1、章末重难点专题突破 一 强、弱电解质的概念及其判断方法技巧1强电解质和弱电解质的比较强电解质弱电解质概念在稀的水溶液中完全电离的电解质在水溶液中部分电离的电解质电离程度几乎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 溶液中的粒子种类只有电离出的阴、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 化合物类别绝大多数盐：如 NaCl、BaSO4 等；强酸：如 H2SO4、HClHClO4 等；强碱：如 Ba(OH)2、Ca(OH)2 等金属氧化物：如 Na2O 等弱酸：如 H2CO3、CH3COOH 等；弱碱：如 NH3H2O、Cu(OH)2 等；水电
2、离方程式H2SO4=2HSO24NaHCO3=NaHCO3HAHABOHBOH特别提示(1)强电解质溶液的导电能力不一定强；难溶性盐如果能完全电离，也是强电解质(如 BaSO4、CaCO3 等)。(2)弱电解质的电离用可逆符号“”表示，多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离方程式需分步书写，如：H2CO3HHCO3(主)、HCO3HCO23(写成 H2CO3=HHCO3 或 H2CO32HCO23 都是错误的！)典例 1 下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是()A熔化时不导电B不是离子化合物，而是共价化合物C水溶液的导电能力很差D溶液中溶质分子和电离出的离子共存2弱电解质的判断方法技巧要判
3、断某电解质是弱电解质，关键在于一个“弱”字，即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以一元弱酸 HA 为例，证明它是弱电解质的常用方法有：方法依据(实验设计或现象)结论(1)酸溶液的 pH0.1 molL1 的 HA 溶液 pH1(室温下)；将 pH2 的 HA 溶液稀释 100HA 是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)倍，稀释后 2pH 4；向 HA 溶液中滴加 2 滴石蕊溶液，溶液呈红色，再加入少量 NaA 晶体，红色变浅项还能证明 HA 的酸性比 H2CO3 弱(2)盐溶液的 pHNaA 溶液的 pH7(室温下)(3)溶液的导电性0.1 molL1 的 HCl 和 HA 溶液，
4、前者的导电能力明显更强(4)与金属反应的速率相同浓度的HCl与HA溶液，与相同(形状、颗粒大小)的金属或碳酸盐反应，前者的反应速率快(5)其钠盐能与弱酸反应生成 HACO2 通入 NaA 溶液中有 HA 生成(6)不与碳酸氢钠溶液反应HA 溶液不与 NaHCO3 溶液反应典例 2 下列事实能说明醋酸是弱电解质的是()醋酸与水能以任意比互溶醋酸溶液中滴入石蕊溶液呈红色醋酸溶液中存在醋酸分子0.1 molL1 醋酸溶液的 pH 比 0.1 molL1 盐酸的 pH 大醋酸能和碳酸钙反应放出 CO20.1 molL1 醋酸钠溶液 pH8.9大小相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液反应，开始时
5、醋酸产生 H2 的速率慢ABCD 二 溶液酸碱性规律与 pH 计算方法1溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中H和OH的相对大小：溶液类别H与OH的关系室温(25)数值pH中性溶液HOHHOH 107 molL17酸性溶液H OHH 107 molL17碱性溶液H OHH7特别提示 常温下，溶液酸碱性判断规律(1)pH 相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。(2)pH 相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的 pH 变化大。典例 3 已知温度 T 时水的离子积常数为 Kw，该温度下，将浓度为 a molL1 的一元酸 HA和 b molL1 的一元碱 BOH 等
6、体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是()AabB混合溶液的 pH7C混合溶液中，H Kw molL1D混合溶液中，HBOHA2pH 的计算方法(1)基本方法思路先判断溶液的酸碱性，再计算其 pH；若溶液为酸性，先求H，再求 pH。若溶液为碱性，先求OH，再由H KwOH求H，最后求 pH。(2)稀释后溶液的 pH 估算强酸 pHa，加水稀释 10n 倍，则 pHan。弱酸 pHa，加水稀释 10n 倍，则 apHan。强碱 pHb，加水稀释 10n 倍，则 pHbn。弱碱 pHb，加水稀释 10n 倍，则 bnpHpH(CH3COONa)pH(Na3PO4)DPO34、HPO24 和 H2PO
