《反应原理》专题三复习.ppt

《《反应原理》专题三复习.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《《反应原理》专题三复习.ppt（55页珍藏版）》请在三一办公上搜索。

1、溶液中的离子反应复习课件,SO2、NH3、Cl2的水溶液均能导电，它们是电解质吗？怎样区分电解质与非电解质？某些离子化合物（如Na2O、Na2O2、CaO）溶于水后电离出的离子并非其自身的，它们却属于电解质，为什么？,理解：电解质和非电解质的区分关键看化合物在水溶液或熔融状态下能否自身电离！,第一单元 弱电解质的电离,1、电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？,2、判断强弱电解质是看化合物在水中是否完全电离，跟其溶解度的大小无关！跟溶液导电能力的强弱也无关。,3、含有极性键的化合物不一定是强电解质，可能是弱电解质，如HF；也可能是非电解质，如乙醇。,问题与讨论,问题与讨论（二）,

2、讨论二：强电解质溶液的导电能力一定强？,讨论一：离子数目越多导电能力越强？,讨论三：同条件下的电解质溶液导电能力不同，说明 什么问题？如盐酸和醋酸。,电解质溶液的导电分析,导电的前提：溶液中存在自由可移动的离子。,导电的本质：自由离子的定向移动。,导电能力强弱的因素：,1、关键取决于离子的浓度，与离子数目无关！,2、温度越高,导电能力越强.(金属导电能力反而减小),3、离子浓度相同时，电荷数越高,导电能力越强.,注意1：溶液导电能力的强弱与电解质的强弱无关！,注意2：金属导电是个物理过程，而电解质溶液的导电是个电解过程，属化学变化！,启发:电解质并不一定能导电；导电的物质不一定是电解质。,电离

3、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“”表示之；2、弱电解质不能全部电离，在电离方程式中以“”表示之；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-弱酸的酸式盐的电离：第一步完全电离，第二步酸式酸根部分电离。如：NaHCO

4、3-=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,CH3COOH H+CH3COO-,NH3.H2O NH4+OH-,能更好的表示弱电解质的相对强弱其值越大,溶液中离子浓度越大,较强

5、的电解质其值越小,溶液中离子浓度越小,较弱电解质,练习：如何证明醋酸是弱酸？,法六：0.1mol/L NaAc溶液的pH7,法一：0.01mol/L醋酸溶液的pH2,法三：将pH值均为2的盐酸、醋酸稀释相同的倍数(如100倍)，,pH值变化小的是醋酸,法四：向pH值均为2的盐酸和醋酸溶液中分别加入固体NaCl、,NH4Ac，溶液pH值增大的是醋酸,分别与足量的Zn粒反应时，产生气体多的是醋酸；,法二：0.1mol/L盐酸和醋酸，导电能力弱的是醋酸,法七：NaAc+HCl HAc,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

6、电解质。,2.浓度与pH的关系,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

7、常数，在25时，纯净水或酸溶液、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）,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；,4、若酸溶液pH与碱溶液pOH相同，则对水电离的抑制程度相等；,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、

8、弱酸强碱盐溶液中C(OH-)等于水电离出的C(OH-)；,2、弱碱强酸盐溶液中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）,中性溶液,酸性溶液,碱性溶液,C(H+)=C(OH-)=1107mol/L,C(H+)C(OH-)1107mol/L,C(H+)C(OH-)1107mol/L,pH=7,pH7,pH7,溶液的酸碱性,C(H+)与C(OH-)关系,室温,任何温度,pH值,注意：溶液呈中性的标志是C(H+)=C(OH-),未必pH=7。,溶液酸碱性的判据：c(OH-)和c(H+)的相对大小,第二

9、单元 溶液的酸碱性,溶液的pH:用H+物质的量浓度的负对数来表示。,公式：pH=-lgc(H+),pOH=-lgc(OH-),意义：1、酸性越强,pH值越小;碱性越强,pH值越大.2、注意：任意水溶液中c(H)0,但pH可为0,此时c(H)1mol/L，一般c(H)1mol/L时,pH0.故直接用c(H+)表示.适用范围：014,溶液的pH的测定方法,酸碱指示剂:我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。,pH试纸法：可粗略测定溶液的pH值。（注：测定前不能用水润湿pH试纸)pH计法：可准确测定溶液的pH值。,总结：酸碱溶液的稀释前后pH的变化,(1)强酸或强碱：,规律：pH=

