电解质溶液知识点总结(学生版)
2025年电解质溶液化学知识点归纳
2025年电解质溶液化学知识点归纳电解质溶液是化学中一个重要的研究领域，它在许多方面都有着广泛的应用，从日常生活中的电池到工业生产中的电镀，都离不开对电解质溶液的理解。
到了 2025 年，电解质溶液化学的知识体系更加丰富和深入。
下面让我们一起来归纳一下这方面的重要知识点。
首先，我们要明确什么是电解质溶液。
电解质是在熔融状态或水溶液中能够导电的化合物。
当电解质溶解在溶剂中形成的均匀混合物就是电解质溶液。
常见的电解质包括强酸、强碱和大多数盐类。
电解质溶液的导电性是其重要的性质之一。
溶液的导电能力取决于其中离子的浓度、离子所带电荷以及溶液的温度等因素。
离子浓度越大、离子所带电荷越多，溶液的导电能力就越强。
温度对导电能力也有影响，一般来说，温度升高，离子的运动速度加快，导电能力增强，但对于某些特殊的电解质溶液，温度升高可能会导致溶解度下降，从而使导电能力减弱。
在电解质溶液中，存在着电离和水解的平衡。
强电解质在溶液中完全电离，而弱电解质则部分电离，存在电离平衡。
例如，醋酸在水溶液中就是一种弱电解质，它的电离方程式为：CH₃COOH ⇌CH₃COO⁻＋ H⁺。
电离平衡会受到浓度、温度等因素的影响。
当浓度增大时，平衡会向电离的方向移动；温度升高，电离程度通常也会增大。
水解则是盐类与水反应生成弱电解质的过程。
强酸弱碱盐、强碱弱酸盐和弱酸弱碱盐都会发生水解。
例如，氯化铵是强酸弱碱盐，其中的铵根离子会发生水解：NH₄⁺＋ H₂O ⇌ NH₃·H₂O ＋ H⁺。
水解平衡同样受到多种因素的影响，温度升高、浓度减小通常会促进水解的进行。
电解质溶液中的离子浓度大小比较也是一个重要的知识点。
对于单一溶质的溶液，需要根据电解质的电离和水解情况来判断离子浓度的大小关系。
比如，在碳酸钠溶液中，由于碳酸根离子会发生水解，所以离子浓度大小顺序为：Na⁺＞ CO₃²⁻＞ OH⁻＞ HCO₃⁻＞ H⁺。
对于混合溶液，则需要综合考虑两种溶质的电离和水解情况。
初中化学知识点讲解：电解质溶液
初中化学知识点讲解：电解质溶液初中化学知识点讲解：电解质溶液化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质（实质是自然界中原来不存在的分子）。
以下是店铺为大家收集的初中化学知识点讲解：电解质溶液，欢迎大家借鉴与参考，希望对大家有所帮助。
电解质溶液的作用1、形成回路;2、提供反应环境（酸性、碱性）;3、有的提供反应物。
电解质溶液导电的原因当电解质溶液通入直流电时，溶液中的阴阳离子分别向阳极和阴极移动，参加有电子得失的电解反应，在阳极上失去电子，在阴极上得到电子，形成了电子的定向移动，因此电解质溶液能够导电。
电解质溶液电导的测定一、实验目的和要求1、理解溶液的电导、电导率和摩尔电导的概念2、掌握电1.电解质溶液的作用1.形成回路;2.提供反应环境（酸性、碱性）;3.有的提供反应物。
2.电解质溶液导电的原因当电解质溶液通入直流电时，溶液中的阴阳离子分别向阳极和阴极移动，参加有电子得失的电解反应，在阳极上失去电子，在阴极上得到电子，形成了电子的定向移动，因此电解质溶液能够导电。
3.电解质溶液电导的测定一、实验目的和要求1、理解溶液的电导、电导率和摩尔电导的概念2、掌握电导率仪的使用方法3、掌握交流电桥测量溶液电导的实验方法及其应用二、实验内容和原理1、电导率的概念电导是描述导体导电能力大小的物理量，以G来表示其中l/A为电导池常数，以Kcell来表示，к为电导率。
通常由于电极的l和A不易精确测量，因此在实验中用一种已知电导率的溶液先求出电导池的常数Kcell，然后再把欲测的的溶液放入该电导池中测出其电导值，在根据上式求出其电导率。
溶液的摩尔电导率是指把含有1mol电解质的溶液置于相距为1m 的两平行板电极之间的电导，以m表示。
摩尔电导率与电导率的关系为在很稀的溶液中，强电介质的摩尔电导率与其了、浓度的平方根成直线函数。
用公式表示为：若通过浓度的平方根与摩尔电导率作图，外推即可求得无限稀释时的摩尔电导率。
高一化学电解质知识点梳理
高一化学电解质知识点梳理化学是一门研究物质组成、性质和变化规律的科学，而电解质则是化学中一个重要的知识点。
电解质是指能够在溶液中产生离子的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
在高一化学学习中，学生们需要了解电解质的概念和特性，以及电解质溶液的导电性和电解析差异性。
本文将对高一化学中的电解质知识进行梳理，以帮助高一学生更加深入地理解该知识点。
一、电解质的概念电解质是指在溶液中能够产生离子的物质。
根据其溶解能力的不同，电解质可以分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水中几乎完全离解，生成大量的离子，如NaCl、HCl等；而弱电解质在水中只有一小部分分子能够离解成离子，如醋酸、氨等。
二、电解质的分类根据电解质溶液的导电性，电解质可以分为强导电性电解质和弱导电性电解质。
强导电性电解质的溶液可以很好地导电，而弱导电性电解质的溶液只能轻微地导电。
1. 强导电性电解质强导电性电解质的溶液能够很好地导电，其离子在溶液中能够自由移动。
强酸和强碱是强导电性电解质的典型代表。
例如，HCl 溶液中的H+和Cl-离子能够自由移动，导致溶液具有很好的导电性。
2. 弱导电性电解质弱导电性电解质的溶液只能轻微地导电，其离子在溶液中的移动性较差。
