增分微课10 电解质溶液的图像分析.pptx
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《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
电解质溶液图像专题探究1PPT优秀课件
法正确的是 （ ）
C
A．A点所得溶液中：V0=10 mL
B.B点所得溶液中：
c (H2A)+c (H+)=c (HA-)+c (OH-)
C．C点所得溶液中：c(A2-)=c(HA-)
D．D点所得溶液中A2-水解平衡常数Kh1=10-7.19
2021/6/3
8
构建思维导图：
2021/6/3
9
构建思维导图： 电离原理水解原理 数字
【高考原题呈现】 【2017·全国卷Ⅱ，12】改变0.1 mol·L－1二元 弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物质的量分数
δ(X)随pH的变化如图所示, 下列叙述错误的是( D )
A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg[K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
2021/6/3
5
【题型拓展一】（2018届河北省承德市联校高三上学期期末）
25 ℃时，用0.10 mol·L-1的盐酸分别滴定体积相同且浓度均为
0.10 mol·L-1的三种一元碱XOH、YOH 及ZOH，滴定曲线如图
所示。下列说法正确的是 A. YOH 是强碱
( D)
B. V(盐酸)/V(碱)=0.5 时，c(Z+)>c(Y+ )>c(X+)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
2021/6/3
12
【高考原题呈现】（2017.新课标Ⅰ卷13）常温下将NaOH溶 液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度
变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 D
电解质溶液课件 PPT
解: 已知HAc的Ka=1、76*10-5
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH
电解质溶液ppt课件
第19页
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形
电解质溶液PPT教学课件
② 要使醋酸的pH值由5 变到 6，加水稀释_＞___10倍(填< 、
> 、=)
解析：因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大 于10倍
例：有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，
稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则
HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A、HX、 HY、 HZ
(3)溶液中的盐中弱离子水解，破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈酸碱性。
c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
pH试纸的正确使用方法 (08海南)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测
液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃
例：在溶液中的电离方程式书写正确的是
A、 H2CO3
2H + CO32 （E）
B、 NaHCO3
Na + H +CO32
C、 CH3COOH
CH3COO +H
D、 BaCO3（固）
Ba 2 +CO3 2
E、HCO3 +H2O
CO3 2 + H3O
F、HCO3 + H2O
H2CO3 +OH 返回
（三）电离平衡
4、强酸与强酸混合 pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，
所得溶液的pH＝ 2.3 。
两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
5、强碱与强碱混合 pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值__1_2_.7__。
> 、=)
解析：因为稀释10倍，pH小于6，所以如pH=6，要大 于10倍
例：有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，
稀释相同倍数后，pH的变化值依次增大，则
HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A、HX、 HY、 HZ
(3)溶液中的盐中弱离子水解，破坏了水的电离平衡， 从而使溶液呈酸碱性。
c(H+)>c(OH-) 酸性
c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
pH试纸的正确使用方法 (08海南)用pH试纸测定溶液pH的正确操作是 A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测
液点在试纸上，再与标准比色卡对照 B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃
例：在溶液中的电离方程式书写正确的是
A、 H2CO3
2H + CO32 （E）
B、 NaHCO3
Na + H +CO32
C、 CH3COOH
CH3COO +H
D、 BaCO3（固）
Ba 2 +CO3 2
E、HCO3 +H2O
CO3 2 + H3O
F、HCO3 + H2O
H2CO3 +OH 返回
（三）电离平衡
4、强酸与强酸混合 pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，
所得溶液的pH＝ 2.3 。
两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
5、强碱与强碱混合 pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液 体积比按1∶1混合后的pH值__1_2_.7__。
电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。
高中化学精品课件：电解质溶液图像
