电解质溶液复习学案

1、弱电解质的电离平衡【复习目标】1能够准确判别电解质、强电解质和弱电解质, 能够准确书写电离方程式。2掌握弱电解质在水溶液中的电离平衡,了解其影响因素。【知识点梳理】考点1 强弱电解质1强弱电解质和物质分类的关系 练习1将下列物质进行分类： BaSO4 Ca(OH)2 HI HF Fe(OH)3 Al(OH)3 SO2Cu HClO Cl2 NH3H2O 盐酸 CaO 属于强电解质的_ 属于弱电解质的_思考：常见的强电解质有哪几类物质？ 弱电解质呢？ 2弱电解质的证明方法 例：下列实验事实不能证明醋酸是弱酸的是（ ） A常温下，测得醋酸钠溶液的pH7 B常温下，测的0.1molL-1醋酸溶液的p

2、H=4C常温下，pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH4D常温下，将物质的量浓度相同的醋酸与氢氧化钠溶液等体积混合后恰好中和 练习2同浓度同体积的氢硫酸与盐酸相比，下列既能表明氢硫酸是弱酸，又能表明盐酸是强酸的是（ ） Ac(H+)：盐酸大于氢硫酸 B中和能力：氢硫酸是盐酸的2倍 C盐酸中：c(H+)=c(Cl-)，氢硫酸中：c(H+)/c(S2-)2 D各稀释一倍：盐酸中c(H+)减半，而氢硫酸中c(H+)未减半考点2 电离方程式的书写 例： 写出下列电解质的电离方程式 ( 1)HF_ (2)H2SO3_ (3)Ba(OH)2_ (4)Fe(OH)3_ (5)NaHCO3_ (6)NaH

3、SO4_ 小结 电离方程式书写注意的问题：_考点3弱电解质的电离平衡 1电离平衡常数：弱电解质在一定条件下达到电离平衡时_之比是一个常数，称之为电离平衡常数，CH3COOH 、NH3H2O的电离平衡常数的表达式分别是_、_。电离平衡常数受_影响, 与_无关，用电离平衡常数的大小可以判断_。2影响电离平衡的因素例：在0.2moL/L的氨水中存在下列平衡：NH3+H2O NH3H2O NH4+OH当改变下列条件时将其有关的变化填入表中 ：（不可用箭号表示） 平衡移动方向平衡常数n(OH)c (OH)导电性加水稀释加少量盐酸适当升温加NH4Cl(s)加NaOH(s)通入氨气至饱和加少量AlCl3(s

4、)小结 (1) 弱电解质的电离程度大小主要由_决定；(2) 受外界条件的影响：温度升高，弱电解质的电离平衡向_移动；弱电解质的浓度增大，弱电解质的电离平衡向_移动；加入含有弱电解质组成离子的某种强电解质，弱电解质的电离平衡向_移动。 练习3用蒸馏水稀释0.1molL-1的醋酸至0.01molL-1，稀释过程中温度不变，下列各项中 始终保持增大趋势的是（ ） ACH3COOH BH+ C D练习4在0.1molL-1 CH3COOH溶液中CH3COOH CH3COO + H+，当加入下列物质时可使其电离程度和PH都减小的是（ ） ACH3COONa浓溶液 BNH3H2O C浓盐酸 DH2O【问题

5、讨论】导电能力加水体积Oabc1一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法正确的是（ ） A. a、b、c三点溶液的pH：cba B. a、b、c三点醋酸的电离程度：abc C. 用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏大 D. a、b、c三点溶液用1mol/LNaOH溶液中和，消耗NaOH溶液体积：ca0 或者 H2O H+ + OH- H025时：KW= =10-14molL-1 Kw随温度升高而 2.水的电离度：对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数).常温时 水=10-7/55.6=1.

