高考化学专题复习 强弱电解质九 人教版

1、高考化学专题复习 强弱电解质九电解质溶液误差：c待与V标成正比原理：H +OH = H2O 化合物准确测定V标与V待中和滴定溶液的酸碱性和pHpH=lgc(H+)水的离子积(Kw)：c(H+)c(OH)= Kw影响水电离平衡的因素：温度、压强、外加试剂（如酸、碱、盐）水的电离电离平衡弱电解质：部分电离电解质非电解质：不能电离强电解质：完全电离溶液酸碱性的判断：取决于溶液中的c(H+)与c(OH)的相对大小pH计算关键准确判断滴定终点操作：准备：洗涤、查漏、润洗、注液、调液面滴定：移取待测液、加指示剂23滴、滴定、判断滴定终点、读数计算：C待= 双基知识：巧思巧解：1、电解质与非电解质、强电解质

2、与弱电解质的比较： 电解质非电解质 强电解质 弱电解质电离特点完全电离、不可逆、不存在电离平衡部分电离、可逆、 存在电离平衡本身不能直接电离化合物种类强酸、强碱、大多数盐、部分金属氧化物弱酸、弱碱、水多数有机物、 非金属氧化物水溶液中溶质粒子种类水合离子无溶质分子水合离子和溶质分子溶质分子或与水反应的产物的分子或离子结构特点离子键结合的离子化合物、强极性键结合的强极性共价化合物弱极性键结合的弱极性共价化合物极性键结合的弱极性化合物或非极性化合物电离方程式 表示方法HCl =H +Cl (用等号)CH3COOHCH3COO +H+ （用可逆符号）离子方程式中 表示形式可溶：用实际参加反应的离子符

3、号表示不溶：用化学式表示用化学式表示用化学式表示实例HCl、NaOH、NaCl等CH3COOH、NH3、H2O等 C2H5OH、SO2、CO等其中： 电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电解质。 “水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。如液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。 “能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。电解质溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与

4、溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关。2、电离平衡与水解平衡的比较电离平衡水解平衡研究对象弱电解质（弱酸、弱强、水）盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）实质弱酸H +弱酸根离子弱碱OH+弱碱根离子盐电离出的：弱酸根+H2O弱酸(根)+OH弱碱根离子+H2O 弱碱+H+ 特点 酸(碱)越弱；电离程度越小 电离过程吸热 多元弱酸：分步电离且一级电离二级电离三级电离“越弱越水解”(对应酸或碱越弱,水解程度越大)水解过程吸热多元弱酸根：分步水解且一级水解二级水解三级水解表达方式电离方程式H2CO3 HCO3 +H+HCO3 CO32 +H+水解方程式CO32 +H2O HCO3 +OHHCO3 +

5、H2O H2CO3 +OH 影响因素温度升温,促进电离,离子浓度增大(易挥发的溶质除外)升温,促进水解浓度加水稀释促进电离,但离子浓度不增大促进水解加入同种离子抑制电离 抑制水解加入反应离子促进电离促进水解 3、影响水电离的因素水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。（1） 温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H )、c(OH )同时增大,Kw增大,pH值变小,但c(H )与c(OH )仍相等,故体系仍显中性。（2） 酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H 或碱电离出O

6、H 均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。若此时温度不变，则Kw不变，c(H )、c(OH )此增彼减。即：加酸，c(H )增大，c(OH )减小，pH变小。 加碱，c(OH )增大，c(H )减小，pH变大。（3） 能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H 或OH ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。即盐类的水解促进水的电离。（4） 其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H 直接作用，因而同样能促进水的电离。4、关于溶液pH值的计算pH=lgc(H+)（1） 总思路：根据pH的定义：pH=lgc(H+

7、)，溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+)的相对大小。具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H+)，碱性溶液必先确定c(OH )，再由c(H+)c(OH)= Kw换算成c(H+),然后进行pH的计算。c(H )=10pH即：c(H+)pH(2)溶液混合后的pH计算两强酸混合,先求混合后的c(H+)混,再直接求pH值：c(H+)混=两强碱混合：先求混合后c(OH )混，再间接求pH值：c(OH )混=强酸与强碱溶液混合：根据n(H+)与n（OH）的相对大小先判断酸、碱的过量情况a、若酸过量n(H+)n（OH），c(H)混=n(H+)-n（OH）/V总b、若碱过量n(OH ) n(H )，c(OH

8、)混=n(OH )-n(H )/V总c、若酸碱恰好完全反应n(H+)=n（OH），混合后溶液呈中性。未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH值不定。应分析讨论。（3）总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。5、溶液的稀释规律（1） 强酸：pH=a，稀释10n倍则pH=a+n(a+n7)；(弱酸：则pHa+n)强碱：pH=b，稀释10n倍则pH=b-n(b-n7)；弱碱：则pHb-n)(2)酸或碱无限稀释时(即当c(H )或c(OH ) 10-6mol/L时)，应考虑水电离出来的H 或OH 的影响。切记：“无限稀释7为限”6、关于中和滴定的误差判断根据计算关系式：C待=，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消耗标准液的体积成正比。任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响。 例题精析【例1】下列四种溶液中，由水电离生成的H 浓度之比是（ ） pH=0的盐酸；0.1mol/l的盐酸 0.01mol/L的NaOH 溶液；pH=14的NaOH 溶液 A、1101001 B、01120 C、14131214 D、141321【例2】下列各组溶液的c(H )一定等于1107mol/L的是（ ） A、