第十一章電解質(zhì)

1、第十一章 電解質(zhì)一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)二、水的電離和溶液PH值三、鹽水解四、中和滴定五、電化學(xué)六、膠體第一部分 強弱電解質(zhì)一、電解質(zhì)和非電解質(zhì) 1、電解質(zhì)和非電解質(zhì)比較電 解 質(zhì)非電解質(zhì)定 義在水溶液里或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物溶液中存在的微粒離子或離子、分子共存分子或反應(yīng)產(chǎn)物的離子結(jié)構(gòu)特點離子化合物或共價化合物共價化合物舉 例H2SO4、H2S、NaOH、NH3·H2O、BaSO4、NaCl、Na2O、Al2O3等CO2、SO3、NH3、CH4、C2H5OH、蔗糖等 2、物質(zhì)分類與電解質(zhì)的關(guān)系單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)化合物電解質(zhì)：NH

2、3·H2O、H2CO3、H2SO3、H2SO4非電解質(zhì)：NH3、CO2、SO2、SO3純凈物物質(zhì)混合物：鹽酸是電解質(zhì) 3、電解質(zhì)導(dǎo)電與金屬導(dǎo)電區(qū)別 1）金屬導(dǎo)電實質(zhì)：自由電子的定向移動物理變化：T；電阻增大 2）電解質(zhì)導(dǎo)電條件：在溶液中或溶化狀態(tài)下實質(zhì)：電解過程分析討論Na2SO4溶液的導(dǎo)電a. Na2SO4 (aq) = 2Na+ + SO42b. Na+、SO42 在電場作用下作定向移動c. 電解： 陽極：4OHv 4e = O2+ 2H2O 陰極；4H+ + 4e = 2H2在溶液中起平衡電荷作用，增強溶液導(dǎo)電性d. Na+ 陰極 SO42 陽極與量多少無關(guān)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電強弱取

3、決于離子濃度（與電解質(zhì)強弱無關(guān)） 在等離子濃度的前提下，取決于陰、陽離子所帶電荷數(shù)化學(xué)過程 T 電阻減小eg: 把0.05mol NaOH固體分別加入下列100ml液體中，溶液導(dǎo)電能力變化不大的是：A、自來水B、0.5mol/L鹽酸abc導(dǎo)電能力C、0.5mol/L醋酸D、0.5mol/L NH4Cl (aq)eg: 在一定溫度下，冰醋酸加水稀釋過程中，溶液導(dǎo)電能力如圖所示，請回答：（1）“0”點導(dǎo)電能力為0的理由 （2）a、b、c三點溶液PH由小到大順序 （3）a、b、c三點中電離度最大是 區(qū)別強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的方法 1通過同濃度、同體積溶液的導(dǎo)電性強弱來區(qū)別。 實驗表明，等體積、濃度均為

4、0.5mol/L的鹽酸的導(dǎo)電能力比HAc溶液的導(dǎo)電能力大得多，因為溶液導(dǎo)電能力的強弱是由溶液里自由移動離子濃度的大小決定的，此實驗說明了同濃度鹽酸比HAc溶液電離產(chǎn)生的離子濃度大，這就表明了HAc在水溶液里是部分電離的弱酸。 規(guī)律l 同物質(zhì)的量濃度的n元酸溶液，其溶液的導(dǎo)電能力越小，酸越弱。 2通過同濃度溶液的pH大小來區(qū)別。 在常溫下用pH試紙測定0.1mol/L的鹽酸和HAc溶液，鹽酸的pH為1，HAc溶液的pH約為3。這就表明了鹽酸是強酸，HAc是弱酸。 規(guī)律2 同物質(zhì)的量濃度n元酸溶液，溶液的pH越大，酸性越弱。若兩種酸溶液的pH相同，溶液的濃度越大，酸越弱。 3通過同濃度、同體積的溶

5、液與同一種物質(zhì)反應(yīng)的速率快慢來區(qū)別。 分別用3.25g鋅與體積都為200mL、濃度都為1 mol/L的鹽酸和HAc溶液反應(yīng)，觀察到鋅與鹽酸反應(yīng)劇烈，產(chǎn)生H2的速率快，鋅很快反應(yīng)完；鋅與HAc溶液反應(yīng)慢，產(chǎn)生H2的速率緩慢，鋅在較長時間內(nèi)才消耗完。這就表明了HAc是弱酸。 規(guī)律3 等物質(zhì)的量濃度的n元酸，其H+參加反應(yīng)的速率越慢，酸越弱。 4通過同濃度的酸所對應(yīng)的鈉鹽溶液的pH大小來區(qū)別。 在常溫下用pH試紙測定0.1 mol/L的NaCl和NaAc溶液的酸堿性，實驗表朗，NaCl溶液pH等于7，而NaAc溶液的pH大于7，這就表明了鹽酸是強酸，HAc是弱酸。 規(guī)律4 等物質(zhì)的量濃度下，各n元酸

