高考考点剖析——电解质溶液
- 格式：docx
- 大小：513.00 KB
- 文档页数：16
文档推荐
-
2020高考化学试题分类汇编-电解质溶液页数:8
-
电解质溶液高考选择题页数:11
-
高考专题复习电解质溶液页数:70
-
历届全国高考题电解质溶液专项试题荟萃页数:11
下载文档原格式
合集下载
高考化学 考点汇总 考点7 电解质溶液
冠夺市安全阳光实验学校（新课标）高考化学 考点汇总 考点7 电解质溶液温馨提示：此题库为Word 版，请按住Ctrl ，滑动鼠标滚轴，调节合适的观看比例，关闭Word 文档返回原板块。
考点7 电解质溶液1.（2010·浙江高考·T26·15分）已知：①25℃时弱电解质电离平衡常数：Ka （CH3COOH ）＝51.810-⨯，Ka （HSCN ）＝0.13；难溶电解质的溶度积常数：Kap （CaF2）＝101.510-⨯②25℃时，32.010-⨯mol·L -1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH （忽略体积变化），得到c （HF ）、c （F-）与溶液pH 的变化关系，如下图所示： 请根据以上信息回答下列问题：（1）25℃时，将20mL 0.10 mol·L -1 CH3COOH 溶液和20mL 0.10 mol·L -1 HSCN溶液分别与20mL 0.10 mol·L -1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积（V ）随时间（t ）变化的示意图为：反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是 ，反应结束后所得两溶液中，c （CH3COO-） c （SCN-）（填“＞”、“＜”或“＝”）（2）25℃时，HF 电离平衡常数的数值Ka ≈ ，列式并说明得出该常数的理由 。
（3）-34.010⨯ mol·L -1HF溶液与-44.010⨯ mol·L -1 CaCl2溶液等体积混合，调节混合液pH 为4.0（忽略调节混合液体积的变化），通过列式计算说明是否有沉淀产生。
考查弱电解质的电离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡，侧重考查学生分析问题、解决问题的能力。
【思路点拨】解答本题应先理解Ka 及Kap 的意义，然后依据Ka 及Kap 的表达式进行计算。
【规范解答】（1）由Ka （CH3COOH ）、Ka （HSCN ）的数据知，HSCN 的酸性比CH3COOH 强，其溶液中c(H+)大，所以其溶液与NaHCO3溶液反应的速率快。
2020高考化学考点剖析 考点43 燃料电池(解析版)
考点43 燃料电池1．（2019新课标Ⅰ）利用生物燃料电池原理研究室温下氨的合成，电池工作时MV2+/MV+在电极与酶之间传递电子，示意图如下所示。
下列说法错误的是A．相比现有工业合成氨，该方法条件温和，同时还可提供电能B．阴极区，在氢化酶作用下发生反应H 2+2MV2+2H++2MV+C．正极区，固氮酶为催化剂，N2发生还原反应生成NH3D．电池工作时质子通过交换膜由负极区向正极区移动【答案】B【解析】A项、相比现有工业合成氨，该方法选用酶作催化剂，条件温和，同时利用MV+和MV2+的相互转化，化学能转化为电能，故可提供电能，故A正确；B项、左室为负极区，MV+在负极失电子发生氧化反应生成MV2+，电极反应式为MV+−e−= MV2+，放电生成的MV2+在氢化酶的作用下与H2反应生成H+和MV+，反应的方程式为H2+2MV2+=2H++2MV+，故B错误；C项、右室为正极区，MV2+在正极得电子发生还原反应生成MV+，电极反应式为MV2++e−= MV+，放电生成的MV+与N2在固氮酶的作用下反应生成NH3和MV2+，故C正确；D项、电池工作时，氢离子（即质子）通过交换膜由负极向正极移动，故D正确。
2．（2016课标Ⅲ）锌−空气燃料电池可用作电动车动力电源，电池的电解质溶液为KOH溶液，反-。
下列说法正确的是（）应为2Zn+O2+4OH–+2H2O===2Zn(OH)24A．充电时，电解质溶液中K+向阳极移动c-逐渐减小B．充电时，电解质溶液中(OH)-C．放电时，负极反应为：Zn+4OH–-2e–===Zn(OH)24D．放电时，电路中通过2 mol电子，消耗氧气22.4 L（标准状况）【答案】C【解析】A 、充电时阳离子向阴极移动，故错误；B 、放电时总反应为：2Zn+O 2+4KOH+2H 2O===2K 2Zn(OH)4,，则充电时生成氢氧化钾，溶液中的(OH )c增大，故错误；C 、放电时，锌在负极失去电子，故正确；D 、标准状况下22.4 L 氧气的物质的量为1 mol ，对应转移4 mol 电子，故错误。
