电解质溶液小结

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1、电解质溶液小结电解质溶液小结电解质溶液小结.txt 台湾一日不收复，我一日不过 4 级！如果太阳不出来了，我就不去上班了；如果出来了，我就继续睡觉！电解质溶液（1）溶液的导电性：溶液的导电性取决于溶液中自由移动的离子的浓度及离子所带的电荷数。强电解质溶液的导电性不一定强，相反，弱电解质溶液的导电性不一定弱。（2）弱电解质的电离程度、能水解盐的水解程度与电解质浓度间的关系：弱酸或弱碱的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其电离程度越小；强酸弱碱盐或弱酸强碱盐的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其水解程度越小。（3）溶液中微粒浓度的比较 微粒浓度的大小比较首先判断溶液中的溶质；然后根据溶质组成初步确定溶

2、液中微粒浓度间的关系；接着判断溶液的酸、碱性（或题中给出） ；最后根据溶质是否因电离或水解而造成微粒浓度的变化，根据溶液的酸碱性确定其电离和水解程度的大小，写出微粒浓度间最终的大小关系。 微粒浓度间的守恒关系：电荷守恒：借助于离子浓度（或物质的量）表达溶液呈电中性的式子。物料守恒：溶液中溶质微粒符合溶质组成的式子。（4）电极反应式、总化学方程式的书写 原电池的负极和电解池的阳极发生氧化反应，还原剂参与，还原剂的还原性越强， 当电极产物与电解质溶液中微粒发生反应时，该反应应体现在电极反应式中；当两电极产物会发生反应时，应体现在总反应式中（此时两电极反应式之和并不等于总反应式） 。（5）对可充、放

3、电化学电源的认识 放电的方向为原电池方向，是氧化还原反应自发的方向；充电的方向为电解池方向，是氧化还原反应非自发的方向。 充电时，原电池的负极(发生氧化反应)接外接电源的负极(作电解池的阴极，发生还原反应)；原电池的正极(发生还原反应)接外接电源的正极(作电解池的阳极，发生氧化反应)。（6）对电解精炼的认识 电极材料：阴极为精品，阳极为粗品，电解质溶液为含精炼金属离子的可溶性盐溶液。 电极反应式：阳极为精炼金属及活动性位于精炼金属之前的金属失电子而溶解，阴极为精炼金属离子得电子而析出，活动性位于精炼金属之后的金属则掉落而成为阳极泥。一、三大守恒1 、电解质溶液中的电荷守恒在电解质溶液中，各种阳

4、离子所带正电荷数的总和等于各种阴离子所带负电荷总和。例如在碳酸钠的水溶液中存在以下平衡： H2O H + + OHNa2CO3 = 2Na+ + CO32- CO32- + H2O HCO3 + OHHCO3 + H2O H2CO3 + OH根据电荷守恒原则得：C（Na+）+ C（H+）= C（HCO3)+2C（CO32-）+C（OH) 2、物料守衡电解质溶于水时，发生了电离、水解等反应，某一离子可能部分转变为其它离子或分子，但反应前离子中所含的某元素的原子总数等于反应后溶液中的离子、分子中所含该元素的原子数的总和。例 1 所示的碳酸钠溶液中，反应前 C（Na+）=2C（CO32-） ，而反应

5、后，CO32-部分转变为 HCO3 、H2CO3，所以 C（CO32-）始= C（HCO3) +C（H2CO3）+ C（CO32-）即 C（Na+）=2C（CO32-）+ C（HCO3）+C（H2CO3 3、质子守衡与酸碱质子理论有关，在中学化学一般指水，即在电解质的水溶液中，H2O 发生电离生成了质子（H+）和氢氧根离子（OH)，质子（H+）可能有一部分与某些离子结合成其它的离子、分子等，但其总数与水起始时电离出的质子（H+）总数相等，即等于氢氧根离子（OH）的总数。 例上述碳酸钠溶液中，一部分质子（H+）与CO32结合生成了 HCO3 和 H2CO3，故有： C（H+）始= C（OH) =

6、 C(HCO3)+2C(H2CO3）+C（H+） 二、弱电解质的电离一般的讲弱电解质溶液的电离程度小，已电离的分子数小于未电离的分子数，溶液中存在大量的未电离的弱电解质分子。 例在 1L 含 0.10 mol 的 CH3COOH 溶液中存在下列平衡：H2O H+ + OHCH3COOH H+ + CH3COO 存在的关系： C（CH3COOH） C（H+）C（CH3COO）C（OH）n(CH3COOH) + n(CH3COO)= 0.10 molC（H+）= C（CH3COO）+ C（OH）又如在pH=2 的醋酸溶液中一定存在大量的未电离的 CH3COOH，再加水稀释时平衡 CH3COOH H

