第十一章電解質(zhì)

1、第十一章 電解質(zhì)一、強(qiáng)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(qiáng)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(diǎn)離子化合物或共價(jià)化合物共價(jià)化合物舉 例H2SO4、H2S、NaOH、NH3H2O、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)：NH3H2O、H

2、2CO3、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(shí)質(zhì)：自由電子的定向移動(dòng)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(shí)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(chǎng)作用下作定向移動(dòng)c. 電解： 陽(yáng)極：4OHv 4e = O2+ 2H2O 陰極；4H+ + 4e = 2H2在溶液中起平衡電荷作用，增強(qiáng)溶液導(dǎo)電性d. Na+ 陰極 SO42 陽(yáng)極與量多少無(wú)關(guān)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電強(qiáng)弱取決于離子濃度（與電解質(zhì)強(qiáng)

3、弱無(wú)關(guān)） 在等離子濃度的前提下，取決于陰、陽(yáng)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(qǐng)回答：（1）“0”點(diǎn)導(dǎo)電能力為0的理由 （2）a、b、c三點(diǎn)溶液PH由小到大順序 （3）a、b、c三點(diǎn)中電離度最大是 區(qū)別強(qiáng)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(qiáng)弱來區(qū)別。 實(shí)驗(yàn)表明，等體積、濃度均為0.5mol/L的鹽酸的

4、導(dǎo)電能力比HAc溶液的導(dǎo)電能力大得多，因?yàn)槿芤簩?dǎo)電能力的強(qiáng)弱是由溶液里自由移動(dòng)離子濃度的大小決定的，此實(shí)驗(yàn)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(cè)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(qiáng)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、同體積的溶液與同一種物質(zhì)反應(yīng)的速率

5、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(zhǎng)時(shí)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(duì)應(yīng)的鈉鹽溶液的pH大小來區(qū)別。 在常溫下用pH試紙測(cè)定0.1 mol/L的NaCl和NaAc溶液的酸堿性，實(shí)驗(yàn)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(qiáng)酸，HAc是弱酸。 規(guī)律4 等物質(zhì)的量濃度下，各n元酸的納鹽溶液，溶液的pH越

6、大，其“對(duì)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(cè)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(qiáng)酸，HAc是部分電離的弱酸。 規(guī)律5 在pH相同時(shí)，同體積的n元酸，抗稀釋能力越強(qiáng)，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(shí)消耗的量的多少來區(qū)別。 體積都為10mL、pH都為2的鹽酸和HAc溶液，分別同0.0

7、1mol/L的NaOH溶液進(jìn)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(shí)，隨H+濃度的減少，電離平衡：HAc H+ + Ac 向右移動(dòng)，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(qiáng)，酸越弱。 7通過向酸溶液中加入與之對(duì)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(cè)定溶液pH的變化，結(jié)果無(wú)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NaAc固體，用pH試紙測(cè)定溶

8、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(dòng)。 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(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)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(qiáng)極性共價(jià)鍵極性共價(jià)鍵有無(wú)電離平衡無(wú)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+ + HS HS H+ + S2

9、實(shí) 例強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI強(qiáng)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：NH3H2O、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(shí)的狀態(tài)。 特點(diǎn)：逆：（AB A+ + B）正向：離子化；逆向：分子

10、化等：v正 = v逆定：動(dòng)：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(qiáng)酸溶液弱eg3: 能使H2O + H2OH3O+ + OH 電離平衡向正方向移動(dòng)，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H2SO4D、將水加熱至99，其中H+ =

11、 110-6 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(dá)到電離平衡時(shí)，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?jǐn)?shù)。表達(dá)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(duì)強(qiáng)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(duì)越強(qiáng)。b. 指明溫度、濃度c. 電離度必須用百分?jǐn)?shù)表示COOH強(qiáng)酸的酸性順序：H2SO3H3PO4HFHCOOH CH3COOHH2CO3H2SOHHClOHCN HCO3 2、25時(shí)，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

12、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(dòng)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(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)使弱電解ad. 能反應(yīng)的離子eg1: 外界條件變化對(duì)a等影響的情況分析 例：25時(shí)，0.1mol/L CH3COOH達(dá)電離平衡后，改變條件，其平衡移動(dòng)方向、a、n (H+)、H+，導(dǎo)電性的變化見下表（CH3COOH CH3COO + H+ Q）：移動(dòng)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.

