2014秋《全优课堂》(配人教版,选修4)化学同步导学课件:第三章 水溶液中的离子平衡(7课时)

文档属性

名称 2014秋《全优课堂》(配人教版,选修4)化学同步导学课件:第三章 水溶液中的离子平衡(7课时)
格式 zip
文件大小 13.1MB
资源类型 教案
版本资源 人教版(新课程标准)
科目 化学
更新时间 2014-09-24 21:45:03

文档简介

课件12张PPT。章 末 整 合 提 升 知识网络构建1.在相同浓度、相同温度下,与同类型强电解质做导电性对比实验。
2.在相同浓度、相同温度下,比较反应速率的快慢。如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中,结果前者比后者快。
3.浓度与pH的关系。如0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液,其pH>1,则可证明CH3COOH是弱电解质。判断电解质强弱的方法专题知识提升
4.测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性,则证明醋酸是弱酸。
5.稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH=2的酸溶液稀释1 000倍,若pH小于5,则证明酸是弱酸;若pH等于5,则证明酸是强酸。
6.采用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红,再加CH3COONa,颜色变浅。
7.利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将CO2通入硅酸钠溶液中,出现浑浊。说明酸性:H2CO3> H2SiO3。
8.利用元素周期律进行判断。如非金属性Cl>S>P>Si,则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物);金属性Na>Mg>Al,则碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 pH=2的A、B两种酸溶液各1 mL,分别加水稀释到1 000 mL,其pH与溶液体积V的关系如下图所示。下列说法不正确的是(  )
A.A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等
B.稀释后,B酸溶液的酸性比A酸溶液强
C.a=5时,A是强酸,B是弱酸
D.若A、B都是弱酸,则5>a>2化学平衡常数、水的离子积、电离平衡常数
及溶度积的比较 下列说法正确的是(  )
A.一定温度下的某可逆反应,化学平衡常数与离子浓度幂之积分别用K、Q表示,若Q>K,则v(正)>v(逆)
B.水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量
C.弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关
D.已知Fe(OH)3、Mg(OH)2、Zn(OH)2的溶度积分别为1.1×10-36、1.4×10-11、1.8×10-14,现分别向装有等量三种沉淀的试管中逐滴滴入2 mol·L-1的盐酸,现象为Fe(OH)3先溶解
解析:A项Q>K时,反应向逆反应方向进行,v(逆)> v(正);B项KW=K电离·c(H2O);D项三者溶解的顺序为:Mg(OH)2、Zn(OH)2、Fe(OH)3。
答案:C课件34张PPT。第一节 弱电解质的电离1.掌握弱电解质电离的概念。?
2.理解弱电解质的电离平衡。1.酸、碱、盐溶液是怎样导电的?酸、碱、盐溶液的导电性与什么因素有关?
【答案】可溶性的酸、碱、盐溶于水时,都能电离出自由移动的离子。导电性靠的是自由移动的离子。自由移动的离子浓度越大,溶液导电性越强。温 故 温 故 知 新知 新 1.电解质
在________或__________下能导电的________。
2.非电解质
在________和__________下都不能导电的________。互动探究 强、弱电解质知 能 探 究水溶液熔融状态化合物水溶液熔融状态化合物3.强电解质
在水溶液中能够__________电离的电解质。如________、________、大多数______。
4.弱电解质
在水溶液中________电离的电解质。如________、________、________。完全强酸强碱盐部分弱酸弱碱水 有关电解质的下列叙述中正确的是(  )
A.盐酸的导电性比醋酸强
B.K2O的水溶液能导电,所以K2O是电解质
C.强电解质中一定含离子键
D.离子导电必须能自由移动
解析:
答案:D 下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(  )
A.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物
B.强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物
C.强电解质的水溶液中无溶质分子,弱电解质的水溶液中有溶质分子
D.强电解质的导电能力强,弱电解质的导电能力弱
【答案】C
【解析】HCl是共价化合物,也是强电解质,A项错误;区别强、弱电解质的依据是看其溶于水的部分能否完全电离,与其溶解度大小无必然联系,如BaSO4难溶但却是强电解质,醋酸易溶但却是弱电解质,B项错误;溶液的导电能力与离子浓度成正比,浓度很小的盐酸的导电能力也可能比浓度很大的醋酸的导电能力弱。1.电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度)下,当电解质分子__________的速率和________________的速率相等时,电离过程就达到了平衡状态。电离平衡的建立可用下图表示:弱电解质的电离弱电解质的电离是可逆的,如醋酸的电离方程式可写为________________________________________。2.电离平衡的特点
(1)等:电离平衡时,电解质电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率______。
(2)动:跟化学平衡一样,电离平衡也是一个______平衡。
(3)定:平衡时,各微粒(分子、离子)的浓度保持______。
(4)变:外界条件改变时,电离平衡________________。
3.电离过程的热效性:电离是一个______热过程。相等 动态 不变 会发生移动吸 温度 增大 强 ③多元弱酸H3PO4的各级电离常数的大小关系是__________________;因此,以第____步电离为主。一
解析:A项加入水时,c(CH3COOH)+c(CH3COO-)+c(H+)减小,平衡向其增大的方向(也就是正方向)移动;B项加入的NaOH与H+反应,c(H+)变小,平衡向正方向移动;C项加入HCl时c(H+)变大,平衡向其减小的方向(也就是逆方向)移动,但最终c(H+)比未加HCl前还是要大;D项加入CH3COONa,c(CH3COO-)增大,平衡向逆方向移动。
答案:B 用食用白醋(醋酸浓度约1 mol·L-1)进行下列实验,能证明醋酸为弱电解质的是(  )
A.白醋中滴入石蕊试液呈红色
B.白醋加入豆浆中有沉淀产生
C.蛋壳浸泡在白醋中有气体放出
D.经实验测定该白醋的c(H+)=0.03 mol·L-1
【答案】D【解析】石蕊试液遇c(H+)>10-5mol·L-1的溶液都可能会呈现红色;白醋遇到豆浆有沉淀产生,原因是豆浆作为胶体,遇到电解质会发生聚沉,而白醋与蛋壳中的CaCO3反应放出CO2气体,能说明CH3COOH的酸性比H2CO3强,但不能说明CH3COOH是弱酸;浓度为1 mol·L-1的CH3COOH,若是强电解质,c(H+)=1 mol·L-1,实际c(H+)=0.03 mol·L-1,则说明CH3COOH没有完全电离,从而证明CH3COOH为弱电解质。 写出下列物质的电离方程式:
(1)HClO________________________________________________________________________。
(2)H2S________________________________________________________________________。
(3)NaHSO4溶液_____________________________。
(4)NaHSO3溶液___________________________。电解质溶液导电性的影响因素
1.原理
电解质的强弱取决于电解质的电离能力,而溶液的导电能力除与电解质的电离能力有关外,还取决于其溶液中离子的电荷浓度。一般判断溶液导电能力的强弱看以下两个方面:创新探究 ①溶液的导电能力大小主要取决于溶液中离子浓度的大小,离子浓度越大,导电能力就越强;反之,导电能力就越弱。例如0.1 mol·L-1 NaCl溶液导电性与0.1 mol·L-1 HCl溶液导电能力基本相同,而0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液的导电能力就弱得多。
②当离子浓度相同时,溶液的导电能力主要取决于溶液中离子所带电荷的多少。例如0.1 mol·L-1 NaCl溶液导电能力比0.1 mol·L-1 CuSO4溶液导电能力差。2.问题探究
如下图是在一定温度下向不同电解质溶液中加入新物质时溶液导电性能发生的变化,其电流(I)随新物质加入量(m)的变化曲线。以下四个导电性实验,其中与A图变化趋势一致的是________,与B图变化趋势一致的是________,与C图变化趋势一致的是________。
(1)Ba(OH)2溶液中滴入稀硫酸至过量
(2)醋酸溶液中滴入NH3·H2O至过量
(3)澄清石灰水中通入CO2至过量
(4)NH4Cl溶液中逐渐加入适量NaOH固体
【答案】(2) (1)、(3) (4)课件38张PPT。第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第1课时 水的电离和溶液的酸碱性 1.掌握水的离子积Kw和pH的概念。
2.掌握酸、碱对水的电离的影响。?
