高考化学专题复习——电解质溶液 13页

第八单元 电解质溶液 一、电离平衡 1．电解质与非电解质 （1）概念 电解质：在熔融状态或溶液状态下能导电的化合物 非电解质：在熔融状态和溶液状态下都不能导电的化合物 [讨论] 1．如何用实验区分电解质与非电解质？ 2．金属 Cu 常用作导线，NH3 的水溶液能导电，能否 Cu 、NH3 说明是电解质？ 3．总结金属导电与电解质导电的区别。 （2）电解质溶液的导电其实质是电解质溶液的电解过程，其导电能力的大小取决于离子 浓度的大小。 [讨论] 1．如何区别离子化合物和共价化合物？ 2．在 0.1mol/LBa(OH)2 溶液中逐滴滴入 0.1mol/LH2SO4 溶液，溶液的导电能力将 如何变化？试画出草图。 3．强电解质溶液的导电能力是否一定比弱电解质溶液强？ 2．强电解质与弱电解质 （1）概念 强电解质 弱电解质 电离程度 完全电离 部分电离 化合物类型 离子化合物、 强极性键的共价化合物 某些弱极性键的共价化合物 电离过程 不可逆、不存在平衡 可逆、存在电离平衡 溶液中的微粒 阴、阳离子 阴、阳离子，电解质分子 实例 强酸、强碱、大多数盐 弱酸、弱碱、水等 [讨论] 如何用简单实验来证明醋酸是弱酸？ ① ② ③ ④ …… （2）电离与电离方程式 [例 1]写出下列物质在水中发生电离的方程式 NaCl、HCl、CH3COOH、NH3·H2O、H2CO3、H3PO4、Al(OH)3 3．弱电解质的电离—电离平衡 （1）电离平衡 在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时， 电离过程就达到了平衡状态，称为电离平衡 （2）影响电离平衡的因素 ①浓度 同一弱电解质，通常是溶液越稀，电离程度越大 ②温度 升高温度，电解质的电离程度增大 ③外加试剂的影响 [例 2] 对于 0.1mol/LCH3COOH 溶液，采用何种措施，能使醋酸的电离程度减小而溶液的 pH 值增大的是 A.加入一定体积的 0.1mol/L 的 NaOH 溶液 B.加入等体积的水 C.加入少量固体醋酸钠 D.加热 二、水的电离、溶液的 pH 值 研究电解质溶液时往往涉及到溶液的酸碱性，而溶液的酸碱性与水的电离有着密切的 联系。 1．水的电离、水的离子积 （1）水是一个极弱的电解质。存在极弱的电离： H2O H++OH- 或 H2O+H2O H3O++OH- 其特点是自身作用下发生的极微弱的电离，类似的还有：2NH3 NH2－+NH4+ （2）水的离子积 在 25℃时，纯水中的 c(H+)=c(OH－)=10－7mol/L ①Kw= c(H+)·c(OH－)=10－14 ②水的离子积适用于所有稀的水溶液，而不论其是酸性、碱性或中性溶液 ③水的离子积随温度升高而增大 [讨论] 1．计算 25℃时，纯水中平均多少个水分子中有 1 个水分子发生电离。 2．温度对水的离子积的影响如何？ 3．下列物质加入纯水中，如何影响水的离子积？如何影响水的电离？ ①HCl ②NaOH ③NaNO3 ④NH4Cl ⑤CH3COONa （3）影响水的电离的因素 ① 纯水中加入酸或碱，抑制水的电离，由水电离出的 H+和 OH－等幅减小。 ② 纯水中加入能水解的盐，促进水的电离，由水电离出的 H+和 OH－等幅增大。 ③ 任何电解质溶液中的 H+和 OH－总是共存的，c(H+)和 c(OH－)此增彼减，但 c(H+)·c(OH－) 仍为常数。在 25℃时，Kw=10－14。 2．溶液的酸碱性、pH 值 （1）溶液的酸碱性 （2）溶液的 PH 值 溶液的酸碱性 c(H+)与 c(OH-)的关系 c(H+)与 10-7mol/L 的关系 pH 大小 酸性 中性 碱性 小结：在酸性溶液中，c(H+)越大，酸性越 ，pH 越 ；在碱性溶液中，c(OH-)越 大，碱性越 ，pH 越 。 （3）pH 试纸的使用方法 取一片干燥的 pH 试纸于 上，用干燥的 蘸取待测溶液点在 pH 试纸上，观察试纸的颜色，与 对照。 （4）酸碱指示剂 3．溶液 PH 值的计算 ⑴、强酸、强碱溶液 [例 3] ①求 0.05mol/L H2SO4 溶液的 pH；②求 0.1mol/L KOH 溶液的 pH； ⑵、弱酸、弱碱溶液 [例 4] ①求 0.1mol/L 醋酸溶液的 pH，已知其电离度α=1.32%； ②已知常温下 0.1mol/L 氨水的电离度为 1.33%，求 pH； [讨论] pH 相同的一元强酸与一元弱酸的 c(H+)关系如何？ 溶液的物质的量浓度关系如何？ ⑶、强酸、强碱溶液的稀释 [例 5] ①将 0.1mol/L 的盐酸稀释成原体积的 10 倍，求稀释后溶液的 pH； ②将 pH=5 的盐酸分别稀释成原体积的 10 倍、1000 倍，求稀释后溶液的 pH ⑷弱酸、弱碱溶液的稀释 [例 6] ①将 pH =1 的醋酸稀释成原体积的 10 倍，求稀释后溶液的 pH 与 2 的关系； ②将 pH=11 的氨水稀释成原体积的 10 倍，求稀释后溶液的 pH 与 12 的关系 [讨论] pH 相同的一元强酸与一元弱酸稀释相同的倍数，pH 变化情况如何，为什么？ ⑸、酸或碱混合溶液（忽略溶液体积的变化） [例 7] ①将 pH 均为 1 的盐酸和硫酸以体积比 1∶2 混合，求混合后溶液的 pH； ②将 0.1mol/L 的盐酸与 0.1mol/L 的 H2SO4 等体积混合，求混合后溶液的 pH [例 8] ①将 pH=13 的 NaOH 与 pH=10 的 NaOH 溶液等体积混合，求混合后溶液的 pH； ②将 0.1mol/L 的 NaOH 溶液与 0.05mol/L 的 Ba(OH)2 溶液等体积混合，求混合后溶液的 pH ⑹、酸和碱混合溶液（忽略溶液体积的变化） [例 9] ① 99mL0.5mol/L 的 H2SO4 和 101mL1mol/L 的 NaOHaq 混合，求混合后溶液的 pH； ② pH=3 的盐酸与 pH=9 的 NaOH 溶液混合成中性溶液，求所加酸和碱的体积比。 三、盐类的水解 我们知道，盐溶液不一定是中性的溶液，其原因是由于盐类的水解。 1．盐类水解的实质 组成盐的弱碱阳离子（用 M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用 R-表示） 能水解显碱性。 M+ + H2O MOH + H+ 显酸性 R- + H2O HR + OH- 显碱性 在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH－结合生成弱电解质的反应，叫~。 2．各类盐水解的比较 盐类 举例 能否水解 对水的电离 平衡的影响 c(H+)与 c(OH-)比较 酸碱性 强碱弱酸盐 CH3COONa Na2CO3 能 促进 c(H+)＜c(OH-) 碱 Na2S 强酸弱碱盐 NH4Cl Al2(SO4)3 能 促进 c(H+)＞c(OH-) 酸 强酸强碱盐 NaCl K2SO4 否 无影响 c(H+)＝c(OH-) 中 3．水解规律 （1）强酸强碱盐 不水解 水溶液呈中性 如 NaCl、KNO3 （2）强碱弱酸盐 能水解 水溶液呈碱性 如 Na2S、Na2CO3 （3）强酸弱碱盐 能水解 水溶液呈酸性 如 NH4NO3 （4）弱酸弱碱盐 能水解 谁强显谁性 如 NH4Ac 显中性、(NH4)2S 显碱性 （写出上述所举盐的水解离子方程式） （5）两种离子同时水解 ①相同类型的离子同时水解 ②阴阳离子同时水解 ③双水解 （6）酸式盐的水解： 溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。 ①阴离子是强酸根，如 NaHSO4 不水解 NaHSO4 = Na++H++SO42- 本身电离出 H+，呈酸性。 ②阴离子以电离为主：如 H2PO4-、HSO3- NaH2PO4 = Na++H2PO4- H2PO4- H++ HPO42- （主要，大）呈酸性 H2PO4- +H2O H3PO4 + OH— （次要，小） ③阴离子以水解为主：HCO3-、HS-、HPO42- HCO3— +H2O H2CO3 + OH— (主要，大)呈碱性 HCO3— H+ +CO32—（次要，小） 4、注意事项 （1）盐类水解使水的电离平衡发生了移动（促进），并使溶液显酸性或碱性。 （2）盐类水解是可逆反应，离子方程式用“ ”符号 （3）多元酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主。多元碱的盐也是分步水解 的，由于中间过程复杂，可写成一步。 （4）一般盐类水解的程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生 分解，在书写离子方程式时，一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物如“H 2CO3 、 NH3·H2O”写成其分解产物的形式。 5、影响水解的因素 （1）内因 盐本身的性质，“越弱越水解”。 （2）外因 ①温度 升高温度促进水解 ②浓度 加水稀释，水解程度增大 ③溶液的 pH 改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这种改变的方 向移动。 6、水解应用 （1）利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理，制泡沫灭火器 （2）配制溶液时抑制水解：（浓度的影响）以 FeCl3、CuSO4 为例加以说明。 （3）热水碱溶液去油污（温度的影响 （4）判断溶液的酸碱性或弱电解质的相对强弱 （5）比较溶液中离子浓度的大小 [例 10]、配制 FeCl2 溶液时，即要加 ，其作用是 ； 又要加 ，其作用 [例 11]、把 AlCl3 溶液蒸干后在灼烧，，最后得到的主要固体产物是 ， 其理由是（用化学方程式表示，并配以必要的文字说明） [例 12]、实验室所有下列试：①NaOH 溶液、②水玻璃、③Na2S 溶液、④Na2CO3 溶液⑤ NH4Cl 溶液、⑥ 澄清的石灰水、⑦ 浓硫酸，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是 A、①⑥ B、①②③④⑥ C、①②③⑥ D 、①②③④ [例 13]、为了除去氯化镁酸性溶液中的 Fe3+离子，在加热搅拌的条件下加入一种试剂，过 滤后在加入适量盐酸。这种试剂是 A、氧化镁 B、氢氧化镁 C、碳酸钠 D、碳酸镁 7、盐溶液中离子浓度大小的比较 电解质溶液中离子浓度大小的比较，涉及到的知识点有电解质电离、弱电解质电离平 衡、盐类的水解、离子间的相互作用等。在比较溶液中离子浓度大小时，应根据不同的类 型进行分析、解答。同时还经常用到电解质溶液中的两个重要的平衡关系——“电荷守恒” 和“物料平衡”。 “电荷守恒” 电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带 的负电荷总数。 原理：电解质溶液不显电性。所以正电荷总数=负电荷总数 例 1、表示下列溶液中存在的电荷守恒式 CH3COONa 溶液 NH4Cl 溶液 Na2CO3 溶液 H3PO4 溶液 小结： “物料平衡” 某一分子或离子的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度 之和 例 2（1）在 c mol/L 的 NaHCO3 溶液中 （2）在 c mol/L 的 NH4Cl 溶液中 （3）在 NaCl ~ NH4Cl 溶液中 例 3 根据水解程度的差异，判断下列溶液中各离子浓度的大小，并列出电荷守恒，物料平 衡关系式 （1）0.1 mol/L 的 NaF 溶液 （2）0.1 mol/L 的 Na2CO3 溶液 以下讨论多元弱酸及其盐溶液 例 4、0.1 mol/L 的 H3PO4 溶液 例 5、0.1 mol/L 的 Na3PO4 溶液 例 6、0.1 mol/L 的 NaHCO3 溶液 以下讨论混合溶液 例 7、（1）所含溶质物质的量之比为 1：1 的 NH4Cl 和 NH3·H2O 混合溶液 （2）所含溶质物质的量之比为 1：1 的 CH3COOH 和 CH3COONa 混合溶液 例 8、0.1 mol/LCH3COOH 和 0.1 mol/LNaOH 溶液等体积混合，分析反应后溶液中离子浓 度大小情况及溶液的酸碱性。 