1、高三化學專題復習：電離考綱測試目標和能力要求1.了解強電解質和弱電解質的特點，知道弱電解質的電離存在電離平衡，能正確書寫常見弱電解質的電離方程式。2.了解電離平衡常數的含義，知道電離平衡常數可以表征弱電解質的電離能力。3.了解水的電離、離子積是常數。了解水溶液的酸堿性與水溶液中H+和OH-的關系。4.了解溶液pH的定義，了解水溶液的酸堿性與pH的關系，并能夠計算稀的強酸、強堿溶液的pH。5.理解測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要應用。命題預測電解質溶液是高中化學重要的基礎理論之一，從近幾年的高考試題可以看出，涉及電解質溶液的考點多，重現率高。其主要熱點是：1.

2、外界條件對電離平衡的影響、強弱電解質的比較；2.酸、堿混合后溶液的酸堿性的判斷及pH的計算，已知混合后溶液的pH推斷混合前的各種可能；知識體系和復習重點1、 弱電解質的電離1.強電解質與弱電解質的區別 強電解質弱電解質定義溶于水后幾乎完全電離的電解質溶于水后只有部分電離的電解質化合物類型離子化合物及具有強極性鍵的共價化合物某些具有弱極性鍵的共價化合物。電離程度幾乎100完全電離只有部分電離電離過程不可逆過程，無電離平衡可逆過程，存在電離平衡溶液中存在的微粒（水分子不計）只有電離出的陰陽離子，不存在電解質分子既有電離出的陰陽離子，又有電解質分子實例絕大多數的鹽（包括難溶性鹽）強酸：H2SO4、H

3、Cl、HClO4等強堿：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3 、CH3COOH等。弱堿：NH3H2O、Cu（OH）2、 Fe（OH）3等。電離方程式KNO3=K+NO3H2SO4=2H+SO42NH3H2ONH4+OH_H2SH+HS_ HS_H+S2-例1：下列敘述中正確的是（ ）A 氯化鈉溶液在電流作用下電離成鈉離子和氯離子B 溶于水后能電離出氫離子的化合物都是酸C 硫酸鋇難溶于水，但硫酸鋇屬于強電解質D 二氧化碳溶于水能部分電離，故二氧化碳屬于弱電解質解析 ：判斷電解質強弱的方法：1.在相同濃度.相同溫度下，與強電解質做導電性對比實驗。2.在相同濃度.相同溫度下，比較反應速率

4、的快慢。如：將鋅粒投入到等濃度的鹽酸和醋酸溶液中，結果前者比后者快。3.濃度與pH的關系。如：01molL1CH3COOH，其pH1，則證明CH3COOH是弱電解質。4.測定對應鹽的酸堿性。如CH3COONa溶液呈堿性，則證明醋酸是弱酸。5.稀釋前后的pH與稀釋倍數的變化關系。例如，將pH=2的酸溶液稀釋1000倍，若pH5，則證明為弱酸；若pH=5，則證明為強酸。6.采用實驗證明電離平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊變紅，加入醋酸鈉晶體，顏色變淺。7.利用強酸（或堿）制備較弱的酸（或堿）判斷電解質的強弱。如將醋酸加入到石灰石中有二氧化碳產生，則說明酸性：CH3COOHH2CO38.利用元素周期律進行

5、判斷，如非金屬性：ClSPSi，則酸性：HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3；金屬性：NaMgAl，則堿性：NaOHMg（OH）2Al（OH）3例2：用食用白醋（醋酸濃度約為1 mol/L）進行下列實驗，能證明醋酸為弱電解質的是（ ）A.白醋中滴入石蕊試液呈紅色 B.白醋加入豆漿中有沉淀產生C.蛋殼浸泡在白醋中有氣體放出 D.pH試紙顯示醋酸的pH為232.弱電解質的電離平衡（1）電離平衡概念：一定條件（溫度、濃度）下，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，各微粒的濃度不再發生變化。（2）特點：“等”：v電離= v結合 “動”：動態平衡，v電離= v結合 0 “定”：平衡時分

6、子、離子的濃度不再變化 “變”：電離平衡是相對的平衡，外界條件改變，平衡可能要移動，移動的方向運用勒夏特列原理判斷。（3）影響電離平衡的因素內因（決定性因素）弱電解質的本性。外因：溶液濃度同一弱電解質，濃度降低（加水稀釋），平衡向電離方向移動。 但弱電解質分子及弱電解質電離出的離子濃度都降低。 溫度由于弱電解質電離過程均要吸熱，因此溫度升高，平衡向電離方向移動，電離程度增大。 若不指明溫度，一般指25。同離子效應在弱電解質溶液中加入其他來源的同種離子是，使得離子濃度增大，促使電離平衡逆向移動。例3：1mol/L的乙酸溶液達到平衡,改變下列條件，請填表移動方向n(H+)C(H+)C (Ac- )

