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電解質溶液考點分析
南昌十中 王海峰
電解質溶液是高中化學的基礎理論之一，在高考中占據著重要的地位，有難度高、靈活性強、知識點多等特點。分析08年各地高考試卷，總結得到主要考查知識點有：電解質的概念（廣東卷）、水的電離（天津卷）、電離平衡的移動（上海卷）、離子濃度大小的比較（江蘇卷）、溶液pH計算（海南卷）、鹽的水解（四川卷）等。題型多數為選擇題，在選擇題中有壓軸的地位，大多數考生感到棘手。預計在今后的高考中，這些考查點依然會是高考的常客，題型不會有太大的變化，注重考查問題的抽象性和探究性，淡化計算。除了常規的選擇題，另外要注意實驗探究題的考查，比如對平衡移動的條件的探究等。
常考的知識點：
（1）弱酸或弱堿、鹽類水解的平衡移動：
升高溫度、加水稀釋、增大反應物的濃度或減小生成物濃度平衡正移。
（2）酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響：
酸、堿抑制水的電離，由水電離產生的c(H+)或c(OH-)小于10-7mol/L;鹽促進水的電離，顯酸性的鹽溶液由水電離產生的c(H+)大于10-7mol/L。
（3）不同的鹽溶液中同種離子濃度的大小比較（看其他的粒子對水解平衡的影響）
方法：一看個數，二看促進還是抑制
（4）加水稀釋的問題：
①氫離子和氫氧根離子濃度不能同時減小②酸堿性一定是強酸強堿變化最大
（5）鹽類水解程度大小的比較：
比較方法是看水解生成的電解質那個更弱。
（6）酸堿中和反應后溶液的酸堿性（一元酸堿）：
a、給物質的量的濃度：等濃度等體積混合誰強顯誰性（恰好中和看生成的鹽溶液的酸堿性）。
b、給離子濃度：等離子濃度等體積酸堿混合誰弱誰過量顯誰性。
（7）溶液中離子濃度的比較：
①鹽溶液方法：電荷守恒和元素守恒:
電荷守恒:重點注意等式中是否包含了所有的離子，離子所帶電荷數不為1的，在離子符號前是否乘上了所帶的電荷數。
元素守恒：看鹽的化學式中元素間物質的量的關系，如Na2CO3溶液中鈉元素是碳元素的物質的量的二倍。而碳元素又以 (HCO3－)、 (CO32－)、 (H2CO3)等粒子存在，所以有
c(Na+) =2 [c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3)]
②鹽溶液和弱酸(弱堿)：如：CH3COOH與CHCOONa
溶液的酸堿性 比較電離與水解程度的大小（電離程度大，不考慮水解，電離補充酸根離子；電離與水解程度相等既不考慮水解也不考慮電離，離子濃度關系就是鹽中離子的倍數關系）
③兩種溶液的混合離子濃度的比較，一定要先反應看生成的溶質，在進行綜合比較。
（8）不斷加熱可以徹底水解的鹽溶液:要求掌握弱堿的氯化物
如：FeCl3加熱蒸干灼燒后得到的固體產物是Fe2O3
（9）因雙水解不能共存的離子組：記憶Al3+（Fe3+）和HCO3-,其他的離子組以Al3+和HCO3-為標準
（10）弱電解質的證明方法:
①已知濃度直接測PH ②測鹽溶液的PH ③已知c(H+)或PH加水稀釋10n倍后在測PH ④等濃度的強酸與弱酸對比的方法⑤等離子濃度的強酸與弱酸對比的方法。
（11）鹽類水解的應用：
①純堿去油污②小蘇打制糕點③泡沫滅火劑④凈水劑⑤化肥的使用⑥制無水鹽等
記憶的方法：
1）水中存在弱電離；酸堿平衡向逆移。
2）酸根離子比水解；產物比較更弱酸。
3）小蘇打硫酸鋁；千萬不要放一起。
4)氯化鋁加熱灼燒氧化鋁
5）等離子濃度等體積酸堿混合誰弱誰過量顯誰性。
幾種常見的題型
1、電離平衡的移動
例題1已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )
A．加少量燒堿溶液 B．升高溫度 C．加少量冰醋酸 D．加水
［答案］BD。
〖解析〗對于選項B和D可以這樣分析，在同一溶液中c(H＋)/c(CH3COOH) = n(H＋)/n(CH3COOH)，升高溫度和加水稀釋平衡均向右移動，n(H＋)增大，n(CH3COOH)減小，因此比值增大。對于選項A和C可借助于平衡常數分析更清楚，c(H＋)/c(CH3COOH) = K/c(CH3COO－)，溫度不變，K值不變，在溶液中加入少量燒堿或少量冰醋酸，平衡均向右移動，溶液中c(CH3COO－)增大，因此整個比值減小。
