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1、电解质 溶液专题复习,高考知识点,强弱电解质的概念和判断 电离概念及电离方程式 弱电解质的电离平衡 电离度概念、表示方法、影响因素 溶液酸碱性判断 水的电离及Kw概念 pH值概念及计算方法 指示剂的变色范围 盐类水解实质、水解离子方程式的书写、应用 离子反应和离子方程式的书写 离子共存 问题,电解质溶液,强弱电解质,水的离子积和pH值,盐溶液,离子反应,电解质和非电解质强弱电解质电离方程式和电离平衡,水的电离和pH值pH值得计算,盐类的水解，盐溶液的酸碱性盐溶液中的离子浓度大小关系,离子反应发生的条件离子方程式的书写离子的共存,一、电解质和非电解质,注意概念中的“或”，“和”，“化合物”等关键
2、词,CO2、SO2、NH3、Cl2、Fe 等均不是电解质，CO2、SO2、NH3是非电解质。Cl2不是非电解质,电解质溶液的导电能力的强弱取决于溶液里自由移动离子浓度的大小,和电解质的强弱不一定有关。,酸、碱、盐、部分金属氧化物等属于电解质,电解质的导电必须有一定的条件（水溶液或熔化状态),(一)强弱电解质,二、强电解质和弱电解质,强、弱电解质的根本区别在于一定条件下能否完全电离,强电解质溶液中溶质的微粒是离子 弱电解质溶液中溶质的微粒是离子和分子共存,强电解质是指强酸（HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4、HMnO4 等）；强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH
3、)2 等）；大部分盐。弱电解质是指弱碱:不溶性的碱和NH3H2O）；弱酸（HClO、HF、H2S、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、H2SiO4、等）；和 H2O、C6H5OH 等。,电解质强、弱和物质的溶解性无关；溶液的导电性强弱不一定和电解质的强、弱有关。,强电解质中是离子键和极性共价键,弱电解质中极性共价键。,例：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是A.CH3CH2COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2,D.,例：下列叙述中，能说明盐酸是强酸，醋酸是弱酸的是将pH=4的盐酸和醋酸稀释到pH=5的溶液，醋酸所加的水量多。B.盐酸和醋酸都可用相应的钠盐与
4、浓硫酸反应制取。C.相同pH的盐酸和醋酸溶液中分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH变化大。D.相同pH的盐酸和醋酸溶液分别跟锌反应时，产生的氢气速率相同。,A.C,例:通过那些事实（或实验）可以证明CH3COOH是弱电解质？,方法一、取同浓度的HCl和CH3COOH，进行溶液导 电性实验,方法二、测定CH3COONa的水溶液应呈碱性。,方法三、测定0.1mol/L CH3COOH 的pH值。,方法四、相同浓度的HCl 和 CH3COOH 和相同大小颗粒的锌粒比较反应速率。,方法五、相同 pH值，相同体积 的HCl 和 CH3COOH，和 足量的锌粒反应，CH3COOH产生的氢气多。,方法六、取相
5、同浓度的HCl 和 CH3COOH，稀释 100倍，pH值变化小的是 CH3COOH。,三、电离方程式和电离平衡、电离度,思考因多元弱酸分步电离而引起的反应,思考1:向Na2SO3溶液中中逐滴加入稀盐酸,说出有关现象,写出相关的化学反应方程式.,思考 2:不用任何试剂,如何鉴别 Na2CO3 溶液和HCl溶液,电离平衡 弱电解质溶液中存在电离平衡 电离平衡的移动可用勒沙特里原理来解释,影响电离平衡的因素有:1.温度:(电解质的电离都是吸热过程)溶液的浓度:溶液越稀,电离程度越大;溶液越浓电离程度越小.实验4.23.溶液的酸碱性:H+或 OH 变化会影响电离平衡.,.电离度,电离度的定义和表示符
