第三章 水溶液中的離子平衡教材

第三章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)化學(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)深入綜合運用本章知識結(jié)構(gòu)化合物電解質(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、ROH……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)強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較項目強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點都是電解質(zhì)、都是化合物，熔融或在溶液中能電離不同點化合物類型離子化合物、極性共價化合物極性共價化合物化學(xué)鍵離子鍵、極性鍵（主要）極性鍵（主要）電離程度完全電離部分電離電離過程不可逆、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、水表達(dá)方式變化實質(zhì)0.1mol/LCH3COONa0.1mol/LCH3COOH實例強(qiáng)電解質(zhì)（鹽類）弱電解質(zhì)研究對象水解平衡電離平衡弱酸H++弱酸根離子弱堿OH-+弱堿陽離子電離方程式：CH3COOHCH3COO+H+多元弱酸分步電離：例如H3PO4、H2CO3的電離水解離子方程式：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（產(chǎn)物不能寫“↑”或“↓”）二、電離平衡和水解平衡弱酸的陰離子+H2O弱酸+OH-弱堿的陽離子+H2O弱堿+H+研究對象弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)影響因素溫度濃度加水加入同種離子加入與產(chǎn)物反應(yīng)的微粒續(xù)前表：升溫，進(jìn)電離離子濃度增大升溫，促進(jìn)水解促使電離，分子、離子濃度減小促進(jìn)水解、分子、離子濃度減小抑制電離抑制水解促進(jìn)電離促進(jìn)水解※

越稀越電離，越熱越電離；越稀越水解，越熱越水解。三、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，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。四、酸堿中和滴定1、原理：2、主要儀器：n(

酸)n(

堿)γ(

堿)γ(

酸)γ

(

堿)γ(

酸)c(

酸)V(

酸)c(

堿)V(

堿)對于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應(yīng)：3、操作步驟：

洗滌→檢漏→蒸餾水洗→溶液潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)整液面并記錄→放出待測液→加入指示劑→滴定→記錄→計算。(酸、堿)滴定管、錐形瓶、滴定管夾γ(

酸)γ

(

堿)1c(

酸)c(

堿)V(

酸)V(

堿)中和滴定實驗中的誤差因素分析A、儀器潤洗不當(dāng)

⒈盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管用蒸餾水洗后未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗；

⒉盛待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗；

⒊錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗；B、讀數(shù)方法有誤

⒈滴定前仰視，滴定后俯視；

⒉滴定前俯視，滴定后仰視；

⒊天平或量筒的使用讀數(shù)方法錯誤；偏大偏大偏大偏小偏小D、指示劑選擇欠妥

⒈用強(qiáng)酸滴定弱堿，指示劑用酚酞；（正確選擇：甲基橙）

⒉用強(qiáng)堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙；（正確選擇：酚酞）（①兩強(qiáng)滴定，原則上甲基橙和酚酞皆可選用；②中和滴定肯定不用石蕊。）C、操作出現(xiàn)問題

⒈盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管漏液；

⒉盛待測液的滴定管滴前尖嘴部分有氣泡，終了無氣泡（或前無后有）；⒊振蕩錐形瓶時，不小心有待測液濺出；

⒋滴定過程中，將標(biāo)準(zhǔn)液滴到錐形瓶外；

⒌快速滴定后立即讀數(shù)；偏小偏大偏小偏大E、終點判斷不準(zhǔn)確如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴標(biāo)準(zhǔn)液未滴下；F、樣品中含有雜質(zhì)

⒈用鹽酸滴定含Na2O的NaOH樣品；⒉用含Na2CO3的NaOH標(biāo)準(zhǔn)液滴定鹽酸；G、指示劑的變色范圍指示劑酸中顏色PH

變色范圍堿中顏色甲基橙紅色PH＜3.13.1→4.4橙色黃色PH＞6.2酚酞無色PH＜8.28.2→10.0粉紅色紅色PH＞10石蕊紅色PH＜5.05.0→8.0紫色藍(lán)色PH＞10偏大五、鹽類的水解1定義：溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。2條件：①鹽必須溶于水②鹽必須有“弱”離子（弱堿陽離子或弱酸根陰離子）3實質(zhì)：破壞了水的電離平衡，促進(jìn)水的電離，并建立了水解平衡。注：往水中加入酸或堿都能抑制水的電離①屬可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。②水解程度一般比較微弱。③鹽類水解是吸熱的。④當(dāng)V水解=V中和時，水解達(dá)到了平衡。①內(nèi)因：越難電離的物質(zhì)形成的鹽越容易水解即越弱越水解②外因：溫度越高，越有利于水解溶液越稀，越有利于水解

