第三章水溶液中的离子平衡复习课件.ppt

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1、第三章 水溶液中的离子平衡复习,一.强弱电解质通过实验进行判定的方法 (以HAc为例)：,（1）溶液导电性对比实验； （2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2；（3）测NaAc溶液的pH值； （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pHa +2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率,最佳的方法是 和 ；最难以实现

2、的是 ，说明理由 。（提示：实验室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？为什么？ ）,4,3,6 7,醋酸为弱酸，PH=1的难配制,二.几组概念的区别：,1、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别 酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中H+的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。 溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。,题目：下列说法中错误的是 A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强； B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；C、溶液的酸性越强，则溶液中的H+越大，

3、水的电离程度就越小；D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。,A C,2.溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别：,溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强； 电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质的强。,题目：将HCl、HAc、BaSO4三种饱和溶液并联入同一电路中，导电性最强的是 ，最弱的是 。,盐酸,硫酸钡,3、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：,(1)溶液的物质的量浓度相

4、同时，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CHACHB(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB,题目：1、物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。,题目：2、pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是 ，最大的是 ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为 。,硫酸,醋酸,硫酸盐酸醋酸,硫酸,醋酸,醋酸硫酸盐酸,1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。（无水解，呈中性）2、自由

5、H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”：生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。（无弱者，呈中性）,三.“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法,题目：(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液，所得溶液pH7C、加入等体积0.01

6、mol/LNaOH溶液，所得溶液pH7D、加入等体积pH=10的NaOH溶液，所得溶液pH7,酸性,硫酸铵水解显酸性,碱性,氨水电离显碱性,B,五.同浓度的弱酸与其弱酸盐 、同浓度的弱碱与其弱碱盐的电离和水解强弱规律：,中常化学常见的有三对 等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性 等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性 等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性,掌握其处理方法（即抓主要矛盾）例：0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液

7、呈酸性，则溶液呈酸性，CH3COOH 的电离CH3COONa的水解，HAc0.1mol/L.,例题:将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：,B,例题：一元酸HA溶液中，加入一定量强碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后的溶液中，下列判断正确的是( ) AA-M+ BA-M+ C若MA不水解,则OH-A-,B C,六.电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性 1、加水均能促进三大平衡； 2、加热均能促进三大平衡（溶解平衡个别例外） 3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压 强的影响. 4、均遵循勒夏特列原理。,题目：对于AgCl(s) Ag+ + Cl-，平衡

8、后欲使溶液中的Cl-增大，可采取的措施是( ) 加氨水 加水 加NaCl(s) 加AgCl(s) 加NaBr(s) 加热,七.酸碱盐对水的电离的影响,1、水中加酸：抑制水的电离，溶液中H+主要是酸电离产生的，OH-全由水电离产生。 2、水中加碱：抑制水的电离，溶液中OH-主要是碱电离产生的，H+全由水电离产生。 3、加正盐：溶液中的H+、OH-均由水电离产生： （1）强酸弱碱盐：促进水的电离，水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中H+OH-。 （2）强碱弱酸盐：促进水的电离，水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使 溶液中OH- H+。 4、酸式盐中N

9、aHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而促进水的电离。,题目：已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（ ） A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液 B、HSO3-H2SO3SO32- C、该溶液中由水电离出的H+为110-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制,A,九.加热蒸干盐溶液产物的判断,加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解 (1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质. (2)加热浓缩Na2CO3型的

10、盐溶液一般得原物质. (3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物,灼烧得Fe2O3。 (4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体. (5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐. (6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体.,（7）加热蒸干Na2SO3型，最后得Na2SO4； (8)加热蒸干KMnO4、KClO3等型，最后得到的是其分解产物。,题目：在蒸发皿中加入蒸干并灼烧下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是（ ） A.氯化铁 B.亚硫酸钠 C.硫酸铜 D.氯酸钾 E.碳酸氢钠

11、F.碳酸钾,C F,十.溶液酸碱性的判断,方法：将溶液按酸性、碱性、中性分开，然后分别比较，再综合比较。,常见酸的酸性强弱比较（同浓度）：H2SO4HNO3 (HCl、NaHSO4) H2C2O4 H2SO3 H3PO 4 HCOOH HF CH3COOH H2CO3 HClO HCN C6H5OH,常见碱的碱性强弱比较（同浓度）：Ba(OH)2 KOH (NaOH) Ca(OH)2 NH3.H2O Mg(OH)2 Fe(OH)3 Al(OH)3,规律：弱酸（弱碱）的酸（碱）性越弱，其盐越容易水解，对应盐溶液的碱（酸）性越强。,例题：相同条件下相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaCl

12、O、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，pH值由大到小的顺序为：,NaOHNa2CO3NaClONaHCO3CH3COONaNa2SO4(NH4)2SO4NaHSO4,酸性： H2SO4HSO4-CH3COOHH2CO3HClOHCO3,十一离子浓度大小比较,1.一原理：平衡移动原理2二平衡：电离平衡理论水解平衡理论3三守恒：电荷守恒物料守恒（元素守恒）质子守恒（C(H+)水=C(OH)水）,写出Na2CO3和NaHCO3三大守恒的关系式 1、NaHCO3NaHCO3溶液中粒子：Na+、HCO3、CO32、H+、OH、H2CO3（1

