u第三章 水溶液中的離子平衡.ppt

1、,第三章 復(fù)習(xí)課,高二化學(xué)備課組,第三章 水溶液中的離子平衡,第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離 第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性 第三節(jié) 鹽類的水解 第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡,第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離,一、電解質(zhì)有強弱之分 二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的,知識回顧 1,電解質(zhì)：,在水溶液中或熔融狀態(tài)時能夠?qū)щ姷幕衔铩?在水溶液中和熔融狀態(tài)時都不能導(dǎo)電的化合物。,NaCl溶液、NaOH 、 Cu 、 水、 CH3COOH、 CO2,非電解質(zhì)：,電解質(zhì)是化合物，電解質(zhì)溶液是混合物,知識回顧 2,電離：,電解質(zhì)溶于水或熔融時，離解成自由移動離子的過程。,共價化合物：溶于水,離子化合物：溶于水或熔融,一、電解

2、質(zhì)有強弱之分,強電解質(zhì)：,能夠全部電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì),強酸、強堿和絕大多數(shù)鹽是強電解質(zhì),弱電解質(zhì)：,只能部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì),弱酸、弱堿和水是弱電解質(zhì)。,CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小,CH3COOH、 HNO3的溶解度都很大，它們是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)？,CaCO3、HNO3屬于強電解質(zhì) CH3COOH 、 Fe(OH)3屬于弱電解質(zhì),本質(zhì)區(qū)別：是否完全電離,電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān),電解質(zhì)的強弱與溶液的導(dǎo)電性沒有必然聯(lián)系。,思考與討論,練習(xí)、判斷下列物質(zhì)哪些屬于強電解質(zhì)， 哪些為弱電解質(zhì)？ A、MgCl2 B、H2CO3 C、Fe(OH)3 D、HCl E、Ca(O

3、H)2 F、HClO,強電解質(zhì)：A、D、E、,弱電解質(zhì)：B、C、F、,練習(xí)：下列物質(zhì)能導(dǎo)電的是_,屬于強電解質(zhì)的是_,屬于弱電解質(zhì)的是_,屬于非電解質(zhì)的是_。 a.銅絲 b. NaCl c.石墨 d.冰醋酸 e.HCl的水溶液 f.蔗糖 g.SO2 h.NaHCO3 i. BaSO4,a c e,b h i,d,f g,二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的,1、電離方程式的書寫,強電解質(zhì)在溶液中完全電離，用“=” 弱電解質(zhì)在溶液中部分電離，用“ ” 多元弱酸分步電離，可分步書寫電離方程式（一般只寫第一步），多元弱堿也是分步電離，但可按一步電離寫出。,NaCl = Na+Cl-,請寫出Na2SO4、H

4、ClO、NH3H2O 、H2CO3、Fe(OH)3 、Al(OH)3、NaHCO3 、 NaHSO4 、Ba(OH)2在水溶液中的電離方程式。,Na2SO4 = 2Na+ +SO42-,HClO H+ClO-,NH3H2O NH4+OH-,H2CO3 H+HCO3-,HCO3- H+CO32-,Fe(OH)3 Fe3+3OH-,Al(OH)3 Al3+3OH- (堿式電離),Al(OH)3 AlO2-+H+H2O(酸式電離),NaHCO3 = Na+HCO3- HCO3- H+ +CO32-,NaHSO4 = Na+ +H+ +SO42-,Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-,先判斷強、

5、弱電解質(zhì)，決定符號，強電解質(zhì)一步電離,多元弱堿的電離，以一步電離表示。,多元弱酸分步電離，電離能力逐漸降低，以一級電離為主。,電離方程式的書寫要點,Al(OH)3有酸式和堿式電離。,弱酸的酸式鹽的電離是分步電離，先完全電離成金屬離子和酸式酸根，酸式酸根再部分電離。,強酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，在稀溶液中不存在酸式酸根；而在熔融狀態(tài)，則電離成金屬離子和酸式酸根離子,強等號、弱可逆、多元弱酸分步寫，多元弱堿一步完,強、弱電解質(zhì)的比較,都是電解質(zhì)，在水溶液中均能電離,完全電離,部分電離,不可逆過程,可逆過程,水合離子,分子和水合離子,弱酸、弱堿、水,強酸、強堿、大多數(shù)鹽,小結(jié)：,1)定義：在一定

