水溶液中離子平衡

會計學1水溶液中離子平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離

什么是電解質(zhì)？什么是非電解質(zhì)？在水溶液或熔化狀態(tài)下能導電的化合物叫電解質(zhì)。

根據(jù)電解質(zhì)的概念，討論以下幾種說法是否正確，并說明原因。1.石墨能導電，所以是電解質(zhì)。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是電解質(zhì)。3.鹽酸能導電，所以鹽酸是電解質(zhì)。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導電，所以均為電解質(zhì)。

酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子，不同的電解質(zhì)電離程度是否有區(qū)別？

有區(qū)別，電解質(zhì)有強弱之分。第1頁/共70頁

鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛(wèi)生潔具的清潔和去除水垢，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？醋酸腐蝕性比鹽酸小，酸性弱。

醋酸的去水垢能力不如鹽酸強，除濃度之外是否還有其它因素？

體積相同，濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應，并測量溶液的pH值。開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，pH值鹽酸為1，醋酸小于1 1mol/LHCl1mol/LCH3COOH與鎂條反應現(xiàn)象

溶液的pH

第2頁/共70頁

反應現(xiàn)象及pH值不同的原因？探討結(jié)果：開始1mol/L

HCl與鎂條反應劇烈，說明1mol/L

HCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為1mol/L，說明HCl完全電離；而開始1mol/L

CH3COOH與鎂條反應較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于1mol/L，說明醋酸在水中部分電離。HCl是強電解質(zhì)，CH3COOH是弱電解質(zhì)。第3頁/共70頁

什么叫強電解質(zhì)？什么叫弱電解質(zhì)？一、電解質(zhì)有強弱之分在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)；如強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽。只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。如弱酸、強堿、水。勒沙特列原理不僅可用來判斷化學平衡的移動方向，而且適用于一切動態(tài)平衡，當然也適用于電離平衡，像我們剛才提到的體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸分別與足量的鎂條反應，最后醋酸放出氫氣多，就與醋酸存在電離平衡有關。那么如何從電離平衡的移動去解釋？第4頁/共70頁

二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的因為HCl不存在電離平衡，CH3COOH存在電離平衡，隨著H＋的消耗，CH3COOH的電離平衡發(fā)生移動，使H＋得到補充，所以CH3COOH溶液中H+濃度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反應過程中速率較快。第5頁/共70頁

CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？

不能。我們知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH會電離成CH3COO－和H＋，與此同時，電離出的CH3COO－和H+又會結(jié)合成CH3COOH分子，隨著CH3COOH分子的電離，CH3COOH分子的濃度逐漸減小，而CH3COO－和H+濃度會逐漸增大，所以CH3COOH的電離速率會逐漸減小，CH3COO－和H+結(jié)合成CH3COOH分子的速率逐漸增大，即CH3COOH的電離過程是可逆的。第6頁/共70頁

1、CH3COOH

CH3COO－+H＋在醋酸電離成離子的同時，離子又在重新結(jié)合成分子。當分子電離成離子的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時，就達到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡的建立過程，同樣可以用速率—時間圖來描述。

弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖

根據(jù)上圖的特點，結(jié)合化學平衡的概念，說一下什么叫電離平衡。第7頁/共70頁

2、在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

電離平衡也屬于一種化學平衡，那么電離平衡狀態(tài)有何特征？

前提：弱電解質(zhì)的電離；①達電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等；②動態(tài)平衡，即達電離平衡時分子電離成離子和離子結(jié)合成分子的反應并沒有停止；③達電離平衡時，離子和分子共存，其濃度不再發(fā)生變化；④指電離平衡也是一定條件下的平衡，外界條件改變，電離平衡會發(fā)生移動。

哪些條件改變可引起化學平衡移動？

濃度、溫度、壓強。第8頁/共70頁在氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONH4＋+OH－下列幾種情況能否引起電離平衡移動？向哪個方向移動？①加NH4Cl固體②加NaOH溶液③加HCl④加CH3COOH溶液⑤加熱⑥加水⑦加壓

