水溶液中的離子平衡(復(fù)習(xí))

1、水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）,一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強(qiáng)電解質(zhì) 、弱電解質(zhì),物質(zhì),化合物,電解質(zhì),非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2,：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多 數(shù)金屬氧化物和鹽。 如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4,弱電解質(zhì)： 弱酸、弱堿和水。 如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、 H2O,混和物,純凈物,練習(xí)： 下列說法中正確的是（ ） A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)； B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子； C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合

2、物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì)； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。,BC,2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導(dǎo)電來證明是否電離） 電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物 注意：離子化合物與共價(jià)化合物鑒別方法： 熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電 練習(xí)： 下列說法中錯(cuò)誤的是（ ） A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物；離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)； B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電； C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)； D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。,B,3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)

3、的本質(zhì)區(qū)別： 在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 注意： 電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物 （如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）,4、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別： (1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH(HA) pH(HB) (2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度C(HA) C(HB) (3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pH(HA） pH(HB) 練習(xí)： 物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ， pH最大的是 _ ；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)， 消耗Na

4、OH溶液的體積大小關(guān)系為 。 pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是 ，最 大的是 _ ；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)， 消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。 甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時(shí)，甲酸中的 c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸 稀釋至原來的 3倍（填“”或“=”）；試推測(cè)丙酸的酸性比乙 酸強(qiáng)還是弱 。,H2SO4,CH3COOH,V硫酸V鹽酸=V醋酸 （或V硫酸=2V鹽酸=2V醋酸）,H2SO4,CH3COOH,V醋酸V鹽酸=V硫酸,弱,二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：H2O=H+ +

5、 OH- 水的離子積：KW = H+OH- 25時(shí), H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14 注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液 （酸、堿、鹽） 2、水電離特點(diǎn)： （1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱,3、影響水電離平衡的外界因素： 酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） 溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的） 易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)） 練習(xí)： 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH

6、=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。,NH4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH,4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= -lgH+ 注意： 酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 _ 溶液） ； pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 _ 溶液）。 練習(xí)： 已知100時(shí)，水的KW=110-12，則該溫度下 （1）NaCl的水溶液中H+= ，pH = ，溶液呈 （2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的 pH=,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,10-6mol/L,6,6,中性,2,10,（2）pH的測(cè)定

7、方法： 酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞 pH試紙 最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙； 只能讀取整數(shù)值或范圍 （3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：,三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式 1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2） 2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子數(shù)相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計(jì)算

8、H+混) 3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求OH-混，再求其它） 注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)！,練習(xí)： 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。,1.3；11.7；9,四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

9、 不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為7 稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。,五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”與“自由H+與OH-恰好中和”酸堿性判斷方法 1、酸、堿恰好反應(yīng)（現(xiàn)金+存款相等）： 恰好生成鹽和水，看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性） 2、自由H+與OH-恰好中和（現(xiàn)金相等），即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！保?生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）,練習(xí)： (1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后 溶液呈

10、 性，原因是 _ ； pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈 _ 性， 原因是 。 （2）室溫時(shí)，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯(cuò)誤的是 A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7 C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7 D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7,酸,恰好反應(yīng)生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈酸性,堿,氨水過量，電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性。,B,六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解） 1、鹽類水解規(guī)律： 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解

11、；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)，兩強(qiáng)不水解。 多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸水解程度大，堿性更強(qiáng)。 (如:Na2CO3 NaHCO3) 弱酸酸性強(qiáng)弱比較： A、同主族元素最高價(jià)含氧酸的酸性遞減，無氧酸的酸性遞增（利用特殊值進(jìn)行記憶。如酸性：HFH3PO4） B、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小，酸性越強(qiáng) （如HCOOHCH3COOH） C、一些常見的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚為極弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3為中強(qiáng)酸；HClO4為最強(qiáng)含氧酸等。,練習(xí)： （1）下列物質(zhì)不水解的是 ；水解呈酸性的是 ； 水解呈堿性的是_. FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35CO

12、ONa （2）濃度相同時(shí)，下列溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤的是（ ） 酸性：H2SH2Se 堿性：Na2SNaHS 堿性：HCOONaCH3COONa 水的電離程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2SO4NaHCO3NaClO,2、鹽類水解的特點(diǎn)： （1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱 練習(xí)： 下列說法錯(cuò)誤的是： A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在； B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深； C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實(shí)能說明氨水為弱堿； D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。,D,3、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大 （水解吸