6、條件（如溫度、濃度）下 ，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率 相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。,特點,動 電離平衡是一種動態(tài)平衡,定 條件不變，溶液中各分子、離子 的濃度不變，溶液里既有離子又有分子,變 條件改變時，電離平衡發(fā)生移動。,等 V電離=V分子化0,逆 電離平衡是對弱電解質(zhì)而言，電離是可逆的，強電解質(zhì)不存在電離平衡,2、弱電解質(zhì)的電離平衡,2）影響電離平衡的因素,1、溫度,2、濃度,由于電離是吸熱的，因此溫度越高，電離度越大,溶液越稀，離子相遇結(jié)合成分子越困難，因此更有利于電離。,3、同離子效應(yīng),加入含有弱電解質(zhì)離子的強電解質(zhì)，電離平衡向逆反應(yīng)方

7、向移動同離子效應(yīng),4、化學(xué)反應(yīng),加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，電離平衡向正反應(yīng)方向移動,注意,1)弱電解質(zhì)溶液稀釋時，電離平衡正向移動，溶液中離子的物質(zhì)的量增大，而離子濃度減小，強電解質(zhì)分子的物質(zhì)的量和濃度均減??； 2)對于冰醋酸，加水溶解并不斷稀釋的過程中，平衡正向移動，離子濃度先增大后減小,對于一元弱酸 HA H+A-,對于一元弱堿 BOH B+OH-,注意：K值只隨溫度變化。,3、電離常數(shù),寫出H3PO4在水溶液中的電離方程式。,H3PO4,H+ + H2PO4-,H2PO4-,H+ + HPO42-,HPO42-,H+ + PO43-,多元弱酸是分步電離的，K1K2K3 多元

8、弱酸的酸性由第一步電離決定。,填表：0.1mol/L的CH3COOH溶液 CH3COOH CH3COO-+H+,【課堂練習(xí)】,增大,增大,減小,減弱,不變,增大,增大,增大,增強,增大,減小,減小,減小,增強,不變,減小,增大,增大,增強,不變,增大,減小,減小,增強,不變,例 : 通過那些事實（或?qū)嶒灒┛梢宰C明CH3COOH是弱電解質(zhì)？,方法一、取同濃度的HCl和CH3COOH，進行溶液導(dǎo) 電性實驗,方法二、測定CH3COONa的水溶液應(yīng)呈堿性。,方法三、測定0.1mol/L CH3COOH 的pH值。,方法四、相同濃度的HCl 和 CH3COOH 和相同大 小顆粒的鋅粒比較反應(yīng)速率。,方法

9、五、相同 pH值，相同體積 的HCl 和 CH3COOH， 和足量的鋅粒反應(yīng)， CH3COOH產(chǎn)生的氫氣多。,方法六、取相同濃度的HCl 和 CH3COOH ，稀釋 100倍，pH值變化小的是 CH3COOH 。,一定溫度下，有鹽酸、硫酸、醋酸三種酸： 當(dāng)其物質(zhì)的量濃度相同時，C（H+）由大到小的順序是。 當(dāng)C（H+）相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的是_ 當(dāng)C（H+）相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產(chǎn)生的氣體體積由大到小的順序是_ 當(dāng)C（H+）相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的氫氣（相同狀況）則開始時反應(yīng)速率的大小關(guān)系是_， 反應(yīng)所需時間的長短關(guān)

10、系是_ 將C（H+）相同的三種酸溶液均加水稀釋至體積為原來的10倍后，C（H+）由大到小的順序為_,課堂練習(xí),b a c,c a b,Cb=a,Cb=a,b=aC,Cb=a,1.(1)強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強嗎？ (2)溶于水能導(dǎo)電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？,提示：(1)導(dǎo)電能力的強弱要看溶液中離子濃度的大小，離子濃度大的，導(dǎo)電性大，則弱電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強 (2)溶于水能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如CO2、Cl2等.,2.電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度一定減小嗎？離子的濃度一定增大嗎？,提示：都不一定如CH3COOH CH3COOH平衡后，加入冰醋酸，c(CH3COOH

