1、知識復習,第三章水溶液中的離子平衡,第三章知識結構,化學平衡理論,1 弱電解質的電離 電解質有強弱 弱電解質電離為可逆電離平衡電離常數,4 難溶電解質的溶解平衡 難溶不溶溶解平衡 應用：生成、溶解、轉移 溶度積,2 水的電離和溶液 的酸堿性 水是極弱電解質 水溶液中離子積為 常數稀溶液酸堿性 及表示方法pHpH 應用,3 鹽類的水解 水的電離平衡 弱電解質的生 成鹽類水解水 解的應用(平衡移動),實踐活動：測定酸堿反應曲線 酸堿滴定實驗操作,深入,運用,第一節(jié)重要知識點 1、強弱電解質的概念及其判斷。 2、會寫常見電解質的電離方程式 如： CH3COOH、H2S、Fe(OH)3 H2CO3、K

2、HCO3、KHSO4、NH3H2O 3、影響電離平衡的因素。,強電解質與弱電解質的比較,完全電離,部分電離,不可逆過程,可逆過程,電離方程式用等號,可逆符號,自由離子,分子、自由離子,1、在0.1molL-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+對于該平衡，下列敘述正確的是： A.加入水時，平衡向逆反應方向移動 B.加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動 C.加入少量0.1molL-1HCl溶液，溶液中c(H+)減小 D.加入少量醋酸鈉固體，平衡向正反應方向移動,2、室溫下pH相同、體積相同的醋酸和鹽酸兩溶液， 有關敘述正確的是（） A.醋酸和鹽酸兩溶液中

3、溶質的物質的量相等 B.加足量的鋅充分反應后，兩溶液中產生 的氫氣一樣多 C.均加水稀釋10倍后，兩溶液的pH仍然相同 D. 加適量的醋酸鈉晶體后，兩溶液的pH均增大,1、有濃度相同、體積相等的三種酸： a.鹽酸 b.硫酸 c.醋酸，同時加入足量的鋅，則開始反應時速率 ，反應完全后生成H2的質量 。（用 表示）,ba=c,bac,課堂練習,2、有H+濃度相同、體積相等的三種酸： a.鹽酸 b.硫酸 c.醋酸，同時加入足量的鋅，則開始反應時速率 ，反應完全后生成H2的質量 。,a=b=c,a=bc,3、pH相同的鹽酸和醋酸，均加水稀釋100倍，稀釋后pH大小關系為 。,pH(鹽酸) pH(醋酸)

4、,知識小結,強酸（HA）與弱酸（HB）的比較： (1)溶液的物質的量濃度相同時， C(H+)： ； pH： (2)pH值相同時，溶液的濃度 (3)pH相同時，加水稀釋同等倍數后， 稀釋的pH：,HAHB HAHB,C(HA)C(HB),HAHB,驗證醋酸是弱電解質的兩種實驗方案,方案一 方案二 方案三,配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液，溶液由無色變?yōu)闇\紅色。,配制某濃度的醋酸溶液，向其中滴入幾滴甲基橙試液，然后再加入少量醋酸鈉晶體，振蕩， 溶液由紅色逐漸變?yōu)槌壬?常溫下配制0.1mol/L的醋酸溶液，測得其pH大于1。,第二節(jié)重要知識點,1、水的離子積常數w 2、影響水電離平衡

5、的因素。 3、有關PH值的簡單計算。 4、中和滴定。,1、常溫下比較pH=3的鹽酸、pH=4的NH4Cl兩種溶液中水電離程度的大小是 。,2、下列說法不正確的是 （ ） A. 將純水加熱，Kw增大，C(OH）增大，pH減小 B. 某溶液pH=6則該溶液不一定為酸性 C. 將pH=1l的氨水稀釋后溶液中所有離子的 濃度均降低 D. 常溫下，將pH=12的某溶液中，由水電離的 c(OH)可能為1.01012 molL1,注意：,酸性溶液不一定是酸的溶液 （可能是 溶液） ； pH7 溶液不一定是酸性溶液 （只有溫度為常溫才對）； 堿性溶液不一定是堿的溶液 （可能是 溶液）。,已知100時，水的KW

6、=110-12，則該溫度下 （1）NaCl的水溶液中c(H+)= ， pH = ，溶液呈 性。 （2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ； 0.01mol/L的NaOH溶液的pH= ；,課堂練習,1、將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ； 2、將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ； 3、20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。,常溫下：,1、鹽類的水解實質：,2、水解規(guī)律：,3、影響因素,誰弱誰水解，誰強顯誰性; 越弱越水解。,溫度：,濃度：,可溶性鹽電