6、的納鹽溶液，溶液的pH越大，其“對應(yīng)的酸”越弱。 5通過體積相同pH相同的酸溶液同倍數(shù)稀釋后，溶液的pH變化大小來區(qū)別。 將等體積、pH都為2的鹽酸和HAc溶液分別加蒸餾水稀釋相同的倍數(shù)(如100倍)。然后分別用pH試紙測定稀釋后溶液的pH，其結(jié)果是鹽酸稀釋后pH變化幅度大(pH4)，HAc溶液稀釋后pH變化幅度小(PH3.3)。這表明鹽酸是完全電離的強酸，HAc是部分電離的弱酸。 規(guī)律5 在pH相同時，同體積的n元酸，抗稀釋能力越強，即稀釋相同倍數(shù)下，pH變化幅度越小，酸越弱。 6通過同體積、同pH的溶液分別與同種物質(zhì)發(fā)生完全反應(yīng)時消耗的量的多少來區(qū)別。 體積都為10mL、pH都為2的鹽酸和

7、HAc溶液，分別同0.01mol/L的NaOH溶液進行中和滴定，結(jié)果HAc溶液消耗的NaOH溶液體積比鹽酸多得多。這表明HAc溶液與NaOH溶液中和時，隨H+濃度的減少，電離平衡：HAc H+ + Ac 向右移動，直至所有的HAc被耗盡。這說明HAc是部分電離的弱酸。 規(guī)律6 在pH相同條件下，同體積的n元酸，其中和能力越強，酸越弱。 7通過向酸溶液中加入與之對應(yīng)的納鹽，引起溶液pH變化的大小來區(qū)別。 在l00mL 0.1mol/L的鹽酸里加入少許NaCl固體，用pH試紙測定溶液pH的變化，結(jié)果無明顯變化。這表明鹽酸里不存在電離平衡。另在100mL 0.1mol/L HAc溶液里加入少許NaA

8、c固體，用pH試紙測定溶液pH變化，結(jié)果是pH明顯變大。這表明HAc溶液中存在電離平衡：HAc H+ + Ac。由于同離子Ac濃度的增大，使電離平衡向逆向移動。 規(guī)律7 在等物質(zhì)的量濃度的n元酸溶液中，分別加人相應(yīng)的鈉鹽固體，引起pH變化越大，其酸性越弱。二、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度完全電離只部分電離結(jié)構(gòu)特征離子鍵或強極性共價鍵極性共價鍵有無電離平衡無電離平衡，不可逆存在平衡，過程可逆溶液中存在的溶質(zhì)微粒離子電解質(zhì)分子與離子共同存在電離方程式不可逆，不分步電離如：H2SO4 = 2H+ + SO42 BaSO4 = Ba2+ + SO42可逆，分步電離如：H2S H+ + H

9、S HS H+ + S2實 例強酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI強堿：NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2絕大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO4、NaHCO3、NH4Cl活潑的金屬氧化物：Na2O、Al2O3弱酸：H2CO3、H2S、HF、H2SO3、H3PO4、HClO、CH3COOH、HCN弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2少數(shù)鹽：Pb(Ac)2、HgCl2 2、弱電解質(zhì)電離 1）電離平衡：在一定條件（溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)在溶液中電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。 特點：逆：（AB A

10、+ + B）正向：離子化；逆向：分子化等：v正 = v逆定：動：變：eg1: 如何證明CH3COOH存在電離平衡？CH3COOH CH3COO + H+ （加石蕊變紅，加CH3COONa H+ 紅色變淺）eg2: 甲酸的下列性質(zhì)中可以證明它是弱電解質(zhì)的是A、1mol/L甲酸溶液的PH約為2B、甲酸能與水以任意比例互溶C、10ml 1mol/L甲酸恰好與10ml 1mol/L NaOH溶液完全反應(yīng)D、在相同條件下，甲酸的導(dǎo)電性比強酸溶液弱eg3: 能使H2O + H2OH3O+ + OH 電離平衡向正方向移動，且所得溶液呈酸性的是A、在水中加NaHCO3B、在水中加CuCl2C、在水中加稀H2S

11、O4D、將水加熱至99，其中H+ = 1×10-6 mol/L 2）電離度（a）轉(zhuǎn)化率（某條件下最高轉(zhuǎn)化率）定義：當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，溶液中已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子（包括已電離的和未電離的）的百分數(shù)。表達式： 同一溶液eg: 一元弱酸：H+ = C原·a；HA H+ + A意義：a. 表示弱電解質(zhì)的相對強弱在等濃度的前提下，電離度越大，電離愈充分，電解質(zhì)相對越強。b. 指明溫度、濃度c. 電離度必須用百分數(shù)表示COOH強酸的酸性順序：H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH> >CH3COOH>H2CO3>H2

