电解质溶液三大守恒

溶液中的几个守恒关系

①电中性原则：在电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，即电解质溶液中电中性原则。

电解质溶液中电中性原则表达式的书写方法：首先要将溶液中所有的阴、阳离子全部列举出来（要综合考虑电离和水解，特别注意不要遗漏H+和OH-），并将阳离子和阴离子分别写在等号的两边；然后表示出每种离子的物质的量浓度，并在两种离子浓度之间加上“+”；最后再在每种离子浓度的符号前乘上该离子所带电荷数（1可以省略）。

“电荷守恒法”，即电解质溶液中的阴离子所带的负电荷总数等于阳离子所带的正电荷总数，或者说正、负电荷的代数和等于0。利用电荷守恒法的主要依据是电解质溶液的整体呈电中性。这种解题技巧的优点是基于宏观的统揽全局的方式列式，避开繁杂的运算，不去追究细枝末节，因而能使复杂的计算化繁为简，化难为易。

以Na

CO3溶液为例：

2

Na2CO3溶液：C（Na+）+ C（H+）= 2 C（CO32-）+ C（HCO3-）+ C（OH-）

②物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但加入的电解质中的某些关键性的原子之间的关系始终是不变的，即原子个数是守恒的。

以Na

CO3溶液为例：

2

Na2CO3溶液：C（Na+）= 2 C（CO32-）+ 2C（HCO3-）+2 C（H2CO3）

③质子守恒规律：在纯水中加入电解质，最后溶液由水电离出的[H+]与[OH-]必定相等的浓度关系式，即质子守恒规律。也可从上述两个关系直接推出。

以Na

CO3溶液为例：

2

Na2CO3溶液：C（H+）+2 C（H2CO3）+ C（HCO3-）= C（OH-）

17.盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是

A.在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32-和OH-

B.NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)

C.10 mL0.10 mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c（OH-）＞c(H+)

D.中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同

答案：C

电解质溶液习题及答案 ()

第七章（一）电解质溶液练习题 一、判断题： 1．溶液是电中性的，正、负离子所带总电量相等，则正、负离子离子的迁移数也相等。2．离子迁移数与离子速率成正比，某正离子的运动速率一定时，其迁移数也一定。 3．离子的摩尔电导率与其价态有关系。 4．电解质溶液中各离子迁移数之和为1。 5．电解池通过l F电量时，可以使1mol物质电解。 6．因离子在电场作用下可以定向移动，所以测定电解质溶液的电导率时要用直流电桥。 7．无限稀电解质溶液的摩尔电导率可以看成是正、负离子无限稀摩尔电导率之和，这一规律只适用于强电解质。 8．电解质的无限稀摩尔电导率Λ∞ m可以由Λm作图外推到c1/2 = 0得到。 下列关系式是否正确： (1) Λ∞,1＜Λ∞,2＜Λ∞,3＜Λ∞,4 （2）κ1＝κ2＝κ3＝κ4 (3)Λ∞,1＝Λ∞,2＝Λ∞,3＝Λ∞,4 (4)Λm,1＝Λm,2＝Λm,3＝Λm,4 10．德拜—休克尔公式适用于强电解质。 11．对于BaCl2溶液，以下等式成立： (1) a = γb/b0；(2) a = a+·a - ； (3) γ± = γ+·γ - 2； (4) b = b+·b-；(5) b±3 = b+·b-2； (6) b± = 4b3。12．若a(CaF2) = 0.5，则a(Ca2+) = 0.5 ，a(F－) = 1。 二、单选题： 1．下列溶液中哪个溶液的摩尔电导最大：

