课件20张PPT。第3节 沉淀溶解平衡 第1课时 沉淀溶解平衡与溶度积第三章 物质在水溶液中的行为石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成
各种奇形异状的溶洞。你知道它们是如何形成的吗？学习目标1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影响因素。
2.明确溶度积和浓度商的关系，并由此学会判断反应进行的方向。学习重点溶度积和离子积的关系学习难点溶度积和离子积的关系2．固体物质的溶解是可逆过程(2)v溶解＝v沉淀 (1)v溶解>v沉淀 (3)v溶解 加入约 3 mL 蒸馏水，充分振荡后静置。(1)若在上层清液中滴加浓的KI溶液，观察到的现象是 。上层清液中出现黄色沉淀(2)由上述实验得出的结论是:________________
______________________________ 。有Pb2＋，PbI2在水中存在溶解平衡原上层清液中含(3)PbI2溶于水的平衡方程式是
2. 溶液中残留的离子浓度小于
1×10-5 mol·L-1,沉淀达完全。3. 溶解平衡的特点
等、定、动、变1. “不溶”是相对的，溶解是绝对的。正向移动 正向移动 正向移动 逆向移动 逆向移动 减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 减小 交流研讨(4)加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向溶解的方向移动。外界条件改变对溶解平衡的影响(1)温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。(2)加水稀释，浓度减小，溶解平衡向溶解方向移动。(3)加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，溶解平衡向生成沉淀的方向移动。归纳总结I水解呈碱性增加[OH-]和[Ca2+]使溶解平衡向左移动 Al3＋可与OH－发生反应生成Al(OH)3沉淀，使平衡向右移动，促进Ca(OH)2的溶解B 学以致用I在水中AgCl存在溶解平衡:
AgCl(s)??AgCl(aq)===Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。当溶液中存在Ag＋或Cl－时，溶解平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小。溶液中Ag＋或Cl－的浓度越大，逆向移动的程度越大，溶解度就越小。以中性的水为参照，溶解度④>①＝②>③。④>①＝②>③学以致用饱和 不再发生变化 溶度积常数 溶度积 Ksp常见难溶电解质的溶度积与溶解度（ 25 °C）(3)Q 断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解： (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。(2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。交流研讨(1)溶度积的意义(2)根据溶度积能计算出饱和溶液中离子浓度，由溶液体积可计算出溶解的溶质的物质的量，Ksp与S换算时，S的单位必须用物质的量浓度(mol·L－1或mol·dm－3)。①溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
②Ksp大小反映难溶电解质的溶解能力，Ksp越小说明难溶物越难溶解。
③相同类型的物质，溶度积越小，其溶解度越小。归纳总结化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大，溶解能力越强 溶度积是难溶强电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积 AgCl在水溶液中完全电离，是强电解质B 学以致用IC 学以致用归纳总结1.下列说法正确的是（ ）
A.物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
B.不溶于水的物质溶解度为0
C.绝对不溶解的物质是不存在的
D.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0 C当堂检测2.室温时M(OH)2(s) M2+(aq)+2OH-(aq)
Ksp=a mol2·L-2，c(M2+)=bmol·L-1时，溶液的
pH等于（ ）
A. B. C. D. C当堂检测3.在100 mL 0.01 mol·L-1 KCl溶液中，加入1 mL
0.01 mol·L-1 AgNO3溶液，Ksp (AgCl) =1.8×10-10 mol2·L-2
下列说法正确的是（ ）
A.有AgCl沉淀析出 B.无AgCl沉淀
C.无法确定 D.有沉淀但不是AgClA当堂检测没有播种，何来收获；没有辛劳，何来成功；没有挫折，何来辉煌。
课件21张PPT。第3节 沉淀溶解平衡 第2课时 沉淀溶解平衡的应用第三章 物质在水溶液中的行为石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成
