第一篇：2014屆高三復習電解質溶液專題學案

電解質溶液

（一）弱電解質的電離平衡（董健）

【學習目標】

（1）了解電解質的概念。了解強電解質和弱電解質的概念。

（2）了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。

（3）了解弱電解質在水溶液中的電離平衡。（沒有涉及電離常數）

【知識梳理】

1．電解質的分類及結構特點

強堿離子化合物強電解質大多數鹽

強酸

弱酸

弱電解質 弱堿共價化合物

兩性氫氧化物

水

2． 關于電解質與非電解質概念的理解

（1）電解質和非電解質的本質區別是自身能否電離。

（2）電解質和非電解質都是化合物。單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

（3）能導電的物質不一定是電解質，如SO3溶于水導電，但它是非電解質。Cu及石墨

導電，但它們是單質。

（3）CaCO3、AgCl等難溶鹽水溶液因為離子濃度太低，幾乎不導電，但因為其溶解于

水的部分是完全電離的，所以它們是強電解質。

（4）根據區分離子化合物和共價化合物。

（5）電解質的電離程度與其溶解度無關。

課堂練習判斷下列物質屬于電解質的是

①NaCl溶液 ②NaOH③H2SO4、④Cu⑤CH3COOH⑥NH3·H2O ⑦CO2⑧乙醇⑨水

3．關于強電解質和弱電解質概念的理解

(1)強電解質和弱電解質的根本區別在于

(2)電解質溶液的導電能力取決于

課堂練習下列電解質中，① NaCl、② NaOH，③ NH3·H2O、④H2S ⑤ BaSO4⑥Cu(OH)

2⑦K2O⑧NaHSO4⑨ NaHCO3⑩HF哪些是強電解質，哪些是弱電解質?

4．弱電解質的電離平衡及其影響因素

（1）電離方程式的書寫

注意事項：

課堂練習請寫出Na2SO4、HClO、NH3·H2O、H2CO3、Fe(OH)3、NaHSO

3在水溶液中的電離方程式。

1.在氨水中存在怎樣的電離平衡？試分析向溶液中加入下列物質時，平衡如何移動？

2.0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3

3COO +H

對于該平衡，下列敘述正確的是（）A．加水時，平衡向逆反應方向移動B．加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動 C．加入少量0.1mol/L鹽酸，溶液中c(H+)減小

D．加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動

3.一定量的鹽酸與過量的鐵粉反應時，為了減緩反應速率，且不影響生成Ｈ2的總量，可向鹽酸中加入適量的（）Ａ．NaCl(S)Ｂ．H2OＣ．KNO3(aq)Ｄ．CH3COONa(S)E．NaCl(aq)4.(1)相同物質的量濃度、相同體積的HCl與CH3COOH的比較 323述正確的是()Ａ．反應速率HCl＞ CH3COOHＢ．氣泡逸出速率 CH3COOH ＞ HCl Ｃ．在相同條件下兩酸產生的CO2的體積相同

Ｄ．如果兩酸的C(H+)同時，兩酸物質的量濃度HCl＞CH3COOH 6.甲酸（一元酸）的下列性質中不能證明它是弱電解質的是（）．．A．0.1mol/L甲酸溶液的C(H+)﹤0.1mol/LB．甲酸溶液中存在著甲酸分子 C．10mL 1mol/L甲酸恰好與10mL1mol/LNaOH的溶液完全反應

D．在相同的條件下，0.1mol/L甲酸的導電性比0.1mol/L一元強酸溶液的弱

7．甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶氨水C（OH-）之比（填“大于”、“等于”或“小于”）；用水稀釋1mol/L氨水時，溶液中隨水的量增加n(OH-（填“增大”、“減小”或“不變”,下同），C(OH-，C(H+，理由是；C(OH-)/C（NH3·H2O），理由是 8.今有a·鹽酸b·醋酸c·硫酸三種酸：（以下均用酸的序號填寫）

（1）在同體積，同pH的三種酸中，分別加入足量的碳酸鈉粉末，在相同條件下產生CO2的體積由大到小的順序是_________________。（2）物質的量濃度為0.1 mol·L-1的三種酸溶液的pH由大到小順序是_____；（3）如果取等體積的0.1 mol·L-1的三種酸溶液，用0.1 mol·L-1的NaOH溶液中和，當恰好完全反應時，消耗NaOH溶液的體積由大到小是__

第二篇：2014屆電解質溶液專題學案

電解質溶液

（二）水的電離和溶液的酸堿性（董健）

【學習目標】

（1）了解水的電離，離子積常數。

（2）了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進行pH的簡單計算。

【知識梳理】

一、水的電離

1．水是極弱的電解質

2．水的離子積常數

（1）在任何水溶液中，均存在水的電離平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。

任何水溶液中都存在Kw=c(H+).c(OH-)

