2013年高考化学 艺术生精品提分秘籍 专题八 电解质溶液课件

1、专题八,电解质溶液,1了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。 2了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导 电性。 3了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4了解水的电离，离子积常数。 5了解溶液pH的定义，了解测定溶液pH的方法，能进行 pH的简单计算。 6了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素 、盐类水解的应用。 7了解离子反应的概念、离子反应发生的条件，了解常 见离子的检验方法。 8了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。,考纲解读,近五年来，新课标地区对弱电解质电离平衡考查共计 13次。对水的电离平衡考查7次。对溶液的pH考查11次； 对沉淀溶解平衡考查10次

2、。 考查题型以选择题出现54次，在理科综合中占46 分，在单科试卷中占23分；填空题出现5次，分值每空 24分。 高考试题对本讲能力点的考查以分析和解决化学问题 能力、以接受、吸收整合化学信息能力等为主，试题难度 适中。 在高考试题中经常将弱电解质的电离与溶液的酸碱性 、盐类的水解、离子浓度大小比较、沉淀溶解平衡等内容 相结合，以图象的形式出现。,考点探究,预测2013年高考对本讲内容的考查仍将以外界条件 对弱电解质电离平衡、水的电离平衡的影响，溶液中离子 浓度大小比较，既与盐类的水解有关，又与弱电解质的电 离平衡有关，还注重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料 守恒、质子守恒等)关系的考查，从而

3、使题目具有一定的 综合性、灵活性和技巧性，在2013在高考中仍将会涉 及；题型主要以选择题为主，分值约为36分。 关于溶液pH的计算，题设条件可千变万化，运用数 学工具(图表)进行推理的试题在2013年高考中出现的可能 性较大，推理性会有所增强，应予以重视。,预计在2013年高考中可能会将电离平衡常数、水的 离子积等知识相结合出题。 由于盐类水解涉及面较广，除了热点继续考查外， 将盐类水解的知识与其他知识有机结合在一起进行考查， 将是今后命题的基本方向，沉淀溶解平衡是新考纲增设的 考点，主要以选择题的形式考查沉淀的溶度积以及沉淀的 生成、溶解和转化，其分值在高考中可能会有所增加。,1定义 在水

4、溶液中能 的电解质称为强电解质。如强酸、强碱和绝大多数盐。 在水溶液中只能 的电解质称为弱电解质。如弱酸、弱碱等。 2电离方程式的书写 (1)强电解质用“ ”号；弱电解质用“ ”号。 (2)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸：H2CO3 HHCO3、HCO3 HCO32,完全电离,部分电离,一、强电解质和弱电解质,基础知识梳理,3常见物质 强电解质： 、 大多数盐。 弱电解质： 、 等。,(3)多元弱碱电离一步写完，如氢氧化铁：Fe(OH)3 Fe33OH。,1在一定温度下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过程并没有停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子

5、 的速率相等；溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，达到了 状态。,强碱,强酸,弱酸,弱碱,结合生成弱电解质分子,电离平衡,二、弱电解质的电离平衡,弱电解质电离平衡类似化学平衡： (1)是 平衡，电离方程式中用“ ”。 (2)平衡时溶液中离子浓度和分子浓度 。 (3)条件改变，平衡发生移动。 2弱电解质的电离过程一般是 (填“吸热”或“放热”)的，不同于强电解质的电离，弱电解质溶液中除水分子外还存在_。,动态,保持不变,吸热,电解质分子,3弱电解质的电离是 。在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种 的乘积与溶液中_之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。通常用 表示弱酸的电离平

6、衡常数，用 表示弱碱的电离平衡常数。 如醋酸在水溶液中达到电离平衡CH3COOH CH3COOH，醋酸的电离平衡常数：,可逆过程,离子浓度,未电离的分子的浓度,4外界条件对电离平衡的影响 例：0.1 mol/L的醋酸溶液CH3COOH HCH3COO(H0)，若改变条件后，有如下变化：,向左,减小,增大,增强,向右,减小,增大,增强,向右,增大,减小,增强,向左,减小,减小,增强,向右,减小,增大,减弱,向右,增大,增大,增强,1从导电角度分析，如何验证某化合物是离子化合物？ 2强电解质的水溶液导电能力一定比弱电解质溶液的强吗？ 【提示】1.属于离子化合物的电解质在水溶液或熔融状态能发生电离而

