高考化學(xué)三輪考前總結(jié)復(fù)習(xí)專題八電解質(zhì)溶液

1、專題八專題八 電解質(zhì)溶液電解質(zhì)溶液1了解電解質(zhì)的概念，了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。3了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。4了解水的電離，離子積常數(shù)。5了解溶液pH的定義，了解測定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡單計算。6了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。7了解離子反應(yīng)的概念、離子反應(yīng)發(fā)生的條件，了解常見離子的檢驗方法。8了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)?？季V解讀考綱解讀 近五年來，新課標(biāo)地區(qū)對弱電解質(zhì)電離平衡考查共計13次。對水的電離平衡考查7次。對溶液的pH考查11次；對沉淀溶解平衡考查10次。 考

2、查題型以選擇題出現(xiàn)54次，在理科綜合中占46分，在單科試卷中占23分；填空題出現(xiàn)5次，分值每空24分。 高考試題對本講能力點的考查以分析和解決化學(xué)問題能力、以接受、吸收整合化學(xué)信息能力等為主，試題難度適中。 在高考試題中經(jīng)常將弱電解質(zhì)的電離與溶液的酸堿性、鹽類的水解、離子濃度大小比較、沉淀溶解平衡等內(nèi)容相結(jié)合，以圖象的形式出現(xiàn)。考點探究考點探究 預(yù)測2013年高考對本講內(nèi)容的考查仍將以外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡、水的電離平衡的影響，溶液中離子濃度大小比較，既與鹽類的水解有關(guān)，又與弱電解質(zhì)的電離平衡有關(guān)，還注重溶液中的各種守恒(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等)關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合

3、性、靈活性和技巧性，在2013在高考中仍將會涉及；題型主要以選擇題為主，分值約為36分。 關(guān)于溶液pH的計算，題設(shè)條件可千變?nèi)f化，運用數(shù)學(xué)工具(圖表)進(jìn)行推理的試題在2013年高考中出現(xiàn)的可能性較大，推理性會有所增強，應(yīng)予以重視。 預(yù)計在2013年高考中可能會將電離平衡常數(shù)、水的離子積等知識相結(jié)合出題。 由于鹽類水解涉及面較廣，除了熱點繼續(xù)考查外，將鹽類水解的知識與其他知識有機結(jié)合在一起進(jìn)行考查，將是今后命題的基本方向，沉淀溶解平衡是新考綱增設(shè)的考點，主要以選擇題的形式考查沉淀的溶度積以及沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化，其分值在高考中可能會有所增加。1定義在水溶液中能 的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)。如強酸、強

4、堿和絕大多數(shù)鹽。在水溶液中只能 的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。如弱酸、弱堿等。2電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)用“ ”號；弱電解質(zhì)用“ ”號。(2)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如碳酸：H2CO3 HHCO3、HCO3 HCO32完全電離完全電離部分電離部分電離一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)基礎(chǔ)知識梳理基礎(chǔ)知識梳理3常見物質(zhì)強電解質(zhì)： 、 大多數(shù)鹽。弱電解質(zhì)： 、 等。(3)多元弱堿電離一步寫完，如氫氧化鐵：Fe(OH)3 Fe33OH。1在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中電離達(dá)到最大程度時，電離過程并沒有停止。此時弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子 的速率相等；溶液中各分子和離子的濃度都

5、不再發(fā)生變化，達(dá)到了 狀態(tài)。強堿強堿強酸強酸弱酸弱酸弱堿弱堿結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子電離平衡電離平衡二、弱電解質(zhì)的電離平衡弱電解質(zhì)電離平衡類似化學(xué)平衡：(1)是 平衡，電離方程式中用“ ”。(2)平衡時溶液中離子濃度和分子濃度 。(3)條件改變，平衡發(fā)生移動。2弱電解質(zhì)的電離過程一般是 (填“吸熱”或“放熱”)的，不同于強電解質(zhì)的電離，弱電解質(zhì)溶液中除水分子外還存在_。 動態(tài)動態(tài)保持不變保持不變吸熱吸熱電解質(zhì)分子電解質(zhì)分子3弱電解質(zhì)的電離是 。在一定條件下達(dá)到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種 的乘積與溶液中_之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)。通常用 表示弱酸的電離平衡

