等级考单元7电解质溶液1.docx

等级考单元7电解质溶液1.docx

《等级考单元7电解质溶液1.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《等级考单元7电解质溶液1.docx（14页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

等级考单元7电解质溶液1

2019年上海高考化学·等级考单元[07]

电解质溶液

（一）

一、教学基本要求：

学习内容

学习水平

7.1电解质

7.1.1电解质和非电解质

A

7.1.2强电解质和弱电解质

B

7.1.3电离的概念

B

7.1.4电离方程式

B

7.1.5电离平衡

B

7.2水的电离和pH

7.2.1水的电离

B

7.2.2pH的定义

B

7.2.3pH与溶液酸碱性之间的关系

B

7.2.4常用的酸碱指示剂及其变色范围

A

学习水平：

A-知道、B-了解、C-运用、D-综合☆：

拓展

二、知识精讲：

【7.1.1】电解质和非电解质

◇复述电解质和非电解质概念

◇识别电解质和非电解质

【7.1.2】强电解质和弱电解质

◇复述强电解质和弱电解质的概念

◇列举常见的强电解质和弱电解质

◇辨析强电解质和弱电解质

【7.1.3】电离的概念

◇复述电离的概念

◇描述氯化钠等离子化合物、氯化氢等共价化合物电离的过程

◇解释电离和导电的的关系

【7.1.4】电离方程式

◇复述电离方程式的概念

◇解释电离方程式的意义

◇书写常见强电解质的电离方程式

◇书写常见一元弱酸、弱碱及碳酸分步电离的电离方程式

◇归纳电离方程式的书写方法

【7.1.5】电离平衡

◇复述电离平衡的概念

◇归纳电离平衡的特征

◇列举温度、浓度等影响电离平衡的外界因素

◇根据勒夏特列原理解释温度、浓度等外界因素对电离平衡移动的影响

【7.2.1】水的电离

◇书写水的电离方程式

◇说出水的离子积含义及表达式

◇解释温度、外加酸或碱等对水的电离平衡移动的影响

【7.2.2】pH的定义

◇说出pH的定义与数学表达式

◇根据pH的数学表达式进行强酸、强碱溶液pH的计算

【7.2.3】pH与溶液酸碱性之间的关系

◇解释溶液酸碱性的本质

◇解释pH与溶液酸碱性之间的关系

◇归纳酸、碱溶液稀释时pH的变化规律

【7.2.4】常用的酸碱指示剂及其变色范围

◇说出酚酞、甲基橙、石蕊三种三种常见酸碱指示剂的变色范围

三、知识梳理：

A、电解质的概念和电解质的电离：

1.物质的导电

导电的原因：

有自由移动的带电粒子。

影响电解质溶液导电能力强弱的因素：

在外界条件不变时溶液导电能力强弱受下面两个因素影响

（1）离子浓度：

离子浓度大，溶液导电能力强；

（2）单个离子所带电荷数：

单个离子所带电荷量越多，导电能力越强。

如：

1mol/L的NaCl溶液的导电能力强于0.1mol/L的NaCl溶液的导电能力；

0.1mol/L的MgSO4溶液导电能力强于0.1mol/L的NaCl溶液的导电能力；

