前言：中文期刊網精心挑選了電解質溶液范文供你參考和學習，希望我們的參考范文能激發你的文章創作靈感，歡迎閱讀。
電解質溶液范文1
教學目標：
1.使學生理解電解的基本原理，學會書寫電極反應式，初步了解離子放電順序
2.初步學習對電極過程作微觀分析，培養學生微觀想象能力、邏輯推理的能力和科學探究能力，初步接觸、體驗怎樣進行科學解釋。
教學重點和難點
電解原理；引導學生探究離子放電順序
教學方法
設置臺階、遷移、實驗引導探究、理論推測、實驗驗證、拓展提高
教學媒體
教學過程
今天我們這節課的課題是電解質溶液在通電情況下的變化，關于電解質溶液在通電情況下會發生變化，我們以前學習過哪些？
【復習回顧】初中化學我們學習了電解水，請大家回憶電解水的產物……（電腦投影）
【學生回答】電解水的產物是氫氣和氧氣。
【多媒體信息提示】電解熔融狀態下的氯化鈉的產物是金屬的鈉和氯氣……（電腦投影）
【引入課題】在高一，如果我們把水和氯化鈉固體混合可配成飽和食鹽水，還學習過電解飽和食鹽水，這是對海水資源綜合利用的一種方法，請同學告訴我電解產物是什么？……（電腦投影）
【學生回答】氫氧化鈉、氫氣和氯氣
【電腦投影合成】
【設問】你們想過沒有
(1)為什么電解飽和食鹽水的產物中未出現氧氣？
(2)為什么電解飽和食鹽水的產物中會有氫氧化鈉？電解過程中會不會產生金屬鈉？……
為了弄清這些問題，我們先來深入研究電解飽和食鹽水的過程。
【引導學生析】在飽和食鹽水溶液中存在Na+ Cl- H+ OH-四種自由移動離子，當接通直流電后自由離子發生定向移動，根據電荷異性相吸原理，大多數溶液中的Na+和H+會向陰極移動，大多數溶液中的Cl－和OH－會向陽極移動，分別在陰陽兩極上得失電子（放電）。不同的陰陽離子在兩極上得失電子能力是有差異的，從電解后的產物可以說明知H+得電子能力比Na+強，Cl-的失電子能力比OH-強。
【圖示】
【提出概念】以上是從微觀的角度解釋給電解飽和食鹽水的通電后，生成了新的物質、發生了化學反應，這個過程就叫做電解。什么是電解呢？，請同學們能不能根據上面的分析、討論圖示，總結概括電解的定義？
【學生歸納電解定義】
【追問】在剛才的解釋中，我們通過圖示判斷很好地解釋了電解這一過程，對于電解飽和食鹽水這一過程同學們是否還有這一疑問，為什么H+的得電子能力比Na+強，Cl-的失電子能力比OH-強呢？，你們能夠理解嗎？怎樣用學過的知識來解釋？
【引導學生分析】根據金屬活動順序，越難失去電子得金屬，其離子就越容易得到電子。
【多媒體展示】金屬活動表順序及對應離子得電子能力大小順序
【引導學生分析】根據高一化學中鹵素之間相互置換可知以上陰離子失電子能力大小順序為I- >Br- >Cl- >OH-
【多媒體展示】I- Br- Cl- OH-失電子能力強弱關系
【提問】在電解水的實驗中，為了增加水的導電性，我們要通常加入一些少量的稀硫酸，此時溶液中的陰離子除了氫氧根離子還有硫酸根離子，那么為什么水的電解產物依然是氫氣和氧氣呢？而沒有硫酸根離子失電子后的產物呢？
【學生分析】說明氫氧根離子的失電子能力比硫酸根強
【多媒體補充】I- 、Br-、 Cl-、 OH-、 SO42-失電子能力強弱關系
【引出概念】我們把陽離子在陰極得電子和陰離子在陽極失電子的過程簡稱為“放電”，把陰陽離子在陰陽極上的得失電子能力順序相應地簡稱為放電順序
【多媒體展示】陰陽離子放電順序
【說明】利用離子放電順序可以判斷和理解電解產物。但是實際上，離子的放電順序與很多因素有關，我們以上面給出的放電順序是在惰性電極（電極不參與反應）和標準濃度、標準溫度的前提下給出的。應用時要注意實際的條件。
