第三章 水溶液中的离子反应与平衡（复习课件）-【上好课】高二化学同步高效课堂（人教版2019选择性必修1）

（单元复习） 新人教版 化学 选择性必修一 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 内容导览 2 1 电离平衡 水的电离和溶液的pH 4 3 盐类的水解 沉淀溶解平衡 模块一 电离平衡 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 一、强电解质与弱电解质 强电解质：能够全部电离的电解质。 弱电解质：只有一部分分子电离成离子的电解质。。 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 绝大多数盐：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等。 活泼金属氧化物（熔融状态） 弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3 、 CH3COOH等。 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等 少部分盐：HgCl2 、 (CH3COO)2Pb 、Fe(SCN)3等 水 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 二、电解质电离方程式的书写 1.强电解质用等号，弱电解质用可逆号。 2.二元及多元弱酸的电离分步完成, 并以第一步电离为主。 3.多元弱碱的电离认为一步完成。 4.酸式盐：看强弱、看条件 NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－ NaHSO4（熔融）＝Na＋＋HSO4－ NaHCO3＝Na＋＋HCO3－ HCO3－ H＋＋CO32－ 课堂练习 【复习任务一】 电离平衡 例1.下列有关电离平衡的叙述正确的是(　　) A．电解质在溶液中达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等 B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不发生变化，所以说电离平衡是静态平衡 C．电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动 D．电解质在溶液中达到电离平衡后，各种离子的浓度相等 C 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 三、弱电解质的电离平衡 1.定义： 在一定条件下，当弱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，电离过程就达到了电离平衡状态。 2.特点： 逆 弱电解质的电离 动 动态平衡 等 v电离=v结合≠ 0 定 溶液中各分子、离子的浓度不变 变 条件改变时，电离平衡发生移动。 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 三、弱电解质的电离平衡 3.影响因素： 内因：弱电解质本身的性质（决定性因素） eg：电离程度 盐酸 > 醋酸 > 碳酸 电离度(α) = n(已电离的电解质分子) n(起始的电解质分子总量)   电离度：表示了弱电解质的电离程度的相对强弱 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 三、弱电解质的电离平衡 3.影响因素： 外因： (1)温度:越热越电离，弱电解质的电离是吸热，升温平衡向电离方向移动； (2)浓度:越稀越电离，弱电解质浓度越大，电离程度越小； (3)同离子效应：同离子左移，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，使电离平衡向左移动； (4)发生化学反应:化学反应右移，在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离出的离子发生反应的物质，使电离平衡向右移动。 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 三、弱电解质的电离平衡 改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(Ac-) c(HAc) 电离程度 导电能力 升高温度 通入HCl 加 NaOH(s) 加NaAc(s) 加 水 加冰醋酸 正向 增大 增大 减小 逆向 增大 减小 增大 正向 减小 增大 减小 逆向 减小 增大 增大 正向 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 减小 正向 增大 增大 增大 减小 增强 增强 增强 增强 减弱 增强 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 三、弱电解质的电离平衡 相同体积，相同浓度的强酸HA与弱酸HB 相同体积，相同c(H＋)的强酸HA与弱酸HB c(H＋)或物质的量浓度 与金属反应的起始速率 与过量的碱反应时消耗碱的量 与过量活泼金属反应产生H2的量 c(A－)与c(B－)大小 一元强酸与一元弱酸的比较 cHA(H＋)>cHB(H＋) c(HA)<c(HB) HA>HB HA＝HB HA＝HB HA<HB HA＝HB HA<HB c(A－)＝c(B－) c(A－)>c(B－) 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 向纯弱电解质中加水稀释过程中溶液的导电能力随加水量的变化如下： 稀释冰醋酸的过程 离子浓度增大到最大后再加水稀释，电离平衡向右移动，离子数目增多，电离程度增大，但离子浓度减小，导电能力减弱 弱电解质开始电离，离子数目增多， 离子浓度增大， 导电能力增强。 三、弱电解质的电离平衡 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 相同体积，相同浓度的强酸HA与弱酸HB 相同体积，相同c(H＋)的强酸HA与弱酸HB 加水稀释相同倍数后酸性 溶液的导电性 一元强酸与一元弱酸的比较 HA>HB HA<HB HA>HB HA＝HB 三、弱电解质的电离平衡 课堂练习 【复习任务一】 电离平衡 例2.在0．1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离且使H＋浓度增大，应采取的措施是(　　) A．