电解质物质的量占原来总物质的量的百分率。已电离弱电解质的分子个数 = 100% 原来弱电解质总分子数 已电离弱电解质的分子物质的量浓度= 100%原来弱电解质分子总物质的量浓度注意：电离度受温度和浓度的影响，浓度越小，电离度越大，其实质与化学平衡中的转化率相一致。 HAc H+ + Ac- 起始浓度： c 0 0 反应浓度： c c c 平衡浓度： c(1-) c c（2）电离平衡常数：在一定温度下，弱电解质电离达到平衡后，溶液中弱电解质电离出的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的溶质分子浓度之比，始终是一个常数，常用Ki表示。 H2O 2H+ + OH-，Ki = H+OH-。注意：H2O分子不写入电离平衡常数。 HF H+ + F-，Ki=。4. 弱电解质的电离平衡移动与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起平衡移动，一般规律：越热越电离，越稀越电离，越弱难电离。【补充】pH = -lgH+。考点2：水的电离和pH值一. 水的电离及溶液的酸碱性1. 水的电离（1）水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H3O+和OH-，其电离方程式为：2H2O H3O+ + OH-，一般简写为H2O 2H+ + OH-。（2）水的电离平衡常数表达式为：Kw = H+OH-。Kw只与温度有关，升高温度，Kw升高，降低温度，Kw降低。25，纯水中c(H+) = 10-7，c(OH-) = 10-7，Kw = 10-14。100 纯水中，c(H+) = 10-7，c(OH-) = 10-7，Kw = 10-14注意：温度不变，无论是酸性、碱性、中性的溶液中Kw总是一个常数。2. 溶液的酸碱性的本质（1）若c(H+) = c(OH-)，溶液呈中性。（2）若c(H+) c(OH-)，溶液呈酸性。（3）若c(H+) c(OH-)，溶液呈碱性。【注意】这是判断溶液酸碱性的最根本的依据。3. pH值的定义及酸碱指示剂（1）pH的定义：水溶液中H+物质的量浓度的负对数。pH = -lgH+常温下，pH的范围为014。（2）pH的测定方法 pH试纸 酸碱指示剂 pH计用pH试纸测定溶液pH的方法为：用玻棒蘸取待测液涂于pH试纸上，马上与比色卡对照，读出数值。（3）酸碱指示剂和变色范围指示剂变色范围石蕊8(蓝色)甲基橙4.4(黄色)酚酞10(红色)4. 水的电离平衡的移动（1）酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)c(OH-)，水的电离度下降。（2）水解盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动，水的电离度增大。（3）温度可以影响水的电离平衡。水的电离是吸热反应，温度升高，水的电离平衡向右移动，水的电离度增大，水的离子积常数Kw增大，pH降低，但c(H+)w = c(OH-)w。（4）其它因素：如活泼的金属与水电离出的H直接反应，促进水的电离。二. 有关pH的计算（只探讨强酸强碱的pH的计算）1. pH的定义水溶液中H+物质的量浓度的负对数。pH = -lgH+。常温下，pH的范围为014。2. 与pH相对应的pOH水溶液中OH-物质的量浓度的负对数。pOH=-lgOH-。常温下，Kw=10-14，pH + pOH =143. pH计算的基本类型 单一溶液 同类混合（两酸或两碱） 两种溶液混合 酸碱混合4. 用pH计算酸及酸性溶液（下列问题都是在常温下进行讨论）（1）单一酸溶液（2）单一碱溶液碱溶液及混合后显碱性的溶液算pH时，可先算pOH，后算pH。【注意】对于极稀的酸或碱，水电离出的H+或OH-不能忽略。（3）溶液稀释的pH计算一般来说，强酸溶液稀释10n倍，溶液的pH增加n个单位，强碱溶液稀释10n倍，溶液的pH减少n个单位。（4）两种酸或两种碱混合的pH计算 两种酸混合，计算溶液中总H+浓度，得到pH。 两种碱混合，计算溶液中总OH-浓度，得到pOH，pH = 14 - pOH。（5）酸碱反应，混合后溶液的pH计算 判断混合反应之后，溶液的酸性与碱性，计算pH或pOH。【规律】pH计算的0.3规则（近似规则）的内容可叙述如下：两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸和一种强碱溶液等体积混合。