7、导电，属于共价化合物的电解质在水溶液中电离而导电，但在熔融状态下不电离、不导电。一般情况下化合物在熔融状态下导电即证明该化合物为离子化合物。 2电解质溶液导电能力的强弱主要取决于溶液中自由离子的浓度大小及离子所带电荷量多少，影响自由离子浓度大小的因素有溶液的浓度、电离程度及温度等。强电解质与弱电解质的根本区别在于其在水溶液中是否完全电离，与溶液的导电性强弱无必然的关系。,问题探究一、,三、水的电离 1电离方程式 水是一种极弱的电解质：H2OH2O 。简写为 。,H3OOH,H2O HOH,2纯水室温下的数据 (1)c(H)c(OH) molL1 (2)KWc(H)c(OH) 。 (3)pH,1

8、.0107,11014,7,3KW的影响因素 KW只与温度有关，温度不变，KW ；温度升高，KW ，反之，KW 。,不变,增大,减小,四、溶液的酸碱性与pH值 1溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小。 (1)c(H) c(OH)，溶液呈酸性； (2)c(H) c(OH)，溶液呈中性； (3)c(H) c(OH)，溶液呈碱性。,五、酸碱中和滴定 1概念 利用_反应，用已知浓度的_(或_)来测定未知浓度的_ (或_ )的实验方法。 2实验用品 试剂：_、_、_ 、蒸馏水。 仪器：_滴定管、_滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、_。,中和,酸,碱,碱,酸,酸,碱,指示剂,

9、酸式,碱式,锥形瓶,3实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液) (1)滴定前的准备 滴定管中：a.查漏，b.洗涤，c.润洗，d.装液，e.排气，f.调液面，g.记录。 锥形瓶中：a.注入碱液，b.记读数，c.加指示剂。 (2)滴定,左手 ，右手 ,眼睛_滴定至终点时，记录标准液的体积。 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，根据 c(NaOH)_计算。,控制活塞,摇动锥形瓶,锥形瓶内溶液颜色的变化,注视,注视,注视锥形瓶内溶液颜色的变化,1pH7的溶液一定显酸性，这种说法对吗？ 2用pH试纸测定溶液pH值时，为什么不能润湿？ 【提示】1.不对，用pH判断溶液酸碱性

10、要看溶液处于什么温度下，不能简单地认为pH7的溶液一定为中性。若未指明温度，一般认为是常温。 2若pH试纸在使用前润湿，则相当于把被测溶液稀释了，若测定的是酸性溶液，会导致pH升高；若测定的是碱性溶液，会导致pH降低；若测定的是中性溶液，则pH不变。,问题探究二、,六、盐类的水解 1定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的_的反应，叫做盐类的水解。 2盐类水解的条件：(1)盐中必须有 或_；(2)盐必须溶于水。 3盐类水解的实质：破坏水的电离平衡，生成弱电解质，促进水的电离。 4水解结果：水的 向 方向移动，溶液中c(H) _c(OH)，溶液呈现一定的酸碱性。,H或OH生成 弱电解质,弱碱阳离子

11、,弱酸根阴离子,电离平衡,电离,不等于,5特点：(1)可逆： ；(2)微弱： ；(3)吸热： 。 6规律：有弱才水解，难溶不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。 7盐类水解的离子反应方程式：因为盐类的水解是微弱的且可逆的，在书写其水解离子方程式时应注意以下几点： (1)应用“ ”号表示；(2)一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“”“”；(3)多元弱酸盐的水解分步进行(且第二步、第三步更难)，以第一步水解为主。,存在水解平衡,水解程度小,水解是一个吸热过程,七、盐类的水解的影响因素 1内因：盐本身的性质 (1)弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越 ，溶液酸

12、性越 。 (2)弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越 ，溶液碱性越 。 2外因 (1)温度：升高温度，水解平衡，水解程度 。 (2)浓度 增大盐溶液的浓度，水解平衡 ,水解程度_，但水解产生的离子浓度 ；加水稀释，水解平衡_，水解程度 ，但水解产生的离子浓度 。,向正反应方向移动,减小,增大,向正反应方向移动,增大,减小,大,强,大,强,增大,增大c(H)，促进_的水解，抑制_的水解；增大c(OH)，促进_的水解，抑制_的水解 3盐类水解的应用 (1)明矾净水： 。 (2)制备Fe(OH)3胶体：_。 (3)制泡沫灭火剂：_。 (4)草木灰与铵态氮肥混施：_。,强碱弱酸盐,强酸弱碱盐,强酸弱碱盐,

