[考綱要求] 1.了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導電性；了解電解質(zhì)的概念；了解強弱電解質(zhì)的概念2.了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3.了解水的電離和水的離子積常數(shù)。4.了解溶液pH的定義；了解測定溶液pH的方法，能進展pH的簡潔計算。5.了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素以及鹽類水解的應用。6.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡；了解溶度積的含義及其表達式，能進展相關(guān)的計算。 7.以上各局部學問的綜合利用?？键c一pH1．一個根本不變一樣溫度下，不管是純水還是稀溶液，水的離子積常數(shù)不變。應用這一原則時需要留意兩個條件：水溶液必需是稀溶液；溫度必需一樣。2．兩個推斷標準(1)任何溫度c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，堿性。(2)常溫(25℃)pH>7，堿性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。3．三種測量方法pH試紙用pH試紙測定溶液的pH，準確到整數(shù)且只能在1～14范圍內(nèi)，其使 用 方 法 為 。留意①pH試紙不能預先潤濕，但潤濕之后不肯定產(chǎn)生誤差。②pH試紙不能測定氯水的pH。pH計pH計能準確測定溶液的pH0.1。(3)酸堿指示劑酸堿指示劑能粗略測定溶液的pH范圍。常見酸堿指示劑的變色范圍如下表所示：指示變色范圍的pH劑石蕊<5紅色5～8紫色>8藍色甲基>3.1紅色3.1～4.4橙>4.4黃橙色色酚酞<8.2無色8.2～10淺紅>10紅色色色4.四條推斷規(guī)律(1)正鹽溶液43強酸強堿鹽顯 堿鹽(如NHCl)顯 ，強堿弱酸鹽(如CHCOONa)顯 。43酸式鹽溶液NaHSO顯酸性(NaHSO===Na＋＋H＋＋SO2－)、NaHSO、NaHCO、4 4 4 3 2 4243NaHPO 水溶液顯酸性(酸式根電離程度大于水解程度)；NaHCO、2432 NaHS、NaHPO水溶液顯堿性(酸式根水解程度大于電離程度)2 34特別提示由于濃度一樣的CHCOO－與NH343CHCOONH3

溶液顯中性，而NH

HCO

溶液略顯堿性。443弱酸(或弱堿)1∶1混合溶液4433 ①1∶1的CHCOOH和CHCOONa3 3 2 ②1∶1的NH·HO和NHCl3 2 33 3 (對于等濃度的CHCOOH與CHCOO－，CHCOOH的電離程度大于CHCOO－的水解程度33 3 酸堿pH14等體積混合溶液pH14離子的濃度。①酸、堿溶液的pH14，則等體積混合時：強酸、強堿pH＝7強酸、強堿強酸、弱堿→pH>7強酸、弱堿弱酸、強堿→pH<7弱酸、強堿pH14pH7，溶液呈中性，則

強酸、強堿―→V ∶V ＝1∶1強酸、強堿酸 堿強酸、弱堿―→V ∶V >1∶1強酸、弱堿酸 堿弱酸、強堿―→V ∶V <1∶1弱酸、強堿酸 堿③強酸、強堿等體積混合后溶液酸、堿性的推斷4看pH看pH之和44

pH＝7pH>7pH<7走出誤區(qū)誤區(qū)一：不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律常溫下任何酸或堿溶液無限稀釋時，溶液的pH7或小77。誤區(qū)二：不能正確理解弱酸、弱堿的稀釋規(guī)律溶液pH強酸

到

稀釋后溶液pHpH＝a＋n酸 pH＝a 積為原弱酸來強堿堿 pH＝b 的10n倍弱堿

a<pH<a＋npH＝b－nb－n<pH<b誤區(qū)三：不能正確把握混合溶液的定性規(guī)律pH＝n(n<7)的強酸和pH＝14－n的強堿溶液等體積混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－npH<7；pH＝n(n<7)的鹽酸和pH＝14－n的氨水等體積混合，混合溶液pH>7。方法技巧

圖像法理解一強一弱的稀釋規(guī)律一樣體積、一樣濃度的鹽酸、醋酸(1)加水稀釋一樣的倍數(shù)，醋酸的pH大。(2)加水稀釋到一樣的pH，鹽酸參加的水多。2．一樣體積、一樣pH值的鹽酸、醋酸加水稀釋一樣的倍數(shù)，鹽酸的pH大。加水稀釋到一樣的pH，醋酸參加的水多。思維模型

