2018年高考化学考纲解读与热点难点突破专题7电解质溶液及其应用

专题7 电解质溶液 【2018年高考考纲解读】 1．了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。 2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。 3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 4．了解水的电离，离子积常数。 5．了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。 6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 7．了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。 【重点、难点剖析】 一、弱电解质的电离平衡 1．判断弱电解质的方法 (1)在浓度和温度相同时，与强电解质溶液做导电性对比试验。 (2)在浓度和温度相同时，与强电解质溶液比较反应速率快慢。 (3)配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0.01 mol·L－1)，测其pH。若pH＞2，则说明HA为弱酸。 (4)测定对应的盐溶液的酸碱性，如钠盐(NaA)溶于水，测其pH，若pH＞7，则说明HA为弱酸。 (5)稀释前后pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的酸溶液稀释1 000倍，pH<5，则证明该酸为弱酸。 (6)利用电离平衡证明。如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONa固体，颜色变浅。 (7)利用较强酸(碱)制取较弱的酸(碱)来判断电解质强弱。 (8)利用元素周期表同周期、同主族的递变性进行判断。 2．一元强酸与一元弱酸的比较 　　　酸 项目　　　　 相同物质的量浓度、相同体积 相同pH、相同体积 一元 强酸 一元弱酸 一元强酸 一元弱酸 c(H＋) 大 小 相同 中和碱的能力 相同 小 大 与金属反应的 起始速率 大 小 相同 稀释相同倍数 后的pH 小 大 大 小 二、水的电离及溶液的酸碱性 1．水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算方法(25 ℃) (1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。 (2)溶质为酸的溶液 H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol·L－1。 (3)溶质为碱的溶液 OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。 (4)水解呈酸性或碱性的正盐溶液 H＋和OH－均由水电离产生。 如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol·L－1； 如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。 2．有关溶液酸碱性及pH的易错易混辨析 (1)一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，水的离子积KW＝ c(H＋)· c(OH－)均不变，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)，KW只与温度有关，只有在25 ℃时，KW＝1×10－14。 (2)pH是溶液酸碱性的量度。pH＝6的溶液在常温下呈酸性，其他温度也可能呈中性或碱性；pH＝0的溶液并非没有H＋，而是c(H＋)＝1.0 mol·L－1，同时也并非无OH－，此时c(OH－)＝1.0×10－14 mol·L－1。 (3)对于强酸(强碱)溶液，每稀释为10倍体积时，pH增大(减小)1个单位；对于弱酸(弱碱)溶液，每稀释为10倍体积，pH增大(减小)不足1个单位；无论稀释多少倍，酸(碱)溶液的pH不能等于或大于(小于)7，只能趋近于7。 (4)强碱溶液的pH计算，应先根据溶液的c(OH－)求出溶液c(H＋)，从而求出溶液的pH。 (5)强酸、强碱的pH之和与c(H＋)、c(OH－)比较： (6)若酸、碱溶液的pH之和为14，酸、碱中有一强一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。 三、电解质溶液中的粒子观 1．两种“微弱” 2．三个守恒 (1)电荷守恒规律 如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，粒子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 (3)质子守恒规律 即H2O电离的氢离子和氢氧根离子浓 ... ...