6、810-9=1.810-7%所以水是 的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质.3.影响水的电离度大小的因素:(1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 .(2)浓度的影响规律:加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离度 。加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离度。加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度 。加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如：NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度 。 特别提醒：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。例1向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶

7、液的（ ） ApH值升高BH+和OH-的乘积增大 C酸性增强DOH-离子浓度减小考点2 溶液的酸碱性和pH值1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 和 的相对大小.在任意温度的溶液中：若c（H+）c（OH-） ； c（H+）=c（OH-） ； c（OH-）c（H+） 2. 溶液的pH值:氢离子浓度的负对数。pH= ；同理pOH= 特别提醒：在标准温度(25)和压力下，pH=7的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为110-14，且c(H+)和c(OH-)都是110-7mol/L。pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。通常pH是一个介于0和14之间的数,当pH7的时候,

8、溶液呈碱性,当pH=7的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100）的温度下，pH=6为中性溶液。例2 (1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗? (2)某温度下纯水的c（H+）=2.010-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c（H+）为4.010-13mol/L，则该溶液的pH值可能是_。解析在该温度下，kw= c（H+）c（OH-）=2.010-72.010-7=4.010-14。c（H+）4.010-13mol/L，则溶液可能呈酸性

9、或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.010-14/4.010-13=1.010-1mol/L。所以溶液的pH值=lg c（H+）=lg（110-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=lg c（H+）=lg4.010-13=13lg4=12.4。 【答案】(1)不一定 (2)该溶液的pH值可能为1或12.4。 规律总结(1)在25时是中性溶液，低于25时是弱酸性溶液，高于25时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。考点3 pH值计算的基本规律1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。C(H+)= 两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差2时

10、，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过 求c(H+),最后求pH值.C(OH-)= 两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH0.3。3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:若H+过量 c(H+)=(c(H+)酸V酸c(OH_)碱V碱)(V酸+V碱)若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱V碱 c(H+)酸V酸)(V碱+V酸)当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值

11、。4. 有关酸、碱溶液的稀释强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。特别提醒：混和后溶液呈酸性时，一定用c(H+)计算pH；呈碱性时，一定用c(OH-)计算pH值。例3 求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol/L：求此溶液的pH；用水稀释到原来体积的100倍；再继续稀释至104倍（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合（3）pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合（4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合解析（1

12、） c（H+）=0.005mol/L2=0.01 mol/L ， pH=-lg10-2=2 c（H+）=0.01mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！）（2）c（H+）=510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=3.3(强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计)（3）因为溶液呈碱性c（OH）=510-3c（H+）=210-12pH=-lg(210-12)=12-lg2=11.7（4）NaOH中c（OH）=10-2 mol/L,HCl中c（H+）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶

13、液呈碱性。所以反应后c（OH）=510-3 c（H+）=210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=11.7规律总结 （1）两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3(2)两强碱等体积混合 混合后的pH=大的0.3(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。(4)酸碱等体积混合pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定；pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH7；pH = 4 H2SO4与pH = 10 某碱混合pH7；0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7(5)

14、pH 减小一个单位，c(H+)扩大为原来的10倍。 pH增大2个单位，c(H+)减为原来的1/100(6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c（H+）变为原来的1/m ,但弱酸中c（H+）减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。参考答案考点1 1. c(H+)c(OH-) 增大 2. 极弱 3. （1）增大 （2）逆 减小 逆 减小 增大 减小考点2 1. c(H+) c(OH-) 酸性 中性 碱性 2. lg c（H+） lg c（OH-）考点3 1.（c(H+)1V1+c(H+)2V2）（V1+V2） 2. Kw （c(OH-)1V1+c(

15、OH-)2V2）（V1+V2）考点4 （1）双水解 （2）氧化还原 （3）络合 （4）复分解 盐类的水解【复习目标】1了解盐类水解的实质及基本规律。2能比较溶液中离子浓度的大小。3了解盐类水解的应用。【知识点梳理】考点1 盐类水解反应的本质1 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟 结合生成 ，从而 了水的电离。2盐类水解的条件：盐必须能 ；构成盐的离子中必须有 ，如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。3盐类水解的结果（1） 了水的电离。（2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ，强碱弱酸盐的水溶液显 ，强酸强碱盐的水溶液显 ，弱酸

16、弱碱盐的水溶液是 。（3）生成了弱电解质。4特征（1）水解 ：盐+水 酸 + 碱，H 0（2）盐类水解的程度一般比较 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“”或“”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。特别提醒：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中c(H+)减小，c(OH-)增大，即c(OH-)c(H+)。如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，从而使溶液中c(H+)增大，c(OH-)减小，即c(OH

