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新課標(biāo)人教版選修四化學(xué)反應(yīng)原理第一節(jié)弱電解質(zhì)電離第三章水溶液中離子平衡1/154

1、認(rèn)識電解質(zhì)有強(qiáng)弱之分，能描述弱電解質(zhì)在水溶液中電離平衡；

2、了解弱電解質(zhì)電離平衡以及溫度、濃度等條件對電離平衡影響；

學(xué)習(xí)目標(biāo)知識與技能2/154過程與方法1、能夠從結(jié)構(gòu)和組成上了解弱電解質(zhì)、非電解質(zhì)概念，并加以判斷；2、能夠從化學(xué)平衡移動角度了解電離平衡移動并判斷移動后結(jié)果；情感態(tài)度與價值觀

認(rèn)識到整個自然界實(shí)際就是各類物種相互依存、各種改變相互制約復(fù)雜平衡體系，而電離平衡就是其中一個主要方面。3/154物質(zhì)混合物純凈物單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)強(qiáng)堿大多數(shù)鹽金屬氧化物強(qiáng)酸弱酸弱堿水一些有機(jī)物一些非金屬氧化物離子化合物共價化合物物質(zhì)的分類4/154強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離。電離程度電離過程表示方法電解質(zhì)在溶液中微粒形式完全電離部分電離不可逆過程可逆過程電離方程式用等號電離方程式用可逆符號水合離子分子、水合離子5/154試驗(yàn)探究1:對比試驗(yàn)：等體積、等濃度鹽酸、醋酸與等量鎂條反應(yīng)。試驗(yàn)關(guān)鍵點(diǎn)：

鹽酸和醋酸濃度均為1mol/L;鎂條用砂紙打磨、長度相同(表面積相同);觀察、比較氣球鼓起快慢等現(xiàn)象。6/154等濃度鹽酸中c(H+)比醋酸大。對試驗(yàn)現(xiàn)象解釋：7/154試驗(yàn)探究2:用pH試紙測定0.1mol/L鹽酸、醋酸pH。

鹽酸、醋酸電離程度不一樣。鹽酸完全電離,醋酸不完全電離,電離程度較小。結(jié)論:

8/154

強(qiáng)電解質(zhì)：在水中能夠全部電離成離子電解質(zhì)。如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽。

弱電解質(zhì)：能夠部分電離成離子電解質(zhì)。如弱酸、弱堿、水。概念：一、強(qiáng)弱電解質(zhì)9/154練習(xí)：以下物質(zhì)屬于強(qiáng)電解質(zhì)是______,屬于弱電解質(zhì)是______。a.HClb.NaClc.CH3COOHd.BaSO4e.NaOHf.Cu(OH)2g.NH3.H2Oh.H2Ocfghabde10/154練習(xí)請寫出以下物質(zhì)電離方程式：NH3·H2O（2）H2CO3(3)Fe(OH)32、弱電解質(zhì)電離方程式書寫：

弱電解質(zhì)電離是可逆；書寫電離方程式時用,多元弱酸是分步電離，以第一步電離為主。金屬氫氧化物電離一步寫出。

CH3COOH

CH3COO-+H+11/154NH3·H2ONH4++OH-H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-Fe(OH)3Fe3++3OH-12/154討論：弱電解質(zhì)在電離過程中分子電離成離子速率和離子結(jié)合成份子速率改變過程是怎樣？

（以CH3COOH為例畫出v－t圖）13/154二、弱電解質(zhì)電離V-t圖像V電離V結(jié)合0t1t2V電離=V結(jié)合平衡狀態(tài)ⅠtV

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結(jié)合14/154電離平衡

1.定義：2.特點(diǎn)：在一定條件（如溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子速率和離子重新結(jié)合成份子速率相等時，電離過程就到達(dá)了平衡狀態(tài)——動

電離平衡是一個動態(tài)平衡

定

條件不變，溶液中各分子、離子濃度不變，溶液里現(xiàn)有離子又有分子

變

條件改變時，電離平衡發(fā)生移動。

等V電離=V分子化=0逆

弱電解質(zhì)電離二、弱電解質(zhì)電離15/154右左左右右？右？例：在氨水中存在怎樣電離平衡？若向其中分別加入以下物質(zhì)對上述電離平衡有什么影響？加入物質(zhì)鹽酸NaOH溶液NH4Cl溶液加大量水加熱氨氣平衡移動方向16/1543.影響電離平衡原因（1）溫度電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。（2）濃度弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越小。（3）其它原因同離子效應(yīng)(即在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)含有相同離子強(qiáng)電解質(zhì)，使電離平衡向逆方向移動)17/154改變條件平衡移動方向C(H+)C(CH3COO--)C(CH3COOH)加熱加鹽酸加NaOH加CH3COONa加CH3COOH加水外界條件對電離平衡影響：討論完成表格：CH3COOHCH3COO--+H+正向移動增大增大降低逆向移動增大降低增大正向移動降低增大降低逆向移動降低增大增大正向移動增大增大增大正向移動降低降低降低18/1541.在其它條件不變情況下，向一定濃度弱電解質(zhì)溶液中加水，因?yàn)樗肿訑?shù)增多，使得弱電解質(zhì)電離離子之間距離增大，離子間相互碰撞結(jié)合成份子機(jī)會減小，單位時間內(nèi)離子間有效碰撞次數(shù)降低。另外，弱電解質(zhì)分子因?yàn)槭艿綐O性分子作用，離子化傾向增強(qiáng)。使得弱電解質(zhì)分子電離成離子速率大于離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子速率，所以電離平衡向正反應(yīng)方向移動，電離程度增大。

19/1542.水中電離水實(shí)際上是參加電離物質(zhì)，電解質(zhì)是在水分子作用下離解，離解后形成水合離子。也就是說水充當(dāng)了反應(yīng)物角色，加水稀釋實(shí)際上就是增加了反應(yīng)物濃度。所以平衡向電離方向移動。也能夠從離子運(yùn)動角度來了解：加水后，溶液中電離出離子濃度降低，這些

