课件30张PPT。盐类的水解（一）实验●探究一. 探究盐溶液的酸碱性①请用PH试纸测定表中所列溶液的酸碱性。
②根据有关提示将表中的盐分类。酸性强酸弱碱盐酸性强酸弱碱盐碱性强碱弱酸盐中性强酸强碱盐碱性强碱弱酸盐中性强酸强碱盐一. 探究盐溶液的酸碱性酸性强酸弱碱盐酸性强酸弱碱盐碱性强碱弱酸盐中性强酸强碱盐碱性强碱弱酸盐中性强酸强碱盐盐溶液的酸碱性与盐的类型有什么关系吗结论⒈盐溶液有的显酸性，有的显碱性，还有的显中性。2.“谁强显谁性,都强显中性”！为什么盐溶液可呈中性、酸性或碱性呢？分析过程↓这些过程在我们化学上该如何表达呢？总化学方程式盐类的水解离子方程式归纳：由NH4Cl溶液电离出NH4+与水电离出OH—作用生成弱电解质—弱碱NH3·H2O ，消耗溶液中OH— ，使水的电离平衡向电离方向移动，最终导致溶液中C(H+)>C(OH—)。 ↑ NH4Cl（强酸弱碱盐）溶液呈现酸性的实质： NH4+（弱碱阳离子）水解二. 盐溶液呈现不同酸碱性的原因NH4Cl＝ NH4＋＋Cl－＋NH3·H2O二. 探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因研究性学习 CH3COONa是 盐,其溶液显 性.是否也有类似NH4Cl溶液的变化？ 请分析其过程，并用相关的化学方程式、离子方程式表示。并思考：强碱弱酸盐显碱性的本质原因。弱酸强碱盐碱二. 盐溶液呈现不同酸碱性的原因思考与交流根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子即粒子间的相互作用进行比较分析，从中找出不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)、 CH3COOH无有有二. 盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、定义—在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解2、实质—盐电离出来的离子跟水电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质,使水的电离平衡向电离方向移动。中和盐的水解反应是吸热反应并非所有的盐都能水解，且不同的盐水解所得溶液呈现不同的酸碱性盐类水解促进水的电离强酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸强碱盐c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)、 CH3COOH无有有分析下表，归纳哪些盐类可以水解？水解后的水溶液的酸碱性有何规律？弱酸弱碱盐能否水解呢？二. 盐溶液呈现不同酸碱性的原因1、定义—在水溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解2、实质—盐电离出来的离子跟水电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质,使水的电离平衡向电离方向移动。中和3、规律—有弱才水解;无弱不水解;谁弱谁水解;谁强显谁性;同强显中性;4、方程式的书写：（4）多元弱碱盐分步水解但不分步书写方程式，一步书写到位。（1）盐类水解是可逆反应,反应方程式要写可逆符号 ;（2）一般水解程度较小，水解产物很少，通常不生成气体和沉淀，不写↑↓符号，不稳定的生成物如H2CO3、NH3·H2O也不写分解产物 （3）多元弱酸盐分步水解,第一步为主,水解方程式通常只写第一步 二. 盐溶液呈现不同酸碱性的原因练习判断下列盐溶液的酸碱性, 写出水解反应的离子方程式:
KF、NH4NO3 、Na2SO4 、CuSO4 、NaHCO3、NaHSO4 答案KF: F—+H2O HF+OH— 呈碱性
NH4NO3 : NH4+ +H2O NH3·H2O+H+ 呈酸性
Na2SO4 : 不水解,呈中性
CuSO4 : Cu2+ +H2O Cu(OH)2+2H+ 呈酸性
NaHCO3：HCO3—+H2O H2CO3+OH— 呈碱性
NaHSO4：不水解，电离产生H+，呈酸性强酸弱碱盐水解的离子方程式（通式）：强碱弱酸盐水解的离子方程式（通式）：小结1、盐类水解使得盐溶液呈现一定的酸碱性2、盐类水解的实质是盐电离出来的离子跟水电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质3、盐类水解促进水的电离4、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐或弱酸弱碱盐可以水解。5、盐类水解的反应可以看成是酸碱中和反应的逆反应2.CH3COOH溶液与NaOH溶液反应，若反应后溶液PH值为7，那么：
A、 CH3COOH与NaOH的质量相等
B、CH3COOH与NaOH的物质的量相等
C、NaOH过量
D、CH3COOH过量应用3.下列物质中的阴离子使水的电离平衡正向移动的是：A、NaCl B、NH4Cl C、AlCl3 D、CH3COOK4.下列方程式中正确的盐类水解的离子方程式的是：5.在Na2CO3溶液中,有关离子浓度的关系正确的是：
A. C(Na+)=2C(CO32-) B .C(H+)>C(OH-)
C.C(CO32-)>C(HCO3-) D.C(HCO3-)>C(OH-)6. NH4Cl溶液的pH和稀HCl的pH均为5，其中由水电离出的c(H+)分别为xmol?L-1和ymol?L-1,x和y的关系正确的是（ ）A. x=y B. y>x C. x>y D. 不能确定应用某些肉类食品中加入适量的亚硝钠（NaNO2），可改善食品的外观和增加香味。但NaNO2剧毒，其外观和食盐相似而且有咸味，因而将它误认为食盐使用发生的中毒事件时有发生，你知道如何用简单的方法鉴别他们吗？
（提示：HNO2为弱酸）三. 影响盐类水解的因素颜色变深颜色变浅产生红褐色沉淀有红褐色沉淀和气体生成颜色变深水解平衡右移水解平衡左移
（抑制水解）水解平衡右移（促进水解）水解平衡右移（促进水解）水解平衡右移（促进水解）对FeCl3溶液进行以下操作1.决定因素：反应物本身的性质NaA = A- + Na+H2O H+ + OH-+HA(弱酸)c(OH-) ＞ c(H+) 三. 影响盐类水解的因素盐水解生成的弱酸或弱碱越弱，水解程度就越大，溶液相应的碱性或酸性就越强规律一:越弱越水解小结：如果HA越弱, 则A-和H+更 结合, 水的电离程度更 , 即水解的程度更 .容易大大提示多元弱酸正盐的水解，水解第一步远远大于第二步 1、 请比较Na2CO3和CH3COONa的碱性？H2CO3CH3COOH酸性：＜碱性：Na2CO3 CH3COONa＞ 2、等物质的量浓度的CH3COONa和NaClO，溶液pH大是 。NaClO练习3.物质的量浓度相同的三种盐：NaX、NaY、NaZ、的溶液，其pH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是（ ）
A. HX＞HZ＞HY B. HX＞HY＞HZ
C. HZ＞HY＞HX D. HY＞HZ＞HX
「点评」 本题揭示了比较弱酸或弱碱的相对强弱的方法之一。
即酸越弱，形成的盐其阴离子水解程度越大，溶液pH越大；
碱越弱，形成的盐其阳离子水解程度越大，溶液pH越小。B 2、外界条件： 盐类的水解程度受到盐的
浓度、温度及溶液酸碱度的影响
--符合勒夏特列原理 ①温度：水解是中和反应的逆反应， 放热反应是吸热反应。 升高温度，盐类水解平衡向正反
应方向移动，有利于盐类的水解。规律二:三. 影响盐类水解的因素 探究问题：为什么热的纯碱溶液和肥皂水比冷的
去污效果好？ 加热，平衡向正反应方向移动，碱性增强，
去污效果好 加热，平衡向正反应方向移动，碱性增强，
去污效果好请思考△ H＞0 结论：配制易水解的金属盐溶液应加
少量的对应的强酸，来抑制盐的水解。1、配制Fe2(SO4)3溶液时，为何要先加少量的稀H2SO4？2、 配制CuCl2溶液，为防止出现浑浊，应加少量的稀盐酸抑制的水解先加少量的稀H2SO4抑制Fe2(SO4)3的水解思考
加酸抑制强酸弱碱盐的水解、
促进强碱弱酸盐的水解 ；
规律三:加碱抑制强碱弱酸盐的水解、
促进强酸弱碱盐的水解。向右增大增大向右减小减小向右减小增大向右减小减小向左向左增大增大增大减小向右减小减小 CH3COO - +H2O CH3COOH+OH-练习影响盐类水解的因素1、决定因素（内因）：2、外界条件(外因)：（1：加水稀释，促进水解
（2：温度升高，促进水解
（3）外加酸、碱：
加酸抑制强酸弱碱盐的水解、促进强碱弱酸盐的水解 ；
加碱抑制强碱弱酸盐的水解、促进强酸弱碱盐的水解。小结一盐本身的性质 --- 浓度、温度及溶液酸碱越热越水解越稀越水解越弱越水解练习:
1.比较同浓度的下列各组溶液pH值的大小:
提示：变价阳离子，价态越高，越易水解
A. Na2CO3 ___ CH3COONa ； B.AlCl3 ___MgCl2 C.NaHCO3 ___ Na2CO3 ； D.FeCl2 ___FeCl3><<>2.为了使Na2S溶液中[Na+] /[S2-]接近于2.1,可加入的物质是( )
A.盐酸 B.适量的NaOH
C.适量的KOH D.适量的NaHS溶液
C3、实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是
A、防止硫酸铁分解 B、抑制硫酸铁水解
C、提高硫酸铁的溶解度 D、提高溶液的PH值B课件30张PPT。盐类水解第三课时三、盐类水解的应用 1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时
如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小的顺序为：
NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc
>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4
盐类水解的应用2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时
练：25℃时，在浓度均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b
C.b>a>c D.a>c>b B巩固练习相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系依次为（ ）
①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3
④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3① > ④> ②> ⑤> ③盐类水解的应用3、判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发生完全双水解，则不能在溶液中大量共存。
如：Al3+、与HCO3-、CO32-，SiO32-与NH4＋等，不能在溶液中大量共存。
4、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴对应的强酸，来抑制盐的水解。 如：配制FeCl3或CuSO4溶液：先把氯化铁溶于适量稀盐酸或稀硫酸，然后再加水稀释至适当浓度。盐类水解的应用5、选择制备盐的途径时
如制备Al2S3时，因无法在溶液中制取，会完全水解，只能由干法直接反应制取。
加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固体。
练：要制得较纯的FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入的试剂是（ ）
A．Na2S B.NaHS C.H2S D.(NH4)2S D6、利用盐类的水解制备某些氧化物。
如用TiCl4制备TiO2的反应可表示如下：
TiCl4+(x+2)H2O(过量) TiO2.xH2O + 4HCl
制备时加入大量的水，同时加热（为什么?)
