高考化学二轮复习 必考部分 专题二 化学基本理论 第4讲 电解质溶液课件A

化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。

离子键结合的离子化合物 由极性键结合的弱极性 或极性键结合的共价化合物 化合物或非极性化合物
电离过程 NaHSO4=Na＋＋H＋＋SO4 2-
表示法 NaHCO3=Na＋＋ HCO3 -
2
专题训练
1、 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均 可导电，它们都是电解质吗？
解析： NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导 电，是因为它们与水化合后，生成的化合 物电离出阴、阳离子而导电， 但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能电 离出自由移动的离子，所以它们属于非电 解质。
• 1、早期皮肌炎患者，还往往伴 有全身不适症状，如-全身肌肉酸 痛，软弱无力，上楼梯时感觉两 腿费力；举手梳理头发时，举高 手臂很吃力；抬头转头缓慢而费 力。
影响电解质溶液导电能力强弱的因素： 自由移动阴阳离子浓度及 离子所带的电荷
10
例、下列各种溶液中通入或加入少量 物质，对溶液导电能力有何影响？ (1盐酸中通入少量NH3 影响不大
电解质溶液电解质溶液11定义定义导电实质导电实质实例实例结构特点结构特点电离过程电离过程表示法表示法在水溶液或熔融状态下能导电的化合物电离产生可自由移动的离子电离产生可自由移动的离子在电极上发生氧化还原反应在电极上发生氧化还原反应大多数酸碱大多数酸碱盐水alal22oo33等等离子键结合的离子化合物离子键结合的离子化合物或极性键结合的共价化合物或极性键结合的共价化合物nahsonahso44nanasoso4422nahconahco33nanahcohco33在水溶液在水溶液和和熔融状态下熔融状态下都都不能导电的不能导电的化合物化合物不电离不导电不电离不导电乙醇等多数有机物乙醇等多数有机物及一些无机化合物及一些无机化合物由极性键结合的弱极性由极性键结合的弱极性化合物或非极性化合物化合物或非极性化合物22等的水溶液均可导电它们都是电解质吗

局限性：只适用于水溶液，不能解释非水溶液酸碱反应； 范围限制在能电离出H+ 或OH-，不能解释氯化铵的酸
性，或碳酸钠的碱性。
二、酸碱质子理论
（一）酸碱的概念
酸：凡是能给出质子H＋的物质（HCl,H3O+ ,H2O ,HCO3－） 碱：凡是能接受质子H＋的物质（Cl－,H2O, OH－,CO32－）
H2O + Ac-
HAc + OH-
结论：一种酸和一种碱发生反应，总是伴随着一种新 酸和新碱的生成。酸1 和碱1是一对共轭酸碱对，同2.

酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应
酸碱反应的 方向：
总是由较强的酸或是较强的碱作 用，向着生成较弱的酸或较弱的 碱的方向进行。
HCl+NH3 NH4++Cl-
强电解质 完全电离 强酸、强碱、大多数盐 弱电解质 不完全电离 弱酸、弱碱、部分盐
一 弱酸、弱碱的解离平衡
弱电解质在水溶液中的电离是可逆的
HAc ＋ H2O
Ac－ ＋ H3O+
解离平衡：在一定温度下，当分子解离成离子和离子结合成
分子的速率相同时，溶液中各组分的浓度不再发生改变，即
达到动态平衡，这种状态称为解离平衡。
两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质
酸碱质子理论中没有盐的概念
一般来说：共轭酸给出质子的能力越强， 酸性越强，它的共轭碱接受质子的能力 就越弱，共轭碱的碱性就越弱；共轭碱 越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。
(二) 酸碱反应的实质
❖ 按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子 的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作 用的结果。

第19页
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 1. 强电解质在水中完全电离 2. 离子间通过静电力相互作用，在中心离子周围形

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+)

高考專化題学总九复习│（第要2轮點）人熱教點版课探件 究
鹽酸滴出瓶外
3
滴定
振盪時瓶內溶液濺出
4
讀數
前仰後平 前平後仰 前仰後俯
滴定終點時滴定管
尖嘴懸一滴溶液
5
其他
指示劑變色即停止滴定
偏高 偏低 偏低 偏高 偏低 偏高
偏低
高考化学总复习（第2轮）人教版课件
主幹知識整合 一、弱電解質的電離平衡
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二、鹽類的水解
高考化学总复习（第2轮）人教版课件
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(4)等體積的強酸(pH1)和強鹼(pH2)混合時溶液的酸 鹼性
若二者的pH之和為14,則溶液呈中性,pH=7; 若二者的pH之和大於14,則溶液呈鹼性; 若二者的pH之和小於14,則溶液呈酸性｡
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2.溶液pH的計算
(1)酸性溶液
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(3)質子守恆 電解質溶液中,由於電離､水解等過程的發生,往往存在質子
(H+)的轉移,但轉移過程中質子數量保持不變,稱為質子守 恆｡如在NaHS溶液中,存在NaHS的電離和水解,H2O的電離, 其質子轉移情況可作如下分析:
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根據質子守恆有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-),即 c(H2S)+c(H+)=c(S2-)+c(OH-)｡
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5.操作 準備:查漏､洗滌､潤洗､注液､趕氣泡､調液面､讀數; 滴定:移取待測液,加指示劑2~3滴,滴定､判斷終點,讀數; 計算:取兩次或多次消耗標準液體積的平均值依方程式求待測

