课件29张PPT。第一节 弱电解质的电离 1、(1)什么叫电解质？
举例说明.
(2)什么叫非电解质？
举例说明.
知识回顾：电解质和非电解质比较
电解质 非电解质
概念：在水溶液中或熔化状态下 在水溶液和熔化状态
能够导电的化合物。 下都不能导电的化合物。
和结构关系：大多数离子化合物 极性键或非极性键构成
强极性键共价化合物 的化合物
实例： 酸 碱 盐，H2O 大多数有机物，SO3、CO2
等
说明：溶液导电与否是由内外因共同作用的结果，内因为必须有电解质，外因在水的作用下两者缺一不可，可用下列图示表示：
电解质 电离 导电
溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度决定。1.石墨能导电，所以是电解质。
2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。 实验3-1：体积相同，氢离子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 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。
探究结果：什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
练习：判断下列物质，
属强电解质的 有哪些？属弱电解质的有哪些？
NaCl、 NaOH 、 H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O、Cl2、Cu强电解质：
弱电解质： 在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质(其离子无 分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱。 在水溶液里部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。NaCl = Na++Cl-HAc H++Ac- 小结：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｝｝弱电解质强电解质二、弱电解质的电离平衡 思考与讨论： 1、开始时，V电离 和 V结合怎样变化？ 2、当V电离 = V结合时，可逆
过程达到一种什么样的状态？
画出V～t图。弱电解质电离的V-t图像V电离V结合0t1t2V电离= V结合平衡状态ⅠtV电离平衡 在一定条件（如温度、浓度）下，当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——思考与讨论： 例1， 在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？ NH3·H2O NH4 + + OH -右左左右影响电离平衡有哪些因素
（1）温度
电离过程是吸热过程，平衡温度升高向电离方向移动。
（2）浓度
浓度越大，电离程度越小。
（3）其他因素
问题探讨1.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。问题探讨
2.金属导电与电解质溶液导电有何不同？升温对二者的导电性有何影响？
*自由电子的定向移动；自由移动的离子定向移动*升温，金属导电性减弱；电解质溶液导电性增强说明：
①电离平衡是动态平衡，平衡移动符合勒夏特列原理
②多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离……，
例如:0.1mol/LH2S溶液中各步电离[H+]为：
H2S H++HS- [H+]=1×10-4mol/L
HS- H++S2- [H+]=1×10-13mol/L
电离难的原因：
a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；
b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。
练习1.将0 .1mol/L的氨水稀释10倍，随着氨水浓度的降低，下列数据逐渐增大的是（ ）
A. [H+] B. [OH]- C. [OH]- /[NH3·H2O] D. [NH4]+
2 .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） ACBD练习3.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_________。（用<、=、> 表示）a=b=ca=b5.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 CBD 问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
三、电离平衡常数（K）
看课本自学相关内容并思考：
（1）什么叫电离平衡常数？
（2）电离平衡常数的化学含义是什么？
（3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱？
（4）影响电离平衡常数的因素是什么？弱电解质电离程度相对大小的参数一
电离平衡常数（K）对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。
例：H2CO3 H++HCO3- 一(1)
HCO3- H++CO32- 一(2)
每一步的电离程度是不一样的。(9)写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H+ + H2PO4- 一(1)H2PO4-H+ + HPO42- 一(2)HPO42-H+ + PO43- 一(3)就电离本身而言，你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？ 对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要相差105）。
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸 再见
祝同学们学习进步 探究实验设计建议：课件9张PPT。水的电离一、水的电离⑴.水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L在一定温度时：
C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的离子积
25℃时，Kw=1×10-142、水的离子积水的浓度为常数，所以 K W＝ C(H+)×C(OH-）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？分析下表中的数据有何规律，并解释之 讨论：讨论：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3、影响水电离的因素
（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100℃时，
KW=1×10－12。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－)===1×10－14 练习
