考點15 電解質(zhì)和非電解質(zhì)【考點15】電解質(zhì)和非電解質(zhì)（1）溶液的導(dǎo)電性：溶液的導(dǎo)電性取決于溶液中自由移動的離子的濃度及離子所帶的電荷數(shù)。強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定強，相反，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定弱。（2）弱電解質(zhì)的電離程度、能水解鹽的水解程度與電解質(zhì)濃度間的關(guān)系：弱酸或弱堿的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其電離程度越小；強酸弱堿鹽或弱酸強堿鹽的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其水解程度越小?！纠?6】醫(yī)院里用HgCl2的稀溶液作手術(shù)刀的消毒劑。HgCl2熔融時不導(dǎo)電，熔點低。HgS難溶于水和稀的強酸，卻易溶于飽和的NaCl溶液中。關(guān)于HgCl2的描述合理的是( )A是難溶的共價化合物B是離子化合物 C是一種強電解質(zhì)D是一種弱電解質(zhì)【答案】D。【點撥】認(rèn)知信息物質(zhì)是在理解指導(dǎo)下展開進(jìn)行的。區(qū)別化合物是共價化合物還是離子化合物就是看熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電。HgS和NaCl反應(yīng)沒有氣體、沒有沉淀，就只能歸結(jié)于HgCl2為弱電解質(zhì)。類似的反應(yīng)：PbSO4+2CH3COONH4=（CH3COO）2Pb+（NH4）2SO4，（CH3COO）2Pb為弱電解質(zhì)?！纠?7】現(xiàn)有濃度均為0.1mol/L的下列溶液：硫酸、醋酸、氫氧化鈉、氯化銨、醋酸銨、硫酸銨、硫酸氫銨，氨水，請回答下列問題：（1）、四種溶液中由水電離出的H+的濃度由大到小的順序是（填序號） 。（2）、五種溶液中，c(NH4+)由大到小的順序是填序號 。（3）將和等體積混合后，溶液中各離子濃度由大到小的順序是 。（4）已知t時，Kw=110-13，則t（填“”“”“=”） 25。在t時將pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H2SO4溶液bL混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH=2，則ab= ?！敬鸢浮浚?）。（2）。（3）c(Na+)=c（Cl-）c（OH-）c（NH4+）c（H+）。（4），92【點撥】多種物質(zhì)比較需要抓特征、分組展開，抓兩頭，帶中間。計算溶液的pH需要注重離子積Kw變化帶來的變化。【考點16】 鹽類的水解附：溶液中微粒濃度的比較 微粒濃度的大小比較首先判斷溶液中的溶質(zhì)；然后根據(jù)溶質(zhì)組成初步確定溶液中微粒濃度間的關(guān)系；接著判斷溶液的酸、堿性（或題中給出）；最后根據(jù)溶質(zhì)是否因電離或水解而造成微粒濃度的變化，根據(jù)溶液的酸堿性確定其電離和水解程度的大小，寫出微粒濃度間最終的大小關(guān)系。 微粒濃度間的守恒關(guān)系：電荷守恒：借助于離子濃度（或物質(zhì)的量）表達(dá)溶液呈電中性的式子。物料守恒：溶液中溶質(zhì)微粒符合溶質(zhì)組成的式子。【例18】常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表：實驗編號HA物質(zhì)的量濃度（mol/L）NaOH物質(zhì)的量濃度（mol/L）混合溶液的pH甲0.20.2pH=a乙c10.2pH=7丙0.10.1pH>7丁0.10.1pH=9 請回答下列問題： （1）不考慮其它組的實驗結(jié)果，單從甲組情況分析，如何用a（混合溶液的pH）來說明HA是強酸還是弱酸 。（2）不考慮其它組的實驗結(jié)果，單從乙組情況分析，c1是否一定等于0.2 mol/L ?（填“是”或“否”）。混合溶液中離子濃度c(A-)與c(Na+)的大小關(guān)系是 。A前者大 B后者大 C二者相等 D無法判斷 （3）從丙組實驗結(jié)果分析，HA是 酸（填“強”或“弱”） 。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是 。（4）丁組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)= mol/L。 寫出該混合溶液中下列算式的精確結(jié)果（不能做近似計算）。c(Na+)c(A-)= mol/L?！敬鸢浮浚?）