第八章电解质溶液复习

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2024年高考总复习化学第八章微专题七电解质溶液中的四大平衡常数

实验 4：向稀硫酸酸化的 KMnO4 溶液中滴加 Na2C2O4 溶液至溶液褪色。
下列说法正确的是( )
A.0.01 mol·L－1 Na2C2O4 溶液中满足： c(Na＋)
c（C2O24－）＋c（HC2O－4 ）<2 B.实验 2 滴加盐酸过程中存在某一点满足 c(Na＋)＝c(HC2O4－) ＋2c(C2O24－)＋c(Cl－) C.实验 3 所得上层清液中 c(C2O24－)＝2.5×10－7 mol·L－1[已知室温时 Ksp(CaC2O4)＝2.5×10－9] D.实验 4 发生反应的离子方程式为 C2O24－＋4MnO4－＋12H＋ ===2CO2↑＋4Mn2+＋6H2O
K 增大 BOH
B＋＋OH－，电离常数
Kb＝c(Bc＋()B·cO(OHH) －)
(续表)
常数符号盐的水解常数 Kh 溶度积常数 Ksp
适用体系
盐溶液
难溶电解质溶液
影响因素
表达式
升温， Kh 增大
A－＋H2O
OH－＋HA，水解
常数 Kh＝c(OHc(－A)·－c()HA)
升温，大多 MmAn 的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)· 数 Ksp 增大 cn(Am－)
平衡移动方向逆向
不移动正向
结论溶液过饱和，有沉淀析出溶液饱和，处于平衡状态溶液未饱和，无沉淀析出
(2)判断离子浓度比值的大小变化。如将 NH3·H2O 溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c（cN(HN＋4H）3·H·c2(OO)H－)，此值不变，故cc(（NHN3H·H＋42）O)的值增大。
得到：NH3·H2O
NH＋4 ＋OH－，平衡常数 K＝c（cN(HN＋4H）3·H·c2(OO)H－)

