6第六章電解質(zhì)溶液

普通化學(xué)化學(xué)工業(yè)出版社課件制作：湖南化工職業(yè)技術(shù)學(xué)院胡莉蓉第六章電解質(zhì)溶液學(xué)習(xí)目標(biāo)：1.理解和掌握強(qiáng)弱電解質(zhì)概念；2.掌握弱電解質(zhì)的電離平衡、溶液的酸堿性和pH值；3.正確書寫離子方程式。4.了解鹽類的水解；5.了解氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)的聯(lián)系；6.理解原電池與電解池的原理及應(yīng)用。學(xué)習(xí)內(nèi)容第一節(jié)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)第二節(jié)水的電離和溶液的pH值第三節(jié)離子反應(yīng)和離子方程式第四節(jié)鹽類的水解第五節(jié)氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)電解質(zhì)：凡是在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能導(dǎo)電的化合物。非電解質(zhì)：凡是在水溶液中或熔融狀態(tài)下，都不能導(dǎo)電的化合物。本質(zhì)：凡是在水溶液中或熔融狀態(tài)下，本身能電離出離子。本質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，本身不能電離出離子。舉例：蔗糖、酒精、甘油等有機(jī)物舉例：酸、堿、鹽電解質(zhì)：強(qiáng)電解質(zhì)：弱電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離成離子表示：在水溶液中只能部分電離弱堿Na0HNa++OH-NaCl

Na++Cl-H2S042H++SO42-強(qiáng)堿強(qiáng)酸大多數(shù)的鹽表示：CH3COOH

CH3COO-+H+弱酸NH3.H2ONH4++OH-H2OH++OH-水一、強(qiáng)弱電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)的電離平衡CH3COOH

CH3COO-+H+在一定條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時(shí)，未電離的分子和離子間就建立起的動(dòng)態(tài)平衡。

（一）電離平衡（二）電離常數(shù)達(dá)到電離平衡時(shí)，離子濃度的乘積與未電離的分子濃度之比是個(gè)常數(shù)，稱為電離平衡常數(shù)。

表示：弱酸Ka、弱堿Kb醋酸[H+][CH3COO-]Ka=[CH3COOH][NH4+][OH—]Kb=[NH3.H2O]氨水電離平衡常數(shù)的意義：表明弱電解質(zhì)的電離能力

對(duì)同類型、同濃度的弱電解質(zhì)而言，電離常數(shù)愈大，說明電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子的濃度愈大，弱電解質(zhì)的電離能力愈強(qiáng)；反之，電離常數(shù)愈小，表示其電離能力愈弱。注意：電離常數(shù)不隨濃度而改變，隨溫度變化不顯著，在常溫下，研究電離平衡，可不考慮溫度對(duì)Ki的影響。第二節(jié)水的電離和溶液的pH值一、水的離子積常數(shù)實(shí)驗(yàn)測(cè)得：295K時(shí)，1LH2O中解離部分為1×10-7mol，故

Kw=[H+][OH-]=1.0×10—14Kw：水的離子積常數(shù)(離子積)，表明溫度一定時(shí)，純水中[H+]與[OH-]之積為一常數(shù)。注意：水的離子積會(huì)隨溫度的變化而變化，但在室溫附近變化很小，一般都以Kw=l×10-14進(jìn)行計(jì)算。二、溶液的酸堿性和pH值

Kw=[H+][OH-]=1.0×10—14水的離子積常數(shù)也適用于較稀的水溶液，它反映了水溶液中H+與OH-濃度之間相互制約關(guān)系。中性溶液：[H+]=[0H-]=1×10-7酸性溶液：[H+]>[0H-][H+]>1×10-7

堿性溶液：[H+]<[OH-][H+]<1×10-7定義:PH=-lg[H+]PH<7 PH=7 PH>7酸性 中性 堿性通常，當(dāng)溶液的c(H+)=1~10-14mol·L-1之間時(shí)，使用PH值表示溶液的酸堿性，對(duì)應(yīng)的PH值在0~14之間。分析上述關(guān)系可以得出：[H+]越大，pH就越少，溶液的酸性就越強(qiáng)；[H+]越小，pH就越大，溶液的堿性越強(qiáng)。溶液的pH相差1個(gè)單位，[H+]就相差10倍。 變色范圍 酸色中間色 堿色甲基橙 3.1~4.4 紅

