高考化學專題復習電解質(zhì)溶液

1、優(yōu)秀學習資料歡迎下載第八單元電解質(zhì)溶液一、電離平衡1電解質(zhì)與非電解質(zhì)（ 1）概念電解質(zhì)：在熔融狀態(tài)或溶液狀態(tài)下能導電的化合物非電解質(zhì)：在熔融狀態(tài)和溶液狀態(tài)下都不能導電的化合物討論 1如何用實驗區(qū)分電解質(zhì)與非電解質(zhì)？2金屬 Cu 常用作導線， NH 3 的水溶液能導電，能否Cu 、NH 3 說明是電解質(zhì)？3總結(jié)金屬導電與電解質(zhì)導電的區(qū)別。（ 2）電解質(zhì)溶液的導電其實質(zhì)是電解質(zhì)溶液的電解過程，其導電能力的大小取決于離子濃度的大小。討論 1如何區(qū)別離子化合物和共價化合物？2在 0.1mol/LBa(OH) 2 溶液中逐滴滴入0.1mol/LH 2SO4 溶液，溶液的導電能力將如何變化？試畫出草圖。3

2、強電解質(zhì)溶液的導電能力是否一定比弱電解質(zhì)溶液強？2強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)（ 1）概念強電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度完全電離部分電離離子化合物、化合物類型某些弱極性鍵的共價化合物強極性鍵的共價化合物電離過程不可逆、不存在平衡可逆、存在電離平衡溶液中的微粒陰、陽離子陰、陽離子，電解質(zhì)分子實例強酸、強堿、大多數(shù)鹽弱酸、弱堿、水等討論 如何用簡單實驗來證明醋酸是弱酸？（ 2）電離與電離方程式例 1寫出下列物質(zhì)在水中發(fā)生電離的方程式優(yōu)秀學習資料歡迎下載NaCl 、HCl 、 CH 3COOH 、 NH 3· H2O、 H2CO3、H 3PO4、 Al(OH) 33弱電解質(zhì)的電離電離平衡（ 1）電離平衡在

3、一定條件下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，稱為電離平衡（ 2）影響電離平衡的因素濃度同一弱電解質(zhì)，通常是溶液越稀，電離程度越大溫度升高溫度，電解質(zhì)的電離程度增大外加試劑的影響例 2 對于 0.1mol/LCH 3COOH 溶液，采用何種措施，能使醋酸的電離程度減小而溶液的pH值增大的是A. 加入一定體積的0.1mol/L的NaOH溶液B.加入等體積的水C.加入少量固體醋酸鈉D.加熱二、水的電離、溶液的pH值研究電解質(zhì)溶液時往往涉及到溶液的酸堿性，而溶液的酸堿性與水的電離有著密切的聯(lián)系。1水的電離、水的離子積（ 1）水是一個極弱的電解質(zhì)。

4、存在極弱的電離：H 2OH+OH -或 H2O+H 2OH 3O+OH -其特點是自身作用下發(fā)生的極微弱的電離，類似的還有：2NH 3 NH 2 +NH 4+（ 2）水的離子積在 25時，純水中的 c(H +)=c(OH7)=10mol/L K w= c(H +)· c(OH )=10 14水的離子積適用于所有稀的水溶液，而不論其是酸性、堿性或中性溶液水的離子積隨溫度升高而增大討論 1計算 25時，純水中平均多少個水分子中有1 個水分子發(fā)生電離。2溫度對水的離子積的影響如何？3下列物質(zhì)加入純水中，如何影響水的離子積？如何影響水的電離？優(yōu)秀學習資料歡迎下載 HCl NaOH NaNO

