高中化學總復習課件第2單元第9講 電解質溶液（1）

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歡迎進入化學課堂 2 1 熱點知識剖析關于電解質部分的主要的考點有強 弱電解質的區(qū)別與對弱電解質電離平衡知識的理解 水的電離 離子積常數及pH的有關計算 鹽類水解的原理及其應用 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 生活相結合 是非選擇題中常見的題型 3 在復習中要注意理清 強 弱電解質 水的電離和溶液的pH 鹽類水解 和有關 平衡 等各個知識塊中的主干知識點和有關規(guī)律 學會從化學平衡的角度理解弱電解質的電離平衡和水的電離 從弱電解質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 基礎知識回顧1 在水溶液中或熔融狀態(tài)下 能夠導電的化合物叫電解質 能夠完全電離的電解質稱為強電解質 弱電解質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 又會相互碰撞結合生成 表示為 5 和OH 和 OH NH3 H2O NH3 H2O OH 一元弱酸電解質HB的電離方程式為 HB的電離常數表達式為 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 水的電離方程式可簡寫為H2OH OH 水的離子積常數可表達為 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 酸堿反應曲線是以酸堿混合過程中滴加酸 或堿 的量為橫坐標 以溶液pH為縱坐標繪出的一條溶液pH隨酸 或堿 的滴加量而變化的曲線 在酸堿反應 以強酸與強堿反應為例 曲線中 剛開始反應時溶液pH的變化較小 當反應接近反應終點 pH 7 時 溶液pH發(fā)生突變 在利用酸堿反應原理測定未知濃度的堿 或酸 的濃度時 一是要準確測量參加反應的酸和堿的體積 二是要準確判斷中和反應是否恰好進行完全 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 能否生成弱電解質有關 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 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的電離程度越弱 則水解程度越 水解反應的逆反應是中和反應 因而水解反應是反應 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 強電解質與弱電解質 1 電解質與非電解質 電解質 在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物 非電解質 在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物 14 2 電解質溶液導電能力 電解質溶液的導電機理 自由離子 陰陽 定向遷移形成電流 溶液的導電能力 溶液的導電能力主要由溶液中離子的濃度和電荷數決定 溶液導電能力的影響因素 內因 電解質本身電離能力 外因 溫度 溶液濃度等 15 3 強電解質與弱電解質 16 續(xù)表 17 4 弱電解質的電離 電離特點 弱電解質的電離是可逆的 一定條件下 弱電解質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平衡的特點 動 動態(tài)平衡 v 電離 v 結合 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 弱電解質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 這個常數叫電離平衡常數 簡稱電離常數 電離平衡常數的大小反映弱電解質的電離程度 不同溫度時有不同的電離常數 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的電離 若水中有與弱電解質相同的離子 則弱電解質的電離程度減小 若加入能與弱電解質的離子結合的離子 則弱電解質的電離程度將變大 21 5 判斷弱電解質 一元弱酸 的實驗方法 電導法 同溫同濃度的弱酸 如CH3COOH 的導電性比強酸 如HCl 弱 速率法 同溫同濃度弱酸與鋅粒反應時比強酸反應速率慢 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 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合成弱電解質 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 與絕對大小無關 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 1 酸堿中和反應的實質酸堿中和反應的實質是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 則有關系式 nc 酸 V 酸 mc 堿 V 堿 31 2 酸堿中和反應中的幾個問題 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 鹽的水解實質鹽中弱 弱酸根或弱堿陽離子 離子與水電離出的H 或OH 結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 其逆反應為酸堿中和 符合化學平衡規(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合成弱堿 溶液呈酸性 如 NH4ClNH4Cl H2OHCl NH3 H2OAlCl3 中學不要求分步 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 弱堿的性質有關 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一定等于陽離子所帶正電荷總數 簡稱電荷守恒 如NaHCO3溶液中存在Na H 和 及OH 由電荷守恒得關系 c Na c H c 2c c OH 42 2 物料守恒由于電離 水解等反應 物質中某元素會以多種形式存在 但該元素的原子總數恒定不變 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系 c K 2 c S2 c HS c H2S 43 3 質子守恒電解質溶液中微粒 分子或離子 所得到質子 H 數應等于微粒所失去的質子數 例如在NH4HCO3溶液中H3O H2CO3分別為H2O和得到質子后的產物 NH3 OH 分別為 H2O 失去質子后的產物 故有以下關系 c H c H2CO3 c NH3 c OH c 44 質子守恒實質是物料守恒運用在以質子為研究對象的必然結果 如在K2S水溶液中 水電離產生的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 難溶電解質的溶解平衡 1 溶解平衡的概念在一定條件下 難溶電解質溶于水形成飽和溶液時 難溶電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率 溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài) 此時 溶質的離子與該固態(tài)物質之間動態(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 多數平衡向溶解方向移動 47 4 溶度積 平衡常數 Ksp在一定溫度下 在難溶電解質的飽和溶液中 各離子濃度冪之乘積為一常數 稱為溶度積常數 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 而不能改變溶度積 不同的難溶電解質在相同溫度下Ksp不同 對于MmAn型電解質來說 溶度積的公式是Ksp c Mn m c Am n 48 5 沉淀溶解平衡的應用 沉淀的生成 根據物質的溶解性選擇沉淀劑 通過加入適當過量沉淀劑 調控溶液的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 沉淀的轉化 將沉淀轉化成更難溶的物質或更難電離的物質 49 同學們 來學校和回家的路上要注意安全 同學們 來學校和回家的路上要注意安全