《反应原理》专题三复习.ppt

SO2、NH3、Cl2的水溶液均能导电，它们是电解质吗 ？怎样区分电解质与非电解质？某些离子化合物（ 如Na2O、Na2O2、CaO）溶于水后电离出的离子并 非其自身的，它们却属于电解质，为什么？ 理解：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！ 第一单元 弱电解质的电离 1、电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强 弱电解质？ 2、判断强弱电解质是看化合物在水中是否完全电离， 跟其溶解度的大小无关！跟溶液导电能力的强弱也 无关。 3、含有极性键的化合物不一定是强电解质，可能是弱 电解质，如HF；也可能是非电解质，如乙醇。 v问题与讨论 v问题与讨论（二） 讨论二：强电解质溶液的导电能力一定强？ 讨论一：离子数目越多导电能力越强？ 讨论三：同条件下的电解质溶液导电能力不同，说明 什么问题？如盐酸和醋酸。 电解质溶液的导电分析 导电的前提：溶液中存在自由可移动的离子。 导电的本质：自由离子的定向移动。 导电能力强弱的因素： 1、关键取决于离子的浓度，与离子数目无关！ 2、温度越高,导电能力越强.(金属导电能力反而减小) 3、离子浓度相同时，电荷数越高,导电能力越强. 注意1：溶液导电能力的强弱与电解质的强弱无关！ 注意2：金属导电是个物理过程，而电解质溶液的导电 是个电解过程，属化学变化！ 启发:电解质并不一定能导电；导电的物质不一 定是电解质。 电离方程式的书写： 1、强电解质在溶液中全部电离，在电离方程式中以“” 表示之； 2 、弱电解质不能全部电离，在电离方程式中以“ ”表示 之； 3、 多元弱酸分步电离，在书写电离方程式时要分步书写.如： H2CO3 H2CO3 HHCO3、 HCO3 HCO32； 如：H3PO4H3PO4 H+H2PO4H2PO4 H+HPO42 HPO42 H+PO43 表示电解质电离的式子。 4、多元弱碱分步电离，但常常一步写到底，如 Cu(OH)2 Cu22OH。 5、酸式盐的电离 强酸的酸式盐的电离：一步完全电离。如： KHSO4= K+ + H+ + SO42- 弱酸的酸式盐的电离：第一步完全电离，第二步 酸式酸根部分电离。如：NaHCO3- = Na+HCO3- HCO3- H+ + CO32- 6、两性氢氧化物的电离有两种电离方式 AlO2- + H+ + H2O Al(OH)3Al3+ + 3OH- 弱电解质的电离平衡 电离过程 电离程度电离度 特征：等、动、定、变 (可逆） （部分） 影响因素 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 重新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： 浓度： 温度越高，电离度越大(电离过程吸热) 浓度越稀，电离度越大 同离子效应： 电离平衡常数 Ka = C(H+) . C(CH3COO-) C(CH3COOH) Kb = C(NH4+) . C(OH-) C(NH3. H2O) CH3COOH H+ + CH3COO- NH3.H2O NH4+ + OH- 能更好的表示弱电解质的相对强弱 其值越大,溶液中离子浓度越大,较强的电解质 其值越小,溶液中离子浓度越小,较弱电解质 练习：如何证明醋酸是弱酸？ 法六：0.1mol/L NaAc溶液的pH7 法一：0.01mol/L醋酸溶液的pH2 法三：将pH值均为2的盐酸、醋酸稀释相同的倍数(如100倍)， pH值变化小的是醋酸 法四：向pH值均为2的盐酸和醋酸溶液中分别加入固体NaCl、 NH4Ac，溶液pH值增大的是醋酸 法五：pH值、体积均相同的盐酸和醋酸，分别与等浓度的 NaOH溶液恰好反应时，消耗碱溶液多的是醋酸； 分别与足量的Zn粒反应时，产生气体多的是醋酸； 分别与少量且等量的NaHCO3固体反应时，平均速率 快的是醋酸 法二：0.1mol/L盐酸和醋酸，导电能力弱的是醋酸 法七：NaAc + HCl HAc 弱电解质判断的实验方法 1.在相同浓度、相同温度下，与强电解质作导电性对 比实验。若导电能力弱的为弱电解质，反之为强电解质。 2.浓度与pH的关系 如某一元酸的浓度为0.1mol/L，而其pH 1，则可证明该 酸是弱电解质。 3.测定对应盐的酸碱性 如NaA溶液呈碱性，则可证明HA必是弱电解质。 4.稀释前后的pH值与稀释倍数的变化关系 如pH=2的强酸稀释100倍，pH=4；而pH=2的弱酸稀释100倍 ，pH b- n c(OH)c(H+) Kw=c(H+)c(OH-) pH pH=-lgc(H+) （碱性溶液）（酸性溶液） c(H+) = 10- PH 溶液溶液pHpH的计算的计算 pOH pH=-lgc(OH-) c(H+) = 10- POH pH + pOH =14 酸或碱浓度C 1.酸或碱溶液的pH 2.