高中化學(xué)人教新課標(biāo)選修四化學(xué)反應(yīng)原理《水溶液中的離子平衡》課件

新課標(biāo)人教版課件系列《高中化學(xué)》選修4第三章

《水溶液中的

離子平衡》第三章水溶液中的離子平衡第一節(jié)《弱電解質(zhì)的電離》1、(1)什么叫電解質(zhì)？舉例說明.(2)什么叫非電解質(zhì)？舉例說明.

知識(shí)回顧：電解質(zhì)和非電解質(zhì)比較電解質(zhì)非電解質(zhì)概念：在水溶液中或熔化狀態(tài)下在水溶液和熔化狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔铩Ｏ露疾荒軐?dǎo)電的化合物。和結(jié)構(gòu)關(guān)系：大多數(shù)離子化合物極性鍵或非極性鍵構(gòu)成強(qiáng)極性鍵共價(jià)化合物的化合物實(shí)例：酸堿鹽，H2O大多數(shù)有機(jī)物，SO3、CO2

等說明：溶液導(dǎo)電與否是由內(nèi)外因共同作用的結(jié)果，內(nèi)因?yàn)楸仨氂须娊赓|(zhì)，外因在水的作用下兩者缺一不可，可用下列圖示表示：電解質(zhì)電離導(dǎo)電

溶液導(dǎo)電性強(qiáng)弱是由溶液中自由移動(dòng)離子濃度決定。開始1mol/LHCl與鎂條反應(yīng)劇烈，說明1mol/LHCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為1mol/L，說明HCl完全電離；而開始1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于1mol/L，說明醋酸在水中部分電離。HCl是強(qiáng)電解質(zhì)，CH3COOH是弱電解質(zhì)。探究結(jié)果：什么叫強(qiáng)電解質(zhì)？什么叫弱電解質(zhì)？在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)叫強(qiáng)電解質(zhì)；如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽。只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)叫弱電解質(zhì)。如弱酸、弱減、水。練習(xí)：判斷下列物質(zhì)，屬強(qiáng)電解質(zhì)的有哪些？屬弱電解質(zhì)的有哪些？NaCl、NaOH、H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O、Cl2、Cu強(qiáng)電解質(zhì)：

弱電解質(zhì)：

在水溶液里或熔融狀態(tài)下全部電離成離子的電解質(zhì)(其離子無分子化傾向)。包括大多數(shù)鹽類、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿。

在水溶液里部分電離成離子的電解質(zhì)(其離子有分子化傾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱堿(如NH3·H2O)、水。NaCl=Na++Cl-HAcH++Ac-

二、弱電解質(zhì)的電離平衡

思考與討論：

1、開始時(shí)，V電離和V結(jié)合怎樣變化？

2、當(dāng)V電離=V結(jié)合時(shí)，可逆過程達(dá)到一種什么樣的狀態(tài)？畫出V～t圖。

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結(jié)合弱電解質(zhì)電離的V-t圖像V電離V結(jié)合0t1t2V電離=V結(jié)合平衡狀態(tài)ⅠtV電離平衡在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)——思考與討論：例1，在氨水中存在怎樣的電離平衡？向其中分別加入適量的鹽酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，對(duì)平衡有什么影響？影響電離平衡有哪些因素（1）溫度電離過程是吸熱過程，平衡溫度升高向電離方向移動(dòng)。（2）濃度濃度越大，電離程度越小。（3）其他因素問題探討1.弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時(shí)離子濃度隨加水量的變化曲線。問題探討2.金屬導(dǎo)電與電解質(zhì)溶液導(dǎo)電有何不同？升溫對(duì)二者的導(dǎo)電性有何影響？

