电解质溶液-同离子效应【复习准备】
同离子效应
同离子效应两种含有相同离子的盐（或酸、碱）溶于水时，它们的溶解度（或酸度系数）都会降低，这种现象叫做同离子效应。
在弱电解质的溶液中，如果加入含有该弱电解质相同离子的强电解质，就会使该弱电解质的电离度降低的效应。
同理，在电解质饱和溶液中，加入含有与该电解质相同离子的强电解质，也会降低该电解质的溶解度。
同离子效应英文名称：common ion effect ，在弱电解质溶液中加入跟该电解质有相同离子的强电解质，可以降低弱电解质的电离度，这种叫做同离子效应。
在弱酸溶液中加入该酸的可溶性盐（如在醋酸溶液中加入少量固体醋酸钠），或在弱碱溶液中加入该碱的可溶性盐（如在氨水中加入氯化铵），都会发生同离子效应。
发生同离子效应的原理主要是加入相同离子后，使原电解质的电离平衡向生成原电解质分子的方向移动，从而降低原电解质的电离度。
在电解质饱和溶液中加入跟该电解质有相同离子的强电解质，从而降低原电解质的溶解度，这种现象也叫同离子效应。
这是因为增加溶液中离子的浓度，使有关离子浓度的乘积超过原电解质的溶度积常数，使原电解质沉淀下来。
[1]种类同离子效应有两种，一种是降低弱电解质的电离度；另一种是降低原电解质的溶解度。
即，在电解质1的饱和溶液中，加入和电解质1有相同离子的强电解质2，因而降低电解质1的溶解度的效应叫同离子效应。
这种效应对于微溶电解质特别显著，在化学分析中应用很广。
对此现象可以这样来理解：难溶电解质的溶解和沉淀是一种动态平衡，所以溶液中有关离子浓度的（某种!）乘积是一个常数－－溶度积。
例如[BiO+][Cl-]=Ksp=常数c，假定原来单纯的BiOCl的饱和溶液中，[BiO+]=[Cl-]；加了NaCl后，[Cl-]大大增加，但是常数c仍然得满足，所以必然是[BiO+]大大降低，它无处可去，只有沉淀！[BiO+]降低就意味着BiOCl 的溶解度下降了。
上面提到的降低弱电解质的电离度的原理类推。
在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的解离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。
2024年高考化学一轮复习(新高考版) 第9章 第55讲 溶液中“粒子”浓度关系
第55讲溶液中“粒子”浓度关系[复习目标] 1.理解电解质溶液中的电离平衡和水解平衡。
2.掌握溶液中各组分之间的守恒关系与大小比较。
(一)熟悉“两大理论”，贯通思维障碍1．电离平衡(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一级电离程度远大于第二级电离)。
如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
2．水解平衡(1)水解过程是微弱的。
如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)＞c(NH＋4)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)。
(2)多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。
(二)巧用“三个守恒”，明确浓度关系写出下列溶液中粒子守恒关系式(1)Na2CO3溶液①元素质量守恒：_____________________________________________________________。
②电荷守恒：_________________________________________________________________。
③质子守恒：________________________________________________________________。
(2)浓度均为0.1 mol·L－1 NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合①电荷守恒：_________________________________________________________________。
高中化学-电解质溶液章节复习(学生版)
一、电解质的基本概念1．电解质与非电解质电解质非电解质定义在水溶液或熔融状态下能够导电的____________在水溶液里和熔融状态下都不能导电的___________常见物质与类别所有的离子化合物和部分共价化合物：酸、碱、盐、水、金属氧化物全是_______________：非金属氧化物、氨气及绝大多数的有机物【注意】：（1）单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。
（3）CO2、SO2溶于水能够导电，但溶液中的离子不是他们本身电离所产生的，所以仍为______。
（4）在高中阶段，我们一般认为有机物中只有有机酸是电解质，其它都不是电解质。
