专题四电解质在水溶液中的平衡 ppt课件

电解质在水溶液中的平衡 专题四 【回忆与思考】 1.水溶液中存在哪些化学平衡？ 2.这些平衡有什么异同点？ 研究 对象 表达方式 影响 因素 弱电电 解质质 的电电 离平 衡 弱酸弱 碱的电电 离平衡 水的电电 离平衡 水解平衡 溶解平衡 弱酸 弱碱 水 盐类 难溶物 HmR H+Hm-1R- H2O H+OH- Ac-+H2O HAc+OH- AmBn(S) mAn+(aq)+nBm-(aq) R(OH)m Rm +mOH- 1.加水 3.离子反应 效应 温度 浓度： 2.同离子效 应 一、内因 二、外因 NH4+H2O NH3H2O+H+ 电解质在水溶液中的平衡 电离平衡 【考点探究】 【考点一】电离平衡 1.电离平衡的概念及理解。 2.影响弱酸弱碱电离平衡的因素。 3.电离方程式及电离平衡常数。 4.电解质、非电解质，强、弱电解质。 5.水的离子积Kw。 6.溶液中的c(H+)、c(OH-)与水电离出来的c(H+)水、 c(OH-)水的关系。 7.影响水的电离平衡的因素。 8.溶液的酸碱性及pH计算。 9.中和滴定中和滴定 思考1有下列物质: (1)石墨 (2)三氧化硫 (3)过氧化钠固体 (4)液态氯化氢 (5)氯气 (6)熔融硫酸钾 (7)氯化钠晶体 (8)硫酸溶液 (9)乙醇 (10)冰醋酸 (11)氨水 (1)能导电的有_ (2)属于强电解质的有_ (3)属于弱电解质的有_ (4)属于非电解质的有_ 思考2如何区别强酸和弱酸？ 1、6、8、11 3、4、6、7 10 2、9 一.強电解质与弱电解质 纯 净 物 化 合 物 离子化合物 共价化合物 单 质 非金属 金 属 (离子键) (共价键 ) (非极性键) 既不是电解质也不是非电解质 强酸 弱酸、弱碱、水、 两性氢氧化物等 其它（多数有机物、 非金属氧化物等)-非电解质 活泼金属氧化物 大多数盐类 强碱 强电解质 弱电解质 化 合 物 电 解 质 1.电解质和非电解质的区分关键看化合物在水溶液或熔融 状态下能否自身电离！ 请注意 2.判断强弱电解质是看化合物在水中是否完全电离，跟溶 解度的大小无关。 二.电解质溶液的导电分析 (1)电解质导电的条件：熔化或溶于水 (2)影响溶液导电能力强弱的因素： 离子浓度和离子所带的电荷数。离子浓度和离子所带的电荷数。 注意注意 1 1、电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。、电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。 2 2、强电解质溶液导电能力未必比弱电解质溶液、强电解质溶液导电能力未必比弱电解质溶液 导电能力强。导电能力强。 3 3、同一溶液，浓溶液导电能力未必比稀溶液强。、同一溶液，浓溶液导电能力未必比稀溶液强。 例一定温度下，将一定量的冰醋酸加水稀释溶液 的导电能力变化如图231所示。 为什么O点的导电能力为0？ 比较a、b、c三点的pH大小_。 试分析导电能力如图变化的原因。 高考真题08年广东化学18）电 导率是衡量电解质溶液导电能力 大小的物理量，根据溶液电导率 变化可以确定滴定反应的终点。 右图是KOH溶液分别滴定HCl溶 液和CH3COOH溶液的滴定曲线示 意图。下列示意图中，能正确表 示用NH3H2O溶液滴定HCl和 CH3COOH混合溶液滴定曲线是 D 三、弱电解质的电离平衡 电离过程 电离程度 特征：等、动、定、变。 (可逆） （部分） 影响电离的因素： 弱电 解质 定义 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子 结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 电离平衡 (1) 内因电解质本身的结构和性质。 (2)外因： 温度：温度越高，电离程度越大(电离过程吸热)。 浓度：浓度越大，电离程度越小。 同离子效应：加入与电离平衡的相同的离子，能 抑制电离。 要点一 弱电解质的电离平衡及其影响因素 【例1】已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡： CH3COOH CH3COOH，要使溶液中 值增大，可以采取的措施是（ ） A.