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专题九 电解质溶液,考纲要求,1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。 2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。 3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。 4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。 5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。,考情分析,本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分析、平衡常数和pH的计算为考试热点。尤其要注意带有图像的题目。,考点1：电离平衡,知识网络,1. 化合物的一种分类方法,知识网络,2.弱电解质的电离平衡及其影响因素 弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。 （1）内因： 弱电解质本身，如常温下K(HF)K(CH3COOH)。 （2）外因 浓度：越稀越电离。 温度：温度越高，电离程度越大 同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。 化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。,3电离平衡的移动： 以CH3COOH(aq) CH3COO(aq)H(aq) H0,知识网络,4电离平衡常数的表达式 一元弱酸 HA HA Kac(H)c(A)/c(HA) 一元弱碱BOH BOH Kbc(B)c(OH)/c(BOH) 多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）： H2A HHA Ka1c(H)c(HA)/c(H2A) HA HA2 Ka2c(H)c(A2)/c(HA) Ka1Ka2，以第一步为主，第二步电离往往忽略不计，故c(A2)很小。,知识网络,知识网络,强、弱电解质的对比,例1. 室温下向10 mL pH3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( ) A溶液中导电粒子的数目减少 B.溶液中 不变 C醋酸的电离程度增大，c(H)亦增大 D再加入10 mL pH11的NaOH溶液，混合液pH7,典例精析,典例精析,【解析】 B 醋酸是弱酸，加水稀释有利于电离，所以电离程度增大，同时溶液中离子数目增多，但溶液体积变化更大，所以c(H)、c(CH3COO)、c(CH3COOH)均降低，因此选项A、C均不正确。由水的离子积常数Kwc(H)c(OH) 平衡常数均只与温度有关， 选项B正确；pH3的醋酸溶液中CH3COOH浓度大于0.001 molL1，pH11的NaOH溶液中NaOH的浓度等于0.001 molL1，在稀释过程中醋酸的物质的量不变，加入等体积的pH11的NaOH溶液时，醋酸过量，溶液显酸性，D不正确。,典例精析,例2.pH2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加NaOH溶液(c0.1 molL1)至pH7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( ) Ax为弱酸，VxVy Bx为强酸，VxVy Cy为弱酸，VxVy Dy为强酸，VxVy,典例精析,【解析】 C 由图像可知x稀释10倍，pH变化1个单位(从pH2变为pH3)，故x为强酸；而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸，故A、D错误；pH都为2的x和y，前者物质的量浓度为0.01 molL1，而后者大于0.01 molL1，故滴加NaOH溶液中和至溶液为中性时，后者消耗碱的体积大，故C正确，B错误。,方法总结,判断电解质强弱的方法 1在相同浓度、温度下，与强电解质做导电性对比实验。如同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电性，若相同，HA为强酸；若HA比HCl弱，HA为弱酸。 2在相同浓度、温度下，比较反应速率的快慢。如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，反应速率前者比后者快。 3比较浓度与pH的关系。如0.1 molL1CH3COOH，其pH1，则可证明CH3COOH是弱电解质。,4测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。 5比较稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH2的酸溶液稀释1000倍，若pH为4，则证明酸为弱酸；若pH为5，则证明酸为强酸。 6采用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅。,方法总结,特别提醒,克服定势思维。防止出现平衡向右移动，则左边物质所有的量均减小，右边物质的量均增加的定势思维。因为引起平衡移动的因素不确定，如加水稀释可使平衡右移，反应物的量减小；加入溶质也使平衡右移，反应物的量增大。各个物理量的定义不同，如加水稀释使平衡右移，生成物的物质的量增大，但生成物的物质的量浓度却减小。,知识网络,1. 水的离子积常数 （1）25 时，水的离子积Kwc(H)c(OH)11014，Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。 （2）水的电离过程是吸热过程，温度升高，Kw增大，温度降低，Kw减小。,考点2：水的电离及溶液酸碱性,知识网络,2.外界条件对水的电离平衡的影响 H2O HOH H0,知识网络,3. pH计算 （1）水电离出的c(H+)或c(OH)的计算（25） 中性溶液：c (H+)=c (OH)=1.0107mol/L 溶质为酸（碱)的溶液：H+(OH)来源于酸(碱)的电离和水的电离，而OH(H+)只来源于水的电离。如pH=2的盐酸中水电离出的c(H+):先求出溶液中的c(OH)=1012mol/L，即水电离出的c(H+)水=c(OH)=1012mol/L. 