高三一轮复习水的离子溶液及盐的水解

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1、一、强电解质和弱电解质组成混合物单质物质非电解质电离程度纯净物化合物强电解质电解质弱电解质注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。）判断电解质强弱的方法：1.在相同浓度.相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。2.在相同浓度.相同温度下，比较反应速率的快慢。如：将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸溶液中，结果前者比后者快。3.浓度与pH的关系。如：0．1mol·L－1CH3COOH，其pH﹥1，则证明CH3COOH是弱电解质。4.测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈

2、碱性，则证明醋酸是弱酸。5.稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。例如，将pH=2的酸溶液稀释1000倍，若pH﹤5，则证明为弱酸；若pH=5，则证明为强酸。6.采用实验证明电离平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊变红，加入醋酸钠晶体，颜色变浅。7.利用强酸（或碱）制备较弱的酸（或碱）判断电解质的强弱。如将醋酸加入到石灰石中有二氧化碳产生，则说明酸性：CH3COOH﹥H2CO38.利用元素周期律进行判断，如非金属性：Cl﹥S﹥P﹥Si，则酸性：HClO4﹥H2SO4﹥H3PO4﹥H2SiO3；金属性：Na﹥Mg﹥Al，则碱性：NaOH﹥Mg（OH）2﹥Al（OH）3二、弱电解质的电离平衡1

3、.电离平衡概念：一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。2.特点：（1）“等”：v电离=v结合（2）“动”：动态平衡，v电离=v结合≠0（3）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化（是否相等？）（4）“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。3.影响电离平衡的因素（1）决定性因素——弱电解质的本性。（2）外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。若不指明温度，一般指25℃。其它因素——如改变p

4、H值等。（3）多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K1、K2、K3分别表示。如：磷酸的三个K值，K1>K2>K3，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。因此在说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式便可。多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。如：Cu(OH)2Cu2++2OH—5.电离方程式的书写高考资源网强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”。6.溶液的导电性与电解质强弱的关系三、水的电离和溶液的PH值1.水是极弱的电解质，原因能发生自电离H2O+H2OH

5、3O++OH－简写成H2OH++OH－，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响2.水的离子积——纯水及电解质稀溶液中（c≤1mol·L－1）有c()·c(H+)=Kw，Kw只受温度影响，常温时（25℃）Kw=1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100℃，Kw=1×10－123.溶液的pH（1）表示方法：pH=—lg{c（H+）}（适用范围：稀溶液）（2）测定方法：pH试纸、pH计、酸碱指示剂4.有关pH计算的解题规律（1）单一溶液的pH计算①强酸溶液，如HnA，设浓度为cmol·L－1，则c（H+）=ncmol·L－1，pH=—lg{c（

6、H+）}=—lgnc②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，则c（H+）=10—14/ncmol·L－1，pH=—lg{c（H+）}=14+lgnc（2）酸碱混合pH计算①适用于两种强酸混合c(H+)混=[c(H+)1V1+c(H+)2V2]/（V1+V2）②适用于两种强碱混合c(OH—)混=[c(OH—)1V1+c(OH—)2V2]/（V1+V2）③适用于酸碱混合，一者过量时：=c(OH—)混

7、c(H+)酸V酸—c(OH—)碱V碱

8、c(H+)混V酸+V碱说明：①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH=pH小+0.3②若两种强碱（pH之差大于2）等体积

9、混合，混合液pH=pH大—0.35.强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH的计算（1）强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n（2）弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则pHb—n（5）酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7说明：常温下弱酸（弱碱）用水稀释，当弱酸（弱碱）电离的H+（）浓度小于10—6mol·L－1时，计算稀释液的pH值，不