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电解质溶液的知识是复杂的，对于刚刚学完化学平衡的学生来说是一种极限的挑战。化学平衡通常只研究单一可逆反应的情况，而电解质溶液中通常存在多个可逆反应，它们间相互制约、相互促进，同存在于矛盾的统一体中。如NaHCO3溶液中，存在电离反应三个：NaHCO3=Na++HCOˉ3 （完全电离），HCOˉ3H++ CO32ˉ（部分电离）， H2O H++OH- （部分电离）；水解反应一个：HCOˉ3+ H2OH2CO3+OH-。如此的复杂，这就要求学生要总体把握，细致理解。什么叫理解？所谓理解，指对形式中暗含的特殊意味的领悟。这种“领悟”在电解质溶液的学习中尤显重要。此处老师的教，学生的学均需慢，需咀嚼。否则就体味不到“暗含的意味”。
一、对电离平衡概念的理解
教材[1]上这样描述电离平衡的概念：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速度和离子重新结合生成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。如何理解这个概念?
1.应把握好概念的外延和内涵。外延有三层：大外延:电离平衡属于化学平衡;中外延：电离平衡指水溶液中的化学平衡;小外延:电离平衡指弱电解质在水溶液中的一种化学平衡（难溶电解质在水中的平衡，是已溶的离子和未溶的固相间建立的动态平衡，它是一类沉淀和溶解的多相电离平衡。但本章未涉及沉淀溶解平衡）。内涵应包括三个要素：①在一定条件下(温度和浓度)；②电解质(中学指弱电解质)；③电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等。三者相互联系，缺一不可。
2.对前概念“化学平衡”的认识。包括什么是化学平衡、化学平衡的特征、影响化学平衡的因素（浓度、温度、压强等）。
3.与“化学平衡”概念的比较。电离平衡仅指弱电解质在水分子作用下发生电离而形成的一种平衡，概念外延变小了，影响因素小了，如：不必考虑压强的影响（因没有气体参加）。
4.注意电离过程自身特点：①电离都是吸热过程，升温均能促进弱电解质在水中的电离。②弱电解质的电离均是一种分子电离成几种离子。对稀的弱电解质溶液的平衡体系，当再加水稀释时，各离子浓度降低，根据勒沙特列原理，平衡就向减弱这种变化的方向移动，即稀释时促进了电离。
5.具体教学时，利用好直观生动的感性材料，如教材中第55至56页上的四幅图示可以帮助学生理解概念。
6.用具体电离平衡体系来理解电离平衡概念。而最重要的电离平衡体系应该是水的电离平衡体系。水分子能促进电解质的电离，电解质电离出来的离子，又常会影响水的电离平衡。我们应该认识到这对矛盾的存在。纯水是一种极弱的电解质，影响水的电离平衡因素应有：①温度。升温，促进水的电离（因水电离也是吸热过程）；②浓度。在水的电离平衡体系中，增H+或OH-，均会抑制水的电离（这是“第二节 水的电离和溶液的PH”的知识），而在水中加入NH4Cl、Na2CO3等盐，由于弱离子会结合H+或OH-，从而促进水的电离（此为“盐类的水解”知识）。由此我们应该站在更高的层面上，有理由充分认识到《水的电离和溶液的PH》《盐类的水解》也是“电离平衡”概念的深化和提高。
二、理解酸碱对水的电离的抑制
常温时，0.1mol/L HCl溶液中水电离出的H+浓度是多少呢？大部分学生能根据老师传授的“套路”,先求出OH-的浓度，再利用水电离出的H+浓度和OH-的浓度相等求出结果,但是“个中意味”并一定“领悟”。此处实际上是H+浓度对水的电离平衡的影响问题。详细计算如下：
三、盐的水解促进水的电离
对“盐的水解”知识的理解，关键要抓住其本质：盐电离出的弱碱阳离子、弱酸阴离子结合水中OH-或H+，破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大了。例如pH=10的Na2CO3溶液, 水电离出的OH-浓度是10ˉ4 mol/L,比10ˉ7 mol/L大得多。盐的水溶液中离子种类多，但溶液中依然存在一些浓度的恒等关系：物料守恒式（质量恒等式）、电荷守恒式、质子守恒式。此问题教材中没有例题说明，但有习题要求，应属理解下的应用。学生总觉得“雾里看花”。这时教师应详尽分析，化抽象为具体，加强理解。如1L 0.1mol/LNaHCO3溶液的质量恒等式，不考虑电离水解,n（Na+)=0.1 mol, n（HCOˉ3）=0.1 mol。 HCOˉ3既电离又水解,根据离子方程式知,电离减少1mol HCOˉ3即生成1mol CO32ˉ ；水解减少1mol HCOˉ3，又生成1mol H2CO3 ，从而得出：n （HCOˉ3）（原有） = n（ HCOˉ3 ）（未水解、电离）+ n（ HCOˉ3）（已电离）+ n HCOˉ3（已水解）=n（HCOˉ3）+n(CO32ˉ)+n(H2CO3)=0.1 mol，进而得出 c(Na+) =c(HCOˉ3)+ c(CO32ˉ)+c(H2CO3) 。