电解质溶液高考题易错剖析
氨 水 与 盐 酸恰 好 完 全 中和 ， 则 ｎ （ Ｎ Ｈ ， ・ Ｈ ： ０） ＝／ Ｌ ＇ （ Ｈ Ｃ １ ） ， 即 ｃ （ Ｎ Ｈ ・ Ｈ ２ ０ ） ・ （ 碱溶液 ） ＝ｎ （ Ｈ Ｃ １ ） ・ Ｖ（ 酸溶液 ） ，则 （ 酸溶液 ）
＝０ ． １ ０ ｍｏ ｌ ・ Ｌ － ｘ ２ ０ ． ０ ｍＬ ＋０ ． １ ０ ｏｏ ｔ ｌ ・ Ｌ － ＝２ ０ ． ０ ｍＬ。
８ ｉ Ａ ＼ ｜ Ｓ Ｄ￡ ） ｜ ； ｉ ｝ Ａ０ Ｉ ｔ ｊ ＧＡｎ Ｚ ０Ｎ｛ ｊ
电解 质溶液 高考题易错 剖析
■广 东佛 山市 高明 区纪念 中学 雷范 军 吴惠 华
电解 质溶 液属 于 高 中化 学重要 的基 本概 念 和基本 理论 。
因而是 每年高考 的必考 内容。下面 以近两年 高考真题 中有关
Ｖ （ ￣
图１
） ／ ｍ Ｌ
Ｂ ． 该温度下 ，水
的离子 积常数 为 １ ． ０ ×
１ ０— １ ３
Ｄ ． Ｎ点处 的 溶液 中
ｐ Ｈ＜１ ２
Ｃ ． 该 温 度 下 ，加 入Ｆ ｅ Ｃ １ 可能引起 由 ｂ 向 ａ的变 化
错 解 ：选 Ｂ 。把 弱 碱 当成 强 碱 分 析 ， Ｍ 点 的 ｐ Ｈ ＝ ７ ，说 明
积小 于 ２ ０ ． ０ ｍ Ｌ ，Ｂ项 错误 ； 由于 电离 程 度 ：Ｎ Ｈ ４ Ｃ １ ＞Ｎ Ｈ ３ ・
Ｈ ２ ０ ＞Ｈ ０，且 氯化铵 的水 解程 度等 于稍过 量氨 水 的电离 程 度 ，则 Ｍ点处 的溶液 中 ｃ （ Ｎ Ｈ ＋ ） ＝ ｃ （ ｃ ｌ 一 ） ＞ ｃ （ Ｈ十 ） ＝ｃ （ Ｏ Ｈ 一 ） ，Ｃ项错
Ｄ ． 该温度下 ，稀 释溶 液 可 能引 起 由 ｃ 向 ｄ的变化 错 解 ：选 Ｄ。把 稀 释 中性 的 水 等 同 于 稀 释 弱 碱 或 强 碱 弱 酸盐溶液 ，稀释导致 ｃ （ Ｏ Ｈ－ ） 减小 ，故选 Ｄ。
高考化学一轮复习电解质溶液图像分析课件(21张)
答案：B
2．T ℃时，分别向10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的CuCl2溶液和ZnCl2 溶液中滴加0.1 mol·L－1的Na2S溶液，滴加过程中－lg c(Cu2＋)和－lg c(Zn2 ＋ ) 与 Na2S 溶 液 体 积 的 变 化 关 系 如 图 所 示 [ 已 知 ： Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，lg 3≈0.5]。下列有关说法错误的是( )
注意：水的电离过程吸热，温度越高，Kw越大。Kw只与温度有关， 与溶液的酸碱性变化无关。水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。
2．中和滴定过程中pH－V图像 25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－ 1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：
A.随着盐酸的加入，溶液中水的电离程度先减小后增大 B．Kh1(Na2A)的数量级约为10－3 C．c点对应溶液的pH为8.3
D．b点对应溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－)＋ c(H2A)
答案：D
1.8 mol·L－1
90 1.02
注意：(1)大部分难溶电解质的电离过程是吸热的，升高温稀释，平衡向溶解方向移动， 但仍为饱和溶液，离子浓度不变，Ksp不变。(3)向平衡体系中加入可 与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体时，平
衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
【专题精练】 1．常温下用0.2 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定浓度均为0.2 mol·L－1一 元酸HA和HB溶液，溶液pH与离子浓度的变化关系如图所示。下列有 关叙述错误的是( ) A．Ka(HA)的数量级为10－5 B．酸碱恰好反应时，HB溶液的pH为9.15 C．反应HA＋B－⇌HB＋A－的平衡常数为10－1.5 D．相同条件下对水电离的影响程度：NaA>NaB
