电解质溶液复习总结

电解质溶液复习总结

一、电解质和非电解质

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

【注意】

1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。

2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。

3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。

二.强电解质和弱电解质

强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。

1．强、弱电解质的范围：

强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐

弱电解质：弱酸、弱碱、水

2．强、弱电解质与溶解性的关系：

电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。

3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：

溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。

4．强、弱电解质与物质结构的关系：

强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。

5．强、弱电解质在熔融态的导电性：

离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。

三、弱电解质的电离平衡：

强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（动、定、变）

1．电离方程式：

书写强电解质的电离方程式时常用“→”，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。

2．电离平衡常数：

在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从

的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：

>或>

【注意】

（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。

（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。

（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。

3．电离度：

弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：

已电离的溶质分子数α=100%原有溶质分子总数四.水的电离及离子积常数

⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：

－－H2O+H2OH3O++HO-简写为H2OH++OH-（正反应为吸热反应）其电离平

+-增加，pH变小，但[H]与[OH]始终相等，故仍呈中性。

⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。

++⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的H直接作用，使[H]

减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。

3.溶液的酸碱性和pH的关系

+⑴pH的计算：pH=-lg[H]

⑵酸碱性和pH的关系：

+－-7-1在室温下，中性溶液：[H]=[OH]=1.0_10molL,pH=7

+－+-7-1酸性溶液：[H]＞[OH],[H]＞1.0_10molL,pH＜7

+－+-7-1碱性溶液：[H]＜[OH],[H]＜1.0_10molL,pH＞7

⑶pH的测定方法：

①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围

②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱

③pH计:精确地测定溶液酸碱性强弱

4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：

①酸混合：直接算[H]，再求pH。

②碱混合：先算[OH]后转化为[H]，再求pH。

+-③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求[H]，再求pH；若碱过量，先求[OH]，再转

化为[H]，最后求pH。[H]混=

[H]酸V酸－[OH-]碱V碱

V酸V碱

[OH]混=

[OH-]碱V碱[H]酸V酸

V酸V碱

【例1】25℃时水的KW＝1.0_10molL，而100℃时水的KW＝5.5_10molL。

－7－1

若在100℃时某溶液的[H＋]＝1.0_10molL，则该溶液呈()

A．酸性B．中性C．碱性D．可能是酸性，也可能是碱性

－＋－13－1－7－1

解析：100℃时中性溶液中[OH]＝KW[H]＝5.5_10mol2L1.0_10molL＝

－6－1＋

5.5_10molL>[H]，故溶液呈碱性。答案：C

＋－12－1

【例2】在25℃时，某溶液中由水电离出的[H]＝1_10molL，则该溶液的pH可能是()

A．12B．7C．6D．2

解析：纯水中由水电离出的[H]水＝[OH]水，向纯水中加酸或碱，水的电离均受到抑制，

＋－＋－

水的电离平衡左移，水电离出的H和OH的量相应减少，但[H]水＝[OH]水。若为酸，则－－＋－12－1

[OH]液＝[OH]水＝[H]水＝1_10molL。答案：AD五．盐类水解

+-1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H或OH生成弱电解质，

从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。2、盐类水解规律(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”

(2)大小规律：①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”②多元弱酸盐

2----的水解是分步进行的，且以第一步为主。如：CO3+H2OHCO3+OHHCO3+H2O

-H2CO3+OH(3)酸式盐规律:

①强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4

②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS3．大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。

升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。

4．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。

(1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。

(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。(3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。六.盐类水解的应用

(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。

(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O→Fe(OH)3(胶体)+3HCl

(4)某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。

(5)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。

(6)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些

3＋3金属离子。如不纯的KNO3中常含有杂质Fe，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe

(7)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。

(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4、AlCl3等溶液反应。3Mg+2AlCl3+6H2O→3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑

(9)判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。

指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。

(10)判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。

(11)测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，

(12)加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。

加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质;加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质;加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3,灼烧得Fe2O3;加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体;加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐;加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体;加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。

3＋(13)净水剂的选择:如Al,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。

(14)小苏打片可治疗胃酸过多。

(15)某些显酸性的盐溶液和某些显碱性的盐溶液反应［如Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应

3＋-会产生大量CO2——泡沫灭火器］。如：Al+3HCO3→Al(OH)3↓+3CO2↑

(16)某些化肥是否能混施（如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用）。

(17)解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊药；热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强。

七.溶液中离子浓度大小比较

电解质溶液中离子浓度大小比较问题，这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。首先必须有正确的思路：

其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。

第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。

有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题，在做时首先搞清溶液状况，是单一溶液还是混合溶液，然后再根据情况分析。

1、单一溶质的溶液中离子浓度比较

①多元弱酸溶液中，由于多元弱酸是分步电离（注意，电离都是微弱的）的，第一步的电离远远大于第二步，第二步远远大于第三步。由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序。例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)

②多元弱酸的强碱正盐溶液中，要根据酸根离子的分步水解（注意，水解都是微弱的）来分析。第一步水解程度大于第二步水解程度，依次减弱。如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)

③多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离，同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解，因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小，然后判断离子浓度大小顺序。常见的NaHCO3NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度，溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液显碱性，例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-),反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度，溶液显酸性c(H+)＞c(OH-)。例在NaHSO3中：c（Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-).

