第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡（復(fù)習(xí)課件）-高二化學(xué)同步備課系列（人教版2019選擇性必修1）

（單元復(fù)習(xí)）新人教版化學(xué)選擇性必修一第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡內(nèi)容導(dǎo)覽21電離平衡水的電離和溶液的pH43鹽類的水解沉淀溶解平衡模塊一電離平衡溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)：能夠全部電離的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。。強(qiáng)酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等絕大多數(shù)鹽：如NaCl、(NH4)2SO4、BaSO4等?；顫娊饘傺趸铮ㄈ廴跔顟B(tài)）弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、CH3COOH等。弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Al(OH)3、Cu(OH)2等少部分鹽：HgCl2、(CH3COO)2Pb、Fe(SCN)3等水溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡二、電解質(zhì)電離方程式的書寫1.強(qiáng)電解質(zhì)用等號(hào)，弱電解質(zhì)用可逆號(hào)。2.二元及多元弱酸的電離分步完成,并以第一步電離為主。3.多元弱堿的電離認(rèn)為一步完成。4.酸式鹽：看強(qiáng)弱、看條件NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－NaHSO4（熔融）＝Na＋＋HSO4－NaHCO3＝Na＋＋HCO3－HCO3－H＋＋CO32－

課堂練習(xí)【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡例1.下列有關(guān)電離平衡的敘述正確的是()A．電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)，分子的濃度和離子的濃度相等B．電離平衡時(shí)，由于分子和離子的濃度不發(fā)生變化，所以說電離平衡是靜態(tài)平衡C．電離平衡是相對(duì)的、暫時(shí)的，當(dāng)外界條件改變時(shí)，平衡就會(huì)發(fā)生移動(dòng)D．電解質(zhì)在溶液中達(dá)到電離平衡后，各種離子的濃度相等C溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡三、弱電解質(zhì)的電離平衡1.定義：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。2.特點(diǎn)：逆

弱電解質(zhì)的電離動(dòng)

動(dòng)態(tài)平衡

等v電離=v結(jié)合≠

0定

溶液中各分子、離子的濃度不變變

條件改變時(shí)，電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡三、弱電解質(zhì)的電離平衡3.影響因素：內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)（決定性因素）eg：電離程度

鹽酸>醋酸>碳酸電離度(α)

=n(已電離的電解質(zhì)分子)n(起始的電解質(zhì)分子總量)

電離度：表示了弱電解質(zhì)的電離程度的相對(duì)強(qiáng)弱溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡三、弱電解質(zhì)的電離平衡3.影響因素：外因：(1)溫度:越熱越電離，弱電解質(zhì)的電離是吸熱，升溫平衡向電離方向移動(dòng)；(2)濃度:越稀越電離，弱電解質(zhì)濃度越大，電離程度越??；(3)同離子效應(yīng)：同離子左移，在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使電離平衡向左移動(dòng)；(4)發(fā)生化學(xué)反應(yīng):化學(xué)反應(yīng)右移，在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的物質(zhì)，使電離平衡向右移動(dòng)。溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡三、弱電解質(zhì)的電離平衡改變條件平衡移動(dòng)方向c(H+)c(Ac-)c(HAc)電離程度導(dǎo)電能力升高溫度

通入HCl加NaOH(s)

加NaAc(s)

