課件高三高考化學二輪復習專題八

1、第二局部 根本理論專題八 電解質(zhì)溶液和電離平衡目 錄備考提示 3專題備忘 4互動課堂 8返回目錄 ?考試大綱?中對這局部內(nèi)容的要求主要有： 1理解鹽類水解的原理；了解鹽溶液的酸堿性；理解影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素；理解弱電解質(zhì)的電離與鹽的水解的內(nèi)在聯(lián)系，能根據(jù)這種聯(lián)結關系進行辯證分析。2能用電離原理、鹽類水解原理分析比較溶液的酸堿性強弱，判斷溶液中某些離子間濃度大小，解決一些實際問題。近幾年考查這方面內(nèi)容的試題在高考所占的比例較大。 備考提示返回目錄 1強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較 專題備忘強電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度完全部分電離平衡無、不可逆有、可逆過程表示溶液中存在的粒子（水分子不計）只有電離出的

2、陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出的陰、陽離子(少部分)，又有電解質(zhì)分子(大部分)電離方程式H2SO4 2H+ +CaCl2 Ca2+ +2ClNH3H2O +OHH2S H+ +HS，HS H+ +S2-實例絕大多數(shù)的鹽(包括難溶性鹽)強酸: H2SO4、HCl、HClO4等強堿: Ba(OH)2、Ca(OH)2等弱酸：H2S、CH3COOH、H2SO3、H2CO3等弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等返回目錄 2影響電離平衡的因素 (1)越熱越電離：電離是吸熱過程, 因此, 升高溫度使平衡向右移動。 (2)越稀越電離：稀釋弱電解質(zhì)溶液，平衡向右移動。 (3)同離子效應：

3、增大陰、陽離子的濃度，平衡向左移動； 減小陰、陽離子的濃度，平衡向右移動。 (4)參加能反響的物質(zhì) CH3COOH CH3COO+H+；H0 項目平衡移動方向c(H+)H+數(shù)目導電能力加水稀釋向右減小增多減弱升高溫度向右增大增多增強加NaOH(s)向右減小減少增強加H2SO4向左增大增多增強加CH3COONH4(s)向左減小減少增強加金屬Mg向右減小減少增強專題備忘返回目錄 3水的電離平衡 (1)影響Kw的因素 Kw與溶液中c(H+)、c(OH)無關，與溫度有關。 水的電離為吸熱過程，所以當溫度升高時，水的電離程度增大，Kw也增大。 例如100 ，1 L H2O有10-6 mol電離，此時水的

4、離子積常數(shù)為Kw=10-610-6=10-12。 (2)影響水的電離平衡因素 專題備忘返回目錄 4鹽類的水解 1水解規(guī)律:有弱能水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性。 2鹽類水解的影響因素 內(nèi)因：越弱越水解 外因：符合勒夏特列原理 溫度: 升溫促進水解；濃度: 稀釋促進水解；酸堿性的影響。 專題備忘返回目錄 1掌握本章知識網(wǎng)絡互動課堂返回目錄 例1詳見學生用書 2掌握化學平衡與其他平衡之間的關系 知識內(nèi)容與化學平衡之間的聯(lián)系弱電解質(zhì)的電離電離平衡實質(zhì)上就是一種化學平衡，可以用化學平衡移動原理對弱電解質(zhì)的電離平衡作定性的、或定量的分析。根據(jù)電離度大小可比較弱電解質(zhì)相對強弱，根據(jù)相

5、應鹽的水解程度也可比較弱電解質(zhì)的相對強弱水的電離水是一種很弱的電解質(zhì)，加酸、加堿會抑制水的電離，升高溫度會促進水的電離。Kw=c(H+)c(OH)是水的電離平衡的定量表現(xiàn)，H+、OH濃度可以用這個關系進行換算鹽類水解鹽類水解（如F+H2O HF+OH）實質(zhì)上可看成是兩個電離平衡移動的綜合結果：水的電離平衡向正方向移動（H2O H+ +OH），另一種弱電解質(zhì)的電離平衡向逆方向移動（HF F+H+）。也可以看成是中和反應的逆反應，升高溫度會促進水解中和滴定水的電離程度很小，H+ +OH H2O的反應程度很大，所以可以利用這個反應進行中和滴定實驗，測定酸或堿溶液的濃度互動課堂返回目錄 例2 2021

6、全國理綜乙酸HA的酸性比甲酸HB弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol/L的NaA和NaB混合溶液中，以下排序正確的選項是 Ac(OH)c(HA)c(HB)c(H+) Bc(OH)c(A)c(B)c(H+) Cc(OH)c(B)c(A)c(H+) Dc(OH)c(HB)c(HA)c(H+) 解析 酸越弱，對應的鹽的水解程度越大，故同濃度的NaA和NaB，前者水解程度更大，因此其溶液中HA的濃度更大一些。鹽類的水解一般來說是一種比較弱的反響，鹽溶液中水解生成的分子的濃度要遠小于原來的鹽電離出的離子的濃度。又因為鹽類水解的實質(zhì)是陰離子或陽離子結合了水電離出的氫離子或氫氧根離子，使得其相應濃度劇烈減小

7、，一般的，要小于生成的弱電解質(zhì)分子的濃度。 點評 考查電解質(zhì)溶液中酸的電離、鹽類的水解等知識。 A互動課堂返回目錄 3pH計算、測定與酸堿中和滴定 有關溶液pH計算： 計算原那么：酸按c(H+)計算，堿按c(OH)計算 強酸混合： 強堿混合：c(OH)= 強強混合：先判斷溶液酸堿性再列式計算 兩強混合呈中性： 互動課堂返回目錄 例3 取濃度相等的NaOH和HCl溶液，以32體積比相混合，所得溶液的pH等于12，那么原溶液的濃度為 A0.01 mol/L B0.017 mol/L C0.05 mol/L D0.50 mol/L 互動課堂解析 設原溶液物質(zhì)的量濃度為c mol/L, V(NaOH)=3 L V(HCl)=2 L,混合溶液體積為5 L, 兩者混合后反響, 所得溶液pH=12,那么c(OH)=10-2 mol/L 3 Lc mol/L-2 Lc mol/L=10-2 mol/L5 L，c = 0.05 mol/L 點評 酸堿中和反響的計算是高中化學計算重點