第三章 水溶液中的離子反應(yīng)目錄CONTENTS第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離平衡第二節(jié) 溶液的酸堿性第三節(jié) 鹽類的水解第三節(jié) 沉淀溶解平衡第四節(jié) 第一節(jié) Part One弱電解質(zhì)的電離平衡一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電解質(zhì)在水溶液里或熔融狀態(tài)下全部電離成離子的電解質(zhì)。在水溶液里只有部分分子電離成離子的電解質(zhì)。如HCl溶于水完全電離成H＋和Cl－。如氨水中只有少部分一水合氨分子電離成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)①強(qiáng)酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③絕大多數(shù)鹽：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等 ④活潑金屬氧化物：Na2O、CaO等①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4 等。②弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等 ③水是極弱的電解質(zhì)。④少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與其溶解性無關(guān)二、弱電解質(zhì)的電離平衡 在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中的電離達(dá)到最大限度時，電離過程并未停止。此時弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中電解質(zhì)分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。定義反應(yīng)速率V(電離)V(結(jié)合)V(電離) = V(結(jié)合) 電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖時間電離平衡也是一種化學(xué)平衡二、弱電解質(zhì)的電離平衡如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。特點電離過程是吸熱的。弱電解質(zhì)的電離屬于可逆過程，分子、離子共存。弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的。電離方向是微粒數(shù)增多的過程。二、弱電解質(zhì)的電離平衡逆：弱電解質(zhì)的電離是可逆過程等：v(電離) = v(結(jié)合) ≠0動：電離平衡是一種動態(tài)平衡 定：溶液中各分子、離子的濃度不變。變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動平衡移動規(guī)律—勒夏特列原理特 征二、弱電解質(zhì)的電離平衡外因①溫度②濃度③同離子效應(yīng)當(dāng)外界條件改變時符合“勒夏特列原理”越強(qiáng)越電離影響因素內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱電離程度越小。④化學(xué)反應(yīng)“越熱越電離”“越稀越電離”“同抑異促”三、電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)1、含義：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。 弱酸和弱堿的電離常數(shù)分別用Ka和Kb表示. K 值越大，電離能力越強(qiáng)，相應(yīng)弱酸 (或弱堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。三、電離平衡常數(shù)2、表示方法：c(A -）、 c(B十）、 c(HA）和c(BOH） 均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HA H＋＋A－，可表示為(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOH B＋＋OH－，可表示為多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K1、K2等來分別表示。 H2CO3 H＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ Ka1＝ Ka2＝ 三、電離平衡常數(shù)由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。三、電離平衡常數(shù)電離常數(shù)的大小：Ka1?Ka2?Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。分步進(jìn)行，一步定性Ka1?Ka2?Ka3原因：第一步電離產(chǎn)生的H＋對第二、三步的電離起抑制作用，使其電離平衡逆向移動。三、電離平衡常數(shù)3、影響因素：（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本身性質(zhì)。電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸 (堿)的酸(堿)性越弱。越熱越電離（2）外因：只與T有關(guān)T越大， Ka（Kb）越大。三、電離平衡常數(shù)4、應(yīng)用：根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。1根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對大小判斷電離平衡的移動方向。2根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，一般符合相同條件下“強(qiáng)酸（堿）制弱（堿）”規(guī)律。3根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度大小或比值。4一般弱酸的電離常數(shù)越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強(qiáng)。5＝1、概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，可用弱電解質(zhì)已電離部分的濃度與其起始濃度的比值來表示電離的程度，簡稱為電離度，通常用符號α表示。2、數(shù)學(xué)表達(dá)式α四、電離度3、意義：表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度，同一弱電解質(zhì)電離度越大，電離程度越大。電離度與化學(xué)平衡的轉(zhuǎn)化率類似。4、電離度的影響因素內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)外因溫度濃度——隨溫度升高而增大——隨濃度增大而減小四、電離度K相關(guān)計算五、電離常數(shù)的相關(guān)計算電離常數(shù)的計算——三段式法起始濃度(mol·L?1)變化濃度(mol·L?1)平衡濃度(mol·L?1)a00x a－xxxxxCH3COOH CH3COO－＋H＋25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH≈注意　由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時弱電解質(zhì)的濃度(a－x) mol·L－1一般近似為a mol·L－1。