離子相遇概率降低，也就是結(jié)合成電解質(zhì)分子概率降低，所以逆反應(yīng)速率降低，平衡就向電離方向移動了。

20/154增大反應(yīng)物弱電解質(zhì)濃度

平衡會向右移動

不過弱電解質(zhì)電離部分

相對于加入量來說

還是比較小

所以弱電解質(zhì)電離程度會減小1|評論(1)

21/154問題探討1.弱電解質(zhì)加水稀釋時，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離子濃度隨加水量改變曲線。22/154練1.把0.05molNaOH固體分別加入100mL以下液體中，溶液導(dǎo)電性改變不大是（）A.自來水B.0.5mol/LNH4Cl溶液C.0.5mol/L醋酸D.0.5mol/L鹽酸

BD23/154練習(xí)1.將0.1mol/L氨水稀釋10倍，伴隨氨水濃度降低，以下數(shù)據(jù)逐步增大是（）A.[H+]B.[OH]-C.[OH]-/[NH3·H2O]D.[NH4]+2.一定量鹽酸跟過量鐵粉反應(yīng)時，為減緩反應(yīng)速率而不影響生成氫氣總量，可向鹽酸中加入適量（）A.NaOH(固）B.H2OC.NH4Cl（固）D.CH3COONa(固）ACBD24/154練習(xí)3.有濃度相同、體積相等三種酸：a、鹽酸b、硫酸c、醋酸，同時加入足量鋅，則開始反應(yīng)時速率______，反應(yīng)完全后生成H2質(zhì)量_________。（用<、=、>表示）b＞

a=cb＞a＞

c25/154練習(xí)４.有H+濃度相同、體積相等三種酸：a、鹽酸b、硫酸c、醋酸，同時加入足量鋅，則開始反應(yīng)時速率______，反應(yīng)完全后生成H2質(zhì)量_________。（用<、=、>表示）a=b=ca=b<c26/154

問題：怎樣定量比較弱電解質(zhì)相對強(qiáng)弱？電離程度相對大小怎么比較？三、電離平衡常數(shù)（K）

看書本自學(xué)相關(guān)內(nèi)容并思索：（1）什么叫電離平衡常數(shù)？（2）電離平衡常數(shù)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)相對強(qiáng)弱？（4）影響電離平衡常數(shù)原因是什么？27/154三、電離平衡常數(shù)（K）----弱電解質(zhì)電離程度相對大小一個參數(shù)對于一元弱酸HAH++A-，平衡時K=c(H+).c(A-)

c(HA)（2）電離平衡常數(shù)化學(xué)含義：1、計(jì)算方法：K值越大，電離程度越大，對應(yīng)酸(或堿)酸(或堿)性越強(qiáng)。（3）影響電離平衡常數(shù)原因K值只隨溫度改變。28/154弱電解質(zhì)電離程度相對大小另一個參數(shù)-------電離度αα

=已電離分子數(shù)

弱電解質(zhì)分子總數(shù)29/154第二節(jié)水電離和溶液PH值學(xué)習(xí)目標(biāo)知識與技能1、認(rèn)識水離子積常數(shù)，能進(jìn)行溶液pH值簡單計(jì)算；2、初步掌握測定溶液pH值方法，知道溶液pH值調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中主要作用。30/154情感態(tài)度與價值觀過程與方法1、經(jīng)過水離子積導(dǎo)出，加深對弱電解質(zhì)電離了解，找到溶液發(fā)生酸堿性改變平衡點(diǎn)；2、經(jīng)過分析酸或堿稀溶液中c(H+)或c(OH-)相對大小，加深了解pH值大小與溶液酸堿性關(guān)系。了解化學(xué)定量分析方法，學(xué)會用圖表和表格方式分析問題，提升從事科學(xué)探究努力。31/154一、水電離1、水是一個極弱電解質(zhì)，能微弱電離:++H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）32/154在一定溫度時：C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水離子積25℃時，2、水離子積所以K電離×C(H2O)

＝C(H+)×C(OH-）=KWC(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水物質(zhì)量幾乎不變，C(H2O)濃度為常數(shù)Kw=1×10-14溫度越高，Kw越大，水電離是一個吸熱過程33/1543、影響水電離原因（1）加入酸或堿，抑制水電離，Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進(jìn)水電離，水離子積增大，在100℃時，KW=1×10-12。34/154二、溶液酸堿性不論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和OH-,而且在一定溫度下是定值！常溫下，溶液酸堿性跟H+和OH—濃度關(guān)系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH-][H+]＞[OH-][H+]＜[OH-]H+

=1×10-7mol/LH+

>

1×10-7mol/LH+<

1×10-7mol/L35/154課堂練習(xí)室溫下，由水電離產(chǎn)生c(OH－)=10-11mol/L溶液中，一定大量共存離子組（）A、Na+、NH4+、Cl-、SO42-

B、S2-、CH3COO-、Na+、Cs+C、K+、Na+、CO32-

、NO3-

D、K+

、Na+

、NO3-

、SO42-D36/154三、溶液pH值1、意義：表示溶液酸堿性強(qiáng)弱。2、表示：用H+物質(zhì)量濃度負(fù)對數(shù)來表示。3、計(jì)算公式：pH=-lg[H+]如[H+]=1×10-7mol/L溶液pH=7pOH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=？1437/154四、溶液pH值與酸堿性常溫下，溶液酸堿性跟pH關(guān)系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—]1×10—7mol/L[H+]＜[OH—]1×10—7mol/LpH=7pH＜7pH＞7注意:[H+]與[OH—]關(guān)系才是判斷溶液酸堿性依據(jù).38/154PH值計(jì)算一——直接求酸和堿PHPH=-lg[H+]POH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=14五、相關(guān)PH值計(jì)算專題PH值計(jì)算二——酸和堿稀釋pH值計(jì)算三——強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合pH值計(jì)算四——強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！注意：無限稀釋為中性！關(guān)鍵：抓住氫氧根離子濃度進(jìn)行計(jì)算！39/154注意:兩強(qiáng)堿混合PH=10和PH=8等體積混合[H+]=(10-10+10-8)/2=5X10-9mol/LPH=9-lg5=8.3另[OH-]=(10-4+10-6)/2=5X10-5[H+]=2X10-10PH=10-lg2=9.7堿混合先算[OH-]，再算[H+]，最終算PH40/1541、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當(dāng)其物質(zhì)量濃度相同時，C（H+）由大到小次序是

