溶液中的离子反应复习

溶液中的离子反应复习第1页/共44页酸、碱、盐在溶液中的电离电解质和非电解质离子反应单元1弱电解质的电离平衡电解质有强弱→弱电解质电离为可逆→电离平衡→电离常数、电离度

单元2溶液的酸碱性水是极弱电解质→水(稀溶液)离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH→pH

应用

单元3盐类的水解

水的电离平衡＋弱电解质的生成→影响因素→水解的应用(平衡移动)酸碱中和滴定。实践活动：测定酸碱反应曲线滴定实验操作图示反应曲线综合运用知识结构第2页/共44页强、弱电解质的比较：项目强电解质弱电解质相同点都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离不同点化合物类型离子化合物、共价化合物共价化合物化学键离子键共价键电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡溶液中的微粒水合离子分子、水合离子物质种类强酸、强碱、大部分盐、活泼金属氧化物弱酸、弱碱、水第3页/共44页电离方程式的书写：1、强电解质在溶液中全部电离，在电离方程式中以“＝”表示；2、弱电解质不能全部电离，在电离方程式中以“

”表示；3、多元弱酸分步电离，在书写电离方程式时要分步书写.如：H2CO3H2CO3H＋＋HCO3－、

HCO3－H＋＋CO32－；如：H3PO4H3PO4H++H2PO4—H2PO4—H++HPO42—HPO42—H++PO43—表示电解质电离的式子。4、多元弱碱分步电离，但常常一步写到底，如Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。第4页/共44页5、酸式盐的电离⑴强酸的酸式盐的电离：一步完全电离。如：KHSO4=K++H++SO42-⑵弱酸的酸式盐的电离：第一步完全电离，第二步酸式酸根部分电离。如：NaHCO3=Na++HCO3-

HCO3-H++CO32-6、两性氢氧化物的电离有两种电离方式AlO2-+H++H2OAl(OH)3Al3++3OH-第5页/共44页弱电解质的电离平衡电离过程电离程度电离度特征：等、动、定、变(可逆）（部分）影响因素弱电解质定义在一定条件下，当弱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电离平衡(1)

内因—电解质本身的结构和性质(2)外因：①温度：②浓度：温度越高，电离度越大(电离过程吸热)浓度越稀，电离度越大②同离子效应：第6页/共44页电离平衡常数1、定义：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。2、表达式：Ka=[H+][Ac-][HAc]

Kb=[NH4+][OH-][NH3·H2O]3、意义：25℃时HFK=7.2×10–4

HAcK=1.8×10–5∴酸性：HF＞HAc同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱在一定温度下，电离常数与浓度无关。第7页/共44页电离平衡常数Ka=C(H+).C(CH3COO-)C(CH3COOH)Kb=C(NH4+).C(OH-)C(NH3.H2O)CH3COOHH++CH3COO-NH3.H2ONH4++OH-第8页/共44页电离度在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。CH3COOHCH3COO-+H+α=n（Ac-）n（HAc原）α=C（Ac-）C（HAc原）α=n（H+）n（HAc原）电离度实质是化学平衡中的转化率计算方法是三步法“初始”、“转化”、“平衡”第9页/共44页弱电解质判断的实验方法1.在相同浓度、相同温度下，与强电解质作导电性对比实验。若导电能力弱的为弱电解质，反之为强电解质。2.浓度与pH的关系如某一元酸的浓度为0.1mol/L，而其pH>1，则可证明该酸是弱电解质。3.测定对应盐的酸碱性如NaA溶液呈碱性，则可证明HA必是弱电解质。4.稀释前后的pH值与稀释倍数的变化关系如pH=2的强酸稀释100倍，pH=4；而pH=2的弱酸稀释100倍，pH<45.采用实验方法证明存在电离平衡如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加NH4Ac，颜色变浅。第10页/共44页例如100℃：c(H+)·c(OH-)=Kw=1×10-121、Kw只与温度有关，温度升高c(H+)、c(OH-)同时增大，但仍然相等,则Kw增大,pH变小。影响水的电离的因素：2、水的离子积是只与温度有关的常数，在25℃时，纯净水或酸溶液、或碱溶液、或盐溶液中，H＋、OH－浓度的乘积保持不变：Kw=110-14；但只用适于稀溶液，对浓溶液不适用。水的电离水是极弱的电解质：常温下：c(H+)·c(OH-)=Kw=1×10-14H20H++OH—

