第十一章电解质

1、- 3 -电解质强电解质和弱电解质水的电离和溶液 PH值盐水解四、中和滴定五、电化学胶体第一部分强弱电解质电解质和非电解质1、电解质和非电解质比较电解质非电解质定义在水溶液里 或熔化状态下能导电的 化合物在水溶液里和熔化状态下都 不能导电的化合物溶液中存在的微粒离子或离子、分子共存分子或反应产物的离子结构特点离子化合物或共价化合物共价化合物举例H2SO4、H2S、NaOH、NH3H2O、BaSO4、NaCl、NazO、AI2O3 等CO2、SO3、NH3、CH4、C2H5OH、蔗糖等2、物质分类与电解质的关系单质一一既不是电解质，也不是非电解质'纯净物电解质：NH3H2O、H2CO3、

2、H2SO3、H2SO4L化合物彳 L非电解质：NHs、CO2、SO2、SO3I混合物：盐酸是电解质3、电解质导电与金属导电区别1 )金属导电实质：自由电子的定向移动 物理变化:T f;电阻增大2)电解质导电条件：在溶液中或溶化状态下实质：电解 过程分析讨论 Na2SO4溶液的导电a. Na2SO4 (aq) = 2Na+ + SO42b. Na+、SO42 在电场作用下作定向移动C.电解:阳极:4OHv -4e = O2 f + 2H2O阴极;d. Na+4H+ + 4e = 2H2f阴极 在溶液中起平衡电荷作用，增强溶液导电性SO42电解质溶液导电强弱取决于离子浓度(与电解质强弱无关)与量多

3、少无关HAc溶液的导电能力大在等离子浓度的前提下，取决于阴、阳离子所带电荷数化学过程T f 电阻减小eg:把0.05mol NaOH固体分别加入下列100ml液体中，溶液导电能力变化不大的是:A、自来水B、0.5mol/L 盐酸C、0.5mol/L 醋酸D、0.5mol/L NH 4Cl (aq)eg:在一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中，溶液导电能力如图所示，请回答：(1) “ 0”点导电能力为0的理由(2) a、b、c三点溶液PH由小到大顺序(3) a、b、c三点中电离度最大是 区别强电解质和弱电解质的方法1. 通过同浓度、同体积溶液的导电性强弱来区另叽实验表明，等体积、浓度均为0.5mol

4、/L的盐酸的导电能力比 得多，因为溶液导电能力的强弱是由溶液里自由移动离子浓度的大小决定的，此实验说明 了同浓度盐酸比 HAc 溶液电离产生的离子浓度大，这就表明了 HAc 在水溶液里是部分电 离的弱酸。规律 l 同物质的量浓度的 n 元酸溶液，其溶液的导电能力越小，酸越弱。2通过同浓度溶液的 pH 大小来区别。在常温下用 pH 试纸测定 0.1mol/L 的盐酸和 HAc 溶液，盐酸的 pH 为 1，HAc 溶液的 pH 约为 3。这就表明了盐酸是强酸， HAc 是弱酸。规律 2 同物质的量浓度 n 元酸溶液，溶液的 pH 越大，酸性越弱。若两种酸溶液的 pH 相同，溶液的浓度越大，酸越弱。

5、3通过同浓度、同体积的溶液与同一种物质反应的速率快慢来区别。分别用 3.25g 锌与体积都为 200mL 、浓度都为 1 mol/L 的盐酸和 HAc 溶液反应，观察 到锌与盐酸反应剧烈，产生 H2 的速率快，锌很快反应完；锌与 HAc 溶液反应慢，产生 H2 的速率缓慢，锌在较长时间内才消耗完。这就表明了 HAc 是弱酸。规律3等物质的量浓度的n元酸，其H+参加反应的速率越慢，酸越弱。4通过同浓度的酸所对应的钠盐溶液的pH 大小来区别。在常温下用 pH 试纸测定 0.1 mol/L 的 NaCl 和 NaAc 溶液的酸碱性，实验表朗， NaCl 溶液 pH 等于 7，而 NaAc 溶液的 p

6、H 大于 7，这就表明了盐酸是强酸， HAc 是弱酸。规律 4 等物质的量浓度下，各 n 元酸的纳盐溶液，溶液的 pH 越大，其“对应的酸” 越弱。5通过体积相同 pH 相同的酸溶液同倍数稀释后， 溶液的 pH 变化大小来区别。将等体积、 pH 都为 2 的盐酸和 HAc 溶液分别加蒸馏水稀释相同的倍数 （如 100 倍）。 然后分别用pH试纸测定稀释后溶液的 pH,其结果是盐酸稀释后 pH变化幅度大（pH = 4）, HAc溶液稀释后pH变化幅度小（PH = 3.3）。这表明盐酸是完全电离的强酸， HAc是部分电 离的弱酸。pH规律 5 在 pH 相同时，同体积的 n 元酸，抗稀释能力越强，