【設問】還有一個問題，電解飽和食鹽水時為什么會生成氫氧化鈉？在哪兒生成？讓我們看看實驗。
【實驗演示】電解飽和食鹽水，往兩極溶液中滴加酚酞
【追問】實驗結果陰極附近的溶液變紅。這是什么原因呢？從離子的運動方向以及電解過程的圖示看，似乎應該在陽極存在較多的氫氧根離子，陽極區溶液變紅，但現在是陰極區溶液變紅，陽極區溶液無明顯現象，怎么解釋這個問題？
【引導學生分析】水是極弱的電解質，存在著電離平衡。當接通直流電后離子發生定向移動，氫離子有向陰極移動的趨勢，在陰極放電生成氫氣，破壞了水的電離平衡，使得陰極附近存在的氫氧根離子相對增多，因而使含有酚酞的溶液變紅。
在電解時，盡管陰離子要向陽極移動、陽離子要向陰極移動但是離子的遷移速度很慢很慢，否則，陰離子一下子全部移動到陽極、陽離子一下子全部移動到陰極，中間地帶沒有了離子，溶液還能導電嗎？因此，在陽極區除了水電離產生的氫氧根離子，由遷移來的氫氧根離子的量是很少很少的，不能使酚酞溶液變色。
【小結】通過剛才的學習，你能對飽和食鹽水電解的過程作個小結嗎？
剛才我們分析飽和食鹽水電解的過程是哪幾個步驟進行的？……
怎樣解釋在陰極區生成氫氧化鈉？……
【提出問題】我們還討論了什么是電解，電解跟電離有什么關系？
【學生分析電解與電離的關系】
【圖示說明】
結論：電解必須建立在電離的基礎上。
【繼續整合】通過今天的課，你學到了哪些知識？你能對本節課的知識點作個總結嗎？除了這些知識，你還學到了什么？
【鋪墊】通過今天的課，我們弄清了電解的原理，我想這一部分知識將會更好指導我們今后學習，但是因為時間關系，我們還有很多問題沒有解決：比如
(1)電解飽和食鹽水的過程中產生的氯氣會與氫氧化鈉反應，產生的氫氣與氯氣接觸后會發生爆炸，我們該如何防止這兩種情況？
(2)電解裝置通常稱為電解池，它與原電池有哪些區別？電解裝置的構成必須有哪些部分？
(3)電解在我們工業生產中有哪些應用？
【作業】
1.分析電解氯化銅溶液和硫酸銅溶液的電極產物、可能的實驗現象并寫出電極反應式。
2.思考：在電解氯化銅溶液時，如果把惰性的石墨電極換成銅電極會有哪些變化？
3.查閱資料：電解的應用
電解質溶液范文2
美國教育心理學家布魯納的認知結構教學觀認為學習基本概念和原理的目的在于保持記憶不會全部喪失，而遺留下來的東西將使我們在需要的時候把一件件事情重新構思起來。對教材結構和基本原理的理解，能夠縮小“高級”知識和“初級”知識之間的間隙。他主張一門課程在它的教學進展中，應反復地回到這些基本觀念，直到學生掌握了與這些觀念相伴隨的完全形式的體系為止。因此電解質溶液教學中可以讓學生先回憶基本概念和原理，構建起解決問題的橋梁。
例：已知酸H2A在水中存在以下電離：H2A=H++HA-，HA-？葑H++A2-，試回答下列問題：
（1）Na2A溶液顯 （填“酸性”“中性”或“堿性”）。理由是 （用離子方程式表示）。
（2）在0.1 mol?L-1的Na2A溶液中，下列微粒濃度關系式錯誤的是： （填字母）。
A.c（A2-）+c（HA-）+c（H2A）=0.1 mol?L-1
B.c（OH-）=c（H+）+c（HA-）
C.c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HA-）+2c（A2-）
D.c（Na+）=2c（A2-）+2c（HA-）
（3）NaHA溶液呈 （填“酸性”“堿性”或“中性”），理由是 。
（4）已知室溫下0.1 mol?L-1 NaHA溶液的pH=2，則0.1 mol?L-1 H2A溶液中氫離子的物質的量濃度可能是 0.11 mol?L-1（填“”或“=”），理由是： 。