加水加冰醋酸正向增大增大減小逆向增大減小增大正向減小增大減小逆向減小增大增大正向減小減小減小增大減小增大增大減小正向增大增大增大減小增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)減弱增強(qiáng)溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡三、弱電解質(zhì)的電離平衡相同體積，相同濃度的強(qiáng)酸HA與弱酸HB相同體積，相同c(H＋)的強(qiáng)酸HA與弱酸HBc(H＋)或物質(zhì)的量濃度與金屬反應(yīng)的起始速率與過量的堿反應(yīng)時(shí)消耗堿的量與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量c(A－)與c(B－)大小一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較cHA(H＋)>cHB(H＋)c(HA)<c(HB)HA>HBHA＝HBHA＝HBHA<HBHA＝HBHA<HBc(A－)＝c(B－)c(A－)>c(B－)溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡向純?nèi)蹼娊赓|(zhì)中加水稀釋過程中溶液的導(dǎo)電能力隨加水量的變化如下：稀釋冰醋酸的過程離子濃度增大到最大后再加水稀釋，電離平衡向右移動(dòng)，離子數(shù)目增多，電離程度增大，但離子濃度減小，導(dǎo)電能力減弱弱電解質(zhì)開始電離，離子數(shù)目增多，離子濃度增大，導(dǎo)電能力增強(qiáng)。三、弱電解質(zhì)的電離平衡溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡相同體積，相同濃度的強(qiáng)酸HA與弱酸HB相同體積，相同c(H＋)的強(qiáng)酸HA與弱酸HB加水稀釋相同倍數(shù)后酸性溶液的導(dǎo)電性一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較HA>HBHA<HBHA>HBHA＝HB三、弱電解質(zhì)的電離平衡課堂練習(xí)【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡例2.在0．1mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促進(jìn)醋酸電離且使H＋濃度增大，應(yīng)采取的措施是()A．升溫B．加水C．加入NaOH溶液D．加入稀鹽酸A課堂練習(xí)【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡例3.用相同濃度的鹽酸與醋酸分別與足量鎂條反應(yīng)，下列有關(guān)敘述正確的是()A．鹽酸與足量鎂條反應(yīng)快，放出氫氣的量與醋酸的相同B．HCl是強(qiáng)電解質(zhì)，CH3COOH是弱電解質(zhì)C．CH3COOH的電離方程式為CH3COOH===CH3COO－＋H＋D．相同濃度的鹽酸和醋酸中c(H＋)相同B溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡四、電離平衡常數(shù)1.定義：2.表達(dá)式：

在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡時(shí)，溶液里各組分的濃度之間存在一定的關(guān)系。對(duì)一元弱酸或一元弱堿來說，溶液中弱電解質(zhì)電離所生成的各種離子濃度的乘積，與溶液中未電離分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。CH3COOHCH3COO-+H+Ka＝c(CH3COO?)·c(H+)c(CH3COOH)NH3·H2OOH-+NH4+Kb＝c(NH4+)·c(OH?)c(NH3·H2O)溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡2.表達(dá)式：四、電離平衡常數(shù)多元弱酸或多元弱堿：Ka1、Ka2或Kb1、Kb2等eg：25℃時(shí)H2CO3的兩步電離常數(shù)＝4.7×10－11c(H+)·c(CO32-

)c(HCO3-)Ka2＝＝4.4×10－7c(H+)·c(HCO3-)c(H2CO3)Ka1＝Ka1

>>Ka2>>Ka3

……當(dāng)Ka1

>>Ka2

時(shí)，計(jì)算多元弱酸中的c(H+)或比較多元弱酸酸性的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)：通常只考慮第一步電離溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡3.影響因素：四、電離平衡常數(shù)(1)溫度：對(duì)于同一物質(zhì)電離常數(shù)隨溫度變化不大；(2)弱電解質(zhì)的性質(zhì):主導(dǎo)作用在同一溫度下，不同電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)越易電離在同一溫度下，比較電離常數(shù)的大小可以判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱

eg：CH3COOH和HCN都是弱酸25℃CH3COOHHCNKa1.75×10-56.2×10-10酸性：CH3COOH>HCN溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡4.電離常數(shù)的計(jì)算：四、電離平衡常數(shù)(1)利用“三段式”求Ka或Kb(2)比較弱電解質(zhì)中微粒濃度比值的變化。(3)比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小(4)利用電離平衡常數(shù)判斷反應(yīng)能否發(fā)生溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡四、電離平衡常數(shù)4.電離常數(shù)的計(jì)算：(1)利用“三段式”求Ka或Kb例4.在某溫度時(shí)，溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為0.2mol·L?1的氨水中，達(dá)到電離平衡時(shí)，已電離的NH3·H2O為1.7×10?3mol·L?1，試計(jì)算該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)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)起始濃度/(mol·L?1)變化濃度/(mol·L?1)平衡濃度/(mol·L?1)0.2001.7×10?30.2?1.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?31.7×10?3NH3·H2ONH4++OH?≈1.4×10-5溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡四、電離平衡常數(shù)4.電離常數(shù)的計(jì)算：(2)比較弱電解質(zhì)中微粒濃度比值的變化。例5.常溫下，將0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請(qǐng)?zhí)顚懴铝斜磉_(dá)式的數(shù)值變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。c(H+)c(CH3COOH)(1)c(CH3COOH)c(CH3COO?)·c(H+)(2)c(CH3COOH)c(CH3COO-)(3)變小不變變大溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡四、電離平衡常數(shù)4.電離常數(shù)的計(jì)算：(3)比較離子結(jié)合質(zhì)子的能力大小弱酸的Ka值越小，酸性越弱，酸根陰離子結(jié)合H+的能力就越強(qiáng)。弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO(25℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－113.0×10－8(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?___________________________________。(2)同濃度的HCOO－、HS－、S2－、HCO3-、CO32-、ClO－結(jié)合H＋的能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?_______________________________________________HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClOS2－＞CO32-＞ClO－＞HS－＞HCO3-＞HCOO－

溫故知新【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡四、電離平衡常數(shù)4.電離常數(shù)的計(jì)算：(4)利用電離平衡常數(shù)判斷反應(yīng)能否發(fā)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.等濃度、體積的NaHCO3與NaHSO3混合：H++HCO3-═CO2↑+H2O

25℃時(shí)，弱酸的電離平衡常數(shù)如下表，下列說法正確的是(

)弱酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=1.5×10-2K2=1.0×10-7C歸納提升【復(fù)習(xí)任務(wù)一】

電離平衡

模塊二水的電離和溶液的pH【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新1.定義：水電離出來的H＋和OH－在任何情況下總是相等。實(shí)驗(yàn)測(cè)得：在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水的物質(zhì)的量幾乎不變，C(H2O)為常數(shù)。一、水的電離

K電離×c(H2O)

＝c(H+)×c(OH-）=KW平衡常數(shù)：K電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）KW叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW只與溫度有關(guān)Kw=c(H+).c(OH-)

25℃KW=10-14

Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液2.水的離子積：【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新3.影響因素一、水的電離(1)溫度抑制水的電離，Kw保持不變升高溫度促進(jìn)水的電離，Kw增大(2)酸(3)堿(4)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)促進(jìn)水的電離，Kw不變(5)能水解的鹽【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新改變條件平衡移動(dòng)方向電離程度c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較Kw

升高溫度通入少量HCl氣體加入少量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減小減小減小減小正向移動(dòng)正向移動(dòng)逆向移動(dòng)逆向移動(dòng)不移動(dòng)不變不變不變不變不變不變不變大于小于等于小于等于減小一、水的電離【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新二、溶液的酸堿性與pH值溶液的酸堿性c(H+)和c(OH-)的關(guān)系常溫下：c(H+)常溫下：pH中性溶液1×10-7mol/Lc(H+)＞c(OH-)＞7酸性溶液堿性溶液c(H+)=c(OH-)＞1×10-7mol/L＜7=7c(H+)＜c(OH-)＜1×10-7mol/L【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新三、pH的計(jì)算1.單一酸或堿溶液pH的計(jì)算據(jù)pH＝

，求pH的關(guān)鍵是求溶液中的c(H＋)。－lgc(H＋)

