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第三章 水溶液中的离子平衡5.6
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、电解质和非电解质电解质化 合 物在水溶液或熔化状态下，能导电的化合物如：酸、碱、盐、水、大多数金属氧化物等 非电解质 在水溶液和熔化状态下都不导电的化合物 如：多数有机物、某些非金属氧化物如CO2、某 些非金
属氢化物如 NH3 等例、下列物质哪些属于电解质？①②③④⑥⑧⑩ 哪些属于非电解质？ ⑨① NaCl ② NaOH ③ H2SO4 ④ H2O ⑤ Fe ⑥ NaHCO3 ⑦NaCl溶液 ⑧ CaCO3 ⑨ CO2 ⑩ 熔融的Al2O3?电解质、非电解质一定是化合物，不能是单质或混合物。 ?电解质导电只须符合条件之一，且自身离解。【思考】在两支试管取5mL1mol/L 盐酸和5mL 1mol/L 醋酸，分别与等量的镁条反应（Mg条使用前应用砂 纸打磨，除去表面的氧化膜）。讨论下列问题： （1）镁条和酸的反应的实质是什么？影响反应速率的因 素是什么？ Mg + 2H+ = Mg2+ + H2↑ （2）当酸溶液的物质的量浓度相等时，溶液中的H+浓度 是否相等？怎么判断？反应速率不同，pH不同，说明盐酸和醋酸中的H+ 浓度是不同的。（3）为什么相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸中，H+浓 度却不同？说明HCl和CH3COOH的电离程度不同。盐酸与醋酸在水中的电离示意图盐酸在水中的电离示意图醋酸在水中的电离示意图观察两种溶液中溶质微粒有多少种？ HCl分子在水中完全电离 醋酸分子在水中部分电离二、强电解质和弱电解质1、定义 电 电离 解 质 程度强电解质：在水溶液里能完全电离的电解质弱电解质： 在水溶液里部分电离的电解质2、常见的强、弱电解质 强酸强电解质 HBr、HI、HClO4 HCl、H2SO4、HNO3强碱NaOH 、 Ba(OH)2、 Ca(OH)2大多数盐 NaCl、CuSO4、CaCO3弱电解质H2CO3、CH3COOH、H2SiO3、H2S 、 弱酸 H2SO3、 H3PO4、HClO、 HF弱碱 NH3? 2O、Fe(OH)3 H极少数盐 (CH3COO)2Pb 水 Al(OH)3例、下列物质中：①CH3COOH 溶液②HCl ③NaOH ④HNO3 ⑤Cu(OH)2 ⑥AgCl ⑦Na2CO3 ⑧C2H5OH ⑨H2O ⑩Fe ⑾SO2 （1）属于强电解质的是 ②③④⑥⑦。 ⑤⑨ （2）属于弱电解质的是 。 ⑧⑾ （3）属于非电解质的是 。 ?不能根据溶解性、导电性大小等判断强弱电解质。3、电离及电离方程式： （1）电离：电解质溶解于水或受热熔化时，解离成 能够自由移动的离子的过程。 ?在水溶液里或熔融状态下能否电离是其导电的前提。?相同的物质的量浓度，相同的体积，相同的电解质类型，离子 浓度和离子所带电荷有关。（2）电离方程式： ①左边写化学式，表示电解质未电离时的状态，右边写 离子符号，表示电解质电离产生的离子 ?遵循质量守恒定律，即在方程式的两边，原子的种 类和数目必须相等?遵循电荷守恒原理，即在电解质溶液中，阳离子所 带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数②强电解质完全电离，写等号；弱电解质部分电离，写 可逆符号 CH3COOH CH3COO- + H+ NH4+ + OHNH3? 2O H 其中：多元弱酸分步电离，分步书写 H2CO3 HCO3－ H＋＋HCO3－ H＋＋CO32每步电离的电离 程度各不相同多元弱碱电离较复杂，一步写Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－【练习】请写出下列物质在水中的电离方程式Fe2(SO4)3 、 NaHCO3、NaHSO4、Al(OH)3Fe2(SO4)3=2Fe3+ + 3SO42NaHCO3=Na++HCO3NaHSO4 =Na++H++SO42AlO2-+H＋+H2O Al(OH)3 Al3++3OH-【思考】向0.1mol/LH2SO4溶液中匀速逐滴滴加0.1mol/L Ba(OH)2溶液，直至过量，则烧杯中溶液的导电性(可用电 导率表示)变化图将会怎样变化? (横坐标代表Ba(OH)2体积， 纵坐标代表溶液的电导率)电 导 率Ba(OH)2体积请你用Ba(OH)2和H2SO4的电离方程式和离子浓度的变 化来解释上述现象？Ba(OH)2=Ba2++2OH+ + H2SO4 = SO42- + 2H+ BaSO4 2H2O Ba2++2OH- + 2H+ +SO42- = BaSO4↓+2H2O==【思考】向0.1mol/L盐酸溶液中匀速逐滴滴加0.1mol /L氨 水溶液，直至过量，则烧杯中溶液的导电性(可用电导率 表示)变化图将会怎样变化? (横坐标代表氨水体积，纵坐 标代表溶液的电导率)电 导 率氨水体积请解释上述变化的原因？ 强电 解质HCl == Cl- +NH3.H2ONH4+H+ + +OH= H2ONH3.H2O + HCl = NH4Cl+ H2O强电 解质NH4Cl=NH4+ +Cl-NH3.H2O + H+= NH4+ + H2O【思考】向0.1mol/L醋酸溶液中匀速逐滴滴加等体积 0.1mol /L氨水溶液，直至过量，则烧杯中溶液的导电性 (可用电导率表示)变化图将会怎样变化? (横坐标代表氨水 体积，纵坐标代表溶液的电导率)电 导 率氨水体积请解释上述变化的原因？ 弱电 解质NH3.H2O HAcNH4+ +OH++ Ac- + H =H2O NH3.H2O + HAc = NH4Ac+ H2O强电 解质NH4Ac=NH4+ +Ac-NH3.H2O + HAc = NH4++ Ac- + H2O【思考】向体积比1:1的HCl 和CH3COOH混合溶液中匀速 逐滴滴加0.1mol/L NH3? 2O溶液。直至过量，则烧杯中溶 H 液的导电性(可用电导率表示)变化图将会怎样变化? (横坐 标代表氨水的体积，纵坐标代表溶液的电导率)电 导 率氨水的体积请解释上述变化的原因？NH3.H2O + H+ = NH4+ + H2O NH3.H2O + HAc = NH4++ Ac- + H2O三、弱电解质的电离 【思考】室温下，1mol/L CH3COOH 溶液的 pH=2.42。 请从电离方式的角度加以解释。提示：pH=-lgc(H+) CH3COOH CH3COO - + H+ c(H+)CH3COOH初溶于水 电离过程 电离平衡 最小 变大 不变 c(CH3COO-) c(CH3COOH)最小变大 不变最大变小 不变v v电离电离平衡 v电离= v结合类似于化学平衡 动、定、等、变v结合1、电离平衡 （1）定义 在一定条件下，电解质电离成离子的速率和离 子重新结合成分子的速率相等，溶液中电解质分子 浓度和离子浓度保持不变的状态。 （2）特点： ①逆 弱电解质的电离 ②动 电离平衡是一种动态平衡 ③等 ④定 ⑤变v电离= v结合≠0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 条件改变时，电离平衡发生移动。2、电离常数 －弱电解质电离程度的定量描述 在一定条件下达到平衡时，弱电解质电离形成的 各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度 之比是一个常数。CH3COOH CH3COO - + H+K＝c(CH3COO -) ? +) c(H c(CH3COOH)对于一元弱酸：HAH++A-，平衡时对于一元弱碱：MOHM＋+OH-，平衡时【讨论】下表是实验测定的醋酸电离达到平衡时各种 微粒的浓度（25℃），请填写下列空白，将你的结论 与同学交流讨论。初始浓度mol/L CH3COOH 平衡浓 CH3COO度mol/L H+c(CH 3COO? ) ? c( H ? ) c(CH 3COOH )已电离的醋酸浓度 ?100% 醋酸初始浓度1.0010.1000.14.21×10-3 4.21×10-31.8×10－51.34×10-3 1.34×10-31.8×10－50.421%1.34%（1）电离平衡常数的特点： ?电离常数只与温度有关，和弱电解质浓度、离子浓 度无关。 电离常数（25℃） -5 3COOH） 1.75×10 醋酸 （CH -7 碳酸 （H2CO3） K1=4.4×10 -11 K2=4.7×10 -10 硼酸 （H3BO3） 5.8×10H3BO3+H2O B(OH)4 +H+酸性强弱：醋酸＞ 碳酸＞硼酸?电离常数的大小反映了电解质的相对强弱【实验】向两支分别盛有① 1mol/L 醋酸、②饱和硼 酸溶液的试管中滴加等浓度Na2CO3溶液，观察现象。 ① 有气泡出现，开始较快 2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+CO2↑+H2O ②无现象 H3BO3+Na2CO3+H2O=NaB(OH)4+NaHCO3?多元弱酸的酸性由第一步电离决定。分子中含有两个或两个以上H+的多元弱酸的电离 是分步进行的。例如，二元弱酸H2S分两步电离：第一步电离：H2SH++HS-c( H ? ) ? c( HS? ) K1 ? ? 1.32?10?7 c( H 2 S )第二步电离：HS? 2?H++S2-c( H ) ? c(S ) K2 ? ? 7.1 ? 10?15 c( HS ? )多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电 离，第二步电离远大于第三步电离……【思考】已知一些常见的一元弱酸的电离常数如下： HF H+ + FK=3.5×10-4 CH3COOH H+ + CH3COO- K=1.75×10-5 HClO H+ + ClOK=2.95×10-8OH O-H+ +K ~ 10-10请根据这些数据以及你对电离常数的理解，写出你 认为可能发生的反应的离子方程式。其中哪个反应趋势 最大？