高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》新課標人教版課件系列《高中化學》選修4高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》第三章

《水溶液中的

離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》教學目標１了解電解質、強電解質和弱電解質的概念。２了解強、弱電解質與結構的關系，能正確書寫常見物質的電離方程式。３理解弱電解質的電離平衡，以及溫度、濃度等條件對電離平衡的影響。４了解水的電離平衡及其“離子積”５了解溶液的酸堿性和pH的關系６使學生理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解。７培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質。８培養學生的實驗技能，對學生進行科學態度和科學方法教育。９掌握難溶電解質的溶解平衡及溶解平衡的應用10運用平衡移動原理分析、解決沉淀的溶解和沉淀的轉化問題高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》第三章水溶液中的離子平衡第一節《弱電解質的電離》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》1、(1)什么叫電解質？舉例說明.(2)什么叫非電解質？舉例說明.

知識回顧：高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》電解質和非電解質比較電解質非電解質概念：在水溶液中或熔化狀態下在水溶液和熔化狀態能夠導電的化合物。下都不能導電的化合物。和結構關系：大多數離子化合物極性鍵或非極性鍵構成強極性鍵共價化合物的化合物實例：酸堿鹽，H2O大多數有機物，SO3、CO2

等說明：溶液導電與否是由內外因共同作用的結果，內因為必須有電解質，外因在水的作用下兩者缺一不可，可用下列圖示表示：電解質電離導電

溶液導電性強弱是由溶液中自由移動離子濃度決定。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》1.石墨能導電，所以是電解質。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是電解質。3.鹽酸能導電，所以鹽酸是電解質。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導電，所以均為電解質。討論以下幾種說法是否正確，并說明原因。實驗3-1：體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應，并測量溶液的pH值

1mol/LHCl1mol/LCH3COOH與鎂條反應現象

溶液的pH值

高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，說明1mol/LHCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為1mol/L，說明HCl完全電離；而開始1mol/LCH3COOH與鎂條反應較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于1mol/L，說明醋酸在水中部分電離。HCl是強電解質，CH3COOH是弱電解質。探究結果：高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》什么叫強電解質？什么叫弱電解質？在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質；如強酸、強堿、絕大多數鹽。只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。如弱酸、弱減、水。練習：判斷下列物質，屬強電解質的有哪些？屬弱電解質的有哪些？NaCl、NaOH

、H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O、Cl2、Cu高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》強電解質：

弱電解質：

在水溶液里或熔融狀態下全部電離成離子的電解質(其離子無分子化傾向)。包括大多數鹽類、強酸、強堿。

在水溶液里部分電離成離子的電解質(其離子有分子化傾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱堿(如NH3·H2O)、水。NaCl=Na++Cl-HAcH++Ac-

高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》小結：離子化合物大部分的鹽類強堿｛共價化合物｛強酸弱酸弱堿

水｝｝弱電解質強電解質高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》二、弱電解質的電離平衡

思考與討論：

1、開始時，V電離和V結合怎樣變化？

2、當V電離=V結合時，可逆過程達到一種什么樣的狀態？畫出V～t圖。

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=V結合平衡狀態ⅠtV高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》電離平衡

在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態——思考與討論：

例1，在氨水中存在怎樣的電離平衡？向其中分別加入適量的鹽酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，對平衡有什么影響？高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》NH3·H2ONH4

++OH-加入物質鹽酸NaOH溶液NH4Cl溶液加大量水平衡移動方向

右左左右高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》影響電離平衡有哪些因素（1）溫度電離過程是吸熱過程，平衡溫度升高向電離方向移動。（2）濃度濃度越大，電離程度越小。（3）其他因素高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》問題探討2.金屬導電與電解質溶液導電有何不同？升溫對二者的導電性有何影響？

*自由電子的定向移動；自由移動的離子定向移動*升溫，金屬導電性減弱；電解質溶液導電性增強高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》說明：①電離平衡是動態平衡，平衡移動符合勒夏特列原理②多元弱酸，分步電離，第一步電離大于第二步電離，第二步電離遠大于第三步電離……，

例如:0.1mol/LH2S溶液中各步電離[H+]為：

H2SH++HS-[H+]=1×10-4mol/LHS-H++S2-[H+]=1×10-13mol/L

電離難的原因：

a、一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+離子電離困難的多；

b、一級電離出的H+抑制了二級的電離。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》例3：0.1mol/L的CH3COOH溶液CH3COOHCH3COO-+H+電離程度n(H+)C(H+)導電能力加水升溫加NH4Cl加HCl加NaOH高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練習1.將0.1mol/L的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的降低，下列數據逐漸增大的是（）A.[H+]B.[OH]-C.[OH]-/[NH3·H2O]D.[NH4]+2.一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為減緩反應速率而不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（）A.NaOH(固）B.H2OC.NH4Cl（固）D.CH3COONa(固）ACBD高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練習3.有H+濃度相同、體積相等的三種酸：a、鹽酸b、硫酸c、醋酸，同時加入足量的鋅，則開始反應時速率______，反應完全后生成H2的質量_________。（用<、=、>表示）a=b=ca=b<c高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練習4.下列物質的導電性最差的是（）A.0.1mol/L的鹽酸B.0.1mol/L的氫氟酸C.0.1mol/L的氫氰酸D.石墨棒5.把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中，溶液的導電性變化不大的是（）A.自來水B.0.5mol/LNH4Cl溶液C.0.5mol/L醋酸D.0.5mol/L鹽酸