南京大学物理化学下册(第五版)复习题及解答.docx

第八章电解质溶液1・Faraday电解定律的基本内容是什么？这定律在电化学中有何用处? 答:法拉第电解定律的基本内容是：通电于电解质溶液之后，（1）在电极上（两相界面），发生化学变化的物质的量与通入电荷成正比・（2〉若将几个电解池串联,通入一定的电荷量后，在各个电解池的电极上发生化学变化的物质的量都相等.Q（E）=Z+eL=z^F根据Faraday定律，通过分析电解过程中反应物在电极上物质的量的变化，就可求岀电荷量的数值，在电化学的定量研究和电解工业上有重要的应用.2.电池中正极、负极、阴极、阳极的定义分别是什么？为什么在原电池中负极是阳极而正极是阴极？答:给出电子到外电路的电极叫做电池的负极,在外电路中电势低.从外电路接受电子的电极叫做电池的正极，在外电路中电势较高.发生氧化作用的电极称为阳极，发生还原作用的一极称为阴极•原电池的阳极发生氧化作用•阴极发生还原作用，内电路的电子由阳极运动到阴极•所以原电池的阴极是正极，阳极是负极.3・电解质溶液的电导率和摩尔电导率与电解质溶液浓度的关系有何不同？为什么？答:强电解质溶液的电导率随着浓度的增大而升高（导电粒子数目增多），但大到一定程度以后，由于正、负离子之间的相互作用增大,因而使离子的运动速率降低，电导率反而下降•弱电解质的电导率随浓度的变化不显著，浓度增加电离度减少，离子数目变化不大•摩尔电导率随浓度的变化与电导率不同，浓度降低，粒子之间相互作用减弱，正、负离子的运动速率因而增加,故摩尔电导率增加.4.怎样分别求强电解质和弱电解质的无限稀释摩尔电导率？为什么要用不同的方法？答:在低浓度下，强电解溶液的摩尔电导率与乞成线性关系.在一定温度下，一定电解质溶液来说,0是定值，通过作图，直线与纵坐标的交点即为无限稀释时溶液的摩尔电导率人箒•即外推法.弱电解质的无限稀释摩尔电导率A益，根据离子独立移动定律，可由强电解质溶液的无限稀释摩尔电导率A 益设计求算，不能由外推法求岀，由于弱电解质的稀溶液在很低浓度下与坨不呈直线关系•并且浓度的变化对4m 的值影响很大，实验的误差很大，由实验值直接求弱电解质的A益很困难.5.离子的摩尔电导率、离子的迁移速率、离子的电迁移率和离子迁移数之间有哪些定量关系式？答:定量关系式：厂+ = “+ dE/ dZ r- = u- dE/ dl厂+ •厂-离产迁移速率山+ 4一离子的电迁移率.饥I4 7一厂++~・"乍=耳=母卯正离子迁移数艺= 1无限稀释强电解质溶液銘=益4 +銘・-盈=（屛+“GF・6.在某电解质溶液中，若有i种离子存在，则溶液的总电导应该用下列哪个公式表示: 答:对电解质溶液来说电导G是其导电的能力，以1一1型电解质溶液为例.⑴G=^+舟+ ・・・；(2)G = 爭？为什么?G=K AJ I K =A H \ • c稀电解质溶液A m =Ai +Am ・•・〃=(△： +Am >C = Am ・ c+Am ・ c «+ =Am • c 则 G+ =/c> A/2・•・G 总=G++G —=盒+古…=工盒・7. 电解质与非电解质的化学势表示形式有何不同？活度因子的表示式有何不同? 答:非电解质的化学势的表示形式：活度因子表示式:非电解质a m ^ = Vm^ —电解质 QB=a 甘• a^r =a±・&为什么要引进离子强度的概念？离子强度对电解质的平均活度因子有什么影响？答:在稀溶液中，影响离子平均活度因子7士的主要因素是离子的浓度和价数，并且离子价数比浓度影响还要更大一些•且价型愈高，影响愈大，因此而提出离子强度的概念.I = *另加必对平均活度因子的影响lg/+=—常数/!9. 用DebyeHuckel 极限公式计算平均活度因子时有何限制条件？在什么时候要用修正的Debys Hiickel 公式？答:限制条件为：① 离子在静电引力下的分布遵从Boltzmann 分布公式，并且电荷密度与电势之间的关系遵从静电学中的Poisson （泊松）公式.I② 离子是带电荷的圆球，离子电场是球形对称的，离子不极化•在极稀溶液中可看成点电荷.③ 离子之间的作用力只存在库仑引力，其相互吸引而产生的吸引能小于它的热运动的能量.④ 在稀溶液中，溶液的介电常数与溶剂的介电常数相差不大，可以忽略加入电解质后的介电常数的变化.若不把离子看作点电荷，考虑到离子的直径，极限公式修正为：—A\z+z- 1/7lgy 士随着离子半径的增大而增大•所以溶液中离子溶度增加，迁移速率亦将增加.12. 影响难溶盐的溶解度主要有哪些因素？试讨论AgCl 在下列电解质溶液中的溶解度大小，按由小到大的次序排列出来(除水外，所有的电解质的浓度都是0・1 mol ・dm'3).(l) NaNQ (2)NaCl (3)H 2O (4)CuSC)4 (5)NaBr阿=阴(T) +RTlnZn.B 今=炖(丁) +RTlnoni ・B电解质 /zB=/^(T)+RTlnaB=〃g(T) + RTlna# • cf-7M Blgz±= 1+辆I ・10. 不论是离子的电迁移率不是摩尔电导率,氢离子和氢氧根离子都比其他与之带相同电荷的离子要大得多，试解释这是为什么？答:在水溶液中，屮和OH-离子的电迁移率和摩尔电导率特别大，说明屮和OH —在电场力作用下运动速率特别快，这是因为水溶液具有氢键质子可以在水分子间转换,电流很快沿着氢键被传导.11. 在水溶液中带有相同电荷数的离子，如Li 十，Na 十,K + ,Rb +，…，它们的离子半径依次增大，而迁移速率也相应增大,这是为什么？答:IF ,Na+ ,K+ ,Rb 〒等离子带有相同的电荷，离子半径依次增大，根据修正的Debye-Huckel 公式：答:影响难溶盐的溶解度的主要因素有：①共同离子影响，如AgBr在NaBr中的溶解度远小于水中的溶解度.②其它电解质的影响，其它电解质的存在通过影响离子强度，影响难溶盐的活度系数,从而影响溶解度.溶解度顺序为：(2)<(3)<(1)<(4)«5).13.用Pt电极电解一定浓度的CuSQ溶液，试分析阴极部、中部和阳极部溶液的颜色在电解过程中有何变化？若都改用Cu电极，三部溶液颜色变化又将如何？答:Pt是惰性电极,阴极部溶液中C£+被还原生成Cu,溶液中Ci?+的浓度变小，颜色变淡，阳极部溶液中+向中部迁移，颜色变淡，中部的颜色在短时间内基本保持不变.用Cu做电极时,阴极部的颜色变淡，中部基本不变,阳极部颜色变深.14.什么叫离子氛？Debye-Hiickel-()nsager电导理论说明了什么问题？苔:溶液中每一个离子都被电荷符号相反的离子所包围，由于离子间的相互作用使得离子分布不均匀, 从而形成离子氛.Deby^Huckel-Oisager电导理论说明，电解质溶液的摩尔电导率与离子间相互作用、离子的性质、离子本身结构和溶剂能力以及介质的介电常数都有关系.第九章1.可逆电极有哪些主要类型?每种类型试举一例，并写出该电极的还原反应。