。②同體積、同物質(zhì)量濃度三種酸溶液，中和NaOH能力由大到小次序是___________________

③當(dāng)C（H+）相同時，物質(zhì)量濃度由大到小是___

④當(dāng)C（H+）相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同情況下產(chǎn)生氣體體積由大到小次序是_______⑤當(dāng)C（H+）相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同鋅，若產(chǎn)生相同體積氫氣（相同情況）則開始時反應(yīng)速率大小關(guān)系是____，反應(yīng)所需時間長短關(guān)系是_____________⑥將C（H+）相同三種酸溶液均加水稀釋至體積為原來10倍后，C（H+）由大到小次序?yàn)開_____________課堂練習(xí)bacbaccabC>b=aC>b=ab=a>CC>b=a41/154六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計(jì)法等。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍(lán)色酚酞無色淺紅色紅色3.1—4.45.0—8.08.2—10.042/1542、原理：HCl+NaOH=H2OC1V1=C2V2C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知濃度酸（或堿）測定未知濃度堿（或酸）濃度方法叫酸堿中和滴定。*已知濃度溶液——標(biāo)準(zhǔn)液*未知濃度溶液——待測液43/1543、試驗(yàn)儀器酸式滴定管堿式滴定管鐵架臺滴定管夾錐形瓶你知道酸堿滴定管區(qū)分嗎？44/154常見量器介紹量筒、滴定管、移液管（1）量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL讀數(shù)準(zhǔn)確到0.1mL，無“O”刻度（2）滴定管類型:酸式滴定管和堿式滴定管標(biāo)識:標(biāo)有溫度、規(guī)格、刻度（“0”刻度在最高點(diǎn)）(慣用規(guī)格：25mL、50mL)最小分刻度：0.1mL，讀數(shù)準(zhǔn)確到0.01mL（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）思索：25mL量程滴定管只能盛放25mL液體嗎？45/1544、滴定管使用1.檢驗(yàn)是否漏水2.洗滌：先水洗，再用待裝液潤洗2-3次3.排氣泡，調(diào)液面：先裝入液體至“0”刻度以上2-3厘米處，排凈氣泡后調(diào)整液面到“0”或“0”以下，記下刻度，注意平視不能仰視或俯視4.滴液：左手握住滴定管活塞（或擠壓玻璃球）右手搖動錐形瓶，眼睛注視著錐形瓶顏色改變酸式滴定管使用方法0刻度在上，上下部各有一段無刻度滴定管準(zhǔn)確到0.1ml，讀到0.01ml46/154例1、以下所述儀器“0”刻度位置正確是（）A．在量筒上端B．在滴定管上端C．容量瓶上端B練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選取儀器（）A．50mL量筒，B．100mL量筒C．50mL酸式滴定管，D．50mL堿式滴定管

C47/154練2：50ml滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把滴定管中溶液全部排出，則體積（）A、

等于30B、等于20C、大于30D、小于30

C48/1545、指示劑選擇及滴定終點(diǎn)判斷（1）指示劑甲基橙3.1-4.4紅－橙－黃酚酞8-10無－粉紅－紅（2）滴定終點(diǎn)判斷不用石蕊作指示劑原因：顏色改變不顯著指示劑顏色發(fā)生突變而且半分鐘不變色即到達(dá)滴定終點(diǎn)，終點(diǎn)判斷是滴定試驗(yàn)是否成功關(guān)鍵。49/1546、試驗(yàn)步驟1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉(zhuǎn)動是否靈活2)洗滌滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤洗）50/1543)裝液[滴定管中加入液體操作]

量取一定體積未知濃度待測液于錐形瓶操作:向滴定管中裝液→擠氣泡→調(diào)液面→記下起始讀數(shù)→放液→統(tǒng)計(jì)終點(diǎn)讀數(shù)→滴入指示劑滴定管中裝入標(biāo)準(zhǔn)液→擠氣泡→調(diào)液面→記下起始讀數(shù)51/1544)滴定右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運(yùn)動，而不是前后振動.左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢視線注視錐形瓶中顏色改變.滴定終點(diǎn)到達(dá)后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù).復(fù)滴2~3次52/154檢驗(yàn)滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄。分別用標(biāo)準(zhǔn)液和待測液潤洗對應(yīng)滴定管。向滴定管內(nèi)注入對應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)液和待測液。將滴定管尖嘴部分氣泡趕盡。將滴定管內(nèi)液面調(diào)至“0”或“0”刻度以下，并統(tǒng)計(jì)初始體積。向錐形瓶中注入一定體積待測溶液，并滴加酸堿指示劑。左手控制滴定管活塞，右手旋搖錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液變色情況，統(tǒng)計(jì)滴定中止體積。重復(fù)上述操作2～3。1、查漏：2、洗滌：3、潤洗：4、注液：5、趕氣：6、調(diào)液：7、加液：8、滴定：9、復(fù)滴：10、計(jì)算：滴定操作53/1546、中和滴定——誤差分析消耗標(biāo)準(zhǔn)液體積增多使待測液濃度偏大;損失待測液體積使待測液濃度偏小54/154俯視圖仰視圖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)偏小滴定管讀數(shù)誤差55/154先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實(shí)際讀數(shù)正確讀數(shù)先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大實(shí)際讀數(shù)正確讀數(shù)滴定管讀數(shù)誤差56/154練5：用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測燒堿，以下錯誤操作將對V（酸）和C（堿）有何影響？（偏大、偏小和無影響）A、盛標(biāo)準(zhǔn)酸滴定管尖嘴部分有氣泡未排除就開始滴定

