高考热点――电解质溶液知识归纳

1、高考热点电解质溶液知识归纳 1电解质和非电解质(1)电解质在溶解于水或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。一般是由离子键形成的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物，如酸、碱、盐等化合物。(2)非电解质在溶于水和熔化状态下均不能导电的化合物叫非电解质。一般是由弱极性键和非极性键形成的共价化合物。如某些非金属氧化物，绝大部分有机物。(3)电解质溶液导电与金属导电的区别电解质溶液导电与金属导电有本质的不同。电解质溶液导电的原因有其内因和外因，内因是电解质本身具有离子(如离子化合物)或在一定条件下能够产生离子(如具有极性键的共价化合物)，因此电解质本身的结构特点是电解质导电的根本原因。外因

2、是电解质溶于水或受热熔化状态下能产生自由移动的离子。正因为有自由移动的离子，通电后，阴、阳离子定向移动，在电极上发生氧化还原反应，这就是电解质溶液导电的过程和实质。即电解质溶液的导电是离子导电，电解质溶液导电时有新物质生成，故电解质的导电属于化学变化。金属导电是因为金属内部有自由移动的电子，导电时是自由电子的定向移动。金属导电过程中不产生新物质，故金属的导电属于物理变化。(4)电解质的电离电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动的离子的过程叫电解质的电离。电解质电离出的阴、阳离子所带的负电荷总数与正电荷总数相等，所以整个电解质溶液不显电性。电解质的电离过程也就是破坏化学键的过程，需要消耗能量，故

3、电解质的电离过程一般是吸热过程。电解质的电离过程可用电离方程式表示，写电离方程式时要遵循质量守恒和电荷守恒。2强电解质和弱电解质(1)强电解质与弱电解质的比较(2)常见的强电解质强酸：如HNO3、HCl、H2SO4、HBr、HI、HClO4等。强碱：如KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等。大多数的盐类：如NaCl、KNO3、CH3COONH4、Al2(SO4)3等。(3)常见的弱电解质弱酸：如H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO等。HF酸是具有强极性共价键的弱电解质。H3PO4、H2SO3从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。弱碱：NH3·H

4、2O，多数不溶性的碱如Fe(OH)3、Cu(OH)2等、两性氢氧化物如Al(OH)3、Zn(OH)2等。个别的盐：如HgCl2等。水：是由强极性键构成的极弱的电解质。3弱电解质的电离平衡(1)电离平衡的概念一定条件(温度、溶液浓度)下，弱电解质在水溶液中，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时的状态。弱电解质在水溶液中存在着电离平衡。(2)电离平衡的特征电离平衡是相对的、暂时的、有条件的动态平衡。弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等，溶液中各种离子和分子的浓度保持不变。当外界条件改变时，电离平衡就发生移动，在新

5、条件下建立起新的电离平衡。(3)影响电离平衡的外界条件溶液的浓度 溶液冲稀时可使电离平衡正向移动。温度 由于电离是吸热过程，故升高温度时可使电离平衡正向移动。在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同离子的强电解质时，可使弱电解质的电离平衡逆向移动。如在0.1mol/L的CH3COOH溶液中，存在着电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+，向其中加入少量CH3COONa固体时，由于CH3COO-离子浓度增大，可使醋酸的电离平衡逆向移动。即CH3COONa可以抑制CH3COOH的电离。(4)电离度电离度的概念一定条件下，弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液里已经电离的电解质分子数占原来总分子

6、数(包括已电离的和未电离的)的百分数，称为该电解质的电离度。电解质的电离度常用符号来表示：电离度是表示一定条件下弱电解质电离程度的物理量。电离度通常是从电解质溶液的电导测定而求得的，一般用来比较弱电解质的相对强弱，且只表示达平衡状态时的电离情况。影响电离度的因素主要因素由电解质结构决定，不同的弱电解质在相同条件下，其电离度的大小不同，就是这个原因。同一种弱电解质在不同条件下，其电离度也不相同。随着溶液浓度在有限范围内的稀释，电离度增大；当无限稀释时，电离趋近完全，但离子浓度很小。由于电离是吸热过程，故随着溶液温度的升高，电离度增大。所以由电离度比较不同弱电解质的强弱时，只有在相同浓度、相同温度

