第三章 水溶液中的离子平衡
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课件168张PPT。“桂林山水甲天下”——溶洞肇庆七星岩风景区——溶洞第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第三节 盐类的水解
第四节 难溶电解质的溶解平衡第一节 弱电解质的电离一、电解质有强弱之分
二、弱电解质的电离过程是可逆的知识回顾 1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 、③ Cu 、
④水、 ⑤CH3COOH、 ⑥ CO2②④⑤⑥非电解质：电解质是化合物，电解质溶液是混合物知识回顾 2电离：电解质溶于水或熔融时，离解成自由移动离子的过程。共价化合物：溶于水离子化合物：溶于水或熔融一、电解质有强弱之分 分别试验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液跟等量镁条的反应；并测这两种酸的pH。将试验结果填入下表：
剧烈反应，迅速产生大量气泡反应缓慢，产生少量气泡pH=０pH=２实验探究(实验【３－１】）当酸溶液的物质的量浓度相等时，pH 值是否相等，说明c(H+)是否相等？反应速率不同，pH不同，说明盐酸和醋酸中的H+浓度不同。相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸中H+浓度不同，说明HCl和CH3COOH的电离程度不同实验结果分析 强弱电解质强电解质：弱电解质：强酸、强碱和绝大多数盐是强电解质能够全部电离的电解质称为强电解质只能部分电离的电解质称为弱电解质弱酸、弱碱和水是弱电解质。 CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小,CH3COOH、
HNO3的溶解度都很大，它们是强电解质还是弱电解质？CaCO3、HNO3属于强电解质
CH3COOH 、 Fe(OH)3属于弱电解质本质区别：是否完全电离电解质的强弱与溶解性无关电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。思考与讨论练习１、判断下列物质哪些属于强电解质，
哪些为弱电解质？
A、MgCl2 B、H2CO3 C、Fe(OH)3
D、HCl E、Ca(OH)2 F、HClO
强电解质：A、D、E、弱电解质：B、C、F、练习２：下列物质能导电的是______,属于强电解质的是______,属于弱电解质的是________,属于非电解质的是_______。
a.铜丝 b. NaCl c.石墨 d.冰醋酸
e.HCl的水溶液 f.蔗糖 g.SO2
h.NaHCO3 i. BaSO4 a c eb h idf g二、弱电解质的电离过程是可逆的1、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“ ”
多元弱酸分步电离，可分步书写电离方程式（一般只写第一步），多元弱碱也是分步电离，但可按一步电离写出。NaCl = Na++Cl- 请写出Na2SO4、HClO、NH3·H2O 、H2CO3、Fe(OH)3 、Al(OH)3、NaHCO3 、 NaHSO4 、Ba(OH)2在水溶液中的电离方程式。
Na2SO4 = 2Na+ +SO42-HClO H++ClO-NH3·H2O NH4++OH-H2CO3 H++HCO3-HCO3- H++CO32-Fe(OH)3 Fe3++3OH-Al(OH)3 Al3++3OH- (碱式电离)Al(OH)3 AlO2-+H++H2O(酸式电离)NaHCO3 = Na++HCO3-
HCO3- H+ +CO32- NaHSO4 = Na+ +H+ +SO42-Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-①先判断强、弱电解质，决定符号，强电解质一步电离③多元弱碱的电离，以一步电离表示。②多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以一级电离为主。电离方程式的书写要点④Al(OH)3有酸式和碱式电离。⑤弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸根，酸式酸根再部分电离。⑥强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根；而在熔融状态，则电离成金属离子和酸式酸根离子 强等号、弱可逆、多元弱酸分步写，多元弱碱一步完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练习强、弱电解质的比较都是电解质，在水溶液中均能电离 完全电离部分电离不可逆过程可逆过程水合离子分子和水合离子弱酸、弱碱、水强酸、强碱、大多数盐小结：
2、弱电解质的电离平衡 弱电解质分子在溶液中电离，其电离过程是可逆的，同可逆反应一样，存在着电离产生的离子在运动过程中相互碰撞又结合成了分子的情况。开始时溶液中离子的浓度很低，弱电解质电离成离子的速率快(其速率用ｖ正表示)，随着弱电解质的电离，溶液中离子的浓度增大，弱电解质分子的浓度减小，从而分子电离成离子的速率减小，离子结合成分子的速率增大(其速率用ｖ逆表示)，经过一段时间必然达到 ｖ正＝ｖ逆 醋酸电离过程中体系各粒子浓度的变化 接近于0接近于0最大增大增大减小不变不变不变分析：CH3COOH和NH3·H2O的电离。定义：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，这叫做电离平衡。
特点动 电离平衡是一种动态平衡 定 条件不变，溶液中各分子、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分子化≠01）定义逆 电离平衡是对弱电解质而言，电离是可逆的，强电解质不存在电离平衡 2）影响电离平衡的因素1、温度2、浓度由于电离是吸热的，因此温度越高，电离度越大溶液越稀，离子相遇结合成分子越困难，因此更有利于电离。3、同离子效应加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动——同离子效应4、化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，电离平衡向正反应方向移动注意1)弱电解质溶液稀释时，电离平衡正向移动，溶液中离子的物质的量增大，而离子浓度减小，强电解质分子的物质的量和浓度均减小；
2)对于冰醋酸，加水溶解并不断稀释的过程中，平衡正向移动，离子浓度先增大后减小电离平衡的影响因素CH3COOHCH3COOHCH3COO-
H+
H+逆方向逆方向增大增大增大增大增大增大增大增大减少减少减少减少减少减少减少正方向正方向正方向——正方向增大减少增大对于一元弱酸 HA H++A-对于一元弱碱 BOH B++OH-注意：K值只随温度变化。3、电离常数探究实验：[实验3-2] 课本P42
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？写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H+ + H2PO4-H2PO4-H+ + HPO42-HPO42-H+ + PO43-你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？多元弱酸是分步电离的，K1》K2》K3
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。试根据课本P42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 意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。 填表：0.1mol/L的CH3COOH溶液
CH3COOH CH3COO-+H+【课堂练习】增大增大减小减弱不变增大增大增大增强增大减小减小减小增强不变减小增大增大增强不变增大减小减小增强不变作业：
课本P44 1、3、4
［课外作业］
1、预习课本下一小节的内容第二节 水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离
二、溶液的酸碱性与pH
三、pH的应用一、水的电离水是极弱的电解质25℃ 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1、水的离子积常数KW =c（H+）· c（OH-） =1×10-1425℃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3、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系=1×10-14(25℃)无=10-7=10-7c(H+)=c(OH-)中性左移>10-7<10-7c(H+)>c(OH-)酸性左移<10-7>10-7c(H+)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：二、溶液的酸碱性与pH讨论：KW105℃=10-12
在105 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？
