水溶液中的离子平衡教案
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课题：第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
知识 与 技能 过程 方法 情感
教 学 目 1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论 2、了解电离平衡常数及其意义 3、了解强电解质和弱电解质与结构的关系 通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法 通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各的 价值观 种变化相互制约的复杂的平衡体系 重 点 强、弱电解质的概念和弱电解质的概念 难 点 弱电解质的电离平衡 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离 一、强弱电解质 电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。 强电解质:在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐) 弱电解质:在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水) 知 识 结 构 与 板 书 设 计 二、弱电解质的电离 1、CH3COOH CH3COO－+H＋ 2、在一定条件（如温度、浓度）下，当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，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 3、电离平衡的特征： (1) 逆--弱电解质的电离是可逆的 (2) 等--V电离=V结合≠ 0 (3) 动--电离平衡是一种动态平衡 (4) 定--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 (5) 变--条件改变时，电离平衡发生移动。 4、影响因素： (1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。 (2) 外因： ① 浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。 ② 浓度：溶液稀释有利于电离 3 同离子效应：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○离平衡向逆方向移动 三、电离平衡常数 1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。 2、表示方法：AB A++B－ 3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。 4、K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。 5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。 6、多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。 教学过程 [回顾]什么是电解质？ [投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。 1.石墨能导电，所以是电解质。 2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。 3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。 、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。 [学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？ 备注 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离 [思考与交流]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？ [问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？ [投影]实验3-1： ［讲］在实验中我们要注意的是：(1) HCl和CH3COOH都是电解质，在水溶液中都能发生电离。(2) 镁无论是与盐酸还是醋酸反应，其实质都是与溶液中的H反应。(3) 由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中H的浓度的大小， [实验结果] 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1 [小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？ [探讨结果]由于镁与盐酸反应速率较大，表明同体积、同浓度的盐酸比醋酸溶液中c(H)大，并由此推断：在水溶液中，HCl易电离，CH3COOH较难电离；由于相同物质的量浓度的盐酸比醋酸溶液的pH小，且盐酸的物质的量浓度与盐酸中的H浓度几乎相等，表明溶液中HCl分子是完全＋＋＋＋电离，而CH3COOH分子只有部分电离。 ［结论］不同电解质在水中的电离程度不一定相同。 一、强弱电解质 电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。 强电解质:在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐) 弱电解质:在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水) ［投影小结］强弱电解质的比较 强电解质概念弱电解质在水溶液中全部电离的电在水溶液中部分电解质离的电解质强碱、强酸、大部分盐不可逆、完全电离只有离子H2SO4、NaOH、Na2SO4等弱酸、弱碱、水可逆、部分电离有离子、也有分子NH3·H2O、CH3COOH、HF、H2S等 物质类别电离过程溶液中存在的微粒实例［科学探究］实验：用两支试管分别取 mol/L的盐酸溶液和L的醋酸溶液各5 mL，测其溶液的pH 另取两支小烧杯，分别盛50 mL蒸馏水。向其中一个烧杯内滴入1滴(约 mL)L盐酸，向另一烧杯中滴入1滴 mol/L的醋酸，搅拌后，分别测其pH 。 [投影]图3-1 3-2 结论：强电解质—HCl在水中是完全电离的，弱电解质—醋酸在水中只有部分部分分子发生电离。 二、弱电解质的电离 [讲］因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H得到补充，所以CH3COOH溶液中H浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。 ［问］请大家再回答一个问题：CH3COO和H在溶液中能否大量共存？ ［讲］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO和H，与此同时，电离出的CH3COO和H又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO和H浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO和H结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。 +－+－－+－＋－+＋+＋1、CH3COO－+H＋ CH3COOH ［讲］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。 ［投影］图3-3 弱电解质电离平衡状态建立示意图 ［讲］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。 2、在一定条件（如温度、浓度）下，当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，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 ［问］电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征 ［学生讨论后回答］前提：弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；②动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；③达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；④指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。 3、电离平衡的特征： (1) 逆--弱电解质的电离是可逆的 (2) 等--V电离=V结合≠ 0 (3) 动--电离平衡是一种动态平衡 (4) 定--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 (5) 变--条件改变时，电离平衡发生移动。 ［问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？ ［例］在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O ⑦加压 ［讲］加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4、OH粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4及OH浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。 ＋－＋－ NH4+OH下列几种情况能否引起电离平衡移动向＋－哪个方向移动①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③加HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加热 ⑥加水 4、影响因素： (1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。 ［讲］由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。 (2) 外因： ① 浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。 ［讲］同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。但是虽然电离程度变大，但溶液中离子浓度不一定变大。 ② 浓度：溶液稀释有利于电离 ［讲］增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡向将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；减小弱电解质电离出的离子的浓度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。 3同离子效应：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○离平衡向逆方向移动 ［讲］除此之外，我们还可以通过化学反应影响平衡移动，在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。 [思考与交流]分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题： 1、写出弱酸和弱减的电离方程式。 2、填写下表中的空白。 ［投影］HA电离过程中体系各离子浓度变化 HA初溶于水时 C（H） 小 +C（A） 小 变大 －C（HA） 大 变小 达到电离平衡前 变大 达到电离平衡时 不再变化 不再变化 不再变化 BOH电离过程中体系各离子浓度变化 ＋－C（OH） C（B） 小 变大 变大 －＋C（HA） 大 变小 等体积等浓度的B、OH混和时 小 达到电离平衡前 不再变化 不再变化 不再变化 [随堂练习：弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式： 1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO ［小结］强电解完全电离，用“==”，弱电解质部分电离，用“式盐要完全电离，弱酸的酸式盐电离的是酸式酸根 ［投影］NaHSO4 (水溶液)== Na+H+SO4 NaHSO4(熔融)== Na+HSO4 NaHCO3== Na+HCO3 [过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。 ＋―＋―＋＋2―”，多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。而多元弱碱则不分步。对于酸式盐的电离要格外注意，强酸的酸三、电离平衡常数 ［讲］对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB： 1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。 2、表示方法：AB A+B K电离+－c(A)c(B-) c(AB)［讲］弱电解质的电离常数表达式中的C(A+)、C(B-)和C(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值。并且，在温度一定时，其电离常数就是一个定值。 ［讲］电离常数随着温度而变化，但由于电离过程热效应较小。温度改变对电离常数影响不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。 3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。 ［讲］弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式 -)c(CH3COO-)c(H)c(NH)c(OH4［投影］K= K= c(CH3COOH)c(NH3H2O)ab4、K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。 ［启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。 [投影]实验3－2：向两支分别盛有LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。 结论：酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。 5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。 ［讲］弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但不一定其溶液中离子浓度大，也不一定溶液的导电性强。 ［讲］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢请同学们阅读课本43有关内容。 6、多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。 ［讲］电离难的原因： a、一级电离出H 后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H 的吸引力，使第二个H 离子电离困难的多；b、一级电离出的H 抑制了二级的电离。 ［学生活动］请打开书43页，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。 草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。 ［投影］p43页 表3-1 ［讲］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。 ［投影］知识拓展------电离度 1、定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)百分率，称为电离度，通常用α表示。 2、表达式： ＋＋＋＋3、意义： (1) 电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度 (2) 温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同的，α越大，表示酸类的酸性越强。 (3) 同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。 教学回顾：
课题：第二节 水的电离和溶液的酸碱性(一)
知识 技能 教 学 目 的 情感 价值观 过程 方法 1、知道水的离子积常数， 1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。 2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识 1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。 2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。 重 点 水的离子积。 难 点 水的离子积。 第二节 水的电离和溶液酸碱性 一、水的电离 1、H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写： H2O H＋+ OH- C(H)•C(OH-)2、 H2O的电离常数K电离＝＝ C(H2O)知 识 结 构 与 板 书 设 计 3、水的离子积(ion-product contstant for water )： 25℃ K W= c（H＋）· c（OH－）= = ×10－14。 4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。 对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水， 5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液 二、溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性 稀溶液中25℃： Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14 常温下： 中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L 酸性溶液：c（H＋）> c（OH－）, c（H＋）>1×10－7mol/L 碱性溶液：c（H＋）< c（OH－）, c（H＋）<1×10－7mol/L c（OH－）>1×10－7mol/L 教学过程 备注 [实验导课］用灵敏电流计测定纯水的导电性。 现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。 说明：能导电，但极微弱。 分析原因：纯水中导电的原因是什么？ 结论：水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH― ，发生电离的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡： 第二节 水的电离和溶液酸碱性 一、水的电离 [讲]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。 [投影]水分子电离示意图： 实验测定：25℃ c（H＋）= c（OH－）=1×10－7mol/L 100℃ c（H＋）= c（OH－）= 1×10－6mol/L 1、H2O + H2O H3O＋ + OH- 简写： H2O H＋+ OH- ［讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。 C(H)•C(OH-)2、 H2O的电离常数K电离＝＝ C(H2O)3、水的离子积： 25℃ K W= c（H＋）· c（OH－）= = ×10－14。 [投影] 表3-2 总结水的电离的影响因素。 4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水， ［投影］知识拓展---影响水电离平衡的因素 1、温度： 水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C(H＋)和C(OH―)同时增大，KW增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始终保持相等，故仍呈中性。 2、酸、碱 向纯水中加入酸或碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或C(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。 3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐 在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。 4、强酸的酸式盐 向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H＋，增大C(H＋)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离 5、加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离。 