7、即稀释相同倍数下， 变化幅度越小，酸越弱。6通过同体积、同 pH 的溶液分别与同种物质发生完全反应时消耗的量的多少来区别。体积都为 10mL 、pH 都为 2 的盐酸和 HAc 溶液，分别同 0.01mol/L 的 NaOH 溶液进行中和滴定，结果HAc溶液消耗的NaOH溶液体积比盐酸多得多。 这表明HAc溶液与NaOH 溶液中和时，随 H+浓度的减少，电离平衡：HAc 二 H+ + Ac 向右移动，直至所有的n元酸，其中和能力越强，酸越弱。HAc被耗尽。这说明HAc是部分电离的弱酸。 规律6在pH相同条件下，同体积的7.通过向酸溶液中加入与之对应的纳盐,引起溶液pH变化的大小来区别。在lOO

8、mL 0.1mol/L的盐酸里加入少许NaCI固体，用pH试纸测定溶液pH的变化，结 果无明显变化。这表明盐酸里不存在电离平衡。另在100mL 0.1moI/L HAc溶液里加入少许NaAc固体，用pH试纸测定溶液pH变化，结果是pH明显变大。这表明 HAc溶液中 存在电离平衡：HAc 1=1 H+ + Ac。由于同离子 Ac浓度的增大，使电离平衡向逆向移 动。规律7在等物质的量浓度的 n元酸溶液中，分别加人相应的钠盐固体，引起pH变化越大，其酸性越弱。二、强电解质与弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全电离只部分电离结构特征离子键或强极性共价键极性共价键有无电离平衡无电离平衡，不可逆存在平衡，

9、过程可逆溶液中存在 的溶质微粒离子电解质分子与离子共冋存在电离方程式不可逆，不分步电离如：H2SO4 = 2H + + SO42BaSO4 = Ba2+ + SO42可逆，分步电离女0: H2S 匸H+ + HS HS 1二 1 H+ + S2实例强酸：H2SO4、HCl、HNO 3、HClO 4、HBr、HI强碱：NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2绝大多数盐：NaCl、BaSO4、NaHCO3、NH4CI活泼的金属氧化物：Na2O、Al 2O3弱酸：H2CO3、H2S、HF、H2SO3、H3PO4、HClO、CH3COOH、HCN弱碱：NH3H2O、Fe(OH)2、Fe(O

10、H)3、Cu(OH) 2 少数盐：Pb(Ac)2、HgCl22、弱电解质电离1 ）电离平衡：在一定条件（温度、浓度）下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率与 离子重新结合成分子的速率相等时的状态。特点： 逆：（AB |扌3| A+ + B ）正向：离子化；逆向：分子化 等：v正=v逆定:动:变:eg1:女M可证明 CH3COOH 存在电离平衡？ CH3COOH = CH3COO + H +（加石蕊变红，加 CH3COONa H+J红色变浅） eg2:甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是1mol/L甲酸溶液的PH约为2甲酸能与水以任意比例互溶10ml 1mol/L甲酸恰好与10ml 1mol/

11、L NaOH 溶液完全反应eg3:能使在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液弱H2O + H2O = H3O+ + OH电离平衡向正方向移动，且所得溶液呈酸性的是在水中加NaHCO3在水中加稀H2SO4B、在水中加CuCl2D、将水加热至 99C，其中H+ = 1 X 10-6 mol/L（a）转化率（某条件下最高转化率） 溶液中已电离的电解质分子数占原来总2）电离度定义：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，（包括已电离的和未电离的）的百分数。分子表达式：a已电离100%已电 %N原总n原总C已电 100%C原总同一溶液eg: 一元弱酸:意义：H+ = C 原-a； HA m H +-5 -电离度

12、越大，电离愈充分，电解质a. 表示弱电解质的相对强弱一一在等浓度的前提下, 相对越强。b. 指明温度、浓度c. 电离度必须用百分数表示强酸的酸性顺序： H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH> COOH >CH3COOH>H 2CO3>H2S>HCIO>HCN> OH >HCO 32、25C时，0.1mol/L弱电解质的电离度一般不超过10%，可见弱电解质在溶液中主要以分子形式存在。 影响因素H+ + Aca .浓度eg: HAcC f, aj; C,f af(从平衡移动的角度分析)b. 温度一一电离过程吸热T f, af;

