3.0《水溶液中的离子平衡》PPT课件（新人教版-选修4）

(共125张PPT)
新课标人教版课件系列
《高中化学》
选修4
第三章
《水溶液中的
离子平衡》
教学目标
１了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。
２了解强、弱电解质与结构的关系，能正确书写常见物质的电离方程式。
３理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。
４了解水的电离平衡及其“离子积”
５了解溶液的酸碱性和pH的关系
６使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
７培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
８培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
９掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用
10运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节
《弱电解质的电离》
1、(1)什么叫电解质？
举例说明.
(2)什么叫非电解质？
举例说明.
知识回顾：
电解质和非电解质比较
电解质 非电解质
概念：在水溶液中或熔化状态下 在水溶液和熔化状态
能够导电的化合物。 下都不能导电的化合物。
和结构关系：大多数离子化合物 极性键或非极性键构成
强极性键共价化合物 的化合物
实例： 酸 碱 盐，H2O 大多数有机物，SO3、CO2
等
说明：溶液导电与否是由内外因共同作用的结果，内因为必须有电解质，外因在水的作用下两者缺一不可，可用下列图示表示：
电解质 电离 导电
溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度决定。
1.石墨能导电，所以是电解质。
2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
实验3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值

1mol/LHCl
1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象


溶液的pH值


开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。
探究结果：
什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
练习：判断下列物质，
属强电解质的 有哪些？属弱电解质的有哪些？
NaCl、 NaOH 、 H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O、Cl2、Cu
强电解质：
弱电解质：
在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质(其离子无 分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱。
在水溶液里部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。
NaCl = Na++Cl-
HAc H++Ac-
小结：
离子化合物
大部分
的盐类
强 碱
｛
共价化合物
｛
强 酸
弱 酸
弱 碱
水
｝
｝
弱电解质
强电解质
二、弱电解质的电离平衡
思考与讨论：
1、开始时，V电离 和 V结合怎样变化？
2、当V电离 = V结合时，可逆
过程达到一种什么样的状态？
画出V～t图。
CH3COOH CH3COO - + H+
电离
结合
弱电解质电离的V-t图像
V电离
V结合
0
t1
t2
V电离= V结合
平衡状态Ⅰ
t
V
电离平衡
在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态——
思考与讨论：
例1， 在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？
NH3·H2O NH4 + + OH -
加入
物质 盐 酸 NaOH溶 液 NH4Cl溶 液 加大量水
平衡移动方向
右
左
左
右
影响电离平衡有哪些因素
（1）温度
电离过程是吸热过程，平衡温度升高向电离方向移动。
（2）浓度
浓度越大，电离程度越小。
（3）其他因素
问题探讨
1.弱电解质加水稀释时，电离程度_____,离子浓度______ (填变大、变小、不变或不能确定）
变大
不能确定
画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。
问题探讨
2.金属导电与电解质溶液导电有何不同？升温对二者的导电性有何影响？
*自由电子的定向移动；自由移动的离子定向移动
*升温，金属导电性减弱；电解质溶液导电性增强
说明：
①电离平衡是动态平衡，平衡移动符合勒夏特列原理
②多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离……，
例如:0.1mol/LH2S溶液中各步电离[H+]为：
H2S H++HS- [H+]=1×10-4mol/L
HS- H++S2- [H+]=1×10-13mol/L
电离难的原因：
a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；
b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。
例3：0.1mol/L的CH3COOH溶液 CH3COOH CH3COO-+H+
电离程度 n(H+) C(H+) 导电能力
加水
升温
加NH4Cl
加HCl
加NaOH
练习
1.将0 .1mol/L的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ）
A. [H+] B. [OH]- C. [OH]- /[NH3·H2O] D. [NH4]+
2 .一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固）
AC
BD
练习
3.有H+浓度相同、体积相等的三种酸：a、盐酸 b、硫酸 c、醋酸，同时加入足量的锌，则开始反应时速率______，反应完全后生成H2的质量_________。（用<、=、> 表示）
a=b=c
a=b练习
4.下列物质的导电性最差的是（ ）A.0.1mol/L的盐酸 B.0. 1mol/L的氢氟酸C. 0.1mol/L的氢氰酸 D. 石墨棒
5.把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导电性变化不大的是（ ） A.自来水 B. 0.5mol/LNH4Cl溶液 C. 0.5mol/L 醋酸 D. 0.5mol/L盐酸
C
BD
