化学：2.2《水的电离和溶液的酸碱性》课件（新人教版选修4）
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| 名称 | 化学：2.2《水的电离和溶液的酸碱性》课件（新人教版选修4） |  | |
| 格式 | rar | ||
| 文件大小 | 615.8KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2009-07-27 14:36:00 | ||
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文档简介
课件78张PPT。 第二节
水的电离与溶液的酸碱性一、水的电离 水是极弱的电解质25°C 1L水只有10-7molH2O分子发生电离多少个水分子才有1个电离？55.6×107其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw,称为水的离子积常数，简称为离子积KW =c（H+）· c（OH-） =1× 10-141.水的离子积常数25℃时（常温） 如果温度变化Kw会如何变化?为什么?实验测得：
在25℃，水电离出来的c(H+)=c(OH－)=10—7mol/L1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12水的电离吸热（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大c(H+)=c(OH-)升高温度：
平衡向 移动, c(H＋ ) ,c(OH-) , Kw右增大 增大增大注意：水的离子积只随温度的改变而改变2. 影响水的电离平衡的因素Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液对常温下的纯水进行下列操作：(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。中性 正反应 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大 酸性 逆反应 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 不变碱性 逆反应 减小 增大 c(H+)( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -14 )3、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH-！注意：
1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，
Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。（25℃时Kw =10-14 ）2、水电离出的H＋、OH－永远相等水的离子积常数二、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系=1×10－14（25℃）溶液的酸碱性由
溶液中H＋、OH－浓度相对大小决定：酸性:c(H+) ＞c(OH－)中性:c(H+) ＝c(OH－)碱性:c(H+) ＜c(OH－)常温25℃c(H+)＞10－7mol/Lc(H+)＝10－7mol/Lc(H+)＜10－7mol/L无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H＋、OH－，并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。判断正误：1. 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。2. 在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。6. 对水升高温度电离程度增大，酸性增强。√××√√√2. 0.1mol/L的NaOH溶液中，
c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、
由水电离出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？1. 0.1mol/L的盐酸溶液中，
c（H＋）＝？ 、 c（OH-）＝？、
由水电离出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？、3. 0.1mol/L的NaCl溶液中，
c（OH-）＝？、c（H＋）＝？计算：下列五种溶液中c(H+)由大到小的排列顺序
A.0. 1 mol·L-1的盐酸；
B.0.1 mol·L-1的硫酸；
C. 0.1 mol·L-1的NaOH;
D. 0.1 mol·L-1的CH3COOH;
E. 0.1 mol·L-1的NaCl，BADEC0.1mol/L0.2mol/L1×10-13mol/L小于0.1mol/L1×10－7mol/L比较：某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ，
则该溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L
若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L
则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L
则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性逆推：计算下列溶液的pH，通过计算结果思考：
表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？
25℃ 10-5 mol/L盐酸 1 mol/L盐酸 2 mol/L盐酸
25℃ 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液引入pH值意义：表示溶液酸碱性的强弱。用H+物质的量浓度的负对数表示1. 定义式：pH=-lgc(H+)用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的溶液酸碱性比较方便。
c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。三、溶液的酸碱性与PHpH= -lg c(H+)pH值与溶液酸碱性的关系？pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸性增强中 性碱性增强25℃回忆初中所学常温下pH大小与溶液酸碱性的关系中性pHC(H＋)C(OH－)10—14
