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电离平衡,高中化学总复习,制作人：甄晓丽,第一节电离平衡水的电离和溶液的PH,一、电离平衡,问题与讨论,什么叫电离？电离的条件是什么？电离的根本原因？物质的电离是什么变化？物质导电的原因是什么？电离与通电有何关系？,电离：物质在水溶液中或熔融的条件下，离解成自由移动离子的过程。,电离的条件：水溶液中或熔融的条件下,电离的根本原因：外界条件（如：水分子、温度等）减弱或破坏了成键粒子之间的作用力,导电的原因：自由移动、带电粒子,1、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质,在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。,在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物。,如酸、碱、盐、活泼金属氧化物和水等。,如多数非金属氧化物，多数有机物等。,讨论：,结论：NaCl固体、NaOH固体、H2O是电解质,在水溶液中全部电离成离子的电解质,在水溶液中部分电离成离子的电解质,完全,部分,(水合)离子,分子、(水合)离子,强,弱,强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物,弱酸、弱碱、水、极少数盐,离子化合物，某些共价化合物,某些共价化合物,例1、下列物质，该状态能导电的是：_；溶于水才能导电的是：_；属于强电解质的是_；属于弱电解质的是_；属于非电解质的是_。氯化钠固体；氯化氢气体；盐酸溶液；纯硫酸；氯气；二氧化硫；氢氧化钠溶液；纯醋酸；硫酸钡；纯酒精；铝；蔗糖水溶液。,3、7、11,1、2、4、5、6、8,1、2、4、9,8,6、10,问题与讨论,电解质溶液的导电性强弱与电解质的强弱没有必然的联系,电解质的强弱与其溶解度的大小无关。,A,B,2关于强弱电解质的叙述错误的是()A强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。B在溶液里，导电能力强的电解质是强电解质，导电能力弱的电解质是弱电解质。C同一弱电解质的溶液，当温度或浓度不同时，其导电能力也不相同。D纯净的强电解质液态时有的导电，有的不导电。,1下列仅能在水中导电的电解质是()AH3PO4BNH3CKOHDC2H5OH,应用举例：,3.对于一元酸HA，下列说法能证明它是弱电解质的是()A.0.1mol/LHA溶液中，c(A-)=0.1mol/LB.0.1mol/LHA溶液中，PH=2C.同体积、同物质的量浓度的HA溶液和NaOH溶液混合，PH7D.常温PH=2的HA与PH=12的NaOH溶液等体积混合，PH=7,BC,一、对电解质的概念理解不清楚(1)电解质与非电解质都是在化合物的范围中,物质不是电解质也不一定是非电解质,如单质和溶液既不属于电解质也不属于非电解质。电解质与电解质溶液要区分开,电解质是纯净物,电解质溶液是混合物。如盐酸是混合物,既不是电解质也不是非电解质。(2)电解质概念中的溶解或熔融两个条件具备一个就可以,不需要两个条件同时具备。电解质在电离时无需有外加电源,在水溶液或熔融状态下都可电离。(3)化合物溶于水后的水溶液导电,该化合物不一定是电解质,如SO2、NH3的水溶液能导电,两者的水溶液导电是因为溶于水时生成的弱电解质H2SO3、NH3H2O会电离出自由移动的离子,而不是SO2、NH3本身直接电离出自由移动的离子,所以SO2、NH3不是电解质。(4)电解质的强弱与其溶解度没有直接关系,如BaSO4等难溶物在水中不溶解,但此类物质溶解在水中的部分是完全电离的,而且在熔融状态下是完全电离的,因此BaSO4是强电解质。,易错盘点：,2、电离方程式的书写,（1）强电解质,强电解质完全电离，书写时用“=”号,（2）弱电解质,练习：写出下列电解质电离的方程式H2S、Cu(OH)2Al(OH)3、CH3COONH4、K2CO3、KHCO3、KHSO4,弱电解质部分电离，书时用“”号,多元弱酸是分步电离，应分步书写,以第一步电离为主多元弱碱也是分步电离，但较为复杂，因此写成一步完成,A,小结电离方程式：电离方程式的书写首先必须判断物质的类别多元弱酸的电离要分步书写多元弱碱的电离因为较为复杂，因此写成一步完成多元弱酸的酸式盐电离既有盐本身的电离又有酸根离子的电离,弱电解质的电离是一个可逆的过程,讨论1：HAc（弱电解质）部分电离，是否指有一部分HAc能电离，另一部分HAc不能电离？