弱酸和弱碱是弱导电性电解质的典型代表。
例如，H2CO3溶液中的H+和HCO3-离子只有一小部分能够自由移动，导致溶液导电性较弱。
三、电解质溶液的导电性电解质溶液的导电性与其中的离子浓度和离子迁移率有关。
在相同离子浓度下，电解质溶液的导电能力与其离子迁移性能成正比。
具有更高电导率的溶液意味着其中的离子迁移速度更快，导电能力更强。
四、电解质溶液的电解析差异性电解质溶液的电解析差异性是指不同电解质溶液经过电解之后，正负电极上析出的物质不同。
这种差异性与电解质中的阳离子和阴离子的特性有关。
在电解质溶液中，阳离子会向阴极（负电极）迁移，而阴离子会向阳极（正电极）迁移，最终在电极上发生电解析。
电解质溶液的电解析差异性可以用于电化学反应的判断和分离纯化。
高一化学电解质有关知识点
高一化学电解质有关知识点电解质是指在溶液中能产生离子的物质。
在化学学科中，电解质是一个十分重要的概念，涉及到溶解度、电导率等许多与溶液性质有关的知识点。
下面我们将介绍一些高一化学中与电解质有关的重要知识点。
一、电离与电离度当电解质溶于溶液中时，会发生电离反应，即将分子或者晶体转化为离子。
电离的程度称为电离度，用符号α表示。
电离度α的计算方法为：α = (实际电离度)/(理论电离度)其中，实际电离度是指实际溶液中电离的物质的摩尔数与原有物质摩尔数之比，理论电离度是指理论上所有的电离物质的摩尔数与原有物质摩尔数之比。
二、电解质的分类根据电解质在溶液中的电离度，可以将电解质分为强电解质和弱电解质。
1. 强电解质是指在溶液中完全或几乎完全电离的物质，能导电的能力很强。
例如：强酸（HCl、H2SO4等）、强碱（NaOH、KOH等）。
2. 弱电解质是指在溶液中仅部分电离的物质，能导电的能力较弱。
例如：弱酸（CH3COOH、H2CO3等）、弱碱（NH3等）。
三、电解质溶液的导电性质电解质溶液的导电性质与其电离度有关。
具体来说，强电解质溶液的电导率远高于弱电解质溶液。
1. 强电解质溶液的导电性质：由于强电解质的所有分子几乎完全电离，所以其溶液中存在大量的自由移动的正负离子，导致电流通过的能力非常强。
例如，HCl溶液中的H+和Cl-离子。
2. 弱电解质溶液的导电性质：由于弱电解质只有部分电离，所以其溶液中自由移动的离子较少，电流通过的能力较弱。
例如，CH3COOH溶液中的CH3COO-和H+离子。
四、电解质溶液的酸碱性质根据电离产生的离子种类，电解质溶液可以表现出酸性、碱性或者中性的性质。
1. 酸性电解质溶液：当电解质溶液中的正离子是H+离子时，或者溶液中含有能与水反应放出氢离子的物质时，该溶液被称为酸性电解质溶液。
例如，HCl溶液中的H+离子。
2. 碱性电解质溶液：当电解质溶液中的负离子是氢氧根离子（OH-）时，或者溶液中含有能与水反应放出氢氧根离子的物质时，该溶液被称为碱性电解质溶液。
高中化学-电解质溶液章节复习(学生版)
一、电解质的基本概念1．电解质与非电解质电解质非电解质定义在水溶液或熔融状态下能够导电的____________在水溶液里和熔融状态下都不能导电的___________常见物质与类别所有的离子化合物和部分共价化合物：酸、碱、盐、水、金属氧化物全是_______________：非金属氧化物、氨气及绝大多数的有机物【注意】：（1）单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。
（3）CO2、SO2溶于水能够导电，但溶液中的离子不是他们本身电离所产生的，所以仍为______。
（4）在高中阶段，我们一般认为有机物中只有有机酸是电解质，其它都不是电解质。
2．强电解质与弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质电离程度完全、不可逆部分、可逆常见物质强酸：HCl、H2SO4、HNO3等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等绝大多数盐：NaCl、CaCO3、CH3COONa等弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、H2CO3、H2SiO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等极少数盐、水物质类别离子化合物与某些共价化合物某些共价化合物在溶液中存在形态离子离子、分子电解质溶液章节复习知识梳理3．物质的导电情况共价化合物：属于电解质的共价化合物只有在溶液中能导电。
离子化合物：熔融状态和溶液中均能导电。
金属：固体和熔融状态下均能导电。
4．电解质溶液的导电性与导电能力取决于自由移动的离子的________________以及____________________。
【注意】：（1）电解质的强弱与溶解性无关如：NaCl溶液导电性强于AgCl溶液，但两溶液中的溶质都是强电解质（2）电解质强弱与溶液的导电能力无关如：CH3COOH是弱电解质，BaSO4是强电解质（3）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质如：NaCl固体是强电解质，但不导电；如Cu能导电，但既不是电解质也不是非电解质二、弱电解质的电离平衡1．定义：在一定条件下（如温度、浓度）下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
高三化学电解质溶液知识精讲 人教版
