考点8-电解质溶液

高考化学复习考点知识归类与练习电解池工作原理1．电解 (1)定义：在直流电源的作用下，电解质溶液(或熔融的电解质)在阳、阴两极分别发生氧化反应和还原反应应的过程。

(2)能量转化形式：在此过程中，将电能__能转化为___化学__能。

2．电解池的构成条件①与直流电源相连的两个电极②两个电极插入电解质溶液 (或熔融的电解质)中③形成闭合回路_。

3．电解池中电流、电子和离子的移动方向（如右下图）电流（I）:从电源正极流出到阳极，经过电解质溶液，再通过阴极回到电源负极形成闭合回路。

电子：电源负极流出，阴极得电子；阳极失电子流入电源正极（“电子不下水”）---外电路。

离子：口诀：“阴阳相吸”-----阳离子移向阴极，阴离子移向阳极（“离子不上岸”）----内电路。

溶液为例)：4. 电解池工作原理(以电解CuCl2总反应方程式：CuCl2=====通电Cu＋Cl2↑阳极阴离子失去电子e-发生氧化反应，阴极阳离子得电子发生还原反应。

阳极反应类型口诀：“阳氧失e-”-------意思为阳极发生氧化反应失去电子。

5．电解时两极粒子放电顺序：阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电。

离子的放电顺序取决于离子本身的性质即离子得失电子的能力，另外也与离子的浓度及电极材料有关。

(1)阴极：阴极上放电的是溶液中的阳离子，与电极材料无关。

氧化性强的先放电，放电顺序：Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Pb2+>Sn2+>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。

若是惰性电极作阳极，则是溶液中的阴离子放电，离子还原性强的先放电，常见离子的放电顺序是注意：一般情况下，离子按上述顺序放电，但如果离子浓度相差十分悬殊，离子浓度大的也可以先放电。

如理论上H ＋的放电能力大于Fe 2＋、Zn 2＋，但在电解浓度大的硫酸亚铁或硫酸锌溶液中，由于溶液中c (Fe 2＋)或c (Zn 2＋)≥c (H ＋)，则先在阴极上放电的是Fe 2＋或Zn 2＋，因此阴极上的主要产物为Fe 或Zn ；但在水溶液中，Al 3＋、Mg 2＋、Na ＋等是不会在阴极上放电的。

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考点7 电解质溶液1.（2010·浙江高考·T26·15分）已知：①25℃时弱电解质电离平衡常数：Ka （CH3COOH ）＝51.810-⨯，Ka （HSCN ）＝0.13；难溶电解质的溶度积常数：Kap （CaF2）＝101.510-⨯②25℃时，32.010-⨯mol·L -1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH （忽略体积变化），得到c （HF ）、c （F-）与溶液pH 的变化关系，如下图所示： 请根据以上信息回答下列问题：（1）25℃时，将20mL 0.10 mol·L -1 CH3COOH 溶液和20mL 0.10 mol·L -1 HSCN溶液分别与20mL 0.10 mol·L -1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积（V ）随时间（t ）变化的示意图为：反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是 ，反应结束后所得两溶液中，c （CH3COO-） c （SCN-）（填“＞”、“＜”或“＝”）（2）25℃时，HF 电离平衡常数的数值Ka ≈ ，列式并说明得出该常数的理由 。

（3）-34.010⨯ mol·L -1HF溶液与-44.010⨯ mol·L -1 CaCl2溶液等体积混合，调节混合液pH 为4.0（忽略调节混合液体积的变化），通过列式计算说明是否有沉淀产生。

考查弱电解质的电离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡，侧重考查学生分析问题、解决问题的能力。

【思路点拨】解答本题应先理解Ka 及Kap 的意义，然后依据Ka 及Kap 的表达式进行计算。

【规范解答】（1）由Ka （CH3COOH ）、Ka （HSCN ）的数据知，HSCN 的酸性比CH3COOH 强，其溶液中c(H+)大，所以其溶液与NaHCO3溶液反应的速率快。

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。

考点8 电解质溶液一、选择题1.(2019·全国卷Ⅰ·11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的K a1=1.1×10-3 ,K a2=3.9×10-6)溶液,混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示,其中b点为反应终点。

