电解质

电解质

什么叫做盐？

CH3COOH + NaOH→ CH3COONa + H2O NH3·H2O + HCl → NH4Cl + H2O NaOH + HCl → NaCl + H2O

Na2CO3 俗称纯碱、面碱、洗涤碱、口碱等，明明是盐，为什么叫碱呢？

盐溶液酸碱性盐类型NaCl中性 强酸强碱盐 Na2CO3碱性 强碱弱酸盐 NH4Cl酸性 强酸弱碱盐

为什么有的盐溶液显酸性或碱性，而有的盐溶液却是中性呢？ 一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系： 探究原因：盐溶液呈现不同酸碱性的原因 盐的类型 盐溶液酸碱性 强酸强碱盐 中性 强酸弱碱盐 酸性 强碱弱酸盐 碱性 纯水中：H2O≒H+ + OH–

当分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考： （1）相关的电离方程式？ （2）盐溶液中存在哪些粒子？

（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？ （4）对水的电离平衡有何影响？ （5）相关的化学方程式？

【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。

0.1mol/L的CH3COONa溶液中CH3COO-浓度是否为 0.1mol/L？

⑴ 电离方程式––中性、–、、–、⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小 ⑶ 盐溶液的酸碱性 ⑷ 盐溶液中的粒子 ⑸ 有无弱电解质生成 ⑹ 相关化学方程式 无（对水的电离平衡无影响）无0.1mol/L的CH3COONa溶液中:[CH3COO-]＜0.1mol/L, [CH3COO-]+ [CH3COOH]= 0.1mol/L

【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。

【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。

⑴ 电离方程式–NH3·H2O –酸性⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小 ⑶ 盐溶液的酸碱性 ⑷ 盐溶液中的粒子 ⑸ 有无弱电解质生成 –、、、–、、·有（促进水的电离）≒≒··⑹ 相关化学方程式

≒––⑴ 电离方程式CH3COOH –⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小 碱性、–、–、⑶ 盐溶液的酸碱性 ⑷ 盐溶液中的粒子 、、⑸ 有无弱电解质生成 有（促进水的电离）≒–≒–中和 ⑹ 相关化学方程式 以CH3COONa和NH4Cl的水溶液的酸碱性为例：

–

–

二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：盐类的水解三、盐类水解：盐水酸碱

、概念：在溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的或弱酸、弱碱的反应，叫做盐类的水解。、水解的条件：盐易溶，有弱离子。

、水解的实质：生成弱电解质；促进水的电离。≠–、水解的特点：⑴可逆盐水酸碱⑵吸热，必有弱酸或弱碱生成⑶一般很微弱一般不用“↑”或“↓”；

一般不写“”，而写“”。

⑷水解平衡（动态）

⑸多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。5、水解的规律：谁弱谁水解，无弱不水解； 越弱越水解，都弱双水解； 谁强显谁性，同强显中性

盐类强碱弱酸盐强酸弱碱盐强酸强碱盐实例能否水解能能不能引起水解的离子弱酸阴离子弱碱阳离子无–结合生成弱电解质

对水的电离平衡的影响促进水的电离促进水的电离无溶液的酸碱性碱性酸性中性判断：请利用水解规律推测，，、，溶液的酸碱性。练习：判断下列盐类是否能够水解，若能水解，则水解后的酸碱性是怎样的？

强酸强碱盐不水解，显中性强碱弱酸盐水解显碱性强酸弱碱盐水解显酸性

弱酸弱碱盐的双水解比单水解复杂，溶液酸碱性要由形成该盐的弱酸根离子

和弱碱阳离子水解程度的相对强弱来决定，即对应酸、碱谁强显谁性。这类盐只要掌握

溶液中，醋酸根和铵根水解程度相同，溶液呈中性。

水解程度≈

练习．已知下列弱酸酸性：＞＞＞，比较相同浓度盐溶液：、、、的大小。分析：→，

→，→，→，

因为酸性：＞＞＞，所以水解程度：＜＜＜，即ｃ＜ｃＢ＜ｃＣ＜ｃＤ：＜＜＜

四、盐类水解方程式的书写规律

、盐类水解（单水解、一般双水解）一般是比较微弱的，通常用“”表示，同时无沉淀和气体产生

、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（与电离类似），（相同物质的量浓度的正盐比对应酸式盐的水解程度大得多，故溶液碱性比强。）

（在定量计算时，常只考虑第一步水解，而后面的忽略不计；在定性分析时，则必须考虑每

一步水解。）

、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。（与多元弱碱的电离类似）、对于发生“完全双水解”的盐类，因水解彻底，故用“→”，同时有沉淀↓和气体↑产生。、多元弱酸的酸式氢根离子，水解和电离同步进行。、溶液呈碱性，溶液呈酸性。电离：≒水解：≒

水解程度大于电离程度，溶液显碱性电离：≒水解：≒

电离程度大于水解程度，溶液显酸性

练习：书写下列物质水解的化学方程式和离子方程式：、、、化学方程式：≒离子方程式：≒

≒主≒次≒主≒次≒≒≒≒

复习思考：

1．为什么盐溶液会显酸性或碱性？试举例说明。 2．盐类水解的实质是什么？水解规律是什么？

3．盐溶液呈中性是否表明该盐没发生水解？举例分析。

4．HF是中强酸，比较相同温度下同浓度的NaF和CH3COONa溶液的碱性强弱，并分析原因。

5 ．试比较pH=4的盐酸和氯化铵溶液中水的电离程度大小，并计算水电离生成的氢离子和氢氧根离子的浓度。

条件 加FeCl3固体 升温 加HCl溶液 加水 加固体NaHCO3 平衡移动方向 右移 右移 左移 右移 右移 n（H+） 增大 增大 增大 增大 减少 pH值 减少 减少 减少 增大 增大 Fe3+的水解程度 减少 增大 减少 增大 增大 现象 棕黄色加深 棕黄色变为红褐色透明胶体 棕黄色变浅 棕黄色变浅 有红褐色沉淀和气体产生 Fe3++3H2O ≒Fe(OH)3+3H+ 影响盐类水解的因素：

