课件32张PPT。第三章水溶液中的离子平衡 §3.1 弱电解质的电离
（第1课时） 本章是上一章化学平衡理论的延伸和扩展。化学平衡、电离平衡、溶解平衡是研究电解质在溶液中发生各种变化的理论基础，而电离平衡又是联系化学平衡与溶解平衡的纽带。因此，本节知识对于后续章节的学习有着重要的指导作用。第一节弱电解质的电离的课标要求，主要是认识电解质的强弱和能用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。要求学生在已经学过化学平衡理论并了解电解质发生电离和发生离子反应的条件等知识的基础上，进一步学习强弱电解质的概念，了解强弱电解质与酸、碱、盐在物质类别方面的联系，理解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。1、能准确判断强电解质和弱电解质。
2、能正确书写弱电解质的电离方程式。
3、会描述弱电解质的电离平衡。
4、会分析浓度、温度等因素对电离平衡的影响。为什么有的化合物能电离？有的化合物不能电离？为什么化合物中有的部位能电离？有的部位不能电离？
化合物中原子间都是以共价键或离子键结合在一起。离子键都能电离，但只有部分共价键能电离。
水溶液中：离子键、部分共价键能电离。
熔化状态下：离子键能电离。 1、电解质与非电解质①电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物化合物常见的电解质：金属氧化物酸 碱 盐水对象：条件：水溶液或熔化状态
自身电离出离子②非电解质： 在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物常见的非电解质：非金属氧化物（除水）
乙醇等绝大多数有机物
NH3下列物质属于电解质、非电解质 H2SO4、HCl、SO3、Cl2、KOH、AgNO3、CO、 H2O、NH3、Na2SO4、BaSO4、Al(OH)3、Cu、CuSO4·5H2O、盐酸、CH3COOH、 NH3 · H2O电解质： H2SO4、HCl、KOH、AgNO3、 H2O、Na2SO4、
BaSO4、Al(OH)3、CuSO4·5H2O、CH3COOH、 NH3 · H2O非电解质： SO3、CO、 NH3、 根据实验现象，探索下列问题：
（1）反应的实质是什么？影响反应的速率的因素是什么？
（2）当酸溶液的物质的量浓度相等时，c(H+)是否相等？ p40实验3-1：体积相同，浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值 快慢13一、强弱电解质强弱电解质 ①强电解质： 在水中能够全部电离的电解质 例如：强酸、强碱、多数盐
在水中只能部分电离的电解质②弱电解质： 例如：弱酸、弱碱、水
Na b. Br2 c.CaO d.Al2O3 e. SO3 f. H2S
g. H2SO4 h. HCl i . HClO j. HF k. Ba(OH)2
NH3?H2O m. NaCl n. BaSO4 o. H2O p. C2H5OH
(1) 属于电解质的有：
(2) 属于非电解质的有：
(3) 属于强电解质的有：
(4) 属于弱电解质的有：c d f g h i j k l m n oe pc d g h k m nf i j l oCaCO3、HNO3属于强电解质、CH3COOH 、 Fe(OH)3属于弱电解质强弱电解质本质区别：是否完全电离!强酸、强碱、绝大多数盐 在水溶液中完全 电离的电解质 在水溶液中不完全电离的电解质完全不完全 用“＝”表示 用“ ”表示
只有离子既有离子，又有分子弱酸、弱碱、水 二、电解质的电离 1、强酸、强碱的电离H2SO4HClNaOH=H++Cl—=2H++SO42—=Na++OH—强酸、强碱一步、完全电离2、弱电解质的电离CH3COOHH+ + CH3COO—弱酸、弱碱可逆电离NH３·H2OH2CO3HCO3 — Mg2+ + 2OH — 多元弱酸分步、可逆电离，第一步为主NH4+ + OH—H+ + HCO3 —H+ + CO32 — Mg(OH)23、盐类的电离NaCl NaHSO4 =Na++Cl— =Na++H++SO42— 水溶液NaHSO4 =Na++HSO4— 熔融状态NaHCO3 =Na++HCO3— HCO3 — H++ CO32 — 酸式酸根继续可逆电离 1.写出下列物质的电离方程式
（1） HClO
（2） KHSO4
（3） CaCO3
（4） Cu（OH）2H++ClO-= K++H++SO42-= Ca2++CO32-Cu2++2OH-（5） NaHCO3= Na++HCO3-HCO3- H+ + CO32-2、下列电离方程式书写正确的是（ ）
A. BaSO4 Ba2++SO42-
B. H3PO4 3H++PO43-
C. Al（OH）3 H++AlO2-+H2O
D. NaHS=Na++H++S2-
C离子化合物大部分的盐类强 碱共价化合物强 酸弱 酸弱 碱 水弱
电
解
质强电解质离子型氧化物电解质非
电
解
质多数有机物某些非金属氧化物化合物三、弱电解质的电离平衡 (2)当V电离 = V结合时，可逆过程达到一种什么样的状态。 (1)开始时，V电离 和 V结合怎样变化？ (3)关于上述电离平衡，什么条件的改变会使平衡向电离的方向移动？电离平衡状态建立反应速率V(电离)V(结合)V(电离) = V(结合) 电离平衡状态弱电解质电离平衡状态建立示意图时间电离平衡和化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒夏特列原理。电离平衡 1.定义：2.特点： 在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态—动 电离平衡是一种动态平衡 定 条件不变，溶液里既有离子又有分子，且各分子、离子的浓度不变。变 条件改变时，电离平衡发生移动。 等 V电离=V结合≠0逆 弱电解质的电离是可逆的 (见课本P42)
填写下表的空白：达到电离平衡时最小最小最大变大变大变小不变不变不变最大最大最小变小变小变大不变不变不变3.影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。(2)外因：①温度:电离过程是吸热过程，温度升高平衡向电离方向移动。
②浓度：浓度越大，电离程度越小。浓度越小（溶液越稀），电离程度越大，但导电能减弱。
③其他因素：加入其他物质弱电解质加水稀释时，电离程度___ __,离子浓度________? （填变大、变小、不变或不能确定） 变大不能确定 画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。1.把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导电性变化不大的是（ ） A.自来水 B. 0.5mol/LNH4Cl溶液
C. 0.5mol/L 醋酸 D. 0.5mol/L盐酸 BD2 .一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固） BD
3.1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。开始反应时
产生氢气的速率__________________，
最终收集到的氢气的物质的量_________________。