2．T ℃时，分别向10 mL浓度均为0.1 mol·L－1的CuCl2溶液和ZnCl2 溶液中滴加0.1 mol·L－1的Na2S溶液，滴加过程中－lg c(Cu2＋)和－lg c(Zn2 ＋ ) 与 Na2S 溶 液 体 积 的 变 化 关 系 如 图 所 示 [ 已 知 ： Ksp(ZnS)>Ksp(CuS)，lg 3≈0.5]。下列有关说法错误的是( )
注意：水的电离过程吸热，温度越高，Kw越大。Kw只与温度有关， 与溶液的酸碱性变化无关。水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。
2．中和滴定过程中pH－V图像 25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－ 1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：
A.随着盐酸的加入，溶液中水的电离程度先减小后增大 B．Kh1(Na2A)的数量级约为10－3 C．c点对应溶液的pH为8.3
D．b点对应溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HA－)＋ c(H2A)
答案：D
1.8 mol·L－1
90 1.02
注意：(1)大部分难溶电解质的电离过程是吸热的，升高温稀释，平衡向溶解方向移动， 但仍为饱和溶液，离子浓度不变，Ksp不变。(3)向平衡体系中加入可 与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体时，平
衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
【专题精练】 1．常温下用0.2 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定浓度均为0.2 mol·L－1一 元酸HA和HB溶液，溶液pH与离子浓度的变化关系如图所示。下列有 关叙述错误的是( ) A．Ka(HA)的数量级为10－5 B．酸碱恰好反应时，HB溶液的pH为9.15 C．反应HA＋B－⇌HB＋A－的平衡常数为10－1.5 D．相同条件下对水电离的影响程度：NaA>NaB
高考专题复习电解质溶液
反应后醋酸有剩余,溶液不一定呈中性,D不正确。
【易错警示】
“电离平衡”分析判断中的常见误区
(1)误认为电离平衡向正向移动,弱电解质的电离程度一定增大。 如向醋酸溶液中加入少量冰醋酸,平衡向电离方向移动,但醋酸 的电离程度减小。
(2)误认为弱电解质在加水稀释的过程中,溶液中离子浓度都减
小,如氨水加水稀释时,c(H+)增大。
促进 填“促进”或“抑制”) 离的H+或OH-结合生成弱电解质,_____(
了水的电离。
2.水解平衡的移动:FeCl3水解的离子方程式为 3++3H O Fe(OH) +3H+ Fe 2 3 ________________________ 。改变下列条件:
①升高温度;②加少量浓盐酸;③加水稀释; ④加少量铁粉;⑤加少量Na2CO3(s);
能是弱酸。
(14)(2012·北京高考)中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和 醋酸所消耗的NaOH的物质的量相等。( √ ) 分析:等体积等物质的量浓度的盐酸和醋酸,虽然醋酸是弱电解 质,但随着中和反应的进行,氢离子不断电离出来,其氢离子的 物质的量与盐酸的相同,故消耗NaOH的物质的量相等。
(15)(2012·北京高考)向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液,白色沉
(2)(2013·广东高考)50℃时,饱和小苏打溶液中:c(Na+)=
) 。( × ) c( HCO3 水解使其浓度减小 ,则 分析:饱和小苏打溶液中, HCO3 c( HCO3 )<c(Na+)。
(3)(2013·广东高考)饱和食盐水中:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+
c(OH-)。( √ )
专题11电解原理及应用-2022年高考化学核心考点归纳与最新模拟测试(全国通用)(原卷版)
专题11 电解原理及应用【核心考点梳理】考点一、电解池的工作原理 1、电解池的工作原理2．电极上离子放电顺序(1)阴极：与电极材料无关。