10、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：,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,c(OH),c(H+),Kw=c(H+)c(OH-),pH,pH=-lgc(H+),（碱性溶液）,（酸性溶液）,c(H+)=10-PH,溶液pH的计算,pOH,pH=-lgc(OH-),c(H+)=10-POH,pH+pOH=14,酸或碱浓度C,1.酸或碱溶液的pH,2.溶液简单混合(不发生反应，忽略混合时体积变化

11、),(1)若不等体积混合：,2.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.,小结：酸与碱的pH之和为14，等体积混合 若为强酸与强碱，则pH=7 若为强酸与弱碱，则pH7 若为弱酸与强碱，则pH7,巩固练习甲溶液pH=2,乙溶液pH=12.当两者等体积混和后,有关pH值变化的叙述正确的是()A.pH7 B.pH=7 C.pH7 D.前面三种情况都有可能,D,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

12、，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,考点一、中和滴定的原理,利用酸碱中和反应中物质的量之间的关系。用已知物质的量浓度的酸(或碱)来滴定未知浓度的碱(或酸)的浓度,HOHH2O 或 mHnAnB(OH)mBnAmmnH2O酸碱恰好中和时：n(H+)=n(OH-),酸碱中和滴定,实验关键：,（1）准确测定参加反应的两种溶液的体积；（2）选择适宜的指示剂以准确

13、指示滴定终点,注：酸碱恰好完全中和时溶液不一定呈中性。,强酸强碱相互滴定,选用甲基橙或酚酞,强酸弱碱生成盐显酸性，选用甲基橙；强碱弱酸生成盐显碱性，选用碱性变色范围酚酞,石蕊试剂因颜色变化不明显(变色不敏锐)，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂.,考点二、指示剂的选择,考点三、仪器的认识（药品）,仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、锥形瓶。酸式滴定管:玻璃活塞 碱式滴定管:不能用玻璃活塞(为什么？)注意：零刻度在上方 滴定管可以读到小数点后两位,药品:标准液、待测液、指示剂,考点四、酸碱中和滴定操作步骤及注意事项,(1)滴定准备,润洗、注液,逐泡、调液,初读数,检漏,洗涤,滴定管先用水洗，

14、再用所盛溶液润洗,锥形瓶只能用水洗，不能再用待测溶液润洗,使液面处于0或0以下某个准确刻度,(2)滴定,移液、加指示剂,滴定、终读数,记录,重复23次,计算,左手控制酸式滴定管旋塞，右手旋摇锥形瓶；眼睛始终注视锥形瓶中溶液颜色的变化，当看到加一滴标准液时，锥形瓶中溶液颜色突变时，停止滴定。待30s不变色,准确记下标准液读数，并准确求得滴定用去的标准液体积。,考点五、中和滴定误差分析,判断方法,标准溶液用量(体积)偏多,等测溶液浓度偏高,标准溶液用量(体积)偏少,等测溶液浓度偏低,下列操作会带来哪些误差？,.未用HCl标准液润洗酸式滴定管就装液进行滴定。.未用NaOH待测液润洗碱式滴定管就进行取

15、液。.用NaOH待测液润洗锥形瓶。.装有HCl标准液滴定管尖嘴气泡未排出就进行滴定。.装有NaOH待测液滴定管尖嘴气泡未排出就进行取液。,.酸式滴定管开始前仰视读数，滴定终了时俯视读数。,.用锥形瓶准确取NaOH待测液时，锥形瓶中有少量蒸馏水。,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,第三单元 盐类的水解,一、盐类水解的规律,举例如下：强碱弱酸盐(如Na2CO3)可水解，溶

