資源簡介 (共46張PPT)第三章 水溶液中的離子反應與平衡章末復習1.回顧本單元的文本及教材,熟悉本單元的知識及邏輯結構;2.能從電離、離子反應、化學平衡的角度分析溶液的性質;3.熟練運用平衡移動原理解決有關電解質溶液的問題。知識點一:電解質的分類1.弱電解質的電離平衡在一定條件下(如溫度和濃度),弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時,電離過程達到電離平衡狀態。如圖所示:知識點二:弱電解質的電離平衡特征:逆、等、動、定、變2.影響電離平衡的條件(1)內因:物質本身的性質(2)外因:①溫度:由于電離過程是吸熱的過程,所以升高溫度,平衡向電離方向移動,電離程度增大②濃度:I、加水稀釋→平衡向電離的方向移動→電離程度增大→但離子濃度減小II、增大弱電解質的濃度→平衡向電離方向移動→但電離程度減小III、加入同濃度的弱電解質溶液→平衡不移動→各微粒濃度不變、電離程度不變IV、加入其它試劑,減小或增大弱電解質電離出的某離子的濃度,可促進或抑制電離知識點三:電離平衡常數1.表達式:以AB A++B-為例,則2.影響因素:(1)物質本身的性質決定(2)只受溫度影響,升高溫度,電離平衡常數增大,電離程度越大3.意義:相同條件下,K值越大,表示該弱電解質越易電離,所對應溶液的酸性或堿性越強1.電離方程式:H2OH++OH- 或 H2O+H2OH3O ++OH-2.特點:由水電離出的H+與OH-濃度相等,即c(H+)水=c(OH-)水3.影響因素:(1)促進:①升溫②加活潑金屬④加弱堿陽離子或弱酸陰離子(即能水解的鹽)③電解(2)抑制:①降溫②加酸或堿③加強酸酸式鹽知識點四:水的電離知識點五:水的離子積表達式:Kw=c(H+)·c(OH-)①c(H+)和c(OH-)均表示整個溶液中的H+、OH-的總物質的量濃度②Kw不僅適用于純水,也適用于酸、堿、鹽的稀溶液酸溶液中:Kw= c(H+)酸·c(OH-)水堿溶液中:Kw= c(H+)水·c(OH-)堿鹽溶液中:Kw= c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水④Kw只與溫度有關,溫度升高,Kw增大,水更易電離25℃時,Kw=1.0×10-14100℃時,Kw=1.0×10-12知識點六:溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系c(H+)與c(OH-)的關系 c(H+)的范圍(25 ℃)/(mol·L-1)中性溶液 c(OH-)=c(H+) c(H+)=1.0×10-7酸性溶液 c(OH-)1.0×10-7堿性溶液 c(OH-)>c(H+) c(H+)<1.0×10-72.溶液的酸堿性與pH(1)pH(2)溶液的酸堿性與pH的關系(常溫下)(3)溶液酸堿性的測定方法①酸堿指示劑法②利用pH試紙測定。③利用pH計測定。知識點七:酸堿中和滴定酸堿中和滴定的原理:H++OH-=H2O 即利用中和反應時,c(H+)酸·V酸= c(OH-)堿·V堿則c(H+)酸=或 c(OH-)堿=知識點八:鹽類的水解1.實質鹽電離―→ ―→破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→c(H+)≠c(OH-)―→溶液呈堿性、酸性或中性。2.特點1.極其微弱,為可逆反應,存在水解平衡2.是中和反應的逆反應,水解反應是吸熱反應3.規律:有弱就水解,無弱不水解;越弱越水解,都弱都水解;誰強顯誰性,同強顯中性知識點九:影響鹽類水解的主要因素1.內因:反應物的性質。越弱越水解,越水解其酸(或堿)性越強。2.外因:(1)溫度:升高溫度,促進水解(2)濃度:加水稀釋 →向右移動→水解程度大→酸(或堿)性減弱鹽的濃度越高→向右移動→水解程度小→酸(或堿)性增強(3)同離子效應:加酸或堿抑制或促進水解小結:越弱越水解,越熱越水解,越稀越水解,加酸或堿抑制或促進水解知識點十:難溶電解質溶解平衡的特點逆——沉淀溶解平衡是一個可逆過程等——溶解速率和沉淀速率相等動——動態平衡,溶解速率和沉淀速率不等于零定——平衡狀態時,溶液中的離子濃度保持不變變——當改變外界條件時,溶解平衡發生移動注:(1)生成沉淀的離子反應不能進行到底(即離子濃度≠0),一般情況下,當溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5mol/L時,化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了(2)易溶的飽和溶液中也存在溶解平衡。例:NaCl飽和溶液中存在溶解和結晶平衡知識點十一:影響難溶電解質的因素1.內因:難溶電解質本身的性質2.