第十講水溶液中的離子平衡

1、第十講水溶液中的離子平衡考點一弱電解質(zhì)的電離平衡1弱電解質(zhì)(1)概念電解質(zhì)(2)與化合物類型的關系強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價化合物。2弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結合成分子的速率相等時，電離過程達到了平衡。(2)電離平衡的特征(3)外界條件對電離平衡的影響內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)。 外因：濃度、溫度、加入試劑等。(4)電離過程是可逆過程，可直接用化學平衡移動原理分析電離平衡。以0.1mol·L1CH3COOH溶液為例：CH3COOHCH3COOH(正向吸熱)。實例(

2、稀溶液)CH3COOHHCH3COOH>0改變條件平衡移動方向n(H)c(H)導電能力Ka加水稀釋增大減小減弱不變加入少量冰醋酸增大增大增強不變通入HCl(g)增大增大增強不變加NaOH(s)減小減小增強不變加入鎂粉減小減小增強不變升高溫度增大增大增強增大加CH3COONa(s)減小減小增強不變練習：1判斷正誤，正確的劃“”，錯誤的劃“×”(1)強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子()(2)氨氣溶于水，當c(OH)c(NH)時，表明NH3·H2O電離處于平衡狀態(tài)()(3)弱電解質(zhì)一定是共價化合物()(4)由0.1mol·L1一元堿BOH的

3、pH10，可知溶液中存在BOH=BOH()2將濃度為0.1mol·L1HF溶液加水不斷稀釋，下列各量始終保持增大的是()Ac(H) BKa(HF) C.D.325時，把0.2mol·L1的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是()A溶液中OH的物質(zhì)的量濃度B溶液的導電能力C溶液中的DCH3COOH的電離程度考點二電離平衡常數(shù)知識點1(1)填寫下表弱電解質(zhì)電離方程式電離常數(shù)NH3·H2ONH3·H2ONHOHKb1.7×105CH3COOHCH3COOHCH3COOHKa1.7×105HClOHClOHClOKa4.7×108(

4、2)CH3COOH酸性大于HClO酸性(填“大于”、“小于”或“等于”)，判斷的依據(jù)：相同條件下，電離常數(shù)越大，電離程度越大，c(H)越大，酸性越強。(3)電離平衡常數(shù)的意義：弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)能夠反映酸堿性的相對強弱。電離平衡常數(shù)越大，電離程度越大。多元弱酸的電離以第一步電離為主，各級電離平衡常數(shù)的大小差距較大。(4)外因?qū)﹄婋x平衡常數(shù)的影響：電離平衡常數(shù)與其他化學平衡常數(shù)一樣只與溫度有關，與電解質(zhì)的濃度無關，升高溫度，K值增大，原因是電離是吸熱過程。2碳酸是二元弱酸(1)電離方程式是H2CO3HHCO，HCOHCO。(2)電離平衡常數(shù)表達式：Ka1，Ka2。(3)比較大?。篕a1&g

5、t;Ka2。練習影響電離平衡常數(shù)的因素及其應用125時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)K如表所示：化學式CH3COOHH2CO3HClO電離平衡常數(shù)1.7×105K14.3×107 K25.6×10113.0×108請回答下列問題：(1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為_。(2)同濃度的CH3COO、HCO、CO、ClO結合H的能力由強到弱的順序為_。(3)體積為10mLpH2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)_(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是_

6、?？键c三強酸與弱酸的比較濃度均為0.01mol·L1的強酸HA與弱酸HBpH均為2的強酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2pHHA<pHHB0.01mol·L1c(HA)<c(HB)開始與金屬反應的速率HA>HBHAHB體積相同時與過量的堿反應時消耗堿的量HAHBHA<HB體積相同時與過量活潑金屬反應產(chǎn)生H2的量HAHBHA<HBc(A)與c(B)大小c(A)>c(B)c(A)c(B)分別加入固體NaA、NaB后pH的變化HA：不變HB：變大HA：不變HB：變大加水稀釋10倍后3pHHA<pHHB3pHHA>pHHB>2