4.pH都为1的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。开始反应
时产生氢气的速率 __________________，
最终收集到的氢气的物质的量 ________________。硫酸＞盐酸＞醋酸硫酸＞盐酸=醋酸三者相等醋酸＞硫酸=盐酸四、电离平衡常数 H2CO3HCO3 — H+ + HCO3 —H+ + CO32 — =4.4×10—7 =4.7×10—11 K1>>K2，因此以第一步电离为主 在醋酸溶液中，存在如下电离平衡：1.加入固体NaOH，电离平衡向_____反应方向移动，c(H＋)____2.加入固体CH3COONa，电离平衡向____反应方向移动c(H＋)___3.滴入少量浓盐酸，电离平衡向____反应方向移动，c(H＋)____4.加入同浓度的醋酸，电离平衡______，c(H＋)____________正减小减小逆逆增大不变不变HA H++A— △H > 01.下列叙述正确的是（ ）
A.强弱电解质的根本区别在于电离时是否存在电离平衡
B.所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质
C.强电解质的水溶液中只有离子，没有分子
D.强电解质融化状态下都能导电A2.把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导
电性变化不大的是（ ）
A.自来水 B. 0.5mol/LNH4Cl溶液
C. 0.5mol/L 醋酸 D. 0.5mol/L盐酸 BD3.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固）
E.降低温度 F. NaCl溶液
BDEF 4.有H+浓度相同、体积相等的三种酸a、盐酸 b、硫酸 c、醋酸，同时加入足量的锌，则开始反应时速率______，反应完全后生成H2的质量_________。a=b
（第1课时） 本节课题我们首先通过导电性实验激发兴趣引入课题。调动学生的心理积极性。然后紧跟课题讨论水的电离平衡，平衡常数，影响因素，适用范围；计算在水溶液中c(H+)
和c(OH-)；根据学生的心理发展特点，层层递进，利于学生一步一步接受新知识。最后，指导学生整理。体会归纳的学习方法。
?
1、了解水的离子积的含义
2、初步学会有关水的离子积的简单计算
3、指导学生阅读课本，培养学生自学能力，增强其自信
4、通过问题讨论，培养学生分析和归纳知识的能力
如何用实验证明水是一种极弱的电解质?1.实验2.现象3.结论水是一种极弱的电解质4.原因实验测定(25℃时)：C(H+)=C(OH－)=10-7mol/L灵敏电流计灯泡25℃，纯水C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L一、水的电离1、水是一种极弱电解质，能微弱电离:Kw= c(H+) . c(OH-)1)表达式：KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是H+、OH-共存的。任何水溶液中都存在Kw=c(H+) . c(OH-)注：提问：根据前面所学知识，水的离子积会受什么外界条件影响？2、水的离子积常数分析下表中的数据有何规律，并解释之 D1、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2、判断正误：
1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。
3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯。 √××对常温下的纯水进行下列操作，完成下表： 中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不变碱性←↓↑＜不变小结：加入酸或碱都抑制水的电离（1）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变；
（2）升高温度，电离过程是一个吸热过程，促进 水的电离，水的离子积增大，在常温时， KW=1×10－14；在100℃时，KW=1×10－12。知识延伸：
1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中
C（H＋）=C（OH－）
2、纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法：
C（H ＋）=C（OH－）=3、影响水电离平衡的因素④根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为
定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求.③不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的
C(H+)＝C(OH－)②常温下,任何稀的水溶液中 C(H+)×C(OH－)=1×10－14①根据Kw=C(H＋)×C(OH－) 在特定温度下为 定值,C(H＋) 和C(OH-) 可以互求；②任何水溶液中由水电离出来的 c(H+) H2O与 c(OH-) H2O相等 ; ③纯水中溶液C(H ＋)、C(OH－)浓度的计算方法：
C（H ＋）=C（OH－）4、利用Kw的定量计算⑴﹑0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少? ⑵﹑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＋ )水电离出的C(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L= C(OH- )
3、某溶液中由水电离产生的c(H+) H2O= 10-12 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？4、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中由水电离出的c(H+) H2O大小关系为：①盐酸 ②醋酸溶液 ③硫酸溶液 ④氢氧化钠溶液 解答： c(H+) H2O= c(OH-) H2O= 10-12 mol/L
若c(H+) aq= c(H+) H2O= 10-12 mol/L 则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
若c(OH-) aq= c(OH-) H2O = 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性② ＞ ① =④ ＞ ③课件29张PPT。第三章水溶液中的离子平衡 §3.2 水的电离和溶液是酸碱性
（第2课时） 结合学生已有的知识经验和最过发展区，导入新课，使新知识的学习变成学生已有知识的自然增长和延伸，激发学生的学习热情.通过学习、思考与练习，使学生对pH的认识在原有基础上进一步深化，体会引入pH的重要意义。通过尝试例题解答、习题编演等多种形式，加深学生对酸碱混合问题特点的认识，帮助其形成较为明确的解题思路。通过练习，学以致用，进一步加深对此类问题解题思路的认识和理解，使应用更加娴熟。
1.了解pH的意义
2.能进行pH的简单计算。
3.掌握简单的pH计算的一般方法和思路
?
