高中化学 竞赛培训讲义 电解质溶液和电离平衡
电解质溶液和电离平衡
【竞赛要求】
酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。 【知识梳理】
一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）
最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。
阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A － 电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH － 电离出的负离子全部是 OH －。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。 为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义
质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ，
NH +4，HSO -4，H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都
是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物
质，如HCO-
3
等，通常称为酸式酸根离子。
2、酸碱的共轭关系
质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系。可用通式表示为：酸碱+
质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。例如NH3是NH+
4的共轭碱，反之，NH+
4
是NH3的
共轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO-
3的共轭酸是H2CO3，HCO-
3
的共轭碱是CO-2
3
。
换言之，H2CO3和HCO-
3是一对共轭酸碱，HCO-
3
和CO-2
3
是另一对共轭酸碱。
3、酸和碱的反应
跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为：酸1 + 碱2 碱1 + 酸2
例如：HCl + NH 3Cl－+ NH+
4
H 2O + NH3OH－+ NH+
4
HAc + H 2O Ac－+ H3O+
H 2S + H2O HS－+ H3O+
H 2O + S 2－OH－+ HS－
H 2O + HS－OH－+ H2S
这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸
碱+ H+称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。
例1．下列各种物质中，既是路易斯酸又是路易斯酸碱的是( )
A．B2H6 B．CCl4 C．H2O D．SO2Cl2
例2．不是共轭酸碱对的一组物质是( )
A．NH3，NH2-B．NaOH ，Na+C．HS-，S2-D．H2O ，OH-
例3．(CH3)2N—PF2有两个碱性原子P 和N，与BH3 形成配合物时，原子与B 结合。与BF3 形成配合物时，原子与B 相结合。
例4．根据阿仑尼乌斯和（或）布朗斯特理论，下列物质中哪些可用作酸？哪些可用作碱？哪些可用作酸又可用作碱？
（1）HCl；（2）H2PO3 ；（3）H2CaO2；（4）ClO3(OH)；（5）Sb(OH)3。
解答
酸：（1），（2），（4），（5）；
碱：（2），（3），（5）；
两者：（2），（5）。
例5．指出下列反应中的布朗斯特酸、碱及其共轭物：
（1）HSO4-+OH-===SO42- + H2O；
（2）PO43-+ H2O===HPO42-+ OH-；
（3）H2Fe(CO)4+ CH3OH===[FeH(CO)4]- + CH3OH2+；
（4）HNO3 + H2O===H3O++ NO3-；
（5）CO32-+ H2O===HCO3-+ OH-；
（6）NH3 + H2S===NH4++ HS-；
（7）NH4I + KNH2===KI +2NH3（液氨为溶剂）；
（8）Zn(H2O)42+(aq) + H2O(l)===Zn(H2O)3(OH)+(aq) + H3O+(aq)。
例6．1994年10月12日，瑞典皇家科学院宣布授予美国加利福尼亚大学有机化学家乔治安德鲁欧拉教授1994年度诺贝尔化学奖，以表彰他在碳正离子化学研究方面所做的贡献。1962年，欧拉和他的同事们把(CH3)3CF溶于过量的SbF5介质中，获得理想的结果，它们之间反应的化学方程式是，SbF5属于类化合物，其理由是。
例7．参照水溶液化学反应的知识回答下列问题：在液态BrF3中用KBrF4滴定Br2PbF10，过程中出现电导最低点，写出有关反应式。
二、弱电解质的电离平衡
1、水的电离平衡
（1）水的离子积常数
H 2O(l) H+(aq) + OH－(aq)
K= [H+] + [OH－] （8-1）w
式中的
K称为水的离子积常数。
w
K是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省w
略除以0c的写法。要注意它的实际意义。
由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时，
K值变大。
w
表-1 不同温度下水的离子积常数
K
w
温度/ K273295373
K0.13×10–14 1.0×10–1474×10–14 w
在溶液中，只要有H2O, H+, OH－三者共存，之间就存在如下的数量关系：
[ H+ ] [ OH－] =
K不论溶液是酸性，碱性，还是中性。
w
常温下，[ H+ ] = 1×10–7，表示中性，因为这时
K= 1.0×10–14；非常温时，溶液的中性
w
只能是指[ H+ ] = [ OH－]。
（2）pH 值和pOH 值
pH = – lg [ H+] （8-2）
pOH = – lg [ OH－] （8-3）
因为[ H+ ] [ OH－] = 1.0×10–14
所以pH + pOH = 14 （8-4）
pH 和pOH 一般的取值范围是1~14 ，但也有时超出，如：[ H+ ] = 10 ，则pH = –1。
2、弱酸和弱减的电离平衡
（1）一元弱酸和弱减的电离平衡
将醋酸的分子式简写成 HAc ，用 Ac － 代表醋酸根，则醋酸的电离平衡可以表示成： HAc
H + + Ac －
用0
a K 表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作a K 。且：
氨水 NH 3·H 2O 是典型的弱碱，用0b K （简写成b K ）表示碱式电离的电离平衡常数，则有：
NH 3·H 2O NH 4+ + OH －
b K =]
[]
][[234O H NH OH NH ?-+
=1.8×10–5
（2）多元弱酸的电离平衡
多元弱酸的电离是分步进行的，对应每一步电离，各有其电离常数。以 H 2S 为例： 第一步 H 2S
H + + HS －
721103.1][]
][[--+?==
S H HS H K 第二步 HS － H + + S 2－
15
22101.7]
[]][[---+?==HS S H K
显然，1
K 2K 。说明多元弱酸的电离以第一步电离为主。
将第一步和第二步的两个方程式相加，得： H 2S
2H + + S 2－ 22212221102.9]
[]
[][--+?=?==
K K S H S H K 平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我们的计算中，近似地认为活度系数 f = 1，即用浓度代替活度。a K 、b K 的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。
例1．计算下列各浓度的HAc 溶液的[H]+ 和电离度 （1）0.1 mol dm -3 (2) 1.0 ×10-5 mol dm -3 [已知：K θa (HAc)＝1.8×10－5].
例2．将2.45 g固体NaCN配成500 ml水溶液，计算溶液的pH值？(已知HCN的K a r ＝4.9 ′ 10-10)
例3．浓度为0.010 mol·dm-3 的某一元弱碱（Kθb ＝1.0×10－8）溶液，其pH = ，此碱的溶液与等体积的水混和后，pH = 。
例4．在0.10mol·dm-3HAc 溶液中加入固体HAc 后，HAc的浓度，电离度，pH值。
例5．计算0.1 mol dm-3的H2S水溶液(饱和水溶液)的[H+] 、[HS-]、[S2-]及pOH。
3、缓冲溶液
（1）同离子效应
HAc H+ + Ac－达到平衡时，向溶液中加入固体NaAc（强电解质完全电离：NaAc = Na+ + Ac－），由于Ac-的引入，破坏了已建立的弱电解质的电离平衡：
HAc H+ + Ac－
Ac－增多，使平衡左移，使HAc 的电离度减小。
定义：在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使电离平衡左移，降
低弱电解质的电离度。这种现象称为同离子效应。
例6．在0.1 mol dm-3的HAc溶液中加入固体NaAc,使NaAc的浓度达到0.2 mol dm-3,求该溶液中[H+]和电离度
例7．求把0.10 dm-3，0.20 mol·dm-3HAc 与0.050 dm-3, 0.20 mol·dm-3NaOH 溶液混后的值[已知：Kθa (HAc)＝1.8×10－5].
