(共67张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
水是自然界里含量最丰富的溶剂之一，它能或多或少地溶解地球上存在的各种物质。在地球演变与生物进化的过程中，自然界里的水成为生物维持生命的基本物质。在我们周围所进行的各种过程中，水溶液起着十分重要的作用。
在工农业生产和科学研究中，许多重要的化学反应需在水溶液中进行，而水溶液中的化学反应涉及许多问题。
例如：
物质溶于水后会发生怎样的变化？
物质在水中是如何存在的？
物质在水中会与水发生怎样的相互作用？
物质在水中的反应有哪些规律？
本章内容主要从过程的可逆和化学平衡的角度来观察和分析弱电解质的电离，盐类的水解，难溶电解质的沉淀溶解平衡等。
本章知识在结构上分为四节：第一节主要学习电离平衡；第二节主要学习水的电离和溶液的pH——水的电离、溶液的酸碱性、pH的计算、酸碱中和滴定；第三节主要学习盐类的水解——盐类的水解、影响盐类水解的因素、盐类水解的应用；第四节主要学习沉淀溶解平衡。
1．把握内涵，懂实质。
了解弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和沉淀溶解平衡的原理。
2．理解本质，重应用。
学会利用平衡理论解释日常生活、生产中常见的现象。
3．了解特征，会迁移。
在掌握化学平衡理论的基础上，运用相似的知识解决弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和沉淀溶解平衡的相关问题。
第一节 电离平衡
1．结合真实情境中的应用实例，认识电解质在水溶液中存在电离平衡。
2．能用化学用语正确表示水溶液中的电离平衡。
3．能通过实验证明水溶液中存在的电离平衡。
4．了解电离平衡常数的含义。
1．能从宏观物质类别判断电解质的强弱，培养宏观辨识与微观探析能力。
2．认识弱电解质的电离有一定限度，是可以调控的，培养变化观念与平衡思想。
3．建立电离平衡的认知模型，培养证据推理与模型认知的能力。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
蚊虫、蚂蚁等昆虫叮咬人时常向人体血液内注入一种人们称之为蚁酸(主要成分为HCOOH)的有机酸。当人受到蚊叮蚁咬时，皮肤上常起小疱，这是因为人体血液中酸碱平衡被破坏所致。若不治疗，过一段时间小疱会自行痊愈，这是由于血液中又恢复了原先的酸碱平衡。你能用平衡移动的原理解释这一事实吗？让我们一起走进电离平衡的世界吧！
课前素能奠基
新知预习
一、强电解质和弱电解质
1．实验探究：
实验 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸
溶液的pH 数值 _____ _______
结论 相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液的pH_________ 导电能力 盐酸_____醋酸 与镁条反应 现象 剧烈反应，产生气体 缓慢反应，产生气体
结论 镁与盐酸反应快，表明盐酸中的c(H＋)_____ 实验结论 HCl和CH3COOH的电离程度_______ 0
＞0
不相同
＞
大
不同
2．概念：
二、弱电解质的电离平衡
1．电解质电离的表示方法——电离方程式：
(1)强电解质完全电离，用“===”。
2．电离平衡的概念：
一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率_______时，电离过程达到平衡状态。
3．电离平衡的建立：
①开始时，v电离_______，而v结合为_____。
②平衡的建立过程中，v电离_____v结合。
③当v电离_____v结合时，电离过程达到平衡状态。
相等
最大
0
＞
＝
4．外界因素对电离平衡的影响：
影响因素 影响结果
浓度 同一弱电解质溶液，浓度越小，电离程度_______
温度 升高温度，电离平衡向_______的方向移动，电离程度_______
原因：弱电解质的电离是_______过程
越大
电离
增大
吸热
三、电离平衡常数
1．电离常数：
2．多元弱酸(或弱碱)的电离常数：
(1)表达式。
多元弱酸(或弱碱)的每一步都有电离常数，以碳酸为例：
(2)大小关系及应用。
①Ka1 Ka2，Kb1 Kb2。
②应用：计算或比较多元弱酸(或弱碱)的酸性(或碱性)时，通常只考虑第一步电离。
预习自测
1．下列物质的分类组合全部正确的是( )
选项 强电解质 弱电解质 非电解质
A NaCl HCl CO2
B NaHCO3 NH3·H2O CCl4
C Ba(OH)2 BaCO3 Cu
D H2SO4 NaOH C2H5OH
解析：A项，HCl为强电解质；C项，BaCO3为强电解质，Cu既不是电解质也不是非电解质；D项，NaOH为强电解质。
B
2．在水溶液中，下列物质的电离方程式书写正确的是( )
D
3．将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中表明已达到电离平衡状态的是( )
A．醋酸的浓度达到1 mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5 mol·L－1
C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5 mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等
D
解析：在未电离时c(CH3COOH)＝1 mol·L－1，当醋酸、H＋、CH3COO－的浓度不再变化时(但此时三者的浓度不一定是0.5 mol·L－1)，醋酸的电离达到平衡状态。依据平衡状态的第一个标志即分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等可知，此时溶液达到电离平衡状态。
课堂素能探究
强弱电解质的比较
知识点 1
问题探究：
1．BaCO3难溶于水，所以属于弱电解质。该说法对吗？
2．强、弱电解质的本质区别是什么？
3．强电解质溶液的导电能力一定强，弱电解质溶液的导电能力一定弱吗？溶液的导电能力取决于什么？
探究提示：
1．不对；尽管BaCO3在水中的溶解度很小，但溶于水的部分能够全部电离，所以BaCO3属于强电解质。
2．强、弱电解质的本质区别是在水中的电离程度不同，强电解质全部电离，弱电解质部分电离且在水溶液中存在电离平衡。
3．不一定。溶液的导电能力取决于溶液中自由移动离子的浓度和所带电荷数，溶液中自由移动离子的浓度越大，所带电荷越多，则导电能力越强。而电解质的强弱是指电解质在水溶液中的电离情况，二者无必然关系，即强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
知识归纳总结：
强电解质和弱电解质的比较
类别 项目 强电解质 弱电解质
定义 溶于水或在熔融状态下完全电离的电解质 溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型 离子化合物及具有强极性键的共价化合物(除HF) 某些具有弱极性键的共价化合物
电离程度 全部电离 部分电离
电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡
下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是( )
①等物质的量浓度、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，根据产生氢气的多少
②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
③等c(H＋)、等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多
④0.1 mol·L－1CH3COOH溶液的c(H＋)＝1.0×10－2 mol·L－1
⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH
A．①② B．②⑤ C．①③⑤ D．③④⑤
典例1
A
解析：①等物质的量浓度、等体积的盐酸、CH3COOH溶液中酸的物质的量相同，和足量锌反应，产生氢气一样多，与酸性强弱无关，故无法判断酸的强弱；②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明问题；③说明电离前n(CH3COOH)>n(盐酸)，故CH3COOH的电离程度比盐酸小，是弱电解质；④中说明c(H＋)
CH3COOH，CH3COOH为弱电解质。
规律方法指导：
溶液中反应“较强酸＋较弱酸的盐＝较弱酸＋较强酸的盐”能够发生。
下列叙述中，能说明该物质是弱电解质的是( )
A．熔化时不导电
B．不是离子化合物，而是共价化合物
C．水溶液的导电能力很差
D．溶液中溶质分子和电离出的离子共存
变式训练
D
解析：熔融状态下能否导电是区分离子化合物和共价化合物的条件，而不是区分强、弱电解质的条件；有许多共价化合物(如HCl、H2SO4等)是强电解质；水溶液的导电能力不仅与电解质的强弱有关，还与溶液的浓度有关；弱电解质的电离是可逆的，溶液中溶质分子和电离出的离子共存，则说明该物质是弱电解质。
弱电解质的电离平衡
知识点 2
问题探究：
电离平衡向右移动，电离程度、离子浓度一定增大吗？举例说明。
知识归纳总结：
1．电离平衡的特征：
2．外界条件对电离平衡的影响：
影响因素 原因分析 电离平衡移动方向 电离程度变化
温度 电离是吸热的 升高温度，正向移动 变大
改变弱电解质 浓度 加水稀释 正向移动 变大
增大弱电解 质的浓度 正向移动 变小
同离子 效应 增大了生成的离子的浓度 逆向移动 变小
化学反应 减小了生成的离子的浓度 正向移动 变大
A．加入少量浓盐酸，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡正向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，溶液中c(OH－)减小
D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大
典例2
C
规律方法指导：
解答本题要注意以下三点：
(1)当某些条件发生改变时电离平衡会发生移动；
(2)加入不同物质后引起溶液中原有离子浓度的变化趋势；
(3)受离子浓度变化影响，平衡体系如何移动。
A．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH减小
B．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子的浓度都减小
变式训练
A
解析：滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液酸性增强，pH减小，A项正确；加水稀释，促进电离，但氢离子浓度减小，B项错误；通入二氧化硫发生反应2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液呈酸性，且亚硫酸的酸性比H2S强，故pH先增大，后减小，C项错误；加入CuSO4固体，发生反应CuSO4＋H2S===H2SO4＋CuS↓，溶液中c(H＋)增大，D项错误。
电离平衡常数及其应用
知识点 3
问题探究：
1．将一元弱酸HB的稀溶液加水稀释，能使HB的电离平衡右移，电离平衡常数增大，这种说法正确吗？并说明理由。
探究提示：1.不正确。加水稀释能使HB的电离平衡右移，但电离平衡常数只受温度影响，温度升高Ka(HB)增大，加水时温度不变，Ka(HB)不变。
知识归纳总结：
1．电离平衡常数的4大应用：
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
2．电离常数的相关计算：
(以弱酸HX为例)
(1)已知c0(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
已知下面三个数据：6.3×10－4、5.6×10－4、6.2×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2；NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。由此可判断下列叙述不正确的是( )
A．Ka(HF)＝6.3×10－4
B．Ka(HNO2)＝6.2×10－10
C．三种酸的强弱顺序为HF>HNO2>HCN
D．Ka(HCN)＜Ka(HNO2)典例3
B
解析：相同温度下弱电解质的电离常数的大小是比较弱电解质相对强弱的条件之一。根据题中反应可知三种一元弱酸的酸性强弱顺序为HF >HNO2>HCN，由此可判断：Ka(HF)>Ka(HNO2)>Ka(HCN)，其对应数据依次为：Ka(HF)＝6.3×10－4、Ka(HNO2)＝5.6×10－4、Ka(HCN)＝6.2×10－10。
规律方法指导：
解答本题要注意以下两点
(1)电离平衡常数越大，酸性越强；
(2)复分解反应发生一般符合“强酸制弱酸”规律。
相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是( )
变式训练
酸 HX HY HZ
电离常数K/(mol·L－1) 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A．三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－不能够发生
C
名师博客呈现
一元弱酸与一元强酸的比较
1．浓度相同、体积相同的一元强酸与一元弱酸的比较
c(H＋) pH 与相同金 属v开始 产生H2的量 中和碱的量 加相同水稀释后pH
HCl 大 小 快 相等 相等 小
HAc 小 大 慢 大
2．pH相同的一元强酸与一元弱酸的比较
c(H＋) 与相同金 属v开始 与相同金 属v过程 产生H2的量 中和碱 的量 加相同水稀释后pH
HCl 相等 相等 慢 少 少 大
HAc 快 多 多 小
课堂达标验收
1．关于强、弱电解质叙述正确的是( )
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．强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱
C
解析：判断强、弱电解质的关键是看化合物自身是否能在水中全部电离成离子，强电解质在水中完全电离，无溶质分子，弱电解质在水中部分电离，有离子也有溶质分子，从电解质的结构来看，强电解质包括离子化合物和含强极性键的共价化合物，故A错误，C正确；电解质的强弱与电解质的溶解性、导电能力强弱之间没有必然联系，如CaCO3难溶于水，但其溶于水的部分全部电离，故CaCO3为强电解质，B、D错误。
2．一定条件下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示，下列说法正确的是( )
A．最开始导电能力为0，说明冰醋酸不能导电，是非电解质
B．a、b、c三点对应的溶液中，电离程度最大的是c
C．a、b、c三点对应的溶液中，pH最大的是b
D．b→c的过程中，c(H＋)在增加
B
解析：由图可知，未加入水时，冰醋酸中只存在分子，不存在离子，不能导电，加水溶解后得到醋酸浓溶液，醋酸在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，溶液的导电性增强，继续加水稀释，醋酸浓度减小，电离出的醋酸根离子浓度和氢离子浓度也减小，溶液的导电性减弱。醋酸是弱电解质，由分析可知，冰醋酸中只存在分子，不存在离子，所以最开始导电能力为0，故A错误；醋酸是弱电解质，在溶液中部分电离出醋酸根离子和氢离子，醋酸浓度越小，电离程度越大，由图可知，c点醋酸浓度最小，电离程度最大，故B正确；醋酸溶液的导电能力越大，溶液中氢离子浓度越大，溶液pH越小，由图可知，b点导电能力最大，溶液中氢离子浓度最大，溶液pH最小，故C错误；醋酸溶液的导电能力越大，溶液中氢离子浓度越大，由图可知，b→c的过程中，导电能力减小，溶液中氢离子浓度减小，故D错误。故选B。
3．下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
1.8×10－5 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝7.5×10－3
Ka2＝6.2×10－8
Ka3＝2.2×10－13
则下列说法中不正确的是( )
A．碳酸的酸性强于氢硫酸
B．多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
D
4．2019年11月8日，据欧盟官方公报消息，欧盟委员会发布条例，修订芥酸和氢氰酸在部分食品中的最大含量。氢氰酸及部分弱酸的电离常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离常数/ (mol·L－1)(25 ℃) K＝1.8×10－4 K＝6.2×10－10 K1＝4.5×10－7
K2＝4.7×10－11
(1)依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为_____________________________。
HCOOH＞H2CO3＞HCN
