第十章电解质.docx
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第十章电解质
第十一章电解质
一、强电解质和弱电解质
二、水的电离和溶液PH值
三、盐水解
四、中和滴定
五、电化学
六、胶体
第一部分强弱电解质
一、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、NH3·H2O、BaSO4、NaCl、Na2O、Al2O3等
CO2、SO3、NH3、CH4、C2H5OH、蔗糖等
2、物质分类与电解质的关系
单质——既不是电解质,也不是非电解质
化合物
电解质:
NH3·H2O、H2CO3、H2SO3、H2SO4……
非电解质:
NH3、CO2、SO2、SO3……
纯净物
物质
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
①实质:
自由电子的定向移动
②物理变化:
③T↑;电阻增大
2)电解质导电
①条件:
在溶液中或溶化状态下
②实质:
电解
③过程分析——讨论Na2SO4溶液的导电
a.Na2SO4(aq)==2Na++SO42—
b.Na+、SO42—在电场作用下作定向移动
c.电解:
阳极:
4OHv–4e==O2↑+2H2O
阴极;4H++4e==2H2↑
在溶液中起平衡电荷作用,增强溶液导电性
d.Na+—→阴极
SO42——→阳极
与量多少无关
④电解质溶液导电强弱取决于离子浓度(与电解质强弱无关)
在等离子浓度的前提下,取决于阴、阳离子所带电荷数
⑤化学过程T↑电阻减小
eg:
把0.05molNaOH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
导电能力
C、0.5mol/L醋酸D、0.5mol/LNH4Cl(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
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,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同存在
电离方程式
不可逆,不分步电离
如:
H2SO4==2H++SO42—
BaSO4==Ba2++SO42—
可逆,分步电离
如:
H2S
H++HS—
HS—
H++S2—
实例
强酸:
H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI
强碱:
NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
绝大多数盐:
NaCl、BaSO4、NaHCO3、NH4Cl
活泼的金属氧化物:
Na2O、Al2O3
弱酸:
H2CO3、H2S、HF、H2SO3、H3PO4、HClO、CH3COOH、HCN
弱碱:
NH3·H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2
少数盐:
Pb(Ac)2、HgCl2
2、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:
①逆:
(AB
A++B—)正向:
离子化;逆向:
分子化
②等:
v正=v逆
③定:
④动:
⑤变:
eg1:
如何证明CH3COOH存在电离平衡?
CH3COOH
CH3COO—+H+
(加石蕊变红,加CH3COONa[H+]↓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
A、1mol/L甲酸溶液的PH约为2
B、甲酸能与水以任意比例互溶
C、10ml1mol/L甲酸恰好与10ml1mol/LNaOH溶液完全反应
D、在相同条件下,甲酸的导电性比强酸溶液弱
eg3:
能使H2O+H2O
H3O++OH—电离平衡向正方向移动,且所得溶液呈酸性的是
A、在水中加NaHCO3B、在水中加CuCl2
C、在水中加稀H2SO4D、将水加热至99℃,其中[H+]=1×10-6mol/L
2)电离度(a)——转化率(某条件下最高转化率)
①定义:
当弱电解质在溶液里达到电离平衡时,溶液中已电离的电解质分子数占原来总分子(包括已电离的和未电离的)的百分数。
②表达式:
同一溶液
eg:
一元弱酸:
[H+]=C原·a;HA
H++A—
③意义:
a.表示弱电解质的相对强弱——在等浓度的前提下,电离度越大,电离愈充分,电解质相对越强。
b.指明温度、浓度
c.电离度必须用百分数表示
—COOH
强酸的酸性顺序:
H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>>CH3COOH>H2CO3>H2S
—OH
>HClO>HCN>>HCO3—
2、25℃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。
