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高中化学选修4水溶液中的离子平衡(专题复习)


第三章 水溶液中的 离子平衡(复习)

专题一、弱电解质的电离

专题一、弱电解质的电离
一、电解质和非电解质

1、概念
电解质:
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质: 在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物

2、电解质与非电解质本质区别:

>在一定条件下(溶于水或熔化) 能否电离(以能否导电来证明是否电离)

3、强电解质和弱电解质
根据电解质在水溶液里是否全部电离,把 电解质分为强电解质和弱电解质。

强电解质:在水溶液中能够全部电离的 电解质为强电解质。 弱电解质:在水溶液中只有部分电离的 电解质为弱电解质。 常见的强电解质有:强酸、强碱和绝 大多数盐

常见的弱电解质有:弱酸、弱碱、水和极少 多数的盐(如醋酸铅)

注意
(1)电解质和非电解质的范畴都是化合物 (纯净物)

(2)电解质——离子化合物或共价化合物
离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下 都可以导电,如氯化钠;而共价型的电解 质只有在水溶液中才能导电,如硫酸。

常见的电解质有 酸、碱、盐、水、离子型氧化物。

非电解质——共价化合物
常见的非电解质有 蔗糖、酒精、四氯化碳等 (3)金属单质既不是电解质,也 不是非电解质。 (4)SO2、NH3、CO2等溶于水后,溶 液可以导电,但他们属于非电解质 (电 解质为H2SO3等)

(5)强电解质不一定是易溶于水的化合 物(如BaSO4不溶于水,但溶于水的 BaSO4全部电离,故BaSO4为强电解质) 易溶于水的电解质不一定是强电解质 (如CH3COOH) (6)强电解质全部电离,在溶液中全部 以离子形式存在; 弱电解质部分电离,溶液中既有未电离 的分子,也有已电离出的离子。

2、3、4、9、 例题1: 10、13、14 下列物质属于电解质的是_______________ 属于强电解质的是_________________ 2、3、4、10、13、14 属于弱电解质的是_______________ 9 属于非电解质的是_______________ 6、7、11、15 1、5、8、12、14 能导电的是__________________
1.铜丝 2.硫酸钡 3.氯化氢 4.氯化钠晶体 5. 盐酸 6.蔗糖 7.二氧化碳 8. 氯化钠溶 液 9. 冰醋酸 l0.碳酸氢铵 l1. 氨气 l2.氨水 l3.硫酸 l4.熔融氯化钠 l5.酒精

二、弱电解质的电离
1.电离平衡定义:
在一定条件下,当弱电解质分子电离成离 子的速率和离子结合成分子的速率相等时, 电离过程就达到了平衡状态,这叫做电离 平衡。

◆V弱电解质电离成离子的速率 =V离 子重新结合成分子的速率

◆溶液中弱电解质的分子和离子 的浓度保持不变 2.电离平衡的特征

逆、等、动、定、变

t0

t1

3 .电离方程式的书写方法

◆弱电解质电离是可逆的,用

◆多元弱酸分步电离,以第一步为主。
◆多元弱碱一步电离(中学阶段)

例3:写出下列物质的电离方程式 CH3COOH CH3COO- +H+

NH3· 2O H
H2SO4 H2CO3

NH4+ + OH2H+ H+ + SO42+ HCO3H+ + SO42-

NaHCO3
NaHSO4

Na+ + HCO3Na+ +

⒋弱电解质电离平衡的移动 (1)弱电解质的电离平衡符合 勒夏特列 原理 (2)影响弱电解质电离平衡的因素有: 以醋酸为例 促进 ①温度:升温,将_______电离

②浓度
A加水稀释将 促进 电离 B加入与弱电解质具有相同离子 的强电解质,将 抑制 电离 c加入能反应的物质,将 促进 电离

例4

醋酸达到电离平衡时,改变下列的条件会导致平衡 移动的结果:CH3COOH CH3COO— + H+

加水

加盐酸

加冰醋 酸

加氢氧 化钠

加醋酸 钠

→ CH COOH ↓ 浓度 ↓ 浓度 H 浓度 ↓ pH ↑
平衡移动 方向
3

CH3COO—
+

← ↑ ↓ ↑ ↓
减小

→ → ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ ↑
减小 增大

← ↑ ↑ ↓ ↑
减小

电离程度

增大

5、电离平衡常数
(1)概念:在一定条件下,弱电解质在达到电 离平衡时,溶液中电离生成的各种离子浓度的乘 积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数, 这个常数叫电离平衡常数。
(2)电离常数的意义:根据电离常数的大 小,可以估算弱电解质电离的趋势。K值越 大,电离程度越大。

(3)K只与 温度 有关,不随 浓度 变而改变。



? 与化学平衡类似,电离平衡的平衡常数, 叫做电离常数。 ? 对于弱酸 HA H+ + AKa=

c ( H+) .c( A-)
c(HA)

对于弱碱 M OH Kb=

M + + OH-

c ( M+).c( OH- ) c(MOH)

(4)多元弱酸的电离常数
? 多元弱酸是分步电离的,每一步都有一个 电离常数: H2S H+ + HS- K1=1.3×10-7 HSH+ + S2- K2=7.1×10-15 一般K1>> K2>>K3 ,即第二步电离通常比第一 步难得多,第三步双比第二步电离难得多。 因此计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸 性相对强弱时,通常只考虑第一步电离。

6、电离度的概念及其影响因素
(1)电离度的概念 当弱电解质在溶液里达到电离平衡时,已电离 的电解质分数占原来总分子数(包括已电离的 和未电离的)的百分数,叫电离度。

(2)影响电离度的主要因素
(内因)是电解质本身的性质; (外因)主要是溶液的浓度和温度。 越大 溶液越稀,弱电解质的电离度 增大 温度升高,电离度 _________



例5、不用计算,判断下列各组溶液 中,哪一种电解质的电离度大?