（5）0.1 mol?L-1 NaHA溶液中各種離子濃度由大到小的順序是：
（6）某溫度下，向10 mL、0.1 mol/L NaHA溶液中加入0.1 mol/L KOH溶液V mL至中性，此時溶液中以下關系一定正確的是
（填寫字母）。
A.溶液pH=7 B.水的離子積Kw=c2（OH-）
C.V=10 D.c（K+）
【答案】（1）堿性 A2-+H2O？葑HA-+OH- （2）A （3）酸性 HA-只電離不水解 （4）< H2A第一步電離產生的H+抑制了HA-的電離 （5）c（Na+）>c（HA-）>c（H+）>c（A2-）>c（OH-） （6）BD
【解析】解答此題時先讓學生回憶強弱電解質的區別，分清完全電離與部分電離。
此題的關鍵是看清：H2A第一步電離為完全電離，而第二步電離是部分電離。因此（1）Na2A溶液顯堿性是因為A2-+H2O？葑HA-+OH-。（3）NaHA溶液呈酸性是因為HA-只電離不水解。（4）0.1 mol?L-1 NaHA溶液的pH=2，則0.1 mol?L-1 H2A溶液中氫離子濃度
第（2）問中的A選項很多學生認為是正確的，做題時只考慮物料守恒而忽視了H2A第一步電離為完全電離，溶液中根本無H2A分子。只要注意到Na2A溶液中無H2A分子，很容易根據電荷守恒得出C，根據物料守恒得出D，根據質子守恒得出B。
第（5）問NaHA溶液中由于HA-部分發生電離而消耗，使得
c（Na+）>c（HA-）；HA-電離時部分發生電離，電離程度小，產生的H+和A2-濃度遠小于HA-的濃度；而溶液中的H+，除HA-電離產生的H+外，還有H2O電離產生的H+，因此c（HA-）>c（H+）>c（A2-）；由于A2-是HA-電離所產生，OH-是水電離產生，且HA-的電離程度大于水的電離程度，故c（A2-）>c（OH-），綜上c（Na+）>c（HA-）>c（H+）> c（A2-）>c（OH-）。部分學生把A2-和OH-的順序弄反，認為OH-除了水電離產生的以外，還有A2-水解產生的，因此，誤以為OH-濃度應該比A2-濃度大。出現此錯誤的關鍵是沒弄清HA-電離、水電離、A2-水解的強弱程度，根據題意HA-電離>水電離>A2-水解。
第（6）問關鍵看清某溫度下，因未指明室溫，所以溶液呈中性時pH不一定等于7，A不正確。但任何情況下溶液呈中性時
c（OH-）=c（H+），因此水的離子積Kw=c2（OH-），B正確。V=10時NaHA與KOH恰好完全反應，溶液呈堿性，C不正確，若溶液呈中性，則加入的KOH小于10 mL，因此c（K+）
電解質溶液范文3
一、離子濃度大小比較
離子濃度大小的比較需要注意兩點：（1）緊抓兩個平衡：弱電解質的電離、鹽類的水解.（2）做題時，先理清溶液的成分，是單一溶液還是混合溶液，后具體分析.
1．單一溶液
（1）多元弱酸溶液
多元弱酸的電離是分步進行的，且上一步電離出的氫離子會抑制下一步的電離，所以電離程度一步比一步弱.一般規律是：（H+）（一級電離離子）（二級電離離子）（三級電離離子）（OH-）.例如，在H3PO4溶液中，c(H+)c(H2PO-4)c(HPO2-4)c(PO3-4)c(OH-).
（2）一元弱酸強堿鹽或一元強酸弱堿鹽
判斷離子濃度大小要考慮弱酸根離子的水解，一般規律是：（不水解的離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）.例如，在醋酸鈉溶液中，c(Na+)c(CH3COO-)c(OH-)c(H+).
