专题九 电解质溶液的三个守恒教师版

专题九电解质溶液的三个守恒

一、电荷守恒：整个溶液不显电性

1.概念：溶液中阳离子所带的正电总数=阴离子所带的负电总数

2.注意：离子显几价其浓度前面就要乘上一个几倍的系数

3.指出：既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离，还要考虑盐的水解

在电解质溶液中，某些离子能够发生水解或者电离，变成其它离子或分子等，这虽然可使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，因此应该始终遵循原子守恒。

1.某一种原子（团）的数目守恒:

若已知以下各电解质的浓度均为0.1mol/L

则它电离或水解出的各种粒子的浓度之和就等于0.1mol/L

（三）质子守恒：

2.范围：只有可水解的盐溶液中才存在着质子守恒

（3）弱酸弱碱盐的溶液中：

电解质溶液习题及答案 ()

第七章（一）电解质溶液练习题 一、判断题： 1．溶液是电中性的，正、负离子所带总电量相等，则正、负离子离子的迁移数也相等。2．离子迁移数与离子速率成正比，某正离子的运动速率一定时，其迁移数也一定。 3．离子的摩尔电导率与其价态有关系。 4．电解质溶液中各离子迁移数之和为1。 5．电解池通过l F电量时，可以使1mol物质电解。 6．因离子在电场作用下可以定向移动，所以测定电解质溶液的电导率时要用直流电桥。 7．无限稀电解质溶液的摩尔电导率可以看成是正、负离子无限稀摩尔电导率之和，这一规律只适用于强电解质。 8．电解质的无限稀摩尔电导率Λ∞ m可以由Λm作图外推到c1/2 = 0得到。 下列关系式是否正确： (1) Λ∞,1＜Λ∞,2＜Λ∞,3＜Λ∞,4 （2）κ1＝κ2＝κ3＝κ4 (3)Λ∞,1＝Λ∞,2＝Λ∞,3＝Λ∞,4 (4)Λm,1＝Λm,2＝Λm,3＝Λm,4 10．德拜—休克尔公式适用于强电解质。 11．对于BaCl2溶液，以下等式成立： (1) a = γb/b0；(2) a = a+·a - ； (3) γ± = γ+·γ - 2； (4) b = b+·b-；(5) b±3 = b+·b-2； (6) b± = 4b3。12．若a(CaF2) = 0.5，则a(Ca2+) = 0.5 ，a(F－) = 1。 二、单选题： 1．下列溶液中哪个溶液的摩尔电导最大：

(A) 0.1M KCl水溶液；(B) 0.001M HCl水溶液； (C) 0.001M KOH水溶液；(D) 0.001M KCl水溶液。 2．对于混合电解质溶液，下列表征导电性的量中哪个不具有加和性： (A) 电导；(B) 电导率； (C) 摩尔电导率；(D) 极限摩尔电导。 3．在一定温度和较小的浓度情况下，增大强电解质溶液的浓度，则溶液的电导率κ与摩尔电导Λm变化为： (A) κ增大，Λm增大；(B) κ增大，Λm减少； (C) κ减少，Λm增大；(D) κ减少，Λm减少。 4．在一定的温度下，当电解质溶液被冲稀时，其摩尔电导变化为： (A) 强电解质溶液与弱电解质溶液都增大； (B) 强电解质溶液与弱电解质溶液都减少； (C) 强电解质溶液增大，弱电解质溶液减少； (D) 强弱电解质溶液都不变。 5．分别将CuSO4、H2SO4、HCl、NaCl从0.1mol·dm－3降低到0.01mol·dm－3，则Λm变化最大的是： (A) CuSO4 ；(B) H2SO4 ； (C) NaCl ；(D) HCl 。 6．影响离子极限摩尔电导率λ∞ m的是：①浓度、②溶剂、③温度、④电极材料、 ⑤离子电荷。 (A) ①②③；(B) ②③④； (C) ③④⑤；(D) ②③⑤。 7．科尔劳施的电解质溶液经验公式Λ＝Λ∞－Ac1/2，这规律适用于： (A) 弱电解质溶液；(B) 强电解质稀溶液； (C) 无限稀溶液；(D) 浓度为1mol·dm－3的溶液。 8．已知298K，?CuSO4、CuCl2、NaCl的极限摩尔电导率Λ∞分别为a、b、c(单位为S·m2·mol－1)，那么Λ∞(Na2SO4)是： (A) c＋a－b；(B) 2a－b＋2c； (C) 2c－2a＋b； (D) 2a－b＋c。 9．已知298K时，(NH4)2SO4、NaOH、Na2SO4的Λ∝分别为3.064×10－2、2.451×10－2、 2.598×10－2 S·m2· mol－1，则NH4OH的Λ∝为：（单位S·m2·mol－1） (A) 1.474×10－2；(B) 2.684×10－2； (C) 2.949×10－2；(D) 5.428×10－2。 10．相同温度下，无限稀时HCl、KCl、CdCl2三种溶液，下列说法中不正确的是： (A) Cl－离子的淌度相同； (B) Cl－离子的迁移数都相同； (C) Cl－离子的摩尔电导率都相同；

