高中二年級上學(xué)期化學(xué)《水溶液中的離子反應(yīng)與平衡總復(fù)習(xí)》教學(xué)課件

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡總復(fù)習(xí)化學(xué)選擇性必修1學(xué)習(xí)內(nèi)容一、電解質(zhì)和鹽類水解概念及方程式的書寫。三、掌握本章的計算。二、平衡影響因素。四、離子濃度關(guān)系比較。一、電解質(zhì)和鹽類水解認(rèn)識電解質(zhì)、鹽類的水解的概念及方程式的書寫。1、電解質(zhì)（1）電解質(zhì)：在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。非電解質(zhì)：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。例如：酸、堿、鹽、金屬氧化物、H2O例如：非金屬氧化物、大部分的有機物、NH3蔗糖、酒精1、電解質(zhì)（2）強電解質(zhì)：能夠全部電離的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：不能夠全部電離的電解質(zhì)。例如：強酸、強堿、絕大多數(shù)的鹽、活潑金屬氧化物。例如：弱酸、弱堿、水。注：判斷電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān)，與溶液的導(dǎo)電性無關(guān)。硫酸鋇是強電解質(zhì)醋酸是弱電解質(zhì)濃醋酸可能比很稀的鹽酸導(dǎo)電能力強1、電解質(zhì)（3）電離方程式的書寫書寫要點：①強電解質(zhì)：“=”、弱電解質(zhì):“”。②多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，分步書寫；多元弱堿分步電離，一步書寫。原則：遵循質(zhì)量守恒、電荷守恒NaCl=Na++Cl-H2CO3H++HCO3-HFH++F-HCO3-

H++CO32-Fe(OH)3Fe3++3OH-1、電解質(zhì)（3）電離方程式的書寫書寫要點：原則：遵循質(zhì)量守恒、電荷守恒③強酸酸式鹽的電離。④弱酸酸式鹽的電離。NaHSO4=Na++H++SO42-

（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融狀態(tài)）

NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-

H++CO32-2、鹽類的水解（1）概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫鹽類的水解。（2）規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。2、鹽類的水解（3）鹽類水解的方程式書寫：①必須寫“”②不寫“↑”、“↓”③H2CO3、H2SO3等不拆開④多元弱酸陰離子分步水解，分步書寫，以第一步為主；多元弱堿陽離子水解方程式一步寫完CH3COO-

+H2OCH3COOH+OH-

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

CO32-+H2OHCO3-

+OH-二、平衡影響因素理解電離平衡、水解平衡、溶解平衡的影響因素。1、電離平衡影響因素（1）內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)（2）外因：①溫度：由于電離過程是吸熱的過程，所以升高溫度，平衡向電離方向移動，電離程度增大，電離平衡常數(shù)K增大。②濃度：I、加水稀釋，平衡向電離的方向移動，電離程度增大，但離子濃度減小，電離平衡常數(shù)K不變。II、增大弱電解質(zhì)的濃度，平衡向電離方向移動，離子濃度增大，但電離程度減小，電離平衡常數(shù)K不變。1、電離平衡影響因素（1）內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)。（2）外因：②濃度：III、加入同濃度的弱電解質(zhì)溶液，平衡不移動，各微粒濃度不變、電離程度不變。IV、加入其它試劑，減小或增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，可促進(jìn)或抑制電離。

改變條件平衡移動n(H＋)c(H＋)電離程度Ka加水稀釋加入少量冰醋酸通入HCl(g)加NaOH(s)加CH3COONa(s)加入鎂粉升高溫度以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOHCH3COO－＋H＋

ΔH>0向右增大減小增大不變向右增大增大減小不變向左向右向左向右向右減小減小增大減小增大增大減小減小減小增大減小不變增大不變不變不變增大增大增大減小2、水解平衡影響因素（1）內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)。

越弱越水解，越水解其酸（或堿）性越強（2）外因：①溫度：升高溫度，平衡向右移動，水解程度增大，酸堿性增強。②濃度：I、加水稀釋，平衡向右移動，水解程度大，但酸（或堿）性減弱。II、鹽的濃度越高，平衡向右移動，酸（或堿）性增強，但水解程度小。III、同離子效應(yīng)：加酸或堿抑制或促進(jìn)水解。以FeCl3水解為例Fe3＋＋3H2O