5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有： C(H＋)H2O == C(OH―)H2O KW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液 [过渡]由水的离子积可知，在水溶液中，H＋和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或 碱性。由此我们可以进行有关c（H＋）、 c（OH－）的简单计算。 二、溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性 学生阅读p46页 [思考与交流] [讲]碱溶液中：H2O － H＋ + OH－ NaOH == Na＋ + OH－， c（OH－）升高， c H＋ + OH－ HCl == H＋ + Cl（H＋）下降，水的电离程度降低。酸溶液中：H2O ， c（H＋）升高，c（OH－）下降，水的电离程度降低。 实验证明：在稀溶液中：Kw = c（H＋）·c（OH－） 25℃ Kw=1×10－14 稀溶液中25℃： Kw = c（H＋）·c（OH－）=1×10-14 常温下： 中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L 酸性溶液：c（H＋）> c（OH－）, c（H＋）>1×10－7mol/L 碱性溶液：c（H＋）< c（OH－）, c（H＋）<1×10－7mol/L c（OH－）>1×10－7mol/L ［小结］最后，我们需要格外注意的是，酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质即能完全电离的酸是强酸，弱电解质即只有部分电离的酸是弱酸。溶液的酸性则决定于溶液中C(H＋)。C(H＋)越大，溶液的酸性越强；C(H＋)越小，溶液的酸性越弱。强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强；酸性强的溶液不一定是强酸溶液；酸性相同的溶液，弱酸浓度大、中和能力强；中和能力相同的酸，提供H＋的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。 教学回顾：
课题：第二节 水的电离和溶液的酸碱性(二)
知识 教 学 目 的 情感 态度 过程 与 方法 与 技能 1、能进行溶液的pH的简单计算 2、初步掌握测定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用 3、理解溶液的pH。理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之间的关系。 1、通过各种类型溶液pH的计算，掌握电解质溶液pH计算方法。 2、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法，提高分析问题解决问题能力。 3、通过溶液pH的测试方法，掌握实验室测试溶液酸碱性的方法。 通过用pH表示溶液的酸碱性，理解化学学科中对极小数值的表示方法，让学生体会化学学科的特有价值。 价值观 重 点 pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算 难 点 各类溶液、各类混合后的c(H+)、pH的计算。 三、pH 1、定义：pH=－lg[c(H＋)] 2、广泛pH的范围：0-14； 溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。 知 识 结 构 与 板 书 设 计 3、pH的测定方法 (1) 试纸的使用 (2) 酸碱指示剂 (3) pH计 4、pH的应用 四、pH的有关计算 1、单一溶液的pH计算 (1) 求强酸溶液的pH (2)求强碱溶液的pH 2.混合溶液的pH计算 (1)求强酸与强酸混合溶液的pH (2)求强碱与强碱混合溶液的pH (3)求强酸与强碱混合溶液的PH 3、稀释的计算 （1）强酸 pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n （2）弱酸 pH=a，加水稀释10n倍，则pH 课题：第三节 水的电离和溶液的酸碱性(三) 知识 教 学 目 的 与 技能 过程 与 方法 情感 1、掌握酸碱中和滴定概念。 2、理解酸碱中和反应的实质。 3、熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称、仪器的用途。 4、掌握中和滴定实验计算的步骤和方法。 1、通过中和反应实质、中和滴定原理的分析，体会化学家是怎样利用中和反应来设计化学定量测定方法的。 2、掌握酸碱中和滴定反应中的化学计算方法。 通过酸碱中和反应的实质到中和滴定方法等相互之间的联系的分析，理价值观 解化学反应在工农业、科研中的应用。提高学习化学的兴趣。 重 点 中和滴定原理的认识 难 点 酸碱中和滴定有在关计算 五、中和滴定的原理 知 识 结 构 与 板 书 设 计 1、定义：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。 2、原理：C(B)==C(A)•V(A) V(B)3、关键：(1) 准确地测定两种溶液的体积 (2) 准确地判断滴定终点 4、酸碱指示剂的选择 六、实验操作 1、滴定管的结构 2、滴定管的使用 (1) 检漏 （2）润洗仪器 (3) 装液 3、中和滴定操作 4、数据处理 七、误差分析 1、 C标*V标误差分析依据：C待=V待产生误差的来源 实验操作中可能引起C标和V待的变化，最终影响V标。 2、 (1) 操作不当 1 滴定管的洗涤不当 ○2 锥形瓶的洗涤 ○3 滴定管尖嘴部分留有气泡 ○4 读数不规范 ○(2) 终点判断不当。 (3)标准溶液配制不当 教学过程 [投影]展示所画的滴定曲线图：3-10 [小结]接近终点（pH≈7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反应终点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。 五、中和滴定的原理 1、定义：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。 ［讲］在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的比值，从而求得求知浓度的碱或酸溶液的物质的量浓度。 备注 C(A)•V(A)2、原理：C(B)== V(B)［讲］酸碱中和滴定的关键有两个：其一是要准确测定出参加中和反应的酸、碱溶液的体积，这需要选用精确度较高的实验仪器，并正确使用，其二是要准确判断中和反应是否恰好完全反应，这需要选用适当的酸碱指示剂，并通过颜色变化来准确判断 3、关键：(1) 准确地测定两种溶液的体积 (2) 准确地判断滴定终点 ［讲］中和滴定所用的实验仪器有酸式滴定管、碱式滴定管、移液管或量筒、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等。中和滴定所用的试剂有已知浓度的酸或碱溶液，也称标准溶液、未知浓度的碱或酸溶液也称待测溶液、适当的指示剂。在这里最为关键的就是酸碱指示剂的选择。 4、酸碱指示剂的选择 ［讲］酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用石蕊试液。 ［投影］ 中和情况 指示剂 变色情况 强碱滴定酸 酚酞 酸滴定强碱 强酸滴定碱 为已达到滴定终点。 无色—粉红色 粉红色—无色 黄色—红色 碱滴定强酸 甲基橙 红色—橙色 ［讲］指示剂的用量一般是2-3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认［过］下面让我们讨论一下实验仪器的使用和基本操作 六、实验操作 1、滴定管的结构 ［投影］图3-9 ［讲］酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶，具有粘性，故不能把碱溶液装入酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸液，酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。 ［问］在使用滴定管前要进行一些准备工作，其中最重要的是检查是否漏水。 2、滴定管的使用 (1) 检漏 （2）润洗仪器。 ［讲］从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3次。 (3) 装液 ［讲］在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。 ［投影］图3-12 ［过］下面以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例来讲述一下实验过程。 ［板书］3、中和滴定操作 [投影]实验步聚： ［讲］（1）量取待测盐酸溶液20。00mL 于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞 ，振荡。 （2）把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止，滴定结束。 （3）参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH： （4）根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应曲线： ［小结］中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。重视测定结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。 ［过］当实验结束后我们又应该如何处理数据呢？ 4、数据处理 ［讲］此题有两种方法，法一，即教材所给出的，先求出三次滴定时消耗的盐酸的中，并求出其耗用盐酸的体积的平均值。本法适用于每次所取待测液体积相同时的数据处理。方法二是分别未别求出NaOH溶液待测溶液的体积，再求平均值。本法适用于每次所取待测注的体积不同时的数据处理，若计算出的三个浓度的数据相差较大，表明实验失败，应重做。 ［过］滴定法测定待测液的浓度时，消耗标准溶液偏多，则结果偏高；消耗标准溶液偏少，则结果偏纸。其误差可从计算式分析，以用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱为例。 七、误差分析 3、 C标*V标误差分析依据：C待=V待产生误差的来源 实验操作中可能引起C标和V待的变化，最终影响V标。 4、 (2) 操作不当 1 滴定管的洗涤不当。 ○［讲］正确的方法是先水洗后润洗。滴 ［投影］A、定管用水先后未用标准液润洗就直接注入标准液(实际消耗V果偏大)。 B、滴定管用水洗后未用待测液润洗就直接注入锥形瓶(实际滴定的V测减小，消耗V标减小，结果偏小)。 2 锥形瓶的洗涤 ○标偏大，结［讲］正确的方法是只水洗。 ［投影］A、锥形瓶用水洗后用待测液润洗(实际滴定的V测增大，消耗V标增大，结果偏大) B、锥形瓶用水洗后没有干燥(无影响) C、滴定前向锥形瓶中加入蒸馏水(无影响) 3 滴定管尖嘴部分留有气泡 ○［讲］正确的方法是移液或滴定前排尽滴定管尖嘴部分气泡 ［投影］A、滴定前盛标准液的滴定管尖嘴有气泡，滴定后消失(实际消耗的V标多一个气泡体积，结果偏大) B、盛待测液的滴定管尖端嘴有气泡，移到锥形瓶后消失(锥形瓶中V体积，实际消耗的V标减少，结果偏小) 4 读数不规范 ○测少一个气泡的［讲］正确的读数方法是：滴定后等1-2 min待滴定管内壁附着液体自然流下再读数，视线与液体凹液面保持水平。