2023年高考化学总复习第一部分考点梳理第八章水溶液中的离子平衡微专题22 电解质溶液图像分析

微专题○22电解质溶液图像分析【知识基础】1．与水电离平衡相关的图像不同温度下水溶液中c(H＋)与c(OH－)的变化曲线A、C、B三点所示溶液[c(H＋)＝c(OH－)]均呈中性，升高温度，K w依次增大。

直线AB 的左上方区域所示的溶液[c(H＋)<c(OH－)]均为碱性溶液，右下方区域所示的溶液[c(H ＋)>c(OH－)]均为酸性溶液。

注意：水的电离过程吸热，温度越高，K w越大。

K w只与温度有关，与溶液的酸碱性变化无关。

水电离出的c水(H＋)与c水(OH－)始终相等。

2．中和滴定过程中pH－V图像25 ℃时，以向20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中加入0.1 mol·L－1NaOH溶液过程中的pH－V图像为例进行分析：0.05 mol·L－1，A－＋H2O⇌HA＋OH－，则c(HA)≈c(OH－)＝10−4.5 mol·L−1，c(A−)＝0.05 mol·L −1 −10−4.5mol ·L−1≈0.05 mol ·L −1，K h (A－)＝c (HA )·c (OH −)c (A −)＝10−4.5×10−4.50.05＝2×10－8，则K a (HA)＝K w K h (A −)＝10−142×10−8＝5×10−7。

3．分布分数图像分布分数图像一般是以pH 为横轴、分布分数(组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵轴的关系曲线，以草酸H 2C 2O 4为例，含碳元素的各组分分布分数(δ)与pH 的关系如图所示。

曲线含义分析：随着pH 的逐渐增大，溶质分子的浓度逐渐减小，酸式酸根离子浓度先逐渐增大后逐渐减小，酸根离子浓度逐渐增大，所以δ0表示H 2C 2O 4、δ1表示HC 2O 4−、δ2表示C 2O 42−。

特殊点的应用：对于物种分布分数图像，一般选择“交点”处不同微粒的等浓度关系，代入电离常数公式计算各级电离常数。

第八章电解质溶液解答

第八章电解质溶液上一章下一章返回1．柯尔拉乌希经验公式适用条件和范围是什么？柯尔拉乌希离子独立运动定律的重要性何在？答：柯尔拉乌希经验公式：，适用于强电解质水溶液，浓度低于0.01mol·dm-3的稀溶液。

根据离子独立移动定律，可以从相关的强电解质的Λ∞来计算弱电解质的Λ∞。

或由离子电导数值计算出电解质的无限稀释时摩尔电导。

2．电导率与摩尔电导概念有何不同? 它们各与哪些因素有关?答：电导率κ是：两极面积各为1m2，并相距1m时，其间溶液所呈的电导；而摩尔电导是在相距1m的两电极间含有1mol溶质的溶液所呈的电导，摩尔电导用Λm表示Λm＝κ/c，电导率κ与电解质本性有关，与温度有关，与电解质浓度有关；摩尔电导与电解质本性有关，与温度有关，与电解质浓度有关。

