溶液中的离子反应复习.ppt

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1、,控制、治理氮氧化物对大气的污染是改善大气质量的重要方面。（1）火力发电厂的燃煤排烟中含大量的氮氧化物（NOx），可利用甲烷和NOx在一定条件下反应消除其污染，则CH4与NO2反应的化学方_,（2）在一密闭容器中发生反应2NO2 2NO+O2，反应过程中NO2的浓度随时间变化的情况如下图所示。请回答：依曲线A，反应在前3 min内氧气的平均反应速率为_ 若曲线A、B分别表示的是该反应在某不同条件下的反应情况，则此条件是（填“浓度”、“压强”、“温度”或“催化剂”）。曲线A、B分别对应的反应平衡常数的大小关系是。,（3）一定温度下，容密闭容器中N2O5可发生下列反应：2N2O5（g）4NO2（g

2、）+O2（g）2NO2（g）2NO（g）+O2（g）,反应的平衡常数表达式为。若达平衡时，C（NO2）=04 molL-1，（O2）=13 molL-1,，则反应中NO2的转化率为，N2O5（g）的起始浓度应不低于 mo1L-1,水溶液中的离子平衡,酸、碱、盐在溶液中的电离电解质和非电解质离子反应,单元1 弱电解质的电离平衡电解质有强弱弱电解质电离为可逆电离平衡 电离常数、电离度,单元2溶液的酸碱性水是极弱电解质水(稀溶液)离子积为常数稀溶液酸碱性及表示方法pHpH应用,单元3 盐类的水解 水的电离平衡 弱电解质的生成影响因素水 解的应用(平衡移动),酸碱中和滴定。实践活动：测定酸碱反应曲线滴

3、定实验操作图示反应曲线,综合运用,知识结构,强、弱电解质的比较：,电离方程式的书写：1、强电解质在溶液中全部电离，在电离方程式中以“”表示；2、弱电解质不能全部电离，在电离方程式中以“”表示；3、多元弱酸分步电离，在书写电离方程式时要分步书写.如：H2CO3 H2CO3 HHCO3、HCO3 HCO32；,如：H3PO4,H3PO4 H+H2PO4,H2PO4 H+HPO42,HPO42 H+PO43,表示电解质电离的式子。,4、多元弱碱分步电离，但常常一步写到底，如,Cu(OH)2 Cu22OH。,5、酸式盐的电离,强酸的酸式盐的电离：一步完全电离。如：KHSO4=K+H+SO42-弱酸的酸

4、式盐的电离：第一步完全电离，第二步酸式酸根部分电离。如：NaHCO3=Na+HCO3-HCO3-H+CO32-,6、两性氢氧化物的电离有两种电离方式,弱电解质的电离平衡,电离过程,电离程度,电离度,特征：等、动、定、变,(可逆）,（部分）,影响因素,弱电解质,定义,在一定条件下，当弱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,电离平衡,(1)内因电解质本身的结构和性质,(2)外因：,温度：,浓度：,温度越高，电离度越大(电离过程吸热),浓度越稀，电离度越大,同离子效应：,电离平衡常数,1、定义：弱电解质，电离平衡时，各组分浓度的关系。,2、表达式：,3

5、、意义：,25时 HF K=7.210 4 HAc K=1.810 5,酸性：HF HAc,同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱,在一定温度下，电离常数与浓度无关。,电离平衡常数,CH3COOH H+CH3COO-,NH3.H2O NH4+OH-,电离度,在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。,电离度实质是,化学平衡中的转化率,计算方法是三步法,“初始”、“转化”、“平衡”,弱电解质判断的实验方法,1.在相同浓度、相同温度下，与强电解质作导电性对比实验。,若导电能力弱的为弱电解质，反之为强电解质。,2.浓度与pH的

6、关系,如某一元酸的浓度为0.1mol/L，而其pH 1，则可证明该酸是弱电解质。,3.测定对应盐的酸碱性,如NaA溶液呈碱性，则可证明HA必是弱电解质。,4.稀释前后的pH值与稀释倍数的变化关系,如pH=2的强酸稀释100倍，pH=4；而pH=2的弱酸稀释100倍，pH4,5.采用实验方法证明存在电离平衡,如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加NH4Ac，颜色变浅。,例如100：c(H+)c(OH-)=Kw=110-12,1、Kw只与温度有关，温度升高c(H+)、c(OH-)同时增大，但仍然相等,则Kw增大,pH变小。,影响水的电离的因素：,2、水的离子积是只与温度有关的常数，在25时，纯净水或酸