6、常數(shù)，用 表示弱堿的電離平衡常數(shù)。如醋酸在水溶液中達(dá)到電離平衡CH3COOH CH3COOH，醋酸的電離平衡常數(shù)：可逆過程可逆過程離子濃度離子濃度未電離的分子的濃度未電離的分子的濃度4外界條件對電離平衡的影響例：0.1 mol/L的醋酸溶液CH3COOH HCH3COO(H0)，若改變條件后，有如下變化： 平衡移動方向CH3COOH電離程度c(H) 導(dǎo)電性加少量濃鹽酸 向左向左減小減小增大增大增強增強加少量冰醋酸加少量NaOH固體加少量CH3COONa固體 加少量水升高溫度向右向右減小減小增大增大增強增強向右向右增大增大減小減小增強增強向左向左減小減小減小減小增強增強向右向右減小減小增大增大減

7、弱減弱向右向右增大增大增大增大增強增強1從導(dǎo)電角度分析，如何驗證某化合物是離子化合物？2強電解質(zhì)的水溶液導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液的強嗎？【提示】1.屬于離子化合物的電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)能發(fā)生電離而導(dǎo)電，屬于共價化合物的電解質(zhì)在水溶液中電離而導(dǎo)電，但在熔融狀態(tài)下不電離、不導(dǎo)電。一般情況下化合物在熔融狀態(tài)下導(dǎo)電即證明該化合物為離子化合物。2電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強弱主要取決于溶液中自由離子的濃度大小及離子所帶電荷量多少，影響自由離子濃度大小的因素有溶液的濃度、電離程度及溫度等。強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的根本區(qū)別在于其在水溶液中是否完全電離，與溶液的導(dǎo)電性強弱無必然的關(guān)系。問題探究一、問題探究一、三、

8、水的電離1電離方程式水是一種極弱的電解質(zhì)：H2OH2O 。簡寫為 。H3OOHH2O HOH2純水室溫下的數(shù)據(jù)(1)c(H)c(OH) molL1(2)KWc(H)c(OH) 。(3)pH 1.01071101473KW的影響因素KW只與溫度有關(guān)，溫度不變，KW ；溫度升高，KW ，反之，KW 。不變增大減小四、溶液的酸堿性與pH值1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。(1)c(H) c(OH)，溶液呈酸性；(2)c(H) c(OH)，溶液呈中性；(3)c(H) c(OH)，溶液呈堿性。五、酸堿中和滴定1概念利用_反應(yīng)，用已知濃度的_(或_)來測定未知濃度的_

9、(或_ )的實驗方法。2實驗用品試劑：_、_、_ 、蒸餾水。儀器：_滴定管、_滴定管、滴定管夾、鐵架臺、燒杯、_。中和酸堿堿酸酸堿指示劑酸式堿式 錐形瓶3實驗操作(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測NaOH溶液)(1)滴定前的準(zhǔn)備滴定管中：a.查漏，b.洗滌，c.潤洗，d.裝液，e.排氣，f.調(diào)液面，g.記錄。錐形瓶中：a.注入堿液，b.記讀數(shù)，c.加指示劑。(2)滴定左手 ，右手 ,眼睛_滴定至終點時，記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。 4數(shù)據(jù)處理按上述操作重復(fù)二至三次，求出用去標(biāo)準(zhǔn)鹽酸體積的平均值，根據(jù)c(NaOH)_計算。控制活塞搖動錐形瓶錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化注視注視注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化1pH7的溶液一定顯酸性