类似的方法也可用来制备SnO 、SnO2、 Sn2O3、Sb2O3等。盐类水解的应用7、化肥的合理使用
如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈碱性。
8、某些试剂的实验室存放
如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口玻璃塞的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应NH4Ｆ水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。盐类水解的应用9、溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。
练：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（ ）
A．氧化镁 B.氢氧化钠
C. 碳酸钠 D. 碳酸镁 A、D盐类水解
的利用1、普通泡沫灭火器内的玻璃筒里盛有Al2(SO4)3溶液，铁筒里盛有NaHCO3溶液，灭火时先将泡沫灭火器倒置，两种溶液混合即产生大量泡沫。⑴其中的化学反应原理是：
Al2(SO4)3+6NaHCO3═3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑
或Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑⑵ 为什么不能把溶解度大的Na2CO3代
替NaHCO3?
原因是：等物质的量的Al2(SO4)3产生的CO2少且生成CO2的速率慢。
Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
2Al3+ + 3CO32- +3H2O═2 Al(OH)3↓+3CO2↑
1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _________________
①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2 2、将10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )
A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)
B. C(Cl-)> C(NH4+)> C(H+) > C(OH-)
C.C (H+) > C(OH-)>C (Cl--)>C(NH4+)
D. C(Cl-)> C(H+) >C (NH4+)>C (OH-)AB⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①练习：3、推断现象(或产物)并解释原因:
（1）浓NH4Cl溶液中加入Mg条，看到什么现象？
（2）FeCl3和Al2(SO4)3溶液加热蒸干灼烧后最终产物是?
（3）少量Mg(OH)2不溶于水，溶于浓NH4Cl溶液。
（4）胃酸过多的人吃少量小苏打可中和胃酸。
（5）不纯的KNO3中常含有Fe3＋，用加热的方法可除去
Fe3＋，为什么？
（6）为何生活中常用碳酸钠溶液代替NaOH除油污？热的碳酸钠溶液去污能力强还是冷的强？ 室 温 25℃NH3·H2O ═ NH3↑+ H2O△ NH4++ H2O NH3·H2O + H+Mg + 2H+ ═ Mg2+ + H2↑Mg2++2NH3·H2O═Mg(OH)2↓+2NH4+1、普通泡沫灭火器内的玻璃筒里盛有Al2(SO4)3溶液，铁筒里盛有NaHCO3溶液，灭火时先将泡沫灭火器倒置，两种溶液混合即产生大量泡沫。⑴其中的化学反应原理是：
Al2(SO4)3+6NaHCO3═3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑
或Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑⑵ 为什么不能把溶解度大的Na2CO3代
替NaHCO3?
原因是：等物质的量的Al2(SO4)3产生的CO2少且生成CO2的速率慢。
Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
2Al3+ + 3CO32- +3H2O═2 Al(OH)3↓+3CO2↑
2、水玻璃具有相当强的粘结能力，是工业上重要的粘结剂。将水玻璃与石英砂混合制成铸造模型，浸于NH4Cl溶液中，硬化成型后用于铸造工业:
其中有关的离子反应方程式:
2NH4+ + SiO32- ═ 2NH3 ↑+ H2SiO3
盐类水解
的利用练习：1、科学使用化肥，是农作物高产的有利保证，为了同时对农作物施用分别含N、P、K三种元素的化肥，对于给定的化肥：
①K2CO3 ②KCl ③Ca(H2PO4)2
④ (NH4)2SO4 ⑤氨水
最适宜的组合是： （填序号）②③④2、25℃ 浓度均为 1mol/L 的下列溶液中：
① NH4Cl
② NH4HSO4
③ CH3COONH4
④ NH4Fe(SO4)2
判断C(NH4+)由大到小的顺序是：
________（填序号）
②④①③2 .AlCl3 +3H2O ═ Al(OH)3↓+3HCl↑△△3、把AlCl3溶液蒸干后再灼烧，最后得到的产物主要成分是?请写出反应的化学方程式。Al2O31 .AlCl3 +3H2O Al(OH)3+3HCl2Al(OH)3 ═ Al2O3 +3H2O4、25℃时，在0.1mol/L RNO3溶液中，水电离出的c(H+)为c1;在0.1mol/L的盐酸中，水电离出的为c(H+)为c2，若c1/c2 = 109，则RNO3溶液的pH为:
A. 4 B. 5 C. 9 D. 10A综合应用：海水及盐卤中有MgCl2存在，某海盐场利用本厂的副产品MgCl2 ·6H2O作原料，在532℃以上加热，制取耐火材料MgO和盐酸.
⑴写出该法制取盐酸的反应方程式：
⑵此法制备36.5%的浓盐酸是否还需加入水？
需要。
因为： MgCl2 ·6H2O 受热分解生成的水只能溶解部分HClMgCl2·6H2O═MgO+2HCl↑+5H2O↑强热⑶在干燥的HCl气流中加热MgCl2 ·6H2O ，也可制得无水MgCl2 。那么干燥的HCl气流的作用是什么？
答： 防止MgCl2 ·6H2O 水解。
⑷若该工厂利用MgCl2 ·6H2O同时制取MgO、36.5%的浓盐酸和无水MgCl2 ，且不再增加其它原料。请根据⑴⑵⑶反应原理为该厂设计工艺流程，并绘制工艺流程图及模拟实验装置图。
正常的人体内，体液的pH总是稳定在一定范围内。虽然经常有酸、碱性物质进入体液，但体液的pH并没有显著变化，这是因为体液中存在的缓冲系统是控制酸碱平衡的第一道防线，其中一种缓冲剂是由NaHCO3 、 H2CO3共同组成的，调节人体内的化学平衡，是人类健康长寿的有利保证。课件9张PPT。 书写水解离子方程式的注意点： （一般情况下）
（1）盐类水解的程度较小，用可逆号“ ”
表示。（2）盐类水解的产物很少，不会产生气体或沉淀，不标“↓”或“↑”。（3）不把生成物（如NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。盐类水解方程式的书写练习：书写下列物质水解的方程式：
NaF、Na2CO3、(NH4)2SO4、CuCl2 盐类的水解定义1、生成弱电解质2、破坏水的电离平衡规律条件1、盐中必须有弱根2、盐必须溶于水 在FeCl3稀溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O ? Fe（OH）3+3H+ 二、影响盐类水解的主要因素
（先讨论实验方案，然后边实验边讨论再总结）加FeCl3固体升温加HCl加水加NaHCO3减少右移右移右移右移左移增大增大增大增大减少减少减少减少减少Fe3++3H2O ? Fe（OH）3+3H+ 增大增大增大增大增大棕黄色加深棕黄色变为红褐色透明胶体棕黄色变浅棕黄色变浅有红褐色沉定生成有气体产生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。（与电离相似）
2、浓度：强酸弱碱盐、强碱弱酸盐的浓度越小，水解程度越大，加水稀释该盐，可以促进水解（与电离相似）；*而事实上弱酸弱碱盐，水解程度与浓度无关（如无特别说明，不作考虑）
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。 填表:CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH，改变下列条件,填写变化情况:向右增大增大向右减小减小向右减小增大向右减小减小向左向左增大增大增大减小向右减小减小例、书写下列物质水解的方程式： Al2S3、Mg3N2 Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒关系——课件50张PPT。 第二节：区域工业化与城市化
——以我国珠江三角洲地区为例 工业化一般是指制造业或第二产业所创造的国民收入在国民收入中所占比重逐步提高，或第二产业中就业人口占总劳动人口的比例持续上升的过程。
工业化是一个长期不断变化的过程，其间往往还伴随着经济结构的变化，一方面由传统的农业部门占主导地位向工业占主导地位转变，另一方面工业部门的内部结构也处于不断的演进之中。一般将工业化划分为早期工业、中期工业和新兴工业三个阶段，以表示工业化的发展进程。 一、区域工业化和城市化相关概述城市化： 城市化是“人类生产与生活方式由农村型向城市型转化的历史过程,主要表现为农村人口转化为城市人口及城市不断发展完善的过程。” 衡量城市化水平主要有三个标志： ①、城市人口增加 ②、城市用地规模扩大 ③、城市人口在总人口中的比重上 1．城市化、工业化与区域社会经济发展的关系
工业化与城市化是推动区域经济社会发展的主要动力。
2．城市化与工业化相互之间的关系
区域工业化与城市化是两股相互促进的力量，区域工业化必然带来城市化，城市化反过来又会促进工业化。一、区域工业化和城市化相关概述3．一般发展中国家如何推进工业化和城市化
通过优惠政策，鼓励少数有条件的区域率先推进工业化与城市化，以带动相邻区域以至全国其他地区工业化与城市化。
如：珠江三角洲地区就是我国改革开放以后，得益于优惠政策而迅速推进工业化与城市化的地区之一。珠江三角洲的地理位置（图片点击可放大）小珠三角：包括广州、深圳、珠海、东莞、中山、佛山、江门、惠州、肇庆共9个地级市，面积约４.１７万平方千米，ＧＤＰ约占全国的10％．大珠三角：广东省与香港、澳门两个特别行政区。面积18.1万平方千米，ＧＤＰ约占全国的２０％．泛珠三角：包括广东、福建、江西、广西、湖南、云南、贵州、四川、海南九个省份和香港、澳门两个特别行政区。面积１９９.５５万平方千米，ＧＤＰ约占全国的33.3%（未含港澳）
小资料： 珠江三角洲是中国经济最发达、增长最迅速的地区之一。
从经济方面看，珠三角在工业化、市场化和国际化方面走在全国的前面；
从城市方面看，珠三角也是中国城市化和信息化水平最高的地区之一。 思考:
珠江三角洲工业化与城市迅速发展的原因是什么?国际环境（发达国家地区的产业结构调整）……
政策（对外开放）
区位位置（南部沿海、毗邻港澳、靠近东南亚）
侨乡（全国最大的侨乡之一）
二：对外开放的前沿思考：珠江三角洲地区工业化和城市化水平的迅速提高，有哪些国际国内背景和地理条件？美国产业结构变动 中国进出口商品交易会（简称广交会）是中国目前历史最长、级别最高、规模最大、商品种类最全、到会客商最多、成交效果最好的综合性国际贸易盛会，每年春秋两季在广州各举办一届。 三、工业化与城市化的推进
1、工业化的推进第一阶段（1979-1990）：
第二阶段（1990以后）：工业产值增加较慢工业产值迅猛增长快3．抓住两次机遇：
⑴在改革开放初期，东莞抓住香港地区产业向外转移的机遇，大量引进港资，发展“三来一补”。经过十几年的发展，东莞完善了能源、通信、厂房等基础设施配套建设，优化了投资环境，促进了农村工业化和城乡一体化的发展。
⑵20世纪90年代中后期，恰逢台湾产业开始大规模向祖国大陆转移，东莞又一次抓住机遇，大量引进台资的电脑资讯产业项目，促进了产业结构的升级。阅读：东莞的工业化与城市化进程
1．起步：
“三来一补”（来料加工、来图来样加工、来件装配和补偿贸易)
2．发展优势：
①地理位置优越 ②著名的侨乡小资料：总部设在奥地利维也纳的联合国工业发展组织（简称工发组织）出版《2002/2003工业发展报告》 报告呼吁发达国家帮助欠发达国家以缩小日趋扩大的工业能力差距，但同时指出发展中国家有责任营造一个良好的环境和体系以应对技术的激剧变化和日益加快的全球化。
多数发展中国家没能采取工业化过程中产生的新技术。对各国工业状况的分析显示，要提高工业业绩的两个最主要因素是本国的技术努力和外国直接投资。
自1985年以来工业成就最为显著的国家是中国、菲律宾、印尼、泰国、爱尔兰和埃及。他们的成功归功于制订了强有力的工业政策并通过跨国公司提供了劳动密集型产品和组件。 1985年与2002年珠江三角洲地区城市发展的比较读图思考珠江三角洲地区的工业化推动城市化主要表现在那些方面？ ２.城市化的推进2002年较1985年相比：
（1）城镇数量猛增。新增城市有高要、四会、开平、恩平、台山、新会、惠阳、增城、鹤山等，说明许多乡村地区迅速变成城镇，呈现出城市与乡村交错分布的景观。
（2）城市规模扩大。1985年，100万以上的特大城市仅有广州；深圳由原来不足20万，到2002年突破100万；肇庆、惠州、珠海由原来补足20万，迅速增加到50万。珠三角城市的特点：①城镇人口多，比重高，达70%； ②数量多，密度大；
③城镇经济实力较强； ④外来劳工所占比重高，基础设施和社会服务比较完善，供电、供水和通信水平居全国前例区域中心城市(广.深)的辐射带动作用城乡融合,农与非农产业相混杂的城乡一体化以发展小城镇为主导,工业企业发展迅速,分布具有广泛性以核心城市为中
心的城市群体系３.工业化对城市化的推进图示法记忆珠江三角洲地区工业化和城市化的关系P79“活动”P79“活动”各区城市化推动力比较：
珠江三角洲模式、浙江温州模式、苏南模式、东北模式的城市化，其推进动力都是工业化，
云南德宏模式的推进动力是边贸发展。
珠江三角洲地区的工业化与城市化是在外资的推动下不断发展的；
温州模式的城市化是由于乡镇企业发展，带来农村工业化和乡村城市化；
苏南模式是由于大城市经济向外扩散，促进了乡镇企业发展，带动了郊区城市化；
东北模式是随着资源的开发，产生的劳动力职能变化和工业的发展，推动了城市化的发展；
云南德宏模式是由于沿边开放、边贸发展、大量农村人口到这里务工经商，推动了区域城市化的发展。每种模式的工业化和城市化都有自己的特点。
讨论分析以下案例：
１.珠江三角洲工业化和城市化进程中可能出现哪些问题？
２.寻求可能的解决方案。四、问题与对策从前年爆发“民工荒”以来，缺工的阴影就一直笼罩在珠三角的上空。今年开春，珠三角的“民工荒”并未得到缓解。《第一财经日报》调查发现，整个珠三角短缺民工的数量，今年超过100万人。
东莞：今年至少缺工80万
广州：民工需求量只能满足六成 。被调查的245企业主要分布在建筑、制造、物流、餐饮服务业和加工业，共有员工14.35万名，其中民工9万多名。
珠海仍缺少熟练的技术工人10万名左右。 案例一 珠三角整合的战略重点与难点将主要是“小珠三角”和“大珠三角”的整合， 希望通过实施点——轴——群——带的城市空间发展模式，形成职能明确、功能互补、布局合理、网络均衡和新型现代的城市群。战略难点在于找准各城市特别是中心城市的功能定位及其间的经济利益协调。 案例二 珠江三角洲各城市间盲目的土地、项目、龙头之争影响了珠三角整体竞争力。特别是广州、深圳、香港三大城市之间的竞争。
物流业之争是刀光剑影。珠三角地区机场、港口密度之高令人咋舌。三城之争不仅表现在基础设施的建设上，还包括高新技术产业、房地产、旅游业、会展业、金融业等诸多方面。三地产业结构，特别是支柱产业日渐趋同，都不约而同地选择物流业、高新技术产业，且基本上只有竞争，谈不上合作。汽车本是广州的“独门暗器”，但最近深圳领导放言，深圳也要搞汽车。旅游业方面，香港有迪斯尼乐园，顺德则搞史努比缤纷世界乐园。会展业方面，广州有广交会、深圳有高交会、东莞有电博会。金融中心之争更是没有停止过。恶斗的结果，便是资源的极大浪费，整体力量的削弱，区域竞争优势大打折扣。
因此，从中央到民间要求珠三角城市群整合的呼声很高。 案例二 以下图片是在珠三角地区城市或者城市郊区拍摄的，看图说出自己的看法。案例三四、问题与对策
1、问题 ⑴与长江三角洲地区相比，珠江三角洲地区的产业基础、（重工业和机械制造业不发达）科技实力和人才队伍都处于劣势。