正盐水解呈酸性或碱性的盐溶液 H+和OH均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=102mol/L c(OH)=1012mol/L是因为部分OH与部分NH4+结合了,知识网络,（2）溶液pH的计算类型及方法（常温下） 酸、碱溶液pH计算 强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，c(H+)=nc 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,则c(H+)=1014/nc mol/L，故pH=lgc(H+）=14+lg(nc) 酸、碱混合pH的计算,两强酸混合：,知识网络,两强碱混合： 酸碱混合：（谁过量按谁算）假设碱过量,知识网络,4、酸碱中和滴定（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例) (1)滴定前的准备: 滴定管：查漏洗涤润洗装液调液面记录。 锥形瓶：注碱液记读数加指示剂。 (2)滴定: 左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。 (3)终点判断: 滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟不恢复，视为滴定终点。 (4)数据处理: 按上述操作重复23次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据 c(NaOH)c（HCl）V（HCl溶液）/ V（NaOH溶液）计算。,知识网络,2误差分析: 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,知识网络,例3. 水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( ) ANaHSO4溶液 BKF溶液 CKAl(SO4)2溶液 DNaI溶液,典例精析,【答案】 D A项电离出H，抑制水的电离；B项F水解促进水的电离；C项Al3水解促进水的电离；D项Na、I均不水解，对水的电离无影响。,典例精析,例4. 25 时，用浓度为0.100 0 molL1的NaOH溶液滴定20.00 mL浓度均为0.100 0 molL1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是( ),A在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZc(Y) c(OH)c(H) DHY与HZ混合，达到平衡时：,典例精析,典例精析,解析 B 由图像知酸性HZHYHX，同条件下三种酸导电能力HZHYHX，A错误；从滴定曲线知Ka(HY)(c（H）c（Y）)/c（HY）(103103)/0.100 0105，B正确；由于酸性HYHX，NaX水解程度大于NaY，故c(Y)c(X)，溶液呈碱性，即c(OH)c(H)，正确顺序：c(Y)c(X)c(OH) c(H)，C错误；根据质子守恒c(H)c(Y)c(Z)c(OH)，D错误。,“滴定终点”、“恰好中和”、“呈中性(或pH7)”的不同。 (1)滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差)，而指示剂变色点都不是pH7的情况。 (2)恰好中和：指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻，此时的溶液不一定呈中性。 (3)呈中性：溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度(常温下pH7)。,特别提醒,知识网络,考点3：盐类的水解,1盐类水解的规律 (1)有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，强弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。 (2)弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。当KaKb时，溶液显中性，如CH3COONH4；当KaKb时，溶液显酸性，如HCOONH4；当KaKb时，溶液显碱性，如NH4CN。,(3)弱酸酸式盐水溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。 若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。 若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。,知识网络,知识网络,2影响盐类水解的因素 外界条件对反应Fe33H2O Fe(OH)33H(正反应为吸热反应)的影响如下：,3.盐类水解的应用,知识网络,知识网络,典例精析,例5. 下列说法错误的是( ) A下列离子在溶液中能大量共存： Al3、Na、S2、NO3- B为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸 C实验室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞 DNaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次增大，则HX、HY、HZ的酸性依次减弱,典例精析,【解析】 A A项中S2与Al3水解相互促进，最终生成硫化氢和氢氧化铝，因此不能大量共存，所以错误；B项中为了防止氯化铁水解，要在溶液中加入少量盐酸，所以正确；C项中Na2CO3、Na2SiO3等溶液水解呈碱性，能与玻璃中的二氧化硅反应生成硅酸，使玻璃塞粘在玻璃瓶上，所以正确；D项中pH依次增大说明水解程度增大，进一步说明所对应氢化物酸性减弱，所以正确。,考点4：溶液中微粒浓度的大小比较,1、微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系 （1）两个理论依据 弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。 如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO3-）c(CO32-） （多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。 水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。 如，Na2CO3溶液中：c(CO32-)c(HCO3-）c(H2CO3) (多元弱酸根离子的以第一步为主)。,知识网络,（2）三个守恒关系 电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。 NaHCO3溶液中：c(Na)c(H)=c(HCO3-）+2c(CO32-）+c(OH) 物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。 0.1 molL1 NaHCO3溶液：c(Na)c(HCO3-）+c(CO32-）+c(H2CO3） 质子守恒：由水电离出的c(H)等于由水电离出的c(OH)，在碱性盐溶液中OH守恒，在酸性盐溶液中H守恒。 