資源簡介

(共74張PPT)
水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
串講03
目
錄
CONTENTS
1
電離平衡
2
水的電離和溶液的pH
3
鹽類的水解
4
沉淀溶解平衡
思維導(dǎo)圖
電離平衡
考點(diǎn)01
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
一、電解質(zhì)與非電解質(zhì)
定義 物質(zhì)類別
電解質(zhì) 在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?酸、堿、鹽、金屬氧化物、水
非電解質(zhì) 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物 大部分有機(jī)化合物、非金屬氧化物、NH3
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
二、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的定義、物質(zhì)類別與比較
強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì)
定義 在水溶液中能_______電離的電解質(zhì) 在水溶液中只能_______電離的電解質(zhì)
電離過程 不可逆，無電離平衡 可逆，存在電離平衡
在溶液中的 存在形式 只有離子 既有離子，又有電解質(zhì)分子
物質(zhì)類別 及示例 ①強(qiáng)酸，如HCl、H2SO4 ②強(qiáng)堿，如KOH、Ba(OH)2 ③大部分鹽，如NaCl、BaSO4 ①弱酸，如CH3COOH、HClO
②弱堿，如NH3·H2O、Mg(OH)2
③水
完全
部分
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
三、電離方程式
強(qiáng)電解質(zhì) 強(qiáng)酸 完全電離，如HCl =H+ + Cl-
強(qiáng)堿 完全電離，如Ba(OH)2 =Ba2+ + 2OH-
鹽 正鹽 完全電離，如Na2CO3 = 2Na++
強(qiáng)酸的酸式鹽 完全電離，如NaHSO4= Na++ H++ SO42-
弱酸的酸式鹽 第一步完全電離，第二步弱酸酸根部分電離，如
NaHCO3= Na++ HCO3-，HCO3- H++ CO32-
弱電解質(zhì) 一元弱酸 部分電離，如CH3COOH CH3COO-+ H+
一元弱堿 部分電離，如 NH3·H2O NH4+ + OH-
H2O 部分電離， H2O H+ + OH-
多元弱酸 分步電離，必須分步寫出，不可合并（以第一步電離為主）如
H2CO3 H++HCO3- ，HCO3- H++CO32-
多元弱堿 分步電離，中學(xué)階段要求一步寫出。如Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
Al(OH)3 酸式電離：Al(OH)3 H＋＋AlO＋H2O，堿式電離：Al(OH)3 Al3＋＋3OH－。
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
四、弱電解質(zhì)的電離平衡
逆
等
動
定
變
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
五、電離平衡的影響因素
（1）溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是______過程，升高溫度，電離平衡______移動，電離程度______。（2）濃度： ①稀釋電解質(zhì)溶液，電離平衡__________移動，電離程度__________。 ②加入同一電解質(zhì)，電離平衡__________移動，電離程度__________。（3）外加電解質(zhì)： ①同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，電離平衡______移動，電離程度______。 ②化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時，電離平衡______移動，電離程度______。
吸熱
正向
增大
正向
增大
正向
減小
逆向
減小
正向
增大
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
六、電離平衡常數(shù)
電離方程式 電離常數(shù)表達(dá)式
CH3COOH CH3COOH CH3COO- + H+ Ka＝
NH3·H2O NH3·H2O NH4++ OH- Kb =
意義：一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸性（或堿性）越強(qiáng)
只和溫度有關(guān)
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較
1．相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的一元強(qiáng)酸（如鹽酸）與一元弱酸（如醋酸）的比較
比較 項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應(yīng) 產(chǎn)生H2的總量 與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸 大 強(qiáng) 相同 相同 大
一元弱酸 小 弱 小
考點(diǎn)01 電離平衡
考點(diǎn)梳理
一元強(qiáng)酸和一元弱酸的比較
