水的電離和鹽類水解

1、水的電離和鹽類水解,（2）水的電離是可逆的，存在電離平衡。,一、水的電離,（1）水是極弱的電解質(zhì)，它能微弱“自身”電離生成H+與OH-,H2O+H2O H3O+OH-,1、水的電離方程式,H2O H+OH-,(2) 、注意點(diǎn)：,A、水的電離過程是吸熱（它的逆反應(yīng)為中和反應(yīng)），升高溫度， Kw將增大,25時(shí)，Kw=c（H+）c（OH-） =110-14,B、水的離子積不僅適用純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液,Kw=c（H+）c（OH-）,2、水的離子積常數(shù)Kw,(1)、定義：在一定溫度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘積Kw是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)。,2、引伸,3、常溫下水 溶液

2、中,4、pH的求算,酸性溶液：,堿性溶液：,二、溶液的pH值,1、定義,pH=-lgc(H+),pOH=-lgc(OH-),c(H+)c(OH-) = 1 10-14 pH + pOH = 14,pH=-lgc(H+),pOH=-lgc(OH-) pH = 14 - pOH,p -lg,常溫下,5、溶液的酸堿性與pH值的關(guān)系,酸性溶液： c（H+）c（OH） ，常溫下pH7,注意:pH=0 并非無H+，而是c（H+）=1mol/L，,pH=14 并非無OH ，而是c（OH ）=1mol/L,思考：下列說法是否正確？ 1、純水的pH值一定是7；pH等于7的溶液一定是中性 2、酸性溶液中沒有OH；

3、而堿性溶液中沒有H+ 3、H+0.01mol/L的溶液，pH值一定為2 4、OH0.01mol/L的溶液，pH值一定為12 5、H+OH的溶液一定是酸性 6、常溫下，pH0或pH15的溶液不存在 7、如由水電離出的OH濃度為110-13mol/L， 則此溶液一定是酸性溶液,求下列溶液的pH值 1）0.1mol/LH2SO4溶液 2）0.1mol/LNaOH溶液 3) 0.1mol/LBa(OH)2溶液 4) 1mol/LH2SO4溶液,例1,0.7,13,13.3,-0.3,H+或OH-濃度大于1時(shí)，不使用pH值，直接用濃度表示。,酸、堿的稀釋：,例2,1、0.001 mol/L鹽酸的pH _

4、，加水稀釋到原來的103倍，pH _, 加水稀釋到原來的106倍，pH_ 。,2、pH=10的NaOH溶液加水稀釋到原來的102倍，則溶液的pH_,加水稀釋到原來的105倍，pH_。,3、pH=3HAc加水稀釋到原來10倍，pH_； pH=12氨水加水稀釋到原來10倍，pH_。,=3,=6,7,=8,7,34,1112,酸HA、HB兩溶液的PH值為3，且體積相同，加水稀釋兩溶液，PH值與加入水的體積關(guān)系如圖所示，則兩者酸性較強(qiáng)的是（ ）,HB,練習(xí)：,常溫下一種PH為2 的酸溶液與一種PH為12 的堿溶液等體積相混合，對(duì)溶液的酸堿性的說法正確的是（ ） A、 若是二元強(qiáng)酸和一元強(qiáng)堿，混合液為酸

5、性 B、 若是弱酸和弱堿，混合液呈中性 C、 若是弱酸和強(qiáng)堿，混合液呈堿性 D、 若是強(qiáng)酸和強(qiáng)堿，混合液呈中性,D,練習(xí)：,溶液 水電離平衡 Kw c(H+)水 c(OH-)水 (H2O),1、pH=12 NaOH 2、pH=2 HCl 3、pH=12 NaAc 4、pH=4 NH4Cl,左移,左移,右移,右移,不變,不變,不變,不變,1x10-12,1x10-12,1x10-12,1x10-12,1x10-2,1x10-2,1x10-4,1x10-4,減小,減小,增大,增大,以下電解質(zhì)對(duì)水電離平衡的影響,溶液 水平衡移動(dòng) Kw c(H+)水 c(OH-)水 (H2O),左移,左移,不移動(dòng),右

