第三章 水溶液中的離子反應(yīng)（復(fù)習(xí)課件）-第二輯：蘇教版2019選擇性必修1高二化學(xué)課件+練習(xí) 特供省重點(diǎn) 2021-2022學(xué)年高中化學(xué)蘇教版（2019）選擇性必修一課件+練習(xí)

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)授課人：目錄CONTENTS第一節(jié)

弱電解質(zhì)的電離平衡第二節(jié)溶液的酸堿性第三節(jié)鹽類的水解第三節(jié)沉淀溶解平衡第四節(jié)第一節(jié)PartOne弱電解質(zhì)的電離平衡一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)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)。在水溶液里只有部分分子電離成離子的電解質(zhì)。如HCl溶于水完全電離成H＋和Cl－。如氨水中只有少部分一水合氨分子電離成OH-和NH4+，大部分仍以分子的形式存在。一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)①強(qiáng)酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等②強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等③絕大多數(shù)鹽：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等④活潑金屬氧化物：Na2O、CaO等①弱酸：HF、HClO、CH3COOH、H2CO3、H2S、H2SO3、H3PO4

等。②弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等③水是極弱的電解質(zhì)。④少數(shù)鹽：(CH3COO)2Pb強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)與其溶解性無關(guān)二、弱電解質(zhì)的電離平衡

在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中的電離達(dá)到最大限度時(shí)，電離過程并未停止。此時(shí)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中電解質(zhì)分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，弱電解質(zhì)的電離達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。定義反應(yīng)速率V(電離)V(結(jié)合)V(電離)=V(結(jié)合)電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài)建立示意圖時(shí)間電離平衡也是一種化學(xué)平衡二、弱電解質(zhì)的電離平衡如0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3mol·L-1左右。特點(diǎn)電離過程是吸熱的。弱電解質(zhì)的電離屬于可逆過程，分子、離子共存。弱電解質(zhì)在溶液中的電離都是微弱的。電離方向是微粒數(shù)增多的過程。二、弱電解質(zhì)的電離平衡逆：弱電解質(zhì)的電離是可逆過程等：v(電離)

=v(結(jié)合)

≠0動(dòng)：電離平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡定：溶液中各分子、離子的濃度不變。變：條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)平衡移動(dòng)規(guī)律—勒夏特列原理特

征二、弱電解質(zhì)的電離平衡外因①溫度②濃度③同離子效應(yīng)當(dāng)外界條件改變時(shí)符合“勒夏特列原理”越強(qiáng)越電離影響因素內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱電離程度越小。④化學(xué)反應(yīng)“越熱越電離”“越稀越電離”“同抑異促”三、電離平衡常數(shù)電離平衡常數(shù)1、含義：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用K表示。

弱酸和弱堿的電離常數(shù)分別用Ka和Kb表示.

K值越大，電離能力越強(qiáng)，相應(yīng)弱酸(或弱堿)的酸(或堿)性越強(qiáng)。三、電離平衡常數(shù)2、表示方法：c(A-）、c(B十）、c(HA）和c(BOH）均為達(dá)到電離平衡后各粒子在溶液中的濃度值(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Ka=c(H+).c(A-)c(HA)Kb=c(B+).c(OH-)c(BOH)多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K1、K2等來分別表示。