10—13
10—12
10—11
10—10
10—9
10—8
10—7
10—6
10—5
10—4
10—3
10－2
10－1
100酸性碱性增强增强c(H+) 越大
pH 越小
酸性越强，碱性越弱结合pH与c(H+)的关系，
思考
溶液酸碱性与pH的关系中性溶液 酸性溶液 碱性溶液c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/Lc(H+)＞c(OH-)＞1×10-7mol/Lc(H+)＜c(OH-)＜1×10-7mol/LpH =7pH＜7pH＞7思考：pH为7的溶液是否一定是中性溶液？(25℃)2. 溶液的酸碱性与pH的关系c(H+)＞c(OH-)c(H+) = c(OH-)c(H+)＜c(OH-)PH＜7PH = 7PH＞7c(H+) 越大PH越小，酸性越强c(OH-) 越大PH越大，碱性越强不变减小2. 溶液的酸碱性与pH的关系1.甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，则甲溶液中[H+]与乙溶液中[H+]之比为 A.100 B.1/100 C.3 D.1/3pH相差a，[H+]相差10aB练习:2. pH=3的盐酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？盐酸浓度差多少倍？
c(H+)相差10倍；物质的量浓度强酸相差10倍
PH=3的醋酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？醋酸浓度差多少倍？
c(H+])相差10倍；物质的量浓度弱酸相差＞10倍3、有关溶液pH的计算(1)单一溶液的计算：pH=-lgc(H+)酸性:求c(H+) →pH
碱性:求c(OH-) → c(H+) → pHpH＋pOH＝14c（H+）· c（OH-） =1× 10-14(2)强酸、强碱的稀释：例1. pH=3的盐酸 ①加水稀释到原来的10倍，pH=________②加水到原来的103倍，pH =___________, ③加水到原来的104 倍pH= _______, ④加水到原来的106倍，pH=________例2. ①pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=___________② 加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=______________③加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=_______________④加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=_______________
关键：抓住氢离子进行计算！关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！结论：强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。强酸溶液每稀释10倍，PH增大一个单位。酸、碱溶液无限稀释时，pH均无限接近于7（均要考虑水的电离）。强碱溶液每稀释10倍，PH减小一个单位。(3)弱酸、弱碱的稀释结论：弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位例3. pH=3醋酸加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_______________________
pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围________________________?弱酸、弱碱稀释后溶液pH的变化比强酸、强碱小。例4. 有两瓶pH=2的溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水，而没有其它试剂，简述如何用最简单的实验方法来判断那瓶是强酸？(4)强酸（碱）溶液混合例6. pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。例5. pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值 结论：两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3结论：两种强碱溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3例7. 0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值?
例8. pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。
(5)强酸、强碱溶液混合方法：先反应---按过量的计算，
若酸过量，求c（H+），再算pH值。
若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值4. pH的测定方法 酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。(1) 酸碱指示剂（定性测量范围）(2) pH试纸(定量粗略测量)(整数位)讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？
标准比色卡中的数据都是整数
如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：
A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定使用方法：
直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，跟标准比色卡相对比注意：①不能用水润湿②要放在玻璃片（或表面皿）上③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上(3) pH计(定量精确测量)(小数位)酸碱中和滴定属性：化学分析中的定量分析
特点：简便、快捷、准确
应用：广泛用于科研和工农业生产定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。对于一元酸和一元碱发生的中和反应：H+ + OH－ = H2O酸碱中和滴定原理 C酸V酸＝ C碱V碱C未知V未知＝ C标准V标准酸碱中和滴定的关键C标准V标准= C待测V待测 （一元酸碱中和）酸碱滴定时一般选用酚酞和甲基橙作为指示剂，
确定酸碱恰好完全反应。a.准确测定V标准和V待测溶液的体积—滴定管
