高中化學(xué)電離、水解精品講義

1、一、弱電解質(zhì)的電離1. 電解質(zhì)：在水溶液中活熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。2. 非電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物。3. 電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較類別電解質(zhì)非電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念溶于水后或熔融狀態(tài)下能完全電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物化合物類型離子化合物、某些共價化合物某些共價化合物某些共價化合物電離程度完全電離部分電離不電離溶液中存在的粒子（水分子不計）只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質(zhì)分子既有電離出來的陰、陽離子，又有電解質(zhì)分子只有非電解質(zhì)分子實例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；強酸：HCl、HNO3、H2

2、SO4等；強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2等極少數(shù)鹽；弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO等；弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱電解質(zhì)非金屬氧化物：CO2、SO2、ClO2等；部分非金屬氧化物：NH3、CH4、SiH4等；大多數(shù)有機物：C2H5OH、C12H22O11（蔗糖）、CCl4等相同點都是化合物思考：一種物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，原物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？分析：不一定！關(guān)鍵要分清發(fā)生電離散是否要原物質(zhì)本身。有可能溶于水時就發(fā)生了化學(xué)變化如（1）Cl2 氯水 即不是電解質(zhì) HCl、HClO又不是非電解質(zhì) 發(fā)生電離（2）CO2 碳酸溶液 非電解質(zhì) H2CO3電

3、離（3）Na2O NaOH溶液 雖不是本身電離子 NaOH電離但可在熔融態(tài)電離，故它屬強電解質(zhì)注意：(1)電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān)，某些鹽如BaSO4、CaCO3等，雖難溶于水卻是強電解質(zhì)，因為它們?nèi)苡谒牟糠质峭耆婋x的，盡管很難測出它們的導(dǎo)電性。某些鹽如HgCl2、Pb(CH3OO)2等盡管能溶于水，卻部分電離，是弱電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)的強弱與溶液的導(dǎo)電性沒有必然的聯(lián)系，其導(dǎo)電能力強弱由自由離子的濃度決定，也與離子所帶電荷多少有關(guān)，很稀的強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性很弱，濃度較大的弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性可能較強。因此強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定弱。(3)某些離子型氧化物

4、，如Na2O、CaO、Na2O2等，它們雖然溶于水后的電離出來的自由離子不是自身的，但在熔化時卻可自身完全電離，屬于強電解質(zhì)。(4)強電解質(zhì)的電離用“=”，弱電解質(zhì)的電離用“”表示。(5)NaHSO4在水溶液中的電離方程式為：NaHSO4=Na+H+SO42-，在熔融時的電離方程式為：NaHSO4=Na+HSO4-4.電離(1)概念：電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下，離解成自由移動的離子的過程，叫電解質(zhì)的電離。電離不需通電，且一般為吸熱過程。(2)電離方程式及其書寫用化學(xué)式和離子符號來表示電解質(zhì)的電離過程的式子叫電離方程式。書寫電離方程式的原則和方法如下：強電解質(zhì)：完全電離，符號用“=”。如：HC

5、l=H+Cl-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+Ba(OH)2=Ba2+2OH-。所有強酸、強堿和大部分鹽是強電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：部分電離，符號用“”。如：CH3COOHCH3COO-+H+NH3H2ONH4+OH-。所有的弱酸、弱堿、水和少部分鹽是弱電解質(zhì)。(3)常見強酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、HClO4等。常見強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。常見弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。常見弱堿：NH3H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。(4)注意問題：多元弱酸是分步電離的，必須分步書寫電離方

6、程式或只寫一步；多元弱堿也分步電離，但可按一步電離寫出。如氫硫酸：H2SH+HS-，HS-H+ S2-。氫氧化鐵：Fe(OH)3Fe3+OH-。強酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式根不完全電離。如NaHSO4：NaHSO4=Na+H+SO42-（水溶液中）。NaHCO3=Na+HCO3-（同時存在HCO3-H+CO32-）在熔融狀態(tài)時NaHSO4=Na+HSO4-（HSO4-中的共價鍵不斷裂）。復(fù)鹽能完全電離，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K+Al3+2SO42-兩性強氧化物同時存在酸式電離和堿式電離，如：H+AlO2-+H2OAl(OH)3Al3+3OH-二、弱電解質(zhì)的電離平