［提示］勒夏特列原理在電離平衡中的應用廣泛，例如，在某稀氨水中加入少許指定物質或改變溶液的溫度，對NH3·H2O NH4+ +OH－的電離平衡有如下影響：
（1）加水稀釋，使溶液中c(NH3·H2O)、c(NH4+)、c(OH－)均減小，促進NH3·H2O分子進一步電離成為NH4+和OH－，以減弱溶液中粒子總濃度的減小，所以電離平衡正向移動，但由于OH－的增多，不如溶液體積增大得快，所以溶液的pH下降。
（2）通入NH3，即增大了c (NH3·H2O)，電離平衡正向移動，溶液的pH上升。
（3）加入固體NH4Cl，即增大了c (NH4+)，電離平衡逆向移動，溶液的pH下降。
（4）加入固體NaOH，即增大了c (OH－)，電離平衡逆向移動，溶液的pH上升。
（5）通入HCl，即中和了部分OH－，使c (OH－)下降，電離平衡正向移動，溶液的pH下降。
（6）稍加熱，由于分子電離為離子時需要吸熱，所以電離平衡正向移動，溶液的pH上升。
（7）加熱蒸發，使NH3·H2O分解放出NH3，c (NH3·H2O)下降，電離平衡逆向移動，溶液的pH下降。
2、離子濃度大小比較
例題2下列溶液中各微粒的濃度關系不正確的是( )
A．0.1 mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)
B．1 L 0.1 mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：c(SO42 －)＞c(NH4＋ ))＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H2CO3) = c(HCO3－ )＋c(CO32 －)＋c(OH－)
D．等體積、等物質的量濃度的NaX和弱酸HX混合后的溶液中：c(Na＋)＞c(HX)＞c(X－)＞c(H＋)＞c(OH－)
［答案］CD。
〖解析〗根據電荷守恒可知選項A正確。選項B中由于銅離子和銨根離子水解均顯酸性，因此有c(H＋)＞c(OH－)，正確。根據質子守恒在0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中正確的恒等式應表示為：c(H＋)＋c(H2CO3) = c(HCO3－ )＋c(CO32 －)＋c(OH－)，由于鈉離子既不能得質子也不能失質子，因此不可能出現在質子守恒式中，C錯。對于選項D，等體積、等物質的量濃度的NaX和弱酸HX混合后的溶液酸堿性未知，因此不能確定溶液中離子濃度大小關系。
［提示］關于電荷守恒和原子守恒問題。由于某些離子水解，導致某些鹽溶液中的離子種類增多，如Na2CO3溶液中存在的離子有Na+、H+、OH－、HCO3－、CO32－其中還有極少量的H2CO3分子。分析溶液中離子濃度的大小關系，可以利用電荷守恒、物料守恒及質子守恒。
所謂電荷守恒，即溶液中所有陽離子所帶的正電荷等于所有陰離子所帶的負電荷。如Na2CO3溶液中的電荷守恒關系式可表示為：
c(Na+) + c(H+) = c(HCO3－) + c(OH－) + 2c(CO32－)
所謂物料守恒，是指某些特征性的原子是守恒的。如Na2CO3溶液中無論碳原子以什么形式存在，但n(Na) = 2n(C)，則：
c(Na+) = 2c(CO32－) + 2c(HCO3－) + 2c(H2CO3)
所謂質子守恒，是依據水電離的反應H2OH+ + OH－知，水電離產生的H+和OH－的物質的量總是相等的，無論在溶液中該H+ 和OH－以什么形式存在，故有關系式：
c(OH－) = c(H+) + c(HCO3－) + + 2c(CO32－)
3、pH計算
例題3下列敘述正確的是( )
A．95 ℃純水的pH＜7，說明加熱可導致水呈酸性
B．pH = 3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH = 4
C．0.2 mol·L－1的鹽酸，與等體積水混合后pH = 1
D．pH = 3的醋酸溶液，與pH = 11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH = 7
