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(共30張PPT)
2025屆高考化學二輪復習題型歸納與解題技巧
題型六 電解質溶液
溶液中三大平衡及影響因素
1.影響弱電解質電離平衡、鹽類水解平衡、沉淀溶解平衡的因素
(1)內因：電解質、鹽類、沉淀的本性。
(2)外因
①溫度：溫度越高，電離程度一般越大、水解程度越大、溶解程度越大(極個別例外，比如溫度越高氫氧化鈣溶解度反而越小，其他特殊物質題目一般會給出信息)。
②濃度：單一微粒濃度改變，平衡會向著減弱該微粒濃度改變的方向移動；加水會造成所有微粒濃度減小(除水外，溫度不變時H+、OH-濃度變化相反)。
注意：外加酸、堿、鹽以及能反應的物質均從“單一微粒濃度改變”加以認識。
例：醋酸溶液中加CH3COONa固體，實際上是單獨增大了CH3COO-的濃度，所以平衡逆向移動，減弱這種改變。
溶液中三大平衡及影響因素
2.水的電離影響因素
水是一種極弱的電解質，可以根據普通弱電解質電離平衡影響因素分析。
①外加酸堿：抑制水的電離(水的電離平衡逆向移動)；
②外加含弱離子的鹽：促進水的電離(水的電離平衡正向移動)；
③外加活潑金屬或氧化物等情況復雜，不予考慮。
溶液中四大常數的關系及綜合應用
1.四大常數
(1)水的離子積常數Kw。
(2)弱電解質電離常數：弱酸電離常數Ka(二元弱酸有Ka1、Ka2)、弱堿電離常數Kb。
(3)鹽的水解常數：Kh(多元弱酸根有多級水解Kh1、Kh2)。
(4)沉淀的溶度積常數：Ksp。
注意：Kw并非水的電離常數，水的電離常數 ，Kw=K·c(H2O)=c(H+)·c(OH-)。所以實際上Kw是水的電離常數與溶液中水的濃度的乘積，由于純水和稀溶液中水的濃度基本不變，是個常數，所以其濃度與電離常數乘積也必然是個常數，此常數稱“水的離子積常數”。
溶液中四大常數的關系及綜合應用
2.所有常數均只與溫度有關系(即溫度不變，K不變)；各種常數在水中或其他稀酸、堿、鹽溶液中可能受到各種相關微粒濃度影響，平衡會移動，但是其數值不變。
比如稀酸、稀堿溶液中由于H+、OH-濃度較高抑制了水的電離平衡，但水的Kw不變[不過注意Kw=c(H+)·c(OH-)，此時H+、OH-濃度也包括稀酸、稀堿電離產生的氫離子和氫氧根離子]；
再比如CH3COOH在醋酸鈉溶液中電離受到抑制，但其Ka不變[Ka表達式中 c(CH3COO-)也包含醋酸鈉電離產生的醋酸根離子在內]，沉淀溶解平衡類似。
所以各種常數表達式中，各微粒濃度均指“溶液中的該微粒濃度”，而并非專指“水、弱酸堿、弱離子鹽、沉淀”產生的該微粒濃度。
溶液中四大常數的關系及綜合應用
4.熟練掌握各種常數表達式的書寫和基本計算，能運用 Qc與各種K的關系定量判斷各種平衡的移動方向：
Qc>K，平衡逆向移動；Qc5.注意電離度與電離常數，溶解度與溶度積常數的關系(水解度與水解常數關系一般不考查)：
(1)電離度用α表示，類似于轉化率，不僅與溫度有關，還與濃度有關，濃度越小電離度越大，但Ka(或b)不變，溫度越高一般電離度越大，此時Ka(或b)也增大。
(2)溶解度用S表示，不僅與溫度有關，還與濃度及溶劑有關，比如S(CaCO3)在CaCl2溶液中比較小(溶解受Ca2+抑制)，但其Ksp不變。
溶液中粒子濃度關系比較
1.弱酸堿的電離
(1)電解質越弱，電離程度越小，電離出的離子濃度通常越低。
(2)Ka1 Ka2，所以一級電離出的離子濃度大于二級電離出的離子濃度。
2.鹽類水解
(1)鹽的弱離子對應弱電解質越弱，弱離子水解程度就越大，弱離子的濃度則越小，水解出來的微粒(分子或離子)濃度則越大。
(2)Kh1 Kh2。
3.弱電解質電離以及鹽類水解程度都很小
通常弱電解質電離度多數在10%以內，多數鹽類單水解時水解度在1%以內，但注意題目所給條件，有例外的情況。
溶液中粒子濃度關系比較
4.何時考慮水解平衡、電離平衡
(1)弱電解質溶液：
僅考慮電離平衡(還有水的電離平衡)。
(2)含弱離子的鹽類(正鹽)：
僅考慮水解平衡(還有水的電離平衡)。
(3)弱酸—弱酸鹽混合液，弱堿—弱堿鹽混合液，酸式鹽溶液：
既考慮弱酸、堿電離平衡，又考慮鹽所含弱離子的水解平衡(酸式酸根離子既水解又電離)。
溶液中粒子濃度關系比較
5.三個守恒規律
(1)電荷守恒：陽離子所帶正電荷總數=陰離子所帶負電荷總數。