3.掌握溶液酸碱性的特征与pH的关系。?
4.了解pH的简单计算。1.电解质的结构与电离条件之间存在什么关系?
【答案】离子化合物型的电解质(强碱和多数盐)溶于水或熔融时,都能电离,能导电;而极性共价化合物型的电解质(酸),只有溶于水时才能电离,才能导电,在熔融状态下不能电离,不能导电。温 故 温 故 知 新
2.电离常数有什么意义或应用?
【答案】根据电离常数数值的大小,可以估算弱电解质电离的程度,K值越大,电离程度越大,弱酸酸性越强。如在相同条件下,常见弱酸的酸性强弱:H2SO3>H3PO4>HF> CH3COOH >H2CO3>H2S>HClO。知 新 互动探究 水的电离知 能 探 究H3O++OH-  1×10-7 mol·L-1 1×10-7 mol·L-1
2.100 ℃时纯水中c(H+)=1×10-6 mol·L-1,Kw=____________,pH=____,此时溶液显____性。
3.影响Kw的因素是______,温度升高Kw______,原因是________________。1×10-12 6 中温度 增大 水的电离吸热 探究1:影响水的电离平衡的因素有哪些?
1.酸、碱
在纯水中加入酸或碱,可以打破水的电离平衡,促使水的电离平衡逆向移动,水的电离程度减小,Kw不变,而c(H+)≠c(OH-)。酸溶液的pH表示的c(H+)是主要溶质酸电离的,通过水的离子积(Kw)的公式计算出水电离的c(OH-)水,c(H+)水=c(OH-)水。碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H+)水,因为碱本身不电离出H+。2.温度
温度可以影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程,温度升高,电离平衡向右移动,水的电离程度增大,Kw增大,pH降低,但c(H+)与c(OH-)始终保持相等,水仍然呈中性。常温时水的离子积Kw=1.0×10-14,100 ℃时,Kw=1.0×10-12。
3.其他因素
如向水中加入活泼金属,由于水电离出的H+直接与金属发生作用,因而促进了水的电离,平衡向电离的方向移动。
(后面要学习到的某些盐类的水解也是促进水的电离的重要因素) 对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是(  )答案:C 将纯水加热至较高温度,下列叙述正确的是(  )
A.水的离子积变大,pH变小,呈酸性
B.水的离子积不变,pH不变,呈中性
C.水的离子积变小,pH变大,呈碱性
D.水的离子积变大,pH变小,呈中性
【答案】D
【解析】水的电离是吸热过程,温度升高,水的电离程度增大,c(H+)、c(OH-)同时增大,Kw增大,pH减小,但仍保持c(H+)=c(OH-)呈中性,D选项符合题意。 探究2:理解Kw应注意哪几个问题?
1.不同的溶液中,c(H+)与c(OH-)不一定相等,但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)一定相等。
2.Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程,所以升高温度,有利于水的电离,Kw增大,在室温下,可认为Kw为1.0×10-14。
3.Kw不仅适用于纯水,还适用于酸、碱及盐的稀溶液。在酸溶液中,c(H+)溶液=c(H+)酸+c(H+)水;在碱溶液中c(OH-)溶液=c(OH-)碱+c(OH-)水。酸溶液中酸电离的H+浓度大于水电离的H+浓度的100倍时,可以忽略水电离的H+,同理,碱溶液中碱电离的OH-浓度大于水电离的OH-浓度的100倍时,可以忽略水电离的OH-。 25 ℃时,某溶液中由水电离产生的c(H+)和c(OH-)的乘积为1×10-18,下列说法正确的是(  )
A.该溶液的pH一定是9
B.该溶液的pH一定是5
C.该溶液的pH不可能是7
D.不会有这样的溶液解析:温度一定时,水的离子积是固定的。
由水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水=10-9 mol/L,水的电离被抑制。
若溶液为酸,则有[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水=10-14,c(H+)酸=10-5 mol/L,pH=5。
若溶液为碱,则有[c(OH-)碱+c(OH-)水]·c(H+)水=10-14,c(OH-)碱=10-5 mol/L,pH=9。
答案:C 如果25 ℃时Kw=10-14,100 ℃时Kw=10-12,这说明(  )
A.100 ℃时水的电离常数较大
B.前者c(H+)比后者大
C.水的电离过程是一个放热过程
D.Kw和K电离无直接关系
【答案】A1.溶液的酸碱性
溶液的酸碱性是由溶液中c(H+)与c(OH-)相对大小决定的。
(1)c(H+)>c(OH-),溶液呈____性;
(2)c(H+)=c(OH-),溶液呈____性;
(3)c(H+)2.pH
(1)计算公式:pH=______________。
(2)适用范围:0~14。
(3)表示意义:表示溶液酸碱性的强弱:pH越小,酸性越强;pH越大,碱性越强。
-lgc(H+) 3.pH的测定方法
(1)酸碱指示剂法
该法只能测溶液pH的大致范围,常见的酸碱指示剂有甲基橙、______、______。
(2)pH试纸法
常用的pH试纸有______试纸和______试纸。前者的pH差值为______,后者的pH差值约为__________。
(3)pH计测定法 石蕊 酚酞 广泛 精密 1 0.2或0.3 探究3:溶液的pH与溶液酸碱性的关系如何?