3．为什么用交流电桥测定溶液的电导? 为什么用1000H z(即c/s，周每秒)频率测定溶液的电导? 为什么在未知电阻的线路上并联一电容? 测准溶液电导的关键是什么?答：用交流电流测溶液的电导，可以避免电解作用而改变电极本性，并且可以消除电极的极化作用。

用1000Hz的交流频率可防止电极上的极化作用，并可用耳机检零。

并联电容是为了消除电导池的电容的影响。

测准电导的关键是在各接触点均接触的条件下，电桥平衡，正确检零。

4．当一定直流电通过一含有金属离子的溶液时，在阴极上析出金属的量正比于：(1) 金属的表面积； (2) 电解质溶液的浓度；(3) 通入的电量； (4) 电解质溶液中离子迁移的速度。

答：(3).5．在界面移动法测定离子迁移数的实验中，其结果是否正确，最关键是决定于：(1) 界面移动的清晰程度； (2) 外加电压的大小；(3) 阴、阳离子迁移速度是否相同； (3) 阴、阳离子的价数是否相同。

答：(1)6．电解质在水溶液中时，作为溶剂的水电离为 H+、OH－离子，为什么一般不考虑它们的迁移数?影响离子迁移数的主要因素是什么？答：因为水中H+与OH－的浓度甚低，K sp＝10－14，其迁移数极小，不考虑不会影响测量结果。

人教高中化学《电解质溶液》高考复习课件PPT(55页)

D.25 ℃时,若测得NaR溶液pH=a,取该溶液10.0 mL,升温至50 ℃,测得pH=b,
a>b,则HR是弱酸
3.(真题·广东卷,8)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱,可与盐酸反应生成盐酸
盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性,下列叙述正确的是(
A.0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH=3
)
2.(2016·全国Ⅲ卷,13)下列有关电解质溶液的说法正确的是(
D )
(+ )
A.向 0.1 mol·L CH3COOH 溶液中加入少量水,溶液中
减小
( )
-1
B.将 CH3COONa 溶液从 20 ℃升温至 30 ℃,溶液中
C.向盐酸中加入氨水至中性,溶液中
( - )
-1
-1
0.05 mol·L 的盐酸,另一份滴加 0.05 mol·L NaOH 溶液,溶液的 pH 随加入酸(或
碱)体积的变化如图所示。下列说法不正确的是(
C )
-
A.由 a 点可知:NaHCO3 溶液中 HC 的水解程度大于电离程度
-
-
B.a→b→c 过程中:c(HC )+2c(C )+c(OH )逐渐减小
()
-
-
]。
( )+( )+( )
2.(真题·湖南卷,9)常温下,用0.100 0 mol·L-1的盐酸分别滴定20.00 mL
浓度均为0.100 0 mol·L-1的三种一元弱酸的钠盐(NaX、NaY、NaZ)溶液,滴
定曲线如图所示。下列判断错误的是(
C )
A.该NaX溶液中:c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)

155-174 第八章电解质溶液

=
a++
a − −
=+ +−
1
=
+ +
− −
1
1
m
=
m + +
m − −
=
+
+
−
−
mB
a
=
m m
aB
=
a + +
a − −
= a
离子强度： I
=1 2
B
mB zB2
德拜—休克尔极限公式
lg = − A z+ z− I 在 298K 时，使用简化公式时，A 值取
0.509(
mol kg
在。摩尔电导率随浓度的变化与电导率不同，浓度降低，粒子之间相互作用减弱，正、负讘
的运动速率因而增加，故摩尔电导率增加。
4．怎样分别求强电解质和弱电解质的无限稀释摩尔电导率？为什么要用不同的方法？
答：在低浓度下，强电解质溶液的摩尔电导率与 c 成线性关系。
( ) m = m 1− c
在一定温度下，一定电解质溶液来说，是定值，通过作图，直线与纵坐标的交点即
B
= B
(T
)
+
RTInγm,B
mB mB
= B
(T ) + RTInam,B
电解质
B
=
B
(T ) + RTInaB
=
B
(T ) + RTIna+ν+
aν− −
活度因子表示式：非电解质
am,B
=
ν m,B
mB mB
电解质
aB
=

