专题12 电解质溶液-冲刺2024年高考化学点对点题型突破（北京专用）

专题12 电解质溶液 【核心考点梳理】 一、电解质溶液中离子浓度关系比较 1．理解电解质溶液中的两个“微弱”： (1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 (2)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 2．掌握三种守恒 (1)电荷守恒规律 电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 (2)物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 (3)质子守恒规律 质子守恒是指电解质溶液中的粒子电离出氢离子（H+）总数等于粒子接受的氢离子（H+）总数加上游离的氢离子（H+）数。或者理解为电解质溶液中分子或离子得到或失去的质子的物质的量应相等。质子守恒公式的意义是由水电离出的H+数目（或浓度）永远等于由水电离出的OH－的数目（或浓度），这是对质子守恒的另一角度的表述。质子守恒可由电荷守恒和物料守恒推导出来。 如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下： 由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。二、强酸(碱)和弱酸(碱)稀释图像 1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 分析：加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 分析：加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多 2．相同体积、相同pH值的盐酸、醋酸 分析：加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 分析：加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多 3．pH与稀释倍数的线性关系 分析：(1)HY为强酸、HX为弱酸 (2)a、b两点的溶液中：c(X－)＝c(Y－) (3)水的电离程度：d＞c＞a＝b 分析：(1)MOH为强碱、ROH为弱碱 (2)c(ROH)＞c(MOH) (3)水的电离程度：a＞b 三、酸碱中和滴定曲线 1．滴定曲线特点 氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、氨水的滴定曲线 曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应) 室温下pH＝7不一定是终点：强碱与强酸反应时，终点是pH＝7；强碱与弱酸(强酸与弱碱)反应时，终点不是pH＝7(强碱与弱酸反应终点是pH＞7，强酸与弱碱反应终点是pH＜7) 2．滴定曲线上的特殊点的分析 示例：常温下，用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如图。 (1)pH—V图各特殊点对水电离程度的影响 点 溶质 水的电离情况 A HAc 抑制 B HAc、NaAc 抑制 C HAc、NaAc 正常电离 D NaAc 只促进 E NaAc、NaOH 抑制 F NaAc、NaOH 抑制 说明：表中HAc为CH3COOH 根据图中pH数据，图中A、B、C、D、E、F各点对应的溶液中水的电离程度大小顺序图示： (2)pH—V图　各特殊点粒子大小关系及变化趋势 点 溶质 离子浓度大小比较 A HAc c(H＋)＞c(Ac－)＞c(OH－) B(1∶1) HAc、NaAc c(Ac－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) C(pH＝7) HAc、NaAc c(Ac－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－) D NaAc c(Na＋)＞c(Ac－)＞c(OH－)＞c(H＋) E(2