例8．已知Kθa (HCN)＝7.2×10-10，计算0.20 mol·dm-3NACN 溶液的C(OH-)和水解度αh。
（2）缓冲溶液
①概念
能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，保持体系pH 值变化不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。
如向1L 0.10 mol·L－1的HCN 和0.10 mol·L－1 NaCN的混合溶液中（pH = 9.40），加入0.010 mol HCl 时，pH 变为9.31；加入0.010 mol NaOH 时，pH 变为9.49；用水稀释，体积扩大10 倍时，pH 基本不变。
可以认为，0.10 mol·L－1 HCN 和0.10 mol·L－1 NaCN 的混合溶液是一种缓冲溶液，可
以维持体系的 pH 值为 9.40 左右。 ②原理
缓冲溶液之所以具有缓冲作用是因为溶液中含有一定量的抗酸成分和抗碱成分。当外加少量酸（或碱）时，则它与抗酸（或抗碱）成分作用，使弱酸盐弱酸
c c /（或弱碱盐弱碱c c /）比
值基本不变，从而使溶液pH 值基本不变。适量水稀释时，由于弱酸与弱酸盐（或弱碱与弱碱盐）以同等倍数被稀释，其浓度比值亦不变。
缓冲溶液一般是由弱酸及其盐（如HAc 与NaAc ）或弱碱 及其盐（如NH 3与NH +4盐）以及多元弱酸及其次级酸式盐或酸式盐及其次级盐（如H 2CO 3与NaHCO 3，NaHCO 3与Na 2CO 3）组成。这类缓冲溶液的pH 值 计算可概括为如下两种形式“ （a ）弱酸及其盐 [H +] = 盐
酸c c K a ?
（8-5）
pH = 酸
盐c c pK a lg
+ （8-6）
（b ）弱碱及其盐 [OH －]= 盐
碱c c K b ?
（8-7）
pOH = 碱
盐c c pK b lg
+ （8-8）
缓冲溶液中的弱酸及其盐（或弱碱及其盐）称为缓冲对。缓冲对的浓度愈大，则它抵制外加酸碱影响的作用愈强，通常称缓冲容量愈大。缓冲对浓度比也是影响缓冲容量的重要因素，浓度比为1时，缓冲容量最大。一般浓度比在10到0.1之间，因此缓冲溶液的pH （或pOH ）在p a K （或p b K ）1±范围内。配制缓冲溶液时，首先选择缓冲对的p a K （或p b K ）最靠近欲达到的溶液pH （或pOH ），然后调整缓冲对的浓度比，使其达到所需的pH 。上述
计算未考虑离子间相互作用的影响，因此最后还应以pH计测定值为准。
例9．向1dm3 0.1mol·dm-3HAc混合液中分别滴加0.1cm3 1mol·dm-3HCl或NaOH 溶液，pH改变多少
例10．已知K HF = 6.7×10-4，KHCN = 7.2×10-10，KHac = 1.8×10-5。可配成pH = 9 的缓冲溶液的为( )
A．HF 和NaF B．HCN 和NaCN C．HAc 和NaAc D．都可以
例11．在HAc—NaAc 组成的缓冲溶液中，若c[HAc]>c[Ac-]，则缓冲溶液抵抗酸或碱的能力为( )
A．抗酸能力>抗碱能力B．抗酸能力﹤抗碱能力
C．抗酸碱能力相同D．无法判断
例12．欲配制450 cm3, pH = 4.70 的缓冲溶液，取实验室中0.10 mol·dm-3的HAc 和0.10mol·dm-3的NaOH溶液各多少混合即成。
4、酸碱指示剂 （1）指示剂的变色原理
能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质，如石蕊，酚酞，甲基橙等，称为酸碱指示剂。酸碱指示剂一般是弱的有机酸。 现以甲基橙为例，说明指示剂的变色原理。甲基橙的电离平衡表示如下： HIn
In － + H + a K = 4×10–4
分子态 HIn 显红色，而酸根离子 In － 显黄色。当体系中 H + 的浓度大时，平衡左移，以分子态形式居多时，显红色；当体系中 OH － 的浓度大时，平衡右移，以离子态形式居多时，显黄色。究竟 pH = ? 时，指示剂的颜色发生变化，则与弱酸 HIn 的电离平衡常数a K 的大小有关。
（2）变色点和变色范围 仍以甲基橙为例， HIn
In － + H + a K = 4×10–4 ；当 [In －] = [ HIn ] 时，[ H + ]
= p a K = 4×10–4，pH = p a K = 3.4，显橙色，介于红色和黄色之间。 当 pH < 3.4，HIn 占优势时，红色成分大； 当 pH > 3.4，In － 占优势时，黄色成分大。
故 pH = p a K 称为指示剂的理论变色点。甲基橙的理论变色点为 pH = 3.4, 酚酞的理论变色点为 pH = 9.1。 距离理论变色点很近时，显色并不明显，因为一种物质的优势还不够大。 当 [ HIn ] = 10 [In －]时，显红色， 当 [In －] = 10 [ HIn ] 时，显黄色。
这时有关系式 pH = p a K 1 ，这是指示剂的变色范围。各种颜色互相掩盖的能力并不相同。红色易显色，对甲基橙，当 [ HIn ] = 2 [In －] 时，即可显红色；而当 [In －] = 10 [ HIn ] 时，才显黄色。 故甲基橙的实际变色范围为 pH 值在 3.1 和 4.4 之间。酚酞 8.0~10.0 。选用指示剂时，可以从手册中查找其变色点和实际变色范围。
三、盐类的水解 1、各类盐的水解
盐电离出来的离子与H 2O 电离出的 H + 或OH － 结合成弱电解质的过程叫做盐类的水解。 （1）弱酸强碱盐
以 Na Ac 为例讨论。NaAc 是强电解质，在溶液中完全电离，产生Na +和Ac －： NaAc → Na + + Ac －
Ac －会与H 2O 电离出的H +结合为弱电解质HAc ，使水的电离平衡向右移动： H 2O
H + + OH － w K
Ac － + H + HAc a K /1
总反应为： Ac － + H 2O
HAc + OH －
h K
= a
w
K K （8-9）
h K 是水解平衡常数。h K 一般都很小[如Ac －的h K = 1.0×10－14/（1.8×10－5）= 5.6×10－
10]，故计算中常采用近似法处理。即
c h K ≥ 20w K ，c /h K ＞ 500时
[OH －] =
c K h ? （8-10）
盐类水解程度常用水解度h 表示：
h = c
OH ][- =
c K h / （8-11）
（2）强酸弱碱盐
以 NH 4Cl 为例讨论。
NH 4Cl → NH +4 + Cl －
① H 2O
H + + OH － w K
② NH +4 + OH －
NH 3 + H 2O 1/b K
①+②： NH +4 + H 2O
NH 3 + H 3O +
b w h K K K /= （8-12）
[H 3O +] =
c K h ? （8-13）
h = c
O H ]
[3+ =
c K h / （8-14）
（3）弱酸弱碱盐
以 NH 4Ac 为例讨论。
NH 4Ac → NH +4 + Ac －
① H 2O
H + + OH － w K
② NH +4 + OH －
NH 3 + H 2O 1/b K ③ Ac － + H +
HAc a K /1
①+②+③： NH +4 + Ac
－ NH 3 + HAc
b
a w
h K K K K =
（8-15） 此类水解称为双水解，它的水解常数比相应的单水解常数大得多（如NH 4Ac 的h K = 1.0×10－14/（1.8×10－5×1.8×10－5）= 3.1×10－5），水解后溶液呈现的酸碱性不能从水解反应看出，必须推导求酸溶液[H +]的算式。 （4）多元弱酸强碱盐
多元弱酸有正盐、酸式盐之分。正盐以Na 2CO 3为例，酸式盐以NaHCO 3为例讨论。 Na 2CO 3的水解是分步进行的，每步各有相应的水解常数。
Na 2CO 3 → 2Na+ + CO -23 ① CO -23 + H 2O
HCO -
3 + OH －
1,h K = 2,/a w K K （8-16）
② HCO -
3 + H 2O
H 2CO 3 + OH －
2,h K = 1,/a w K K （8-17）
由于2
,a K 1,a K ，所以1,h K 2,h K 。多元弱酸盐水解以第一步水解为主。计算溶液pH 值
时，只考虑第一步水解即可。 由于c 1,h K 20w K ，c /1,h K ＞500，故
[OH －] =
c K h 1, （8-18）
NaHCO 3溶液中，HCO -
3有两种变化： HCO -3
H + + CO -
23 2,a K
HCO -
3 + H 2O H 2CO 3 + OH － 2,h K = 1,/a w K K
2,h K = 1.0 ×10－14/（4.3 ×10－7）= 2.3 ×10－8
2,a K = 5.6 ×10－11，故[OH －] ＞[H +]，
溶液显碱性。
溶液中还有水的电离平衡： H 2O
H + + OH －
根据电荷平衡，有
[Na +] + [H +] = [HCO -3] + [OH －] + 2[CO -23]
[Na +]应等于NaHCO 3的原始浓度c ，
c + [H +] = [HCO -3] + [OH －] + 2[CO -23] （1）
根据物料平衡，有
c = [H 2CO 3] + [HCO -3] + 2[CO -23] （2）
（2）式代入（1）式，有
[H +] = [CO -23] + [OH －] + [ H 2CO 3] （3） （3）式右边各项以[H +]、[HCO -3]及相应电离常数表示： [CO -23] = 2,a K [HCO -3]/[H +]