（其他因素：如加入活泼金属）2H2O⇌H3O++OH-

第11页/共44页水电离平衡移动的影响因素重点1：酸或碱抑制水的电离3、只要酸的pH相同(不论几元、强弱)，对水的抑制程度相等，碱也同理；1、酸溶液中C(OH-)等于水电离出的C(OH-)；2、碱溶液中C(H+)等于水电离出的C(H+)；重点2：盐类水解均能促进水的电离1、弱酸强碱盐溶液中C(OH-)等于水电离出的C(OH-)；2、弱碱强酸盐溶液中C(H+)等于水电离出的C(H+)；3、电解质越弱，其弱离子对水的促进程度就越大。（在任何一个溶液中水电离产生的H+和OH-的浓度必相等）第12页/共44页定义：在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。实质：盐类水解与酸碱中和反应的关系：条件：1、盐必须溶于水2、生成弱电解质促进了水的电离，平衡右移盐+水酸+碱中和水解（有弱才水解；无弱不水解）特点：可逆、微弱、吸热盐类的水解第13页/共44页水解规律①强碱弱酸盐水解呈碱性(多元弱酸根离子分步水解)如:NaAc,Na2S,Na3PO4.②强酸弱碱盐水解呈酸性(多元弱碱离子水解一步

到位)如:NH4Cl,Cu(NO3)2,AlCl3③强碱强酸盐不水解,其水溶液呈中性.如NaCl,KNO3,Na2SO4.④弱酸弱碱盐强烈水解

a酸碱相当呈中性如NH4Acb酸强于碱呈酸性如(NH4)2SO3c碱强于酸呈碱性如NH4CN第14页/共44页⑤由强碱和多元弱酸所生成的酸式盐,溶液呈何性，取决于酸式酸根离子的电离和水解的程度的相对大小a.若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性;如：NaHSO3,NaH2PO4b.若水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;如：NaHCO3,Na2HPO4规律:有弱才水解,无弱不水解都弱都水解,越弱越水解谁强显谁性,两强显中性,弱弱相对定——条件——程度——结果第15页/共44页

内因:

盐的本性.

外因:

浓度、温度、酸碱度（溶液酸碱性的变化）

(1)温度不变,浓度越小,水解程度越大.(2)浓度不变,温度越高,水解程度越大.(3)改变溶液的pH值,可抑制或促进水解.影响盐类水解的因素越热越水解，越稀越水解有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解。第16页/共44页1、盐类水解反应是可逆反应，水解反应方程式用表示；2、盐类水解反应进行的程度一般较小，通常不会生成沉淀或气体，故书写产物时一般不标“↓”或“↑”符号；产物也不写成分解产物形式但：极少数盐可完全水解3、多元弱酸根阴离子水解必须分步书写一级水解：An-+H2OHA(n-1)-+OH-（为主）二级水解：A(n-1)-+H2OH2A(n-2)-+OH-…4、多元弱碱阳离子水解一步写Rn++nH2OR(OH)n+nH+例：Al2S3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑

盐类水解离子方程式的书写第17页/共44页判断加热蒸干盐溶液所得固体的成分Al2(SO4)3+6H2O2Al(OH)3+3H2SO4Al2(SO4)3AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HClAlCl3蒸干所得固体酸挥发性水解方程式盐溶液易难蒸干弱碱易挥发性酸盐弱碱难挥发性酸盐蒸干氢氧化物固体同溶质固体规律盐类水解的应用第18页/共44页盐溶液蒸干后所得物质的判断1．考虑盐是否分解。如加热蒸干Ca(HCO3)2溶液，因其分解，所得固体是CaCO3。2．考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固体是Na2SO4。3．盐水解生成挥发性强酸时，蒸干后一般得到氢氧化物。如蒸干AlCl3溶液，得Al(OH)3。盐水解生成不挥发性酸，蒸干后一般仍为原物质。例如蒸干Al2(SO4)3溶液，得Al2(SO4)3。4．盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质。如Na2CO3等。有时要多方面考虑，如加热蒸干NaClO溶液时，既要考虑水解，又要考虑HClO的分解，所得固体是NaCl。第19页/共44页判断盐溶液的酸碱性及其强弱比较相同浓度的①HCOONa、②CH3COONa、③Na2CO3、④C6H5ONa、⑤NaHCO3、⑥NaCl、⑦MgCl2、⑧AlCl3八种溶液pH值的大小Na2CO3＞C6H5ONa＞NaHCO3

