第八部分電解質溶液

在近年的高考中，弱電解質的電離平衡、溶液pH計算、酸堿中和滴定、鹽類水解及難溶電解質的溶解

平衡都是高考化學試題的重點、熱點和難點。

1.電解質溶液中的平衡

（1）電離平衡：

①規(guī)律：越熱越電離，越稀越電離，酸和堿可抑制或促進電離。

②離子導電實力比較：離子濃度越大，所帶電荷越多，導電實力越強。

③電離平衡常數(shù)：弱酸或弱堿達到電離平衡時，離子濃度之積與酸或堿濃度的比是一個常數(shù)，這個常

數(shù)就是電離平衡常數(shù)。

④水的離子積常數(shù)：

水的離子積常數(shù)不僅適用于水中，也適用于酸性或堿性溶液。不管哪種溶液當溫度為25℃時，均有跖

=c（H+）-C（0H0=1X10H4O當溫度上升時，及增大。

【特殊說明】

①溶液呈現(xiàn)酸、堿性的實質是C（H+）與c（OIT）的相對大小，不能只看pH,肯定溫度下pH=6的溶液也

可能顯中性，也可能顯酸性，應留意溫度。

②運用pH試紙時不能用蒸儲水潤濕。

③25℃時，pH=12的溶液不肯定為堿溶液，pH=2時溶液也不肯定為酸溶液，還可能為能水解的鹽溶

液。

④溶液稀釋時，不是全部離子的濃度都減小，有些離子濃度可能增大。若為酸溶液，則稀釋時濃度

減小，OIF濃度增大；若為堿溶液，則稀釋時OIT濃度減小，H,濃度增大。

【活學活用】

H2A=H++HA-KaiHA「二H'+A?-Ka2

HB三4+B「Ka

①若Ka>Kai>Ka2

HB+A2-=HA「+B「HB+HA-=H?A+B-2HB+A”=H2A+2B「

②若Kai>Ka>Ka2

HB+A2-=HA「+B「H?A+B「=HA「+HB

HB+HT=HzA+B「（不反應）

HA-+B-=A2-+HB（不發(fā)生）

H2A+2B-=A"+2HB（不發(fā)生）

③若Ka〔>Ka?>Ka

H?A+B「=HA「+HBHA「+B「=A"+HBH2A+2B-=A2-+2HB

2.溶液的pH計算方法：

水溶液中氫離子濃度的負對數(shù)叫做溶液的pHo

pH=-lgc(H+)；pH=14+lgc(OH)

特殊說明：溶液混合或者反應，先推斷酸堿性，再計算c(H+)或c(0H.),最終算pH。

c(昕)=?所泗+?°"飛匕

。+噎4+喙

3.鹽的水解：

①水解實質：

鹽電離出的離子使水的電離平衡發(fā)生移動，從而使溶液呈酸性或堿性。

②水解規(guī)律：有弱才水解，都弱都水解，誰強顯誰性，兩弱相對定；越熱越水解，越弱越水解，越稀

越水解。

③重要的水解反應方程式：溶液顯酸堿性的緣由

+

氯化鏤：NH^+H2O^NH3-H2O+H

醋酸鈉：-+H0-

CH3COO2CH3COOH+OH

碳酸鈉：COr+H2OMHCOr+OH",HC0r+H20HH2C03+0H-

b++

A1CL溶液：Al+3H20MAl(0H)3+3H

3++

FeCL溶液：Fe+3H20^Fe(OH)S+3H

3+

NaHCOs與A1CL混合溶液：Al+3HCOr=Al(OH)3J+3C0=t

3+

NaAlO2與A1CL混合溶液：Al+3A1O2"+6H2O=4A1(OH)3I

4.離子濃度大小排序：

先考慮相互反應，然后分析反應后溶液中的離子，再進行分析。

特殊留意：既有電離平衡又有水解平衡的物質，例如：NaHC03>NaHSO3>NaHS、CH3COOH和CH3COONa,

NH3?NO和NH￡1。

?？嫉碾x子依次：

①0.lmol/LNH4Cl溶液或0.Imol/LHCl和0.Imol/LN%?比0溶液等體積混合：

c(CD>c(NHj)>c(H+)>c(OH-)；

②0.Imol/LHCl和0.2mol/LNH3-H20溶液等體積混合或pH=2鹽酸和pH=12氨水等體積混合：c(NHj)>

c(CD>c(0H0>c(H+)；

++

③0.2mol/LHCl和0.lmol/LNH3?H=0溶液等體積混合：c(CF)>c(H)>c(NH?)>c(Off)

