浙江版2021高考化学一轮复习专题九溶液中的离子反应课件 38页

考点一　弱电解质的电离平衡 考点基础 一、弱电解质的电离平衡 1.电离平衡的概念 在一定条件下,当 弱电解质分子电离成离子的速率 和 离子结合成弱电解质 分子的速率 ① 　相等     时,电离过程达到平衡状态,这种平衡叫作弱电解质 的电离平衡。 考点清单 2.电离平衡的特点   3.外界条件对电离平衡的影响 (1)浓度:浓度降低(加水稀释),平衡向⑤ 　电离      方向移动,弱电解质的电 离程度 增大 。但弱电解质分子及弱电解质电离出的离子的浓度都 减小 。 (2)温度:弱电解质的电离是一个⑥ 　吸热      的过程,升高温度,电离平衡向电离的方向移动,弱电解质的电离程度增大。 (3)同离子效应:在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解 质时,该离子浓度增大,促使电离平衡逆向(即离子结合成分子的方向)移动, 弱电解质的电离程度⑦ 　减小     。 二、电离常数 1.概念 在一定条件下,弱电解质在达到 电离平衡 时,溶液中电离所生成的各种离子 浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比值是一个常数,这个常数叫电 离常数(又叫电离平衡常数)。 2.表达式 对于一元弱酸HA:HA   H + +A - K a =   对于一元弱碱BOH:BOH   B + +OH - K b =   3.特点 (1)电离常数只与温度有关,升高温度, K 值⑧ 　增大     。 (2)电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关, 同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓 度如何变化,电离常数不变。 (3)多元弱酸各级电离常数的大小关系是   ≫   ≫   ,因此其酸性主要取 决于⑨ 　第一步     电离。 4.电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱,电离平衡常数越大,酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱,电离平衡常数越大,对应的盐水解程度 越小,碱性(或酸性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生,一般符合“强酸制弱酸”中规律。 (4)判断微粒浓度比值的变化 弱电解质溶液加水稀释时,能促进弱电解质的电离,溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化,但电离平衡常数不变,考题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如:0.1 mol·L -1 CH 3 COOH溶液中加水稀释,   =   =   ,醋酸溶液加水稀释, c (H + )减小, K a 值不变,则   增大。 三、电离度 1.概念 在一定条件下,当弱电解质的电离达到平衡时,溶液中已电离的弱电解质分 子数占溶液中   　原弱电解质分子总数      的百分数叫电离度。常用 α 表 示。 2.计算式 电离度( α )=(已电离的弱电解质分子数/ 原弱电解质分子总数) × 100%=( n 电离 / n 总 ) × 100%=( c 电离 / c 总 ) × 100% 3.电离度的影响因素 (1)内因: 电解质本身的性质。 (2)外因 a.温度:因为电离过程是吸热的,所以 温度升高,电离平衡右移,电离度增 大 。 b.溶液的浓度:溶液的浓度越小,离子互相碰撞而结合成分子的机会越小,电 离度就   　越大      。 4.电离度的应用:计算弱电解质电离所产生的各离子浓度。 如:HA   H + +A - c (H + )= c (A - )= αc 总 , c (HA)= c 总 - αc 总 =(1- α ) c 总 。 重点突破 外界条件对电离平衡影响的四个“不一定” 1.稀醋酸加水稀释时,溶液中不一定所有离子的浓度都减小。温度不变, K W = c (H + )· c (OH - )是定值,稀醋酸加水稀释时,溶液中的 c (H + )减小,故 c (OH - )增大。 2.电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小。