第五章 电解质溶液 (教师内容)
第五章 电解质溶液
一、学习目的
本章将主要介绍酸碱质子理论、一元弱酸(碱)和多元弱酸(碱)的解离平衡及有关计算、缓冲溶液的酸碱性及配制、难溶电解质沉淀溶解平衡等内容。为第八章配位化合物的学习奠定理论基础，同时也为分析化学的酸碱滴定及药物化学、药物分析等课程打基础。
知识要求
1．掌握共轭酸碱对解离平衡常数之间的关系；掌握一元弱酸(碱)、多元弱酸（碱）和两性物质溶液的pH计算；掌握缓冲溶液的组成、配制及其相关计算；掌握溶度积规则和难溶电解质溶液中各离子浓度的计算。
2．熟悉酸碱质子论的基本理论；熟悉缓冲作用原理；熟悉难溶电解质沉淀溶解平衡的特点。
3．了解活度、活度系数、离子强度的概念；了解缓冲溶液在医药上的应用。
能力要求
1．能够熟练应用电解质的解离平衡理论，对一元弱酸（碱）、多元弱酸（碱）、缓冲溶液以及两性物质溶液的pH进行熟练的计算。
2．能够熟练运用溶度积规则，判断沉淀溶解平衡的方向。
3．学会缓冲溶液的配制和精密试纸的应用。
二、重点串解
本章主要介绍了酸碱理论；溶液的酸碱平衡以及各类酸碱溶液pH的计算；缓冲溶液的概念、缓冲原理、pH计算以及缓冲液的配制；难溶电解质的沉淀溶解平衡、溶度积常数、溶度积规则及其应用等内容，为学习药物化学、药物分析等后续课程奠定基础。
（一）酸碱理论
1. 酸碱理论
2. 溶液的酸碱平衡 酸碱电离理论：电离时所产生的阳离子全部是 H+的化合物是酸；
电离时所产生的阴离子全部是OH−的化合物是碱。 酸碱质子理论：凡能给出质子的物质是酸；凡能接受质子的物质是碱。 分类
（二）缓冲溶液
缓冲溶液：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稀释，而保持溶液pH基本不变的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 酸碱溶液pH的计算 两性物质：c /Ka´≥20，c∙Ka≥20 Kw时, 3aa[HO]K'K一元弱碱：cb∙Kb≥20Kw，cb/Kb≥500时， bb[OH]cK多元弱酸：ca∙Ka1≥20Kw且ca/Ka1≥500时， 3aa1[HO]cK多元弱碱：cb∙Kb1≥20Kw且cb/Kb1≥500时， bb1[OH]cK一元弱酸：ca∙Ka ≥20Kw，ca/Ka≥500时， 3aa[HO]cK水的质子自递平衡 平衡常数 Kw= [H3O+] [OH–]
高中化学学习材料
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1．（2013福建卷）室温下，对于0.10 mol·L-1的氨水，下列判断正确的是
A．与AlCl3溶液反应发生的离子方程式为 Al3++3OH—=Al(OH)3↓
B．加水稀释后，溶液中c(NH+4 )c(OH—)变大
C．用HNO3溶液完全中和后，溶液不显中性
D．其溶液的PH=13
2．（2013江苏卷）一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示。已知: pM=-lg c(M)，pc(CO2-3 )= -lg cc(CO2-3 )。下列说法正确的是 （ ）
A．MgCO3、CaCO3、MnCO3 的Ksp依次增大
B．a 点可表示MnCO3 的饱和溶液，且c(Mn2＋)= c(CO2-3 )
C．b 点可表示CaCO3 的饱和溶液，且c(Ca2＋)
D．c 点可表示MgCO3 的不饱和溶液，且c(Mg2＋)
【答案】BD 【解析】
＜c（Ca2+），C项错误。D项，c点不在线上，是不饱和溶液，p（Mg2+）＞p（CO2-3 ），则c(Mg2+)＜c(CO2-3 )，D项正确。
考点：本题考查难溶电解质的溶解平衡知识和读图审图信息迁移的能力。难度较大。
3．（2013山东卷）某温度下，向一定体积 0.1mol/L 醋酸溶液中逐滴加入等浓度的NaOH溶液，溶液中pOH
(pOH = -lg[OH-])与pH的变化关系如图所示，则
A．M点所示溶液导电能力强于Q点
B．N点所示溶液中c(CH3COO-)﹥c(Na+)
C．M点和N点所示溶液中水的电离程度相同
D．Q点消耗NaOH溶液的体积等于醋酸溶液的体积
【答案】 C
【解析】
考点：此题考查了电解质之间的反应、溶液的pH、水的电离等知识和考生对新信息的理解能力。
4．（2013四川卷）室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合（忽略体积变化），实验数据如下表：
专题05 电解质溶液
考纲原文 ① 了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
② 理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
③ 了解水的电离、离子积常数。
④ 了解溶液 pH 的含义及其测定方法，能进行 pH 的简单计算。
⑤ 理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。
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。掌握常见离子的检验方法。
⑧ 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算。
变化解读 ②⑤中“了解”修订为“理解”，提高了要求层次，“水溶液”修订为“水”，⑤中增加“能利用电离平衡常数进行相关计算”。复习时要注意加强以下内容：计算弱电解质的电离常数、利用电离常数计算溶液的pH、电离常数与水解常数的换算关系等。
⑦“了解常见离子的检验方法”改为“掌握常见离子的检验方法”，提高了要求层次。考试在复习时要强化离子的检验，注意在新情境下的离子检验。
⑧删除“了解沉淀转化的本质”，增加“理解溶度积（Ksp）的含义，能进行相关的计算”。新修订的内容与教材更为吻合，也预示着相关内容在今后高考命题中的重要地位。复习时要加强溶度积常数与溶解度的相互换算；根据难溶氢氧化物的溶度积，计算相应金属离子开始沉淀以及沉淀完全时溶液的pH，或判断一种沉淀在一定条件下能否转化为另一种沉淀等。
一、电离平衡常数
（1）概念 在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，该常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示）。
（2）表达式
对于可逆反应ABA++B−，K=ABABccc（）（）（）
对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，Ka=HAHAccc（）（）（）
专题九 电解质溶液
[考纲要求］ 1。了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念.2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3。了解水的电离和水的离子积常数。4。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。5。了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式,能进行相关的计算。7.以上各部分知识的综合利用。
1。一个基本不变
相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件:水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2.两个判断标准
（1)任何温度
c(H＋)〉c（OH－)，酸性；
c（H＋)＝c(OH－),中性；
c(H＋）
（2)常温（25 ℃)
pH〉7，碱性；
pH＝7，中性；
pH〈7,酸性.
3。三种测量方法
（1）pH试纸
用pH试纸测定溶液的pH,精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为取一小块试纸放在干净的玻璃片或表面皿上,用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH。
注意 ①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差.②pH试纸不能测定氯水的pH。
(2）pH计 pH计能精确测定溶液的pH，可精确到0.1.
(3)酸碱指示剂
酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：
指示剂 变色范围的pH
石蕊 〈5红色
5~8紫色 >8蓝色
甲基橙 〈3.1红色 3。1～4。4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8。2无色 8.2～10浅红色 〉10红色
4.四条判断规律
(1）正盐溶液
强酸强碱盐显中性，强酸弱碱盐(如NH4Cl)显酸性，强碱弱酸盐（如CH3COONa）显碱性。
(2）酸式盐溶液
NaHSO4显酸性(NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4水溶液显酸性(酸式根电离程度大于水解程度）；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性(酸式根水解程度大于电离程度）。
