电解液范文第1篇

一、弱电解质的电离平衡

在弱电解质的电离平衡中，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡会发生移动，可依据化学平衡移动原理进行分析。即“加谁谁大”“减谁谁小”。加入参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定增大；减少参与平衡建立的某种微粒，其浓度一定减小。加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离的方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大浓度时弱电解质的电离程度减小。

例125 ℃时，0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，如图中的纵坐标y可以是（）

A.溶液的pH

B.醋酸的电离平衡常数

C.溶液的导电能力

D.醋酸的电离程度

解析0.1 mol/L稀醋酸加水稀释，电离程度增大，n（H+）增大，但c（H+）减小，因此pH增大，A错、D错；电离平衡常数只与温度有关，因此稀释时电离平衡常数不变，B错；加水稀释时溶液中离子浓度减小，溶液的导电能力降低，C对。

答案C。

点评本题极易把溶液的导电能力分析错误而导致失分。稀醋酸加水稀释虽然能促进醋酸的电离，但由于加入水的体积占主导地位，故溶液中离子浓度是减小的，导电能力减小；如果换成冰醋酸加水稀释，冰醋酸是电解质，固体不导电，加水稀释后，离子浓度先增加后减小，故导电能力先增大后减小。

【练习1】25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH-H>0，下列叙述正确的是（）

二、水的电离、离子积常数

水是一种极弱的电解质，发生微弱电离：H2O+H2OH3O++OH-或H2OH++OH-，一定温度下，由水电离出的H+物质的量浓度与OH-物质的量浓度的乘积为一常数，通常用KW表示。水的离子积常数（KW）只受温度影响，与溶液的酸碱性和浓度大小无关，KW随着温度的升高而增大。

例2在不同温度下，水溶液中c（H+）与c（OH-）有如图所示关系。下列条件关于离子共存说法中正确的是（）

解析本题结合Kw的理解考查离子共存问题。中性溶液中c（H+）=c（OH-），温度不确定时，不能仅根据c（H+）、c（OH-）或pH确定溶液的酸碱性。a点为中性溶液，该溶液中Fe3+不能大量共存，A错误。b点为弱酸性溶液，OH-不能大量存在，而且NH4+和OH-不能大量共存，B错误。Ba2+和CO32-不能大量共存，C错误。d点为碱性溶液，选项中的离子均可大量共存，D正确。

答案D。

点评本题易错点是读图能力差造成图像与化学原理分离。要理解酸碱性的绝对标准：酸性：c（H+）>c（OH-）、碱性：c（OH-）>c（H+）、中性：c（H+）=c（OH-）。

【练习2】水的电离平衡曲线如右图所示，下列说法不正确的是（）

A.图中五点KW间的关系：B>C>A=D=E

B.若从A点到D点，可采用温度不变在水中加入少量的酸

C.若从A点到C点，可采用温度不变在水中加入适量的NH4Cl固体。

D.若处在B点时，将pH=2的硫酸与pH=10的KOH等体积混合后，溶液显中性

三、盐类水解问题及溶液中离子浓度大小的比较

基本规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性，都弱具体定。

例3常温下，向20 mL 0.2 mol/L H2A溶液中滴加0.2 mol/L NaOH溶液。有关微粒的物质的量变化如下图。根据图示判断，下列说法正确的是（）

A.H2A是弱酸且图中的II代表HA-

B.a点溶液显碱性

C.向c点的溶液加入水的过程中，pH可能增大也可能减小

D. d点：c（Na+）+ c（H+）= 4c（A2-）+ c（OH-）

解析本题考查盐类水解以及酸碱反应的知识，难度较大。从不滴加 NaOH溶液时，I的总量小于4×10-3mol，一直可以确定H2A没有完全电离，那就可以确定H2A是弱酸。不断地滴加 NaOH溶液，二元酸转变成NaHA，最后转化成Na2A。马上确定图中的I代表H2A，II代表HA-，III代表A2-，A选项正确；当加入NaOH的体积为20 mL时，恰好反应只得NaHA，而从图像中可判断生成物中的阴离子主要为HA-，但不足4×10-3mol，同时存在的A2-的浓度大于H2A的浓度。因此可确定HA-既发生电离：HA-H++A2-，又发生水解：HA-+H2OH2A+OH-，电离程度大于水解程度.所以溶液显酸性，则a点：溶液显酸性，B错误；c点溶液显酸性，抑制水的电离，在加水稀释时，溶液酸性减弱，溶液的pH增大，C选项错误；d点电中性原理：c（Na+）+ c（H+）= 2c（A2-）+ c（OH-）+ c（HA-），由于c（HA-）= c（A2-），则有c（Na+）+ c（H+）= 3c（A2-）+ c（OH-），D也错误。