H2CO3H＋＋HCO3－

HCO3－H＋＋CO32－

c(HCO3-)c(H+)c(H2CO3)c(H+)c(HCO3-)c(CO32-)Ka1＝Ka2＝三、電離平衡常數(shù)由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。三、電離平衡常數(shù)電離常數(shù)的大小：Ka1?Ka2?Ka3；多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。分步進(jìn)行，一步定性Ka1?Ka2?Ka3原因：第一步電離產(chǎn)生的H＋對(duì)第二、三步的電離起抑制作用，使其電離平衡逆向移動(dòng)。三、電離平衡常數(shù)3、影響因素：（1）內(nèi)因：弱電解質(zhì)的本身性質(zhì)。電解質(zhì)越弱，Ka（或Kb）越小,越難電離，酸(堿)的酸(堿)性越弱。越熱越電離（2）外因：只與T有關(guān)T越大，Ka（Kb）越大。三、電離平衡常數(shù)4、應(yīng)用：根據(jù)電離平衡常數(shù)可以判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，相同條件下，電離平衡常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。1根據(jù)濃度商Q與電離平衡常數(shù)K的相對(duì)大小判斷電離平衡的移動(dòng)方向。2根據(jù)電離常數(shù)可以判斷鹽與酸(或堿)反應(yīng)是否發(fā)生，一般符合相同條件下“強(qiáng)酸（堿）制弱（堿）”規(guī)律。3根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷溶液中微粒濃度大小或比值。4一般弱酸的電離常數(shù)越小，電離程度越弱，弱酸的酸性越弱，此時(shí)弱酸根離子結(jié)合氫離子的能力就越強(qiáng)。5已電離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)的起始濃度＝1、概念：弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，可用弱電解質(zhì)已電離部分的濃度與其起始濃度的比值來表示電離的程度，簡稱為電離度，通常用符號(hào)α表示。2、數(shù)學(xué)表達(dá)式α四、電離度3、意義：表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度，同一弱電解質(zhì)電離度越大，電離程度越大。電離度與化學(xué)平衡的轉(zhuǎn)化率類似。4、電離度的影響因素內(nèi)因（決定因素）——弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)外因溫度濃度——隨溫度升高而增大——隨濃度增大而減小四、電離度K相關(guān)計(jì)算五、電離常數(shù)的相關(guān)計(jì)算電離常數(shù)的計(jì)算——三段式法起始濃度(mol·L?1)變化濃度(mol·L?1)平衡濃度(mol·L?1)a00xa－xxxxxCH3COOHCH3COO－＋H＋25℃amol·L－1的CH3COOHc(CH3COOH)Ka＝

c(CH3COO－

)·c(H＋)a－x＝

x2≈ax2注意由于弱電解質(zhì)的電離程度比較小，平衡時(shí)弱電解質(zhì)的濃度(a－x)mol·L－1一般近似為amol·L－1。五、電離常數(shù)的相關(guān)計(jì)算五、電離常數(shù)的相關(guān)計(jì)算一元弱堿(MOH)中，c(OH－)≈。已知c0(HX)和電離常數(shù)，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則c(H＋)≈，代入數(shù)值求解即可。

KW＝c(H+)·c(OH-)KW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，無單位。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：

＝1×10-14六、水的電離平衡只與溫度有關(guān)，升高溫度Kw增大

，降低溫度Kw

減小。影響因素KW是常數(shù)，KW

不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液，在任何酸、堿、鹽的稀溶液中，只要溫度一定，Kw就一定。水的離子積常數(shù)顯示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已。c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。注意：六、水的電離平衡總結(jié)六、水的電離平衡外界條件對(duì)水的電離平衡及Kw的影響⑴水的電離為吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，

