高中化學(xué)總復(fù)習(xí)課件第2單元第9講 電解質(zhì)溶液（1）

歡迎進入化學(xué)課堂 2 1 熱點知識剖析關(guān)于電解質(zhì)部分的主要的考點有強 弱電解質(zhì)的區(qū)別與對弱電解質(zhì)電離平衡知識的理解 水的電離 離子積常數(shù)及pH的有關(guān)計算 鹽類水解的原理及其應(yīng)用 沉淀溶解平衡等 溶液pH計算 離子濃度大小的比較 離子共存等是選擇題中常見的題型 將離子平衡的知識與生產(chǎn) 生活相結(jié)合 是非選擇題中常見的題型 3 在復(fù)習(xí)中要注意理清 強 弱電解質(zhì) 水的電離和溶液的pH 鹽類水解 和有關(guān) 平衡 等各個知識塊中的主干知識點和有關(guān)規(guī)律 學(xué)會從化學(xué)平衡的角度理解弱電解質(zhì)的電離平衡和水的電離 從弱電解質(zhì)的電離特點理解鹽的水解知識 通過知識的運用強化對問題的分析判斷和推理計算的能力 4 基礎(chǔ)知識回顧1 在水溶液中或熔融狀態(tài)下 能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì) 能夠完全電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì) 弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的 存在電離平衡 如將NH3 H2O溶于水電離生成 同時生成的 又會相互碰撞結(jié)合生成 表示為 5 和OH 和 OH NH3 H2O NH3 H2O OH 一元弱酸電解質(zhì)HB的電離方程式為 HB的電離常數(shù)表達式為 多元弱酸的電離是分步的 對于二元弱酸 第一步的電離程度遠 填 大于 或 小于 第二步的電離程度 弱電解質(zhì)溶液的濃度越大 電離程度越 溫度越高 電離程度越 6 HBH B 大 大于 小 2 精確的實驗表明 純水存在著極少量的H 或H3O 和OH 表明水是一種的電解質(zhì) 水的電離方程式可簡寫為H2OH OH 水的離子積常數(shù)可表達為 隨溫度的升高 水的離子積增大 說明水的電離過程是吸熱過程 7 極弱 Kw c H c OH 在室溫下 Kw值為 水的離子積不僅適用于純水 也適用于稀的電解質(zhì)溶液 室溫下 在酸性溶液中 c H c OH 即c H 1 0 10 7mol L 1 中性溶液中c H c OH 即c H 1 0 10 7mol L 1 堿性溶液中 c H c OH 即c H 1 0 10 7mol L 1 8 1 0 10 14 3 pH可用來表示溶液酸堿性強弱 pH lgc H 常溫下pH 7的溶液為中性 pH越小 酸性越強 pH越大 堿性越強 溶液的pH可以用測量 也可以用來測量 9 pH試紙 pH計 4 酸堿反應(yīng)曲線是以酸堿混合過程中滴加酸 或堿 的量為橫坐標(biāo) 以溶液pH為縱坐標(biāo)繪出的一條溶液pH隨酸 或堿 的滴加量而變化的曲線 在酸堿反應(yīng) 以強酸與強堿反應(yīng)為例 曲線中 剛開始反應(yīng)時溶液pH的變化較小 當(dāng)反應(yīng)接近反應(yīng)終點 pH 7 時 溶液pH發(fā)生突變 在利用酸堿反應(yīng)原理測定未知濃度的堿 或酸 的濃度時 一是要準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的酸和堿的體積 二是要準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進行完全 10 5 鹽溶液的酸堿性常與鹽所含離子在水中與水電離出的H 或OH 能否生成弱電解質(zhì)有關(guān) 強酸弱堿鹽 如NH4Cl 溶于水時其電離出的陽離子與水電離出的OH 生成弱堿 使得溶液中c H c OH 因而其溶液呈現(xiàn)性 強堿弱酸鹽 如CH3COONa 溶于水時其電離出的陰離子與水電離出的H 生成 使得溶液中c H c OH 因而其溶液呈現(xiàn)性 強酸強堿鹽溶于水時 電離出的陰陽離子都不能與水電離出的H 或OH 生成弱電解質(zhì) 使得溶液中c H c OH 因而其溶液呈現(xiàn)性 即強酸強堿鹽不發(fā)生水解 11 酸 弱酸 堿 中 6 鹽類水解的離子方程式一般都用可逆或 符號 鹽類水解一般沒有氣體和沉淀生成 鹽類水解中生成弱電解質(zhì)的電離程度越弱 則水解程度越 水解反應(yīng)的逆反應(yīng)是中和反應(yīng) 