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2013-2014学年高中化学选修四:专题三 溶液中的离子反应 专题归纳探究课件(苏教版选修4)


专题归纳整合

请分别用一句话表达下列关键词: 电解质与非电解质、强电解质与弱电解质 弱电解质的电 离 平衡 盐类的水解 沉淀溶解平衡 提示 电解质与非电解质、强电解质与弱电解质

电解质

强电解质
电离 特点

弱电解质

非电解质

完全电离、

不 部分电离 、 熔融态和水溶 可逆、不存在 可逆、 存在 液中均不能电 电离平衡 电离平衡 离

判别
依据

物质 种类

强酸、强碱、 弱酸、弱碱、 多数有机物、
多数盐 水、个别盐 非金属氧化物 水合离子和 溶质分子共 存 溶质分子

溶液中
粒子种 类

水合离子,无
溶质分子

弱电解质的电离平衡:在一定条件下,弱电解质电离成离 子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时,即达 到电离平衡。 盐类的水解:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来 的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。 沉淀溶解平衡:像AgCl这种难溶的电解质在水溶液中,在 一定温度下,当沉淀溶解和生成的速率相等时,得到AgCl 的饱和溶液,即建立下列动态平衡:
溶解 + - AgCl(s)?? ? ==? Ag (aq)+Cl (aq)。 沉淀

水溶液中的各种平衡与化学平衡有什么关系? 1. 提示 水溶液中的离子平衡与化学平衡的比较 类别 适用 范围 化学平衡 可逆反应
N2+3H2

电离平衡 弱电解质

水解平衡 盐类水解

沉淀溶解

平衡
难溶电 解质

NH3· 2O NH4++H2O H AgCl(s)?? 高温、高压 ?? + 举例 ? ======? ? ? ?? Ag (aq)+ + - 催化剂 NH4 +OH NH3· 2O+H+ Cl-(aq) H 2NH3

续表
逆 平 衡 状 等 正 反 应 与 逆 反 离 子 化 与 分 子 中和与水解 沉 淀 与 溶 解

应同时进行
v(正)=v(逆)

化同时进行
v(离子化)=

同时进行

同时进行

v( 中 和 ) = v(沉淀)=


的 特

v(分子化) v(水解) v(溶解) 反 应 混 合 物 中 溶 液 中 各 粒 子 溶液中各粒 溶 液 中 各 粒 各 组 分 的 浓 度 的 浓 度 保 持 不 子的浓度保 子 的 浓 度 保 保持不变 持不变 持不变 都处于动态平衡中 条件改变时,原来的平衡状态被破坏,经过一段时间,建 立起新平衡 浓度、温度、压强 温度、浓度 Qc<K,平衡右 变

定 动 变 影响



因素 平衡判 断依据

Qc>K,平衡左移 Qc=K,平衡状态 移

2. 如何对等体积混合后溶液的pH进行定量计算和定性判断? 提示 (1)跟水混合(以下“前”均指“混合前”,“后”均指“混合 后”) ①强酸:pH(后)≈pH(前)+0.3 ②强碱:pH(后)≈pH(前)-0.3 ③弱酸:pH(后)略小于pH(前 )+0.3(因混合后酸的电离程度 增大) ④弱碱:pH(后)略大于pH(前)-0.3(因混合后碱的电离程度 增大) (2)酸碱相互混合 ①强酸与强碱:先求出混合前酸中总的n(H+)及碱中总的 n(OH-),然后比较它们的大小,判断过量后再计算。若 n(H+)=n(OH-),则pH(后)=7。 若n(H+)>n(OH-),酸过量:由c(H+)(过量)求pH(后)。

若n(H+)<n(OH-),碱过量:由c(OH-)(过量)先求c(H+), 再求pH(后)。 若已知酸中pH(A)和碱中pH(B),等体积混合又有 pH(A)+pH(B)=14,则恰好中和。 pH(A)+pH(B)>14,则碱过量。 pH(A)+pH(B)<14,则酸过量。 注意 若是强酸与强酸或强碱与强碱等体积混合,当它们 的pH差值为2或大于2时,则酸中pH大者可折为水,碱中 pH小者可折为水。如pH=3的盐酸与pH=5的稀硫酸等体 积混合,pH(后)≈3+0.3,pH=10的Ba(OH)2与pH=13的 KOH等体积混合,pH(后)≈13-0.3。