如对于CH 3 COOH   CH 3 COO - +H + ,电离平衡后,加入冰醋酸, c (CH 3 COOH)增大,平衡右移,根据勒夏特列原理,只能减弱而不能消除,故再次平衡时, c (CH 3 COOH)比原电离平衡时大。 3.电离平衡右移,离子的浓度不一定增大。如在CH 3 COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体,都会引起平衡右移,但 c (CH 3 COOH)、 c (H + )都比原平衡时要小。 4.电离平衡右移,电离程度也不一定增大。加水稀释或增大弱电解质的浓 度,都使电离平衡向电离方向移动,但加水稀释时弱电解质的电离程度增 大,而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 考点二　溶液的酸碱性 考点基础 一、水的电离 1.概念 水是极弱的电解质,电离方程式为2H 2 O   H 3 O + +OH - ,可简写为① 　H 2 O   H + +OH -      。 2.纯水中的几个重要数据   3.外界条件对水的电离平衡的影响 条件 平衡移动 方向 K W 水的电 离程度 c (OH - ) c (H + ) 酸 逆 不变 减小 减小 增大 碱 逆 不变 减小 增大 减小 可水解 的盐 Na 2 CO 3 正 不变 增大 增大 减小 NH 4 Cl 正 不变 增大 减小 增大 温度 升温 正 增大 增大 ④ 　增大      ⑤ 　增大      降温 逆 减小 减小 减小 减小 其他:如加入Na ⑥ 　正      不变 增大 增大 减小 二、溶液的酸碱性及pH的测量 1.溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中 c (H + )和 c (OH - )的相对大小。 (1)酸性溶液: c (H + )> c (OH - ),常温下,pH<7。 (2)中性溶液: c (H + )⑦ 　=      c (OH - ),常温下,pH⑧ 　=     7。 (3)碱性溶液: c (H + )⑨ 　<     c (OH - ),常温下,pH⑩ 　>     7。 2.溶液的pH及其测量 (1)计算公式:pH=   　-lg c (H + )      。 (2)测量方法 a.pH试纸:用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上,用洁净的玻璃棒 蘸取待测溶液滴在试纸的中央,变色后与标准比色卡对照。 b.pH计。 (3)常温下,溶液的酸碱性与pH的关系如下所示。   三、酸碱中和滴定 1.实验原理 利用酸碱中和反应,用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实 验方法。 2.实验用品 (1)A仪器是   　酸式滴定管     ,B仪器是   　碱式滴定管     ,装置C中还有 的仪器是滴定管夹、铁架台、   　锥形瓶      。   (2)试剂:标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 a.酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管,因为酸和氧化性物质易腐蚀橡胶管。 b.碱性的试剂一般用碱式滴定管,因为碱性物质易腐蚀玻璃,致使活塞无法打开。 3.实验操作 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 (1)滴定前的准备   (2)滴定   (3)终点判断 等到滴入最后一滴标准液,指示剂变色,且在半分钟内   　不恢复     原来 的颜色,视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理 按上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均值,根据 c (NaOH)=   计算。 4.常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0~8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 <3.1红色 3.1~4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 <8.2无色 8.2~10.0浅红色 >10.0红色 重点突破 1.溶液pH的计算方法   2.