(1)20℃时,0.01mol/LHCN溶液 和40℃时0.01mol/LHCN溶液。



(2)10℃时0.01mol/LCH3COOH 溶液1000ml和10℃时 0.1mol/LCH3COOH10ml溶液。



专题二、水的电离和溶液PH的 计算

专题二、水的电离和溶液PH的 计算
一、水的电离 讨论: 纯水中有没有电离平衡? 写出水的电离方程式。 在纯水及任何稀溶液中, 2H2O? H3O++OH可简写为:H2O ? H+ + OH-

定量讨论:
? 纯水中[H+]与[OH-]大小有何关系?
由水电离出的H+、OH-的物质的量相等 ?在25℃下, [H+]、[OH-]等于多少,说明水的电离程 度如何? 25℃时,水电离出来的[H+]=[OH—]=10—7mol/L

水是一种极弱的电解质(通常的电流表无法检验
其中离子)

H2O的电离常数K电离= = 1.8×10-16

二、水的离子积常数
1、表达式: ?在任何水溶液中,均存在水的电离平衡,也就是任何 水溶液中都是H+、OH-共存的。

?

c(H+)· c(OH-)=KW(常数无单位)

KW 叫做水的离子积常数,简称水的离子积

25℃时, c(H+)=c(OH-)=10-7mol· -1。KW=10-14 L

2、影响KW的因素
? KW只是温度的函数(与浓度无关)

? 温度升高, KW值增大

如:KW25℃=10-14 KW100℃=10-12

3、水的电离平衡的移动
例4、根据水的电离平衡H2O

H++OH- 和下列条件的改变,填空:
[H+]变

改变条件 水的电离平
衡移动方向 加入HCl 加入NaOH 加入NaCl

升高30 ℃

← ← — →



↑ ↓ — ↑

[OH-]变 化

Kw

↓ ↑ — ↑

— — — ↑

4、影响水的电离平衡的因素
●升温、加入极活泼的金属、弱碱阳离子或

弱酸根阴离子,能促进水的电离;

●降温、加入酸碱能抑制水的电离。

例6 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中 [H+]由大到小的排列顺序: > ④ > ① > ② ③ ①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
练习1、判断正误: ?任何水溶液中都存在水的电离平衡。对

? 任何水溶液中(不论酸、碱或中性) ,
都存在Kw=10-14 。错 ? 某温度下,某液体[H+]= 10-7mol/L, 则该溶液一定是纯水。 错

三、溶液的酸碱性


怎样判断溶液的酸碱性 在任意温度下的溶液中

依据1

中性溶液
酸性溶液 碱性溶液

c(H+) = c(OH-) c(H+) > c(OH-)
c(H+) < c(OH-)

依据2 在25℃(常温)时的溶液中 [H+] = 1×10—7mol/L [OH-] = 1×10—7mol/L

中性溶液

酸性溶液

[H+] >1×10—7mol/L [OH-] <1×10—7mol/L [H+] <1×10—7mol/L [OH-] >1×10—7mol/L

碱性溶液

依据3 在25℃ (常温)时的溶液中
中性溶液 PH=7 PH < 7 PH > 7

酸性溶液 碱性溶液

例7、某溶液中由水电离产生的[H+]= 10-11 mol/L ,则该溶液呈酸性还是碱性? 并求算该溶液中 [H+]的可能值 ?
该溶液可能是酸性也可能是碱性 若是酸性溶液,则[H+]= 1×10—3mol/L

若是碱性溶液,则[H+]= 1×10—11mol/L

四、溶液的pH
表示溶液酸、碱性的强弱。 1、溶液pH的意义: 2、溶液pH的表示: 用H+物质的量浓度的负对数来表示。 + pH=-㏒﹛c(H )﹜ -n 如果某溶液c(H )=m×10 mol/L,那么, 该溶液的pH=n-㏒m。

3、 pH与溶液酸碱性的关系
25℃ (常温)时 中性:pH=7
酸性:pH﹤7 碱性:pH﹥7 讨论: ?pH值变化与酸碱性变化的关系怎样? pH值越大碱性越强,pH越小酸性越强

溶液的pH值 0

[H+] 100 1 10—1 2 10—2 3 10—3 酸 性 4 10—4 增 5 10—5 强 当[H+]>1mol/L或小于 —6 6 10 10-14 ( [OH-]>1mol/L) 7 10—7 时,使用pH值更不方便。 —8 8 10 碱 所以用物质的量浓度表 9 10—9 性 示更好。 —10 增 10 10 pH值一般表示1mol/L 强 —11 11 10 以下[H+]的浓度。 12 10—12 13 10—13 14 10—14 pH值越小酸性越强,碱性越弱 pH值越大碱性越强,酸性越弱

?4、pH值测定方法
测定方法:酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。

pH 石蕊 酚酞

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
橙 色

甲基橙 红色

黄色
浅红 色

红色 紫色 无色

蓝色 红色

① pH试纸的种类
常用的pH试纸有广泛pH试纸和精 密pH试纸

② pH试纸的pH范围
广泛pH试纸的pH范围一般是1~14,可以识别 的PH差值约为1;精密pH试纸范围较窄,可以 识别0.2或0.3的pH差值。

③ pH试纸的使用方法

取一片pH试纸,放在洁净的表面皿 或玻璃片上,用玻璃棒蘸取待测液点在 试纸中部,然后与标准比色卡对照读数。

5、pH的应用 1、pH与人体健康的关系 2、pH在环保上的应用 3、土壤pH与土壤有效成分关系。

练习2、pH值有关判断正误

×1、一定条件下 pH值越大,溶液的酸性越强。
×2、强酸溶液的pH值一定小。 3、pH值等于6的溶液,一定是一个弱酸体系。 × √ 4、pH值相同的强酸和弱酸中[H+]相同。 × 5、在常温下,pH=0的溶液酸性最强,pH=14的溶液碱性最强 √ 6、pH值有可能等于负值。 ×7、常温下,由水电离出的[H+]=10-12mol/L,则溶液pH定为12 √ 8、相同体积和pH值的盐酸,醋酸、硫酸中H+的物质的量相等

6、有关pH 的计算

练习3、甲溶液的pH=3,乙溶液的pH=1,则 甲 溶 液 中 [H+] 与 乙 溶 液 中 [H+] 之 比 为 ( ) A、100 B、1/100 C、3 D、1/3

B

练习4、下列溶液在常温下酸性最强的是 A、pH=4的溶液 B、1L 溶液里溶有22.4mL(标况)HCl的溶液 C、[OH-]=10-12mol/L的溶液 D、[H+]=10-3mol/L的溶液 练习5、pH=0的溶液,下列叙述正确的是 A、是酸性最强的溶液 B、与0.5mol/L H2SO4溶液中[H+]同 C、[H+]=0的溶液 D、与1mol/L CH3COOH溶液中[H+]同



C)



B



练习6、常温下,将0.05ml 1mol/L的盐酸滴加到50ml 纯水中,求此溶液的pH。

pH=3

练习7 、0.1mol/L盐酸、硫酸、醋酸pH大小关系如何? pH(醋酸) > pH(盐酸 ) > pH(硫酸) pH=1 的盐酸、硫酸、醋酸中[H+]、物质的量浓度 关系如何? [H+]相等; 物质的量浓度:[弱]>[一元强]>[多元强](酸或碱 均符合)

有关pH 的计算——溶液的稀释
1、酸的稀释(关键:抓住氢离子进行计算!)

