電離平衡復(fù)習(xí).ppt

1、電離平衡,高二化學(xué)教研組,高二復(fù)習(xí),1、電離：,化合物在水溶液或熔融狀態(tài)離解成自由移動的離子過程。,2、導(dǎo)電：,要有自由移動的帶電微粒。,3、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、與強(qiáng)、弱電解質(zhì)：,電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物,強(qiáng)電解質(zhì)：,弱電解質(zhì)：,在水溶液全部電離成離子的電解質(zhì),在水溶液部分電離成離子的電解質(zhì),基本概念,4、電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性：,溶液的導(dǎo)電性的影響因素：,水溶液中自由移動的離子總濃度,離子總濃度相同時，看離子所帶的電荷數(shù),與溫度也有關(guān),電離平衡,弱電解質(zhì)的電離平衡是指在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子

2、的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。,表示方法：電離方程式,概念,先判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)，決定符號,練習(xí)：NH3H2O； HClO；H2SO3； Fe（OH）3； (5)Al（OH）3； (6)NaHCO3 ；(7) NaHSO4 （8)Ba（OH)2,多元弱堿也是分步電離，但書寫電離方程式時寫總式。,多元弱酸分步電離，電離能力逐漸降低，以一級電離為主。,Al（OH）3有酸式和堿式電離。,多元弱酸的酸式鹽的電離方程式：,電解質(zhì)電離方程式書寫,在溶液中的電離方程式書寫正確的是,（E）,討論,1、屬于弱電解質(zhì)的電離過程,3、電離方向是吸熱方向， 是溶質(zhì)微粒

3、數(shù)增多的方向；,電離平衡的特征,電離平衡移動的條件,升溫：促進(jìn)電離,溫度,濃度,加與電離平衡相關(guān)的物質(zhì),加水稀釋：促進(jìn)電離,加少量醋酸鈉固體,抑制電離,加少量氫氧化鈉固體,促進(jìn)電離,1下列僅能在水中導(dǎo)電的電解質(zhì)是 ( ) AH3PO4 BNH3 C KOH DC2H5OH,2關(guān)于強(qiáng)弱電解質(zhì)的敘述錯誤的是 ( ) A強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離，不存在電離平衡。 B在溶液里，導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)，導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)是 弱電解質(zhì)。 C同一弱電解質(zhì)的溶液，當(dāng)溫度或濃度不同時，其導(dǎo)電能力也不相同。 D純凈的強(qiáng)電解質(zhì)液態(tài)時有的導(dǎo)電，有的不導(dǎo)電。,應(yīng)用舉例：,A,B,A D,水的電離和PH計算,高二復(fù)

4、習(xí),（2）水的電離是可逆的，存在電離平衡，它的逆反應(yīng)為中和反應(yīng),一、水的電離,結(jié)論（1）水是極弱的電解質(zhì)，它能微弱“自身”電離生成H+與OH-,H2O+H2O H3O+OH-,1、水的電離方程式,(2) 注意點(diǎn)：,A、水的電離過程是吸熱，升高溫度， Kw將增大,25時，Kw=c（H+）c（OH-） =110-14,B、水的離子積不僅適用純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液,Kw=c（H+）c（OH-）,2、水的離子積常數(shù)Kw,(1)、定義：在一定溫度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘積Kw是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)。,(3 )影響因素：,A、酸、堿：溫度不變，在純水中加入酸或堿，均使

5、水的電離左移 ， Kw不變 ,(H2O) 變小,B、溫度,C、易水解的鹽：,在純水中加入能水解的鹽，不管水解后顯什么性，均促進(jìn)水的電離，但只要溫度不變， Kw不變。,D、其他因素：,如：向水中加入活潑金屬,二、溶液的酸堿性與pH值,1、定義：化學(xué)上常采用H+的物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性。,3、溶液的酸堿性與pH值的關(guān)系,酸性溶液： c（H+）c（OH） pH7,2、表示方法：pH= - lgc（H+）,注意：pOH -采用OH -的物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性 pOH + pH =14,注意:pH=0 并非無H+，而是c（H+）=1mol/L，,pH=14 并非無OH -

6、，而是c（OH -）=1mol/L,計算方法：1、先反應(yīng) 2、按過量的計算，若酸過量，求c（H+），再算pH值。 若堿過量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值,5、在不同的溫度下，水的離子積 K 25 = 1 1014 ，K 35 =2.1 1014 下列敘述正確的是（ ）。 A水的PH值隨溫度升高而增大 B在35 時，c（H +） c (OH) C水在25 ，電離程度大 D水的電離是吸熱的,D,5、欲使10 mL 0.05mol / L 的硫酸溶液的 PH 變?yōu)?，應(yīng)采用的方法是 （ ）。 A加水稀釋到1000 mL B加入10 mL 0.1 mol / L的氨水 C加入100 ml