c(H+) ＞1×10-7mol/L是否说明105 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不能用 c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较105℃ 时， c(H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？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-)<1mol/L的溶液酸碱性比较方便。 c(H+)或c(OH-)>1mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。1、pH值pH= -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-)c(H+)＜c(OH-)pH =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+)＞1×10-7mol/Lc(H+)＜1×10-7mol/Lc(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2、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！46接近7接近798接近7接近7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？3~411~12(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，先求c(OH-)，再求c(H+)，再算pH值
3、 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)4、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。1）原理1、化学分析的分类：鉴定物质组成成分，叫做———————；测定物质组成成分的含量，叫做———————；定性分析定量分析酸碱中和滴定就是一种基本定量分析方法2、酸碱中和滴定的定义：用已知——————
———————————来测定———————————————————————的定量分析方法叫做酸碱中和滴定3、酸碱中和反应的实质：————————————H++OH－=H2O讨论：酸和碱发生中和反应恰好完全反应时，消耗的酸碱物质的量与反应计量系数之间有何关系？ mHnAOx+ nB(OH)m= Bn(AOx )m+mnH2Ox y x : y = m : n消耗酸碱物质的量之比等于反应式计量系数之比mn∵x : y = m : n 即：(CA×VA )：(CB×VB) = m : n若已知CA 和 VB则有：4、酸碱中和滴定的实验原理： 通过测定——————的溶液————，根据中和反应的————————来计算————————溶液的浓度的定量分析方法已知浓度体积计量系数未知浓度一般地，已知浓度的溶液叫标准液，未知浓度的溶液叫待测液中和滴定的基本实验思路：固定待测液体积，测定标准液体积，结合反应计量系数，计算待测液浓度。实验关键点：⑴、准确测定参加反应的两种溶液的——————； ⑵、准确判断中和反应是否————————。体积进行完全⑵待测液：————————————2）中和滴定的仪器及试剂⑴标准液：————————————已知浓度的溶液未知浓度的溶液⑶指示剂作用：通过指示剂———
变化确定终点 选择原则————————— ————————————— 变色明显、
灵敏，终点与变色范围一致1试剂：颜色2、仪器：用作中和反应容器，盛装待测液用于配制标准液
放置滴定管酸式滴定管碱式滴定管滴定管用于测定标准液或待测液的准确体积滴定管的构造特点：酸式滴定管————————，碱式滴定管—————————————。玻璃活塞橡皮套加玻璃珠滴定管上有刻度线，标明了最大体积和使用温度3)滴定管使用注意事项：⑴酸式滴定管：不能盛放碱液、水解显碱性的盐溶液、氢氟酸⑵碱式滴定管：不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液想一想：量筒的构造与滴定管有何不同？量筒———“0”刻度线，其刻度由下到上读数———————，最大刻度线在其————。没有由小到大上方⑷普通滴定管的精密度为————— mL0.01⑶滴定管的“0”刻度线—————，但并未在—————，滴定管上的刻度由上到下，读数———————，最大刻度线在滴定管————。上方最上方由小到大下方滴定管下端有气泡，必须排除；排除方法为：⑸滴定管使用前，应检查滴定管下端是否漏液和存在气泡⑹滴定管读数必须————刻度线平视俯视刻度线，读数结果————
仰视刻度线，读数结果————偏低偏高
4)中和滴定操作过程（以标准盐酸滴定NaOH为例）1、准备工作：⑴、滴定管：①检查滴定管是否————以及下端—————————；②滴定管洗涤：用蒸馏水洗涤酸式滴定管后再用——————洗涤2～3次、碱式滴定管用蒸馏水洗涤后再用——————洗涤2～3次；③装液：将标准盐酸溶液装入酸式滴定管、将待测NaOH溶液装入碱式滴定管至“0”刻度线上方——————处，并排除滴定管嘴尖处的—————；④调整液面：将滴定管中的标准液或待测液的液面调整到—————（或—————以下某刻度），记下刻度漏液是否有气泡标准液待测液2～3cm气泡“0”刻度“0”刻度
⑵、锥形瓶：只能用——————洗涤，不能用——————洗涤蒸馏水待测液使用滴定管时要注意的手势：酸式滴定管左手拇指在前，食指中指在管后无名指、小指弯向手心三指平行，轻拿活塞柄操作要领：动作轻缓，手势自然。食指、中指不可伸直，以防拉出活塞酸式滴定管使用
碱式滴定管左手拇指在前食指在后操作要领：拿住橡皮管中玻璃珠靠上的部位，挤压时，不可用力按玻璃棒，不能按玻璃珠以下部位，否则，放手时，容易形成气泡碱式滴定管使用向下挤压玻璃珠右手：拿住锥形瓶，并不断旋转振荡 ⑴用 —————————量取一定体积的待测液（NaOH)于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂（酚酞试液），待测液变成—————2、滴定过程：碱式滴定管红色⑵用————握活塞旋转开关，————不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中 ———————————和滴定管——————，至————变 成————，且半分钟不褪色为止，记下滴定管刻度左手右手液流速度红色无色 ⑶重复上述操作——————次，算出消耗标 准液体积的——————2～3平均值3、结果计算：用上述标准液体积的平均值进行计算操作步骤：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5)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；偏大偏大偏大偏小偏小四、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）
（①两强滴定，原则上甲基橙和酚酞皆可选用；
②中和滴定肯定不用石蕊。）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；偏小偏大偏大偏大五、终点判断不准确
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偏高偏低偏高无影响偏高偏低偏低偏高偏低偏高偏高偏高偏低口诀
酸管碱管莫混用，视线刻度要齐平。
尖嘴充液无气泡，液面不要高于零。
莫忘添加指示剂，开始读数要记清。
左手轻轻旋开关，右手摇动锥形瓶。
眼睛紧盯待测液，颜色一变立即停。
数据记录要及时，重复滴定求平均。
误差判断看V(标)，规范操作靠多练。 5)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?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。三、pH的应用1、人体健康人体内的各种体液都有一定的pH，当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。2、日常生活人们洗发时使用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。3、环保领域酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应。作业：
课本P52 1、3、6、11
［课外作业］
1、预习课本下一小节的内容
2、总结中和滴定过程中的误差第三节 盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
三、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用考纲要求:
1、盐类水解离子方程式的书写;
2、盐溶液酸碱性的比较
3、影响盐类水解平衡移动的因素
4、离子浓度大小的比较
5、盐类水解的应用用生活中常用的盐除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？复习：什么叫盐？酸碱中和生成盐------盐的类型一、探究盐溶液的酸碱性学生实验：P54科学探究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谁强显谁性二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因（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-CH3COOH(弱酸,弱电解质)+CH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-CH3COONa溶于水时， CH3COONa电离出的CH3COO_和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH ，消耗了溶液中的H+ ，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH_ ，建立新平衡时，C(OH_) > C(H+)，从而使溶液显碱性。1、盐类水解的定义定义：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。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。2、盐类水解的实质(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1）找出弱的离子，直接书写。例：写出NaHCO3和Al2(SO4)3水解的离子方程式3）水解程度通常很小，产物一般不能用“↓”或“↑”。4）多元弱酸正盐分步水解，第一步水解远大于第二步；其水解离子方程式可以只写第一步。但第一步与第二步水解的离子方程式不能合并。例：写出Na2CO3水解的离子方程式3、盐类的水解离子方程式的书写5）多元弱碱盐的水解，用总的水解离子方程式表示。例：写出AlCl3和CuSO4水解的离子方程式6）对于发生双水解的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。7）多元弱酸的酸式根离子，水解和电离同步进行。①常见阴离子NH4+、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+CH3COO-、 ClO- 、CN-、F-、AlO2 - ②常见阳离子CO32-、 SiO32-、 SO32-、 S2-、 PO43- HCO3-、 HSO3-、 HS-、HPO42- 、H2PO4- NaF+H2O HF+NaOH
