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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。
高考化学考点专题归纳复习电解质溶液考点22 电解质溶液1、常用酸、碱指示剂的变色范围：指示剂PH的变色范围甲基橙＜3.1红色3.1——4.4橙色4.4黄色酚酞＜8.0无色8.0——10.0浅红色10.0红色石蕊＜5.1红色5.1——8.0紫色8.0蓝色2、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pH1 （4）0.1mol/L NaA溶液 pH7 （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。
3、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、HAc相比较（11） C（H+）的大小关系为 H2SO4HClHAc （12）完全中和所消耗NaOH的量。
H2SO4HCl＝HAc 4、同体积同pH值的HCl、H2SO4、HAc、相比较（13）与相同的锌粒反应的起始速率大小H2SO4＝HCl＝HAc。
（14）完全反应放出H2的量 HAc H2SO4＝HCl。
（15）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 （16）稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl HAc。
5、常见酸的酸性强弱的判断（1）含氧酸的酸性强弱的判断：①不同元素的最高价含氧酸，元素的非金属性越强，酸性越强，如HClO4 H2SO4②同种元素的不同价态的含氧酸，元素的化合价越高，酸性越强氧化性HClO HClO2 HClO3HClO4酸性HClO4 HClO3 HClO2 HClO（2）无氧酸（气态氢化物水溶液）酸性强弱的判断：①同一主族元素，半径越大，氢化物酸性越强，如HI＞HBr②非同一主族元素的无氧酸酸性，需靠记忆、根据具体性质比较等方法判断常见酸的酸性顺序强酸 HClO4 H2SO4 HNO3 HI HBr HCl弱酸H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClOH2SiO3HAlO2 有机酸乙二酸甲酸苯甲酸乙酸碳酸苯酚 HCO3－（3）、浓硫酸“五性” ：酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性（4）、浓硝酸“四性”：酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性。
专题电解质溶液常考的知识点：（1）弱酸或弱碱、盐类水解的平衡移动：升高温度、加水稀释、增大反应物的浓度或减小生成物浓度平衡正移。
（2）酸、碱、盐对水的电离平衡的影响：酸、碱抑制水的电离，由水电离产生的c(H+)或c(OH-)小于10-7mol/L;盐促进水的电离，显酸性的盐溶液由水电离产生的c(H+)大于10-7mol/L。
（3）不同的盐溶液中同种离子浓度的大小比较（看其他的粒子对水解平衡的影响）方法：一看个数，二看促进还是抑制（4）加水稀释的问题：①氢离子和氢氧根离子浓度不能同时减小②酸碱性一定是强酸强碱变化最大（5）盐类水解程度大小的比较：比较方法是看水解生成的电解质那个更弱。
（6）酸碱中和反应后溶液的酸碱性（一元酸碱）：a、给物质的量的浓度：等浓度等体积混合谁强显谁性（恰好中和看生成的盐溶液的酸碱性）。
b、给离子浓度：等离子浓度等体积酸碱混合谁弱谁过量显谁性。
（7）溶液中离子浓度的比较：①盐溶液方法：电荷守恒和元素守恒:电荷守恒:重点注意等式中是否包含了所有的离子，离子所带电荷数不为1的，在离子符号前是否乘上了所带的电荷数。
元素守恒：看盐的化学式中元素间物质的量的关系，如Na2CO3溶液中钠元素是碳元素的物质的量的二倍。
而碳元素又以(HCO3－)、(CO32－)、(H2CO3)等粒子存在，所以有c(Na+) =2 [c(HCO3－)+ c(CO32－)+ c(H2CO3)]②盐溶液和弱酸(弱碱)：如：CH3COOH与CHCOONa溶液的酸碱性比较电离与水解程度的大小（电离程度大，不考虑水解，电离补充酸根离子；电离与水解程度相等既不考虑水解也不考虑电离，离子浓度关系就是盐中离子的倍数关系）③两种溶液的混合离子浓度的比较，一定要先反应看生成的溶质，在进行综合比较。
（8）不断加热可以彻底水解的盐溶液:要求掌握弱碱的氯化物如：FeCl3加热蒸干灼烧后得到的固体产物是Fe2O3（9）因双水解不能共存的离子组：记忆Al3+（Fe3+）和HCO3-,其他的离子组以Al3+和HCO3-为标准（10）弱电解质的证明方法:①已知浓度直接测PH ②测盐溶液的PH ③已知c(H+)或PH加水稀释10n倍后在测PH ④等浓度的强酸与弱酸对比的方法⑤等离子浓度的强酸与弱酸对比的方法。
高中化学电解质溶液专题三大守恒定律I.电荷守恒即溶液永远是电中性的，所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量例如：NH4Cl溶液：c(NH+4)+c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-)写这个等式要注意2点：1、要判断准确溶液中存在的所有离子，不能漏掉。
2、注意离子自身带的电荷数目。
例如:Na2CO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(OH-)NaHCO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－) + c(HCO3－)+ c(OH-)NaOH溶液：c(Na＋) + c(H＋)=c(OH-)Na3PO4溶液：c(Na＋) + c(H＋) = 3c(PO43－) + 2c(HPO42－) + c(H2PO4－) +c(OH-)II.物料守恒即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。
