高考考点剖析——电解质溶液

高考网——电解质溶液模块分析模块透析电解质溶液是高考中选择题的重灾区，每年有3～4题选择与之有密切关系，占高考的12分左右，考点分散，而且难度较大，是学生的失分点。

知识点睛考点1：弱电解质的电离平衡一. 电解质和溶液导电性1. 电解质与非电解质（1）定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。

在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。

【注意】电离的是该化合物本身。

（2）电解质的电离电解质在水溶液中，受水分子作用离解成自由移动的离子的过程称为电离。

（3）电解质与导电导电是由于产生自由移动的离子或电子。

金属导电由于金属晶体中有自由移动的电子。

电解质溶液导电，由于电解质在溶液中受到水分子作用，产生自由移动的离子。

电解质在熔融状态下导电，由于自身离解成自由移动的离子。

2. 强电解质与弱电解质（1）定义：溶于水或熔融状态下能完全电离的电解质称为强电解质；而部分电离的电解质称为弱电解质。

（2）常见的强弱电解质①强电解质强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI等。

强碱：Ba(OH)2、KOH、NaOH、Ca(OH)2等。

注意：强碱都是可溶性碱。

绝大多数盐。

②弱电解质弱酸：H2CO3、H2S、H2SO3、HF等。

【注意】二元及多元酸都是弱酸（硫酸除外）弱碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、氨水等。

【注意】除了氨水，弱碱都是不可溶性碱。

少数盐：Pb(Ac)2等。

二. 弱电解质的电离平衡1. 概念：在一定条件下（温度、浓度），弱电解质在水分子的作用下，离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所对应的状态称为弱电解质的电离平衡状态。

2. 电离平衡的特征（1）等：v (电离) = v (结合)。

（2）定：各分子浓度，离子浓度保持不变。

（3）动：一定条件下的动态平衡。

（4）变：外界条件改变时,电离平衡的移动方向遵循“勒沙特列原理”。

3. 弱电解质的电离度和电离常数——表示弱电解质电离程度的大小。

（1）电离度（α）：是指在一定条件下，当弱电解质在溶液中电离平衡时，溶液里已经电离的电解质物质的量占原来总物质的量的百分率。

已电离弱电解质的分子个数α = ×100%原来弱电解质总分子数已电离弱电解质的分子物质的量浓度= ×100%原来弱电解质分子总物质的量浓度注意：电离度受温度和浓度的影响，浓度越小，电离度越大，其实质与化学平衡中的转化率相一致。

HAc ƒ H + + Ac -起始浓度： c 0 0反应浓度： cα cα cα平衡浓度： c(1-α) cα cα（2）电离平衡常数：在一定温度下，弱电解质电离达到平衡后，溶液中弱电解质电离出的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的溶质分子浓度之比，始终是一个常数，常用Ki 表示。

H 2O ƒ 2H + + OH -，Ki = [H +]·[OH -]。

注意：H 2O 分子不写入电离平衡常数。

HF ƒ H + + F -，Ki=[]H F HF +-⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦。

4. 弱电解质的电离平衡移动与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起平衡移动，一般规律：越热越电离，越稀越电离，越弱难电离。

【补充】pH = -lg[H +]。

考点2：水的电离和pH 值一. 水的电离及溶液的酸碱性1. 水的电离（1）水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H 3O +和OH -，其电离方程式为：2H 2O → H 3O + + OH -，一般简写为H 2O ƒ 2H + + OH -。

（2）水的电离平衡常数表达式为：K w = [H +]·[OH -]。

K w 只与温度有关，升高温度，K w 升高，降低温度，K w 降低。

25℃，纯水中c(H +) = 10-7，c(OH -) = 10-7，K w = 10-14。

100℃纯水中，c(H+) = 10-7，c(OH-) = 10-7，K w = 10-14注意：温度不变，无论是酸性、碱性、中性的溶液中K w总是一个常数。

2. 溶液的酸碱性的本质（1）若c(H+) = c(OH-)，溶液呈中性。

（2）若c(H+) > c(OH-)，溶液呈酸性。

（3）若c(H+) < c(OH-)，溶液呈碱性。

【注意】这是判断溶液酸碱性的最根本的依据。

3. pH值的定义及酸碱指示剂（1）pH的定义：水溶液中H+物质的量浓度的负对数。

pH = -lg[H+]常温下，pH的范围为0~14。

（2）pH的测定方法① pH试纸②酸碱指示剂③pH计用pH试纸测定溶液pH的方法为：用玻棒蘸取待测液涂于pH试纸上，马上与比色卡对照，读出数值。

（3）酸碱指示剂和变色范围4.（1）酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)≠c(OH-)，水的电离度α下降。

