高中化學選修四 第三章-水溶液中的離子平衡復習課件(重難點)

第三章水溶液中的離子平衡復習一.強弱電解質(zhì)通過實驗進行判定的方法

(以HAc為例)：

（1）溶液導電性對比實驗；（2）測0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）測NaAc溶液的pH值；（4）測pH=a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a+2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應產(chǎn)生氣體的速率

最佳的方法是

和

；最難以實現(xiàn)的是

，說明理由

。（提示：實驗室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？

）4367醋酸為弱酸，PH=1的難配制二.幾組概念的區(qū)別：1、酸的酸性強弱與溶液的酸性強弱的聯(lián)系與區(qū)別酸的酸性強弱是指酸電離出H+的難易（越易電離出H+，酸的酸性越強）；溶液酸性的強弱是指溶液中[H+]的相對大小（H+濃度越大，溶液的酸性越強）。

溶液的酸性可能是由酸電離產(chǎn)生的H+而引起的，也可能是由強酸弱堿鹽水解而引起的。題目：下列說法中錯誤的是

A、強酸溶液的導電性一定比弱酸的強；B、酸越難以電離出質(zhì)子，其對應的酸根離子就越易水解；C、溶液的酸性越強，則溶液中的[H+]越大，水的電離程度就越小；D、在水中完全電離的酸一定是強酸，但強酸的水溶液的酸性不一定強。AC2.溶液的導電性與電解質(zhì)強弱的聯(lián)系與區(qū)別：溶液的導電性僅與溶液中的離子濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少相關。電荷數(shù)相同時，離子濃度越大，導電性越強；離子濃度相同時，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導電性越強；電解質(zhì)的強弱是指電解質(zhì)在水中的電離程度。電解質(zhì)越強，在水中就越完全電離，反之就越難電離。強電解質(zhì)溶液的導電性不一定比弱電解質(zhì)的強。

題目：將HCl、HAc、BaSO4三種飽和溶液并聯(lián)入同一電路中，導電性最強的是

，最弱的是

。鹽酸硫酸鋇3、強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時，pH(HA)＜pH(HB)(2)pH值相同時，溶液的濃度CHA＜CHB(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA＞pHHB題目：1、物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是

，pH最大的是

；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液的體積大小關系為

。題目：2、pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是

，最大的是

；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液的體積大小關系為

。硫酸醋酸硫酸＞鹽酸＝醋酸硫酸醋酸醋酸＞硫酸＝鹽酸1、酸、堿恰好反應（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！保荷甥}和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）三.“酸、堿恰好完全反應”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法題目：(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與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈

性，原因是

。（2）室溫時，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯誤的是A、上述弱酸溶液的pH＝4B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH＝7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH＞7D、加入等體積pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH＜7酸性硫酸銨水解顯酸性堿性氨水電離顯堿性B四.電離、水解方程式的書寫原則

1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫例：H2S的電離H2SH++HS-

HS-H++S2-例：Na2S的水解：H2O+S2-HS-+OH-

H2O+HS-H2S+OH-

注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫

例：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+題目：下列方程式中屬于電離方程式的是

；屬于水解方程式的是

。

A、HCO3-+H2OH3O++CO32-

B、BaSO4==Ba2++SO42-C、AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-

D、CaCO3Ca2++CO32-ABDC五.同濃度的弱酸與其弱酸鹽、同濃度的弱堿與其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：①中?；瘜W常見的有三對

等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性

等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離＞其對應弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性②掌握其處理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的電離＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.例題:將pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度關系正確的是：B例題：一元酸HA溶液中，加入一定量強堿MOH溶液后，恰好完全反應，反應后的溶液中，下列判斷正確的是()A．[A-]≥[M+]B．[A-]≤[M+]C．若MA不水解,則[OH-]<[A-]D．若MA水解,則[OH-]>[A-]BC六.電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性

1、加水均能促進三大平衡；

2、加熱均能促進三大平衡（溶解平衡個別例外）

3、三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓強的影響.4、均遵循勒夏特列原理。

題目：對于AgCl(s)Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是()①加氨水②加水③加NaCl(s)④加AgCl(s)⑤加NaBr(s)⑥加熱①③⑤⑥七.酸堿鹽對水的電離的影響

1、水中加酸：抑制水的電離，溶液中[H+]主要是酸電離產(chǎn)生的，[OH-]全由水電離產(chǎn)生。

2、水中加堿：抑制水的電離，溶液中[OH-]主要是堿電離產(chǎn)生的，[H+]全由水電離產(chǎn)生。

3、加正鹽：溶液中的[H+]、[OH-]均由水電離產(chǎn)生：（1）強酸弱堿鹽：促進水的電離，水電離產(chǎn)生的OH-部分被陽離子結合生成了難電離的弱堿，故使溶液中[H+]>[OH-]。（2）強堿弱酸鹽：促進水的電離，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結合生成了難電離的弱酸，故使溶液中[OH-]>[H+]。

4、酸式鹽中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進水的電離。題目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關NaHSO3溶液的說法中正確的是（）

A、NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液

B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]C、該溶液中由水電離出的[H+]為1×10-4mol/LD、加入少量NaOH使溶液的pH升高會使水的電離受抑制A八.Qc與K

Qc為濃度商（離子積）：是指剛開始反應（但未反應）時平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對于溶液是指混合后但不反應時的濃度）

K為平衡常數(shù)：是指可逆反應達到平衡時體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比。在化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：Qc>K，過平衡狀態(tài)，反應將逆向進行；Qc=K，平衡狀態(tài)；Qc<K，未平衡狀態(tài)，反應將正向進行例題：已知某溫度時，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]＝1.8×10－10

Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO42-]＝1.1×10－12

試求：（1）此溫度下AgCl飽和溶液和Ag2CrO4飽和溶液的物質(zhì)的量濃度，并比較兩者的大小。（2）此溫度下，在0.010mo1·L-1的AgNO3溶液中，AgCl與Ag2CrO4分別能達到的最大物質(zhì)的量濃度，并比較兩者的大小。九.加熱蒸干鹽溶液產(chǎn)物的判斷

加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時,對最后殘留物的判斷應考慮鹽類的水解

(1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質(zhì).

