電解質(zhì)溶液講稿

電解質(zhì)溶液強弱電解質(zhì)水的離子積和pH值鹽溶液離子反應(yīng)電解質(zhì)和非電解質(zhì)強弱電解質(zhì)電離方程式和電離平衡水的電離和pH值pH值得計算鹽類的水解，鹽溶液的酸堿性鹽溶液中的離子濃度大小關(guān)系離子反應(yīng)發(fā)生的條件離子方程式的書寫離子的共存不電離共價化合物分子完全電離部分電離強酸、強堿、大部分鹽、活潑金屬的氧化物弱酸、弱堿、水陰、陽離子既有離子(少)，又有分子(大部分)

離子化合物、部分共價化合物共價化合物非金屬氧化物、多數(shù)有機(jī)物、NH3等基本概念回顧電解質(zhì)非電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)判別依據(jù)電離特點物質(zhì)類別溶液中存在的微?；衔镱愋屠?．下列各組物質(zhì)中，全都是弱電解質(zhì)的一組是

A．BaSO4，HClO，H2SB．Cl2，NH3，CH3COOHC．H2SO4，HNO3，NaOH

D．NH3·H2O，H2O，H3PO4

（D）例2．下列溶液中，導(dǎo)電能力最強的是

A．0.1mol/L的Na2SO4溶液

B．0.1mol/L的Na3PO4溶液

C．0.2mol/L的CH3COOH溶液

D．0.2mol/L的氨水（B）弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響因素弱電解質(zhì)電離平衡特征：動：V電離=V結(jié)合≠0的動態(tài)平衡

定：條件一定，分子與離子濃度一定

變：條件改變，平衡破壞，發(fā)生移動影響電離平衡的因素溫度、濃度、同離子效應(yīng)、反應(yīng)離子效應(yīng)填表：影響0.1mol/LCH3COOH電離平衡的因素

移動方向C(H+)C(Ac-)電離程度升高溫度正移↑↑增大加水正移↓↓增大加純HAc正移↑↑減少加HCl逆移↑↓減少加NaAc固體逆移↓↑減少加NaOH固體正移↓↑增大例3:

通過那些事實（或?qū)嶒灒┛梢宰C明CH3COOH是弱電解質(zhì)？方法一、取同濃度的HCl和CH3COOH，進(jìn)行溶液導(dǎo)電性實驗方法二、測定CH3COONa的水溶液應(yīng)呈堿性。方法三、測定0.1mol/LCH3COOH的pH值。。方法四、相同濃度的HCl

和CH3COOH和相同大 小顆粒的鋅粒比較反應(yīng)速率。方法五、相同pH值，相同體積的HClCH3COOH，和足量的鋅粒反應(yīng)，CH3COOH產(chǎn)生的氫氣多。方法六、取相同濃度的HCl和CH3COOH，稀釋100倍，pH值變化小的是CH3COOH例4、欲使100mL0.1mol·L-1NH3·H2O溶液的pH值變小，可采用的方法有（）

A．加熱后冷卻至室溫

B．加入少量NaOH固體

C．加入100mL水

D．加入20mL0.4mol·L-1NH3·H2OAC例5、在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，請回答：

（1）圖中0點時導(dǎo)電能力為0，其理由是

在O點處醋酸未電離，無自由移動的離子（2）a、b、c三點對應(yīng)溶液的pH值由小到大的順序為_b<a<c

（3）a、b、c三點對應(yīng)溶液中，醋酸電離程度最大的是c點（4）若使c點溶液中[CH3COO-]濃度增大，溶液pH值也增大，應(yīng)向溶液中加入的物質(zhì)按類別分別是：①

加入NaOH固體_

②--加入NaAc

固體

③

加入Na2CO3固體加入Zn、Mg等金屬……

水是一種極弱的電解質(zhì)水的離子積常數(shù)：25℃時，Kw＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14影響水的電離的因素：

①升高溫度可以促進(jìn)水的電離，所以，升溫時Kw增大；例如，100℃時，Kw=1

10-12；

②在25℃時，把酸、堿溶入水中，水的電離受到抑制，由水電離出的H＋、OH-都減小，但水溶液中所有H+、OH-的濃度的乘積不變，仍為1

10-14；

③水的離子積是只與溫度有關(guān)的常數(shù)，在25℃時，純凈水或酸溶液、或堿溶液、或鹽溶液中，H＋、OH－濃度的乘積保持不變：Kw=1

10-14；例6：常溫下，下列溶液中OH-濃度最小的是A．pH=0的溶液B．0.05mol/L的H2SO4溶液C．0.5mol/L鹽酸D．0.05mol/L的Ba(OH)2溶液