7、+ + CH3COO 向右移动，补充了一部分 H+ 和 CH3COO ，所以稀释 100 倍，pH 变化小于 2。pH=2 的醋酸溶液中 C（H+）=0.010 mol.L-1 ，C（OH)=1.01012 ，据质子守恒得水电离出的 C（H+）= C（OH）=1.01012。三、水解反应(1)水解程度比较小的盐当盐的水解程度比较小时，未水解的离子的浓度大于已水解的离子的浓度，例在 0.10 mol.L-1 的 NH4Cl 溶液中的水解度 0.00075%，其中：C（NH4+）C（NH3H2O）规律：强碱弱酸盐水解后溶液呈碱性 C（OH) C（H+） ，强酸弱碱盐水解后溶液呈酸性 C（H+）C（

8、OH） 。 1、强酸弱碱盐水解例在 0.10mol.L-1 的 NH4Cl 溶液中： 存在反应的离子方程式有：H2O H+ + OH NH4Cl = NH4+ + Cl NH4+ + OH NH3H2O （1） 据NH4+ 水解得：C（Cl）C（NH4+）C（H+）C（OH）C（Cl）C（NH4+）C（NH3H2O） （2） 据三大守恒的：C（Cl）= C（NH4+）+C（NH3H2O） （物料守恒）C（H+）= C（OH）+C（NH3H2O） （质子守恒） C（Cl）+C（OH）= C（H+）+C（NH4+） （电荷守恒） 2、强碱弱酸盐水解例在 0.10 mol.L-1 的 CH3COO

9、Na 溶液中有下面关系：C（Na+）C（CH3COO） C （OH）C（H+）C（Na+） C（CH3COO） C（CH3COOH）C（Na+） = C（CH3COO）+ C（CH3COOH） C（OH） = C（H+）+ C（CH3COOH） C（Na+）+ C（H+）= C（CH3COO）+C（OH） (2)水解程度比较大的盐 例如 1.0 mol.L-1 Na2S 溶液，Na2S 的水解度为 90%。0.1 的 Na2S 的水解度几乎是 100%。在这个溶液中已水解离子的浓度或水解产物的浓度大于未水解离子的浓度。如果只考虑 Na2S 的一级水解反应，则在 Na2S 溶液中存在以下电离和水

10、解方程式：H2O H+ + OH Na2S = 2Na+ + S2- S2- + H+ HS 显然在 Na2S 溶液中存在以下关系：C（Na+） C（HS） C（S2-） 1/2C（Na+）+ C（OH） = C（S2-）+2C（HS）+ C（H+） （怎么得到的？）如果考虑 Na2S 的二级水解反应，则有：H2O H+ + OH S2- +H2O HS + OH - HS + H2O H2S + OH 由此可知溶液中存在：C（OH）= C（HS）+ C（H+）+ 2（H2S） （物料守恒）因为H+，和 HS 中的氢原子是由 H2O 电离所产生的，而 OH 也是由 H2O 电离产生的。 （四）

11、水解、电离的相互影响 1、弱酸与弱酸强碱盐的混合溶液 例、在 1L 含 CH3COOH、CH3COONa 各 1.0 mol 的溶液中：存在反应的离子方程式有：CH3COOH CH3COO + H+ CH3COONa = CH3COO + Na+ 由于 CH3COOH 的电离常数 K110-7，且其浓度等于 CH3COONa 的浓度，所以有： C（H+）110-7C（H+）C（OH） 即、CH3COOH 电离程度大于 CH3COO 水解程度，则：C（CH3COO） C（Na+） C（H+） C（OH）C（Na+）+ C（H+）= C（CH3COO）+ C（OH） C（CH3COO）+ C（CH3COOH）=0.20mol.L-1 2、弱碱和弱碱强酸盐的混合溶液 例、在 1L 含 NH4Cl 和 NH3H2O 各 1.0 mol 的溶液中有：C（NH4+） C（Cl） C（OH）C（H+）C（Cl）+ C（OH）=C（H+）+ C（NH4+） C（NH4+）+ C（NH3H2O）=2.0mol.L-1 （分析略）