13、T J, a Jc. 同离子效应：在弱电解溶液中，加入与该弱电解质具有相同的强电解质，会使弱电解a Jd. 能反应的离子eg1:外界条件变化对a等影响的情况分析例: 25C时，O.1mol/L CH 3COOH达电离平衡后，改变条件，其平衡移动方向、a、n (H+)、 H+，导电性的变化见下表(CH3COOH m CH3COO + H+ -Q):移动方向an (H+) (mol)H+导电性加水ffJJ加冰醋酸Jfff升温ffff加醋酸钠JJJJf加少量NaOHffJJfeg2:甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1 moI/L和0.1mol/L，则甲、乙两瓶中OH 之比。10 10 1 10a2OH h

14、 Gai 1 鱼 OH 2 C2a20.1 a23)电离平衡常数 定义：在一定温度下，弱电解在溶液中电离达平衡时，电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子浓度的比值是一个常数。 表达式：HAc I丁虫H+ + Ac K H Ac HAc-9 -(Ca)2C(1 a)Ca21 -a当a很小时，1-a = 1K = Ca2a = J C t, a JV Ceg：HAc I占Ih+ Ac初:c00平:C -CaCaCa注：a.各微粒浓度为平衡时的浓度b. K电离只与温度有关而与浓度无关c. K电离随温度升高而增大溶液中随着水量的增加而减小的是(eg1用水稀释O.lmol氨水时，OH A、_ B、NH

15、3 H2ONH3 H2OOH C、H +OH D、OH 的物质的量eg2:同温度下的两种稀氨水 A和B , A溶液的浓度为c mol L1,电离度为 內；B溶液(NH4+)为c mol L 1，电离度为a2,则下列说法中错误的是()A溶液c (OH )是B溶液c (OH )的ai倍 ai > a2A溶液的pH值大于B溶液的pH值B溶液的物质的量浓度为mol L-1a23、电离方程式书写1 )强电解质“=”弱电解质书写“ I2）条件 熔融状态一一离子型（断离子键） 水溶液中电解质均电离（断共价键、离子键）3）部分电解质电离方程式书写 酸式盐a.强酸酸式盐eg: NaHSO4水溶液：NaHS

16、O 4 = Na+ + H+ + SO42熔融态：NaHS04 = Na+ + HS04 b.弱酸酸式盐 eg: NaH2 PO4水溶液：NaH2PO4 = Na+ + H2POJ；出PO4=Ih+ +HPO42； HPO/I= H+ +P。产熔融态：NaH 2PO4 = Na+ + H2PO4 难溶性电解质a.难溶性强电解质eg: P bAc2BaSO4 （s） 1=1 Ba2+ + SO2 （溶解平衡）注：电解质强弱与电解质的溶解性无关；相反，易溶的不完全是强电解质。b.难溶性弱电解质Mg(OH) 2 (s)Mg 2+ + 2OH （双平衡：溶解平衡、电离平衡） 饱和电解质溶液NaCl （

17、s） Na + Cl （溶解与结晶平衡） 多元弱酸分步电离H2CO3 1=1 H+ + HCO3（第一步电离为主）HCO3 I二I H+ + CO32（第一步对第二步有影响） 多元弱碱分步电离，一步表示Mg（OH） 2 1= Mg2+ + 2OH 第二部分 水的电离与溶液的 PH值、水的电离1、H20 1=1 H + + 0H ； 2H20 T水是一种极弱电解质，故可看作H3O+ + 0H （共轭电离） 儿弱酸，又可看作一兀弱碱。配位键三角键形结构 共轭电离举例NH3 + NH3 IInH4+ + NH2HF + HF m H2F+ + F 2、水的电离平衡25 C 1L 水H20 im H+

18、 0H1 X10-71 X10-7100018 aH 20）=10X100% =1000181.8 10% （很小）K电离H 0H H2OK 电离 H2O = H + OH 水的离子积（25 C）14Kw = H +OH = 107X107= 10a. Kw （100 C） = H+ OH b. 其它任何水溶液中，水的电离依然存在，但程度有可能不同。c. Kw是温度的函数，只随温度的变化而变化，而与其它任何条件无关，不仅适用于纯 水，而且适合任何溶液。d. 溶液中 Kw = H+ OH 液中eg:碱的溶液：Kw = OH H2O - H +醇 + H + H2O 计算时可省略酸的溶液：Kw =