KW增大。⑵溫度不變，加入酸或堿，電離產(chǎn)生H+或OH-，能抑制水的電離，使水的電離程度減小，但KW不變。⑶

加入某些與水反應(yīng)的物質(zhì)，由于結(jié)合水電離出的H+或OH-能促進(jìn)水的電離平衡，使水的電離程度增大，但KW不變。堿溶液中Kw＝c水(H＋)·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)。Kw表達(dá)式中c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中總物質(zhì)的量濃度，但是一般情況下有：酸溶液中Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)。七、Kw的應(yīng)用外界條件改變，水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)；但由水電離出的c(H＋)與水電離出的c(OH－)一定相等。室溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈堿性。七、Kw的應(yīng)用水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算等量關(guān)系無論是純水，還是酸性(或堿性)溶液，由水的電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)。定量關(guān)系任何電解質(zhì)稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)?c(OH－)，在表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。七、Kw的應(yīng)用Kwc(H+)c水(OH-)=c(OH-)=c水(H+)KwOH－全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝H＋全部來自水的電離，水電離產(chǎn)生的c水(OH-)=酸性溶中：堿性溶中：水的電離平衡曲線0102曲線上的任意點(diǎn)(如a，b，c)的Kw都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，溫度相同。曲線外的任意點(diǎn)(如d)與曲線上任意點(diǎn)的Kw不同，溫度不同。七、Kw的應(yīng)用實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化需保持溫度不變，改變酸堿性；實(shí)現(xiàn)曲線上點(diǎn)與曲線外點(diǎn)之間的轉(zhuǎn)化一定改變溫度。03第二節(jié)Parttwo溶液的酸堿性溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對(duì)大小決定c(H+)＞c(OH-)c(H+)＜c(OH-)中性酸性堿性c(H+)＝c(OH-)用c(H＋)、c(OH－)的相對(duì)大小來判斷溶液酸堿性，不受溫度影響。一、溶液的酸堿性pH＝-lgc(H+)pH的大小能反映出溶液中c(H+)的大小,即表示稀溶液酸、堿性的強(qiáng)弱。用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來表示溶液酸堿性。pH值越大堿性越強(qiáng)，pH越小酸性越強(qiáng)。pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液（小于1mol?L-1）1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1，即0≤pH≤14。一、溶液的酸堿性當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1mol?L-1時(shí)，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示。溶液的pH與溶液中氫離子濃度的關(guān)系（25℃）當(dāng)pH＜7時(shí)，溶液中c(H+)大于c(OH-)，溶液顯酸性，且pH越小，溶液中c(H+)越大，溶液的酸性越強(qiáng)；當(dāng)pH＞7時(shí)，溶液中c(H+)小于c(OH-)，溶液顯堿性，且pH越大，溶液中c(OH-)越大，溶液的堿性越強(qiáng)。一、溶液的酸堿性溶液酸堿性的測(cè)定方法利用pH試紙測(cè)定。一、溶液的酸堿性利用pH計(jì)測(cè)定。pH計(jì)可精確測(cè)量溶液的pH(讀至小數(shù)點(diǎn)后2位)。用pH傳感器(pH探頭)酸堿指示劑法(只能測(cè)定溶液的pH范圍)二、溶液pH計(jì)算(1)單一溶液pH的計(jì)算溶液類型相關(guān)計(jì)算強(qiáng)酸(HnA)溶液設(shè)HnA的濃度為cmol/L，則c(H＋)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc強(qiáng)堿[B(OH)n]溶液設(shè)B(OH)n的濃度為cmol/L，則c(OH－)＝ncmol/L，c(H＋)＝

mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc二、溶液pH計(jì)算溶液類型相關(guān)計(jì)算兩種強(qiáng)酸混合兩種強(qiáng)堿混合(2)混合溶液pH的計(jì)算二、溶液pH計(jì)算溶液類型相關(guān)計(jì)算強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合恰好完全反應(yīng)pH＝7(25℃)酸過量堿過量酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧(1)酸與堿的pH之和為14，等體積混合常溫時(shí)原因：酸和堿已電離的H＋和OH－恰好中和，誰弱誰的H＋或OH－有儲(chǔ)備(即物質(zhì)過量)，中和后還能繼續(xù)電離。二、溶液pH計(jì)算酸堿發(fā)生中和反應(yīng)后溶液pH的判斷技巧二、溶液pH計(jì)算常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)酸的pH就增大n個(gè)單位，即pH＝a＋n(a＋n<7)，弱酸的pH范圍是：a<pH<a＋n(a＋n<7)，可用如圖表示。2．對(duì)于pH＝a的強(qiáng)酸和弱酸溶液稀釋二、溶液pH計(jì)算常溫下，pH只能無限接近于7，酸溶液pH不可能大于7，堿溶液pH不可能小于7。1．酸堿溶液無限稀釋溶液稀釋后的pH變化規(guī)律常溫下，每稀釋到原溶液體積的10n倍，強(qiáng)堿的pH減小n個(gè)單位，即pH＝b－n(b－n>7)，弱堿的pH范圍是：b－n(b－n>7)<pH<b，可用如圖表示。3.對(duì)于pH＝b的強(qiáng)堿和弱堿溶液稀釋二、溶液pH計(jì)算強(qiáng)酸pH變化程度比弱酸大(強(qiáng)堿和弱堿類似)。弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。4.對(duì)于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)二、溶液pH計(jì)算可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。二、溶液pH計(jì)算滴定原理若是一元酸和一元堿反應(yīng)

