2017年高考化学最后冲刺复习电解质溶液

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1、电解质溶液命题趋向电解质溶液部分内容与旧大纲相比有一定的变化，删除了“了解非电解质的概念”，增加了“了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质”，降低了弱电解质电离平衡的要求层次，对pH、盐的水解的知识进行了具体的要求，将原化学计算中的“pH的简单计算”放在这部分的要求之川。弱电解质的电离平衡、溶液的酸碱性和pH的计算、盐类的水解及其应用等知识是高考化学中的热点内容，常见的题型是选择题，也有填空题和简答题。题目的考查点基于基础知识突出能力要求，并与其他部分知识（如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计

2、算等）联系。【知识归纳】（一）强弱电解质及其电离1.电解质、非电解质的概念电解质：在水溶液屮或熔融状态时能够导电的化合物。非电解质：在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物。注意：①单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；②CO2、NH：＜等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身；③难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化吋能导电，也是电解质。2.电解质的电离（1）强电解质如NaCK1ICKNaOI［等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓

3、度可根据电解质浓度计算出来。（2）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如25°C时0.lniol/L的CHbCOOH溶液中,CHsCOOH的电离度只有1.32%,溶液中存在较大量的比0和CM00H分子，少量的HCH；iCOO_和极少量的01「离子。（3）多元弱酸如IbCO：,还要考虑分步电离：比0）3=H'+HCOa；HCOs—H，+C0：广。3.弱电解质的电离平衡（1）特征：①动：u（电离）=u（结合）的动态平衡；②定：条件一定，分子和离子浓度一定；③变：条件改变，平衡破坏，发生移动。（2）影响因素（

4、以CHsCOOH^CHsCOO■+F为例）①浓度：加水稀释促进电离，溶液+/7（H1）增大，c（H）减小②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CHBCOONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。4.电离平衡常数（Q-一电解质电离程度相对大小一种参数（1）计算方法：对于一元弱酸HA—H'+A,平衡时，k=c（H「）c（A-）c（HA）对于一元弱碱M0H=W+0H「，平衡时，k=cM）c（°H）c（MOH）（2）电离平衡常数的化学含义：《值越大，

5、电离程度越大，相应酸（或碱）的酸性（或碱性）越强。（3）影响电离平衡常数的因素：&值只随温度变化。（二）水的电离和溶液的凶1.水的离子积（1）定义H，0=H++OH_；△Q0,心二c（Hj・c（OH'）（2）性质①在稀溶液中，佝只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。②在其它条件一定的情况下，温度升髙，张增大，反Z则减小。③溶液中H20电离产生的c（H）=c（OH）④在溶液中，屁中的c（OH「）、c（Hj指溶液中总的离子浓度。酸溶液中c（H+）=c（lD（酸）+c（I「）（水）~q（H+）（酸）,c（

6、H+）（水）=c（OH,碱溶液中c（OH）=c（OH_）（W+c（0ID（水）~q（0I1）（碱），c（OH）（水）二個；盐溶液显中性时c（Hj=c（OH）二c（H）（水）=c（OH）（水）,水解显酸性时c（H＞c（H）（水）二c（OH）（水）＞c（OH）,水解显碱性时c（OH）=c（OH）（水）=c（H‘）（水）＞c（H）。2.溶液的pH（1）定义pH=-lg［tf］,广泛pH的范围为0〜14。注意：当溶液屮［川］或［0H］大于lmol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。（2）pH、c（H'）与溶液酸碱性的

7、关系pH(25°C)c（H）与c（OH）关系（任意温度）溶液的酸碱性pH<7c(H')>c»(OH)溶液呈酸性，PH=7c(H+)=c(OH)溶液呈屮性pH>7e(H')

8、数）强碱溶液,pH（稀释）=pH（原来）-lg/7（/7为稀释的倍数）酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7,且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7,且仍大于7。pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算酸过量一c（HjfpH恰好完全反应，pH二7碱过量c（OH「）-*c（H4）-*p