（2）KW只與溫度有關（與濃度無關）:溫度升高，KW25℃時，Kw= c(H+)·c(OH?)=100℃時，Kw= c(H+)·c(OH?)=

3．影響水的電離平衡的因素

（1）溫度：

（2）酸或堿：

（3）鹽： 課堂練習

1根據水的電離平衡H2H++OH-和下列條件的改變，填空：

C(H+)變化C(OH-)變化Kw改變條件

加CH3COOH

加CH3COONa

加入NaCl 升高30 ℃

二、溶液的酸堿性和pH

－1．溶液的酸堿性與c(H+）和c(OH）的關系（常溫）

2．溶液的pH

（1）定義：pH =-lg c(H+）

（2）適應范圍：稀溶液，0～14之間。

（3）用pH試紙測定溶液pH的方法：

指示劑的變色范圍：

甲基橙：石蕊：酚酞：

課堂練習

判斷正誤：（1）一定條件下 pH越大，溶液的酸性越強。

（2）強酸溶液的pH一定小。

（3）pH等于6的溶液，一定是一個弱酸體系。

（4）pH相同的強酸和弱酸中c(H+)相同。

（5）在常溫下，pH=0的溶液酸性最強，pH=14的溶液堿性最強

（6）pH有可能等于負值。

（7）常溫下，由水電離出的c(H+)=10-12mol/L，則溶液pH定為1

2（8）相同體積和pH的鹽酸，醋酸、硫酸中H+的物質的量相等

3．有關溶液pH的計算

課堂練習（1）在25℃時，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH 等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？

（2）在25℃時，pH等于9和pH等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH等于多少？

（3）在25℃時，100ml 0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？

結論： 10倍，pH；弱酸溶液，每稀釋10倍，pH。強堿溶液，每稀釋10倍，pH；弱堿溶液，每稀釋10倍，pH。

pH改變了溶液本身的性質，則稀釋后pH一定接近7，酸略小于7，堿略大于7。

pH酸+ pH堿 > 14，pH混>7

pH酸+ pH堿 < 14，pH混< 7 強酸和強堿等體積混合pH酸+ pH堿 =14，pH混= 7

三、pH——中和滴定

【鞏固練習】

1．某溶液中由水電離產生的c(H+)= 10-12 mol/L，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中 c(H+)的可能值 ？

2．濃度均為0.1mol/L的下列溶液中由水電離出的c(H+)H2O大小關系為：

①鹽酸②醋酸溶液③硫酸溶液④氫氧化鈉溶液

3．pH相同的等體積的兩份溶液A和B；A為鹽酸，B為醋酸，分別和鋅反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，且放出氫氣的質量相同，則下列說法正確是的（）①反應所需要的時間B＞A②開始反應時的速率A＞B ③參加反應的鋅的物質的量A＝B④反應過程的平均速率B＞A⑤鹽酸里有鋅剩余⑥醋酸里有鋅剩余

A．③④⑤B．③④⑥C．②③⑤D．②③⑤⑥

4.水的電離過程為H2OH+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃ =2.1 ×10-14。則下列敘述正確的是（）

A．c(H+)隨著溫度的升高而降低B．在35℃時，純水中 c(H+)＞c(OH-)

C．水的電離常數K25℃ ＞K35℃D．水的電離是一個吸熱過程

5．將10mL 0.21mol/L 的鹽酸和10mL 0.1mol/L的Ba(OH)2 溶液混合 ,再加入水稀釋至1L.取出10mL滴入酚酞、甲基橙、石蕊試液分別呈現什么顏色？

6．某溶液取少量滴在pH試紙上，試紙呈深藍色，此溶液中不可能大量共存的離子是（）

A.PO43-B.HCO3-C.Al3+D.K+

7.將pH相同的鹽酸和醋酸溶液分別稀釋到原體積的M倍和N倍，稀釋后兩溶液的pH相同，則M和N的關系是；將pH相同的鹽酸和醋酸溶液分別稀釋到原體積的M倍，則稀釋后兩溶液的pH的關系是。

第三章 電解質溶液導學案主編人：董健 檢查：杜書梅校驗：高三化學備課組

電解質溶液

（二）水的電離和溶液的酸堿性

1.在已達到電離平衡的0.1 mol/L的醋酸溶液中，欲使平衡向電離的方向移動，同時使溶液的pH 降低，應采取的措施是（）

A.加熱B.加少量水C.加少量鹽酸D.加少量醋酸鈉晶體

2.醋酸是電解質，下列事實能說明醋酸是弱電解質的組合是()

①醋酸與水能以任意比互溶②醋酸溶液能導電③醋酸溶液中存在醋酸分子④0.1 mol·L-1醋酸的pH比0.1 mol·L-1鹽酸pH大⑤醋酸能和碳酸鈣反應放出CO2⑥0.1 mol·L-1醋酸鈉溶液pH=8.9⑦大小相同的鋅粒與相同物質的量濃度的鹽酸和醋酸反應，醋酸產生H2速率慢

A．②⑥⑦B．③④⑤⑥C．⑨④⑥⑦D．①②

3醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH＋CH3COO，下列敘述不正確的是（）

A．醋酸溶液中離子濃度的關系滿足：c（H）＝c（OH）＋c（CH3COO）

B．0.10mol/L的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c（OH）減小

C．CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動

D．常溫下pH＝2的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH＜7

4． 25℃時，水的電離可達到平衡：H2O

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH)-降低

B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c（H+）增大，Kw不變

C.向水中加入少量金屬鈉，平衡逆向移動，c（H+）降低

D.將水加熱，Kw增大，pH不變

5.下列溶液一定呈酸性的是（）

A．c(H+)═10-6 mol·L-1,B．c(H+)＞ C(OH-)的溶液

C．pH小于7 的溶液D．滴入酚酞顯紅色的溶液

6.在甲燒杯中放入鹽酸，乙燒杯中放入醋酸，兩種溶液的體積和pH都相等，向兩燒杯中同時加入質量不等的鋅粒，反應結束后得到等量的氫氣。下列說法正確的是()

