高考化学二轮复习 专题九 电解质溶液导学案 新人教版

专题九电解质溶液【考纲要求】1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。

2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。

3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。

4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。

5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。

【主干知识梳理】考点一、电离平衡1.(1)电解质：___________________________非电解质:___________________________________注：①无论是电解质还是非电解质都必须是；因此单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

②CO2、SO2和NH3是化合物，但它们在液态时不能导电，而且其水溶液导电的离子不是其本身电离产生的，故CO2和NH3不是电解质但属于非电解质；而Na2O这种化合物，虽然其水溶液导电的离子也不是其本身电离产生的，但其在熔融状态下可以导电，故其属于电解质。

③电解质溶液导电属于物理变化还是化学变化？（2）强电解质和弱电解质③电解质的强弱与化学键没有必然的联系。

(3)电离方程式的书写①强电解质用号：弱电解质用②多元弱酸分步电离，且第一步电离远远大于第二步电离，如碳酸：_______________________、______________________________________。

③多元弱碱分步电离一步写完，如氢氧化铁：2、弱电解质的电离(1)电离平衡：。

(2)电离平衡的特征：①弱：只有才会存在电离平衡；②动：电离平衡是平衡；③等：ν（电离）ν（结合）（填﹥，＝或﹤）④定：条件一定，与的浓度一定；⑤变：条件改变，____________被破坏，发生移动。

(3)弱电解质电离平衡的移动①弱电解质的电离平衡符合原理②影响弱电解质电离平衡的因素有：温度：；浓度：；同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将电离；加入能反应的物质，将电离。

专题九电解质溶液体系构建·串真知真题回放·悟高考解读考纲1．了解水的电离、离子积常数（K W).2．了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。

3．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数（K a、K b、K w）进行相关计算4．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。

5．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。

理解溶度积(K sp）的含义，能进行相关的计算。

6．以上各部分知识的综合运用。

体验真题1．（2020·全国卷Ⅰ·13）以酚酞为指示剂，用0。

100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20。

00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。

溶液中,pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V NaOH 的变化关系如图所示。

［比如A2－的分布系数:δ（A2－）＝错误!]下列叙述正确的是（ C ）A．曲线①代表δ（H2A），曲线②代表δ(HA－)B．H2A溶液的浓度为0。

200 0 mol·L－1C．HA－的电离常数K a＝1。

0×10－2D．滴定终点时,溶液中c（Na＋）<2c（A2－)＋c（HA－)【解析】根据图像，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH的滴入逐渐减小，曲线②代表的粒子的分布系数随着NaOH的滴入逐渐增大，粒子的分布系数只有1个交点；当加入40 mL NaOH溶液时，溶液的pH发生突变，且曲线②代表的粒子达到最大值接近1；没有加入NaOH时,pH约为1，说明H2A第一步完全电离，第二步部分电离，曲线①代表δ（HA －）,曲线②代表δ（A2－），根据反应2NaOH＋Hc（H2A)＝错误!＝0.1002A═══Na2A＋2H2O,0 mol/L。

根据分析，曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ（A2－）,A错误；当加入40。

00 mL NaOH溶液时,溶液的pH发生突变，说明恰好完全反应，结合分析，根据反应2NaOH＋H2A═══Na2A＋2H2O，c（H2A）＝错误!＝0。

教材分析水和溶液属于身边的化学物质,引导学生认识和探究身边的化学物质,帮助学生了解它们对人类生活的影响,体会科学进步对提高人类生活质量所作出的巨大贡献。

通过梳理本专题的基本知识点,巩固基础的同时,建立知识结构,加深理解。

学情分析评论水是化学上册第四单元的内容,溶液是下册第九单元的内容,这两个单元的知识点之间有着紧密的联系,但知识点之间的辨析难度较大,作此专题,有利于学生更好的掌握水和溶液的基本知识点,建立知识结构的同时,加深理解。

教学目标评论知识与技能:1.梳理水和溶液的基本知识点,巩固基础;2.建立水和溶液间的知识结构,加深理解;3.通过习题加以巩固和提升。

过程与方法:1. 课前梳理知识点,课上展示交流,培养了学生的团结合作,互相学习的能力;2.播放微课视频,夯实基础的同时突破难点。

情感态度与价值观:1. 通过专题复习,对水和溶液的知识有一个系统性的认识;2. 通过小组合作学习,培养学生的学习兴趣,激发学生的求知欲;3.树立学习化学的目标是为社会服务的意识;重点难点评论重点:水的净化、溶液的分类、固体溶解度、溶解度曲线及意义。

