電解質(zhì)溶液講稿

電解質(zhì)溶液強(qiáng)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(qiáng)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(jì)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(jià)化合物分子完全電離部分電離強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽、活潑金屬的氧化物弱酸、弱堿、水陰、陽(yáng)離子既有離子(少)，又有分子(大部分)

離子化合物、部分共價(jià)化合物共價(jià)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(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)判別依據(jù)電離特點(diǎn)物質(zhì)類別溶液中存在的微粒化合物類型例1．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(qiáng)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(dòng)：V電離=V結(jié)合≠0的動(dòng)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(dòng)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(dòng)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(guò)那些事實(shí)（或?qū)嶒?yàn)）可以證明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(shí)驗(yàn)方法二、測(cè)定CH3COONa的水溶液應(yīng)呈堿性。方法三、測(cè)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(guò)程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如圖所示，請(qǐng)回答：

（1）圖中0點(diǎn)時(shí)導(dǎo)電能力為0，其理由是

在O點(diǎn)處醋酸未電離，無(wú)自由移動(dòng)的離子（2）a、b、c三點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液的pH值由小到大的順序?yàn)開(kāi)b<a<c

（3）a、b、c三點(diǎn)對(duì)應(yīng)溶液中，醋酸電離程度最大的是c點(diǎn)（4）若使c點(diǎn)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(shí)，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(shí)Kw增大；例如，100℃時(shí)，Kw=1

10-12；

②在25℃時(shí)，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(shí)，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(huì)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(wú)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(hào)

②個(gè)別強(qiáng)烈水解用箭號(hào)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(duì)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(wèn)題：能分析NaHSO4

、NaHCO3溶液的酸堿性6.鹽類的雙水解：強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)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(jiàn)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(huì)運(yùn)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(diǎn)在離子濃度的大小比較,即水解和電離的平衡。

A中PH>7時(shí)，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(guò)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(xiàng)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(xiàng)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(shí),根據(jù)電荷守恒，c(CH3COO－)=c(Na＋)。因此本題答