(2)向NaCN溶液中通入CO2气体能否制得HCN？_____。若能写出反应的化学方程式______________________________________________。
能
NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
升高温度，能促进HCN的电离
解析：(1)电离常数越大酸性越强，依据表格中三种酸的电离常数，判断三种酸酸性强弱的顺序为HCOOH>H2CO3>HCN。
(2)由于K1(H2CO3)>K(HCN)>K2(H2CO3)，向NaCN溶液中通入CO2气体可制得HCN，但只能生成NaHCO3，不能生成Na2CO3。
(3)电离常数越大，逆反应的常数越小，即结合H＋的能力越小。
(4)①升高温度促进电离，HCN的电离程度增大。(共52张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第1课时 水的电离 溶液的酸碱性
1．认识水的电离，水是一种极弱的电解质。
2．结合电离常数，了解水的离子积常数，适用于任何水溶液。
3．结合真实实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
4．知道水的离子积常数表达式及其应用。
1．能从微观角度通过c(H＋)和c(OH－)的相对大小判断溶液的酸碱性，培养宏观辨识与微观探析的能力。
2．能从电离的角度理解外界条件对水的电离平衡的影响，培养变化观念与平衡思想。
课前素能奠基
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新课情景呈现
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新课情景呈现
追求健康长寿是人类共同的愿望。人们首先要拥有健康，才有可能获得财富、地位和幸福。健康从哪里来呢？水是生命之源，如果没有水，就不可能有生命。风靡日本、欧美等国的活性离子水是一种高品质的饮用水。离子水比普通水分子团直径小，渗透作用快，有利于消除体内过多的自由基，能够延缓机体衰老，且对多种疾病有预防和辅助治疗的作用。它的诞生，在全世界掀起了一场饮水领域的革命，善待生命，从水开始。你知道水中有哪些粒子吗？
人的健康与体液的酸碱性有着很大的关系，人体处于正常状态时血液的pH是7.35～7.45，血液的pH哪怕发生极微小的变化，就会造成身体不适，当pH>7.45时会发生碱中毒，而pH<7.35时则发生酸中毒，严重时会有生命危险。那么溶液为何会呈现不同的酸碱性？如何测定溶液的酸碱性？血液等体液又是如何维持pH恒定的呢？
你知道溶液的酸碱性的强弱与c(H＋)、c(OH－)之间的关系是怎样的吗？
课前素能奠基
新知预习
一、水的电离
1．水的电离：
＋OH－
＝
吸热
2．水的离子积常数。
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性：
(1)讨论探究(常温下，利用平衡移动原理分析完成下表)：
体系 c(H＋)变化 c(OH－)变化 c(H＋)与c(OH－)的关系
纯水 c(H＋)_____c(OH－)
纯水中加入少量盐酸 _______ _____ c(H＋)_____c(OH－)
纯水中加入少量氢氧化钠溶液 _______ _______ c(H＋)_____c(OH－)
＝
增大
减小
＞
减小
增大
＜
(2)结论：
＝
＞
＜
2．溶液的pH
(1)c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系。
25 ℃时，溶液中c(H＋)、pH与酸碱性的关系如图所示：
(2)pH
(3)溶液酸碱性的测量。
①pH试纸：
②pH计：
pH计精确度高，可直接从仪器中读数。
(4)pH的应用。
应用领域 实例
人体健康 人体的各种体液都有一定的pH，当酸碱平衡失调时，人体就表现出病变，因而可以利用检测血液中的pH诊断疾病
生活应用 利用护发素保护头发，就是通过调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度
环保领域 酸性或碱性的废水，可以利用中和反应调节pH
农业生产 土壤的pH影响植物对养分的吸收及养分的有效性，各种作物的生长也都对土壤的pH范围有一定的要求，因而应注意保持土壤的酸碱性
科学实验 工业生产 溶液的pH控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的一个关键因素
预习自测
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，OH－浓度减小
B．向水中加入少量氢氧化钠固体，OH－浓度增大，Kw不变
C．向水中加入少量冰醋酸，平衡逆向移动，H＋浓度减小
D．将水加热，Kw增大，H＋浓度不变
B
解析：向水中加入稀氨水，溶液的碱性增强，OH－浓度增大，水的电离受到抑制，平衡逆向移动；向水中加入少量冰醋酸，溶液的酸性增强，H＋浓度增大，水的电离受到抑制，平衡逆向移动；将水加热，Kw增大，H＋浓度增大。
2．下列关于溶液酸碱性的说法正确的是( )
A．pH＝7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1
D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此呈酸性
C
A．常温下，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1
B．向水中加入NaCl，H＋与Cl－结合生成HCl，使水的电离平衡向正反应方向移动
C．向水中加入HCl或者NaOH，水的电离平衡都向逆反应方向移动
D．改变温度，Kw也会发生改变
B
课堂素能探究
水的电离与Kw
知识点 1
问题探究：
1．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。你认为哪种说法正确？并说明原因。水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)是增大还是减小？
2．在常温下，0.01 mol·L－1的盐酸溶液中，c(OH－)是多少？水电离出的c(H＋)又是多少？
3．请与同学探究，在常温下，酸或碱的稀溶液中，由水电离出的c(H＋)和c(OH－)还相等吗？c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14还成立吗？
探究提示：
1．甲正确，温度不变，Kw是常数，加入H2SO4，c(H＋)增大， c(H＋)·c(OH－)>Kw，平衡左移。c(H＋)·c(OH－)不变，因为Kw仅与温度有关，温度不变，则Kw不变，与外加酸、碱、盐无关。
2．由于c(H＋)溶液＝0.01 mol·L－1，溶液中c(OH－)＝Kw÷c(H＋)溶液＝(1.0×10－14÷0.01)mol·L－1＝1.0×10－12mol·L－1。由于溶液中的OH－只来源于水的电离，所以水电离出的c(H＋)＝1.0×10－12mol·L－1。
3．在酸或碱的稀溶液中由水电离出的c(H＋)和c(OH－)一定相等，但溶液中所有的c(H＋)和所有的c(OH－)一定不相等。c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14仍然成立。
知识归纳总结：
1．影响水电离的因素：
2.理解Kw应注意的几个问题：
(1)Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
(2)Kw只与温度有关。因为水的电离是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，Kw增大，如100 ℃，Kw＝1.0×10－12。但是在室温下，Kw为1.0×10－14。
(3)Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的 c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。
一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是( )
A．升高温度，可能引起由c向b的变化
B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C．该温度下，加入稀盐酸可能引起由b向a的变化
D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
典例1
C
解析：升高温度促进水的电离，c(H＋)和c(OH－)都增大，A错误；该温度下Kw＝c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14，B错误；加入HCl，溶液中 c(H＋)增大，c(OH－)减小，C正确；稀释时，若c(OH－)减小，则c(H＋)应变大，不可能由c向d变化，D错误。
规律方法指导：
解答本题需注意以下两点
(1)外界因素对水的电离平衡的影响。
(2)温度一定时，c(OH－)·c(H＋)是个常数。
下列有关水电离情况的说法正确的是( )
A．25 ℃时，pH＝12的烧碱溶液与纯碱溶液，水的电离程度相同
B．其他条件不变，稀释醋酸钠溶液，水的电离程度增大
C．其他条件不变，稀释氢氧化钠溶液，水的电离程度减小
D．其他条件不变，温度升高，水的电离程度增大，Kw增大
变式训练
D
解析：NaOH抑制H2O的电离，Na2CO3促进H2O的电离；其他条件不变，稀释醋酸钠溶液，醋酸钠的水解程度增大，但水解后的溶液中c(OH－)减小，所以水的电离程度减小；其他条件不变，NaOH溶液的浓度越大，水的电离程度越小，所以其他条件不变，稀释氢氧化钠溶液，水的电离程度增大；水的电离是吸热过程，升高温度促进水的电离，溶液中氢离子、氢氧根离子浓度均增大，则水的离子积常数增大，故D项正确。
溶液的酸碱性
知识点 2
问题探究：
1．常温下，将pH＝5的盐酸稀释到体积为原来的100倍所得的溶液是否呈中性？
2．常温下，由水电离出的c(H＋)＝10－10mol·L－1，该溶液呈什么性？
3．某溶液中c(H＋)＝10－6mol·L－1，该溶液一定呈酸性吗？某溶液的pH＝7，该溶液一定呈中性吗？
探究提示：
1．常温下，将酸溶液无限稀释，其pH无限接近7但不会等于7，溶液呈酸性。
2．可能呈酸性也可能呈碱性。
3．因为温度不确定，故不能确定溶液的酸碱性。
知识归纳总结：
判断溶液酸碱性的标准
(1)判定溶液酸碱性的依据是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，如果 c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性；如果c(H＋)(2)用pH判断溶液酸碱性时，要注意的条件是温度，不能简单地认为pH＝7的溶液一定呈中性，如100 ℃时，纯水的pH<7，所以使用pH判断溶液酸碱性时需注明温度。
(3)用酸碱指示剂判断溶液酸碱性时，要注意指示剂的变色范围。
下列有关溶液的酸碱性与pH的说法错误的是( )
A．溶液pH越小，酸性越强，反之，碱性越强
B．pH<7的溶液，可能呈酸性
C．当溶液中的c(H＋)或c(OH－)较小时，用pH表示其酸碱性更为方便
D．把pH试纸直接插入待测溶液中，测其pH
典例2
D
解析：因pH＝－lg c(H＋)，所以pH越小，c(H＋)越大，酸性越强，pH越大，c(H＋)越小，则c(OH－)越大，碱性越强，A项正确；在室温下，pH<7的溶液呈酸性，B项正确；当c(H＋)或c(OH－)小于1 mol·L－1时，使用pH表示其酸碱性更为方便，故C项正确；用pH试纸测溶液pH时，不能把pH试纸直接插入待测溶液中测pH，正确的做法为取一小片pH试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读取数据，所以D项错误。
规律方法指导：
溶液酸碱性与c(H＋)、c(OH－)及pH的关系
下列溶液一定呈中性的是( )
A．使石蕊溶液呈紫色的溶液
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
变式训练
B
解析：使石蕊溶液呈紫色的溶液，可能显酸性、中性或碱性，故A错误；等物质的量的强酸与强碱，由于它们所含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；非电解质溶于水，可以使溶液显酸性、碱性或中性，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，乙醇、蔗糖等溶于水，溶液显中性，故D错误。
名师博客呈现
“不小心”与科学发现
著名的化学家波义耳有一次倾倒浓盐酸时，不小心把酸溅到了紫罗兰的花瓣上。
为了洗掉花瓣上的酸，他把花浸在盛水的杯子里。结果他发现蓝色的花竟变成了红色。受到这一现象的启发，他从各种花、地衣以及树皮和植物的根里制取了不同颜色的浸出液，用这些浸出液去检验各种溶液是酸还是碱，这就是最早的酸碱指示剂。
红椰菜除了可供食用外，它的色素对酸碱非常敏感，只要用热水作为溶剂把红椰菜的色素提炼出来，它的色素便会在不同的酸碱值(pH)呈现不同的颜色：pH＝1，深红；pH＝2～3，紫红；pH＝4～6，浅红；pH＝7～9，蓝色；pH＝10，绿色；pH＝11，黄绿；pH＝12～14，黄色。
课堂达标验收
1．水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是( )
A．4 ℃时，纯水的pH＝7
B．温度升高，纯水中的c(H＋)增大，c(OH－)减小
C．水的电离程度很小，纯水中主要存在形态是水分子
D．向水中加入酸或碱，都可抑制水的电离，使水的离子积减小
解析：25 ℃时，纯水的pH＝7,4 ℃时，纯水的电离程度减小，pH稍大于7，A错误；温度升高，水的电离平衡向右移动，c(H＋)与c(OH－)均增大，B错误；水是一种极弱的电解质，电离程度很小，25 ℃时，纯水电离出的H＋浓度只有1.0×10－7mol·L－1，纯水中主要存在形态是水分子，C正确；水的离子积不受溶液酸碱性的影响，D错误。
C
2．已知常温下0.01 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)＝4.32× 10－4 mol·L－1，则该CH3COOH溶液中水的离子积常数( )
A．小于1×10－14 B．大于1×10－14
C．等于1×10－14 D．无法确定
解析：水的离子积常数仅与温度有关，只要温度不变，水的离子积常数就不变。在常温下，Kw＝1×10－14，而与电解质溶液及其电离程度无关。
C
3．科学家利用太空望远镜首次探测到木卫二喷出的羽状物是水蒸气，而这些羽状物的源头证实在它的冰壳下隐藏着一个巨大的咸海洋。
水是最宝贵的资源之一。若在木卫二上某地，水的离子积常数Kw＝1.0×10－12。
(1)利用我们的地球经验，木卫二该地的温度_______25 ℃(填“大于”“小于”或“等于”)，其理由是_____________________。
大于
Kw随温度升高而增大
A．向水中加入NaHSO4 B．向水中加入NaCl
C．加热水至100 ℃ D．在水中加入KOH
(3)水蒸气和沸水的温度都是100 ℃，现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显_____色，溶液呈_____性(填“酸”“碱”或“中”)；若用pH计测定，则pH____7(填“> ”“＝”或“<”)，溶液呈_____性(填“酸”“碱”或“中”)。
A
黄
中
＜
中
解析：(1)Kw随温度升高而增大，温度高于25 ℃。
(2)向水中加入NaHSO4，c(H＋)增大，平衡向左移动，A正确；向水中加入NaCl对水的电离平衡无影响，平衡不移动，B错误；加热平衡向右移动，仍呈中性，C错误；在水中加入KOH，c(OH－)增大，平衡向左移动，但溶液呈碱性，D错误。
(3)100 ℃时水的pH<7，但溶液仍呈中性，因此pH试纸仍为黄色。(共49张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第2课时 pH的计算
1．会进行pH的简单计算。
2．了解溶液稀释时pH的变化规律。
3．会计算各类混合溶液的pH。
1．通过pH的简单计算，培养证据推理的意识。
2．通过学习溶液稀释时pH的变化，培养变化观念与平衡思想。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比①：②：③：④是( )
①pH＝0的盐酸；②0.1 mol·L－1的盐酸；③0.01 mol·L－1的NaOH溶液；④pH＝14的NaOH溶液
A．1?10?100?1 B．0?1?12?0
C．14?13?12?14 D．14?13?2?1
A
此题未指明温度，则按25 ℃时计算，Kw＝1×10－14。酸溶液中由水电离出的c(H＋)等于该溶液中的c(OH－)，所以①c(H＋)＝1 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)与溶液中c(OH－)相等，等于10－14 mol·L－1；②c(H＋)＝0.1 mol·L－1，则由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1。碱溶液中由水电离出的c(H＋)等于该溶液中的c(H＋)，所以，③c(OH－)＝0.01 mol·L－1，由水电离出的c(H＋)＝10－12 mol·L－1；④由水电离出的c(H＋)＝10－14 mol·L－1。即四种溶液中由水电离出的c(H＋)之比为10－14：10－13：10－12：10－14＝1：10：100：1。故选A。
