電解質(zhì)溶液中的離子平衡問題不僅是中學(xué)化學(xué)知識(shí)的重點(diǎn)，也是高考的熱點(diǎn)和難點(diǎn)。本文對(duì)該理論中存在的一些極易混淆的幾組概念進(jìn)行了歸納和解析，以供廣大學(xué)生參考。

一、強(qiáng)與弱的對(duì)立

1.溶于水全部電離的電解質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)，電離方程式用“=”連接，不存在電離平衡；溶于水部分電離的電解質(zhì)是弱電解質(zhì)，電離方程式用“？葑”連接，存在電離平衡，能夠用化學(xué)平衡移動(dòng)原理解釋其電離平衡移動(dòng)的方向。

2.“有弱才水解，無弱不水解?！比跛岬乃岣x子和弱堿金屬陽離子部分水解，能夠用化學(xué)平衡移動(dòng)原理解釋其水解平衡移動(dòng)的方向。

3.多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，多元弱酸酸根分步水解，以第一步水解為主。水解實(shí)質(zhì)：弱酸根結(jié)合H+生成弱酸，弱堿陽離子結(jié)合OH-生成弱堿。

4.加水稀釋后的離子濃度大小關(guān)系用公式“CB=”來判斷，溶液中c（H+）與c（OH-）相對(duì)大小用公式“KW=c（H+）·c（OH-）來判斷。

二、酸性與堿性的對(duì)立

1.溶液的酸堿性取決于溶液中c（H+）與c（OH-）的相對(duì)大小，即當(dāng)c（H+）>c（OH-）時(shí)，溶液顯酸性；當(dāng)c（H+）=c（OH-）時(shí)，溶液呈中性；當(dāng)c（H+）

2.弱酸、弱堿考慮電離，有“弱”的鹽考慮水解。

3.強(qiáng)酸酸式鹽在水溶液中能電離出H+，多元弱酸酸式鹽既能電離也能水解，當(dāng)電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3；當(dāng)電離程度小于水解程度，溶液顯堿性，如NaHCO3、NaHS。

4.K值大小可以估算弱電解質(zhì)電離程度大小，K值越大，電離程度越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)。

5.常溫下，無限稀釋7為限。

三、完全反應(yīng)與呈中性

1.完全反應(yīng)：當(dāng)反應(yīng)物按照物質(zhì)的量之比等于化學(xué)計(jì)量系數(shù)之比參加反應(yīng)，就認(rèn)為恰好完全反應(yīng)，對(duì)于酸堿中和反應(yīng)來說，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液顯中性；強(qiáng)酸與弱堿堿恰好完全反應(yīng)，生成強(qiáng)酸弱堿鹽，溶液顯酸性；弱酸與強(qiáng)堿堿恰好完全反應(yīng)，生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液顯堿性；達(dá)到滴定終點(diǎn)說明酸堿恰好完全反應(yīng)。

2.呈中性：溶液中c（H+）=c（OH-）時(shí)，溶液呈中性。

四、等式與不等式

1.分析溶液中溶質(zhì)的組成及相關(guān)的計(jì)量。

2.掌握兩個(gè)不等關(guān)系：電離平衡和水解平衡。

3.掌握三個(gè)等式關(guān)系：電荷守恒、原子守恒、質(zhì)子守恒，能夠書寫Na2CO3和NaHCO這兩類具有代表意義物質(zhì)的三個(gè)守恒關(guān)系。

4.注意等體積混合后，溶液濃度為原來的一半。

編輯 魯翠紅