2．强电解质与弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有一部分电离成离子的电解质电离程度完全、不可逆部分、可逆常见物质强酸：HCl、H2SO4、HNO3等强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2等绝大多数盐：NaCl、CaCO3、CH3COONa等弱酸：CH3COOH、HF、HClO、H2S、H2CO3、H2SiO3等弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等极少数盐、水物质类别离子化合物与某些共价化合物某些共价化合物在溶液中存在形态离子离子、分子电解质溶液章节复习知识梳理3．物质的导电情况共价化合物：属于电解质的共价化合物只有在溶液中能导电。
离子化合物：熔融状态和溶液中均能导电。
金属：固体和熔融状态下均能导电。
4．电解质溶液的导电性与导电能力取决于自由移动的离子的________________以及____________________。
【注意】：（1）电解质的强弱与溶解性无关如：NaCl溶液导电性强于AgCl溶液，但两溶液中的溶质都是强电解质（2）电解质强弱与溶液的导电能力无关如：CH3COOH是弱电解质，BaSO4是强电解质（3）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质如：NaCl固体是强电解质，但不导电；如Cu能导电，但既不是电解质也不是非电解质二、弱电解质的电离平衡1．定义：在一定条件下（如温度、浓度）下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
电解质溶液-同离子效应实验报告(最新)
【其它】一、实验目的（1）加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。
了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。
（2）掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件(转载于 : : 电解质溶液-同离子效应实验报告)。
二、实验原理在弱电解质的解离平衡或难溶电解质的沉淀一溶解平衡体系中，加入与弱电解质或难溶电解质具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度明显降低的现象，叫做同离子效应。
三、实验用品（仪器、药品）试管、药匙、氨水、醋酸铵固体、酚酞。
甲基橙、碘化铅。
碘化钾。
四、实验内容及操作步骤（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。
再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，观察溶液颜色的变化并进行解释（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。
（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。
观察现象，解释之。
五、实验现象及结论（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。
再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，因同离子效应OH-浓度降低，碱性降低，红色溶液颜色变浅或褪去，（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。
在小试管中用滴管加入1毫升0.1摩尔/升醋酸水溶液和1滴甲基橙指示剂，因醋酸溶液呈酸性，使甲基橙溶液有无色变为红色。
再用药匙向小试管中加入少许醋酸铵晶体，振荡使其溶解，因同离子效应，氢离子浓度降低，酸性降低，橙红色溶液颜色变为橙黄色或黄色。
（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。
有黄色沉淀碘化铅生成。
一、实验目的二、实验原理三、实验用品（仪器、药品）四、实验内容及操作步骤五、实验现象及结论六、思考：根据PbI2的溶度积，计算（298K时）：（1）PbI2在纯水中的溶解度（mol·dm-3）；（2）PbI2在0.010mol·dm-3KI 溶液中的溶解度；（3）PbI2在0.010mol·dm-3Pb(NO3)2 纯水中的溶解度；（4）对以上计算结果进行分析、解释。
专题复习-电解质溶液
[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
7.以上各部分知识的综合利用。
考点一溶液的酸碱性及pH计算1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两种测量方法溶液的pH值可以用pH试纸测定(精确到整数，且只能在1～14的范围内)，也可以用pH 计(精确到0.1)测定。
3．三个重要比较水溶液可分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液，下表是常温下这三种溶液的比较：4．pH(1)pH ＝7的溶液不一定呈中性。
只有在常温下pH ＝7的溶液才呈中性，当在100 ℃时，水的离子积常数为1×10－12，此时pH ＝6的溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。