2．相同體積、相同c(H＋)的一元強(qiáng)酸（如鹽酸）與一元弱酸（如醋酸）的比較
比較 項目 酸 c(H＋) 酸性 中和堿的能力 與足量活潑金屬反應(yīng) 產(chǎn)生H2的總量 與同一金屬反應(yīng)時的起始反應(yīng)速率
一元強(qiáng)酸 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 大 多 考點(diǎn)01 電離平衡
典例精講
【典例01】【強(qiáng)弱電解質(zhì)判斷】下列有關(guān)電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的分類正確的是
C
A B C D
電解質(zhì) Cu CO2 NaCl NaOH
強(qiáng)電解質(zhì) HCl Ba(OH)2 NaHCO3 BaSO4
弱電解質(zhì) CH3COOH H2O Al(OH)3 氨水
考點(diǎn)01 電離平衡
典例精講
【典例02】【電離平衡影響因素】稀氨水中存在著下列平衡：NH3·H2O NH4++ OH-，若要使平衡向左移動，同時使c(OH-)增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是
①NH4Cl固體 ②硫酸 ③NaOH固體
④水 ⑤加熱 ⑥加入少量MgSO4固體
A．①②③⑤ B．③⑥
C．③ D．③⑤
C
考點(diǎn)01 電離平衡
典例精講
【典例03】【強(qiáng)酸與弱酸比較】相同體積、相同氫離子濃度的強(qiáng)酸溶液和弱酸溶液分別跟足量的鎂完全反應(yīng)，下列說法正確的是
A．弱酸溶液產(chǎn)生較多的氫氣
B．強(qiáng)酸溶液產(chǎn)生較多的氫氣
C．兩者產(chǎn)生等量的氫氣
D．無法比較兩者產(chǎn)生氫氣的量
A
考點(diǎn)01 電離平衡
典例精講
【典例04】【電離常數(shù)】一定溫度下，將濃度為0.1mol/LHF溶液加水不斷稀釋，始終保持增大的是
D
A．c(H+) B．
C． D．
考點(diǎn)01 電離平衡
舉一反三
【演練01】【強(qiáng)弱電解質(zhì)判斷】下下列事實(shí)能說明醋酸是弱電解質(zhì)的是
①醋酸與水能以任意比互溶；
②醋酸溶液能導(dǎo)電；
③醋酸稀溶液中存在醋酸分子；
④常溫下，0.1 mol/L醋酸的pH比0.1 mol/L鹽酸的pH大；
⑤醋酸能和碳酸鈣反應(yīng)放出CO2；
⑥0.1 mol/L醋酸鈉溶液pH＝8.9；
⑦大小相同的鐵片與同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸反應(yīng)，醋酸產(chǎn)生H2速率慢
A．②⑥⑦ B．③④⑥⑦ C．③④⑤⑥ D．①②③
B
考點(diǎn)01 電離平衡
舉一反三
【演練02】【電離平衡影響因素】化合物HIn在水溶液中存在以下電離平衡，故可作酸堿指示劑
HIn(aq) H+(aq)+In-(aq)
(紅色)　　　　 　(黃色)
現(xiàn)把下列物質(zhì)溶于水配成0.02 mol·L-1的水溶液，其中能使指示劑顯黃色的是
①HCl　②SO2　③NaCl　 ④NaHSO4　 ⑤氨氣　⑥Na2O2 ⑦Na2CO3
A．①②④ B．①④ C．⑤⑥⑦ D．⑤⑦
D
考點(diǎn)01 電離平衡
舉一反三
【演練03】【弱酸與強(qiáng)酸比較】H＋濃度相同的等體積的兩份溶液A和B，A為鹽酸，B為醋酸，相同條件下分別和鋅反應(yīng)，若最后僅有一份溶液中存在鋅，且放出的氫氣的體積相等，則下列說法正確的是
①反應(yīng)所需要的時間B>A
②開始反應(yīng)時的速率A>B
③參加反應(yīng)的鋅的物質(zhì)的量A＝B
④反應(yīng)過程的平均速率B>A
⑤鹽酸里有鋅剩余
⑥醋酸里有鋅剩余
A．③④⑤ B．③④⑥ C．②③⑤ D．②③⑥
A
考點(diǎn)01 電離平衡
舉一反三
【演練04】【電離平衡常數(shù)】已知下面三個數(shù)據(jù)：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分別是下列有關(guān)的三種酸的電離常數(shù)，若已知下列反應(yīng)可以發(fā)生：
NaCN＋HNO2=HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF=HNO2＋NaF。由此可判斷下列敘述不正確的是
A．Ka(HF)＝6.3×10－4
B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10
C．三種酸的強(qiáng)弱順序?yàn)镠F>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)B
水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)02
實(shí)驗(yàn)方案
實(shí)驗(yàn)課題
實(shí)驗(yàn)報告
實(shí)驗(yàn)總結(jié)
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
一、水的電離
H2O + H2O H3O+ + OH-，簡寫為H2O H+ + OH-
二、水的離子積常數(shù)
表達(dá)式：Kw = c(H+)· c(OH-)
室溫下， Kw = c(H+)·c(OH-) = 1.0×10-14；
100℃下， Kw = c(H+)·c(OH-) = 55×10-14 ≈ 1.0×10-12
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
拓展提升——水電離產(chǎn)生c(H＋)和c(OH－)計算的5種類型