＞

CH3COONa＞HCOONa＞NaCl

＞MgCl2

＞AlCl3

小结：越弱越水解对应的酸越弱，弱酸酸根离子水解程度越大。对应的碱越弱，弱碱阳离子水解程度越大。第20页/共44页[方法点拨]1.比较依据(1)理论依据①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)>c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。第21页/共44页溶液中的守恒关系(电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系)⑴电荷守恒规律：电解质溶液中，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。

如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-OH－，但存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)。

(2)理论依据第22页/共44页⑵物料守恒规律：某一组分（或元素）的原始浓度等于它在溶液中各中存在形式的浓度之和。

如在cmol/L的Na2CO3溶液中CO32-离子的存在形式有CO32-、HCO3-、H2CO3，则c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=1/2c(Na＋)

⑶质子守恒：有水电离产生的H+、OH-浓度相等。

如在Na2CO3溶液中，有水电离产生的OH-以游离态存在，而H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3，有：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。

第23页/共44页总结：酸碱溶液的稀释前后pH的变化(1)强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后不会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH-)减小.规律：pH=a的強酸稀释10n倍，pH值增大n个单位，pH=a+n规律：pH=b的強碱稀释10n倍，pH值减小n个单位，pH=b-n(2)弱酸或弱碱：在水中不完全电离,加水稀释同时,能促使其分子进一步电离,故导致相应CH+或COH-减小的幅度降低.pH值的变化比强酸或强碱小。(由强酸或强碱推出)规律：pH=a弱酸稀释10n倍，pH值增大小于n个单位，pH<a+n规律：pH=b弱碱稀释10n倍，pH值减小小于n个单位，pH>b-n第24页/共44页3.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化)可能情况有三种:

①若酸和碱恰好中和.即n(H＋)＝n(OH-),pH＝7.②若酸过量,求出过量的c(H＋),再求pH值.③若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H＋)后求pH值特例:若强酸与强碱等体积混合

:①若pH酸＋pH碱＝14，则完全中和

pH＝7.

②若pH酸＋pH碱＞14,则碱过量

pH≈pH碱－0.3

③若pH酸＋pH碱＜14,则酸过量

pH≈pH酸＋0.3

第25页/共44页①物质的量浓度相同的一元强酸和一元弱酸溶液中，其c(H+)不同，pH不同，但等体积的溶液中最多可提供的H+数（mol）相同，消耗碱的量相同。②PH相同的一元强酸和一元弱酸溶液中，其c(H+)相同，但物质的量浓度不同，弱酸的物质的量浓度大，等体积的溶液中最多可提供的H+数（mol）不同中和能力与酸碱的浓度(pH值大小)之间的关系以上同样可适用于碱小结:实践出真知第26页/共44页酸碱中和滴定中和反应:酸和碱反应生成盐和水的反应.酸＋碱→盐(正盐)＋水△H＜0当酸碱恰好中和时,参加反应的酸碱物质的量之比等于它们的计量数之比

当酸碱计量数之比等于1时:==可表示为实质:H＋＋OH－=H2O第27页/共44页中和滴定的原理

使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和,测出二者的体积,根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值,就可以计算出碱或酸的溶液浓度。

注意:“恰好完全反应”与“溶液呈中性”两句话的区别恰好完全反应后,溶液的PH≠7溶液呈中性,碱肯定过量如:HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O1mol1mol1mol第28页/共44页中和滴定定义:

用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法,叫酸碱中和滴定仪器:铁架台滴定管夹(用于固定滴定管)关键:(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积(2)准确判断中和反应是否恰好完全滴定管:用来量取或盛装酸碱液的精密仪器.分

酸式滴定管:碱式滴定管:构造:玻璃活塞

不能装碱或水解呈碱性的溶液构造:连接的橡皮管内有玻璃珠

不能装酸性及氧化性的溶液第29页/共44页查漏(查漏的仪器:滴定管,容量瓶,分液漏斗)→水洗→润洗→装液→调液面(“0”或“0”刻度下)并赶气泡→读数(精确至小数点后两位)滴定管使用:锥形瓶移液管装待测液(不用烧杯的原因:以免摇动过程中液体溅出);不得润洗用于定量量取液体(标识:温度,容量,刻度.)同容量瓶玻璃仪器洗净的标准:内壁附着的水均匀了,既不聚成水滴也不成股流下第30页/共44页加液→滴指示剂(1-2滴)→滴定(左塞右瓶,边滴边振荡,眼睛注视锥形瓶中颜色的变化,先快后慢,滴至指示剂变色且在半分钟内不褪色或恢复原颜色)→读数→记录数据滴定:1.滴定过程中为了更清楚地观察溶液颜色的变化,常在铁架台的底座上放一块白瓷板或白纸注意:2.滴定终点是指酸碱恰好时溶液的PH值,显然达到终点时,溶液的PH值不一定等于7.第31页/共44页PH的测定方法①指示剂法:常见的指示剂:甲基橙紫色石蕊酚酞②PH试纸:操作:(试纸不能润湿)用玻璃棒蘸取液体滴在PH试纸上,半分钟后显示出来的颜色与标准比色卡对照即可读出PH值(为整数)只能测得溶液的酸碱性即pH大致范围由多种指示剂混合浸制而成,中性显浅绿色,随着酸性增强由黄变红;随着碱性增强由绿变蓝紫③若精确测溶液的pH，则应使PH计。第32页/共44页突跃范围20.02mL19.98mL加入NaOH溶液的体积V(mL)溶液的pH“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便原则:指示剂变色范围落在酸碱恰好中和时溶液的PH值突跃范围内。第33页/共44页(2)常见中和滴定指示剂的选择①强酸强碱互相滴定，完全中和时pH＝7，酚酞和甲基橙均可作指示剂。②强酸滴定弱碱(如盐酸滴定氨水)，由于完全中和时生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，故应选择在酸性范围内变色的指示剂——甲基橙。③强碱滴定弱酸(如NaOH滴定CH3COOH)，由于完全中和时生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，故应选择在碱性范围内变色的指示剂——酚酞。第34页/共44页(3)终点判断指示剂操作酚酞甲基橙强碱滴定强酸无色变为粉红色橙色变为黄色强酸滴定强碱粉红色变为无色黄色变为橙色第35页/共44页20℃时，物质溶解性与溶解度的关系溶解度/g溶解性<0.010.01~1易溶>101~10难溶微溶可溶思考：我们常说的沉淀，是不是一点都不溶？第36页/共44页一、沉淀溶解平衡一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成了电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡1.定义:2、表示方法：表示的不是电离平衡AgCl（S）

Ag+(aq)+Cl-(aq)注意：饱和溶液第37页/共44页第38页/共44页第39页/共44页溶度积常数（简称溶度积）－Ksp1、定义一定条件下，难溶电解质形成饱和溶液，达到沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或简称溶度积（Ksp）AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)KsP=c（Ag+）.c（Cl-）练习：写出下列物质的溶度积常数表达式：BaSO4Al(OH)3Ag2S２.表达式:AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp=cm(An+)·cn(Bm-)第40页/共44页难溶物Ksp表达式AgClAgBrAgIMg(OH)2Cu(OH)2=[Ag+][Cl-]=[Ag+][Br-]=[Ag+][I-]=[Mg2+][OH-]2=[Cu2+][OH-]2Ksp值（25℃）溶解度（g）1.8×10-101.8×10-45.0×10-138.4×10-68.3×10-17