第八章电解质溶液复习题

第八章电解质溶液【复习题】【1】Faraday电解定律的基本内容是什么？这定律在电化学中有何用处？【答】Faraday电解定律即通电于电解质溶液之后，（1）在电极上（即两相界面上）物质发生化学变化的物质的量与通入的电荷量成正比；（2）若将几个电解池串联，通入一定的电荷量后，在各个电解池的电极上发生化学变化的物质的量都相等。

根据Faraday电解定律，通过分析电解过程中反应物（或生成物）在电极上物质的量的变化，就可求出通入电荷量的数值。

【2】电池中正极、负极、阳极、阴极的定义分别是什么？为什么在原电池中负极是阳极而正极是阴极?【答】无论是在原电池还是在电解池中，总是把电势较低的极称为负极，把电势较高的极称为正极，总是把其上面发生氧化反应的电极称为阳极，发生还原反应的电极称为阴极，在原电池中，负极电势较低，发生氧化反应，输出多余的电子;而正极发生还原反应，接受电子，电势较高，所以原电池中负极是阳极而正极是阴极。

【3】电解质溶液的电导率和摩尔电导率与电解质溶液浓度的关系有何不同？为什么？【答】一般情况下，溶液浓度增大时导电粒子数相应增加，因此电导率也变大。

摩尔电导率Λm是把1mol电解质置于相距为单位距离的电导池的两个平行电极间，这时所具有的电导。

由于溶液中能导电的物质的量已确定，浓度降低时粒子间相互作用力减弱，离子的运动速率增加，故摩尔电导率增加。

【4】怎样分别求强电解质和弱电解质的无限稀释摩尔电导率？为什么要用不同的方法？【答】对于强电解质，可由kohlrausch公式外推得到，对于弱电解质，可由柯尔劳施离子独立运动定律求得，因为弱电解质如HAc、NH4OH等直到稀释到0.005 mol/dm3时，Λm与c仍不成线性关系，并且极稀时c稍微改变一点，Λm的值可能变化很大，实验上的少许误差对外推求得的∞的影响很大。

Λm【5】离子的摩尔电导率、离子的迁移速率、离子的电迁移率和离子迁移数之间有哪些定量关系式？【答】∞∞--∞∞++Λ=Λ=mm mm t t ,,;λλ F U F U m m --++==,,,λλ知道此三者关系后，可从实验易测得的量计算难以直接测量的量。

08 第八章电解质溶液

解：阳极反应为Ag（s）→Ag++e
在电解时,阳极部的Ag+向阴极迁移，已知AgNO3的摩尔质量为169.9,所以Ag+的物质的量在阴极部的变化为：
0.00739 g 23.14g g n起始＝n前＝ 1.007 103 mol 169.9 g mol1
1
0.236g n终了＝n后＝ 1.389 103 m ol 169.9 g m ol1

( ) mB
1

_

1 2 I mi zi 2 i
（五）强电解质溶液理论
（五）强电解质溶液理论 1. 离子氛在溶液中每一个离子都被电荷符号相反的离子所包围，由于离子间的相互作用，使得离子的分布不均匀，形成离子氛。在无限稀释溶液中，离子间距离很大，离子间引力可忽略不计，离子氛的影响可以略去不计，溶液的性质就与理想溶液性质一样。而在真实的电解质溶液中，由于离子氛的存在而影响离子的行为，表现出对理想溶液的偏离。

m
(4)电导滴定 1.用NaOH标准溶液滴定HCl 2.用NaOH滴定HAc 3.用 BaCl2 滴定 Tl2SO4 ，产物 BaSO4 ,TlCl 均为沉淀
（四）电解质的平均活度和活度因子
（四）电解质的平均活度和活度因子 1、电解质的活度与离子活度
mB aB ,m B ,m m m m a , m , m a , m , m m m
m (1 c )
m
（三）、电导、电导率、摩尔电导率
也缓慢升高，但变化弱电解质: (1)随着浓度下降， m 不大。等稀到一定程度，迅速增大。
(2) m与 c 不呈现线性关系。也不 m 能用外推法得到。 7、离子独立移动定律在无限稀释溶液中，每种离子独立移动，不受其它离子影响，每种离子对电解质的无限稀释摩尔电导率都有贡献 m m, m, 1-1价型