溶液pH計算的一般思維模型考點二溶液中的“三大平衡”電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。這三種平衡都遵循勒夏特列原理——減弱這種轉(zhuǎn)變的方向移動。1．比照“四個”表格，正確理解影響因素體系變化平衡移c(H導電n(H＋) K條件動方向＋)體系變化平衡移c(H導電n(H＋) K條件動方向＋)力量a加水稀釋向右增大減小減弱不變參加少量冰醋酸向右增大增大增加不變通入HCl(g)向左增大增大增加不變加NaOH(s)向右減小減小增加不變參加鎂粉向右減小減小增加不變上升溫度向右增大增大增加增大加向左減小減小增加不變CHCOONa(s)3水的體系變化平衡移電c(OKwcCHCOONa(s)3水的體系變化平衡移電c(OKwc(H＋)2溫度升溫向右增大增大增大增大條件動方向離程H－)度酸向左不變減小減小增大堿向左不變減小增大減小可水NaC向右不變增大增大減小解的O3鹽NHCl4向右不變增大減小增大降溫向左減小減小減小減小其他：如參加Na向右不變增大增大減小33外界條件對FeCl溶液水解平衡的影響332Fe3＋＋3H2

O

＋3H＋ ΔH>0平衡體系變化條件移動方n(H＋)pH水解程度現(xiàn)象向升溫向右增多減小增大顏色變深通HCl向左增多減小減小顏色變淺加HO2向右增多增大增大顏色變淺加FeCl向右增多減小減小顏色變深固體生成紅褐色沉加NaHCO向右減小增大增大淀，放出氣體33平衡平衡平衡體系變化移后后條件動方Kspc(Ag＋33平衡平衡平衡體系變化移后后條件動方Kspc(Ag＋) c(Cl－)向上升溫度向右增大增大增大加水稀釋向右不變不變不變參加少量AgNO3向左增大減小不變HCl向左減小增大不變HS2向右減小增大不變思考重點問題，辨析易錯學問

cCH

COO－加水稀釋醋酸溶液在稀釋過程中3

(填“增3CH3，

COOHcH＋ ，3cCHCOO－3COOH cH＋·COOH

COO－

COO－cCH

3 ，333

3 COOH·cOH－，3c(CH，3

COO－)

COO333－) 。333在pH＝5的酸性溶液中，c(H＋)＝ mol·L－1。水常溫下純水的pH＝7，升溫到80℃，純水的pH<7，其緣由是 。相同濃度的(NH4)2Fe(SO4)2 溶液與(NH4)2SO4 溶液相比，4c(NH＋) 大(填“前者”或“后者”)。4向NHCl

cNH·HO3 3

填“增4

cNH＋ (4cH＋432大”、“減小”或“不變”，下同)，cNH·HO ，32cH＋·cNH·HO cNH·HO3 2

3 2 ，c(NH＋)cNH＋ cNH＋·cOH－ 44 43 ＋c(NH·HO) 3 某溫度下，pHpH值隨溶液體積變化的曲線如以下圖所示。據(jù)圖答復以下問題：①Ⅱ為 稀釋時pH變化曲線，水的電離程度a點 c點(填“>”、“<”或“＝”，下同)；b點 c點。②a點時等體積的兩溶液與NaOH反響消耗NaOH的量 多。正誤推斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×”。①洗滌沉淀時，洗滌次數(shù)越多越好( )H42②為削減洗滌過程中固體的損耗，最好選用稀 H42

代替 來洗HO2HO滌BaSO4沉淀( )③可以通過比較溶度積(Ksp)與非平衡狀態(tài)下溶液中有關(guān)離子濃度的乘積——離子積Qc的相對大小，推斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀生成或溶解的狀況( )④Ksp越小，其溶解度越小()⑤KspKspKspKsp大的轉(zhuǎn)化()(8)25℃時，Ksp(FeS)＝6.3×10－18，Ksp(CdS)＝3.6×10－29，能否Cd2＋的廢水？請依據(jù)沉淀溶解平衡的原理解釋(用必要的文字和離子方程式說明)。規(guī)律探究酸、堿、鹽對水的電離的影響：酸和堿抑制水的電離，強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽促進水的電離。強酸弱堿鹽和堿溶液中由水電離的c(H＋)或c(OH－)取決于溶液中的c(H＋)；強堿弱酸鹽和酸溶液中由水電離出的c(H＋)或c(OH－)c(OH－)。但應關(guān)注酸式鹽的特別呈堿性，促進水的電離。規(guī)律探究1．鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當轉(zhuǎn)變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié)，加以分析把握。2．多元弱酸的酸式鹽問題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。3NaHSO溶33液；假設酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如3NaHCO反思歸納