(A) 0.1M KCl水溶液；(B) 0.001M HCl水溶液； (C) 0.001M KOH水溶液；(D) 0.001M KCl水溶液。 2．对于混合电解质溶液，下列表征导电性的量中哪个不具有加和性： (A) 电导；(B) 电导率； (C) 摩尔电导率；(D) 极限摩尔电导。 3．在一定温度和较小的浓度情况下，增大强电解质溶液的浓度，则溶液的电导率κ与摩尔电导Λm变化为： (A) κ增大，Λm增大；(B) κ增大，Λm减少； (C) κ减少，Λm增大；(D) κ减少，Λm减少。 4．在一定的温度下，当电解质溶液被冲稀时，其摩尔电导变化为： (A) 强电解质溶液与弱电解质溶液都增大； (B) 强电解质溶液与弱电解质溶液都减少； (C) 强电解质溶液增大，弱电解质溶液减少； (D) 强弱电解质溶液都不变。 5．分别将CuSO4、H2SO4、HCl、NaCl从0.1mol·dm－3降低到0.01mol·dm－3，则Λm变化最大的是： (A) CuSO4 ；(B) H2SO4 ； (C) NaCl ；(D) HCl 。 6．影响离子极限摩尔电导率λ∞ m的是：①浓度、②溶剂、③温度、④电极材料、 ⑤离子电荷。 (A) ①②③；(B) ②③④； (C) ③④⑤；(D) ②③⑤。 7．科尔劳施的电解质溶液经验公式Λ＝Λ∞－Ac1/2，这规律适用于： (A) 弱电解质溶液；(B) 强电解质稀溶液； (C) 无限稀溶液；(D) 浓度为1mol·dm－3的溶液。 8．已知298K，?CuSO4、CuCl2、NaCl的极限摩尔电导率Λ∞分别为a、b、c(单位为S·m2·mol－1)，那么Λ∞(Na2SO4)是： (A) c＋a－b；(B) 2a－b＋2c； (C) 2c－2a＋b； (D) 2a－b＋c。 9．已知298K时，(NH4)2SO4、NaOH、Na2SO4的Λ∝分别为3.064×10－2、2.451×10－2、 2.598×10－2 S·m2· mol－1，则NH4OH的Λ∝为：（单位S·m2·mol－1） (A) 1.474×10－2；(B) 2.684×10－2； (C) 2.949×10－2；(D) 5.428×10－2。 10．相同温度下，无限稀时HCl、KCl、CdCl2三种溶液，下列说法中不正确的是： (A) Cl－离子的淌度相同； (B) Cl－离子的迁移数都相同； (C) Cl－离子的摩尔电导率都相同；

溶液中的三大守恒式练习题

溶液中的三大守恒式 1、在0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中有关粒子浓度关系正确的是 A.c（Na+）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（H+）＞c（OH－） B.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（OH－） C.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3－）+2c（CO32－）+c（OH－） D.c（Na+）=c（HCO3－）+c（CO32－） 2、关于Na2CO3溶液，下列关系不正确的是 A、c(Na+)＞2c(CO32－) B、c(Na+)＞c(CO32－)＞c(H CO3－)＞c(OH—) C、c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH—)＞c(H CO3－)＞c(H2CO3) D、c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(H CO3－) +2c(CO32－) 3、标准状况下，向3mol·L－1的NaOH溶液100mL中缓缓通入4.48LCO2气体，充分反应后溶液中离子浓度大小排列顺序正确的是 A．c(Na+)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H+) B．c(Na+)>c(CO32－)=c(HCO3－)>c(OH－)>c(H+) C．c(Na+)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(CO32－)>c(H+) D．c(Na+)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH－)>c(H+) 4、等体积的下列溶液，阴离子的总浓度最大的是 A 0.2mol/L K2S B 0.1mol/L Ba(OH)2 C 0.2mol/L NaCl D 0.2mol/L (NH4)2SO4 5、把0.02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是 A．c(Ac－)＞c(Na+) B．c(HAc)＞c(Ac－) C．2c(H+)＝c(Ac－)－c(HAc) D．c(HAc)+ c(Ac－)=0.02mol·L-1 6、25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是 A、c(NH4＋)＝c(SO42－) B、c(NH4＋)＞c(SO42－) C、c(NH4＋)＜c(SO42－) D、c(OH－)＋c(SO42－)＝c(H＋)＋(NH4＋) 7、已知某温度下，在100 mL浓度为0.01 mol/L的NaHS强电解质溶液中，c(H+)>(OH-)，则下列关系式一定正确的是 A．溶液的pH=2 B．C(Na+)=0.01 mol/L＞c(S2-) C．C(H+)·c(OH-)=10-14 D．C(Na+)+c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) 8、下列说法正确的是 A．若酸性HA>HB，则相同条件下，溶液的pH大小为NaA>NaB B．相同条件下，将pH=11的NaOH溶液和氨水分别稀释成pH=9的溶液，所加水的体积前者大