A．甲燒杯中放入鋅的質量比乙燒杯中放入鋅的質量大

B．甲燒杯中的酸過量

C．兩燒杯中參加反應的鋅等量

D．反應開始后乙燒杯中的c（H+）始終比甲燒杯中的c（H+）小

7.向等體積、pH=2的兩種一元酸HA和HB的溶液中加入足量的鎂粉，充分反應后，收集到H2的體積V（HA）> V（HB），下列說法正確的是()

A.HA一定是弱酸B.HB一定是強酸

C.NaA溶液的堿性弱于NaB溶液的堿性

D.反應開始時二者生成H2的速率相同 －＋－－＋－H++OH-△H ＞0，下列敘述正確的是（）

8.在25℃時，pH等于9和pH等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液中的氫離子濃度最接近于（）

A.1/2（10-9+10-11）mol/LB.2×10-11 mol/L

C.（10-9+10-11）mol/LD.1/2（10-5+10-3）mol/L

9.pH相同的CH3COOH和HNO3溶液分別加水稀釋a倍和b倍后，使pH仍保持相同，則a和b的關系是()

A．a＞bB．a＜bC．a=bD．不能確定

10．下列敘述正確的是()

A.100 ℃時，某水溶液的pH=7，所以顯中性

B.pH=6的水溶液，用蒸餾水稀釋100倍，則pH變為8

C.室溫時，某溶液中由水電離產生的C(H+)= 1×10－11mol/L,該溶液的pH不一定等于1

1D.pH=2的溶液中的c(H+)是pH=4的溶液中的 c(H+)的2倍

11.下列有關中和滴定的操作：①用標準液潤洗滴定管；②往滴定管內注入標準溶液；③檢查滴定管是否漏水；④滴定；⑤滴加指示劑于待測液；⑥洗滌。正確的操作順序是()

A．⑥③①②⑤④ B．⑤①②⑥④③ C．⑤④③②①⑥ D．③①②④⑤⑥

12.取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2 體積比相混合，所得溶液的pH 等于12，則原溶液的濃度為（）

A．0.01 mol?L-1B．0.017 mol?L-1C．0.05 mol?L-1D．0.50 mol?L-1

13.某溫度下測得純水的c(H+)═2×10-7 mol·L-1,則此時c(OH-)為。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+)═8×10-4mol·L-1則溶液中c(OH-)為，由水電離產生的c(H+)為

14.某溫度（t℃）時，水的KW=10-13，則該溫度（填大于、等于或小于）______25℃，理由是_________________________________________________，將此溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合，（1）若所得混合溶液為中性，則a：b=_________；

（2）若所得混合溶液pH=2，則a：b=__________。

15．（09寧夏卷11）將氫氧化鈉稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各圖示意混合溶液有關量或性質的變化趨勢，其中錯誤的是

第三篇：電解質溶液中三大守恒學案（范文）

電解質溶液中三大守恒學案

電荷守恒、物料守恒、質子守恒

年級：高三

學科：化學

教師： 日期 3.3

編號45

電荷守恒,物料守恒,質子守恒同為溶液中的三大守恒關系。這三個守恒的最大應用是判斷溶液中粒子濃度的大小，或它們之間的關系等式。

電荷守恒：是指溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數相等。即溶液永遠是電中性的，所以陽離子帶的正電荷總量＝陰離子帶的負電荷總量

1.溶液必須保持電中性，即溶液中所有陽離子所帶的電荷數等于所有陰離子所帶的的電荷數

2.除六大強酸，四大強堿外都水解，多元弱酸部分水解。產物中有分步水解產物。

3.這個離子所帶的電荷數是多少，離子前就寫幾。

例如：Na2CO3： c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-)

因為碳酸根為帶兩個單位負電荷，所以碳酸根前有一個2。

在下列物質的溶液中

CH3COONa： c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)

Na2CO3： c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-)

NaHCO3： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-)

Na3PO4： c(Na+)+c(H+)=3c(PO4 3-)+2c(HPO4 2-)+c(H2PO4-)+c(OH-)電荷守恒定律：物理學的基本定律之一。它指出，對于一個孤立系統，不論發生什么變化，其中所有電荷的代數和永遠保持不變。電荷守恒定律表明，如果某一區域中的電荷增加或減少了，那么必定有等量的電荷進入或離開該區域；如果在一個物理過程中產生或消失了某種符號的電荷，那么必定有等量的異號電荷同時產生或消失。

注意：

1． 正確分析溶液中存在的陰、陽離子是書寫電荷守恒式的關鍵，需要結合電解質電離及鹽類的水解知識，尤其是對多級電離或多級水解，不能有所遺漏。如Na2CO3溶液中存在如下電離和水解平衡：Na2CO3

Na+ +CO32-；CO32-+ H2O HCO3-+OH-；HCO3-+H2O

H2CO3 +OH-；H2O

H++OH-。所以溶液中陽離子有：Na+、H+，陰離子有：CO32-、HCO3-、OH-。

2． 結合陰陽離子的數目及其所帶的電荷可以寫出：

N(Na+)+N(H+)= 2N(CO32-)+ N(HCO3-)+ N(OH-)3．將上式兩邊同時除以NA得：n(Na+)+n(H+)=2n(CO32-)+ n(HCO3-)+ n(OH-)；再同時除以溶液體積V得：C(Na+)+C(H+)= 2C(CO32-)+ C(HCO3-)+ C(OH-)，這就是Na2CO3溶液的電荷守恒式。

