2013-2014学年 新课标高中化学总复习课件：第2单元第9讲 电解质溶液(2)

1、1,(1),2,热点知识剖析 关于电解质部分的主要的考点有强、弱电解质的区别与对弱电解质电离平衡知识的理解，水的电离、离子积常数及pH的有关计算，盐类水解的原理及其应用，沉淀溶解平衡等。溶液pH计算、离子浓度大小的比较、离子共存等是选择题中常见的题型，将离子平衡的知识与生产、生活相结合，是非选择题中常见的题型。,3,在复习中要注意理清“强、弱电解质”、“水的电离和溶液的pH”、“盐类水解”和有关“平衡”等各个知识块中的主干知识点和有关规律，学会从化学平衡的角度理解弱电解质的电离平衡和水的电离，从弱电解质的电离特点理解盐的水解知识，通过知识的运用强化对问题的分析判断和推理计算的能力。,4,基础知

2、识回顾 1.在水溶液中或熔融状态下，能够导电的化合物叫电解质；能够完全电离的电解质称为强电解质。弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡，如将NH3H2O溶于水电离生成 ，同时生成的。 又会相互碰撞结合生成，表示为。,和OH-,和,OH-,NH3H2O,NH3H2O +OH-,5,一元弱酸电解质HB的电离方程式为 ，HB的电离常数表达式为 ，多元弱酸的电离是分步的，对于二元弱酸，第一步的电离程度远 (填“大于”或“小于”)第二步的电离程度。弱电解质溶液的浓度越大，电离程度越，温度越高，电离程度越。,HB H+ +B-,大,大于,小,6,2.精确的实验表明：纯水存在着极少量的H+（或H3O+）和

3、OH-，表明水是一种的电解质。水的电离方程式可简写为H2OH+OH-，水的离子积常数可表达为，随温度的升高，水的离子积增大，说明水的电离过程是吸热过程。,极弱,Kw=c(H+)c(OH-),7,在室温下，Kw值为。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。室温下，在酸性溶液中，c(H+) c(OH-)，即c(H+) 1.010-7molL-1；中性溶液中c(H+) c(OH-)，即c(H+) 1.010-7molL-1；碱性溶液中，c(H+) c(OH-)，即c(H+) 1.010-7molL-1。,1.010-14,=,=,8,3.pH可用来表示溶液酸碱性强弱，pH=-lgc(H+)

4、。常温下pH=7的溶液为中性，pH越小，酸性越强，pH越大，碱性越强。溶液的pH可以用 测量，也可以用 来测量。,pH试纸,pH计,9,4.酸碱反应曲线是以酸碱混合过程中滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出的一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。在酸碱反应（以强酸与强碱反应为例）曲线中，刚开始反应时溶液pH的变化较小，当反应接近反应终点(pH7)时，溶液pH发生突变。在利用酸碱反应原理测定未知浓度的碱(或酸)的浓度时，一是要准确测量参加反应的酸和碱的体积，二是要准确判断中和反应是否恰好进行完全。,10,5.盐溶液的酸碱性常与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成

5、弱电解质有关。强酸弱碱盐(如NH4Cl)溶于水时其电离出的阳离子与水电离出的OH-生成弱碱，使得溶液中c(H+) c(OH-)，因而其溶液呈现性；强碱弱酸盐(如CH3COONa)溶于水时其电离出的阴离子与水电离出的H+生成，使得溶液中c(H+) c(OH-)，因而其溶液呈现性；强酸强碱盐溶于水时，电离出的阴阳离子都不能与水电离出的H+或OH-生成弱电解质，使得溶液中c(H+) c(OH-)，因而其溶液呈现性，即强酸强碱盐不发生水解。,酸,弱酸,碱,=,中,11,6.盐类水解的离子方程式一般都用可逆或“”符号，盐类水解一般没有气体和沉淀生成。盐类水解中生成弱电解质的电离程度越弱，则水解程度越。水

6、解反应的逆反应是中和反应，因而水解反应是反应，升高温度使水解程度。,大,吸热,增大,12,7.如20时，AgCl的溶解度仅为1.510-4g。尽管AgCl的溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成AgCl沉淀后的溶液中存在着溶解平衡。一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl的表面溶于水中；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时建立动态平衡。AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),Ksp=c(Ag+)c(Cl-)。,13,重点知识归纳 1.强电解质与弱电解质 (1)电解质与非电

7、解质 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物。,14,(2)电解质溶液导电能力 电解质溶液的导电机理：自由离子(阴阳)定向迁移形成电流。 溶液的导电能力：溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定。 溶液导电能力的影响因素： 内因：电解质本身电离能力； 外因：温度、溶液浓度等。,15,(3)强电解质与弱电解质,16,续表,17,(4)弱电解质的电离 电离特点：弱电解质的电离是可逆的，一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。这种平衡也具有化学平衡的特点动动态平衡，v(电离)=v(结合)0)、定(条件一定，分子