氧化性强的先放电，放电顺序： ―――――――――――――――――――――→Ag ＋ Fe 3＋ Cu 2＋H ＋酸 Fe 2＋ Zn 2＋ H ＋水 Al 3＋ Mg 2＋ Na ＋ Ca 2＋ K＋得到电子 由易到难(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。
若是惰性电极作阳极，放电顺序：―――――――――――――――――――――→活泼电极> S 2－＞I －＞Br －＞Cl －＞OH －＞含氧酸根离子＞F－失去电子 由易到难[微点拨] ①放电指的是电极上的得、失电子。
②活性电极指的是除去Au 、Pt 以外的金属，惰性电极指的是Pt 、Au 、C 电极，不参与电极反应。
③阴极材料若为金属电极，一般是增强导电性但不参与反应。
3．惰性电极电解电解质溶液的四种类型考点二、 电解原理的应用 1、电解饱和食盐水（氯碱工业）阳极反应式：2Cl －－2e －===Cl 2↑(氧化反应)阴极反应式：2H ＋＋2e －===H 2↑(还原反应)总反应方程式：2NaCl ＋2H 2O =====电解2NaOH ＋H 2↑＋Cl 2↑ 2、电解精炼铜(1)电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。
(2)电解质溶液：含Cu 2＋的盐溶液。
(3)电极反应：阳极：Zn －2e －==Zn 2＋、Fe －2e －==Fe 2＋、Ni －2e －==Ni 2＋、Cu －2e －==Cu 2＋； 阴极：Cu 2＋＋2e －==Cu 。
(4)阳极泥的形成：在电解过程中，活动性位于铜之后的银、金等杂质，难以在阳极失去电子变成阳离子而溶解，它们以金属单质的形式沉积在电解槽底部，形成阳极泥。
3、电镀图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。
高考化学(热点+题型全突破)专题7模块4热点题型三电解质溶液的导电性和导电能力(含解析)
专题7 模块4 热点题型三电解质溶液的导电性和导电能力一、化学中物质导电情况：（1）自由移动的电子（金属、石墨）(2)自由移动的离子（电解质溶液、熔融态离子化合物等）二、电解质溶液的导电性和导电能力(1）电解质不一定导电(如NaCl晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质（如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质.（2) 电解质溶液导电能力是由溶液中自由移动的离子浓度决定的，离子浓度大,导电能力强；离子浓度小，导电能力弱。
离子浓度大小受电解质的强弱和溶液浓度大小的决定。
(3）强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强（浓度可不同）；饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强;(4）电解质的导电条件是水溶液或高温熔融液（熔液）。
共价化合物只能在溶液中导电，离子化合物在熔液和溶液均可导电（区别离子与共价化合物）。
典例一、【考点定位】本题主要考查弱电解质的电离平衡，酸碱混合溶液的PH判断,溶液的导电性和沉淀溶解平衡的应用。
【2015重庆卷】下列叙述正确的是( ）A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH=7C．25℃时，0。
1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱D．0。
1 mol AgCl和0。
1mol AgI混合后加入1L水中,所得溶液中c(Cl－）=c（I－)【答案】C典例二、【考点定位】考查电解质溶液导电能力，水的电离程度,离子浓度大小比较。
【重庆市第一中学2017届高三下学期第一次月考理科综合】常温下，向10mL0。
1mol·L—1的HR溶液中逐渐滴入0.1mol·L-1的NH3·H2O溶液，所得溶液pH及导电能力变化如图.下列分析不正确的是（）A. a~b点导电能力增强，说明HR为弱酸B. b点溶液pH=7,此时酸碱恰好中和C. b、c两点水的电离程度：b<cD. c点溶液存在c(NH4+)〉c（R-)、c（OH-)>c（H+）【答案】C典例三、【考点定位】考查限制条件下的离子共存问题、水电离的影响因素,水的离子积的计算，元素及其化合物的性等知识。
高考化学一轮复习（第四辑）考点五十五 电解池及电解原理（含解析）
