人教版高中化學(xué)選擇性必修一第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

課時(shí)1強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)第一節(jié)電離平衡第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT電解質(zhì)與非電解質(zhì)，強(qiáng)、弱電解質(zhì)02強(qiáng)、弱電解質(zhì)與物質(zhì)類別關(guān)系03電離方程式，電解質(zhì)溶液導(dǎo)電原因一.知識(shí)回顧：物質(zhì)分類物質(zhì)混合物（多種）純凈物（一種）化合物單質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)根據(jù)化合物____________或____________自身是否能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)。在水溶液中熔融狀態(tài)下強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電解質(zhì)強(qiáng)弱電解質(zhì)與物質(zhì)類別關(guān)系強(qiáng)酸（記六個(gè)強(qiáng)酸）絕大多數(shù)鹽強(qiáng)堿離子型氧化物（活潑金屬氧化物）弱酸難電離的絡(luò)合物弱堿（記六個(gè)弱堿）水練習(xí)1：用下列物質(zhì)填空①NH4Cl(s)

②NaOH(s)

③H2S(g)

④NaHCO3(s)

⑤H3PO4(l)

⑥H2SO4

(l)

⑦NH3(g)

⑧鹽酸

(aq)

（1）屬于強(qiáng)電解質(zhì)的有_____________

；（2）屬于弱電解質(zhì)的有_____________;（3）屬于非電解質(zhì)的有_____________;（4）該狀態(tài)下能導(dǎo)電的有__________。①②④⑥③⑤⑦

⑧隨堂演練二.電解質(zhì)導(dǎo)電的原因、條件和導(dǎo)電性強(qiáng)弱分析1.電解質(zhì)導(dǎo)電的原因2.導(dǎo)電條件

所存在的狀態(tài)中有自由移動(dòng)的陰陽離子，通電時(shí)自由離子作定向移動(dòng)水溶液或融化狀態(tài)導(dǎo)電3.導(dǎo)電性強(qiáng)弱與自由移動(dòng)的離子的物質(zhì)的量濃度和所帶電荷數(shù)有關(guān)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)，與電解質(zhì)的物質(zhì)的量無關(guān)練習(xí)2：思考下列問題（1）能導(dǎo)電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)嗎？（2）Na2O是電解質(zhì)嗎？其水溶液導(dǎo)電嗎？（3）SO2是電解質(zhì)嗎？SO2的水溶液導(dǎo)電嗎？（4）強(qiáng)電解質(zhì)導(dǎo)電性一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)導(dǎo)電性一定弱嗎？

不一定，如金屬或鹽酸溶液等能導(dǎo)電，但不是電解質(zhì)

是。水溶液導(dǎo)電是因?yàn)榕c水反應(yīng)生成的NaOH是強(qiáng)電解質(zhì)

不是。水溶液導(dǎo)電是因?yàn)榕c水反應(yīng)生成的H2SO3是弱電解質(zhì)

不一定，導(dǎo)電性強(qiáng)弱只與自由移動(dòng)的離子濃度和離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)。隨堂演練三.強(qiáng)弱電解質(zhì)及其電離實(shí)驗(yàn)0.1mol·L－1HCl0.1mol·L－1CH3COOH與鎂反應(yīng)現(xiàn)象劇烈反應(yīng)，產(chǎn)生氣體緩慢反應(yīng)，產(chǎn)生氣體結(jié)論Mg與鹽酸反應(yīng)快，表明鹽酸中c(H＋)較____溶液的pH數(shù)值________(填“相同”或“不相同”)結(jié)論相同物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液中c(H＋)________

(填“相同”或“不相同”)實(shí)驗(yàn)結(jié)論HCl和CH3COOH的電離程度______大不相同不同不相同1.參見課本實(shí)驗(yàn)3-1拓展訓(xùn)練：寫出下列物質(zhì)的電離方程式（1）CH3COOH在水溶液中電離CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0CH3COOH+H2O

CH3COO－＋H3O＋

ΔH＞0（2）液態(tài)水的電離H2O

OH－＋H＋

ΔH＞0H2O+H2O

OH－＋H3O＋

ΔH＞02.強(qiáng)弱電解質(zhì)的概念全部電離強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽只有部分電離弱酸弱堿3.強(qiáng)弱電解質(zhì)在水中的電離參見課本圖3-1和圖3-2強(qiáng)電解質(zhì)（HCl)弱電解質(zhì)(CH3COOH)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離。電離程度電離過程電解質(zhì)在溶液中的微粒形式完全電離部分電離不可逆過程“=”陰、陽離子（無溶質(zhì)分子）溶質(zhì)分子、陰、陽離子可逆過程“”4.電解質(zhì)在水中的電離方程式的書寫（1）電離：電解質(zhì)溶于水或者受熱熔化時(shí)，離解成自由移動(dòng)的離子的過程叫做電離。（2）電離方程式的書寫強(qiáng)電解質(zhì)完全電離用“=”連接，弱電解質(zhì)部分電離，用“”連接多元弱酸的電離要分步書寫，以第一步電離為主；多元弱堿的電離一步書寫即可例如：H3PO4在水溶液中的電離方程式分三步書寫：H3PO4H++H2PO4-(1)為主要電離H2PO4-H++HPO42-

(2)HPO42-H++PO43-(3)電離程度極小

例如：多元弱堿則一步書寫Cu(OH)2Cu2++2OH-練習(xí)3：寫出下列物質(zhì)在特定環(huán)境中的電離方程式寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式①HClO4

HClO4=ClO4-+H+②Ba(OH)2

Ba(OH)2=Ba2++OH-③H2SH2SH++HS-④NaHCO3

NaHCO3=Na++HCO32-⑤NaHSO4NaHSO4

=Na++H++SO42-

NaHSO4

=Na++HSO4-（熔融狀態(tài)下）隨堂演練

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義水中(或熔融狀態(tài))全部電離水中只有部分電離化合物類型離子化合物及具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物(除HF)某些具有弱極性鍵的共價(jià)化合物電離程度全部電離部分電離電離過程不可逆過程可逆過程，存在電離平衡存在微粒陰、陽離子，無電解質(zhì)分子有陰、陽離子和電解質(zhì)分子強(qiáng)弱電解質(zhì)電離對(duì)比分析練習(xí)4:下列關(guān)于強(qiáng)、弱電解質(zhì)的敘述中正確的是(