(2)使用pH 试纸测溶液pH 时，若先用蒸馏水润湿，测量结果不一定偏小。
若先用蒸馏水润湿，相当于将待测液稀释了，若待测液为碱性溶液，则所测结果偏小；若待测液为酸性溶液，则所测结果偏大；若待测液为中性溶液，则所测结果没有误差。
5． 溶液中的c (H ＋)和水电离出来的c (H ＋)的区别(1)室温下水电离出的c (H ＋)＝1×10－7 mol·L －1，若某溶液中水电离出的c (H ＋)<1×10－7 mol·L －1，则可判断该溶液呈酸性或碱性；若某溶液中水电离出的c (H ＋)>1×10－7 mol·L －1，则可判断出该溶液中存在能水解的盐，从而促进了水的电离。
《化学反应原理》复习之《弱电解质的电离平衡》知识要点
《弱电解质的电离平衡》知识要点一、强电解质和弱电解质1、电解质【提醒】常见的强弱电解质(１)强电解质:①强酸:ＨCｌ、Ｈ2ＳO4、HNO3、HClＯ4、HBｒ、HＩ、ＨMnO４②强碱:NaＯH、Ｃa(ＯH)2、Ba(OH)2、KOH、RbＯH…③大部分盐:(２)弱电解质:①弱酸:如H２S、H2ＣO3、CH3CＯＯH、HＦ、HCN、HCｌO等。
ＨF酸是具有强极性共价键的弱电解质。
Ｈ3PO4、H2SＯ3从其酸性强弱看属于中强酸,但仍属于弱电解质、②弱碱:NＨ3·Ｈ２Ｏ,多数不溶性的碱［如Fe(OＨ)3、Cu(OH)２等］、两性氢氧化物[如Al(OＨ)３、Ｚn(OH)２等］。
③个别的盐:如ＨgCl2,ＨｇBr2等。
④水:是由强极性键构成的极弱的电解质。
2、电离方程式的书写:(1)强电解质用“＝”,Ｈ2SＯ4===2H＋＋SO错误!;弱电解质用“” CＨ3ＣO OHCＨ3ＣOＯ－+H＋(2)多元弱酸分步电离,且第一步电离程度远远大于第二步电离,如碳酸的电离:H2CO3H++ＨCO错误!ＨCＯ错误!H＋+CO错误!(３)多元弱碱的电离分步进行,为书写方便写成一步,如氢氧化铁的电离方程式为 Fe(ＯH)３Fｅ3＋＋３ＯH－(4)可溶性酸式盐电离时,①强酸的酸式盐完全电离。
例如:NaＨSＯ４=== Na+＋H+＋SＯ２－4。
②弱酸的酸式盐中酸式根不能完全电离。
例如:NaＨCＯ3=== Na＋＋HCO错误!HＣO错误!Ｈ++CO2—３ (5)Aｌ(OH)3存在酸式与碱式电离两种形式:H＋＋AlO错误!＋H2O错误!Al(OH)３错误!Al3＋＋3OＨ－酸式电离碱式电离二、弱电解质的电离平衡１。
电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度)下,当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态—-电离平衡、(一种特别的化学平衡)2。
电离平衡的特点:逆:弱电解质的电离可逆过程等:Ｖ(电离)=Ｖ(结合)≠0动:电离平衡是一种动态平衡定:条件一定,平衡体系中分子与离子的浓度一定变:条件改变时,电离平衡发生移动。
同离子效应说明及举例
同离子效应：两种含有相同离子的盐（或酸、碱）溶于水时，它们的溶解度（或酸度系数）都会降低，这种现象叫做同离子效应。
在弱电解质的溶液中，如果加入含有该弱电解质相同离子的强电解质，就会使该弱电解质的电离度降低的效应。
同理，在电解质饱和溶液中，加入含有与该电解质相同离子的强电解质，也会降低该电解质的溶解度。
例子：如在醋酸溶液中加入少量固体醋酸钠，可以降低醋酸的电离度；如在氨水中加入氯化铵，可以降低氨的电离度。
第七章 电解质溶液复习题及答案
第七章 电解质溶液 复习题及答案1、 电池和电解质溶液都能导电，试述两者导电的本质有何不同？答：金属是第一类导体（电子导体），靠自由电子的定向移动而导电。
电解质溶液是第三类导体（离子导体）。
靠离子的定向移动而导电。
2、 电池中正极、负极、阴极、阳极的定义分别是什么？为什么在原电池中负极是阳极而正极是阴极？ 答：正极：电极电势高的电极称正极。
负极：电极电势低的电极称负极。
阳极：无论原电池或电解池发生氧化反应的电极称为阳极。
阴极：发生还原反应的电极称为阴极。
3、 在电解质溶液中，电导率和摩尔电导率三者之间有什么关系？知道其关系后有何用处？答：在电解质溶液中，在浓度不太大的情况下。
无论是强电解质溶液还是弱电解质其电导率k 都随浓度的增大而升高。
因为导电离子数目增多了，但强电解质溶液来说增加明显，而随着浓度继续增加，由于正负离子之间的相互作用力增加，而使离子的运动速率降低，电导率反而下降。
对弱电解质来说，电导率k 随浓度增加增高不明显，且随浓度继续增加，其电离度减少，而使电导率略有下降。
4、 怎样分别求出强电解质和弱电解质的极限摩尔电导率？为什么要用不同的方法？ 答：根据科尔努乌施公式：)1(c β-Λ=Λ∞此公式适用与c<0.001md•dm -3的强电解溶液，故强电解∞Λm 可以用外推法（0→c ）求得。
而弱电解质溶液的 m Λ即使在浓度很小时，m Λ与c 也不成线性关系，而是双曲线关系：m Λ•c =常数，而且c 稍微改变一点，m Λ值可能变动很大。
即实验的少许误差对外推法的∞Λm 影响很大，所以弱电解质溶液不能从实验上直接外推求∞Λm ，而用离子独立移动定律求∞Λm 。
