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1、一、电离平衡,1.电解质导电的条件,电解质,离子化合物,某些共价化合物,导电的条件,熔化状态或溶于水,溶于水,导 电实质为电解过程,阳极:阴离子聚集,发生氧化反应阴极:阳离子聚集,发生还原反应,总结：电解质并不一定导电，导电的物质不一定是电解质。产生自由移动的离子是导电的前提。导电能力的强弱主要由溶液中自由移动的离子浓度和电荷数的乘积决定。例:浓度相同的NaCl和MgSO4溶液导电能力不同,H2SO4 SO2 Cu NH4Cl BaSO4 Cl2NH3 Ba(OH)2 C2H5OH CH3COOH NaHSO4 H2CO3 NaHCO3 Fe(OH)3 NH3H2O CO H2S C12H22
2、O11,练习：选出属于电解质的物质，并且说明电解质的强弱,2.强电解质和弱电解质,强电解质,HNO3 HCl H2SO4 HClO4(HBr HI),NaOH KOH Ba(OH)2 Ca(OH)2,弱电解质,CH3 COOH HF H2CO3等,NH3H2O Fe(OH)3 等,HgCl2 等,Al2O3,强、弱电解质,只存在电解质电离生成的阴、阳离子，不存在电解质分子，,大量存在弱电解质分子，少量存在弱电解质电离产生的离子。,不可逆，不存在电离平衡，电离方程式用“=”号表示。,3.弱电解质的电离平衡,（1）定义：T.C一定时,v离子化=v分子化，各分子、离子浓度保持一定的状态,（2）弱电解
3、质电离平衡移动：符合勒夏特列原理,温度：浓度：,升温，有利于电离，弱电解质的电离过程吸热,越稀越电离,同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制电离,影响因素,加入能反应的物质:促进电离,以CH3COOH为例判断条件改变对电离平衡的影响,比较0.1mol/L CH3COOH溶液中，粒子浓度大小次序：,C(CH3COOH)C(H+)C(CH3COO-)C(OH-),思考：1.0.1mol/L CH3COOH溶液，C(H+)的范围？,二者相比，哪种C(H+)大？哪种电离程度大？若说C(H+)前者是后者的10倍，对吗？,2.1L 0.1mol/L CH3COOH溶液，能中和 多少mol
4、的NaOH？,3.1L C(H+)=0.1mol/L 的CH3COOH溶液，能中和多少mol的NaOH？,4.0.1mol/L CH3COOH 0.01mol/L CH3COOH,二、水的电离和溶液的pH值,1.水的电离和水的离子积在纯水或水溶液中 H2O H+OH 或 2H2O H3O+OH,说明：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大；(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。,25时，c(H+)c(OH-)=110-14=Kw，Kw称为水的离子积常数,2.影响水的电离平衡的因素,3.溶液的酸碱性及判断,(1)判断溶液的酸碱性一般有两
5、种方法：方法一方法二中性溶液c(H+)=c(OH-)PH=7酸性溶液 c(H+)c(OH-)PH7,方法一适用于任何温度和浓度，而方法二只适用于常温。,(2)溶液的pH及测定方法,测定溶液的pH一般有三种方法：利用酸碱指示剂，酸碱指示剂只能测出大概pH范围不能测出具体的pH；利用pH试纸，pH试纸测定的为溶液中c(H+)浓度，使用时不能润湿。正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比；利用pH计。,(3)pH计算,PH=-lgC(H+)C(H+)=10-PH,C(H+)=a10nPH=n-lga,POH=-lgC(OH-)C(OH-)=10 POH同一溶液（常温
6、）：PH+POH=14,填表：（均为常温),10-2,10-2,10-2,10-2,10-2,10-2,10-12,10-12,10-12,10-12,10-12,10-12,10-12,10-12,12,2,10-14,10-14,10-14,10-14,例题：,1.求0.05mol/L 硫酸溶液的PH?,2.求0.05mol/L 氢氧化钡溶液的PH?,3.0.05mol/L盐酸与0.025mol/L硫酸等体积混合，求混合液的PH?,4.0.01mol/L氢氧化钠与0.005mol/L氢氧化钡按 1：3的体积比混合，求混合液的PH?,5.0.01mol/L盐酸与0.006mol/L硫酸氢氧化
