选必2
强电解质和弱电解质
电解质指的是在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物，如酸，碱，盐，活泼金属氧化物，水
非电解质指的是在水溶液或熔融状态下不能导电的化合物，如非金属氧化物，\(\ce{NH3}\)，大部分有机物
强电解质指的是在水中能够完全电离的电解质，在水中只存在阴离子和阳离子，如强酸，强碱，大部分盐，一步电离
弱电解质指的是在水中部分电离的电解质，在水中存在阴阳离子和弱电解质共存，如弱酸，弱碱，水，极少数盐(\(\ce{(CH3COO)2Pb HgCl2}\))，多元弱酸分布电离
电解质导电的条件是产生自由移动的阴阳离子，影响电解质溶液导电能力的因素，有离子浓度和所带电荷，与电解质的强弱无关（需要等浓度），取电荷的总和
弱电解质的电离平衡
弱电解质电离平衡的特点，同化学平衡
内因为弱电解质本身的性质是决定其电离程度大小的主要因素
外界条件：
- 温度：电离是吸热的，\(\ce{\Delta H <0}\)，升高温度平衡会正向移动
- 浓度：加水稀释，促进电离，越稀越容易发生电离的现象(总离子浓度下降，勒夏特列原理，向总离子浓度增加去移动)
- 外加酸或碱：降低生成粒子的浓度，平衡正向移动，增大生成物粒子的浓度，平衡向逆向移动
电离平衡常数：
对于一元弱酸或者一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数
\(K\)越大，弱酸（碱）的酸（碱）性越强，对于多元弱酸，其酸性以第一步电离为主，有\(\ce{K_{a_1}}>>\ce{K_{a_2}}\)
外界影响因素为温度
电离度：
对于同一种电解质而言，\(\alpha\)越大，其他条件相同时剩余的原来的东西\(c\)越小
离子浓度大小关系的比较
弱电解质的可逆反应，故原来没电离的浓度最大，水中自然电离出了\(\ce{H+}\)，故\(\ce{H+}\)多余\(\ce{CH3COO-}\)
同理
（反应正向移动，反应物质量变小）
\(\ce{CH3COOH}\)加水稀释，分析\(\frac{c(\ce{CH3COO-})}{c(\ce{CH3COOH})}\)如何变化：
\(c(\ce{H+})\)变小，原来的比例增大
水的电解和溶液的pH
水的电离
水的电离平衡：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离
简写为
\(\ce{H3O+}\)是水合氢离子，是水分子和氢离子形成的配合物，是溶液中\(\ce{H+}\)存在的真正形式，但写为\(\ce{H+}\)实际上是完全等价的
该反应\(\Delta H>0\)
常温下，\(1L\)的\(\ce{H2O}\)中约有\(\ce{10^{-7}mol}\)的\(\ce{H2O}\)发生了电离
水的离子积：
为该电离反应的平衡常数，纯水因为浓度视为\(1\)不带入这个式子中
这个离子积指的是溶液的的氢离子和氢氧根浓度的乘积为定值（不仅仅是水电离出的），适用于大部分溶液，不适用于极其浓溶液和有机溶剂
离子积受到温度的影响：
\(25\)度时，\(k_w=10^{-14}\)，升高温度，\(k_w\)变大，\(100\)度时，\(k_w=10^{-12}\)
考虑如何分析水电离出的离子的数量
以加酸为例，溶液中氢离子浓度变大，氢氧根离子因为被消耗浓度变小，发现氢氧根全部由水电离，水电离出的氢离子数量等于氢氧根数量，故发现水电离出的氢离子数量也变小
加碱同理
加入强酸酸式盐（\(\ce{H+}\)完全电离），电离出了氢离子，能做到和加酸相同的效果，弱酸酸式盐需要讨论水解
碱式盐一般难溶
溶液酸碱性和 pH
\(pH\)定义为\(-log c(\ce{H+})\)，\(pH\in [0,14]\)，当超出该范围，即氢离子或氢氧根离子浓度大于\(1\)mol/L的时候，直接使用浓度，不能用\(pH\)
中性，酸性和碱性的评定标准都是\(c(\ce{H+})\)和\(c(\ce{OH-})\)的大小关系
25度时，中性溶液中，\(c(\ce{H+})=c(\ce{OH-})=10^{-7}\),\(pH=7\)
