电解质溶液知识点总结(学生版)讲课教案.doc

电解质溶液知识点总结(学生版)

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电解质溶液知识点总结
一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
【注意】
1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。
2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。
3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。
二.强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。
弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。
强电解质与弱电解质的区别

强电解质
弱电解质
定义
溶于水后几乎完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物及具有强极性键的
共价化合物
某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度
几乎100％完全电离
只有部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在的微粒（水分子不计）
只有电离出的阴阳离子，不存在
电解质分子
既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子
实例
绝大多数的盐（包括难溶性盐）
强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（OH）2 Ca（OH）2等
弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2 Fe（OH）3等。

电离方程式
KNO3→K++NO3—
H2SO4→2 H++SO42—
NH3·H2ONH4++OH_
H2SH++HS_ HS_H++S2-
【注意】
1．强、弱电解质的范围：
强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐
弱电解质：弱酸、弱碱、水
2．强、弱电解质与溶解性的关系：
电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。
3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：
溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。
4．强、弱电解质与物质结构的关系：
强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。
5．强、弱电解质在熔融态的导电性：
离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。
三、弱电解质的电离平衡：
强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（动、定、变）
1．电离方程式：
书写强电解质的电离方程式时常用“==”，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。
2．电离平衡常数：
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从 或 的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱： > > > > > > >
【注意】
（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。
（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。
（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。
3．电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：
α=

四. 水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：
H2O+H2O H3O++HO-－ 简写为 H2O H++OH-－ （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：
Ka =
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
2. 影响水的电离平衡的因素
⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H+]与[OH-]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用，使[ H+]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
3.溶液的酸碱性和pH的关系
⑴ pH的计算： pH=-lg[H+]
⑵酸碱性和pH的关系：
在室温下，中性溶液：[H+]=[OH－]=1.0×10-7 mol· L-1, pH =7
酸性溶液： [H+]＞[OH－] , [H+]＞1.0×10-7 mol·L-1, pH ＜7
碱性溶液： [H+]＜[OH－] , [H+]＜1.0×10-7 mol·L-1, pH ＞7
⑶pH的测定方法：①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱
③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱
4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：
①酸混合：直接算 [ H+]，再求pH 。
②碱混合：先算[ OH-]后转化为[ H+]，再求pH 。
③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H+]，再求pH；若碱过量，先求[ OH-]，再转化为[ H+]，最后求pH 。
[H+]混 = [OH－]混 =

【例1】25 ℃时水的KW＝1.0×10－14 mol•L－1，而100 ℃时水的KW＝5.5×10－13 mol•L－1。若在100 ℃时某溶液的[H＋]＝1.0×10－7 mol•L－1，则该溶液呈(　　)
A．酸性   B．中性 C．碱性    D．可能是酸性，也可能是碱性
【例2】在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H＋]＝1×10－12 mol•L－1，则该溶液的pH可能是(　　)
A．12   B．7 C．6    D．2
五．盐类水解
1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2、盐类水解规律(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”
(2)大小规律：①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。 如：CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
(3)酸式盐规律:① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4
②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
    电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3
    电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS
3． 大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。
盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。
升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。
　　4．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。
　　 (1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。
　　 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。
　　 (3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。
六. 盐类水解的应用
(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O→Fe(OH)3(胶体)+3HCl
(4)某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
(5)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
(6)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
(7)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。
(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反应。3Mg+2AlCl3 +6H2O→3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
(9)判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
(10)判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。
(11)测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，
(12)加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。
加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质;加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质;加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3,灼烧得Fe2O3 ;加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体;加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐;加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体;加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。
(13)净水剂的选择:如Al3＋ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。
(14)小苏打片可治疗胃酸过多。
(15)某些显酸性的盐溶液和某些显碱性的盐溶液反应［如Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应会产生大量CO2——泡沫灭火器］。如：Al3＋+ 3HCO3-→Al(OH)3↓+ 3CO2↑
(16)某些化肥是否能混施（如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用）。
(17)解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊 药； 热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强。
七.溶液中离子浓度大小比较
1.电离平衡理论和水解平衡理论
a.电离理论：
⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(S2-)＞c(OH-)。
b.水解理论：
⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系：
c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。
(3)多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
例如: Na2CO3溶液中水解平衡为：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。   
2.电荷守恒和物料守恒
a．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：
c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)
b．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
c． 质子守恒：
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。
（电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等）
3.解题指导
　　电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
　　首先必须有正确的思路：

其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是（  ）
A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
【例2】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（  ）
A. c(OH-)＞c(H+) B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L
C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)
【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（  ）
A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-) D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
【例4】在Na2S溶液中下列关系不正确的是
A． c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S) B．c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)
C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－) D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)
【例5】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）
A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/L
C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4) D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)
【例6】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )
　　　A.C(H+)＞C(OH-) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L
　　　C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L
【例7】在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。
A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)
C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC) D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)
【例8】： 将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是
A. c(HCN)<c(CN－) B. c(Na＋)>c(CN－)C. c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1
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