电解质溶（液考题中渗透的四种理念）

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1、电解质溶液考题中渗透的四种理念 电解质溶液是高考化学必考知识点之一，分析近几年化学试题，不难 发现高考对电解质溶液的考查主要集中在四种化学基本理念上，现结合 考题具体分析如下： 一、化学平衡的理念 弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学 平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用 化学平衡的观念分析问题。化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反 应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反 应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学 平衡中的一种特例（水溶液中的化学平衡），因此它们有化学平衡的共 性，也有其鲜明的个性

2、。 1弱电解质的电离（以 CH 3COOH 的电离为例） （1）弱电解质的电离：CH 3COOHCH3COO+H+。 （2）电离平衡常数：用K 表示， CH 3COOH 的电离平衡常数可表示 为 K(CH 3COOH)=c(H+) c(CH3COO)/c(CH3COOH) 。 注意 ：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分 子和各离子的浓度变化而变化。K 电离表达式中的各浓度指平衡时的浓 度。通常都用在25 的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡 状态。多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数， 通常用K 1、K2、K3等表示，其大小关系为 K 1K2 K3

3、，一般都要相差 10 4 10 5倍。 （3）弱电解质电离的特点： 共性特点：动（动态平衡）、定（各微粒的含量保持不变）、等（电 离的速率等于离子结合成分子的速率）、变（条件改变， 平衡发生移动）。 个性特点：电离过程吸热；电离程度较小。 （4）外界条件对电离平衡的影响： 浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离 程度减小；增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度 减小。 温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大； 降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。 注意 ：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方 向利用化学平衡移

4、动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离 平衡向右移动，电离程度也不一定增大。例如，增大弱电解质的浓度， 电离平衡向右移动，但未电离的弱电解质分子数目增加更大，溶质分子 的电离程度减小反而减小。 2盐类的水解 （1）盐类水解的实质：盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离 子）和水所电离出的H 或 OH结合生成弱电解质， 破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈现出酸性或碱性。 （2）盐类水解的规律：判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸 碱性， 要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。水解规律： “有弱才水解， 无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同 强显中性。” （3）盐

5、类水解的特点：共性特点：动（动态平衡）、定（各微粒 的含量保持不变）、等（离子水解的速率等于分子电离的速率）、变（条 件改变，平衡发生移动）。 个性特点： 盐类的水解过程是吸热的；盐类的水解程度一般都很小。 （4）盐类水解方程式的书写：盐类的水解一般是微弱的，而且反 应是可逆的，故书写盐类水解反应离子方程式时要用“”，且水解生成的 难溶物及气体，一般不标“”或“”（双水解反应除外）。例如FeCl 3水解： Fe 3 +3H2OFe(OH)3+3H+。 多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主，而多元弱碱盐 的水解是一步完成的。 （5）外界条件对盐类水解的影响：温度：盐的水解是吸热过程， 故

6、升高温度有利于盐的水解。例如，在Na 2CO3溶液中加 2 滴酚酞试液， 将溶液加热后，其红色加深。 浓度：增大盐的浓度，根据平衡移动的原理，可使水解平衡向正反 应方向移动，但盐的总量增大，水解的百分数(即转化率 )反而减小。盐的 浓度增大，盐溶液的H +或 OH浓度增大，酸性或碱性会随之增强，例如 0.1 mol/L的 Na 2CO3溶液的碱性要比 0.01 mol/LNa 2CO3溶液的碱性强。 溶液的酸碱性：水解显酸性的盐溶液中加入碱，肯定促进盐的水解； 水解显酸性的盐溶液中加入较强的酸，肯定抑制盐的水解。同理水解显 碱性的盐溶液中加入酸，会促进盐的水解；水解显碱性的盐溶液中加入 较强的

7、碱，会抑制盐的水解。例如，配制FeCl 3、AgNO3溶液时常加入少 量相应的酸来抑制盐的水解，以防产生氢氧化物的沉淀。例如：不同条 件对 FeCl 3水解平衡的影响： Fe 3 +3H2OFe(OH)3+3H+。 3难溶电解质的溶解 （1） 溶解平衡： 对于难溶电解质A mBn来说，存在平衡 A mBn(s)mAn +(aq)+nBm (aq) 。（ 2）溶度积常数：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中各组 分离子浓度幂的乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积，用符号 “ Ksp ”表示。对于难溶电解质A mBn的溶解平衡： A mBn(s)mAn +(aq)+nBm(aq) ， 其溶度积

8、常数为Ksp c(A n +)m c(Bm)n，这里 c(An +)与 c(Bm )为平衡浓度。 注 意 ：Ksp 与物质的浓度无关，与温度有关，与化学方程式的写法有关， 例如： Cu(OH) 2(s) Cu2 +(aq)+2OH(aq) 的溶度积为 Ksp c(Cu 2 +) c2(OH)， 而 1/2Cu(OH) 2(s) 1/2Cu2 +(aq)+OH(aq) 的溶度积为 Ksp c 12(Cu2+) c(OH )，显然 Ksp (K sp) 2。（ 3）溶解平衡的特点：共性特点：动（动态平 衡）、定（各微粒的含量保持不变）、等（溶解的速率等于电离的速率）、 变（条件改变，平衡发生移动）