因而水解反應(yīng)是反應(yīng) 升高溫度使水解程度 12 大 吸熱 增大 7 如20 時 AgCl的溶解度僅為1 5 10 4g 盡管AgCl的溶解度很小 但并不是絕對不溶 生成AgCl沉淀后的溶液中存在著溶解平衡 一方面 在水分子作用下 少量Ag 和Cl 脫離AgCl的表面溶于水中 另一方面 溶液中的Ag 和Cl 受AgCl表面正 負離子的吸引 回到AgCl的表面析出沉淀 在一定溫度下 當(dāng)沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等時建立動態(tài)平衡 AgCl s Ag aq Cl aq Ksp c Ag c Cl 13 重點知識歸納1 強電解質(zhì)與弱電解質(zhì) 1 電解質(zhì)與非電解質(zhì) 電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 非電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 14 2 電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電機理 自由離子 陰陽 定向遷移形成電流 溶液的導(dǎo)電能力 溶液的導(dǎo)電能力主要由溶液中離子的濃度和電荷數(shù)決定 溶液導(dǎo)電能力的影響因素 內(nèi)因 電解質(zhì)本身電離能力 外因 溫度 溶液濃度等 15 3 強電解質(zhì)與弱電解質(zhì) 16 續(xù)表 17 4 弱電解質(zhì)的電離 電離特點 弱電解質(zhì)的電離是可逆的 一定條件下 弱電解質(zhì)離子化速率與分子化速率相等時 則建立平衡 這種平衡也具有化學(xué)平衡的特點 動 動態(tài)平衡 v 電離 v 結(jié)合 0 定 條件一定 分子 離子濃度一定 變 條件改變 平衡被破壞 發(fā)生移動 18 表示方法 用電離方程式 可逆符號 多元弱酸分步書寫 如 NH3 H2O NH3 H2O OH H2CO3 H2CO3 H H 19 電離平衡常數(shù) 弱電解質(zhì)在一定條件下電離達到平衡時 溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積 跟溶液中未電離分子的濃度的比值是一個常數(shù) 這個常數(shù)叫電離平衡常數(shù) 簡稱電離常數(shù) 電離平衡常數(shù)的大小反映弱電解質(zhì)的電離程度 不同溫度時有不同的電離常數(shù) 不受濃度的影響 20 影響因素 電離過程是吸熱的 溫度升高電離平衡向電離方向移動 即升溫促進弱電解質(zhì)的電離 溶液稀釋時 電離平衡向著有利于電離的方向移動 即加水可促進弱電解質(zhì)的電離 若水中有與弱電解質(zhì)相同的離子 則弱電解質(zhì)的電離程度減小 若加入能與弱電解質(zhì)的離子結(jié)合的離子 則弱電解質(zhì)的電離程度將變大 21 5 判斷弱電解質(zhì) 一元弱酸 的實驗方法 電導(dǎo)法 同溫同濃度的弱酸 如CH3COOH 的導(dǎo)電性比強酸 如HCl 弱 速率法 同溫同濃度弱酸與鋅粒反應(yīng)時比強酸反應(yīng)速率慢 pH法 0 01mol L酸HX的pH 2 則為弱酸 中和法 pH相同HX和強酸取等體積分別與NaOH溶液完全中和 耗堿多的為弱酸HX 22 稀釋法 同等倍數(shù)稀釋pH相同的強酸與弱酸 pH增加幅度小為弱酸 水解法 鹽的水溶液呈堿性的 其相應(yīng)的酸為弱酸 平衡法 同pH的強酸和弱酸分別加入該酸的鈉鹽 溶液pH增大的是弱酸 幾乎不變的是強酸 強生弱法 若HA NaBNaA HB則HA HB 若同時知HA為弱酸 則HB必為弱酸 23 2 水的電離與溶液的酸堿性 1 水的電離 水的電離和水的離子積水是極弱電解質(zhì) H2OH OH 純水常溫下 水中的氫離子與氫氧根離子濃度相等 即c H c OH 1 10 7mol L 1水的離子積Kw c H c OH 1 10 14 24 影響水電離的因素A 加入酸或堿時 由于增加了氫離子或氫氧根離子的濃度 會抑制水的電離 B 加入能水解的鹽 如NaAc NH4Cl等 時 由于水中電離出的氫離子或氫氧根離子與鹽中的離子結(jié)合成弱電解質(zhì) 會促進水的電離 C 升高溫度時 使水的離子積Kw增大 會促進水的電離 25 2 水溶液的酸堿性溶液酸堿性只與c H 和c OH 相對大小有關(guān) 與絕對大小無關(guān) 