各种奇形异状的溶洞。你知道它们是如何形成的吗？学习目标1.能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。
2.学会用沉淀溶解平衡的移动解决生产、生活中的实际问题。学习重点沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质学习难点沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质× × √ √ √ × 温故知新2．25 ℃时，AgCl的溶解度是0.001 92 g·L－1，求它的溶度积。解析 AgCl的相对分子质量为143.5，AgCl饱和溶液物质的量浓度为
0.001 92 g·L－1/143.5 g·mol－1≈1.34×10－5 mol·L－1根据AgCl在溶液中的溶解平衡：AgCl(s)??Ag＋(aq)＋Cl－(aq)所以AgCl的Ksp＝[Ag＋][Cl－]＝(1.34×10－5 mol·L-1)2＝1.80×10－10 mol2·L-2。溶液中应有[Ag＋]＝[Cl－]＝1.34×10－5 mol·L－1温故知新(1)BaCO3和BaSO4都难溶于水，在医学上常用BaSO4作钡餐透视，而不能用BaCO3的原因是什么？1．根据沉淀溶解平衡，分析回答下列问题：(2)可溶性钡盐(如BaCl2等)当作食盐食用，会造成钡中毒。中毒患者常用5.0%的Na2SO4溶液洗胃的原因是什么？生成沉淀 Fe(OH)3Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4。硫化物CuS、HgSH2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋Hg2＋＋S2－===HgS↓+交流研讨2.根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去
溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使
沉淀溶解。如常用强酸溶解CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2等难溶电
解质。1.沉淀的生成和溶解这两个方向相反的过程相互转化的条件是离子浓度，
控制离子浓度，可以使反应向我们需要的方向转化。归纳总结D 学以致用I2．AgCl的Ksp＝1.80×10－10，将0.001 mol·L－1NaCl
和0.001 mol·L－1 AgNO3溶液等体积混合，是否有
AgCl沉淀生成？在混合溶液中，则Q=c(Ag＋)·c(Cl－)＝(0.000 5)2
＝ 2.5×10－7。答案 两溶液等体积混合后， Ag＋和Cl－ 浓度都减小到原来的 1/2
c(Ag＋)＝c(Cl－)＝1/2×0.001 mol·L－1
＝0.000 5 mol·L－1因为c(Ag＋)·c(Cl－)>Ksp，所以有 AgCl 沉淀生成。学以致用答案 第一次生成的白色沉淀为ZnS，在水中建立了沉淀溶解平衡：ZnS(s)??Zn2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp＝1.6×10－24 mol2·L－2。此时Q＝Ksp。加入CuSO4溶液后，Cu2＋、S2－的浓度商Q大于Ksp(CuS)。[Ksp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2]；故Cu2＋、S2－结合生成CuS沉淀，即ZnS白色沉淀转化为溶度积更小的CuS黑色沉淀。有白色沉淀生成 白色沉淀变为黑色沉淀 Zn2＋＋S2－===ZnS ↓ZnS(s)＋Cu2＋===CuS(s)＋Zn2＋(1)工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。写出用FeS除去Hg2＋的离子方程式。答案 FeS(s)＋Hg2＋(aq)===HgS(s)＋Fe2＋(aq)(2)硬水煮沸形成的水垢主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，它们是怎样形成的？答案 CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4;CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑2．沉淀转化在生活中的应用交流研讨归纳总结3. 试利用平衡移动原理解释下列事实：
(1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中：
(2)分别用等体积的蒸馏水和0.010 mol·L－1硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成：
BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量：酸后，S2－＋2H＋===H2S↑，破坏了FeS的溶解平衡，使上述平衡向正