)A.強(qiáng)電解質(zhì)都是離子化合物，弱電解質(zhì)都是共價(jià)化合物B.強(qiáng)電解質(zhì)都是可溶性化合物，弱電解質(zhì)都是難溶性化合物C.強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液中無溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)的水溶液中有溶質(zhì)分子D.強(qiáng)電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)，弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力弱C隨堂演練①硫酸銅晶體、②碳酸鈣固體、③純磷酸、

④硫化氫、

⑤三氧化硫、⑥金屬鎂、

⑦石墨、

⑧固態(tài)苛性鉀、⑨氨水、

⑩氫氧化鈣固體、?液態(tài)HCl、

?液態(tài)CH3COOH(1)屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是________(填序號(hào)，下同)；(2)屬于弱電解質(zhì)的是_____

___；(3)屬于非電解質(zhì)的是

；(4)既不是電解質(zhì)，又不是非電解質(zhì)的是________；(5)該狀態(tài)下能導(dǎo)電的是________。鞏固練習(xí)：用下列物質(zhì)按要求填空⑤

⑥⑦⑨

⑥⑦⑨③④?①②⑧⑩?

課時(shí)2弱電解質(zhì)電離平衡的建立和影響因素第一節(jié)

電離平衡01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT弱電解質(zhì)的電離平衡02影響電離平衡的因素03電離常數(shù)的意義一.弱電解質(zhì)的電離平衡的建立在一定條件下(如溫度和濃度)，

的速率和_________的速率相等時(shí)，電離過程達(dá)到電離平衡狀態(tài)。弱電解質(zhì)離子化分子化反應(yīng)速率v(電離)v(結(jié)合)v(電離)=v(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)時(shí)間電離平衡是一種化學(xué)平衡弱電解質(zhì)的電離平衡形成過程中體系各粒子濃度的變化類別項(xiàng)目c(CH3COO－)c(H＋)c(CH3COOH)初溶于水時(shí)__________________________達(dá)到電離平衡前__________________達(dá)到電離平衡時(shí)__________________接近于0接近于0最大增大增大減小不變（最大）不變（最大）不變（最小）CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0弱電解質(zhì)電離的特點(diǎn)：程度小、可逆、吸熱弱電質(zhì)達(dá)到電離平衡的特征如：NH3?H2O

OH－＋NH4＋

ΔH＞0可逆相等動(dòng)態(tài)恒定移動(dòng)電離平衡標(biāo)志：變量不變即可，注意壓強(qiáng)和密度不能作為達(dá)到平衡的標(biāo)志二.影響弱電質(zhì)電離平衡的因素內(nèi)因：自身性質(zhì)決定的外因：溫度、濃度、同離子效應(yīng)、化學(xué)反應(yīng)等溫度：越熱越電離。升溫促進(jìn)電離（但溫度過高，引起物質(zhì)分解等副反應(yīng)）濃度：越稀越電離。稀釋促進(jìn)電離（加入不反應(yīng)的任何溶液相于加水稀釋）同離子效應(yīng)：增大反應(yīng)物或生成物中的某個(gè)離子濃度，平衡朝相反方向移動(dòng)化學(xué)反應(yīng)：據(jù)勒夏特列原理，化學(xué)反應(yīng)改變了某種物質(zhì)濃度，平衡朝削弱這種改變的方向移動(dòng)

對(duì)HClO

ClO－＋H＋

ΔH＞0，分析外界條件變化對(duì)平衡影響改變條件移動(dòng)方向c(ClO－)c(H＋)n(H＋)電離程度導(dǎo)電能力加水稀釋加較濃硫酸升高溫度加Na2CO3(s)加Na2SO3(s)加NaClO(s)加Na2SO4(aq)向右減小增多增強(qiáng)向左減小增大減弱減小增大增多減小向右增大增多增大增大增強(qiáng)向右減小減少增大增大增強(qiáng)向右增大增多減小增大增強(qiáng)向左減小減少增大減小增強(qiáng)向右減小增多減小增大減弱三.電離常數(shù)1.概念：在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離出的各離子______________與未電離的分子的________的比值是一個(gè)常數(shù)。濃度冪的乘積濃度冪3.影響因素：電離常數(shù)只與______有關(guān)，升高溫度，K值增大。4.意義：表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越____，酸(或堿)性就越____。溫度大強(qiáng)對(duì)于一元弱酸HAH++A-，平衡時(shí)Ka=c(H+).c(A-)c(HA)對(duì)于一元弱堿MOHM++OH-，平衡時(shí)Kb=c(M+).c(OH-)c(MOH)6．K值只隨溫度變化，是個(gè)溫度常數(shù)5.通常：弱酸的電離平衡常數(shù)叫作Ka,Ka值越大,弱酸的酸性越強(qiáng)；

弱堿的電離平衡常數(shù)叫作Kb,Kb值越大,弱堿的堿性越強(qiáng)；應(yīng)用研究：根據(jù)電離常數(shù)比較酸的強(qiáng)弱（1）根據(jù)25℃時(shí)的電離平衡常數(shù)，比較醋酸、碳酸的酸性強(qiáng)弱因?yàn)椋篕（醋酸）>K（碳酸第一步）故，酸性：醋酸>碳酸（2）仔細(xì)觀察課本實(shí)驗(yàn)3-2，描述實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象，討論該現(xiàn)象說明什么？現(xiàn)象：碳酸鈉滴入等濃度的醋酸溶液（1mol/L）中，有大量氣泡產(chǎn)生結(jié)論：酸性：醋酸>碳酸HCO3－

