第三章_水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)課件(重難點(diǎn)).ppt

1、第三章 水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí),一.強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法 (以HAc為例)：,（1）溶液導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)； （2）測0.01mol/LHAc溶液的pH2； （3）測NaAc溶液的pH值； （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa +2 （5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性 （6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL; （7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性 （8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率,二.幾組概念的區(qū)別：

2、,1、酸的酸性強(qiáng)弱與溶液的酸性強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別 酸的酸性強(qiáng)弱是指酸電離出H+的難易（越易電離出H+，酸的酸性越強(qiáng)）；溶液酸性的強(qiáng)弱是指溶液中c(H+)的相對大?。℉+濃度越大，溶液的酸性越強(qiáng)）。 溶液的酸性可能是由酸電離產(chǎn)生的H+而引起的，也可能是由強(qiáng)酸弱堿鹽水解而引起的。,題目：下列說法中錯(cuò)誤的是 A、強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性一定比弱酸的強(qiáng)； B、酸越難以電離出質(zhì)子，其對應(yīng)的酸根離子就越易水解； C、溶液的酸性越強(qiáng)，則溶液中的c(H+)越大，水的電離程度就越小； D、在水中完全電離的酸一定是強(qiáng)酸，但強(qiáng)酸的水溶液的酸性不一定強(qiáng)。,A C,2.溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別：,溶液的導(dǎo)電性僅與溶液

3、中的離子濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少相關(guān)。電荷數(shù)相同時(shí)，離子濃度越大，導(dǎo)電性越強(qiáng)；離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導(dǎo)電性越強(qiáng)； 電解質(zhì)的強(qiáng)弱是指電解質(zhì)在水中的電離程度。電解質(zhì)越強(qiáng)，在水中就越完全電離，反之就越難電離。強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性不一定比弱電解質(zhì)的強(qiáng)。,題目：將HCl、HAc、BaSO4三種飽和溶液并聯(lián)入同一電路中，導(dǎo)電性最強(qiáng)的是 ，最弱的是 。,鹽酸,硫酸鋇,3、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CHACHB (3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB,題目：1、物質(zhì)的量濃度相同

4、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NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。,題目：2、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 。,硫酸,醋酸,硫酸鹽酸醋酸,硫酸,醋酸,醋酸硫酸鹽酸,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。”： 生成鹽和水，弱者大量剩余，弱者電離顯性。

5、（無弱者，呈中性）,三.“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,題目：(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，所得溶液pH7 C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH7 D、加入等體積pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH7,酸性,硫酸銨水解顯酸性,堿性,氨水電離顯堿性,B

6、,四.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。 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+,題目：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+ + SO

7、42- C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3 Ca2+ + CO32-,ABD,C,五.同濃度的弱酸與其弱酸鹽 、同濃度的弱堿與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 等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離其對應(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：弱酸的電離其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性,掌握其處理方法（即抓主要矛盾） 例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等體積混合后溶液呈酸性，則溶液呈酸性，

8、CH3COOH 的電離CH3COONa的水解，HAc0.1mol/L.,例題:將pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中離子濃度關(guān)系正確的是：,B,例題：一元酸HA溶液中，加入一定量強(qiáng) 堿MOH溶液后，恰好完全反應(yīng)，反應(yīng)后 的溶液中，下列判斷正確的是( ) AA-M+ BA-M+ C若MA不水解,則OH-A-,B C,六.電離平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 1、加水均能促進(jìn)三大平衡； 2、加熱均能促進(jìn)三大平衡（溶解平衡個(gè)別例外） 3、三大平衡均為水溶液中的平衡，故都不受壓 強(qiáng)的影響. 4、均遵循勒夏特列原理。,題目：對于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡后欲使溶液中的Cl

9、-增大，可采取的措施是( ) 加氨水 加水 加NaCl(s) 加AgCl(s) 加NaBr(s) 加熱,七.酸堿鹽對水的電離的影響,1、水中加酸：抑制水的電離，溶液中c(H+)主要是酸電離產(chǎn)生的，c(OH-)全由水電離產(chǎn)生。 2、水中加堿：抑制水的電離，溶液中c(OH-)主要是堿電離產(chǎn)生的，c(H+)全由水電離產(chǎn)生。 3、加正鹽：溶液中的c(H+)、c(OH-)均由水電離產(chǎn)生： （1）強(qiáng)酸弱堿鹽：促進(jìn)水的電離，水電離產(chǎn)生的OH-部分被陽離子結(jié)合生成了難電離的弱堿，故使溶液中c(H+)c(OH-)。 （2）強(qiáng)堿弱酸鹽：促進(jìn)水的電離，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸，故使 溶液中