，B、振蕩時液體飛濺出來

，C、開始讀標(biāo)準(zhǔn)酸時用仰視

，D、終點(diǎn)讀標(biāo)準(zhǔn)酸時用俯視

，E、滴定前盛放氫氧化鈉溶液錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

。

偏大偏小偏小偏小無影響57/154010203040V(NaOH)mL12108642PH顏色突變范圍中和滴定曲線酚酞甲基橙58/154第三節(jié)鹽類水解學(xué)習(xí)目標(biāo)知識與技能1、認(rèn)識鹽類水解原理、影響鹽類水解主要原因；2、了解鹽類水解在生產(chǎn)、生活中應(yīng)用。過程與方法1、經(jīng)過試驗(yàn)并利用歸納法分析鹽類組成與鹽溶液酸堿性對應(yīng)關(guān)系；2、以水電離平衡為基礎(chǔ)，認(rèn)真分析鹽類電離出陰、陽離子與水電離出H+或OH-結(jié)合成弱酸或弱堿趨勢，明確不一樣鹽溶液展現(xiàn)不一樣酸堿性本質(zhì)原因。59/154情感態(tài)度與價值觀經(jīng)過了解鹽類水解原理，認(rèn)識化學(xué)知識與人類生活親密聯(lián)絡(luò)。60/154在溶液中鹽電離出來離子跟水所電離出來H+

或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)反應(yīng),叫做鹽類水解。一、定義：二、實(shí)質(zhì)：鹽組成中離子與水作用生成弱電解質(zhì)，促使水電離平衡向正（電離方向）方向移動，使溶液顯酸性、堿性或中性。分析：NaCl能否水解，NaCl溶液為何顯中性？鹽類水解61/154一.探究鹽溶液酸堿性:1.選擇適當(dāng)方法測試下表所列鹽溶液酸堿性:2.依據(jù)形成該鹽酸和堿強(qiáng)弱,將下表中鹽按強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽分類:鹽溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4ClNa2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性中堿堿酸中堿酸P54[科學(xué)探究]62/154測試對象

溶液酸堿性

CH3COONa

Na2CO3NaHCO3NH4Cl

(NH4)2SO4NaCl

Na2SO4試驗(yàn)結(jié)果統(tǒng)計(jì)分析及推理：堿性酸性中性生成該鹽酸堿CH3COOH NaOHH2CO3NaOH

H2CO3NaOHHClNH3·H2OH2SO4NH3·H2OHClNaOH鹽類型強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽H2SO4NaOH63/154二.鹽溶液展現(xiàn)不一樣酸堿性原因:

溶液酸堿性：取決于c(H+)和c(OH-)相對大小,是什么原因造成不一樣類型鹽溶液中c(H+)或c(OH-)差異呢?[思索]：鹽溶液酸堿性與生成該鹽酸和堿強(qiáng)弱有什么關(guān)系？·強(qiáng)堿弱酸鹽水溶液呈

。·強(qiáng)酸弱堿鹽水溶液呈

?！?qiáng)酸強(qiáng)堿鹽水溶液呈

。中性酸性堿性64/154思索1、CH3COONa溶液中有哪些電離？存在哪些離子？哪些離子能夠相互結(jié)合？ CH3COONa=CH3COO-+Na+

H2OH++OH-[H+

]=[OH-][H+

]﹤[OH-]CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH堿性CH3COOH2、CH3COO-跟H+結(jié)合對水電離平衡有什么影響？對溶液酸堿性有什么影響？65/154OHHHHHCOO-HHHHCOO-HO++CH3COONa水解示意圖：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-離子方程式：66/154NH4Cl溶液呈酸性原因：NH4ClNH4++Cl-H2OOH-+H+NH3·H2O

+

c(H+)>

c(OH-)所以溶液顯酸性NH4Cl+H2ONH3·H2O+HCl[類比分析]NH4++H2ONH3·H2O+H+NaCl溶液呈中性原因：NaClNa++Cl-H2OOH-+H+不反應(yīng)所以：c(H+)＝c(OH-)溶液顯中性67/154NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液C(H+)和C(OH-)相對大小溶液中粒子有沒有弱電解質(zhì)生成對水電離平衡有何影響思索與交流P55——填寫下表>有促進(jìn)Cl-、NH4+、H+、OH-、H2O、NH3·H2O=

無

無影響Na+、Cl-、H+、OH-、H2O<有促進(jìn)Na+、CH3COO-H+、OH-、H2O、CH3COOH二.鹽溶液展現(xiàn)不一樣酸堿性原因：68/1541、鹽類水解表示方法：通式：An-+H2OHA(n-1)-+OH-Bm++mH2OB(OH)m+mH+二、鹽類水解實(shí)質(zhì)：（鹽類水解離子方程式）顯堿性NH4++H2ONH3·H2O+H+顯酸性CH3COO-＋H2OCH3COOH+OH-69/154練習(xí)：書寫以下物質(zhì)水解方程式：NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2

NaF+H2OHF+NaOH離子方程式：F-+H2OHF+OH-Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH(主)NaHCO3+H2OH2CO3+NaOH(次)NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClCuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl70/1542、酸＋堿鹽＋水水解鹽水解反應(yīng)是中和反應(yīng)逆反應(yīng)，但普通不能進(jìn)行到底。中和二、鹽類水解實(shí)質(zhì)：71/154鹽類別實(shí)例能否水解引發(fā)水解離子對水電離平衡影響溶液酸堿性CH3COONa能弱酸陰離子促進(jìn)水電離堿性NH4Cl能弱堿陽離子促進(jìn)水電離酸性NaCl不能無無中性強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽小結(jié)