任何水溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的，有關(guān)計算有以下5種類型(以常溫時的溶液為例)。
(1) 中性溶液：c(OH－) = c(H＋) = 10－7 mol/L。
(2) 酸的溶液——OH－全部來自水的電離。實(shí)例：pH = 2的鹽酸中c(H＋) = 10－2 mol/L，則c(OH－) = Kw/10－2 = 1×10－12(mol/L)，即水電離出的c(H＋)水 = c(OH－)水 = 10－12mol/L。
(3) 堿的溶液——H＋全部來自水的電離。實(shí)例：pH = 12的NaOH溶液中c(OH－) = 10－2 mol/L，則c(H＋) = Kw/10－2 = 1×10－12(mol/L)，即水電離出的c(OH－)水 = c(H＋)水 = 10－12 mol/L。
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
(4) 水解呈酸性的鹽溶液——H＋全部來自水的電離。實(shí)例：pH = 5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)水= 10－5 mol/L，因部分OH－與部分NH4＋結(jié)合使c(OH－) = 10－9 mol/L。
(5) 水解呈堿性的鹽溶液——OH－全部來自水的電離。實(shí)例：pH = 12的Na2CO3溶液中，由水電離出的c(OH－)水 = 10－2 mol/L，因部分H＋與部分CO32-結(jié)合使c(H＋) = 10－12 mol/L。
要區(qū)分清楚溶液的組成和性質(zhì)的關(guān)系，
酸性溶液不一定是酸溶液，堿性溶液不一定是堿溶液。
拓展提升——水電離產(chǎn)生c(H＋)和c(OH－)計算的5種類型
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
三、水的電離平衡的影響因素1. 溫度升高，促進(jìn)水的電離，Kw增大；2. 酸、堿抑制水的電離，Kw不變；3. 外加能與H+、OH- 反應(yīng)的物質(zhì)，會促進(jìn)水的電離，Kw不變。
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
四、pH與c(H+)的關(guān)系
pH = - lgc(H+)
溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對大小
五、pH的測定
1．酸堿指示劑法
2．pH試紙
3．pH計
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
五、pH的計算
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
六、酸堿中和滴定
1．概念：利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的濃度的實(shí)驗(yàn)方法。2．原理：H+ + OH- =H2O，中和反應(yīng)中H+與OH-的物質(zhì)的量相等，即：
c(H+)·V(H+) = c(OH-)·V(OH-)。3．待測液的濃度計算：
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
4、酸堿中和滴定的儀器
5、酸堿中和滴定的操作
查
記
洗
潤
裝
排
檢查滴定管是否漏水，確保不漏水后方可使用
用蒸餾水洗滌滴定管2~3次
用待裝液洗滌滴定管2~3次
將酸堿反應(yīng)液分別注入相應(yīng)的滴定管中
并使液面位于滴定管“0”刻度以上2~3mL處
排出滴定管內(nèi)氣泡，使其充滿反應(yīng)液，并使液面位于某一刻度處
記錄滴定管讀數(shù)
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
6、酸堿指示劑及其變色范圍
指示劑 甲基橙 石蕊 酚酞
變色范圍pH 3.1-4.4 5.0-8.0 8.2-10.0
溶液顏色 紅、橙、黃 紅、紫、藍(lán) 無色、淺紅、紅
7、指示劑選擇
一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。
強(qiáng)酸滴（弱）堿甲基橙，
強(qiáng)堿滴（弱）酸用酚酞，
兩強(qiáng)互滴（甲基橙酚酞）都可以。
當(dāng)?shù)稳氚氲螛?biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變色，視為滴定終點(diǎn)。
8、終點(diǎn)判斷
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
9、酸堿中和滴定曲線
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
考點(diǎn)梳理
10、酸堿中和滴定誤差分析
步驟 操作 V標(biāo)準(zhǔn) c待測
洗滌 酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗 變大 偏高
堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗 變小 偏低
錐形瓶用待測溶液潤洗 變大 偏高
錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水 不變 無影響
取液 放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失 變小 偏低
滴定 酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時氣泡消失 變大 偏高
