化学选修四水溶液中的电离PPT.ppt

第一部分 电解质和非电解质,1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 非电解质 ：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物。 强电解质 :在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质,分类及相互关系,物质,混合物,纯净物,单质,化合物,即不是电解质也不是非电解质,电解质,非电解质,强电解质： 强酸，强碱，大多盐 如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4,强电解质,弱电解质,弱酸，弱碱，极少数盐，水 如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O,非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、 C6H12O6、CCl4、CH2=CH2,电解质非电解质强电解质弱电解质关系,既不是电解质也不是非电解质,非电解质,非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、 C6H12O6、CCl4、CH2=CH2,2、电解质与非电解质本质区别： 电解质离子化合物或共价化合物 。 非电解质共价化合物。 注意：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关,1、关于强、弱电解质的叙述不正确的是（ ） A. 强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡 B. 同一弱电解质溶液，温度不同时，导电能力不同 C. 强电解质溶液导电能力一定很强，弱电解质溶液导电能力一定很弱 D. 强电解质在固态或液态时，可能不导电 2、下列化合物属于弱电解质的是（ ） A. HClO4 B. Ba(OH)2 C. CO2 D. HF 3、在100ml下列溶液中，分别加入0.05molNaOH固体，溶液的导电性变化不大的是（ ） A. 0.5mol/L的HCl B. 0.5mol/L的CH3COOH C. 蒸馏水 D. 0.5mol/L的氨水 答案C D A,第二部分 电离平衡线索：类比化学平衡、影响化学平衡移动的因素,3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 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 ，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 5、电离方程式的书写：用可逆符号 。弱酸的电离要分布写（第一步为主） ,类比化学平衡常数,6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成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，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ） 表示方法：AB=A+B- Ki= A+ B- / AB a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3 H2SHClO,用蒸馏水稀释0.1mol/L的CH3COOH时，始终保持增大趋势的是（ ） A.c(CH3COOH) B. c(H+) C. c(OH) D. c(CH3COO) 同体积的1mol/L的HCl、H2SO4、CH3COOH、HNO3分别加入过量的Mg。下列叙述中正确的是（ ） A. HNO3、HCl、H2SO4中放出H2的速率相同 B. HCl、HNO3中放出H2的量相等 C. HCl、CH3COOH中放出H2的量相等 D. H2SO4中放出H2的量最多，其余的相等 pH值相同的下列溶液，其物质的量浓度最大的是（ ） A. HCl B. H2SO4 C. CH3COOH D. H3PO4 答案C C C,一定温度下，甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L，则甲、乙两瓶氨水中c（OH）之比为（ ） A. 大于10 B. 小于10 C. 等于10 D. 无法确定 有体积相同、相等pH的烧碱溶液和氨水，下列叙述中正确的是（ ） A. 两溶液物质的量浓度相同 B. 用同浓度的盐酸中和时，消耗盐酸的体积相同 C.两溶液中OH离子浓度相同 D. 加入等体积的水稀释后，pH仍相等 答案B C,（1）请完成下列各空： 0.01mol/LCH3COOH溶液的pH 2（填“”或“”或“”） （2）观察比较以上三个小题，试猜想证明某酸（HA）是弱电解质的原理有两个： 一是： ； 二是： 。 （3）请你根据以上原理提出写两种不同方案，证明HA酸是弱电解质：（只需简明写出方案，不需写出具体步骤 （4）某同学设计采用如下方案来证明HA是弱电解质： 用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH1的两种酸溶液各100mL； 分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL； 各取相同体积的稀释液，同时加入纯度和大小相同的锌粒，如观察到HA溶液中产生H2速率较快的，即可证明HA是弱电解质 请你评价：该同学的方案难以实现之处和不妥之处，并且重新审视你提出的方案中哪些是不合理的：,（1） ； （2）一是：证明HA不能完全电离，溶液中存在电离平衡； 二是：证明HA与强碱生成的盐具有弱碱性。 （3）对比等物质的量浓度的HA溶液和盐酸导电性对比实验； 测0.01mol/LHAc溶液的pH2； 测NaAc溶液的pH值； 测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2 将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性 中和10mLpH=1的HAc溶液，耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL; 将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性 比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率 （只要能提出符合两条原理的方案，都给分） （4）配制pH1的HA溶液难以实现；不妥之处在于加入的锌粒难以做到表面积相同,在0.1mol/L的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离，且氢离子浓度增大，应采取的措施是（ ） A. 升温 B. 降温 C. 加入NaOH溶液 D. 加入稀HCl 答案A,在0.1 molL1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡： CH3COOH=CH3COOH+ 对于该平衡，下列叙述正确的是 A.加入水时，平衡向逆反应方向移动 B.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 C.