电解质溶液专题复习（上）教师：刘廷阁\n电解质溶液专题复习（上）一、考点分析（1）了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念；（2）理解弱电解质的电离平衡概念；（3）了解水的电离、溶液PH等概念；（4）了解强酸强碱中和滴定的原理；（5）理解盐类水解的原理，了解盐溶液的酸碱性。二、知识点、能力点提示1．电解质和非电解质凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。凡是在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物叫做非电解质。理解时注意：①电解质和非电解质都是对化合物而言，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。②化合物在熔化或溶解于水时能否导电，是判断其是否是电解质的依据。但要注意有些物质其水溶液虽能导电，但它们并非电解质。如NH3、SO2溶于水均能导电，但并不是它们本身能电离出自由离子，而是它们与H2O反应的生成物NH3·H2O、H2SO3能电离出离子而导电，所以氨气、二氧化硫都不是电解质。2．强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中或熔化状态能全在水溶液中只有部分电离成部电离成离子的电解质离子的电解质化合物类型离子化合物，强极性共价化弱极性共价化合物合物物质类别强酸、强碱、大多数盐弱酸、弱碱离子浓度大小导电能力强弱电离程度完全（不可逆）部分（可逆）电离平衡不存在平衡用＝存在电离平衡用溶液中溶质微粒离子分子（多）、离子（少）＋－＋－电离方程式NaOH＝Na＋OHH2SH＋HS－＋2－HSH＋S＋2－＋－H2SO4＝2H＋SO4NH3·H2ONH4＋OH3．影响电离度的因素：①内因：电解质的本性。不同的弱电解质由于结构不同，电离度不同。通常电解质越弱，电离度越小。②外因：溶液的浓度、温度等会影响电离度。温度越高，电离度越大。因电离过程是一个吸热过程。溶液越稀，电离平衡向电离方向第1页\n移动，电离度越大。对于同一种弱电解质，在不同浓度、不同温度时，电离度不同。由电离度比较不同弱电解质的强弱，只有在相同浓度、相同温度的条件下才能比较。4．水的离子积＋－水是极弱的电解质，存在着电离平衡。水的离子积常数KW＝［H］·［OH］。－1425℃时，Kw＝10，Kw只随温度的升高而增大，无论是中性、酸性、碱性的稀溶液中＋－都有［H］·［OH］＝KW。5．盐类的水解＋－①实质：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H或OH结合成弱电解质而破坏水的电离＋－平衡使溶液中［H］、［OH］发生变化使盐溶液显示一定的酸碱性。②规律：无弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性。③影响因素：内因：盐的本性。外因：浓度：溶液越稀，水解程度越大。温度：水解是吸热反应，升温有利于水解。酸碱度：加酸碱对盐的水解有抑制或促进作用。④盐类水解的应用：（1）判断盐溶液的酸碱性和PH值。（2）酸碱中和滴定时指示剂的选择。（3）盐溶液中各种离子浓度的比较。（4）某些盐溶液的配制。（5）胶体的制备。（6）加热浓缩盐溶液时，能否得到相应的固体（7）镁铝等较活泼金属跟强酸弱碱生成的盐溶液的反应。（8）某些盐溶液之间的反应。6．离子浓度大小的判断在判断能水解的盐溶液中离子浓度大小时，首先要明确盐的电离是强烈的，水解是微弱的，其次要明确多元弱酸盐的水解是分步进行的，并且以第一步水解为主，最后不+−要忘记水的电离。（任何水溶液中均含有H和OH，只是二者的浓度相对大小不同。）（1）多元弱酸溶液，应根据多步电离分析。如在HPO的溶液中，34+−−23−cH()(>>>cHPO)(cHPO)()cPO2444（2）多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析。如NaCO溶液中，23+−−−2cNa()()>>>cCOcOH()(cHCO)33（3）比较不同溶液中同一离子的浓度大小，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中：①NHCl，②CHCOONH，434-第2页-\n+−③NHHSO，cNH()由大到小的顺序是③＞①＞②。原因是：NHCl溶液中Cl不4444−+水解，CHCOONH溶液中CHCOO的水解会促进NH的水解。而在NHHSO溶343444++液中溶质电离产生的H会抑制NH的水解。4（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要综合考虑电离、水解等因素。如在0.1mol/L的NHCl和0.1mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为4+−−+c()()NHc4>>>Clc(OHc)()H+在该溶液中，NH·HO的电离与NH的水解互相抑制，NH·HO电离因素32432+−++−大于NH的水解作用时，溶液呈碱性：cOH()>cH()，同时cNH()()>cCl。