1、 溶液的酸碱性还有哪种表示方法？2、 pH与H+的关系如何表达？pH=-lgC( H+ ) c(H+) 和 c(OH-)若：c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L） 用pH表示。例：c(H+) = 1×10-7mol/LpH = - lg10-7 = 7 一、c(H+) 和 c(OH-)与溶液酸碱性、 pH的关系常温下c(H+) ＞ c(OH-)c(H+) = c(OH-)c(H+) ＜ c(OH-)＞7= 7＜7注意: [H+]与[OH—]的关系才是判断溶液酸碱性的依据.常温下c(H+)与pH、溶液酸碱性的关系：c(H+)pHc(OH-)减小c(OH-)增大1. 100℃时，Kw=1.0×10-12 mol2·L-2， 则纯水的pH= ____2. 100℃时，pH=7的溶液呈_____性。3. pH=7的溶液一定是中性溶液吗？答：不一定，只有在常温下才显中性。6碱1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。√×××2）任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在Kw=10-14 。
3）水中c(H+)增大，水的电离平衡一定向正反应方向移动。
4）水电离的 c(H＋) =1×10-13mol/L的溶液 一定呈碱性1.判断正误：2.将纯水加热到较高温度，下列叙述正确的是（ ）
A. Kw增大，pH减小，呈酸性
B. Kw不变，pH不变，呈中性
C. Kw减小，pH增大，呈碱性
D. Kw增大，pH减小，呈中性 D3、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DpH的测定：pH计（酸度计）1.精确测定：注意：①试纸不能用水润湿
②不能将试纸伸到溶液中
③广泛pH试纸只能读出整数 2.粗略测定：广泛pH试纸使用方法：
用镊子撕取一小片pH试纸放于洁净干燥的表面皿（或玻璃片）上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点在试纸中部，待试纸显色稳定后与标准比色卡对比，读出pH值。 (一）单一溶液的PH计算
[例1] 分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液
的PH值。解：关键：抓住氢离子进行计算！关键：抓住氢氧根离子进行计算！
1.求0.01mol/LHCl溶液的PH值。
2.常温下：求0.01mol/LNaOH溶液的PH值。2123.常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。解： 二、强酸与强酸混合 三、强碱与强碱混合关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！ 常温下：将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！ 四、强酸与强碱混合关键：抓住氢离子与氢氧根物质的量的相对大小进行计算！ 常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1:1、11:9、9:11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。当体积比为1:1时nH+=nOH- 则PH=7例：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀释到100mL，溶液的
pH变为多少？解：c(H+) = pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 51、强酸的稀释五、溶液的稀释例：取 pH=11的NaOH溶液与水按1:99的体积比混合后，
溶液的pH变为多少？解：稀释前c(OH-) = 10-3 mol/L稀释后c(OH-) =稀释后溶液的pH = 92、强碱的稀释3.弱酸、弱碱的稀释弱酸稀释
例：pH=2的盐酸稀释10倍后pH=？
pH=2的醋酸稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化（增大）＜1
弱碱稀释
例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？
pH=12的氨水稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化（减小）＜1.
强酸(弱酸)、强碱(弱碱)加水后的pH的计算： 1.强酸 pH=a，加水稀释10n倍，2.弱酸 pH=a，加水稀释10n倍，3.强碱 pH=b，加水稀释10n倍，4.弱碱 pH=b，加水稀释10n倍，则 pH=a＋n则 pHb－n5.弱碱无限稀释时，pH只能约等于7或接近7，
酸不能>7,碱也不能<7（常温下）1、弱酸HY溶液的pH=3.0，将其与等体积水混合后的pH范围是 ( )
A. 3.0～3.3 B. 3.3～3.5
C. 3.5～4.0 D. 3.7～4.3
2、25℃时，将某强酸和某强碱溶液按1:10的体积比混合后溶液恰好中性，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 BA
3、pH=1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1000mL，其pH
值与溶液体积的关系如图，下列说法正确的是( )
A、A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
B、稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强；
C、若a = 4，则A是强酸，B是弱酸；
D、若1< a < 4，则A、B都是弱酸。
CD课件31张PPT。第三章水溶液中的离子平衡§3.2水的电离和溶液是酸碱性
（第3课时） 中和滴定是继配制一定物质量浓度溶液以后的一个定量实验，也是教材中三个定量实验之一，本节内容综合了物质的量浓度的计算、溶液的pH、酸碱指示剂的变色范围和应用、滴定仪器的使用等知识，介绍了一种定量分析的方法——中和滴定，使化学研究从定性分析转化为定量分析。教材先简单地介绍定性分析和定量分析，解释了什么叫酸碱中和滴定，以及酸碱中和滴定的实用价值。重点讨论了酸碱中和滴定原理的三个含义：第一，酸碱中和反应的实质，即H++OH-=?H2O；第二，酸碱中和滴定的计量依据和计算，具体示例了如何利用关系式C酸=?（C碱V碱）÷V酸进行中和滴定的有关计算及计算的格式；第三，准确判断中和反应是否恰好进行完全。接着教材以盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液为例，详细地讨论了滴定过程中溶液pH的变化，以及溶液从碱性经中性突变到微酸性的过程。说明可以选择合适的指示剂，
并根据指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化来准确判断中和反应是否恰好进行完全。
? 1.掌握一种新的定量测定的方法——中和滴定原理及方法
2.了解实验数据处理的方法和重要性。
3.通过例题引入，了解中和滴定原理；
4.通过手持技术演示实验了解中和滴定过程中溶液
pH变化和指示剂 使用原理；
5. 通过中和滴定实验演示了解实验操作过程。酸碱中和反应的实质: 即 H++OH-=?H2O如何用已知浓度的酸来测未知浓度的碱的浓度？
如： 用0.100mol/LHCl溶液测量未知浓度NaOH溶液的浓度1、定义：一、酸碱中和滴定*已知浓度的溶液——标准液
