強(qiáng)弱電解質(zhì)水的電離平衡和溶液的pH

1、一、關(guān)于平衡的基本知識(shí)1.四大平衡（1）化學(xué)平衡（2）弱電解質(zhì)的電離平衡（3）鹽的水解平衡（4）難溶物的沉淀溶解平衡2.平衡的特點(diǎn)3.平衡常數(shù)4.勒沙特列原理（1）化學(xué)平衡研究對(duì)象：可逆反應(yīng)常見的可逆反應(yīng)有：N23H22NH3H02SO2O22SO3H0 2NO2N2O4 H0CH3COOHHOC2H5 CH3COOC2H5H2O（2）弱電解質(zhì)的電離平衡研究對(duì)象：弱電解質(zhì)的電離常見的弱電解質(zhì)有：弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、HF等弱堿：NH3H2O等水：H2O某些鹽：Pb(CH3COO)2等多數(shù)弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的，但少數(shù)弱電解的電離過程是放熱的，例如：HFHFH10.4k

2、J/mol（3）鹽的水解平衡研究對(duì)象：弱酸根離子、弱堿的陽(yáng)離子的水解實(shí)質(zhì)：弱酸根離子、弱堿的陽(yáng)離子與水電離出的H或OH結(jié)合成弱酸或弱堿而促進(jìn)了水的電離。BnnH2OB(OH)nnHH0AnH2O HA(n1)nOH H0鹽的水解過程是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，鹽的水解需吸收熱量。（4）難溶物的沉淀溶解平衡研究對(duì)象：沉淀的形成和沉淀的溶解BaSO4(aq)Ba2(aq) SO42 (aq) BaSO4(s) BaSO4(aq)總式BaSO4(s)Ba2(aq) SO42 (aq) 難溶物的溶解過程多數(shù)是吸熱的。2.平衡的特點(diǎn)（1）等：正逆反應(yīng)速率相等（2）定：體系內(nèi)各組分的量一定“量”包括m、n、N

3、、c等（3）動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡v正 v逆0（4）變：條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng)練習(xí)：對(duì)于反應(yīng)2A3BC2D1.試從不同角度描述正逆反應(yīng)速率相等。2.平衡時(shí)，A、B、C、D的個(gè)數(shù)比一定為2 3 1 2，對(duì)嗎？3.能使平衡發(fā)生移動(dòng)的因素有哪些？3.平衡常數(shù)（1）平衡常數(shù)：一定條件下，達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，體系中生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)，稱平衡常數(shù)，用K表示。（2）數(shù)學(xué)表達(dá)式：對(duì)于mA(g)nB(g) pC(g)qD(g)B(c)A(c)D(c)C(cKnmqppC(g)qD(g) mA(g)nB(g) 的K？3.平衡常數(shù))OH(B( c)OH(c)B( cKnnnb（2）數(shù)學(xué)表達(dá)式：)H

4、A(c)A(c)H(cKa對(duì)于HA HA、B(OH)n BnnOH對(duì)于H2O HOHO)c(H)c(OH)c(H2電離K)c(OH)c(HKWBAH2O HABOH KKK KKK bwhawh或K值大小受什么因素影響3.平衡常數(shù)（3）平衡常數(shù)只隨溫度的改變而改變?nèi)粽磻?yīng)吸熱，則K隨溫度升高而增大；若逆反應(yīng)放熱，則K隨溫度升高而減小。（4）濃度商、離子積Qc K時(shí) 正向進(jìn)行QcK時(shí)平衡狀態(tài)Qc K時(shí) 逆向進(jìn)行)B(c)A(c)D(c)C(cQnmqpcmA(g)nB(g) pC(g)qD(g)4.勒沙特列原理（1）內(nèi)容：平衡向減弱條件改變的方向移動(dòng)（2）能使平衡發(fā)生移動(dòng)的因素溫度：升溫，平衡向