從表中反應(yīng)信息，你能否發(fā)覺一些規(guī)律？討論分析72/154判斷：請大家利用水解規(guī)律推測Na2CO3，Al2(SO4)3，KNO3溶液酸堿性。三、水解規(guī)律（五言絕句）討論：你認(rèn)為還有哪些鹽溶液顯酸性？哪些鹽顯堿性？有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，都弱雙水解；越弱越水解，誰強(qiáng)顯誰性。73/154練習(xí)：判斷以下鹽類是否能夠水解，若能水解，則水解后酸堿性是怎樣？NaClK2SO4NaAcNa2CO3AlCl3CH3COONH4水解誰弱誰水解誰強(qiáng)顯誰性越弱越水解無弱不水解都弱雙水解強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，顯中性強(qiáng)堿弱酸鹽水解顯堿性強(qiáng)酸弱堿鹽水解顯酸性CH3COONH4=CH3COO-+NH4+H2OH++OH-++CH3COOHNH3·H2O弱酸弱堿鹽雙水解比單水解復(fù)雜，溶液酸堿性要由形成該鹽弱酸根離子和弱堿陽離子水解程度相對強(qiáng)弱來決定，（即對應(yīng)酸、堿誰強(qiáng)顯誰性。）堿性酸性+雙水解分為普通雙水解和完全雙水解。普通雙水解通常比單水解要強(qiáng)，而完全雙水解進(jìn)行得非常充分。水解程度(h):CO32->HCO3->CH3COO-≈NH4+74/154四、鹽類水解方程式書寫規(guī)律1、鹽類水解（單水解、普通雙水解）普通是比較微弱，通慣用“”表示，同時無沉淀和氣體產(chǎn)生。2、多元弱酸酸根離子水解是分步進(jìn)行，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（與電離類似），（相同物質(zhì)量濃度正鹽比對應(yīng)酸式鹽水解程度大得多，故Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強(qiáng)。）3、多元弱堿陽離子水解過程較為復(fù)雜，通常寫成一步完成。（與多元弱堿電離類似）4、對于發(fā)生“完全雙水解”鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時有沉淀和氣體產(chǎn)生。5、多元弱酸酸式氫根離子，水解和電離同時進(jìn)行。多元弱酸酸式氫根離子，水解和電離程度比較——H2PO4-、HSO3-電離強(qiáng)于水解，顯酸性；HCO3-、HPO42-、HS-水解強(qiáng)于電離，顯堿性；（注：此時溶液陽離子為強(qiáng)堿陽離子）在定量計(jì)算時，常只考慮第一步水解，而后面忽略不計(jì)；在定性分析時，則必須考慮每一步水解。以下為常見完全雙水解——Al3+與AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、ClO-Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32-NH4+與SiO32-75/154D以下水解離子方程式正確是()A、Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+B、Br-+H2OHBr+OH-C、CO32-+H2OH2CO3+2OH-D、NH4++H2ONH3.H2O+H+

隨堂練習(xí)76/154NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小是（）

A.C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)B.C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)C.C(H+)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(Cl-)D.C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(OH-)＞C(H+)課堂鞏固練習(xí)：B77/154五、影響鹽類水解平衡原因①不一樣弱酸對應(yīng)鹽HClOCH3COOH>對應(yīng)堿16②不一樣弱堿對應(yīng)鹽MgCl2(aq)

AlCl3(aq)酸性Mg(OH)2Al(OH)3<>1、內(nèi)因：（物質(zhì)本身性質(zhì)，越弱越水解）NaClO(aq)CH3COONa

(aq)對應(yīng)酸<堿性78/154③同一弱酸對應(yīng)鹽Na2CO3(aq)

NaHCO3(aq)對應(yīng)酸酸性，（也就是電離產(chǎn)生H+難易程度）HCO3–

H2CO3<>堿性∴正鹽水解程度酸式鹽水解程度>1179/154五、影響鹽類水解原因（二）、外因：

1、溫度：鹽水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度水解程度增大。（與電離相同）

2、濃度：強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽濃度越小，水解程度越大，加水稀釋該鹽，能夠促進(jìn)水解（與電離相同）；*而實(shí)際上弱酸弱堿鹽，水解程度與濃度無關(guān)（如無尤其說明，不作考慮）

3、溶液酸、堿性：鹽類水解后，溶液會呈不一樣酸、堿性，所以控制溶液酸、堿性，能夠促進(jìn)或抑制鹽水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽水解。80/154

填表:CH3COONa溶液改變以下條件,填寫改變情況:CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-改變條件平衡移動濃度[CH3COO-]濃度[OH-]水解程度加入CH3COONa通入HCl升溫加水加NaOH加HAc加NH4Cl向右增大增大減小向右減小減小增大向右減小增大增大向右減小減小增大向左向左增大增大增大減小減小減小向右減小減小增大81/154思索：條件移動方向H+數(shù)目pHFe3+水解程度現(xiàn)象升溫

通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+在不一樣條件下FeCl3水解平衡將發(fā)生不一樣改變，當(dāng)條件改變時，將相關(guān)內(nèi)容填入表格中：正反應(yīng)增加降增大顏色變深逆反應(yīng)正反應(yīng)逆反應(yīng)正反應(yīng)增加增加降低降低降升升升減小增大減小增大顏色變淺顏色變淺顏色變淺紅褐色沉淀，無色氣體82/1541、0.1mol/l以下溶液PH值由大到小次序是_______________________________①H2SO4②HCl③CH3COOH④NH4Cl⑤NaCl⑥CH3CooNa⑦NH3.H2O⑧NaOH⑨Ba(OH)2

⑨>⑧>⑦>⑥>⑤>④>③>②>①課堂練習(xí)83/154六、電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系1、電荷守恒陽離子：Na+

、H+

陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–又如：Na2S溶液Na2S=2Na++S2–H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S+OH–

c(Na+

)+c(H+)=c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)溶液中陰離子和陽離子所帶電荷總數(shù)相等?！哧栯x子所帶正電荷總數(shù)=陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)84/154六、電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系2、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素原子總數(shù)是不變。是指某一元素原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式濃度之和。85/154六、電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系2、物料守恒是指某一元素原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式濃度之和。如：amol/LNa2CO3溶液中Na2CO3=2

Na++CO32–

H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–

∴c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)

=amol/L（元素或原子守恒）即

c(Na+):c(C)＝2:186/154六、電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系如：Na2S溶液Na2S=2

Na++S2–

H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S

+OH–

所以：c(Na+

)=

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]2、物料守恒是指某一元素原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(S)＝2:187/154六、電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式濃度之和。（元素or原子守恒）∵

c(Na+):c(C)＝1:1所以c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+

c(H2CO3)88/154六、電解質(zhì)溶液中守恒關(guān)系3、質(zhì)子（H+）守恒電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）物質(zhì)量應(yīng)相等。如：NH4Cl溶液中

