水的電離和溶液的酸堿性及水解講稿

1、第二節(jié) 水的電離與溶液的酸堿性,,一、水的電離,水是極弱的電解質(zhì),25°C 1L水只有10-7molH2O分子發(fā)生電離,多少個水分子才有1個電離？,55.6×107,,其中常數(shù)K與常數(shù)c(H2O)的積記為Kw,稱為水的離子積常數(shù)，簡稱為離子積,KW =c（H+）· c（OH-） =1× 10-14,1.水的離子積常數(shù),25℃時（常溫）,如果溫度變化Kw會如何變化?為什么?,實驗測得：

2、在25℃，水電離出來的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L,1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 1×10-12,水的電離吸熱,（1）升高溫度，促進水的電離，Kw增大,c(H+)=c(OH-),升高溫度：平衡向 移動, c(H＋ ) ,c(OH-) , Kw,右,增大

3、,增大,增大,注意：水的離子積只隨溫度的改變而改變,2. 影響水的電離平衡的因素,Kw適用于一定溫度下任何稀的電解質(zhì)溶液,對常溫下的純水進行下列操作：,(2)加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。,中性 正反應(yīng) 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大,酸性 逆反應(yīng) 增大 減小 c(H+)>c(OH-) 不變,堿性 逆反應(yīng) 減小 增大 c(H+)<c(OH-) 不變,水的電離,,水

4、的離子積：,影響因素,KW = c（OH -）· c（H+）( 25℃時，KW = 1.0 ×10 -14 ),,3、無論是酸溶液還是堿溶液中都同時存在H+和OH-！,注意：1、在任何水溶液中，均存在水的電離平衡， Kw=c(H+)·c(OH-)均成立。（25℃時Kw =10-14 ）,2、水電離出的H＋、OH－永遠相等,水的離子積常數(shù),二、溶液的酸堿性與H+、OH－濃度的關(guān)系,=1×

5、10－14（25℃）,溶液的酸堿性由溶液中H＋、OH－濃度相對大小決定：,酸性:c(H+) ＞c(OH－),中性:c(H+) ＝c(OH－),堿性:c(H+) ＜c(OH－),常溫25℃,c(H+)＞10－7mol/L,c(H+)＝10－7mol/L,c(H+)＜10－7mol/L,無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H＋、OH－，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。,判斷正誤：,1. 如果c(H+)不等于c(

6、OH-)則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。,2. 在水中加酸會抑制水的電離，電離程度減小。,3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大則酸性越強。,4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。,5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。,6. 對水升高溫度電離程度增大，酸性增強。,√,×,×,√,√,√,2. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）＝？、c（H＋）＝？、由水電離出的c（OH-

7、）水＝？、 c（H＋）水＝？,1. 0.1mol/L的鹽酸溶液中， c（H＋）＝？ 、 c（OH-）＝？、由水電離出的c（OH-）水＝？、 c（H＋）水＝？、,3. 0.1mol/L的NaCl溶液中， c（OH-）＝？、c（H＋）＝？,計算：,下列五種溶液中c(H+)由大到小的排列順序A.0. 1 mol·L-1的鹽酸；B.0.1 mol·L-1的硫酸；C. 0.1 mol·L-1的N

8、aOH;D. 0.1 mol·L-1的CH3COOH;E. 0.1 mol·L-1的NaCl，,BADEC,0.1mol/L,0.2mol/L,1×10-13mol/L,小于0.1mol/L,1×10－7mol/L,比較：,某溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H+) = 10-12 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？,c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L若c(H+) a

9、q= c(H+) 水= 10-12 mol/L 則 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液顯堿性若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L 則 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液顯酸性,逆推：,計算下列溶液的pH，通過計算結(jié)果思考：表示溶液的酸堿性什么時候用pH更加方便？25℃ 10-5 mol/L鹽酸 1 mol/L鹽酸 2 mol/L鹽酸25℃ 10-5

10、mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液,引入pH值意義：,表示溶液酸堿性的強弱。,用H+物質(zhì)的量濃度的負對數(shù)表示,1. 定義式：,pH=-lgc(H+),用pH值表示c(H+)或c(OH-)1 mol/L的溶液的酸堿性不用pH表示。,三、溶液的酸堿性與PH,pH= -lg c(H+),pH值與溶液酸堿性的關(guān)系？,pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14,,,