注意，如果温度升高，中性溶液的\(\ce{pH}\)会下降
25度，碱性溶液中，\(c(\ce{H+})<10^{-7}\)，\(c(\ce{OH-})>10^{-7}\)，\(pH>7\)
25度，酸性溶液中，\(c(\ce{H+})>10^{-7}\)，\(c(\ce{OH-})<10^{-7}\)，\(pH<7\)
\(pH\)的测定可使用\(pH\)试纸：
强碱的pH计算考虑先求出水的离子积然后得到水电离出的氢离子浓度，强碱溶液，故氢离子全部由水产生
强酸忽略水电离的\(\ce{H+}\)，强碱忽略水电离的\(\ce{OH-}\)
混合计算酸/碱谁多的时候忽略掉水的电离，最后反推的时候再使用水的电离
pH的测定
\(\ce{pH}\)试纸，测出的是1到14的整数，\(\ce{pH}=6\)的时候，仍然是淡黄色
酸性越强越偏红色，碱性越强越偏蓝紫色，中性则为绿色
取一小片\(\ce{pH}\)试纸于干燥的玻璃片或表面皿上，用干燥的玻璃棒蘸取待测液体点在试纸上，观察颜色，与标准比色卡对比，读数
若用湿润的pH试纸测量NaCl，盐酸，NaOH，结果分别是不变，偏大，偏小，因为溶液被稀释了
\(\ce{pH}\)计：酸度计，0~14
酸碱中和滴定
概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定
原理：根据酸碱中和反应的实质，\(\ce{H+ + OH- -> H2O}\)
即氢离子和氢氧根完全反应，但是不一定中性，因为可能生成某些酸式盐和碱式盐
指示剂颜色发生明显、稳定的变化（且半分钟内不褪色），就认为达到了滴定终点
在中和反应中，虽然表面上没有明显现象，但是溶液的\(\ce{pH}\)一直在发生变化，在滴定过程中会因为\(\ce{pH}\)突变而造成指示剂颜色发生变化，通过观察溶液颜色变化判断反应终点
一些酸碱指示剂的变色范围：
| 指示剂 | \(\ce{pH}\)的变色范围及颜色 | 酸色 | 碱色 |
|---|---|---|---|
| 甲基橙 | 3.1~4.4，橙色 | < 3.1，红色 | >4.4，黄色 |
| 石蕊 | 5~8，紫色 | <5，红色 | >8，蓝色 |
| 酚酞 | 8.2~10，浅红/粉红 | <8.2，无色 | >10，红色 |
一般使用甲基橙，酚酞，不使用石蕊
盐类的水解
根据形成该盐的酸或碱的强弱，将盐分为强酸强碱盐，强酸弱碱盐，强碱弱酸盐，弱碱弱酸盐
即金属阳离子组成的碱是强碱还是弱碱，阴离子组成的酸是强酸还是弱酸
- 强碱强酸盐：中性
- 强酸弱碱盐：酸性
- 强碱弱酸盐：碱性
- 弱酸弱碱盐：不一定
盐溶液呈现出不同酸碱性的原因：
总反应方程式为
两种理解方式
- \(\ce{OH-}\)被消耗了，然后促进了水的电离导致\(\ce{H+}\)变多
- （不符合事实）和没电离的水反应出\(\ce{H+}\)，\(\ce{H+}\)反过来抑制\(\ce{H2O}\)的电离（其实是促进了水的电离）
这个总反应方程之中的反应物的\(\ce{H2O}\)全部算作电离的
水总量的减少对于浓度的影响忽略不计
因为\(\ce{OH-}\)被消耗，故\(c(\ce{H+})>c(\ce{OH-})\)，溶液显现出酸性
因为消耗\(\ce{H+}\)，生成了\(\ce{OH-}\)，故\(c(\ce{OH-})>c(\ce{H+})\)，溶液显现出碱性
不反应
不能生成强电解质，故弱碱盐出酸，弱酸盐出碱，强酸强碱盐无法参与水解
盐类的水解定义为在水溶液中盐电离出的离子跟水电离出的\(\ce{H+}\)或\(\ce{OH-}\)结合生成弱电解质的反应
实质上：水的电离平衡发生移动，导致\(c(\ce{H+}) \neq c(\ce{OH-})\)，促进水的电离平衡（不太严谨，严谨点说即电离）
更具体的，因为\(\ce{OH-}\)或\(\ce{H+}\)被消耗，导致促进水的电离平衡，从而呈现出的\(c(\ce{H+})\neq c(\ce{OH-})\)导致溶液呈现出酸碱性
注意事项：
- 一般单一离子水解微弱，用"\(\ce{<=>}\)"表示，产物因为量很少，不发生分解，也不标注沉淀符号