俯视读数，结果偏小，仰视读数，结果偏大。 ［投影］A、滴定前仰视，滴定后俯视(V标=滴定后读数一滴定前读数，V标数偏小，结果偏小。但实际放出的液体体积偏大) B、滴定完毕立即读数(V标读数偏大，结果偏大) (2) 终点判断不当。 ［讲］终点判断是中和滴定的关键。以指示剂的变色，且半分钟不褪色为标准。 ［投影］A、过早地估计终点(未完全中和，V标偏小，结果偏小) B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指标剂，溶液由黄—橙---红作为终点(HCl 过量，V标读数偏大，结果偏大) (3)标准溶液配制不当 ［讲］标准液的配制或存放不当，会因在滴定中消耗标准液的体积改变而造成实验误差。此类问题采用极端假设法帮助分析。 教学回顾： 课题：第三节 盐类的水解(一) 知识 与 教 学 目 的 情感 价值观 过程 与 方法 技能 1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解 2、理解盐类水解的实质 3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式 1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。 2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质 3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。 培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育 重 点 盐类水解的概念和规律 难 点 盐类水解方程式的书写 知 识 结 一、探究盐溶液的酸碱性 强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 第三节 盐类的水解 构 与 板 书 设 计 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 强酸强碱盐的水溶液，呈中性 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 1、盐类水解：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。 2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 酸 + 碱 盐 + 水 3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离 4、盐类水解的类型及规律： (1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。 (2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大 (3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。 (4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性 5、盐类水解离子方程式的书写 (1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H+，阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。 (2) 注意的问题： 1水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。 ○2水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 ○中和 水解 （Al2S3、Al2(SO4)3例外） 3多元酸盐的水解是分步进行的。 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复○杂，可写成一步， (3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。 教学过程 加入某些盐就会显酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。 第三节 盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性 [问]由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系 备注 [引入]我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么 强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性 强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性 强酸强碱盐的水溶液，呈中性 [过渡]下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。 ［思考与交流］根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。 NaCl溶液 ＋NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 C（H＋）＜C（OH－） C（H＋）和CC（H小 溶液中的粒子 ）＝CC（H＋）＞C（OH－） （OH－）相对大（OH－） Na+、Cl-、H+、NH4+、Cl-、H+、CH3COOH-、Na+、H+、OH-OH-、H2O 有无弱电解质生无 成 相关化学方程式 H2OCl- H+＋OH- H2OH+＋OH- OH-H2OCH3COOH H+＋OH- NaCl ＝Na+ + NH4++ CH3COO- + H+ NH3·H2O、OH-、H2O 有 、H2O、CH3COOH 有 NH3·H2O ［讲］请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性，即[H+]>[OH-] 二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因 ［讲］CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。） ［投影］CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴ ［问］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？ ［投影］ H2O H+ + OH-………⑵ ［讲］我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。 ［投影］CH3COO- + H+ CH3COOH………⑶ CH3COOH + NaOH ［讲］把⑴⑵⑶式联立，可得到 ［投影］水解方程式：CH3COONa + H2O 方程式改写成离子方程式。 ［投影］CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- ［讲］随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看［讲］这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。把上述化学作是使水分解了。醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。 ［投影］1、弱酸强碱盐，水解显碱性 CH3COONa = CH3COO− + Na+ ［投影］2、强酸弱碱盐，水解显酸性 NH4Cl = NH4+ + Cl− ［投影］3、强酸强碱盐：不水解 4、弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。 ［讲］根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解盐的水解有什么规律盐的水解与酸碱中和反应有和联系 1、盐类水解：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。 ［讲］在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。在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。 2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应 中和 酸 + 碱 盐 + 水 水解 ［讲］通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。 ［问］盐类水解过程中，水的电离程度有何变化 增大 ［讲］可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。 3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离 ［讲］盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。 ［讲］CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和强碱NaOH生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。 4、盐类水解的类型及规律 (1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。 (2) 组成盐的酸越弱，水解程度越大 ［讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。 ［投影］酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3 (3) 同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。 (4) 弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性 ［问］请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？ 5、盐类水解离子方程式的书写 ［讲］一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。 ［讲］盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微弱的，盐类水解不写==，而用“阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。 ［讲］多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体， (2) 注意的问题： 1水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。 ○2水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓” 符号。 ○” (1) 写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋ ，阴离子水解生成OH― ；阴（Al2S3、Al2(SO4)3例外） 3多元酸盐的水解是分步进行的。如： ○CO32−+ H2O HCO3− +OH− HCO3− +H2O H2CO3 + OH− 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如： Cu2++2H2O Cu(OH)2 + 2H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ ［讲］多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。 (3) 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。 ［讲］在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。 1能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应［投影］○物端不写H2O ，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O ，有“==”和“↑”和“↓” 2 书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。常见的能发○生相互促进水解的离子有：Al3＋ 与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2― 、CO32― 、HCO3― ；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。 教学回顾： 课题：第三节 盐类的水解(二) 知识 教 学 目 的 技能 过程 方法 情感 价值观 1、了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用 1、培养学生分析问题的能力 2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力 1、通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩 重 点 盐类水解的影响因素 难 点 盐类水解的应用 三、盐类水解的影响因素 1、内因：盐本身的性质 2、外因： (1) 温度：升温促进水解 (2) 浓度：稀释促进水解 知 识 结 构 与 板 书 设 计 (3) 外加酸碱 3、不考虑水解的情况 四、盐类水解的应用 1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解 2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。 3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解 4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解 5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。 6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解 7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解 8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解 9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2 10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解 11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识 12、加热蒸干盐溶液析出固体 13、判断盐对应酸的相对强弱 教学过程 出来的H＋ 或OH― 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。水解平衡就是一种化学平衡，盐类水解的程度大小与物质的本性相关。因此，反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。盐类水解也是酸碱中和反应的逆过程。中和反应是放热反应，因此水解反应是吸热反应。 P57页［科学探究］ 备注 ［回顾］盐类水解属于离子反应，其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离 ［投影小结］1、因FeCl3属于强酸弱碱盐，生成的Fe(OH)3是一种弱碱，并且难溶，所以FeCl3易水解。其水解反应的化学方程式：Fe3＋+3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 2、影响FeCl3水解的因素有：(1) 加入少量FeCl3晶体，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀释；(3) 加入少量盐酸，增大C(H＋)； (4) 加入少量NaF 晶体，降低C(Fe3＋ )；(5) 加入少量NaHCO3，降低C(H＋)；(6) 升高温度 判断上述水解平衡移动的方向依据有多种，一是平衡原理，二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时，溶液颜色明显变深，表明平衡是向水解方向移动)；三是通过溶液酸度变化(如加入少量FeCl3晶体前后，测溶液PH的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趋向完全) 3、通过实验得出的主要结论有： （1）Fe3＋水解是一个可逆过程 （2）水解平衡也是一个动态平衡 （3）Fe3＋的水解属于吸热反应 （4）改变平衡的条件（如温度、浓度等），水解平衡就会发生移动 （5）当加入的物质能与溶液中的离子结合成很难电离的弱电解质，Fe3＋的水解程度就可能趋向完全 ［引入］这节课我们就来系统研究水解的影响因素有哪些？ 三、盐类水解的影响因素 ［讲］当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。 1、内因：盐本身的性质 2、外因： (1) 温度：升温促进水解 (2) 浓度：稀释促进水解 (3) 外加酸碱 ［讲］盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。 3、不考虑水解的情况 ［讲］不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3＋Na2S＝＝2FeCl2 ＋2NaCl＋S 四、盐类水解的应用 ［讲］盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。 1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解 ［讲］等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以PH＜7，溶液显酸性 ［练习］1、有学生做如下实验：将盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（L）的试管微热时，观察到该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时，则又变回原来的浅红色。发生该现象的主要原因是＿＿＿＿＿ 2、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ， ②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小排列正确的是（Ａ．①＞④＞③＞② Ｂ．①＞②＞③＞④ Ｃ．④＞③＞①＞② Ｄ．④＞①＞③＞② 2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。 ）。 ［讲］例如在磷酸钠晶体中，n(Na＋ )=3n(PO43―)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43―的水解，有c(Na＋)>3c(PO43―),又如，在L Na2CO3 溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32―)>c(OH―)>c(HCO3―) 3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解 ［讲］配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3＋ +3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。 4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解 ［讲］例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O Al(OH)3 +3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3 加热分解：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al 2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。 5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。 ［讲］弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3＋与CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等；Fe3＋ 与CO32―、HCO3―、AlO2―等；NH4＋与SiO32― 、AlO2―等。这里还需要我们注意的是Fe3＋与S2―、HS―也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应 6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解 ［讲］铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3 水解呈碱性；CO32―+H2O HCO3―+OH―，铵态氮肥中NH4＋遇OH―逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2 或CaHPO4 ，不能被作物吸收。 