电离平衡复习课件
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精品教学课件设计 | Excellent teaching plan
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
（4）弱电解质的电离平衡
2、溶液导电能力强弱比较：由溶液中离子浓度和离子所带电荷数共同决定，与电解质的类型无关。
如：温度、浓度相同时导电能力：CH3COOH HClO CuSO4 NaCl
CuSO4 H2SO4 NH4Cl NH3·H2O
而浓氨水的导电性比极稀盐酸导电性要强。
3、以NH3·H2O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：①H2SO4 ②Ba(OH)2 ③CH3COOH ④H2CO3
⑤BaSO4 ⑥H3PO4
二、典型例题
例1、将下列物质按要求分类：①Cu ②NH3 ③H2S ④Al(OH)3 ⑤CO2 ⑥液氯⑦Al2O3 ⑧NH4Cl ⑨KMnO4 ⑩CH3COONa ○11CH3CH3 ○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 NH4Cl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 AgNO3 D．0.1mol/L NH3·H2O
例3．下列方程式正确的是（ ）
A．NaHCO3=Na++H++CO32— B．HF=H++F—
C．H2S+H2O垐?噲?H3O++HS— D．Ca(OH)2(s)垐?噲?Ca2++2OH—
E．Ca(OH)2= Ca2++2OH— F．H2CO3垐?噲?2H++CO32—
G．NaHSO4熔融Na++HSO4— H．C2H5OH垐?噲?C2H5O—+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CH3COO—或NH4+，由于CH3COO—与 结合，NH4+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+)=112212()()1()cHVcHVpHgcHVV
两强碱合c(OH—)=112212()()14cOHVcOHVpHpOHVV
强酸强碱混合：
（1）酸过量c(H+)=112212()()1()cHVcOHVpHgHVV
（2）碱过量c(OH—)= 112212()()14cOHVcHVpHpOHVV
（3）恰好反应pH=7
5、常用指示剂及变色范围
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 都不电离 →少数无机物：非金属氧化物、NH3等
水溶液或 —————→非电解质—
化合物————— (不能导电) →多数有机物：CH4、蔗糖、酒精等
熔融状态
完全电离
本身能电离 ————→强电解质
—————→电解质—— 部分电离
(能导电) ————→弱电解质
石蕊 pH
甲基橙 pH
酚酞 pH 精品教学课件设计
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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 溶液中c(H+) 溶液中c(OH—) 水电离的c(H+) 水电离的c(OH—)
pH=3 HCl
pH=11 NaOH
pH=3 NH3Cl
pH=11 NaCN
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( ) 精品教学课件设计 | Excellent teaching plan
A．Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH4C1
B．Na2CO3 NaHCO3 NH4C1 NaCl
C．(NH4)2SO4 NH4C1 NaNO3 Na2S
D．NH4C1 (NH4)2SO4 Na2S 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+)
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．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．NH4HCO3 C．NH4HSO4 D．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( )．
