水溶液中的离子平衡-上课课件

水溶液中的离子平衡,一.基本概念,1. 电解质和非电解质,电解质:,非电解质：,化合物,在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。如酸、碱、盐。 导电的原因：可以电离出可自由移动的阴阳离子。,在水溶液中和熔融状态下都不 能够导电的化合物。 如非金属氧化物和大部分有机物。,2. 强电解质和弱电解质,电解质,强电解质: 在水溶液或熔融状态下全部电离成离子的电解质。,弱电解质: 在水溶液或熔融状态下只部分电离成离子的电解质。,几点注意：,强弱电解质的本质区别：能否完全电离。,一定温度下，溶液导电能力的强弱由离子浓度和离子所带电荷数决定。不能根据溶液导电能力的强弱判断电解质的强弱。,中学常见的强弱电解质 (1)强电解质: 强酸 HCl HBr HI HNO3 H2SO4 HClO4 强碱 KOH NaOH Ba(OH)2 Ca(OH)2 绝大多数的盐 KCl NaCl BaSO4 CuSO4 AgCl CaCO3等,例外的有 Pb(CH3COO)2 HgCl2。 极活泼金属氧化物 K2O 、Na2O 、CaO等 (2)弱电解质: 弱酸 H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO H2SiO3 弱碱 NH3·H2O Fe(OH)3 Cu(OH)2 Fe(OH)2 Al(OH)3 水,下列物质能导电的是_,属于强电解质的是_,属于弱电解质的是_,属于非电解质的是_. a.铜丝 b.金刚石 c.石墨 d.NaCl e.盐酸 f.蔗糖 g.CO2 h.Na2O i.硬脂酸 j.醋酸 l.碳酸氢铵 m.氢氧化铝 n.氯气 o. 硫酸钡,a.c.e.,d.h.l.o,i.j. m.,f.g.,练习：,3电离方程式的书写,CH3COOH CH3COO- + H+,NH3·H2O NH4+ +OH-,强电解质完全电离，用等号,弱电解质部分电离，用可逆符号,H2CO3 H+HCO3-,HCO3- H+CO32-,多元弱酸注意分步电离,Na2SO4 = 2Na+ + SO42-,多元弱碱按照一步电离处理,Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-,强酸酸式盐完全电离,NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-,HCO3- H+CO32-,弱酸酸式盐酸根离子不能拆开，按弱电解质处理,NaHCO3 = Na+ + HCO3-,二.弱电解质的电离平衡,1概念：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中未电离的弱电解质分子的浓度和已电离的离子浓度保持不变的状态叫电离平衡。,CH3COOH CH3COO- + H+,电离速率=分子化速率,2电离平衡的特征：,逆 ： 弱电解质的电离是可逆的(可逆反应)。,等 ： V电离=V结合 。,动： v离子化= v分子化0的动态平衡。,定： 条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子。,变：条件改变，平衡移动。,3弱电解质电离平衡的移动,弱电解质的电离平衡移动规律符合勒夏特列原理。,温度：,浓度：,增加电解质浓度(增加溶质)，平衡正向移动，但电离程度下降。,降低电解质浓度(增加溶剂)，平衡正向移动，但电离程度上升；,升高温度有利于电离(电离过程是吸热的),同离子效应：,加入能反应的物质：,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离。,促进弱电解质的电离。,练1.以CH3COOH的电离为例填写下表,平衡移动方向,电离程度,n(H+),c(H+),c(CH3COO-),导电能力,正向移动,增大,增大,(浓溶液)先增后降,(稀溶液) 降低,正向移动,逆向移动,逆向移动,正向移动,增大,减小,减小,增大,减小,减小,增大,增大,减小,减小,增大,增大,增大,增大,减小,增大,增强,增强,增强,增强,练习2：用水稀释0.1mol的CH3COOH溶液，其中随加水量增大而增大的是( ) C（H+） C（OH） C（H+）/ C（ CH3COOH) C（CH3COOH） / C（H+）,A. B. C. D. ,D,分析：pH相同的盐酸和醋酸溶液的异同点。,小,大,相同,小,大,多,少,多,少,快,慢,4弱电解质溶液中粒子浓度大小比较 电离程度小原则,我们认为，弱酸、弱碱在水溶液中的电离程度很小，产生的离子浓度远小于未电离弱电解质分子的浓度。,例：0.1 mol·L-1 CH3COOH的溶液中存在如下关系：,5电离平衡常数,我们若将弱电解质的电离看作一个化学反应的话，那么该反应也存在一个化学平衡常数，称为电离平衡常数。与化学平衡常数一样，它只与温度有关。,一元弱酸和弱碱的电离平衡常数,如：CH3COOH CH3COO- + H+,Ka=,写出NH3·H2O的电离平衡常数表达式,NH3·H2O NH4+ +OH-,Kb=,总结：,K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。 所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。,弱酸的酸性顺序：H2SO3 H3PO4 HF CH3COOH H2CO3 H2S HClO H2SiO3,多元弱酸的电离平衡常数(分步电离),如H3PO4的电离：,H3PO4 H+ + H2PO4- K1=7.1×10-3,H2PO4- H+ + HPO42- K2=6.3×10-8,HPO42- H+ + PO43- K3=4.2×10-13,其中K1K2K3,对于多元弱酸，酸性主要由第一步电离决定。,说明：,三.水的电离和溶液的PH值,1水的电离和水的离子积,水是弱电解质：,H2O + H2O H3O+ + OH-,简写为：H2O H+ + OH-,K=,令Kw =K · C(H2O),则Kw =,C(H+),C(OH-),·,由于K只与温度有关 且C(H2O)为常数， 所以Kw只与温度有关。,Kw称为水的离子积常数,Kw =,试验测定： 250C时，Kw = C(H+) ·C(OH-)=1×10-14(单位省略),结论：温度越高，水的电离度越大，Kw越大。,1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12,对常温下的纯水进行下列操作，填写下表,加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。,问题与讨论,中性 正反应 增大 增大 C(H+)=C(OH-) 增大,酸性 逆反应 增大 减小 C(H+)C(OH-) 不变,碱性 逆反应 减小 增大 C(H+)C(OH-) 不变,2溶液的酸碱性和pH值,中性溶液c(H+)= c(OH-)= 1×10-7mol/L,常温下：,酸性溶液c(H+) c(OH-), c(H+) 1×10-7mol/L,碱性溶液c(OH-) c(H+), c(OH-) 1×10-7mol/L,溶液的酸、碱性主要在于c(H+)与 c(OH-)的相对大小。,基本公式：pH= lgc(H+),3溶液pH值相关计算,强酸自相混合(体积变化忽略不计，下同),酸I+酸II,C(H+) =,练习：pH=2的HCl溶液和pH=4的H2SO4溶液等体积混合，求混合后的溶液的pH。,pH=2+lg2,PH值相差2以上两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3,强碱自相混合,碱I+碱II,OH- =,要点：先计算C(OH-),再间接求出C(H+)，而后求PH,PH相差2以上的两强碱等体积混合后的pH=大的-0.3,练习：常温下，将pH=8的NaOH与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度最接近（ ）,A.,B.,C.,D.,强酸、强碱相互混合,强酸、强碱混合，酸过量抓住氢离子进行计算、碱过量抓住氢氧根离子进行计算。,练习：500ml 0.1mol/L的HCl溶液和500ml 0.3mol/L的NaOH溶液混合，求混合后溶液的pH。,pH=13,练习：pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是 （ ）,A11:1 B9:1 C1:11 D1:9,D,