5、3 NH 4Cl CH 3COONa（ 3）影響水的電離的因素純水中加入酸或堿，抑制水的電離，由水電離出的H+ 和 OH 等幅減小。純水中加入能水解的鹽，促進水的電離，由水電離出的H +和 OH 等幅增大。任何電解質(zhì)溶液中的H+和 OH 總是共存的， c(H + )和 c(OH )此增彼減，但c(H +)· c(OH ) 仍為常數(shù)。在25時， Kw=10 14。2溶液的酸堿性、pH 值（ 1）溶液的酸堿性（ 2）溶液的 PH 值溶液的酸堿性c(H +) 與 c(OH -)的關系c(H +)與 10-7 mol/L的關系pH 大小酸性中性堿性小結(jié)：在酸性溶液中， c(H +)越大，酸性

6、越， pH 越；在堿性溶液中， c(OH - )越大，堿性越， pH 越。（ 3） pH 試紙的使用方法取一片干燥的pH 試紙于上，用干燥的蘸取待測溶液點在pH 試紙上，觀察試紙的顏色，與對照。（ 4）酸堿指示劑3溶液 PH 值的計算、強酸、強堿溶液例 3求 0.05mol/L H 2SO4 溶液的 pH ；求 0.1mol/L KOH 溶液的 pH；、弱酸、弱堿溶液例 4求 0.1mol/L 醋酸溶液的 pH，已知其電離度 =1.32% ；已知常溫下 0.1mol/L 氨水的電離度為 1.33%，求 pH； 討論 pH 相同的一元強酸與一元弱酸的c(H +)關系如何？溶液的物質(zhì)的量濃度關系如

7、何？優(yōu)秀學習資料歡迎下載、強酸、強堿溶液的稀釋例5將0.1mol/L的鹽酸稀釋成原體積的10 倍，求稀釋后溶液的pH ；將pH=5的鹽酸分別稀釋成原體積的10 倍、 1000倍，求稀釋后溶液的pH弱酸、弱堿溶液的稀釋例6將pH =1的醋酸稀釋成原體積的10 倍，求稀釋后溶液的pH與2 的關系；將pH=11的氨水稀釋成原體積的10 倍，求稀釋后溶液的pH與12 的關系 討論 pH 相同的一元強酸與一元弱酸稀釋相同的倍數(shù)，pH 變化情況如何，為什么？、酸或堿混合溶液（忽略溶液體積的變化）例 7將 pH 均為 1 的鹽酸和硫酸以體積比1 2 混合，求混合后溶液的pH ；將 0.1mol/L 的鹽酸與

8、0.1mol/L 的 H2SO4 等體積混合，求混合后溶液的pH 例8將pH=13的NaOH與 pH=10的NaOH溶液等體積混合，求混合后溶液的pH ；將0.1mol/L的 NaOH溶液與0.05mol/L的 Ba(OH) 2 溶液等體積混合， 求混合后溶液的pH、酸和堿混合溶液（忽略溶液體積的變化）例999mL0.5mol/L的 H2SO4 和101mL1mol/L的NaOHaq混合，求混合后溶液的pH ；pH=3的鹽酸與pH=9的NaOH溶液混合成中性溶液，求所加酸和堿的體積比。三、鹽類的水解我們知道，鹽溶液不一定是中性的溶液，其原因是由于鹽類的水解。1鹽類水解的實質(zhì)組成鹽的弱堿陽離子（

9、用M +表示）能水解顯酸性，組成鹽的弱酸陰離子（用R-表示）能水解顯堿性。+OMOH+H+-顯堿性M + H顯酸性R+HOHR+OH22在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或 OH 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫 。2各類鹽水解的比較對水的電離鹽類舉例能否水解c(H +)與 c(OH -)比較酸堿性平衡的影響CH 3COONa強堿弱酸鹽Na 2CO3能促進c(H + ) c(OH -)堿Na2S優(yōu)秀學習資料歡迎下載NH 4Cl強酸弱堿鹽能促進Al 2(SO4)3NaCl強酸強堿鹽否無影響K 2SO43水解規(guī)律（ 1）強酸強堿鹽不水解水溶液呈中性（ 2）強堿弱酸鹽能水解水溶液呈堿性（ 3）強酸