如何快速准确计算溶液pH？你需要掌握计算溶液pH的方法。请让我们一块走进教材，学习溶液pH的计算方法。
课前素能奠基
新知预习
1．pH计算公式：pH＝___________________。
2．强酸和强碱溶液的pH计算：
(1)强酸溶液(以c mol·L－1的HnA溶液为例)
c(H＋)＝_______mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝_____________。
(2)强碱溶液[以c mol·L－1的B(OH)n溶液为例]c(OH－)＝____mol·L－1，
c(H＋)＝______mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝____________。
－lgc(H＋)
nc
－lgnc
nc
3．思考题：
下列问题中的溶液都处于常温下。
(1)pH＝3的某盐酸中c(H＋)为多少mol·L－1？由水电离产生的c(H＋)又是多少mol·L－1
(2)0.05 mol·L－1 H2SO4溶液中，c(OH－)为多少mol·L－1？其pH等于多少？
(3)将0.4 g NaOH固体溶于水，得到1 L溶液，c(OH－)为多少mol·L－1？pH为多少？
提示：(1)1.0×10－3,1.0×10－11
(2)1.0×10－13,1
(3)0.01,12
预习自测
1．常温下，下列各混合或稀释后溶液中，pH最大的是( )
A．pH＝11的烧碱溶液稀释1 000倍
B．pH＝11的氨水稀释1 000倍
C．pH＝4的醋酸和pH＝10的烧碱溶液等体积混合
D．pH＝5的盐酸稀释1 000倍
B
解析：pH＝a的强碱溶液稀释10n倍，所得溶液pH＝a－n>7，pH＝a的弱碱溶液稀释10n倍，所得溶液pH>a－n>7；pH＝a的强酸溶液稀释10n倍，所得溶液pH＝a＋n<7，pH＝a的弱酸溶液稀释10n倍，所得溶液pH11－3＝8；pH＝4的醋酸c(H＋)＝10－4 mol·L－1，pH＝10的烧碱溶液c(OH－)＝10－4 mol·L－1，醋酸是弱电解质，则等体积混合时醋酸过量，最终pH<7；pH＝5的盐酸稀释1 000(103)倍，则新溶液pH≈7；综上所述，B选项的pH最大。故选B。
2．100 ℃，水的离子积为1.0×10－12，此温度下，将pH之和为13的HCl和NaOH两溶液混合后溶液为中性，HCl和NaOH溶液的体积比为( )
A．1?10 B．10?1
C．100?1 D．1?100
B
课堂素能探究
溶液pH的计算
知识点 1
问题探究：
1．常温时，pH＝2的溶液与pH＝12的溶液等体积混合后，混合液的pH一定等于7吗？
2．等体积pH都为13的NaOH和NH3·H2O溶液，加水稀释到pH都为12，所需水的体积一样多吗？
探究提示：1.不一定。如果一种是强酸，另一种是强碱，则混合后呈中性，pH＝7；如果一种是强酸，另一种是弱碱，则混合后碱过量，混合液呈碱性，pH>7；如果一种是弱酸，另一种是强碱，则混合后酸过量，混合液呈酸性，pH<7。
2．不一样多。因为NaOH为强碱，稀释时c(OH－)与溶液体积成反比，即稀释10倍就可以使pH从13变为12；而NH3·H2O为弱碱，在稀释时，随着水的加入，不仅使c(OH－)减小，而且影响氨水的电离平衡，从而使c(OH－)不是成倍数地减少，即氨水pH从13变为12，要稀释10倍以上。
知识归纳总结：
1．单一溶液的pH计算。
①强酸溶液，如HnA，设物质的量浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
2．混合溶液的计算(常温下)。
已知在100 ℃时水的离子积Kw＝1×10－12，下列溶液的温度均为100 ℃。其中说法正确的是( )
A．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝2
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝9的NaOH溶液100 mL
典例1
A
25 ℃时，在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11，若体积可以加和，则V[Ba(OH)2]?V(NaHSO4)为( )
A．1?1 B．1?4
C．2?1 D．3?2
变式训练
B
酸(或碱)溶液稀释后pH的计算及大小比较
知识点 2
问题探究：
对于pH＝a的强酸和弱酸溶液，均稀释到原溶液体积的10n倍(a＋n<7)，试写出稀释后溶液的pH或范围。
探究提示：稀释到原溶液体积的10n倍，强酸溶液的pH就增大n个单位，即稀释后强酸溶液的pH＝a＋n，弱酸溶液的pH范围：a＜pH＜a＋n。
知识归纳总结：
酸碱溶液稀释时pH的变化可用数轴表示。
①强酸、弱酸溶液的稀释：
②强碱、弱碱溶液的稀释：
③变化趋势：
对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大(如下图所示)。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)物质的量(水电离的除外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)物质的量会不断增多。
常温下，pH＝10的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别加水稀释到100 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强
C．完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX>VY
D．若8典例2
D
解析：由图像可知，pH＝10的碱稀释100倍，X的pH变化比Y的大，则Y一定是弱碱，X的碱性比Y强，Y的碱性弱，pH相同时，Y的浓度大，则稀释前，两种碱溶液中溶质的物质的量浓度不相等，故A错误；稀释后，Y中OH－浓度大，X溶液的碱性比Y溶液的碱性弱，故B错误；Y的碱性弱，pH相同时，Y的浓度大，等体积时Y的物质的量大，则完全中和X、Y溶液时，消耗同浓度盐酸的体积：VX规律方法指导：
酸、碱稀释与ΔpH(pH变化量)的关系
(1)ΔpH相同，强酸或强碱稀释的倍数小于弱酸或弱碱的稀释倍数。
(2)稀释相同倍数，强酸或强碱的ΔpH大于弱酸或弱碱的ΔpH。
(1)下列溶液一定呈中性的是_____。
A．pH＝7的溶液
B．c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液
C．c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液
D．氨水和氯化铵的混合液中c(H＋)＝c(OH－)
(2)已知T ℃时，Kw＝1×10－13，则T ℃_____25 ℃(填“>”“<”或“＝”)。在T ℃时将pH＝12的NaOH溶液a L与pH＝1的硫酸b L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH＝11，则a?b＝___________。
变式训练
D
>
11?9
(3)25 ℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y的氢氧化钠溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，则两溶液的pH的关系式x＋y为________________(用a、b表示)。
解析：(1)温度未定，pH＝7的溶液不一定显中性；温度未定，c(H＋)＝10－7 mol·L－1的溶液不一定显中性；c(H＋)/c(OH－)＝10－14的溶液，则氢离子浓度小于氢氧根离子浓度，溶液显碱性；氨水和氯化铵的混合液中c(H＋)＝c(OH－)，溶液一定显中性。故选D。
名师博客呈现
pH试纸简介
1．pH试纸的制备：pH试纸是将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成的。
2．pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液滴在试纸中部，然后与标准比色卡对照读数。
3．pH试纸的种类。常用的pH试纸有广泛pH试纸和精密pH试纸。此外还有用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
4．pH试纸的pH范围：广泛pH试纸的pH范围是1～14(最常用)或0～10，可以识别的pH差值约为1；精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值。
课堂达标验收
1．常温下，把pH＝3的H2SO4溶液和pH＝10的NaOH溶液混合，两者恰好中和，则酸和碱的体积比应是( )
A．10?1 B．1?10
C．1?100 D．1?2
B
2．已知室温时，0.1 mol·L－1的氨水在水中有1%发生电离，回答下列各问题：
(1)溶液的pH＝_______。
(2)该温度下NH3·H2O的电离平衡常数K＝_______________。
(3)升高温度时，K将_______(填“增大”“减小”或“不变”)，pH将_______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)由0.1 mol·L－1的氨水电离出的c(OH－)约为水电离出的c(OH－)的_________倍。
(5)要使溶液中c(OH－)/c(NH3·H2O)值增大，可以采取的措施是_________(填序号)。
①通入少量HCl ②升高温度 ③加少量NaOH固体 ④加水
11
1×10－5
增大
增大
108
②③④
3．工业废水的种类很多，其中酸碱废水是常见的工业废水，主要来自钢铁厂、化工厂、染料厂、印染厂、皮革厂、造纸厂、炼油厂等。酸碱废水具有较强的腐蚀性，需经适当治理方可外排。治理酸碱废水一般原则是高浓度酸碱废水，应优先考虑回收利用，可采用浓缩的方法回收酸碱。低浓度的酸碱废水，如酸洗槽的清洗水，碱洗槽的漂洗水，应进行中和处理。
(1)常温下，甲酸性废水的pH是4，乙酸性废水的pH是5，则甲与乙的c(OH－)之比为___________。
1?10
(2)在某温度时，测得0.01 mol·L－1的NaOH溶液的pH为11。
①该温度下水的离子积常数Kw＝_____________。
②在此温度下，将pH＝a的强碱形成的废水Va L与pH＝b的强酸形成的废水Vb L混合。
a．若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va?Vb＝_________；b.若所得混合液为中性，且a＋b＝12，则Va?Vb＝___________。
10－13
1?10
10?1
解析：(1)常温下，水的离子积常数Kw＝10－14，甲的pH是4，c(H＋)＝10－4 mol·L－1，则c(OH－)＝10－10 mol·L－1；乙的pH是5，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，则c(OH－)＝10－9 mol·L－1。所以甲与乙的c(OH－)之比为10－10 mol·L－1?10－9mol·L－1＝1?10。
(2)①由题意知，溶液中c(H＋)＝10－11 mol·L－1，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，故Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－13。
②a.根据中和反应：H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱
10－2·Vb＝10－13/10－12·Va
所以，Va?Vb＝10－2?10－1＝1?10。
b．根据中和反应：H＋＋OH－===H2O
c(H＋)·Vb＝c(OH－)·Va
10－b·Vb＝10－13/10－a·Va
所以，Va/Vb＝10－b/10a－13＝1013－(a＋b)＝10
即Va?Vb＝10?1。(共56张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第3课时 酸碱中和滴定
1．通过实验探究，掌握酸碱中和滴定的原理。
2．结合真实情境中的应用实例，掌握酸碱中和滴定的操作方法和误差分析。
3．结合真实情境中的应用实例，了解酸碱中和滴定在生产、生活中的应用。
1．通过酸碱中和滴定原理的理解、指示剂选择等，形成滴定原理的认知模型，并根据模型应用到其他滴定(如氧化还原反应滴定、沉淀滴定)中去。
2．能根据教材中的酸碱中和滴定实验，完成实验操作，观察现象，客观地进行记录、收集实验证据，培养科学探究与创新意识。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
酸碱中和反应的实质是：H＋＋OH－===H2O，因此在酸碱中和反应的过程中，随着酸(或碱)溶液的加入，溶液pH是不断发生变化的，那么溶液pH的变化特点是什么？如果用实验来研究这一问题，实验的关键是什么？
本课时我们将要学习的就是用中和滴定的方法，根据已知浓度的酸(或碱)测定未知浓度的碱(或酸)。
课前素能奠基
新知预习
一、酸碱中和滴定的原理与主要仪器
1．原理：
(1)含义。酸碱中和滴定是依据_______反应，用_________________ ______来测定_______________________的方法。
(2)原理。
中和
已知浓度的酸(或
碱)
未知浓度的碱(或酸)
酸式滴定管
碱式滴定管
锥形瓶
(2)滴定管的结构及使用方法。
项目 具体结构或操作
构造 “0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度
精确度 读数可以读到___________mL
检漏 检查滴定管活塞及乳胶管是否漏水
润洗 加入反应液之前，滴定管要用所要盛装的溶液润洗2～3次
装液 将反应液加入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度线以上2～3 mL
排气泡 滴定前排出尖嘴处的气泡
调液面 调节活塞，使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下的某刻度，并记录读取数值
0.01
二、酸碱中和滴定操作
1．实验操作：
以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例：
(1)滴定前的准备。
①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。
(2)滴定。
(3)终点判断。
等到滴入半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内
_________原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理。
按上述操作重复_________次，求出用去标准盐酸体积的平均值，
根据c(NaOH)＝____________________计算。
不恢复
二至三
2．常用酸碱指示剂及变色范围：
指示剂 变色范围的pH 石蕊 <5.0红色 5.0～8.0_______ >8.0蓝色
甲基橙 <3.1_______ 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2～10.0_________ >10.0_______
紫色
红色
浅红色
红色
3.酸碱滴定曲线：
以滴加_________________为横坐标，以溶液_______为纵坐标绘出一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。如图所示为用0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1 HCl溶液过程中的pH变化曲线。
酸(或碱)的量
pH
由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，有利于确定滴定终点。
预习自测
1．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考图示仪器，从下表中选出正确选项( )
选项 锥形瓶中的溶液 滴定管中的溶液 指示剂 滴定管
A 碱 酸 石蕊 乙
B 酸 碱 酚酞 甲
C 碱 酸 甲基橙 甲
D 酸 碱 石蕊 乙
C
解析：甲为酸式滴定管，乙为碱式滴定管。酸性溶液、强氧化性溶液(如KMnO4溶液)一般装在酸式滴定管中，碱性溶液一般装在碱式滴定管中。指示剂的选择一般情况下，强碱滴定强酸用酚酞作指示剂，强酸滴定强碱用甲基橙或酚酞作指示剂。当指示剂可以有多种选择时，选择的指示剂最好是到达滴定终点时由浅变深发生变化。中和滴定时，一般情况下是把已知物质的量浓度的标准溶液滴入待测的未知浓度的溶液中，但把未知物质的量浓度的溶液滴入已知物质的量浓度的溶液中，只要操作正确，也可以求得待测溶液浓度。
2．某学生用碱式滴定管量取0.1 mol·L－1的NaOH溶液，开始时仰视液面读数为1.00 mL，取出部分溶液后，俯视液面，读数为11.00 mL，该同学在操作中实际取出的液体体积为( )
