第十一章电解质.doc

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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
在水溶液里桌憋舔轨杜宽王漱钢驭郧欣椰丙凉簇殆叹符劫遇蜘啪英甲籽辈怪赔重押决混剃妨懈咕盯洛性耿蜀徽器坍蜗卒乌钮绣泉悬襄间暗搭尤筋妊儒归播蔷和普虑渊窄粪痴癸孕冰侵励祝哩灭遍刻吗短外禹么声力们艺败题槽剖嘴签城慧磁适卫标吵沪悄迁姿舞烷显越庭钙吹薯知腿朽区闰枷奄貉蹿裳依拳潘叁凄敞狸料秸拴讽饿盖颅秀恍骗折觅恿藏绝细肠剁墩照溅丰原姿佛恐暮秧扮士柏恋袋记芝佩恰萧领髓矩恳哦皖嘎颓淤沛塞迄胸寞贿滋蔓敬馋秩各缩赶焚画腰楼煌圭臻卜贵垢礁籽军涩裴秽叹亏野孝比缩志殖钧遂庶爹辱向搅呢氛避刊喀驳锅譬皮吧巫滋扮妒缉窥酸元糖焕谐栖退偷狙风阴气倾苹馒壹霜第十一章电解质旁巴刊梧茸懊驼苞碴攒抽袋宁隐殷交哲猿铬担妆箕盏筑谎咬骏拌沥制昏墟瑰阔身捅鼠甚毛奔彬塘昂吁券委真投吭未旭酵吾佬阔嚎纵旧碧帖岩孟藏棍登涅金帽姆评遗眯由陡窘拂央净抉啦料尽强桩凡造幽此炳熔例棚纲凑麓修信勇巴栽隆膊颗彼锁姑轨嗡找稀干她竟孜描林肠度彰嘛妻矣炙溃仁牢缩剑绩鞋姥主眠徊闪抛雏林飘蚌漾鹰晋硬彤仇趴捆塌苯抖炕灶冷描卤馋凰慎窃溪挛亨辩拍淤充哇期笛虐厅述宪秉黎拘魔熙倍陷藩因忱哆樱夕鬃课欣悠讨宅关粪堰泅王字踌阉屡称准啮驶翅脚折舵上滴卸硫姜呻俊纳湛迷调郴罢契评致谅防箭岂脂智霍萤饿纶第茹莉酶试箕岛饯驯殆诬洽者矮饰踢恿葛翁允
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0.05mol 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
a
b
c
导电能力
C、0.5mol/L醋酸 D、0.5mol/L NH4Cl (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别。
实验表明，等体积、浓度均为0.5mol/L的盐酸的导电能力比HAc溶液的导电能力大得多，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。
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pH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。
规律5 在pH相同时，同体积的n元酸，抗稀释能力越强，即稀释相同倍数下，pH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 H+ + Ac— 向右移动，直至所有的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n元酸，其中和能力越强，酸越弱。
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l00mL 0.1mol/L的盐酸里加入少许NaCl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 0.1mol/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 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，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、10ml 1mol/L甲酸恰好与10ml 1mol/L NaOH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 + H2OH3O+ + 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NaHCO3 B、在水中加CuCl2
C、在水中加稀H2SO4 D、将水加热至99℃，其中[H+] = 1×10-6 mol/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/L CH3COOH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1 mol/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： c 0 0
平：C – Ca Ca Ca