10、c(OH-) c(H+)。 4、酸式鹽中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進(jìn)水的電離。,題目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關(guān)NaHSO3溶液的說法中正確的是（ ） A、NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3-H2SO3SO32- C、該溶液中由水電離出的H+為110-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高會(huì)使水的電離受抑制,AD,例題：已知某溫度時(shí)，Ksp(AgCl)=Ag+Cl 1.81010Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42- 1.11

11、012 試求： （1）此溫度下AgCl飽和溶液和Ag2CrO4飽和溶液的物質(zhì)的量濃度，并比較兩者的大小。 （2）此溫度下，在0.010mo1L-1的AgNO3溶液中，AgCl與Ag2CrO4分別能達(dá)到的最大物質(zhì)的量濃度，并比較兩者的大小。,九.加熱蒸干鹽溶液產(chǎn)物的判斷,加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時(shí),對最后殘留物的判斷應(yīng)考慮鹽類的水解 (1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時(shí)一般得原物質(zhì). (2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì). (3)加熱濃縮FeCl3型的鹽溶液.最后得到Fe(OH)3的混合物,灼燒得Fe2O3。 (4)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的鹽溶液時(shí),得不到固體. (5)加

12、熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時(shí),最后得相應(yīng)的正鹽. (6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固體.,（7）加熱蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4； (8)加熱蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解產(chǎn)物。,題目：在蒸發(fā)皿中家人蒸干并灼燒下列物質(zhì)的溶液，可以得到該物質(zhì)的固體的是（ ） A.氯化鐵 B.亞硫酸鈉 C.硫酸銅 D.氯酸鉀 E.碳酸氫鈉 F.碳酸鉀,C F,十.溶液酸堿性的判斷,方法：將溶液按酸性、堿性、中性分開， 然后分別比較，再綜合比較。,常見酸的酸性強(qiáng)弱比較（同濃度）：H2SO4HNO3 (HCl、NaHSO4) H2C2O4 H2S

13、O3 H3PO 4 HCOOH HF CH3COOH H2CO3 HClO HCN C6H5OH,常見堿的堿性強(qiáng)弱比較（同濃度）：Ba(OH)2 KOH (NaOH) Ca(OH)2 NH3.H2O Mg(OH)2 Fe(OH)3 Al(OH)3,規(guī)律：弱酸（弱堿）的酸（堿）性越弱，其鹽越 容易水解，對應(yīng)鹽溶液的堿（酸）性越強(qiáng)。,例題：相同條件下相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的順序?yàn)椋?NaOHNa2CO3NaClONaHCO3CH3COONaNa2SO4(N

14、H4)2SO4NaHSO4,酸性： H2SO4HSO4-CH3COOHH2CO3HClOHCO3,十一離子濃度大小比較,1.一原理：平衡移動(dòng)原理 2二平衡： 電離平衡理論 水解平衡理論 3三守恒： 電荷守恒 物料守恒（元素守恒） 質(zhì)子守恒（C(H+)水=C(OH)水）,寫出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的關(guān)系式 1、NaHCO3 NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3、CO32、H+、OH、H2CO3 （1）電荷守恒： （2）物料守恒： （3）質(zhì)子守恒：,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H

15、2CO3),c(OH-)+ c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3),方法：電荷守恒與物料守恒相加減刪去強(qiáng)堿的陽 離子和強(qiáng)酸的陰離子即得質(zhì)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(OH-)+c(CO32-),Na2CO3溶液中 （1）電荷守恒： （2）物料守恒： （3）質(zhì)子守恒：,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=2c(HCO3-)+2c(CO32-)+2c(H2CO3),c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+

16、2c(H2CO3),例題：（05江蘇）常溫下將稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，不可能出現(xiàn)的結(jié)果是（ ） ApH7，且c(OH-)c(Na+)c(H+)c(CH3COO-) BpH7，且c(Na+)c(H+)c(CH3COO-)c(OH-) CPH7，且c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-) DpH7，且c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-),A D,規(guī)律：大小比較用平衡 等式比較用守恒,1、在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是（ ） A.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) B.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) C.c(NH4+