橙

黃酚酞 8.0~10.0 無色粉紅

紅石蕊 3.0~8.0 紅

紫

藍(lán)三、酸堿指示劑酸堿指示劑是指能以顏色的改變，指示溶液酸堿性的物質(zhì)。指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫指示劑的變色范圍。第三節(jié)離子反應(yīng)和離子方程式一、離子反應(yīng)和離子方程式溶液中離子之間的反應(yīng)，稱為離子反應(yīng)。

例：硫酸鈉溶液與硝酸鋇溶液起反應(yīng)，生成硝酸鈉和白色硫酸鋇沉淀。

Ba(NO3)2+Na2SO42NaNO3+BaSO4↓在溶液中電離的物質(zhì)寫成離子的形式，把難溶的物質(zhì)用化學(xué)式表示，如下：+2Na++SO42-2Na++2NO3-

Ba2++2NO3-+BaS04↓反應(yīng)前后保持不變的鈉離子和硝酸根離子：Ba2++S042-

BaS04↓離子方程式：用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)表示離子反應(yīng)的式子。書寫離子方程式的步驟(以AgNO3和NaCl反應(yīng)為例)：(2)把易溶于水、易電離的物質(zhì)寫成離子形式；難溶的物質(zhì)、難電離的物質(zhì)(如水)以及氣體等仍用化學(xué)式表示：(3)消去等式兩邊不參加反應(yīng)的相同離子，得離子方程式為：(1)根據(jù)化學(xué)反應(yīng)，寫出通常的化學(xué)反應(yīng)方程式：↓-↓↓(4)檢查離子方程式兩邊各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷數(shù)是否相等。二、離子反應(yīng)發(fā)生的條件(1)生成難溶物質(zhì)

離子方程式為：

C1-+Ag+

AgCl↓

KCl+AgNO3

AgCl↓+KNO3

(2)生成易揮發(fā)物質(zhì)例：硝酸鈉固體與濃硫酸加熱反應(yīng)

2NaNO3+H2SO4Na2SO4+2HNO3↑例：KCl溶液與AgN03溶液反應(yīng)離子方程式為：

+H+HNO3↑NO(3)生成水或其他弱電解質(zhì)例：鹽酸和氫氧化鈉溶液反應(yīng)HCl+KOHKCl+H2O離子方程式為：

H++OH-H2O具備三個(gè)條件之一，離子反應(yīng)就能進(jìn)行第四節(jié)鹽類的水解一、鹽類的水解酸的水溶液顯酸性，堿的水溶液顯堿性，那么鹽的水溶液是否顯中性呢？NaCl溶液 中性CH3COONa溶液 堿性NH4Cl溶液 酸性CH3COONH4溶液 中性分析討論：某些鹽溶液中，組成鹽的離子與水電離出來的少量的H+或OH-發(fā)生反應(yīng)，生成弱電解質(zhì)，使溶液中H+和OH-的濃度不再相等，鹽溶液便呈現(xiàn)出一定的酸堿性。（一）強(qiáng)堿和弱酸所生成的鹽水解NaAc、NaF、NaCN、Na2S，水溶液呈酸性定義：鹽的離子與溶液中水解離出的離子作用生成弱酸或弱堿的反應(yīng)，稱為鹽類的水解。（二）強(qiáng)酸和弱堿所生成的鹽水解NH4Cl、FeCl3.Al2(SO4)3： 水溶液呈酸性NH4Ac、NH4F、NH4CN：水溶液分別呈中性、酸性、堿性溶液酸堿性的判斷：當(dāng)Ka=Kb時(shí)，溶液為中性；當(dāng)Ka>Kb時(shí)，溶液呈酸性；當(dāng)Ka<Kb時(shí)，溶液呈堿性。（三）弱酸和弱堿所生成的鹽水解（四）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿所生成的鹽水解不發(fā)生水解，溶液呈中性。鹽的水解反應(yīng)可看成是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)鹽+

