《高中化学选修四-第三章-水溶液中的离子平衡复习课件(重难点)》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学选修四-第三章-水溶液中的离子平衡复习课件(重难点)（38页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第三章 水溶液中的离子平衡复习,第三章知识结构,化学平衡理论,1 弱电解质的电离 电解质有强弱 弱电解质电离为 可逆电离平衡 电离常数,4 难溶电解质的溶解平衡 难溶不溶溶解平衡 应用 生成 溶解 转移 溶度积,2 水的电离和溶液 的酸碱性 水是极弱电解质 水(稀溶液)离子积为 常数稀溶液酸碱性 及表示方法pHpH 应用,3 盐类的水解 水的电离平衡 弱电解质的生 成盐类水解水 解的应用(平衡移动),实践活动：测定 酸碱反应曲线 滴定实验操作 图示反应曲线,深入,综合运用,一.强弱电解质通过实验进行判定的方法 (以HAc为例)：,（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液
2、的pH2； （3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2 （5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性 （6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL; （7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性 （8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率,最佳的方法是 和 ；最难以实现的是 ，说明理由 。,4,3,6 7,醋酸为弱酸，PH=1的难配制,二.几组概念的区别：,1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别 酸的酸性
3、强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中H+的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。 溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。,题目：下列说法中错误的是 A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强； B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解； C、溶液的酸性越强，则溶液中的H+越大，水的电离程度就越小； D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。,A C,2.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：,溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，
4、导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强； 电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质的强。,题目：将HCl、HAc、BaSO4三种饱和溶液并联入同一电路中，导电性最强的是 ，最弱的是 。,盐酸,硫酸钡,3、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：,(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHACHB (3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB,题目：1、物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分
5、别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。,题目：2、pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。,硫酸,醋酸,硫酸盐酸醋酸,硫酸,醋酸,醋酸硫酸盐酸,1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）： 恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性） 2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”： 生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）,三.“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰
6、好中和”酸碱性判断方法,题目：(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。 （2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是 A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH7 C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH7 D、加入等体积pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH7,酸性,硫酸铵水解显酸性,碱性,氨水电离显碱性,B,四.电离、水解方程式的书写原则,1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（
7、水解）的书写原则：分步书写 例：H2S的电离H2S H+ + HS- HS- H+ + S2- 例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+,题目：下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是 。 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42- C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、C
8、aCO3 Ca2+ + CO32-,ABD,C,五.同浓度的弱酸与其弱酸盐 、同浓度的弱碱与其弱碱盐的电离和水解强弱规律：,中常化学常见的有三对 等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性 等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性,掌握其处理方法（即抓主要矛盾） 例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则溶液呈酸性，CH3COOH 的电离CH3COONa的水解，HAc0.1mol/L.,
9、例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：,B,例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强 碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后 的溶液中，下列判断正确的是( ) AA-M+ BA-M+ C若MA不水解,则OH-A-,B C,六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 1、加水均能促进三大平衡； 2、加热均能促进三大平衡（溶解平衡个别例外） 3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压 强的影响. 4、均遵循勒夏特列原理。,题目：对于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡后欲使溶液中的Cl-增大，可采取的措施是( ) 加氨水 加水 加NaCl(s) 加AgCl
10、(s) 加NaBr(s) 加热,七.酸碱盐对水的电离的影响,1、水中加酸：抑制水的电离，溶液中H+主要是酸电离产生的，OH-全由水电离产生。 2、水中加碱：抑制水的电离，溶液中OH-主要是碱电离产生的，H+全由水电离产生。 3、加正盐：溶液中的H+、OH-均由水电离产生： （1）强酸弱碱盐：促进水的电离，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中H+OH-。 （2）强碱弱酸盐：促进水的电离，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使 溶液中OH- H+。 4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余
11、均以水解为主而促进水的电离。,题目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（ ） A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3-H2SO3SO32- C、该溶液中由水电离出的H+为110-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制,A,例题：已知某温度时，Ksp(AgCl)=Ag+Cl 1.81010 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42- 1.11012 试求： （1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。 （2）此温度下，在0.01
12、0mo1L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。,九.加热蒸干盐溶液产物的判断,加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解 (1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质. (2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质. (3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼烧得Fe2O3 。 (4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时,得不到固体. (5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐. (6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到
13、Mg(OH)2 固体.,（7）加热蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4； (8)加热蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解产物。,题目：在蒸发皿中家人蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是（ ） A.氯化铁 B.亚硫酸钠 C.硫酸铜 D.氯酸钾 E.碳酸氢钠 F.碳酸钾,C F,十.溶液酸碱性的判断,方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开， 然后分别比较，再综合比较。,常见酸的酸性强弱比较（同浓度）：H2SO4HNO3 (HCl、NaHSO4) H2C2O4 H2SO3 H3PO 4 HCOOH HF CH3COOH H2CO3 HClO HCN C6H5OH,常见碱的碱
14、性强弱比较（同浓度）：Ba(OH)2 KOH (NaOH) Ca(OH)2 NH3.H2O Mg(OH)2 Fe(OH)3 Al(OH)3,规律：弱酸（弱碱）的酸（碱）性越弱，其盐越 容易水解，对应盐溶液的碱（酸）性越强。,例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的顺序为：,NaOHNa2CO3NaClONaHCO3CH3COONaNa2SO4(NH4)2SO4NaHSO4,酸性： H2SO4HSO4-CH3COOHH2CO3HClOHCO3,十一离子浓
15、度大小比较,1.一原理：平衡移动原理 2二平衡： 电离平衡理论 水解平衡理论 3三守恒： 电荷守恒 物料守恒（元素守恒） 质子守恒（C(H+)水=C(OH)水）,写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式 1、NaHCO3 NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3、CO32、H+、OH、H2CO3 （1）电荷守恒： （2）物料守恒： （3）质子守恒：,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3),c(OH-)+ c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3),方法：电荷守恒与物料守恒相加减删去强碱的阳 离子和强酸的阴离子即得质子守恒。,方法：,HCO3 H20,得到H+,H2CO3,得到H+,H3O+(H+）,失去H+,CO32,失去H+,OH,c(H2CO3)+c(H+)=c(