问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
三、电离平衡常数（K）
看课本自学相关内容并思考：
（1）什么叫电离平衡常数？
（2）电离平衡常数的化学含义是什么？
（3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱？
（4）影响电离平衡常数的因素是什么？
弱电解质电离程度相对大小的参数一
电离平衡常数（K）
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时
Kb=
c ( M+).c( OH- )
c(MOH)
意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。
已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。
例：H2CO3 H++HCO3- 一(1)
HCO3- H++CO32- 一(2)
每一步的电离程度是不一样的。
(9)写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。
H3PO4
H+ + H2PO4- 一(1)
H2PO4-
H+ + HPO42- 一(2)
HPO42-
H+ + PO43- 一(3)
就电离本身而言，你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？
对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要相差105）。
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。
草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸
再见
祝同学们学习进步
探究实验设计建议：
第三章 水溶液中的离子平衡
第二节
《水的电离和溶液的酸碱性 》
一、水的电离
水是一种极弱的电解质
精确的导电性实验表明，纯水大部分以分子的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O＋和OH－。水中存在着微弱的电离。
H2O + H2O H3O+ + OH-
简写为：H2O H+ + OH-
+
+
+
-
水的离子积(KW)
水达到电离平衡时，也存在着电离常数
因水的电离极其微弱，在室温下55.6mol H2O中只有1×10-7mol H2O电离。c(H2O)可视为常数，上式可表示为：
c( H+) ·c( OH-)
c(H2O)
=K电离
c( H+) ·c( OH-)
=K电离
·
c(H2O)
=KW
水的离子积(KW)
水的离子积KW可由实验测得，也可通过计算求得。
由上表可知，随着温度的升高，水的离子积增大。一般在室温下，忽略温度的影响。
c( H+) ·c( OH-)
=1.0×10-14
KW =
t/℃ 0 10 20 25
KW/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01
40 50 90 100
2.92 5.47 38.0 55.0
思考与交流
根据室温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
1.酸或碱的稀溶液的密度与纯水相近，1L酸或碱的稀溶液约为1000 g，其中，H2O的物质的量近似为1000 g / 18 g /mol =55.6 mol。此时，发生电离的水是否仍为纯水状态时的1×10-7mol ？
因酸电离出来的H＋或碱电离出来的OH－对水的电离有抑制作用，所以发生电离的水的物质的量小于纯水状态时的1×10-7mol 。
思考与交流
2.比较下列情况下，c (H+)和c (OH-）的值或变化趋势（增加或减少）：
纯水 加少量盐酸 加少量氢氧化钠
c (H+)
c (OH-)
c(H+)和c(OH-)大小比较
10-7mol/L
10-7mol/L
c(H+)=c(OH-)
变大
变小
c(H+)>c(OH-)
变小
变大
c(H+)3.酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存在？
溶液的酸碱性与c(H+)的关系
c (H+)与c (OH-)关系 25℃， c(H+)/mol·L-1 溶液酸碱性
c (H+) =c (OH-)
=1×10-7
中性
c (H+)>c (OH-)
> 1×10-7
酸性
c (H+) <1×10-7
碱性
溶液的pH
1.pH的定义：
pH=-lg c (H+)
例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 0.001 = 3
例：c(OH-) = 0.01mol /L
c(H+)=1×10-14 / 10-2 = 1×10-12 mol /L
pH=-lg 1×10-12 = 12
溶液的pH
2.pH的适用范围
c(H+)≤1mol /L和c(OH-) ≤ 1mol /L的稀溶液。
3.pH的意义（常温）
9
8
10
11
13
12
14
7
6
5
4
3
2
1
0
中性
碱 性 增 强
酸 性 增 强
溶液的pH——正误判断
1、一定条件下 pH越大，溶液的酸性越强。
2、用pH表示任何溶液的酸碱性都很方便。
3、强酸溶液的pH一定大。
4、pH等于6是一个弱酸体系。
5、pH有可能等于负值。
6、pH相同的强酸和弱酸中c(H+)相同，物质的量浓度也相同。
　
若 定义：pOH=-lg c(OH-)　pKw=-l g Kw
则室温下在同一溶液中，pH、pOH与pKw之间有什么关系？
　-lg Kw=- lg c(H+) ·c(OH-)
pKw = pH + pOH
因室温下 Kw = 1×10-14
所以：pH + pOH = 14
思考与练习
溶液的pH
4.pH的测定
方法一：用pH试纸测定
　使用方法：用玻璃棒蘸待测液点在pH试纸上，然后与标准比色卡比较。广泛pH试纸只能得到整数值。精密pH试纸可以精确到0.1。
　pH试纸不可润湿，否则有可能将待测液稀释了。
广泛pH试纸
精密pH 试纸
溶液的pH
4.pH的测定
方法二：用pH计测定
pH计算1—— 酸的稀释
例题：①在25℃时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH
等于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？
解：
pH=-lgc(H+)
=-lg10－2/10
=-lg10-3
=3
此时不能忽视H2O的电离产生的H＋。
设水产生的c(H＋)=c(OH-)=x，则有：(10－8＋x)·x=10-14
x≈0.95×10-7mol/L c(H+)=KW/c(OH-)
pH=-lg 10-14 /0.95×10-8 =14-8+0.98=6.98
由HCl 产生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.