答案A。

点评同学们解答本题时要注重细节，关注信息（图表、数据）的处理与应用，注重学科内综合，将基本原理与元素化合物知识、化学实验、化学计算等相联系。

【练习3】常温下，已知0.1 mol ・L-1的CH3COOH和HCN溶液的pH分别为a、b，且l

A.常温下，等浓度的CH3COOH溶液和HCN溶液的pH前者较小

B.在NaCN溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（CN-）

C.相同的温度下，相同pH的CH3COOH溶液和HCN溶液分别加水稀释，溶液pH随溶液体积变化的曲线如图1所示

D.常温下，CH3COOH溶液和HCN溶液中由水电离出的c（OH-）与盐浓度的变化曲线如图2所示

例4物质A～E都是由下表中的离子组成的，常温下各物质从1 mL稀释到1 000 mL，pH的变化如甲图所示，其中A与D反应得到E。请回答：

（1）根据甲图中各物质的pH变化关系，写出下列物质的化学式：B：________，D：________。

（2）甲图中a>9的理由是_________________________________________________。

（3）另取浓度为c1的B溶液25 mL，向其中逐滴滴加0.2 mol/L的D溶液，滴定过程中溶液pH的变化曲线如乙图所示。

①c1为________；

②G点溶液呈中性，则加入D溶液的体积V________（填“>”“

③常温下B、C溶液的pH分别是a、b且a+b=13，则将B、C混合恰好完全反应时所消耗B、C溶液的体积比VB∶VC=________。

解析（1）从甲图中可以看出，A、B呈碱性，E呈中性，C、D呈酸性，B物质稀释1 000倍后，其pH从12降低到9，所以B为强碱NaOH，C物质稀释1 000倍后，其pH从2升高到5，所以C为强酸HCl，A、D反应得到中性物质E，则A为NH3・H2O，D为CH3COOH，E为CH3COONH4。

（2）NH3・H2O为弱电解质，氨水稀释后平衡向电离的方向移动，溶液中OH-的浓度没有下降到原来的千分之一，故a>9。（3）①NaOH溶液的pH为13，所以c（NaOH）=0.1 mol・L-1；②由题意知n（NaOH）=0.1 mol・L-1×25×10-3 L=2.5×10-3 mol，为使反应后的溶液呈中性，则需消耗物质的量浓度为0.2 mol・L-1的强酸12.5 mL，但CH3COOH为弱酸，故加入的CH3COOH的体积应大于12.5 mL；③NaOH与HCl溶液恰好反应，则n（OH-）=n（H+），即10a-14VB=10-bVC，所以VB∶VC=10-b-a+14=10∶1。

答案（1）NaOHCH3COOH。

（2）A是氨水，稀释时，平衡向电离的方向移动，溶液中OH-的浓度没有下降到原来的千分之一。

（3）①0.1 mol/L②>③10∶1。

点评本题综合考查离子反应、强弱电解质稀释问题、盐类水解等知识点，全面考查考生的综合能力。

练习参考答案

电解液范文第2篇

[关键词]锂离子电池 电解液量 添加剂 阻燃 防过充 高电压电解液

中图分类号：TN611 文献标识码：A 文章编号：1009-914X（2017）01-0388-01

1.锂离子电池电解液

1.1 液体电解液

电解质的选用对锂离子电池的性能影响非常大，它必须是化学稳定性能好尤其是在较高的电位下和较高温度环境中不易发生分解，具有较高的离子导电率，而且对阴阳极材料必须是惰性的、不能侵腐它们。由于锂离子电池充放电电位较高而且阳极材料嵌有化学活性较大的锂，所以电解质必须采用有机化合物而不能含有水。但有机物离子导电率都不好，所以要在有机溶剂中加入可溶解的导电盐以提高离子导电率。

1.2 固体电解液

用金属锂直接用作阳极材料具有很高的可逆容量，其理论容量是石墨材料的十几倍，价格也较低，被看作新一代锂离子电池最有吸引力的阳极材料，但会产生枝晶锂。采用固体电解质作为离子的传导可抑制枝晶锂的生长，使得金属锂用作阳极材料成为可能。此外使用固体电解质可避免液态电解液漏液的缺点，还可把电池做成更薄、能量密度更高、体积更小的高能电池。固体聚合物电解质具有良好的柔韧性、成膜性、稳定性、成本低等特点，既可作为正负电极间隔膜用又可作为传递离子的电解质用。