方向移动，故FeS溶解用水洗涤使BaSO4 的溶解平衡向正反应方向移动，造成BaSO4的损失；而用H2SO4洗涤，H2SO4===2H＋＋SO4 ，SO4 的存在抑制了BaSO4的溶解，故BaSO4的损失量少FeS(s)?Fe2＋(aq)＋S2－(aq)，加入稀盐BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO4 (aq)，解析 根据勒·夏特列原理，如使平衡向溶解的方向移动，则促进溶解，反之固体量增加。2-2-2-学以致用H＋＋OH－===H2O，使平衡向右移动，破坏釉质3-4+OH-学以致用归纳总结A 当堂检测2.某温度时，BaSO4在水中的
沉淀溶解平衡曲线如图所示。
下列说法正确的是（ ）
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变
到b点
B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点
C．d点无BaSO4沉淀生成
D．a点对应的Ksp大于c点对应的KspC2×10-34×10-3c(SO42-)/(mol·L-1)2×10-34×10-3c(Ba2+)/(mol·L-1)abcd3.下列情况下，有无CaCO3沉淀生成？[Ksp(CaCO3)=2.8×
10-9 mol2·L-2]
（1）往1.0 L纯水中加入0.1 mL浓度为0.01 mol·L-1的
CaCl2溶液和Na2CO3溶液；【提示】c(Ca2+)=c(CO )=0.1?10-3? 0.01/1.0=
10-6 mol·L-1
Q=c(Ca2+)×c(CO )=10-12 mol2·L-2 < Ksp(CaCO3)=
2.8?10-9 mol2·L-2
因此无CaCO3沉淀生成。（2）改变CaCl2和Na2CO3的浓度为1.0 mol·L-1呢？【提示】 c(Ca2+)=c(CO ) = 10-4 mol·L-1
Q=c(Ca2+)×c(CO )=10-8 mol2·L-2 >Ksp(CaCO3)。故有
CaCO3沉淀生成。要铭记在心：每天都是一生中最美好的日子。
课件27张PPT。第4节 离子反应 第1课时 离子反应发生的条件第三章 物质在水溶液中的行为我们知道盐酸与硝酸银溶液混合时会发生反应生成白色沉淀，而盐酸与硝酸钠溶液混合则不会发生化学反应，溶液中的离子之间有的能发生化学反应，有的不能，这是为什么呢？
【思考】（1）什么是离子反应？
(2)离子反应发生的条件是什么？学习目标1.知道离子反应的实质和离子反应发生的条件。
2.会判断离子反应能否发生，会书写离子方程式
3.熟知离子反应的应用。学习重点离子反应的应用学习难点离子反应的应用2． 离子方程式是指用实际参加反应的 符号表示反应的式子。离子方程式不仅可表示某一个化学反应，还可表示某一类化学反应，揭示了这类化学反应的本质。1． 溶液中 之间，以及 与 之间发生的反应称为离子反应，其实质是溶液中某种或某些离子 。离子离子原子或分子浓度降低离子温故知新温故知新C 温故知新1. 生成沉淀(1)生成沉淀：由可溶性电解质之间发生反应生成沉淀：如Ba(OH)2溶液与Na2SO4溶液混合时，其离子方程式为Ba2＋＋SO42-=BaSO4↓(2)沉淀的转化：由一种难溶电解质溶解生成的离子与其他离子反应生成另一种更难溶电解质，使相应离子浓度降低，促进原沉淀继续溶解并转化为新的沉淀。如MgCO3与NaOH溶液反应可生成Mg(OH)2沉淀，其离子方程式为MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO3。2-如CH3COONa水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。2． 生成弱电解质如KOH溶液与HNO3溶液反应，离子方程式为OH－＋H＋===H2O。(1)生成水：(2)生成其他弱电解质①强酸生成弱酸：如H2SO4与CH3COONa溶液反应的离子方程式为CH3COO－＋H＋===CH3COOH。②强碱生成弱碱：如NH4Cl溶液与NaOH溶液反应的离子方程式为NH4+＋OH－===NH3·H2O。③水解反应：交流研讨3． 生成气体Na2CO3溶液与足量盐酸反应，离子方程式为 CO3＋2H＋===H2O＋CO2↑。(1)非电化学原理的氧化还原反应4． 发生氧化还原反应向CuSO4溶液中加入锌片：Cu2＋＋Zn===Zn2＋＋Cu，
FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板：2Fe3＋＋Cu===Cu2＋＋2Fe2＋。如铜锌原电池的电极反应和电池反应可表示为
负极反应式：Zn－2e－===Zn2＋，
正极反应式：Cu2＋＋2e－===Cu，
电池反应：Zn＋Cu2＋===Cu＋Zn2＋。(2)原电池反应2-交流研讨如氯碱工业中电解饱和食盐水的反应为
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑，