11、)增大，平衡右移，根據(jù)勒夏特列原理，只能“減弱”而不能消除，再次平衡時，c(CH3COOH)比原平衡時大；加水稀釋或加少量NaOH固體，都會引起平衡右移，但c(CH3COOH)，c(H)都比原平衡時要小.,錯題再現(xiàn),1、醋酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解的是 （ ） A、1mo/L醋酸溶液的PH值約為2 B、醋酸能與水任何比例互溶 C、溶液的導(dǎo)電能力比鹽酸弱 D、溶液中存在著醋酸分子,AD,2在0.01mol/L醋酸中加入少量硫酸后，其變化結(jié)果是（ ） A氫離子濃度變小 B醋酸的濃度減小 C酸性增強，PH變小 D醋酸根離子濃度變小,錯題再現(xiàn),CD,3.在含有酚酞的0.1 molL1氨水中加入

12、少量的NH4Cl晶體，則溶液顏色 A.變藍(lán)色 B.變深 C.變淺 D.不變,錯題再現(xiàn),C,4一定溫度下，將一定質(zhì)量的冰醋酸加水稀釋過程中，溶液的導(dǎo)電能力變化如左圖所示， O點導(dǎo)電能力為0的理由是 a、b、c三點溶液的c(H+)由小到大的順序是 a、b、c三點醋酸的電離程度最大的是 要使c點c(Ac )增大，c(H+)減少，可采取的措施是（至少寫出三種方法） 。,錯題再現(xiàn),第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,一、水的電離 二、溶液的酸堿性與pH 三、pH的應(yīng)用,一、水的電離,水是極弱的電解質(zhì),25 1L水只有10-7molH2O分子發(fā)生電離,多少個水分子才有1個電離？,55.6107,Kw稱為水的離

13、子積常數(shù)，簡稱為離子積,1、水的離子積常數(shù),KW =c（H+） c（OH-） =110-14,25時（常溫）,（1）升高溫度，促進水的電離，Kw增大,升高溫度： 平衡向 移動, c(H ) ,c(OH-) , Kw,右,增大,增大,增大,注意：水的離子積只隨溫度的改變而改變,2. 影響水的電離平衡的因素,Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液,(2)加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。,酸性:c(H+) c(OH-),中性:c(H+) = c(OH-),堿性:c(H+) c(OH-),常溫25,c(H+)10-7mol/L,c(H+) = 10-7mol/L,c(H+)10-7mol/L,無論

14、任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H+、OH-，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。,3、溶液的酸堿性與H+、OH濃度的關(guān)系,判斷正誤：,1. 如果c(H+)不等于c(OH-)則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。,2. 在水中加酸會抑制水的電離，電離程度減小。,3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大則酸性越強。,4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。,5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。,6. 對水升高溫度電離程度增大，酸性增強。,2. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）=？、c（H）=？、 由水電離出的c（OH-）水=？、 c（H）水

15、=？,1. 0.1mol/L的鹽酸溶液中， c（H）=？ 、 c（OH-）=？、 由水電離出的c（OH-）水=？、 c（H）水=？,3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）=？、c（H）=？,計算：,下列五種溶液中c(H+)由大到小的排列順序 A.0. 1 molL-1的鹽酸； B.0.1 molL-1的硫酸； C. 0.1 molL-1的NaOH; D. 0.1 molL-1的CH3COOH; E. 0.1 molL-1的NaCl，,BADEC,0.1mol/L,0.2mol/L,110-13mol/L,小于0.1mol/L,110-7mol/L,比較：,五種溶液中由水電離出的

16、c(H+)由大到小的排列順序呢？,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+) = 10-12 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？,逆推：,二、溶液的酸堿性與pH,1、pH值,1）定義式：,pH= - lg c(H+),c(H+) 越大 pH 越小 酸性越強 堿性越弱,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L,c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),pH =7,pH7,pH7,思考：pH為7的溶液是否一定是中性溶液？,(25),2） 溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,c(H+)110-7mol/L,c(H+)110-7mol/L,1.甲溶液的pH3，乙溶液的pH1，

17、則甲溶液中H+與乙溶液中H+之比為 A.100 B.1/100 C.3 D.1/3,pH相差a，H+相差10a,B,練習(xí):,2. pH=3的鹽酸pH增大1，c(H+)差多少倍？鹽酸濃度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物質(zhì)的量濃度強酸相差10倍 pH=3的醋酸pH增大1，c(H+)差多少倍？醋酸濃度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物質(zhì)的量濃度弱酸相差10倍,2、有關(guān)溶液pH的計算,(1)單一溶液的計算,pH= - lg c(H+),酸性:求c(H+) pH 堿性:求c(OH-) c(H+) pH,pH + pOH=14,C(H+) c(OH-) =1 10-14,(2)強酸、強堿的稀釋,例1

