高三化学电解质溶液电解后的ph变化规律
电化学中溶液酸碱性的变化规律
电化学中溶液酸碱性的变化规律【题记】电化学学习过程中，一些学生对两极区和溶液的酸碱性判断不清，现总结如下，仅供参考：溶液酸碱性的产生无非是三种情况：①H+的产生或消耗②OH-的产生或消耗③H2O的产生或消耗：一、H+的产生或消耗：产生H+，溶液酸性增强，PH降低；消耗H+，溶液酸性减弱，PH升高。
二、OH-的产生或消耗：产生OH-，溶液酸性减弱，PH升高；消耗OH-，溶液酸性增强，PH降低。
三、H2O的产生或消耗：产生H2O，则使溶液浓度降低，原溶液如果是酸，则酸性降低，PH升高；原溶液如果是碱，则碱性降低，PH降低。
消耗H2O，则使溶液浓度升高，原溶液如果是酸，则酸性增强，PH降低；原溶液如果是碱，则碱性增强，PH升高。
【例1】：氢氧燃料电池（1）如果电解质是H2SO4，正极：O2+ 4e-+ 4H+= 2H2O，消耗H+，则正极区酸性减弱，PH升高；负极：2H2- 4e-= 4H+，产生H+，则负极区酸性增强，PH降低；反应产物是水，则原电池中H2SO4浓度降低，总溶液酸性减弱，PH升高。
（2）如果电解质是KOH，正极：O2+ 4e-+ 2H2O = 4OH-，产生OH-，则正极区碱性增强，PH升高；负极：2H2- 4e-+4OH-= 4H2O ，消耗OH-，则负极区碱性减弱，PH降低；反应产物是水，则原电池中KOH 浓度降低，总溶液碱性减弱，PH降低。
【例2】：电解H2O（1）如果电解质是H2SO4，阳极：4OH-- 4e-= 2H2O + O2，消耗OH-，则阳极区酸性增强，PH降低；阴极：4H++ 4e- = 2H2，消耗H+，则阴极区酸性减弱，PH升高；反应中消耗水，则电解池中H2SO4浓度增大，总溶液酸性增强，PH降低。
（2）如果电解质是KOH，阳极：4OH-- 4e-= 2H2O + O2，消耗OH-，则阳极区碱性减弱，PH降低；阴极：4H++ 4e- = 2H2，消耗H+，则阴极区碱性增强，PH升高；反应中消耗水，则电解池中KOH浓度增大，总溶液碱性增强，PH升高。
2025届高三化学一轮复习,电解质溶液中的三大守恒
c X
2−
的H2A、HA 、A 的物质的量分数 (X)随pH的变化如图所示[已知 (X) = c H A + c HA− + c A2−
2
下列叙述错误的是( D )
A．pH=1.2时，c(HA-)=c(H2A)
B．常温下，H2A的电离平衡常数Ka2=10−4.2
C．pH=2.7时，c(HA−)＞c(H
两式联立消去K+
质子守恒：2c(H+)＋c(HC2O4-)+3c(H2C2O4)＝c(C2O42-)+2c(OH-)
质子守恒
在电解质溶液中由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H+)的
转移，溶液中分子或离子得到质子(H+)的总数 = 失去质子(H+)的总数
溶液中水电离出的H+个数与水电离出的OH-个数相等
③ KHC2O4溶液
④ KHC2O4:K2C2O4=1:1混合溶液
⑤ K2C2O4溶液
物料守恒
特点及适用
物料守恒书写方法
③KHC2O4溶液
K+ ：C2O42-=1：1
H2C2O4 HC2O4-
C2O42-
整理得：c(K+)＝ c(H2C2O4) +c(HC2O4-) ＋c(C2O42-)
④KHC2O4:K2C2O4=1:1混合溶液
②多元弱酸根分步水解，主要是第一步水解
电荷守恒
1、什么是电荷守恒？
2、如何才能正确书写电荷守恒？
电解质溶液呈电中性
阳离子所带正电荷总数 = 阴离子所带负电荷总数
根据电离和水解找出溶液中所有离子
n(电荷) = n(离子) x 离子所带电荷数
高中化学知识点-化学反应原理-电解质溶液-溶液pH的定义
pH的含义pH是表示水溶液的酸碱度大小的数值，它是以水溶液中氢离子浓度的数量级作为标度的。
pH的应用范围在0——14之间。
水是最常用的溶剂，用精密仪器测定，纯水也有极其微弱的导电能力。