0.1mol/L的MgSO4溶液导电能力与0.2mol/L的NaCl溶液的导电能力可认为相等。

2.电解质和非电解质

电解质概念：

。

常见物质：

。

非电解质概念：

。

常见物质：

。

3.强电解质和弱电解质

强电解质：

。

常见物质：

。

弱电解质：

。

常见物质：

。

4.电解质的电离及电离方程式的书写

（1）概念：

。

电离的条件：

。

（2）关于电离的几点说明：

a．强电解质的电离是完全的，电离过程不可逆；弱电解质的电离程度较小，电离过程是可逆的。

b．多元弱酸分步电离，以第一步为主，它是衡量酸性相对强弱的本质标志，如：

碳酸存在电离：

，

第一步电离程度决定碳酸酸性的强弱。

c．多元弱碱的电离以一步电离表示，如Fe（OH）3Fe3++3OH-。

（3）电解质的电离方程式

a．电离方程式：

。

b．电离方程式的书写：

强电解质的电离用“”，弱电解质的电离用“”。

多元弱酸分步电离，可分步书写电离方程式，主要是第一步，多元弱碱也分步电离，但可按一步电离书写。

B、电离平衡：

1.弱电解质电离平衡状态的建立：

在一定条件下，弱电解质溶于水时，分子电离成阴、阳离子，阴、阳离子又能重新结合成分子，在一定的条件（温度、压强、浓度等）下，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，电离达到平衡状态，这种平衡叫做弱电解质的电离平衡。

例如，HF水溶液中，有电离：

HF→H++F-，也有化合：

H++F-→HF，当二者速率相等时就形成了HF溶液的电离平衡，表示为：

HFH++F-。

再如，醋酸、一水合氨的电离：

。

2.影响电离平衡的因素和电离平衡移动的规律：

（1）内因：

由电解质本身的结构决定，一般共价键极性越弱，电解质越难电离，常温下绝大多数0.1mol·L-1弱电解质的电离分子数不超过10%。

（2）外因：

温度、浓度、外加试剂。

温度：

升温时，电离平衡向电离方向移动。

浓度：

加水稀释，电离平衡向电离方向移动。

外加试剂：

加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动。

3.电离平衡常数

（1）与化学平衡常数类似：

对于弱电解质AB的电离平衡：

ABA++B-，其电离平衡常数为：

Ki=。

（2）K越大，弱电解质越易电离，弱电解质相对越强，离子浓度越大。

同一温度下，一般酸/碱的K越大，对应的酸性/碱性越强。

K只与温度相关，与浓度无关。

例如：

第一步电离：

H2CO3H++HCO3﹣；Ki1=4.3×10-7（25℃）

第二步电离：

HCO3﹣H++CO32-；Ki2=5.6×10-11（25℃）

（3）电离度：

电离度（常用符号α表示）是指在一定条件下，当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液里已经电离的电解质分子数占原来总分子数（已电离和未电离）的百分数。