12、SOH>HClO>HCN> >HCO3 2、25時，0.1mol/L弱電解質(zhì)的電離度一般不超過10%，可見弱電解質(zhì)在溶液中主要以分子形式存在。影響因素.濃度eg: HAc H+ + Ac C，a；C，a（從平衡移動的角度分析）b. 溫度電離過程吸熱 T，a；T，ac. 同離子效應(yīng)：在弱電解溶液中，加入與該弱電解質(zhì)具有相同的強電解質(zhì)，會使弱電解ad. 能反應(yīng)的離子eg1: 外界條件變化對a等影響的情況分析 例：25時，0.1mol/L CH3COOH達電離平衡后，改變條件，其平衡移動方向、a、n (H+)、H+，導(dǎo)電性的變化見下表（CH3COOH CH3COO + H+

13、Q）：移動方向an (H+) (mol)H+導(dǎo)電性加 水加冰醋酸升 溫加醋酸鈉加少量NaOHeg2: 甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1 mol/L和0.1mol/L，則甲、乙兩瓶中OH之比 。 3）電離平衡常數(shù)定義：在一定溫度下，弱電解在溶液中電離達平衡時，電離出的各種離子的濃度的乘積與未電離分子濃度的比值是一個常數(shù)。表達式：HAc H+ + Ac eg：HAc H+ + Ac初： c0 0平：C CaCaCa當(dāng)a很小時，1 a = 1 K = Ca2 a = C，a注：a. 各微粒濃度為平衡時的濃度b. K電離 只與溫度有關(guān)而與濃度無關(guān)c. K電離 隨溫度升高而增大eg1 用水稀釋0.1mol氨

14、水時，溶液中隨著水量的增加而減小的是（ ）A、 B、C、H+OHD、OH的物質(zhì)的量eg2: 同溫度下的兩種稀氨水A和B，A溶液的濃度為c mol·L-1，電離度為a1 ；B溶液的c (NH4+)為c mol·L-1，電離度為a2，則下列說法中錯誤的是（ ）A、A溶液c (OH )是B溶液c (OH )的a1倍B、a1 > a2C、A溶液的pH值大于B溶液的pH值D、B溶液的物質(zhì)的量濃度為mol·L-13、電離方程式書寫 1）強電解質(zhì)“=”，弱電解質(zhì)書寫“” 2）條件熔融狀態(tài)離子型（斷離子鍵）水溶液中電解質(zhì)均電離（斷共價鍵、離子鍵）3）部分電解質(zhì)電離方程式書寫

15、酸式鹽a. 強酸酸式鹽 eg: NaHSO4 水溶液：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42 熔融態(tài)：NaHSO4 = Na+ + HSO4b. 弱酸酸式鹽 eg: NaH2PO4 水溶液：NaH2PO4 = Na+ + H2PO4；H2PO4H+ +HPO42；HPO42H+ +PO43 熔融態(tài)：NaH2PO4 = Na+ + H2PO4難溶性電解質(zhì)a. 難溶性強電解質(zhì) BaSO4 (s) Ba2+ + SO2（溶解平衡） 注：電解質(zhì)強弱與電解質(zhì)的溶解性無關(guān)；相反，易溶的不完全是強電解質(zhì)。eg: PbAc2b. 難溶性弱電解質(zhì) Mg(OH)2 (s) Mg2+ + 2OH（雙平衡：

16、溶解平衡、電離平衡）飽和電解質(zhì)溶液 NaCl (s) Na + Cl（溶解與結(jié)晶平衡）多元弱酸分步電離 H2CO3 H+ + HCO3（第一步電離為主） HCO3 H+ + CO32（第一步對第二步有影響）多元弱堿分步電離，一步表示Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH第二部分 水的電離與溶液的PH值一、水的電離 1、H2O H+ + OH ；2H2O H3O+ + OH（共軛電離）水是一種極弱電解質(zhì)，故可看作一元弱酸，又可看作一元弱堿。+··三角鍵形結(jié)構(gòu)HOH×···×···H O H配位鍵&#

17、183;·×·×·H O H|HH× H共軛電離舉例 NH3 + NH3 NH4+ + NH2 HF + HF H2F+ + F 2、水的電離平衡25 1L水H2O H+ + OH 1×10-7 1×10-7(H2O) = × 100% = 1.8×10-7%（很?。㎏電離 = K電離·H2O = H+ OH水的離子積（25） Kw = H+OH = 10-7×10-7= 10 -14a. Kw（100）= H+ OHb. 其它任何水溶液中，水的電離依然存在，但程度有可能不同