溶液。沉淀溶解平衡與化學平衡、電離平衡一樣，具有動態(tài)平衡的特征無關(guān)。溶度積(Ksp)的大小只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溶液的溫度有關(guān)，一樣Ksp越小，溶解度越小，越難溶?？键c三溶液中的“三大常數(shù)”電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的三大常數(shù)，變化來進展。(1)CH

COONaCHCOOH溶液中，KKK 的關(guān)系是K＝K·K。3 3 a h w w a h(2)M(OH)nK

、K、pH間關(guān)系sp wM(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq)cOH－ cn＋1OH－ 1 Ksp — n n K ＝c(Mn＋)·cn(OHsp — n n

·cn(OH)＝ ＝( w )n 。10－pH考點四溶液中“粒子”濃度的變化明確“三個”守恒原理電荷守恒：即電解質(zhì)溶液中陰離子所帶電荷總數(shù)等于陽離子所帶的離子濃度問題。物料守恒：是指物質(zhì)發(fā)生變化前后，有關(guān)元素的存在形式不同，的關(guān)系。(H＋)質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變。正確理解質(zhì)子守恒以NaCO2

和NaHCO3

溶液為例，可用以下圖所示幫助理解質(zhì)子守恒：NaCO溶液2 3所以c(OH－)＝c(HCO－)＋2c(HCO

)＋c(H

O＋)，3 2 3 3即c(OH－)＝c(HCO－)＋2c(HCO)＋c(H＋)。3 2 3NaHCO溶液3所以c(OH－)＋c(CO2－)＝c(HCO)＋c(H＋)。3 2 3算消去其中某離子，即可推出該溶液中的質(zhì)子守恒。3．建立解題思維模型(1)

—單一溶液鹽溶液考慮水解不反響同時考慮電離和水解

—考慮電離混合溶液反響不過量—生成鹽— 過量—依據(jù)過量程度考慮電離或水解不同溶液中某離子濃度的變化則該離子濃度增大。歸納類型，逐一突破(1)單一溶液①NH4Cl溶液水 解 方 程 式 ： ；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。②NaS溶液2水 解 方 程 式 ：_；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。③NaHS溶液水 解 方 程 式 ：_；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。④NaHSO溶液3水 解 方 程 式 ：_；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。(2)混合溶液①1∶1的NaCO、NaHCO溶液2 3 3水 解 方 程 式 ：_；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。②1∶1的CHCOOH、CHCOONa溶液3 3水 解 方 程 式 ：_；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。③1∶1NHCl、NH·HO溶液4 3 2水 解 方 程 式 ：_；離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： ；質(zhì) 子 守 恒 ： 。④CHCOOH、CHCOONa混合中性溶液3 3離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： ；物 料 守 恒 ： 。3⑤pH＝2的CHCOOH與pH＝12的NaOH等體積混合3離 子 濃 度 大 小 關(guān) 系 ： ；電 荷 守 恒 ： 。不同溶液，同一離子有物質(zhì)的量濃度一樣的以下幾種溶液：①(NH)SO 溶液 ②(NH)CO 溶液 ③NHHSO 溶液)42 4 42 3 4 4)4)2④(NH4)2

Fe(SO

⑤NH

Cl溶液⑥NH

HCO

溶液⑦NH·HO44433242c(NH ＋ ) 由 大 到 小 的 順 序 為44433242 。方法技巧

巧抓“四點”，突破“粒子”濃度關(guān)系抓反響“一半”點，推斷是什么溶質(zhì)的等量混合。抓“恰好”反響點，生成什么溶質(zhì)，溶液的酸堿性，是什么因素造成的。抓溶液“中性”點，生成什么溶質(zhì)，哪種反響物過量或缺乏。抓反響“過量”點，溶質(zhì)是什么，推斷誰多、誰少還是等量。考點五酸堿中和滴定及“遷移”應用“中和滴定”考點歸納“考”試驗儀器酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾(帶鐵