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1、(1),热点知识剖析 关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理解，水的电离、离子积常数及pH的有关计算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比较、离子共存等是选择题中常见的题型，将离子平衡的知识与生产、生活相结合，是非选择题中常见的题型。,在复习中要注意理清“强、弱电解质”、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解”和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识点和有关规律，学会从化学平衡的角度理解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱电解质的电离特点理解盐的水解知识，通过知识的运用强化对问题的分析判断和推理计算的能力。,基础知识回顾 1.在水
2、溶液中或熔融状态下，能够导电的化合物叫电解质；能够完全电离的电解质称为强电解质。弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，如将NH3H2O溶于水电离生成 ，同时生成的。 又会相互碰撞结合生成，表示为。,和OH-,和,OH-,NH3H2O,NH3H2O +OH-,一元弱酸电解质HB的电离方程式为 ，HB的电离常数表达式为 ，多元弱酸的电离是分步的，对于二元弱酸，第一步的电离程度远 (填“大于”或“小于”)第二步的电离程度。弱电解质溶液的浓度越大，电离程度越，温度越高，电离程度越。,HB H+ +B-,大,大于,小,2.精确的实验表明：纯水存在着极少量的H+（或H3O+）和OH-，表明水是一种的电
3、解质。水的电离方程式可简写为H2OH+OH-，水的离子积常数可表达为，随温度的升高，水的离子积增大，说明水的电离过程是吸热过程。,极弱,Kw=c(H+)c(OH-),在室温下，Kw值为。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。室温下，在酸性溶液中，c(H+) c(OH-)，即c(H+) 1.010-7molL-1；中性溶液中c(H+) c(OH-)，即c(H+) 1.010-7molL-1；碱性溶液中，c(H+) c(OH-)，即c(H+) 1.010-7molL-1。,1.010-14,=,=,3.pH可用来表示溶液酸碱性强弱，pH=-lgc(H+)。常温下pH=7的溶液为中性，p
4、H越小，酸性越强，pH越大，碱性越强。溶液的pH可以用 测量，也可以用 来测量。,pH试纸,pH计,4.酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。在酸碱反应（以强酸与强碱反应为例）曲线中，刚开始反应时溶液pH的变化较小，当反应接近反应终点(pH7)时，溶液pH发生突变。在利用酸碱反应原理测定未知浓度的碱(或酸)的浓度时，一是要准确测量参加反应的酸和碱的体积，二是要准确判断中和反应是否恰好进行完全。,5.盐溶液的酸碱性常与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成弱电解质有关。强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶
5、于水时其电离出的阳离子与水电离出的OH-生成弱碱，使得溶液中c(H+) c(OH-)，因而其溶液呈现性；强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶于水时其电离出的阴离子与水电离出的H+生成，使得溶液中c(H+) c(OH-)，因而其溶液呈现性；强酸强碱盐溶于水时，电离出的阴阳离子都不能与水电离出的H+或OH-生成弱电解质，使得溶液中c(H+) c(OH-)，因而其溶液呈现性，即强酸强碱盐不发生水解。,酸,弱酸,碱,=,中,6.盐类水解的离子方程式一般都用可逆或“”符号，盐类水解一般没有气体和沉淀生成。盐类水解中生成弱电解质的电离程度越弱，则水解程度越。水解反应的逆反应是中和反应，因而水解反应是反应，升
6、高温度使水解程度。,大,吸热,增大,7.如20时，AgCl的溶解度仅为1.510-4g。尽管AgCl的溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成AgCl沉淀后的溶液中存在着溶解平衡。一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl的表面溶于水中；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时建立动态平衡。AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),Ksp=c(Ag+)c(Cl-)。,重点知识归纳 1.强电解质与弱电解质 (1)电解质与非电解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 非电解
7、质：在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物。,(2)电解质溶液导电能力 电解质溶液的导电机理：自由离子(阴阳)定向迁移形成电流。 溶液的导电能力：溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定。 溶液导电能力的影响因素： 内因：电解质本身电离能力； 外因：温度、溶液浓度等。,(3)强电解质与弱电解质,续表,(4)弱电解质的电离 电离特点：弱电解质的电离是可逆的，一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。这种平衡也具有化学平衡的特点动动态平衡，v(电离)=v(结合)0)、定(条件一定，分子、离子浓度一定)、变(条件改变，平衡被破坏，发生移动)。,表示方法：用电离方程式，可