四、中和滴定也是电离平衡知识的深化
肯定有很多同学认为中和滴定与电离平衡无关。若如此认识，的确是没有体味到其中“暗含的意味”。请看下列分析：① pH=4的0.1 mol/LCH3COOH溶液20ml能否中和0.1 mol/L的NaOH溶液20ml？能！虽然CH3COOH溶液中c(H+)=1×10ˉ4mol/L，当OH-中和了溶液中已电离的H+后，CH3COOH电离平衡被破坏，再电离出新的H+，最终恰好中和。②指示剂的选择，与电离平衡有关。强酸滴定强碱及强碱滴定强酸，选甲基橙或酚酞均可，而强酸确定弱碱，强碱滴定弱酸，指示剂的选择就不是容易理解的了。我们必须明白“中和”并不一定呈中性，呈中性不一定是中和的终点，中和是指酸碱恰好反应生成正盐，而正盐有的水解，可能呈酸性，也可能呈碱性(这就是课本上为什么把“中和滴定”放在盐类水解后的原因)。现以已知浓度的NaOH滴定未知浓度的醋酸为例来说明指示剂的选择。假若我们用甲基橙做指示剂，当NaOH滴定至pH=4.4时即变色了，而此时因CH3COONa 的水解显碱性，CH3COOH电离呈酸性,现溶液在pH=4.4变色，说明还有较多的CH3COOH 未被中和，可见甲基橙不能做指示剂，而用酚酞作指示剂在pH=8变色，正好是CH3COOH和NaOH 恰好反应时，此时滴定终点的判断就准确。故强碱滴定弱酸要用酚酞作指示剂，强酸滴定弱碱要用甲基橙作指示剂。
因此，电解质溶液的学习不能停留在形式上，而应该挖掘出它隐含的意味来：即认识到整个电离平衡模块是通过“水的电离平衡”这根暗线串联起来的，再然后做到“外在与内在异质同构”。
参考文献：
[1]人民教育出版社化学室编著.全日制普通高级中学教科书化学(选修加必修)(第二册).北京:人民教育出版社出版，2003：55~57
[2]恩格斯.自然辩证法.北京:人民教育出版社出版，1955:195
（责任编辑：张华伟）
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一、对电离平衡概念的理解
教材[1]上这样描述电离平衡的概念：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速度和离子重新结合生成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。如何理解这个概念?
1.应把握好概念的外延和内涵。外延有三层：大外延:电离平衡属于化学平衡;中外延：电离平衡指水溶液中的化学平衡;小外延:电离平衡指弱电解质在水溶液中的一种化学平衡（难溶电解质在水中的平衡，是已溶的离子和未溶的固相间建立的动态平衡，它是一类沉淀和溶解的多相电离平衡。但本章未涉及沉淀溶解平衡）。内涵应包括三个要素：①在一定条件下(温度和浓度)；②电解质(中学指弱电解质)；③电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等。三者相互联系，缺一不可。
2.对前概念“化学平衡”的认识。包括什么是化学平衡、化学平衡的特征、影响化学平衡的因素（浓度、温度、压强等）。
3.与“化学平衡”概念的比较。电离平衡仅指弱电解质在水分子作用下发生电离而形成的一种平衡，概念外延变小了，影响因素小了，如：不必考虑压强的影响（因没有气体参加）。
4.注意电离过程自身特点：①电离都是吸热过程，升温均能促进弱电解质在水中的电离。②弱电解质的电离均是一种分子电离成几种离子。对稀的弱电解质溶液的平衡体系，当再加水稀释时，各离子浓度降低，根据勒沙特列原理，平衡就向减弱这种变化的方向移动，即稀释时促进了电离。
5.具体教学时，利用好直观生动的感性材料，如教材中第55至56页上的四幅图示可以帮助学生理解概念。