②弱酸与强碱: pH(A)+pH(B)≤14,则酸过量,一般显酸性(因一般电离大 于水解)。 pH(A)+pH(B)>14,则表示酸中已电离c(H+)小于碱中已 电离c(OH-),等体积混合后可能显酸性、中性、碱性。 ③弱碱与强酸: pH(A)+pH(B)≥14,则碱过量,一般显碱性(电离一般大于 水解)。 pH(A)+pH(B)<14,则表示酸中已电离c(H+)大于碱中已 电离c(OH-),等体积混合后可能显酸性、中性、碱性。

如何用实验方法证明某物质是弱电解质? 提示 要证明某电解质是弱电解质,关键在于一个“弱” 字,即证明它只是部分电离或其溶液中存在电离平衡。以 一元弱酸HA为例,证明它是弱电解质的常用方法有:





(1)酸溶液的pH (2)盐溶液的pH (3)溶液的导电性 (4)与金属反应的 速率 (5) 其 钠 盐 能 与 弱 酸反应生成HA (6) 不 与 碳 酸 氢 钠 溶液反应

依据(实验设计或现象) ①0.1 mol· -1的HA溶液pH>1 L (室温下); ②将pH=2的HA溶液稀释100 倍,稀释后2<pH<4 NaA溶液的pH>7(室温下) 0.1 mol· -1的HCl和HA溶液, L 前者的导电能力明显更强 相同浓度的HCl和HA溶液,与 相同(形状、颗粒大小)的金属 或碳酸盐反应,前者的反应速 率快

结论

HA是 一元弱 酸,是 弱电解 质。其 中(5)、 (6)项还 能证明 HA的 酸性比 CO2通入NaA溶液中有HA生成 H2CO3 弱 HA溶液不与NaHCO3溶液反应

学科思想培养三 水溶液中的各种平衡思想在解题中的应用
溶液中的平衡包括电离平衡、水解平衡、溶解平衡等内 容,在此基础上延伸出强弱电解质、离子共存问题、水的 电离、溶液中离子浓度大小的判断、溶液的pH、影响弱 电解质电离的外界因素、影响盐类水解的外界因素。在近 年的高考命题中对主要内容的考核:(1)平衡的基本原 理;(2)强弱电解质的区别,以及与溶液导电能力的关 系;(3)影响水的电离平衡的因素;(4)溶液中离子浓度大 小的判断;(5)溶液中的几个守恒(电荷、物料、质子守 恒);(6)混合溶液中(不反应的或能反应的)各种量的判 断;(7)离子共存问题。几个值得注意的问题:

1.无论电解质还是非电解质,都是指化合物; 2.有些物质虽然难溶于水,但还属于强电解质,其溶解部分 完全电离; 有些物质溶于水后能导电,但却是非电解质,因为导电的 3. 原因是该物质与水反应生成的电解质能电离出自由移动的 离子; 强电解质的导电能力不一定比弱电解质强,关键看水中自 4. 由移动离子的浓度; 5. 电解质溶液浓度越大,导电能力不一定越强; 6. 发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性,可能呈中性; 影响水的电离平衡的一般规律是酸、碱抑制水电离,而能 7. 水解的盐一般促进水电离; 8. 多元弱酸是分步电离的,在发生中和反应或较强酸制较弱 酸时也是分步进行的,第一步电离远大于其第二步电离;

9. 弱酸不一定不能制强酸; 10. 水的离子积常数只与温度有关而与浓度无关,与平衡常数 的含义相当; 11. 溶液越稀,越有利于电离; 比较反应速率时,弱电解质关注已电离的离子,考虑反应 12. 的量时,弱电解质关注本身的物质的量(即已电离和未电 离的)。

【例】? 化学学科中的平衡理论主要包括:化学平衡、电离平 衡、水解平衡和溶解平衡四种,且均符合勒夏特列原理。请 回答下列问题: Ⅰ.有甲、乙两个容积相等的恒容密闭容器,发生反应 3A(g) +B(g)?? xC(g) ΔH=Q kJ· - 1 mol 回答下列问题: (1)下列各项能作为判断该反应达到化学平衡状态的依据 是________(填序号)。 ①v(A)=3v(B) ②混合气体的密度保持不变 ③有3 mol A消耗的同时有1 mol B生成 ④C的浓度保持不变 (2)根据实验测得的数据可知,温度越高该反应的化学平 衡常数越大,则Q________0(填“大于”或“小于”)。

(3)向甲中通入 6 mol A 和 2 mol B, 向乙中通入 1.5 mol A、 mol 0.5 B 和 3 mol C,将两容器的温度恒定在 770 K,使反应 3A(g)+ B(g)?? xC(g)达到平衡, 此时测得甲、 乙两容器中 C 的体积分数 均为 0.2。