b.如何判断中和反应是否恰好进行完全(滴定终点的确定)—酸碱指示剂酸碱中和滴定所需的仪器：酸式滴定管 碱式滴定管
铁架台 滴定管夹
锥形瓶 烧杯操作步骤：洗涤→ 检漏 → 蒸馏水洗 → 溶液润洗 → 装液 →
排气泡→调整液面并记录 → 放出待测液 → 加入指示剂
→ 滴定 →记录 → 计算。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碱中和滴定数据处理和计算：中和滴定实验中的误差因素分析：一、仪器润洗不当
⒈盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗；
⒉盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗；
⒊锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；二、读数方法有误
⒈滴定前仰视，滴定后俯视；
⒉滴定前俯视，滴定后仰视；
⒊天平或量筒的使用读数方法错误；三、操作出现问题
⒈盛标准液的滴定管漏液；
⒉盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）；
⒊振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出；
⒋滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外；
⒌快速滴定后立即读数；偏大偏小偏大偏大偏小偏大偏小偏小四、指示剂选择欠妥
⒈用强酸滴定弱碱，指示剂用酚酞；（正确选择：甲基橙）
⒉用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙；（正确选择：酚酞）
（①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强滴定，
原则上甲基橙和酚酞皆可选用；④中和滴定肯定不用石蕊。）五、终点判断不准确
⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下；
六、样品中含有杂质
⒈用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品；
⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸；七、指示剂的变色范围偏大俯视图仰视图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先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小实际读数正确读数先俯后仰先偏小后偏大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过程中溶液的pH变化：例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L盐酸 1.0 2.3 3.3 4.3 7.0 9.7 10.7 11.7 12.5问题2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变? PH发生怎样改变?问题1:滴定终点消耗碱多少? pH等于多少?问题3:以NaOH加入量为横坐标,以pH值变化为纵坐标,绘制中和滴定曲线引出pH值突变概念及范围PH1210864210203040突变范围反应终点加入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。第三节 盐类的水解思路：
盐溶液有酸碱性?酸碱性与盐类型的相关性
?相关性原因?深化必修中离子反应的条件
?影响水解的因素?与中和反应、热效应联系?应用
特点：
问题?探究?思考、分析 循环深入
利用已有知识探得新知识，深化已有知识探究盐溶液的酸碱性
寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
影响盐类水解的主要因素和盐类水解的利用问题引言→科学探究不同类型的盐溶液酸碱性不同循环1 （P54）进一步的问题→思考与交流与盐所含离子与水能否形成弱电解质有关循环2（P55～56）分析讲解盐的水解学与问条件从水拓展到弱电解质教学重点：
盐类水解的本质
教学难点：
影响水解平衡的因素，
水解反应方程式的书写
教学过程建议： 第三节 盐类的水解生活中常用的盐除NaCl外，还有谷氨酸钠（味精）和Na2CO3 、NaHCO3等。 NaCl和谷氨酸钠主要用于食品调味，而Na2CO3 、NaHCO3被视作“碱”用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3 俗称纯碱。明明是盐为什么叫“碱”呢？一、探究盐溶液的酸碱性学生实验：p54科学探究复习：什么叫盐？酸碱中和生成盐------盐的类型中性碱性碱性酸性中性碱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碱性酸性中性酸性强酸弱碱盐二、探究盐溶液呈不同酸碱性的原因（1）盐溶液中存在哪些粒子？（2）哪些粒子间可能结合？
（3）对水的电离平衡有何影响？（4）盐溶液酸碱性？P55思考与交流（填表）强酸弱碱盐如NH4Cl溶液呈酸性NH4Cl＝ NH4＋＋Cl－＋NH3·H2ONH4＋与水电离的OH-结合形成弱电解质，
c（OH-）减小，使水的电离平衡正向移动，
c（H＋）>c（OH-），溶液显酸性。(弱碱,弱电解质)NH4+ +H2O NH3·H2O + H+弱酸强碱盐如CH3COONa溶液呈酸性c（OH-)> c(H+)
溶液显碱性CH3COONa = CH3COO- + Na+H2O H+ + OH-1 、盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。CH3COOH(弱酸,弱电解质)+CH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-2 . 盐类水解的实质：
盐电离出的弱离子与水作用生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使其发生正向移动。（1） 弱酸的酸根离子 弱酸H2OCH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-显碱性NH4+ +H2O NH3·H2O + H+显酸性盐的水解是中和反应的逆反应，一般不能进行到底。水解是微弱的（3）盐类水解方程式的书写 1、盐类水解是可逆的、微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀 和气体 产生。生成物（如NH3·H2O、H2CO3）不分解。