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒 一、溶液中的三个平衡 在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。 1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。 2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。 3. 沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。 当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。 4. 彻底的双水解 常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。 另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。③阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等溶液蒸干后也可得到原溶质；④阴阳离子均易水解，此类盐溶液蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2CO3

电解质溶液知识点总结(教师版)

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：SO2、SO3、CO2、NO2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。 O _ 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：BaSO4、BaCO3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。（逆、等、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。

电解质溶液习题答案

第五章 电解质溶液 1. 写出下列分子或离子的共轭碱：H 2O 、H 3O +、H 2CO 3、HCO - 3、NH + 4、NH + 3CH 2COO -、 H 2S 、HS -。写出下列分子或离子的共轭酸：H 2O 、NH 3、HPO 2- 4、NH - 2、[Al(H 2O)5OH]2+ 、CO 2- 3、 NH + 3CH 2COO -。 答：(1) 酸 H 2O H 3O + H 2CO 3 HCO 3- NH 4+ NH 3+CH 2COO - H 2S HS - 共轭碱 OH - H 2O HCO 3- CO 32- NH 3 NH 2CH 2COO - HS - S 2- (2) 碱 H 2O NH 3 HPO 42- NH 2- [Al(H 2O) 5OH] 2+ CO 32- NH 3+CHCOO - 共轭酸 H 3O + NH 4+ H 2PO 4- NH 3 [Al(H 2O) 6] 3+ HCO 3- NH 3+CH 2COOH 2. 在溶液导电性试验中，若分别用HAc 和NH 3·H 2O 作电解质溶液，灯泡亮度很差，而两溶液混合则灯泡亮度增强，其原因是什么？ 答：HAc 和NH 3·H 2O 为弱电解质溶液，解离程度很小；混合后反应形成NH 4Ac 为强电解质，完全解离，导电性增强。 3. 说明： (1) H 3PO 4溶液中存在着哪几种离子?请按各种离子浓度的大小排出顺序。其中H 3O +浓度是否为 PO 3- 4浓度的3倍？ (2) NaHCO 3和NaH 2PO 4均为两性物质，为什么前者的水溶液呈弱碱性而后者的水溶液呈弱酸性？ 答：(1) 若c (H 3PO 4)=O.10mol·L -1，则溶液中各离子浓度由大到小为： 离子 H + H 2PO 4- HPO 42- OH - PO 43- 浓度/mol·L -1 2.4×10-2 2.4×10-2 6.2×10-8 4.2×10-13 5.7×10-19 其中H +浓度并不是PO 43-浓度的3倍。 (2) 当溶液的cK a2>20K w ，且c >20K a1 NaHCO 3：pH=2 1 (p K a1 + p K a2)= 2 1(6.37+10.25)=8.31 碱性 NaH 2PO 4： pH= 2 1 (p K a1 + p K a2) = 2 1(2.12+7.21)=4.66 酸性 4. 下列化学组合中，哪些可用来配制缓冲溶液？