（3）多元弱酸強堿鹽
多元弱酸根離子是分步水解，一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（二級水解離子）＞（水電離出的另一離子）.例如，在Na2CO3溶液中，c（Na+）＞c(CO2-3)＞c(OH-)＞c(HCO-3)＞c(H+).
（4）多元弱酸的酸式鹽
因弱酸的酸式酸根離子不僅電離，而且水解，所以須先弄清楚電離與水解的大小，后判斷離子濃度的大小.
常見的NaHCO3 、NaHS、Na2HPO4溶液中酸式酸根離子的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性.例如，在NaHCO3溶液中，c（Na+）＞c(HCO-3)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO2-3).而在NaHSO3、NaH2PO4溶液中酸式酸根離子的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性.例如，在NaHSO3溶液中，c（Na+）＞c(HSO-3)＞c(H+)＞c(SO2-3)＞c(OH-).
一般地，在做不同溶液中同種離子濃度的比較這類題時既要考慮離子在溶液中的水解情況，又要考慮電離情況以及其他離子對該離子的影響.
例如，現有常溫下濃度相等的四種溶液：a．NH4HCO3 、b．NH4HSO4 、c．NH4Cl 、d ．氨水．請判斷四種溶液中c(NH+4)的大小.三種鹽完全電離，NH+4水解顯酸性，HCO3-水解顯堿性，它們的水解相互促進，b完全電離溶液顯強酸性，抑制了NH+4的水解，d部分電離出NH+4，所以c(NH+4)：bcad.
2.混合溶液
先要看混合時是否發生反應，若有反應，則要判斷是否過量（注意溶液體積變化）；然后結合電離、水解等因素得出溶液成分和各成分量的大小，找到離子濃度的大小.
例如，0.2mol/L NH4Cl溶液和0.1mol/L NaOH溶液等體積混合，溶液中存在的離子的濃度由大到小的排列順序是.
分析：由NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3?H2O可知NH4Cl過量，此時得到NaCl 、NH3?H2O、NH4Cl 等量混合溶液，NH3?H2O的電離程度大于NH+4的水解程度，溶液顯堿性，同時c( Cl-)＞c(NH+4).電離、水解等都是影響離子濃度大小的要素.
答案：c( Cl-)＞c(NH+4)＞c(OH-)＞c(H+)
二、守恒關系
1．電荷守恒
電解質溶液呈電中性，即溶液中所有陽離子所帶正電荷總數與所有陰離子所帶負電荷總數相等.解題思路：先把涉及的電離方程式、水解方程式全部寫出，后找出所有的陰、陽離子再寫出等式.注意：離子濃度前的系數.
2．物料守恒
電解質溶液中因溶質的電離或水解，溶質電離出的離子會變成其他離子或分子，但離子或分子中某種特定元素原子的總數不變.例如，0.1mol/L Na2CO3溶液，n(Na+)∶n(CO2-3) ＝2∶1，推出：c (Na+) ＝ 2［c(HCO-3)+c(CO2-3)+c(H2CO3)］.也可根據C守恒推出：c(HCO-3)+c(CO2-3) + c(H2CO3) = 0.1.