⑵外商投资区位的选择也由原来追求降低成本转变为扩大市场规模，而珠江三角洲地区由于南岭的阻隔，国内的腹地范围较小，支撑珠江三角洲地区产业升级的动力正在减弱。(1)、产业升级面临困境 珠江三角洲地区与长江三角洲地区国际直接投资和进出口贸易总额所占全国比重的变化P80“思考”
图4．25直观的反映了长三角地区对珠三角地区的冲击。左图“国际直接投资占全国的比重”可以看出：珠三角和长三角地区所吸纳的国际直接投资总和占到全国的一半以上；进入20世纪90年代后，长江三角洲国际直接投资持续增长，并逐渐超过珠三角。
从右图“进出口贸易占全国的比重”可看出，珠三角地区的外向型经济特征很明显，但正在缓慢的发生转变；而长三角地区的外贸依存度在10年内迅速增长。
由此可见，珠三角地区城市化过程，是伴随着该地特殊的经济发展相对自发地快速推进，缺乏宏观而理性的规划。 ①城市规划、建设与管理严重滞后
②城市规模结构不合理，城市之间缺少分工合作，城市竞争力下降。
③对外来人口管理跟不上，引发了居住、交通、教育和治安管理等一系列问题，“城中村”的现象普遍。 (2)、城市建设相对落后 珠江三角洲地区能源、交通、工矿企业的迅速发展，导致“三废”排放量大，但是处理量小，环境污染问题日益显露出来。主要表现在：(1)大气污染日益加剧，珠江三角洲地区已经成为全国酸雨中心之一；(2)水污染严重，“水质性”缺水问题突出；(3)噪声扰民，城市生存环境质量下降；(4)耕地锐减，土壤肥力下降；(5)森林面积减少，水土流失日趋严重。(3)、生态环境问题日趋严重2、对策 以产业基础较好的广州为基地，发展石化、钢铁、汽车、造船等原材料工业和装备制造业 重工业和机械制造业不发达，成为工业化、城市化进一步推进的制约因素广州南沙开发区全景（效果图）南沙开发区处于珠三角的几何中心，位于珠江出海口，东连东莞、深圳、香港，西连中山、珠海、澳门，南滨珠江入海口，是广州市通向海洋的唯一通道，连接珠江口两岸城市群的枢纽性节点。周围１００km范围内覆盖了珠三角经济最发达的城市群。凭借优越的区位交通优势、自然条件和深水岸线资源成为广州未来发展的重点地区，重点发展汽车制造、钢铁、石油化工、造船、ＩＴ和现代物流６个产业，建成具有世界先进水平的现代临港工业基地。 各城市都在积极努力，加强分工合作，构建以香港、广州、深圳为核心的大珠江三角洲城市群①工业化和城市化主要靠外资推动，各城市功能不清，结构趋同
②与港澳的功能和结构逐步趋同，使得工业化、城市化的动力减弱 思考：珠江三角洲在城市化过程中产生了产业升级面临困境、生态环境问题日趋严重等问题，为什么还要构建大珠江三角洲城市群？ 两个不同层面：珠江三角洲虽然受产业基础和市场腹地等条件的限制，对外资的吸引力在下降，工业化与城市化的后劲日显不足。加之缺乏合理的规划与管理，珠江三角洲地区迅速的工业化与城市化出现了一系列问题。但是区域经济一体化是全球一种突出的趋势和现象，各国和地区的经济，由彼此孤立与阻隔走向相互联系与依赖，这是生产社会化发展的要求，是经济发展的必然规律和长期趋势，经济全球化已成为当今世界经济发展的主旋律。事实上，除了国家之间的区域一体化，也存在一国范围内区域一体化发展的问题，这就是以大都市带、城市群为中心的区域经济一体化，或称之为大都市圈的经济一体化，这也是区域经济发展的必然趋势。大城市群可以产生巨大的集聚效应和规模效应。大珠江三角洲城市群的形成将会成为中国经济起飞的重要增长极。 ①制定城市发展规划，加强基础设施建设和污染治理
②加强外来人口的管理，查处私招滥雇，保障外来员工的合法权益 ①城市生态环境问题日趋严重
②对外来人口的管理跟不上，引发了居住、交通、教育和治安等一系列问题，“城中村”现象较普遍阅读：深圳的出路何在？ 三大设想的目的：
１.如何联合或依托临近区域（香港），整
合优势资源，扩大发展空间：
２.如何明确功能，重新定位，合理分工，
突出特色。长江三角洲地区城市分布和城市等级规模２００年P82“活动”1
长江三角洲地区城市的等级规模结构是合理的。长江三角洲地区形成了大中小城市发育完善、级配完整的密集城市带。其中包括：特大城市1个(上海)，大城市5个(苏州、杭州、无锡、宁波、南京)，中等城市9个(舟山、扬州、南通、泰州、湖州、镇江、嘉兴、绍兴、常州)，小城市20多个。不同等级的城市各有其不同的定位，能够实现各级城市之间的合理分工，发挥城市群的整体优势。这种等级规模结构既有利于核心城市集聚效应的发挥，也有利于城市间的优势互补，促进整个长江三角洲经济一体化。P82“活动”2
长江三角洲城市等级规模结构完整(五个级别均有)，形成了多中心、多层次的城市等级体系。以上海为中心，以南京、杭州为二级城市中心，兼顾、辐射其他城市，是单核模型。珠江三角洲城市等级规模结构相对单调，缺少规模巨大的“龙头”城市。以广州、深圳为区域中心，是双核模型。P82“活动”3
距离上海较远的城市，因缺少腹地支持，地位很难发挥。对长江三角洲地区城市的协调发展带来一定的不利影响。 P84“活动”4
南京应呼应上海，辐射周边。一方面呼应上海，另一方面南京要形成新的辐射，南京与周边的镇江、扬州、马鞍山、芜湖和滁州等地，已形成了“一小时车程范围的都市圈”；南京又同上海、武汉、重庆一起，构成了长江流域四大区域经济中心，这使得南京担当了向西辐射和传递上海辐射的“要角”，做好“承东启西”P83“活动”5
长江三角洲城市群、珠江三角洲城市群、京津唐城市群，在科技、文化、区位、经济等方面都有不同的优势，应根据各城市的特点，发挥区位优势，关键是突出长三角的窗口示范性，京、津、唐的科技性和珠三角的外向型经济。 知识迁移 １.长江三角洲地区、珠江三角洲地区、京津唐地区和东北地区是我国主要城市群。请同学们应用今节课所学的内容和方法，分析长江三角洲地区、京津唐地区和东北地区的工业化和城市化，并从发展条件、发展特点、存在问题和对策四个方面列表比较它们的异同点。 ２.学生活动：根据 以下图片和材料，说一说是什么带动了珠江三角洲的经济的发展。
材料一： 材料二：改革开发以后,我国将珠江三角洲地区作为对外开放的前沿,并给予许多优惠政策,使珠江三角洲地区优先于其他地区吸引外资。
现在珠江三角洲地区侨居海外的华侨、外籍华人已达500万人，港奥同胞400多万人。改革开放以来，珠江三角洲地区吸引了大量外资，其中90%以上是侨资。
第四节 难溶电解质的溶解平衡 （第一课时）
一 、 三维目标
（一）知识技能：让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。培养学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。
（二）过程方法：引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。
（三）情感态度价值观：认识自然科学中的对立统一的辨证唯物主义。
二：教学重点：难溶电解质的溶解平衡、沉淀的转化
三：教学难点：沉淀的转化和溶解
四：教学方法：实验法、自主学习、合作探究、多媒体展示
五：教学过程：
【引入新课】
【演示实验】 向饱和NaCl溶液中加浓盐酸
【学生】 观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因 用初中学习的溶解度知识和高中学习的化学平衡理论。来分析产生NaCl几种情况，引入新课。
【学生】 思考回答 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)。加入浓盐酸Cl-浓度上升平衡左移，NaCl析出
【过渡】 可溶电解质既然存在溶解平衡，那么难溶电解质是否也存在溶解平衡？
【板书】 第四节 难溶电解质的溶解平衡
【讲述】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：
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。
【设问】Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？
【思考与交流】指导学生阅读P61-62，
【板书】一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？
【问题】
1、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？
【学生回答】：有
2、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？
【学生回答，教师强调】
习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质
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)。
【教师强调】
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。
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。
3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？如何表示？
【学生回答】：是 Cl－（aq）＋Ag＋（aq） AgCl (s)
4、什么情况下就到达溶解平衡？
【学生回答】：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，就到达溶解平衡。
【板书】（一）、难溶电解溶解平衡
1、概念：
在一定条件下，难溶电解质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）
2、表达式：如： AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq）
【过渡】根据我们前面所学的知识，请同学们归纳出溶解平衡的特征。
【引导学生归纳并板书】
3、特征：动、等、定、变
【讲解】 溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当改变影响平衡的一个条件，平衡就会发生移动。
练习2：书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式
【板书】：4、影响溶解平衡的因素：
【提问】：应该从那几方面去分析？
【板书】（1）内因：电解质本身的性质
【展开】：不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、NaOH等，这些物质的溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，这些物质的溶解度在0.01克到0.1克之间，我们通常把它们称作微溶物质，有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、AgS等，这些物质的溶解度小于0.01克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。
【副板书】