5、吸熱方向移動(dòng)降溫，平衡向放熱方向移動(dòng)濃度：增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，平衡減少反應(yīng)物濃度或增加生成物濃度，平衡壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)，平衡向計(jì)量數(shù)變小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向計(jì)量數(shù)變大方向移動(dòng)。二、水的電離平衡1.水的電離方程式2H2O H3OOH H2O HOH2.影響水的電離平衡的因素（1）溫度（2）同離子效應(yīng)（3）發(fā)生化學(xué)反應(yīng) 思考：試判斷下列條件的改變對(duì)水的電離平衡、水的離子積常數(shù)、水電離出的n(H) 或n(OH)、水或溶液中的c(H) 或c(OH)有何影響（1）升溫 （2）加入Na（3）加入NaOH（4）加入NaHSO4（5）加入NaHCO3 （6）加入Na2CO3（7）通入HCl（8

6、）通入CO2（9）加入NaCl （10）加入NH4Ac3.溶液酸堿性判斷溶液的c(H)c(OH)溶液顯中性溶液的c(H)c(OH)溶液顯酸性溶液的c(H)c(OH)溶液顯堿性思考：c(H)107mol/L的溶液一定顯中性嗎？pH=7的溶液是否一定呈中性？在常溫下，溶液的c(H)107mol/L或pH=7，溶液顯中性。4.水的離子積常數(shù)Kw c(H)液c(OH)液在酸的溶液中c(H)液 c(H)酸c(H)水c(OH)液 c(OH)水 c(H)水在堿的溶液中c(OH)液 c(OH)堿 c(OH)水c(H)液 c(H)水 c(OH)水發(fā)生水解的鹽溶液中H、OH全部來(lái)自水的電離較多的離子的量反映水的電

7、離程度三、弱酸、弱堿的電離平衡1.弱酸、弱堿的電離方程式CH3COOH HCH3COOH2CO3HHCO3HCO3 HCO32NH3H2O NH4OH2.電離度練習(xí)：（1）若1mol/L的弱酸HA溶液的pH2，試計(jì)算HA的電離度（2）試計(jì)算25 時(shí)水的電離度100%總數(shù)溶液中原有電解質(zhì)分子已電離的電解質(zhì)分子數(shù)減小增大向右移動(dòng)減小增大向右移動(dòng)減小減小向左移動(dòng)增大減小向左移動(dòng)減小增大向右移動(dòng)增大減小向右移動(dòng)減小增大向右移動(dòng)增大增大向右移動(dòng)加Zn加NaOH加NaAc加HCl加水加HAcc(H)電離度平衡移動(dòng)方向加Na2CO3升溫例：當(dāng)CH3COOHCH3COOH3.影響弱酸、弱堿電離平衡的因素0.0

8、1molL1的酸HA溶液的pH2，說(shuō)明酸HA在水溶液中沒有完全電離，HA是弱酸。同pH的強(qiáng)酸、弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)，溶液的pH變化小的是弱酸，變化大的是強(qiáng)酸。同pH的強(qiáng)酸和弱酸，分別加該酸的鈉鹽，溶液的pH增大的是弱酸，pH幾乎不變的是強(qiáng)酸。pH相同、體積相同的強(qiáng)酸和弱酸與堿反應(yīng)時(shí)消耗堿多的為弱酸；與Zn或Na2CO3固體反應(yīng)產(chǎn)生氣體多的是弱酸。 P167 方法三 3.24.驗(yàn)證強(qiáng)、弱電解質(zhì)的幾種方法：小大相同大小慢快相同小大產(chǎn)生H2的起始速率中和堿的能力pH反應(yīng)速率減小與Zn產(chǎn)生H2的量c(H)一元弱酸一元強(qiáng)酸5.等濃度、等體積的強(qiáng)、弱酸比較6.等pH、等體積的強(qiáng)、弱酸比較大小大小多少相

9、同相同相同n(HA)總中和堿的能力與Zn產(chǎn)生H2的量pH產(chǎn)生H2的起始速率c(H)一元弱酸一元強(qiáng)酸四、鹽的水解1.單水解、雙水解P172例：NH4Cl、NaAc、NH4HCO3 FeCl3Na2CO3、AlCl3NaAlO22.水解規(guī)律 P178 方法四有弱才水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，越弱越水解練習(xí)1 :判斷溶液的酸堿性NaCl、 Na2CO3、FeCl3、AlCl3 、CuSO4NH4Ac 、(NH4)2CO3、 NH4HCO3 、 NaHCO3、NaHSO3 、 NH4HSO4NaAcHAc、NH4ClNH3H2O練習(xí)2 ：（1）判斷等濃度下列溶液中c(NH4)的大小 NH4Ac 、 NH4Cl、