19、 H + H2O - OH 碱 + OH H2O e.不论纯水中还是任何溶液中，H + H2O = OH H2O，但在不同溶液中，H +h2O或OH h2o去向不同，例在不同盐溶液（举例说明）。解：水溶液PH=10 ,可能为碱，也可能为强碱弱酸盐I .若为碱(aq)，则H + H2O = 10-10(X10 10HQ = 1000 X100% = 1.81俅10% （比较纯水电离）n .若为盐(aq), OH H2O = 10-41810 4a H2O = X100% = 1.81000W4% （比较纯水电离）平衡移动H+OH aKw升高温度tttt加盐酸tJJ一加烧碱JtJ一加FeCl3溶液

20、tJt一加纯碱Jtt一水电离平衡的影响因素举例分析，含H+个数个（Na为eg1:25C时，（1） 10L水中含OH 物质的量为阿氏常数）（2）1g水中含H+个数约为（3）1mol水中含OH 物质的量eg2:已知25C时某水溶液的PH=10 ,该水溶液中水的电离近似为23 -18二、溶液酸碱性1、溶液的PH值 定义：PH =-lgH+ 溶液中H+;H + = 10 PHa. POH = - lgOH 溶液中OH ; OH = 10 PH = 10 PH14b. 25 C适应对象:PH + POH = - Ig H +OH = - lg1014 =14H +OH 小于1mol/L的稀溶液PH值范围

21、:0 PHW 14 性质：PH值改变n个单位，H+和OH 改变10n倍 PH值测定a. 酸碱指示剂一一只能测其酸碱性，即PH值的大致范围。b. PH试纸测定法一一最简单方法操作：将PH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒取未知溶液滴在试纸上，然后与标准 比色卡比较即可。注意：I .事先不能用水湿润试纸n.只能取整数值c. PH计测定法 常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂本色变色范围的PH石 蕊紫色5红58紫8篮甲基橙橙色3.1红3.14.4橙4.4黄酚酞无色无810浅红40红2、溶液的酸碱性溶液酸碱性判断a. 任何温度下H + > OH 本质H + = OHH+ < OHb. 25C K

22、w = 1.0to"7to"7诃710"14酸性中性碱性H+ > 1 W H+ = 1H+ < 1 思考：已知PH<7PH=7PH>7酸性中性碱性表PH越小, 现PH越大,酸性越强碱性越强100C 时，Kw = 1.0 >10"12，此时纯水PH值多少？其酸碱性如何? 不同溶液酸碱性比较a. PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同倍数，则强酸溶液 此。PH变化较大；碱也如b.酸与碱的PH之和为14, I.若为强酸、强碱，则 n.若为强酸、弱碱，则等体积混合。PH = 7PH > 7（恰好中和）（碱过量）川.若为弱酸、弱

23、碱，则 PH < 7（酸过量）c.等体积强酸(PHi)I . PH1 + PH2 = 14和强碱（P H2 ）混合PH = 7n . PHi + PH2 > 14PH > 7川.PH1 + PH2 < 14元强酸与一元弱酸的比较PH < 7（碱过量）（酸过量）eg1 :相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比 较见下表：项目酸c (H+)pH中和碱 的能力与活泼金属 产生H2的量开始与金属 反应的速率一兀强酸VA相同相同V一兀弱酸eg2：相同PH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表:''-比较项目酸c (H+)c

24、 (酸)中和碱 的能力与活泼金属 产生H2的量开始与金属反应的速率一兀强酸相同AAV相同一兀弱酸三、关于溶液PH的计算1、单一溶液的PH计算 强酸溶液eg: HnA，设浓度为C mol/LH+ = nC mol/L PH = - lg H+ = - lg nC 强碱溶液eg: B(OH) n设浓度为C mol/LOH = nC mol/LPOH = - Ig OH = - Ig nCPH = 14 -oh = 14 + lg nC一元弱酸(碱)：设浓度为C mol/L，电离度为a酸：H+ = C aPH = - lg H + = - lg C a碱：OH = C a POH = - lg OH

25、 = - lg C a PH = 14 + lg C a强酸（碱）的稀释一一有限稀释，无限稀释I .有限稀释：强酸每稀释 10倍，Ch+减小10倍，PH增大1强碱每稀释10倍，Coh 减小10倍，PH减小1n .无限稀释：当溶液稀释倍数很大，PH只能接近“ 7”，而不能超过“7”。2、酸、碱混合计算两强酸混合C h+混 = ChN CH2V2V1 V2 两强碱混合COH 1 V1 CH 2 V2C oh 混=V1V2 强酸、强碱混合（一音过量）Ch+CohCh酸V酸Coh碱V碱V酸V碱若酸过量，按酸剩余多少求eg1:在常温下 10mL pH=12 等于7（假设反应前后体积不变）PH;否则按碱求