7、Ka加少量乙酸鈉加少量氫氧化鈉固體加少量稀硫酸加大量水加冰醋酸升溫例4：在1L濃度為c mol/L的弱酸HA溶液中，HA、H+和A-的物質的量之和為nc mol,則HA的電離度是 ( )A n100% B n100%/2 C (n-1)100% D n%3、電離平衡常數和電離度(1)概念：在一定條件下，弱電解質的電離達到平衡時，溶液中電離所產生的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，用K表示（酸用 表示，堿用 表示）。(2)表示方法： (3)K的意義：K值越大，表示該電解質較易電離，所對應的弱酸弱堿較強。從 或 的大小，可以判斷弱酸和弱堿的相對強弱

8、。(4)影響K值大小的因素：K值不隨濃度而變化，但隨溫度而變化。(5)多元弱酸的電離。多元弱酸是分步電離的，且越向后的電離越困難，其電離出來的離子濃度也越小，酸性主要由第一步電離決定。如的電離：第一步電離： 第二步電離： 第三步電離： 顯然： 。在磷酸溶液中，由 電離出來的離子有H+、H2PO4 、HPO4 2、PO4 3等離子，其離子濃度的大小關系： （6）弱電解質的電離度表示為：= 已電離的弱電解質濃度/弱電解質的初始濃度*100%弱電解質的電離平衡常數不隨弱電解質的初始濃度變化而變化，但若電解質的電離度與弱電解質的濃度有關。一般而言，若電解質的濃度越大，電離度越小；反之，電離度越大。例5

9、：下列各組物質反應后，溶液的導電性比反應前明顯增強的是（ ）A. 向亞硫酸鈉溶液中加液態溴 B. 向硝酸銀溶液中通入少量氯化氫C. 向氫氧化鈉溶液中通入少量氯氣 D. 向硫化氫飽和溶液中通入少量氯氣例6：取pH值均等于2的鹽酸和醋酸各100ml分別稀釋2倍后,再分別加入0.03g鋅粉,在相同條件下充分反應,有關敘述正確的是 ( )A、醋酸與鋅反應放出氫氣多B、鹽酸和醋酸分別與鋅反應放出的氫氣一樣多C、醋酸與鋅反應速率大D、鹽酸和醋酸分別與鋅反應的速度一樣大例7：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,則該氨水的電離度可表示為( )A、10(a+b-12)% B、10(a

10、+b-14)% C、10(12-a-b)% D、10(14-a-b)%例8：已知25時醋酸溶液中存在如下關系c(H+)c(CH3COO-)/c(CH3COOH)=1.7510-5,其中的數值是該溫度下醋酸的電離平衡常數。試回答下述問題：（1）當向該溶液中加入一定量的HCl時，上式中數值是否發生變化？為什么？（2）若醋酸的起始濃度為0.010mol/L,平衡時的c(H+)是多少？二、水的電離與溶液的pH1、水的電離2、溶液的pH（1）表示方法：pH= lgc（H+） （適用范圍：稀溶液）（2）測定方法：pH試紙、pH計、酸堿指示劑3.有關pH計算的解題規律（1）單一溶液的pH計算 強酸溶液，如H

11、nA，設濃度為c molL1，則 c（H+）= nc molL1，pH= lgc（H+）= lg nc強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c molL1，則 c（H+）= 1014/nc molL1，pH= lgc（H+）=14+lg nc（2）酸堿混合pH計算適用于兩種強酸混合 c(H+)混 = c(H+)1V1+ c(H+)2V2 /（V1+ V2）適用于兩種強堿混合 c(OH)混 = c(OH)1V1+ c(OH)2V2 /（V1+ V2）適用于酸堿混合，一者過量時：= c(OH)混 | c(H+)酸V酸 c(OH)堿V堿| c(H+)混 V酸 + V堿說明：若兩種強酸（pH之差大于2）等

12、體積混合，混合液pH = pH小 + 0.3若兩種強堿（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH = pH大 0.34、強酸（強堿）、弱酸（弱堿）加水稀釋后的pH的計算 （1）強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH= a + n （2）弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH bn（5）酸堿溶液無限稀釋時，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能7，堿的pH不能 純水 BOH溶液D混合溶液中離子濃度一定滿足：c(B+)c(A)c(H+)c(OH)例11：在由水電離產生的H濃度為11013molL1的溶液中，一定能大量共存的離子組是（ ） K、S2 K、Fe2、 Na、Na、Ca2、HCO3 K、Ba2、ABCD 例12：設水的電離平衡曲線如右下圖所示。 （1）若以A點表示25時水在電離平衡時的離子濃度，當溫度上升到100