高三化学电解质溶液知识精讲一. 本周教学内容： 电解质溶液（一）知识体系 （1）化合物电解质强电解质完全电离强酸强碱大多数盐电离条件强极性共价化合物：溶于水离子化合物：熔融或溶于水弱电解质不完全电离电离条件：溶于水电离平衡：平衡移动水的电离平衡：、、平衡移动离子反应实质：向离子浓度减小方向进行条件：有气体、沉淀或难电离物质生成离子方程式书写非电解质：、、……大多数有机物等()()[]⎧⎨⎪⎩⎪⎫⎬⎪⎭⎪−→−−−−⎧⎨⎩⎧⎨⎪⎪⎩⎪⎪⎧⎨⎪⎩⎪⎧⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪+H k W CO NH CO 23 （2）电化学：化学能原电池电能原理：电极反应、氧化还原反应形成条件应用：化学电源、金属的腐蚀与防护−→−−−⎧⎨⎪⎩⎪（3）有关概念及定义 电解质、非电解质、电离、强电解质、弱电解质、水的离子积、pH 、盐的水解、电极反应、原电池。
（二）有关理论的应用1. 水的电离和溶液的pH 值例 1. 常温下某种溶液中由水电离出的[H ＋]＝10－10mol/L ，该溶液中的溶质不可能是（ ）A. 硫酸氢钠B. 硫酸铝C. 氢氧化钠D. 硝酸 解析：纯水中加入加酸或碱：对水的电离起抑制作用加入含有弱离子的盐：对水的电离起促进作用−→−−⎧⎨⎩本题中H 2O 电离出[H ＋]＝10－10mol/L ，加入的物质应是酸或碱，其中硫酸氢钠相当于强酸，因此此题选B例2. 常温下，将pH ＝1的盐酸平均分成两份，向其中一份中加适量的蒸馏水，向另一份中加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量氢氧化钠溶液后，所得溶液的pH 都升高了1个单位，则加入的水与氢氧化钠溶液的体积比为（ ）A. 9:1B. 10:1C. 11:1D. 12:1解析：加水使盐酸pH 升高1个单位，则盐酸被稀释10倍，加入V V H O HCl 29=V mol L V V V mol L HCl NaOH HCl NaOH ⨯-⨯+=---101010112//V V NaOH HCl =911V V H O NaOH 29911111:::== 选C 2. 盐的水解：例3. 下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是（ ） A. 0.1mol/L NH 4Cl 溶液与0.05mol/L 的NaOH 溶液等体积混合： [][][][][]Cl Na NH OH H -++-+>>>>4B. 0.2mol/L Na 2CO 3溶液：[][][][]OH HCO H H CO --+=++3232 C. 1mol/L (NH 4)2SO 4溶液：[][][][]SO NH H OH 424-++->>> D. 0.2mol/L NaHCO 3溶液：[][][][]Na HCO CO OH +--->>>332分析：A 选项中反应后溶液中溶质是等物质的量浓度的NH 3·H 2O 、NH 4Cl 、NaCl ，此时，NH H O NH NH Na 3244⋅>+++电离程度大于水解程度，溶液显碱性，[][]，A 错。
高一化学电解质知识点梳理
高一化学电解质知识点梳理电解质是指在水溶液中能够电离产生离子的化合物。
电解质的种类繁多，对于高一化学学科而言，了解电解质的性质和应用是非常重要的。
本文将对高一化学电解质的知识点进行梳理，帮助大家更好地理解和掌握这一内容。
一、电解质的分类电解质可以分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中完全电离产生离子，例如盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）。
弱电解质在水溶液中只有部分分子电离产生离子，例如乙酸（CH3COOH）和碳酸氢钾（KHCO3）。
二、电解质的溶解度规律电解质的溶解度可以通过饱和溶液中电离程度来描述。
根据溶解度规律，可以得出以下定律：1.强电解质的溶解度通常较高，如氯化钠（NaCl）的溶解度较大；2.配酸和盐酸的溶解度随温度升高而增大，碱和盐的溶解度随温度升高而减小；3.在一定温度下，不同电解质的溶解度可以通过晶体电离度比较来判断。
三、电离度的概念电解质的电离程度由电离度来描述，电离度可以通过浓度和活度的关系计算。
活度反映了电离质在水溶液中实际参与反应的能力。
电离度影响着溶液的电导率、溶液中各离子的浓度以及溶液的酸碱性质。
四、电解质的电导性质电解质的电离产生的离子具有电荷，因此可以导电。
根据电解质的电导性质，可以分为强导电体、部分导电体和非导电体。
强导电体是指在水溶液中完全电离，可以导电的化合物，例如酸和碱。
部分导电体是指在水溶液中只有部分电离而产生离子，导电性相对较弱，例如醇类和糖类。
非导电体是指无法在水溶液中电离产生离子的物质，例如纯水和有机物。
五、电解质溶液的电解电解质溶液在外加电压作用下会发生电解现象。
正极产生阳离子，称为阴极反应；负极产生阴离子，称为阳极反应。
电解质溶液的电解是一种重要的化学反应，广泛应用于电解制取金属、电镀、电解分解物质等方面。
六、电解质在生活中的应用电解质在生活中有广泛的应用，具体包括以下几个方面：1.电解质在人体内维持电解质平衡，对维持生命活动起到重要作用；2.电解质溶液可以被用于医疗输液，补充人体所需的离子；3.电解质在电解皮肤深层的过程中可以起到清洁、消炎、杀菌的作用；4.电解质溶液还可以用于工业领域，如金属电解、废水处理等。