升温 B．加水 C．加入NaOH溶液 D．加入稀盐酸 A 课堂练习 【复习任务一】 电离平衡 例3.用相同浓度的盐酸与醋酸分别与足量镁条反应，下列有关叙述正确的是(　　) A．盐酸与足量镁条反应快，放出氢气的量与醋酸的相同 B．HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质 C．CH3COOH的电离方程式为CH3COOH===CH3COO－＋H＋ D．相同浓度的盐酸和醋酸中c(H＋)相同 B 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 四、电离平衡常数 1.定义： 2.表达式： 在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。 对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。 CH3COOH CH3COO - + H+ Ka＝ c(CH3COO−)·c(H+) c(CH3COOH) NH3·H2O OH - + NH4+ Kb＝ c(NH4+ )·c(OH−) c(NH3·H2O) 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 2.表达式： 四、电离平衡常数 多元弱酸或多元弱碱：Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等 eg：25℃时H2CO3的两步电离常数 ＝4.7×10－11 c(H+)·c(CO32- ) c(HCO3-) Ka2＝ ＝4.4×10－7 c(H+)·c(HCO3- ) c(H2CO3) Ka1＝ Ka1 >>Ka2 >>Ka3 …… 当Ka1 >>Ka2 时，计算多元弱酸中的c(H+)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时： 通常只考虑第一步电离 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 3.影响因素： 四、电离平衡常数 (1)温度：对于同一物质电离常数随温度变化不大； (2)弱电解质的性质:主导作用 在同一温度下，不同电解质的电离常数不同，电离常数越大，弱电解质越易电离 在同一温度下，比较电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱 eg：CH3COOH和HCN都是弱酸 25℃ CH3COOH HCN Ka 1.75×10-5 6.2×10-10 酸性：CH3COOH>HCN 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 4.电离常数的计算： 四、电离平衡常数 (1)利用“三段式”求Ka或Kb (2)比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。 (3)比较离子结合质子的能力大小 (4)利用电离平衡常数判断反应能否发生 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 四、电离平衡常数 4.电离常数的计算： (1)利用“三段式”求Ka或Kb 例4.在某温度时，溶质的物质的量浓度为0.2 mol·L−1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10−3 mol·L−1，试计算该温度下NH3·H2O的电离常数Kb。 c(NH3·H2O) Kb＝ c(NH4+ )· c(OH−) ＝ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) (0.2−1.7×10−3) 0.2 ≈ (1.7×10−3)·(1.7×10−3) 起始浓度/(mol·L−1) 变化浓度/(mol·L−1) 平衡浓度/(mol·L−1) 0.2 0 0 1.7×10−3 0.2−1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 1.7×10−3 NH3·H2O NH4+ + OH− ≈1.4×10-5 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 四、电离平衡常数 4.电离常数的计算： (2)比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。 例5.常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式的数值变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。 c(H+) c(CH3COOH) (1) c(CH3COOH) c(CH3COO−)· c(H+) (2) c(CH3COOH) c(CH3COO-) (3) 变小 不变 变大 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 四、电离平衡常数 4.电离常数的计算： (3)比较离子结合质子的能力大小 弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根阴离子结合H+的能力就越强。 弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO (25 ℃) K＝1.77×10－4 K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15 K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11 3.0×10－8 (1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为: ___________________________________。 (2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为:_______________________________________________ HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO S2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－ 温故知新 【复习任务一】 电离平衡 四、电离平衡常数 4.