6、号-P76,数学表达式,影响电离度大小的因素:,相同温度下:浓度越大,越 小;浓度越小,越大.相同浓度下:温度越高,越大;温度越低,越小,例：若室温时pH=a的氨水与pH=b的盐酸等体积混合，恰好完全反应，则氨水的电离度可表示为：10 a+b12%B.10 a+b14%C.1012 a b%D.1014 a b%,A,A,（二）水的离子积和溶液的pH 值,例：在纯水中进行下列实验，其中会影响水的电离平衡的是哪些？如何影响？加入酸溶液或加入碱溶液。加入强酸强碱盐溶液。加入强酸弱碱盐溶液或加入强碱弱酸盐溶液。升高或降低温度。投入金属钠。,pH增大1个单位相当于氢氧根离子浓度增大10倍，或氢离子浓度
7、是原来的1/10倍,常温下；溶液酸性，c(H+)c(OH)、pH7、c(H+)107、pH值越小，酸性越强。溶液碱性，c(OH)c(H+),pH7,c(H+)107，pH值越大，碱性越强。溶液中性c(H+)=c(OH)、pH=7。,24是时，Kw=c(H+)c(OH)=1.010 14,常温下 pH=lgc(H+)pH=14+lgc(OH),Kw随温度升高而增大，如：99时Kw1.01012 c(H+)c(OH)1.0 106,对一元弱酸或一元弱碱来讲:c(H+)=c c(OH)=c,指示剂的变色范围：,例：某溶液使甲基橙显黄色，石蕊显红色，酚酞不显色，由此可知道该溶液的pH值范围是。,例:求
8、：0.005mol/L H2SO4溶液的pH值pH值=12 的NaOH 的物质的量浓度为。,例:把 1.71g Ba(OH)2 配成200ml溶液，溶液的pH值是。有pH值=12的Ba(OH)2 溶液的物质的量浓度为。取出10ml Ba(OH)2 溶液，把它稀释到 1 升，则溶液的pH值是。,二、有关pH值得计算:,一般计算,要点二 溶液pH的计算1.总体原则(1)若溶液为酸性,先求c(H+),再求pH;(2)若溶液为碱性,先求c(OH-),再由c(H+)=求c(H+),最后求pH。2.类型及方法(室温下)(1)酸、碱溶液pH的计算 强酸溶液,如HnA,设浓度为c mol/L,c(H+)=nc
9、 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,c(H+)=mol/L,pH=-lgc(H+)=14+lg(nc)。(2)酸、碱混合pH计算 两强酸混合 c混(H+)=两强碱混合 c混(OH-)=强酸、强碱混合(一者过量)酸过量:c混(H+)=碱过量:c混(OH-)=酸、碱稀释时pH的变化,强酸和强碱溶液稀释的计算,例:pH值为 5 的硫酸溶液稀释1000倍,溶液中H+和SO42浓度比是多少?,例：用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100ml，若滴定时终点判断有误
10、差：多加了1滴H2SO4；少加了1滴H2SO4(设1滴为0.05ml）。则和 H+之比的值是多少？,强酸溶液和强碱溶液混和后的计算,基本原则：酸酸，按c(H+)计算.碱碱 按c(OH)计算。酸碱：酸过量按c(H+)计算；碱过量按c(OH)计算；正好反应，pH7。,（三）盐溶液的酸碱性,例：将下列物质（浓度均为0.1mol/L）按pH值由大到小排列:H2SO4、NaHCO3、Ba(NO3)2、CH3COOH、NH4Cl、KOH、HCl、Na2CO3、NH3H2O、Ba(OH)2。,一、盐溶液的水解,什么是盐类的水解？有弱才水解，无弱不水解。,盐类水解是中和反应当逆反应。一定是吸热的,盐类水解中的