先定性判斷，后定量計(jì)算【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新三、pH的計(jì)算1.單一酸或堿溶液pH的計(jì)算【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新三、pH的計(jì)算2.混合溶液pH的計(jì)算【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新三、pH的計(jì)算2.混合溶液pH的計(jì)算兩種溶液等體積混合且pH相差大于等于2兩種強(qiáng)堿等體積混合，混合液pH＝pH大－lg2＝pH大－0.3兩種強(qiáng)酸等體積混合，混合液pH＝pH?。玪g2＝pH?。?.3【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新三、pH的計(jì)算3.酸堿混合pH之和為14的問題誰弱誰過量，誰過量顯誰性。(1)酸與堿的pH之和為14，等體積混合常溫時(shí)若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積，則pH=7若強(qiáng)酸與弱堿等體積，則pH>7若弱酸與強(qiáng)堿等體積，則pH<7酸和堿已電離出的H＋與OH－恰好中和，誰弱誰過量，中和后還能繼續(xù)電離?！緩?fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新三、pH的計(jì)算3.酸堿混合pH之和為14的問題誰弱誰過量，誰過量顯誰性。(2)等體積的強(qiáng)酸(pH1)和強(qiáng)堿(pH2)混合常溫時(shí)若pH1+pH2=14，則溶液呈中性，pH=7若pH1+pH2>14，則溶液呈堿性，pH>7若pH1+pH2<14，則溶液呈酸性，pH<7【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH課堂練習(xí)例1.在25℃時(shí)，有pH＝a的鹽酸和pH＝b的NaOH溶液，取VaL鹽酸與NaOH溶液完全中和，需VbLNaOH溶液，問：(1)若a＋b＝14，則

＝________(填數(shù)字)。(2)若a＋b＝13，則

＝________(填數(shù)字)。(3)若a＋b>14，則

＝________(填表達(dá)式)，且Va______Vb(填“>”“<”或“＝”)。(4)若a＋b＝15，則

＝________(填數(shù)字)。VaVbVaVbVaVbVaVb110a＋b－14>1

>10110【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH課堂練習(xí)例2.25℃時(shí)，將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按1∶10的體積比混合后，溶液恰好呈中性，則混合前此強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的pH和為(

)A．12

B．13

C．14

D．15【解析】強(qiáng)酸和強(qiáng)堿溶液按1∶10的體積比混合恰好呈中性，則說明酸溶液中的氫離子濃度等于堿溶液中的氫氧根離子的濃度的10倍，故pH和為13，選B?！緩?fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新四、溶液稀釋的pH計(jì)算1.pH相等的強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿稀釋規(guī)律

酸(pH＝a)堿(pH＝b)強(qiáng)酸弱酸強(qiáng)堿弱堿稀釋10n倍pH

a＋npH

a＋npH

b－npH

b－n無限稀釋pH趨向于7=<=>【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新四、溶液稀釋的pH計(jì)算2.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新四、溶液稀釋的pH計(jì)算加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多3.相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新四、溶液稀釋的pH計(jì)算4.pH與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系③水的電離程度：d＞c＞a＝b①HY為強(qiáng)酸、HX為弱酸。②a、b兩點(diǎn)的溶液中：c(X－)＝c(Y－)。③水的電離程度：a＞b①M(fèi)OH為強(qiáng)堿、ROH為弱堿。②c(ROH)＞c(MOH)?！緩?fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH課堂練習(xí)例3.pH＝2的兩種弱酸HA、HB加水稀釋后，溶液pH隨加水量變化的曲線如下圖所示。則下列敘述正確的是()A．電離常數(shù)HA>HBB．等體積的HA和HB與等濃度的NaOH反應(yīng)，HA消耗的NaOH多C．等體積的HA和HB與足量的Zn反應(yīng)，HA生成的氫氣多D．兩種酸的物質(zhì)的量濃度相同A【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新五、酸堿中和滴定1.定義：酸堿中和滴定是利用中和反應(yīng)，用已知濃度的酸（或堿）來測(cè)定未知濃度的堿(或酸)的實(shí)驗(yàn)方法。（反滴定也可以）2.所需儀器：

酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、滴定管夾、鐵架臺(tái)、錐形瓶等?！緩?fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新五、酸堿中和滴定3.原理：當(dāng)接近滴定終點(diǎn)時(shí)，極少量的堿或酸就會(huì)引起溶液的pH突變。此時(shí)指示劑明顯的顏色變化表示反應(yīng)已完全，即反應(yīng)到達(dá)終點(diǎn)。C待=—————C標(biāo).V標(biāo)

V待已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）一定體積未知濃度、待測(cè)定的堿(或酸）酸堿指示劑：如酚酞或甲基橙【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH溫故知新五、酸堿中和滴定4.誤差分析：【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH課堂練習(xí)例4.實(shí)驗(yàn)室用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸測(cè)定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測(cè)定結(jié)果偏低的是（）A．取NaOH溶液時(shí)俯視讀數(shù)B．滴定結(jié)束后，滴定管尖嘴處有一懸掛液滴C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2～3次C歸納總結(jié)【復(fù)習(xí)任務(wù)二】

水的電離和溶液的pH

模塊三鹽類的水解【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新一、鹽溶液的酸堿性鹽溶液鹽的類型酸堿性NaCl溶液KNO3溶液NH4Cl溶液(NH4)2SO4溶液Na2CO3溶液CH3COONa溶液中性堿性酸性強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽誰強(qiáng)顯誰性同強(qiáng)顯中性【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因1.鹽類的水解的定義：

在水溶液中，鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。弱酸陰離子或弱堿陽離子弱酸或弱堿2.鹽類水解的實(shí)質(zhì)：是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)弱酸陰離子弱堿陽離子結(jié)合H+破壞了水的電離平衡促進(jìn)水的電離c(H+)≠c(OH-)使鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性鹽電離結(jié)合OH-生成弱電解質(zhì)【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新

可逆、微弱、吸熱，存在水解平衡狀態(tài)4.鹽類水解的規(guī)律有弱才水解，無弱不水解；都弱都水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因3.鹽類水解的特點(diǎn)：【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因5.鹽類水解的注意事項(xiàng)：

第一步水解程度比第二步水解程度大得多(與電離類似)，以第一步為主，絕對(duì)不能兩步合并寫。(1)鹽類水解(單一離子水解)一般是比較微弱的過程

通常用“

”表示，水解生成的難溶物及氣體，一般不標(biāo)“↓”或“↑”(2)多元弱酸的酸根離子水解是分步進(jìn)行的【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因5.鹽類水解的注意事項(xiàng)：(3)弱酸弱堿鹽發(fā)生雙水解（完全水解）eg：Al3+和HCO3－在溶液中完全水解Al3++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3－+H2OH2CO3+OH－H2O【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因5.鹽類水解的注意事項(xiàng)：(3)弱酸弱堿鹽發(fā)生雙水解（完全水解）②Al3+與CO32－、HCO3－

、SO32－、HSO3－、S2－、HS－

、AlO2－、SiO32－、ClO－③NH4+

與SiO32－、AlO2－等。①Fe3+與CO32－、HCO3－、ClO－、SiO32－、AlO2－④NH4+

與CH3COO－、HCO3－、S2－、CO32－雖然發(fā)生相互促進(jìn)，但水解程度較小，能大量共存。【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因5.鹽類水解的注意事項(xiàng)：(4)酸式鹽(NaHA)的酸堿性①強(qiáng)酸的酸式鹽只有電離而無水解，則呈酸性(如NaHSO4)②弱酸的酸式鹽既有電離又有水解，取決于兩者相對(duì)大小電離：HA-?H++A2-（顯酸性）水解：HA-+H2O?H2A+OH-（顯堿性）電離＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-