13、强碱弱酸盐,Al33H2O Al(OH)33H,Fe33H2O Fe(OH)3(胶体)3H,Al33HCO3 Al(OH)33CO2。,NH4H2O NH3H2OH、 CO32H2O HCO3OH。,化学平衡原理适用于盐类水解反应吗？ 【提示】一般的盐类水解是可逆反应，存在水解平衡，水解平衡是化学平衡的一种，平衡移动原理同样适用于水解平衡。水解平衡也有“逆”“动”“等”“定”“变”的特征。水解平衡也存在平衡常数的问题。但是，有些弱酸弱碱盐如Al2S3、Al2(CO3)3、Fe2(CO3)3等会与水发生强烈的阴阳离子相互促进水解反应，不存在平衡。,问题探究三、,八、固体物质的溶解度(S)与溶解性

14、的关系 电解质在水中的溶解度，有的很大，有的很小，但仍有度。在20 时溶解性与溶解度的关系如下： 物质在水中“溶”与“不溶”是相对的，“不溶”是指难溶，没有绝对不溶的物质。,九、难溶电解质的溶解平衡 1概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等的平衡状态。 如：AgCl(s) Ag(aq)Cl(aq) 2特点 “动”动态平衡，溶解的速率和生成沉淀的速率不为0。 “等”v溶解v沉淀 “定” 达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。 “变”当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。,3溶度积和离子积 以AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq)为例：,在一定温度下，难溶电解质的饱和溶

15、液中离子浓度幂的乘积是一个常数,的平衡常数,任意条件(即非平衡状态)下，难溶电解质溶液中，其离子浓度幂,溶液中有关离子,的乘积,Ksp,Qc,cm(An)cn(Bm),cm(An)cn(Bm),式中的浓度是任意时刻的浓度,十、沉淀反应的应用 1沉淀的生成即将溶液中的部分离子转化为沉淀，其方法有：(1)调节pH法；(2)加沉淀剂法。 2沉淀的溶解 。 3沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质 。 (2)沉淀转化的特点 一般说来，溶解度小的沉淀易转化为溶解度_的沉淀。 沉淀的溶解度差别 ，越容易转化。,根据平衡移动原理，减少溶解平衡体系中的某种离子，会使平衡向沉淀溶解方向移动，沉淀逐渐溶解。,沉淀溶解平

16、衡的移动。,更小,越大,Ag与Cl按等物质的量之比反应生成AgCl沉淀，该反应完成后，溶液中有无Ag、Cl存在？ 【提示】在一定温度下，当沉淀溶解与生成的速率相等时，即达到溶解平衡状态。Ag与Cl反应生成AgCl沉淀达到一定程度也会处于溶解平衡状态，所以溶液中仍然会有Ag和Cl，只不过其浓度很小。化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0105mol/L时，沉淀就达完全。,问题探究四、,考点整合,1电解质溶液的导电性 电解质与其导电性 (1)溶于水能够导电的不一定是电解质，电解质在水中不 一定导电。产生自由移动的离子，是电解质导电的内因， 还必须具备一定的外在条件，如使强极性分子溶于水或受

17、 热使电解质呈熔融状态。离子浓度越大，导电能力越强。 (2)导体的分类 根据导电机理不同，可将导体分为金属导体：其导电过 程属物理现象，温度升高时电阻加大；电解质溶液(或 熔融状态)导体；在导电的同时要发生化学变化，温度升 高时电阻变小。,(3)电解质溶液导电的原因 电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液中存在能够自由 移动的离子。这些离子在外加电源的作用下，会向两极定 向移动形成电流。溶液导电能力的强弱主要取决于溶液中 离子的浓度和离子所带的电荷数，离子浓度越大，离子所 带的电荷越多，导电能力也就越强。,2关于电离的几点说明 (1)电解质的结构与电离的条件 离子化合物型的电解质(强碱和多数盐)

18、溶于水或熔融时， 都能电离，能导电；而极性共价化合物型的电解质(酸)， 只有溶于水时才能电离，才能导电，熔融状态(即液态)下 不能电离，不能导电。 (2)电离可逆的特点 溶质分子和离子之间存在着电离平衡，符合勒夏特列原理 。,(3)浓度对电离平衡的影响 由于电离方向是微粒数增大的方向(相当于化学平衡中气 体体积增大的方向)，所以溶液稀释使平衡混合物中各微 粒浓度同倍降低，平衡向电离方向移动，促进电离，平衡 混合物中微粒总数、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的 比值均增大，但离子的浓度却减小，因为平衡移动与体积 增大的影响相比，体积增大占主导地位(这是由勒夏特列 原理判定的)。,强酸的酸式盐完全电