这是由于水发生了自偶电离H2O+H2OH3O++OH-可以简写成H2OH++OH-在纯水中，H+和OH-的数目相等，所以纯水不显酸性或碱性而呈中性。
但不能说中性的纯水中并不含有H+和OH-。
按质量作用定律，水中的H+和OH-在浓度之间存在下列关系：由于水的电离极其微弱，可把达到平衡时的[H2O]看作常数[H+][OH-]=[H2O]K=K wK w称为水的离子积常数，它表明在一定温度下水中H+和OH-的浓度关系。
经测定，在22℃时，K w=×10-14；50℃时，K w=×10-14；100℃时，K w=×10-13。
可以看出K w值随温度的升高而增大。
这是因为水在电离时要吸收一定的能量，温度高时比较容易电离的缘故。
一般为了便于计算，在常温下可以认为K w=1×10-14。
如果在水中加入了其它电解质，有时会引起水的电离平衡的移动，H+和OH-的浓度发生改变，即一个增大另一个减小，但达到新的平衡时，仍保持[H+][OH-] =10-14。
根据水的离子积，就可以定量地说明水溶液的酸碱性：在纯水或中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1在酸性溶液中[H+]＞[OH-] [H+]＞10-7mol·L-1在碱性溶液中[H+]＜[OH-] [H+]＜10-7mol·L-1总之，水的离子积说明，无论是纯水还是水溶液，无论是酸性溶液还是碱性溶液，只要有水存在就同时存在着H+和OH-，[H+]及[OH-]两者的乘积始终保持常数。
因此，知道了H+浓度就可以知道OH-浓度。
为统一起见，一般常用H+的浓度来表示溶液的酸碱度，H+浓度越大，溶液的酸性越强，而OH-浓度越小。
高三化学电解原理及用
质对市爱慕阳光实验学校高三化学电解原理及用【本讲信息】一. 教学内容：电解原理及用二. 教学目标理解电解原理，掌握电极反式的书写及电解原理的用三. 教学、难点电解原理［教学过程］一、电解原理：电解是电流通过电解质溶液而在阴、阳两极发生氧化复原反的过程；电解池是将电能转化为化学能的装置；构成条件为：必须连接有直流电源，要有电极〔阴、阳极〕，以及电解质溶液或熔融电解质。
在电解过程中与电源正极相连的极称为阳极，在阳极上发生氧化反；与电源负极相连的极称为阴极，在阴极上发生复原反；电解质溶液中的阴离子移向阳极，阳离子移向阴极。
说明：1、电解质溶液的导电过程实质上就是其电解过程。
在电解池中电子流向：电子由电源的负极→电解池的阴极，再由电解质溶液→电解池的阳极→电源正极。
溶液中离子的移动方向：溶液离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。
2、电解与电离的比拟：3有外加电源的装置一是电解池，无外加电源的装置一是原电池, 多池组合时, 一般是含有活泼金属的池为原电池，其余都是在原电池带动下工作的电解池；假设最活泼的电极相同时，那么两极间活泼性差异较大的是原电池，其余为电解池。
4、电解池的反原理：放电：阳离子得到电子或阴离子失去电子。
离子放电的顺序取决于离子的本性，也与离子浓度和电极材料有关。
〔1〕阳极产物的判断先看电极，假设是活泼电极〔金属活动顺序表Ag以前，包含Ag〕，电极放电，溶液中的阴离子不放电；假设是惰性电极〔如铂、石墨〕，那么看溶液中阴离子的失电子能力。
在惰性电极上，阴离子放电顺序为：〔2〕阴极产物的判断：直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序为：注意：高价含氧酸根离子一般不放电5、分析电解问题的根本思路：通电前：电解质溶液中含有哪些阴、阳离子〔包括水电离出的H＋和OH－〕。
通电时：阴离子移向阳极，阳离子移向阴极，结合放电顺序分析谁优先放电。
写电极反式，并结合题目要求分析电解结果，如两极现象、水的电离平衡移动、离子浓度的变化、pH变化。
电解质溶液的pH值实验研究
电解质溶液的pH值实验研究一、引言电解质溶液的pH值是描述其酸碱性质的重要指标之一。