五、電離常數(shù)的相關(guān)計算五、電離常數(shù)的相關(guān)計算一元弱堿(MOH)中，c(OH－)≈ 。已知c0(HX)和電離常數(shù)，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則c(H＋)≈ ，代入數(shù)值求解即可。 KW＝c(H+)·c(OH-)KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，無單位。當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時，電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個常數(shù)，記作KW： ＝1×10-14六、水的電離平衡只與溫度有關(guān)，升高溫度Kw增大 ，降低溫度Kw 減小。影響因素KW 是常數(shù)，KW 不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對含量不同而已。c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。注意：六、水的電離平衡總結(jié)六、水的電離平衡外界條件對水的電離平衡及Kw 的影響⑴水的電離為吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動， KW增大。⑵溫度不變，加入酸或堿，電離產(chǎn)生H+或OH-，能抑制水的電離，使水的電離程度減小，但KW不變。⑶ 加入某些與水反應(yīng)的物質(zhì)， 由于結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但KW不變。 堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。七、Kw的應(yīng)用外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。七、Kw的應(yīng)用水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算等量關(guān)系無論是純水，還是酸性(或堿性)溶液，由水的電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)。定量關(guān)系任何電解質(zhì)稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)?c(OH－)，在表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。七、Kw的應(yīng)用OH－全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c水(OH-)=水的電離平衡曲線曲線上的任意點(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。曲線外的任意點(如d)與曲線上任意點的Kw不同，溫度不同。七、Kw的應(yīng)用實現(xiàn)曲線上點之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。第二節(jié) Part two溶液的酸堿性溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對大小決定中性酸性堿性c(H+) ＝ c(OH-)用c(H＋)、c(OH－)的相對大小來判斷溶液酸堿性，不受溫度影響。一、溶液的酸堿性pH＝-lgc(H+)pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、堿性的強(qiáng)弱。用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對數(shù)來表示溶液酸堿性。 pH值越大堿性越強(qiáng)，pH越小酸性越強(qiáng)。pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（小于1 mol?L-1）1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。一、溶液的酸堿性當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1 mol?L-1時，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。溶液的pH與溶液中氫離子濃度的關(guān)系（25 ℃）當(dāng)pH＜7時，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液顯酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越強(qiáng)；當(dāng)pH＞7時，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液顯堿性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的堿性越強(qiáng)。一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測定方法利用pH試紙測定。一、溶液的酸堿性利用pH計測定。pH計可精確測量溶液的pH(讀至小數(shù)點后2位)。用pH傳感器(pH探頭)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)二、溶液pH計算(1)單一溶液pH的計算二、溶液pH計算(2)混合溶液pH的計算二、溶液pH計算酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧(1)酸與堿的pH之和為14，等體積混合常溫時原因：酸和堿已電離的H＋和OH－恰好中和，誰弱誰的H＋或OH－有儲備(即物質(zhì)過量)，中和后還能繼續(xù)電離。二、溶液pH計算酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧二、溶液pH計算常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)酸的pH就增大n個單位，即pH＝a＋n(a＋n顯性離子>__________>隱性離子電離產(chǎn)物電離理論水解理論①離子的水解損失是微量的(相互促進(jìn)的水解除外)。②多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解。、溶液中的守恒關(guān)系-三個守恒四、溶液中粒子濃度大小的比較理論依據(jù)1.電荷守恒電解質(zhì)溶液中 所帶的電荷總數(shù)與 所帶的電荷總數(shù) 。即電荷守恒，溶液呈 。陽離子陰離子相等電中性2、物料守恒電解質(zhì)溶液中，某種原子的總濃度等于它的各種存在形態(tài)的濃度之和。3、質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中粒子電離出來的H＋總數(shù)等于粒子接受的H＋總數(shù)。五、溶液中粒子濃度比較的類型單一鹽溶液中離子濃度大小的比較思路五、溶液中粒子濃度比較的類型單一鹽溶液中離子濃度大小的比較思路判斷生成物，確定溶液組成。明確溶液中存在的所有平衡(電離平衡，水解平衡)。根據(jù)題給信息，確定程度大小(是電離為主還是水解為主)。比較粒子濃度大小，在比較中，要充分運用電荷守恒、物料守恒關(guān)系。 判斷酸堿混合溶液中粒子濃度大小的一般思路五、溶液中粒子濃度比較的類型五、溶液中粒子濃度比較的類型 判斷溶液中粒子濃度大小的規(guī)律方法五、溶液中粒子濃度比較的類型 判斷溶液中粒子濃度大小的規(guī)律方法第四節(jié) Part four沉淀溶解平衡在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和生成的速率相等時，即建立了動態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。