外因:(1)濃度:加水,平衡向溶解方向移動,溶解度不變(2)溫度:升溫,多數平衡向溶解方向移動(原因:溶解吸熱);但少數向沉淀方向移動(例:Ca(OH)2)(3)同離子效應:加入相同的離子,平衡向沉淀方向移動,溶解度減小(4)加入與體系中某些離子反應的物質,產生氣體或更難溶的物質,導致平衡向溶解的方向移動。知識點十二:溶度積常數(簡稱溶度積) ——Ksp1.表達式對于溶解平衡:MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq) 反應Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n例:Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq) Ksp=c2(Ag+)·c(S2-)2.意義:對于同類型(陰、陽離子個數相同)的難溶電解質,在相同溫度下,Ksp越大→S(溶解度)越大例:Ksp(AgCl)=1.8×10-10 Ksp(AgBr)=6.3×10-15說明S(AgCl)> S(AgBr)3.影響因素:Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關4.應用:判斷有無沉淀——溶度積規則Q(離子積)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]nQ>Ksp時,溶液中有沉淀析出Q=Ksp時,沉淀與溶解處于平衡狀態Q1.沉淀的生成(1)調節pH法(2)加沉淀劑法。知識點十二:沉淀溶解平衡的應用2.沉淀的溶解(1)原理:根據平衡移動原理,對于在水中難溶的電解質,如果能設法不斷地移去平衡體系中的相應離子,使平衡向沉淀溶解的方向移動,就可以使沉淀溶解。(2)溶解沉淀的試劑類型。①用強酸溶解②用某些鹽溶液溶解3.沉淀的轉化【典例】泡沫滅火器內含有NaHCO3濃溶液(置于鐵桶內)和濃Al2(SO4)3溶液(置于玻璃瓶內)。使用時把滅火器倒置即有泡沫噴出滅火。(1)寫出倒置滅火器時所發生反應的離子方程式: 。 (2)滅火器內NaHCO3溶液體積和Al2(SO4)3溶液體積之比約為5∶1,請估計兩種溶液的物質的量濃度之比約為 ; 溶液稍過量更好些。 考點1:陰、陽離子水解相互促進的應用相互促進水解的離子主要有如下幾種情況(1)兩種離子水解相互促進。有下面兩種情況:①兩種離子水解,強烈的相互促進,使反應趨于完全,其離子方程式中應用“=”連接,產物應標明“↑”“↓”。②兩種離子水解,相互促進但不強烈,其離子方程式仍用“ ”連接。(2)發生復分解反應。當發生復分解反應生成的沉淀比水解反應生成的沉淀更難溶時,物質之間發生復分解反應。(3)發生氧化還原反應。物質之間若既能發生氧化還原反應,又能發生水解反應,通常以氧化還原反應為主。【變式1】下列離子組一定不能大量共存的是( )C【變式2】(1)明礬可用于凈水,原因是 (用離子方程式表示)。 把FeCl3溶液蒸干,灼燒,最后得到的主要固體產物是 。 (2)純堿可代替洗滌劑洗滌餐具,原因是 (用離子方程式表示)。 (3)為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入MgCO3固體,過濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3+的原因是 。 考點2:酸堿中和滴定曲線問題【典例】 以酚酞為指示劑,用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系數δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關系如圖所示。[比如A2-的分布系數: 下列敘述正確的是( )A.曲線①代表δ(H2A),曲線②代表δ(HA-)B.H2A溶液的濃度為0.200 0 mol·L-1C.HA-的電離常數Ka=1.0×10-2D.滴定終點時,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)C抓反應的“起始點” 判斷酸、堿的相對強弱抓反應的“一半點” 判斷是哪種溶質的等量混合抓溶液的“中性點” 判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足抓“恰好反應點” 判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性抓反應的“過量點” 判斷溶液中的溶質,判斷哪種物質過量1.關鍵“五點”2.示例點撥常溫下,向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液,溶液pH的變化如圖所示:【變式】 常溫下,用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL某未知濃度的CH3COOH溶液,滴定曲線如圖所示。