电解质溶液---编辑

4.施用的氮肥是铵盐时不宜与草木灰混合使用｡ 5.明矾净水:明矾溶于水,生成胶状物氢氧化铝,能吸 附水里悬浮的杂质,并形成沉淀使水澄清｡ 6.热的纯碱溶液有较好的去油污效果｡因为升温能促
进盐类的水解,使纯碱溶液的碱性增强,去油污的效
果更好｡
7.将活泼金属放在强酸弱碱盐的溶液里,会有气体逸
出｡例如将少量镁条放入NH4Cl溶液中有H2放出｡
读数
5
其他
盐酸滴出瓶外 振荡时瓶内溶 液溅出 前仰后平 前平后仰 前仰后俯 滴定终点时滴 定管 尖嘴悬一滴溶 液 指示剂变色即 停止滴定
偏高
偏低 偏低 偏高 偏低 偏高
偏低
主干知识整合
一、弱电解质的电离平衡
二、盐类的水解
三、沉淀的溶解平衡 1．溶度积 溶解平衡：AmBn(s) mAn (aq)＋nBm (aq)
－ － ＋ ＋ ＋
C．加入铝粉能产生 H2 的溶液中，可能存在大量的 Na 、Ba2 、 AlO2 、NO3
－ －
D．100 ℃时，将 pH＝2 的盐酸与 pH＝12 的 NaOH 溶液等体积 混合，溶液显中性
C 【解析】 水的离子积只与温度有关，温度一定，KW 一定， 温度越高，KW 越大，A 错；SO2 与 I2 发生氧化还原反应，产物应 为 SO2 4 ，B 错；与铝粉反应产生 H2 的溶液可能显碱性，也可能显
－ －
体积混合，所得溶液的 pH＝7 C． 25 ℃时， 0.2 mol· L 1NaOH 溶液与 0.2 mol· L 1CH3COOH
2.有关守恒关系 (1)电荷守恒 电解质溶液呈电中性,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溶液中存在如 下关系:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)｡
(2)物料守恒
电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但
遵循原子守恒｡如K2S溶液中有如下守恒关
位,即pH=b-n(b-n>7)｡
(3)对于弱酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH的范围是
a<pH<a+n(即对于pH相同的强酸与弱酸稀释相同
倍数,强酸pH变化的程度大)｡
(4)对于弱碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH的 范围是b-n<pH<b(即对于pH相同的强碱与 弱碱稀释相同倍数,强碱pH变化的程度大)｡ (5)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释 相同倍数,pH变化也不同,其结果是强酸稀释 后,pH增大比弱酸多(强碱､弱碱类似)｡
c(OH )碱 V碱 V稀
c1 (OH )V1 c2 (OH )V2 V1 V2
c(OH-)=
c(OH )碱 V碱 c ( H )酸 V酸 V碱 V酸
3.稀释后溶液pH的变化规律 (1)对于强酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH增大n个单 位,即pH=a+n(a+n<7)｡ (2)对于强碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH减小n个单
2.溶液pH的计算 (1)酸性溶液 先求溶液中氢离子浓度即c(H+),然后求溶液的
pH｡
c(H+)的计算式为:
c( H )酸 V酸 V稀 + A:c(H )=n×c(酸)
①强酸Hn
c( H )1 V1 c( H ) 2 V2 ②强酸稀释:c(H+)= V1 V2
③强酸混合:c(H+)=
－
酸性，故碱性条件下 Na 、Ba2 、AlO2 、NO3 可以大量共存，C 对；
＋ ＋ － －
100 ℃下，KW＞1×10
－14
，故 pH＝12 的 NaOH 溶液浓度大于 pH
＝2 的盐酸浓度，等体积混合后显碱性，D 错。
【点评】 若将本题 C 项中“可能”改成“一定”，该选项 仍然正确，因为根据题意“加入铝粉产生氢气”，则该溶液一定 为碱性溶液，因为若为酸性溶液，且有 NO3 存在，加入铝粉不会 产生氢气。
专题九 │ 要点热点探究
(3)强酸强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断
例1
[2011· 天津卷] 下列说法正确的是(
)
A．25 ℃时 NH4Cl 溶液的 KW 大于 100 ℃时 NaCl 溶液的 KW B ． SO2 通 入 碘 水 中 ， 反 应 的 离 子 方 程 式 为 SO2 ＋ I2 ＋ 2H2O===SO2 3 ＋2I ＋4H
＋ －