- 可做中和反应的逆过程（生成物为弱酸/弱碱+\(\ce{OH-/H+}\)），水解吸热，故升温可促进该反应的进行
- 多元弱酸阴离子水解分部水解，以第一步为主，多元弱碱的阳离子分部水解，但原理复杂，但一步写到底
水解方程式的书写：
强酸弱碱盐：
\(\ce{HCO3- + H2O <=> CO3^2- + H3O+}\)
第一步生成的\(\ce{OH-}\)因为第二步水解也生成\(\ce{OH-}\)，故会抑制第二步水解
强碱弱酸根：
盐类水解常数：
\(k_a\)为\(\ce{CH3COOH}\)的电离系数
\(k_b\)为碱的电离系数
酸/碱越弱，越容易水解
电解质溶液中离子浓度大小的比较及电解质溶液的守恒
电解质溶液中的守恒关系
以\(\ce{Na2CO3}\)溶液为例：
- 电荷守恒
即所有的正电荷总和=所有的负电荷总和
- 物料守恒
原理是钠离子的浓度总是含碳原子经过折算后每个碳平均下来浓度的2倍
- 质子守恒
酸失去的质子数等于碱得到的质子数
酸给出的质子总数 = 碱得到的质子总数
一个\(\ce{H+}\)为一个质子，每个\(\ce{H2O}\)电离都会给出质子，即每个\(\ce{OH-}\)都是给出质子的\(\ce{H2O}\)
同理，水分子得到\(\ce{H+}\) 变为\(\ce{H3O+}\)（与\(\ce{H+}\)等效），每个\(\ce{HCO3-}\)也得到一个质子，\(\ce{H2CO3}\)得到两个
实际上，质子守恒的本质是弱电解质守恒（溶液中所有能发生“质子转移”的弱电解质微粒之间的数量守恒），因此用元素守恒（方程式）减掉离子守恒（强电解质才分解）得到质子守恒，即用电子守恒直接减掉物料守恒
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溶液中各物质浓度的比较
(大多不需要质子守恒)
考虑\(\ce{NH4Cl}\)中各物质浓度大小的比较：
这里表示为浓度大小了
\(\ce{NH4Cl}\)为强电解质，在水中完全电离，因此\(\ce{Cl-}\)和\(\ce{NH4+}\)浓度最大，同时，会发生水解反应
导致\(\ce{NH4+}\)被消耗部分，因此\(\ce{NH4+}\)<\(\ce{Cl-}\)
水解通常情况下，量级明显会大于电离，故\(\ce{H+}\)和\(\ce{NH4+}\)均大于\(\ce{OH-}\)，而且产生\(\ce{OH-}\)的\(\ce{H2O}\)的水解还会被抑制，同时\(\ce{H2O}\)电离产生了\(\ce{H+}\)，故\(\ce{H+}>\ce{NH3·H2O}\)，或者也能从质子守恒去推导，因为有\(\ce{H+}=\ce{NH3·H2O}+\ce{OH-}\)
\(\ce{CH3COONa aq}\)
显然，\(\ce{CH3COONa}\)完全电离，然后因为发生反应：
导致\(\ce{CH3COO-}\)被消耗了部分，因为水解的作用远大于水的电离，因此\(\ce{CH3COOH}\)浓度大于\(\ce{H+}\)，同时因为水额外电离出了一部分\(\ce{OH-}\)，所以\(\ce{OH-}\)浓度大于\(\ce{CH3COOH}\)
水电离出的较没有盐类水解大大增加，但是游离的未被结合的氢离子变少了
等质量和体积的\(\ce{CH3COOH}\)和\(\ce{CH3COONa}\)混合
\(\ce{CH3COOH}\)发生电离：
\(\ce{CH3COO-}\)发生水解(包括\(\ce{CH3COOH}\)和\(\ce{CH3COONa}\)电离出的)：
(\(\ce{CH3COOH}\))电离能力远大于(\(\ce{CH3COO-}\))水解能力
故溶液总体显现出酸性
考虑设\(\ce{CH3COOH}\)和\(\ce{CH3COONa}\)的浓度最初均为\(c\)
\(c(\ce{Na+})=c\)，显然，\(\ce{CH3COONa}\)全部水解且不参与任何反应
\(c(\ce{CH3COO-})>c\)，来自于\(\ce{CH3COONa}\)的电离和\(\ce{CH3COOH}\)的电离，同时因为水解被消耗一部分，但电离大于水解，故略大于\(\ce{c}\)