D.交点c的溶液中：c(H2Y)＝c(Y2－)>c(HY －)>c(H ＋)
本节总结，认清起点、终点、交点和特殊点
根据图像点线面的含义，特别是溶液的pH和微粒浓度的
联系，结合反应，做出判断
思原理
电荷守恒、物料守恒及其推导式
用公式
各种平衡常数表达式、 pH的计算公式、对数计算公式
Ka1(H2X)
模拟演练
模拟训练
常温下，二元弱酸H2Y溶液中滴加KOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示，下列
说法错误的是（ D ）
－
cHY
A.曲线M表示pH与 lg
的变化关系
cH2Y
－4.3
B.Ka2 (H2Y)＝10
C.a点溶液中：c(H ＋)－c(OH －)＝2c(Y2－)＋c(HY －)－c(K ＋)
反应一半的点（酸和盐1:1）
真题演练
2016·天津高考
用相同浓度的NaOH溶液,分别滴定浓度均为0.1 mol·L-1的三种酸(HA、HB和HD)溶液,
滴定曲线如图所示,下列判断错误的是( C )
A.三种酸的电离常数关系:KHA>KHB>KHD
B.滴定至P点时,溶液中:
c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)
如右图是用0.05 mol·L-1 NaOH溶液滴定10 mL 0.1 mol·L-1
HA溶液时,NaOH溶液体积与溶液pH的关系曲线图。
１、分析图像指出原点和① ② ③ ④四点
溶液中的溶质组成
２、各点热点考查
电离常数的计算
浓度计算
微粒浓度大小关系
物料守恒 电荷守恒
本节总结，认清起点、终点、交点和特殊点
根据图像点线面的含义，特别是溶液的pH和微粒浓度的
联系，结合反应，做出判断
思原理
电荷守恒、物料守恒及其推导式
用公式
各种平衡常数表达式、 pH的计算公式、对数计算公式
Ka1(H2X)
模拟演练
模拟训练
常温下，二元弱酸H2Y溶液中滴加KOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示，下列
说法错误的是（ D ）
－
cHY
A.曲线M表示pH与 lg
的变化关系
cH2Y
－4.3
B.Ka2 (H2Y)＝10
C.a点溶液中：c(H ＋)－c(OH －)＝2c(Y2－)＋c(HY －)－c(K ＋)
反应一半的点（酸和盐1:1）
真题演练
2016·天津高考
用相同浓度的NaOH溶液,分别滴定浓度均为0.1 mol·L-1的三种酸(HA、HB和HD)溶液,
滴定曲线如图所示,下列判断错误的是( C )
A.三种酸的电离常数关系:KHA>KHB>KHD
B.滴定至P点时,溶液中:
c(B-)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)
如右图是用0.05 mol·L-1 NaOH溶液滴定10 mL 0.1 mol·L-1
HA溶液时,NaOH溶液体积与溶液pH的关系曲线图。
１、分析图像指出原点和① ② ③ ④四点
溶液中的溶质组成
２、各点热点考查
电离常数的计算
浓度计算
微粒浓度大小关系
物料守恒 电荷守恒
电解质溶液ppt课件
离子导3 mol电量，负离子导1 mol电量。在假想的 AA,BB平面上有3 mol正离子和1 mol负离子逆向通过。
通电结束，阳极部正、负离子各少了3 mol，阴极 部只各少了1 mol，而中部溶液浓度仍保持不变。
28
阳极
A
B
始态
阴极
4 mol
r+ 3r
终态
阳极部 A 中部 B 阴极部
29
1.向阴、阳两极迁移的正、负离子物质的量总和恰 好等于通入溶液的总电量。
n(电) 0.0405 g /107.88 g mol1 3.754 104 mol 2. 电解前含某离子的物质的量n(起始） 3.电解后含某离子的物质的量n(终了） 4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增 加了、减少了还是没有发生变化 5.判断离子迁移的方向
39
例题： 在Hittorf 迁移管中，用Cu电极电解已知浓度的 CuSO4 溶液。通电一定时间后，串联在电路中的银 库仑计阴极上有 0.0405 g Ag(s) 析出。 称重阴极部溶液质量为 36.434 g 据分析知，在通电前含 CuSO4 1.1276 g 在通电后含 CuSO4 1.1090 g 试求 Cu2+ 和 SO24 的离子迁移数。
的迁移数（transference number）用符号 tB 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
tB是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
由于正、负离子迁移的速率不同，所带的电荷不 等，因此它们在迁移电量时所分担的分数也不同。
32
迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q Q
r U r r U U
电解
电能
电池
化学能
通电结束，阳极部正、负离子各少了3 mol，阴极 部只各少了1 mol，而中部溶液浓度仍保持不变。
28
阳极
A
B
始态
阴极
4 mol
r+ 3r
终态
阳极部 A 中部 B 阴极部
29
1.向阴、阳两极迁移的正、负离子物质的量总和恰 好等于通入溶液的总电量。
n(电) 0.0405 g /107.88 g mol1 3.754 104 mol 2. 电解前含某离子的物质的量n(起始） 3.电解后含某离子的物质的量n(终了） 4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增 加了、减少了还是没有发生变化 5.判断离子迁移的方向
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例题： 在Hittorf 迁移管中，用Cu电极电解已知浓度的 CuSO4 溶液。通电一定时间后，串联在电路中的银 库仑计阴极上有 0.0405 g Ag(s) 析出。 称重阴极部溶液质量为 36.434 g 据分析知，在通电前含 CuSO4 1.1276 g 在通电后含 CuSO4 1.1090 g 试求 Cu2+ 和 SO24 的离子迁移数。
的迁移数（transference number）用符号 tB 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
tB是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
由于正、负离子迁移的速率不同，所带的电荷不 等，因此它们在迁移电量时所分担的分数也不同。
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迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q Q
r U r r U U
电解
电能
电池
化学能