2.电解液量的影响

2.1 电解液量对电池容量的影响

容量随着电解液量的增加而增加，容量最好的电池是隔膜刚好浸润。电解液量不够，正极片浸润不充分，隔膜未浸润，导致内阻偏大，容量发挥较低。电解液量的增加有利于充分利用活性物质的容量。由此说明，电池容量与电解液量有较大关系，电池容量随着电解液量的增加而增加，但最后基本趋于恒定。

2.2 电解液量对电池循环性能的影响

电解液量较少，导电率降低，循环后内阻增大快，加速电池局部电解液的分解或挥发，是电池循环性能的恶化速度逐渐加快。电解液过多导致电芯的副反应也相对增加，产气量较多，导致电芯的循环性能下降。再者电解液过量也浪费。由此可见电解液量对电池的循环性能影响非常明显，电解液过少或过多，都不利于电池的循环性能。

2.3 电解液量对电池安全性能的影响

电池的安全性能好主要是使用过程中不出现鼓壳和爆炸。电池爆炸的其中一个原因就是注液量达不到工艺要求。当电解液量过少时，电池内阻大，发热多。温度升高导致电解液迅速分解产气，隔膜融化，造成电池气胀短路爆炸。而当电解液量过多时，充放电过程产生的气体量大，电池内部压力大，壳体破裂，引起电解液泄露。电解液温度较高时，遇到空气而着火。

3.添加剂的研究

针对电解液存在诸多不安全因素，不仅会影响人们的人身安全，同时也降低了锂离子动力电池的使用寿命，所以电解液中加入添加剂这项研究十分必要。

3.1 电解液添加阻燃剂防止燃烧爆炸

阻燃机理源于高分子聚合物的阻燃机理，在不影响电池电化学性能的条件下，阻燃添加剂主要表现在如下几方面：添加剂受热分解，释放出捕获燃烧反应中的・OH（羟基）自由基，使按自由基链式反应进行的燃烧过程终止；加入无闪点或高闪点的阻燃添加剂来替代或部分替代易燃和热稳定性差的有机溶剂，使其本身的闪点提，燃烧性降低；添加剂吸热分解，利用热分解时生成的不燃性气体的气化热来降低电解液的温度，使其温度减慢上升。现在常用的阻燃剂是复合阻燃添加剂。

3.2 复合阻燃添加剂

在现代阻燃技术中，阻燃剂的复合技术是极其重要的发展方向。复合阻燃体系顾名思义，具有两种以上的阻燃元素，兼有不同种类阻燃剂的特性。几种阻燃元素的协同作用即可降低添加剂用量，又可提高阻燃效率，复合协同作用为电解液阻燃技术的深入研究开辟了广阔的前景。目前，用于锂离子电池电解液中复合阻燃添加剂主要是磷-氟类化合物，特别是氟代磷酸酯类化合物，此类化合物具有P和F两种阻燃元素，可以协同作用。

4.电解液加入添加剂，防止过度充电

过充电保护添加剂应该具有的特点：在有机电解液中具有良好的溶解性和足够快的扩散速度，能在大电流范围内提供保护作用；在电池使用温度范围内具有良好的稳定性；有合适的氧化电势，其值在电池的充电截止电压和电解液氧化的电势之间；氧化产物在还原过程中没有其他副反应，以免添加剂在过充过程中被消耗；添加剂对电池的性能没有副作用？。电解液防止过度充电通常有两种添加剂：电聚合添加剂和氧化还原电对添加剂。

电聚合添加剂的加入，使电池自动放电至安全状态，防止了电池的爆炸，同时该种添加剂聚合时产生大量气体，导致电池膨胀比较严重，所以电解液不宜加入；氧化还原电对添加剂对锂离子电池有很好的过充电保护作用。

5.电解液加入添加剂，可以增强耐高压

目前，常规碳酸酯溶剂体系碳酸丙烯酯，碳酸乙烯酯，碳酸二乙酯，碳酸二甲酯和碳酸甲基乙基酯组成的电解液基本能够满足高电压材料的充放电测试需要，但是锂盐浓度的增加会降低电解液的热稳定性。

5.1 氟代溶剂

由于氟原子具有强电负性和弱极性，致使氟代溶剂具有较高的电化学稳定性。目前氟代溶剂大多作为共溶剂或添加剂用在锂离子电池液态电解液中。通过研究一系列部分被氟取代或完全被氟取代的有机碳酸酯溶剂，证实了普通有机溶剂在引入氟元素之后，其物理性质发生了很大的变化，如溶剂的凝固点降低、抗氧化的稳定性提高、有利于在碳负极表面形成固体电解质界面膜。

