水溶液中的离子平衡(复习)

1、第三章第三章 水溶液中的离子平衡（复习）水溶液中的离子平衡（复习）一、一、1、电解质与非电解质本质区别：、电解质与非电解质本质区别：B熔融状态下能否导电熔融状态下能否导电在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电来证明是否电离）练习：练习： 下列说法中错误的是（下列说法中错误的是（ ）A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；一定不导电；C、浓度相同时，

2、强电解质的水溶液的导电性一定比弱、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；电解质强；D、相同条件下，、相同条件下，pH相同的盐酸和醋酸的导电性相同。相同的盐酸和醋酸的导电性相同。注意：离子化合物与共价化合物鉴别方法：注意：离子化合物与共价化合物鉴别方法：2、强电解质与弱电解质的本质区别：、强电解质与弱电解质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：注意：电解质、非电解质都是化合物电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质等属于非电解质强电解质不等于易溶于水的化合物强电解质不等于易溶于水的化合物（

3、如（如BaSO4不溶于水，但溶于水的不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故全部电离，故BaSO4为强电解质）为强电解质）3、强酸（、强酸（HA）与弱酸（）与弱酸（HB）的区别：）的区别：(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA) pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度C(HA) C(HB)(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pH(HA） pH(HB)练习：练习：物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 _ ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。H2SO4CH3COOHV硫酸硫酸V盐酸盐酸=V醋酸醋酸二、水的电离和溶

4、液的酸碱性1、水电离平衡：H2O H+ + OH- 水的离子积：KW = H+OH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液 （酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱练习： 试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是 。NH4Cl=Na2CO3 HAc=NaOH3、溶液的酸碱性和、溶液的酸碱性和pH：（1）pH= -lgH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（

5、可能是 _ 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 _ 溶液）。练习：已知100时，水的KW=110-12，则该温度下（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= 强酸弱碱盐强碱弱酸盐10-6mol/L6中性中性210练习： 将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/

6、LBa(OH)2溶液后pH= 。1.3；11.7；9 三三 、混合液的、混合液的pH值计算方法值计算方法四、稀释过程溶液四、稀释过程溶液pH值的变化规律：值的变化规律： 不论任何溶液，稀释时不论任何溶液，稀释时pH均是向均是向7靠近靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为均为7 稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。变化得慢，强酸、强碱变化得快。练习：100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 _ ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合

7、后溶液呈 _ 性，原因是 。酸恰好反应生成(NH4)2SO4，NH4+水解呈酸性碱氨水过量，电离产生的OH-使溶液呈碱性。五、溶液酸碱性的判断五、溶液酸碱性的判断六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解规律：、盐类水解规律： 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。练习： 浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的（ ）碱性：HCOONaCH3COONa碱性：Na2SNaHS 水的电离程度：NaAcNaAlO2 溶液的pH：NaHSO3Na2S

8、O4NaHCO3NaClO2、盐类水解的特点：、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热练习：下列说法错误的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。 D3、酸式盐溶液的酸碱性：、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如电离程度水解程度，显酸性 （如: ） 水解程度电离程度，显碱性 （如： ）HSO4-HSO3- 、H2PO4-HCO3- 、HS- 、HPO42-4、双水解反应：、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反

9、应为双水解反应（即）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以甚至水解完全。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：为例解释如下： NH4Ac = NH4+ + Ac- NH4+ + H2O NH3H2O + H+ Ac- + H2O HAc + OH- 两个水解反应生成的两个水解反应生成的H+和和OH-反应生成水而使两个水解反反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。应的生成物浓度均减少，平衡均右移。 （2）常见的双水解反应完全的为：）常见的双

10、水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写或气体。双水解完全的方程式写“=”并标并标“”，其离子方，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，程式配平依据是两边电荷平衡，如：如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S 练习： 写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式： _ ，_ ；2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3+ 3CO2Al3+ + 3HCO3- = Al(

11、OH)3+ 3CO25、盐类水解的应用：、盐类水解的应用：混施化肥（N、P、K三元素不能变成和） 泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸防止水解）七、溶液中微粒浓度的大小比较七、溶液中微粒浓度的大小比较 1、基本原则： 电荷守恒电荷守恒 物料守恒物料守恒 质子守恒质子守恒2、等浓

12、度的HAc与NaAc的混合溶液： 弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液： 弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液： 弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性八、溶解平衡八、溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度）溶解度小于小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用溶电解质的反应为完全反应，用“=”。（2）反应后离子浓度降至）反应后离子浓度降至110-5mol/L以下的反应为完以下的反应为完 全反应，用全

13、反应，用“=”。如酸碱中和时。如酸碱中和时H+降至降至10-7mol/L Ksp时时,过饱和溶液，沉淀生成。过饱和溶液，沉淀生成。 Qc Ksp时时,饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。Qc Ksp时时,溶液未饱和，溶液未饱和， 沉淀溶解。沉淀溶解。例例1：如果将：如果将210-4molL-1的的CaCl2溶液与溶液与310-5molL-1的的Na2CO3溶液等体积混合，问能否产生沉溶液等体积混合，问能否产生沉淀？淀？已知已知CaCO3的的Ksp=5.010-9(molL-1)2Qc=1.510-9(molL-1)2 Ksp 结论是结论是不能不能产生沉淀产生沉淀例例2、实验测得某水样中的铁离子的浓度为、实验测得某水样中的铁离子的浓度为2.610-6moll-1若要使水中的铁离子转化为若要使水中的铁离子转化为沉淀，则溶液的沉淀，则溶液的PH值至少要控制