高中化学电解质溶液总结汇总1篇
高中化学电解质溶液总结汇总1篇高中化学电解质溶液总结 1高中化学电解质溶液总结一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。
化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例（水溶液中的化学平衡），因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1．弱电解质的电离（以__的电离为例）（1）弱电解质的电离：__CH3COO—+H+。
（2）电离平衡常数：用K表示，__的电离平衡常数可表示为K(__)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(__)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。
K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。
通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。
多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1＞K2＞K3，一般都要相差104～105倍。
（3）弱电解质电离的特点：①共性特点：动（动态平衡）、定（各微粒的含量保持不变）、等（电离的速率等于离子结合成分子的速率）、变（条件改变，平衡发生移动）。
②个性特点：电离过程吸热；电离程度较小。
（4）外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小；增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大；降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。
化学电解质溶液知识点与题型总结
化学电解质溶液知识点与题型总结一、电解质溶液的基本概念电解质是指在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
根据在溶液中电离程度的不同，电解质可分为强电解质和弱电解质。
强电解质在溶液中完全电离，如强酸（盐酸、硫酸、硝酸等）、强碱（氢氧化钠、氢氧化钾等）和大多数盐（氯化钠、硫酸铜等）。
弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡，如弱酸（醋酸、碳酸等）、弱碱（一水合氨等）和水。
在电解质溶液中，能够自由移动的离子称为导电离子。
溶液的导电性强弱取决于离子浓度和离子所带电荷数。
离子浓度越大、离子所带电荷数越多，溶液导电性越强。
二、电解质溶液的电离平衡1、弱电解质的电离平衡弱电解质在水溶液中部分电离，其电离过程是可逆的。
例如，醋酸的电离方程式为：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。
电离平衡的特点包括：动态平衡（电离过程和离子结合成分子的过程同时进行）、条件改变平衡移动（如温度、浓度等）、弱电解质分子和离子共存。
影响电离平衡的因素有：（1）温度：一般来说，弱电解质的电离是吸热过程，升高温度促进电离。
（2）浓度：稀释溶液，电离平衡向电离方向移动，离子浓度减小，但电离程度增大；增大弱电解质的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小。
（3）同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
2、水的电离平衡水是一种极弱的电解质，其电离方程式为：H₂O ⇌ H⁺＋ OH⁻。
水的离子积常数 Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻），在常温下 Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
影响水的电离平衡的因素有：（1）温度：升高温度，促进水的电离，Kw 增大。
（2）酸或碱：加入酸或碱，抑制水的电离。
（3）盐：某些盐类（如强酸弱碱盐、强碱弱酸盐等）会促进水的电离。
三、电解质溶液的 pH1、 pH 的定义pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pH ＝ lg c(H⁺）。
2、 pH 的计算（1）强酸溶液：pH ＝ lg c(H⁺）。
高一化学电解质必背知识点
高一化学电解质必背知识点电解质是化学领域中一个重要的概念，它在我们的日常生活和化学实验中扮演着重要的角色。
下面是高一化学中电解质的必背知识点。
一、电解质的定义与分类1. 电解质是指在溶液或熔融状态下能够导电的物质。
2. 根据电解质在水溶液中的电离程度，可将电解质分为强电解质和弱电解质。
- 强电解质能够完全电离，生成大量离子，如强酸、强碱和部分盐类。
- 弱电解质只有一部分分子电离，生成少量离子，如弱酸和弱碱。
二、电解质的溶解和电离1. 电解质在溶液中的溶解过程是指电解质溶解于溶剂中形成离子的过程。
2. 电离是指电解质溶解后离子与溶剂分子发生相互作用的过程。
三、电离度1. 电离度（α）表示电解质溶液中电离的程度，即溶液中电离离子的浓度与初始电解质浓度之比。
