高三化学讲义 水解电化学1115.docx

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高三化学讲义水解电化学1115

专题十一弱电解质的电离平衡及难溶电解质的溶解平衡

考试说明与解读

考试内容

要求

1．了解电解质的概念。

2．根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强弱电解质的概念，并能正确书写电离方程式。

3．理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

4．了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。

Ⅰ

Ⅱ

Ⅱ

Ⅰ

解读：

水溶液中的离子平衡是高中化学的重点和难点。

弱电解质的电离平衡为高考的必考内容，近年来考查难度有所降低。

难溶电解质的溶解平衡为新课程的新增内容，考查难度不大。

可将化学平衡的概念、特征、影响平衡的移动等方面的知识迁移到溶液的离子平衡中并加以应用。

另外本部分涉及的概念较多，复习时必须弄清概念的内涵和外延，把握概念的本质。

对相关、相似等易混淆的概念，如：

电解质、非电解质；强电解质、弱电解质；导电、电离、电解等要认真理解，析同辩异。

知识方法梳理：

一、弱电解质的电离

1、定义：

电解质：

在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：

在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：

在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

注：

单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物

非电解质——共价化合物

注意：

①电解质、非电解质都是化合物

②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4难溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）

④电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

例题：

1、下列物质中：

①NaCl溶液②液态HCl③NH3·H2O④液态CH3COOH⑤铁

⑥AgCl⑦液氨⑧石墨⑨硫酸铜晶体⑩无水乙醇

（1）能导电的是；

（2）属于强电解质的是；

（3）属于弱电解质的是；（4）属于非电解质的是。

3、电离方程式的书写

强电解质的电离用等号

弱电解质的电离用可逆符号，多元弱酸的电离要分步写（第一步为主）

例：

氢氧化钠：

；

氢氧化钡：

；

一水合氨：

；

硫酸：

；

碳酸：

；

次氯酸：

；

醋酸：

。

4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：

（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA）＜pH（HB）

（2）pH相同时，溶液的浓度CHA＜CHB

（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB

例题：

1、相同条件下，等体积、等pH的醋酸溶液和盐酸分别加水稀释后，溶液的pH仍相同，则所得溶液的体积

A．仍相同B．醋酸大C．盐酸大D．无法判断

2、室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是

A．0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液

B．0.1mol/L的盐酸和0.05mol/L的氢氧化钡溶液

C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液

D．pH＝4的盐酸和pH＝l0的氨水

3、现有①CH3COOH②HCl③H2SO4三种溶液，请回答：

（1）pH相同时，其物质的量浓度最大的是（填序号，下同）。

（2）物质的量浓度相同时，其pH最小的是。

（3）中和物质的量相同的NaOH，需同浓度的三种酸溶液体积最小的是。

（4）常温下，用同浓度的烧碱溶液中和溶质的物质的量相同的这三种酸，若反应后溶液的pH=7，所需烧碱溶液的体积由大到小的顺序是。

5、电离平衡：

在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

影响电离平衡的因素：

A、温度：

电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：

浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：

在弱电解质溶液里加入与弱电解质相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：

加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

即：

越热越电离，越稀越电离

例题：

1、

改变条件

平衡移动方向

c（H+）

c（CH3COO-）

溶液导电能力

加少量硫酸

加CH3COONa（s）

加NaOH（s）

加水稀释

滴入纯醋酸

加热升温

加醋酸铵晶体

2、在0.1mol/L的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离，且氢离子浓度增大，应采取措施是

A．升温B．加水C．加入NaOH溶液D．加入稀HCl

3、在0.1mol/LNH3•H2O溶液中电离平衡：

NH3•H2ONH4++OH－。

下列叙述正确的是

A．加入少量浓盐酸，平衡逆向移动

B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动

C．加入少量0.1mol/LNH4Cl溶液，溶液中c（OH－）减小

D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大

6、电离常数：

在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。

叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。

）

表示方法：

AB

A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

7、强弱电解质通过实验进行判定的方法（以HAc为例）：

（1）溶液导电性对比实验；

（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2；

（3）测NaAc溶液的pH；

（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH

（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;