H++CO32-7．影響電離常數(shù)大小的因素物質(zhì)的本性決定只隨溫度變化8．多元弱酸的電離分步電離H2CO3H++HCO3－（第一步電離K1）（第二步電離K2）每一步的電離程度是不一樣的，K1》K2》K3…..（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步電離決定思考：為什么多元弱酸的第2步、第3步電離程度越來越小？從表中獲取信息的能力：幾種多元弱酸的電離常數(shù)（25℃）比較它們的相對(duì)強(qiáng)弱：草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸弱酸電離常數(shù)弱酸電離常數(shù)H2CO3K1＝4.4×10-7K2=4.7×10-11H2C2O4（草酸）K1＝5.4×10-2K2=4.4×10-5H3PO4K1＝7.1×10-3K2＝6.3×10-8K3＝4.2×10-13H3C6H5O7（檸檬酸）K1＝7.4×10-4K2＝1.73×10-5K3＝4×10-7思考：若將NaHC2O4固體投入NaHCO3溶液中，有啥現(xiàn)象？知識(shí)拓展1：弱電解質(zhì)的電離度電離度：弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)電離度（α）

α=已電離的分子數(shù)弱電解質(zhì)分子總數(shù)（1）與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)

（2）外因②濃度越稀，弱電解質(zhì)的電離度越大③加入弱電解質(zhì)，電離度減小影響電離度大小的因素①溫度越高，弱電解質(zhì)的電離度越大知識(shí)拓展2：多重反應(yīng)的電離常數(shù)分步電離：H2S

H++HS－（第一步電離K1）HS－

H++S2-（第二步電離K2）總電離方程式：H2S

2H++S2-（總電離K總）總電離K總=K1.K2悟?qū)懗鯤2S在水中的電離方程式A.自來水B.0.5mol·L－1的鹽酸C.0.5mol·L－1的醋酸D.0.5mol·L－1的氨水B溶液的導(dǎo)電性溶液中離子的總濃度離子所帶電荷練習(xí)1：把0.05molNaOH固體分別加入下列100mL液體中，溶液的導(dǎo)電性基本不變的是（）隨堂演練練習(xí)2：在甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是（

）A．1mol/L甲酸溶液中c(H+)約為1×10-2mol/LB．甲酸能與水以任意比互溶C．10mL1mol/L甲酸恰好10mL1mol/LNaOH溶液完全反應(yīng)D．在相同條件下，甲酸的導(dǎo)電性比強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性弱A隨堂演練練習(xí)3：用水稀釋0.1mol/L氨水時(shí),溶液中隨著水量的增加而減小的是()BCA.c(OH-)/c(NH3·H2O)B.c(NH3·H2O)/n(OH-)C.c(OH-)

D.OH-的物質(zhì)的量解析：氨水中存在的電離平衡：NH3·H2O

NH4＋＋OH－隨堂演練課時(shí)1水的電離第二節(jié)水的電離和溶液的pH01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT水的電離02水的離子積常數(shù)03影響水的電離平衡的因素【思考與討論】

在水溶液中，酸、堿和鹽全部或部分以離子形式存在，那么，其中的溶劑——水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢?怎樣驗(yàn)證你的猜想？方法一：利用靈敏電流表測定水的導(dǎo)電性燈泡亮，電路正常燈泡不亮，純水不導(dǎo)電或?qū)щ娔芰θ蹯`敏電流表指針偏轉(zhuǎn)，純水能導(dǎo)電但導(dǎo)電能力弱結(jié)論：水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離水質(zhì)檢測筆方法二：利用手持技術(shù)測定水的電導(dǎo)率鹽水一、水的電離精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)表明，純水絕大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+和OH-。這表明水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的電離:H2O＋H2OH3O＋

＋OH－簡寫為H2OH＋

＋OH－H+為裸露的質(zhì)子，不穩(wěn)定，容易與水結(jié)合形成H3O+（水合氫離子）【思考】如何衡量水的電離的限度？二.水的離子積常數(shù)1.定義：在一定溫度下，當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí),電離產(chǎn)物H+和OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù),記作KW，叫做水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積。KW可由實(shí)驗(yàn)測得，也可以通過理論計(jì)算求得。2.表達(dá)式：

KW=c(H+)·c(OH-)

在25℃時(shí)，純水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10-7mol·L－1，KW=1.0×10-14

表3-1不同溫度下水的離子積常數(shù)①水的電離程度很微弱。在25℃時(shí)，1L水（55.6mol）中有1×10-7mol水分子電離。55.6×107個(gè)水分子才有1個(gè)電離。二.水的離子積常數(shù)表3-1不同溫度下水的離子積常數(shù)②溫度升高，水的離子積KW增大。水的電離是吸熱過程,升高溫度，促進(jìn)水的電離,Kw增大。Kw只與溫度有關(guān),與濃度無關(guān)。在使用Kw時(shí)一定要強(qiáng)調(diào)溫度。二.水的離子積常數(shù)三.影響水的電離平衡的因素△H>01.溫度：水的電離是吸熱過程，升高溫度，促進(jìn)水電離。故升高溫度，KW增大改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)H+與OH-

濃度大小Kw升高溫度增大增大增大（促進(jìn)電離）↑c(diǎn)(H+)=c(OH-)2.加入酸溶液或堿溶液：改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)H+與OH-

濃度大小Kw加HCl加NaOH增大減小不變（抑制電離）↑c(diǎn)(H+)＞c(OH-)減小增大不變（抑制電離）↑c(diǎn)(H+)＜c(OH-)

加入酸或堿，抑制水電離，Kw不變?nèi)?影響水的電離平衡的因素3.加入活潑金屬（Na、K）：改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(OH-)H+與OH-濃度大小Kw加Nac(H+)＜c(OH-)減小增大不變（促進(jìn)電離）↑三.影響水的電離平衡的因素四.水的離子積KW應(yīng)用時(shí)的注意事項(xiàng)1.任何水溶液中都同時(shí)存在H+和OH-。Kw表達(dá)式中，c(H＋)和c(OH－)均表示整個(gè)溶液中H＋和OH－的濃度，而不單指水產(chǎn)生的。2.在電解質(zhì)水溶液中，c(H+)與c(OH-)不一定相等,

