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、HCl、HClO4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；水电离方程式H2SO4=2HSO
2、NaHCO3=NaHCOHAHABOHBOH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：H2CO3HHCO(主)、HCOHCO(写成H2CO3=HHCO或H2CO32HCO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解析A选项，熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件，而不是区分强、弱电解质
3、的条件；B选项，有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质；C选项，水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液中离子的浓度及所带电荷有关；D选项，弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共存，则说明该物质是弱电解质。答案D2弱电解质的判断方法技巧要判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100倍，稀释后2pH 4；向HA溶液中滴加2滴石蕊溶液，溶液呈红色
4、，再加入少量NaA晶体，红色变浅HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)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，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HA是一元弱酸，是弱电解质。其中(5)、(6)项还能证明HA的酸性比H2CO3弱(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
5、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，开始时醋酸产生H2的速率慢A BC D解析弱电解质不完全电离，存在电离平衡，在溶液中主要以分子形式存在，0.1 molL1CH3COOH溶液的pH1，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
6、醋酸有酸性，不能证明醋酸为弱酸。答案C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HOHHOH107 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等体积混合，可判定该溶液呈中性的
7、依据是()AabB混合溶液的pH7C混合溶液中，H molL1D混合溶液中，HBOHA解析溶液呈中性的依据是HOH，A项，酸HA、碱BOH的强弱未定，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 molL1时，OH 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。答案C2pH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求H，最后求
8、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)DPO、HPO和H2PO在溶液中能大量共存解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1 molL1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中CH3COO增大，K不变，H/CH3COOHK/CH3COO，因此H/CH3COOH将减小；选项C，由于HPO的电离常数HCO的电离常数p
9、H(Na2CO3)pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2POPO=2HPO，因此PO、HPO和H2PO在溶液中不能大量共存。答案B3电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系实例CH3COOHCH3COOHH0NH3H2ONHOHH0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
10、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0.2 molL1盐酸D提高溶液的温度解析醋酸是弱酸，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，溶液的pHa，D错误。答案B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，pH
11、7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：HClOHCNC与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClOHCND酸根离子浓度：CNNaClO，可以确定酸性：HCNHClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误；由酸性越强电离程度越大
12、，故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，NaCOOHHCOH。(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
13、定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na、H、HCO、CO、OH，必存在如下关系：NaHHCOOH2CO。(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碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，所以H2CO3H3OCOOH，即H2CO3HCOOH。特别提示(1)一元酸HA与碱BOH的混合溶液中只含有H、A、
14、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
15、：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
16、时，CH3COOHHOHD无论a、b有何关系，均有HNaCH3COOOH解析由电荷守恒得HNaCH3COOOH，故D正确；若ba，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。答案B理解感悟酸碱混合后，如CH3COOH与NaOH溶液混合，溶液中会出现四种离子，有H、OH、CH3COO、Na，可按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：(1)当溶液是单一的盐(CH
17、3COONa)溶液并呈碱性时的情形：守恒关系：(物料守恒)CH3COOCH3COOHNa；(质子守恒)OHCH3COOHH；(电荷守恒)CH3COOOHNaH。大小关系：NaCH3COOOHH。(2)当溶液呈中性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相当于CH3COONa没水解。守恒关系：(物料守恒)CH3COONa；(质子守恒)OHH；(电荷守恒)CH3COOOHNaH。大小关系：NaCH3COOOHH。(3)当溶液呈酸性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合物，相当于CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸。大小关系：CH3COONaHOH。
18、(4)强碱弱酸盐碱过量，溶质是CH3COONa和NaOH的混合物。大小关系：NaCH3COOOHH或NaCH3COOOHH或NaOHCH3COOH。【典例9】常温下，下列有关各溶液的叙述正确的是()ApH7的溶液中不可能存在醋酸分子B20 mL 0.1 molL1的醋酸钠溶液与10 mL 0.1 molL1的盐酸混合后溶液显酸性：CH3COOClHCH3COOHC0.1 molL1醋酸的pHa,0.01 molL1的醋酸的pHb，则a1bD已知酸性HFCH3COOH，pH相等的NaF与CH3COOK溶液中：NaF7，其中存在醋酸分子，选项A不正确；选项B中两者发生反应后溶液中的溶质为等浓度的醋
19、酸、氯化钠和醋酸钠，醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶液显酸性，正确的关系为CH3COOClCH3COOHH，B错；对于弱电解质溶液，溶液越稀越容易电离，0.01 molL1醋酸的电离程度大于0.1 molL1醋酸的电离程度，因此选项C正确；根据电荷守恒，在NaF溶液中NaFOHH，在CH3COOK溶液中KCH3COOOHH，由于两溶液的pH相等，因此有NaFKCH3COO，D错。答案C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)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
20、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(C
21、l)，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10】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SO比原来的大B溶液中无沉淀析出，溶液中Ca2、SO都变小C溶液中析出CaSO
22、4固体沉淀，溶液中Ca2、SO都变小D溶液中无沉淀析出，但最终溶液中SO比原来的大解析本题是一道考查沉淀溶解平衡的图像题。由题意知，Ksp(CaSO4)Ca2SO3.0103 molL13.0103 molL19106 mol2L2，CaSO4饱和溶液中Ca2SO3.0103 molL1。加入400 mL 0.01 molL1 Na2SO4溶液后，Ca26104 molL1，SO8.6103 molL1，Qc(Ca2)c(SO)6104 molL18.6103 molL15.16106 mol2L2Ksp(CaSO4)，所以溶液中无CaSO4沉淀产生，则D正确。答案D2沉淀溶解平衡的应用难溶电
23、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QS(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，AgY1.0106 molL1。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)S(AgY)S(AgZ)(2)减小(3)1.0106 molL1(4)能，因为Ksp(AgZ)Ksp(AgY)