已知酸和碱的pH之和,判断等体积混合后溶液的pH(25 ℃) (1)若强酸与强碱溶液的pH之和等于14,则混合后溶液显中性,pH=7; (2)若强酸与强碱溶液的pH之和大于14,则混合后溶液显碱性,pH>7; (3)若强酸与强碱溶液的pH之和小于14,则混合后溶液显酸性,pH<7; (4)若酸、碱溶液的pH之和为14,酸、碱中有一强、一弱,则酸、碱溶液混 合后,谁弱显谁性。 考点三　盐类的水解 考点基础 一、盐类的水解及其规律 1.盐类水解反应的“五个要点”   2.盐类水解的离子方程式 (1)一般盐类水解离子方程式的书写 a.盐类水解一般是可逆反应,书写时一般不写“   ”,而要写“   ”。 b.一般盐类水解程度很小,水解产物很少,书写水解的离子方程式时,产物一 般不标“↑ ”或“↓”,也不把生成物(如NH 3 ·H 2 O、H 2 CO 3 等)写成其分解 产物的形式。 如NH 4 Cl水解的离子方程式为⑦ 　N   +H 2 O   NH 3 ·H 2 O+H +      。 (2)三种特殊类型的盐水解的离子方程式的书写 a.多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解方程式。 如Na 2 CO 3 水解的离子方程式为⑧ 　C   +H 2 O   HC   +OH -       。 b.多元弱碱盐水解:方程式一步写。 如FeCl 3 水解的离子方程式为Fe 3+ +3H 2 O   Fe(OH) 3 +3H + 。 c.阴、阳离子相互促进的水解:水解程度较大,书写时要用“   ”“↑” “↓”等。 如Na 2 S溶液与AlCl 3 溶液混合反应的离子方程式为2Al 3+ +3S 2- +6H 2 O   2Al(OH) 3 ↓+3H 2 S↑。 常见的能彻底水解的离子组有:Al 3+ 与C   、HC   、S 2- 、HS - ,Fe 3+ 与HC   、C   (Fe 3+ 与S 2- 、HS - 发生氧化还原反应),Al 3+ 与Al   等。 二、影响盐类水解平衡的因素 1.内因:形成盐的酸或碱的强弱 对应的酸或碱越弱就越易发生水解。如酸性:CH 3 COOH>H 2 CO 3   相同 浓度的Na 2 CO 3 、CH 3 COONa溶液的pH大小关系为pH(Na 2 CO 3 溶液)>pH (CH 3 COONa溶液)。 2.外因 (1)温度、浓度 　　(2)外加物质:外加物质对水解反应的影响取决于该物质的      性质    。 a.外加强酸或强碱 条件 移动方向 水解程度 水解产生的 离子浓度 升高温度 右移 增大 ⑨ 　增大     反应物 浓度增大 ⑩ 　右移      减小 增大 加水稀释 右移   　增大     减小 外加物质 弱酸根阴离子浓度 弱碱阳离子浓度   　强碱      增大 减小   　强酸      减小 增大 b.加入能水解的盐   重点突破 盐类水解的应用 1.分析判断盐溶液的酸碱性、比较盐溶液的pH 如强酸弱碱盐溶液呈酸性,强碱弱酸盐溶液呈碱性,相同浓度时正盐(如Na 2 CO 3 )溶液的pH比酸式盐(如NaHCO 3 )溶液的pH大,相同浓度的CH 3 COOH溶液和CH 3 COONa溶液等体积混合得到的溶液呈酸性,相同浓度的NH 3 ·H 2 O溶液和NH 4 Cl溶液等体积混合得到的溶液呈碱性等。 2.比较溶液中粒子浓度的大小 如等物质的量浓度、等体积的NaOH和CH 3 COOH溶液混合后,得到的 CH 3 COONa溶液中离子浓度关系为: c (Na + )> c (CH 3 COO - )> c (OH - )> c (H + ) c (Na + )+ c (H + )= c (CH 3 COO - )+ c (OH - ) 3.判断溶液中粒子的种类数 如KHC 2 O 4 溶液中存在HC 2   的电离和水解,溶液中含有K + 、HC 2   、 C 2   、H 2 C 2 O 4 、H + 、OH - 、H 2 O 7种粒子(含5种离子)。 4.实验室配制和储存易水解的盐溶液 例如,配制FeCl 3 溶液往往将FeCl 3 固体溶在浓盐酸中再加水稀释,或加入一定量盐酸抑制铁离子的水解;配制CuSO 4 溶液时加入少量硫酸抑制铜离子的水解。 5.某些试剂的实验室贮存 如Na 2 CO 3 溶液、Na 3 PO 4 溶液、Na 2 SiO 3 溶液等碱性溶液不能贮存于磨口玻 璃瓶中。 6.制备Fe(OH) 3 胶体 向沸水中滴加饱和FeCl 3 溶液,并继续加热至沸腾,产生红褐色胶体。 7.