c酸·V酸＝c堿·V堿1.中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：2.在酸堿恰好反應(yīng)時(shí)，H++OH-

H2On(H+)＝n(OH-

)依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的方法。三、酸堿中和滴定主要儀器

堿式滴定管酸式滴定管滴定管夾鐵架臺(tái)錐形瓶三、酸堿中和滴定滴定操作最小分刻度：0.1mL可估讀到：0.01mL滴定管更加精確滴定前準(zhǔn)備三、酸堿中和滴定查洗潤裝排滴定管使用前先檢查滴定管活塞是否漏水。用蒸餾水洗滌滴定管2-3次。用待裝液洗滌滴定管2-3次。記注入待裝的酸、堿溶液至滴定管“0”刻度以上2~3mL，用滴定管夾固定滴定管。調(diào)節(jié)滴定管，使尖嘴部分充滿反應(yīng)液，并使液面位于某一刻度處。記錄滴定管讀數(shù)。滴定前準(zhǔn)備錐形瓶三、酸堿中和滴定用蒸餾水洗滌錐形瓶，切記不能用待測(cè)液潤洗。裝入一定量的待測(cè)液。滴入2-3滴指示劑。洗裝滴滴定終點(diǎn)的確定三、酸堿中和滴定滴定前準(zhǔn)備指示劑幾種常用指示劑的變色范圍(一般用酚酞或甲基橙，一般不用石蕊，顏色改變不明顯)。在接近終點(diǎn)時(shí)，半滴半滴地滴入溶液，當(dāng)加入半滴后溶液恰好出現(xiàn)淺紅色且30s內(nèi)紅色不褪去，則達(dá)到滴定終點(diǎn)。終點(diǎn)的判斷：等到滴入最后半滴標(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)并記錄標(biāo)準(zhǔn)液的體積。三、酸堿中和滴定數(shù)據(jù)處理：為減少實(shí)驗(yàn)誤差，滴定時(shí)，要求重復(fù)實(shí)驗(yàn)2～3次，求出待測(cè)溶液的物質(zhì)的量濃度，然后再求出測(cè)定數(shù)值的平均值。中和滴定誤差分析分析依據(jù)c待測(cè)·V待測(cè)＝c標(biāo)準(zhǔn)·V標(biāo)準(zhǔn)c標(biāo)準(zhǔn)、V待測(cè)均為代入定值，誤差均體現(xiàn)在

的大小。V標(biāo)準(zhǔn)四、酸堿中和滴定誤差分析步驟操作V標(biāo)準(zhǔn)c待測(cè)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(cè)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(cè)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四、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四、酸堿中和滴定誤差分析俯視圖仰視圖

滴定管的讀數(shù)正確視線仰視視線正確讀數(shù)仰視讀數(shù)讀數(shù)偏大正確視線俯視視線正確讀數(shù)俯視讀數(shù)讀數(shù)偏小四、酸堿中和滴定誤差分析第三節(jié)Partthree鹽類的水解鹽在水溶液中電離出的離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。概念：實(shí)質(zhì)：

