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2025届高考化学二轮复习题型归纳与解题技巧
题型六 电解质溶液
溶液中三大平衡及影响因素
1.影响弱电解质电离平衡、盐类水解平衡、沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：电解质、盐类、沉淀的本性。
(2)外因
①温度：温度越高，电离程度一般越大、水解程度越大、溶解程度越大(极个别例外，比如温度越高氢氧化钙溶解度反而越小，其他特殊物质题目一般会给出信息)。
②浓度：单一微粒浓度改变，平衡会向着减弱该微粒浓度改变的方向移动；加水会造成所有微粒浓度减小(除水外，温度不变时H+、OH-浓度变化相反)。
注意：外加酸、碱、盐以及能反应的物质均从“单一微粒浓度改变”加以认识。
例：醋酸溶液中加CH3COONa固体，实际上是单独增大了CH3COO-的浓度，所以平衡逆向移动，减弱这种改变。
溶液中三大平衡及影响因素
2.水的电离影响因素
水是一种极弱的电解质，可以根据普通弱电解质电离平衡影响因素分析。
①外加酸碱：抑制水的电离(水的电离平衡逆向移动)；
②外加含弱离子的盐：促进水的电离(水的电离平衡正向移动)；
③外加活泼金属或氧化物等情况复杂，不予考虑。
溶液中四大常数的关系及综合应用
1.四大常数
(1)水的离子积常数Kw。
(2)弱电解质电离常数：弱酸电离常数Ka(二元弱酸有Ka1、Ka2)、弱碱电离常数Kb。
(3)盐的水解常数：Kh(多元弱酸根有多级水解Kh1、Kh2)。
(4)沉淀的溶度积常数：Ksp。
注意：Kw并非水的电离常数，水的电离常数 ，Kw=K·c(H2O)=c(H+)·c(OH-)。所以实际上Kw是水的电离常数与溶液中水的浓度的乘积，由于纯水和稀溶液中水的浓度基本不变，是个常数，所以其浓度与电离常数乘积也必然是个常数，此常数称“水的离子积常数”。
溶液中四大常数的关系及综合应用
2.所有常数均只与温度有关系(即温度不变，K不变)；各种常数在水中或其他稀酸、碱、盐溶液中可能受到各种相关微粒浓度影响，平衡会移动，但是其数值不变。
比如稀酸、稀碱溶液中由于H+、OH-浓度较高抑制了水的电离平衡，但水的Kw不变[不过注意Kw=c(H+)·c(OH-)，此时H+、OH-浓度也包括稀酸、稀碱电离产生的氢离子和氢氧根离子]；
再比如CH3COOH在醋酸钠溶液中电离受到抑制，但其Ka不变[Ka表达式中 c(CH3COO-)也包含醋酸钠电离产生的醋酸根离子在内]，沉淀溶解平衡类似。
所以各种常数表达式中，各微粒浓度均指“溶液中的该微粒浓度”，而并非专指“水、弱酸碱、弱离子盐、沉淀”产生的该微粒浓度。
溶液中四大常数的关系及综合应用
4.熟练掌握各种常数表达式的书写和基本计算，能运用 Qc与各种K的关系定量判断各种平衡的移动方向：
Qc>K，平衡逆向移动；Qc5.注意电离度与电离常数，溶解度与溶度积常数的关系(水解度与水解常数关系一般不考查)：
(1)电离度用α表示，类似于转化率，不仅与温度有关，还与浓度有关，浓度越小电离度越大，但Ka(或b)不变，温度越高一般电离度越大，此时Ka(或b)也增大。
(2)溶解度用S表示，不仅与温度有关，还与浓度及溶剂有关，比如S(CaCO3)在CaCl2溶液中比较小(溶解受Ca2+抑制)，但其Ksp不变。
溶液中粒子浓度关系比较
1.弱酸碱的电离
(1)电解质越弱，电离程度越小，电离出的离子浓度通常越低。
(2)Ka1 Ka2，所以一级电离出的离子浓度大于二级电离出的离子浓度。
2.盐类水解
(1)盐的弱离子对应弱电解质越弱，弱离子水解程度就越大，弱离子的浓度则越小，水解出来的微粒(分子或离子)浓度则越大。
(2)Kh1 Kh2。
3.弱电解质电离以及盐类水解程度都很小
通常弱电解质电离度多数在10%以内，多数盐类单水解时水解度在1%以内，但注意题目所给条件，有例外的情况。
溶液中粒子浓度关系比较
4.何时考虑水解平衡、电离平衡
(1)弱电解质溶液：
仅考虑电离平衡(还有水的电离平衡)。
(2)含弱离子的盐类(正盐)：
仅考虑水解平衡(还有水的电离平衡)。
(3)弱酸—弱酸盐混合液，弱碱—弱碱盐混合液，酸式盐溶液：
既考虑弱酸、碱电离平衡，又考虑盐所含弱离子的水解平衡(酸式酸根离子既水解又电离)。
溶液中粒子浓度关系比较
5.三个守恒规律
(1)电荷守恒：阳离子所带正电荷总数=阴离子所带负电荷总数。