F-+ H2O HF+OH-
Na2CO3 +H2O NaHCO3 +NaOH (主)
NaHCO3 + H2O H2CO3 +NaOH (次)
NH4Cl + H2O NH3·H2O+HCl
CuCl2+ 2H2O Cu(OH)2+2HCl练习：书写下列盐类水解的方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2 NH4+ +H2O NH3.H2O + H+CO32-＋H2O HCO3-＋OH-
HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-4、盐类水解的条件⑴盐必须溶于水； ⑵盐中必须有弱酸阴离子或弱碱阳离子。5、盐类水解的基本特征 ①盐类水解程度一般微弱； ②盐类水解是中和反应逆反应为吸热反应；6、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，显酸性三、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用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、影响盐类水解的主要因素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：2、盐类水解的应用盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑盐类水解。1）分析判断盐溶液的酸碱性例：有0.1mol/L的下列溶液，请按pH由小到大排列。 (1)H2SO4 (2)HCl (3)CH3COOH (4)NH4Cl (5)NaCl (6)NaF (7)NH3· H2O (8)NaOH (9) Ba(OH)22）比较溶液中离子浓度的大小浓度均为0.1mol/LNH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中铵根离子浓度由小到大的顺序为是：(1)＜(2) ＜(3) ＜(4) ＜(5) ＜(6) ＜(7) ＜(8) ＜(9)(3)＜(1) ＜(2) ＜(5) ＜(4) ＜(6)3）配制某些盐溶液时，防止浑浊例：配制FeCl3 溶液；Al2(SO4)3 溶液；Pb(NO3)2溶液HClH2SO4HNO34）试剂的贮存例：Na2CO3、Na2SiO3等强碱弱酸盐能否贮存于玻塞试剂瓶中？为什么？例：NaF溶液能否贮存在胶塞玻璃瓶中？为什么？5）判断酸碱的强弱例：NaA溶液呈碱性，问HA是强酸或是弱酸？弱酸例：物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ，pH值依次为7、8、9，那么相应的酸HX，HY，HZ的由强到弱的顺序是：M(NO3)2溶液呈酸性？问M(OH)2是强碱或是弱碱？弱碱HX > HY > HZ6）制备某些无水盐例：将挥发性酸对应的盐(AlCl3，FeBr3，Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。7）Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐溶液，产生H2例：将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生。8）铁盐铝盐作净水剂的原理例：常用的净水剂：AlCl3 , FeCl3 ， 明矾KAl(SO4)2·12H2O9）判断离子大量共存例：Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2- ; NH4+与SiO32-、AlO2-不能大量共存10）某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解例：加入什么试剂可以除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+?11）化肥的合理使用例：草本灰不能与铵态氮肥混施例：草本灰不能与磷肥混施12）泡沫灭火器的原理Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3↓ + 3CO2↑13）纯碱的去污原理思考：为什么热的纯碱溶液去污效果更好？14）水垢的成份例：经长久煮沸，水垢的最终成份是什么？是CaCO3和Mg(OH)215）胶体的制备3、双水解的应用—泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器内玻璃桶内盛硫酸铝溶液、铁桶内盛碳酸氢钠溶液，说明反应原理，并说明为什么把硫酸铝放在玻璃桶内，把碳酸氢钠放在铁桶内？ 双水解反应：两种盐单独水解时，一个显较强的酸性，一个显较强的碱性，但毕竟水解程度都很小，不能进行到底；若混合时，则因彼此互相促进而进行到底。常见能发生双水解的有：Al3+，Fe3+与AlO2-
HCO3-，S2-，ClO-等。1）弱酸溶液中离子浓度的大小比较例1；0.1mol/l的 H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的顺序是
________________________C(H+)>C(HS-)>C(S2-)>C(OH-)4、电解质溶液中有关离子浓度的计算弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) 2）弱酸盐溶液中的离子浓度比较 CH3COONa溶液中各离子浓度由大到小排列正确的是：A、C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H+)
B、C(CH3COO-)> C(Na+) >C(OH-)>C(H+)
C、C(Na+)> C(CH3COO-)>C(H+) >C(OH-)
D、C(Na+)> C(OH-) >C(CH3COO-)>C(H+) A一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子) 练习1：在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是：c(Na+)>c(CO32-)> c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+)2：在0.1mol/l NaHCO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是：c(Na+)> c(HCO3-) > c(OH-) > c(CO32-)二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)
>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子) 3）两种电解质混合离子浓度的判断 （1）强酸与弱碱的混合：例：pH=13的NH3·H2O和pH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由小到大的排列顺序是C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+)C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子) （2）强碱与弱酸混合pH=X的NaOH溶液与pH=y的CH3COOH溶液，已知x+y=14,且y<3。将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是：
A：C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H+)
B: C(CH3COO-)> C(Na+) >C(H+) >C(OH-)
C: C(CH3COO-)> C(Na+) >C(OH-)>C(H+)
D: C(Na+) >C(CH3COO-)>C(H+) > C(OH-) B（3）强碱弱酸盐与强酸混合 0.2mol/l CH3COOK与0.1mol/L 的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量正确的是：
A、C(CH3COO-)=C(Cl-)=C(H+)> C(CH3COOH)
B、C(CH3COO-)=C(Cl-) > C(CH3COOH) >C(H+)
C、C(CH3COO-)>C(Cl-)=C(H+)> C(CH3COOH)
D、C(CH3COO-)>C(Cl-) > C(CH3COOH) >C(H+)D4）电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒电荷守恒——电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的。即阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数。物料守恒——即原子个数或质量的守衡质子守恒——水电离出的H+存在形式各浓度之和与水电离出的OH-存在形式各浓度之和相等。练习1、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒的浓度关系式正确的是 ( )
（A）c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-)