4特征：5影響鹽類水解平衡的因素6、鹽類水解的規(guī)律：

有弱才水解，都弱都水解；越弱越水解，無弱不水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)呈中性。7.鹽類水解的離子方程式的寫法：①先找“弱”離子，然后再寫離子方程式。③多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，但以第一步水解為主。④多元弱堿鹽也是分步水解，但可視做一步完成。⑤陰陽離子都發(fā)生水解時，相互促進(jìn)，水解趨于完全。若兩者之一有H,反應(yīng)物中不寫水，若沒有就要寫;配平按電荷守恒來配。注意:常見雙水解的離子:Al3+與S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-;Fe3+與AlO2-、CO32-、HCO3-;NH4+與AlO2-、SiO32-.②由于水解程度小，水解產(chǎn)物少。一般書寫“”，不寫“=”、“↑”、“↓”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產(chǎn)物的形式。精品課件（二）鹽類水解平衡及其移動（典型實例）1、NH4++H2ONH3·H2O+H+氯化銨水解平衡的移動C(NH4+)C(NH3·H2O)C(H+)C(OH-)pH水解程度加熱加水加NH3加NH4Cl加HCl加NaOH降低升高升高降低降低升高降低降低降低升高升高升高升高升高降低升高升高降低升高升高升高降低降低降低升高降低升高降低降低降低降低升高降低升高升高升高精品課件醋酸鈉水解平衡的移動C(Ac-)C(HAc)C(OH-)C(H+)pH水解程度加熱加水加HAc加NaAc加HCl加NaOH降低升高升高降低升高升高降低降低降低升高降低升高升高升高降低升高降低降低升高升高升高降低升高降低降低升高降低升高降低升高升高降低升高降低升高降低電解質(zhì)溶液中的守恒規(guī)律1、電荷守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，不論存在多少離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。

如：Na2CO3溶液中，存在Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，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，但某些關(guān)鍵性原子總是守恒的，如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三種形式存在，S2-、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)3、質(zhì)子守恒規(guī)律

質(zhì)子守恒規(guī)律：指溶液中酸堿反應(yīng)的結(jié)果，得質(zhì)子后的產(chǎn)物、得到質(zhì)子的物質(zhì)的量應(yīng)該與失質(zhì)子后的產(chǎn)物、失去質(zhì)子的物質(zhì)的量相等。

如：Na2CO3溶液中的質(zhì)子守恒關(guān)系為:c(H+)+c(HCO3-)＋2c（H2CO3）=c(OH-)或c(H+)=c(OH-)－c(HCO3-)－2c（H2CO3）精品課件（三）鹽類水解的應(yīng)用1.

判斷鹽溶液的酸堿性及pH大小時,要考慮鹽類的水解.如CH3COONa溶液顯堿性

CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-NH4Cl溶液的pH<7原因

NH4++H2ONH3·H2O+H+(1)多元弱酸根離子水解是分步的，第一步水解程度大于第二步。（２）判斷酸式鹽溶液的酸堿性②弱酸的酸式鹽既電離又水解。電離程度強(qiáng)于水解，則顯酸性，如H2PO4-、HSO3-；水解程度強(qiáng)于電離，則顯堿性，如HCO3-、HS-、HPO42-等。

如果不考慮陽離子的水解的因素，單純考慮酸式酸根離子，那么酸式酸根離子在溶液中既可以電離又有可能水解。①強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，一定顯酸性。如：NaHSO4

如配制CuSO4溶液需加入少量H2SO4；配制FeCl3溶液加入少量HCl2.配制某些鹽溶液要考慮鹽類的水解。注：須加入相應(yīng)的酸抑制其水解，防止溶液出現(xiàn)渾濁現(xiàn)象。練5.物質(zhì)的量相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是（）ACaCl2BCH3COONaCNH3DK2SD.鹽溶液中離子種類多少的判斷需考慮到鹽類的水解提示：K2S中含有K+、S2-、HS-、H+、OH-、H2S、H2O七種微粒

4.比較鹽溶液中離子濃度大小時有的考慮鹽類的水解。CNa+>CS2->COH->CHS-

>CH+如Na2S溶液中離子濃度比較：KAl(SO4)2溶液中離子濃度比較：CSO42->CK+

>CAl3+>CH+

>COH-CO32-+H2O

HCO3-+OH-NH4++OH-=NH3·H2O5.施用化肥時應(yīng)考慮鹽的水解。如：草木灰不能與銨態(tài)氮肥混合施用的原因Ca(H2PO4)2NH4+K2CO3NH3↑Ca3(PO4)2↓NH4++H2O

NH3·H2O+H+Mg+2H+=Mg2++H2↑6.某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽的反應(yīng)考慮鹽類的水解如將金屬鎂投入到氯化銨溶液中有氣泡產(chǎn)生CO32-+H2O

HCO3-+OH-SiO2+2OH-=SiO32-

+H2O注意：實驗室貯存堿性溶液的試劑瓶一律使用橡膠塞7.試劑的貯存考慮鹽的水解。如Na2CO3溶液貯存時用橡膠塞如制無水AlCl3、無水MgCl2、Al2S3等練6.下列溶液加熱蒸干后，不能析出溶質(zhì)固體的是（）AFe2(SO4)3BFeCl3CNa2CO3DKClB8.制備某些無水鹽時要考慮鹽類的水解9.判斷離子大量共存時，要考慮鹽類的水解。