例如：NH4Cl溶液：化学式中N:Cl=1:1，即得到，c(NH4+)+ c(NH3•H2O) = c(Cl-)Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到，c(Na+) = 2c(CO32－+ HCO3－+ H2CO3)NaHCO3溶液：Na:C=1:1，即得到，c(Na+) = c(CO32－)+ c(HCO3－) + c(H2CO3)写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都要考虑在内，可以是离子，也可以是分子。
III.质子守恒即H+守恒，溶液中失去H+总数等于得到H+总数，或者水溶液的由水电离出来的H+总量与由水电离出来的OH-总量总是相等的，也可利用物料守恒和电荷守恒推出。
实际上，有了上面2个守恒就够了，质子守恒不需要背。
例如：NH4Cl溶液：电荷守恒：c(NH4+) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-)物料守恒：c(NH4+)+ c(NH3•H2O)= c(Cl-)处理一下，约去无关的Cl-，得到，c(H+) = c(OH-) + c(NH3•H2O)，即是质子守恒。
电解质溶液[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离和水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。
7.以上各部分知识的综合利用。
考点一溶液的酸碱性及pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两个判断标准(1)任何温度c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，碱性。
(2)常温(25 ℃)pH>7，碱性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。
3．三种测量方法(1)pH试纸用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为取一小块试纸放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH。
注意①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。
②pH试纸不能测定氯水的pH。
(2)pH计pH计能精确测定溶液的pH，可精确到0.1。
(3)酸碱指示剂酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：4.(1)正盐溶液强酸强碱盐显中性，强酸弱碱盐(如NH 4Cl)显酸性，强碱弱酸盐(如CH 3COONa)显碱性。
(2)酸式盐溶液NaHSO 4显酸性(NaHSO 4===Na ＋＋H ＋＋SO 2－4)、NaHSO 3、NaHC 2O 4、NaH 2PO 4水溶液显酸性(酸式根电离程度大于水解程度)；NaHCO 3、NaHS 、Na 2HPO 4水溶液显碱性(酸式根水解程度大于电离程度)。
特别提醒 因为浓度相同的CH 3COO －与NH ＋4的水解程度相同，所以CH 3COONH 4溶液显中性，而NH 4HCO 3溶液略显碱性。
(3)弱酸(或弱碱)及其盐1∶1混合溶液①1∶1的CH 3COOH 和CH 3COONa 混合液呈酸性。
②1∶1的NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液呈碱性。
(对于等浓度的CH 3COOH 与CH 3COO －，CH 3COOH 的电离程度大于CH 3COO －的水解程度) (4)酸碱pH 之和等于14等体积混合溶液pH 和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。
①已知酸、碱溶液的pH 之和为14，则等体积混合时： 强酸、强碱――→恰好中和pH ＝7 强酸、弱碱――→碱过量pH>7 弱酸、强碱――→酸过量pH<7②已知酸、碱溶液的pH 之和为14，若混合后溶液的pH 为7，溶液呈中性，则 强酸、强碱―→V 酸∶V 碱＝1∶1 强酸、弱碱―→V 酸∶V 碱>1∶1 弱酸、强碱―→V 酸∶V 碱<1∶1③强酸、强碱等体积混合后溶液酸、碱性的判断题组一走出溶液稀释与混合的误区1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。
(1)室温下，pH＝3的CH3COOH溶液与pH＝11的NaOH溶液等体积混合，溶液pH>7(×) (2015·江苏，11B)(2)25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7(×)(2015·重庆理综，3B)(3)常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液呈酸性(×) (2012·广东理综，23B)(4)常温下pH为2的盐酸由H2O电离出的c(H＋)＝1.0×10－12 mol·L－1(√)(2012·广东理综，23C)(5)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7(×)(2012·天津理综，5A)走出误区误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律溶液稀释前溶液pH加水稀释到体积为原来的10n倍稀释后溶液pH酸强酸pH＝apH＝a＋n 弱酸a<pH<a＋n碱强碱pH＝bpH＝b－n 弱碱b－n<pH<b误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混合溶液pH>7。