10、 NH4HCO3 、NH4HSO4（2）物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的下列五種溶液：Na2CO3 NaHCO3、 (NH4)2CO3 NH4HCO3各溶液中c(CO32)的大小順序是。四、鹽的水解3.水解的化學(xué)方程式和離子方程式（1）單水解（程度很?。┯谩啊北硎静粯?biāo)和易分解的物質(zhì)沒有分解（2）雙水解（比較徹底）用“”表示標(biāo)和易分解物質(zhì)能分解NH4Cl溶液中存在以下水解平衡：NH4ClH2ONH3H2OHClNH4H2ONH3H2OH下列條件改變時(shí)，會(huì)導(dǎo)致平衡如何移動(dòng)？加入少量NH4Cl晶體； 加水稀釋； 滴加少量NaOH溶液； 滴加少量濃氨水； 滴加少量鹽酸； 加入少量鋅粒； 加入Na2C

11、O3粉末； 加熱。思考：4.影響鹽類水解的主要因素及其應(yīng)用MH2OHMOHAH2OHAOH內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)，越弱越水解外因：（1）溫度：溫度升高，水解程度大【水解是吸熱的過程】（2）濃度：濃度越小，水解程度越大【c(H2O)看作不變，稀釋時(shí)平衡右移】（3）酸堿性 ：加入H，抑制M的水解，促進(jìn)A的水解加入OH，抑制A的水解，促進(jìn)M的水解為何用熱的純堿溶液可清洗油污？為何Zn粒放入CuSO4溶液中有氣泡產(chǎn)生？為何焊接金屬時(shí)可用NH4Cl溶液除銹？為何明礬可以凈水？為何往沸水滴FeCl3(aq)可制得Fe(OH)3膠體?為何銨態(tài)氮肥不能與草木灰不能混合施用？配制FeCl3溶液時(shí)，為何要加入少量鹽酸

12、？知識(shí)清單P179方法六思考：5. 鹽類水解的應(yīng)用 泡沫滅火器內(nèi)裝有NaHCO3飽和溶液，該溶液呈性；滅火器內(nèi)另有一容器中裝有Al2(SO4)3溶液，該溶液呈性；當(dāng)意外失火時(shí)，使泡沫滅火器倒過來(lái)即可使藥液混合，噴出CO2和Al(OH)3，阻止火勢(shì)蔓延。試寫出相關(guān)反應(yīng)的離子方程式。思考：堿酸HCO3H2O H2CO3OHAl33H2OAl(OH)33HAl33HCO3Al(OH)33CO2關(guān)于鹽溶液的蒸干、灼燒的問題（1）Na2CO3、Na2SiO3、水解生成強(qiáng)堿，蒸干、灼燒后得原物質(zhì)（2）(NH4)2SO4、Fe2(SO4)3、Al2(SO4)3水解生成難揮發(fā)酸，蒸干、灼燒后得原物質(zhì)（3）Fe

13、Cl3、AlCl3、水解生成易揮發(fā)酸，蒸干后得到弱堿及金屬氧化物，灼燒則只得到氧化物（4） NH4Cl、(NH4)2CO3水解產(chǎn)物均易揮發(fā)，則蒸干后無(wú)物質(zhì)剩余（5）NaClO、 NaHCO3 、Na2SO3 、KMnO4分別得NaCl、Na2CO3、Na2SO4五、離子濃度的比較1.知識(shí)和方法備查：（1）知識(shí)清單P176方法一（2）知識(shí)清單P175易混點(diǎn)三（3）決勝2008P129考點(diǎn)三2.離子濃度比較的四種關(guān)系式：不等式粒子濃度的大小順序電荷恒等式溶液呈電中性P175物料恒等式質(zhì)量守恒 P176質(zhì)子恒等式得失質(zhì)子數(shù)相等 P1763.分析方法：分析每一種粒子在水中的行為找全粒子注意鹽的水解和弱