7、溶液的導電性HA>HBHAHB水的電離程度HA<HBHAHB考點一水的電離1水的電離水是極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2OH2OH3OOH或H2OHOH。2水的離子積常數(shù): Kwc(H)·c(OH)。(1)室溫下：Kw1×1014。(2)影響因素；只與溫度有關，升高溫度，Kw增大。(3)適用范圍：Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。(4)Kw揭示了在任何水溶液中均存在H和OH，只要溫度不變，Kw不變。3影響水電離平衡的因素(1)升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大。(2)加入酸或堿，水的電離程度減小，Kw不變。(3)加入可水解的鹽(如FeCl3、Na

8、2CO3)，水的電離程度增大，Kw不變。4外界條件對水的電離平衡的影響體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH)c(H)酸逆不變減小減小增大堿逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小其他：如加入Na正不變增大增大減小練習一定溫度下，水存在H2OHOHH>0的平衡，下列敘述一定正確的是()A向水中滴入少量稀鹽酸，平衡逆向移動，Kw減小B將水加熱，Kw增大，pH減小C向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H)降低D向水中加入少量固體硫酸鈉，c(H)107mol·L1

9、，Kw不變考點二溶液的酸堿性和pH1溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中c(H)和c(OH)的相對大小。(1)酸性溶液：c(H)>c(OH)，常溫下，pH<7。(2)中性溶液：c(H)c(OH)，常溫下，pH7。(3)堿性溶液：c(H)<c(OH)，常溫下，pH>7。2pH及其測量(1)計算公式：pHlgc(H)。(2)測量方法：pH試紙法：用鑷子夾取一小塊試紙放在潔凈的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待測溶液點在試紙的中央，變色后與標準比色卡對照，即可確定溶液的pH。pH計測量法。(3)溶液的酸堿性與pH的關系（常溫下）：深度思考1用“酸性”、“堿性”、“中性”或“不確

10、定”填空。(1)pH<7的溶液()(2)pH7的溶液()(3)c(H)c(OH)的溶液()(4)c(H)1×107mol·L1的溶液()(5)c(H)>c(OH)的溶液()(6)0.1mol·L1的NH4Cl溶液()(7)0.1mol·L1的NaHCO3溶液()(8)0.1mol·L1的NaHSO3溶液()21mLpH9的NaOH溶液，加水稀釋到10mL，pH_；加水稀釋到100mL，pH_7。3pH5的H2SO4溶液，加水稀釋到500倍，則稀釋后c(SO)與c(H)的比值為_。考點一鹽類水解及其規(guī)律1定義：在溶液中鹽電離出來的離子

11、跟水電離產(chǎn)生的H或OH結合生成弱電解質(zhì)的反應。2實質(zhì)鹽電離破壞了水的電離平衡水的電離程度增大c(H)c(OH)溶液呈堿性、酸性或中性3特點4規(guī)律有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH強酸強堿鹽NaCl、KNO3否中性pH7強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2是NH、Cu2酸性pH<7弱酸強堿鹽CH3COONa、Na2CO3是CH3COO、CO堿性pH>7深度思考1正誤判斷，正確的劃“”，錯誤的劃“×”(1)酸式鹽溶液不一定呈酸性()(2)離子能夠發(fā)生水解的鹽溶液一定呈酸性或堿性()(3)同濃度的Na2CO3溶

12、液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小()(4)常溫下，pH10的CH3COONa溶液與pH4的NH4Cl溶液，水的電離程度相同()(5)常溫下，pH11的CH3COONa溶液與pH3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同()題組一規(guī)范書寫鹽類水解離子方程式1按要求書寫離子方程式(1)AlCl3溶液呈酸性： (2)Na2CO3溶液呈堿性： ， (3)NH4Cl溶于D2O中： (4)將NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合： (5)實驗室制備Fe(OH)3膠體： (6)NaHS溶液呈堿性的原因： 考點二多角度攻克影響鹽類水解的因素1內(nèi)因酸或堿越