Fe(OH)3＋3H＋，填寫外界條件對水解平衡的影響。條件移動方向H＋數(shù)pH升溫通HCl加H2O加NaHCO3向右向左向右向右增多增多增多減小增大增大減小減小3、沉淀溶解平衡影響因素（1）內(nèi)因：加水，平衡向溶解方向移動，溶解度不變。升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。加入相同的離子，平衡向沉淀方向移動，溶解度減小。④加入與體系中某些離子反應(yīng)的物質(zhì)，產(chǎn)生氣體或更難溶的物質(zhì)，導(dǎo)致平衡向溶解的方向移動。難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)（2）外因：①溫度：②濃度：③同離子效應(yīng)：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)

ΔH＞0為例，填寫外因?qū)θ芙馄胶獾挠绊懀和饨鐥l件移動方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高溫度加水稀釋加入少量AgNO3通入HCl向右增大增大增大向右不變不變不變向左增大減小不變向左減小增大不變?nèi)?、掌握有關(guān)計算掌握溶液pH值、電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)、溶度積的計算公式。1、溶液pH值的計算pH＝－lgc(H＋)（1）單一溶液pH的計算強酸：c(酸)→c(H+)→pH強堿：c(堿)→c(OH-)→c(H+)→pH1、溶液pH值的計算pH＝－lgc(H＋)（2）混合溶液pH的計算兩種強酸混合：c(H+)混=兩種強堿混合：c(OH-)混=

強酸與強堿混合：①若恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7②酸過量，c(H+)過量=

③堿過量，c(OH-)過量=1、溶液pH值的計算pH＝－lgc(H＋)（2）混合溶液pH的計算2、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)（1）一元弱酸HA的電離平衡常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，Ka＝

（2）一元弱堿BOH的電離平衡常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，Kb＝c（B+）●c（OH-）

c（BOH）（3）多元弱酸電離平衡常數(shù)：如H2CO3H2CO3H++HCO3-HCO3-

H++CO32-c（H+）●c（HCO3-）

c（H2CO3）K1＝

c（H+）●c（A-）

c（HA）c（H+）●c（CO32-）

c（HCO3-）K2＝

3、鹽類水解平衡常數(shù)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝＝＝＝4、溶度積以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)為例：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)

式中的濃度是任意時刻的濃度。(1)Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液飽和，處于平衡狀態(tài)(3)Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出四、離子濃度關(guān)系掌握溶液中的離子濃度的大小比較。1、溶液中的三大守恒關(guān)系（1）電荷守恒規(guī)律

任何電中性溶液中，陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)CH3COONa溶液：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)1、溶液中的守恒關(guān)系（2）物料守恒規(guī)律電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如0.1mol/L的Na2CO3溶液：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]=0.2mol/L0.1mol/L的CH3COONa溶液：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L

1、溶液中的守恒關(guān)系（3）質(zhì)子守恒規(guī)律如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移情況如圖所示：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)2、溶液中離子濃度大小比較（1）多元弱酸：多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，電離程度前面步遠(yuǎn)大于后面步。

如H2S溶液中離子濃度的大小關(guān)系c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)>c(OH－)H2S

H++HS-HS-

H++S2-H2O

H++OH-2、溶液中離子濃度大小比較（2）多元弱酸的正鹽：多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，水解程度前面步遠(yuǎn)大于后面步。

如Na2S溶液中離子濃度的大小關(guān)系c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH－)＞c(HS－)>c（H2S）>c(H+)Na2S=2Na++S2-S2-+H2OHS-+OH-HS-+H2OH2S+OH-H2O

H++OH-2、溶液中離子濃度大小比較（3）多元弱酸的酸式鹽：看弱酸根離子的電離與水解程度的大小。c(Na+)＞c(HS-)＞c(OH－)＞c（H2S）>c(H+)>c(S2－)NaHS=Na++HS-HS-+H2OH2S+OH-H2O

H++OH-①水解>電離：

如NaHS溶液中離子濃度的大小關(guān)系HS-

H++S2-2、溶液中離子濃度大小比較（3）多元弱酸的酸式鹽：看弱酸根離子的電離與水