10、弱堿鹽能水解水溶液呈酸性（ 4）弱酸弱堿鹽能水解誰強顯誰性+-酸c(H) c(OH )c(H + ) c(OH -)中如 NaCl 、 KNO 3 如 Na2S、 Na2CO3 如 NH 4NO3如 NH 4Ac 顯中性、 (NH 4)2S 顯堿性（寫出上述所舉鹽的水解離子方程式）（ 5）兩種離子同時水解相同類型的離子同時水解陰陽離子同時水解雙水解（ 6）酸式鹽的水解：溶液的酸堿性決定于陰離子是以水解為主要過程還是以電離為主要過程。陰離子是強酸根，如NaHSO4 不水解NaHSO 4 = Na+H +SO42-本身電離出 H+，呈酸性。陰離子以電離為主：如 H 2PO4-、 HSO3-NaH

11、2PO4 = Na+ +H2PO4-H2PO4-H + HPO 42- （主要，大）呈酸性H2PO4-+H 2O（次要，?。〩3 PO4 + OH陰離子以水解為主：HCO 3- 、HS-、 HPO42-HCO 3+H 2O(主要，大 )呈堿性H 2CO3 + OHHCO 3H + +CO 32 （次要，?。?、注意事項（ 1）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動（促進），并使溶液顯酸性或堿性。（ 2）鹽類水解是可逆反應，離子方程式用“”符號（ 3）多元酸鹽的水解是分步進行的，以第一步水解為主。多元堿的鹽也是分步水解的，由于中間過程復雜，可寫成一步。（ 4）一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常

12、不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生優(yōu)秀學習資料歡迎下載分解，在書寫離子方程式時， 一般不標 “”或“”，也不把生成物如 “H 2CO3、NH 3·H2O” 寫成其分解產(chǎn)物的形式。5、影響水解的因素（ 1）內(nèi)因鹽本身的性質(zhì)， “越弱越水解” 。（ 2）外因溫度濃度升高溫度促進水解加水稀釋，水解程度增大溶液的 pH 改變水解平衡中某種離子的濃度時，水解就向著能夠減弱這種改變的方向移動。6、水解應用（ 1）利用硫酸鋁、碳酸氫鈉水解原理，制泡沫滅火器（ 2）配制溶液時抑制水解： （濃度的影響）以 FeCl3、 CuSO4 為例加以說明。（ 3）熱水堿溶液去油污（溫度的影響（ 4）判斷溶液的酸堿性或弱

13、電解質(zhì)的相對強弱（ 5）比較溶液中離子濃度的大小例 10、配制 FeCl2 溶液時，即要加，其作用是；又要加，其作用例 11、把 AlCl 3 溶液蒸干后在灼燒， ，最后得到的主要固體產(chǎn)物是，其理由是（用化學方程式表示，并配以必要的文字說明）例 12、實驗室所有下列試： NaOH 溶液、水玻璃、 Na2S 溶液、Na 2CO3 溶液NH 4Cl溶液、澄清的石灰水、濃硫酸，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是A、B、C、D 、例 13、為了除去氯化鎂酸性溶液中的3+Fe 離子，在加熱攪拌的條件下加入一種試劑，過濾后在加入適量鹽酸。這種試劑是A、氧化鎂B、氫氧化鎂C、碳酸鈉D、碳酸鎂7、鹽溶液中離子

14、濃度大小的比較電解質(zhì)溶液中離子濃度大小的比較，涉及到的知識點有電解質(zhì)電離、弱電解質(zhì)電離平衡、鹽類的水解、離子間的相互作用等。在比較溶液中離子濃度大小時，應根據(jù)不同的類型進行分析、 解答。同時還經(jīng)常用到電解質(zhì)溶液中的兩個重要的平衡關系“電荷守恒”和“物料平衡” 。優(yōu)秀學習資料歡迎下載“ 電荷守恒 ”電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于所有陰離子所帶的負電荷總數(shù)。原理：電解質(zhì)溶液不顯電性。所以正電荷總數(shù)=負電荷總數(shù)例 1、表示下列溶液中存在的電荷守恒式CH 3COONa 溶液NH 4 Cl 溶液Na2CO3 溶液H3PO4 溶液小結(jié)：“ 物料平衡 ”某一分子或離子的原始濃度等于它在溶液中各種