（B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-)
（C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)
（D）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-)
（E）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-)CE 2 在Na2S的水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系不正确的是 （ ）
(A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S)
(B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)
(C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
(D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)A作业：
课本P58 3、8、9、10
［课外作业］
1、预习课本下一小节的内容第四节 难溶电解质的溶解平衡一、Ag+和Cl-真能进行到底吗？二、沉淀反应的应用思考与讨论(1)NaCl在水溶液里达到溶液平衡状态时有何特征？(2)要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，可采取什么措施？加热浓缩降温（3）在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸有何现象？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？一、Ag+和Cl-真能进行到底吗？阅读课本P65~66思考与交流大于10g，易溶
1g～10g，可溶
0.01g～1g，微溶
小于0.01g,难溶20℃时，溶解度：讨论1、谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。讨论2、根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。1、生成沉淀的离子反应能发生的原因生成物的溶解度很小2、AgCl溶解平衡的建立当v(溶解)= v(沉淀)时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡1、溶解平衡3、溶解平衡的特征逆、等、动、定、变4、生成难溶电解质的离子反应的限度难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。5、沉淀溶解平衡的影响因素①内因：电解质本身的性质。只要是饱和溶液都存在溶解平衡。绝对不溶的物质是没有的不同难物其溶解度差别也很大0.01g10g难溶微溶易溶可溶1g②外因加相同离子，沉淀。温度：升温，多数溶解浓度：加水，溶解；压强(气体)：加压，多数溶解(气体，Ca(OH)2除外)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AB课堂练习1、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.
2、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n
3、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.2.溶度积和溶度积规则阅读课本P70(科学视野)课堂练习2.铬酸银(Ag2CrO4)在298K时的溶解度为0.0045g,求其溶度积。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) ？
Ag+沉淀是否完全?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值如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，
加氨水调pH值至7-8Fe3+ + 3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+b 、加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2+ + S2- = CuS↓ Hg2+ + S2- = HgS↓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要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是（ ）
A、MgO B、MgCO3
C、NaOH D、Mg(OH)2c2、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 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]思考与交流用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因向3支盛有少量Mg(OH)2沉淀的试管中分别滴加适量的蒸馏、盐酸和氯化铵溶液，观察并记录现象。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，
1、NH4+直接结合OH-,使c(OH-)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解2、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溶解小结：难溶电解质溶解的规律不断减小溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀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 。 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↓ （1）沉淀转化的方法
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。
（2）沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
（3）沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
①锅炉除水垢3、沉淀的转化锅炉中水垢中含有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-CaCO3②对一些自然现象的解释[实验3-4,3-5]AgCl1、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、CdSC作业：
课本P66 2-5
［课外作业］
1、预习课本下一章的内容章节复习知识网络一、弱电解质的电离平衡弱电解质的电离弱电解质电离平衡电离
特点1)部分电离
2)存在电解质分子和阴阳离子
3)电离方程式用“ ”连接举例：弱酸、弱碱、水特点：逆、等、动、定、变影响因素温度
浓度
同离子效应 平衡常数K只与温度有关二、水的电离水的电离水是极弱的电解质
水的离子积影响因素加酸：抑制水的电离，平衡向左移动加碱：抑制水的电离，平衡向左移动加盐不水解的盐，平衡不移动能水解的盐,平衡右移显碱性显酸性升高温度，水的电离程度变大，平衡右移三、盐类的水解盐类的水解实质：盐中弱酸根(弱碱阳)离子与水电离出的H+(OH-)结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡条件1、盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子
2、盐必须溶于水规律1、弱的程度越大，水解能力越强
2、盐的浓度越小，水解程度越大
3、温度越高，水解程度越大特征1、为酸碱中和的逆反应
2、水解程度一般微弱四、沉淀溶解平衡1、表达式：以Mg(OH)2为例2、沉淀的生成3、沉淀的转化AgCl(s) + Br- = AgBr(s) + Cl-专题要点一、判断一元酸(HA)为弱酸的方法及实验设计1、根据定义(1)强酸在水溶液中全部电离，不存在溶质分子；弱酸在水溶中部分电离，因存在电离平衡，所以既含溶质离子，又含溶质分子。
(2)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。
(3)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度。
(4)取HA溶液，测其pH，然后加入NaB固体少许，若pH变大，则说明HA为弱酸。2、根据稀释过程中c(H+)变化判定相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同的倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。3、根据中和反应区别判定中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸耗碱量多。4、根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量等判定(1)pH相同、体积也相同的强酸和弱酸分别于足量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程中，弱酸反应较快，产生的气体量多；而强酸反应较慢，产生气体的量少(2)同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较活泼的金属反应，强酸生成氢气的速率较大；弱酸产生气体的速率较小。当两者为同元酸时，产生气体的物质的量相同。5、根据酸根离子是否水解判定测HA对应强碱盐的水溶液的酸碱性，若NaA溶液的pH＞7，则说明HA为弱酸。二、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较平衡右移,K增大,c(H+)增大,电离度增大平衡右移,K不变,c(H+)减小,电离度增大平衡右移,K不变,c(H+)增大,电离度减小平衡右移,K增大,c(H+)增大,水解程度增大平衡右移,K不变,c(H+)减小,水解程度增大平衡右移,K不变,c(H+)增大,水解程度减小平衡右移,Ksp增大平衡右移,Ksp不变,c(OH-)不变平衡不移动,Ksp不变,c(OH-)不变