010203生成弱電解質(zhì)，破壞、促進(jìn)水的電離。表達(dá)：鹽+水

酸+堿一、鹽類的水解特點(diǎn)：04可逆吸熱微弱分步水解反應(yīng)是可逆的水解反應(yīng)可以看成酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱反應(yīng)水解反應(yīng)程度很微弱多元弱酸鹽水解是分步的，但以第一步為主一、鹽類的水解鹽類的水解規(guī)律一、鹽類的水解鹽類水解程度一般很小，水解時(shí)通常不生成沉淀和氣體，書寫水解的離子方程式時(shí)，一般用“?”連接，產(chǎn)物不標(biāo)“↑”或“↓”。01一、鹽類的水解鹽類水解離子方程式的書寫多元弱酸根離子的水解分步進(jìn)行，第一步水解遠(yuǎn)大于第二步水解，水解以第一步為主。02多元弱堿陽離子水解反應(yīng)過程復(fù)雜，只要求一步寫到底。0304弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進(jìn)。1、NH4＋與S2－、HCO3－、CO32－、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度較小，書寫時(shí)仍用“?”表示。一、鹽類的水解鹽類水解離子方程式的書寫2、Al3＋與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－，F(xiàn)e3＋與CO32－、HCO3－等組成的鹽水解相互促進(jìn)非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時(shí)用“===”表示。弱酸的酸式酸根離子在水溶液中存在電離平衡和水解平衡，弱酸酸式鹽溶液的酸堿性取決于其電離程度和水解程度的相對(duì)大小。水解程度大于電離程度：如呈堿性的NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。電離程度大于水解程度：如呈酸性的NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液。一、鹽類的水解只電離不水解的顯酸性：如NaHSO4水解反應(yīng)A-＋H2O

?

HA＋OH-的平衡常數(shù)（Kh）的表達(dá)式。二、影響鹽類水解的因素c(HA)·c(OH-)

c(A-)

＝·c(H+)·c(H+)Kw

Ka

＝同理：一元弱堿的水解平衡常數(shù)（Kh）的表達(dá)式：Kh是化學(xué)平衡常數(shù)的一種，只與溫度有關(guān)，與鹽溶液的濃度無關(guān)，一般溫度升高，Kh增大。水解常數(shù)的意義Kh定量的表示水解反應(yīng)趨勢(shì)的大小，Kh越大，水解趨勢(shì)越大。外因?qū)λ獬?shù)的影響二、影響鹽類水解的因素鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿越弱，則水解程度越大。內(nèi)因?qū)λ獬?shù)的影響越弱越水解正鹽離子比其對(duì)應(yīng)酸式鹽離子的水解程度大。二、影響鹽類水解的因素越熱越水解升溫，水解平衡正向移動(dòng)，鹽的水解程度增大。越稀越水解Q

＜K

，向正反應(yīng)方向進(jìn)行酸性溶液能抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解堿性溶液能抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解溶液的酸堿性對(duì)鹽類水解的影響與鹽的類型有關(guān)鹽類的水解反應(yīng)在生產(chǎn)、生活中應(yīng)用廣泛?；焓┗逝菽瓬缁饎┠z體制備明礬凈水判斷溶液酸堿性離子濃度比較無機(jī)物制備鹽溶液的蒸發(fā)溶液配制鹽類水解的應(yīng)用三、鹽類水解的應(yīng)用Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋泡沫滅火器===Al(OH)3↓＋3CO2↑三、鹽類水解的應(yīng)用硫酸鋁的用途原理混凝劑等先將氯化鐵溶于鹽酸，再加水稀釋。向沸水中滴加氯化鐵溶液，持續(xù)加熱保持沸騰以促進(jìn)鐵離子的水解。制備氫氧化鐵膠體配制氯化鐵溶液化學(xué)實(shí)驗(yàn)三、鹽類水解的應(yīng)用將純堿溶于熱水中清洗油污，通過升高溫度促進(jìn)純堿水解以增強(qiáng)溶液的堿性，增強(qiáng)去污效果。清洗油污應(yīng)用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是_____________________________判斷酸性強(qiáng)弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：___________配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時(shí)，加入少量______，抑制Cu2＋水解；貯存Na2CO3溶液不能用