*未知浓度的溶液——待测液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。 ⒉滴定终点判断的依据：溶液pH的变化。
在接近滴定终点（pH=7）时，很少量（约1滴，0.04 mL）的碱或酸就会引起溶液pH的突变。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应达到终点。例如：0.100mol/LHCl溶液、未知浓度的NaOH溶液⒈原理：关键滴定终点的判断 用0.1150mol/L的HCl溶液滴定23.00mL未知浓度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液28.00mL。通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？0.1400mol/L（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。3、实验仪器及试剂:仪器: 酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台和滴定管夹、锥形瓶、烧杯、白纸（画pH曲线用）。
试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂。酸式滴定管和碱式滴定管标有温度、刻度酸式滴定管盛放酸性试剂和氧化性试剂碱式滴定管盛放碱性试剂滴定管和量筒读数时有什么区别？ 滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大；记录数据时滴定管一般到0.01 mL，而量筒仅为0.1mL。 1、下列所述仪器“0”刻度位置正确的是（ ）
A．在量筒的上端 B．在滴定管上端
C．容量瓶上端 D.体温计的上端B2、量取25.00mL，KMnO4溶液可选用仪器（ ）
A．50mL量筒， B．100mL量筒
C．50mL酸式滴定管 ， D．50mL碱式滴定管
C3、50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00处，若把滴定管中溶液全部排出，则体积（ ）
A、? 等于30 B、等于20
C、大于30 D、小于30 C 甲基橙 红色 橙色 黄色3.1 ~ 4.4 石 蕊 红色 紫色 蓝色5.0 ~ 8.0 酚 酞 无色 浅红色 红色8.2 ~ 10.0一些常见酸碱指示剂的变色范围——— 8.2 ——— 10.0 ———粉红色无色红色——— 3.1 ——— 4.4 ———甲基橙 酚 酞红色 橙色黄色（2）指示剂的选择： 滴定终点的判断：指示剂的颜色发生突变且半分钟不变色即达到滴定终点。酚酞甲基橙由浅红变为无色 由黄色刚刚变为橙色酚酞由无色变为浅红色 甲基橙由橙色刚刚变为黄色例： 用0.1000mol/L盐酸滴定0.1000mol/L NaOH溶液20.00mL,如滴定完成时不慎多加了1滴盐酸溶液（1滴溶液的体积约为0.04mL）求所得溶液的pH。并据此分析选用哪种指示剂。提示：0.04mL约1滴滴定终点应该是恰好反应的点,而常用指示剂没有在PH等于7时变色的?如果选用指示剂去判断滴定终点误差会不会很大? 1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7.0 10.0 11.4问题1:滴定终点消耗碱多少? PH等于多少?向20.00mL 0.10mol/L HCl中滴加0.10mol/L NaOH溶液过程中，溶液的pH变化如下，你发现了什么现象与规律？问题2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液的PH发生怎样改变?强酸与强碱中和滴定曲线可以看出终点时溶液的pH值在4~10区间有突跃变化关系。
pH
强酸滴定强碱 pH变化曲线图 盐酸过量1滴，混合溶液的pH值变成4左右，甲基橙或酚酞能指示出来。PH1210864210203040突变范围加入NaOH(ml)
中和滴定曲线酸碱指示剂的颜色在此pH值突跃范围发生明显的改变，则就能以极小的误差指示出滴定终点的到达。 0 10 20 30 40 V(NaOH)mL 12 10 8 6 4 2
PH颜色突变范围中和滴定曲线酚酞甲基橙四、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在0刻度以下，
并记下读数，记做。酸碱中和滴定6、取液：http://www.jtyhjy.com/edu/ppt/ppt_playVideo.action?mediaVo.resId=54795c26956ef31d104f471e（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。
(1)酸、碱式滴定管的构造以及读数准确度0.01 mL。
(2) 溶液使指示剂改变颜色，发生的是化学变化。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)滴定速度，先快后慢，接近滴定终点时，应一滴一摇动。
(4)振荡半分钟溶液颜色不发生变化，达滴定终点。
(5)读数时，视线与液面的凹液面的最低处及刻度在同一水平线上。左手右手视线与凹液面水平相切滴加速度先快后慢眼睛注视瓶内颜色变化半分钟颜色不变滴定管保持垂直酸式碱式碱式酸碱中和滴定数据处理和计算：5、滴定的误差分析：决定误差原因： 其中: C(标)、 V(测)是已知的数据。因此C(测)的大小只由V(标) ——“读数”决定，只要直接或者间接的能引起“读数”的变化，则C(测)也随着变化，且二者的变化是成正比例变化。已知已知读数
例：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）下列操作对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？滴定管的俯视和仰视正确视线仰视视线正确读数仰视读数读数偏大正确视线俯视视线正确读数俯视读数读数偏小0先偏大后偏小V=V(后)-V(前)，偏小实际读数正确读数先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大实际读数正确读数滴定管的俯视和仰视滴定前仰视，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。1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （ ）
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6. 滴定至终点时，滴定管尖嘴外挂着的半滴 未滴入( )7. 滴定速度太快，发现时指示剂已变色 （ ）偏高偏高酸式滴定管8、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（ ）
9、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（ )
10、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（ ）
11、指示剂滴加过多（ ）
偏高无影响偏低偏低12、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗（ ）
13、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 锥形瓶碱式滴定管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
( )偏低偏低含杂质课件22张PPT。第三章水溶液中的离子平衡 §3.3 盐的水解