［答案］①逆向移動②逆向移動③正向移動④正向移動⑤正向移動⑥正向移動⑦不移動加水時，會使單位體積內(nèi)NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子數(shù)均減少，根據(jù)勒沙特列原理，平衡會向粒子數(shù)增多的方向，即正向移動。但此時溶液中的NH4＋及OH－濃度與原平衡相比卻減小了，這是為什么呢？請根據(jù)勒夏特列原理說明。

因為根據(jù)勒沙特列原理，平衡移動只會“減弱”外界條件的改變，而不能“消除”。第9頁/共70頁分析一元弱酸或弱堿的電離平衡，完成下列問題：1、寫出弱酸ＨＡ和弱堿ＢＯＨ的電離方程式。2、填寫下表中的空白。HA電離過程中體系各離子濃度變化

C（H+）C（A－）C（HA）HA初溶于水時小小大達到電離平衡前變大變大變小達到電離平衡時不再變化不再變化不再變化第10頁/共70頁

BOH電離過程中體系各離子濃度變化C（OH－）C（B＋）C（BOH）等體積等濃度的B＋、OH－混和時小小大達到電離平衡前變大變大變小達到電離平衡時不再變化不再變化不再變化第11頁/共70頁

由于弱電解質(zhì)存在電離平衡，因此弱電解質(zhì)的電離方程式的書寫與強電解質(zhì)不同。試寫出下列物質(zhì)的電離方程式：1、H2CO32、H2S3、NaHCO34、NaHSO45、HClO

1、H2CO3

H＋+HCO3

-HCO3

-

H＋+CO3-2、H2S

H＋+HS－

HS－

H＋+S2－3、NaHCO3==Na＋+HCO3

-HCO3

-

H＋+CO3-4、NaHSO4==Na＋+H＋+SO4

5、HClO

H＋+ClO－

氫硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它們的酸性誰略強一些呢？那就要看誰的電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離平衡常數(shù)來衡量。第12頁/共70頁

三、電離平衡常數(shù)對于弱電解質(zhì)，一定條件下達到電離平衡時，各組分濃度間有一定的關系，就像化學平衡常數(shù)一樣。如弱電解質(zhì)AB：

AB

A+

+

B－

弱酸的電離平衡常數(shù)一般用Ka表示，弱堿用Kb表示。請寫出CH3COOH和NH3·H2O的電離平衡常數(shù)表達式Ka=

Kb=第13頁/共70頁從電離平衡常數(shù)的表達式可以看出，分子越大，分母越小，則電離平衡常數(shù)越大，即弱電解質(zhì)的電離程度越大，電離平衡常數(shù)越大，因此，電離平衡常數(shù)可用來衡量弱電解質(zhì)相對強弱。那么，用電離平衡常數(shù)來比較電解質(zhì)相對強弱時，要注意什么問題呢？電離平衡常數(shù)和化學平衡常數(shù)一樣，其數(shù)值隨溫度改變而改變，但與濃度無關。電離平衡常數(shù)要在相同溫度下比較。第14頁/共70頁

向兩支分別盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液，觀察現(xiàn)象。酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。

多元弱酸是分步電離的，每步都有各自的電離平衡常數(shù)，那么各步電離平衡常數(shù)之間有什么關系？多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數(shù)來比較呢？多元弱酸電離平衡常數(shù)：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步電離決定。

對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數(shù)決定。第15頁/共70頁小結(jié)：一、電解質(zhì)有強弱之分在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)叫強電解質(zhì)；如強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽。只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。如弱酸、弱減、水。二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的1、CH3COOH

CH3COO－+H＋

弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖2、在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。3、影響因素：①濃度②溫度

第16頁/共70頁三、電離平衡常數(shù)

AB

A++B－

1.電離平衡常數(shù)的意義：判斷弱酸、弱堿的相對強弱。2.溫度升高電離平衡常數(shù)增大，但濃度改變電離常數(shù)不變。3.多元弱酸、多元弱堿分步電離，K1＞K2＞K3……，酸性或堿性由K1決定。第17頁/共70頁第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性

