第三章-水溶液中的离子平衡复习课件

第三章水溶液中的离子平衡复习课件第一节弱电解质的电离一、电解质有强弱之分1、强、弱电解质的概念强电解质：在水溶液中能够全部电离的电解质称为强电解质弱电解质：在水溶液中只有部分电离的电解质称为弱电解质强、弱电解质的判断规律强电解质：强酸、强碱、大多数盐、部分碱性氧化物弱电解质：弱酸、弱碱、水、两性氢氧化物、个别盐二、弱电解质的电离过程是可逆的1、弱电解质在水溶液中电离的特点CH3COOHCH3COO-+H+部分电离可逆存在电离平衡2、电离平衡在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。3、电离平衡状态的特征、逆、动、等、定、变困难、可逆、能变、平衡逆：弱电解质的电离是可逆过程动：动态平衡等：弱电解质的电离速率与离子重新结合速率相等定：溶液里离子浓度、分子浓度保持不变变：当支持电离平衡状态的条件改变，电离平衡会发生移动。4、电离平衡的移动电离平衡状态的存在是有条件的，当支持电离平衡状态的条件(如温度、浓度)改变以后，电离平衡就会从原来的平衡状态变为新条件下的新的电离平衡状态，这种变化又叫做电离平衡的移动。说明：(1)电离平衡状态特征的核心是“等”，“等”决定了“定”。“动”是“变”的基础，没有“动”也就没有“变”，“变”又是“动”的表现。(2)化学平衡移动原理(勒夏特列原理)也适用于电离平衡，现以CH3COOH为例来说明。电离平衡方程式条件改变内容电离平衡移动方向C(CH3COOH)增大C(CH3COOH)减小C(CH3COO-)增大C(CH3COO-减小C(H+)增大C(H+)减小温度升高温度降低加水稀释溶液CH3COOHCH3COO-+H+右左左左左右右右右讨论：在氨水中，分别加入适量盐酸、NaOH溶液和NH4Cl溶液，对NH3•H2O的电离平衡各有什么影响？并简要说明理由。例一：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是()A、CH3COOHB、Cl2C、NH4HCO3D、SO2D例二：同一温度下，强电解质溶液a，弱电解质溶液b，金属导体c三者的导电能力相同，若升高温度后，它们导电能力强弱的顺序是()A、bacB、a=b=cC、cabD、bcaA例三：欲使醋酸溶液中的CH3COO-浓度增大，且不放出气体，可向醋酸中加入少量固体()A、NaOHB、NaHCO3C、CH3COOKD、MgAC例四：一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的()A、NaOHB、H2OC、HClD、CH3COONa(固体)BD例五：硝酸亚铁溶液中存在的主要平衡关系Fe2++H2OFe(OH)++H+,若加入HCl则溶液的主要变化是()A、变黄B、变浅C、绿色加深D、无明显变化A5、多元弱酸、弱碱电离的特点(1)在水溶液中电离，在熔融状态不电离(2)电离是可逆的，即难电离。(3)多元弱酸电离分步进行，如H3PO4(三元中强酸，弱电解质)H3PO4H++H2PO4-HPO42-H++PO43-H2PO4-H++HPO42-（4）各级电离的难易程度不同，电离级数越大电离越困难，溶液的酸碱性主要由第一级电离的结果所决定。Fe(OH)3Fe3++3OH-(5)多元弱碱的电离不要求分步表示。电离常数如：H2SH++HS-K1=HS-H++S2-K2=一般K1K2电离常数的意义：电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。K值越大，电离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO例六：下列事实中，能证明氯化氢是共价化合物的是(）A、氯化氢易溶于水B、氯化氢水溶液能导电C、液态氯化氢不导电D、氯化氢不易分解C例七：把0.05molNaOH固体分别加入到100mL下列溶液中，溶液的导电能力变化最小的是（）A、自来水B、0.5mol/L盐酸C、0.5mol/LCH3COOH溶液D、0.5mol/LKCl溶液B例八：250C时，在0.5L0.2mol/L的HA溶液中，有0.01mol的HA电离成离子。求该温度下HA的电离常数。2、水的电离和溶液的酸碱性水的电离：水是一种极弱的电解质水电离的表示方法：H20+H20H3O++OH—或H20H++OH—讨论：1、影响水电离的因素有哪些？温度：越高电离程度越大；溶液的酸碱性2、在纯水中，水电离出来的[H+]和[OH—]离子浓度是否相等？水的离子积实验测得：在25℃时，水电离出来的[H+]=[OH—]=10—7mol/L[H+][OH—]=10—14是一个常数[H+][OH—]=KwKw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。注意：水的离子积只随温度的改变而改变（与[H+]、[OH—]无关）溶液的酸碱性与pH无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和OH—！而且在一定温度下是定值！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系：中性溶液酸性溶液碱性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—][H+]＜[OH—]溶液的酸碱性---正误判断1、如果[H+]不等于[OH—]则溶液一定呈现酸碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离，Kw减小。3、如果[H+]/[OH—]的值越大则酸性越强。4、任何水溶液中都有[H+]和[OH—]。5、[H+]等于10—6mol/L的溶液一定呈现酸性。6、电离程度越大的酸溶液则酸性越强。7、对水升高温度电离程度增大，酸性增强。溶液的酸碱性与pH值的关系3、意义：表示溶液酸碱性的强弱。1、表示：用H+物质的量浓度的负对数来表示。