高三电解质溶液题型（电解质溶液方面试题的解题方法与技巧）

一、弱电解质的电离平衡

①能够导电的物质不一定全是电解质，如Cu、氯水等。

②电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。

③电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。

④溶于水或熔化状态；注意：“或”字。

（5）溶液中的c(H＋)和水电离出来的c(H＋)是不同的：

①常温下水电离出的c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，若某溶液中水电离出的c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，则可判断出该溶液中加入了可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离。

②常温下溶液中的c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液。

1、误差分析：

（1）原理(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)：

cB＝

VB——准确量取的待测液的体积；

cA——标准溶液的浓度。

故有：cB正比于VA。

（2）常见误差

2、有关溶液酸碱性的判断和pH的计算：

（1）水电离的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃)

①中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1。

②溶质为酸的溶液：H＋来源于酸电离和水电离，而OH－只来源于水。如计算pH＝2的盐酸中水电离出的c(H＋)：方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12 mol/L，即水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12 mol/L。

③溶质为碱的溶液：OH－来源于碱电离和水电离，而H＋只来源于水。如pH＝12的NaOH溶液中，c(H ＋)＝10－12 mol·L－1，即水电离产生的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12 mol·L－1。

④水解呈酸性或碱性的盐溶液：H＋和OH－均由水电离产生。如pH＝2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H＋)＝10－2 mol·L－1；如pH＝12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)＝10－2 mol·L－1。

（2）关于pH的计算：

①总体原则：若溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH＝－lgc(H＋)；若溶液为碱性，先求c(OH－)，再求c(H＋)＝KW/c(OH－)，最后求pH。

②pH计算的一般思维模型：

4、解答酸碱中和滴定图像三要素：

（1）酸碱中和反应要有“量”的思想，复习中着重对“两平衡、三守恒”即水解平衡、电离平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒进行分析；

（2）观察图像的变化趋势；

（3）把图像中的有效信息和具体的反应结合起来，作出正确的判断。

三、盐类水解

（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。

如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－。

（2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。

如NaHCO3溶液中：

HCO3－⇌H＋＋CO32－(次要)

HCO3－＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)

（2）三个守恒关系：

①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。

例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。

②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。

③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。

例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。

（3）四种情况分析：

①多元弱酸溶液：根据多步电离分析

如：在H3PO3溶液中，c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。

②多元弱酸的正盐溶液：根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。

③不同溶液中同一离子浓度的比较：要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，c(NH4＋)由大到小的顺序是③＞①＞②。

④混合溶液中各离子浓度的比较：要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。即：

（4）离子浓度大小比较的解题思路：

（5）平衡移动原理解释问题的思维模板：

①解答此类题的思维过程：找出存在的平衡体系(即可逆反应或可逆过程)；找出影响平衡的条件；判断平衡移动的方向；分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。

②答题模板：……存在……平衡，……(条件)……(变化)，使平衡向……(方向)移动，……(结论)。例如：把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)。在AlCl3溶液中存在着如下平衡：AlCl3＋3H2O⇌Al(OH)3＋3HCl，加热时水解平衡右移，HCl浓度增大，蒸干时HCl挥发，使平衡进一步向右移动得到Al(OH)3，在灼烧时发生反应2Al(OH)3

Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固体是Al2O3。

四、溶解平衡：

1、利用生成沉淀的方法不可能将要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。

2、沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的，但在溶解度相差不大的情况下，溶解度小的也可以转化为溶解度大的，如BaSO4沉淀在饱和Na2CO3沉淀中可以转化为BaCO3沉淀。

1、溶度积与离子积的使用方法：

需要强调的是，若离子来源于不同溶液，则代入Q、Ksp中进行计算的离子浓度是指溶液混合后、反应前时的浓度，绝不是混合前的浓度。

2、三个强调：

（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒·夏特列原理。

（2）溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。

（3）复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。

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