对于酸碱性较弱的溶液用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性强弱很不方便,化学上常用pH来表示溶液酸碱性的强弱。pH=-lgc(H+)。溶液的酸碱性与c(OH-)和c(H+)相对大小、c(H+)和pH的关系如下表所示:
注意:pH的范围通常是0~14,即pH仅适用于c(H+)≤1 mol/L或c(OH-)≤1 mol/L的电解质稀溶液,当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1 mol/L时,直接用c(H+)或c(OH-)表示溶液的酸碱性。 313 K时,水的Kw=3.0×10-14,则在313 K时,c(H+)=10-7 mol/L的溶液(  )
A.呈酸性  B.呈中性
C.呈碱性  D.无法判断
答案:C 下列溶液一定呈中性的是(  )
A.pH=7的溶液
B.c(H+)=c(OH-)的溶液
C.由强酸、强碱等物质的量反应得到的溶液
D.非电解质溶于水得到的溶液
【答案】B 【解析】溶液呈中性的根本标志是c(H+)=c(OH-)。当pH=7时,只说明c(H+)=10-7 mol·L-1,当温度升高时,中性溶液的c(H+)>10-7 mol·L-1,即pH<7,故A错误。等物质的量的强酸与强碱,由于它们所含的H+和OH-的物质的量未知,因此无法判断它们混合后溶液的酸碱性,故C错误。非电解质只是它本身不能直接电离产生离子,当它溶于水时可能与水反应生成能电离的物质,使溶液显酸性或碱性,如SO2溶于水生成H2SO3,溶液显酸性;NH3溶于水生成NH3·H2O,溶液显碱性。 探究4:溶液pH的计算的常用方法有哪些?
1.单一溶液pH的计算
(1)酸溶液:pH=-lgc(H+);
或直接求pOH=-lgc(OH-),根据pH+pOH=14(25 ℃时)再求pH。
3.酸碱加水稀释时pH的计算
(1)强酸pH=a,加水稀释10n倍,则pH=a+n。
(2)强碱pH=b,加水稀释10n倍,则pH=b-n。
(3)酸溶液无限稀释时,其pH只能很接近7,但不能大于7。碱溶液无限稀释时,其pH只能很接近7,但不能小于7。 室温时,下列混合溶液的pH一定小于7的是(  )
A.pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合
B.pH=3的盐酸和pH=11的氢氧化钡等体积混合
C.pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钡等体积混合
D.pH=3的硫酸和pH=11的氨水等体积混合答案:C 对于常温下pH=1的硝酸溶液,下列叙述正确的是(  )
A.该溶液1 mL稀释至100 mL后,pH大于3
B.向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
C.该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比为10-12
D.该溶液中水电离出的c(H+)是pH为3的硝酸中水电离出的c(H+)的100倍
【答案】B【解析】硝酸为强电解质完全电离,故稀释100倍,c(H+)为原溶液的1/100,pH会由1变为3,A不正确;硝酸中c(H+)=0.1 mol/L,pH为13的Ba(OH)2溶液,c(OH-)=0.1 mol/L,当二者等体积混合时n(H+)=n(OH-),即二者恰好完全中和,B项正确;硝酸电离的c(H+)=0.1 mol/L,则水电离的c(H+)=10-13 mol/L,二者之比为1012,C错;pH为3的硝酸中水电离的c(H+)=10-11 mol/L,故D项中二者之比为10-13∶10-11=10-2,D项错误。 强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较
1.原理创新探究 2.问题探究
下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(  )
A.相同浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.pH=3的两溶液稀释100倍,pH都为5
D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,c(H+)均明显减小
【答案】B课件40张PPT。第2课时 pH的应用 1.了解酸碱中和滴定。?
2.知道溶液pH的调节在工农业生产和科学研究中的重要作用。1.写出盐酸与NH3·H2O、Ba(OH)2溶液反应的离子方程式?温 故 温 故 知 新
2.0.1 mol/L的盐酸100 mL与相同浓度的Ba(OH)2恰好反应,消耗Ba(OH)2溶液的体积为多少?
【答案】50 mL知 新 1.概念
用已知浓度的__________来测定未知浓度的__________的实验方法叫中和滴定法。互动探究 酸碱中和滴定知 能 探 究酸(或碱) 碱(或酸) 2.原理
利用酸和碱反应时,c(H+)·V酸=______________(适用于强酸和强碱)
3.酸碱滴定曲线
酸碱混合过程中以滴加酸(或碱)的量为横坐标,以__________为纵坐标绘出的一条曲线叫酸碱滴定曲线。酸碱反应终点附近的pH突变范围,是选择合适的酸碱指示剂的依据。c(OH-)·V碱 溶液的pH 4.滴定管的使用
(1)滴定管分为酸式滴定管和碱式滴定管两种,构造如下图。两者构造不同,不能混用,酸式滴定管只能盛装________性或________性溶液,碱式滴定管只能盛装________性溶液。 酸式滴定管 碱式滴定管 酸 氧化 碱 (2)检查仪器:使用前先检查滴定管活塞____________。
(3)润洗仪器:在加入反应液之前,洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗______遍。
(4)加入反应液:分别将试剂加入到相应滴定管中,使液面位于滴定管______刻度以上2~3 mL处。
(5)调节起始读数:在滴定管下放一烧杯,调节活塞,使滴定管尖嘴部分____________,然后调节滴定管液面_____________,准确读取数值并记录。是否漏水 2~3 0充满液体 处于某一刻度
5.滴定过程中溶液pH的变化
(1)开始时:酸或碱浓度较大,加少量碱或酸对pH影响______。
(2)接近终点时,一滴(0.04 mL)碱或酸即可引起________________。不大 溶液pH突变 探究1:滴定管的使用有哪些注意问题?