? 在25℃时,pH=5的盐酸稀释到原来的10倍,pH值等于多少? ? 如果稀释到1000倍后, pH值又等于多少呢? pH=-lg[H+]= -lg10—5/10 =-lg10—6 =6 [H+]. [OH-]水=10-14
[H+]总=[H+]水+10-8 ([H+]水+10-8). [OH-]水=10-14 [H+]水=[OH-]水 [H+]总=[H+]水+10-8 =1.05×10-7 pH≈7

([H+]水+10-8). [H+]水=10-14

注意: 1、当酸提供的[H+] 大于10-6mol/L时,水电离的[H+]忽略不计! 2、当酸提供的[H+]小于10-6mol/L时,不能忽略水电离出的[H+]

有关pH 的计算——溶液的稀释
2、 碱的稀释 (关键:抓住氢氧根离子进行计算!)
? 在25℃时,pH=9的NaOH溶液稀释到10倍,pH值等于多少? [OH—]=10—5/10 ≈10—6 pH=-lg[H+] =-lgKW/[OH—] =-lg10—8 =8

?在25℃时,pH=9的NaOH溶液稀释到1000倍后, pH值为多少?

?向100mL纯水中加入1滴(0.05mL)0. 2mol/LBa(OH)2溶液, pH变为多少了? pH=9
?pH=11的氨水稀释到pH=10,则NH3· 2O的电离平衡向 H

小于 正向 _______方向移动,所得氨水的物质的量浓度 (填大于、 小于或等于)原溶液浓度的1/10。

有关pH 的计算——溶液的混合
1、强酸与强酸混合

?在25℃时,pH=1的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸溶液1000L混合, 混合后溶液的pH值等于多少? pH=-lg[H+] =-lg[(1×10—1+1000×10—4)/(1+1000)] =-lg[2×10—4 ] =4-lg2 =3.7

关键:
1、抓住氢离子进行计算!

2、当相加、减的两个量相差100倍以上时,小的可忽略

有关pH 的计算——溶液的混合
2、强碱与强碱混合 例:将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液等体积 混合后,溶液中的氢离子浓度最接近于 (D )
10 ?8 ? 10 ?10 A、 mol· -1 L 2

B、

10 ?6 ? 10 ?4 mol· -1 L 2

C、(10-8+10-10)mol· -1 L

D、2×10-10 mol· -1 L

[OH-]=( 1 × 10—6 +1×10—4) / (1+1) = 5×10-5 mol/L 法一:pH=-lgKW/[OH—] 法二: pOH=-lg[OH—]

=-lg(10-14/ 5×10-5 ) =-lg(2×10-10 ) =10 - lg2 = 9.7

关键:抓住OH- 进行计算!再转化为H

=-lg(5×10-5) =5-lg5 =4.3 pH=14- pOH + =9.7

有关pH 的计算——溶液的混合
3、强酸与强碱混合
?在25℃时,100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH 溶液混合后,溶液的pH值等于多少? NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 ?在25℃时,100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的NaOH 溶液混合后,溶液的pH值等于多少? NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.06 0.04

关键:酸过量抓住氢离子进行计算! 碱过量抓住氢氧跟离子进行计算!

有关pH 的计算——溶液的混合
3、强酸与强碱混合—— 一般中和
1、把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后,所得

溶液的pH=11,则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为 1:9 _____。

解:设NaOH溶液体积为a,硫酸溶液体 积为b,由题意知碱过量 (0.1a-0.01b)/a+b=0.001 解得a/b=1:9

2、把pH=12 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液 1:1 V2混合后,溶液呈中性。则V1:V2= _________;

3、把pH=11的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液 10:1 V2混合后,溶液呈中性。则V1:V2= _________;

4、把pH=13 的NaOH溶液V1 和 pH=2的HCl溶液 1:10 V2混合后,溶液呈中性。则V1:V2= _________;

5、将某强酸和某强碱溶液按10∶1的体积比 混合溶液恰好呈中性,则混合前此强酸与强碱 溶液的pH之和是 15 。(以上温度均为25oC)
强酸(pHa)与强碱(pHb)混合呈中性 , 体积比与 pH之和(X)关系 pHa+pHb=14 ,两溶液中[H+]=[OH-],Va: Vb=1; pHa+pHb<14 ,两溶液中 [H+]>[OH-],Va: Vb=1: 10 14-X ; pHa+pHb>14,两溶液中[H+] <[OH-], Va: Vb=10X-14: 1

五、酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定原理 1、 定义:用已知物质的量浓度的酸或碱

(标准溶液)来测定未知物质的量浓度
的碱或酸(待测溶液或未知溶液)的方法叫

做酸碱中和滴定。

2、 原理:以酸碱中和反应为基础, H+ + OH- = H2O

在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时: 有 n(H+) = n(OH-)

cB =

cAVA VB

cA=

c BVB

VA

量取一定体积的待测夜,用已
知浓度的标准夜来滴定,并记录所 消耗标准夜 的体积,就可以计算出 待测夜的浓度.
C待 =
c 标 V标 V待

注意:
“恰好完全中和”与“溶液呈中性”两句话的区 别
HCl + NH3· 2O = NH4Cl + H2O H 1mol 1mol 1mol

恰好完全中和,PH﹤7 溶液呈中性,碱肯定过量

二、酸碱中和滴定
1、酸碱中和滴所用的仪器: 酸式滴定管 碱式滴定管 滴定管夹、 铁架台、 锥形瓶、 烧杯。 2、酸碱中和滴定所用的试剂 标准液(已知准确浓度的溶液)、 待测液 适当的指示剂

注意:①酸式滴定管不能盛放碱液、氢氟酸 以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液; 碱式滴定管不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。 ②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数 越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因 为下端有一部分没有刻度。滴定时,所用溶液 不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定 管酸(或碱),也不得中途向滴定管中添加。 ③滴定管可以读到小数点后两位

3、滴定前的准备过程:
①准备:检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、 调液面。(洗涤:用洗液洗→检漏:滴定管是否 漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→ 装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)

注意:为什么用水洗后,还要用标准液洗? 但锥形瓶不能用待测液洗?

4、滴定方法:手的姿势、速度先快后慢
注意:①手眼:左手操作活塞或小球,右手振荡 锥形瓶,眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化 ②速度先快后慢

5、终点确定:
最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。 30s内不恢复原色

6、数据处理与误差分析:
读数:两位小数。 因一次实验误差较大,所以应取多 次实验的平均值

◆指示剂的选择
完全中和时溶液略显酸性

强酸滴定弱碱

选甲基橙
完全中和时溶液略显碱性

甲基橙:(红)-3.1~橙色~4.4-(黄)

强碱滴定弱酸


选酚酞

酞:(无)-8.2~粉红色~10.0-(红)

强酸滴定强碱

酚酞或甲基橙

7. 读数:视线和凹液面最低点相切。
V1读数偏小 V2正确读数 V3读数偏大

注意:滴定管0刻度在上.