電荷守恒式即溶液中所有陽離子的物質的量濃度與其所帶電荷乘積之和等于所有陰離子的物質的量濃度與其所帶電荷的絕對值乘積之和。寫等式注意2點：

1、要判斷準確溶液中存在的所有離子，不能漏掉。

2、注意離子自身帶的電荷數目。如：

Na2CO3溶液：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）NaHCO3溶液：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）

Na3PO4溶液：C（Na+）+ C（H+）= 3 C（PO43-）+ 2 C（HPO42-）+ C（H2PO4-）+ C（OH-）NH4Cl溶液：C（NH4+）+ C（H+）=C（Cl-）+ C（OH-）NaOH溶液：C（Na+）+C（H+）= C（OH-）

物料守恒：溶液中某一組分的原始濃度應該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。也就是元素守恒，即變化前后某種元素的原子個數守恒。物料守恒實際屬于原子個數守恒和質量守恒。即加入的溶質組成中存在的某些元素之間的特定比例關系，由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的關系。物料守恒可以理解為原子守恒的另一種說法。“任一化學反應前后原子種類和數量分別保持不變”，可以微觀地應用到具體反應方程式，就是左邊帶電代數和等于右邊。也就是左邊（反應物）元素原子（核）個數種類與總數對應相等于右邊（生成物）。⒈ 含特定元素的微粒（離子或分子）守恒

⒉ 不同元素間形成的特定微粒比守恒

⒊ 特定微粒的來源關系守恒 例1 ：NaHCO3溶液

nNa:nC=1:1，如果HCO3-沒有電離和水解，那么Na+和HCO3-濃度相等。

HCO3-會水解成為H2CO3，電離為CO32-（都是1：1反應，也就是消耗一個HCO3-，就產生一個H2CO3或者CO32-），那么守恒式中把Na+濃度和HCO3-及其產物的濃度和畫等號（或直接看作鈉與碳的守恒）：

即c(Na+)= c(HCO3-)+ c(CO32-)+ c(H2CO3)這個式子叫物料守恒

例2 ：Na2CO3溶液

電荷守恒 c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)

上式中，陰陽離子總電荷量要相等，由于1mol碳酸根電荷量是2mol負電荷，所以碳酸根所帶電荷量是其物質的量的2倍。

物料守恒 nNa:nC=2:1，c(Na+)是碳酸根離子物質的量的2倍，電離.水解后，碳酸根以三種形式存在,所以 ： c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 例3：在0.1mol/L的H2S溶液中存在如下電離過程:

H2S

H+ +HS-

HS-

H++S2-

H2O

H++OH-

H2S物料守恒式c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/L，在這里物料守恒就是S元素守恒, 描述出有S元素的離子和分子即可

例4：在0.1mol／L Na3PO4溶液中：

根據P元素形成微粒總量守恒有：

c［PO43-］+c［HPO42-］+c［H2PO4-］+c［H3PO4］=0.1mol／L

根據Na與P形成微粒的關系有：

c［Na+］=3c［PO43-］+3c［HPO42-］+3c［H2PO4-］+3c［H3PO4］ 根據H2O電離出的H+與OH-守恒有：

c［OH-］=c［HPO42-］+2c［H2PO4-］+3c［H3PO4］+c［H+］

例5：NH4Cl溶液，化學式中nN:nCl=1:1，得到c［NH4+ ］+ c［NH3.H2O ］= c［ Cl-］ 寫等式要注意，把所有含這種元素的粒子都要考慮在內，可以是離子，也可以是分子。

質子守恒： 質子守恒就是酸失去的質子和堿得到的質子數目相同。

例1 ：Na2CO3溶液

水電離出的c(H+)=c(OH-).在碳酸鈉水溶液中水電離出的氫離子以（H+，HCO3-,H2CO3）三種形式存在，其中1mol碳酸分子中有2mol水電離出的氫離子.所以

c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)例2 ： NaHCO3溶液

方法一：可以由電荷守恒和物料守恒關系聯立得到NaHCO3 溶液中存在下列等式

C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)｛電荷守恒｝

C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3)｛物料守恒｝

兩式相減得C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-)這個式子叫質子守恒。

方法二：由酸堿質子理論 例1 ：NaHCO3 溶液 原始物種：HCO3-，H2O

消耗質子產物H2CO3，產生質子產物CO32-，OH-C（H+）=C（CO32-）+C(OH-)-C（H2CO3）即C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-)

關系：剩余的質子數目等于產生質子的產物數目-消耗質子的產物數目

直接用酸堿質子理論求質子平衡關系比較簡單，但要細心；如果用電荷守恒和物料守恒關系聯立得到則比較麻煩，但比較保險

例2 ：NaH2PO4溶液

原始物種：H2PO4-，H2O

消耗質子產物：H3PO4，產生質子產物：HPO42-（產生一個質子），PO43-（產生二個質子），OH-

所以：c（H+）=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)-c（H3PO4）

快速書寫質子守恒的方法：

第一步：確定溶液的酸堿性，溶液顯酸性，把氫離子濃度寫在左邊，反之則把氫氧根離子濃度寫在左邊。

第二步：根據溶液能電離出的離子和溶液中存在的離子，來補全等式右邊。具體方法是，判斷溶液能直接電離出的離子是什么。然后選擇能電離產生氫離子或者水解結合氫離子的離子為基準，用它和它電離或者水解之后的離子（這里稱為對比離子）做比較，是多氫還是少氫，多N個氫，就減去N倍的該離子（對比離子）濃度。少N個氫離子，就減去N倍的該離子（對比離子）。

