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1、章末重难点专题突破 第三单元 物质在水溶液中的行为 一 强、弱电解质的概念及其判断方法技巧 二 溶液酸碱性规律与pH计算方法 内容索引 三 弱电解质的电离平衡与电离常数 四 “三角度”解读盐类水解基本规律 五 溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则 六 难溶电解质的溶解平衡及其三个应用 一 强、弱电解质的概念及其判断方法技巧 1.强电解质和弱电解质的比较 强电解质弱电解质 概念 在稀的水溶液中完全电离的 电解质 在水溶液中部分电离的电 解质 电离程度几乎完全电离只有部分电离 电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡 溶液中的 粒子种类 只有电离出的阴、阳离子， 不存在
2、电解质分子 既有电离出的阴、阳离子 ，又有电解质分子 化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、 BaSO4等； 强酸：如H2SO4、HCl、 HClO4等； 强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2 等金属氧化物：如Na2O等 弱酸：如H2CO3、 CH3COOH等； 弱碱：如NH3H2O、 Cu(OH)2等；水 电离方程式 H2SO4=2H NaHCO3=Na HAHA BOHBOH (1)强电解质溶液的导电能力不一定强；难溶性盐如果能完全电离，也 是强电解质(如BaSO4、CaCO3等)。 (2)弱电解质的电离用可逆符号“”表示，多元弱酸分步电离，以第一 步电离为主，电离方程式需分步书写，如：
3、特别提示 典例1 下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是 A.熔化时不导电 B.不是离子化合物，而是共价化合物 C.水溶液的导电能力很差 D.溶液中溶质分子和电离出的离子共存 答案 解析 A选项，熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件， 而不是区分强、弱电解质的条件； B选项，有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质； C选项，水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液中离子 的浓度及所带电荷有关； D选项，弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共 存，则说明该物质是弱电解质。 2.弱电解质的判断方法技巧 要判断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱
4、”字，即证明它只是部分 电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸HA为例，证明它是弱电解质 的常用方法有： 方法依据(实验设计或现象)结论 (1)酸溶 液的pH 0.1 molL1的HA溶液pH1(室温下)； 将pH2的HA溶液稀释100倍，稀释后 2pH 4； 向HA溶液中滴加2滴石蕊溶液，溶液呈 红色，再加入少量NaA晶体，红色变浅 HA是一元弱酸 ，是弱电解质。 其中(5)、(6)项还 能证明HA的酸 性比H2CO3弱 (2)盐溶液的pHNaA溶液的pH7(室温下)HA是一元弱酸 ，是弱电解质。 其中(5)、(6)项 还能证明HA的 酸性比H2CO3弱 (3)溶液的导电性 0.1 molL
5、1的HCl和HA溶液，前 者的导电能力明显更强 (4)与金属反应的速率 相同浓度的HCl与HA溶液，与相 同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸 盐反应，前者的反应速率快 (5)其钠盐能与弱酸反 应生成HA CO2通入NaA溶液中有HA生成 (6)不与碳酸氢钠溶液 反应 HA溶液不与NaHCO3溶液反应 典例2 下列事实能说明醋酸是弱电解质的是 醋酸与水能以任意比互溶 醋酸溶液中滴入石蕊溶液呈红色 醋酸溶液中存在醋酸分子 0.1 molL1醋酸溶液的pH比0.1 molL1盐酸的pH大 醋酸能和碳酸钙反应放出CO2 0.1 molL1醋酸钠溶液pH8.9 大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸
6、溶液反应，开始时醋 酸产生H2的速率慢 A. B. C. D. 答案 解析 弱电解质不完全电离，存在电离平衡，在溶液中主要以分子形式存在 ，0.1 molL1CH3COOH溶液的pH1，由CH3COONa溶液呈碱性及等物 质的量浓度的醋酸和盐酸与锌粒反应的对比实验均能说明CH3COOH为 弱电解质。醋酸与水能以任意比互溶与酸性强弱无关，醋酸能与碳酸 钙反应，醋酸溶液能使石蕊溶液呈红色，证明醋酸有酸性，不能证明 醋酸为弱酸。 二 溶液酸碱性规律与pH计算方法 1.溶液的酸碱性规律 溶液的酸碱性取决于溶液中H和OH的相对大小： 溶液 类别 H与OH的关系 室温(25 ) 数值pH 中性 溶液 H