题组二一强一弱比较的图像分析2．(1)相同体积、相同浓度的HCl(a)和CH3COOH(b)，按要求画出图像。
分别与足量的锌粉发生反应：①产生H2的体积V(H2)随时间(t)的变化图像；②产生H2的速率v(H2)随时间(t)的变化图像；③溶液的pH随时间(t)的变化图像。
答案①②③(2)若把HCl(a)、CH3COOH(b)均改成相同体积、相同pH，则①、②、③的图像又怎样？答案①②③3．(2015·全国卷Ⅰ，13)浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg VV0的变化如图所示。
下列叙述错误的是()A ．MOH 的碱性强于ROH 的碱性B ．ROH 的电离程度：b 点大于a 点C ．若两溶液无限稀释，则它们的c (OH －)相等D ．当lg VV 0＝2时，若两溶液同时升高温度，则c (M ＋)c (R ＋)增大 答案 D解析 A 项，0.10 mol·L－1的MOH 和ROH ，前者pH ＝13，后者pH 小于13，说明前者是强碱，后者是弱碱，正确；B 项，ROH 是弱碱，加水稀释，促进电离，b 点电离程度大于a 点，正确；C 项，两碱溶液无限稀释，溶液近似呈中性，c (OH －)相等，正确；D 项，由MOH 是强碱，在溶液中完全电离，所以c (M ＋)不变，ROH 是弱碱，升高温度，促进电离平衡ROHR＋＋OH －向右进行，c (R ＋)增大，所以c (M ＋)c (R ＋)减小，错误。
方法技巧图像法理解一强一弱的稀释规律1．相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸(1)加水稀释相同的倍数，醋酸的pH 大。
(2)加水稀释到相同的pH ，盐酸加入的水多。
2．相同体积、相同pH 值的盐酸、醋酸(1)加水稀释相同的倍数，盐酸的pH 大。
(2)加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多。
题组三理解换算关系，突破pH的计算4．(2015·海南，11)下列曲线中，可以描述乙酸(甲，K a＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，K a＝1.4×10－3)在水中的电离度与浓度关系的是()答案 B解析根据甲、乙的电离平衡常数得，这两种物质都是弱电解质，在温度不变、浓度相等时，电离程度CH3COOH<CH2ClCOOH，可以排除A、C；当浓度增大时，弱电解质的电离程度减小，排除D选项，故B项正确。
5．已知水在25 ℃和95 ℃时，其电离平衡曲线如图所示：(1)则25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)25 ℃时，将pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则pH＝9的NaOH溶液与pH＝4的H2SO4溶液的体积之比为________。
(3)95 ℃时，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是________________。
答案(1)A水的电离是吸热过程，温度较低时，电离程度较小，c(H＋)、c(OH－)均较小(2)10∶1(3)a＋b＝14(或pH1＋pH2＝14)解析(1)温度升高，促进水的电离，水的离子积也增大，水中氢离子浓度、氢氧根离子浓度都增大，水的pH减小，但溶液仍然呈中性。
因此结合图像中A、B曲线变化情况及氢离子浓度、氢氧根离子浓度可以判断，25 ℃时水的电离平衡曲线应为A，理由为水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离程度增大。
(2)25 ℃时，所得混合溶液的pH＝7，溶液呈中性，即n(OH－)＝n(H＋)，则V(NaOH)·105 mol·L －1＝V(H2SO4)·10－4 mol·L－1，得V(NaOH)∶V(H2SO4)＝10∶1。
(3)要注意95 ℃时，水的离子积为1×10－12，即c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12，则等体积强酸、强碱反应至中性时，有pH(酸)＋pH(碱)＝12。
根据95 ℃时混合后溶液呈中性，pH2＝b的某强碱溶液中c(OH－)＝10b－12；由100×10－a＝1×10b－12，可得10－a＋2＝10b－12，得a＋b＝14或pH1＋pH2＝14。
6．在T℃时，Ba(OH)2的稀溶液中c(H＋)＝10－a mol·L－1，c(OH－)＝10－b mol·L－1，已知a＋b ＝12。
向该溶液中逐滴加入pH＝4的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示：序号氢氧化钡溶液的体积/mL盐酸的体积/mL溶液的pH①22.00 0.00 8②22.00 18.00 c③22.00 22.00 d假设溶液混合前后的体积变化可忽略不计，则下列说法不正确的是()A．a＝8 B．b＝4C．c＝9 D．d＝6答案 C解析本题考查了pH的综合计算和从表中获取关键信息的能力。
Ba(OH)2溶液的pH＝8，即a＝8，再根据a＋b＝12，则b＝4，c(OH－)＝10－4mol·L－1。
Ba(OH)2溶液中氢氧根离子的浓度与盐酸的浓度相等，该温度下K w＝10－12，当加入22.00 mL盐酸时恰好中和，溶液的pH ＝6，即d＝6；当加入18.00 mL盐酸时，氢氧化钡过量，c(OH－)＝(10－4×22.00－10－4×18.00)÷(22.00＋18.00) mol·L－1＝10－5 mol·L－1，所以此时c(H＋)＝10－7 mol·L－1，pH＝7，故c＝7。
