第三章水溶液中的离子反应与平衡 单元复习 课件 -2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 单元复习 知识回顾 要点一、溶液中的三种平衡  要点二、溶液中离子浓度相对大小的比较 要点三、酸碱中和反应的三种常见情况分析 要点四、相关简单计算 小结 第三章 单元复习 课标要求 素养要求 1．电离平衡 认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。认识水的电离，了解水的离子积常数，认识溶液的酸碱性及pH,掌握检测溶液pH的方法。 2．水解平衡 认识盐类水解的原理和影响盐类水解程度的主要因素。 3．沉淀溶解平衡 认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡，了解沉淀的生成、溶解与转化。 通过分析推理等方法认识三大平衡的本质特征，建立相关的思维模型，并运用模型解释三大平衡的移动及其应用。围绕弱电解质的判断、盐类水解的判断、难溶电解质沉淀溶解平衡的判断等问题，设计实验进行科学探究。由此可见，本章的学习，对促进“变化观念与平衡思想”“证据推理与模型认知”“科学探究与创新意识”等化学学科核心素养的发展具有重要的价值。   问题1：“四大平衡常数”表现形式不同，请写出下列平衡常数表达式？ 二. 四大平衡常数对比 例．已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。 (1)有关上述常数的说法正确的是________(填标号)。 a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度 b．它们的大小都随温度的升高而增大 c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh (2)25 ℃时，H2SO3HSO3 -＋H＋的电离常数Ka＝1.4×10－2 mol/L， 则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol/L的NaHSO3溶液中 c(H2SO3)＝________。 ad　 0.007 mol/L 问题1：弱电解质电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡是如何建立的？     影响弱电解质电离平衡的因素： 温度：弱电解质的电离吸热，升高温度有利于弱电解质的电离。 浓度：浓度越大，电离程度越小。 弱电解质的电离还受酸碱度、同离子效应等影响。 问题2：影响弱电解质电离平衡、盐类的水解平衡的因素分别是什么？ 弱电解质的电离是一个可逆过程，溶液中未电离的电解质分子电离速率和已电离的离子化合为分子速率相等时处于弱电解质的电离平衡状态。 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时， 即达到溶解平衡状态。 问题3：沉淀溶解平衡有哪些应用？ 通过条件的变化可以使沉淀生成、沉淀溶解，也可以使沉淀转化。分析如下： ①沉淀生成的条件是 Qc＞Ksp。 ②沉淀溶解的条件是 Qc＜Ksp。 ③沉淀的转化(生成更难溶的物质)。 影响水解平衡的主要因素有： ①温度：升高温度有利于水解，水解可看作是中和的逆过程。 ②浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。 ③酸碱度：水解显酸性的盐加酸抑制水解，加碱促进水解；水解显碱性的盐加碱抑制水解，加酸促进水解。 类型一、溶液的导电性 例 1、醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流 I 随加入氨水的体积 V 的变化曲线图( ) 【变式 1】在同一温度下，当弱电解质溶液 a，强电解质溶液 b，金属导体 c 的导电能力相同，若同时升高到相同温度，则它们的导电能力是 ( ) A、 a＞b＞c B、 a＝b＝c C、c＞a＞b D、b＞c＞a B A D B 【总结升华】以 CH3COOH 为例，证明 CH3COOH 是弱酸的方法如下： 问题1：如在 NH4Cl 溶液中，其离子浓度大小顺序为：   问题2: 在 Na2CO3 溶液中，其离子浓度关系为：   问题3：比较 相同浓度的NH4Cl、NH4HCO3、NH4HSO4 中 c(NH4+)的大小 c(Cl 4 c(Cl 4－)＞c(NH +)＞c(H+)＞c(OH－)。 c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3 －)＞c(H+)。 c(NH4HSO4 ) > c(NH4Cl ) > c(NH4HCO3 ) 三. 溶液中离子浓度的大小和粒子的守恒关系 1．明确两个“微弱” (1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。 (2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。 ⅰ.单一溶液中不同离子浓度的大小比较 ①正盐溶液 基本遵循c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)，当离子外有角标时，顺序提前，如醋酸钠溶液中有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)。 在浓度为c mol·L－1(NH4)2SO4溶液中，c(NH＋4)>c(SO42－)>c(H＋)>c(OH－)。 ②酸式盐溶液 a．以电离为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(电离产物)>c(水解产物)。如NaHSO3溶液中，c(Na＋)>c(HSO3－)>c(H＋)>c(SO32－)>c(OH－)。 b．以水解为主的酸式盐，遵循c(自身)>c(水解产物)>c(电离产物)。如NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32－)。 ⅱ.混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。 ①如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，NH3·H2O的电离程度大于NH＋4的水解程度。则c(NH4＋)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 ②又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。 1．