1、章末总结,第三章 水溶液中的离子平衡,学习目标定位 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。 2.掌握溶液酸碱性规律与pH的计算。 3.掌握盐类水解的规律及其应用。 4.会比较溶液中粒子浓度的大小。 5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。,一 弱电解质的电离平衡与电离常数,二 溶液酸碱性规律与pH计算方法,内容索引,三 三角度解读盐类水解基本规律,四 溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则,五 难溶电解质的溶解平衡及其三个应用,一 弱电解质的电离平衡与电离常数,1.弱电解质的电离平衡 电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律
2、是 (1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。 (2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。,(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。 (4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。,2.电离常数(电离平衡常数) 以CH3COOH为例，K ，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1K
3、2K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。,例1 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25 )。,下列说法正确的是 A.温度升高，K减小 B.向0.1 molL1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(H)/c(CH3COOH)将减小 C.等物质的量浓度的各溶液pH关系为 pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)pH(Na3PO4),答案,解析,选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大； 选项B，在0.1 molL1 CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO)增大，K不变，c(H)/c(CH3COO
4、H)K/c(CH3COO)，因此c(H)/c(CH3COOH)将减小；,3.电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系,例2 在0.1 molL1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COOH，对于该平衡体系下列叙述正确的是 A.加入水时，平衡逆向移动 B.加入少量NaOH固体，平衡正向移动 C.加入少量0.1 molL1盐酸，溶液中c(H)减小 D.加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动,答案,解析,根据勒夏特列原理，改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。 A选项中加入水时，c(CH3COO)和c(H)均减
5、小，平衡向其浓度增大的方向(也就是正方向)移动； B选项加入的少量NaOH与H反应，c(H)变小，平衡正向移动； C选项中加入盐酸时c(H)变大，平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动，但最终c(H)比未加盐酸前还要大； D选项加入CH3COONa固体，c(CH3COO)增大，导致平衡逆向移动。,二 溶液酸碱性规律与pH计算方法,1.溶液的酸碱性规律 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H)和c(OH)的相对大小：,常温下，溶液酸碱性判定规律 (1)pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。 (2)pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数时，强酸溶液的pH变化大。,例3 等浓度的下
6、列稀溶液：乙酸、次氯酸、碳酸、乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是 A. B. C. D.,答案,解析,乙酸、碳酸和次氯酸的酸性依次降低，故pH依次增大。乙醇属于非电解质，pH最大。,2.pH的计算方法 (1)基本方法思路 先判断溶液的酸碱性，再计算其pH： 若溶液为酸性，先求c(H)，再求pH。 若溶液为碱性，先求c(OH)，再由c(H) 求出c(H)，最后求pH。,(2)稀释后溶液的pH估算 强酸pHa，加水稀释10n倍，则pHan。 弱酸pHa，加水稀释10n倍，则apHan。 强碱pHb，加水稀释10n倍，则pHbn。 弱碱pHb，加水稀释10n倍，则bnpHKa(HB)，即HA的酸性
7、比HB强，那么相同浓度时B的水解程度比A大。相同浓度的NaA、NaB溶液中：c(A)c(B)，c(HA)HClO B.pH：HClOHCN C.与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClOHCN D.酸根离子浓度：c(CN)NaClO，可以确定酸性：HCNHClO，由于是同体积、同浓度的HCN和HClO与NaOH恰好反应，故消耗NaOH的量相同，所以A、B、C均错误； 由酸性越强电离程度越大，故c(CN)c(H)c(A)c(OH)。 (2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na)c(A) c(OH
8、)c(HA)c(H)。,2.熟知三个守恒 (1)电荷守恒规律：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如,(2)物料守恒规律(原子守恒)：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2、HS都能水解，故S元素以S2、HS、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K)2c(S2)2c(HS)2c(H2S)。,(3)质子守恒规律：质子即H，酸碱反应的本质是质子转移，能失去质子的酸失去的质子数和能得到质子的碱得到的质子数相等。如NaHCO3溶液中，,H2O,(1)一元酸HA、一元碱BOH的混