振蕩錐形瓶時部分液體濺出 變小 偏低
部分酸液滴出錐形瓶外 變大 偏高
溶液顏色較淺時滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化 變大 偏高
讀數(shù) 滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯) 變小 偏低
滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰) 變大 偏高
典例精講
【典例01】【水的電離】關(guān)于水的電離，下列敘述中，正確的是
A．升高溫度，水的平衡向正反應(yīng)方向移動，Kw增大，c(OH-)增大，pH增大
B．向水中加入少量硫酸，水的平衡向逆反應(yīng)方向移動，Kw不變，c(H+)增大
C．向水中加入氨水，水的平衡向逆反應(yīng)方向移動，Kw不變，c(OH-)降低
D．向水中加入少量固體醋酸鈉，平衡向逆反應(yīng)方向移動，Kw不變，c(H+)降低
B
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
典例精講
【典例02】【由水電離出的c(H+)的計算】室溫下，在由水電離產(chǎn)生的H+濃度為1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的離子組是
①K+、Cl-、NO3-、S2-
②K+、Fe2+、I-、SO42-
③Na+、Cl-、NO3-、SO42-
④Na+、Ca2+、Cl-、HCO3-
⑤K+、Ba2+、Cl-、NO3-
A．③⑤ B．①③⑤ C．①③ D．②④⑤
A
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
典例精講
【典例03】【溶液pH的計算】將 pH＝1 的鹽酸平均分成兩份，一份加入適量水，另一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量 NaOH 溶液，pH 都升高了 1，則加入的水與 NaOH 溶液的體積比為
A．9 B．10
C．11 D．12
C
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
典例精講
【典例04】【中和滴定曲線】用 0. 100 0 mol ·L－1NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0. 100 0 mol ·L－1 鹽酸過程中的 pH 變化如圖所示。下列說法錯誤的是
D
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
A ．b 點(diǎn)時，加入極少量 NaOH 溶液都會引起 pH 的突變B．選指示劑時，其變色范圍應(yīng)在 4.30~9.70 之間C．若將鹽酸換成同濃度的 CH3COOH 溶液，曲線 ab 段將會上移D．都使用酚酞作指示劑，若將 NaOH 溶液換成同濃度的氨水，所消耗氨水的體積較 NaOH 溶液小
典例精講
【典例05】【中和滴定誤差分析】用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液時，下列實(shí)驗(yàn)操作會引起測量結(jié)果偏高的是
①用天平稱量氫氧化鈉固體時，將小燒杯放在右盤，砝碼放在左盤，并移動游碼使之平衡
②配制燒堿溶液時，將稱量后的氫氧化鈉固體溶于水，立即移入容量瓶，將洗滌燒杯的液體注入容量瓶后，加蒸餾水至刻度線
③滴定前滴定管中無氣泡，滴定后有氣泡
④酸式滴定管用蒸餾水洗后，未用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗
⑤讀取滴定管終點(diǎn)讀數(shù)時，仰視刻度線
A．①②③④⑤ B．②③④⑤ C．②④⑤ D．③④⑤
C
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
舉一反三
【演練01】【水的電離】25℃時，相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl溶液 ②NaOH溶液 ③H2SO4溶液，其中水的電離程度按由大到小順序排列的一組是
A．③>②>① B．②>③>①
C．①>②>③ D．③>①>②
C
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
舉一反三
【演練02】【由水電離出的c(H+)的計算】在相同溫度下，0.01 mol·L－1 的 NaOH 溶液和 0.01 mol·L－1 的鹽酸相比較，下列說法正確的是
A．由水電離出的 c(H＋)相等
B．由水電離出的 c(H＋)都是 1.0×10－12 mol·L－1
C．由水電離出的 c(OH－)都是 0.01 mol·L－1
D．兩者都促進(jìn)了水的電離
A
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
舉一反三
【演練03】【溶液pH的計算】常溫下，pH=10的X、Y兩種堿溶液各1mL，分別加水稀釋到100mL，其pH與溶液體積(V)的關(guān)系如圖所示，下列說法正確的是
D
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
A．稀釋前，兩種堿溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度一定相等B．稀釋后，X溶液的堿性比Y溶液的堿性強(qiáng)C．完全中和X、Y溶液時，消耗同濃度鹽酸的體積：VX>VYD．若8舉一反三
【演練04】【中和滴定曲線】下圖是鹽酸與氫氧化鈉溶液相互滴定的滴定曲線，下列敘述正確的是
C