长期施用 (NH4)2SO4的土壤因NH4＋的水解而使土壤的酸性增强：NH4＋+H2O NH3·H2O＋H＋ 7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解 ［讲］例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32―、HCO3―水解，使溶液呈碱性，OH―与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。 8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解 ［讲］例如，明矾KAl(SO4)2 ·12H2O净水原理：Al3＋+3H2O 起到净水作用。 9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2 ［讲］将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4＋+H2O NH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2 Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应 10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解 ［讲］例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3＋水解产生H＋反应：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3 +3H＋ 不断向右移动，Fe3＋会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。 11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识 ［讲］泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2（SO4）3 和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3＋＋3HCO3―＝＝Al(OH)3＋3CO2 ；日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。；水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3 ，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2 ；小苏打片可治疗胃酸过多；磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。 12、加热蒸干盐溶液析出固体 ［讲］不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3 ；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如 Ca(HCO3)2。 13、判断盐对应酸的相对强弱 ［讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大 Al(OH)3 (胶体)+3H＋ ，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA 教学回顾： 专题：电解质溶液中有关离子浓度的判断 知识 教 学 目 的 技能 过程 方法 情感 1、学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题 1、培养学生运用对比法和依据客观事实解决问题的逻辑思维能力 1、引导学生树立“透过现象，抓住本质”的辩证唯物主义认识观点，培养学价值观 生善于观察、勤于思考的科学态度 重 点 溶液中微粒浓度的大小比较 难 点 双水解问题 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： 2.水解理论： 二、电解质溶液中的守恒关系 知 识 结 构 与 板 书 设 计 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。 3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。 二、典型题――溶质单一型 1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断 弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) 2、弱碱溶液 3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型 (1) 一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子) (2) 二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)> C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子) (3) 二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子) 三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断 1、强酸与弱碱混合 2、强碱与弱酸混合：C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子) > C (水电离出的另一离子) 3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合 4、酸碱中和型 (1) 恰好中和型 (2) pH等于7型 (3) 反应过量型 四、守恒问题在电解质溶液中的应用 1、两种物质混合不反应： 2、两种物质恰好完全反应 3、两种物质反应，其中一种有剩余： （1） 酸与碱反应型 （2）盐与碱(酸)反应型 4、不同物质同种离子浓度比较型 教学过程 的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ［讲］⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 备注 ［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题 2.水解理论： ［投］从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3)＞＞c(H2CO3)或c(OH ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ―― +-［讲］⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na) ＞ c(HCO3)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H的（或OH）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H)（或碱性溶液中的c(OH)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H)＞c(OH)，水解呈碱性的溶液中c(OH)＞c(H)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 -++-+-+-［过］ 守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如 质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， ［讲］电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 ＋［投影］例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) ［注］书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。 ［讲］实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。 ［讲］在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系 ［投影］c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒) C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―) (H、O原子守恒) ［讲］在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。 HS―＋H2O H2S＋OH― HS― H＋＋S2― H2O H＋＋OH― ［投影］从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋) ［讲］得出的式子被称为质子守恒 3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。 ［过］现将此类题的解题方法作如下总结。 二、典型题――溶质单一型 1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断 ［讲］解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡 ［点击试题］L 的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________ 解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2S应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―) H＋+HS―；HS― H＋+S2― 。