5.2 腈类溶剂

一般含腈基的有机溶剂的反应产物是羧化物、醛或相应的有机胺，因此腈基溶剂在使用过程中是安全的，不用担心因剧毒的CN-离子的出现而影响使用。其中GLN和AND在众多二腈基溶剂中表现出最佳的热稳定性、低粘度和高介电常数等优点。但是，腈类溶剂与锂离子电池的石墨或金属锂等低电位负极相容性较差，极易在负极表面发生聚合反应，聚合产物会阻止？Li+的脱嵌添加适量的EC或LiBOB可以改善此类溶剂与低电位负极的相容性。室温下AND或GLN与共溶剂EC组成的电解液具有较高的离子电导率和较低的粘度，完全满足锂离子电池的充放电需求且使用后电池循环性能较好。

6.添加剂展望

随着近年来锂离子电池工业的迅速发展，新型添加剂的研究与开发已经成为锂离子电池研究中一个活跃的领域，同时，还有一些添加剂如防止过充电添加剂、控制电解液中水和HF的添加剂。添加剂用于锂离子电池的研究目标是进一步提高电池的整体电化学性能，实现锂离子电池的跨越式发展和市场创新，拓宽锂离子电池的应用范围。

电解液范文第3篇

一、基础知识的准备

电解质溶液中粒子浓度的大小比较问题，最常用到的知识点有弱电解质的电离、盐类的水解和电解质溶液中的守恒关系。

1.弱电解质电离的特点

（1）通常弱电解质的电离程度都很小，未电离的分子远多于电离生成的离子。若考虑水的电离，则氨水中：c（NH3·H2O）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（H+）

（2）多元弱酸的电离，分步进行且逐级锐减，故以第一步电离为主。

2.盐类水解的特点

（1）通常弱离子的单水解程度都很小，未水解的离子远多于水解生成的粒子。若考虑水的电离，则NH4Cl溶液中：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH-）

（2）多元弱酸根离子的水解，分步进行且逐级锐减，故以第一步水解为主。

3.电离与水解程度的相对强弱

在多元弱酸的酸式盐溶液中、等浓度的一元弱酸（或弱碱）与其对应盐的混合溶液中电离与水解是同时存在的，谁占优势，取决于电离与水解程度的相对大小（一般题示，但亦可根据Kh=Kw/Ki进行判断，若电离常数Ki>10-7，则水解常数Kh

（1）对多元弱酸的酸式盐溶液来说，在NaHSO3、NaH2PO4等溶液中，以酸式根离子的电离为主，溶液呈酸性。其他中学常见的多元弱酸的酸式盐溶液，一般以水解为主，溶液呈碱性。

（2）对等浓度的一元弱酸（或弱碱）与其对应盐的混合溶液来说，一般以弱酸（或弱碱）的电离为主。如等浓度的醋酸和醋酸钠的混合液，以醋酸的电离为主，溶液呈酸性。

4.电解质溶液中的守恒关系

（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷数与所有阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中n（Na+）＋n（H+）＝n（HCO3－）＋2n（CO32－）＋n（OH－），则c（Na+）＋c（H+）＝c（HCO3－）＋2c（CO32－）＋c（OH－）

（2）物料守恒：电解质由于电离或水解而转化为其他离子或分子时，离子或分子中某特定元素的原子总数保持不变。如NaHCO3溶液中n（Na+）＝n（C），则c（Na+）＝c（HCO3－）＋c（CO32－）＋c（H2CO3）

（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。如在NH4HCO3溶液中H3O+（即H+）、H2CO3为得到质子后的产物；NH3·H2O、OH－、CO32－为失去质子后的产物，故有以下关系：c（H3O+）+c（H2CO3）=c（NH3·H2O）+c（OH－）+c（CO32－）（也可通过电荷守恒和物料守恒来推导）。

二、解题策略的形成

解题时应养成严谨、细致的好习惯。首先应找出溶液中存在的全部电离和水解过程，并理清主要和次要过程，然后确定溶液中存在的微粒种类，最后判断粒子浓度的大小（一般主要过程产生的粒子浓度较大，多个过程产生的粒子比单个过程产生的粒子浓度大）。下面通过例题来加以尝试说明。

例1.比较H2S溶液中离子浓度的大小

解析：此为多元弱酸溶液，先找出全部的电离过程，并按1（2）理清主次。H2S？葑HS-+H+（主），HS-？葑S2-+H+（次），H2O？葑H++OH－（次），结合1（1）通过观察即可得出离子浓度由大到小的顺序为c（H+）＞c（HS-）＞c（S2-）＞c（OH－）。