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
A．酚酞不能用作本實(shí)驗(yàn)的指示劑B．鹽酸的物質(zhì)的量濃度為1 mol·L-1C．P點(diǎn)時恰好完全中和，溶液呈中性D．曲線b是氫氧化鈉溶液滴定鹽酸的曲線
舉一反三
【演練05】【中和滴定誤差分析】下為測定某鹽酸的濃度，準(zhǔn)確量取 20.00 mL 該鹽酸于錐形瓶中，用 0. 100 0 mol ·L- 1 NaOH 溶液滴定，下 列說法正確的是
A．滴定管用蒸餾水洗滌后，裝入 NaOH 溶液進(jìn)行滴定
B．用酚酞作指示劑，當(dāng)錐形瓶中溶液出現(xiàn)淺紅色時立即停止滴定，開始讀數(shù)
C ．用 25 mL 酸式滴定管量取 20.00 mL 待測溶液于錐形瓶中
D．滴定達(dá)終點(diǎn)時，發(fā)現(xiàn)滴定管尖嘴部分懸有一滴溶液，則測定結(jié)果偏小
C
考點(diǎn)02 水的電離和溶液的pH
鹽類的水解
考點(diǎn)03
實(shí)驗(yàn)方案
實(shí)驗(yàn)課題
實(shí)驗(yàn)報告
實(shí)驗(yàn)總結(jié)
考點(diǎn)03 鹽類的水解
考點(diǎn)梳理
一、鹽類水解的原理及規(guī)律1．定義：在溶液中，鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生的H+或OH-結(jié)合生成____________的反應(yīng)。2. 實(shí)質(zhì)：生成弱酸或弱堿，破壞了水的電離平衡，使得水的電離平衡________，電離程度________，即鹽類的水解________水的電離。
弱電解質(zhì)
右移
增大
促進(jìn)
規(guī)律
有弱才水解；越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性；同強(qiáng)顯中性；同弱雙水解。
考點(diǎn)03 鹽類的水解
考點(diǎn)梳理
二、鹽類水解方程式
書寫通式：弱酸陰離子＋水 弱酸＋OH- 或弱堿陽離子＋水 弱堿＋H+
多元弱酸，其酸根離子的水解分步進(jìn)行，水解反應(yīng)必須分步表示，不能合并，以第一步為主，第二步很微弱。
多元弱堿陽離子的水解也是分步進(jìn)行的，但通常簡化為一步表示。
雙水解：弱酸陰離子與弱堿陽離子相互促進(jìn)水解，水解程度較大，絕大多數(shù)能進(jìn)行到底，書寫時要用“=”、“↑”、“↓”。如 Fe3+ 與 CO32- ：2Fe3+ + 3CO32- + 3H2O =2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑
考點(diǎn)03 鹽類的水解
考點(diǎn)梳理
三、鹽類水解的影響因素
1．內(nèi)因——鹽本身的性質(zhì)弱酸陰離子、弱堿陽離子對應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。如水解程度（堿性）：Na2CO3 _____ Na2SO3，Na2CO3_____ NaHCO3
2．外因
因素 水解平衡 水解程度 水解產(chǎn)生離子的濃度
溫度 升高 右移 增大 增大
濃度 增大 右移 減小 增大
減小(即稀釋) 右移 增大 減小
外加酸堿 酸性鹽加酸 左移 減小 減小
酸性鹽加堿 右移 增大 增大
外加其他鹽 酸性鹽加酸性鹽 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 酸性鹽加堿性鹽 相互促進(jìn)[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] >
>
考點(diǎn)03 鹽類的水解
考點(diǎn)梳理
四、鹽類水解的應(yīng)用
判斷溶液的酸堿性
判斷酸性強(qiáng)弱
判斷離子能否共存
保存、配制某些鹽溶液
制取膠體、凈水
制備化合物
去油污
泡沫滅火器原理
化肥的使用
除銹劑
判斷鹽溶液 蒸干時的產(chǎn)物 鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干灼燒后一般得氧化物。如
AlCl3→Al2O3
鹽水解生成難揮發(fā)性酸，蒸干后得原物質(zhì)。如
CuSO4→CuSO4
考慮鹽受熱時是否分解。如
KMnO4→K2MnO4和MnO2
還原性鹽溶液蒸干時會被O2氧化。如
Na2SO3→Na2SO4
弱酸的銨鹽溶液蒸干后無固體剩余。如
NH4HCO3、(NH4)2CO3
五、鹽類水解平衡常數(shù)
對于水解方程式：A- + H2O HA + OH- ，其平衡常數(shù)可表示為：Kh =
意義：Kh表示水解反應(yīng)趨勢的大小，Kh數(shù)值越大，水解趨勢越大。
影響因素：對于確定的離子，其水解常數(shù)只受溫度影響。溫度越高，水解常數(shù)越大。
與電離常數(shù)的關(guān)系：
Kh = （Ka為弱酸的電離平衡常數(shù)）
或Kh = （Kb為弱堿的電離平衡常數(shù)）
考點(diǎn)03 鹽類的水解
考點(diǎn)梳理
六、溶液中微粒濃度的大小比較
1、酸溶液或堿溶液酸溶液中氫離子濃度即c(H＋)最大，堿溶液中氫氧根離子濃度即c(OH－)最大，其余離子濃度應(yīng)根據(jù)酸或堿的電離程度比較。多元弱酸或多元弱堿以第一步電離為主。例如：H2CO3中各離子濃度比較為：c(H＋)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH－)。
考點(diǎn)03 鹽類的水解
考點(diǎn)梳理
六、溶液中微粒濃度的大小比較