8、、离子浓度一定)、变(条件改变，平衡被破坏，发生移动)。,18,表示方法：用电离方程式，可逆符号，多元弱酸分步书写，如： NH3H2O：NH3H2O+OH- H2CO3：H2CO3+H+ +H+,19,电离平衡常数：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。电离平衡常数的大小反映弱电解质的电离程度，不同温度时有不同的电离常数，不受浓度的影响。,20,影响因素：电离过程是吸热的，温度升高电离平衡向电离方向移动，即升温促进弱电解质的电离；溶液稀释时，电离平衡向着有利于电离的方向移动，即加

9、水可促进弱电解质的电离；若水中有与弱电解质相同的离子，则弱电解质的电离程度减小；若加入能与弱电解质的离子结合的离子，则弱电解质的电离程度将变大。,21,(5)判断弱电解质（一元弱酸）的实验方法 电导法：同温同浓度的弱酸（如CH3COOH）的导电性比强酸（如HCl）弱 速率法：同温同浓度弱酸与锌粒反应时比强酸反应速率慢 pH法：0.01 mol/L酸HX的pH2,则为弱酸 中和法：pH相同HX和强酸取等体积分别与NaOH溶液完全中和,耗碱多的为弱酸HX,22,稀释法：同等倍数稀释pH相同的强酸与弱酸,pH增加幅度小为弱酸 水解法：盐的水溶液呈碱性的,其相应的酸为弱酸 平衡法：同pH的强酸和弱酸分

10、别加入该酸的钠盐,溶液pH增大的是弱酸,几乎不变的是强酸 强生弱法：若HA+NaB NaA+HB则HAHB,若同时知HA为弱酸,则HB必为弱酸,23,2.水的电离与溶液的酸碱性 (1)水的电离 水的电离和水的离子积水是极弱电解质：H2O H+OH- 纯水常温下，水中的氢离子与氢氧根离子浓度相等，即c(H+)=c(OH-)=110-7 molL-1 水的离子积Kw=c(H+)c(OH-)=110-14。,24,影响水电离的因素 A.加入酸或碱时，由于增加了氢离子或氢氧根离子的浓度，会抑制水的电离。 B.加入能水解的盐(如NaAc、NH4Cl等)时，由于水中电离出的氢离子或氢氧根离子与盐中的离子结

11、合成弱电解质，会促进水的电离。 C.升高温度时，使水的离子积Kw增大，会促进水的电离。,25,(2)水溶液的酸碱性 溶液酸碱性只与c(H+)和c(OH-)相对大小有关，与绝对大小无关。 酸性c(H+)c(OH-) 室温下，c(H+)110-7 molL-1 pH7,26,(3)pH的测定方法 石蕊：(红) 5.0 (紫) 8.0 (蓝) 酚酞：(无) 8.2 (粉红) 10.0 (红) 甲基橙：(红) 3.1 (橙) 4.4 (黄) pH试纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的pH。 pH计：可以比较精密地测定溶液的pH。,酸碱,指示剂

12、,27,(4)pH的计算 pH=-lgc(H+)，通常的使用范围014，pH变化1个单位，则c(H+)变化10倍。常见pH的计算方法有 若把已知pH的强酸或强碱溶液稀释n倍，pH=原pHlgn(酸为“+”，碱为“-”)。,28,当用水稀释溶液并求溶液的pH时，如强酸溶液的c(H+)远远大于纯水的c(H+)，水电离的氢离子浓度可以忽略不计。若溶液中的氢离子浓度接近于水电离的氢离子浓度(110-7 mol/L)时，水的c(H+)则不可忽略不计。当溶液稀释时，若“高度稀释”时，pH接近于7，酸略小于7，碱略大于7；无限稀释时，可看作pH等于7。,29,两种强酸溶液混合，先求混合溶液的c(H+)，再求

13、pH。 两种强碱溶液混合，先求混合溶液的c(OH-)，通过Kw求c(H+)，再求pH。 强酸与强碱溶液混合，首先判断是否过量，若恰好中和时，pH=7；若非完全中和，则依酸碱反应的相对量，求过量酸或碱的浓度，再求c(H+)或c(OH-)，若是c(OH-)，则换算成c(H+)，最后求pH。,30,3.中和反应 (1)酸碱中和反应的实质 酸碱中和反应的实质是H+OH- H2O，若酸碱恰好中和，必满足：n(H+)（酸所提供的）=n(OH-)（碱所提供的）。对于n元酸m元碱的中和反应，则有关系式：nc（酸）V（酸）=mc（碱）V（碱）。,31,(2)酸碱中和反应中的几个问题 0.1 molL-1 CH3