考点五十五电解池及电解原理聚焦与凝萃1．理解电解原理，会推断电解池、电极产物、电极四周溶液pH值及整个溶液pH值的变化；2．正确书写电极反应式。
解读与打通常规考点一、电解池：把电能转变成化学能的装置叫做电解池。
二、电解原理以电解氯化铜溶液为例，装置如下图。
原理分析： CuCl2是强电解质且易溶于水，在水溶液中电离生成Cu2+和Cl-：CuCl2=Cu2++2Cl-。
通电前后溶液里离子移动示意图通电前，Cu2+和Cl-在水里自由地移动着(如图Ⅰ所示)；通电后，这些自由移动着的离子，在电场的作用下，改做定向移动。
依据异性相吸的原理，带负电的氯离子向阳极移动，带正电的铜离子向阴极移动(如图Ⅱ所示)。
在阳极，氯离子失去电子而被氧化成氯原子，并两两结合成氯分子，从阳极放出。
在阴极，铜离子获得电子而还原成铜原子，就掩盖在阴极上。
他们的反应可分别表示如下：阳极：2Cl--2e-=Cl2↑ (氧化反应)阴极：Cu2++2e-=Cu (还原反应)电解CuCl2溶液的化学反应方程式为：CuCl 2电解Cu+Cl2↑三、电解池构成：1．电极且分别与电源的正、负极相连：（1）阴极：与电源的负极相连，在阴极上发生还原反应；（2）阳极：与电源的正极相连，在阳极上发生氧化反应。
2．电解质溶液或熔融电解质3．闭合回路4．直流电源隐性考点1．放电挨次（1）阴极放电挨次(即氧化性挨次)Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>(H+)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+（2）阳极放电挨次(即还原性挨次)金属单质(除Pt、Au外)>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根>F-用石墨、金、铂等还原性很弱的材料制作的电极又叫做惰性电极，理由是它们在一般的通电条件下不发生化学反应。
2014年高考化学二轮专题复习09电解质溶液(含13真题及名校质检题)
2014年高考专题复习九电解质溶液【考情分析】一、考纲要求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.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。
了解常见离子的检验方法。
8.了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
二、命题趋向 电解质溶液是高考的必考题型，通常考查电解的概念、弱电解质的电离、盐类的水解、沉淀溶解平衡以及三大守恒关系。
通常以粒子浓度大小比较、守恒关系的应用、酸碱中和滴定等形式进行考查。
近几年的趋势是这类试题的综合性越来越强，从单一考查电离、水解到综合考查，从单纯的浓度大小比较到浓度比较、等量关系、反应规律等。
在备考中从理论的角度进行深入复习，着重方法的掌握和运用。
【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：在水溶液中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；②CO 2、NH 3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（BaSO 4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。
2．电解质的电离（1）强电解质如NaCl 、HCl 、NaOH 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℃时0.1mol/L 的CH 3COOH 溶液中，CH 3COOH 的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H 2O 和CH 3COOH 分子，少量的H +、CH 3COO -和极少量的OH -离子。
高考化学小专题复习课专题七电解质溶液中水的电离分析
2.电解质溶液稀释过程中水的电离情况分析 (1)原理 电解质溶液稀释过程中，水的电离也会发生相应的变化。如 强酸或强碱溶液稀释过程中，水的电离程度不断增大。所以 溶液中的某些离子浓度在稀释过程中，反而会增大。 (2)实例
如pH=5的盐酸溶液，加水稀释至原体积的10倍时，c(H+)、
c(Cl-)都会减小，但c(OH-)会增大。当把溶液稀释至原体积 1 000倍时，溶液的pH不会变为8，原因是水电离出的c(H+)大 于酸电离产生的c(H+)，水的电离此时不能忽略。