,3、弱电解质的电离平衡,讨论2：弱电解质在电离过程中离子化速率和分子化速率变化过程是怎样变化的？,（1）定义：,（2）特征：,逆、等、动、定、变,平衡移动分析勒夏特列原理,易错盘点：,1、电离度的概念：,当弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。,2、适用范围：,弱电解质,电离度（补充内容）,3、电离度的表达式：,4、计算,例：25，0.1mol/LCH3COOH溶液，测得c(H+)=1.3210-3mol/L,求,某温度下，0.01mol/LNH3H2O电离度为4%，求c(NH4+)和c(OH-),一元弱酸：c(H+)=c(始)一元弱碱：c(OH-)=c(始),拓宽公式,5、影响电离度的因素,内因：,在相同条件下，电离度的大小可表示弱电解质的相对强弱。,浓度对电离度的影响,在相同温度下，浓度越小，电离度越大,温度对电离度的影响,温度升高，电离度增大,思考：将醋酸稀释，n(H+)、c(H+)分别如何变？,与电解质的本身有关,外因：,浓度、温度、外加试剂等,电离为吸热过程,外加试剂对电离度的影响,思考1：向0.1mol/L的HAc溶液中分别加入Zn、NaOH(s)、NaAc(s)、1mol/LHCl溶液，对原HAc的电离度有何影响？,思考2：实验室用排饱和食盐水的方法收集氯气，请解释此法优于一般排水法收集的原因?,（3）影响电离平衡的因素：,浓度的影响,浓度、温度、同离子效应等,a:加水稀释,-电离平衡向电离方向移动，电离度增大,b:加入纯弱电解质,-电离平衡向电离方向移动，电离度减小,温度的影响,-电离平衡向电离方向移动，电离度增大,思考2：弱电解质的电离平衡向电离方向移动，溶液中的离子浓度是否一定增加？,思考3：在NH3H2O溶液中分别加入适量下列物质对NH3H2O的电离平衡各有什么影响？A、盐酸B、浓NaOH(aq)C、浓NH4Cl(aq)D、水E、加热,思考1：压强对电离平衡有无影响？,升温,分析：,D,应用举例：,4在H2S的饱和溶液中存在如下平衡H2SH+HSHSH+S2，且知第一级电离的程度远大于第二电离的程度，采取下列哪种措施后，既增大c（S2）又能提高溶液的PH值还能使电离平衡逆向移动()。A.加NaOH(s)B.通入H2S(g)C.降温D.加入Na2S(s),练习,1、同温度下，弱电解质X，强电解质Y和金属Z的导电能力相同，升高温度后导电能力强弱的顺序是_,2、浓度均为0.1mol/L的HCl和CH3COOH哪种c(H+)大？c(H+)相等的HCl和CH3COOH哪种溶液的物质的量浓度大？中和相同量的NaOH消耗两种酸的体积是否一样大？,3、将Zn投入到浓度均为0.1mol/L的HCl和CH3COOH溶液中，反应的速率是否相同？若是改为开始时c(H+)相等，则又有何不同？随着反应地进行两者速率如何变化？哪些方法可减慢Zn与CH3COOH反应的速率？,4、用足量Na2CO3和一定量的稀H2SO4反应制CO2时，若要减慢反应速率，又不减少生成CO2的体积，可加入的物质是（）A、Na2SiO3B、BaCl2C、KOHD、CH3COONa,XYZ,D,在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的系数次方乘积跟溶液中未电离的分子浓度的系数次方的比值是一个常数，这个常数叫电离平衡常数通常用K表示。酸用Ka表示，碱用Kb表示,（2）表示方法,ABA+B-,注：c指平衡时各组分的浓度,4、电离平衡常数,（1）概念,（3）K的影响因素,只受温度的影响，温度越高，K越大,（4）K的意义,K值越大，电解质越易电离，电离度越大K值越小，电解质越难电离，电离度越小,用来判断弱酸、弱碱的相对强弱,多元弱酸的电离平衡常数：,讨论：试从电离平衡影响因素角度分析H3PO4的三步电离常数中为什么Ka1最大？判断H3PO4的酸性强弱，应根据哪个K值？