447．守恒关系（1）电荷守恒：在任何电解质的溶液中，阴、阳离子所带电荷总数相等。（2）物料守恒：在平衡状态时，某种元素的各种存在形体的物质的量浓度之和等于其起始浓度之和。（3）质子守恒：由电荷守恒与物料守恒叠加可推出若干等式。如：CHCOONa溶液：3++−−电荷守恒：cNa()+=cH()(cCHCOO)+cOH()①式；3+−物料守恒：cNa()(=+cCHCOO)cCHCOOH()②式；33+−由①式－②式得：cH()=−cOH()cCHCOOH()③式。3如：NHCl溶液：4++−−电荷守恒：cNH()()+=+cHcCl()cOH()①式；4+−物料守恒：cNH()+=cNH()·HOcCl()②式；432−+由①式－②式得：cOH()()=−cHcNH(·HO)③式。32如：NaHCO溶液：3-第3页-\n++−−2−电荷守恒：cNa()+=+cH()()cOHcHCO()+2cCO()①式；33+−2−物料守恒：cNa()(=++cHCO)()cCOcHCO()②式；3323+−−2由①式－②式得：cH()=+−cOH()cCO()cHCO()③式。3238、有关PH的计算（一）酸性体系：（1）强酸的pH例1、①求0.1mo1／L盐酸溶液的pH？②求0.05mo1／L硫酸溶液的pH？（2）．稀释强酸溶液例2、①将0.1mol／L的盐酸溶液稀释成原体积的10倍，求稀释后溶液的pH。②将pH＝5的盐酸溶液分别稀释成原体积的10倍、1000倍。求稀释后溶液的pH。（3）稀释弱酸溶液例3、将pH为1的醋酸溶液稀释成原体积的10倍，求稀释后溶液pH与2的关系。例4、体积相同PH相同的盐酸与醋酸溶液，分别投入足量的锌粉，试比较最初时反应的速率和最终放出氢气的物质的量的关系。回答：由于，所以最初时反应速率。但由于盐酸中溶质的物质的量小于醋酸中溶质的物质的量，所以最终放出氢气是盐酸小于醋酸。（4）混合酸溶液的pH例5、若下列混合过程中体积的变化忽略不计：①将0.1mo1／L的盐酸与0.1mo1／L的硫酸等体积混合，求混合后溶液的pH。②将pH均为1的盐酸与硫酸以体积比1∶2的比例混合，求混合后溶液的pH。③将pH＝1的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，求混合后溶液的pH。【小结】通过以上练习可知，求酸溶液的pH须先求，再求。求算中注意混合溶液的体积变化。＋＋＋浓酸中H的物质的量＋稀酸中H的物质的量［H］＝V总-第4页-\n（二）碱性体系（1）强碱溶液的pH计算例6、①常温下，求0.1mol/L氢氧化钠溶液的pH②常温下，求0.05mo1／L氢氧化钡溶液的pH。（2）稀释碱溶液例7、①常温下，将0.1mo1／L的氢氧化钠稀释成原体积的10倍，求pH？②常温下，将0.1mol/L的氨水稀释成原体积的10倍，求pH与①中结果的大小关系。【小结】通过上述练习，求碱性溶液pH的方法：先求的浓度，再求，再求溶液的。（3）强碱溶液混合例8、若混合过程中体积变化忽略不计：①0.1mol/L的氢氧化钠溶液与0．05mo1／L的氢氧化钡溶液混合，求pH。②pH＝13的氢氧化钠与pH＝10的氢氧化钠溶液等体积混合，求pH。−−－浓碱中OH物质的量+稀碱中OH物质的量［OH］＝V总K＋W再通过［H］＝−，求PH值。[OH]【小结】请总结出在酸性或碱性溶液中求pH的顺序。1）在酸性溶液中先求氢离子浓度再求pH，碱性溶液中先求的浓度：再求，再求。2）求pH，一定要先求显性离子的浓度，再利用数学工具求pH。（三）酸、碱混合体系的pH计算例9、①99mL0.5mo1／L硫酸与101mL1mol/L氢氧化钠溶液混合，求混合后的pH。②把pH＝3的盐酸和pH＝9的氢氧化钠溶液混合成中性溶液，求酸和碱的体积比。\n（1）强酸与强碱溶液混和：+−H物质的量−OH物质的量＋①若酸过量：［H］＝V总②若酸碱正好完全反应：PH＝7−+－OH物质的量−H物质的量＋③若碱过量则［OH］＝，再求［H］和PH值。V总【小结】请总结出强酸与强碱反应后求pH的程序，并总结出解题过程的注意事项。先判断的程度，再求，最后再求。解题过程中应注意多元强酸和多元强碱物质的量浓度与相应离子浓度的换算。【思考】强酸与强碱的反应进行程度很容易判断。如果题目中没有明确指出酸碱的强弱，又如何处理呢？（2）未标明酸碱的强弱，如把PH＝3与PH＝11的溶液等体积混和后，其PH值不一定，若二者为强酸强碱PH＝7，若为弱酸强碱，则弱酸有余，PH＜7，若强酸弱碱混和则弱碱有余，PH＞7。例10、常温下，将pH＝3的盐酸与pH＝11的一元碱等体积混合，求混合后的pH。【思考】上述题目是碱的强弱未知，如果改成酸的强弱未知的话，相应的试题应如何出呢？举例：例如室温下将pH＝3的酸与pH＝11的氢氧化钠等体积混合，求混合后的pH？【思考】若酸碱的强或弱都未知呢?例11、pH＝3的酸与pH＝11的碱等体积混合，求混合后的pH。【总结】对于酸碱中和反应，在进行pH的计算时需解决的是求显性离子的浓度问题。同样这种方法也适用于其它酸碱体系的pH的计算。9．酸碱中和滴定酸碱中和滴定是用来测定酸或碱浓度的一个重要的定量实验，具体知识要点如下：（1）定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。