14、電解質(zhì)的電離都是弱的注意離子之間的相互影響五、離子濃度的比較例1：CH3COOH溶液、 NH3H2O溶液例2：CH3COONa溶液、NH4Cl溶液例3：(NH4)2SO4溶液、Na2CO3溶液例4：NaHCO3溶液、NaHSO3溶液例5：CH3COOH和CH3COONa 1 1混合液 NH4Cl和NH3H2O 1 1混合液 NaCN和HCN 1 1混合液例6：Na2CO3和NaHCO3 1 1混合液 Na2SO3和NaHSO3 1 1混合液例7：NaOH和CH3COOH 1 2混合液 NH4Cl和KOH 2 1混合液例1： 0.01mol/L的CH3COOH溶液分析：CH3COOHCH3COO

15、HH2OHOH不等式：c(HAc)c(H)c(Ac)c(OH)電荷恒等式：c(H)c(CH3COO)c(OH)物料恒等式：c(CH3COOH)c(CH3COO) 0.01mol/L質(zhì)子恒等式：c(H) c(CH3COO)c(OH)試對(duì)0.01mol/L的NH3H2O溶液進(jìn)行分析例2： CH3COONa溶液分析： H2OHOHCH3COOH2OOHCH3COOH不等式：c(Na)c(Ac)c(OH) c(HAc)c(H) 電荷恒等式：c(H)c(Na) c(CH3COO)c(OH)物料恒等式：c(Na) c(CH3COOH)c(CH3COO) 質(zhì)子恒等式：c(H) c(CH3COOH) c(OH

16、)試對(duì) NH4Cl溶液進(jìn)行分析例3： (NH4)2SO4溶液分析： H2OHOHNH4H2OHNH3H2O不等式：c(NH4)c(SO42)c(H)c(NH3H2O) c(OH) 電荷恒等式：c(NH4)c(H) 2c(SO42)c(OH)物料恒等式：2c(SO42) c(NH4)c(NH3H2O)質(zhì)子恒等式：c(H) c(OH)c(NH3H2O) 試對(duì) Na2CO3溶液進(jìn)行分析例4： NaHCO3溶液（弱堿性）分析： H2OHOH HCO3H2OOHH2CO3(主) HCO3 H CO32 (次)不等式：c(Na)c(HCO3)c(OH) c(H2CO3) c(H) c(CO32) 電荷恒等

17、式：c(H)c(Na) c(HCO3) 2c(CO32)c(OH)物料恒等式：c(Na) c(HCO3)c(H2CO3)c(CO32)質(zhì)子恒等式：c(H)c(H2CO3)c(OH)c(CO32)試對(duì) NaHSO3溶液（弱酸性）進(jìn)行分析例5：HAc和NaAc 1 1混合液分析： H2O HOH AcH2O OHHAc (程度小) HAc AcH (程度大) 不等式：c(Ac)c(Na)c(HAc)c(H)c(OH) 電荷恒等式：c(H)c(Na) c(Ac)c(OH)物料恒等式：2c(Na) c(HAc)c(Ac) 質(zhì)子恒等式：2c(H) c(HAc) c(Ac)2c(OH)試分析NH4Cl和N

18、H3H2ONaCN和HCN例6： Na2CO3和NaHCO3 1 1混合液分析： H2OHOH CO32H2OOHHCO3 HCO3H2O OHH2CO3 HCO3HCO32不等式：c(Na)c(HCO3 )c(CO32)c(OH) c(H2CO3)c(H) 電荷恒等式：c(H)c(Na) c(HCO3 )2c(CO32)c(OH)物料恒等式： 2c(Na) c(HCO3)c(CO32) c(H2CO3)3質(zhì)子恒等式： c(CO32)2c(OH) c(HCO3)3c(H2CO3)2c(H)試分析Na2SO3和NaHSO3 1 1混合液例7： NaOH和CH3COOH 1 2混合液NaOHCH3

19、COOHCH3COONaH2O所得溶液為HAc與NaAc 1 1混合液 NH4Cl和KOH 2 1混合液 NH4ClKOHKClNH3 H2O所得溶液為NH4Cl、 KCl與NH3 H2O 1 1 1混合六、有關(guān)溶液pH的計(jì)算1.基本計(jì)算公式pHlg c(H)pOHlg c(OH)pKwlgKwpHpOH14（常溫）2.定性判斷（1）酸溶液，pH 0，無(wú)限加水稀釋，c(H) ，酸性，pH （無(wú)限接近）。（2）堿溶液，pH 0，無(wú)限加水稀釋，c(H) ，酸性，pH （無(wú)限接近）。)aq(V)B( n)B( c（1）單一溶液的pH的計(jì)算 強(qiáng)酸強(qiáng)堿（2）酸堿加水稀釋后溶液pH的計(jì)算 強(qiáng)酸加水稀釋強(qiáng)堿