1.酸式滴定管只能盛装酸性、中性或强氧化性溶液,碱式滴定管只能盛装碱性溶液。
2.滴定管的使用方法
(1)检查仪器:在使用滴定管前,首先要检查活塞是否漏水,在确保不漏水后方可使用。(2)润洗仪器:在加入酸、碱反应液之前,洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸或碱溶液润洗2~3遍。方法是:从滴定管上口加入3~5 mL所要盛装的酸或碱溶液,倾斜着转动滴定管,使液体润湿全部滴定管内壁。然后,一手控制活塞(酸式滴定管轻轻转动活塞,碱式滴定管轻轻挤压玻璃球),将液体从滴定管下部放入预置的烧杯中。
(3)加入反应液:分别将酸、碱反应液加入到酸式滴定管、碱式滴定管中,使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3 mL处,并将滴定管用滴定管夹垂直固定。(4)调节起始读数:在滴定管下放一烧杯,调节活塞,使滴定管尖嘴部分充满反应液(如果滴定管内部有气泡,酸式滴定管可快速放液以赶走气泡;碱式滴定管可采用如右图所示的方法),并使液面处于某一刻度,准确读取读数并记录。
3.要注意滴定管的刻度,0刻度在上,往下越来越大。滴定管的精确度是百分之一,即可精确到0.01 mL,同时全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度。
注意:量筒没有0刻度,小刻度在下,体积小的量筒读数时仅读至小数点后一位。 在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol/L的HCl溶液,其液面恰好在5 mL刻度处,若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中,然后用0.1 mol/L的NaOH溶液进行中和,则所需NaOH溶液的体积(  )
A.大于20 mL  B.小于20 mL
C.等于20 mL  D.等于5 mL解析:若要正确解答本题,必须准确了解滴定管的刻度特征。如右图所示,滴定管下部无刻度线部分直至尖嘴底部均充满溶液,因而把溶液全部放入烧杯中,其体积应大于20 mL,用等浓度的NaOH溶液中和,所需NaOH溶液的体积应大于20 mL。
答案:A (1)下图是常见仪器的部分结构。
写出仪器名称:A_____,B_____,C______,D______。【答案】(1)量筒 容量瓶 滴定管 温度计 (2)3.2
4.60图甲   图乙 探究2:如何进行酸碱中和滴定及误差分析?
1.中和滴定操作
(1)滴定前的准备
滴定管:检漏→水洗→润洗→注液→赶气泡→调液面→记录初始读数。
锥形瓶:水洗→装液→滴加指示剂。
(2)滴定
滴定时,左手旋转酸式滴定管玻璃活塞(或挤压碱式滴定管玻璃球),右手振荡锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
(3)滴定终点判断
当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化,且半分钟内不恢复原色时即为滴定终点。读出并记录终点读数。
(4)数据处理
按上述操作重复2~3次,求出标准盐酸体积的平均值,计算待测液浓度。 某烧碱样品含有少量不与酸作用的杂质,为了滴定其纯度,进行以下操作。
A.在250 mL的容量瓶中定量配成250 mL烧碱溶液;
B.用移液管量取25.00 mL烧碱溶液于锥形瓶中并滴几滴指示剂甲基橙;
C.在天平上准确称取烧碱样品ω g,在烧杯中用蒸馏水溶解;
D.将浓度为m mol/L的标准溶液硫酸装入酸式滴定管,调节液面,开始读数为V1;
E.在锥形瓶下垫一张白纸,滴定至橙色为止,记下读数V2。
回答下列问题:
(1)正确操作步骤的顺序是(用字母) ________→ ________→________→________→________。
(2)观察滴定管里液面的高度时应注意____________ ______________________________________________。(3)E步骤的操作中,锥形瓶下垫一张白纸的作用是_____ _________________________________________________。
(4)D步骤的操作中液面应调节到________________,尖嘴部分应_____________________________________。
(5)某学生实验时把锥形瓶用烧碱样品洗涤,使测得的浓度偏高还是偏低?________,原因是____________________ ______________________________________________。
(6)该烧碱样品纯度的计算式是___________________ _______________________________________________。
解析:中和滴定操作的步骤要以实验为基础,并注意各步操作的注意事项及原因。注意滴定管与量筒刻度的区别,了解滴定管的构造。滴定误差分析时,应将错误操作归结为消耗标准溶液的体积是偏多还是偏少。操作中先配制250 mL NaOH溶液,取25.00 mL于锥形瓶中,用硫酸进行滴定,以甲基橙作指示剂,滴定过程中需注意:滴定管应用所盛液体润洗,读数时视线与凹液面最低点相切,尖嘴部分应充满液体等。
答案:(1)C A D B E (2)读数时,不能俯视或仰视,视线应与凹液面底部相平,读数时应精确到0.01 mL
(3)使滴定终点颜色变化更为明显,易于判断滴定终点
(4)零刻度或零刻度以下某一刻度 充满液体,无气泡
(5)偏高 碱液样品沾在锥形瓶内壁使锥形瓶里烧碱的物质的量增加,需耗用标准溶液硫酸的体积增大,故使测出的烧碱溶液浓度偏高 (6)0.08(V2-V1)m/ω×100% 实验室中有一未知浓度的稀盐酸,某同学在实验室中进行实验测定盐酸的浓度。请完成下列填空:
(1)配制100 mL 0.10 mol·L-1 NaOH标准溶液。
