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1第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。2、（1）电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、SO3、CO2 NH3等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4不溶于水，但溶于水的 BaSO4全部电离，故 BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。（2）强电解质 弱电解质实验判断：实验判断：测一定浓度溶液 pH测对应盐溶液 pH一定 pH 溶液稀释测 pH 变化同等条件下测导电性（3）、电解质溶液的导电性和导电能力 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成 电解质分子 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。5、电离方程式的书写：物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如 SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如 HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物纯净物导电性强弱离子浓度离子所带电荷溶液浓度电离程度2强电解质用=，弱电解质用多元弱酸分步电离，多元弱碱一步到位。H2CO3 H+HCO3-，HCO3-H+CO32-，以第一步电离为主。弱酸的酸式盐完全电离成阳离子和酸根阴离子，但酸根是部分电离。NaHCO3=Na+HCO3-，HCO3-H+CO32-强酸的酸式盐如 NaHSO4完全电离，但在熔融状态和水溶液里的电离是不相同的。熔融状态时：NaHSO4=Na+HSO4溶于水时：NaHSO4=Na+H+SO426、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用 Ka 表示酸，Kb 表示碱。）表示方法：ABA+B-K=c（A+）c（B-）/c（AB）7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW=cH+cOH-25时,H+=OH-=10-7 mol/L ;KW=H+OH-=10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则 KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱：抑制水的电离 温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 4、溶液的酸碱性和 pH：（1）pH=-lgcH+（2）pH 的测定方法：酸碱指示剂法：酸碱指示剂法：只能测出 pH 的范围，一般不能准确测定 pH。指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围 pH3.14.45.08.08.210.0溶液颜色红橙黄红紫蓝无色浅红红pH 试纸法：试纸法：粗略测定溶液的 pH。pH 试纸的使用方法：试纸的使用方法：取一小块 pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒3蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的 pH。注意：事先不能用水湿润 PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围测定溶液 pH 时，pH 试剂试剂不能用蒸不能用蒸馏馏水水润润湿湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的 pH 测定产生误差)；不能将不能将 pH 试纸试纸伸入待伸入待测试测试液中液中，以免污染试剂。标准比色卡的颜色标准比色卡的颜色按 pH 从小到大依次是：红(酸性)，蓝(碱性)。pH 计法：计法：精确测定溶液 pH。三、混合液的 pH 值计算方法公式1、有关有关 pH 的计算的计算（1）基本原则：一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or 浓度）酸性先算 c(H+)，碱性先算 c(OH)加水稀释计算加水稀释计算强酸 pH=a，加水稀释 10n倍，则 pH=a+n。弱酸 pH=a，加水稀释 10n倍，则 pHb-n。酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的pH 不能小于 7。对于浓度（或 pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH 变化幅度大大。2、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m（1）、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7pH1+pH214 则溶液显碱性 pH=pH2-0.3pH1+pH2c(S2)c(OH)c(HS)c(H+)K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：c(K)c(CO32)c(OH)c(HCO3)c(H2CO3)c(H)b比较盐溶液中离子种类的多少在Na2S、NaF、Na2CO3、Na3PO4溶液中，哪种溶液中含阴离子种类最多？其中S2、F、CO32、PO43都发生水解反应，Na3PO4的水溶液中存在PO43、HPO42、H2PO4、OH，含阴离子的种类最多。17判断离子能否共存某些弱碱阳离子如Fe3、Al3与某些弱酸的酸根离子如CO32、HCO3、AlO2、S2、HS（注意：当S2、HS遇到Fe3时发生的是氧化还原反应）在溶液中相互促进水解，并进行到底，因而不能大量共存。另外，由于同样的原因，NH4与SiO32、AlO2也不能大量共存。18.盐溶液蒸干所得到的固体盐溶液蒸干所得到的固体将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。AlCl3溶液中，AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 2Al(OH)3 Al2O3+3H2O如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如 Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如 K2CO3、Na2CO3等不稳定的盐的溶液：发生分解，如 Ba(HCO3)2溶液蒸干得到 BaCO3。