第三章_水溶液中的离子平衡复习课件(重难点).ppt

1、第三章 水溶液中的离子平衡复习,一.强弱电解质通过实验进行判定的方法 (以HAc为例)：,（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2； （3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2 （5）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 （6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL; （7）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 （8）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,二.几组概念的区别：

2、,1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别 酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中c(H+)的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。 溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。,题目：下列说法中错误的是 A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强； B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解； C、溶液的酸性越强，则溶液中的c(H+)越大，水的电离程度就越小； D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。,A C,2.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：,溶液的导电性仅与溶液

3、中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强； 电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质的强。,题目：将HCl、HAc、BaSO4三种饱和溶液并联入同一电路中，导电性最强的是 ，最弱的是 。,盐酸,硫酸钡,3、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CHACHB (3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB,题目：1、物质的量浓度相同

4、的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH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 。,题目：2、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 。,硫酸,醋酸,硫酸盐酸醋酸,硫酸,醋酸,醋酸硫酸盐酸,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，弱者电离显性。

5、（无弱者，呈中性）,三.“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,题目：(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，所得溶液pH7 C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH7 D、加入等体积pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH7,酸性,硫酸铵水解显酸性,碱性,氨水电离显碱性,B

6、,四.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：H2S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+,题目：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+ + SO

7、42- C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3 Ca2+ + CO32-,ABD,C,五.同浓度的弱酸与其弱酸盐 、同浓度的弱碱与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：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性,掌握其处理方法（即抓主要矛盾） 例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则溶液呈酸性，

8、CH3COOH 的电离CH3COONa的水解，HAc0.1mol/L.,例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：,B,例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强 碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后 的溶液中，下列判断正确的是( ) AA-M+ BA-M+ C若MA不水解,则OH-A-,B C,六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 1、加水均能促进三大平衡； 2、加热均能促进三大平衡（溶解平衡个别例外） 3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压 强的影响. 4、均遵循勒夏特列原理。,题目：对于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡后欲使溶液中的Cl

9、-增大，可采取的措施是( ) 加氨水 加水 加NaCl(s) 加AgCl(s) 加NaBr(s) 加热,七.酸碱盐对水的电离的影响,1、水中加酸：抑制水的电离，溶液中c(H+)主要是酸电离产生的，c(OH-)全由水电离产生。 2、水中加碱：抑制水的电离，溶液中c(OH-)主要是碱电离产生的，c(H+)全由水电离产生。 3、加正盐：溶液中的c(H+)、c(OH-)均由水电离产生： （1）强酸弱碱盐：促进水的电离，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中c(H+)c(OH-)。 （2）强碱弱酸盐：促进水的电离，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使 溶液中

10、c(OH-) c(H+)。 4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。,题目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（ ） A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3-H2SO3SO32- C、该溶液中由水电离出的H+为110-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制,AD,例题：已知某温度时，Ksp(AgCl)=Ag+Cl 1.81010Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42- 1.11

11、012 试求： （1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。 （2）此温度下，在0.010mo1L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。,九.加热蒸干盐溶液产物的判断,加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解 (1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质. (2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质. (3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3的混合物,灼烧得Fe2O3。 (4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体. (5)加

12、热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐. (6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体.,（7）加热蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4； (8)加热蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解产物。,题目：在蒸发皿中家人蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是（ ） A.氯化铁 B.亚硫酸钠 C.硫酸铜 D.氯酸钾 E.碳酸氢钠 F.碳酸钾,C F,十.溶液酸碱性的判断,方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开， 然后分别比较，再综合比较。,常见酸的酸性强弱比较（同浓度）：H2SO4HNO3 (HCl、NaHSO4) H2C2O4 H2S

13、O3 H3PO 4 HCOOH HF CH3COOH H2CO3 HClO HCN C6H5OH,常见碱的碱性强弱比较（同浓度）：Ba(OH)2 KOH (NaOH) Ca(OH)2 NH3.H2O Mg(OH)2 Fe(OH)3 Al(OH)3,规律：弱酸（弱碱）的酸（碱）性越弱，其盐越 容易水解，对应盐溶液的碱（酸）性越强。,例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的顺序为：,NaOHNa2CO3NaClONaHCO3CH3COONaNa2SO4(N

14、H4)2SO4NaHSO4,酸性： H2SO4HSO4-CH3COOHH2CO3HClOHCO3,十一离子浓度大小比较,1.一原理：平衡移动原理 2二平衡： 电离平衡理论 水解平衡理论 3三守恒： 电荷守恒 物料守恒（元素守恒） 质子守恒（C(H+)水=C(OH)水）,写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式 1、NaHCO3 NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3、CO32、H+、OH、H2CO3 （1）电荷守恒： （2）物料守恒： （3）质子守恒：,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H