如碳酸氫鈉溶液（NaHCO3）:溶液顯堿性，所以把氫氧根離子濃度寫在左邊，其次。判斷出該溶液直接電離出的離子是鈉離子和碳酸氫根，而能結合氫離子或電離氫離子的是碳酸氫根。其次以碳酸氫根為基準離子（因為碳酸氫鈉直接電離產生碳酸根和鈉離子，而鈉離子不電離也不水解。）減去它電離之后的離子濃度，加上它水解生成的離子濃度。便是：

C（OH-）=C(H2CO3)-C(CO32-)+C(H+)

例1：NH4Cl溶液，電荷守恒，NH4+ + H+ = Cl-+ OH-

物料守恒，C（NH4+）+ C（NH3.H2O）= C（Cl-）

質子守恒，處理一下，約去無關的Cl-，得到，C（H+）= C（OH-）+ C（NH3.H2O），分析, 水電離H+ = OH-，但是部分OH-被NH4+結合成NH3.H2O，而且是1：1結合，而H+不變，所以得到，H+ = 原來的總OH-= 剩余OH-+ NH3.H2O

例2：Na2CO3溶液，電荷守恒，Na+ + H+ = 2CO32-+ HCO3-+ OH-

物料守恒，Na+ = 2(CO32-+ HCO3-+ H2CO3)質子守恒，處理一下，約去無關的Na+，得到，HCO3-+ 2H2CO3 + H+ = OH-，分析,水電離H+ = OH-，但是部分H+被CO32-結合成HCO3-，而且是1：1結合，還有部分繼續被HCO3-結合成H2CO3，相當于被CO32-以1：2結合，而OH-不變，所以得到，OH-= 原來總H+ = HCO3-+ 2H2CO3 + 剩余H+

若能清楚三個守恒，解題會更快，若質子守恒不能熟悉，只要掌握前兩個也足夠了。歸納：練習

1． Na2CO3溶液． 電荷守恒 物料守恒 質子守恒

2．NaHCO3 溶液 電荷守恒 物料守恒 質子守恒

3．NH4Cl溶液，電荷守恒 物料守恒 質子守恒

4．Na3PO4溶液 電荷守恒 物料守恒 質子守恒 5．Na2S溶液 電荷守恒 物料守恒 質子守恒

6.電荷守恒，NaOH溶液，CH3COONa溶液：

物料守恒，H2S物料守恒式：

質子守恒，NaH2PO4溶液 ：

1． Na2CO3溶液．

電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-)物料守恒，c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)] 質子守恒，c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)2．NaHCO3 溶液

電荷守恒： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-)物料守恒，c(Na+)= c(HCO3-)+ c(CO32-)+ c(H2CO3)質子守恒，C（H+）=C（CO32-）+C(OH-)-C（H2CO3）即C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-)

3．NH4Cl溶液，電荷守恒，C（NH4+）+ C（H+）=C（Cl-）+ C（OH-）物料守恒，C（NH4+）+ C（NH3.H2O）= C（Cl-）質子守恒，C（H+）= C（OH-）+ C（NH3.H2O）4．Na3PO4溶液 電荷守恒：

c(Na+)+c(H+)=3c(PO4 3-)+2c(HPO4 2-)+c(H2PO4-)+c(OH-)物料守恒，c［Na+］=3c［PO43-］+3c［HPO42-］+3c［H2PO4-］+3c［H3PO4］ 在0.1mol／L Na3PO4溶液中，根據P元素形成微粒總量守恒有：

c［PO43-］+c［HPO42-］+c［H2PO4-］+c［H3PO4］=0.1mol／L 質子守恒，c［OH-］=c［HPO42-］+2c［H2PO4-］+3c［H3PO4］+c［H+］ 5．Na2S溶液

電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)物料守恒，c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)] 質子守恒，c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)6．

電荷守恒，NaOH溶液，C（Na+）+C（H+）= C（OH-）

CH3COONa溶液： c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)物料守恒，H2S物料守恒式：c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/L, 質子守恒，NaH2PO4溶液 ：c（H+）=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)-c（H3PO4）