难点:水的组成、饱和溶液和不饱和溶液与浓溶液、稀溶液间的关系、溶解度曲线的综合运用。

教学流程图评论教学反思:水和溶液属于身边的化学物质,涉及的知识点多,而且概念之间的辨析难度较大,比如饱和溶液和不饱和溶液、溶解度的定义、溶解度曲线的意义等。

采取“自主学习—展示交流—达标检测”教学模式进行复习,可以达到事半功倍的效果。

课前,学生梳理知识点,巩固基础。

通过绘制思维导图,使知识结构更加具体、全面,而且易于掌握。

由于本专题的知识点多,在40分钟内完成教学任务,时间紧、任务多,导致课堂预设的东西较多,生成的内容较少。

在以后的教学中,力争课堂上给学生充足的时间进行讨论、交流、展示,充分调动学生的积极性,体现学生的主体地位。

对课堂上生成的内容进行深入的探究,让学生乐于学习,学会学习,增长发展潜能,达到更佳的教学效果。

第三章第一节电离平衡第一课时强电解质和弱电解质一、学习目标1.证据推理与模型认知：通过微观表征猜想弱电解质的电离过程并通过宏观实验定性定量分析弱电解质的电离情况。

2.变化观念与平衡思想：知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确判断强弱电解质及书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的过程。

学习重难点：重点：认识强弱电解质的本质特征。

难点：电离平衡的建立过程二、导学指导与检测导学指导导学检测及课堂展示阅读课本P56——P57，完成右边相应的内容。

一、强弱电解质的概念及物质类别强电解质：。

如：（填物质类别）。

弱电解质：。

如：（填物质类别）。

二、弱电解质的电离平衡1.概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子和相等时，电离过程就达到了电离平衡状态。

2.电离方程式的书写（1）强电解质：完全电离，在书写时用“”。

（2）弱电解质：部分电离，在书写时用“”1.强、弱电解质的微观探析【活动1】在烧杯中画出HCl气体溶解在水中后，该溶液中存在微粒的微观示意图（不考虑水的电离）并写出电离方程式电离方程式：【活动2】尝试在烧杯中画出冰醋酸（HAc）溶解在水中后，该溶液中存在微粒的微观示意图（不考虑水的电离）并写出电离方程式电离方程式：2.强、弱电解质的符号表征【活动3】尝试写出以下物质在水溶液中的电离方程式（1）NH3·H2O 。

（2）HClO 。

（3）H2S 。

（4）Fe(OH)3。

（5）H2C2O4 。

（6）H3PO4。

（7）NaHCO3。

三、巩固诊断。

1．下列物质前者是强电解质、后者是弱电解质的是()A．KNO3CH3COOH B．HCl NaHSO4C．NaCl BaSO4D．NH3·H2O H2SO42．下列物质在水溶液中的电离方程式正确的是()A．H2SO4===H＋＋SO42- B．CH3COOH===CH3COO－＋H＋C．NaHSO4===Na＋＋HSO4-D．2H2O H＋＋OH－3．下列说法正确的是()A．HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸B．某化合物溶于水导电，则该化合物为电解质C．根据电解质在其水溶液中能否完全电离，将电解质分为强电解质和弱电解质D．食盐是电解质，食盐的水溶液也是电解质。

第三章水溶液中的离子平衡第四节难溶电解质的溶解平衡第1课时难溶电解质的溶解平衡一、学习目标：1.知道沉淀溶解平衡的定义及其影响因素。

二、自学指导与检测自学指导自学检测及课堂展示阅读课本P77-78，完成右边相应的内容一．电解质在水中溶解性和溶解度的关系溶解性难溶微溶可溶易溶溶解度范围0~0.01 0.01~1 1~10 10~+∞二．溶解平衡1.定义：在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，的速率和的速率相等，溶液中各离子的浓度保持不变的状态，叫做难溶物质的溶解平衡。

如：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)①v溶解>v沉淀，固体溶解②v溶解＝v沉淀，溶解平衡③v溶解<v沉淀，析出晶体2.特点：①逆——可逆过程②等——溶解速率和沉淀速率相等，但不等于零③动——动态平衡④定——平衡状态时，固体质量、溶液中的离子浓度保持不变⑤变——当改变外界条件时，溶解平衡发生移动，达到新的平衡状态三．沉淀溶解平衡常数（溶度积）1.定义：在一定条件下，难溶电解质A m B n溶于水达到沉淀溶解平衡时，离子的浓度幂的乘积为一常数，此平衡常数称为溶度积常数或溶度积，符号为。

