第3章《水溶液中的离子平衡》专题复习课件.ppt

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1、成才之路成才之路 化学化学路漫漫其修远兮路漫漫其修远兮 吾将上下而求索吾将上下而求索人教版人教版 选修选修 一弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。(2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶

2、液，平衡右移，电离程度增大。2.电离常数(电离平衡常数)3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系二溶液酸碱性规律与pH计算方法1.溶液的酸碱性规律溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小：溶液类别c(H)与c(OH)的关系室温(25)数值pH中性溶液c(H)c(OH)c(H)c(OH)107 molL17酸性溶液c(H)c(OH)c(H)107 molL17碱性溶液c(H)c(OH)c(H)7特别提示特别提示常温下，溶液酸碱性判定规律(1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。(2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大

3、。2.pH的计算方法(1)基本方法思路先判断溶液的酸碱性，再计算其pH：若溶液为酸性，先求c(H)，再求pH。若溶液为碱性，先求c(OH)，再由c(H)求出c(H)，最后求pH。(2)稀释后溶液的pH估算强酸pHa，加水稀释10n倍，则pHan。弱酸pHa，加水稀释10n倍，则apHan。强碱pHb，加水稀释10n倍，则pHbn。弱碱pHb，加水稀释10n倍，则bnpHb。酸、碱溶液被无限稀释后，pH只能接近于7。酸不能大于7，碱不能小于7。(3)强(弱)酸与弱(强)碱混合后溶液的pH判断规律 以上两种混合，若为强酸与强碱，则都呈中性。返回(4)酸碱中和滴定过程中的pH变化在中和反应中，溶液p

4、H发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变化(滴定曲线如图)。通过溶液的颜色变化判断反应终点，测出消耗酸(或碱)溶液的体积，根据化学方程式中酸与碱物质的量之比求出未知溶液的浓度。对于一元酸碱，则有：c酸V酸c碱V碱。三三角度解读盐类水解基本规律1.盐溶液的酸碱性规律盐的类别溶液的酸碱性原因强酸弱碱盐呈酸性，pHc(OH)水解实质：盐电离出的阴离子、阳离子与H2O电离出的H或OH结合生成弱电解质强碱弱酸盐呈碱性，pH7弱酸根阴离子与H2O电离出的H结合，使c(OH)c(H)强酸强碱盐呈中性，pH7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解弱酸的酸式盐若电离程度水解程度，c(H)c(O

5、H)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4若电离程度水解程度，c(H)c(H)c(A)c(OH)。(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na)c(A)c(OH)c(HA)c(H)。2.熟知三个守恒(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2、HS都能水解，故S元素以S2、HS、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K)2c(S2)2c(HS)2c(H2S)。(3)质子守恒规律：质子即H，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的

6、酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，特特别别提提示示(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有H、A、B、OH4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B)c(A)c(H)c(OH)等肯定错误。(2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。3.掌握四个步骤溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何

7、水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。五难溶电解质的溶解平衡及其三个应用(3)

8、通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子的离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Qcc(Ag)c(Cl)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而Ksp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。若QcKsp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。若QcKsp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。若QcKsp，则溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。2.沉淀溶解平衡的应用难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1105 molL1时就

9、沉淀完全。(1)沉淀的溶解根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是QcKsp，因此创造条件使溶液中有关离子的浓度降低，就能达到此目的。降低溶液中离子的浓度可以通过以下两种途径：使相关离子生成弱电解质：如要使ZnS溶解，可以加盐酸，H和ZnS中溶解生成的S2相结合形成弱电解质HS和H2S，于是ZnS溶解。只要盐酸的量能满足需要，ZnS就能不断溶解。(2)分步沉淀若一种沉淀剂可使溶液中多种离子沉淀时，则可以控制条件，使这些离子先后分别沉淀，这种现象称为分步沉淀。同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，如AgCl、AgBr、AgI。不同类型的沉淀，其沉淀的先后顺序要通过计算

10、才能确定，如AgCl和Ag2CrO4。(3)沉淀的转化由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，若难溶电解质类型相同，则Ksp较大的沉淀易于转化为Ksp较小的沉淀。但要注意的是通过改变外界条件，利用勒夏特列原理也可以使溶解度小的沉淀转化成溶解度大的沉淀。易溶物向难溶物转化：如向BaCO3沉淀中加入Na2CrO4溶液，将会发现白色的BaCO3沉淀逐渐转化成黄色的BaCrO4沉淀。电解质的强弱，可以从电离平衡的特征去考虑，用定性和定量的方法加以证明。要证明一种酸是强酸还是弱酸，常见的方法如下：酸的强弱的判断酸的强弱的判断专题归纳专题归纳 1根据定义判定(1)强酸在水溶液中全部电离，不存在溶质分子；弱酸在水

11、溶液中部分电离，因存在电离平衡，所以既含溶质离子，又含溶质分子。(2)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。(3)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度。2根据稀释过程中c(H)变化判定(1)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。(2)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H)一直减小。3根据中和反应区别判定(1)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。(2)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，该酸为强

