电解质溶液难点突破

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电解质溶液知识是高考的重点，常与其他知识（如化学平衡、物质结构、元素及其化合物、化学计算等）联系在一起考查。主要考查内容有：电解质溶液导电性的比较；强电解质和弱电解质的概念；水的电离和弱电解质的电离平衡；pH的概念及计算；盐类水解的原理；离子浓度大小的比较、难溶电解质的溶解平衡等。

一、弱电解质的电离平衡

在弱电解质的电离平衡中，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，可依据化学平衡移动原理进行分析。即“加谁谁大”“减谁谁小”。加入参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定增大；减少参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定减小。加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离的方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大浓度时弱电解质的电离程度减小。

例125 ℃时，0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，如图中的纵坐标y可以是（）

A.溶液的pH

B.醋酸的电离平衡常数

C.溶液的导电能力

D.醋酸的电离程度

解析0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，电离程度增大，n（H+）增大，但c（H+）减小，因此pH增大，A错、D错；电离平衡常数只与温度有关，因此稀释时电离平衡常数不变，B错；加水稀释时溶液中离子浓度减小，溶液的导电能力降低，C对。

答案C。

点评本题极易把溶液的导电能力分析错误而导致失分。稀醋酸加水稀释虽然能促进醋酸的电离，但由于加入水的体积占主导地位，故溶液中离子浓度是减小的，导电能力减小；如果换成冰醋酸加水稀释，冰醋酸是电解质，固体不导电，加水稀释后，离子浓度先增加后减小，故导电能力先增大后减小。

【练习1】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH-H>0，下列叙述正确的是（）

二、水的电离、离子积常数

水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-，一定温度下，由水电离出的H+物质的量浓度与OH-物质的量浓度的乘积为一常数，通常用KW表示。水的离子积常数（KW）只受温度影响，与溶液的酸碱性和浓度大小无关，KW随着温度的升高而增大。

例2在不同温度下，水溶液中c（H+）与c（OH-）有如图所示关系。下列条件关于离子共存说法中正确的是（）

解析本题结合Kw的理解考查离子共存问题。中性溶液中c（H+）=c（OH-），温度不确定时，不能仅根据c（H+）、c（OH-）或pH确定溶液的酸碱性。a点为中性溶液，该溶液中Fe3+不能大量共存，A错误。b点为弱酸性溶液，OH-不能大量存在，而且NH4+和OH-不能大量共存，B错误。Ba2+和CO32-不能大量共存，C错误。d点为碱性溶液，选项中的离子均可大量共存，D正确。

答案D。

点评本题易错点是读图能力差造成图像与化学原理分离。要理解酸碱性的绝对标准：酸性：c（H+）>c（OH-）、碱性：c（OH-）>c（H+）、中性：c（H+）=c（OH-）。