16、液显碱性；强酸弱碱盐(如NH4Cl)可水解，溶液显酸性；弱酸弱碱盐可水解，谁强显谁性 强酸强碱盐(如 NaCl)不水解，溶液显中性。,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。,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，都强显中性。,1、pH7的盐溶液中水的电离是否一定相当于该温度下纯水的电离？,解析：可有两种情况：强酸强碱正盐溶液：“无弱不水解”，对水的电离无影响,弱酸弱碱盐溶液：弱碱阳离子和弱酸阴离子的水解程度相当，即结合水电离出的OH和H能力相当，也即相应弱碱和弱酸的电离程度相等。,2、已知在相同条件下NH3H2O与CH3COOH电离

17、程度几乎相等，CH3COOH的酸性比H2CO3强，那么NH4HCO3溶液显酸性、碱性还是中性？,解析：因为H2CO3比醋酸弱，HCO3-的水解能力比CH3COO-强，而CH3COO-的水解能力与相当，故HCO3-水解能力比NH4+强，因此，该溶液应显碱性,问题与讨论,如何判断酸式盐:NaHSO3、NaH2PO4 NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等溶液的酸碱性?,问题与讨论,关键:取决于酸根离子的电离和水解程度的相对大小。,（1）若电离程度大于水解程度，呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。,（2）若电离程度小于水解程度，呈碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。,内因:盐的

18、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,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.,二、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(中学阶段),三、盐类水解离子方程式的书写,四、盐类水解的应用,1.判断盐溶液的酸碱性及其强弱,例1、比较相同浓度的

19、HCOONa、CH3COONa、Na2CO3、C6H5ONa、NaHCO3、NaCl、MgCl2、AlCl3八种溶液pH值的大小,Na2CO3 C6H5ONa NaHCO3 CH3COONaHCOONa NaCl MgCl2 AlCl3,思考：相同条件下测得：NaHCO3，CH3COONa，NaAlO2三种稀溶液的pH值相同，那么，它们的物质的量浓度由大到小的顺序该怎样？,CH3COONa NaHCO3 NaAlO2,小结：越弱越水解,1.多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c(H)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)c(OH-)。2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸

20、根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，c(Na)c(CO32-)c(OH)c(HCO3-)c(H)。,4.两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小 若酸与碱恰好完全反应，则相当于一种盐溶液,若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度盐的水解程度。,总结,3.不同溶液中同一离子浓度的比较，如在物质的量浓度相同的下列溶液中：NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 c(NH4+)由大到小的顺序正确的是(考虑水解、同离子效应等),5.溶液中的守恒关系(电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系),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

21、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-)。,又如在Na2HPO4溶液中：,c(Na)+c(H)=c(OH)+c(H2PO4)+2c(HPO42)+3c(PO43)；,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。,又如在NaH2PO4溶液中:c(Na)=c(H3PO4)+c(H2PO4)+c(HPO42)+c(PO43)；,如在c mol/L的Na2CO3溶液中CO32-离子的存在形式有CO32-、HCO3-

22、、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)。,c(OH-)=c(H+)+c(HPO42-)+2c(H2PO4-)+3c(H3PO4),同理在Na3PO4溶液中有：,（1）在配制FeCl3、Al(NO3)3、CuSO4、SnCl2等溶液时,（2）Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2等强碱性溶液不能贮存在 塞的

23、试剂瓶中.,练习、为配制CH3COO与Na+物质的量浓度比尽可能接近1：1的溶液，可向溶液中加入（）A.适量盐酸B.适量氢氧化钠固体C.适量氢氧化钾固体D.适量CH3COOH溶液,CD,3.某些盐溶液的配制、保存,相应的酸,因Na2SiO3、Na2CO3、NaAlO2水解呈碱性，产生较多OH，OH能腐蚀玻璃。,磨口玻璃,为防止水解，常先将盐溶于少量 中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。,K2CO3,BaCO3,KAl(SO4)212H2O,Na2SO4,CuSO4 5H2O,4.判断加热蒸干盐溶液所得固体的成分,练习、下列物质的水溶液加热蒸干分别得到什么物质?（1)K2CO3;(2)Ba(HCO3)

24、2;(3)明矾;(4)FeCl3;（5)Na2SO3;(6)CuSO4;,Fe(OH)3,5.判断溶液中离子的共存,2Al3+3S2-+6H2O 2Al(OH)3+3H2S,2Fe3+3CO32-+3H2O 2Fe(OH)3+3CO2,Al3+3AlO2-+6H2O 4Al(OH)3,Fe3+3ClO-+3H2O Fe(OH)3+3HClO,能发生强烈双水解的离子组：,Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-、SO32-、HSO3-,Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、,NH4+与AlO2-、SiO32-,盐与盐的反应原则-最大限度降低离子浓度,（1）盐