例2.比较Na2S溶液中离子浓度的大小

解析：此为多元弱酸的正盐溶液，先找出全部的电离和水解过程，并结合2（2）理清主次。Na2S？葑2Na++S2-（主），S2-+H2O？葑HS-+OH-（主），HS-+H2O？葑H2S+OH-（次），H2O？葑H++OH－（次），结合2（1）通过观察即可得出离子浓度由大到小的顺序为c（Na+）＞c（S2-）＞c（OH-）＞

c（HS-）＞c（H+）。

例3.0.1　mol·L-1　KHS溶液中下列表达式不正确的是（　）

A.c（K+）+c（H+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）

B.c（K+）>c（HS-）>c（OH-）>c（S2-）>c（H+）

C.c（HS-）+c（S2-）+c（H2S）=0.1　mol·L-1

D.c（K+）>c（HS-）>c（OH-）>c（H2S）>c（H+）

解析：此为多元弱酸的酸式盐溶液，先找出全部的电离和水解过程，并结合3（1）理清主次。KHS？葑K++HS-（主），HS-+H2O？葑H2S+OH-（主），HS-？葑S2-+H+（次），H2O？葑H++OH－（次），结合2（1）通过观察即可得出离子浓度由大到小的顺序为c（K+）＞c（HS-）＞c（OH-）＞

c（H2S）>c（H+）＞c（S2-），故B错，D对；由等式两边的粒子种类可知，A为电荷守恒式，B为物料守恒式，由4（1）可知A对；由4（2）可知C对；答案选B。

例4.在25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（　）

A.c（Na+）=c（CH3COO-）＋c（CH3COOH）

B.c（H+）=c（CH3COO-）＋c（OH-）

C.c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）

D.c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-）

电解液范文第4篇

一、未充分了解强电解质和弱电解质、弱电解质在水溶液中的电离平衡

从物质分类上看，强酸、强碱、绝大多数的盐（包括难溶盐）等属于强电解质，弱酸、弱碱、极少数的盐、两性氢氧化物、水等属于弱电解质。弱酸、弱碱在水中存在电离平衡，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡，温度、浓缩、稀释、加酸或碱等与之反应的物质，可以使电离平衡移动，改变电离度和溶液的pH等。

【例1】（2016・全国课标I，12）298K时，在20.0 mL 0.10 mol・L-1氨水中滴入0.10 mol・L-1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图1所示。已知0.10 mol・L-1氨水的电离度为1.32%，下列有关叙述正确的是（ ）

A. 该滴定过程应该选择酚酞作为指示剂

B. M点对应的盐酸体积为20.0 mL

C. M点处的溶液中c（NH4+）= c（Cl-）= c（H+）= c（OH-）

D. N点处的溶液中pH < 12

错解：选B。把弱碱当成强碱分析，M点的pH=7，说明氨水与盐酸恰好完全中和，则n（NH3・H2O）= n（HCl），即c（NH3・H2O）・V（碱溶液）= n（HCl）・V（酸溶液），则V（酸溶液）= 0.10 mol・L-1×20.0 mL÷ 0.10 mol・L-1 = 20.0 mL。

解析：氨水与盐酸恰好完全中和为氯化铵和水时，由于氯化铵属于强酸弱碱盐，则所得混合溶液呈弱酸性，pH < 7，因此不能选择变色范围在碱性区间的酚酞，应该选择变色范围在酸性区间的甲基橙，A项错误；等体积等浓度的氨水与盐酸恰好完全中和生成具有弱酸性的氯化铵溶液，pH NH3・H2O > H2O，且氯化铵的水解程度等于稍过量氨水的电离程度，则M点处的溶液中c（NH4+）=c（Cl-）>c（H+）= c（OH-），C项错误；NH3・H2O是一元弱碱，N点的pH就是0.10 mol・L-1氨水的pH，由于0.10 mol・L-1氨水的电离度为1.32%，则其c（OH-）=0.10 mol・L-1×1.32%=1.32×10-3 mol・L-1，298K时，Kw= c（H+）・c（OH-）=1.0×10-14，则该氨水中c（H+）= Kw / c（OH-） = 1.0/1.32×10-11mol・L-1，pH=-lgc（H+）=-lg（1.0/1.32×10-11）=-lg（1.0/1.32）+11