電解質溶液范文4
【關鍵詞】電解質溶液 酸溶液 堿溶液 鹽溶液 計算規律
【中圖分類號】G632 【文獻標識碼】A 【文章編號】1674-4810（2015）08-0126-01
電解質溶液中水電離出的H+濃度[簡稱c水（H+）]和水電離出的OH-濃度[簡稱c水（OH-）]的計算是高考的熱點之一。它能有效地檢測學生對“酸、堿、鹽溶液對水的電離的影響”的理解程度以及綜合運用能力。而在教學過程中發現學生對此知識往往混淆不清，下面就其規律進行總結并例析。
一 酸溶液
規律：由于酸溶液中的OH-只由水電離出來，而H+既有水電離出的，又有酸電離出的，且主要以酸電離出的H+為主，所以計算規律為：
例如：25℃時，0.01mol?L-1的H2SO4溶液中，水電離出的H+濃度是（ ）。
A.0.01 mol?L-1 B.0.02 mol?L-1
C.1×10-12 mol?L-1 D.5×10-13 mol?L-1
解析：c水（OH-）?c酸（H+）=Kw，即c水（OH-）?0.01×2=10-14，c水（OH-）=10-14/0.02=5×10-13 mol?L-1，c水（H+）=c水（OH-）=5×10-13 mol?L-1，故選D項。
二 堿溶液
規律：由于堿溶液中的H+只由水電離出來，而OH-既有水電離出的，又有堿電離出的，且主要以堿電離出的OH-為主，所以計算規律為：
例1：常溫下，0.01 mol?L-1的NaOH溶液中，由水電離出的OH-濃度為（ ）。
A.10-9 mol?L-1 B.10-5 mol?L-1
C.10-12 mol?L-1 D.0.1 mol?L-1
解析：c水（H+）?c堿（OH-）=Kw，即c水（H+）?0.01=10-14，c水（H+）=10-12 mol?L-1，c水（OH-）=c水（H+）=10-12 mol?L-1，故選C項。
例2：25℃時，pH=9的氨水中，由水電離出的H+濃度為=_____mol?L-1。
解析：堿溶液中的H+是由水電離出的，c水（H+）=10-9 mol?L-1。
三 鹽溶液
一般而言由于鹽溶液中，H+、OH-均由水電離產生，所以其c水（H+）與c水（OH-）的計算由鹽溶液的酸、堿性決定，規律總結如下。
1.顯中性的鹽溶液
規律：c水（H+）=c水（OH-）=
例如：100℃時（Kw=10-12），CH3COOH4溶液中c水（H+）= mol?L-1，c水（OH-）= mol?L-1。
解析：CH3COOH4溶液顯中性，c水（H+）=c水（OH-）
= = =10-6 mol?L-1。
2.顯酸性或堿性的鹽溶液
規律：理論上說c水（H+）=c水（OH-），但由于離子水解，結合了部分水中的H+或水中的OH-，使得剩余的c水（H+）≠c水（OH-）。因此按以下方法計算：
pH=a
說明：由于NaHSO4、NaHCO3（HCO3-的電離大于水解）等鹽溶液雖然顯酸性，但H+是有鹽本身電離出的，應按酸溶液的規律計算。
例1：求25℃時，pH=4的NH4Cl溶液中c水（H+）與c水（OH-）。
解析：pH=4，c水（H+）=10-4 mol?L-1，c水（OH-）=Kw/c水（H+）=10-14/10-4=10-10 mol?L-1。
例2：100℃（Kw=10-12）時，求pH=7的CH3COONa溶液中c水（H+）與c水（OH-）。
解析：pH=7，c水（H+）=10-7 mol?L-1，c水（OH-）=Kw/c水（H+）=10-12/10-7=10-5 mol?L-1。
例3：25℃時，在1L的pH=10的Na2S溶液中，發生電離的水的物質的量是=__mol?L-1。
解析：顯堿性的鹽溶液，pH=10，c水（H+）=10-10 mol?L-1，c水（OH-）=Kw/c水（H+）=10-14/10-10=10-4 mol?L-1，n水（OH-）=1×10-4=10-4 mol，n電離（H2O）=n水（OH-）=10-4 mol。
電解質溶液范文5
(1)直接性。在直接融資中,資金的需求者直接從資金的供應者手中獲得資金,并在資金的供應者和資金的需求者之間建立直接的債權債務關系。