【例】 如果上述酸碱中和滴定的实验数据如下
表所示,试通过计算确定NaOH的物质的量浓度。
实验 编号
1 2 3

盐酸的浓度 (mol/L)
0.1154 0.1154 0.1154

滴定完成时滴入盐 待测液NaOH溶 酸的体积(m L) 液的体积(m L)
26.72 26.70 26.71 = 25.00 25.00 25.00
26.71 m L

解:

26.72 m L +26.70 m L +26.71 m L 3

c(NaOH )=

c(HCl) V[HCl(aq)]

V[NaOH(aq)] 0.1154mol/L×0.02671L = = 0.1233mol/L 0.02500L 答:测得NaOH的物质的量浓度为0.1233mol/L。

用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液 (氢氧化钠放于锥形瓶中)下列操作(其 它操作均正确),对氢氧化钠溶液浓度有什 么影响?

一、酸式滴定管

导致盐酸被稀释,V酸偏大

1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 ( ) 偏高 2、滴定管内壁不干净,滴定后,酸式滴定管内壁 V酸偏大 V酸偏大( 偏高 挂水珠 ) 3、滴定管尖嘴处有气泡,滴定后气泡消失(偏高 ) 4、滴定操作时,有少量盐酸滴于锥形瓶外(偏高 )
V酸偏大

5、滴定前仰视刻度,滴定后俯视刻度( 偏低 )
V始偏大 V酸偏小 V末偏小

锥形瓶壁上残留NaOH,V酸偏大 二、锥形瓶 6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后,再用待测氢 氧化钠润洗 2-3次,将润洗液倒掉,再装 NaOH溶液(偏高 ) NaOH的物质的量不变,V酸不变 7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH 导致NaOH的损失,V酸偏小 溶液( 无影响 ) 8、滴定过程中摇动锥形瓶,不慎将瓶内的 溶液溅出一部分。(偏低 ) 9、指示剂滴加过多(偏低) 指示剂与NaOH反应,V酸偏小

三、碱式滴定管

导致NaOH被稀释,V酸偏小

10、碱式滴定管用水洗后,未用待测液润洗 ( 偏低 ) 11、取待测液时,为将盛待测液的碱式滴定管 尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶 液( 偏低)
所取NaOH物质的量偏小,V酸偏小

四、含杂质 12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中,称 取一定质量的氢氧化钠时,内含少量的 氢氧化钾,用标准盐酸溶液进行滴定。 ( 偏低 )
13、同上情况,若氢氧化钠中含有少量的 碳酸钠,结果如何( 偏低 )
相等质量的Na2CO3比NaOH消耗盐 酸少,V酸偏小

相等质量的KOH比NaOH消耗盐酸 少,V酸偏小

练习10、用标准浓度的NaOH溶液来滴定未知浓度的盐 酸,在中和滴定时,盐酸溶液盛放在 A A、锥形瓶中 B、烧杯中 C、呈筒中 D、滴定管中

练习11、某同学在实验报告中有以下实验数据: 1、用托盘天平称取11.7克食盐, 2、用量筒量取5.26ml盐酸, 3、用PH试纸测得溶液的PH是3.5, 4、用标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸用去 23.10mlNaOH溶液, 其中数据合理的是 A A、1、4 B、2、3 C、1、3 D、2、4

练习12、为准确量取25ml的水,有甲、乙、丙、丁四位 同学分别用25ml量筒,50ml的酸式滴定管,50ml的碱式 滴定管,25ml的移液管取水,当液面读数全为25ml时, 将全部水放入烧杯中,你认为量取最准确的是, D A、甲 B、乙 C、丙 D、丁

练习13、酸碱完全中和时, A、酸与碱的物质的量一定相等, B、酸所能提供的H+ 与碱所能提供的OH— 的物质的量相等 C、酸与碱的质量相等 D、溶液呈中性

B

练习14、在用盐酸滴定氢氧化钠溶液时,以甲基橙为 指示剂,滴定终点的颜色变化是 A、由黄色变为红色 B、由黄色变为橙色 C、由橙色变为红色 D、由红色变为橙色

B

练习15、(1)如图(Ⅰ)表示10mL量简中 液面的位置,A与B,B与C刻度间相差1mL, 2.6 如果刻度A为4,量简中液体的体积是________mL。 (2)如图(Ⅱ)表示50mL滴定管中液面的位置, 如果液面处的读数是a,则滴定管中液体 的体积(填代号)_________。 D (A)是a mL (B)是(50-a)mL (C)一定大于a mL (D)一定大于(50-a)mL

专题三、盐类的水解及其应用

专题三、盐类的水解及其应用
一、盐类的水解原理 (1)盐类的水解概念
在盐溶液中,盐电离出的离子(弱酸阴离子 或弱碱阳离子)跟水所电离出的H+或OH-结合 生成弱电解质分子的反应就叫做盐类的水解。

(2)水解的条件:
有弱才水解,无弱不水解

盐在水溶液中、电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子。

(3)水解的实质:
破坏了水的电离平衡, 促进了水的电离。

(4)盐类水解的规律:
有弱才水解,无弱不水解,

谁弱谁水解,越弱越水解。
谁强显谁性,同强显中性。

(5)盐类水解的特点
①盐类水解程度大小和物质的本性有关
②盐类水解程度一般比较小 ③盐类水解是可逆反应 ④盐类水解可看成酸碱中和反应的逆反应 ⑤盐类水解是吸热反应

⑥盐类水解也属于离子反应

(6)盐类水解方程式的书写
(1)盐类水解一般为可逆反应, 用“ ” (2)盐类水解程度小,通常不放出气体, 不生成沉淀。不标“↑”“↓” (3)多元弱酸盐水解分步写, 以第一步为主。

例1 :
向水中加入下列哪些物质,可使水的电离平 衡H2O H+ +OH-发生移动?怎样移动?

A、H2SO4 B、FeCl3 C、NaNO3 D、K2CO3 E、KOH

向左 水的电离平衡________移动 向右 水的电离平衡________移动 不 水的电离平衡________移动 向右 水的电离平衡________移动 向左 水的电离平衡________移动

二、影响盐类水解的主要因素
? ⒈盐的组成:(内因) ? “越弱越水解” 盐类水解的实质是盐与水作用生成弱电解质(弱 酸或弱碱),生成弱电解质的倾向越大(生成的 弱电解质越难电离),对水电离平衡的影响越大, 也就是水解程度越大。 例:酸性:乙酸>碳酸>碳酸氢根离子 水解程度:乙酸钠<碳酸氢钠<碳酸钠 即pH : CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3

2、外因:符合勒夏特列原理
(1)盐的浓度:
增大盐的浓度可使平衡向水解方向移动,溶液 的酸性(或碱性)增大,盐的水解程度减小; 盐溶液中加水稀释,也可使平衡向水解方向移 动,但溶液酸性(或碱性)减小,盐的水解程度 增大。 例:碳酸钠溶液加水稀释,水解程度增大,溶 液的碱性减小(pH变小)。

