高中化学-水的电离&电离平衡.pdf

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1、高中化学水溶液中的离子平衡高中化学水溶液中的离子平衡【本节学习目标】【本节学习目标】（1）了解电解质的概念（2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式（3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡（4）了解水的电离及离子积常数（5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和 c(OH)、pH 三者之间的关系，并能进行简单计算（6）了解酸碱中和滴定的原理（7）了解溶液 pH 的调控在生活、生产和科学研究中重要作用（8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用（9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的

2、反应（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡【知识要点梳理】【知识要点梳理】一、电解质的电离平衡一、电解质的电离平衡（一）电解质和非电解质（一）电解质和非电解质概念电解质在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。大多数离子化合物非电解质在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。极性键或非极性键构成的共价化合物大多数有机物、SO3、CO2等#微观结构 强极性键构成的共价化合物实例酸、碱、盐、H2O 等（二）强电解质和弱电解质（二）强电解质和弱电解

3、质￥强电解质一定条件下能够全部电离的电解质弱电解质一定条件下只能部分电离的电解质概念电离程度完全电离，不存在电离平衡；部分电离，存在电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+NH4+OH-H2SO4=2H+SO42-电离方程式NaHCO3=Na+HCO3-NaHSO4=Na+H+SO42Ca(HCO3)2=Ca2+2HCO3NH3H2O,H+H2PO4H3PO4H2PO4HPO42H+HPO42H+PO43溶液中溶质微粒只有水合离子水合离子，弱电解质分子￥弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、HNO2、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、HCOOH CH3COOH、强酸：HCl、HNO3

4、、H2SO4 HBr、HI、HClO4实例等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2绝大多数盐(BaSO4、AgCl、CaCO3)等。弱碱：NH3H2O、Fe(OH)3等不溶性碱说明：BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的；Fe(OH)3的溶解度也很小，Fe(OH)3属于弱电解质；HCl、CH3COOH 的溶解度都很大，HCl 属于强电解质，而 CH3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。（三）、弱电解质的电离平衡及其移动:电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电

5、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的特征：弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征：“逆”弱电解质的电离是可逆的“动”电离平衡是动态平衡“等”v(离子化)=v(分子化)0“定”在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。“变”电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动；3.影响电离平衡的因素：（1）内因：弱电解质本身的结构（2）外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理）思考分析：L 醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况：CH3COOHCH3COO+H+（正反应为吸热反应）移动电离。方向程度c(CH3CO

6、OH)逆减小!c(H+)c(OH-)导电性KwHCl增大；增大减小增强不变NaOH正增大减小;减小增大增强不变H2O正增大减小减小增大减弱不变CH3COONa逆减小增大(减小增大增强不变冰醋酸正减小增大￥增大减小增强不变加热正增大减小增大增强增大分析：稀释冰醋酸过程中各量nH+、a、c(H+)、导电性的变化曲线：再如：在mol-1的氨水溶液中，存在如下电离平衡：￥NH4+OH（正反应为吸热反应）。在此平衡体系中，若按下列情况变动，NH3+H2O请将变化情况填入表中增大用“”，减小用“”向左用“”，向右用“”。￥升温通氨气加水加 NaOH(固)加 NH4Cl(固)通 CO2平衡移动方向n(OH)

7、c(OH-)￥c(NH3H2O),导电能力4电离常数（1）概念：电离平衡的平衡常数（2）表示方法：CH3COOHCH3COO+H+Ka=:NH4+OHNH3H2OKb=弱酸H2C2O4电离常数（25）K1=10-2K2=10-5:CH3COOHK=10-5K1=10-7K2=10-11H2CO3酸性：H2C2O4CH3COOHH2CO3（3）说明：K 越大，该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或 Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。)K 只与温度有关，不随浓度改变而改变。多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第一步电离决定。如 H3PO4的电离：H3PO4H2PO4-HPO42-H+H2