2、鹽溶液（1）多元弱酸的酸根離子和多元弱堿的陽離子都是分步水解，但以第一步水解為主。例如：NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(OH－)。（2）明確酸式酸根離子電離程度、水解程度的相對大小。常見的酸式鹽中，NaHSO3、NaH2PO4以電離為主，而Na2HPO4及其他酸式鹽一般以水解為主。如：NaHCO3溶液中：c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)。（3）比較同一離子的濃度時，要注意其他離子對該離子的影響。例如：各溶液中c(NH4＋)比較為：c(NH4HSO4)>c(NH4Cl)>c(CH3COONH4)。
考點(diǎn)03 鹽類的水解
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七、三大守恒
以NaHCO3為例：
c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
電荷守恒
物料守恒
質(zhì)子守恒
c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c( CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1mol·L－1
c(H＋)=c(CO32-)＋c(OH-)-c(H2CO3)
典例精講
【典例01】【鹽類水解原理】下列關(guān)于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是
A．鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡
B ．NH4Cl 溶液呈酸性是由于溶液中 c(H＋)>c(OH－)
C．在 CH3COONa 溶液中，由水電離的 c(OH－)≠c(H＋)
D．水電離出的 H＋和 OH－與鹽電離出的弱酸根離子或弱堿陽離子結(jié)合，引起鹽溶液呈酸堿性
C
考點(diǎn)03 鹽類的水解
典例精講
【典例02】【鹽類水解影響因素】 為了使 CH3COONa 溶液中 Na＋ 的濃度與 CH3COO－的濃度比為 1 ∶1，可在 CH3COONa 溶液中加入：
①適量的鹽酸 ②適量的 NaCl ③適量的醋酸 ④適量的 CH3COONa
A ．①② B ．③ C ．③④ D ．④
B
考點(diǎn)03 鹽類的水解
典例精講
【典例03】【鹽類水解應(yīng)用】實(shí)驗(yàn)室有下列試劑，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是
①NaOH溶液　②水玻璃　 ③Na2S溶液　④Na2CO3溶液
⑤NH4Cl溶液　⑥澄清石灰水　⑦濃HNO3　 ⑧濃H2SO4　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
A．①⑥ B．①②③④⑥ C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧
B
考點(diǎn)03 鹽類的水解
典例精講
【典例04】【離子濃度大小比較】下列用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，對該混合溶液的下列判斷正確的是
A.c(H+)C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D.c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.2mol/L
B
考點(diǎn)03 鹽類的水解
舉一反三
【演練01】【鹽類水解原理】在一定條件下發(fā)生下列反應(yīng)，其中屬于鹽類水解反應(yīng)的是
A．H2S H＋＋HS-
B．HCO3-＋H2O H3O＋＋CO32-
C．NH4+＋2H2O NH3·H2O＋H3O＋
D．Cl2＋H2O H＋＋Cl-＋HClO
C
考點(diǎn)03 鹽類的水解
舉一反三
【演練02】【鹽類水解影響因素】對于0.1 mol/L Na2CO3溶液，下列說法正確的是
A．加入NaOH固體，溶液pH減小
B．升高溫度，溶液中c(OH-)增大
C．稀釋溶液，溶液中c(H+)減少
D．c(Na+)+c(H+) =c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)
B
考點(diǎn)03 鹽類的水解
舉一反三
【演練03】【鹽類水解的應(yīng)用】下列事實(shí)：其中與鹽類水解有關(guān)的是
①Na2HPO4水溶液呈堿性；
②NaHSO4水溶液呈酸性；
③長期使用銨態(tài)氮肥，會使土壤酸度增大；
④銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用；
⑤加熱能使純堿溶液去污能力增強(qiáng)；
⑥配制SnCl2溶液，需用鹽酸溶解SnCl2固體；
⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放。
全部 B．除⑦以外 C．除②以外 D．除④、⑥以外
C
考點(diǎn)03 鹽類的水解
舉一反三
【演練04】【離子濃度大小比較】在25 mL 0.1 mol/L的NaOH溶液中逐滴加入0.2 mol/L醋酸溶液，曲線如圖所示，有關(guān)粒子的濃度關(guān)系正確的是
C
考點(diǎn)03 鹽類的水解
A．在A、B間任一點(diǎn)，溶液中一定都有：
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)B．在B點(diǎn)，a>12.5，且有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝c(OH－)＝c(H＋)C．在C點(diǎn)：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)D．在D點(diǎn)：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