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＋ )课件15张PPT。溶液中ＰＨ的计算pH值计算１—— 酸的稀释例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH 值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg 1.0 ×10-5=5关键：抓住氢离子进行计算！[H+]= =1.0 ×10-5mol/LpH值计算２—— 碱的稀释例题：在25℃时，pH值等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？解：稀释前：[OH-] =pH=-lg[H+]关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！稀释后： [OH-] =[H+] ==10=1 ×10-2mol/L=1 ×10-4mol/L==1 ×10-10mol/L
课前练习:溶液稀释的PH计算54910约为7约为7知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律1、c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，PH相差（改变）一个单位。2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大（减小）一个单位。3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等于7（均要考虑水的电离）。4、酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物质的量浓度将增大。pH值计算３—— 强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）=-lg5×10—2=2-lg5=1.3.关键：抓住氢离子进行计算！pH值计算４—— 强碱与强碱混合解：=-lg2+11=10.7例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1)[H+]=10-14/[OH-]pH=-lg10-14/(10-3/2)关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！pH值计算５—— 强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1关键：酸过量抓住氢离子进行计算！pH值计算6—— 强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2[H+]=10-14/[OH—]= 10-14/0.1pH=-lg10-13=13小结（1）酸I+酸II [H+] = (2)碱I+碱II [OH-] =
小结（3）酸I+碱II
完全中和：[H+] = [OH-] =1 × 10－7mol/L
酸过量： [H+]=
碱过量：[OH-] = 课前练习:混合溶液的PH计算3.32.310.711.773.310.7PH1=8的NaOH溶液与PH2=10的NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的PH。解一：c(H+)1= 10－8 c(H+)2= 10－10
∴c(H+)混= (10－8 + 10－10)/2 = 5.05×10－9
∴PH = 9 － lg5.05 = 8.3解二：c(H+)1= 10－8 ∴ c(OH－)1= 10－6
c(H+)2= 10－10 ∴ c(OH－)1= 10－4
∴c(OH－)混= (10－6 + 10－4)/2 = 5.05×10－5
∴POH = 5 － lg5.05 = 4.3 ∴PH = 9.7知识小结:混合溶液PH计算的有关规律1、强酸或强碱溶液的等体积混合，当PH相差两个或两个以上的单位时，（酸）= PH小 + 0.3（碱）= PH大 － 0.32、强酸和强碱的等体积混合若PH酸 + PH碱=14，则PH混= 7若PH酸 + PH碱＜１４，则PH混= PH酸 +0.3若PH酸 + PH碱＞1４，则PH混= PH碱－0.32、将V1（L）PH=m的稀硫酸与V2（L）PH=n的NaOH溶液混合后呈中性
⑴若m + n = 14，则Vm∶Vn = ；
⑵若m + n = 13，则Vm∶Vn= ；
⑶若m + n ＞ 14，则Vm∶Vn = ；
且Vm （“＞”、“＜”、“=”）Vn。作业课件20张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡3.3盐类的水解中性碱性酸性强酸弱碱盐弱酸强碱盐强酸强碱盐1.盐的组成与盐溶液的酸碱性的关系H2O?酸性碱性中性CH3COONa = CH3COO- + Na+探讨与交流 （以CH3COONa溶液例）：C(H+) < C(OH-)NH4Cl = NH4+ + Cl-探讨与交流 （以NH4Cl溶液为例）：C(OH-) < C(H+) NaCl溶液的情况又如何呢 ？2.盐类水解的定义：H2O H + + OH - CH3COONa = Na+ + CH3COO-NH4Cl = Cl- + NH4+ 结合CH3COONa和NH4Cl的水解机理，分析归纳…在盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子
或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-
结合生成弱电解质分子的反应就叫做盐类的
水解。 从盐的组成以及其溶液的酸碱性分析归纳，下列问题：1、结合盐类水解的定义分析盐类水解的条件、实质是什么？有什么规律？2、盐类水解反应与中和反应的关系如
何？3.盐类水解的条件、实质和规律水解的条件：在水溶液中、易溶于水、
电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子。水解的实质：破坏了水的电离平衡,促进 了
水的电离。水解的规律：谁弱谁水解，谁强显谁性，
无弱不水解，都强显中性。盐类水解反应与中和反应的关系如何？CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH中和水解探究问题：练一练： （1）FeCl3 （2） NaF （3）CuSO4
（4）K2CO3 （5） KI （6）Al2(SO4)3
C、NaNO3 向水中加入下列哪些物质，可使水的电离平衡发生移动？怎样移动？向左移动向右移动不 移 动向左移动向右移动A、H2SO4习 题 1 ：B、FeCl3E、KOHD、K2CO31. 下列溶液PH小于7的是A、 KBr B、 CuSO4 C、NaF D、Ba（NO3）2
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A 、 K2CO3 B、 NaHSO4 C、 Na2S D、 FeCl33.下列离子在水溶液中不会发生水解的是A 、 NH4+ B、 SO42_ C 、 Al3+ D 、 F_4.? 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是：A NH4+ 、H + 、OH-、Cl_ B Cl _ 、 NH4+ 、H + 、OH _