加少量烧碱溶液 B.升高温度 C.加少量冰醋酸 D.加水 BD 四、电离平衡常数 1.概念： 4.影响K的因素： 5.多元弱酸的电离: 在一定条件下，弱电解质的电离达到平 衡时，溶液中电离所产生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。 K= 2.表示方法： AB A+B- K值越大，表示该电解质较易电离 ，对应的弱酸、弱碱较强。 3.K的意义： 温度，越热越电离。 是分步进行的，K1 K2 K3 例1. （08山东理综，29） (3）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常 温常压下，空气中的CO2，溶于水达到平衡时 ，溶液的pH=5.6，c(H2CO3）=l.510-5molL-1。 若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则 H2CO3 HCO3+H+的平衡常数K1= 。（已知：10-5.60=2.510-6) 【高考真题解析】 4.210-7molL-1 例2.（09山东东理综综，28） （4）在25下，将a molL-1的氨水与0.01 molL-1的盐盐酸等体积积混合，反应应平衡时时溶液 中c(NH4+)=c(Cl-)，则则溶液显显 性（填 “酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示 NH3H2O的电电离常数Kb= 。 【高考真题解析】 中 10-9/(a-0.01)molL-1 五、水的电离和溶液的pH (1)水的离子积常数 水的电离方程式为 ，水的 离子积常数KW= ,只与温度有关， 温度升高，KW 。 (2)溶液的酸碱性与pH pH= ，pH越小，酸性 ， pH越大，碱性 。 pH试纸的使用 把小片试纸放在 上，用 蘸取待 测液滴在pH试纸上，试纸变色后，与 对 比即可确定溶液的pH。 H2O H+OH- c(H+)c(OH-) 增大 -lgc(H+) 越强 越强 表面皿 玻璃棒 标准 比色卡 c（H +）c（OH） 酸性 c（H + ）c（OH）中性 c（H）c（OH）碱性 任何条件下 25时 pH 7 pH = 7 pH 7 问：pH=7的溶液一定是中性溶液吗？ (3)外界条件对水的电离的影响 逆向不变 逆向不变 正向不变 正向增大 向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制 水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水 的电离的抑制作用越强； 向水中加入能消耗H+或OH-的物质（如： 能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作 用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的 电离。但只要温度不变，水溶液（稀溶液） 中的c(H+)c(OH-)就不变，温度升高会使 c(H+)c(OH-)增大。 【例1】 25时，水的电离达到平衡： H2O H+ +OH- H0,下列叙述正确的是 A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH-) 降低 B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大， Kw不变 C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向 移动，c(H+)降低 D.将水加热, Kw增大，pH不变 B B 例2. （09海南，6）已知室温时时，0.1mo1/L 某一元酸HA在水中有0.1发发生电电离，下列叙 述错误错误 的是 （ ） A该该溶液的pH=4 B升高温度，溶液的pH增大 C此酸的电电离平衡常数约为约为 110-7 D由HA电电离出的c(H+)约为约为 水电电离出的c(H+) 的106倍 【高考真题解析】 B 【高考真题解析】 例3. (2009四川理综，12，改编)关于浓度均为0.1 mol/L的三种溶液：氨水、盐酸、氯化铵溶液 ，下列说法不正确的是 ( ) A. pH： B.