专题十 强弱电解质 溶液的pH
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大 （减小）一个单位。 3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等 于7（均要考虑水的电离）。
例；PH值相同的盐酸、硫酸、醋酸在稀释 相同倍数后溶液的PH值变化有什么不同?
盐酸和硫酸PH变化相同但大于醋酸PH的变 化，亦即盐酸和硫酸的PH值在稀释后应大于 醋酸的PH值因为弱酸在稀释过程在不断的电 离，稀释后酸性应比强酸强一些，所以PH值 小一些(强的变化大) 再逆向思维 PH值相同的盐酸、硫酸、醋酸在稀释后溶 液的PH值仍然相同,则稀释的倍数关系是 _____ 弱酸大于强酸
减小 增大 减小 增大 减小 减小
增大
减小
增大
加NaOH（S） 正向移动 加 CH3COONa （S）
逆向移动 正向移动
减小 增大 增大
增大
加 NaCO3 （S）
加 水
正向移动
正向移动
减小
减小
加 NaSO4 （aq）
减小
1.在0.1mol· -1的氨水溶液中，存在如下电离平衡： mol NH3+H2O NH4++OH-（正反应为吸热反应）。
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
酸：[c(H+)酸+ c(H+)水] · c(OH－)水 = Kw
碱：c(H+)水· [c(OH－) 碱+ c(OH－) 水]= Kw 盐：水解呈酸性的：c(H+)水· c(OH－)剩 = Kw
高中化学知识点-化学反应原理-电解质溶液-溶液pH的定义
pH的含义pH是表示水溶液的酸碱度大小的数值，它是以水溶液中氢离子浓度的数量级作为标度的。
pH的应用范围在0——14之间。
水是最常用的溶剂，用精密仪器测定，纯水也有极其微弱的导电能力。
这是由于水发生了自偶电离H2O+H2OH3O++OH-可以简写成H2OH++OH-在纯水中，H+和OH-的数目相等，所以纯水不显酸性或碱性而呈中性。
但不能说中性的纯水中并不含有H+和OH-。
按质量作用定律，水中的H+和OH-在浓度之间存在下列关系：由于水的电离极其微弱，可把达到平衡时的[H2O]看作常数[H+][OH-]=[H2O]K=K wK w称为水的离子积常数，它表明在一定温度下水中H+和OH-的浓度关系。
经测定，在22℃时，K w=×10-14；50℃时，K w=×10-14；100℃时，K w=×10-13。
可以看出K w值随温度的升高而增大。
这是因为水在电离时要吸收一定的能量，温度高时比较容易电离的缘故。
一般为了便于计算，在常温下可以认为K w=1×10-14。
如果在水中加入了其它电解质，有时会引起水的电离平衡的移动，H+和OH-的浓度发生改变，即一个增大另一个减小，但达到新的平衡时，仍保持[H+][OH-] =10-14。
根据水的离子积，就可以定量地说明水溶液的酸碱性：在纯水或中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1在酸性溶液中[H+]＞[OH-] [H+]＞10-7mol·L-1在碱性溶液中[H+]＜[OH-] [H+]＜10-7mol·L-1总之，水的离子积说明，无论是纯水还是水溶液，无论是酸性溶液还是碱性溶液，只要有水存在就同时存在着H+和OH-，[H+]及[OH-]两者的乘积始终保持常数。
因此，知道了H+浓度就可以知道OH-浓度。
为统一起见，一般常用H+的浓度来表示溶液的酸碱度，H+浓度越大，溶液的酸性越强，而OH-浓度越小。
电解后溶液pH的变化
电解后溶液pH的变化电解后溶液pH的变化之一1．只放H2(H+放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[OH－]＞[H+]，溶液pH 增大。
关系：H2——2OH－(增加)2．只放氧气(OH－放电)，破坏水的电离平衡，导致溶液中[H+]＞[OH－]，溶液的pH值减小。
关系：O2——4H+(增加)3．电解含氧酸、强碱和含氧酸的碱金属盐溶液，既在阳极放氧气(4OH－-4e==2H2O+O2↑)，又在阴极放氢气(4H++4e==2H2↑)，实质是电解水(总反应2H2O==2H2↑+O2↑)。
将导致电解质溶液浓度增大。