（第1课时）
教材先提出盐溶液的酸碱性的问题，然后通过实验得出盐溶液的酸碱性与其组成的关系，再通过微观分析得出其本质原因。针对这一内容组织形式、结合学生已经基本具备解决问题的弱电解质电离平衡知识和平衡移动原理知识，本节课适合于采用探究式教学模式。同时，本节课的核心任务是形成盐类水解的概念，根据概念的分类和学习的认知学心理，概念的形成要通过具体的例证进行概念感知、对例证进行分析、比较、辨别，在此基础上舍弃非本质特征、提取其本质特征、进行抽象概括，形成概念。综合上述两点，设计了如下探究教学模式：教学模式：提出问题―实验探究―得出结论―质疑―理论讲解―交流应用1、理解盐类水解的实质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。
?2、能应用盐类水解规律判断盐溶液酸碱性。
?3、学会书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。H2O?根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）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NaCl、 K2SO4中学学科网
FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3Na2CO3俗称什么？分别往Na2CO3和NaHCO3的溶液中滴加酚酞，可观察到什么现象？？NaHCO3溶液Na2CO3溶液用pH试纸分别测量下列溶液的pH值：
(1)NaCl溶液
(2)Na2CO3溶液
(3)NaHCO3溶液
(4)NH4Cl溶液
(5)Na2SO4溶液
(6)CH3COONa溶液
(7)(NH4)2SO4溶液中性碱性碱性酸性中性碱性酸性强酸强碱盐强碱弱酸盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐强酸强碱盐强碱弱酸盐强酸弱碱盐一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：中性酸性碱性二.盐溶液呈现不同酸碱性的原因H2O纯水中：当分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考：（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？H+ + OH–【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。Na+、Cl–、H+、OH–、H2O无c(H+) c(OH–)=中性无H+ + OH–Cl– + Na+NH4+NH4Cl溶液显酸性原因分析：C(H+) > C(OH-)【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。+（促进水的电离） NH3 · H2O c(H+) c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、
H2O、NH3 · H2ONH4Cl + H2ONH4+ + H2O水解方程式H+ + OH–Cl– + NH4+NH3 · H2O + HClNH3 · H2O + H+有CH3COO-（分析CH3COONa溶液呈碱性的原因)C(H+) < C(OH-)【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。+有（促进水的电离） CH3COOH c(H+)<碱性Na+、CH3COO–、OH–、
H+、H2O、CH3COOHCH3COO– + H2O水解方程式CH3COOH + OH–CH3COOH + NaOHc(OH–)OH– + H+Na+ + CH3COO–二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：盐类的水解 在溶液中盐电离出来的弱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. 概念：盐 + 水酸 + 碱2. 实质:生成弱电解质，促进水的电离(增大水的电离程度)（1）水解程度一般较小，不能进行到底。
如：0.1mol/LNaAc ,水解部分只占0.0075%。
0.1mol/LNa2CO3 ,水解部分只占4%。
（2）水解可促进水的电离。
（3）吸热:水解可看作中和反应的逆反应。 3. 特点中和水解 NH4Cl + H2O NH3·H2O +HCl2.CH3COONH4能否水解？其溶液的酸碱性如何？1.CH3COONa与Na2CO3溶液的酸碱性谁强？结论? 3. NH4Cl溶液中存在哪些分子、离子？你能排出除水分子外其它粒子的浓度大小顺序? C(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>C(NH3·H2O) >C(OH-)生成的弱电质越弱,水解程度越大----越弱越水解都弱都水解,其酸碱性取决于弱酸与弱碱的相对强弱（1）强碱弱酸盐:阴离子水解,溶液呈碱性
如：NaAc K2CO3（4）弱酸弱碱盐(3种可能)
阴、阳离子都水解，溶液的酸碱性决定于两者水
解的程度。（3）强酸强碱盐:不水解,溶液呈中性如氯化钠、硫酸钾等（2）强酸弱碱盐:阳离子水解,溶液呈酸性
如：氯化铵、硫酸铜 、硝酸铝等4、水解的规律：⑴ 有__就水解；无__不水解；
⑵ 越__越水解；都__双水解；
⑶ 谁__显谁性；同强显__性。弱弱弱弱强中NaAc能弱酸
阴离子促进水的
电离碱性NH4Cl能弱碱
阳离子促进水的
电离酸性NaCl不能无无中性一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：三、盐类水解：1、概念：2、水解的条件：3、水解的实质：4、水解的特点：5、水解的规律：溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。盐易溶，有弱离子。破坏水的电离平衡。生成弱电解质；可逆；吸热；一般微弱；水解平衡。⑴ 有弱就水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱双水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。 在溶液中，不能发生水解的离子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2 –
C、Fe 3+ D、SO4 2 –D下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ）哪些呈碱性
（ ）
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4①③④②⑤3. 等物质的量浓度、等体积的酸HA与碱NaOH混合后，溶液的酸碱性是（ ）A、酸性 B、中性 C、碱性 D、不能确定D4. 下列物质分别加入到水中，因促进水的电离而使溶液呈酸性的是（ ）
A、硫酸 B、NaOH C、硫酸铝 D. 碳酸钠C5. 在Na2S溶液中，c (Na+) 与 c (S2–) 之比值（ ）于2。A、大 B、小 C、等 D、无法确定A课件22张PPT。第三章水溶液中的离子平衡§3.3 盐的水解
（第2课时） 以学生为主体，让学生自主地参与到知识的获得过程中，并给学生充分的表达自己想法的机会，以提高学生的分析实际问题的能力。在教学内容的安排上：按照步步深入，从易到难，由简单到复杂的过程。根据高二学生的知识结构、心理特点和教学内容的实际需要，采取了讨论、点拨等教学方法，并结合多媒体进行教学。
?