(2)溶液的酸碱性:
溶液的酸碱性可以抑制或促进盐的水解。 例: 加酸:H+与OH-反应生成水,降低了生成物浓 度,平衡向水解方向移动。即促进了 CH3COONa的水解。

加碱:增加了OH-浓度,使平衡向逆反应方向移 动,即抑制了CH3COONa的水解。

? ⒋温度: 盐类水解的逆反应是中和反应,则盐 类的水解反应是 吸 热反应。

升温,水解平衡向 正 反应方向移动。 问题:蒸干并灼烧ACl3溶液,最后得 到什么物质? (Al2O3)

例2、填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡: CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,改变下 列条件,填写变化情况:
改变条件 加入固体
CH3COONa

平衡移动 C(CH3COO-) 向右 向右 向右 向右 向左 向左 向右 增大 减小 减小 减小 增大 增大 减小

C(OH-) 增大 减小 增大 减小 增大 减小

通入HCl 升温 加水 加NaOH
加HAc 加NH4Cl

减小

三、双水解反应
定义:部分弱酸的酸根与弱碱的阳离子水解 相互促进,反应进行彻底(双水解)。 如Al3+分别与CO32-、 HCO3-、S2-、HS-、 AlO2-等,Fe3+与 CO32-、HCO3-、AlO2-等, NH4+与SiO32-等均发生完全的双水解反应。

四、溶液中的电荷守恒
概念:电荷守恒—电解质溶液中,不论存 在多少种离子,溶液总是呈电中性的。即 阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子 所带的正电荷总数。
如 NaHCO3溶液中:n(Na+)+n(H+)= n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)。 推出:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)

五、物料守恒
物料守恒:电解质溶液中由于电离或水解 因素,离子会发生变化变成其他离子或分 子等,但离子或分子中某种特定元素的原子 的总数是不会改变的。 如NaHCO3溶液中n(Na+):n(C)=1:1。

推出:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+ c(H2CO3)

六、质子守恒
质子守恒:电解质溶液中分子或离子 得到或失去质子(H+)的物质的量应相等。 例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3 为得到质子后的产物, NH3· 2O、OH-、 H CO32-为失去质子后的产物,故有以下关系: c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3· 2O)+ c(OH-)+c(CO32-)。 H 再如Na2S溶液中H3O+、 HS-、H2S为得到质子后的 产物,OH-为失去质子后的产物,故有以下关系: c(H3O+)+c(HS-)+2c(H2S)=c(OH-)。

例3、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒 的浓度关系式正确的是 (CEF )
(A)c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-)

(B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-)
(C)c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) (D)c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-) (E)c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-) (F) c(H+)+ c(H2CO3) = c(OH-)+ c(CO32-)

例4、在Na2S的水溶液中存在着多种离 子和分子,下列关系不正确的是 ( A ) (A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S) (B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-) (C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) (D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)

七、盐类水解应用
1、判断溶液的酸碱性 Na2CO 碱 Na2CO3、NaAc溶液显————性,——— 3 碱 的————性强。同理AlCl3、CuCl2溶液显 什么性? 酸性 Na2CO3和NaHCO3溶液酸碱性如何, 谁的酸碱性强?碱性Na2CO3> NaHCO3 对弱酸弱碱盐需要具体判断。

2、判断溶液中离子浓度的大小。

如Na2S溶液中除H2 S和H2O分子外, 还有Na+、S2-、HS-、OH-和H+, 其离子浓度由大到小为 C(Na+)>C (S2-)> C(OH-)> C(HS-)> C(H+) ________________________________, c(Na+)_______2c(S2-)。

>

3、配制某些易水解盐溶液

例:配制FeCl3溶液,由于: Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 +3H+ 因生成难溶的Fe(OH)3而得不到澄清溶液,可加 入少量盐酸以防止浑浊。

配制FeCl3、SnCl2等溶液时,先用少量浓盐 酸溶解 ,再加水稀释到所需的浓度。

4、热的碳酸钠溶液去油污
CO32- + H2O HCO3- + OH升温可使水解平衡向正反应方向移动,提高 了c(OH-),增强了去污力。

5、铁盐、铝盐作净水剂

许多盐在水解时,可生成难溶于水的氢氧化物, 当生成的氢氧化物呈胶状且无毒时,可用作净水 剂。如明矾,硫酸铁等。

6、制取某些无机化合物
当水解程度很大时,可用来制取某些物质: TiCl4 +(x+2)H2O (过量) TiO2· 2O↓ + 4HCl xH

7、化肥施用

由于弱酸强碱盐与弱碱强酸盐溶液混合后相互促进水解, 所以铵态肥料与碱性肥料不能混合施用。如碳铵、硫铵、 硝铵不宜与草木灰(主要成分是K2CO3)混合施用。

NH4+ CO32-=NH3↑ +H2O+CO2↑ 因为:__________________________________。

NH3 两溶液混合后相互促进水解,放出_______而损失肥效。

8、蒸发结晶:
若希望通过蒸发结晶来得到溶质晶体,则 要考虑水解因素。 问:将AlCl3溶液加热蒸发,最终析出 的固体是什么?为什么?那么如何使AlCl3 析出?如果是蒸发Al2(SO4)3和Na2CO3溶液 有什么不同?

9、用盐溶液来代替酸碱
例如:“焊药”—金属焊接时常用于除去 金属表面的氧化膜,常用ZnCl2、NH4Cl。 问:金属镁与水反应比较困难,若加一 些NH4Cl马上产生大量气体?为什么?写出 相应的 方程式。 Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3 +2H2

10、除杂:
除去KNO3溶液中少量的Fe3+离子可用 加热的方法?


Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 +3H+

11、试剂瓶的选用:
说明盛放Na2S Na2CO3的试剂瓶不能用 玻璃塞的原因,NaF溶液能否用玻璃瓶?

12、鉴别物质可以利用部分盐发生双水解
生成沉淀和气体的特殊现象把物质鉴别开来。 如用一种试剂鉴别NaHCO3、NaOH、NaAlO2、 NaCl四种物质的水溶液可用___________溶液。 AlCl3

13、判断离子能否共存于同一溶液中 要考虑离子间能否发生双水解。
有些弱酸根离子与弱碱阳离子之间能发 生双水解,不能大量共存于同一溶液中。 如Al3+与CO32-,Fe3+与HCO3-等。

14、考虑两溶液混合后发生中和反应的 结果,酸碱中和滴定时指示剂的选择。
如等体积、等浓度的 NH3· 2O与HCl混合, H 酸性 由于生成的NH4Cl水解,所以溶液显 ______; 在用已知浓度的HCl溶液滴定未知浓度的氨水时, 由于NH4Cl水解导致溶液显酸性,因此选择在偏 甲基橙 酸性时有变色点的指示剂—— _________。