\(c(\ce{CH3COOH})<c\)，来源于\(\ce{CH3COOH}\)但电离被消耗掉一部分
\(\ce{H+}\)来源于\(\ce{CH3COOH}\)的电离和水的电离，小于\(c\)
\(\ce{OH-}\)来源于\(\ce{CH3COO-}\)的水解和水的电离，更小
\(\ce{Na2CO3}\)溶液
首先，\(\ce{Na+}\)只电离，不水解，因此最大
然后\(\ce{CO3^2-}\)部分水解，量次大
\(\ce{OH-}\)由两种水解生成，且水电离出一部分，量小于上面，但大于单一水解产物
电离出的\(\ce{HCO3-}\)部分再次被水解，因此量次大
最后，再次水解生成的\(\ce{H2CO3}\)量最小
\(\ce{H+}\)无法判断，因为第二次电离过于微弱了
\(\ce{NaCN}\)和\(\ce{HCN}\)
\(\ce{NaCN}\)的水解大于\(\ce{HCN}\)的电离
\(k_ak_h=k_w\)，把两个式子加起来
发现\(c(\ce{Na+})=c\)
\(\ce{HCN}\)来源于\(\ce{CN-}\)的水解和\(\ce{HCN}\)没被电离的部分，水解大于电离，故浓度大于\(c\)，其余同理
等浓度的\(\ce{NH3·H2O}\)和\(\ce{NH4Cl}\)
发生电离：
发生水解
根据平衡常数的比较，发现电离大于水解
新生成的NH3·H2O的水解忽略不计
设\(\ce{NH3·H2O}\)和\(\ce{NH4Cl}\)最初浓度均为\(c\)
考虑\(\ce{Cl-}\)全部由\(\ce{NH4Cl}\)完全电离产生，故\(c(\ce{Cl-})=c\)
\(\ce{NH4+}\)一部分由\(\ce{NH4Cl}\)完全电离产生，一部分由\(\ce{NH3·H2O}\)电离产生，\(\ce{NH4Cl}\)水解会消耗一部分的\(\ce{NH4+}\)，但是由于电离大于水解，故\(c(\ce{NH4+})>c\)
\(\ce{NH3·H2O}\)一部分被电离，但大部分未被电离，且水解生成一部分，因为电离>水解，故\(c(\ce{NH3·H2O})\)略小于\(c\)
\(\ce{OH-}\)一部分由\(\ce{NH3·H2O}\)电离产生，一部分由\(\ce{H2O}\)电离产生，但远小于\(c\)
\(\ce{H+}\)一部分由\(\ce{NH4Cl}\)水解产生，一部分由\(\ce{H2O}\)电离产生，但\(\ce{NH3·H2O}\)电离远大于\(\ce{NH4Cl}\)水解，故\(c(\ce{H+})<c(\ce{OH-})\)
影响盐类水解的主要因素
盐类水解直接拿其总反应式做可逆反应，用勒夏特列原理分析即可，但只能分析水解的移动
内因：盐本身性质，越弱越水解，指的是形成盐的离子所对应的酸或碱的电离能力弱
外因：温度，浓度等
盐类水解是吸热反应，浓度低有助于水解的进行，类比勒夏特列原理
-
加热，促进水解，故水解正向移动，\(c(\ce{NH4+})\downarrow\)，\(c(\ce{NH3·H2O})\uparrow\)，同时温度上升也促进了水的电离，\(c(\ce{H+})\uparrow\)，\(c(\ce{OH-})\)无法有效判断，\(\ce{pH}\)下降
-
加水，促进水解，\(c(\ce{NH4+})\downarrow\)，根据勒夏特列原理，体积增大，增加到离子数只减弱不消除，故\(c(\ce{NH3·H2O})\downarrow\)，\(\ce{H+}\)同理，氢氧根因为氢离子下降，水电离出的更多，pH上升
-
加\(\ce{NH4Cl(s)}\)，\(\ce{NH4+}\)浓度变大，平衡正向移动，氨水浓度变大，氢离子浓度变大，氢离子浓度变大，然后多出来的氢离子结合了某些 \(\ce{OH-}\)，根据水的离子积推断，氢氧根浓度变小，即\(\ce{H2O <=> H+ + OH-}\)发生了逆向移动
-
加\(\ce{NH3}\)，氨水浓度变大，氨水部分电离，且反应逆向移动，导致铵根离子浓度变大，氢离子浓度因为反应逆向移动变小，根据水的离子积推断，氢氧根离子浓度变大
-