则电解含氧酸稀溶液(如H2SO4)，溶液浓度增大，[H+]增大，pH减小。
电解强碱溶液(如NaOH)，溶液浓度增大，[OH－］增大，pH增大。
电解含氧酸的碱金属盐溶液(如Na2SO4)，溶液浓度增大，但pH不变(=7)。
电解后溶液pH的变化之二电解质溶液电解后，溶液pH的变化的探讨在选择题和计算题中很多见。
我们不妨用下面简单的口诀代替规律，以便既正确又迅速地解题。
简单的口诀是：“有氢无氧放，pH增大；有氧无氢放，pH值减小；若遇放氢又放氧如是酸则pH减小，如是碱则pH增大，如是强酸强碱盐则pH不变。
”1．有氢无氧放，pH增大。
电解NaCl溶液，生成NaOH，pH增大。
电解CaBr2溶液，也生成Ca(OH)2，pH增大，电解盐酸溶液，浓度变稀，pH增大，2．有氧无氢放，pH减小。
电解AgNO3溶液电解CuSO4溶液生成相应的酸，溶液pH减小。
3．放氢又放氧，如是酸则pH减小。
电解HNO3溶液、H2SO4溶液就是电解水，使酸的浓度变大，pH减小。
放氢又放氧，如是碱则pH增大。
电解NaOH溶液，KOH溶液就是电解水，使碱的浓度变大，pH增大。
放氢又放氧如是强酸强碱盐则pH不变。
电解K2SO4溶液、NaNO3溶液就是电解水而盐类不水解，因此pH不变。
电解KNO3：如果电解的是会水解的盐，则情况较复杂，浓度会影响水解，一般不作讨论。
高三化学 一. 强弱电解质 二. 水的电离 三. 溶液的pH值 知识精讲
高三化学一. 强弱电解质二. 水的电离三. 溶液的pH值知识精讲一. 强弱电解质单质强电解质（完全电离）1. 纯净物电解质化合物弱电解质（不完全电离）非电解质2. 弱电解质在水溶液中会形成电离平衡。
3. 影响弱电解质电离平衡的因素浓度温度（温度升高，电离程度增大）二. 水的电离1. 水是一种弱电解质，水中存在水的电离平衡。
2. 离子积常数（Kw = [H+][OH-]）温度不变，水溶液中Kw不变。
25℃时，Kw = 10-14，与溶液的酸碱性无关。
Kw [H+] （mol/L）[OH-] （mol/L）蒸馏水10-14 10-710-70.1 mol/L的盐酸10-14 10-110-130.1mol/L氢氧化钠10-14 10-1310-13. 温度升高，水的电离平衡正向移动，Kw 增大，比如，100℃时，Kw = 10-12三. 溶液的pH值pH = - lg [H+]25℃时，Kw [H+] （mol/L）PH 蒸馏水10-14 10-7=70.1 mol/L的盐酸10-14 10-1〈70.1mol/L氢氧化钠10-14 10-13〉7酸性越强，PH值越小；碱性越强，PH值越大。
例1.下列强弱电解质的叙述错误的是[ ]A强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡B在溶液中导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质C同一弱电解质的溶液，当温度浓度不同时，其导电能力也不相同D纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电[解析]本题考察强弱电解质的概念。
在溶液中能完全电离的是强电解质，A正确；而决定溶液的导电能力的主要因素是阴阳离子总的浓度，而不是是否完全电离，B错；同一弱电解质的溶液，当温度浓度不同时，溶液中离子浓度可能不同，故导电能力也可能不相同，C对；纯净的强电解质在液态时，有的导电（如：NaCl），有的不导电(如：HCl)，所以，D也对。
答案：B例2.PH=13的强碱溶液和PH=2的强酸溶液混合，所得溶液的PH=11，则强碱溶液和强酸溶液的体积之比为[ ]A 11:1B 9:1C 1:11D 1:9[解析]溶液混合一定先考虑相互之间的化学反应。
化学反应中的电解质酸碱度
化学反应中的电解质酸碱度酸碱度是化学反应中一个重要的性质，它决定了反应的进行和速率。
在化学反应过程中，电解质的存在和酸碱性质的改变会对反应的平衡和速率产生显著的影响。
本文将探讨化学反应中电解质的酸碱度，并讨论其在不同反应中的应用。
一、电解质的酸碱性质电解质是能在溶液中析出离子的化合物，可以分为酸性电解质和碱性电解质两类。
酸性电解质在水中溶解时会释放出H+离子，而碱性电解质则会释放出OH-离子。
电解质的酸碱性质主要取决于其中的离子种类及其浓度。