13、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(dá)平衡時(shí)，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(gè)常數(shù)。表達(dá)式：HAc H+ + Ac eg：HAc H+ + Ac初： c0 0平：C CaCaCa當(dāng)a很小時(shí)，1 a = 1 K = Ca2 a = C，a注：a. 各微粒濃度為平衡時(shí)的濃度b. K電離 只與溫度有關(guān)而與濃度無(wú)關(guān)c. K電離 隨溫度升高而增大eg1 用水稀釋0.1mol氨水時(shí)，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 molL-

14、1，電離度為a1 ；B溶液的c (NH4+)為c molL-1，電離度為a2，則下列說法中錯(cuò)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molL-13、電離方程式書寫 1）強(qiáng)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(jià)鍵、離子鍵）3）部分電解質(zhì)電離方程式書寫酸式鹽a. 強(qiáng)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

15、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(qiáng)電解質(zhì) BaSO4 (s) Ba2+ + SO2（溶解平衡） 注：電解質(zhì)強(qiáng)弱與電解質(zhì)的溶解性無(wú)關(guān)；相反，易溶的不完全是強(qiáng)電解質(zhì)。eg: PbAc2b. 難溶性弱電解質(zhì) Mg(OH)2 (s) Mg2+ + 2OH（雙平衡：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(duì)第

16、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)HOHH O H配位鍵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 110-7 110-7(H2O) = 100% = 1.810-7%（很?。㎏電離 = K電離H2O = H+ OH水的離子積（25） Kw = H+OH

17、= 10-710-7= 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。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(wú)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(jì)算時(shí)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(dòng)H+

18、OHaKW升高溫度加 鹽 酸加 燒 堿加FeCl3溶液加 純 堿eg1:25時(shí)，(1) 10L水中含OH 物質(zhì)的量為 ，含H+ 個(gè)數(shù) 個(gè)（Na為阿氏常數(shù)）(2) 1g 水中含H+ 個(gè)數(shù)約為 個(gè)(3) 1mol 水中含OH 物質(zhì)的量 eg2: 已知25時(shí)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(qiáng)堿弱酸鹽 . 若為堿 (aq)，則H+ H2O = 10-10 H2O = 100% = 1.810-10%（比較純水電離） . 若為鹽 (aq)，OH H2O = 10-4 H2O = 100% = 1.810-4%（比較純水電離）二、溶液酸堿性 1、

19、溶液的PH值定義：PH = - lgH+ 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(duì)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(gè)單位，H+和OH改變10n倍PH值測(cè)定a. 酸堿指示劑只能測(cè)其酸堿性，即PH值的大致范圍。b. PH試紙測(cè)定法最簡(jiǎn)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(rùn)試紙. 只能取整數(shù)值c. PH計(jì)測(cè)定

20、法常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑本色變色范圍的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(wú)色無(wú)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+ 110-7 PH7酸性H+ = 110-7 PH=7中性H+ 7堿性思考：已知100時(shí)，Kw = 1.010-12，此時(shí)純水PH值多少？其酸堿性如何？不同溶液酸堿性比較a. PH相同的強(qiáng)酸和弱酸溶液，加水稀釋相同倍數(shù)，則強(qiáng)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(qiáng)酸、強(qiáng)堿，則PH = 7（恰好中和）. 若為強(qiáng)酸、弱堿，則P

21、H 7（堿過量）. 若為弱酸、弱堿，則PH 14PH 7（堿過量）. PH1 + PH2 14PH 7（酸過量）一元強(qiáng)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(qiáng)酸（如鹽酸）與一元弱酸（如醋酸）的比較見下表：比較項(xiàng)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(qiáng)酸相同相同一元弱酸eg2：相同PH、相同體積的一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較見下表：比較項(xiàng)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(qiáng)酸相同相同一元弱酸三、關(guān)于溶液PH的計(jì)算 1、單一溶液的PH計(jì)算強(qiáng)酸溶液 eg: HnA，設(shè)濃度為C mol/L H+

22、= nC mol/L PH = - lg H+ = - lg nC強(qiáng)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 + 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(qiáng)酸（堿）的稀釋有限稀釋，無(wú)限稀釋. 有限稀釋：強(qiáng)酸每稀釋10倍，CH+ 減小10倍，PH增大1強(qiáng)堿每稀釋10倍，COH 減小10倍，PH減小1. 無(wú)限稀釋：當(dāng)溶液稀