5、离子摩尔电导率、离子迁移率和离子迁移数三者之间有何关系？知道其关系后有何用处？ 答：a ）离子的摩尔电导率与离子迁移率的关系m Λ=U +F+U -F 强电解质溶液m Λ=α（U ++U -）F 弱电解质溶液无限稀释时α=1 F U U m )(∞-∞+∞+=Λ对单个离子 .F U m ∞+∞+=λ F U m ∞-∞-=λ对稀的强电解质溶液，可近似有：F U ++=λ F U --=λb ）离子摩尔电导率与离子迁移数之间的关系。
最新-2021年高考总复习化学专题讲解课件：第九章 电解质溶液 精品
1.水的离子积
水是一很弱的电介质
H20＋H2O
H3O++OH－
简写 H20
H＋＋OH－
平衡时 ： Kw= [H ] [OH ]
C C
通常简写为： Kw=[H+][OH－]
Kw为水的离子积常数 T=295K时， Kw＝1.0×10－14
Kw与C无关，但随T的增大而增大。 水的解离反应为吸热反应
第九章 电解质溶液
§9-1 强电解质溶液理论 §9-2 弱电解质解离平衡 §9-3 同离子效应和盐效应
§9-1 强电解质溶液理论
9.1.1 离子氛和离子强度
1. 离子氛
2. 离子强度
I
mi为I离子的质量摩尔浓度，Zi为某离子电荷数。
I反映离子间相互牵制的大小，从而导致溶液中 离子浓度不同。
9.1.2 活度和活度系数
由 于 C/Ka=1.0×10-5/1.8×10-5=0.55≪400, 所 以
不能近似计算
Ka
H 1.0 105
2
[H ]
1.8 105
[H+]2+1.8×10-5[H+]-1.8×10-10=0
解之[H+]=7.16×10-2mol·dm-3
H 100% C
7.16 10 6 1.0 10 5
解：1.
HAc H Ac
C起 0.10
0
0
C平 0.10-[H+] [H+] [H+]
C0 0.10mol dm3
Ka
H Ac
HAc
H 2
0.10 H
1.8 105
由于C / K a
0.10 1.8 105
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3.溶液的pH计算方法：
（3）溶液混合后的pH计算:
①两强酸混合：
直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H ②两强碱混合：
)
c(H
)1V1 V1
c(H V2
) 2V2
方法一：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后利用 pH＝－lgc(H＋)计算出pH。
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判断某酸属于弱酸的三个角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如 测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变， 平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1<pH<2。
②25℃时，pH＝10的溶液是碱性溶液，不一 定为碱溶液，pH＝5时溶液也不一定为酸溶液， 还可能为能水解的盐溶液。
③溶液稀释时，不是所有离子的浓度都减小， 有些离子的浓度可能增大。若为酸溶液，则稀释 时H+浓度减小，OH－浓度增大；若为碱溶液，则 稀释时OH－浓度减小，H+浓度增大。
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3.电离平衡常数：
(1)碳酸电离方程式：H2CO3⇌H＋＋HCO－ 3 HCO－ 3 ⇌H＋＋CO23－ (2)电离平衡常数表达式：
cH＋·cHCO－ 3
cH＋·cCO23－
Ka1＝ cH2CO3 ，Ka2＝ cHCO－ 3
。
(3)比较大小： Ka1 > Ka2
影响因素：温度不变，电离平衡常数不变；温度升高，电 离平衡常数一般增大。
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3.溶液的pH计算方法： （1）单一溶液的pH计算： 先求出溶液的H+浓度或OH-浓度，再代入公式计算。 pH＝－lgc(H＋) pH＝14＋lgc(OH-)（常温） ①强酸（HnA）溶液： 若浓度为a mol·L-，c(H+)=nc mol·L-，pH=-lgna ②强碱（B(OH)n）溶液： 若B(OH)n浓度为b mol·L-，c(OH-)=nbmol·L-， pH＝14＋lgc(OH-)=14+lgnb
c(H ) c(H )酸V酸 c(OH )碱V碱 V酸 V碱
pH＝－lgc(H＋)
c(OH ) c(OH )碱V碱 c(H )酸V酸 V酸 V碱
pH＝14＋lgc(OH-)
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【链接高考】
1.(2007-全国卷I)室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是
H2S⇌H++HS- HS- ⇌H++S2c.强中有弱：
NaHCO3=Na++HCO3- HCO3-⇌H++CO32-
3.电离平衡常数：