弱堿陽離子與弱酸根離子在溶液中若能發(fā)生雙水解，則不能大量共存。

常見雙水解的離子:Al3+與S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-;Fe3+與AlO2-、CO32-、HCO3-;NH4+與AlO2-、SiO32-.注意:Fe3+與S2-、HS-也不能大量共存，不是發(fā)生雙水解，而是發(fā)生了氧化還原反應(yīng)。練7.在25℃時1mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2

的溶液中，測得其c(NH4+)分別為a、b、c（單位為mol/L）,下列判斷正確的是（）Aa=b=cBa>b>cCa>c>bDc>a>bD練：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10.溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。AD11.用鹽（鐵鹽與鋁鹽)作凈水劑時需要考慮鹽類的水解。如明礬(KAl(SO4)2·12H2O)凈水原理：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+,Al(OH)3膠體表面積大，吸附能力強(qiáng)，能吸附水中懸浮雜質(zhì)生成沉淀而起到凈水作用。12.工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活，常利用鹽類水解的知識。

利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相互混合反應(yīng)產(chǎn)生CO2,Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑熱堿液洗油污。水垢的形成。泡沫滅火器工作原理：

草木灰不宜與銨態(tài)氮肥混合施用：草木灰的成分：K2CO3，水解呈堿性CO32-＋H2OHCO3-+OH-，HCO3-＋H2OH2CO3+OH-，銨態(tài)氮肥——銨鹽，水解呈酸性。NH4+＋H2ONH3·H2O+H+，

混施后，OH-與H+中和成水，使兩種鹽的水解平衡強(qiáng)烈地向右移動，以至生成大量的NH3·H2O，進(jìn)一步分解成NH3逸出了，從而降低了肥效。雙水解

在堿性條件下去油污能力強(qiáng)CO32-＋H2OHCO3-+OH-

__

QHCO3-＋H2OH2CO3+OH-__Q問題9：為什么用熱的純堿溶液洗滌油污效果好？

問題10：金屬鎂與水反應(yīng)比較困難，若加一些NH4Cl馬上產(chǎn)生大量氣體？為什么？

總方程式：Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3+2H2“焊藥”—金屬焊接時常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。NH4++H2ONH3?H2O+H+△NH3?H2O

=NH3↑

+H2OMg+2H+=Mg2++H2↑六、難溶電解質(zhì)的溶解平衡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)離子重新生成沉淀的速率相等時，此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。溶解平衡時的溶液是飽和溶液。（2）特征：逆、等、動、定、變（3）影響因素：①內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)

a、絕對不溶的電解質(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。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。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，的溶解平衡會被抑制。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).(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,溶液未達(dá)飽和,沉淀發(fā)生溶解.3、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用:(1)、沉淀的生成：反應(yīng)生成沉淀使溶液中某些離子濃度變得更小。(2)、沉淀的溶解：(3)、沉淀的轉(zhuǎn)化：侯氏制堿法原理：NH3+NaCl+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀。兩者差別越大，轉(zhuǎn)化越容易。這類反應(yīng)發(fā)生的特點：難溶電解質(zhì)的溶解度小于0.01g，離子反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，離子濃度小于1×10-5mol/L時，認(rèn)為反應(yīng)完全，但溶液中還有相應(yīng)的離子。沉淀的轉(zhuǎn)化的實質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動

重難點知識透析1、已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，它們都是電解質(zhì)嗎？解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，是因為它們與水化合后，生成的化合物電離出陰、陽離子而導(dǎo)電，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能電離出自由移動的離子，所以它們屬于非電解質(zhì)。2、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱與電解質(zhì)強(qiáng)弱的關(guān)系？影響溶液導(dǎo)電能力的因素:

①自由移動離子濃度的大小。(主要決定因素)溫度一定,離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng).②溫度：溫度越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。(與金屬導(dǎo)電相反)③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。由此可知：強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)。如：較濃醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強(qiáng)。CaCO3雖為強(qiáng)電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力極差.3.有關(guān)pH值的計算pH值的計算一——直接求酸和堿的pHpH=-lgc(H+)pOH=-lgc(OH-)常溫下：pH+pOH=14pH值的計算二——酸和堿的稀釋pH值的計算三——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合pH值的計算四——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計算！注意：無限稀釋為中性！關(guān)鍵：抓住氫氧根離子濃度進(jìn)行計算！解答關(guān)鍵：⑴抓住溶液的主體——主導(dǎo)因素⑵當(dāng)稀釋時引起溶液的酸堿性發(fā)生“改變”時，需考慮水的電離4、溶液中粒子濃度大小的比較⑴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(PO4

3-)>c(OH－)

。⑵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