11、,酸性增強,中 性,堿性增強,25℃,,回憶初中所學常溫下pH大小與溶液酸堿性的關(guān)系,,中性,pH,C(H＋),C(OH－),10—1410—1310—1210—1110—1010—910—810—710—610—510—410—310－210－1 100,酸性,堿性,,增強,增強,c(H+) 越大pH 越小酸性越強，堿性越弱,結(jié)合pH與c(H+)的關(guān)系，思考溶液酸堿性與pH的關(guān)系,中性溶液,酸性溶

12、液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L,c(H+)＞c(OH-)＞1×10-7mol/L,c(H+)＜c(OH-)＜1×10-7mol/L,pH =7,pH＜7,pH＞7,思考：pH為7的溶液是否一定是中性溶液？,(25℃),2. 溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,c(H+)＞c(OH-),c(H+) = c(OH-),c(H+)＜c(OH-),PH＜7,PH = 7,PH＞7,c(H+)

13、越大PH越小，酸性越強,c(OH-) 越大PH越大，堿性越強,不變,減小,2. 溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,1.甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，則甲溶液中[H+]與乙溶液中[H+]之比為 A.100 B.1/100 C.3 D.1/3,pH

14、相差a，[H+]相差10a,B,練習:,2. pH=3的鹽酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？鹽酸濃度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物質(zhì)的量濃度強酸相差10倍 PH=3的醋酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？醋酸濃度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物質(zhì)的量濃度弱酸相差＞10倍,3、有關(guān)溶液pH的計算,(1)單一溶液的計算：,,pH=-lgc(H+),酸性:求c(H+)

15、 →pH堿性:求c(OH-) → c(H+) → pH,pH＋pOH＝14,c（H+）· c（OH-） =1× 10-14,,(2)強酸、強堿的稀釋：,例1. pH=3的鹽酸 ①加水稀釋到原來的10倍，pH=________②加水到原來的103倍，pH =___________, ③加水到原來的104 倍pH= _______, ④加水到原來的106倍，pH=________,例2. ①pH=10的NaOH溶液加

16、水稀釋到原來的10倍，則溶液的pH=___________② 加水稀釋到原來的102倍，則溶液的pH=______________③加水稀釋到原來的103倍，則溶液的pH=_______________④加水稀釋到原來的105倍，則溶液的pH=_______________,關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！,結(jié)論：強酸（堿）每稀釋10倍，pH值向7靠攏一個單位。,強酸溶液每稀釋10倍，PH增大一個單位。,酸

17、、堿溶液無限稀釋時，pH均無限接近于7（均要考慮水的電離）。,強堿溶液每稀釋10倍，PH減小一個單位。,(3)弱酸、弱堿的稀釋,結(jié)論：弱酸（堿）每稀釋10倍，pH值向7靠攏不 到一個單位,例3. pH=3醋酸加水稀釋到原來10倍，溶液的pH值范圍_______________________pH=12氨水加水稀釋到原來10倍，溶液的pH值范圍________________________,弱酸、弱堿稀釋后溶液pH的變化比強酸、

18、強堿小。,例4. 有兩瓶pH=2的溶液，一瓶是強酸，一瓶是弱酸?，F(xiàn)只有石蕊試液、酚酞試液、pH試紙和蒸餾水，而沒有其它試劑，簡述如何用最簡單的實驗方法來判斷那瓶是強酸？,(4)強酸（堿）溶液混合,例6. pH=10和pH=8的兩種NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的pH值。,例5. pH=4和pH=5的兩種鹽酸溶液等體積混合，求混合溶液的pH值,結(jié)論：兩種強酸溶液等體積混合，溶液的pH值等于濃溶液的pH加0.3,結(jié)論：兩種強堿溶液等體積