阴极反应式：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－，(3)电解池反应交流研讨归纳总结B 学以致用发生较彻底的水解而不能大量共存 产生沉淀而不能大量共存SO3 具有强还原性，因发生氧化还原反应而不能大量共存NO3在有H＋存在的情况下具有强氧化性，OH－与HCO3-反应生成CO3 和H2O，CO3 又会与Ca2＋生成沉淀。2--2-2-学以致用可利用离子的特征反应来检验一些常见离子。1． 离子的检验:AgNO3溶液，稀HNO3KSCN溶液有不溶于稀HNO3的黄色沉淀生成血红色溶液I－＋Ag＋===AgI↓Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)32. 测定溶液中离子的浓度(1)沉淀法：强酸中的H＋浓度可以用已知准确物质的量浓度的强碱溶液滴定的方法求得。如溶液中MnO4的浓度可用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定求得。(2)酸碱中和滴定：(3)氧化还原滴定法：-交流研讨3. 物质的制备与纯化(1)氯碱工业生产烧碱和氯气： (2)实验室制取CO2发生的离子反应： (3)制高纯度的氯化钠： (4)除去污水中的重金属离子： 用沉淀剂将其转化为沉淀而除去，达到净水的目的。 交流研讨4． 硬水的形成及软化交流研讨(1)常见阴离子的检验使用的试剂 反应现象 归纳总结(2)常见阳离子的检验归纳总结答案 离子方程式为H＋＋HCO3===CO2↑＋H2O。 由于小苏打中和胃酸会生成气体，容易造成胃穿孔。3． 下列方法可以治疗胃酸过多：(1)服用小苏打片,但胃溃疡患者通常不服用小苏打片，为什么？(2)服用胃舒平[主要成分为Al(OH)3]其原理是什么？答案 离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。-学以致用K＋ 做焰色反应,透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色,则有K＋，否则无K＋有I－，而无Fe3＋、NO3-。因为2I－＋2Fe3＋==2Fe2＋＋I2, 6I－＋8H＋＋2NO3-==3I2＋2NO↑＋4H2O。无Mg2＋、Al3＋。因为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，Al3＋＋3OH－
= =Al(OH)3↓ 。归纳总结1.能用离子方程式H＋＋OH－====H2O表示的反应是（ ）
A.Ba(OH)2溶液和稀硫酸混合
B.NaOH溶液与盐酸混合
C.Cu(OH)2和硫酸溶液反应
D.H2S通入NaOH溶液中B当堂检测2．下列各组离子在pH=1的溶液中能大量共存的是( )
A．Ba2+ Mg2+ Cl-
B．K+ Na+ Cl- HCO3-
C．H+ Cl- CH3COO- NO3-
D．K+ Ba2+ NO3- Cl- 生成沉淀生成气体生成弱电解质D当堂检测3．下列各溶液中的离子，能大量共存的是（ ）
A．Fe2+ NO3- H+
B．Fe3+ SCN- H+ Cl-
C．Na+ Al3+ S2–
D．Cl- Na+ H+ NH4+氧化还原络合反应强烈水解相互促进反应D当堂检测4. 下列表示对应化学反应的离子方程式正确的是 ( )
A.向稀HNO3中滴加Na2SO3溶液:
SO32-+2H+====SO2↑+H2O
B.向Na2SiO3溶液中通入过量SO2:
SiO32-+SO2+H2O====H2SiO3↓+ SO32-
C.向Al2(SO4)3溶液中加入过量的NH3·H2O:
Al3++4NH3·H2O====[Al(OH)4]-+4NH4+
D.向CuSO4溶液中加入Na2O2:
2Na2O2+2Cu2++2H2O====4Na++2Cu(OH)2↓+O2↑ D(1)硝酸无论浓稀均具有强
氧化性;
(2)过量的二氧化硫会生成
酸式盐;
(3)Al(OH)3只能溶解在强碱中。 当堂检测只有自己的心清楚了，才能去善待他人。
课件22张PPT。第4节 离子反应 第2课时 酸碱中和滴定第三章 物质在水溶液中的行为胃液中含有盐酸，胃酸过多的人常有胃痛、烧心的感觉，易吐酸水，通常病人服用少量的小苏打就能缓解这种症状。但如果病人同时患有胃溃疡，就不能服用小苏打，而要在医生的指导下服用胃舒平。
【思考】（1）小苏打和胃舒平的主要成分各是什么？
（2）小苏打和胃舒平治疗胃酸过多时发生反应的离子方程式分别是什么？学习目标1.了解酸碱中和滴定的原理，熟记酸碱中和滴定的主要仪器的名称及用途。
2.掌握酸碱中和滴定的实验操作、计算方法和误差分析。学习重点酸碱中和滴定的原理学习难点酸碱中和滴定的原理中性 酸性 碱性 7 2 11 强酸与强酸混合求[H+]求pH值pH=－lg[H+]温故知新等于 大于 小于 酸与碱等体积混合 当酸与碱pH之和为14(即pH酸＋pH碱＝14)时③若为弱酸与强碱，则pH<7。②若为强酸与弱碱，则pH>7；①若为强酸与强碱，则pH＝7；温故知新1．中和滴定的原理酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管。2．主要仪器及使用(1)滴定管分为两种：包括玻璃活塞、长玻璃管，可盛放酸性溶液、强氧化性溶液，
不能盛放碱性溶液及氢氟酸。包括长玻璃管、橡皮管、玻璃球，可盛放碱性溶液。
滴定管的上端都标有规格大小、使用温度、0 刻度；滴定管的精确读数为 0.01mL。①酸式滴定管：②碱式滴定管：交流研讨(2)滴定管的使用方法在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满溶液，然后调节滴定管液面使其处于某一刻度，准确读取数值并记录。①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏水。②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 2～3 遍。③加入溶液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管0刻度线以上2～3 mL 处。④调节起始读数：交流研讨3．实验操作步骤(5)记(记录)：记录滴定前和滴定终点时滴定管中标