19、离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完 全电离。例如 NaHSO4：NaHSO4=NaHSO42(水溶液中) NaHCO3：NaHCO3=NaHCO3 说明：在熔融状态时NaHSO4=NaHSO4 某些复盐能完全电离。例如 KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=KAl32SO42,3电离平衡常数 (1)概念 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电 离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子 浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简 称电离常数，用K来表示(一般酸的电离常数用Ka表示， 碱的电离常数用Kb表示)。 (2)电离常数的意义 根据电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电

20、离的程 度， K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强。如相同 条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3H3PO4 HF CH3COOHH2CO3H2SHClO。,(3)电离常数的影响因素 电离常数随温度的变化而变化，但由于电离过程的热效 应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不 变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论 弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。,(4)多元弱酸溶液中的离子浓度关系 25时，H3PO4分三步电离，第一步最强(K17.110 3)，第二步较弱(K26.3108)，第三步最弱(K3 4.21013)。

21、 c(H)c(H2PO4)c(HPO42)c(PO43)c(OH) H2S分两步电离，第一步强(K11.3107)，第二步弱 (K27.11015)。c(H)c(HS)c(S2)c(OH),(2)水的离子积(KW) 一定温度下，稀溶液中KWc(H)c(OH)，KW只与温度有 关，温度升高，KW值增大。由于水的电离的存在，所以溶液 中H与OH是同时存在的(注意不是大量共存)，酸碱性不同 的溶液中，c(H)与c(OH)的相对大小不同，但在一定温度，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中c(H)c(OH)KW(常数)。 25时，KW11014。水电离出的c(H)与c(OH)始终是 相等的，有时某一种需要忽略，但

22、“越少越不能忽略”，意思 是：酸中的c(OH)很小，但完全是由水电离出来的，不能忽 略，同样，碱中的c(H)也不能忽略。,5有关溶液的pH应注意的问题 (1)pH是溶液酸碱性的量度。常温下pH7的溶液呈中 性；当pH7时， pH越大，溶液的碱性越强。 (2)常温下，溶液的pH范围在014之间，pH0的溶液并 非无H，而是c(H)1 molL1；pH14的溶液并非无 OH，而是c(OH)1 molL1。pH每增大1个单位， c(OH)增大到原来的10倍。pH减小n个单位，c(H)或 c(OH)增大到原来的10n倍(或缩小到原来的1/10n)。,(3)当c(H)1 molL1时，pH为负数；c(O

23、H)1 molL 1时，pH14。对于c(H)或c(OH)大于1 molL1的溶 液，用pH表示溶液酸碱性反而不方便，所以pH仅适用于 c(H)和c(OH)1 molL1的稀溶液。 (4)也可以用pOH来表示溶液的酸碱性。pOH是OH离子 浓度的负常用对数。pOHlgc(OH)，因为c(OH )c(H)1014，若两边均取负常用对数得：pHpOH 14。,6溶液的酸碱性与pH的关系 (1)水的电离：KWc(H)c(OH)，KW随温度而变化。 (2)溶液酸碱性判定规律 pH相同的酸(或碱)、酸(或碱)性越弱，其物质的量浓度越大。 pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液pH变化大

24、；碱也如此。 常温下，酸与碱的pH之和为14，等体积混合 若为强酸与强碱，则pH7。 若为强酸与弱碱，则pH7。 若为弱酸与强碱，则pH7。,8盐类水解程度大小比较规律 (1)盐水解生成的弱酸(或弱碱)越弱，水解程度越大。常以此判断弱酸(或弱碱)的相对强弱。 如等浓度的NaX、NaY、NaZ三种盐溶液，pH依次增大，则水解程度X、Y、Z依次增大，所以酸性HXHYHZ。 (2)相同条件下：正盐相应酸式盐，如CO32HCO3。 (3)相互促进水解的盐单水解的盐相互抑制水解的盐。 如(NH4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)2。,10盐类水解原理的应用 (1)判断盐溶液的酸、碱性

