第三章水溶液中的離子反應與平衡課件高二上學期化學人教版選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應與平衡第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第一節(jié)

電離平衡化合物非電解質電解質強電解質水溶液中或熔融狀態(tài)下，能夠導電的化合物水溶液中和熔融狀態(tài)下，都不導電的化合物水溶液中全部電離水溶液中部分電離0.1mol/L的乙醇溶液0.1mol/L的鹽酸0.1mol/L的醋酸PH導電能力與鎂條反應現象原理結論按要求完成實驗，并給出合理解釋。

取相同體積、0.1mol/L的乙醇溶液、鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小，試驗其導電能力，并分別與等量鎂條反應。觀察比較并記錄現象。鹽酸和醋酸是生活中常

用的酸。鹽酸用于衛(wèi)

生潔具

的清潔。我

們知道醋酸腐蝕

性比鹽酸小，

比較安全，

為

什么不

用

醋酸

代

替鹽

酸？弱電解質為什么上述三種溶液的導電性不一樣？受到了什么因素的影響？按課本58頁用圖進行微觀分析。強電解質和弱電解質第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第一節(jié)

電離平衡強電解質和弱電解質強電解質弱電解質化合物類型電離程度實例溶液中微粒電離方程式共同特點強電解質和弱電解質的比較：（1）同濃度、同體積的鹽酸和醋酸溶液比較：比較項目c(H+)pH中和堿的能力與足量金屬反應生成氫氣的量開始與金屬反應的速率鹽酸醋酸（2）同PH、同體積的鹽酸和醋酸溶液比較：比較項目c(H+)pH中和堿的能力與足量金屬反應生成氫氣的量開始與金屬反應的速率鹽酸醋酸同濃度、同體積的鹽酸和醋酸同PH、同體積的鹽酸和醋酸pH7ab0V(水)醋酸鹽酸pH7c0V(水)醋酸鹽酸V1V2pH7ab0V(水)醋酸鹽酸pH7c0V(水)醋酸鹽酸V1V2第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)

強電解質和弱電解質的電離程度是不一樣的，這種區(qū)別在電離方程式上如何體現呢？通過寫出下列物質的電離方程式知道它們的區(qū)別。①H2CO3②Fe(OH)3③NH3·H2O④NaHSO4⑤NaHCO3第一節(jié)

電離平衡弱電解質的電離平衡υ0tυ電離υ結合電離平衡兩種速率相等

在一定條件下，弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，溶液中的分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)。電離平衡的特點逆：可逆過程等：υ電離=υ結合動：動態(tài)平衡定：條件一定，平衡體系中分子與離子的濃度一定變：條件改變，平衡就會移動外界條件對平衡移動的影響：①溫度：②稀釋：③濃度：④同離子效應：⑤加入能與弱電解質電離出的離子反應的物質:·T↑→電離平衡正向移動→電離度增大加水稀釋→電離平衡正向移動→電離度增大

增加弱電解質濃度→電離平衡正向移動→電離度減小

加入與弱電解質具有相同離子的強電解質→電離平衡逆向移動→電離度減小

電離平衡正向移動→電離程度增大第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第一節(jié)

電離平衡電離平衡常數

在一定條件下，當弱電解質的電離達到平衡時，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關系。對一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。試寫出下列弱電解質的電離常數的表達式。CH3COOHNH3·H2OH3PO4H2CO3Cu(OH)2特點：1.特點原因1.電離常數只與溫度有關，溫度升高電離平衡常數增大。2.多元弱酸分步電離，一步比一步難電離。

CH3COOH?CH3COO-+H+改變條件平衡移動方向n(H+)c(H+)c(CH3COO-)導電能力電離程度K+HCl加冰醋酸加火堿(S)加醋酸鈉加水加入鎂粉溫度升高第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第二節(jié)

水的電離和溶液的pH水的電離

H2O?H++OH-2H2O?H3O++OH-

水的離子積常數K=———————c(H+)·c(OH-)

c(H2O)水的電離常數Kw=c(H+)·C(OH-)