当弱电解质达到电离平衡时，电解质电离出的 离子浓度的幂之积与其浓度之比，就是电离平衡常数， 简称电离常数。 CH3COOH⇌H++CH3COO- Ka
NH3∙H2O⇌NH4++OH-
醋酸比较： ①H+ 浓度：盐酸大于醋酸 。 ②溶液pH：盐酸小于醋酸。 ③导电能力：盐酸的导电能力强。等体积稀
释后还是盐酸的导电能力强。
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实验四---电解质溶液
实验四电解质溶液一、实验目的1．掌握并验证同离子效应对弱电解质解离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制，并验证其缓冲作用；3．掌握并验证浓度、温度对盐类水解平衡的影响；4. 了解沉淀的生成和溶解条件以与沉淀的转化。
二、实验原理弱电解质溶液中加入含有相同离子的另一强电解质时，使弱电解质的解离程度降低，这种效应称为同离子效应。
弱酸与其盐或弱碱与其盐的混合溶液，当将其稀释或在其中加入少量的酸或碱时，溶液的pH 值改变很少，这种溶液称作缓冲溶液。
缓冲溶液的pH 值（以HAc 和NaAc 为例）可用下式计算：)Ac ()HAc (lg p )()(lg p pH θa θa --=-=c c K c c K 盐酸 在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的难溶容电解质和溶液中相应的离子之间建立了多相离子平衡。
例如在PbI 2饱和溶液中，建立了如下平衡：PbI 2 (固) Pb 2+ + 2I -其平衡常数的表达式为θsp K = c (Pb 2+) · c (I -)2，称为溶度积。
根据溶度积规则可判断沉淀的生成和溶解，当将Pb(Ac)2和KI 两种溶液混合时 如果：c (Pb 2+)· c (I -)2 ＞θsp K 溶液过饱和，有沉淀析出。
c (Pb 2+)· c (I -)2 ＝θsp K 饱和溶液。
c (Pb 2+)· c (I -)2＜θsp K 溶液未饱和，无沉淀析出。
使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，即把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化，对于同一种类型的沉淀，溶度积大的难溶电解质易转化为溶度积小的难溶电解质。
对于不同类型的沉淀，能否进行转化，要具体计算溶解度。
三、仪器和药品仪器：试管，试管架，试管夹，离心试管，小烧杯（100mL 或50mL ），量筒（10mL ），洗瓶，点滴板，玻璃棒，酒精灯（或水浴锅），离心机（公用）。
药品：醋酸HAc（0.1mol·L-1，1mol·L-1，2mol·L-1），盐酸HCl （0.1mol·L-1，2 mol·L-1，6mol·L-1）。
【教学目标】1掌握同离子效应和盐效应,酸碱的共轭关系(阅读)
二、缓冲溶液pH的计算
K p H =p a +lg
[共轭碱 ] [共轭酸 ] c V (共轭碱)
K p H =p a +lg
V (共轭 碱) V (共轭酸) c (共轭碱) c (共轭酸)
K p H =p a +lg
K p H =p a +lg
c V (共轭酸)
根据缓冲溶液的计算公式可知：
1、缓冲溶液的pH值主要取决于共轭酸碱对中弱酸 的Ka值，其次，取决于缓冲溶液的缓冲比 2、对于同一缓冲对的缓冲溶液，其pH值只取决于 缓冲比，改变缓冲比，缓冲溶液的pH值也随之改 变,当缓冲比为1时，缓冲溶液的pH=pKa 3、适当稀释缓冲溶液，缓冲比不变，计算的pH值 亦不变，但加入大量水稀释时，使pH值略有升高， 称为稀释效应。
Ka=Kw/Kb =1.0 ×10-14 /1.76×10-5 =5.68 ×10-10
[H3+O]=√ Ka· c = √ 5.68×10-10×0.10 = 7.54×10-6 pH = -lg[H3+O]= -lg7.54×10-6 =5.12
第四节
缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成及缓冲作用
（一）缓冲作用与缓冲溶液 能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持溶液 pH值基本不变的作用叫做缓冲作用;具有缓冲作用的溶液, 叫做缓冲溶液。
平衡向左移动，解离度减小 定义：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子 的易溶强电解质，导致弱电解质的解离度降低。 2．盐效应
H A c
+ H
+
A c
+ a N a C l =N
+
C l-
平衡向右移动，解离度增大 讨论：两种效应的发生原因及其协同作用。
第三章电解质溶液
(c )2 c c
c 2 1
加水稀释， 平衡右移，
增大
∵ HA是弱电解质， < 5 %，1- 1，
∴ K a c 2
Ka
c
(无外加酸或碱)
一定温度下，与HA初始浓度的平方根成反比
24
（2）同离子效应：在已经建立平衡的弱电解质 溶液中，加入与其含有相同离子的强电解质， 而使平衡向降低弱电解质解离度方向移动的作 用称为同离子效应。
如：在1L0.10 molL-1HAc溶液中加入0.10mol NaCl