④0.lmol/LCH3COONa溶液或0.Imol/LNaOH和0.lmol/LCH3COOH溶液等體積混合：

c(Na+)>c(CHsCOOO>c(OH)>c(H+)；

⑤0.Imol/LNaOH和0.2mol/LCH3C00H溶液等體積混合或pH=2醋酸和PH=12NaOH溶液等體積混合：

++

c(CH3C000>C(Na)>c(H)>c(OH)；

@0.2mol/LNaOH和0.lmol/LCH3C00H溶液等體積混合：

c(Na+)>c(OF)>c(CH3co0「)>c(H+)

⑦0.Imol/LNaHCOs溶液：

c(Na+)>c(HC(K)>c(OH-)>c(H+)>c(CO/)

⑧0.Imol/LNaHR溶液：

顯酸性：c(Na+)>c(HR)>c(H+)>c(OH)>c(R2)

顯堿性：c(Na")>c(HR-)>c(OH-)>c(H+)>c(R2-)

5.三個守恒的綜合應用：

(1)電荷守恒：

NH￡1溶液:c(NH/)+c(H*)=c(CF)+c(OH-)；

++-2-

Na2cO3溶液：c(Na)+c(H)=c(HC03)+c(OH)+2c(C03)

NaHCOs溶液：c(Na+)+c(H+)=c(HC(V)+c(0H-)+2c(CO3")

【活學活用】

a.c(NHj)>c(CD>c(H+)>c(OH)(X)

b.若c(NHZ)=c(CD,則鹽酸和氨水的混合溶液呈中性。

若c(NHQ>C(CF),則鹽酸和氨水的混合溶液呈堿性。

若c(NHZ)<c(CD,則鹽酸和氨水的混合溶液呈酸性。

【鏈接高考】

1.2024-1-12.298K時，在20.0mL0.10mol氨水中滴入0.10mol的鹽酸，溶液的pH與所加鹽酸的體

積關系如圖所示。已知0.10mol氨水的電離度為1.32%,下列有關敘述正確的是

pHf

A.該滴定過程應當選擇酚酗作為指示劑

B.M點對應的鹽酸體積為20.0mL

C.M點處的溶液中c(NHj)=c(C「)=cW)=C(OH-)

D.N點處的溶液中pH〈12

解析：A.該滴定終點，溶液顯酸性，選擇酚髓(變色范圍8T0)作為指示劑不合適，A錯誤。

B.鹽酸體積為20.0mL溶液顯酸性，M的鹽酸體積小于20.0mL,B錯誤。

+

C.M點處的溶液中，c(『)=c(0IT),依據(jù)電荷守恒C(NH4)=C(C1"),但是,c(NHj)=C(C「)#C(H+)

=c(OH"),C錯誤。

D.由于氨水是弱酸,c(0H-)-1.32X10-3mol/L,所以N點處的溶液中pH〈12,D正確。

答案：Do

(2)物料守恒：

電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但原子總是守恒的，存在物料守恒一一物料

守恒規(guī)律。

2--

Na2C03溶液：c(Na,)/2=c(C03)+c(HC03)+c(H2C03)

+

NaHCOs溶液：c(Na)=c(CO/)+c(HC(V)+c(H2C03)