(2)分散性。直接融資是在無數個企業相互之間、政府與企業和個人之間、個人與個人之間,或者企業與個人之間進行的,因此融資活動分散于各種場合,具有一定的分散性。
(3)信譽上的差異性較大。由于直接融資是在企業和企業之間、個人與個人之間,或者企業與個人之間進行的,而不同的企業或者個人,其信譽好壞有較大的差異,債權人往往難以全面、深入了解債務人的信譽狀況,從而帶來融資信譽的較大差異和風險性。
(4)部分不可逆性。例如,在直接融資中,通過發行股票所取得的資金,是不需要返還的。投資者無權中途要求退回股金,而只能到市場上去出售股票,股票只能夠在不同的投資者之間互相轉讓。
(5)相對較強的自主性。在直接融資中,在法律允許的范圍內,融資者可以自己決定融資的對象和數量。例如在商業信用中,賒買和賒賣者可以在雙方自愿的前提下,決定賒買或者賒賣的品種、數量和對象;在股票融資中,股票投資者可以隨時決定買賣股票的品種和數量等。
電解質溶液范文6
一、原電池正、負極的確定
1.如果兩極與電解質溶液都發生化學反應，則依據兩極的相對活潑性來確定正負級：即相對活潑性較強的金屬為負極，相對活潑性較差的金屬或導電的非金屬等為正極。如Mg—Al—HCl溶液構成的原電池中，負極為Mg；Al—Fe—H2SO4溶液構成的原電池中，負極為Al。
2.如果電極與電解質溶液一極發生化學反應，一極與電解質溶液不發生化學反應，則發生化學反應的電極是負極，不發生化學反應的電極是正極。如Al—Cu—HCl溶液構成的原電池中，負極為Al；Al—Cu—濃HNO3溶液構成的原電池中，負極為Cu。
3.如果兩極都不與電解質溶液發生化學反應，則依據兩極的相對活潑性來確定正負級：即相對活潑性較強的金屬為負極，相對活潑性較差的金屬或導電的非金屬等為正極。書寫電極反應時，負極相對活潑性較強的金屬失去電子形成離子，正極是空氣中的氧氣的電子形成的氧離子與電解液中的水結合形成氫氧根離子。如Al—海水原電池，負極是Al，正極反應為O2+2H2O+4e-=4OH-；鋼鐵的吸氧腐蝕，負極是Fe，正極反應為O2 +2H2O +4e-=4OH-。
4.如兩極都是惰性電極（一般用于燃料電池），則可以通過定義和總反應式來分析，發生氧化反應的氣體（或對應物質）所對應的一極為負極。
二、書寫電極反應式
原電池的電極名稱一旦確定，則相應電極的電極反應式也隨之確定。但書寫電極反應式時還需注意以下幾點：
1.如果只要求書寫一極的反應式，則書寫時系數最簡，如果要求兩極電極反應式都寫出，則書寫時要求兩極電子數目保持相等。
2.電極反應式常用“==”不用“—﹥”。
3.電極反應式中若有氣體生成，需加“”，而有固體生成不需加“”。
4.看負極反應生成的陽離子與電解質溶液中的陰離子能否共存，若不能共存，則該電解質溶液中的陰離子也要寫入負極的電極反應式中。如Al－Cu－NaHCO3溶液構成的原電池中，因Al失去電子生成的Al3+能與HCO3－反應：Al3++3HCO3－=Al(OH)3+3CO2，故鋁件（負極）上發生的反應為：Al－3e－+3HCO3－=Al(OH)3+3CO2，而不是僅僅寫為：Al－3e－=Al3+。
5.當正極上的反應物質為O2時（吸氧腐蝕），要注意電解質溶液的性質。溶液為堿性時，電極反應式中不能出現H+；溶液為酸性時，電極反應式中不能出現OH－。
6.原電池的總反應式：一般把正級和負極的電極反應式相加而得，若電解質為弱電解質，在電極的書寫時寫成離子形式，但在相加時應把離子該為相應的弱電解質。
三、鏈接練習
（1）今有2H2+O2 2H2O反應，構成燃料電池，則負極通的應是
，正極通的應是
，電極反應式為負極：
，正極：
。（2）若把KOH改為稀H2SO4作電解質，則電極反應式為負極：
，正極：
。（1）和（2）的電解質不同，反應進行后，其溶液的pH個有什么變化
。（3）若把H2改為CH4，用KOH作電解質，則電極反應式為負極：
，正極
。
參考答案（1）H2、O2；負極：2H2+4OH-－4e-=4H2O，正極：O2+2H2O+4e-=4OH-；
（2）負極：2H2－4e-=4H+，正極：O2+4H++4e-=2H2O；pH變小；pH變大；