难溶 微溶 易溶
0.01 0.1 m(g)
【板书】：
①、绝对不溶的电解质是没有的。
②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
根据前面所学知识大家一起来探讨影响溶解平衡的外界因素：
【板书】：
（2）外因：
【讲述】：通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强的影响。下面请同学们考虑浓度、温度对溶解平衡分别有什么影响？
【学生回答，教师总结板书】：
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
【引入】难溶电解质的沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条件，控制其进行的方向，沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。我们共同探究沉淀反应的应用。
【板书】：二、沉淀溶解平衡的应用
【问题引入】如何处理工业废水中的Fe3+？
【学生思考、讨论、回答】可以加入含OH－的溶液将Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀
【教师补充】加入含OH－的溶液将Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀，OH－的溶液就是“沉淀剂”。还可以通过调节溶液的pH值来使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀
【板书】1、沉淀的生成
（1）方法：A、调节PH法 B、加沉淀剂法 C、同离子效应法 D、氧化还原法
【说明】1: 沉淀剂的选择：要求除去溶液中的某种离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去
2：形成沉淀和沉淀完全的条件：由于难溶电解质溶解平衡的存在，在合理选用沉淀剂的同时，有时还要考虑溶液的pH和温度的调控。
3：通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难电解质以便分离出去
【思考与交流】P67, 指导学生思考讨论两个问题
【总结板书】
（2）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好
（3）意义：物质的检验、提纯及工厂废水的处理等
【说明】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质或提纯物质的重要方法之一，但不是唯一方法。
【练习1】：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（ D ）
A、NaOH B、Na2CO3 C、氨水 D、MgO
【练习2】试用平衡移动原理解释下列事实
FeS不溶于水，但却能溶于稀盐酸中。
CaCO3难溶于稀硫酸，但却能溶于醋酸中。
分别用等体积的蒸馏水和0.010mol/L硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成的BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量。
4．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 B ）
A. Na2CO3溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液
课件44张PPT。选修4第三章第三节盐类的水解哲语共勉 有志者事竞成，破釜沉舟，百二秦川终属楚；
苦心人天不负，卧薪尝胆，三千越甲可吞吴。
常温下:
酸性溶液中PH 7, C(H+) C(OH-)
中性溶液中PH 7, C(H+) C(OH-)
碱性溶液中PH 7, C(H+) C(OH-)
酸的溶液显 性,碱的溶液显 性<>><==酸碱盐溶液显什么性质?思考1:思考２:如何用实验的方法来检验
盐溶液的酸碱性?一、盐溶液的酸碱性:实验探究：＝７＝７> ７< ７> ７< ７＝＝> > < < 中性中性碱性碱性酸性酸性强酸强碱盐强酸强碱盐弱酸强碱盐弱酸强碱盐强酸弱碱盐强酸弱碱盐结论：盐溶液不一定都呈中性，有的呈酸性，有的呈碱性。判断规律：谁强显谁性,同强显中性。巩固练习：判断下列溶液的酸碱性。
ＫＣｌ Ｎａ２CO3 ＣＨ３ＣＯＯＫ
（ＮＨ４）２ＳＯ４ Ｆｅ２（ＳＯ４）３
思考３：上述各种盐在溶于水后完全电离，但都不产生Ｈ＋或ＯＨ－，溶液中的Ｈ＋和ＯＨ－，来自何处？[讨论]：由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有什么关系？ 碱性中性碱性酸性酸性探究：CH3COONa溶液显碱性的原因CH3COONa = Na+ + CH3COO-思考4：在纯水中,由水电离产生的H+和OH—数目应该是相等的,当加入某些盐之后,溶液酸碱性发生了明显的变化,表明c(H+)≠c(OH-)。那么，导致c(H+)和c(OH-)不等的原因是什么？为什么相同类型的盐对溶液酸碱性的影响相似？ CH3COONaCH3COO-H2OH+ +CH3COOHNa+ +OH- +所以导致溶液中c(OH-)>c(H+)，溶液显碱性。CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl = Cl- + NH4+ +NH3·H2Oc(H+) > c(OH-)平衡向右移动思考与交流：Ｃ（Ｈ＋）
>
Ｃ（ＯＨ－）Ｃ（Ｈ＋）
＝
Ｃ（ＯＨ－）Ｃ（Ｈ＋）
<
Ｃ（ＯＨ－）Ｎａ＋、Ｃｌ－、
ＯＨ－、Ｈ＋、
Ｈ２ＯＮＨ４＋、Ｃｌ－、
Ｈ＋、ＮＨ３·Ｈ２Ｏ、
ＯＨ－、Ｈ２Ｏ
ＣＨ３ＣＯＯ－、Ｎａ＋、Ｈ＋、ＯＨ－、Ｈ２Ｏ、
ＣＨ３ＣＯＯＨ无有有
弱酸根离子或弱碱阳离子二、盐类的水解２.盐类水解的本质 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。3.盐类水解的规律有弱才水解，谁弱谁水解，越弱越水解都弱双水解，谁强显谁性４.盐类水解方程式的书写CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH（判断是否水解）（判断水解后显什么性），同强显中性0.1mol/L某些盐的水解情况水解方程式的书写注意事项1.判断盐类组成中是否有弱酸根阴离子或弱碱阳离子，与H2O分子电离产生的OH－或H+结合。2.水解反应是可逆反应，一般书写时用 “ ”符号。4.多元弱酸生成的盐水解时，生成多元弱酸的过程分步表示；但是多元弱碱生成的盐水解时一步表示3.一般盐类水解程度很小，生成的弱酸弱碱浓度很小，通常不生成气体或沉淀，书写时产物后不用“↑”、“↓”。 1. 请分别写出Na2CO3、 Al2(SO4)3 、CuSO4 发生水解反应的离子方程式。随堂练习CuSO4溶液:第一步第二步（程度很小，可忽略）多元弱碱阳离子以总反应表示Al2(SO4)3溶液：HCO3-+OH-H2CO3+OH-Al(OH)3+3H+Na2CO3溶液：多元弱酸根离子的水解 分步进行1. (盐类)水解的实质：溶液中盐电离出来的离子跟____
电离出来的H+或OH－结合生成___________ ， 了水的电离
2 只有_____________离子或___________离子才能与
水中H+或OH－结合生成弱电解质;水弱电解质弱酸酸根弱碱阳巩固练习3. 下列物质的溶液中，由于水解而使pH值小于７的是（ ）
A、NaHCO3 B、NH4Cl
C、CH3COOH D、NaClB促进三、影响盐类水解的因素1、影响盐类水解的内在因素：
回忆NaHCO3与CH3COONa的碱性强弱结论：越弱越水解 物质的量浓度相同的三种正钠盐NaX、NaY、NaZ溶液
的PH分别是7、8、9，则这三种正盐相应的酸HX、HY、
HZ的酸性的强弱顺序是_＿＿＿＿＿＿
HX > HY > HZ温度---水解反应是吸热的，升温有利于 盐的水解。浓度---浓度越小，水解程度 越大。外加酸碱 外加酸碱要促进或抑制盐的水解。 2、外因
以CH3COONa的水解平衡为例，请分析能影响CH3COONa水解的外界条件。加入其他能水解的盐同性盐抑制水解，异性盐促进水解 例题：在FeCl3稀溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O Fe（OH）3+3H+ 正反应增加降增大变深逆反应正反应正反应增加减少减少降升升减小增大增大变浅变浅红褐色沉淀，无色气体1、判断溶液的酸碱性及强弱 Na2CO3、NaAc溶液显————性，——— 的————性强。同理AlCl3、CuCl2溶液显什么性? 碱碱Na2CO3 五、 盐水解应用 同浓度的Na2CO3 、CH3COONa、NaClO溶液酸碱性如何？ 对应的酸（碱）越弱，水解程度越大，则溶液的碱（酸）性越强。NaClO > Na2CO3 > CH3COONa练习：浓度为0.1mol/ l的下列几种溶液：
1 、NaHSO4 2、 CH3COOH 3 、Na2CO3
4 、NaHCO3 5 、CH3COONa 6 、NH4Cl,
PH由小到大的顺序1 2 6 5 4 31、电荷守恒式溶液中阳离子所带的正电荷总数
=阴离子所带的负电荷总数
存在：Na+、CH3COO- 、H+、OH-
所以：[Na+]×1+[H+]×1=[CH3COO-]×1+[OH-]×1 如：CH3COONa溶液中 2、离子浓度大小比较2、物料平衡式[水解离子]始=[水解离子]平
+水解生成的相应微粒浓度之和因为：CH3COO-+H+=CH3COOH
所以：
[CH3COO-]始=[CH3COO-]平+[CH3COOH]平=[Na+] 如：CH3COONa溶液中 3、质子平衡式[H+]水+结合掉的[H+]水=[OH-]水+结合掉的[OH-]水
因为：CH3COO-+H+=CH3COOH
所以：[H+]+[CH3COOH]=[OH-] 如：CH3COONa练习：溶液中离子浓度关系 电解质溶液中守恒关系：
电荷守恒. 物料守恒. 质子守恒. 以0.1mol/LNa2S溶液为例:
溶液中多量离子:
微量离子:Na+、 S2-OH- 、H+ 、 HS-1.由于整个溶液不显电性:n∑Min+=m∑Mim-
电荷守恒关系:[Na+]+[H+]=[OH-]+[HS-]+2[S2-]2.考虑硫元素水解前后守恒:
物料守恒关系:[S2-] +[HS-]+[H2S]=0.1mol/L =1／2[Na+]3.考虑钠元素与硫元素形成Na2S的定组成关系:
定组成守恒关系:1／2[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S]4.考虑盐类水解或电离时由水本身电离出的
[H+]=[OH-]
质子守恒:[OH-]= [H+] +[HS-] +2[H2S]5.水解或电离程度不同,使离子间形成的大小关系不同（规律）[Na+] >[S2-]> [OH-]> [HS-]> [H+] 题型示例：