15、存在形式的濃度之和例 2（ 1）在 c mol/L 的 NaHCO3 溶液中（ 2）在 c mol/L 的 NH 4Cl 溶液中（ 3）在 NaCl NH 4Cl 溶液中例 3 根據(jù)水解程度的差異，判斷下列溶液中各離子濃度的大小，并列出電荷守恒，物料平衡關系式（ 1） 0.1 mol/L的 NaF 溶液（ 2） 0.1 mol/L 的 Na2CO3 溶液以下討論多元弱酸及其鹽溶液例 4、 0.1 mol/L 的 H3 PO4 溶液例 5、 0.1 mol/L 的 Na 3PO4 溶液例 6、 0.1 mol/L 的 NaHCO 3 溶液以下討論混合溶液例 7、（ 1）所含溶質(zhì)物質(zhì)的量之比為1：

16、1 的 NH 4Cl 和 NH 3·H 2O 混合溶液（ 2）所含溶質(zhì)物質(zhì)的量之比為1： 1 的 CH 3COOH 和 CH 3COONa 混合溶液例 8、 0.1 mol/LCH 3 COOH 和 0.1 mol/LNaOH 溶液等體積混合，分析反應后溶液中離子濃優(yōu)秀學習資料歡迎下載度大小情況及溶液的酸堿性。例 9、0.1 mol/LCH3COOH和0.1 mol/LNaOH溶液混合后所得溶液呈中性，消耗CH 3COOH的體積V1 和消耗NaOH的體積V2 之間的關系： V 1V 2，溶液中離子濃度大小關系：c(Na+ )c(CH 3COO-)； c(H+ )c(OH -)例 10

17、、pH=2 的 CH 3COOH 和 pH=12 的 NaOH 溶液等體積混合， 分析反應后溶液中各離子濃度大小情況及溶液的酸堿性。四、中和反應及中和滴定1中和反應的實質(zhì)和中和反應的離子方程式思考 中和反應的實質(zhì)是什么？中和反應能否都用H +OH - =H2O 表示？強酸與強堿中和呢？2中和滴定的原理3滴定曲線與指示劑0.1mol/LNaOH100mL溶液逐滴滴入0.1mol/LHCl溶液中， 溶液 pH 與加入的NaOH 溶液體積 V NaOH 的關系圖為在接近終點時，溶液pH 由 4.3 9.7 的突躍范圍內(nèi)，氫氧化鈉溶液的體積只相差了0.02mL ，與正好反應的100.00mL 只相差

18、0.1mL ，誤差為1%，已滿足滴定的誤差要求。思考 當用酚酞作指示劑時，終點時溶液顏色如何變化？能滿足實驗要求嗎？4滴定過程優(yōu)秀學習資料歡迎下載（ 1）滴定前的準備滴定管：檢漏洗滌潤洗注液排氣泡調(diào)液面讀數(shù)記錄錐形瓶：水洗（不能用待測液潤洗）移液管：水洗潤洗（ 2）滴定左手操縱滴定管，右手振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液顏色變化（ 3）數(shù)據(jù)處理5誤差分析C標 V標原理： C待k（ 1）讀數(shù)（ 2）洗滌（ 3）氣泡（ 3）雜質(zhì)討論 用已知濃度的鹽酸來測定未知濃度的Na2CO3 溶液濃度，若配制 Na2CO3 溶液時，所用 Na 2CO3 中分別含有 NaOH NaCl NaHCO 3 K 2CO