物质的量浓度相同的Na3PO4、Na2HPO4、NaH2PO4、H3PO4四种溶液中c(PO43-)的大小顺序是：,H3PO4H2PO4-+H+,H2PO4-HPO42-+H+,HPO42-PO43-+H+,Ka1Ka2Ka3,试用K值分析为什么升高温度，电离向离子化方向进行？为什么弱电解质越稀越电离？在稀醋酸溶液中加入浓醋酸钠溶液，为什么电离平衡向分子化方向进行？加NaOH(s)时，电离向离子化方向进行？,电离平衡2,高中化学总复习,制作人：李玏,二、水的电离和溶液的PH,1、水的电离,（1）水的离子积：,（2）影响水的电离平衡的因素,KW=c（OH-）c（H+）,温度：,酸：,碱：,可水解的盐：,T升高,KW增大,抑制水的电离,KW不变,抑制水的电离,KW不变,促进水的的电离，KW不变,(25时，KW=1.010-14),请写出水的电离方程式,H20+H20H3O+OH,H20H+OH,Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。,注意：无单位,水的电离度减小,促进水的电离,水的电离度增大,水的电离度减小,水的电离度增大,思考：以上情况下，水电离出来的c(H+)和c(OH-)离子浓度是否相等？,水在任何时候电离出来的c(H+)和c(OH-)离子浓度都相等。,注意：KW是一个温度函数，只随温度的升高而增大,10-14mol/L,它的值为:(H+)水c(H+)酸=110-14,否,否,是,10-6mol/L,加入活泼金属：,促进水的的电离，KW不变,水的电离度增大,练习,思考题：在常温下，由水电离产生的c(H+）=110-9mol/l的溶液，则该溶液的酸碱性如何？,答：可能是酸性也可能是碱性,D,AC,A,C,5、常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=110-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl-S2-Na+K+C、SO32-NH4+K+Mg2+D、Cl-Na+NO3-SO42-,D,6、常温时，在PH=8的CH3COONa和NaOH两种溶液中，设由水电离产生的C（OH-）分别为Amol/l与Bmol/l，则A和B的关系为（）A、ABB、A=10-2BC、B=10-2AD、A=B,C,7、下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（）A、H+B、OH-C、S2-D、Na+,D,8、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（）,A,9、纯水在10和50的PH，前者与后者的关系是（）,A,知识归纳：,能水解的盐（可能是强酸弱碱盐或强碱弱酸盐等）,1、常温时，某溶液中由水电离产生的c(H+)110-7mol/L时，溶液是_,能抑制水的电离的物质（可能是酸或碱或其他特殊的物质，如NaHSO4等）,2、常温时，某溶液中由水电离产生的c(H+)110-7mol/L时，溶液是_,不变,减小,2、溶液的酸碱性,无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和OH-，而且在一定温度下它们的积是定值。,常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH-浓度的关系：,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L,c(H+)c(OH-)，c(H+)110-7mol/L,c(H+)c(OH-)，c(H+)110-7mol/L,电离平衡3,高中化学总复习,制作人：李玏,（1）定义：,表示溶液酸碱性的强弱。,（2）表示：,用H+物质的量浓度的负对数来表示。,（3）式子：,pH=-lgc(H+),如：c(H+)=110-2mol/L的溶液,pH=2,pOH=-lgc(OH-),PH+pOH=14,c(H+)c(OH-)=10-14,3、溶液的PH值计算,溶液的pH值与酸碱性的关系,常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L,c(H+)c(OH-)，c(H+)110-7mol/L,c(H+)c(OH-)，c(H+)110-7mol/L,pH=7,pH7,pH7,酸性增强,碱性增强,中性,（4）pH值测定方法,测定方法：,酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。,酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。,变色范围：,电离平衡4,高中化学总复习,制作人：李玏,pH值计算1强酸的稀释,例题1：在25时，pH值等于4的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？稀释到1000倍后，pH值等于多少？稀释到10n倍后PH值等于多少？,（5）pH值计算方法,pH值计算2弱酸的稀释,例题2：在25时，pH值等于5的醋酸溶液稀释到原来的10倍，pH值取值范围？稀释到1000倍后，pH值取值范围？稀释到10n倍后PH值的取值范围？,总结：,强酸的稀释相当于对原酸溶液中c(H+)的稀释,弱酸的稀释需要考虑稀释增大了弱酸的电离度,强酸、弱酸的稀释规律,PH=a的强酸、弱酸加水稀释10n的PH为：,强酸：PH=a+n(注意：a+n7),弱酸：aPH7,pH值计算9弱酸与强碱混合,例题13：在25时，PH值等于5的醋酸与PH值等于9的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液的pH值等于多少？,讨论：将PH=6的某酸溶液与PH=8的氢氧化钡溶液等体积混和，所得溶液的PH值是（）A、=7B、7C、7D、7,1、有甲、乙两瓶溶液，已知甲瓶溶液的PH值是4，乙瓶溶液的PH值是6，现将甲瓶溶液取出少量用蒸馏水稀释至100倍体积（温度不变），则下列叙述正确的是（）A、稀释后两溶液的PH值相等B、稀释后甲瓶溶液的PH值一定小于乙溶液C、稀释后甲瓶溶液的PH值小于或等于乙溶液D、稀释后甲瓶溶液的PH值大于乙溶液,应用练习,2、(1)Mg(OH)2难溶于水，但溶解部分在溶液部分完全电离。T时饱和Mg(OH)2溶液的PH=11，若不考虑Kw值的变化，则在该温度下Mg(OH)2的溶解度（溶液的密度为1g/cm3）是。(2)将PH=3的某酸溶液稀释100倍，该溶液的PH值范围为，原因是。(3)在25时若1体积PH=a的某强酸溶液与10体积PH=b某强碱溶液混和后溶液呈中性，则混和前，a、b的关系应满足。,电离平衡5,高中化学总复习,制作人：李玏,第二节盐类的水解,一、盐类的水解,1、实质（基本原理）,在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。,2、盐类水解的条件,盐必须能溶于水,构成盐的离子必须存在弱酸的酸根离子或弱碱的阳离子,有弱才水解无弱不水解越弱越水解-,3、盐类水解的结果,促进了水的电离,盐溶液呈现一定的酸碱性,强酸弱碱盐溶液呈酸性强碱弱酸盐溶液呈碱性,-谁强显谁性,4、盐类水解的特征,中和,水解,由于酸碱中和为放热，所以水解反应为吸热,水解反应远小于中和反应的发生,二、盐类水解方程式的书写,盐类的单水解一般是比较微弱的，通常用“”表示，同时难溶物和挥发性物质不用标出“”、“”。,多元弱酸的酸根离子分步水解，第一步水解程度比第二步水解程度大，依次类推。,多元弱碱的阳离子也是分步水解，但过程较为复杂，通常写成一步。,盐类的双水解，因水解彻底，故用“=”，同时难溶物和挥发性物质需要标出“”、“”。但铵盐等同于单水解,多元弱酸的酸式酸根离子，既电离、又水解,多元强酸的酸式酸根离子，只电离，不水解,2、盐类水解的类型及溶液酸碱性：,强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐,一般水解程度电离程度，溶液呈碱性，如NaHCO3特例：电离程度水解程度，溶液呈酸性，如亚硫酸氢盐、磷酸二氢盐,注意：反应物中写出参加反应的离子和水；,练习,写出下列物质水解反应的化学方程式及离子方程式,1、CH3COONa、Na2CO3、NaClO,2、FeCl3、(NH4)2SO4,3、Al2S3、Al2(CO3)3、Al(HCO3)3,4、ICl、PCl5、Mg3N2,常见双水解例子：Al3+与HCO3-、CO32-、ClO-、S2-、HS-、AlO2-等Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等NH4+与SiO32-、HCO3-、CO32-、ClO-、S2-、HS-、AlO2-等,三、盐类的水解平衡及影响因素,-属于化学平衡,1、特征：,逆、等、动、定、变,2、影响盐类水解的因素,(1)内因：,形成盐的弱酸或弱碱的相对强弱,强碱弱酸盐:,形成盐的酸越弱，其酸根离子越易水解，溶液的碱性越强。