如a=7，HA為強酸，如a>7，則為弱酸（2）否 C （3）弱 c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)(4)10-5 10-5-10-9【解析】酸HA是強酸還是弱酸，需具體展開討論。甲組實驗：HA為強酸，酸堿恰好反應(yīng)生成強酸強堿鹽，溶液呈中性。HA為弱酸，酸堿恰好反應(yīng)生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性。乙組實驗：HA為強酸時，c1=0.2 mol/L，反應(yīng)后溶液為中性。HA為弱酸時，酸過量時，所得溶液呈中性。c1大于0.2 mol/L。不論是何種情況，呈中性的溶液中只有四種離子，c（H+）=c（OH-），則c（Na+）=c（A-）。丙組實驗：酸為弱酸，NaA水解，溶液呈堿性。丁實驗：得NaA強堿弱酸鹽溶液，pH=9，溶液中c（H+）=10-9mol/L，c（OH-）=10-5mol/L。溶液中水電離出的OH-濃度就是溶液中的OH-濃度。由溶液電中性關(guān)系得溶液中c(Na+)c(A-)= c(OH-)c(H+)=10-5mol/L-10-9mol/L?！军c撥】如何證明一種物質(zhì)為弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）是歷年高考考查的重點。弱電解質(zhì)的實質(zhì)是存在電離平衡，外界條件改變會引起平衡移動，造成溶液中H+或OH-濃度的改變。強酸、弱酸的實驗驗證實驗設(shè)計思想：以證明某酸（HA）為弱酸為例：實驗方法結(jié)論測0.01 mol/L HA溶液的pHpH=2，HA為強酸。pH>2，HA為弱酸測NaA溶液的pHpH=7，HA為強酸。pH>7，HA為弱酸相同條件下，測相同濃度的HA和HCl（強酸）溶液的導(dǎo)電性導(dǎo)電性弱的為弱酸測定同pH的HA與HCl溶液稀釋相同倍數(shù)前后的pH變化pH變化小的為弱酸測定等體積、等pH的HA溶液、鹽酸分別與足量鋅反應(yīng)產(chǎn)生H2的快慢及H2的量反應(yīng)過程中產(chǎn)生H2較快且最終產(chǎn)生H2量較多的為弱酸測定等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中和堿的量耗堿量相同，HA溶液為強酸；若HA溶液耗堿量大，則HA溶液為弱酸【例19】某學(xué)生用0.1000mol/L的KOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定未知濃度的鹽酸，其操作可分解為如下幾步：A移取20.00mL待測鹽酸溶液注入潔凈的錐形瓶，并加入23滴酚酞B用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗滴定管23次C把盛有標(biāo)準(zhǔn)溶液的堿式滴定管固定好，調(diào)節(jié)滴定管尖嘴使之充滿溶液D取標(biāo)準(zhǔn)KOH溶液注入堿式滴定管至刻度線0以上23 cmE調(diào)節(jié)液面至“0”或“0”以下刻度，記下讀數(shù)F把錐形瓶放在滴定管下面，用標(biāo)準(zhǔn)KOH溶液滴定至終點并記下滴定管液面的刻度據(jù)此實驗完成填空：（1）正確操作步驟的順序是 （用序號字母填寫）。（2）上述B操作的目的是 ；若缺少這一步驟，會使滴定結(jié)果 （填“偏高”或“偏低”,下同）。（3）上述A操作之前，若先用待測溶液潤洗錐形瓶，則會使滴定結(jié)果 。（4）判斷到達(dá)滴定終點的實驗現(xiàn)象是 ?！敬鸢浮浚?）BDCEAF（2）洗去滴定管內(nèi)壁附著的水，防止將標(biāo)準(zhǔn)溶液稀釋而帶來誤差。偏高（3）偏高（4）溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色?！军c撥】中和滴定實驗有較多細(xì)節(jié)需要把握分辨：滴定管需潤洗，錐形瓶不需潤洗。滴定時眼睛需注視錐形瓶中溶液顏色的變化?！纠?0】關(guān)于小蘇打水溶液的表述正確的是（ ）Ac（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）Bc（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（OH-）CHCO3-的電離程度大于HCO3-的水解程度D存在的電離有：NaHCO3 Na+HCO3-，HCO3- H+CO32-，H2O H+OH-【解析】NaHCO3為強電解質(zhì)，溶液顯堿性。A為NaHCO3溶液中存在的物料守恒關(guān)系。B想表達(dá)的是NaHCO3溶液中存在的溶液電中性關(guān)系，但是，1個CO32-是帶2個單位的負(fù)電荷?！军c撥】可水解的鹽溶液存在多種電離，多種守恒關(guān)系。表達(dá)這些關(guān)系要做準(zhǔn)確，需要理解、細(xì)致。