溶液中的三大守恒式练习题

溶液中的离子守恒关系的典型题例 1、在0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中有关粒子浓度关系正确的是 A.c（Na+）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（H+）＞c（OH－） B.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（OH－） C.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3－）+2c（CO32－）+c（OH－） D.c（Na+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（H2CO3） 2、关于Na2CO3溶液，下列关系不正确的是 A、c(Na+)＞2c(CO32－) B、c(Na+)＞c(CO32－)＞c(H CO3－)＞c(OH—) C、c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH—)＞c(H CO3－)＞c(H2CO3) D、c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(H CO3－) +2c(CO32－) 3、标准状况下，向3mol·L－1的NaOH溶液100mL中缓缓通入4.48LCO2气体，充分反应后溶液中离子浓度大小排列顺序正确的是 A．c(Na+)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H+) B．c(Na+)>c(CO32－)=c(HCO3－)>c(OH－)>c(H+) C．c(Na+)>c(HCO3－)>c(CO－)>c(CO32－)>c(H+) D．c(Na+)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH－)>c(H+) 4、等体积的下列溶液，阴离子的总浓度最大的是 A 0.2mol/L K2S B 0.1mol/L Ba(OH)2 C 0.2mol/L NaCl D 0.2mol/L (NH4)2SO4 5、把0.02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是 A．c(Ac－)＞c(Na+) B．c(HAc)＞c(Ac－) C．2c(H+)＝c(Ac－)－c(HAc) D．c(HAc)+ c(Ac－)=0.01mol·L-1 6、（2006四川理综）25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是 A、c(NH4＋)＝c(SO42－) B、c(NH4＋)＞c(SO42－) C、c(NH4＋)＜c(SO42－) D、c(OH－)＋c(SO42－)＝c(H＋)＋(NH4＋) 7、已知某温度下，在100 mL浓度为0.01 mol/L的NaHS强电解质溶液中，c(H+)>(OH-)，则下列关系式一定正确的是 A．溶液的pH=2 B．C(Na+)=0.01 mol/L≥c(B2-) C．C(H+)·c(OH-)=10-14 D．C(Na+)+c(H+)=c(HB-)+c(B2-)+c(OH-) 8、（2006苏州二测）已知某温度下0.1 mol·L-1的NaHB溶液中c(H+)＞c(OH-)，则下列关系中一定正确的是 A.c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH-) B.c(Na+)=0.1 mol·L-1≥c(B2-) C.c(H+)·c(OH-)=10-14D．溶液的pH=1

实验四 电解质溶液

实验四电解质溶液 一、实验目的 1.了解强弱电解质电离的差别及同离子效应。 2.学习缓冲溶液的配制方法及其性质。 3.熟悉难溶电解质的沉淀溶解平衡及溶度积原理的应用。 4.学习离心机、酸度计、pH试纸的使用等基本操作。 二、实验原理 1.弱电解质的电离平衡及同离子效应 对于弱酸或弱碱AB，在水溶液中存在下列平衡：AB A++B-，各物质浓度关系满足K? = [A+]·[B-]/[ AB]，K?为电离平衡常数。在此平衡体系中，若加入含有相同离子的强电解质，即增加A+或B-离子的浓度，则平衡向生成AB分子的方向移动，使弱电解质的电离度降低，这种效应叫做同离子效应。 2.缓冲溶液 由弱酸及其盐（如HAc-NaAc）或弱碱及其盐（如NH3·H2O-NH4Cl）组成的混合溶液，能在一定程度上对抗外加的少量酸、碱或水的稀释作用，而本身的pH值变化不大，这种溶液叫做缓冲溶液。 3.盐类的水解反应 盐类的水解反应是由组成盐的离子和水电离出来的H+或OH-离子作用，生成弱酸或弱碱的过程。水解反应往往使溶液显酸性或碱性。如：弱酸强碱盐（碱性）、强酸弱碱盐（酸性）、弱酸弱碱盐（由生成弱酸弱碱的相对强弱而定）。通常加热能促进水解，浓度、酸度、稀释等也会影响水解。 4.沉淀平衡 （1）溶度积 在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的固体及溶解的离子间存在着多相平衡，即沉淀平衡。K sp?表示在难溶电解质的饱和溶液中，难溶电解质的离子浓度（以其化学计量数为幂指数）的乘积，叫做溶度积常数，简称溶度积。根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解。若以Q表示溶液中难溶电解质的离子浓度（以其系数为指数）的乘积，那么，溶液中Q>K sp?有沉淀析出或溶液过饱和；Q=K sp?溶液恰好饱和或达到沉淀平衡；Q

盐类水解中三大守恒解析

［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。 守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。 二、电解质溶液中的守恒关系

电解质溶液知识点总结(学生版)

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 + +S 2- 【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。