答案：D

二、片面地了解外界条件对水的电离平衡及离子积的影响

温度、加酸（或碱或盐等物质）等外界条件能使水的电离平衡发生移动，可以用勒夏特列原理进行分析推断，水的离子积揭示了任何酸、碱、盐的稀溶液中均存在H+和OH-，只要温度不变，Kw不变。

【例2】（2015・广东，11）一定温度下，水溶液中H+和OH-的浓度变化曲线如图2所示，下列说法正确的是（ ）

A. 升高温度，可能引起有c向b的变化

B. 该温度下，水的离子积常数为1.0×10-13

C. 该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化

D. 该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化

错解：选D。把稀释中性的水等同于稀释弱碱或强碱弱酸盐溶液，稀释导致c（OH-）减小，故选D。

解析：水的电离是吸热反应，升高温度促进水的电离，则c（H+）、c（OH-）、Kw均增大，而cb时，c（H+）增大、c（OH-）减小、Kw不变，故A项错误；c（H+）・c（OH-） = Kw，从图中b点数据代入可知，该温度下，水的离子积常数Kw=1.0×10-12，故B项错误；FeCl3是能水解的强酸弱碱盐，其电离出的Fe3+与水电离出的OH-结合生成弱电解质――Fe（OH）3，即减小c（OH-），使H2O ? OH- + H+的电离平衡向正反应方向移动，则c（H+）增大，ba时c（H+）增大、c（OH-）减小、Kw不变，故C项正确；该温度下，稀释溶液时，Kw不变，而cd时c（H+）不变、c（OH-）减小、Kw减小，故D项错误。

答案：C

三、对Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp的关系缺少了解

水溶液中离子平衡所涉及的弱酸或碱的电离常数、水的离子积、盐类水解平衡常数、溶度积存在密切的关系，有关计算式之间的关系需要归纳和总结。

【例3】下列有关电解质溶液的说法正确的是（ ）

A. 向0.1 mol・L-1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小

B. 将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大

C. 向盐酸中加入氨水至中性，溶液中>1

D. 向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不变

错解：选C。如果氨水与盐酸恰好完全中和，即n（NH3・H2O） = n（HCl），所得HN4Cl溶液呈弱酸性，只有少过量的氨水与盐酸混合，所得溶液才能呈中性，n（NH3・H2O） > n（HCl），则源自前者n（NH4+）大于源自后者的n（Cl-），则c（NH4+） > c（Cl-），故选C。

解析：=×= Ka（CH3COOH）×，弱酸的电离常数与温度有关，温度保持不变时，Ka（CH3COOH）不变，加水稀释能使CH3COOH? CH3COO- + H+的电离平衡向右移动，n（CH3COO-）增大，溶液的V也增大，且n（CH3COO-）的增大程度小于溶液体积的增大程度，由n/V可知，稀释后c（CH3COO-）减小，因此增大，则Ka（CH3COOH）×增大，A项错误；CH3COONa是强碱弱酸盐，能够水解，且其水解反应是吸热反应，升温能使CH3COO- + H2O ? CH3COOH + OH- 的水解平衡向右移动，水解平衡常数或增大，而水解平衡常数的倒数则减小，B项错误；向盐酸中加入氨水至中性，所得溶液中溶质为NH4Cl和NH3・H2O，存在NH4+、Cl-、H+、OH-四种离子，由电荷守恒可得如下关系式：

c（NH4+） + c（H+） = c（Cl-） + c（OH-），由中性溶液可得如下关系式： c（H+） = c（OH-），综合上述二式可知，c（NH4+） = c（Cl-），则=1，C项错误；==，向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，增大c（Ag+）或生成物浓度，虽然能使AgCl（s） ?Ag+ + Cl-、AgBr（s） ? Ag+ + Br-的溶解平衡向左移动，但是Ksp（AgCl）、Ksp（AgBr）只与温度有关，改变浓度变量时，温度等变量必须保持不变，因此Ksp（AgCl）、Ksp（AgBr）的大小不变，则不变，D项正确。

答案：D

四、滥用强碱弱酸或强酸弱碱中和过程微粒浓度变化

酸碱中和反应过程中混合溶液的pH与微粒浓度大小的变化关系是近年高考的热点，先由混合溶液的pH推断c（H+）与c（OH―）的大小，再由电荷守恒关系式推断盐溶液离子浓度大小，由酸碱浓度和体积推断酸碱过量与否以及物料守恒关系式的正确等。

