上海化学等级考教学基本要求解读单元7电解质溶液Word文档下载推荐.docx

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C

7.4

盐类水解

7.4.1

盐类水解的原理

7.4.2

常见强碱弱酸盐和强酸弱碱盐水溶液的酸碱性

7.4.3

水解的应用

二、具体要求

【7.1.1】电解质和非电解质

◇复述电解质和非电解质的概念

电解质：

在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：

在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

◇识别电解质和非电解质

酸、碱、大部分的盐、活泼金属氧化物和水都是电解质。

大部分的有机物是非电解质。

【7.1.2】强电解质与弱电解质

◇复述强电解质和弱电解质的概念

强电解质：

溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质。

弱电解质：

溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质。

◇列举常见的强电解质和弱电解质

强酸（盐酸、硫酸、硝酸、氢碘酸、氢溴酸、高氯酸等）；

强碱（氢氧化钾、氢氧化钠、氢氧化钡、氢氧化钙等）、大部分盐。

弱酸（碳酸、醋酸、氢硫酸、氢氟酸、次氯酸等）；

中强酸（亚硫酸、磷酸等）；

弱碱（一水合氨和难溶性碱）；

水。

◇辨析强电解质和弱电解质

比项

强电解质

弱电解质

电离程度

完全电离

部分电离

有无电离平衡

无

有

电离后在水溶液中存在的形式

水合离子、无分子

分子和水合离子大部分以分子存在

用“→”

用“

”