（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率

例题：

1、下列实验事实不能证明醋酸是弱酸的是

A．相同温度，相同条件下，醋酸溶液比盐酸溶液导电能力差

B．常温下，测得0.1mol/L醋酸溶液的pH=4

C．常温下，将pH=1的醋酸溶液稀释1000倍，测得pH<4

D．常温下，将物质的量相同的醋酸溶液与氢氧化钠溶液等体积混合后恰好中和

2

、下列事实一定能说明HF是弱酸的是　

　①常温下NaF溶液的pH大于7；　②用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗；

　③HF与NaCl不能发生反应；　　④常温下0.1mol/L的HF溶液的pH为2.3；

⑤HF能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体；⑥HF与水能以任意比混溶；

⑦1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红。

A．①②⑦　　　B．②③⑤　　　C．③④⑥　　　D．①④

3、在一定温度下，有以下三种酸：

（用a、b、c填空）

a．盐酸　b．硫酸　c．醋酸

（1）当三种酸物质的量浓度相同时，c（H＋）由大到小的顺序是____________。

（2）同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是____________。

（3）若三者c（H＋）相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是____________。

（4）当三者c（H＋）相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是____________。

（5）当c（H＋）相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2（相同状况），则开始时反应速率的大小关系为__________。

反应所需时间的长短关系是_____________。

（6）将c（H＋）相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c（H＋）由大到小的顺序是____________。

（7）0.2mol·L－1与0.1mol·L－1醋酸中c（H＋）之比为______2:

1，电离程度α前者_____后者（填＞、＜、＝）。

（8）0.1mol·L－1醋酸溶液中c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=__________（填数值）。

（9）向0.1mol·L－1醋酸中加入CH3COONa（固体），电离度________，导电性_________（填增大、减小、不变）。

思考：

依据以上分析，请设计实验证明醋酸为弱电解质。

【巩固练习】

1．关于强、弱电解质的叙述不正确的是（）

A．强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡

B．同一弱电解质溶液，温度不同时，导电能力不同

C．强电解质溶液导电能力一定很强，弱电解质溶液导电能力一定很弱

D．强电解质在固态或液态时，可能不导电

2．下列说法中，正确的是（）

A．强电解质一定是离子化合物

B．溶于水的强电解质在水中完全电离

C．强电解质在水中溶解度一定大于弱电解质

D．强电解质溶液的导电性一定大于弱电解质

3．下表中的物质分类组合完全正确的是（）

编号

A

B

C

D

强电解质

Cu

HF

BaSO4

HNO3

弱电解质

H2O

NH3·H2O

CH3COOH

HI

非电解质

CH3CH2OH

CO2

CH4

NH3

4．下列电离方程式中，正确的是（）

A．CH3COOH==CH3COO-+H+B．Ca（OH）2==Ca2++2OH-

C．NaHCO3

Na++H++CO32-D．H3PO4

3H++PO43-

5．下列事实不能表明醋酸是弱电解质的是（）

A．0.1mol/L的CH3COOH溶液中，ｃ（H+）约为10-3mol/L

B．常温下同浓度醋酸溶液的导电性比盐酸弱

C．醋酸溶液能使紫色石蕊变红

D．醋酸稀溶液中同时存在CH3COOH和CH3COO-

6．在0.1mol/L的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离且c（H＋）增大，应采取的措施是（）

A．升温B．加水C．加入NaOH溶液D．加入稀HCl

7．在相同温度时100mL0.01mol/L的CH3COOH溶液与10mL0.1mol/L的CH3COOH溶

液相比较，下列数值前者大于后者的是（）

A．中和时所需NaOH的量B．电离程度

C．H+的物质的量D．CH3COOH的物质的量

8．当0.1mol/Ｌ的醋酸达电离平衡后，若使醋酸的电离平衡向右移动，且溶液的c（H+）减小，可加入的试剂为　　（）

Ａ．CH3COONaB．H2OC．HClD．NH3·H2O

9．已知0.1mol/L醋酸溶液中存在电离平衡：

CH3COOH

CH3COO－＋H＋，要使溶液中

c（H＋）/c（CH3COOH）值增大，可以采取的措施是（）

A．加少量烧碱溶液B．升高温度C．加少量冰醋酸D．加水

10．0.1mol/L的CH3COOH溶液中存在平衡：

CH3COOH

H++CH3COO–

下列说法正确的是（）

A．加水时，平衡向逆反应方向移动

B．加入少量0.1mol/L盐酸，溶液中c（H+）减小

C．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动

D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动

11．用水稀释0.1mol/L的氨水，溶液中随加水量的增加而减小的是（）

A.

B.