Ksp＝[c(An )]m· [c(Bm )]n
＋ －
应用 Qc>Ksp：溶液过饱和，生成沉淀； Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀溶解平衡； Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀生成。 2．应用 (1)计算溶液中离子浓度； (2)由溶液中离子浓度判断沉淀的溶解与生成方向； (3)沉淀转化的原因及实验现象。
解的促进和抑制作用｡如在0.1 mol/L的NH4Cl和0.1 mol/L 的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序为 c(NH+4)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)｡在该溶液中,NH3·H2O的 电离与NH+4的水解互相抑制,NH3·H2O的电离因素大于 NH+4的水解因素,溶液呈碱性:c(OH-)>c(H+),同时 c(NH+4)>c(Cl-)｡
2．pH 和等于 14 的酸碱混合问题的判断与计算 pH 和等于 14 的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的 氢氧根离子的浓度。 (1) 等体积混合时：
(2)若混合后 pH 为 7，则溶液呈中性。 强酸强碱 ―→V(酸)∶V(碱)＝1∶1 强酸弱碱 ―→V(酸)∶V(碱)>1∶1 弱酸强碱 ―→V(酸)∶V(碱)<1∶1
④强酸与强碱混合:
cH


c( H )酸 V酸 c(OH ) 碱 V碱 V碱 V酸


(2)碱性溶液
先求c(OH-),再根据KW求c(H+),再由-lg[c(H+)] 可得pH｡ ①强碱M(OH)n:c(OH-)=n×c(碱) ②强碱稀释:c(OH-)= ③强碱混合:c(OH-)= ④强酸与强碱混合:
(3)锥形瓶､铁架台､滴定管夹､烧杯｡
4.指示剂
选择变色灵敏､明显的作为指示剂｡
5.操作 准备:查漏､洗涤､润洗､注液､赶气泡､调液面､ 读数; 滴定:移取待测液,加指示剂2~3滴,滴定､判断 终点,读数;
计算:取两次或多次消耗标准液体积的平均值
依方程式求待测液浓度｡
6.中和滴定的误差分析方法 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例,判断滴定误 差原理: V(HCl)·c(HCl)=V(NaOH)·c(N解质的电离平衡 电离平衡是一种动态平衡,当溶液的温度､浓 度以及离子浓度改变时,电离平衡都会发生 移动,符合勒夏特列原理,其规律是: (1)浓度:浓度越大,电离程度越小｡在稀释溶液
时,电离平衡向右移动,而离子浓度一般会减
小｡
(2)温度:温度越高,电离程度越大｡因电离是吸热 过程,升温时平衡向右移动｡ (3)同离子效应:如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体, 增大了CH3COO-浓度,平衡左移,电离程度减小; 加入适当浓度盐酸,平衡也会左移｡ (4)加入能反应的物质,实质是改变浓度｡如在醋 酸溶液中加入锌或NaOH溶液,平衡右移,电离 程度增大｡
考点3 盐类的水解及应用 1.分析盐溶液的酸碱性,并比较酸､碱性的强弱｡如等 浓度的Na2CO3､NaHCO3溶液均呈碱性,且碱性 Na2CO3>NaHCO3｡
2.配制某些能水解的盐溶液时要防止水解｡如配制
FeCl3溶液,要向FeCl3溶液中加入适量盐酸｡
3.泡沫灭火剂的反应原理:
Al3++3HCO-3＝Al(OH)3↓+3CO2↑
－
专题九 │ 要点热点探究
25 ℃时，KW＝1.0×10 说法正确的是( )
－14
；100 ℃时，KW＝5.5×10
－13
。下列
A．100 ℃时，pH＝12 的 NaOH 溶液和 pH＝2 的 H2SO4 恰 好中和，所得溶液的 pH＝7 B．25 ℃时，0.2 mol· L 1Ba(OH)2 溶液和 0.2 mol· L 1HCl 等
(3)水的离子积常数表达式KW＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－ 不一定是水电离出来的。 c(H ＋ ) 和 c(OH － ) 均指溶液中的总 浓度。任何水溶液中都存在这一关系，因此，在酸溶液中 酸本身电离出来的H＋会抑制水的电离，而在碱溶液中，碱 本身电离出来的 OH－ 也会抑制水的电离。而在含有弱酸根 离子或弱碱阳离子的溶液中水的电离会受到促进，因为弱 酸根离子或弱碱阳离子分别结合水电离出来的H＋和OH－生 成弱酸或弱碱。
系:c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)｡