④影响因素
α.浓度
eg:
HAc
H++Ac—
C↑,a↓;C,↑a↑(从平衡移动的角度分析)
b.温度——电离过程吸热
T↑,a↑;T↓,a↓
c.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↓
d.能反应的离子
eg1:
外界条件变化对a等影响的情况分析
例:
25℃时,0.1mol/LCH3COOH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
CH3COO—+H+–Q):
移动方向
a
n(H+)(mol)
[H+]
导电性
加水
→
↑
↑
↓
↓
加冰醋酸
→
↓
↑
↑
↑
升温
→
↑
↑
↑
↑
加醋酸钠
←
↓
↓
↓
↑
加少量NaOH
→
↑
↓
↓
↑
eg2:
甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L,则甲、乙两瓶中[OH—]之比。
3)电离平衡常数
①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。
②表达式:
HAc
H++Ac—
eg:
HAc
H++Ac—
初:
c00
平:
C–CaCaCa
当a很小时,1–a=1
K=Ca2
a=
C↑,a↓
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
eg:
用水稀释0.1mol氨水时,溶液中随着水量的增加而减小的是()
A、
B、
C、[H+][OH—]D、OH—的物质的量
3、电离方程式书写
1)强电解质“==”,弱电解质书写“
”
2)条件
①熔融状态——离子型(断离子键)
②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
①酸式盐
a.强酸酸式盐eg:
NaHSO4
水溶液:
NaHSO4==Na++H++SO42—
熔融态:
NaHSO4==Na++HSO4—
b.弱酸酸式盐eg:
NaH2PO4
水溶液:
NaH2PO4==Na++H2PO4—;H2PO4—
H++HPO42—;HPO42—
H++PO43—
熔融态:
NaH2PO4==Na++H2PO4—
②难溶性电解质
a.难溶性强电解质
BaSO4(s)
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。
eg:
PbAc2
b.难溶性弱电解质
Mg(OH)2(s)
Mg2++2OH—(双平衡:
溶解平衡、电离平衡)
③饱和电解质溶液
NaCl(s)
Na+Cl—(溶解与结晶平衡)
④多元弱酸分步电离
H2CO3
H++HCO3—(第一步电离为主)
HCO3—
H++CO32—(第一步对第二步有影响)
⑤多元弱碱分步电离,一步表示
Mg(OH)2
Mg2++2OH—
第二部分水的电离与溶液的PH值
一、水的电离
1、H2O
H++OH—;2H2O
H3O++OH—(自偶电离)
①水是一种极弱电解质,故可看作一元弱酸,又可看作一元弱碱。
+
··
三角键形结构
H
O
H
×
·
··
×
·
··
HOH
配位键
··
×
·
×
·
②HOH
|
H
H
×
H
③自偶电离举例
NH3+NH3
NH4++NH2—
HF+HF
H2F++F—
2、水的电离平衡
25℃1L水
H2O
H++OH—
1×10-71×10-7
①2H2O=
×100%=1.8×10-7%(很小)
②K电离=
K电离·[H2O]=[H+][OH—]
③水的离子积(25℃)—→Kw=[H+][OH—]=10-7×10-7=10-14
a.Kw(100℃)=[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—]
溶液中
eg:
碱的溶液:
Kw=[OH—]H2O·{[H+]醇+[H+]H2O}
计算时可省略
酸的溶液:
Kw=[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)。
④水电离平衡的影响因素举例分析
平衡移动
[H+]
[OH—]
a
KW
升高温度
→
↑
↑
↑
↑
加盐酸
←
↑
↓
↓
—
加烧碱
←
↓
↑
↓
—
加FeCl3溶液
→
↑
↓
↑
—
加纯碱
→
↓
↑
↑
—
eg1:
25℃时,
(1)10L水中含OH—物质的量为,含H+个数个(Na为阿氏常数)
(2)1g水中含H+个数约为个
(3)1mol水中含OH—物质的量
eg2:
已知25℃时某水溶液的PH=10,该水溶液中水的电离近似为。
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=10-10αH2O=
×100%=1.8×10-10%(比较纯水电离)
Ⅱ.若为盐(aq),[OH—]H2O=10-4αH2O=
×100%=1.8×10-4%(比较纯水电离)
二、溶液酸碱性
1、溶液的PH值
