【2017年整理】二轮复习 专题七 电解质溶液.doc

二轮复习 专题七　电解质溶液 考纲细读 1.了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。 2.了解电解质在水溶液中的电离,以及电解质溶液的导电性。 3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4.了解水的电离,离子积常数。 5.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 6.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 7.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义及其表达式,能进行相关的计算。 考点一 弱电解质电离平衡与溶液酸碱性 规律方法 1.电离平衡常见影响因素分析 (以CH3COOHCH3COO-+H+为例) 改变条件 平衡移动方向 c(H+) Ka 升高温度 正向移动 增大 增大 增大 加水稀释 正向移动 减小 增大 不变 加冰醋酸 正向移动 增大 减小 不变 加浓盐酸 逆向移动 增大 增大 不变 加入烧碱 正向移动 减小 减小 不变 2.溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小,而pH=7或c(H+)=1×10-7 mol·L-1仅仅是在室温下的特例,因此在使用pH判断溶液酸碱性时,要特别注意温度条件。 3.溶液pH的计算方法 溶液 QUOTE QUOTE 4.溶液稀释时pH的改变 (1)强酸强碱溶液每稀释10倍,溶液的pH改变1个单位 (2)弱酸弱碱溶液每稀释10倍,pH改变小于1个单位。 (3)能水解的盐溶液稀释10倍时,因水解程度增大,pH改变也小于1个单位。 注意:室温下,无论哪种溶液无限稀释,pH都接近7。 变式训练 【考法1】 弱电解质的电离平衡? 【考法2】 溶液pH的计算? 考点2 盐类水解与粒子浓度大小比较 【探究思考】 (1)写出NaHCO3溶液中的电离方程式和水解离子方程式。 答案:电离方程式: NaHCO3Na++,+H2OH3O++ (或H++),H2OH++OH-。 水解离子方程式: +H2OH2CO3+OH-。 (2)写出NaHCO3溶液中电荷守恒和物料守恒关系式。 答案:电荷守恒关系式: c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c()+2c( QUOTE QUOTE ) 物料守恒关系式:c(Na+)=c(H2CO3)+c()+c()。 规律方法 1.比较盐类水解程度大小的方法 (1)盐水解生成的弱酸(弱碱)越弱(Ka或Kb越小),水解程度 越大。 (2)相同条件下:正盐相应酸式盐,如 。 (3)相互促进水解的盐单水解的盐相互抑制水解的盐。如(NH4)2CO3(NH4)2SO4(NH4)2Fe(SO4)2。 2.比较溶液中粒子浓度的方法 (1)大小关系:根据电离(水解)程度分析 (2)等式关系:根据电荷守恒、物料守恒、质子守恒分析。 ①电荷守恒规律 ②物料守恒规律 电解质溶液中,由于某些离子能水解或电离,粒子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的。 ③质子守恒规律 电解质溶液中,电离、水解等过程中得到的质子(H+)数等于失去的质子(H+)数。 如NaHCO3溶液中: 变式训练 【考法1】 盐类水解规律? 【考法2】 粒子浓度的比较? 考点3 难溶电解质的溶解平衡 规律方法 Ksp的应用注意事项 (1)用溶度积直接比较难溶电解质的溶解能力时,物质的类型(如AB型、A2B型、AB2型等)必须相同。 (2)对于同类型物质,Ksp数值越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强。 (3)对于不同类型的物质,当Ksp相差不大时不能直接作为比较依据,可通过比较饱和溶液溶质的物质的量浓度确定溶解能力的强弱,如常温下Ksp(AgCl)=1.8×10-10, Ksp(Ag2CrO4)=1.1×10-12,不能判断前者溶解度大。 (4)沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的,但也可以使溶解度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀。 变式训练 【考法1】 溶度积常数的计算? 【考法2】 溶度积常数的应用? 专题易错盘点 1.误认为强电解质溶液的导电性一定强于弱电解质溶液。其实不一定,因为溶液的导电性强弱取决于溶液中离子的浓度及离子所带电荷数的多少,与电解质的强弱无必然关系,只有当强弱电解质等浓度时,强电解质溶液离子浓度大,导电性才强于弱电解质溶液。 2.误认为某化合物的水溶液能导电,则这种化合物一定是电解质。其实不一定,如NH3、CO2的水溶液可以导电是因为NH3、CO2与水反应生成了NH3·H2O、H2CO3,后者发生电离而导电,故NH3、CO2是非电解质。 3.误认为当对酸、碱溶液稀释时,所有离子的浓度都减小。其实不一定,如对于电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+,当加水稀释时,由于KW是定值,故c(H+) 减小,c(OH-)增大;而碱溶液稀释时,c(OH-)减小,c(H+