電離平衡鹽類水解溶解平衡10/5/1/41一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、注意概念中“或”，“和”，“化合物”等關(guān)鍵詞。電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)和混和物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。酸、堿、鹽、部分金屬氧化物等屬于電解質(zhì)3、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)弱取決于溶液里自由移動(dòng)離子濃度大小,和電解質(zhì)強(qiáng)弱不一定相關(guān)。2、電解質(zhì)導(dǎo)電是因?yàn)樵谒芤夯蛉刍癄顟B(tài)下化合物本身電離出自由移動(dòng)離子緣故。一些化合物本身不電離但與水反應(yīng)生成化合物能電離，它們則屬于非電解質(zhì)，如CO2、SO2、NH3等2/415、強(qiáng)電解質(zhì)是指強(qiáng)酸（HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4、HMnO4等）；強(qiáng)堿（NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等）；大部分鹽（包含難溶鹽）。弱電解質(zhì)是指弱堿(不溶性堿和NH3?H2O）；弱酸（HClO、HF、H2S、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、H3PO4、H2SiO4、等）；和H2O、少數(shù)鹽如醋酸鉛等。4、強(qiáng)、弱電解質(zhì)根本區(qū)分在于一定條件下能否完全電離。強(qiáng)電解質(zhì)電離方程式用“＝”無電離平衡；弱電解質(zhì)電離方程式用“”有電離平衡。注意：多元弱酸分步電離。強(qiáng)電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)微粒是離子,

弱電解質(zhì)溶液中溶質(zhì)微粒是離子和分子共存3/41例：

請(qǐng)將以下物質(zhì)分類:①HCl②H2S③NaHCO3④CO2⑤Al2(SO4)3⑥Cl2⑦NH3⑧CH4⑨BaSO4⑩Fe(OH)3

(1)屬于強(qiáng)電解質(zhì)是_______

(2)屬于弱電解質(zhì)是______

(3)屬于非電解質(zhì)是______①③⑤⑨④⑦⑧②⑩例:會(huì)寫電離方程式:(必須分清強(qiáng)和弱)

A.NH3·H2OB.Cu(OH)2

C.H3PO4D.CaCO3

E.HClOF.NaHCO3

G.H2SO4H.NaHSO44/41例:經(jīng)過那些事實(shí)（或試驗(yàn)）能夠證實(shí)CH3COOH是弱電解質(zhì)？方法一:取同濃度HCl和CH3COOH，進(jìn)行溶液導(dǎo)電性試驗(yàn)方法二:測(cè)定CH3COONa水溶液應(yīng)呈堿性方法三:測(cè)定0.1mol/LCH3COOHpH值方法四:相同濃度HCl和CH3COOH和相同大小顆粒鋅粒比較反應(yīng)速率方法五:相同pH值，相同體積HCl和CH3COOH，和足量鋅粒反應(yīng)，CH3COOH產(chǎn)生氫氣多方法六:取相同pHHCl和CH3COOH，稀釋100倍，pH值改變小是CH3COOH5/41定義：在一定條件（溫度、濃度）下，弱電解質(zhì)分子電離成離子速率和離子結(jié)合成份子速率相等，溶液未電離分子濃度和已電離離子濃度保持不變狀態(tài)叫做電離平衡簡(jiǎn)述為：當(dāng)離子化速率等于分子化速率時(shí)即達(dá)電離平衡特點(diǎn)：動(dòng)