2、多元弱酸的酸根离子水解分步进行，以第一步水解为主，故只写第一步即可。
3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。化学方程式：离子方程式：练习：书写下列盐类水解的方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2 练习：判断下列盐类是否能够水解，酸碱性如何？NaCl K2SO4
CH3COONa Na2CO3
AlCl3
CH3COONH4强酸强碱盐不水解，显中性强碱弱酸盐水解，显碱性强酸弱碱盐水解，显酸性3. 盐类水解的规律：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 都弱双水解条件结果程度三、影响盐类水解的因素1、内因：反应物本身的性质NaA = A- + Na+H2O H+ + OH-+HA(弱酸)如HA越弱, 则A-和H+更 结合, 水的电离平衡程度更 , 即水解的程度更 。容易大大例:比较Na2CO3和CH3COONa的碱性？H2CO3CH3COOH酸性：＜碱性：Na2CO3 CH3COONa＞越弱越水解① 温度
② 浓度
③外加酸碱盐的影响2. 外因：符合勒夏特列原理①温度：水解是中和反应的逆反应，是吸热反应。越热越水解问题: 能否通过加热蒸发FeCl3溶液的方法得到其结晶？只能得到Fe2O3固体例、热的碱液（Na2CO3溶液）去油污的能力较强③溶液的酸碱度：问题：配制FeCl3溶液需要注意什么问题？加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解。酸碱能够抑制或促进水解 盐类水解产生H+或OH-，凡是能够结合H+，OH-的物质，均会促进盐类的水解．②浓度：稀释溶液可以促进水解，使水解平衡向右移动，即盐的浓度越小其水解程度越大 越稀越水解练习：CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：向右增大增大向右减小减小向右减小增大向右减小变小向左向左增大增大增大减小向右减小减小2、向盛有碳酸钠溶液的试管中滴入2滴酚酞试液振荡， 现象是 ，原因用离子方程式表示是 。
然后对溶液加热，现象是： 。最后向溶液中再滴入过量的BaCl2溶液， 现象为 ，
原因用离子方程式表示 。溶液变红产生白色沉淀，且红色褪去Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓溶液红色变深练习：四、盐类水解的应用1．解释某些盐（如明矾、 FeCl3等）作净水剂的原理。
2.某些溶液的配置和保存。
例如何用热水配制澄清的FeCl3、CuSO4、Na2SiO3溶液？
3．分析某些盐的固体不能用蒸发方法结晶获得的原因。（ 如AlCl3 FeCl3等）
4．分析某些活泼金属（如镁）与强酸弱碱盐（如NH4Cl）溶液反应产生H2的原因。
5．某些肥料不宜混施的原因。（如草木灰（含K2CO3）不能和铵态氮肥混和使用）
6.书后溶解性表中，为何在提到Al2(CO3)3和Fe2(CO3)3时显示的是“ — ”？玻璃筒里面放入的什么是药品？泡沫灭火器里的药品是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液。外筒（钢质）放入的是什么药品？知识特点：主要是已有知识的应用、迁移
编写特点：以四个“思考与交流”为线索，辅助以必要的“资料”查询、“废水处理化学沉淀法工艺流程”介绍和“实验”活动，突出学生的主动参与，调动学生的思维第四节 难溶电解质的溶解平衡?
?
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难溶电解质的溶解平衡沉淀反应的应用沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的转化利用固体的溶解平衡和电离平衡进行知识迁移溶度积溶解度与电离平衡的进一步应用思考与交流1(P61)
沉淀反应的可逆性
沉淀反应的限度思考与交流2(P63)
沉淀反应的应用→生成难易的判断和溶解平衡的移动工具沉淀溶解平衡溶解度、平衡移动与沉淀反应的关系知识迁移问题引入1.沉淀的生成思考与交流3(P64)
解释实验现象，找沉淀溶解规律规律生成可溶、难电离物质2.沉淀的溶解思考与交流4(P64)
分析实验现象，找沉淀转移的特点特点由溶解度小的转化为更小的3.沉淀的转化4个思考交流步步深入难溶物（沉淀）也有溶解度
习惯上把溶解度小于0.01 g，称为难溶
难溶电解质的溶解平衡是动态平衡
沉淀的生成
沉淀的溶解
沉淀的转化
是新知识
有一定难度
实质是平衡的移动
转化的方向－－转化为溶解度更小的
科学视野－－溶度积教学重点：
难溶电解质的溶解平衡
教学难点：
难溶电解质的溶解和转化
教学过程建议： 第四节 难溶电解质的溶解平衡一、难溶电解质的溶解平衡思考与交流：
谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与“不溶”的理解。
根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。200C时，溶解性与溶解度的大小关系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,沉淀反应达到完全。Ag+和 Cl-的反应真能进行到底吗？1、概念：在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立的动态平衡。2、特征：动、等、定、变例、石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)=Ca2+(aq)+2OH-(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AB1. 沉淀的生成二、沉淀反应的应用（1）意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。
（2）方法：A、调节pH法 B、加沉淀剂法
（3）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好2. 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-+H+HCO3- H2CO3 → H2O+CO2↑ 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][实验3-4,3-5]AgCl 3. 沉淀的转化 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（科学视野选学内容）资料：
牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： Ca5(PO4)3OH（s）=5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是 。已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的矿化产物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因 。 平衡概念化学平衡理论弱电解质电离平衡难溶电解质溶解平衡水的电离平衡盐的水解平衡酸碱盐溶液的酸碱性沉淀的生成溶解转化平衡特征平衡移动
水的电离与溶液的酸碱性一、水的电离 水是极弱的电解质25°C 1L水只有10-7molH2O分子发生电离多少个水分子才有1个电离？55.6×107其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw,称为水的离子积常数，简称为离子积KW =c（H+）· c（OH-） =1× 10-141.水的离子积常数25℃时（常温） 如果温度变化Kw会如何变化?为什么?实验测得：
在25℃，水电离出来的c(H+)=c(OH－)=10—7mol/L1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12水的电离吸热（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大c(H+)=c(OH-)升高温度：
平衡向 移动, c(H＋ ) ,c(OH-) , Kw右增大 增大增大注意：水的离子积只随温度的改变而改变2. 影响水的电离平衡的因素Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液对常温下的纯水进行下列操作：(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。中性 正反应 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大 酸性 逆反应 增大 减小 c(H+)>c(OH-) 不变碱性 逆反应 减小 增大 c(H+)
1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，
Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。（25℃时Kw =10-14 ）2、水电离出的H＋、OH－永远相等水的离子积常数二、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系=1×10－14（25℃）溶液的酸碱性由
溶液中H＋、OH－浓度相对大小决定：酸性:c(H+) ＞c(OH－)中性:c(H+) ＝c(OH－)碱性:c(H+) ＜c(OH－)常温25℃c(H+)＞10－7mol/Lc(H+)＝10－7mol/Lc(H+)＜10－7mol/L无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H＋、OH－，并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。判断正误：1. 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。2. 在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。6. 对水升高温度电离程度增大，酸性增强。√××√√√2. 0.1mol/L的NaOH溶液中，
c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、
由水电离出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？1. 0.1mol/L的盐酸溶液中，
c（H＋）＝？ 、 c（OH-）＝？、
由水电离出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？、3. 0.1mol/L的NaCl溶液中，
c（OH-）＝？、c（H＋）＝？计算：下列五种溶液中c(H+)由大到小的排列顺序
A.0. 1 mol·L-1的盐酸；
B.0.1 mol·L-1的硫酸；
C. 0.1 mol·L-1的NaOH;
D. 0.1 mol·L-1的CH3COOH;
E. 0.1 mol·L-1的NaCl，BADEC0.1mol/L0.2mol/L1×10-13mol/L小于0.1mol/L1×10－7mol/L比较：某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ，
则该溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L
若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L
则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L
则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性逆推：计算下列溶液的pH，通过计算结果思考：
表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？
25℃ 10-5 mol/L盐酸 1 mol/L盐酸 2 mol/L盐酸
25℃ 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液引入pH值意义：表示溶液酸碱性的强弱。用H+物质的量浓度的负对数表示1. 定义式：pH=-lgc(H+)用pH值表示c(H+)或c(OH-)<1 mol/L的溶液酸碱性比较方便。
c(H+)或c(OH-)>1 mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。三、溶液的酸碱性与PHpH= -lg c(H+)pH值与溶液酸碱性的关系？pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸性增强中 性碱性增强25℃回忆初中所学常温下pH大小与溶液酸碱性的关系中性pHC(H＋)C(OH－)10—14
10—13
10—12
10—11
10—10
10—9
10—8
10—7
10—6
10—5
10—4
10—3
10－2
10－1
100酸性碱性增强增强c(H+) 越大
pH 越小
酸性越强，碱性越弱结合pH与c(H+)的关系，
思考