19、混合，溶液的pH值等于濃溶液的pH減0.3,例7. 0.1L pH=2鹽酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值 例8. pH=2鹽酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等體積相混合，求混合后溶液的pH值。,(5)強酸、強堿溶液混合,方法：先反應(yīng)---按過量的計算，若酸過量，先求c（H+），再算pH值。若堿過量，先求c（OH-），再求c（H+），再算pH值,4. pH的測定方法,酸堿指示劑的顏色

20、變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,(1) 酸堿指示劑（定性測量范圍）,(2) pH試紙(定量粗略測量),(整數(shù)位),討論： pH試紙的使用能否直接把pH試紙伸到待測液中？是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？能否用廣泛pH試紙測出pH=7.1來？ 標準比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù)如用濕潤的pH試紙檢驗待測液，對該溶液pH值的測定：A、一定有影響

21、 B、偏大 C、偏小 D、不確定,使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，跟標準比色卡相對比,注意：①不能用水潤濕②要放在玻璃片（或表面皿）上③用玻璃棒蘸待測液滴于試紙上,(3) pH計(定量精確測量),(小數(shù)位),酸堿中和滴定,屬性：化學分析中的定量分析特點：簡便、快捷、準確應(yīng)用：廣泛用于科研和工農(nóng)業(yè)生產(chǎn),定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法叫

22、做酸堿中和滴定。,對于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應(yīng)：,H+ + OH－ = H2O,酸堿中和滴定原理,C酸V酸＝ C堿V堿,C未知V未知＝ C標準V標準,酸堿中和滴定的關(guān)鍵,C標準V標準= C待測V待測 （一元酸堿中和）,酸堿滴定時一般選用酚酞和甲基橙作為指示劑，確定酸堿恰好完全反應(yīng)。,a.準確測定V標準和V待測溶液的體積—滴定管b.如何判斷中和反應(yīng)是否恰好進行完全(滴定終點的確定)—酸堿指示劑,指示劑,4. pH的測定方法,

23、酸堿指示劑的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,(1) 酸堿指示劑（定性測量范圍）,PH,12,10,8,6,4,2,10,20,30,40,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,突變范圍,,,反應(yīng)終點,,,,,加入NaOH(ml),,中和滴定曲線,酸堿指示劑的顏色在此pH值突躍范圍發(fā)生明顯的改變，則就能以極小的誤差指示出滴定終點的到達。,,甲基橙,——— 3.1 ———

24、 4.4 ———,酸性 中間色 堿性,紅色 橙色,——— 5.0 ——— 8.0 ———,——— 8.2 ——— 10.0 ———,紅色 紫色 藍色,粉紅色,無色,紅色,黃色,,常用指示劑的變色范圍,石 蕊,酚 酞,四、指示劑的選擇　　選擇指示劑時，一般要求變色明顯（所以一般不選用石蕊），指示劑的變色范圍與恰好中和時的pH值要一致。,強酸強堿相互滴定，生成的鹽不水解，

25、溶液顯中性，可選擇酚酞作指示劑。,酚酞：酸滴定堿——顏色由紅剛好褪色　　　堿滴定酸——顏色由無色到淺紅色,1、酸式滴定管和堿式滴定管的區(qū)別和使用方法,注意：酸式滴定管不能用于裝堿性溶液，堿式滴定管不能用于裝酸性溶液或會腐蝕橡膠的溶液（如強氧化性的溶液）。,玻璃活塞,,橡膠管玻璃球,,2、滴定管的刻度特點和讀數(shù)方法,0刻度處,25ml刻度處,,,,,①0刻度在上方②精密度：0.01ml，所以讀數(shù)時要讀到小數(shù)點后兩位。③實際滴出的溶

26、液體積=滴定后的讀數(shù)-滴定前的讀數(shù),練習：讀出以下液體體積的讀數(shù),25ml酸式滴定管,滴定管的構(gòu)造,①上端標有： 、 、 ；,溫度,0刻度,容積,25℃,25mL,50mL,全部盛滿溶液時，體積 所標容積。,多于,下端,②滴定管的最小刻度為 ,允許估計至 ，因此讀數(shù)的精確度為 mL。,0.1mL,0.01,0.01,酸堿中