电离常数的计算： (4)利用电离平衡常数判断反应能否发生 A.少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2ClO-═CO32-+2HClO  B.少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中：SO2+H2O+Ca2++2ClO- ═CaSO3↓+2HClO  C.少量SO2通入Na2CO3溶液中：SO2+H2O+2CO32-═SO32-+2HCO3-  D.等浓度、体积的NaHCO3与NaHSO3混合：H++HCO3- ═ CO2↑+H2O 25℃时，弱酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是(　　) 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 K 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 K1=1.5×10-2 K2=1.0×10-7 C 归纳提升 【复习任务一】 电离平衡 模块二 水的电离和溶液的pH 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 1.定义：水电离出来的H＋和OH－在任何情况下总是相等。实验测得：在室温下1L水中只有1×10-7mol水电离，电离前后水的物质的量几乎不变， C(H2O)为常数。 一、水的电离 K 电离× c(H2O) ＝ c(H+)×c(OH-）= K W 平衡常数：K 电离＝ c(H+)×c(OH-） c(H2O） KW 叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 KW只与温度有关 Kw = c( H+) .c(OH-) 25℃ KW=10-14 Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液 2.水的离子积： 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 3.影响因素 一、水的电离 (1)温度 抑制水的电离，Kw保持不变 升高温度促进水的电离，Kw增大 (2)酸 (3)碱 (4)发生化学反应 促进水的电离，Kw不变 (5)能水解的盐 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 改变条件 平衡移动方向 电离程度 c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-) 大小比较 Kw 升高温度 通入少量HCl气体 加入少量 NaOH(s) 加入少量 NaCl(s) 加入少量Na 增大 增大 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 减小 正向移动 正向移动 逆向移动 逆向移动 不移动 不变 不变 不变 不变 不变 不变 不变 大于 小于 等于 小于 等于 减小 一、水的电离 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 二、溶液的酸碱性与pH值 溶液的酸碱性 c(H+)和c(OH-)的关系 常温下：c(H+) 常温下：pH 中性溶液 1×10-7mol/L c(H+)＞c(OH-) ＞7 酸性溶液 碱性溶液 c(H+)=c(OH-) ＞1×10-7mol/L ＜7 =7 c(H+)＜c(OH-) ＜1×10-7mol/L 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 三、pH的计算 1.单一酸或碱溶液pH的计算 据pH＝ ，求pH的关键是求溶液中的c(H＋)。 －lgc(H＋) 先定性判断，后定量计算 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 三、pH的计算 1.单一酸或碱溶液pH的计算 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 三、pH的计算 2.混合溶液pH的计算 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 三、pH的计算 2.混合溶液pH的计算 两种溶液等体积混合且pH相差大于等于2 两种强碱等体积混合，混合液pH ＝ pH 大－ lg2 ＝ pH大－ 0.3 两种强酸等体积混合，混合液pH ＝ pH 小＋ lg2 ＝ pH小＋0.3 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 三、pH的计算 3.酸碱混合pH之和为14的问题 谁弱谁过量，谁过量显谁性。 (1)酸与碱的pH之和为14，等体积混合 常温时 若强酸与强碱等体积，则pH=7 若强酸与弱碱等体积，则pH>7 若弱酸与强碱等体积，则pH<7 酸和碱已电离出的H＋与OH－恰好中和，谁弱谁过量，中和后还能继续电离。 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 三、pH的计算 3.酸碱混合pH之和为14的问题 谁弱谁过量，谁过量显谁性。 (2)等体积的强酸(pH1)和强碱(pH2)混合 常温时 若pH1+pH2=14，则溶液呈中性，pH=7 若pH1+pH2>14，则溶液呈碱性，pH>7 若pH1+pH2<14，则溶液呈酸性，pH<7 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 课堂练习 例1.在25 ℃时，有pH＝a的盐酸和pH＝b的NaOH溶液，取Va L盐酸与NaOH溶液完全中和，需Vb L NaOH溶液，问：(1)若a＋b＝14，则 ＝________(填数字)。(2)若a＋b＝13，则 ＝________(填数字)。(3)若a＋b>14，则 ＝________(填表达式)，且Va______Vb(填“>”“<”或“＝”)。(4)若a＋b＝15，则 ＝________(填数字)。 Va Vb Va Vb Va Vb Va Vb 1 10a＋b－14>1　 > 10 1 10 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 课堂练习 例2.25 ℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后，溶液恰好呈中性，则混合前此强酸和强碱的pH和为(　　) A．