规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-]和[H+]之间，第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)

②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素，又要考虑其它离子的影响，是抑制还是促进，然后再判断。

例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性，CO32-离子水解显碱性，两离子水解相互促进，Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a。

2、混合溶液中离子浓度的比较

①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较，首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性。酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(H+)＞c(OH-)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液，弱碱根离子水解，溶液呈酸性

碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH-)=c(H+)呈中性

碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液，溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性。根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况。

例：（20__年高考全国理综Ⅱ、10题）用0.10mol/L的盐酸溶液滴定0.10mol/L的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是：（）

A.c(NH4+)＞c(Cl-),c(OH-)＞c(H+)B.c(NH4+)=c(Cl-);c(OH-)=c(H+)

C.c(Cl-)＞c(NH4+),c(OH-)＞c(H+)D.c(Cl-)＞c(NH4+),c(H+)＞c(OH-)

〔解析〕:氨水和盐酸混合后，溶液中仅有四种离子，c(Cl-)、c(NH4+)、c(OH-)、c(H+)。氨水大量过量时呈现碱性时A成立，溶液中c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)；溶液呈中性时根据电荷守恒B成立；溶液恰好完全反应时溶液为NH4Cl溶液，NH4+水解使溶液呈酸性，溶液中c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)，若盐酸过量时溶液为盐酸和氯化铵的混合溶液溶液也呈酸性，D都成立；C中阴离子浓度均大于阳离子浓度，不符合电荷守恒，正确选项为C。

②强碱和弱酸溶液混合后，溶液中离子浓度的大小比较

呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液。

呈中性:强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液

呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液

＋－＋－12、（上海化学试题14）．某酸性溶液中只有Na、CH3COO、H、OH四种离子。则下列

描述正确的是()

A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成

B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成

－＋－＋C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度c(CH3COO)＞c(Na)＞c(OH)＞c(H)

－＋D．加入适量氨水，c(CH3COO)一定大于c(Na)、c(NH4+)之和

[答案]：A[解析]：此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与CH3COOH

－恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C：根据电荷守恒：c(CH3COO)+c(OH－)=c(Na＋)+c(H

－＋)，推导出：在任何情况下溶液的离子关系c(CH3COO))＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)都不

－能成立；选项D中加入氨水，由电荷守恒得：c(CH3COO)＋c(OH－)=c(Na＋)＋c(NH4＋)

－＋c(H＋)，当溶液仍呈酸性即c(OH－)＜c(H＋)，则c(CH3COO)＞c(NH4+)＋c(Na＋)；当溶

－液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，则c(CH3COO)＝c(NH4+)＋c(Na＋)；当溶液呈碱性时，c(H

－－＋)＜c(OH－)，则c(CH3COO)＜c(NH4+)＋c(Na＋)，所以c(CH3COO)不一定大于c(Na＋)、

c(NH4+)之和。

3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；

①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变。

－如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO)+c(CH3COOH)=c(Na＋)=c(CH3COONa)

②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等，

－如：在CH3COONa溶液中，水所电离的H＋被部分CH3COO结合生成CH3COOH，因此：

c(H＋)+c(CH3COOH)=c(OH－)

③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性，溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和。在CH3COONa溶液中：

－c(CH3COO)+c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)

利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果。

例1：（广东化学试题17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是

A.在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32-和OH-

XXX溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)

C.10mL0.10molL-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+)

D.中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同

[答案]C。

[解析]A中，生成Na2CO3溶液，CO32-会发生水解，生成HCO3-，所以A错；在.NaHCO3溶液中，电荷守恒：C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)；物料守恒：C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)；

两式相减得：C（H+）+C(H2CO3)=C(CO32-)+C(OH-)所以B错误。

C中，生成NaAc，Ac-水解呈碱性，故C正确；

相同pH，相同体积的HCl和HAc，因为HAc为弱酸，所以HAc的物质的量浓度大，HAc所消耗的NaOH的物质的量多，D错。

－例2：某溶液中有四种离子，H+、OH-、CH3COO、Na+，溶液中离子存在哪些关系。

〔解析〕我们按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系：

a、当溶液是单一的盐（CH3COONa）溶液并呈碱性时的情形：

－守恒关系：溶质守恒：c(CH3COO)＋c(CH3COOH)=c(Na＋)；

溶剂守恒：c(OH－)=c(CH3COOH)＋c(H＋)，

－电荷守恒：c(CH3COO)+c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)

－大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO)＞c(OH－)＞c(H＋)。

b、当溶液呈中性时的情形，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa没水解，CH3COOH没电离。

守恒关系：

－溶质守恒：c(CH3COO)=c(Na＋)；

溶剂守恒：c(OH－)=c(H＋)，

－电荷守恒：c(CH3COO)+c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)

－大小关系：c(Na＋)=c(CH3COO)＞c(OH－)=c(H＋)

c、当溶液呈酸性时的情形，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸溶液。

－大小关系：c(CH3COO)>c(Na＋)>c(H＋)＞c(OH－)

d、强碱弱酸盐碱过量时的情形，溶质是CH3COONa和NaOH的混合情形，

－－大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO)＞c(OH－)＞c(H＋)或c(Na＋)＞c(CH3COO)=c(OH－)

－＞c(H＋)或c(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO)＞c(H＋)