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大学化学 第四章 溶液及溶液中的离子平衡 PPT课件

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2024届高考一轮复习化学课件(人教版)：水溶液中的离子反应与平衡-水解常数及应用

2024届高考一轮复习化学课件(人教版)：水溶液中的离子反应与平衡-水解常数及应用
热点强化22 水解常数及应用
热点 精讲
1.水解常数的概念
(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。
(2)表达式：
cHA·cOH－
①对于 A－＋H2O HA＋OH－，Kh＝_____c_A__－______；
cBOH·cH＋
②对于 B＋＋H2O BOH＋H＋，Kh＝_____c_B__＋_____。
(3)意义和影响因素 ①Kh越大，表示相应盐的水解程度__越__大____； ②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh__增__大___。
2.水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
cCH3COOH·cOH－ Kh＝ cCH3COO－
2.磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是 Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题： (1) 常 温 下 同 浓 度 ①Na3PO4 、 ②Na2HPO4 、 ③NaH2PO4 的 pH 由 小 到 大 的 顺 序 是 __③__＜__②__＜__①___(填序号)。 (2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH_＜___(填“＞”“＜”或“＝”)7。
CN－的水解程度大于HCN的电离程度，所以c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)，故C
项错误；
c mol·L－1盐酸与0.6 mol·L－1 N溶液等体积混合后溶液中存在电荷守恒：
c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)，溶液显中性，所以c(CN－)＝c(Na＋) －c(Cl－)＝0.62－c mol·L－1，溶液中还存在元素质量守恒：c(HCN)＋c(CN－)＝ c(Na＋)，所以 c(HCN)＝c(Na＋)－c(CN－)＝2c mol·L－1，所以有 Ka＝cCcNH－C·cNH＋ ＝0.62－cc×10－7＝6.25×10－10，解得 c＝84.0.85，D 项正确。

大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)

大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)

非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线

水溶液中的离子平衡(课件PPT)

水溶液中的离子平衡(课件PPT)

变化
加入CaCl2后，Ca2++CO32- =CaCO3↓， c(CO32-)减 少，水解平衡向左移动，c(OH－)减少，溶液的红
色褪色
结果
2.盐酸、醋酸和碳酸钠、碳酸氢钠是生活中常见的物质。 ⑴．书写NaHCO3溶液与盐酸、NaOH溶液反应的离子方 程式
HCO3-+H + CO2 ↑ +H2O
HCO3-+OH -
练习
1显.向红Na色2C，O原3溶因液是中（滴结入合酚离酞子试方液程后式溶简液要说明）
CO32-+H2O
HCO3-+OH－ c(OH-)>c(H+)
溶液呈碱性，滴入酚酞后溶液显红色；
若再向该溶液中滴入过量CaCl2溶液， 观察到的现象是 产生白色沉淀，且溶，液的红色褪去；
原因是（操结作合离子方原程理式简要说明）
c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
体验高 考 3.（09年山东）某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡时
pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据pH图判断正确的是（B ）。
A.Ⅱ为盐酸稀释时pH值变化曲线 B.b点溶液的导电性比c点溶液的
导电性强 C.a点Kw的数值比c点Kw的数值大 D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
有白色 沉淀产生
Ag++ Cl- = AgCl↓
0.1mol/LKI溶液
物质 AgCl
白色沉淀转化为黄色沉淀
20℃溶解度ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ/g
1.5×10-4
-9
AgCl(s)
Ag＋(aq) + Cl－(aq)
+