水

酸+堿二、鹽類水解的應(yīng)用1.熱堿水洗油污：

CO32-+H2OHCO3-+OH-2.藥品的配置與保存配制FeCl3、SnCl2溶液時(shí)，通常將它們?nèi)苡谳^濃的鹽酸中,然后再用水稀釋到所需濃度，。抑制FeCl3、SnCl2水解3.選擇制備鹽的途徑時(shí)需考慮鹽的水解①硫化鋁遇水發(fā)生完全水解,因此不能在濕態(tài)下獲得硫化鋁，只能由單質(zhì)直接反應(yīng)制取.②AlCl3

、FeCl3.MgCl2直接蒸發(fā)不能制得AlCl3和FeCl3

、MgCl2

固體：AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl可在蒸發(fā)水分時(shí)不斷通入干燥的HCl氣體。第五節(jié)氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)基礎(chǔ)一、氧化還原反應(yīng)（一）氧化還原反應(yīng)被氧化化合價(jià)降低，化合價(jià)升高，被還原（氧化劑）（還原劑）CuO+H2=Cu+H2O

＋2－200＋1－2從化合價(jià)升降觀點(diǎn)分析氧化還原反應(yīng)

物質(zhì)所含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)是氧化反應(yīng)物質(zhì)所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)是還原反應(yīng)從電子得失的觀點(diǎn)分析氧化還原反應(yīng)化合價(jià)升高，被氧化化合價(jià)降低，被還原2Na+Cl2=2NaCl

00+1－1化合價(jià)升降的本質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移NaNa+ClCl－Cl-Na+電子轉(zhuǎn)移失去電子的反應(yīng)就是氧化反應(yīng)得到電子的反應(yīng)就是還原反應(yīng)（二）氧化劑和還原劑氧化還原反應(yīng)中得到電子的物質(zhì)是氧化劑，氧化劑具有氧化性；失去電子物質(zhì)是還原劑；原劑具有還原性。CuO+H2=Cu+H2O

＋2－200＋1－2H2是還原劑，CuO是氧化劑常見的氧化劑：有活潑的非金屬(如X2)、Na202.H202.HClO、KCl03.HNO3.KＭnO4.濃H2S04.K2Cr2O7等，常見的還原劑：有活潑的金屬及C、H2.CO、H2S等

二、原電池（一）原電池的工作原理

把一塊鋅放入

CuSO4溶液中，鋅開始溶解，而銅從溶液中析出。反應(yīng)的離子方程式

Zn（s）+Cu2+（aq）Zn2+（aq）+Cu（s）實(shí)驗(yàn)一：實(shí)驗(yàn)二：如果在兩個(gè)燒杯中分別放入

ZnSO4和CuSO4溶液，在盛有ZnSO4溶液的燒杯中放入Zn片，在盛有CuSO4溶液的燒杯中放入Cu片，將兩個(gè)燒杯的溶液用一個(gè)鹽橋聯(lián)通。原電池：借助于氧化還原反應(yīng)產(chǎn)生電流的裝置。

鋅（電子流出）(aq)Zn2eZn(s)：-+2-氧化反應(yīng)

還原反應(yīng)2Cu(s)2e(aq)Cu：+-+

Cu(s)(aq)Zn(aq)Cu

Zn(s)++++22銅（電子流入）總反應(yīng)：電子通過導(dǎo)線轉(zhuǎn)移由Zn轉(zhuǎn)移給Cu2+。這樣由于電子定向運(yùn)動(dòng)，從而產(chǎn)生了電流，也就實(shí)現(xiàn)了化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋＃ǘ┯嘘P(guān)原電池的幾個(gè)基本概念(2)電極：組成半電池的導(dǎo)體叫電極。流出電子的是負(fù)極，用符號(hào)“-”表示；

流進(jìn)電子的是正極，用符號(hào)“+”表示。(1)半電池：銅鋅原電池中鋅片為負(fù)極。銅片為正極(3)電極反應(yīng)和電池反應(yīng)：在電極上發(fā)生的氧化或還原反應(yīng)，稱為該電極的電極反應(yīng)，或叫原電池的半反應(yīng)。