溶液酸碱性与pH的关系中性溶液 酸性溶液 碱性溶液c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/Lc(H+)＞c(OH-)＞1×10-7mol/Lc(H+)＜c(OH-)＜1×10-7mol/LpH =7pH＜7pH＞7思考：pH为7的溶液是否一定是中性溶液？(25℃)2. 溶液的酸碱性与pH的关系c(H+)＞c(OH-)c(H+) = c(OH-)c(H+)＜c(OH-)PH＜7PH = 7PH＞7c(H+) 越大PH越小，酸性越强c(OH-) 越大PH越大，碱性越强不变减小2. 溶液的酸碱性与pH的关系1.甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，则甲溶液中[H+]与乙溶液中[H+]之比为 A.100 B.1/100 C.3 D.1/3pH相差a，[H+]相差10aB练习:2. pH=3的盐酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？盐酸浓度差多少倍？
c(H+)相差10倍；物质的量浓度强酸相差10倍
PH=3的醋酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？醋酸浓度差多少倍？
c(H+])相差10倍；物质的量浓度弱酸相差＞10倍3、有关溶液pH的计算(1)单一溶液的计算：pH=-lgc(H+)酸性:求c(H+) →pH
碱性:求c(OH-) → c(H+) → pHpH＋pOH＝14c（H+）· c（OH-） =1× 10-14(2)强酸、强碱的稀释：例1. pH=3的盐酸 ①加水稀释到原来的10倍，pH=________②加水到原来的103倍，pH =___________, ③加水到原来的104 倍pH= _______, ④加水到原来的106倍，pH=________例2. ①pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=___________② 加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=______________③加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=_______________④加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=_______________
关键：抓住氢离子进行计算！关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！结论：强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。强酸溶液每稀释10倍，PH增大一个单位。酸、碱溶液无限稀释时，pH均无限接近于7（均要考虑水的电离）。强碱溶液每稀释10倍，PH减小一个单位。(3)弱酸、弱碱的稀释结论：弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位例3. pH=3醋酸加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_______________________
pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围________________________?弱酸、弱碱稀释后溶液pH的变化比强酸、强碱小。例4. 有两瓶pH=2的溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水，而没有其它试剂，简述如何用最简单的实验方法来判断那瓶是强酸？(4)强酸（碱）溶液混合例6. pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。例5. pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值 结论：两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3结论：两种强碱溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3例7. 0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值?
例8. pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。
(5)强酸、强碱溶液混合方法：先反应---按过量的计算，
若酸过量，求c（H+），再算pH值。
若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值4. pH的测定方法 酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。(1) 酸碱指示剂（定性测量范围）(2) pH试纸(定量粗略测量)(整数位)讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？
标准比色卡中的数据都是整数
如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：
A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定使用方法：
直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，跟标准比色卡相对比注意：①不能用水润湿②要放在玻璃片（或表面皿）上③用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上(3) pH计(定量精确测量)(小数位)酸碱中和滴定属性：化学分析中的定量分析
特点：简便、快捷、准确
应用：广泛用于科研和工农业生产定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。对于一元酸和一元碱发生的中和反应：H+ + OH－ = H2O酸碱中和滴定原理 C酸V酸＝ C碱V碱C未知V未知＝ C标准V标准酸碱中和滴定的关键C标准V标准= C待测V待测 （一元酸碱中和）酸碱滴定时一般选用酚酞和甲基橙作为指示剂，
确定酸碱恰好完全反应。a.准确测定V标准和V待测溶液的体积—滴定管
b.如何判断中和反应是否恰好进行完全(滴定终点的确定)—酸碱指示剂酸碱中和滴定所需的仪器：酸式滴定管 碱式滴定管
铁架台 滴定管夹
锥形瓶 烧杯操作步骤：洗涤→ 检漏 → 蒸馏水洗 → 溶液润洗 → 装液 →
排气泡→调整液面并记录 → 放出待测液 → 加入指示剂
→ 滴定 →记录 → 计算。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碱中和滴定数据处理和计算：中和滴定实验中的误差因素分析：一、仪器润洗不当