10、，這種說法對嗎？2用pH試紙測定溶液pH值時，為什么不能潤濕？【提示】1.不對，用pH判斷溶液酸堿性要看溶液處于什么溫度下，不能簡單地認(rèn)為pH7的溶液一定為中性。若未指明溫度，一般認(rèn)為是常溫。2若pH試紙在使用前潤濕，則相當(dāng)于把被測溶液稀釋了，若測定的是酸性溶液，會導(dǎo)致pH升高；若測定的是堿性溶液，會導(dǎo)致pH降低；若測定的是中性溶液，則pH不變。問題探究二、問題探究二、六、鹽類的水解1定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的_的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2鹽類水解的條件：(1)鹽中必須有 或_；(2)鹽必須溶于水。3鹽類水解的實質(zhì)：破壞水的電離平衡，生成弱電解質(zhì)，促進(jìn)水的電離。4水解結(jié)果：水的 向

11、方向移動，溶液中c(H) _c(OH)，溶液呈現(xiàn)一定的酸堿性。H或OH生成弱電解質(zhì)弱堿陽離子弱酸根陰離子電離平衡電離不等于5特點：(1)可逆： ；(2)微弱： ；(3)吸熱： 。 6規(guī)律：有弱才水解，難溶不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性，同強顯中性。7鹽類水解的離子反應(yīng)方程式：因為鹽類的水解是微弱的且可逆的，在書寫其水解離子方程式時應(yīng)注意以下幾點：(1)應(yīng)用“ ”號表示；(2)一般生成物中不出現(xiàn)沉淀和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不畫“”“”；(3)多元弱酸鹽的水解分步進(jìn)行(且第二步、第三步更難)，以第一步水解為主。存在水解平衡水解程度小水解是一個吸熱過程七、鹽類的水解的影響因素1

12、內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)(1)弱堿越弱，其陽離子的水解程度就越 ，溶液酸性越 。(2)弱酸越弱，其陰離子的水解程度就越 ，溶液堿性越 。2外因(1)溫度：升高溫度，水解平衡，水解程度 。(2)濃度增大鹽溶液的濃度，水解平衡 ,水解程度_，但水解產(chǎn)生的離子濃度 ；加水稀釋，水解平衡_，水解程度 ，但水解產(chǎn)生的離子濃度 。向正反應(yīng)方向移動減小增大向正反應(yīng)方向移動增大減小大強大強增大增大c(H)，促進(jìn)_的水解，抑制_的水解；增大c(OH)，促進(jìn)_的水解，抑制_的水解3鹽類水解的應(yīng)用(1)明礬凈水： 。(2)制備Fe(OH)3膠體：_。(3)制泡沫滅火劑：_。(4)草木灰與銨態(tài)氮肥混施：_。強堿弱酸鹽強酸弱

13、堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽Al33H2O Al(OH)33HFe33H2O Fe(OH)3(膠體)3HAl33HCO3 Al(OH)33CO2。NH4H2O NH3H2OH、CO32H2O HCO3OH?；瘜W(xué)平衡原理適用于鹽類水解反應(yīng)嗎？【提示】一般的鹽類水解是可逆反應(yīng)，存在水解平衡，水解平衡是化學(xué)平衡的一種，平衡移動原理同樣適用于水解平衡。水解平衡也有“逆”“動”“等”“定”“變”的特征。水解平衡也存在平衡常數(shù)的問題。但是，有些弱酸弱堿鹽如Al2S3、Al2(CO3)3、Fe2(CO3)3等會與水發(fā)生強烈的陰陽離子相互促進(jìn)水解反應(yīng)，不存在平衡。問題探究三、問題探究三、溶解性難溶微溶可溶易溶溶解

14、度S的范圍S0.010.01S0.10.1S10八、固體物質(zhì)的溶解度(S)(S)與溶解性的關(guān)系電解質(zhì)在水中的溶解度，有的很大，有的很小，但仍有度。在20 時溶解性與溶解度的關(guān)系如下：物質(zhì)在水中“溶”與“不溶”是相對的，“不溶”是指難溶，沒有絕對不溶的物質(zhì)。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1概念在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和生成的速率相等的平衡狀態(tài)。如：AgCl(s) Ag(aq)Cl(aq)2特點“動”動態(tài)平衡，溶解的速率和生成沉淀的速率不為0?！暗取眝溶解v沉淀“定” 達(dá)到平衡時，溶液中離子的濃度保持不變?！白儭碑?dāng)改變外界條件時，溶解平衡將發(fā)生移動，達(dá)到新的平衡。3溶度積和離子積以AmBn(s) mAn