第八章-电解质溶液

1第八章电解质溶液一、基本内容电解质溶液属第二类导体，它之所以能导电，是因为其中含有能导电的阴、阳离子。

若通电于电解质溶液，则溶液中的阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动；同时在电极/溶液的界面上必然发生氧化或还原作用，即阳极上发生氧化作用，阴极上发生还原作用。

法拉第定律表明，电极上起作用的物质的量与通入的电量成正比。

若通电于几个串联的电解池，则各个电解池的每个电极上起作用的物质的量相同。

电解质溶液的导电行为，可以用离子迁移速率、离子电迁移率(即淌度)、离子迁移数、电导、电导率、摩尔电导率和离子摩尔电导率等物理量来定量描述。

在无限稀释的电解质溶液中，离子的移动遵循科尔劳乌施离子独立移动定律，该定律可用来求算无限稀释的电解质溶液的摩尔电导率。

此外，在浓度极稀的强电解质溶液中，其摩尔电导率与浓度的平方根成线性关系，据此，可用外推法求算无限稀释时强电解质溶液的极限摩尔电导率。

为了描述电解质溶液偏离理想稀溶液的行为，以及解决溶液中单个离子的性质无法用实验测定的困难，引入了离子强度、离子平均活度、离子平均质量摩尔浓度和平均活度因子等概念。

对稀溶液，活度因子的值可以用德拜－休克尔极限定律进行理论计算，活度因子的实验值可以用下一章中的电动势法测得。

二、重点与难点1．法拉第定律：nzF Q =，式中法拉第常量F =96485 C ·mol -1。

若欲从含有M z +离子的溶液中沉积出M ，则当通过的电量为Q 时，可以沉积出的金属M 的物质的量n 为：F Q n Z +=，更多地将该式写作FQ n Z =，所沉积出的金属的质量为：M FQm Z =，式中M 为金属的摩尔质量。

2．离子B 的迁移数：B B B Q It Q I ==，B B1t =∑3．电导：lAκl A R G ρ=⋅==11 (κ为电导率，单位：S ·m -1) 电导池常数：cell lK A=4．摩尔电导率：m m V cκΛκ==(c ：电解质溶液的物质的量浓度, 单位：mol ·m -3, m Λ的单位：2-1S m mol ⋅⋅)5．科尔劳乌施经验式：m m (1ΛΛ∞=-6．离子独立移动定律：在无限稀释的电解质-+ννA C 溶液中，m m,m,Λνν∞∞∞++--=Λ+Λ,式中，+ν、-ν分别为阳离子、阴离子的化学计量数。

高考总复习之《电解质溶液》

高三化学第二学期第8周）【教学内容】复习《电解质溶液》【教学目标】1、了解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等基本概念。

掌握电离平衡、电离度、PH值等重要概念及有关电离度、PH值的计算。

2、掌握盐类水解规律及盐和盐反应的基本类型。

3、掌握原电池、电解池的基本原理及其重要应用。

【知识讲解】一、强电解质和弱电解质1、混合物单质物质组成组成非电解质纯净物元素化合物电化学弱电解质注意：①化合物不是电解质即为非电解质②难溶性化合物不一定就是弱电解质。

如BaSO4等仍为强电解质。

虽然BaSO4难溶，但它溶解那一部分是完全电离的。

2、弱电解质的电离平衡——一定条件（温度、浓度）下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。

特点：（1）“动”动态平衡，v电离=v结合≠0（2）“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化（是否相等？）（3）“变”：电离平衡是相对的平衡、外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒沙特列原理判断。