7、溶液、或碱溶液、或盐溶液中，H、OH浓度的乘积保持不变：Kw=110-14；但只用适于稀溶液，对浓溶液不适用。,水的电离,水是极弱的电解质：,常温下：c(H+)c(OH-)=Kw=110-14,H20 H+OH,（其他因素：如加入活泼金属）,2H2O H3O+OH-,水电离平衡移动的影响因素,重点1：酸或碱抑制水的电离,3、只要酸的pH相同(不论几元、强弱)，对水的抑制程度相等，碱也同理；,1、酸溶液中C(OH-)等于水电离出的C(OH-)；,2、碱溶液中C(H+)等于水电离出的C(H+)；,重点2：盐类水解均能促进水的电离,1、弱酸强碱盐溶液中C(OH-)等于水电离出的C(OH-)；,2、弱

8、碱强酸盐溶液中C(H+)等于水电离出的C(H+)；,3、电解质越弱，其弱离子对水的促进程度就越大。,（在任何一个溶液中水电离产生的H+和OH-的浓度必相等）,定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。,实质：,盐类水解与酸碱中和反应的关系：,条件：,1、盐必须溶于水 2、生成弱电解质,促进了水的电离，平衡右移,（有弱才水解；无弱不水解）,特点：,可逆、微弱、吸热,盐类的水解,水解规律,强碱弱酸盐水解呈碱性(多元弱酸根离子分步水 解)如:NaAc,Na2S,Na3PO4.,强酸弱碱盐水解呈酸性(多元弱碱离子水解一步 到位)如:NH4Cl,C

9、u(NO3)2,AlCl3,强碱强酸盐不水解,其水溶液呈中性.如NaCl,KNO3,Na2SO4.,弱酸弱碱盐强烈水解 a酸碱相当呈中性如NH4Ac b酸强于碱呈酸性如(NH4)2SO3 c碱强于酸呈碱性如NH4CN,由强碱和多元弱酸所生成的酸式盐,溶液呈何性，取决于酸式酸根离子的电离和水解的程度的相对大小,a.若电离程度大于水解程度,溶液呈酸性;如：NaHSO3,NaH2PO4,b.若水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;如：NaHCO3,Na2HPO4,规律:,条件,程度,结果,内因:盐的本性.外因:浓度、温度、酸碱度（溶液酸碱性的变化）(1)温度不变,浓度越小,水解程度越大.(2)浓度不变,

10、温度越高,水解程度越大.(3)改变溶液的pH值,可抑制或促进水解.,影响盐类水解的因素,越热越水解，越稀越水解,有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解。,2、盐类水解反应进行的程度一般较小，通常不会生成沉淀或气体，故书写产物时一般不标“”或“”符号；产物也不写成分解产物形式,但：极少数盐可完全水解,3、多元弱酸根阴离子水解必须分步书写,4、多元弱碱阳离子水解一步写,盐类水解离子方程式的书写,判断加热蒸干盐溶液所得固体的成分,盐类水解的应用,盐溶液蒸干后所得物质的判断1考虑盐是否分解。如加热蒸干Ca(HCO3)2溶液，因其分解，所得固体是CaCO3。2考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2S

11、O3溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固体是Na2SO4。3盐水解生成挥发性强酸时，蒸干后一般得到氢氧化物。如蒸干AlCl3溶液，得Al(OH)3。盐水解生成不挥发性酸，蒸干后一般仍为原物质。例如蒸干Al2(SO4)3溶液，得Al2(SO4)3。4盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质。如Na2CO3等。有时要多方面考虑，如加热蒸干NaClO溶液时，既要考虑水解，又要考虑HClO的分解，所得固体是NaCl。,判断盐溶液的酸碱性及其强弱,比较相同浓度的HCOONa、CH3COONa、Na2CO3、C6H5ONa、NaHCO3、NaCl、MgCl2、AlCl3八种溶液pH值的大小,Na2CO3 C

12、6H5ONa NaHCO3 CH3COONaHCOONa NaCl MgCl2 AlCl3,小结：越弱越水解,对应的酸越弱，弱酸酸根离子水解程度越大。对应的碱越弱，弱碱阳离子水解程度越大。,方法点拨1.比较依据(1)理论依据弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO3)c(CO32)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32)c(HCO3)c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。,溶液中的守恒关系(电解质溶液中的离子之间存在着三