⒈盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗；
⒉盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗；
⒊锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；二、读数方法有误
⒈滴定前仰视，滴定后俯视；
⒉滴定前俯视，滴定后仰视；
⒊天平或量筒的使用读数方法错误；三、操作出现问题
⒈盛标准液的滴定管漏液；
⒉盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）；
⒊振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出；
⒋滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外；
⒌快速滴定后立即读数；偏大偏小偏大偏大偏小偏大偏小偏小四、指示剂选择欠妥
⒈用强酸滴定弱碱，指示剂用酚酞；（正确选择：甲基橙）
⒉用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙；（正确选择：酚酞）
（①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强滴定，
原则上甲基橙和酚酞皆可选用；④中和滴定肯定不用石蕊。）五、终点判断不准确
⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下；
六、样品中含有杂质
⒈用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品；
⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸；七、指示剂的变色范围偏大俯视图仰视图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先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小实际读数正确读数先俯后仰先偏小后偏大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过程中溶液的pH变化：例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L盐酸 1.0 2.3 3.3 4.3 7.0 9.7 10.7 11.7 12.5问题2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变? PH发生怎样改变?问题1:滴定终点消耗碱多少? pH等于多少?问题3:以NaOH加入量为横坐标,以pH值变化为纵坐标,绘制中和滴定曲线引出pH值突变概念及范围PH1210864210203040突变范围反应终点加入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。第三节 盐类的水解思路：
盐溶液有酸碱性?酸碱性与盐类型的相关性
?相关性原因?深化必修中离子反应的条件
?影响水解的因素?与中和反应、热效应联系?应用
特点：
问题?探究?思考、分析 循环深入
利用已有知识探得新知识，深化已有知识探究盐溶液的酸碱性
寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
影响盐类水解的主要因素和盐类水解的利用问题引言→科学探究不同类型的盐溶液酸碱性不同循环1 （P54）进一步的问题→思考与交流与盐所含离子与水能否形成弱电解质有关循环2（P55～56）分析讲解盐的水解学与问条件从水拓展到弱电解质教学重点：
盐类水解的本质
教学难点：
影响水解平衡的因素，
水解反应方程式的书写
教学过程建议： 第三节 盐类的水解生活中常用的盐除NaCl外，还有谷氨酸钠（味精）和Na2CO3 、NaHCO3等。 NaCl和谷氨酸钠主要用于食品调味，而Na2CO3 、NaHCO3被视作“碱”用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3 俗称纯碱。明明是盐为什么叫“碱”呢？一、探究盐溶液的酸碱性学生实验：p54科学探究复习：什么叫盐？酸碱中和生成盐------盐的类型中性碱性碱性酸性中性碱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碱性酸性中性酸性强酸弱碱盐二、探究盐溶液呈不同酸碱性的原因（1）盐溶液中存在哪些粒子？（2）哪些粒子间可能结合？
（3）对水的电离平衡有何影响？（4）盐溶液酸碱性？P55思考与交流（填表）强酸弱碱盐如NH4Cl溶液呈酸性NH4Cl＝ NH4＋＋Cl－＋NH3·H2ONH4＋与水电离的OH-结合形成弱电解质，
c（OH-）减小，使水的电离平衡正向移动，
c（H＋）>c（OH-），溶液显酸性。(弱碱,弱电解质)NH4+ +H2O NH3·H2O + H+弱酸强碱盐如CH3COONa溶液呈酸性c（OH-)> c(H+)
溶液显碱性CH3COONa = CH3COO- + Na+H2O H+ + OH-1 、盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。CH3COOH(弱酸,弱电解质)+CH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-2 . 盐类水解的实质：
盐电离出的弱离子与水作用生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使其发生正向移动。（1） 弱酸的酸根离子 弱酸H2OCH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-显碱性NH4+ +H2O NH3·H2O + H+显酸性盐的水解是中和反应的逆反应，一般不能进行到底。水解是微弱的（3）盐类水解方程式的书写 1、盐类水解是可逆的、微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀 和气体 产生。生成物（如NH3·H2O、H2CO3）不分解。
2、多元弱酸的酸根离子水解分步进行，以第一步水解为主，故只写第一步即可。
3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。化学方程式：离子方程式：练习：书写下列盐类水解的方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2 练习：判断下列盐类是否能够水解，酸碱性如何？NaCl K2SO4
CH3COONa Na2CO3
AlCl3
