水溶液中离子平衡课件.ppt

1、水溶液中离子平衡水溶液中离子平衡第一节 弱电解质的电离 什么是电解质？什么是非电解质？在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。1.石墨能导电，所以是电解质。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？有区别，电解质有强弱之分。盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用醋酸代替盐酸呢？醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。醋酸的去水垢能力不如盐酸强，

2、除浓度之外是否还有其它因素？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。开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1反应现象及pH值不同的原因？探讨结果：开始1mol/L HCl与镁条反应剧烈，说明1mol/L HCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/L CH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。什么叫强电解质？什么叫弱电解质？一、电解质有强弱之分在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝

3、大多数盐。只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、强碱、水。勒沙特列原理不仅可用来判断化学平衡的移动方向，而且适用于一切动态平衡，当然也适用于电离平衡，像我们刚才提到的体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，最后醋酸放出氢气多，就与醋酸存在电离平衡有关。那么如何从电离平衡的移动去解释？二、弱电解质的电离过程是可逆的因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。CH3COO和H+在溶液中能否大量共存？不能。

4、我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO和H，与此同时，电离出的CH3COO和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。1、CH3COOH CH3COO+H在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率时间图来描述。弱电解质电离平

5、衡状态建立示意图 根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。2、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生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？前提：弱电解质的电离；达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。哪些条件改变可引起化学平衡移动？浓度、温度、压强。在氨水中存

6、在电离平衡：NH3H2O NH4+OH下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？加NH4Cl固体 加NaOH溶液 加HCl 加CH3COOH溶液 加热 加水 加压答案逆向移动 逆向移动 正向移动 正向移动 正向移动 正向移动 不移动加水时，会使单位体积内NH3H2O分子、NH4、OH粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4及OH浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。因为根据勒沙特列原理，平衡移动只会“减弱”外界条件的改变，而不能“消除”。分析一元弱酸或弱碱的电离平衡，完成下列问题：1、写出弱酸和弱碱的电离方程式

7、。2、填写下表中的空白。HA电离过程中体系各离子浓度变化BOH电离过程中体系各离子浓度变化由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：1、H2CO3 2、H2S 3、NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO1、H2CO3 H+HCO3-HCO3-H+CO3-2、H2S H+HS HS H+S23、NaHCO3=Na+HCO3-HCO3-H+CO3-4、NaHSO4=Na+H+SO4 5、HClO H+ClO氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。三、电离平

8、衡常数对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB：AB A+B 弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3H2O的电离平衡常数表达式Ka=Kb=COOH)CH()H()-COOCH(33cccO)HNH()-OH()NH(234cccAB)()-B()A(cccK电离从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。那么，用电离平衡常数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？电离平衡常数

9、和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。酸性：CH3COOH碳酸硼酸。多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？多元弱酸电离平衡常数：K1K2K3，其酸性主要由第一步电离决定。对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。小结：一、电解质有强弱之分在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。只有

10、一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。二、弱电解质的电离过程是可逆的1、CH3COOH CH3COO+H 弱电解质电离平衡状态建立示意图2、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生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。3、影响因素：浓度 温度三、电离平衡常数 AB A+B 1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1K2K3，酸性或碱性由K1决定。AB)()-B()A(cccK电离第二节 水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1

11、、用灵敏的电流计测定纯水的导电性可知：纯水具有导电性，但极其微弱，为什么呢？（1）水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。水的电离方程式：H2O +H2O=H3O+OH-简写为：H2O=H+OH-（2）从纯水的导电性实验测得，25时，1L纯水中只有110-7mol H2O电离。CH+=COH-=110-7mol/L而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水110-7mol相比，水的电离部分忽略不计。所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数CH+COH-=KWKW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。KW=CH+COH-=110-7110-7=110-14水

12、的离子积常数反映了一定温度下的水的H+浓度和OH-浓度之间的关系。二、影响水的电离的因素加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；加入某些盐，促进水的电离，KW不变；电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在100时，KW=110-12。其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。CH+=110-7mol/L的溶液一定呈中性吗？溶液或纯水呈中性，是因为溶液中CH+=COH-纯水中溶液H、OH 浓度的计算方法：CH+=COH-=。Kw三、在酸、碱溶液中如何求H2O电离出的H+浓度和OH-浓度水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+浓度和OH-浓度之间的关系。例1、0.1mol/

13、LHCI中CH+以及水电离出的H+浓度和OH-浓度分析（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。所以，酸电离出的CH+很大，是主要的，水电离的CH+很小。所以溶液中CH+可以近似看作是酸电离出的H+浓度。CH+=0.1mol/L溶液中COH-=10-14/0.1=10-13 mol/L，此COH-就是水电离出的OH-浓度。CH+（水）=COH-（水）=10-13 mol/L 结论：纯水中KW=10-14为单纯水的离子积常数。对于酸或碱来说，溶液中的H+浓度和OH-浓度的乘积是110-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。例2、0.1mol/L下列物质的溶液中，CH