14、COOH与0.1 molL-1 NaOH溶液等体积混合，两者恰好完全中和，但中和后的溶液却显弱碱性。因生成0.05 molL-1的CH3COONa会发生水解的缘故。 pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH溶液等体积混合,反应后的溶液显酸性。这是因为pH=1的CH3COOH溶液中c(H+)=0.1 molL-1,而c(CH3COOH)=(0.1/)0.1 molL-1，醋酸过量了。,32,分别中和相同浓度、相同体积的一元弱酸和一元强酸，耗碱量是一样的。因两酸同浓度同体积，所含酸的总物质的量相同，又因都是一元酸，可提供的总n（H+）是相同的。,33,分别中和相同pH、相同体积的弱酸和强酸，

15、弱酸耗碱量多。因pH虽相同，但弱酸只部分电离，弱酸溶液的浓度要比强酸大，两酸溶液体积又相同，弱酸总物质的量要大于强酸，使得中和需碱量多。这时不必考虑是一元酸还是二元酸。 恰好中和指酸碱均无剩余，溶液中只有盐类，但溶液不一定是中性，可能是酸性，也可能是碱性。,34,4.盐类的水解 (1)盐的水解实质 盐中弱(弱酸根或弱碱阳离子)离子与水电离出的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡，向促进电离的方向移动，使溶液中H+和OH-浓度发生变化。,35,(2)盐的水解特征与影响因素 盐的水解属于可逆反应，其逆反应为酸碱中和(符合化学平衡规律)； 稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度越

16、大； 水解程度一般微弱，且吸热，升高温度，水解程度变大。,36,(3)盐的水解类型 强碱弱酸盐：弱酸根离子与水中的氢离子结合成弱酸，溶液呈碱性。如： CH3COONaCH3COO- CH3COOH+OH- Na2CO3(分步) +H2O +OH- +H2O H2CO3+OH-,+H2O,37,强酸弱碱盐：弱碱的阳离子与水中的氢氧根离子结合成弱碱，溶液呈酸性。如： NH4Cl NH4Cl+H2O HCl+NH3H2O AlCl3(中学不要求分步),Al3+3H2O,Al(OH)3+3H+,38,弱酸弱碱盐：两种离子都水解，即双水解，溶液的酸碱性与弱酸、弱碱的性质有关。如： CH3COONH4+C

17、H3COO-+H2O NH3H2O+CH3COOH 常见易双水解进行到底而不能共存的离子组合有Al3+与、S2-、HS-、等。如：2Al3+3+3H2O 2Al(OH)3 +3CO2，Al3+3 +6H2O 4Al(OH)3,39,(4)水解反应的规律 谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。 (5)盐的水解的应用 判断盐溶液的酸碱性 正盐：弱酸强碱盐(碱性)、弱碱强酸盐(酸性)、弱酸弱碱盐(视相对强弱)。 酸式盐：弱酸的酸式盐，既能水解又能电离，酸碱性视电离和水解的相对强弱。如NaHCO3显碱性，NaH2PO4、NaHSO3显酸性。,40,判断弱电解质的相对强弱 碱性Na2CO3CH

18、3COONa酸性CH3COOHH2CO3 酸性NH4ClAlCl3碱性NH3H2OAl(OH)3 利用盐的水解原理解释问题 在实验、化工生产和生活中利用盐的水解原理的问题主要包括两方面：一是运用水解平衡移动原理，采取相应措施促进水解，如泡沫灭火器原理，明矾、Na2FeO4净水原理，纯碱的去污原理等。二是根据平衡移动原理，控制条件抑制水解的发生，如实验室配制FeCl3、SnCl2等溶液，酸性肥料和碱性肥料不能混合使用等。,41,5.溶液中微粒浓度大小比较的原则 (1)电荷守恒 因溶液呈电中性,故阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数,简称电荷守恒。如NaHCO3溶液中存在Na+、H+和

19、 、 及OH-，由电荷守恒得关系： c(Na+)+c(H+)=c( )+2c( )+c(OH-),42,(2)物料守恒 由于电离、水解等反应，物质中某元素会以多种形式存在，但该元素的原子总数恒定不变，这就是所谓物料守恒。如在K2S水溶液中，原物料K2S中n(K+)=2n(S2-)，因S2-在水溶液中发生水解,故硫元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们间有如下守恒关系：c(K+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)。,43,(3)质子守恒 电解质溶液中微粒（分子或离子）所得到质子（H+）数应等于微粒所失去的质子数。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3分别为H2O和 得到质子后的产物；NH3、OH-、 分别为、H2O、失去质子后的产物，故有以下关系：c(H+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c()。,44,质子守恒实质是物料守恒运用在以质子为研究对象的必然结果。如在K2S水溶液中,水电离产