HF+CH3COO-=CH3COOH+F- CH3COOH+ClO-=CH3COO-+HClO HF+ClO-=HClO+FOOH OH OOHCH3COOH + O OH O-=CH3COO- +OHHF +=+F-HClO +=+ClO-【思考】碳酸的两步电离常数和苯酚的电离常数数据 如下： H2CO3 H+ + HCO3- K1 = 4.3×10-7 HCO3H+ + CO32K2 = 5.6×10-11OH O-H+ + K ~ 10-10 请写出上述各种形体的物质间能发生反应的离子方程 式。 CO2+CO32-+H2O=2HCO3OH OOH O-CO2 +OH+H2O →O-+HCO3+HCO3-CO32-++ H2O →【思考】以下是两种二元弱酸的电离平衡常数。 H2SO3 H+ + HSO3- K1 = 1.54×10-2 HSO3H+ + SO32K2 = 1.02×10-7 H2CO3 H+ + HCO3- K1 = 4.3×10-7 HCO3H+ + CO32- K2 = 5.6×10-11 请说明在用饱和NaHCO3溶液除去CO2中含有的SO2 气体时，最可能发生的反应是： 2NaHCO3+SO2 =2CO2+Na2SO3+H2O __________________________________________。（2）电离常数用于定量计算 例：计算0.10mol/L CH3COOH溶液中H+的浓度。已知CH3COOH K＝1.75×10-5CH3COOHCH3COO - + H+c0 △c c平衡0.1 x 0.1-x0 x x0 x xx2 K＝1.75×10-5= 0.1-xx=0.00145mol/L3、电离度α――表示弱电解质在水中的电离程度。已电离的弱电解质浓度 a? ?100% 弱电解质的初始浓度?电离度实质是一种平衡转化率。 【估算】25℃时，0.100mol/LCH3COOH溶液中，醋酸 的电离度是1.32%，大约多少个醋酸分子中有1个醋 酸分子电离成H+和CH3COO-？电离平衡常数约为多 少？几种弱电解质的电离度（25℃，0.10mol/L）弱电解质 醋酸 氢氟酸 亚硝酸 化学式 CH3COOH HF HNO2 a% 1.3 7.8 7 弱电解质 氢氰酸 化学式 HCN a% 0. 2.5H 一水合氨 NH3? 2O 苯甲酸 C6H5COOH?温度相同、浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。 ?同一弱电解质在不同浓度的水溶液中，其电离程度也 不同。 浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。4、影响电离平衡的因素 －勒沙特列原理在电离平衡中的应用 （1）温度 电离过程一般是吸热过程，温度升高平衡向右移动。【思考】室温下，用pH传感器测1mol/L的醋酸溶液pH， 其值为2.42；将此溶液置于热水中，pH为1.98；将上述溶 液重又置于冷水中，pH又恢复为2.42。请说明温度对醋酸 电离平衡的影响。CH3COOHK α增 加CH3COO - + H+△H&0c(CH3COOH) c(CH3COO-) c(H+) 减小 增加 增加升 温增 加【思考】将等质量的镁条分别投入到浓度均为1mol/L 的醋酸溶液中，一份溶液的温度为室温，另一份溶液的 温度约80℃，实验观察在80℃条件下的溶液与镁反应的 速率明显较快。 有同学认为是因为温度升高，促使醋酸的电离平衡 正向移动，使c(H+)升高，从而使镁与醋酸反应的速率加 快。你认为该同学的看法是否正确？你是如何解释上述 实验现象？（2）浓度 增大弱电解质的浓度，平衡向右移动。 减小弱电解质的浓度，平衡向左移动。 【思考】用pH传感器测量以下溶液的pH。分析以上数 据，比较盐酸溶液、醋酸溶液在被同样体积的水稀释 的过程中，溶液的pH变化幅度及其原因？强酸溶液 pH 浓度 1mol/L HCl 0 0.1mol/L HCl 1K增大醋 酸浓度弱酸溶液 浓度 1mol/L CH3COOH 0.1mol/LCH3COOH+pH 2.42 2.75c(CH 3COO ) c (CH 3COOH )?α减 小c(CH3COOH) c(CH3COO ) c(H ) 增加 增加 增加不 变减小【思考】向0.1mol/L醋酸中加水，平衡向哪个方向移动呢？ v ?从速率角度解释 v电离 v /电离 v结合 v /结合 0 ?从平衡常数角度解释K加水 稀释加水稀释，平 衡向右移动。稀释+tc(CH 3COO ? ) c(CH 3COOH )α增 加c(CH3COOH) c(CH3COO ) c(H ) 减小 减小 减小不 变增加【思考】等物质的量浓度的盐酸、醋酸，分别加水稀 释后，溶液中c(H+)变化趋势如何？绘出示意图。c(H+)HAcHCl 加水【实验】用5mL0.1mol/L醋酸，加入少量醋酸铵固体，测 定其pH值，并与0.1mol/L的醋酸的pH对比。解释 变化的原因。 加入醋酸铵后，c(CH3COO-)增大，破坏了醋酸 的电离平衡，使平衡向左移动， c(H+)减小，pH变大。 （3）同离子效应 增大弱电解质离子的浓度，平衡向左移动。 减小弱电解质离子的浓度，平衡向右移动。K加醋酸 氨固体α减 小c(CH3COOH) c(CH3COO ) c(H ) 增大 增大 减小-+c(CH 3COO ? ) c(CH 3COOH )不 变增加【思考】室温下，向pH=3的醋酸中加入等体积的pH=3 的盐酸。请问醋酸的电离平衡是否移动？ 【思考】实验证明，多元弱酸的分步电离一步比一步困 难。请解释原因。（4）加入能反应的物质平衡向右移动。【实验】向5mL0.1mol/L醋酸，加入少量氢氧化钠固体， 测定其pH值，并与0.1mol/L的醋酸的pH对比。解 释变化的原因。加入NaOH后，中和了H+，破坏了醋酸的电离平 衡，使平衡向右移动， c(H+)减小，pH变大。K加氢氧 化钠固 体 不 变α增 大c(CH3COOH) c(CH3COO ) c(H ) 减小 增大 减小-+c(CH 3COO ? ) c(CH 3COOH )增加【思考】下图是盐酸、醋酸分别与足量的镁条反应时， 反应速率随时间变化的曲线。 （1）请根据实验现象，在图示中表示出盐酸或醋酸所 对应的曲线。 （2）请说明两条速率曲线与时间坐标围成的面积物理 意义。且盐酸曲线围成的面积与醋酸曲线围成的面积之 间的相互关系。 n[ H2(盐酸)] =n[H2(醋酸)]盐酸 醋酸第二节 水的电离和溶液的酸碱性?氧族元素氢化物的沸点 Tb(K)400 350 300 250 200 150 100 50 0 H2 O H2 S H2Se H2Te水沸点反常升高的原因： 氢键作用……H+-8电子稳定结构8电子稳定结构H2O + H2OH3O+ + OH－?实验事实回顾：~水灯泡不变亮 ――电流极微弱 ――自由移动的离子极少?更精确的导电性实验：H2O + H2OH2OH3O+ + OH－H+ + OH－一、水的电离－－一种特殊的弱电解质的电离室温时，1L纯水（55.6mol）中 只有1×10－7molH2O发生电离水是一种极弱的电解质 H2O K=H+ + OH－Kc (H2O)＝ c(H＋) ? c(OH－)c(H＋) ? c(OH－) c(H2O)水是一种极 弱的电解质Kw＝ c(H＋) ? c(OH－)1、Kw－－水的离子积常数Kw＝ c(H＋) ? c(OH－)Kw的大小与温度有关，与溶液中的H+、OH-浓度无关室温时，1L纯水中只有1×10－7molH2O发生电离 H2O 平衡时 55.56mol/L H+ + OH－ 1×10－7mol/L1×10－7mol/L室温下Kw＝ c(H＋) ? c(OH－)＝ 1×10－142、影响水的电离平衡的因素（1）温度对水的电离平衡的影响不同温度下水的离子积常数t/℃0100.292202540505.479038.010055.0Kw/10-14 0.1340.681 1.01 2.92 1水的电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离 方向移动。条件 升温 降温H2O平衡 正向 逆向 c(H+) ↑H+ + OH－c(OH-) ↑ Kw ↑↓↓↓（2） H+，OH-离子浓度对水的电离平衡的影响(水的浓度基本保持不变)条件 加HCl 加NaOH加CH3COONaH2O 平衡 逆向 逆向 正向 正向 c(H+) ↑ ↓ ↓ ↑H+ + OH－ c(OH-) ↓ ↑ ↑ ↓ Kw －－－ －加NH4Cl(水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液)3、有关KW的计算例、向水中加入4.0gNaOH固体配成1L溶液并冷却至室温，求：（1） 溶液中H+和OH－的浓度; （2）由水电离产生的c(H+)和c(OH-) . c(H+) = c(H+) H2O c(OH－)=c(OH－)H2O+ c(OH－)碱（酸、碱溶液中由水电离的c (H+)与c (OHC)是相等的）碱溶液中例、某盐酸溶液中c(OH-) = 2×10-11mol/L，求该盐 酸溶液的浓度和水电离出的c(H+) c(OH－) = c(OH－) H2O酸溶液中c(H+) = c(H+)酸+ c(H+) H2O二、溶液的酸碱性与pH 1、水溶液的酸碱性 若c(H+) = c(OH－)溶液呈中性溶液呈酸性 溶液呈碱性加少量HCl 加少量NaOH若c(H+) & c(OH－)若c(H+) & c(OH－)水同时存在 H+和OH-室温下10－7 c(H+)/mol? -1 L c(OH-)/ mol? -1 室温下10－7 Lc(H+) 和c(OH-) 大小比较↑ ↓↓ ↑c(H+) ＝c(OH-) c(H+) ＞c(OH-) c(H+) ＜c(OH-)酸碱性中性酸性碱性室温时：Kw＝ 1×10－14中性溶液： c(H+) = c(OH-) = 10-7 mol/L酸性溶液：c(H+) & 10-7 mol/Lc(H+) 越大，溶液酸性越强碱性溶液： c(H+) & 10-7 mol/L c(OH-) 越大，溶液碱性越强c(OH-)碱性区c(H+) = c(OH-) 中性T3T2 T1 酸性区c(H+)2、pH及其计算（1）定义: pH=－lg c(H+) c(H+)=10-pH① pH值减小一个单位，c(H＋) 增大到原来的10倍 ② 室温时： pH范围是0~14 中性溶液pH＝7 酸性溶液pH＜7 碱性溶液pH＞7③一般当c(H+)＞1mol/L时 pH＜0 直接用c(H+)表示类似的 pOH =－lg c(OH-) ＝ 14－pH室温时例、100℃时，KW=1.0×10－12，若在100℃时某溶液中的c(H+)=1.0×10－7mol/L，则该溶液（ BD ） A.