A④保持25℃不變，把NH4Cl這樣易水解的鹽溶入水中，水電離受到促進(jìn)，由水電離出的H＋、OH－都增多，但OH－有一部分會與NH4＋結(jié)合成NH3·H2O，所以，溶液中H+、OH－濃度的乘積仍為1×10-14；鹽類的水解⒈什么是鹽類的水解？有弱才水解，無弱不水解。⒉鹽類水解是中和反應(yīng)當(dāng)逆反應(yīng)。一定是吸熱的⑤注意：水解離子方程式和電離方程式，化學(xué)反應(yīng)的離子方程式的區(qū)別。例7：下列式子分別表示什么意義？NH4++OH—→NH3·H2ONH4++H2ONH3·H2O+H+NH3·H2O+H+NH4++H2ONH3·H2ONH4++OH—

NH3+H3O+NH4++H2ONH4++OH—NH3↑+H2ONH3+H+NH4+

△3鹽類水解離子方程式的書寫弱離子+H2O弱電解質(zhì)+H+(OH—)注意：①一般用可逆符號

②個別強烈水解用箭號如Al2S3的水解

③水解程度一般很小，不用‘↑’‘↓’

④多元弱酸一定要分步水解：多元弱堿看成一步水解：如Na2CO3FeCl34.影響鹽類水解平衡的因素①內(nèi)因：物質(zhì)的性質(zhì)如水解程度：

Na2CO3＞Na2SO3

；Na2CO3＞NaHCO3②外因溶液的濃度：越稀水解程度越大溫度：越高水解程度越大溶液pH值：具體分析例8：在NH4Cl溶液中分別采取下列措施對NH4Cl溶液水解有什么影響？①加入固體NH4Cl②加入同濃度的NH4Cl溶液③加入NaOH

固體④加水稀釋⑤滴入稀硫酸⑥加入NaCl

稀溶液⑦加熱。例9：物質(zhì)的量濃度相同的①氨水②氯化銨③碳酸氫銨④硫酸氫銨⑤硫酸銨五種溶液中銨根濃度大小的順序是————，溶液pH大小的是

。⑤>④>②>③>①；①>③>②>⑤>④5.酸式鹽溶液的酸堿性問題：能分析NaHSO4

、NaHCO3溶液的酸堿性6.鹽類的雙水解：強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽反應(yīng)，不按復(fù)分解反應(yīng)生成難溶物質(zhì)，可能發(fā)生雙水解.常見的有:NH4+Al3+Fe3+

S2—CO32—AlO2—

（HS—

）（HCO3—）注：Fe3+

和S2—發(fā)生氧化還原反應(yīng)

7.學(xué)會運用三種守恒關(guān)系判斷溶液中粒子濃度大小。

電解質(zhì)溶液中的離子之間存在著三種定量關(guān)系:①物料守恒:

例如在Na2CO3溶液中:1/2c(Na＋)=

c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)；

②電荷守恒：例如在NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)；

③質(zhì)子守恒：例如Na2CO3溶液中:

c(OH－)=c(HCO3－)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)；例10(05江蘇12題)常溫下將稀NaOH溶液與稀CH3COOH混合，不可能出現(xiàn)的結(jié)果是:A.pH>7，且c(OH－)>c(Na+)>c(Ｈ+)>c(CH3COO－)B.pH>7，且c(Na+)+c(Ｈ+)=c(OH－)+c(CH3COO－)C.pH<7，且c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(Ｈ＋)>c(OH－)D.pH=7，且c(CH3COO－)>c(Na+)>c(H+)=c(OH－)解析：本題落點在離子濃度的大小比較,即水解和電離的平衡。

A中PH>7時，即為堿性條件，稀NaOH溶液與稀CH3COOH溶液混合后，只有可能是CH3COONa溶液或者是NaOH溶液過量又或者是CH3COONa和極少量CH3COOH剩余的情況。因此不可能是c(OH－)＞c(Na＋)，更不可能是c(Ｈ＋)＞c(CH3COO－)；B選項不管在溶液顯示為何種性質(zhì)的條件下，均應(yīng)該滿足電荷守恒；C選項完全是可能的,即當(dāng)CH3COOH剩余，溶液中是CH3COOH和CH3COONa的混合溶液,且CH3COOH剩余較多；D中PH=7時,根據(jù)電荷守恒，c(CH3COO－)=c(Na＋)。因此本題答