第四篇：2010屆高三一輪復習專題---溶液電解質教案和習題

2010屆高三一輪復習專題---溶液電解質教案和習題 高考知識點

強弱電解質的概念和判斷 ②電離概念及電離方程式 ③弱電解質的電離平衡

④電離度概念、表示方法、影響因素 ⑤溶液酸堿性判斷 水的電離及Kw概念 pH值概念及計算方法 指示劑的變色范圍

鹽類水解實質、水解離子方程式的書寫、應用 ⑩離子反應和離子方程式的書寫 ⑾離子共存問題 知識框架 電解質溶液：

1、強弱電解質 電解質和非電解質 強弱電解質

電離方程式和電離平衡

2、水的離子積和pH值 水的電離和pH值 pH值得計算

3、鹽溶液

鹽類的水解，鹽溶液的酸堿性 鹽溶液中的離子濃度大小關系

4、離子反應

離子反應發生的條件 離子方程式的書寫 離子的共存

(一)強弱電解質

一、電解質和非電解質 ①注意概念中的“或”，“和”，“化合物”等關鍵詞

②電解質的導電必須有一定的條件（水溶液或熔化狀態)③ CO2、SO2、NH3、Cl2、Fe 等均不是電解質，CO2、SO2、NH3是非電解質。Cl2不是非電解質

④電解質溶液的導電能力的強弱取決于溶液里自由移動離子濃度的大小,和電解質的強弱不一定有關。

⑤酸、堿、鹽、部分金屬氧化物等屬于電解質

二、強電解質和弱電解質

①強、弱電解質的根本區別在于一定條件下能否完全電離 ②強電解質電離方程式用“

====== ”無電離平衡 弱電解質電離方程式用“”有電離平衡 注意：多元弱酸分步電離

③強電解質溶液中溶質的微粒是離子

弱電解質溶液中溶質的微粒是離子和分子共存

④強電解質是指強酸（HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4、HMnO4 等）；強堿（NaOH、KOH、Ba(OH)

2、Ca(OH)2 等）；大部分鹽。弱電解質是指弱堿:不溶性的堿和NH3?H2O）；弱酸（HClO、HF、H2S、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、H2SiO4、等）；和 H2O、C6H5OH 等。

⑤電解質強、弱和物質的溶解性無關；溶液的導電性強弱不一定和電解質的強、弱有關。⑥強電解質中是離子鍵和極性共價鍵, 弱電解質中極性共價鍵。例1：下列物質的水溶液能導電，但屬于非電解質的是

A.CH3CH2COOH

B.Cl2

C.NH4HCO3

D.SO2 例2：下列敘述中，能說明鹽酸是強酸，醋酸是弱酸的是

A．將pH = 4的鹽酸和醋酸稀釋到pH = 5的溶液，醋酸所加的水量多。B.鹽酸和醋酸都可用相應的鈉鹽與濃硫酸反應制取。

C.相同pH的鹽酸和醋酸溶液中分別加入相應的鈉鹽固體，醋酸的pH變化大。D.相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別跟鋅反應時，產生的氫氣速率相同。例3 : 通過那些事實（或實驗）可以證明CH3COOH是弱電解質？ 方法

一、取同濃度的HCl和CH3COOH，進行溶液導電性實驗 方法

二、測定CH3COONa的水溶液應呈堿性。方法

三、測定0.1mol/L CH3COOH 的pH值。

方法

四、相同濃度的HCl 和 CH3COOH 和相同大小顆粒的鋅粒比較反應速率。

方法

五、相同 pH值，相同體積的HCl 和 CH3COOH，和足量的鋅粒反應，CH3COOH產生的氫氣多。

方法

六、取相同濃度的HCl 和 CH3COOH，稀釋100倍，pH值變化小的是 CH3COOH。例4 : 有0.1 mol/L的鹽酸、硫酸、醋酸、硝酸各50ml，試比較：（A）四種酸里氫離子濃度由大到小的順序是

_______________________________。（B）四種酸跟足量的鋅反應,開始實產生H2的速率是

__________________________。（C）四種酸跟足量的鋅反應產生H2的體積是

______________________________。（D）四種酸分別跟0.1 mol/L的NaOH溶液中和，消 耗 NaOH體積由大到小的順序是

___________________________________________。

（E）四種酸分別跟 50ml 0.1 mol/L 的NaOH溶液反應后；溶液的pH值由大到小的順序是

____________________________________________。（F）四種酸的pH值由大到小的順序是

____________________________________。例5 : 有相同pH值的鹽酸、硫酸、醋酸、硝酸各50ml，試比較：

（A）四種酸的物質的量濃度由大到小的順序是 ________________________________。（B）四種酸跟足量的鋅反應,開始實產生H2的速率是

_________________________。（C）四種酸跟足量的鋅反應產生H2的體積是

____________________________。（D）四種酸分別跟加水稀釋到原體積的m、n、o、p倍，pH值仍相等，n、m、o、p的大小關系是

___________________________________。

（E）四種酸分別跟足量的 0.1 mol/L 的NaOH溶液反應；消耗溶液的體積由大到小的順序是

________________________________________。

三、電離方程式和電離平衡、電離度 ⑴書寫電離方程式的基本原則

①強電解質完全電離,用‘

============ ’ ②弱電解質部分電離用‘’其中多元弱酸分步電離;(其中主要是第一步);多元弱堿一步電離

思考1 :向Na2SO3溶液中中逐滴加入稀鹽酸,說出有關現象,寫出相關的化學反應方程式.思考 2: 不用任何試劑,如何鑒別 Na2CO3 溶液和HCl溶液(提示：思考因多元弱酸分步電離而引起的反應)⑵電離平衡

①弱電解質溶液中存在電離平衡

②電離平衡的移動可用勒沙特里原理來解釋 ③影響電離平衡的因素有: 1.溫度:(電解質的電離都是吸熱過程)