23、釋倍數(shù)很大，PH只能接近“7”，而不能超過“7”。 2、酸、堿混合計(jì)算兩強(qiáng)酸混合 C H+混 = 兩強(qiáng)堿混合 C OH混 = 強(qiáng)酸、強(qiáng)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(duì)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+ ) 14 則v酸 : v堿 = 10(PH + PH)14:1. 若PH1 + PH2 14 則v酸 : v堿 = 1014 (PH + PH

24、):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(shí)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(diǎn)：吸熱、可逆、程度?。ㄒ话闼獍俜致?%） （中和反應(yīng)是一個(gè)放熱反應(yīng)）4、規(guī)律：有弱才水解 無(wú)弱不水解 越弱越水解 都弱都水解 誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性 同強(qiáng)顯中性陽(yáng)離子（水解）呈酸性 陰離子（水解）顯堿性 例

25、：. NaCl、KNO3、Na2SO4等不水解 PH=7 . NaHSO4 不水解 PHH3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHCN；弱堿：Mg(OH)2Al(OH)3Fe(OH)3 。外因影響水解平衡移動(dòng)的因素溫度，因水解是吸熱過程，升高溫度可促進(jìn)水解，使水解平衡向右移動(dòng)，水解百分率增大。 eg：不同的加熱條件對(duì)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(qiáng)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(dòng)，但水解百分率減??；稀釋時(shí)可以促進(jìn)水解，水解平衡向

26、右移動(dòng)，水解百分率增大。 酸堿度，向鹽的溶液中加入H+，可以促進(jìn)陰離子水解，抑制陽(yáng)離子水解；向鹽的溶液中加入OH，可以促進(jìn)陽(yáng)離子水解，抑制陰離子水解。 eg：不同條件對(duì)FeCl3水解平衡的影響列表如下： Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ Q條件移動(dòng)方向H+ 數(shù)pH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(shí)要寫“”不用“=”。 水解反應(yīng)一般程度較小，生成物中并無(wú)氣體和沉淀生成，不能寫“”和“”符號(hào)。（注：雙水解能徹底的用“”“”） 多元弱

27、酸根水解是分步進(jìn)行，以第一步水解為主。如Na2S溶于水時(shí)，S2水解： S2 + H2O HS + OH。 多元弱堿陽(yáng)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： HCO3、HS、HPO42等，其強(qiáng)堿的酸式鹽水溶液呈堿性；又如HSO3、H2PO4等，其強(qiáng)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(shí)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

28、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(shí)，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(shí)驗(yàn)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(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(shí)有時(shí)會(huì)考慮鹽類水解，如只用一種試劑鑒別：Na2CO3、NaOH、AgNO3、Na2S、C6H5OH、NaNO3六種

29、溶液。 答案為FeCl3溶液。 （5）堿性溶液如Na2CO3、Na2SiO3溶液保存時(shí)不能用玻璃塞。 3、化學(xué)事實(shí)分析中的應(yīng)用 （1）比較溶液的酸堿性的pH值時(shí)，需考慮鹽類水解。如比較同濃度a. Na2SiO3 b.Na2CO3 c. NaHCO3 d. CH3COOH e. NaHSO4 f. NH4Cl g.NaNO3 的pH值的大?。篴bcgfd.e . （2）判斷離子共存問題時(shí)，需考慮鹽水解，常見的，因強(qiáng)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(qiáng)，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HC

30、O3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(shí)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+CO32OHHCO3H+. （4）加熱、濃縮、蒸干某些鹽溶液時(shí)，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(jìn)行

31、）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(wú)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(gè)方面 （1）注意溶液的顏色。常見的有色離子有：Cu2+（藍(lán)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

32、Cl2Br2Fe3+I2SO2S 還原性順序：FClBrFe2+ISO32H2PO4 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+CO32OHHCO3H+ 不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液其他離子對(duì)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(jìn)行綜合分析 如電離因素、水解因素等。 （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(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)，也

33、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(gè)OH，必然電離出一個(gè)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：

34、 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: AlCl3 (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