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第三节 盐类的水解
第四节 难溶电解质的溶解平衡第一节 弱电解质的电离一、电解质有强弱之分
二、弱电解质的电离过程是可逆的知识回顾 1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 、③ Cu 、
④水、 ⑤CH3COOH、 ⑥ CO2②④⑤⑥非电解质：电解质是化合物，电解质溶液是混合物知识回顾 2电离：电解质溶于水或熔融时，离解成自由移动离子的过程。共价化合物：溶于水离子化合物：溶于水或熔融一、电解质有强弱之分 分别试验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液跟等量镁条的反应；并测这两种酸的pH。将试验结果填入下表：
剧烈反应，迅速产生大量气泡反应缓慢，产生少量气泡pH=０pH=２实验探究(实验【３－１】）当酸溶液的物质的量浓度相等时，pH 值是否相等，说明c(H+)是否相等？反应速率不同，pH不同，说明盐酸和醋酸中的H+浓度不同。相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸中H+浓度不同，说明HCl和CH3COOH的电离程度不同实验结果分析 强弱电解质强电解质：弱电解质：强酸、强碱和绝大多数盐是强电解质能够全部电离的电解质称为强电解质只能部分电离的电解质称为弱电解质弱酸、弱碱和水是弱电解质。 CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小,CH3COOH、
HNO3的溶解度都很大，它们是强电解质还是弱电解质？CaCO3、HNO3属于强电解质
CH3COOH 、 Fe(OH)3属于弱电解质本质区别：是否完全电离电解质的强弱与溶解性无关电解质的强弱与溶液的导电性没有必然联系。思考与讨论练习１、判断下列物质哪些属于强电解质，
哪些为弱电解质？
A、MgCl2 B、H2CO3 C、Fe(OH)3
D、HCl E、Ca(OH)2 F、HClO
强电解质：A、D、E、弱电解质：B、C、F、练习２：下列物质能导电的是______,属于强电解质的是______,属于弱电解质的是________,属于非电解质的是_______。
a.铜丝 b. NaCl c.石墨 d.冰醋酸
e.HCl的水溶液 f.蔗糖 g.SO2
h.NaHCO3 i. BaSO4 a c eb h idf g二、弱电解质的电离过程是可逆的1、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“ ”
多元弱酸分步电离，可分步书写电离方程式（一般只写第一步），多元弱碱也是分步电离，但可按一步电离写出。NaCl = Na++Cl- 请写出Na2SO4、HClO、NH3·H2O 、H2CO3、Fe(OH)3 、Al(OH)3、NaHCO3 、 NaHSO4 、Ba(OH)2在水溶液中的电离方程式。
Na2SO4 = 2Na+ +SO42-HClO H++ClO-NH3·H2O NH4++OH-H2CO3 H++HCO3-HCO3- H++CO32-Fe(OH)3 Fe3++3OH-Al(OH)3 Al3++3OH- (碱式电离)Al(OH)3 AlO2-+H++H2O(酸式电离)NaHCO3 = Na++HCO3-
HCO3- H+ +CO32- NaHSO4 = Na+ +H+ +SO42-Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-①先判断强、弱电解质，决定符号，强电解质一步电离③多元弱碱的电离，以一步电离表示。②多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以一级电离为主。电离方程式的书写要点④Al(OH)3有酸式和碱式电离。⑤弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸根，酸式酸根再部分电离。⑥强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根；而在熔融状态，则电离成金属离子和酸式酸根离子 强等号、弱可逆、多元弱酸分步写，多元弱碱一步完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练习强、弱电解质的比较都是电解质，在水溶液中均能电离 完全电离部分电离不可逆过程可逆过程水合离子分子和水合离子弱酸、弱碱、水强酸、强碱、大多数盐小结：
2、弱电解质的电离平衡 弱电解质分子在溶液中电离，其电离过程是可逆的，同可逆反应一样，存在着电离产生的离子在运动过程中相互碰撞又结合成了分子的情况。开始时溶液中离子的浓度很低，弱电解质电离成离子的速率快(其速率用ｖ正表示)，随着弱电解质的电离，溶液中离子的浓度增大，弱电解质分子的浓度减小，从而分子电离成离子的速率减小，离子结合成分子的速率增大(其速率用ｖ逆表示)，经过一段时间必然达到 ｖ正＝ｖ逆 醋酸电离过程中体系各粒子浓度的变化 接近于0接近于0最大增大增大减小不变不变不变分析：CH3COOH和NH3·H2O的电离。定义：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，这叫做电离平衡。
特点动 电离平衡是一种动态平衡 定 条件不变，溶液中各分子、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分子化≠01）定义逆 电离平衡是对弱电解质而言，电离是可逆的，强电解质不存在电离平衡 2）影响电离平衡的因素1、温度2、浓度由于电离是吸热的，因此温度越高，电离度越大溶液越稀，离子相遇结合成分子越困难，因此更有利于电离。3、同离子效应加入含有弱电解质离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动——同离子效应4、化学反应加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质，电离平衡向正反应方向移动注意1)弱电解质溶液稀释时，电离平衡正向移动，溶液中离子的物质的量增大，而离子浓度减小，强电解质分子的物质的量和浓度均减小；
2)对于冰醋酸，加水溶解并不断稀释的过程中，平衡正向移动，离子浓度先增大后减小电离平衡的影响因素CH3COOHCH3COOHCH3COO-
H+
H+逆方向逆方向增大增大增大增大增大增大增大增大减少减少减少减少减少减少减少正方向正方向正方向——正方向增大减少增大对于一元弱酸 HA H++A-对于一元弱碱 BOH B++OH-注意：K值只随温度变化。3、电离常数探究实验：[实验3-2] 课本P42
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？写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。H3PO4H+ + H2PO4-H2PO4-H+ + HPO42-HPO42-H+ + PO43-你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？多元弱酸是分步电离的，K1》K2》K3
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。试根据课本P42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 意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。 填表：0.1mol/L的CH3COOH溶液
CH3COOH CH3COO-+H+【课堂练习】增大增大减小减弱不变增大增大增大增强增大减小减小减小增强不变减小增大增大增强不变增大减小减小增强不变作业：
课本P44 1、3、4
［课外作业］
1、预习课本下一小节的内容第二节 水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离
二、溶液的酸碱性与pH
三、pH的应用一、水的电离水是极弱的电解质25℃ 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1、水的离子积常数KW =c（H+）· c（OH-） =1×10-1425℃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3、溶液的酸碱性与H+、OH－浓度的关系=1×10-14(25℃)无=10-7=10-7c(H+)=c(OH-)中性左移>10-7<10-7c(H+)>c(OH-)酸性左移<10-7>10-7c(H+)
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：二、溶液的酸碱性与pH讨论：KW105℃=10-12
在105 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？