①主要操作步骤:计算→称量→溶解→________(冷却后)→洗涤(并将洗涤液移入容量瓶)→________→________→将配制好的溶液倒入试剂瓶中,贴上标签。
②称量________克氢氧化钠固体所需仪器有:天平(带砝码、镊子)、________、________。(2)取20.00 mL待测盐酸放入锥形瓶中,并滴加2~3滴酚酞作指示剂,用配制的标准液NaOH溶液进行滴定。重复上述滴定操作2~3次,记录数据如下:①滴定达到终点的标志是__________________________。
②根据上述数据,可计算出该盐酸的浓度约为________ (保留两位有效数字)。
③在上述实验中,下列操作(其他操作正确)会造成测定结果偏高的有________。
A.滴定终点读数时俯视读数
B.酸式滴定管使用前,水洗后未用待测盐酸润洗
C.锥形瓶水洗后未干燥
D.碱式滴定管尖嘴部分有气泡,滴定后消失【答案】(1)①转移 定容 摇匀 ②0.4 烧杯(或表面皿) 药匙
(2)①最后一滴NaOH溶液加入时,溶液由无色恰好变成浅粉红色并且在半分钟内不恢复原色 ②0.11 mol·L-1 ③D
【解析】(1)题目要求配制100 mL 0.10 mol·L-1 NaOH标准液,应用天平称取0.1 L×0.10 mol·L-1×40 g·mol-1=0.4 g氢氧化钠固体。由于NaOH属于腐蚀性药品,不能放在天平上直接称量,应放在玻璃器皿(一般用烧杯或表面皿)中进行称量。(2)①根据指示剂在酸性溶液或碱性溶液中的颜色变化,判断中和反应是否恰好进行完全。②计算盐酸的浓度时,应计算三次的平均值,因NaOH标准液浓度以及待测液的体积都一样,故只算NaOH溶液体积的平均值即可。③滴定终点时俯视读数,相当于把数值看小,造成测定结果偏小;酸式滴定管的作用在本题中是移取溶液,水洗后未用待测液润洗导致待测液浓度偏小,测定结果偏低;锥形瓶水洗后未干燥对结果无影响。氧化还原滴定
1.原理
中和滴定是酸与碱相互作用生成盐和水的反应,通过实验手段用已知测定未知。如果不是酸碱之间的反应,而是其他类型的反应,若原理相同,也可以用该实验手段进行已知测定未知的操作。
如氧化还原滴定:
(1)原理:利用溶液中的氧化还原反应和滴定原理,可求氧化剂(或还原剂)溶液的浓度。创新探究
②Na2S2O3滴定碘液
原理:2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI
指示剂:用淀粉作指示剂,当滴入一滴Na2S2O3溶液后,溶液颜色由蓝色变为无色,并且半分钟无变化,说明达到滴定终点。回答问题:
(1)该滴定实验所需仪器有下列中的________。
A.酸式滴定管(50 mL)  B.碱式滴定管(50 mL)  C.量筒(10 mL)  D.锥形瓶 E.铁架台 F.滴定管夹G.烧杯 H.白纸 I.胶头滴管 J.漏斗
(2)不用________(填“酸”或“碱”)式滴定管盛放酸性高锰酸钾溶液。试分析原因__________________。
(3)选何种指示剂,说明理由______________________。
(4)滴定前平视酸性KMnO4溶液液面,刻度为a mL,滴定后俯视液面刻度为b mL,则(b-a) mL比实际消耗酸性KMnO4溶液体积________(填“多”或“少”)。根据(b-a) mL计算得到的待测浓度,比实际浓度________(填“大”或“小”)。
【答案】(1)ABDEFH
(2)碱 酸性高锰酸钾溶液能腐蚀橡胶管
(3)不用指示剂,因为MnO―→Mn2+时紫色褪去
(4)少 小【解析】(1)因为氧化还原滴定实验类似于中和滴定,由中和滴定实验所需仪器的选用进行迁移可得出正确答案。
(2)由于KMnO4具有强氧化性,能腐蚀橡胶管,故不能用碱式滴定管盛放酸性KMnO4溶液。
(3)MnO为紫色,Mn2+为无色,可用这一明显的颜色变化来判断滴定终点。
(4)滴定后俯视液面,所读数值偏小,所测浓度比实际浓度偏小。课件39张PPT。第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解 1.认识盐类水解的原理,能正确书写盐类水解的离子方程式。?
2.掌握影响盐类水解的因素。1.水的离子积Kw只受温度的影响,如何理解酸、碱溶液中H+、OH-浓度的相对大小不同?
【答案】不同酸碱性溶液中H+浓度与OH-浓度的相对大小不同,但在一定温度下,无论是稀酸、稀碱或盐溶液中,c(H+)·c(OH-)=Kw(常数)。25 ℃时,Kw=1×10-14。水电离出的c(H+)与c(OH-)始终是相等的,有时某一种需要忽略,但“越少越不能忽略”,意思是:酸中c(OH-)很小,但这完全是由水电离出来的,不能忽略,碱中的c(H+)也不能忽略。温 故 温 故 知 新2.强酸、强碱的稀释与弱酸、弱碱的稀释有何不同?
【答案】强酸、强碱稀释时,当c(H+)>10-5 mol·L-1不考虑水的电离,当c(H+)<10-5 mol·L-1时,要考虑水的电离,即酸不能稀释成碱,碱不能稀释成酸。弱酸、弱碱在稀释过程中既有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得浓度的具体数值,只能确定其pH的范围。如pH=3的醋酸稀释100倍后,3实验探究:测定盐溶液的pH互动探究 盐溶液的酸碱性知 能 探 究中性 碱性 酸性2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(1)盐溶液酸碱性的理论分析NH3·H2O  向右 > 酸  CH3COONa===
CH3COO-+Na+ CH3COO-  CH3COOH 向右移动 < 碱 H+NaCl===Na++Cl- 没有  =中(2)盐的水解
在水溶液中盐电离产生的________或________跟水电离产生的________或________结合生成____________的反应。阳离子  阴离子 OH- H+弱碱或弱酸 探究1:盐类水解的规律和特点是什么?