17、-)c(H+)。NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。CH3COONH4考点2 盐类水解反应的规律1. 盐类水解的离子方程式的写法规律： (1)首先它符合离子方程式的书写规律，其次是盐的水解一般是可逆的，但双水解例外。(2)一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“”(3)多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主

18、。如Na2CO3的水解过程:第一步：CO32+H2O HCO3+OH（主要）第二步：HCO3+H2O H2CO3+OH（次要）(4)多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。写出下列盐的水解方程式或离子方程式：CH3COONa NH4Cl: AlCl3： Na2CO3： AlCl3溶液和Na2CO3溶液混合： 2.水解的影响因素影响盐类水解因素：主要因素是 ，组成盐的酸根对应的酸越 (或阳离子对应的碱越 )，水解程度越 。另外还受

19、温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。(1)温度：盐的水解是 反应，因此升高温度水解程度 .(2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越 。(3)外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解显酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的 ,使平衡向 方向移动而 水解，若加酸则 水解。(4)针对下列平衡体系回答问题Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+条件移动方向H数PHFe3水解率现象升温通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3加FeCl33.盐类的水解规律（1）强碱弱酸盐水解，溶液呈_ _性，PH_7。如CH3COONa等。原因是_与水电离出的_ _结合生成_，从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，

20、从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。（2）强酸弱碱盐水解，溶液呈_ _性，PH_ _7。如NH4Cl等。原因是_与水电离出的_ _结合生成_ 。从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。（3）强酸强碱盐 水解，其正盐的水溶液显 性；而酸式盐的水溶液显 性。如：K2SO4 NaCl的水溶液显 性；NaHSO4的水溶液显 性。（4）弱酸弱碱盐， 和 都水解。其水溶液的酸碱性应由生成的弱酸和弱碱的电离程度的相对大小来判断。例如：CH3COONH4溶液，CH3COOH和NH3H2O的电离程度相同，因此CH3COONH4溶液显 性；而 （NH4）2CO

21、3溶液中，由于NH3H2O和HCO3-的电离程度前者大，故NH4+ 比CO32-的水解程度 ，（NH4）2CO3溶液显 性。（5）弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小。若电离程度_ _水解程度，则溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若电离程度_ _水解程度，则溶液呈碱性。如NaHCO3Na2HPO4等。 盐类水解规律口诀：“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性”。例1 25时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的（） KNO3 NaOH CH3COO NH4 NH4ClA、 B、 C、 D、解析

22、KNO3为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K+和NO对水的电离平衡无影响； NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小；CH3COONH4为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO均可以发生水解生成弱电解质NH3H2O和CH3COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。NH4Cl为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+ 可以发生水解生成弱电解质NH3H2O，促进水的电离，但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4，该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度。【答案】D规律总结酸、碱对水的电离起抑制作用，盐类的水

23、解对水的电离起促进作用。考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律1.多元弱酸溶液，根据 电离分析，如在H3PO4的溶液中， 2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2 S溶液中 c(Na+)c(S2-)c（OH）c（HS-）3.不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列各溶液中NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的顺序是 。4.混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。(1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度 相应酸根离子的水解程度。如CH3COOH与CH

24、3COONa溶液呈 ，说明CH3COOH的电度程度比CH3COO的水解程度要大，此时，c(CH3COOH)c(CH3COO)。(2)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈碱性，说明弱酸的电离程度 相应酸根离子的水解程度。如HCN与NaCN的混合溶液中，c(CN)c(CN)。(3)弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况，与(1)、(2)的情况类似。 特别提醒理解透水解规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。 例2 在0.1 molL1的 NH4Cl和0.1 molL1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序。答案c（NH4+）c（Cl）c（OH）c（H+）。在该溶液中，NH3H2O的电离与NH4

25、+的水解互相抑制，NH3H2O电离程度大于NH4+的水解程度时，溶液呈碱性：c（OH）c（H+），同时c（NH4+）c（Cl）。规律总结 要掌握盐类水解的内容这部分知识，一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒(这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用)。考点3 盐类水解的应用1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑 。如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液

