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1、第十四讲 水溶液中的离子平衡弱电解质的电离一、强弱电解质及弱电解质的电离注意：弱电解质的电离方程式的书写二、影响弱电解质电离的因素外界因素温度加酸、碱、盐、水基本理论升高温度，平衡向吸热方向移动增大反应物或减少生成物的浓度，平衡向正 向移动；反之，向逆向移动具体见优化方案P118考点一冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导 电能力与加入水的体积有如下变化关系：试 回答： 冰醋酸中只 存在醋酸分子,无离子。ac bC 相等“0”点导电能力为0的理由是: a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的 顺序是 a、b、c三点中电离程度最大的是 。电 离平衡常数的关系 . 若使c点溶液中c(CH3COO)
2、 、PH值均增大，可采取的措施 有:加碱加碳酸钠加镁或锌电离常数1、 K值说明分子发生电离的程度,只与温度 有关3、相同条件下，电离常数越大，酸的酸 性越强或碱的碱性越强2、多元弱酸在水溶液中的电离是分步的 其电离常数也要分步写，一般只考虑第一步三、强酸与弱酸的对比（1）HCl（2）CH3COOH （3）H2SO4起始时c(H+)的大小1、相同浓度、相同体积的三种酸中和NaOH的能力大小与过量的Zn粒产生H2的多少加入相应的钠盐的正盐固体后溶液的PH变化2、PH相同的三种酸酸的浓度大小中和NaOH的能力大小与过量的Zn粒产生H2的多少加水稀释相同倍数后PH的大小四、证明某酸是弱酸（HA）的方法
3、2、测NaA的溶液的PH1、测0.1mol/L的HA溶液的PH3、相同条件下，测同浓度的HA溶液和 盐酸的导电能力4、对于PH相同的HA溶液和盐酸，测稀 释相同倍数后PH的变化情况。水的电离及溶液的酸碱性一、水是极弱的电解质，纯水也可导电， 只是导电能力极弱二、KW1、只与温度有关2、常温下KW=110-14，此数据适用于纯水 ，也适用于其他酸、碱、盐溶液三、影响水电离平衡的因素温度 升高温度，平衡右移外界 因素加入酸、碱、盐加入酸、碱抑制水的电离，使由水电离出的 c(H+)= c(OH-)110-7mol/L任何水溶液中由水电离出的c(H+)= c(OH-)(1) 水电离的c(H+)=110
4、13mol/L，则溶液PH=1或13(2)水电离的H浓度或OH的浓度小于1.0107mol/L 时，抑制了水的电离，溶液为酸溶液或碱溶液或 NaHSO4溶液水电离的H浓度或OH的浓度大于1.0107mol/L 时，促进了水的电离，溶液为盐溶液练习常温下，PH=5的盐酸和PH=5的NH4Cl 溶液，由水电离出的c(H+)之比为？四、溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小PH=7一定是中性溶液吗？五、PH1、定义及计算(1)若为酸性溶液，抓住氢离子的浓度c(H+) 计算若为碱性溶液，抓住氢氧根离子的浓度c(OH) 计算溶液稀释时，无限稀释7为限(2)常温下，PH=a的强
5、酸与PH=14-a的强碱 等体积混合溶液呈中性优化方案P123例2当V酸V碱时，溶液呈酸性当V酸c(H+) c(CH3COO ) c(OH)H3PO4溶液中c(H3PO4 ) c(H+) c(H2PO4-) c(HPO42-) c(PO43- )2、盐类的微弱水解NH4Cl溶液中，各离子浓度关系为： C(Cl-)c（NH4+） c（H+） c（OH-）Na2CO3溶液中c(Na+)c(CO32- ) c(OH) c(HCO3-) c(H+) 3、弱酸的酸式盐既有微弱电离又有微弱水解， 溶液的酸碱性取决于酸式根的水解程度及电离 程度（1）NaHSO3中HSO3-的电离程度大于水解 程度，溶液呈酸
6、性与此类似的还有NaH2PO4 、NaHC2O4判断NaHSO3溶液中各离子浓度的大小关系c(Na+) c(HSO3-) c(H+) c(SO32- ) c(OH) （2）NaHCO3中HCO3-的水解程度大于电离 程度，溶液呈碱性与此类似的还有NaHS 、Na2HPO4判断NaHCO3溶液中各离子浓度的大小关系c(Na+) c(HCO3-) c(OH-) c(H+) c(CO32- ) 4、同浓度的CH3COOH溶液与CH3COONa溶液 等体积混合后，溶液酸碱性取决于CH3COOH的 电离程度和CH3COO-的水解程度已知CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，则溶液呈酸性与
7、此类似的还有：同浓度的NH3H2O和NH4Cl 的混合溶液5、含同种离子的多种物质中离子浓度的比较同浓度的 NH3H2O溶液NH4Cl溶液 (NH4)2SO4溶液 (NH4)2CO3溶液 (NH4)2Fe(SO4)2溶液c(NH4+)由大到小的顺序 1、电荷守恒三个守恒2、物料守恒(原子守恒)CH3COONa中c(Na+)=c(CH3COO-) +c(CH3COOH)Na2CO3NaHSO3c(Na+)=2c(CO32-) +c(HCO3-)+ c(H2CO3)c(Na+)=c(SO32-) +c(HSO3-)+ c(H2SO3)3、质子守恒（有水电离出的c(H+)= c(OH-) ）CH3C