20、加水稀釋（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后溶液pH的計(jì)算 強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合 強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合(酸過量、堿過量）3.定量計(jì)算（1）單一溶液的pH的計(jì)算強(qiáng)酸(HnA) 溶液 HnA nHAn 物質(zhì)的量濃度（mol/L) c; pHlgc(H)。強(qiáng)堿B(OH)n 溶液 B(OH)nBn nOH 物質(zhì)的量濃度（mol/L) c ; pOHlgc(OH) pH14pOHnclgncncback3.定量計(jì)算（2）酸堿加水稀釋后溶液pH的計(jì)算pHa的強(qiáng)酸(HnA)溶液加水稀釋10n倍 原c(H) mol/L， 稀釋10n倍后， c(H) mol/L， 稀釋后溶液的pHlgc(H) an10alg10an10

21、an強(qiáng)酸溶液無(wú)限地加水稀釋，pH如何變化？（an7）3.定量計(jì)算（2）酸堿加水稀釋后溶液pH的計(jì)算pHb的強(qiáng)堿B(OH)n溶液加水稀釋10n倍原pOH14pH mol/L， 原c(OH) mol/L， 稀釋10n倍后，c(OH) mol/L， pOHlgc(OH) 稀釋后溶液的pH14pOH1014b1014bnlg1014bn14bnbn14b強(qiáng)堿溶液無(wú)限地加水稀釋，pH如何變化？（bn7）back3.定量計(jì)算（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合212211VVV)(HcV)(Hc)(H混c212211VVV)(OHcV)(OHc)(OH混c3.定量計(jì)算學(xué)以致用：

22、（1）若將pH1及pH3的鹽酸等體積混合，試計(jì)算所得溶液的pH21021010)(H131混c302.1 lg2lg10 10lgpH11pH差值2的兩種強(qiáng)酸等體積混合，所得溶液的pHpH(小)0.3（2）若將pH11及pH13的NaOH溶液等體積混合，試計(jì)算所得溶液的pH21021010)(OH113混c30133011430121.pOHpKwpH.lg2lg100lgpOH11pH差值2的兩種強(qiáng)堿等體積混合，所得溶液的pHpH(大)0.3學(xué)以致用：（3）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后溶液pH的計(jì)算強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合酸過量堿過量堿酸堿堿酸酸混VVV)(OHcV)(Hc)(Hc堿酸酸酸堿堿混VVV)(HcV)

23、(OHc)(OHcback3.定量計(jì)算（1）固態(tài)物質(zhì)的溶解度一定溫度下，某固態(tài)溶質(zhì)在100g溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的質(zhì)量。有時(shí)也用1L水中所溶解的溶質(zhì)的物質(zhì)的量來(lái)表示。（2）溶解度與溶解性的關(guān)系 0.01 1 10 S(g)溶解性(20)易溶可溶微溶難溶(不溶)1.溶解度2.沉淀溶解平衡（1）沉淀溶解平衡是沉淀溶解和生成的速率相等的狀態(tài)。有固體存在的懸濁液中都存在溶解平衡。（2）特征：等、定、動(dòng)、變（3）表示：練習(xí)：決勝2008145頁(yè)16題MmAn(s) mMn(aq) + nAm(aq)MmAn(s) MmAn(aq) mMn(aq) + nAm(aq)2.沉淀溶解平衡（4）溶度積在一

24、定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪之乘積為一常數(shù)。用符號(hào)Ksp表示，稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。對(duì)于： MmAn(s) mMn(aq) + nAm(aq)(Ac)(McKmnnmAMsp,nm溶度積只與物質(zhì)本身性質(zhì)及溫度有關(guān)，與沉淀的量及離子濃度無(wú)關(guān)。)(OHc)c(MgK22Mg(OH)sp,2)(OHc)c(FeK33Fe(OH)sp,3Fe(OH)3(s)Fe3(aq)3OH(aq)Mg(OH)2(s)Mg2(aq)2OH(aq)AgCl(s) Ag(aq) + Cl(aq)c(Cl)c(Ag,KAgClsp了解難溶電解質(zhì)的溶度積有何意義？2.沉淀溶解平衡（4）溶度積溶度積