南京大学《物理化学》考试第七章电解质溶液

第七章电解质溶液 物化试卷（一） 1. 离子电迁移率的单位可以表示成： (A) m·s-1 (B) m·s-1·Ｖ-1 (C) m2·s-1·Ｖ-1 (D) s-1 2．水溶液中氢和氢氧根离子的电淌度特别大，究其原因，下述分析哪个对？ (A) 发生电子传导(B) 发生质子传导 (C) 离子荷质比大(D)离子水化半径小 3．电解质溶液中离子迁移数(t i) 与离子淌度(U i) 成正比。当温度与溶液浓度一定时，离子淌度是一定的，则25℃时，0.1 mol·dm-3 NaOH 中Na+的迁移数t1 与0.1mol·dm-3 NaCl 溶液中Na+ 的迁移数t2，两者之间的关系为： (A) 相等(B) t1> t2 (C) t1< t2 (D) 大小无法比较

4．在Hittorff 法测迁移数的实验中，用Ag 电极电解AgNO3溶液，测出在阳极部AgNO3的浓度增加了x mol，而串联在电路中的Ag 库仑计上有y mol 的Ag 析出, 则Ag+离子迁移数为： (A) x/y (B) y/x (C) (x-y)/x (D) (y-x)/y 5．298 K时，无限稀释的NH4Cl水溶液中正离子迁移数t+= 0.491。已知Λm(NH4Cl) = 0.0150 S·m2·mol-1 ，则： (A)λm(Cl-) = 0.00764 S·m2·mol-1 (B) λm(NH4+ ) = 0.00764 S·m2·mol-1 (C) 淌度U(Cl-) = 737 m2·ｓ-1·V-1 (D) 淌度U(Cl-) = 7.92×10-8 m2·ｓ-1·V-1 6．用同一电导池分别测定浓度为0.01 mol/kg和0.1 mol/kg的两个电解质溶液，其电阻分别为1000 W 和500 W，则它们依次的摩尔电导率之比为： (A) 1 : 5 (B) 5 : 1 (C) 10 : 5 (D) 5 : 10 7. CaCl2 摩尔电导率与其离子的摩尔电导率的关系是： (A) Λ∞(CaCl2) = λm(Ca2+) + λm(Cl-) (B)Λ∞(CaCl2) = 1/2 λm(Ca2+) + λm(Cl-)

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“” 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–)=10–7mol·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=10–12