当两溶液的pH之和为14时，混合液pH=7。当两溶液的pH之和小于13时，混合液的pH为原pH小的=加上0.3；当两溶液的pH之和大于15时，混合液的pH为原pH大的减去0.3；（6）用离子电荷守恒规律求pH在电解质溶液中，阴离子电荷总数一定等于阳离子电荷总数。考点3：盐类水解1. 盐类水解（1）概念：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。（2）实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。 以NH4Cl溶液为例 NH4Cl NH4+ + Cl- + H2O H+ + OH- NH3H2O由此可见：盐类水解是促进水的电离的。2. 水解方程式的书写（1）多元弱酸根离子水解，分布写，以第一步为主；（2）多元弱碱阳离子可以写一步总反应方程式；（3）水解程度一般很小，故方程式用“”符号，且产生的物质的浓度太小，一般“”、“”表示。 CO32- + H2O HCO3- + OH-HCO3- + H2O H2CO3 + OH-Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+3. 盐类水解的规律如果要判断盐类是否发生水解反应或水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。（1）在通常情况下，盐类水解的程度是很小的，并且反应前后均有弱电解质存在，因而盐类水解反应是可逆的。（2）有弱才水解，谁弱谁水解，谁强呈谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解。强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解。（3）盐对应的酸或碱越弱，水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。但是对于弱酸的酸式盐，我们需要作更多的考虑：以NaHSO3为例：NaHSO3溶液中存在的电离和水解： NaHSO3 Na+ + HSO3- 酸根的电离：HSO3- H+ + SO32- 酸根的水解：HSO3- + H2O H2SO3 + OH-对于酸式盐而言，酸根离子既存在电离，使溶液变酸性，也存在水解，使溶液变碱性。电离和水解的相对强弱，决定了酸式盐溶液的酸碱性。一般而言，电离程度比水解程度强，溶液呈酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4；其他大多数都是水解程度更强，溶液呈碱性：如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；【注意】强酸的酸式盐一般只掌握NaHSO4，视作一元强酸处理。4. 影响盐类水解的因素；（1）内因：盐的结构和性质对应的弱酸、弱碱越弱，盐越易水解。相同浓度的强酸弱碱盐溶液，酸性越强，对应弱碱的碱性越弱；相同浓度的强碱弱酸盐溶液，碱性越强，对应弱酸的酸性越弱。（2）外因 温度：盐类水解是吸热，升温，水解程度增大。【注意】水解是中和反应的逆反应，中和是放热反应，水解就是吸热反应。电离和水解都是吸热反应。 浓度：加水稀释，平衡向右移动，水解程度加大，而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小。 加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱，促进盐的水解，加入酸，抑制盐的水解。【注意】水解平衡遵循化学平衡移动原理。考点4：离子共存和离子浓度排序一. 离子共存问题1. 在电解质溶液中存在下列一种情况，则离子不能共存。通常包含如下几类：（1）离子间发生复分解反应 （2）离子间发生氧化还原反应 （3）发生络合反应 （4）发生双水解反应 （5）题目中有离子共存的限定条件 2. 发生复分解反应（1）生成难溶物（2）生成弱电解质（弱酸、弱碱和水）：关键是记住常见的弱酸和弱碱H与OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、ClO-、AlO2-、 SiO32-、CH3COO-、C6H5O-、F-等；OH-与H、NH4、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。