[OH －] = w K /[H +]
[H 2CO 3] = [H +][HCO -
3]/1,a K
代入（3）式后，得到： [H +] =
1,332,]
][[]
[]
[]
[a w
a K HCO H H K H HCO K -
+++-
-
+ 整理后，得到 [H +] =
c
K K HCO K K a w
a a ++-
1,32,1,][( （8-19）
由于2,a K 、2,h K 都很小，HCO -3发生电离和水解的部分都很少，故[HCO -
3]≈c ，代入后有：
[H +] =
c K K c K K a w
a a ++?1,2,1,( （8-20）
通常2,a K c
w K ，c
1,a K ，则（8-20）变为：
[H +] =2,1,a a K K （8-21）
（8-21）式是求算多元酸的酸式盐溶液[H +]的近似公式。此式在c 不很小，c /1,a K ＞10，且水的离解可以忽略的情况下应用。 2、影响水解平衡的因素 （1）温度的影响
盐类水解反应吸热，△H > 0，T 增高时，h K 增大。故升高温度有利于水解反应的进行。例如Fe 3+的水解 Fe 3+ + 3 H 2O
Fe(OH)3 + 3 H +
若不加热，水解不明显；加热时颜色逐渐加深，最后得到深棕色的 Fe(OH)3 沉淀。 （2）浓度的影响
由上述水解反应式可以看出：加水稀释时，除弱酸弱碱盐外，水解平衡向右移动，使水解度增大，这点也可以从水解度公式 h =
c K h / 看出，当c 减小时，h 增大。这说明加水稀
释时，对水解产物浓度缩小的影响较大。如Na 2SiO 3溶液稀释时可得H 2SiO 3沉淀。 （3）酸度的影响
水解的产物中，肯定有 H + 或 OH －，故改变体系的 pH 值会使平衡移动。例如 SnCl 2 + H 2O = Sn(OH)Cl + HCl
为了抑制 SnCl 2 的水解，为了抑制 Sn (OH) Cl 的生成，可以用盐酸来配制 SnCl 2 溶液。 四、沉淀溶解平衡
难溶物质，如AgCl 虽然难溶于水，但仍能微量地溶于水成为饱和溶液。其溶解的部分则几乎全部电离为Ag + 和Cl －。一定温度时，当溶解速率和沉淀速率相等，就达到了沉淀溶解平衡： AgCl(s) Ag + (aq) + Cl － (aq)
1、溶度积
根据化学平衡原理，在AgCl 的沉淀溶解平衡中存在如下关系：
sp K = 00
][][c
Cl c Ag -+? （8-22） 习惯上简写为：sp K = [Ag +][Cl －] （8-23） 式中sp K 是溶度积常数，简称溶度积。
对于A n B m 型难溶电解质，溶度积表达形式为：
sp K = [A +]n [B －]m （8-24）
对于相同类型的物质，sp K 值的大小，反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，sp K 与温度有关。不过温度改变不大时，
sp K 变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。
2、溶度积规则
比较sp K 和Q 的大小，可以判断反应进行的方向。例如：AgCl(s)
Ag + (aq) + Cl －(aq)
某时刻有 Q = [Ag +][Cl －]，这里的反应商也是乘积形式，故称Q 在这里又称为离子积。
（1）Q >
K时，平衡左移，生成沉淀；
sp
（2）Q =
K时，平衡状态，溶液饱和；
sp
（3）Q <
K时，平衡右移，沉淀溶解。
sp
上述结论有时称之为溶度积规则，据此可以判断沉淀的生成与溶解。
3、沉淀溶解平衡的移动
（1）沉淀的生成
根据溶度积规则，当Q >
K时，将有生成沉淀。但是在配制溶液和进行化学反应过程中，
sp
有时Q >
K时，却没有观察到沉淀物生成。其原因有三个方面：
sp
①盐效应的影响：事实证明，在AgCl饱和溶液中加入KNO3溶液，会使AgCl的溶解度增大，且加入KNO3溶液浓度越大，AgCl的溶解度增大越多。这种因加入易溶强电解质而使难溶电解质溶解度增大的现象称为盐效应。盐效应可用平衡移动观点定性解释：
AgCl(s) Ag+ (aq) + Cl－(aq)
KNO3溶液加入后，并不起任何化学反应，但溶液中增加了K+和NO
，它们与溶液中的
3
Ag+和Cl－有相互“牵制”作用，使Ag+和Cl－的自由运动受到阻碍，于是它们回到固体表面的速率减少了，即沉淀速率< 溶解速率，平衡向右移动，AgCl的溶解度增大。
注意，当加入含共同离子的强电解质时，也有盐效应。只是盐效应对溶解度影响较小，一般不改变溶解度的数量级，而同离子效应却可以使溶解度几个数量级，因此在一般计算中，特别是较稀溶液中，不必考虑盐效应。
②过饱和现象：虽然[Ag+][Cl－] 略大于
K。但是，由于体系内无结晶中心，即晶核的存
sp
在，沉淀亦不能生成，而将形成过饱和溶液，故观察不到沉淀物。若向过饱和溶液中加入晶种（非常微小的晶体，甚至于灰尘微粒），或用玻璃棒磨擦容器壁，立刻析晶，甚至引起暴沸现象。
③沉淀的量：前两种情况中，并没有生成沉淀。实际上即使有沉淀生成，若其量过小，也可能观察不到。正常的视力，当沉淀的量达到10－5 g ·mL －1 时，可以看出溶液浑浊。 （2）沉淀的溶解
根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Q 要使ZnS 溶解，可以加 HCl ，这是我们熟知的。H + 和 ZnS 中溶解下来的S 2－ 相结合形成弱电解质 HS － 和 H 2S ，于是 ZnS 继续溶解。所以只要 HCl 的量能满足需要，ZnS 就能不断溶解。 下面讨论一下0.01mol 的ZnS 溶于1.0 L 盐酸中，所需的盐酸的最低的浓度。 查表知：ZnS sp K , = 2.0×10－24；1,a K =1.3×10－7；2,a K =1.3×10－15。 溶液中存在下述平衡： ZnS(s) Zn 2+ + S 2－ sp K H + + S 2－ HS － 2,/1a K H + + HS － H 2S 1,/1a K 总反应： ZnS(s) + 2 H + Zn 2+ + H 2S 平衡浓度/ mol ·L －1 x 0.010 0.010 ()2 2 2 ,1,010.0x K K K a a sp = ()2 2 15724 010.0101.7103.1100.2x = ????--- x = 0.21 即平衡时的维持酸度最低应为0.21 mol ·dm －3。考虑到使ZnS 全部溶解，尚需消耗[H +] = 0.020 mol ·L －1，因此所需HCl 最低浓度为0.21 + 0.020 = 0.23 mol ·L －1。 上述解题过程是假定溶解ZnS 产生的S 2－全部转变成H 2S 。实际上应是 [H 2S] + [HS －] + [S 2－] = 0.010 mol ·L －1 大家可以自行验算，当维持酸度[H +] = 0.21 mol ·L －1 时，[HS －] 、[S 2－]与[H 2S]相比，可以忽略不计，[H 2S] ≈ 0.010 mol ·L －1的近似处理是完全合理的。 同理，可以求出 0.01mol 的CuS 溶于1.0 L 盐酸中，所需的盐酸的最低的浓度约是1.0×109 mol ·L －1。这种浓度过大，根本不可能存在。 看反应 CuS + 2H + = Cu 2++ H 2S 的 平衡常数 24 15 74521102.9101.7103.1105.8----?=????==K K K K sp ，平衡常数过小。 结论是 CuS 不能溶于盐酸 。 ②使相关离子被氧化 使相关离子生成弱电解质的方法，即用盐酸作为溶剂的方法，不能使 CuS 溶解。反应的平衡常数过小。实验事实表明， CuS 在 HNO 3 中可以溶解。原因是S 2－ 被氧化，使得平衡 CuS(s) Cu 2+(aq) + S 2－(aq) 右移，CuS 溶解。反应的方程式为： 3 CuS + 2 HNO 3 + 6H + = 3 Cu 2+ + 2 NO + 3 S + 4 H 2O 该反应的平衡常数较大。在氧化还原反应一讲中，我们将介绍如何求这类反应的平衡常数。 ③使相关离子被络合 AgCl 沉淀可以溶于氨水，原因是Ag + 被NH 3 络合生成 Ag(NH 3)+2，使平衡 AgCl(s) Ag + (aq) + Cl －(aq) 右移，AgCl 溶解。反应的 方程式为： AgCl + 2 NH 3 = Ag(NH 3)2+ + Cl － 这类反应将在配位化合物一讲中学习和讨论。 （3）分步沉淀 若一种沉淀剂可使溶液中多种离子产生沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。 例如，某混合溶液中CrO -24和Cl －浓度均为0.010 mol ·L －1,当慢慢向其中滴入AgNO 3溶液时，何种离子先生成沉淀？当第二种离子刚刚开始沉淀时，第一种离子的浓度为多少？ 随着NgNO 3溶液的滴入，Ag +浓度逐渐增大，Q 亦逐渐增大，Q 先达到哪种沉淀的sp K ，则哪种沉淀先生成。 当Q 达到AgCl sp K 时，即Cl －开始沉淀时所需的Ag +浓度为：[Ag +] = 1.77×10－10/0.010 = 1.8×10－8 mol ·L －1。 当Q 达到AgCrO 4sp K 时，即CrO - 24 开始沉淀时所需的Ag +浓度为：[Ag +] = 010.0/1012.112-? = 1.1×10－5 mol ·L －1。 可见沉淀Cl －所需[Ag +]低得多，于是先生成AgCl 沉淀。继续滴加AgNO 3溶液，AgCl 不断析出，使[Cl －]不断降低。