7、条件下才有意义。(5)多元弱酸的电离多元弱酸的电离是分步进行的，后一步电离比前一步电离要弱，如H3PO4的电离方程式：H3PO4 H+H2PO4-H2PO4- H+HPO42-HPO42- H+PO43-在一定条件下每步都存在着电离平衡，溶液的酸性由第一步电离所决定，因此溶液中的H+H+1+H+2+H+3H+1。4水的电离和溶液的pH值(1)水的离子积常数水是极弱的电解质，能够发生微弱的电离，存在着电离平衡：H2O+H2O H3O+OH-也可简写成H2O H+OH-在一定温度下，H+与OH-的乘积是一个常数，即H+OH-=KW，KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。水的电离是一个吸热过程，故

8、随着温度的升高水的KW增大。25时KW1×10-14，60时KW1×10-13，100时KW1×10-12；100时水的KW比25时水的KW增大了100倍。水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于任何水溶液。水的离子积常数反映了溶液中H+和OH-的相互依次关系，并说明在任何水溶液中都同时存在着H+和OH-，它们既互相依存，又互相制约。当溶液中H+增大时，OH-将减小；反之，当溶液中OH-增大时，H+将减小，这两种离子浓度的乘积是一个常数。如果不特别指明温度时，则指的是常温下水的离子积。常温下，稀溶液的酸碱性跟H+和OH-的关系可以表示如下：中性溶液

9、H+OH-1×10-7molL酸性溶液H+OH-，H+1×10-7mol/L碱性溶液H+OH-，H+1×10-7mol/L但无论在酸性溶液中还是在碱性溶液中，H+与OH-的乘积仍为1×10-14。由水的离子积常数可以求出酸、碱溶液的H+和OH-离子浓度。【例1】求0.1mol/L盐酸中H+和OH-物质的量浓度，以及水电离出的H+物质的量浓度？【分析】在0.1mol/L HCl溶液中，存在着以下电离过程：HClH+Cl-，H2O H+OH-。由于HCl完全电离，电离出H+，使H+增大，水的电离平衡逆向移动，水电离出的H+和OH-离子浓度都小于10-7mol

10、/L。与HCl电离出的H+相比较，水电离出的H+在计算中可忽略不计。溶液中H+=盐酸的浓度=0.1mol/L由水电离出的H+OH-=1×10-13molL【例2】求0.1mol/L氨水(电离度为1.32)中的OH-和H+物质的量浓度，以及水电离出的OH-物质的量浓度？【分析】氨水中水电离出的OH-也可忽略不计。OH-=c·=0.1×1.32=1.32×10-3(mol/L)氨水中H+浓度为水电离出的H+的浓度。由水电离出的OH-=水电离出的H+7.58×10-12molL(2)溶液的pH值用H+、OH-这些负指数来表示溶液的酸碱强弱很不方便，为

11、此常采用H+的负对数来表示酸碱性的强弱，叫做溶液的pH值。pH=-lgH+(其中p为小写，H为大写)pH值适用于H+小于1mol/L的稀溶液。当溶液中H+大于1mol/L时，溶液的pH值将是负值，如H+=2mol/L时，pH值=-lg2=-0.3。当溶液中OH-大于1molL时，溶液的pH值将大于14，如OH-=2mol/L时，H+=5×10-15mol/L，pH=-lg5×10-15=15-0.7=14.3。此时用pH值表示溶液的酸碱性反而不方便，可直接用H+或者直接用OH-来表示溶液的酸碱性。溶液的酸碱性是由溶液中H+和OH-的相对大小决定的。常温时，pH7的溶液为中性

12、溶液，pH值小于7的溶液为酸性溶液，pH值大于7的溶液为碱性溶液。溶液中H+越大，pH值就越小，酸性就越强。中性溶液的根本标志是H+=OH-。常温时H+=OH-=10-7mol/L，所以常温时中性溶液的pH=7。100时H+=OH-=10-6mol/L，所以100时中性溶液的pH=6。如果溶液的pH值不是在常温下测定的，则必须指明在哪个特定温度下测定的。若没有指明温度，就是指常温下的pH值。溶液中H+越大，pH值就越小，溶液的酸性就越强。溶液的pH值减小1个数量单位时，溶液中H+就变为原来H+的10倍，溶液中OH-就变为原来OH-的110。溶液中OH-越大，pH值就越大，溶液的碱性就越强。溶液