26、 PH。的KOH溶液中，加入pH=2的一元酸HA溶液至pH刚好 ,则对反应后溶液的叙述正确的是（）A、c (A ) = c (K + )C、V 总 > 20mLeg2:重水D2O在25 C时,法正确的是：B、c (H+) = c (OH ) < c (K + )< c (A )D、V w 20mLKw = 10-12，定义 PD= - lgD +, POD = - lgOD ，则下列说A、25 C纯重水PD=7B、25 C 0.1mol/L NaCl 的重水溶液 PD=PODC、25 C时，1mol/L 的 DCl 重水溶液 PD=0 , POD=12D、25C时，0.01m

27、ol/L 的 NaOD 溶液中 POD=10eg3:将PH=8的NaOH溶液与最接近的是：1A、3 (10-8 + 10-10) mol/LC、(1 >10-4 - 5 杓-5) mol/LPH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度B、 (10-8 + 10-10) mol/LD、2X10-10 mol/L解: OH = 10610410 4H+侖 = 2 X 10-1010 4eg4: 99mL O.1mol/L的盐酸和101mol 0.05 Ba(OH) 2溶液相混合后，溶液的PH值为o判断：Ba(0H)2过量:OH = 0.101 0.05 X -0.099 0X =

28、2 1X4 molPOH = - lgOH = 3OH-= 10-3 mol/L0.0990.101PH = 11eg5:用a mol/L的盐酸L与b mol/L的氨水mL混合后溶液 PH=7，贝U anbm,原因是，混合溶液中NH4+ Cl;判断依据eg6:现有一种PH = a的酸溶液和一种 PH = b的碱溶液，已知a + b = 14,将两溶液等体 积混合后呈酸性，其原因可能是：A、浓的强酸和稀的强碱反应B、浓的弱酸和稀的强碱反应C、浓的强酸和稀的弱碱反应eg7: 25 C时，将某强酸和某强碱溶液按1: 10的体积比混合后溶液呈中性，则混合前此强酸与强碱溶液的 PH之和是解：设混合前强酸

29、 PH = a，强碱PH = b 则H+酸=10-a mol/L ; OH 碱=10bT4/ n h+酸=n OH碱即：10-a X 1=10b -14X 1010-a = 10b-13咯=10-1310b10-(a + b) = 10-13发散a + b 即强酸(PH1)与强碱(PH酸+ PH 碱=13混合呈中性时，二者体积与PH的关系规律:I .若 PH1 + PH2 = 14贝y v酸：v碱n .若 PH1 + PH2 > 14贝U v酸：v碱川.若 PH1 + PH2 < 14贝y v酸：v碱P H2)=1:1=1014- (PH + PH) : 1=10( PH + P

30、H)14: 1PH1 + PH2 = a则 v 酸 : v 碱 = 10(n 14):1第三部分盐类的水解、盐类的水解0HABBII HB中水解+ AOH1、概念：溶液中盐的离子跟水电离出来的H+或OH生成弱电解质的反应叫做盐类的水解。2、实质：盐的离子破坏了水的电离平衡，增加了水的电离度，并常使溶液呈酸性或 碱性。盐类的水解是中和反应的逆反应。3、特点：吸热、可逆、程度小（一般水解百分率<5%）（中和反应是一个放热反应）4、规律：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阳离子（水解）呈酸性阴离子（水解）显碱性例：1 . NaCI、KNO 3、Na2SO4 等不水解

31、PH=7n.NaHS04不水解 PH<7m . NaF、MgCI 2W .双水解（1 ）有些离子相遇水解相互促进,水解程度比单一离子水解大。eg: NH4+ + HCO 3 + H2ONH3 H20 + H2CO3 （不彻底）（2 ）有些离子相遇水解促进，而使水解非常彻底。a. Al3+> CO32、HCO3、S、HS、AlO 2b. Fe3+> CO32> HCO3> AIO 2c. SiO32> NH4+、Al3+、Fe3+ d.有些不彻底进行的水解，加热可以彻底进行AICI 3 + 3H2O = AI(0H) 3 J + 3HCI t /煮沸FeCI

32、3 + 3H2O = Fe(0H) 3 (胶体)+ 3HCI t JNH4HSO3、NH4H2P04、(NH4)2SO3CH3COONH4(3 )一些不彻底的双水解的弱酸弱碱的盐溶液的酸碱性酸性：NH4CN中性：碱性：H2SO3>H3 PO4>HF>5、影响因素内因：盐类的性质，掌握几种常见弱酸弱碱的相对强弱。弱酸:CH3COOH>H 2CO3>H2S>HCN ;弱碱：Mg(0H) 2>AI(0H) 3>Fe(0H) 3。 外因一一影响水解平衡移动的因素温度，因水解是吸热过程，升高温度可促进水解，使水解平衡向右移动，水解百分 率增大。eg：不同的