【二轮复习】专题十电解质溶液

专题十电解质溶液 课题名称：电解质溶液 考纲要求：⑴了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。 ⑵理解离子反应的概念；理解电解质的电离平衡概念。 ⑶了解水的电离、溶液 PH 等概念；了解强酸、强碱中和滴定的原理。（新增内容） ⑷理解盐类水解的原理。 了解盐溶液的酸碱性。 学习重难点：离子反应原理及应用；电解质的电离平衡与盐类水解原理及应用。 学习方法：解答本章的题目关键是要正确的理解有关概念，会利用化学平衡原理分析研究弱电解质的电离情 况，有关溶液PH 的计算，应根据题目特点，注意应用数学工具解决该类问题。解答有关盐类水解的问题，应根 据盐类水解规律，结合生产、生活中的实际问题来解决题目。 基础知识 ■ <( H * ) = c( OH * ) = 1 x iO' 7tno)? L"1 纯水常温下数据 心雜c(H*)*c(O\r ) 1 x 10-14 三.pH 计篁 一 |鹿单洛液丽聲| ① 强戲廉液，例如；设浓度为c - tg/w i A - K ② 强戦溶液，例如汕（OH ）.,设恠度为c 血心「％（屮心先一,pH"4和g 眦 声子类 电解质 代會曲 U M .申 强, ?全 天倚 中强歲.翳醛 两性Mut 创（踏电川 '心非5 电离过程f 电离平衡* 特征；定 I 变 沫同弱屯解质 囂响电离程度因絮*温度升高促进堪离 ，粮度小电离程度大 盐的 一融祈莎吾宦 皿空5）叭适于爾酸混合片 e （H *〉赵= v l + v 1 X 叶卄輕畑竺M （适于两强痂合） 计 算， 方 实总跻聶（蕭虺植孟蕭械施）离字耳水迪爾血的"或OW 结合生成难电离的井子 或离子破坏水的电离平衡 条件］有弱眾 朋I 溶于水 ［弱水蔚”显强性、越弱水解程度越大 規律浓度越小,水解程度越大 ［温度趣高■水解程度越大 可逆 一般微弱 ■单水解 氏坯 + 3^0 <—Fe （OH ）5 +3H* ，双水解 2A 严 +3CO5- +3H :O —2AK0H}, I +30^1 特征 表示方袪

电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较

电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较 一、复习巩固 复习盐类水解的概念和水解平衡。 考点1盐类的水解 （1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH+结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。 （2）盐类水解的特点：有弱才水解、无弱不水解；越弱越水解、都弱都水解；谁强显谁性、同强显中性。 注意：a．弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全。水解后溶液的酸、碱性由水解生成酸、碱的相对强弱决定，如CH3COONH4溶液pH = 7。 b．酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。若电解能力比水解能力强，则水溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4，NaHSO4只电离不水解也显酸性。若水解能力超过电离能力，则水溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS。 考点2 影响盐类水解的因素 内因：盐本身的性质 外因：温度——盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 浓度——稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。 外加酸碱——外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 考点3 溶液中离子浓度大小比较 （1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。 （2）涉及两溶液混合时离子浓度的大小比较时，要进行综合分析，如发生反应、电离因素、水解因素等。 考点4 溶液中的三个守恒关系 电荷守恒：阴阳离子所带电荷数相等。 物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H+)与其他微粒浓度之间的关系式(由以上两个守恒推出)。 考虑两个特定的组合：当c（NH4Cl）≤ c（NH3·H2O）、c（CH3COONa）≤ c（CH3COOH）时，电离程度大于水解程度，水解忽略不计。 二、知识讲解

