2017高考化学二轮复习专题突破电解质溶液教案

1、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。【考情分析】本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分

2、析、平衡常数和pH的计算为考试热点。尤其要注意带有图像的题目。【课时安排】3课时【教学过程】考点1 电离平衡1、 知识梳理1. 化合物的一种分类方法：2.弱电解质的电离平衡及其影响因素 弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），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的状态。（1）内因：弱电解质本身，如常温下K(HF)K(CH3COOH)。（2）外因浓度：越稀越电离。温度：温度越高，电离程度越大同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。3电离平衡的移动以C

3、H3COOH(aq)CH3COO(aq)H(aq)H0为例条件变化平衡移动方向c(H)H数目Ka加水稀释向右减小增多不变升高温度向右增大增多变大加入NaOH(s)向右减小减少不变通入HCl(g)向左增大增多加CH3COONH4(s)向左减小减少加金属Mg向右减小减少加CaCO3(s)向右减小减少 4电离平衡常数的表达式一元弱酸 HAHAKac(H)c(A)/c(HA)一元弱碱BOHBOHKbc(B)c(OH)/c(BOH)多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）：H2AHHAKa1c(H)c(HA)/c(H2A)HAHA2Ka2c(H)c(A2)/c(HA)Ka1Ka2，以第一步为主，第二步电离往往

4、忽略不计，故c(A2)很小。弱电解质和强电解质的对比 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b)等pH的盐酸(a)与醋酸(b)pH或物质的量浓度pH：ab物质的量浓度：abab水的电离程度a c(CH3COO)c(Cl)c(CH3COO)等体积溶液中和NaOH的量abab相同等体积溶液与过量活泼金属反应产生H2的量相同a1，则可证明CH3COOH是弱电解质。4测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。5比较稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH2的酸溶液稀释1000倍，若pH为4，则证明酸为弱酸；若pH为5，则证明酸为强酸。6采用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴

5、入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅。四、特别提醒克服定势思维。防止出现平衡向右移动，则左边物质所有的量均减小，右边物质的量均增加的定势思维。因为引起平衡移动的因素不确定，如加水稀释可使平衡右移，反应物的量减小；加入溶质也使平衡右移，反应物的量增大。各个物理量的定义不同，如加水稀释使平衡右移，生成物的物质的量增大，但生成物的物质的量浓度却减小。考点二、水的电离及溶液酸碱性一、知识梳理1. 水的离子积常数（1）25 时，水的离子积Kwc(H)c(OH)11014，Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。（2）水的电离过程是吸热过程，温度升高，Kw增大，温度降低，Kw减小。2.外界条件

6、对水的电离平衡的影响H2OHOHH0条件变化升高温度加酸加碱加强酸弱碱盐加强碱弱酸盐移动方向c(H)c(OH)Kw3.pH计算（1）水电离出的c(H+)或c(OH)的计算（25）中性溶液：c (H+)=c (OH)=1.0107mol/L溶质为酸（碱)的溶液：H+(OH)来源于酸(碱)的电离和水的电离，而OH(H+)只来源于水的电离。如pH=2的盐酸中水电离出的c(H+):先求出溶液中的c(OH)=1012mol/L，即水电离出的c(H+)水=c(OH)=1012mol/L.正盐水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=102mol/

7、L c(OH)=1012mol/L是因为部分OH与部分NH4+结合了（2）溶液pH的计算类型及方法（常温下） 酸、碱溶液pH计算强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，c(H+)=nc mol/L,pH=lgc(H+)=lg(nc)。强碱溶液，如B（OH）n ，设浓度为c mol/L，c(OH)=nc mol/L,则c(H+)=1014/nc mol/L，故pH=lgc(H+）=14+lg(nc) 酸、碱混合pH的计算两强酸混合：c混（H+）= c1(H+)V1 + c2（H+）V2 V1 + V2两强碱混合：c混（OH）= c1(OH)V1 + c2（OH）V2 V1 + V2 强酸、强

8、碱混合 酸过量：c混（H+）= c酸(H+)V酸 c碱（OH）V碱 V酸 + V碱 碱过量c混（OH）= c碱(OH)V碱 c酸（H+）V酸 V酸 + V碱 4、酸碱中和滴定（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)(1)滴定前的准备滴定管：查漏洗涤润洗装液调液面记录。锥形瓶：注碱液记读数加指示剂。(2)滴定左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。(3)终点判断滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟不恢复，视为滴定终点。(4)数据处理按上述操作重复23次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)计算。2误差分析以标准酸溶液滴定未知

9、浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，因操作不正确而引起的误差有：步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还留有蒸馏水不变无影响取液放出碱液的滴定管开始时尖嘴处有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数变大偏高二、典例探究例3. 水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生

10、影响的是()ANaHSO4溶液 BKF溶液CKAl(SO4)2溶液 DNaI溶液答案：D解析：A项电离出H，抑制水的电离；B项F水解促进水的电离；C项Al3水解促进水的电离；D项Na、I均不水解，对水的电离无影响。例4. 25 时，用浓度为0.1000 molL1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0molL1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是()A在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZHYc(Y) c(OH)c(H)DHY与HZ混合，达到平衡时：c(H)c(Z)c(OH)解析：B 由图像知酸性HZHYHX，同条件下三种酸导电能力HZH

11、YHX，A错误；从滴定曲线知Ka(HY)105，B正确；由于酸性HYHX，NaX水解程度大于NaY，故c(Y)c(X)，溶液呈碱性，即c(OH)c(H)，正确顺序：c(Y)c(X)c(OH)c(H)，C错误；根据质子守恒c(H)c(Y)c(Z)c(OH)，D错误。三、特别提醒“滴定终点”、“恰好中和”、“呈中性(或pH7)”的不同。(1)滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差)，而指示剂变色点都不是pH7的情况。(2)恰好中和：指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时的溶液不一定呈中性。(3)呈中性：溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度(常温下