②在25℃时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍 后， pH等于多少？
解
pH=-lgc(H+)
=-lg10－2/1000
=-lg10-5
=5
pH计算2—— 碱的稀释
例题：在25℃时，pH等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH
值于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？
解：
①c(OH-)=10—5/10
≈10-6
pH=-lgc(H+)
=-lgKW/c(OH-)
=-lg10-14/10-6
=8
②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L
设溶液中c(H+)=x,则有: x+(x+10-8)=10-14
解得：x=0.95×10-7mol/L
pH=-lg0.95×10-7
=8-0.98
=7.02
=lg10-8
pH计算3—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH等于1的盐酸溶液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
关键：抓住氢离子进行计算！
pH计算4—— 强碱与强碱混合
解：
=4-lg5
=3.3
例题：在25℃时，pH等于9和pH等于11的两种氢氧化钠溶液
等体积混合pH等于多少？
[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1)
pOH=-lgc(OH—)
pOH=-lg5×10-4
pH=14- pOH
=10.7
pH混= pH大-0.3
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
pH计算5—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？
解：
NaOH+HCl=NaCl+H2O
c(H+)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/L
n(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl过量。
pH=-lgc(H+)=-lg0.1
=-lg10-1
=1
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
pH计算5—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？
解：
NaOH+HCl=NaCl+H2O
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
c(OH-)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/L
n(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH过量。
pH=-lgc(H+)=-lg10-14/ 0.1=13
pH计算6 —— 强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=10与pH=12氢氧化钠溶液等体积混合后,溶液中c(H+)等于多少？
解：
①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L
=0.5×10-10 mol/L
正确的是　　。
②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L
= 0.5×10-2 mol/L
c(H+)=10-14/ 0.5×10-2
=2×10-12 mol/L
关键：碱性溶液中抓住OH-进行计算
②
三、pH应用
1、工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性。
2、人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关。
3 、酸碱中和滴定中溶液pH变化（借助酸碱指示剂的颜色变化）是判断滴定终点的依据。
人体几种体液和代谢产物的正常pH:
四、酸碱中和滴定
⒈用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法
⒉滴定终点判断的依据：溶液pH的变化。
