课件32张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡下列物质属于电解质的是？
H2SO4、HCl、SO3、Cl2、KOH、
AgNO3、CO、H2O、NH3、Na2SO4、
BaSO4、Al(OH)3、CuSO4·5H2O、Cu、
CH3COOH旧知回顾不同电解质的电离程度是否有区别？第一节 弱电解质的电离学习目标1、知识2、方法（1）了解强电解质和弱电解质的概念（2）了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。巩固比较法、实验法，进一步学习模型法。1. 清洁厕所用品的成分中含有盐酸除去尿碱和水垢，为什么不用腐蚀性更小、更安全的醋酸呢？2. 同浓度醋酸的去水垢能力为什么不如盐酸？电解质溶液比较栏目大小140.1mol/L0.0001mol/L完全部分实验探究电解质、水溶液电解质、水溶液在水溶液里完全电离在水溶液里部分电离电离能力弱HClCH3COOH强电解质弱电解质相同点不同点水溶液中存在的溶质微粒离子离子、分子电离能力强HCl = H+ + Cl-一、强电解质和弱电解质常见的强电解质（1）强酸:（2）强碱:（3）大部分盐: 如NaCl等,包括部分难溶的盐 。如： CaCO3、BaSO4、AgCl等 如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4等如NaOH、KOH、Ba(OH)2等强酸、强碱以及盐的电离H2SO4HClNaOH=H++Cl—=Na++OH—完全电离，强酸、强碱一步，多数盐也一步写出=2H++SO42—Na2SO4=2Na++SO42—
（1）弱酸：如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、 H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、HF、HClO等（2）弱碱:
（3）两性氢氧化物：Al(OH)3
（4） 水常见的弱电解质如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等 思考与讨论： 电离开始后，V（电离 ）和 V（结合）怎 样变化？各离子及分子浓度如何变化? 当电离达到最大程度时， V（电离）和 V（分子化）是什么关系?溶液中各分子与离子浓度是否变化?
为什么弱电解质不完全电离？二、弱电解质的电离1、弱电解质的电离平衡在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。弱电解质的电离平衡模型2、弱电解质的电离方程式CH3COOHH+ + CH3COO—弱酸、弱碱可逆电离NH３·H2OH2CO3HCO3 — Cu2+ + 2OH — 多元弱酸分步、可逆电离，第一步为主主NH4+ + OH—H+ + HCO3 —H+ + CO32 — Cu(OH)23、电离平衡的特征（4）溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持恒定。（3）动态平衡（5）平衡可能会随着外界条件的变化而变化。( 1 )弱电解质的电离是可逆的在醋酸溶液中，存在如下电离平衡：加入固体NaOH，电离平衡向______反应方向移动，c(H＋)____________加入固体CH3COONa，电离平衡向______反应方向移动，c(H＋)____________正减小减小逆实例探究：影响电离平衡因素？ 加水，电离平 衡向 反应方向移动，C（H+） 。 正减小升高温度，电离平衡向______反应方向移动，c(H＋)____________正增大4、影响电离平衡的因素
电离平衡的移动符合化学平衡移动原理温度：升高温度，电离平衡右移，电离程度增大
越热越电离
浓度：降低浓度（如：加水），电离平衡右移，电离程度增大 越稀越电离
同离子效应：加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质电离程度减小。
离子反应：
在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动
>达标检测勒夏特列原理小结1、知识方面2、方法方面（1）明确了电解质有强弱之分（2）了解了弱电解质在水溶液中的电离平衡。巩固比较法、实验法学习中应用，了解了电离平衡模型。更进一步地体会了动态平衡思想的应用。美国著名化学家鲍林：第二课时【学习目标】
⒈巩固强弱电解质的概念.
⒉了解电离平衡常数及电离度的概念课堂练习1向左向右向左2、0.3mol/L醋酸溶液中c(H+)是0.1mol/L醋
酸溶液中c(H+)的三倍吗？ 分析:设0.3mol/L的醋酸溶液的电离度为α1,
0.1mol/L的醋酸溶液的电离度为α2,
所以α1＜ α2,
在0.3mol/L溶液中c(H+)1=0.3 α 1mol/L;
在0.1mol/L溶液中c(H+)2=0.1 α2mol/L
下表是实验测定的是25℃时醋酸电离达到平衡各种微
粒的浓度，请填写下表将你的结论与同学交流讨论。1.78×10－51.80×10－50.421%1.34%交流与讨论1－ 4.21×10-30.1－1.34×10-3 课本p613、量度弱电解质电离程度的化学量（1）电离平衡常数思考：电离平衡常数与什么因素有关？实验现象：醋酸能与Na2CO3溶液反应，放出CO2气体，而硼酸不能Na2CO3溶液反应。酸性：醋酸>碳酸>硼酸在相同温度下，电离常数较大，则酸性较强，即电离常数的大小反映了酸性的强弱。根据上述实验结果，你能否推测醋酸、碳酸和硼酸
三种弱酸的相对强弱，及其与电离常数大小的关系？向两支分别盛有0.1 mol/L醋酸和饱和硼酸溶液
中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。实验【3-2】25℃时,几种弱酸的电离常数不同温度下醋酸的电离常数1、相同温度相同下，Ka越大，酸性越强；2、温度越高，同一弱电解质的Ka(或Kb)越大；3、电离是吸热的;4、Ka只与温度有关，与浓度无关；分析数据，结合实验,得出结论结论:多元弱酸的电离常数多元弱酸是分步电离的，每一步都有一个电离常数：
H2S H+ + HS- K1=1.3×10-7
HS- H+ + S2- K2=7.1×10-15
一般K1>> K2>>K3 ,即第二步电离通常比第一步难得多，第三步双比第二步电离难得多。
因此计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
电离难的原因： a、第一步电离出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+电离困难得多；
b、第一步电离出的H+抑制了第二步的电离。3、量度弱电解质电离程度的化学量（2）弱电解质的电离度α 注意： ①弱电解质浓度越小，电离程度越大;
②同温度同浓度时，电离度越大，
则酸性（或碱性）越强；问题探讨 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、导电能力随加水量的变化曲线。 在一定温度下，冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：冰醋酸中只存在醋酸分子,无离子a﹥c﹥b C 相等⑴“0”点导电能力为0的理由是: ⑵a、b、c三点对应溶液的PH值由大到小的顺序是： ⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 。电离平衡常数的关系 。⑷若使c点溶液中c(Ac-)、PH值均增大，可采取的措施有:①加碱②加碳酸钠③加镁或锌⒈在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，
H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，
则下列说法中正确的是 （ ）
亚硫酸的酸性弱于氢硫酸
B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸
D. 多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
2、25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol
的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数 课堂练习31、向H2S溶液中加入CuSO4 溶液时，电离平衡向 移动，
c(H+) ,c(S2-) ;
2、向H2S溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向 移动，
c(H+) ,c(S2-) ；
3、若将H2S溶液加热至沸腾，c(H2S） ；
4、若要同时增大H2S溶液中c(S2-）、c(H+),可以采取
的措施 .右右增大增大减小减小减小升高温度，通入H2S气体等
