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(cè)定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)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(shí)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(shí)，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液做導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)。

(2)在濃度和溫度相同時(shí)，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(cè)其pH。若pH>2，則說(shuō)明HA為弱酸。

(4)測(cè)定對(duì)應(yīng)的鹽溶液的酸堿性，如鈉鹽(NaA)溶于水，測(cè)其pH，若pH>7，則說(shuō)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(lái)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(xiàng)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(jì)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(lái)源于酸電離和水電離，而OH-只來(lái)源于水。如計(jì)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(lái)源于堿電離和水電離，而H+只來(lái)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(cuò)易混辨析

(1)一定溫度下，無(wú)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(shí)，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(shí)也可能呈中性或堿性；pH=0的溶液并非沒(méi)有H+，而是c(H+)=1.0 mol·L-1，同時(shí)也并非無(wú)OH-，此時(shí)c(OH-)=1.0×10-14mol·L-1。

(3)對(duì)于強(qiáng)酸(強(qiáng)堿)溶液，每稀釋為10倍體積時(shí)，pH增大(減小)1個(gè)單位；對(duì)于弱酸(弱堿)溶液，每稀釋為10倍體積，pH增大(減小)不足1個(gè)單位；無(wú)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(jì)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(shuí)弱顯誰(shuí)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(yáng)離子的水解

2．三個(gè)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(duì)于等式通常有兩個(gè)，即電荷守恒、物料守恒，一些復(fù)雜的等式往往是對(duì)兩個(gè)守恒關(guān)系式經(jīng)過(guò)變形得到的，或代入某些所給已知條件得到的。

(2)不等式

對(duì)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(gè)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(duì)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(lái)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(dòng)，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(guò)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(jì)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(guò)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(shí)，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(yàn)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(xiàng)，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，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(xiàng)，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(cuò)誤； D項(xiàng)，可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)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(cuò)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(shí)，溶液中：c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)

C．pH=7時(shí)，三種溶液中：c(A-)=c(B-)=c(D-)

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

解析：A項(xiàng)，根據(jù)圖象知，在未滴加NaOH溶液時(shí)，0.1 mol·L-1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的pH，說(shuō)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(xiàng)，滴定至P點(diǎn)時(shí)，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(shuō)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(xiàng)，pH=7時(shí)，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(cuò)誤；D項(xiàng)，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(cè)HCl溶液于錐形瓶中，用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定。下列說(shuō)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(wú)色時(shí)停止滴定

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

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

山東省棗莊二中)