*自由電子的定向移動(dòng)；自由移動(dòng)的離子定向移動(dòng)*升溫，金屬導(dǎo)電性減弱；電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性增強(qiáng)例3：0.1mol/L的CH3COOH溶液CH3COOHCH3COO-+H+電離程度n(H+)C(H+)導(dǎo)電能力加水升溫加NH4Cl加HCl加NaOH練習(xí)1.將0.1mol/L的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的降低，下列數(shù)據(jù)逐漸增大的是（）A.[H+]B.[OH]-C.[OH]-/[NH3·H2O]D.[NH4]+2.一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應(yīng)時(shí)，為減緩反應(yīng)速率而不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（）A.NaOH(固）B.H2OC.NH4Cl（固）D.CH3COONa(固）ACBD練習(xí)3.有H+濃度相同、體積相等的三種酸：a、鹽酸b、硫酸c、醋酸，同時(shí)加入足量的鋅，則開始反應(yīng)時(shí)速率______，反應(yīng)完全后生成H2的質(zhì)量_________。（用<、=、>表示）a=b=ca=b<c

問題：怎樣定量的比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？電離程度相對(duì)大小怎么比較？

三、電離平衡常數(shù)（K）

看課本自學(xué)相關(guān)內(nèi)容并思考：（1）什么叫電離平衡常數(shù)？（2）電離平衡常數(shù)的化學(xué)含義是什么？（3）怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱？（4）影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的參數(shù)一

電離平衡常數(shù)（K）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)意義：K值越大，電離程度越大，相應(yīng)酸(或堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。K值只隨溫度變化。再見祝同學(xué)們學(xué)習(xí)進(jìn)步探究實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)建議：第三章水溶液中的離子平衡第二節(jié)《水的電離和溶液的酸堿性》一、水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)精確的導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)表明，純水大部分以分子的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O＋和OH－。水中存在著微弱的電離。H2O+H2OH3O++OH-簡寫為：H2OH++OH-+++-水的離子積(KW)水達(dá)到電離平衡時(shí)，也存在著電離常數(shù)因水的電離極其微弱，在室溫下55.6molH2O中只有1×10-7molH2O電離。c(H2O)可視為常數(shù)，上式可表示為：c(H+)·c(OH-)c(H2O)=K電離c(H+)·c(OH-)=K電離·c(H2O)=KW水的離子積(KW)水的離子積KW可由實(shí)驗(yàn)測得，也可通過計(jì)算求得。由上表可知，隨著溫度的升高，水的離子積增大。一般在室溫下，忽略溫度的影響。c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14KW=t/℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.014050901002.925.4738.055.0思考與交流根據(jù)室溫時(shí)水的電離平衡，運(yùn)用平衡移動(dòng)原理分析下列問題。1.酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀溶液約為1000g，其中，H2O的物質(zhì)的量近似為1000g/18g/mol=55.6mol。此時(shí)，發(fā)生電離的水是否仍為純水狀態(tài)時(shí)的1×10-7mol？

因酸電離出來的H＋或堿電離出來的OH－對(duì)水的電離有抑制作用，所以發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量小于純水狀態(tài)時(shí)的1×10-7mol。思考與交流2.比較下列情況下，c(H+)和c(OH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)變大變小c(H+)>c(OH-)變小變大c(H+)<c(OH-)3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？溶液的酸堿性與c(H+)的關(guān)系c(H+)與c(OH-)關(guān)系25℃，c(H+)/mol·L-1溶液酸堿性

c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7酸性c(H+)<c(OH-)<1×10-7堿性

溶液的pH1.pH的定義：pH=-lgc(H+)例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg0.001=3例：c(OH-)=0.01mol/L

c(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12

溶液的pH2.pH的適用范圍c(H+)≤1mol/L和c(OH-)≤1mol/L的稀溶液。3.pH的意義（常溫）98101113121476543210中性堿性增強(qiáng)酸性增強(qiáng)溶液的pH——正誤判斷1、一定條件下

pH越大，溶液的酸性越強(qiáng)。2、用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便。3、強(qiáng)酸溶液的pH一定大。4、pH等于6是一個(gè)弱酸體系。5、pH有可能等于負(fù)值。6、pH相同的強(qiáng)酸和弱酸中c(H+)相同，物質(zhì)的量濃度也相同。