2、式子：pH=-lg[H+]如[H+]=1×10—7mol/L的溶液pH=7pOH=-lg[OH—]pH+pOH=14溶液的pH值——与酸碱性常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：中性溶液酸性溶液碱性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—][H+]＜[OH—]pH=7pH＜7pH＞7溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增强碱性增强溶液的pH值——正误判断1、一定条件下pH值越大，溶液的酸性越强。2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH值一定大。4、pH值有可能等于负值。5、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同、酸物质的量浓度相同。pH值测定方法测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。pH1234567891011121314甲基橙红色橙色黄色石蕊红色紫色蓝色酚酞无色浅红色红色pH值计算1——酸的稀释例题：在25℃时，pH值等于5的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？稀释到1000倍后，pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（10—5+9×10—7）/10=-lg10—6=6pH=-lg[H+]=-lg（10—5+999×10—7）/1000=-lg1.1×10—7=7-lg1.1=6.96关键：抓住氢离子进行计算！pH值计算2——碱的稀释例题：在25℃时，pH值等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？稀释到1000倍后，pH值等于多少？解：OH—=（10—5×1+9×10—7）/10≈10—6pH=-lg[H+]=-lgKW/[OH—]=-lg10—8=8OH—=（10—5×1+999×10—7）/1000pOH=-lg[OH—]=1.1×10—7=6.96pH=14-6.96=7.04关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！pH值计算3——强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1000×10—4）/（1+1000）=-lg2×10—4=4-lg2=3.7关键：抓住氢离子进行计算！pH值计算3——强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）=-lg（5×10—2）=2-lg5=1.3关键：抓住氢离子进行计算！规律：pH混=pH小+0.3pH值计算4——强碱与强碱混合解：=4-lg5=3.3例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？[OH—]=（1×10—5+1×10—3）/(1+1)pOH=-lg[OH—]pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7规律：pH混=pH大-0.3关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！pH值计算5——强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1关键：酸过量抓住氢离子进行计算！pH值计算5——强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！=1pOH=-lg[OH—]pOH=-lg0.02/(0.1+0.1)pH=14-pOH=13有关酸碱中和滴定PH突跃问题举例：1、用0.1mol/L的HCl溶液滴定0.1mol/L的NaOH溶液，HCl溶液少1滴、多1滴PH变化？2、用0.1mol/L的NaOH溶液滴定0.1mol/L的HCl溶液，NaOH溶液少1滴、多1滴PH变化？（一）盐类的水解1定义：溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。2条件：①盐必须溶于水②盐必须有“弱”离子（弱碱阳离子或弱酸根阴离子）3实质：破坏了水的电离平衡，促进水的电离，并建立了水解平衡。注：往水中加入酸或碱都能抑制水的电离①属可逆反应，是中和反应的逆反应。②水解程度一般比较微弱。③盐类水解是吸热的。④当V水解=V中和时，水解达到了平衡。①内因：越难电离的物质形成的盐越容易水解即越弱越水解②外因：温度越高，越有利于水解溶液越稀，越有利于水解4特征：5影响盐类水解平衡的因素6、盐类水解的规律：有弱才水解，都弱都水解；越弱越水解，无弱不水解；谁强显谁性，同强呈中性。举例盐的类型pH溶液的酸碱性醋酸钠碳酸钠氯化铵硫酸铵氯化纳硫酸钠强酸弱碱盐强碱弱酸盐强酸强碱盐强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐77=777=7碱性酸性中性中性酸性碱性一、盐溶液的酸碱性H2OH++OH_1、强碱弱酸盐醋酸钠在溶液中的变化:CH3COONa=CH3COO_+Na++CH3COOHCH3COO-+H2OCH3COOH+OH_CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因分析：CH3COO_与H+结合生成弱电解质CH3COOH，降低了溶液中H＋的浓度，使水的电离向右移动，OH-的浓度增大，使c(OH-)c(H＋)故溶液显碱性。实质：由于CH3COO_的存在，影响了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动。(1)存在着哪些电离和离子方程式？在0.1mol\LCH3COONa溶液中(3)为什么CH3COONa溶液显碱性？(2)存在着哪些离子？哪些离子可以相互结合，对水的电离平衡有何影响？这些离子之间的大小关系是怎样的？(4)存在着哪些微粒？它们的浓度之间存在着哪些等量关系？【讨论】NH4Cl=NH4++Cl-NH4++H2ONH3.H2O+H+NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClH2OOH-+H+N