(3)質子守恒：

在鹽溶液中，由水電離出的氫離子濃度等于由水電離出的氫氧根離子濃度，對于強堿弱酸鹽來說，溶

液中的氫氧根離子濃度等于水解消耗的氫離子和剩余氫離子濃度之和。

說明：

①質子守恒可以由電荷守恒和物料守恒推出。

②若出現(xiàn)困難離子關系式，可以先寫出電荷守恒和物料守恒，然后推導得出。

【活學活用】

(1)Na2c和NaHC03混合溶液中的三個守恒

Na2cth和NaHCOs按2：1混合溶液

電荷守恒：c(Na*)+c(H+)=c(HC(V)+c(OH-)+2c(CO3)C待一a

+

物料守恒：c(Na)X3/5=c(CO/0+c(HC(V)+c(H2CO3)

質子守恒：

+

3c(0吐2c(HC(V)+5c(H2CO3)+3c(H)—c(C(V「)

(2)NH4HCO3和(NHJ2CO3溶液中的三個守恒：

①NHtHCOs溶液：

++

電荷守恒：C(NH4)+C(H)=C(OH-)+C(HC(V)+2c(C(V「)

+-

物料守恒：c(NH4)+c(NH3?H2O)=c(CO產)+c(HC03)+C(H2CO3)

質子守恒：

+

c(H)=c(OH)+C(NH3?H2O)+c(C0^)-c(H2CO3)

②(NHjCOs溶液：

電荷守恒：c(NHj)+c(H')=c(Off)+c(HC(V)+2c(CO，)

2--

物料守恒：c(NHZ)+c(NH3?H2O)=2X[c(C03)+c(HCOB)+C(H2CO3)]

+--

質子守恒：c(H)=c(0H)+C(NH3?H20)-C(HCO3)-2C(H2CO3)

6.溶液中的c(If)和由水電離出的c(H*)區(qū)分：

由水電離出的C(H+)和由水電離出的c(Off)始終是相等的，但溶液中的C?)和c(oir)卻不肯定相等；

酸和堿溶液中的由水電離出的C?)和由水電離出的c(OH-)小于1X10：鹽溶液中由水電離出的c(H,)和

c(0F)一般大于1X10工

由水電離出的c(0H「)等于IXICT"的溶液的pH=2或12,pH=2的溶液中由水電離出的c(H,)和由水電離

出的c(0H)等于1X10”或1x104但是，pH=2的酸溶液中由水電離出的c(H*)和由水電離出的c(OH)等于

1X10*不等于1X103pH=2的鹽溶液中由水電離出的c(H')和由水電離出的C(OHO等于1X1(T不等于

1XIO-1%

7.酸堿中和滴定:

件

M制

?

2內

也

化

誤差分析：只要看操作對V標的影響如何，假如操作使V標增大，則所測的待測液的濃度偏大，反之

則偏小。

▼

(fW)?

凌田高于刻

刻度線度

線

用I

指示劑的選擇：要求指示劑顏色變更明顯，且滴定終點在指示劑變色范圍。

滴定終點的推斷答題模板：當?shù)稳胍坏蝀X標準溶液后，溶液變成XX色，且半分鐘內不復原原來的

顏色。

【酸堿中和滴定曲線】

①看橫縱坐標，搞清晰是酸加入堿中，還是堿加入酸中。

②看起點，起點可以看出酸性或堿性的強弱，在推斷滴定終點時至關重要。

③找滴定終點和pH=7的中性點，滴定終點是n(酸)=n(堿)(一元酸堿)，推斷出滴定終點的酸堿性，再

確定pH=7的點的位置。

④分析滴定曲線中隨意點，分析加入的酸堿過量狀況，進行進一步的問題分析。

【鏈接高考】

1.2024-3-13.下列有關電解質溶液的說法正確的是

的)

A.向0.1molljiCKCOOH溶液中加入少量水，溶液中0CH,C(X)H減小

?CH?COO-)

c,CHCOOHOH

B.將CH3C00Na溶液從20℃升溫至30℃,溶液中^-')增大

C.向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中C(NHJ〉］

cCF

D.向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNOs,溶液中△~~^不變

c(Br)