(2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì).

(3)加熱濃縮FeCl3

型的鹽溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3

的混合物,灼燒得Fe2O3

。

(4)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3

型的鹽溶液時,得不到固體.

(5)加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最后得相應的正鹽.

(6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3

溶液最后得到Mg(OH)2

固體.

（7）加熱蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4；

(8)加熱蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解產(chǎn)物。題目：在蒸發(fā)皿中家人蒸干并灼燒下列物質(zhì)的溶液，可以得到該物質(zhì)的固體的是（）

A.氯化鐵B.亞硫酸鈉C.硫酸銅

D.氯酸鉀E.碳酸氫鈉F.碳酸鉀CF十.溶液酸堿性的判斷方法：將溶液按酸性、堿性、中性分開，然后分別比較，再綜合比較。常見酸的酸性強弱比較（同濃度）：H2SO4＞HNO3(HCl、NaHSO4)＞

H2C2O4

＞

H2SO3

＞

H3PO4＞

HCOOH＞

HF＞

CH3COOH＞H2CO3＞

HClO

＞

HCN＞

C6H5OH常見堿的堿性強弱比較（同濃度）：Ba(OH)2

＞

KOH(NaOH)＞

Ca(OH)2

＞

NH3.H2O＞

Mg(OH)2

＞

Fe(OH)3

＞

Al(OH)3

規(guī)律：弱酸（弱堿）的酸（堿）性越弱，其鹽越容易水解，對應鹽溶液的堿（酸）性越強。例題：相同條件下相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的順序為：NaOH>Na2CO3>NaClO>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4酸性：

H2SO4>HSO4->CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3—十一．離子濃度大小比較1.一原理：平衡移動原理2．二平衡：⑴電離平衡理論⑵水解平衡理論3．三守恒：⑴電荷守恒⑵物料守恒（元素守恒）⑶質(zhì)子守恒（C(H+)水=C(OH—)水）

寫出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的關系式

1、NaHCO3NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3—、CO32—、H+、OH—、H2CO3（1）電荷守恒：

（2）物料守恒：

（3）質(zhì)子守恒：

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)

c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)c(OH-)+c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3)方法：電荷守恒與物料守恒相加減刪去強堿的陽離子和強酸的陰離子即得質(zhì)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）電荷守恒：

（2）物料守恒：

（3）質(zhì)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-)+2c(H2CO3)例題：（05江蘇）常溫下將稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，不可能出現(xiàn)的結果是（）

A．pH＞7，且c(OH-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO-)B．pH＞7，且c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(OH-)C．PH＜7，且c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D．pH＝7，且c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＝c(OH-)AD規(guī)律：大小比較用平衡等式比較用守恒1、在氯化銨溶液中，下列關系正確的是（

）

A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)

C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)

D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

2、將pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，所得的混合溶液中，下列關系式正確的是()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+)AB練習十二．離子共存判斷1.有沉淀、氣體生成不能共存；2.有弱電解質(zhì)（水、弱酸、弱堿）等生成不能共存；3.能發(fā)生氧化還原反應不能共存；4.能發(fā)生絡合反應不能共存；5.能發(fā)生雙水解不能共存；6.酸性溶液中存在的離子，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）例題、下列各組離子：（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）B十三.溶液中，某些離子的除雜例：為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是()A．氧化鎂B.氫氧化鈉

C.碳酸鈉D.碳酸鎂AD規(guī)律：調(diào)PH除去雜質(zhì)陽離子，一般加入主體陽離子對應的氧化物或氫氧化物或碳酸鹽必備公式：1、任何水溶液中都存在:Kw=C(H+)·C(OH-)（Kw25℃=10-14）2、pH=-lgC(H+)

3、pOH=-lgC(OH-)

4、PH+POH=14

十四．溶液pH計算溶液稀釋的PH計算有關規(guī)律1、PH=a的強酸稀釋10n倍，PH=a+n5、酸（堿）溶液無限稀釋時，PH均約等于7（均要考慮水的電離）。6、酸（堿）溶液稀釋時，OH－（H+）的物質(zhì)的量濃度將增大。2、PH=b的強堿稀釋10n倍，PH=b-n3、PH=a的弱酸稀釋10n倍，a＜PH＜a+n4、PH=b的弱堿稀釋10n倍，b-n

＜

PH＜

b混合溶液PH計算的有關規(guī)律1、強酸（或強堿）溶液等體積混合，當PH相差兩個或兩個以上的單位時，（酸）=PH小

+0.3（堿）=PH大－0.3PH混

2、強酸和強堿的等體積混合若PH酸

+PH堿=14，則PH混=7若PH酸

+PH堿＜１４，則PH混=PH酸

+0.3若PH酸

+PH堿＞1４，則PH混=PH堿－0.3例題：濃度為cmol/L的強堿B(OH)n溶液，求其pH值。C(OH-)=n×Cmol/LC(H+)=1×10-14/C(OH-)=1×10-14/nCpH=-lgC(H+)=14+lgnC例題:①常溫下，求0.1mol/L氫氧化鈉溶液的pH②常溫下，求0.05mo1／L氫氧化鋇溶液的pH小結：求堿性溶液pH的方法：先求

的濃度，再求

，再求溶液的

。C(OH-)C(H+)pH例題：在25℃時，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！