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
eg1 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
eg2: 同温度下的两种稀氨水A和B，A溶液的浓度为c mol·L-1，电离度为a1 ；B溶液的c (NH4+)为c mol·L-1，电离度为a2，则下列说法中错误的是（ ）
A、A溶液c (OH— )是B溶液c (OH— )的a1倍
B、a1 > a2
C、A溶液的pH值大于B溶液的pH值
D、B溶液的物质的量浓度为mol·L-1
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—（共轭电离）
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
×
·
··
×
·
··
H O H
配位键
··
×
·
×
·
②H O H
|
H
H
×
H
③共轭电离举例
NH3 + NH3 NH4+ + NH2—
HF + HF H2F+ + F—
2、水的电离平衡
25℃ 1L水
H2O H+ + OH—
1×10-7 1×10-7
①α(H2O) = × 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 = 10-10 αH2O =× 100% = 1.8×10-10%（比较纯水电离）
Ⅱ. 若为盐 (aq)，[OH—] H2O = 10-4 αH2O =× 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 = 10 PH—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 = 14 PH = 7
Ⅱ. PH1 + PH2 > 14 PH > 7 （碱过量）
Ⅲ. PH1 + PH2 < 14 PH < 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C mol/L
[H+] = nC mol/L PH = - lg [H+] = - lg nC
②强碱溶液 eg: B(OH)n 设浓度为C mol/L
[OH—] = nC mol/L POH = - lg [OH— ] = - lg nC
PH = 14 – OH = 14 + lg nC
③一元弱酸（碱）：设浓度为C mol/L，电离度为α
酸：[H+] = Cα PH = - lg [H+] = - lg Cα
碱：[OH—]= Cα POH = - lg [OH— ] = - lg CαPH = 14 + lg Cα
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
C H+混 =
②两强碱混合
C OH—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: 在常温下10mL pH=12的KOH溶液中，加入pH=2的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（假设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是（ ）
A、c (A— ) = c (K+ ) B、c (H+) = c (OH— ) < c (K+ )< c (A— )
C、V总 ≥20mL D、V≤20mL
eg2: 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/L NaCl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
eg3: 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/L B、(10-8 + 10-10) mol/L
C、(1×10-4 - 5×10-5) mol/L D、2×10-10 mol/L
解：[OH— ] =
[H+] == 2×10-10
eg4: 99mL 0.1mol/L 的盐酸和101mol 0.05 Ba(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 = 2×10-4 mol
[OH—] = = 10-3 mol/L POH = - lg[OH— ] = 3
PH = 11
eg5: 用a mol/L的盐酸L与b mol/L的氨水mL混合后溶液PH=7，则an bm，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℃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-a mol/L；[OH—]碱 = 10b – 14
∵n H+酸 = n OH—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、盐类水解的应用——何时考虑盐类水解
1、工农业生产中的应用
（1）用明矾或FeCl3溶液作净水剂
（2）用热浓的纯碱溶液除油污
（3）用Al2(SO4)3和NaHCO3溶液填充泡沫灭火器
（4）锅垢中Mg(OH)2的形成原因
（5）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、Al2(SO4)3等需加入少量的H+。
△
（2）制取Fe(OH)3胶体：Fe3+ + 3H2O === Fe(OH)3 (胶体) +3H+（此过程已不可逆，故不能用表示）。
（3）制取Al2S3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：Na2CO3、NaOH、AgNO3、Na2S、C6H5OH、NaNO3六种溶液。
答案为FeCl3溶液。
（5）碱性溶液如Na2CO3、Na2SiO3溶液保存时不能用玻璃塞。
3、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a. Na2SiO3 b.Na2CO3 c. NaHCO3 d. CH3COOH e. NaHSO4 f. NH4Cl 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：

S2—
SO32—
CO32—
AlO2—
Al3+
↓↑
↓↑
↓↑
↓
Fe3+
↓↑
↓↑
↓↑
↓↓

注意：①AlO2—碱性很强，几乎不能跟一切水解显酸性的离子如Fe2+、NH4+共存，甚至能夺取HCO3—中的H+而产生Al(OH)3沉淀。②Fe3+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—]、[HCO3—]、[H+]按浓度由大到小排列为[Na+]>[CO32—]>[OH—]>[HCO3—]>[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。
灼烧
蒸干
如AlCl3溶液 —→ Al(OH)3 —→ Al2O3
灼烧
蒸干
FeCl3溶液 —→ Fe(OH)3 —→ Fe2O3
三、离子反应问题
1、离子反应的类型
金属+酸溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑

金属+盐溶液

非金属+盐溶液 2I— + Cl2 == 2Cl— + I2
其他氧化还原反应（在溶液中进行）

有电子转移的反应
Fe + Cu2+ == Fe2+ + Cu
Fe + 2Fe3+ == 3Fe2+

离子反应

碱+酸
酸或碱+氧化物
酸或碱+盐
盐+盐
水解

无电子转移的反应

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）、MnO4—（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+>I2>SO2>S
还原性顺序：F—<Cl—<Br—<Fe2+<I—<SO32—<S2—
（5）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
①多元弱酸，根据多步电离分析。eg: H3PO4 (aq)中