7、衡1.概念弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件下（濕度、濃度），弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等的狀態(tài)。2.特點逆：可逆反應(yīng)，所有弱電解質(zhì)的電離都是可逆的，只是達到平衡的前提條件。等：弱電解質(zhì)分子的電離速率等于離子結(jié)成分子的速率，即v電離=v結(jié)合。動：動態(tài)平衡：v聞子化）=v分子化）0。定：平衡時各組成成分一定，即平衡時溶液中離子濃度和分子濃度保持不變。變：條件改變，電離平衡被破壞，平衡發(fā)生移動，重新達到新的平衡。3.電離平衡的因素與化學(xué)平衡一樣，外界條件的改變也會引起移動。以0.1mol/1 CH3COOH溶液為例：項目 變化項目加水升溫加入固體NaOH加入無水CH3COONa

8、通入氣體HCl加入等濃度的CH3COOH平衡移動右移右移右移左移左移不移動H+的物質(zhì)的量（mol）增大增大減小減小增大增大H+濃度(mol)減小增大減小減小增大不變PH值增大減小增大增大減小不變導(dǎo)電能力減弱增強增強增強增強不變?nèi)?、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強弱與電解質(zhì)強弱影響溶液導(dǎo)電能力的因素自由移動離子濃度的大小。（主要決定因素）濕度一定，離子濃度越在，導(dǎo)電能力越強。濕度：濕度越高，導(dǎo)電能力越強。（與金屬導(dǎo)電相反）離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強。由此可知：強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強。如：醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強。 CaCO3雖為強電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力

9、極差。思考：若在某溶液中加入一種物質(zhì)，出現(xiàn)沉淀，則溶液的導(dǎo)電能力一定減弱嗎？（濕度不變）分析：不一定。關(guān)鍵要看溶液中離子濃度有無顯著變化。如：（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和極難電離的水，使溶液中離子濃度降低，導(dǎo)電能力降低。（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，雖有沉淀BaSO4生成，但同時生成了HCl，相當(dāng)于1molSO42-被2molCl-替，故導(dǎo)電能力有所增強。（3）若在HCl溶液中加AgNO3，則導(dǎo)電能力幾乎不變。三、水的電離平衡1.實驗證明，純水微弱的導(dǎo)電性，是極弱的電解質(zhì)：2.251LH2O的物質(zhì)的量n(H2O)=55.6(mol)共有10-7m

10、ol發(fā)生電離H2O H+OH- 起始(mol) 55.6 0 0 電離(mol) 10-7 10-7 10-7 平衡(mol)55.6-10-7 10-7 10-7 25H+OH-= 10-7=10-14=Kw的離子積常數(shù)。2影響Kw的因素Kw與溶液中H+、OH無關(guān)，與濕度有關(guān)。水的電離為吸熱過程，所以當(dāng)濕度升高時，水的電離程度增大，Kw也增大。例如100，1LH2O有10-6mol電離，此時水的離子積常數(shù)為Kw=10-610-6=10-12.3.影響水的電離平衡因素（1）濕度，升濕度促進水的電離，降溫則相反（2）向純水中引入H+或OH，會抑制水的電離（3）向純水中引入弱酸酸根陰離子或弱堿陽離

11、子，將促進水的電離，此乃為鹽類水解的實質(zhì)。酸、堿、鹽溶液中水電離的定量計算。（列表比較如下：）H+水與OH-水關(guān)系x的計算式室溫x值對水電離影響純水H+水=OH-水x=x=110-7mol/L對水電離影響酸溶液x=x110-7mol/L堿溶液x=抑制正鹽溶液強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽強堿強酸鹽x=H+x110-7mol/L促進x=OHx=x=110-7mol/L無注H+水、OH水指水電離出的H+、OH濃度。H+水、OH指指溶液中的H+、OH-濃度由上表可得重要規(guī)律：（1）在任意濕度、任意物質(zhì)的水溶液中（含純水）的水本身電離出的H+水OH-水（2）酸和堿對水的電離均起抑制作用只要堿的pH值相等（不論強

12、弱、不論幾元）對水的抑制程度相等，堿也同理。若酸溶液的pH值與堿溶液的pOH值相等，則兩種溶液中水的電離度相等。如pH=3的鹽酸溶液與pH=11的氨水溶液在室溫下，由水電離出的H+水=OH-水=10-11mol/L（3）在凡能水解的鹽溶液中，水的電離均受到促進，且當(dāng)強酸弱的堿鹽的pH和強堿弱酸鹽的pOH值相等時（同一濕度），則促進程度相等。（4）較濃溶液中水電離出H+的大小：酸溶液中OH-等于水電離的H+堿溶液中H+等于水電離的H+強酸弱堿鹽溶液中的H+等于水電離出H+強堿弱酸鹽溶液中的OH等于水電離出的H+如pH=4的NH4Cl溶液與pH=10的NaAc溶液中，（室溫）由水電離出的H+水=O