14、+和COH-的大小顺序 （1）HCl （2）Ba（OH）2 （3）HF （4）NaOH (5)CH3COOH 例3、将水升温到95时，水的电离程度将 ，水的离子积常数将 。水的H+浓度和OH-浓度将 ，此时溶液呈 性，pH 7。练习:1.水的电离过程为H2O=H+OH-，在不同温度下其离子积为KW25=110-14，KW35=2.1 10-14。则下列叙述正确的是：A、c(H+)随着温度的升高而降低 B、在35时，纯水中 c(H+)c(OH-)C、水的电离常数K25 K35 D、水的电离是一个吸热过程 2.1)判断正误：(1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。(2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性

15、）都存在Kw=10-14。(3)某温度下，某液体c(H+)=10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。2)0.01mol/L盐酸溶液中。c(H+)、c(OH-)分别为多少？3)0.01mol/L NaOH溶液中，c(H+)、c(OH-)分别为多少？4)25：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+)=10-3mol/L，B 中 c(OH-)=510-7mol/L，C中c(H+)/c(OH-)=10-6,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？四、溶液的酸碱性1、溶液的酸碱性与CH+、COH-的关系纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？建立新平衡时溶液中的CH+、COH-如何变化？无论酸性、中性、

16、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，CH+、COH-的乘积是一个常数（110-14）任何水溶液中存在的H+和OH-作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。2、溶液的pH（1）为什么要引入溶液的pH示例：植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；医生要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；有关部门需要经常测定雨水是否是酸雨；工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的酸碱性，经常要用到一些CH+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入溶液的pH。（2）表示方法：pH=-lg CH+（3）意义：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。（4

17、）示例：A、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH.如果将溶液稀释至10倍、100倍，求溶液的pH.B、怎样求pOH？五、溶液的酸性的强弱与酸的强弱 （1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。（2）观点：强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强酸性强的溶液不一定是强酸酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。练习：计算0.01mol/LNaOH溶液、0.01 mol/L的H2SO4溶液的pH。如果将它

18、们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的pH。六、pH的测定 1、pH值的改变pH7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH每减小1个单位，CH+增大10倍pH7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。pH每增加1个单位，CH+减小10倍。pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；pH每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。2、测定方法：测定溶液的pH可用pH试纸，这种试纸使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃棒蘸取少量的待测溶液与pH试纸接触，再与标准比色卡

19、对比，读出pH值。另外也可用pH计准确测定。七、关于pH值的计算 1、酸性溶液：按CCH+pH 2、碱性溶液：按CCOH-CH+pH 3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！对于碱溶液中的COH-，每稀释10n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！pH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。4、强酸与强弱溶液混合的计算：反应的实质：H+OH-=H2O三种情况：（1）恰好中和，pH=7（2）若余酸，先求中和后的CH+，再

20、求pH。（3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+和OH-恰好中和，谁弱谁的H+或OH-有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。练习：1、把1mL

21、0.05mol/L的H2SO4加水稀释制成100mL溶液，求稀释前和稀释后溶液的pH.以及由水电离产生的CH+。答案：4 6 10-10 10-82、等体积混合0.1mol/L的盐酸和0.06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？答案：123、室温时，将pH=5的H2SO4稀释10倍，则CH+：C(SO42-)=？将稀释后的溶液再稀释100倍，CH+：C(SO42-)=？答案：2：1 20：1八、酸碱中和滴定1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法 2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，

22、测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。3、公式：c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)4、实验的关键:(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积 (2)准确中和反应是否恰好完全反应5、实验仪器及试剂:仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸 试剂：标准液、待测液、指示剂九、指示剂的选择：1、原则：1）终点时，指示剂的颜色变化明显2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏 2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏 （2

23、）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为12滴）。3、pH试纸（定量测定）（1）成分：含有多种指示剂 （2）本身颜色：淡黄色 （3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙十、实验步骤：1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2-3次；3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm 4、赶

24、气泡：酸式:快速放液 碱式:橡皮管向上翘起5、调液：调节滴定管中液面高度，在“0-1”ml之间，并记下读数。6、取液：（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。7、滴定：左手控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。8、记：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，并在半分钟内不恢复红色,停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。9.计算：重复以上操作三次,并计算三次所测体积的平均值.整理数据进行计算。十一、误差分析

25、：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？一、酸式滴定管1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （偏高）2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠 （偏高）3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失 （偏高）4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外 （偏高）5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度 （偏低）二、锥形瓶6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液 （偏高）7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液 （无影响）8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一