【注意】 多元弱酸的酸式根如HCO3-、 HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HS-等既不能与H+大量共存，又不能与OH-大量共存。 Ca2+与OH-不能大量共存。（3）生成气体H+与CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS- 2. 离子间发生氧化还原反应 Fe3+与I-、S2-、HS-；MnO4-(H+)、NO3-(H+)、ClO-与Fe2+、I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等；S2-与SO32-酸性条件下不能共存，碱性条件下能共存。3. 离子间发生络合反应 Fe3+与SCN-4. 发生双水解反应能水解的阳离子与能水解的阴离子一般不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。例如：Al3和HCO3-，Al3和CO32-，Al3和S，Al3和HS，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。【注意】NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。5题目中要求的离子共存的限定条件（1）酸性溶液（H）、碱性溶液（OH）、由水电离出的H+或OH-浓度为110-10mol/L的溶液等。（2）有色离子：MnO4，Fe3，Fe2+，Cu，Fe（SCN）使溶液呈现一定的颜色。（3）MnO4、NO3、Cr2O72等在酸性条件下具有强氧化性。（4）注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求。（5）如“因发生氧化还原反应而不能大量共存”等限制。二. 离子浓度排序1. 电荷守恒原理：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。【规律总结】（1） 必须有正确的思路 酸或碱溶液考虑电离 单一溶液 盐溶液考虑水解 不反应同时考虑电离和水解电解质溶液 生成酸或碱考虑电离混合溶液 不过量 反应 生成盐考虑水解 过量根据过量程度考虑电离和水解（2）掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（3）分清他们的主要地位和次要地位2、两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较混合后溶液的酸碱性取决于溶质的电离和水解的情况，一般判断原则是：若溶液中有酸或碱存在，要考虑酸和碱的电离，即溶液相应的显酸性或碱性；若溶液中的溶质仅为盐，则考虑盐类水解的情况；对于特殊情境要按所给的知识情境进行判断。【注意】关注混合后溶液的酸碱性两种物质反应，其中一种有剩余酸与碱反应型：关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。（解答此类题目时应抓住量溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）一般的，弱酸过量则溶液呈酸性，弱碱过量则溶液呈碱性。考点5：离子方程式一. 离子反应1. 离子反应：把有离子参加或有离子生成的化学反应称为离子反应。2. 离子反应类型复分解反应型(离子互换型)、氧化还原型3. 离子反应发生的条件（1）复分解型 生成难溶或微溶物质 生成难电离物质（H2O、弱酸、弱碱、络合物等） 生成气体物质【总结】向着溶液中离子总浓度减少的方向进行（2）氧化还原型 离子种类改变 有新的离子生成二. 离子方程式及其书写1. 离子方程式用实际参加反应的离子的符号来表示离子之间反应的式子叫离子方程式。 2. 离子方程式的书写步骤（1）一写：写出化学反应的方程式。（2）二拆：将反应前后可溶性的强电解质拆成离子形式；把单质、氧化物、难溶、难电离、气体物质、固体反应物依然写成化学式形式。 （3）三删：删去反应前后不参加反应的离子。（4）四查：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。3. 