影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质。另外还受外在因素影响： 1、温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。（与电离相似）

2、浓度：强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的浓度越小，水解程度越大，加水稀释该盐，可以促进水解（与电离相似。

3、溶液的酸、碱性：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。

填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2O≒CH3COOH+NaOH，改变下列条件,填写变化情况:

改变条件 加入固体CH3COONa 通入HCl 升温 加水 加NaOH 加HAc 加NH4Cl 平衡移动 C(CH3COO-) C(OH-) 六、微粒浓度和守恒关系

CH3COONa溶液中的浓度和守恒： 1．一个不等式（除水外）

c(Na+ ) > c(CH3COO - ) ＞＞c(OH-)＞ c(CH3COOH)＞＞ c(H+) 2．三个守恒：（1）物料守恒:是指某一成份的原始浓度应该等于该成份在溶液中各种存在形式的浓度之和。

在晶体中c(Na+ )=c(CH3COO -)

在溶液中c(Na+ ) = c(CH3COO - ) + c(CH3COOH)

（2）电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所带的正电荷数等于溶液中所有阴离子所带的负电荷数。整个溶液呈电中性。

c(Na+ ) + c(H+) = c(CH3COO - ) + c(OH-)

注意：电中性：不是c(H+) = c(OH-)，而是正电荷数=负电荷数 （3）水电离的OH- 与H+守恒,在纯水中c(H+) == c(OH-) 醋酸钠溶液中 c(OH-) = c(H+) + c(CH3COOH)

c(Na+ ) = c(CH3COO - ) + c(CH3COOH)溶质物料守恒式 c(Na+ ) + c(H+) = c(CH3COO - ) +c(OH-)电荷守恒式 c(OH-) = c(H+) + c(CH3COOH)质子或氢氧根守恒式 Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒关系

[Na+] > [ CO32- ] > [ OH- ] > [ HCO3- ] > [ H+ ] (浓度关系） [Na+ ]+[ H+ ]=2 [ CO32- ] + [ HCO3- ] + [ OH- ] (电荷守恒) [Na+ ]=2{[ CO32- ] + [ HCO3- ] +[ H2CO3 ] } (物料守恒) [OH- ]= [ HCO3- ] +2[ H2CO3 ] + [ H+ ] (质子或氢氧根守恒) c(CO32 -)和2 c(CO32 -)不同:离子浓度、电荷浓度。

 课堂练习

1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑盐的水解。

如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小的顺序为： NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有易水解的离子，需考虑盐的水解。 练：25℃时，在浓度均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中[NH4+]分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（ ） A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b

相同浓度的下列溶液中，[CO32-]的大小关系依次为（ ） ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3 ① > ④> ②> ⑤> ③

3、判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发生完全双水解，则不能在溶液中大量共存。

如：Al3+、与HCO3-、CO32-，SiO32-与NH4＋等，不能在溶液中大量共存。

4、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴对应的强酸，来抑制盐的水解。

如配制氯化铁溶液：先把氯化铁溶于适量稀盐酸，然后再加水稀释至适当浓度。 配制铁溶液加稀，硫化钠溶液加氢氧化钠。

5、选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备Al2S3时，因无法在溶液中制取，会完全水解，只能由干法直接反应制取。加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等弱碱与挥发性酸形成的盐溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3无水盐，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制AlCl3、MgCl2、 FeCl3的水解，才能得到其无水盐。 练：要制得较纯的FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入的试剂是（ ） A．Na2S B.NaHS C.H2S D.(NH4)2S 6、化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。

如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈碱性。

7、某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。

如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应NH4Ｆ水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。 8、溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。

练：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（ ）

A．氧化镁 B.氢氧化钠 C. 碳酸钠 D. 碳酸镁

9.推断现象(或产物)并解释原因: （1）浓NH4Cl溶液中加入Mg条;

（2）FeCl3溶液加热蒸干灼烧后最终产物是什么? （3）Al2(SO4)3溶液加热蒸干后最终产物是什么? 练习:

1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 ______

①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2 2、将10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )

A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+) B. C(Cl-)> C(NH4+)> C(H+) > C(OH-)

C.C (H+) > C(OH-)>C (Cl--)>C(NH4+) D. C(Cl-)> C(H+) >C (NH4+)>C (OH-)

3、加热蒸发FeCl3溶液，能得到纯净FeCl3晶体吗？

4、25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的PH＝7时，下列关系正确的是 A、c(NH4+)=c(SO42－) B、c(NH4+)>c(SO42－)

C、c(NH4+)5、家庭去除油污用Na2CO3还是用NaHCO3效果好？为什么？ 6．比较下列溶液中c(NH4+),并分析原因： ①2mol/LNH3•H2O ② 2mol/LNH4HSO4 ③ 1mol/L (NH4)2CO3 ④1mol/L (NH4)2Fe(SO4)2

7．NaAc、HAc混和溶液的酸碱性如何？若溶液中微粒浓度c(Na+)=c(Ac-)？若溶液浓度c(NaAc)=c(HAc)？说明推理依据。

8． NaHCO3 、NaHSO3、NaHSO4酸碱性如何？分析原因。