（2）水解盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动，水的电离度α增大。

（3）温度可以影响水的电离平衡。

水的电离是吸热反应，温度升高，水的电离平衡向右移动，水的电离度α增大，水的离子积常数Kw增大，pH降低，但c(H+)w = c(OH-)w。

（4）其它因素：如活泼的金属与水电离出的H＋直接反应，促进水的电离。

二. 有关pH的计算（只探讨强酸强碱的pH的计算）1. pH的定义水溶液中H+物质的量浓度的负对数。

pH = -lg[H+]。

常温下，pH的范围为0~14。

2. 与pH相对应的pOH水溶液中OH-物质的量浓度的负对数。

pOH=-lg[OH-]。

常温下，Kw=10-14，pH + pOH =143. pH计算的基本类型单一溶液同类混合（两酸或两碱）两种溶液混合酸碱混合4. 用pH计算酸及酸性溶液（下列问题都是在常温下进行讨论）（1）单一酸溶液（2）单一碱溶液碱溶液及混合后显碱性的溶液算pH 时，可先算pOH ，后算pH 。

【注意】对于极稀的酸或碱，水电离出的H+或OH-不能忽略。

（3）溶液稀释的pH 计算一般来说，强酸溶液稀释10n 倍，溶液的pH 增加n 个单位，强碱溶液稀释10n 倍，溶液的pH 减少n 个单位。

（4）两种酸或两种碱混合的pH 计算两种酸混合，计算溶液中总[H +]浓度112212c V c V V V +=+，得到pH 。

两种碱混合，计算溶液中总[OH -]浓度112212c V c V V V +=+，得到pOH ，pH = 14 - pOH 。

（5）酸碱反应，混合后溶液的pH 计算判断混合反应之后，溶液的酸性与碱性，计算pH 或pOH 。

【规律】pH 计算的0.3规则（近似规则）的内容可叙述如下：两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸和一种强碱溶液等体积混合。

当两溶液的pH 之和为14时，混合液pH=7。

当两溶液的pH 之和小于13时，混合液的pH 为原pH 小的=加上0.3；当两溶液的pH 之和大于15时，混合液的pH 为原pH 大的减去0.3；（6）用离子电荷守恒规律求pH在电解质溶液中，阴离子电荷总数一定等于阳离子电荷总数。

考点3：盐类水解1. 盐类水解（1）概念：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

（2）实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。

以NH 4Cl 溶液为例NH 4Cl → NH 4+ + Cl -+H 2O ƒ H + + OH -NH 3·H 2O由此可见：盐类水解是促进水的电离的。

2. 水解方程式的书写（1）多元弱酸根离子水解，分布写，以第一步为主；（2）多元弱碱阳离子可以写一步总反应方程式；（3）水解程度一般很小，故方程式用“ƒ”符号，且产生的物质的浓度太小，一般“↑”、“↓”表示。

CO 32- + H 2O ƒ HCO 3- + OH -HCO 3- + H 2O ƒ H 2CO 3 + OH -Al 3+ + 3H 2O ƒ Al(OH)3 + 3H +3. 盐类水解的规律如果要判断盐类是否发生水解反应或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。

（1）在通常情况下，盐类水解的程度是很小的，并且反应前后均有弱电解质存在，因而盐类水解反应是可逆的。

（2）有弱才水解，谁弱谁水解，谁强呈谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

强酸弱碱盐的水解：溶液呈酸性，弱碱阳离子水解。

强碱弱酸盐的水解：溶液呈碱性，弱酸根离子水解。

（3）盐对应的酸或碱越弱，水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。

但是对于弱酸的酸式盐，我们需要作更多的考虑：以NaHSO3为例：NaHSO3溶液中存在的电离和水解：NaHSO3→ Na+ + HSO3-酸根的电离：HSO3-ƒH+ + SO32-酸根的水解：HSO3- + H2O ƒH2SO3 + OH-对于酸式盐而言，酸根离子既存在电离，使溶液变酸性，也存在水解，使溶液变碱性。

电离和水解的相对强弱，决定了酸式盐溶液的酸碱性。

一般而言，电离程度比水解程度强，溶液呈酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4；其他大多数都是水解程度更强，溶液呈碱性：如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等；【注意】强酸的酸式盐一般只掌握NaHSO4，视作一元强酸处理。

4. 影响盐类水解的因素；（1）内因：盐的结构和性质对应的弱酸、弱碱越弱，盐越易水解。

相同浓度的强酸弱碱盐溶液，酸性越强，对应弱碱的碱性越弱；相同浓度的强碱弱酸盐溶液，碱性越强，对应弱酸的酸性越弱。

（2）外因①温度：盐类水解是吸热，升温，水解程度增大。

【注意】水解是中和反应的逆反应，中和是放热反应，水解就是吸热反应。

电离和水解都是吸热反应。

②浓度：加水稀释，平衡向右移动，水解程度加大，而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小。

③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱，促进盐的水解，加入酸，抑制盐的水解。

【注意】水解平衡遵循化学平衡移动原理。

考点4：离子共存和离子浓度排序一. 离子共存问题1. 在电解质溶液中存在下列一种情况，则离子不能共存。

通常包含如下几类：（1）离子间发生复分解反应（2）离子间发生氧化还原反应（3）发生络合反应（4）发生双水解反应（5）题目中有离子共存的限定条件2. 发生复分解反应（1）生成难溶物（2）生成弱电解质（弱酸、弱碱和水）：关键是记住常见的弱酸和弱碱H＋与OH-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2-、HS-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CH3COO-、C6H5O-、F-等；OH-与H＋、NH4＋、HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等。

【注意】①多元弱酸的酸式根如HCO3-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HS-等既不能与H+大量共存，又不能与OH-大量共存。