［答案］C。
〖解析〗溫度升高會促進水的電離平衡，由水電離產生的氫離子濃度和氫氧根離子濃度均增大但仍相等，因此雖pH減小但溶液仍為中性。醋酸是弱電解質，稀釋后還會電離出H+，因此pH＝3的醋酸溶液稀釋至10倍后溶液的pH介于3~4之間。pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合醋酸遠遠過量，因此反應后溶液顯酸性。
［提示］PH計算的類型較多，各種類型的PH計算方法分類如下：
1．單一溶液的PH計算
（1）強酸溶液， PH=－
（2）強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為c mol/L，則c(H+)=，PH=－=14+
2．酸、堿混合PH計算
（1）兩種強酸混合：
先求混合液中的H+濃度：
=
然后再由PH=-，求出溶液的PH。
（2）兩種強堿混合：
先求混合液中的OH－濃度：
=
然后再水的離子積常數，求出混合液中的H+濃度，最后取負對數。
（3）強酸、強堿混合：
先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中的H+或OH－濃度：
=
再計算出溶液的PH。
練習題：
1．t℃時，水的離子積為 Kw，該溫度下將amol/L一元酸HA與 bmol/L一元堿 BOH等體積混合，要使混合液呈中性，必要的條件是 ( )
A．混合液的pH=7 B．混合液中，c(H+) =
C．a=b D．混合液中，c(B+)+c(H+) = c(A－)+c(OH-)
B〖解析〗本題主要考查強弱電解質的電離與溶液中離子濃度定量關系。不同溫度下，中性溶液的pH是不同的，如100℃的純水pH=6,它是中性的。a=b時，一元酸HA與 一元堿 BOH雖恰好中和，但若是強酸與強堿反應溶液呈中性，若是強酸與弱堿反應，產生的鹽水解溶液呈酸性，若是強堿與弱酸反應，產生的鹽水解溶液呈堿性。據電荷守恒c(B+) = c(A－)+c(OH-)無論酸堿是否恰好中和，溶液中的這個關系總是成立的。混合液呈中性必要的條件是c(H+) = c(OH-)，又c(OH-)= Kw/c(H+)，則c(H+) = Kw/c(H+)， c2(H+) = Kw 即c(H+) = 。
2．某二元酸（化學式用H2B表示）在水中的電離方程式是：
H2B H+ + HB– HB– H+ + B2–
在0.1 mol/L的Na2B溶液中，下列粒子濃度關系式不正確的是 ( )
A．c (B2– ) + c (HB– ) + c (H2B) = 0.1 mol/L
B．c (OH – )= c (H+ )+ c (HB– )
C．c (Na+ ) ＞c (B 2– )＞c (HB– )＞ c (H+ )
D．c (Na+ ) = 2c (B 2– ) + 2c (HB– )
A 〖解析〗本題考查的是電解質溶液中離子濃度的大小比較。選項A看上去是物料守恒，但溶液中的微粒沒有H2B分子，因為它是完全電離的強電解質。Na2B溶液中存在的微粒有：Na＋、B2－、HB－、H＋、OH－ 電荷守恒式為c (Na+ ) + c (H+ ) = c (HB– )+ c (OH – ) 物料守恒式為c (Na+ ) = 2c (B 2– ) + 2c (HB– )，兩式合并得質子c (OH – )= c (H+ )+ c (HB– )。
3．下列事實能說明相應的酸HnA（n≥1）是弱電解質的是（ ）
A．用HnA溶液做導電性實驗，燈泡很暗
B．用pH=3的等體積的HnA溶液和HCl溶液與足量的鋅反應，HCl放出的H2更少
C．常溫下將0.1mol/LHnA溶液稀釋1000倍，用pH計測得pH＜4
D．20mL0.1mol/LHnA恰好中和20mL0.1mol/LNaOH溶液
B 〖解析〗A項燈泡暗，說明溶液中自由移動的離子濃度小，但不能說明電解質是否完全電離；B項pH=3、又等體積，說明起始時n(H＋)相同，但HCl放出的H2更少，說明反應過程中HnA又提供了H＋，所以HnA溶液中存在電離平衡，HnA是弱酸，為弱電解質；C項當n＞1時，強酸也合；D項只能為n=1，但不能說明HnA酸性的強弱.