再 见课件62张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡2019年1月6日星期日第二节 水的电离和溶液的酸碱性复习巩固1.溶液导电性强弱是由 ________________________决定的。溶液中自由移动离子浓度2.水是不是电解质？ 思考与交流 研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢? 水是极弱的电解质？ （正反应吸热）一、水的电离1、水的电离实验测定：25℃ C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
100℃ C(H+) = C(OH-) = 1×10-6mol/L思考： 既然一定温度下纯水中C(H+)和C(OH-)浓度是定值，那么乘积呢？ Kw =C（H+）·C（OH-）说明：1.常温（25℃ ）Kw = 1× 10-14
2.稀溶液
3.温度升高, Kw变大2.水的离子积(常数)：定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH-浓度的乘积，用Kw表示。问题与讨论1.在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？2.在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？3.在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和C(OH-)是否相等？4.100℃时，水的离子积为10-12，求C(H+)为多少？5.在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离出来的C(H+)什么关系？加入酸：增大减少平衡逆向移动但Kw保持不变C(H+)C(OH-)加入碱：减小增大平衡逆向移动但Kw保持不变C(H+)C(OH-)升高温度： 平衡正向移动 C（H+）和C（OH-）都增大 Kw增大（正反应吸热）二、影响水的电离平衡的因素1.酸2.碱3.温度抑制水的电离，Kw保持不变升高温度促进水的电离，Kw增大 注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系1.重要规律： 在一定温度时,稀电解质溶液里C(H+)与C(OH-)的乘积是一个常数。经科学实验进一步证明C(稀) ≤1mol/L例：25℃时，Kw=1×10-14
100℃时，Kw=1×10-12三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系2.关系(25℃)：中性溶液：酸性溶液：碱性溶液：注 意①水溶液中H+与OH-始终共存②酸性溶液：C(H+)>C(OH-) ;C(H+)越大酸性越强③碱性溶液：C(H+)C(OH-) C(H+)>1×10-7mol/LC(H+) A. H+ B. OH-
C. S2- D. Na+
D 3. 下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（ ）
A4. 某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。2×10-7 mol/L8×10-9 mol/L5.在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少? 6.在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(H＋ )7. 在25 ℃，在某无色溶液中由水电离出的C(OH-)= 1×10-13，一定能大量共存的离子组是（ ）
NH4+ K+ NO3- Cl-
NO3- CO3 2 - K+ Na+
K+ Na+ Cl- SO42-
Mg2+ Cu2+ SO42- Cl-
C8. 根据水的电离平衡H2O?H++OH- 和下列条件的改变，填空：升高30 ℃加入NaCl加入NaAc加入HClKw[OH-]变化[H+]变化水的电离平衡移动方向改变条件← ↑ ↓ —
→ ↓ ↑ —
— — — —
→ ↑ ↑ ↑9. 水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是：
A、[H+] 随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
C、水的电离常数K25 ＞K35
D、水的电离是一个吸热过程D
11. 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中[H+]由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
10. 判断正误：
任何水溶液中都存在水的电离平衡。
任何水溶液中（不论酸、碱或中性） ，都存在Kw=10-14 。
某温度下，某液体[H+]= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。 √×× ③ 〉④ 〉① 〉②溶液pH的计算（2）水的电离是可逆的，存在电离平衡，它的逆反应为中和反应一、水的电离 结论（1）水是极弱的电解质，它能微弱“自身”电离生成H+与OH-1.水的电离方程式(2) 注意点：A.水的电离过程是吸热，升高温度， Kw将增大25℃时，Kw=c（H+）·c（OH-） =1×10-14 B.水的离子积不仅适用纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液Kw=c（H+）·c（OH-）2.水的离子积常数Kw(1)定义：在一定温度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘积是一个常数，用Kw表示 ，叫做水的离子积常数。(3 )影响因素： A. 酸、碱：温度不变，在纯水中加入酸或碱，均使水的电离左移 ， Kw不变 ,α(H2O) 变小 B. 温度C. 易水解的盐： 在纯水中加入能水解的盐，不管水解后显什么性，均促进水的电离，但只要温度不变， Kw不变。 D. 其他因素：如：向水中加入活泼金属二、溶液的酸碱性与pH值1. 定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性。3. 溶液的酸碱性与pH值的关系酸性溶液： c（H+）>c（OH—） pH<7
中性溶液： c（H+）=c（OH—） pH=7
碱性溶液： c（H+）72. 表示方法：pH= - lg c(H+)注意：pOH -----采用OH -的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性
pOH + pH ==14注意:pH=0 并非无H+，而是c（H+）=1mol/L，pH=14 并非无OH -，而是c（OH -）=1mol/L有关溶液pH的计算：1.单一溶液的计算：2.强酸、强碱的稀释：例1. 0.001 mol/L盐酸的pH =____，加水稀释到原来的10倍，pH=___，加水到原来的103倍，pH =___,加水到原来的104 倍pH= _____,加水到原来的106倍，pH=______例2. pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=_____，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=_______34698pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=___，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=___注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：酸不能大于7；碱不能小于7结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。3. 弱酸、弱碱的稀释
例3. pH=3HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_________；
pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围___________。
?结论：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位；4. 两种pH值不同的同种强酸（碱）溶液等体积混合例4. pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。例5. pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值 结论：
1. 两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3。?
总结论：
两种强酸（碱）溶液等体积混合，溶液的pH值以原浓溶液的pH向7靠拢0.3个单位。
2. 两种强碱溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3。例8. 0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值。
?
?
?