15、分析对水的电离度的影响。
酸、碱 水的电离;水解的盐促进水的电 离。例如,常温下,pH=5的盐酸中由水电离 出的c(OH-)=10-9 mol·L-1,pH=5的NH4Cl溶 液中由水电离出的c(H+)=10-5 mol· -1,所以两 L 种溶液中水的电离程度之比为

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16、泡沫灭火器工作原理
泡沫灭火器中的反应物分别是硫酸铝溶液和碳酸氢 钠溶液,它们是如何产生二氧化碳的? Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ HCO3- + H2O H2CO3 + OH混合时, H+ + OHH2O

两个平衡相互促进, Al(OH)3形成沉淀, H2CO3 分 解为CO2,总反应为: Al3+ + 3HCO3Al(OH)3 ↓+3CO2↑

17、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解,显酸性 :如HSO4-

②电离程度>水解程度,显酸性 (如: HSO3- 、H2PO4-)
③水解程度>电离程度,显碱性 如:HCO3- 、HS- 、HPO42-)

18、制备Fe(OH)3胶体:
沸水中滴加FeCl3溶液产生红褐色胶体

Fe3+

+ 3H2O



Fe(OH)3(胶体)+3H+

练习1
0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _________________
①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤ NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2 ⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①

练习2、将10mL0.2mol/L氨水和10mL0.1mol/L 盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的 关系是 ( ) A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+) B. c (Cl-)> c(NH4+)> c (H+) > c (OH-) C. c(NH4+) >c (Cl--)> c (OH-)> c (H+)

AC

D. c (Cl-)> c (H+) > c(NH4+) > c (OH-)

练习3、某氢氧化钠溶液跟醋酸溶液混合后, 溶液pH<7。混合溶液中离子物质的量浓度关 系正确的是 ( ) A.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-) B.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-) C.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+) D.c(Na+)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)

答案:B

练习4、在氯化铵溶液中,下列关系式正 确的是( ) A.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
B.c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-) C.c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)=c(OH-) D.c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)

答案:A

练习5、在10 mL0.1 mol· -1的氨水中加入同体 L 积、同浓度的盐酸,反应后溶液中各粒子的浓 度关系错误的是 ( )
A.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) B.c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+) C.f(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3· 2O) H D.c(Cl-)<c(NH4+)+c(H+)

答案:B

练习6、将pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积 混合后,溶液中离子浓度关系正确的是 ( ) A.c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)
B.c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+) C.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) D.c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)

答案:B

练习7、将0.1 mol· -1的醋酸钠溶液20 mL与 L 10 mL O.1 mol· -1盐酸混合后,则溶液中有关 L 粒子的浓度关系正确的是( )
A.c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)> c(CH3COOH)

B.c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
C.c(CH3COO-)=c(Cl-)>c(H+)>c(CH3COOH) D.c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(Cl-)

答案:B

练习8、用物质的量都是0.1 mol的 CH3COOH 和CH3COONa配制成1 L混合溶液,已知其中 c(CH3COO-)>c(Na+),对该混合溶液的下列判 断正确的是( ) A.c(H+)>c(OH-)
B.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 mol· -1 L C.c(CH3COOH)>c(CH3COO-) D.c(CH3COO-)+c(OH-)=0.2 mol· -1 L

答案:AB

练习9:向盛有碳酸钠溶液的试管中滴入2滴酚酞 试液振荡, 现象是 程式表示是
溶液变红

,原因用离子方 。 HCO3-+OH-

CO32-+H2O

? 然后对溶液加热,现象是:溶液红色变深 。最后 向溶液中再滴入过量的BaCl2溶液, 现象

为 产生白色沉淀,且红色褪去 原因用离子方 ,
程式表示是 Ba2++CO32-=BaCO3↓ 。

练习10、CH3COOH溶液与NaOH溶液反应, 若反应后溶液PH值为7,那么:

A、 CH3COOH与NaOH的质量相等
B、CH3COOH与NaOH的物质的量相等

C、NaOH过量
D、CH3COOH过量

D

练习11、室温下,下列溶液等体积混合后, 所得溶液的pH一定大于7的是

A 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液 C.pH=4的醋酸溶液和pH=10的氢氧化钠溶液 D.pH=4的盐酸和pH=l0的氨水

BD

练习12、在常温下10mL pH=10的KOH溶液中, 加人pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7 (假设反应前后体积不变),则对反应后溶液的 叙述正确的是 A c(A-)=c(K+) B c(H+)=c(OH-)<c(K+)<c(A-)

C V总≥20mL

AD
D V总≤20mL

练习13、在相同温度时,100 mL 0.01mol/L 的醋酸溶液与10 mL 0.1mol/L的醋酸溶液 相比较,下列数值前者大于后者的是 ( )

A.中和时所需NaOH的量
B.H+的物质的量浓度 C.H+的物质的量

C

D.CH3COOH的物质的量

练习14、
弱酸和它们的盐或弱碱和它们的盐组成的混合物的 溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液具有抵抗外来少量酸 或碱的干扰,使溶液的pH值基本保持不变(缓冲作用), 人们血液中的缓冲作用的缓冲对是H2CO3(弱酸)和 HCO3-(弱酸盐),缓冲作用的原理可表示为: + HCO3- + H =H2CO3; H2CO3+OH =HCO3 +H2O (1)含有一定量HAc和 NaAc的水溶液也具有缓冲作用, 写出在此过程中加入酸或碱的离子反应方程式为:
CH3COO- + H+ = CH3COOH 加入酸_________________________;

HAc+OH- =H2O+Ac加入碱 。
(2)请写出另外可以形成缓冲溶液的一组物质:

氨水和氯化铵溶液

练习15、相同温度下等物质的量浓度的下列 溶液中,pH值最小的是 (C ) A.NH4Cl B.NH4HCO3 C.NH4HSO4 D.(NH4)2SO4 练习16、 25℃时,在浓度均为1mol/L的 (NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种 溶液中,若测得其中[NH4+]分别为a、b、c (单位为mol/L),则下列判断正确的是( B ) A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b

练习17、物质的量浓度相同的下列溶液:①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3, 按[CO32-]由小到大的排列顺序是 ( ) B (A)⑤④③②① (B)③⑤②④① (C)③②⑤④① (D)③⑤④②①

练习18、为了使Na2S溶液中C(Na+)/C(S2-)的比值 变小,可加入的物质是 ( ) (A)适量KOH溶液 (B)适量KHS溶液 (C)适量盐酸 (D)适量NaOH溶液 AB

练习19、相同物质的量浓度的NaCN和NaClO
相比,NaCN溶液的pH较大,则同温同体积同浓度 的HCN和HClO说法正确的是( ) A .酸性:HCN>HClO