若定義：pOH=-lgc(OH-)pKw=-lgKw則室溫下在同一溶液中，pH、pOH與pKw之間有什么關(guān)系？

-lgKw=-lgc(H+)·c(OH-)pKw=pH+pOH因室溫下Kw=1×10-14所以：pH+pOH=14思考與練習(xí)

溶液的pH4.pH的測定方法一：用pH試紙測定使用方法：用玻璃棒蘸待測液點(diǎn)在pH試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較。廣泛pH試紙只能得到整數(shù)值。精密pH試紙可以精確到0.1。pH試紙不可潤濕，否則有可能將待測液稀釋了。廣泛pH試紙精密pH試紙

溶液的pH4.pH的測定方法二：用pH計(jì)測定pH計(jì)算1——酸的稀釋例題：①在25℃時(shí)，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此時(shí)不能忽視H2O的電離產(chǎn)生的H＋。設(shè)水產(chǎn)生的c(H＋)=c(OH-)=x，則有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-8=14-8+0.98=6.98由HCl產(chǎn)生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.

②在25℃時(shí)，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？解pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5pH計(jì)算2——堿的稀釋例題：在25℃時(shí)，pH等于9的強(qiáng)堿溶液稀釋到原來的10倍，pH值于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L設(shè)溶液中c(H+)=x,則有:x+(x+10-8)=10-14解得：x=0.95×10-7mol/LpH=-lg0.95×10-7=8-0.98=7.02=lg10-8pH計(jì)算3——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例題：在25℃時(shí)，pH等于1的鹽酸溶液1L和pH等于4的硫酸溶液1000L混合pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！pH計(jì)算4——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合解：=4-lg5=3.3例題：在25℃時(shí)，pH等于9和pH等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH等于多少？[OH—]=（1×10—5+1×10—3）/(1+1)pOH=-lgc(OH—)pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7pH混=pH大-0.3關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！pH計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時(shí)，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2Oc(H+)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl過量。pH=-lgc(H+)=-lg0.1=-lg10-1=1關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！pH計(jì)算5——強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時(shí)，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！c(OH-)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH過量。pH=-lgc(H+)=-lg10-14/0.1=13pH計(jì)算6——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時(shí)，pH=10與pH=12氫氧化鈉溶液等體積混合后,溶液中c(H+)等于多少？解：①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L=0.5×10-10mol/L正確的是

。②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L=0.5×10-2mol/Lc(H+)=10-14/0.5×10-2=2×10-12mol/L關(guān)鍵：堿性溶液中抓住OH-進(jìn)行計(jì)算②三、pH應(yīng)用1、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)實(shí)驗(yàn)中常常涉及溶液的酸堿性。2、人們的生活健康也與溶液的酸堿性有關(guān)。3、酸堿中和滴定中溶液pH變化（借助酸堿指示劑的顏色變化）是判斷滴定終點(diǎn)的依據(jù)。人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH:四、酸堿中和滴定⒈用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法⒉滴定終點(diǎn)判斷的依據(jù)：溶液pH的變化。在接近滴定終點(diǎn)（pH=7）時(shí)，很少量（約1滴，0.04mL）的堿或酸就會(huì)引起溶液pH的突變。此時(shí)指示劑明顯的顏色變化表示反應(yīng)已完全，即反應(yīng)達(dá)到終點(diǎn)。滴定曲線0.100mol/LNaOH滴定20.00mL0.100mol/LHCl過程中的pH變化0.100mol/LHCl滴定20.00mL0.100mol/LNaOH過程中的pH變化⒋酸堿指示劑的變色范圍指示劑pH變色范圍酸色堿色甲基橙3.1~4.4紅色黃色石蕊5.0~8.0紅色藍(lán)色酚酞8.2~10.0無色紅色8.2~10.04.4~6.23.1~4.4NaOH溶液滴定鹽酸和乙酸的滴定曲線5.酸式滴定管和堿式滴定管練習(xí)：常溫下pH=a，體積為Va的強(qiáng)酸與pH=b，體積為Vb的強(qiáng)堿混合，恰好完全反應(yīng)呈中性。若a+b=14，則Va__Vb(>.=.<）若a+b=12，則Va__Vb.(>.=.<）若a+b=15，則Va__Vb.(>.=.<）Va/Vb=______＿_(dá)。=<>10(a+b)-14第三章水溶液中的離子平衡第三節(jié)《鹽類的水解》