35、酸堿中和滴定一、概念 1、定義：用已知濃度的酸（或堿）測(cè)定未知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法。 2、原理：H+ + OH = H2O n H+ = n OHCH+V H+ = COHVOH C標(biāo)V標(biāo) = C未V未 3、實(shí)驗(yàn)關(guān)鍵：準(zhǔn)確測(cè)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(shí)驗(yàn)儀器 1、酸式滴定管：不能盛放堿液、Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液以及HF；中性，強(qiáng)氧化性溶液可盛放。 2、堿式滴定管：不能盛放酸性溶液和強(qiáng)堿性溶液。 3、錐形瓶其中加入待測(cè)液或標(biāo)準(zhǔn)液，再滴23d指示劑洗滌后不能潤(rùn)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(tái)、滴定管夾、燒杯

36、（輔助儀器）三、實(shí)驗(yàn)試劑 1、標(biāo)準(zhǔn)溶液、待測(cè)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(diǎn)。（終點(diǎn)中點(diǎn)，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(rùn)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(cè)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(dòng)錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中顏色變化。滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖。終點(diǎn)：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(jì)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

37、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(qiáng)酸 強(qiáng)堿 甲基橙（黃 橙）強(qiáng)堿 強(qiáng)酸 酚酞（無(wú) 淺紅）強(qiáng)酸 強(qiáng)堿 甲基橙（黃 橙）（酸性區(qū)指示劑）強(qiáng)堿 弱酸 酚酞（無(wú) 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(diǎn)的顏色變化得到兩個(gè)終點(diǎn)，然后根據(jù)各終點(diǎn)消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積和濃度，算出各成分的含量。HCl eg1: NaOH + Na2CO3 v1NaOHNa2CO3酚酞（紅）（Na2CO3使酚酞顯紅色）V2NaCl (+H2O)Na2CO3 (+NaCl)甲基橙(黃) (無(wú))H2CO3 (+NaCl) 橙HCl eg2:

38、 Na2CO3 + NaHCO3 兩v1Na2CO3NaHCO3酚酞（紅）V2 Na2CO3NaHCO3 甲基橙(黃) (無(wú))H2CO3 (+NaCl) 橙六、誤差分析 從公式出發(fā)進(jìn)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(diǎn)：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(jìn)行，則轉(zhuǎn)移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(gè)活潑性不同的電極（形成電位差）電解質(zhì)溶液（提供離子運(yùn)動(dòng)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(gè)角度設(shè)置畫圖 注：a. 區(qū)別電

39、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(shí)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(fù)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(fù)極的金屬比充當(dāng)正極的金屬活潑。e. 負(fù)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(fù)極，較不活潑的金屬為正極。 分析 這句話在大多數(shù)情況下是對(duì)的。但是如果是Mg、Al連接放入NaOH溶液中，哪一個(gè)是負(fù)極？如果是Cu、Al連接放入濃硝酸中，哪一個(gè)是正極？ 原電池中的正負(fù)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

40、潑的金屬為負(fù)極，而原來的描述對(duì)于初學(xué)者來說也并無(wú)不妥，關(guān)鍵是在理解時(shí)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(shí)際就是一種自發(fā)的氧化還原反應(yīng)，所以對(duì)這種問題我們不妨換個(gè)角度看：把正極和負(fù)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(fù)極。H2SO4 3、工作原理（Zn Cu）2eZn + H2SO4 = ZnSO4 + H2負(fù)極正極電解質(zhì)溶液氧化反應(yīng)Zn 2e = Zn2+Zn不斷溶解進(jìn)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(yáng)離子移向平衡電離 注：從工作原理判斷正、負(fù)電極。原電池原

41、理運(yùn)用。. 通過原電池正負(fù)極判斷，比較兩金屬的活潑性。 活潑性：負(fù)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(jìn)行金屬保護(hù)（犧牲陰極、陽(yáng)極保護(hù)法）. 利用原電池原理進(jìn)行判斷金屬腐蝕先后順序. 利用原電池原理設(shè)計(jì)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（

42、+）：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: 熔融碳酸鹽燃料電池Li2CO3、K2CO3(熔)650（-）NiCrAl合金 Ni（+）4eCO + H2 + O2 = CO2 + H2O（-）H2 + CO + 2CO32 4e = 3CO2 + H2O（+）2CO2 + O2 + 4e = 2CO32. 一次電池負(fù)極參加反應(yīng)的原電池 活潑金屬作電極材料且參加負(fù)極反應(yīng)eg: 普通鋅錳電池（干電池）4eZnCl2、NH4Cl、MnO2、淀粉糊650（-）鋅 石墨2Zn + 4NaCl + 4MnO2 =