第三章 水溶液中的离子平衡 复习课件(全面).ppt

问题探讨 1.弱电解质加水稀释时，电离程度_____,离子浓度______? (填变大、变小、不变或不能确定） 盐类水解的规律： 有弱才水解，无弱不水解；都弱双水解， 越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 几种离子在同一溶液中，若离子之间不能发生反应，就能大量共存，否则不能大量共存。离子不能大量共存的原因从本质上说就是具备了离子反应发生的条件 。 下列各组离子能在PH=1的无色溶液中大量共存的是 （A）Ba2+、Na+、I－ 、ClO－ （B）Mg2+、Cl－ 、Al3+、SO42－ （C）K+、Cl－、HCO3－、NO3－ （D）Ca2+、Na+、Fe3+、AlO2－ 酸碱中和滴定常用的仪器 3、沉淀反应的应用 2. 要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是（ ）. A、MgO B、MgCO3 C、NaOH D、Mg(OH)2 2、沉淀的溶解 沉淀的转化 石笋的形成：滴水成石 科学视野—溶度积KSP 3 、溶液中有关离子浓度幂的乘积—离子积QC（任意时刻溶液中离子浓度幂的乘积）。 如：NaHCO3溶液 2、物料守恒 是指某一元素的原始(或起始)浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。 （元素or原子守恒） ∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1 因此 c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3) 3、质子（H+）守恒 水电离产生的氢离子和氢氧根离子的物质的量相等。可以通过电荷守恒和物料守恒联合推出。 如：NH4Cl溶液中 c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–) 如：CH3COONa溶液中 c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH–) 例：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是 A. c (OH–) ＞ c (H+) B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– )????? D. c (CH3COO– )?＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L 解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的 电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根据电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。 有关 ① 100mL 0.1 mol/L NaHCO3 、 ② 100ml 0.1 mol/L Na2CO3 两种溶液的叙述不正确的是（ ） A. 溶液中水电离出的 H+ 个数：② ① B. 溶液中阴离子的物质的量浓度之和: ② ① C. ①溶液中: c(CO32-) c(H2CO3) D. ②溶液中: c(HCO3-) c(H2CO3) 2010年 四川卷 C 越弱越水解, 碱性越强 CO32- + H2O ? HCO3- + OH- 1 mol 1 mol 1 mol HCO3- + H2O ? H2CO3 + OH- 1 mol 1 mol 水解：HCO3- + H2O ? H2CO3 + OH- 电离：HCO3- ? CO32- + H+ 例：常温下一种PH=3的酸溶液和一种PH=11的碱溶液等体积混合后测得溶液的PH=5.6其原因可能是： A．浓的强酸和稀的弱碱溶液反应 B．浓的弱酸和稀的强碱溶液反应 C．等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D．生成了一种强酸弱碱盐 例：在一种一元碱ROH的溶液中，加入一种一元HA,当反应后溶液呈中性是下列判断中一定正确的是 加入的一元酸过量 B. 生成的盐不能水解 C.加入的酸和碱的物质的量相等 D.反应后溶液中[A— ] = [ R＋] 五.酸碱中和滴定 1.知道在和滴定所需仪器2.了解中和滴定的原理3.了解中和滴定的基本操作 用已知浓度的盐酸滴定25.00 ml未知浓度的 NaOH 溶液，以测定NaOH的物