开
关
中性溶
c(H＋)＝
c(H＋)＝
液
c(OH－)
1×10－7 mol·L－1 ＝7
碱性溶 液
c(H＋)< c(OH－)
c(H＋)< 1×10－7 mol·L－1 >7
考点串讲
专题九
4. pH的使用中的几个误区
(1)pH＝7的溶液不一定呈中性。只有在常温下pH＝7的
溶液才呈中性，当在100 ℃时，水的离子积常数为1×
开
关
盐酸的 pH＝8.0
D．将 pH＝2 的某酸溶液和 pH＝12 的 KOH 溶液等体积
混合，所得溶液的 pH≤7
考点串讲
专题九
解析 若是稀醋酸溶液稀释则c(H＋)减小，pH增大，
b>a，故A错误；
酚酞的变色范围是pH＝8.0～10.0(无色→红色)，现在红色
本 专
褪去，pH不一定小于7，可能在7～8之间，故B错误；
小。
(2)加热：电离是吸热的，加热使电离平衡向右移动，溶
本 专
液中弱电解质分子数减小，溶液中离子浓度增大。
题 栏
(3)同离子效应：当向弱电解质溶液中加入的物质含有与
目 开
弱电解质相同的离子时，由于同种离子的相互影响，使
关
电离平衡向左移动，弱电解质的电离程度减小。
(4)加入能反应的物质：当向弱电解质溶液中加入的物质
离子浓度大小的比较、沉淀溶解平衡的应用等。
考点串讲
专题九
考点一 溶液的酸碱性及pH计算
1．一个基本不变
相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常
本 专
数不变。应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液
题 栏

⑤恰好中和指酸碱均无剩余，溶液中只有盐 类，但溶液不一定是中性，可能是酸性，也 可能是碱性。
33
4.盐类的水解 (1)盐的水解实质 盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出
的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子， 破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动， 使溶液中H+和OH-浓度发生变化。
19
④影响因素：电离过程是吸热的，温度升高 电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱 电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向 着有利于电离的方向移动，即加水可促进 弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相 同的离子，则弱电解质的电离程度减小； 若加入能与弱电解质的离子结合的离子， 则弱电解质的电离程度将变大。
电解质溶液
1
热点知识剖析
关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解 质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理 解，水的电离、离子积常数及pH的有关计 算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解 平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比 较、离子共存等是选择题中常见的题型， 将离子平衡的知识与生产、生活相结合， 是非选择题中常见的题型。
方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正、
负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀
。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉
淀生成的速率相等时建立动态平衡。
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-
(aq),Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)。
12
重点知识归纳 1.强电解质与弱电解质 (1)电解质与非电解质 ①电解质：在水溶液中或熔融状态下能 导电的化合物。 ②非电解质：在水溶液中或熔融状态下 都不能导电的化合物。
2
在复习中要注意理清“强、弱电解质” 、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解” 和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识 点和有关规律，学会从化学平衡的角度理 解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱 电解质的电离特点理解盐的水解知识，通 过知识的运用强化对问题的分析判断和推 理计算的能力。

2014高考化学二轮复习
电解质溶液
电解质溶液
【2014考纲】
【夯实基础】
H2O 1.NH3· H2O 在水溶液中的电离方程式为NH3· cNH＋ cOH－ 4 · Kb＝ cNH3· H2O 其电离常数表达式为 NH4 ＋OH ，
＋ －
。 ④通少量
只改变下列一种条件： ①升高温度 HCl(g) ②加水稀释 ③加少量 NaOH(s) ⑤加入 NH4Cl(s) ⑥加入 Na2CO3(s)
2－ 知，其他离子存在如下关系： c(Na＋ )＋ c(NH＋ ) ＝ 2 c (SO 4 3 )＋
－ c(HSO3 )，所以 D 项错误。
答案 C
【规律总结】
加水 稀释 加入相 应离子
促进电离，离子浓度 (除 促进水解，离子浓度 (除 OH 外 )减小， K 不变 加入 CH3COONa 固体 或盐酸，抑制电离， K 不变
＋ －
(8)制备无水 AlCl3、FeCl3、CuCl2 均不能采用将溶液直接蒸干 的方法 (9)用湿润的 pH 试纸测得某溶液的 pH＝3.4 ( √ ) ( × ) (10)在 NaHCO3 溶液中加入 NaOH，不会影响离子的种类 ( √ )
【高考题型】
题型 1 溶液中平衡移动条件的选择及结果的判断
② NH4Cl
③(NH4)2SO4 ⑦ NaHCO3
⑥ Na2CO3
(1)能促进水的电离且溶液呈酸性的是
＋
②③
。
(2)同浓度的①～④的溶液中 c(NH4 )由大到小的顺序是
③>④>②>① 。 ⑤<⑦<⑥<⑧ 。
(3)常温下，同浓度⑤～⑧溶液， pH 由小到大的顺序是 (4)NaHCO3 溶液显碱性的原因是 NaHCO3 溶液中 HCO3 存 － 在两种平衡：水解平衡 HCO－ ＋ H O H CO ＋ OH ，电离平 3 2 2 3

[二轮备考讲义] 第一部分 第8讲
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基 础 记 忆
10．在滴定过程中，左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动 锥形瓶，两眼注视滴定管内液面的变化。( )
试 做 真 题
11．NH4Cl溶液呈酸性的原因：NH4Cl溶于水时电离出的
热 点 盘 点
NH
＋
4
与水电离出的OH 结合成弱电解质NH3· H2O，消耗了溶液
提 能 专 训
题 源 追 跟
(
)
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6．溶液酸碱性的实质是溶液中c(H )和c(OH )的相对大 小。在任意温度下的溶液中，当c(H＋)>c(OH－)时，溶液呈酸 性；当c(H＋)＝c(OH－)时，溶液呈中性；当c(H＋)<c(OH－)时，
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电解质溶液
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