已知在點③處恰好中和。下列說法錯誤的是( )A.點①②③三處溶液中水的電離程度依次增大B.該溫度時CH3COOH的電離平衡常數約為1.8×10-5C.點③處c(OH-)<c(CH3COOH)+ c(H+)D.滴定過程中可能出現:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)> c(H+)>c(Na+)>c(OH-)C【典例1】 常溫下,下列溶液中有關微粒的物質的量濃度關系正確的是( )A.pH=8 的CH3COONa溶液:c(CH3COOH)=9.9×10-7 mol·L-1B.0.1 mol·L-1Na2SO3溶液:c(Na+)+c(H+)=c()+c()+c(OH-)C.0.1 mol·L-1NaHCO3溶液:c(Na+)+c(OH-)=c()+c(H2CO3)+c(H+)D.0.1 mol·L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7:c(Na+)> c(CH3COOH)>c(Cl-)A考點3:電解質溶液中三大守恒關系的應用AD【典例2】(雙選)室溫下,將兩種濃度均為0.1 mol·L-1的溶液等體積混合,若溶液混合引起的體積變化可忽略,下列各混合溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是( )A.NaHCO3-Na2CO3混合溶液(pH=10.30):c(Na+)> c()> c()> c(OH-)B.氨水-NH4Cl混合溶液(pH=9.25):c()+c(H+)=c(NH3·H2O)+c(OH-)C.CH3COOH-CH3COONa混合溶液(pH=4.76):c(Na+)> c(CH3COOH)> c(CH3COO-)>c(H+)D.H2C2O4-NaHC2O4混合溶液(pH=1.68,H2C2O4為二元弱酸):c(H+)+c(H2C2O4)=c(Na+)+c()+c(OH-)(1)電荷守恒規律:電解質溶液中,不論存在多少種離子,溶液總是呈電中性,即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。(2)元素質量守恒(物料守恒)規律:電解質溶液中,由于某些離子能水解或電離,離子的存在形式發生了變化,就該離子所含的某種元素來說,其質量在變化前后是守恒的。(3)質子守恒規律:電解質溶液中,由于電離、水解等過程的發生,往往存在質子(H+)的轉移,但轉移過程中質子數量保持不變,稱為質子守恒。解決混合溶液中粒子濃度問題的整體思路【變式1】常溫下,將a L 0.1 mol·L-1的NaOH溶液與b L 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液混合。下列有關混合溶液的說法一定不正確的是( )A.ac(Na+)>c(H+)>c(OH-)B.a>b時,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)C.a=b時,c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-)D.無論a、b有何關系,均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)解析:由電荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故D正確;若b>a,醋酸過量,混合后溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液,當溶液呈酸性時A正確;若a=b,反應后的溶液為CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解而顯堿性,根據質子守恒可知,C正確;若a>b,說明堿過量,溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液,存在c(Na+)>c(CH3COO-),B錯誤。B【變式2】在常溫下,向10 mL濃度均為0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 mol·L-1的鹽酸,溶液pH隨鹽酸加入體積的變化如圖所示。下列說法正確的是( )B典例1下列物質的溶液在蒸發皿中加熱蒸干、灼燒,可以得到該物質的固體的是( )A.FeCl3 B.Na2SO3 C.KMnO4 D.MgSO4解析:FeCl3的溶液在蒸發皿中加熱蒸干、灼燒得到Fe2O3;Na2SO3的溶液在蒸發皿中加熱蒸干、灼燒得到Na2SO4;KMnO4加熱分解。