十電解質溶液1.弱電解質的電離平衡、溶液的酸堿性和pH的計算是高考化學中的熱點,題目的考查點基于基礎知識但突出能力要求,經常與其他部分知識(如化學平衡、物質結構、元素及其化合物、化學計算等)聯系在一起考查。考生在備考時要加強知識之間的聯系與滲透,將相關題目形成題組,鍛煉思維的發散性與靈活性。2.溶液中的三大平衡——電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡早已成為高考化學中的熱點內容。考生復習時要緊扣平衡移動的判斷條件,抓住各個平衡的自身特點和規律。3.化學平衡常數是近幾年高考的熱點內容,電解質溶液中的四大平衡常數同樣是高考出題的熱點,它把化學理論的學習從定性提升到定量水平,從而拓寬了問題研究的視野。四大平衡常數涉及的考點主要有電解質相對強弱的判斷、離子濃度的變化或定量計算、pH的計算、水解平衡的強弱判斷或粒子濃度的大小比較、難溶電解質的溶解平衡的判斷及計算等。考生在復習時應分類突破,再做好綜合訓練,以達到高效解題的目的。1.抓住“四因素”突破弱電解質電離平衡的移動(1)溶液加水稀釋:弱電解質溶液的濃度越小,電離程度越大。(2)加熱:電離是吸熱過程,加熱使電離平衡向右移動,溶液中弱電解質分子數減小,離子濃度增大。(3)同離子效應:當向弱電解質溶液中加入的物質產生與弱電解質相同的離子時,電離平衡向左移動,弱電解質的電離程度減小。(4)加入能反應的物質:當向弱電解質溶液中加入的物質能和弱電解質電離出的離子反應時,電離平衡向右移動,參加反應的離子濃度減小,其他離子的濃度增大。2.電離常數的4大應用(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱,電離常數越大,酸性(或堿性)越強。(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱,電離常數越大,對應的鹽水解程度越小,堿性(或酸性)越弱。(3)判斷復分解反應能否發生,一般符合“強酸制弱酸”規律。(4)判斷微粒濃度比值的變化。弱電解質加水稀釋時,能促進弱電解質的電離,溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化,但電離常數不變,題目中經常利用電離常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。如把0.1mol·L-13.溶液pH計算的整體思路

4.巧抓“5點”突破中和滴定圖像題解決酸堿中和滴定曲線類問題的關鍵是巧抓“5點”,即曲線的起點、恰好反應點、中性點、反應一半點和過量點,先判斷出各個點對應的溶質及溶液的酸堿性,以室溫時用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1HA溶液為例(如圖),總結如何抓住滴定曲線的5個關鍵點:5.溶液中粒子濃度大小的比較

6.“三法”突破沉淀溶解平衡(1)沉淀能否生成或溶解的判斷方法通過比較溶度積與非平衡狀態下溶液中有關離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對大小,可以判斷難溶電解質在給定條件下沉淀生成或溶解的情況:Qc>Ksp,溶液過飽和,有沉淀析出;Qc=Ksp,溶液飽和,沉淀的生成與溶解處于平衡狀態;Qc<Ksp,溶液未飽和,無沉淀析出。(2)沉淀的轉化方法沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡的移動,非氧化還原類離子反應都是向離子濃度減小的方向移動,從溶解角度來說,一般是易溶物質轉化成微溶物質,微溶物質轉化為難溶物質。有些金屬硫化物(如CuS、HgS等)溶度積特別小,在飽和溶液中這些金屬硫化物不能溶于非氧化性強酸,只能溶于氧化性酸,c()減小,可達到沉淀溶解的目的。(3)溶度積(Ksp)與溶解能力關系的突破方法溶度積(Ksp)反映了電解質在水中的溶解能力,對于陰陽離子個數比相同的電解質,Ksp的數值越大,難溶電解質在水中的溶解能力越強;但對于陰陽離子個數比不同的電解質,不能通過直接比較Ksp數值大小的方法判斷溶解能力。(4)解沉淀溶解平衡圖像題的三步驟第一步:明確圖像中縱、橫坐標的含義。縱、橫坐標通常是難溶物溶解后電離出的離子濃度。第二步:理解圖像中線上點、線外點的含義。(1)以氯化銀為例,在該沉淀溶解平衡圖像上,曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態,此時Qc=Ksp。在溫度不變時,無論改變哪種離子的濃度,另一種離子的濃度只能在曲線上變化,不會出現在曲線以外。(2)曲線上方區域的點均為過飽和溶液,此時Qc>Ksp。(3)曲線下方區域的點均為不飽和溶液,此時Qc<Ksp。第三步:抓住Ksp的特點,結合選項分析判斷。(1)溶液在恒溫蒸發時,離子濃度的變化分兩種情況:①原溶液不飽和時,離子濃度都增大;②原溶液飽和時,離子濃度都不變。(2)溶度積常數只是溫度的函數,與溶液中溶質的離子濃度無關,在同一曲線上的點,溶度積常數相同。7.四大平衡常數的應用(1)化學平衡常數(2)電離常數

(3)水的離子積常數

(4)難溶電解質的溶度積常數

【典例】(2018·全國3,12)用0.100mol·L-1AgNO3溶液滴定50.0mL0.0500mol·L-1Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關描述錯誤的是(

)A.根據曲線數據計算可知Ksp(AgCl)的數量級為10-10B.曲線上各點的溶液滿足關系式c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl)C.相同實驗條件下,若改為0.0400mol·L-1Cl-,反應終點c移到aD.相同實驗條件下,若改為0.0500mol·L-1Br-,反應終點c向b方向移動【解析】本題應該從題目所給的圖像入手,尋找特定數據判斷題目中沉淀滴定的具體過程。注意:橫坐標是加入的硝酸銀溶液的體積,縱坐標是氯離子濃度的負對數。選取橫坐標為50

mL的點,此時向50

mL

mol·L-1的Cl-溶液中,加入了50

mL

mol·L-1的AgNO3溶液,所以計算出此時溶液中過量的Ag+的濃度為

mol·L-1(按照銀離子和氯離子1∶1沉淀,同時不要忘記溶液體積變為原來的2倍),由圖示得到此時Cl-的濃度約為1×10-8mol·L-1(實際稍小),所以Ksp(AgCl)約為0.025×10-8=2.5×10-10,所以其數量級為10-10,A正確;由于Ksp(AgCl)極小,所以向溶液中滴加硝酸銀溶液就會有沉淀析出,溶液一直是氯化銀的飽和溶液,所以c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp(AgCl),B正確;滴定的過程是用硝酸銀溶液滴定氯離子,所以滴定的終點應該由原溶液中氯離子的物質的量決定,將50

mL

mol·L-1的Cl-溶液改為50

mL

mol·L-1的Cl-溶液,此時溶液中的氯離子的物質的量是原來的倍,所以滴定終點需要加入的硝酸銀的量也是原來的倍,因此應該由c點的25

mL變為

mL=20

mL,而a點對應的AgNO3溶液的體積是15

mL,C錯誤;鹵化銀從氟化銀到碘化銀的溶解度逐漸減小,Ksp(AgCl)應該大于Ksp(AgBr),將50

mL

mol·L-1的Cl-溶液改為50

mL

mol·L-1的Br-溶液,這是將溶液中的氯離子換為等物質的量的溴離子,因為銀離子和氯離子或溴離子都是1∶1[n(Ag+)∶n(Cl-)=1∶1或n(Ag+)∶n(Br-)=1∶1]沉淀,所以滴定終點的橫坐標不變,但是因為溴化銀更難溶,所以到達滴定終點時,