水溶液中的离子反应与平衡 课后习题课件(共66张PPT)高中化学人教版(2019)选择性必修一

水溶液中的离子反应与平衡 课后习题课件(共66张PPT)高中化学人教版(2019)选择性必修一
用作照明电源等。 （1）在上述短文标有序号的物质中，属于混合物的是______（填序号，下同）；属于氧化物的是______；属
于酸的是______；属于碱的是______；属于有机物的是______。 （2）从物质的类别来看，和Al都属于；请写出与互为同素异形体的物质的化学式：______。
1 电离平衡
水的电离和
溶液的pH
2 水的电离和溶液的pH
1.阅读下列科普短文并填空。 燃料电池是一种化学电池，具有能量转化率高、对环境友好等优点。例如，氢氧燃料电池在工作时，从负 极连续通入，从正极连续通入，二者在电池内部（含有或等物质的溶液）发生反应生成，同时产生电能。 除了、、等也可以作为燃料电池的燃料。目前已研制成功-燃料电池，它可以代替为汽车提供动力，也可以
用作照明电源等。 （1）在上述短文标有序号的物质中，属于混合物的是______（填序号，下同）；属于氧化物的是______；属
于酸的是______；属于碱的是______；属于有机物的是______。 （2）从物质的类别来看，和Al都属于；请写出与互为同素异形体的物质的化学式：______。
1 电离平衡
1.阅读下列科普短文并填空。 燃料电池是一种化学电池，具有能量转化率高、对环境友好等优点。例如，氢氧燃料电池在工作时，从负 极连续通入，从正极连续通入，二者在电池内部（含有或等物质的溶液）发生反应生成，同时产生电能。 除了、、等也可以作为燃料电池的燃料。目前已研制成功-燃料电池，它可以代替为汽车提供动力，也可以
1.阅读下列科普短文并填空。 燃料电池是一种化学电池，具有能量转化率高、对环境友好等优点。例如，氢氧燃料电池在工作时，从负 极连续通入，从正极连续通入，二者在电池内部（含有或等物质的溶液）发生反应生成，同时产生电能。 除了、、等也可以作为燃料电池的燃料。目前已研制成功-燃料电池，它可以代替为汽车提供动力，也可以

影响化学平衡的因素ppt课件

影响化学平衡的因素ppt课件
成与解离平衡的移动。
配位平衡常数
配位平衡常数是衡量配合物生成 与解离平衡的重要物理量，其大 小可以反映配合物生成与解离平
衡的移动情况。
05
实验探究：影响化学平 衡的因素
实验设计
01
02
03
设计思路
通过控制变量法，探究温 度、浓度、压强等因素对 化学平衡的影响。
实验原理
利用勒夏特列原理，分析 各因素对化学平衡的影响 。
通过实验可以验证不同因素对沉淀溶 解平衡的影响，并得出相应的结论。
沉淀生成和溶解的过程是可逆的，当 条件改变时，平衡会向生成沉淀或溶 解沉淀的方向移动。
研究不足与展望
本研究仅初步探讨了影响化学平衡的因素，对于其他可能的影响因素尚 未进行深入探讨。
在实验过程中，可能存在一些误差和干扰因素，对实验结果产生一定的 影响。
电极电势是衡量氧化还原反应进行程度的物理量，电极电势的变化 可以反映氧化还原平衡的移动情况。
催化剂的作用
催化剂能够加速氧化还原反应的速率，从而影响氧化还原平衡的移 动。
配合物生成与解离平衡的移动
配合物的生成
金属离子与配体结合生成配合物 的过程会影响配合物生成与解离
平衡的移动。
配合物的解离
配合物在溶液中解离成金属离子 和配体的过程也会影响配合物生
光化学反应
在光照条件下进行的化学反应称为光化学反应，这类反应中光照可 以提供反应所需的能量，从而影响反应的平衡。
光照强度的影响
光照强度可以影响光化学反应的速率和平衡常数，一般来说，光照 强度越强，反应速率越快，平衡常数也可能发生改变。
表面效应
01
表面效应的定义
表面效应是指发生在固体表面或液体表面的化学反应，这类反应受到表