一、水的電離

1、用靈敏的電流計測定純水的導電性可知：純水具有導電性，但極其微弱，為什么呢？（1）水是一種極微弱的電解質(zhì)，只能微弱的電離，并存在著平衡。水的電離方程式：H2O+H2O=H3O++OH-簡寫為：H2O=H++OH-（2）從純水的導電性實驗測得，25℃時，1L純水中只有1×10-7molH2O電離?！郈H+=COH-=1×10-7mol/L而1L水的物質(zhì)的量為55.6mol，這與發(fā)生電離的水1×10-7mol相比，水的電離部分忽略不計。所以，電離前后，水的物質(zhì)的量幾乎不變，可以看作是一個常數(shù)CH+·COH-=KWKW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=CH+·COH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14

水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+濃度和OH-濃度之間的關系。第18頁/共70頁

二、影響水的電離的因素

加入酸或堿，抑制水的電離，KW不變；

加入某些鹽，促進水的電離，KW不變；電離過程是一個吸熱過程，升溫能促進水的電離，KW增大，在100℃時，KW=1×10-12。

其它因素：如加入活潑金屬，消耗H+，水的電離程度增大。

CH+=1×10-7mol/L的溶液一定呈中性嗎？溶液或純水呈中性，是因為溶液中CH+=COH-純水中溶液H＋、OH－濃度的計算方法：

CH+=COH-=

。第19頁/共70頁

三、在酸、堿溶液中如何求H2O電離出的H+濃度和OH-濃度水的離子積常數(shù)反映了一定溫度下的水的H+濃度和OH-濃度之間的關系。

例1、0.1mol/LHCI中CH+以及水電離出的H+濃度和OH-濃度[分析]（1）酸影響了水的電離，抑制了水的電離，水電離平衡向左移動。所以，酸電離出的CH+很大，是主要的，水電離的CH+很小。所以溶液中CH+可以近似看作是酸電離出的H+濃度。∴CH+=0.1mol/L溶液中COH-=10-14/0.1=10-13mol/L，此COH-就是水電離出的OH-濃度?！郈H+（水）=COH-（水）=10-13mol/L結(jié)論：純水中KW=10-14為單純水的離子積常數(shù)。

對于酸或堿來說，溶液中的H+濃度和OH-濃度的乘積是1×10-14，而抑制了水的電離，使水本身的離子積常數(shù)減小。第20頁/共70頁例2、0.1mol/L下列物質(zhì)的溶液中，CH+和COH-的大小順序

（1）HCl（2）Ba（OH）2（3）HF

（4）NaOH(5)CH3COOH

例3、將水升溫到95℃時，水的電離程度將

，水的離子積常數(shù)將

。

水的H+濃度和OH-濃度將

，此時溶液呈

性，pH

7。第21頁/共70頁練習:1.水的電離過程為H2O=H++OH-，在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14，KW35℃=2.1×10-14。則下列敘述正確的是：A、c(H+)隨著溫度的升高而降低

B、在35℃時，純水中c(H+)＞c(OH-)C、水的電離常數(shù)K25℃＞K35℃

D、水的電離是一個吸熱過程第22頁/共70頁

2.1)判斷正誤：

(1)任何水溶液中都存在水的電離平衡。

(2)任何水溶液中（不論酸、堿或中性）都存在Kw=10-14。

(3)某溫度下，某液體c(H+)=10-7mol/L，則該溶液一定是純水。2)0.01mol/L鹽酸溶液中。c(H+)、c(OH-)分別為多少？3)0.01mol/LNaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)分別為多少？

4)25℃：A、B、C三種溶液，其中A中c(H+)=10-3mol/L，B中c(OH-)=5×10-7mol/L，C中c(H+)/c(OH-)=10-6,則三種溶液的酸性強弱順序如何？第23頁/共70頁四、溶液的酸堿性1、溶液的酸堿性與CH+、COH-的關系

純水中加入鹽酸或氫氧化鈉后，水的電離平衡如何移動？建立新平衡時溶液中的CH+、COH-如何變化？無論酸性、中性、堿性溶液里，都同時存在著OH-、H+，常溫下，CH+、COH-的乘積是一個常數(shù)（1×10-14）