18、。c. Kw 是溫度的函數(shù)，只隨溫度的變化而變化，而與其它任何條件無關(guān)，不僅適用于純水，而且適合任何溶液。d. 溶液中Kw = H+·OH 溶液中eg: 堿的溶液：Kw = OH H2O · H+醇 + H+ H2O 計算時可省略 酸的溶液：Kw = H+ H2O · OH堿 + OH H2O e. 不論純水中還是任何溶液中， H+ H2O = OH H2O ，但在不同溶液中，H+H2O或OH H2O去向不同，例在不同鹽溶液（舉例說明）。水電離平衡的影響因素舉例分析平衡移動H+OHaKW升高溫度加 鹽 酸加 燒 堿加FeCl3溶液加 純 堿eg1:25時，(1)

19、10L水中含OH 物質(zhì)的量為 ，含H+ 個數(shù) 個（Na為阿氏常數(shù)）(2) 1g 水中含H+ 個數(shù)約為 個(3) 1mol 水中含OH 物質(zhì)的量 eg2: 已知25時某水溶液的PH=10，該水溶液中水的電離近似為 。 解：水溶液PH=10，可能為堿，也可能為強堿弱酸鹽 . 若為堿 (aq)，則H+ H2O = 10-10 H2O =× 100% = 1.8×10-10%（比較純水電離） . 若為鹽 (aq)，OH H2O = 10-4 H2O =× 100% = 1.8×10-4%（比較純水電離）二、溶液酸堿性 1、溶液的PH值定義：PH = - lgH+

20、 溶液中H+； H+ = 10PHa. POH = - lgOH 溶液中OH；OH = 10PH = 10 PH14b. 25 PH + POH = - lg H+OH = - lg1014 =14適應(yīng)對象：H+OH 小于1mol/L的稀溶液 PH值范圍：0PH14性質(zhì)：PH值改變n個單位，H+和OH改變10n倍PH值測定a. 酸堿指示劑只能測其酸堿性，即PH值的大致范圍。b. PH試紙測定法最簡單方法操作：將PH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒取未知溶液滴在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較即可。注意：. 事先不能用水濕潤試紙. 只能取整數(shù)值c. PH計測定法常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑本色變

21、色范圍的PH石 蕊紫色5紅58紫8籃甲基橙橙色3.1紅3.14.4橙4.4黃酚 酞無色無810淺紅40紅 2、溶液的酸堿性溶液酸堿性判斷a. 任何溫度下H+ > OH酸性本質(zhì) H+ = OH中性H+ < OH堿性b. 25 Kw = 1.0×10-14PH越小，酸性越強PH越大，堿性越強表現(xiàn)H+ > 1×10-7 PH<7酸性H+ = 1×10-7 PH=7中性H+ < 1×10-7 PH>7堿性思考：已知100時，Kw = 1.0×10-12，此時純水PH值多少？其酸堿性如何？不同溶液酸堿性比較a. PH相

22、同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同倍數(shù)，則強酸溶液PH變化較大；堿也如此。b. 酸與堿的PH之和為14，等體積混合。. 若為強酸、強堿，則PH = 7（恰好中和）. 若為強酸、弱堿，則PH > 7（堿過量）. 若為弱酸、弱堿，則PH < 7（酸過量）c. 等體積強酸（PH1）和強堿（PH2）混合. PH1 + PH2 = 14PH = 7. PH1 + PH2 > 14PH > 7（堿過量）. PH1 + PH2 < 14PH < 7（酸過量）一元強酸與一元弱酸的比較 eg1：相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強酸（如鹽酸）與一元弱酸（如醋酸）的比較見下表：比較

23、項目酸c (H+)pH中和堿的能力與活潑金屬產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強酸相同相同一元弱酸eg2：相同PH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較見下表：比較項目酸c (H+)c（酸）中和堿的能力與活潑金屬產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率一元強酸相同相同一元弱酸三、關(guān)于溶液PH的計算 1、單一溶液的PH計算強酸溶液 eg: HnA，設(shè)濃度為C mol/L H+ = nC mol/L PH = - lg H+ = - lg nC強堿溶液 eg: B(OH)n 設(shè)濃度為C mol/L OH = nC mol/LPOH = - lg OH = - lg nCPH = 14 OH = 14 +

24、lg nC一元弱酸（堿）：設(shè)濃度為C mol/L，電離度為酸：H+ = C PH = - lg H+ = - lg C堿：OH= CPOH = - lg OH = - lg CPH = 14 + lg C強酸（堿）的稀釋有限稀釋，無限稀釋. 有限稀釋：強酸每稀釋10倍，CH+ 減小10倍，PH增大1強堿每稀釋10倍，COH 減小10倍，PH減小1. 無限稀釋：當(dāng)溶液稀釋倍數(shù)很大，PH只能接近“7”，而不能超過“7”。 2、酸、堿混合計算兩強酸混合 C H+混 = 兩強堿混合 C OH混 = 強酸、強堿混合（一音過量）CH+COH= 若酸過量，按酸剩余多少求PH；否則按堿求PH。eg1: 在常溫