例 9、0.1 mol/LCH3COOH 和 0.1 mol/LNaOH 溶液混合后所得溶液呈中性，消耗 CH3COOH 的体积 V1 和消耗 NaOH 的体积 V2 之间的关系：V1 V2，溶液中离子浓度大小关系：c(Na+) c(CH3COO-)；c(H+) c(OH-) 例 10、pH=2 的 CH3COOH 和 pH=12 的 NaOH 溶液等体积混合，分析反应后溶液中各离子 浓度大小情况及溶液的酸碱性。 四、中和反应及中和滴定 1．中和反应的实质和中和反应的离子方程式 [思考] ⑴中和反应的实质是什么？ ⑵中和反应能否都用 H++OH-=H2O 表示？强酸与强碱中和呢？ 2．中和滴定的原理 3．滴定曲线与指示剂 0.1mol/LNaOH100mL 溶液逐滴滴入 0.1mol/LHCl 溶液中，溶液 pH 与加入的 NaOH 溶 液体积 VNaOH 的关系图为 在接近终点时，溶液 pH 由 4.3～9.7 的突跃范围内，氢氧化钠溶液的体积只相差了 0.02mL，与正好反应的 100.00mL 只相差 0.1mL，误差为 1%，已满足滴定的误差要求。 [思考] 当用酚酞作指示剂时，终点时溶液颜色如何变化？能满足实验要求吗？ 4．滴定过程 （1）滴定前的准备 ①滴定管：检漏→洗涤→润洗→注液→排气泡→调液面→读数→记录 ②锥形瓶：水洗（不能用待测液润洗） ③移液管：水洗→润洗 （2）滴定 左手操纵滴定管，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化 （3）数据处理 5．误差分析 原理： （1）读数 （2）洗涤 （3）气泡 （3）杂质 [讨论] ⑴用已知浓度的盐酸来测定未知浓度的 Na2CO3 溶液浓度，若配制 Na2CO3 溶液时， 所用 Na2CO3 中分别含有 ① NaOH ② NaCl ③ NaHCO3 ④ K2CO3 等杂质时，使测 定结果偏低的是 A. ① B. ② C. ②③ D. ②③④ ⑵用 KIO3 可测出某试样中含有的还原性物质，如 Fe2+、SO32-等，自身被还原生成 I2， 可选用什么作为指示剂？ ⑶用酸性 KMnO4 滴定某些还原性物质如草酸时，可选用什么指示剂？为什么？终点 现象如何？ kV VCC ⋅⋅= 待 标标 待 五、原电池 1．概念 把化学能转化为电能的装置。 2．原电池的构成条件 ⑴两个活泼性不同的电极（金属、非金属或金属氧化物） ⑵电解质溶液（一般与活泼性强的电极发生氧化还原反应） ⑶形成闭合回路（或在溶液中接触） ⑷存在一个自发的氧化还原反应 3．电极、电极反应、总反应 一般活泼金属失电子，做为负极，发生氧化反应；另一电极为正极，溶液中的阳离子 在其表面得电子或电极本身得电子，发生还原反应。 例 1、把 a、b、c、d 四块金属片浸入稀 H2SO4 中，用导线两两相连组成原电池。若 a、 b 相连时，a 为负极；c、d 相连时，电流由 d 到 c；a、c 相连时，c 极上产生大量气泡；b、 d 相连时，b 上有大量气泡产生，则四种金属的活动性顺序由强到弱的顺序为 A、a＞b＞c＞d B、a＞c＞d＞b C、c＞a＞b＞d D、b＞d＞c＞a 例 2、实验室制氢气，用纯 Zn 还是含杂质的粗 Zn 快，为什么？如只有纯 Zn 片，可采 取什么措施？ 例 3、（1）今有 2H2+O2==2H2O （KOH 溶液）反应，构成燃料电池，则负极通的气体 应该是 ，正极通的气体是 ，电极反应是： 说明：书写电极反应时还应注意电解质溶液对电极反应产物的存在形式的影响。 （2）如把 KOH 改为稀 H2SO4 作为导电物质，则电极反应为： 两种情况下，反应进行后，其溶液的 pH 各如何变化？ （3）若把 H2 改为甲烷，KOH 作导电物质，则电极反应式为： 例 4、微型钮扣电池在现代生活中有广泛应用。有一种银锌电池，其电极分别是 Ag2O 和 Zn，电解质溶液是 KOH，电极反应为 Zn+2OH—2e-=ZnO+H2O Ag2O+H2O+2e-=2Ag+2OH- 总反应为：Ag2O+Zn=2Ag+ZnO A、在使用过程中，电池负极区溶液 pH 减小 B、在使用过程中，电子由 Ag2O 极经外电路流向 Zn 极 C、Zn 是负极，Ag2O 是正极 D、Zn 电极发生还原反应，Ag2O 极发生氧化反应 例 5、钢铁在干燥的空气中长时间不易腐蚀，但在潮湿的空气里却很快被腐蚀，为什么？ 4．化学电源 了解常见化学电源的构造、原理 5．金属腐蚀与防护 ⑴金属腐蚀是指金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的 过程。 ⑵由于与金属接触的介质不同，发生腐蚀的情况也不同。一般可分为化学腐蚀和电化 学腐蚀。 ①金属跟接触到的物质（如 O2、Cl2、SO2 等）直接发生化学反应而引起的腐蚀叫做化 学腐蚀。 ②不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属失电子而被 腐蚀。这种腐蚀叫做电化学腐蚀。 ⑶钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀。 ⑷金属的防护 六、电解和电镀 1．电解概念 电解池：实现电能向化学能转化的装置。 （在外加电场的作用下，使电解质发生氧化还原反应） 其基本原理是： 2．电极、电极反应、总反应 （1）电极：电解池中的电极由外接电源决定 与电源正极相连的电极为阳极 与电源负极相连的电极为阴极 （2）电极反应 阳极：①如为活动电极（除 Pt、Au 外的金属电极），则电极本身溶解 ②如为惰性电极（Pt、石墨），则阴离子按序放电 S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根（SO42-…等）>F- 阴极：阳离子的放电顺序：（可依据金属活动顺序确定） …>Ag+>…>Cu2+>…H+>…Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 3．电解规律 书写电极反应及总反应。 （1）只电解水 如：KOH、H2SO4、NaNO3 （2）只电解电解质 如：CuCl2、HCl （3）既电解水又电解电解质 如：NaCl、CuSO4、K2S （4）熔盐的电解 4．电解原理的应用 （1）电解饱和食盐水 实验现象：阳极，放出有刺激性气味的气体，该气体能使湿润的淀粉 KI 试纸变蓝 阴极，有无色无味的气体生成，阴极附近溶液变红。 电极反应、电极总反应。 （2）氯碱工业 ① 阳离子交换膜的特点； ② 离子交换膜电解槽的优点； ③ 如何由粗盐水精制食盐水。 （3）铜的电解精炼 阳极：粗铜板 阴极：纯铜片 电解质溶液：CuSO4（加少量 H2SO4） 电极反应 分析电解法除去粗铜板中杂质金属（如 Zn、Fe、Ni、Ag、Au 等）的原理。 （4）电镀 利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程。 阳极：镀层金属 阴极：待镀金属 电解液：含镀层金属阳离子的溶液 5．电化学的应用 （1）原电池原理的应用 ① 根据电极反应现象判断正负极，以确定金属的活动性。 正极：有气体产生，电极质量不变或增加； 负极：电极不断溶解，质量减少。 ② 分析金属腐蚀的快慢程度 作电解池的阳极＞作原电池的负极＞非电池中的金属＞作原电池的正极＞作电解池 的阴极 （2）电解规律的应用 ①判断电解液 pH 的变化 ②如何恢复电解质的浓度？