《第三章 水溶液中的离子反应与平衡》复习课件

章末复习第三章

水溶液中的离子反应与平衡

电解质和非电解质

电解质非电解质在________或__________下能够导电的__________水溶液熔融状态化合物在________和__________下均不能够导电的__________水溶液熔融状态化合物单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质酸、碱、盐活泼金属氧化物水

【类别】【类别】大部分非金属氧化物大多数有机物NH3温故知新依据电解质电离程度的差异对电解质进行分类。电解质强电解质弱电解质强酸→HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO4等强碱→KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等绝大多数盐→NaCl、Na2SO4、BaSO4、NaHCO3等弱酸→H2S、H2CO3、CH3COOH、H2SO3、HClO等弱碱→NH3·H2O、Fe(OH)2、Fe(OH)3等极少数盐→CH3COOH)Pb等水（全部电离）（部分电离）与溶解性无关温故知新

c(H+)c(CH3COO-)c(CH3COOH)v(电离)v(结合)醋酸初溶于水时

接着

最后

0(最小)0(最小)最大增大最大0(最小)增大减小减小增大不变不变不变不变不变电离平衡状态建立反应速率V(电离)V(结合)V(电离)=V(结合)电离平衡状态弱电解质电离平衡状态建立示意图时间

电离平衡是一种动态平衡。弱电解质的电离平衡逆：弱电解质的电离是可逆过程在一定条件(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，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡。动：电离平衡是一种动态平衡定：条件不变,溶液中各分子、离子的浓度不变变：条件改变时，电离平衡发生移动等：V电离=V结合≠0定义1特征2不是可逆反应弱电解质的电离平衡内因：电解质本身的性质。

通常电解质越弱，电离程度越小。当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。弱电解质电离平衡与其他化学平衡一样，属于动态平衡。当外界条件改变时符合“勒夏特列原理”。外因：①浓度②温度③其他因素影响电离平衡的因素（1）浓度：对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间通过碰撞结合成分子的机会越少（茫茫人海难再聚），电离程度越大。平衡移动方向n（酸）n(H+)n(酸根)C（酸）C(H+)C(酸根)导电能力电离程度加水稀释CH3COOHCH3COO−

+H+向右减小增大增大减小减小减小减弱增大①加水稀释向电离的方向移动，电离程度增大（加水稀释相当于气相反应中的减压），即：电解质溶液的浓度越小，它的电离程度就越大，但离子浓度减小；②增加弱电解质浓度，向电离的方向移动，但电离程度减小（相当于气相反应中的加压）影响电离平衡的因素平衡移动方向n（酸）n(H+)n(酸根)C（酸）C(H+)C(酸根)导电能力电离程度升高温度向右减小增大增大减小增大增大增强增大（2）温度的影响：电离（断键）过程吸热讨论弱电解质的电离程度时，应当指出该弱电解质中溶质的浓度和温度。如不注明温度，通常指25℃。影响电离平衡的因素条件改变平衡移动方向H+数量C(H+)导电能力电离程度加水稀释升高温度通入HCl加NaOH加Na2CO3加醋酸钠加冰醋酸对0.1mol/L的CH3COOH溶液进行下列操作，请判断填空右移右移右移右移右移左移左移增大增大增大减小减小减小增大减小增大增大增大减小减小减小减弱增强增强增强增强增强增强增强增强增强增强减弱减弱减弱

在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数。弱碱的电离常数Kb弱酸的电离常数Ka

电离平衡常数K1）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步各有电离常数。

通常用K1

、K2

、K3等来分别表示

H2CO3

2）多元碱4.3×10-75.6×10-11（表达式中浓度指该粒子的总浓度）电离平衡常数K

一定温度下，弱电解质的K值越大，电离程度越大，酸性（或碱性）越强。CH3COOHH2CO3K=1.8×10-5Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11

酸性：

电离平衡常数K的意义(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，

由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升

高而增大。电离常数的影响因素思考：对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？25℃

几种弱酸的Ka弱电解质KaHF6.3×10-4CH3COOH1.75×10-5HCN6.2×10-10相同温度下，Ka越大，弱酸越易电离，酸性越强(1)相同温度下，不同弱酸的Ka不同，由弱酸的性质决定电离常数的影响因素思考：对比如下数据，电离平衡常数受哪些因素的影响？不同温度下CH3COOH的Ka温度Ka0℃1.66×10-510℃1.73×10-525℃1.75×10-5(2)电离常数

Ka与温度有关，但电离常数随温度变化不大T↑，K↑电离常数的影响因素

弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。表达式：电离度通常用ɑ表示。电离度

电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。特别提示①温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的ɑ越大，表示其酸性相对越强。②同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。电离度C初/mol·L－1 0.200∆C/mol·L－1