25、規(guī)則對(duì)于離子積：Qc=cm(Mn) cn(Am)QcKsp，QcKsp，QcKsp， 決勝2008142頁(yè)典型例題遷移訓(xùn)練2由溶度積可求溶解度同類型電解質(zhì)溶度積越大，溶解度越大 MmAn(s) mMn(aq) + nAm(aq)過飽和狀態(tài)，生成沉淀。平衡狀態(tài)，恰好為飽和狀態(tài)。溶液未達(dá)飽和，能繼續(xù)溶解。根據(jù)溶度積求溶解度的方法例如：Fe(OH)3的溶度積為4.01038設(shè)Fe(OH)3的溶解度為Smol/L，F(xiàn)e(OH)3Fe33OHSmol/L Smol/L 3Smol/L3 3Fe(OH)sp,)c(OH)c(FeK343 Fe(OH)sp,27S)3(K3SS 4Fe(OH)sp,27K3

26、S根據(jù)溶度積求溶解度的方法對(duì)于：AB(s)A(aq)B(aq)2ABsp,S)c(B)c(AK對(duì)于：AB2(s)A2(aq)2B(aq)3222ABsp,4S)S2()(Bc)c(AK2S對(duì)于：AB3(s)A3(aq)3B(aq)4333ABsp,S72)S3()(Bc)c(AK3S練習(xí)：決勝2008146頁(yè) 23題、145頁(yè) 15題3.沉淀反應(yīng)的應(yīng)用沉淀溶解平衡的移動(dòng)（1）沉淀的生成：沉淀法是分離或除去某些離子的常用方法。思考：如何選擇沉淀劑？生成溶解度最小的物質(zhì)（沉淀越完全）；不增、不減、易分。練習(xí)：常溫下，Ksp,Mg(OH)2 =5.611012、Ksp,MgCO3=6.82106，若

27、要除去NaCl溶液中的Mg2，應(yīng)使用什么試劑？加入沉淀劑使QcKsp3.沉淀反應(yīng)的應(yīng)用沉淀溶解平衡的移動(dòng)（2）沉淀的溶解：原理：不斷降低溶解平衡體系中的某一離子的濃度，使沉淀溶解平衡向沉淀溶解的方向（右）移動(dòng)。 MmAn(s) mMn(aq) + nAm(aq)3.沉淀反應(yīng)的應(yīng)用沉淀溶解平衡的移動(dòng)（2）沉淀的溶解：酸、堿溶解法CaCO3Ca2CO32 H HCO3 H CO2 +H2OH2CO3FeSFe2S2 H HS H2SH Cu(OH)2 Cu22OH 2H 酸 2H2O能用酸溶解的沉淀有：難溶碳酸鹽、難溶性堿、難溶性硫化物。能用堿溶解的沉淀有：Al(OH)33.沉淀反應(yīng)的應(yīng)用沉淀溶解

28、平衡的移動(dòng)（2）沉淀的溶解：發(fā)生氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解例如：CuSCu2S23CuS8HNO33Cu(NO3)23S2NO4H2OHNO3使溶液中S2減小，平衡右移，CuS繼續(xù)溶解。適用于具有明顯氧化性或還原性的難溶物。3.沉淀反應(yīng)的應(yīng)用沉淀溶解平衡的移動(dòng)（2）沉淀的溶解：生成配合物例如：AgClAgCl NH3 Ag(NH3)2+適用于用酸堿法不能溶解的難溶電解質(zhì)。氨水能溶解AgCl、AgOH、Ag2O等三、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用沉淀溶解平衡的移動(dòng)（3）沉淀的轉(zhuǎn)化：沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。一般來(lái)說(shuō)，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。對(duì)于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以