11、电离平衡,盐类水解离子方程式的书写,注意：一般用可逆符号 个别强烈水解用箭号 如Al2S3的水解 水解程度一般很小，不用 多元弱酸一定要分步水解：多元弱碱看成一步水解：如 Na2CO3 FeCl3,注意：水解离子方程式和电离方程式，化学反应的离子方程式的区别。,5.影响盐类水解平衡的因素,内因：物质的性质 如 水解程度：Na2CO3Na2SO3 Na2CO3NaHCO3,例：在NH4Cl 溶液中分别采取下列措施对NH4Cl 溶液水解有什么影响？加入固体NH4Cl 加入同浓度的NH4Cl 溶液 加入NaOH 固体 加水稀释 滴入稀硫酸 加入NaCl 稀溶液 加热。,6.酸式盐溶液的酸碱性问题：能
12、分析 NaHSO4、NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4 溶液的酸碱性,7.盐类的双水解：强酸弱碱盐和强碱弱酸盐反应，不按复分解反应生成难溶物质，可能发生双水解.,例：写出AlCl3溶液和NaAlO2溶液反应的离子方程式；FeCl3溶液和NaHCO3溶液反应的离子方程式,注：Fe3+和 S2 发生氧化还原反应,8、水解应用实例：明矾净水 配制澄清透明的FeCl3溶液 制Fe(OH)3胶体 合理施肥和土壤的改良等。不能在溶液中制取Al2S3 Mg和NH4Cl溶液的反应等。,9.其它：分清 水解、水化、水合,例：某溶液中水电离出的 c(H+)是1012mol/L，该溶液可能是 0.01mo
13、l/LHCl 0.01mol/LNaOH PH=12的Na2CO3溶液 PH=12的NH4Cl溶液,例：在由水电离提供的 H+为1013mol/L的溶液中，一定能大量共存的一组离子是NH4+、NO3、Na+、AlO2 B.K+、Cl、HSO3、CO32C.K+、NO3、Na+、Cl D.Cl、Na+、Mg2+、Fe2+,例：常温下一种PH=3的酸溶液和一种PH=11的碱溶液等体积混合后测得溶液的PH=5.6其原因可能是：A浓的强酸和稀的弱碱溶液反应 B浓的弱酸和稀的强碱溶液反应 C等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D生成了一种强酸弱碱盐,例：在一种一元碱ROH的溶液中，加入一种一元HA,当反应后溶液
14、呈中性是下列判断中一定正确的是加入的一元酸过量 B.生成的盐不能水解C.加入的酸和碱的物质的量相等 D.反应后溶液中A=R,二、盐溶液中各离子浓度大小的比较。,要点：离子会水解其浓度变小 如:在NaHS溶液中：Na+HS OH S2 H+,物料守恒的关系 如：Na2CO3 溶液中：Na+2 CO32+2 HCO3+2 H2CO3,电荷数平衡的关系 如：NaHCO3 溶液中：Na+H+=HCO3+2 CO32+OH,水的电离离子数平衡的关系如：Na3PO4溶液中：OH HPO42+2 H2PO4+3 H3PO4+H+,如：Na2CO3 溶液中 和 要点的合并HCO3+H+=OH-2 H2CO3,
15、如：Na2CO3 溶液中 和 要点的合并 Na+OH 2 CO32 3 HCO3 4 H2CO3 H+,盐和盐溶液之间的反应要考虑四种情况：一般的复分解反应；盐类的双水解；氧化还原反应；络合反应。,中学范围的水解反应有：无机盐的水解；有机盐的水解；卤代烃的水解；酯类的水解；糖类的水解；蛋白质的水解；NaH、Mg3N2、CaC2的水解等。,能破坏水的电离平衡的方法有：水解；向水中加入可溶性的酸或可溶性的碱；加入某些和水反应的物质如Na、等.,加热FeCl3 溶液 和Fe2(SO4)3 溶液分别得到什么产物？,（四）离子反应,一、离子反应和离子反应分类和发生的条件,离子互换的反应（复分解反应）向着