8、PO4-K1=10-3H+HPO42-K2=10-8H+PO43-K3=10-13注：K1K2K3（四）判断电解质强弱的方法（四）判断电解质强弱的方法￥(1)不完全电离：L 的醋酸 pH 1与同浓度的盐酸对比导电性与同浓度的盐酸对比溶液的pH与同浓度的盐酸对比与锌粉反应的速率(2)电离平衡：将溶液冲稀 1000 倍后 pH 的变化与同 pH 的盐酸等倍冲稀后比较pH 变化同 pH 的盐酸和醋酸与足量的锌粒反应产生氢气的体积或速率(3)水解平衡：测得 L 的醋酸钠溶液的 pH 7(4)化学反应(利用较强酸制备较弱酸判断酸性强弱)将 CO2通入苯酚钠溶液出现混浊:酸性：H2CO3C6H5OH二、水

9、的电离和溶液的二、水的电离和溶液的 pHpH(（一）水的电离与水的离子积（一）水的电离与水的离子积在纯水或水溶液中H2O或：2H2OH+OHH0H3O+OH H025c(H+)=c(OH-)=110-7mol/Lc(H+)c(OH-)=110-14=Kw100c(H+)=c(OH-)=110-6mol/Lc(H+)c(OH-)=110-12=Kw说明：(1)Kw 只与温度有关，温度越高Kw 越大。因水的电离是吸热过程，升高温度Kw 将增大，100时，c(H+)=c(OH-)=110-6mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=110-12。-(2)Kw 不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶

10、液。（二）溶液中酸碱性的判断（二）溶液中酸碱性的判断1、通过浓度和 pH 判断判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：方法一25100中性溶液c(H+)=c(OH-)pH=7pH=6酸性溶液c(H+)c(OH-)pH7pH6碱性溶液c(H+)c(OH-)pH7pH61210-1210-21210-1210-2210-210-12溶液c(OH-)c(H+)水c(OH-)水Kw10-1210-12&10-1210-1210-1410-210-1410-210-1410-143、判断下列溶液等体积混合后的酸碱性NaOHL)|NH3H2OL)酸中酸NaOH(pH=13)NH3H2O(pH=13)HClL

11、)CH3COOHL)HCl(pH=1)中碱*中碱中碱碱碱中酸CH3COOH(pH=1)酸酸!中（三）溶液中（三）溶液中 pHpH 值的测定方法值的测定方法测定溶液的 pH 值一般有三种方法：利用酸碱指示剂，酸碱指示剂只能测出大概pH 值范围不能测出具体的pH 值；石蕊试液红色5紫色8蓝色酚酞试液无色粉红10红色甲基橙红色橙色黄色利用 pH 试纸，pH 试纸测定的为溶液中 c(H+)浓度，使用时不能润湿。正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比；#用 pH 计。（四）关于简单（四）关于简单 pHpH 值的计算值的计算1、酸、碱溶液稀释后的pH 值2、酸或碱溶液的

12、 pH 值计算3、酸、碱混合后的 PH 值计算两种强酸混合。核心问题是混合溶液中c(H+)两种强碱溶液混合强酸与强酸强碱与强碱强酸与强碱相互混和。*三、盐类水解三、盐类水解1 1盐类的水解原理：盐类的水解原理：(1)定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或 OH-生成弱电解质的过程。(2)实质：促进水的电离平衡的过程。(3)规律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。(4)特点：水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度一般很小。-水解反应为吸热反应。基于以上特点，盐在水解时不会产生沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“”、“”，用可逆号“”连接。多元弱酸根离子分步水解，

13、以第一步为主。2 2水解平衡移动：水解平衡移动：以 NH4Cl 溶液水解为例，分析改变条件对水解平衡的影响：NH4+H2Oc(NH4+)NH3H2O+H+c(NH3H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移动方向加热加水：通入氨气加入少量NH4Cl 固体通入氯化氢加入少量NaOH 固体#/3 3、水解的应用：、水解的应用：(1)判断盐溶液的酸碱性及判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)强弱。(2)比较溶液中离子浓度的大小(一看反应、二分主次、三抓守恒)。(3)判断溶液中离子能否大量共存。(4)配制某些盐溶液：配制 CuSO4溶液：加少量稀H2SO4抑制 Cu2+水解；配制 FeCl3溶液：加少