19、3 等雜質(zhì)時，使測定結(jié)果偏低的是A. B. C. D. 用 KIO 3 可測出某試樣中含有的還原性物質(zhì)，如Fe2+、SO32-等，自身被還原生成 I2，可選用什么作為指示劑？用酸性 KMnO 4 滴定某些還原性物質(zhì)如草酸時，可選用什么指示劑？為什么？終點現(xiàn)象如何？五、原電池優(yōu)秀學習資料歡迎下載1概念把化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。2原電池的構成條件兩個活潑性不同的電極（金屬、非金屬或金屬氧化物）電解質(zhì)溶液（一般與活潑性強的電極發(fā)生氧化還原反應）形成閉合回路（或在溶液中接觸）存在一個自發(fā)的氧化還原反應3電極、電極反應、總反應一般活潑金屬失電子，做為負極，發(fā)生氧化反應；另一電極為正極，溶液中的陽離子在其

20、表面得電子或電極本身得電子，發(fā)生還原反應。例 1、把 a、 b、 c、 d 四塊金屬片浸入稀H 2SO4 中，用導線兩兩相連組成原電池。若b 相連時， a 為負極； c、d 相連時，電流由d 到 c； a、 c 相連時， c 極上產(chǎn)生大量氣泡；d 相連時， b 上有大量氣泡產(chǎn)生，則四種金屬的活動性順序由強到弱的順序為A 、 ab c dB 、a c d bC、 c ab dD 、b d caa、b、例 2、實驗室制氫氣，用純Zn 還是含雜質(zhì)的粗Zn 快，為什么？如只有純Zn 片，可采取什么措施？例 3、（ 1）今有2H 2+O 2=2H 2O （ KOH 溶液）反應，構成燃料電池，則負極通的氣

21、體應該是，正極通的氣體是，電極反應是：說明：書寫電極反應時還應注意電解質(zhì)溶液對電極反應產(chǎn)物的存在形式的影響。（ 2）如把 KOH 改為稀 H2SO4 作為導電物質(zhì)，則電極反應為：兩種情況下，反應進行后，其溶液的pH 各如何變化？（ 3）若把 H 2 改為甲烷， KOH 作導電物質(zhì)，則電極反應式為：例 4、微型鈕扣電池在現(xiàn)代生活中有廣泛應用。有一種銀鋅電池，其電極分別是Ag 2O和 Zn，電解質(zhì)溶液是 KOH ，電極反應為Zn+2OH-2e-=ZnO+H 2OAg 2O+H 2O+2e-=2Ag+2OH總反應為： Ag 2O+Zn=2Ag+ZnOA 、在使用過程中，電池負極區(qū)溶液pH 減小B 、

22、在使用過程中，電子由Ag 2O 極經(jīng)外電路流向 Zn 極C、 Zn 是負極， Ag 2 O 是正極D 、 Zn 電極發(fā)生還原反應，Ag 2O 極發(fā)生氧化反應例 5、鋼鐵在干燥的空氣中長時間不易腐蝕，但在潮濕的空氣里卻很快被腐蝕，為什么？4化學電源優(yōu)秀學習資料歡迎下載了解常見化學電源的構造、原理5金屬腐蝕與防護金屬腐蝕是指金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。由于與金屬接觸的介質(zhì)不同，發(fā)生腐蝕的情況也不同。一般可分為化學腐蝕和電化學腐蝕。金屬跟接觸到的物質(zhì) （如 O2、Cl 2、SO2 等）直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕叫做化學腐蝕。不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應，比較活潑的金屬失電子而被腐蝕。這種腐蝕叫做電化學腐蝕。鋼鐵的析氫腐蝕和吸氧腐蝕。金屬的防護六、電解和電鍍1電解概念電解池：實現(xiàn)電能向化學能轉(zhuǎn)化的裝置。（在外加電場的作用下，使電解質(zhì)發(fā)生氧化還原反應）其基本原理是：2電極、電極反應、總反應（ 1）電極：電解池中的電極由外接電源決定與電源正極相連的電極為陽極與電源負極相連的電極為陰極（ 2）電極反應優(yōu)秀學習資料歡迎下載陽極：如為活動電極（除Pt、 Au 外的金