苏教版2019高二化学选择性必修第一册 第三章+水溶液中的离子反应（复习课件）

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第三章 水溶液中的离子反应目录CONTENTS第一节 弱电解质的电离平衡第二节 溶液的酸碱性第三节 盐类的水解第三节 沉淀溶解平衡第四节 第一节 Part One弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质强电解质弱电解质电解质在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质。在水溶液里只有部分分子电离成离子的电解质。如HCl溶于水完全电离成H＋和Cl－。如氨水中只有少部分一水合氨分子电离成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。一、强电解质和弱电解质强电解质弱电解质①强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等 ④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4 等。②弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等 ③水是极弱的电解质。④少数盐：(CH3COO)2Pb强电解质、弱电解质与其溶解性无关二、弱电解质的电离平衡 在一定温度下，当弱电解质在水溶液中的电离达到最大限度时，电离过程并未停止。此时弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合成弱电解质分子的速率相等，溶液中电解质分子和离子的浓度都不再发生变化，弱电解质的电离达到了电离平衡状态。定义反应速率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也是一种化学平衡二、弱电解质的电离平衡如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。特点电离过程是吸热的。弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。电离方向是微粒数增多的过程。二、弱电解质的电离平衡逆：弱电解质的电离是可逆过程等：v(电离) = v(结合) ≠0动：电离平衡是一种动态平衡 定：溶液中各分子、离子的浓度不变。变：条件改变时，电离平衡发生移动平衡移动规律—勒夏特列原理特 征二、弱电解质的电离平衡外因①温度②浓度③同离子效应当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”越强越电离影响因素内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱电离程度越小。④化学反应“越热越电离”“越稀越电离”“同抑异促”三、电离平衡常数电离平衡常数1、含义：在一定条件下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 弱酸和弱碱的电离常数分别用Ka和Kb表示. K 值越大，电离能力越强，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。三、电离平衡常数2、表示方法：c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH） 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，可表示为(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，可表示为多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ Ka1＝ Ka2＝ 三、电离平衡常数由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。三、电离平衡常数电离常数的大小：Ka1≫Ka2≫Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。分步进行，一步定性Ka1≫Ka2≫Ka3原因：第一步电离产生的H＋对第二、三步的电离起抑制作用，使其电离平衡逆向移动。三、电离平衡常数3、影响因素：（1）内因：弱电解质的本身性质。电解质越弱，Ka（或Kb）越小,越难电离，酸 (碱)的酸(碱)性越弱。越热越电离（2）外因：只与T有关T越大， Ka（Kb）越大。三、电离平衡常数4、应用：根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。1根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。2根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，一般符合相同条件下“强酸（碱）制弱（碱）”规律。3根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度大小或比值。4一般弱酸的电离常数越小，电离程度越弱，弱酸的酸性越弱，此时弱酸根离子结合氢离子的能力就越强。5＝1、概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质已电离部分的浓度与其起始浓度的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号α表示。2、数学表达式α四、电离度3、意义：表示弱电解质在水中的电离程度，同一弱电解质电离度越大，电离程度越大。电离度与化学平衡的转化率类似。4、电离度的影响因素内因（决定因素）——弱电解质本身的性质外因温度浓度——随温度升高而增大——随浓度增大而减小四、电离度K相关计算五、电离常数的相关计算电离常数的计算——三段式法起始浓度(mol·L−1)变化浓度(mol·L−1)平衡浓度(mol·L−1)a00x a－xxxxxCH3COOH CH3COO－＋H＋25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH≈注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为a mol·L－1。五、电离常数的相关计算五、电离常数的相关计算一元弱碱(MOH)中，c(OH－)≈ 。已知c0(HX)和电离常数，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，则c(H＋)≈ ，代入数值求解即可。 KW＝c(H+)·c(OH-)KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积，无单位。当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作KW： ＝1×10-14六、水的电离平衡只与温度有关，升高温度Kw增大 ，降低温度Kw 减小。影响因素KW 是常数，KW 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液，在任何酸、碱、盐的稀溶液中，只要温度一定，Kw就一定。水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。c(H+)表示溶液中总的H+浓度,c(OH-)表示溶液中总的OH-浓度。