C平/mol·L－1某温度下，氨水的浓度为

2.0mol·L–1，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10-3mol·L–1。计算该温度下的电离平衡常数。

=0.21.7×10-3≈×1.7×10-31.4×10-51.7×10−30.2−1.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−3电离平衡的相关计算K电离＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K电离·c(H2O)=c(H+)·c(OH-)H2OH++OH－室温下1L(55.6mol)H2O中，只有1×10-7

molH2O电离，电离的水可以忽略不计，因此C(H2O)可视为常数KW（2）表达式：KW＝c(H+)·c(OH-)（1）定义：一定温度时，水（稀溶液）中c(H+)与c(OH-）的乘积是一个常数Kw，即水的离子积常数，简称水的离子积。常温时，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7mol/L常温时，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14水的电离不同温度下水的离子积常数温度（℃）0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。①影响Kw的因素②适用范围水的电离是吸热过程,升高温度，促进水的电离,Kw增大。Kw只与温度有关,与浓度无关。在使用Kw时一定要强调温度。3在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由

电离产生的c(H＋)、c(OH－)总是相等的。4Kw揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温

度不变，Kw不变。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。2适用范围

条件移动方向c(H+)c（OH-）电离程度Kw升温

通入HCl(g)

通入氨气

加Na2O

加FeCl3(s)

加入NaHSO4(s)

右移增大增大增大增大左移增大减小减小不变左移减小增大减小不变左移减小增大减小不变右移增大减小增大不变左移增大减小减小不变水的电离平衡的影响因素(1)pH定义：c(H＋)的负对数(2)计算公式：pH＝－lgc(H＋)c(H＋)=10-pH例：c(H＋)=1×10-7

mol/L的中性溶液，pH=-lg10-7=7

c(H＋)=1×10-5

mol/L的酸性溶液，pH=-lg10-5=5

c(H＋)=1×10-9

mol/L的中性溶液，pH=-lg10-7=9pH与c(H＋)的关系(3)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系，如下图所示25℃时：

pH01234567891011121314c(H+)/mol·L-110010-710-1410-210-410-1010-12中性pH减小，c(H+)增大酸性增强pH增大，c(H+)减小碱性增强pH适用范围中性溶液：c(H+)=c(OH-)

pH=7（25℃）酸性溶液：c(H+)>c(OH-)

pH<7（25℃）碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)

pH>7（25℃）讨论：当温度为100℃时，溶液的酸碱性和pH的关系？当c(H+)或c(OH-)＞1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH-浓度来表示。计算公式pH＝___________意义pH越大，溶液的碱性

；pH越小，溶液的酸性____溶液酸碱性与pH的关系(常温下)pH＜7，为

溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为

溶液适用范围1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1－lg

c(H＋)越强越强酸性碱性c(H+)广泛pH试纸精密pH试纸pH计（酸度计）pH的测定注意事项(检验气体要润湿)(2)pH试纸测量法

将pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取溶液滴在pH试纸上，在半分钟内将pH试纸与标准比色卡进行比照得pH。①pH试纸不能润湿；②玻璃棒应干燥洁净；③应在半分钟内观察，时间长，pH试纸所显示

的颜色会改变。广泛pH试纸精密pH试纸pH计又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，其量程为0~14。(2)pH计测量法待测定量取一定体积已知0.1000mol/Lc(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【问题1】需测得哪些数据能计算出c(NaOH)？实验室有一瓶未知浓度的NaOH溶液，一瓶浓度为0.1000mol/L的HCl溶液，如何准确测出NaOH溶液的浓度？V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)].c(NaOH).＝c(HCl)指示剂变色范围的pH石蕊＜5.0红色5.0_____8.0