負(fù)極：Zn–2eZn2+

(氧化反應(yīng))正極：Cu2++2eCu(還原反應(yīng))

Zn+Cu2+Zn2++Cu(氧化還原反應(yīng))銅鋅原電池的電池反應(yīng)：(4)原電池符號(hào)原電池的裝置可用符號(hào)表示。如銅鋅原電池表示為：

(-)Zn|ZnSO4‖CuSO4|Cu(+)

(+)、(-)：電極符號(hào)，習(xí)慣上負(fù)極寫左邊，正極寫右邊。Zn和Cu表示兩個(gè)電極，ZnSO4和CuSO4表示電解質(zhì)溶液?！皘”：電極與電解質(zhì)溶液之間的接觸界面?！啊保蝴}橋，寫在中間。電解：電流通過電解質(zhì)溶液或熔化的電解質(zhì)引起的氧化還原的過程。電解是一種電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W(xué)能的過程。電解池或電解：進(jìn)行電解的裝置。三、電解陰極Cu2++2eCu(還原反應(yīng))陽極2Cl--2eC12↑(氧化反應(yīng))電解裝置水溶液+-陽極陰極電解池直流電源M+X-（一）電解的原理

借助于外加直流電源使氧化還原反應(yīng)得以實(shí)現(xiàn)的過程稱為電解。進(jìn)行電解的裝置稱電解池。電解過程是將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能。在電解池內(nèi)，陽極與電源正極相連，發(fā)生氧化反應(yīng)；陰極與電源負(fù)極相連，發(fā)生還原反應(yīng)。如電解CuCl2溶液：陽極反應(yīng)：2Cl–-2eCl2氧化反應(yīng)陰極反應(yīng)：Cu2++2e-Cu還原反應(yīng)正負(fù)離子在電極上得失電子的過程稱放電。正負(fù)離子在電極上得失電子是同時(shí)進(jìn)行的。（二）電解的應(yīng)用1.電解飽和食鹽水工業(yè)上用電解飽和食鹽水來制取燒堿、氯氣和氫氣。2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑

+H2↑

陰極附近陽極陰極通直流電2.電冶應(yīng)用電解原理從金屬化合物中制取金屬的過程叫電冶。

例：電解熔融NaCl時(shí)，陰極上可析出金屬鈉。2NaClCl2↑+2Na熔融態(tài)電解電鍍、金屬的電解精煉等金屬腐蝕：金屬（或合金）跟周圍接觸到的氣體（或液體）反應(yīng)而腐蝕損耗的過程。四、金屬的腐蝕與防護(hù)（一）金屬的腐蝕金屬腐蝕的類型化學(xué)腐蝕電化腐蝕析氫腐蝕吸氧腐蝕（普遍常見）失e-氧化反應(yīng)金屬原子金屬陽離子本質(zhì)：1.化學(xué)腐蝕金屬直接與周圍介質(zhì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)而引起的金屬腐蝕。特點(diǎn)：發(fā)生在金屬表面；隨溫度升高加快。

舉例：金屬與干燥的氣體(如O2.S02.H2S、C12等)相接觸時(shí)，在金屬表面上生成相應(yīng)的化合物；金屬與非電解質(zhì)溶液相接觸（原油中的有機(jī)硫化物對(duì)金屬輸油管道及容器的腐蝕）。2.電化學(xué)腐蝕當(dāng)金屬和電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，由電化學(xué)作用而引起的腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。電化學(xué)腐蝕的原理實(shí)質(zhì)上就是原電池原理。例：鋼鐵制品在潮濕的空氣中的腐蝕。在潮濕的空氣中，鋼鐵的表面吸附水汽，形成一層極薄的水膜（電解質(zhì)溶液）。鋼鐵中除了鐵以外，還含有C、Si、P、S、Mn等雜質(zhì)。這些雜質(zhì)能導(dǎo)電，比鐵的電極電勢(shì)高，即不容易失去電子。由于雜質(zhì)顆粒極小，又分散在鋼鐵各處，因此在金屬表面就形成無數(shù)微小的原電池（微電池）。鋼鐵表面形成的微小原電池示意圖析氫腐蝕（