离子方程式的书写技巧（1）要符合化学规律和化学事实书写离子方程式一定要符合客观的化学事实、不能凭空捏造。例如：Cu + 2H+ Cu2+ + H2【说明】Cu单质不能与酸反应，生成H2，该反应方程式不符合化学事实。【思考】NaClO溶液中通入CO2的离方程式。【解析】NaClO溶液中通入CO2，不会生成Na2CO3、直接生成NaHCO3。 化学方程式：NaClO + CO2 + H2O NaHCO3 + HClO 离子方程式：ClO- + CO2 + H2O HCO3- + HClO（2）将反应前后可溶性强电解质拆分 把易溶于水并且完全电离（强酸、强碱、绝大部分盐）的反应物、生成物改写成离子形式。强酸：HCl、HNO3、H2SO4等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。绝大多数盐：NaCl、Na2SO4、KNO3等可溶性盐。 难溶或弱电解质（弱酸、弱碱、极少数盐）、气体、水、单质、绝大部分氧化物等仍用化学式表示。弱酸：HF、H2CO3、H2S（除了H2SO4以外的二元酸和多元酸都是弱酸）弱碱：难溶性碱以及NH3H2O难溶性盐：BaSO4、BaCO3。极少数不完全电离的盐：Pb(Ac)2。【归纳】常见酸、碱、盐的溶解性规律（1）阳离子：钾钠氨全溶， 但是一水合氨是弱电解质。（2）阴离子：硝酸全溶（3）从阴离子出发：OH-：钾钠氨钡钙全溶Cl-：一般全溶，Ag+/Hg+不溶SO42-：钡钙铅银不溶CO32-：钡钙银不溶PO43-和HPO42-：大多不溶解H2PO4-，大多都溶解【注意】 微溶物如Ca(OH)2：作为反应物，若是澄清液写离子符号，若是悬浊液写化学式；作为生成物，一般写化学式。 浓H2SO4、浓H3PO4一般写成化学式；浓盐酸、浓硝酸一般写成离子。4. 过量问题的离子方程式的书写（复分解反应）（1）产物不同（往往是反应原理不同）【思考】CO2通入NaOH反应的离子反应方程式：【解析】CO2通入NaOH溶液中，先生成CO32-，后生成HCO3-。这是多元弱酸和碱反应的一般规律，先生成正盐，后生成酸式盐。 CO2通入少量：CO2 + 2OH- CO32- + H2O CO2通入过量：CO2 + OH- HCO3-（2）产物相同，量不同【思考】（1）少量NaHCO3与Ca(OH)2反应&NaHCO3与少量Ca(OH)2反应【解析】少量NaHCO3，不妨设1 mol NaHCO3，则有1 mol HCO3-参与反应（Na+不需要考虑，不参与反应），1 mol HCO3-需要1 mol OH-反应，生成1 mol H2O和1 mol CO32-，1 mol CO32- 需要1 mol Ca2+，生成1 mol CaCO3。所以离子方程式为：HCO3- + OH- + Ca2+ CaCO3 + H2O观察发现，Ca2+和OH-并不符合化学式的系数比例（由于是过量的物质，按照反应需要，选择需要的离子数目）少量Ca(OH)2，不妨设1 mol Ca(OH)2，则有1 mol Ca2+和2 mol OH-反应，2 mol OH-需要2 mol HCO3-，生成2 mol H2O和2 mol CO32-，但是溶液中只有1 mol Ca2+，所以消耗1 mol CO32-生成1 mol CaCO3沉淀。所以离子方程式为：2HCO3- + 2OH- + Ca2+ CaCO3 + H2O + CO32- 【规律】少量物质，按化学式比例拆分，过量物质，按照需要补出。5. 过量问题的离子方程式的书写（氧化还原反应）氧化还原反应中的过量问题，往往造成产物不同。【归纳】常见氧化剂、还原剂强弱规律。KMnO4 Cl2 Br2 Fe3+ I2 H2SO4(稀)/SS2-/SO32- I- Fe2+ Br- Cl- Mn2+【补充】Fe2+具有较强的还原性，能够被Cl2、Br2、KMnO4、HNO3氧化为Fe3+。【注意】氧化还原反应，强氧化剂和强还原剂先发生反应，导致反应有顺序不同，和产物不同。【思考】FeBr2溶液中通入Cl2由少量至过量。 【解析】Cl2先与Fe2+反应，生成Fe3+，再与Br-反应生成Br2。 Cl2少量：Cl2 + 2Fe2+ 2Fe3+ + 2Cl- Cl2过量：3Cl2 + 2Fe2+ + 4Br- 2Fe3+ + 6Cl- + 2Br2高考真题精讲选择题1. （2010年福建卷第10题）下列关于电解质溶液的正确判断是 A. 在pH = 12的溶液中，、可以大量共存 B. 