酸性c H c OH 室溫下 c H 1 10 7mol L 1pH7 26 3 pH的測定方法石蕊 紅 5 0 紫 8 0 藍 酚酞 無 8 2 粉紅 10 0 紅 甲基橙 紅 3 1 橙 4 4 黃 pH試紙 用干凈的玻璃棒分別蘸取少量的待測溶液點在試紙上 觀察試紙顏色變化并跟比色卡比較 確定該溶液的pH pH計 可以比較精密地測定溶液的pH 27 酸堿 指示劑 4 pH的計算pH lgc H 通常的使用范圍0 14 pH變化1個單位 則c H 變化10倍 常見pH的計算方法有 若把已知pH的強酸或強堿溶液稀釋n倍 pH 原pH lgn 酸為 堿為 28 當(dāng)用水稀釋溶液并求溶液的pH時 如強酸溶液的c H 遠遠大于純水的c H 水電離的氫離子濃度可以忽略不計 若溶液中的氫離子濃度接近于水電離的氫離子濃度 1 10 7mol L 時 水的c H 則不可忽略不計 當(dāng)溶液稀釋時 若 高度稀釋 時 pH接近于7 酸略小于7 堿略大于7 無限稀釋時 可看作pH等于7 29 兩種強酸溶液混合 先求混合溶液的c H 再求pH 兩種強堿溶液混合 先求混合溶液的c OH 通過Kw求c H 再求pH 強酸與強堿溶液混合 首先判斷是否過量 若恰好中和時 pH 7 若非完全中和 則依酸堿反應(yīng)的相對量 求過量酸或堿的濃度 再求c H 或c OH 若是c OH 則換算成c H 最后求pH 30 3 中和反應(yīng) 1 酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)是H OH H2O 若酸堿恰好中和 必滿足 n H 酸所提供的 n OH 堿所提供的 對于n元酸m元堿的中和反應(yīng) 則有關(guān)系式 nc 酸 V 酸 mc 堿 V 堿 31 2 酸堿中和反應(yīng)中的幾個問題 0 1mol L 1CH3COOH與0 1mol L 1NaOH溶液等體積混合 兩者恰好完全中和 但中和后的溶液卻顯弱堿性 因生成0 05mol L 1的CH3COONa會發(fā)生水解的緣故 pH 1的CH3COOH與pH 13的NaOH溶液等體積混合 反應(yīng)后的溶液顯酸性 這是因為pH 1的CH3COOH溶液中c H 0 1mol L 1 而c CH3COOH 0 1 0 1mol L 1 醋酸過量了 32 分別中和相同濃度 相同體積的一元弱酸和一元強酸 耗堿量是一樣的 因兩酸同濃度同體積 所含酸的總物質(zhì)的量相同 又因都是一元酸 可提供的總n H 是相同的 33 分別中和相同pH 相同體積的弱酸和強酸 弱酸耗堿量多 因pH雖相同 但弱酸只部分電離 弱酸溶液的濃度要比強酸大 兩酸溶液體積又相同 弱酸總物質(zhì)的量要大于強酸 使得中和需堿量多 這時不必考慮是一元酸還是二元酸 恰好中和指酸堿均無剩余 溶液中只有鹽類 但溶液不一定是中性 可能是酸性 也可能是堿性 34 4 鹽類的水解 1 鹽的水解實質(zhì)鹽中弱 弱酸根或弱堿陽離子 離子與水電離出的H 或OH 結(jié)合生成難電離的分子或離子 破壞水的電離平衡 向促進電離的方向移動 使溶液中H 和OH 濃度發(fā)生變化 35 2 鹽的水解特征與影響因素 鹽的水解屬于可逆反應(yīng) 其逆反應(yīng)為酸堿中和 符合化學(xué)平衡規(guī)律 稀釋可促進鹽類的水解 濃度越低水解程度越大 水解程度一般微弱 且吸熱 升高溫度 水解程度變大 36 3 鹽的水解類型 強堿弱酸鹽 弱酸根離子與水中的氫離子結(jié)合成弱酸 溶液呈堿性 如 CH3COONaCH3COO CH3COOH OH Na2CO3 分步 H2O OH H2OH2CO3 OH 37 H2O 強酸弱堿鹽 弱堿的陽離子與水中的氫氧根離子結(jié)合成弱堿 溶液呈酸性 如 NH4ClNH4Cl H2OHCl NH3 H2OAlCl3 中學(xué)不要求分步 38 Al3 3H2O Al OH 3 3H 弱酸弱堿鹽 兩種離子都水解 即雙水解 溶液的酸堿性與弱酸 弱堿的性質(zhì)有關(guān) 如 CH3COONH4 CH3COO H2ONH3 H2O CH3COOH常見易雙水解進行到底而不能共存的離子組合有Al3 與 S2 HS 等 如 2Al3 3 3H2O2Al OH 3 3CO2 Al3 3 6H2O4Al OH 3 39 4 水解反應(yīng)的規(guī)律誰弱誰水解 誰強顯誰性 都弱均水解 不弱不水解 5 鹽的水解的應(yīng)用 判斷鹽溶液的酸堿性正鹽 弱酸強堿鹽 堿性 弱堿強酸鹽 酸性 弱酸弱堿鹽 視相對強弱 酸式鹽 弱酸的酸式鹽 