但由水電離產(chǎn)生的c(H+)與c(OH-)永遠(yuǎn)相等。3.KW不僅適用于純水,還可適用于稀的電解質(zhì)水溶液。

即在電解質(zhì)水溶液中

也成立。1.25℃，0.01mol/L鹽酸溶液中c(H+)和c(OH-)分別為多少？

由水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？Kw表達(dá)式中的c(H＋)、c(OH－)是整個(gè)溶液中H＋、OH－的濃度，而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。在酸溶液中，c(H+)來自于酸電離和水電離,且c(H+)酸?c(H+)水，因此，可近似認(rèn)為c(H+)來自于酸電離，而忽略水電離的H+。c(OH-)來自于水的電離,且電離程度很小。隨堂演練2.室溫下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分別為多少？

由水電離出的c(H+)和c(OH-)分別是多少？在堿溶液中，可以近似認(rèn)為c(OH-)來自于堿電離，而忽略水電離出的OH－；溶液中的c(H＋)來自于水的電離。隨堂演練3.室溫下，某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-12mol/L，則該溶液是酸溶液還是堿溶液？并計(jì)算該溶液中c(H+)的可能值？隨堂演練該溶液可能為酸溶液也可能為堿溶液，該溶液中c(H+)=10-12mol/L或10-2mol/L隨堂演練D

課時(shí)2溶液的酸堿性與pH

第二節(jié)水的電離和溶液的pH01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT溶液pH的計(jì)算02溶液的稀釋依據(jù)官能團(tuán)分類一、溶液pH的計(jì)算(25℃)1、單一溶液pH的計(jì)算：（1）①強(qiáng)酸溶液(HnA)：HnA的濃度為cmol／L,則有c(H+)=nc

mol／L;pH=-lgc(H+)=-lg(nc)②一元弱酸溶液：

Ka·c

c(H+)=③弱酸HA濃度為cmol/L,電離度為α，則pH=-lg（cα）

一、溶液pH的計(jì)算(25℃)①強(qiáng)堿溶液[B(OH)n]：B(OH)n的濃度為cmol／L,則有c(OH-)=ncmol／L;②一元弱堿溶液：

Kb·c

c(OH-)=pH=﹣lgc(H+)=14+lg(nc)③弱堿BOH濃度為cmol/L,電離度為α，則pH=14+lg(cα)（2）【例1】已知：常溫下,Kw＝1.0×10－14，100℃時(shí)，

Kw＝1.0×10－12，計(jì)算pH：（1）25℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH＝

；（2）100℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH＝

；（3）25℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH＝

；（4）100℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH＝

；c(OH-)?一、溶液pH的計(jì)算(25℃)一、溶液pH的計(jì)算(25℃)2、溶液混合的pH計(jì)算：（1）強(qiáng)酸混合后計(jì)算pH先求混合后的c(H＋)，再求pH【例2】計(jì)算pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合后的pH。

計(jì)算pH=2的鹽酸和pH=5的硫酸等體積混合后的pH。兩強(qiáng)酸等體積混合,若ΔpH≥2時(shí)，pH混=pH小+0.3兩強(qiáng)酸等體積混合，若≥100，c(H+)小的可忽略一、溶液pH的計(jì)算(25℃)（2）兩強(qiáng)堿混合后計(jì)算pH【例3】計(jì)算pH=10與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的pH。

計(jì)算pH=13的Ba(OH)2與pH=10的NaOH溶液等體積混合后的pH。先求混合后的c(OH－)，通過

，再求pH。兩強(qiáng)堿等體積混合時(shí)，若ΔpH≥2，pH混=pH大-0.3一、溶液pH的計(jì)算(25℃)（3）強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合計(jì)算pH實(shí)質(zhì)：酸堿中和反應(yīng)：H++OH-=H2O,即H+與OH-抵消。方法：先分別求出酸的n(H＋)和堿的n(OH-)，判斷誰過量；

若酸過量，求剩余c(H＋)，再求pH。

若堿過量，先求剩余c(OH-),再求c(H+),最后算pH?！纠?】取物質(zhì)的量濃度均為0.05mol／L的NaOH和HCl溶液，以體積比2:3混合，求所得溶液的pH。【例5】常溫下將pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液，若等體積混合后，溶液的pH為

；若按4∶6的體積比混合后，溶液的pH為

；若混合后溶液呈中性，則兩溶液的體積比為

。

一、溶液pH的計(jì)算(25℃)二、溶液的稀釋1.強(qiáng)酸的稀釋例1：取1mLpH＝3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，pH？加水稀釋到1000mL，pH？加水稀釋到10000mL，pH？56接近7當(dāng)pH接近6時(shí)，再加水稀釋，由水電離產(chǎn)生的H+不能再忽略。二、溶液的稀釋2.強(qiáng)堿的稀釋例2：取1mLpH＝11的NaOH溶液加水稀釋到100mL，pH？加水稀釋到1000mL，pH？加水稀釋到10000mL，pH？98接近7當(dāng)pH接近8時(shí)，再加水稀釋，由水電離產(chǎn)生的OH-不能再忽略。結(jié)論：強(qiáng)酸或強(qiáng)堿每稀釋10倍，pH值向7靠攏一個(gè)單位。注意：pH=6或8時(shí)，不可忽略水的電離，只能接近7，酸堿溶液無限稀釋，pH只能約等于7或接近7：酸不能大于7；堿不能小于7酸稀釋堿稀釋強(qiáng)酸pH=a,加水稀釋10n倍后，pH=a+n;強(qiáng)堿pH=b,加水稀釋10n倍后，pH=b-n。二、溶液的稀釋3.弱酸的稀釋例3：將pH＝2的醋酸稀釋10倍后，pH？⑴pH＝a的弱酸稀釋10n倍后，pH增