12　　　B．13　　　C．14　　　D．15 【解析】　强酸和强碱溶液按1∶10的体积比混合恰好呈中性，则说明酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度的10倍，故pH和为13，选B。 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 四、溶液稀释的pH计算 1.pH相等的强酸、弱酸、强碱、弱碱稀释规律 酸(pH＝a) 碱(pH＝b) 强酸 弱酸 强碱 弱碱 稀释10n倍 pH a＋n pH a＋n pH b－n pH b－n 无限稀释 pH趋向于7 = < = > 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 四、溶液稀释的pH计算 2.相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸 加水稀释相同的倍数， 醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH， 盐酸加入的水多 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 四、溶液稀释的pH计算 加水稀释相同的倍数， 盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH， 醋酸加入的水多 3.相同体积、相同pH的盐酸、醋酸 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 四、溶液稀释的pH计算 4.pH与稀释倍数的线性关系 ③水的电离程度：d＞c＞a＝b ①HY为强酸、HX为弱酸。 ②a、b两点的溶液中：c(X－)＝c(Y－)。 ③水的电离程度：a＞b ①MOH为强碱、ROH为弱碱。 ②c(ROH)＞c(MOH)。 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 课堂练习 例3.pH＝2的两种弱酸HA、HB加水稀释后，溶液pH随加水量变化的曲线如下图所示。则下列叙述正确的是(　　) A．电离常数HA>HB B．等体积的HA和HB与等浓度的NaOH反应，HA消耗的NaOH多 C．等体积的HA和HB与足量的Zn反应，HA生成的氢气多 D．两种酸的物质的量浓度相同 A 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 五、酸碱中和滴定 1.定义： 酸碱中和滴定是利用中和反应，用已知浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。（反滴定也可以） 2.所需仪器： 　　酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等。 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 五、酸碱中和滴定 3.原理： 当接近滴定终点时，极少量的碱或酸就会引起溶液的pH突变。此时指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。 C待= ————— C标. V标 V待 已知物质的量浓度的酸（或碱） 一定体积未知浓度、待测定的碱(或酸） 酸碱指示剂：如酚酞或甲基橙 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 温故知新 五、酸碱中和滴定 4.误差分析： 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 课堂练习 例4.实验室用标准盐酸测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是（ ） A．取NaOH溶液时俯视读数 B．滴定结束后，滴定管尖嘴处有一悬挂液滴 C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度 D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2～3次 C 归纳总结 【复习任务二】 水的电离和溶液的pH 模块三 盐类的水解 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 一、盐溶液的酸碱性 盐溶液 盐的类型 酸碱性 NaCl溶液 KNO3溶液 NH4Cl溶液 (NH4) 2SO4溶液 Na2CO3溶液 CH3COONa溶液 中性 碱性 酸性 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐 谁强显谁性 同强显中性 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1.盐类的水解的定义： 在水溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH- 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 弱酸阴离子或弱碱阳离子 弱酸或弱碱 2.盐类水解的实质：是中和反应的逆反应 弱酸阴离子 弱碱阳离子 结合H+ 破坏了水的电离平衡 促进水的电离 c(H+)≠c(OH-) 使盐溶液呈现酸性或碱性 盐电离 结合OH- 生成 弱电解质 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 可逆、微弱、吸热，存在水解平衡状态 4.盐类水解的规律 有弱才水解，无弱不水解； 都弱都水解，越弱越水解； 谁强显谁性，同强显中性。 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 3.盐类水解的特点： 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 5.盐类水解的注意事项： 第一步水解程度比第二步水解程度大得多(与电离类似)，以第一步为主，绝对不能两步合并写。 (1)盐类水解(单一离子水解)一般是比较微弱的过程 通常用“ ”表示，水解生成的难溶物及气体，一般不标“↓”或“↑” (2)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 5.