电解质溶液图像专题 例题+练习

电解质溶液图像专题 电解质溶液的图像题，从知识载体的角度看：一可用于考查溶液中离子浓度的大小比较；二可考查溶液中离子浓度的守恒问题；三可考查有关电解质溶液的各种计算；四可结合生产和生活实际考查分离和提纯等具体的化学应用问题。 常见的图像题类型： 1.pH(或pOH)—体积的变化曲线 2.微粒分布分数(或系数)—pH(或pOH)的变化曲线 3.浓度—浓度的变化曲线 4.对数的变化曲线 5.导电能力(或电导率) —体积(或浓度)变化曲线 【练1】分布分数图：可以表示溶液中各种组分随pH的变化而变化的曲线。 1．25℃，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1mol·L－1的一组醋酸和醋酸钠混合 溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO－)与pH的关系如图所示。下列有关离 子浓度关系叙述正确的是（） A．pH＝5.5溶液中：c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) B．W点表示溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－) C．pH=3.5溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＋c(CH3COOH)＝0.1mol·L－1 D．向W点所表示的1.0L溶液中通入0.05molHCl气体(溶液体积变化可忽略)： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COOH)＋c(OH－) ＋c(Cl－) 2．草酸（H2C2O4）是一种易溶于水的二元中强酸，在水中它的存在形态 有H2C2O4、HC2O4-、C2O42-，各形态的分布系数（浓度分数）α随溶液pH 变化的关系如图所示： （1）图中曲线1表示的分布系数变化；曲线3表示 的分布系数变化． 现有物质的量浓度均为0.1mol/L的下列溶液：①Na2C2O4 ②NaHC2O4 ③H2C2O4 ④（NH4）2C2O4 ⑤NH4HC2O4 已知NaHC2O4溶液显酸性． （2）Na2C2O4溶液中，c（Na+）/c（C2O42-） 2 （填“＞”、“=”、“＜”），原因是（用离子方程式表示）． （3）常温下，向10mL 0.1mol/L H2C2O4溶液中滴加0.1mol/L NaOH溶液，随着NaOH溶液体积的增加，当溶液中c（Na+）=2c（C2O42-）+c（HC2O4-）时，溶液显性（填“酸”、“碱”或“中”），且V（NaOH） 10mL （填“＞”、“=”或“＜”）． （4）下列关于五种溶液的说法中，正确的是 A．溶液②中，c（C2O42-）＜c（H2C2O4）

电解质溶液知识点总结(教师版)

电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 O _ 1．强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。 4．强、弱电解质与物质结构的关系： 强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。5．强、弱电解质在熔融态的导电性： 离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡： 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（逆、等、动、定、变） 1．电离方程式： 书写强电解质的电离方程式时常用“==，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2．电离平衡常数： 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。

专题10 强弱电解质 溶液的pH

专题十：强弱电解质 ★ ☆巧思巧解： 1、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较： 电解质溶液

其中： ①电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电 解质。 ②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。如 液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。 ③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。电解质 溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关。 2、电离平衡与水解平衡的比较

3、影响水电离的因素 水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。 （1）温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大,pH值变小,但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。 （2）酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。 若此时温度不变，则K w不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。 即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。 加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。 （3）能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。即盐类的水解促进水的电离。 （4）其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，因而同样能促进水的电离。 4、关于溶液pH值的计算