9、合溶液中只含有H、A、B、OH4种离子，不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B)c(A)c(H)c(OH)等肯定错误。 (2)将物料守恒式代入电荷守恒式中，即可得出质子守恒式。,3.掌握四个步骤 溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤： (1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。 (2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，
10、在具体应用时要注意防止遗漏。,(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。 (4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。,例7 常温下，将a L 0.1 molL1的NaOH溶液与 b L 0.1 molL1的CH3COOH溶液混合。下列有关混合溶液的说法一定不正确
11、是 A.ac(Na)c(H)c(OH) B.ab时，c(CH3COO)c(Na)c(OH)c(H) C.ab时，c(CH3COOH)c(H)c(OH) D.无论a、b有何关系，均有c(H)c(Na)c(CH3COO)c(OH),答案,解析,理解感悟,由电荷守恒得c(H)c(Na)c(CH3COO)c(OH)，故D正确； 若ba，醋酸过量，溶液为CH3COONa与CH3COOH的混合溶液，当溶液呈酸性时A正确； 若ab，反应后的溶液为CH3COONa溶液，由于CH3COO水解而显碱性，根据质子守恒可知，C正确； 若ab，说明碱过量，溶液为CH3COONa与NaOH的混合溶液，存在c(Na) c(
12、CH3COO)，B错误。,理解感悟,酸碱混合后，如CH3COOH与NaOH混合，溶液中会出现四种离子，有H、OH、CH3COO、Na，可按以下几种情况考虑溶液的酸碱性和离子浓度的关系： (1)当溶液是单一的盐(CH3COONa)溶液并呈碱性时的情形： 守恒关系：c(CH3COO)c(CH3COOH)c(Na)(物料守恒)；c(OH)c(CH3COOH)c(H)(质子守恒)；c(CH3COO)c(OH)c(Na)c(H) (电荷守恒)。 大小关系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)。,(2)当溶液呈中性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于CH3COONa没水解。
13、 守恒关系：c(CH3COO)c(Na)(物料守恒)；c(OH)c(H)(质子守恒)；c(CH3COO)c(OH)c(Na)c(H)(电荷守恒)。 大小关系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)。 (3)当溶液呈酸性，溶质是CH3COONa和CH3COOH的混合情形，相当于在CH3COONa和CH3COOH的混合溶液呈中性的基础上又加入了醋酸。 大小关系：c(CH3COO)c(Na)c(H)c(OH)。,(4)当溶液呈碱性，溶质是CH3COONa和NaOH的混合情形。 大小关系：c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)或c(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H)或c(Na)
14、c(OH)c(CH3COO)c(H)。,例8 常温下，下列有关各溶液的叙述正确的是 A.pH7的溶液中不可能存在醋酸分子 B.20 mL 0.1 molL1的醋酸钠溶液与10 mL 0.1 molL1的盐酸混合后溶液显酸性：c(CH3COO)c(Cl)c(H)c(CH3COOH) C.0.1 molL1醋酸的pHa,0.01 molL1的醋酸的pHb，则a1b D.已知酸性HFCH3COOH，pH相等的NaF与CH3COOK溶液中：c(Na)c(F)7，其中存在醋酸分子，选项A不正确； 选项B中两者发生反应后溶液中的溶质为等浓度的醋酸、氯化钠和醋酸钠，醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶
15、液显酸性，正确的关系为c(CH3COO)c(Cl)c(CH3COOH)c(H)，B错； 对于弱电解质溶液，溶液越稀越容易电离，0.01 molL1醋酸的电离程度大于0.1 molL1醋酸的电离程度，因此选项C正确； 根据电荷守恒，在NaF溶液中c(Na)c(F)c(OH)c(H)，在CH3COOK溶液中c(K)c(CH3COO)c(OH)c(H)，由于两溶液的pH相等，因此有c(Na)c(F)c(K)c(CH3COO)，D错。,五 难溶电解质的溶解平衡及其三个应用,1.难溶电解质的溶解平衡与溶度积 (1)难溶电解质在水中会建立如下平衡：MmAn(s) mMn(aq)nAm(aq)。因此，难溶电
16、解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒夏特列原理同样适用于溶解平衡。,(2)下列沉淀溶解平衡：MmAn(s)mMn(aq)nAm(aq)，固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为Kspc(Mn)mc(Am)n，AgCl的Kspc(Ag)c(Cl)。对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。,(3)通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子的离子积Qc的相对大小，可以判断难
17、溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。如AgCl溶液的Qcc(Ag)c(Cl)，该计算式中的离子浓度不一定是平衡浓度，而Ksp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。 若QcKsp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 若QcKsp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 若QcKsp，则溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。,例9 溶液中含有Cl、Br和I三种离子，其浓度均为0.010 molL1。向该溶液中逐滴加入AgNO3溶液时，最先和最后沉淀的是已知：Ksp(AgCl)1.81010 Ksp(AgBr)5.01013 Ksp(AgI)8.31017 A.AgBr和AgI B.AgI和AgCl C.AgBr和AgCl D.一起沉淀,答案,解析,对于阴、阳离子的个数比相同即相同类型的难溶电解质，它们的溶解能力可以直接用Ksp来比较，浓度相同时，Ksp小的难溶电解质一定先析出沉淀。,2.沉淀溶解平衡的应用 难溶电解质的溶解平衡也是动态平衡，可以利用其逆反应使溶液中的离子转化为沉淀，化学上通常认为溶液中的剩余离子浓度小于1105 molL1时就沉淀完全。 (1)沉淀的溶解 根据溶度积规则，使沉淀溶解的必要条件是Qc”“”或“”)。,答案,解析,1.33106 molL1,本课结束,