酸性电解质的酸碱度通常由酸度（酸解离常数）来衡量，酸度越大，其产生的H+离子浓度越高，酸性也就越强。
例如，HCl是一种强酸，其酸度非常大，水中的HCl几乎完全解离成H+和Cl-离子。
而弱酸如乙酸在水中只发生少量解离，其酸度相对较小。
碱性电解质的碱度（碱解离常数）表示其产生OH-离子的能力，碱度越大，产生的OH-离子浓度越高，碱性也就越强。
例如，NaOH是强碱，完全溶解后能够产生大量的OH-离子。
二、电解质酸碱度在酸碱反应中的应用1. 酸中和反应酸中和反应是一种重要的化学反应，其涉及酸性物质和碱性物质的反应。
在酸中和反应中，酸和碱发生中和反应产生盐和水。
酸中和反应的进行与反应物的酸碱度有关。
当酸的酸度与碱的碱度相等时，称为等克分子中和。
此时，酸和碱中的H+和OH-离子完全中和，产生水。
例如，HCl（酸）与NaOH （碱）的中和反应为HCl + NaOH → NaCl + H2O。
2. 酸碱指示剂酸碱指示剂是一类能够根据溶液的酸碱度发生颜色变化的物质。
它们常用于酸碱滴定中的终点检测。
不同酸碱指示剂的变色范围与不同的pH值相关。
常见的酸碱指示剂如酚酞、溴酚蓝和甲基橙等具有不同的变色范围。
例如，酚酞在pH值为8.2-10之间呈现红色，而在pH值低于7时呈现无色。
通过选择适当的酸碱指示剂，可以准确地确定滴定终点，从而实现对物质酸碱度的测定。
3. 酸碱催化剂酸碱催化剂是一种能够促进化学反应进行的物质。
化学反应中的电解质酸碱酸碱度指标
化学反应中的电解质酸碱酸碱度指标在化学反应中，酸碱反应是十分常见的一种类型。
酸和碱是溶液中最基本的化学物质，它们在反应中表现出一系列性质，其中之一就是酸碱度。
酸碱度指标是评价化学物质酸碱程度的重要参数。
本文将介绍化学反应中的电解质酸碱酸碱度指标以及其在实际应用中的作用。
I. 引言在化学反应中，电解质是指在水溶液中能够产生离子的化合物。
而酸和碱则是特定类型的电解质，它们在溶液中产生的离子会对溶液的性质产生重要影响。
因此，酸碱度的测定成为了评价化学反应中离子浓度的重要方法之一。
在接下来的内容中，将介绍几种常用的酸碱度指标。
II. pH值pH值是描述溶液酸碱程度的指标之一。
它是以负对数形式定义的，计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]是溶液中的氢离子浓度。
pH值的范围通常在0-14之间，pH值低于7表示酸性溶液，pH值高于7表示碱性溶液，而pH值等于7则表示中性溶液。
III. 酸碱指示剂酸碱指示剂可以通过改变颜色来指示溶液的酸碱性。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴酚蓝等。
这些指示剂会在不同pH值下呈现不同的颜色，从而帮助我们确定溶液的酸碱度。
酸碱指示剂广泛应用于实验室中，也在许多日常应用中被使用，例如酸碱性纸条、酸碱中和剂等。
IV. 指示溶液电导率除了pH值和酸碱指示剂，我们还可以通过测量溶液的电导率来评估其酸碱程度。
电解质在溶液中会产生导电现象，而溶液的电导率与其中电离物质的浓度有关。
因此，电导率可以作为电解质酸碱度的指标之一。
通过测量溶液的电导率，我们可以判断其酸碱性质，并进一步了解溶液中的离子浓度。
V. 酸碱度计酸碱度计是一种用于测量溶液酸碱度的仪器。
它可以通过测量电极在溶液中的电势差来判断溶液的酸碱性质。
常见的酸碱度计包括玻璃电极酸碱度计和氢离子选择性电极酸碱度计。
酸碱度计的应用使我们能够更精确地测量溶液的酸碱度，进而提高化学反应的控制和优化。
VI. 应用实例在实际应用中，电解质酸碱酸碱度指标具有广泛的应用价值。
强弱电解质和溶液PH的归纳与拓展
强弱电解质和溶液PH 的归纳与拓展东莞中学松山湖学校童建军知识要点一强电解质与弱电解质 1•强、弱电解质：一定温度和浓度的电解质，根据它们在水溶液中电离程度大小分为强电 解质和弱电解质，其区别如下：2•溶液的导电性：导电性的强弱是由溶液中离子浓度大小决定的。
如果某强电解质溶液浓 度很小，那么它的导电性可以很弱； 而某弱电解质虽然电离程度小，但浓度较大时，该溶液 的导电能力也可以较强。
因此，强电解质溶液的导电能力不一定强， 弱电解质溶液的导电能 力也不一定弱。
【典型例题1】下列事实可证明氨水是弱碱的是( A •氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化铁 C. 0.1 mol/L 氯化铵溶液的PH 约为5 解析：本题考查弱电解质的概念。