既能水解又能電離 酸堿性視電離和水解的相對強弱 如NaHCO3顯堿性 NaH2PO4 NaHSO3顯酸性 40 判斷弱電解質(zhì)的相對強弱堿性Na2CO3 CH3COONa 酸性CH3COOH H2CO3酸性NH4Cl AlCl3 堿性NH3 H2O Al OH 3 利用鹽的水解原理解釋問題在實驗 化工生產(chǎn)和生活中利用鹽的水解原理的問題主要包括兩方面 一是運用水解平衡移動原理 采取相應(yīng)措施促進水解 如泡沫滅火器原理 明礬 Na2FeO4凈水原理 純堿的去污原理等 二是根據(jù)平衡移動原理 控制條件抑制水解的發(fā)生 如實驗室配制FeCl3 SnCl2等溶液 酸性肥料和堿性肥料不能混合使用等 41 5 溶液中微粒濃度大小比較的原則 1 電荷守恒因溶液呈電中性 故陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù) 簡稱電荷守恒 如NaHCO3溶液中存在Na H 和 及OH 由電荷守恒得關(guān)系 c Na c H c 2c c OH 42 2 物料守恒由于電離 水解等反應(yīng) 物質(zhì)中某元素會以多種形式存在 但該元素的原子總數(shù)恒定不變 這就是所謂物料守恒 如在K2S水溶液中 原物料K2S中n K 2n S2 因S2 在水溶液中發(fā)生水解 故硫元素以S2 HS H2S三種形式存在 它們間有如下守恒關(guān)系 c K 2 c S2 c HS c H2S 43 3 質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中微粒 分子或離子 所得到質(zhì)子 H 數(shù)應(yīng)等于微粒所失去的質(zhì)子數(shù) 例如在NH4HCO3溶液中H3O H2CO3分別為H2O和得到質(zhì)子后的產(chǎn)物 NH3 OH 分別為 H2O 失去質(zhì)子后的產(chǎn)物 故有以下關(guān)系 c H c H2CO3 c NH3 c OH c 44 質(zhì)子守恒實質(zhì)是物料守恒運用在以質(zhì)子為研究對象的必然結(jié)果 如在K2S水溶液中 水電離產(chǎn)生的H 和OH 是要相等的 即n OH 水 n H 水 而水電離出的氫元素以H HS 和H2S三種形式存在 由物料守恒可得 c OH c H c HS 2c H2S 45 6 難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1 溶解平衡的概念在一定條件下 難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時 難溶電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率 溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài) 此時 溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間動態(tài)平衡 如 AgCl s Cl aq Ag aq 46 2 沉淀溶解平衡的特征具有化學(xué)平衡 逆 動 等 定 變 的特征 3 影響溶解平衡的因素 濃度 加水 平衡向溶解方向移動 溫度 升溫 多數(shù)平衡向溶解方向移動 47 4 溶度積 平衡常數(shù) Ksp在一定溫度下 在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中 各離子濃度冪之乘積為一常數(shù) 稱為溶度積常數(shù) 簡稱溶度積 用符號Ksp表示 溶度積的大小取決于難溶電解質(zhì)的本性 它隨溫度的升高而一般稍微增大 離子濃度的改變可使平衡發(fā)生移動 而不能改變?nèi)芏确e 不同的難溶電解質(zhì)在相同溫度下Ksp不同 對于MmAn型電解質(zhì)來說 溶度積的公式是Ksp c Mn m c Am n 48 5 沉淀溶解平衡的應(yīng)用 沉淀的生成 根據(jù)物質(zhì)的溶解性選擇沉淀劑 通過加入適當(dāng)過量沉淀劑 調(diào)控溶液的pH和溫度 改變某離子的存在形式等使沉淀完全 沉淀的溶解 通過加水 加酸等方法將沉淀溶解 沉淀的轉(zhuǎn)化 將沉淀轉(zhuǎn)化成更難溶的物質(zhì)或更難電離的物質(zhì) 49 同學(xué)們 來學(xué)校和回家的路上要注意安全 同學(xué)們 來學(xué)校和回家的路上要注意安全