大学基础化学 第四章 沉淀-溶解平衡 PPT课件

大学基础化学 第四章 沉淀-溶解平衡 PPT课件

§4-1 溶度积和溶度积规则
一、溶度积常数
1. 难溶强电解质
常温下溶解度小于0.01g/100gH2O的电解质叫做 难溶电解质（electrolyte of difficult dissolution）。
难溶强电解质的特点：溶解度很小，但溶解的
部分全部解离。
2. 难溶强电解质的沉淀溶解平衡
溶解
例如： BaSO4(s) 沉淀 Ba2+(aq) + SO42-(aq) 这种平衡是多相平衡，又称沉淀溶解平衡。
Ksp [Ag+ ]2[CrO42 ] (13.08105 )2 6.54 105
1.12 1012
因此对于A2B或AB2型的难溶强电解质有：Ksp=4S3
例 3 ： Mg(OH)2 在 298.15K 时 的 Ksp 值 为 5.61×10-12 ， 求该温度时Mg(OH)2的溶解度。
解：设Mg(OH)2的溶解度为S，根据其沉淀溶解 平衡可得：
前言
强电解质
电 易溶电解质
解
弱电解质
质
难溶电解质 沉淀溶解
单相离子平衡 多相离子平衡
25 º, 100克水中可溶解 （克）
ZnCl2 432 ； PbCl2 0.99；HgS 1.47x10-25
易溶物： > 1 克 微溶物： 0.01~1 克 难溶物： < 0.01 克
1、沉淀溶解平衡的建立：
例2 Ag2CrO4在298.15K时的溶解度为6. 54×10-5mol·L-1 计算其溶度积。
解： Ag2CrO4(s)
2Ag+(aq) + CrO42-(aq)
因此：[Ag+]=2 × 6.54 ×10-5=13.08 ×10-5 (mol·L-1) [CrO42-]= 6.54 ×10-5 (mol·L-1)

《水溶液中的离子反应与平衡》课件


解题方法： 溶质的类别
酸
碱
抑制
小于纯水的电离
酸
水 解
碱
的
促进
性
盐
大于纯水的电离
已知25 ℃时在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液②0.05 mol/L的Ba(OH)2溶液③pH＝ 10的Na2S溶液④pH＝5的NH4NO3溶液
①pH＝0
(H2SO4)
:
c(H＋)溶液=1mol/L
c(OH－)溶液=
酸性区：
2.看线——增减性
Kw1
纵坐标<横3坐.标看点——起点、交点、
拐点、极值点 即c(H+)<c(OH-)
碱性区：
Kw2
酸酸性性区区
c(cH(O+)H/m-)o/ml·oLl－·L1－1
电
知解
识
质 在
框水
架中 的
行
为
二、电解质在水中的行为
1.可溶性盐的水解本质
H2O
H++OH-
盐
体系变化 条件
【设问角度2】：已知水的电离程度，问溶液酸碱性 例：常温下，由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶
液 该溶中液：C的a酸2＋碱、性K＋？、溶C液l－的、pHHC值O？3－能大抑量制共存。( × )。
酸：pH=1 碱：pH=13
【设问角度3】：已知溶液酸碱性，问水的电离程度
例：常温下，某碱性溶液(不考虑弱酸弱碱盐)pH=9，
平衡移 动方向
正向
逆向
逆向 逆向 逆向
正向 正向 正向
KW
增大 减小 不变 不变 不变
不变
水的电 离程度
增大 减小
减小 减小 增大

第四章 酸碱平衡


四价离子
㏒f±=-0. 509∣4×4∣(1.0×10 –4) 1／ 2= -0.0814, f±=0.83
结论：I一定时，z越小，f 1。
36
例3：分别计算浓度为 1.0×10-2mol· -1 ，1.0×10-3 kg mol· -1和1.0×10-4mol· -1的NaCl溶液中Na+和Clkg kg 的活度系数及活度。
I
AB: f f f
ABm : f f f
34
例1 0.1mol· -1盐酸和0.1mol· -1CaCl2溶液等体积 kg kg 混和，计算该溶液的I及a H+。
解：mH+=0.05mol· -1 mca2+=0.05 mol· -1 mcl-=0.15 mol· -1 kg kg kg
m a f 0 m
c a f 0 c
（4）“活度”根源在于离子间作用力，m、 z越大， 作用力越大，用离子强度来衡量。
I

i
1 2 mi z i 2
33
（5） 德拜-休克尔的极限公式 25℃稀溶液 I 0.01mol/kg
lg f 0.509 z z I
I 1
I > 0.01mol/kg lg f 0.509 z z
解：I=Σ0.5mizi2 =0.5×0.01×12 + 0.5×0.01×12 = 0.01 mol· -1 kg logf±= -0.509∣1×1∣×0.01½ = -0.0509 f± = f+ = f- = 0.89
∴ aNa+ = aCl- = 0.89×10-2
m=1.0×10-3 mol· -1 时，I=1.0×10-3 mol· -1时f±=0.96， kg kg aNa+ = aCl- = 0.96×10-3