25、下10mL pH=12的KOH溶液中，加入pH=2的一元酸HA溶液至pH剛好等于7（假設(shè)反應(yīng)前后體積不變），則對反應(yīng)后溶液的敘述正確的是（ ）A、c (A ) = c (K+ )B、c (H+) = c (OH ) < c (K+ )< c (A )C、V總 20mLD、V20mLeg2: 重水D2O在25時，Kw = 10-12，定義PD= - lgD+，POD = - lgOD ，則下列說法正確的是：A、25純重水PD=7B、25 0.1mol/L NaCl的重水溶液PD=PODC、25時，1mol/L的DCl重水溶液PD=0，POD=12D、25時，0.01mol/L的NaO

26、D溶液中POD=10eg3: 將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中氫離子濃度最接近的是：A、(10-8 + 10-10) mol/LB、(10-8 + 10-10) mol/LC、(1×10-4 - 5×10-5) mol/LD、2×10-10 mol/L解：OH = H+ = 2×10-10eg4: 99mL 0.1mol/L 的鹽酸和101mol 0.05 Ba(OH)2溶液相混合后，溶液的PH值為 。 判斷：Ba(OH)2 過量：OH = 0.101×0.05×2 0.099×0.1

27、= 2×10-4 molOH = = 10-3 mol/LPOH = - lgOH = 3PH = 11eg5: 用a mol/L的鹽酸L與b mol/L的氨水mL混合后溶液PH=7，則an bm，原因是 ，混合溶液中NH4+ Cl ；判斷依據(jù) 。eg6: 現(xiàn)有一種PH = a的酸溶液和一種PH = b的堿溶液，已知a + b = 14，將兩溶液等體積混合后呈酸性，其原因可能是：A、濃的強酸和稀的強堿反應(yīng)B、濃的弱酸和稀的強堿反應(yīng)C、濃的強酸和稀的弱堿反應(yīng)eg7: 25時，將某強酸和某強堿溶液按1:10的體積比混合后溶液呈中性，則混合前此強酸與強堿溶液的PH之和是 。解：設(shè)混合前強酸

28、PH = a，強堿PH = b則H+酸 = 10-a mol/L；OH堿 = 10b 14n H+酸 = n OH堿 即：10-a ×1 = 10b 14×10 10-a = 10b-13 =10-1310-(a + b) = 10-13 a + b 即PH酸 + PH堿 = 13發(fā)散：強酸（PH1）與強堿（PH2）混合呈中性時，二者體積與PH的關(guān)系規(guī)律：. 若PH1 + PH2 = 14 則v酸 : v堿 = 1:1. 若PH1 + PH2 > 14 則v酸 : v堿 = 10(PH + PH)14:1. 若PH1 + PH2 < 14 則v酸 : v堿 =

29、1014 (PH + PH):1 PH1 + PH2 = a 則v酸 : v堿 = 10(n14):1第三部分 鹽類的水解一、鹽類的水解 H2O H+ + OH + + + AB = B + A+水解 中和 HB + AOH 1、概念：溶液中鹽的離子跟水電離出來的H+或OH生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫做鹽類的水解。 2、實質(zhì)：鹽的離子破壞了水的電離平衡，增加了水的電離度，并常使溶液呈酸性或堿性。鹽類的水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。 3、特點：吸熱、可逆、程度?。ㄒ话闼獍俜致?lt;5%） （中和反應(yīng)是一個放熱反應(yīng)）4、規(guī)律：有弱才水解 無弱不水解 越弱越水解 都弱都水解 誰強顯誰性 同強顯中性陽離子（水解

30、）呈酸性 陰離子（水解）顯堿性 例：. NaCl、KNO3、Na2SO4等不水解 PH=7 . NaHSO4 不水解 PH<7 . NaF、MgCl2 . 雙水解 （1）有些離子相遇水解相互促進，水解程度比單一離子水解大。 eg: NH4+ + HCO3 + H2O NH3·H2O + H2CO3 （不徹底） （2）有些離子相遇水解促進，而使水解非常徹底。 a. Al3+ CO32、HCO3、S2、HS、AlO2 b. Fe3+ CO32、HCO3、AlO2 c. SiO32 NH4+、Al3+、Fe3+ d. 有些不徹底進行的水解，加熱可以徹底進行煮沸 AlCl3 + 3H2

31、O = Al(OH)3+ 3HCl FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3 (膠體) + 3HCl （3）一些不徹底的雙水解的弱酸弱堿的鹽溶液的酸堿性 酸性：NH4HSO3、NH4H2PO4、(NH4)2SO3 中性：CH3COONH4 堿性：NH4CN 5、影響因素 內(nèi)因：鹽類的性質(zhì)，掌握幾種常見弱酸弱堿的相對強弱。弱酸：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HCN；弱堿：Mg(OH)2>Al(OH)3>Fe(OH)3 。外因影響水解平衡移動的因素溫度，因水解是吸熱過程，升高溫度可促進水解，使水解平衡向右移動，