当Ag +浓度增大到1.1×10－5 mol ·L －1时，开始析出Ag 2CrO 4沉淀。此时溶液中同时存在两种沉淀溶液平衡，[Ag +]同时满足两种平衡的要求。因而，此时 [Cl －] = 1.77×10－10/（1.1×10－5） = 1.6 ×10－5 mol ·L －1，即CrO -24开始沉淀时，[Cl －] 已很小了。通常把溶液中剩余的离子浓度≤10－5 mol ·L －1，视为沉淀已经“完全”了。 （4）沉淀的转化 顾名思义，由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。如向BaCO 3 沉淀中加入Na 2CrO 4溶液，将会发现白色的BaCO 3 固体逐渐转化成黄色的 BaCrO 4 沉淀。为什么产生这现象呢？ 可根据溶度积规则分析。当加入少量CrO -24 时，[Ba 2+][ CrO -24] < 4,BaCrO sp K ，这时不生成BaCrO 4沉淀。继续加入CrO -24，必将有一时刻刚好达到 Q = sp K ，即 [Ba 2+][ CrO -24] = 4,BaCrO sp K 。这时，体系中同时存在两种平衡： BaCO 3 Ba 2+ + CO -23 3,BaCO sp K = [Ba 2+][ CO - 23] = 2.58×10－9 ① 2020高考化学试题分类汇编 -电解质溶液 1．（2020全国卷1）．下列叙述正确的是 A ．在醋酸溶液的pH a =，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH b =，则a b ＞ B ．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入4NH Cl 至溶液恰好无色，则此时溶液的pH 7＜ C ．31.010mol/L -?盐酸的pH 3.0=，81.010mol/L -?盐酸的pH 8.0= D ．若1mL pH 1=的盐酸与100mL NaOH 溶液混合后，溶液的pH 7=则NaOH 溶液的pH 11= 【解析】A 若是稀醋酸溶液稀释则C(H +)减小，pH 增大，b ＞a ，故A 错误；B 酚酞的变色范围是pH= 8.0～10.0（无色→红色），现在使红色褪去，pH 不一定小于7，可能在7~8之间，故B 错误；C 常温下酸的pH 不可能大于7，只能无限的接近7；D 正确，直接代入计算可得是正确，也可用更一般的式子：设强酸pH=a ，体积为V 1；强碱的pH=b ，体积为V 2,则有10-a V 1=10-(14-b)V 210142 1-+=? b a V V ，现在V1/V2=10-2,又知a=1,所以b=11 【答案】D 【命题意图】考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱的混合pH 的计算等基本概念 【点评】本题在第一轮复习至第三轮复习无时不在强调的基本问题考查就是第二册第三章的问题，这次居然没有考离子浓度大小比较，而考这些，很简单，大家都喜欢！ （2020全国2）9．下列叙述正确的是 A ．在醋酸溶液的pH a =，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH b =，则a b ＞ B ．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入4NH Cl 至溶液恰好无色，则此时溶液的pH 7＜ C ．31.010mol/L -?盐酸的pH 3.0=，81.010mol/L -?盐酸的pH 8.0= 高中化学电解质练习题和答案 1.下列状态的物质，既能导电又属于电解质的是( ) A.MgCl2晶体 B.NaCl溶液 C.液态氯化氢 D.熔融的KOH 2.下面关于电解质电离的叙述正确的是( ) A.CaCO3在水中溶解度很小，其导电能力很弱，所以CaCO3是弱电解质 B.CaCO3在水中溶解度很小，但溶解的CaCO3全部电离，所以CaCO3是强电解质 C.氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质 D.水难电离，纯水几乎不导电，水是非电解质 3.下列物质中，导电性能最差的是( ) A.石墨棒 B.盐酸溶液 C.熔融的氢氧化钠 D.固体氯化钾 4.下列物质的水溶液能导电，但其本身属于非电解质的是( ) A.乙酸 B.酒精 C.食盐 D.氨气 5.正确书写离子方程式时，下列各项中，应使等式两边相等的是( ) ①离子数目相等②粒子总数相等③原子数目相等④阳离子所带正电荷总数跟阴离子所带负电荷总数相等⑤分子数目相等⑥各元素原子数目相等 A.只有①⑤ B.只有②④ C.只有③⑥ D.只有④⑥ 6.向饱和石灰水中不断通入二氧化碳，其溶液导电性的变化是( ) A.由弱变强 B.由强变弱 C.由强变弱，再变强 D.由弱变强，再变弱 7.下列各组中的离子，相互间不发生离子反应的是( ) A.Na+、Mg2+、Cl-、OH- B.H+、Ca2+、CO32-、NO3- C.Cu2+、K+、SO42-、NO3- D.Na+、HCO3-、OH-、Ca2+ 8.电解质在人体内的作用是十分广泛和十分重要的，当电解质紊乱时，人体就 要出现一系列不适症状，甚至会危及生命。为维持人体内电解质平衡，在大量出汗后应及时补充的离子是( ) A.Mg2+ B.Ca2+ C.Fe3+ D.Na+ 9.下列离子方程式中正确的是( ) A.稀硫酸滴在铜片上：Cu+2H+=Cu2++H2↑ B.硫酸钠与氯化钡溶液混和：SO42-+Ba2+=BaSO4↓ C.硝酸滴在石灰石上：CaCO3+2H+=Ca2++H2CO3 D.氧化铜与硫酸混和：Cu2++SO42-=CuSO4 10.下列叙述正确的是( ) A.NaOH溶液能导电，所以NaOH溶液是电解质 B.固体KCl不导电，但KCl是电解质 C.氯化氢的水溶液能导电，所以HCl是电解质 D.CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质 二、填空题 11.在下列条件下能否发生离子反应?对能发生的写出离子方程式，不能发生的说明理由 (1)CH3COONa溶液与HCl溶液混和_________________________ (2)Ca(OH)2的澄清溶液与Na2SO4稀溶液混和____________________ (3)Ca(OH)2的澄悬浊液与Na2SO4浓溶液混和____________________ (4)CuCl2溶液与H2SO4溶液混和__________________________ 12.(1)向NaHSO4溶液中逐滴加入Ba(OH)2溶液至中性，请写出发生反应的离子方程式 ____________________________ (2)在上述溶液中继续滴加Ba(OH)2溶液，请写出此步反应的离子方程式 电解质概念 1、下列叙述正确的是 ( ) A、NaCl 溶液能导电，所以NaCl 溶液是强电解质 B、NaCl晶体不导电，但NaCl 是强电解质 C、液态氯化氢不导电，所以氯化氢是非电解质 D、氯气的水溶液能导电，所以氯气是电解质 2、下列说法正确的是 ( ) A、凡是难溶于水的化合物都是弱电解质 B、凡是易溶于水的化合物都是强电解质 C、在弱电解质溶液中，弱电解质分子与其电离出的离子共存 D、任何强酸和强碱在溶液中发生中和反应时，都可用离子方程式H++OH- =H 2 O 表示3、下列物质溶于水能导电，但本身是非电解质的是( ) A、Na B、HCl C、NH 3·H 2 O D、SO 2 离子共存 1、下列各组离子在溶液中能大量共存的是 ( ) A、H+、Cl-、Na+、SO 42-、B、Na+、Ba2+、OH-、SO 4 2-、 C、CO 32-、SO 4 2-、Ca2+、H+、D、K+、Na+、Cu2+、OH-、 2、下列各组离子，在无色酸性溶液中可以大量共存的是 ( ) A、Mg2+、Al3+、Cl-、SO 4 2-、B、Cu2+、Al3+、Cl-、OH-、 C、Al3+、Fe3+、S2-、SO 42-、D、Ca2+、K+、SiO 3 2-、Cl-、 3、某无色透明的溶液，在强酸性和强碱性的条件下都能大量共存的是( ) A、Fe2+、K+、NO 3-、SO 4 2- B、NH 4 +、Mg2+、Cl-、SO 4 2- C、K+、Na+、NO 3-、SO 4 2- D、Na+、Ba2+、MnO 4 -、SO 4 2- 4、下列各组离子因发生氧化还原反应而不能大量共存的是 ( ) A、SO 32-、MnO 4 -、K+、H+、B、H+、Ca2+、HSO 3 -、Cl-、 C、H+、K+、OH-、NO 3-、D、Cu2+、Fe3+、NO 3 -、OH-、 5、在pH=13的无色溶液中，可以大量共存的一组离子是( ) A.NH 4+、NO 3 -、K+、SO 4 2- B.CO 3 2-、NO 3 -、HCO 3 -、Na+ C.Na+、ClO-、AlO 2-、NO 3 - D.H+、K+、Na+、SO 4 2- 电解质水溶液的电解规律 高考频度：★★★★☆难易程度：★★★☆☆ 用惰性电极电解足量的下列溶液，一段时间后，再加入一定量的另一种物质(方括号内)，不能使溶液与原来溶液一样的是 A．CuCl2[CuCl2] B．NaOH[H2O] C．NaCl[HCl] D．CuSO4[Cu(OH)2] 【参考答案】D 1．电解时的放电顺序与电极产物的判断 （1）基本思路 （2）离子放电顺序 ①阴离子的放电顺序： S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根>F－。 ②阳离子放电顺序： Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋>Na＋。2．以惰性电极电解电解质溶液的类型 类型 电极反应特点实例电解对象 电解质 浓度 pH 电解质溶液 复原 电解水型阴：4H＋＋4e－ ===2H2↑ 阳：4OH－－4e－ ===2H2O＋O2↑ NaOH 水增大增大加水 H2SO4水增大减小加水 Na2SO4水增大不变加水 电解电解质型电解质电离出的阴、 阳离子分别在两极放 电 HCl 电解质减小增大通氯化氢 CuCl2电解质减小—加氯化铜 放H2生碱型阴极：H2O放H2生碱 阳极：电解质阴离子 放电 NaCl 电解 质和 水 生成 新电 解质 增大通氯化氢 放O2生酸型阴极：电解质阳离子 放电 阳极：H2O放O2生酸 CuSO4 电解质和 水 生成 新电 解质 减小加氧化铜 1．用惰性电极电解下列物质的水溶液时，在阳极无气体放出的是 A．AgNO3B．CuCl2 C．NaOH D．Na2S 2．用惰性电极电解某溶液时，发现两极只有H2和O2生成，则电解一段时间后，下列有关该溶液(与电解前同温度)的说法中正确的有 ①该溶液的pH可能增大；②该溶液的pH可能减小；③该溶液的pH可能不变；④该溶 液的浓度可能增大；⑤该溶液的浓度可能不变；⑥该溶液的浓度可能减小 A．仅①②③ B．仅①②③④ 第01讲电解质和电离方程式 【知识梳理】 一．电解质和非电解质 （1）能导电的物质有哪些？他们导电的原因是什么？ 提示：金属单质可导电，是因为里面有自由移动的电子。 溶液也可以导电，因为有自由移动的离子。 (2)不是电解质的物质一定是非电解质吗？ 提示：不一定，如混合物和单质，既不是电解质也不是非电解质。 (3)能导电的物质一定是电解质吗？ 提示：不一定，如金属单质、石墨等。 (4)电解质本身一定导电吗？ 提示：不一定，如固体氯化钠就不导电。 (5)NH3、SO2、SO3、CO2等的水溶液导电，它们是电解质吗？ 提示：SO2、SO3、CO2等的水溶液能导电，导电原因是与水作用后的生成物（H2SO3、H2SO4、H2CO3）电离所致，并非自身产生自由移动的离子，所以SO2、SO3、CO2等为非电解质，而H2SO3、H2SO4、H2CO3为电解质。 电解质和非电解质比较 [例1] 今有九种物质：①铝线②石墨③氯气④BaSO4晶体⑤纯硫酸⑥金刚石⑦石灰水⑧乙醇⑨熔化的NaCl 其中能导电的是①②⑦⑨， 属于电解质的是④⑤⑨， 既不是电解质，也不是非电解质的是①②③⑥⑦。 【解析】石灰石属于混合物，既不是电解质，也不是非电解质。 [例2]下列说法正确的是（） A．固体氯化钠不导电，所以氯化钠是非电解质 B．铜丝能导电，所以铜是电解质 C．氯化氢水溶液能导电，所以氯化氢是电解质 D．CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质 【解析】选C。A项氯化钠是电解质，B项铜丝是单质，所以铜既不是电解质，也不是非电解质；D项CO2是非电解质 【小结】 1.电解质与非电解质的判断方法 (1)从物质分类角度：电解质与非电解质都属于化合物。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质，如铜、铝、石墨，盐酸溶液等 (2)从物质性质角度：电解质导电的条件是电解质溶于水或熔融状态下，二者具备其一即可。 ①有些电解质溶于水导电，但熔融状态下不导电，如HCl气体。 ②有些电解质只在熔融状态下才能导电，如BaSO4。 2.SO2、SO3、CO2等的水溶液能导电，导电原因是与水作用后的生成物（H2SO3、H2SO4、H2CO3）电 2020届高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习及答案 *电解质溶液、水溶液中的离子平衡* 一、选择题 1、已知：25℃时，K sp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，K a(HCOOH)＝1.0×10－4。该温度下，下列说法错误的是() A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)>1.0×10－6 mol·L－1 B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10 C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大 D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100 答案：A 解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的 水解常数K h＝K w K a＝ 1×10－14 1.0×10－4 ＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加 入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝ c2(HCOO－)×c(Zn2＋)×c2(OH－)×c2(H＋) c2(HCOOH)×c2(OH－)×c2(H＋)＝ K2a×K sp K2w＝100，D项正确。 2、(2020新题预测) 已知：25 ℃，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.76×10－5。25 ℃，向1 L 0.1 mol/L 某一元酸HR溶液中逐渐通入氨，若溶液温度和体积保持不变，所得混合溶液 的pH与lg c(R－) c(HR)变化的关系如图所示。下列叙述正确的是() 电解质 __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ 1.理解电解质非电解质定义 2.掌握离子方程式的书写 3.会判断离子共存 知识点一.电解质、非电解质、 1.电解质:在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物. 2.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电解质和非电解质均指化合物,单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质. ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物.SO2、CO2不属于电解质,而H2SO3、H2CO3是电解质. ③条件:水溶液或融化状态 对于电解质来说,只须满足一个条件即可,而对非电解质则必须同时满足两个条件. ④难溶性化合物不一定就是弱电解质. 例如:BaSO4、AgCl 难溶于水,导电性差,但由于它们的溶解度太小,测不出（或难测）其水溶液的导电性,但它们溶解的部分是完全电离的,所以他们是电解质. ⑤酸、碱、盐、金属氧化物和水都是电解质（特殊:盐酸是电解质溶液）； 蔗糖、酒精为非电解质. 知识点二.强电解质与弱电解质 1.强电解质:溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质.（强酸强碱,大多数盐） 2.弱电解质:溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质.（弱酸、弱碱） ①强电解质 强酸:H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI等 强碱: NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 大多数盐:BaSO4、AgCl等 活泼金属氧化物:Na2O ②弱电解质: 弱酸:H2CO3、CH3COOH、H3PO4、HClO等 弱碱:NH3·H2O等 极少数盐: HgCl2、Pb(CH3COO)2等 水 知识点三.电离方程式的书写 （1）电离:电解质在熔融状态下或水溶液里形成能够自由移动的阴阳离子的过程. 强电解质用 = ,弱电解质用 例:CaCl2 = Ca2+ + 2Cl_, HCl = H+ + Cl- , Na2SO4 = Na+ + SO4 2_ NaHCO3 = Na＋ + HCO3―,NaHSO4 = Na＋ + H＋ +SO42― HF H+ + F- （2）多元弱酸分步电离,多元弱碱一步到位. H2CO3 H++HCO3-,HCO3- H++CO32-,以第一步电离为主. NH 3·H2O NH4+ + OH- Fe（OH）3 Fe3+ + 3OH- （3）弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子,但酸根是部分电离. NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3- H++CO32- （4）强酸的酸式盐如NaHSO4完全电离,但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的. 熔融状态时:NaHSO4=Na++HSO4- 溶于水时:NaHSO4=Na++H++SO42- 知识点四.离子方程式 专题三电解质 一、电解质的电离 1．酸、碱、盐的电离 （1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。 （2）酸、碱、盐 电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物称为酸； 电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物称为碱； 电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。 （3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如： H2SO4＝2H+＋SO42－；NaOH＝Na+＋OH－；NaHCO3＝Na+＋HCO3－ 电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。 2．酸、碱、盐是电解质 （1）电解质与非电解质 在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电 解质。 说明： ①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。 ②电离是电解质溶液导电的前提。 ③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解 质。 ⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。 （2）强电解质与弱电解质 根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．能完全电离的电解质 叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱等。 （3）常见的电解质 ①强电解质 强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI。 强碱；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。 大多数盐：NaNO3、NH4Cl、MgSO4等 ②弱电解质 弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4等； 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2等； 水：H2O 二、电离方程式 （1）强电解质：用“=== ” 如：H2SO4=== 2H+ + SO42— BaSO4=== Ba2+ + SO42— （2）弱电解质：用“” 如：HF H+ + F— CH3COOH CH3COO— + H+ NH3?H2O NH4+ + OH— 高中化学的电解质溶液练习题和答案 高中化学的电解质溶液练习题 一、选择题 1.(2011 湖北八校第二次联考)某一密闭绝热容器中盛有饱和Ca(OH)2溶液，当加入少量CaO粉末时，下列说法正确的是( ) ①有晶体析出②c[Ca(OH)2]增大③pH不变 ④c(H+) c(OH-)的积不变⑤c(H+)一定增大 A.① B.①③ C.①②④ D.①⑤ 答案：D 点拨：CaO与水反应生成Ca(OH)2的同时会放热，在绝热容器中热量不损失，温度升高，Ca(OH)2的溶解度减小，析出晶体，溶液中溶质的浓度减小。由于温度升高，水的离子积增大。溶液中Ca(OH)2的溶解度减小，所以溶液中的OH-的浓度减小，因此H+的浓度增大，①⑤正确。 2.(2011 石家庄一模)下列叙述正确的是( ) A.某溶液中所有离子的浓度大小排序是：c(CH3COO-) c(Na+) c(H+) c(OH-)，则该溶液的溶质一定是CH3COONa和CH3COOH B.CH3COOH与NaOH的混合溶液显碱性，则溶液中各离子浓度大小排序一定为：c(Na+) c(CH3COO-) c(OH-) c(H+) C.常温下，a mol/L的CH3COOH溶液与b mol/L的NaOH 溶液等体积混合后溶液的pH=7，则一定有a=b D.常温下，pH=3的CH3COOH溶液与pH=11的NaOH溶 液等体积混合后溶液的pH一定等于7 答案：A 点拨：B项，溶液中各离子浓度也可能为c(Na+) c(OH-) c(CH3COO-) c(H+)或c(Na+) c(CH3COO-)=c(OH-) c(H+);C项，若a=b，二者恰好完全反应得到CH3COONa溶液，pH D项，CH3COOH为弱酸，等体积混合时，醋酸的物质的量远大于NaOH，即醋酸过量，所得溶液显酸性。 3.(2011 皖南八校三模)将20 mL 0.1 mol L-1的氨水与10 mL 0.1 mol L-1的盐酸混合，所得到的溶液中离子浓度的关系错误的是( ) A.c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-) B.c(NH4+)+c(NH3 H2O)=2c(Cl-) C.2c(OH-)-2c(H+)=c(NH4+)-c(NH3 H2O) D.c(H+)=c(NH3 H2O)+c(OH-) 答案：D 点拨：混合后溶液中存在NH4Cl与NH3 H2O，其物质的量之比为1∶1。A项，电荷守恒，正确。B项，物料守恒，正确。C项，质子守恒，可由电荷守恒、物料守恒进行相应的运算而得。D项，当溶液中只有NH4Cl时，该式成立。 4.(2011 全国)等浓度的下列稀溶液：①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是( ) A.④②③① B.③①②④ C.①②③④ D.①③②④ 答案：D 点拨：等浓度的溶液，酸性越强，pH越小。酸性：乙酸碳酸苯酚，乙醇呈中性，可知pH由小到大的顺序为：①③②④， 电解质溶液和电离平衡 【竞赛要求】 酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。 【知识梳理】 一、酸碱质子理论（Bronsted 理论） 最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。 阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A － 电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH － 电离出的负离子全部是 OH －。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。 为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义 质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ， NH +4，HSO -4，H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都 是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物 1. （09年广东化学·18）硫酸锶(SrSO 4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下，下列说法正确的是 A ．温度一定时，K sp(SrSO 4)随24()c SO 的增大而减小 B ．三个不同温度中，313K 时K sp(SrSO 4)最大 C ．283K 时，图中a 点对应的溶液是不饱和溶液 D ．283K 下的SrSO 4饱和溶液升温到263K 后变为不饱和溶液 2. （09年浙江理综·10）已知：25℃时，K sp [Mg(OH)2]＝5.61×10 －12，K sp [MgF 2]＝7.42×10－11。下列说法正确的是 A ．25℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF 2溶液相比，前者的c (Mg 2＋)大 B ．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH 4Cl 固体，c (Mg 2＋ )增大 C ．25℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol/L 氨水中的K sp 比在20 mL 0.01 mol/LNH 4Cl 溶液中的K sp 小 D ．25℃时，在Mg(OH)2悬浊液中加入NaF 溶液后，Mg(OH)2不可能转化为MgF 2 【知识动脉】 一、难溶电解质的溶解平衡 1．一些电解质如BaSO 4在水中只能溶解很少、可以说是难以溶解，所以称为_____。尽管这些电解质难以溶解于水中，但在水中也会建立一种_____________。 2．难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，合乎平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律， 其基本特征为： 3．难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，其平衡常数称为____ __，简称____ __。 请写出PbI 2 Cu(OH)2 BaSO 4 CaCO 3 Al(OH)3 CuS 的沉淀溶解平衡与溶度 积K SP 表达式 4．溶度积K SP 的意义 反映了难溶电解质在水中的__ ______ ___， K SP 的大小和溶质的溶解度不同，它只与__ ______ 有关，与__ ______ 无关。 利用溶度积K SP 可以判断__ _ __、__ _ __以及__ __ _ __。 