准液的刻度，重复滴定2～3次将数据记入表中。(1)洗(洗涤)：洗涤仪器并进行检漏。(2)取(取液)：向酸(碱)式滴定管中注入标准液，向锥形瓶中注入待测液，加入2～3滴指示剂。(3)滴(滴定)：在锥形瓶下垫一张白纸，向锥形瓶中先快后慢地加入标准液(后面逐滴加入)，至指示剂发生明显的颜色变化(如由红色褪为无色或红色变为橙色、无色变为粉红色等)且半分钟内不变时，停止滴定。(4)读(读数)：平视滴定管中凹液面最低点，读取溶液体积。酸碱中和滴定的实验步骤可以提炼为6个关键字：洗 取滴读记算 酸碱中和滴定(1)原理： 左手控制活塞或玻璃小球，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液颜色的变化。(2)准确判断滴定终点：最后一滴恰好使指示剂颜色发生明显的改变且半分钟内不变色，即为滴定终点。(3)滴定操作要点：归纳总结I用标准NaOH溶液润洗 乙 学以致用丙 溶液由无色变为浅红色(或粉0.11 mol·L－1红色)，且半分钟内不褪色 用待测液润洗锥形瓶,会使量取的待测液的实际体积增大,消耗标准液的体积增大,使测定结果偏大不需要。因为若视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上 偏小 偏大 误差判断的方法：归纳总结锥形瓶一定不要用待测液润洗，否则会使待测液的量偏大，消耗标准液的体积偏大，从而使所测浓度偏大冲洗干净的滴定管无论是盛装标准溶液，还是待测溶液，都必须用待装溶液润洗2～3次，否则会使标准溶液或待测溶液比原来溶液的浓度偏小 实验开始时酸式滴定管中无气泡，实验结束时有气泡，会导致所读取的c(HCl)偏小，依据c(HCl)·c(HCl)＝c(NaOH)·c(NaOH)得所测的c(NaOH)偏小C 学以致用酸式碱式莫混用，读数视线要水平；
充满尖嘴不留气，液面不要高于零；
适量滴加指示剂，初始读数要记清；
左手慢慢旋活塞，右手旋摇锥形瓶；
两眼紧盯待测液，颜色突变立即停；
记下刻度来计算，中和滴定操作完。归纳总结1.用0.1000 mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH
溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是( )
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，最好选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，最好选用酚酞作指示剂D 当堂检测2.在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.lmol·L－1 HCl溶
液，其液面恰好在5 mL的刻度处，若把滴定管中的溶液全
部放入烧杯中，然后用0.l mol·L－1 NaOH溶液进行中和，
则所需NaOH溶液的体积为（ ）
A．大于20 mL B．小于20 mL
C．等于20 mL D．等于5 mL A当堂检测3.下列有关酸碱中和滴定的操作：
①用标准液润洗滴定管； ②往滴定管内注入标准溶液；
③检查滴定管是否漏水； ④滴定；
⑤滴加指示剂于待测液； ⑥洗涤。
正确的操作顺序是( )
A．③⑥①②⑤④ B．⑤①②⑥④③
C．⑤④③②①⑥ D．③①②④⑤⑥A当堂检测4. 准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中,用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定,下列说
法正确的是 ( )
A.滴定管用蒸馏水洗涤后,装入NaOH溶液进行滴定
B.随着NaOH溶液滴入,锥形瓶中溶液pH由小变大
C.用酚酞作指示剂,当锥形瓶中溶液由红色变无色时停
止滴定
D.滴定达终点时,发现滴定管尖嘴部分有悬滴,则测定结
果偏小 B当堂检测5.⑴图I表示10 mL量筒中液面的位置，A与B、B与C刻度相差
1 mL，如果刻度A为4，量筒中液体体积是 mL。
⑵图Ⅱ表示50 mL滴定管中液面位置，如果液面处读数是a，
则滴定管中液体的体积（填代号） 。
A.a mL
B.(50－a)mL
C.一定大于a mL
D.一定大于（50－a）mL3.2D当堂检测一个人的行为模式决定他的心智思想，也就决定他的命运。
课件31张PPT。第3章 物质在水溶液中的行为 章末复习第三章 物质在水溶液中的行为学习目标学习重点弱电解质的电离；盐类的水解及沉淀溶解平衡学习难点弱电解质的电离；盐类的水解及沉淀溶解平衡1.影响电离平衡的因素及水的离子积常数；学会pH值的简单计算；
2.弱电解质电离平衡的影响因素及电离平衡常数的计算；
3.盐类水解与沉淀溶解平衡的规律及相关计算一、与量有关的离子方程式的书写
在离子反应中反应物的量如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等对离子方程式会产生影响。对此类型离子反应方程式书写的技巧与规律总结如下：