呈中性 C.呈酸性 B.呈碱性 D.c(OH-)=100c(H+)例、下列说法中正确的是（ CD ） A.强酸溶液中c(OH-)=0 B. 90℃的纯水的KW值较20℃的KW值小 C. 25℃时，在pH=2的盐酸和pH=12的NaOH溶液中， 由水电离产生的H+浓度相等 D.同温下的NaOH溶液、H2SO4溶液和纯水相比较， c(H+)+c(OH-)最小的是纯水（2）pH的有关计算（室温下） ①c、pH的相互换算： ? 强酸 0.01mol/LHCl、0.05mol/LH2SO4； pH=2 pH=1 pH =2的H2SO4溶液的物质的量浓度 C(H2SO4)=0.005mol/L ? 强碱 0.01mol/LNaOH、0.05mol/LBa(OH)2； pH=12 pH=13 pH =12的Ba(OH)2溶液的物质的量浓度 C[Ba(OH)2]=0.005mol/L ? 弱酸 0.01mol/LCH3COOH的pH的范围 pH&2 ?弱碱 pH&12 0.01mol/LNH3? 2O的pH范围 H②已知pH的强酸、强碱溶液稀释计算已知pH＝1的盐酸溶液，稀释100倍，求稀释后 溶液的pH？ pH=3强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n已知pH＝13的NaOH溶液，稀释100倍，求稀释后 溶液的pH？ pH=11 强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH＝ b－n? 强酸稀释过程的pH数据变化 0.1mol/L HCl溶液 pH = 10.01mol/L HCl溶液0.001mol/L HCl溶液 0.0001mol/L HCl溶液 0.00001mol/L HCl溶液pH = 2pH = 3 pH = 4 pH = 50.000001mol/L HCl溶液0.0000001mol/L HCl溶液 0.mol/L HCl溶液pH = 6pH = 6.8 pH = 6.98强酸稀释到10n倍，pH增加n，但不大于7? 强碱溶液稀释过程的pH变化 0.1mol/LNaOH溶液 pH = 13 pH = 12 pH = 11 pH = 10 pH = 9 pH = 8 pH = 7.20.01mol/L NaOH溶液0.001mol/LNaOH溶液 0.0001mol/LNaOH溶液0.00001mol/LNaOH溶液 0.000001mol/LNaOH溶液0.0000001mol/LNaOH溶液 0.mol/LNaOH溶液pH = 7.02强碱稀释到10n倍，pH减小n，但不小于7? 弱酸稀释过程的pH变化 1mol/L HAc溶液 0.1mol/L HAc溶液 0.01mol/L HAc溶液 0.001mol/L HAc溶液pH = 2.37pH = 2.88 pH = 3.37 pH = 3.88弱酸稀释到10n倍，pH增加小于n。? 弱碱稀释过程的pH变化1mol/L NH3? 2O溶液 H 0.1mol/L NH3? 2O溶液 H 0.01mol/L NH3? 2O溶液 H 0.001mol/L NH3? 2O溶液 H pH = 11.63 pH = 11.12 pH = 10.63 pH = 10.12弱碱稀释到10n倍，pH减少小于n。【讨论】1L、0.1mol/L硫酸溶液加水稀释过程中，下 列物理量如何变化? （1）氢离子物质的量 （2）硫酸根物质的量 （3）氢离子浓度X（4） 硫酸根浓度n(H+)n(SO42-)c(H+) 10-7 mol/Lc(SO42-)加水【讨论】① 等物质的量浓度的盐酸和醋酸，加水 稀释后，溶液的pH变化趋势如何？绘出示意图 ② 若把上述等物质的量浓度，换成等pH，又如何?pH pH7 HAc HCl ① 加水7 HCl HAc ② 加水③绘出等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠和氨 水，分别加水稀释，溶液的pH变化示意图。④绘出等体积、等pH的氢氧化钠和氨水，加水稀 释后，溶液的pH变化趋势。 pH NaOH pH NH3 7 NaOH ④ 加水7NH3③加水例、下列各溶液中pH最大的是（ D ）A. pH=4的醋酸和pH=10的烧碱溶液等体积混合B. pH=5的盐酸稀释100倍C. pH=9的烧碱溶液稀释100倍 D. pH=9的氨水稀释100倍例、对于常温下pH为1的硝酸溶液，下列叙述正确的是 （ AB ） A．该溶液lmL稀释至100mL后，pH等于3 B．向该溶液中加入等体积、pH为13的氢氧化钡溶液恰 好完全中和 C．该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比 值为10-12 D．该溶液中水电离出的c(H+)是pH为3的硝酸中水电离 出的c(H+)的100倍【思考】如何理解等物质的量浓度、等体积的盐酸与 醋酸与足量的锌反应，在反应过程中产生H2的速率变 化以及产生氢气总量之间的关系？并将反应速率和产 生氢气的量的变化情形表示在下列相应的坐标系中。HCl | ―HAc―HCl ―HAc【思考】如何理解等pH、等体积的盐酸与醋酸与足量的 锌反应，在反应过程中产生H2的速率变化以及产生氢气 总量之间的关系？并将反应速率和产生氢气的量的变化 情形表示在下列相应的坐标系中。 ―HAc ―HCl HCl ――HAc③强酸或强碱混合后pH值计算 【讨论】等体积的pH=1和pH=3的两种盐酸溶液，混合 后，求混合液pH及溶液中的c(OH-)（设体积变化忽略 不计）c1(H? )V1 ? c 2 (H? )V2 c(H? ) ? 两强酸相混合： V1 ? V2pH=1+lg2=1.3c(OH-)=2×10-13mol/L【讨论】pH=13和pH=11的两种NaOH溶液等体积混合， 求混合溶液的pH。c1(OH ? )V1 ? c 2 (OH ? )V2 c(OH ? ) ? 两强碱相混合： V1 ? V2Kw＝ c(H＋) ? c(OH－)pH=13-lg2=12.7c(H+) pOHpHc1 (H ? )V1 ? c 2 (H ? )V2 c(H ? ) ? 【思考】有同学直接用 V1 ? V2计算出pH=11+lg2=11.3。请问是否有道理？【讨论】pH=13和pH=11的两种NaOH溶液等体积混合， 求混合溶液的pH。 混合前：pH = 13的溶液中： c(H+) = 10-13mol/L c(OH-) = 10-1mol/L 混合前：pH = 11的溶液中： c(H+) = 10-11mol/L c(OH-) = 10-3mol/L 混合后：―― 简单混合后，不考虑水的电离平衡移动 c(H+)混 =5×10-12mol/L ，c(OH-)混 = 5×10-2 mol/L c(H+)混? c(OH-)混 =25×10-14 &Kw =1×10-14H2OH+ + OH－5×10-12-x 5×10-2 -x 平衡移动后： (5×10-12-x)(5×10-2 -x) =1×10-14 x=48×10-13mol/L 减小了96%④强酸强碱混合后pH值计算H+ + OH-＝H2O?若恰好中和c1(H+)V1 = c2(OH-)V2pH=7?若剩余酸， 先求中和后剩余的c(H+)，再求pHc1(H? )V1 ? c 2 (OH ? )V2 c(H? ) ? V1 ? V2?若剩余碱，先求中和后剩余的c(OH-)，再通过KW 求c(H+)，最后求pHc 2 (OH ? )V2 ? c1(H? )V1 c(OH ? ) ? V1 ? V2【讨论】混合后溶液呈中性的问题常温下，体积为Va的pH=a的强酸和体积为Vb的 pH＝b的强碱混合，混合后恰好为中性，则a、b、 Va、 Vb之间应满足怎样的关系？Va 10 ?14 ?a ? 10 a ?b ?14 Va 10 ? Vb ?b Vb 10 常温下，一定浓度的强酸和强碱等体积混合，混 14 合后恰好为中性，则pH酸＋pH碱=_______例、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（ D ） A.2.0 B.12.3 C.1.7 D.12.0例、取浓度相等的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混 和，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为（ C ） A.0.01mol/L B. 0.017mol/L C. 0.05mol/L D. 0.50mol/L 例、室温时，将pH=12的强碱溶液和pH=3的强酸溶液按一定体积比混合，若所得混合溶液的pH=10，试求强碱与强酸混合的体积比是多少？ 1:9【思考】现有pH=2的HCl溶液10mL，现欲将其转变为 pH = 3，可采用的措施有有哪些？90 （1）加水_______mL； 100 （2）与________mL pH = 4的盐酸溶液相混合； 45 （3）与________mL pH = 11的NaOH溶液反应；例．在一定体积pH =12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定 物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液中的Ba2+恰好完全 沉淀时，溶液pH =11。若反应后溶液的体积等于Ba(OH)2 溶液和NaHSO4溶液体积之和，则Ba(OH)2溶液和NaHSO4 溶液体积之比是（ D ） A．