【7.1.3】电离的概念

◇复述电离的概念

电离：

电解质在水水溶液中或熔融状态下，离解产生自由移动离子的过程。

◇描述氯化钠等离子化合物、氯化氢等共价化合物电离的过程

氯化钠是离子化合物，由离子构成，固态时离子按一定规则紧密排列着，不能自由移动，溶于水后，受到水分子的作用，产生自由移动的离子，或熔化时也能产生自由移动的离子。

氯化氢是共价化合物，将其溶于水中，在水分子的作用下，发生离子化过程，进而形成能自由移动的离子。

◇解释电离和导电的关系

电离是电解质导电的前提，电解质在水溶液或熔融状态下能导电的原因是有自由移动离子的存在。

电解质溶液的导电性主要取决于三个方面：

浓度：

浓度较大时导电性较强；

电离程度：

在浓度相同的情况下，电离程度越大，导电性越强；

离子所带电荷数：

离子所带电荷数越多，导电性越强。

【7.1.4】电离方程式

◇复述电离方程式的概念

电离方程式是电解质电离过程的式子。

◇解释电离方程式的意义

◇书写常见强电解质的电离方程式

HCl→H++Cl-；

H2SO4→2H++SO42-；

Ba（OH）2→Ba2++2OH-等。

◇书写常见一元弱酸、弱碱以及碳酸分步电离的电离方程式

CH3COOH

CH3COO-+H+；

NH3·

H2O

NH4++OH-；

Fe（OH）3

Fe3++3OH-；

H2CO3

H++HCO3-，HCO3-

H++CO32-，以第一步电离为主。

◇归纳电离方程式书写方法

①强电解质用→，弱电解质用

②多元弱酸分步电离，以第一步为主；

多元弱碱一步到位。

③酸式盐的电离

多元弱酸的酸式盐第一步盐电离是完全电离的，弱酸酸式根离子电离是可逆分步进行的。

NaHCO3→Na++HCO3-全部电离

HCO3-

H++CO32-可逆电离

强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。

熔融状态时：

NaHSO4→Na++HSO4-

溶于水时：

NaHSO4→Na++H++SO42-

④Al（OH）3双向电离：

Al3++3OH-

Al（OH）3

H++AlO2-+H2O

【7.1.5】电离平衡

◇复述电离平衡的概念

一定条件（温度、浓度）下，当分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就会达到平衡状态。

◇归纳电离平衡的特征

①逆：

弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。

②等：

弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等。

③动：

弱电解质电离成离子和离子结合成分子的速率相等，不等于零，是动态平衡。

④定：

弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。

⑤变：

外界条件改变时，平衡被破坏，电离平衡发生移动。

◇列举温度、浓度等影响电离平衡的外界因素

①温度：

由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离平衡正向移动。

②浓度：

同一弱电解质，浓度越大，电离度越小；

越稀越电离。

外加物质：

若加入的物质电离出一种与原电解质所含离子相同的离子，则会抑制原电解质的电离，使电离平衡向生成分子的方向移动；

若加入的物质能与弱电解质电离出的离子反应，则会促进原电解质的电离，使电离平衡向着电离的方向移动。

以电离平衡CH3COOH

CH3COO-+H+为例，各种因素对平衡的影响可归纳为下表：

项目

平衡移动方向

c（H+）

n（H+）

c（Ac-）

c（OH-）

导电能力

加水稀释

向右

减小

增多

减弱

增大

加冰醋酸

增强

升高温度

加NaOH（s）

减少

H2SO4（浓）

向左

加醋酸铵（s）

加金属Mg

加CaCO3（s）

◇根据勒夏特列原理解释温度、浓度等外界因素对电离平衡移动的影响

勒夏特列原理：

如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，

并向减弱这种改变的方向移动。

①越热越电离:

电离是吸热过程，因此，升高温度使平衡向正反应方向移动。

②越稀越电离:

稀释弱电解质溶液，平衡向正反应方向移动。

③同离子效应：

增大相同阴、阳离子的浓度，平衡向逆反应方向移动；

减小相同阴、阳离子的浓度，平衡向正反应方向移动。

④加入能反应的物质：

平衡向正反应方向移动。

【7.2.1】水的电离

◇书写水的电离方程式

H2O+H2O

H3O++OH-简写为H2O

H++OH-（正反应为吸热反应）

◇说出水的离子积含义及表达式

水的离子积：

在一定温度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘积为一常数，称为水的离子积，在室温25℃时，等于1.0

10-14。

表达式：

Kw=c（H+）·

◇解释温度、外加酸或碱对水的电离平衡移动的影响

由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，c（H+）与c（OH-）同时同等程度的增加，pH变小，但c（H+）与c（OH-）始终相等，故仍呈中性。

②酸和碱：

酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离。

③能水解的盐：

不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。

【7.2.2】pH的定义

◇说出pH的定义与数学表达式

pH的定义：

pH是常用来表示溶液酸碱性的强弱的数值，它是氢离子物质的量浓度数值的负对数。

数学表达式：

pH=－lg[c（H+）]