33、加热条件对FeCl3溶液水解平衡的影响列表如下：Fe3+ + 3H2O 1=1 Fe(0H)3+ 3H+ -Q条件常温加热沸腾持续沸腾蒸干结果溶液呈酸性酸性增强形成胶体产生沉淀得到Fe (OH)3固体 浓度，增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但水解百分率减小；稀释时可以促进水 解，水解平衡向右移动，水解百分率增大。 酸碱度，向盐的溶液中加入 H+，可以促进阴离子水解，抑制阳离子水解；向盐的溶液中加入0H ,可以促进阳离子水解，抑制阴离子水解。eg：不同条件对FeCl3水解平衡的影响列表如下:Fe3+ + 3H2O 1=1 Fe(0H)3 + 3H+ -Q条件移动方向H+数pH值Fe3+水解程度现

34、象升温tJt通HCItJJ加H2Ottt加Fe粉JJtt力口 NaHC03fJtt6、表示方法一一离子方程式、化学方程式盐类水解离子方程式的书写要领：水解是中和反应的逆反应，一般是可逆的，因此书写时要写“不用“=”。水解反应一般程度较小，生成物中并无气体和沉淀生成, 号。(注：双水解能彻底的用“f”“厂)不能写“r和“J”符多元弱酸根水解是分步进行，以第一步水解为主。如 S2 + H20 m HS + 0H。Na2S溶于水时，S2水解:多元弱碱阳离子水解复杂，可看作一步水解反应。如3H +。Fe3+ + 3H2O 0I Fe(0H)3 +多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向。HC0

35、3、HS、HP042等，其强碱的酸式盐水溶液呈碱性；又如 ，在不同的条件下，可能是水解也可能碱的酸式盐水溶液以电离为主，呈酸性(弱酸性)是电离，其离子方程式的写法是有区别的。二、盐类水解的应用一一何时考虑盐类水解1、工农业生产中的应用用明矶或FeCl3溶液作净水剂(2)用热浓的纯碱溶液除油污有的以水解为主，如：HSO3、H2P04等，其强用AI2(SO4)3和NaHCO3溶液填充泡沫灭火器 锅垢中Mg(0H) 2的形成原因农田施肥时，草木灰不能和铵态氮肥以及过磷酸钙混合使用2、化学实验中的应用(1)配制和贮存易水解盐如FeCl3、AI2(SO4)3等需加入少量的 H +。(2)制取Fe(0H)

36、3胶体：Fe3+ + 3H 20 = Fe(0H) 3 (胶体)+3H+ (此过程已不可逆，故 不能用1=表示)。(3)制取AI2S3的方法：把硫粉和铝粉混合加热即可，不能在溶液中制取。(4)物质鉴别时有时会考虑盐类水解，如只用一种试剂鉴别：Na2C03、Na0H、AgNO 3、Na2S、C6H5OH、NaN03 六种溶液。答案为FeCl3溶液。(5)碱性溶液如 Na2C03、Na2Si03溶液保存时不能用玻璃塞。a. Na2SiO33、化学事实分析中的应用(1)比较溶液的酸碱性的pH值时，需考虑盐类水解。如比较同浓度b. Na2CO3c. NaHCO 3 d. CH3COOH e. NaHS

37、O4 f. NH 4CI g.NaNO3 的 pH 值的大小:a>b>c>g>f>d.>e .(2)判断离子共存问题时，需考虑盐水解，常见的，因强烈双水解而不能在溶液中大量共存的离子见下表:S2SO32CO32AlO 2AI 3+JtJtJFe3+JtJtJJFe2+、NH4+共存，甚注意：AlO 2碱性很强，几乎不能跟一切水解显酸性的离子如至能夺取HCO3 中的H+而产生AI(OH) 3沉淀。Fe3+因氧化S2 ，SO32而不共存。(3)比较离子浓度大小时需考虑盐类水解如：Na2CO3溶液中OH 、Na+、CO32卜HCO 3卜H +按浓度由大到小排列为N

38、a+>CO 32 >OH >HCO 3 >H +.(4)加热、浓缩、蒸干某些盐溶液时，不一定能得到相应的盐，要注意盐的水解问题。蒸干灼烧如 AICI 3 溶液一-> AI(OH) 3> Al 2O3蒸干灼烧FeCl3 溶液 一-> Fe(OH)3> Fe2O3离子反应问题1离子反应的类型F 金属 + 酸溶液 Mg + 2H + = Mg 2+ + H2 t r Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu离 子 反 应'有电子转金属+盐溶液" 移的反应I Fe + 2Fe3+ = 3Fe2+非金属+盐溶液2I + ci 2 = 2

