高二化学《溶液中的离子反应》

1、溶液中的离子反应,1、强电解质和弱电解质的概念 （1）、电解质和非电解质,在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。,在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。,（2）、强电解质：在水溶液中完全电离的电解质 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质,练习1、下列物质属于电解质的有 ，属于非电解质的有 ，属于强电解质的有 ，属于弱电解质的有 。 A、 NaCl B、 HCl C、钠 D、蔗糖 E、氯水 F、Cl2 G 、NH3.H2O H、 CO2,（3）、电解质的电离和溶液的导电性,溶液的导电性主要取决于溶液中离子浓度的大小。,练习2、把0.05mol/L NaOH固体分别加入下列100mL溶液中，

2、导电能力变化较大的是（ ） A : MgSO4溶液 B: 0.5mol/LHCl溶液 C: 0.5mol/LCH3COOH溶液 D: 0.5mol/LNH4Cl溶液,2、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）,公式：,=C电离/C总100,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,（1）弱电解质溶液中的离子浓度关系,电荷守恒

3、：正电荷总数和负电荷总数相等 物料守恒：原子个数守恒或质量守恒 质子守恒：在溶液中水的电离无论受到促进 还是抑制，水电离出的H+和OH-永远相等,例如：0.1mol/L的H2S溶液中 电荷守恒： 物料守恒： 质子守恒：,C(H+)=C(HS-)+2C(S2-)+C(OH-),C(H2S)+C(HS-)+C(S2-)=0.1mol/L,C(OH-) C(H+) + C(HS-) +2C(H2S),（2）判断弱电解质的方法,在相同浓度、相同温度下，与强电解质作导电性对比实验。,浓度与pH的关系,测定对应盐的酸碱性,稀释前后的pH值与稀释倍数的变化关系,练习3：如何证明醋酸是弱酸？,法六：0.1mo

4、l/L NaAc溶液的pH7,法1：0.01mol/L醋酸溶液的pH2,法3：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4：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,分别与足量的Zn粒反应时，产生气体多的是醋酸；,法2：0.1mol/L盐酸和醋酸，导电能力弱的是醋酸,3、溶液的酸碱性和pH值,（1）溶液酸碱性的判据：c(OH- )和c(H+)的相对大小,（2）pH值的计算,练习4、室温下，将xmL pH=a的稀NaOH溶液与ymLpH=b稀盐酸充分反应，下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是（ ） A、若

5、x=y 且a+b=14 ，则pH7 B、若10 x=y 且a+b=13，则pH=7 C、若ax=by 且a+b=13 ，则pH=7 D、若x=10y 且a+b=14 ，则pH7,练习5、已知NaHSO4在水中电离方程式： NaHSO4=Na+H+SO42-某温度下，向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测pH=2，则下列叙述正确的是（ ） A 、该温度高于25C B、水电离出的C(H+)=1.0X10-10mol/L C 、C(H+)= C(OH-) +C(SO42-) D、该温度下，加入等体积PH值为12的氢氧化钠溶液可使反应后的溶液恰好成中性,4、盐类水解,（1）定义：在

6、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）水解的实质：促进了水的电离，平衡右移,（3）水解规律： 有弱才水解，无弱不水解， 谁强显谁性，都强显中性。,内因: 盐的本性. 外因:温度、浓度、溶液酸碱性的变化,（4）、影响盐类水解的因素,越热越水解，越稀越水解,（5）盐类水解的应用： 判断溶液的酸碱性 判断离子种类及离子浓度的大小,练习7、浓度相同的下列溶液：Na2CO3 NaHCO3H2CO3(NH4)2CO3NH4HCO3 中C(CO32-)从大到小的顺序是 。,练习6、0.1mol/L的下列各种溶液中C(NH4+)最大的是（ ） NH4NO3 NH4HCO3 NH4HSO4,5、沉淀溶解平衡,（1）定义：,（2）因素：本身性质 温度升高，促进溶解 加入相同离子，抑制溶解,（3）溶度积常数KSP(只与温度有关),溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，可以继续溶解直至饱和,Qc Ksp， Qc Ksp， Qc Ksp，,平衡向生成沉淀方向移动，有沉淀析出,溶液饱和，沉淀与溶解平衡,（4）离子积Qc和溶度积Ksp的关系：,练习8、在0.