◇根据pH的数学表达式进行强酸、强碱溶液pH的计算

①强酸与强酸混合

强酸Ⅰ：

[酸]Ⅰ→[H+]Ⅰ

强酸Ⅱ：

[酸]Ⅱ→[H+]Ⅱ

②强碱与强碱混合

强碱Ⅰ：

[碱]Ⅰ→[OH-]Ⅰ

强碱Ⅱ：

[碱]Ⅱ→[OH-]Ⅱ

③强酸与强碱混合

根据n（H+）与n（OH-）的相对大小先判断酸、碱的过量情况。

强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7。

若酸过量，溶液呈酸性，n（H+）＞n（OH-），c（H+）混=[n（H+）-n（OH-）]/V总。

若碱过量，溶液呈碱性，n（OH-）＞n（H+），c（OH-）混=[n（OH-）-n（H+）]/V总，再求出c（H+）。

【7.2.3】pH与溶液酸碱性之间的关系

◇解释溶液酸碱性的本质

判断溶液呈酸性的依据为：

c（H+）>

c（OH-）；

判断溶液呈中性的依据为：

c（H+）=c（OH-）；

判断溶液呈碱性的依据为：

c（H+）<

c（OH-）。

◇解释pH与溶液酸碱性之间的关系

溶液酸碱性

c（H+）与c（OH-）关系

任意温度

室温（mol/L）

pH值（室温）

酸性

1×

10-7

<

7

中性

c（H+）=c（OH-）

c（H+）=c（OH-）=1×

=7

碱性

>

◇归纳酸、碱溶液稀释时pH的变化规律

酸性越强，pH值越小；

碱性越强，pH值越大；

常温下，溶液无限稀释，pH近似于7；

强酸溶液：

pH=a，稀释10n；

pH=a+n；

强碱溶液：

pH=b，稀释10m；

pH=b-m。

【7.2.4】常用的酸碱指示剂及其变色范围

◇说出酚酞、甲基橙、石蕊三种常见指示剂的变色范围

酚酞：

8-10（无色-浅红-红）甲基橙：

3.1-4.4（红-橙-黄）石蕊：

5-8（红-紫-蓝）

【7.3.1】置换反应的离子方程式

◇复述离子反应和离子方程式的概念

离子反应：

化学上把有离子参加或离子生成的反应。

离子方程式：

用实际参加反应的离子符号表示反应的式子。

◇解释离子方程式的意义

离子方程式能更好地表示离子反应的实质。

它跟一般的化学方程式不同，离子方程式不仅表示特定物质间的某个反应，而是表示了同一类型的离子反应。

◇书写置换反应的离子方程式

①写出发生反的化学方程式。

②把易溶于水的强电解质写成离子形式，难溶的电解质、气体以及弱电解质仍以化学式来表示。

③化学方程式中两边不参加反应的离子省略不写。

④检查反应前后两边各元素的原子数目和电荷数是否相等。

◇归纳置换型离子反应的发生条件

在溶液中进行，且氧化性强的制备氧化性弱的；

还原性强的制备还原性弱的物质。

【7.3.2】复分解反应的离子方程式

◇书写复分解反应的离子方程式

书写同上。

*归纳复分解型离子反应发生的条件与规律

条件：

酸、碱、盐在溶液中能够发生复分解反应的条件是生成弱电解质、挥发性物质或难溶性物质。

规律：

在溶液中发生的离子互换反应一般总是向着离子浓度减少的方向进行。

*利用离子方程式的有关知识解决简单的实际的问题

【7.4.1】盐类水解的原理

◇复述盐类水解的概念

在溶液中盐电离出来的某种离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。

◇解释盐类水解的过程

盐的组成中含有弱酸的酸根离子或弱碱的金属离子（包括NH4+），当这些离子遇到水里的H+或OH-结合而生成弱酸或弱碱时，会破坏水的电离平衡，使溶液呈现碱性或酸性。

【7.4.2】常见强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水溶液的酸碱性

◇归纳盐的组成与盐溶液酸碱性之间的关系

盐：

金属离子或铵根离子（NH4+）与酸根离子或非金属离子结合的化合物。

强酸弱碱盐：

酸性；

强碱弱酸盐：

碱性；

强酸强碱盐：

中性；

◇解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐水溶液呈现不同酸碱性的原因

强酸弱碱盐：

弱碱的金属离子（包括NH4+），当这些离子遇到水里的OH-结合而生成弱碱分子。

这样溶液中c（OH-）减小，会破坏了水的电离平衡，使一部分水又发生电离，从而增大了c（H+），结果使c（H+）>

c（OH-），溶液就显酸性了。

强碱弱酸盐：

弱酸的酸根离子，当这些离子遇到水里的H+结合而生成弱酸分子。

这样溶液中c（H+）减小，会破坏了水的电离平衡，使一部分水又发生电离，从而增大了c（OH-），结果使c（H+）<

【7.4.3】水解的应用

◇归纳盐类水解的影响因素

①内因：

越弱越水解

②外因：

温度、浓度

◇根据勒夏特列原理解释水解平衡的移动

由于盐类水解过程均要吸热，因此温度升高，水解平衡正向移动。

浓度越大，水解程度越小；

越稀越水解。

朝着削弱这个改变的方向移动。

例如水解后的溶液呈酸性，那么加酸能抑制水解，加碱能促进水解。

◇利用盐类水解知识解决一些生产、生活中的实际问题