电解质溶液分章习题

一、选择题 1. 下列关于电解质溶液的电导率的概念，说法正确的是（ C ） (A）1m3导体的电导 (B) 两个相距为1m的平行电极间导体的电导 (C) 面积各为1m2且相距1m的两平行电极间导体的电导 (D) 含1mol电解质溶液的电导 2. AgCl 在以下溶液中溶解度递增次序为：( B ) (a) 0.1mol·dm-3 NaNO3 (b) 0.1mol·dm-3 NaCl (c) H2O (d) 0.1mol·dm-3Ca(NO3)2 (e) 0.1mol·dm-3 NaBr (A) (a) < (b) < (c) < (d) < (e) (B) (b) < (c) < (a) < (d) < (e) (C) (c) < (a) < (b) < (e) < (d) (D）(c) < (b) < (a) < (e) < (d) 3. z B、r B及c B分别是混合电解质溶液中 B 种离子的电荷数、迁移速率及浓度，对影响 B 离子迁移数(t B) 的下述说法哪个对? （D ） (A) │z B│愈大，t B愈大(B) │z B│、r B愈大，t B愈大 (C) │z B│、r B、c B愈大，t B愈大(D) A、B、C 均未说完全 4.在298 K无限稀释的水溶液中，下列离子摩尔电导率最大的是：（D ） (A)La3+ (B)Mg2+ (C)NH4+ (D)H+ 5. 0.001 mol·kg-1 K3[Fe(CN) 6] 水溶液的离子强度为：（A ） (A)6.0×10-3 mol·kg-1(B)5.0×10-3 mol·kg-1 (C)4.5×10-3 mol·kg-1(D)3.0×10-3 mol·kg-1 6．离子独立运动定律适用于( C ) (A) 强电解质溶液(B) 弱电解质溶液 (C) 无限稀电解质溶液(D) 理想稀溶液 7. 电解质水溶液属离子导体。其离子来源于( B ) (A) 电流通过溶液, 引起电解质电离 (B) 偶极水分子的作用, 引起电解质离解 (C) 溶液中粒子的热运动, 引起电解质分子的分裂 (D) 电解质分子之间的静电作用引起分子电离 8. 在电导测量实验中, 应该采用的电源是( D ) (A) 直流电源 (B) 交流电源 (C) 直流电源或交流电源 (D) 测固体电导用直流电源, 测溶液电导用交流电源 9.电位滴定法是广泛使用的一种电分析方法。在下列方法中能够用来确定电位滴定终点的是( B ) (A) 测量溶液电阻的变化(B) 测量电极电位的突跃变化 (C) 选用合适的指示电极(D) 测定溶液pH值的突跃变化 10. 离子的迁移数是指正负两种离子在作电迁移运动时各自的导电份额或导电的百分数, 因此, 离子的运动速度直接影响离子的迁移数。它们的关系是( C ) (A) 无论什么离子，它们的运动速度愈大,?迁移的电量就愈多,迁移数也愈大 (B) 同一种离子的运动速度是一定的, 故它在不同的电解质溶液中, 迁移数相同 (C) 在只含某种电解质的溶液中, 离子运动的速度愈大, 迁移数就愈大 (D) 在任何电解质溶液中, 离子运动的速度愈大, 迁移数就愈大 11 298K时，当H2SO4溶液的浓度从0.01mol/kg增加到0.1mol/kg时，其电导率k和摩尔电导率∧m将（ D ） (A)k减少，∧m增加（B）k增加，∧m增加（C）k减少，∧m减少（D）k增加，∧m减少 12、用同一电导池分别测定浓度m1=0.01mol/kg和m2=0.1mol/kg的两种电解质溶液，其电阻分别为R1=1000Ω，R2=500Ω，则它们的摩尔电导率之比为（B ） (A)1:5 (B)5:1 (C)10:5 (D)5:10 13、在298的含下列离子的无限稀释的溶液中，离子摩尔电导率最大的是（C ） （A）Al3+（B）Mg2+（C）H+（D）K+ 14、CaCl2的摩尔电导率与其离子的摩尔电导率的关系是（C） （A）∧m∞(CaCl2)=λm∞(Ca2+)+λm∞(Cl-)（B）∧m∞(CaCl2)=1/2λm∞(Ca2+)+λm∞(Cl-) （C）∧m∞(CaCl2)=λm∞(Ca2+)+2λm∞(Cl-)（D）∧m∞(CaCl2)=2[λm∞(Ca2+)+λm∞(Cl-)] 15、298K时，∧m（LiI）、λm（H+）和∧m（LiCl）的值分别为1.17×10-2、3.50×10-2和1.15×10-2S?m2/mol,已知LiCl中的t+=0.34,则HI中的H+的迁移数为（设电解质全部电离）（A） （A）0.082 （B）0.18 （C）0.34 （D）0.66 16、298K时，有浓度均为0.001mol/kg的下列电解质溶液，其离子平均活度系数γ±最大的是（ D ） （A）CuSO4（B）CaCl2（C）LaCl3（D）NaCl 17、1.0mol/kg的K4Fe（CN）6溶液的离子强度为（ B ） （A）15mol/kg （B）10mol/kg （C）7mol/kg （D）4mol/kg 18、质量摩尔浓度为m的FeCl3容液（设其能完全电离），平均活度系数为γ±，则FeCl3的活度为（ D ）

盐溶液中的三大守恒关系

《盐溶液中的三大守恒关系》教学设计 【教学目标】 知识与技能：1、了解盐类水解中的电荷守恒、物料守恒以及质子守恒的原理； 2、能运用“三大守恒”解决实际问题。 过程与方法：1、能从盐溶液中各个微粒的存在形式中对比分析可以建立怎样的守恒； 2、通过比较三大守恒的关系，进一步深入认识“守恒思想”在化 学学科中的应用。 情感态度与价值观：1、体验科学探究的艰辛与愉悦； 2、建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。 【教学重难点】重点：盐溶液中三大守恒的原理 难点：三大守恒的应用 【教学方法】采取分析讨论、对比研究、归纳总结等 【教学过程】 一、知识回顾 1、电解质电离方程式的书写规则； 2、盐类水解方程式的书写规则。 二、知识讲解 以CH3COONa溶液和Na2CO3溶液为例，讲解三大守恒关系式的书写。 1、电荷守恒 溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。 例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(Na+) + c(H+)= c(HCO3-) +2 c(CO32-) + c(OH-) 【强调】书写电荷守恒式需注意： （1）准确判断溶液中的离子种类； （2）弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即离子所带电荷量做系数。