①若平衡时,甲、乙两容器中A的物质的量相等,则x= ____________。 若平衡时,甲、乙两容器中A的物质的量不相等,则x= ____________。 ②平衡时甲中A的体积分数为________。 ③若平衡时两容器的压强不相等,则两容器中压强之比为 ________。

Ⅱ.(1)室温下,取pH=2的盐酸和醋酸 溶液各100 mL,向其中分别加入适量 的Zn粒,反应过程中两溶液的pH变化 如图所示。则图中表示醋酸溶液中pH 变化曲线的是________(填“a”或“b”)。 设盐酸中加入Zn质量为m1,醋酸溶液中加入的Zn质量为 m2,则m1______m2(选填“<”、“=”或“>”)。 (2)若室温下pH=2的盐酸和醋酸溶液各 100 mL,分别加 水稀释后使pH=4,设盐酸中加入水的体积为V1,醋酸溶 液中加入的水的体积为V2,则 V1________V2(填“<”“=” 或“>”)。

Ⅲ.已知:ZnCl2· 2O易溶于水,且其浓的水溶液呈较强酸 xH 性;SOCl2(氯化亚砜)极易和水发生如下反应:SOCl2+ H2O===SO2+2HCl。实验室中制取无水氯化锌采用 ZnCl2· 2O与SOCl2混合加热的方法。试回答: xH SOCl2的作用是____________________。 Ⅳ.一定温度下的难溶电解质AmBn在水溶液中达到沉淀溶解 平衡时,其平衡常数Ksp=cm(An+)·n(Bm-),称为难溶电解质 c 的溶度积。 ①在25 ℃,AgCl的白色悬浊液中,依次加入等浓度的KI溶 液和Na2S溶液,观察到的现象是____________________; ②下列叙述不正确的是________(填字母)。 A.溶度积小的沉淀可以转化为溶度积更小的沉淀 B.25 ℃ 时,AgCl固体在等物质的量浓度NaCl、CaCl2溶液 中的溶度积相同 C.25 ℃ 时,饱和AgCl、AgI、Ag2S溶液中所含Ag+浓度相 同

解析

Ⅰ.(1)①可逆反应中,速率之比等于计量数之比,v(A) m =3v(B)不能判断已达平衡状态。②据公式 ρ= 分析,混合气 V 体总质量不变,恒容体系气体体积不变,无论是否达到平衡, 体系密度均不变。③消耗 3 mol A 可得 v 正,生成 1 mol B 可得 v 逆 ,v 正=v 逆,达到平衡状态。④平衡状态时,各组分浓度不 变。

(2)升高温度,平衡向吸热方向移动,平衡常数增大,平衡 向正反应方向移动,故正反应为吸热反应,Q>0。 (3)①当甲乙两组 A 的物质的量相等时,甲乙两组是等同平 衡,即将乙组中 3 mol C 转化成 A 和 B,则甲乙两组的反应 3×3 物是一样多。由此可得 A:6=1.5+ ,即 x=2。当甲乙 x 两组 A 的物质的量不等时,该反应必须为等体反应,即等效 平衡。x=3+1=4。

②C 的体积分数为 0.2,A 和 B 总共占 0.8,反应中 A 与 B 的物 3 质的量始终为 3∶1,则 A 的体积分数为 0.8× =0.6。 4 ③压强之比等于物质的量之比,计算出甲乙两组平衡时气

体总物质的量。 Ⅱ.(1)弱酸在稀释过程中电离程度增大,所以pH变化较慢, b为醋酸。弱酸只能部分电离,当pH相等时,醋酸浓度较 大,消耗Zn粒更多。 (2)醋酸稀释后,电离程度增大,要得到相同pH的醋酸,加 水要多一些。 Ⅲ.制取无水ZnCl2,需要在HCl气氛中,并且及时把水除 掉。 Ⅳ.①AgI黄色沉淀转化成更难溶的Ag2S黑色沉淀。②C项, 饱和溶液AgCl、AgI、Ag2S的Ksp均不同,所以Ag+浓度也 必然不同。

答案 Ⅰ.(1)③④ (2)大于 (3)①2 4 ②0.6 ③8∶5 Ⅱ.(1)b < (2)< Ⅲ.夺去ZnCl2· 2O中的水,同时生成HCl,它可以抑制 xH ZnCl2的水解 Ⅳ.①加KI溶液先出现黄色沉淀,加Na2S溶液最后出现黑色 沉淀 ②C


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