電離平衡是一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡

定

條件不變，溶液中各分子、離子濃度不變，溶液里現(xiàn)有離子又有分子變

條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

二、弱電解質(zhì)電離平衡6/41影響電離平衡原因：

電離平衡移動(dòng)符合勒沙特列原理

溫度：升高溫度，電離平衡右移，電離程度增大濃度：降低濃度，電離平衡右移，電離程度增大同離子效應(yīng)：加入和弱電解質(zhì)含有

相同離子強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)電離程度減小弱電解質(zhì)分子陰離子+陽(yáng)離子（為吸熱過程）7/41例：填空：0.1mol/L醋酸中存在以下電離平衡：CH3COOHH++CH3COO-條件移動(dòng)方向電離度［Ac－］導(dǎo)電性K加熱加水加冰醋酸加濃鹽酸加NaOH(固)→加醋酸鈉（固）→→→←←↑↑↓↓↓↓↓↑↑↑↑↑↑↑↑↑↓↑不變變大不變變大8/41定性：準(zhǔn)確試驗(yàn)證實(shí)，純水能微弱地電離，生成自由移動(dòng)H+和OH-，所以水是一個(gè)極弱電解質(zhì)。水電離是水分子和水分子相互作用發(fā)生。電離方程式是：定量：25℃時(shí)，1L純水（約55.6molH2O）中只有1×10-7molH2O發(fā)生電離，其電離度為1.8×10－7％2H2OH3O++OH-簡(jiǎn)寫為：H2OH++OH-三、水電離平衡與pH9/41定量：水電離平衡和其它弱電解質(zhì)電離平衡一樣，在一定溫度下也有一個(gè)電離常數(shù)。遵照化學(xué)平衡移動(dòng)原理。電離平衡常數(shù)為：Kc=[H+][OH-][H2O]變形為：Kc[H2O]=[H+][OH-]25℃時(shí)，KW=[H+][OH-]=1×10-14mol2·L-2KW叫水離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水離子積在一定溫度下，Kc[H2O]是常數(shù)，則[H+][OH-]也為常數(shù)：KW=[H+][OH-]深入試驗(yàn)證實(shí)：KW適合用于酸、堿、鹽稀溶液10/41影響水電離平衡原因：溫度：水電離是吸熱，升高溫度，有利于水電離，水離子積增大。外來酸、堿、部分鹽及活潑金屬對(duì)水電離平衡也有影響。（常溫下分析）條件移動(dòng)方向電離度KWC(H+)n(H)+加熱加酸加堿加NaAc加NH4Cl加Na→→→←←↑↑↓↓↑↑↑↑――――↑↑↑↓↓↓↓↑→↑↑↓↓11/41相關(guān)pH計(jì)算基本關(guān)系：酸：一元強(qiáng)酸［H＋］＝c酸

二元強(qiáng)酸［H＋］＝2c酸pH=-lg[H+]一元弱酸［H＋］＝c酸

?

α或≈堿：一元強(qiáng)堿［OH－］＝c酸

先求［H＋］二元強(qiáng)堿［OH－］＝2c酸再求pH或一元弱堿［OH－］＝c酸

?

α先求pOH或≈

再求pH熟記：lg2＝0.3lg5＝0.7要領(lǐng)口訣：

酸按酸，堿按堿，同強(qiáng)混合在之間，異強(qiáng)混合看過量，無限稀釋7為限。12/41例1：已知常溫下一個(gè)pH＝3酸和pH＝11堿，等體積混合后溶液顯酸性，其原因可能是A.等濃度強(qiáng)酸和稀強(qiáng)堿溶液反應(yīng)B.濃弱酸和稀強(qiáng)堿溶液反應(yīng)C.等濃度強(qiáng)酸和弱堿溶液反應(yīng)D.生成了一個(gè)強(qiáng)酸弱堿鹽例2：用0.01mol/LH2SO4滴定0.01mol/LNaOH溶液，中和后加水至100ml，若滴定時(shí)終點(diǎn)判斷有誤差：①多加了1滴H2SO4；②少加了1滴H2SO4(設(shè)1滴為0.05ml）。則①和②[H+]之比值是多少？B基本標(biāo)準(zhǔn)：①酸＋酸，按c(H+)計(jì)算.②堿＋堿按c(OH－)計(jì)算。③酸＋堿：酸過量按c(H+)計(jì)算；堿過量按c(OH－)計(jì)算；恰好反應(yīng)，pH＝7。10413/41跟蹤練習(xí)3:常溫下，將相同體積、pH=2兩種酸溶液HA和HB，分別加水稀釋，其pH與所加水體積改變?nèi)鐖D所表示，以下結(jié)論正確是:A.酸HB是比HA更強(qiáng)酸B.酸HA是比HB更強(qiáng)酸C.稀釋前HA物質(zhì)量濃度大D.稀釋前酸物質(zhì)量濃度一樣大B14/411、概念：在溶液中鹽離子跟水所電離出來H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)反應(yīng)，稱作鹽類水解反應(yīng)，簡(jiǎn)稱鹽類水解

