2017高考化学二轮复习专题突破电解质溶液教案

专题九电解质溶液【考纲要求】1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。

2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。

3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。

4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。

5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。

【考情分析】本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。

其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分析、平衡常数和pH的计算为考试热点。

尤其要注意带有图像的题目。

【课时安排】3课时【教学过程】考点1 电离平衡一、知识梳理1. 化合物的一种分类方法：2.弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。

（1）内因：弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。

（2）外因①浓度：越稀越电离。

②温度：温度越高，电离程度越大③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。

3．电离平衡的移动以CH3COOH(aq) CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH>0为例4一元弱酸 HAH＋＋A－K a＝c(H＋)×c(A－)/c(HA)一元弱碱BOHB＋＋OH－K b＝c(B＋)×c(OH－)/c(BOH)多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）：H2AH＋＋HA－K a1＝c(H＋)×c(HA－)/c(H2A)HA－H＋＋A2－K a2＝c(H＋)×c(A2－)/c(HA－)K a1≫K a2，以第一步为主，第二步电离往往忽略不计，故c(A2－)很小。

弱电解质和强电解质的对比例1. 室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( )A．溶液中导电粒子的数目减少B.溶液中不变C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7【解析】 B 醋酸属于弱酸，加水稀释有利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液中导电粒子的数目会增多，由于溶液体积变化更大，所以溶液的酸性会降低，即c (H ＋)、c (CH 3COO －)、c (CH 3COOH)均会降低，因此选项A 、C 均不正确；由水的离子积常数K w ＝c (H ＋)·c (OH －)知c (OH －)＝K wc （H ＋），所以c （CH 3COO －）c （CH 3COOH ）·c （OH －）＝c （H ＋）·c （CH 3COO －）c （CH 3COOH ）·K w ＝K aK w，其中K a 表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离子积常数和醋酸的电离平衡常数均只与温度有关，所以选项B 正确；pH ＝3的醋酸溶液中CH 3COOH 浓度大于0.001 mol ·L －1，pH ＝11的NaOH 溶液中NaOH 的浓度等于0.001 mol ·L －1，因为在稀释过程中醋酸的物质的量是不变的，因此加入等体积的pH ＝11的NaOH 溶液时，醋酸会过量，因此溶液显酸性，所以选项D 不正确。

例2.pH ＝2的两种一元酸x 和y ，体积均为100 mL ，稀释过程中pH 与溶液体积的关系如图所示。

分别滴加NaOH 溶液(c ＝0.1 mol ·L －1)至pH ＝7，消耗NaOH 溶液的体积为V x 、V y ，则( )A ．x 为弱酸，V x ＜V yB ．x 为强酸，V x ＞V yC ．y 为弱酸，V x ＜V yD ．y 为强酸，V x ＞V y【解析】 C 由图像可知x 稀释10倍，pH 变化1个单位(从pH ＝2变为pH ＝3)，故x 为强酸；而y 稀释10倍，pH 变化小于1个单位，故y 为弱酸，故A 、D 错误；pH 都为2的x 和y ，前者物质的量浓度为0.01 mol ·L －1，而后者大于0.01 mol ·L －1，故滴加NaOH 溶液中和至溶液为中性时，后者消耗碱的体积大，故C 正确，B 错误。

三、方法总结 判断电解质强弱的方法1．在相同浓度、温度下，与强电解质做导电性对比实验。

如同条件下，测相同浓度的HA 和HCl 溶液的导电性，若相同，HA 为强酸；若HA 比HCl 弱，HA 为弱酸。

2．在相同浓度、温度下，比较反应速率的快慢。

如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，反应速率前者比后者快。

3．比较浓度与pH 的关系。

如0.1 mol ·L －1CH 3COOH ，其pH>1，则可证明CH 3COOH 是弱电解质。

4．测定对应盐的酸碱性。

如CH 3COONa 溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。

5．比较稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系。

如将pH ＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH 为4，则证明酸为弱酸；若pH 为5，则证明酸为强酸。

6．采用实验证明存在电离平衡。

如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH 3COONH 4，颜色变浅。

四、特别提醒克服定势思维。

防止出现平衡向右移动，则左边物质所有的量均减小，右边物质的量均增加的定势思维。

因为引起平衡移动的因素不确定，如加水稀释可使平衡右移，反应物的量减小；加入溶质也使平衡右移，反应物的量增大。

各个物理量的定义不同，如加水稀释使平衡右移，生成物的物质的量增大，但生成物的物质的量浓度却减小。

考点二、水的电离及溶液酸碱性一、知识梳理1. 水的离子积常数（1）25 ℃时，水的离子积K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，K w称为水的离子积常数，简称水的离子积。