7、钡等 体积混合，求混合液的PH?,6.PH=1的盐酸与PH=4的硫酸等体积混合，求混合液的PH?,7.PH=8的氢氧化钠1L与PH=11的氢氧化钡3L混合，求混合液的PH?,8.PH=1的硫酸与PH=12的氢氧化钠等体积混合，求混合液的PH?,9.PH=2的硝酸与PH=12的氢氧化钡等体积混合，求混合液的PH?,10.1mlPH=5的硫酸稀释至1L，求稀释后溶液的PH?,11.PH=9的氢氧化钠稀释1000倍，求稀释后溶液的PH?,判断下列溶液等体积混合后的酸碱性(常温)：,三、盐类水解及其应用,1水解的实质：盐电离出的某些离子跟水电离出来的H+或OH-生成弱电解质，促进水的电离平衡的过程。,
8、2水解规律:,有弱才水解、谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解、弱弱全水解，同强显中性。,例如：CH3COONa CuSO4 CH3COONH4,3水解方程式的书写,单一水解,不完全双水解,完全双水解,不画“”“”，用“”连接，多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。,画“”“”，用“=”连接,下列离子间易发生完全的双水解：,等物质的量浓度的下列铵盐中，按c(NH4+)由大到小排序：NH4HCO3NH4HSO4NH4NO3 CH3COONH4(NH4)2SO4(NH4)2CO3(NH4)2Fe(SO4)2,若上述七种铵盐溶液中c(NH4+)相同，则盐溶液的物质的量浓度由大至小的次序为？,等物质的量
9、浓度的下列溶液PH由大到小的顺序为：Ba(OH)2 NaOH C6H5ONa Na2CO3 NaHCO3 CH3COONa NH3H2O,若PH相等，物质的量浓度由小到大的顺序为？,4.影响水解平衡的因素(1)内因：影响水解平衡进行程度的最主要因素是盐本身的性质。(2)外因温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移。浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动，移动方向应符合勒夏特列原理。,5水解的应用(1)判断溶液的酸碱性及判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)强弱。(2)比较溶液中离子浓度的大小。(3)判断溶液中离子能否大量共存(4)配制、保存某些盐溶液(5)泡沫灭火剂的反应原理(6)明矾、
10、氯化铁的净水(7)纯碱(Na2CO3)溶液去油污(8)加热蒸发、灼烧某些盐溶液所得产物的判断,6.判断弱酸（或弱碱）相对强弱的方法,（1）通过电离程度判断：相同浓度的酸（或碱）比较导电能力、PH、反应速率等；,（2）通过反应区分：较强酸制备较弱酸；,（3）通过水解程度判断：相同浓度的强碱弱酸盐的碱性越强，其相应弱酸的酸性越弱；反之，相同浓度的强酸弱碱盐的酸性越强，其相应弱碱的碱性越弱；例如：NaX、NaY、NaZ三种盐溶液的PH 依次为8、9、10，则三种酸HX、HY、HZ的酸性强弱次序为。,随堂小测：1、写出电离方程式（12分）H2SO3 NaHCO3 NaHSO4 明矾2、（20分，每空1
11、份，扣完为止）,3、（5分*2）0.1mol/L醋酸和盐酸中，下列哪些量相同：pH=1的醋酸和盐酸中，下列哪些量相同：A、导电能力 B、已电离的C（H+）C、能电离的C（H+）D、中和碱的能力E、与Zn反应产生氢气的量F、与Zn反应的初速率4、（10分）,5、（10分）pH=1的溶液，水电离的C（H+）可能为？水电离的C（OH-）=10-12mol/L的溶液，pH可能为？6、（8分）7、pH=8的NaOH 1L与pH=11的Ba(OH)2 3L混合，求pH=？（5分）pH=5的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液以体积比11:9混合，混合液的pH值为？（5分）,随车吊 https:/uoh055mkt,