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子) ［过］同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题 2、弱碱溶液 ［点击试题］室温下，L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是 A. c(OH-)＞c(H+) (NH3·H2O)+c(NH4+)=L (NH4)＞c(NH3·H2O)＞c(OH)＞c(H) (OH-)=c(NH4+)+c(H+) ［过］下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较的解题方法 3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型 ［讲］解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子 ［点击试题］在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( ) A、 B、 C、 D、 c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋) c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋) c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―) c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋) +-+解析：在CH3COONa溶液中： CH3COONa Na＋+CH3COO― ，CH3COO―+H2O CH3COOH+OH― ；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。 一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子) ［点击试题］在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______ 解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32― ，CO32―+H2O+H2O HCO3―+OH― ，HCO3―H2CO3+OH― 。CO32―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，则C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又发生第二步水解，则C(OH―)>C(HCO3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―) > C(H＋)。此题的答案为：C(H＋) 课题：第四节 难溶电解质的溶解平衡(一) 教 学 目 的 知识 技能 过程 方法 让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。培养学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。 引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。 情感 价值观 认识自然科学中的对立统一的辨证唯物主义。 重 点 难溶电解质的溶解平衡 难 点 难溶电解质的溶解平衡 第四节 难溶电解质的溶解平衡 一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？ 1、难溶电解溶解平衡的概念：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡） 2、表达式：如： AgCl (s) 3、特征：动、等、定、变 4、影响溶解平衡的因素： Cl－（aq）＋Ag＋（aq） （1）内因：电解质本身的性质 ①、绝对不溶的电解质是没有的。 知 识 结 构 与 板 书 设 计 ②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （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。 5、溶度积（平衡常数）——Ksp (1) 对于沉淀溶解平衡：（平衡时） MmAn (s) 简称溶度积。 (2) 溶度积常数的意义： 1对于相同类型的电解质，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。 ○2Ksp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有Ksp 越大S○ mMn＋（aq）＋ nAm—（aq） Ksp＝[ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为溶度积常数，越大的结论。 3同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。 ○(3) 溶度积规则 若任意时刻有： Qc ＝ [ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 则有：Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态 Qc < Ksp 未饱和。 教学过程 备注 ［引入］ 用初中学习的溶解度知识和高中学习的化学平衡理论。来分析NaCl溶解于 水的几种情况，引入新课。 ［设问］在NaCl溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？ 当v（结晶）=v（溶解）时，体系处于什么状态？ ［投影］ NaCl(s) ［补充演示实验——1］ 向饱和NaCl溶液中加浓盐酸 ［学生］观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因 ［过渡］可溶电解质既然存在溶解平衡，那么难溶电解质是否也存在溶解平衡？ 第四节 难溶电解质的溶解平衡 ［讲］我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：［设问］Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？ ［思考与交流］指导学生阅读P61-62， 一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？ ［问］1、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl- 2、难溶电解质的定义是什么难溶物的溶解度是否为0 ［讲］习惯上,将溶解度小于克的电解质称为难溶电解质难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0(生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存)。 ［讲］生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。 ［问］3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？如何表示？ ［讲］是 Cl－（aq）＋Ag＋（aq） ［讲］在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，就到达溶解平衡。 1、难溶电解溶解平衡的概念：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉 AgCl (s) ［问］4、什么情况下就到达溶解平衡？ 如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。 Na+(aq) + Cl-(aq) ［设问］ NaCl能不能和盐酸反应？ 淀溶解平衡） 2、表达式：如： AgCl (s) Cl－（aq）＋Ag＋（aq） ［讲］尽管AgCl 溶解度很小并非绝对不容，生成AgCl沉淀会有少量溶解。从固体溶解平衡的角度，不难理解AgCl在溶液中存在下述两个过程：在AgCl溶液中，一方面，在水分子作用下，少量Ag＋ 和Cl―脱离AgCl的表面溶入水中；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl―受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立了动态的溶解平衡。 ［过］根据我们前面所学的知识，请同学们归纳出溶解平衡的特征。 3、特征：逆、动、等、定、变，是一个多相的、动态的平衡 ［讲］溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当改变影响平衡的一个条件，平衡就会发生移动。 ［随堂练习］书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式 AgI(s) (aq) 4、影响溶解平衡的因素： ［问］应该从那几方面去分析？ Ag＋(aq)+I―（1）内因：电解质本身的性质 ［讲］不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、NaOH等，这些物质的溶解度大于克，我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，这些物质的溶解度在克到克之间，我们通常把它们称作微溶物质，有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、AgS等，这些物质的溶解度小于克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。 ［投影］ 难溶 微溶 易溶 m(g) ①、绝对不溶的电解质是没有的。 ②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 ［过］根据前面所学知识大家一起来探讨影响溶解平衡的外界因素： （2）外因： ［讲］通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强的影响。下面请同学们考虑浓度、温度对溶解平衡分别有什么影响？ ［讲］若向沉淀溶解平衡体系中加入相同的离子，平衡向生产沉淀的方向移动。若向沉淀溶解平衡体系中加入某些离子，可与体系中某些离子反应生成难溶的物质或气体，则平衡向溶解的方向移动。 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。 ［讲］多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，升高温度，平衡向溶解方向移动；但也有少数电解质，溶解度随温度升高而减小。升高温度，平衡向沉淀方向移动。 ［随堂练习］ 石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH― (aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是（ A B ） A. Na2CO3溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液 ［小结］难溶电解质的溶解平衡作为一种平衡体系，遵从平衡移动原理。沉淀溶解平衡跟其他平衡一样也有平衡常数，这个平衡常数应该怎样表示呢？ ［科学视野］指导学生阅读P65科学视野有关内容 5、溶度积（平衡常数）——Ksp (1) 对于沉淀溶解平衡：（平衡时） MmAn (s) 数，简称溶度积。 (2) 溶度积常数的意义： 1对于相同类型的电解质，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。 ○2Ksp 和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有Ksp 越大○ mMn＋（aq）＋ nAm—（aq） Ksp＝[ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为溶度积常S越大的结论。 3同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。 ○［讲］通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积---离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。 (3) 溶度积规则 若任意时刻有： Qc ＝ [ c (Mn＋) ]m·[c(Am— )]n 则有：Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀， Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态 Qc < Ksp 未饱和。 ［拓展训练］溶度积的应用 1、已知溶度积求离子浓度 例1、已知室温下PbI2的溶度积为×10-9，求饱和溶液中Pb2+和I― 的浓度;在c(I― )=·L-1的溶液中, Pb2+的浓度最大可达到多少 2、已知溶度积求溶解度： 例2、已知 298K 时Mg(OH)2 的 Ksp = ×10－12，求其溶解度S。 3、已知溶解度求溶度积 例3. 已知AgCl 298 K 时在水中溶解了×10-3g·L-1，计算其Ksp。 4、利用溶度积判断离子共存 例4、已知298K时， MgCO3的Ksp = ×10-6，溶液中c(Mg2＋ ) = mol·L-1，c(CO32― ) = ·L-1，此时Mg2＋ 和CO32― 能否共存？ ［小结］本节课我们初步认识了沉淀溶解平衡，了解到难溶电解质也存在溶解平衡。并在前面所学的几种平衡的基础上一起探究了沉淀溶解平衡的特征和影响平衡移动的几个因素，以及溶解平衡常数——溶度积。要求同学们能够理解概念，掌握特征和影响平衡移动的因素以及学会将溶度积常数用于相关的判断和计算。 教学回顾： 课题：第四节 难溶电解质的溶解平衡(二) 知识 教 学 目 的 技能 过程 方法 情感 了解沉淀溶解平衡在生产生活中的应用(沉淀生成、分步沉淀，沉淀的溶解和转化) 引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题 在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及价值观 对立统一的辩证唯物主义观点 重 点 难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化 难 点 沉淀的转化和溶解 知 识 结 构 与 板 书 设 计 二、沉淀溶解平衡的应用 1、沉淀的生成 （1）方法：A、调节PH法 B、加沉淀剂法 C、同离子效应法 D、氧化还原法 （2）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好 （3）意义：物质的检验、提纯及工厂废水的处理等 (4) 不同沉淀方法的应用 1 直接沉淀法：除去指定的溶液中某种离子或获取该难溶电解质 2 分步沉淀法：鉴别溶液中含有哪些离子或分别获得不同难溶电解质 3 共沉淀法：除去一组某种性质相似的离子，加入合适的沉淀剂 4 氧化还原法：改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难溶电解质便于分离除去 2、沉淀的溶解 (1) 酸碱溶解法 (2) 盐溶解法 (3) 生成配合物使沉淀溶解 (4) 发生氧化还原反应使沉淀溶解 3、沉淀的转化 (1) 方法：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。 (2) 实质：生成溶解度更小的难溶物 教学过程 备注 ［新课引入］难溶电解质的沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条 件，控制其进行的方向，沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。本 节课我们共同探究沉淀反应的应用。 二、沉淀溶解平衡的应用 ［探究］向饱和NaCl溶液中加浓盐酸会有什么现象？运用平衡移动原理，讨论产生 现象的原因 ［讲］加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。 ［问］以上是存在溶解平衡时的情况，如果不存在溶解平衡，如何生成沉淀呢？ ［探究］如何处理工业废水中的Fe3+ ［讲］加入含OH－的溶液将Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀，OH－的溶液就是“沉淀剂”。还可以通过调节溶液的pH值来使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀 1、沉淀的生成 （1）方法：A、调节PH法 B、加沉淀剂法 C、同离子效应法 D、氧化还原法 1、 沉淀剂的选择：要求除去溶液中的某种离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去。如：沉淀Ag+，可用NaCl作沉淀剂，因为它的溶解度小。溶液中沉淀物的溶解度越小，被沉淀离子沉淀越完全。如：被沉淀离子为Ca2+离子，可用生成CaCO3，CaSO4或CaC2O4形成沉淀出来，但这三种沉淀物中以CaC2O4的溶解度最小，因此，沉淀成CaC2C4的形式，Ca2+离子去除的最完全。 2、形成沉淀和沉淀完全的条件：由于难溶电解质溶解平衡的存在，在合理选用沉淀剂的同时，有时还要考虑溶液的pH和温度的调控。加入适当过量沉淀剂，使沉淀完全，一般过量20%--50%。要注意沉淀剂的电离程度。如欲使Mg2+离子沉淀为Mg(OH)2，用NaOH做沉淀剂比用氨水的效果要好。 3、控制溶液PH值，对于生成难溶氢氧化物或硫化物的反应，必须控制溶液的PH值。 4、通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难电解质以便分离出去 ［思考与交流］P63, 指导学生思考讨论两个问题。 从溶解度角度考虑，应选择钡盐 （2）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好 （3）意义：物质的检验、提纯及工厂废水的处理等 ［讲］生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂质或提纯物质的重要方法之一，但不是唯一方法。 (4) 不同沉淀方法的应用 1 直接沉淀法：除去指定的溶液中某种离子或获取该难溶电解质 2 分步沉淀法：鉴别溶液中含有哪些离子或分别获得不同难溶电解质 3 共沉淀法：除去一组某种性质相似的离子，加入合适的沉淀剂 4 氧化还原法：改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难溶电解质便于分离除去 ［随堂练习］为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是（ D ） A、NaOH B、Na2CO3 C、氨水 D、MgO ［过］既然已经存在沉淀，就存在沉淀溶解平衡。沉淀的溶解就要从沉淀向溶解方向移动考虑。 ［问］结合以前的知识，如果想溶解碳酸钙，可以用什么方法为什么 2、沉淀的溶解 (1) 酸碱溶解法 ［投影］CaCO3的溶解 （p63页） ［讲］在上述反应中，气体CO2的生成和逸出使CaCO3溶解平衡体系中的CO32―浓度不断减小，平衡向沉淀溶解方向移动。难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2也可溶于强酸，其反应如下：FeS+2H＋==Fe2＋+H2S；Al(OH)3+3H＋ ==Al3＋+3H2O；Cu(OH)2+2H＋==Cu2＋+2H2O ［过］除了酸之外，某些盐溶液也可用来溶解沉淀。 (2) 盐溶解法 ［投影实验3-3］ 滴加试剂 现象 ［思考与交流1］ 分析：对于难溶氢氧化物来说，如Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2……，加酸，由于形成弱电解质水促使沉淀溶解。例如Mg(OH)2可溶于盐酸，表示如下： 蒸馏水 象 盐酸 氯化氨溶液 逐渐溶解 固体无明显溶解现迅速溶解 由于溶液中生成水，OH-离子浓度降低，使Mg(OH)2沉淀溶解平衡向右移动，从而促使Mg(OH)2沉淀溶解。 Mg(OH)2、Mn(OH)2等溶解度较大的氢氧化物还能溶于NH4Cl溶液中。表示为： 由于溶液中生成弱电解质NH3·H2O，使OH-离子浓度降低，Mn(OH)2沉淀溶解平衡向右移动，从而促使Mn(OH)2沉淀溶解。 ［小结］上面两个反应中，Mg(OH)2在水中少量溶解、电离出的OH―分别与酸和盐电离出的H＋、NH4＋作用，生成弱电解质H2O和NH3·H2O，它们的电离程度小，在水中比Mg(OH)2更难释放出OH―，H2O和NH3·H2O的生成使Mg(OH)2的溶解沉淀平衡向溶解方向移动，直至完全溶解。 ［过］除此之外，还有一些其他方法。例如，AgCl可溶于NH3·H2O，银氨溶液的配制过程其实质都是生成配合物沉淀溶解 (3) 生成配合物使沉淀溶解 (4) 发生氧化还原反应使沉淀溶解 ［讲］如有些金属硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，通过减少C(S2―)而达到沉淀溶解的目的。例如：3CuS+8HNO3 == 3Cu(NO3)2 +S+2NO+4H2O ［过渡］当向AgNO3和NaCl恰好完全反应的平衡体系中加入I－，若再加入S2－，会看到什么现象？ ［投影实验］根据实验3-4的实验步骤，指导学生完成实验。 ［设问］通过实验你观察到了什么现象？ ［投影］ 步骤 现象 ［演示实验3－5］根据实验3-4的实验步骤，指导学生完成实验。 步现象 3、沉淀的转化 (1) 方法：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。 ［讲］沉淀的转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现 向MgCl2 溶液中滴加向有白色沉淀的溶液中滴加静置 FeCl3 溶液 白色沉淀变红褐色 红褐色沉淀析出溶液褪至无色 有白色沉淀析出 骤 NaOH 溶液 AgCl和AgNO3溶向所得固体混合物中滴加向新得固体混合物中滴加液混合 又白色沉淀析出 KI溶液 白色沉淀转化为黄色 Na2S溶液 黄色沉淀转化为黑色 (2) 实质：生成溶解度更小的难溶物 ［总结］沉淀的生成、溶解、转化本质上都是沉淀溶解平衡的移动问题，其基本依据主要有：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。③加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。④加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。 教学回顾： 因篇幅问题不能全部显示，请点此查看更多更全内容