為得到質(zhì)子后產(chǎn)物，

為失去質(zhì)子后產(chǎn)物，所以：H3O+（H+）NH3·H2O、OH–、c(H+)=

c(NH3·H2O)+

c(OH–)89/154Na2CO3(1mol/L)溶液主要守恒關(guān)系——

[Na+]>[CO32-]

>[OH-]>[HCO3-

]

>[H+](濃度關(guān)系）[Na+]=2{[CO32-]

+[HCO3-

]+[H2CO3]

}(原子守恒)[Na+]+[H+]=2[CO32-]

+[HCO3-

]+[OH-]

(電荷守恒)[OH-]=[HCO3-

]+2[H2CO3]

+[H+](由水電離H+、OH-守恒)90/154混施化肥泡沫滅火劑制備膠體明礬凈水判斷溶液酸堿性離子濃度比較試劑貯存鹽溶液蒸發(fā)溶液配制鹽類水解應(yīng)用91/154七、鹽類水解應(yīng)用

1、判斷鹽溶液酸堿性和比較鹽溶液酸堿性強(qiáng)弱時，通常需考慮鹽水解。如：相同條件，相同物質(zhì)量濃度以下八種溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小次序?yàn)椋?/p>

NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

92/154①弱離子因?yàn)樗舛鴵p耗。如：KAl(SO4)2溶液中：c(K+)c(Al3+)②水解是微弱③多元弱酸水解是分步，主要決定第一步c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(NH3·H2O)c(OH–)如：Na2CO3溶液中：c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)>>>>>>>單水解程度很小，水解產(chǎn)生離子或分子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子濃度。如：NH4Cl溶液中：2、水溶液中微粒濃度大小比較，需要考慮鹽類水解。93/154練習(xí)1：25℃時，在濃度均為1mo/L(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中[NH4+]分別為a、b、c（單位為mo/L）,則以下判斷正確是（）

A.a=b=cB.c>a>bC.b>a>cD.a>c>bB94/154練習(xí)2：相同濃度以下溶液中，[CO32-]大小關(guān)系依次為（）①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3

④(NH4)2CO3⑤NH4HCO3①>④>②>⑤>③95/154鹽類水解應(yīng)用3、判斷溶液中離子能否大量共存。當(dāng)有弱堿陽離子和弱酸陰離子之間能發(fā)生完全雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：Al3+、與HCO3-、CO32-，SiO32與NH4＋-等，不能在溶液中大量共存。4、配制易水解鹽溶液時，需考慮抑制鹽水解，如在配制強(qiáng)酸弱堿鹽溶液時，需滴加幾滴對應(yīng)強(qiáng)酸，來抑制鹽水解。如：配制氯化鐵溶液，先把氯化鐵溶于適量稀鹽酸，然后再加水稀釋至適當(dāng)濃度。96/154

配制和保留易水解鹽溶液熱水：升溫能夠促進(jìn)水解試驗(yàn)現(xiàn)象：溶液出現(xiàn)渾濁原因：CuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl－Q或Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+

－Q配制CuCl2溶液，為預(yù)防出現(xiàn)渾濁，應(yīng)加少量_____

稀鹽酸試驗(yàn)：熱水配制CuCl2液97/154鹽類水解應(yīng)用5、選擇制備鹽路徑時，需考慮鹽水解。如制備Al2S3時，因無法在溶液中制取，會完全水解，只能由干法直接反應(yīng)制取。加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發(fā)過程中不停通入HCl氣體，以抑制FeCl3水解，才能得到其固體。練：要制得較純FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入試劑是（）A．Na2S

B.NaHSC.H2SD.(NH4)2SD98/154一些鹽無水物，不能用蒸發(fā)溶液方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼燒Al2O3MgCl2·6H2OMg(OH)2MgO△△晶體只有在干燥HCl氣流中加熱，才能得到無水MgCl2。FeCl3溶液Fe(NO3)3溶液Fe2(SO4)3溶液Na2SO3溶液Ca(HCO3)2溶液Fe2(SO4)3Na2SO4Fe2O3Fe2O3CaCO3以下鹽溶液加熱蒸干、灼燒后，得到什么固體物質(zhì)？99/154盡管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但因?yàn)镠2SO4是高沸點(diǎn)酸，不易揮發(fā)，加熱最終只是把水蒸去，所以仍得Al2(SO4)3固體。3H2SO4+2Al(OH)3=Al2(SO4)3+6H2O小結(jié)：硝酸鹽、氯化物溶液加熱蒸干考慮水解，灼燒得氧化物；硫酸鹽則得該鹽。100/154如用TiCl4制備TiO2反應(yīng)可表示以下：TiCl4+(x+2)H2O(過量)TiO2.xH2O+4HCl制備時加入大量水，同時加熱（為何?)類似方法也可用來制備SnO、SnO2、Sn2O3、Sb2O3等。101/1546、一些活潑金屬與水解顯酸性鹽溶液反應(yīng)【試驗(yàn)】把Mg粉放入NH4Cl溶液試驗(yàn)現(xiàn)象：猛烈反應(yīng)有氣體放出，有刺激性氣味[思索]檢驗(yàn)NH3方法？檢驗(yàn)結(jié)果：濕潤紅色石蕊試紙變藍(lán)，說明刺激性氣味氣體是NH3。用濕潤紅色石蕊試紙或蘸有濃鹽酸玻璃棒NH4++H2ONH3?H2O+H+Mg+2H+=Mg2++H2↑△NH3?H2O

=NH3↑

+H2O102/1547、熱純堿水去油污能力強(qiáng)：

在堿性條件下去油污能力強(qiáng)CO32-＋H2OHCO3-+OH-

__

QHCO3-＋H2OH2CO3+OH-__Q[生活常識]為何用肥皂洗衣服時用溫水比冷水洗得潔凈一些？肥皂主要成份：硬脂酸鈉(C17H35COONa)硬脂酸(C17H35COOH)是一個一元弱酸C17H35COO-+H2OC17H35COOH+OH-