7、OH HOH 107 molL1 7 酸性 溶液 H OH H 107 molL17 碱性 溶液 H OH H7 常温下，溶液酸碱性判断规律 (1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。 (2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH 变化大。 特别提示 典例3 已知温度T 时水的离子积常数为Kw，该温度下，将浓度为a molL 1的一元酸HA和b molL1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性 的依据是 A.ab B.混合溶液的pH7 C.混合溶液中，H molL1 D.混合溶液中，HBOHA 答案 解析 溶液呈中性的依据是HOH。A项，酸H
8、A、碱BOH的强弱未定， 故ab不可作为判断混合溶液呈中性的依据； B项，该混合溶液的温度未确定为25 ，故其pH7时不一定呈中性； C项，混合溶液中HOHKw，则H molL1时，OH molL1，HOH，溶液呈中性； D项，HBOHA，表示该混合溶液中阴、阳离子所带电 荷符合电荷守恒规律，该混合溶液无论呈酸性、中性还是碱性都成立。 2.pH的计算方法 (1)基本方法思路 先判断溶液的酸碱性，再计算其pH； 若溶液为酸性，先求H，再求pH。 若溶液为碱性，先求OH，再由H 求H，最后求pH。 (2)稀释后溶液的pH估算 强酸pHa，加水稀释10n倍，则pHan。 弱酸pHa，加水稀释10n倍
9、，则apHan。 强碱pHb，加水稀释10n倍，则pHbn。 弱碱pHb，加水稀释10n倍，则bn pH(Na3PO4) 在溶液中能大量共存 答案 解析 选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电 离程度增大，K增大； 选项B，在0.1 molL1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向 右移动，溶液中CH3COO增大，K不变，H/CH3COOH K/CH3COO，因此H/CH3COOH将减小； 选项C， 的电离常数pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)； 选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应 因此 在溶液中不能大量共存。 3.电离平衡的移动
10、与电离平衡常数K、离子浓度的关系 实例 CH3COOHCH3COOH H0 NH3H2O OH H0 改变 条件 平衡移 动方向 电离平 衡常数 HOH 平衡移 动方向 电离平 衡常数 OHH 加水 稀释 向右不变减小增大向右不变减小增大 加 HCl(g) 向左不变增大减小向右不变减小增大 加 NaOH(s) 向右不变减小增大向左不变增大减小 加 CH3COO NH4(s) 向左不变减小增大向左不变减小增大 升高 温度 向右变大增大 向右变大增大 典例5 常温下0.1 molL1醋酸溶液的pHa，下列能使溶液pH(a1)的 措施是 A.将溶液稀释到原体积的10倍 B.加入适量的醋酸钠固体 C.
11、加入等体积0.2 molL1盐酸 D.提高溶液的温度 答案 解析 醋酸是弱酸，稀释10倍同时也促进了其电离，溶液的apH(a1)，A 错误； 醋酸根离子水解显碱性，向酸溶液中加入适量碱性溶液可以使pH增大1 ，B正确； 盐酸完全电离，加入盐酸后溶液的pHa，C错误； 升高温度促进醋酸的电离，溶液的pH7 弱酸根阴离子与H2O电离出 的H结合，使OHH 强酸 强碱盐 呈中性，pH7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解 弱酸的 酸式盐 若电离程度水解程度，HOH，呈酸性，如NaHSO3、 NaHC2O4 若电离程度B， HAHClO B.pH：HClOHCN C.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaO
12、H的物质的量：HClOHCN D.酸根离子浓度：CNNaClO，可以确定酸性：HCNHClO， 由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH 的量相同，所以A、B、C均错误； 由酸性越强电离程度越大，故CNHAOH。 (2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子 的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中NaA OHHAH。 (1)多元弱酸要考虑分步电离(Ka1Ka2Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步 水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，NaCO OHHCO H 。 (2)强酸的酸式盐NaHSO4只电离不水解；NaHSO3等的溶液中弱酸的酸式 根离子的水解能力小于其电离能力，溶液显酸性；NaHS、NaHCO3等的 溶液水解能力大于其电离能力，溶液显碱性。 特别提示 2.熟知“三个”守恒 (1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中 性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如 NaHCO3溶液中存在着Na、H、HCO 、CO 、OH，必存在如下关系 ：NaHHCO OH2CO 。 (2)物料守恒规律(原子守恒)：
