《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》复习课件

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章末复习第三章 水溶液中的离子反应与平衡 电解质和非电解质 电解质非电解质 在________或__________下能够导电的__________水溶液熔融状态化合物 在________和__________下均不能够导电的__________水溶液熔融状态化合物单质和混合物 既不是电解质，也不是非电解质酸、 碱、 盐活泼金属氧化物水 【类别】【类别】大部分非金属氧化物大多数有机物NH3温故知新依据电解质电离程度的差异对电解质进行分类。电解质强电解质弱电解质强酸→ HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO4等强碱→ KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等绝大多数盐→ NaCl、Na2SO4、BaSO4、NaHCO3等弱酸→H2S、H2CO3、CH3COOH、H2SO3 、HClO等弱碱→ NH3·H2O、Fe(OH)2、 Fe(OH)3等极少数盐→ CH3COOH)Pb等水（全部电离）（部分电离）与溶解性无关温故知新0(最小)0(最小)最大增大最大0(最小)增大减小减小增大不变不变不变不变不变电离平衡状态建立反应速率V(电离)V(结合)V(电离) = V(结合) 电离平衡状态弱电解质电离平衡状态建立示意图时间 电离平衡是一种动态平衡。弱电解质的电离平衡动：电离平衡是一种动态平衡 定：条件不变,溶液中各分子、离子的浓度不变变：条件改变时，电离平衡发生移动 等：V电离 = V结合≠0不是可逆反应弱电解质的电离平衡内因：电解质本身的性质。 通常电解质越弱，电离程度越小。当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。弱电解质电离平衡与其他化学平衡一样，属于动态平衡。当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”。外因：①浓度②温度③其他因素影响电离平衡的因素（1）浓度：对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间通过碰撞结合成分子的机会越少（茫茫人海难再聚），电离程度越大。向右减小增大增大减小减小减小减弱增大①加水稀释向电离的方向移动，电离程度增大（加水稀释相当于气相反应中的减压），即：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大，但离子浓度减小；②增加弱电解质浓度，向电离的方向移动，但电离程度减小（相当于气相反应中的加压）影响电离平衡的因素向右减小增大增大减小增大增大增强增大（2）温度的影响：电离（断键）过程吸热讨论弱电解质的电离程度时，应当指出该弱电解质中溶质的浓度和温度。如不注明温度，通常指25 ℃。影响电离平衡的因素对0.1mol/L的CH3COOH溶液进行下列操作，请判断填空右移右移右移右移右移左移左移增大增大增大减小减小减小增大减小增大增大增大减小减小减小减弱增强增强增强增强增强增强增强增强增强增强减弱减弱减弱 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数。弱碱的电离常数 Kb弱酸的电离常数 Ka  电离平衡常数 K1）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数。 通常用K1 、K2 、K3等来分别表示  H2CO3    2）多元碱4.3×10-75.6×10-11（表达式中浓度指该粒子的总浓度）电离平衡常数 K 一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。CH3COOHH2CO3K=1.8×10-5Ka1 =4.3×10-7Ka2 =5.6×10-11 酸性： 电离平衡常数 K的意义(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关， 由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升 高而增大。电离常数的影响因素思考：对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？25℃ 几种弱酸的 Ka相同温度下，Ka 越大，弱酸越易电离，酸性越强(1)相同温度下，不同弱酸的 Ka 不同，由弱酸的性质决定电离常数的影响因素思考：对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？不同温度下CH3COOH的 Ka(2)电离常数 Ka与温度有关， 但电离常数随温度变化不大T↑，K ↑电离常数的影响因素 弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。表达式：电离度通常用ɑ表示。电离度 电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。特别提示①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的ɑ越大，表示其酸性相对越强。②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。电离度C初/mol·L－1 0.2 0 0∆C/mol·L－1 C平/mol·L－1 某温度下，氨水的浓度为 2.0 mol·L–1 ， 达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O 为1.7×10-3 mol·L–1 。计算该温度下的电离平衡常数。 =0.21.7×10-3≈×1.7×10-31.4×10-51.7×10−30.2 −1.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−3电离平衡的相关计算K电离·c(H2O) = c ( H+)·c( OH-) 室温下1L(55.6mol)H2O中，只有1×10-7 molH2O电离，电离的水可以忽略不计，因此C(H2O)可视为常数（2）表达式：KW＝c(H+)·c(OH-)（1）定义：一定温度时，水（稀溶液）中c(H+)与c(OH-）的乘积是一个常数Kw，即水的离子积常数，简称水的离子积。