例9. pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。
5、强酸、强碱溶液的混合结论：1. pH1+ pH2<14的强酸强碱等体积混合后，pH混= pH酸+0.3
2. pH1+ pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混= 7
3. pH1+ pH2>14的强酸强碱等体积混合后，
pH混= pH碱-0.3
方法：
1.先反应
2.按过量的计算，若酸过量，求c（H+），再算pH值。
若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值五、弱酸强碱或强酸弱碱混合
例10.（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈_____性
（2）PH为12 的氨水和PH为2 的盐酸等体积相混合，则混合液呈 ____性
（3）PH为2 的盐酸和PH为12 的某碱等体积相混合，则混合液PH_______
（4）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相混合，则混合液PH _____
（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合，则混合液PH _____己知X+Y=14，它们等体积相混合，混合液的PH值 。
己知X+Y<14，它们等体积相混合，混合液的PH值 ____________。
己知X+Y>14，它们等体积相混合，混合液的PH值 ____________。（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合，则混合液PH _____1.某酸溶液的PH为2 ，某碱溶液的PH为12 ，两者等体积相混合后，有关PH值的变化正确的是（ ）
A.大于7 B.小于7
C.等于7 D.三种都有可能2.常温下一种PH为2 的酸溶液与一种PH为12 的碱溶液等体积相混合，对溶液的酸碱性的说法正确的是（ ）
A.若是二元强酸和一元强碱，混合液为酸性
B.若是浓的强酸和稀的强碱，混合液中呈酸性
C.若是浓的弱酸和稀的强碱，混合液呈碱性
D.若是强酸和强碱相混合，溶液反应后呈中性DD练习：3.同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确的是（ ）
A.硫酸溶液中放出的氢气的量最多
B.醋酸溶液中放出的氢气的量最多
C.盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等
D.盐酸比硝酸放出的氢气的量多
BD4.向体积均是1L，PH值也相等的盐和醋酸两溶液中加入表面积质量均相等的锌块，下列叙述可能正确的是（ ）
A.反应开始时，盐酸的速率比醋酸快
B.反应过程中，醋酸的速率比盐酸快
C.充分反应后，两者产生的氢气的体积可能相等
D.充分反应后，若有一种溶液中的锌有多余，则一定是盐酸的锌有余
BCD5.酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同，加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图所示，则两者酸性较强的是（ ）HB6.酸HA、HB、HC三溶液的物质的量浓度相同，体积也相同，测得它们的PH值分别为2、2.7、3，分别与足量的锌反应，产生的氢气的物质的量 ，初始时，三者的反应速率 ，反应过程中的平均速率 ；
若三种酸的体积与PH值均相等时，分别加入足量的表面积和质量均相等的锌，初始时，三者的反应速率 ，反应过程中的平均速率_________；充分反应后，产生的氢气的物质的量的大小关系 ________，
相同7.判断下列说法是否正确：
（1）pH=7的溶液是中性溶液。 ( )
（2）H2S溶液中c(H+)：c(S2-)=2：1 。 ( )
（3）0.1 mol/L的HAc中c(H+)是0.2 mol/L HAc中c(H+)的1/2。 ( )
（4）0.1 mol/L的HAc中c(H+) c(HAc)大于0.01 mol/L 的HAc中 c(H+) c(HAc) 。 ( )
（5）0.1 mol/L的HAc中c(OH-) c(HAc)大于0.01 mol/L的HAc中c(OH-) c(HAc) 。 ( )
（6）中性溶液中c(H+)=c(OH-) 。 ( )酸碱中和滴定一、酸碱中和滴定1.定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法 2.原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。 3.公式：4.实验的关键:(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积(2)准确判断中和反应是否恰好完全反应c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)5.实验仪器及试剂: 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸，有时还需要移液管试剂：标准液、待测液、指示剂2.酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定） 对应溶液
的 颜 色变色范围
红3.1橙4.4黄酚酞溶液红5 紫 8蓝
1.原则：1）终点时，指示剂的颜色变化明显2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏二、指示剂的选择：（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。
（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻璃棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。3. pH试纸（定量测定）（1）成分：含有多种指示剂（2）本身颜色：淡黄色（1）强酸强碱间的滴定：（2）强酸滴定弱碱 两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，酸性选用甲基橙作指示剂（3）强碱滴定弱酸4. 酸碱中和滴定中指示剂的选择： 两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，碱性选用酚酞作指示剂酚酞溶液、甲基橙三、实验步骤： 1.查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活； 2.洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次； 3.装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm4.赶气泡：酸式滴定管：快速放液碱式滴定管：橡皮管向上翘起5.调液：调节滴定管中液面高度，并记下读数，记做。6.取液：（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。7.滴定：左手_____________________________，右手
________________________________________________
眼睛_______________________________________
控制酸式滴定管活塞拿住锥形瓶瓶颈，边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。9.计算：整理数据进行计算。8.记录：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。★五、误差分析：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？一、酸式滴定管
1.未用标准液(HCl)润洗酸式滴定管 （ ）
2.滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠 （ ）
3.滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（ ）
4.滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（ ）
5.滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（ ）
偏高偏高偏高偏高偏低滴定前仰视，滴定后俯视。分析：V标偏小，导致C测偏小。滴定前俯视，滴定后仰视。分析：V标偏大，导致C测偏大。二、锥形瓶
6.锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（ ）
7.锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（ ）
8.滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（ ）
9.指示剂滴加过多（ ）
偏高无影响偏低偏低三、碱式滴定管
10.碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （ ）
11.取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（ ）
偏低偏低 四、含杂质
12.在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（ ）
13.同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（ ）
偏低偏低课件18张PPT。水的电离和溶液的酸碱性1、 pH一般表示H+的浓度在1mol/L以下溶液的酸碱性
2、溶液的酸碱性由溶液中H＋、OH－的总浓度相对大小决定酸性:c(H+) ＞c(OH－)中性:c(H+) ＝c(OH－)碱性:c(H+) ＜c(OH－)25℃c(H+)＞10－7c(H+)＝10－7c(H+)＜10－71.在100℃时,水的离子积为1×10-12,若该温度下某溶液中的H+浓度为 1 × 10-7mol/L,则该溶液 ( )
A.呈碱性 B.呈酸性 C.呈中性
D.C(OH-）=100C(H+）AD复习练习2.判断：
1、100℃时纯水的pH值为6，小于7，因而此时纯水呈酸性
2、10℃时纯水的pH值比60℃时纯水的pH值大
3、25℃相同物质的量浓度的NaOH溶液和盐酸的pH值之和为14
4、 25℃ pH=3的醋酸溶液中的[H+]与pH=11的氨水中[OH-]相等。×√√√1、求C(H+)=2×10-3的PH值2、0.05mol/L H2SO4溶液100mL,求pH.
