电离平衡复习课件

电离平衡·第一节 电离平衡
一、知识网络
1、电离平衡知识框架： （1）电解质与非电解质 （2）强电解质与弱电解质 （3）电解质溶液的导电能力
解质的类型无关。

如：温度、浓度相同时导电能力：CH 3COOH HClO CuSO 4 NaCl CuSO 4 H 2SO 4 NH 4Cl NH 3·H 2O
而浓氨水的导电性比极稀盐酸导电性要强。

3、以NH 3·H 2O
为例，使弱电解质电离程度增大的方法有： 、 、 。

4、书写下列物质的电离方程式：①H 2SO 4 ②Ba(OH)2 ③CH 3COOH ④H 2CO 3 ⑤BaSO 4 ⑥H 3PO 4
二、典型例题
例1、将下列物质按要求分类：①Cu ②NH 3 ③H 2S ④Al(OH)3 ⑤CO 2 ⑥液氯
⑦Al 2O 3 ⑧NH 4Cl ⑨KMnO 4 ⑩CH 3COONa ○
11CH 3CH 3 ○12Ba(OH)2 ○13HI 属于电解质的有 属于非电解质的有 属于强电解质的有 属于弱电解质的有 例2、在0.1mol/L NH 4Cl 中滴加下列溶液后，导电能力明显增强的是（ ） A ．0.1mol/L HCl B ．0.1mol/L NaOH C ．0.1mol/L AgNO 3 D ．0.1mol/L NH 3·H 2O 例3．下列方程式正确的是（ ） A ．NaHCO 3=Na ++H ++CO 32— B ．HF=H ++F —
C ．H 2S+H 2O 垐?噲?H 3O ++HS —
D ．Ca(OH)2(s)垐?噲?Ca 2++2OH —
E ．Ca(OH)2= Ca 2++2OH —
F ．H 2CO 3垐?噲?2H ++CO 32—
G ．NaHSO 4熔融Na ++HSO 4—
H ．C 2H 5OH 垐?噲?C 2H 5O —
+H +
电离平衡·第二节 水的电离和溶解pH
一、知识网络
1、水的电离方程式 ，25℃时纯水中c(H +)=c(OH —)=mol ·L —1，根据水的电离方程式分析：
（1）向纯水中加入酸或碱，水的电离向 移动，则水的电离被 ，
此时水电离的c(H +) c(OH —) 1×10—7mol ·L —
1
（2）向纯水中加入CH 3COO —或NH 4+，由于CH 3COO —与 结合，NH 4+与 结合，水的电离向 移动，则水的电离被 ，此时水电离的c(H +) c(OH —) 1×10—7mol ·L —1，而kw 不变
2、kw=c(H +)·c(OH —
)在25℃时，kw 的值为 ，100℃时kw 的值为 ，由此可见，随着温度升高，水的电离程度 。

3、溶液的pH 的数学表达式pH= ，当溶液的酸碱性用pH 表示时，其c(H +)的大小范围为 ≤c (H +)≤ ，即0≤pH ≤14．
4、溶液pH 的计算
两强酸混合c(H +
)=
1122
12
()()1()c H V c H V pH gc H V V ++++=-+
两强碱合c(OH —
)=
1122
12
()()14c OH V c OH V pH pOH V V --+=-+
强酸强碱混合：
（1）酸过量c(H +
)=
1122
12
()()1()c H V c OH V pH g H V V +-+-=-+
（2）碱过量c(OH —
)=
1122
12
()()14c OH V c H V pH pOH V V -+-=-+
（3）恰好反应pH=7
6、酸碱稀释（以稀释100倍为例） 强酸pH=a ，稀释后pH= 强碱pH=b ，稀释后pH= 弱酸pH=a ，稀释后pH= 弱碱pH=b ，稀释后pH=
二、典型例题
例1．将0.1mol/L醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A．溶液中c(H+)和c(OH—)都减小B．溶液中c(H+)增大C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液pH增大
例2．pH相同的盐酸和醋酸两种溶液中，它们的（）
A．H+的物质的量相同B．物质的量浓度相同C．H+的物质的量浓度不同D．H+的物质的量浓度相同
例3．将pH=1的盐酸平均分成2份，一份加适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为（）
A．9 B．10 C．11 D．12
例4．计算下列溶液的pH
（1）pH=1的HCl与pH=3的H2SO4等体积混和
（2）pH=10的NaOH与pH=11的Ba(OH)2等体积混和
电离平衡·第三节盐类水解
一、知识网络
1、盐类水解规律：有弱才水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱互促进，同类互抑制。