①定义:
PH=-lg[H+]←—溶液中[H+];[H+]=10—PH
a.POH=-lg[OH—]←—溶液中[OH—];[OH—]=10—PH=10PH—14
b.25℃PH+POH=-lg[H+][OH—]=-lg10—14=14
②适应对象:
[H+][OH—]小于1mol/L的稀溶液
PH值范围:
0≤PH≤14
③性质:
PH值改变n个单位,[H+]和[OH—]改变10n倍
④PH值测定
a.酸碱指示剂——只能测其酸碱性,即PH值的大致范围。
b.PH试纸测定法——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
Ⅱ.只能取整数值
c.PH计测定法
⑤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
5~8紫
8~篮
甲基橙
橙色
~3.1红
3.1~4.4橙
4.4~黄
酚酞
无色
~无
8~10浅红
40~红
2、溶液的酸碱性
①溶液酸碱性判断
a.任何温度下
[H+]>[OH—]酸性
本质[H+]=[OH—]中性
[H+]<[OH—]碱性
b.25℃Kw=1.0×10-14
PH越小,酸性越强
PH越大,碱性越强
表现
[H+]>1×10-7
PH<7酸性
[H+]=1×10-7
PH=7中性
[H+]<1×10-7
PH>7碱性
思考:
已知100℃时,Kw=1.0×10-12,此时纯水PH值多少?
其酸碱性如何?
②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PH变化较大;碱也如此。
b.酸与碱的PH之和为14,等体积混合。
Ⅰ.若为强酸、强碱,则PH=7(恰好中和)
Ⅱ.若为强酸、弱碱,则PH>7(碱过量)
Ⅲ.若为弱酸、弱碱,则PH<7(酸过量)
c.等体积强酸(PH1)和强碱(PH2)混合
Ⅰ.PH1+PH2=14PH=7
Ⅱ.PH1+PH2>14PH>7(碱过量)
Ⅲ.PH1+PH2<14PH<7(酸过量)
一元强酸与一元弱酸的比较
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:
比较项目
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
一元强酸
∨∧相同相同∨
一元弱酸
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(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
一元强酸
相同∧∧∨相同
一元弱酸
三、关于溶液PH的计算
1、单一溶液的PH计算
①强酸溶液eg:
HnA,设浓度为Cmol/L
[H+]=nCmol/LPH=-lg[H+]=-lgnC
②强碱溶液eg:
B(OH)n设浓度为Cmol/L
[OH—]=nCmol/LPOH=-lg[OH—]=-lgnC
PH=14–OH=14+lgnC
③一元弱酸(碱):
设浓度为Cmol/L,电离度为α
酸:
[H+]=CαPH=-lg[H+]=-lgCα
碱:
[OH—]=CαPOH=-lg[OH—]=-lgCα
PH=14+lgCα
④强酸(碱)的稀释——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1
Ⅱ.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
①两强酸混合
CH+混=
②两强碱混合
COH—混=
③强酸、强碱混合(一音过量)
CH+
COH—
=
若酸过量,按酸剩余多少求PH;否则按碱求PH。
eg1:
重水D2O在25℃时,Kw=10-12,定义PD=-lg[D+],POD=-lg[OD—],则下列说法正确的是:
A、25℃纯重水PD=7
B、25℃0.1mol/LNaCl的重水溶液PD=POD
C、25℃时,1mol/L的DCl重水溶液PD=0,POD=12
D、25℃时,0.01mol/L的NaOD溶液中POD=10
eg2:
将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,溶液中氢离子浓度最接近的是:
A、
(10-8+10-10)mol/LB、(10-8+10-10)mol/L
C、(1×10-4-5×10-5)mol/LD、2×10-10mol/L
解:
[OH—]=
[H+]=
=2×10-10
eg3:
99mL0.1mol/L的盐酸和101mol0.05Ba(OH)2溶液相混合后,溶液的PH值为。
判断:
Ba(OH)2过量:
OH—=0.101×0.05×2–0.099×0.1=2×10-4mol
[OH—]=
=10-3mol/LPOH=-lg[OH—]=3
PH=11
eg4:
用amol/L的盐酸L与bmol/L的氨水mL混合后溶液PH=7,则anbm,原因是,混合溶液中[NH4+][Cl—];判断依据。
