2020届高考化学二轮复习弱电解质的电解平衡学案
展开1.强电解质、弱电解质均是化合物，单质既不是电解质，也不是非电解质。
2.电解质的强弱与其溶解性无必然联系。
3.强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，能导电的物质不一定是电解质。
4.NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4==Na++H++SO42-，在熔融状态下，电离方程式为NaHSO4==Na++HSO4-。
5.影响弱电解质电离平衡的因素 ①内因：弱电解质本身的性质；②外因：Ⅰ温度：弱电解质的电离吸热，升高T，电离程度增大，反之电离程度减小。Ⅱ浓度：增大弱电解质浓度，电离平衡向电离方向移动，加水稀释，电离平衡向电离方向移动。Ⅲ同离子效应：在弱电解质溶液中加入弱电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向生成弱电解质方向移动；Ⅳ化学反应：外加物质能与弱电解质电离出来的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动。
6.影响电离平衡常数的因素 ①内因：弱电解质本身的性质；②外因：（仅与T有关），温度升高，电离平衡常数增大。
7.同一温度下，不同种类的弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强；不同种类的弱碱，电离常数越大，其电离程度越大，碱性越强。
8.多元弱酸分步电离，其各酸电离平衡常数Ka1≫Ka2≫Ka3，故该多元弱酸的酸性强弱取决于Ka1的大小。
9.水是一种极弱的电解质，能发生自偶电离，H2O+H2OH3O++OH-，简写为H2OH++OH-。
10.水的离子积常数Kw不仅适用于纯水，也适用于所有的稀溶液。
11.Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，且温度升高，Kw值增大。
12.25℃时，Kw=10-14；100℃时，Kw=10-12。
13.影响水的电离平衡的因素 ①外加酸或碱：加入酸或碱，均增大或,使水的电离平衡逆向移动,抑制水的电离。②温度：升高T，促进水的电离；③能水解的盐：加入能水解的盐，均促进水的电离，使水的电离程度增大；④加入活泼金属：活泼金属与水电离出来的H+反应，使减小，促进了水的电离。
14.判断溶液酸碱性的依据是和的相对大小。
15.常温时，pH=7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈碱性。
16.常温时，pH越小，溶液的酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。
17.pH=7的溶液并不一定呈中性，100℃时pH=6为中性溶液。
18.对于pH=a的两种酸溶液，一种为强酸，一种为弱酸，稀释10n倍后，强酸pH′=a+n<7，弱酸pH′<a+n<7。
19.pH=b的两种碱溶液，一种为强碱，一种为弱碱，释10n倍后，强碱pH′= b−n >7，弱碱pH′>b−n>7。
20.用pH试纸测定pH的方法：将一片pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点到试纸中央，观察试纸颜色，并与标准比色卡对照。
21.pH试纸不能伸入到待测液中，更不能事先润湿。pH试纸即使润湿，测定中性溶液时，无误差；测定酸性溶液时，pH偏大；测定碱性溶液时，pH偏小。
22.酸式滴定管下端为玻璃塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可以用于盛装酸和氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。
23.碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管只能盛放碱液。
24.滴定管的0刻度在上，越往下数值越大。
25.盐类水解的条件：①盐必须能溶于水；②构成盐的离子必须有弱根离子。
26.盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，同强显中性。
27.影响盐类水解的因素 ①内因：越弱越水解。弱根离子对应的酸的酸性或对应的碱的碱性越弱，就越容易水解。
②外因：
1′浓度：盐的浓度越大，平衡右移，但水解程度减小
加水（稀释），平衡右移，水解程度变大。
2′温度：升高温度，平衡右移，水解程度变大。
3′外加强酸或强碱。
4′外加盐；外加金属；外加弱电解质。
28.盐类水解的应用
应用 | 举例 |
加热促进水解 | 热的纯碱去污能力强 |
判断溶液的酸碱性，并比较酸碱性强弱 | 等物质的量浓度>的Na2CO3、NaHCO3均显碱性， 但碱性Na2CO3>NaHCO3 |
判断溶液中离子能否大量共存 | Al3+、Fe2+与HCO3-、S2-、AlO2-等 Fe2+、NH4+与ClO-不能共存 |
化肥使用 | 铵态氮肥与草木灰不能混用 |
胶体制备，作净水剂 | 明矾净水Al3++3H2OAl(OH)3（胶体）+3H+ |
无水盐的制备 | 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气体中加热 |
某些盐溶液除杂 | MgCl2（FeCl3）先加热，搅拌的条件下，加入MgO，MgCO3，Mg(OH)2等，过滤后，再加适量的HCl |
盐溶液除锈 | Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3↑+H2↑ |
泡沫灭火器的反应原理 | Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ |
二、盐溶液中离子浓度的大小比较
1.紧抓两个微弱
①弱电解质的电离是微弱的（HAc，NH3·H2O）
HAcH++Ac- H2OH++OH-
C(HAc)>>>
NH3·H2ONH4++OH- H2OH++OH-
>>>
②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主
H2CO3H++HCO3- HCO3-H++CO32- H2OH++OH-
>>>>
H2SH++HS- HS-H++S2- H2OH++OH-
>>>>
H3PO4H++H2PO4- H2PO4-H++HPO42- HPO42-H++PO43-
H2OH++OH-
>>>>>
③盐类的水解是微弱的
NH4Cl：>>>>
NaAc：>>>C(HAc)>
④多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主
Na2S：>>>>>
Na2CO3：>>>>>
Na3PO4：>>>>>>
⑤NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性。（水解大于电离）
NaHSO3、NaH2PO4，水溶液显酸性（电离大于水解）
2.牢记三个守恒
①Na2S
电荷守恒：+=2++
物料守恒：=2[++]
质子守恒：=++
① Na2CO3
电荷守恒：+=2++
物料守恒：=2[++]
质子守恒：=++
三、难溶电解质的溶解平衡
1.影响溶解质平衡的因素
①内因：难溶电解质本身的性质
②外因： 温度：升高温度，多数向溶解方向移动
浓度：加水稀释，溶解平衡向溶解方向移动
同离子效应：加入含溶解产生离子的盐，平衡向沉淀方向移动
2.溶度积常数K(SP)
①与难溶电解质的本性有关
②除内因外，仅与T有关
③K(SP)越大，溶解程度越大。同一类型物质，K(SP)越小，溶解度越小，越容易转化成沉淀
④ Q(C) = K(SP) 饱和
Q(C) > K(SP) 过饱和
Q(C) < K(SP) 未饱和
3.沉淀反应的应用
①沉淀的生成
Fe3+ + 3NH3H2O = Fe(OH)3↓ + 3NH4+
Cu2+ + S2- = CuS↓ 或 Cu2+ + H2S = CuS↓+ 2H4+
②沉淀的溶解
1´酸溶解
CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
+
H+
⇃⇂
HCO3- + H+ ⇌H2O + CO2↑
2´碱溶解
H+(aq) + AlO2-(aq) + H2O(aq) ⇌ Al(OH)3(s) ⇌ Al3+(aq) + 3OH-(aq)
加碱，平衡逆向进行
3´盐溶解
Mg(OH)2(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
+
NH4+
⇃⇂
NH3H2O
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3H2O
3.沉淀的转化
AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)
+
I-
⇃⇂
AgI(s) ⇌ Ag+ + I-
+
S2-
⇃⇂
Ag2S
沉淀的转化的特点： ①一般来说，溶解度小的转化为溶解度更小的容易实现
① 淀的溶解度差别越大，越容易转化