1.盐类水解的实质
在溶液中盐电离出来的离子(弱碱的阳离子或弱酸的阴离子)结合水电离出的OH-或H+,破坏了水的电离平衡,促进了水的电离,使溶液显示酸性、碱性或中性。
2.盐类水解的规律
(1)有“弱”才水解,无“弱”不水解:只有能电离出弱酸酸根离子或弱碱阳离子的盐(强酸弱碱盐,强碱弱酸盐,弱酸弱碱盐)才能发生水解,不能电离出这类离子的盐(强酸强碱盐)则不能水解。
(2)越“弱”越水解:盐电离出的弱酸酸根离子或弱碱阳离子对应的弱酸或弱碱越弱,水解的程度就越大。
(3)谁强显谁性,即
强酸弱碱盐:酸性;
强碱弱酸盐:碱性;
强酸强碱盐:中性。
(2)吸热反应
(3)多为微弱的过程
(4)动态的过程——盐类的水解平衡
盐类的水解反应一般是可逆反应,在一定条件下可以形成化学平衡,该化学平衡通常叫做水解平衡。 NH4Cl溶于重水(D2O)后,产生的一水合氨和水合氢离子均正确的是(  )
A.NH2D·H2O和D3O+ B.NH3·D2O和HD2O+
C.NH3·HDO和D3O+  D.NH2D·HDO和H2DO+
解析:
答案:C 为使Na2S溶液中c(Na+)/c(S2-)的值减小,可加入的物质是(  )
A.盐酸
B.适量的NaOH溶液
C.适量的KOH溶液
D.适量的NaHS溶液
【答案】C 探究2:盐类水解离子方程式的书写应注意什么问题?答案:D 下列各方程式中,属于水解反应的是(  )
【答案】D
【解析】此题是对水解和电离方程式书写的考查。水解是组成盐的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的过程。D项是水解方程式。1.内因(主要因素)
盐本身的性质。生成盐的弱酸或弱碱越______,该盐的水解程度就越大。影响盐类水解的因素弱 2.外因(外界条件)
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件,了解影响盐类水解的因素。实验结论:
①温度:盐类水解是吸热反应,因此升高温度______水解,使水解平衡向______方向移动,水解程度______。
②浓度:加水稀释,水解平衡向______方向移动,水解程度______。
③外加酸碱:外加酸碱能促进或抑制盐的水解,如水解呈酸性的盐溶液,若加入碱,会使平衡向________方向移动而________水解,若加酸则______水解。促进 水解 增大 水解 增大 水解 促进抑制 探究3:影响盐类水解的因素主要有哪些?
1.内因
主要因素是盐本身的性质,组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱,水解程度就越大(越弱越水解)。
例如:酸性HClO水解程度NaClO>CH3COONa2.外因
(1)温度:盐类的水解反应可看成是中和反应的逆反应,中和反应为放热反应,则盐的水解反应是吸热反应,因此升高温度促进盐类水解,降低温度抑制盐的水解。
(2)浓度:盐浓度越小,水解程度越大,但是溶液的酸(碱)性越弱;盐浓度越大,水解程度越小,但是溶液的酸(碱)性越强。
(3)酸碱度:加酸抑制阳离子水解,促进阴离子水解;加碱抑制阴离子水解,促进阳离子水解。 欲使0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液中,c(Na+)/c(CH3COO-)更接近于1∶1,应采取的措施是(  )
A.加入NaOH固体 
B.加入适量CH3COOH
C.加入KOH固体 
D.加水稀释
E.加入适量CH3COOK固体答案:BCE 相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中,pH由小到大的顺序为________。
①Na2SO4 ②NaHSO4 ③Na2CO3 ④NaHCO3
【答案】②①④③ 酸、碱、可水解的盐对水的电离的影响
1.原理
酸、碱的水溶液对水的电离产生抑制作用;可水解的盐对水的电离产生促进作用。
(1)不论温度高低,何种溶液,由H2O电离的c(OH-)=c(H+)。创新探究
(2)常温时,由H2O电离的c(OH-)=c(H+)=1×10-a mol·L-1;①若a>7,该溶液的pH=a(碱溶液)或14-a(酸溶液);②若a<7,该溶液的pH=a(强酸弱碱盐的水溶液)或14-a(强碱弱酸盐的水溶液);③若a=7,该溶液的pH=a(水或强酸强碱盐的水溶液)。
(3)常温时pH=a的溶液:①若a>7,由H2O电离的c(OH-)=c(H+)=1×10-a mol·L-1(碱溶液)或1×10a-14 mol·L-1(强碱弱酸盐的水溶液);②若a<7,由H2O电离的c(OH-)=c(H+)=1×10a-14 mol·L-1(酸溶液)或1×10-a mol·L-1(强酸弱碱盐的水溶液);③若a=7,由H2O电离的c(OH)-=c(H+)=1×10-7 mol·L-1(水或强酸强碱盐的水溶液)。2.问题探究
常温下,在pH=12的某溶液中,分别有甲、乙、丙、丁四位同学计算出由水电离出的c(OH-)的数据分别为:甲:1.0×10-7 mol·L-1;乙:1.0×10-6 mol·L-1;丙:1.0×10-2 mol·L-1;丁:1.0×10-12 mol·L-1。其中你认为正确的数据是(  )
A.甲、乙  B.乙、丙 
C.丙、丁  D.乙、丁
【答案】C【解析】pH=12的溶液为碱性溶液,其中c(H+)总=1.0×10-12 mol·L-1,c(OH-)总=1.0×10-2 mol·L-1,但碱性溶液的形成是多方面的:
(1)若溶质为碱,则碱电离出的OH-抑制了水的电离,溶液中的OH-来自两个方面,一是碱电离的,二是水电离的;但溶液中的H+无疑都是水电离的,即c(H+)水=c(H+)总=1.0×10-12 mol·L-1,而水电离生成的H+和OH-是等物质的量,所以c(OH-)水=1.0×10-12 mol·L-1。课件33张PPT。第2课时 盐类水解的应用 能举例说明盐类水解的应用,并能用盐类水解理论进行解释。1.清洗油污时应选择Na2CO3还是NaHCO3?为什么?
【答案】应选择Na2CO3。同浓度的Na2CO3比NaHCO3的水解程度大,c(OH-)大,去污能力强。
2.若选择Na2CO3,为什么热溶液去油污效果好?
【答案】盐的水解是吸热反应,升高温度促进CO的水解,c(OH-)增大,去污能力强。温 故 温 故 知 新知 新 1.用纯碱溶液清洗油污时,______可以增强其去污能力。
2.配制FeCl3溶液时,可加入少量______抑制水解。
3.______、______可用作净水剂。互动探究 盐类水解的应用知 能 探 究加热盐酸铝盐 铁盐 4.利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。
5.制备TiO2的原理_____________________________ ___________________,______________________________。
6.泡沫灭火器的灭火原理是利用了水解反应,反应的离子方程式是:_______________________________________。 探究1:如何对溶液中离子浓度大小进行比较?
溶液中离子种类和浓度的比较要考虑盐类的水解知识。比较时要紧抓“两个微弱”“三个守恒”“分清主次”。
1.“两个微弱”
即弱电解质的电离是微弱的;离子的水解是微弱的。如稀醋酸中的粒子(CH3COOH、CH3COO-、H+、OH-)浓度由大到小的顺序是c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)。 有关①100 mL 0.1 mol/L NaHCO3、②100 mL 0.1 mol/L Na2CO3两种溶液的叙述不正确的是(  )
A.溶液中水电离出的H+个数:②>①
B.溶液中阴离子的物质的量浓度之和:②>① 答案:C 下列有关0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中离子浓度的关系式,正确的是(  )
【答案】D 探究2:盐类水解的其他重要应用有哪些?