1:9 B．1:1 C．1:2 D．1:4 例、在含硫酸和盐酸的20mL混合 溶液中，逐渐加入 0.025mol/L的 Ba(OH)2溶液时，生成BaSO4的量 以及溶液的pH的变化如右图所示。 则： （1）原溶液中硫酸的物质的量 0.025 浓度为____ mol? -1； L 0.001 （2）盐酸的物质的量为____mol3、溶液酸碱性的测定 （1）酸碱指示剂 一般为弱有机酸或弱有机碱 ①指示剂的作用原理酚酞OH OHO O-COH COO-C COO-＋H2O＋H＋无色（酸色） 石蕊 HIn粉红色（碱色） In-＋H+红色（酸色） 蓝色（碱色）②常用指示剂的变色范围酚酞： 石蕊： 甲基橙：0 1 28 5 3.1 4.4 8 1034567891011121314酚酞 石蕊甲基橙＜8 无色 ＜5 红色 ＜3.1 红色8～10 浅红色 5～8 紫色 3.1～4.4 橙色＞10 红色 ＞8 蓝色 ＞4.4 黄色（2）石蕊试纸：定性检验气体或溶液的酸碱性。 红色石蕊试纸：遇酸性物质变蓝 蓝色石蕊试纸：遇碱性物质变红（3）pH试纸：将试纸用多种酸碱指示剂的混合液浸透， 经晾干后制成。用来粗略测量溶液pH大小。 广泛pH试纸：测量范围为1~14，但测量精度差精密pH试纸：测量范围在，但测量精度较高 怎样正确使用pH试纸测定溶液的酸碱性？ 用蘸有待测溶液的玻璃棒点滴在试纸的中部，待 试纸变色后，再与标准比色卡比较来确定溶液的pH 。 是否需要事先用蒸馏水润湿试纸？ （4）pH计（酸度计）润湿试纸相当于稀释被检验的溶液，这会导致测量可能不准确。三、酸碱中和滴定1、概念 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。 中和反应的实质 H+ + OH- = H2On(H+) = n(OH-)HnA + B(OH)m----n× n(HnA) = m × n[B(OH)m]n × c(HnA) × V(HnA) = m × c[B(OH)m] × V[B(OH)m]用已知浓度的NaOH溶液（标准溶液）滴定20.00mL 未知浓度的HCl溶液（待测溶液），以测定HCl的物质的 量浓度。 cHCl =cNaOHVNaOHVHCl【思考】如何提高测定的准确度？ 准确测定参加反应的两种溶液的体积 准确判断滴定终点（1）两种溶液体积的确定：仪器的选择 酸式滴定管 不能盛放碱性溶液 滴定管碱式滴定管 不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液怎样准确读取读数？视线与凹液 面最低处相切。精度：0.01mL【思考】量取和计量反应过程中的酸、碱溶液用量能否 用量筒代替滴定管或移液管？移液管（洗耳球） 滴定管待测溶液的量取：标准溶液：滴定管其他：锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等（2）反应终点的确定： ?指示剂的选择的要求： 酚酞： 石蕊： 甲基橙：0 1 2 8 5 3.1 3 4 4.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 8 10①变色要明显 一般不用石蕊试液．②变色灵敏(即变色范围越窄越好）③变色范围尽可能与所生成盐的酸碱性范围一致?滴定过程的pH变化pH＝－lgc(H+)向20.00 mL 0.1000mol/L HCl 中滴加0.1000mol/L NaOH过程中的pH值的变化 V(NaOH)/mL 0.00 1.00 10.00 18.00 19.80 19.96 19.98 19.98 1.48 2.28 3.30 4.00 4.31pHV(NaOH)/mL 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 30.00 20.00 20.02pH7.009.7010.00 10.70 11.68 12.30滴定突跃：计量点前后0.1%之间的pH的突然变化滴定突跃范围：滴定突跃所处的pH的范围溶 液 的 pH14 12 10 8 7 6 4 2 1 0 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 12.520.02mL11.7 10.7 9.7突跃范围19.98mL4.3 3.3 2.28加入NaOH溶液的体积V(mL)“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便pH? NaOH滴定HCl12108 72V(NaOH)? NaOH滴定HClpH4.4 3.1V(NaOH)pH?HCl滴定 NaOH12108 72V(NaOH)?HCl滴定NaOHpH1272V(NaOH)?强酸强碱滴定的指示剂的选择 酚酞： 甲基橙：0 1 28 103.1 3 44.4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 144.3 突跃范围 9.7 酚 酞 强碱滴定强酸无→粉红甲基橙橙→黄粉红→无 黄→橙 强酸滴定强碱 【思考】已知醋酸和氢氧化钠恰好中和时溶液呈碱性。滴 定时应选择哪种指示剂？ 【思考】已知常温常压下饱和碳酸溶液的pH=4，饱和碳 酸氢钠溶液的pH=8.4，饱和碳酸钠溶液的pH=10.6。向滴 有酚酞的碳酸钠溶液中滴加盐酸，终点时的产物是什么？?混合碱含量的测定 Na2CO3 HCl （V1mL） 酚酞 浅红色褪为无色 物质 Na2CO3 NaOH NaOH和Na2CO3 Na2CO3和NaHCO3 NaHCO3 NaHCO3 HCl（V2mL） 甲基橙 黄色变为橙色CO2消耗盐酸的体积V1与V2的关系 V1=V2 V1&0，V2=0 V1&V2 V1&V2 V1=0，V2&0【思考】为了分析残留物中铁元素的含量，先将残留 物预处理，使铁元素还原成Fe2+ ，再用KMnO4标准溶 液在酸性条件下进行氧化还原滴定，反应的离子方程 式是：5Fe2++MnO4-+8H+===5Fe3++Mn2++4H2O 否 滴定前是否滴加指示剂？________（填 “是”或“否 KMnO4自身可作指示剂 ”），请说明理由____________。2、实验步骤检漏？ （1）准备 滴定管 蒸馏水洗 标准溶液润洗2～3次？？ 装液 （0刻度以上2～3mL处） 赶气泡 滴定管尖嘴部分充满溶液？？ 调液面（0或0刻度下） 记录V初（精确至0.01mL） 用蒸馏水洗净，不需干燥，不得润洗 锥形瓶 注入一定体积的待测溶液 加入2滴指示剂 记录V待测（2）滴定 眼睛： 锥形瓶中颜色 左手： 控制活塞（玻璃珠）酸式滴定管：左手拇指在管前，食指、中指在管后，手指 略微弯曲，轻轻向内扣住活塞，手心空握以免碰到活塞使 其松动露出溶液，旋转活塞，溶液即可流出。 碱式滴定管：左手拇指在前，食指在后，捏住乳胶管中玻 璃球的偏上部位，机捏乳胶头，使其与玻璃球之间形成一 条缝隙，溶液即可流出。右手： 旋转摇动锥形瓶 滴定速度不能太快，以每秒3～４滴为宜 终点的判断： 加入最后1滴标准溶液，溶液颜色 明显改变，且30s内不恢复原色记录V终（精确至0.01mL） 按上述操作重复2～3次（3）数据记录处理和误差分析 【实验1】HCl 溶液滴定NaOH溶液（甲基橙）实验 编号 1 2 3 取多次实验的平均值（减小实验误差） c(HCl) mol/L V(HCl)/mL V(NaOH) mL V(初) V(终) V(HCl)V(HCl)c(NaOH) mol/L0.120【实验2】用0.1mol/LHCl 溶液滴定20mLNaOH溶液，用 传感器测定溶液pH―时间的变化图像并保存在桌面。【实验3】 0.1mol/LCH3COOH溶液滴定20mLNaOH溶液 （酚酞），记录终点时消耗醋酸的体积。 【实验4】用0.1mol/LCH3COOH 溶液滴定20mLNaOH溶 液，用传感器测定溶液pH―时间的变化图像并保存在桌面。HCl滴定NaOHCH3COOH滴定NaOH【思考】将1.7g含有少量杂质(不与盐酸反应)的固体烧碱样 品配制成200mL溶液。选用酚酞作为指示剂，用0.20mol/L 盐酸标准液滴定该待测液。有关数据记录如下：所消耗盐酸标准 滴定序 待测液体积 液的体积(ml) (ml) 号 滴定前 滴定后 1 20.00 0.50 20.70 2 20.00 6.00 26.0094.60% 烧碱样品的纯度为____________。例．实验室用大理石等原料制取安全无毒的杀菌剂过氧化 钙。CaO2中一般含CaO。试按下列提示完成CaO2含量分析 的实验设计。 试剂：氢氧化钠标准溶液、盐酸标准溶液、酚酞 仪器：电子天平、锥形瓶、滴定管 实验步骤： 称量 （1） ； 过量的标准盐酸 ； （2）加入 （3）加入酚酞，用氢氧化钠标准溶液滴定。 若理论上滴定时耗用标准溶液20.00mL恰好完全反应， 实际操作中过量半滴（1mL溶液为25滴），则相对误差为 0.1% _____?误差分析cHCl =cNaOHVNaOH VHCl某同学用一份已知浓度的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸溶 液，下列操作对滴定的结果有什么影响？①酸式滴定管用蒸馏水洗净后，未用标准盐酸润洗 偏小 ②锥形瓶不干燥，含有少量蒸馏水 无影响 ③往锥形瓶中加待测液前，用盐酸溶液润洗 偏大 ④滴定前，滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失 偏大 ⑤读碱式滴定管的刻度时，滴定前仰视读数，滴定后俯视读数 偏小 ⑥滴定过程中振荡锥形瓶时，有少量溶液溅出 偏小 ⑦滴定到终点附近时，向锥形瓶中加入少量蒸馏水冲洗瓶壁上沾 无影响 的溶液。 ⑧滴定接近终点时，标准液有一滴悬而未滴 偏大 ⑨锥形瓶中颜色由无色变红色，马上记录终点读数，但半分钟不 到，溶液又恢复无色 偏小 ⑩配制标准溶液的氢氧化钠中混有NaCl杂质 偏大例、以未知的氢氧化钠溶液滴定标准的盐酸为例，判断以下操作所引起的误差（填“偏大”、“偏小”或“无影 ”）偏小 偏小 偏小 偏小（1）读数：滴定前俯视或滴定后仰视；（2）未用待测液润洗滴定管；（3）用标准液润洗锥形瓶；（4）滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定后尖嘴气泡消失；偏大（5）滴定过程中振荡锥形瓶时，有少量溶液溅出例．