,常见弱酸相对强弱的规律,H2SO3H3PO4HF甲酸HAcH2CO3HClOH2SiO3苯酚水,弱碱强酸盐:,形成盐的碱越弱,其金属阳离子越易水解，溶液的酸性越强。,讨论:1、比较同浓度的下列各组溶液pH值的大小:提示：变价阳离子，价态越高，越易水解A.Na2CO3_CH3COONa；B.AlCl3_MgCl2C.NaHCO3_Na2CO3；D.FeCl2_FeCl3,abC.bacD.acb,填表:CH3COONa溶液改变下列条件,填写变化情况:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-,向右,增大,增大,减小,向右,减小,减小,增大,向右,减小,增大,增大,向右,减小,减小,增大,向左,向左,增大,增大,增大,减小,减小,减小,向右,减小,减小,增大,四、缓冲溶液,弱酸弱酸盐：其PH值小于7，可通过物质的量的比例的调节，使其PH值接近于7。弱碱弱碱盐：其PH值大于7，可通过物质的量的比例的调节，使其PH值接近于7。,无论在此溶液中加少量酸还是加少量碱，其PH值都能基本保持不变，这样的溶液是缓冲溶液。其配置方法有：,你能解释，缓冲溶液为什么具有保持PH值的特点吗？,电离平衡5,高中化学总复习,制作人：李玏,五、盐溶液中离子浓度的比较,1、多元弱酸盐溶液,请比较NH4Cl、Na2S、Na2CO3、NaHS、NaHCO3、NaHSO3溶液中各离子浓度的大小顺序,2、缓冲溶液,弱酸弱酸盐；弱碱弱碱盐,规律：一般电离大于水解,比较：NH4ClNH3H2O(1:1)NaAcHAc(1:1)NaCNHCN(1:1)缓冲溶液中各种离子的浓度的大小顺序,3、溶液中的三大守恒关系式,以硫化钠为例,（1）物料守恒,c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=12c(Na+),（2）电荷守恒,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-),（3）质子守恒,c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),练习：请写出NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4溶液中的三大守恒关系式,讨论:1.(1)NH4Cl溶液中存在的平衡有(2)微粒种类有:(3)这些微粒种类之间存在的等式关系有(4)各离子浓度由大到小的,分子:NH3H2O、H2O离子:NH4+、OH-、H+、Cl-,c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-),电荷:c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)物料:c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3H2O)质子:c(H+)=c(OH-)+c(NH3H2O),2.在硫化钠溶液中存在多种离子和分子,下列关系正确的是()A.c(Na+)c(S2-)c(OH-)c(HS-)B.c(OH-)=2c(HS-)+c(H+)+c(H2S)C.c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)D.c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+c(S2-),A,3.向0.1mol/LNaOH溶液中逐渐加入0.1mol/LCH3COOH溶液,至溶液中c(Na+)=c(CH3COO-)。此时溶液的pH值是()A.pH=7B.pH7C.pHc(HCO3-)c(CO32-)c(H+)c(OH-)B.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)C.