29、先將其轉(zhuǎn)化為另一種用酸或其他方法能溶解的沉淀。練習(xí)：決勝2008142頁(yè)考點(diǎn)3第1題小結(jié)平衡右移平衡右移平衡左移沉淀的轉(zhuǎn)化沉淀的溶解沉淀的生成 MmAn(s) mMn(aq) + nAm(aq)沉淀的生成原理：加入沉淀劑，使QcKsp ，平衡向左移。沉淀的溶解原理，不斷消耗其中一種離子，使平衡向右移。 方法：加入酸、堿，加入氧化劑或還原劑，加入能生成配合物的試劑。沉淀的轉(zhuǎn)化原理：使QcKsp（新） ，生成溶解度（溶度積）更小的物質(zhì)，使原來(lái)的沉淀溶解平衡向右移。作業(yè)決勝2008143144探究題專練決勝2008142考點(diǎn)1、考點(diǎn)2決勝2008144145能力訓(xùn)練18題如何測(cè)定溶液的酸堿性無(wú)淺紅紅

30、8.210.0紅橙黃3.14.4紅紫藍(lán)5.08.0甲基橙石蕊酚酞1.使用酸堿指示劑如何測(cè)定溶液的酸堿性2.使用pH試紙pH試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透，經(jīng)晾干制成。對(duì)不同pH的溶液能顯示不同的顏色分為廣泛pH試紙和精密pH試紙兩大類使用方法：將一小段pH試紙放在干燥潔凈的玻璃片上，用干燥潔凈的玻璃棒醮取待測(cè)溶液，將其滴在pH試紙上，在30s內(nèi)將其顏色與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比，讀數(shù)。（紅色、藍(lán)色石蕊試紙、淀粉KI試紙、醋酸鉛試紙的使用方法）如何測(cè)定溶液的酸堿性3.使用pH計(jì)酸堿滴定曲線的測(cè)繪酸堿滴定曲線：溶液pH隨堿（或酸）的滴加量而變化的曲線。（選修6P50）思考：若要繪制用0.100mol/L

31、NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L HCl的滴定曲線，試設(shè)想應(yīng)分別在滴加多少HCl(aq)時(shí)測(cè)定溶液的pH0.00、10.00、15.00、18.00、19.00、19.96、20.00、20.04、21.00、22.00、30.00酸堿滴定曲線說(shuō)明什么？八、定量實(shí)驗(yàn)1.定量實(shí)驗(yàn)的種類（1）比色法：P46P49（2）滴定法：酸堿中和滴定（利用中和反應(yīng)） 氧化還原滴定（利用氧化還原反應(yīng)） 沉淀滴定（利用生成沉淀的反應(yīng)） 絡(luò)合滴定（利用絡(luò)合反應(yīng)） 2.中和滴定（1）用中和滴定法測(cè)定NaOH溶液的濃度（2）食醋中總酸量的測(cè)定用中和滴定法測(cè)定NaOH溶液的濃度原理：NaOHHClNaCl

32、H2O1mol 1mol c1V1 c2V21221VVcc思考：若是用H2SO4滴定NaOH溶液呢？2NaOH H2SO4 Na2SO4 2H2O2mol 1mol c1V1 c2V212212VVcc儀器、裝置：鐵架臺(tái)滴定管夾堿式滴定管酸式滴定管錐形瓶燒杯洗瓶藥品：待測(cè)液標(biāo)準(zhǔn)液指示劑酸滴定堿的終點(diǎn)：由色剛好變色；堿滴定酸的終點(diǎn)：由色剛好變色；酸滴定堿的終點(diǎn)：由色剛好變色；堿滴定酸的終點(diǎn)：由色剛好變色；強(qiáng)酸強(qiáng)堿：用酚酞或甲基橙選擇指示劑指示中和滴定的終點(diǎn)無(wú) 淺紅紅8.210.0酚酞7紅 橙 黃3.14.4甲基橙7淺紅無(wú)無(wú)淺紅黃橙橙黃強(qiáng)酸強(qiáng)堿：用酚酞或甲基橙強(qiáng)酸弱堿：用；強(qiáng)堿弱酸：用；選擇指示劑指示中和滴定的終點(diǎn)甲基橙酚酞思考：（1）用鹽酸滴定NaOH溶液，分別用酚酞和甲基橙做指示劑，測(cè)得的NaOH的濃度是否相同？（2