13、的pH值增大1个数量单位时，溶液中OH-就变为原来OH-的10倍，溶液中H+就变为原来H+的110。一元弱酸溶液中H+=c·。一元弱碱溶液中OH-=c·。溶液的pH值与水电离出的H+的关系酸在溶液中不能电离出OH-，因此酸溶液中的OH-全部来自水的电离，即酸溶液中的OH-必定等于水电离出的H+。碱在溶液中不能电离出H+，因此碱溶液中的H+全部来自水的电离，即碱溶液中的H+必定等于水电离出的OH-。正盐在溶液中既不能电离出H+，也不能电离出OH-，所以正盐溶液中的H+或OH-全部来自水的电离。我们也可以用pOH来表示溶液中OH-的大小。pOH=-lgOH-在同一种溶液中，pH

14、值和pOH值之间存在着一定的关系。因为常温下KWH+OH-1×10-14，所以-lgH+-lgOH-=-lg(1×10-14)。可得pH+pOH14。(3)有关pH值计算的题型求强酸或强碱的溶液稀释后所得溶液的pH值【例1】将10mL pH4的盐酸稀释到100mL，求稀释后所得溶液的pH值？【分析】原溶液的pH=4，则H+10-4mol/L稀释后溶液的pH-lg10-55【小结】强酸溶液稀释10n倍后，求所得溶液的pH值时，可做快速计算为：原溶液的pH值+n。+15。【例2】将pH10的NaOH溶液10mL，加水冲稀到1000mL，求稀释后所得溶液的pH值？【分析】原溶液的

15、pH10，则H+=10-10mol/L，OH-=10-4mol/L稀释后溶液的pH-lg10-88【小结】强碱溶液稀释10n倍后，求所得溶液的pH值时，可做快速计算为：原溶液的pH值-n。液的pH值为10-28。【例3】将pH5的盐酸10mL稀释到10000mL后，所得溶液的pH值是多少？1000倍(103倍)。根据强酸溶液体积稀释10倍后，溶液的H+变为原来的110，pH值比原来增加1个数量单位。本题中的盐酸稀释后pH值将变为8，很显然这种判断是错误的，因为酸溶液无论如何稀释也不可能显碱性。这种判断错误的原因在于忽略了水的电离，当酸电离出的H+远远大于水电离出的H+时，水电离出的H+可以忽略

16、不计；但当酸电离出的H+小于10-7mol/L时，水电离出的H+就不能再忽略了。解：将pH=5的盐酸体积冲稀1000倍后，此时盐酸电离出的H+=10-8mol/L，设水电离出的H+为xmol/L，则水电离出的OH-也是xmol/L由盐酸和水的电离方程式可知：HCl=H+Cl-10-8 10-8H2O H+OH-x x稀释后溶液中H+总物质的量浓度=(10-8+x)molL，OH-=xmol/L根据KWH+OH-1×10-14得(10-8+x)·x10-14x2+10-8x-10-14=0x=9.5×10-8(mol/L)溶液中的H+=10-8+x=10-8+9.5

17、×10-8=1.05×10-7(molL)pH=-lg1.05×10-7=6.979由此可知，将强酸溶液无限稀释时，稀释后溶液的pH值近似等于7(但仍略小于7)，即溶液接近中性。【例4】将pH=11的NaOH溶液冲稀105倍后，求所得溶液的pH值是多少？【分析】在此水的电离亦不可忽略。原NaOH溶液的pH11，H+10-11mol/L，则OH-10-3mol/L。冲稀后NaOH溶液中OH-10-8mol/L设冲稀后水电离出的OH-为xmol/L则冲稀后水电离出的H+也是xmolLNaOH=Na+OH-10-8H2O H+OH-x x稀释后溶液中OH-总=(10-8

18、+x)molL根据KWH+OH-=1×10-14得(10-8+x)·x=10-14x2+10-8x-10-140解之，得x9.5×10-8(mol/L)溶液中OH-总=9.5×10-8+10-8=1.05×10-7(molL)pOH-lg1.05×10-76.979pH14-6.9797.021由此可知，将强碱溶液无限稀释时，稀释后溶液的pH值近似等于7(但仍略大于7)，即溶液接近中性。求强酸溶液与强酸溶液混合后所得溶液的pH值【例5】将0.02molL的盐酸300mL与0.01mol/L的盐酸200mL混合后，求混合溶液的pH值。=