32、水解百分率增大。 eg：不同的加熱條件對FeCl3溶液水解平衡的影響列表如下：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ Q條件常 溫加 熱沸 騰持續(xù)沸騰蒸 干結(jié)果溶液呈酸性酸性增強形成膠體產(chǎn)生沉淀得到Fe (OH)3固體 濃度，增大鹽的濃度，水解平衡向右移動，但水解百分率減小；稀釋時可以促進水解，水解平衡向右移動，水解百分率增大。 酸堿度，向鹽的溶液中加入H+，可以促進陰離子水解，抑制陽離子水解；向鹽的溶液中加入OH，可以促進陽離子水解，抑制陰離子水解。 eg：不同條件對FeCl3水解平衡的影響列表如下： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ Q條件移動方向H+ 數(shù)pH

33、值Fe3+水解程度現(xiàn) 象升溫通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3 6、表示方法離子方程式、化學(xué)方程式 鹽類水解離子方程式的書寫要領(lǐng)： 水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，一般是可逆的，因此書寫時要寫“”不用“=”。 水解反應(yīng)一般程度較小，生成物中并無氣體和沉淀生成，不能寫“”和“”符號。（注：雙水解能徹底的用“”“”） 多元弱酸根水解是分步進行，以第一步水解為主。如Na2S溶于水時，S2水解： S2 + H2O HS + OH。 多元弱堿陽離子水解復(fù)雜，可看作一步水解反應(yīng)。如Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+。 多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向。有的以水解為主，如： HCO

34、3、HS、HPO42等，其強堿的酸式鹽水溶液呈堿性；又如HSO3、H2PO4等，其強堿的酸式鹽水溶液以電離為主，呈酸性（弱酸性），在不同的條件下，可能是水解也可能是電離，其離子方程式的寫法是有區(qū)別的。二、鹽類水解的應(yīng)用何時考慮鹽類水解 1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中的應(yīng)用 （1）用明礬或FeCl3溶液作凈水劑 （2）用熱濃的純堿溶液除油污 （3）用Al2(SO4)3和NaHCO3溶液填充泡沫滅火器 （4）鍋垢中Mg(OH)2的形成原因 （5）農(nóng)田施肥時，草木灰不能和銨態(tài)氮肥以及過磷酸鈣混合使用 2、化學(xué)實驗中的應(yīng)用 （1）配制和貯存易水解鹽如FeCl3、Al2(SO4)3等需加入少量的H+。 （2）制取Fe

35、(OH)3膠體：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 (膠體) +3H+（此過程已不可逆，故不能用表示）。 （3）制取Al2S3的方法：把硫粉和鋁粉混合加熱即可，不能在溶液中制取。 （4）物質(zhì)鑒別時有時會考慮鹽類水解，如只用一種試劑鑒別：Na2CO3、NaOH、AgNO3、Na2S、C6H5OH、NaNO3六種溶液。 答案為FeCl3溶液。 （5）堿性溶液如Na2CO3、Na2SiO3溶液保存時不能用玻璃塞。 3、化學(xué)事實分析中的應(yīng)用 （1）比較溶液的酸堿性的pH值時，需考慮鹽類水解。如比較同濃度a. Na2SiO3 b.Na2CO3 c. NaHCO3 d. CH3COOH e. Na

36、HSO4 f. NH4Cl g.NaNO3 的pH值的大?。篴>b>c>g>f>d.>e . （2）判斷離子共存問題時，需考慮鹽水解，常見的，因強烈雙水解而不能在溶液中大量共存的離子見下表：S2SO32CO32AlO2Al3+Fe3+ 注意：AlO2堿性很強，幾乎不能跟一切水解顯酸性的離子如Fe2+、NH4+共存，甚至能奪取HCO3中的H+而產(chǎn)生Al(OH)3沉淀。Fe3+因氧化S2，SO32而不共存。 （3）比較離子濃度大小時需考慮鹽類水解如：Na2CO3溶液中OH、Na+、CO32、HCO3、H+按濃度由大到小排列為Na+>CO32>OH&g

37、t;HCO3>H+. （4）加熱、濃縮、蒸干某些鹽溶液時，不一定能得到相應(yīng)的鹽，要注意鹽的水解問題。灼燒蒸干 如AlCl3溶液 Al(OH)3 Al2O3灼燒蒸干 FeCl3溶液 Fe(OH)3 Fe2O3三、離子反應(yīng)問題 1、離子反應(yīng)的類型金屬+酸溶液 Mg + 2H+ = Mg2+ + H2金屬+鹽溶液非金屬+鹽溶液 2I + Cl2 = 2Cl + I2其他氧化還原反應(yīng)（在溶液中進行）有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)Fe + Cu2+ = Fe2+ + CuFe + 2Fe3+ = 3Fe2+離子反應(yīng)堿+酸酸或堿+氧化物酸或堿+鹽鹽+鹽水解無電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng) 2、分析離子共存問題，需注意以下幾個方面