25、时要考虑盐的水解。 (2)比较盐溶液中离子种类及其浓度大小时要考虑盐的水解。 (3)判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐的水解，如Al3、Fe3与HCO3、CO32、AlO2等不能大量共存。 (4)盐在参加反应时，有时要考虑盐的水解，如Mg加到NH4Cl溶液中，AlCl3与Na2S溶液混合等。 (5)加热浓缩某些盐溶液时，要考虑水解，如浓缩FeCl3、AlCl3溶液蒸干得氢氧化物，灼烧得金属氧化物。 (6)保存Na2CO3等碱性盐溶液不能用磨口玻璃瓶，保存NH4F溶液不用玻璃瓶。,11酸式盐溶液酸碱性的判断 酸式盐的水溶液显什么性，要看该盐的组成微粒。 (1)强酸的酸式盐只电离，不水解，

26、溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液：NaHSO4=NaHSO42,12沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的溶解与生成 在难溶电解质的溶液中，当QcKsp时，就会生成沉淀。据此，可加入沉淀剂而析出沉淀，是分离、除杂常用的方法。如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu2、Hg2等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。,温馨提示： A利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生；其次希望生成沉淀的反应进行得越完全越好。如要除去溶液中的Mg2，可使用NaOH等使之转化为溶解度较小的Mg(OH)2。 B不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度大于1

27、105molL1时，沉淀就达完全。由Ksp的表达式可知，为使除去的离子在溶液中残留的浓度尽可能小，需要加入过量的沉淀剂。,当QcKsp时，就会使沉淀溶解。常用的方法有： A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，使平衡向溶解方向移动。如难溶于水的BaCO3可溶于酸中。 B发生氧化还原反应使沉淀溶解 有些金属硫化物如CuS、HgS等，其溶度积特别小，在其饱和溶液中c(S2)特别小，而它又不溶于非氧化性强酸，只能溶于氧化性酸(如硝酸、王水等)，S2被氧化以减小其浓度，而达到沉淀溶解的目的。 此法适用于那些具有明显氧化性或还原性的难溶物。,C生成络合物使沉淀溶解。 向沉淀

28、溶解平衡体系中加入适当的络合剂，使溶液中某种离子生成稳定的络合物，以减少其离子浓度，从而使沉淀溶解，如溶解AgCl可加入氨水以生成Ag(NH3)2而使AgCl溶解。 实例探究 A误服可溶性钡盐引起中毒，应尽快服用5.0%的Na2SO4溶液洗胃，使SO42与Ba2结合成沉淀而排出。 B从沉淀溶解平衡的角度解释溶洞的形成,(2)沉淀的转化 沉淀转化的实质 沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，两种难溶物的溶解能力差别越大，这种转化的趋势就越大。,实例探究 A往ZnS的沉淀溶解平衡体系中加入CuSO4溶液可将其转化为更难溶的CuS沉淀。 ZnS(s)Cu2(aq)

29、=CuS(s)Zn2(aq) B依据沉淀转化的原理，可用FeS等难溶物作为沉淀剂除去废水中的重金属离子。 FeS(s)Hg2(aq)=HgS(s)Fe2(aq),思维拓展 1判断电解质强弱的方法 (1)在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。 (2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢，如将锌粒投入到等浓度盐酸和醋酸中，起始速率前者比后者快。 (3)浓度与pH的关系，如0.1 molL1 CH3COOH，其pH1，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。,2电解质、强电解质与弱电解质的判断规律,60,3.一

30、元强酸与一元弱酸的比较方法 (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(或醋酸)的比较(见下表)：,61,（2）pH相同、体积相同的盐酸与醋酸的对比,(4)强酸与强碱混合 强酸与强碱混合实质为中和，HOH=H2O，中和后溶液的pH有以下三种情况： 若恰好中和，pH7(25)； 若剩余酸，先求中和后剩余的c(H)，再求pH； 若剩余碱，先求中和后剩余的c(OH)，再通过KW求出c(H)，最后求pH。,(5)溶液稀释后求pH 对于强酸溶液，每稀释10倍，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍，pH增大不足1个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趋近于

31、7。 对于强碱溶液，每稀释10倍，pH减小1个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍，pH减小不足1个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH都不能等于或小于7，只能趋近于7。,对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H(或OH)的数目(除水电离的以外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，H(或OH)的数目还会增多。 对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。,(6)已知酸和碱的pH之和，判断等体积混合后溶液pH(