沉淀溶解平衡
考點(diǎn)04
實(shí)驗(yàn)方案
實(shí)驗(yàn)課題
實(shí)驗(yàn)報告
實(shí)驗(yàn)總結(jié)
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
考點(diǎn)梳理
一、沉淀溶解平衡定義
在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶質(zhì)的離子和該固體物質(zhì)之間建立的動態(tài)平衡，叫作沉淀溶解平衡。
AmBn固體在水中的沉淀溶解平衡可表示為：AmBn (s) mAn+(aq)＋nBm－(aq)
二、溶解平衡的特征逆：溶解是一個 可逆過程 ，等：溶解速率和沉淀速率 相等 ，定：平衡狀態(tài)時，溶液中各種離子的濃度、固體質(zhì)量 保持一定 ，動：溶解達(dá)到平衡時，溶解速率和沉淀速率 不等于零 ，變：當(dāng)外界條件改變，溶解平衡_將發(fā)生移動 。
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
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三、沉淀溶解平衡的影響因素
1、內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。2、外因：（1）濃度：加水，平衡向溶解方向移動。但Ksp不變。（2）溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動，多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解度隨溫度的升高而增大，升高溫度，平衡向溶解方向移動Ksp增大。（3）其他：向平衡體系中加入可與體系中的某些離子反應(yīng)的更難溶解或更難電離或氣體的離子時，平衡向溶解方向移動，但Ksp不變。
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
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四、溶度積常數(shù)及其應(yīng)用
1、表達(dá)式難溶固體在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)時，離子濃度保持不變（或一定）。各離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱之為溶度積常數(shù)簡稱為溶度積，用符號Ksp表示。即：AmBn(s)m An+(aq)＋nBm－(aq)　　　　Ksp =[An+]m·[Bm－]n Ksp僅受溫度影響。 2、溶度積規(guī)則某難溶電解質(zhì)的溶液中任一情況下離子積Qc和溶度積Ksp的關(guān)系：①Q(mào)c > Ksp時，析出沉淀。②Qc＝ Ksp時，飽和溶液，沉淀溶解平衡狀態(tài)。③Qc < Ksp時，溶液未飽和。3、影響溶度積的因素：Ksp 只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量無關(guān)，并且溶液中的離子濃度的變化能使平衡移動，并不改變Ksp 。
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
考點(diǎn)梳理
五、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
1、沉淀的生成：可通過調(diào)節(jié)溶液PH或加入某些沉淀劑。2、沉淀的溶解：① 生成弱電解質(zhì)。
如生成弱酸、弱堿、水或微溶氣體使沉淀溶解。難溶物的Ksp越大、生成的弱電解質(zhì)越弱，沉淀越易溶解。如CuS、HgS、As2S3等Ksp太小即使加入濃鹽酸也不能有效降低S2-的濃度使其溶解。② 發(fā)生氧化還原反應(yīng)，即利用發(fā)生氧化還原反應(yīng)降低電解質(zhì)離子濃度的方法使沉淀溶解。③ 生成難電離的配離子，指利用絡(luò)合反應(yīng)降低電解質(zhì)離子濃度的方法使沉淀溶解。
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
考點(diǎn)梳理
3、沉淀的轉(zhuǎn)化：把一種難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化為另一種難溶電解質(zhì)的過程叫沉淀的轉(zhuǎn)化。在含有沉淀的溶液中加入另一種沉淀劑，使其與溶液中某一離子結(jié)合成更難溶的物質(zhì)，引起一種沉淀轉(zhuǎn)變成另一種沉淀。
例如：鍋爐除水垢：
CaSO4（s）+Na2CO3 = CaCO3（s）+Na2SO4， CaCO3＋2HCl=CaCl2＋H2O＋CO2↑
沉淀的轉(zhuǎn)化是一種難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化為另一種難溶電解質(zhì)的過程，其實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動。難溶物的溶解度相差越大，這種轉(zhuǎn)化的趨勢越大。
如：在AgCl(s)中加入足量的NaBr溶液，白色AgCl(s)可全部化為淡黃色AgBr(s)，在AgBr(s)中加入足量的NaI 溶液，淡黃色AgBr(s)可全部化為黃色的AgI(s)。
