冲刺高考化学复习 专题08 电解质溶液（含解析）-人教版高三全册化学试题.doc

第八部分电解质溶液
在近年的高考中，弱电解质的电离平衡、溶液pH计算、酸碱中和滴定、盐类水解及难溶电解质的溶解平衡都是高考化学试题的重点、热点和难点。
1.电解质溶液中的平衡
（1）电离平衡：
①规律：越热越电离，越稀越电离，酸和碱可抑制或促进电离。
②离子导电能力比较：离子浓度越大，所带电荷越多，导电能力越强。
③电离平衡常数：弱酸或弱碱达到电离平衡时，离子浓度之积与酸或碱浓度的比是一个常数，这个常数就是电离平衡常数。
④水的离子积常数：
水的离子积常数不仅适用于水中，也适用于酸性或碱性溶液。不管哪种溶液当温度为25℃时，均有KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14。当温度升高时，KW增大。
【特别说明】
①溶液呈现酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
②使用pH试纸时不能用蒸馏水润湿。
③25℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。
④溶液稀释时，不是所有离子的浓度都减小，有些离子浓度可能增大。若为酸溶液，则稀释时H+浓度减小，OH－浓度增大；若为碱溶液，则稀释时OH－浓度减小，H+浓度增大。
【活学活用】
H2A≒H++HA-Ka1HA-≒H++A2-Ka2
HB≒H++B-Ka
①若Ka＞Ka1＞Ka2
HB+A2-=HA-+B-HB+HA-=H2A+B-2HB+A2-=H2A+2B-
②若Ka1＞Ka＞Ka2
HB+A2-=HA-+B-H2A+B-=HA-+HB
HB+HA-=H2A+B-（不反应）
HA-+B-=A2-+HB（不发生）
H2A+2B-=A2-+2HB（不发生）
③若Ka1＞Ka2＞Ka
H2A+B-=HA-+HBHA-+B-=A2-+HBH2A+2B-=A2-+2HB
2.溶液的pH计算方法：
水溶液中氢离子浓度的负对数叫做溶液的pH。
pH＝－lgc(H＋)；pH＝14＋lgc(OH-)
特别说明：溶液混合或者反应，先判断酸碱性，再计算c(H+)或c(OH-)，最后算pH。

3.盐的水解：
①水解实质：
盐电离出的离子使水的电离平衡发生移动，从而使溶液呈酸性或碱性。
②水解规律：有弱才水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱相对定；越热越水解，越弱越水解，越稀越水解。
③重要的水解反应方程式：溶液显酸碱性的原因
氯化铵：NHeq\o\al(＋,4)＋H2O≒NH3·H2O＋H＋
醋酸钠：CH3COO－＋H2O≒CH3COOH＋OH－
碳酸钠：COeq\o\al(2－,3)＋H2O≒HCOeq\o\al(－,3)＋OH－、HCOeq\o\al(－,3)＋H2O≒H2CO3＋OH－
AlCl3溶液：Al3＋＋3H2O≒Al(OH)3＋3H＋
FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O≒Fe(OH)3＋3H＋
NaHCO3与AlCl3混合溶液：Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑
NaAlO2与AlCl3混合溶液：Al3＋＋3AlO2－＋6H2O===4Al(OH)3↓
4.离子浓度大小排序：
先考虑相互反应，然后分析反应后溶液中的离子，再进行分析。
特别注意：既有电离平衡又有水解平衡的物质，例如：NaHCO3、NaHSO3、NaHS、CH3COOH和CH3COONa、NH3·H2O和NH4Cl。
常考的离子顺序：
①0.1mol/LNH4Cl溶液或0.1mol/LHCl和0.1mol/LNH3·H2O溶液等体积混合：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)；
②0.1mol/LHCl和0.2mol/LNH3·H2O溶液等体积混合或pH=2盐酸和pH=12氨水等体积混合：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)；
③0.2mol/LHCl和0.1mol/LNH3·H2O溶液等体积混合：c(Cl-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-)
④0.1mol/LCH3COONa溶液或0.1mol/LNaOH和0.1mol/LCH3COOH溶液等体积混合：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)；
⑤0.1mol/LNaOH和0.2mol/LCH3COOH溶液等体积混合或pH=2醋酸和pH=12NaOH溶液等体积混合：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)；
⑥0.2mol/LNaOH和0.1mol/LCH3COOH溶液等体积混合：
c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)
⑦0.1mol/LNaHCO3溶液：
c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)
⑧0.1mol/LNaH