通过实验研究电解质溶液的pH值，可以深入了解溶液中离子浓度和酸碱平衡的相关特性。
本文将进行电解质溶液的pH值实验研究，探究不同条件下溶液pH值的变化规律。
二、实验目的本实验旨在研究不同电解质溶液的pH值，并通过调节浓度、温度等条件，探究其对pH值的影响。
三、实验原理1. pH值的定义：pH值是用来表示溶液酸碱性的指标，其数值范围从0到14，数值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强，7表示中性。
2. pH值的计算公式：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
四、实验步骤1. 准备工作：a. 清洗实验仪器，确保无任何杂质；b. 准备所需的电解质溶液和浓度计量器具。
2. 实验一：不同浓度溶液的pH值测定a. 分别取一定量的电解质溶液，并分别稀释成不同浓度的溶液，如0.1 mol/L、0.05 mol/L、0.01 mol/L等；b. 使用pH计测定每个溶液的pH值，并记录数据；c. 绘制浓度与pH值的关系曲线。
3. 实验二：温度对溶液pH值的影响a. 取一种电解质溶液，如NaCl溶液；b. 在不同温度下，测定该溶液的pH值，并记录数据；c. 分析温度变化对pH值的影响规律。
五、实验结果与分析1. 实验一的结果：根据实验数据绘制的浓度与pH值的关系曲线，我们可以看出溶液浓度越低，pH值越接近中性，表明溶液的酸性或碱性较弱。
随着溶液浓度的增加，pH值逐渐偏向酸性或碱性方向。
2. 实验二的结果：实验结果显示，随着温度的升高，溶液的pH值呈现出不同的变化规律。
具体而言，一些电解质溶液的pH值随着温度的升高而减小，而另一些电解质溶液则呈相反趋势。
这是因为在不同溶剂和温度下，电解质溶液的酸碱性质可能发生改变。
六、实验结论通过本次实验研究，我们得出以下结论：1. 电解质溶液的pH值与溶液浓度呈正相关关系，浓度越高，pH值越偏离中性。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
高中化学复习知识点：电解过程中溶液pH的变化
一、单选题
1．用如图电解装置将雾霾中的SO2、NO转化为(NH4)2SO4，用其作为一种优良的氮肥。下列有关说法正确的是
A．a与电源负极相连，发生还原反应
B．每处理lmolNO可以生成2molA
C．通电后阳极附近溶液的pH增大
D．理论上将SO2与NO以体积比2:5通入装置可彻底转化
A．废水处理过程中，Y电极上发生氧化反应
B．废水处理过程中，X电极附近溶液酸性减弱
C．废水处理过程中，W电极反应式为O2+4e-+4H+=2H2O
D．若消耗7gLi则质子交换膜左侧电解质溶液减少 g
二、多选题
9．我国科研工作者研发了电解熔融甲硫醇钠（CH3SNa）制备杀虫剂CH3-S-S-CH3的方法，克服了常规合成法造成的污染，并大幅度提高了原料转化率。基本原理如图所示，A、B为惰性电极，CH3-S-S-CH3在A电极产生，下列说法错误的是（）
A．铜片做阳极，石墨做阴极
B．白色沉淀在靠近阳极处产生
C．阴极区溶液变红的原因：2H＋＋2e－＝H2↑，促进H2O电离，c(OH－)升高
D．阳极区溶液变蓝的原因：4OH－－4e－＝2H2O＋O2↑，O2将I－氧化为I2，I2遇淀粉变蓝
4．用惰性电极电解浓度均为0.1mol/L的下列溶液。电解一段时间后停止通电并搅拌混匀，电解前后溶液pH保持不变的是
【详解】
A．电极a为阳极，与电源正极相连，发生氧化反应，故A错误；
B．电解池的总反应为5SO2+2NO+8H2O (NH4)2SO4+4H2SO4，产物中除有(NH4)2SO4外还有H2SO4，即A为硫酸，根据方程式，消耗1mol的NO生成2mol的硫酸，故B正确；
化学反应中的电解质酸碱度
化学反应中的电解质酸碱度酸碱度是化学反应中一个重要的性质，它决定了反应的进行和速率。
在化学反应过程中，电解质的存在和酸碱性质的改变会对反应的平衡和速率产生显著的影响。