14、量稀HCl 抑制Fe3+水解；配制 FeSO4溶液：加少量稀 H2SO4抑制 Fe2+水解、同时加少量 Fe 屑防止 Fe2+被氧化。(5)判断溶液灼烧后产物FeCl3AlCl3KAl(SO4)2Na2CO3Na2SO3Fe2O3Al2O3KAl(SO4)2Na2CO3Na2SO4Fe2(SO4)3Fe2(SO4)3NaAlO2NaAlO2NaHCO3Na2SO4Na2CO3Na2SO4(6)溶液中某些离子的除杂，需考虑盐的水解：（MgCl2(杂质：FeCl3)加 MgO、Mg(OH)2或 MgCO3CuCl2(杂质：FeCl3)加 CuO、Cu(OH)2或 CuCO3(7)泡沫灭火剂的反应原

15、理。(8)明矾、氯化铁的净水。(9)纯碱(Na2CO3)溶液去油污。Cu（10）制备无水盐：由 MgCl26H2O 制无水 MgCl2在 HCl 气流中加热，以防止 Mg2+水解生成 Mg(OH)2。（四、酸碱中和滴定四、酸碱中和滴定1 1滴定原理滴定原理(1)(1)定义：定义：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实验方法。(2)(2)原理：原理：以一元强酸与一元强碱反应为例：H+OH-=H2O1mol1molC1V1C2V2C1V1=C2V2C2=其中 C1、V2已知，只要测量出 V1，即可得未知酸或碱溶液的浓度C2。说明：完全中和的含义为：nH+=nOH，而不一定是 pH

16、=7HClH2SO4H3PO4NaOH2NaOH3NaOH2 2滴定终点的确定：选择合适的指示剂滴定终点的确定：选择合适的指示剂指示剂的变色范围为：￥石蕊试液红色5紫色8蓝色酚酞试液无色8粉红10红色甲基橙红色橙色黄色说明：石蕊试液不宜做中和滴定的指示剂。指示剂变色的 pH 值范围尽可能与生成盐的水解得到溶液的pH 值吻合3 3使用仪器使用仪器(1)酸式滴定管(不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸等)$(2)碱式滴定管(不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液等)说明：滴定管读数保留小数点后两位，而量筒和托盘天平读数保留小数点后一位量取液体时滴定管和量筒的区别滴定管：0 刻度上无、平视仰视偏低(偏高

17、(俯视偏高(偏低(量筒滴定管的尖嘴部分充满液体，但不在计量范围内；自零点将溶液放空，溶液体积大于量程。读数方法：应平视，液体凹面与刻度线相切。(3)锥形瓶、铁架台、滴定管夹等 4 4试剂：试剂：标准溶液、待测溶液、指示剂（酚酞试液或甲基橙）5 5终点的判断终点的判断溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色，多次测定求各体积的平均值6 6操作：操作：(1)(1)准备：准备：检查滴定管是否漏水；润洗仪器：滴定管润洗的方法：从滴定管上口倒入 35mL 盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。锥形瓶润洗的方法：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗注意：

18、待测液一般放在滴定管中，也可以放在锥形瓶中取标准溶液：使液面在位于“0”刻度以上23cm 处，并将滴定管固定在铁架台上。调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞使滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于 0 或 0 以下某一位置，准确读数，并记录。放出反应液：根据需要从滴定管逐滴放出一定量液体。（2 2）、滴定）、滴定(1)、用碱式滴定管(或移液管)取一定体积（如）待测液于锥形瓶中，滴入23 滴指示剂。:(2)、用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化，半分钟内不褪色，记下刻度。关键：准确测定参加反应的两种溶液的体积；准确判断滴定终点（指示剂颜色突变）。（3