26、部分。（偏低）9、指示剂滴加过多 （偏低）三、碱式滴定管10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （偏低）11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液 （偏低）四、含杂质12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（偏低）13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何 （偏低）第三节 盐类的水解一、盐溶液的酸碱性 根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？酸+碱=盐+水（中和反应）酸强酸弱酸弱碱强碱碱生成的盐1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐3、强碱弱酸盐4、弱酸弱碱盐NaCl、K2SO

27、4FeCl3、NH4ClCH3COONa、K2CO3CH3COONH4二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 当向水中分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考：（1）相关的电离方程式？（2）盐溶液中存在哪些粒子？（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？（4）对水的电离平衡有何影响？（5）相关的化学方程式？三、盐类的水解 这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。总结：（1）（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。（4）盐类水解反应

28、是酸碱中和反应的逆反应。（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。（6）水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。四、盐类水解离子方程式的书写1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。如CH3COO+H2O CH3COOH+OH2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“”3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如Na2CO3的水解过程:第一步：CO32+H2O H

29、CO3+OH（主要）第二步：HCO3+H2O H2CO3+OH（次要）4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Fe3+3H2O Fe(OH)3 +3H+总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。写出下列盐水解的离子方程式：CH3COONa：；K2CO3：；FeCl3 ：；（NH4)2SO4 ：。为什么相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的pH值分别等于10、9、8？从化学平衡角度思考，盐类水解程度与什么因素有关。五、影响盐类水解的因素 1主要因素是盐本身的性质（内因）组成盐的酸根对

30、应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强，越高。组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强，越低。2影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。（2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大；盐浓度越大，水解程度越小。（3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。练习：1能使Na2CO3溶液中Na+与CO32-更接近2:1的措施是 （）A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固体 D 加热2为什么热的纯碱溶液去污效果好 应用平衡移动

31、原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：联系生活，讨论盐类的水解在生活中的应用 1、人们常用硫酸铝钾或硫酸铝做净水剂，你能解释其中的原理吗？2、在必修I学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入FeCl3溶液，你现在知道其中的原理了吗？3、家里常用纯碱来清洁厨房用具，用加热过的纯碱液效果更好，为什么？4、泡沫灭火器是常用的灭火器，其结构有两个筒，内筒为塑料筒，盛有硫酸铝溶液，外筒和内筒之间装有碳酸氢钠溶液，使用时将灭火器倒置，两种溶液混合即发生剧烈反应，产生大量泡沫而达到灭火效果，你能试着解释其中的原因吗？以上这些实际生活中出现的问题，都利用到我们学习的盐类水解的知识，

32、都是盐类水解的知识在实际生活中的应用六、盐类水解的应用1日常生活中的应用：2易水解盐溶液的配制与保存 3判断溶液的酸碱性：将0.1mol/L的下列溶液按pH由小到大的顺序排列Na2CO3NaHCO3 NaOH NaNO3 CH3COOH NaHSO4 NH4Cl_ 4判断溶液中的离子能否共存：5把盐溶液蒸干制取无水盐晶体；把下列盐溶液蒸干得到何种物质：AlCl3_ Al2（SO4)3 _ FeCl3_ Na2CO3_ CuSO4 _6判断溶液中离子浓度的大小七、电解质溶液中的守恒关系：（1）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中_所带的负电荷总数一定等于_所

33、带正电荷总数。如在NH4Cl溶液中有_ （2）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。如NH4Cl中存在_.（3）质子（H+）守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。如NH4Cl中存在_.写出下列溶液中的各种守恒关系：0.1molL Na2CO3溶液中：电荷守恒：_ 物料守恒：_质子（H+）守恒 _ 0.1mol/LH2S溶液中电荷守恒_ 物料守恒_ 质子（H+）守恒 _ 第四节 难溶电解质的溶解平衡 1什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？一定温度下，不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液。能继续溶解溶质的溶液叫不饱和

34、溶液。2溶解性是指:_溶解性是物质的_性质。溶解性大小跟_有关。3固体物质的溶解度：在一定温度下，某固态物质在 克溶剂里达到 状态时所溶解的质量。叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。任何物质的溶解是有条件的，在一定的条件下某物质的溶解量也是 ，不存在无限可溶解的物质。溶解度与溶解性的关系：20【练习】20时100克水里，溶解了36克氯化钠达到饱和状态，20时NaCl的溶解度是多少？36克 20时，KClO3在水里的溶解度是7.4g，这表示什么含义？20时，100克水中最多溶解7.4 克,KClO3此时，溶液中溶质、溶剂、溶液的质量比是7.4:100:107.4。一、Ag和Cl的反应能进行到底吗？