CH3COONH4强酸强碱盐不水解，显中性强碱弱酸盐水解，显碱性强酸弱碱盐水解，显酸性3. 盐类水解的规律：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 都弱双水解条件结果程度三、影响盐类水解的因素1、内因：反应物本身的性质NaA = A- + Na+H2O H+ + OH-+HA(弱酸)如HA越弱, 则A-和H+更 结合, 水的电离平衡程度更 , 即水解的程度更 。容易大大例:比较Na2CO3和CH3COONa的碱性？H2CO3CH3COOH酸性：＜碱性：Na2CO3 CH3COONa＞越弱越水解① 温度
② 浓度
③外加酸碱盐的影响2. 外因：符合勒夏特列原理①温度：水解是中和反应的逆反应，是吸热反应。越热越水解问题: 能否通过加热蒸发FeCl3溶液的方法得到其结晶？只能得到Fe2O3固体例、热的碱液（Na2CO3溶液）去油污的能力较强③溶液的酸碱度：问题：配制FeCl3溶液需要注意什么问题？加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解。酸碱能够抑制或促进水解 盐类水解产生H+或OH-，凡是能够结合H+，OH-的物质，均会促进盐类的水解．②浓度：稀释溶液可以促进水解，使水解平衡向右移动，即盐的浓度越小其水解程度越大 越稀越水解练习：CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：向右增大增大向右减小减小向右减小增大向右减小变小向左向左增大增大增大减小向右减小减小2、向盛有碳酸钠溶液的试管中滴入2滴酚酞试液振荡， 现象是 ，原因用离子方程式表示是 。
然后对溶液加热，现象是： 。最后向溶液中再滴入过量的BaCl2溶液， 现象为 ，
原因用离子方程式表示 。溶液变红产生白色沉淀，且红色褪去Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓溶液红色变深练习：四、盐类水解的应用1．解释某些盐（如明矾、 FeCl3等）作净水剂的原理。
2.某些溶液的配置和保存。
例如何用热水配制澄清的FeCl3、CuSO4、Na2SiO3溶液？
3．分析某些盐的固体不能用蒸发方法结晶获得的原因。（ 如AlCl3 FeCl3等）
4．分析某些活泼金属（如镁）与强酸弱碱盐（如NH4Cl）溶液反应产生H2的原因。
5．某些肥料不宜混施的原因。（如草木灰（含K2CO3）不能和铵态氮肥混和使用）
6.书后溶解性表中，为何在提到Al2(CO3)3和Fe2(CO3)3时显示的是“ — ”？玻璃筒里面放入的什么是药品？泡沫灭火器里的药品是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液。外筒（钢质）放入的是什么药品？知识特点：主要是已有知识的应用、迁移
编写特点：以四个“思考与交流”为线索，辅助以必要的“资料”查询、“废水处理化学沉淀法工艺流程”介绍和“实验”活动，突出学生的主动参与，调动学生的思维第四节 难溶电解质的溶解平衡?
?
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难溶电解质的溶解平衡沉淀反应的应用沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的转化利用固体的溶解平衡和电离平衡进行知识迁移溶度积溶解度与电离平衡的进一步应用思考与交流1(P61)
沉淀反应的可逆性
沉淀反应的限度思考与交流2(P63)
沉淀反应的应用→生成难易的判断和溶解平衡的移动工具沉淀溶解平衡溶解度、平衡移动与沉淀反应的关系知识迁移问题引入1.沉淀的生成思考与交流3(P64)
解释实验现象，找沉淀溶解规律规律生成可溶、难电离物质2.沉淀的溶解思考与交流4(P64)
分析实验现象，找沉淀转移的特点特点由溶解度小的转化为更小的3.沉淀的转化4个思考交流步步深入难溶物（沉淀）也有溶解度
习惯上把溶解度小于0.01 g，称为难溶
难溶电解质的溶解平衡是动态平衡
沉淀的生成
沉淀的溶解
沉淀的转化
是新知识
有一定难度
实质是平衡的移动
转化的方向－－转化为溶解度更小的
科学视野－－溶度积教学重点：
难溶电解质的溶解平衡
教学难点：
难溶电解质的溶解和转化
教学过程建议： 第四节 难溶电解质的溶解平衡一、难溶电解质的溶解平衡思考与交流：
谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与“不溶”的理解。
根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。200C时，溶解性与溶解度的大小关系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,沉淀反应达到完全。Ag+和 Cl-的反应真能进行到底吗？1、概念：在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立的动态平衡。2、特征：动、等、定、变例、石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)=Ca2+(aq)+2OH-(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AB1. 沉淀的生成二、沉淀反应的应用（1）意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。
（2）方法：A、调节pH法 B、加沉淀剂法
（3）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好2. 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-+H+HCO3- H2CO3 → H2O+CO2↑ 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][实验3-4,3-5]AgCl 3. 沉淀的转化 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（科学视野选学内容）资料：
牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： Ca5(PO4)3OH（s）=5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是 。已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的矿化产物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因 。 平衡概念化学平衡理论弱电解质电离平衡难溶电解质溶解平衡水的电离平衡盐的水解平衡酸碱盐溶液的酸碱性沉淀的生成溶解转化平衡特征平衡移动