本文将探讨化学反应中电解质的酸碱度，并讨论其在不同反应中的应用。
一、电解质的酸碱性质电解质是能在溶液中析出离子的化合物，可以分为酸性电解质和碱性电解质两类。
酸性电解质在水中溶解时会释放出H+离子，而碱性电解质则会释放出OH-离子。
电解质的酸碱性质主要取决于其中的离子种类及其浓度。
酸性电解质的酸碱度通常由酸度（酸解离常数）来衡量，酸度越大，其产生的H+离子浓度越高，酸性也就越强。
例如，HCl是一种强酸，其酸度非常大，水中的HCl几乎完全解离成H+和Cl-离子。
而弱酸如乙酸在水中只发生少量解离，其酸度相对较小。
碱性电解质的碱度（碱解离常数）表示其产生OH-离子的能力，碱度越大，产生的OH-离子浓度越高，碱性也就越强。
例如，NaOH是强碱，完全溶解后能够产生大量的OH-离子。
二、电解质酸碱度在酸碱反应中的应用1. 酸中和反应酸中和反应是一种重要的化学反应，其涉及酸性物质和碱性物质的反应。
在酸中和反应中，酸和碱发生中和反应产生盐和水。
酸中和反应的进行与反应物的酸碱度有关。
当酸的酸度与碱的碱度相等时，称为等克分子中和。
此时，酸和碱中的H+和OH-离子完全中和，产生水。
例如，HCl（酸）与NaOH （碱）的中和反应为HCl + NaOH → NaCl + H2O。
2. 酸碱指示剂酸碱指示剂是一类能够根据溶液的酸碱度发生颜色变化的物质。
它们常用于酸碱滴定中的终点检测。
不同酸碱指示剂的变色范围与不同的pH值相关。
常见的酸碱指示剂如酚酞、溴酚蓝和甲基橙等具有不同的变色范围。
例如，酚酞在pH值为8.2-10之间呈现红色，而在pH值低于7时呈现无色。
通过选择适当的酸碱指示剂，可以准确地确定滴定终点，从而实现对物质酸碱度的测定。
3. 酸碱催化剂酸碱催化剂是一种能够促进化学反应进行的物质。
高考高中电化学有机化学物质颜色知识小结
电化学小结一、原电池、电解池、电镀池的比较原电池电解池电镀池定义将化学能转变成电能的装置将电能转变成化学能的装置应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属的装置。
一种特殊的电解池装置举例形成条件①活动性不同的两电极(连接)②电解质溶液(电极插入其中并与电极自发反应)③形成闭合回路①两电极接直流电源②两电极插人电解质溶液③形成闭合回路①镀层金属接电源正极，待镀金属接电源负极②电镀液必须含有镀层金属的离子电极名称负极：较活泼金属；正极：较不活泼金属(或能导电的非金属等)阳极：电源正极相连的电极阴极：电源负极相连的电极阳极：镀层金属；阴极：镀件电极反应负极（氧化反应）：金属原子失电子；正极（还原反应）：溶液中的阳离子得电子阳极（氧化反应）：溶液中的阴离子失电子，或金属电极本身失电子；阴极（还原反应）：溶液中的阳离子得电子阳极（氧化反应）：金属电极失电子；阴极（还原反应）：电镀液中阳离子得电子电子流向负极正极电源负极阴极电源正极阳极电源负极阴极电源正极阳极二、金属的腐蚀：金属或合金跟周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。
其本质是金属原子失去电子被氧化的过程。
⑴化学腐蚀与电化腐蚀化学腐蚀电化腐蚀条件金属跟非金属单质直接接触不纯金属或合金跟电解质溶液接触现象无电流产生有微弱电流产生本质金属被氧化较活泼金属被氧化联系两者往往同时发生，电化腐蚀更普遍⑵析氢腐蚀与吸氧腐蚀（以Fe为例）析氢腐蚀吸氧腐蚀条件水膜酸性较强（pH＜4.3 水膜酸性很弱或中性电极反应负极Fe-2e—=Fe2+正极2H++2e—=H2↑O2+2H2O+4e—=4OH—总反应式Fe+2H+=Fe2++H2↑2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2⑶金属防护的几种重要方法①改变金属内部的组成结构，将金属制成合金，增强抗腐蚀能力。
②在金属表面覆盖保护保护层，使金属和周围物质隔离开来。
③电化学保护法：利用电化学反应使金属钝化而受到保护，或者利用原电池反应将需要保护的金属作为电池的正极而受到保护。