39、CI + I2、其他氧化还原反应(在溶液中进行)I无电子转移的反应碱+酸酸或碱+氧化物 彳酸或碱+盐盐+盐、水解2、分析离子共存问题，需注意以下几个方面（1）注意溶液的颜色。常见的有色离子有：Cu2+（蓝色）、Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、MnO 4（紫色）。（2）注意溶液的酸碱性。如若已知某溶液“跟Al作用产生H2”或“由水电离出的H+ 为 10-12mol/L ”即表示该溶液既可能为酸性又可能为碱性环境。3）注意离子间能否发生复分解反应（即能否生成沉淀、气体、难电离物质等）4）注意离子间能否发生氧化还原反应。 氧化性顺序： F2>Cl2>Br2>Fe3+>I

40、2>SO2>S 还原性顺序： F<Cl<Br<Fe2+<I<SO32<S25）注意离子间的双水解倾向3、离子浓度大小的比较1）离子浓度大小的判断 多元弱酸，根据多步电离分析。H+>H 2PO4 >HPO 42 >OH 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析。eg: H3PO4 (aq) 中>PO 43eg: Na 2CO3 (aq)Na+>CO32>OH >HCO 3>H +不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液其他离子对其影响的因素eg: 相同物质的量浓度的下列各溶液中A. NH 4ClB. C

41、H 3COONH 4C. NH 4HSO4NH 4+ ：C > A > B 混合溶液中各离子浓度比较要进行综合分析如电离因素、水解因素等。（ 2）电荷守恒规律 电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，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，也就是所谓的电荷守恒规律。女0 NaHC03溶液中存在着 Na+、H+、HC03、COs2： OH ，就存在如下关系：Na+ + H+ = HCO3 + OH + 2CO32。所谓物料守衡，就是某一组合的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。例：Na2S溶液中存在如下平衡:S + H2O 二 HS + OH H

42、S + H2OH2S + OHH2O t H+ + OH这样，溶液中的 OH 都是由水电离出来，而 H20分子每电离出一个 OH，必然电离 出一个H + ,只不过不全以 H+形式存在，有的被 52俘获变为HS ，有的又被HS俘获变 为H2S分子，但H+总数等于OH 总数，故有下式成立： c (OH ) = c(HS ) + 2c (H 2S) + c (H+)从元素守恒角度由 Na : S = 2 : 1,有： Na + = 2S 2 + HS + H 2S由、得：Na+ > S2 > OH > HS > H+eg: Na2CO3 (aq)电荷：物料:质子:Na+ +

43、H + = 2CO 32 + HCO 3 + OH Na+ = 2CO 32 + 2HCO 3 + 2H 2CO3 OH = H + + HCO 3 + 2H 2CO3eg: AICI3 (aq)电荷：物料:质子:3AI3+ + H+ = Cl + OH Cl = 3AI 3+ + 3AI(OH) 3 H+ = OH + 3AI(OH) 3-25、概念1、定义：2、原理：第四部分 酸碱中和滴定用已知浓度的酸 （或碱） 测定未知浓度的碱 （或酸） 的实验方法。H+ + OH = H2On H+ = n OHCh+ V H+ = CoH VoHC 标-V 标=C 未-V 未3、实验关键： 准确测定

44、参加反应的两种溶液的体积。准确判断中和反应是否恰好完全反应。二、实验仪器1、酸式滴定管：不能盛放碱液、 Na2SiO3、Na2CO3 等碱性溶液以及 HF；中性，强氧化性溶液可盛放。2、碱式滴定管：不能盛放酸性溶液和强碱性溶液。3、锥形瓶 其中加入待测液或标准液，再滴23d指示剂 洗涤后不能润洗，不需干燥 加液后可加水充稀瓶底常衬有白纸或白瓷板4、铁架台、滴定管夹、烧杯（辅助仪器）三、实验试剂1、标准溶液、待测溶液（稀溶液）2、指示剂 作用：通过颜色的变化来确定滴定终点。（终点工中点，但在误差允许范围之内）四、操作1、准备过程 洗涤一水（滴定管、锥形瓶） 检漏 润洗 一（待装液）、（滴定管）

45、注液（排出尖端气泡） 调液一调至“ 0”刻度或“ 0”刻度以下 读数一7记录初读数取一定体积待测液于锥形瓶，滴23d指示剂。2、滴定 左手控制活塞或小球， 右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中颜色变化。 滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。 终点：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显改变，且分钟内溶液颜色不变，读出体积记录。3、计算：取两次或多次滴定结果，取平均值五、指示剂选择1、单一指示剂选择指示剂变色范围越窄越好>石蕊一般不用-33 -溶液颜色的变化，由浅到深易观察。eg:强酸一-> 强碱一7甲基橙（黄> 橙）强碱7强酸7酚酞（无7浅红）强酸一7强碱7甲基橙（黄7橙）（酸性