（2）水的电离过程是吸热过程，温度升高，K w增大，温度降低，K w减小。

2.外界条件对水的电离平衡的影响H2OH＋＋OH－ΔH>03.pH计算（1）水电离出的c(H+)或c(OH－)的计算（25℃）①中性溶液：c (H+)=c (OH－)=1.0×10－7mol/L②溶质为酸（碱)的溶液：H+(OH－)来源于酸(碱)的电离和水的电离，而OH－(H+)只来源于水的电离。

如pH=2的盐酸中水电离出的c(H+):先求出溶液中的c(OH－)=10－12mol/L，即水电离出的c(H+)水=c(OH－)=10－12mol/L.③正盐水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH－均由水电离产生。

如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10－2mol/L [c(OH－)=10－+结合了]12mol/L是因为部分OH－与部分NH4（2）溶液pH的计算类型及方法（常温下）①酸、碱溶液pH计算强酸溶液，如H n A，设浓度为c mol/L，c(H+)=nc mol/L,pH=－lgc(H+)=－lg(nc)。

强碱溶液，如B（OH）n ，设浓度为c mol/L，c(OH－)=nc mol/L,则c(H+)=10－14/nc mol/L，故pH=－lgc(H+）=14+lg(nc)②酸、碱混合pH的计算两强酸混合：c混（H+）= c1(H+)V1 + c2（H+）V2V1 + V2两强碱混合：c混（OH－）= c1(OH－)V1 + c2（OH－）V2V 1 + V 2 强酸、强碱混合酸过量：c 混（H +）= c 酸(H +)V 酸 － c 碱（OH －）V 碱V 酸 + V 碱 碱过量c 混（OH －）= c 碱(OH －)V 碱 － c 酸（H +）V 酸 V 酸 + V 碱 4、酸碱中和滴定（以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例) (1)滴定前的准备滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。

锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。

(2)滴定左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。

(3)终点判断滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟不恢复，视为滴定终点。

(4)数据处理按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c (NaOH)＝c （HCl ）·V （HCl 溶液）V （NaOH 溶液）计算。

2．误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，因操作不正确而引起的误差有：例3. 水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( ) A ．NaHSO 4溶液 B ．KF 溶液 C ．KAl(SO 4)2溶液 D ．NaI 溶液 答案：D解析：A 项电离出H ＋，抑制水的电离；B 项F －水解促进水的电离；C 项Al 3＋水解促进水的电离；D 项Na ＋、I －均不水解，对水的电离无影响。

例4. 25 ℃时，用浓度为0.1000 mol ·L －1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 浓度均为0.100 0mol ·L－1的三种酸HX 、HY 、HZ ，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是( )A ．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZ<HY<HXB ．根据滴定曲线，可得K a (HY)＝10－5C ．将上述HX 、HY 溶液等体积混合后，用NaOH 溶液滴定至HX 恰好完全反应时：c (X －)>c (Y －)>c (OH －)>c (H ＋)D ．HY 与HZ 混合，达到平衡时：c (H ＋)＝K a （HY ）·c （HY ）c （Y －）＋c (Z －)＋c (OH －) 解析：B 由图像知酸性HZ ＞HY ＞HX ，同条件下三种酸导电能力HZ ＞HY ＞HX ，A 错误；从滴定曲线知K a (HY)＝c （H ＋）×c （Y －）c （HY ）＝10－3·10－30.100 0＝10－5，B 正确；由于酸性HY ＞HX ，NaX 水解程度大于NaY ，故c (Y －)＞c (X －)，溶液呈碱性，即c (OH －)＞c (H ＋)，正确顺序：c (Y －)＞c (X －)＞c (OH －)＞c (H＋)，C 错误；根据质子守恒c (H ＋)＝c (Y －)＋c (Z －)＋c (OH －)，D 错误。

三、特别提醒“滴定终点”、“恰好中和”、“呈中性(或pH ＝7)”的不同。

(1)滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差)，而指示剂变色点都不是pH ＝7的情况。