18、. pH=3的鹽酸 加水稀釋到原來的10倍，pH=_加水到原來的103倍，pH =_, 加水到原來的104 倍pH= _, 加水到原來的106倍，pH=_,例2. pH=10的NaOH溶液加水稀釋到原來的10倍，則溶液的pH=_ 加水稀釋到原來的102倍，則溶液的pH=_加水稀釋到原來的103倍，則溶液的pH=_加水稀釋到原來的105倍，則溶液的pH=_,關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！,4,6,接近7,接近7,9,8,接近7,接近7,結(jié)論：強酸（堿）每稀釋10倍，pH值向7靠攏一個單位。,強酸溶液每稀釋10倍，PH增大一個單位。,酸、堿溶液無限稀釋時，pH均無限

19、接近于7 (均要考慮水的電離)。,強堿溶液每稀釋10倍，PH減小一個單位。,(3)弱酸、弱堿的稀釋,結(jié)論：弱酸（堿）每稀釋10倍，pH值向7靠攏不到一個單位,例3. pH=3醋酸加水稀釋到原來10倍，溶液的pH值范圍_ pH=12氨水加水稀釋到原來10倍，溶液的pH值范圍_,弱酸、弱堿稀釋后溶液pH的變化比強酸、強堿小。,34,1112,(4)強酸（堿）溶液混合,例5. 0.1L pH=2鹽酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值 例6. pH=2鹽酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等體積相混合，求混合后溶液的pH值,(5)強酸、強堿溶液混合,錯題再現(xiàn),250c,PH

20、=12的NaOH溶液100ml,欲使它的 PH降為11 (1)若加入蒸餾水，應(yīng)加入( )ml (2)若加入PH=10的NaOH溶液，應(yīng)加入 ( )ml (3)若加入0008mol/L的HCl溶液，應(yīng)加入 （ ）ml,900,100,1000,硫酸和鹽酸的混合溶液20ml，加入0.05mol/L的Ba(OH)2溶液時，生成BaSO4沉淀量及溶液pH發(fā)生變化如圖所示 (1)開始時混合溶液中硫酸與鹽酸的物質(zhì)量濃度各是多少？ (2)在A點溶液的pH是多少？,(1)硫酸：0.05 mol/L, 鹽酸: 0.2mol/L (2) pH=1,3、 pH的測定方法,酸堿指示劑的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)

21、生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,(1) 酸堿指示劑（定性測量范圍）,(2) pH試紙(定量粗略測量),(整數(shù)位),pH試紙的使用,使用方法： 直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡相對比,注意：不能用水潤濕 要放在玻璃片(或表面皿)上 用玻璃棒蘸待測液滴于試紙上,(3) pH計(定量精確測量),(小數(shù)位),4、酸堿中和滴定,定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定。,mHnAOx+ nB(OH)m= Bn(AOx )m+mnH2O,x,y,x : y = m : n,消耗酸堿物質(zhì)的量之比等于反應(yīng)式計量

22、系數(shù)之比,m,n,(CAVA )：(CBVB) = m : n,若已知CA 和 VB則有：,實驗關(guān)鍵點：、準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的； 、準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否。,體積,進行完全,放置滴定管,酸式滴定管,堿式滴定管,滴定管用于測定標(biāo)準(zhǔn)液或待測液的準(zhǔn)確體積,滴定管的構(gòu)造特點：酸式滴定管，堿式滴定管。,玻璃活塞,橡皮套加玻璃珠,滴定管上有刻度線，標(biāo)明了最大體積和使用溫度,滴定管使用注意事項：,酸式滴定管：,不能盛放堿液、水解顯堿性的鹽溶液、氫氟酸,堿式滴定管：,不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液,滴定管下端有氣泡，必須排除；排除方法為：,滴定管使用前，應(yīng)檢查滴定管下端是否漏液和存在氣泡,滴定管讀數(shù)必須