13、H水=10-4mol/L四、鹽類的水解1.鹽類水解的實質(zhì)及規(guī)律(1)鹽類水解的定義鹽電離出來的一種或多種離子跟水電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫鹽類的水解。如：NH4Cl水解：NH4Cl+H2O NH3H2O +HCl又如CH3COONa水解：CH3COO-+H2O CH3COOH +OH-(2)鹽類水解的實質(zhì)鹽電離出來的離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，從而破壞了水的電離，使溶液顯示出不同程度的酸性、堿性或中性，從而促進了水的電離。(3)鹽類水解的條件鹽必須溶于水中。鹽中須有弱酸根陰離子或弱堿陽離子（有弱才水解，強酸強堿鹽不水解）。(4)鹽類水解的特征從形式上看，鹽類的

14、水解可看做酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)：鹽+水 酸+堿水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。（H0）強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解反應(yīng)程度一般較小，因此水解方程式中的生成物一般不寫“”和“”，不寫成分解產(chǎn)物的形式，如H2CO3不寫為CO2和H2O。(5)鹽類水解的規(guī)律規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱雙水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性。 組成鹽的弱堿陽離子（M+）能水解顯酸性，組成鹽的弱酸陰離子（A-）能水解顯堿性。M+H2O MOH +H+A-+H2O HA +OH-鹽對應(yīng)的酸（或堿）越弱，水解程度越大，溶液堿性（或酸性）越強。多元弱酸根，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，如CO32-比HCO

15、3-的水解程度大，溶液的堿性更強。雙水解，雙水解反應(yīng)的離子方程式的書寫遵循“有氫無水，無氫有水”的規(guī)律，如：Al3+ 3HCO3- Al(OH)3 +3CO2HCO3-中有氫，雖水解過程中有水參加反應(yīng)，但水解后又有水生成，且量相等，故離子方程式中無水的分子式。2Al3+S2-+ 6H2O Al(OH)3 +3H2SAl3+、S2-無氫，故方程式中出現(xiàn)水的化學(xué)式。NH4+同SiO32-、AlO2-要考慮雙水解；Al3+同S2-、SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考慮雙水解；Fe3+同SiO32-、CO32-、HCO3-、ClO-、AlO2-等要考慮雙水解。2.鹽類水解

16、離子方程式的書寫(1)左邊寫水解的離子符號和水的化學(xué)式，右邊寫生成的弱電解質(zhì)的化學(xué)式和相應(yīng)生成的H+（或OH-）。(2)由于水解較弱，除完全雙水解以外，一般都不可能進行完全，所以中間用“”連接，但完全雙水解中間用“=”連接。(3)除完全雙水解外，在生成物中一般不標(biāo)氣體符號“”和沉淀符號“”，但完全雙水解要標(biāo)。(4)多元弱酸根的正酸根離子的水解是分步進行的，其水解離子方程式要分步寫，不能一步完成，其水解程度正酸根離子要遠大于酸式酸根離子。現(xiàn)就鹽類水解的離子方程式的書寫方法與步驟舉例說明如下：NH4Cl：NH4Cl+H2O NH3H2O +HClNaCO3：CO32-+H2O HCO3-+OH-，

17、HCO3-+H2O H2CO3+OH-Al2(SO4)3：Al3+ 3H2O Al(OH)3 +3H+NaAlO2：AlO2-+H2O Al(OH)3 +OH-NH4HS：NH4+HS-+H2O NH3+H2S雙水解：Al3+與CO32-：2 Al3+ 3CO32-+3H2O= Al(OH)3+ CO2Al3+與AlO2-：Al3+AlO2-+6H2O= 4Al(OH)33.影響鹽類水解平衡的因素(1)內(nèi)因主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱或陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。(2)外因溫度：水解過程是吸熱過程，故升溫使水解程度增大，反之則減小。濃度：鹽溶液越稀，水