C⋅V标标（2）原理：若是一元酸和一元碱的中和滴定，则C=。测V测中和滴定的关键是准确测定参加反应的两种溶液的体积，及准确判断中和反应是否-第6页-\n恰好进行完全。（3）指示剂的选择：酸碱中和滴定是通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。指示剂的选择要求：变色要明显、灵敏，且指示剂的变色范围要尽可能在滴定过程中的pH值突变范围内。一般地，强酸和强碱的中和滴定，常选用酚酞或甲基橙作指示剂，石蕊试液由于变色的pH值范围较大且变化不明显，所以通常不选用。（4）实验操作仪器：滴定管（酸式、碱式）、移液管、锥形瓶、烧杯、铁架台、滴定管夹等。注意：①酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。操作步骤：①准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。②滴定：移取待测液、加指示剂（2－3滴）、滴定、判断终点、读数。③数据处理：取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值，依方程式求C待。（5）实验误差分析造成中和滴定的误差原因很多，如读数误差、操作误差、计算误差、指示剂的选择误差、药品不纯引起的误差等。因此，要做好本实验，必须各个环节都要注意。下面就以标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液为例，分析造成误差的常见因素，并判断对待测碱浓度的影响。产生误差的常见因素C的误差碱仪酸式滴定管水洗后未用标准液润洗偏大器移液管水洗后未用待测液润洗偏小洗偏大锥形瓶水洗后用待测液润洗涤量偏大滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视器读偏小滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视数操滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失偏大作滴定结束，滴定管尖端挂一滴液体未滴下偏大不将移液管尖嘴部分的液体吹出偏大第7页\n当滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出偏小用甲基橙作指示剂，滴至橙色，半分钟内又还原成黄色，不处理就计算偏小典型例析例1、下列说法正确的是＋A．pH＝2与pH＝1的硝酸中c(H)之比为1∶10＋2B．Na2CO3溶液中c(Na)与c(CO3¯)之比为2∶1＋C．0.2mol/L与0.1mol/L醋酸中c(H)之比为2∶1D．NO2溶于水时，被氧化的n(NO2)与被还原的n(NO2)之比为3∶1答案：A−1例2、将0.lmol·L醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是＋−＋A．溶液中c(H)和c(OH)都减小B．溶液中c(H)增大C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大答案：D例3、下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是A．10mL0.1mol/L氨水与10mL0.1mol/L盐酸混合，−+−+c(Cl)>c(NH)>c(OH)>c(H)4B．10mL0.1mol/LNHCl溶液与5mL0.2mol/LNaOH溶液混合，4+−−+c(Na)=c(Cl)>c(OH)>c(H)C．10mL0.1mol/LCHCOOH溶液与5mL0.2mol/LNaOH溶液混合，3+−−+c(Na)=c(CHCOO)>c(OH)>c(H)3D．10mL0.5mol/LCHCOONa溶液与6mL1mol/L盐酸混合，3−+−+c(Cl)>c(Na)>c(OH)>c(H)答案：B－1例4、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＋＋－－2－A．c(K)＋c(H)＝c(HC2O4)＋c(OH)＋c(C2O4)－2－－1B．c(HC2O4)＋c(C2O4)＝0.1mol·L2－C．c(C2O4)＞c(H2C2O4)＋－2－D．c(K)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O4)＋c(C2O4)答案：CD\n例5、1体积pH＝2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH等于A．9.0B．9.5C．10.5D．11.0答案：C例6、有等体积、等pH的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三种碱溶液，滴加等浓度的盐酸将它们恰好中和，用去酸的体积分别为V1、V2、V3，则三者的大小关系正确的是A．V3＞V2＞V1B．V3＝V2＝V1C．V3＞V2＝V1D．V1＝V2＞V3答案：C