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)D.c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3),CD,6.将pH=3的盐酸和PH=11的氨水等体积混合后,溶液中离子浓度大小关系是_,c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+),7.0.1mol/LNaOH和0.2mol/LCH3COOH等体积混合后溶液中各离子浓度由大到小的顺序是,c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-),8.0.1mol/L的下列各溶液,其中浓度由小到大的顺序是(NH4)2SO4NH4HSO4CH3COONH4NH4HCO3NH4Cl(NH4)2CO3,NaH2PO4H3PO4B.c(CO32-):(NH4)2CO3Na2CO3NaHCO3NH4HCO3C.c(NH4+):(NH4)2SO4(NH4)2CO3NH4HSO4NH4ClD.c(S2-):Na2SH2SNaHS(NH4)2S,BD,电离平衡6,高中化学总复习,制作人：李玏,五、盐类水解的应用,1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需改虑盐的水解。,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：,NaOHNa2CO3NaClONaHCO3NaAcNa2SO4(NH4)2SO4NaHSO4,2、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。,如：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c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（）A.a=b=cB.cabC.bacD.acb,4、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，,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出双水解，则不能在溶液中大量共存。,如：Al3+、NH4与HCO3-、CO32-、SiO32-等，不能在溶液中大量共存。,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。,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。,如：加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固体。,练习:要制得较纯的FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入的试剂是()ANa2SB.NaHSC.H2SD.(NH4)2S,7、某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。,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,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。,练习：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.配制缓冲溶液,弱酸弱酸盐：其PH值小于7，可通过物质的量的比例的调节，使其PH值接近于7。弱碱弱碱盐：其PH值大于7，可通过物质的量的比例的调节，使其PH值接近于7。,无论在此溶液中加少量酸还是加少量碱，其PH值都能基本保持不变，这样的溶液是缓冲溶液。其配置方法有：,你能解释，缓冲溶液为什么具有保持PH值的特点吗？,电离平衡8,高中化学总复习,制作人：李玏,酸碱中和滴定,通过实验测定物质中所含有的组分叫定性分析；通过实验测定物质中所含有组分的含量叫定量分析；高中阶段涉及到的定量分析实验有：硫酸铜晶体里结晶水含量的测定和酸碱中和滴定。