取体积相同（25mL）的两份0.10mol/LNaOH溶液， 减小 把其中一份放在空气中一段时间后，溶液的pH_____（填 “增大”、“减小”或“不变”）。 用已知浓度的硫酸溶液中和上述两份溶液，若中和 第一份（在空气中放置一段时间）所消耗硫酸溶液的体积 为VA，另一份消耗硫酸溶液的体积为VB。则： VA=VB （1）以甲基橙为指示剂时，V 与V 的关系是：_____。A BVA&VB （2）以酚酞为指示剂时，VA与VB的关系是：_____。例、将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各 图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势，其中错误 的是（ D ）第三节 盐类的水解【问题】酸 +碱==盐 + 水。我们知道水溶液中酸显酸性， 碱显碱性，盐溶液一定显中性吗？ 【实验】测定下列盐溶液的酸碱性FeCl3 CaCl2 NH4Cl Al2(SO4)3 NaCl NaNO3 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3酸性 酸性 酸性酸性中性 中性碱性碱性碱性强酸弱碱盐强酸强碱盐强碱弱酸盐中性 碱性 酸性 【思考】为什么不同类型的盐溶于水后，溶液中c(H+)、 c(OH-)会有差异呢？?氯化铵溶液NH4Cl H2O =酸性 NH4+ + OH+ + ClH+NH3.H2O NH4Cl + H2O NH4+ + H2Oc(H+) ＞c(OH-)NH3.H2O + HCl NH3.H2O + H+?CH3COONa溶液 碱性CH3COONa = CH3COO++ Na+ + OHc(OH-)＞c(H+)H2OH+CH3COOH CH3COONa+H2O CH3COO-+H2OCH3COOH+NaOH CH3COOH+OH-?NaCl溶液中性NaCl ＝ H2ONa+ OH-+ +ClH+ c(OH-)=c(H+)【思考】根据下述分析，对不同类型的盐溶液中存在 的各种粒子即粒子间的相互作用进行比较分析，从 中找出不同类盐溶液呈现不同酸碱性的共性原因？一、盐的水解概念： －－盐溶液呈现不同酸碱性的原因 在水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。1、条件： 可溶性的盐，生成弱电解质 R- + H2O HR +OH- M++ H2OMOH +H+c(OH-) ＞c(H+) c(H+) ＞c(OH-) 强酸强碱盐电离产生的阴、阳离子都不水解，溶液呈中性 【思考】在pH=11的NaOH 和NaAc 溶液中，由水电离 10-8:1 产生的OH-的浓度的比值为_____。 【思考】室温下，在pH=12的某溶液中由水电离的OH-可 能为1.0×10-2mol/L或 1.0×10-12mol/L 2、实质：盐类的水解可促进水的电离 3、特点：中和反应的可逆反应 吸热反应4、水解反应方程式的表示： （1）水解反应用符号 代替 = （2）一般盐类水解程度很小，产物也很少，通常不 产生沉淀或气体，也不发生分解，一般用可逆符 号，不标箭头。多元弱酸盐分步水解，第一步为主。 ?强碱弱酸盐的水解 CH3COONa CH3COONa+H2O CH3COO-+H2O CH3COOH+NaOH CH3COOH+OH-Na2CO3 －－分步进行CO32- + H2O HCO3- + OH- －－第一步为主HCO3- + H2OH2CO3+ OH-【练习】请写出Na2S、Na3PO4的水解的离子方程式？S2- + H2O HS- + OH-HS- + H2OPO43- + H2O HPO42- + H2O H2PO4- + H2OH2S + OHHPO42- + OHH2PO4- + OHH3PO4 + OH-?强酸弱碱盐的水解－－不分步写NH3.H2O + H+NH4Cl： NH4+ + H2O FeCl3： Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+请写出AlCl3、MgSO4水解的离子方程式。 Al3+ + 3H2O Mg2+ + 2H2O Al(OH)3+ 3H+ Mg(OH)2+ 2H+?弱酸弱碱盐的水解 －－双水解 CH3COONH4 = + CH3COO-+H2O H+ +NH4+ + OH-CH3COOH NH3? 2O H c(H+)=c(OH-) CH3COONH4溶液呈中性 CH3COONH4+H2O CH3COOH+NH3? 2O H 【思考】分析泡沫灭火器工作原理。泡沫灭火剂包括 Al2(SO4)3溶液(约1mol/L)，NaHCO3溶液（约1mol/L） 及起泡剂。使用时发生的化学反应方程式是： Al3++3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑ ________________________。?多元酸酸式盐溶液的酸碱性 【思考】实验证明NaHSO4溶液显酸性，NaHCO3 溶液 显碱性。试分析其原因。NaHSO4=Na+ + H+ + SO42多元强酸的酸式盐溶液的酸性取决于电离 HCO3- + H2O HCO3H2CO3+ OHCO32- + H+ 水解 电离多元弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于水解和电离的 相对强弱 显酸性 NaHSO3、 NaH2PO4显碱性NaHCO3、NaHS、 Na2HPO4（5）盐溶液的酸碱性特点 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 弱酸弱碱盐 多元酸酸式盐 不水解，中性 水解，酸性 水解，碱性 有弱才水解 谁强显谁性双水解，溶液酸碱性取决于弱 酸弱碱的相对强弱 水解和电离的相对强弱例．能正确表示盐类水解的离子方程式（ E ） A．HS-+H2O H3O++S2B ．NH4+＋H2O NH3↑+H3O+ C ．CO32-＋H2O H2CO3+2OHD ．Fe3+＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H+ E ．AlO2-+2H2O Al(OH)3＋OH-例． CH3COOH溶液与NaOH溶液反应，若反应后溶 液PH值为7，那么（ D ） A ．CH3COOH与NaOH的质量相等 B ．CH3COOH与NaOH的物质的量相等 C ．NaOH过量 D ．CH3COOH过量 例．在室温下，等体积的酸和碱溶液混合后pH一定小 于7的是（ D ） A．等物质的量浓度的HNO3 与KOH溶液 B．pH=3的HNO3 与pH =11的氨水 C．等物质的量浓度的CH3COOH与KOH溶液 D．pH=3的CH3COOH 与pH =11的Ba(OH)2溶液二、影响盐类水解的因素 1、反应物本身的性质 ?越弱越水解 A-+H2O HA+OH-) c(HA) ? c(OH-) ?c(H+) c(HA) ? c(OH K= c(A-) c(A-) ? +) c(H c(A-) ? +) c(H c(HA)酸性强弱： H2SO3 & HF & HAc 碱性强弱： HSO3& F& Ac-=c(OH-) ?c(H+)=Kw Ka=& H2CO3 & HClO & HCO3- & ClO-例．物质的量浓度相同的三种一元酸的钠盐NaX 、NaY 、NaZ溶液的PH分别为7、8、9，则同物质的量浓度的 这三种一元酸的酸性由强到弱的顺序是（ A ） A ．HX、HY、HZ B ．HZ、HY、HX C ．HX、HZ、HY D ． HY、HX、HZ 【思考】已知HClO的电离常数为3×10-8，H2CO3的 k1=4.3 ×10-7， k2=5.6 ×10-11，判断等浓度的NaClO、 NaHCO3、 Na2CO3的碱性强弱？ NaHCO3 &NaClO& Na2CO3 ?阴、阳离子的电荷高低： 阳离子：M3+ & M2+ & M+ 如：Fe3+& Mg2+ 3- & R2- & R如：CO32- & HCO3阴离子：R PO43- & HPO42- & H2PO4-2、外界条件的影响－－水解平衡的移动 【实验】加热滴有酚酞的纯碱溶液 CO32- + H2O HCO3- + OH（1）温度： 温度越高越易水解 【实验】向滴有酚酞的纯碱溶液中，加少量CaCl2溶液 （2）浓度： 浓度越稀越易水解 增加盐的浓度，平衡右移；减小盐的浓度，平衡左移 【思考】加水稀释时，上述水解平衡向哪边移动? 【思考】在恒温条件下，向CH3COONa稀溶液中加入 少量的固体CH3COONa ，请问c(CH3COO－)/c(Na+) 的比值如何变化？ （3）调节溶液的pH可促进或抑制水解 【实验】向硅酸钠溶液中滴加氯化铵溶液 2NH4++SiO32- = H2SiO3↓+2NH3↑?FeCl3的水解 Fe3+ + 3H2O 条件 平衡 c(Fe3+) 正向 升温 ↓ ↑ 加FeCl3（s） 正向 ↓ 正向 加水 加HCl Fe 加NaHCO3 逆向 逆向 正向 ↑ Fe(OH)3 + 3H+ c(H+) 颜色变化 ↑ 颜色变深 ↑ ↓ ↑ 颜色变深 颜色变浅 颜色变浅↓↓↓↓颜色变浅 红褐色沉淀 无色气体?CH3COONa的水解 条件 CH3COO-+H2O c(Ac-) 平衡 正向 ↓ ↑ 逆向 CH3COOH+OHc(OH-) c(HAc) ↑ ↑ ↓ ↓升温 降温 加水CH3COONa（s）正向正向 正向↓↑ ↓ ↑ ↑↓↑ ↓ ↑ ↓↓↑ ↑ ↓ ↑加HCl 加NaOH 加冰醋酸逆向 逆向例．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32- + H2O HCO3- + OH-下列说法正确的是（ B ） A ．稀释溶液，水解平衡常数增大 B ．