注意：六、水的电离平衡总结六、水的电离平衡外界条件对水的电离平衡及Kw 的影响⑴水的电离为吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动， KW增大。⑵温度不变，加入酸或碱，电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变。⑶ 加入某些与水反应的物质， 由于结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变。 碱溶液中Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)。Kw表达式中c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但是一般情况下有：酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)。七、Kw的应用外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等。室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性。七、Kw的应用水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算等量关系无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)。定量关系任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。七、Kw的应用OH－全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝H＋全部来自水的电离，水电离产生的c水(OH-)=水的电离平衡曲线曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同。曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw不同，温度不同。七、Kw的应用实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。第二节 Part two溶液的酸碱性溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定中性酸性碱性c(H+) ＝ c(OH-)用c(H＋)、c(OH－)的相对大小来判断溶液酸碱性，不受温度影响。一、溶液的酸碱性pH＝-lgc(H+)pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、碱性的强弱。用H+物质的量浓度的负对数来表示溶液酸碱性。 pH值越大碱性越强，pH越小酸性越强。pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液（小于1 mol•L-1）1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。一、溶液的酸碱性当c(H＋)或c(OH－)大于1 mol•L-1时，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。溶液的pH与溶液中氢离子浓度的关系（25 ℃）当pH＜7时，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液显酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越强；当pH＞7时，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液显碱性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的碱性越强。一、溶液的酸碱性溶液酸碱性的测定方法利用pH试纸测定。一、溶液的酸碱性利用pH计测定。pH计可精确测量溶液的pH(读至小数点后2位)。用pH传感器(pH探头)酸碱指示剂法(只能测定溶液的pH范围)二、溶液pH计算(1)单一溶液pH的计算二、溶液pH计算(2)混合溶液pH的计算二、溶液pH计算酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧(1)酸与碱的pH之和为14，等体积混合常温时原因：酸和碱已电离的H＋和OH－恰好中和，谁弱谁的H＋或OH－有储备(即物质过量)，中和后还能继续电离。二、溶液pH计算酸碱发生中和反应后溶液pH的判断技巧二、溶液pH计算常温下，每稀释到原溶液体积的10n倍，强酸的pH就增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，弱酸的pH范围是：a7)，弱碱的pH范围是：b－n(b－n>7)HY>HZH2SO4磨口其他应用Fe3＋＋3H2O ⇌Fe(OH)3＋3H＋三、盐类水解的应用NH3·H2OCH3COOH＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HClTiCl4＋(x＋三、盐类水解的应用三、盐类水解的应用强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如NaCl溶液蒸干得 ，CuSO4溶液蒸干得 。1盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到 ，若灼烧则会生成 。2强碱弱酸正盐，蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液蒸干得 固体。3盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断三、盐类水解的应用CuSO4固体NaCl固体Al(OH)3、Fe(OH)3Al2O3、Fe2O3Na2CO3考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为 4还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3溶液蒸干得到 ；FeSO4溶液蒸干得到 。5盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断三、盐类水解的应用Ca(HCO3)2→CaCO3；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。Na2SO4Fe2(SO4)3两大理论-两个”微弱“四、溶液中粒子浓度大小的比较理论依据①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒非常少，还要考虑水的电离。“有的”>“没有的”②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离。【模型】：分子>显性离子>__________>隐性离子电离产物电离理论水解理论①离子的水解损失是微量的(相互促进的水解除外)。②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。、溶液中的守恒关系-三个守恒四、溶液中粒子浓度大小的比较理论依据1.电荷守恒电解质溶液中 所带的电荷总数与 所带的电荷总数 。即电荷守恒，溶液呈 。阳离子阴离子相等电中性2、物料守恒电解质溶液中，某种原子的总浓度等于它的各种存在形态的浓度之和。3、质子守恒电解质溶液中粒子电离出来的H＋总数等于粒子接受的H＋总数。