电解原理及其应用 新高考化学 考点详细分析 深入讲解 提升解题能力 化学高考必看 最新版
中性的pH不变;②电解过程中,无H2和O2产生,pH几乎不变;③电解过程 中,只产生H2,溶液中OH-浓度增大,pH变大;④电解过程中,只产生O2,溶 液中H+浓度增大,pH变小。
解题能力提升
命题角度3 “活泼阳极”电解池电解产物的判断 示例3 [2017全国卷Ⅱ,11,6分]用电解氧化法可以在铝制品表面形成 致密、耐腐蚀的氧化膜,电解质溶液一般为H2SO4-H2C2O4混合溶液。 下列叙述错误的是 A.待加工铝质工件为阳极 B.可选用不锈钢网作为阴极 C.阴极的电极反应式为Al3++3e- Al D.硫酸根离子在电解过程中向阳极移动
必备知识通关
2.惰性电极电解电解质溶液的规律
必备知识通关
深度学习·分析解释 电解后电解质溶液的恢复 解决电解质溶液恢复原状的问题,应遵循“缺什么加什么,缺多少加多少” 的原则。一般加入由阴极产物所含元素与阳极产物所含元素组成的化合 物。如用惰性电极电解CuSO4溶液(不考虑电解水),要恢复电解质溶液,可 向电解后的溶液中加入CuO。但不能加入Cu(OH)2,因Cu(OH)2能与生成 的H2SO4反应使溶液中水的量增加。加入物质的物质的量需根据电路中 的得失电子守恒进行计算。
反应式为2H++2e-
H2↑,选项C错误。电解时,电解池中的阴离子向阳
极移动,选项D正确。
答案 C
解题能力提升
考法归纳·迁移创新
“活泼阳极”产物的判断
用金属活动性顺序表中Ag或Ag以前的金属(如Cu、Fe、Al等)作电解池
高三复习有关pH计算电解质溶液中离子浓度的关系
城东蜊市阳光实验学校【同步知识】 本周教学内容：专题复习－－有关pH 计算、电解质溶液中离子浓度的关系一、有关pH 计算：〔一〕三种类型pH 计算：1.电解质溶液加水稀释〔1〕强电解质溶液的稀释；〔2〕弱电解质溶液的稀释。
2.不同浓度的强酸〔或者者强碱〕自相混合pH 计算：〔1〕酸I ＋酸II []()()H n H n H V V I II I II +++=++ 〔2〕碱I ＋碱II []()()OH n OH n OH V V I II I II ---=++ 3.酸碱混合溶液pH 的计算：〔1〕混合溶液呈中性：强酸强碱：+=+-n H n OH ()() 〔2〕混合溶液呈酸性：[]()()H n H n H V V I II I II +-+=-+ 〔3〕混合溶液呈碱性：[]()()OH n OH n H V V I II I II --+=-+ 〔二〕酸碱稀溶液pH 值计算途径二、电解质溶液中离子浓度的关系：〔一〕运用好两个守恒关系：1.电荷守恒关系：阴阳离子电荷数相等，即溶液为电中性；2.物料守恒关系：即各种元素的原子个数在溶解前后保持不变。
此两种守恒关系，决定了溶液中离子间等式关系成立的根底。
〔二〕一种电解质溶液中离子浓度大小的比较：1.强酸弱碱盐溶液：主抓弱碱离子水解平衡；2.强碱弱酸盐溶液：主抓弱酸根离子水解平衡；3.弱酸溶液：主抓弱酸的电离平衡；4.弱碱溶液：主抓弱碱的电离平衡；5.强碱弱酸溶液的酸式盐溶液：主抓酸式酸根离子的电离和水解两种平衡。
〔三〕两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较：1.强酸与弱碱混合〔或者者强碱与弱酸混合〕：a.恰好反响时，主抓两溶液混合生成强酸弱碱盐的水解情况；b.当弱碱〔或者者弱酸〕剩余时，溶液的酸碱性由强酸弱碱盐〔或者者强碱弱酸盐〕水解和弱碱〔或者者弱酸〕的电离相对大小决定。
2.强碱弱酸盐与强酸混合〔或者者强酸弱碱盐与强碱混合〕；主抓两溶液混合后生成的弱酸〔或者者弱碱〕的电离。
2022届高三高考化学复习考点精讲精练11：电解池原理及应用【含答案】
2022届高三高考化学复习考点精讲精练11：电解池原理及应用【含答案】知识点一、电解池原理能量转化：将电能转变为化学能的装置。
1、电解：电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。