2、水解方程式的书写：①CH3COONa ②NH4Cl ③Na2CO3 ④AlCl3 ⑤NH4HCO3
⑥(NH4)2Fe(SO4)2
3、溶液中三大守恒规律（以Na2S为例）
（1）电荷守恒：
（2）质子守恒：
（3）物料守恒：
4、溶液中水的电离情况分析
5、盐类水解的应用
（1）判断溶液酸碱性
（2）配制溶液，如配制CuSO4时需加入适量，配制FeCl3时需加入适量，配制FeSO4时需加入适量。

（3）除杂质，如KNO3溶液中含有Fe3+，可加盐除去，因为；
（4）科学施肥，如NH4Cl与K2CO3不能混和施肥，因为。

6、双水解反应
Al3+与CO32—、HCO3—、S2—、HS—、SiO32—、ClO—等发生双水解反应,生成沉淀或气体Fe3+与CO32—、HCO3—、SiO32—、ClO—等发生双水解反应,生成沉淀或气体
7、离子浓度大小比较
（1）单一溶液，如NH4Cl溶液中各离子浓度大小顺序依次为。

（2）混和溶液，如浓度相等的NH4Cl与NH3·H2O溶液中。

浓度相等的CH3COOH与CH3COONa溶液中。

浓度相等的NH4Cl与HCl溶液中。

浓度相等的CH3COONa与NaOH溶液中。

浓度相等的NaCN与HCN溶液中。

pH=11的氨水与pH=3的盐酸等体积混和后。

pH=3的醋酸与pH=11的烧碱等体积混和后。

（3）不同溶液同一离子浓度大小比较
如浓度相同的(NH4)2SO4、NH4Cl、(NH4)2Fe(SO4)2、(NH4)2CO3、NH4HCO3溶液中NH4+浓度由大到小的顺序依次为。

二、典型例题
例1．物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大排列的是( )
A．Na2CO3NaHCO3NaCl NH4C1
B．Na2CO3NaHCO3NH4C1 NaCl
C．(NH4)2SO4NH4C1 NaNO3Na2S
D．NH4C1 (NH4)2SO4Na2S NaNO3
例2．在0.1mol·L—1 Na2CO3溶液中，下列关系正确的是( )
A．c(Na+)＝c(CO32—) B．c(OH—)＝c(H+)
C．c(HCO3—)>c(H2CO3) D．c(Na+)<c(CO32—)+c(HCO3—)
例3．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中( )．A．c(HCOO—)>c(Na+) B．c(HCOO—)<c(Na+)
C．c(HCOO—)＝c(Na+) D．无法确定c(HCOO—)与c(Na+)的关系例4．等物质的量浓度的下列溶液中，NH4+离子的浓度最大的是( )
A．NH4Cl B．NH4HCO3C．NH4HSO4D．NH4NO3
电离平衡·第四节酸碱中和滴定
一、知识网络
1、定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。

2、酸碱中和滴定所用的仪器及试剂
（1）仪器
标准溶液用量取，待测液用量取，待测液用盛装；另外还需使用的仪器有铁架台、滴定管夹、烧杯等。

（2）试剂
①已知浓度的叫标准溶液，未知浓度的叫待测液。

②指示剂：通过颜色变化来确定滴定终点，要求变色要灵敏，终点尽可能与其变色范围一致，故一般不使用石蕊。

3、操作步骤
洗涤→检查仪器是否漏液→润洗→加液→赶气泡→调液面→加指示剂→滴定（并读数，取小数点后2位）→重复1-2次→取平均值计算
4、误差分析
①漏液误差②润洗误差③气泡误差④读数误差⑤滴定终点判断误差
⑥计算误差⑦其它操作误差
二、典型例题
例1．下列几种情况中对中和滴定结果无影响的是( )
A．盛待测液的锥形瓶先用待测液润洗
B．滴定管尖嘴部分在滴定前有气泡
C．滴定管在滴定前未将刻度调在“0”，而调在“0.40”
D．滴定达终点时，视线高于滴定管内液体的凹面的最低点
例2．用已知浓度的酸滴定未知浓度碱液，会导致待测碱液浓度偏低的操作是( )．A．滴定前锥形瓶用蒸馏水洗涤
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，未用标准液润洗
C．滴定前酸式滴定管尖嘴部分未充满溶液
D．未知浓度碱液的碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，未用待测液润洗
例3．下面是一段关于中和滴定的实验叙述：①取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次，②向锥形瓶中放入25.00 mL待测NaOH溶液，③加入几滴石蕊试剂作指示剂，④取一支酸式滴定管，洗涤干净后，⑤直接往其中注入标准酸溶液，进行滴定，⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶，⑦两眼注视着滴定管内盐酸溶液液面下降，直至滴定终点．其中错误的是( )．
A．④⑥⑦B．①⑤⑥⑦C．③⑤⑦D．①③⑤⑦。