18、解程度越大，反之越小。外加酸、堿等物質(zhì)抑制或促進鹽的水解。鹽的濃度越大，水解程度越小，但水解產(chǎn)生的H+濃度或OH-濃度越大，該鹽溶液的酸性（或堿性）比該鹽的稀溶液酸性（或堿性）強。外加酸堿液對鹽水解反應(yīng)的影響：向鹽溶液中加入H+，可抑制陽離子水解，促進陰離子水解；向鹽溶液中加入OH-，能抑制陰離子水解，促進陽離子水解。4.鹽類水解的應(yīng)用(1)判斷鹽溶液的酸堿性（或pH范圍）。例如，AlCl3溶液的pH7， 顯酸性。(2)判斷酸堿完全中和（恰好反應(yīng)）時溶液的酸堿性。例如，等體積、等物質(zhì)的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，因為完全反應(yīng)生成了強酸弱堿鹽NH4Cl，故pH7， 顯酸性。(3)比較鹽溶液中離子濃

19、度的大小或離子數(shù)目的多少。例如，在碳酸鈉晶體中，n(Na+)=2n(CO32-)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32-的水解c(Na+)c(CO32-)。(4)配制鹽溶液。配制強酸弱堿鹽（如含F(xiàn)e3+、Al3+、Cu2+、Sn2+、Fe2+的鹽）溶液時，加入少量對應(yīng)酸以防止水解。配制弱酸強堿鹽時，加入少量對應(yīng)的堿以防止水解。例如，配制Na2S溶液時，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2-的水解。(5)利用鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去。例如，固體KNO3中含有Fe( NO3)3時，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀后過濾除去。又如，

20、在酸性MgCl2溶液中混有FeCl3，要除去Fe3+，可利用Fe3+比Mg2+水解程度大得多的原理，向溶液中加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3等，使Fe3+轉(zhuǎn)變成Fe(OH)3沉淀除去。(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強酸弱堿鹽（如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等）溶液中，產(chǎn)生H2。例如，將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產(chǎn)生。有關(guān)離子方程式：NH4+H2O NH3H2O +H+；Mg+ 2H+= Mg2+ +H2；NH3H2O= NH3+ H2O(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑。鐵鹽、鋁鹽易發(fā)生水解：Fe3+ 3H2O Fe(OH)3 +3H+，Al3+ 3H2O

21、Al(OH)3 +3H+。水解后生成的Fe(OH)3、Al(OH)3膠體能吸附水中的懸浮物而使水澄清。(8)揮發(fā)性酸對應(yīng)的鹽（如AlCl3、FeCl3等）加熱蒸干、灼燒。例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最后的固體殘留物為Fe2O3。原因是FeCl3+ 3H2O Fe(OH)3 +3HCl，升溫促進了FeCl3的水解，同時加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產(chǎn)生大量的Fe(OH)3，蒸干后再灼燒，反應(yīng)的化學(xué)方程式：Fe(OH)3= Fe2O3 +3H2O。(9)某些試劑的實驗室貯存要考慮鹽的水解。如：Na2CO3、NaHCO3溶液，因CO32-、HCO3-水解使溶液呈堿性，OH-與玻璃中的Si

22、O2反應(yīng)生成硅酸鹽，使試劑瓶口與瓶塞粘結(jié)，因而不能用帶玻璃塞的實際瓶貯存，必須用帶橡皮塞的試劑瓶保存。(10)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合雙水解反應(yīng)。強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水溶液相遇時，如果水解時所生成的氫氧化物溶解度小于兩種鹽按復(fù)分解反應(yīng)方式進行反應(yīng)所生成的難溶鹽的溶解度時，將發(fā)生雙水解反應(yīng)。因反應(yīng)能進行到底，故書寫雙水解反應(yīng)的化學(xué)方程式時要用“=”和“”、“”。例如，將Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合發(fā)生反應(yīng)：Al3+3 HCO3-=3Al(OH)3+ 3CO2（泡沫滅火器原理），又如氯化鋁溶液與偏鋁酸鈉溶液混合，也發(fā)生雙水解：3 AlO2-+ Al3+6H2O=4Al(OH)3。此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解。五、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1.固體物質(zhì)的溶解度在一定溫度下，某固體物質(zhì)在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，叫做這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。溶解度的符號是S，單位是g，定義式是。從溶解度這一角度講，可將物質(zhì)進行如下分類：溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度10g110g0.011g0.01g示例AgNO3、NaClNaHCO3Ca(OH)2CaSO4CaCO3、AgCl注：絕大多數(shù)固體的溶解度隨溫度的升高而增大，如KNO3、