3、0.1mol/LBa(OH)2溶液,求pH;
4、PH=2的硫酸溶液的物质的量浓度是多少？PH=13的氢氧化钡溶液的物质的量浓度是多少？三、有关pH 的计算——1.简单计算（单一溶液）1）、酸的稀释：
在25℃时，pH=5的盐酸稀释到原来的10倍，pH值等于多少？
如果稀释到1000倍后， pH值又等于多少呢？三、有关pH 的计算——2.溶液的稀释关键：
1、抓住氢离子进行计算！
2、当酸提供的[H+]很小时，不能忽略水电离出的[H+]2）、 碱的稀释 在25℃时，pH=9的NaOH溶液稀释到10倍，pH值等于多少？三、有关pH 的计算——2.溶液的稀释向100mL纯水中加入1滴（0.05mL）0. 2mol/LBa(OH)2溶液，pH变为多少了？关键：
1、抓住氢氧根离子进行计算（先求OH-，在转换成H+ ）
在25℃时，pH=9的NaOH溶液稀释到1000倍后， pH值为多少？2、当碱提供的[OH-]很小时，不能忽略水电离出的[OH-]1、强酸与强酸混合在25℃时，pH=1的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸溶液1000L混合，混合后溶液的pH值等于多少？关键：
1、抓住氢离子进行计算！
2、当相加、减的两个量相差100倍以上时，小的可忽略三、有关pH 的计算——3.溶液的混合1、强酸与强酸混合三、有关pH 的计算——3.溶液的混合pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝ 。
pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH＝ 。两种pH值不同的强酸等体积混合时
△pH≥2时， pH混=pH小+0.3
2、强碱与强碱混合三、有关pH 的计算——3.溶液的混合[OH-]=（ 1 × 10—6 +1×10—4) / (1+1) = 5×10-5 mol/L pH=14- pOH=9.7=10 - lg2=-lg(10-14/ 5×10-5 )= 9.7=-lg(2×10-10 )关键：抓住OH- 进行计算！再转化为H+D2、强碱与强碱混合三、有关pH 的计算——3.溶液的混合1、pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液体积比按1∶3混合后的pH值______。
2、pH=13 的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液体积比按1∶1混合后的pH值______。两种pH值不同的强碱等体积混合时
△pH≥2 时， pH混=pH大- 0.3
练习:
1.将pH=2和pH=5的两种盐酸，以等体积混合后，溶液的pH是
A 2 B 2.3 C 3.5 D 11.72.将pH=10的氢氧化钠溶液和pH=12的氢氧化钡溶液以1：2的体积比混合，混合后溶液的pH最接近于
A 10.5 B 11.8 C 10.8 D 113、强酸与强碱混合—— 一般中和三、有关pH 的计算——3.溶液的混合在25℃时，100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
碱过量抓住氢氧跟离子进行计算！NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04PH值：方法：
1.先反应
2.按过量的计算，若酸过量，求c（H+），再算pH值。
若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值3、强酸与强碱混合—— 一般中和三、有关pH 的计算——3.溶液的混合3、把pH=13的NaOH溶液与pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，则NaOH溶液和硫酸溶液的体积之比为________.1:90.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，
求混合后溶液的pH值。
?
2. pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，
求混合后溶液的pH值。
结论：1. pH1+ pH2<14的强酸强碱等体积混合后，
pH混= pH酸+0.3
2. pH1+ pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混= 7
3. pH1+ pH2>14的强酸强碱等体积混合后，
pH混= pH碱-0.3
1、将pH=2的H2SO4溶液和pH=10的NaOH溶液相混合，混和后溶液pH=7，H2SO4溶液和NaOH溶液的体积比为 （ ）
A、1∶10 B、1∶20 C、1∶9 D、1∶1002、25℃时，将某强酸和某强碱溶液按10∶1的体积比混合溶液恰好呈中性，则混合前此强酸与强碱溶液的pH之和是 （ ）
A、12 B、13 C、14 D、15练习DD2、中和相同体积、相同pH值的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三种稀溶液，所用相同物质的量浓度的盐酸的体积分别为V1、V2、V3，则三者关系为 ： （ ）
A、V1>V2>V3 B、V1C、V1醋酸过量，使得溶液呈酸性
0.1mol/l的醋酸与pH=13 的NaOH等体积混合能否恰好反应？D课件20张PPT。2019年1月6日星期日第二节 水的电离和溶液的酸碱性第三课时 pH的应用
酸碱中和滴定☆实验：酸碱中和滴定1、定义：用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法。2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知浓度的酸(或碱)溶液跟未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。 3、公式：4、实验的关键:(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积(2)准确判断中和反应是否恰好完全反应c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)5、实验仪器 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸（有时还需要移液管）
☆滴定管的构造1、滴定管是内径均匀、带有刻度的细长玻璃管，下端有控制液体流量的玻璃活塞(或由橡胶管和玻璃球组成的阀)
2、有“0”刻度，且小刻度在上。
3、精确度：0.01mL☆滴定管的用途 滴定管主要用来精确地放出一定体积的液体。☆读数的方法：←你能读得准吗？25.60思考1：酸式滴定管和碱式滴定管的结构有什么不同，为什么？盛放溶液时有何要求？酸式滴定管：酸性溶液，强氧化性溶液
碱式滴定管：碱性溶液所需试剂1、标准液2、待测液3、指示剂a、酸碱中和滴定中通常用甲基橙和酚酞作指示剂，一般不用石蕊试液。 b、根据中和反应恰好完全反应时溶液的pH应在指示剂的变色范围之内，来选择指示剂。c、选择指示剂时，滴定终点前后溶液颜色改变由浅到深，颜色变化对比明显。2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱溶液(定性测定) 1、原则：①终点时，指示剂的颜色变化须明显②变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏☆二、指示剂的选择：a、甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3、10-8=2对溶液的酸碱性变化较灵敏b、溶液使指示剂改变颜色，发生化学变化。指示剂滴加太多将消耗一部分酸碱溶液（一般为1→2滴）。酚酞：石蕊：甲基橙：0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14C、 中和滴定指示剂的选择酚 酞无→粉红粉红→无甲基橙橙→黄黄→橙石蕊因没有明显的单一颜色变换，通常不用作指示剂无→粉红黄→橙4.3 突跃范围 9.7三、实验步骤： 1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于“0”刻度2-3cm4、赶气泡：酸式滴定管：快速放液碱式滴定管：橡皮管向上翘起5、调液：调节滴定管中液面高度，使液面低于或等于“0”刻度，并记下读数，记做。6、取液：①从碱式滴定管中放出20.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中②滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。7、滴定：左手____________________，右手
________________________________________________
眼睛_______________________________________
控制酸式滴定管活塞拿住锥形瓶瓶颈，边滴入盐酸，边不断摇动，要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。9、计算：整理数据进行计算。8、记录：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。一滴酸/碱引起的突变：问题：酸碱中和滴定时，一般用标准液滴定待测液，能否用待测液滴定标准液？★五、误差分析：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？一、酸式滴定管
1、未用标准液(HCl)润洗酸式滴定管
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度偏高偏高偏高偏高偏低滴定前仰视，滴定后俯视。分析：V标偏小，导致C测偏小。滴定前俯视，滴定后仰视。分析：V标偏大，导致C测偏大。二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。
9、指示剂滴加过多。
偏高无影响偏低偏高三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗
11、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液偏低偏低 四、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何偏低偏低练一练练习1：读出以下液体体积的读数7.47mL9.1mL练一练练习2：有一支50mL的滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10mL刻度处，把滴定管中的液体全部流下排除，承接在量筒中，量筒中的溶液的体积（ ）