19、0.016(molL)pH-lg1.6×10-21.78【小结】不同浓度的同一种一元强酸的稀溶液，以不同体积相混合后，求所得混合溶液的pH值时，先求出混合溶液中H+，再计算出pH值。V混V1+V2V1、V2、V混的单位必须相同。【例6】pH1的盐酸与pH5的盐酸，以等体积混合后求溶液的pH值。【分析】设pH1的盐酸与pH5的盐酸各以1L的体积进行混合。pH=1的盐酸中H+10-1molLpH5的盐酸中H+10-5molL5.0005×10-25×10-2(mol/L)pH-lg5×10-21.3【小结】两种pH值不同的强酸溶液等体积混合后(pH值的差值2

20、时)，则进行近似快速计算时可认为pH混=原较小的pH值+0.3。若二者pH的差值为1时，可将0.3改为0.26。求强碱溶液与强碱溶液混合后所得溶液的pH值。【例7】将0.01molLNaOH溶液10mL与0.2mol/L NaOH溶液50mL混合后，求所得溶液的pH值？【分析】0.01molL NaOH溶液中OH-0.01mol/L0.2mol/L NaOH溶液中OH-0.2mol/LpH-lg5.95×10-1414-0.7713.23或pOH=-lg1.68×10-10.77pH14-0.7713.23【小结】不同浓度的同一种强碱溶液，以不同体积相混合后，求所得混合溶液

21、的pH值时，先求出混合后溶液中OH-，然后再根据KW求出H+，计算出pH值；或求出混合溶液中OH-后，先求出pOH值，再根据pH+pOH14计算出pH值。V混V1+V2V1、V2、V混的单位必须相同。【例8】将pH=12的NaOH溶液与pH=9的NaOH溶液等体积混合后，求所得溶液的pH值。【分析】设两种NaOH溶液的体积都是1LpH12的NaOH溶液中，H+10-12molL，OH-10-2mol/LpH9的NaOH溶液中，H+10-9molL，OH-10-5mol/L=5.005×10-35×10-3(molL)混合溶液的pH-lg2×10-12=11.7【小

22、结】两种pH值不同的强碱溶液等体积混合后(pH值的差值2时)，则进行近似快速计算时，可认为pH混=原较大的pH值-0.3。若二者pH值的差为1时，可将0.3改为0.26。求强酸溶液与强碱溶液混合所得溶液的pH值【例9】将0.025mol/LH2SO4 10mL与0.01mol/L NaOH溶液30mL混合，充分反应后求所得溶液的pH值？【分析】0.025molL H2SO4中H+=0.05molLn(H+)0.05molL×0.01L0.0005mol0.01molL NaOH中OH-0.01mol/Ln(OH-)=0.01mol/L×0.03L0.0003molL根据H+

23、OH-H2O，可知H+过量，反应后所得溶液中H+pH-lg5×10-32.3【小结】 求强酸溶液与强碱溶液混合后溶液的pH值时，先判断是酸过量还是碱过量。若二者混合后溶液显酸性(即酸过量)时，则混合溶液中再根据H+求出混合溶液的pH值。若二者混合后溶液显碱性(即碱过量)时，则混合溶液中根据OH-求出混合溶液的pOH，然后再按照pH=14-pOH求出pH值；或根据KW由OH-求出H+，再进一步求出pH值求发生化学反应后所得溶液的pH值【例10】将1.955g Na放入1L 0.01molL的Fe2(SO4)3溶液中，求反应后所得溶液的pH值？(不考虑溶液的体积变化和水解等因素)。【分析

24、】根据2Na+2H2O=2NaOH+H2Fe2(SO4)3物质的量=1L×0.01mol/L0.01mol含Fe3+物质的量0.02molFe3+3OH-=Fe(OH3)0.02 0.06可知OH-过量，反应后剩下OH-物质的量为0.085-0.06=0.025(mol)pOH-lg2.5×10-21.6pH14-1.612.4【例11】将1.3g Zn放入50mL 1mol/L HCl中，充分反应后如果溶液的体积仍是50mL，求所得溶液的pH值？n(H+)=n(HCl)=1molL×0.05L0.05molZn+2H+Zn2+H20.02 0.04可知H+过量，

25、反应后剩下H+物质的量为：0.05mol-0.04mol0.01molpH-lg2×10-10.7【例12】50mL 0.002molL的H2S水溶液和150mL较稀的氯水恰好完全反应。求反应后所得溶液的pH值？【分析】n(H2S)=0.05L×0.002mol/L0.0001mol根据H2S+Cl22HCl+S，可知反应后生成HCl物质的量为0.0002mol。pH-lg1×10-33(4)pH值相同时，酸性(或碱性)强弱不同的两种酸溶液(或碱溶液)的比较pH值相同的强酸和弱酸比较，弱酸的物质的量浓度必大于强酸的浓度。pH值相同的强碱和弱碱比较，弱碱的物质的量浓