13、种定量关系),电荷守恒规律：电解质溶液中，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。,如NaHCO3溶液中存在着Na、H、HCO3-、CO32-OH，但存在如下关系：c(Na)c(H)=c(HCO3-)c(OH-)2c(CO32-)。,(2)理论依据,物料守恒规律：某一组分（或元素）的原始浓度等于它在溶液中各中存在形式的浓度之和。,如在c mol/L的Na2CO3溶液中CO32-离子的存在形式有CO32-、HCO3-、H2CO3，则c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=1/2c(Na),质子守恒：有水电离产生的H+、OH-浓

14、度相等。,如在Na2CO3溶液中，有水电离产生的OH-以游离态存在，而H+因CO32-水解有三中存在形式H+、HCO3-、H2CO3，有：,c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。,总结：酸碱溶液的稀释前后pH的变化,(1)强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后不会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH-)减小.,规律：pH=a的強酸稀释10n倍，pH值增大n个单位，pH=a+n,规律：pH=b的強碱稀释10n倍，pH值减小n个单位，pH=b-n,(2)弱酸或弱碱：在水中不完全电离,加水稀释同时,能促使其分子进一步电离,故导

15、致相应CH+或COH-减小的幅度降低.pH值的变化比强酸或强碱小。(由强酸或强碱推出),规律：pH=a弱酸稀释10n倍，pH值增大小于n个单位，pH a+n,规律：pH=b弱碱稀释10n倍，pH值减小小于n个单位，pH b-n,3.强酸和强碱混合(发生中和反应,忽略体积变化)可能情况有三种:若酸和碱恰好中和.即n(H)n(OH-),pH7.若酸过量,求出过量的c(H),再求pH值.若碱过量,求出过量的c(OH-),再求出c(H)后求pH值特例:若强酸与强碱等体积混合:若pH酸pH碱14，则完全中和 pH7.若pH酸pH碱14,则碱过量 pHpH碱0.3 若pH酸pH碱14,则酸过量 pHpH酸

16、0.3,物质的量浓度相同的一元强酸和一元弱酸溶液中，其c(H+)不同，pH不同，但等体积的溶液中最多可提供的H+数（mol）相同，消耗碱的量相同。,PH相同的一元强酸和一元弱酸溶液中，其c(H+)相同，但物质的量浓度不同，弱酸的物质的量浓度大，等体积的溶液中最多可提供的H+数（mol）不同,中和能力与酸碱的浓度(pH值大小)之间的关系,以上同样可适用于碱,小结:实践出真知,酸碱中和滴定,中和反应:,酸和碱反应生成盐和水的反应.,酸碱盐(正盐)水 H0,当酸碱恰好中和时,参加反应的酸碱物质的量之比等于它们的计量数之比,当酸碱计量数之比等于1时:,=,可表示为,实质:HOH=H2O,中和滴定的原理

17、,使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和,测出二者的体积,根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值,就可以计算出碱或酸的溶液浓度。,注意:“恰好完全反应”与“溶液呈中性”两句话的区别,恰好完全反应后,溶液的PH7,溶液呈中性,碱肯定过量,如:HCl+NH3H2O=NH4Cl+H2O,1mol 1mol 1mol,中和滴定,定义:,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法,叫酸碱中和滴定,仪器:铁架台 滴定管夹(用于固定滴定管),关键:,(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积(2)准确判断中和反应是否恰好完全,滴定管:用来量取或盛装酸碱液的精密仪器.分,酸

18、式滴定管:碱式滴定管:,构造:玻璃活塞 不能装碱或水解呈碱性的溶液构造:连接的橡皮管内有玻璃珠 不能装酸性及氧化性的溶液,查漏(查漏的仪器:滴定管,容量瓶,分液漏斗)水洗润洗装液调液面(“0”或“0”刻度下)并赶气泡读数(精确至小数点后两位),滴定管使用:,锥形瓶,移液管,装待测液(不用烧杯的原因:以免摇动过程中液体溅出);不得润洗,用于定量量取液体(标识:温度,容量,刻度.),同容量瓶,玻璃仪器洗净的标准:内壁附着的水均匀了,既 不聚成水滴也不成股流下,加液滴指示剂(1-2滴)滴定(左塞右瓶,边滴边振荡,眼睛注视锥形瓶中颜色的变化,先快后慢,滴至指示剂变色且在半分钟内不褪色或恢复原颜色)读数