常温时，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 mol/L常温时，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14水的电离不同温度下水的离子积常数Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。①影响Kw的因素② 适用范围水的电离是吸热过程,升高温度，促进水的电离,Kw增大。Kw只与温度有关,与浓度无关。在使用Kw时一定要强调温度。3 在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由 电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。4 Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温 度不变，Kw不变。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。2 适用范围 水的电离平衡的影响因素(1)pH定义：c(H＋)的负对数(2)计算公式：pH＝－lg c(H＋)c(H＋) =10-pH例：c(H＋)=1×10-7 mol/L 的中性溶液，pH= -lg10-7 = 7 c(H＋)=1×10-5 mol/L 的酸性溶液，pH= -lg10-5 = 5 c(H＋)=1×10-9 mol/L 的中性溶液，pH= -lg10-7 = 9pH与c(H＋)的关系(3) 溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系，如下图所示25 ℃时： pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 c(H+)/mol·L-110010-710-1410-210-410-1010-12中性pH适用范围中性溶液： c(H+)=c(OH-) pH=7 （25℃）酸性溶液： c(H+)>c(OH-) pH7 （25℃）讨论：当温度为100℃时，溶液的酸碱性和pH的关系？当c(H+)或c(OH-)＞1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH-浓度来表示。－lg c(H＋)越强越强酸性碱性广泛pH试纸精密pH试纸pH 计（酸度计）pH的测定注意事项(检验气体要润湿)(2) pH试纸测量法 将pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取溶液滴在pH试纸上，在半分钟内将pH试纸与标准比色卡进行比照得pH。① pH试纸不能润湿；② 玻璃棒应干燥洁净；③ 应在半分钟内观察，时间长，pH试纸所显示 的颜色会改变。广泛pH试纸精密pH试纸pH计又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为0~14。(2) pH计测量法 待测定量取一定体积【问题1】需测得哪些数据能计算出c(NaOH)？ 实验室有一瓶未知浓度的NaOH溶液，一瓶浓度为0.1000 mol/L的HCl溶液，如何准确测出NaOH溶液的浓度？紫色红色红色酸碱中和滴定终点的判断 在待测溶液中加入酸碱指示剂，通过颜色变化判断滴定终点强酸与强碱“恰好”反应时，所得溶液的pH＝7，用酚酞作指示剂时，实际滴定终点的pH＝8.2，为什么可以将滴定终点当成“恰好”反应的点？“pH 突变”当接近滴定终点时，极少量的碱和酸就会引起 pH 突变。1）滴定前的准备：滴定管1)查：检查滴定管活塞是否漏水。2)洗：用所要盛装的溶液__________遍润洗2-34)装：将溶液加入相应滴定管，使液面位于0刻度线以上2-3cm6)记：排除滴定管内气泡，使其充满溶液，调节液面处于____某一刻度3)润：5)排：用_______________遍蒸馏水洗涤2-3记录滴定管的初始读数。用0.100 0 mol/L的HCl溶液测定未知浓度的NaOH溶液实验步骤先查漏液再润洗，装液排气调液面;左手活塞右手瓶，瓶不润洗要记清；眼看颜色手不停，三十秒钟要记清。中和滴定记忆口决当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液由××色变成××色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。说明：解答此类题目注意三个关键点：(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后，溶液“颜色的变化”。(3)半分钟(30秒)：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不褪色”。答题模板：以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：变大偏高变小偏低变大偏高不变无影响变小偏低误差分析变大偏高变小偏低变大偏高变大偏高变小偏低变大偏高误差分析1、定义：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。2、实质：弱酸阴离子弱碱阳离子盐类的水解 盐 + 水 酸 + 碱3、水解的特点：⑴ 可逆⑵ 吸热⑶ 一般很微弱中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不写“ ”，而写 “ ”。，必有弱酸或弱碱生成△H＞0水溶液中的两个微弱:弱酸弱碱电离程度微弱;盐类水解程度微弱.盐类的水解 中性酸性碱性无弱不水解，同强显中性谁弱谁水解，谁强显谁性都弱都水解，同弱显中性，谁强显谁性有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，规律要记清。4.盐类水解规律盐类的水解 （2）一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑” 。