2、物料守恒 溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(Na+) =2 c(CO32-) +2c(HCO3-) +2c(H2CO3) 【强调】书写物料守恒式需注意： （1）准确的判断溶液中中心元素存在的微粒形式； （2）弄清中心元素之间的对应关系。 3、质子守恒 溶液中，由水电离产生的氢离子总浓度与由水电离产生的氢氧离子总浓度一定相等，无论微粒以自由离子形式存在或以弱电解质微粒形式存在。 例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3) 【强调】书写质子守恒式需注意： （1）弄清由水电离产生的H+和OH-的存在形式； （2）弄清被结合的H+或OH-离子浓度和弱电解质分子浓度的关系。 三、练习巩固与提升 1、写出下列溶液中的“三大守恒”关系式 ①NH4Cl溶液②Na2S溶液 2、试写出Na3PO4溶液中的“三大守恒”关系式 四、走向高考 1.硫酸铵溶液中离子浓度关系不正确的是( ) A．c(NH 4+)>c(SO 4 2-)>c(H＋)>c(OH－) B．c(NH 4+)＝2c(SO 4 2-) C．c(NH 4+)＋c(NH 3 ·H 2 O)＝2c(SO 4 2-) D．c(NH 4+)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO 4 2-)

电解质溶液习题资料讲解

第三章电解质溶液 首页难题解析学生自测题学生自测答案章后习题解答 难题解析[TOP] 例3-1 (1) NaOH和H3PO4溶液等体积混合，测得溶液pH值为4.66，溶液的渗透浓度为200 mmol·L-1，求混合前NaOH和H3PO4溶液的浓度各为多少？(2)若此NaOH和H3PO4溶液以2：1的体积混合，溶液pH和渗透浓度各为多少？(已知H3PO4：p K a1=2.16；p K a2=7.21；p K a3=12.32) 分析(1) NaOH和H3PO4溶液等体积混合，由pH=4.66知混合后只有NaH2PO4，那么NaOH和H3PO4浓度相等，再由混合溶液渗透浓度求得NaOH和H3PO4溶液的浓度。(2)NaOH和H3PO4以2：1体积混合，可计算出溶液pH和渗透浓度。 解(1)因NaOH和H3PO4溶液等体积混合后pH=4.66=(p K a1+p K a2)/2，可判断混合溶液只含有NaH2PO4，因此混合前NaOH和H3PO4浓度相等，又混合溶液的渗透浓度为200 mmol·L-1，即 2×c(NaH2PO4)= 200 mmol·L-1 c(NaH2PO4)= 0.10 mol·L-1 根据c(NaH2PO4)推出混合前c(NaOH)= 0.20 mol·L-1，c(H3PO4)= 0.20 mol·L-1 (2) NaOH和H3PO4溶液以2：1的体积混合发生的反应为： 2NaOH(aq) + H3PO4(aq)Na2HPO4(aq) + 2H2O(aq) 由于混合前c(NaOH)= 0.20 mol·L-1，c(H3PO4)=0.20 mol·L-1，混合后溶液只含有Na2HPO4，浓度为 c(Na2HPO4)= (2/3)×0.20 mol·L-1 因此溶液的渗透浓度为3×(2/3)×0.20×1000 mmol·L-1=400 mmol·L-1 由于混合溶液只含有Na2HPO4两性物质， pH=(p K a2 + p K a3)/2=(7.21+12.32)/2=9.76 例3-2在0.100 mol·L-1HA溶液的解离度α为1.32%，(1)计算HA的解离常数。(2)如果在1.00 L该溶液中加入固体NaA (不考虑溶液体积变化)，使其浓度为0.100 mol·L-1，计算溶液的H3O+离子浓度和解离度。 分析(1)由HA的浓度和解离度，可计算出HA溶液平衡后[H3O+]、[A-]、[HA]，再通过K a= [HA]] ][A O [H 3- + 即可计算出HA的解离常数。(2)可先通过计算加入固体NaA后的[A-]和[HA]，则用α=[H3O+]/c(HA)和