8、逆符号，多元弱酸分步书写，如： NH3H2O：NH3H2O+OH- H2CO3：H2CO3+H+ +H+,电离平衡常数：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数，不受浓度的影响。,影响因素：电离过程是吸热的，温度升高电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向着有利于电离的方向移动，即加水可促进弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小；若加入能与弱电解质的离
9、子结合的离子，则弱电解质的电离程度将变大。,(5)判断弱电解质（一元弱酸）的实验方法 电导法：同温同浓度的弱酸（如CH3COOH）的导电性比强酸（如HCl）弱 速率法：同温同浓度弱酸与锌粒反应时比强酸反应速率慢 pH法：0.01 mol/L酸HX的pH2,则为弱酸 中和法：pH相同HX和强酸取等体积分别与NaOH溶液完全中和,耗碱多的为弱酸HX,稀释法：同等倍数稀释pH相同的强酸与弱酸,pH增加幅度小为弱酸 水解法：盐的水溶液呈碱性的,其相应的酸为弱酸 平衡法：同pH的强酸和弱酸分别加入该酸的钠盐,溶液pH增大的是弱酸,几乎不变的是强酸 强生弱法：若HA+NaB NaA+HB则HAHB,若同时
10、知HA为弱酸,则HB必为弱酸,2.水的电离与溶液的酸碱性 (1)水的电离 水的电离和水的离子积水是极弱电解质：H2O H+OH- 纯水常温下，水中的氢离子与氢氧根离子浓度相等，即c(H+)=c(OH-)=110-7 molL-1 水的离子积Kw=c(H+)c(OH-)=110-14。,影响水电离的因素 A.加入酸或碱时，由于增加了氢离子或氢氧根离子的浓度，会抑制水的电离。 B.加入能水解的盐(如NaAc、NH4Cl等)时，由于水中电离出的氢离子或氢氧根离子与盐中的离子结合成弱电解质，会促进水的电离。 C.升高温度时，使水的离子积Kw增大，会促进水的电离。,(2)水溶液的酸碱性 溶液酸碱性只与c
11、(H+)和c(OH-)相对大小有关，与绝对大小无关。 酸性c(H+)c(OH-) 室温下，c(H+)110-7 molL-1 pH7,(3)pH的测定方法 石蕊：(红) 5.0 (紫) 8.0 (蓝) 酚酞：(无) 8.2 (粉红) 10.0 (红) 甲基橙：(红) 3.1 (橙) 4.4 (黄) pH试纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的pH。 pH计：可以比较精密地测定溶液的pH。,酸碱,指示剂,(4)pH的计算 pH=-lgc(H+)，通常的使用范围014，pH变化1个单位，则c(H+)变化10倍。常见pH的计算方法有 若把已知
12、pH的强酸或强碱溶液稀释n倍，pH=原pHlgn(酸为“+”，碱为“-”)。,当用水稀释溶液并求溶液的pH时，如强酸溶液的c(H+)远远大于纯水的c(H+)，水电离的氢离子浓度可以忽略不计。若溶液中的氢离子浓度接近于水电离的氢离子浓度(110-7 mol/L)时，水的c(H+)则不可忽略不计。当溶液稀释时，若“高度稀释”时，pH接近于7，酸略小于7，碱略大于7；无限稀释时，可看作pH等于7。,两种强酸溶液混合，先求混合溶液的c(H+)，再求pH。 两种强碱溶液混合，先求混合溶液的c(OH-)，通过Kw求c(H+)，再求pH。 强酸与强碱溶液混合，首先判断是否过量，若恰好中和时，pH=7；若非完
13、全中和，则依酸碱反应的相对量，求过量酸或碱的浓度，再求c(H+)或c(OH-)，若是c(OH-)，则换算成c(H+)，最后求pH。,3.中和反应 (1)酸碱中和反应的实质 酸碱中和反应的实质是H+OH- H2O，若酸碱恰好中和，必满足：n(H+)（酸所提供的）=n(OH-)（碱所提供的）。对于n元酸m元碱的中和反应，则有关系式：nc（酸）V（酸）=mc（碱）V（碱）。,(2)酸碱中和反应中的几个问题 0.1 molL-1 CH3COOH与0.1 molL-1 NaOH溶液等体积混合，两者恰好完全中和，但中和后的溶液却显弱碱性。因生成0.05 molL-1的CH3COONa会发生水解的缘故。 p
14、H=1的CH3COOH与pH=13的NaOH溶液等体积混合,反应后的溶液显酸性。这是因为pH=1的CH3COOH溶液中c(H+)=0.1 molL-1,而c(CH3COOH)=(0.1/)0.1 molL-1，醋酸过量了。,分别中和相同浓度、相同体积的一元弱酸和一元强酸，耗碱量是一样的。因两酸同浓度同体积，所含酸的总物质的量相同，又因都是一元酸，可提供的总n（H+）是相同的。,分别中和相同pH、相同体积的弱酸和强酸，弱酸耗碱量多。因pH虽相同，但弱酸只部分电离，弱酸溶液的浓度要比强酸大，两酸溶液体积又相同，弱酸总物质的量要大于强酸，使得中和需碱量多。这时不必考虑是一元酸还是二元酸。 恰好中和指
15、酸碱均无剩余，溶液中只有盐类，但溶液不一定是中性，可能是酸性，也可能是碱性。,4.盐类的水解 (1)盐的水解实质 盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动，使溶液中H+和OH-浓度发生变化。,(2)盐的水解特征与影响因素 盐的水解属于可逆反应，其逆反应为酸碱中和(符合化学平衡规律)； 稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度越大； 水解程度一般微弱，且吸热，升高温度，水解程度变大。,(3)盐的水解类型 强碱弱酸盐：弱酸根离子与水中的氢离子结合成弱酸，溶液呈碱性。如： CH3COONaCH3COO- CH3COOH+
16、OH- Na2CO3(分步) +H2O +OH- +H2O H2CO3+OH-,+H2O,强酸弱碱盐：弱碱的阳离子与水中的氢氧根离子结合成弱碱，溶液呈酸性。如： NH4Cl NH4Cl+H2O HCl+NH3H2O AlCl3(中学不要求分步),Al3+3H2O,Al(OH)3+3H+,弱酸弱碱盐：两种离子都水解，即双水解，溶液的酸碱性与弱酸、弱碱的性质有关。如： CH3COONH4+CH3COO-+H2O NH3H2O+CH3COOH 常见易双水解进行到底而不能共存的离子组合有Al3+与、S2-、HS-、等。如：2Al3+3+3H2O 2Al(OH)3 +3CO2，Al3+3 +6H2O 4Al(OH)3,(4)水解反应的规律 谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。 (5)盐的水解的应用 判断盐溶液的酸碱性 正盐：弱酸强碱盐(碱性)、弱碱强酸盐(酸性)、弱酸弱碱盐(视相对强弱)。 酸式盐：弱酸的酸式盐，既能水解又能电离，酸碱性视电离和水解的相