7、0.005 mol / L的 Ba( OH )2溶液 D加入100 ml 0.05 mol / L的 NaOH溶液,C,應(yīng)用舉例：,31 鹽類水解,一、鹽類水解,1、定義,鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。,小結(jié)：有弱必水解，無弱不水解； 弱弱雙水解，越弱越水解； 越稀越水解，越高越水解； 強(qiáng)者定性！,含弱酸陰離子的鹽： CH3COO - CO3 2- F - S 2- PO4 3-等,含弱堿陽離子的鹽： NH4+ Al3+ Cu2+ Fe3+ Ag+等,水解的結(jié)果：促進(jìn)了水的電離，使溶液呈酸堿性,2、水解的特點(diǎn)：,是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，存在水解平衡,吸熱反應(yīng)，溶

8、質(zhì)微粒數(shù)增多,屬于復(fù)分解反應(yīng),水解程度很小，故水解產(chǎn)物極少，鹽溶液的酸堿性極弱,3、水解反應(yīng)的方程式書寫,2、一般不用“ 、 ”,3、多元弱酸根離子的水解分步寫，一般只寫第一步,4、多元弱堿陽離子的水解一步到位,6、多元弱酸的酸式酸根離子水解與電離共存,4、水解平衡的影響因素,（一）內(nèi)因：鹽的本性（越弱越水解）,對應(yīng)的酸越弱,酸越難電離,水解后OH-濃度大,PH值大,酸根離子與H+的 結(jié) 合 能 力 越 強(qiáng),堿性強(qiáng),、不同弱酸對應(yīng)的鹽,NaClO NaHCO3,NH4Cl MgCl2 AlCl3,對應(yīng)的酸,HClO H2CO3,堿 性,、不同弱堿對應(yīng)的鹽,對應(yīng)的堿,酸 性,NH3 H2O Mg

9、(OH)2 Al(OH)3,、同一弱酸對應(yīng)的鹽,Na2CO3 NaHCO3,對應(yīng)的酸,HCO3 - H2CO3,堿 性,、多元弱酸對應(yīng)的酸式鹽：一般來說，水解趨勢大于電離趨勢 （ NaH2PO4和NaHSO3 例外）,Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4,Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4,PH值, , ,、弱酸弱堿鹽： 水解程度較大 （能生成沉淀或氣體的雙水解可以 進(jìn)行到底）,（二）外因：壓強(qiáng)與催化劑對水解平衡無影響,水解反應(yīng)的特點(diǎn)： 吸熱 溶質(zhì)微粒數(shù)增多 （與電離過程相同）,、溫度：升溫促進(jìn)水解，降溫抑制水解,CH3COONa的酚酞溶液加熱后顏色：,

10、加深,、濃度：,二、鹽類水解的應(yīng)用（定性）,(一)、某些鹽溶液的配制與保存,FeCl3 ：加少量稀鹽酸,FeCl2 ：加少量稀鹽酸和鐵屑,NH4F溶液 ：鉛容器或塑料瓶,(二)、某些物質(zhì)的用途,（1）用鹽作凈化劑：明礬、FeCl3 等,膠體可以吸附不溶性雜質(zhì),（2）Al2(SO4)3 和NaHCO3溶液反應(yīng)： 用于泡沫滅火器,(三)、判斷溶液的酸堿性（相同溫度、濃度下）,NaHCO3 Na2CO3 NaClO CH3COONH4 Na2SO4 Na2HPO4 NaH2PO4 NaHSO3 NaHSO4 AgNO3,(四)、某些鹽的無水物，不能用蒸發(fā)溶液或灼燒晶體的方法制取,晶體只有在干燥的HC

11、l氣流中加熱，才能得到無水MgCl2,(五)、溶液中微粒濃度,以CH3COONa為例：,1、一個不等式（除水外）,Na+ CH3COO - OH- CH3COOH H+,2、三個守恒,（1）物料守恒:是指某一成份的原始濃度應(yīng)該等于該成份 在溶液中各種存在形式的濃度之和。,在溶液中Na+ = CH3COO - + CH3COOH,Na+ + H+ = CH3COO - + OH-,（2）電荷守恒：是指溶液中所有陽離子所帶的正電荷數(shù)等于溶液中 所有陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)。整個溶液呈電中性。,注意：電中性：不是H+ = OH-，而是正電荷數(shù)=負(fù)電荷數(shù),CO32 -和2 CO32 -不同:離子濃度、電荷