C H +、 Cl_ 、 NH4+ 、OH _ D Cl、 NH4+ 、 OH- 、H +习 题 2 ：下列盐的水溶液中,离子浓度比正确的是： D、NaF c(Na+) : c(F-) < 1 : 1B、K2SO4 c(K+) : c(SO42-) = 2 : 1C、(NH4)2SO4 c(NH4+) : c(SO42-) < 2 : 1A、NaClO c(Na+) : c(ClO-) = 1 : 1习 题 3 ：B C 能力提高 ： 1、若某盐溶液呈中性，能否判断该盐未发生水解反应？该盐可能是什么盐？为什么？（结合CH3COO NH4为例思考）2、酸式盐的水溶液一定显酸性吗？（结合NaHSO4 、 NaH2PO4、 NaHPO4 、NaHCO3 、 NaHS 等为例思考）思考……越弱越水解 ！ 弱酸弱碱盐能否水解？若能水解，弱酸弱碱盐溶液的酸碱性如何确定？说明理由。 课后探究 ： 都弱都水解 ！强酸弱酸强碱弱碱1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐4、弱酸弱碱盐3、弱酸强碱盐生成
的盐CH3COOH ＋ NH3·H2O ＝ CH3COONH4 ＋ H2OHCl ＋ NaOH ＝ NaCl ＋ H2O4.影响盐类水解的因素影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质。另外还受外在因素影响：
1、温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。
2、浓度：盐的浓度越小，一般水解程度越大。加水稀释盐的溶液，可以促进水解。
3、溶液的酸、碱性：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。 正反应增加降增大颜色变深逆反应正反应逆反应正反应增加增加减少减少降升升升减小增大减小增大颜色变浅颜色变浅颜色变浅红褐色沉淀，无色气体巩固练习相同浓度的下列溶液中，[CO32-]的大小关系依次为（ ）
①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3
课件13张PPT。2020-2-18§3.4 难溶电解质的溶解平衡2020-2-18学习目标1.理解难溶电解质的溶解平衡。
2.溶度积和溶度积规则.
3.利用平衡移动原理分析沉淀的生成、溶解、转化。2020-2-181、盐类的水解实质：2、水解规律：3、影响因素有弱才水解,无弱不水解;
谁弱谁水解,谁强显谁性;
越弱越水解,都弱双水解。盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或OH –
结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。课前复习2020-2-18一、难溶电解质的溶解平衡1、谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。
2、根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成溶液的离子反应是否能真正进行到底。2020-2-18生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。
难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0(生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存)。
习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质
化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。2020-2-181、沉淀的生成二、沉淀反应的应用2020-2-182、沉淀的溶解 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。例如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中：CaCO3 Ca2+ + CO32- 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。例如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中：[实验3-3]2020-2-18 3、沉淀的转化 对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀.锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4 SO42- + Ca2+ +
CO32-CaCO3[实验3-4,3-5]2020-2-18溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之乘积为一常数.
MmAn的饱和溶液: Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n
溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m · c(Am-)n
Qc > Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀.
Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液.
Qc < Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.三.溶度积和溶度积规则2020-2-18课堂练习1、下列说法中正确的是（ ）
A.不溶于不的物质溶解度为0
B.绝对不溶解的物质是不存在的
C.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
D．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
2、下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的是（ ）
①I－ ClO－ NO3－ H＋ ②K＋ NH4＋ HCO3－ OH－
③ SO42－ SO32- Cl－ OH－ ④Fe3+ Cu2+ SO42－ Cl －
⑤H＋ K＋ AlO2－ HSO3－ ⑥Ca2＋ Na＋ SO42- CO32-
A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④BB2020-2-18课堂练习3、以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、Pb2+、Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净的MnCl2。根据上述实验事实，可推知MnS具有的相关性质是（ ）
A.具有吸附性
B.溶解度与CuS、PbS、CdS等相同
C.溶解度大于CuS、PbS、CdS
D．溶解度小于CuS、PbS、CdSC2020-2-18课堂练习4、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)CaCO3难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中
(3)分别用等体积的蒸馏水和0．010mol/L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的损失量2020-2-18
