2012高三化学二轮复习 专题九 电解质溶液学案

专题九 电解质溶液

【考纲展示】

1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。

2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

3.了解水的电离，水的离子积常数。

4.了解溶液pH 的定义。了解测定溶液pH 的方法。能进行pH 的简单计算。

5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。

6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。

7.以上各部分知识的综合利用。 【知识回扣】

强、弱电解质的比较

弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质电离生成离子和离子结合生成分子的速率相等时，即达到电离平衡状态影响因素：温度、浓度、酸碱度、同离子效应等平衡常数：A B

+

+B

—

，K =c （A +）c （B

—

），K 只与温度有关

水的电离：水是弱电解质，存在电离平衡：H 2O +

+O H

—

溶液的酸碱性

酸性溶液：c （

H +

）>c （O H

—）碱性溶液：c （H +）>c （O H —）中性溶液：c （H +）=c （O H

—

）

pH

pH =—lgc （H +

）pH 的计算

弱电解质的电离

盐类水解

定义：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出的H

+

或O H

—

结合生成弱电解质的反应

实质：盐电离出来的离子和水电离出的H +

或O H

—

结合生成弱电解质，促

进了水的电离盐+水酸+碱

影响因素：温度、浓度、酸碱度等

规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性应用

中和难溶物的溶解平衡

物质的溶解性：易溶、可溶、微溶、难溶

溶解平衡：A gC l （s g +

（aq ）+C l —

（aq ）

沉淀对于A m B n （s A n+

（aq ）+nB

m —

（aq ）

表达式：K sp =c m

（A n+

）·c n

（B m —

）

规则

溶度积

Q >K sp ，溶液过饱和，生成沉淀

Q =K sp ，溶液饱和，溶剂和沉淀处于平衡状态Q

沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成、溶解和转化

水溶液中的离子平衡

要点扫描

一、溶液的酸碱性和溶液的PH

1.一个基本不变

相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数基本不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。

2.两种测量方法

溶液的pH值可以用pH试纸测定（精确到整数，且只能在1~14的范围），也可以用pH计（精确到0.1）测定。

3.三个重要比较

水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是常温下这三种溶液的比较

注意：在温度不确定时，溶液酸碱性与pH无必然联系。

4.溶液pH的三种计算方法

（1）公式法：由所给溶液的c（H+）与c（OH—），套用公式pH=—lg c（H+）即可。

（2）稀释法：对于pH=a的酸，强酸稀释10n倍，pH=a+n；弱酸稀释10n，a＜pH ＜a+n；对于pH=b的碱，强碱稀释10n倍，pH=b—n；弱碱稀释10n，b＞pH ＞b—n。

注意：不论酸的强弱，无限稀释时pH均趋向于7，但酸仍显酸性，碱仍呈碱性。

各组分H+的总物质的量与混合溶液总体积的比值，（3）混合法：两强酸混合时，c（H+）

混

继而用pH=—lgc（H+）计算；两强碱溶液混合时，c（OH—）

等于等于各组分OH—的总物质的

混

得出H+浓度，再套pH公式即可。

量与混合溶液总体积的比值，再通过离子积K

w

二、盐类水解的规律

三、微粒浓度大小比较

进行溶液中微粒浓度大小比较的关键是写出溶液中最终溶质的电离和水解，通过观察列出物料守恒、电荷守恒和质子守恒关系式，由已知条件，慎重筛选选项。

【热点透视】

热点题型

【典例1】下列叙述正确的是（）

A．某醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b，则a＞b

Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7 B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH

4

C．1.0×10—3mol·L—1盐酸的pH=3.0，1.0×10—8mol·L—1盐酸的pH=8.0

D．将pH=2的某酸溶液和pH=12的KOH溶液等体积混合，所得溶液的p H≤7

解析：若是稀醋酸溶液稀释则c（H+）减小，pH增大，b＞a，故A错误；酚酞的变色范围是pH= 8.0～10.0（无色→红色），现在红色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之间，故B 错误；常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；某酸为强酸时，pH=7，若为弱酸，pH＜7，D正确。

答案：D

命题意图：考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱的混合pH的计算等基本概念

【典例2】HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸，在0.1 mol·L—1 NaA溶液中，离子浓度关系正确的是（）

A．c(Na＋)＞c(A－)＞c(H+)＞c(OH－) B．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H+)

C．c(Na＋)+ c(OH－)= c(A－)+ c(H+) D．c(Na＋)+ c(H+) = c(A－)+ c(OH－)

命题立意：本题考查溶液中微粒浓度大小比较。

解析：A明显错误，因为电荷不守恒；D是电荷守恒，正确。NaA的水解是微弱的，故c(A －)＞c(OH－)，B错；C的等式不符合任何一个守恒关系，是错误的。

答案：D

技巧点拨：溶液中微粒浓度的大小比较，首先确定溶液的酸碱性，然后利用电荷守恒、物料守恒和质子守恒综合分析确定答案。

热点预测

【预测1】海水中含有丰富的镁资源。某同学设计了从模拟海水中制备MgO的实验方案：

1.0 L模拟海

(25℃,pH

M gO

注：溶液中某种离子的浓度小于1.0×10 mol/L，可认为该离子不存在；

实验过程中，假设溶液体积不变。

已知：K

sp (CaCO

3

)＝4.96×10－9；K

sp

(MgCO

3

)＝6.82×10－6；

K

sp [Ca(OH)

2

]＝4.68×10－6；K

sp

[Mg(OH)

2

]＝5.61×10－12。

下列说法正确的是

A．沉淀物X为CaCO

3

B．滤液M中存在Mg2＋，不存在Ca2＋C．滤液N中存在Mg2＋、Ca2＋

D．步骤②中若改为加入4.2 g NaOH固体，沉淀物Y为Ca(OH)

2和Mg(OH)

2

的混合物

解析：步骤①发生Ca2＋＋OH—＋HCO

3—=CaCO

3

↓＋H

2

O；步骤②：K

sp

[Mg(OH)

2

]＝c(Mg2＋)×

(10－3)2＝5.6×10－12，c(Mg2＋)＝5.6×10－6。Q[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)×(10－3)2＝10－8＜K sp，无Ca(OH)

2

析出。

A．正确。生成0.001 mol CaCO

3

。

B．错误。剩余c(Ca2＋)＝0.01 mol/L。

C．错误。c(Mg2＋)＝5.6×10－6＜10－5，无剩余，

D．错误。生成0.05 mol Mg(OH)

2，余0.005 mol OH―，Q[Ca(OH)

2

]＝0.01×0.0052＝2.5×10

－7＜K

sp ，无Ca(OH)

2

析出。

答案：A

预测点评：本题考查方式很新颖，主要考查溶度积的计算和分析。解题时要能结合溶度积计算，分析推断沉淀是否产生，要求较高。

【预测2】常温下0.1mol·L－1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a＋1)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．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸D．提高溶液的温度

解析：醋酸是弱酸，电离方程式是CH

3COOH H++CH

3

COO－，故稀释10倍，pH增加不到一

个单位，A项错误；加入适量的醋酸钠固体，抑制醋酸的电离，使其pH增大，可以使其pH由