《溶液和离子平衡》课件


温度
离子浓度
温度升高，沉淀溶解平衡向溶解方向移动 ；温度降低，沉淀溶解平衡向结晶方向移 动。
离子浓度越高，沉淀溶解平衡越偏向结晶 方向；离子浓度越低，沉淀溶解平衡越偏 向溶解方向。
沉淀物性质
压力
不同沉淀物的溶解度不同，因此其沉淀溶 解平衡常数也不同。
压力对沉淀溶解平衡的影响较小，但在高 压下，某些气体在水中的溶解度会发生变 化，从而影响沉淀溶解平衡。
《溶液和离子平衡》ppt课件
contents
目录
• 溶液的组成和性质 • 离子平衡 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 溶液和离子平衡的应用
01
溶液的组成和性质
溶液的定义和分类
定义
溶液是由溶质和溶剂组成的均一、稳 定的混合物。
分类
根据溶质和溶剂的关系，溶液可分为 均相溶液和非均相溶液；根据溶液中 溶质的存在形式，可分为分子溶液、 离子溶液和胶体溶液。
05
溶液和离子平衡的应用
在化学工业中的应用
化学反应
溶液中的离子平衡对化学反应的 进行有着重要影响，如酸碱反应
、沉淀反应等。
物质分离与提纯
通过离子交换、萃取等方法，利用 离子平衡原理进行物质的分离与提 纯。
工业废水处理
利用离子平衡原理，通过调节废水 中的离子浓度，实现废水的处理和 资源化利用。
在环境科学中的应用
中和反应的平衡常数是一个重要的化学参数，它决定了反应的平衡点，即在一定温 度下，溶液中酸碱反应达到平衡时的氢离子和氢氧根离子的浓度。
酸碱平衡的影响因素
酸碱物质的浓度
压力
酸碱物质的浓度是影响酸碱平衡的重 要因素。当加入新的酸或碱时，会打 破原有的平衡状态，导致平衡移动。
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上升法及渗透压法测定它的分子量之误差。
解：沸点上升法： Kb = 0.51ºC.kg.mol-1 设取1.00g蛋白质样品，溶于100g水中，并在20ºC 下测定Δtb,则
tb 0.511.00g /12000g mol1 /(100/1000) 4.3104℃
渗透压法：
取1.00g蛋白质样品，溶于100g水中，并在20ºC
酸：解离时所生成的正离子全部为 H+ 的化合物
碱：解离时所生成的负离子全部为OH的化合物
局限：无法解释 NaCO3，Na3PO4 呈碱性； NH4Cl 现酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为
液氨中： NH4+ + NH2-
2 NH3
酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 分子或离子。
：渗透压；V：溶液体积；R：气体常数； n： 溶质物质的量； c：体积摩尔浓度；
T： 温度； R = 8.314 J ·mol-1 ·K-1
蒸气压下降 沸点上升 凝固点下降 渗透压
难挥发的 非电解质 稀溶液的 通性
只与溶剂的 本性和溶液 的浓度有关 与溶质的本 性无关
例：有一蛋白质，摩尔质量在12000左右，试比较沸点
Δtb = Kb bB Δtf = Kf bB
溶液的渗透压
半透膜： 可以允许溶剂分子自由通过而不允许溶 质分子通过
渗透：溶剂分子透过半透膜向溶液扩散使溶 液变稀的现象
渗透压：施于溶液液面阻止溶剂 透过半透膜向溶液渗透的压强
稀溶液的渗透压定律
πV nRT
cRT
与理想气体方程无本质联系。
分配定律：在一定温度下，有机化合物 在有机相和水相的浓度之比为一常数。
一般地：有机物在有机溶剂中的溶解度比在水 中的大，所以较易将它们从水溶液中萃取出 来。
（2）萃取效率：
使用一定量的有机溶剂去萃取一定量的水 溶液中的有机物质，应该采取“少量多次” 的方法。这样既节省溶剂，又可以实现高 的萃取率。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子。 （质子的接受体）
