水溶液中的离子平衡专题复习.ppt

NaHSO3 、NaHC2O4类型：已知pH7，电离水解 ①电荷守恒：c(Na+)+c(H+)= c(OH-)+c(HSO3-)+2c(SO32-) ②原子守恒：c(Na+) = c(HSO3-)+c(SO32-)+c(H2SO3) ③质子守恒：c(OH-)+c(SO32-)=c(H+)+c(H2SO3) ④大小关系：c(SO32- )c(H2SO3) 电离大于水解 c(Na+)c(HSO3-)c(H+)c(SO32-)c(OH-) 说明：比较H+与SO32-大小，依据Ka2=5.6×10-8 H2C2O4, Ka1=5.6×10-2, Ka2=5.42×10-5 混合溶液中离子浓度关系 NH4Cl与NH3·H2O等量（均为0.1mol/L)混合： 常温下，Kb=1.75×10-5， 水解常数Kh=Kw/Kb Kb. 因此，凡是弱酸、弱碱平衡常数大于10-7时，弱酸或弱碱与对应的盐混合，都是电离强于水解。 ①电荷守恒: c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-) 恒等式 ②原子守恒：c(NH4+)+c(NH3·H2O)=2c(Cl-)=0.2mol/L ①×2- ②得： c(NH4+)+2c(H+)=2c(OH-)+c(NH3·H2O) 大小关系：c(NH4+)c(Cl-) c(OH-) c(H+) 混合溶液中离子浓度关系 CH3COONa与CH3COOH等量（均为0.1mol/L)混合： 常温下，Ka=1.75×10-5， 水解常数Kh=Kw/Kb Ka. 电离强于水解, pH=4.757 ①电荷守恒: c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 恒等 ②原子守恒: 2c(Na+) = c(CH3COO-)+c(CH3COOH) ①×2- ②得： 即为质子守恒关系 c(CH3COOH)+2c(H+)=c(CH3COO-)+2c(OH-) 大小：c(CH3COO-)c(Na+)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-) 混合溶液中离子浓度关系 NaCN与HCN等量（均为0.1mol/L)混合： 常温下，Ka=6.2×10-10， 水解常数Kh=Kw/Kb Ka. 水解强于电离, pH7 （根据题目信息答题） ①电荷守恒: c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-) 恒等 ②原子守恒: 2c(Na+) = c(CN-)+c(HCN) ①×2- ②得：c(HCN)+2c(H+)=c(CN-)+2c(OH-) 大小关系： c(HCN)0.1,c(Na+)=0.1, c(CN-)0.1 c(HCN)c(Na+)c(CN-) c(OH-) c(H+) 酸碱中和过程中离子浓度的动态变化： 实例：往0.1mol/LNH3·H2O中滴加0.1mol/L HCl （1）NH3·H2O(由多到少)+NH4Cl(由少到多) c(NH4+)c(OH-)c(Cl-)c(H+) ; c(NH4+)c(OH-)=c(Cl-)c(H+); c(NH4+) c(Cl-) c(OH-)c(H+); c(NH4+)= c(Cl-) c(OH-)=c(H+); pH=7，中性(不是中和）（B点） （2）恰好中和，只有NH4Cl （C点，pH7） c(Cl-) c(NH4+)c(H+) c(OH-) (3)NH4Cl与HCl（由少到多）混合 c(Cl-) c(NH4+)=c(H+) c(OH-); c(Cl-) c(H+) c(NH4+)c(OH-);  专题复习水溶液中的离子平衡 水溶液中的离子平衡 一、电解质及其电离 1.电解质与非电解质（化合物范畴） 2.强电解质与弱电解质 3.弱电解质——弱酸、弱碱的电离平衡 （1）电离平衡常数 Ka(弱酸）Kb(弱碱）只是温度的常数。 △H0，吸热反应，温度升高，K增大，正向移动。 （2）电离度（相当化学平衡的转化率） 一定温度下，弱电解质的c浓度越小，电离度α越大。稀释促进弱电解质的电离。 二.水的电离与溶液的pH简单计算 1.水的电离： 2H2O H3O++ OH- 常温下，Kw= 1×10-14， 温度升高，Kw增大。 针对练习： 100℃时，KW=1×10-12，pH=6，呈中性。 此时，0.1mol/LHCl的pH=？ 0.1mol/LNaOH溶液的pH=？ 2. 酸碱盐溶液中pH的简单计算 计