(3)质子守恒 电解质溶液中,由于电离､水解等过程的发生, 往往存在质子(H+)的转移,但转移过程中质 子数量保持不变,称为质子守恒｡如在NaHS 溶液中,存在NaHS的电离和水解,H2O的电 离,其质子转移情况可作如下分析:
根据质子守恒有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-),即 c(H2S)+c(H+)=c(S2-)+c(OH-)｡
要点热点探究 ► 探究点一 溶液的酸碱性及pH计算
1．pH的使用及计算中的几个误区 (1)pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的溶液才呈 中性，当在 100 ℃时，水的离子积常数为 1×10－ 12，此时pH＝ 6 的溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时酸性溶液。 (2)使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一 定偏小。若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液 为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结 果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
8.判断溶液中离子能否大量共存时,需要考虑 盐类的水解｡如Al3+与 而不能大量共存｡ 9.分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的 原因｡如将AlCl3溶液蒸干灼烧得到Al2O3而 不是AlCl3｡
HCO 3
因发生双水解
考点4 溶液中粒子浓度大小的比较 1.类别 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析 ,如在 H3PO4溶液 2 3
V ( HCl ) c(NaOH)= c( HCl ) V ( NaOH )
项目
操作不当
具体内容 酸式滴定管未用盐酸 洗 碱式滴定管未用NaOH 溶液洗 锥形瓶用NaOH溶液洗 滴定前有气泡，滴定 后无气泡 滴定前无气泡，滴定 后有气泡
误差 偏高 偏低 偏高
1
仪器洗涤
偏高
偏低
2
气泡处理
3
滴定
4
考点2 溶液的酸碱性及pH的计算 1.溶液的酸碱性——取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的 相对大小 c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性
c(H+)<c(OH-) 碱性
(1)pH相同的酸(或碱),酸(或碱)性越弱,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,
4 4
中:c(H+)>c(H2PO-4)>c(HPO (2)多元弱酸的正盐溶液
2 3
)>c(PO
)｡
根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3溶液 中:c(Na+)>c(CO )>c(OH-)>c(HCO-3)>c(H2CO3)
｡
(3)不同溶液中同一离子浓度的比较 要看溶液中其他离子对其的影响,如相同物质
则强酸溶液pH变化大;碱也如此｡
(3)酸与碱的pH之和为14,等体积混合时溶液的pH
若为强酸与强碱,则pH=7;
若为强酸与弱碱,则pH>7;
若为弱酸与强碱,则pH<7｡
(4)等体积的强酸(pH1)和强碱(pH2)混合时溶 液的酸碱性 若二者的pH之和为14,则溶液呈中性,pH=7; 若二者的pH之和大于14,则溶液呈碱性; 若二者的pH之和小于14,则溶液呈酸性｡
NH 的量浓度的下列溶液中 :①NH4Cl､②
4
CH3COONH4､③NH4HSO4,④ NH4Al(SO4)2,c( ④ >① >② ｡ )由大到小的顺序是③>
(4)混合溶液中各离子浓度的比较 混合溶液中各离子浓度比较时,首先看是否发生化学反应,再
看弱电解质的电离和盐类的水解等,最后考虑对电离和水
考点5 中和滴定 1.定义 用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物
质的量浓度的碱(或酸)的实验方法｡
2.原理
n(H+)=n(OH-),关键:准确测定参加反应的两种
溶液的体积;准确判断中和反应是否恰好完
全反应｡
3.仪器 (1)酸式滴定管:不能盛放碱液; (2)碱式滴定管:不能盛放酸液或强氧化性溶液;