HAc + H2O NaCl
H3O+ + AcNa+ + Cl-
Ka
a a H3O Ac aHAc
H3O [H3O ] Ac [ Ac ]
[HAc]
H3O Ac (0.10 )2 0.10(1 )
H3O
Ac 0.10 2
1、活度：在单位体积的电解质溶液中，表现出的 能起作用的离子浓度。
aB= B(cB /c )
( B < 1 )
2、活度系数：反映了电解质溶液中离子相互牵制
作用的大小。
4
a、溶液浓度越大；离子电荷越高，离子间的牵制
作用越大，B越小，aB和cB差距越大。
b、溶液极稀时，离子间相互作用极微小，B 1， aB cB 。
a. 从化学组成上揭示了酸碱的本质； b. 成功解释了中和热的实验事实； c. 不能解释非水溶剂体系的酸碱性； d. 不能解释Na2CO3, Na3PO4, NH3呈碱性的事实
9
二、酸碱质子理论
1、酸碱的定义：
酸（acid）： 给出质子（H+） 碱（base）：接受质子（H+）
高三化学总复习专题电解质溶液课件
考点5 中和滴定 1.定义 用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的实验方法｡ 2.原理 n(H+)=n(OH-),关键:准确测定参加反应的两种溶液的体积;准确判断中和反应是否恰好完全反应｡
3.仪器 (1)酸式滴定管:不能盛放碱液; (2)碱式滴定管:不能盛放酸液或强氧化性溶液; (3)锥形瓶､铁架台､滴定管夹､烧杯｡ 4.指示剂 选择变色灵敏､明显的作为指示剂｡
2.有关守恒关系
(1)电荷守恒
电解质溶液呈电中性,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NaHCO3溶液中存在如下关 系:c(Na+)+c(H+)=c( )+c(OH-)+2c( )｡
(2)物料守恒
电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但遵循原子守恒｡如K2S溶液中有如下守恒关系:c(K+)=2c(S2-
高三化学总复习专题电解质溶液 课件
热点题型突破
考情分析:电解质溶液是高考中考点分布较多的内容之一,题型主要有选择题和填空题,其考查内容主要有: (1)外界条件对弱电解质电离平衡的影响｡ (2)酸､碱混合后溶液酸碱性的判断与pH的简单计算｡ (3)电解质溶液中离子浓度的大小比较｡ (4)盐对水电离平衡的影响与盐溶液蒸干灼烧后产物的判断｡
(3)同离子效应:如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体,增大了CH3COO-浓度,平衡左移,电离程度减小;加入适当浓度盐酸,平 衡也会左移｡
(4)加入能反应的物质,实质是改变浓度｡如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液,平衡右移,电离程度增大｡
考点2 溶液的酸碱性与pH的计算 1.溶液的酸碱性——取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+)>c(OH-) 酸性 c(H+)=c(OH-) 中性 c(H+)<c(OH-) 碱性
高中化学复习知识点：同离子效应对难溶电解质溶解平衡的影响
中不影响AgCl的溶解平衡，则AgCl的溶解度由大到小排列顺序是： ，
综上可知AgCl的溶解度由大到小排列顺序是： 。
答案选B。
【点睛】
AgCl饱和溶液中存在 ，当溶液中存在 或 对溶解平衡有抑制作用，当溶液中存在能与 或 反应的离子则会促进溶解平衡正移，从平衡移动的角度分析。
5．对于难溶盐MX，其饱和溶液Mn+和Xn-的离子的物质的量浓度之间的关系近似于水的离子积Kw(Kw=[H+][OH-])，存在着[Mn+] [Xn-]=Ksp的关系(Ksp为常数)．现将足量的AgCl固体分别放入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小排列的顺序是
①20mL0.1mol/L(NH4)2CO3溶液②40 mL 0.03 mol／LHCl③50mL0.05mol/L AgNO3溶液④30mL0.02mol/ LCaCl2溶液⑤10 mL蒸馏水⑥30mL0.02mol/LNH4NO3溶液
C．BaO和水发生：BaO+H2O=Ba（OH）2反应，消耗水，有Ba（OH）2析出，溶液中Ba2+数目减少，故C正确；
D．BaO和水发生BaO+H2O=Ba（OH）2反应，恢复至原温度，析出Ba（OH）2，仍为饱和溶液，溶液浓度不变，溶液中c（OH-）不变，故D错误；
故答案为C。
【点睛】
注意饱和溶液的性质，当溶剂减小，溶液中要析出晶体，但溶液的浓度不变。
【详解】
A．BaO和水发生：BaO+H2O=Ba（OH）2消耗水，饱和的Ba（OH）2溶液中有Ba（OH）2析出，溶液中Ba2+数目减少，但反应后仍为饱和溶液，溶液的pH不变，溶液中c（Ba2+）不变，故A错误；
电解质溶液中粒子浓主要关系及分析策略
D．c(Na＋)— —2c(A2－)＋2c(HA－)
⑶若 0.1 mol/L NaHA 溶液的pH— —2，则 0.1 mol/L H2A 溶液中