15、(aq)nBm(aq)為例：溶度積離子積概念 符號 表達(dá)式Ksp(AmBn) 式中的濃度都是平衡濃度Qc(AmBn) 應(yīng)用Qc Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出Qc Ksp：溶液飽和，溶解平衡狀態(tài)Qc Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出在一定溫度下，難溶電解在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中離子濃度質(zhì)的飽和溶液中離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)冪的乘積是一個常數(shù)的平衡常數(shù)任意條件任意條件( (即非平衡狀態(tài)即非平衡狀態(tài)) )下，難溶電解質(zhì)溶液中，下，難溶電解質(zhì)溶液中，其離子濃度冪其離子濃度冪溶液中有關(guān)離子的乘積K KspspQ Qc ccm(Acm(An n)cn(B)cn(Bm m) )cm(Acm(A

16、n n)cn(B)cn(Bm m) )式中的濃度是任意時刻的濃度 H3PO4 HF CH3COOHH2CO3H2SHClO。(3)電離常數(shù)的影響因素電離常數(shù)隨溫度的變化而變化，但由于電離過程的熱效應(yīng)較小，溫度改變對電離常數(shù)影響不大，其數(shù)量級一般不變，所以室溫范圍內(nèi)可忽略溫度對電離常數(shù)的影響。電離常數(shù)與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)，同一溫度下，不論弱酸、弱堿的濃度如何變化，電離常數(shù)是不會改變的。(4)多元弱酸溶液中的離子濃度關(guān)系25時，H3PO4分三步電離，第一步最強(K17.1103)，第二步較弱(K26.3108)，第三步最弱(K34.21013)。c(H)c(H2PO4)c(HPO42)c(PO4

17、3)c(OH)H2S分兩步電離，第一步強(K11.3107)，第二步弱(K27.11015)。c(H)c(HS)c(S2)c(OH)(2)水的離子積(KW)一定溫度下，稀溶液中KWc(H)c(OH)，KW只與溫度有關(guān)，溫度升高，KW值增大。由于水的電離的存在，所以溶液中H與OH是同時存在的(注意不是大量共存)，酸堿性不同的溶液中，c(H)與c(OH)的相對大小不同，但在一定溫度，無論是稀酸、稀堿或鹽溶液中c(H)c(OH)KW(常數(shù))。25時，KW11014。水電離出的c(H)與c(OH)始終是相等的，有時某一種需要忽略，但“越少越不能忽略”，意思是：酸中的c(OH)很小，但完全是由水電離出來

18、的，不能忽略，同樣，堿中的c(H)也不能忽略。5有關(guān)溶液的pH應(yīng)注意的問題(1)pH是溶液酸堿性的量度。常溫下pH7的溶液呈中性；當(dāng)pH7時，pH越大，溶液的堿性越強。(2)常溫下，溶液的pH范圍在014之間，pH0的溶液并非無H，而是c(H)1 molL1；pH14的溶液并非無OH，而是c(OH)1 molL1。pH每增大1個單位，c(OH)增大到原來的10倍。pH減小n個單位，c(H)或c(OH)增大到原來的10n倍(或縮小到原來的1/10n)。(3)當(dāng)c(H)1 molL1時，pH為負(fù)數(shù)；c(OH)1 molL1時，pH14。對于c(H)或c(OH)大于1 molL1的溶液，用pH表示溶

