第三章 水溶液中的離子平衡 復(fù)習(xí)課件

第三章水溶液中的離子平衡

復(fù)習(xí)課件第一頁(yè)，共三十二頁(yè)?；瘜W(xué)平衡理論§1：弱電解質(zhì)的電離強(qiáng)弱電解質(zhì)→弱電解質(zhì)電離為可逆→電離平衡→電離常數(shù)§4：難溶電解質(zhì)的溶解平衡難溶≠不溶→溶解平衡應(yīng)用：生成、溶解、轉(zhuǎn)化§2：水的電離和溶液的酸堿性水是極弱電解質(zhì)→水（稀溶液）離子積為常數(shù)→稀溶液酸堿性及表示方法pH→pH應(yīng)用§3：鹽類的水解水的電離平衡＋弱電解質(zhì)的生成→鹽類水解→水解的應(yīng)用（平衡移動(dòng)）深入綜合運(yùn)用本章知識(shí)結(jié)構(gòu)第二頁(yè)，共三十二頁(yè)?；衔镫娊赓|(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI強(qiáng)堿：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH…大部分鹽：活潑金屬的氧化物：弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱堿：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有機(jī)物：除有機(jī)酸、堿、鹽之外非金屬的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)第三頁(yè)，共三十二頁(yè)。二、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較：項(xiàng)目強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)、都是化合物，熔融或在溶液中能電離不同點(diǎn)化合物類型離子化合物、極性共價(jià)化合物極性共價(jià)化合物電離程度完全電離部分電離電離過(guò)程不可逆、不存在電離平衡可逆、存在電離平衡溶液中的微粒水合離子分子、水合離子物質(zhì)種類強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽弱酸、弱堿、水第四頁(yè)，共三十二頁(yè)。電離平衡方程式條件改變內(nèi)容電離平衡移動(dòng)方向C（CH3COOH）增大C（CH3COOH）減小C（CH3COO-）增大C（CH3COO-）減小C（H+）增大C（H+）減小溫度升高溫度降低加水稀釋溶液右左左左左右右右右CH3COOHCH3COO-+H+第五頁(yè)，共三十二頁(yè)。例1：下列物質(zhì)的水溶液能導(dǎo)電，但屬于非電解質(zhì)的是（

）A、CH3COOHB、Cl2C、NH4HCO3D、SO2D例2：同一溫度下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液a，弱電解質(zhì)溶液b，金屬導(dǎo)體c三者的導(dǎo)電能力相同，若升高溫度后，它們導(dǎo)電能力強(qiáng)弱的順序是（

）A、b>a>cB、a=b=cC、c>a>bD、b>c>aA第六頁(yè)，共三十二頁(yè)。例3：欲使醋酸溶液中的CH3COO-濃度增大，且不放出氣體，可向醋酸中加入少量固體（

）A、NaOHB、NaHCO3

C、CH3COOKD、MgAC例4：一定量的鹽酸跟過(guò)量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為了減緩反應(yīng)速率，且不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（

）A、NaOHB、H2OC、HClD、CH3COONa（固體）BD第七頁(yè)，共三十二頁(yè)。第三章重要知識(shí)點(diǎn)第二節(jié)1、水的離子積常數(shù)Ｋw。2、影響水的電離平衡的因素。3、有關(guān)PH值的簡(jiǎn)單計(jì)算。4、中和滴定。第八頁(yè)，共三十二頁(yè)。水的電離和溶液的PH值1、水的電離水的離子積：影響因素KW=c（OH—）·c（H+）（25℃時(shí)，KW=1.0×10—14）溫度：酸：堿：可水解的鹽：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變，PH＜7抑制水的電離，KW不變，PH＞7促進(jìn)水的的電離，KW不變2、溶液的酸堿性和PH值c（OH—）＞c（H+）堿性PH＞7c（OH—）＝c（H+）中性PH=7c（OH—）＜c（H+）堿性PH＜7—lgc（H+）水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離。第九頁(yè)，共三十二頁(yè)。（1）酸、堿溶液稀釋后的pH變化強(qiáng)酸（pH＝a）弱酸（pH＝a）強(qiáng)堿（pH＝b）弱堿（pH＝b）稀釋10n倍pH＝a＋na＜pH＜a＋npH＝b－nb－n＜pH＜b3、pH的簡(jiǎn)單計(jì)算第十頁(yè)，共三十二頁(yè)。特別提醒①“無(wú)限稀釋7為限”，無(wú)論稀釋多大倍數(shù)，酸溶液不顯堿性，堿溶液不顯酸性，無(wú)限稀釋時(shí)，溶液pH接近于7。②c（H＋）與c（OH－）的相對(duì)大小是判定溶液酸堿性的唯一標(biāo)準(zhǔn)，而根據(jù)溶液pH與7的相對(duì)大小來(lái)判斷時(shí)，要看溶液的溫度是否是常溫（25℃）。第十一頁(yè)，共三十二頁(yè)。溶液的pH值——正誤判斷1、一定條件下pH值越大，溶液的酸性越強(qiáng)。2、用pH值表示任何溶液的酸堿性都很方便。3、強(qiáng)酸溶液的pH值一定大。4、pH值有可能等于負(fù)值。5、pH值相同的強(qiáng)酸和弱酸中C（H+）相同、酸物質(zhì)的量濃度相同?！痢痢痢痢恋谑?yè)，共三十二頁(yè)。（2）同強(qiáng)相混混合算a．強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合求pHb．強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合求pH第十三頁(yè)，共三十二頁(yè)。C．酸過(guò)量：先求c（H＋）余＝再求pH＝－lg[c（H＋）余]。D．堿過(guò)量：先求c（OH－）余＝再求c（H＋）＝，然后求pH。第十四頁(yè)，共三十二頁(yè)。3、中和滴定實(shí)驗(yàn)1）查漏（用自來(lái)水）滴定管是否漏水、旋塞轉(zhuǎn)動(dòng)是否靈活2）洗滌滴定管：先用自來(lái)水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤(rùn)洗錐形瓶：自來(lái)水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤(rùn)洗）第十五頁(yè)，共三十二頁(yè)。3）裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測(cè)液于錐形瓶操作：向滴定管中裝液→擠氣泡→調(diào)液面→記下起始讀數(shù)→放液→記錄終點(diǎn)讀數(shù)→滴入指示劑滴定管中裝入標(biāo)準(zhǔn)液→擠氣泡→調(diào)液面→記下起始讀數(shù)第十六頁(yè)，共三十二頁(yè)。4）滴定右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運(yùn)動(dòng)，而不是前后振動(dòng)左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢視線注視錐形瓶中顏色變化滴定終點(diǎn)達(dá)到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù)復(fù)滴2~3次第十七頁(yè)，共三十二頁(yè)。四、中和滴定指示劑的選擇及誤差分析“恰好完全中和”與“溶液呈中性”兩句話的區(qū)別恰好完全中和，PH＜7溶液呈中性，堿肯定過(guò)量。HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O1mol1mol1mol第十八頁(yè)，共三十二頁(yè)。第三章重要知識(shí)點(diǎn)第三節(jié)1、鹽類水解的本質(zhì)2、水解方程式書寫3、影響水解平衡移動(dòng)的因素4、溶液中粒子濃度大小的比較第十九頁(yè)，共三十二頁(yè)。一、鹽類水解1、實(shí)質(zhì)：2、規(guī)律：3、影響因素誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱具體定。①溫度：②溶液酸堿性：③濃度：越稀越水解，越熱越水解鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+或OH—結(jié)合，從而使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)的過(guò)程。第二十頁(yè)，共三十二頁(yè)。①混施化肥（N、P、K三元素不能變成↑和↓）。

②泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?，雙水解）。③FeCl3溶液止血?jiǎng)ㄑ獫{為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚）。④明礬凈水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉）。⑥判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性）。⑦比較鹽溶液離子濃度的大小。⑧判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存）。⑨配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水解）。第二十一頁(yè)，共三十二頁(yè)。4、溶液中粒子濃度大小的比較（1）多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4溶液中，c（H＋）>c（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）。（2）多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，

c（Na＋）>c（CO32-）>c（OH－）>c（HCO3-）。（3）不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的順序是③>①>②（4）混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質(zhì)的種類然后再分析電解質(zhì)電離程度和鹽類水解程度的大小。當(dāng)遇到弱酸與其強(qiáng)堿鹽共存時(shí)，或者多元弱酸酸式鹽（H2PO4-、HCO3-），要注意考慮電離與水解程度的相對(duì)大小。第二十二頁(yè)，共三十二頁(yè)。5、溶液中的守恒關(guān)系（1）電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO3-、CO32-、OH－，但存在如下關(guān)系:c（Na＋）＋c（H＋）=c（HCO3-）＋c（OH－）＋2c（CO32-）（2）物料守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c（Na＋）=2[c（S2－）＋c（HS-）＋c（H2S）]第二十三頁(yè)，共三十二頁(yè)。（3）質(zhì)子守恒規(guī)律：任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c（H＋）=c（OH－）在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解，結(jié)合了水電離出來(lái)的H＋或OH－；使溶液中c（H＋）≠c（OH－），但由水電離產(chǎn)生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－離子能結(jié)合H＋促進(jìn)水解，所以溶液中：c（H＋）＜c（OH－），此時(shí)：c（OH－）H2O=c（OH－）c（H＋）H2O=c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）故c（OH－）=c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）第二十四頁(yè)，共三十二頁(yè)。鹽類水解的應(yīng)用例5：物質(zhì)的量相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（）A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2SD第二十五頁(yè)，共三十二頁(yè)。例6：下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質(zhì)固體的是（）A、Fe2（SO4）3B、FeCl3C、Na2CO3D、KClB第二十六頁(yè)，共三十二頁(yè)。第三章重要知識(shí)點(diǎn)第四節(jié)1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡2、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用3、溶度積和溶度積規(guī)則第二十七頁(yè)，共三十二頁(yè)。1、沉淀溶解平衡：（1）概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子或分子重新生成沉淀的速率相等時(shí)，此時(shí)溶液中存在的溶解和沉淀間的動(dòng)態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。溶解平衡時(shí)的溶液是飽和溶液。（2）特征：逆、等、動(dòng)、定、變（3）影響因素：①內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)

a、絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒有的。b、同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。c、易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。②外因：

a.濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。c.同離子效應(yīng)：在電解質(zhì)A的飽和溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，A的溶解平衡會(huì)被抑制。2.溶度積和溶度積規(guī)則:（1）溶度積（Ksp）：在一定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪之乘積為一常數(shù)。第二十八頁(yè)，共三十二頁(yè)。3、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用：（2）表達(dá)式：（MmAn的飽和溶液）Ksp=[c（Mn+）]m·[c（Am-）]n（3）溶度積規(guī)則:離子積Qc=c（Mn+）m·c（Am-）nQc>Ksp，溶液處于過(guò)飽和溶液狀態(tài)，生成沉淀。Qc=Ksp，沉淀和溶解達(dá)到平衡，溶液為飽和溶液。Qc<Ksp，