盐类水解的注意事项： (3)弱酸弱碱盐发生双水解（完全水解） eg：Al3+ 和 HCO3－ 在溶液中完全水解 Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ HCO3－ + H2O H2CO3 + OH－ H2O 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 5.盐类水解的注意事项： (3)弱酸弱碱盐发生双水解（完全水解） ②Al3+与CO32－、HCO3－ 、SO32－、HSO3－、 S2－、HS－ 、AlO2－、SiO32－、ClO－ ③NH4+ 与 SiO32－、 AlO2－等。 ①Fe3+与CO32－、HCO3－、ClO－、SiO32－、AlO2－ ④NH4+ 与 CH3COO－、 HCO3－、 S2－、CO32－虽然发生相互促进，但水解程度较小，能大量共存。 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 5.盐类水解的注意事项： (4)酸式盐 (NaHA) 的酸碱性 ①强酸的酸式盐只有电离而无水解，则呈酸性(如NaHSO4) ②弱酸的酸式盐既有电离又有水解，取决于两者相对大小 电离：HA- ⇌ H+ + A2- （显酸性） 水解：HA- + H2O ⇌ H2A + OH- （显碱性） 电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4- 电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、 HPO42- 【复习任务三】 盐类的水解 课堂练习 例1.下列有关盐类水解的说法不正确的是(　　) A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡 B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程 C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性 D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH D 【复习任务三】 盐类的水解 课堂练习 例2.下列关于盐溶液呈酸性或碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸性或碱性的原因是盐的水解破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离出的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH－与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合，造成盐溶液呈碱性或酸性 C 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 三、盐类水解的影响因素 1.内因：反应物本身的性质(越弱越水解) HA酸性越弱即Ka越小——A-结合H+的能力越强——A-水解程度就越大 强碱弱酸盐水解，生成的弱酸酸性越弱，即Ka越小，水解程度越大。 强酸弱碱盐水解，生成的弱碱碱性越弱，即Kb越小，水解程度越大。 识记常见弱酸的酸性顺序: H2SO3 >H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 三、盐类水解的影响因素 2.外因 (1)温度：越热越水解，水解是中和反应的逆反应，是吸热反应； (2)浓度：越稀越水解，稀释促进水解、增大浓度抑制水解； (3)外加酸、碱： 加酸抑制阳离子的水解，促进阴离子的水解； 加碱抑制阴离子的水解，促进阳离子的水解； (4)外加易水解的盐：同性抑制，异性促进。 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 三、盐类水解的影响因素 条件 移动方向 H+数目 pH Fe3+水解率 现象 升温 通HCl 加H2O 加Fe粉 加NaHCO3 Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 正反应 增加 降 增大 颜色变深 逆反应 正反应 逆反应 正反应 增加 增加 减少 减少 降 升 升 升 减小 增大 减小 增大 颜色变浅 颜色变浅 颜色变浅 红褐色沉淀， 无色气体 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 三、盐类水解的影响因素 加热 加水 加醋酸 加醋酸钠 通入HCl(g) 加NaOH(s) c(CH3COO－) c(CH3COOH) c(OH－) c(H＋) pH 水解程度 CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH 减小 减小 增大 增大 减小 增大 增大 减小 增大 增大 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 增大 减小 增大 增大 减小 增大 减小 增大 减小 减小 增大 减小 增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 四、盐类水解的应用 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 四、盐类水解的应用 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 五、盐溶液蒸干固体产物的判断 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 五、盐溶液蒸干固体产物的判断 【复习任务三】 盐类的水解 课堂练习 例3.生活中处处有化学，下列有关说法中正确的是(　　) A．天然水呈弱碱性的原因是其中含有较多的Mg2＋、Ca2＋等离子 B．焊接时用NH4Cl溶液除锈与盐类水解无关 C．生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，运用了盐类水解的原理 D．向滴有酚酞溶液的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的红色逐渐褪去 D 【复习任务三】 盐类的水解 课堂练习 例4.下列应用与盐类水解无关的是(　　) A．草木灰与铵态氮肥不能混合使用 B．