中南大学物化课后习题答案8章电解质溶液

第8章电解质溶液1.用氧化数法配平下列反应式： As 2S 3 (s)+HNO 3 (浓)→H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O FeS 2(s) + O 2 →Fe 2 O 3 (s) + SO 2 Cr 2O 3 (s) + Na 2 O 2 (s)→Na 2 CrO 4 (s) + Na 2 O(s) S + H 2SO 4 (浓)→SO 2 + H 2 O 2.用铂电极电解氯化铜CuCl 2 溶液，通过的电流为st1:chmetcnv TCSC="0" NumberType="1" Negative="False" HasSpace="False" SourceValue="20" UnitName="a">20A，经过15分钟后，在阴极上能析出多少克铜在阳极上能析出多少dm3的，的氯气（答案： dm3） 解：（1）在阴极 Cu2+＋ 2e → Cu 析出铜 (2) 在阳极 2Cl-→Cl 2 (g) + 2e 析出氯 3.一电导池中装入·dm-3的KCl水溶液，时测得其电阻为453Ω。已知溶液的电 导率为·m-1。在同一电导池中装入同样体积的浓度为·dm-3的CaCl 2 溶液，测得

电阻为1050Ω。计算电导池常数、该CaCl 2 溶液的电导率和摩尔电导率Λ m (1/2CaCl 2 )。（答案： m-1， S·m-1， S·m2·mol-1） 解：（1）电导池常数G （2）CaCl 2 的电导率 (3) 摩尔电导率 4.在298K，H+ 和HCO- 3 的离子极限摩尔电导率λH+ =×10-2S·m2·mol-1，λ HCO-3= × 10-3S·m2·mol-1。在同温度下测得·dm-3H 2CO 3 溶液的电导率κ=×10-3S·m-1，求 H 2CO 3 离解为H + 和HCO- 3 的离解度。（答案：α= ×10-3） 解：

电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较

电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较 一、复习巩固 复习盐类水解的概念和水解平衡。 考点１盐类的水解 （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+结合生成弱电解质,从而破坏了水的电离平衡,使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。 (2)盐类水解的特点:有弱才水解、无弱不水解;越弱越水解、都弱都水解;谁强显谁性、同强显中性。注意:ａ．弱酸弱碱盐也能水解,如CH３ＣＯONH4、(NH4)2S水解程度较NＨ４Cl、CＨ3COONa大，溶液中存在水解平衡,但不能水解完全。水解后溶液的酸、碱性由水解生成酸、碱的相对强弱决定，如CＨ3COO ＮH4溶液ｐH = 7。 b．酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。若电解能力比水解能力强,则水溶液显酸性，如ＮａHSO3、NaH2PＯ4,NａHSO4只电离不水解也显酸性。若水解能力超过电离能力,则水溶液显碱性,如NaHCO3、Ｎa2ＨＰO4、NaHS。 考点２影响盐类水解的因素 内因:盐本身的性质 外因:温度——盐的水解是吸热反应，因此升高温度,水解程度增大。 浓度——稀释盐溶液,可以促进水解，盐的浓度越小,水解程度越大。 外加酸碱——外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 考点3 溶液中离子浓度大小比较 (1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。 (2)涉及两溶液混合时离子浓度的大小比较时，要进行综合分析，如发生反应、电离因素、水解因素 等。 考点4 溶液中的三个守恒关系 电荷守恒：阴阳离子所带电荷数相等。 物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离,离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 质子守恒:即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H＋）与其他微粒浓度之间的关系式（由以上两个守恒推出)。 考虑两个特定的组合：当c(NH４Cl）≤c（NＨ3·H2O）、ｃ（CＨ３ＣOOＮa)≤ ｃ(CH３COOH)时，电离程度大于水解程度，水解忽略不计。 二、知识讲解 (一）理解掌握电解质溶液中的三大守恒关系?以0.1mol/L Na２S溶液为例，分析在存在的反应或平衡有