2.溶液的濃度: 溶液越稀,電離程度越大;溶液越濃電離程度越小.[實驗4.2] 3.溶液的酸堿性: [H+] 或 [OH—] 變化會影響電離平衡.⑶.電離度

①電離度的定義和表示符號 ②數學表達式

③影響電離度大小的因素: 相同溫度下: 濃度越大,(越小;濃度越小,(越大.相同濃度下: 溫度越高,(越大;溫度越低,(越小

例6：若室溫時pH = a的氨水與pH=b的鹽酸等體積混合，恰好完全反應，則氨水的電離度可表示為： a+ b—12 %

B.10 a+b—14 %

C.1012 — a — b % D.1014— a— b % 例7：已知某二元酸H2A，其電離方程式為H2A

H＋＋HA—； HA—

H+ +A2—。測得25℃時0.1mol/L的H2A溶液中c(H)=0.11mol/L,該條件下HA—的電離度是

A.1 ％

B.9.1 %

C.10 %

D.20 % 例8：某二元弱酸溶液按下式發生電離H2A

H+ +HA—，HA—

H+ + A 2—已知相同濃度的電離度((H2A）＞((HA—），設有下列四種溶液：

A.0.01mol/L的H2A

B.0.01mol/L的NaHA溶液

C.0.02mol/L的HCl與0.04mol/L的NaHA溶液等體積混合

0.02mol/L的NaOH與0.02mol/L的NaHA溶液等體積混合據此，填寫下列空白 ⑴ c(H+)最大的是，最小的是

。⑵ c(H2A)最大的是，最小的是

。⑶ c(A2—）最大的是，最小的是。

例9：用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是

A.B.C.[H+ ]和[OH—]乘積

D.OH—的物質的量

例10：某氨水的pH＝a, 其中水的電離度為(1；某硝酸的pH=b ,其中水的電離度為(2 ；且a+b= 14,a＞11。將氨水和硝酸等體積混合后，所得溶液中其中水的電離度為(3。相同條件下純水的電離度為(4。則下列關系中正確的是 A.c(NO3—）＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH—）B.(4 ＞(3 ＞(2＝(1

C.c(NH4+)＞ c(NO3—）＞ c(OH—）＞c(H+)D(3 ＞(4 ＞(2 ＞(1

二、鹽溶液中各離子濃度大小的比較。

（一）、基本知識

要點：①離子會水解其濃度變小 如: 在NaHS溶液中：

[ Na+ ] ＞[ HS— ] ＞ [ OH— ] ＞ [ S2— ] ＞ [ H+ ]

②物料守恒的關系：某元素各種不同存在形態的微粒，物質的量總和不變。如：Na2CO3 溶液中：

[ Na+ ]＝2 [ CO32— ] + 2 [HCO3— ] + 2 [H2CO3 ]

如0.1 mol/L NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（NH3·H2O）＝0.1 mol/L 如0.1 mol/L Na2CO3溶液中：c（CO322 [H2CO3 ] ⑥如：Na2CO3 溶液中②和④要點的合并

[ Na+ ] ＋[ OH— ] ＝ 2 [ CO32— ]＋3 [HCO3— ]＋4 [H2CO3 ] ＋ [ H+ ]

（二）、解題方法和步驟

1.判斷水解、電離哪個為主。

（1）鹽離子不水解不電離：強酸強堿鹽，如NaCl、Na2SO4等。

（2）鹽離子只水解不電離：強酸弱堿或弱酸強堿形成的正鹽，如NH4Cl、Na2CO3等。（3）鹽離子既水解又電離：多元弱酸形成的酸式鹽，以水解為主的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；以電離為主的有NaHSO3和NaH2PO4等。

（4）根據題意判斷：如某溫度下NaHB強電解質溶液中，當c（H+）＞c（OH－）時，以HB－的電離為主；當c（H+）＜c（OH－）時，以HB－的水解為主。對于弱酸HX與強堿鹽（NaX式）的混合溶液中，當c（H+）＞c（OH－）時，以HX的電離為主；

當c（H+）＜c（OH－）時，以X－的水解為主。對于弱堿ROH與強酸鹽（RCl式）的混合溶液中，情況則相反。

2.運用鹽溶液中的以上三種關系進行綜合分析判斷，得出正確結論。

（三）、例題分析

【例題1】將相同物質的量濃度的某弱酸HX溶液與NaX溶液等體積混合，測得混合后溶液中c（Na+）＞c（X－），則下列關系錯誤的是（）。A.c（H+）＞c（OH－）B.c（HX）＜c（X－）

C.c（X－）＋c（HX）＝2 c（Na+）D.c（HX）＋c（H+）＝c（Na+）＋c（OH－）

【解析】以HX的電離為主，則c（H+）＞c（OH－）；以X－的水解為主，則 c（H+）＜c（OH－）。現有：（1）已知條件c（Na＋）＞c（X－）；（2）電荷守恒c（Na+）＋c（H+）＝c（X－）＋c（OH－）；（3）物料守恒2 c（Na+）＝c（X－）＋c（HX）。由（1）和（2）可知一定有 c（H+）＜c（OH－），所以應考慮X－的水解，故選項A和B錯，由（3）可知C對，由（2）和（3）二式合并得D，故D對。答案：A和B 【例題2】相同溫度下，等體積物質的量都為0.1 mol/L的KCl和CH3COOK溶液的兩種溶液中，離子總數相比較（）。

A.前者多 B.一樣多 C.后者多 D.無法判斷

【解析】

錯誤的分析：（1）CH3COO－因水解而減少，選A。（2）因有下列水解平衡：

CH3COO－＋H2O CH3COOH ＋ OH－，發生水解的CH3COO－與生成的OH－個數相等，選B。

正確分析：根據電荷守在KCl和CH3COOK溶液中分別有： c（Na+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－），c（Na+）＋c（H+）＝c（CH3COO－）＋ c（OH－）。兩溶液中的c（Na+）相等，而由于CH3COO－的水解，便溶液呈堿性，導致

c（H+）前者比后者大，所以有c（Cl－）＋c（OH－）＞c（CH3COO－）＋c（OH－）故選A。

四、能力培養

1.已知某溶液中有四種離子：X+、Y－、H+、OH－，下列分析結果肯定錯誤的是（）A.c（Y－）＞c（X+）＞c（H+）＞c（OH－）B.c（X+）＞c（Y－）＞c（OH－）＞c（H+）C.c（H+）＞c（Y－）＞c（X+）＞c（OH－）D.c（OH－）＞c（X+）＞c（H+）＞c（Y－）