2. 强电解质的电离度接近100%，弱电解质的电离度通常较低。
四、电解质在溶液中的电离方程式1. 电离方程式用化学式表示出电解质在溶液中的电离过程。
2. 电离方程式的左边是电解质的化学式，右边是生成的离子的化学式，用箭头隔开。
五、电解质的电导性质1. 电解质的电导性质是指电解质能否导电以及导电性的强弱。
2. 强电解质具有良好的导电性，可以用电导率测量。
3. 电解质的导电性与其浓度、离子电荷数和移动速率有关。
六、电解质的应用1. 电解质在电池中起着重要作用，如酸性电池和碱性电池。
2. 电解质在电镀、金属提取等工业中也有广泛的应用。
七、电解质和非电解质的区别1. 电解质在溶液中能够导电，而非电解质在溶液中不能导电。
2. 电解质在溶液中存在离子，非电解质溶液中则存在分子。
以上是高一化学中关于电解质的必背知识点。
通过对这些知识点的了解和掌握，能够更好地理解电解质在溶液中的行为和特性，并能够应用到实际生活和化学实验中。
希望同学们能够认真学习和消化这些知识点，提高自己在化学学科中的学习成绩。
高中化学电解质溶液重要的知识归纳
电解质溶液重要的知识归纳1、能证明HA为弱电解质的事实有：（1）溶液中有电解质的分子、离子共存。
（2）相同条件下与同浓度的盐酸相比较导电能力弱。
（3）0.1mol/L HA溶液pH>1（4）0.1mol/L NaA溶液 pH>7（5）同pH的HCl、 HA稀释相同倍数，HA溶液的pH比HCl小. （6）同体积，同pH的HCl、HA与足量的锌反应时，HA放出的H2多。
（7）同pH的HCl、HA稀释后pH值仍相同、HA稀释的倍数多。
（8）升高温度，HA溶液的导电能力增强。
（9）升高温度，滴有紫色石蕊试液的HA溶液红色加深。
（10）分别用pH=2的HCl和 HA中和一定量NaOH,所用HA的体积小。
2、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、HAc相比较（1）C（H+）的大小关系为 H2SO4>HCl>HAc（2）完全中和所消耗NaOH的量。
H2SO4>HCl＝HAc3、同体积同pH值的HCl、H2SO4、HAc、相比较（1）与相同的锌粒反应的起始速率大小H2SO4＝HCl＝HAc。
（2）完全反应放出H2的量 HAc >H2SO4＝HCl。
（3）若放出相同量的H2所需酸的体积关系是H2SO4＝HCl> HAc时间关系是H2SO4＝HCl> HAc（4）稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl> HAc。
4、某溶液中由水电离的C（H+）=10-a 若a>7,则溶液中的溶质可能是酸或碱;若a<7 则溶液中的溶质可能是水解显酸性的盐。
若某溶液中由水电离的C（H+）·C（OH-）=10-24则水电离产生的C （H+）= C（OH-）=10-12。
常温下，0.1mol/L的某碱ROH溶液，若C（OH-）/C（H+）=1012则ROH为强碱5、对一定物质的量浓度的强酸，温度适当升高，pH不变；对一定物质的量浓度的强碱，温度适当升高，pH减小6、向水中加酸碱，水的电离一般受到抑制，酸或碱溶液中水电离出的C （H+）<10-7 mol/L 向水中加能水解的盐，水的电离受到促进，氯化铵溶液中水电离出的C（H+）>10-7 mol/L；pH= 4的HCl中水电离出的C （H+）=10-10 pH= 4的NH4Cl溶液中水电离出的C（H+）=10-4 某溶液中由水电离产生的C（H+）=10-12该溶液的pH值为2或127、pH值之和等于14的强酸、强碱等体积混合后，pH＝7pH值之和等于14的强酸、弱碱等体积混合后，pH>7pH值之和等于14的弱酸、强碱等体积混合后，pH<7pH值之和等于14的酸、碱等体积混合后，pH<7,则可能是弱酸与强碱相混合8、等体积的HCl与NH3·H2O混合后溶液显中性则C（NH3·H2O）> C （HCl）混合前HCl中C（H+）与NH3·H2O中C（OH-）的关系C（H+）> C（OH-）。
高中化学知识点归纳与分类突破 专题八 电解质溶液
专题八电解质溶液知识点一电解质溶液中的三大平衡1.三大平衡分析判断三大平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡 示例CH 3COOHCH 3COO -+H +CH 3COO -+H 2O CH 3COOH+OH -AgCl (s )Ag +(aq )+Cl -(aq ) 研究对象弱电解质(包括弱酸、弱碱、水、多元弱酸的酸式酸根)盐溶液(包括强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐)难溶电解质(如难溶的酸、碱、盐等)平衡常数K a =c(CH 3COO -)·c(H +)c(CH 3COOH)K h =c(CH 3COOH)·c(OH -)c(CH 3COO -)K sp (AgCl )=c (Ag +)·c (Cl -)影响因素 升高 温度促进电离，离子浓度增大，K a 增大促进水解，K h 增大K sp 可能增大，也可能减小加水 稀释 促进电离，离子浓度(除OH -外)减小，K a 不变 促进水解，离子浓度(除H +外)减小，K h 不变促进溶解，K sp 不变加入相 应离子 加入CH 3COONa 固体或盐酸，抑制电离，K a 不变加入CH 3COOH 或NaOH ，抑制水解，K h 不变加入AgNO 3溶液或NaCl 溶液，抑制溶解，K sp 不变加入反 应离子加入NaOH ，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，K h 不变加入氨水，促进溶解，K sp不变2.