23、刻度線,平視,俯視刻度線，讀數(shù)結(jié)果 仰視刻度線，讀數(shù)結(jié)果,偏低,偏高,中和滴定操作過程（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH為例）,1、準(zhǔn)備工作：,、滴定管：檢查滴定管是否以及下端；滴定管洗滌：用蒸餾水洗滌酸式滴定管后再用洗滌23次、堿式滴定管用蒸餾水洗滌后再用洗滌23次；裝液：將標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液裝入酸式滴定管、將待測NaOH溶液裝入堿式滴定管至“0”刻度線上方處，并排除滴定管嘴尖處的；調(diào)整液面：將滴定管中的標(biāo)準(zhǔn)液或待測液的液面調(diào)整到（或以下某刻度），記下刻度,漏液,是否有氣泡,標(biāo)準(zhǔn)液,待測液,23cm,氣泡,“0”刻度,“0”刻度,、錐形瓶：只能用洗滌，不能用洗滌,蒸餾水,待測液,使用滴定管時要注意的手勢：,

24、酸式滴定管,左手,拇指在前，食指中指在管后,無名指、小指彎向手心,三指平行，輕拿活塞柄,操作要領(lǐng)：動作輕緩，手勢自然。食指、中指不可伸直，以防拉出活塞,酸式滴定管使用,堿式滴定管,左手,拇指在前,食指在后,操作要領(lǐng)：拿住橡皮管中玻璃珠靠上的部位，擠壓時，不可用力按玻璃棒，不能按玻璃珠以下部位，否則，放手時，容易形成氣泡,堿式滴定管使用,向下擠壓玻璃珠,右手：拿住錐形瓶，并不斷旋轉(zhuǎn)振蕩,用 量取一定體積的待測液（NaOH)于錐形瓶中，滴入23滴指示劑（酚酞試液），待測液變成,2、滴定過程：,堿式滴定管,紅色,用握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中 和滴定管，至變 成，且半分鐘不褪

25、色為止，記下滴定管刻度,左手,右手,液流速度,紅色,無色,重復(fù)上述操作次，算出消耗標(biāo) 準(zhǔn)液體積的,23,平均值,3、結(jié)果計算：,用上述標(biāo)準(zhǔn)液體積的平均值進行計算,操作步驟：,洗滌 檢漏 蒸餾水洗 溶液潤洗 裝液 排氣泡調(diào)整液面并記錄放出待測液 加入指示劑 滴定 記錄 計算。,先偏大,后偏小,先仰后俯,V=V(后)-V(前)，偏小,實際讀數(shù),正確讀數(shù),先俯后仰,先偏小,后偏大,V=V(后)-V(前)，偏大,實際讀數(shù),正確讀數(shù),滴定管的俯視和仰視,偏高,偏低,偏高,無影響,偏高,偏低,中和滴定實驗中的誤差因素分析,偏低,偏高,偏低,偏高,偏高,偏高,偏低,第三節(jié) 鹽類的水解,一、探究鹽溶液的酸堿性

26、 二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 三、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用,考綱要求: 1、鹽類水解離子方程式的書寫; 2、鹽溶液酸堿性的比較 3、影響鹽類水解平衡移動的因素 4、離子濃度大小的比較 5、鹽類水解的應(yīng)用,1、鹽類水解的定義,定義：在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。,鹽電離出的弱離子與水作用生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，使其發(fā)生正向移動。,2、鹽類水解的實質(zhì),1）找出弱的離子，直接書寫。,3）水解程度通常很小，產(chǎn)物一般不能用“”或“”。,4）多元弱酸正鹽分步水解，第一步水解遠(yuǎn)大于第二步；其水解離子方程式可以只寫

27、第一步。但第一步與第二步水解的離子方程式不能合并。,3、鹽類的水解離子方程式的書寫,5）多元弱堿鹽的水解，用總的水解離子方程式表示。,6）對于發(fā)生雙水解的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時有沉淀和氣體產(chǎn)生。,7）多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進行。,常見陰離子,NH4+、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+,CH3COO-、 ClO- 、CN-、F-、AlO2 -,常見陽離子,CO32-、 SiO32-、 SO32-、 S2-、 PO43-,HCO3-、 HSO3-、 HS-、HPO42- 、H2PO4-,練習(xí)：書寫下列鹽類水解的方程式： NaF、Na2CO3、NH4Cl、