19、液酸堿性反而不方便，所以pH僅適用于c(H)和c(OH)1 molL1的稀溶液。(4)也可以用pOH來表示溶液的酸堿性。pOH是OH離子濃度的負(fù)常用對數(shù)。pOHlgc(OH)，因為c(OH)c(H)1014，若兩邊均取負(fù)常用對數(shù)得：pHpOH14。6溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(1)水的電離：KWc(H)c(OH)，KW隨溫度而變化。(2)溶液酸堿性判定規(guī)律pH相同的酸(或堿)、酸(或堿)性越弱，其物質(zhì)的量濃度越大。pH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數(shù)，則強酸溶液pH變化大；堿也如此。常溫下，酸與堿的pH之和為14，等體積混合若為強酸與強堿，則pH7。若為強酸與弱堿，則pH7。若為弱酸與強

20、堿，則pHHYHZ。(2)相同條件下：正鹽相應(yīng)酸式鹽，如CO32HCO3。(3)相互促進(jìn)水解的鹽單水解的鹽相互抑制水解的鹽。如(NH4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)2。10鹽類水解原理的應(yīng)用(1)判斷鹽溶液的酸、堿性時要考慮鹽的水解。(2)比較鹽溶液中離子種類及其濃度大小時要考慮鹽的水解。(3)判斷溶液中離子能否大量共存時，有時要考慮鹽的水解，如Al3、Fe3與HCO3、CO32、AlO2等不能大量共存。(4)鹽在參加反應(yīng)時，有時要考慮鹽的水解，如Mg加到NH4Cl溶液中，AlCl3與Na2S溶液混合等。(5)加熱濃縮某些鹽溶液時，要考慮水解，如濃縮FeCl3、AlCl

21、3溶液蒸干得氫氧化物，灼燒得金屬氧化物。(6)保存Na2CO3等堿性鹽溶液不能用磨口玻璃瓶，保存NH4F溶液不用玻璃瓶。11酸式鹽溶液酸堿性的判斷酸式鹽的水溶液顯什么性，要看該鹽的組成微粒。(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。如NaHSO4溶液：NaHSO4=NaHSO4212沉淀溶解平衡的應(yīng)用(1)沉淀的溶解與生成在難溶電解質(zhì)的溶液中，當(dāng)QcKsp時，就會生成沉淀。據(jù)此，可加入沉淀劑而析出沉淀，是分離、除雜常用的方法。如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子如Cu2、Hg2等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。溫馨提示：A利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉

22、淀的反應(yīng)能夠發(fā)生；其次希望生成沉淀的反應(yīng)進(jìn)行得越完全越好。如要除去溶液中的Mg2，可使用NaOH等使之轉(zhuǎn)化為溶解度較小的Mg(OH)2。B不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度大于1105molL1時，沉淀就達(dá)完全。由Ksp的表達(dá)式可知，為使除去的離子在溶液中殘留的濃度盡可能小，需要加入過量的沉淀劑。當(dāng)Qc1，則可證明CH3COOH是弱電解質(zhì)。(4)測定對應(yīng)鹽的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。2電解質(zhì)、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的判斷規(guī)律電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)判斷依據(jù)電離特點完全電離、不可逆、不存在電離平衡部分電離、可逆、存在電離平衡物質(zhì)種類強酸、

23、強堿、多數(shù)鹽、部分堿性氧化物弱酸、弱堿、水、個別鹽溶液中所含粒子種類水合離子，無溶質(zhì)分子水合離子和溶質(zhì)分子共存結(jié)構(gòu)特點以離子鍵結(jié)合的離子化合物，或以極性鍵結(jié)合的共價化合物以極性鍵結(jié)合的共價化合物603.一元強酸與一元弱酸的比較方法(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸(如鹽酸)與一元弱酸(或醋酸)的比較(見下表)：61（2）pH相同、體積相同的鹽酸與醋酸的對比(4)強酸與強堿混合強酸與強堿混合實質(zhì)為中和，HOH=H2O，中和后溶液的pH有以下三種情況：若恰好中和，pH7(25)；若剩余酸，先求中和后剩余的c(H)，再求pH；若剩余堿，先求中和后剩余的c(OH)，再通過KW求出c(H)，最后