一、沉淀溶解平衡原理易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。特征一、沉淀溶解平衡原理沉淀溶解平衡的表達(dá)式： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)注意：①可逆號表示沉淀、溶解同時進(jìn)行 ②物質(zhì)狀態(tài)：固體(s)、溶液(aq)AmBn(s)mAn＋＋nBm－一、沉淀溶解平衡原理離子反應(yīng)中易生成溶解度很小的沉淀物質(zhì)。一、沉淀溶解平衡原理內(nèi)因①難溶的電解質(zhì)更易建立溶解平衡。②難溶的電解質(zhì)溶解度很小，但不會等于0，并不是絕對不溶。③習(xí)慣上將生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)，認(rèn)為反應(yīng)完全了。對于常量的反應(yīng)來說，0.01 g是很小的。當(dāng)溶液中殘留的離子濃度< 1 ×10-5 mol/L時，沉淀就達(dá)到完全。外界條件對沉淀溶解平衡的影響加入可與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應(yīng)的物質(zhì)，沉淀溶解平衡向溶解方向移動。溫度濃度同離子其他升高溫度，多數(shù)沉淀溶解平衡向溶解方向移動；少數(shù)沉淀溶解平衡向生成沉淀方向移動，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。加水稀釋，沉淀溶解平衡向溶解方向移動。加入與難溶電解質(zhì)構(gòu)成中相同的離子，平衡向生成沉淀方向移動。一、沉淀溶解平衡原理難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，符號為Ksp。AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-)Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- )（1）（2）二、溶度積常數(shù)Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。 Ksp越小，越難溶。 溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。二、溶度積常數(shù)在一定溫度下，某物質(zhì)的Ksp為一常數(shù)。Ksp與溫度有關(guān)。 其它條件一定時，一般溫度越高，Ksp越大。 ——1.溶度積規(guī)則通過比較溶度積與溶液中的離子濃度冪之積的相對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成。二、溶度積常數(shù)——2.溶解度的比較1、同種類型的難溶電解質(zhì)，Ksp可用于溶解度的直接比較。2、對于不同類型的物質(zhì)，Ksp不能直接作為比較依據(jù)，而應(yīng)通過計算將Ksp轉(zhuǎn)化為飽和溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度來確定溶解能力的大小。對于同類型且含有相同離子的沉淀，溶度積越小，沉淀越先生成?！?.判斷沉淀生成的順序二、溶度積常數(shù)生成沉淀的條件是滿足Qc>Ksp，由此可以計算出使離子沉淀完全的條件。通常認(rèn)為當(dāng)溶液中的離子濃度小于等于10-5mol?L－1時，該離子已沉淀完全?！?.判斷沉淀生成的條件二、溶度積常數(shù)已知溶度積和溶液中某種參與沉淀溶解平衡的離子濃度，求達(dá)到沉淀溶解平衡后另一種參與沉淀溶解平衡的離子濃度。12已知溶度積，求飽和溶液中某種離子的濃度。3計算沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的平衡常數(shù)。4利用Ksp和Kw的關(guān)系計算溶液的pH沉淀開始時pH及沉淀完全時pH二、溶度積常數(shù)以氯化銀為例，在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點都達(dá)到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時Qc＝Ksp。在溫度不變時，改變一種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現(xiàn)在曲線外。過飽和溶液不飽和溶液Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH關(guān)系如圖(溫度一定)：類型2　S—pH或c(Mn＋)—pH圖像圖中曲線為相應(yīng)金屬離子氫氧化物的沉淀溶解平衡曲線，可利用圖像判斷有關(guān)氫氧化物的Ksp的大小以及離子分離方法的選擇。二、溶度積常數(shù)0.1 mol·L－1 AgNO3溶液滴定20.00 mL含有Cl－、Br－、I－且濃度均為0.1 mol·L－1的混合溶液，繪得滴定曲線如圖：類型3　離子濃度負(fù)對數(shù)(pX)—溶液體積(V)圖像若已知a、b、c所代表的鹵素離子的曲線，則可比較相應(yīng)AgX的Ksp大小或利用Ksp的大小分析a、b、c分別代表哪種鹵素離子的曲線。0102圖中曲線的起始部分，滴入c(Ag＋)不足，c(X－)變化較小，在恰好反應(yīng)時出現(xiàn)突躍，突躍后的三條曲線為相應(yīng)AgX的沉淀溶解平衡曲線。二、溶度積常數(shù)解題時要理解pH、pOH、pC的含義，以及圖像橫、縱坐標(biāo)代表的含義，通過曲線的變化趨勢，找到圖像與已學(xué)化學(xué)知識間的聯(lián)系。類型4　離子濃度對數(shù)或負(fù)對數(shù)曲線(1)pH(或pOH)—pC圖橫坐標(biāo)：將溶液中c(H＋)取負(fù)對數(shù)，即pH＝－lg c(H＋)，反映到圖像中是c(H＋)越大，則pH越小，pOH則相反。縱坐標(biāo)：將溶液中某一微粒濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值取負(fù)對數(shù)，即pC＝－lg c(A)，反映到圖像中是c(A－)越大，則pC越小。二、溶度積常數(shù)例如：常溫下，幾種難溶氫氧化物的飽和溶液中金屬離子濃度的負(fù)對數(shù)與溶液的pH關(guān)系如圖所示。①直線上的任意一點都達(dá)到沉淀溶解平衡。②由圖像可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀的pH分別為4、4.8、8.3、11.2。 二、溶度積常數(shù)例如：已知p(Ba2＋)＝－lg c(Ba2＋)，p(酸根離子)＝－lg c(酸根離子)，酸根離子為SO42－或CO32－。某溫度下BaSO4、BaCO3的沉淀溶解關(guān)系如圖所示，(2)pC—pC圖縱、橫坐標(biāo)均為一定溫度下，溶解平衡粒子濃度的負(fù)對數(shù)。直線上的任意一點都達(dá)到沉淀溶解平衡。二、溶度積常數(shù)本章小結(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡鹽類的水解不良反應(yīng)溶液的酸堿性鹽類水解平衡影響鹽類水解的因素 鹽類水解的應(yīng)用溶液中離子濃度大小的比較溶液的酸堿性與pH酸堿中和滴定弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡常數(shù)和電離度水的電離平衡沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡與溶度積沉淀溶解平衡的應(yīng)用謝謝觀看THANKS