6.用具体电离平衡体系来理解电离平衡概念。而最重要的电离平衡体系应该是水的电离平衡体系。水分子能促进电解质的电离，电解质电离出来的离子，又常会影响水的电离平衡。我们应该认识到这对矛盾的存在。纯水是一种极弱的电解质，影响水的电离平衡因素应有：①温度。升温，促进水的电离（因水电离也是吸热过程）；②浓度。在水的电离平衡体系中，增H+或OH-，均会抑制水的电离（这是“第二节 水的电离和溶液的PH”的知识），而在水中加入NH4Cl、Na2CO3等盐，由于弱离子会结合H+或OH-，从而促进水的电离（此为“盐类的水解”知识）。由此我们应该站在更高的层面上，有理由充分认识到《水的电离和溶液的PH》《盐类的水解》也是“电离平衡”概念的深化和提高。
二、理解酸碱对水的电离的抑制
常温时，0.1mol/L HCl溶液中水电离出的H+浓度是多少呢？大部分学生能根据老师传授的“套路”,先求出OH-的浓度，再利用水电离出的H+浓度和OH-的浓度相等求出结果,但是“个中意味”并一定“领悟”。此处实际上是H+浓度对水的电离平衡的影响问题。详细计算如下：
三、盐的水解促进水的电离
对“盐的水解”知识的理解，关键要抓住其本质：盐电离出的弱碱阳离子、弱酸阴离子结合水中OH-或H+，破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大了。例如pH=10的Na2CO3溶液, 水电离出的OH-浓度是10ˉ4 mol/L,比10ˉ7 mol/L大得多。盐的水溶液中离子种类多，但溶液中依然存在一些浓度的恒等关系：物料守恒式（质量恒等式）、电荷守恒式、质子守恒式。此问题教材中没有例题说明，但有习题要求，应属理解下的应用。学生总觉得“雾里看花”。这时教师应详尽分析，化抽象为具体，加强理解。如1L 0.1mol/LNaHCO3溶液的质量恒等式，不考虑电离水解,n（Na+)=0.1 mol, n（HCOˉ3）=0.1 mol。 HCOˉ3既电离又水解,根据离子方程式知,电离减少1mol HCOˉ3即生成1mol CO32ˉ ；水解减少1mol HCOˉ3，又生成1mol H2CO3 ，从而得出：n （HCOˉ3）（原有） = n（ HCOˉ3 ）（未水解、电离）+ n（ HCOˉ3）（已电离）+ n HCOˉ3（已水解）=n（HCOˉ3）+n(CO32ˉ)+n(H2CO3)=0.1 mol，进而得出 c(Na+) =c(HCOˉ3)+ c(CO32ˉ)+c(H2CO3) 。
四、中和滴定也是电离平衡知识的深化
肯定有很多同学认为中和滴定与电离平衡无关。若如此认识，的确是没有体味到其中“暗含的意味”。请看下列分析：① pH=4的0.1 mol/LCH3COOH溶液20ml能否中和0.1 mol/L的NaOH溶液20ml？能！虽然CH3COOH溶液中c(H+)=1×10ˉ4mol/L，当OH-中和了溶液中已电离的H+后，CH3COOH电离平衡被破坏，再电离出新的H+，最终恰好中和。②指示剂的选择，与电离平衡有关。强酸滴定强碱及强碱滴定强酸，选甲基橙或酚酞均可，而强酸确定弱碱，强碱滴定弱酸，指示剂的选择就不是容易理解的了。我们必须明白“中和”并不一定呈中性，呈中性不一定是中和的终点，中和是指酸碱恰好反应生成正盐，而正盐有的水解，可能呈酸性，也可能呈碱性(这就是课本上为什么把“中和滴定”放在盐类水解后的原因)。现以已知浓度的NaOH滴定未知浓度的醋酸为例来说明指示剂的选择。假若我们用甲基橙做指示剂，当NaOH滴定至pH=4.4时即变色了，而此时因CH3COONa 的水解显碱性，CH3COOH电离呈酸性,现溶液在pH=4.4变色，说明还有较多的CH3COOH 未被中和，可见甲基橙不能做指示剂，而用酚酞作指示剂在pH=8变色，正好是CH3COOH和NaOH 恰好反应时，此时滴定终点的判断就准确。故强碱滴定弱酸要用酚酞作指示剂，强酸滴定弱碱要用甲基橙作指示剂。
因此，电解质溶液的学习不能停留在形式上，而应该挖掘出它隐含的意味来：即认识到整个电离平衡模块是通过“水的电离平衡”这根暗线串联起来的，再然后做到“外在与内在异质同构”。
参考文献：
[1]人民教育出版社化学室编著.全日制普通高级中学教科书化学(选修加必修)(第二册).北京:人民教育出版社出版，2003：55~57
[2]恩格斯.自然辩证法.北京:人民教育出版社出版，1955:195
（责任编辑：张华伟）
“本文中所涉及到的图表、公式、注解等格式请以PDF格式阅读”