下列叙述错误的是( )A.混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关B.Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的C.b点的混合溶液pH=7D.c点的混合溶液中,c(Na+)>c(K+)>c(OH-)【解析】选C。

邻苯二甲酸氢钾为二元弱酸酸式盐,溶液呈酸性,向邻苯二甲酸氢钾溶液中加入氢氧化钠溶液,两者反应生成邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠,溶液中离子浓度增大,导电性增强,邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠为强碱弱酸盐,邻苯二甲酸根在溶液中水解使溶液呈碱性。

根据图示可知,混合溶液在不同的反应阶段含有的离子的种类和浓度不同,故混合溶液的导电能力与离子浓度和种类有关,A正确;根据图示可知,随着反应的进行,溶液的导电能力逐渐增强,加入的碱的量越多,溶液中的HA-的浓度越小,Na+与A2-的量越多,故Na+与A2-的导电能力之和大于HA-的,B正确;b点滴定终点应该是二者恰好反应生成Na2A和K2A,根据邻苯二甲酸H2A的K a1和K a2值可知,邻苯二甲酸是弱酸,所以到达滴定终点时溶液应该呈碱性,故b点的pH应该大于7,C不正确;b点邻苯二甲酸氢钾溶液与氢氧化钠溶液恰好完全反应生成等物质的量的邻苯二甲酸钾和邻苯二甲酸钠,溶液中c(Na+)和c(K+)相等,c点是继续加入氢氧化钠溶液后,得到邻苯二甲酸钾、邻苯二甲酸钠、氢氧化钠的混合溶液,则溶液中c(Na+)>c(K+),由图可知,a点到b 点加入氢氧化钠溶液的体积大于b点到c点加入氢氧化钠溶液的体积,则溶液中c(K+)>c(OH-),溶液中三者大小顺序为c(Na+)>c(K+)>c(OH-),故D正确。

【考点定位】本考点考查离子浓度的大小比较，根据溶液中存在的电离平衡、水解平衡准确确定溶液中存在的微粒，灵活运用电荷守恒、物料守恒及质子守恒分析。

【精确解读】一、单一溶液中离子浓度大小的比较:1．多元弱酸溶液,根据多步电离分析，如0.1mol/L的H3PO4的溶液中:c（H+)＞c（H2PO4—）＞c（HPO42—)＞c（PO43-)点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：（显性离子)＞(一级电离离子)＞（二级电离离子）＞(水电离出的另一离子)2．一元弱酸的正盐溶液,如0。

1mol/L的CH3COONa溶液中：c（Na+)＞c(CH3COO—)＞c(OH-)＞c(H+)点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子)＞（水电离出的另一离子)3．多元弱酸正盐根据多元弱酸根的分步水解分析：如0。

1mol/L 的Na2CO3溶液中：c（Na+)＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c(HCO3—）点拨：判断二元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是:(不水解离子）＞(水解离子）＞(显性离子)＞（二级水解离子)＞（水电离出的另一离子）4．二元弱酸的酸式盐溶液，如0.1mol/L的NaHCO3溶液：c (Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH—）＞c(H+)＞c（CO32—）点拨:判断二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞(水解离子）＞(显性离子)＞(水电离出的另一离子)＞(电离得到的酸根离子）5．不同溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其它离子对其影响的因素．如在相同物质的量的浓度的下列溶液：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4中c(NH4+）浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②．点拨:该类型题要看溶液中其它离子对的其影响．二、混合溶液中离子浓度大小的比较：1．两种物质混合不反应：如①等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合：CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用，混合后溶液呈酸性，c （CH3COO—)＞c（Na+)＞c（H+)＞c(OH—）②等物质的量的NH4Cl和NH3•H2O混合:和NH3•H2O的电离作用大于NH4Cl的水解作用，混合后溶液呈碱性，c(NH4+）＞c(Cl-)＞c（OH-）＞c(H+）2．两种物质其恰好完全反应：如①10ml 0.1 mol/L NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液混合②100 mL 0.1 mol/L 醋酸与50 mL 0。

电解质溶液概念辨析在中学阶段，电解质溶液部分是重要的知识点，也是高考的重要考点；很多学生在这部分的学习中常弄混一些概念，造成这部分学习的难点，为此有必要将这些概念进行辨析。