大量小于n，即a＜pH＜a＋n⑵pH相同的兩種酸稀釋相同倍數(shù)后，

誰的酸性強(qiáng)誰的pH變化大。⑶

稀釋到相同pH時(shí),稀釋的倍數(shù)：

醋酸＞鹽酸

稀釋102倍后，pH？＜3＜4鹽酸醋酸V水32pH10倍二、溶液的稀釋4.弱堿的稀釋例4：將pH＝12的氨水稀釋10倍后，pH？⑴

pH＝b的弱堿稀釋10n倍后，pH減

小量小于n，即b-n＜pH＜b⑵

pH相同的兩種堿稀釋相同倍數(shù)后，

誰的堿性強(qiáng)誰的pH變化大。⑶

稀釋到相同pH時(shí),稀釋的倍數(shù)：

氨水＞NaOH

稀釋102倍后，pH？>11>10NaOH溶液氨水V水1211pH10倍二、溶液的稀釋結(jié)論：弱酸或弱堿每稀釋10倍，pH值向7靠攏不到一個(gè)單位。弱酸pH=a,加水稀釋10n倍后，pH＜a+n;弱堿pH=b,加水稀釋10n倍后，pH＞b-n。二、溶液的稀釋【典例1】常溫下，若1體積硫酸與2體積pH＝11的氫氧化鈉溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后體積變化不計(jì))，則二者物質(zhì)的量濃度之比應(yīng)為 (

)

A．5∶1

B．5∶2C．1∶5D．2∶5B典例分析【典例2】有關(guān)常溫下pH均為3的硫酸和醋酸溶液的說法正確的是(

)A．分別加水稀釋100倍后，硫酸溶液的pH變化比醋酸溶液小B．兩種溶液中，由水電離出的c(H＋)＝1×10－11mol·L－1C．與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，都恰好中和D．分別加入足量鋅片充分反應(yīng)后，兩溶液中產(chǎn)生的氫氣的量一樣多B典例分析1.下列各圖中的曲線，能表示大量喝水時(shí)，人體胃液pH變化的是()B.C.D.A.A隨堂演練2.常溫下，濃度均為1mol/L的HX溶液、HY溶液，分別加水稀釋，溶液pH隨濃度變化如圖，下列敘述正確的是()A.HX是強(qiáng)酸，溶液每稀釋至原體積的10倍，pH始終增大1B.常溫下HY的電離常數(shù)為C.溶液中水的電離程度：a大于bD.消耗同濃度NaOH溶液的體積：a點(diǎn)大于b點(diǎn)B隨堂演練3.下列敘述正確的是(

)A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導(dǎo)致水呈酸性B．pH＝3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH＝4C．0.2mol·L－1的鹽酸，與等體積水混合后pH＝1D．pH＝3的醋酸溶液與pH＝11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH＝7C隨堂演練課時(shí)3酸堿中和滴定第二節(jié)水的電離和溶液的pH01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)02酸堿中和滴定誤差分析03依據(jù)官能團(tuán)分類2.原理：中和反應(yīng)中，酸提供的H＋與堿提供的OH－之間的

相等。物質(zhì)的量1.概念：依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法。H++OH

H2O?酸堿中和滴定概念和原理預(yù)習(xí)檢測：標(biāo)準(zhǔn)液待測液待測定量取一定體積已知0.1000mol/Lc(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【問題1】需測得哪些數(shù)據(jù)能計(jì)算出c(NaOH)？酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)

活動(dòng)一：實(shí)驗(yàn)室有一瓶未知濃度的NaOH溶液，一瓶濃度為0.1000mol/L的HCl溶液，如何準(zhǔn)確測出NaOH溶液的濃度？V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)].c(NaOH).＝c(HCl)思考：在下列儀器中選出能夠準(zhǔn)確量取溶液體積的儀器

準(zhǔn)確測量參加反應(yīng)的兩種溶液的體積選用更加精確的儀器

酸式滴定管堿式滴定管【問題2】你認(rèn)為中和滴定實(shí)驗(yàn)要解決的關(guān)鍵問題是什么？最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)儀器3.主要儀器酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)儀器標(biāo)有量程、使用溫度、刻度(“0”刻度在上方，越往下讀數(shù)越大）

酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的試劑

最小分刻度：0.1mL可估讀到0.01mL

堿式滴定管（B）：堿性的試劑幾種常用指示劑的變色范圍pH酚酞甲基橙石蕊酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)確定滴定終點(diǎn)【問題3】

如何判斷中和反應(yīng)什么時(shí)候“恰好”反應(yīng)完全（即判斷滴定終點(diǎn)）？

方法：在待測溶液中加入酸堿指示劑【困惑】強(qiáng)酸與強(qiáng)堿“恰好”反應(yīng)時(shí)，所得溶液的pH＝7，用酚酞作指示劑時(shí)，實(shí)際滴定終點(diǎn)的pH＝8.2，為什么可以將滴定終點(diǎn)當(dāng)成“恰好”反應(yīng)的點(diǎn)？pH1210864210203040反應(yīng)終點(diǎn)V[HCl(aq)]/mL中和反應(yīng)過程中的pH變化曲線突變范圍0V[HCl(aq)]/mL19.9820.0020.02pH1074誤差-0.1%0+0.1%酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)確定滴定終點(diǎn)pH1210864210203040反應(yīng)終點(diǎn)V[HCl(aq)]/mL突變范圍0酚酞甲基橙酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)指示劑的選擇由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點(diǎn)時(shí)有一個(gè)突變過程，在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色變化明顯，所以即使酚酞、甲基橙的變色不在恰好中和的pH＝7的點(diǎn)上，但體積差距很小，可以忽略不計(jì)。幾種常用指示劑的變色范圍

4、指示劑選擇原則：在突變范圍內(nèi)指示劑有明顯的顏色變化。石蕊的紫色和藍(lán)色差別不夠明顯，不用作指示劑。

25.00mL待測NaOH溶液0.1000mol/L鹽酸酚酞甲基橙石蕊酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)指示劑的選擇特別提醒若滴定終點(diǎn)為堿性時(shí)，選擇酚酞，酸性時(shí)，選擇甲基橙，中性時(shí)，酚酞、甲基橙都行，一般不選擇石蕊，變色現(xiàn)象不明顯。

活動(dòng)一：閱讀教材實(shí)驗(yàn)活動(dòng)2，歸納總結(jié)滴定管的使用方法及酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)操作步驟。

酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)操作5、滴定管的使用方法：檢漏——潤洗（蒸餾水——待裝液（2-3次））——裝液（尖嘴部位不能有氣泡，凹液面與“0”刻度相切或低于“0”刻度）——調(diào)節(jié)初始讀數(shù)、記錄——放液——讀數(shù)、記錄注：

1、錐形瓶不能用待測液或標(biāo)準(zhǔn)液潤洗2、錐形瓶中加1-2滴指示劑

控制活塞錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化搖動(dòng)錐形瓶注意:①滴速：先快后慢，當(dāng)接近終點(diǎn)時(shí)，應(yīng)一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液。②終點(diǎn)的判斷：滴入最后半滴標(biāo)準(zhǔn)液，指示劑變色，且在半分鐘內(nèi)不變回原色，視為滴定終點(diǎn)。酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)操作數(shù)據(jù)處理：為減少實(shí)驗(yàn)誤差，重復(fù)實(shí)驗(yàn)2～3次，求出所用標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均值，然后再計(jì)算待測液的物質(zhì)的量濃度。6、滴定操作：

平行滴定三次，記錄相關(guān)數(shù)據(jù)滴定次數(shù)待測NaOH溶液的體積/mL已知濃度HCl溶液滴定前讀數(shù)滴定后讀數(shù)體積/mL25.0025.0025.0032100027.8427.8427.8527.85酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)計(jì)算27.8327.83將三次滴定的HCl溶液體積取平均值：27.84mlc(NaOH)=c(HCl)·V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)]0.02500L0.1000mol/L×0.02784

L＝0.11136mol/L＝滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面最低點(diǎn)在同一水平線上。試分析下列圖示讀數(shù)對(duì)滴定結(jié)果的影響：返回(1)如圖Ⅰ，開始仰視讀數(shù)，滴定完畢俯視讀數(shù)，滴定結(jié)果會(huì)偏小酸堿中和滴定誤差分析(2)如圖Ⅱ，開始俯視讀數(shù)，滴定完畢仰視讀數(shù)，滴定結(jié)果會(huì)偏大7、滴定管讀數(shù)誤差分析步驟操作V標(biāo)準(zhǔn)c待測洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗________堿式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤洗________錐形瓶用待測溶液潤洗________錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水___________取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失__________以用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例：變大偏高變小偏低變大偏高不變無影響變小偏低酸堿中和滴定誤差分析滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失________振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出________部分酸液滴出錐形瓶外________溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液無變化________讀數(shù)滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)(或前仰后俯)________滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)(或前俯后仰)________變大偏高變小偏低變大偏高變大偏高變小偏低變大偏高酸堿中和滴定誤差分析課時(shí)1鹽類的水解課時(shí)2鹽類水解的影響因素第三節(jié)鹽類的水解01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT鹽類水解02

鹽類水解方程式的書寫03鹽類水解的影響因素酸溶液顯酸性堿溶液顯堿性鹽溶液是否顯中性？實(shí)驗(yàn)探究探究實(shí)驗(yàn)：測定溶液的酸堿性藥品：CH3COONa溶液Na2CO3溶液NH4Cl溶液Al2(SO4)3溶液NaCl溶液K2SO4溶液儀器：PH試紙、比色卡玻璃棒、玻璃片堿性酸性中性實(shí)驗(yàn)結(jié)果統(tǒng)計(jì)分析及推理1.CH3COONa是什么類型的電解質(zhì)?2.它在水中以什么形式存在？3.其水溶液中存在哪些離子？4.這些離子能相互反應(yīng)嗎？若反應(yīng)，結(jié)果怎么樣？CH3COONa溶液顯堿性的原因探究CH3COONa=CH3COO-+Na++CH3COOH探討與交流（以CH3COONa溶液為例）C(H+)<C(OH-)堿性CH3COONa

溶液H2OH++OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl=NH4++Cl-+NH3·H2OH2OOH-+

H+

探討與交流（以NH4Cl溶液為例）

酸性

NH4Cl溶液

C(OH-)<C(H+)NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClNaCl溶液的情況又如何呢？1.鹽類水解的定義H2OH++

OH-CH3COONa=Na++CH3COO-NH4Cl=Cl-+NH4+

在鹽溶液中，鹽電離出的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子）跟水所電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子的反應(yīng)就叫做鹽類的水解。

2.鹽類水解的條件、實(shí)質(zhì)和規(guī)律水解的條件：在水溶液中、易溶于水、

電離出弱酸陰離子或弱堿陽離子。水解的實(shí)質(zhì)：破壞了水的電離平衡,促進(jìn)水的電離。水解的規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性。鹽類水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系如何？CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH鹽+水酸+堿中和水解中和水解探究問題水解反應(yīng)與中和反應(yīng)互為逆反應(yīng)特點(diǎn)：可逆：是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。微弱：通常鹽類水解程度小。吸熱：中和反應(yīng)放熱，水解反應(yīng)吸熱。符合化學(xué)平衡移動(dòng)原理。1.下列離子在水溶液中不會(huì)發(fā)生水解的是（）A、NH4+B、SO42_

C、Al3+D、F_B2.下列溶液PH小于7的是（）A、溴化鉀B、硫酸銅C、硫化鈉D、硝酸鋇B【課堂練習(xí)】3.下列溶液pH小于7的是A、氯化鉀B、硫酸銅C、硫化鈉D、硝酸鋇4.下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是A.碳酸鉀B.硫酸氫鈉C.碳酸氫鈉D.氯化鐵5.下列離子在水溶液中不會(huì)發(fā)生水解的是A.NH4+B.SO42–

C.Al3+D.F–【課堂練習(xí)】3.鹽類水解方程式的書寫（1）因?yàn)樗獬潭刃?，一般要用，氣體、

難溶物不打“↑”、“↓”，不穩(wěn)定物不分解。（2）一元弱酸強(qiáng)堿鹽和一元弱堿強(qiáng)酸鹽

弱酸根離子＋水弱酸＋OH－

弱堿陽離子＋水弱堿＋H＋（3）多元弱酸強(qiáng)堿鹽(正鹽)：多元弱酸的酸根離

子的水解是分步進(jìn)行的，酸根離子帶幾個(gè)負(fù)