BC

B . pH:HClO>HCN
C.酸根离子浓度:c(CN-)<c(ClO-) D.与NaOH恰好完全反应时,消耗NaOH的 物质的量:HClO>HCN

练习20、现有S2-、NH4+、Al3+、Na+、SO42-、 AlO2-、Fe3+、HCO3-、Cl-等离子,请按要求填空: (1)在水溶液中,该离子水解呈碱性的是 S2-、 AlO2-、 HCO3-、 ______________________________。 (2)在水溶液中,该离子水解呈酸性的是 NH4+、 Al3+、 Fe3+、 _____________________________。 (3)既能在酸性较强溶液里、又能在碱性较强的溶液 Na+、 SO42-、 Cl 里大量存在的离子有_____________。 - (4)既不能在酸性较强溶液里、又不能在碱性较强的 HCO3- 溶液里大量存在的离子有_________。

专题4 难溶电解质的溶解平衡

专题4 难溶电解质的溶解平衡
一、 难溶电解质的溶解平衡 ? 1.概念: ? 在一定条件下,当难溶电解质溶解与和生 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。 ? 例:AgNO3溶液与 NaCl溶液混合时,有以 下关系: ? Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)

? 思考: ? 1.离子反应发生的条件有哪些? ? 2.生成弱电解质的反应能进行到底吗?举例 说明。 ? 3.生成难溶于水的沉淀的反应能进行到底吗? ? 4.易溶、可溶、微溶、难溶的标准是什么?
易溶 >10 可溶 >1 微溶 >0.01 难溶 <0.01

20℃ 溶解度/g

一、难溶电解质的溶解平衡
? 2.几点说明: ? 溶解平衡的存在,决定了生成难溶电解质的反应 不能进行到底。 ? 习惯上将生成难溶电解质的反应,认为反应完全 了,因对于常量的反应来说,0.01g是很小的。当 溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5mol/L时,沉淀 就达到完全。 ? 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1.3×10-16g。

? 溶解平衡与化学平衡一样,受外界条件的影响而 发生移动。

3、特征:逆、等、动、定、变 4、影响因素:内因、外因(浓度、温度)
(1)内因:电解质本身的性质 (2)外因:遵循平衡移动原理 1)温度:升温,多数平衡向溶解方向移动 2)浓度:加水,平衡向溶解方向移动。 同离子效应

例1:
? 石灰乳中存在下列平衡:
Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq),

加入下列溶液,可使Ca(OH)2减 少的是( ) AB A.Na2CO3溶液 B.AlCl3溶液 C.NaOH溶液 D.CaCl2溶液

二、 溶度积常数
(1)难溶电解质的溶度积常数的含义 溶解 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
结晶

当溶解与结晶速度相等时,达到平衡状态Ksp,AgCl =[Ag+][Cl-] 为一常数,该常数称为难溶电解 质的溶度积常数,简称溶度积。 (2)难溶电解质的溶度积常数用Ksp表示。 通式:AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)

则Ksp,

= [Am+]n . [Bn-]m AnBm

(3)溶度积与溶解度之间的关系 例1、已知Ksp,AgCl= 1.56 ? 10-10, Ksp,Ag2CrO4= 9.0 ? 10-12,试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度(用g/L表示) 解:(1)设AgCl的浓度为S1(mol/L),则: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 平衡 S1 S1 ?5 ?5 K sp ? S12 S1 ? 1.25 ?10 mol / L ? 1.25 ?10 ?143 .5 g / L (2)设Ag2CrO4的浓度为S2(mol/dm3),则: Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 平 2S2 S2

K sp ? (2S 2 ) ? S 2 ? 4S 2
2

3

S 2 ? 1.31 ?10 ?4 mol / L

在水中:AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度

(4)溶度积规则
①离子积
AnBm(s) Q c= [Am+]n[Bn-]m Q c称为离子积,其表达式中离子浓度是任意 的,为此瞬间溶液中的实际浓度,所以其数值 不定,但对一难溶电解质,在一定温度下, Ksp 为一定值。 nAm+(aq) + mBn-(aq)

②溶度积规则
(1) Q c >Ksp 时,沉淀从溶液中析出(溶液过饱和),

体系中不断析出沉淀,直至达到平衡(此时Q c =Ksp ) (2) Q c =Ksp 时,沉淀与饱和溶液的平衡
(3) Q c <Ksp 时,溶液不饱和,若体系中有沉淀, 则沉淀会溶解直至达到平衡(此时Q c =Ksp )

二、沉淀溶解平衡的应用
1. 沉淀的生成
沉淀生成的应用:在涉及无机制备、 提纯工艺的生产、科研、废水处理等 领域中,常利用生成沉淀达到分离或 某些离子的目的。 沉淀的方法:

a调节PH法

b加沉淀剂法

? 利用沉淀来分离或除去某些离子
? 例:NH4Cl中含有FeCl3,使其溶于水,再 加氨水调节pH到7~8,使Fe3+生成Fe(OH)3 沉淀而除去。 ? Fe3++3NH3· 2O = Fe(OH)3↓+3NH4+ H ? 常用沉淀剂还有Na2S、H2S等,与某些金属 离子生成极难溶的硫化物沉淀。例: ? Cu2++H2S = CuS↓+2H+ ? Hg2+ + S2- = HgS↓

1.如果要除去某溶液中的SO42-,选择加入钙 盐还是钡盐?为什么?

加入钡盐,因为BaSO4比CaSO4更难溶, 使用钡盐可使SO42-沉淀更完全
2.如果要除去某溶液中的Mg2+,应该加入 什么离子比较好?为什么? 加入氢氧根离子,因为氢氧化镁比碳酸镁 更难溶,使用氢氧根离子可使Mg2+沉淀更 完全

KSP与沉淀的溶 解和生成关系
BaSO4(s) Mg(OH)2(s) Ba2++SO4 2-

KSP=1.07×10-10 Mg2++2OH-
KSP=5.61×10-12

MgCO3 (s)

Mg2++CO32-

KSP=6.82×10-6

? 1、沉淀的生成原则:生成沉淀的反应能 发生,且进行得越完全越好。 ? 2、沉淀的生成意义:在物质的检验、提 纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。 ? 3、沉淀的生成方法 ? (1)加沉淀剂 (2) 调PH

Qc>Ksp,生成沉淀

废铜(主要杂质为Fe)制备胆矾的流程 调节溶液 Cu2+ Cu(OH)2 PH=3-4 含铁 H2SO4 氧化剂CuSO4 aq) 废铜 Fe(OH)3↓ (含Fe3+) (OH) CO Cu2 2 3 (除去Fe3+)

问题组:

1、为什么向溶液中加入Cu(OH)2和Cu2(OH)2CO3? 2、还可以用什么物质代替? 学生讨论结果: 学生列举CuO、CuCO3、NH3· 2O、NaOH等 H 物质,讨论哪些物质可行?为什么?