7、4 在溶液中能大量共存3电离平衡的移动与电离平衡常数 K、离子浓度的关系实例CH3COOHCH3COOH H0NH3H2ONH4 OH H0改变条件平衡移动方向电离平衡常数HOH平衡移动方向电离平衡常数OHH加水稀释向右不变减小增大向右不变减小增大加 HCl(g)向左不变增大减小向右不变减小增大 加NaOH(s)向右不变减小增大向左不变增大减小 加CH3COONH4(s)向左不变减小增大向左不变减小增大升高温度向右变大增大向右变大增大典例 5 常温下 0.1 molL1 醋酸溶液的 pHa，下列能使溶液 pH(a1)的措施是()A将溶液稀释到原体积的 10 倍B加入适量的醋酸钠固体C加入等体积
8、 0.2 molL1 盐酸D提高溶液的温度四“三角度”解读盐类水解基本规律1盐溶液的酸碱性规律盐的类别溶液的酸碱性原因 强酸弱碱盐呈酸性，pHOH水解实质：盐电离出的离子与 H2O 电离出的 H或OH结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH7弱酸根阴离子与 H2O电离出的 H结合，使OHH强酸强碱盐呈中性，pH7，H2O 的电离平衡不被破坏，不水解 弱酸的酸式盐若电离程度水解程度，HOH，呈酸性，如 NaHSO3、NaHC2O4若电离程度水解程度，HKa(HB)，即 HA 的酸性比 HB 强，那么相同浓度时 B的水解程度比A大。相同浓度的 NaA、NaB 溶液中：AB，HAHClOBpH：HCl
9、OHCNC与 NaOH 恰好完全反应时，消耗 NaOH 的物质的量：HClOHCND酸根离子浓度：CNHAOH。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐 NaA 溶液中NaAOHHAH。特别提示(1)多元弱酸要考虑分步电离(Ka1Ka2Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如 Na2CO3 溶液中，NaCO23 OHHCO3 H。(2)强酸的酸式盐 NaHSO4 只电离不水解；NaHSO3 等的溶液中弱酸的酸式根离子的水解能力小于其电离能力，溶液显酸性；NaHS、NaHCO3 等的溶液水解能力大于其电离能力，溶液
10、显碱性。2熟知“三个”守恒(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如 NaHCO3 溶液中存在着 Na、H、HCO3、CO23、OH，必存在如下关系：NaHHCO3 OH2CO23。(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如 K2S 溶液中 S2、HS都能水解，故 S 元素以 S2、HS、H2S 三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：K2S22HS2H2S。(3)质子守恒规律：质子即 H，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的
11、碱得到的质子数相等。如 NaHCO3 溶液中，所以H2CO3H3OCO23 OH，即H2CO3HCO23 OH。特别提示(1)一元酸 HA 与碱 BOH 的混合溶液中只含有 H、A、B、OH4 种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如BAHOH等肯定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。3掌握“四个”步骤溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其
12、要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直观地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。典例 8 常温下，将
13、 a L 0.1 molL1 的 NaOH 溶液与 b L 0.1 molL1 的 CH3COOH 溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确是()AaNaHOHBab 时，CH3COONaOHHCab 时，CH3COOHHOHD无论 a、b 有何关系，均有HNaCH3COOOH六 难溶电解质的溶解平衡及其三个应用1难溶电解质的溶解平衡与溶度积(1)难溶电解质在水中会建立如下平衡：MmAn(s)溶解沉淀mMn(aq)nAm(aq)。因此，难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒夏特列原理同样适用于溶解平衡。(2)下列沉淀溶