1.判断盐溶液的酸碱性或pH
例如:相同物质的量浓度的下列溶液:NaCl、KHSO4、Na3PO4、Na2HPO4、CH3COOH,pH由大到小的顺序为:Na3PO4>Na2HPO4>NaCl>CH3COOH>KHSO4。 下列各组物质混合后,再加热蒸干并在300 ℃时充分灼烧至质量不变,最终一定能得到纯净物的是(  )
A.向FeSO4溶液中通入过量Cl2
B.向NaHCO3溶液中加入一定质量的Na2O2粉末
C.向NaI和NaBr混合溶液中通入过量Cl2
D.向NaOH溶液中加入过量AlCl3溶液答案:C 下列说法与盐的水解有关的是(  )
①明矾可以做净水剂 ②实验室配制FeCl3溶液时往往在FeCl3溶液中加入少量的盐酸 ③用NaHCO3和Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 ④在NH4Cl溶液中加入金属镁会产生氢气 ⑤草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ⑥比较NH4Cl和Na2S等某些盐溶液的酸碱性 ⑦FeCl2溶液加热蒸干灼烧得Fe2O3
A.①③⑥  B.②③⑤
C.③④⑤  D.全部有关
【答案】D 创新探究 2.问题探究
已知FeCl3极易与水反应。现要制备无水FeCl3,并将其保存下来,能选用的仪器或装置如下图所示:能选用的试剂如下:
A.食盐晶体 B.水 C.饱和食盐水 D.烧碱溶液 E.铁粉 F.二氧化锰 G.浓硫酸 H.无水CaCl2 I.碱石灰
(1)从上述仪器中选取若干连成一个制备并保存无水FeCl3的装置,用图中各管口标号按先后可连接为(  )接(  ),(  )接(  ),(  )接(  ),(  )接(  )。
(2)填写连接装置中各选用仪器里应盛放的物质。
(3)是否需要选择装置⑤?________,其原因是_________ _______________________________________________________________________________________________________________________________________。
【解析】制备FeCl3时应注意FeCl3是强酸弱碱盐,遇水即发生水解反应。故在本实验所制Cl2进入装置①前必经干燥,同时还要用装置⑤与装置①连接,因装置⑤中盛装的碱石灰可吸收空气中的水蒸气,防止制得的FeCl3发生水解反应,装置⑤的另一个作用是碱石灰可吸收多余的Cl2,防止污染环境。课件51张PPT。第四节 难溶电解质的溶解平衡 1.学会用平衡移动原理分析生成沉淀的离子反应进行的方向及反应进行的程度。?
2.能用动态平衡原理,根据沉淀生成、溶解、转化的实质,分析解决物质的分离提纯、沉淀的溶解转化等实际问题。?
3.理解溶度积常数的应用。小明用热水配制了大半烧杯硝酸钾的饱和水溶液,让一个较大的塑料块在液面上漂浮,当时溶液的温度约为60 ℃,室温为20 ℃。然后,小明让溶液冷却,注意观察。请说出小明会看到的两个现象,并用你学过的理论知识解释。
温 故 温 故 知 新
【答案】溶解度与温度相关,温度越低,硝酸钾的溶解度越小,所以随着溶液温度降低,小明会看到有硝酸钾析出,冷却后杯里溶液的密度会减小,小明会看到塑料块浸入溶液的体积增大。知 新 1.以AgCl为例理解溶解平衡
尽管AgCl溶解度很小,但并不是__________,从固体溶解平衡角度认识,AgCl在溶液中存在下述两个过程:一方面,在水分子作用下,少量______和_______脱离__________溶入水中;另一方面,溶液中的________和________受AgCl表面___________的吸引,______AgCl表面,析出_______。互动探究 溶解平衡知 能 探 究绝对不溶  Ag+  Cl-AgCl表面 Ag+  Cl-正、负离子 回到 沉淀在一定温度下,当AgCl________和________的速率相等时,得到AgCl的________溶液,即建立下列动态平衡: __________________________________。
溶解 生成 饱和 2.溶解平衡的特征
溶解平衡的特征符合一般的化学平衡,是______平衡,当条件改变时,平衡会发生移动。
3.生成难溶电解质的离子反应的限度
习惯上将溶解度小于_______的电解质称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说,化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于____________________时,沉淀就达完全。动态 0.01 g  1×10-5 mol·L-1 4.沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因:溶质本身的______。绝对不溶的物质是没有的;同是微溶物质,溶解度差别也很大;易溶溶质只要是饱和溶液也存在溶解平衡。
(2)外因:包括浓度、温度等,遵循__________原理。
①浓度:加水,平衡向______方向移动。
②温度:升温,多数平衡向______方向移动;少数平衡向生成沉淀的方向移动,如Ca(OH)2的溶解平衡。
性质 勒夏特列 溶解 溶解 
③同离子效应:向平衡体系中加入相同的离子,使平衡向生成______的方向移动。
④其他:向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时,平衡向______方向移动。沉淀 溶解 探究1:难溶电解质的溶解平衡和难电离物质(弱电解质)的电离平衡有什么区别?
1.从物质类别来看:
难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质[如BaSO4是强电解质,而Al(OH)3是弱电解质],而难电离物质只是弱电解质。 下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是(  )
A.沉淀开始溶解时,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
解析:本题考查了沉淀溶解平衡的建立与特征。A项沉淀开始溶解时,各离子的浓度没有必然的关系;B项正确;C项沉淀溶解达到平衡时,溶液中溶质的离子浓度保持不变,但不一定相等;D项沉淀溶解达到平衡时,如果再加入难溶性的该沉淀物,由于固体的浓度为常数,故平衡不发生移动。
答案:B 下列有关离子反应的叙述不正确的是(  )
A.溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应的发生条件之一
B.溶液中发生的复分解反应,反应发生的方向总是向着溶液中离子浓度降低的方向进行
C.离子反应中生成的沉淀的溶解度为零
D.生成沉淀的离子反应之所以能发生,在于生成物的溶解度更小
【答案】C
【解析】绝对不溶解的物质是不存在的;生成沉淀的离子反应之所以能发生,在于生成物的溶解度更小,所以C项错误。1.沉淀的生成
(1)调节pH法
加入氨水调节pH至7~8,可除去氯化铵溶液中的杂质氯化铁。反应离子方程式如下:___________________________ _______________________。
(2)加沉淀剂法
以Na2S、H2S等作沉淀剂,使Cu2+等生成极难溶的硫化物沉淀。反应离子方程式如下:
___________________,__________________________。沉淀反应的应用Fe3++3NH3·H2O=== Cu2++S2-===CuS↓ Cu2++H2S===CuS↓+2H+2.沉淀的溶解
根据__________原理。对于在水中难溶的电解质,如能设法不断地______溶解平衡体系中__________,使平衡向__________的方向移动,就可以使沉淀溶解。应用举例:难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中+H+ 平衡移动 移去 相应离子 沉淀溶解3.沉淀的转化
沉淀的转化的实质是____________________。一般来说,溶解度小的沉淀可以转化成溶解度更小的沉淀。
除去锅炉中的水垢(CaSO4)时用Na2CO3试剂CaCO3(s) 沉淀溶解平衡的移动 探究2:沉淀溶解平衡有哪些应用?