能完全电离，溶液中存在电离平衡； 利用了第二个原理。
答案：C 【方法归纳1】 (1) 在同浓度、 为弱电解质。
(2) 在同浓度、 电解质。
(3) 浓度与pH 的关系，如0.1mol L -1醋酸，其pH > 7,即可证明其是弱电解质。
(4) 测定对应盐的酸碱性，如 CH s COONa 溶液呈碱性，则证明 CH 3COOH 是弱酸。
(5) 稀释前后的pH 与稀释倍数的关系，如将 PH=2的酸溶液稀释100倍，若pH <4,则该酸是弱酸，若pH=4，则该酸是强酸。
(6 )利用实验证明电离平衡，有电离平衡者为弱电解质。
红，再加CH 3COONH 4,颜色变浅，说明醋酸为弱酸。
(7)利用较强酸制备较弱酸判断电解质强弱。
如将 明酸性：碳酸〉苯酚。
知识要点二弱电解质的电离平衡 1•弱电解质的电离平衡：同化学平衡。
2.影响电离平衡的因素：①浓度：越稀越电离；②温度： 向弱电解质溶液中加入与弱电解质相同的离子， ) B.铵盐受热易分解 D . 0.1 mol/L 氨水可使酚酞试液变红 证明氨水是弱电解质的原理有两个： 一是证明氨水不 二是证明氨水与强酸反应生成的盐具有弱酸性。
高三复习有关pH计算电解质溶液中离子浓度的关系
城东蜊市阳光实验学校【同步知识】 本周教学内容：专题复习－－有关pH 计算、电解质溶液中离子浓度的关系一、有关pH 计算：〔一〕三种类型pH 计算：1.电解质溶液加水稀释〔1〕强电解质溶液的稀释；〔2〕弱电解质溶液的稀释。
2.不同浓度的强酸〔或者者强碱〕自相混合pH 计算：〔1〕酸I ＋酸II []()()H n H n H V V I II I II +++=++ 〔2〕碱I ＋碱II []()()OH n OH n OH V V I II I II ---=++ 3.酸碱混合溶液pH 的计算：〔1〕混合溶液呈中性：强酸强碱：+=+-n H n OH ()() 〔2〕混合溶液呈酸性：[]()()H n H n H V V I II I II +-+=-+ 〔3〕混合溶液呈碱性：[]()()OH n OH n H V V I II I II --+=-+ 〔二〕酸碱稀溶液pH 值计算途径二、电解质溶液中离子浓度的关系：〔一〕运用好两个守恒关系：1.电荷守恒关系：阴阳离子电荷数相等，即溶液为电中性；2.物料守恒关系：即各种元素的原子个数在溶解前后保持不变。
此两种守恒关系，决定了溶液中离子间等式关系成立的根底。
〔二〕一种电解质溶液中离子浓度大小的比较：1.强酸弱碱盐溶液：主抓弱碱离子水解平衡；2.强碱弱酸盐溶液：主抓弱酸根离子水解平衡；3.弱酸溶液：主抓弱酸的电离平衡；4.弱碱溶液：主抓弱碱的电离平衡；5.强碱弱酸溶液的酸式盐溶液：主抓酸式酸根离子的电离和水解两种平衡。
〔三〕两种电解质溶液混合后离子浓度大小的比较：1.强酸与弱碱混合〔或者者强碱与弱酸混合〕：a.恰好反响时，主抓两溶液混合生成强酸弱碱盐的水解情况；b.当弱碱〔或者者弱酸〕剩余时，溶液的酸碱性由强酸弱碱盐〔或者者强碱弱酸盐〕水解和弱碱〔或者者弱酸〕的电离相对大小决定。
2.强碱弱酸盐与强酸混合〔或者者强酸弱碱盐与强碱混合〕；主抓两溶液混合后生成的弱酸〔或者者弱碱〕的电离。
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专题十：强弱电解质
★
☆巧思巧解：
1、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的比较：
电解质溶液
其中：
①电解质和非电解质的研究对象均为化合物，单质和混合物即不是电解质，也不是非电
解质。
②“水溶液或熔化状态”是电解质电离的外部条件，且两个条件具备其中一个即可。
如
液态HCl不导电，而HCl的水溶液能导电(即其发生了电离),所以HCl是电解质；而作为非电解质则必须是两个条件下均不能电离。
③“能导电”是因为电解质电离(在水溶液或熔化状态下)产生了自由移动的离子。
电解质
溶液的导电能力强弱主要取决于溶液中自由移动的离子的浓度大小；离子浓度越大，导电能力越强，与溶液中自由移动的离子数目无关，与电解质的强弱无关。
2、电离平衡与水解平衡的比较
3、影响水电离的因素
水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