【练习2】水的电离平衡曲线如右图所示，下列说法不正确的是（）

A.图中五点KW间的关系：B>C>A=D=E

B.若从A点到D点，可采用温度不变在水中加入少量的酸

C.若从A点到C点，可采用温度不变在水中加入适量的NH4Cl固体。

D.若处在B点时，将pH=2的硫酸与pH=10的KOH等体积混合后，溶液显中性

三、盐类水解问题及溶液中离子浓度大小的比较

基本规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性，都弱具体定。

例3常温下，向20 mL 0.2 mol/L H2A溶液中滴加0.2 mol/L NaOH溶液。有关微粒的物质的量变化如下图。根据图示判断，下列说法正确的是（）

A.H2A是弱酸且图中的II代表HA-

B.a点溶液显碱性

C.向c点的溶液加入水的过程中，pH可能增大也可能减小

D. d点：c（Na+）+ c（H+）= 4c（A2-）+ c（OH-）

解析本题考查盐类水解以及酸碱反应的知识，难度较大。从不滴加 NaOH溶液时，I的总量小于4×10-3mol，一直可以确定H2A没有完全电离，那就可以确定H2A是弱酸。不断地滴加 NaOH溶液，二元酸转变成NaHA，最后转化成Na2A。马上确定图中的I代表H2A，II代表HA-，III代表A2-，A选项正确；当加入NaOH的体积为20 mL时，恰好反应只得NaHA，而从图像中可判断生成物中的阴离子主要为HA-，但不足4×10-3mol，同时存在的A2-的浓度大于H2A的浓度。因此可确定HA-既发生电离：HA-H++A2-，又发生水解：HA-+H2OH2A+OH-，电离程度大于水解程度.所以溶液显酸性，则a点：溶液显酸性，B错误；c点溶液显酸性，抑制水的电离，在加水稀释时，溶液酸性减弱，溶液的pH增大，C选项错误；d点电中性原理：c（Na+）+ c（H+）= 2c（A2-）+ c（OH-）+ c（HA-），由于c（HA-）= c（A2-），则有c（Na+）+ c（H+）= 3c（A2-）+ c（OH-），D也错误。

答案A。

点评同学们解答本题时要注重细节，关注信息（图表、数据）的处理与应用，注重学科内综合，将基本原理与元素化合物知识、化学实验、化学计算等相联系。

【练习3】常温下，已知0.1 mol ・L-1的CH3COOH和HCN溶液的pH分别为a、b，且l

A.常温下，等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液的pH前者较小

B.在NaCN溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CN-）

C.相同的温度下，相同pH的CH3COOH溶液和HCN溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图1所示

D.常温下，CH3COOH溶液和HCN溶液中由水电离出的c（OH-）与盐浓度的变化曲线如图2所示

例4物质A～E都是由下表中的离子组成的，常温下各物质从1 mL稀释到1 000 mL，pH的变化如甲图所示，其中A与D反应得到E。请回答：

（1）根据甲图中各物质的pH变化关系，写出下列物质的化学式：B：________，D：________。

（2）甲图中a>9的理由是_________________________________________________。

（3）另取浓度为c1的B溶液25 mL，向其中逐滴滴加0.2 mol/L的D溶液，滴定过程中溶液pH的变化曲线如乙图所示。

①c1为________；

②G点溶液呈中性，则加入D溶液的体积V________（填“>”“

③常温下B、C溶液的pH分别是a、b且a+b=13，则将B、C混合恰好完全反应时所消耗B、C溶液的体积比VB∶VC=________。

解析（1）从甲图中可以看出，A、B呈碱性，E呈中性，C、D呈酸性，B物质稀释1 000倍后，其pH从12降低到9，所以B为强碱NaOH，C物质稀释1 000倍后，其pH从2升高到5，所以C为强酸HCl，A、D反应得到中性物质E，则A为NH3・H2O，D为CH3COOH，E为CH3COONH4。

（2）NH3・H2O为弱电解质，氨水稀释后平衡向电离的方向移动，溶液中OH-的浓度没有下降到原来的千分之一，故a>9。（3）①NaOH溶液的pH为13，所以c（NaOH）=0.1 mol・L-1；②由题意知n（NaOH）=0.1 mol・L-1×25×10-3 L=2.5×10-3 mol，为使反应后的溶液呈中性，则需消耗物质的量浓度为0.2 mol・L-1的强酸12.5 mL，但CH3COOH为弱酸，故加入的CH3COOH的体积应大于12.5 mL；③NaOH与HCl溶液恰好反应，则n（OH-）=n（H+），即10a-14VB=10-bVC，所以VB∶VC=10-b-a+14=10∶1。

答案（1）NaOHCH3COOH。

（2）A是氨水，稀释时，平衡向电离的方向移动，溶液中OH-的浓度没有下降到原来的千分之一。

（3）①0.1 mol/L②>③10∶1。

点评本题综合考查离子反应、强弱电解质稀释问题、盐类水解等知识点，全面考查考生的综合能力。

练习参考答案

1.B2.C3.C

（作者单位：江西省吉安市第一中学）