平衡常数(K w 、K h 、K sp )(1)K w 、K sp 曲线(双曲线型)不同温度下水溶液中c (H +)与c (OH -)的变化曲线常温下，CaSO 4在水中的沉淀溶解平衡曲线[K sp =9×10-6](续表)(1)A 、C 、B 三点溶液均为中性，温度依次升高，K w 依次增大 (2)D 点为酸性溶液，E 点为碱性溶液，K w =1×10-14(3)AB 直线的左上方均为碱性溶液，任意一点：c (H +)<c (OH -)(1)a 、c 点在曲线上，a →c 的变化为增大c (S O 42-)，如加入Na 2SO 4固体，但K sp 不变(2)b 点在曲线的上方，Q >K sp ，将会有沉淀生成(3)d 点在曲线的下方，Q <K sp ，则为不饱和溶液，还能继续溶解CaSO 4(2)K sp 曲线[直线型(pM-pR 曲线)]pM 为阳离子浓度的负对数，pR 为阴离子浓度的负对数。
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“”弱酸：H S、H CO、H PO、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–)=10–7 mol·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=10–12②K w适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。
2．溶液的pH（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。
在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。
追俊学校高中化学高考热点电解质溶液基础知识小结
皇泉州民德市追俊学校高考热点--电解质溶液基础知识小结一、三大守恒1 、电解质溶液中的电荷守恒在电解质溶液中，各种阳离子所带正电荷数的总和于各种阴离子所带负电荷总和。
例如在碳酸钠的水溶液中存在以下平衡：H2O ≒ H + + OHNa2CO3 == 2Na+ + CO32-CO32- + H2O ≒ HCO3 + OHHCO3 + H2O ≒ H2CO3 + OH根据电荷守恒原则得：C（Na+）+ C（H+）== C（HCO3)+2C（CO32-）+C（OH)2、物料守衡电解质溶于水时，发生了电离、水解反，某一离子可能转变为其它离子或分子，但反前离子中所含的某元素的原子总数于反后溶液中的离子、分子中所含该元素的原子数的总和。
例1所示的碳酸钠溶液中，反前C（Na+）==2C（CO32-），而反后，CO32-转变为HCO3 、H2CO3，所以C（CO32-）始== C（HCO3) +C（H2CO3）+ C（CO32-）即C（Na+）==2[C（CO32-）+ C（HCO3）+C（H2CO3]3、质子守衡与酸碱质子理论有关，在中学化学一般指水，即在电解质的水溶液中，H2O发生电离生成了质子（H+）和氢氧根离子（OH)，质子（H+）可能有一与某些离子结合成其它的离子、分子，但其总数与水起始时电离出的质子（H+）总数相，即于氢氧根离子（OH）的总数。
例上述碳酸钠溶液中，一质子（H+）与CO32—结合生成了HCO3 和H2CO3，故有：C（H+）始== C（OH) === C(HCO3)+2C(H2CO3）+C（H+）二、弱电解质的电离一般的讲弱电解质溶液的电离程度小，已电离的分子数小于未电离的分子数，溶液中存在大量的未电离的弱电解质分子。
例在1L 含0.10 mol的 CH3COOH 溶液中存在下列平衡：H2O ≒ H+ + OHCH3COOH ≒ H+ + CH3COO存在的关系：C（CH3COOH）> C（H+）>C（CH3COO）>C（OH）n(CH3COOH) + n(CH3COO)=== 0.10 molC（H+）== C（CH3COO）+ C（OH）又如在pH=2的醋酸溶液中一存在大量的未电离的CH3COOH，再加水稀释时平衡 CH3COOH ≒ H+ + CH3COO 向右移动，补充了一 H+ 和 CH3COO ，所以稀释100倍，pH 变化小于 2。
基础知识速记手册08电解质溶液知识归纳中等生
一、要点归纳1、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、CH3COOH相比较（1）c(H＋)的大小关系为H2SO4＞HCl＞CH3COOH。
（2）完全中和所消耗NaOH的量：H2SO4>HCl＝CH3COOH。
2、同体积同pH值的HCl、H2SO4、CH3COOH相比较（1）与相同的锌粒反应的起始速率大小：H2SO4＝HCl＝CH3COOH。
（2）完全反应放出H2的量：CH3COOH＞H2SO4＝HCl。
（3）放出相同量的H2所需酸的体积关系是H2SO4＝HCl＞CH3COOH时间关系是H2SO4＝HCl＞CH3COOH。
（4）稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl>CH3COOH。
3、等体积的HCl与NH3·H2O混合后溶液显中性，则c(NH3·H2O)＞c(HCl)，混合前HCl中c(H+)与NH3·H2O中c(OH—)的关系：c(H+)＞c(OH—)。
