第8讲 电解质溶液

高频考点突破

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pH>7; 若为弱酸与强碱,则pH<7

(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: ①强酸HnA:c(H+)=n×c(酸) c ( H )酸 V酸 ②强酸稀释:c(H+)= V稀 ③强酸混合:c(H+)= c( H )1 V1 c( H ) 2 V2

V1 V2

④强酸与强碱混合:

c( H )酸 V酸 c(OH )碱 V碱 c H V碱 V酸

(2)碱性溶液 先求c(OH-),再根据KW求c(H+),再由-lg[c(H+)]可得pH

①强碱M(OH)n:c(OH-)=n×c(碱)②强碱稀释:c(OH-)= ③强碱混合:c(OH-)= ④强酸与强碱混合: c(OH-)=

c (OH )碱 V碱 V稀

c1 (OH )V1 c2 (OH )V2 V1 V2

c (OH )碱 V碱 c( H )酸 V酸 V碱 V酸

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+n<7) (2)对于强碱溶液(pH=b)每稀释10n倍,pH减小n个单位,即 pH=b-n(b-n>7) (3)对于弱酸溶液(pH=a)每稀释10n倍,pH的范围是 a<pH<a+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bn<pH<b(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

Na2CO3 NaHCO3溶液均呈碱性,且碱性Na2CO3>NaHCO3 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.泡沫灭火剂的反应原理:

Al3++3HCO-3=Al(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 HCO 因发生双水解而不能大量共存 3

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(H2PO4)>c(HPO2 4 3 4

)>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 3 )>c(OH-)>c(HCO-3)>c(H2CO3) 2