2012高三化学二轮复习 专题九 电解质溶液学案

专题九 电解质溶液 【考纲展示】 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH 的定义。了解测定溶液pH 的方法。能进行pH 的简单计算。 5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。 7.以上各部分知识的综合利用。 【知识回扣】 强、弱电解质的比较 弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质电离生成离子和离子结合生成分子的速率相等时，即达到电离平衡状态影响因素：温度、浓度、酸碱度、同离子效应等平衡常数：A B + +B — ，K =c （A +）c （B — ），K 只与温度有关 水的电离：水是弱电解质，存在电离平衡：H 2O + +O H — 溶液的酸碱性 酸性溶液：c （ H + ）>c （O H —）碱性溶液：c （H +）>c （O H —）中性溶液：c （H +）=c （O H — ） pH pH =—lgc （H + ）pH 的计算 弱电解质的电离 盐类水解 定义：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出的H + 或O H — 结合生成弱电解质的反应 实质：盐电离出来的离子和水电离出的H + 或O H — 结合生成弱电解质，促 进了水的电离盐+水酸+碱 影响因素：温度、浓度、酸碱度等 规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性应用 中和难溶物的溶解平衡 物质的溶解性：易溶、可溶、微溶、难溶 溶解平衡：A gC l （s g + （aq ）+C l — （aq ） 沉淀对于A m B n （s A n+ （aq ）+nB m — （aq ） 表达式：K sp =c m （A n+ ）·c n （B m — ） 规则 溶度积 Q >K sp ，溶液过饱和，生成沉淀 Q =K sp ，溶液饱和，溶剂和沉淀处于平衡状态Q

电解质溶液习题答案

第五章 电解质溶液 1. 写出下列分子或离子的共轭碱：H 2O 、H 3O +、H 2CO 3、HCO - 3、NH + 4、NH + 3CH 2COO -、 H 2S 、HS -。写出下列分子或离子的共轭酸：H 2O 、NH 3、HPO 2- 4、NH - 2、[Al(H 2O)5OH]2+ 、CO 2- 3、 NH + 3CH 2COO -。 答：(1) 酸 H 2O H 3O + H 2CO 3 HCO 3- NH 4+ NH 3+CH 2COO - H 2S HS - 共轭碱 OH - H 2O HCO 3- CO 32- NH 3 NH 2CH 2COO - HS - S 2- (2) 碱 H 2O NH 3 HPO 42- NH 2- [Al(H 2O) 5OH] 2+ CO 32- NH 3+CHCOO - 共轭酸 H 3O + NH 4+ H 2PO 4- NH 3 [Al(H 2O) 6] 3+ HCO 3- NH 3+CH 2COOH 2. 在溶液导电性试验中，若分别用HAc 和NH 3·H 2O 作电解质溶液，灯泡亮度很差，而两溶液混合则灯泡亮度增强，其原因是什么？ 答：HAc 和NH 3·H 2O 为弱电解质溶液，解离程度很小；混合后反应形成NH 4Ac 为强电解质，完全解离，导电性增强。 3. 说明： (1) H 3PO 4溶液中存在着哪几种离子?请按各种离子浓度的大小排出顺序。其中H 3O +浓度是否为 PO 3- 4浓度的3倍？ (2) NaHCO 3和NaH 2PO 4均为两性物质，为什么前者的水溶液呈弱碱性而后者的水溶液呈弱酸性？ 答：(1) 若c (H 3PO 4)=O.10mol·L -1，则溶液中各离子浓度由大到小为： 离子 H + H 2PO 4- HPO 42- OH - PO 43- 浓度/mol·L -1 2.4×10-2 2.4×10-2 6.2×10-8 4.2×10-13 5.7×10-19 其中H +浓度并不是PO 43-浓度的3倍。 (2) 当溶液的cK a2>20K w ，且c >20K a1 NaHCO 3：pH=2 1 (p K a1 + p K a2)= 2 1(6.37+10.25)=8.31 碱性 NaH 2PO 4： pH= 2 1 (p K a1 + p K a2) = 2 1(2.12+7.21)=4.66 酸性 4. 下列化学组合中，哪些可用来配制缓冲溶液？