以水的電離平衡為基礎(chǔ),說明HCl、NaOH的水溶液為什么分別顯示酸性和堿性？思考：請(qǐng)思考？1、CH3COONa是哪兩種酸堿反應(yīng)得到的鹽?2、其水溶液中存在哪些離子？3、這些離子能相互反應(yīng)嗎？4、若反應(yīng)，結(jié)果怎么樣？H2OH++OH_

醋酸鈉在溶液中的變化:CH3COONa=CH3COO_

+Na++

CH3COOH

CH3COO+H2OCH3COOH+OH_CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH1、強(qiáng)堿弱酸所生成鹽的水解

NH4Cl=NH4++Cl-

硫酸銨在溶液中的變化:H2OOH_+H+NH3.H2O+NH4++H2ONH3.H2O+H+NH4Cl+H2ONH3.H2O+HCl

2、強(qiáng)酸弱堿所生成鹽的水解一、鹽類的水解的概念

在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),叫做鹽類的水解。水解的條件：生成弱電解質(zhì)。水解的實(shí)質(zhì)：破壞了水的電離平衡。水解反應(yīng)與中和反應(yīng)的關(guān)系:酸+堿鹽+水中和水解對(duì)概念的理解鹽類水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)鹽類水解程度一般都很小測試對(duì)象溶液酸堿性

CH3COONa

Na2CO3KFNH4Cl

(NH4)2SO4Al2(SO4)3NaCl

KNO3Ba(NO3)2實(shí)驗(yàn)結(jié)果統(tǒng)計(jì)分析及推理：堿性酸性中性生成該鹽的酸堿CH3COOH NaOHH2CO3NaOHHF KOHHClNH3·

H2OH2SO4NH3·H2OH2SO4Al(OH)3HClNaOHHNO3KOHHNO3Ba(OH)2鹽的類型強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽二.鹽類水解的規(guī)律類型實(shí)例是否水解水解的離子生成的弱電解質(zhì)溶液的酸堿性強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl強(qiáng)堿弱酸鹽CH3COONa強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaCl

水解水解不水解弱堿陽離子弱酸陰離子無弱堿弱酸無酸性堿性中性有弱才水解都強(qiáng)不水解規(guī)律誰弱誰水解誰強(qiáng)顯誰性影響水的電離平衡的因素。

H2OH＋＋OH－

1．升溫，促進(jìn)水的電離；

3．加入能水解的鹽，促進(jìn)水的電離2．加入酸或堿，抑制水的電離。小結(jié)例題1：在鹽類的水解過程中，下列敘述正確的是（）A.鹽的電離平衡被平破壞B.水的電離平衡被破壞C.沒有中和反應(yīng)發(fā)生D.溶液的PH值一定變大B例題2：能使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，并使溶液中的C（H+)＞C（OH-）的措施是（）A.向純水中加入幾滴稀鹽酸B.將水加熱煮沸C.向水中加入碳酸鈉D.向水中加入氯化銨D課堂練習(xí)：1.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2.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、硫化鈉D、氯化鐵3.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_1．請(qǐng)判斷下列鹽溶液的酸堿性：CuSO4；FeCl3；Na2S；KNO3；BaCl2；Na2SO3。2．請(qǐng)按pH增大的順序排列下列鹽溶液（物質(zhì)的量濃度相等）：NaNO3；H2SO4；AlCl3；Na2CO3.3．常溫下，pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中，水電離出來的c(H+)之比為