32、25) 若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH7。 若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH7。 若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH7。 若酸、碱溶液的pH之和为14，酸、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。,5酸碱稀释时pH的变化规律 (1)强酸、强碱的稀释：在稀释时，当它们的浓度大于105 molL1时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于105 molL1时，应考虑水的电离。 例如：pH6的HCl溶液稀释100倍，稀释后pH7(不能大于7)； pH8的NaOH溶液稀释100倍，稀释后pH7(不能小于7)； pH

33、3的HCl溶液稀释100倍，稀释后pH5； pH10的NaOH溶液稀释100倍，稀释后pH8。,(2)弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。 例如：pH3的CH3COOH溶液，稀释100倍，稀释后3pH5； pH10的NH3H2O溶液，稀释100倍，稀释后8pH10； pH3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3pH5； pH10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8pH10。,7.欲减小实验误差的三点做法 (1)半分钟：振荡，半分钟内颜色不褪去，即为滴定终点。 (2)12 min：滴定停止后，必须等待12 min，让附着在滴定管内壁的溶液流

34、下后，再进行读数。 (3)取平均值，同一实验，要多做几次，将滴定所用标准溶液体积相加，取平均值。,不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中，c(NH4)由大到小的顺序是cab。 混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，离子浓度顺序为： c(NH4)c(Cl)c(OH)c(H) NH3H2O电离因素NH4水解因素。,电荷数守恒关系(即电荷守恒) 如小苏打溶液中c(Na)c(H)c(HCO3)2c(CO32)c(OH) Na2HPO4溶液中c(Na)

35、c(H)c(HCO3)2c(HPO42)3c(PO43)c(OH) 注：1 mol CO32带有2 mol负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO32)，同理PO43的电荷浓度等于3c(PO43)。 水电离的离子数守恒关系(即质子守恒) 如纯碱溶液中c(H)水c(OH)水； c(H)水c(HCO3)2c(H2CO3)c(H)， 所以c(OH)水c(HCO3)2c(H2CO3)c(H)。,典例赏析,79,【例1】下列说法正确的是() A强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强 B强电解质的水溶液中不存在电解质分子 C强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 D不同的弱电解质只要物质的量浓度相同

36、，电离程度也就相同,考点一、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念,80,【解析】电解质溶液的导电性强弱除取决于电解质的强弱外，还取决于电解质溶液的浓度。稀的强电解质溶液的导电性不一定比浓的弱电解质溶液导电性强，所以A错；强电解质的电离完全，达到100%，不存在电解质分子，B正确；强电解质不一定都是离子化合物，如氯化氢、纯硫酸、纯硝酸、HI等含极性键的共价化合物都是强电解质，应该说“离子化合物都是强电解质，弱电解质都是共价化合物”，但不能说共价化合物都是弱电解质，如乙醇、蔗糖等都是非电解质，C不正确；弱电解质电离程度不仅与外界因素如温度、浓度、外加离子影响，而且主要取决于弱电解质本身结

37、构和性质，这就是我们常说的“内因是变化的根据，外因是变化的条件”。,【答案】B,81,82,【答案】D,83,考点二、掌握电解质溶液中溶液导电能力的比较,84,85,86,87,88,【例3】常温下用pH为3的某酸溶液分别与pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液等体积混合得到a、b两种溶液，关于这两种溶液酸碱性的描述正确的是() Ab不可能显中性 Ba可能显酸性或碱性 Ca不可能显酸性 Db可能显碱性或酸性,考点三、掌握弱电解质的电离平衡规律及其影响因素,89,【答案】B,【解析】pH都为11的氨水、氢氧化钠溶液，其浓度分别是大于10-3 mol/L和等于10-3 mol/L，由于pH为3的某酸溶液，其强弱未知。因此与pH为11的氨水反应时，都有可能过量；而与pH为11的氢氧化钠溶液反应时酸可能过量或二者恰好反应。,90,91,【答案】B,92,【例4】下列液体均处于25 ，有关叙述正确的是() A某物质的溶液pHc(CH3COO-),考点四、溶液的酸碱性和pH的关系,93,【解析】 某些强酸的酸式盐pH7，如NaHSO4，故A错；pH=4.5，c(H+)=10-4.5molL-1，pH=6.5，其c(H+)=10-6.5molL-1，故B正确； 同浓度的CaCl2溶液的c(Cl)是NaCl的两倍，它们对AgCl