加入少量0.1 molL1 HCl溶液，溶液中c(H+)减小 D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动 答案B,常温下，将0.002molNaOH和0.01molNH4Cl溶于水配成1L溶液， （1）该溶液中存在的三个平衡体系是 _、 _ _。 （2）溶液中共有 种不同的粒子。 （3）物质的量之和为0.01mol的两种粒子是_、 答案（1）NH3H2O NH4OH；NH4H2O NH3H2OH； H2O HOH （2）七 （3）NH4、NH3H2O,第三部分 水的电离,二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡： 水的离子积：KW = CH+COH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 100 时，KW=1*10-12 H+=OH- =10-6 mol/L 注意： 1. KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 2. 温度定，KW 在纯水，在酸溶液、在碱溶液、在盐溶液中的数值是一定值且相等。 3、由水电离出的H+和OH-永远相等,溶液酸碱性的判断： C（H+） C（OH-） 酸性 C（H+） = C（OH-） 中性 C（H+ ） C（OH- ） 碱性 根据PH判断不可靠,影响水电离平衡的外界因素,酸、碱 ：抑制水的电离 升温：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） 易水解的盐：含弱根的盐促进水的电离 不是所有的盐都对水的电离有影响，如NaCL无影响，不是所有的盐都促进水的电离。如NaHSO4抑制水的电离。 1.纯水在25时的氢离子浓度与90时的氢离子浓度的关系是( ) A大于 B等于 C小于 D不能肯定 2.常温下，在pH12的某碱溶液中，由水电离出的c(OH)为( ) A1.0107 mol/L B1.0106 mol/L C1.0103 mol/L D1.01012 mol/L,（1）pH=-lgcH+ （2）pH的测定方法： 酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。 变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色） pH试纸 操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。 注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围,3.将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO42-)c(H)约为( ) A11 B12 C110 D101 4.室温下，某溶液中水电离出的H和OH的物质的量浓度乘积为11026， 该溶液中一定不能大量存在的是( ) ACl BHCO3- CNa DNO 5.在25时，某溶液中由水电离出的c(H)11012 mol/L，则该溶液的pH可能为( ) A10 B7 C6 D2 答案C B D,3. 25时，水的电离达到平衡H2O=HOH；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 答案 B,混合液的pH值计算方法公式,1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2） 2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混) 3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- =H2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混，再求其它）,稀释过程溶液pH值的变化规律,1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7） 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原n （但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7） 5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。,25C时，某溶液中由水电离出的c（OH）=11013 mol/L，该溶液中一定不能大量共存的离子组是（ ） A. NH4+ 、Fe3+ 、SO42 、Cl B. CO32 、PO43 、K+ 、Na+ C. Na+ 、SO42 、NO3 、Cl D. HPO42 、 Na+ 、 HSO3 、K+ 把pH=2的H2SO4和pH=11的NaOH溶液混和，混和液pH=7。则两种溶液的体积比是（ ） A. 10:1 B. 1:10 C. 1:2 D. 2:1 pH值为3的CH3COOH和pH为11的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液pH为（ ） A. pH7 B. pH 7 C. pH7 D.无法判断 答案 D B B,酸碱中和滴定：,1、中和滴定的原理 实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定管可以读到小数点后 两位 。 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 （3）准备过程： 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始) （4）实验过程,下面是关于中和滴定的实验叙述：取25 mL未知浓度的HCl溶液。在横线标明的操作中，有错误的是（ ） a放入锥形瓶中，此瓶需事先用蒸馏水洗净。 b并将该瓶用待测液润洗过。 c加入几滴酚酞作指示剂。 d取一支酸式滴定管，经蒸馏水洗净。 e直接往其中注入标准NaOH溶液，进行滴定。 f一旦发现溶液由无色变成粉红色，即停止滴定，记下数据。 Ad、e、f Bb、d、e、f Cb、d、e Db、c、e、f 答案 B,3、酸碱中和滴定的误差分析 用酸式滴定管准确移取25.00mL某未知浓度的盐酸溶于一洁净的锥形瓶中，然后用0.20molL -1的氢氧化钠溶液(指示剂为酚酞).滴定结果如下： NaOH起始读数 NaOH终点读数 第一次 0.10mL 18.60mL 第二次 0.30mL 18.00mL (1)根据以上数据可以计算出盐酸的物质的量浓度为 molL-1. (2)达到滴定终点的标志是 ： （3）以下操作造成测定结果偏高的原因可能是 。 A. 配制标准溶液的氢氧化钠中混有Na2CO3杂质 B. 滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其它操作均正确 C. 盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用待测液润洗 D. 滴定到终点读数时发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液 E. 未用标准液润洗碱式滴定管 答案（1）0.1448 mol/L （2）无色变粉红色且30s不变色 （3）ADE,盐类的水解,盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移动，促进水的电离。 