例如：在醋酸的稀溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+。

加入冰醋酸，即[CH3COOH]增大，平衡一定向电离方向移动，从而使[CH3COO－]、[H+]均增大。

因此，CH3COOH的浓度越大，其[H+]也越大，但其电离度要减小。

若加水稀释，即[CH3COOH]、[CH3COO－]、[H+]均同时减小，而平衡右边两种微粒浓度均减小，因此平衡向右移动。

思考：①氢硫酸溶液存在如下平衡：H2S H++HS－，HS－H++S2－。

现使该溶液中PH值增大，则[S2－]如何变化？②请用电离平衡移动原理解释为何Al (OH)3既能溶于强酸，又能溶于强碱？③设计一个实验，证明CH3COOH是弱电解质，盐酸为强电解质？（答：①H2S溶液PH值增大，即[H+]减小，一是加入强碱，则平衡一定向右移动[S2－]增大。

二是可加入水稀释，尽管平衡向右移动，S2－物质的量一定增大，但溶液的体积增加得更大。

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⁺）。

第八章难容电解质知识整理讲

考点一沉淀溶解平衡及应用1.沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的概念在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。

(2)溶解平衡的建立固体溶质溶解沉淀溶液中的溶质①v溶解>v沉淀，固体溶解②v溶解＝v沉淀，溶解平衡③v溶解<v沉淀，析出晶体(3)溶解平衡的特点(4)影响沉淀溶解平衡的因素①内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。

②外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH>0为例(5)电解质在水中的溶解度20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：2.沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成①调节pH法如：除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH＋4。

②沉淀剂法如：用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。

(2)沉淀的溶解①酸溶解法如：CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。

②盐溶液溶解法如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH＋4===Mg2＋＋2NH3·H2O。

③氧化还原溶解法如：不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。

④配位溶解法如：AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH)2]＋＋Cl－＋2H2O。

3(3)沉淀的转化①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。

②应用：锅炉除垢、矿物转化等。

深度思考1.下列方程式：①AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)、②AgCl===Ag＋＋Cl－、③CH3COOH CH3COO－＋H＋各表示什么意义？答案①AgCl的沉淀溶解平衡；②AgCl是强电解质，溶于水的AgCl完全电离；③CH3COOH的电离平衡。

(完整版)南京大学物理化学下册(第五版傅献彩)复习题及解答

第八章电解质溶液第九章1.可逆电极有哪些主要类型?每种类型试举一例，并写出该电极的还原反应。

2.什么叫电池的电动势?用伏特表侧得的电池的端电压与电池的电动势是否相同?为何在测电动势时要用对消法?答：正、负两端的电势差叫电动势。

不同。

3.为什么Weslon标准电池的负极采用含有Cd的质量分数约为0.04~0.12的Cd一Hg齐时，标准电池都有稳定的电动势值?试用Cd一Hg的二元相图说明。

因为标准电池的电动势在定温下只与Cd一Hg齐的活度有关，所以电动势也有定值，但电动势会随温度而改变。

4.用书面表示电池时有哪些通用符号?为什么电极电势有正、有负？用实验能测到负的电动势吗？答：用“|”表示不同界面，用“||”表示盐桥。

电极电势有正有负是相对于标准氢电极而言的。

不能测到负电势。

二轮专题八电解质溶液

专题八电解质溶液考点1弱电解质的电离【考纲导引】1. 了解电解质的概念。

了解强电解质和弱电解质的概念。

2. 了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。

3. 了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

【考点突破】一、强电解质与弱电解质(1)强电解质：①强酸：H B r、H I、H M n O4②强碱：C a(O H)2、K O H③大部分盐:(2)弱电解质：①弱酸：女口H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HC1O 等。