任何水溶液中存在的H+和OH-作為矛盾的雙方，既互相依存，又互相制約，共同決定了溶液的酸堿性。溶液酸堿性CH+COHCH+、COH-CH+

·COH-酸性＞10-7mol/L＜10-7mol/LCH+＞COH-1×10-14中性=10-7mol/L=10-7mol/LCH+=COH-

堿性＜10-7mol/L＞10-7mol/LCH+＜OH-第24頁/共70頁

2、溶液的pH（1）為什么要引入溶液的pH示例：植物適宜生長在中性的土壤中，要測土壤溶液的酸堿度；醫(yī)生要檢測病人的血液，尿液等，要測酸堿度，掌握病人的健康狀況；有關部門需要經(jīng)常測定雨水是否是酸雨；工廠要配制電鍍液等都需要了解溶液的酸堿性，經(jīng)常要用到一些CH+很小的溶液，這時就很不方便，因此要引入溶液的pH。（2）表示方法：pH=-lgCH+（3）意義：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸堿性的強弱。（4）示例：

A、求10ml的0.2mol/L的H2SO4的pH.如果將溶液稀釋至10倍、100倍，求溶液的pH.

B、怎樣求pOH？第25頁/共70頁

五、溶液的酸性的強弱與酸的強弱

（1）酸的強弱是以電解質(zhì)的電離來區(qū)分的：強電解質(zhì)完全電離的酸是強酸，弱電解質(zhì)只有部分電離的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+決定的，CH+越大的溶液，則酸性越強，反之越弱。

（2）觀點：①強酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性強②酸性強的溶液不一定是強酸③酸性相同的溶液，弱酸濃度大，中和能力強④中和能力相同的酸提供H+的物質(zhì)的量相同，但強酸溶液的酸性強。第26頁/共70頁

練習：

計算0.01mol/LNaOH溶液、0.01mol/L的H2SO4溶液的pH。如果將它們等體積混合，確定溶液的酸堿性，并計算混合液的pH。第27頁/共70頁

六、pH的測定

1、pH值的改變①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強；pH每減小1個單位，CH+增大10倍②pH﹥7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強。pH每增加1個單位，CH+減小10倍。③pH小的酸性溶液，不一定是強酸溶液④pH每升高一個單位，對于強酸需要稀釋10倍，而對于弱酸稀釋的倍數(shù)超過了10倍；pH每降低一個單位，對于強堿需要稀釋10倍，而對于弱堿稀釋的倍數(shù)超過了10倍。2、測定方法：測定溶液的pH可用pH試紙，這種試紙使用時不能用水濕潤，否則非中性溶液的pH測定值比實際的或大或小，使用時用玻璃棒蘸取少量的待測溶液與pH試紙接觸，再與標準比色卡對比，讀出pH值。另外也可用pH計準確測定。第28頁/共70頁

七、關于pH值的計算1、酸性溶液：按C→CH+→pH2、堿性溶液：按C→COH-→CH+→pH3、強酸、強堿溶液的稀釋后的溶液：對于酸溶液中的CH+，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7，酸仍為酸！對于堿溶液中的COH-，每稀釋10n倍，pH減少n個單位，但減少后不小于7，堿仍為堿！

pH值相同的強酸與弱酸（或強堿與弱堿），稀釋相同的倍數(shù)，pH變化為強酸變化大，弱酸變化小。極稀溶液中的pH值的計算，應考慮水的電離。第29頁/共70頁

4、強酸與強弱溶液混合的計算：反應的實質(zhì)：H++OH-

=

H2O三種情況：（1）恰好中和，pH=7

（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。（3）若余堿，先求中和后的COH-，再通過KW求出CH+，最后求pH?；蛳惹髉OH，再由pH=14-pOH。

5、已知酸和堿溶液的pH之和，判斷等體積混合后的溶液的pH（1）若強酸與強堿溶液的pH之和大于14，則混合后顯堿性，pH大于7。（2）若強酸與強堿溶液的pH之和等于14，則混合后顯中性，pH等于7。（3）若強酸與強堿溶液的pH之和小于14，則混合后顯酸性，pH小于7。