26、，pH值由大到小的顺序为： NaOHNaClONa2CO3NaHCO3CH3COONa Na2SO4(NH4)2SO4NaHSO4 2.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有 的离子，需考虑盐的水解。3.判断溶液中离子能否大量共存。当有 和 之间能发出双水解反应时， 在溶液中大量共存。如：Al3+、NH4+与HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。4.配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴 ，来 盐的水解。 5.选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备Al2S3时，因无法在溶液中制取（会完全水解），只能由干法直接反应制取。

27、加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体，必须在蒸发过程中不断通入 气体，以抑制AlCl3、MgCl2、FeCl3的水解，才能得到其固体。6.化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈 。7.某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在 的试剂瓶中；NH4不能存放在玻璃瓶中，应NH4水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。8.溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。9.用盐溶液来代替酸碱10.明矾能够用

28、来净水的原理 特别提醒：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的。会解三类习题：（1）比较大小型，例：比较PH值大小；比较离子数目大小等。（2）实验操作型，例：易水解物质的制取；中和滴定中指示剂选定等。（3）反应推理型，例：判断金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断离子方程式的正误；判断离子能否共存等。例3蒸干FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是 ( )A. FeCl3 B. FeCl36H2O C. Fe(OH)3 D. Fe2O3解析 FeCl3水中发生水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3 + 3HCl，加热促进水解，由于HCl具有挥发性，会从溶液中挥发出去，从而

29、使FeCl3彻底水解生成Fe(OH)3，Fe(OH)3为不溶性碱，受热易分解，最终生成Fe2O3。【答案】D规律总结 易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体。例如：AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐，加热蒸干时可以得到相应的晶体，例：CuSO4、NaAlO2。参考答案考点1 （一）水电离出来的H+或OH- 弱电解质 促进； （二）溶于水 弱酸的酸根离子或弱碱阳离子（三）（1）促进； （2）酸性 碱性 中性 谁强显谁性(四) （1）吸热 ；（2）小考点2 1. 多步 c（H+）c（H2PO4-）c（HPO42-）c（PO43-）。3. ；4.（1）大于 酸性 （2）

30、小于 小考点3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子 弱酸阴离子 不能4. 对应的强酸 抑制 5. HCl 6. 碱性 7. 磨口玻璃塞 难溶电解质的溶解平衡【复习目标】1了解难溶电解质的溶解平衡。2能利用平衡原理和溶度积进行讨论计算。【知识梳理】考点1 溶解平衡1存在：只要有固体存在的悬浊液中都存在 例：NaCl（s） Na+(aq)+Cl-(aq) AgCl（s） Ag+(aq)+Cl-(aq)2特征 （1）等： （2）动： （3）定：达到平衡时，溶液中 （4）变：当外界条件改变，溶解平衡将 3沉淀反应的应用（1）沉淀的形成和转化加入 与溶液中的某些离子生成沉淀，达到分离或除去某

31、些离子的目的。反应中，离子趋向于生成 的物质。 （2）沉淀的溶解 根据平衡移动原理，减少溶解平衡体系中的某种离子，会使平衡向沉淀向 方向移动，沉淀逐渐 。例： Mg(OH)2（s） Mg2+（aq） OH-（aq） OH- + H+ H2O 条件的改变 了原难溶电解质的溶解平衡。 特别提醒：解决沉淀溶解平衡的一般思路：“看到”粒子“找到”平衡“想到”移动 例1己知碳酸钙和氢氧化钙在水中存在下列溶解平衡Ca(OH)2(固)Ca2+2OH，CaCO3(固) Ca2+CO32。在火力发电厂燃烧煤的废气中往往含有SO2、O2、N2，CO2等，为了除去有害气体SO2变废为宝，常常见粉末状的碳酸钙或熟石灰的悬浊液洗涤废气，反应产物为石膏。（1）写山上述两个反应的化学方程式： SO2与CaCO3悬浊液反应 SO2与Ca(OH)2悬浊液反应 （2）试说明用熟石灰的悬浊液而不用澄清石灰水的理由 答案(1)2SO2+O2+2CaCO3+4H2O=2(CaSO4H2O)+2CO2或 2SO2+O2+2CaCO3+4H2O=2(CaSO4H2O)+2CO