具有强还原性盐的溶液：发生氧化反应，如 2Na2SO3+O2=2Na2SO4。由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。MgCl26H2O 加热：MgCl26H2O Mg(OH)Cl+HCl+5H2OMgCl26H2O MgO+2HCl+5H2O)在干燥的 HCl 气流中加热便能得到无水 MgCl2。六、溶液中微粒浓度的大小比较基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和。如 K2CO3溶液中c(K)+c(H)2c(CO32)+c(OH)+c(HCO3)物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）c(K)2c(CO32)+c(HCO3)+c(H2CO3)某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和质子守恒：即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。8七、难溶电解质的溶解平衡在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡）（也叫沉淀溶解平衡）1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g 的电解质称难溶电解质。（2）反应后离子浓度降至 110-5-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至 10-7 7mol/L Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀.Qc=Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液.9Qc Hg2+Fe3+Cu2+H+（指酸电离的)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Mg2+Na+Ca2+K+阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-)11是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。用惰性电极电解电解质溶液时的总结用惰性电极电解电解质溶液时的总结类型类型电极反应电极反应特点特点电解质电解质溶液类别溶液类别实例实例电解电解对象对象电解质电解质浓度浓度PH电解质溶电解质溶液复原液复原强碱NaOH水增大增大加水含氧酸H2SO4水增大减小加水电解电解水型水型阴极：4H+4=2H2阳极：4OH-4e-=O2+2H2O活泼金属的含氧酸盐Na2SO4水增大不变加水无氧酸(除 HF 外)、HCl电解质减小增大加氯化氢分解分解电解电解质型质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)CuCl2电解质减小减小加氯化铜放氢放氢生碱生碱型型阴：水放 H2生碱 阳：电解质阴离子放电活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)NaCl电解质和水生成新电解质增大加氯化氢放氧放氧生酸生酸型型阴：电解质阳离子放电 阳：水放 O2生酸不活泼金属的含氧酸盐CuSO4电解质和水生成新电解质减小加氧化铜二、电解的应用二、电解的应用.1电镀 电镀装置:以镀层金属作阳极,镀件挂在阴极,含镀层金属离子的盐为电镀液。电镀特点：电镀过程中镀层金属离子浓度不变。2氯碱工业 1)立式隔膜电解槽的结构阳极：由金属钛网（涂有钌氧化物制成）；阴极：由碳钢网涂有Ni涂层）制成；离子交换膜；电解槽框及导电铜。阳离子交换膜(2)阳离子交换膜的作用：阻止Cl-、OH-等阴离子及气体分子通过。这样可防止阴极产生的H2与阳极产生的Cl2 混合而爆炸，也避免了Cl2与阴极产生的的NaOH作用生成NaClO而影响NaOH产品质量。12(3)反应原理：阳极：2Cl-2e-=Cl2：阴极：2H+2e-=H2 电解反应化学方程式 2NaCl+2H2O=H2+Cl2+2NaOH 离子方程式 2Cl-+2H2O=H2+Cl2+2OH-(4)产品：NaOH、H2、Cl23.精炼(电解精炼铜为例)（1）装置：阳极-粗铜；阴极纯铜；电解质溶液-铜盐溶液(如CuSO4)（2）电极反应 阳极：粗铜失电子放电“溶解”，Cu-2e-=Cu2+。粗铜中比铜活泼的金属溶解变成阳离子进入溶液，比铜活泼性差的金属如Au、Ag 等贵重金属则落入阳极泥中。阴极：溶液中 Cu2+得电子放电，Cu2+2e-=Cu 生成的 Cu 沉积在阴极上而得到精铜。4.炼活泼金属 Na、Mg、Al 等。电解冶炼 阳极 2O2 4e-=O2阴极 Al3+3e-=Al第四节 金属的电化学腐蚀和防护一、金属的腐蚀（1）金属腐蚀：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程（3）金属腐蚀的分类：电化学腐蚀 化学腐蚀概念金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 。不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化而引起的腐蚀。条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生 无电流产生 本质较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重（4）、电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体）电极反应：负极:Fe 2e-=Fe2+:2H+2e-=H2 总式：Fe+2H+=Fe2+H2 吸氧腐蚀反应过程吸收氧气条件：中性或弱酸性溶液电极反应：负极:2Fe 4e-=2Fe2+O2+4e-+2H2O=4OH-13 总式：2Fe+O2+2H2O=2 Fe(OH)2离子方程式：Fe2+2OH-=Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的 O2氧化，生成 Fe(OH)3，4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3x H2O（铁锈主要成分）金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有防腐条件的腐蚀无防腐条件腐蚀二、金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护 （1）、牺牲阳极的阴极保护法（2）、外加电流的阴极保护法 2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等