。提高訓(xùn)練三、鹽類水解方程式的書寫例1、書寫下列物質(zhì)水解的離子方程式：NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2

鹽類水解方程式的書寫規(guī)律

1、鹽類水解一般是比較微弱的，通常用“”表示，同時(shí)無沉淀和氣體產(chǎn)生。2、多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，故相同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，溶液堿性誰強(qiáng)。3、多元弱堿的陽離子水解過程較為復(fù)雜，通常寫成一步完成。4、多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進(jìn)行，溶液中既存在水解平衡，又存在電離平衡。下列各式中屬于正確的水解反應(yīng)的離子方程式是（）A.NH4++H2O=NH3·H2O+H+B.S2-+2H2OH2S+2OH-C.CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+D.CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-例題2：D四、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質(zhì)。另外還受外界因素影響：

1、溫度：鹽的水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度水解程度增大。

2、濃度：鹽的濃度越小，一般水解程度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進(jìn)水解。

3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會(huì)呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進(jìn)或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。課堂練習(xí)1、相同濃度的下列溶液中，c(CO32-)的大小關(guān)系依次為①Na2CO3②NaHCO3

③NH4HCO3④（NH4）2CO3答：①>④>②>③2、相同濃度的NaF和NaCl溶液中，其離子總濃度的大小關(guān)系是

。NaCl＞NaF小結(jié)：鹽類水解規(guī)律1．誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，都強(qiáng)不水解。2．大多數(shù)鹽水解程度較小，多元弱酸的酸根分步水解，以第一步水解為主。3.同種離子單水解的程度小于雙水解。如NaHCO3中的HCO3-的水解程度小于NH4HCO3中的HCO3-的水解程度。4.多元弱酸酸式鹽溶液中存在兩種平衡，電離平衡與水解平衡共存，溶液的酸堿性取決于這兩個(gè)平衡誰占主導(dǎo)地位。HPO24-以水解為主，溶液顯堿性。H2PO4-、HSO3-以電離為主，溶液顯酸性五、鹽類水解的應(yīng)用

1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強(qiáng)弱時(shí)，通常需考慮鹽的水解。練：相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，PH值由大到小的順序?yàn)椋捍?NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對(duì)大小時(shí)，需考慮鹽的水解。練：25℃時(shí)，在濃度均為1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中c(NH4+)分別為a、b、c（單位為mo/L）,則下列判斷正確的是（）A.a=b=cB.c>a>bC.b>a>cD.a>c>b3、關(guān)于弱酸、弱堿的判斷。練：能證明醋酸是弱酸的事實(shí)是（）A.醋酸能使紫色石蕊試液變紅B.醋酸能被弱堿氨水中和C.醋酸鈉溶液的PH值大于7D.常溫下，0.1mol/L醋酸溶液中C（H+）為1.32×10-3mol/LCD物質(zhì)的量濃度相同的三種鈉鹽，NaX、NaY、NaZ的溶液，其PH值依次為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強(qiáng)到弱的順序是（）A.HX、HZ、HYB.HZ、HY、HXC.HX、HY、HZD.HY、HZ、HXCAl3+HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、HS-、S2-Fe3+HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-NH4+SiO32-練寫出Al3+和AlO2-、CO32-、HCO3-發(fā)生雙水解的離子方程式4、雙水解問題

①當(dāng)兩種離子水解相互促進(jìn)且水解程度較大時(shí)，往往不能大量共存在下列各組離子中，能大量共存的是（）A.Ag+、NO3-、Cl-、K+B.Al3+、Cl-、HCO3-、Na+C.Fe2+、NO3-、SO42-、H+D.NH4+、Na+、Cl-、HCO3-D練