1．量不同，离子反应不同
(1)生成物可与过量的物质继续反应的离子反应，这类离子反应只需注意题给条件，判断生成物是否与过量物质继续反应，准确确定产物形式即可。例如：①NaOH溶液中通入CO2
OH－＋CO2===HCO3－(CO2足量)
2OH－＋CO2===CO32－＋H2O(CO2少量)
②AlCl3溶液与NaOH溶液反应
Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓(NaOH少量)
Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－(NaOH过量)
③FeBr2溶液与Cl2的反应
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－(Cl2少量)
2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－(Cl2足量)(突破的知识点：还原性Fe2＋>Br－)
像此类情况还有NaOH溶液与SO2、Ca(OH)2溶液与CO2反应等。
(2)酸式盐与量有关的离子反应，一般书写时，量不足的物质用来参加反应的离子的物质的量之比一定要与它的化学式相符合；而足量的物质用来参加反应的离子的物质的量之比不一定与化学式相符。如果没有明确的用量，用任一反应物作为足量写出的离子方程式均正确。如：①NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应
H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－===BaSO4↓＋H2O(NaHSO4不足)；
2H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－===BaSO4↓＋2H2O(NaHSO4足量)
②NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应
HCO3－＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O(NaHCO3不足)；
2HCO3－＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋CO32－＋2H2O(NaHCO3足量)③Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应
Ca2＋＋HCO3－＋OH－===CaCO3↓＋H2O(NaOH不足)；
Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－===CaCO3↓＋CO32－＋2H2O(NaOH足量)
还有Mg(HCO3)2溶液与NaOH溶液、明矾溶液与Ba(OH)2溶液、NH4HSO4溶液与Ba(OH)2溶液等。2．滴加顺序不同，离子反应不同
如AlCl3溶液与NaOH溶液、Na2CO3溶液与HCl溶液、Na2S溶液与FeCl3溶液、氯水与FeBr2溶液、氨水与AgNO3溶液等。这些情况归根结底还是与量的多少有关。例如：
①将AlCl3溶液滴加到NaOH溶液中至过量：
Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－，
3[Al(OH)4]－＋Al3＋===4Al(OH)3↓
将NaOH溶液滴加到AlCl3溶液中至过量
3OH－＋Al3＋===Al(OH)3↓
OH－＋Al(OH)3===[Al(OH)4]－②将Na2CO3溶液逐滴滴加到稀盐酸中
CO32－＋2H＋===CO2↑＋H2O
将稀盐酸滴加到Na2CO3溶液中至过量
CO32－＋H＋===HCO3－
HCO3－＋H＋===CO2↑＋H2O 例1.近几年高考中出现的与量有关的离子方程式中，不能正确地表示下列反应的离子方程式的是_____________________ ________________________________。
①往澄清石灰水中通入过量二氧化碳：
Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O
②AgNO3溶液中加入过量氨水：
Ag＋＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋2H2O
③向氯化铝溶液中加入过量氢氧化钠溶液：
Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－学以致用④过量的SO2通入NaOH溶液中：
SO2＋2OH－===SO32－＋H2O
⑤Fe(NO3)3溶液中加入过量的HI溶液：
2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2
⑥NaHCO3溶液中加入过量的Ba(OH)2溶液：
2HCO3－＋Ba2＋＋2OH－===BaCO3↓＋2H2O＋CO32－
⑦氢氧化钠溶液中通入少量二氧化硫：
SO2＋OH－===HSO3－⑧硫酸氢钠溶液与足量氢氧化钡溶液混合：
2H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－===BaSO4↓＋2H2O