1、会写盐的水解的离子方程式
2、了解盐的水解的应用
3、了解溶液中离子浓度大小比较方法
水解的规律：⑴ 有__就水解；无__不水解；
⑵ 越__越水解；都__双水解；
⑶ 谁__显谁性；同强显__性。弱弱弱弱强中盐 + 水 酸 + 碱盐类水解方程式的书写方法：先找“弱”离子，写弱不写强。
一般水解程度小，水解产物少。故常用“ ” ；不写“ == ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成分解产物的形
3.多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
4.多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ ) （一）一元弱酸强碱盐 化学方程式：离子方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO– + H2O CH3COOH + OH–化学方程式：离子方程式：NaF + H2O HF + NaOHF– + H2O HF + OH–（二）多元弱酸强碱盐如：Na2CO3、 Na3PO4离子方程式：HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –CO3 2– + H2O HCO3 – + OH –(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5种离子，2种分子。（二）弱碱强酸盐水解水解的离子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+（四）弱酸弱碱盐水解1、一般双水解，如：CH3COONH4CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O2、“完全双水解”的，用“ == ”、“↑”、“↓”。Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2判断下列溶液的酸碱性,能水解的写出水解的离子方程式:
FeCl3 KNO3 NaF CuSO4 Na3PO4 AlCl3 Al3+与AlO2–、HCO3–、CO32–、S2–、HS–、ClO– Fe3+与AlO2–、HCO3–、CO32–
NH4+与SiO32–常见“完全双水解”的弱离子组合——如: (NH4)2CO3 、NH4HCO3、 CH3COONH4但有些弱酸弱碱盐是进行“一般双水解”。双水解能进行到底的离子，在溶液中不能大量共存。常见的双水解反应有(盐与盐在溶液中反应)：
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火机)
2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓
2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑
Fe3++3ClO-+3H2O=Fe(OH)3↓+3HClO请书写出上述发生水解的离子方程式：（三）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：⑴ NaHCO3HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –①②HCO3 – + H2O CO32– + H3O +① 水解② 电离程度：>∴溶液呈 性碱⑵ NaHSO3HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –①②HSO3 – + H2O SO32– + H3O +① 水解② 电离程度：<∴溶液呈 性酸⑶ NaH2PO4溶液呈弱酸性⑷ Na2HPO4溶液呈弱碱性Ⅰ.内因：水解的离子结合H+或OH-的能力 （酸碱---越弱越水解）1：比较下列各组物质的溶液在同条件下pH值的大小： （1）Na2CO3和NaHCO3 （2）Na2S和NaHS （3）NaH2PO4，Na2HPO4和Na3PO4 2：浓度为0.1mol/L的下列几种溶液：NaHSO4， Na2CO3，NaHCO3， CH3COONa， CH3COOH，NH4Cl ，pH由小到大顺序为__________________。（四）. 水解平衡的影响因素 （1）温度——越热越水解．（水解是吸热反应）（2）浓度——越稀越水解．稀释使水解平衡正向移动，但由于加水溶液体积增大，溶液的酸性或者碱性减弱。（3）外加酸碱Ⅱ.外因：升温加水稀释通HCl加Fe粉加NaHCO3颜色变深颜色变浅颜色变浅颜色变浅红褐↓,无色↑填表：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+相同物质的量浓度的下列溶液：
①(NH4)2SO4 ②(NH4)2CO3 ③(NH4)2Fe(SO4)2， ④NH4Cl
⑤NH4HSO4,
c(NH4＋)的大小顺序为 。③＞ ①＞ ② >⑤ >④3.pH=9的NaOH和CH3COONa两种溶液中,设由水电离产生的OH-离子浓度分别为m mol/L和n mol/L,则m和n的关系是
A.m>n B. m=10-4n C. n=10-4m D. n=mB2.pH=9的CH3COONa溶液中由水电离的c(OH－)=______。10-5mol/L1. 判断盐溶液的酸碱性及其强弱 三、盐类水解的应用：盐溶液的酸碱性强弱取决于组成盐的弱酸根离子或弱碱阳离子所对应的酸的酸性或碱的碱性, 酸性或碱性越弱,则盐越易水解,同浓度的盐溶液的碱性或酸性越强。 例1.相同温度相同物质的量浓度的几种溶液：
①NH4Cl②NaHSO4③NaCl④ Na2CO3 ⑤NaHCO3 ⑥CH3COONa
其溶液的pH值由小到大的顺序是___________________② ① ③ ⑥ ⑤ ④ 2.比较盐溶液中微粒种类和浓度大小例：0.1mol/LNH4Cl溶液存在微粒：H2O、NH4＋、Cl－、 NH3.H2O、H＋、OH－浓度大小关系：Cl-＞NH4＋＞H＋＞NH3.H2O ＞OH－电荷守恒：c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH－)质子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3.H2O)