氢离子的物质的量浓度可能是 0.11 mol/L (用“＞”“＜”或“— —”
填空) ，理由是
。
⑷ 0.1 mol/L NaHA 溶 液 中 各 种 离 子 浓 度 由 大 到 小 的 顺 序
Hale Waihona Puke C．c(A2O24—)＜c(H2A2O4)
D．c(K＋)— —c(H2A2O4)＋c(HA2O－ 4 )＋c(A2O24—)
【跟踪训练 1-2】(06 江苏变式)下列叙述正确的是( ) A．0.1 mol/L 氨水中，c(OH—)— —c(NH＋4 )
B．10 mL 0.02 mol/L HCl 溶液与 10 mL 0.02 mol/L Ba(OH)2 溶 液充分混合，若混合后溶液的体积为 20 mL，则溶液的pH— —7
＞c(A2—)
归纳总结：
【典例 3-2】(07 天津)草酸(H2C2O4)是二元中强酸，草酸氢钠溶
液显酸性。常温下，向 10 mL 0.01 mol/L NaHC2O4 溶液中滴加 0.01
mol/L NaOH 溶液，随着 NaOH 溶液体积的增加，溶液中离子浓度
关系正确的是( )
A．V(NaOH)——0 时，c(H＋)＝1×10－2 mol/L
B．pH 相等的 CH3COONa、NaOH 和 Na2CO3 三种溶液： c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等的 CH3COOH 和 CH3COONa 溶液等体 积混合：c(Na＋)— —c(CH3COO—)＋c(CH3COOH)
高中二年级上学期化学《水溶液中的离子反应与平衡总复习》教学设计
人教版（2019）普通高中教科书选修性必修1化学反应原理第三章水溶液中的离子反应与平衡总复习教学设计【课程标准】1．能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。
2．知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。
3．认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
4．能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。
【教材分析】水溶液中的离子平衡与化学平衡密切相关。
本章内容实际上是应用前一章所学的化学平衡理论，探讨水溶液中离子间的相互作用。
电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的过程分析，体现了化学平衡理论的指导作用；pH的应用、盐类水解反应的应用、沉淀溶解平衡的应用等，体现了理论知识在生产、生活中的应用价值。
【学情分析】学生已经学了上一章中的化学平衡的理论知识，在必修中还学过电解质的知识。
在学习这章内容的时候，注意应用已学知识，从电离平衡到水解平衡到溶解平衡层层递进，难度较大。
【教学目标】1.认识电解质、盐类的水解的概念及方程式的书写。
2.理解电离平衡、水解平衡、溶解平衡的影响因素。
3.掌握溶液pH值、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积的计算公式。
4.掌握溶液中的离子浓度的大小比较。
【教学重难点】1.重点：电离平衡、水解平衡、溶解平衡。
2.难点：相关计算。
【教学方法】归纳总结、举一反三【教学过程】环节一【电解质和盐类水解】1、电解质（1）电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
例如：酸、碱、盐、金属氧化物、H2O非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
例如：非金属氧化物、大部分的有机物（蔗糖、酒精）、NH3（2）强电解质：能够全部电离的电解质。
例如：强酸、强碱、绝大多数的盐、活泼金属氧化物。
弱电解质：不能够全部电离的电解质。
例如：弱酸、弱碱、水。
注：判断电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无关。
硫酸钡是强电解质，醋酸是弱电解质；浓醋酸可能比很稀的盐酸导电能力强。
第六章：电解质溶液
以 HA c为 例 ， 令 c酸 为 HA c的 起 始 浓 度 ， 平 衡 时 有 [H+]=[A c-]， [HA c]=c酸[H+],则 ： Ka0[H [+ H ]A [A c]c-]c酸 [H + [H ]2]
实 践 证 明 ， 当 c酸 /K a 0400时 ， 可 视 为 c酸 >>[H +]， 所 以 c酸 [H +]c酸 ,则 :K a 0[H c酸 +]2即 :[H +]=K a 0c酸
平 衡 浓 度 ： 0 .1 0 x x x (因 为 ： c酸 /Ka0400)
K a 0 1 0 .1 x 0 2 － x 0 x .1 2 0 1 .3 2 1 0 7 ,x 1 .1 5 1 0 -47
第二H 级 － S电H + 离 + S 2 － ：
参见 p75 例6 - 8
令 ： p K a 0 l g K a （ 0 与 p H l g [ H ＋ ] 比 较 ）
则：pHpKa0
lgc酸 c盐
同理：对于弱碱－弱碱盐：如NH3·H2O- NH4 ·Cl