【训练1】下列叙述正确的是(
)
A.某温度下，蒸馏水中的c(H+)=1.0×10-6 mol·L-1，则该温
度一定高于25 ℃ B.25 ℃时，某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为 1×10-18，该溶液不可能呈酸性 C.25 ℃时，水中加入氢氧化钠固体，水的电离平衡逆向移动， 水的离子积减小 D.25 ℃时，0.1 mol·L-1的盐酸溶液与0.1 mol·L-1的NaOH 溶液中，水的电离程度不同
【解析】(1)A点时，c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1，水的离子 积为1×10-14，B点c(OH-)=10-6mol·L-1。 (2)100 ℃时，若向溶液中滴加盐酸，不能使体系处于B点， 原因是加盐酸后水的电离平衡被破坏，使溶液中 c(H+)和c(OH-) 不再相等。 (3)100 ℃时，水的离子积为1×10-12，由水电离产生的c(H+) 等于由水电离产生的c(OH-)，由水电离产生的c(OH-)=
电离平衡逆向移动，但水的离子积不变；同浓度的 H+和OH-对 水的电离的抑制程度相同。
【训练2】在水的电离平衡中，c(H+)和c(OH-)的关系如图所示：
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高考网——电解质溶液模块分析模块透析电解质溶液是高考中选择题的重灾区，每年有3～4题选择与之有密切关系，占高考的12分左右，考点分散，而且难度较大，是学生的失分点。
知识点睛考点1：弱电解质的电离平衡一. 电解质和溶液导电性1. 电解质与非电解质（1）定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。
在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
【注意】电离的是该化合物本身。
（2）电解质的电离电解质在水溶液中，受水分子作用离解成自由移动的离子的过程称为电离。
（3）电解质与导电导电是由于产生自由移动的离子或电子。
金属导电由于金属晶体中有自由移动的电子。
电解质溶液导电，由于电解质在溶液中受到水分子作用，产生自由移动的离子。
电解质在熔融状态下导电，由于自身离解成自由移动的离子。
2. 强电解质与弱电解质（1）定义：溶于水或熔融状态下能完全电离的电解质称为强电解质；而部分电离的电解质称为弱电解质。
（2）常见的强弱电解质①强电解质强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI等。
强碱：Ba(OH)2、KOH、NaOH、Ca(OH)2等。
注意：强碱都是可溶性碱。
绝大多数盐。
②弱电解质弱酸：H2CO3、H2S、H2SO3、HF等。
【注意】二元及多元酸都是弱酸（硫酸除外）弱碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、氨水等。
【注意】除了氨水，弱碱都是不可溶性碱。
少数盐：Pb(Ac)2等。
二. 弱电解质的电离平衡1. 概念：在一定条件下（温度、浓度），弱电解质在水分子的作用下，离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所对应的状态称为弱电解质的电离平衡状态。
2. 电离平衡的特征（1）等：v (电离) = v (结合)。
（2）定：各分子浓度，离子浓度保持不变。
（3）动：一定条件下的动态平衡。
（4）变：外界条件改变时,电离平衡的移动方向遵循“勒沙特列原理”。
3. 弱电解质的电离度和电离常数——表示弱电解质电离程度的大小。
（1）电离度（α）：是指在一定条件下，当弱电解质在溶液中电离平衡时，溶液里已经电离的电解质物质的量占原来总物质的量的百分率。
已电离弱电解质的分子个数α = ×100%原来弱电解质总分子数已电离弱电解质的分子物质的量浓度= ×100%原来弱电解质分子总物质的量浓度注意：电离度受温度和浓度的影响，浓度越小，电离度越大，其实质与化学平衡中的转化率相一致。
HAc ƒ H + + Ac -起始浓度： c 0 0反应浓度： cα cα cα平衡浓度： c(1-α) cα cα（2）电离平衡常数：在一定温度下，弱电解质电离达到平衡后，溶液中弱电解质电离出的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的溶质分子浓度之比，始终是一个常数，常用Ki 表示。