通入CO2，平衡朝正反应方向移动 c( HCO ) C ．升高温度， c(CO ) 减小 D ．加入NaOH固体，溶液PH减小? 3 2? 3例．25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是（ C ） A．均存在电离平衡和水解平衡 B．存在的粒子种类相同 C．c(OH-)前者大于后者D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO32-)均增 大三、盐类水解反应的应用1、判断和比较盐溶液的酸碱性 【思考】相同条件，相同物质的量浓度的下列八种 溶 液 ： Na2CO3 、 NaClO 、 CH3COONa 、 Na2SO4 、 NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，PH 值由大到小的顺序为？ NaOH&NaClO&Na2CO3&NaHCO3& CH3COONa&Na2SO4&(NH4)2SO4&NaHSO4例、能证明醋酸是弱酸的事实是（ A、醋酸能使紫色石蕊试液变红 B、醋酸能被弱碱氨水中和 C、醋酸钠溶液的PH值大于7CD）D、常温下，0.1mol/L醋酸溶液中c(H+)为 1.32×10-3mol/L例、在NH4Cl饱和溶液中加入Mg条，观察到有气泡 产生，点燃有爆鸣声，此气体是 ，产生该气体的 原因是 （离子方程式表示），微热后，能放出 有刺激性气味的气体，它能使湿润的红色石蕊试纸 变蓝，该气体是 ，产生该气体的原因是 ，总 的离子方程式是 。2NH4Cl+Mg = 2NH3↑＋H2↑＋MgCl22、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，需考虑盐 的水解。 “三个守恒”： 以Na2CO3溶液为例 （1）电荷守恒：因溶液是电中性的，所以溶液中阳离 子所带的正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) （2）物料守恒：关键元素的原子数目守恒。c(Na+)=2[c(CO32-)+ c(HCO3-)+c(H2CO3)]（碳元素守恒） （3）水的电离守恒：c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)“大小比较”NH4Cl溶液c(Cl-)&c(NH4+)& c(H+)&c(OH-)CH3COONa溶液 c(Na+)&c(CH3COO-)&c(OH-)&c(H+)Na2CO3溶液c(Na+)&c(CO32-)& c(OH-)&c(HCO3-)& c(H+)【思考】已知等物质的量浓度醋酸与醋酸钠混合溶液 呈酸性，写出混合溶液中各离子浓度大小关系。例、将10 mL0.2 mol/L氨水和10 mL0.1 mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( AC )A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+)B. c (Cl-)& c(NH4+)& c (H+) & c (OH-)C. c(NH4+) & c (Cl--)& c (OH-)& c (H+)D. c (Cl-)& c (H+) & c (NH4+) & c (OH-)例．有4中混合溶液，分别由等体积0.1mol/L的2 种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl； ②CH3COONa与NaOH；③CH3COONa与NaCl ；④CH3COONa与NaHCO3； 下列各项排序正确的是（ ） A．pH：②&③&④&① B．c(CH3COO-)：②&④&③&① C．溶液中c(H+)：①&③&②&④ D．c(CH3COOH)：①&④&③&②例、根据右表提供的数据，判断在等浓度的混合溶液 中，各种离子浓度关系正确的是（ ） Ac(HCO3? ) ? c(ClO? ) ? c(OH? )c(ClO? ) ? c(HCO3? ) ? c(H? ) Bc(HClO) ? c(ClO ? ) ? c(HCO3? ) ? c(H2CO3 ) CD c(Na ? ) ? c(H+ ) ? c(HCO3? ) ? c(ClO? ) ? c(OH? )3、用于制备、提纯某些物质 ?Fe(OH)3胶体的制备：向沸水中滴加饱和FeCl3 溶液，加热煮沸几分钟 加热Fe3+ + 3H2O?纳米TiO2的制备： TiCl4 + (x+2)H2OFe(OH)3 + 3H+TiO2? 2O+ 4HCl xH 促进水解加入大量的水加热【思考】在一般条件下加热AlCl3溶液，并灼烧所得到 的固体，最后的产物是Al2O3。在一般条件下加热 Al2(SO4)3溶液，最后得到的晶体是Al2(SO4)3晶体。Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+HCl易挥发，使水解平衡正向移动H2SO4不易挥发如果要得到AlCl3晶体，应如何操作？在一般条件下加热AlCl3溶液，并灼烧所得到的 固体，最后的产物是Al2O3。 加热MgCl2溶液，可得到MgCl2? 2O晶体，若继 6H 续加热则最后得到的固体产物是Mg(OH)Cl。Al3+较Mg2+易水解【思考】为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可 在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐 酸。这种试剂是（ AD ） A．氧化镁 B.氢氧化钠C.碳酸钠D. 碳酸镁4、盐溶液的配制和贮存 Fe(OH)3 + 3H+ 配制FeCl3溶液： Fe3+ + 3H2O 要加HCl，抑制水解以防止浑浊 。 H2SO4 配制CuSO4溶液要加_______ Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ NaOH 配制Na2S溶液要加________ S2-+H2O HS-+H2O HS-+OHH2S+OH-如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈碱性，不能存放在磨口 玻璃塞的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应 NH4Ｆ水解应会产生HF，腐蚀玻璃 。3、解释某些现象 （1）加热可以增强纯碱溶液的去油污能力CO32- + H2O HCO3- + OH-水解平衡吸热，加热平衡向正向移动（2）明矾净水 Al3+ + 3H2O KAl(SO4)2? 2O 12H Al(OH)3 + 3H+（3）化肥的施用 如铵态氮肥不能与草木灰混合施用 Ca(H2PO4)2和草木灰不能混合施用（4）双水解问题 当两种离子水解相互促进且水解程度较大时， 往往不能大量共存Al3+Fe3+ NH4+HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、 SiO32-、HS-、S2HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、 SiO32SiO32-【练习】写出Al3+和AlO2- 、 HCO3-发生双水解的离 子方程式第四节 难溶电解质的溶解平衡【学生分组实验】 NaCl溶液 AgNO3溶液 观察 KI溶液 观察 Na2S溶液 观察 现象 现象 现象 2mL【学生分组实验】H2O盐酸MgCl2 NaOH溶液 观察 分成5份 NH4Cl溶液 溶液 现象 NH4Ac溶液 5mL FeCl3溶液 【学生分组实验】 Na2SO4溶液 Na2SO4 CaCl2溶液 观察 分成2份 溶液3mL 现象 静置 Na2CO3溶液观察 现象观察 现象【思考】展示室温下的NaCl溶液，讨论NaCl的溶解是在 水分子 什么作用下实现的？ 【讨论】 （1）可采用什么方法判断该溶液是否为NaCl饱和溶液？ NaCl在水溶液中达到溶解平衡状态时有何特征？ 取2mLNaCl溶液于一支试管中，加入少量的NaCl 晶体，充分振荡后，晶体没有溶解，表明该溶液是NaCl 饱和溶液，否则就不是。 当NaCl在水溶液里达到溶解平衡状态时，其溶解速 率和结晶速率相等；并且只要溶解平衡的条件（如温度、 溶剂的量等）不变，该溶液中溶解的NaCl的量就是一个 恒定的值。 （2）欲使该溶液中NaCl析出的方法有哪些？加热浓缩冷冻降温【教师演示实验】 取2mLNaCl饱和溶液（约5.4mol/L），加入少量浓盐 酸（约12mol/L），观察现象。 产生大量白色沉淀 【讨论】你认为发生上述变化现象的原因是什么？根据溶液中离子的组成，析出的只能是NaCl晶体。由 于盐酸的加入，使c(Cl-)明显增大，进而使溶液中Na+和Cl结晶速率加快，所以有NaCl晶体析出。 【归纳】上面的实验和讨论共同证明了什么？ （1）溶解在溶液中的Na+和Cl-仍然存在着相互作用，仍 然有机会重新结合，甚至形成NaClD沉淀”，这与溶液中 有难溶电解质生成的离子反应有极大的相似性。 （2）证明了NaCl的溶解过程是可逆的，在NaCl的饱和 溶液中确实存在着溶解平衡。 NaCl (s) Na+(aq)+Cl-(aq)【问题】可溶性电解质的溶解既然存在着溶解平衡，那么 难溶电解质在水中是否也存在着溶解平衡呢？ 生成难溶电解质的反应之所以能够发生，因为生成物 的溶解度小（20℃时，AgCl的溶解度为1.5×10-4g）。但 不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。 Ag+(aq)+Cl-(aq) AgCl (s) n(AgCl) c(Ag+) c(Cl-)AgCl初加入 溶解过程 形成饱和溶液后 最小 变大 不变 最小 变大 不变 最大 变小 不变Ag+ Cl-当沉淀生成的速率和溶解的速率相等时，得到AgCl饱 和溶液，即建立下列动态平衡： Ag+(aq)+Cl-(aq) 沉淀 溶解 AgCl (s)沉淀、溶解之间这种动态平衡的存在，决定了Ag+和 Cl-反应不能完全进行到底。