(2)物料守恒(原子守恒)：此守恒反映的是“变”与“不变”的离子或分子之间的一种等量关系。
例：Na2CO3溶液中，“不变”的是Na+，“变”的是CO32-，CO32-有一部分通过水解会变成HCO3-和H2CO3两种形式，所以碳酸根最终有三种形式存在：CO32-、HCO3-、H2CO3。Na2CO3溶液中若碳酸根不水解，则有c(Na+)=2c(CO32-)，三种形式的“碳酸根”加在一起浓度仍然与原来相同，所以有c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO32-)+c(H2CO3)]，注意本式中c(CO32-)代表的是水解后剩下的碳酸根的浓度。
溶液中粒子浓度关系比较
电解质溶液类题目处理技巧
1.电解质溶液类题目的标志：
出现类似以下特点c(X-)>c(Y+)>c(Z-)>c(R+)或c(Y+)+c(R+)=c(Z-)+c(X-)的选项，前者一般属于离子浓度大小比较类题型，可以根据水解程度、电离程度相对大小解决，有些也可以根据电荷守恒结合酸碱性分析，后者一般考查的是“三个守恒”。
2.对于酸碱混合型(一弱一强)的离子浓度大小排序问题可用“三点分析法”进行分析。
三点分别为：
(1)半中点：一元酸、碱弱的一方反应掉50%或二元弱酸被中和掉50%。
(2)中性点：溶液整体显中性时溶液中既有弱酸、碱剩余，又有生成的含弱离子的盐存在。
电解质溶液类题目处理技巧
(3)中和点：酸、碱按照方程式化学计量数比恰好完全中和的点。
例：CH3COOH与NaOH中和过程。
①半中点：醋酸被中和一半，此时溶液中溶质是CH3COOH和CH3COONa，物质的量浓度之比为 1∶1，此时有CH3COOH CH3COO-+H+和CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-，由于醋酸电离程度大于其水解程度，电离生成CH3COO-大于水解消耗CH3COO-，所以相较原来增多，所以有c(CH3COO-)>c(Na+)，同理有c(H+)>c(OH-)，因为醋酸电离程度较小，水的电离程度更小(受醋酸电离抑制)，所以有 c(Na+)>c(H+)，因此最后排序为 c(CH3COO-) >c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
电解质溶液类题目处理技巧
②中性点：
因为显中性，所以有c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒有c(CH3COO-)=c(Na+)，同时中性溶液中常温下c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1，浓度极低，所以最后排序为c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。
③中和点：
是醋酸被完全中和的点，此时溶液是CH3COONa溶液，由于CH3COO-水解，所以有c(Na+)>c(CH3COO-)，由于水解显碱性，所以有 c(OH-)>c(H+)，由于醋酸根水解程度较小，所以有c(CH3COO-)>c(OH-)，最终排序为c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)。
一般题目经常考的就是这几个点的粒子浓度比较，其他点较少考查，如有考查可以根据上述三点综合分析。
电解质溶液类题目处理技巧
注意：二元弱酸与一元强碱反应可以根据“一级中和点”“二级中和点”类似进行分析，比如H2C2O4与NaOH反应，一级中和时溶质为NaHC2O4，二级中和时溶质为Na2C2O4。再如二元弱酸正盐与一元强酸反应可以根据“一级反应点”“二级反应点”类似分析，比如Na2C2O4与HCl反应，一级反应点溶质为NaHC2O4和NaCl(1∶1)，二级反应点溶质为H2C2O4和NaCl(1∶2)等等。
3.电解质溶液类题目涉及图像坐标为对数时：
要“化对为指”，即把对数(或负对数)坐标化为指数坐标来考虑，要注意负对数化为指数坐标后，沿坐标轴方向坐标值是减小的。
电解质溶液类题目处理技巧
4.电解质溶液类题目涉及K计算的图像通常均根据“交点”或“有坐标值的点”进行计算。
电解质溶液类题目处理技巧
题型训练
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