13、）电荷守恒： （2）物料守恒： （3）质子守恒：,c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3),c(OH-)+ c(CO32-)=c(H+)+c(H2CO3),方法：电荷守恒与物料守恒相加减删去强碱的阳离子和强酸的阴离子即得质子守恒。,方法：,HCO3H20,得到H+,H2CO3,得到H+,H3O+(H+）,失去H+,CO32,失去H+,OH,c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-),Na2CO3溶液中（1）电荷守恒： （2）物料守恒： （3）质子守恒：,c(Na+)+c(H

14、+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-),c(Na+)=2c(HCO3-)+2c(CO32-)+2c(H2CO3),c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3),例题：（05江苏）常温下将稀NaOH溶液和稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是（ ） ApH7，且c(OH-)c(Na+)c(H+)c(CH3COO-) BpH7，且c(Na+)c(H+)c(CH3COO-)c(OH-) CPH7，且c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-) DpH7，且c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-),A D,规律：大小比较用平衡 等式比

15、较用守恒,1、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（ ） A.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) B.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) C.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) D.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) 2、将pH=3的CH3COOH与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，所得的混合溶液中，下列关系式正确的是( ) A、c(Na+)c(CH3COO-)c(H+) c(OH-) B、 c(CH3COO-)c(Na+)c(H+)c(OH-) C、 c(CH3COO-)c(H+)c(Na+)c(OH-) D、c(CH3COO-)c(N

16、a+) c(OH-) c(H+),A,B,练习,十二离子共存判断,1.有沉淀、气体生成不能共存；2.有弱电解质（水、弱酸、弱碱）等生成不能共存；3.能发生氧化还原反应不能共存；4.能发生络合反应不能共存；5. 能发生双水解不能共存；6. 酸性溶液中存在的离子，在中性溶液中不能共存。（如： Fe3+ 、Cu2+、 SO42、NO3在中性溶液中不能共存）,例题、下列各组离子： （1）I、ClO、NO3、H+、 Fe2+ （2）Al3+、NH4+、HCO3、OH、CO32 （3）SO32、SO42、Cl、K+ 、NH4+ （4）Fe3+、Na+、CO32、Cl、SCN （5）Al3+、K+、AlO2

17、、HSO3、CN （6）Cu2+、Na+、SO42、NO3、Mg2+在水溶液中能大量共存的是： A（1）和（6） B（3）和（6） C（2）和（5） D（1）和（4）,B,1、该实验所需的仪器：酸式滴定管、碱式滴定管，烧杯、锥形瓶、滴定管夹、铁架台、白纸。,实验：用已知浓度的盐酸滴定25mL未知浓度的NaOH溶液，以测定NaOH的物质的量浓度。,十五酸碱中和滴定,2、中和滴定的操作过程：,1）查：检查是否漏水和堵塞 2）洗：洗净后用指定的酸和碱液润洗3）装液，排气泡，调整液面，读数。4）取待测液：将一定体积未知浓度的碱溶液放 入锥形瓶中，滴入几滴酚酞。5）滴定：操作要点及滴定终点的观察。（指示

18、剂变色，半分钟内不褪色）6）读数并记录数据：7）重复上述实验并求算碱的平均体积，计算碱的浓度：计算时可用公式： C（OH-）=C（H+）V(酸)V（碱）。,3、指示剂选择规律:为了减少误差，一般强酸滴定强碱 强酸滴定弱碱 弱酸滴定强碱,甲基橙 或酚酞,甲基橙,酚酞,注意：石蕊试液颜色变化无明显界限，一般不用作滴定的指示剂,4、中和滴定误差分析,紧扣公式：C待=C标V标/ V待关键是V标的变化，确定其测量值与实际值的关系,具体分析：用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液（甲基橙作指示剂），试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响？,1）酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定；,2

19、）锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水；,偏高,无影响,3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗；,偏高,4）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗；,偏低,5）盐酸在滴定时溅出锥形瓶外；,偏高,6）待测液在振荡时溅出锥形瓶外；,偏低,7）滴定终点时，滴定管仰视读数；,偏高,8）滴定终点时，滴定管俯视读数；,9）记录起始体积时，仰视读数，终点时平视；,10）记录起始体积时，仰视读数，终点时俯视；,11）滴加盐酸，橙色不足半分钟即褪色；,偏低,偏低,偏低,偏低,12）滴加盐酸，溶液变为红色；,偏高,13）滴定前，酸式滴定管有气泡，滴定后消失；,偏高,14）滴定前，酸式滴定管无气泡，滴定后产生 气泡；,偏低,15）碱式滴定管水洗后，就用来量取待测液；,偏低,