溶液简单混合 (不发生反应，忽略混合时体积变化) (1)若不等体积混合 ： 強酸与強酸混合 ：先求 c(H+)总= ，再求pH. c1V1+c2V2 V1+V2 強碱与強碱混合 ：先求 c(OH-)总= ，再求pOH， 后求pH. c1V1+c2V2 V1+V2 2.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化) 可能情况有三种: 若酸和碱恰好中和.即n(H) n(OH-), pH7. 若酸过量,求出过量的c(H),再求pH值. 若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H)后求pH值 . 小结：酸与碱的pH之和为14，等体积混合 若为强酸与强碱，则pH=7 若为强酸与弱碱，则pH7 若为弱酸与强碱，则pH c (H2PO4- ) c (HPO42- ) c (PO43- ) c (OH- ) 。 2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3 溶液中，c (Na) c (CO32-) c (OH) c (HCO3- ) c (H) 。 4.两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小 若酸与碱恰好完全反应，则相当于一种盐溶液 若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余， 则一般弱电解质的电离程度盐的水解程度。 总结 3.不同溶液中同一离子浓度的比较，如在物质的量浓度相同的 下列溶液中：NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 c(NH4+)由大到小 的顺序正确的是 (考虑水解、同离子效应等) 5.溶液中的守恒关系(电解质溶液中的离子之间存在 着三种定量关系) 电荷守恒规律：电解质溶液中，溶液总是呈电中性，即阴离 子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所 谓的电荷守恒规律。 如NaHCO3溶液中存在着Na、H、HCO3-、CO32- OH， 但存在如下关系： c (Na) c (H) = c (HCO3-)c(OH-) 2c(CO32- )。 又如在Na2HPO4溶液中： c(Na)+c(H)=c(OH)+c(H2PO4)+2c(HPO42)+3c(PO43)； 物料守恒规律：某一组分（或元素）的原始浓度等于它 在溶液中各中存在形式的浓度之和。 又如在NaH2PO4溶液中: c(Na)=c(H3PO4)+c(H2PO4) +c(HPO42)+c(PO43)； 如在c mol/L的Na2CO3溶液中CO32-离子的存在形式有CO32-、 HCO3-、H2CO3， 则c( CO32-) + c (HCO3-) + c (H2CO3)=1/2c (Na) 质子守恒：有水电离产生的H+、OH-浓度相等。 如在Na2CO3溶液中，有水电离产生的OH-以游离态存在，而 H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3，有： c(OH-)=c(H+) +c(HCO3-) +2c (H2CO3)。 c(OH-)= c (H+) + c (HPO42-) +2c (H2PO4-) +3c (H3PO4) 同理在Na3PO4溶液中有： （1）在配制FeCl3、Al(NO3)3、CuSO4、SnCl2等溶液时 （2）Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2等强碱性溶液不能贮存 在 塞的试剂瓶中. 练习、为配制CH3COO与Na+物质的量浓度比尽可能 接近1：1的溶液，可向溶液中加入（ ） A.适量盐酸 B.适量氢氧化钠固体 C.适量氢氧化钾固体 D.适量CH3COOH溶液 CD 3.某些盐溶液的配制、保存 相应的酸 因Na2SiO3、Na2CO3 、NaAlO2水解呈碱性，产生较多OH， OH能腐蚀玻璃。 磨口玻璃 为防止水解，常先将盐溶于少量 中，再加蒸馏 水稀释到所需浓度。 K2CO3BaCO3 KAl(SO4)212H2O Na2SO4CuSO4 5H2O 4.判断加热蒸干盐溶液所得固体的成分 Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4Al2(SO4)3 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HClAlCl3 蒸干所得固体酸挥发性水解方程式盐溶液 易 难 蒸干 弱碱易挥发性酸盐 弱碱难挥发性酸盐 蒸干 氢氧化物固体 同溶质固体 规 律 练习、下列物质的水溶液加热蒸干分别得到什么物质? （1)K2CO3 ; (2)Ba(HCO3)2 ; (3)明矾 ; (4)FeCl3 ; （5)Na2SO3 ; (6)CuSO4 ; Fe(OH)3 5.