周思敏 衷明華

(韓山師范學(xué)院化學(xué)系，廣東 潮州 521041)

現(xiàn)把電解質(zhì)內(nèi)容的重要知識點歸納為以下幾個方面

一、電解質(zhì)的概念及強弱電解質(zhì)的判斷

電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

非電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物。

判斷強弱電解質(zhì)的方法較多，可以從強弱電解質(zhì)的定義角度分析，即強電解質(zhì)溶于水全電離，弱電解質(zhì)不能完全電離，所以弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子、存在電離平衡，故可以采用與同濃度的強電解質(zhì)溶液來對比導(dǎo)電性、酸堿性的強弱來判斷;也可以通過溶液稀釋(或加含有同種離子的固體物質(zhì))后溶液酸堿性的變化程度來判斷電離平衡的是否存在;也可直接采用測定其對應(yīng)強鹽溶液的酸堿性來判斷酸或堿的強弱.注意，盡管弱電解質(zhì)的稀釋會促進電離，但不會改變?nèi)芤旱乃釅A性，只能是酸性(或堿性)變?nèi)?，接近中性而已?/p>

例1 (2011全國II卷6)等濃度的系列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它們的pH由小到大排列的正確是(D)。

A．④②③① B．③①②④

C．①②③④ D．①③②④

解析：乙酸、碳酸和苯酚的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇屬于非電解質(zhì)，pH最大。

答案：D

有關(guān)溶液酸堿性判斷及pH值計算

若判斷酸堿性時，溶液中只有一種溶質(zhì)時，應(yīng)根據(jù)溶質(zhì)的類別來判斷，即酸顯酸性、堿顯堿性、鹽需分析是否能水解(鹽類水解規(guī)律是:“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性”)來判斷。若為混合液時，則需分析兩種溶液能否反應(yīng)，若能反應(yīng)時，則需分析是否恰好反應(yīng)，若恰好反應(yīng)時則需分析生成鹽的水解特點。酸與堿混合發(fā)生反應(yīng)時，一般是誰過量顯誰性.有關(guān)pH計算時，一般是涉及強酸、強堿稀釋或強酸與強堿反應(yīng)的問題，計算時則應(yīng)遵守“酸按酸，堿按堿，同強混合在之間，異強混合看過量”。

例2(2012年廣東卷)對于常溫下pH為2的鹽酸，描述正確的是(AC)。

A．c(H+) = c(Cl-) + c(OH-)

B．與等體積pH=12的氨水混合后所得溶液顯酸性

C．由H2O電離出的c(H+) = 1.0 ×10-12mol·L-1

D．與等體積0.01 mol·L-1乙酸鈉溶液混合后所得溶液中：c(Cl-) = c(CH3COO-)

解析：電荷守恒A對。B. 氨水過量，顯堿性。C.c(H+)水= c(OH-)水=KW/ c(H+) = 1.0×10-120mol·L-1

考查有關(guān)溶液酸堿性判斷及pH計算、電荷守恒。D.反應(yīng)后生成乙酸和氯化鈉，水溶液為酸性。

三、溶液中離子濃度大小比較

溶液中各離子濃度的大小主要決定于離子來源物質(zhì)的濃度、電離程度、水解程度等，一般來講，鹽類水解、弱電解質(zhì)的電離程度都很弱。在解答此類問題時，首先要分析溶液中存在哪些平衡體系(千萬不能忘掉水的電離)?明確存在哪些粒子?然后根據(jù)平衡的特點及三個(電荷、物料、質(zhì)子)守恒來判斷即可，其中物料守恒是根據(jù)除氫、氧原子之外的其他原子之間的個數(shù)關(guān)系列出的等式。

A. c(Na+)> c(A-)> c(H+)> c(OH-)

B. c(Na+)>c(OH-) > c(A-) > c(H+)

C. c(Na+)+c(OH-)= c(A-)+ c(H+)

D. c(Na+)+ c(H+)= c(A-)+c(OH-)

解析：NaA屬于強堿弱酸鹽，水溶液顯堿性，根據(jù)電荷守恒可知D答案正確。

考查溶液中離子濃度大小的比較和電荷守恒。

例4(2013年廣東卷)50℃時，下列各溶液中，離子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是( )。

A．pH=4的醋酸中：c(H+)=4.0mol/L

B.飽和小蘇打溶液中：c(Na+)= c(HCO3-)

C．飽和食鹽水中：c(Na+)+ c(H+)= c(Cl-)+c(OH-)