电荷守恒：（等式中全是阴阳离子） ①电荷守恒中应包含溶液中所有离子，不能遗漏； ②分清离子浓度和电荷浓度及转换关系 2．物料守恒：（等式中无氢离子和氢氧根） 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。找准守恒的元素 3．质子守恒：（等式中有阴阳离子和弱电解质分子） ①明确溶液中结合H+(或OH-）的微粒及结合的数目； ②电离出H+(或OH-)的微粒及电离的数目 2．熟知“三大”守恒 问题4：守恒思想在溶液中的应用。如0.1moL/L Na2S 溶液中： 电荷守恒 ： 物料守恒 ： 质子守恒： c(H+)+c(Na+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)——电荷守恒 c(HS－)+c(H2S)+c(S2－)=0.1 mol/L c(Na+)=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)——物料守恒 c(OH－)=c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)——质子守恒 D 1.向浓度为0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加入醋酸钠溶液至中性，则混合溶液中各离子浓度按照由大到小排序为______________________________。写出醋酸钠和盐酸反应得到的中性溶液中离子浓度大小顺序：____________________。 【答案】c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－) 【解析】在醋酸和醋酸钠的混合溶液中：CH3COOH CH3COO－＋H＋，CH3COONa===CH3COO－＋ Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋ OH－；在溶液中存在的离子为CH3COO－、Na＋、H＋、OH－，在任何水溶液中，所有的阳离子带的正电荷总量与所有的阴离子所带的负电荷总量相等：c(CH3COO－) ＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)；溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可得：c(CH3COO－)＝c(Na＋)；则混合溶液中各离子浓度按照由大到小排序为c(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)。 醋酸钠和盐酸混合后：CH3COONa＋HCl===CH3COOH＋ NaCl；若溶液显示中性，溶液中的溶质为CH3COOH、NaCl及剩余CH3COONa；在此混合溶液中离子种类为 Na＋、H＋、OH－、CH3COO－、Cl－；在任何水溶液中，所有的阳离子带的正电荷总量与所有的阴离子所带的负电荷总量相等：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)＋c(Cl－)；溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)，c(Na＋)最大；为保持中性，盐酸要少量，醋酸钠过量，c(CH3COO－)>c(Cl－)，综合可得c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)。 2.室温下，0.1mol/L Na2S溶液中，下列关系式中不正确的是( ) c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)=1/2c(Na＋) c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)=c(Na＋)+c(H＋) C.c(OH―)=2c(H2S)+c(H＋)+ c(HS―) D.c(HS―)+(S2―)+c(OH―)=c(Na＋) D D C D A (1)明确图像中纵轴、横轴的含义 纵轴、横轴通常是难溶电解质溶解后电离出的离子浓度。 沉淀溶解平衡图像类题的解题步骤 ②曲线上方区域的点均表示过饱和溶液，此时Q>Ksp ③曲线下方区域的点均表示不饱和溶液，此时Q<Ksp (2)理解图像中线上点线外点的含义 ①以AgCl为例，在该沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都表示达到了沉淀溶解平衡状态，此时，Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。 (3)抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 ①溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况： I.原溶液不饱和时，离子浓度都增大； II.原溶液饱和时，离子浓度都不变。 ②溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。 B B C 注意课下巩固！　　　 电离常数(Ka、Kb) 水的离子积常数(Kw) 难溶电解质的溶度积常数(Ksp) 盐类的水解常数(Kh) 定 义 在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数 一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常数 在一定温度下，当盐类水解反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的盐类水解平衡常数 影响 因素 只与温度有关，升高温度，K值增大 只与温度有关，升高温度，Kw增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 盐的水解程度随温度的升高而增大，Kh随温度的升高而增大 表 达 式 (1)对于一元弱酸HA： HAH＋＋A－，电离常数Ka＝eq \f(cH＋·cA－,cHA) (2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数 Kb＝eq \f(cB＋·cOH－,cBOH) Kw＝ c(OH－) ·c(H＋) MmAn的饱和溶液： Ksp＝ cm(Mn＋)· cn(Am－) 以NHeq \o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋为例 Kh＝ eq \f(cH＋·cNH3·H2O,cNH\o\al(＋,4)) $$