（4）若酸與堿溶液的pH之和等于14，強、堿中有一強、一弱，則酸、堿溶液混合后，誰弱顯誰性。這是因為酸和堿已電離的H+和OH-恰好中和，誰弱誰的H+或OH-有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿性來。第30頁/共70頁練習：1、把1mL0.05mol/L的H2SO4加水稀釋制成100mL溶液，求稀釋前和稀釋后溶液的pH.以及由水電離產(chǎn)生的CH+。

答案：4

6

10-10

10-82、等體積混合0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？

答案：123、室溫時，將pH=5的H2SO4稀釋10倍，則CH+：C(SO42-)=？將稀釋后的溶液再稀釋100倍，CH+：C(SO42-)=？

答案：2：1

20：1第31頁/共70頁

八、酸堿中和滴定1、定義：用已知物質(zhì)的量的濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法2、原理：在酸堿中和反應中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者的體積，根據(jù)化學方程式中酸和堿的物質(zhì)的量的比值，就可以計算出堿或酸的溶液濃度。3、公式：

c酸v酸=c堿v堿(一元酸和一元堿)4、實驗的關鍵:

(1)準確測量參加反應的兩種溶液的體積

(2)準確中和反應是否恰好完全反應5、實驗儀器及試劑:儀器:

酸式滴定管、堿式滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯、白紙

試劑：標準液、待測液、指示劑第32頁/共70頁

九、指示劑的選擇：1、原則：1）終點時，指示劑的顏色變化明顯2）變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏

2、酸堿指示劑：一般是有機弱酸或有機弱堿（定性測定）

（1）甲基橙和酚酞的變色范圍較?。?.4-3.1=1.310-8=2對溶液的酸堿性變化較靈敏

（2）溶液使指示劑改變顏色，發(fā)生的化學變化。指示劑滴加太多比將消耗一部分酸堿溶液（一般為1~2滴）。種類變色范圍甲基橙溶液紅3.1橙4.4黃酚酞溶液無8.2淺紅10紅石蕊溶液紅5紫

8藍第33頁/共70頁3、pH試紙（定量測定）

（1）成分：含有多種指示劑

（2）本身顏色：淡黃色

（3）操作：用鑷子取一小塊pH試紙放在潔凈的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待測液點在試紙中央，試紙顯色后再與標準比色卡比較，即知溶液的pH值。4、酸堿中和滴定中指示劑的選擇：強酸強堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙第34頁/共70頁

十、實驗步驟：

1、查漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉(zhuǎn)動是否靈活；2、洗滌：用水洗凈后，各用少量待裝液潤洗滴定管2-3次；3、裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm4、趕氣泡：

酸式:快速放液

堿式:橡皮管向上翹起5、調(diào)液：調(diào)節(jié)滴定管中液面高度，在“0-1”ml之間，并記下讀數(shù)。6、取液：（1）從堿式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中（2）滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。7、滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時針方向搖動，眼睛要始終注視錐形瓶溶液的顏色變化。8、記：當看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，并在半分鐘內(nèi)不恢復紅色,停止滴定，準確記下鹽酸讀數(shù)，并準確求得滴定用去的鹽酸體積。9.計算：重復以上操作三次,并計算三次所測體積的平均值.整理數(shù)據(jù)進行計算。第35頁/共70頁

十一、誤差分析：例題：用標準鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液（氫氧化鈉放于錐形瓶中）下列操作（其它操作均正確），對氫氧化鈉溶液濃度有什么影響？一、酸式滴定管1、未用標準鹽酸標準液潤洗酸式滴定管

（偏高）2、滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠

（

偏高）3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失

（偏高）4、滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶外

（偏高）5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度

（偏低）第36頁/共70頁

二、錐形瓶6、錐形瓶內(nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液

（偏高）7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液

（無影響）8、滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內(nèi)的溶液濺出一部分。

（偏低）9、指示劑滴加過多

（偏低）三、堿式滴定管10、堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗

（偏低）11、取待測液時，為將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液

（偏低）四、含雜質(zhì)12、在配制待測氫氧化鈉溶液過程中，稱取一定質(zhì)量的氫氧化鈉時，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標準鹽酸溶液進行滴定。