判断溶液中离子的共存 2Al3+ + 3S2- + 6H2O 2Al(OH)3+3H2S 2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O 2Fe(OH)3+3CO2 Al3+ + 3AlO2- + 6H2O 4Al(OH)3 Fe3+ + 3ClO- + 3H2O Fe(OH)3+3HClO 能发生强烈双水解的离子组 ： Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-、SO32-、HSO3- Fe3+ 与CO32-、HCO3-、AlO2-、 NH4+与AlO2-、SiO32- 盐与盐的反应原则-最大限度降低离子浓度 （1）盐与盐反应相互促进水解“双水解” Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3 + 3CO2 （2）复分解为主 Cu2+ + S2- = CuS （3） 氧化还原反应 2Fe3+ + 3S2- = 2FeS + S 总结 7.工农业生产及日常生活上的应用 (1)FeCl3、KAl (SO4)212H2O等可作净水剂. (2)泡沫式灭火器内反应原理 NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 3HCO3 Al3Al(OH)3 3CO2 生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫 炸油条时面粉中常加入少量的明矾和小苏打 双水解产生的CO2使油条变得疏松可口 (3) 纯碱液去油污且热的效果更好 (4)某些化学肥料不能混合使用 如铵态(NH4)氮肥、过磷酸钙含Ca(H 2 PO4) 2 均不能与草木灰(主要成分K2CO3)混合使用。 （5）NH4Cl焊接金属 8.解释某些实验现象或事实 思考:解释NH4Cl、FeCl3溶液中加入Mg粉,为何有H2放出? 总：Mg+2NH4+ + 2H2O = Mg2+ + 2NH3H2O+H2 或：Mg+2NH4+ （浓） = Mg2+ + 2NH3+H2 NH4+H2O NH3H2O+H+ Mg+2H+ = Mg2+ +H2 用AlCl3溶液和Na2S溶液混合为什么制不到Al2S3？ Al2S3应如何制取？ 2Al3+ + 3S2- + 6H2O 2Al(OH)3+3H2S 2Al + 3S Al2S3 干法制取 第四单元 沉淀溶解平衡 1 1、沉淀溶解平衡：、沉淀溶解平衡： 定义：定义： 一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生 成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平 衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡 。 特征：特征：逆、等、动、定、变逆、等、动、定、变 影响因素：影响因素：内因：内因：难溶物本身的性质 外因：外因： 浓度：加水稀释，平衡向溶解 方向移动 温度：绝大多数难溶盐的溶解 是吸热过程。 同离子效应 例如：例如：AgCl(s） Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp= c(Ag+).c(Br-) Ksp= c(Fe3+).c3(OH-) 难溶电解质溶解平衡关系式和溶度积 Fe(OH)3 Fe3+3OH- AgBr Ag+ + Br- 在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液 中离子浓度幂之乘积。 KSP 2、溶度积Ksp 在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中 ，存在溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数 或简称溶度积 定义 在一定温度下，难溶电解质的Ksp的大小 反映了其在水中的溶解能力。 Ksp越大，在 水中的溶解能力越强，反之亦然。 影响因素 Ksp 决定于难溶电解质的本性，与温 度有关，一定温度下， Ksp是常数。 意义 AgCl(S) Ag+(aq)+Cl- (aq) 初始： 平衡： 00 C(Ag+)C(Cl-)=S=SC(AgCl(S) ) 溶解度S 在一定温度下，难溶性电解质 在水中的物质的量浓度。(mol/L) C(Ag+) C(Cl-) C(AgCl(S) =K C(Ag+) C(Cl- ) = K C(AgCl(S)=KSP 溶度积 mol的AgCl S=1.33x10-5(mol/L)即1升的水中溶解 1.33x10-5 3、溶度积与溶解度(离子浓度)的关系 注意： 溶解度和Ksp均能反映物质在水中的溶解能 力，但两者的关系并不是简单的正比关系。 50 概念1、离子积 Q c= c(Am+)n.c(Bn-)m Q c称为离子积，其表达式中离子 浓度是任