4、c(H+)＝c(OH—)的溶液一定显中性。
5、除去MgCl2溶液中的FeCl2，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3过滤。
不纯的KNO3溶液中常混有杂质Fe3＋，可用加热的方法除去。
6、蓄电池充电时，蓄电池的正、负极分别与电源的正、负极相连。
7、原电池工作时，电解质溶液中离子移动方向是阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
负极发生氧化反应，正极发生还原反应，外电路电子的流向是由负极流向正极。
8、电解池工作时，阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。
阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。
电流由电源的正极流向阳极，电子的流向是电源的负极流向阴极，再由阳极流回电源的正极。
9、书写电极反应式时，要注意：（1）注正、负(阴、阳)，抓守恒(电子、电荷)，关注介质。
当缺氧时，需加H2O生成H＋或加OH－生成H2O或加CO32－生成CO2或加O2－生成H2O。
（2）在碱性介质中不能出现H＋或CO2 ，酸性介质中不能出现OH－，特别要关注非水溶液介质(如熔融碳酸盐、熔融金属氧化物及氢化物)。
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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 ++S2- 【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。
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。
（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。
K 的意义：K 值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。
从或 的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：> >>> > > > 【注意】（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。
温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。
（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。
（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。
3．电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。
常用α表示：α=四. 水的电离及离子积常数 ⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离： H 2O+H 2O H 3O ++HO -－ 简写为 H 2O H ++OH -－ （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：Ka =⑵水的离子积常数：Kw=[H +][OH -]250C 时Kw =1.0×10-14 mol 2·L -2 ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw 增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol 2·L -2 . ⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw 。
2. 影响水的电离平衡的因素⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H +或OH -,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H +]与[OH -]同时同等程度的增加，pH 变小，但[ H +]与[OH -]始终相等，故仍呈中性。
⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H +直接作用，使[ H +]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
%100⨯原有溶质分子总数已电离的溶质分子数O][H ]][OH [H 2-+3.溶液的酸碱性和pH 的关系⑴ pH 的计算： pH=-lg[H +]⑵酸碱性和pH 的关系：在室温下，中性溶液：[H +]=[OH －]=1.0×10-7 mol · L -1, pH =7酸性溶液： [H +]＞[OH －] , [H +]＞1.0×10-7 mol ·L -1, pH ＜7碱性溶液： [H +]＜[OH －] , [H +]＜1.0×10-7 mol ·L -1, pH ＞7⑶pH 的测定方法：①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH 范围②pH 试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 ③pH 计: 精确地测定溶液酸碱性强弱4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH 计算：①酸混合：直接算 [ H +]，再求pH 。