水的電離達到平衡時，電離產物H+和OH-濃度之積是常數。t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.4變化規(guī)律原因分析不僅適用于純水，也適用于稀的電解質溶液。在常溫下，KW=1×10-14體系純水加少量鹽酸加少量強堿溶液c(H+)c(OH-)大小比較平衡移動原理分析下列問題。如何用c(H+)和c(OH-)的相對大小來判斷溶液的酸堿性？已知:pH=-lgc(H+)

溶液酸堿性的測定方法

指示劑：指示劑變色范圍石蕊pH<5紅5-8紫>8藍酚酞pH<8.2無8.2-10淺紅>10紅甲基橙pH<3.1紅3.1-4.4橙>4.4黃pH試紙：pH計測量法：試計算

常溫下，純水的pH、酸溶液和堿溶液的pH范圍。

第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)溶液的酸堿性與pH第二節(jié)

水的電離和溶液的pH水的電離

條件改變對平衡的影響移動方向電離程度c(H+)c(OH-)KWpH升溫加酸加堿金屬影響水的電離平衡的因素：pH相關計算：

（1）1mLpH=5的鹽酸,加水稀釋到10mL,pH=____;加水稀釋到100mL,pH____7。

（2）1mLpH=9的NaOH溶液,加水稀釋到10mL,pH=____;加水稀釋到100mL,pH____7。

（3）常溫下,pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合,pH=______。

（4）常溫下,PH=3的鹽酸溶液和pH=12的氫氧化鈉溶液體積比為______時,混合后pH=9。

25℃時,有pH=x的鹽酸和pH=y的氫氧化鈉溶液(x≤6,y≥8),取aL該鹽酸與bL該氫氧化鈉溶液反應，恰好完全中和,求:①若x+y=14,則a/b=________(填數據);②若x+y=13,則a/b=________(填數據);③若x+y>14,則a/b=_______(填表達式，用x、y表式)。

已知T℃時,K=1x10-13,則T℃_____25℃(填“>”“<”或“=”)。在T℃時將pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的硫酸bL混合(忽略混合后溶液體積的變化),若所得混合溶液的pH=10,則a:b=_____。

回答下列問題:(1)25℃時,pH=3的鹽酸中由水電離出的c(H+)是pH=5的鹽酸中由水電離的c(H+)的______倍。(2)25℃時,某溶液由水電離出的c(H+)=1x10-12mol/L,則該溶液的pH可能為______。(3)99℃時,向pH=6的蒸餾水中加入NaHSO4晶體,保持溫度不變,測得溶液的pH=2。此時水的離子積常數Kw=______，水電離出的c(H+)=______。第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)溶液的酸堿性與pH第二節(jié)

水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定

錐形瓶中加入未知濃度的NaOH溶液25.00mL中滴入幾滴酚酞試劑，觀察現象。再用酸式滴定管滴加0.100mol/L的稀鹽酸，滴至溶液恰好變色，且半分鐘內不褪色，用去稀鹽酸12.50mL。那么氫氧化鈉溶液的物質的量濃度是多少？酸堿中和滴定概念：依據中和反應，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。原理：H++OH--

=H2O

?n(H+)=n(OH--)

?

c(H+)?V酸=c(OH--)

·

V堿用一元強酸和一元強堿的滴定為例：標準液的物質量濃度（已知）×標準液的體積（滴定讀取）=待測液的物質量濃度（計算得出）×待測液的體積（已知）酸式滴定管堿式滴定管滴定管夾錐形瓶檢查→水洗→潤洗→裝液→排炮→調液面→初始讀數水洗→裝液→加指示劑