【观察与思考】在装有少量难溶的PbI2黄色固体的试管中， 加入约3mL蒸馏水，充分振荡后静置。待上层液体变澄清 后，即得PbI2饱和溶液，向其中滴加几滴o.1mol/LKI溶液， 观察并解释实验现象。在上层清液中滴加KI溶液后，出现黄色沉淀，说明上 层清液中有Pb2+存在。这说明尽管PbI2固体难溶于水，但 是仍有部分Pb2+和I-离开固体表面进入溶液，而进入溶液 的Pb2+和I-又会形成固体沉积下来。当这两个过程的速率 相等时，Pb2+和I-的沉积与PbI2固体的溶解达到平衡状态， 溶液中Pb2+和I-的浓度不再增加， PbI2固体的量不再减少， 得到PbI2的饱和溶液。【问题】为什么通常情况下，可以认为离子之间生成难溶 电解质的反应能够进行完全呢？ 溶解度：指在一定的温度下,某物质在100克溶剂（通 常是水）里达到饱和状态时所溶解的溶质质量。 几种电解质的溶解度（20℃） 物质 溶解度/g 物质 溶解度/g AgCl AgNO3 AgBr Ag2SO4 Ag2S BaCl2 1.5×10-4 222 8.4×10-6 0.796 35.7 Ba(OH)2 BaSO4 Ca(OH)2 CaSO4 Fe(OH)3 3.89 2.4×10-4 0.165 0.21 9×10-4 3×10-91.3×10-16 Mg(OH)2对物质溶解性的一般描述 溶解度（g） 难溶 &0.01微溶可溶0.01~11~10易溶&10因此一般情况下相当量的离子互相反应生成难溶电解 质可以认为反应完全了。（化学上通常认为残留在溶液中 的离子浓度小于1×10-5mol/L时，沉淀就达完全）。 综上所述，难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等 于0，因此难溶电解质在水中都存在沉淀溶解平衡。一、难溶电解质的沉淀溶解平衡 溶解 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 沉淀 v 沉淀溶解平衡 V溶解 V溶解=V沉淀 离子浓度不变 沉淀量不变V沉淀0 t一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速 率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态， 称为沉淀溶解平衡 。1、特点：动、定、等、变2、溶解平衡的移动 考虑过量AgCl（s）溶于水的情况条件升温 加水 加AgCl(s) 不移动 加AgNO3(s) 逆向 加NaCl(s) 逆向AgCl 平衡 正向 正向Ag+ + Clc(Ag+) c(Cl-) 变大 变大 不变 不变 不变 变大 变小 不变 变小 变大(一般难溶物的溶解过程是吸热的)3、难溶电解质沉淀溶解平衡的定量描述 －溶度积 MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq)c 溶度积常数： Ksp=cm(Mn+) ? n(Am-) ――平衡时 （1）特点：对于确定的难溶物，溶度积只与温度有关。 而与沉淀量和溶液中离子浓度无关。AgCl(s) Ksp =c(Ag+)Ag+(aq) + Cl-(aq) ? -) c(Cl25℃1.8×10-10【思考】已知25℃时AgCl的KSP＝1.8x10-10 ，则 AgCl饱和溶液中Ag+和Cl-的浓度是多少？ KSP= c(Ag+ ) ×c(Cl-) 1 c(Ag+ ) ＝ c(Cl-) = (KSP) 2 ＝1.34x10-5mol/L25℃时AgCl的溶解度是多少？ 1.92x10-4g【思考】 25℃时，AgCl(s)在1.0 mol／L的NaCl溶液 中的溶解度是多少？（moL/L） 1.8x10-10mol/L25℃时，AgCl(s)在1.0 mol／L的AgNO3溶液中 的溶解度是多少？（moL/L） 1.8x10-10mol/L 同离子效应：因加入含有共同离子的强电解质，而使 难溶电解质的溶解度降低的现象。【思考】结合Ksp，估算其平衡时的溶解度（mol/L）。 并分析其变化特点？ 几种难溶电解质的Ksp（18 ℃ ~25℃）Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时， Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。（2）定量判断沉淀溶解平衡的移动方向 MmAn(s) mMn+(aq)+nAm-(aq) 平衡时： Ksp=cm(Mn+) ? n(Am-) 溶度积 c 任意情况下： Qc=cm(Mn+) ? n(Am-) c 离子积 【问题】在下面坐标系中，画出一定温度下AgCl溶解 达到平衡时，溶液中c(Ag+)随c(Cl-)的变化曲线。 c(Ag+) 图中有A、B、C三点， 分别代表溶解达到何种情 BA 况？能否比较该点Ksp和 Qc的相对大小？由此可以 BB BC 判断难溶电解质能否生成 或溶解吗？ 0 c(Cl-)Qc & Ksp 平衡向左移动，沉淀析出； Qc= Ksp 处于平衡状态，饱和溶液； Qc& Ksp 平衡向右移动，无沉淀析出； （若原来有沉淀存在，则沉淀溶解）例、室温时将5mL1×10-5mol/LAgNO3溶液和5mL 4×10-5mol/LK2CrO4溶液混合时，试通过计算分析 有无砖红色Ag2CrO4沉淀生成？（忽略溶液的体积 变化）已知此温度下Ag2CrO4的Ksp 为9×10-12。 Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)Qc=c2(Ag+) ×c(CrO42-)=(5×10-6)2 ×(2×10-5) =5×10-16& Ksp 无砖红色Ag2CrO4沉淀生成例．已知Ag2SO4的Ksp 为2×10-5，将适量 Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该 过程中Ag+和SO42-浓度随时间变化关系如右图 [饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)＝0.034mol? -1]。若 L t1时刻在上述体系中加入100mL， 0.020mol? -1 Na2SO4 溶液，下列示意图中，能 L 正确表示t1时刻后Ag+和SO42-浓度随时间变化 关系的是（ B ）例．某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如 图所示。下列说法正确的是（ C ） A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C．d点无BaSO4沉淀生成 D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp二、沉淀反应的应用：1、沉淀的生成?过滤：分离固液混合体系沉淀生成均匀液体 ?应用：固液混合体系污水处理 除杂过程【思考】怎样除去工业原料氯化铵中含杂质氯化铁？ 将样品溶于水，再加入氨水调节pH至7~8， 可使Fe3+生成沉淀而除去。（1）选择合适的沉淀试剂： 沉淀反应进行的彻底 【思考】粗盐提纯中沉淀试剂的选择： Mg2+ Ca2+ SO42CO32OHBa2+ 无需考虑其他因素情况下，从生成沉淀的溶 解度是否足够小来选择合适的沉淀剂； 化学通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 1x10-5mol/L，沉淀反应就达到完全。 沉淀生成的条件： Qc & Ksp 平衡向左移动，沉淀析出【思考】误食Ba2+时通常需要使用较大量质量分数为 5%的Na2SO4溶液来洗胃。为了计算方便，可以忽略 Na2SO4溶液到胃中后浓度的变化以及与Ba2+生成沉淀 所消耗的硫酸钠。问该浓度的硫酸钠能否有效地除去胃 中的Ba2+ ？ 已知该温度下Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。若使用Na2SO4溶液的质量分数为5%，溶液中 SO42-的物质的量浓度近似为0.36mol/L，当反应达到 BaSO4的沉淀溶解平衡后， 由Ksp(BaSO4)=c(Ba2+) ×c(SO42-)1.1? 10?10 c( Ba2? ) ? ? ? 3.1? 10?10 ? 1? 10?5 0.36 c(SO42? ) K sp由计算可知，在这种情况下误食的Ba2+可以充分转化 为沉淀。因此使用5%的Na2SO4溶液可有效除去Ba2+。（2）调节溶液到合适的pH 【思考】向0.1mol/L FeCl3溶液中滴加氨水，Fe3+ 开始沉淀和沉淀完全时溶液的pH分别为多少？ [KSP(Fe(OH)3)=4.0X10-38] pH=3.20 pH=1.87 【思考】要使0.1mol/L MgCl2中产生的Mg2+开始 沉淀和沉淀完全，溶液的pH值分别是多少？pH=9.13pH=11.62[KSP(Mg(OH)2)=1.8X10-11]【问题】怎样除去MgCl2溶液中少量的FeCl3杂质？ 只要控制pH值在3.2 ~ 9.1之间即可使Fe3+定量沉淀 而使Mg2+不沉淀。 Mg2+ MgCl2(aq) MgO或Mg(OH)2 调节溶液 (含Fe3+) MgCO3 pH=3~9Fe(OH)3↓【思考】0.1mol/L的下列阳离子以氢氧化物的形式开始沉 淀和完全沉淀时溶液的pH见下表，回答下列除杂问题：pH 开始沉淀 Fe3+ 1.87 Fe2+ 7 Cu2+ 4.7沉淀完全3.29.76.7（1）除去CuCl2溶液中FeCl3杂质 CuCl (aq) CuO或Cu(OH)2 调节溶液2Cu2+(含Fe3+) 氧化 CuCl2(aq) (含Fe2+)Cu2(OH)2CO3pH=3~4Fe(OH)3↓Cl2+2Fe2+=2Cl-+2Fe3+ H2O2+2Fe2+ +2H+ =2H2O+2Fe3+（2）除去CuCl2溶液中FeCl2杂质2、沉淀的溶解 （1）酸溶解沉淀 【思考】BaCO3和BaSO4都是难溶于水的，由它们的溶 度积可知，它们在饱和溶液中电离出的Ba2+的浓度相差 不是很大，但是BaCO3不可用作钡餐，BaSO4则可以。 