19、记录数据,滴定:,1.滴定过程中为了更清楚地观察溶液颜色的变 化,常在铁架台的底座上放一块白瓷板或白纸,注意:,2.滴定终点是指酸碱恰好时溶液的PH值,显然达到终点时,溶液的PH值不一定等于7.,PH的测定方法,指示剂法:,常见的指示剂:甲基橙 紫色石蕊 酚酞,PH试纸:,操作:(试纸不能润湿)用玻璃棒蘸取液体滴在PH试 纸上,半分钟后显示出来的颜色与标准比色 卡对照即可读出PH值(为整数),只能测得溶液的酸碱性即pH大致范围,由多种指示剂混合浸制而成,中性显浅绿色,随着酸性增强由黄变红;随着碱性增强由绿变蓝紫,若精确测溶液的pH，则应使PH计。,突跃范围,20.02mL,19.98mL,加入

20、NaOH溶液的体积V(mL),溶液的pH,“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便,原则:指示剂变色范围落在酸碱恰好中和 时溶液的PH值突跃范围内。,(2)常见中和滴定指示剂的选择强酸强碱互相滴定，完全中和时pH7，酚酞和甲基橙均可作指示剂。强酸滴定弱碱(如盐酸滴定氨水)，由于完全中和时生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，故应选择在酸性范围内变色的指示剂甲基橙。强碱滴定弱酸(如NaOH滴定CH3COOH)，由于完全中和时生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，故应选择在碱性范围内变色的指示剂酚酞。,(3)终点判断,20时，物质溶解性与溶解度的关系,0.01,0.011,易溶,10,110,难溶,微溶,可溶,思考：,

21、我们常说的沉淀，是不是一点都不溶？,一、沉淀溶解平衡,一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成了电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡,1.定义:,2、表示方法：,表示的不是电离平衡,AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq),注意：饱和溶液,3、影响溶解平衡的因素,内因：难溶电解质本身的性质,a、绝对不溶的电解质是没有的。b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。,3、影响溶解平衡的因素,外因：,a)浓度：,b)温度：,通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强

22、的影响。,平衡右移,平衡左移,多数平衡向溶解方向移动,升温,加水,增大相同离子浓度,减小离子浓度（反应等）,平衡右移,溶度积常数（简称溶度积）Ksp,1、定义,一定条件下，难溶电解质形成饱和溶液，达到沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或简称溶度积（Ksp）,AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),KsP=c（Ag+）.c（Cl-）,练习：写出下列物质的溶度积常数表达式：,BaSO4 Al(OH)3 Ag2S,Ksp=cm(An+)cn(Bm-),知识升华：溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，请根据下表分析，溶度积与溶解度有什么关系？,3、溶度积的意义：,反映了难溶电解质在水中的溶

23、解能力。,同类型的难溶电解质（如AB型），在相同温度下，Ksp越大，溶解度就越大；,不同类型的难溶电解质（如AB型与AB2型），不能直接比较，需通过计算比较其溶解度。,溶度积规则(利用Ksp判断深沉的溶解与生成)离子积,QC Ksp 时，(2)QC=Ksp 时，(3)QC Ksp 时，,Qc=Am+nBn-m Qc 称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的，为此瞬间溶液中的实际浓度，所以其数值不定，但对一难溶电解质，在一定温度下，Ksp 为一定值。,溶度积规则,沉淀从溶液中析出（溶液过饱和），体系中不断析出沉淀，直至达到平衡,沉淀与饱和溶液的平衡,溶液不饱和，若体系中有沉淀，则沉淀会溶解直至达到平衡。,AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq),BaSO4、BaCO3,Ba2+,BaSO4,BaCO3,重晶石（主要成分是BaSO4）是制备钡化合物的重要原料；BaSO4不溶于酸，但为什么可以用饱和Na2CO3溶液处理转化为易溶于酸的BaCO3,1、BaSO4的ksp比 BaCO3小，为什么可以转化？2、饱和Na2CO3溶液的作用是什么？3、如何操作才能保证绝大多数BaSO4 转化为BaCO3？,