1、在0.1mol/L的硫化钠溶液中,下列关系正确的是的
A.[Na+]>[S2-]>[H+]>[HS-]>[OH-]
B.[OH-]=[H+]+[HS-]+2[H2S]
C.[Na+]+[H+]=1/2[S2-]+[HS-]+[OH-]
D.[S2-]+[HS-]+[H2S]=0.1mol/L
。（BD）考点1.判断单一溶液中各粒子浓度2、在Na2S溶液中,各微粒间浓度关系如下:
(1) [Na+]+[H+]=[OH-]+
(2) [OH-]=[H+]+[HS-]+
(3) [Na+]=2[S2-]+
[HS-]+[S2-]×2 2[H2S]
2[HS-]+2[H2S] 3、在NaHCO3溶液中各离子浓度从大到小的顺序是:[Na+]>[HCO3-]>[OH-]> [H+] >[CO32-]4、某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液,若pH < 7,则溶液中各离子浓度关系不正确的是( ) A. c(Na+) > c(HA-) > c(H+) > c(A2-) > c(OH-) B. c(Na+) + c(H+) = c(HA-) +2c(A2-) +c(OH-) C. c(H+) + c(A2-) = c(OH-) + c(H2A) D. c(Na+) = c(HA-) + c(H2A) + c(A2-)C正确答案为: c(H+) + c(H2A) = c(A2-) + c(OH-)C题型示例：考点2.判断两种溶质溶液中各粒子浓度
5、将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混和后,溶液中离子浓度关系正确的是
A.[NH4+]>[Cl-]>[H+]>[OH-]
B.[NH4+]>[Cl-]>[OH-]>[H+]
C.[Cl-]>[NH4+]>[H+]>[OH-]
D.[Cl-]>[NH4+]>[OH-]>[H+]
(B)6、某弱酸HA与其对应的盐NaA等物质的量混合,如果溶液中 (1)c(OH-) >c(H+) (2) c(OH-) c(Na+) >c(A-) >c(OH-) >c(H+)(2) c(A-) > c(Na+) > c(HA) >c(H+) >c(OH-)题型示例：考点3.判断不同电解质溶液中同一粒子浓度大小
7、相同浓度的下列溶液中，c（CO32-）的大小关系依次为（ ）
①Na2CO3 ②NaHCO3
③H2CO3 ④（NH4）2CO3① ④ ② ③8、将标准状况下4.48LCO2通入1mol/L 300mL NaOH溶液中,试比较所得溶液中各种离子浓度的大小顺序? c(Na+) >c(HCO3-) >c(CO32-) >c(OH-) >c(H+)9、把0.02mol/LHAc和0.01mol/LNaOH以等体积
混合,则混合溶液中微粒浓度关系正确的是
(AD) C(Ac-)>C(Na+)
B. C(HAc)>C(Ac-)
C. 2C(H+)=C(Ac-)-C(HAc)
D. C(HAc)+C(Ac-)=0.01mol/L 10.相同温度、相同物质的量浓度的下列各组溶液，按pH依次减小的顺序排列正确的是（ ）
A. NaHSO4 NaCl CH3COONa Na2CO3
B.HCl CH3COOH NH4Cl NaHCO3
C. H2SO4 HCl NaOH Ba(OH)2
D.NH4Cl CH3COOH NaHSO4 H2SO4D11.25℃时1mo/L的(NH4)2SO4 、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2 、NH4Cl、NH4HSO4溶液中，NH4+由大到小的顺序为：(NH4)2Fe(SO4)2＞(NH4)2SO4＞ (NH4)2CO3＞NH4HSO4＞ NH4Cl附件 常见能进行彻底双水解反应的离子(1)Al3+与HCO3-，CO32-
S2-、HS-、
SiO32-、AlO2-不能共存(2)Fe3+与不能共存HCO3-，CO32-
SiO32-、AlO2-(3)NH4+与SiO32-、AlO2-不能共存 盐水解运用 2、配制溶液：容易水解的盐溶液配制时要抑制水解以防止浑浊。 问：①为什么配制AlCl3溶液时要加入适量的盐酸？ ②配制Al2(SO4)3怎么做，要配制NH4Cl呢？3、蒸发结晶：若希望通过蒸发结晶来得到溶质晶体，则要考虑水解因素。可以加入对应的强酸或强碱 问：将AlCl3溶液加热蒸发，最终析出的固体是什么？为什么？又如何使AlCl3析出？如果是蒸发Al2(SO4)3和Na2CO3溶液有什么不同？ 4、用盐溶液来代替酸碱 例如：“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。 问：金属镁与水反应比较困难，若加一些NH4Cl马上产生大量气体？为什么？写出相应的 方程式。加热挥发性酸组成的盐 不能得到原来的固体 5、试剂瓶的选用： 说明盛放Na2S、 Na2CO3的试剂瓶不能用玻璃塞的原因，NaF溶液能否用玻璃瓶？ 6、除杂： 除去KNO3溶液中少量的Fe3+离子可用加热的方法？ 7、化肥的使用——草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？8、 明矾能够用来净水的原理 9、离子的大量共存要考虑盐类的水解。 离子的共存要考虑盐类的双水解，如Al3+和CO32-(HCO3-), Al3+和S2-,Fe3+和CO32-(HCO3-)， Al3+和AlO2-在水溶液中都不能大量共存。但不是所有弱碱阳离子和弱酸阴离子都要双水解而不能共存，如 CH3COO NH4，(NH4)2CO3。 盐类水解的应用３. 下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ）
哪些呈碱性（ ）
A. FeCl3 B. NaClO C. (NH4)2SO4
D. Na2S E.K2SO4 F. KI G. NaF ACBDG 随堂练习 ２.在溶液中，不能发生水解的离子是（ ）
A、ClO - B、CO32- C、Fe3+ D、SO42DB随堂练习４. 盐类水解的过程中正确的说法是（ ）
A.盐的电离平衡破坏
B.水的电离平衡发生移动
C.溶液的pH减小
D.水的离子积发生了变化５. 下列水解离子方程式正确的是( )
A．Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 ↓ + 3H+
B．Br- + H2O HBr + OH-
C．CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OH-
D．NH4+ +2H2O NH3·H2O + H3O+
D随堂练习6. 下列水解离子方程式正确的是( )
A．Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 ↓ + 3H+
B．Br- + H2O HBr + OH-
C．CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OH-
D．NH4+ +2H2O NH3·H2O + H3O+
D思考:等浓度的NaHCO3 溶液与CH3COONa的碱性强弱关系?酸性： H2CO3 < CH3COOH水解程度： NaHCO3 > CH3COONa碱性： NaHCO3 > CH3COONa越弱越水解
生成的电解质越弱则对应离子水解程度越大课件29张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡1 弱电解质的电离
ionization of weak electrolyte教学目标 :1.掌握强电解质与弱电解质的概念；
2.了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教学重点： 强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡教学难点：
弱电解质的电离平衡知识回顾：电解质：
非电解质：
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。
①NaCl溶液、②NaOH 、③H2SO4、
④Cu、 ⑤CH3COOH、 ⑥NH3·H2O、
⑦CO2、 ⑧乙醇、 ⑨水
②③⑤⑥⑨⑦⑧注意：探究实验：P40 根据实验现象，探索下列问题：
（1）上述反应的实质是什么？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，pH 值是否相等，即c(H+)是否相等？为什么？
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25一、电解质有强弱之分 开始0.01mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明0.01mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为0.01mol/L，说明HCl完全电离；而开始0.01mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于0.01mol/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：强电解质：
弱电解质： 在水溶液里或熔融状态下能全部电离的电解质。（如：强酸、强碱和大多数盐） 在水溶液里只有部分电离的电解质。（如：弱酸、弱碱等）
分析与讨论：1. NaCl、NaOH是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里它们以什么形式存在？
2. HCl是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里HCl以什么形式存在？
3. CH3COOH 、 NH3·H2O是由什么键构成的什么化合物？在水溶液里它们以什么形式存在？
强弱电解质与结构的关系:归纳总结: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｝弱电解质强电解质活泼金属的氧化物｛｝｛（熔融时能导电） 强弱电解质的区分依据不是看该物质溶解度的大小,也不是看其水溶液导电能力的强弱,而是看溶于水的部分是否完全电离.问题探讨 CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质； CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱与 其溶解性有无关系？怎样区分强弱电解质？
练习：下列电解质中， ① NaCl、 ② NaOH，
③ NH3·H2O、 ④ CH3COOH， ⑤ BaSO4 、
⑥ AgCl 、 ⑦ Na2O 、 ⑧ K2O， ⑨ H2O
哪些是强电解质，那些是弱电解质?