　在接近滴定终点（pH=7）时，很少量（约1滴，0.04 mL）的碱或酸就会引起溶液pH的突变。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应达到终点。
滴定曲线
0.100mol/LNaOH滴定20.00mL　0.100mol/LHCl过程中的pH变化
0.100mol/LHCl滴定20.00mL　0.100mol/LNaOH过程中的pH变化
⒋酸碱指示剂的变色范围
指示剂 pH变色范围 酸色 碱色
甲基橙 3.1~4.4 红色 黄色
石蕊 5.0~8.0 红色 蓝色
酚酞 8.2~10.0 无色 红色
8.2~10.0
4.4~6.2
3.1~4.4
NaOH溶液滴定盐酸和乙酸的滴定曲线
5.酸式滴定管和碱式滴定管
练习：
常温下pH=a，体积为Va的强酸与pH=b，体积为Vb的强碱混合，恰好完全反应呈中性。
若a+b=14，则Va__Vb(>.=.<）
若a+b=12，则Va__Vb. (>.=.<）
若a+b=15，则Va__Vb. (>.=.<）
Va/Vb=______＿_。
=
<
>
10(a+b)-14
第三章 水溶液中的离子平衡
第三节
《盐类的水解》
以水的电离平衡为基础,说明HCl、NaOH 的水溶液为什么分别显示酸性和碱性？
思考：
1、CH3COONa是哪两种酸碱
反应得到的盐
2、其水溶液中存在哪些离子？
3、这些离子能相互反应吗？
4、若反应，结果怎么样？
H2O H+ + OH_
醋酸钠在溶液中的变化:
CH3COONa = CH3COO_ +Na+
+
CH3COOH
CH3COO +H2O CH3COOH+OH_
CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH
1、强碱弱酸所生成盐的水解
NH4Cl = NH4+ + Cl-
硫酸铵在溶液中的变化:
H2O OH_ + H+
NH3.H2O
+
NH4+ +H2O NH3.H2O + H+
NH4Cl +H2O NH3.H2O + HCl
2、强酸弱碱所生成盐的水解
一、盐类的水解的概念
在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。
水解的条件：生成弱电解质。
水解的实质：破坏了水的电离平衡。
水解反应与中和反应的关系:
酸+碱 盐+水
中和
水解
盐类水解是中和反应的逆反应
盐类水解程度一般都很小
测试对象 溶液酸碱性
CH3COONa
Na2CO3
KF
NH4Cl
(NH4)2SO4
Al2(SO4)3
NaCl
KNO3
Ba(NO3)2
实验结果统计分析及推理：
碱性
酸性
中性
生成该盐的
酸
碱
CH3COOH NaOH
H2CO3 NaOH
HF KOH
HCl
NH3 · H2O
H2SO4
NH3·H2O
H2SO4
Al(OH)3
HCl
NaOH
HNO3
KOH
HNO3
Ba(OH)2
盐的类型
强碱
弱酸盐
强酸
弱碱盐
强碱
强酸盐
二. 盐类水解的规律
类型
实例
是否水解
水解的离子
生成的弱电解质
溶液的酸碱性
强酸弱碱盐
NH4Cl
强碱弱酸盐
CH3COONa
强酸强碱盐
NaCl

水解
水解
不水解
弱碱
阳离子
弱酸
阴离子
无
弱碱
弱酸
无
酸性
碱性
中性
有弱才水解
都强不水解
规律
谁弱谁水解
谁强显谁性
影响水的电离平衡的因素。
H2O H＋＋OH－
1．升温，促进水的电离；
3．加入能水解的盐，促进水的电离
2．加入酸或碱，抑制水的电离。
小结
例题1 ：
在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（ ）
A. 盐的电离平衡被平破坏
B. 水的电离平衡被破坏
C. 没有中和反应发生
D. 溶液的PH值一定变大
B
例题2 ：
能使水的电离平衡向电离方向移动，并使溶液中的C（H+) ＞C（OH-）的措施是（ ）
A. 向纯水中加入几滴稀盐酸
B. 将水加热煮沸
C. 向水中加入碳酸钠
D. 向水中加入氯化铵
D
1. 下列溶液PH小于7的是
A、 溴化钾 B、 硫酸铜 C、 硫化钠 D、 硝酸钡
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A 、碳酸钾 B、 硫酸氢钠
C、 硫化钠 D、 氯化铁
3.下列离子在水溶液中不会发生水解的是
A 、 NH4+ B、 SO42_ C 、 Al3+ D 、 F_
1．请判断下列盐溶液的酸碱性：CuSO4；FeCl3；Na2S；KNO3；BaCl2；Na2SO3。
2．请按pH增大的顺序排列下列盐溶液
（物质的量浓度相等）：NaNO3；
H2SO4；AlCl3；Na2CO3 .