水电离出的c(H+)： C.和等体积混合后的溶液： c(H+)c(OH-)+c(NH3H2O) D.和等体积混合后的溶液： c(NH4+)+ c(H+) = c(Cl-) +c(OH-) B 25时时，某酸与某碱pH之和为为14， 若酸为为强酸，碱为为强碱，则则等体积积混合后的溶液 若酸为为强酸，碱为为弱碱，则则等体积积混合后的溶液 若酸为为弱酸，碱为为强碱，则则等体积积混合后的溶液 弱电解质会过量，所以谁弱显谁性 25时时，某强酸pH=a，某强碱pH=b， 若a+b=14，则则等体积积混合后的溶液 若a+b14，则则等体积积混合后的溶液 若a+b7 B.若10x=y,且a+b=13,则pH=7 C.若ax=by,且a+b=13，则pH=7 D.若x=10y,且a+b=14,则pH7 D D 计算溶液的pH时，应注意以下几点： 外界条件是否指室温； 当酸、碱混合后，首先要判断溶液 的酸碱性,然后再计算c(H+)或c(OH-), 最 后求得溶液的pH； 要特别注意溶液中的c(H+)和由水 电离出的H+的浓度之差异。 【练习1】常温下，某溶液中由水电离的 c(H+)=110-13 mol/L,该溶液可能是（ ） 二氧化硫水溶液 氯化铵水溶液 硝酸钠水溶液 氢氧化钠水溶液 A. B. C. D. A A 练习2在25时，对于0.1molL-1的氨水，请 回答以下问题： （1）若向氨水中加入少量硫酸铵固体，此时 溶液中c(OH-)/c(NH3H2O)将_ , c(NH4+)/c(NH3H2O)将_ （填“增大”、 “减小”或“不变”）； （2）若向氨水中加入pH=1的硫酸以体积比1 ：1反应，写出发生的离子方程式 _。此时溶液的pH_ 7 （填“大于”、“小于”或“等于”），用离子方 程式表示其原因_ ， 此时溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 _ ； 减小 小于NH3H2O+H+=NH4+H2O NH4+H2O NH3H2O+H+ c(NH4+) c(SO42-) c(H+) c(OH-) 增大 （4）若向氨水中加入0.05molL-1稀硫酸 至溶液正好呈中性，所用氨水的体积V1 与稀硫酸的体积V2的关系为V1_ V2 （填“大于”、“小于”或“等于”），写出 溶液中各离子浓度之间满足的电荷守恒 表达式_ 和离子浓度大小关系_。 （3）若向氨水中加入稀硫酸至溶液PH=7 ，此时c(NH4+)=amol/L,则 c(SO42-)=_ mol/L。a/2 大于 c(NH4+) c(SO42-) c(H+)= c(OH-) c(NH4+)+ c(H+)= =2c(SO42-)+c(OH-) 练习3某温度（t）时，水的离子积为 KW=110-13 ,则该温度（填“大于”、“小于”或“ 等于”） 25，其理由 。 若将此温度下pH=11的苛性钠溶液a L与 pH=1的稀硫酸b L混合（设混合后溶液体积的 微小变化忽略不计），试通过计算填写以下不 同情况时两种溶液的体积比： （1）若所得混合液为中性，则ab= ， 此溶液中各种离子的浓度由大到小排列顺序 是 。 （2）若所得混合液的pH=2，则ab= ， 此溶液中各种离子的浓度由大到小排列顺序 。 c(H+)c(SO42-)c(Na+)c(OH-) 大于 KW随温度升高而增大 10：1 9：2 c(Na+) c(SO42-) c(H+)= c(OH-) 电解质在水溶液中的平衡 盐类水解平衡 二、盐类水解平衡 1.基本规律 【思考】现有(1)氨水(2)硝酸铵溶液(3)硫 酸氢钾溶液(4)氯化钠溶液(5)碳酸钠溶液 (6)碳酸氢钾溶液 溶液呈酸性的是_ 溶液呈碱性的是_ 水的电离得到促进的是_， 受到抑制的是_ 常温下，0.1mol/L的上述溶液PH由 小到大是_ (2)(3) (1)(5)(6) (2)(5)(6) (1)(3) (3)(2)(4)(6)(5)(1) 不同弱酸对应的盐：越弱越水解 相同弱酸对应的盐：正盐水解程度酸式盐水解程度 酸式盐水解规律： （1）强酸的酸式盐只电离不水解， 溶液一定显酸性，如NaHSO4=Na+H+SO42-。 （2）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性， 取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 若电离程度小于水解程度，溶液显碱性， 如NaHS、Na2HPO4、NaHCO3等： 若电离程度大于水解程度，溶液显酸性， 如 NaH2PO4 、NaHSO3等。 练习1.（09年重庆10）物质的量浓度相同的 下列溶液，pH由大到小排列正确的是 ABa(OH)2、 Na2SO3、FeCl3、KCl BNa2SiO3、Na2SO3、KNO3、NH4Cl CNH3H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4 DNaHCO3、C6H5COOH、C2H5OH、HCl B B 二、盐类水解平衡 2. 影响因素 内因：盐的本性 外因：温度、浓度、溶液酸碱性的变化 （1）温度越高，水解程度越大 （越热越水解） （2）浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解） （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 练习2.（09年福建10改编题）在一定条件下 ，Na2CO3溶液存在水解平衡： 下列说法正确的是 A稀释溶液，c(HCO3- )增大 B通入CO2，平衡朝正反应方向移动 C升高温度，c(HCO3-)/c(CO32-)减小 D加入NaOH固体，溶液pH减小 B B 练习3.（09年天津2）25 时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不 正确的是 A均存在电离平衡和水解平衡 B存在的粒子种类相同 Cc（OH-）前者大于后者 D分别加入NaOH固体，恢复到原温度, c（CO32-）均增大 C C 3. 电解质溶液中的守恒关系 关系定义义实实例 电电荷 守恒 电电解质质溶液呈电电中性 所有阳离子所带带 的正电电荷总总数与所有 阴离子所带带的负电负电 荷 总总数相等 例如在NaHCO3溶液中 ：c(Na+)+c(H+) =c(OH-)+c(HCO3- ) +2c（CO32-） 物料 守恒 实质实质 原子守恒， 即原子在变变化过过程中 数目不变变 例如在Na2CO3溶液中 ：c(Na+)=c(CO32-) +c(HCO3-)+c(H2CO3) 质质子 守恒 在纯纯水中加入电电解质质 ，最后溶液中由水电电 离出的H+与OH-守恒 例如Na2CO3溶液中： c（OH-）=c（HCO3-） +2c(H2CO3)+c（H+） 练习4：物质的量浓度相同的下列溶液中， c(NH4+)最大的是( ) A. NH4Cl B. NH4HSO4 C. CH3COONH4 D. NH4HCO3 B 练习5、碳酸钠溶液中下列关系正确的是（ ） A. C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+C(OH-)+C(CO32-) B. C(OH-)=2C(HCO3-) + C(H+) + C(H2CO3) C. C(OH-) = C(HCO3-) + C(H+)+ 2C(H2CO3) D. C(Na+) = C(CO32-) + C(HCO3-) + C(H2CO3) E. C(Na+)C(CO32-) C(OH-) C(HCO3-) CE 练习6、把0.2mol/L HF溶液和0.1mol/L NaOH 溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系 不正确的是 、c(F-)c(Na+) 、c(HF)c(F-) 、c(F-) + c( OH- )= c(Na+) + c( H+) 、c(HF)+ c(F-)=0.1mol/L B 练习7（09年四川卷12）关于浓度均为0.1 mol/L的三种溶液：氨水、盐酸、氯 化铵溶液，下列说法不正确的是 Ac（NH4+）： B水电离出的c（H+）： C和等体积混合后的溶液： c(H+)c(OH-)+c(NH3H2O) D和等体积混合后的溶液： c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+) B B 练习8.