電荷寫幾個(gè)方程式。

其中第一步水解程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步水解。（4）多元弱堿強(qiáng)酸鹽:只寫一個(gè)方程式。3.鹽類水解方程式的書寫（一）一元弱酸強(qiáng)堿鹽如：CH3COONa、NaF化學(xué)方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化學(xué)方程式：離子方程式：NaF+H2OHF

+NaOHF–

+H2OHF+OH–3.鹽類水解方程式的書寫（二）多元弱酸強(qiáng)堿鹽(正鹽）如：Na2CO3、Na3PO4離子方程式：HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–CO3

2–

+H2OHCO3

–

+OH

–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5種離子，2種分子。3.鹽類水解方程式的書寫（三）弱堿強(qiáng)酸鹽水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al

3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+3.鹽類水解方程式的書寫（四）弱酸弱堿鹽水解①一般雙水解，如：CH3COONH4②CH3COO–

+NH4+

+H2OCH3COOH+NH3·H2O(NH4)2CO3

NH4HCO3“完全雙水解”，用“=”、“↑”、“↓”。Al

3+

+3HCO3–Al(OH)3

+

3CO21093.鹽類水解方程式的書寫(五)多元弱酸的酸式酸根離子水解與電離共存①強(qiáng)酸酸式鹽的酸式根只電離，不水解，溶液呈酸性②弱酸酸式鹽的酸式根既電離又水解NaHSO4＝如:NaHCO3＝HCO3-H+

+

CO32-

HCO3-+H2OOH-

+H2CO3

如:3.鹽類水解方程式的書寫a.

電離>水解，則溶液顯酸性，抑制水的電離。如：NaHSO3、NaH2PO4b.水解>電離，則溶液顯堿性，促進(jìn)水的電離。如：NaHCO3、Na2HPO4、KHS

3.鹽類水解方程式的書寫1、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的水溶液都顯中性嗎？2、某鹽溶液呈中性，該鹽一定沒有水解嗎？

3、鹽類的水解反應(yīng)都是可逆反應(yīng)嗎？不一定NaHSO4不一定CH3COONH4溶液顯中性不一定某些雙水解反應(yīng)不可逆思考與討論6.下列水解的離子方程式正確的()A、CO32-+2H2OCO2↑+2OH-

B、I-+H2OHI+OH-

C、SO32-+2H2OH2SO3+2OH-

D、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+D【課堂練習(xí)】7.物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，含微粒種類最多的是()A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2SD【課堂練習(xí)】4、水解平衡的影響因素（1）內(nèi)因：鹽(弱離子)本身的性質(zhì)越弱越水解①弱酸強(qiáng)堿鹽:

②弱堿強(qiáng)酸鹽:

形成鹽的弱酸酸性越弱，其酸根離子越易水解，溶液的堿性越強(qiáng)。

形成鹽的堿

堿性越弱,其金屬陽離子越易水解，溶液的酸性越強(qiáng)。8.比較同濃度的下列溶液的堿性：Na2CO3與Na2SiO3

Na2CO3與NaClO

小于小于【課堂練習(xí)】升高溫度能促進(jìn)鹽類水解（水解吸熱）越稀越水解，越熱越水解①溫度：②濃度：溶液越稀，水解程度越大，但酸堿性越弱。（2）外因：4、水解平衡的影響因素④鹽水解情況相同的離子的水解相互抑制，水解情況相反的離子的水解相互促進(jìn)（雙水解）③外加酸堿對(duì)強(qiáng)堿弱酸鹽，加酸促進(jìn)水解，加堿抑制水解。對(duì)強(qiáng)酸弱堿鹽，加酸抑制水解，加堿促進(jìn)水解。4、水解平衡的影響因素CH3COONa溶液改變下列條件練習(xí)1向10mL0.1mol/L氨水中逐滴加入0.1mol/L鹽酸。當(dāng)?shù)沃粱旌先芤呵『贸手行詴r(shí)，消耗鹽酸的體積() A．10mL

B．＞10mL C．＜10mL D．＝5mLC隨堂演練練習(xí)2pH=11的氨水和pH=3的鹽酸等體積混合，所得混合液呈（）A酸性B堿性C中性D無法確定B隨堂演練練習(xí)3下列鹽的水溶液中,離子濃度比正確的是（

）

D、NaFc(Na+):c(F-)<1:1B、K2SO4c(K+):c(SO42-)=2:1C、(NH4)2SO4c(NH4+):c(SO42-)<2:1A、NaClOc(Na+):c(ClO-)=1:1BC隨堂演練課時(shí)3鹽類水解的應(yīng)用第三節(jié)鹽類的水解鹽類水解的應(yīng)用學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT1、判斷或比較溶液的酸堿性強(qiáng)弱例如：0.1mol/L下列溶液pH值由大到小的順序是

①H2SO4②NH3.H2O③NaOH

④NH4Cl⑤NaCl⑥CH3COONa

⑦HCl⑧CH3COOH⑨Ba(OH)2

⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①如：用明礬、FeCl3等作凈水劑水解生成Al(OH)3、Fe(OH)3膠體具有吸附作用，可以吸附水中雜質(zhì)和懸浮物形成沉淀2、凈水劑的選擇用鹽作洗滌劑:Na2CO3、C17H35COONa等CO32-+H2OHCO3-+OH-溶液呈堿性。加熱促進(jìn)水解，堿性更強(qiáng),去污效果更好C17H35COO-+H2OC17H35COOH+OH-3、洗滌劑的應(yīng)用考慮鹽的水解如：草木灰（含K2CO3）不能和銨態(tài)氮肥混和使用，不能和磷肥（主要成分是磷酸二氫鈣）混合使用4、一些化肥的使用要考慮鹽的水解草木灰的成分：K2CO3，水解呈堿性.CO32-＋H2OHCO3-+OH-HCO3-＋H2OH2CO3+OH-銨態(tài)氮肥——銨鹽，水解呈酸性.NH4+＋H2ONH3·H2O+H+5、一些離子的共存要考慮鹽的水解例：某同學(xué)欲配制下列含有較多量不同陰、陽離子的4種水溶液，其中配不成的是（）A.