请你利用沉淀溶解平衡的知识、Qc与Ksp的关系及所提 供的信息解释下列现象: -10 2 2

1.Ksp(BaSO4)=1.1×10 mol · ; LKsp(BaCO3)=5.1×10-9mol2· -2 L 2.Ba2+有剧毒,; 3.胃酸的酸性很强,pH约为0.9~1.5

BaSO4的沉淀溶解平衡,Ba2+ 浓度保持在安全浓度标准下, 所以用BaSO4 作“钡餐”

1、 医院中进行钡餐透视时,用 BaSO4做内服造影剂,为什么不用BaCO3 做内服造影剂? BaCO3 Ba2+ + CO32+ +和SO 2-不反应,不影响 2H+ H 4 H2O + CO2

沉淀反应的应用 ? 2. 沉淀的溶解 ? 原理:不断移去溶解平衡体系中的相应离 子,使平衡向沉淀溶解的方向移动,就达 到使沉淀溶解的目的。 ? 例:CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq)
强酸是常用的溶解难溶 电解质的试剂。如可溶 解难溶氢氧化物,难溶 碳酸盐、某些难溶硫化 物等。
+H+

HCO3

+H+ -

H2CO3

H2O + CO2

盐酸中H+与氢氧化 镁产生的OH-生成 实验: 水,使溶解平衡向 ? 向三支盛有少量Mg(OH)2沉淀的试管中 沉淀溶解的方向移 分别加入适量的蒸馏水、盐酸和氯化铵 动,氢氧化镁逐渐 溶液,观察并记录现象: 溶解。
滴加试剂 蒸馏水
无明显现象





氯化铵溶液 沉淀溶解

现 象

沉淀溶解

请用平衡移动原理解释加盐酸沉淀溶解的原理。

沉淀反应的应用
? 2. 沉淀的溶解 ? 某些盐因水解呈酸性,也可用来溶解某些 ? 难溶电解质。 Mg2+(aq) + 2OH-(aq) Mg(OH)2(s) NH4+ + OHNH3· 2O H

因OH-浓度降低,使溶解平衡向沉淀溶解的方向移动。 Mg(OH)2 +2NH4Cl MgCl2 + 2NH3· 2O H

2、沉淀的溶解
(1)Qc < Ksp , 沉淀溶解
实质:沉淀溶解平衡的移动 (2)解决沉淀溶解平衡问题的一般思路:
“看到”微 粒 “找到”平 衡
依据数据

“想到”移 动

3、沉淀的转化
? 实验3-4:
NaCl和 AgNO3混合 向所得固液 混合物中滴 加KI溶液 向新得固液混 合物中滴加 Na2S溶液

生成白色 沉淀

白色沉淀转变 为黄色

黄色沉淀转变 为黑色

? 实验3-5:
向MgCl2溶 液中滴加 NaOH溶液 向有白色沉淀的溶液中 滴加FeCl3溶液 静置

生成白 色沉淀

白色沉淀转变为红褐色

红褐色沉淀 析出,溶液 变无色

思考与交流
? 1.根据你所观察到的现象,分析所发生的反 应。 ? 2.如果将上述两个实验中的沉淀生成和转化 的步骤颠倒顺序,会产生什么结果?试用 平衡移动原理和两种沉淀溶解度上的差别 加以解释,并找出这类反应发生的特点。

溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。 两者差别越大,转化越容易。 沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动 溶解度

? 沉淀转化的应用举例 ? 1.对于一些用酸或其它方法不能溶解的沉淀, 可以先将其转化为另一种用酸或其它方法 能溶解的沉淀。例 ? 水垢中的CaSO4,用Na2CO3处理,使之转化 为CaCO3,而后用酸除去。 ? CaSO4 (s) SO42- + Ca2+
+

CO32-

CaCO3(s)

? 沉淀转化的应用举例
? 2. 自然界也发生着溶解度小的矿物转化为 溶解度更小的矿物的现象。例

? 各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后 可变成CuSO4溶液,并向深部渗透,遇到深 层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS),便慢慢地 使之转变为铜蓝(CuS)。

重晶石(主要成分是BaSO4)是制备钡化合 物的重要原料 :BaSO4不溶于酸,但可以用饱 和Na2CO3溶液处理转化为易溶于酸的BaCO3

BaSO4
Na2CO3

1、 + SO 2Ba2+ BaSO4的ksp比 BaCO3小,为 4 什么可以转化? + 2、饱和Na2CO3溶液的作用是什么? CO32- + 2Na+

BaCO3(s) BaSO4 + CO32BaSO4
②移走上层溶液 BaSO4 H+ …… ①饱和Na2CO3溶液

3、如何操作才能保证绝大多数 BaSO4 转化为BaCO3?

BaCO3 +SO42、BaCO3

(重复①②操作)

BaCO

Ba2+

3、沉淀的转化
(1)实质:沉淀溶解平衡的移动 (2)一般规律:溶解能力相对较 强的物质易转化为溶解能力相对较 弱的物质 (3)控制条件,将难溶强酸盐 转化为难溶弱酸盐(使溶解能 力相对较弱的物质转化为溶解 能力相对较强的物质)

小结

?沉淀的生成、沉淀的溶解 和沉淀的转化都是通过改 变条件促使沉淀溶解平衡 发生移动。

例1、已知在pH为4~5的环境中,Cu2+、 Fe2+几乎不水解,而Fe3+几乎完全水解。 工业上制CuCl2是将浓盐酸用蒸气加热到80℃ 左右,再慢慢加入粗氧化铜(含少量杂质FeO), 充分搅拌使之溶解。欲除去溶液中的杂质离子, 下述方法中可行的是 ( ) A 加入纯Cu将Fe2+还原为Fe B 向溶液中通入H2S使Fe2+沉淀 C 向溶液中通入Cl2,再通入NH3, 调节pH值为4~5 D 向溶液中通入Cl2,再加入纯净的CuO粉末调节 pH值为4~5

D

例2、将40℃的饱和石灰水冷却至10℃; 或加入少量CaO,但温度仍保持40℃,在这 两种情况下均未改变的是( ) A.Ca(OH)2的溶解度、溶剂的质量 B.溶液中溶质的质量分数 C.溶液的质量、水的电离平衡 D.溶液中Ca2+的数目

B

例3、常温时,将足量的AgCl分别加入同 体积的下列各溶液中,AgCl溶解最少的是 ( )

A.1mol/L的MgCl2溶液 B.2mol/L的NaCl溶液 C.1.4mol/L的BaCl2溶液 D.1mol/L的AlCl3溶液

D

例4、
? 牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的 物质保护着,它在唾液中存在下列平衡: Ca5(PO4)3OH(s) 5Ca2++3PO43-+OH进食后,细菌和酶作用于食物,产生有机酸,这 时牙齿就会受到腐蚀,其原因是 生成的有机酸能中和OH-,使平衡向脱矿方向移动,加速腐蚀牙齿 ? 。 ? 已知Ca5(PO4)3F(s)的溶解度比上面的矿化产 物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏 中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原 因 5Ca2++3PO43-+F-=Ca5(PO4)3F↓ 。


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