（09年北京卷11）有4种混合溶液，分别 由等体积0.1mol/L的2种溶液混合成： CH3COONa与HCl； CH3COONa与NaOH； CH3COONa与NaCl； CH3COONa与NaHCO3。 下列各项排序正确的是 ApH: Bc(CH3COO-)： C. 溶液中C(H+): Dc(CH3COOH): B B 练习9.（09年全国1卷10）用0.10molL1的 盐酸滴定0.10molL1的氨水，滴定过程中 不可能出来的结果是 Ac(NH4+)c(Cl)，c(OH)c(H+) Bc(NH4+)=c(Cl)，c(OH)=c(H+) Cc(Cl)c(NH4+)，c(OH)c(H+) Dc(Cl)c(NH4+)，c(H+)c(OH) C C 练习10.（08浙江12）已知乙酸（HA）的 酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均 为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下 列排序正确的是 A.c(OH-)c(HA)c(HB)c(H+) B. c(OH-)c(A-)c(B-)c(H+) C. c(OH-)c(B-)c(A-)c(H+) D. c(OH-)c(HB)c(HA)c(H+) A A 电解质在水溶液中的平衡 难溶电解质溶解平衡 三、难溶电解质的溶解平衡 Ksp 决定于难溶电解质的本性，与温度有关， 与溶液浓度无关。一定温度下，Ksp是常数。 Ksp 的大小反应了难溶电解质在水中的溶解能力 (1)对相同类型的难溶电解质溶度积大，溶解 度就大，可直接比较。 (2) 对不同类型的难溶电解质不能认为溶度积 大，溶解度也大。 注 意 (3)同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶 质离子浓度无关。 练习1.已知 Ksp ：AgClAgBrAgI 向一含Cl-、Br-、I-的混合溶液（离子浓度相 同）中滴加AgNO3，求离子的沉淀顺序？ I- 、Br-、 Cl- 练习2. 当Ag2S 2Ag+S2- H0已达平 衡时，现改变下列一个条件，分别回答 有关问题的变化情况。 平衡移动方向 c(Ag+)和c(S2-) Ksp A.加少量水； B.加少量Ag2S ； C. 加少量Na2S； D.加少量高锰酸钾； A.E. 升高溶液的温度 沉淀溶解平衡的应用 1. 沉淀生成的原理是什么？ 利用生成沉淀分离或除去某种离子，首 先要使生成沉淀的反应能够发生；其次希望 沉淀生成的反应进行得越完全越好。 n钡离子是有毒的重金属离子，如果误食 可溶性钡盐，应采取什么措施？ n可以用碳酸钠或硫酸钠洗胃吗？ 应想办法使钡离子沉淀 生成的沉淀既不溶于水也不溶于酸，因 此，应选用硫酸钠将钡离子沉淀。 2. 沉淀溶解的原理 根据平衡移动，对于在水中难溶的电解质 ，如果能设法不断的移去溶解平衡体系中的 相应离子，使平衡向沉淀溶解方向移动，就 可以使沉淀溶解。 （1） 生成弱电解质 例 ： CaC2O4(s) Ca2+ + C2O42- + 2H+ H2C2O4 CaC2O4(s) + 2H+ H2C2O4 + Ca2+ （2） 发生氧化还原反应而溶解 CuS(s) Cu2+ + S2- + HNO3 S + NO 3CuS+8HNO3=Cu(NO3)2+3S+ 2NO+4H2O 3. 生成配离子而溶解 AgCl +2NH3 Ag (NH3)2+ + Cl- 3. 沉淀的转化 沉淀的转化原理；沉淀转化的实质就是沉淀 溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀 转化成溶解度更小的沉淀容易实现。 难溶强酸盐难溶弱酸盐 BaSO4 BaCO3 饱和饱和NaNa 2 2 COCO 3 3 溶液溶液 BaSO4 +CO32- BaCO3 + SO42- 练习1.(08江苏17改编题) 已知:向BaCl2溶液中加入AgNO3和KBr，当 两种沉淀共存时， Ksp(AgCl)=2.010-10 2.710-3 5.410-13 = 求:Ksp(AgBr) = 。 练习2.(0