7、離的陰(或陽)離子與水電離的H + (或OH ) 結合為弱酸(或弱堿) ，從而使水的電離平衡發(fā)生移動的過程。,一般鹽的水解程度都非常小,鹽類的水解,2、向三份0.1molL NH4Cl 溶液中分別加入 少量FeCl2、Na2CO3、 CH3COONa固體， 則NH4+濃度的變化依次為 （ ） A.減小、增大、減小 B.增大、減小、減小 C.減小、增大、增大D.增大、減小、增大,物質的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小 到大順序排列的是（ ）ANa2CO3 NaHCO3 NaCl NH4ClBNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaClC(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2

8、S DNH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO3,3、 將0.1mol/L 氨水和0.1mol/L鹽酸溶液等體積混合后，溶液中離子濃度大小正確的順序是： A NH4 Cl- OH- H BCl- NH4 OH- H C NH4 Cl- H OH- DNH4 = Cl- H OH-,4、將相同物質的量濃度的某弱酸HX與NaX溶液等 體積混合，測得混合溶液中C(Na+) C(X)， 則下列關系錯誤的是 A. C(OH) C(H+) BC(HX) C(X) C. C(HX)+C(X) = 2C(Na+) DC(H+)+ C(Na+) = C(X)+C(OH),5、由硫酸鉀、硫酸鋁和硫酸組成

9、的混合溶液，其pH=1，c(Al3+)=0.4molL-1，c(SO42-)=0.8molL-1,則c(K+)為： A0.15 molL-1 B0.2 molL-1 C0.3 molL-1 D0.4 molL-1,6、在由水電離產生的c（H+）=110-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的離子組是 A. NH4+, Al3+, Br-, SO42- B. Na+, Mg2+, Cl-, NO3- C. K+, Ba2+, CO32-, NO3- D. K+, Na+, Cl-, SO42-,溶液中微粒濃度的大小比較 1、基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的兩種守恒關系： 電荷守恒 原子

10、守恒 2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽 、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律： 中?；瘜W常見的情況 等濃度的HA與NaA的混合溶液： 弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈酸性 等濃度的HB與NaB的混合溶液： 弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解，溶液呈堿性 掌握其處理方法（即抓主要矛盾）,1.理解難溶電解質的溶解平衡。 2.溶度積和溶度積規(guī)則. 3.利用平衡移動原理分析沉淀的生成、溶解、轉化。,難溶電解質的溶解平衡,1、AgCl溶解平衡的建立,當v（溶解）v(沉淀）時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡,2、生成難溶電解質的離子反應的限度,難溶電解質的溶解度小于0.01g，離子反應生成難溶電解質，

11、離子濃度小于1105mol/L時，認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。,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固體增加的是（ ） A、Na2CO3溶液 B、AlCl3溶液 C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液,2、一定溫度下，向足量的石灰乳中加少量生石灰時，下列有關說法錯誤的是（ ） A、溶液中Ca2+數不變 B、溶液的pH不變 C、溶液的密度不變 D、溶液中C(Ca2+) 不變,二、沉淀反應的應用,1、沉淀的生成,（1）應用：除雜或提純物質的重要方法之一。,（2）除雜原則,所加試劑能有效出去雜質,所加試劑盡量不

12、引入新的雜質,試劑與雜質生成的沉淀溶解度越小越好,試劑稍微過量,2、沉淀的溶解,（1）原理,設法不斷移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動,（2）舉例,a 、難溶于水的鹽溶于酸中 CaCO3、FeS、Cu(OH)2溶于鹽酸等強酸,b 、難溶于水的電解質溶于某些鹽溶液 如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液,沉淀轉化的實質 是沉淀溶解平衡移動。一般溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現。 沉淀轉化的應用 鍋爐除水垢,3、沉淀的轉化,1、下列說法中正確的是（ ） A. 不溶于不的物質溶解度為0 B. 絕對不溶解的物質是不存在的 C. 某離子被沉淀完全是指該離子在溶液中的濃度為0 D. 物質的溶解性為難溶，則該物質不溶于水,2、要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜選用的試劑是（ ） A、MgO B、MgCO3 C、NaOH D、Mg(OH)2,2：用標準鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（堿）有何影響？（偏大、偏小和無影響） A、盛標準酸的滴定管尖嘴部分有氣泡未排除就