26、度必大于强碱的浓度。pH值相同、体积也相同的强酸和弱酸相比较，则弱酸中所含溶质物质的量多。pH值相同、体积也相同的强碱和弱碱相比较，则弱碱中所含溶质物质的量多。浓度相同的强酸和弱酸比较，弱酸的pH值大。浓度相同的强碱和弱碱比较，弱碱的pH值小。物质的量浓度、体积均相同的强酸和弱酸比较，它们所含溶质物质的量相等。物质的量浓度、体积都相同的强碱和弱碱比较，它们所含溶质物质的量相等。(5)酸碱指示剂测定溶液pH值的方法很多，通常可用酸碱指示剂、pH试纸和pH计。指示剂的变色范围，系指示剂发生颜色变化时pH值的范围。酚酞的变化范围：pH值小于8为无色，pH值810为浅红色，pH值大于10为红色。甲基橙

27、的变色范围：pH值小于3.1为红色，pH值3.14.4为橙色，pH值大于4.4为黄色。石蕊的变色范围：pH值小于5为红色，pH值58为紫色，pH值大于8为蓝色。5盐类的水解(1)盐类水解的概念在水溶液中，盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。盐类的水解是中和反应的逆反应：酸+碱 盐+水+热量中和反应一般进行得比较彻底；而盐类的水解由于受到中和反应的抑制进行得不彻底，存在盐类的水解平衡。中和反应为放热反应，则盐类的水解为吸热反应。(2)盐类水解的实质盐中某些离子(弱酸根阴离子或弱碱的阳离子)跟水电离出的H+或OH-结合成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡

28、，使水溶液中的H+和OH-发生变化，从而引起溶液酸碱性变化。一般情况下，盐类的水解不能进行完全。(3)盐类水解的条件只有可溶性的盐，且在水溶液中，才能够发生水解。盐的组成中必须含有弱酸根离子或弱碱阳离子。(4)盐类水解的规律强酸强碱盐不水解，其溶液显中性。如NaCl、KNO3、Na2SO4、NaBr等。强酸弱碱盐水解，其溶液显酸性。如NH4Cl、Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。强碱弱酸盐水解，其溶液显碱性。如Na2S、CH3COONa、Na2CO3、Na3PO4等。多元弱酸根离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主。如Na2CO3的水解分两步进行：CO32-+H2O HCO3-+

29、OH-(一级水解为主)HCO3-+H2O H2CO3+OH-其溶液的pH值主要由第一行水解所决定。多元弱碱阳离子的水解，实际上也是分步进行的，但按照教材要求，可以看作是一步完成的，在写其水解的离子方程式时，不必分成几步。如：Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+Al3+3H2O Al(OH)3+3H+多元弱酸的酸式酸根离子，既有水解倾向又有电离倾向。如：HCO3- CO32-+H+(电离)或HCO3-+H2O CO32-+H3O+(电离)HCO3-+H2O H2CO3+OH-(水解)有的以水解为主，其水溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、KHS等。有的以电离为主，其水溶液显酸性，如N

30、aH2PO4、NaHSO3等。弱酸弱碱盐水解，但其水解情况比较复杂，中学阶段一般不做要求，现简单讨论一下可作为自由选学。弱酸弱碱盐水解，其溶液可能呈酸性、中性或碱性，这主要由水解后生成的弱酸和弱碱的相对强弱来决定。例如醋酸铵水解：CH3COONH4+H2O CH3COOH+NH3·H2O，由于生成的NH3·H2O和CH3COOH在同温、同浓度时电离度接近，CH3COOH电离出来的H+与NH3·H2O电离出来的OH-几乎相等，因此CH3COONH4的水溶液呈中性。NaHSO4，的水溶液显酸性。因NaHSO4是强酸强碱盐，不水解，但它完全电离时生成H+而使溶液显酸性：

31、NaHSO4=Na+H+SO42-。(5)书写盐类水解离子方程式的注意事项水解反应是中和反应的逆反应，是可逆反应，因此写盐类水解的离子方程式或化学方程式时要写“ ”，而不用“=”。如Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH但在实验室用FeCl3制取Fe(OH)3胶体时，其化学方程式用“=”表示：FeCl3+3H2O Fe(OH)3(胶体)+3HCl判断出盐类组成中的弱离子，这些弱离子才是能够发生水解的离子。如Na2CO3中的CO32-，CuSO4中的Cu2+，NaHS中的HS-，AlCl3中的Al3+，Na2HPO4中的HPO42-等。由于水解是微弱的，水解反应达平衡时，生成物中并无气体和