NaHCO3溶液加热蒸发，最终得到Na2CO3固体 C．AlCl3溶液加热蒸发、灼烧，最终得到Al2O3固体 D．除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可以加入MgCO3固体 B 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 六、三大守恒 1.电荷守恒：溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式 eg1：NH4Cl 溶液中 eg2：CH3COONa溶液中 eg3：Na2CO3溶液中 c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– ) c ( Na+ ) + c ( H+ ) == c ( CH3COO– ) + c ( OH– ) c ( Na+ ) + c ( H+ ) == 2c ( CO32– ) + c ( OH– )+c ( HCO3–) 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 六、三大守恒 2.物料守恒：（元素or原子守恒）/ 非氢非氧元素守恒 eg1： NH4Cl 溶液中 c ( NH4+ ) + c ( NH3·H2O ) = c ( Cl – ) eg2： Na2CO3 溶液中 c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ] eg3： NaHCO3 溶液中 c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3) eg4： Na2S溶液中 c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ] 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 六、三大守恒 3.质子守恒 c(CH3COOH ) +c(H+) = c(OH-) eg1： CH3COONa溶液中 eg2： Na2S溶液中 c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S) = c(OH-) eg3： NaHS溶液中 c(H+) +c(H2S) = c(OH-)+c(S2- ） 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 六、三大守恒 4.质子守恒与电荷守恒、原子守恒的关系 c(CH3COOH ) +c(H+) = c(OH-) eg1： CH3COONa溶液中 eg2： Na2S溶液中 c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S) = c(OH-) eg3： NaHS溶液中 c(H+) +c(H2S) = c(OH-)+c(S2- ） 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 六、三大守恒 通过联立电荷守恒和原子守恒，消去与得到和给出质子无关的粒子 eg：K2S溶液 c(K+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-) 电荷守恒 原子守恒 c(K+) = 2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)] 联立，消去K+得 c(HS- ) + c(H+) + 2c(H2S) = c(OH-) 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 七、离子浓度大小比较 1.两个微弱---电离理论 eg： NH3 · H2O 溶液中 (1)弱电解质电离是微弱的 > > > c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+) (2)多元弱酸电离是分步，主要取决于第一步 eg：H2S溶液中 > > > > c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–) 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 七、离子浓度大小比较 1.两个微弱---水解理论 eg：KAl(SO4)2 溶液中 eg：Na2CO3 溶液中 c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–) > > > > eg：NH4Cl 溶液中 (1)弱离子由于水解而损耗。 (2)水解是微弱 (3)多元弱酸水解是分步，主要取决于第一步 > c (K+) c (Al3+) > > c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3) 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 七、离子浓度大小比较 2.多元弱酸酸式盐溶液 电离为主，显酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4溶液 水解为主，显碱性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS 溶液 eg1： NaHSO3 溶液中 c(Na+) ＞ c(HSO3－)＞c(H+) ＞c(SO32－) ＞c(OH－)＞c(H2SO3) 电离 水解 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 七、离子浓度大小比较 3.混合溶液 弱电解质的电离程度大于盐类的水解程度 eg1：c(CH3COOH):c(CH3COONa)=1:1 呈酸性 c ( CH3COO– ) > c ( Na+ ) > c ( CH3COOH ) > c ( H+ ) > c ( OH– ) 水解产物 电离产物 不变化 显性 隐性 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 七、离子浓度大小比较 弱电解质的电离程度大于盐类的水解程度 eg2：c(NH3·H2O):c(NH4Cl)=1:1 呈碱性 c ( NH4+ ) > c ( Cl– ) > c ( NH3·H2O ) > c ( OH– ) > c ( H+ ) 水解产物 电离产物 不变化 显性 隐性 3.