13、弱，其對應的弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。2外因因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸弱堿陽離子的水解程度減小酸堿堿弱酸根離子的水解程度減小例如，不同條件對FeCl3水解平衡的影響 Fe33H2OFe(OH)33H(填寫空格中內(nèi)容)條件移動方向H數(shù)pH現(xiàn)象升溫向右增多減小顏色變深通HCl向左增多減小顏色變淺加H2O向右增多增大顏色變淺加NaHCO3向右減小增大生成紅褐色沉淀，放出氣體練習1下圖所示三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01mol·L1CH3COONa溶液，并分別放置在盛有水的

14、燒杯中，然后向燒杯中加入生石灰，向燒杯中加入NH4NO3晶體，燒杯中不加任何物質(zhì)。(1)含酚酞的0.01mol·L1CH3COONa溶液顯淺紅色的原因為_(用離子方程式和必要文字解釋)。(2)實驗過程中發(fā)現(xiàn)燒瓶中溶液紅色變深，燒瓶中溶液紅色變淺，則下列敘述正確的是_(填字母)。A水解反應為放熱反應 B水解反應為吸熱反應CNH4NO3溶于水時放出熱量 DNH4NO3溶于水時吸收熱量(3)向0.01mol·L1CH3COONa溶液中分別加入NaOH固體、Na2CO3固體、FeSO4固體，使CH3COO水解平衡移動的方向分別為_、_、_。(填“左”、“右”或“不移動”)考點三鹽類

15、水解的應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe33H2OFe(OH)33H判斷酸性強弱NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10，則酸性HX>HY>HZ配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應：Fe33H2OFe(OH)3(膠體)3H泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應為Al33HCO=Al(OH)33CO2作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al33H2OAl(

16、OH)3(膠體)3H化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑考點一沉淀溶解平衡及應用1沉淀溶解平衡(1)沉淀溶解平衡的概念在一定溫度下，當難溶強電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和生成沉淀速率相等的狀態(tài)。(2)溶解平衡的建立：固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)v溶解>v沉淀，固體溶解，v溶解v沉淀，溶解平衡，v溶解<v沉淀，析出晶體(3)溶解平衡的特點(4)影響沉淀溶解平衡的因素內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)，這是決定因素。外因：以AgCl(sAg(aq)Cl(aq)H>0為例外界條件移動方向平衡后c(Ag)平衡后c(Cl)Ksp升高溫度正向增大增

17、大增大加水稀釋正向不變不變不變加入少量AgNO3逆向增大減小不變通入HCl逆向減小增大不變通入H2S正向減小增大不變考點二溶度積常數(shù)及應用1溶度積和離子積以AmBn(s) mAn(aq)nBm(aq)為例：溶度積離子積概念沉淀溶解的平衡常數(shù)溶液中有關離子濃度冪的乘積符號KspQc表達式Ksp(AmBn)cm(An)·cn(Bm)，式中的濃度都是平衡濃度Qc(AmBn)cm(An)·cn(Bm)，式中的濃度是任意濃度應用判斷在一定條件下沉淀能否生成或溶解：Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出，QcKsp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)，Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出2.Ksp的影響因素(1)內(nèi)因：難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是主要決定因素。(2)外因：濃度：加水稀釋，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。溫度：絕大多數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，平衡向溶解方向移動，Ksp增大。其他：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應生成更難溶物質(zhì)或更難電離物質(zhì)或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。深度思考1在t時，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。又知t時AgCl的Ksp4×1010，下列說法不正確的是()A在t時，AgBr的Ksp為4.9×1013B在AgBr飽和溶液中加入NaBr固