c(H+) ＞1×10-7mol/L是否说明105 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不能用 c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较105℃ 时， c(H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？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-)<1mol/L的溶液酸碱性比较方便。 c(H+)或c(OH-)>1mol/L的溶液的酸碱性不用pH表示。1、pH值pH= -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-)c(H+)＜c(OH-)pH =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+)＞1×10-7mol/Lc(H+)＜1×10-7mol/Lc(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2、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！46接近7接近798接近7接近7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？3~411~12(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，先求c(OH-)，再求c(H+)，再算pH值
3、 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)4、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。1）原理1、化学分析的分类：鉴定物质组成成分，叫做———————；测定物质组成成分的含量，叫做———————；定性分析定量分析酸碱中和滴定就是一种基本定量分析方法2、酸碱中和滴定的定义：用已知——————
———————————来测定———————————————————————的定量分析方法叫做酸碱中和滴定3、酸碱中和反应的实质：————————————H++OH－=H2O讨论：酸和碱发生中和反应恰好完全反应时，消耗的酸碱物质的量与反应计量系数之间有何关系？ mHnAOx+ nB(OH)m= Bn(AOx )m+mnH2Ox y x : y = m : n消耗酸碱物质的量之比等于反应式计量系数之比mn∵x : y = m : n 即：(CA×VA )：(CB×VB) = m : n若已知CA 和 VB则有：4、酸碱中和滴定的实验原理： 通过测定——————的溶液————，根据中和反应的————————来计算————————溶液的浓度的定量分析方法已知浓度体积计量系数未知浓度一般地，已知浓度的溶液叫标准液，未知浓度的溶液叫待测液中和滴定的基本实验思路：固定待测液体积，测定标准液体积，结合反应计量系数，计算待测液浓度。实验关键点：⑴、准确测定参加反应的两种溶液的——————； ⑵、准确判断中和反应是否————————。体积进行完全⑵待测液：————————————2）中和滴定的仪器及试剂⑴标准液：————————————已知浓度的溶液未知浓度的溶液⑶指示剂作用：通过指示剂———
变化确定终点 选择原则————————— ————————————— 变色明显、
灵敏，终点与变色范围一致1试剂：颜色2、仪器：用作中和反应容器，盛装待测液用于配制标准液
放置滴定管酸式滴定管碱式滴定管滴定管用于测定标准液或待测液的准确体积滴定管的构造特点：酸式滴定管————————，碱式滴定管—————————————。玻璃活塞橡皮套加玻璃珠滴定管上有刻度线，标明了最大体积和使用温度3)滴定管使用注意事项：⑴酸式滴定管：不能盛放碱液、水解显碱性的盐溶液、氢氟酸⑵碱式滴定管：不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液想一想：量筒的构造与滴定管有何不同？量筒———“0”刻度线，其刻度由下到上读数———————，最大刻度线在其————。没有由小到大上方⑷普通滴定管的精密度为————— mL0.01⑶滴定管的“0”刻度线—————，但并未在—————，滴定管上的刻度由上到下，读数———————，最大刻度线在滴定管————。上方最上方由小到大下方滴定管下端有气泡，必须排除；排除方法为：⑸滴定管使用前，应检查滴定管下端是否漏液和存在气泡⑹滴定管读数必须————刻度线平视俯视刻度线，读数结果————
仰视刻度线，读数结果————偏低偏高
4)中和滴定操作过程（以标准盐酸滴定NaOH为例）1、准备工作：⑴、滴定管：①检查滴定管是否————以及下端—————————；②滴定管洗涤：用蒸馏水洗涤酸式滴定管后再用——————洗涤2～3次、碱式滴定管用蒸馏水洗涤后再用——————洗涤2～3次；③装液：将标准盐酸溶液装入酸式滴定管、将待测NaOH溶液装入碱式滴定管至“0”刻度线上方——————处，并排除滴定管嘴尖处的—————；④调整液面：将滴定管中的标准液或待测液的液面调整到—————（或—————以下某刻度），记下刻度漏液是否有气泡标准液待测液2～3cm气泡“0”刻度“0”刻度
⑵、锥形瓶：只能用——————洗涤，不能用——————洗涤蒸馏水待测液使用滴定管时要注意的手势：酸式滴定管左手拇指在前，食指中指在管后无名指、小指弯向手心三指平行，轻拿活塞柄操作要领：动作轻缓，手势自然。食指、中指不可伸直，以防拉出活塞酸式滴定管使用
碱式滴定管左手拇指在前食指在后操作要领：拿住橡皮管中玻璃珠靠上的部位，挤压时，不可用力按玻璃棒，不能按玻璃珠以下部位，否则，放手时，容易形成气泡碱式滴定管使用向下挤压玻璃珠右手：拿住锥形瓶，并不断旋转振荡 ⑴用 —————————量取一定体积的待测液（NaOH)于锥形瓶中，滴入2～3滴指示剂（酚酞试液），待测液变成—————2、滴定过程：碱式滴定管红色⑵用————握活塞旋转开关，————不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中 ———————————和滴定管——————，至————变 成————，且半分钟不褪色为止，记下滴定管刻度左手右手液流速度红色无色 ⑶重复上述操作——————次，算出消耗标 准液体积的——————2～3平均值3、结果计算：用上述标准液体积的平均值进行计算操作步骤：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5)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；偏大偏大偏大偏小偏小四、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）
（①两强滴定，原则上甲基橙和酚酞皆可选用；
②中和滴定肯定不用石蕊。）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；偏小偏大偏大偏大五、终点判断不准确
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偏高偏低偏高无影响偏高偏低偏低偏高偏低偏高偏高偏高偏低口诀
酸管碱管莫混用，视线刻度要齐平。
尖嘴充液无气泡，液面不要高于零。
莫忘添加指示剂，开始读数要记清。
左手轻轻旋开关，右手摇动锥形瓶。
眼睛紧盯待测液，颜色一变立即停。
数据记录要及时，重复滴定求平均。
误差判断看V(标)，规范操作靠多练。 5)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?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。三、pH的应用1、人体健康人体内的各种体液都有一定的pH，当体内的酸碱平衡失调时，血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。2、日常生活人们洗发时使用的护发素，其主要功能也是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。3、环保领域酸性或碱性废水的处理常常利用中和反应。作业：
课本P52 1、3、6、11
［课外作业］
1、预习课本下一小节的内容
2、总结中和滴定过程中的误差第三节 盐类的水解一、探究盐溶液的酸碱性
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
三、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用考纲要求:
1、盐类水解离子方程式的书写;
2、盐溶液酸碱性的比较
3、影响盐类水解平衡移动的因素
4、离子浓度大小的比较
5、盐类水解的应用用生活中常用的盐除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？复习：什么叫盐？酸碱中和生成盐------盐的类型一、探究盐溶液的酸碱性学生实验：P54科学探究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谁强显谁性二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因（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-CH3COOH(弱酸,弱电解质)+CH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-CH3COONa溶于水时， CH3COONa电离出的CH3COO_和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH ，消耗了溶液中的H+ ，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH_ ，建立新平衡时，C(OH_) > C(H+)，从而使溶液显碱性。1、盐类水解的定义定义：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。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。2、盐类水解的实质(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1）找出弱的离子，直接书写。例：写出NaHCO3和Al2(SO4)3水解的离子方程式3）水解程度通常很小，产物一般不能用“↓”或“↑”。4）多元弱酸正盐分步水解，第一步水解远大于第二步；其水解离子方程式可以只写第一步。但第一步与第二步水解的离子方程式不能合并。例：写出Na2CO3水解的离子方程式3、盐类的水解离子方程式的书写5）多元弱碱盐的水解，用总的水解离子方程式表示。例：写出AlCl3和CuSO4水解的离子方程式6）对于发生双水解的盐类，因水解彻底，故用“=”，同时有沉淀和气体产生。7）多元弱酸的酸式根离子，水解和电离同步进行。①常见阴离子NH4+、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+CH3COO-、 ClO- 、CN-、F-、AlO2 - ②常见阳离子CO32-、 SiO32-、 SO32-、 S2-、 PO43- HCO3-、 HSO3-、 HS-、HPO42- 、H2PO4- NaF+H2O HF+NaOH