A．大于10.00 mL
B．小于10.00 mL
C．等于10.00 mL
D．等于11.00 mL
解析：结合图示可知该同学读取NaOH溶液的体积为11.00 mL－1.00 mL＝10.00 mL，而实际取出液体体积要大于10.0 mL，A项正确。
A
3．下列有关中和滴定的实验叙述：
①取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次；
②在锥形瓶中放入25.00 mL待测NaOH溶液；
③加入几滴石蕊溶液作指示剂；
④取一支酸式滴定管，洗涤干净；
⑤直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定；
⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶；
⑦两眼注视着滴定管内盐酸液面下降，直至滴定终点。
其中错误的是( )
A．④⑥⑦ B．①⑤⑥⑦
C．③⑤⑦ D．①③⑤⑦
D
解析：操作①的锥形瓶只能用水洗；操作③中不能用石蕊溶液作为中和滴定的指示剂，因为它的显色效果不明显；操作⑤中滴定管必须用标准液润洗后才能注入标准液；操作⑦中两眼应注视锥形瓶中溶液颜色的变化。
课堂素能探究
酸碱中和滴定实验
知识点 1
问题探究：
1．酸碱恰好完全反应的点与滴定终点是否相同？
2．在酸碱中和滴定实验中，标准液的浓度是越大越好还是越小越好？
3．用盐酸滴定氨水(氯化铵溶液显酸性)，选什么作指示剂？怎样描述滴定终点？
探究提示：
1．不相同。酸碱恰好完全反应是指酸与碱按照化学计量数恰好完全反应，酸和碱都不剩余，此时溶液可能为中性，也可能为酸性或碱性；而滴定终点是指指示剂颜色恰好变化的点，二者不相同。酸碱恰好完全反应的点与滴定终点特别接近，在一般科学研究中不会造成大的误差。
2．标准液的浓度一般为0.100 0 mol·L－1为宜。浓度太大，易引起较大误差；浓度太小，所需标准液体积太大，不易操作。
3．可选择甲基橙作指示剂。滴入半滴标准盐酸时，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内颜色不再变化，则达到滴定终点。
知识归纳总结：
1．滴定操作步骤：
以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例。
(1)滴定前的准备。
(2)滴定：放出一定体积的氢氧化钠溶液于洗净的锥形瓶中，滴加2～3滴酚酞试液，用标准盐酸开始滴定。
左手：控制活塞，逐滴加入标准液，先快后慢。
右手：摇动锥形瓶。
眼睛：注视锥形瓶内溶液颜色变化，待到终点，记录末读数。
2．数据处理：
为减小误差，滴定时，要求重复实验2～3次，求平均值。
将测得的实验数据代入中和滴定计算公式计算。
3．滴定终点判断答题模板：
用中和滴定法测定某烧碱样品的纯度，试根据实验回答下列问题：
(1)准确称量8.2 g含有少量中性易溶杂质的样品，配成500 mL待测溶液。称量时，样品可放在_____(填字母)称量。
A．小烧杯中 B．洁净纸片上
C．托盘上
(2)滴定时，用0.200 0 mol·L－1的盐酸来滴定待测溶液，不可选用_____(填字母)作指示剂。
A．甲基橙 B．石蕊
C．酚酞 D．甲基红
典例1
A
B
(3)滴定过程中，眼睛应注视_________________________；在铁架台上垫一张白纸，其目的是_____________________________________ _____________。
(4)根据下表数据，计算被测烧碱溶液的物质的量浓度是________________mol·L－1，烧碱样品的纯度是________________。
滴定次数 待测溶液体积/mL 标准盐酸体积 滴定前的刻度(mL) 滴定后的刻度(mL)
第一次 10.00 0.40 20.50
第二次 10.00 4.10 24.00
锥形瓶内溶液颜色的变化
便于观察锥形瓶内液体颜色的变化，减小
滴定误差
0.400 0
97.56%
解析：(1)称量氢氧化钠等易潮解、腐蚀性强的试剂时，样品应放在小烧杯中。
(2)酸碱中和滴定时，一般应选甲基橙、酚酞、甲基红等颜色变化较明显的指示剂，石蕊在酸或碱溶液中颜色变化不明显，易造成误差。
(3)为准确判断滴定终点，眼睛应注视锥形瓶内溶液颜色变化，且在铁架台上垫一张白纸。
规律方法指导：
指示剂的选择与颜色变化
滴定种类 选用的 指示剂 滴定终点 颜色变化 指示剂 用量 滴定终点
判断标准
强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2～3滴 当指示剂刚好变色并在半分钟内不恢复原色，即认为达到滴定终点
强碱滴定强酸 酚酞 无色→浅红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色 弱碱滴定强酸 红色→橙色 现用物质的量浓度为a mol·L－1的标准NaOH溶液滴定V mL盐酸的物质的量浓度，请回答下列问题：
(1)碱式滴定管用蒸馏水洗净后，接下来应该进行的操作是_________________________。
(2)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入图1的_____(填“甲”或“乙”)中。
变式训练
(3)图2是碱式滴定管中液面在滴定前
后的读数，则c(HCl)＝_______ mol·L－1。
用标准NaOH溶液润洗
乙
酸碱中和滴定误差分析
知识点 2
问题探究：
用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸(放锥形瓶中)，选用甲基橙作为指示剂。
1．配制标准溶液的NaOH中混有Na2CO3杂质，会对测定结果产生什么影响？
2．以溶液颜色由红色变为橙色为滴定终点，会对测定结果产生什么影响？
探究提示：
1．偏高。相同质量的NaOH比Na2CO3消耗HCl要多。
2．由红色变为橙色还没有达到滴定终点，若此时读数会使测定结果偏低。
2．误差分析：
(以NaOH标准溶液滴定一定体积的待测HCl为例)
操作及读数 误差分析
仪器的洗涤或润洗 未用标准液润洗滴定管 偏高
未用待测液润洗移液管或所用的滴定管 偏低
用待测液润洗锥形瓶 偏高
洗涤后锥形瓶未干燥 无影响
滴定时溅落液体 标准液漏滴在锥形瓶外一滴 偏高
待测液溅出锥形瓶外一滴 偏低
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶 偏高
操作及读数 误差分析
尖嘴处有气泡 滴前有气泡，滴后无气泡 偏高
读数不正确 滴前仰视，滴后平视 偏低
滴前平视，滴后仰视 偏高
滴前仰视，滴后俯视 偏低
到达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液 偏高
使用酸碱中和滴定的方法，用0.01 mol·L－1盐酸滴定锥形瓶中未知浓度的NaOH溶液，下列操作会使测定结果偏高的是( )
①用量筒量取浓盐酸配制0.01 mol·L－1稀盐酸时，量筒用蒸馏水洗净后未经干燥直接量取浓盐酸 ②配制稀盐酸定容时，俯视容量瓶刻度线 ③滴定结束时，读数后发现滴定管下端尖嘴处悬挂有一滴液滴 ④滴定过程中用少量蒸馏水将锥形瓶内壁附着的盐酸冲下
A．①③ B．②④
C．②③④ D．①②③④
典例2
A
下列有关滴定操作的说法正确的是( )
A．用25 mL滴定管进行中和滴定时，用去标准液的体积为21.7 mL
B．用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，洗净碱式滴定管后直接取标准KOH溶液进行滴定，则测定结果偏低
C．用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，配制标准溶液的固体KOH中含有NaOH杂质，则测定结果偏高
D．用未知浓度的盐酸滴定标准的KOH溶液时，若读取读数，滴定前仰视，滴定到终点后俯视，会导致测定结果偏高
变式训练
D
名师博客呈现
pH的应用
pH的测定和控制在工农业生产、科学实验和医疗等方面都很重要。在工业上，例如，氯碱工业生产中所用食盐水的pH主要控制在12左右，以除去其中的Ca2＋和Mg2＋等杂质。在无机盐的生产中，为了分离所含的杂质Fe3＋，常把无机盐溶液的pH调到5左右，此时Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而分离析出，其他阳离子却留在溶液中。在农业上，土壤的pH关系到农作物的生长，有的作物如芝麻、油菜、萝卜等可以生长在较大的pH范围内，有的却对土壤的pH反应非常敏感，如茶树适宜在pH约为4.0～5.5的土壤中生长。在医疗上，测定血液等pH可以帮助诊断疾病。例
如，人体内血液的pH一般在7.35～7.45范围内，如果超过这个范围，便属于病理现象，在科学实验中pH是影响某些反应过程的重要因素，因此测定和控制溶液的pH，就如控制温度和浓度等同样重要。
课堂达标验收
1．某同学在实验报告中有以下实验数据，其中合理的是( )
A．用托盘天平称取11 g食盐
B．用量筒量取5.26 mL盐酸
C．用酸式滴定管量取3.5 mL盐酸
D．用标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸用去23.10 mL溶液
解析：托盘天平一般准确到0.1 g，A项错误；量筒准确到0.1 mL，无法量取5.26 mL，B项错误；滴定管的精确度为0.01 mL，C项错误；D项正确。
D
2．在一支50 mL酸式滴定管中盛入0.1 mol·L－1 HCl溶液，其液面恰好在20 mL刻度处。若把滴定管中的溶液全部放入锥形瓶中，滴入3滴酚酞试液，然后以0.1 mol·L－1 NaOH溶液进行滴定，当溶液刚好变为浅红色时，消耗NaOH溶液的体积( )
A．等于20 mL B．小于20 mL
C．等于30 mL D．大于30 mL
解析：滴定管的刻度从上到下逐渐增大，50 mL刻度以下还有没有刻度的一部分，HCl溶液的液面恰好在20 mL刻度处，若把滴定管内溶液全部放入锥形瓶中，则盐酸溶液的体积大于(50－20) mL，由HCl～NaOH可知，所需NaOH溶液的体积大于30 mL，故选D。
D
3．酸雨对环境危害很大。酸雨是指pH小于5.6的雨雪或其他形式的降水。普通雨水也显弱酸性，是因为水中溶解了CO2。
已知常温、常压下，饱和CO2的水溶液的pH＝3.9，则可推断用标准的盐酸滴定NaHCO3水溶液时，适宜选用的指示剂及滴定终点时颜色变化的情况是( )
A．石蕊，由蓝变红 B．甲基橙，由橙变黄
C．酚酞，红色褪去 D．甲基橙，由黄变橙
D
解析：标准盐酸滴定NaHCO3溶液时，发生的反应是：NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O，滴定终点时pH＝3.9，因此滴定终点时溶液显酸性，而指示剂选用甲基橙(3.1～4.4)，滴定终点时溶液pH降低到3.9，颜色由黄变橙，故选D。
4．某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来滴定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时，选择酚酞作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时，左手把握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视________________________。直到因加入半滴盐酸后，溶液由红色变为无色，并且____________________为止。
(2)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面
如图所示：则起始读数为___________mL，终点读
数为_____________mL。
锥形瓶内溶液颜色的变化
半分钟内不恢复红色
0.00
26.10
(3)某学生根据三次实验分别记录有关数据如下：
滴定 次数 NaOH溶液/mL 0.100 0 mol·L－1盐酸的体积(mL) 滴定前 滴定后 溶液体积/mL
第一次 25.00 0.00 26.11 26.11
第二次 25.00 1.56 30.30 28.74
第三次 25.00 0.22 26.31 26.09
请选用其中合理的数据列式计算该氢氧化钠溶液的物质的量浓度：c(NaOH)＝______________________。
0.104 4 mol·L－1
(4)达到滴定终点时酸碱_______恰好反应(填“是”或“不是”)，若不是，则应是_______________稍微过量；若溶液由红色褪至无色停止滴定，测得NaOH溶液的物质的量浓度可能_______(填“偏高”“偏低”或“无误差”)。
不是
NaOH溶液
偏高
解析：(1)滴定时眼睛要时刻注视锥形瓶内液体的颜色变化，以便及时、准确判断终点。为防止过早或过晚判断终点，造成较大误差，必须待半分钟内不恢复红色为准。
(2)读数时视线要与凹液面水平相切，另外，滴定管的精确度可以达到0.01 mL，读数时要自上而下读出刻度，如最后的读数不能由下而上读为27.90，应读为26.10。
(3)在进行数据处理时，要注意有效可用的数相差不到0.20 mL，否则如第二次的测量结果，和其他两次差别较大，说明该次操作误差较大，该结果不可用，因此，计算时，酸溶液的体积应为第一、三次的平均值。而后代入计算即可得出c(NaOH)的值。
(4)滴定终点和酸碱恰好反应是不同的两个概念，前者指的是操作停止的一点，不是酸碱恰好完全反应，而是某一溶液稍微过量(不到一滴)，作为滴定操作来说，可忽略不计。没有返滴一滴待测液，这时溶液中也可能盐酸过量很多，溶液也是无色，所以测得溶液的物质的量浓度有可能偏高。(共59张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解
1．通过实验探究，认识盐类水解的原理。
2．能用化学用语正确表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。
3．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类的水解原理判断盐溶液的酸碱性。
1．从宏观和微观两个角度认识盐类水解，培养宏观辨识和微观探析能力。
2．运用化学平衡原理分析盐类水解的实质，培养变化观念与平衡思想。
3．设计简单实验方案检验盐溶液的酸碱性，培养科学探究与创新意识。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
某日上午10点左右，家住某市区的李阿伯与邻居到附近的山上采草药时，不慎被蜜蜂蜇伤，当时他并未在意。回家后李阿伯感到伤处疼痛加重、呼吸困难、意识不清，家人急忙拨打急救电话，经医生对症处理，李阿伯已脱离危险。请问这次险情是什么原因造成的呢？当黄蜂或蜜蜂叮咬后应如何利用家庭常用的物质加以处理？
你知道纯碱水溶液为什么显碱性吗？
课前素能奠基
新知预习
一、盐溶液的酸碱性
1．实验探究：
(1)实验操作。
①pH计测定：取待测盐溶液于烧杯中，插入pH计，读出数值；
②pH试纸测定：取一片pH试纸放在洁净的玻璃片上，用_________蘸取待测盐溶液滴在试纸的_______，待颜色不变后与标准比色卡比对，读出数值。
玻璃棒
中央
(2)实验结果。
盐 pH 溶液的酸碱性 盐的类型
NaCl pH＝7 _____性 强酸强碱盐
KNO3 pH＝7 Na2CO3 pH>7 _____性 ___________盐
CH3COONa pH>7 NH4Cl pH＜7 _____性 ___________盐
(NH4)2SO4 pH<7 中
碱
强碱弱酸
酸
强酸弱碱
2.实验结论：
(1)强酸强碱盐的水溶液显中性；
(2)强碱弱酸盐的水溶液显_____性；
(3)强酸弱碱盐的水溶液显_____性。
碱
酸
3．盐溶液呈现不同酸碱性的原因：
(1)以NH4Cl溶液为例：
电离方 程式
微粒变化 NH和OH－结合生成弱电解质_________________，使水的电离平衡向_______的方向移动
平衡时酸碱性 溶液中c(H＋)_____c(OH－)，溶液呈_____性
水解离子方程式 __________________________
NH3·H2O
电离
＞
酸
CH3COO－＋Na＋
H＋＋OH－
CH3COOH
电离
＞
碱
Na＋＋Cl－
H＋＋OH－
没有
＝
中
4．结论
(1)当强酸弱碱盐溶于水时，盐电离产生的_____离子与水电离出的_________结合生成_______，使溶液中的c(H＋)_____c(OH－)，溶液呈_____性。
(2)当强碱弱酸盐溶于水时，盐电离产生的_____离子与水电离出的_______结合生成_______，使溶液中的c(OH－)_____c(H＋)，溶液呈_____性。
(3)当强酸强碱盐溶于水时，盐电离产生的阴离子、阳离子都不能与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质，即强酸强碱盐_________，溶液中的c(OH－)_____c(H＋)，溶液呈_____性。
阳
OH－
弱碱
＞
酸
阴
H＋
弱酸
＞
碱
不水解
＝
中
二、盐类水解
1．概念：
在水溶液中盐电离产生的_______与水电离产生的
_____离子或_________离子结合生成弱电解质的反应。
2．条件：
