第三章 水溶液中的离子反应与平衡（复习课件）-高二化学同步备课系列（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21电离平衡水的电离和溶液的pH43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HBc(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>HBHA＝HBHA＝HBHA<HBHA＝HBHA<HBc(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>HBHA<HBHA>HBHA＝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0．1mol·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。CH3COOHCH3COO-+H+Ka＝c(CH3COO−)·c(H+)c(CH3COOH)NH3·H2OOH-+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＝4.7×10－11c(H+)·c(CO32-

)c(HCO3-)Ka2＝＝4.4×10－7c(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℃CH3COOHHCNKa1.75×10-56.2×10-10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0.2mol·L−1的氨水中，达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O为1.7×10−3mol·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)0.2001.7×10−30.2−1.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−31.7×10−3NH3·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0.1mol·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＞HClOS2－＞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CH3COOHHClOH2CO3H2SO3K1.8×10-54.9×10-10K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11K1=1.5×10-2K2=1.0×10-7C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-）=KW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/Lc(H+)＞c(OH-)＞7酸性溶液碱性溶液c(H+)=c(OH-)＞1×10-7mol/L＜7=7c(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VaL盐酸与NaOH溶液完全中和，需VbLNaOH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)。VaVbVaVbVaVbVaVb110a＋b－14>1

>10110【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＋npH

a＋npH

b－npH

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＝b①HY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＞b①MOH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>HBB．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++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3－+H2OH2CO3+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NaOHD【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pHFe3+水解率现象升温

通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3Fe3++3H2OFe(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－＋H2OCH3COOH＋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.KClB.Na3PO4C.Na2CO3D.MgSO4例6.等体积的下列溶液中，阴离子的总浓度最大的是（）A.0.2mol·L-1K2SB.0.1mol·L-1Ba(OH)2

C.0.2mol·L-1NaClD.0.2mol·L-1(NH4)2SO4BA【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=cB.c>a>bC.b>a>cD.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tAgCl(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）=1.8×10-10Ksp（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-)]nQ>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()CA.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)=-lgc(A),Mn+表示Y+或Z2+。下列说法错误的是()BA.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