28、CuCl2 、NaAlO2,4、鹽類水解的條件,鹽必須溶于水；鹽中必須有弱酸陰離子或弱堿陽離子。,5、鹽類水解的基本特征,鹽類水解程度一般微弱； 鹽類水解是中和反應(yīng)逆反應(yīng)為吸熱反應(yīng)；,6、鹽類水解的規(guī)律,有弱才水解 無弱不水解 誰弱誰水解 誰強顯誰性 越弱越水解 都弱雙水解,條件,結(jié)果,程度,三、影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解反應(yīng)的利用,1）內(nèi)因：反應(yīng)物本身的性質(zhì),例:比較Na2CO3和CH3COONa的堿性？,H2CO3,CH3COOH,酸性：,堿性：,Na2CO3 CH3COONa,越弱越水解,1、影響鹽類水解的主要因素, 溫度 濃度 外加酸堿鹽的影響,2） 外因：符合勒夏特列原理,溫度

29、：,水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，,是吸熱反應(yīng)。,越熱越水解,例、熱的堿液（Na2CO3溶液）去油污的能力較強,溶液的酸堿度：,問題：配制FeCl3溶液需要注意什么問題？,加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解。,酸堿能夠抑制或促進水解,鹽類水解產(chǎn)生H+或OH-，凡是能夠結(jié)合H+，OH-的物質(zhì)，均會促進鹽類的水解,濃度：,稀釋溶液可以促進水解，使水解平衡向右移動，即鹽的濃度越小其水解程度越大,越稀越水解,1、向盛有碳酸鈉溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩， 現(xiàn)象是 ，原因用離子方程式表示是 。 然后對溶液加熱，現(xiàn)象是： 。最后向溶液中再滴入過量的BaCl2溶液， 現(xiàn)象為 ， 原因用離子方程式示 。,

30、溶液變紅,產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去,Ba2+CO32- = BaCO3,溶液紅色變深,練習(xí)：,2、鹽類水解的應(yīng)用,鹽類水解的程度一般很微弱，通常不考慮它的影響，但遇到下列情況時，必須考慮鹽類水解。,1）分析判斷鹽溶液的酸堿性,例：有0.1mol/L的下列溶液，請按pH由小到大排列。(1)H2SO4 (2)HCl (3)CH3COOH (4)NH4Cl (5)NaCl(6)NaF (7)NH3 H2O (8)NaOH (9) Ba(OH)2,2）比較溶液中離子濃度的大小,濃度均為0.1mol/LNH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2F

31、e(SO4)2溶液中銨根離子濃度由小到大的順序為是：,(1)(2) (3) (4) (5) (6) (7) (8) (9),(3)(1) (2) (5) (4) (6),3）配制某些鹽溶液時，防止渾濁,例：配制FeCl3 溶液；Al2(SO4)3 溶液；Pb(NO3)2溶液,HCl,H2SO4,HNO3,4）試劑的貯存,例：Na2CO3、Na2SiO3等強堿弱酸鹽能否貯存于玻塞試劑瓶中？為什么？,例：NaF溶液能否貯存在膠塞玻璃瓶中？為什么？,5）判斷酸堿的強弱,例：NaA溶液呈堿性，問HA是強酸或是弱酸？,弱酸,例：物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽NaX、NaY、NaZ，pH值依次為7、8、9，那么

32、相應(yīng)的酸HX，HY，HZ的由強到弱的順序是：,M(NO3)2溶液呈酸性？問M(OH)2是強堿或是弱堿？,弱堿,HX HY HZ,6）制備某些無水鹽,例：將揮發(fā)性酸對應(yīng)的鹽(AlCl3，F(xiàn)eBr3，F(xiàn)e(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。,7）Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽溶液，產(chǎn)生H2,例：將Mg條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產(chǎn)生。,8）鐵鹽鋁鹽作凈水劑的原理,例：常用的凈水劑：AlCl3 , FeCl3 ，明礬KAl(SO4)212H2O,9）判斷離子大量共存,例：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2- ; NH4+與SiO32-、AlO2-不能

33、大量共存,10）某些鹽的分離除雜要考慮鹽類的水解,例：加入什么試劑可以除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+?,例：常用的凈水劑：AlCl3 , FeCl3 ，明礬KAl(SO4)212H2O,11）化肥的合理使用,例：草本灰不能與銨態(tài)氮肥混施,例：草本灰不能與磷肥混施,12）泡沫滅火器的原理,Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3 + 3CO2,13）純堿的去污原理,思考：為什么熱的純堿溶液去污效果更好？,14）膠體的制備,1）弱酸溶液中離子濃度的大小比較,例1；0.1mol/l的 H2S溶液中所存在的離子濃度由大到小的順序是 _,C(H+)C(HS-)C(S2-)C(OH-),3、電解質(zhì)溶