解析：A.向0.ImolCH3COOH溶液中加入少量水，電離常數(shù)不變，溶液中c(CH3C00一)濃度減小,

煙)

c(CH.COOH)增大，人錯誤。

-

B.上升溫度，水解平衡正移，c(CH3C000減小，C(CH3COOH)和c(0H)增大，

減小，B錯誤。

C.向鹽酸中加入氨水至中性，依據(jù)電荷守恒溶液中c(NH；)=c(CF),C錯誤。

D.由于AgCl、AgBr的飽和溶液中，c(CT)=Ksp(AgCl)/c(Ag+),c(Br-)=Ksp(AgBr)/c(Ag+),同一溶液中

--

c(Ag。相等，c(Cl)/c(Br)=Ksp(AgCl)/Ksp(AgBr)o若向溶液加入少量AgNC)3,c(Ag。仍舊相等，所以

c(C1)/c(BE)的比值不變，D正確。

2.2024-2-12.變更0.Imol/L二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中的H2A、HA"、A?一的物質的量分數(shù)5(X)

隨pH的變更如圖所示。

已知：

期=----------

下列敘述錯誤的是：

-

A.pH=l.2時,c(H2A)=C(HA)

B.lg[k2(H2A)]=-4.2

2-

C.pH=2.7時,c(HAD>c(H2A)=C(A)

D.pH=4.2時,c(HA")=c(A2-)=c(H+)

解析：A.依據(jù)圖像，pH=1.2時，壓A和HA「相交，則有C(H2A)=C(HA-)，A正確；

2-+2-+2

B.依據(jù)pH=4.2點，c(A)=C(HA-)，由于K??A)=C(H)-C(A)/C(HA),lg[k2(H2A)]=c(H)=10^,B正確；

2--

C.依據(jù)圖像，pH=2.7時，H2A和一相交,且c(HA)遠遠大于c(H/A)和c(A),則c(HA)>

2-

c(H2A)=C(A),C正確;

D.依據(jù)pH=4.2時，c(HAD=c(A2-)=0.05mol/L,而c(H+)=10-4,2,可知c(HA-)=c(A")>c(H+),D錯誤。

【對數(shù)坐標題的做法】

①看清題意，抓住重點

在解決問題之前，首先明確題目要求，了解須要解決的問題，聯(lián)系相關學問。

②看懂圖像，理解坐標

其次，須要細致探討圖像，重點了解坐標的含義，特殊是分析隨著橫坐標的變更，縱坐標如何變更，

為什么這樣變更。同時，須要抓住圖像的拐點和特殊的坐標點，進行分析，充分挖掘圖像背后的隱含信

/官、o

③分析選項，正確選擇

在理解題意，看懂圖像之后，逐項分析，解決問題，正確作答。

3.2024年高考理綜(I)13.常溫下將NaOH溶液添加到己二酸(H?X)溶液中，混合溶液的pH與離子

濃度變更的關系如圖所示。

叫*r:

*46?}[

44kT.?

40~?-1JI.:

?IJ@8@40.00.4OSU

??組.*￡!!?

<OIX)tfdleX)

下列敘述錯誤的是：

A.Kaz(H2X)的數(shù)量級為10*

B.曲線N表示pH與](/(蹌)更關系

+C(HX)

C.NaHX溶液中c(H+)>c(0IT)2

D.當混合溶液呈中性時，c(Na+)>c(HX-)>c(X2-)>c(H+)=c(OH)

解析：本題應當首先確定兩條曲線對應的橫坐標。將NaOH溶液加入壓X溶液中，反應過程中，pH不斷

上升，溶液中的離子濃度不斷變更。由二元弱酸的電離平衡常數(shù)可知：

2-+

Ige(X0/c(HX)=lgKa2/c(H)

-+

Ige(HX)/(H2X)=lgKal/c(H)

Kai>Ka?