16、离子浓度减小的方向进行。（个别有例外）,氧化物和酸溶液或碱溶液的反应按性质。,有离子参加的氧化还原反应按性质。,有络离子参加的反应按性质。,二、书写离子方程式,、离子方程式是表示一类反应的式子,例：下列化学反应能用 H+OH H2O来表示的是（A）H2SO4+2NaOH Na2SO4+2H2O（B）2NaHSO4+2KOH K2SO4+Na2SO4+2H2O（C）H2S+2NaOH Na2S+2H2O（D）2HCl+Cu(OH)2 CuCl2+2H2O（E）H2SO4+Ba(OH)2 BaSO4+2H2O,离子方程式书写注意事项,知道离子方程式书写的方法（可溶性的强电解 质用离子符号表示；其他
17、用物质用化学式表示）,微溶物以存在的状态具体决定以分子式还是以离子符号来表示。如：澄清石灰水中通入过量CO2，浓NaOH溶液中加入浓CaCl2溶液.,熟记常见酸、碱、盐的溶解性,熟记常见强、弱电解质,检验书写是否正确（两边的原子是否相等；电荷总数是否相等；能约的系数是否约去）。,非水溶液状态（包括很浓的溶液如浓硫酸）的反应，不宜写离子方程式。如：浓硫酸和铜的反应；熟石灰和氯化铵在研钵中研磨。,注意有水参加的反应：如 钠投入硫酸铜溶液；二氧化硫气体通入溴水中；铝片和氢氧化钠溶液反应。,注意反应物用量的多少：如 碳酸氢钙溶液中加入少量的氢氧化钠溶液和碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠溶液。,注意氧化
18、还原反应中物质反应的先后顺序：如 溴化亚铁溶液中通入少量的氯气和溴化亚铁溶液中通入过量的氯气。,例：正确写出澄清石灰水和下列物质反应的离子方程式 纯碱溶液 少量的二氧化硫 硝酸溶液 足量的碳酸氢钠溶液 过量的二氧化碳 少量的碳酸氢钠溶液 氯化铜溶液 硫酸氢钠稀溶液 硫酸氢钠浓溶液 碳酸氢镁溶液。,例：完成下列离子方程式向100ml0.15mol/L的氢氧化钠溶液中通入0.224L（标准状况）二氧化碳向FeBr2溶液中通入少量的氯气 向FeBr2溶液中通入过量的氯气,例：往100ml物质的量浓度相同的FeBr2和FeI2混合溶液中缓慢通入2.24L（标准状况下）Cl2,结果溶液中有二分子一溴离子
19、被氧化成溴单质，求原FeBr2溶液的浓度（已知：还原性强弱是IFe2+Br,例.下列反应的离子方程式错误的是A.向碳酸氢钙溶液中加人过量氢氧化钠Ca22HCO32OHCaCO32H2OCO32B.等体积等物质的量浓度的氢氧化钡溶液与碳酸氢按溶液混合Ba22OHNHHCO3BaCO3NH3H2OH2OC.氢氧化铝与足量盐酸反应 Al(OH)33HAl33H2OD.过量CO2通入氢氧化钠溶液中 CO22OHCO32H2O,三、离子共存的问题,离子不能共存的几种情况 离子和离子相互之间结合成难溶的物质、挥发性的物质、弱电解质。两种弱离子的双水解（如：Al3+、AlO2）离子和离子相互之间发生氧化还原
20、反应（如：Fe2+、H+、NO3；Fe3+、S2、I；S2O32、H+；等）。离子和离子相互之间结合成络离子（如：Fe3+SCN Fe(SCN)2+),注意：试题给出的条件中溶液是无色还是有色；溶液的pH值是多少。,例下列离子在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量共存的是 A.H3O、NO3、Fe2、Na。B.Ag、NO3、Cl、K。C.K、Ba2、OH、SO42。D Cu2、NH4、Br、OH。,例：在pH 1 的无色溶液中能大量共存的离子组是 A.NH4+、Mg2+、SO42、Cl B.Ba2+、K+、OH、NO3 C.Al3+、Cu2+、SO42、Cl D.Na+、Ca2+、Cl、AlO2,再见,