(2)物料守恒(原子守恒)：此守恒反映的是“變”與“不變”的離子或分子之間的一種等量關系。
例：Na2CO3溶液中，“不變”的是Na+，“變”的是CO32-，CO32-有一部分通過水解會變成HCO3-和H2CO3兩種形式，所以碳酸根最終有三種形式存在：CO32-、HCO3-、H2CO3。Na2CO3溶液中若碳酸根不水解，則有c(Na+)=2c(CO32-)，三種形式的“碳酸根”加在一起濃度仍然與原來相同，所以有c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO32-)+c(H2CO3)]，注意本式中c(CO32-)代表的是水解后剩下的碳酸根的濃度。
溶液中粒子濃度關系比較
電解質溶液類題目處理技巧
1.電解質溶液類題目的標志：
出現類似以下特點c(X-)>c(Y+)>c(Z-)>c(R+)或c(Y+)+c(R+)=c(Z-)+c(X-)的選項，前者一般屬于離子濃度大小比較類題型，可以根據水解程度、電離程度相對大小解決，有些也可以根據電荷守恒結合酸堿性分析，后者一般考查的是“三個守恒”。
2.對于酸堿混合型(一弱一強)的離子濃度大小排序問題可用“三點分析法”進行分析。
三點分別為：
(1)半中點：一元酸、堿弱的一方反應掉50%或二元弱酸被中和掉50%。
(2)中性點：溶液整體顯中性時溶液中既有弱酸、堿剩余，又有生成的含弱離子的鹽存在。
電解質溶液類題目處理技巧
(3)中和點：酸、堿按照方程式化學計量數比恰好完全中和的點。
例：CH3COOH與NaOH中和過程。
①半中點：醋酸被中和一半，此時溶液中溶質是CH3COOH和CH3COONa，物質的量濃度之比為 1∶1，此時有CH3COOH CH3COO-+H+和CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-，由于醋酸電離程度大于其水解程度，電離生成CH3COO-大于水解消耗CH3COO-，所以相較原來增多，所以有c(CH3COO-)>c(Na+)，同理有c(H+)>c(OH-)，因為醋酸電離程度較小，水的電離程度更小(受醋酸電離抑制)，所以有 c(Na+)>c(H+)，因此最后排序為 c(CH3COO-) >c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
電解質溶液類題目處理技巧
②中性點：
因為顯中性，所以有c(H+)=c(OH-)，根據電荷守恒有c(CH3COO-)=c(Na+)，同時中性溶液中常溫下c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1，濃度極低，所以最后排序為c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。
③中和點：
是醋酸被完全中和的點，此時溶液是CH3COONa溶液，由于CH3COO-水解，所以有c(Na+)>c(CH3COO-)，由于水解顯堿性，所以有 c(OH-)>c(H+)，由于醋酸根水解程度較小，所以有c(CH3COO-)>c(OH-)，最終排序為c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)。
一般題目經常考的就是這幾個點的粒子濃度比較，其他點較少考查，如有考查可以根據上述三點綜合分析。
電解質溶液類題目處理技巧
注意：二元弱酸與一元強堿反應可以根據“一級中和點”“二級中和點”類似進行分析，比如H2C2O4與NaOH反應，一級中和時溶質為NaHC2O4，二級中和時溶質為Na2C2O4。再如二元弱酸正鹽與一元強酸反應可以根據“一級反應點”“二級反應點”類似分析，比如Na2C2O4與HCl反應，一級反應點溶質為NaHC2O4和NaCl(1∶1)，二級反應點溶質為H2C2O4和NaCl(1∶2)等等。
3.電解質溶液類題目涉及圖像坐標為對數時：
要“化對為指”，即把對數(或負對數)坐標化為指數坐標來考慮，要注意負對數化為指數坐標后，沿坐標軸方向坐標值是減小的。
電解質溶液類題目處理技巧
4.電解質溶液類題目涉及K計算的圖像通常均根據“交點”或“有坐標值的點”進行計算。
電解質溶液類題目處理技巧
題型訓練
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