38、 （1）注意溶液的顏色。常見的有色離子有：Cu2+（藍色）、Fe2+（淺綠色）、Fe3+（黃色）、MnO4（紫色）。 （2）注意溶液的酸堿性。如若已知某溶液“跟Al作用產(chǎn)生H2”或“由水電離出的H+為10-12mol/L”即表示該溶液既可能為酸性又可能為堿性環(huán)境。 （3）注意離子間能否發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)（即能否生成沉淀、氣體、難電離物質(zhì)等）。 （4）注意離子間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 氧化性順序：F2>Cl2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S 還原性順序：F<Cl<Br<Fe2+<I<SO32<S2 （5）注意離子間的雙水解傾

39、向 3、離子濃度大小的比較 （1）離子濃度大小的判斷 多元弱酸，根據(jù)多步電離分析。eg: H3PO4 (aq)中 H+>H2PO4 >HPO42 >OH >PO43 多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析。eg: Na2CO3 (aq) Na+>CO32>OH>HCO3>H+ 不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液其他離子對其影響的因素 eg: 相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中 A. NH4ClB. CH3COONH4C. NH4HSO4 NH4+：C > A > B 混合溶液中各離子濃度比較要進行綜合分析 如電離因素、水解因素等。

40、（2）電荷守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，但溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。 如NaHCO3溶液中存在著Na+、H+、HCO3、CO32、OH，就存在如下關(guān)系：Na+ + H+ = HCO3 + OH + 2CO32 。 （3）物料守恒規(guī)律 所謂物料守衡，就是某一組合的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。 例：Na2S溶液中存在如下平衡： S2 + H2O HS + OH HS + H2O H2S + OH H2O H+ + OH 這樣，溶液中的OH都是由水電離出來，而H2O分子每電離出一個OH，必然電離出一

41、個H+，只不過不全以H+形式存在，有的被S2俘獲變?yōu)镠S，有的又被HS俘獲變?yōu)镠2S分子，但H+總數(shù)等于OH總數(shù)，故有下式成立： c (OH ) = c(HS) + 2c (H2S) + c (H+) 從元素守恒角度由Na : S = 2 : 1，有： Na+ = 2S2 + HS + H2S由、得：Na+ > S2 > OH > HS > H+eg: Na2CO3 (aq) 電荷：Na+ + H+ = 2CO32 + HCO3 + OH 物料：Na+ = 2CO32 + 2HCO3 + 2H2CO3 質(zhì)子：OH = H+ + HCO3 + 2H2CO3 eg: AlC

42、l3 (aq) 電荷：3Al3+ + H+ = Cl + OH 物料：Cl = 3Al3+ + 3Al(OH)3 質(zhì)子：H+ = OH + 3Al(OH)3 第四部分 酸堿中和滴定一、概念 1、定義：用已知濃度的酸（或堿）測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法。 2、原理：H+ + OH = H2O n H+ = n OHCH+·V H+ = COH·VOH C標(biāo)·V標(biāo) = C未·V未 3、實驗關(guān)鍵：準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng)。二、實驗儀器 1、酸式滴定管：不能盛放堿液、Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液以及HF；

43、中性，強氧化性溶液可盛放。 2、堿式滴定管：不能盛放酸性溶液和強堿性溶液。 3、錐形瓶其中加入待測液或標(biāo)準(zhǔn)液，再滴23d指示劑洗滌后不能潤洗，不需干燥加液后可加水充稀瓶底常襯有白紙或白瓷板 4、鐵架臺、滴定管夾、燒杯（輔助儀器）三、實驗試劑 1、標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測溶液（稀溶液） 2、指示劑作用：通過顏色的變化來確定滴定終點。（終點中點，但在誤差允許范圍之內(nèi)）四、操作 1、準(zhǔn)備過程洗滌 水（滴定管、錐形瓶）檢漏潤洗 （待裝液）、（滴定管）注液（排出尖端氣泡）調(diào)液 調(diào)至“0”刻度或“0”刻度以下讀數(shù) 記錄初讀數(shù)取一定體積待測液于錐形瓶，滴23d指示劑。 2、滴定左手控制活塞或小球，右手搖動錐形瓶，眼睛

44、注視錐形瓶中顏色變化。滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點時，應(yīng)一滴一搖。終點：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生明顯改變，且分鐘內(nèi)溶液顏色不變，讀出體積記錄。 3、計算：取兩次或多次滴定結(jié)果，取平均值C標(biāo) 。五、指示劑選擇 1、單一指示劑選擇指示劑變色范圍越窄越好 石蕊一般不用溶液顏色的變化，由淺到深易觀察。eg: 強酸 強堿 甲基橙（黃 橙）強堿 強酸 酚酞（無 淺紅）強酸 強堿 甲基橙（黃 橙）（酸性區(qū)指示劑）強堿 弱酸 酚酞（無 紅）（堿性區(qū)指示劑） 2、雙指示劑選擇 雙指示劑選擇：利用兩種指示劑在不同等量點的顏色變化得到兩個終點，然后根據(jù)各終點消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積和濃度，算出各成分的含量。HCl eg