常見鹽溶液中的三大守恒關(guān)系表：電中性關(guān)系物料守恒關(guān)系質(zhì)子守恒關(guān)系CH3COONa溶液c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-）c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）c（OH-）=c（H+）+c（CH3COOH）NH4Cl溶液c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-）c（Cl-）=c（NH4+）+c（NH3H2O）c（H+）=c（OH-）+c（NH3H2O）NaHCO3溶液c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-）c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）c（OH-）=c（H2CO3）+c（H+）c（CO32-）Na2CO3溶液c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-）c（Na+）=2c（HCO3-）+2c（CO32-）+2c（H2CO3）c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）【例21】有A、B、C、D四種無色溶液，它們分別為CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、鹽酸和NaCl溶液的一種。已知A、B的溶液中水的電離程度相同，A. C溶液的pH相同。（1）C是 溶液，D是 溶液。（2）A溶液顯 性（填“酸”或“堿”），原因是 （用離子方程表示）。（3）B溶液中離子濃度由大到小的順序是 。（4）若B溶液中c（OH-）與C溶液中的c（H+）相同，現(xiàn)將B的溶液稀釋10倍后的pH值用pHB表示，C溶液的pH值用pHC表示，則pHB+pHC （填大于或等于某個數(shù)）?！敬鸢浮浚?）鹽酸； NaCl（2）酸，NH4+H2ONH3H2OH+（3）c（Na+）c（CH3COO-）c（OH-）c（H+）（4）pHB+pHC13【點撥】題設(shè)中的四種物質(zhì)實際上是電解質(zhì)溶液經(jīng)常討論的對象，平時加強了訓(xùn)練和理解，考時就能熟練應(yīng)對。例如，CH3COONH4、NaCl均為中性溶液，但是，溶液中水的電離程度是不同的?！纠?2】0.1mol/L的NaHSO3溶液中，有關(guān)粒子濃度由大到小的順序為： c (Na+)c (HSO3-)c (SO32-)c (H2SO3) （1）該溶液中c (H+) c (OH-)（填“”、“” 或“” ），其理由是（用離子方程式表示）： 。（2）現(xiàn)向NaHSO3溶液中，逐滴加入少量含有酚酞的NaOH溶液，可觀察到的現(xiàn)象是 ，反應(yīng)的離子方程式為： 。【答案】（1）；在NaHSO3溶液中，存在著HSO3-的電離平衡： HSO3-H+ + SO32-和水解平衡：HSO3- + H2O H2SO3 + OH-，由題給信息c (SO32-)c (H2SO3)可知HSO3-的電離程度大于水解程度，可確定c(H+)c(OH-)。（2）紅色褪去，溶液呈無色；HSO3- + OH- SO32-+ H2O 。【解析】從c (SO32-)c (H2SO3) 可知，NaHSO3存在的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性。【點撥】弱酸的酸式鹽有電離和水解兩種變化共存，溶液的酸堿性取決于那種變化是主要的。比較熟知的NaHCO3溶液為堿性，現(xiàn)在的NaHSO3溶液為酸性。值得關(guān)注的還有混合溶液。0.1mol/L的NaAC和HAC的混合溶液為酸性，0.1mol/L的NH4Cl和NH3H2O的混合溶液為堿性，0.1mol/L的NaCN和HCN的混合溶液呈堿性。【例23】在25mL 0.1molL-1NaOH溶液中逐滴加入0.2molL-1CH3COOH溶液，溶液pH變化曲線如圖所示，下列有關(guān)離子濃度的比較正確的是 （ ）A在A、B間任一點(不含A、B點)，溶液中可能有c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B在B點，a>12.5，且有c(Na+)=c(CH3COO-)=c(OH-)=c(H+)C在C點，c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)D在D點，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+)【答案】A。【點撥】分析往往需要找到比較的切入點、參考點。從酸堿恰好反應(yīng)出發(fā)，問題將逐一被破解。