实验四 电解质溶液

实验四电解质溶液 一、实验目的 1.了解强弱电解质电离的差别及同离子效应。 2.学习缓冲溶液的配制方法及其性质。 3.熟悉难溶电解质的沉淀溶解平衡及溶度积原理的应用。 4.学习离心机、酸度计、pH试纸的使用等基本操作。 二、实验原理 1.弱电解质的电离平衡及同离子效应 对于弱酸或弱碱AB，在水溶液中存在下列平衡：AB A++B-，各物质浓度关系满足K? = [A+]·[B-]/[ AB]，K?为电离平衡常数。在此平衡体系中，若加入含有相同离子的强电解质，即增加A+或B-离子的浓度，则平衡向生成AB分子的方向移动，使弱电解质的电离度降低，这种效应叫做同离子效应。 2.缓冲溶液 由弱酸及其盐（如HAc-NaAc）或弱碱及其盐（如NH3·H2O-NH4Cl）组成的混合溶液，能在一定程度上对抗外加的少量酸、碱或水的稀释作用，而本身的pH值变化不大，这种溶液叫做缓冲溶液。 3.盐类的水解反应 盐类的水解反应是由组成盐的离子和水电离出来的H+或OH-离子作用，生成弱酸或弱碱的过程。水解反应往往使溶液显酸性或碱性。如：弱酸强碱盐（碱性）、强酸弱碱盐（酸性）、弱酸弱碱盐（由生成弱酸弱碱的相对强弱而定）。通常加热能促进水解，浓度、酸度、稀释等也会影响水解。 4.沉淀平衡 （1）溶度积 在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的固体及溶解的离子间存在着多相平衡，即沉淀平衡。K sp?表示在难溶电解质的饱和溶液中，难溶电解质的离子浓度（以其化学计量数为幂指数）的乘积，叫做溶度积常数，简称溶度积。根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解。若以Q表示溶液中难溶电解质的离子浓度（以其系数为指数）的乘积，那么，溶液中Q>K sp?有沉淀析出或溶液过饱和；Q=K sp?溶液恰好饱和或达到沉淀平衡；Q

高中化学三大守恒

溶液中离子浓度大小比较归类解析 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。 2.水解理论： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有： c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系： c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 (3)多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 例如: Na2CO3溶液中水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的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-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-) 2．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)

专题九 电解质溶液曲线分析-2020年高考化学最新一模、二模试题分类汇编(解析版)

2020年高考化学一模、二模试题分类汇编 专题九 电解质溶液曲线分析 高考命题动向预测：T 2、T 6 、T 8 、T 11、T 15 1．（宁夏石嘴山市第三中学2020届高三一模）室温时，用0.0200mol/L 稀盐酸滴定 20.00mL0.0200mol/LNaY 溶液，溶液中水的电离程度随所加稀盐酸的体积变化如图所示(忽略滴定过程中溶液的体积变化)，则下列有关说法正确的是 已知：K(HY)=5.0× 10-11 A ．可选取酚酞作为滴定指示剂 B ．M 点溶液的pH>7 C ．图中Q 点水的电离程度最小，Kw<10-14 D ．M 点,c(Na+)=c(HY)+c(Y -)+c(Cl -) 【答案】B 【解析】A. 滴定终点溶液显酸性，故可选取甲基橙作为滴定指示剂，A 不正确；B. M 点溶液中，c(NaY)=c(HY)，因为K(HY)=5.0×10-11，所以c(Y -)c(HY)，代入HY 的电离常数表达式可得， 5.0×10-11，所以，pH>7，B 正确；C. 由图可知，Q 点水的电离程度最小，Kw=10-14 ，C 不正 确； D. M 点，由物料守恒可知，c(Na+)=c(HY)+c(Y -)， D 不正确。本题选B 。 2．（福建省厦门市2020届高三毕业班3月线上质量检查）己知： +-+2+ -2422525226N H +H O N H +OH ,N H +H O N H +OH 儍；常温下，将盐酸滴加到N 2H 4的水溶液中，混 合溶液中pOH[ pOH=-lgc(OH -)]随离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是

A．曲线M表示pOH与1g () () 2+ 2 6 + 25 c N H c N H 的变化关系 B．反应2 25226 N H H O N H OH +-+- ++ ?的-15 HK=10 C．pOH1>pOH2 D．N2H5Cl的水溶液呈酸性 【答案】C 【解析】【分析】M、N点 () () 2+ 26 + 25 c N H c N H = () () + 25 24 c N H c N H =1，M点c(OH-)=10-15、N点c(OH-)=10-6，M点表示的电离平衡常数=10-15，N点表示的电离平衡常数=10-6；第一步电离常数大于第二步电离常数。 【详解】A. ()() () 5 12 + 2 24 c N H OH c N H K c Ka a - =>，所以曲线M表示pOH与1g () () 2+ 26 + 25 c N H c N H 的变化关系，曲线N表示pOH与1g () () + 25 24 c N H c N H 的变化关系，故A正确； B. 反应2 25226 N H H O N H OH ++- ++ ?表示第二步电离， 2 Ka= ()() () 2+ 26 + 25 c N H OH c N H c- =10-15，故B正确； C. pOH1=1 -lg a K、pOH2= 2 -lg a K， 12 Ka Ka >，所以pOH1