15、2CO3),c(OH-)+ c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3),方法：电荷守恒与物料守恒相加减删去强碱的阳 离子和强酸的阴离子即得质子守恒。,方法：,HCO3 H20,得到H+,H2CO3,得到H+,H3O+(H+）,失去H+,CO32,失去H+,OH,c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-),Na2CO3溶液中 （1）电荷守恒： （2）物料守恒： （3）质子守恒：,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=2c(HCO3-)+2c(CO32-)+2c(H2CO3),c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+

16、2c(H2CO3),例题：（05江苏）常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（ ） ApH7，且c(OH-)c(Na+)c(H+)c(CH3COO-) BpH7，且c(Na+)c(H+)c(CH3COO-)c(OH-) CPH7，且c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-) DpH7，且c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-),A D,规律：大小比较用平衡 等式比较用守恒,1、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（ ） A.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) B.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) C.c(NH4+

17、)c(Cl-)c(H+)c(OH-) D.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) 2、将pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，所得的混合溶液中，下列关系式正确的是( ) A、c(Na+)c(CH3COO-)c(H+) c(OH-) B、 c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-) C、 c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-) D、c(CH3COO-)c(Na+) c(OH-) c(H+),A,B,练习,十二离子共存判断,1.有沉淀、气体生成不能共存； 2.有弱电解质（水、弱酸、弱碱）等生成不能共存； 3.能发生氧化还原反应不能共存

18、； 4.能发生络合反应不能共存； 5. 能发生双水解不能共存； 6. 酸性溶液中存在的离子，在中性溶液中不能共存。（如： Fe3+ 、Cu2+、 SO42、NO3在中性溶液中不能共存）,例题、下列各组离子： （1）I、ClO、NO3、H+、 Fe2+ （2）Al3+、NH4+、HCO3、OH、CO32 （3）SO32、SO42、Cl、K+ 、NH4+ （4）Fe3+、Na+、CO32、Cl、SCN （5）Al3+、K+、AlO2、HSO3、CN （6）Cu2+、Na+、SO42、NO3、Mg2+ 在水溶液中能大量共存的是： A（1）和（6） B（3）和（6） C（2）和（5） D（1）和（4）

19、,B,十三.溶液中，某些离子的除杂 例：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,AD,规律：调PH除去杂质阳离子，一般加入主 体阳离子对应的氧化物或氢氧化物或碳酸盐,必备公式：,1、任何水溶液中都存在: Kw=C(H+) C(OH-) （Kw 25 =10-14 ）,2、 pH=-lgC(H+),3、 pOH=-lgC(OH-),4、 PH+POH=14,十四溶液pH计算,溶液稀释的PH计算有关规律,1、PH=a的强酸稀释10n倍，PH=a+n,5、酸（碱）溶液无限稀释时，

20、PH均约等于7（均要考虑水的电离）。,6、酸（碱）溶液稀释时，OH（H+）的物质的量浓度将增大。,2、PH=b的强碱稀释10n倍，PH=b-n,3、PH=a的弱酸稀释10n倍，aPHa+n,4、PH=b的弱碱稀释10n倍，b-n PH b,混合溶液PH计算的有关规律,1、强酸（或强碱）溶液等体积混合，当PH相差两个或两个以上的单位时，,（酸）= PH小 + 0.3,（碱）= PH大 0.3,2、强酸和强碱的等体积混合,若PH酸 + PH碱=14，则PH混= 7,若PH酸 + PH碱，则PH混= PH酸 +0.3,若PH酸 + PH碱1，则PH混= PH碱0.3,例题：浓度为cmol/L的强碱B

21、(OH)n溶液，求其pH值。,C(OH-)=nCmol/L C(H+)=110-14/C(OH-)=110-14/nC pH=-lgC(H+)=14+lgnC,例题: 常温下，求0.1mol/L氢氧化钠溶液的pH,常温下，求0.05mo1L氢氧化钡溶液的pH,小结：求碱性溶液pH的方法：先求 的浓度， 再求 ，再求溶液的 。,C(OH-),C(H+),pH,例题：在25时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解：,NaOH+HCl=NaCl+H2O,0.04,0.06,关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！,OH=0.1(0.6-0.4)/0.2,H+=10-14/OH= 10-14/0.1,pH=-lg10-13=,13,1、该实验所需的仪器： 酸式滴定管、碱式滴定管，烧杯、锥形瓶、滴定管夹、铁架台、白纸。,实验：用已知浓度的盐酸滴定25mL未知浓度的NaOH溶液，以测定NaOH的物质的量浓度。,十五酸碱中和滴定,2、中和滴定的操作过程：,1）查：检查是否漏水和堵塞 2）洗：洗净后