12、濃度。,（3）水電離的OH- 與H+守恒,Na+ = CH3COO - + CH3COOH,OH- = H+ + CH3COOH,Na+ + H+ = CH3COO - + OH-,溶質(zhì)物料守恒式,溶劑物料守恒式,電荷守恒式,OH- = H+ + CH3COOH,NaHCO3溶液,Na+ = HCO3 - + H2CO3 + CO2 + CO32 -,Na+ + H+ = OH- + HCO3 - + 2 CO32 -,Na2S溶液,Na3PO4溶液,Na+ + H+ = OH- + 2S 2- + HS - ,Na+ + H+ = OH- + 3PO4 3- + 2HPO4 2- + H2P

13、O4 - ,(六)、解釋某些現(xiàn)象或事實(shí),（1）某些氫前金屬、不溶性鹽溶于鹽溶液產(chǎn)生氣體,Mg + FeCl3,CaCO3 + NH4Cl,（2）弱酸根離子與弱堿陽離子不能大量共存,Al3+與AlO2- 、 CO32 - 、 HCO3 - 、 S2 - 、 HS -,Fe3+與AlO2- 、 CO32 - 、 HCO3 - 、,化 學(xué) 多 媒 體 教 學(xué),高二化學(xué)組,酸堿中和滴定,一、酸堿中和滴定,1、定義：用已知物質(zhì)的量的濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法,2、原理：在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者的體積，根據(jù)化學(xué)方程

14、式中酸和堿的物質(zhì)的量的比值，就可以計算出堿或酸的溶液濃度。,“恰好完全反應(yīng)”與“溶液呈中性”兩句話的區(qū)別,HCl + NH3H2O = NH4Cl + H2O,1mol 1mol 1mol,3、公式：,4、實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵:,(1)準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積,(2)準(zhǔn)確中和反應(yīng)是否恰好完全反應(yīng),c酸v酸=c堿v堿(一元酸和一元堿),二、指示劑的選擇：,5、實(shí)驗(yàn)儀器及試劑:,儀器:酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、 鐵架臺、滴定管夾、燒杯、白紙,試劑：標(biāo)準(zhǔn)液、待測液、指示劑,2、酸堿指示劑：一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿（定性測定）,1、原則：,1）終點(diǎn)時，指示劑的顏色變化明顯,2）變色范圍越窄越好，對

15、溶液的酸堿性變化較靈敏,（3）、操作：用鑷子取一小塊pH試紙放在潔凈的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待測液點(diǎn)在試紙中央，試紙顯色后再與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較，即知溶液的pH值。,3、pH試紙（定量測定）,（1）、成分：含有多種指示劑,（2）、本身顏色：淡黃色,（1）強(qiáng)酸強(qiáng)堿間的滴定：,（2）強(qiáng)酸滴定弱堿,兩者正好完全反應(yīng)，生成強(qiáng)酸弱堿鹽，酸性選用甲基橙作指示劑,（3）強(qiáng)堿滴定弱酸,4、酸堿中和滴定中指示劑的選擇：,兩者正好完全反應(yīng)，生成強(qiáng)堿弱酸鹽，堿性選用酚酞作指示劑,酚酞溶液、甲基橙,三、實(shí)驗(yàn)步驟：,1、查漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動是否靈活；,2、洗滌：用水洗凈后，各用少量待裝液

16、潤洗滴定管23次；,3、裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm,4、趕氣泡：,酸式:快速放液,堿式:橡皮管向上翹起,5、調(diào)液：,調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在“01”ml之間，并記下讀數(shù)。,6、取液：,（1）從堿式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中,（2）滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。,7、滴定：左手_，右手 _ 眼睛_,控制酸式滴定管活塞,拿住錐形瓶瓶頸，,邊滴入鹽酸，邊不斷順時針方向搖動，,要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。,9、算：整理數(shù)據(jù)進(jìn)行計算。,8、記：當(dāng)看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，停止滴定，準(zhǔn)確記下鹽酸讀數(shù)，并準(zhǔn)確求得滴定用去的鹽酸體積。,一、酸式滴定管 1、未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液潤洗酸式滴定管 （ ） 2、滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠 （ ） 3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消（ ） 4、滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶（ ） 5、滴定前仰