水解方程式的书写 HCO3－Na2CO3＝2Na＋＋CO32－ ＋水解方程式：生成的HCO3－进一步发生水解：水解方程式的书写 （3）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。（4）多元弱碱阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。取2支试管分别加入2mL0.01 mol/L FeCl3溶液 在 试管 ① 加入 1mL浓盐酸在 试管 ② 加入 等体积水① 试管：颜色明显变浅C生成物增大，平衡逆向移动，Fe(OH)3减少 c(H+)增大，水解平衡逆向移动，Fe3+水解程度减小。  反应物浓度对水解平衡的影响① 试管：C反应物增大，平衡正向移动，生成的Fe(OH)3增多 取2支试管分别加入2mL0.01 mol/L FeCl3溶液 在 试管 ① 加入 FeCl3 晶体颜色明显加深Q ＝＜ K c3(H+)  反应物浓度对水解平衡的影响减小增大增大减小增大增大减小减小减小减小增大增大增大增大增大减小减小减小增大增大增大减小增大减小减小减小减小增大增大增大增大增大增大减小减小减小(1)水解平衡正向移动，离子的水解程度不一定增大。若升高温度水解平衡正向移动，离子的水解程度增大，若增大离子的浓度使水解平衡正向移动，离子的水解程度反而减小。(2)水解平衡移动，水解平衡常数不一定改变。水解平衡常数只与温度有关。(3)水解平衡移动符合勒夏特列原理。 有弱才水解，（条件） 谁强显谁性， 同强显中性， 越弱越水解，（内因） 升温稀释促， 同酸同碱抑， 双水解促进。（结果）（外因）归纳小结电解质溶液中 所带的电荷总数与 所带的电荷总数 。即电荷守恒，溶液呈 。(1)解题方法①分析溶液中所有的阴、阳离子。②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。阳离子阴离子相等电中性1、电荷守恒如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO32－、H＋、OH－、HCO3－，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－)1、电荷守恒 如：NH4Cl 溶液中 阳离子： NH4+ H+ 阴离子： Cl– OH– 正电荷总数 == 负电荷总数n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– )c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )1、电荷守恒阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS–Na2S 溶液 Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH– c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )∵ 正电荷总数 == 负电荷总数1、电荷守恒 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。2、物料守恒溶液中原子种类、原子数目、原子质量、元素种类、元素质量一定不变！但是存在形式可能会变！ 如Na2CO3溶液中Na+和CO32-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=2c(CO32-)，由于CO32-发生水解，其在溶液中的存在形式除了CO32，还有HCO3-、H2CO3。根据电荷守恒有c(Na+) =2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。2、物料守恒根据c (Na) : c (C) ＝2 : 1c (Na ) = 2 mol / Lc (C ) = 1 mol / L根据碳守恒c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = 1 mol / L∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]2、物料守恒分析例题2：写出NaHCO3溶液的电荷守恒和物料守恒（原子守恒）阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 CO32–、 HCO3–电荷守恒：c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( CO32–) + c (HCO3–)∵ c (Na+) : c (C) ＝ .1:1故：物料守恒 c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)2、物料守恒分析提醒：质子守恒可由物料守恒和电荷守恒联合求得再如： Na2CO3 溶液中：c(H+)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)=c(OH－)规律：由水电离H2O==H++OH—可知，水电离产生的H+和OH—的物质的量总是相等的。如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－) 3、质子守恒写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的质子守恒式。CH3COONa溶液中：NaHCO3溶液中 ：（再与碳酸钠溶液中的质子守恒式作比较）c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH－) c(H+)+c(H2CO3)=c(OH－)+c(CO32－) 3、质子守恒1.单一溶液：例题:在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)(1)一元(强碱弱酸盐或强酸弱碱盐)溶液小结：1.比较时紧扣两个微弱 (1)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。4、离子浓度大小比较(2)多元弱酸溶液—根据分步电离来判断例题:在H2CO3溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是：c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)小结：1.