考點4:不同類型鹽溶液蒸干后所得固體的判斷D解決溶液蒸干是否得到原溶質的問題時,常常需要從以下幾個方面進行分析(1)加熱揮發性酸的弱堿鹽(銨鹽除外)的水合晶體或溶液時,得到水解產物(也可能再分解)。(2)加熱揮發性酸的強堿鹽溶液或不揮發性酸的弱堿鹽溶液等,得到的固體一般為原溶質。(3)某些鹽溶液在加熱過程中或蒸干后可能發生分解反應,最終得到分解產物。(4)加熱陰、陽離子均易水解且水解產物易揮發的鹽的水溶液,蒸干時得不到任何固體物質,如(NH4)2S、(NH4)2CO3等。(5)加熱蒸干易被氧化的鹽溶液,蒸干后得到其氧化產物。例如,FeSO4溶液蒸干后得到Fe2(SO4)3。Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4。【變式1】在蒸發皿中加熱蒸干并灼燒下列物質的溶液,可以得到該固體物質的是( )A.MgCl2 B.Al2(SO4)3C.Ca(HCO3)2 D.(NH4)2CO3B【變式2】在蒸發皿中加熱蒸干并灼燒(低于400 ℃)下列溶液,可以得到原溶質的是( )A.氯化鎂溶液 B.硫酸亞鐵溶液C.碳酸氫鈉溶液 D.硫酸鋁溶液解析:氯化鎂溶液蒸干并灼燒得到氧化鎂;硫酸亞鐵溶液蒸干并灼燒最后得到硫酸鐵;碳酸氫鈉溶液蒸干并灼燒最后得到碳酸鈉,硫酸鋁溶液蒸干并灼燒最后得到硫酸鋁。D考點5:四大平衡常數對比【典例】已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸的電離平衡常數、水的離子積常數、鹽的水解平衡常數、難溶電解質的溶度積常數。(1)有關上述常數的說法正確的是________(填標號)。a.它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度b.它們的大小都隨溫度的升高而增大c.常溫下,CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Kad.一定溫度下,在CH3COONa溶液中,Kw=Ka·Kh(2)25 ℃時,H2SO3 +H+的電離常數Ka=1.4×10-2 mol/L,則該溫度下pH=3、c()=0.1 mol/L的NaHSO3溶液中c(H2SO3)= 。ad0.007 mol/L認知思路找準粒子溶解、反應、電離、水解找準平衡寫對平衡電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡用好常數Ka Kb Kw Kh Ksp分析動向判斷結果定量、定性【變式1】已知 25 ℃,NH3·H2O 的 Kb=1.8×10-5,H2SO3 的 Ka1=1.3×10-2,Ka2= 6.2×10-8。若氨水的濃度為 2.0 mol·L-1,溶液中的 c(OH-) = mol·L-1.將SO2通入該氨水中,當 c(OH-) 降至1.0×10-7 mol·L-1 時,溶液中的 c(SO32-) /c(HSO3- )= 。6.0×10-30.62Kb=c ( NH4+).c( OH- )c(NH3·H2O)找平衡:NH3·H2O NH4+ +OH-起轉平:列等式:x= c(OH-) = 6.0×10-3 mol/L≈2 mol/L算結果:2 mol/L 0 0x x x(2 –x) mol/L x x=1.8×10-5x22=25℃:c(OH-)= c(H+)=10-7 mol/Lc(SO32-)c(HSO3-)c(SO32-) c(H+)c(HSO3-)Ka2==0.62c(H+)Ka2=【變式2】相同溫度下,根據三種酸的電離常數,下列判斷正確的是( )A.三種酸的強弱關系:HX>HY>HZB.反應HX+Y-===HY+X-能夠發生C.相同溫度下,0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最小D.相同溫度下,1 mol·L-1 HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L-1 HX酸 HX HY HZ電離常數Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2C【解析】A.相同溫度下,酸的電離常數越大,則酸的電離程度越大,酸的酸性越強,則酸根離子水解程度越小,根據電離平衡常數知,這三種酸的強弱順序為HZ>HY>HX,故A錯誤;B.由A知,HY的酸性強于HX,根據強酸制取弱酸知,該反應HX+Y-===HY+X-不能發生,故B錯誤;C.根據電離平衡常數知,這三種酸的強弱順序是HZ>HY>HX,根據鹽越弱越水解,0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最小,故C正確;D.電離平衡常數與濃度無關,只受溫度影響,相同溫度下同一物質的電離平衡常數不變,故D錯誤。 展開更多...... 收起↑ 資源預覽 縮略圖、資源來源于二一教育資源庫