明矾[KAl(SO 4 ) 2 ·12H 2 O]、氯化铁(FeCl 3 )等混凝剂净水 净水原理: Al 3+ +3H 2 O   Al(OH) 3 (胶体)+3H + Fe 3+ +3H 2 O   Fe(OH) 3 (胶体)+3H + 胶体粒子的比表面积大,吸附能力强,吸附水中的悬浮杂质而起净水作用。 8.纯碱(Na 2 CO 3 )溶液作洗涤剂清洗油污 加热可以促进C   的水解,使碱性增强,去油污能力增强。 C   +H 2 O   HC   +OH - 9.分析泡沫灭火器的灭火原理 NaHCO 3 水解:HC   +H 2 O   H 2 CO 3 +OH - (碱性) Al 2 (SO 4 ) 3 水解:Al 3+ +3H 2 O   Al(OH) 3 +3H + (酸性) 3HC   +Al 3+   Al(OH) 3 ↓+3CO 2 ↑ 10.化肥的合理施用 普钙[主要成分为Ca(H 2 PO 4 ) 2 和CaSO 4 ·2H 2 O]、铵态氮肥不能与草木灰 (K 2 CO 3 )混用。原因是: C   +H 2 O   HC   +OH - 3Ca(H 2 PO 4 ) 2 +12OH -   Ca 3 (PO 4 ) 2 ↓+12H 2 O+4P   N   +OH -   NH 3 ↑+H 2 O(降低肥效) 11.某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液的反应 例如,Mg放入NH 4 Cl、CuCl 2 、FeCl 3 溶液中产生氢气。 12.分离、除杂 例如,除去Mg 2+ 中含有的Fe 3+ 杂质,可向溶液中加入MgO或MgCO 3 粉末,与Fe 3+ 水解产生的H + 反应促进其水解,使Fe 3+ 转化为Fe(OH) 3 沉淀,与未反应完的MgO或MgCO 3 一同过滤除去。 [特别提醒]    Fe 3+ 在溶液pH约为3.7时沉淀完全,而此时Fe 2+ 、Cu 2+ 、Mg 2+ 等 还没有开始沉淀,所以溶液中的Fe 3+ 通常是用水解法除去。 除去含M n + 溶液中的Fe 3+ ,应加入M的难溶性氧化物、氢氧化物或碳酸盐,这 样既除去了Fe 3+ 又未引入新的杂质,生成的Fe(OH) 3 和未溶解的加入物质可 一同过滤除去。如除去Cu 2+ 中的Fe 3+ 可向溶液中加入CuO。 若要除去溶液中的Fe 2+ ,宜先用H 2 O 2 溶液将Fe 2+ 氧化为Fe 3+ (不能用KMnO 4 等 氧化剂,因为会引入新的杂质),再用上述促进水解的方法除去。 除去溶液中的Fe 3+ 不能直接加入NaOH溶液、氨水、Na 2 CO 3 溶液等,因为它 们既会使Fe 3+ 和其他金属离子均沉淀,又会引入新的杂质。 13.判断离子能否大量共存 能发生完全相互促进的水解反应的离子不能大量共存,如Al 3+ 与S 2- 、 C   、HC   、Al   。 14.选择制备盐的途径 有些盐会完全水解,无法在溶液中制取,只能由单质直接反应制取,如Al 2 S 3 ; 有些盐必须在HCl氛围中加热蒸发脱水才能得到其无水固体,如冶炼镁时, 必须使MgCl 2 ·6H 2 O晶体在HCl氛围中加热脱水才能得到无水MgCl 2 [直接 加热会发生水解而得到Mg(OH)Cl],再熔融电解而获取Mg。 15.证明某物质属于弱电解质(弱酸或弱碱)的某些实验 如常温下,NaX溶液的pH>7,说明HX是弱酸等。 16.解释某些生活中的现象 如水垢的主要成分是CaCO 3 和Mg(OH) 2 ,而MgCO 3 很少,这是因为MgCO 3 微 溶于水,受热时水解生成更难溶的Mg(OH) 2 。 17.某些纳米材料的制备 例如,用TiCl 4 制备TiO 2 : TiCl 4 +( x +2)H 2 O(过量)   TiO 2 · x H 2 O↓+4HCl 制备时加入大量的水,同时加热,促进水解趋于完全,所得TiO 2 · x H 2 O经焙烧 得TiO 2 。 18.某些盐溶液加热蒸干产物的判断 例如,将FeCl 3 溶液蒸干不能制得纯净的FeCl 3 ,这是因为FeCl 3 易水解,生成 Fe(OH) 3 和HCl,加热使水解程度增大,HCl挥发促进水解,所以蒸干得到 Fe(OH) 3 ,再灼烧则得到红棕色的Fe 2 O 3 。 方法1 　 强、弱电解质的判断与比较 一、弱酸(弱碱)的判断 1.