A.大于40.0mL B.等于40.0mL
C.小于40.0mL D.等于10.0mLA课件22张PPT。动动手：用PH试纸检测下列溶液的酸碱性
第一组： 第二组
(1)CH3COONa (1)Na2CO3
(2)NH4Cl (2)Al2(SO4)3
(3)NaCl (3)KNO3实验探究 >7<7 ＝ 7碱性酸性中性 >7<7 ＝ 7碱性酸性中性实验结果：第三节 盐类的水解(第一课时）NH4Cl = NH4+ + Cl-+NH3·H2O水中c(OH-) , 平衡向 移动, c(H+) , 最后c(H+) c(OH-), 溶液呈 性 .减小电离方向增大＞酸探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因讨论： 试从NH4Cl的水溶液显酸性的原因分析：
为什么CH3COONa水溶液显碱性？CH3COONa = CH3COO- + Na++CH3COOH一、 盐类的水解 在水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。1、盐类的水解概念：2、盐类水解实质实质：
溶液中盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡,增大了水的电离程度，从而使溶液呈现不同程度的酸性或碱性。水解的实质：水解反应与中和反应的关系:对概念的理解破坏了水的电离平衡。讨论： 以NaCl为例，说明强酸和强碱生成的盐能否水解？【思考】根据形成盐的酸、碱的酸碱性强弱来分，盐可以分成哪几类？酸＋碱＝盐＋水（中和反应）酸强酸弱酸弱碱强碱碱生成的盐1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐3、强碱弱酸盐4、弱酸弱碱盐NaClFeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3强碱
弱酸盐碱性强酸
弱碱盐酸性强碱
强酸盐中性盐的类型与酸碱性的关系3、盐类水解的规律能能否
弱碱
阳离子弱酸
阴离子无
促进
促进
无影响
酸性碱性中性
无弱不水解。谁强显谁性，同强显中性。有弱才水解，`越弱越水解，都弱都水解。—条件—结果—程度盐类水解的条件：①盐中必须有弱根
②盐必须溶于水CH3COO- +H2O CH3COOH+OH_NH4+ + H2O NH3 · H2O + H+二、书写水解离子方程式的 注意点二、水解方程式的书写注意点 （1）用可逆符号
（2）不标“↑”，“↓”，也不把生成物
（如NH3·H2O 、H2CO3）写成其分解
产物的形式
（3）多元弱酸盐水解分步进行，以第一
步为主
（4）多元弱碱盐的水解视为一步完成第二步是生成的HCO3- 进一步发生水解：
HCO3-+ H2O H2CO3 +OH-第一步是Na2CO3在水溶液里电离出来的CO32-发生水解：（为主）三、影响盐类水解的因素外在因素影响：
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。 3、将AlCl3溶液加热蒸干之后灼烧，最后得到的固体物质是什么？1、泡沫灭火器中盛装的化学试剂是NaHCO3和Al2(SO4)3,你能解释一下其灭火的原理吗？2、有人说对农作物施肥时，K2CO3和(NH4)2SO4不能同时施用，你同意吗？解释下列各小题4、实验室配制FeCl3溶液时，为什么常加入 一些HCl?练 习1.下列离子在水溶液中不会发生水解的是（ ）A、 NH4+ B、 SO42_
C、 Al3+ D、 CO32－
BA、只有③④ B、只有①③ C、只有①③④ D、全部4.? 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列
正确的是（ ）
A NH4+ 、H + 、OH-、Cl_
B Cl _ 、 NH4+ 、H + 、OH _
C H +、 Cl_ 、 NH4+ 、OH _
D Cl-、 NH4+ 、 OH- 、H +
B课件17张PPT。1、在Al3+ + 3H2O Al（OH）3 +3H+的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的PH值增大，应采取的措施是
A.加热 B.通入HCl
C.加入适量的NaOH D.加入NaCl溶液CD2、为了使Na2CO3溶液中C（Na+）：C (CO32-)接近2：1，应加入
A.NaOH B.K2CO3
C.KOH D.H2OBC3．常温下，一定浓度的某溶液，由水电离出的c(OH-)=10-4mol/L，则该溶液中的溶质可能是
A.Al2(SO4)3 B.CH3COONa C.NaOH D.KHSO4B四、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 b3、关于弱酸、弱碱的判断。
练1：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/LCD 练2：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 、 HXC练写出Al3+和AlO2- 、 CO32-、 HCO3-发生双水解的离子方程式4、完全双水解问题注：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——当水解时即产生沉淀又产生气体且气体溶解度相对较小时或阴阳离子水解同时产生沉淀时水解完全在下列各组离子中，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练灭火器原理玻璃筒里面放入的什么药品？外筒（钢质）放入的是什么药品？泡沫灭火器里的药品是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液。 泡沫灭火器工作原理：
泡沫灭火器中的反应物分别是硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液，它们是如何产生二氧化碳的？
Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
混合时， H+ + OH- H2O
两个水解平衡相互促进， Al(OH)3形成沉淀， H2CO3 分解为CO2，总反应为：
Al3+ + 3HCO3- Al(OH)3 ↓+3CO2↑★5、水溶液的配制。怎样配制FeCl3溶液？ FeCl2呢答：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。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。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?★关于溶液的蒸干、灼烧
盐溶液的蒸干、灼烧，一要考虑盐本身的受热分解，二要考虑其存在的水解平衡，并考虑温度对水解平衡的影响。
①KMnO4溶液蒸干后得到K2MnO4和MnO2 ，NaHCO3溶液蒸干后得到Na2CO3。 NH4HCO3蒸干后无固体。
②AlCl3、Al(NO3)3等盐水解后生成的酸能挥发，加热促进水解，最终所得固体产物为Al2O3。
③Al2(SO4)3水解后生成的酸难挥发，最后所得固体为Al2(SO4)3 。
④Na2SO3等盐在加热蒸干过程中要发生氧化还原反应，最后得到的固体为Na2SO4。将溶液经蒸干、灼烧最终所得物质填入下表Al2O3Fe2O3CuOMgOAl2(SO4)3Fe2O3 无 Na2CO3Na2CO3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 D7、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. ①②③④B小结课件14张PPT。盐类的水解第三课时第三节1、电荷守恒 如：NH4Cl 溶液中
阳离子： NH4+ H+
阴离子： Cl– OH–
正电荷总数 == 负电荷总数
n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– )溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– ) 五、溶液中的三个“守恒”例：Na2CO3溶液中：存在的离子有：Na+、H+、CO32-、HCO3-、OH-n (Na+) + n (H+) ＝ n (OH－) ＋ n (HCO3－)＋2 n (CO32－) c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－)阳离子所带总正电荷=阴离子所带总负电荷【现学现用】写出CH3COONa 、Na2S、NaHCO3溶液
中的电荷守恒式。由电荷守恒得：CH3COONa溶液中：n (Na+)+n (H+)= n (CH3COO－) + n (OH－) C (Na+)+c (H+)= c (CH3COO－) + c (OH－)Na2S溶液中：n (Na+) + n (H+) ＝ n (OH－) ＋ n (HS－)＋2 n (S2－) c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HS－)＋2 c (S2－)NaHCO3溶液中 n (Na+) + n (H+) ＝ n (OH－) ＋ n (HCO3－)＋2 n (CO32－) c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－)2、物料守恒（元素or原子守恒）溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不变的。是指某一元素的原始量应该等于该元素在溶液中各种存在形式的量之和。如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH–
CO32– + H2O HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH– ∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]c (Na+ ) = 2 a mol / Lc (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L即 n (Na) : n (C) ＝2 : 1【现学现用】 写出CH3COONa 、NaHCO3溶液中的物料守恒式。n (Na+)= n (CH3COO－) + n (CH3COOH)