（偏低）13、同上情況，若氫氧化鈉中含有少量的碳酸鈉，結(jié)果如何

（偏低）第37頁/共70頁第三節(jié)鹽類的水解一、鹽溶液的酸堿性根據(jù)形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸+堿==鹽+水（中和反應）酸強酸弱酸弱堿強堿堿生成的鹽1、強酸強堿鹽2、強酸弱堿鹽3、強堿弱酸鹽4、弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONa、K2CO3CH3COONH4第38頁/共70頁二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因

當向水中分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：（1）相關的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些粒子？（3）哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？（4）對水的電離平衡有何影響？（5）相關的化學方程式？第39頁/共70頁三、鹽類的水解

這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解?？偨Y(jié)：（1）鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽CH3COONa能弱酸陰離子促進水的電離堿性強酸弱堿鹽NH4Cl能弱堿陽離子促進水的電離酸性強酸強堿鹽NaCl不能無無中性第40頁/共70頁

（2）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)。（3）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。（4）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。（5）鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“

”號。（6）水解的規(guī)律是：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性。第41頁/共70頁四、鹽類水解離子方程式的書寫1.鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“”號。如CH3COO－+

H2O

CH3COOH

+

OH－2.一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。個別水解程度較大的水解反應，有明顯沉淀時用“↓”3.多元弱酸的鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主。如Na2CO3的水解過程:第一步：CO32－+H2O

HCO3－+OH－（主要）第二步：HCO3－+H2O

H2CO3+OH－（次要）第42頁/共70頁4.多元弱堿的陽離子水解復雜，可看作是一步水解反應。如：

Fe3+

+

3H2O

Fe(OH)3

+

3H+

總之，水解方程式的書寫規(guī)律：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成弱堿，陰離子水解生成弱酸，陰陽離子都水解生成弱酸和弱堿。

寫出下列鹽水解的離子方程式：

CH3COONa：

；

K2CO3

：

；

FeCl3

：

；

（NH4)2SO4

：

。

第43頁/共70頁

為什么相同濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的pH值分別等于10、9、8？

從化學平衡角度思考，鹽類水解程度與什么因素有關。第44頁/共70頁五、影響鹽類水解的因素

1．主要因素是鹽本身的性質(zhì)（內(nèi)因）

組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度也越大，堿性就越強，越高。組成鹽的陽離子對應的堿越弱，水解程度也越大，酸性就越強，越低。

2．影響鹽類水解的外界因素主要有溫度、濃度及外加酸堿等因素。（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大。（2）濃度：鹽濃度越小，水解程度越大；鹽濃度越大，水解程度越小。（3）外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。例如水解呈酸性的鹽溶液加入堿，就會中和溶液中的，使平衡向水解方向移動而促使水解，若加酸則抑制水解。第45頁/共70頁練習：1．能使Na2CO3溶液中Na+與CO32-更接近2:1的措施是（）

A加水

B加Na2CO3粉末

C加KOH固體

D加熱2．為什么熱的純堿溶液去污效果好第46頁/共70頁應用平衡移動原理分析醋酸鈉溶液水解平衡的移動情況，如下表所示：條件變化C(CH3COO-)C(CH3COOH)C(OH-)C(H+)pH水解程度升高溫度

加水

加醋酸

加醋酸鈉

加HCl(g)