3．常温下，pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中，水电离出来的c(H+)之比为 。
提高训练
三、盐类水解方程式的书写
例1、书写下列物质水解的离子方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2
盐类水解方程式的书写规律
1、盐类水解一般是比较微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀和气体产生。
2、多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，故相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，溶液碱性谁强。
3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。
4、多元弱酸的酸式根离子，水解和电离同步进行，
溶液中既存在水解平衡，又存在电离平衡。
下列各式中属于正确的水解反应的离子方程式是（ ）
A. NH4+ + H2O = NH3·H2O + H+
B. S2- + 2H2O H2S + 2OH-
C. CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
D. CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
例题2 ：
D
四、影响盐类水解的因素
影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质。另外还受外界因素影响：
1、温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。
2、浓度：盐的浓度越小，一般水解程度越大。加水稀释盐的溶液，可以促进水解。
3、溶液的酸、碱性：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。
课堂练习
1、相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系依次为
①Na2CO3 ②NaHCO3
③NH4HCO3 ④（NH4）2CO3
答：① > ④ > ② > ③
2、相同浓度的NaF和NaCl溶液中，其离子总浓度的大小关系是 。
NaCl＞NaF
小结：盐类水解规律
1．谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，都强不水解。
2．大多数盐水解程度较小，多元弱酸的酸根分步水解，以第一步水解为主。
3. 同种离子单水解的程度小于双水解。如NaHCO3 中的HCO3- 的水解程度小于NH4HCO3中的HCO3-的水解程度。
4.多元弱酸酸式盐溶液中存在两种平衡，电离平衡与水解平衡共存，溶液的酸碱性取决于这两个平衡谁占主导地位。
HPO24-以水解为主，溶液显碱性。
H2PO4- 、 HSO3-以电离为主，溶液显酸性
五、盐类水解的应用
1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑盐的水解。
练：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，PH值由大到小的顺序为：
答:NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>
CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4
2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，需考虑盐的水解。
练：25℃时，在浓度均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b
C.b>a>c D.a>c>b
3、关于弱酸、弱碱的判断。
练：能证明醋酸是弱酸的事实是（ ）
A. 醋酸能使紫色石蕊试液变红
B. 醋酸能被弱碱氨水中和
C.醋酸钠溶液的PH值大于7
D. 常温下，0.1mol/L醋酸溶液中C（H+）为
1.32×10-3mol/L
CD
物质的量浓度相同的三种钠盐，NaX、NaY、NaZ的溶液，其PH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是（ ）
A. HX、 HZ 、 HY B. HZ 、HY、 HX
C. HX、HY、HZ D. HY、HZ 、 HX
C
Al3+ HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、HS-、S2-
Fe3+ HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-
NH4+ SiO32-
练
写出Al3+和AlO2- 、 CO32-、 HCO3-发生双水解的离子方程式
4、双水解问题
①当两种离子水解相互促进且水解程度较大时，往往不能大量共存
在下列各组离子中，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
练
②泡沫灭火器的原理
Al2(SO4)3 + 6NaHCO3 =
2Al(OH)3 ↓+ 6CO2↑ + 3Na2SO4
5、水溶液的配制。
怎样配制FeCl3溶液？
答：取一定量的FeCl3晶体于烧杯中，加适量较浓的盐酸溶解，然后再加蒸馏水稀释到所需的浓度。倒入试剂瓶，贴上标签即可。
练
怎样配制Na2S溶液？
答：取一定量的Na2S晶体溶解于烧杯中，加几滴NaOH溶液，然后再加蒸馏水稀释到所需的浓度。倒入试剂瓶，贴上标签即可。
