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2018年高考化学考纲解读与热点难点突破--专题07 电解质溶液及其应用（专题+高考押题）

※基本信息※
- 资料类型：专题训练
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
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- 更新时间：2018-01-16 20:32:40
- 上传时间：2018-01-16 20:33:19
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※资料简介※
专题7 电解质溶液
【2018年高考考纲解读】
1．了解电解质的概念；了解强电解质和弱电解质的概念。
2．了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
4．了解水的电离，离子积常数。
5．了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
6．了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
7．了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
【重点、难点剖析】
一、弱电解质的电离平衡
1．判断弱电解质的方法
(1)在浓度和温度相同时，与强电解质溶液做导电性对比试验。
(2)在浓度和温度相同时，与强电解质溶液比较反应速率快慢。
(3)配制一定物质的量浓度的HA溶液(如0.01 mol•L－1)，测其pH。若pH＞2，则说明HA为弱酸。
(4)测定对应的盐溶液的酸碱性，如钠盐(NaA)溶于水，测其pH，若pH＞7，则说明HA为弱酸。
(5)稀释前后pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的酸溶液稀释1 000倍，pH<5，则证明该酸为弱酸。
(6)利用电离平衡证明。如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONa固体，颜色变浅。
(7)利用较强酸(碱)制取较弱的酸(碱)来判断电解质强弱。
(8)利用元素周期表同周期、同主族的递变性进行判断。
2．一元强酸与一元弱酸的比较
　　　酸
项目　　　　相同物质的量浓度、相同体积相同pH、相同体积
一元
强酸一元弱酸一元强酸一元弱酸
c(H＋) 大小相同
中和碱的能力相同小大
与金属反应的
起始速率大小相同
稀释相同倍数
后的pH 小大大小
二、水的电离及溶液的酸碱性
1．水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算方法(25 ℃)
(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol•L－1。
(2)溶质为酸的溶液
H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol•L－1，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol•L－1。
(3)溶质为碱的溶液
OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H＋)＝10－12 mol•L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol•L－1。
(4)水解呈酸性或碱性的正盐溶液
H＋和OH－均由水电离产生。
如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol•L－1；
如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol•L－1。
2．有关溶液酸碱性及pH的易错易混辨析
(1)一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，水的离子积KW＝ c(H＋)•
c(OH－)均不变，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)，KW只与温度有关，只有在25 ℃时，KW＝1×10－14。
(2)pH是溶液酸碱性的量度。pH＝6的溶液在常温下呈酸性，其他温度也可能呈中性或碱性；pH＝0的溶液并非没有H＋，而是c(H＋)＝1.0 mol•L－1，同时也并非无OH－，此时c(OH－)＝1.0×10－14 mol•L－1。
(3)对于强酸(强碱)溶液，每稀释为10倍体积时，pH增大(减小)1个单位；对于弱酸(弱碱)溶液，每稀释为10倍体积，pH增大(减小)不足1个单位；无论稀释多少倍，酸(碱)溶液的pH不能等于或大于(小于)7，只能趋近于 7。
(4)强碱溶液的pH计算，应先根据溶液的c(OH－)求出溶液c(H＋)，从而求出溶液的pH。
(5)强酸、强碱的pH之和与c(H＋)、c(OH－)比较：

(6)若酸、碱溶液的pH之和为14，酸、碱中有一强一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。
三、电解质溶液中的粒子观
1．两种“微弱”①弱酸或弱碱的电离②弱酸阴离子和弱碱阳离子的水解
2．三个守恒
(1)电荷守恒规律
阴离子所带负电荷总数――→相等阳离子所带正电荷总数
如在Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO2－3、H＋、OH－、HCO－3，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(OH－)。
(2)物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，粒子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。
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