電離＜水解，呈堿性：如HCO3-、HS-、HPO42-【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解課堂練習(xí)例1.下列有關(guān)鹽類水解的說法不正確的是()A．鹽類的水解過程破壞了純水的電離平衡B．鹽類的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆過程C．鹽類水解的結(jié)果使溶液不一定呈中性D．Na2CO3水解的實(shí)質(zhì)是Na＋與H2O電離出的OH－結(jié)合生成了NaOHD【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解課堂練習(xí)例2.下列關(guān)于鹽溶液呈酸性或堿性的說法錯(cuò)誤的是()A．鹽溶液呈酸性或堿性的原因是鹽的水解破壞了水的電離平衡B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)C．在CH3COONa溶液中，由水電離出的c(OH－)≠c(H＋)D．水電離出的H＋和OH－與鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子結(jié)合，造成鹽溶液呈堿性或酸性C【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新三、鹽類水解的影響因素1.內(nèi)因：反應(yīng)物本身的性質(zhì)(越弱越水解)HA酸性越弱即Ka越小——A-結(jié)合H+的能力越強(qiáng)——A-水解程度就越大強(qiáng)堿弱酸鹽水解，生成的弱酸酸性越弱，即Ka越小，水解程度越大。強(qiáng)酸弱堿鹽水解，生成的弱堿堿性越弱，即Kb越小，水解程度越大。識(shí)記常見弱酸的酸性順序:

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>HClO【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新三、鹽類水解的影響因素2.外因(1)溫度：越熱越水解，水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱反應(yīng)；(2)濃度：越稀越水解，稀釋促進(jìn)水解、增大濃度抑制水解；(3)外加酸、堿：加酸抑制陽離子的水解，促進(jìn)陰離子的水解；加堿抑制陰離子的水解，促進(jìn)陽離子的水解；(4)外加易水解的鹽：同性抑制，異性促進(jìn)。【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新三、鹽類水解的影響因素條件移動(dòng)方向H+數(shù)目pHFe3+水解率現(xiàn)象升溫

通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+正反應(yīng)增加降增大顏色變深逆反應(yīng)正反應(yīng)逆反應(yīng)正反應(yīng)增加增加減少減少降升升升減小增大減小增大顏色變淺顏色變淺顏色變淺紅褐色沉淀，無色氣體【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新三、鹽類水解的影響因素加熱加水加醋酸加醋酸鈉通入HCl(g)加NaOH(s)c(CH3COO－)c(CH3COOH)c(OH－)c(H＋)pH水解程度CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH減小減小增大增大減小增大增大減小增大增大增大減小增大減小減小增大減小增大減小增大增大減小增大減小增大減小減小增大減小增大增大增大減小減小增大減小【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新四、鹽類水解的應(yīng)用【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新四、鹽類水解的應(yīng)用【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新五、鹽溶液蒸干固體產(chǎn)物的判斷【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新五、鹽溶液蒸干固體產(chǎn)物的判斷【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解課堂練習(xí)例3.生活中處處有化學(xué)，下列有關(guān)說法中正確的是()A．天然水呈弱堿性的原因是其中含有較多的Mg2＋、Ca2＋等離子B．焊接時(shí)用NH4Cl溶液除銹與鹽類水解無關(guān)C．生活中用電解食鹽水的方法制取消毒液，運(yùn)用了鹽類水解的原理D．向滴有酚酞溶液的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的紅色逐漸褪去D【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解課堂練習(xí)例4.下列應(yīng)用與鹽類水解無關(guān)的是()A．草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合使用B．NaHCO3溶液加熱蒸發(fā)，最終得到Na2CO3固體C．AlCl3溶液加熱蒸發(fā)、灼燒，最終得到Al2O3固體D．除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可以加入MgCO3固體B【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新六、三大守恒1.電荷守恒：溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。

寫法歸納：找離子→分陰陽→乘電荷→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–)【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新六、三大守恒2.物料守恒：（元素or原子守恒）/非氫非氧元素守恒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)]【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新六、三大守恒3.質(zhì)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-

）【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新六、三大守恒4.質(zhì)子守恒與電荷守恒、原子守恒的關(guān)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-

）【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新六、三大守恒通過聯(lián)立電荷守恒和原子守恒，消去與得到和給出質(zhì)子無關(guān)的粒子eg：K2S溶液c(K+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)電荷守恒原子守恒c(K+)=

2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]聯(lián)立，消去K+得c(HS-

)+

c(H+)+

2c(H2S)