加NaOH

第47頁/共70頁聯(lián)系生活，討論鹽類的水解在生活中的應用

1、人們常用硫酸鋁鉀或硫酸鋁做凈水劑，你能解釋其中的原理嗎？

2、在必修I學習膠體性質(zhì)時，我們知道制取氫氧化鐵膠體時是在沸水中滴入FeCl3溶液，你現(xiàn)在知道其中的原理了嗎？

3、家里常用純堿來清潔廚房用具，用加熱過的純堿液效果更好，為什么？

4、泡沫滅火器是常用的滅火器，其結(jié)構(gòu)有兩個筒，內(nèi)筒為塑料筒，盛有硫酸鋁溶液，外筒和內(nèi)筒之間裝有碳酸氫鈉溶液，使用時將滅火器倒置，兩種溶液混合即發(fā)生劇烈反應，產(chǎn)生大量泡沫而達到滅火效果，你能試著解釋其中的原因嗎？第48頁/共70頁以上這些實際生活中出現(xiàn)的問題，都利用到我們學習的鹽類水解的知識，都是鹽類水解的知識在實際生活中的應用第49頁/共70頁六、鹽類水解的應用1．日常生活中的應用：2．易水解鹽溶液的配制與保存3．判斷溶液的酸堿性：

將0.1mol/L的下列溶液按pH由小到大的順序排列①Na2CO3②NaHCO3③NaOH④NaNO3⑤CH3COOH⑥NaHSO4⑦NH4Cl_________________4．判斷溶液中的離子能否共存：5．把鹽溶液蒸干制取無水鹽晶體；

把下列鹽溶液蒸干得到何種物質(zhì)：

AlCl3____Al2（SO4)3_____FeCl3______Na2CO3______CuSO4________6．判斷溶液中離子濃度的大小第50頁/共70頁七、電解質(zhì)溶液中的守恒關系：（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液中無論含多少種離子，但溶液總是呈電中性的。即整個溶液中_______所帶的負電荷總數(shù)一定等于____所帶正電荷總數(shù)。如在NH4Cl溶液中有__________（2）原子守恒（物料守恒）：電解質(zhì)溶液中盡管有些離子水解、電離等原因發(fā)生改變，但某原子總數(shù)是保持不變的。

如NH4Cl中存在___________________.（3）質(zhì)子（H+）守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應相等。

如NH4Cl中存在___________________.第51頁/共70頁寫出下列溶液中的各種守恒關系：0.1mol／LNa2CO3溶液中：電荷守恒：________________

物料守恒：________________質(zhì)子（H+）守恒____________0.1mol/L

H2S溶液中電荷守恒_________________物料守恒_________________質(zhì)子（H+）守恒____________

第52頁/共70頁第四節(jié)難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1．什么叫飽和溶液？什么叫不飽和溶液？

一定溫度下，不能再溶解溶質(zhì)的溶液叫飽和溶液。能繼續(xù)溶解溶質(zhì)的溶液叫不飽和溶液。

2．溶解性是指:______________________________溶解性是物質(zhì)的_______性質(zhì)。溶解性大小跟___________________有關。3．固體物質(zhì)的溶解度：在一定溫度下，某固態(tài)物質(zhì)在

克溶劑里達到

狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量。叫做這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。任何物質(zhì)的溶解是有條件的，在一定的條件下某物質(zhì)的溶解量也是

，不存在無限可溶解的物質(zhì)。

溶解度與溶解性的關系：20℃易溶物質(zhì)可溶物質(zhì)微溶物質(zhì)難溶物質(zhì)S＞10克S＞1克S＞0.01克小于0.01克第53頁/共70頁【練習】

⑴20℃時100克水里，溶解了36克氯化鈉達到飽和狀態(tài)，20℃時NaCl的溶解度是多少？

36克⑵20℃時，KClO3在水里的溶解度是7.4g，這表示什么含義？

20℃時，100克水中最多溶解7.4克,KClO3此時，溶液中溶質(zhì)、溶劑、溶液的質(zhì)量比是7.4:100:107.4。

第54頁/共70頁一、Ag＋和Cl－的反應能進行到底嗎？1．生成沉淀的離子反應所以能發(fā)生，在于生成物的

。2．AgCl溶解平衡的建立：Ag＋(aq)+Cl－(aq)

AgCl(s)，v(沉淀）＝當v(溶解）時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡。3．溶解平衡的特征：逆、等、動、定、變4．生成難溶電解質(zhì)的離子反應的限度

難溶電解質(zhì)的溶解度小于0.01g，離子反應生成難溶電解質(zhì)，離子濃度小于

mol/L時，認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。第55頁/共70頁

5．影響溶解平衡的因素：（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)（2）外因：①濃度：加水，平衡向