8、OONa中c(OH-) =c(H+) +c(CH3COOH)Na2CO3NaHSO3c(OH-)= c(H+) +c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)c(OH-)= c(H+) -c(SO32-) +c(H2SO3)4、同浓度的CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中2c(H+) -2c(OH-) =c(CH3COO-)- c (CH3COOH)由物料守恒和电荷守恒得到2c(Na+)= c(CH3COO-)+ c (CH3COOH)c(OH-)+c(CH3COO-)=c(Na+)+ c(H+) 同浓度、同体积的CH3COONa和HCl溶液混 合，混合后各离子的浓度大小为？c(Na+)=
9、c(Cl-)c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO-)难溶电解质的溶解平衡一、溶解平衡的建立(1) 难溶电解质溶液中存在溶解平衡也称沉淀溶解平衡AgCl(s) Ag(aq) + Cl(aq) 溶解 沉淀(2)难溶或不溶是相对的，没有绝对不溶的电解质(3)当溶液中某种离子的浓度小于110-5mol/L时，认为 沉淀完全(4) 可溶电解质的饱和溶液中也存在溶解平衡二、溶解平衡方程式的书写如:AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)练习：写出AgI、Mg(OH)2溶解平衡的方程式三、影响溶解平衡的因素外界因素温度加酸、碱、盐具体见优化方案P131考点一现将足量的AgCl分别加入下列
10、物质中， AgCl在下 列溶液中的溶解度由大到小的排列顺序是 ( ) 20 ml 0.01molL-1KCl溶液 30 ml 0.02molL-1CaCl2溶液 40 ml 0.03molL-1HCl溶液 10 ml 蒸馏水 50 ml 0.05molL-1AgNO3溶液A. B. C. D. B四、沉淀反应的应用1、沉淀的生成2、沉淀的溶解应用：利用生成沉淀达到除杂的目的方法 调pH值 加沉淀剂原理设法不断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3、沉淀的转化转化的方向：沉淀可以从溶解度小的向溶解度更 小的方向转化，两者差别越大，转化越容易转化的实质：沉淀平衡的移动，使溶液
11、中的离 子浓度更小四、溶度积常数（Ksp）1、含义一定温度下，难溶电解质在溶液中达到平衡 时的平衡常数，叫溶度积常数，简称溶度积Ksp只随温度的改变而改变2、表达式对于平衡 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)练习：BaSO4、Ag2CrO4、Mg(OH)2、Fe(OH)3 的溶度积的表达式Ksp= c(Am+) n c(Bn-) m3、 Ksp的应用（1）判断溶解度物质的类型相同(如AB型、A2B型、AB2型等) ,Ksp数值越大，溶解能力越强。物质的类型不同，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据（2）判断该溶液是否为饱和溶液QcKsp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和
12、， 达到新的平衡；QcKsp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；QcKsp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直到溶液饱和。Q c = c(Am+)n . c(Bn-)m Q c称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的，为 此瞬间溶液中的实际浓度，所以其数值不定，但对一 难溶电解质，在一定温度下，Ksp 为一定值。下列情况下，有无CaCO3沉淀生成？（1）往盛有1.0 L纯水中加入0.1 mL浓度为0.01 mol /L 的CaCl2和Na2CO3的混合溶液；（2）改变CaCl2和Na2CO3的浓度为1.0 mol /L 呢 ？ Ca2+ = CO32- = 0.110-3 0.01/1.0 = 10-6 mol /L Qc = Ca2+CO32- = 10-12 Ksp,CaCO3因此有CaCO3沉淀生成。CaCO3 的Ksp=2.810-9(3)根据Ksp计算溶液中某离子的浓度或计算PH(2)要使0.2 molL1CuSO4溶液中Cu2沉淀较为较为 完全(使Cu2浓浓度降至原来的千分之一)，则应则应 向溶液里加入NaOH溶液，使溶液的pH为为_。(1)某CuSO4溶液里c(Cu2)0.02 mol/L，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调应调 整溶液的pH，使之大于_。Cu(OH)2 的Ksp=2.010-20