（水电离的H＋和OH－相等）物料守恒：c(Cl-)＝c(NH4＋)＋c(NH3.H2O)（N原子守恒）2.比较盐溶液中微粒种类和浓度大小例：0.1mol/LNH4Cl溶液存在微粒：H2O、NH4＋、Cl－、 NH3.H2O、H＋、OH－浓度大小关系：Cl-＞NH4＋＞H＋＞NH3.H2O ＞OH－电荷守恒：c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH－)质子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3.H2O)
（水电离的H＋和OH－相等）物料守恒：c(Cl-)＝c(NH4＋)＋c(NH3.H2O)（N原子守恒）3.配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解4.选择制备盐的途径时需考虑盐的水解又如：AlCl3、 FeCl3的水溶液直接蒸发不能制得AlCl3
和FeCl3固体，
AlCl3+ 3H2O Al(OH)3 + 3HCl
蒸发水分时，HCl挥发，平衡正向移动，最后得到Al(OH)3，灼烧，最后得到的固体产物是氧化铝。欲得到AlCl3和FeCl3固体，可在
蒸发水分时不断通入HCl气体。有些盐会完全水解,如硫化铝遇水发生完全水解,因此不能在湿态下获得硫化铝,只能由单质直接反应制取.如配制FeCl3溶液时加盐酸,可使水解平衡向不利于水解的方向移动从而抑制盐的水解.1. 0.1mol/L氯化铵溶液中各离子浓度的关系式中正确的是( )
A. c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－) ＞c(Cl－)
B. c(Cl－)＞c(NH4＋) ＞C(H＋)＞c(OH－)
C. c(H＋)＞c(OH－)＞c(Cl－)＞c(NH4＋)
D. c(OH－)＞c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)B2：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是 （ ）
A. c (OH–) ＞ c (H+)
B. c(CH3COOH)＋c(CH3COO– )＝0.2 mol/L
C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO– )?????
D. c(CH3COO– )＋c(OH– )＝ 0.2 mol/L B3.室温下,物质的量浓度相同的三种钠盐:NaX、NaY、NaZ的溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ三种酸的酸性强弱顺序为 .HX＞HY＞HZ课件27张PPT。第三章水溶液中的离子平衡 §3.4 难溶电解质的溶解平衡
（第1课时） 探讨离子反应生成沉淀，溶液中的离子是否存在？引出难溶电解质的溶解平衡概念，用化学平衡理论进行迁移，解决难溶电解质的溶解平衡的移动。难容电解质溶解平衡同样存在逆、等、动、定、变的特性，影响因素分内因和外因。溶度积的引入要和化学平衡常数K对比着学习，让学生清楚溶度积概念、表达式、应用。
难容电解质的理论应用有两点：一沉淀的生成、二沉淀的溶解。本节课采用实验探究，微课讲解等方式突出重点和化解难点。
1.根据溶解度和化学平衡的理论，能从化学平衡角度研究难溶电解质溶解平衡的移动。
2.通过实验及对沉淀溶解的讨论，学会变换问题角度研究和解决问题的方法，用发展的观点看问题的方法。
3.能优化实验方案，选择可能出现鲜明实验现象的药品，并从中体会化学学科思想——对比实验的重要性。
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？ 阅读课本P61溶解度与溶解性的关系：20℃ 难溶电解质的溶解平衡3)特征：逆、等、动、定、变1)概念：
在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡)
4)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可存在溶解平衡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。书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 C) 同离子效应：加入含有相同离子电解质，平衡向结晶的方向移动.溶度积 1、定义：沉淀溶解平衡中，各离子浓度幂的乘积叫做溶度积（Ksp） 。2、表达式3、应用－－ Qc为离子积Qc> Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。
Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解平衡。
Qc< Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，可以继续溶解直至饱和。
平衡时：Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am—)]n 说明：（1）对同种类型，Ksp越小其溶解度越小
（2）对于化学式中阴阳离子个数比不同的难溶电解质，不能直接比较Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，常转化为溶解度来计算。
（3）溶液中各离子浓度的变化只能使沉淀溶解平衡移动，并不改变溶度积 1、在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3 溶液，有沉淀(已知AgCl KSP=1.8×10-10) 吗？ Ag+沉淀是否完全?产生沉淀的唯一条件是Qc﹥Kspc(Ag＋)=9·9×10－5mol/L, c(Cl－)= 9·9×10－3mol/L2.在下列溶液中，BaSO4的溶解度最大的是（ ）
A、1mol/LH2SO4溶液 B、 2mol/LH2SO4溶液
C)、 纯水 D、0 ·1mol/LNa2SO4溶液 C
3.CaF2的Ksp=5·3×10－9,在c(F－)=3·0mol/L的溶液中，Ca2＋的最大浓度（ ）mol/L