=0.1mol0.1mol/LCH3COONa溶液中(1L)c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH)
=0.1mol/L 0.1mol/L NaHCO3 溶液中（1L）n（Na+）= n（ HCO3－） + n（ CO32－ ）+ n(H2CO3 )
= 0.1mol c（Na+）= c（ HCO3－） + c（ CO32－ ）+ c(H2CO3 )
= 0.1mol /L3、质子（H+）守恒 电解质溶液中,水电离出来的H+与OH－总是相等。 S2-
H2O如：K2S溶液中因此：
c(OH-) = c(HS-) + c(H3O+) + 2c(H2S)- H++ H+OH- HS-
H2S
H3O+注：质子守恒可以利用电荷守恒与物料守恒综合推出。例： Na2CO3 溶液中：n (H+)＋ n (HCO3－) ＋2 n (H2CO3) = n (OH－)c (H+)＋ c (HCO3－) ＋2 c (H2CO3) = c (OH－)写出CH3COONa 、NaHCO3溶液中
的质子守恒式【现学现用】由质子守恒得：CH3COONa溶液中：n (H+) +n (CH3COOH) = n (OH－) c (H+) +c (CH3COOH) = c (OH－) NaHCO3溶液中 c (H+) + c (H2CO3) — c（ CO32－ ）= c (OH－) n (H+) + n (H2CO3) — n（ CO32－ ）= n (OH－) 小结：1、电荷守恒规律：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷
总数等于阴离子所带的负电荷总数。规律：电解质在水溶液中存在的“各型体”
（离子或分子）中的原子总数与原电解
质中的原子总数相等。2、 物料守恒 （原子守恒）3、质子守恒： 在电解质溶液中，水电离出来的H+与OH-总是相等的。（质子守恒可由物料守恒和电荷守恒联合求出）注：考虑“守恒”时要先考虑电离理论与水解理论练习：25℃时，将0.01 mol CH3COONa和0.002 mol HCl溶于水，形成1L混合溶液。⑴该溶液中存在着三个平衡体系，用电离方程式或离子方程式表示:
① ；
② ；
③ ；
⑵溶液中共有 种不同的微粒（分子或离子）
⑶在这些粒子中，浓度为0.01mol／L是 ，浓度是0.002 mol／L的是 。
⑷ 和 两种粒子的物质的量之和为 0.01molCH3COO-+H2O CH3COOH+OH-H2O H+ + OH-CH3COOH CH3COO-+H+CH3COO- CH3COOHCl-Na+7再 见 课件23张PPT。盐类的水解第五课时第三节（重点知识）1、电离理论：② 多元弱酸电离是分步，主要由第一步决定① 弱电解质电离是微弱的如： NH3 · H2O 溶液中：
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+) 如：H2S溶液中：
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)> > > > > >>对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。2、水解理论：① 弱离子由于水解而损耗。如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)② 水解是微弱③ 多元弱酸盐分步水解，主要由第一步决定c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–)如：Na2CO3 溶液中：
c (CO32–) c (HCO3–) c (H2CO3)> > > > > > > 单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。 如：NH4Cl 溶液中：六、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）3、电荷守恒 如：NH4Cl 溶液中
n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– )c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )六、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）又如：Na2S 溶液c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )六、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）4、物料守恒（元素or原子守恒）如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 n(Na) : n(C) ＝2 : 1∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]如：Na2S 溶液∵ n(Na) : n(S) ＝2 : 1因此：c (Na+ ) = 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]如：NaHCO3溶液c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)六、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）5、质子（H+）守恒可由电荷守恒与物料守恒共同推导如：在K2S中
c(OH-) = c(HS-) + c(H3O+) + 2c(H2S) 解题指导 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。 多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
（1）弱电解质只有微弱电离，多元弱酸分步电离，且电离程度依次减小。 七、离子浓度大小比较方法1.紧抓两个“微弱”（2）弱酸（碱）根离子的水解是微弱的，多元弱酸根分步水解，且水解程度依次减小。2.牢记三个守恒 （1）电荷守恒（2）物料守恒（3）质子守恒3、明确常见规律①强酸的酸式盐只电离不水解
NaHSO4=Na++H++SO42-
②多元弱酸的酸式盐要考虑酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
电离>水解：HSO3-, H2PO4-
水解>电离：HCO3-, HPO42-, HS-（1）酸式盐(2)混合溶液 离子浓度大小比较题型１．单一溶质溶液中离子浓度大小关系： （1）H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为 。(２)在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、 NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+) C(H+) >c(HSO3-) >c(SO32-) >c(OH-)(３)在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是
A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
B．c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
C．c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)
D．c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)√解题归纳：一种物质作溶质：
1.写出溶液中溶质、溶剂的电离、水解方程式。
2.根据电离、水解的程度大小作出判断。正盐完全电离，水电离程度很小。弱离子水解程度一般较小，多元弱酸根分步水解，且一级水解>二级水解。弱酸：酸>H+>酸式酸根离子>酸根离子> OH-2、多元弱酸是分步电离的，且电离程度依次减小。如：在H3PO4溶液中C(H3PO4)＞C(H+)＞C(H2PO4-)＞C(HPO42-)＞C(PO43-)＞C(OH-)例：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )
A、c(H+)＞c(OH-)
B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1
C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)
D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-13、两种溶液混合后不同离子浓度的比较：⑴、两种物质混合不反应：AB例：100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶
液混合，在所得溶液中( )
A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
B、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)
C、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-)
D、c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)1.将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量关系正确的是（ )
A 、c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3·H2O)
B、 c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)
C、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(NH3·H2O)