②泡沫滅火器的原理Al2(SO4)3+6NaHCO3=2Al(OH)3↓+6CO2↑+3Na2SO45、水溶液的配制。怎樣配制FeCl3溶液？答：取一定量的FeCl3晶體于燒杯中，加適量較濃的鹽酸溶解，然后再加蒸餾水稀釋到所需的濃度。倒入試劑瓶，貼上標(biāo)簽即可。練怎樣配制Na2S溶液？答：取一定量的Na2S晶體溶解于燒杯中，加幾滴NaOH溶液，然后再加蒸餾水稀釋到所需的濃度。倒入試劑瓶，貼上標(biāo)簽即可。6、選擇制備鹽的途徑時(shí)，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時(shí)，因無法在溶液中制取，會(huì)完全水解，只能由干法直接反應(yīng)制取。加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時(shí)，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)過程中不斷通入HCl氣體，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固體。思考：Na2CO3、Al2(SO4)3溶液蒸干時(shí)得到的主要產(chǎn)物分別是什么?將溶液經(jīng)蒸干、灼燒最終所得物質(zhì)填入下表AlCl3FeCl3CuCl2MgCl2Al2(SO4)3FeCl2NH4ClNaHCO3Na2CO3練下列溶液蒸干灼燒后得到的固體物質(zhì)與原溶液溶質(zhì)相同的是A.AlCl3B.Na2SO3

C.NaHCO3D.NaCl

D7、化肥的合理使用，有時(shí)需考慮鹽的水解。如：銨態(tài)氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈堿性。8、某些試劑的貯存，需要考慮鹽的水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應(yīng)NH4Ｆ水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。練實(shí)驗(yàn)室有下列試劑：①NaOH溶液②水玻璃③Na2S溶液④Na2CO3溶液⑤NH4Cl溶液⑥澄清的石灰水⑦濃硫酸。其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是（）A.①⑥B.①②③④⑥C.①②③⑥D(zhuǎn).①②③④B9、某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。練：為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是（）A．氧化鎂B.氫氧化鈉C.碳酸鈉D.碳酸鎂AD10、Mg、Zn等較活潑金屬溶于強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中產(chǎn)生H2。練在NH4Cl飽和溶液中加入Mg條，觀察到有氣泡產(chǎn)生，點(diǎn)燃有爆鳴聲，此氣體是

，產(chǎn)生該氣體的原因是

（離子方程式表示），微熱后，能放出有刺激性氣味的氣體，它能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍(lán)，該氣體是

，產(chǎn)生該氣體的原因是

，總的離子方程式是

。提高練習(xí)由一價(jià)離子組成的四種鹽溶液AC、BD、AD、BC，濃度均為0.1mol/L，在室溫下前兩種溶液的pH=7，第三種溶液pH＞7，最后一種溶液pH＜7。根據(jù)水解規(guī)律分析這四種鹽中陰陽離子所對(duì)應(yīng)的酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱是怎樣的？

討論分析：由于AC溶液pH=7，AD溶液pH＞7，說明D-為弱酸根離子，且D-的水解程度大于C-，因此，它們相應(yīng)酸的酸性：HC＞HD。又因AC溶液pH=7，BC溶液pH＜7，說明B+為弱堿陽離子，且水解程度大于A+，因此，它們相應(yīng)堿的堿性：AOH＞BOH。