如，Na2CO3溶液中c(OH)c(H)c(HCO3-）+2c(CO32-）+c(H2CO3）,知识网络,2、四种情况分析 多元弱酸溶液：根据多步电离分析， 如：在H3PO3溶液中，c(H)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-) 多元弱酸的正盐溶液：根据弱酸根的分步水解分析， 如：Na2CO3溶液中：c(Na)c(CO32-）c(OH)c(HCO3-） 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产生的影响。,知识网络,混合溶液中各离子浓度的比较 要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在0.1 molL1的NH4Cl和0.1 molL1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c(NH4+)c(Cl-）c(OH)c(H) 在该溶液中，NH3H2O的电离与NH4+ 的水解相互抑制，NH3H2O的电离大于NH4+ 的水解，溶液呈碱性，c(OH)c(H)，c(NH4+)c(Cl-）。,知识网络,例6.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度的关系正确的是( ) A向0.1 molL1NH4Cl溶液中通入一定量氨气： c(Cl)c(NH4)c(OH)c(H) B将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则混合后的溶液中：c(Na),典例探究,【答案】 D 解析：向0.1 molL1NH4Cl溶液中通入一定量氨气，溶液可能为碱性、中性或酸性，由于无法判断溶液酸碱性，则无法判断溶液中离子浓度大小，故A错误；将醋酸钠、盐酸两溶液混合后，溶液呈中性，则：c(OH)c(H)，根据电荷守恒c(OH)c(CH3COO)c(Cl)c(Na)c(H)可得：c(CH3COO)c(Cl)c(Na)，则c(Na)c(Cl)，故B错误；Ka越小，对应盐的水解程度越大，其离子总数就越小，则等体积等浓度的NaF、NaCN溶液中，前者离子总数大于后者，故C错误；相互促进水解，中只有铵根离子水解，中亚铁离子水解生成的氢离子抑制铵根离子水解，则c(NH4()的大小顺序为：，故D正确。,典例探究,比较溶液中粒子浓度大小的步骤 1判反应 2写平衡 3列等式 4分主次,方法总结,考点5：沉淀溶解平衡,1、难溶电解质的溶解平衡 在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。例如： BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq) 2、溶度积：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号Ksp表示。 对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：Ksp=An+mBm+n,知识网络,溶度积与溶解度的关系 溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。 溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。 离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系 某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc 当QcKsp时，为不饱和溶液； 当Qc=Ksp时，为饱和溶液； 当QcKsp时，为过饱和溶液。,知识网络,3沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 在工业生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。常见的方法有： 调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。 如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至78，离子方程式为Fe33NH3H2O=Fe(OH)33NH4。 加沉淀剂法：加入沉淀剂使杂质离子转化为沉淀除去。 如用H2S沉淀Cu2，离子方程式为Cu2H2S=CuS2H；,知识网络,(2)沉淀的溶解 根据平衡移动，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。方法有： 酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解的方向移动，如CaCO3可溶于盐酸，离子方程式为CaCO32H=Ca2CO2H2O。,知识网络,盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：Mg(OH)22NH4=Mg22NH3H2O。 配位溶解法：加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定的配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水，离子方程式为：AgCl2NH3H2O=Ag(NH3)2Cl2H2O。,知识网络,典例精析,例7. 某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是：,典例精析,AKspFe(OH)3KspCu(OH)2 B加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点 Cc、d两点代表的溶液中c(H)与c(OH)乘积相等 DFe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和,典例精析,【答案】 B b、c两点金属阳离子的浓度相等，都设为x，c(OH)c109.6，c(OH)b1012.7，据溶度积表达式KspFe(OH)3x(1012.7)3，KspCu(OH)2x(109.6)2，故KspFe(OH)3Ksp，沉淀要析出，故D正确。,1. 绝对不溶的电解质是没有的。 2.同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 3.易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 4.绝大多数固体的溶解度随温度的升高而增大，但有少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如Ca(OH)2 5.Ksp大的物质，溶解度不一定大，只有组成相似的物质，才能用Ksp比较其溶解度的大小。,特别提醒,
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