D、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)AD⑵、两种物质恰好完全反应：⑶、两种物质反应，其中一种有剩余：2.把0.02 mol·L-1 HAc溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是( )
A、c(Ac-)＞c(Na+)
B、c(HAc)＞c(Ac-)
C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)
D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01 mol·L-13.将0.2 mol·L-1 CH3COOK 与0.1 mol·L-1盐酸等体积混合后，溶液的pH＜7，则溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的是( )
A、c(CH3COO-)＝c(Cl-)＝c(H+)＞c(CH3COOH)
B、c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)
C、c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)
D、c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)ADD解题小结： 两种(或多种)物质相混合:先考虑这两种物质能否发生反应、再考虑反应后溶液中剩余的物质是强电解质还是弱电解质。如果恰好完全反应，则考虑生成的物质是什么，然后按照只有一物质作溶质进行处理；
当溶液中同时存在能水解的盐和弱酸、弱碱时，若不特别注明，则溶液通常是电离程度大于水解程度。 思考题：常温下，pH=2的某酸HA溶液与pH=12
的某碱BOH溶液等体积混合，所得混合
溶液的pH=8.7，下列说法中正确的是
A．HA一定是强酸，BOH可能是弱碱
B．HA可能为强酸，BOH一定为弱碱
C．盐BA的水溶液一定显碱性
D．盐BA的水溶液中A—一定水解
正确答案：B ２、在0.1 mol／LNaHSO3溶液中存在着微粒浓度的关系式，正确的是
A．c(Na＋)>c(HSO3－)> c(SO32－)> c(H＋)>c(OH-)
B．c(Na＋)+c(H＋)= c(HSO3－)+ c(SO32－)+c(OH-)
C．c(Na＋)+c(H＋)=c(HSO3-)+2c(SO32-)+ c(OH-)
D．c(Na＋)= c(HSO3-)+c(SO32-)+ c(H2SO3) CDB1.将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是（ ）
A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)
B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(OH-)＞c(H+)
C、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)
D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)[现学现用]4.在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是：
A、c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)
B、c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)
C、c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)
D、c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)BDC[现学现用]
3．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH＝7，则此溶液中各离子浓度关系正确的是( )
A. c（HCOO－）＞c（Na＋）
B. c（HCOO－）＜c（Na＋）
C. c（HCOO－）＝c（Na＋）
D. 无法确定c（HCOO－）与C（Na＋）的关系4、不同溶液中同一离子浓度的比较例1.相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系依次为
①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3
④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3①④②⑤③例2：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小的顺序是
①NH4Cl ②NH4HCO3 ③ NH4HSO4
④ NH4NO3③>①=④>②知 识 小 结一、溶液中微粒浓度大小比较：1.紧抓两个“微弱”2.牢记三个守恒 3.明确常见规律（1）酸式盐(2)混合溶液二、离子浓度大小比较的题型１、单一溶质溶液中离子浓度大小关系3、两种溶液混合后不同离子浓度的比较2、多元弱酸溶液4、不同溶液中同一离子大小比较课件55张PPT。1.什么是饱和溶液？ 在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫做这种溶质的饱和溶液。复 习2.如何判断某NaCl溶液是否已经达到饱和？蒸发结晶、降温结晶4. 饱和溶液中溶质的溶解过程完全停止了吗？探究：现象:NaCl饱和溶液中析出固体解释: 在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡
NaCl(S) Na+(aq) + Cl-(aq)
加浓盐酸Cl- 的浓度增加,平衡向左移, NaCl析出可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？第四节 难溶电解质的溶解平衡
Dissolution electrolyte equlibrium?第一课时阅读课本P61～62 我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：Ag++Cl-=AgCl↓，如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？一、Ag＋和Cl－的反应真能进行到底吗？Ag＋ + Cl－== AgCl↓表3-4 几种电解质的溶解度(20℃)200C时，溶解性与溶解度的大小关系1、溶解是绝对的,不溶是相对的.2、没有绝对不溶的电解质，难溶电解质
都会发生微量溶解。化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol/L，沉淀就达完全。讨论2:
当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 有讨论3 .难溶电解质(如AgCl)是否存在溶解平衡？如何表示？ 初始状态：Ｖ(溶解) > Ｖ(沉淀) 溶解平衡：Ｖ(溶解) = Ｖ(沉淀) 一、难溶电解质的溶解平衡(1)概念：
在一定条件下，难溶电解质___________的速率等于离子重新_____________的速率，溶液中各离子的浓度__________的状态。（也叫沉淀溶解平衡)溶解成离子结合成沉淀保持不变(2)溶解平衡的建立以AgCl(s)的溶解平衡为例(3)表达方法(4)溶解平衡的特征不等于零相等保持不变发生移动注：标明物质状态和可逆符号练 习1.书写CaCO3,Mg(OH)2溶解平衡的表达式.
2.向有固体Mg(OH)2存在的饱和溶液中,分别加入固体醋酸钠,氯化铵时固体Mg(OH)2的质量有什么变化?加入固体醋酸钠,固体Mg(OH)2的质量增加;
加入固体氯化铵,固体Mg(OH)2的质量减少既然难溶电解质中存在溶解平衡,为什么通常情况下,可以认为生成沉淀的反应可以进行到底呢? 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时，沉淀达到完全。若要除去溶液中的SO42-离子你选择钙盐还是钡盐?为什么?加入可溶性钡盐.因硫酸钡的溶解度比硫酸钙小,用Ba2+沉淀SO42-更完全(5)影响难溶电解质溶解平衡的因素：a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也存在溶解平衡。①内因：电解质本身的性质 ②外因： a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。C.同离子效应d.能反应的物质案例辩析
【例1】 下列有关AgCl沉淀的溶解平衡的说法中，正确的是 ( )
A．AgCl 沉淀的生成和溶解在不断进行，但速率相等
B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－
C．升高温度，AgCl的溶解度增大
D．向AgCl沉淀的溶解平衡体系中加入NaCl固体，AgCl的溶解度不变AC
下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是 ( )
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解B
在一定温度下，一定量的水中，石灰乳悬浊液存在下列平衡：Ca(OH)2(s)?? Ca(OH)2(aq)?? Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，当向此悬浊液中加入少量生石灰时，下列说法正确的是( )
A．溶液中n(Ca2＋)增大
B．c(Ca2＋)不变
C．溶液中n(OH－)增大
D．c(OH－)不变BD二.溶度积常数1.定义在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为一常数,叫做溶度积常数.简称溶度积.用Ksp表示.2.表达式Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n练习：写出下列物质达溶解平衡时的溶度积常数表达式AgCl(s) ? Ag+ (aq) + Cl- (aq)Ag2CrO4 (s) ? 2Ag+ (aq) + CrO4 2-(aq)3、溶度积规则 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Qc>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出,直至达到平衡.
Qc=Ksp时，沉淀与饱和溶液的平衡.