32、沉淀生成，因此盐类水解的离子方程式中，遇有易挥发物时不写“”，遇有难溶物时不写“”号，遇有不稳定物时不写分解产物。如：HS-+H2O H2S+OH-HCO-3+H2O H2CO3+OH-Al3+3H2O Al(OH)3+3H+由于多元弱酸根离子的水解是分步进行的，且以第一步水解为主，故在写多元弱酸根水解的离子方程式时，应根据题目要求去写。例如，题目要求写出Na2S水解的离子方程式，则S2-的两步水解都应写出：S2-+H2O HS-+OH-HS-+H2O H2S+OH-若题要求写出Na2S水溶液显碱性的原因时，则可只写第一步水解的离子方程式：S2-+H2O HS-+OH-某些强碱弱酸盐溶液与强酸

33、弱碱盐溶液反应时，其中的弱酸根阴离子与弱碱阳离子可互相促进水解，使水解反应趋于完成，写其离子方程式时用“=”表示，若反应的生成物中有难溶物、易挥发物时应写“”或“”，若生物成中有不稳定物时应写其分解产物。如：Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2AlCl3溶液与Na2CO3溶液反应2Al3+3CO32-+3H2O=2Al(OH)3+3CO2(6)影响盐类水解平衡的因素主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)水解程度就越大。另外还受以下因素的影响：盐的水解是吸热反应，升高温度能促进盐的水解，使盐的水解平衡向右移动

34、。盐溶液的浓度越小，水解程度越大，即稀释溶液时可以促进盐的水解，使盐的水解平衡向右移动。向盐的水溶液中加入酸溶液(即增大H+浓度)可以抑制阳离子的水解。如在CuSO4溶液中加入稀H2SO4，可使Cu2+2H2O Cu(OH)2+2H+的水解平衡向左移动，从而抑制Cu2+的水解。向盐的水溶液中加入碱溶液(即增大OH-浓度)可以抑制阴离子的水解。如在Na2S溶液中加入NaOH溶液，可使S2-+H2O HS-+OH-的水解平衡向左移动，从而抑制S2-的水解。6酸碱中和滴定(1)酸碱中和滴定的概念用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。(2)中和滴定的原

35、理根据酸碱中和反应的实质是H+和OH-结合生成难电离的水，可知当酸提供的H+物质的量与碱提供的OH-物质的量相等时，即可完全中和。计算时可按照酸、碱发生中和反应的化学方程式中有关物质的计量数进行。例如用H2SO4滴定待测NaOH溶液：(3)中和滴定时指示剂的选择石蕊试剂的变色范围太宽(pH值5.08.0)，且颜色变化不明显，所以中和滴定时不选用。甲基橙试剂的变色范围是pH值3.14.4，酚酞试剂的变色范围是pH值8.010.0，都在强酸与强碱滴定的突跃范围之内，所以强酸与强碱相互滴定时，既可选用甲基橙，也可选用酚酞作指示剂。若用甲基橙作指示剂，强酸滴定强碱时，颜色由黄色刚好变为橙色；强碱滴定强

36、酸时，颜色由红色刚好变为橙色。若用酚酞作指示剂，强酸滴定强碱时，颜色由红色刚好褪色；强碱滴定强酸时，颜色由无色刚好变为浅红色。强碱滴定弱酸时，应选用酚酞作指示剂；强酸滴定弱碱时，应选用甲基橙作指示剂。(4)中和滴定过程中，由于操作不当引起的误差。盛标准液的滴定管 在其它操作正确的情况下：a滴定前用蒸馏水洗后未用标准液润洗。由于注入的标准液被滴定管内壁附着的水冲稀，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C待会偏高。b盛标准液的滴定管在滴定前下端尖嘴部分有气泡，滴定时原气泡处充满标准液，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C待会偏高。c滴定刚达终点时立即读数，由于附在滴定管内