1.中性溶液与ph=7的溶液中性溶液是指c（h+）=c（oh-）的溶液；而ph=7的溶液是指c （h+）的负对数等于7的溶液。

室温时，ph=7的溶液是中性溶液；低于室温时，ph=7的溶液是酸性溶液；高于室温时ph=7的溶液是碱性溶液。

2.酸碱性与酸碱度酸碱性是指溶液呈酸性还是碱性；而酸碱度是指溶液酸碱性的程度大小。

二者是定性与定量的关系，前者常用酸碱指示剂来测定，后者则用ph试纸或ph计来测量。

3.酸与酸性酸是指物质而言，酸性则是对物质的性质而言。

酸一定显酸性，但显酸性的物质不一定是酸。

例如：nh4cl溶液、nahso4溶液等显酸性，但二者都不是酸。

4.酸的浓度与h+的溶液酸的浓度是对物质而言的，它是指酸这种物质的总浓度（包括未电离的和已电离的）；而h+的浓度则是对h+而言的，它是指溶液里呈游离状态的h+的浓度。

二者在数值上不一定相等，例如：0.1mol/l 的盐酸和硫酸，其c（h+）的浓度分别为0.1mol/l和0.2mol/l，而0.1mol/l的ch3cooh溶液，其h+的浓度远小于0.1mol/l5.溶液中c（h+）=10-11mol/l与由水电离出的c（h+）=10-11mol/l 溶液中c（h+）=10-11是指溶液中的c（h+）就是这么多，因此其溶液的ph=11，溶液显碱性。

而由水电离出的c（h+）=10-11mol/l并不意味着溶液中的c（h+）一定等于10-11mol/l，溶液可能是碱性也可能是显酸性。

若为酸性溶液，则该溶液的ph=3（室温）；若为碱性溶液，则该溶液的ph=11（室温）。

6.ph值相同的hcl和ch3cooh与物质的量浓度相同的hcl和ch3cooh。

ph相同的hcl和ch3cooh是指这两种溶液中的c（h+）相等，但它们的物质的量浓度并不相等，前者小。

电化学考点知识点梳理总结电化学考点知识点梳理总结电化学是研究电与化学之间相互转化关系的学科。

在电化学领域中，我们需要了解电解池、电解质、电池、电极和电解质溶液等关键概念。

通过对电化学知识点的系统梳理，我们能够更好地理解电化学过程，掌握相关考点。

一、电解池和电解质：1. 电解池：电解池是指用于化学反应的容器，包括阴极（负极）和阳极（正极）。

电化学反应是阴极发生还原反应，阳极发生氧化反应，而阴阳极间的反应与反应物的溶解度和离子浓度有关。

2. 电解质：电解质是指在溶液中能够分离出离子的化合物。

根据是否能够离解出离子，可以分为强电解质和弱电解质。

强电解质在水中完全离解，而弱电解质只有一部分分离出离子。

二、电极和电池：1. 电极：电极是电导体，可以将电流输送到电解质中，分为阴极和阳极。

在电化学反应中，阴极是发生还原反应的地方，而阳极是发生氧化反应的地方。

2. 电池：电池是利用化学能转化为电能的装置。

电化学电池由两个半电池构成，即阴极半电池和阳极半电池。

阴极半电池是还原反应的地方，而阳极半电池是氧化反应的地方。

两个半电池通过电解质的流动连接起来。

三、电解质溶液：1. 电解质溶液：电解质溶液是指在溶液中存在离子的溶液。

电解质溶液的导电性取决于离子的浓度和移动性。

浓度越高，导电性越好；而离子的移动性受到离子化物质的种类和大小的影响。

2. 离子迁移速度：离子迁移速度是指离子在电化学反应中从一个位置转移到另一个位置的速度。

离子迁移速度与离子的尺寸和电荷量有关。

离子越小，电荷量越大，迁移速度越快。

四、电化学反应：1. 氧化还原反应：电化学反应涉及到氧化还原反应。

在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，发生还原；而还原剂失去电子，发生氧化。

这种反应通过电子传递进行。

2. 电位差：电位差是指电极与电解质中的参考电极之间的电势差。

在电化学反应中，我们可以通过比较不同半电池的电位差，推断出是否会发生电化学反应。

五、电化学工程：电化学工程涉及到利用电化学原理来进行工程实践的领域。