24、求pH。(5)溶液稀釋后求pH對于強酸溶液，每稀釋10倍，pH增大1個單位；對于弱酸溶液，每稀釋10倍，pH增大不足1個單位。無論稀釋多少倍，酸溶液的pH都不能等于或大于7，只能趨近于7。對于強堿溶液，每稀釋10倍，pH減小1個單位；對于弱堿溶液，每稀釋10倍，pH減小不足1個單位。無論稀釋多少倍，堿溶液的pH都不能等于或小于7，只能趨近于7。對于pH相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H(或OH)的數(shù)目(除水電離的以外)不會增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，H(或OH)的數(shù)目還會增多。

25、對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)，稀釋相同的倍數(shù)，pH的變化幅度不同，強酸(或強堿)稀釋后pH變化幅度大。(6)已知酸和堿的pH之和，判斷等體積混合后溶液pH(25)若強酸與強堿溶液的pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH7。若強酸與強堿溶液的pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH7。若強酸與強堿溶液的pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH7。若酸、堿溶液的pH之和為14，酸、堿中有一強、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。5酸堿稀釋時pH的變化規(guī)律(1)強酸、強堿的稀釋：在稀釋時，當(dāng)它們的濃度大于105 molL1時，不考慮水的電離；當(dāng)它們的濃度小于105 mo

26、lL1時，應(yīng)考慮水的電離。例如：pH6的HCl溶液稀釋100倍，稀釋后pH7(不能大于7)；pH8的NaOH溶液稀釋100倍，稀釋后pH7(不能小于7)；pH3的HCl溶液稀釋100倍，稀釋后pH5；pH10的NaOH溶液稀釋100倍，稀釋后pH8。(2)弱酸、弱堿的稀釋：在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。例如：pH3的CH3COOH溶液，稀釋100倍，稀釋后3pH5；pH10的NH3H2O溶液，稀釋100倍，稀釋后8pH10；pH3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3pH5；pH10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8pHab?；旌弦褐懈麟x子濃度的比

27、較要綜合分析水解因素、電離因素。如相同濃度的NH4Cl和氨水混合液中，離子濃度順序為：c(NH4)c(Cl)c(OH)c(H)NH3H2O電離因素NH4水解因素。電荷數(shù)守恒關(guān)系(即電荷守恒)如小蘇打溶液中c(Na)c(H)c(HCO3)2c(CO32)c(OH)Na2HPO4溶液中c(Na)c(H)c(HCO3)2c(HPO42)3c(PO43)c(OH)注：1 mol CO32帶有2 mol負(fù)電荷，所以電荷濃度應(yīng)等于2c(CO32)，同理PO43的電荷濃度等于3c(PO43)。水電離的離子數(shù)守恒關(guān)系(即質(zhì)子守恒)如純堿溶液中c(H)水c(OH)水；c(H)水c(HCO3)2c(H2CO3)c

28、(H)，所以c(OH)水c(HCO3)2c(H2CO3)c(H)。典例賞析典例賞析79【例例1】下列說法正確的是()A強電解質(zhì)溶液一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強B強電解質(zhì)的水溶液中不存在電解質(zhì)分子C強電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價化合物D不同的弱電解質(zhì)只要物質(zhì)的量濃度相同，電離程度也就相同考點一、了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解考點一、了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念80【解析解析】電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性強弱除取決于電解質(zhì)的強弱外，還取決于電解質(zhì)溶液的濃度。稀的強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定比濃的弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性強，所以A錯；強電解質(zhì)的電離完全，達(dá)到100%，不存在