27、和滴定所需的儀器：,酸式滴定管 堿式滴定管鐵架臺 滴定管夾錐形瓶 燒杯,操作步驟：,洗滌→ 檢漏 → 蒸餾水洗 → 溶液潤洗 → 裝液 → 排氣泡→調(diào)整液面并記錄 → 放出待測液 → 加入指示劑 → 滴定 →記錄 → 計算。,五、滴定管操作方法,左手控制滴定管活塞，右手振蕩錐形瓶（向同一方向做圓周運動）；眼睛注視錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化，至指示劑變色半分鐘不褪色即為終點。,滴加速度先快后慢，后面可半滴，直至指示劑顏色突變

28、,左手,右手,視線與凹液面水平相切,滴加速度先快后慢,眼睛注視瓶內(nèi)顏色變化,半分鐘顏色不變,滴定管保持垂直,酸堿中和滴定數(shù)據(jù)處理和計算：,中和滴定實驗中的誤差因素分析：,一、儀器潤洗不當 ⒈盛標準液的滴定管用蒸餾水洗后未用標準液潤洗； ⒉盛待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗； ⒊錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗；,二、讀數(shù)方法有誤 ⒈滴定前仰視，滴定后俯視； ⒉滴定前俯視，滴定后仰視； ⒊天平或量

29、筒的使用讀數(shù)方法錯誤；,三、操作出現(xiàn)問題 ⒈盛標準液的滴定管漏液； ⒉盛待測液的滴定管滴前尖嘴部分有氣泡，終了無氣泡（或前無后有）； ⒊振蕩錐形瓶時，不小心有待測液濺出； ⒋滴定過程中，將標準液滴到錐形瓶外； ⒌快速滴定后立即讀數(shù)；,偏大,偏小,偏大,偏大,偏小,偏大,偏小,偏小,四、指示劑選擇欠妥 ⒈用強酸滴定弱堿，指示劑用酚酞；（正確選擇：甲基橙） ⒉用強堿滴定弱酸，指示劑選用甲基橙；（正確選擇：酚酞）

30、（①強酸滴定弱堿，必選甲基橙；②強堿滴定弱酸，必選酚酞；③兩強滴定，原則上甲基橙和酚酞皆可選用；④中和滴定肯定不用石蕊。）,五、終點判斷不準確 ⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴標準液未滴下；六、樣品中含有雜質(zhì) ⒈用鹽酸滴定含 Na2O 的 NaOH 樣品； ⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 標準液滴定鹽酸；,七、指示劑的變色范圍,偏大,俯視圖,仰視圖,滴定管的俯視和仰視,正確視線,仰視視線,正確讀數(shù),仰視讀數(shù),讀數(shù)偏

31、大,正確視線,俯視視線,正確讀數(shù),俯視讀數(shù),讀數(shù)偏小,,0,,,先偏大,后偏小,先仰后俯,V=V(后)-V(前)，偏小,,實際讀數(shù),,正確讀數(shù),先俯后仰,先偏小,后偏大,V=V(后)-V(前)，偏大,,實際讀數(shù),,正確讀數(shù),滴定管的俯視和仰視,滴定過程中溶液的pH變化：,例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L鹽酸,1.0 2.3 3.3 4.3

32、7.0 9.7 10.7 11.7 12.5,問題2:滴定終點時多半滴和少半滴溶液性質(zhì)發(fā)生怎樣改變? PH發(fā)生怎樣改變?,問題1:滴定終點消耗堿多少? pH等于多少?,問題3:以NaOH加入量為橫坐標,以pH值變化為縱坐標,繪制中和滴定曲線,引出pH值突變概念及范圍,第三節(jié) 鹽類的水解,思路： 鹽溶液有酸堿性?酸堿性與鹽類型的相關(guān)性?相關(guān)性原因?深化必修中離子反應(yīng)的條件?影響水解的

33、因素?與中和反應(yīng)、熱效應(yīng)聯(lián)系?應(yīng)用特點：問題?探究?思考、分析 循環(huán)深入利用已有知識探得新知識，深化已有知識,探究鹽溶液的酸堿性尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因影響鹽類水解的主要因素和鹽類水解的利用,問題引言→科學探究,不同類型的鹽溶液酸堿性不同,,,,,循環(huán)1 （P54）,,進一步的問題→思考與交流,,與鹽所含離子與水能否形成弱電解質(zhì)有關(guān),循環(huán)2（P55～56）,分析講解,,鹽的水解,學與問,,,,條件從水拓展到弱電解