6、选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备Al2S3时，因无法在溶液中制取，会完全水解，只能由干法直接反应制取。
加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固体。
思考：Na2CO3 、Al2 (SO4)3 溶液蒸干时得到
的主要产物分别是什么
将溶液经蒸干、灼烧最终所得物质填入下表
AlCl3
FeCl3
CuCl2
MgCl2
Al2(SO4)3
FeCl2
NH4Cl
NaHCO3
Na2CO3
练
下列溶液蒸干灼烧后得到的固体物质与原溶液溶质相同的是
A. AlCl3 B. Na2SO3
C. NaHCO3 D. NaCl
D
7、化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。
如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈碱性。
8、某些试剂的贮存，需要考虑盐的水解。
如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应NH4Ｆ水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。
练
实验室有下列试剂：①NaOH溶液②水玻璃③Na2S溶液④Na2CO3溶液⑤NH4Cl溶液⑥澄清的石灰水⑦浓硫酸。其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是（ ）
A. ①⑥ B. ①②③④⑥
C. ①②③⑥ D. ①②③④
B
9、某些离子的除杂，需考虑盐的水解。
练：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（ ）
A．氧化镁 B.氢氧化钠
C.碳酸钠 D. 碳酸镁
AD
10、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐溶液中产生H2。
练
在NH4Cl饱和溶液中加入Mg条，观察到有气泡产生，点燃有爆鸣声，此气体是 ，产生该气体的原因是 （离子方程式表示），微热后，能放出有刺激性气味的气体，它能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，该气体是 ，产生该气体的原因是 ，总的离子方程式是 。
提高练习
由一价离子组成的四种盐溶液AC、BD、AD、BC，浓度均为0.1mol/L，在室温下前两种溶液的pH=7，第三种溶液pH＞7，最后一种溶液pH＜7。根据水解规律分析这四种盐中阴阳离子所对应的酸、碱的相对强弱是怎样的？
讨论分析：
由于AC溶液pH=7，AD溶液pH＞7，说明D-为弱酸根离子，且D-的水解程度大于C-，因此，它们相应酸的酸性：HC＞HD。又因AC溶液pH=7，BC溶液pH＜7，说明B+为弱碱阳离子，且水解程度大于A+，因此，它们相应碱的碱性：AOH＞BOH。
第三章 水溶液中的离子平衡
第四节
《难溶电解质的溶解平衡》
复习：
1.离子反应发生的条件有哪些？
2.生成弱电解质的反应能进行到底吗？举例说明。
3.生成难溶于水的沉淀的反应能进行到底吗？
4.易溶、可溶、微溶、难溶的标准是什么？
20℃ 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度/g
>10
>1
>0.01
<0.01
化学式 溶解度/g 化学式 溶解度/g
AgCl 1.5×10-4 Ba(OH)2 3.89
AgNO3 222 BaSO4 2.4×10-4
AgBr 8.4×10-6 Ca(OH)2 0.165
Ag2SO4 0.796 CaSO4 0.21
Ag2S 1.3×10-16 Mg(OH)2 9×10-4
BaCl2 35.7 Fe(OH)3 3×10-9
几种电解质的溶解度（20℃)
一、难溶电解质的溶解平衡
1.概念：
在一定条件下，当难溶电解质溶解与和生成速率相等时，得到难溶电解质的饱和溶液，即达到溶解平衡。
例：AgNO3溶液与 NaCl溶液混合时，有以下关系：
Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)
AgCl(s)
Ag+(aq) +
Cl-(aq)
溶解
沉淀
一、难溶电解质的溶解平衡
2.几点说明：
溶解平衡的存在，决定了生成难溶电解质的反应不能进行到底。
习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了，因对于常量的反应来说，0.01 g是很小的。当溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5 mol/L时，沉淀就达到完全。
难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。如Ag2S的溶解度为1.3×10-16 g。
溶解平衡与化学平衡一样，受外界条件的影响而发生移动。
练习：
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减少的是（ ）
　A.Na2CO3溶液 　B.AlCl3溶液
　C.NaOH溶液 D.CaCl2溶液
AB
二、沉淀反应的应用
1.利用沉淀来分离或除去某些离子
例：NH4Cl中含有FeCl3，使其溶于水，再加氨水调节pH到7~8，使Fe3＋生成Fe(OH)3沉淀而除去。
Fe3++3NH3·H2O = Fe(OH)3↓+3NH4＋
常用沉淀剂还有Na2S、H2S等，与某些金属离子生成极难溶的硫化物沉淀。例：
Cu2++H2S = CuS↓+2H+
Hg2+ + S2- = HgS↓
思考与交流
1.如果要除去某溶液中的SO42－，选择加入钙盐还是钡盐？为什么？
2.如果要除去某溶液中的Mg2+，应该加入什么离子比较好？为什么？