>8.0蓝色甲基橙＜3.1____

3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞＜8.2无色8.2～10.0

浅红>10.0____

紫色红色红色8.210583.14.4酚酞石蕊甲基橙酸碱中和滴定终点的判断在待测溶液中加入酸碱指示剂，通过颜色变化判断滴定终点强酸与强碱“恰好”反应时，所得溶液的pH＝7，用酚酞作指示剂时，实际滴定终点的pH＝8.2，为什么可以将滴定终点当成“恰好”反应的点？甲基橙酚酞“pH突变”当接近滴定终点时，极少量的碱和酸就会引起pH突变。思考微1）滴定前的准备：滴定管1)查：检查滴定管活塞是否漏水。2)洗：用所要盛装的溶液__________遍润洗2-34)装：将溶液加入相应滴定管，使液面位于0刻度线以上2-3cm6)记：排除滴定管内气泡，使其充满溶液，调节液面处于____某一刻度3)润：5)排：用_______________遍蒸馏水洗涤2-3记录滴定管的初始读数。用0.1000mol/L的HCl溶液测定未知浓度的NaOH溶液实验步骤先查漏液再润洗，装液排气调液面;左手活塞右手瓶，瓶不润洗要记清；眼看颜色手不停，三十秒钟要记清。中和滴定记忆口决当滴入最后一滴×××标准溶液后，溶液由××色变成××色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。说明：解答此类题目注意三个关键点：(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后，溶液“颜色的变化”。(3)半分钟(30秒)：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不褪色”。答题模板：步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗________碱式滴定管未用待测溶液润洗________锥形瓶用待测溶液润洗________锥形瓶洗净后还留有蒸馏水___________取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失V碱（待）固定值=V后-V前（有气泡，液面上升，数值变小）__________以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：变大偏高变小偏低变大偏高不变无影响变小偏低误差分析滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失V酸（标）=V后-V前（有气泡，液面上升，数值变小）________振荡锥形瓶时部分液体溅出________部分酸液滴出锥形瓶外________溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化________读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或先仰后俯)________滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或先俯后仰)________变大偏高变小偏低变大偏高变大偏高变小偏低变大偏高误差分析1、定义：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。2、实质：弱酸阴离子弱碱阳离子结合H+破坏了水的电离平衡促进水的电离c(H+)≠c(OH-)使盐溶液呈现酸性或碱性盐电离结合OH-生成弱电解质盐类的水解

盐+水

酸+碱3、水解的特点：⑴可逆⑵吸热⑶一般很微弱中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不写“”，而写“”。，必有弱酸或弱碱生成△H＞0水溶液中的两个微弱:弱酸弱碱电离程度微弱;盐类水解程度微弱.盐类的水解

盐类溶液酸碱性规律强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐弱酸弱碱盐中性酸性碱性无弱不水解，同强显中性谁弱谁水解，谁强显谁性都弱都水解，同弱显中性，谁强显谁性有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，规律要记清。4.盐类水解规律盐类的水解

（2）一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”。（1）盐类水解是可逆反应，写

“

”符号NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H+HCO3-＋H2OH2CO3

＋OH-水解方程式的书写

第一步第二步HCO3－H2OOH－＋H＋Na2CO3＝2Na＋＋CO32－

＋CO32－＋H2OOH－＋HCO3－水解方程式：HCO3－＋H2OOH－＋H2CO3生成的HCO3－进一步发生水解：水解方程式的书写

（3）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。（4）多元弱碱阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。影响因素实验步骤实验现象解释生成物的浓度取2支试管分别加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液在试管①加入1mL浓盐酸在试管②加入等体积水①试管：颜色明显变浅C生成物增大，平衡逆向移动，Fe(OH)3减少

c(H+)增大，水解平衡逆向移动，Fe3+水解程度减小。

反应物浓度对水解平衡的影响影响因素实验步骤实验现象解释反应物的浓度①试管：C反应物增大，平衡正向移动，生成的Fe(OH)3增多

取2支试管分别加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液在试管①加入FeCl3晶体颜色明显加深

c(Fe3+)

Q＝＜

K

c3(H+)

反应物浓度对水解平衡的影响c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度加热加水加CH3COOH加CH3COONa加HCl加NaOH减小增大增大减小增大增大减小减小减小减小增大增大增大增大增大减小减小减小增大增大增大减小增大减小减小减小减小增大增大增大增大增大增大减小减小减小(1)水解平衡正向移动，离子的水解程度不一定增大。若升高温度水解平衡正向移动，离子的水解程度增大，若增大离子的浓度使水解平衡正向移动，离子的水解程度反而减小。(2)水解平衡移动，水解平衡常数不一定改变。水解平衡常数只与温度有关。(3)水解平衡移动符合勒夏特列原理。因素对盐类水解程度的影响内因组成盐的酸或碱越弱,水解程度越大外界条件温度升高温度能够促进水解浓度盐溶液浓度越小,水解程度越大外加酸、碱水解显酸性的盐溶液,加非组成盐的碱会促进水解,加非组成盐的酸会抑制水解,反之亦然外加盐加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解

有弱才水解，（条件）

谁强显谁性，

同强显中性，

越弱越水解，（内因）

升温稀释促，

同酸同碱抑，

双水解促进。（结果）（外因）归纳小结电解质溶液中

所带的电荷总数与

所带的电荷总数

。即电荷守恒，溶液呈

。(1)解题方法①分析溶液中所有的阴、阳离子。②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。阳离子阴离子相等电中性1、电荷守恒如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO32－、H＋、OH－、HCO3－，它们存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－)1、电荷守恒