【例4】25℃时，向10mL0.01mol/LKOH溶液中滴加0.01mol/LCH3COOH溶液，混合溶液中粒子浓度关系正确的是（ ）

A. pH>7时，c（CH3COO―）>c（K+）>c（H+）>c（OH―）

B. pHc（CH3COO―）>c（H+）>c（OH―）

C. pH=7时，c（K+）=c（CH3COO―）>c（OH―）=c（H+），V[CH3COOH（aq）]=10mL

D. V[CH3COOH（aq）]=20mL时，c（CH3COO―）+c（CH3COOH）=2 c（K+）

错解：选C。pH=7时，先可推断溶液中c（OH―）=c（H+），再由电荷守恒原理可知c（K+）=c（CH3COO―）。

解析：根据电荷守恒关系式和溶液的酸碱性，pH>7时，c（K+）>c（CH3COO―）>c（OH―）>c（H+），故A错；pHc（K+）>c（H+）>c（OH―），故B错；CH3COOK 溶液呈弱碱性，则pH=7的溶液中溶质为CH3COOK和CH3COOH，说明反应KOH+CH3COOH=CH3COOK+H2O中乙酸适当过量，则V[CH3COOH（aq）]>10mL，故C错；V[CH3COO （aq）]=20mL时，n（CH3COOH）=2n（KOH），根据物料守恒关系式，c（CH3COO―）+c（CH3COOH）=2 c（K+），故D正确。

答案：D

五、缺乏溶度积计算的基本技能

难溶电解质在水中存在溶解平衡，以AmBn（s）?mAn+（aq）+nBm-（aq）为例，Ksp（AmBn）=cm（An+）・cn（Bm-），式中的浓度都是平衡浓度。溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡发生移动但不会改变溶度积。相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。如已知Ksp（AgCl）>Ksp（AgBr）>Ksp（AgI），可得出溶解度的大小为AgCl>AgBr>AgI。

【例5】（2016・全国课标I，27（3））在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl-，利用Ag+与CrO42-生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好完全沉淀（浓度等于1.0×10-5mol・L-1）时，溶液中c（Ag+）为 mol・L-1，此时溶液中c（CrO42-）等 于 mol・L-1。（已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10）。

错解：2.0×10-5 1.0×10-7。由AgCl的Ksp可知，当Cl-恰好完全沉淀时，溶液中c（Ag+）= 2.0×10-5 mol・L-1；由Ag2CrO4的Ksp可知，当Ag+恰好完全沉淀时，溶液中c（CrO42-）等于（2.0×10-12）/（2.0×10-5）mol・L-1=1.0×10-7 mol・L-1。

解析：AgCl（s）?Ag++Cl-，Ksp（AgCl）= c（Ag+）・c（Cl-），当Cl-恰好完全沉淀（浓度等于1.0×10-5 mol・L-1）时，2.0×10-10=c（Ag+）×1.0×10-5，则c（Ag+）=2.0×10-5 mol・L-1；同理，Ag2CrO4（s）?2 Ag++CrO42-，Ksp（Ag2CrO4） = c2（Ag+）・c（CrO42-），当c（Ag+）= 2.0×10-5 mol・L-1时，2.0×10-12=（2.0×10-5 ）2×c（CrO42-），则c（CrO42-）= 5.0×10-3 mol・L-1。

电解液范文第5篇

一、物料守恒

在反应前后，某物质在溶液中可能离解成多种粒子，或者因化学反应而生成多种粒子的产物，在平衡状态时，该物质的各粒子浓度之和必然等于该物质的分析浓度，这一规律称为物料平衡（或质量平衡）.它的数学表达式叫做物料等衡式或质量等衡式.

例1 写出0.1 mol/L・NaHCO3，溶液的物料等衡式t

分析 NaHCO3（0.1 mol/L）在溶液中存在如下关系：

NaHCO3Na++HCO-3

HCO-3+H2OH2CO3+OH-

HCO-3H++CO2-3

溶质在溶液中存在的粒子有Na+，HCO-3，H2CO3，CO2-3四种.根据物料平衡规律平衡时有如下关系：c（Na+）=0.1 mol/L，c（H2CO3）+c（HCO2-3）+c（CO2-3）=0.1 mol/L.

即：c（Na+）=c（H2CO3）+c（HCO-3）+c（CO2-3）

=0.1 mol/L

在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的.此类元素守恒题中各粒子之间的关系一般为：c（不变化的离子）=c（变化的离子）+c（水解后生成的弱电解质）+c（电离所得二元弱酸根离子）

例2 写出Na2CO3，溶液的物料等衡式

分析 在Na2CO3溶液中存在如下关系：

Na2CO32Na++CO2-3

CO2-3+H2OHCO-3+OH-

HCO-3+H2OH2CO3+OH-

故碳元素以HCO-3，H2CO3，CO2-3三种形式存在.且钠原子数目是碳原子数目的二倍.它们之间有如下守恒关系：c（Na+）=2c（H2CO3）+2c（HCO-3）+2c（CO2-3）

二、电荷守恒

电解质溶于水时，当处于平衡状态时，无论发生什么变化，溶液中正电荷的总数必等于负电荷总数，即溶液总是电中性的，这一规律称为电荷守恒.它的数学表达式叫电荷等衡式.