酸
HAc
H
2
PO
4
HPO
24
NH
+ 4
[CH 3 NH 3 ]+
[Fe(H 2O) 6] 3+
[Fe(OH)(H 2O) 5 ]2+
H+ +碱
H + + Ac -
H+
+
HPO
24
第四章 溶液及溶液中的离子平衡
溶液 溶液概述 溶液浓度表示 分配定律与萃取分离 稀溶液的通性
溶液中的离子平衡 弱电解质解离平衡 （弱酸、碱的解 离平衡） 难溶电解质的沉淀溶解平衡
溶液
定义：由溶质和溶剂组成的均相系统 相：具有相同物理化学性质的均匀部分
分类：气体溶液、液体溶液、固体溶液 溶解过程与溶液的形成
下测定 ,则
cRT
( 1.00 ) (1000)8.314 293 12000 100
2.03kPa 2030Pa
溶液中的离子平衡
溶质
易溶
难溶
强电解质 弱电解质 强电解质 弱电解质
不存在解 离平衡
存在解离 存在沉淀- 存在双重
平衡 溶解平衡
平衡
酸（碱）的概念
电离理论：
mn
=
mo（
KV KV+V’
）n
g
g
可见：“少量多次”萃取效率高。
但过多次数没必要。
非电解质稀溶液的通性
气化（蒸发）：液体表面能量较大的分子进入液体上面的空间。 凝结：气相中的分子与液体表面发生碰撞重新回到液相。 饱和蒸气压：气化 = 凝结达到平衡，此状态下蒸气压为一定值
溶液蒸气压下降
拉乌尔定律 — 稀溶液定律
溶解度与相似相溶
溶解度 在一定温度和压力下，100 g 溶剂所能溶解
溶质的最大质量 (g) 气体、液体和固体在液体中的溶解
气体在液体中的溶解
中等压力下，气体的溶解度与上方气相其分压成正比 放热过程
固体或液体在液体中的溶解 吸热过程 （固体） 温度有影响（液体） 压力无影响
相似相溶原理
溶质与溶剂在结构上相似，两者易于互溶 结构相似的一类气体，沸点愈高的气体在液
体中的溶解度愈大 结构相似的一类固体，熔点愈低的固体在液
体中的溶解度愈大
H 2O ~ CH 3 OH H 2O ~ CH3 CH2 OH H 2O ~ CH3 (CH2) 3 OH H 2O ~ CH3 (CH2) 9 OH
任意混溶
9g/100g H2O 不溶
萃取分离
（1）原理： 利用物质在互不相溶的两相中溶解
度或分配系数的不同实现提取、分离及 纯化。即:萃取是通过溶质在两相的溶 解竞争而实现的。
分配定律数学表达式：
CA/CB= K （≈溶解度之比） 其中： K—为常数，又叫分配系数。 CA、CB—有机物在两液相A、B中的浓度。
在一定温度下， 难挥发非电解质稀溶液的蒸 气压降低值与溶液中溶质的物质的量分数成正比
Δp = p* x质
溶液降低的蒸气压 纯溶剂溶液的质量摩尔浓度
沸点和凝固点
沸点：液体蒸气压等于外压时的温度。 凝固点：固相蒸气压等于液相蒸气压时的温度。
溶液沸点上升和凝固点下降
溶液A相 体积V(L) 质量mo(g)
用V’(L)萃取剂B，n次萃取
溶液A相 体积V(L) 剩余质量mn (g)
利用分配定律可以定量地说明萃取次
数、溶剂量与萃取后剩余物之间的关
系。即：
K ＝ CA/CB ＝
m1/V (mo-m1)/V’
则：mn
=
mo（
KV ）n
KV+V’
可以看出：
KV KV+V’
溶质均匀分散于溶剂中的过程——溶解
是个既有化学变化，又有物理变化的复杂过程 常伴随：颜色变化，体积变化，能量变化
溶液浓度表示
物质的量分数
xB
=
nB n总
质量摩尔浓度
bB =
nB (溶质) m (溶剂)
单位：mol·kg-1
物质的量浓度
cB =
nB (溶质) V (溶液)
单位：mol·L-1
＜1
∴ n 越大，mn 越小。
例：在100 mL水溶液中含有4g正丁酸，若用100 mL苯来萃取正丁酸。已知15℃时正丁酸在水中 的分配系数K=3。操作如果在15℃进行。 计算：
①100mL苯作1次萃取后，在水中的正丁酸的量？ ②100mL苯作3次萃取后，在水中的正丁酸的量？
解：代入公式
① m1 = ② m3 =