=

c(OH-)【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新七、離子濃度大小比較1.兩個(gè)微弱---電離理論eg：NH3·H2O溶液中

(1)弱電解質(zhì)電離是微弱的>>>c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)(2)多元弱酸電離是分步，主要取決于第一步eg：H2S溶液中>>>>c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新七、離子濃度大小比較1.兩個(gè)微弱---水解理論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)弱離子由于水解而損耗。(2)水解是微弱(3)多元弱酸水解是分步，主要取決于第一步>c(K+)c(Al3+)>>c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新七、離子濃度大小比較2.多元弱酸酸式鹽溶液電離為主，顯酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4溶液水解為主，顯堿性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS溶液eg1：NaHSO3

溶液中c(Na+)＞c(HSO3－)＞c(H+)

＞c(SO32－)

＞c(OH－)＞c(H2SO3)電離水解【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新七、離子濃度大小比較3.混合溶液弱電解質(zhì)的電離程度大于鹽類的水解程度eg1：c(CH3COOH):c(CH3COONa)=1:1呈酸性c(CH3COO–)>c(Na+)>c(CH3COOH

)>c(H+)>c(OH–)水解產(chǎn)物電離產(chǎn)物不變化顯性隱性【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新七、離子濃度大小比較弱電解質(zhì)的電離程度大于鹽類的水解程度eg2：c(NH3·H2O):c(NH4Cl)=1:1呈堿性c(NH4+)>c(Cl–

)>c(NH3·H2O

)>c(OH–)>c(H+)水解產(chǎn)物電離產(chǎn)物不變化顯性隱性3.混合溶液【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解溫故知新七、離子濃度大小比較eg3：c(HCN):c(NaCN)=1:1呈堿性鹽類的水解程度大于弱電解質(zhì)的電離程度3.混合溶液c(HCN)>c(Na+

)>c(CN–)>c(OH–)>c(H+)電離產(chǎn)物水解產(chǎn)物不變化顯性隱性【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解課堂練習(xí)例5.將0.1mol下列物質(zhì)置于1L水中充分?jǐn)嚢韬?，溶液中陰離子種類最多的是（）A.KClB.Na3PO4C.Na2CO3D.MgSO4例6.等體積的下列溶液中，陰離子的總濃度最大的是（）A.0.2mol·L-1K2SB.0.1mol·L-1Ba(OH)2

C.0.2mol·L-1NaClD.0.2mol·L-1(NH4)2SO4BA【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解課堂練習(xí)例7.25℃時(shí),在均為1mo/L(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測(cè)得其中的c(NH4+)分別為a、b、c，則下列判斷正確的是（

）

A.a=b=cB.c>a>bC.b>a>cD.a>c>b

B歸納總結(jié)【復(fù)習(xí)任務(wù)三】

鹽類的水解

模塊四沉淀溶解平衡【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1.定義：

在一定溫度下，當(dāng)沉淀和溶解的速率相等時(shí)，得到AgCl的飽和溶液，即建立下列動(dòng)態(tài)平衡：速率v(沉淀)v(溶解)v(溶解)=v(沉淀)得到飽和AgCl溶液，建立沉淀溶解平衡tAgCl(s)

Ag+(aq)+Cl-(aq)溶解沉淀人們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。在一般情況下，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5mol/L時(shí)，化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)就進(jìn)行完全了?！緩?fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡2.沉淀溶解平衡影響因素：(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)(2)外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)（原因：溶解吸熱）；但少數(shù)向沉淀方向移動(dòng)（例：Ca(OH)2）③同離子效應(yīng)：加入相同的離子，平衡向沉淀方向移動(dòng)④發(fā)生化學(xué)反應(yīng)：加入與體系中某些離子反應(yīng)的物質(zhì)，產(chǎn)生氣體或更難溶的物質(zhì)，導(dǎo)致平衡向溶解的方向移動(dòng)【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡3.溶度積與電離平衡、水解平衡一樣，難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡也存在平衡常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，符號(hào)為Ksp。對(duì)于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)反應(yīng)，Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n