(1)盐必须溶于水中。
(2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解，都强不水解)。
离子
氢
氢氧根
3．表示方法：
(1)用化学方程式表示：盐＋水??酸＋碱
如AlCl3的水解：__________________________________________。
(2)用离子方程式表示：
如Na2CO3的水解(分步进行)：
第一步：___________________________________；
第二步：__________________________________________。
4．水解规律：
(1)强酸弱碱盐：电离产生的_____离子发生水解，使c(H＋) _____c(OH－)，溶液显_____性。
(2)强碱弱酸盐：电离产生的_____离子发生水解，使c(H＋) _____c(OH－)，溶液显_____性。
阳
＞
酸
阴
＜
碱
预习自测
D
2．下列物质的水溶液因水解而呈碱性的是( )
A．Na2CO3 B．AlCl3
C．Ca(OH)2 D．NaNO3
A
3．下列关于盐类水解的叙述错误的是( )
A．盐类的水解反应是中和反应的逆反应
B．盐类的水解过程是吸热过程
C．含有弱酸根离子的盐的水溶液一定呈碱性
D．盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱
解析：盐类的水解反应可以看作中和反应的逆反应，该过程是吸热过程，盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱，A、B、D三项均正确；含有弱酸根离子的盐的水溶液不一定呈碱性，如醋酸铵含有弱酸根离子，但醋酸铵的水溶液呈中性，C项错误。
C
课堂素能探究
盐类水解的实质和规律
知识点 1
问题探究：
1．pH均为4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水电离出的c(H＋)相等吗？
2．某盐溶液显中性，该盐一定是强酸强碱盐吗？
3．等浓度的醋酸钠的pH小于次氯酸钠溶液的pH，由此能否确定醋酸与次氯酸的酸性强弱？
探究提示：
1．不相等。H2SO4抑制水的电离，NH4Cl能水解，促进水的电离，所以NH4Cl溶液中水的电离程度大。
2．不一定。也可能是弱酸弱碱盐，如CH3COONH4溶液显中性。
3．由“越弱越水解”可知，等浓度的醋酸钠的水解程度小于次氯酸钠溶液的水解程度，由此确定醋酸的酸性大于次氯酸。
3．盐类水解的规律：
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。
(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。
下列物质中，能促进水的电离且溶液中c(H＋)>c(OH－)的是( )
A．NaHSO4 B．CH3COONa
C．HCl D．CuSO4
解析：NaHSO4在溶液中电离出大量的氢离子，对水的电离起到抑制作用，选项A错误；CH3COONa是强碱弱酸盐，水解显碱性，选项B错误；HCl在溶液中电离出大量的氢离子，对水的电离起到抑制作用，选项C错误；CuSO4是强酸弱碱盐，水解溶液显酸性，同时水解会促进水电离，所以选项D正确。
典例1
D
盐MN溶于水存在如下过程：
下列有关说法中不正确的是( )
A．MN是强电解质
B．总反应离子方程式为N－＋H2O===OH－＋HN
C．该过程使溶液中的c(OH－)>c(H＋)
D．MOH为强碱
变式训练
B
盐类水解方程式的书写
知识点 2
知识归纳总结：
1．盐类水解离子方程式的书写：
2．常见5种盐类水解反应的离子方程式的书写：
典例2
D
变式训练
A
名师博客呈现
如何计算醋酸溶液中的c(H＋)和c(OH－)
在CH3COOH溶液中同时存在水的电离平衡，其中醋酸的电离能力远强于水的电离能力。醋酸电离出较多的H＋，促使水的电离平衡向结合成水分子的方向移动，抑制了水的电离，因此CH3COOH溶液中绝大部分的H＋是由醋酸电离产生的，由水电离产生的H＋极少。当然，溶液中还存在着极少量由水电离产生的OH－。
利用电离平衡常数可以计算醋酸溶液中H＋和OH－的浓度。25 ℃时，醋酸的电离常数Ka为1.7×10－5mol·L－1，设浓度为0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液中醋酸电离达到平衡时H＋的浓度为x。
课堂达标验收
D
2．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，现有同体积、同浓度的HCN和HClO溶液，下列有关说法正确的是( )
A．电离程度：HCN>HClO
B．pH大小：HClO>HCN
C．与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：c(CN－)D
解析：NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解的程度大，因此HCN的酸性比HClO更弱，电离程度HCN3．物质的量浓度相同的下列溶液：①NH4Cl、②Na2CO3、③KNO3、④HCl，其pH由小到大的顺序为( )
A．①②③④ B．②①③④
C．①③④② D．④①③②
D
4．室温下，0.5 mol·L－1相同体积的下列四种溶液：①KCl、②FeCl3、③HF、④Na2CO3，其中所含阳离子数由多到少的顺序是( )
A．④>①＝②>③ B．①>④>②>③
C．④>①>③>② D．④>②>①>③
解析：由于电解质在水中以电离为主，水解是极其微弱的，所以四种物质中Na2CO3电离出的阳离子数最多，HF为弱电解质，电离出的H＋最少，KCl和FeCl3如果只考虑电离，二者电离的阳离子数应相等，但Fe3＋存在水解且一个Fe3＋可水解生成三个H＋，导致其溶液中阳离子数增多，故D项符合题意。
D
C
6．常温下，有浓度均为0.1 mol·L－l的下列4种溶液：①NaCN溶液、②NaOH溶液、③CH3COONa溶液、④Na2CO3溶液。
HCN H2CO3 CH3COOH
Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4×10－7 Ka2＝5.6×10－11 Ka＝1.7×10－5
(1)这4种溶液pH由大到小的顺序是_________________(填序号)。
(2)NaCN溶液显碱性的原因(用方程式说明)____________________ ________________。
(3)若向等体积的③和④中滴加盐酸至呈中性，则消耗盐酸的体积③_____④(填“>”“<”或“＝”)。
②>④>①>③
＋OH－
<
(4)25 ℃时，将a mol·L－1的醋酸和0.1 mol·L－1NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＝7，则a_____0.1(填“﹥”“﹤”或“＝”)。
(5)Na2CO3溶液中离子浓度大小为：___________________________ _______________________。
(6)向NaCN溶液中通入CH3COOH，则发生的离子反应方程式为______________________________________________________。
﹥
CH3COOH＋CN－===HCN＋CH3COO－(共76张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第2课时 影响盐类水解的主要因素 盐类水解的应用
1．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。
2．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用。
3．能从盐类水解平衡的角度分析溶液的酸碱性等。
4．能综合运用电离平衡和水解平衡原理，判断溶液中粒子浓度大小关系，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
1．运用化学平衡原理分析外界条件对盐类水解的影响，培养变化观念与平衡思想。
2．根据影响盐类水解的外界因素，设计简单实验进行探究，培养科学探究与创新意识。
3．认识盐类水解在生活、生产中的应用，培养科学态度与社会责任。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
人们利用水解反应设计出了泡沫灭火器。泡沫灭火器中装有浓NaHCO3溶液和浓Al2(SO4)3溶液，当二者混合时发生剧烈的反应，产生气体和沉淀，在起泡剂作用下迅速产生大量泡沫，用以灭火。
浓NaHCO3溶液和浓Al2(SO4)3溶液混合后为什么会发生剧烈的反应？生成的气体和沉淀分别是什么？你能运用有关盐类水解反应的知识进行分析吗？
课前素能奠基
新知预习
一、影响盐类水解的主要因素
1．主要因素——盐的本性：
小
大
小
大
2．外界条件：
填写外界条件对FeCl3水解平衡的影响：FeCl3水解的离子方程式为___________________________________。
条件 移动方向 n(H＋) pH 水解程度
升温 _______ _______ _______ _______
加FeCl3晶体 _______ _______ _______ 减小
加入浓盐酸 _______ _______ _______ _______
加入浓氢氧 化钠溶液 _______ _______ _______ _______
加水稀释 _______ _______ 增大 _______
向右
增多
减小
增大
向右
增多
减小
向左
增多
减小
减小
向右
减小
增大
增大
向右
增多
增大
二、盐类水解的应用
1．热纯碱溶液去油污：纯碱水解的离子方程式为___________ _______________________。加热促进_________的水解，溶液碱性_______，去污能力增强。
2．盐溶液的配制和保存：配制、保存FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是___________________。
3．盐类作净水剂：铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。
如明矾水解的离子方程式为________________________________。
增强
抑制Fe3＋水解
4．制备胶体：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并继续加热以增大Fe3＋的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。
5．制备无机化合物：如用TiCl4制备TiO2。其反应的方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·xH2O↓＋4HCl。
6．化肥的施用：例如草木灰与铵态氮肥不能混合施用，否则会使肥效损耗。这是两种盐发生水解相互促进反应放出氨气的缘故。
三、水解平衡常数
越大
温度
预习自测
1．下列实际应用正确，且与盐的水解知识无关的是( )
A．焊接时用NH4Cl溶液除锈
B．FeCl3固体能采用将溶液直接蒸干的方法制备
C．加热饱和氯化铁溶液制备Fe(OH)3胶体
D．生活中用电解食盐水的方法制取消毒液
D
解析：NH4Cl溶液水解呈酸性，铁锈的主要成分是Fe2O3，Fe2O3与NH4Cl水解产生的氢离子反应，正确且与水解有关，故A不符合题意；氯化铁溶液蒸干，水解生成的HCl挥发，促进水解而得到Fe(OH)3，与水解有关但不正确，故B不符合题意；制备Fe(OH)3胶体时，应将FeCl3饱和溶液逐滴滴入沸水中，而饱和FeCl3溶液在直接加热条件下水解程度很大，生成Fe(OH)3沉淀而不是胶体，该说法与水解有关且应用不正确，故C不符合题意；饱和食盐水在电解条件下生成氯气、氢气和氢氧化钠，属于电能转化为化学能的变化，说法正确且与水解无关，故D符合题意。
C
解析：加入少量NaCl固体，对FeCl3水解平衡无影响，FeCl3的水解程度不变；加入少量水，溶液得以稀释，FeCl3的水解程度增大；加入FeCl3固体，溶液中Fe3＋的浓度增大，水解平衡正向移动，但FeCl3的水解程度减小；水解反应为吸热反应，降温，平衡逆向移动，FeCl3的水解程度减小。
B
课堂素能探究
盐类水解的影响因素
知识点 1
问题探究：
1．Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
2．MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？
3．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
知识归纳总结：
1．内因：
酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。
2．外因：
因素 水解 平衡 水解 程度 水解产生离
子的浓度
温度 升高 右移 增大 增大
浓度 增大 右移 减小 增大
减小(即稀释) 右移 增大 减小
外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其 他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 典例1
D
室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物质，有关结论正确的是( )
变式训练
B
盐类水解原理的应用
知识点 2
问题探究：
1．如何除去CuCl2溶液中混有的Fe3＋？
2．蒸干并灼烧Al2(SO4)3溶液，能得到Al2O3吗？
知识归纳总结：
1．在科学研究中的应用：
应用 实例
配制易水解的盐溶液 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度
2.在生产生活中的应用：
3.盐溶液蒸干灼烧产物的判定：
(1)强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固体，Na2SO4溶液蒸干得Na2SO4固体。
盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。
(2)考虑盐受热时是否分解。
因为Ca(HCO3)2、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得CaCO3固体；蒸干KMnO4溶液得K2MnO4和MnO2的混合物；蒸干NH4Cl溶液不能得到固体。
(3)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。
例如，Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干会得到Fe2(SO4)3和Fe2O3。
下列问题与盐类水解有关的是( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A．①②③ B．②③④
C．①④⑤ D．①②③④⑤
典例2
D
解析：配制SnCl2溶液时应加入稀盐酸抑制SnCl2水解，加入NaOH会促进SnCl2的水解，而发生变质。
变式训练
D
溶液中离子浓度的比较
知识点 3
问题探究：
1．Na2S溶液中电荷守恒和物料守恒关系式分别是什么？
2．0.1 mol·L－1NaCN和0.1 mol·L－1 HCN的混合液显碱性，则c(Na＋)、c(CN－)、c(OH－)、c(H＋)、c(HCN)的大小顺序如何？
探究提示：
1．电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)；物料守恒：c(Na＋)＝2c(H2S)＋2c(HS－)＋2c(S2－)。
2．若不考虑HCN电离和CN－水解，c(Na＋)＝c(CN－)＝c(HCN)，混合液显碱性，说明水解程度大于电离程度，故只考虑CN－水解，则c(CN－)减小，c(HCN)增大，顺序为c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。
2.溶液中离子浓度的大小比较：
(1)不同溶液中同一离子浓度的比较。
要看溶液中其他离子对其影响。
(2)同一溶液中不同离子浓度的大小比较。
(4)抓“四点”，突破酸碱中和滴定曲线中的粒子浓度关系：
①抓反应“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
②抓“恰好”反应点，生成的溶质是什么，判断溶液的酸碱性。
③抓溶液的“中性”点，生成什么溶质，哪种物质过量或不足。
④抓反应的“过量”点，溶液中的溶质是什么，判断哪种物质过量。
实例分析：向CH3COOH溶液中逐滴加入NaOH溶液，溶液pH与加入NaOH溶液的关系如图所示：
(注：a点为反应一半点，b点呈中性，c点恰好完全反应，d点NaOH过量一倍)
分析：
a点，溶质为CH3COONa CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
b点，溶质为CH3COONa CH3COOH
离子浓度关系：c(CH3COO－)＝c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－)