F-+ H2O HF+OH-
Na2CO3 +H2O NaHCO3 +NaOH (主)
NaHCO3 + H2O H2CO3 +NaOH (次)
NH4Cl + H2O NH3·H2O+HCl
CuCl2+ 2H2O Cu(OH)2+2HCl练习：书写下列盐类水解的方程式：
NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2 NH4+ +H2O NH3.H2O + H+CO32-＋H2O HCO3-＋OH-
HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-4、盐类水解的条件⑴盐必须溶于水； ⑵盐中必须有弱酸阴离子或弱碱阳离子。5、盐类水解的基本特征 ①盐类水解程度一般微弱； ②盐类水解是中和反应逆反应为吸热反应；6、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，显酸性三、影响盐类水解的主要因素和盐类水解反应的利用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、影响盐类水解的主要因素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：2、盐类水解的应用盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑盐类水解。1）分析判断盐溶液的酸碱性例：有0.1mol/L的下列溶液，请按pH由小到大排列。 (1)H2SO4 (2)HCl (3)CH3COOH (4)NH4Cl (5)NaCl (6)NaF (7)NH3· H2O (8)NaOH (9) Ba(OH)22）比较溶液中离子浓度的大小浓度均为0.1mol/LNH4Cl、NH4HSO4、CH3COONH4、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中铵根离子浓度由小到大的顺序为是：(1)＜(2) ＜(3) ＜(4) ＜(5) ＜(6) ＜(7) ＜(8) ＜(9)(3)＜(1) ＜(2) ＜(5) ＜(4) ＜(6)3）配制某些盐溶液时，防止浑浊例：配制FeCl3 溶液；Al2(SO4)3 溶液；Pb(NO3)2溶液HClH2SO4HNO34）试剂的贮存例：Na2CO3、Na2SiO3等强碱弱酸盐能否贮存于玻塞试剂瓶中？为什么？例：NaF溶液能否贮存在胶塞玻璃瓶中？为什么？5）判断酸碱的强弱例：NaA溶液呈碱性，问HA是强酸或是弱酸？弱酸例：物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY、NaZ，pH值依次为7、8、9，那么相应的酸HX，HY，HZ的由强到弱的顺序是：M(NO3)2溶液呈酸性？问M(OH)2是强碱或是弱碱？弱碱HX > HY > HZ6）制备某些无水盐例：将挥发性酸对应的盐(AlCl3，FeBr3，Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。7）Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐溶液，产生H2例：将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生。8）铁盐铝盐作净水剂的原理例：常用的净水剂：AlCl3 , FeCl3 ， 明矾KAl(SO4)2·12H2O9）判断离子大量共存例：Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2- ; NH4+与SiO32-、AlO2-不能大量共存10）某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解例：加入什么试剂可以除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+?11）化肥的合理使用例：草本灰不能与铵态氮肥混施例：草本灰不能与磷肥混施12）泡沫灭火器的原理Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3↓ + 3CO2↑13）纯碱的去污原理思考：为什么热的纯碱溶液去污效果更好？14）水垢的成份例：经长久煮沸，水垢的最终成份是什么？是CaCO3和Mg(OH)215）胶体的制备3、双水解的应用—泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器内玻璃桶内盛硫酸铝溶液、铁桶内盛碳酸氢钠溶液，说明反应原理，并说明为什么把硫酸铝放在玻璃桶内，把碳酸氢钠放在铁桶内？ 双水解反应：两种盐单独水解时，一个显较强的酸性，一个显较强的碱性，但毕竟水解程度都很小，不能进行到底；若混合时，则因彼此互相促进而进行到底。常见能发生双水解的有：Al3+，Fe3+与AlO2-
HCO3-，S2-，ClO-等。1）弱酸溶液中离子浓度的大小比较例1；0.1mol/l的 H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的顺序是
________________________C(H+)>C(HS-)>C(S2-)>C(OH-)4、电解质溶液中有关离子浓度的计算弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) 2）弱酸盐溶液中的离子浓度比较 CH3COONa溶液中各离子浓度由大到小排列正确的是：A、C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H+)
B、C(CH3COO-)> C(Na+) >C(OH-)>C(H+)
C、C(Na+)> C(CH3COO-)>C(H+) >C(OH-)
D、C(Na+)> C(OH-) >C(CH3COO-)>C(H+) A一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子) 练习1：在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是：c(Na+)>c(CO32-)> c(OH-) >c(HCO3-)>c(H+)2：在0.1mol/l NaHCO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是：c(Na+)> c(HCO3-) > c(OH-) > c(CO32-)二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)
>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子) 3）两种电解质混合离子浓度的判断 （1）强酸与弱碱的混合：例：pH=13的NH3·H2O和pH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由小到大的排列顺序是C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+)C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子) （2）强碱与弱酸混合pH=X的NaOH溶液与pH=y的CH3COOH溶液，已知x+y=14,且y<3。将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是：
A：C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H+)
B: C(CH3COO-)> C(Na+) >C(H+) >C(OH-)
C: C(CH3COO-)> C(Na+) >C(OH-)>C(H+)
D: C(Na+) >C(CH3COO-)>C(H+) > C(OH-) B（3）强碱弱酸盐与强酸混合 0.2mol/l CH3COOK与0.1mol/L 的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量正确的是：
A、C(CH3COO-)=C(Cl-)=C(H+)> C(CH3COOH)
B、C(CH3COO-)=C(Cl-) > C(CH3COOH) >C(H+)
C、C(CH3COO-)>C(Cl-)=C(H+)> C(CH3COOH)
D、C(CH3COO-)>C(Cl-) > C(CH3COOH) >C(H+)D4）电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒电荷守恒——电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的。即阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数。物料守恒——即原子个数或质量的守衡质子守恒——水电离出的H+存在形式各浓度之和与水电离出的OH-存在形式各浓度之和相等。练习1、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒的浓度关系式正确的是 ( )
（A）c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-)
（B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-)
（C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)