英語朗讀寶
相關(guān)資料 更多
資料下載及使用幫助
版權(quán)申訴
版權(quán)申訴
若您為此資料的原創(chuàng)作者，認(rèn)為該資料內(nèi)容侵犯了您的知識產(chǎn)權(quán)，請掃碼添加我們的相關(guān)工作人員，我們盡可能的保護(hù)您的合法權(quán)益。
入駐教習(xí)網(wǎng)，可獲得資源免費推廣曝光，還可獲得多重現(xiàn)金獎勵，申請 精品資源制作， 工作室入駐。
版權(quán)申訴二維碼
高中化學(xué)蘇教版 (2019)選擇性必修1電子課本

本單元綜合與測試

版本： 蘇教版 (2019)

年級： 選擇性必修1

切換課文
  • 課件
  • 試卷
  • 學(xué)案
  • 更多
所有DOC左下方推薦
歡迎來到教習(xí)網(wǎng)
  • 900萬優(yōu)選資源，讓備課更輕松
  • 600萬優(yōu)選試題，支持自由組卷
  • 高質(zhì)量可編輯，日均更新2000+
  • 百萬教師選擇，專業(yè)更值得信賴
微信掃碼注冊
qrcode
二維碼已過期
刷新

微信掃碼，快速注冊

手機(jī)號注冊
手機(jī)號碼

手機(jī)號格式錯誤

手機(jī)驗證碼 獲取驗證碼

手機(jī)驗證碼已經(jīng)成功發(fā)送，5分鐘內(nèi)有效

設(shè)置密碼

6-20個字符，數(shù)字、字母或符號

注冊即視為同意教習(xí)網(wǎng)「注冊協(xié)議」及「隱私條款」
QQ注冊
手機(jī)號注冊
微信注冊

注冊成功

返回
頂部