如：NH4Cl溶液中

阳离子：

NH4+H+

阴离子：

Cl–OH–

正电荷总数==负电荷总数n(NH4+)+n(H+)==n(Cl–)+n(OH–)c(NH4+)+c(H+)==c(Cl–)+c(OH–)1、电荷守恒阳离子：

Na+、H+

阴离子：

OH–

、

S2–

、

HS–Na2S溶液

Na2S==2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+)+c(H+)==c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)∵正电荷总数==负电荷总数1、电荷守恒

在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。2、物料守恒溶液中原子种类、原子数目、原子质量、元素种类、元素质量一定不变！但是存在形式可能会变！

如Na2CO3溶液中Na+和CO32-的原始浓度之间的关系为c(Na+)=2c(CO32-)，由于CO32-发生水解，其在溶液中的存在形式除了CO32，还有HCO3-、H2CO3。根据电荷守恒有c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。2、物料守恒例题1：1mol/L的Na2CO3

溶液中Na2CO3==2

Na++CO32–H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3+OH–

根据c(Na):c(C)＝2:1c(Na

)=2

mol/Lc(C

)=1mol/L根据碳守恒c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)=1mol/L∴

c(Na+)=

2

[c

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)

]2、物料守恒分析例题2：写出NaHCO3溶液的电荷守恒和物料守恒（原子守恒）阳离子：Na+、H+阴离子：

OH–

、

CO32–、

HCO3–电荷守恒：c(Na+)+c(H+)==c(OH–)+2c(CO32–)+c(HCO3–)∵

c(Na+):c(C)＝.1:1故：物料守恒c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+c(H2CO3)2、物料守恒分析提醒：质子守恒可由物料守恒和电荷守恒联合求得再如：Na2CO3

溶液中：c(H+)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)=c(OH－)规律：由水电离H2O==H++OH—可知，水电离产生的H+和OH—的物质的量总是相等的。如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)3、质子守恒写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的质子守恒式。CH3COONa溶液中：NaHCO3溶液中：（再与碳酸钠溶液中的质子守恒式作比较）c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH－)c(H+)+c(H2CO3)=c(OH－)+c(CO32－)

3、质子守恒1.单一溶液：例题:在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)(1)一元(强碱弱酸盐或强酸弱碱盐)溶液小结：1.比较时紧扣两个微弱(1)弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。4、离子浓度大小比较(2)多元弱酸溶液—根据分步电离来判断例题:在H2CO3溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是：c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)小结：1.比较时紧扣两个微弱(2)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。4、离子浓度大小比较(3)多元弱酸正盐溶液—根据分步水解来判断例题:在Na2CO3溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是：

c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)Na2CO3==2Na++CO32-①CO32-+H2OHCO3-+OH-②HCO3-+H2OH2CO3+OH-③H2OH++OH-Na2CO3溶液主次

4、离子浓度大小比较答：(1)通常所说的难溶物是指在常温下，其溶解度小于0.01g,并不是在水中完全不能溶解。(2)生成AgCl沉淀的离子反应是指进行到一定限度，并不能完全进行到底，此时溶液中还有Ag+和Cl-。Ag+Cl-AgCl在水中溶解平衡尽管AgCl固体难溶于水，但仍有部分Ag＋和Cl-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的Ag＋和Cl-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，Ag＋和Cl-的沉淀与AgCl固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态。

AgCl(s)Ag+

(aq)+Cl_(aq)溶解沉淀AgCl固体溶解的微观过程一方面，在水分子作用下，少量Ag＋与Cl－脱离AgCl的表面进入水中，另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受AgCl表面阴、阳离子的吸引，回到AgCl的表面析出—沉淀。当v溶解＝v沉淀时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡溶解速率沉淀速率时间速率沉淀溶解平衡AgCl固体溶解的微观过程

在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列动态平衡：V溶解V沉淀V溶解=V沉淀沉淀溶解平衡：动态平衡，v溶解和v沉淀均不为零v溶解＝v沉淀可逆过程达到平衡时，溶液中的离子浓度不变。当外界条件改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直至达到新的平衡状态。2.特征(1)逆(2)动(3)等(4)定(5)变沉淀溶解平衡：1、应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。进水预处理设备混合投药药剂设备部分回流沉淀物处理设备沉淀物排除反应沉淀补充处理出水化学沉淀法废水处理工艺流程示意图沉淀的生成1．应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来

达到分离或除去某些离子的目的。2．方法实例操作及原理调节pH法除去NH4Cl中的FeCl3溶于水，加氨水调节pH

除去CuCl2中的FeCl3

加Cu(OH)2：Cu(OH)2+2H+===Cu2++2H2O加CuO：CuO

+2H+===Cu2++2H2O沉淀的生成1．应用：在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。2．方法实例操作及原理沉淀剂法除去废水中的Hg2+加入Na2S：S2-+Hg2+===HgS↓除去废水中的Cu2＋通入H2S：H2S+Cu2+===CuS↓+