2、實(shí)質(zhì)：使水電離平衡向電離方向移動(dòng)，即促進(jìn)水電離

說明：（1）鹽中離子是指“弱酸陰離子”或“弱堿陽(yáng)離子”（2）鹽類水解能夠看作是酸堿中和反應(yīng)逆反應(yīng)，但水解反應(yīng)比中和反應(yīng)弱得多，所以書寫方程式時(shí)通慣用“”四、鹽類水解規(guī)律及應(yīng)用15/413、影響水解平衡原因

影響水解平衡進(jìn)行程度最主要原因是鹽本身性質(zhì)：相同條件下，水解生成弱酸或弱堿越難電離，對(duì)應(yīng)離子水解程度越大。外界條件對(duì)平衡移動(dòng)也有影響，水解平衡移動(dòng)符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解為例進(jìn)行說明：NH4＋＋H2O

NH3?H2O＋H＋（1）溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升溫平衡右移（2）濃度：用H2O稀釋平衡向右移動(dòng)。鹽濃度越小，普通水解程度越大。（3）酸堿度：鹽類水解后，溶液會(huì)呈不一樣酸、堿性，所以控制溶液酸、堿性，能夠促進(jìn)或抑制鹽水解。比如：NaAc中加酸，促進(jìn)水解；加堿則抑制水解FeCl3中加酸，抑制水解；加堿則促進(jìn)水解Na2CO3中加堿，抑制水解16/41例：判斷以下鹽溶液酸堿性并書寫鹽類水解方程式（1）NaF、NaClO、Na2CO3、Na3PO4（2）NH4Cl、CuCl2、KAl（SO4）2、FeSO4、FeCl3

、

AgNO3

（3）CH3COONH4、NH4CN、NH4F（4）NaHCO3、NaH2PO4、NaHSO3、Na2HPO4、NaHS（5）Al2S3、Al2（SO4）3與NaHCO3混合常見完全雙水解有：Al3+與Al(OH)4-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-Fe3+與Al(OH)4-

、HCO3-、CO32-NH4+與SiO32-多元弱酸酸式氫根離子，水解和電離程度比較——H2PO4-、HSO3-電離強(qiáng)于水解，顯酸性；HCO3-、HPO42-、HS-水解強(qiáng)于電離，顯堿性；（注：此時(shí)溶液陽(yáng)離子為強(qiáng)堿陽(yáng)離子）17/414、鹽類水解方程式書寫規(guī)律（1）鹽類水解普通是比較微弱，通慣用“”表示，同時(shí)無沉淀和氣體產(chǎn)生，也不分解。注意配平。（2）多元弱酸酸根離子水解是分步進(jìn)行，不能合并寫。第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物質(zhì)量濃度Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強(qiáng)。（3）多元弱堿陽(yáng)離子水解過程較為復(fù)雜，通常寫成一步完成。（4）對(duì)于發(fā)生雙水解鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時(shí)有沉淀和氣體產(chǎn)生。（5）多元弱酸酸式根離子，水解和電離同時(shí)進(jìn)行。18/415、鹽類水解普通規(guī)律有弱才水解都弱都水解都強(qiáng)不水解越弱越水解越稀越水解越熱越水解

誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性同強(qiáng)呈中性19/41例：在NH4Cl溶液中分別采取以下辦法對(duì)NH4Cl溶液水解有什么影響？方法平衡移動(dòng)方向加熱加稀硫酸加NaOH固體加水稀釋加同濃度NH4Cl加NaCl稀溶液→→不移動(dòng)←→→20/41例：在由水電離提供[H+]為10－13mol/L溶液中，一定能大量共存一組離子是A.NH4+、NO3－、Na+、Al(OH)4－