H 2O ƒ 2H + + OH -，Ki = [H +]·[OH -]。
注意：H 2O 分子不写入电离平衡常数。
HF ƒ H + + F -，Ki=[]H F HF +-⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦。
4. 弱电解质的电离平衡移动与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起平衡移动，一般规律：越热越电离，越稀越电离，越弱难电离。
【补充】pH = -lg[H +]。
考点2：水的电离和pH 值一. 水的电离及溶液的酸碱性1. 水的电离（1）水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H 3O +和OH -，其电离方程式为：2H 2O → H 3O + + OH -，一般简写为H 2O ƒ 2H + + OH -。
（2）水的电离平衡常数表达式为：K w = [H +]·[OH -]。
K w 只与温度有关，升高温度，K w 升高，降低温度，K w 降低。
25℃，纯水中c(H +) = 10-7，c(OH -) = 10-7，K w = 10-14。
100℃纯水中，c(H+) = 10-7，c(OH-) = 10-7，K w = 10-14注意：温度不变，无论是酸性、碱性、中性的溶液中K w总是一个常数。
2. 溶液的酸碱性的本质（1）若c(H+) = c(OH-)，溶液呈中性。
（2）若c(H+) > c(OH-)，溶液呈酸性。
（3）若c(H+) < c(OH-)，溶液呈碱性。
【注意】这是判断溶液酸碱性的最根本的依据。
3. pH值的定义及酸碱指示剂（1）pH的定义：水溶液中H+物质的量浓度的负对数。
pH = -lg[H+]常温下，pH的范围为0~14。
（2）pH的测定方法① pH试纸②酸碱指示剂③pH计用pH试纸测定溶液pH的方法为：用玻棒蘸取待测液涂于pH试纸上，马上与比色卡对照，读出数值。
（3）酸碱指示剂和变色范围4.（1）酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)≠c(OH-)，水的电离度α下降。
（2）水解盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动，水的电离度α增大。
（3）温度可以影响水的电离平衡。
水的电离是吸热反应，温度升高，水的电离平衡向右移动，水的电离度α增大，水的离子积常数Kw增大，pH降低，但c(H+)w = c(OH-)w。
（4）其它因素：如活泼的金属与水电离出的H＋直接反应，促进水的电离。
二. 有关pH的计算（只探讨强酸强碱的pH的计算）1. pH的定义水溶液中H+物质的量浓度的负对数。
pH = -lg[H+]。
常温下，pH的范围为0~14。
2. 与pH相对应的pOH水溶液中OH-物质的量浓度的负对数。
pOH=-lg[OH-]。
常温下，Kw=10-14，pH + pOH =143. pH计算的基本类型单一溶液同类混合（两酸或两碱）两种溶液混合酸碱混合4. 用pH计算酸及酸性溶液（下列问题都是在常温下进行讨论）（1）单一酸溶液（2）单一碱溶液碱溶液及混合后显碱性的溶液算pH 时，可先算pOH ，后算pH 。
【注意】对于极稀的酸或碱，水电离出的H+或OH-不能忽略。
（3）溶液稀释的pH 计算一般来说，强酸溶液稀释10n 倍，溶液的pH 增加n 个单位，强碱溶液稀释10n 倍，溶液的pH 减少n 个单位。
（4）两种酸或两种碱混合的pH 计算两种酸混合，计算溶液中总[H +]浓度112212c V c V V V +=+，得到pH 。
两种碱混合，计算溶液中总[OH -]浓度112212c V c V V V +=+，得到pOH ，pH = 14 - pOH 。
（5）酸碱反应，混合后溶液的pH 计算判断混合反应之后，溶液的酸性与碱性，计算pH 或pOH 。
【规律】pH 计算的0.3规则（近似规则）的内容可叙述如下：两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸和一种强碱溶液等体积混合。
当两溶液的pH 之和为14时，混合液pH=7。
当两溶液的pH 之和小于13时，混合液的pH 为原pH 小的=加上0.3；当两溶液的pH 之和大于15时，混合液的pH 为原pH 大的减去0.3；（6）用离子电荷守恒规律求pH在电解质溶液中，阴离子电荷总数一定等于阳离子电荷总数。