混合溶液 【复习任务三】 盐类的水解 温故知新 七、离子浓度大小比较 eg3：c(HCN):c(NaCN)=1:1 呈碱性 盐类的水解程度大于弱电解质的电离程度 3.混合溶液 c ( HCN ) > c ( Na+ ) > c ( CN–) > c ( OH– ) > c ( H+ ) 电离产物 水解产物 不变化 显性 隐性 【复习任务三】 盐类的水解 课堂练习 例5.将0.1mol下列物质置于1L水中充分搅拌后，溶液中阴离子种类最多的 是（ ） A.KCl B.Na3PO4 C.Na2CO3 D.MgSO4 例6.等体积的下列溶液中，阴离子的总浓度最大的是 （ ） A.0.2 mol·L-1K2S B.0.1 mol·L-1Ba(OH)2 C.0.2 mol·L-1NaCl D.0.2 mol·L-1(NH4)2SO4 B A 【复习任务三】 盐类的水解 课堂练习 例7.25℃时,在均为1mo/L (NH4)2SO4 、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2 三种溶液中，若测得其中的c(NH4+)分别为a、b、c，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 归纳总结 【复习任务三】 盐类的水解 模块四 沉淀溶解平衡 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1.定义： 在一定温度下，当沉淀和溶解的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列动态平衡： 速率 v(沉淀) v(溶解) v(溶解)=v(沉淀) 得到饱和AgCl溶液，建立沉淀溶解平衡 t AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) 溶解 沉淀 人们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 在一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 2.沉淀溶解平衡影响因素： (1)内因：难溶电解质本身的性质 (2)外因： 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（原因：溶解吸热）； 但少数向沉淀方向移动 （例：Ca(OH)2） ③同离子效应：加入相同的离子，平衡向沉淀方向移动 ④发生化学反应：加入与体系中某些离子反应的物质，产生气体或更难溶的物质，导致平衡向溶解的方向移动 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 3.溶度积 与电离平衡、水解平衡一样，难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，符号为Ksp。 对于溶解平衡：MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq) 反应， Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n 例：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp=c(Ag+)·c(Cl-) 注意：固体纯物质一般不列入平衡常数 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 3.溶度积 例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10 Ksp（AgBr）=6.3×10-15 说明S(AgCl)> S(AgBr) (1)意义 : Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，对于同类型（阴、阳离子个数相同）的难溶电解质。 在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越大 (2) 影响因素： Ksp与难溶电解质的性质和温度有关 升温，多数平衡向溶解方向移动， Ksp 增大。 特例：Ca(OH)2升温 Ksp 减小。 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 3.溶度积 (3)溶度积的应用 判断有无沉淀——溶度积规则 Q(离子积)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n Q>Ksp时，溶液中有沉淀析出 Q=Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态 Q<Ksp时，溶液中无沉淀析出 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 4.溶度积的计算---图像分析 (1)明确图像中纵、横坐标的含义 (2)理解图像中线上点、线外点的含义 (3)抓住Ksp的特点，结合选项分析判断 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 4.溶度积的计算---平衡图像题的解题策略 (1)沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。 (2)从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。 (3)比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。 (4)涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 课堂练习 例8. 硫化汞(HgS)是一种难溶于水的红色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示(已知:T1<T2),下列说法错误的是 (　 ) C A.图中a点对应的是T2温度下HgS的不饱和溶液 B.图中p、q点对应的Ksp的关系为Ksp(p)<Ksp(q) C.向m点对应的溶液中加入少量Hg(NO3)2固体,HgS的Ksp减小 D.升高温度,可实现由p点向q点的移动 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 课堂练习 例8. 