强电解质: ① ② ⑤ ⑥ ⑦ ⑧弱电解质:③ ④ ⑨课堂练习：习题1习题2混合物DAD二、电离方程式的书写强电解质在溶液中完全电离，用“＝”
弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。NaCl = Na++Cl- 请写出Na2SO4、HClO、NH3·H2O 、H2CO3、Fe(OH)3在水溶液中的电离方程式。
Na2SO4 = 2Na+ +SO42－【课堂练习】三、弱电解质的电离平衡思考与讨论： (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？画出V～t图 (3)结合上述过程，概括电离平衡的定义是什么？回忆第二章化学平衡的有关内容，你认为电离平衡的特点应该有哪些？
电离平衡 1.定义：2.特点： 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—动 电离平衡是一种动态平衡 定 条件不变，溶液中各种分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 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思考与讨论： 在醋酸溶液中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入少量的浓盐酸、NaOH溶液、CH3COONa粉末、水、加热对平衡有什么影响？逆正逆正正CH3COOH CH3COO－+H＋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)根据所学原理探索下列条件对电离平衡移动的影响①温度:
②浓度:③同离子效应:即在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动④化学反应:在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。
电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。溶液稀释有利于电离（2006 全国）0.1mol/L的CH3COOH溶液中 CH3COOH CH3COO - + H+ 对于该平衡，下列叙述正确的是（ ） A．加水时，平衡向逆反应方向移动 B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动 C．加入少量0.1mol/L盐酸，溶液中c(H+)减小 D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动B练习: 思考与交流(见课本P41)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小结：1.强电解质、弱电解质的区别3.弱电解质的电离①电离平衡状态②特点③影响电离平衡的因素2.电离方程式的书写七、电离常数1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度之比值是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。科学视野2、表达式：探究实验：课本P42 实验3-2
你能否推测CH3COOH、H3BO3、H2CO3三种弱酸的相对强弱，及其与电离常数大小的关系？课堂练习：3、电离常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
对于弱酸，K（多元弱酸则比较K1 ）越小，其电离程度越小，c(H+)越小;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沙特列原理。小结： 祝
同学们
学习进步！课件40张PPT。第二节 水的电离一、水的电离1、水是一种极弱的电解质，能微弱的电离:定量讨论：
纯水中[H+]与[OH-]大小有何关系？
由水电离出的H+、OH-的物质的量相等
25℃时，水电离出来的[H+]=[OH—]=10—7mol/L ，说明水的电离程度如何？
水是一种极弱的电解质（通常的电流表无法检验其中离子）二、水的离子积常数Kw=[H+][OH—]1、表达式：注：常数无单位KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
特别提示：此时的[H+ ]和[OH-]是溶液中的总量。2、影响KW的因素 KW只是温度的函数（与浓度无关）
温度升高， KW值增大在任何水溶液中，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=[H+].[OH-] （Kw 25℃ =10-14 ）
含有H+的溶液一定是酸，含OH-的溶液一定是碱吗？如：KW25℃=10-14 KW100℃=10-12 讨论
升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水中的[H+]等于多少？
[H+]＝ 10-6
2. 温度不变，加入溶质对水的电离平衡及KW的影响。
加入酸（如：HCl）或碱（如：NaOH）对水的电离有什么影响？（促进还是抑制？）Kw呢？
酸碱由于电离产生H+或OH-，能抑制水的电离，使水的电离程度减小，但KW不变
加入NaAc或NH4Cl对水的电离平衡又有什么影响？
Ac-、NH4+等“弱离子”因结合水电离出的H+或OH-能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但KW不变
加入NaCl呢？
对水的电离无影响， KW不变条件改变对水的电离平衡及Kw的影响水的电离平衡的移动D← ↑ ↓ —
← ↓ ↑ —
— — — —
→ ↑ ↑ ↑2、0.01mol/L盐酸溶液中。 [H+]、[OH-]分别为多少？
0.01mol/L NaOH溶液中。 [H+]、[OH-]分别为多少？
3、 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中[H+]由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
1、判断正误：
任何水溶液中都存在水的电离平衡。
任何水溶液中（不论酸、碱或中性） ，都存在Kw=10-14 。
某温度下，某溶液 [H+]= 10-7mol/L，该溶液一定是中性。 利用Kw的定量计算——求溶液中的[H+]或[OH-]√×× [H+]＝ 10-2mol/L、[OH-] ＝ 10-12 mol/L [H+]＝ 10-12mol/L 、[OH-] ＝ 10-2mol/L ③ 〉④ 〉① 〉②思考讨论
1、0.01mol/L盐酸溶液中。由水电离出的[H+]H2O、[OH-]H2O分别是多少？Why？
[H+]H2O＝ 10-12 mol/L 、[OH-]H2O ＝ 10-12 mol/L
2、 0.01mol/L NaOH溶液中。由水电离出的[H+]H2O、[OH-]H2O分别是多少？Why？
[H+]H2O＝ 10-12 mol/L 、[OH-]H2O ＝ 10-12 mol/L
任何水溶液中由水电离出来的[H+] H2O与[OH-] H2O相等
计算
1、某溶液中由水电离产生的[H+]H2O= 10-11 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 [H+]的可能值 ？
可能为酸性，也可能为碱性！
酸性时：[H+] ＝ 10-3 mol/L 、 [OH-] ＝ 10-11 mol/L
碱性时： [H+] ＝ 10-11 mol/L 、 [OH-] ＝ 10-3 mol/L 利用Kw的定量计算——求[H+]H2O或[OH-] H2O结论：溶液的酸碱性跟H+ 和OH-浓度的相对大小有关常温下[H+] = [OH-][H+]＞[OH-][H+]＜[OH-][H+] = 1×10—7mol/L
[OH-] = 1×10—7mol/L [H+] ＞1×10—7mol/L
[OH-] ＜1×10—7mol/L[H+] ＜1×10—7mol/L
[OH-] >1×10—7mol/L思考与交流课本P46二、溶液的酸碱性与pH不能用 [H+] 等于多少来判断溶液酸、碱性，只 能[H+] 、[OH-] 通过两者相对大小比较讨论：KW100℃=10-12
在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？
[H+] =10-6mol/L
此时[H+] ＞1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不是，此时的纯水仍然呈中性！
100℃ 时，[H+] = 1×10—7mol/L溶液呈酸性还是碱性？
[H+] = 1×10—7mol/L、 [OH-] = 1×10—5mol/L，
[OH-] ＞ [H+]
碱性！ 溶液的酸碱性与pH定义：是[H+]的负对数，即pH=－lg [H+]。
如：[H+] = 1×10—7mol/L， pH=－lg10—7 ＝7.0
[H+] = 1×10—5mol/L， pH=－lg10—5 ＝5.0
[H+] = 1×10—9mol/L， pH=－lg10—9 ＝9.0
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
pH与溶液的酸碱性(25℃时) 练习
1、有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中[H+]与乙溶液中[H+]的关系是
A. 2:1 B. 100:1
C. 1:100 D. 无法确定DpH值测定方法定性测定：酸碱指示剂法（书P49资料）定量测定：pH试纸法、pH计法等酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱。
以HIn代表石蕊分子 3.1—4.45.0—8.08.2—10.0指示剂的变色范围广泛pH试纸精密pH 试纸讨论： pH试纸的使用
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，试纸上显出颜色后马上（30s内）跟标准比色卡相对比D有关pH的计算 1、单一溶液的计算例1：求0.5×10-3mol/LH2SO4溶液的PH例2：求0.05mol/LBa(OH)2溶液的PH2、两种强酸（或强碱）混合pH值的计算【例题2 】在25℃时，pH=2的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸溶液等体积混合，混合后溶液的pH值等于多少？关键：
1、抓住氢离子进行计算！
pH=-lg C（H+）=-lg｛（1×10—2+1×10—4）/2｝=-lg（5×10—3 ）=3-lg5=2.3【例3】将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液中的pH最接近于 （ ）
A、 8.3 B、 8.7 C、9 D、9.7 c（OH-）=（ 1 × 10—6 +1×10—4) / (1+1) = 5×10-5 mol/L pH=14- pOH=9.7=10 - lg2=-lg(10-14/ 5×10-5 )= 9.7=-lg(2×10-10 )关键：先求c(OH-) 进行计算！再转化为c(H+)D3、强酸与强碱混合pH值的计算在25℃时，100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
碱过量抓住氢氧根离子进行计算！NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04【例题5】25。C下，10-5mol/L 的盐酸溶液.