这是为什么？ BaSO4(S) Ba2+ + SO42KSP=1.8X10-10 KSP=5.1X10-9BaCO3(S)Ba2++ CO32-c(CO32-)降低， Qc & Ksp， 从而使BaCO3溶解平衡向右移动， 使Ba2+浓度增加而引起人体中毒。 所以不能用BaCO3作钡餐。而 SO42-是强酸酸根离子，在溶液 中难以与H+结合成硫酸分子， 因此胃液中高H+浓度对的沉淀溶 解平衡基本没有影响，浓度可以 保持在安全浓度标准以下，因此 BaSO 可作钡餐。+ H+HCO3-+ H+H2CO3 CO2 ↑+ H2O少量 （2）盐溶液溶解沉淀 H2O 溶解 【实验】 盐酸 迅速溶解 MgCl2 NaOH溶液 白色 分成5份 NH Cl溶液 4 溶液 可溶解 沉淀 5mL NH4Ac溶液 可溶解 【思考】有同学认为是NH4+水解产生的H+溶解了沉淀， 也有同学认为是NH4+直接溶解了沉淀。根据实验分析， 哪种观点合理？ Mg(OH)2 + 2H+ =Mg2+ + 2H2O Mg(OH)2 + 2NH4+ =Mg2+ +2NH3? 2O HH2O、NH3? 2O 比Mg(OH)2更难电离出OHH沉淀溶解的条件 －－生成更弱的电解质Qc & Ksp 平衡向右移动，沉淀溶解例．已知298K时，Mg(OH)2的容度积常数Ksp=5.6×10-12， 取适量的HCl、MgCl2、FeCl3的混合液，加入一定量的烧 碱达到沉淀溶液平衡，测得PH=13.00，求此温度下残留在 溶液中的c(Mg2+) 5.6×10-10mol/L3、沉淀的转化 （1）沉淀转化的实质 ――沉淀溶解平衡的移动 【实验】 NaCl溶液 AgNO3溶液 白色 KI溶液 黄色Na2S溶液 黑色 沉淀 沉淀 沉淀 2mL AgCl (s) Ag+(aq) + Cl-(aq) + I- (aq) Cl-与Ag+的 Q &K (AgCl) c sp I-与Ag+的Qc&Ksp(AgI)AgI (s) AgCl(s)+I-(aq) == AgI(s)+Cl-(aq)c(Cl? ) c(Cl? ) ? c(Ag? ) Ksp(AgCl) k? ? ? =2.17×106 c(I? ) c(I? ) ? c(Ag? ) Ksp(AgI)【思考】已知在25℃时AgCl、AgI、Ag2S的溶解度分别为 1.5×10-4g、 2.1×10-7g、 1.3×10-16g，你能根据它们溶 解能力的差异分析上述现象产生的原因吗？ AgCl(s)+I-(aq)=AgI(s)+Cl-(aq)2Agl(s)+S2-(aq)=Ag2S(s)+2l-(aq)――一般向溶解度更小的方向更易转化对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且 Ksp相差越大沉淀转化越容易。【实验】步骤 向MgCl2溶液中 滴加NaOH溶液 向有白色沉淀的溶 液中滴加FeCl3溶液静置现象白色沉淀白色沉淀 变红褐色红褐色沉淀 析出，溶液 褪至无色请用离子方程式表示上述现象变化的原因？Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓ 3Mg(OH)2+2Fe3+=2Fe(OH)3+3Mg2+（2）工业应用 ――难溶强酸盐转化为难溶弱酸盐?用于除锅炉水垢CaSO4(S) Ca2+ + SO42+ + CO32+CaCO3(S) CaSO4(S)+CO32? K sp (CaSO 4 ) c(SO2? )c(Ca2? ) 4 K? ? ? ? ? 1.4?104 2? 2? c(CO3 )c(Ca ) K sp (CaCO 3 )==CaCO3(S)+SO42-CaCO3比CaSO4更难溶于水，在CO32-浓度较大的溶液中 CaSO4溶解在水中的Ca2+能与CO32-结合形成沉淀。 转化过程是用足量Na2CO3溶液处理 CaSO4沉淀。待绝大 部分CaSO 转化为CaCO ；再用盐酸处理。例．往含I-和Cl-的稀溶液中滴入 AgNO3溶液，沉淀的质量与加入 AgNO3溶液体积的关系如右图所示。 则原溶液中c(I-)/c(Cl-)的比值为（ C ） A．(V2－V1)/V1 B．V1/V2 C．V1/(V2－V1） D．V2/V1例．在25℃下，向浓度均为0.1 mol? -1的MgCl2和CuCl2混合 L Cu(OH)2 溶液中逐滴加入氨水，先生成__________沉淀（填化学 式），生成该沉淀的离子方程式为 Cu2+ +2NH3BH2O=Cu(OH)2 ↓+2NH4+ 。 已知25℃时， Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，KsP[Cu(OH)2]=2.2×10-20。?制备BaCl2 BaSO4(S)Ba2+ + CO32-+ SO42-BaSO4(S)+CO32c(SO2? )c(Ba2? ) 4 K ? 2 c(CO3 ? )c(Ba2? )?BaCO3(S) BaCO3(S)+SO421.1 ? 10?10 1 ? ? ? ? ?9 24 K sp (BaCO 3 ) 2.58 ? 10? K sp (BaSO 4 )虽然BaSO4比BaCO3更难溶于水，但在CO32-浓度较大的 溶液中， BaSO4溶解在水中的Ba2+能与CO32-结合形成沉淀。 转化过程是用饱和Na2CO3溶液处理 BaSO4沉淀。待达到 平衡后，移走上层溶液；再加入饱和Na2CO3溶液，重复处 理多次，使绝大部分BaSO4 转化为BaCO3；再用盐酸处理。【思考】加热可以使天然水中的Ca(HCO3)2与Mg(HCO3)2 分别分解为CaCO3与MgCO3沉淀的混合物，但实际上水 垢的主要成分却是CaCO3与Mg(OH)2的混合物。试分析其 中的Mg(OH)2是怎样形成的？ 已知Ksp(MgCO3)=6.82×10-6，Ksp[Mg(OH)2]=5.61×10-12 MgCO3和Mg(OH)2中阴阳离子的个数比不同，它们的溶 解能力不能直接用Ksp来比较，但可以通过计算各自处于 沉淀溶解平衡状态的饱和溶液中的共同离子――Mg2+的 浓度来比较。由计算得知， Mg(OH)2 饱和溶液中Mg2+的 浓度比MgCO3饱和溶液中小，表明Mg(OH)2更难溶。 MgCO3(S) CO32- +H2OMg2+ + CO32+ OH- + HCO3Mg(OH)2c(OH-)增大，Mg2+和 OH-的Qc&Ksp例．已知：25 ℃时，Ksp [Mg(OH)2]=5.61×10-12， Ksp(MgF2)=7.43×10-11。下列说法正确的是（ B ） A．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和Mg F2溶液相比， 前者的c(Mg2+)大 B．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固 体，c(Mg2+)增大 C．25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol? -1氨水中的 L Ksp比在20 mL 0.01 mol? -1 NH4Cl溶液中的Ksp小 L D．25 ℃时，在Mg(OH)2悬浊液中加入NaF溶液后， Mg(OH)2不可能转化为MgF2例．已知：25 ℃时，AgI的饱和溶液中c(Ag+)为 1.22×10-8mol/L，AgCl的饱和溶液中c(Ag+)为 1.25×10-5mol/L。若在5mL含有KCl和KI各为0.01mol/L的溶液中， 加入8mL0.01mol/LAgNO3溶液，这时溶液中所含溶 质的离子浓度由大到小的次序为： C(K+)&c(NO3-)&c(Cl-)&c(Ag+)&c(I-)
张家口四中 2013 级高二化学教学案――选修 4 第三章《水溶液中的离子平衡》 编写人:谷永兵 审定人:化学组 第一节 弱电解质的电离第一课时――强弱电解质及其...选修四第三章《水溶液中的离子平衡》(人教版)_其它_高等教育_教育专区。选修四...0.1mol/LNaHCO3 的溶液的 pH 最接近于 A.5.6 B.7.0 C.8.4 D.13.0 ...高​考​第​一​轮​复​习水溶液中的离子平衡专项训练一、弱电解...(OH)2 ]=5.6×10 A.CaO、MgO C.CaCO3 、Mg(OH)2 B. CaCO3 、MgCO3...第三章水溶液中的离子平衡一、电解质、非电解质,强弱电解质的比较 1.电解质、非电解质的概念 2.强电解质与弱电解质的概念 3.强弱电解质通过实验进行判断的...选修4 第三章《水溶液中的离子平衡》教学案【 第一节】 弱电解质的电离 【高考说明】① 了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念 ② 了解弱电解质在水...第三章 水溶液中的离子平衡_兵器/核科学_工程科技_专业资料。水溶液中的离子...K2=5.6×10 -11 3.0×10 -8 请回答下列问题: (1)CH3COOH、H2CO3、HClO ...第三章 水溶液中的离子平衡_理化生_高中教育_教育专区。第三章: 水溶液中的...常温常压下,空气中的 CO2 溶于水,达到平衡时, 溶液的 pH=5.60,c(H2CO3)...第三章 水溶液中的离子平衡(判断题) 出题者:0253 一、电解质的有关定义 1、电解质是指在水溶液里或熔融状态下,能够导电的化合物,而非电解质是指在水溶液或...第三章 水溶液中的离子平衡(精选和加强) 班级 姓名 一、选择题(每小题只有...(H ) H CO 2 3 --- K2=5.6×10 11 C.c(HClO)+c(ClO )=c(HCO3 ...第三章 水溶液中的离子平衡_理化生_高中教育_教育专区。第 3 课时 酸碱中和滴定 [学习目标定位] 1.了解酸碱中和滴定的原理,熟记酸碱中和滴定的主要仪器的 名称...
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