加\(\ce{HCl}\)气体，氢离子浓度变大，反应逆向移动，氨水浓度变小，铵根浓度变大，根据水的离子积，或者根据氢离子过多抑制了水的电离，氢氧根浓度变小
-
加\(\ce{NaOH}(s)\)，氢离子浓度被消耗掉，然后反应正向进行
盐类水解的应用
促进水解
- 用\(\ce{Na2CO3}\)溶液进行清洗油污时，加热增强去污效果
吸热反应，加热促进水解进行
- 制备\(\ce{Fe(OH)3}\)胶体时加热
加热促进水解，同时这也是\(\ce{Fe^3+}\)呈现出酸性的原因
铝盐，铁盐净水的原理：
生成胶体吸附杂质
- 用\(\ce{TiCl4}\)制备\(\ce{TiO2}\)
泡沫灭火器
双水解
弱酸阴离子和弱碱阳离子水解相互促进到底
一个离子水解生成的产物，会被另一个离子立刻消耗掉
如\(\ce{CH3COONH4}\)
发生反应
导致反应最后进行完全
\(\ce{Al2(SO4)3}\)和\(\ce{Na2CO3}\)反应
发现总和为
\(\ce{}\)
沉淀溶解平衡
溶解度：在一定温度下，某固态物质在 100g 溶剂中溶解达到饱和，所溶解的质量
25度时，关系如下
常见微溶物:\(\ce{Ca(OH)2 CaSO4 MgCO3 Ag2SO4}\)
例如，生成\(\ce{AgCl}\)的离子反应完全后，溶液中还存在\(\ce{Ag+ Cl-}\)
难溶电解质的沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡状态：一定温度下，沉淀速率和溶解速率相等的状态
表达式：
aq表示已溶解、自由移动的离子,不加 (aq) 就无法明确表示离子是在溶液中还是仍在固体表面，平衡是 固体表面离子脱离（溶解） 与 溶液中离子回到固体表面（沉淀） 的动态过程
可逆反应，正逆反应速度相同，动态平衡，物质的量定，反应不断变化
溶度积\(K_{sp}\)
例如\(\ce{Fe(OH)3}\):
影响因素：
- 电解质本身
- 温度，一般温度升高，\(k_{sp}\)增大，\(\ce{Ca(OH)2}\)例外
因为绝大多数的难溶性盐溶解是吸热的但是\(\ce{Ca(OH)2}\)溶解放热
\(K_{sp}\)反应了难溶电解质在水中的溶解能力
当化学式所表示的阴阳离子个数相同时，\(K_{sp}\)数值越大的难溶电解质在水中的溶解度越大
其实就是要求指数上是相同的，如\(AB\)，\(AB^2\)就不能相提并论了
过度饱和，生成沉淀
这时候溶解速率等于生成沉淀速率，故不变，溶液处于饱和状态
无沉淀生成，溶液处于不饱和状态
显然没有固体可以溶解了，所以没有反应出沉淀，固体本身不参与构建平衡，故即使没有固体也不会让反应正向进行
沉淀溶解平衡的影响因素
内因:本身性质
外因:温度
浓度：加水沉淀的溶解正向移动，同时\(c(离子)\)不变，因为\(K\)不变
加某种离子，溶解的离子的过程逆向移动
加氢离子，氢氧根离子浓度变小，反应正向移动，\(\ce{Mg^2+}\)变大，\(\ce{OH-}\)变小，\(K_{sp}\)不变
沉淀溶解平衡的应用
沉淀的生成：在无机物的制备和提纯，废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的，在一般情况下，当溶液中剩余离子浓度小于\(1\times 10^3 mod\cdot L^{-1}\)时，化学上认为沉淀完全
除去氯化铵中的杂质氯化铁：用氯水除杂
除去废水中的\(\ce{Cu^2+ Hg^2+}\)，除杂试剂为\(\ce{Na2S aq}\)
沉淀的溶解
酸溶解法
难溶物\(\ce{CaCO3 FeS Al(OH)3 Cu(OH)2 Mg(OH2)}\)均可用强酸溶解，考虑从沉淀溶解平衡的角度解释反应原理：
\(\ce{CO3^2-}\)和\(\ce{H+}\)反应为\(\ce{HCO3-}\)，然后反应为\(\ce{H2CO3}\)，最后生成\(\ce{H2O}\)和\(\ce{CO2}\)
其实只需要到\(\ce{HCO3-}\)就能让沉淀溶解了
不断消耗掉电离出的\(\ce{CO3^2-}\)直到最后的也反应完
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