25、与盐反应相互促进水解“双水解”,Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2,（2）复分解为主,Cu2+S2-=CuS,（3）氧化还原反应,2Fe3+3S2-=2FeS+S,总结,7.工农业生产及日常生活上的应用,(1)FeCl3、KAl(SO4)212H2O等可作净水剂.,(2)泡沫式灭火器内反应原理,NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应：3HCO3 Al3Al(OH)3 3CO2生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫,炸油条时面粉中常加入少量的明矾和小苏打,双水解产生的CO2使油条变得疏松可口,(3)纯碱液去油污且热的效果更好,(4)某些化学肥料不能混合使用如铵态

26、(NH4)氮肥、过磷酸钙含Ca(H 2 PO4)2均不能与草木灰(主要成分K2CO3)混合使用。,（5）NH4Cl焊接金属,8.解释某些实验现象或事实,思考:解释NH4Cl、FeCl3溶液中加入Mg粉,为何有H2放出?,总：Mg+2NH4+2H2O=Mg2+2NH3H2O+H2,或：Mg+2NH4+（浓）=Mg2+2NH3+H2,用AlCl3溶液和Na2S溶液混合为什么制不到Al2S3？Al2S3应如何制取？,2Al3+3S2-+6H2O 2Al(OH)3+3H2S,干法制取,第四单元 沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：定义：一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液

27、，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。特征：逆、等、动、定、变 影响因素：内因：难溶物本身的性质 外因：,浓度：,加水稀释，平衡向溶解方向移动,温度：,绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程。,同离子效应,例如：AgCl(s）Ag+(aq)+Cl-(aq),Ksp=c(Ag+).c(Br-)Ksp=c(Fe3+).c3(OH-),难溶电解质溶解平衡关系式和溶度积,Fe(OH)3 Fe3+3OH-,AgBr Ag+Br-,在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度幂之乘积。,KSP,2、溶度积Ksp,在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或简称溶度积,定

28、义,在一定温度下，难溶电解质的Ksp的大小反映了其在水中的溶解能力。Ksp越大，在水中的溶解能力越强，反之亦然。,影响因素,Ksp 决定于难溶电解质的本性，与温度有关，一定温度下，Ksp是常数。,意义,初始：,平衡：,溶解度S,在一定温度下，难溶性电解质,在水中的物质的量浓度。(mol/L),溶度积,3、溶度积与溶解度(离子浓度)的关系,注意：,溶解度和Ksp均能反映物质在水中的溶解能力，但两者的关系并不是简单的正比关系。,50,概念1、离子积,Q c=c(Am+)n.c(Bn-)m Q c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。,AnBm(s)nAm

29、+(aq)+mBn-(aq),二、沉淀平衡的应用,概念2、溶度积规则,离子积Qc和溶度积Ksp的关系：,Qc Ksp时,过饱和溶液，析出沉淀。,Qc Ksp时,饱和溶液，沉淀溶解平衡状态。,Qc Ksp时,以上规则称为溶度积规则。沉淀的生成和溶解这两个相反的过程相互转化的条件是离子浓度的大小，控制离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。,溶液未饱和。,2.沉淀的溶解(Qc Ksp),1.）生成弱电解质例：CaCO3(s)Ca2+CO32-,CaCO3(s)+H+HCO3+Ca2+,2）发生氧化还原反应而溶解 CuS(s)Cu2+S2-,+HNO3 S+NO,3CuS+8H+2NO3-=3Cu2+3S+2NO+4H2O,3.沉淀的转化 AgCl+Br-AgBr+Cl-,K差值越大，沉淀转化越彻底。即生成的沉淀Ksp越小，转化越彻底。,沉淀转化方向：AgCl AgBr AgI,溶解度大的转化为溶解度小的,可溶物质转化为难溶物质,Ksp大的转化为Ksp小的,向着某离子浓度减小的方向,建议以定性说明为主，定量说明为辅,55,