电解质溶液徐龙

第一轮复习基本理论第3讲电解质溶液1一、电解质和非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。包括：非金属氧化物、大部分有机物等。非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。包括：酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物等。2注意：电解质的电离必须是电解质自身的电离。思考3SO2、SO3、CO2、NH3等在气态或固态时导电吗？如果把它们溶于水呢？它们是否是电解质？非电解质思考2Cu和NaCl溶液是不是电解质？为什么？既不是电解质也不是非电解质。Cu是单质NaCl溶液是混合物3练习有下列物质:氨水、氯化钠晶体、盐酸、乙醇、H2S、干冰、二氧化硫、石墨、乙酸、AgCl、CO2、H2O

(1)能导电的是:

(2)属于电解质的是:(3)属于非电解质的是:(4)属于强电解质的是：(5)属于弱电解质的是：4二、强电解质和弱电解质1．概念强电解质：在水溶液中能够

的电解质。弱电解质：在水溶液中

的电解质。2．电离方程式的书写(1)强电解质用“

”表示；弱电解质用“”表示。(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H2CO3H＋＋HCO3－、HCO3－

H＋＋CO32－。(3)多元弱碱电离一步写完，如氢氧化铁：

Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。完全电离部分电离53．常见物质强电解质：

、

和

及活泼金属氧化物。弱电解质：

、

和

等。1.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液导电能力强吗？【提示】导电能力的强弱要看溶液中离子浓度的大小，离子浓度大的，导电性强，若强电解质溶液中离子浓度很小，而弱电解质溶液中离子浓度大，则弱电解质溶液导电能力强。强酸强碱大多数盐弱酸弱碱水61．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度)下，当电离的速率和离子结合成分子的速率相等。2．外界条件对电离平衡的影响(1)浓度(以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例)①加入NaOH：电离平衡

移动，电离程度

。②加入冰醋酸：电离平衡

移动，电离程度

。(2)温度①升温：电离平衡

移动，电离程度

。②降温：电离平衡

移动，电离程度

。三、弱电解质的电离平衡正向增大正向减小正向增大逆向减小7②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－

，平衡常数K＝(3)特点①电离平衡常数只与温度有关，升温时K值

。②多元弱酸的各级电离常数的大小关系是

，故其酸性取决于第一步。3．电离平衡常数(1)概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幂之积与分子浓度的比值是一个常数。(2)表达式①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数K＝

增大逐级减小且相差很大8(4)表示意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质

电离，所对应的酸性或碱性相对

。

2.（1）试用平衡移动原理、Qc分别解释弱电解质溶液加水稀释时平衡移动的方向（以CH3COOH电离平衡为例）。（2）电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小吗？离子的浓度一定增大吗？

【提示】（1）①稀释弱电解质溶液时，溶液总浓度减小，电离平衡将向着增大溶液总浓度的正方向移动。②稀释时，减小，此时Qc<K,故电离平衡向正向移动。越易越强9(2)都不一定。如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋平衡后，加入冰醋酸，[CH3COOH]增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能消除，再次平衡时，[CH3COOH]比原平衡时大；加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但[CH3COOH]、[H＋]都比原平衡时要小。10四、盐类的水解1.定义：溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应2.条件：

①盐必须溶于水②盐必须有“弱”离子3.实质：

中和反应的逆反应(吸热反应)

促进水的电离11（1）、一般模式：4.水解方程式的书写

①用化学方程式表示：盐+水酸+碱②用离子方程式表示：盐的离子+水弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)NH4++H2ONH3·H2O+H+

CH3COO－+H2O

CH3COOH+OH-12（2）不同类型盐的水解方程式的书写：（1）一元弱酸强碱盐：如CH3COONa（2）一元弱碱强酸盐：如NH4Cl（3）多元弱酸强碱的正盐：如Na2CO3

（4）多元弱碱强酸盐：如AlCl3（5）多元弱酸的酸式强碱盐：如NaHCO3、

Na2HPO4、NaH2PO4CO32-+H2OHCO3-+OH-Al3++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-13(3）注意事项：①盐类水解是可逆反应，水解方程式中用可逆符号连接，而不使用等号。②一般水解程度小，水解产物少，通常不生成沉淀和气体，不标“↓”“↑”符号，生成物如（H2CO3、NH3.H2O