9、。个性特点：溶解过程是吸热的；溶 解程度都较小。（ 4）溶度积规则：某难溶电解质的溶液中任一情况下有 关离子浓度的乘积Qc （离子积），则Qc c(A n +)m c(Bm )n，这里 c(A n +) 与 c(B m)为任意浓度，不一定是平衡浓度。当 Qc Ksp 时，溶液达到 过饱和状态，溶液中有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；当 Qc Ksp 时，溶液达到饱和状态，沉淀与溶解处于平衡状态；当Qc Ksp 时，溶液未饱和，溶液中无沉淀析出，若加入过量难溶电解质， 难溶电解质溶解直至溶液饱和，达到新的平衡。（ 5）外界条件对溶解平 衡的影响：溶解平衡主要受温度的影响，一般来说，温度升高

10、，难溶电 解质的溶解平衡向右移动，溶解与电离程度增大。 二、化学守恒的理念守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶 液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子 守恒等。 1 电荷守恒关系：电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少 种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总 数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。 常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如：在 NaHCO 3溶液中： c(Na+)+c(H+) c(OH) +2c(CO3 2 )+c(HCO3 )；在 (NH 4)2SO4溶液中： c(NH4 +)+

11、c(H+) c(OH) +c(SO4 2 )。2物料守恒关系： 物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会 发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子 的总数是不会改变的。可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原 子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。 例如：在NaHCO 3溶液中： c(Na+)c(CO3 2 )+c(HCO3 )+c(H2CO3)；在 NH 4Cl 溶液中： c(Cl)c(NH4+)+c(NH3 H2O) 。 3 质子守恒关系： 酸碱反 应达到平衡时，酸（含广义酸）失去质子（H +）的总数等于碱（或广义 碱

12、）得到的质子（H +）总数，这种得失质子（ H +）数相等的关系就称为 质子守恒。在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H 2OH+OH，从水分子角 度分析： H 2O 电离出来的 H +总数与 H 2O 电离出来的 OH 总数相等（这里 包括已被其它离子结合的部分），可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： 在 NaHCO 3溶液中： c(OH)c(H+)+ c(CO3 2 )+c(H2CO3)；在 NH 4Cl 溶 液中： c(H +)c(OH)+ c(NH3 H2O) 。综上所述，化学守恒的观念是分析 溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题 的重要依据。 三、离子反应的理念 离

13、子反应的理念就是从溶液中离子相互作用的角度去认识化学反应的本 质，明确化学反应的机理。 四、化学实验的理念 化学实验的理念的内容是很丰富的，它包括对实验原理、实验操作、 注意事项、数据处理及误差分析等问题的理解并转化成自身的化学学科 素质，在解决实验问题的过程中能够实现问题解决的自动化、条理化和 准确化。电解质溶液专题中对化学实验理念的考查主要集中在“酸碱中和 滴定”这个定量实验上，考查中和滴定实验操作的相关知识及其迁移应 用。 1实验原理： 利用中和反应，用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的 量浓度的碱（或酸）的实验方法。 2指示剂的选择： 在中和滴定的操作过程中，指示剂常常预先滴

14、加到被滴定溶液中，并 放置于锥形瓶中。选择指示剂时，可考虑恰好中和时生成盐的水解情况， 先判断滴定终点时溶液的酸、碱性，然后再确定选择上述哪种指示剂。 甲基橙和酚酞的变色范围较窄，变色相对灵敏，常用作中和滴定的指示 剂，而石蕊的变色范围较宽，变色不灵敏，一般不用作中和滴定的指示 剂。 3操作过程：检漏洗涤仪器润洗装液量取滴定计算。 （1）滴定操作：左手控制滴定管的活塞或玻璃球，右手不停振荡锥 形瓶，眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 （2）滴速控制：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。 （3）判断终点：当滴加最后一滴，溶液盐酸变化且30s 内不再恢复 原来颜色即为滴定终点。 4误差分析： 中和

15、滴定的误差分析依据：c 待= 从上式可以看同，若用标准溶液滴定待测液，消耗标准溶液多，则结 果偏高；反之，偏低。待测液浓度是否准确只取决于滴定管中读取的体 积。引起这个体积误差的常有：读数，仪器洗涤，滴定管漏液， 标准溶液不标准（如称量、配制、混入杂质等引起的），批示剂用 错，待测液的量取等。 1离子反应的实质 离子反应的实质是指反应物的某些离子浓度的减小。从本质上说，如 果反应物的某些离子间能反应生成新物质而使溶液中的这些离子浓度减 小，就会发生离子反应。 2离子反应发生的条件 研究离子反应发生的条件，实质上就是研究在什么条件下可以使反应 物的某些离子浓度减小。总起来讲，具备下列条件之一就可

16、以使反应物 的某些离子浓度降低。 生成难溶的物质： 生成难溶的物质可以使某些离子浓度减小，因此离子反应能够发生。 例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO 3溶液，发生下列反应： Ag +Cl=AgCl （可溶难溶，使Cl 浓度降低）。 生成难电离的物质： 生成难电离的物质（如更弱的酸、更弱的碱或生成水等）可以降低某 些离子的浓度，故能发生离子反应。例如： 盐酸和烧碱中和反应：H +OH =H2O 生成难电离的水。 生成挥发性的物质： 若离子间能结合而生成气体，则可以降低某些离子的浓度，离子反应 也就能够发生。一般来说判断依据是生成不稳定的酸（H 2CO3、H2SO3等）、 生成不稳定的碱（如NH 3 H2O）和生成挥发性的酸（如 H 2S）等。 发生氧化还原反应：一般来说强氧化性的物质与强还原性的物质， 在合适的酸碱性溶液中，可发生氧化还原反应，例如NO 3、H+与 Fe2 +等。 3离子方程式的意义 离子方程式不仅表示某些物质的某一具体反应，而且还表示了所有同 一类型物质间的某一类反应，并且更能反映这类反应的本质，更具有典 型代表性和概