B.K+、Cl－、HSO3－、CO32－C.K+、NO3－、Na+、Cl－

D.Cl－、Na+、Mg2+、Fe2+C例：

將AlCl3溶液和NaAl(OH)4溶液分別蒸發(fā)并灼燒，所得產(chǎn)物主要成份是__________Al2O3NaAl(OH)4

例：為了除去氯化鎂酸性溶液中Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一個(gè)試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是（）A．氧化鎂B.氫氧化鈉C.碳酸鈉D.碳酸鎂AD水解應(yīng)用：判斷鹽溶液加熱后產(chǎn)物水解應(yīng)用：離子除雜水解應(yīng)用：離子共存判斷水解應(yīng)用實(shí)例還有：①明礬凈水②配制澄清透明FeCl3溶液③制Fe(OH)3膠體④合理施肥和土壤改良⑤一些物質(zhì)制取（Al2S3）

⑥Mg和NH4Cl溶液反應(yīng)⑦酸堿中和滴定時(shí)終點(diǎn)判斷⑧泡沫滅火器滅火原理⑨熱碳酸鈉溶液做洗滌劑原理，等21/41酸跟堿作用生成鹽和水反應(yīng)，其實(shí)質(zhì)是：H++OH-=H2O1、中和反應(yīng)2、酸堿中和滴定

（1）定義:用已知物質(zhì)量濃度酸(或堿)來測(cè)定未知濃度堿(或酸)方法.五、酸堿中和滴定即標(biāo)準(zhǔn)液即待測(cè)液22/41（2）酸堿中和滴定中主要試驗(yàn)儀器需要處理問題：①準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)酸和堿體積②準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全

滴定臺(tái)、滴定管（酸式、堿式）、燒杯（3）指示劑選擇標(biāo)準(zhǔn)變色要顯著變色靈敏(即變色范圍越窄越好）變色范圍盡可能與所生成鹽酸、堿性范圍一致強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿（強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸）：中性酚酞或甲基橙強(qiáng)酸滴定弱堿酸性甲基橙強(qiáng)堿滴定弱酸堿性酚酞23/41（4）酸堿中和滴定操作試驗(yàn)前：查漏—洗滌—潤(rùn)洗—注液—調(diào)液—初讀數(shù)（注：滴定管：自來水—蒸餾水—溶液潤(rùn)洗錐形瓶：自來水—蒸餾水）滴定中：加指示劑—滴定—滴定終點(diǎn)—終讀數(shù)—重復(fù)操作（注：滴定過程中操作：左控、右搖、眼睛看）滴定后：數(shù)據(jù)處理－誤差分析

24/41（5）滴定誤差分析：決定誤差原因：C(測(cè))=C(標(biāo))×V(標(biāo))V(測(cè))