（1）温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大,pH值变小,但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
（2）酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w不变，c(H＋)、c(OH―)此增彼减。
即：加酸，c(H＋)增大，c(OH―)减小，pH变小。
加碱，c(OH―)增大，c(H＋)减小，pH变大。
（3）能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H＋或OH―，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
即盐类的水解促进水的电离。
（4）其它因素：向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H＋直接作用，因而同样能促进水的电离。
4、关于溶液pH值的计算
（1） 总思路：根据pH 的定义：pH=－lg ｛c(H +)｝，溶液pH 计算的核心是确定溶液中c(H +)
的相对大小。
具体地，酸性溶液必先确定溶液中c(H +)，碱性溶液必先确定c(OH ―
)，
再由c(H +)·c(OH －
)= Kw 换算成c(H +),然后进行pH 的计算。
即：c(H +) pH
(2)溶液混合后的pH 计算
①两强酸混合,先求混合后的c(H +
)混,再直接求pH 值：c(H +
)混=
2
12
211)()(V V V H c V H c +∙+∙++
②两强碱混合：先求混合后c(OH ―
)混，再间接求pH 值：
c(OH ―
)混=2
12
211)()(V V V OH c V OH c +∙+∙--
③强酸与强碱溶液混合：根据n(H +)与n （OH ―
）的相对大小先判断酸、碱的过量情况 a 、若酸过量n(H +)＞n （OH ―），c(H ＋)混=［n(H +)-n （OH ―）］/V 总
b 、若碱过量n(OH ― ) ＞n(H ＋ )，c(OH ―
)混=［n(OH ― )-n(H ＋ )］/V 总
c 、若酸碱恰好完全反应n(H +)=n （OH ―
），混合后溶液呈中性。
④未标明酸碱的强弱，混合后溶液pH 值不定。
应分析讨论。
（3）总结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量。
5、溶液的稀释规律
（1） 强酸：pH=a ，稀释10n 倍则pH=a+n(a+n ＜7)；(弱酸：则pH ＜a+n)
强碱：pH=b ，稀释10n 倍则pH=b-n(b-n ＞7)；弱碱：则pH ＞b-n)
(2)酸或碱 无限稀释时(即当c(H ＋ )或c(OH ―
) ＜10-6mol/L 时)，应考虑水电离出来的 H ＋ 或OH ―
的影响。
切记：“无限稀释7为限” 6、关于中和滴定的误差判断 根据计算关系式：C 待=
待
待标
标标n V n V C ∙∙∙，判断溶液浓度误差的宗旨是待测溶液的浓度与消
耗标准液的体积成正比。
任何操作的误差最终均可归结到对所用标准液的体积的影响．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．。
※ 例题精析
【例1】下列四种溶液中，由水电离生成的H ＋
浓度之比①∶②∶③∶④是（ ）
① pH=0的盐酸；②0.1mol/l 的盐酸
② 0.01mol/L 的NaOH 溶液；④pH=14的NaOH 溶液
A 、1∶10∶100∶1
B 、0∶1∶12∶0
C 、14∶13∶12∶14
D 、14∶13∶2∶1
【例2】下列各组溶液的c(H ＋ ) 一定等于1×10－
7mol/L 的是（ ） A 、pH=2和pH =12的两种溶液以等体积混合
B 、0.05mol/L 的硫酸与0.10mol/L 的NaOH 溶液以等体积混合
C 、将pH=5的CH 3COOH 溶液稀释100倍
D 、pH=1的H 2SO 4 与0.10mol/L 的B a (O H )2 溶液以等体积混合
c(H ＋ )=10－
pH pH=－lg ｛c(H +)｝
答案：1、A 2、B。