五、溶液中粒子浓度比较的类型单一盐溶液中离子浓度大小的比较思路五、溶液中粒子浓度比较的类型单一盐溶液中离子浓度大小的比较思路判断生成物，确定溶液组成。明确溶液中存在的所有平衡(电离平衡，水解平衡)。根据题给信息，确定程度大小(是电离为主还是水解为主)。比较粒子浓度大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、物料守恒关系。 判断酸碱混合溶液中粒子浓度大小的一般思路五、溶液中粒子浓度比较的类型五、溶液中粒子浓度比较的类型 判断溶液中粒子浓度大小的规律方法五、溶液中粒子浓度比较的类型 判断溶液中粒子浓度大小的规律方法第四节 Part four沉淀溶解平衡在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。一、沉淀溶解平衡原理易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。特征一、沉淀溶解平衡原理沉淀溶解平衡的表达式： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)注意：①可逆号表示沉淀、溶解同时进行 ②物质状态：固体(s)、溶液(aq)AmBn(s)mAn＋＋nBm－一、沉淀溶解平衡原理离子反应中易生成溶解度很小的沉淀物质。一、沉淀溶解平衡原理内因①难溶的电解质更易建立溶解平衡。②难溶的电解质溶解度很小，但不会等于0，并不是绝对不溶。③习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了。对于常量的反应来说，0.01 g是很小的。当溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5 mol/L时，沉淀就达到完全。外界条件对沉淀溶解平衡的影响加入可与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。温度浓度同离子其他升高温度，多数沉淀溶解平衡向溶解方向移动；少数沉淀溶解平衡向生成沉淀方向移动，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。加入与难溶电解质构成中相同的离子，平衡向生成沉淀方向移动。一、沉淀溶解平衡原理难溶电解质的沉淀溶解平衡的平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-)Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- )（1）（2）二、溶度积常数Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 Ksp越小，越难溶。 溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。二、溶度积常数在一定温度下，某物质的Ksp为一常数。Ksp与温度有关。 其它条件一定时，一般温度越高，Ksp越大。 ——1.溶度积规则通过比较溶度积与溶液中的离子浓度幂之积的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成。二、溶度积常数——2.溶解度的比较1、同种类型的难溶电解质，Ksp可用于溶解度的直接比较。2、对于不同类型的物质，Ksp不能直接作为比较依据，而应通过计算将Ksp转化为饱和溶液中溶质的物质的量浓度来确定溶解能力的大小。对于同类型且含有相同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。——3.判断沉淀生成的顺序二、溶度积常数生成沉淀的条件是满足Qc>Ksp，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当溶液中的离子浓度小于等于10-5mol•L－1时，该离子已沉淀完全。——4.判断沉淀生成的条件二、溶度积常数已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平衡的离子浓度。12已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。3计算沉淀转化反应的平衡常数。4利用Ksp和Kw的关系计算溶液的pH沉淀开始时pH及沉淀完全时pH二、溶度积常数以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像上，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，改变一种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线外。过饱和溶液不饱和溶液Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH关系如图(温度一定)：类型2　S—pH或c(Mn＋)—pH图像图中曲线为相应金属离子氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线，可利用图像判断有关氢氧化物的Ksp的大小以及离子分离方法的选择。二、溶度积常数0.1 mol·L－1 AgNO3溶液滴定20.00 mL含有Cl－、Br－、I－且浓度均为0.1 mol·L－1的混合溶液，绘得滴定曲线如图：类型3　离子浓度负对数(pX)—溶液体积(V)图像若已知a、b、c所代表的卤素离子的曲线，则可比较相应AgX的Ksp大小或利用Ksp的大小分析a、b、c分别代表哪种卤素离子的曲线。0102图中曲线的起始部分，滴入c(Ag＋)不足，c(X－)变化较小，在恰好反应时出现突跃，突跃后的三条曲线为相应AgX的沉淀溶解平衡曲线。二、溶度积常数解题时要理解pH、pOH、pC的含义，以及图像横、纵坐标代表的含义，通过曲线的变化趋势，找到图像与已学化学知识间的联系。类型4　离子浓度对数或负对数曲线(1)pH(或pOH)—pC图横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。二、溶度积常数例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属离子浓度的负对数与溶液的pH关系如图所示。①直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡。②由图像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀的pH分别为4、4.8、8.3、11.2。 二、溶度积常数例如：已知p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(酸根离子)＝－lg c(酸根离子)，酸根离子为SO42－或CO32－。某温度下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解关系如图所示，(2)pC—pC图纵、横坐标均为一定温度下，溶解平衡粒子浓度的负对数。直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡。二、溶度积常数本章小结弱电解质的电离平衡盐类的水解不良反应溶液的酸碱性盐类水解平衡影响盐类水解的因素 盐类水解的应用溶液中离子浓度大小的比较溶液的酸碱性与pH酸碱中和滴定弱电解质的电离平衡电离平衡常数和电离度水的电离平衡沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡与溶度积沉淀溶解平衡的应用谢谢观看THANKS