②碱混合：先算[ OH -]后转化为[ H +]，再求pH 。
③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H +]，再求pH ；若碱过量，先求[ OH -]，再转化为[ H +]，最后求pH 。
[H +]混 = [OH －]混 =【例1】25 ℃时水的KW ＝1.0×10－14 mol•L －1，而100 ℃时水的KW ＝5.5×10－13 mol•L －1。
若在100 ℃时某溶液的[H ＋]＝1.0×10－7 mol•L －1，则该溶液呈( )A ．酸性B ．中性C ．碱性D ．可能是酸性，也可能是碱性【例2】在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H ＋]＝1×10－12 mol•L －1，则该溶液的pH 可能是( )A ．12B ．7C ．6D ．2 五．盐类水解 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 -生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。
盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2、盐类水解规律(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
”(2)大小规律：①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。
”②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。
如：CO 32- + H 2O HCO 3- + OH - HCO 3- + H 2O H 2CO 3 + OH -(3)酸式盐规律:① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。
如NaHSO 4、NH 4HSO 4②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。
如NaH 2PO 4、NaHSO 3电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。
如NaHCO 3、NaHS3．大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。
盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。
升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。
4．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。
(1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。
(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。
碱酸酸酸碱碱V V +-+V ][H V ][OH -碱酸碱碱酸酸－V V ++V ][OH V ][H -(3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。
六.盐类水解的应用(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。
利用加热促进水解来制得胶体。
FeCl3+3H2O→Fe(OH)3(胶体)+3HCl(4)某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。
NaF 溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
(5)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
(6)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
如不纯的KNO3中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
(7)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。
(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4、AlCl3等溶液反应。
3Mg+2AlCl3 +6H2O→3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑(9)判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。
如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。