高考化学（人教版）总复习专题9电解质溶液课件

1、专题九 电解质溶液,考情分析:电解质溶液是高考中考点分布较多的内容之一,题型主要有选择题和填空题,其考查内容主要有: (1)外界条件对弱电解质电离平衡的影响 (2)酸碱混合后溶液酸碱性的判断及pH的简单计算 (3)电解质溶液中离子浓度的大小比较 (4)盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干灼烧后产物的判断,热点题型突破,从高考命题的变化趋势来看,溶液中离子浓度的大小比较是主流试题此类题目仍是今后高考命题的热点这类题目考查的内容既与盐的水解有关,又与弱电解质的电离平衡有关题目不仅偏重考查粒子浓度大小顺序,而且还侧重溶液中的各种“守恒”(电荷守恒物料守恒)关系的考查,从而使题目具有一定的综合性灵活性和技巧性,考点1 弱电解质的电离平衡 电离平衡是一种动态平衡,当溶液的温度浓度以及离子浓度改变时,电离平衡都会发生移动,符合勒夏特列原理,其规律是: (1)浓度:浓度越大,电离程度越小在稀释溶液时,电离平衡向右移动,而离子浓度一般会减小,(2)温度:温度越高,电离程度越大因电离是吸热过程,升温时平衡向右移动 (3)同离子效应:如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,增大了CH3COO-浓度,平衡左移,电离程度减

2、小;加入适当浓度盐酸,平衡也会左移 (4)加入能反应的物质,实质是改变浓度如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液,平衡右移,电离程度增大,考点2 溶液的酸碱性及pH的计算 1.溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+)c(OH-) 酸性 c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)c(OH-) 碱性,(1)pH相同的酸(或碱),酸(或碱)性越弱,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,则强酸溶液pH变化大;碱也如此 (3)酸与碱的pH之和为14,等体积混合时溶液的pH 若为强酸与强碱,则pH=7; 若为强酸与弱碱,则pH7; 若为弱酸与强碱,则pH7,(4)等体积的强酸(pH1)和强碱(pH2)混合时溶液的酸碱性 若二者的pH之和为14,则溶液呈中性,pH=7; 若二者的pH之和大于14,则溶液呈碱性; 若二者的pH之和小于14,则溶液呈酸性,2.溶液pH的计算 (1)酸性溶液 先求溶液中氢离子浓度即c(H+),然后求溶液的pH c(H+)的计算式为: 强酸HnA:c(H+)=nc(酸) 强酸稀释:c(H+)= 强酸混合:c(H+)

3、=,强酸与强碱混合:,(2)碱性溶液 先求c(OH-),再根据KW求c(H+),再由-lgc(H+)可得pH 强碱M(OH)n:c(OH-)=nc(碱) 强碱稀释:c(OH-)= 强碱混合:c(OH-)= 强酸与强碱混合: c(OH-)=,3.稀释后溶液pH的变化规律 (1)对于强酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH增大n个单位,即pH=a+n(a+n7) (3)对于弱酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH的范围是apHa+n(即对于pH相同的强酸与弱酸稀释相同倍数,强酸pH变化的程度大),(4)对于弱碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH的范围是b-npHb(即对于pH相同的强碱与弱碱稀释相同倍数,强碱pH变化的程度大) (5)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数,pH变化也不同,其结果是强酸稀释后,pH增大比弱酸多(强碱弱碱类似),考点3 盐类的水解及应用 1.分析盐溶液的酸碱性,并比较酸碱性的强弱如等浓度的Na2CO3NaHCO3溶液均呈碱性,且碱性Na2CO3NaHCO3 2.配制某些能水解的盐溶液时要防止水解如配制FeCl3溶液,要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 3

4、.泡沫灭火剂的反应原理: Al3+3HCO-3Al(OH)3+3CO2,4.施用的氮肥是铵盐时不宜与草木灰混合使用 5.明矾净水:明矾溶于水,生成胶状物氢氧化铝,能吸附水里悬浮的杂质,并形成沉淀使水澄清 6.热的纯碱溶液有较好的去油污效果因为升温能促进盐类的水解,使纯碱溶液的碱性增强,去油污的效果更好 7.将活泼金属放在强酸弱碱盐的溶液里,会有气体逸出例如将少量镁条放入NH4Cl溶液中有H2放出,8.判断溶液中离子能否大量共存时,需要考虑盐类的水解如Al3+与 因发生双水解而不能大量共存 9.分析某些盐溶液不能用蒸发结晶法获得的原因如将AlCl3溶液蒸干灼烧得到Al2O3而不是AlCl3,考点4 溶液中粒子浓度大小的比较 1.类别 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析,如在H3PO4溶液中:c(H+)c(H2PO-4)c(HPO )c(PO ) (2)多元弱酸的正盐溶液 根据弱酸根的分步水解分析,如Na2CO3溶液中:c(Na+)c(CO )c(OH-)c(HCO-3)c(H2CO3),(3)不同溶液中同一离子浓度的比较 要看溶液中其他离子对其的影响,如相同物质的量浓度的下列溶液中:N