例3 写出NaHCO3在溶液中的电荷等衡式分析：溶液中带正电荷的离子有Na+，H+，个带有1个单位的正电荷；带负电荷的离子有OH-，HCO-3，CO2-3，前两者各带有1个单位的负电荷，后者带有2个单位的负电荷.根据电荷守恒，则NaHCO3溶液的电荷等衡式为：

c（Na+）+c（H+）=c（HCO-3）+c（OH-）+2c（CO2-3）

三、质子守恒

即酸碱反应达到平衡时，酸（含广义酸）失去质子（H+）的总数等于碱（或广义碱）得到的质子（H+）总数.这种得失质子（H+）数相等的关系就称为质子守恒.

质子守恒研究对象主要是电解质溶液的溶剂水，是指溶液中由水电离出来的H+和OH-总是相等的〔c（H+）=c（OH-）〕，质子守恒式反应了电解质溶液中分子或离子得失质子（H+）的物质量相等的一种数学关系，其数学表达式称为质子等衡式.

例4 写出Na2CO3溶液的质子等衡式，

分析 在其溶液中与质子转移有关的组分有：CO2-3，H2O，H2CO3， HCO-3，H3O+，OH-.可确定为CO2-3，H2O为参考水准.

与质子参考水准相比，H2CO3是由参考水准得两个质子而来，HCO-3是由参考水准得一个质子而来；H3O+是由参考水准得一个质子而来，OH-是由参考水准失去一个质子而来.

故Na2CO3溶液的质子等衡式为：

c（H3O+）+c（HCO-3）+2c（H2CO3）=c（OH-）

或c（H ）+c（HCO-3）+2c（H2CO3）=c（OH-）

例5 写出NH4H2PO4溶液的质子等衡式，

分析 与质子转移有关的组分有：NH+4，H2PO-4， H2O，H3PO4， H3O+，NH3，HPO2-4，PO3-4， OH-；可选择质子参考水准为NH+4，H2PO-4，H2O，这样可以直接写出质子等衡式为：

c（H+）+c（H3PO4）=c（OH-）+c（NH3）+c（HPO2-4）+2c（PO3-4）

学生在做习题时，常会遇到微粒浓度有等量关系的题目.此时，利用三种守恒式解题简便快捷，一切问题便迎刃而解.

例6 在0.1 mol/L・CH3COONa溶液中，下列关系不正确的是（ ）.

A.c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（CH3COOH）>c（H+）

B.c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）

C.c（Na+）+c（OH-）=c（CH3COO-）+2c（CH3COOH）+c（H+）

D.c（Na+）>c（OH-）=c（CH3COOH）>c（CH3COO-）>c（H+）

解析 CH3COONa溶液中存在如下关系：

CH3COONa=CH3COO-+Na+

CH3COO-+H2O=CH3COOH+OH-

H2O=H++OH-

故可知A正确，D不正确.

据三种等衡式（1）物料等衡式：c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1 mol/L故B正确.（2）电荷等衡式：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-）

（3）质子等衡式：c（H+）+c（CH3COOH）=c（OH-）

（1）（3）合并得C正确.故本题答案为D.

例7 下列浓度关系正确的是（ ）.

A. 氯水中：c（Cl2）=2[c（ClO-）+c（Cl-）+c（HClO）]

B. 氯水中：c（Cl-）>c（H+ ）>c（OH-）>c（ClO-）

C. 等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c（Na+）=c（CH3COO-）

D. Na2CO3溶液中：c（Na+）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（HCO-3）>c（H+ ）

解析 根据氯水中所含粒子的种类可知氯水中也含有氯气分子，A设置了一个貌似物料守恒的式子而忽视了氯气分子的存在，故A错；根据Cl2+H2OHClO+H++Cl-，HCl完全电离 而HClO部分电离，可知正确的顺序c（H+）>c（Cl-）>c（ClO-）>c（OH-），B错；C项等物质的量的强碱与弱酸混合生成强碱弱酸盐溶液显碱性c（OH-）>c（H+），再根据溶液中电荷守恒可以判断c（Na+）>c（CH3COO-） ；