12、pH7)。考点三、盐类的水解一、知识梳理1盐类水解的规律(1)有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，强弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。(2)弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当KaKb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当KaKb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当Kac(NH)c(H)c(OH)判断酸性强弱NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HXHYHZ贮存易水解盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2水解判断盐溶液蒸干产物AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3

13、胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe33H2O Fe(OH)3(胶体)3H离子共存的判断Al3与AlO、CO、HCO、S2、HS等因相互促进水解而不共存泡沫灭火器原理成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为 Al33HCO=Al(OH)33CO2作净水剂明矾可作净水剂，原理为Al33H2OAl(OH)3(胶体)3H化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用二、典例探究例5. 下列说法错误的是()A下列离子在溶液中能大量共存： Al3、Na、S2、NOB为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸C实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞DNaX

14、、NaY、NaZ的溶液，其pH依次增大，则HX、HY、HZ的酸性依次减弱【解析】AA项中S2与Al3水解相互促进，最终生成硫化氢和氢氧化铝，因此不能大量共存，所以错误；B项中为了防止氯化铁水解，要在溶液中加入少量盐酸，所以正确；C项中Na2CO3、Na2SiO3等溶液水解呈碱性，能与玻璃中的二氧化硅反应生成硅酸，使玻璃塞粘在玻璃瓶上，所以正确；D项中pH依次增大说明水解程度增大，进一步说明所对应氢化物酸性减弱，所以正确。3、 、特别提醒一般盐类水解程度很小，水解产物很少，不标“”或“”，不把产物(如NH3H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。考点四、溶液中微粒浓度的大小比较一、知识梳理1、

15、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系（1）两个理论依据弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO)c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。如，Na2CO3溶液中：c(CO)c(HCO)c(H2CO3)(多元弱酸根离子的以第一步为主)。（2）三个守恒关系电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如，NaHCO3溶液中：c(Na)c(H)=c(HCO)2c(CO)c(OH)。物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后

16、某种元素的原子个数守恒。如，0.1 molL1 NaHCO3溶液：c(Na)c(HCO)c(CO)c(H2CO3)0.1 molL1。质子守恒：由水电离出的c(H)等于由水电离出的c(OH)，在碱性盐溶液中OH守恒，在酸性盐溶液中H守恒。如，Na2CO3溶液中c(OH)c(H)c(HCO)2c(H2CO3)。2、四种情况分析多元弱酸溶液根据多步电离分析，如：在H3PO3溶液中，c(H)c(H2PO)c(HPO)c(PO)。多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na)c(CO)c(OH)c(HCO)。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产生的影响。

17、例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：NH4NO3溶液，CH3COONH4溶液，NH4HSO4溶液，c(NH)由大到小的顺序是。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。例如，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为c(NH)c(Cl)c(OH)c(H)。在该溶液中，NH3H2O的电离与NH的水解互相抑制，但NH3H2O的电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性，c(OH)c(H)，同时c(NH)c(Cl)。二、典例探究例6.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度的关系正确的是()A向0.1 molL1NH4Cl溶液中通

18、入一定量氨气：c(Cl)c(NH)c(OH)c(H)B将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则混合后的溶液中：c(Na)答案：D解析：向0.1 molL1NH4Cl溶液中通入一定量氨气，溶液可能为碱性、中性或酸性，由于无法判断溶液酸碱性，则无法判断溶液中离子浓度大小，故A错误；将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则：c(OH)c(H)，根据电荷守恒c(OH)c(CH3COO)c(Cl)c(Na)c(H)可得：c(CH3COO)c(Cl)c(Na)，则c(Na)c(Cl)，故B错误；Ka越小，对应盐的水解程度越大，其离子总数就越小，则等体积等浓度的NaF、NaCN溶液中，前者离子总数大于后

19、者，故C错误；相互促进水解，中只有铵根离子水解，中亚铁离子水解生成的氢离子抑制铵根离子水解，则c(NH)的大小顺序为：，故D正确。三、方法总结比较溶液中粒子浓度大小的步骤1判反应判断两种溶液混合时，是否发生化学反应，这一步主要目的是搞清楚溶液的真实组成。2写平衡根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。3列等式根据溶液中的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中离子浓度间的数学关系式。4分主次根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关规律，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进

20、行的程度相对小一些，再依次比较出溶液中各粒子浓度的大小。考点五、沉淀溶解平衡一、知识梳理1、难溶电解质的溶解平衡在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。例如： BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq)2、溶度积：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号Ksp表示。对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：Ksp=An+mBm+n 溶度积与溶解度的关系溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。 溶度积规则，可以判断溶液

21、中沉淀的生成和溶解。 离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc当QcKsp时，为不饱和溶液；当Qc=Ksp时，为饱和溶液；当QcKsp时，为过饱和溶液。3沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成在工业生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。常见的方法有：调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至78，离子方程式为Fe33NH3H2O=Fe(OH)33NH。加沉淀剂法：加入沉淀剂使杂质离子转化为沉淀除去。如用H2S沉淀Cu2，离子方程式为Cu2H2S=C

22、uS2H；(2)沉淀的溶解根据平衡移动，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去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，就可以使沉淀溶解。方法有：酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的方向移动，如CaCO3可溶于盐酸，离子方程式为CaCO32H=Ca2CO2H2O。盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)22NH=Mg22NH3H2O。配位溶解法：加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定的配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水，离子方程式为：AgCl2NH3H2O=Ag(NH3)2Cl2H