电解质溶液知识点总结(学生版)

电解质溶液知识点总结 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】 1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。 2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO 2、SO 3、CO 2、NO 2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质 强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后几乎完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及具有强极性键的 共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。 电离程度 几乎100％完全电离 只有部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子不计） 只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H 2SO 4、HCl 、HClO 4等强碱：Ba （OH ）2 Ca （OH ）2等 弱酸：H 2CO 3 、CH 3COOH 等。 弱碱：NH 3·H 2O 、Cu （OH ）2 Fe （OH ）3等。 电离方程式 KNO 3→K ++NO 3— H 2SO 4→2 H + +SO 42— NH 3·H 2O NH 4++OH _ H 2S H + +HS _ HS _ H + +S 2- 【注意】 1．强、弱电解质的范围： 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 2．强、弱电解质与溶解性的关系： 电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO 4、BaCO 3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系： 溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。

2019年高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析).doc

2019年高考化学二轮复习专题10 电解质溶液与离子平衡（讲）（含解 析） 考向一弱电解质的电离与水的离子积 （1）考纲要求 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 （2）命题规律 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。 【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。

2019届高考化学二轮复习 专题九 电解质溶液专题强化练

专题九 电解质溶液 专题强化练 1．已知25 ℃ HB 电离常数K ＝4×10－7。H 2A===H ＋＋HA －，HA －H ＋＋A －(K ＝3×10－6)；有关0.1 mol·L －1的两种酸H 2A 、HB 溶液，下列说法不正确的是( ) A ．分别取等体积的两种酸溶液稀释100倍后，pH(H 2A)HA － >HB 。分别取等体积的两种酸溶液稀释100倍后，由于H 2A 的第一步完全电离，因此pH(H 2A)

南京大学《物理化学》考试第七章电解质溶液

第七章电解质溶液 物化试卷（一） 1. 离子电迁移率的单位可以表示成： (A) m·s-1 (B) m·s-1·Ｖ-1 (C) m2·s-1·Ｖ-1 (D) s-1 2．水溶液中氢和氢氧根离子的电淌度特别大，究其原因，下述分析哪个对？ (A) 发生电子传导(B) 发生质子传导 (C) 离子荷质比大(D)离子水化半径小 3．电解质溶液中离子迁移数(t i) 与离子淌度(U i) 成正比。当温度与溶液浓度一定时，离子淌度是一定的，则25℃时，0.1 mol·dm-3 NaOH 中Na+的迁移数t1 与0.1mol·dm-3 NaCl 溶液中Na+ 的迁移数t2，两者之间的关系为： (A) 相等(B) t1> t2 (C) t1< t2 (D) 大小无法比较

4．在Hittorff 法测迁移数的实验中，用Ag 电极电解AgNO3溶液，测出在阳极部AgNO3的浓度增加了x mol，而串联在电路中的Ag 库仑计上有y mol 的Ag 析出, 则Ag+离子迁移数为： (A) x/y (B) y/x (C) (x-y)/x (D) (y-x)/y 5．298 K时，无限稀释的NH4Cl水溶液中正离子迁移数t+= 0.491。已知Λm(NH4Cl) = 0.0150 S·m2·mol-1 ，则： (A)λm(Cl-) = 0.00764 S·m2·mol-1 (B) λm(NH4+ ) = 0.00764 S·m2·mol-1 (C) 淌度U(Cl-) = 737 m2·ｓ-1·V-1 (D) 淌度U(Cl-) = 7.92×10-8 m2·ｓ-1·V-1 6．用同一电导池分别测定浓度为0.01 mol/kg和0.1 mol/kg的两个电解质溶液，其电阻分别为1000 W 和500 W，则它们依次的摩尔电导率之比为： (A) 1 : 5 (B) 5 : 1 (C) 10 : 5 (D) 5 : 10 7. CaCl2 摩尔电导率与其离子的摩尔电导率的关系是： (A) Λ∞(CaCl2) = λm(Ca2+) + λm(Cl-) (B)Λ∞(CaCl2) = 1/2 λm(Ca2+) + λm(Cl-)