）也不写成分解产物。143.影响盐类水解的因素盐本身的性质(1)盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大.(2)正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大.1、内因：15已知在FeCl3稀溶液中存在如下水解平衡，Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件.2、外界条件对水解平衡的影响-外因16(1)浓度：溶液越稀，水解程度越大.(2)温度：水解反应是中和反应的逆过程，是吸热过程.(3)溶液酸碱度:

酸性溶液能抑制强酸弱碱盐的水解，碱性溶液能抑制强碱弱酸盐的水解.升温促进水解17①若生成气体和沉淀离开体系，则水解彻底，方程式用等号，沉淀和气体用箭号。②若不能生成气体和沉淀离开体系，则水解不彻底，方程式用（），气体不用箭号。如Al2S3

水解2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑(4)水解互促：18

Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-

、AlO2-

Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-NH4+与SiO32-

、

AlO2-常见双水解情况：试写出上述双水解反应的离子方程式。19盐类水解的规律有弱才水解；无弱不水解；越弱越水解；都弱双水解；谁强显谁性；同强显中性。20五、水的电离

水是一种极弱的电解质，电离方程式可表示为：

水总是电离出等量的H+和OH-H2O+H2OH3O++OH－H2OH+

+OH－简写为：水合氢离子常温下即25℃时，水电离出来的c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L21

K

＝

c(H+)×c(OH-）

c(H2O）K.

=c(H+).c(OH-)

c(H2O)Kw

=c(H+).c(OH-)

其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw,叫做水的离子积常数，简称水的离子积H2OH+

+OH－1、水的离子积常数22①水的离子积只随温度的改变而改变②Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液注意酸性溶液中是否存在OH－？碱性溶液中是否存在H＋？为什么？【问题讨论】23常温下对纯水进行下列操作：加NaOH加HCl加热Kw水的电离程度c(OH-)c(H+)水的电离平衡移动方向酸碱性条件（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变增大H2OH+

+OH－（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大中性右增大增大酸性左增大减小不变碱性左减小增大不变2、影响水的电离平衡的因素增大减小减小24加入强酸加入强酸及中强酸的酸式盐加入弱酸加入强碱加入弱碱增大c(OH-)增大c(H+)降低温度抑制水电离

减小c(H+)：加入强碱弱酸盐

减小c(OH-)

：加入强酸弱碱盐升高温度促进水电离总结25【解析】A项：Kc

＝

＝

·[CH3COO－],加入NaOH溶液后，电离平衡正移，[CH3COO－]增大，故减小。B项：升高温度电离平衡正移，[H＋]增大，[CH3COOH]减小。故增大。C项：相似A项，加入冰醋酸后，电离平衡正移，[CH3COO－]增大，减小。D项：加水后[CH3COO－]减小，增大。1．(上海高考)已知0.1mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中[H＋]/[CH3COOH]值增大，可以采取的措施是(多选)(

)A．加少量烧碱溶液B．升高温度C．加少量冰醋酸D．加水26【答案】BD2．用食用白醋(醋酸浓度约1mol/L)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是(

)A．白醋中滴入石蕊试液呈红色B．白醋加入豆浆中有沉淀产生C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出D．pH试纸显示白醋的pH为2～3

【解析】

A项可证明白醋的酸性但不能体现其电离情况；B项，说明白醋与豆浆胶体发生聚沉与其为强弱电解质无关；C项，说明醋酸的酸性强于碳酸，但不能证明醋酸为弱电解质；1mol·L－1的醋酸若为强电解质，pH应为0，D项中指出其pH为2～3，说明醋酸只有部分电离，为弱电解质。27【答案】D(2008年广东高考)电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。右图所示是用KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(

)28【解析】加入NH3·H2O溶液，先和较强的HCl反应，离子的物质的量并未增加，但离子的物质的量浓度减小，电导率下降；随后NH3·H2O和较弱的CH3COOH反应，离子物质的量浓度增加，电导率上升；最后，加入的NH3·H2O不再反应，对原溶液稀释，电导率略有下降。【答案】

D294．(2009年海南高考)已知室温时，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是(多选)(

)A．该溶液的pH＝4B．升高温度，溶液的pH增大C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7D．由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的10－6倍【解析】