玻璃塞。HX>HY>HZH2SO4磨口其他應(yīng)用Fe3＋＋3H2O?Fe(OH)3＋3H＋三、鹽類水解的應(yīng)用制備無水鹽將揮發(fā)性酸的弱堿鹽如AlCl3、FeCl3溶液蒸干時(shí)，在通HCl的氣流中加熱蒸干判斷離子是否共存判斷中和反應(yīng)至中性的試劑用量如NH3·H2O與HCl反應(yīng)至中性，

過量，CH3COOH與NaOH反應(yīng)至中性時(shí)

過量制備無機(jī)化合物如用TiCl4制備TiO2，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為_______________________________________加入大量的水，同時(shí)加熱，促使水解趨于完全NH3·H2OCH3COOH＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HClTiCl4＋(x＋三、鹽類水解的應(yīng)用化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混合施用除銹劑NH4Cl溶液與ZnCl2溶液可作焊接時(shí)的除銹劑，原理為_________________________、Zn2＋＋2H2O?Zn(OH)2＋2H＋三、鹽類水解的應(yīng)用強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液和水解生成難揮發(fā)性酸的鹽溶液，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如NaCl溶液蒸干得

，CuSO4溶液蒸干得

。1鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到對(duì)應(yīng)的弱堿，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到

，若灼燒則會(huì)生成

。2強(qiáng)堿弱酸正鹽，蒸干后可得到原物質(zhì)，如Na2CO3溶液蒸干得

固體。3鹽溶液蒸干灼燒后所得產(chǎn)物的判斷三、鹽類水解的應(yīng)用CuSO4固體NaCl固體Al(OH)3、Fe(OH)3Al2O3、Fe2O3Na2CO3考慮鹽受熱時(shí)是否分解。因?yàn)镃a(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為

4還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化，如Na2SO3溶液蒸干得到

；FeSO4溶液蒸干得到

。5鹽溶液蒸干灼燒后所得產(chǎn)物的判斷三、鹽類水解的應(yīng)用Ca(HCO3)2→CaCO3；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3↑＋HCl↑。Na2SO4Fe2(SO4)3兩大理論-兩個(gè)”微弱“四、溶液中粒子濃度大小的比較理論依據(jù)①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒非常少，還要考慮水的電離?！坝械摹?gt;“沒有的”②多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一步電離。【模型】：分子>顯性離子>__________>隱性離子電離產(chǎn)物1電離理論2水解理論①離子的水解損失是微量的(相互促進(jìn)的水解除外)。②多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解。、溶液中的守恒關(guān)系-三個(gè)守恒四、溶液中粒子濃度大小的比較理論依據(jù)1.電荷守恒電解質(zhì)溶液中

所帶的電荷總數(shù)與

所帶的電荷總數(shù)

。即電荷守恒，溶液呈

。陽離子陰離子相等電中性2、物料守恒電解質(zhì)溶液中，某種原子的總濃度等于它的各種存在形態(tài)的濃度之和。3、質(zhì)子守恒電解質(zhì)溶液中粒子電離出來的H＋總數(shù)等于粒子接受的H＋總數(shù)。五、溶液中粒子濃度比較的類型單一鹽溶液中離子濃度大小的比較思路五、溶液中粒子濃度比較的類型單一鹽溶液中離子濃度大小的比較思路判斷生成物，確定溶液組成。明確溶液中存在的所有平衡(電離平衡，水解平衡)。根據(jù)題給信息，確定程度大小(是電離為主還是水解為主)。比較粒子濃度大小，在比較中，要充分運(yùn)用電荷守恒、物料守恒關(guān)系。01020304