方向移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向

方向移動。6．溶度積（平衡常數(shù)）——Ksp對于沉淀溶解平衡：（平衡時）MmAn(s)

mMn＋（aq）＋nAm—（aq）

Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n在一定溫度下，Ksp是一個常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。若任意時刻有：Qc＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n則有：Qc>Ksp過飽和，析出沉淀，Qc＝Ksp飽和，平衡狀態(tài)

Qc<Ksp未飽和。第56頁/共70頁

練習：

1．試驗室中，要使AlCl3溶液中的Al3+全部沉淀出來，最適宜選用的試劑是（）

A．Ba(OH)2溶液

B．NaOH溶液

C．鹽酸

D．氨水2．一定溫度下，在氫氧化鈣的懸濁液中，存在氫氧化鈣固體與其電離的離子間的溶解平衡關系：Ca(OH)2(固體)

Ca2+＋2OH－。向此種懸濁液中加入少量的氧化鈣粉末，下列敘述正確的是（）A．溶液中鈣離子數(shù)目減小

B．溶液中鈣離子濃度減少

C．溶液中氫氧根離子濃度增大

D．pH減小第57頁/共70頁3．有關AgCl沉淀的溶解平衡說法正確的是（）A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解不斷進行，但速率相等B．AgCl難溶于水，溶液中沒有Ag＋和Cl－C．升高溫度，AgCl沉淀的溶解度增大D．向AgCl沉淀中加入NaCl固體，AgCl沉淀的溶解度不變4．除去KCl中的K2CO3應選用下列哪種物質(zhì)（）A．H2SO4B．HClC．HNO3D．三者均可5．類似于水的離子積，難溶鹽AmBn也有離子積Ksp且Ksp＝〔C（An+）〕m·〔C（Bm-）〕n，已知常溫下每升水中可溶解BaSO42.33×10－3g，則其Ksp為()A．2.33×10－4B．1×10－5

C．1×10－10

D．1×10－12第58頁/共70頁6．在100ml

0.01mol/LKCl溶液中，加入1ml0.01mol/L

AgNO3溶液，下列說法正確的是（AgCl的Ksp＝1.8×10－10）()A．有AgCl沉淀析出B．無AgCl沉淀

C．無法確定

D．有沉淀，但不是AgCl第59頁/共70頁

二、沉淀反應的應用

1、沉淀的生成⑴應用：生成難溶電解質(zhì)的沉淀，是工業(yè)生產(chǎn)、環(huán)保工程和科學研究中除雜或提純物質(zhì)的重要方法之一。第60頁/共70頁⑵方法①調(diào)pH值如：工業(yè)原料氯化銨中混有氯化鐵，加氨水調(diào)pH值至7-8Fe3＋+3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋②加沉淀劑如：沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑Cu2＋+S2－=CuS↓Hg2＋+S2－=HgS↓第61頁/共70頁

思考：1、如果要除去某溶液中的SO42-，你選擇加入鋇鹽還是鈣鹽？為什么？

加入鋇鹽，因為BaSO4比CaSO4更難溶，使用鋇鹽可使SO42-沉淀更完全。2、以你現(xiàn)有的知識，你認為判斷沉淀能否生成可從哪方面考慮？是否可能使要除去的離子通過沉淀反應全部除去？說明原因。

從溶解度方面可判斷沉淀能否生成，不可能使要除去的離子通過沉淀完全除去第62頁/共70頁

2、沉淀的溶解⑴原理設法不斷移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動⑵舉例①難溶于水的電解質(zhì)溶于酸中如：CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于鹽酸。②難溶于水的電解質(zhì)溶于某些鹽溶液如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液第63頁/共70頁

用平衡移動的原理分析Mg(OH)2溶于鹽酸和NH4Cl溶液的原因？

解釋：在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡：

Mg(OH)2(s)?Mg2＋(aq)+2OH－(aq)加入鹽酸時，H＋中和OH-,使c(OH－)減小，平衡右移，從而使Mg(OH)2溶解；加入NH4Cl時，NH4＋水解，產(chǎn)生的H＋中和OH－,使c(OH－)減小