考点3：盐类水解1. 盐类水解（1）概念：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。
（2）实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。
以NH 4Cl 溶液为例NH 4Cl → NH 4+ + Cl -+H 2O ƒ H + + OH -NH 3·H 2O由此可见：盐类水解是促进水的电离的。
2. 水解方程式的书写（1）多元弱酸根离子水解，分布写，以第一步为主；（2）多元弱碱阳离子可以写一步总反应方程式；（3）水解程度一般很小，故方程式用“ƒ”符号，且产生的物质的浓度太小，一般“↑”、“↓”表示。
CO 32- + H 2O ƒ HCO 3- + OH -HCO 3- + H 2O ƒ H 2CO 3 + OH -Al 3+ + 3H 2O ƒ Al(OH)3 + 3H +3. 盐类水解的规律如果要判断盐类是否发生水解反应或水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。
（1）在通常情况下，盐类水解的程度是很小的，并且反应前后均有弱电解质存在，因而盐类水解反应是可逆的。
（2）有弱才水解，谁弱谁水解，谁强呈谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。
强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解。
强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解。
（3）盐对应的酸或碱越弱，水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
但是对于弱酸的酸式盐，我们需要作更多的考虑：以NaHSO3为例：NaHSO3溶液中存在的电离和水解：NaHSO3→ Na+ + HSO3-酸根的电离：HSO3-ƒH+ + SO32-酸根的水解：HSO3- + H2O ƒH2SO3 + OH-对于酸式盐而言，酸根离子既存在电离，使溶液变酸性，也存在水解，使溶液变碱性。
电离和水解的相对强弱，决定了酸式盐溶液的酸碱性。
一般而言，电离程度比水解程度强，溶液呈酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4；其他大多数都是水解程度更强，溶液呈碱性：如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；【注意】强酸的酸式盐一般只掌握NaHSO4，视作一元强酸处理。
4. 影响盐类水解的因素；（1）内因：盐的结构和性质对应的弱酸、弱碱越弱，盐越易水解。
相同浓度的强酸弱碱盐溶液，酸性越强，对应弱碱的碱性越弱；相同浓度的强碱弱酸盐溶液，碱性越强，对应弱酸的酸性越弱。
（2）外因①温度：盐类水解是吸热，升温，水解程度增大。
【注意】水解是中和反应的逆反应，中和是放热反应，水解就是吸热反应。
电离和水解都是吸热反应。
②浓度：加水稀释，平衡向右移动，水解程度加大，而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小。
③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱，促进盐的水解，加入酸，抑制盐的水解。
【注意】水解平衡遵循化学平衡移动原理。
考点4：离子共存和离子浓度排序一. 离子共存问题1. 在电解质溶液中存在下列一种情况，则离子不能共存。
通常包含如下几类：（1）离子间发生复分解反应（2）离子间发生氧化还原反应（3）发生络合反应（4）发生双水解反应（5）题目中有离子共存的限定条件2. 发生复分解反应（1）生成难溶物（2）生成弱电解质（弱酸、弱碱和水）：关键是记住常见的弱酸和弱碱H＋与OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CH3COO-、C6H5O-、F-等；OH-与H＋、NH4＋、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。
【注意】①多元弱酸的酸式根如HCO3-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HS-等既不能与H+大量共存，又不能与OH-大量共存。