2.表达式：对于A m B n(s)m A n＋(aq)＋n B m－(aq)，K sp＝。

（浓度均为平衡浓度）例如：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl－(aq) K sp＝。

3.影响ksp因素：只与有关，与沉淀量和溶液中离子浓度变化无关。

4.影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因：难溶电解质质本身的性质（2）外因①温度：溶解平衡一般是的，温度升高平衡，K sp，但Ca(OH)2相反。

②浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向的方向移动(溶解的溶解质增多)，但K SP ，溶解度S 不变③同离子效应：向平衡体系中加入与体系中相同的离子，平衡向的方向移动，但K SP，溶解度S 减小；如：AgCl 中加入KCl(S)，则c(Ag+)减小、c(Cl—)增大，此时c(Ag+)≠c(Cl—)④向体系中加入能与体系中离子反应生成更难溶的电解质或气体的离子，则平衡向的方向移动。

专题九 电解质溶液【【【【【【1【【【【【【【【【【【【【【【2【【【【【【【【【【【【【【(【【【【【【【【【【【【【【)【【【【【【【【【【【 3【【【【【【【【【【【【【【pH(【【【【【)【 4【【【【【【【【【【【【【【【【【 5【【【【【【【【【【【【【【6【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 7【【【(【【【【【【【【【【【【)【【【【【【【1【NH 3·H 2O【【【【【【【【【【【【___________________________________________【【【【【【【【【【____________________________________________________________【 【【【【【【【【【【【【【【【(【【【NH 3【【【)【【【【【 【【【【NaOH(s)【【【【HCl(g)【【【NH 4Cl(s) 【【【Na 2CO 3(s) 【【【【【【【【【【【【【1【【【【【【【【【【【【________【【2【【c (NH 【4)【【【【________【 【3【【c (H 【)【【【【________【 【4【【【【【【K b 【【【【________【【【【【NH 3·H 2O【NH 【4【OH 【K b 【c NH 【4·c OH 【c NH 3·H 2O【1【【【【【2【【【【【3【【【【【4【【 2【【【【【【【【【【NH 3·H 2O【NH 4Cl【(NH 4)2SO 4【NH 4HSO 4【NH 4HCO 3 【Na 2CO 3【NaHCO 3【NaOH 【【【【【【【【【1【【【【【【【【【【【【【【【【________【【2【【【【【【【【【【【【c (NH 【4)【【【【【【【【____________________【 【3【【【【【【【【【【【【【【pH【【【【【【【【________________【【4【NaHCO 3【【【【【【【【【___________________________________________________【 【5【NaHCO 3【【【【【【【【【___________________________________________________【NaHCO 3【【【【【【【【【_____________________________________________________【【【【【【1【【【【2【【>【>【>【 【3【【<【<【<【 【4【NaHCO 3【【【HCO【3【【【【【【【【【【【HCO 【3【H 2O H 2CO 3【OH 【【【【【【HCO 【3H 【【CO 2【3【【【【【【【【【【【【【【【【【【5【c (Na 【)【c (H 【)【c (HCO 【3)【c (OH 【)【2c (CO 2【3)c (Na 【)【c (HCO 【3)【c (H 2CO 3)【c (CO 2【3) 3【【【【【【【【pH【【1【25【【0.01mol·L 【1【【【【【c (OH 【)【________mol·L 【1【pH【____________【【【【【【【c (H 【)【________【 【2【100 【【【pH【6【【【c (H 【)【________ mol·L 【1【【【【________【【【3【100 【【(K w 【10【12)【0.01 mol·L 【1【NaOH【【【pH【_____【【【【【【【c (OH 【)【________【 【4【25 【【【pH【8【CH 3COONa【【【c (OH 【)【__________________【【【【【【c (OH 【)【________________【【【【【【1【10【12210【12 mol·L 【1【2【10【6 【 【3【1010【10 mol·L 【1【4【1×10【6 mol·L 【11×10【6 mol·L 【14【【【【【【【【【【“√”【【【【【“×”【1【【【【【【【【【【【c (H 【)【c (OH 【)【【【【【【【【【【【【【【【【() 【2【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【() 【3【【【【【【【【【【【【【【【【【【() 【4【【【【【【【【【【“”()【5【AgCl(s)【【【【【【【【【【K sp 【c Ag 【·c Cl 【c AgCl ()【6【【【【【【【【K sp 【【【【【【【K sp 【【【【() 【7【【【【【【【【pH【【【【【【【【【NaOH【【【【() 【8【【【【【AlCl 3【FeCl 3【CuCl 2【【【【【【【【【【【【【【【() (9)【【【【pH【【【【【【【【pH【3.4()(10)【NaHCO 3【【【【【NaOH【【【【【【【【【【()【【【【【1【√【2【×【3【×【4【×【5【×【6【× 【7【×【8【√(9)×(10)√【【【【【【【【1 【【【“【【【【”【【【 1【(2015·【【【【【3)【【【【【【【【()A【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 