,学习目标：,1.中和滴定的概念和原理；,2.指示剂的选择原理及依据；,3.中和滴定所用的仪器；,4.中和滴定实验的步骤；,5.中和滴定中的误差分析；,6.中和滴定中的习题类型；,中和滴定的概念；,用已知浓度的酸或碱，即标准液，测定未知浓度的碱或酸，即待测液浓度的实验。叫酸碱的中和滴定。,中和滴定的原理；,就是中和反应：H+OH-=H2O；公式为：V酸C酸N酸=V碱C碱N碱利用指示剂的变色情况来判断滴定终点。,指示剂的选择原理及依据；,分析：以向20mL0.1mol/LNaOH溶液中滴0.1mol/LHCl为例，随加入盐酸的体积，PH值的变化情况。,n(OH-)=0.02L0.1mol/L-V(HCl)0.1mol/L,V(HCl)PH酚酞甲基橙,指示剂颜色,0181919.82020.0220.22240,1311.710.79.774.33.32.31.5,红红红粉红无无无无无,黄黄黄黄黄橙橙红红,中和滴定曲线,因石蕊的变色范围较大，故在中和滴定中一般选用酚酞或甲基橙作指示剂,当酸碱中和到终点时，溶液的pH应在指示剂变色范围之内：,甲基橙：（红）3.1橙色4.4（黄）,酚酞：（无）8.2粉红色10.0(红),石蕊：（红）5.0紫色8.0（蓝）,常用指示剂的变色范围,三、指示剂的选择和滴定终点的判断,1、指示剂选择的总原则,变色要明显，一般选择由浅变深,变色范围要与恰好完全反应生成盐的PH一致,变色范围越窄越好,强酸滴定强碱：,甲基橙（黄橙），也可用酚酞（红粉红或无）,强碱滴定强酸：,酚酞（无粉红或红），也可用甲基橙（红橙）,强酸滴定弱碱：,甲基橙（黄橙）,强碱滴定弱酸：,酚酞（无粉红或红）,紫色石蕊的变色不明显,中和滴定一般不选其作指示剂,3、滴定终点的判断,振荡锥形瓶半分钟颜色不再改变，即为滴定终点。,半分钟原则:,2、指示剂用量的要求,指示剂为有机弱酸或有机弱碱，其用量太多将影响滴定的准确性。所以一般指示剂以23滴为宜,中和滴定所用的仪器,酸式滴定管,碱式滴定管,移液管,锥形瓶,烧杯,滴定管的刻度特点：“0”刻度在上面，刻度值由上到下逐渐增大，整个刻度部分在滴定管的中部，最大刻度不在最下部，最小刻度分值为0.1毫升，记录时可以估读到0.01毫升，中学阶段也可不估读。直接记录到0.01毫升。,思考：酸式滴定管、碱式滴定管的构造及对盛放溶液的要求？,酸式滴定管：不能盛放碱液及水解呈碱性的溶液和HF酸,碱式滴定管：不能盛放酸液及强氧化性溶液,中和滴定实验的步骤,注意：润洗时，移液管、滴定管应先用水洗，再用标准液或待测液洗；锥形瓶水洗后无须烘干，也不可用标准液或待测液洗。,1、查漏,2、洗涤,滴定管和锥形瓶都要用蒸馏水洗涤干净,3、润洗,滴定管还需用待装液润洗,4、装液：,5、滴定：,6、重复23次，记录数据，求平均值,注意：两次滴定的标准液体积不得超过0.02mL,滴定中眼睛要始终注视锥形瓶中溶液颜色的改变情况,中和滴定中的误差分析,由于在上述公式中，C酸、N酸、C碱、N碱等均为定值，故结果的误差取决于V标/V待，若消耗的标准液多，则结果偏高，若消耗的标准液少，则结果偏低。,电离平衡8,高中化学总复习,制作人：李玏,酸碱中和滴定习题类型,中和滴定中的习题类型,1、选择指示剂的题型：例：在用盐酸滴定氨水时选择什么作指示剂？在用氢氧化钠滴定硫化氢时选择什么作指示剂？,2、双指示剂的应用题型：,4、图象题型的解决：,5、滴定误差分析的题型：,3、非中和反应的滴定的应用题型：,例：要测定氢氧化钠和碳酸钠混合溶液中，两种物质的物质的量浓度，可以向混合溶液中同时加入酚酞和甲基橙两种指示剂，然后在用标准浓度的盐酸进行滴定。其原理是，在此体系内能先后发生下列三个反应：1.NaOH+HCl=NaCl+H2O2.Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl3.NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2当第一、第二个反应完成时，酚酞变色；当第三个反应完成时，甲基橙变色。,双指示剂的应用题型：,例：下图为10毫升一定物质的量浓度盐酸X，用一定浓度的氢氧化钠溶液Y滴定的图示，根据图推断X、Y的物质的量浓度。,图象题型的解决：,练习1：下面有关中和滴定的叙述用酸式滴定管量