12、酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。4根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量等判定(1)pH相同、体积也相同的强酸和弱酸分别跟足量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程中，弱酸反应较快，产生的氢气量多；而强酸反应较慢，产生的氢气量少。(2)同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较活泼的金属反应，强酸生成氢气的速率较大；弱酸产生氢气的速率较小。当二者为同元酸时，产生氢气的物质的量相等。5根据酸根离子是否水解判断强酸强碱盐不水解溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液水解显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。多种离子能否大量共存于同一溶液中，判断方法，可以用一句话来概括：“一色、二性、三特、四反应”。

13、一色溶液颜色。若条件限定为无色溶液，则Cu2(蓝色)、Fe2(浅绿色)、Fe3(棕黄色)、MnO(紫色)等有色离子不能大量共存。离子共存问题离子共存问题专题归纳专题归纳 1pHlgc(H)，pOHlgc(OH)，pHpOH14。pH的适用范围是溶液中的c(H)小于或等于1 molL1。2c(H)是电解质已电离出的H的物质的量浓度。溶液溶液pH的计算的计算专题归纳专题归纳 3酸、碱混合溶液pH的计算。提示：不同体积不同pH溶液混合，若二者为强酸，则先求出混合溶液的c(H)，再求pH。若二者为强碱，则必须先求出混合后溶液的c(OH)，求得pOH，再转化为pH。若一强酸与一强碱混合，则先求出剩余c(

14、H)或c(OH)后，再转化为pH或得pOH，再转化为pH。1酸溶液或碱溶液酸溶液中氢离子浓度即c(H)最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即c(OH)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。例如，H2S溶液中各离子浓度比较为：c(H)c(HS)c(S2)c(OH)。比较离子浓度大小的方法及规律比较离子浓度大小的方法及规律 专题归纳专题归纳 盐类水解应用中应注意的问题盐类水解应用中应注意的问题专题归纳专题归纳 整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四不同类型盐蒸干产物的判断1.加热挥发性酸的弱碱盐的水合晶体或溶液时,得到水解产物(也可能再分解)。例如,A

15、lCl3溶液中存在水解平衡:AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl,加热时因HCl挥发,使平衡右移,水解程度逐渐增大,生成Al(OH)3沉淀。若蒸干后再灼烧,Al(OH)3会分解2Al(OH)3 Al2O3+3H2O,最终得到Al2O3固体。加热AlCl36H2O晶体的过程与此相似。若在加热蒸干过程中不断通入干燥的HCl气流,则可抑制AlCl3水解,同时带走水蒸气,最后得到无水AlCl3。如化工生产中制无水氯化镁:MgCl26H2O MgCl2+6H2O。常见的挥发性酸的弱碱盐有MgCl2、AlCl3、FeCl3、Al(NO3)3、Fe(NO3)3等。整合构建归纳整理概括总结专题一专题

16、二专题三专题四2.加热挥发性酸的强碱盐溶液或不挥发性酸的弱碱盐溶液等,得到的固体一般为原溶质。例如,Al2(SO4)3溶液中有水解平衡:Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4。加热时,因水解吸热,平衡右移;又水分蒸发,H2SO4浓度增大,平衡左移。最终以左移为主,得到Al2(SO4)3固体。类似地,蒸干Na2CO3、NaAlO2、CH3COONa等溶液都得到原溶质。3.某些盐溶液在加热过程中或蒸干后可能发生分解、氧化还原等反应,最终得到分解产物。例如,加热Ca(HCO3)2溶液,得到CaCO3。蒸干NaHCO3溶液,得到Na2CO3。蒸干NaClO溶液,得到NaCl。蒸干

17、Na2SO3溶液,得到Na2SO4等。整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四4.加热阴、阳离子均易水解,且水解产物易挥发的盐的水溶液,蒸干时得不到任何物质,如(NH4)2S、(NH4)2CO3等。5.加热蒸干易被氧化的盐溶液,蒸干后得到其氧化产物。例如,FeSO4溶液蒸干后得到Fe2(SO4)3。Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4。整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四盐类水解的应用 整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四盐类水解的应用 整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四整合构建归纳整理概括总结专题

18、一专题二专题三专题四3.质子守恒规律:电解质溶液中,由于电离、水解等过程的发生,往往存在质子(H+)的转移,但转移过程中质子数量保持不变,称为质子守恒。如在NaHS溶液中,存在NaHS的电离和水解、H2O的电离,其质子转移情况可作如下分析:根据质子守恒有c(H2S)+c(H3O+)=c(S2-)+c(OH-),即c(H2S)+c(H+)=c(S2-)+c(OH-)。如在K2S溶液中,H2O电离出的OH-即存在如下关系:c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)。整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四阴阳离子水解相互促进的问题

19、主要有如下几种情况:(1)两种离子水解相互促进。有下面两种情况:整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四整合构建归纳整理概括总结专题一专题二专题三专题四(2)发生复分解反应。当发生复分解反应生成的沉淀比水解反应生成的沉淀更难溶时,物质之间发生复分解反应。如Na2S溶液和CuSO4溶液混合,其离子方程式为S2-+Cu2+CuS。(3)发生氧化还原反应。物质之间若既能发生氧化还原反应,又能发生水解反应,通常以氧化还原反应为主。如Na2S溶液与FeCl3溶液混合,其离子方程式为S2-+2Fe3+S+2Fe2+。归纳整理概括总结整合构建归纳整理概括总结整合构建归纳整理概括总结整合构建归纳整理概括总结整合构建