eg5:
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
eg6:
25℃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PH=a,强碱PH=b
则[H+]酸=10-amol/L;[OH—]碱=10b–14
∵nH+酸=nOH—碱即:
10-a×1=10b–14×10
10-a=10b-13
=10-13
10-(a+b)=10-13
a+b即PH酸+PH碱=13
发散:
强酸(PH1)与强碱(PH2)混合呈中性时,二者体积与PH的关系规律:
Ⅰ.若PH1+PH2=14则v酸:
v碱=1:
1
Ⅱ.若PH1+PH2>14则v酸:
v碱=10(PH+PH)—14:
1
Ⅲ.若PH1+PH2<14则v酸:
v碱=1014—(PH+PH):
1
PH1+PH2=a则v酸:
v碱=10(n—14):
1
第三部分盐类的水解
一、盐类的水解
H2O
H++OH—
+++
AB===B—+A+
水解
中和
HB+AOH
1、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:
①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
②阳离子(水解)呈酸性阴离子(水解)显碱性
例:
Ⅰ.NaCl、KNO3、Na2SO4等不水解PH=7
Ⅱ.NaHSO4不水解PH<7
Ⅲ.NaF、MgCl2
Ⅳ.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++HCO3—+H2O
NH3·H2O+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—、S2—、HS—、AlO2—
b.Fe3+—→CO32—、HCO3—、AlO2—
c.SiO32——→NH4+、Al3+、Fe3+
d.有些不彻底进行的水解,加热可以彻底进行
煮沸
△
AlCl3+3H2O==Al(OH)3↓+3HCl↑
△
FeCl3+3H2O==Fe(OH)3(胶体)+3HCl↑
(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:
NH4HSO3、NH4H2PO4、(NH4)2SO3
中性:
CH3COONH4
碱性:
NH4CN
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:
H2SO3>H3PO4>HF>
CH3COOH>H2CO3>H2S>HCN;弱碱:
Mg(OH)2>Al(OH)3>Fe(OH)3。
外因——影响水解平衡移动的因素
①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:
不同的加热条件对FeCl3溶液水解平衡的影响列表如下:
Fe3++3H2O
Fe(OH)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
②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。
③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OH—,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
Fe(OH)3+3H+–Q
条件
移动方向
H+数
pH值
Fe3+水解程度
现象
升温
→
↑
↓
↑
通HCl
←
↑
↓
↓
加H2O
→
↑
↑
↑
加Fe粉
←
↓
↑
↑
加NaHCO3
→
↓
↑
↑
6、表示方法——离子方程式、化学方程式
盐类水解离子方程式的书写要领:
①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“==”。
②水解反应一般程度较小,生成物中并无气体和沉淀生成,不能写“↑”和“↓”符号。
(注:
双水解能彻底的用“↑”“↓”)
③多元弱酸根水解是分步进行,以第一步水解为主。
如Na2S溶于水时,S2—水解:
S2—+H2O
HS—+OH—。
④多元弱碱阳离子水解复杂,可看作一步水解反应。
如Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+。
⑤多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向。
有的以水解为主,如:
HCO3—、HS—、HPO42—等,其强碱的酸式盐水溶液呈碱性;又如HSO3—、H2PO4—等,其强碱的酸式盐水溶液以电离为主,呈酸性(弱酸性),在不同的条件下,可能是水解也可能是电离,其离子方程式的写法是有区别的。
二、盐类水
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