设计实验证明HA是一元弱酸的方法 方法技巧 实验方法 结论 ①测0.01 mol·L -1 HA溶液的pH pH=2,HA为强酸;pH>2,HA为弱酸 ②测NaA溶液的pH pH=7,HA为强酸;pH>7,HA为弱酸 ③测相同pH的HA溶液和盐酸稀释相同倍数前后 的pH变化 若HA溶液的pH变化比盐酸的小,则HA为弱酸 ④测等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和NaOH 的物质的量 若HA溶液消耗NaOH的物质的量比盐酸的多,则 HA为弱酸 ⑤测等体积、等物质的量浓度的HA溶液和盐酸分别与颗粒大小相同的锌粒反应的速率 若HA溶液与锌粒反应的速率比盐酸与锌粒反应的速率慢,则HA为弱酸 ⑥测等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与足量 的锌粒反应产生H 2 的量 若HA溶液与锌粒反应产生的H 2 的量比盐酸与锌 粒反应产生的H 2 多,则HA为弱酸 2.设计实验证明BOH(如NH 3 ·H 2 O)是一元弱碱的方法 (1)室温下,测0.1 mol·L -1 BOH溶液的pH,若pH=13,则BOH为强碱,若pH<13, 则BOH为弱碱。 (2)配制BCl溶液,测其pH,若pH=7,则BOH为强碱,若pH<7,则BOH为弱碱。 (3)配制pH=12的BOH溶液,加水稀释100倍,若稀释后溶液的pH=10,则BOH 为强碱,若稀释后溶液的pH>10,则BOH为弱碱。 二、弱酸(碱)与强酸(碱)的比较与应用 1.一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较 浓度均为0.01 mol·L -1 pH均为2 pH或物质的量浓度 2=pH HA HB HA=HB 体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量 HA=HB HA c (B - ) c (A - )= c (B - ) 分别加入固体NaA、NaB后pH的变化 HA:不变 HB:变大 HA:不变 HB:变大 加水稀释10倍后 3=pH HA pH HB >2 溶液的导电性 HA>HB HA=HB 水的电离程度 HA x - n ;无论怎样稀释,碱溶液的pH不能等于或小于7,只能趋近于7。 (3)加水稀释相同倍数后的pH大小:氨水>NaOH溶液,盐酸>醋酸。 (4)稀释后的pH仍然相等,则加水量的多少:氨水>NaOH溶液,醋酸>盐酸。 方法2 　 离子浓度大小的比较方法和离子之间的定量关系 1.离子浓度大小的比较方法 (1)考虑水解因素:如Na 2 CO 3 溶液中存在 　C   +H 2 O   HC   +OH - 　HC   +H 2 O   H 2 CO 3 +OH - 所以 c (Na + )> c (C   )> c (OH - )> c (HC   )。 (2)不同溶液中同一离子浓度的比较要考虑溶液中其他离子的影响,如相同 物质的量浓度的a.NH 4 Cl、b.CH 3 COONH 4 、c.NH 4 HSO 4 溶液中, c (N   )由大 到小的顺序是c>a>b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相同浓 度的NH 4 Cl和氨水的混合液中,NH 3 ·H 2 O的电离程度大于N   的水解程度, 离子浓度大小顺序为 c (N   )> c (Cl - )> c (OH - )> c (H + )。 2.电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系 (1)微粒数守恒关系(即物料守恒) 如纯碱溶液中 c (Na + )=2 c (C   )+2 c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 ); NaH 2 PO 4 溶液中 c (Na + )= c (H 2 P   )+ c (HP   )+ c (P   )+ c (H 3 PO 4 )。 (2)电荷数守恒关系(即电荷守恒) 如小苏打溶液中 c (Na + )+ c (H + )= c (HC   )+2 c (C   )+ c (OH - ); Na 2 HPO 4 溶液中 c (Na + )+ c (H + )= c (H 2 P   )+2 c (HP   )+3 c (P   )+ c (OH - )。 注:1 mol C   带有2 mol 负电荷,所以电荷浓度应等于2 c (C   ),同理P   的 电荷浓度等于3 c (P   )。 (3)水电离的离子数守恒关系(即质子守恒) 如纯碱溶液中 c (OH - )= c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 )+ c (H + )。