A项：[H＋]＝0.1mol/L×0.1%＝1.0×10－4mol/L，pH＝4，该项正确。B项：升温电离平衡正移，[H＋]增大，pH减小，该项错误。C项：平衡时[H＋]＝[A－]＝1.0×10－4mol/L，[HA]＝0.1mol/L－1.0×10－4mol/L≈0.1mol/L，K

＝30一、外界条件对电离平衡的影响电离平衡属于化学平衡，受外界条件如温度和浓度等因素的影响，其规律遵循勒夏特列原理。以CH3COOHCH3COO－＋H＋

Q<0为例：＝1.0×10－7mol/L，该项正确。D项：该酸溶液中由水电离出的[H＋]＝＝1.0×10－10mol/L，故由HA电离出的[H＋]约为水电离出的[H＋]的106倍，该项错误。【答案】

BD31改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)电离程度(α)导电能力Ka加水稀释向右增大减小减小减小增大减弱不变加入少量冰醋酸向右增大增大增大增大减小增强不变加HCl(g)向左增大增大减小增大减小增强不变加NaOH(s)向右减小减小增大减小增大增强不变加入CH3COONa(s)向左减小减小增大增大减小增强不变加入镁粉向右减小减小增大减小增大增强不变升高温度向右增大增大增大减小增大增强增大32

氨水溶液中存在电离平衡NH3·H2ONH4＋＋OH－，下列叙述正确的是(

)【应用指南】

(1)定性角度分析电离平衡：应该深刻地理解勒夏特列原理：平衡向“削弱”这种改变的方向移动，移动结果不能“抵消”或“超越”这种改变。(2)定量角度分析电离平衡：当改变影响电离平衡的条件后分析两种微粒浓度之比的变化时，若通过平衡移动的方向不能作出判断时，应采用化学平衡常数定量分析。A．加水后，溶液中[OH－]增大B．氨水中离子浓度关系满足：[NH4＋]＝[OH－]－[H＋]C．加少量浓NaOH溶液，电离平衡向正向移动D．通入少量HCl，溶液中[OH－]/[NH3·H2O]值增大33【思路点拨】

(1)A、C项可通过勒夏特列原理作出判断。(2)B项可通过电荷守恒作出判断。(3)D项应通过K＝作出判断。【尝试解答】加水稀释时[OH－]减小，同时电离平衡正移，根据勒夏特列原理，只能“削弱”这种改变，新平衡中[OH－]仍比原平衡中[OH－]小，A项错误。根据电荷守恒有：[H＋]＋[NH4＋]＝[OH－]，即[NH4＋]＝[OH－]－[H＋]，B项正确。加入浓NaOH溶液，[OH－]增大，电离平衡向逆向移动，C项错误。K＝＝·[NH4＋]，通入HCl气体，电离平衡正移，[NH4＋]增大，故减小，D项错误。【答案】

B34【拓展训练】

1.将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势，其中错误的是(

)【解析】

A项随NaOH滴加，中和反应放热越来越大，温度逐渐升高，至CH3COOH反应完全后，放出的热被环境吸收，又呈下降趋势；B项混合液的pH，随NaOH加入，由酸性变到中性，完全反应后，突然增大到碱性，再加NaOH，因NaOH溶液浓度基本不变，pH基本不变；C项随35NaOH滴加，溶液中离子浓度不断增大至恰好完全反应，再加NaOH，由NaOH溶液浓度基本不变，导电能基本不变；D项应为：【答案】D二、一元强酸与一元弱酸(或强碱与弱碱)的比较1．一元强酸与一元弱酸的比较36(1)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：(2)相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较：372.一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。【应用指南】

(1)判断一种酸是强酸还是弱酸时，实质是看它在水溶液中的电离程度，完全电离即为强酸，不完全电离即为弱酸。(2)设计实验验证时注意等物质的量浓度和等pH的两种酸的性质差异。38(2009年山东高考)某温度下，相同pH的盐酸和醋酸分别加水稀释，平衡pH随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是(

)A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强C．a点KW的数值比c点KW的数值大D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度

【名师解析】本题考查弱电解质的电离平衡，意在考查考生的识图能力，把电离平衡知识与图形紧密结合起来。盐酸为强电解质，醋酸为弱电解质，相同pH的盐酸和醋酸加水稀释后，盐酸的pH改变较大，而醋酸的pH改变较小，从图线上看，Ⅰ对应的为盐酸，Ⅱ对应的为醋酸，A项错误；