高考电解质溶液知识点总结

七．电解质溶液 （一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．电解质 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。 2．分类 （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。 （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。 用可逆号“” 4．非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。 常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5 某些非金属氢化物：CH4、NH3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 （二）弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离特点 （1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。 （2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 （3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。 2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 （三）水的电离和溶液的pH值 1．水的电离和水的离子积常数 H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2O H+ + OH– 25℃时c(H+)=c(OH–)=10–7mol·L–1 水的离子积K w=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃） ①K w只与温度有关，温度升高，K w增大。如：100℃ K w=10–12

高考化学二轮复习 专题10 电解质溶液与离子平衡(讲)(含解析)

专题10 电解质溶液与离子平衡（讲） 考向一弱电解质的电离与水的离子积 （1）考纲要求 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。了解电解质的概念。了解强弱电解质的概念。 2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。 3.了解水的电离，水的离子积常数。 4.了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法。能进行pH的简单计算。 （2）命题规律 水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。电离平衡重点考查弱电解质电离平衡的建立，电离方程式的书写，外界条件对电离平衡的影响，酸碱中和反应中有关弱电解质参与计算等等。抓好基础知识的复习，理解电离平衡的本质，是解决此类问题的关键。 【例1】【2016年高考上海卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红 【答案】B 【考点定位】考查酸性强弱比较的实验方法。 【名师点睛】强酸与弱酸的区别在于溶解于水时是否完全电离，弱酸只能部分发生电离、水溶液中存在电离平衡。以CH3COOH为例，通常采用的方法是：①测定0.1mol/LCH3COOH溶液pH＞1，说明CH3COOH没有完全电离；②将pH=1CH3COOH溶液稀释100倍后测定3＞pH＞1，说明溶液中存在电离平衡，且随着稀释平衡向电离方向移动；③测定0.1mol/L CH3COONa溶液的pH＞7，说明CH3COONa是强碱弱酸盐，弱酸阴离子CH3COO-水解使溶液呈碱性。 【例2】【2016年高考江苏卷】下列图示与对应的叙述不相符合 ．．．．的是（）

电解质溶液中的三个守恒小结

电解质溶液中的三个守恒小结 一、电荷守恒 电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，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，也就是电荷守恒定律。 例1：某地的雨水呈明显酸性，取少量水样检测，其中含各离子的物质的量浓度分别是：c(Na+)=5.0×10-5mo l·L-1,c(Cl-)=7.1×10-5mo l·L-1,c(SO42-)=4.5×10-6mo l·L-1,c(NH4+)=1.0×10-6mo l·L-1.则雨水中氢离子的物质的量浓度为多少？ 例2：将K2SO4、Al2(SO4)3、KAl(SO4)2的三种盐混和溶于H2SO4酸化的水中，测得c(SO42-)=0.105mo l·L-1、c(Al3+)=0.055mo l·L-1，溶液的pH=2.0，则c(K+)为多少？ 例一：c(H+)=2.9×10-5mo l·L-1 例二c(K+)=0.035 mo l·L-1 二、物料守恒 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子的种类可能增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 例3：在Na3PO4中，则存在的物料守恒的关系式为____________________________ 解析：在Na3PO4中，PO43-部分水解变为HPO42-、H2PO4-、H3PO4，则物料守恒关系式为： c(Na+)=3[c(PO43-)+ c(HPO42-)+c(H2PO4-)+c(H3PO4)]= 3c(PO43-)+ 3c(HPO42-)+3c(H2PO4-)+3c(H3PO4) 三、质子守恒 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。 例4：在Na3PO4溶液中，质子守恒关系式为：____________________________________ 解析：PO43-结合1个H+ 变为HPO42-、结合2个H+ 变为H2PO4-、结合3个H+ 变为H3PO4，而H2O结合1个H+ 变为H3O+、失去1个H+ 变为O H–，所以质子守恒关系式为： c(OH-)= c(H+)+ c(HPO42-)+2 c(H2PO4-)+3 c(H3PO4)。 例5：在Na2CO3溶液中，下列等量关系正确的是： A．c(O H–)= c(H+)+ c(HCO3-)+c(H2CO3)