29、電解質(zhì)分子，B正確；強電解質(zhì)不一定都是離子化合物，如氯化氫、純硫酸、純硝酸、HI等含極性鍵的共價化合物都是強電解質(zhì)，應(yīng)該說“離子化合物都是強電解質(zhì)，弱電解質(zhì)都是共價化合物”，但不能說共價化合物都是弱電解質(zhì)，如乙醇、蔗糖等都是非電解質(zhì)，C不正確；弱電解質(zhì)電離程度不僅與外界因素如溫度、濃度、外加離子影響，而且主要取決于弱電解質(zhì)本身結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，這就是我們常說的“內(nèi)因是變化的根據(jù)，外因是變化的條件”?！敬鸢复鸢浮緽8182【答案答案】D83考點二、掌握電解質(zhì)溶液考點二、掌握電解質(zhì)溶液中溶液導(dǎo)電能力的比較中溶液導(dǎo)電能力的比較8485868788【例【例3】常溫下用pH為3的某酸溶液分別與pH都為11的氨

30、水、氫氧化鈉溶液等體積混合得到a、b兩種溶液，關(guān)于這兩種溶液酸堿性的描述正確的是()Ab不可能顯中性 Ba可能顯酸性或堿性Ca不可能顯酸性 Db可能顯堿性或酸性考點三、掌握弱電解質(zhì)的電離平衡規(guī)律及其考點三、掌握弱電解質(zhì)的電離平衡規(guī)律及其影響因素影響因素89【答案答案】B【解析解析】pH都為11的氨水、氫氧化鈉溶液，其濃度分別是大于10-3 mol/L和等于10-3 mol/L，由于pH為3的某酸溶液，其強弱未知。因此與pH為11的氨水反應(yīng)時，都有可能過量；而與pH為11的氫氧化鈉溶液反應(yīng)時酸可能過量或二者恰好反應(yīng)。9091【答案答案】B92【例例4】下列液體均處于25 ，有關(guān)敘述正確的是()A

31、某物質(zhì)的溶液pHc(CH3COO-)考點四、溶液的酸堿性和pH的關(guān)系93【解析解析】某些強酸的酸式鹽pH7，如NaHSO4，故A錯；pH=4.5，c(H+)=10-4.5molL-1，pH=6.5，其c(H+)=10-6.5molL-1，故B正確；同濃度的CaCl2溶液的c(Cl)是NaCl的兩倍，它們對AgCl沉淀溶解平衡的抑制程度不同，故C錯；混合溶液顯酸性，則c(H+)c(OH)，根據(jù)電荷守恒c(CH3COO)c(Na+)，故D錯?！敬鸢复鸢浮緽94【變式訓(xùn)練變式訓(xùn)練4】 室溫時，將濃度和體積分別為c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列關(guān)于該混合溶液的敘述錯

32、誤的是( )A若pH7，則一定是c1V1c2V2B在任何情況下都是c(Na)c(H)c(CH3COO)c(OH)C當(dāng)pH7時，若V1V2，則一定是c2c1D若V1V2，c2c1，則c(CH3COO)c(CH3COOH)c(Na)95【答案答案】 【解析】【解析】 A.pH7時，可能c1V1c2V2，也可能c1V1c2V2，還可能c1V1c1；D當(dāng)CH3COOH和NaOH物質(zhì)的量相等時由物料守恒可推出c(CH3COO)c(CH3COOH)c(Na)。96【例例5】在體積均為1 L，pH均等于2的鹽酸和醋酸溶液，分別投入0.23 g Na，則下圖中比較符合反應(yīng)事實的曲線是()考點五、一元強酸或強堿與一元弱酸及弱堿的考點五、一元強酸或強堿與一元弱酸及弱堿的性質(zhì)的異同及相互的比較性質(zhì)的異同及相互的比較97【答案答案】B B 【解析】【解析】鈉的質(zhì)量一定，與酸液反應(yīng)時產(chǎn)生的H2量相等，起始pH相等時，酸越弱則與鈉反應(yīng)速率快。98【變式訓(xùn)練變式訓(xùn)練5】常溫下，pH=2的某酸HA溶液與pH=12的某堿BOH溶液等體積混合，所得混合溶液的pH=8.7，下列說法中正確的是( )AHA一定是強酸，BOH一定是弱堿BHA可能為