34、質(zhì),,,,,教學重點：鹽類水解的本質(zhì)教學難點：影響水解平衡的因素，水解反應(yīng)方程式的書寫教學過程建議：,第三節(jié) 鹽類的水解,,生活中常用的鹽除NaCl外，還有谷氨酸鈉（味精）和Na2CO3 、NaHCO3等。 NaCl和谷氨酸鈉主要用于食品調(diào)味，而Na2CO3 、NaHCO3被視作“堿”用于油污清洗和面食制作，特別是Na2CO3 俗稱純堿。明明是鹽為什么叫“堿”呢？,一、探究鹽溶液的酸堿性,學生實驗：p54科學探究,復(fù)習：

35、什么叫鹽？,酸堿中和生成鹽------鹽的類型,中性,堿性,堿性,酸性,中性,堿性,強酸強堿鹽,強堿弱酸鹽,強堿弱酸鹽,強酸弱堿鹽,強酸強堿鹽,強堿弱酸鹽,堿性,酸性,中性,酸性,強酸弱堿鹽,二、探究鹽溶液呈不同酸堿性的原因,（1）鹽溶液中存在哪些粒子？（2）哪些粒子間可能結(jié)合？（3）對水的電離平衡有何影響？（4）鹽溶液酸堿性？,P55思考與交流（填表）,強酸弱堿鹽如NH4Cl溶液呈酸性,NH4Cl＝ NH4＋＋Cl－,＋,NH3&#

36、183;H2O,NH4＋與水電離的OH-結(jié)合形成弱電解質(zhì)，c（OH-）減小，使水的電離平衡正向移動，c（H＋）>c（OH-），溶液顯酸性。,(弱堿,弱電解質(zhì)),NH4+ +H2O NH3·H2O + H+,弱酸強堿鹽如CH3COONa溶液呈酸性,c（OH-)> c(H+) 溶液顯堿性,CH3COONa = CH3COO- + Na+,H2O

37、 H+ + OH-,1 、鹽類水解的定義：在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫鹽類的水解。,CH3COOH,(弱酸,弱電解質(zhì)),+,CH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-,2 . 鹽類水解的實質(zhì)： 鹽電離出的弱離子與水作用生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，使其發(fā)生正向移動。,（1） 弱酸的酸根離子

38、 弱酸,,H2O,CH3COO-＋H2O CH3COOH + OH-,,顯堿性,NH4+ +H2O NH3·H2O + H+,,顯酸性,鹽的水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，一般不能進行到底。,水解是微弱的,（3）鹽類水解方程式的書寫,1、鹽類水解是可逆的、微弱的，通常用“ ”表示，同時無沉淀 和氣體 產(chǎn)生。生成物（如NH3&

39、#183;H2O、H2CO3）不分解。 2、多元弱酸的酸根離子水解分步進行，以第一步水解為主，故只寫第一步即可。3、多元弱堿的陽離子水解過程較為復(fù)雜，通常寫成一步完成。,,,化學方程式：,離子方程式：,練習：書寫下列鹽類水解的方程式： NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2,,,,練習：判斷下列鹽類是否能夠水解，酸堿性如何？,NaCl K2SO4CH3COONa Na2CO3AlC

40、l3CH3COONH4,強酸強堿鹽不水解，顯中性,強堿弱酸鹽水解，顯堿性,強酸弱堿鹽水解，顯酸性,3. 鹽類水解的規(guī)律：,有弱才水解 無弱不水解誰弱誰水解 誰強顯誰性 越弱越水解 都弱雙水解,條件,結(jié)果,程度,三、影響鹽類水解的因素,1、內(nèi)因：反應(yīng)物本身的性質(zhì),NaA = A- + Na+,H2O,H+ + OH-,+,HA,(