4．已知某溫度下，0.1mol/L的NaHB強電解質溶液中，c(H+)＞c(OH-)，則下列關系式一定正確的是（ ）
A．c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+ c(OH-) B．溶液中pH=1
C．c(H+)·c(OH-)=1×10-14 D．c(Na+)=0.1mol/L≥c(B2-)
D〖解析〗其實可以將NaHB看成NaHSO4和NaHCO3，再分別進行分析，在0.1mol/L NaHSO4溶液中不存在HSO4-，c(Na+)=0.1mol/L=c(SO42-)，pH=1；在0.1mol/LNaHCO3溶液中，c(Na+)=0.1mol/L＞c(CO32-)，pH＞1；另外，溫度不知，c(H+)·c(OH-)=KW，不一定為1×10-14。
5．現有濃度為0.1mol·L-1的六種電解質溶液：①Na2SO4 ②NaHCO3 ③CH3COONa
④NaOH ⑤NaAlO2 ⑥NH4Cl，已知：CO2+AlO2-+2H2O=Al(OH)3↓+HCO3-或CO2+2AlO2-+3H2O=2Al(OH)3↓+CO32-。回答：
（1）這六種溶液的pH由小到大的順序是 （填編號，下同）；
（2）將六種溶液稀釋相同的倍數時，其pH變化最大的是 ，pH變化最小的是 ；
（3）在上述六種溶液中分別加入AlCl3溶液，能產生大量無色無味氣體的是 ；
（4）將上述六種溶液兩兩混合時，有的能發生反應，請寫出所有能產生沉淀的反應的離子方程式 。
［答案］（1）⑥①③②⑤④ （2）④ 、 ① （3）②
（4）HCO3-+ AlO2-+H2O= Al(OH)3↓+CO32-，NH4++ AlO2-+H2O= Al(OH)3↓+NH3↑
6．常溫下，有pH=12的NaOH溶液100mL，若將其pH變為11（設溶液的體積可直接相加）。回答：
（1）若直接加蒸餾水，應加入 mL；
（2）若用pH=10的NaOH溶液，應加入 mL；
（3）若用0. 01 mol/L的鹽酸，應加入 mL；
（4）若用pH=2的任意一元酸HA溶液V mL，則V的取值為 （單位：mL）。
［答案］（1）900（2）900（3）81.8（4）0＜V≤81.8
〖解析〗（1）；
（2）pH=10的NaOH溶液中c(OH-)只有pH=12的NaOH溶液中c(OH-)的1/100，相當于加水，故V[NaOH(aq)]=900mL；
（3），
故。
（4）若一元酸HA為弱酸，隨著反應的進行，會促進弱酸的電離，能夠提供更多的H+，所以需要的弱酸溶液體積更小，所以0＜V≤81.8。
7．用0.1mol/LHCl分別滴定25mLNaOH溶液和25mL氨水，都消耗了25mLHCl，這表明NaOH溶液和氨水的關系是（ ）
A．pH相同 B．物質的量濃度相同
C．兩溶液中由水電離出的c(OH-)相同 D．反應后所得溶液的pH相同
B〖解析〗酸堿發生中和反應的結果是生成鹽和水，反應消耗的酸、堿的物質的量比例關系與酸堿的強弱、c(H+)或c(OH-)無關，只與幾元酸堿有關。
8．實驗室的NaOH標準溶液因保存不當吸收了空氣中的CO2，部分變成Na2CO3，若以此NaOH溶液滴定鹽酸，以甲基橙為指示劑，滴定結果鹽酸的物質的量濃度會（ ）
A．偏低 B．偏高 C．無影響 D．不能確定
C〖解析〗因為以甲基橙為指示劑，NaOH轉變成的Na2CO3所消耗的鹽酸與變質前NaOH所消耗的鹽酸一樣多。

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