高考化学二轮复习精品课件 专题9 电解质溶液

高考化学二轮复习精品课件 专题9 电解质溶液

考情分析:电解质溶液是高考中考点分布较多的内容之一,题型主要有选择 题和填空题,其考查内容主要有: (1)外界条件对弱电解质电离平衡的影响｡ (2)酸､ 碱混合后溶液酸碱性的判断及pH的简单计算｡ (3)电解质溶液中离子浓度的大小比较｡ (4)盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干灼烧后产物的判断｡ 热点题型突破 从高考命题的变化趋势来看,溶液中离子浓度的大小比较是主流试题｡ 此 类题目仍是今后高考命题的热点｡ 这类题目考查的内容既与盐的水解有关, 又与弱电解质的电离平衡有关｡ 题目不仅偏重考查粒子浓度大小顺序,而 且还侧重溶液中的各种“守恒”(电荷守恒､ 物料守恒)关系的考查,从而使 题目具有一定的综合性､ 灵活性和技巧性｡ 考点1 弱电解质的电离平衡 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+)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｡ 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: ①强酸HnA:c(H+)=n×c(酸) ②强酸稀释:c(H+)= ③强酸混合:c(H+)= ( )c H V V  酸 酸 稀 1 1 2 2 1 2 ( ) ( )c H V c H V V V      ④强酸与强碱混合:  c H ( ) ( )c H V c OH V V V        酸 酸 碱 碱 碱 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: c(OH-)= ( )c OH V V  碱 碱 稀 1 1 2 2 1 2 ( ) ( )c OH V c OH V V V    ( ) ( )c OH V c H V V V    碱 碱 酸 酸 碱 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aNaHCO3｡ 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↑ 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｡ 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 因 发生双水解而不能大量共存｡ 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｡  3HCO 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溶液中:c(H+)>c(H2PO-4)>c(HPO )>c(PO )｡ (2)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(CO )>c(OH- )>c(HCO-3)>c(H2CO3)｡ 2 4  3 4  2 3  (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,如相同物质的量浓度的下列溶液 中:①NH4Cl､ ②CH3COONH4､ ③NH4HSO4,④NH4Al(SO4)2,c( )由大到小 的顺序是③>④>①>②｡  4NH (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.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( )+c(OH-)+2c( ) ｡ (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系:c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)｡ 2 3CO   3HCO (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-)｡ 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; (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(NaOH)c(NaOH)= ( ) ( ) ( ) c HCl V HCl V NaOH  项目 操作不 当 具体内容 误差 1 仪器洗 涤 酸式滴定管未用盐酸洗 偏高 碱式滴定管未用NaOH溶 液洗 偏低 锥形瓶用NaOH溶液洗 偏高 2 气泡处 理 滴定前有气泡，滴定后 无气泡 偏高 滴定前无气泡，滴定后 有气泡 偏低 3 滴定 盐酸滴出瓶外 偏高 振荡时瓶内溶液溅出 偏低 4 读数 前仰后平 偏低 前平后仰 偏高 前仰后俯 偏低 5 其他 滴定终点时滴定管 尖嘴悬一滴溶液 偏高 指示剂变色即停止滴定 偏低 主干知识整合 一、弱电解质的电离平衡 二、盐类的水解 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。 (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。 专题九 │ 要点热点探究 专题九 │ 要点热点探究 ► 　探究点二　溶液中的三个平衡——电离平衡、水解平衡 以及沉淀溶解平衡 ► 　探究点三　溶液中的三个守恒——物料守恒、电荷守恒 以及质子守恒 专题九 │ 要点热点探究 【备用理由】难溶电解质的溶度积为课标专有(新增)考查内容， 近年来每年都有考查，应强化本部分训练，但本题在课堂上直 接使用费时较长，故作为教师的参考用题。