34、液中有關(guān)離子濃度的計算,2）弱酸鹽溶液中的離子濃度比較,CH3COONa溶液中各離子濃度由大到小排列正確的是：,A、C(Na+)C(CH3COO-)C(OH-)C(H+) B、C(CH3COO-) C(Na+) C(OH-)C(H+) C、C(Na+) C(CH3COO-)C(H+) C(OH-) D、C(Na+) C(OH-) C(CH3COO-)C(H+),A,練習(xí)1：在Na2CO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是：,c(Na+)c(CO32-) c(OH-) c(HCO3-)c(H+),2：在0.1mol/l NaHCO3溶液中各離子的濃度由小到大的排列順序是：,c(Na+) c(

35、HCO3-) c(OH-) c(H+) c(CO32-),3）兩種電解質(zhì)混合離子濃度的判斷,（1）強酸與弱堿的混合：,例：pH=13的NH3H2O和pH=1的鹽酸等體積混合后所得溶液中各離子濃度由小到大的排列順序是,C(NH4+)C(Cl-)C(OH-)C(H+),（2）強堿與弱酸混合,pH=X的NaOH溶液與pH=y的CH3COOH溶液，已知x+y=14,且yC(CH3COO-)C(OH-)C(H+) B: C(CH3COO-) C(Na+) C(H+) C(OH-) C: C(CH3COO-) C(Na+) C(OH-)C(H+) D: C(Na+) C(CH3COO-)C(H+) C(O

36、H-),B,（3）強堿弱酸鹽與強酸混合,0.2mol/l CH3COOK與0.1mol/L 的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質(zhì)的量正確的是： A、C(CH3COO-)=C(Cl-)=C(H+) C(CH3COOH) B、C(CH3COO-)=C(Cl-) C(CH3COOH) C(H+) C、C(CH3COO-)C(Cl-)=C(H+) C(CH3COOH) D、C(CH3COO-)C(Cl-) C(CH3COOH) C(H+),D,4）電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料守恒,電荷守恒,物料守恒,質(zhì)子守恒,寫出CH3COONa、NH4Cl、Na2CO3、NaHCO3水溶液中的三個守恒,練習(xí)1、

37、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有關(guān)微粒的濃度關(guān)系式正確的是 ( ) （A）c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H+)c(OH-) （B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-) （C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) （D）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-) （E）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-),C E,2 、在Na2S的水溶液中存在著多種離子和分子，下列關(guān)系不正確的是 （ ） (A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2

38、S) (B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-) (C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) (D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S),A,第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡,一、Ag+和Cl-真能進行到底嗎？,二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用,1、生成沉淀的離子反應(yīng)能發(fā)生的原因,生成物的溶解度很小,2、AgCl溶解平衡的建立,當(dāng)v(溶解)= v(沉淀)時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡,1、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(yīng)的限度,難溶電解質(zhì)的溶解度小于0.01g，離子反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，

39、離子濃度小于110-5mol/L時，認(rèn)為反應(yīng)完全，但溶液中還有相應(yīng)的離子。,5、沉淀溶解平衡的影響因素,內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。,只要是飽和溶液都存在溶解平衡。,絕對不溶的物質(zhì)是沒有的,不同難物其溶解度差別也很大,0.01g,10g,難溶,微溶,易溶,可溶,1g,外因,加相同離子，沉淀。,溫度：,升溫，多數(shù)溶解,濃度：,加水，溶解；,(氣體，Ca(OH)2除外),二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用,1、沉淀的生成,（1）應(yīng)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(xué)研究中除雜或提純物質(zhì)的重要方法之一。,（2）方法,a 、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7-8,Fe3+ +

40、3NH3H2O=Fe(OH)3+3NH4+,b 、加沉淀劑：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑,Cu2+ + S2- = CuS Hg2+ + S2- = HgS,要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜選用的試劑是（ ） A、MgO B、MgCO3 C、NaOH D、Mg(OH)2,c,2、沉淀的溶解,a、難溶于水的鹽溶于酸中 如：CaCO3溶于鹽酸，F(xiàn)eS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于強酸,b 、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,（1）沉淀轉(zhuǎn)化的方法 對于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先將其轉(zhuǎn)化為另一種用酸或其他方法能溶解的沉淀。 （2）沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì) 沉淀轉(zhuǎn)化的