45、1: NaOH + Na2CO3 v1NaOHNa2CO3酚酞（紅）（Na2CO3使酚酞顯紅色）V2NaCl (+H2O)Na2CO3 (+NaCl)甲基橙(黃) (無)H2CO3 (+NaCl) 橙HCl eg2: Na2CO3 + NaHCO3 兩v1Na2CO3NaHCO3酚酞（紅）V2 Na2CO3NaHCO3 甲基橙(黃) (無)H2CO3 (+NaCl) 橙六、誤差分析 從公式出發(fā)進行討論C待 = C標(biāo)·V標(biāo)·第五部分 原電池一、原電池 1、裝置特點：化學(xué)能轉(zhuǎn)化電能的裝置 氧化還原反應(yīng)的應(yīng)用，利用氧化、還原反應(yīng)伴隨有電子轉(zhuǎn)移，把氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)分開進行，則轉(zhuǎn)移

46、的電子在線路中形成電流，相當(dāng)于直流電源。 2、構(gòu)成條件（一般）（構(gòu)成工作條件）兩個活潑性不同的電極（形成電位差）電解質(zhì)溶液（提供離子運動空間）形成閉合回路（提供電子傳遞空間） （或在溶液中接觸） eg: 從三個角度設(shè)置畫圖 注：a. 區(qū)別電極材料與參加電極反應(yīng)的物質(zhì)b. 較活潑金屬不能做原電池的電極電料。eg: K、Ca、Nac. 電極材料有時也充當(dāng)電極反應(yīng)的物質(zhì)，且電極材料是導(dǎo)體，只有負極材料參加反應(yīng)。d. 充當(dāng)電極材料的可以是金屬或非金屬，屬金屬氧化物，且一般充當(dāng)負極的金屬比充當(dāng)正極的金屬活潑。e. 負極材料可能與電解質(zhì)溶液反應(yīng)。 誤區(qū) 原電池中較活潑的金屬為負極，較不活潑的金屬為正極。

47、分析 這句話在大多數(shù)情況下是對的。但是如果是Mg、Al連接放入NaOH溶液中，哪一個是負極？如果是Cu、Al連接放入濃硝酸中，哪一個是正極？ 原電池中的正負極是由電極電位所決定的，而電極電位與相關(guān)條件（如介質(zhì)）有關(guān)。以上所說兩例中均是較不活潑的金屬為負極，而原來的描述對于初學(xué)者來說也并無不妥，關(guān)鍵是在理解時應(yīng)該清楚它不是什么公理，只是在大多數(shù)情況下如此。我們知道，原電池反應(yīng)實際就是一種自發(fā)的氧化還原反應(yīng)，所以對這種問題我們不妨換個角度看：把正極和負極兩種金屬組成的合金投入溶液，哪種物質(zhì)反應(yīng)或哪種物質(zhì)更容易反應(yīng)，它就是負極。H2SO4 3、工作原理（Zn Cu）2eZn + H2SO4 = Zn

48、SO4 + H2負極正極電解質(zhì)溶液氧化反應(yīng)Zn 2e = Zn2+Zn不斷溶解進入溶液還原反應(yīng)2H+ + 2e = H2H+ 從Cu表面獲得電子生成H2IeeSO42 H+陰離子移向陽離子移向平衡電離 注：從工作原理判斷正、負電極。原電池原理運用。. 通過原電池正負極判斷，比較兩金屬的活潑性。 活潑性：負極>正極. 利用原電池原理加快反應(yīng)速率 eg: 粗鋅代替純鋅或向酸中滴加CuSO4溶液加快Zn與酸的反應(yīng). 利用原電池原理進行金屬保護（犧牲陰極、陽極保護法）. 利用原電池原理進行判斷金屬腐蝕先后順序. 利用原電池原理設(shè)計制定新型電池 4、常見原電池介紹. 連續(xù)電池兩電極都不參加反應(yīng) （兩極用惰性電極材料，若在兩極上引入適當(dāng)物質(zhì)，并使它們發(fā)生氧化還原反應(yīng)，形成原電池）KOH(aq)eg: 氫氧堿性燃料電池（高效低污）4e（-）Ni(NIO2) Ni（+）2H2 + O2 = 2H2O（-）：2H2 + 4OH 2e = 4H2O（+）：O2 + 2H2O + 4e = 4OHeg: 甲烷氧燃料電池8eKOH(aq)（-）Pt Pt（+）CH4 + 2O2 + 2KOH = K2CO3 + 3H2O（-）CH4 + 10OH - 8e = CO32 + 7H2O（+）O2 + H2O + 4e = 4OHeg: 熔融碳酸鹽燃料電