電解質(zhì)溶液復(fù)習(xí)點(diǎn)撥

山東 張友偉

電解質(zhì)溶液復(fù)習(xí)點(diǎn)撥

一、明確考綱

1．了解電解質(zhì)的概念；了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。

2．了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。

3．了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。

4．了解水的電離，離子積常數(shù)。

5．了解溶液pH的定義；了解測定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡單計算。

6．了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。

7．了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。

二、重點(diǎn)知識整合

(一)弱電解質(zhì)的電離平衡

1．判斷弱電解質(zhì)的方法

(1)在濃度和溫度相同時，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液做導(dǎo)電性對比實(shí)驗。

(2)在濃度和溫度相同時，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液比較反應(yīng)速率快慢。

(3)配制一定物質(zhì)的量濃度的HA溶液(如0.01 mol·L-1)，測其pH。若pH>2，則說明HA為弱酸。

(4)測定對應(yīng)的鹽溶液的酸堿性，如鈉鹽(NaA)溶于水，測其pH，若pH>7，則說明HA為弱酸。

(5)稀釋前后pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系。如將pH=2的酸溶液稀釋1 000倍，pH<5，則證明該酸為弱酸。

(6)利用電離平衡證明。如醋酸溶液中滴入石蕊試液變紅，再加CH3COONa固體，顏色變淺。

(7)利用較強(qiáng)酸(堿)制取較弱的酸(堿)來判斷電解質(zhì)強(qiáng)弱。

(8)利用元素周期表同周期、同主族的遞變性進(jìn)行判斷。

2．一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較

項目相同物質(zhì)的量濃度、相同體積相同pH、相同體積一元強(qiáng)酸一元弱酸一元強(qiáng)酸一元弱酸c(H+)大小相同中和堿的能力相同小大與金屬反應(yīng)的起始速率大小相同稀釋相同倍數(shù)后的pH小大大小

(二)水的電離及溶液的酸堿性

1．水電離的c(H+)或c(OH-)的計算方法(25℃)

(1)中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1。

(2)溶質(zhì)為酸的溶液

H+來源于酸電離和水電離，而OH-只來源于水。如計算pH=2的鹽酸中水電離出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH-)=10-12mol·L-1，即水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-12mol·L-1。

(3)溶質(zhì)為堿的溶液

OH-來源于堿電離和水電離，而H+只來源于水。如pH=12的NaOH溶液中，c(H+)=10-12mol·L-1，即水電離產(chǎn)生的c(OH-)=c(H+)=10-12mol·L-1。

(4)水解呈酸性或堿性的正鹽溶液

H+和OH-均由水電離產(chǎn)生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H+)=10-2mol·L-1；如pH=12的Na2CO3溶液中由水電離出的c(OH-)=10-2mol·L-1。

2．有關(guān)溶液酸堿性及pH的易錯易混辨析

(1)一定溫度下，無論是稀酸、稀堿或鹽溶液中，水的離子積Kw=c(H+)·c(OH-)均不變，水電離出的c(H+)=c(OH-)，Kw只與溫度有關(guān)，只有在25 ℃時，Kw=1×10-14。

(2)pH是溶液酸堿性的量度。pH=6的溶液在常溫下呈酸性，其他溫度時也可能呈中性或堿性；pH=0的溶液并非沒有H+，而是c(H+)=1.0 mol·L-1，同時也并非無OH-，此時c(OH-)=1.0×10-14mol·L-1。

(3)對于強(qiáng)酸(強(qiáng)堿)溶液，每稀釋為10倍體積時，pH增大(減小)1個單位；對于弱酸(弱堿)溶液，每稀釋為10倍體積，pH增大(減小)不足1個單位；無論稀釋多少倍，酸(堿)溶液的pH不能等于或大于(小于)7，只能趨近于7。

(4)強(qiáng)堿溶液的pH計算，應(yīng)先根據(jù)溶液的c(OH-)求出溶液c(H+)，從而求出溶液的pH。

(5)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的pH之和與c(H+)、c(OH-)比較：

(6)若酸、堿溶液的pH之和為14，酸、堿中有一強(qiáng)一弱，則酸、堿溶液等體積混合后，誰弱顯誰性。

(三)電解質(zhì)溶液中的粒子觀

1．兩種“微弱”

①弱酸或弱堿的電離

②弱酸陰離子和弱堿陽離子的水解

2．三個守恒

(1)電荷守恒規(guī)律

(2)物料守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，粒子種類增多，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的。

(3)質(zhì)子守恒規(guī)律

3．兩種形式

(1)等式

對于等式通常有兩個，即電荷守恒、物料守恒，一些復(fù)雜的等式往往是對兩個守恒關(guān)系式經(jīng)過變形得到的，或代入某些所給已知條件得到的。

(2)不等式

對于不等式，要具體分析溶液中各種電離方程式、水解方程式、溶液的酸堿性。

4．兩個注意

(1)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對該離子的影響。

(2)混合溶液中各離子濃度的比較要綜合考慮電離因素、水解因素等。

(四)難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

1．沉淀的生成

(1)條件：離子濃度商(Qc)大于溶度積(Ksp)。

(2)應(yīng)用：

①分離離子：同一類型的難溶電解質(zhì)，如AgCl、AgBr、AgI，溶度積小的物質(zhì)先析出，溶度積大的物質(zhì)后析出。

②控制溶液的pH來分離物質(zhì)，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物質(zhì)，將Fe3+轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3而除去。