电解是最强有力的氧化还原手段。
2、放电：当电解质溶液中的阴或阳离子到达阳或阴极时，阴离子失去电子发生氧化反应或阳离子获得电子发生还原反应的过程。
3、电子流向（外电源）负极→（电解池）阴极（电解池）阳极→（外电源）正极4、电解池的构造和阴阳极的判断阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应5、阴、阳极的判断：判断依据阴极阳极1、产生气体性质还原性气体氧化性气体2、反应类型还原反应氧化反应3、电子流动方向电子流入极电子流出极4、电解质溶液中离子流阳离子移向的电极阴离子移向的电极向5、电流方向电流流出极电流流入极6、反应现象电极增重电极减轻7、pH变化升高降低8、电源正负极连接电源负极连接电源正极例1．由相同金属电极及其不同浓度的盐溶液组成的电池，称浓差电池，电子由溶液浓度较小的一极流向浓度较大的一极。
如图所示装置中，X电极与Y电极初始质量相等。
进行实验时，先闭合K2，断开K1，一段时间后，再断开K2，闭合K1，即可形成浓差电池，电流计指针偏转。
下列不正确的是（）A．充电前，该电池两电极存在电势差B．放电时，右池中的NO3﹣通过离了交换膜移向左池C．充电时，当外电路通过0.1 mol电子时，两电极的质量差为21.6 gD．放电时，电极Y为电池的正极【答案】A【解析】A．充电前，左右两池浓度相等，则两极不存在电势差，故A错误；B．由以上分析可知形成原电池时X为负极，Y为正极，阴离子向负极移动，则右池中的NO3﹣通过离了交换膜移向左池，故B正确；C．当外电路通过0.1 mol电子时，阳极有0.1molAg被氧化，而阴极析出0.1molAg，质量都为10.8g，则两电极的质量差为21.6 g，故C正确；D．放电时，右池硝酸银浓度较大，则电极Y为电池的正极，故D正确。
2015年高考化学原电池和电解池讲义
原电池和电解池一、原电池：1、定义：将化学能转化为电能的装置，如铜-锌原电池。
2、组成原电池的条件：①有两种活性不同的金属（或一种是非金属导体）；②电极材料均插入电解质溶液中；③两电极相连形成闭合电路。
④一般能自发的发生氧化还原反应。
3、原电池的原理负极----较活泼的金属---- 电子------发生反应正极----较不活泼的金属---- 电子----发生反应在锌上发生的是：失电子，发生氧化反应的一极是负极；在铜上发生的是：得电子，发生还原反应的一极是正极总反应：Zn + 2H+= Zn2+ + H2二、电解池1．定义：将电能转化为化学能的装置，如电解饱和食盐水。
阳极反应：2Cl-－2e-=Cl2↑（氧化反应）阴极反应：2H+＋2e-＝H2↑（还原反应）总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑注意：①电流必须是直流②熔融态的电解质也能被电解③阴极上放电的先后顺序是：Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞(H+)＞Fe2+＞Zn2+；阳极上放电的先后顺序是：活泼金属电极›S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH ->(F-、NO3-、SO42-等)（惰性电极）④用石墨、金、铂等还原性很弱的材料制做的电极叫做惰性电极，理由是它们在一般的通电条件下不发生化学反应。
用铁、锌、铜、银等还原性较强的材料制做的电极又叫做活性电极，它们做电解池的阳极时，先于其他物质发生氧化反应。
电解的电极反应式的书写思路与步骤：分电极（判断正负极）-----析溶液（分析电解质溶液中含有哪些离子）---判流向（判断电子流动方向、离子移动方向）-----断微粒（确定在两极上反应的是什么微粒）----写电极（书写电极反应方程式）---写方程（书写电解质电解的化学方程式或离子方程式）1）电解时溶液pH值的变化规律电解质溶液在电解过程中，有时溶液pH值会发生变化。
