高考名师预测化学试题：知识点07电解质溶液.doc

考点7 电解质溶液 【考纲解读】 (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)了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。 (8)了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。 【考点透视】 一、强、弱电解质的判断方法 1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如 (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱； (3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反应速率比后者快； (4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅； (5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。 2．水解方面 根据电解质越弱，对应离子水解能力越强 (1)CH3COONa水溶液的pH7； (2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。 3．稀释方面 如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。 请体会图中的两层含义： (1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水NaOH溶液，盐酸醋酸。若稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。 (2)稀释后的pH仍然相等，则加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸盐酸。 4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将醋酸加入碳酸钠溶液中，有气泡产生。说明酸性：CH3COOHH2CO3。 5．利用元素周期律进行判断，如非金属性ClSPSi，则酸性HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：NaMgAl，则碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3。 【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。 二、水的电离 1. 水的电离及离子积常数 ⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离： H2O2+H2O2 H3O++HO2－ 简写为 H2O H++OH－ （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：Ka = ⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH- 250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol ⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。 2. 影响水的电离平衡的因素 ⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。 ⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。 ⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。 ⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。 3.溶液的酸碱性和pH的关系 ⑴ pH的计算： pH=-lg[H+] ⑵酸碱性和pH的关系： 在室温下，中性溶液：[H+]=[OH－]=1.0×10-7 mol· L-1, pH =7 酸性溶液： [H+]＞[OH－] , [H+]＞1.0×10-7 mol·L-1, pH ＜7 碱性溶液： [H+]＜[OH－] , [H+]＜1.0×10-7 mol·L-1, pH ＞7 ⑶pH的测定方法： ①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围 ②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 ③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱 4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算： ①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。 ②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。 ③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。 [H+]混 = [OH－]混 = 三、盐类水解 盐类水解的规律 有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性；同强显中性。 由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