⑨碳酸氢钙与过量的NaOH溶液反应：
Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO32－
⑩稀硝酸与过量的铁屑反应：
3Fe＋8H＋＋2NO3－===3Fe3＋＋2NO↑＋4H2O
?碳酸氢钠溶液与少量石灰水反应：HCO3－＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O解析：①中通入过量CO2应生成Ca(HCO3)2，④中过量SO2与NaOH溶液反应生成HSO3－，⑤中应有H＋、NO3－与I－的氧化还原反应，⑥中NaHCO3溶液与过量Ba(OH)2溶液反应生成BaCO3和H2O：HCO3－＋Ba2＋＋OH－===BaCO3↓＋H2O，⑦NaOH溶液中通入少量SO2应生成Na2SO3和H2O：SO2＋2OH－===SO32－＋H2O，⑧NaHSO4溶液与足量Ba(OH)2反应SO42－沉淀完全：H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－===BaSO4↓＋H2O，⑩稀HNO3与过量的铁屑反应应生成Fe2＋：3Fe＋8H＋＋2NO3－===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O，?中NaHCO3溶液与少量Ca(OH)2溶液反应生成Na2CO3和CaCO3：2HCO3－＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋CO32－＋2H2O。
答案： ①④⑤⑥⑦⑧⑩?二、四种动态平衡的比较学以致用(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水法收集Cl2的理由是
______________________________________________________________________________________________________。
解析：考查应用化学平衡和电解平衡理论解决实际问题的能力。A、D都能直接和HClO反应，而使HClO浓度降低；C项中HCl抑制了平衡向右移动，使HClO浓度降低。饱和食盐水中的[Cl－]很大，使上述平衡向左移动，使Cl2在饱和食盐水中的溶解度降低。三、比较离子浓度大小的方法及规律
1．酸溶液或碱溶液
酸溶液中氢离子浓度即[H＋]最大，碱溶液中氢氧根离子浓度即[OH－]最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度比较。多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。
例如，H2S溶液中各离子浓度比较为：[H＋]>[HS－]>[S2－]>[OH－]。2．盐溶液
(1)多元弱酸的酸根和多元弱碱的阳离子都是分步水解，但以第一步水解为主。
例如，Na2CO3溶液中：[Na＋]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]>[H＋]。
(2)明确酸式酸根离子电离程度、水解程度的相对大小。
例如，NaHCO3溶液中由于HCO3－的水解程度大于电离程度，因此：[Na＋]>[HCO3－]>[OH－]>[H＋]>[CO32－]。
(3)比较同一离子的浓度时，要注意其他离子对该离子的影响。例如，物质的量浓度相同的各溶液中[NH4＋]比较为：[NH4HSO4]>[NH4Cl]>[CH3COONH4]。
3．混合溶液
溶液混合要先考虑是否发生反应，若发生反应，先要确定反应后的物质及各物质的浓度，再考虑电离因素、水解因素。
例如200 mL 0.1 mol/L NH3·H2O与100 mL 0.2 mol/L盐酸混合，溶液中各离子浓度大小顺序为：
[Cl－]>[NH4＋]>[H＋]>[OH－]
4．灵活运用电荷守恒、物料守恒和质子守恒 例3.盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是( )
A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32－和OH－
B．NaHCO3溶液中：[H＋]＋[H2CO3]＝[OH－]
C．10 mL 0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子浓度由大到小的顺序是：[Na＋]> [CH3COO－] > [OH－]>[H＋]
D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同学以致用解析：A项，生成Na2CO3，CO32－会发生水解，生成HCO3－，所以A项错误；B项电荷守恒：[H＋]＋[Na＋]＝[HCO3－]＋[CO32－]2＋[OH－]
物料守恒：[Na＋]＝[HCO3－]＋[CO32－]＋[H2CO3]
两式相减得：[H＋]＋[H2CO3]＝[CO32－]＋[OH－]，所以B项错误；C项，生成CH3COONa，CH3COO－水解呈碱性，故C正确；D项，相同pH、相同体积的HCl和CH3COOH溶液，因为CH3COOH为弱酸，所以CH3COOH的物质的量浓度大，CH3COOH所消耗的NaOH的物质的量大，D项错误。
答案： C少一些功利主义的追求，多一些不为什么的坚持！