在pH 0的溶液中，、可以大量共存 C. 由0.1 mol一元碱BOH溶液的pH10,可推知BOH溶液存在BOH D. 由0.1 mol一元酸HA溶液的pH3, 可推知NaA溶液存在【答案】D2. （2010年北京卷第5题）下列解释实验事实的方程式不准确的是（ ）A0.1 mol/L 溶液的pH：B“球”浸泡在冷水中，颜色变浅： （红棕色） （无色）C铁溶于稀硝酸，溶液变黄：D向溶液中滴入酚酞溶液，溶液变红：【答案】C3. （2010年重庆卷第13题）下pH=2的两种一元酸x和y，体积均为100ml，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图13图所示分别滴加NaOH溶液（c=0.1mol/L）至pH=7，消耗NaOH溶液体积为、，则A为弱酸，B为强酸，C为弱酸，D为强酸，【答案】C4. （2010年浙江卷第13题）某钠盐溶液中可能含有等阴离子。某同学取5份此溶液样品，分别进行了如下实验：用pH计测得溶液pH大于7加入盐酸，产生有色刺激性气体加入硝酸酸化的溶液产生白色沉淀，且放出有色刺激性气体加足量溶液，产生白色沉淀，该沉淀溶于稀硝酸且放出气体，将气体通入品红溶液，溶液不褪色。加足量溶液，产生白色沉淀，在滤液中加入酸化的溶液，再滴加KSCN溶液，显红色该同学最终确定在上述六种离子中含有三种阴离子。请分析，该同学只需要完成上述哪几个实验，即可得出此结论。A B C D 【答案】B5. （2010年全国标准卷第10题）把500 有和的混合溶液分成5等份，取一份加入含 硫酸钠的溶液，恰好使钡离子完全沉淀；另取一份加入含硝酸银的溶液，恰好使氯离子完全沉淀。则该混合溶液中钾离子浓度为A BC D【答案】D6. （2010年全国标准卷第13题）下表中评价合理的是选项化学反应及其离子方程式评价A与稀硝酸反应：正确B向碳酸镁中加入稀盐酸：错误，碳酸镁不应写成离子形式C向硫酸铵溶液中加入氢氧化钡溶液：正确D溶液与等物质的量的反应：错误，与的化学计量数之比应为12【答案】B7. （2010年天津卷第4题）下列液体均处于25，有关叙述正确的是A某物质的溶液，则该物质一定是酸或强酸弱碱盐B的番茄汁中是的牛奶中的100倍CAgCl在同浓度的和NaCl溶液中的溶解度相同D的与混合溶液中，【答案】B8. （2010年天津卷第5题）下列实验设计及其对应的离子方程式均正确的是A用溶液腐蚀铜线路板：B与反应制备：C将氯气溶于水制备次氯酸：D用浓盐酸酸化的溶液与反应，证明具有还原性：【答案】A9. （2010年四川卷第9题）下列离子方程式书写正确的是（ ）A向明矾溶液中加入过量的氢氧化钡溶液：B向氢氧化亚铁中加入足量的稀硝酸：C向磷酸二氢铵溶液中加入足量的氢氧化钠溶液：D向中加入足量的氢氧化钠溶液并加热：【答案】 A 10. （2010年四川卷第10题）有关100 ml 0.1 mol/L 、100 ml 0.1 mol/L 两种溶液的叙述不正确的是（ ）A溶液中水电离出的个数： B溶液中阴离子的物质的量浓度之和：C溶液中： D溶液中：【答案】C 11. （2010年上海卷第9题）下列离子组一定能大量共存的是（ ）A甲基橙呈黄色的溶液中：、B石蕊呈蓝色的溶液中：、C含大量Al3+的溶液中：、D含大量的溶液中：、【答案】D12. （2010年上海卷第14题）下列判断正确的是（ ）A测定硫酸铜晶体中结晶水含量时，灼烧至固体发黑，测定值小于理论值 B相同条件下，2 mol氢原子所具有的能量小于1mol氢分子所具有的能量 C0.1的碳酸钠溶液的pH大于0.1的醋酸钠溶液的pHD1L1的碳酸钠溶液吸收的量大于1L硫化钠溶液吸收的量【答案】C13. （2010年上海卷第15题）除去下列括号内杂质的试剂或方法错误的是（ ）A溶液()，适量溶液，过滤 B，酸性溶液、浓硫酸，洗气 C晶体(NaCl)，蒸馏水，结晶D，加足量，蒸馏【答案】A14. （2010年上海卷第16题）下列溶液中在常温下微粒浓度关系一定正确的是（ ）A氨水与氯化铵的pH=7的混合溶液中： BpH=2的一元酸和pH=12的一元强碱等体积混合： C0.1 的硫酸铵溶液中： D0.1的硫化钠溶液中： 【答案】C15. （2010年上海卷第19题）下下列反应的离子方程式正确的是（ ）A苯酚与碳酸钠溶液的反应B等体积、等浓度的溶液和NaOH溶液混合 C硫酸亚铁溶液中加入用硫酸酸化的过氧化氢溶液D淀粉碘化钾溶液在空气中变蓝【答案】AD