H3PO4、H2SO3从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。

②弱碱：NH3H2O，多数不溶性的碱［如Fe(OH)3、C U(OH)2等］、两性氢氧化物［如Al(OH)3、Zn(OH) 2等］。

③个别的盐：如HgCl2, HgBr?等。

④水【例1】下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是A. CH 3COOHB.Na2OC.H2SO4D.SO2【变式1】(玉溪一中高2013届高三上学期8月月考)能说明醋酸是弱电解质的是( )①往苯酚钠溶液中加入醋酸可得苯酚②醋酸钠溶液呈碱性③可以用食醋清除热水瓶内的水垢④pH = 2的醋酸溶液稀释1000倍后pH小于5⑤常温下，将物质的量浓度相同的醋酸溶液与氢氧化钠溶液等体积混合后恰好中和A.①③④B.①②⑤C.②④D.②⑤【变式2】.(山东省北镇中学2012-2013学年上学期)下列溶液暴露于空气中，开始一段时间其pH变小的是(不考虑溶质挥发) ( )① H2S ② H2SO3 ③ Na2S ④ Ca(OH)2 ⑤氯水⑥ Na z SO sA .①③④B .②⑤⑥C.①②④⑤ D .②④⑤⑥二、外界条件对电离平衡的影响对CH3COOH - J H + + CH3COO一的电离平衡，小结如下：条件变化平衡移动电离度K离子数目离子浓度加热稀释加冰醋酸加盐酸加醋酸钠电离原理【例2】某温度下，向一定体积0.1mol/L 醋酸溶液中逐滴加入等浓度的pOH[pOH=-lgc(OH )]与pH 的变化关系如图所示，则A . M 点所示溶液导电能力强于Q 点B . N 点所示溶液中 c(CH 3COO —) > c(Na +) C . M 点和N 点所示溶液中水的电离程度相同 D . Q 点消耗NaOH 溶液的体积等于醋酸溶液的体积【变式3】(2012学年第一学期温州八校”联考)标准状况下VL 氨气溶解在1L 水中(水的密度近似为1g/mL )，所得溶液的密度为 p g/mL 质量分数为 w,物质的量浓度为 c mol/L ，则下列选项不正确的是A . p =(17V+22400 )/ (22.4+22.4V)B .用水稀释该溶液， OH —的物质的量增加C .该溶液中共有6种微粒D •若向该溶液中加入少量的 NH 4CI 固体，则溶液的pH 值一定会减小【变式4】(江西省丰城中学2013届高三阶段测试)一定温度下，将一定. 质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如右图所示，下列说法正确的是A . a 、b 、c 三点溶液的pH ： c v a v bB . a 、b 、c 三点醋酸的电离程度：a v b v cC .用湿润的pH 试纸测量a 处溶液的pH ，测量结果偏大D . a 、b 、c 三点溶液用1mol/L 氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液体积：c v a v b三、电离平衡常数(1) 在电离平衡常数计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；(2) 电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越大。

2023届高考化学二轮复习专题八电解质溶液课件(130张)

应为Na2S+HCl ══ NaHS+NaCl,无明显现象,但HCl的酸性强于H2S。
2.(2022北京朝阳区模拟)Fe2(SO4)3溶于一定量水中,溶液呈浅棕黄色(a),加
入少量浓盐酸,溶液黄色加深(b)。已知:Fe3++4Cl-
[FeCl4]-(黄色);浓度
较小时[Fe(H2O)6]3+(用Fe3+表示)几乎无色。取溶液进行如下实验。判断下
以二元弱酸(H2X)为例,存在电离平衡:H2X
H++HX-(a 1 )、HX-
H++X2-(a 2 )。
在分布分数(δ)-pH图像中,曲线1、2、3分别代表H2X、HX-和X2-的变化,根
据曲线1和2的交点对应溶液pH1计算: a 1 =c(H+)=10-pH 1
的交点对应溶液pH2计算: a 2 =c(H+)=10-pH 2 。
与V(AgNO3)的关系曲线如图所示[忽略沉淀对离子的吸附作用。若溶液中
离子浓度小于1.0×10-5 mol·L-1时,认为该离子沉淀完全。
Ksp(AgCl)=1.8×10-10,Ksp(AgBr)=5.4×10-13,Ksp(AgI)=8.5×10-17]。
下列说法正确的是( C )
A.a点:有白色沉淀生成
B.向0.1 mol·L-1的H2A溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)至pH=3,
则H2A的电离度约为0.013%
C.向H2A溶液中加入NaOH溶液至pH=11,则c(A2-)>c(HA-)
D.取pH=a的H2A溶液10 mL,加蒸馏水稀释至100 mL,则该溶液pH=a+1
角度拓展
1.(2022福建莆田模拟)已知,25 ℃时Ka(HNO2)=4.6×10-4。25 ℃时,判断下