14、解平衡：MmAn(s)mMn(aq)nAm(aq)，固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为 KspMnmAmn，AgCl 的 KspAgCl。对于相同类型的物质，Ksp 的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp 与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp 变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。(3)通过比较溶度积 Ksp 与溶液中有关离子的浓度商 Q 的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如 AgCl 溶液的 Qc(Ag)c(Cl)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而 Ksp 计算式中的离子浓度一定是平
15、衡浓度。若 QKsp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。若 QKsp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。若 QKsp，则溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。典例 9 已知 25 时，CaSO4 在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，向 100 mL 该条件下的CaSO4 饱和溶液中加入 400 mL 0.01 molL1 Na2SO4 溶液，下列叙述正确的是()A溶液中析出 CaSO4 固体沉淀，最终溶液中SO24 比原来的大B溶液中无沉淀析出，溶液中Ca2、SO24 都变小C溶液中析出 CaSO4 固体沉淀，溶液中Ca2、SO24 都变
16、小D溶液中无沉淀析出，但最终溶液中SO24 比原来的大2沉淀溶解平衡的应用难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于 1105 molL1 时就沉淀完全。(1)沉淀的溶解根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是 Q1，由 CH3COONa 溶液呈碱性及等物质的量浓度的醋酸和盐酸与锌粒反应的对比实验均能说明 CH3COOH 为弱电解质。醋酸与水能以任意比互溶与酸性强弱无关，醋酸能与碳酸钙反应，醋酸溶液能使石蕊溶液呈红色，证明醋酸有酸性，不能证明醋酸为弱酸。典例 3 C 溶液呈中性的依据是HOH。A 项，酸 HA、碱 BOH 的
17、强弱未定，故 ab 不可作为判断混合溶液呈中性的依据；B 项，该混合溶液的温度未确定为 25，故其 pH7 时不一定呈中性；C 项，混合溶液中HOHKw，则H Kw molL1 时，OH Kw molL1，HOH，溶液呈中性；D 项，HBOHA，表示该混合溶液中阴、阳离子所带电荷符合电荷守恒规律，该混合溶液无论呈酸性、中性还是碱性都成立。典例 4 B典例 5 B 醋酸是弱酸，稀释 10 倍同时也促进了其电离，溶液的 apH(a1)，A 错误；醋酸根离子水解显碱性，向酸溶液中加入适量碱性溶液可以使 pH 增大 1，B 正确；盐酸完全电离，加入盐酸后溶液的 pHa，C 错误；升高温度促进醋酸的电离
18、，溶液的 pHa，醋酸过量，溶液为 CH3COONa 与 CH3COOH 的混合溶液，当溶液呈酸性时 A 正确；若 ab，反应后的溶液为 CH3COONa 溶液，由于 CH3COO水解而显碱性，根据质子守恒可知，C 正确；若 ab，说明碱过量，溶液为 CH3COONa 与 NaOH 的混合溶液，存在NaCH3COO，B 错误。典例 9 D 本题是一道考查沉淀溶解平衡的图像题。由题意知，Ksp(CaSO4)Ca2SO24 3.0103 molL13.0103 molL19106 mol2L2，CaSO4 饱和溶液中Ca2SO 24 3.010 3 molL 1。加入 400 mL 0.01 mo
19、lL 1 Na2SO4 溶液后，Ca2 3.0103 molL10.1 L0.5 L6104 molL1，SO24 3.0103 molL10.1 L0.01 molL10.4 L0.5 L8.6103 molL1，Qc(Ca2)c(SO24)6104 molL18.6103 molL15.16106 mol2L2Ksp(CaSO4)，所以溶液中无CaSO4 沉淀产生，则 D 正确。典例 10(1)S(AgX)S(AgY)S(AgZ)(2)减小(3)1.0106 molL1(4)能，因为 Ksp(AgZ)S(AgY)S(AgZ)。(2)由于 AgY 比 AgX 更难溶，则向 AgY 的饱和溶液中加入 AgX 固体时，发生沉淀的转化：AgX(s)Y(aq)AgY(s)X(aq)，则Y减小。(3)25 时，Ksp(AgY)1.01012 mol2L2，即溶液达到饱和时，AgY1.0106molL1。而 0.188 g AgY 的物质的量为 0.001 mol，将其溶于 100 mL 水中时，形成了 AgY 的饱和溶液(溶质还有未溶解的)，则：Y1.0106 molL1。(4)由于 Ksp(AgZ)Ksp(AgY)，可以实现 AgY 向 AgZ 的转化。