二、沉淀的转化： 当Qc 大于 Ksp 时，情况为：__ _ 当Qc 等于 Ksp 时，情况为：__ _____ 当Qc 小于 Ksp 时，情况为：__ _____ ①将AgNO 3溶液依次加入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液中都会出现不同颜色的 沉淀，沉淀的颜色变化是 _ ____ → _ _ ___ → ____ _。出现这种颜色变化的原因是： 实验三 电解质溶液 一、实验目的 1、掌握弱电解质电离的特点、同离子效应； 2、学习缓冲溶液的配制并验证其性质； 3、了解盐类的水解反应及影响水解过程的主要因素； 4、学习离心分离和pH 试纸的使用等基本操作。 二、预习提问 1、 什么叫同离子效应？ 答：因加入含有相同离子的强电解质而使弱电解质的电离平衡向生成分子的方向移动，使弱电解质的电离度降低，这种现象叫同离子效应。 2、 什么叫缓冲溶液？ 答：能够抵抗外来少量酸、碱或稀释而保持本身pH 值不发生明显变化的溶液叫缓冲溶液。 3、 缓冲溶液的计算公式是什么？ 答：对于弱酸及其盐公式为pH=pk a －lg b a C C 对于弱碱及其盐公式为pOH=pk b －lg a b C C 4、 Na 2CO 3和Al 2（SO 4）3溶液能反应的原因何在？ 答：双水解。Al 3++3H 2O ?Al （OH ）3+3H + CO 32-+2H 2O ?H 2CO 3+2OH - 三、实验原理 1、弱电解质的电离平衡及同离子效应： AB ?A + + B — 平衡时，A +和B —、AB 同时存在，且C(A +)C(B -)/C(AB)=K i (电离常数)——电离平衡 增加C(A +)或C(B -)离子浓度则平衡向生成AB 分子的方向移动，使弱电解质AB 的电离度降低——同离子效应。 2、缓冲溶液： 弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合溶液，对外来酸或碱起缓冲作用。即当再加入少量酸、碱或稀释时，体系的pH 值变化不大，这种溶液称为缓冲溶液，按盐和酸(或碱)的不同比值配制溶液，就可以得到不同pH 值的缓冲溶液。如果是弱酸及盐组成的缓冲系，它的pH 值可由下式求得： pH=pk a －lg b a C C 该式说明，缓冲溶液的pH 主要取决于pka 及盐和酸浓度的比值。若配制缓冲溶液所用盐和 第8讲 电解质溶液和电离平衡 【竞赛要求】 酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。 【知识梳理】 一、酸碱质子理论（Bronsted 理论） 最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。 阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。 HA = H + + A － 电离 出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH － 电离出的负离子全部是 OH － 。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。 为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。 1、酸碱的定义 质子理论认为：凡能给出质子（H + ）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl ，NH +4，HSO -4， H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN － ，NH 3，HSO -4，SO -24都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又 是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO - 3等，通常称为酸式酸根离子。 2、酸碱的共轭关系 质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系。可用通式表示为：酸 碱 + 质子，此式中的酸碱 称为共轭酸碱对。例如NH 3是NH +4的共轭碱，反之，NH +4是NH 3的共轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO -3的共轭酸是H 2CO 3，HCO -3的共轭碱是CO -23。换言之，H 2CO 3和HCO -3是一对共轭酸碱，HCO -3和CO -23是另一对共轭酸碱。 3、酸和碱的反应 跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为： 酸 1 + 碱 2 碱1 + 酸2 例如： HCl + NH 3 Cl － + NH +4 H 2O + NH 3 OH － + NH +4 HAc + H 2O Ac －+ H 3O + H 2S + H 2O HS －+ H 3O + H 2O + S 2－ OH － + HS － H 2O + HS － OH － + H 2S 这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸 碱 + H + 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。 二、弱电解质的电离平衡 1、水的电离平衡 （1）水的离子积常数H 2O(l) H +(aq) + OH － (aq) w K = [H +] + [OH －] （8-1）式中的w K 称为水的离子积常数。 w K 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省略除以0 c 的写法。要注意它的实际意义。 由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时，w K 值变大。 表-1 不同温度下水的离子积常数K 2 一、电解质的基本概念 1．电解质与非电解质 电解质非电解质 定义在水溶液或熔融状态下能够导 电的____________在水溶液里和熔融状态下都不能导电的___________ 常见物质与类别所有的离子化合物和部分共价 化合物：酸、碱、盐、水、金属 氧化物 全是_______________：非金属氧化物、 氨气及绝大多数的有机物 【注意】： （1）单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。 （3）CO2、SO2溶于水能够导电，但溶液中的离子不是他们本身电离所产生的，所以仍为______。（4）在高中阶段，我们一般认为有机物中只有有机酸是电解质，其它都不是电解质。 2．强电解质与弱电解质 强电解质弱电解质 定义在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质 电离程度完全、不可逆部分、可逆 常见物质强酸：HCl、H2SO4、HNO3等 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等 绝大多数盐：NaCl、CaCO3、 CH3COONa等 弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、 H2CO3、H2SiO3等 弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等 极少数盐、水 物质类别离子化合物与某些共价化合物某些共价化合物 在溶液中存在形态离子离子、分子 电解质溶液章节复习 知识梳理 3．物质的导电情况 共价化合物：属于电解质的共价化合物只有在溶液中能导电。 离子化合物：熔融状态和溶液中均能导电。 金属：固体和熔融状态下均能导电。 4．电解质溶液的导电性与导电能力 取决于自由移动的离子的________________以及____________________。 【注意】： （1）电解质的强弱与溶解性无关 如：NaCl溶液导电性强于AgCl溶液，但两溶液中的溶质都是强电解质（2）电解质强弱与溶液的导电能力无关 如：CH3COOH是弱电解质，BaSO4是强电解质 （3）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质 如：NaCl固体是强电解质，但不导电；如Cu能导电，但既不是电解质也不是非电解质 二、弱电解质的电离平衡 1．定义： 在一定条件下（如温度、浓度）下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。 2．特征： 弱弱电解质存在着__________; 等电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等 定条件一定，分子与离子浓度___________; 动动态平衡 变条件改变，平衡破坏，发生移动 吸弱电解质的电离是______过程 3．影响电离平衡的移动的因素（符合勒夏特列原理） ①内因：电解质本身的结构决定。一般电解质越弱，其电离程度越小。 常温下绝大多数0.1mol/L弱电解质的电离分子数不超过10%。 ②外因： a．浓度：浓度越大，电离程度___________，越稀越易电离。 在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会____________。 b．温度：温度越高，电离程度越_________。 电解质溶液及电离平衡 一、强电解质和弱电解质 1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。 弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。 一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。 2．弱电解质的电离平衡 ⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。这个平衡是动态平衡的。 ⑵电离平衡的特征： 1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。 2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。 3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。 二、水的离子积和溶液的PH 写出水的电离方程式。 在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH- 1、水的离子积常数 25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数） 其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1 讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响？ 2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化？ 3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少？其中水电离出来的H+浓度是多少？2．溶液的酸碱性和PH PH = - lgc(H+) 当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性 当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性 当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性 讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=? 2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便？ 3、pH的测定方法： (1)广范pH试纸、精密pH试纸 （2)酸碱指示剂 3)pH计 石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙3.1~ 4.4 红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄 4、PH相关计算 培优教育一对一辅导教案讲义 科目：化学年级：高二姓名：教师： COOH CH （ｇ）N 3Fe HCO 据此，下列判断中正确的是 A．该溶液中存在着SO2分子 C ．a 点K W 的数值比c 点K W 的数值大 D ．b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度 5 甲酸甲酯水解反应方程式为： HCOOCH 3(l)＋H 2O(l) HCOOH(l)＋CH 3OH(l) H ＞0 某小组通过实验研究该反应(反应过程中体积变化忽略不计)。反应体系中各组分的起始量如下表： 甲酸甲酯转化率在温度T 1下随反应时间(t )的变化如下图： 102030405060708090 51015202530(10,3.0) (15,6.7)(20,11.2)(40,21.5) (80,24.0)(75,24.0) (50,22.9)转化率/%t /min (1)根据上述条件，计算不同时间范围内甲酸甲酯的平均反应速率，结果见下表： 请计算15～20 min 范围内甲酸甲酯的减少量为 mol ，甲酸甲酯的平均反应速率为_________mol ·min －1 (不要求写出计算过程)。 (2)依据以上数据，写出该反应的反应速率在不同阶段的变化规律及其原因： ___________。 (3)上述反应的平衡常数表达式为：K =) O H ()HCOOCH () OH CH ()HCOOH (233c c c c ??，则该反应在温度T 1下的K 值 为 。 (4)其他条件不变，仅改变温度为T 2(T 2大于T 1)，请在下图中画出温度T 2下甲酸甲酯转化率随反应时间变化的预期结果示意图。 102030405060708090 51015202530 t /min 转化率/% 6. 已知单位体积的稀溶液中，非挥发性溶质的分子或离子数越多，该溶液的沸点就 越高。则下列溶液沸点最高的是 ( ) 电解质溶液 [考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。3.了解水的电离和水的离子积常数。4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。7.以上各部分知识的综合利用。 考点一溶液的酸碱性及pH 1．一个基本不变 相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。 2．两个判断标准 (1)任何温度 c(H＋)>c(OH－)，酸性； c(H＋)＝c(OH－)，中性； c(H＋) 常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示： 4.(1)正盐溶液 强酸强碱盐显中性，强酸弱碱盐(如NH 4Cl)显酸性，强碱弱酸盐(如CH 3COONa)显碱性。 (2)酸式盐溶液 NaHSO 4显酸性(NaHSO 4===Na ＋ ＋H ＋ ＋SO 2－ 4)、 NaHSO 3、NaHC 2O 4、NaH 2PO 4水溶液显酸性(酸式根电离程度大于水解程度)；NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4水溶液显碱性(酸式根水解程度大于电离程度)。 特别提醒 因为浓度相同的CH 3COO － 与NH ＋ 4的水解程度相同，所以CH 3COONH 4溶液显中性，而NH 4HCO 3溶液略显碱性。 (3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合溶液 ①1∶1的CH 3COOH 和CH 3COONa 混合液呈酸性。 ②1∶1的NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液呈碱性。 (对于等浓度的CH 3COOH 与CH 3COO － ，CH 3COOH 的电离程度大于CH 3COO － 的水解程度) (4)酸碱pH 之和等于14等体积混合溶液 pH 和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。 ①已知酸、碱溶液的pH 之和为14，则等体积混合时： 强酸、强碱――→恰好中和 pH ＝7 强酸、弱碱――→碱过量pH>7 弱酸、强碱――→酸过量pH<7 ②已知酸、碱溶液的pH 之和为14，若混合后溶液的pH 为7，溶液呈中性，则 强酸、强碱―→V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱―→V 酸∶V 碱>1∶1 弱酸、强碱―→V 酸∶V 碱<1∶1 ③强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断 电解质溶液知识点总结 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：SO 2、SO 3、CO 2、NO 2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。 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及具有强极性键的 共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。 电离程度 几乎100％完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子不计） 只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H 2SO 4、HCl 、HClO 4等强碱：Ba （OH ）2 Ca （OH ）2等 弱酸：H 2CO 3 、CH 3COOH 等。 弱碱：NH 3·H 2O 、Cu （OH ）2 Fe （OH ）3等。 电离方程式 KNO 3→K ++NO 3— H 2SO 4→2 H ++SO 42— NH 3·H 2O NH 4++OH _ H 2S H ++HS _ HS _H ++S 2- 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：BaSO 4、BaCO 3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。（逆、等、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。2020高考化学试题分类汇编-电解质溶液
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