41、弱酸),如HA越弱, 則A-和H+更 結(jié)合, 水的電離平衡程度更 , 即水解的程度更 。,容易,大,大,例:比較Na2CO3和CH3COONa的堿性？,,,,,H2CO3,CH3COOH,酸性：,＜,,堿性：,Na2CO3 CH3COONa,＞,越弱越水解,① 溫度② 濃度③外加酸堿鹽的影響,2. 外因：符合勒夏特列原理,①溫度：,水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，,是吸熱

42、反應(yīng)。,越熱越水解,問題: 能否通過加熱蒸發(fā)FeCl3溶液的方法得到其結(jié)晶？,只能得到Fe2O3固體,例、熱的堿液（Na2CO3溶液）去油污的能力較強,③溶液的酸堿度：,問題：配制FeCl3溶液需要注意什么問題？,加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解。,酸堿能夠抑制或促進水解,鹽類水解產(chǎn)生H+或OH-，凡是能夠結(jié)合H+，OH-的物質(zhì)，均會促進鹽類的水解．,②濃度：,稀釋溶液可以促進水解，使水解平衡向右移動，即鹽的濃度越小其水解程度越

43、大,越稀越水解,練習：CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：,向右,增大,增大,向右,減小,,減小,向右,減小,增大,向右,減小,變小,向左,向左,增大,增大,增大,減小,向右,減小,減小,2、向盛有碳酸鈉溶液的試管中滴入2滴酚酞試液振蕩， 現(xiàn)象是 ，原因用離子方程式表示是 。然后對溶液加熱，現(xiàn)象是：

44、 。最后向溶液中再滴入過量的BaCl2溶液， 現(xiàn)象為 ，原因用離子方程式表示 。,溶液變紅,產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去,Ba2＋＋CO32－＝BaCO3↓,溶液紅色變深,練習：,四、鹽類水解的應(yīng)用,1．解釋

45、某些鹽（如明礬、 FeCl3等）作凈水劑的原理。2.某些溶液的配置和保存。例如何用熱水配制澄清的FeCl3、CuSO4、Na2SiO3溶液？3．分析某些鹽的固體不能用蒸發(fā)方法結(jié)晶獲得的原因。（ 如AlCl3 FeCl3等）4．分析某些活潑金屬（如鎂）與強酸弱堿鹽（如NH4Cl）溶液反應(yīng)產(chǎn)生H2的原因。5．某些肥料不宜混施的原因。（如草木灰（含K2CO3）不能和銨態(tài)氮肥混和使用）6.書后溶解性表中，為何在提到Al2(CO

46、3)3和Fe2(CO3)3時顯示的是“ — ”？,,玻璃筒里面放入的什么是藥品？,泡沫滅火器里的藥品是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液。,外筒（鋼質(zhì)）放入的是什么藥品？,知識特點：主要是已有知識的應(yīng)用、遷移編寫特點：以四個“思考與交流”為線索，輔助以必要的“資料”查詢、“廢水處理化學沉淀法工藝流程”介紹和“實驗”活動，突出學生的主動參與，調(diào)動學生的思維,第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡,,難溶電解質(zhì)的溶解平衡,沉淀反應(yīng)的應(yīng)用,

47、沉淀的生成,沉淀的溶解,沉淀的轉(zhuǎn)化,,,,,,,利用固體的溶解平衡和電離平衡進行知識遷移,溶度積,溶解度與電離平衡的進一步應(yīng)用,思考與交流1(P61) 沉淀反應(yīng)的可逆性 沉淀反應(yīng)的限度,思考與交流2(P63) 沉淀反應(yīng)的應(yīng)用→生成難易的判斷和溶解平衡的移動,工具,沉淀溶解平衡,溶解度、平衡移動與沉淀反應(yīng)的關(guān)系,知識遷移,問題引入,1.沉淀的生成,思考與交流3(P64) 解釋實驗現(xiàn)象，找沉淀溶解規(guī)律,規(guī)律,生成可溶、難電離