五、沉淀溶解平衡的應(yīng)用
典例精講
【典例01】【沉淀溶解平衡原理】下列化學(xué)原理的應(yīng)用，主要是利用沉淀溶解平衡原理來解釋的是
①熱純堿溶液洗滌油污的能力強(qiáng)
②誤將鋇鹽[BaCl2、Ba(NO3)2]當(dāng)作食鹽食用后，常用0.5%的Na2SO4溶液解毒
③溶洞、珊瑚的形成
④碳酸鋇不能作“鋇餐”，而硫酸鋇則能
⑤泡沫滅火器滅火的原理
A．②③④ B．①②③
C．③④⑤ D．①②③④⑤
A
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
典例精講
【典例02】【沉淀溶解平衡影響因素】在一定溫度下，Mg(OH)2固體在水溶液中達(dá)到下列平衡：Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，若使固體Mg(OH)2的量減少，而且c(Mg2＋)不變，可采取的措施是
A．加MgCl2 B．加H2O
C．加NaOH D．加HCl
B
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
典例精講
【典例03】【溶度積常數(shù)及其應(yīng)用】下列說法正確的是
A．在一定溫度下AgCl水溶液中，Ag＋和Cl－濃度的乘積是一個常數(shù)
B．AgCl的Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2，在任何含AgCl固體的溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)且Ag＋與Cl－濃度的乘積等于1.8×10－10 mol2·L－2
C．溫度一定時，當(dāng)溶液中Ag＋和Cl－濃度的乘積等于Ksp值時，此溶液為AgCl的飽和溶液
D．向飽和AgCl水溶液中加入鹽酸，Ksp值變大
C
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
典例精講
【典例04】【沉淀溶解平衡的應(yīng)用】自然界地表層原生銅的硫化物經(jīng)氧化、淋濾作用后變成CuSO4溶液，向地下深層滲透，遇到難溶的ZnS或PbS，慢慢轉(zhuǎn)變?yōu)殂~藍(lán)（CuS）。下列分析正確的是
A．CuS的溶解度大于PbS的溶解度
B．原生銅的硫化物具有還原性，而銅藍(lán)沒有還原性
C．CuSO4與ZnS反應(yīng)的離子方程式是Cu2++S2-═CuS↓
D．整個過程涉及的反應(yīng)類型有氧化還原反應(yīng)和復(fù)分解反應(yīng)，然后硫酸銅與ZnS、PbS發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成更難溶的CuS
D
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
舉一反三
【演練01】【沉淀溶解平衡原理】將40℃的飽和石灰水冷卻至10℃，或加入少量CaO，但溫度仍保持40℃，在這兩種情況下均未改變的是
A．Ca(OH)2的溶解度、溶劑的質(zhì)量
B．溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)
C．溶液的質(zhì)量、水的電離平衡
D．溶液中Ca2＋的數(shù)目、Ca(OH)2的溶解平衡
B
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
舉一反三
【演練02】【沉淀溶解平衡影響因素】某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是
C
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
A．加入Na2SO4可以使溶液由a點(diǎn)變到b點(diǎn)
B．通過蒸發(fā)可以使溶液由d點(diǎn)變到c點(diǎn)
C．d點(diǎn)無BaSO4沉淀生成
D．a(chǎn)點(diǎn)對應(yīng)的Ksp大于c點(diǎn)對應(yīng)的Ksp
舉一反三
【演練03】【溶度積常數(shù)及其應(yīng)用】AgCl和Ag2CrO4的溶度積分別為1.8×10－10 mol2·L－2和2.0×10－12 mol3·L－3，若用難溶鹽在溶液中的濃度來表示其溶解度，則下面的敘述中正確的是
A．AgCl和Ag2CrO4的溶解度相等
B．AgCl的溶解度大于Ag2CrO4的溶解度
C．兩者類型不同，不能由Ksp的大小直接判斷溶解能力的大小
D．都是難溶鹽，溶解度無意義
C
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
舉一反三
【演練04】【沉淀溶解平衡的應(yīng)用】某溫度時AgCl在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，又知Ksp(AgCl)=1.8×10-10，Ksp(Ag2S)=6.3×10-50。下列說法正確的是
D
考點(diǎn)04 沉淀溶解平衡
A．加入NaCl可以使溶液由a點(diǎn)變到b點(diǎn)B．b點(diǎn)和d點(diǎn)均無AgCl沉淀生成C．a(chǎn)點(diǎn)對應(yīng)的Ksp大于c點(diǎn)對應(yīng)的KspD．向0.1mol/L 的硝酸銀溶液中滴加0.1mol/L 的NaCl溶液至不再有白色沉淀生成，再向其中滴加0.1mol/L 的Na2S溶液，白色沉淀轉(zhuǎn)化為黑色沉淀。其沉淀轉(zhuǎn)化的反應(yīng)方程式為：
2AgCl(s)＋S2－(aq)=Ag2S(s)＋2Cl－(aq)
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