1.沉淀的生成
(1)调节pH法:如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁,使其溶解于水,再加入氨水调节pH至7~8,可使Fe3+转变为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下:
(2)加沉淀剂法:如以Na2S、H2S等作沉淀剂,使某些金属离子如Cu2+、Hg2+等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀,也是分离、除去杂质常用的方法。反应如下:Cu2++S2-===CuS↓ Hg2++S2-===HgS↓2.沉淀的溶解
在实际工作中,常常会遇到需要使难溶物质溶解的问题,根据平衡移动原理,对于在水中难溶的电解质,如能设法不断地移去溶解平衡体系中相应的离子,使平衡向沉淀溶解的方向移动,就可以使沉淀溶解。
(1)酸碱溶解法
如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中。
(2)盐溶解法
如Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液。 某化工厂为了综合利用生产过程中的副产品CaSO4,与相邻的合成氨厂联合设计了如图所示制备(NH4)2SO4的工艺流程:请回答以下问题:
(1)合成氨反应的化学方程式是____________,该反应在________(填设备名称)中发生。沉淀池中发生的主要反应方程式是________________,该反应能够发生的原因是________________。
(2)在上述流程的沉淀池中通入足量氨气的目的是________,可以循环使用的X是________。
(3)该生产过程中的副产品是________。从绿色化学和资源综合利用的角度说明上述流程的主要优点是____________________;从物质的性质和工业生产实际的角度考虑该流程的主要缺陷是_____________________ ___________________________________________________。
(3)生石灰 该流程中,产生的CO2可循环使用,得到的产品和副产品都是有用的物质,无废物产生 由于CaSO4的溶解度较小,此反应的产率比较低。 如果除去某溶液中的SO2-4,你是选择钙盐还是钡盐?为什么??
【答案】选择可溶性钡盐。因为BaSO4的溶解度比CaSO4的溶解度小,用Ba2+沉淀SO 2-4更完全。 下列说法中正确的是(  )
A.钡中毒患者可尽快使用苏打溶液洗胃,随即导泻使Ba2+转化为BaCO3而排出
B.工业上可以用NaHS、(NH4)2S等可溶性硫化物作沉淀剂除去废水中的Hg2+、Cu2+等,但不能使用FeS等不溶性硫化物作沉淀剂
【答案】D
【解析】A项中不能用苏打洗胃,胃酸为盐酸,酸性较强,BaCO3仍能反应而溶解,应用Na2SO4;B项错用可溶性硫化物会引入新的杂质,最好用FeS;C项水垢主要成分为CaCO3、Mg(OH)2;D项正确。溶度积cm(Mn+)·cn(Am-) 溶度积  探究3:Ksp的影响因素及含义有哪些?
1.溶解度和溶度积
溶解度是衡量物质溶解能力的尺度,固体的溶解度通常以100 g 溶剂为标准,在一定温度下达到溶解平衡时所溶解该溶质的克数。而溶度积主要用于衡量难溶电解质在水中难溶程度的一个定量标准。
在通常情况下,同一物质在相同的外界条件下,Ksp越小,其溶解度就越小,Ksp越大其溶解度越大。 2.影响Ksp的因素
Ksp只与难溶电解质的性质、温度有关,而与沉淀的量无关,并且溶液中的离子浓度的变化只能使平衡移动,并不改变溶度积。
3.意义
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
(1)对于同类型物质,Ksp数值越大,难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知,溶解能力:
AgCl>AgBr>AgI>Ag2S,Cu(OH)2A.AgCl>AgI>Ag2CrO4 
B.AgCl>Ag2CrO4>AgI
C.Ag2CrO4>AgCl>AgI 
D.Ag2CrO4>AgI>AgCl 对于难溶盐MX,其饱和溶液中M+和X-的物质的量浓度之间的关系类似于c(H+)·c(OH-)=KW,存在等式c(M+)·c(X-)=Ksp。现将足量的AgCl分别放入下列物质中,AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是(  )
①20 mL 0.01 mol·L-1KCl溶液
②30 mL 0.02 mol·L-1CaCl2溶液
③40 mL 0.03 mol·L-1HCl溶液
④10 mL蒸馏水
⑤50 mL 0.05 mol·L-1AgNO3溶液
A.①>②>③>④>⑤
B.④>①>③>②>⑤
C.⑤>④>③>②>①
D.④>③>⑤>②>①
【答案】B创新探究 2.探究氟化物防治龋齿的原理
龋齿可能是由口腔细菌在糖代谢过程中释放出来的有机酸穿透牙釉质表面使牙齿的矿物质——羟(基)磷灰石[Ca5(PO4)3OH]溶解造成的。由于细菌在牙齿表面形成一层黏附膜——齿斑(或称菌斑),这些有机酸能够长时间地跟牙齿表面接触,使羟(基)磷灰石溶解。
若牙膏里含氟离子,会跟羟(基)磷灰石发生沉淀的转化生成氟磷灰石。
溶解度研究证实氟磷灰石比羟(基)磷灰石更能抵抗酸的侵蚀。此外,氟离子还能抑制口腔细菌产酸。已知Ca5(PO4)3F(s)的溶解度比上面的矿化产物的更小,质地更坚固。请用离子方程式表示,当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因:_______________________________ ___________________________________________________。
根据以上原理,请你提出一种其他促进矿化的方法_________________________________________________________________________________________。