19、3）、计算：）、计算：每个样品滴定 23 次，取平均值求出结果(详见课本对应部分)。7 7、误差分析：、误差分析：以“用 LHCl 溶液滴定未知浓度的NaOH 溶液”为例分析（将待测液放入锥形瓶中）-已知 C2=：C1：HCl 标准液浓度,V1：HCl 标准液体积C2：NaOH 待测液浓度，V2：NaOH待测液体积,由于已提前量取一定体积（V2）待测液于锥形瓶中，C1是定值，所以待测液浓度C2大小取决于标准液体积 V1的大小。分析各种因素造成的误差，将其都归结到 V1的增大或减少，只要分析 V1的大小即可判断待测液浓度C2偏高或偏低。项目项目操作不当操作不当具体内容具体内容酸式滴定管未用标准盐

20、酸洗误差误差偏高偏低偏高无影响偏高碱式滴定管未用 NaOH 溶液洗仪器洗涤锥形瓶用 NaOH 溶液洗锥形瓶内壁上的 NaOH 溶液加水冲入瓶内1、气泡处理盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡2-盛标准液的滴定管滴定前无气泡，滴定后后气泡盐酸滴出瓶外滴定振荡时瓶内溶液溅出前仰后平偏低偏高偏低偏低偏高偏低偏高偏高偏低3|前平后仰读数（标准液）前仰后俯前俯后仰滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液45其他指示剂变色立即停止滴定五、难溶电解质的溶解平衡五、难溶电解质的溶解平衡1 1溶解平衡溶解平衡(1)、概念：在一定条件下，当难溶电解质溶解和生成速率相等时，得到难溶电解质的饱和溶液，即达到溶解平衡。(2

21、)、特征：(与化学平衡相同)a、逆：可逆过程b、等：v(溶解)v(沉淀)c、定：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变d、动：动态平衡，v(溶解)v(沉淀)0e、变：当外界条件改变时，沉淀溶解平衡将发生移动，直到达到新的平衡。例：一定温度下，将难溶电解质AgCl 放入水中时，会发生溶解和沉淀两个过程：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)初始：v(溶)v(沉)平衡：v(溶)=v(沉)正是这种平衡的存在，决定了Ag+与 Cl-的反应不能进行到底。(3)溶度积常数：AmBn(s)mAn+(aq)+nDm-(aq)Ksp=cm(An+)cn(Bm-)说明:KSP反映了难溶电解质在水中的溶解能力a

22、、用溶度积直接比较时，物质的类型(如 AB 型、A2B 型、AB2型)必须相同b、对于同种类型物质，KSP数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。c、难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。如 Ag2S 的溶解度为10-16g(4)影响 KSP的因素：KSP与化学平衡常数一样，KSP只与难溶电解质的性质和温度有关，而与浓度无关溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动但不改变溶度积(5)利用浓度积和溶度积判断沉淀的生成、溶解QcKSP有沉淀析出Qc=KSP沉淀和溶解处于平衡QcKSP沉淀溶解2 2溶解平衡的影响因素溶解平衡的影响因素(1)、内因：难溶电解质本身的性质。绝对不溶的电解质是没有的。

23、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。(2)、外因：遵循化学平衡移动原理浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向溶解方向移动。少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡。同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动。3 3沉淀溶解平衡的应用沉淀溶解平衡的应用(1)(1)沉淀的溶解：沉淀的溶解：减少溶解平衡体系中的相应离子的浓度，平衡就向沉淀溶解的方向移动。解释：“钡餐”用 BaSO4而不用 BaCO3的原因。误服可溶性钡盐引起中毒，应尽快服用5%的 Na2SO4溶液洗胃。Mg(OH)2中加入饱和 NH4Cl 溶液可以溶解。难溶于水的 CaCO3沉淀却溶于盐酸中。(2)(2)沉淀转化：沉淀转化：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者溶解度差别越大，转化越容易。如：用 FeS 除去废水中重金属离子（Hg2+）锅炉水垢中的 CaSO4用 Na2CO3转化为 CaCO3(3)(3)沉淀的生成：沉淀的生成：利用沉淀来分离或除去某些离子。如：除去除去 MgCl2溶液中的 FeCl3可考虑将 Fe3+变为 Fe（OH）3沉淀而除去。