Ca2+、Al3+、Cl-、HCO3-

B.Mg2+、Al3+、Cl-、SO42-

C.Na+、OH-、K+、Cl-

D.Ca2+、Al3+、NO3-、Cl-A內(nèi)筒(玻璃筒)里面放入什么藥品？外筒(鐵筒)放入什么藥品？玻璃筒Al2(SO4)3溶液鐵筒:NaHCO3溶液Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑；6.泡沫滅火器要考慮鹽類的水解7.某些鹽溶液的配制與保存FeCl3：加少量稀鹽酸FeCl2：加少量稀鹽酸和鐵屑加相應(yīng)的酸或堿抑制Fe2+的水解防止Fe2+被氧化練習(xí)1：在配制Al2(SO4)3溶液時(shí)，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的

，在配制Na2S溶液時(shí)，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的

?！菊n堂練習(xí)】8、鹽溶液蒸干時(shí)要考慮鹽的水解思考：向FeCl3溶液中加MgO有什么現(xiàn)象？除去MgCl2溶液中的FeCl3用什么試劑？

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+①加Mg(OH)2②加MgO③加MgCO3除雜試劑：不溶于水，與H+反應(yīng)，不引入新雜質(zhì)9、除雜時(shí)可能要考慮鹽的水解思考：除去CuCl2溶液中的FeCl3用什么試劑？

CuOCu(OH)2CuCO3等【思考與討論】練習(xí)2：某溶液中含有銅離子和二價(jià)鐵離子，如何除去鐵離子得到比較純凈的銅離子已知各離子的水解情況：Cu2+Fe2+Fe3+開始水解的PH值653水解完全的PH值76.54操作過程：首先向溶液中加入

。使Fe2+氧化成Fe3+氧氣、臭氧、雙氧水等【課堂練習(xí)】然后向溶液中加入

調(diào)節(jié)溶液的pH值到5左右，最后過濾除去Fe(OH)3得到純凈的銅離子。CuOCu(OH)2CuCO3等【課堂練習(xí)】如：碳酸鈉溶液呈堿性，證明碳酸是弱酸10、證明酸或堿是強(qiáng)弱電解質(zhì)11、其他應(yīng)用

（2）比較溶液中離子濃度的大小時(shí)一般要考慮鹽的水解。（1）“焊藥”—金屬焊接時(shí)常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl；課時(shí)1難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡第四節(jié)沉淀溶解平衡01學(xué)習(xí)目標(biāo)

CONTENT難溶電解質(zhì)的溶解平衡共價(jià)鍵的極性與有機(jī)反應(yīng)0203沉淀溶解平衡的影響因素溶度積

海底美麗的珊瑚礁近年來卻因使海水中二氧化碳濃度增大而逐漸停止生長，甚至死亡。

溶洞中美麗的石筍、鐘乳石和石柱是大自然創(chuàng)造的奇跡。而它們是如何形成的？課題導(dǎo)入課題導(dǎo)入人們習(xí)慣上將溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)。盡管難溶電解質(zhì)的溶解質(zhì)的溶解度很小，但在水中并不是絕對(duì)不溶。引導(dǎo)探究1Ag＋和Cl－的反應(yīng)能進(jìn)行到底嗎？難溶物一定不溶解嗎？引導(dǎo)探究2（1）恰好反應(yīng)沒有？（2）溶液中還含有Ag+和Cl-嗎？【問題討論】【實(shí)驗(yàn)】向盛有2mL0.1mol/LAgNO3溶液的試管中加入2mL0.1mol/LNaCl溶液。引導(dǎo)探究2【繼續(xù)實(shí)驗(yàn)】取上層清液，滴加KI溶液，有何現(xiàn)象？說明了什么？有黃色沉淀生成，說明溶液中依然有Ag+、Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。引導(dǎo)探究2結(jié)論：AgCl沉淀是難溶物，但不是絕對(duì)不溶，只不過溶解度很小，難溶物在水中存在溶解平衡。引導(dǎo)探究21、定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)溶于水，沉淀的溶解和生成速率相等，溶液達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)，即建立了溶解平衡（也叫沉淀溶解平衡）。一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡2、沉淀溶解平衡的建立一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡3、特征可逆動(dòng)態(tài)=離子濃度一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡4、表達(dá)式難溶電解質(zhì)用“s”標(biāo)明狀態(tài)，溶液中的離子用“

”標(biāo)明狀態(tài)，并用“?

”連接。

aq一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡5、生成難溶電解質(zhì)的離子反應(yīng)的限度反應(yīng)完全的標(biāo)志：對(duì)于常量的化學(xué)反應(yīng)來說，化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于

mol/L時(shí)，沉淀就達(dá)完全。1×10-5一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡根據(jù)本節(jié)課所學(xué)內(nèi)容，請(qǐng)思考如何使沉淀反應(yīng)完成后，溶液中的Ag+濃度能夠盡量?。磕隳芟氤鰩追N辦法？思考與討論影響難溶電解質(zhì)溶解平衡的因素a、絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒有的當(dāng)溶液中殘留的離子濃度<1×10-5mol/L時(shí)，沉淀就達(dá)到完全。b、同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。c、易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。①內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)

引導(dǎo)探究3特例：a.隨溫度變化不明顯：NaClb.隨溫度升高反而降低：Ca(OH)2c.與水以任意比混溶：乙醇等②外因：

a、濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。b、溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。特例：Ca(OH)21、濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。2、溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。3、加入相同離子，平衡向沉淀方向移動(dòng)。二、影響難溶電解質(zhì)溶解平衡的因素對(duì)于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)

+nAm-(aq)有：KSP=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n在一定溫度下，KSP是一個(gè)常數(shù)。1、溶度積（Ksp）：難溶電解質(zhì)的溶解平衡中，離子濃度冪的乘積。三、溶度積KSP三、溶度積KSPQKSP=QKSP>QKSP<溶液過飽和，有沉淀析出溶液飽和，沉淀與溶解處于平