第三章水溶液中的離子平衡第四節(jié)《難溶電解質(zhì)的溶解平衡》復(fù)習(xí)：1.離子反應(yīng)發(fā)生的條件有哪些？2.生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)能進(jìn)行到底嗎？舉例說明。3.生成難溶于水的沉淀的反應(yīng)能進(jìn)行到底嗎？4.易溶、可溶、微溶、難溶的標(biāo)準(zhǔn)是什么？20℃易溶可溶微溶難溶溶解度/g>10>1>0.01<0.01化學(xué)式溶解度/g化學(xué)式溶解度/gAgCl1.5×10-4Ba(OH)23.89AgNO3222BaSO42.4×10-4AgBr8.4×10-6Ca(OH)20.165Ag2SO40.796CaSO40.21Ag2S1.3×10-16Mg(OH)29×10-4BaCl235.7Fe(OH)33×10-9幾種電解質(zhì)的溶解度（20℃)一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1.概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶解與和生成速率相等時(shí)，得到難溶電解質(zhì)的飽和溶液，即達(dá)到溶解平衡。例：AgNO3溶液與NaCl溶液混合時(shí)，有以下關(guān)系：Ag+(aq)+Cl-(aq)AgCl(s)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)溶解沉淀一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡2.幾點(diǎn)說明：溶解平衡的存在，決定了生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。習(xí)慣上將生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)，認(rèn)為反應(yīng)完全了，因?qū)τ诔Ａ康姆磻?yīng)來說，0.01g是很小的。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。難溶電解質(zhì)的溶解度盡管很小，但不會(huì)等于0。如Ag2S的溶解度為1.3×10-16g。溶解平衡與化學(xué)平衡一樣，受外界條件的影響而發(fā)生移動(dòng)。練習(xí)：石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)+2OH-(aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2減少的是（）A.Na2CO3溶液B.AlCl3溶液C.NaOH溶液D.CaCl2溶液AB二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用1.利用沉淀來分離或除去某些離子例：NH4Cl中含有FeCl3，使其溶于水，再加氨水調(diào)節(jié)pH到7~8，使Fe3＋生成Fe(OH)3沉淀而除去。Fe3++3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋常用沉淀劑還有Na2S、H2S等，與某些金屬離子生成極難溶的硫化物沉淀。例：Cu2++H2S=CuS↓+2H+Hg2++S2-=HgS↓思考與交流1.如果要除去某溶液中的SO42－，選擇加入鈣鹽還是鋇鹽？為什么？2.如果要除去某溶液中的Mg2+，應(yīng)該加入什么離子比較好？為什么？3.以你現(xiàn)有的知識(shí)，你認(rèn)為判斷沉淀能否生成可從那些方面考慮？是否可使要除去的離子全部通過沉淀除去？如何盡可能多地除去？鋇鹽。硫酸鋇難溶，可使硫酸根離子沉淀完全，而硫酸鈣微溶，硫酸根沉淀不完全。加入OH-為好。Mg(OH)2難溶，而MgCO3微溶沉淀生成可從溶解度大小來考慮。不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去，因存在溶解平衡。可以加入過量的沉淀劑，以使平衡向沉淀的方向移動(dòng)。二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用2.沉淀的溶解原理：不斷移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，就達(dá)到使沉淀溶解的目的。例：CaCO3(s)CO32-(aq)+Ca2+(aq)HCO3-+H++H+H2CO3H2O+CO2強(qiáng)酸是常用的溶解難溶電解質(zhì)的試劑。如可溶解難溶氫氧化物，難溶碳酸鹽、某些難溶硫化物等。實(shí)驗(yàn)：向三支盛有少量Mg(OH)2沉淀的試管中分別加入適量的蒸餾水、鹽酸和氯化銨溶液，觀察并記錄現(xiàn)象：滴加試劑蒸餾水鹽酸氯化銨溶液現(xiàn)象無明顯現(xiàn)象沉淀溶解沉淀溶解請(qǐng)用平衡移動(dòng)原理解釋加鹽酸沉淀溶解的原理。鹽酸中H+與氫氧化鎂產(chǎn)生的OH-生成水，使溶解平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，氫氧化鎂逐漸溶解。二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用2.沉淀的溶解某些鹽因水解呈酸性，也可用來溶解某些難溶電解質(zhì)。Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)H2ONH4++H2O

NH3·H2O+H+OH-+H+因OH-濃