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1、第一轮复习,基本理论,第3讲 电解质溶液,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。,注意：电解质的电离必须是电解质自身的电离。,思考3 SO2、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？,思考2 Cu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,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
2、、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：,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 H2CO3 HHCO3、HCO3HCO32。(3)多元弱碱电离一步写完，如氢氧化铁：Fe(OH)3 Fe33OH。,完全电离,部分电离,3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
3、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,1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CH3COOHCH3COOH为例) 加入NaOH：电离平衡 移动，电离程度 。 加入冰醋酸：电离平衡 移动，电离程度 。 (2)温度 升温：电离平衡 移动，电离程度 。 降温：电离平衡 移动，电离程度 。,三、弱电解质的电离平衡
4、,正向,增大,正向,减小,正向,增大,逆向,减小,对于一元弱碱BOH：BOHBOH ，平衡常数K,(3)特点 电离平衡常数只与温度有关，升温时K值 。 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 对于一元弱酸HA：HAHA，平衡常数K,增大,逐级减小且相差很大,(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CH3CO
5、OH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）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。稀释时， 减小，此时QcK,故电离平衡向正向移动。,越易,越强,(2)都不一定。如对于CH3COOHCH3COOH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。,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
6、生成弱电解质的反应,2. 条件： 盐必须溶于水盐必须有“弱”离子,3. 实质： 中和反应的逆反应 (吸热反应)促进水的电离,（1）、一般模式：,4. 水解方程式的书写,用化学方程式表示：,盐+水 酸+碱,用离子方程式表示：,盐的离子+水 弱酸(或弱碱)+OH-(或H+),NH4+ + H2O NH3H2O + H+,CH3COO+H2O CH3COOH+OH-,（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、
7、 Na2HPO4、NaH2PO4,CO32-+H2O HCO3-+ OH-,Al3+3H2O Al(OH)3+3H+,HCO3-+H2O H2CO3+OH-,(3）注意事项： 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。 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。,3.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：,2、外界条件对水解平衡的影响-外因,(1)浓度：,溶液越稀，水解程度越大.,(
8、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,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。 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：,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
9、子方程式。,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。,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 + H2O H3O+ + OH,H2O H+ + OH,简写为：,常温下即25时， 水电离出来的c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L,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,1、水的离子积常数,水的离子积只随温度的改变而改变,Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液,注 意,常温下对纯水进行下列操作：,（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变,增大
10、,H2O H+ + 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,总结,【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0.1 molL1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COOH，要使溶液中H/CH3COOH值增大，
11、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,【答案】 BD2用食用白醋(醋酸浓度约1 mol/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 DpH试纸显示白醋的pH为23【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；1 molL1的醋酸若为强电解质，pH应为0，D项中指出其pH为23，说明醋酸只有部分电离，为弱电解质。,【答案】 D,(2008年广东
12、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NH3H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是( ),【解析】 加入NH3H2O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NH3H2O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NH3H2O不再反应，对原溶液稀释，电导率略有下降。 【答案】 D,4(2009年海南高考)已知室温时，0.1 mol/L某一
13、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pH4 B升高温度，溶液的pH增大 C此酸的电离平衡常数约为1107 D由HA电离出的H约为水电离出的H的106倍 【解析】 A项：H0.1 mol/L0.1%1.0104 mol/L，pH4，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HA1.0104 mol/L，HA0.1 mol/L1.0104 mol/L0.1 mol/L，K ,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CH3COOHCH3COOH Q0为例
14、：,1.0107 mol/L，该项正确。D项：该酸溶液中由水电离出的H 1.01010 mol/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】 BD,氨水溶液中存在电离平衡NH3H2ONH4OH，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：NH4OHH 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/NH3H2O值增大,【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：HNH4OH，即NH4OHH，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】 B,