A、1·8×10－9 B、1·8×10－10
C、5·9×10－10 D、5·9×10－9
4. 250c,在含有大量PbI2的饱和溶液中存在平衡
PbI2(s) Pb2＋(aq) ＋ 2I－(aq),加入KI溶液
正确（ ）
A、溶液中Pb2＋和I－浓度都增大
B、Ksp增大 C、沉淀溶解平衡向左移动
D、溶液中Pb2＋浓度减小 CCa2＋浓度最大即CaF2此时达饱和状态，Qc=KspCD5.铬酸银(Ag2CrO4)在298K时的溶解度为0.0045g,求其溶度积。c(Ag2CrO4)=1·34×10－4mol/L，Ksp=9·62×10－12二、沉淀反应的应用1、沉淀的生成（1）应用：生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂或提纯物质的重要方法之一。（2）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7－8 b 、加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、 H2S做沉淀剂Cu2＋+S2－=CuS↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓Fe3＋ ＋ 3NH3·H2O = Fe(OH)3↓ ＋ 3NH4＋Cu2＋+H2S=CuS↓＋2H＋ Hg2＋+H2S＝HgS↓＋2H＋ 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。 d、氧化还原法硫酸中硫酸根浓度大，使平衡左移有利于沉淀生成。例：已知Fe3+在PH 3—4 之间开始沉淀，在PH 7—8 之间沉淀完全，而Fe2+，Cu2+在 8—9 之间开始沉淀 ，11—12 之间沉淀完全。CuCl2中混有少量Fe2+如何除去？ 先把Fe2+氧化成Fe3+，然后调PH至7到8使Fe3+转化Fe(OH)3 沉淀，过滤除去沉淀。氧化剂可用：氯气，双氧水，氧气等（不引入杂质）调PH可用：氧化铜，碳酸铜等（不引入杂质） 氧化剂: 硝酸、高锰酸钾、氯气、氧气、双氧水等调PH: 氨水、氢氧化钠、氧化铜、碳酸铜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（2）举例① 难溶于水的盐溶于酸中
如：CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于盐酸。分别写出有关的离子方程式②难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液演示实验: Mg(OH)2的溶解 用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因？Mg(OH)2 ＋ 2H＋ = Mg2＋ ＋ 2H2OMg(OH)2 ＋ 2 NH4＋ == Mg2＋ 2 NH3·H2O 在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡：
Mg(OH)2(s) ? Mg2＋(aq) + 2OH－(aq)加入盐酸时，H＋中和OH-,使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解加入NH4Cl时，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3、沉淀的转化演示实验3－4、3－5（1）记录现象，写出相应的方程式 （2）如果将上述两个实验中沉淀生成和转化的操作步骤颠倒顺序，会产生什么结果？沉淀从溶解度小的向溶解度更小的方向转化（实验3－4、3－5 沉淀转化）白色黄色黑色⑴ 沉淀的转化的实质：使溶液中的离子浓度更小⑵ 沉淀转化的应用① 锅炉除水垢（CaSO4）② 一些自然现象的解释写出有关的化学（或离子）方程式：
1，Cl－＋ Ag＋ = AgCl↓
2, AgCl ＋ I－ = AgI ＋ Cl－
3, 2AgI ＋ S2－ = Ag2S ＋ 2I－
4, Mg2＋ ＋ 2 OH－ = Mg(OH)2↓
5, 3Mg(OH)2 ＋ 2Fe3＋ = 3Mg2＋ ＋ 2Fe(OH)3
锅炉水垢中含CaSO4，可先用Na2CO3溶液处理，使之转化为CaCO3，然后用酸除去，从CaSO4到CaCO3的沉淀转化中，存在着两个沉淀溶解平衡。
加入Na2CO3溶液后，CO32-与Ca2＋结合生成更难溶的CaCO3沉淀，同时溶液中Ca2＋的减少又使CaSO4的溶解平衡向右移动，CaSO4逐渐溶解。怎样除去锅炉水垢中含有的CaSO4？CaSO4 SO42- + Ca2+ +
CO32-CaCO3CaSO4 ＋ CO32－ = CaCO3 ＋ SO42－自然界中矿物的转化：
原生铜的硫化物 CuSO4溶液
氧化、淋滤渗透、遇闪锌矿（ZnS）和方铅矿（PbS）铜蓝（CuS）
1、试用平衡移动原理解释下列事实
CaCO3不溶于水，但却能溶于稀盐酸中。2、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 BCaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq)
4．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.
C DD5.已知Ksp[Cu(OH)2 ]=2.0 × 10-20
(1)某Cu(SO4)溶液里，c(Cu2+)=0.02mol/L，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之大于（ ）才能达到目的。
(2)要使0.2 mol/LCuSO4溶液中Cu2+沉淀较为完全（使Cu2+浓度降至原来的千分之一），则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液的pH为（ ）。56 6. 已知298K时， 氢氧化镁的溶度积常数 Ksp= 5.6×10－12,取适量的氢氧化镁滤液,加入一定量的烧碱达到沉淀溶液平衡，测得pH = 13，则此温度下残留在溶液中的?c(Mg2＋) = _________ 5.6×10-10mol·L－1