左手控制滴定管活塞進行滴定→右手搖動錐形瓶→眼睛注視錐形瓶內溶液顏色的變化→指示劑變色，且半分鐘內不再恢復原來的顏色→讀數→計算→重復2—3次實驗取平均值pH在生產生活中的應用醫(yī)療：①測試血液的pH,診斷疾病。②調控體液的pH,輔助治療疾病。生活中:護發(fā)素調節(jié)頭發(fā)的pH使之達到適宜的酸堿度。環(huán)保:利用中和反應原理結合pH自動測定儀進行監(jiān)測和控制。農業(yè):測定、調控土壤的pH，使其符合農作物的生長要求。第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第二節(jié)

水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定指示劑變色范圍石蕊pH<5紅5-8紫>8藍酚酞pH<8.2無8.2-10淺紅>10紅甲基橙pH<3.1紅3.1-4.4橙>4.4黃指示劑的選擇：滴定種類滴定后酸堿性指示劑顏色變化強酸滴定強堿強堿滴定強酸12108642V[NaOH(aq)]mL10203040pH酚酞甲基橙誤差來源c(HCl)滴定管中產生的誤差滴定管用蒸餾水洗滌后，未用標準液潤洗滴定管未用待測液潤洗盛標準液的滴定管滴定前有氣泡,滴定后無氣泡盛標準液的滴定管滴定前無氣泡,滴定后有氣泡盛待測液的滴定管使用前有氣泡,使用后無氣泡盛待測液的滴定管使用前無氣泡,使用后有氣泡第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第二節(jié)

水的電離和溶液的pH酸堿中和滴定錐形瓶中產生的誤差錐形瓶用蒸餾水洗滌后又用待測液洗錐形瓶未洗凈,殘留有與待測液中溶質反應的少量物質待測液加水稀釋讀數帶來的誤差用滴定管量取待測液先俯視后仰視先仰視后俯視用滴定管量取標準液先俯視后仰視先仰視后俯視配制標準溶液產生的誤差配制0.1mol·L-1的NaOH溶液500mL,需要NaOH的質量為2.0gNaOH已部分潮解NaOH中所含雜質雜質不與鹽酸反應所含雜質消耗1molHCl所需質量大于40g(如Na2CO3、NaHCO3)所含雜質消耗1molHCl所需質量小于40g(如Na2O)誤差來源c(HCl)第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第三節(jié)

鹽類的水解鹽類的水解按要求完成實驗，并找出規(guī)律。鹽溶液(0.1mol/L)NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4Na2SO4pH鹽的類型結論

使用pH試紙和pH計時，需要注意哪些問題？請用弱電解質相關理論分析不同類型的鹽溶液呈酸堿性的原因。鹽溶液(0.1mol/L)NH4ClCH3COONaNaCl鹽的類型溶液中的粒子種類溶液中的平衡關系溶液中的粒子及濃度大小c(H+)和c(OH-)的相對大小鹽的水解方程式第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第三節(jié)

鹽類的水解鹽類的水解電解質水溶液中的電荷守恒與元素守恒：元素守恒Na2CO3:c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)在電解質溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化。離子所含的某種元素在變化前后是守恒的，即元素守恒。練習提升：寫出下列電解質溶液的元素守恒關系。電解質溶液元素守恒NaHCO3Na2SO3NaH2PO4Na2HPO4Na3PO4NaHSO4NH4Cl(NH4)2CO3NH4HCO3(NH4)2HPO4Na2S第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第三節(jié)

鹽類的水解鹽類的水解電解質水溶液中的電荷守恒與元素守恒：電荷守恒Na2CO3:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)

電解質溶液中陽離子所帶的電荷總數與陰離子所帶的電荷總數相等，即電荷守恒。練習提升：寫出下列電解質溶液的物料守恒關系。電解質溶液元素守恒NaHCO3NaHSO3NaH2PO4Na2HPO4Na3PO4(NH4)2SO4NH4Cl(NH4)2CO3NH4HCO3Na2S(NH4)2HPO4第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第三節(jié)

鹽類的水解鹽類的水解電解質水溶液中的電荷守恒與元素守恒：質子守恒NaHCO3:c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)練習提升：寫出下列電解質溶液的質子守恒關系。電解質溶液元素守恒Na2CO3NaHSO3NaH2PO4Na2HPO4Na3PO4(NH4)2SO4NH4Cl(NH4)2CO3NH4HCO3Na2S(NH4)2HPO4第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第三節(jié)