判断电解质溶液的pH值变化，有时可以从电解产物上去看。
①若电解时阴极上产生H2，阳极上无O2产生，电解后溶液pH值增大；②若阴极上无H2，阳极上产生O2，则电解后溶液pH值减小；③若阴极上有H2，阳极上有O2，且V(H2)=2V(O2)，则有三种情况：a 如果原溶液为中性溶液，则电解后pH值不变；b 如果原溶液是酸溶液，则pH值变小；c 如果原溶液为碱溶液，则pH值变大；④若阴极上无H2，阳极上无O2产生，电解后溶液的pH可能也会发生变化。
高三化学强弱电解质溶液的pH
高三化学强弱电解质★☆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（1）总思路：根据pH的定义：pH=－lg｛c(H+)｝；溶液pH计算的核心是确定溶液中c(H+) pH=－lg｛c(H+)｝的相对大小。
高三化学电解质溶液电解后的ph变化规律
电解质溶液电解后的pH变化规律
（1）电解电解质本身（水不参与反应）
①电解无氧酸：电解无氧酸溶液，只是电解电解质本身，电解质溶液中的水不参与反应。
如电解盐酸，就是电解HCl
由于电解质不断减少，溶剂不发生变化，则浓度变小，所以[H+]比原酸溶液小，pH 升高
②电解不活泼金属无氧酸盐：只是电解电解质本身，水不参与。
如电解CuCl2溶液，就是电解CuCl2本身
CuCl2为强酸弱碱盐，Cu2+水解，使溶液[H+]＞[OH-]，在电解时由于Cu2+转化成Cu，[Cu2+]不断减少，pH增大。
（2）电解电解质和水
①电解活泼金属无氧酸盐：电解质和水均参与反应。
如电解NaCl溶液
由于生成物中生成强碱，故溶液的pH升高。
②电解不活泼金属含氧酸盐：电解质和水均参与了反应。
如电解CuSO4溶液
由于生成物中生成强酸，故溶液的pH减小。
（3）电解水
①电解含氧酸：只是电解水。
如电解稀H2SO4
由于溶质不发生变化，而水（溶剂）不断减少，则[H+]不断增大，pH减小。
②电解可溶性强碱：只是电解水。
如电解NaOH溶液
（溶剂）不断减少，则[OH-]不断增大，pH升高。
③电解强碱含氧强酸盐：只是电解水。
如电解Na2SO4溶液
由于溶质不发生变化，水（溶剂）不断减少，溶液浓度增大，但由于该物为强酸强碱盐不发生水解，无论反应前或反应后，pH均为7，不会发生变化。
化学反应中的电解质溶液酸碱度
化学反应中的电解质溶液酸碱度在化学反应中，溶液的酸碱度是一个重要的概念。
酸碱度指的是溶液中酸性离子和碱性离子的浓度，常用pH值来表示。
本文将介绍电解质溶液的酸碱度及其相关概念。
1. 电解质溶液的酸碱度电解质溶液中的酸碱度是由其中的酸性离子和碱性离子的浓度决定的。
当溶液中酸性离子的浓度高于碱性离子时，溶液呈酸性；而当碱性离子的浓度高于酸性离子时，溶液呈碱性。
当两者的浓度相等时，溶液是中性的。
2. pH值的概念pH值是表示溶液酸碱度的指标，它是对数尺度下酸碱溶液浓度的负对数。
pH值越低，表示溶液越酸性；而pH值越高，表示溶液越碱性。
中性溶液的pH值为7。
3. 酸碱度的测试方法常用的测试酸碱度的方法是使用pH试纸或酸碱指示剂。
pH试纸可以通过改变颜色来反映溶液的酸碱度，一般分为酸性、中性和碱性三个范围。
酸碱指示剂则根据溶液的酸碱度的不同，会出现不同的颜色变化，用于快速判断溶液的酸碱性。
4. 影响电解质溶液酸碱度的因素电解质溶液的酸碱度受到多种因素的影响。
其中，浓度是影响溶液酸碱度的主要因素之一。
当酸性离子或碱性离子的浓度增加时，溶液的酸碱度也会增加。
此外，温度、溶液的离子强度和相关的化学物质等因素也会对酸碱度产生影响。
5. 酸碱反应和电解质溶液酸碱度酸碱反应是指酸性溶液和碱性溶液之间发生的化学反应。
在酸碱反应中，酸性溶液会和碱性溶液发生中和反应，生成盐和水。
在此过程中，酸性离子和碱性离子的浓度会发生变化，导致溶液的酸碱度发生变化。
总结：化学反应中的电解质溶液酸碱度是通过酸性离子和碱性离子的浓度来表示的。
pH值是常用的衡量溶液酸碱度的指标，根据浓度的不同可以分为酸性、中性和碱性溶液。