37、壁的标准液尚未完全流下，会使终读数偏大，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C待会偏高。d滴定完毕后，滴定管下端尖嘴外留有液滴，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C标偏高。盛待测液的滴定管 在其它操作正确的情况下：a用蒸馏水洗后未用待测液润洗，由于待测液本身已被冲稀，会导致测出的C待偏低。b量取待测液前滴定管下端尖嘴处有气泡，量取待测液后原气泡处充满待测液，使V待的记录值大于真实值，因为C待，所以导致C待会偏低。锥形瓶 在其它操作正确的情况下：a盛待测液前用待测液润洗，由于锥形瓶内壁已沾有一定体积的待测液，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C待会偏高。

38、b滴定过程中振荡锥形瓶时溅出了一些待测液，使V标的记录值小于真实值，会导致C待偏低。c用NaOH滴定盐酸时，指示剂变色后未能“保持半分钟不褪色”，就停止滴定。这只是提醒我们终点即将到达，但并非已经到达终点，如此时停止滴定会使V标的记录值小于真实值。因为C待V标，所以导致C标会偏低。对盛标准液的滴定管读数 在其它操作正确的情况下：a滴定前平视，滴定后仰视。由于滴定后仰视时视线偏低，终读数偏大，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C待会偏高。b滴定前平视，滴定后俯视。由于滴定后俯视时视线偏高，终读数偏小，使V标的记录值小于真实值，因为C待V标，所以会导致C待偏低。c滴定前仰视，滴定后平

39、视。滴定前仰视时视线偏低，初读数偏大，使V标的记录值大于真实值，因为C待V标，所以导致C待偏高。d滴定前仰视，滴定后俯视。滴定前仰视时视线偏低，初读数偏大；滴定后俯视时视线偏高，终读数偏小。使V标的记录值小于真实值，因为C待V标，所以会导致C待偏低。7原电池通过氧化还原反应，把化学能转化为电能的装置叫做原电池。产生电流的原因是发生了氧化还原反应。(1)构成原电池的条件有两个电极，可以是活动性不同的两种金属，也可以是金属和非金属导体(如石墨)或金属氧化物(如PbO2等)。要有电解质溶液，且两个电极浸在勾通的同一电解质溶液中，构成离子的通路。两个电极经导线相连，构成电子的通路；其中一个电极要能与电

40、解质溶液发生氧化还原反应。(2)原电池的工作原理以铜、锌、稀H2SO4组成的原电池为例说明。见图2-1将锌板与铜板间隔一定距离平行插入盛有H2SO4的烧杯中，并用导线连接锌板与铜板，再串联一个电流计，发现指针偏转，说明导线上有电流通过，组成了原电池。这是因为锌溶解变成Zn2+，电子从锌极流入导线，经导线流入铜极，在铜极上H+得到电子变成H2冒出。两极上的电极反应式为负极(锌极)：Zn-2e=Zn2+(氧化反应)正极(铜极)：2H+2e=H2(还原反应)铜锌原电池发生的总反应跟锌和酸的反应一致，但电子却定向地流经导线而产生电流，使化学能转换为电能。原电池的工作原理也可概括成下表：(3)金属的腐蚀

41、和防护金属的腐蚀过程就是指金属或合金跟周围接触到的气体或液体进行化学反应时，金属原子失电子被氧化而受到腐蚀损耗的过程。化学腐蚀金属跟接触到的物质(一般是非电解质)直接发生化学反应而引起的腐蚀，没有电流产生。如金属跟接触到的O2、Cl2等直接反应，形成金属氧化物或金属氯化物等。电化学腐蚀不纯的金属(或合金)跟接触到的电解质溶液所发生的原电池反应，比较活泼的金属原子失去电子而被氧化所引起的腐蚀。电化腐蚀过程中伴有电流产生。钢铁在潮湿的空气里所发生的腐蚀就是电化学腐蚀。根据金属接触到的电解质溶液酸性强弱不同，电化腐蚀又分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀。在酸性较强的溶液中进行的腐蚀，在正极上有氢气析出，叫析氢腐

42、蚀；在酸性较弱或中性溶液中，正极上是水膜里的氧气得电子被还原，叫吸氧腐蚀。在钢铁腐蚀的总量中，电化学腐蚀占绝大多数。在电化学腐蚀中，由于在一定条件下O2在水溶液中转化为OH-比H+转化为H2要容易，故钢铁的吸氧腐蚀比析氢腐蚀更为普遍。金属的防护原理为破坏原电池的形成条件，具体措施是：改变金属内部组织结构，使其不易腐蚀，如不锈钢等。在金属表面覆盖保护膜，隔离金属与外界的接触，如涂油漆、油脂，覆盖搪瓷或塑料、电镀、喷镀等。电化学保护法中应用较多的是牺牲阳极的阴极保护法。8电解使直流电通过电解质溶液，而在阴、阳两极发生氧化还原反应的过程叫做电解。(1)电解池借助电流引起氧化还原反应，而把电能转化为化