即：

弱电解质的电离度不但与温度有关，还跟溶液的浓度有关。

当温度一定时，某一确定的弱电解质的浓度越小，其电离度就越大。

如：

常温下，0.1mol/L的HAc溶液电离度为1.34%，1mol/L的HAc溶液电离度为0.424%。

4.电离平衡移动的判断：

对于0.1mol/L的醋酸溶液，改变下列条件，判断各物理量的变化情况：

HAcH++Ac-

项目

变化

项目

加水

升温

加入固体

NaOH

加入无水

CH3COONa

通入气体

HCl

加入等浓度的CH3COOH

加入冰醋酸CH3COOH

平衡移动

H+的物质的量（mol）

[H+]浓度（mol/L）

PH值

导电能力

C、水的电离和溶液pH的定义及简单计算：

1．水的电离与离子积常数：

水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离：

H2O+H2OH3O++OH—

简写为：

H2OH++OH—

实验测定：

25℃时，c（H+）=c（OH-）=1mol/L

水的离子积常数：

Kw=c（H+）·c（OH-），（Kw可以看做是水的电离平衡的平衡常数）

实验测定：

25℃Kw=c（H+）·c（OH-）=1100℃Kw=c（H+）·c（OH-）=1

Kw的值可以拓展到一切稀水溶液中，浓溶液中水的离子积不再是上面的数值。

在平时解题中，如果不特别强调，一般都当做稀溶液情况对待。

影响因素：

Kw仅仅受温度影响：

温度，Kw，水的电离度。

2．影响水电离平衡的因素：

（1）升高温度，水的电离程度，Kw。

（2）加入酸或碱，水的电离程度，Kw。

（3）加入可水解的盐（如FeCl3、Na2CO3），水的电离程度，Kw。

具体如下：

体系变化

外界条件

平衡移动方向

Kw

水的电离程度

c（OH－）

c（H＋）

加酸

加碱

加入可水解的盐

Na2CO3

NH4Cl

温度

升温

降温

D、pH和溶液酸碱性及常见酸碱指示剂：

1．pH：

定义：

pH=－lgc（H+）

（1）pH值是溶液酸碱性的量度，pH值范围在0~14之间，所以pH值仅适用于c（H+）或c（OH）。

c（H+）或c（OH）数值较大时直接用其浓度表示会更方便。

（2）公式中c（H+）是指溶液中H+的总浓度，而不是某一种物质电离出的H+的浓度。

（3）pH=0，c（H+）=1mol/L；pH=1，c（OH-）=1mol/L。

pH改变一个单位，c（H+）就改变10倍，即pH每增大一个单位，c（H+）就减小到原来的；pH每减小一个单位，c（H+）就增大到原来的。

（4）也可用POH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC（OH--），pH+pOH=14。

（5）pH试纸测定溶液pH的方法：

。

（6）pH也可测量溶液的pH，读数为小数，较精确。

2．溶液酸碱性：

现定义

以前定义（25℃）

中

c（H+）=c（OH-）

pH=7

酸性

c（H+）>c（OH-）

pH<7

碱性

c（H+）

pH>7

新旧定义关系

旧定义是新定义在常温（25℃）下的特殊情况

3．强酸酸和弱酸比较（分别以HCl和HAc为例）

浓度均为0.01mol/L的HCl与HAc对比

pH均为2的HCl与HAc对比

pH或物质的量浓度

开始与金属反应的速率

等体积时能消耗碱的量

等体积时与过量Zn反应产生H2的量

c（Cl－）与c（Ac－）大小

加水稀释10倍后的pH

溶液的导电性

水的电离程度

4．常见酸碱指示剂变色范围

指示剂

pH

颜色

pH

颜色

pH

颜色

酚酞

＜8.2

8.2-10

＞10

石蕊

＜5.0

5.0-8.0

＞8.0

甲基橙

＜3.1

3.1-4.4

＞4.4

5．混合溶液pH的计算

（1）强酸混合：

强酸混合后溶液的pH求算的方法是：

先求出混合后的[H+]混，

即：

，再根据公式pH=-lg｛c（H+）｝求得pH。

（2）强碱溶液混合

强碱混合后溶液的pH求算的方法是：

先求出混合后的c（OH-）混

即：

，再通过Kw求出c（H+），最后求pH。

（3）强酸和强碱溶液混合：

这里的混合，实为中和，要发生反应：

H+＋OH-＝H2O,中和后溶液的pH有三种情况：

①若恰好中和，pH＝7

②若酸有剩，根据中和后剩余的c（H+）即，再求pH。

；此时pH<7

③若碱有剩，根据中和后剩余的c（OH-），即，然后通过Kw求出c（H+），最后求pH。

此时pH>7

（4）强酸溶液pH=a与强碱溶液pH=b完全中和时体积比

设强酸溶液pH=a体积为Va强碱溶液pH=b体积为Vb

有10-aVa=10b-14Vb即Va:

Vb=10a+b-14

（5）pH=a强酸溶液VaL与pH=b强碱溶液VbL混合后溶液的酸碱性

有nH+=10-aVanOH-=10b-14Vb有=

（6）稀释问题

pH=a的强酸稀释倍10n倍，pH=a+n,pH=a的弱酸稀释倍10n倍，a

pH=b的强碱稀释倍10n倍，pH=b-n,pH=b的弱碱稀释倍10n倍，b-n

注意：

无论稀释多大倍数，酸不可能稀释为碱，碱不可能稀释为酸。

物质的量浓度相同的盐酸和醋酸稀释相同倍数，醋酸pH大。

pH相同的盐酸和醋酸稀释相同倍数，盐酸pH大。

（7）酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算

在任意温度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水=[