-Q103/154農(nóng)業(yè)諺語：“灰混糞，糞混灰，灰糞相混損肥分。”思索：為何會損肥分?[試驗(yàn)]飽和K2CO3(草木灰主要成份)溶液和NH4Cl晶體混合104/1548、草木灰不宜與銨態(tài)氮肥混合施用：草木灰成份：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+，混施后，OH-與H+中和成水，使兩種鹽水解平衡強(qiáng)烈地向右移動，以至生成大量NH3·H2O，深入分解成NH3逸出了，從而降低了肥效。雙水解105/154鹽類水解應(yīng)用9、一些試劑試驗(yàn)室存放，需要考慮鹽水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應(yīng)NH4Ｆ水解應(yīng)會產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃。10、鹽作凈化劑原理：明礬、FeCl3等Al

3++3H2OAl(OH)3

(膠體)

+3H

+Fe

3++3H2OFe

(OH)3

(膠體)

+3H

+本身無毒，膠體可吸附不溶性雜質(zhì)，起到凈水作用。106/154（1）泡沫滅火器原理塑料內(nèi)筒裝有Al2(SO4)3溶液外筒裝有NaHCO3溶液Al2(SO4)3和NaHCO3溶液：Al

3+

+

3HCO3–

Al(OH)3

+

3CO2

Al

3++3H2OAl(OH)3+3H

+HCO3–

+H2OH2CO3

+

OH

–速度快耗鹽少混合前混合后11、日常生活中應(yīng)用

107/154滅火器原理塑料筒里面放入什么是藥品？外筒放入是什么藥品？泡沫滅火器里藥品是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液。108/154（2）炸油條或油餅時為何要放明礬與純堿?2Al3++3CO32-＋3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑109/154鹽類水解應(yīng)用12、溶液中，一些離子除雜，需考慮鹽水解。練習(xí)：為了除去氯化鎂酸性溶液中Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一個試劑，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A、D110/15413、推斷現(xiàn)象(或產(chǎn)物)并解釋原因:（1）濃NH4Cl溶液中加入Mg條;（2）FeCl3溶液加熱蒸干灼燒后最終產(chǎn)物是什么?（3）Al2(SO4)3溶液加熱蒸干后最終產(chǎn)物是什么?（4）少許Mg（OH）2不溶于水，溶于濃NH4Cl溶液。（5）胃酸過多人吃少許小蘇打可中和胃酸。111/1541、將10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L鹽酸混合后,溶液里各種離子物質(zhì)量濃度關(guān)系是()A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)B.C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(OH-)C.C(H+)>C(OH-)>C(Cl--)>C(NH4+)D.C(Cl-)>C(H+)>C(NH4+)>C(OH-)AB練習(xí)：112/1542、下列離子能在溶液中大量共存是（）

A.Ｋ＋、ＮＯ３＋、ＭｎＯ４－、ＮＨ４＋B.Ａｌ３＋、ＡｌＯ２－、Ｋ＋、ＳＯ４２－C.Ｍｇ２＋、Ｃｌ－、Ｎａ＋、ＯＨ－D.Ｆｅ２＋、Ｈ＋，Ｃｌ－、ＮＯ３－3、寫出以下物質(zhì)混合后離子方程式（1）AlCl３溶液與Na２ＣＯ３溶液混合。（2）Fe２（ＳＯ４）３溶液與ＮaＡlＯ２溶液混合。113/154課堂練習(xí)4、（06四川理綜12）25℃時，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當(dāng)溶液PH＝7時，以下關(guān)系正確是（）A、c(NH4+)=c(SO42－)B、c(NH4+)>c(SO42－)C、c(NH4+)<c(SO42－)D、c(OH－)+c(SO42－)=c(H+)+c(NH4+)Ｂ114/154（06廣東14）室溫時，將xmLpH=a稀NaOH溶液與ymLpH=b稀鹽酸充分反應(yīng)。以下關(guān)于反應(yīng)后溶液pH判斷，正確是（）A．若x=y，且a+b=14，則pH>7 B．若10x=y，且a+b=13，則pH=7C．若ax=by，且a+b=13，則pH=7 D．若x=10y，且a+b=14，則pH>7 Ｄ課堂練習(xí)115/154

學(xué)習(xí)目標(biāo)知識與技能第四節(jié)難溶電解質(zhì)溶解平衡

1、能應(yīng)用化學(xué)平衡理論描述溶解平衡，了解轉(zhuǎn)化本質(zhì)；2、經(jīng)過學(xué)習(xí)溶解度和化學(xué)平衡理論，深入掌握影響溶解平衡原因。116/154過程與方法

1、經(jīng)過回想溶解平衡相關(guān)知識，將有難溶物離子反應(yīng)“轉(zhuǎn)化”為難溶電解質(zhì)溶解問題來研究；2、經(jīng)過對沉淀溶解討論，了解幾個促進(jìn)沉淀溶解基本方法；3、經(jīng)過對沉淀轉(zhuǎn)化知識學(xué)習(xí)，將其了解為難溶電解質(zhì)溶解平衡移動一個特殊形式。

情感態(tài)度與價值觀

在實(shí)際問題中應(yīng)用知識進(jìn)行理論分析或技能實(shí)踐，深入認(rèn)識化學(xué)知識與人類生活親密聯(lián)絡(luò)。117/154大于10g，易溶1g～10g，可溶0.01g～1g，微溶小于0.01g,難溶溶解度與物質(zhì)溶解性關(guān)系118/1541.生成沉淀離子反應(yīng)能發(fā)生原因？生成物溶解度小2.AgCl溶解平衡建立Ag+Cl-一.Ag＋和Cl－反應(yīng)119/154溶解AgCl(s)Ag＋(aq)+Cl－(aq)