3.以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从那些方面考虑？是否可使要除去的离子全部通过沉淀除去？如何尽可能多地除去？
钡盐。硫酸钡难溶，可使硫酸根离子沉淀完全，而硫酸钙微溶，硫酸根沉淀不完全。
加入OH-为好。Mg(OH)2难溶，而MgCO3微溶
沉淀生成可从溶解度大小来考虑。
不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去，因存在溶解平衡。
可以加入过量的沉淀剂，以使平衡向沉淀的方向移动。
二、沉淀反应的应用
2. 沉淀的溶解
原理：不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。
例：CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq)
HCO3-
+H+
+H+
H2CO3
H2O + CO2
强酸是常用的溶解难溶电解质的试剂。如可溶解难溶氢氧化物，难溶碳酸盐、某些难溶硫化物等。
实验：
向三支盛有少量Mg(OH)2沉淀的试管中分别加入适量的蒸馏水、盐酸和氯化铵溶液，观察并记录现象：
滴加试剂 蒸馏水 盐　酸 氯化铵溶液
现　象
无明显现象
沉淀溶解
沉淀溶解
请用平衡移动原理解释加盐酸沉淀溶解的原理。
盐酸中H+与氢氧化镁产生的OH-生成水，使溶解平衡向沉淀溶解的方向移动，氢氧化镁逐渐溶解。
二、沉淀反应的应用
2. 沉淀的溶解
某些盐因水解呈酸性，也可用来溶解某些难溶电解质。
Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
H2O
NH4+ + H2O
NH3·H2O + H+
OH-
+ H+
因OH-浓度降低，使溶解平衡向沉淀溶解的方向移动。
Mg(OH)2
＋2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
三、沉淀的转化
实验3－4：
NaCl和AgNO3混合
生成白色沉淀
向所得固液混合物中滴加KI溶液
白色沉淀转变为黄色
向新得固液混合物中滴加Na2S溶液
黄色沉淀转变为黑色
实验3－5：
向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液
生成白色沉淀
向有白色沉淀的溶液中滴加FeCl3溶液
白色沉淀转变为红褐色
静置
红褐色沉淀析出，溶液变无色
三、沉淀的转化
思考与交流
1.根据你所观察到的现象，分析所发生的反应。
2.如果将上述两个实验中的沉淀生成和转化的步骤颠倒顺序，会产生什么结果？试用平衡移动原理和两种沉淀溶解度上的差别加以解释，并找出这类反应发生的特点。
溶解度
溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。
沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动
沉淀转化的应用举例
1.对于一些用酸或其它方法不能溶解的沉淀，可以先将其转化为另一种用酸或其它方法能溶解的沉淀。例
水垢中的CaSO4，用Na2CO3处理，使之转化为CaCO3，而后用酸除去。
CaSO4 (s) SO42- + Ca2+
+
CO32-
CaCO3(s)
沉淀转化的应用举例
1.对于一些用酸或其它方法不能溶解的沉淀，可以先将其转化为另一种用酸或其它方法能溶解的沉淀。例
水垢中的CaSO4，用Na2CO3处理，使之转化为CaCO3，而后用酸除去。
CaSO4 (s) SO42- + Ca2+
+
CO32-
CaCO3(s)
沉淀转化的应用举例
2. 自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。例
各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，遇到深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)，便慢慢地使之转变为铜蓝(CuS)。
科学视野—溶度积KSP
对于溶解平衡：
MmNn(s) mMn+(aq) + nNm+(aq)有：
KSP=[c(Mn+)]m·[c(Nm+)]n
在一定温度下， KSP是一个常数。
溶液中有关离子浓度幂的乘积—离子积QC。
QC
KSP
=
QC
KSP
>
QC
KSP
<
溶液过饱和，有沉淀析出
溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
溶液未饱和，可继续溶解该难溶电解质
练习：
1.向0.1 mol/LAgNO3溶液的试管中滴加0.1 mol/L NaCl溶液，至不再有白色沉淀生成为止。取其中澄清溶液，逐滴加入饱和Na2S溶液，有无沉淀生成？
是否可以用Na2SO4代替Na2S？
如果先向AgNO3溶液中加Na2S溶液至沉淀完全，再向上层清液中滴加NaCl，情况又如何？试解释原因。
没有沉淀生成。Ag2S饱和溶液中Ag＋太少，不能生成AgCl沉淀。
有黑色沉淀生成。
不可以，
设c(SO42-)=0.1mol/L，
为使而之沉淀，
c(Ag+)=(1.4×10-5/0.1)1/2
=1.18×10-2 mol/L。
而在AgCl饱和溶液中
c(Ag+)=(1.8×10-10)1/2=1.34×10-5mol/L
练习：
2.在粗制CuSO4·5H2O晶体中常含有杂质Fe2+ 。在提纯时，为了除去Fe2+，常加入少量H2O2，使Fe2+氧化为Fe3+，然后再加少量碱到溶液pH=4，可以达到除去铁离子而不损失硫酸铜的目的。试解释原因。
溶解性：Fe(OH)2>Cu(OH)2>Fe(OH)3。
3.小结Ksp的大小与沉淀转化的关系。
对于同类型的难溶电解质， Ksp的大小与溶解度的大小一致， Ksp较大的沉淀可以转化为Ksp较小的沉淀。