则：pOHpKb0
lgc碱 c盐
又： KW0 =[H+][OH-] pKW0 ＝pH+pOH
故 ： pHpKW 0－ pKb0lgcc碱 盐
例6-7、
K a 0 2[H [H +]S [S － 2 ]－ ][S2－ ]7.081015
第三节：缓冲溶液
缓冲溶液(buffer solution)： 可抵抗少量强酸、强碱或稀释而本身的pH值基本保持不变
的溶液。
一：缓冲作用原理
1：缓冲溶液的组成: 缓冲对:组成缓冲溶液并且起缓冲作用的两种物质。
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中国石油大学（华东）现代远程教育
实验报告
课程名称：普通化学
实验名称：电解质溶液-同离子效应
实验形式：在线模拟+现场实践
提交形式：在线提交实验报告
学生姓名： ______学号：__________
年级专业层次：2019网络秋高起专
学习中心：中国石油大学（华东）东营校区
提交时间： 2019年 9 月 20 日
学习“同离子效应（一）、（二）”实验，详见《普通化学》（《化学原理1》）课件中的“实验教学”-“实验内容”-“电解质溶液”，并回答下面的问题。
一、实验目的
（1）加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。
了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。
（2）掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。
二、实验原理
在弱电解质的解离平衡或难溶电解质的沉淀一溶解平衡体系中，加入与弱电解质或难溶电解质具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度明显降低的现象，叫做同离子效应。
三、实验用品（仪器、药品）
试管、药匙、氨水、醋酸铵固体、酚酞。
甲基橙、碘化铅。
碘化钾。
四、实验内容及操作步骤
（l）在小试管中加入1 cm3 0.l mol·dm-3 NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。
再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，观察溶液颜色的变化并进行解释。
（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。
（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.l mol·dm-3 KI溶液。
观察现象，解释之。
五、实验现象及结论
（l）在小试管中加入1 cm3 0.l mol·dm-3 NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。
再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，因同离子效应OH- 浓度降低，碱性降低，红色溶液颜色变浅或褪去，
（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。
在小试管中用滴管加入1毫升0.1摩尔/升醋酸水溶液和1滴甲基橙指示剂，因醋酸溶液呈酸性，使甲基橙溶液有无色变为红色。
再用药匙向小试管中加入少许醋酸铵晶体，振荡使其溶解，因同离子效应，氢离子浓度降低，酸性降低，橙红色溶液颜色变为橙黄色或黄色。
（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.l mol·dm-3 KI溶液。
有黄色沉淀碘化铅生成。
六、思考：
根据PbI2的溶度积，计算（298K时）：
（1）PbI2在纯水中的溶解度（mol·dm-3）；
（2）PbI2在0.010 mol·dm-3 KI 溶液中的溶解度；
（3）PbI2在0.010 mol·dm-3 Pb(NO3)2 溶液中的溶解度；（4）对以上计算结果进行分析、解释。
解:（1）Ksp(PbI2)=1.39×10-8
PbI2⇋Pb2++2I-
平衡浓度/mol·dm-3s 2s
∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+).c2(I-)
=s.(2s)2
=4s3
=1.39×10-8
∵s=1.51×10-3mol·dm-3
（2）PbI2⇋Pb2++2I-
平衡浓度/mol·dm-3s 2s+0.010
∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+)·c2(I-)
=s·（2s+0.010）2
=1.39×10-8
∵s很小，∴2s+0.010≈0.010
∴s=1.39×10-4mol·dm-3
（3）PbI2⇋Pb2++2I-
平衡浓度/mol·dm-3s+0.010 2s
∴Ksp(PbI2)=c(Pb2+)·c2(I-)
=（s+0.010）·（2s）2
=1.39×10-8
∵s很小，∴s+0.010≈0.010
∴s=5.89×10-4mol·dm-3
备注：该报告纳入考核，占总评成绩的10%。