比较时紧扣两个微弱 (2)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。4、离子浓度大小比较(3)多元弱酸正盐溶液—根据分步水解来判断例题:在Na2CO3溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是： c(Na+)>c(CO32-)> c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+)Na2CO3==2Na++CO32-① CO32-+H2O HCO3-+OH-② HCO3- + H2O H2CO3+OH-③H2O H++OH-Na2CO3溶液4、离子浓度大小比较答：(1)通常所说的难溶物是指在常温下，其溶解度小于0.01g,并不是在水中完全不能溶解。(2)生成AgCl沉淀的离子反应是指进行到一定限度，并不能完全进行到底，此时溶液中还有Ag+和Cl-。AgCl在水中溶解平衡尽管AgCl固体难溶于水，但仍有部分Ag＋和 Cl-离开固体表面进入溶液， 同时进入溶液的Ag＋和 Cl-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，Ag＋和 Cl-的沉淀与AgCl固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态。AgCl固体溶解的微观过程一方面，在水分子作用下，少量Ag＋与Cl－脱离AgCl的表面进入水中，另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出—沉淀。当v溶解＝ v沉淀时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡溶解速率沉淀速率时间速率沉淀溶解平衡AgCl固体溶解的微观过程  在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列动态平衡：沉淀溶解平衡：动态平衡， v溶解和v沉淀均不为零v溶解＝v沉淀可逆过程达到平衡时，溶液中的离子浓度不变。当外界条件改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直至达到新的平衡状态。2.特征(1)逆(2)动(3)等(4)定(5)变沉淀溶解平衡：1、应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。化学沉淀法废水处理工艺流程示意图沉淀的生成1．应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来 达到分离或除去某些离子的目的。2．方法除去NH4Cl中的FeCl3溶于水，加氨水调节pH 除去CuCl2中的FeCl3 加Cu(OH)2：Cu(OH)2 + 2H+ === Cu2+ + 2H2O加CuO：CuO + 2H+ === Cu2+ + 2H2O沉淀的生成1．应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。2．方法除去废水中的Hg2+加入Na2S：S2- + Hg2+ === HgS↓除去废水中的Cu2＋通入H2S：H2S + Cu2+=== CuS↓ + 2H+沉淀的生成1、原理：设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。使Qc < KspQ > Ksp时，溶液中有沉淀析出Q = Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态Q < Ksp时，溶液中无沉淀析出沉淀的溶解锅炉及其管道内的水垢烧水壶的水垢请运用沉淀溶解平衡的原理解释原因。 如何除去这些水垢？水垢含有Mg(OH)2、CaCO3、CaSO4等——“酸洗”(盐酸浸泡）沉淀的溶解 H2CO3 H2O + CO2↑+ H+ HCO3- (aq)+ H+沉淀溶解平衡解释稀盐酸除CaCO3的原理： CO2气体的生成和逸出，使CO32- 的浓度不断减小，Q ＜ Ksp，平衡向沉淀溶解的方向移动只要盐酸足够，沉淀完全溶解。沉淀的溶解(1)写出实验中有关反应的化学方程式。(2)应用平衡移动原理分析、解释实验中发生的反应。【实验3-3】滴加的试剂水盐酸现象Mg(OH)2+2HCl = MgCl2+2H2O 加盐酸, 中和OH-, 平衡正向移动，促进Mg(OH)2(s)的溶解沉淀不溶解沉淀溶解沉淀的溶解1. AgCl、AgI、Ag2S的转化【实验现象】①有白色沉淀析出【实验原理】Ag+ + Cl- == AgCl↓沉淀的转化1. AgCl、AgI、Ag2S的转化【实验现象】②白色沉淀转化为黄色沉淀【实验原理】 沉淀的转化1. AgCl、AgI、Ag2S的转化【实验现象】③黄色沉淀转化为黑色沉淀【实验原理】 沉淀的转化MgCl2 + 2NaOH === Mg(OH)2 ↓+2NaCl 3Mg(OH)2 (s) +2FeCl3 (aq) ⇌ 2Fe (OH)3 (s) +3MgCl2 (aq) 溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度差别越大，转化越容易。沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。沉淀的转化沉淀的转化——预防龋齿(1) 牙齿表面由一层硬的组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是Ca5(PO4)3OH(s)⇌5Ca2+(aq)+3PO43-(aq)+OH-(aq) Ksp=2.5×10-59发酵生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿 (2)已知Ca5(PO4)3F的Ksp=2.8×10-61，比Ca5(PO4)3OH更难溶，牙膏里的氟离子会与Ca5(PO4)3OH反应生成Ca5(PO4)3F。请用离子方程式表示使用含氟牙膏防止龋齿的原因。 5Ca2+ + 3PO43- + F-= Ca5(PO4)3F沉淀的转化——预防龋齿