48、物質(zhì),2.沉淀的溶解,思考與交流4(P64) 分析實驗現(xiàn)象，找沉淀轉(zhuǎn)移的特點,特點,由溶解度小的轉(zhuǎn)化為更小的,3.沉淀的轉(zhuǎn)化,4個思考交流步步深入,難溶物（沉淀）也有溶解度習慣上把溶解度小于0.01 g，稱為難溶難溶電解質(zhì)的溶解平衡是動態(tài)平衡沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的轉(zhuǎn)化是新知識有一定難度實質(zhì)是平衡的移動轉(zhuǎn)化的方向－－轉(zhuǎn)化為溶解度更小的科學視野－－溶度積,教學重點：難溶電解質(zhì)的溶解平衡教學難點：難溶電解質(zhì)

49、的溶解和轉(zhuǎn)化教學過程建議：,第四節(jié) 難溶電解質(zhì)的溶解平衡,一、難溶電解質(zhì)的溶解平衡,思考與交流：談?wù)剬Σ糠炙?、堿和鹽的溶解度表中“溶”與“不溶”的理解。根據(jù)對溶解度及反應(yīng)限度、化學平衡原理的認識，說明生成沉淀的離子反應(yīng)是否能真正進行到底。,200C時，溶解性與溶解度的大小關(guān)系,生成沉淀的離子反應(yīng)反應(yīng)之所以能夠發(fā)生，在于生成物的溶解度小。難溶電解質(zhì)的溶解度盡管很小，但不會等于0 。(生成AgCl沉淀后的溶液中三種有關(guān)反應(yīng)的粒子

50、在反應(yīng)體系中共存)習慣上,將溶解度小于0.01克的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)。化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于10-5mol/L時,沉淀反應(yīng)達到完全。,Ag+和 Cl-的反應(yīng)真能進行到底嗎？,1、概念：,在一定條件下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立的動態(tài)平衡。,2、特征：動、等、定、變,例、石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)=Ca2+(aq)+2OH-(aq),加入下列溶液，可使Ca(OH

51、)2減少的是（ ） A、Na2CO3溶液 B、AlCl3溶液 C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液,AB,1. 沉淀的生成,二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用,（1）意義：在物質(zhì)的檢驗、提純及工廠廢水的處理等方面有重要意義。（2）方法：A、調(diào)節(jié)pH法 B、加沉淀劑法（3）原則：生成沉淀的反應(yīng)能發(fā)生，且進行得越完全越好,2. 沉淀的溶解,根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不

52、斷移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。例如難溶于水的CaCO3沉淀可以溶于鹽酸中：,CaCO3 Ca2+ + CO32-,+H+,HCO3- H2CO3 → H2O+CO2↑,根據(jù)平衡移動原理，對于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。例如難溶于水的CaCO3沉淀可以溶于鹽酸中：,[實驗3-

53、3],[實驗3-4,3-5],AgCl,3. 沉淀的轉(zhuǎn)化,3. 沉淀的轉(zhuǎn)化,對于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先將其轉(zhuǎn)化為另一種用酸或其他方法能溶解的沉淀.鍋爐中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液處理，使 之轉(zhuǎn)化為疏松、易溶于酸的CaCO3。,CaSO4 　　 SO42- + Ca2+,+CO32-,CaCO3,溶度積(Ksp):在一定溫度下，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)。MmAn的飽和

54、溶液: Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n溶度積規(guī)則:離子積Qc=c(Mn+)m · c(Am-)nQc > Ksp，溶液處于過飽和溶液狀態(tài),生成沉淀。Qc = Ksp，沉淀和溶解達到平衡,溶液為飽和溶液。Qc < Ksp,溶液未達飽和，沉淀發(fā)生溶解。,三、溶度積（科學視野選學內(nèi)容）,資料：牙齒表面由一層硬的、組成為Ca5(PO4)3OH的物質(zhì)保護著，它在唾液中存在下列平衡： C

55、a5(PO4)3OH（s）=5Ca2++3PO43-+OH- 進食后，細菌和酶作用于食物，產(chǎn)生有機酸，這時牙齒就會受到腐蝕，其原因是 。已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的礦化產(chǎn)物更小、質(zhì)地更堅固。用離子方程表示當牙膏中配有氟化物添加劑后能防止齲齒的原因 。,平衡概念,化學平衡理論,,弱電解質(zhì)電離平衡,難溶電解質(zhì)溶解平衡,,,水的電