17、)c(Cl-)c(H+)c(OH-) D.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) 2、將pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，所得的混合溶液中，下列關(guān)系式正確的是( ) A、c(Na+)c(CH3COO-)c(H+) c(OH-) B、 c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-) C、 c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-) D、c(CH3COO-)c(Na+) c(OH-) c(H+),A,B,練習(xí),十二離子共存判斷,1.有沉淀、氣體生成不能共存； 2.有弱電解質(zhì)（水、弱酸、弱堿）等生成不能共存； 3.能發(fā)生氧化還原反應(yīng)不能共存

18、； 4.能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)不能共存； 5. 能發(fā)生雙水解不能共存； 6. 酸性溶液中存在的離子，在中性溶液中不能共存。（如： Fe3+ 、Cu2+、 SO42、NO3在中性溶液中不能共存）,例題、下列各組離子： （1）I、ClO、NO3、H+、 Fe2+ （2）Al3+、NH4+、HCO3、OH、CO32 （3）SO32、SO42、Cl、K+ 、NH4+ （4）Fe3+、Na+、CO32、Cl、SCN （5）Al3+、K+、AlO2、HSO3、CN （6）Cu2+、Na+、SO42、NO3、Mg2+ 在水溶液中能大量共存的是： A（1）和（6） B（3）和（6） C（2）和（5） D（1）和（4）

19、,B,十三.溶液中，某些離子的除雜 例：為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是( ) A氧化鎂 B. 氫氧化鈉 C. 碳酸鈉 D. 碳酸鎂,AD,規(guī)律：調(diào)PH除去雜質(zhì)陽離子，一般加入主 體陽離子對應(yīng)的氧化物或氫氧化物或碳酸鹽,必備公式：,1、任何水溶液中都存在: Kw=C(H+) C(OH-) （Kw 25 =10-14 ）,2、 pH=-lgC(H+),3、 pOH=-lgC(OH-),4、 PH+POH=14,十四溶液pH計(jì)算,溶液稀釋的PH計(jì)算有關(guān)規(guī)律,1、PH=a的強(qiáng)酸稀釋10n倍，PH=a+n,5、酸（堿）溶液無限稀釋時(shí)，

20、PH均約等于7（均要考慮水的電離）。,6、酸（堿）溶液稀釋時(shí)，OH（H+）的物質(zhì)的量濃度將增大。,2、PH=b的強(qiáng)堿稀釋10n倍，PH=b-n,3、PH=a的弱酸稀釋10n倍，aPHa+n,4、PH=b的弱堿稀釋10n倍，b-n PH b,混合溶液PH計(jì)算的有關(guān)規(guī)律,1、強(qiáng)酸（或強(qiáng)堿）溶液等體積混合，當(dāng)PH相差兩個(gè)或兩個(gè)以上的單位時(shí)，,（酸）= PH小 + 0.3,（堿）= PH大 0.3,2、強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的等體積混合,若PH酸 + PH堿=14，則PH混= 7,若PH酸 + PH堿，則PH混= PH酸 +0.3,若PH酸 + PH堿1，則PH混= PH堿0.3,例題：濃度為cmol/L的強(qiáng)堿B

21、(OH)n溶液，求其pH值。,C(OH-)=nCmol/L C(H+)=110-14/C(OH-)=110-14/nC pH=-lgC(H+)=14+lgnC,例題: 常溫下，求0.1mol/L氫氧化鈉溶液的pH,常溫下，求0.05mo1L氫氧化鋇溶液的pH,小結(jié)：求堿性溶液pH的方法：先求 的濃度， 再求 ，再求溶液的 。,C(OH-),C(H+),pH,例題：在25時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解：,NaOH+HCl=NaCl+H2O,0.04,0.06,關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！,OH=0.1(0.6-0.4)/0.2,H+=10-14/OH= 10-14/0.1,pH=-lg10-13=,13,1、該實(shí)驗(yàn)所需的儀器： 酸式滴定管、堿式滴定管，燒杯、錐形瓶、滴定管夾、鐵架臺(tái)、白紙。,實(shí)驗(yàn)：用已知濃度的鹽酸滴定25mL未知濃度的NaOH溶液，以測定NaOH的物質(zhì)的量濃度。,十五酸堿中和滴定,2、中和滴定的操作過程：,1）查：檢查是否漏水和堵塞 2）洗：洗凈后