6、移,不變,不變,不變,不變,1x10-11,1x10-11,1x10-11,1x10-11,1x10-7,1x10-7,1x10-7,1x10-7,減小,減小,不變,增大,5、pH=11 氨水 6、pH=3 HAc 7、pH=7 NaCl 8、pH=7 NH4Ac,結(jié)論：,1、抑制水的電離,2、促進(jìn)水的電離,3、不影響水的電離,解釋,對(duì)水電離影響,電解質(zhì),電離產(chǎn)生H+和OH-,酸和堿,能結(jié)合H+和OH-,強(qiáng)酸強(qiáng)堿 的正鹽,水解的鹽,不電離H+和OH- 不結(jié)合H+和OH-,25時(shí)，將氯化氫氣體通入純水中，當(dāng)溶液PH=2時(shí)，水電離出的H+約是(mol/L) （ ） A 、110-2 B、110-7

7、 C、110-12 D、無法判斷 某溶液中由水電離產(chǎn)生的H+=110-11摩爾/升，則該溶液的PH值可能等于（ ） A、11 B、3 C、8 D、7,練習(xí)：,C,AB,1、原理 2、對(duì)象 3、本質(zhì) 4、熱效應(yīng) 5、表達(dá),吸熱,鹽中的離子結(jié)合水電離出的 H+或OH-生成弱電解質(zhì),鹽,中和反應(yīng)的逆反應(yīng),水解離子方程式 （用“ ”表示）,四、鹽類水解,寫出下列鹽類水解離子方程式,1、表達(dá)式 2、性質(zhì) 3、意義,溫度升高， K水增大,K電越大 ，K水越小 即越弱越水解，溶液pH值離7越遠(yuǎn)。,五、水解常數(shù)*（K水）,K水,=,已知：,化學(xué)式 HF HAc HCOOH HCN,Ki 3.5x10-4 1.

8、8x10-5 1.8x10-4 4.9x10-10,1)比較四種酸的酸性強(qiáng)弱,練習(xí)1,HF HCOOH HAc HCN,2)對(duì)應(yīng)鈉鹽水解程度比較,3)對(duì)應(yīng)鈉鹽結(jié)合H+能力比較,4)等濃度鈉鹽溶液pH值比較,NaF HCOONa NaAc NaCN,NaF HCOONa NaAc NaCN,NaF HCOONa NaAc NaCN,已知：濃度均為0.1 mol/L下列溶液的pH,化學(xué)式 Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 KCN,pH 11.6 8.4 12.6 10,2) 對(duì)應(yīng)酸的電離程度,練習(xí)2*,SiO32- CO32- CN - HCO3-,1) 四種離子的水解程度,3)溶液中水

9、的電離度比較,4)三種酸的酸性,H2SiO3 HCO3- HCN H2CO3,Na2SiO3Na2CO3NaCNNaHCO3,H2SiO3 HCN H2CO3,pH值 微粒濃度大小比較,1)NaAc 2)NH4Cl 3)Na2CO3,Na+ Ac- OH- HAc H+,Na+CO32-OH-HCO3- H2CO3H+,練習(xí)3,0.1mol/L,7,7,Cl-NH4+H+NH3H2OOH-,Na+HCO3-OH-H2CO3 H+ CO32-,7,7,電離水解,4)NaHCO3,pH值 微粒濃度大小比較,1) NaHSO3 2) NaAc和 HAc 3) NH4Cl和 NH3H2O 4)NaCN

10、和 HCN,Ac-Na+HAc H+OH-,練習(xí)3 濃度圴為0.1mol/L的溶液,0.1mol/L,7,7,NH4+Cl-NH3H2OOH-H+,Na+HSO3-H+ SO32- OH-H2SO3,7,7,HCN Na+CN-OH-H+,電離水解,電離水解,電離水解,電離水解,1)NaAc 2)NH4Cl 3)Na2CO3 4)NaHCO3,0.1mol/L 物料守恒,填空：,練習(xí)4,Na+=HAc+Ac-,Cl-=NH4+NH3H2O,H2CO3+HCO3-+CO32-=1/2Na+,H2CO3+HCO3-+CO32-=Na+,0.1mol/L 物料守恒,HAc+Ac-=2Na+,NH4+

11、NH3H2O=2Cl-,HCN+CN-=2Na+,H2SO3+HSO3-+SO32-=Na+,1) NaHSO3 2) NaAc和 HAc 3) NH4Cl和 NH3H2O 4)NaCN和 HCN,練習(xí)4 濃度圴為0.1mol/L的溶液,1)NaAc 2)NH4Cl 3)Na2CO3 4)NaHCO3,0.1mol/L,濃度圴為0.1mol/L的溶液,練習(xí)5,OH-+Ac-=H+Na+,NH4+H+ =OH-+Cl-,OH-+HCO3-+2CO32-=Na+H+,電荷守恒,OH-+HCO3-+2CO32-=Na+H+,0.1mol/L,OH-+Ac-=H+Na+,NH4+H+=OH-+Cl-,