沉淀當(dāng)v(溶解)＝v(沉淀)時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡。

（1）定義：一定條件下，電解質(zhì)溶解離解成離子速率等于離子重新結(jié)合成沉淀速率，溶液中各離子濃度保持不變狀態(tài)。3.溶解平衡120/1543.溶解平衡(2)特征：等——V溶解=V沉淀（結(jié)晶）；動——動態(tài)平衡，V溶解=V沉淀≠0；定——到達(dá)平衡時，溶液中離子濃度不再改變；變——當(dāng)外界條件改變，溶解平衡將發(fā)生移動。逆——溶解與沉淀互為可逆；逆、等、定、動、變。121/1544、生成難溶電解質(zhì)離子反應(yīng)程度難溶電解質(zhì)溶解度小于0.01g，離子反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，離子濃度小于1×10－5mol/L時，認(rèn)為反應(yīng)完全，但溶液中還有對應(yīng)離子。122/154①、絕對不溶電解質(zhì)是沒有。②、同是難溶電解質(zhì)，溶解度差異也很大。③、易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。注意：123/1544、影響溶解平衡原因（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身性質(zhì)①難溶電解質(zhì)更易建立溶解平衡；②難溶電解質(zhì)溶解度很小，但不會等于0，并不是絕對不溶；③習(xí)慣上將生成難溶電解質(zhì)反應(yīng)，認(rèn)為反應(yīng)完全了。對于常量反應(yīng)來說，0.01g是很小。當(dāng)溶液中殘留離子濃度<1×10-5mol/L時，沉淀就到達(dá)完全。124/1544、影響溶解平衡原因（1）內(nèi)因：電解質(zhì)本身性質(zhì)（2）外因：遵照平衡移動原理①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。③同離子效應(yīng)：加入含有相同離子電解質(zhì)，平衡向結(jié)晶方向移動.125/154石灰乳中存在以下平衡：Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)+2OH-(aq),加入以下溶液，可使Ca(OH)2降低是（）A、Na2CO3溶液B、AlCl3溶液C、NaOH溶液D、CaCl2溶液AB課堂練習(xí)126/154課堂練習(xí)1、以下說法中正確是（）A.不溶于水物質(zhì)溶解度為0B.絕對不溶解物質(zhì)是不存在C.某離子被沉淀完全是指該離子在溶液中濃度為0D．物質(zhì)溶解性為難溶，則該物質(zhì)不溶于水2、以下各組離子，在水溶液中能以較高濃度大量共存是（）①I－ClO－NO3－

H＋②K＋NH4＋

HCO3－OH－③SO42－SO32-Cl－OH－④Fe3+Cu2+SO42－Cl－⑤H＋K＋AlO2－HSO3－⑥Ca2＋Na＋SO42-CO32-

A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④BB127/154128/154129/154二、沉淀反應(yīng)應(yīng)用1、沉淀生成（1）應(yīng)用：生成難溶電解質(zhì)沉淀，是工業(yè)生產(chǎn)、環(huán)境保護(hù)工程和科學(xué)研究中除雜或提純物質(zhì)主要方法之一。130/154（2）方法a、調(diào)pH值如：工業(yè)原料氯化銨中混有氯化鐵，加氨水調(diào)pH值至7－8Fe3＋+3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋b、加沉淀劑：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑Cu2＋+S2－=CuS↓Hg2＋+S2－＝HgS↓c、同離子效應(yīng)法d、氧化還原法

131/154①沉淀劑選擇：要求除去溶液中某種離子，又不能影響其它離子存在，而且由沉淀劑引入溶液雜質(zhì)離子還要便于除去②生成沉淀反應(yīng)能發(fā)生，且進(jìn)行得越完全越好。③經(jīng)過氧化還原反應(yīng)等方式改變某離子存在形式，促使其轉(zhuǎn)變?yōu)槿芙舛雀‰y電解質(zhì)方便分離出去（3）標(biāo)準(zhǔn)：132/154【練習(xí)1】：為除去MgCl2溶液中FeCl3，可在加熱攪拌條件下加入一個試劑是（）A、NaOHB、Na2CO3C、氨水D、MgO

D

思考與交流

1、假如要除去某溶液中SO42-，你選擇加入鋇鹽還是鈣鹽？為何？加入鋇鹽，因?yàn)锽aSO4比CaSO4更難溶，使用鋇鹽可使SO42-沉淀更完全。133/1542、以你現(xiàn)有知識，你認(rèn)為判斷沉淀能否生成可從哪方面考慮？是否可能使要除去離子經(jīng)過沉淀反應(yīng)全部除去？說明原因。從溶解度是否足夠小考慮，可判斷沉淀能否生成，然后選擇適當(dāng)沉淀劑或不停破壞溶解平衡向生成沉淀方向移動。不可能使要除去離子經(jīng)過沉淀完全除去。思考與交流134/1542、沉淀溶解（1）原理設(shè)法不停移去溶解平衡體系中對應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解方向移動。（2）舉例a、難溶于水鹽溶于酸中如：CaCO3溶于鹽酸，F(xiàn)eS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于強(qiáng)酸。135/154試驗(yàn)3-3:

Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液

1.寫出試驗(yàn)3-3中相關(guān)反應(yīng)化學(xué)方程式；2.用平衡移動原理分析Mg(OH)2溶于鹽酸和NH4Cl溶液原因，并試從中找出使沉淀溶解規(guī)律。b、難溶于水電解質(zhì)溶于一些鹽溶液思考與交流136/154解釋在溶液中存在Mg(OH)2溶解平衡：

Mg(OH)2(s)?Mg2＋(aq)+2OH－(aq)加入鹽酸時，H＋和OH-反應(yīng)生成水,使c(OH－)減小，平衡右移，從而使Mg(OH)2溶解。

加入NH4Cl時，NH4＋水解，產(chǎn)生H＋中和OH－,使c(OH－)減小，平衡右移，從而使Mg(OH)2溶解。137/154c.發(fā)生氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解如有些金屬氧化物(CuS、HgS等）不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，經(jīng)過降低C（S2-）而到達(dá)沉淀溶解3CuS+8HNO3=3Cu（NO3）2+3S+2NO↑+4H2Od.生成絡(luò)合物使沉淀溶解如AgCl可溶于NH3.H2O138/154沉淀溶解規(guī)律和方法

規(guī)律：依據(jù)平衡移動原理，只要不停減小溶解平衡體系中對應(yīng)離子，平衡就向沉淀溶解方向移動，從而使沉淀溶解。方法：(使沉淀溶解平衡向著溶解方向移動)

①加入足量水②酸堿溶解法③鹽溶解法④氧化還原溶解法⑤生成絡(luò)合離子溶解法139/1542、沉淀轉(zhuǎn)化試驗(yàn)3－4140/154（試驗(yàn)3－5沉淀轉(zhuǎn)化）141/1