c点，溶质为CH3COONa
离子浓度关系：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
d点，溶质为CH3COONa NaOH
离子浓度关系：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
在0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液中加入等体积的下列物质，溶液中离子浓度大小关系正确的是( )
A．水；c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)
B．0.1 mol·L－1盐酸；c(Na＋)＝c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)
C．0.1 mol·L－1醋酸；c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－)
D．0.1 mol·L－1氢氧化钠；c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
典例3
B
解析：A项，正确的离子浓度关系为c(Na＋)>c(CH3COO－)> c(OH－)>c(H＋)；B项，加入0.1 mol·L－1盐酸后，生成等浓度的NaCl和醋酸混合液，故有c(Na＋)＝c(Cl－)，考虑水的电离，故有c(H＋) >c(CH3COO－)，B正确；C项，电离程度大于水解程度，正确的离子浓度关系为c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)；D项，正确的离子浓度关系为c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)。
变式训练
D
名师博客呈现
解答电解质溶液中粒子浓度大小关系问题的思路主要是明确“两大理论”，构建思维模型，依据“三大守恒”关系来分析解答。
1．两大理论
2．三大守恒
三大守恒即电荷守恒、物料守恒(原子守恒)和质子守恒，前面已详细讲解，这里不再赘述。
3．方法技巧
(1)判断粒子浓度的等量关系一般要运用守恒关系分析，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒，同时要兼顾溶质间的数量关系，有时还要注意对三个守恒关系进行等量代换处理。
(2)判断粒子浓度的大小关系一般要根据电离和水解较微弱的特点分析，同时还要考虑到水的电离，并且还要注意溶质间的数量关系。
课堂达标验收
1．合理利用某些盐能水解的性质，能解决许多生产、生活中的问题，下列叙述的事实与盐类水解的性质无关的是( )
A．金属焊接时可用NH4Cl溶液做除锈剂
B．配制FeSO4溶液时，加入一定量Fe粉
C．长期施用铵态氮肥会使土壤酸化
D．向FeCl3溶液中加入CaCO3粉末后有气泡产生
B
解析：NH4Cl水解溶液显酸性，能和铁锈反应从而除去铁锈，故和盐类水解有关，A不合题意；亚铁离子易被氧化，配制FeSO4溶液时，加入一定量Fe粉的目的是防止Fe2＋被氧化，与盐类的水解无关，B符合题意；铵根离子水解显酸性，所以长期施用铵态氮肥会使土壤酸化，与盐类的水解有关，C不合题意；FeCl3是强酸弱碱盐，水解显酸性，故加入碳酸钙后有气泡产生，和盐类的水解有关，D不合题意。
2．氯化铁主要用于金属蚀刻，污水处理。其处理污水除利用其氧化性之外，还可以水解得到氢氧化铁胶体，起到一定净水作用。
关于FeCl3水解的说法错误的是( )
A．稀FeCl3溶液水解达到平衡时无论加FeCl3的饱和溶液还是加水稀释，平衡均向正反应方向移动
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋水解程度前者比后者小
C．有50 ℃和20 ℃同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D．为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液，应加入少量HCl
C
3．试用离子方程式和简要文字表述以下事实：
(1)盛纯碱溶液的试剂瓶有玻璃塞，时间久了不易打开：________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)盛NH4F试剂要用塑料瓶而不用玻璃瓶：_____________________ _________________________________________________________________________________________________________________________。
(3)铵态氮肥不能与草木灰混合施用：_________________________ _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)实验室配制的CuSO4溶液，常常出现浑浊的原因是____________________________________(写离子方程式)，可在配制时加入少量_______________防止浑浊。
稀H2SO4
(5)某同学想把AlCl3(aq)和Na2S(aq)混合制取Al2S3，但最后得到一种白色絮状沉淀，而且混合液中有臭鸡蛋气味的气体放出。试解释造成此结果的原因，写出反应的离子方程式，并指出制取硫化铝的正确方法：__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
S2－和Al3＋水解相互促进，使反应较彻底：2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑，因生成的H2S逸出，故闻到臭鸡蛋气味。用硫粉与铝粉的混合物在干燥条件下共热制Al2S3：2Al＋3S===Al2S3
4．醋酸是日常生活中最常见的调味剂和重要的化工原料，醋酸钠是其常见的盐(已知：25 ℃，Ka(CH3COOH)＝1.69×10－5)
(1)醋酸钠溶液呈碱性的原因是________________________________ (写出有关的离子方程式)。
(2)在CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的顺序为__________ _________________________________________________________________________ (用c(Bn＋)表示相应离子浓度)。
(3)25 ℃时，0.10 mol·L－1的醋酸溶液的pH约为________________ (已知：lg 1.3＝0.114)。
c(Na＋)> c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)或[c(Na＋)、c(CH3COO－)、c(OH－)、 c(H＋)]
2.89(或2.886)
(4)对于醋酸溶液和醋酸钠溶液的下列说法正确的是_______。
A．稀释醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，而稀释醋酸钠溶液则醋酸钠的水解程度减小
B．升高温度可以促进醋酸电离，也可以促进醋酸钠水解
C．醋酸和醋酸钠混合液中，醋酸抑制醋酸钠的水解、醋酸钠也抑制醋酸的电离
D．醋酸和醋酸钠混合液中，醋酸促进醋酸钠的水解、醋酸钠也促进醋酸的电离
BC
(5)物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa和CH3COOH溶液等体积混合(注：混合前后溶液体积变化忽略不计)，混合液中的下列关系式正确的是_________。
A．c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)
B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C．c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1
ABC
(6)常温时，有以下3种溶液，其中pH最小的是_____。
A．0.02 mol·L－1CH3COOH与0.02 mol·L－1NaOH溶液等体积混合液
B．0.03 mol·L－1CH3COOH与0.01 mol·L－1NaOH溶液等体积混合液
C．pH＝2的CH3COOH与pH＝12的NaOH溶液等体积混合液
(7)用pH试纸在常温下分别测定0.10 mol·L－1的醋酸钠溶液和0.10 mol·L－1的碳酸钠溶液，则pH(CH3COONa)_____pH(Na2CO3)。(填“>”“<”或“＝”)
C
<
量浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa和CH3COOH溶液等体积混合，溶液显酸性，电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，物料守恒为c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)，由上述两个式子可得c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)，综上分析A、B、C都正确；(6)A项，0.02 mol·L－1CH3COOH与0.02 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，恰好生成醋酸钠，溶液显碱性；B项，0.03 mol·L－1 CH3COOH与0.01 mol·L－1NaOH溶液等体积混合，得到醋酸和醋酸钠的混合溶液，剩余0.01 mol·L－1醋酸；C项，pH＝2的CH3COOH与pH＝12的NaOH溶液等体积混合，得到醋酸和醋酸钠的混合溶液，pH＝2的醋(共63张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第四节 沉淀溶解平衡
第1课时 沉淀溶解平衡
1．通过实验探究，认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。
2．能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。
3．能够利用离子积与溶度积常数的关系判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。
1．从宏观角度认识沉淀溶解平衡的存在，培养宏观辨识与微观探析的能力。
2．运用化学平衡原理分析、理解沉淀溶解平衡的建立过程，培养变化观念与平衡思想。
3．理解溶度积常数的概念，建立认知模型，并利用该模型判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
加热可以使硬水中的Ca(HCO3)2与Mg(HCO3)2分解为CaCO3与MgCO3沉淀。有的同学可能认为水垢的成分应为CaCO3与MgCO3沉淀的混合物，但实际上水垢的主要成分却是CaCO3与Mg(OH)2的混合物，你知道其中的Mg(OH)2是怎样生成的吗？
在处理污水时，可以向其中加入FeS固体，以除去Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等重金属离子。在此过程中发生了哪些化学反应？
CaCO3、FeS和Mg(OH)2等物质是盐或碱，因而属于电解质，只是它们在水中难以溶解，所以称为难溶电解质。尽管难溶电解质难溶于水，但在水中也会建立一种动态平衡。你知道引人入胜的桂林溶洞、石笋、石柱是怎样形成的吗？请让我们一块走进教材第四节学习难溶电解质的沉淀溶解平衡。
课前素能奠基
新知预习
一、沉淀溶解平衡
1．含义：
在一定温度下，当_______和_______速率相等时所达到的平衡状态，称为沉淀溶解平衡。
2．建立：
以AgCl溶解平衡为例，表达式：____________________________。
沉淀
溶解
3．特征：
4．生成难溶电解质的离子反应的限度：
(1)25 ℃时，溶解性与溶解度的关系。
(2)反应完全的标志。
一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于__________________ 时，反应就达到完全。
1×10－5mol·L－1
二、溶度积常数
1．影响因素：
Ksp与难溶电解质的_______和_______有关，与浓度无关，与沉淀量无关。
2．应用：
(1)离子积：难溶电解质溶液在任意时刻离子浓度的幂之积，用Q表示，如Ag2S的Q＝c2(Ag＋)·c(S2－)。
(2)根据Q与Ksp的关系判断溶液状态：
①Q>Ksp，溶液中有沉淀析出；
②Q＝Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；
③Q性质
温度
预习自测
1．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( )
A．BaSO4属于难溶物，它在水中完全不能溶解
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
2．将AgCl分别加入盛有：①5 mL水、②6 mL 0.5 mol·L－1NaCl溶液、③10 mL 0.2 mol·L－1CaCl2溶液、④5 mL 0.1 mol·L－1盐酸的烧杯中，均有固体剩余，各溶液中c(Ag＋)从大到小的顺序排列正确的是( )
A．①④③② B．②③④①
C．④③②① D．①③②④
A
①水中没有Cl－，即5 mL水对AgCl的沉淀溶解平衡没有抑制作用，①中c(Ag＋)最大；②6 mL 0.5 mol·L－1 NaCl溶液中含有Cl－，且c(Cl－)＝0.5 mol·L－1，对AgCl的沉淀溶解平衡有抑制作用，则②中c(Ag＋)小于①中c(Ag＋)；③10 mL 0.2 mol·L－1 CaCl2溶液中含有Cl－，c(Cl－)＝0.2 mol·L－1×2＝0.4 mol·L－1，对AgCl的沉淀溶解平衡有抑制作用，则②中c(Ag＋)小于③中c(Ag＋)；④5 mL 0.1 mol·L－1盐酸中含有Cl－，且c(Cl－)＝0.1 mol·L－1，对AgCl的沉淀溶解平衡有抑制作用，则④中c(Ag＋)大于③中c(Ag＋)；综上所述，各溶液中c(Ag＋)从大到小的顺序为①④③②，A项正确。
3．下列说法正确的是( )
A．溶度积就是难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时各离子浓度的乘积
B．溶度积常数是不受任何条件影响的常数，简称溶度积
C．可用离子积Q判断沉淀溶解平衡进行的方向
D．所有物质的溶度积都是随温度的升高而增大的
解析：溶度积不是难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时各离子浓度的简单乘积，还与方程式中的化学计量数成幂指数关系；溶度积受温度的影响。
C
课堂素能探究
沉淀溶解平衡的影响因素
知识点 1
知识归纳总结：
1．难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的区别：
2.影响溶解平衡的因素：
除了酸以外，某些盐也能溶解沉淀。利用下表三种试剂进行实验，相关分析不正确的是( )
典例1
编号 ① ② ③
分散质 Mg(OH)2 HCl NH4Cl
备注 悬浊液 1 mol·L－1 1 mol·L－1
B
规律方法指导：
(1)减小溶解平衡中离子浓度，可促进沉淀溶解；
(2)溶解平衡是可逆的，故溶液中离子浓度不能为0。
变式训练
B
解析：加入MgCl2固体，增大了c(Mg2＋)使溶解平衡逆向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体质量增加，A项错误；加入适量水，使溶解平衡正向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体质量减小，由于加水后仍是Mg(OH)2的饱和溶液，c(Mg2＋)不变，B项正确；加入NaOH固体，c(OH－)增大 ，溶解平衡逆向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体质量增加，c(Mg2＋)减小，C项错误；通入适量氯化氢气体，消耗了OH－离子，使溶解平衡正向移动，悬浊液中Mg(OH)2固体质量减少，c(Mg2＋)增加，D项错误。
溶度积的应用
知识点 2
问题探究：
1．已知溶度积Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgBr)＝5.4×10－13，现将AgCl与AgBr的饱和溶液等体积混合，能否有沉淀析出，若有沉淀析出，可能是什么？
2．要将等体积的4×10－3mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3mol·L－1的K2CrO4溶液混合，是否能析出Ag2CrO4沉淀？[已知Ksp(Ag2CrO4)＝2×10－12]
探究提示：
1．有，应是AgBr。因为AgBr的溶度积小，两种饱和溶液等体积混合后，相对于AgCl溶液，Ag＋和Cl－的浓度都减小了，而相对于AgBr溶液，Ag＋的浓度增大的倍数大于减小的倍数，Q>Ksp，所以应有AgBr沉淀析出。
知识归纳总结：
1．比较难溶电解质在水中的溶解能力：