鹽類的水解鹽類的水解影響鹽類水解的因素：

利用離子方程式分析鹽類水解的實質，設計實驗探究影響鹽類水解的主要因素。內因外因溫度濃度外加酸外加堿外加鹽

已經鹽類水解的實質的基礎上，分析加酸、加堿會如何影響鹽類水解。

寫出下列鹽類的水解方程式。（1）NH4Cl、FeCl3、FeSO4

、CuSO4、Al2(SO4)3（2）Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa、Na3PO4（3）[Al(OH)4]-、SO32-、S2-、F-雙水解

弱酸弱堿鹽的陰、陽離子均發(fā)生水解反應的現象。?這一過程涉及到弱酸的酸根與弱堿的陽離子同時存在于水溶液中時，弱酸的酸根水解生成的氫氧根離子與弱堿的陽離子水解生成的氫離子反應生成水，從而使兩種離子的水解平衡向水解方向移動，相互促進水解。這種相互促進的水解作用使得水解程度增大，有時甚至可以使水解反應完全進行。

寫出下列鹽溶液混合后的雙水解方程式。（1）混合FeSO4溶液和Na2S溶液（2）混合FeCl3溶液和Na2CO3溶液（3）混合Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液（4）混合MgSO4溶液和NaHCO3溶液（5）混合FeCl3溶液和Na[Al(OH)4]溶液（6）混合FeSO4溶液和Na[Al(OH)4]溶液（7）混合Al2(SO4)3溶液和Na[Al(OH)4]溶液

鹽類水解的應用：（1）判斷離子能否共存

（2）判斷溶液酸堿性及強弱（3）配制和儲存易水解的鹽的溶液

（4）制備Fe(OH)3膠體

（5）物質的提純

（6）草木灰和銨態(tài)氮肥不能同時使用（7）Na2CO3溶液清洗油污

（8）TiCl4制備TiO2·xH2O（9）白礬水凈水

（10）銨鹽溶液除水垢（11）混合Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液制備泡沫滅火器

第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第三節(jié)

鹽類的水解鹽類的水解鹽的水解常數CH3COOH的電離方程式CH3COOH的電離常數KaKa·Kh=_______CH3COONa的水解方程式CH3COONa的水解常數KhNH3·H2O的電離方程式NH3·H2O的電離常數KbKb·Kh=_______NH4Cl的水解方程式NH4Cl的水解常數KhK（HF）·K（____）=KwK（HCO3-）·K（____）=Kw結論：練習提升2:以氯化鐵水解為例，填寫外界條件對水解平衡的影響。條件移動方向n(H+)pHK水解程度現象升溫通HCl加NaOH加水加NaHCO3加NH4Cl第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)練習提升1:完成下列表格。第四節(jié)

沉淀溶解平衡難溶電解質的沉淀溶解平衡s1010.01易溶可溶微溶難溶化學式溶解度沉淀溶解平衡方程式Ksp表達式AgClAg2SBaSO4Fe(OH)3溶度積常數（Ksp）：

各離子濃度冪的乘積為一個常數。對于一般形式的難溶電解質AnBm(s)，其溶度積常數的計算公式為：

Ksp=cm(An+)·cn(Bm-)Q>KQ=KQ<K離子積和溶度積的關系：問題1：

CuCl2溶液中混有少量的FeCl2、FeCl3雜質，如何得到純凈的CuCl2溶液？問題2：

除去溶液中混有少量的SO42-，選擇加入鈣鹽還是鋇鹽？第四節(jié)第三節(jié)第二節(jié)第一節(jié)第四節(jié)

沉淀溶解平衡難溶電解質的沉淀溶解平衡1010.01易溶可溶微溶難溶s化學式溶解度沉淀溶解平衡方程式Ksp表達式Ag