B【25 【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【pH【7C【25 【【【0.1 mol·L 【1【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 D【0.1 mol AgCl【0.1 mol AgI【【【【【1 L【【【【【【【【c (Cl 【)【c (I 【) 【【【【C【【【【A【【【【【【【【CH 3COOH【【【【【【CH 3COOHCH 3COO 【【H 【【【【CH 3COONa【【【CH 3COO 【【【【【【CH 3COOH【【【【【【【B【【【【【【【【【【【【NH 4NO 3【【【【NH 【4【【【NH 【4【H 2ONH 3·H 2O【H 【【【【【【【【【【【【C【【【【【【【【【【【【【【【Na 2S===2Na 【【S 2【【【【【【【【【【【【【H 2S HS 【【H 【(【【)【HS 【H 【【S 2【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【D【【0.1molAgCl【0.1molAgI【【【【【1 L【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【c (Ag 【)【【【【【【c Cl 【c I 【【K sp AgCl c Ag 【K sp AgI cAg 【【K sp AgCl K sp AgI 【【【【【【【【【【【【c (Cl 【)≠c (I 【)【【【【 【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 1【【【【【【【【【【【【【电离平衡(如CH 3COOH 溶液)水解平衡 (如CH 3COONa 溶液) 研究对象弱电解质(包括水的电离、多元弱酸的酸式盐)盐溶液(包括强酸弱碱形成的盐、弱酸强碱形成的盐、弱酸弱碱形成的盐)实质 弱电解质的电离盐促进水的电离 升高温度 促进电离，离子浓度增大，K 增大促进水解，K 增大加水稀释 促进电离，离子浓度(除OH －外)减小，K 不变促进水解，离子浓度(除H ＋外)减小，K 不变加入相应离子 加入CH 3COONa 固体或盐酸，抑制电离，K 不变加入CH 3COOH 或NaOH ，抑制水解，K 不变加入反应离子加入NaOH ，促进电离，K 不变加入盐酸，促进水解，K 不变2.【【【【【【【【【【【应用举例沉淀的生成①调节pH ：如CuCl 2溶液中含杂质FeCl 3，可调节pH 至4左右，使Fe 3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去②加沉淀剂法：如以Na 2S 、H 2S 等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu 2＋、Hg 2＋等生成极难溶的硫化物CuS 、HgS ，是分离、除去杂质常用的方法沉淀的溶解 如用盐酸可溶解碳酸钙沉淀，用NaOH 可溶解氢氧化铝沉淀 沉淀的转化 ①由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化，如在AgCl 悬浊液中，加入KI 溶液后，沉淀变黄，再加入Na 2S 溶液，沉淀变黑②由难溶的沉淀转化为更易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化，转化的前提是“两种沉淀的溶解度相差不是很大”。

专题九 电解质溶液【考纲要求】1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。

2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH 的定义，能进行pH 的简单计算。

3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。

4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。

5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。

【考情分析】本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。

其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分析、平衡常数和pH 的计算为考试热点。

尤其要注意带有图像的题目。

【课时安排】3课时 【教学过程】 考点1 电离平衡 一、知识梳理1. 化合物的一种分类方法：⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧混合物非电解质衡）弱电解质（存在电离平强电解质电解质化合物单质纯净物物质 2.弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。

（1）内因：弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。

（2）外因①浓度：越稀越电离。

②温度：温度越高，电离程度越大③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。

④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。

3．电离平衡的移动以CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH>0为例减小4一元弱酸 HA H＋＋A－K a＝c(H＋)×c(A－)/c(HA)一元弱碱BOH B＋＋OH－K b＝c(B＋)×c(OH－)/c(BOH)多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）：H2A H＋＋HA－K a1＝c(H＋)×c(HA－)/c(H2A)HA－H＋＋A2－K a2＝c(H＋)×c(A2－)/c (HA－)K a1≫K a2，以第一步为主，第二步电离往往忽略不计，故c(A2－)很小。