水溶液中的离子平衡(复习).ppt

1、A,1,水溶液中的离子平衡（复习）,一、弱电解质的电离 1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质,物质,单质,化合物,电解质,非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2,强电解质：强酸、强碱、绝大多 数金属氧化物和盐。 如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4,弱电解质： 弱酸、弱碱和水。 如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、 H2O,混和物,纯净物,A,2,练习： 下列说法中正确的是（ ） A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质； B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子； C、在熔融状态

2、下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。,BC,A,3,2、电解质与非电解质本质区别： 在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离） 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：离子化合物与共价化合物鉴别方法： 熔融状态下能否导电 练习： 下列说法中错误的是（ ） A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质； B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电； C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强； D、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导

3、电性相同。,B,A,4,3、强电解质与弱电解质的本质区别： 在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡） 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）,A,5,4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别： (1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA) pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度C(HA) C(HB) (3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pH(HA） pH(HB) 练习： 物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ， pH最大的是

4、_ ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应， 消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。 pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最 大的是 _ ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应， 消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。 甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的 c(H+)为乙酸中c(H+)的3倍，欲使两溶液中c(H+)相等，则需将甲酸 稀释至原来的 3倍（填“”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙 酸强还是弱 。,H2SO4,CH3COOH,V硫酸V盐酸=V醋酸 （或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）,H2SO4,CH3COOH,V醋酸V盐酸=V硫酸,弱,A,6

5、,二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：H2O=H+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液 （酸、碱、盐） 2、水电离特点： （1）可逆 （2）吸热 （3）极弱,A,7,3、影响水电离平衡的外界因素： 酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） 温度：促进水的电离（水的电离是吸热的） 易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进） 练习： 试

6、比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。,NH4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH,A,8,4、溶液的酸碱性和pH： （1）pH= -lgH+ 注意： 酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 _ 溶液） ； pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； 碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 _ 溶液）。 练习： 已知100时，水的KW=110-12，则该温度下 （1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 （2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的 pH=,强酸弱

7、碱盐,强碱弱酸盐,10-6mol/L,6,6,中性,2,10,A,9,（2）pH的测定方法： 酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞 pH试纸 最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。 注意：事先不能用水湿润PH试纸； 只能读取整数值或范围 （3）常用酸碱指示剂及其变色范围：,A,10,三 、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+离子数相加除以总体积，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离子数相加除以总

8、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） 注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！,A,11,练习： 将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0

9、.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。,1.3；11.7；9,A,12,四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 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均为7 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。,A,13,五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法 1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）： 恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”： 生成盐和水，弱者大量剩余

10、，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）,A,14,练习： (1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后 溶液呈 性，原因是 _ ； pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 _ 性， 原因是 。 （2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是 A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7 C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7 D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7,酸,恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈酸性,碱,氨水过

11、量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。,B,A,15,六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、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，两弱相促进，两强不水解。 多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 NaHCO3) 弱酸酸性强弱比较： A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4） B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强 （如HCOOHCH3COOH） C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等

12、。,A,16,练习： （1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ； 水解呈碱性的是_. FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa （2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ） 酸性：H2SH2Se 碱性：Na2SNaHS 碱性：HCOONaCH3COONa 水的电离程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO,A,17,2、盐类水解的特点： （1）可逆 （2）程度小 （3）吸热 练习： 下列说法错误的是： A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在； B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深； C

13、、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱； D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。,D,A,18,3、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） 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） 练习： Na2CO3溶液呈碱性,原因用方程式表示为 ； 能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（ ） 加热 加少量NaHCO3固体 加少量(NH4)2CO3固体 加少量NH4Cl 加水稀释 加少量NaOH,CO32- + H2O = HCO3- + OH-,A

14、,19,4、酸式盐溶液的酸碱性： 只电离不水解：如HSO4- 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-） 练习： 写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式 ，并指示溶液中H3PO4、HPO42-与H2PO4-的大小关系 。,H2O H+ +OH- ；H2PO4- HPO42- +H+； HPO42- PO43- +H+；H2PO4- +H2O H3PO4+OH- H2PO4- HPO42- H3PO4,A,20,5、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）

15、。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Ac- + H2O HAc + OH- 两个水解反应生成的H+和OH-反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“=”并标“”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(

16、OH)3+ 3H2S,A,21,练习： 写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应 的离子方程式： _ ， _ ；在足量Na2CO3溶液中 加少量硫酸铝溶液的离子方程式 为 _ ，泡沫灭火器中使 用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因 是 _ ； 能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五 种溶液的一种试剂是 。,2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3+ 3CO2；,Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO2,Al3+ + 3CO32- + 3H2O =Al(OH)3+ 3HCO3-,产生同样多的CO2，用纯碱消耗的Al3+多；用纯

17、碱有可能不产生CO2或产气量很少,A,22,6、盐类水解的应用： 混施化肥（N、P、K三元素不能变成和） 泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解） FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚） 明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉） NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈） 判断溶液酸碱性（强者显性） 比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存） 配制盐溶液（加对应的酸防止水解）,A,23,七、电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 例：H2

18、S的电离H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2- 例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步， 第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42- C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-

19、,AB,C,A,24,八、溶液中微粒浓度的大小比较 1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系： 电荷守恒（电荷数前移）: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(原子个数前移): 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(得失H+个数前移):： 得质子后形成的微粒浓度得质子数 = 失质子后形成的微粒浓度失质子数,A,25,2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律： 中常化学常见的有三对 等浓度的HAc与NaAc的混合溶液： 弱酸的电离其对应弱酸盐的水

20、解，溶液呈酸性 等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液： 弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 等浓度的HCN与NaCN的混合溶液： 弱酸的电离0.1mol/L. （因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。）,A,26,九、酸碱中和滴定,A,27,十、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。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。 （2）反应后离子浓度降至110-5mol/L以下的反应为完 全反应，用“=”。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。,A,28,2、溶解平衡方程式的书写 注意:在沉淀后用(s)标明状态，