常温下,难溶物Y2X与ZX在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示,若定义其坐标图示:p(A)=-lg c(A),Mn+表示Y+或Z2+。下列说法错误的是 ( 　) B A.M表示Y2X的溶解平衡曲线 B.常温下,Y2X的分散系在c点时为悬浊液 C.向b点溶液中加入Na2X饱和溶液,析出ZX固体 D.ZX(s)+2Y+(aq) ⇌Y2X(s)+Z2+(aq)的平衡常数K=1014 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的生成 通过加入沉淀剂，或应用同离子效应，或控制溶液的pH，使Q>Ksp，生成溶解度小的电解质（沉淀），越小越好。 1.沉淀生成的原理 2.沉淀生成的方法 (1)调节pH法 如加入氨水调节pH至7~8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。 Fe3++3NH3·H2O = Fe(OH)3↓+3NH4+ (2)加沉淀剂法 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的生成 2.沉淀生成的方法 (2)加沉淀剂法 如以Na2S、H2S等作沉淀剂， 使Cu2+、Hg2+等生成极难容的硫化物CuS、HgS沉淀。 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的生成 3.沉淀剂的选择原则 如欲使Mg2+沉淀为Mg(OH)2，用NaOH作沉淀剂比用氨水的效果要好 (1)要能除去溶液中指定的离子，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，如沉淀NaNO3溶液中的Ag+，可用NaCl作沉淀剂 例如，除去SO42-，选择Ba2+比Ca2+好 (2)溶液中沉淀物的溶解度越小，离子沉淀越完全， (3)要注意沉淀剂的电离程度 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的溶解 1.原理：不断减少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，就达到使沉淀溶解的目的。 即Q< Ksp 时，沉淀发生溶解 2.方法： CaCO3(s) ⇌CO32-(aq) + Ca2+(aq) +H+ HCO3-(aq) +H+ H2CO3 CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2↑　 (1)酸溶法---强酸是常用的溶解难溶电解质的试剂。 FeS、Al(OH)3、 Mg(OH)2、 Cu(OH)2也可溶于强酸 eg：CaCO3溶于盐酸 H2O + CO2↑ 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的溶解 2.方法 (2)配位溶解法 eg：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液 eg：Ag2S溶于稀HNO3 AgCl + 2NH3·H2O ===[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O eg：AgCl溶于氨水 (3)氧化还原溶解法 3Ag2S＋8H＋ ＋ 2NO3- = 6Ag＋＋3S＋2NO↑＋4H2O (4)盐溶液溶解法 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的转化 1.实质 : 沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。 2.原则 (1)一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现;两者的溶解度差别越大，转化越容易。 (2)当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀时; 所需试剂离子浓度越小的越先沉淀。 (3)如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能实现分步沉淀，从而达到提纯、分离的目的。 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 温故知新 二、沉淀溶解平衡的应用---沉淀的转化 3.常见的转化 AgCl↓（白） AgBr↓(浅黄色) AgI↓(黄色) Ag2S↓(黑色) Ag2CrO4 ↓（砖红色） 原生铜的硫化物 CuSO4溶液 铜蓝（CuS） 4.沉淀转化的应用 (1)锅炉除水垢： (2)水垢的生成：硬水中 (3)自然界中矿物的转化： CaCO3 CaCl2 CaSO4 MgCO3 Mg(OH)2 MgHCO3 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 课堂练习 例10.可溶性钡盐有毒，医院中常用无毒BaSO4作为内服造影剂。医院抢救钡中毒者时，除催吐外，还需要向中毒者胃中灌入Na2SO4溶液。已知：25 ℃时，Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9，Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10。下列推断正确的是(　　) A．不用BaCO3作为内服造影剂，是因为BaCO3比BaSO4更难溶 B．可以用0.36 mol·L－1Na2SO4溶液给钡中毒者洗胃 C．抢救钡中毒者时，若没有Na2SO4溶液也可以用Na2CO3溶液代替 D．误饮c(Ba2＋)＝1.0×10－5 mol·L－1的溶液时，会造成钡中毒 B 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 课堂练习 例11.下列有关沉淀溶解平衡的说法正确的是(　　) A．Ksp(AB2)小于Ksp(CD)，说明AB2的溶解度小于CD的溶解度 B．在氯化银的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，氯化银的Ksp增大 C．已知25 ℃时，Ksp(AgCl)大于Ksp(AgI)，若向氯化银沉淀溶解平衡体系中，加入足量碘化钾固体，则有黄色沉淀生成 D．在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中，加入稀盐酸，平衡不移动 C 归纳总结 【复习任务四】 沉淀溶解平衡 谢谢欣赏 $$