12、OH-+HSO3-+2SO32- =Na+H+,電荷守恒,OH-+CN- =Na+H+,練習(xí)5 濃度圴為0.1mol/L的溶液,1) NaHSO3 2) NaAc和 HAc 3) NH4Cl和 NH3H2O 4)NaCN和 HCN,將0.1mol/L的鹽酸滴定0.1mol/L 的氨水，在滴定過程中不可能出現(xiàn)的結(jié)果是（ ） A c (NH4+)c (Cl)且c (OH) c (H+) B c (NH4+) c (Cl)且c (OH) c (H+) C c (Cl)c (NH4+)且c (OH)c (H +) D c (Cl)c (NH4+)且c (H+)c (OH),C,0.05mol/L的H2

13、SO4和0.1mol/L的醋酸鈉溶液等體積混合后離子濃度關(guān)系正確的是 （ ） A c (Na+)+ c (H+) =2c (SO42)+c(OH)+c (Ac) B c (Na+) c (SO42)c (Ac) c (H+) C 2c (Na+)=c (SO42)c (Ac) c (OH) D c (Na+)=2c (SO42)c (H+)c (Ac),AD,練習(xí)6 氯化鐵溶液中存在如下平衡：,FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl,判斷改變下列條件后平衡移動(dòng)方向 1）加入氯化鐵固體 2）加入同濃度氯化鐵溶液 3）加入水 4）加入鹽酸 5）加入硫酸 6）加入 硝酸銀溶液 7）加

14、入氯化鈉固體 8）加入鐵 9）加熱蒸干,(正方向),（不移動(dòng)）,（正方向）,(逆方向),(逆方向),(不移動(dòng)),(逆方向),(正方向),（不移動(dòng)）,HCl易揮發(fā)，蒸干后得到氫氧化鐵,解釋,Cl-不是平衡體系中微粒,Cl-不是平衡體系中微粒,Fe3+與Fe發(fā)生反應(yīng),水解吸熱,增加了H+的量,增加了H+的量,越稀越水解,濃度不變,增加反應(yīng)物,練習(xí)7 硫酸鐵溶液中存在如下平衡：,Fe2(SO4)3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3H2SO4,判斷改變下列條件后平衡移動(dòng)方向 1）加入鹽酸 2）加入硫酸 3）加入硫酸鈉固體 4）加入氯化鋇溶液 5）加熱蒸干,(逆方向),(逆方向),(不移動(dòng)),(逆

15、方向),（不移動(dòng)）,硫酸沸點(diǎn)高于水 蒸干后得到硫酸鐵,解釋,增加了H+的量,增加了H+的量,SO42-不是平衡體系中微粒,SO42-不是平衡體系中微粒,練習(xí)8 硝酸亞鐵溶液中存在如下平衡：,Fe(NO3)2+ 2H2O Fe(OH)2 + 2HNO3,判斷改變下列條件后溶液顏色的變化 1）加入硝酸 2）加入鹽酸 3）加入硝酸銀溶液 4）加熱蒸干,(由淺綠色變?yōu)樽攸S色),（無明顯變化）,（蒸干后最終得到紅褐色氫氧化鐵）,解釋,Fe2+被硝酸氧化,(由淺綠色變?yōu)樽攸S色),Fe2+被硝酸氧化, 解釋鹽溶液的酸堿性,例：已知堿性： NaClONaAc,酸性：HClOHAc,鹽類水解的應(yīng)用：,根據(jù)鹽溶液

16、的pH值判斷相應(yīng)酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱,越弱越水解,判斷溶液中微粒種類多少時(shí)要考慮鹽的水解,例：NaAc溶液中有哪些微粒,離子：Na+、 Ac、OH、 H,分子：HAc、H2O,例：明礬溶液中各離子濃度大小比較,c (SO4 2-)c (K +) c ( Al3+ )c (H) c (OH),KAl(SO4)2 K + + Al3+ + 2SO4 2-,比較溶液中離子濃度的大小,例：NaAc溶液中各離子濃度大小比較,c (Na+) c ( Ac) c (OH) c (H),配制易水解的鹽溶液時(shí)，需考慮抑制鹽的水解。,例：配制CuSO4溶液時(shí)，,需加入少量H2SO4；,配制FeCl3溶液時(shí)，,需加入少量HCl溶液。,配制鐵、鋁、銅等鹽溶液時(shí)，要加入一定量相應(yīng)的酸來抑制水解。,某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽溶液反應(yīng),如：把鎂粉