C.电离平衡常数Ka（NH3·H2O）D.OH－的物质的量

专题十二水的电离与溶液的pH

考试说明与解读

考试说明要求

考试内容

要求

1．了解水的电离及离子积常数。

Ⅰ

2．认识溶液的酸碱性、溶液中c（H+）和c（OH-）、pH三者之间的关系，并能进行简单计算。

Ⅰ

3．了解酸碱中和滴定的原理。

Ⅰ

4．了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。

Ⅰ

解读：

从考试要求来看，高考对本部分知识要求不高，但在高考中本部分内容常常与弱电解质的电离、盐的水解、离子共存、离子浓度的比较等知识联系在一起，中和滴定原理有时还会迁移到氧化还原滴定、沉淀滴定等方面，从而使这部分知识难度加大。

知识方法梳理：

一、水的电离

1、水的电离：

水是极弱的电解质，能发生微弱电离，电离过程吸热，存在电离平衡。

其电离方程式为

2、水电离特点：

（1）可逆

（2）吸热（3）极弱

二、水的离子积

1、定义：

一定温度下，水的离子积是一个定值。

我们把水溶液中

叫做水的离子积常数。

2、一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关。

温度一定，则KW值一定，温度越高Kw越大

3、KW不仅适用于纯水，适用于任何水溶液（酸、碱、盐）

25℃时,KW=c（H+）·c（OH-）=1*10-14

例题：

常温下，纯水中存在电离平衡：

H2O

H++OH-，请填空：

改变条件

水的电离平衡

移动方向

Kw

c（H+）总

c（OH-）总

水电离出的c（H+）

升温到100℃

滴加少量盐酸

10-2mol/L

加氢氧化钠固体

10-4mol/L

加氯化钠固体

10-7mol/L

三、影响水电离平衡的外界因素：

1、温度：

促进水的电离（水的电离是吸热的）

2、酸、碱：

抑制水的电离

3、易水解的盐：

促进水的电离

例题：

1、常温下，某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是（）

①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液

A．①④B．①②C．②③D．③④

2、有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是

A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10—11mol/L

B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同

C．醋酸中的c（CH3COO—）和硫酸中的c（SO42—）相等

D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同

3、室温下，把1mL0．1mol/L的H2SO4溶液加水稀释成2L，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（）

A．1×10-4mol/LB．1×10-8mol/LC．1×10-11mol/LD．1×10-10mol/L

4、已知在室温时纯水中存在电离平衡：

H2O

H＋+OH－。

下列叙述正确的是

A．升高温度，水的电离程度增大，c（H＋）增大，pH＜7，所以溶液显酸性

B．向水中加入氨水，平衡向逆反应方向移动，水的电离受到抑制，所以c（OH－）降低

C．向水中加入少量硫酸，c（H＋）增大，所以由水电离出的c（H＋）＞1×10-7mol/L

D．向水中加入少量NH4Cl，NH4+结合水电离出的OH－，由水电离出的c（H+）＞1×10-7mol/L

四、溶液的酸碱性与pH

（1）根据水的离子积计算溶液中H+或OH-的浓度

室温下，若已知氢离子浓度即可求出氢氧根离子的浓度。

（2）溶液的酸碱性与C（H+）、C（OH-）的关系

①中性溶液：

。

②酸性溶液：

③碱性溶液：

（3）溶液的酸碱性与pH的关系

例题：

1、纯净的水呈中性，这是因为

A．纯水的离子积KW=1.0×10-14B．纯水pH=7

C．纯水中C（H+）=C（OH-）D．纯水中无H+也无OH-

2、25℃时，甲溶液的pH值为12，乙溶液的pH值为10，甲溶液与乙溶液中的C（OH—）之比是

A．100B．1/100C．1.2D．2

3、若1体积硫酸与10体积pH=11的氢氧化钠溶液恰好完全反应，则二者物质的量浓度之比应为（）

A．5:

1B．10:

1C．1:

1D．1:

10

4、

（1）25℃时，求下列溶液的pH

5.0×10—4mol/LH2SO4溶液

1mLpH=2的盐酸加水稀释到100mL

（2）常温下，取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的PH等于12，则原溶液的浓度为

A．0.01mol/LB．0.017mol/LC．0.05mol/LD．0.50mol/L

（3）25℃时，求下列溶液由水电离出来的C（H+）

pH=12的NaOH溶液pH=4的HCl溶液

5、取80mLNaOH溶液加入到120mL盐酸中，所得溶液的pH为2。

如果混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量浓度相同，则它们的浓度是。

6、将pH＝3的强酸溶液和pH＝12的强碱溶液混合，当溶液的pH＝11时，强酸与强碱的体积比是　　　　　（）

A．9︰2　　　B．9︰1　　　C．1︰10　　　D．2︰5

7、25℃时，某强酸溶液pH＝a，强碱溶液pH＝b，且a+b＝12，酸碱溶液混合后溶液的

pH＝7，则酸溶液的体积（V1）与碱溶液的体积（V2）的关系是（）

A．V1＝100V2B．V2＝100V1C．V1＝2V2D．V2＝2V1

8、计算下列溶液的PH

①求25℃时，0.05mol/LH2SO4溶液的pH。

②求25℃时，0.05mol/LBa（OH）2溶液的pH

③求25℃时，pH=3的盐酸和醋酸溶液分别稀释100倍的pH,

④求25℃时，pH=6的盐酸和醋酸溶液分别稀释100倍的pH

⑤求25℃时，由水电离出的c（H+）=1×10-12mol/L的溶液的pH

⑥pH=2的强酸溶液与pH=13的强碱溶液混合后所得溶液的pH=11，

求强酸和强碱的体积比。

五、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：

H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定操作

仪器：

酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。

酸式滴定管可盛装________________

碱式滴定管不能盛装__________________

试剂：

标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。

滴定前准备

（1）检查滴定管是否漏液

（2）玻璃仪器洗涤：

①水洗

②用标准液润洗装标准液的滴定管

③用待测液润洗装待测液的滴定管

（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。

调整液面到0刻度或0刻度以下

（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。

（4）往锥形瓶中加入一定体积（一般为20.00mL）的待测液

注意：

锥形瓶只能用蒸馏水洗，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。

（5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。

3、中和滴定误差分析

造成滴定误差的关键因素是：

①标准液浓度是否准确②待测液体积③滴定时耗标准液的体积。

因此，滴定时引起误差的错误操作常有以下几点：

（1）、锥形瓶水洗后，又用待测液润洗，再取液，待测液实际用量增大造成测定结果是浓度偏高。

（2）、不能用量筒取待测液，因量筒为粗略量具，分度值为最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。

（3）、滴定管水洗后未用标准液润洗就直接装入标准液，造成标准液稀释，滴定中耗体积增大，测定结果是使待测液浓度偏高。

（4）、滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，气泡作标准液体积计算，造成测定结果浓度偏高。

（5）、滴定过程中，标准液滴到锥形瓶外，或盛标准液滴定管漏液，读数时，V标偏大，造成测定结果是待测液浓度偏大。

（6）、盛待测液滴定管水洗后，未用待测液润就取液入锥形瓶，造成待测液被稀释，测定结果浓度偏低。

（7）、读数不准确，例如，盛标准液的滴定管，滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小。

造成计算标准液体积差偏小，待测液测定结果浓度偏低。

（8）、待测液溅到锥形瓶外或在瓶壁内上方附着未被标准液中和，测定结果待测液浓度偏低。

（9）、标准液滴入锥形瓶后未摇匀，出现局部变色或刚变色未等待半分钟观察变色是否稳定就停止滴定，造成滴定未达终点，测定结果待测液浓度偏低。

注意：

（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，

碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。

（2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。

（3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。

（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。

（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。

而酸、碱恰刚巧完全中和时，溶液不一定呈中性。

例题：

用0.1000mol·L－1的NaOH溶液，滴定20.00mL未知浓度的盐酸溶液

（1）、原理：

H++OH-=H2O（强酸与强碱）

完全中和的含义是，完全中和后溶液的（“一定”或“不一定”）等于7

（2）、仪器：

酸与氧化剂盛放在_____________中，碱盛放在_____________中。

（3）、操作步骤：

A．移取20.00mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，并加入2～3滴酚酞；

B．用标准溶液润洗滴定管2～3次；

C．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴定管使尖嘴处充满溶液；

D．取标准NaOH溶液注入碱式滴定管至0刻度以上2～3cm；

E．调节液面至0或0以下刻度，记下读数；

F．把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准NaOH溶液滴定至终点并记下滴定管液面的刻度。

正确操作步骤的顺序是___________________________（用字母序号填写）。

（4）、数据处理：

读数至0.01mL；为避免误差，一般进行2~3次实验，取其平均值。

专题训练：

1．20℃时，某溶液中由水电离出的ｃ（OH-）=10-12mol/L。

向该溶液中滴入2～3滴甲基橙溶

液后，溶液的颜色可能是（　）

A．橙色　　　　B．红色　　　　C．蓝色　　　　D．黄色

2．甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，则甲溶液与乙溶液中c（H+）之比为（　）

A．100B．1/100C．3D．1/3

3．下列溶液在常温下酸性最强的是（）

A．pH=4的溶液B．1L溶液里溶有22.4mL（标准状况）HCl的溶液

C．c（OH-）=10-12mol/L的溶液D．c（H+）=10-3mol/L的溶液

5．在一支25mL的酸式滴定管中装入0.lmol/L盐酸，其液面恰好在5mL的刻度处，若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中，然后以0.lmol·L－1NaOH溶液进行中和。

则所需NaOH溶液的体积（）

A．大于20mLB．小于20mLC．等于20mLD．等于5mL

6．下列四种溶液中,由水电离生成的氢离子浓度之比（①：

②：

③：

④）是　　　　　　　（　）

①pH=0的盐酸②0.1mol/L的盐酸

③0.01mol/L的氢氧化钠溶液