判斷酸堿混合溶液中粒子濃度大小的一般思路五、溶液中粒子濃度比較的類型五、溶液中粒子濃度比較的類型

判斷溶液中粒子濃度大小的規(guī)律方法五、溶液中粒子濃度比較的類型

判斷溶液中粒子濃度大小的規(guī)律方法第四節(jié)Partfour沉淀溶解平衡在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和生成的速率相等時(shí)，即建立了動(dòng)態(tài)平衡，叫做沉淀溶解平衡。一、沉淀溶解平衡原理易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。動(dòng)態(tài)平衡，即溶解速率與沉淀速率不等于0。溶解速率與沉淀速率相等平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度保持不變。當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡發(fā)生移動(dòng)。特征一、沉淀溶解平衡原理沉淀溶解平衡的表達(dá)式：

AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)注意：①可逆號(hào)表示沉淀、溶解同時(shí)進(jìn)行②物質(zhì)狀態(tài)：固體(s)、溶液(aq)AmBn(s)

mAn＋＋nBm－一、沉淀溶解平衡原理離子反應(yīng)中易生成溶解度很小的沉淀物質(zhì)。一、沉淀溶解平衡原理內(nèi)因①難溶的電解質(zhì)更易建立溶解平衡。②難溶的電解質(zhì)溶解度很小，但不會(huì)等于0，并不是絕對(duì)不溶。③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。對(duì)于常量的反應(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。外界條件對(duì)沉淀溶解平衡的影響加入可與難溶電解質(zhì)溶解所得的離子反應(yīng)的物質(zhì)，沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。溫度濃度同離子其他升高溫度，多數(shù)沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)；少數(shù)沉淀溶解平衡向生成沉淀方向移動(dòng)，如Ca(OH)2的沉淀溶解平衡。加水稀釋，沉淀溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。加入與難溶電解質(zhì)構(gòu)成中相同的離子，平衡向生成沉淀方向移動(dòng)。一、沉淀溶解平衡原理難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡的平衡常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，符號(hào)為Ksp。AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)Ksp＝

c(Ag+)·c(Cl-)Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)Ksp＝

c2(Ag+)·c(S2-

)（1）（2）二、溶度積常數(shù)Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。

Ksp越小，越難溶。溶度積Ksp值的大小只與難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關(guān)。二、溶度積常數(shù)在一定溫度下，某物質(zhì)的Ksp為一常數(shù)。Ksp影響因素Ksp與溫度有關(guān)。其它條件一定時(shí)，一般溫度越高，Ksp越大。——1.溶度積規(guī)則通過比較溶度積與溶液中的離子濃度冪之積的相對(duì)大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成。二、溶度積常數(shù)Ksp應(yīng)用——2.溶解度的比較1、同種類型的難溶電解質(zhì)，Ksp可用于溶解度的直接比較。2、對(duì)于不同類型的物質(zhì)，Ksp不能直接作為比較依據(jù)，而應(yīng)通過計(jì)算將Ksp轉(zhuǎn)化為飽和溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度來確定溶解能力的大小。Ksp應(yīng)用對(duì)于同類型且含有相同離子的沉淀，溶度積越小，沉淀越先生成?！?.判斷沉淀生成的順序Ksp應(yīng)用二、溶度積常數(shù)生成沉淀的條件是滿足Qc>Ksp，由此可以計(jì)算出使離子沉淀完全的條件。通常認(rèn)為當(dāng)溶液中的離子濃度小于等于10-5mol?L－1時(shí)，該離子已沉淀完全?！?.判斷沉淀生成的條件Ksp應(yīng)用二、溶度積常數(shù)已知溶度積和溶液中某種參與沉淀溶解平衡的離子濃度，求達(dá)到沉淀溶解平衡后另一種參與沉淀溶解平衡的離子濃度。關(guān)于Ksp的計(jì)