溶液中， C（OH-） = ______mol/L.
将上述盐酸稀释 10倍，溶液中 C（H+） = _____ C（OH-） =_____
将上述溶液稀释10000倍，溶液中C（H+） = ____C（OH-） =______10—910—610—810—710—7C（H+） =4、酸（碱）的稀释：C（H+）水+ C（H+）酸
= 10—7+ 10—9≈ 10—7 mol/L注意：酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。练习
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三、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。实践活动P47酸碱中和滴定酸碱中和滴定实验四、酸碱中和滴定⒈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
⒉酸碱中和滴定原理
（1）实质：H+ + OH- == H2O
（2）原理：在中和反应中使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）与未知物质的量浓度的碱（或酸）完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式求出未知溶液的物质的量浓度
（3）关键：准确测量参加反应的两种溶液的体积和准确判断中和反应是否恰好反应完全。 准确测量参加反应的两种溶液的体积所用的仪器是滴定管（或移液管） 准确判断中和反应是否恰好反应完全是借助酸碱指示剂。3.酸碱指示剂的变色范围8.2~10.04.4~6.23.1~4.4中和滴定——主要实验仪器量取液体常用仪器：量筒、移液管、滴定管
量筒：粗量仪，10mL量筒最小分刻度为0.1mL 读数精确到0.1mL，无“O”刻度
移液管：精量仪，读数精确到0.01mL
准确量取一定量的试液(中和滴定时用来量取待测液）碱式滴定管 ，酸式滴定管 ，
锥形瓶，滴定管夹，
铁架台，烧杯等 滴定管
标有温度、容积、“0”刻度在最高点
常用规格：容量分：25mL、50mL
最小分刻度：0.1mL，读数精确到0.01mL
（精量仪可估读一位，粗量仪不能估读）
按用途分：
酸式滴定管（盛装酸性、强氧化性的溶液）
碱式滴定管（盛装碱性溶液）
练1：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.0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练2、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．在托盘天平刻度尺的右边B练3：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C中和滴定实验步骤一、用前检验（是否漏水、旋塞转动是否灵活）
二、洗涤（准确测定的保障）
滴定管——自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次→待测液润洗
锥形瓶——自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不用待测液润洗）三、装液[滴定管中加入液体]
取一定体积未知浓度的NaOH于锥形瓶
待装液润洗→装液→挤气泡→使管内液面处于“0”或“0”以下有刻度区域→记下起始读数→放液→记录终点读数→放指示剂
装标准液 HCl中和滴定实验步骤四、滴定
滴定管夹在夹子上，保持垂直
右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，而不是前后振动
左手控制活塞（或玻璃球），注意不要把活塞顶出
滴加速度先快后慢，后面可半滴，直至指示剂颜色突变半分钟颜色不变，再读数
滴定过程右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化
滴定终点达到后，复滴2到3次，取平均值
中和滴定过程中，容易产生误差的几个方面是（见目标P45）
①洗涤仪器(滴定管、移液管、锥形瓶)；
②气泡；
③体积读数(仰视、俯视)；
④指示剂选择不当；
⑤杂质的影响；
⑥操作(如用力过猛引起待测液外溅等)。 具体分析如下：
(1)滴定前，在用蒸馏水洗涤滴定管后，未用标准液润洗。(偏高)
(2)滴定前，滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失。(偏高)
(3)滴定前，用待测液润洗锥形瓶。(偏高)
(4)取待测液时，移液管用蒸馏水洗涤后，未用待测液润洗。(偏低)
(5)取液时，移液管尖端的残留液吹入锥形瓶中。(偏高)
(6)读取标准液的刻度时，滴定前平视，滴定后俯视。(偏低)
(7)若用甲基橙作指示剂，最后一滴盐酸滴入使溶液由橙色变为红色。(偏高)
(8)滴定过程中，锥形瓶振荡太剧烈，有少量溶液溅出。(偏低)
(9)滴定后，滴定管尖端挂有液滴未滴入锥形瓶中。(偏高)
(10)滴定前仰视读数，滴定后平视刻度读数。(偏低)
(11)滴定过程中向锥形瓶内加入少量蒸馏水。(无影响)
(12)滴定过程中，滴定管漏液。(偏高)
(13)滴定临近终点时，用洗瓶中的蒸馏水洗下滴定管尖嘴口的半滴标准溶液至锥形瓶中。(操作正确，无影响)
(14)过早估计滴定终点。(偏低)
(15)过晚估计滴定终点。(偏高)
俯视：体积偏小仰视：体积偏大俯视或仰视刻度线对溶液体积的影响 练4：某学生中和滴定实验的过程如下：
①取一支碱式滴定管，②用蒸馏水洗净，③加入待测NaOH溶液，④记录液面刻度的读数，⑤用酸式滴定管精确放出一定量标准酸液，⑥置于用标准酸液洗涤过的锥形瓶中，⑦加入蒸馏水，⑧加入2滴酚酞试剂，⑨开始滴定，先慢后快，边滴边摇荡，⑩边注视滴定管液面变化，⑾小心滴到溶液由无色变为粉红色时，即停止滴定。⑿记录液面读数，⒀重复滴定，根据两次读数得出NaOH的体积21ml。
上述学生操作错误的有 （填序号） ③⑥⑨⑩⑾⒀练习
1、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26张PPT。在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸探究实验解释: 在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡
NaCl(S) Na+(aq) + Cl-(aq)
现象:NaCl饱和溶液中析出固体可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？加浓盐酸Cl- 的浓度增加,平衡向左移, NaCl析出第四节 难溶电解质的溶解平衡
Dissolution electrolyte equlibrium?思考：Ag＋和Cl－的反应真能进行
到底吗？阅读课本P61～62 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。问题讨论：1、当AgNO3与NaCl恰好完全反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 2、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？ 3、难溶电解质(如AgCl)是否存在溶解平衡？如何表示？ 有 习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0 溶解
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
沉淀1、有沉淀生成的复分解类型离子反应能不能完全进行到底呢？不能,沉淀即是难溶电解质,不是绝对不溶,只不过溶解度很小,难溶电解质在水中存在溶解平衡.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。一、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。练：书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式二、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。工业废水的处理工业废水硫化物等重金属离子（如Cu2+、Hg2+等）转化成沉淀（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7－8b 、加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2＋+S2－=CuS↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓右 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。 硫酸中硫酸根浓度大，使平衡左移有利于沉淀生成。思考与交流1、如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加 入钡盐还是钙盐？为什么？加入钡盐，因为BaSO4比CaSO4更难溶，使用钡盐可使SO42-沉淀更完全2、以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪方面考虑？是否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？说明原因。从溶解度方面可判断沉淀能否生成
不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去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a 、难溶于水的盐溶于酸中
如：CaCO3溶于盐酸，FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸b 、难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液P64思考与交流（实验3-3）用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因解释在溶液中存在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＋直接结合OH－,使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解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 。 课堂练习生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿 5Ca2＋＋3PO43－＋F－＝Ca5(PO4)3F↓ 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依据[实验3-4,3-5]，解释沉淀转换的原因【练习】
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)
CaCO3(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 DD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例 AgCl的Ksp=1.80×10-10,将0.001 mol.L-1NaCl和0.001 mol．L-1AgNO3 溶液等体积混合,是否有AgCl 沉淀生成.
解: 两溶液等体积混合后, Ag+ 和Cl-浓度都减小到原浓度的1/2.
[Ag+]=[Cl-]=1/2×0.001=0.0005(mol．L-1)
在混合溶液中,则 [Ag+][Cl-]=(0.0005)2=2.5 ×10-7
因为[Ag+][Cl-]＞Ksp,所以有AgCl 沉淀生成.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．①④BB课堂练习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)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谢谢同学们的认真听讲！
祝大家新的一年万事如意！