13、熱） 濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解） 酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解） 練習(xí)： Na2CO3溶液呈堿性,原因用方程式表示為 ； 能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是（ ） 加熱 加少量NaHCO3固體 加少量(NH4)2CO3固體 加少量NH4Cl 加水稀釋 加少量NaOH,CO32- + H2O = HCO3- + OH-,4、酸式鹽溶液的酸堿性： 只電離不水解：如HSO4- 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HP

14、O42-） 練習(xí)： 寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式 ，并指示溶液中H3PO4、HPO42-與H2PO4-的大小關(guān)系 。,H2O H+ +OH- ；H2PO4- HPO42- +H+； HPO42- PO43- +H+；H2PO4- +H2O H3PO4+OH- H2PO4- HPO42- H3PO4,5、雙水解反應(yīng)： （1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)為雙水解反應(yīng)（即弱酸弱堿鹽）。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。其促進(jìn)過程以NH4Ac為例解釋如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Ac- + H2O

15、HAc + OH- 兩個(gè)水解反應(yīng)生成的H+和OH-反應(yīng)生成水而使兩個(gè)水解反應(yīng)的生成物濃度均減少，平衡均右移。 （2）常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的方程式寫“=”并標(biāo)“”，其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S,練習(xí)： 寫出Al3+與CO32-、HCO3-在水溶液中反應(yīng) 的離子方程式： _ ， _ ；在足量Na2CO3溶液中 加少量硫酸鋁溶液的離子方程式 為 _ ，泡沫滅火器中使 用

16、硫酸鋁與小蘇打而不用純堿的原因 是 _ ； 能鑒別Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚鈉五 種溶液的一種試劑是 。,2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3+ 3CO2；,Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3+ 3CO2,Al3+ + 3CO32- + 3H2O =Al(OH)3+ 3HCO3-,產(chǎn)生同樣多的CO2，用純堿消耗的Al3+多；用純堿有可能不產(chǎn)生CO2或產(chǎn)氣量很少,6、鹽類水解的應(yīng)用： 混施化肥（N、P、K三元素不能變成和） 泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打?yàn)樵?，雙水解） FeCl3溶液止血?jiǎng)ㄑ獫{為膠體，電解質(zhì)溶液使膠體凝聚） 明礬凈

17、水（Al3+水解成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉） NH4Cl焊接金屬（氯化銨呈酸性，能溶解鐵銹） 判斷溶液酸堿性（強(qiáng)者顯性） 比較鹽溶液離子濃度的大小 判斷離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存） 配制鹽溶液（加對(duì)應(yīng)的酸防止水解）,七、電離、水解方程式的書寫原則 1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 例：H2S的電離H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2- 例：Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步， 第二步一般相當(dāng)微弱。

18、 2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 例：Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 下列方程式中屬于電離方程式的是 ；屬于水解方程式的是 A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 = Ba2+ + SO42- C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-,AB,C,八、溶液中微粒濃度的大小比較 1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關(guān)系： 電荷守恒（電荷數(shù)前移）:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和 物料守恒

19、(原子個(gè)數(shù)前移): 某原子的總量(或總濃度)其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和 質(zhì)子守恒(得失H+個(gè)數(shù)前移):： 得質(zhì)子后形成的微粒濃度得質(zhì)子數(shù) = 失質(zhì)子后形成的微粒濃度失質(zhì)子數(shù),2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強(qiáng)弱規(guī)律： 中常化學(xué)常見的有三對(duì) 等濃度的HAc與NaAc的混合溶液： 弱酸的電離其對(duì)應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性 等濃度的NH3H2O與NH4Cl的混合液： 弱堿的電離其對(duì)應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性 等濃度的HCN與NaCN的混合溶液： 弱酸的電離0.1mol/L. （因?yàn)镹aAc的水解呈堿性被HAc的電離呈酸性所掩蓋，故可當(dāng)作“只HAc電離

20、，而NaAc不水解”考慮，即只考慮酸的電離。）,九、酸堿中和滴定,十、溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí) （1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至110-5mol/L以下的反應(yīng)為完 全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在 溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶 解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存 在平衡。,2、溶解平衡方程式的書寫 注意:在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“ ”