2．判断给定条件下沉淀能否生成或溶解：
判断依据 结论
Q>Ksp 溶液过饱和，有沉淀析出
Q＝Ksp 溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
Q已知下列物质在20 ℃时的Ksp见下表，试回答下列问题：
典例2
化学式 AgCl AgBr AgI Ag2S Ag2CrO4
颜色 白色 浅黄色 黄色 黑色 砖红色
Ksp 2.0×10－10 5.4×10－13 8.3×10－17 2.0×10－48 2.0×10－12
Ag2CrO4>AgCl>AgBr>AgI>Ag2S
2.7×10－3
某油脂厂废弃的油脂加氢镍催化剂主要含金属Ni、Al、Fe及其氧化物，还有少量其他不溶性物质。采用如下工艺流程回收其中的镍制备硫酸镍晶体(NiSO4·7H2O)：
变式训练
溶液中金属离子开始沉淀和完全沉淀的pH如下表所示：
利用上述表格数据，计算Ni(OH)2的Ksp＝____________________ _______________________(列出计算式)。如果“转化”后的溶液中Ni2＋浓度为1.0 mol·L－1，则“调pH”应控制的pH范围是_____________。
金属离子 Ni2＋ Al3＋ Fe3＋ Fe2＋
开始沉淀时(c＝0．01 mol·L－1)的pH 7.2 3.7 2.2 7.5
沉淀完全时(c＝1.0×10－5 mol·L－1)的pH 8.7 4.7 3.2 9.0
0.01×(107.2－14)2
[或10－5×(108.7－14)2]
3.2～6.2
沉淀溶解平衡图像分析
知识点 3
问题探究：
1．准确识别三类图像模型
(1)两坐标为离子浓度的曲线型图像：
(2)坐标为对数或负对数的直线型图像：
已知：pCu＝－lg c(Cu＋)，pX＝－lg c(X－)，式中X－表示卤素阴离子。298 K时，Ksp(CuCl)≈1.0×10－7，Ksp(CuBr)≈1.0×10－9，Ksp(CuI)≈1.0×10－12。298 K时，CuCl、CuBr、CuI的饱和溶液中pCu和pX的关系如图所示分析。
①X、Y、Z依次代表CuCl、CuBr、CuI
②图中的a＝6
③图中的A点对于CuBr要生成沉淀，对于CuCl是不饱和溶液
2.内化三步解题方法。
第一步：明确图像中纵、横坐标的含义。
纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义。
(1)以氯化银为例，在该沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc＝Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc>Ksp有沉淀析出。
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。
(1)沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液。
(2)从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。
(3)比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。
(4)涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。
A．加入AgNO3可以使溶液由c点变到d点
B．加入固体NaCl，则AgCl的溶解度减小，Ksp也减小
C．d点有AgCl沉淀生成
D．a点对应的Ksp小于b点对应的Ksp
典例3
C
解析：A项，加入AgNO3，c(Cl－)减小，溶液在溶解平衡曲线上移动，不能由c点变到d点；B项，虽然AgCl的溶解度减小，但Ksp不改变；C项，d点时，c(Ag＋)·c(Cl－)>Ksp，即有沉淀生成；D项，a、b两点温度相同，即对应的Ksp相等。
变式训练
B
名师博客呈现
含氟牙膏与预防龋齿
牙膏是生活必需品之一。
牙膏有很多种，如中草药牙膏，预防龋齿的含氟牙膏等。含氟牙膏为什么可以预防龋齿呢？
实践证明，氟化物与牙齿接触后，使牙齿组织中易被酸溶解的羟(基)磷灰石形成不易溶的氟磷灰石，从而提高了牙齿的抗腐蚀能力。有研究证明，常用这种牙膏，龋齿发病率降低40%左右。虽然含氟牙膏对预防龋齿有一定的作用，但要知道氟是一种有毒物质，如果人体吸收过多会引起氟中毒。国家规定，加氟牙膏游离氟应在400～1 200 pm之间，特别注意，3～4岁前的儿童不宜使用，因为1/8～1/4的牙膏可能被他们吞入胃中，对身体造成危害。
课堂达标验收
C
解析：加入少量KI固体，I－浓度增大，平衡逆向移动，溶液中PbI2质量增大，A正确；溶度积常数只与温度有关系，温度不变，溶度积常数Ksp不变，B正确；加入少量KI固体，I－浓度增大，平衡逆向移动，Pb2＋的浓度减小，C错误；加入少量KI固体，I－浓度增大，沉淀溶解平衡向左移动，D正确。
2．已知25 ℃时，AgCl的溶度积Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2，则下列说法正确的是( )
A．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
B．AgNO3溶液与NaCl溶液混合后的溶液中，一定有c(Ag＋)＝c(Cl－)
C．温度一定，当溶液中c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp时，此溶液为AgCl饱和溶液
D．将固体AgCl加入到KI溶液中，固体由白色变为黄色，AgCl完全转化为AgI，AgCl的溶解度小于AgI的溶解度
C
解析：向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，溶解度减小，但Ksp不变，Ksp只受温度影响，故A错误；两种溶液混合，因为各溶液的浓度未知，所以c(Ag＋)不一定等于c(Cl－)，故B错误；温度一定，当溶液中c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp时，说明此溶液为AgCl饱和溶液，故C正确；沉淀转化时是溶解度较小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀，AgCl的溶解度大于AgI的溶解度，故D错误。
3．在湿法炼锌的电解循环溶液中，较高浓度的Cl－会腐蚀阳极板而增大电解能耗。可向溶液中同时加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀从而除去Cl－。根据溶液中平衡时相关离子浓度的关系图，下列说法错误的是( )
A．Ksp(CuCl)的数量级为10－7
B．除Cl－反应为Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl
C．加入Cu越多，Cu＋浓度越高，除Cl－效果越好
D．2Cu＋===Cu2＋＋Cu平衡常数很大，反应趋于完全
C
解析： 由图像可知，横坐标为1时，lg c(Cu＋)大于－6，则Ksp(CuCl)的数量级为10－7，故A正确；涉及反应物为铜、硫酸铜以及氯离子，生成物为CuCl，反应的方程式为Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl，故B正确；发生Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl，反应的效果取决于Cu2＋的浓度，如Cu2＋不足，则加入再多的Cu也不能改变效果，故C错误；由题图可知，交点处c(Cu＋)＝c(Cu2＋)≈10－6 mol·L－1，则2Cu＋===Cu2＋＋Cu平衡常数K＝106，该平衡常数很大，2Cu＋===Cu2＋＋Cu趋向于完全，故D正确。
是
能
4.7×10－7(共61张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第四节 沉淀溶解平衡
第2课时 沉淀溶解平衡的应用
1．通过实验探究，了解沉淀的生成、溶解与转化。
2．能够根据化学平衡原理分析沉淀的生成、溶解与转化。
3．能举例说明沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。能运用沉淀溶解平衡原理，分析和解决生产、生活中有关的实际问题。
1．运用化学平衡移动原理分析、理解沉淀的生成、溶解及转化，培养变化观念与平衡思想。
2．通过沉淀的生成、溶解与转化在生产、生活和科学研究中的应用，培养科学态度与社会责任。
3．设计简单的实验方案验证沉淀的生成、溶解与转化，培养科学探究与创新意识。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
课前素能奠基
新知预习
一、沉淀生成
1．生成沉淀方法：
(1)调节pH法。
加入氨水调节溶液的pH至7～8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。反应离子方程式：_____________________________________________。
(2)加沉淀剂法。
加入的沉淀剂 与Cu2＋反应的离子方程式 与Hg2＋反应的离子方程式
Na2S ________________________ ______________________
H2S ________________________ _______________________
Cu2＋＋S2－===CuS↓
Hg2＋＋S2－===HgS↓
Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋
Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋
2.化学沉淀法废水处理工艺流程：
二、沉淀的溶解
1．原理：
对于在水中难溶的电解质，如果不断_______平衡体系中的相应离子，使平衡向___________的方向进行，从而使沉淀溶解。
例如CaCO3溶于盐酸的过程：
移去
沉淀溶解
分析：CO2气体逸出，______________不断减小，离子积Q(CaCO3) _____Ksp(CaCO3)，导致平衡向___________的方向移动。
溶解的离子方程式：______________________________________。
＜
沉淀溶解
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O
2．实验探究：
实验 操作
实验现象 _____________ _______________
无明显现象
固体逐渐溶解
实验分析 _______________________ ____________________________________________________________________________________
反应离子 方程式 ______________________________________
Mg(OH)2难溶于水
Mg(OH)2在水中存在溶解平衡，加入盐酸使c(OH－)减小，溶解平衡向沉淀溶解的方向移动
Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O
三、沉淀的转化
1．实验探究：
(1)Ag＋沉淀转化的实验探究。
实验 步骤
实验 现象 A中产生___________，B中变为___________，C中变为___________
离子方 程式 试管A：__________________________________
试管B：________________________________________
试管C：____________________________________________
实验 分析 Ksp(AgCl)_____Ksp(AgI)_____Ksp(Ag2S)
白色沉淀
黄色沉淀
黑色沉淀
Ag＋＋Cl－===AgCl↓
AgCl＋I－===AgI↓＋Cl－
2AgI＋S2－===Ag2S↓＋2I－
＞
＞
(2)Mg(OH)2与Fe(OH)3转化的实验探究。
实验 步骤
实验 现象 ①中产生___________，②中变为_____________
白色沉淀
红褐色沉淀
离子方 程式 试管①：__________________________________________，试管②：_________________________________________________
实验 分析 Ksp[Mg(OH)2]_____Ksp[Fe(OH)3]
Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)===3Mg2＋(aq)＋2Fe(OH)3(s)
＞
2.沉淀转化的实质：
沉淀转化的实质就是_____________________。一般说来，溶解度小的沉淀易转化为溶解度更小的沉淀。溶解度差别_______，转化越容易。
沉淀溶解平衡的移动
越大
有关化学方程式：_________________________________________ ___________________________________________________________。
CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)===CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
有关化学方程式：_________________________________________ _________________________________________。
ZnS(s)＋CuSO4(aq)===CuS(s)＋ZnSO4(aq)，PbS(s)＋CuSO4(aq)===CuS(s)＋PbSO4(s)
预习自测
A
D
解析：A项中不能用苏打洗胃，胃酸的主要成分为HCl，酸性较强，BaCO3会反应而溶解，应用Na2SO4；B项，由于Ksp(FeS)>Ksp(HgS)，可以用FeS除去废水中的Hg2＋；C项，水垢的主要成分为CaCO3、Mg(OH)2。
3．已知几种难溶电解质的溶度积常数Ksp(25 ℃)如下：
难溶电解质 ZnS CuS HgS
Ksp 1.6×10－24 6.3×10－36 1.6×10－52
向100 mL含Zn2＋、Cu2＋和Hg2＋浓度均为0.01 mol·L－1的溶液中逐滴加入0.001 mol·L－1的Na2S溶液，下列说法正确的是( )
A．Zn2＋先沉淀 B．Cu2＋先沉淀
C．Hg2＋先沉淀 D．同时沉淀
C
解析：向Zn2＋、Cu2＋和Hg2＋浓度均为0.01 mol·L－1的溶液中逐滴加入0.001 mol·L－1的Na2S溶液，当溶液中离子开始沉淀时，溶液中c(金属离子)×c(S2－)＝Ksp，Ksp越小的难溶物最先生成，Ksp(ZnS) >Ksp(CuS)>Ksp(HgS)，因此Hg2＋先沉淀。故选C。
课堂素能探究
沉淀溶解平衡的应用
知识点
问题探究：
1．在有Cl－和Br－共同存在的溶液中，只要滴入AgNO3溶液，就一定先有AgBr沉淀生成吗？
2．AgCl可以转化为AgBr，试思考AgBr有可能转化为AgCl吗？
3．已知不同金属离子在溶液中完全沉淀时，溶液的pH不同。如 Fe3＋：pH≥3.7，Cu2＋：pH≥4.4。据信息分析除去CuCl2溶液中的FeCl3应选什么试剂，原理是什么？
探究提示：
1．这要看原溶液中c(Cl－)、c(Br－)的大小，因为生成沉淀必须要满足条件c(Ag＋)·c(X－)>Ksp(AgX)，如果c(Cl－)较大而c(Br－)较小，c(Ag＋)·c(Cl－)>Ksp(AgCl)，而c(Ag＋)·c(Br－)2．有可能。当溶液中c(Ag＋)·c(Br－)之积小于Ksp(AgBr)而c(Cl－)·c(Ag＋)之积大于Ksp(AgCl)时，就会使AgBr转化为AgCl沉淀。即向AgBr溶解的平衡体系中加入浓度足够大的Cl－，就会使AgBr转化为AgCl沉淀。
3．因FeCl3发生水解反应：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，故可选择CuO或CuCO3或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3，消耗Fe3＋水解生成的H＋，调节溶液pH于3.7～4.4，从而促进Fe3＋完全以Fe(OH)3形式沉淀出来，并通过过滤除去Fe(OH)3及过量的CuO或CuCO3或Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3。
知识归纳总结：
1．沉淀溶解平衡的应用：
应用 实例
沉淀的生成 加沉淀 剂法分 离离子 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。离子方程式为Cu2＋＋S2－===CuS↓、Cu2＋＋H2S=== CuS↓＋2H＋和Hg2＋＋S2－===HgS↓、Hg2＋＋H2S===HgS↓＋2H＋
应用 实例
沉淀的转化 转化的一般原则 (1)溶解度较小的沉淀易转化成溶解度更小的沉淀
(2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀
(3)如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的
(4)两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易
下列说法正确的是( )
A．向AgI沉淀中加入饱和KCl溶液，有白色沉淀生成，说明AgCl比AgI更难溶
B．向浓度均为0.1 mol·L－1的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，若先生成蓝色Cu(OH)2沉淀，则Ksp[Mg(OH)2]C．向BaSO4饱和溶液中加入饱和Na2CO3溶液，有白色沉淀产生，说明Ksp(BaSO4)大于Ksp(BaCO3)
D．向1 mL 0.2 mol·L－1的NaOH溶液中滴入1 mL 0.1 mol·L－1的MgCl2溶液，产生白色沉淀后，再滴加2滴0.1 mol·L－1的FeCl3溶液，又生成红褐色沉淀，说明在相同温度下的溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3
典例
D
酸性锌锰干电池是一种一次性电池，外壳为金属锌，中间是碳棒，其周围是由碳粉、MnO2、ZnCl2和NH4Cl等组成的糊状填充物。该电池放电过程产生MnOOH。回收处理该废电池可得到多种化工原料。有关数据如下表所示：
化合物 Zn(OH)2 Fe(OH)2 Fe(OH)3
Ksp近似值 10－17 10－17 10－39
变式训练
用废电池的锌皮制备ZnSO4·7H2O的过程中，需除去锌皮中的少量杂质铁，其方法是加稀硫酸和H2O2溶解，铁变为___________，加碱调节至pH为_________时，铁元素恰好沉淀完全(离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，即可认为该离子沉淀完全)；继续加碱至pH为_____时，锌开始沉淀(假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1)。若上述过程不加H2O2后果是______________________，原因是_____________________________。
Fe3＋
2.7
6
Zn2＋和Fe2＋分离不开
Fe(OH)2和Zn(OH)2的Ksp相近
解析：由Zn(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3的Ksp可分别计算出Zn2＋、Fe2＋、Fe3＋完全沉淀时的pH为8、8、2.7。所以要除去Zn皮中的杂质铁，需先把Fe转化为Fe3＋，再调节溶液pH＝2.7时Fe3＋恰好沉淀完全，再加碱至溶液pH＝6时，Zn2＋开始沉淀[因c(Zn2＋)＝0.1 mol·L－1，所以c(Zn2＋)·c2(OH－)＝10－17，得出对应pH＝6]。所以溶解金属时加H2O2的目的就是使Fe转化为Fe3＋，否则Fe2＋和Zn2＋一起沉淀，无法分离出杂质。
名师博客呈现
1．概念之间的关系
溶度积 溶解度 物质的量浓度
在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到溶解平衡时，溶液中有关离子的浓度幂之积 在一定温度下，物质在溶液中达到饱和时，100 g溶剂(不特殊说明，溶剂指水)所溶解溶质的质量 用单位体积的溶液里所含溶质的物质的量来表示溶液组成的物理量
由此可见溶度积、溶解度、物质的量浓度不外乎用溶质的质量或物质的量以及溶剂、溶液的质量或体积来表示溶液的组成。其中，溶质的物质的量与质量之间可通过溶质的摩尔质量来实现相互转化，溶液的体积与质量之间可通过溶液的密度来实现相互转化，故溶度积、溶解度、物质的量浓度三者之间可实现相互转化。
2．溶度积、溶解度及物质的量浓度之间的换算方法
由于难溶电解质的溶解度很小，在计算时可以把
溶液的密度看成水的密度，则溶液的质量可近似看成溶剂水的质量，故溶度积(Ksp)、溶解度(S)、物质的量浓度(c)之间相互转化的方法如下：
(1)由溶解度(S)求溶度积(Ksp)的方法
课堂达标验收
1．25 ℃时，三种难溶银盐的Ksp与颜色如下表，下列说法正确的是( )
AgCl Ag2CrO4 AgI
颜色 白 砖红 黄
Ksp 1.8×10－10 1.0×10－12 8.5×10－17
A.AgCl、Ag2CrO4、AgI饱和溶液中c(Ag＋)依次减小
B．Ag2CrO4饱和溶液中c(Ag＋)约为1.0×10－6 mol·L－1
C．向AgCl悬浊液中加入足量KI溶液，沉淀将由白色转化为黄色
D．向等浓度的KCl与K2CrO4混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，将生成砖红色沉淀
C
D
解析：BaSO4可作钡餐是因为硫酸钡不溶于酸。而BaCO3能与酸反应：BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑，生成的Ba2＋进入人体，会造成重金属盐中毒。
3．已知如下物质的溶度积常数：FeS：Ksp＝6.3×10－18；CuS：Ksp＝6.3×10－36。下列说法正确的是( )
A．同温度下，CuS的溶解度大于FeS的溶解度
B．同温度下，向饱和FeS溶液中加入少量Na2S固体后，Ksp(FeS)变小
C．向含有等物质的量的FeCl2和CuCl2的混合溶液中逐滴加入Na2S溶液，最先出现的沉淀是FeS
D．除去工业废水中的Cu2＋，可以选用FeS作沉淀剂
D
解析：A项，由于FeS的Ksp大，且FeS与CuS的Ksp表达式是相同类型的，因此FeS的溶解度比CuS大；B项，Ksp不随浓度变化而变化，它只与温度有关；C项，先达到CuS的Ksp，先生成CuS沉淀；D项，向含有Cu2＋的工业废水中加入FeS，FeS会转化为更难溶的CuS，可以用FeS作沉淀剂。
4．锅炉内如结有水垢后会产生以下危害：(1)锅炉钢板、管路因过热而被烧损；(2)燃料大量浪费；(3)增加锅炉检修量；(4)威胁人身安全。
某学习小组欲探究使CaSO4沉淀转化为CaCO3沉淀，从而将其除去的可能性，查得如下资料(25 ℃)：
难溶电解质 CaCO3 CaSO4
Ksp 3.4×10－9 4.9×10－5
实验步骤如下：
①向100 mL 0.1 mol·L－1的CaCl2溶液中加入100 mL 0.1 mol·L－1的Na2SO4溶液，立即有白色沉淀生成；
②向上述悬浊液中加入3 g Na2CO3固体，搅拌，静置，沉淀后弃去上层清液；
③再加入蒸馏水搅拌，静置，沉淀后再弃去上层清液；
④_______________________________。
请思考下列问题：
(1)题给的两种物质，Ksp越大，表示电解质的溶解度越_____(填“大”或“小”)。
(2)写出第②步发生反应的化学方程式：_______________________ _______________________。
(3)设计第③步操作的目的是什么？
_________________________。
大
Na2CO3＋CaSO4===
Na2SO4＋CaCO3
(4)请补充第④步操作及发生的现象。
_________________________________________。
(5)请写出该转化在实际生活、生产中的一个应用。
_____________________________________________________。
向沉淀中加入足量的稀盐酸，沉淀完全溶解
将锅炉水垢中的CaSO4转化为CaCO3，易于除去(共15张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
实验活动2：强酸与强碱的中和滴定
【实验目的】
1．练习中和滴定的实验操作，理解中和滴定的原理；探究酸碱中和反应过程中pH的变化特点。
2．通过实验进一步掌握数据分析的方法，体会定量实验在化学研究中的作用。
【实验器材及试剂】
器材：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、烧杯、锥形瓶、铁架台。
试剂：0.100 0 mol·L－1 HCl溶液、0.100 0 mol·L－1左右的NaOH溶液、酚酞溶液、蒸馏水。
【实验过程和结论】
一、练习使用滴定管
1．了解滴定管的构造：
(1)酸式滴定管：具有___________结构，用于盛装酸性溶液，不能盛装_______溶液。
(2)碱式滴定管：具有由乳胶管、玻璃球组成的阀，用于盛装碱性溶液，不能盛装_______、_________溶液。
玻璃活塞
碱性
酸性
氧化性
2．滴定管的使用方法：
操作名称 具体操作
检查仪器 在使用滴定管前，首先要检查活塞___________，在确保不漏水后方可使用
润洗仪器 在加入酸、碱之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管要分别用所要盛装的酸、碱润洗_________次
加入反 应液 分别将酸溶液、碱溶液加到酸式滴定管、碱式滴定管中，使液面位于刻度“0”以上______________处，并将滴定管垂直固定在滴定管夹上
是否漏水
2～3
2～3 mL
操作名称 具体操作
调节起 始读数 在滴定管下放一个烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下，准确读取读数
放出反应液 根据实验需要从滴定管中逐滴放出一定量的液体
二、用已知浓度的强酸滴定未知浓度的强碱
1．实验操作：
准备 试剂 向润洗过的酸式滴定管中加入0.100 0 mol·L－1 HCl溶液，赶气泡、调节液面至“0”刻度后记录准确读数，并填入下表中
向润洗过的碱式滴定管中加入待测浓度的NaOH溶液，赶气泡、调节液面至“0”刻度后，用碱式滴定管向锥形瓶中滴入25.00 mL待测溶液，再向其中滴入2滴酚酞溶液，这时溶液呈_______
红色
滴定 把锥形瓶放在酸式滴定管的下方，瓶下垫一张白纸，小心地滴入酸。边滴边摇动锥形瓶(接近终点时，改为滴加半滴酸)，直到因加入半滴酸后，溶液颜色从___________________，且___________不变色为止。这表示已经到达滴定终点。记录滴定管液面的读数，并填入下表中
重复实验 重复实验两次，并记录相关数据，填入下表中
数据处理 取三次测定体积的_______值，计算待测NaOH溶液中NaOH的物质的量浓度
红色刚好变为无色
半分钟内
平均
2.数据记录：
滴定 次数 待测NaOH溶液的体积/mL HCl溶液 滴定前的刻度/mL 滴定后的刻度/mL 体积/mL
1 2 3 【滴定操作】
称取草酸钠(Na2C2O4)样品1.34 g溶于稀硫酸中，然后用0.20 mol·L－1的高锰酸钾溶液滴定(其中的杂质不跟高锰酸钾和稀硫酸反应)。KMnO4溶液应盛放在_____(填“酸”或“碱”)式滴定管中。
【终点判断】判断滴定达到终点时的现象是_________________ ________________________________________________________。
酸
当滴入半滴标准KMnO4溶液时，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色
【数据处理】达到终点时消耗了15.00 mL的高锰酸钾溶液。样品中草酸钠的质量分数为__________。
【误差分析】
达到滴定终点，读取KMnO4溶液体积时仰视，则测定的草酸钠的质量分数_______。
75%
偏高
问题讨论
1．在进行中和滴定时，为什么要用酸(或碱)润洗酸式(或碱式)滴定管2～3次？
提示：滴定管用蒸馏水清洗后，滴定管中残留蒸馏水，再加酸(或碱)时，相当于稀释了溶液，使浓度降低。
2．滴定用的锥形瓶是否也要用待测的碱(或酸)润洗？锥形瓶装待测液前是否需要保持干燥？
提示：锥形瓶不能用待测的碱(或酸)溶液润洗，润洗后锥形瓶内残留碱(或酸)液，再加碱(或酸)时，碱(或酸)的物质的量增多，消耗的酸(或碱)的物质的量也增多。锥形瓶装待测液前不必保持干燥，瓶里有水并不增加碱(或酸)的物质的量，消耗的酸(或碱)的物质的量不变。(共14张PPT)
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
实验活动3：盐类水解的应用
【实验目的】
1．加深对盐类水解原理的认识。
2．了解盐类水解的广泛应用，体会化学的价值。
【实验器材及试剂】
器材：试管、试管夹、试管架、胶头滴管、烧杯、药匙、量筒、铁架台(带铁圈)、石棉网、酒精灯、火柴。
试剂：蒸馏水、FeCl3晶体、浓盐酸、饱和Na2CO3溶液、饱和FeCl3溶液、1 mol·L－1 Al2(SO4)3溶液、泥土、植物油。
【实验过程和结论】
实验操作 实验现象 实验结论
① 向一支试管中加入少量FeCl3晶体，然后加入5 mL蒸馏水，振荡，观察并记录现象。再向试管中加入2 mL浓盐酸，振荡 _____________________________________________ __________________________________________________________________________
溶液变浑浊，加入浓盐酸后浑浊消失，颜色变浅
FeCl3溶于水发生水解产生Fe(OH)3
和HCl，加入浓盐酸，水解平衡左移
实验操作 实验现象 实验结论
② 向三支试管中分别加入5 mL混有少量泥土的浑浊水，然后向其中的两支试管中分别加入2 mL饱和FeCl3溶液、2 mL 1 mol·L－1Al2(SO4)3溶液，振荡。把三支试管放在试管架上，静置5 min ________________________________________________________ ________________________________________________________________________________________________________
加入饱和FeCl3溶液、Al2(SO4)3溶液的试管中浑浊水变澄清
饱和FeCl3溶液、Al2(SO4)3溶液中发生水解反应分别生成Fe(OH)3胶体和Al(OH)3胶体，具有吸附作用，可以净水
实验操作 实验现象 实验结论
③ 向一个烧杯中加入40 mL蒸馏水，加热至水沸腾，然后向沸水中逐滴加入5～6滴饱和FeCl3溶液。继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，观察制得的Fe(OH)3胶体 _____________________________
升高温度促进水
解，产生胶体
实验操作 实验现象 实验结论
④ 向两支试管中分别加入5 mL饱和Na2CO3溶液，然后各滴入2～3滴植物油，振荡，将其中的一支试管加热煮沸一会儿，然后再振荡。把两支试管中的液体倒掉，并用水冲洗试管 _________________________ ___________________________________________
加热后的试管内壁更干净
加热促进碳酸钠水解，溶液碱性更强
【拓展实验】
请你设计实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
仅限选择的仪器、用品和试剂：烧杯、试管、玻璃棒、胶头滴管、量筒、酒精灯、pH计、pH试纸；
1 mol·L－1盐酸、氯化氢气体、1 mol·L－1氢氧化钠、1 mol·L－1氯化铁、蒸馏水。完成下列探究过程：
(1)写出FeCl3水解的离子方程式：___________________________。
(2)针对FeCl3水解的影响因素提出假设：
假设1：溶液的酸碱性；
假设2：___________________；
假设3：_____________。
氯化铁溶液的浓度
溶液的温度
(3)基于以上3个假设，设计实验方案，将实验操作、预期实验现象和结论填在下表中。
步骤号 实验操作 预期现象和结论
① ________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________
② ________________________ _____________________________________________________________
向试管中加入2 mL 1 mol·L－1 FeCl3溶液，观察颜色，加热一段时间
加热后溶液的颜色加深。说明升温促进氯化铁水解，生成更多氢氧化铁胶体
在上述溶液中通入HCl气体
上述溶液颜色变浅。说明加入酸使平衡左移，酸抑制氯化铁的水解
步骤号 实验操作 预期现象和结论
③ ____________________________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________
用量筒取10 mL 1mol·L－1 FeCl3溶液于烧杯中，用pH计测出pH。另取90 mL蒸馏水加入烧杯，充分搅拌，再用pH计测出pH
前后测得pH之差小于1。说明加水稀释后平衡右移，生成更多的H＋。故增大氯化铁浓度，不利于其水解
问题讨论
1．根据实验结果，说明实验室中应该如何配制FeCl3溶液。
提示：将FeCl3晶体溶于少量的浓盐酸，再加蒸馏水稀释得到所需要的浓度。
2．写出实验过程中有关化学反应的离子方程式。
3．举出其他盐类水解应用的例子，并与同学讨论。
提示：①NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液混合出现白色沉淀，并迅速产生CO2气体，利用该反应制备泡沫灭火器。②NH4Cl溶液除去铁锈等。