Qc4、溶度积与溶解度的相互换算
溶解度s的单位g/L或mol/L,即饱和时的浓度。
AmBn(s)?mAn++nBm-
s ms ns
Ksp=[An+]m[Bm-]n=[ms]m[ns]n=mmnnsm+n 例1:室温下,AgCl的溶解度是1.93×10-3g/L,求AgCl的溶度积。已知AgCl的摩尔质量为143.3g/mol。
解：
①把AgCl溶解度单位(g/L)换算成mol·L-1
s=1.93×10-3g/L÷143.3g/mol
=1.35×10-5mol·L-1
②求Ksp
AgCl(s) ? Ag+ + Cl-
饱和、平衡 1.35×10-5 1.35×10-5
Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]
=(1.35×10-5)2
=1.82×10-10
答：AgCl的Ksp为1.82×10-10
①同种类型的难溶电解质，在一定温度下，Ksp越大则溶解度越大。
②不同类型则不能用Ksp的大小来比较溶解度的大小，必须经过换算才能得出结论。 例 在20mL 0.0020mol·L-1Na2SO4溶液中加入 20 mL 0.020mol·L-1 BaCl2溶液，有无BaSO4沉淀生成？并判断 SO42- 离子是否沉淀完全？已知BaSO4的Ksp= 1.07×10-10 .解:（1）∴ 有BaSO4沉淀生成5.判断能否生成沉淀及沉淀是否完全即 1.07×10-10 ≈ 0.0090 x
∴ x = [SO42-] ≈ 1.2×10-8 mol· L-1⑵ 设平衡时 [SO42-] = x mol·L-1沉淀完全是指离子残留量 ≤ 10-5 mol· L-1故加入BaCl2 可使SO42- 沉淀完全Ksp = [Ba2+][SO42-] = ( 0.0090 + x ) x起始浓度/mol·L-1 0.010 0.0010
平衡浓度/ mol·L-1 0.010﹣（0.0010- x） xBaSO4 (s) Ba 2+ + SO42-∴ 0.0090 + x ≈ 0.0090 ∵ x 很小第四节 难溶电解质的溶解平衡
Dissolution electrolyte equlibrium?第二课时1.沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)沉淀法工艺流程示意图。(如下图所示)三、溶解平衡的应用（3）方法a 、调pH如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调pH值至7－8b 、加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2＋+S2－=CuS↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓右 c、同离子效应法,例如硫酸钡在硫酸中的溶解度比在纯水中小。 硫酸中硫酸根浓度大，使平衡左移有利于沉淀生成。d、加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物或气体时，平衡向溶解方向移动。但Ksp不变。
如：AgCl中加入KI（s）,AgCl溶解，生成AgI.思考与交流 以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪方面考虑？是否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？说明原因。从溶解度方面可判断沉淀能否生成
不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去例 计算298K时使0.010mol·L-1Fe3+开始沉淀和沉淀完全时溶液的pH值。已知Fe(OH)3的Ksp=2.64×10-39。解： Fe(OH)3 (s) Fe3+ + 3OH-⑴ 开始沉淀∵ [Fe3+][OH-]3 ＝KsppOH = 13﹣lg 6.42 = 12.19∴ pH = 14-12.19=1.81金属氢氧化物沉淀的生成和溶解计算示例[Fe3+] ≤ 10-5 mol·L-1∴ pH = 14﹣(12﹣lg6.42) =2.81由此可见:①氢氧化物沉淀不一定在碱性环境；
②不同氢氧化物的Ksp值不同，沉淀的pH值也不同，因此可通过控制pH值分离金属离子。(2)完全沉淀(4)不同沉淀方法的应用
①直接沉淀法：除去指定溶液中某种离子或获取该难溶电解质。
②分步沉淀法：鉴别溶液中离子或分别获得不同难溶电解质。
③共沉淀法：加入合适的沉淀剂，除去一组离子中某种性质相似的离子。
④氧化还原法：改变某种离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难溶电解质便于分离。分步沉淀
溶液中含有几种离子，加入某沉淀剂均可生成沉淀，沉淀生成的先后顺序按离子积大于溶度积的先后顺序沉淀，叫作分步沉淀。
Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全;如AgCl、AgBr、AgI、Ag2S例1：如果溶液中Fe3+和Mg2+的浓度均为0.10 mol?L-1, 使Fe3+沉淀而使Mg2+不沉淀的pH条件是什么?
已知Ksp(Fe（OH）3)=4.0×10-39，Ksp((Mg（OH）2)=1.8×10-11pOH = 11.1 , pH = 2.9解: Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
Ksp = [Fe3+][OH-]3 = 4.0 ×10-39
Fe3+ 沉淀完全时的[OH-]为:Mg2+开始沉淀的pH值为:pOH = 4.9, pH =9.1
因此, 只要控制pH值在2.9 ~ 9.1之间即可使Fe3+沉淀而使Mg2+不沉淀。2、沉淀的溶解（1）原理设法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强酸是常用于溶解难溶性电解质的试剂。如可溶解难溶氢氧化物，难溶碳酸盐、某些难溶硫化物等。（2）举例① 、难溶于水的盐溶于酸中
如：CaCO3溶于盐酸，FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸思考与交流用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因固体无明显溶解现象迅速溶解逐渐溶解②加入某些盐促进沉淀溶解[实验3-3] 解释在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡：加入NH4Cl时，解释2: NH4＋水解，产生的H＋中和OH－，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。解释1: NH4＋直接结合OH－，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。小结：难溶电解质溶解的规律不断减小溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。(3)、沉淀的溶解方法②．生成弱电解质a 生成弱酸CaCO3(s) +2H+ == Ca2+ +H2O + CO2↑ b 生成弱酸盐PbSO4(s) + 2Ac-Pb(Ac)2 + SO42-①生成易挥发性物质 加入的试剂能与沉淀所产生的离子发生反应，生成挥发性物质或弱电解质(弱酸、弱碱或水)使溶解平衡向溶解的方向移动，则沉淀就会溶解。
FeS + 2H+ = Fe2+ + H2S③ 发生氧化还原反应3CuS + 8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+ 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O④ 生成络合物AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl-Fe(OH)3(s) + 3H+ Fe3+ + 3H2Od 生成水Mg(OH)2(s) + 2NH4+ Mg2+ + 2NH3·H2Oc 生成弱碱牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： Ca5(PO4)3OH（s） 5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是
。
已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的矿化产物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因 。 课堂练习生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿 5Ca2＋＋3PO43－＋F－＝Ca5(PO4)3F↓ 3、沉淀的转化 对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀.锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4 SO42- + Ca2+ +
CO32-CaCO3依据[实验3-4,3-5]，解释沉淀转换的原因实验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3－4、3－5 沉淀转化）有白色沉淀析出白色沉淀转化为黄色黄色沉淀转化为黑色有白色沉淀析出白色沉淀变红褐色红褐色沉淀析出，溶液褪至无色1、沉淀的转化的实质：使溶液中的离子浓度更小3、沉淀转化的应用（1）锅炉除水垢沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化，两者差别越大，转化越容易。2、沉淀转化的方法:加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4(s)+ Na2CO3 = CaCO3(s)+ Na2SO4（2）、对一些自然现象的解释CuSO4铜蓝(CuS)CuSO4 + ZnS = CuS + ZnSO4CuSO4 + PbS = CuS + PbSO4【练习】 1、石灰乳中存在下列平衡：
Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH― (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 A B2、下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的是（ ）
①I－ ClO－ NO3－ H＋ ②K＋ NH4＋ HCO3－ OH－
③ SO42－ SO32- Cl－ OH－ ④Fe3+ Cu2+ SO42－ Cl －
⑤H＋ K＋ AlO2－ HSO3－ ⑥Ca2＋ Na＋ SO42- CO32-
A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④B4、为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是（ ）
A、NaOH B、Na2CO3
C、氨水 D、MgO3、在饱和澄清石灰水中加入生石灰反应后,恢复至原来温度下列说法正确的是( )
A溶液中钙离子浓度变大
B溶液中氢氧化钙的质量分数增大
C溶液的PH不变
D溶液中钙离子的物质的量减少.
CDD谢谢同学们！