3、盐类水解规律： 有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。 多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3) 4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热,影响盐类水解的外界因素： 温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） 浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解） 酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解,酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-,、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)； S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+ 双水解但可共存 双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S,盐类水解的应用： 水解的应用实例原理 1、净水明矾净水Al3+3H2O = Al(OH)3(胶体)+3H+ 2、去油污用热碱水冼油污物品CO32-+H2O = HCO3-+OH- 3、药品的保存 配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 Fe3+3H2O = Fe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH CO32-+H2O = HCO3-+OH- 4、制备无水盐 由MgCl26H2O制无水MgCl2 ，在HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2O = Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 = MgO+H2O 5、泡沫灭火器用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小NH4+H2O = NH3H2O+H+ c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH)-,溶液中微粒浓度的大小比较 基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系： 电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒） 某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。,下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是 （ ） A0.1 mol/L Na2CO3溶液：c(OH)c(HCO3)c(H)2c(H2CO3) B0.1 mol/L NH4Cl溶液：c(NH4 )c(Cl) C向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： c(Na)c(CH3COO)c(H)c(OH) D向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH5的混合溶液：c(Na)c(NO3) 答案 A,下列关于溶液中离子的说法正确的是（ ） A0.1 molL1的Na2CO3溶液中离子浓度关系：c (Na+)=2c (CO32)+c (HCO3)+c (H2CO3) B0.1 molL1的NH4Cl和0.1 molL1的NH3H2O等体积混合后溶液中的离子浓度关系： c (Cl)c (NH4+)c (H+)c (OH) C常温下，醋酸钠溶液中滴加少量醋酸使溶液的pH=7，则混合溶液中，离子浓度关系：c (Na+)=c (CH3COO) D0.1 molL1的NaHS溶液中离子浓度关系： c (OH)=c (H+)c (S2)+c (H2S) 答案CD,难溶电解质的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。 （2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“=”常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。,2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s)= 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 4、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：酸碱；氧化还原； 沉淀转化 。 5、沉淀的转化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。 如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag2S（黑色）,溶度积（KSP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 2、表达式：AmBn(s)= mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m c(Bm-)n 3、影响因素： 外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 4、溶度积规则 QC（离子积）KSP 有沉淀析出 QC = KSP 平衡状态 QC KSP 未饱和，继续溶解,一定温度下，在氢氧化钡的悬浊液中，存在氢氧化钡固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)=Ba2(aq)2OH(aq)。向此种悬浊液中加入少量的氧化钡粉末，下列叙述正确的是( ) A溶液中钡离子数目减小 B溶液中钡离子浓度减小 C溶液中氢氧根离子浓度增大 DpH减小 答案A,已知同温度下的溶解度：Zn(OH)2ZnS，MgCO3Mg(OH)2。就溶解或电离出S2的能力而言，FeSH2SCuS，则下列离子方程式错误的是( ) AMg22HCO2Ca24OH=Mg(OH)22CaCO32H2O BCu2H2S=CuS2H CZn2S22H2O=Zn(OH)2H2S DFeS2H=Fe2H2S 答案C,常温下，在10 mL 0.2 molL1氨水中，滴入0.2 molL1的稀盐酸，使溶液的pH7。则下列说法正确的是( ) A加入盐酸的体积大于10 mL Bc(NH4+)c(Cl) C加入盐酸的体积等于10 mL Dc(NH4+)c(Cl) 答案 B,已知某溶液中只存在OH- H+ NH4+ CL-四种离子，某同学推测其离子浓度大小有如下四种关系： （1）C(CL-) C(NH4+) C(H+) C(OH-) （2）C(CL-) C(NH4+) C(OH-) C(H+) （3）C(NH4+) C(CL-) C(OH-) C(H+) （4）C(CL-) C(H+) C(NH4+) C(OH-) 填写下列空白： （1）若溶液只溶解了一种溶质，则该溶质是 -