酸碱度的测试常用pH试纸或酸碱指示剂。
而影响电解质溶液酸碱度的因素包括浓度、温度、离子强度和化学物质等。
在酸碱反应中，溶液的酸碱度会发生变化，通过中和反应生成盐和水。
以上就是关于化学反应中的电解质溶液酸碱度的相关内容。
准确理解和把握溶液的酸碱度对于化学实验和工业生产中的溶液处理具有重要意义。
电解规律及溶液的pH变化
电解规律及溶液的pH变化在电解过程中电解质电离出的阴、阳离子和水电离出的H+，OH-均有可能在阴、阳两极放电。
根据放电顺序，由于电解质的种类不同，因而电极产物也不同，同时电解质溶液在电解过程中的pH变化也不同。
①电解无氧酸（HCl，HI，HBr）或电解不活泼金属无氧酸盐。
如通过电解HCl或CuCl2的实验，在阴极分别得到H2，Cu，在阳极得到Cl2。
在整个电解过程中，实际是电解质本身参与反应，而水在电解过程中不参与反应，所以电解HCl或CuCl2等于是电解电解质本身：2HCl H2↑+Cl2↑CuCl2Cu+Cl2电解后的溶液pH明显减小或增大。
电解无氧酸只是电解电解质本身而水不发生变化，由于H+物质的量不断减小，所以[H+]不断增大，pH不断减小。
电解不活泼金属无氧酸盐，其中不活泼金属阳离子水解产生较多的H+，随着电解质CuCl2的减少，水解出H+减少，[H+]减少，所以pH增大。
②电解活泼金属的无氧酸盐或不活泼金属含氧酸盐。
如通过电解CuSO4或电解NaCl溶液的实验，在阴极得到不活泼金属单质或氢气，在阳极得到氧气或卤单质。
在整个过程中，电解电解质溶液，其电解质与水均参与了反应，实际上是电解质电离的两种离子和水电离出的H+，OH-比较，按其放电趋势的大小而放电：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑2CuSO4+2H2O2Cu↓+O2↑+2H2SO4电解无氧酸的活泼金属盐由于产物中生成碱，所以pH明显增大；电解含氧酸的不活泼金属盐由于产物中生成含氧酸，所以pH明显减小。
③电解含氧酸、强碱、强酸强碱盐、活泼金属弱含氧酸盐。
如通过电解H2SO4，NaOH，Na2SO4，Na2CO3等溶液，在阴、阳两极均得到H2和O2。
实际上电解这4种盐的溶液是电解水，与电解质本身无关。
由于是电解水，等于电解后的溶液溶剂减少，溶液的浓度增大：电解含氧酸的pH减小；电解强碱溶液的pH增大；电解强碱强酸溶液的pH不变；电解强碱强酸酸式盐，pH减小；电解活泼金属弱含氧酸盐溶液pH增大，溶剂减少，溶液浓度增大，水解增大。
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电解质溶液电解后的pH变化规律
（1）电解电解质本身（水不参与反应）
①电解无氧酸：电解无氧酸溶液，只是电解电解质本身，电解质溶液中的水不参与反应。
如电解盐酸，就是电解HCl
由于电解质不断减少，溶剂不发生变化，则浓度变小，所以[H+]比原酸溶液小，pH 升高
②电解不活泼金属无氧酸盐：只是电解电解质本身，水不参与。
如电解CuCl2溶液，就是电解CuCl2本身
CuCl2为强酸弱碱盐，Cu2+水解，使溶液[H+]＞[OH-]，在电解时由于Cu2+转化成Cu，[Cu2+]不断减少，pH增大。
（2）电解电解质和水
①电解活泼金属无氧酸盐：电解质和水均参与反应。
如电解NaCl溶液
由于生成物中生成强碱，故溶液的pH升高。
②电解不活泼金属含氧酸盐：电解质和水均参与了反应。
如电解CuSO4溶液
由于生成物中生成强酸，故溶液的pH减小。
（3）电解水
①电解含氧酸：只是电解水。
如电解稀H2SO4
由于溶质不发生变化，而水（溶剂）不断减少，则[H+]不断增大，pH减小。
②电解可溶性强碱：只是电解水。
如电解NaOH溶液
（溶剂）不断减少，则[OH-]不断增大，pH升高。
③电解强碱含氧强酸盐：只是电解水。
如电解Na2SO4溶液
由于溶质不发生变化，水（溶剂）不断减少，溶液浓度增大，但由于该物为强酸强碱盐不发生水解，无论反应前或反应后，pH均为7，不会发生变化。