46、区指示剂）强碱> 弱酸> 酚酞（无一7红）（碱性区指示剂）2、双指示剂选择然后根据各双指示剂选择：利用两种指示剂在不同等量点的颜色变化得到两个终点, 终点消耗标准溶液的体积和浓度，算出各成分的含量。HCI eg1: NaOH + Na 2CO3 7NaOHNa2CO3酚酞（红）（Na2CO3使酚酞显红色）viNaCl (+H 2O)Na2CO3 (+NaCI) I V2甲基橙（黄）（无）H2CO3 (+NaCI)eg2: Na2CO3+ NaHCO 3 Na2CO3卜NaHCO3Na2CO3NaHCO3V2甲基橙（黄）（无）H2CO3 什 NaCI)六、误差分析从公式出发进行讨论1

47、C待=C标 V标*V待第五部分原电池、原电池1、装置特点：化学能转化电能的装置氧化还原反应的应用，利用氧化、还原反应伴随有电子转移，把氧化反应、还 原反应分开进行，则转移的电子在线路中形成电流，相当于直流电源。2、构成条件（一般）（构成工作条件） 两个活泼性不同的电极（形成电位差） 电解质溶液（提供离子运动空间） 形成闭合回路（提供电子传递空间）（或在溶液中接触）eg:从三个角度设置画图注：a.区别电极材料与参加电极反应的物质eg: K、Ca、Na且电极材料是导体，只有负极材料参加b.较活泼金属不能做原电池的电极电料。C.电极材料有时也充当电极反应的物质, 反应。d. 充当电极材料的可以是金属

48、或非金属, 比充当正极的金属活泼。属金属氧化物，且一般充当负极的金属e. 负极材料可能与电解质溶液反应。误区 原电池中较活泼的金属为负极，较不活泼的金属为正极。分析 这句话在大多数情况下是对的。但是如果是 Mg、Al连接放入NaOH溶液中, 哪一个是负极？如果是Cu、Al连接放入浓硝酸中，哪一个是正极？原电池中的正负极是由电极电位所决定的，而电极电位与相关条件（如介质）有关。 以上所说两例中均是较不活泼的金属为负极，而原来的描述对于初学者来说也并无不妥， 关键是在理解时应该清楚它不是什么公理，只是在大多数情况下如此。我们知道，原电池 反应实际就是一种自发的氧化还原反应，所以对这种问题我们不妨换

49、个角度看：把正极和 负极两种金属组成的合金投入溶液，哪种物质反应或哪种物质更容易反应，它就是负极。H2SO43、工作原理(ZnCu)2eI»广还原反应Zn + H2SO4 = ZnSO 4 + 廿氧化反应冷卜I负极Zn -2e = Zn2+ 丿Zn不断溶解进入溶液_I正极阴离子移向电解质溶液l2H+ + 2e = H2fH+从Cu表面获得电子生成H2:阳离子移向SO42 H +平衡电离注：从工作原理判断正、负电极。 原电池原理运用。I .通过原电池正负极判断，比较两金属的活泼性。活泼性：负极 > 正极n .利用原电池原理加快反应速率eg:粗锌代替纯锌或向酸中滴加CuSO4溶液加

50、快Zn与酸的反应m .利用原电池原理进行金属保护(牺牲阴极、阳极保护法)W .利用原电池原理进行判断金属腐蚀先后顺序V.利用原电池原理设计制定新型电池4、常见原电池介绍I.连续电池一一两电极都不参加反应(两极用惰性电极材料，若在两极上引入适当物质，并使它们发生氧化还原反应, 形成原电池)eg：氢氧碱性燃料电池(高效低污)KOH(aq)(-)Ni(NIO 2)Ni (+)4e(-)：2H2 + 40H-2e = 4H2Or 2H2 + 02 = 2H2O(+)： 02 + 2H2O + 4e = 40H(-)Pt Pt (+ )eg：甲烷氧燃料电池8e(-)CH4 + 100H - 8e = C032 + 7H20 f(+) 02 + H20 + 4e = 40H>CH4 + 202 + 2K0H = K 2C03 + 3H 20eg：熔融碳酸盐燃料电池Li2C03、K2C03(熔)(-)NiCrAI 合金Ni (+)(-)H2 + C0 + 2C0 32 -4e = 3C02 + H20 '(+) 2C02 + 02 + 4e = 2C0324eI I I-C0 + H 2 + 02 = C0