其中:C(標(biāo))、V(測(cè))是已知數(shù)據(jù)。所以C(測(cè))大小只由V(標(biāo))——“讀數(shù)”決定，只要直接或者間接能引發(fā)“讀數(shù)”改變，則C(測(cè))也伴隨改變，且二者改變是成正百分比改變。已知已知讀數(shù)25/41操作步驟讀數(shù)誤差酸式滴定管水洗后馬上裝酸移液管水洗后即移堿液錐形瓶用待測(cè)液潤(rùn)洗滴定時(shí)酸液濺在錐形瓶瓶壁而未滴下錐形瓶?jī)?nèi)有蒸餾水滴定時(shí)堿液濺到內(nèi)壁上又未洗下滴定前酸式滴定管尖嘴內(nèi)有氣泡，滴后消失量取待測(cè)堿液用滴定管，量前尖嘴有氣泡，量后消失以已知濃度鹽酸滴定未知濃度氫氧化鈉溶液偏大偏大偏大偏小偏大偏大無影響無影響偏小偏小偏大偏大偏小偏小26/41操作步驟讀數(shù)誤差滴定前平視，滴定終點(diǎn)俯視刻度線滴定后滴定管尖嘴處懸有液滴未滴下終點(diǎn)判斷滯后終點(diǎn)判斷超前滴定前俯視刻度，滴定終點(diǎn)時(shí)仰視刻度用酚酞做指示劑，當(dāng)紅色褪為無色，反滴一滴NaOH，無顏色改變偏小偏小偏大偏大偏大偏大偏大偏大偏大偏大偏小偏小27/41六、沉淀溶解平衡1、表示方法：意義：不表示電離平衡表示：一方面：少量Ag+和Cl-脫離AgCl表面進(jìn)入水中，其次：溶液中Ag+和Cl-受AgCl表面陰、陽(yáng)離子吸引回到AgCl表面AgCl（S）Ag+(aq)+Cl-(aq)28/413.影響原因內(nèi)因：難溶物本身性質(zhì)外因：①濃度：加水稀釋，平衡向溶解方向移動(dòng)②溫度：絕大多數(shù)難溶鹽溶解是吸熱過程。③同離子效應(yīng)：2.特征逆、動(dòng)、等、定、變29/414、溶度積常數(shù)（簡(jiǎn)稱溶度積）在一定條件下，難溶性電解質(zhì)形成飽和溶液，到達(dá)溶解平衡，其溶解平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或簡(jiǎn)稱溶度積．:AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)30/41意義：Ksp大小反應(yīng)了物質(zhì)在水中溶解能力。Ksp越大，其溶解能力越強(qiáng)。

和其它平衡常數(shù)一樣，Ksp與溫度相關(guān)，一定溫度下，Ksp是常數(shù)。31/41關(guān)于Ksp以下關(guān)于Ksp敘述中，正確是（）A.Ksp數(shù)值大小只與難溶電解質(zhì)性質(zhì)和溫度相關(guān)B.Ksp只與難溶電解質(zhì)本身性質(zhì)相關(guān)，與外界條件無關(guān)C.Ksp表示難溶強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中到達(dá)沉淀溶解平衡時(shí)，溶液中離子濃度冪次乘積D.Ksp愈大，難溶電解質(zhì)溶解度愈大E.升溫，AgClKsp和溶解度同時(shí)增大F.向AgCl中加入NaCl固體，AgCl沉淀溶解度不變G.向AgCl飽和液中加入NaI固體，不論NaI量有多少一定有AgI沉淀生成H.向AgI中加入NaCl，AgI不可能生成AgClACE32/415、沉淀反應(yīng)應(yīng)用(1)沉淀生成應(yīng)用：生成難溶電解質(zhì)沉淀，是工業(yè)生產(chǎn)、環(huán)境保護(hù)工程和科學(xué)研究中除雜或提純物質(zhì)主要方法之一。33/41工業(yè)廢水的處理工業(yè)廢水硫化物等重金屬離子（如Cu2+、Hg2+等）轉(zhuǎn)化成沉淀34/41例.取5ml0.002mol·L-1BaCl2與等體積0.02mol·L-1Na2SO4混合，計(jì)算Ba2+是否沉淀完全[即c(Ba2+)<10-5mol·L-1]？BaSO4

Ksp=1.0×10-10）解：SO42-+Ba2+==BaSO4↓Ksp≈0.009×c(Ba2+)=1.1×10-10c(Ba2+)=1.2×10-8(mol·L-1)<10-5mol·L-1所以Ba2+已沉淀完全。SO42-過量0.009mol·L-135/41(2)加入什么試劑除去硫酸銅溶液中混有少許鐵離子最好呢？CuO、Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO336/41(3)方法a、調(diào)pH如：工業(yè)原料氯化銨中混有氯化鐵，加氨水調(diào)pH值至7－8b、加沉淀劑：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑Cu2＋+S2－=CuS↓Hg2＋+S2－＝HgS↓37/41

c、同離子效應(yīng)法,比如硫酸鋇在硫酸中溶解度比在純水中小。d、氧化還原法硫酸中硫酸根濃度大，使平