例：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)Ksp=c(Ag+)·c(Cl-)注意：固體純物質(zhì)一般不列入平衡常數(shù)【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡3.溶度積

例：Ksp（AgCl）=1.8×10-10Ksp（AgBr）=6.3×10-15

說明S(AgCl)>S(AgBr)(1)意義:Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，對(duì)于同類型（陰、陽離子個(gè)數(shù)相同）的難溶電解質(zhì)。在相同溫度下，Ksp越大→S(溶解度)越大(2)影響因素：Ksp與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)，Ksp

增大。特例：Ca(OH)2升溫Ksp

減小?！緩?fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡3.溶度積(3)溶度積的應(yīng)用判斷有無沉淀——溶度積規(guī)則Q(離子積)=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]nQ>Ksp時(shí)，溶液中有沉淀析出Q=Ksp時(shí)，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)Q<Ksp時(shí)，溶液中無沉淀析出【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡4.溶度積的計(jì)算---圖像分析(1)明確圖像中縱、橫坐標(biāo)的含義(2)理解圖像中線上點(diǎn)、線外點(diǎn)的含義(3)抓住Ksp的特點(diǎn)，結(jié)合選項(xiàng)分析判斷【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新一、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡4.溶度積的計(jì)算---平衡圖像題的解題策略(1)沉淀溶解平衡曲線類似于溶解度曲線，曲線上任一點(diǎn)都表示飽和溶液，曲線上方的任一點(diǎn)均表示過飽和溶液，此時(shí)有沉淀析出，曲線下方的任一點(diǎn)均表示不飽和溶液。(2)從圖像中找到數(shù)據(jù)，根據(jù)Ksp公式計(jì)算得出Ksp的值。(3)比較溶液的Qc與Ksp的大小，判斷溶液中有無沉淀析出。(4)涉及Qc的計(jì)算時(shí)，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計(jì)算離子濃度時(shí)，所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積?！緩?fù)習(xí)任務(wù)四】

沉淀溶解平衡課堂練習(xí)例8.硫化汞(HgS)是一種難溶于水的紅色顏料,其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(已知:T1<T2),下列說法錯(cuò)誤的是()CA.圖中a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的是T2溫度下HgS的不飽和溶液B.圖中p、q點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Ksp的關(guān)系為Ksp(p)<Ksp(q)C.向m點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中加入少量Hg(NO3)2固體,HgS的Ksp減小D.升高溫度,可實(shí)現(xiàn)由p點(diǎn)向q點(diǎn)的移動(dòng)【復(fù)習(xí)任務(wù)四】

沉淀溶解平衡課堂練習(xí)例8.常溫下,難溶物Y2X與ZX在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示,若定義其坐標(biāo)圖示:p(A)=-lgc(A),Mn+表示Y+或Z2+。下列說法錯(cuò)誤的是()BA.M表示Y2X的溶解平衡曲線B.常溫下,Y2X的分散系在c點(diǎn)時(shí)為懸濁液C.向b點(diǎn)溶液中加入Na2X飽和溶液,析出ZX固體D.ZX(s)+2Y+(aq)?Y2X(s)+Z2+(aq)的平衡常數(shù)K=1014【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新二、沉淀溶解平衡的應(yīng)用---沉淀的生成

通過加入沉淀劑，或應(yīng)用同離子效應(yīng)，或控制溶液的pH，使Q>Ksp，生成溶解度小的電解質(zhì)（沉淀），越小越好。1.沉淀生成的原理2.沉淀生成的方法(1)調(diào)節(jié)pH法如加入氨水調(diào)節(jié)pH至7~8，可除去氯化銨中的雜質(zhì)氯化鐵。Fe3++3NH3·H2O

=

Fe(OH)3↓+3NH4+

(2)加沉淀劑法【復(fù)習(xí)任務(wù)四】沉淀溶解平衡溫故知新二、沉淀溶解平衡的應(yīng)用---沉淀的生