5、H4ClCH3COONH4NH4HSO4,NH4Al(SO4)2,c( )由大到小的顺序是,(4)混合溶液中各离子浓度的比较 混合溶液中各离子浓度比较时,首先看是否发生化学反应,再看弱电解质的电离和盐类的水解等,最后考虑对电离和水解的促进和抑制作用如在0.1 mol/L的NH4Cl和0.1 mol/L的氨水混合溶液中,各离子浓度的大小顺序为c(NH+4)c(Cl-)c(OH-)c(H+)在该溶液中,NH3H2O的电离与NH+4的水解互相抑制,NH3H2O的电离因素大于NH+4的水解因素,溶液呈碱性:c(OH-)c(H+),同时c(NH+4)c(Cl-),2.有关守恒关系 (1)电荷守恒 电解质溶液呈电中性,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溶液中存在如下关系:c(Na+)+c(H+)=c( )+c(OH-)+2c( ) (2)物料守恒 电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但遵循原子守恒如K2S溶液中有如下守恒关系:c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S),(3)质子守恒 电解质溶液中,由于电离水解等过程的发生,往往存在质子(

6、H+)的转移,但转移过程中质子数量保持不变,称为质子守恒如在NaHS溶液中,存在NaHS的电离和水解,H2O的电离,其质子转移情况可作如下分析:,根据质子守恒有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-),即c(H2S)+c(H+)=c(S2-)+c(OH-),考点5 中和滴定 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)的实验方法 2.原理 n(H+)=n(OH-),关键:准确测定参加反应的两种溶液的体积;准确判断中和反应是否恰好完全反应,3.仪器 (1)酸式滴定管:不能盛放碱液; (2)碱式滴定管:不能盛放酸液或强氧化性溶液; (3)锥形瓶铁架台滴定管夹烧杯 4.指示剂 选择变色灵敏明显的作为指示剂,5.操作 准备:查漏洗涤润洗注液赶气泡调液面读数; 滴定:移取待测液,加指示剂23滴,滴定判断终点,读数; 计算:取两次或多次消耗标准液体积的平均值依方程式求待测液浓度,6.中和滴定的误差分析方法 以标准盐酸滴定NaOH溶液为例,判断滴定误差原理: V(HCl)c(HCl)=V(NaOH)c(NaOH)c(NaOH)=,一、弱电解质的电离平衡,

7、二、盐类的水解, 探究点一 溶液的酸碱性及pH计算,1pH的使用及计算中的几个误区 (1)pH7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH7的溶液才呈中性，当在100 时，水的离子积常数为11012，此时pH6的溶液为中性溶液，pH6时为碱性溶液，pH6时酸性溶液。 (2)使用pH试纸测溶液pH时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。,(3)水的离子积常数表达式KWc(H)c(OH)中H和OH不一定是水电离出来的。c(H)和c(OH)均指溶液中的总浓度。任何水溶液中都存在这一关系，因此，在酸溶液中酸本身电离出来的H会抑制水的电离，而在碱溶液中，碱本身电离出来的OH也会抑制水的电离。而在含有弱酸根离子或弱碱阳离子的溶液中水的电离会受到促进，因为弱酸根离子或弱碱阳离子分别结合水电离出来的H和OH生成弱酸或弱碱。,专题九 要点热点探究,专题九 要点热点探究,变式题, 探究点二 溶液中的三个平衡电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡,变式题,变式题, 探究点三 溶液中的三个守恒物料守恒、电荷守恒以及质子守恒,变式题1,变式题2,专题九 要点热点探究,【备用理由】难溶电解质的溶度积为课标专有(新增)考查内容，近年来每年都有考查，应强化本部分训练，但本题在课堂上直接使用费时较长，故作为教师的参考用题。,

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