2．沉淀的溶解

(1)條件：濃度商(Qc)小于溶度積(Ksp)。

(2)方法：酸堿溶解法，即加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應(yīng)離子反應(yīng)，降低離子濃度，使平衡向溶解的方向移動，如CaCO3可溶于鹽酸。

①鹽溶解法：加入鹽溶液，與沉淀溶解平衡體系中某種離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。

②配位溶解法：加入適當(dāng)?shù)呐浜蟿?，與沉淀溶解平衡體系中的某種離子生成穩(wěn)定的配合物，從而減小離子濃度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水。

③氧化還原法：通過發(fā)生氧化還原反應(yīng)使平衡體系中的離子濃度降低，從而使沉淀溶解，如Ag2S溶于硝酸。

3．沉淀的轉(zhuǎn)化

(1)規(guī)律：在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，溶解度小的沉淀易轉(zhuǎn)化生成溶解度更小的沉淀。

(2)實(shí)例：

4．溶度積的計算

(2)已知溶度積、溶液中某離子的濃度，求溶液中的另一種離子的濃度，如某溫度下AgCl的Ksp=a，在0.1 mol·L-1的NaCl溶液中加入過量的AgCl固體，達(dá)到平衡后c(Ag+)=10amol·L-1。

三、熱點(diǎn)舉例

題型1弱電解質(zhì)的電離平衡

例1(2015·海南化學(xué)，11)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka=1.8×10-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1.4×10-3)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是

( )

解析：根據(jù)甲、乙的電離平衡常數(shù)得，這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時，電離程度CH3COOH

答案：B

題型2弱電解質(zhì)的判定

例2(2016·上?；瘜W(xué)，6)能證明乙酸是弱酸的實(shí)驗事實(shí)是

( )

A．CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2

B．0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7

C．CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2

D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅

解析：A項，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯誤；B項，該鹽水溶液顯堿性，由于NaOH是強(qiáng)堿，故可以證明乙酸是弱酸，正確；C項，可以證明乙酸的酸性比碳酸強(qiáng)，但是不能證明其為弱酸，錯誤； D項，可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯誤。

答案：B

題型3電解質(zhì)溶液中的粒子濃度大小比較

例3(2016·天津理綜，6)室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為0.1 mol·L-1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定曲線如圖所示，下列判斷錯誤的是

( )

A．三種酸的電離常數(shù)關(guān)系：KHA>KHB>KHD

B．滴定至P點(diǎn)時，溶液中：c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)

C．pH=7時，三種溶液中：c(A-)=c(B-)=c(D-)

D．當(dāng)中和百分?jǐn)?shù)達(dá)100%時，將三種溶液混合后：c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)-c(H+)

解析：A項，根據(jù)圖象知，在未滴加NaOH溶液時，0.1 mol·L-1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH，說明三種酸均為弱酸，且HA的pH最小、酸性最強(qiáng)，HD的pH最大、酸性最弱，因酸性越強(qiáng)，電離常數(shù)越大，故KHA>KHB>KHD，正確；B項，滴定至P點(diǎn)時，溶液中未反應(yīng)的HB與生成的NaB的濃度相等，且溶液呈酸性，說明HB的電離程度大于B-水解程度，故c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)，正確；C項，pH=7時，三種陰離子的濃度分別等于c(Na+)，然而三種溶液中陰離子水解程度不同，加入的NaOH的體積不同，故三種陰離子的濃度也不同，錯誤；D項，根據(jù)質(zhì)子守恒即可得出，三種溶液混合后溶液的質(zhì)子守恒關(guān)系：c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)-c(H+)，正確。

答案：C

題型4難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡

例4(2016·海南化學(xué)，5)向含有MgCO3固體的溶液中滴加少許濃鹽酸(忽略體積變化)，下列數(shù)值變小的是

( )

C．c(H+) D．Ksp(MgCO3)

答案：A

題型5酸堿中和滴定

例5(2015·廣東理綜，12)準(zhǔn)確移取20.00 mL某待測HCl溶液于錐形瓶中，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定。下列說法正確的是

( )

A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入NaOH溶液進(jìn)行滴定

B．隨著NaOH溶液滴入，錐形瓶中溶液pH由小變大

C．用酚酞作指示劑，當(dāng)錐形瓶中溶液由紅色變無色時停止滴定

D．滴定達(dá)終點(diǎn)時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則測定結(jié)果偏小

解析：A項，滴定管用蒸餾水洗滌后，還要用待裝溶液潤洗，否則將會引起誤差，錯誤；B項，在用NaOH溶液滴定鹽酸的過程中，錐形瓶內(nèi)溶液由酸性逐漸變?yōu)橹行?，溶液的pH由小變大，正確；C項，用酚酞作指示劑，錐形瓶中溶液應(yīng)由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色時才能停止滴定，錯誤；D項，滴定達(dá)終點(diǎn)時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分有懸滴，則堿液的體積偏大，測定結(jié)果偏大，錯誤。

山東省棗莊二中)