35、1生成沉淀的离子反应所以能发生，在于生成物的 。2AgCl溶解平衡的建立：Ag(aq)+Cl(aq)AgCl(s)，v(沉淀）当v(溶解）时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡。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 mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。5影响溶解平衡的因素：（1）内因：电解质本身的性质（2）外因：浓度：加水，平衡向 方向移动。温度：升温，多数平衡向 方向移动。6溶度积（平衡常数）Ksp对于沉淀溶解平衡：（平衡时）MmAn(s)mMn（aq）nAm（aq）Ksp

36、 c(Mn)mc(Am)n在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。若任意时刻有：Qc c(Mn)mc(Am)n则有：Qc Ksp 过饱和，析出沉淀，Qc Ksp 饱和，平衡状态 Qc Ksp 未饱和。练习：1试验室中，要使AlCl3溶液中的Al3+全部沉淀出来，最适宜选用的试剂是 （）ABa(OH)2溶液 BNaOH溶液 C盐酸 D氨水2一定温度下，在氢氧化钙的悬浊液中，存在氢氧化钙固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ca(OH)2(固体)Ca2+2OH。向此种悬浊液中加入少量的氧化钙粉末，下列叙述正确的是 （）A溶液中钙离子数目减小 B溶液中钙离子浓度减少 C溶液中氢氧

37、根离子浓度增大 DpH减小3有关AgCl沉淀的溶解平衡说法正确的是（）AAgCl沉淀生成和沉淀溶解不断进行，但速率相等BAgCl难溶于水，溶液中没有Ag和ClC升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大D向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变4除去KCl中的K2CO3应选用下列哪种物质（）AH2SO4 BHCl CHNO3 D三者均可5类似于水的离子积，难溶盐AmBn也有离子积Ksp且KspC（An+）mC（Bm-）n，已知常温下每升水中可溶解BaSO42.33103g，则其Ksp为 ()A2.33104 B1105 C11010 D110126在100ml 0.01mol/LKC

38、l溶液中，加入1ml0.01mol/L AgNO3溶液，下列说法正确的是（AgCl的Ksp1.81010）()A有AgCl沉淀析出 B无AgCl沉淀 C无法确定 D有沉淀，但不是AgCl二、沉淀反应的应用1、沉淀的生成 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。方法 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+3NH3H2O=Fe(OH)3+3NH4 加沉淀剂 如：沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2+S2=CuSHg2+S2=HgS思考：1、如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加 入钡盐还是钙盐

39、？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 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 举例 难溶于水的电解质溶于酸中如：CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于盐酸。难溶于水的电解质溶于某些盐溶液如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液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M

40、g(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3、沉淀的转化沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化，两者差别越大，转化越容易。沉淀的转化的实质：使溶液中的离子浓度更小 沉淀转化的应用 锅炉除水垢（CaSO4）一些自然现象的解释 小结：改变条件使难溶电解质的溶解平衡移动使沉淀生成，或沉淀溶解，或沉淀转化。练习：1为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3，可在加热搅拌的条件下，加入一种试剂，过滤

41、后再加入适量盐酸，这试剂不可以是（）ANH3H2O BMgO CMg(OH)2 DMgCO3 2铝和镓的性质相似，如M(OH)3都是难溶的两性氢氧化物。在自然界镓常以极少量分散于铝矿，如Al2O3中。用NaOH溶液处理铝矿（Al2O3）时，生成NaAlO2、NaGaO2；而后通入适量CO2，得Al(OH)3沉淀，而NaGaO2留在溶液中（循环多次后成为提取镓的原料）。发生后一步反应是因为（）A镓酸酸性强于铝酸 B铝酸酸性强于镓酸 C镓浓度小，所以不沉淀 DAl(OH)3是难溶物 3将100mL 0.1mol/L的AgNO3溶液加入足量的NaCl和NaF的混合溶液中，产生1.435g沉淀，则下列

42、说法正确的是（AgF溶解度：182g/100g）（）A产生的沉淀为AgCl B产生的沉淀为AgFC产生的沉淀为AgF和AgCl DAgF溶于水4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 （）ANa2CO3溶液 BAlCl3溶液 CNaOH溶液 DCaCl2溶液5向含有AgI的饱和溶液中，分别进行如下操作：加入固体AgNO3，则C(I)；若改加更多的AgI固体，则C（Ag）；若改加AgBr固体，则C(I)。6将足量BaCO3分别加入：30mL水 10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液 50mL 0.01mol/L氯化

43、钡溶液 100mL 0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为：_ 7在含有Cl、Br、I的溶液中，已知其浓度均为0.1mol/L，而AgCl、AgBr、AgI的溶度积分别为1.61010、4.11015、1.51016。若向混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液是时，首先析出的沉淀是 ，最后析出的沉淀是 。8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(固)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（固）的溶解度比上面的矿化产物更小，质地更坚固。用离子方程式表示，当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因：。根据以上原理，请你提出一种其它促进矿化的方法：。