+

當pH相等時，IgKai/cOT)>lgKa2/c(H),所以，曲線M表示pH與Ige(/)/c(HX「)的關系，曲線N表

示pH與Igc(HX-)/(HA)的關系。故,B選項正確。

+2--2-

A.分析Ka2,須要看M,Ka2(H2X)=c(H)?c(X)/c(HX),若取lgc(X')/c(HX)=0時,pH=5.4,所以，

4

Ka2(H2X)=10^,程(H2X)的數(shù)量級為10工故，A選項正確。

-2-+

C.NaHX溶液中，c(HX)>c(X),c(HX-)>c(H2X),故,5.4>pH>4.4,NaHX溶液中c(H)>c(OH

一),故，C選項正確。

-4446

C選項也可以利用電離常數(shù)和水解常數(shù)比較，Kai(H2X)=10-,Ka2(H2X)=10^,Kh(Hx->=Kw/Kal=10^,HA一

電離大于水解，溶液顯酸性。

D.有曲線M可知,當pH>5.4時，lgc(X2-)/c(HX-)>0,BPc(X2-)>c(HX-),

8.難溶電解質的溶解平衡

①溶度積常數(shù)：

在肯定溫度下，沉淀達到溶解平衡時，溶液中的離子濃度塞的乘積是一個常數(shù)，叫做溶度積常數(shù)。符號

為：Ksp

②推斷方法：

通過對比溶度積和離子積的相對大小，可以推斷難溶電解質的溶解狀況。(Qc：有關離子濃度幕的乘積

稱為離子積，符號為Qc)

Qc=KsP：溶液飽和，溶解平衡狀態(tài)，沉淀量不變；

Qc>Ksp：析出沉淀；

Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出。

閱歷規(guī)律：對于同類型的難溶電解質來說，Ksp越大，溶解度越大，Ksp越小，溶解度越小。

③簡潔計算：

a.利用溶度積計算溶解度或物質的量濃度；

b.利用溶度積計算溶液中某種離子起先沉淀的濃度；

c.利用溶度積計算溶液中某種離子，沉淀完全時其它離子的濃度或溶液的pH值(當溶液中某種離子濃

度小于lO^mol/L,可以看做沉淀完全)。

沉淀轉化中Ksp的關系：向氯化銀中滴加碘化鉀后發(fā)生的反應方程式，及與兩種沉淀的溶度積的關系：

Agci+i-=Agi+cr

K=Ksp(AgCl)/Ksp(Agi)

【特殊說明】

中學化學中全部平衡常數(shù)：化學平衡常數(shù)、弱電解質的電離平衡常數(shù)、水的離子積常熟、鹽的水解平

衡常數(shù)、難溶電解質的溶解平衡常數(shù)等，只受溫度影響與濃度無關。若為吸熱反應，則升溫平衡正向移動,

平衡常數(shù)增大，反之亦然。

【鏈接高考】

1.2024-1-27.(5)若濾液中含F(xiàn)e>和Mg"兩種離子，其中c(Mg")=0.02mol/L,向溶液中加入雙氧水

和磷酸(設溶液體積增加了1倍)，恰好使Fe"完全變成FePO,沉淀，即溶液中c(Fe*)=lXmo"L,此時

是否有Mg3(PO")2沉淀生成？(列式計算)。

已知：FePO*、Mg3(POM的Q分別為1.3X10收、1.0X10%

解析:Fe"恰好沉淀完全時，c(Mg2+)=0.01mol/L,

351=17H2+3

c(P04)=1.3X101X10mol,L_l.3X10-mol,L,c(Mg)Xc"(P04)=

317

(0.01)X(1.3X10)M.7X10^°<XP[Mg3(P04)2],因此,不會生成Mg3(P03沉淀。

2.(2024年I卷)在化學分析中采納KzCrO」為指示劑，以AgNOs標準溶液滴定溶液中的C「，利用Ag，

與CrO/一生成磚紅色沉淀，指示到達滴定終點。當溶液中C「恰好完全沉淀(濃度等于1.0X10'mol?L)時,

溶液中c(Ag)為mol?L\此時溶液中c(CrO&，等于mol?L。

-10

(已知Ag2CrOa、AgCl的分別為2.OX10”和2.0X10)□

解析：C「恰好沉淀完全時,c(Cn^1.0X10^mol-L4,

c(Ag+)=2.OX1O_1O4-1X1O-5mol?^=2.0X10'5mol?I?,

24

c(CrO/)=2.OX10T2+(2.0X107)=5.0XlO^mol?L

3.2024-3-13.在濕法煉鋅的