2.在Na2S溶液中存在的下列關系不正確的是（）A.c（Na+）＝2c（S2－）＋2c（HS－）＋2c（H2S）

B.c（Na+）＋c（H+）＝2c（OH－）＋c（HS－）＋c（S2－）C.c（OH－）＝c（H+）＋c（HS－）＋2c（H2S）D.c（Na+）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（HS－）

3.已知某溫度下0.1 mol/L的NaHB強電解質溶液中c（H＋）＞c（OH－），則下列關系式中一定正確的是（）。

A.c（Na+）＝c（HB－）＋2c（B2－）＋c（OH－）B.c（Na+）＝0.1 mol/L≥c（B2－）C.c（H+）·c（OH－）＝10－14 D.溶液的pH＝1 4.物質的量濃度相同（0.2 mol/L）的弱酸HX與NaX溶液等體積混合，溶液中微粒濃度關系錯誤的是（）。

A.c（Na+）＋c（H+）＝c（X－）＋c（OH－）B.c（HX）＋c（X－）＝2c（Na+）C.若混合溶液呈酸性：則c（X－）＞c（Na+）＞c（HX）＞c（H+）＞c（OH－）D.若混合溶液呈堿性：則c（Na+）＞c（HX）＞c（X－）＞c（OH－）＞c（H+）

5、相同條件下，等體積、等物質的量濃度的NaNO3和NaHCO3兩份溶液中，陰離子總數相比較（）。

A.前者多 B.一樣多 C.后者多 D.無法判斷

【解析】

1.由電荷守恒可知：c（H+）＋c（X+）＝c（OH－）＋c（Y－），所以C是不可能的。答案：C 2.Na2S溶液中存在著S2－、HS－兩種離子的水解平衡和水的電離平衡，同時還存在兩個守恒關系：（1）電荷守恒：

c（Na+）＋c（H+）＝2 c（S2－）＋c（HS－）＋c（OH－），（2）物料守恒：c（Na+）＝2c（S2－）＋2c（HS－）＋2c（H2S）。將（1）和（2）兩式相減得C，又因水解程度小，故A、C、D正確。

答案：B 3.在NaHB溶液中由于c（H+）＞c（OH－），所以是HB－的電離為主，HB－可能部分電離，也可能完全電離，故D錯；由電荷守恒可知A錯；因某溫度不一定是常溫，故C錯；根據物料守恒B對。

答案：B

4.在HX與NaX的混合液中，根據電荷守恒A對；根據物料守恒B對；若混合液呈酸性，應以HX的電離為主，C對；若混合液呈堿性，應以X－的水解為主，但水解程度不大，有c（HX）＞c（Na+）＞c（X－）＞c（OH－）＞c（H+），故D錯。

答案：D 5.在NaNO3和NaHCO3兩溶液中，根據電荷守恒分別有下列等式：（1）c（Na+）＋c（H+）＝c（NO3-）＋c（OH－），（2）c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）

因兩溶液中的c（Na+）相同，而由于HCO3-的水解，使前者的c（H+）大于后者，所以有 c（NO3-）＋c（OH－）＞2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）＞c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－）。

第五篇：2014屆高三化學基礎知識4電解質溶液

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2014屆高三化學“基礎知識”復習記憶系列(４)

——電解質溶液

(1)理清定義：

電解質（如：H2O、NH3·H2O、HF、BaSO4、Na2O）

非電解質（如：NH3、CO2等是非電解質)，前提都為化合物。

注意：鹽酸、Cl2、銅不是電解質，也不是非電解質。

強電解質:(在水溶液里全部電離成離子的電解質)；

弱電解質(只有一部分分子電離成離子的電解質)

(2)弱電解質電離(電離程度很小)平衡的影響因素(符合勒夏特列原理)

①溫度:電離方向是吸熱的,升溫促進電離

②濃度:稀釋溶液，不利于離子結合成分子，平衡向右移動。

③其它條件:如加入有相同弱電解質離子的鹽,平衡向結合成弱電解質的方向移動(同離子效應)

(3)水是一種極弱的電解質，它能微弱地電離，生成H3O+和OH-在25℃（常溫）時，純水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。在一定溫度下，[H+]與[OH-]的乘積是一個常數：水的離子積Kw＝[H+]·[OH-]，在25℃時，Kw＝1×10-14。溫度越高，水的電離程度越大；酸堿：抑制水的電離；

能水解的鹽類：促進水電離。(任何溶液中，由水電離的H+和OH-相等)

(4)鹽類水解(特征:水解程度很小)的應用

①判斷溶液中離子濃度的大小:不水解的離子>水解的離子>顯性離子(酸堿性)>不顯性離子。要準確判斷誰是矛盾的主要方面，要抓住主要矛盾。

②電解質溶液中的守恒關系

電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。

物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。

質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。

（5）有關PH的計算：

關鍵：顯酸性抓住氫離子進行計算！顯堿性抓住氫氧根離子離子進行計算！pH=-lgC(H+)