43、学能的装置叫做电解池。电解池中电极的确定阴极：与直流电源的负极相连的电极叫电解池的阴极，电解时阴极上发生还原反应。阳极：与直流电源的正极相连的电极叫电解池的阳极，电解时阳极上发生氧化反应。惰性电极与活性电极惰性电极：用Pt、Au、石墨等为材料制作的电极，惰性电极本身不参与电极上的氧化还原反应，只起导电作用。活性电极：除Pt、Au及在电解时很容易钝化的Pb、Cr以外的金属制作的电极，它作阳极时电极材料本身失去电子而发生氧化反应，它作阴极时则只起导电作用。使用惰性电极进行电解时，溶液中阴、阳离子放电顺序在离子浓度等其它条件相同的情况下：常见阳离子放电顺序是：Au3+Ag+Hg2+Cu2+H+Pb2

44、+Fe2+Zn2+Al3+常见阴离子放电顺序是：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-F-注意，若阳极是活性电极性时，溶液中的阴离子一律不放电，而是活性电极本身被氧化。(2)电解规律(用惰性电极电解时)电解含氧酸盐溶液、强碱溶液、活泼金属的含氧酸盐溶液时，实际上是电解水。如电解H2SO4、HNO3、NaOH、Na2SO4等溶液时，其电极反应式为：阳极：4OH-4e2H2O+O2阴极：4H+4e2H2电解方程式为：2H2O 2H2+O2电解后溶液中溶质的质量分数增大。电解无氧酸溶液(氢氟酸除外)、不活泼金属的无氧酸盐溶液时，只是电解质本身被电解。如电解盐酸的电极反应式为：阳极：2Cl-2

45、eCl2阴极：2H+2eH2电解方程式为：通电2HCl H2+Cl2又如电解CuCl2溶液的电极反应式为：阳极：2Cl-2eCl2阴极：Cu2+2eCu电解方程式为：CuCl2 Cu+Cl2电解后溶液中溶质的质量分数减小。电解不活泼金属的含氧酸盐溶液时，电解质和水都有一部分被电解。如电解CuSO4溶液时的电极反应式为：阳极：4OH-4e=2H2O+O2阴极：2Cu2+4e=2Cu电解方程式为：2CuSO4+2H2O 2H2SO4+2Cu+O2又如电解AgNO3溶液的电极反应式为：阳极：4OH-4e2H2O+O2阴极：4Ag+4e4Ag电解方程式为：4AgNO3+2H2O 4HNO3+4Ag+O

46、2电解后原溶液中溶质的质量分数减小。电解活泼金属的无氧酸盐溶液时，电解质和水都有一部分被电解。如电解NaCl溶液时的电极反应式为：阳极：2Cl-2eCl2阴极：2H+2eH2电解方程式为：2NaCl+2H2O 2NaOH+H2+Cl2电解后原溶液中溶质的质量分数减小。(3)电解时溶液pH值的变化电解过程中若只有H2生成，而无O2生成时，必同时生成碱，电解后溶液的pH值增大。如电解NaCl溶液或电解KCl溶液。电解过程中若只有O2生成，而无H2生成时，必同时生成酸，电解后溶液的pH值减小。如电解CuSO4溶液、AgNO3溶液。电解过程中既没有H2生成，也没有O2生成时，必既不生成碱也不生成酸，电解后溶液的pH值基本不变。如电解CuCl2溶液。电解过程中既有H2生成又有O2生成时，即只电解水时，若原溶液为酸则电解后溶液的pH值变小，若原溶液为碱则电解后溶液的pH值变大，若原溶液为盐则电解后溶液的pH值不变。电解无氧酸时，由于电解质本身被电解，电解后溶液的pH值变大。(4)电解的应用电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。在电镀槽中，把待镀金属制品(镀件)作阴极，把镀层金属作阳极，用含有镀层金属离子的溶液作电镀液。电解饱和食盐水氯碱工业用石墨作阳极，铁作阴极，在立式隔膜电解槽中电解饱和食盐水，以制取氯气、烧碱和氢气。电解法冶炼活泼金属电解熔融