（D）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-)
（E）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-)CE 2 在Na2S的水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系不正确的是 （ ）
(A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S)
(B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)
(C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
(D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)A作业：
课本P58 3、8、9、10
［课外作业］
1、预习课本下一小节的内容第四节 难溶电解质的溶解平衡一、Ag+和Cl-真能进行到底吗？二、沉淀反应的应用思考与讨论(1)NaCl在水溶液里达到溶液平衡状态时有何特征？(2)要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，可采取什么措施？加热浓缩降温（3）在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸有何现象？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？一、Ag+和Cl-真能进行到底吗？阅读课本P65~66思考与交流大于10g，易溶
1g～10g，可溶
0.01g～1g，微溶
小于0.01g,难溶20℃时，溶解度：讨论1、谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。讨论2、根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。1、生成沉淀的离子反应能发生的原因生成物的溶解度很小2、AgCl溶解平衡的建立当v(溶解)= v(沉淀)时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡1、溶解平衡3、溶解平衡的特征逆、等、动、定、变4、生成难溶电解质的离子反应的限度难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。5、沉淀溶解平衡的影响因素①内因：电解质本身的性质。只要是饱和溶液都存在溶解平衡。绝对不溶的物质是没有的不同难物其溶解度差别也很大0.01g10g难溶微溶易溶可溶1g②外因加相同离子，沉淀。温度：升温，多数溶解浓度：加水，溶解；压强(气体)：加压，多数溶解(气体，Ca(OH)2除外)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AB课堂练习1、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.
2、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n
3、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.2.溶度积和溶度积规则阅读课本P70(科学视野)课堂练习2.铬酸银(Ag2CrO4)在298K时的溶解度为0.0045g,求其溶度积。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) ？
Ag+沉淀是否完全?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值如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，
加氨水调pH值至7-8Fe3+ + 3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+b 、加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2+ + S2- = CuS↓ Hg2+ + S2- = HgS↓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要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是（ ）
A、MgO B、MgCO3
C、NaOH D、Mg(OH)2c2、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 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]思考与交流用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因向3支盛有少量Mg(OH)2沉淀的试管中分别滴加适量的蒸馏、盐酸和氯化铵溶液，观察并记录现象。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，
1、NH4+直接结合OH-,使c(OH-)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解2、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溶解小结：难溶电解质溶解的规律不断减小溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀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 。 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↓ （1）沉淀转化的方法
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。
（2）沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
（3）沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
①锅炉除水垢3、沉淀的转化锅炉中水垢中含有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-CaCO3②对一些自然现象的解释[实验3-4,3-5]AgCl1、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、CdSC作业：
课本P66 2-5
［课外作业］
1、预习课本下一章的内容章节复习知识网络一、弱电解质的电离平衡弱电解质的电离弱电解质电离平衡电离
特点1)部分电离
2)存在电解质分子和阴阳离子
3)电离方程式用“ ”连接举例：弱酸、弱碱、水特点：逆、等、动、定、变影响因素温度
浓度
同离子效应 平衡常数K只与温度有关二、水的电离水的电离水是极弱的电解质
水的离子积影响因素加酸：抑制水的电离，平衡向左移动加碱：抑制水的电离，平衡向左移动加盐不水解的盐，平衡不移动能水解的盐,平衡右移显碱性显酸性升高温度，水的电离程度变大，平衡右移三、盐类的水解盐类的水解实质：盐中弱酸根(弱碱阳)离子与水电离出的H+(OH-)结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡条件1、盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子
2、盐必须溶于水规律1、弱的程度越大，水解能力越强
2、盐的浓度越小，水解程度越大
3、温度越高，水解程度越大特征1、为酸碱中和的逆反应
2、水解程度一般微弱四、沉淀溶解平衡1、表达式：以Mg(OH)2为例2、沉淀的生成3、沉淀的转化AgCl(s) + Br- = AgBr(s) + Cl-专题要点一、判断一元酸(HA)为弱酸的方法及实验设计1、根据定义(1)强酸在水溶液中全部电离，不存在溶质分子；弱酸在水溶中部分电离，因存在电离平衡，所以既含溶质离子，又含溶质分子。
(2)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。
(3)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度。
(4)取HA溶液，测其pH，然后加入NaB固体少许，若pH变大，则说明HA为弱酸。2、根据稀释过程中c(H+)变化判定相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同的倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。3、根据中和反应区别判定中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸耗碱量多。4、根据与其他物质发生化学反应的速率、生成气体的量等判定(1)pH相同、体积也相同的强酸和弱酸分别于足量活泼金属反应时，起始速率相同；在反应过程中，弱酸反应较快，产生的气体量多；而强酸反应较慢，产生气体的量少(2)同浓度、同体积的强酸和弱酸，分别与足量较活泼的金属反应，强酸生成氢气的速率较大；弱酸产生气体的速率较小。当两者为同元酸时，产生气体的物质的量相同。5、根据酸根离子是否水解判定测HA对应强碱盐的水溶液的酸碱性，若NaA溶液的pH＞7，则说明HA为弱酸。二、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较平衡右移,K增大,c(H+)增大,电离度增大平衡右移,K不变,c(H+)减小,电离度增大平衡右移,K不变,c(H+)增大,电离度减小平衡右移,K增大,c(H+)增大,水解程度增大平衡右移,K不变,c(H+)减小,水解程度增大平衡右移,K不变,c(H+)增大,水解程度减小平衡右移,Ksp增大平衡右移,Ksp不变,c(OH-)不变平衡不移动,Ksp不变,c(OH-)不变