高中二年级上学期化学《水溶液中的离子反应与平衡总复习》教学课件

水溶液中的离子反应与平衡总复习化学选择性必修1学习内容一、电解质和盐类水解概念及方程式的书写。三、掌握本章的计算。二、平衡影响因素。四、离子浓度关系比较。一、电解质和盐类水解认识电解质、盐类的水解的概念及方程式的书写。1、电解质（1）电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。例如：酸、碱、盐、金属氧化物、H2O例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3蔗糖、酒精1、电解质（2）强电解质：能够全部电离的电解质。弱电解质：不能够全部电离的电解质。例如：强酸、强碱、绝大多数的盐、活泼金属氧化物。例如：弱酸、弱碱、水。注：判断电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无关。硫酸钡是强电解质醋酸是弱电解质浓醋酸可能比很稀的盐酸导电能力强1、电解质（3）电离方程式的书写书写要点：①强电解质：“=”、弱电解质:“”。②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写。原则：遵循质量守恒、电荷守恒NaCl=Na++Cl-H2CO3H++HCO3-HFH++F-HCO3-

H++CO32-Fe(OH)3Fe3++3OH-1、电解质（3）电离方程式的书写书写要点：原则：遵循质量守恒、电荷守恒③强酸酸式盐的电离。④弱酸酸式盐的电离。NaHSO4=Na++H++SO42-

（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）

NaHCO3=Na++HCO3-HCO3-

H++CO32-2、盐类的水解（1）概念：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）规律：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。2、盐类的水解（3）盐类水解的方程式书写：①必须写“”②不写“↑”、“↓”③H2CO3、H2SO3等不拆开④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完CH3COO-

+H2OCH3COOH+OH-

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

CO32-+H2OHCO3-

+OH-二、平衡影响因素理解电离平衡、水解平衡、溶解平衡的影响因素。1、电离平衡影响因素（1）内因：物质本身的性质（2）外因：①温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大，电离平衡常数K增大。②浓度：I、加水稀释，平衡向电离的方向移动，电离程度增大，但离子浓度减小，电离平衡常数K不变。II、增大弱电解质的浓度，平衡向电离方向移动，离子浓度增大，但电离程度减小，电离平衡常数K不变。1、电离平衡影响因素（1）内因：物质本身的性质。（2）外因：②浓度：III、加入同浓度的弱电解质溶液，平衡不移动，各微粒浓度不变、电离程度不变。IV、加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离。

改变条件平衡移动n(H＋)c(H＋)电离程度Ka加水稀释加入少量冰醋酸通入HCl(g)加NaOH(s)加CH3COONa(s)加入镁粉升高温度以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋

ΔH>0向右增大减小增大不变向右增大增大减小不变向左向右向左向右向右减小减小增大减小增大增大减小减小减小增大减小不变增大不变不变不变增大增大增大减小2、水解平衡影响因素（1）内因：物质本身的性质。

越弱越水解，越水解其酸（或碱）性越强（2）外因：①温度：升高温度，平衡向右移动，水解程度增大，酸碱性增强。②浓度：I、加水稀释，平衡向右移动，水解程度大，但酸（或碱）性减弱。II、盐的浓度越高，平衡向右移动，酸（或碱）性增强，但水解程度小。III、同离子效应：加酸或碱抑制或促进水解。以FeCl3水解为例Fe3＋＋3H2O

Fe(OH)3＋3H＋，填写外界条件对水解平衡的影响。条件移动方向H＋数pH升温通HCl加H2O加NaHCO3向右向左向右向右增多增多增多减小增大增大减小减小3、沉淀溶解平衡影响因素（1）内因：加水，平衡向溶解方向移动，溶解度不变。升温，多数平衡向溶解方向移动。加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动，溶解度减小。④加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动。难溶电解质本身的性质（2）外因：①温度：②浓度：③同离子效应：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)

ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响：外界条件移动方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高温度加水稀释加入少量AgNO3通入HCl向右增大增大增大向右不变不变不变向左增大减小不变向左减小增大不变三、掌握有关计算掌握溶液pH值、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积的计算公式。1、溶液pH值的计算pH＝－lgc(H＋)（1）单一溶液pH的计算强酸：c(酸)→c(H+)→pH强碱：c(碱)→c(OH-)→c(H+)→pH1、溶液pH值的计算pH＝－lgc(H＋)（2）混合溶液pH的计算两种强酸混合：c(H+)混=两种强碱混合：c(OH-)混=

强酸与强碱混合：①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7②酸过量，c(H+)过量=

③碱过量，c(OH-)过量=1、溶液pH值的计算pH＝－lgc(H＋)（2）混合溶液pH的计算2、弱电解质的电离平衡常数（1）一元弱酸HA的电离平衡常数：根据HAH＋＋A－，Ka＝

（2）一元弱碱BOH的电离平衡常数：根据BOHB＋＋OH－，Kb＝c（B+）●c（OH-）

c（BOH）（3）多元弱酸电离平衡常数：如H2CO3H2CO3H++HCO3-HCO3-

H++CO32-c（H+）●c（HCO3-）

c（H2CO3）K1＝

c（H+）●c（A-）

c（HA）c（H+）●c（CO32-）

c（HCO3-）K2＝

3、盐类水解平衡常数CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝＝＝＝4、溶度积以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)

式中的浓度是任意时刻的浓度。(1)Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态(3)Qc<Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出四、离子浓度关系掌握溶液中的离子浓度的大小比较。1、溶液中的三大守恒关系（1）电荷守恒规律

任何电中性溶液中，阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)CH3COONa溶液：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)1、溶液中的守恒关系（2）物料守恒规律电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如0.1mol/L的Na2CO3溶液：c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]=0.2mol/L0.1mol/L的CH3COONa溶液：c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L

1、溶液中的守恒关系（3）质子守恒规律如Na2S水溶液中的质子转移情况如图所示：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)2、溶液中离子浓度大小比较（1）多元弱酸：多元弱酸的电离是分步进行的，电离程度前面步远大于后面步。

如H2S溶液中离子浓度的大小关系c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)>c(OH－)H2S

H++HS-HS-

H++S2-H2O

H++OH-2、溶液中离子浓度大小比较（2）多元弱酸的正盐：多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，水解程度前面步远大于后面步。

如Na2S溶液中离子浓度的大小关系c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH－)＞c(HS－)>c（H2S）>c(H+)Na2S=2Na++S2-S2-+H2OHS-+OH-HS-+H2OH2S+OH-H2O

H++OH-2、溶液中离子浓度大小比较（3）多元弱酸的酸式盐：看弱酸根离子的电离与水解程度的大小。c(Na+)＞c(HS-)＞c(OH－)＞c（H2S）>c(H+)>c(S2－)NaHS=Na++HS-HS-+H2OH2S+OH-H2O

H++OH-①水解>电离：

如NaHS溶液中离子浓度的大小关系HS-

H++S2-2、溶液中离子浓度大小比较（3）多元弱酸的酸式盐：看弱酸根离子的电离与水