D.pH=12的純堿溶液中：c(OH-)=1.0×10-1mol/L

解析：50℃時，水的離子積常數(shù)大于1×10-14。pH=4的醋酸中，c(H+)=1×10-4mol/L，A錯誤；飽和小蘇打溶液中，HCO3-會發(fā)生水解反應(yīng)導(dǎo)致濃度減小，c(Na2)>c(HCO3-)，B錯誤；飽和食鹽水中，c(Na2)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)符合電荷守恒的關(guān)系，C正確；pH=12的碳酸鈉溶液中, c(OH-)=KW/1×10-12>1×10-2mol/L,D錯誤。

答案：C

考查水溶液中的離子濃度大小、電荷守恒。

溶液中平衡移動及平衡常數(shù)的影響因素

溶液中弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離平衡、鹽類水解平衡、難溶電解質(zhì)的溶解平衡都是動態(tài)平衡，因此平衡狀態(tài)都受溫度、濃度及溶液酸堿性的影響，尤其注意弱電解質(zhì)、鹽類溶液稀釋時，其平衡均正向移動。

平衡常數(shù)僅受溫度影響，其中電離常數(shù)、水的離子積、水解常數(shù)都隨溫度的升高而增大，大多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶度積隨溫度的升高而增大.同時在解答圖象問題時，一定要明確橫軸、縱軸及變化曲線各自表示的含義。

例5(2010年山東卷)某溫度下，F(xiàn)e(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分別在溶液中 達到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤簆H，金屬陽離子 濃度的變化如圖所示。據(jù)圖分析，下列判斷錯誤的是( )。

A.Kap[Fe(OH)3]

B．加適量NH4Cl固體可使溶液由a點變到b點

C．c、d兩點代表的溶液中c(H+)與c(OH-)乘積相等

D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分別在b、c兩點代表的溶液中達到飽和

解析：b、c兩點的金屬陽離子的濃度相等，設(shè)濃度都為x，c(OH-) c=10-9.6, c(OH-)b=10-12.7,則Ksp[Fe(OH)3]=x×(10-12.7)3，Ksp [Cu(OH)2] =x×(10-9.6)2，故Ksp[Fe(OH)]3K，表示沉淀要析出，故D正確。

答案B

例6(2011年廣東卷)對于0.1mol/LNa2SO3溶液，正確的是D。

A.升高溫度，溶液的pH降低

B.c(Na+)=2c(SO32-)+ c(HSO3-)+ c(H2SO3)

C.c(Na+)+c(H+)=2 c(SO32-)+ 2c(HSO3-)+ c(OH-)

D.加入少量NaOH固體，c(SO32-)與c(Na+)均增大

考查溶液中平衡移動、物料守恒及電荷守恒。

五、水的電離程度及其影響因素

例7(2011年廣州綜合測試)將純水加熱至80℃，下列敘述正確的是(D)。

A.水的離子積不變

B.水的pH變小，呈酸性

C.水的pH變大，呈中性

D.水中c(H+)=c(OH-)>1×10-7mol/L

解析：溫度的升高，有利于水的水解，Kw增大，故會使純水中pH減小，但純水中c(H+)=(OH-)。答案為D。

六、涉及的三大守恒關(guān)系

1.電荷守恒

電解質(zhì)溶液呈電中性，即溶液中所有陽離子所帶正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶負電荷總數(shù)相等。解題思路：先把涉及的電離方程式、水解方程式全部寫出，后找出所有的陰、陽離子，再寫出等式。注意：離子濃度前的系數(shù)。

2.物料守恒

電解質(zhì)溶液中因溶質(zhì)的電離或水解，溶質(zhì)電離出的離子會變成其他離子或分子，但離子或分子中某種特定元素原子的總數(shù)不變。例如，0.1mol/LNa2CO3溶液，

n(Na+)：n(CO32-)=2：1，推出：c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)]也可以根據(jù)C守恒推出：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)=0.1

3.質(zhì)子守恒

電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H+)的轉(zhuǎn)移，但轉(zhuǎn)移過程中質(zhì)子數(shù)量保持不變，稱為質(zhì)子守恒。

例如，Na2CO3溶液：c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)=c(OH-)

實際上，質(zhì)子守恒也可根據(jù)電荷守恒和物料守恒聯(lián)立求解。

總之，電解質(zhì)溶液的考查角度較多，除上述考點之外，還可以與電化學(xué)等其他知識相融合來綜合命題，這就需要我們在學(xué)習(xí)中慢慢體會與總結(jié)，以提高復(fù)習(xí)的效率。