CBD高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？

三、電離平衡常數（K）

看課本自學相關內容并思考：（1）什么叫電離平衡常數？（2）電離平衡常數的化學含義是什么？（3）怎樣用電離平衡常數比較弱電解質的相對強弱？（4）影響電離平衡常數的因素是什么？高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》弱電解質電離程度相對大小的參數一

電離平衡常數（K）對于一元弱酸HAH++A-，平衡時Ka=c(H+).c(A-)

c(HA)對于一元弱堿MOHM++OH-，平衡時Kb=c(M+).c(OH-)

c(MOH)意義：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強。K值只隨溫度變化。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步的。例：H2CO3H++HCO3-

一(1)HCO3-

H++CO32-

一(2)每一步的電離程度是不一樣的。(9)寫出H3PO4在水溶液中的電離方程式。H3PO4H+

+H2PO4-一(1)H2PO4-H+

+HPO42-

一(2)HPO42-H++PO43-

一(3)就電離本身而言，你推測每一步的電離程度如何變化，為什么？高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

對于多元酸：多元弱酸是分步電離的，K1》K2（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步電離決定。

試根據課本中“一些弱酸和弱堿的電離平衡常數”比較它們的相對強弱。草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸

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再見祝同學們學習進步高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

探究實驗設計建議：高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》第三章水溶液中的離子平衡第二節《水的電離和溶液的酸堿性》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》一、水的電離水是一種極弱的電解質精確的導電性實驗表明，純水大部分以分子的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O＋和OH－。水中存在著微弱的電離。H2O+H2OH3O++OH-簡寫為：H2OH++OH-+++-高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》水的離子積(KW)水達到電離平衡時，也存在著電離常數因水的電離極其微弱，在室溫下55.6molH2O中只有1×10-7molH2O電離。c(H2O)可視為常數，上式可表示為：c(H+)·c(OH-)c(H2O)=K電離c(H+)·c(OH-)=K電離·c(H2O)=KW高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》水的離子積(KW)水的離子積KW可由實驗測得，也可通過計算求得。由上表可知，隨著溫度的升高，水的離子積增大。一般在室溫下，忽略溫度的影響。c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14KW=t/℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.014050901002.925.4738.055.0高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》思考與交流根據室溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。1.酸或堿的稀溶液的密度與純水相近，1L酸或堿的稀溶液約為1000g，其中，H2O的物質的量近似為1000g/18g/mol=55.6mol。此時，發生電離的水是否仍為純水狀態時的1×10-7mol？

因酸電離出來的H＋或堿電離出來的OH－對水的電離有抑制作用，所以發生電離的水的物質的量小于純水狀態時的1×10-7mol。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》思考與交流2.比較下列情況下，c(H+)和c(OH-）的值或變化趨勢（增加或減少）：純水加少量鹽酸加少量氫氧化鈉c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較10-7mol/L10-7mol/Lc(H+)=c(OH-)變大

變小c(H+)>c(OH-)變小變大c(H+)<c(OH-)3.酸性溶液中是否有OH-存在？堿性溶液中是否有H+存在？高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》溶液的酸堿性與c(H+)的關系c(H+)與c(OH-)關系25℃，c(H+)/mol·L-1

溶液酸堿性

c(H+)=c(OH-)=1×10-7中性c(H+)>c(OH-)>1×10-7

酸性c(H+)<c(OH-)<1×10-7堿性高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

溶液的pH1.pH的定義：

pH=-lgc(H+)

例：c(H+)=0.001mol/LpH=-lg0.001=3

例：c(OH-)=0.01mol/L

c(H+)=1×10-14/10-2=1×10-12mol/LpH=-lg1×10-12=12高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

溶液的pH2.pH的適用范圍c(H+)≤1mol/L和c(OH-)≤1mol/L的稀溶液。3.pH的意義（常溫）98101113121476543210中性堿性增強酸性增強高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》溶液的pH——正誤判斷1、一定條件下

pH越大，溶液的酸性越強。2、用pH表示任何溶液的酸堿性都很方便。3、強酸溶液的pH一定大。4、pH等于6是一個弱酸體系。5、pH有可能等于負值。6、pH相同的強酸和弱酸中c(H+)相同，物質的量濃度也相同。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

若定義：pOH=-lgc(OH-)

pKw=-lgKw

則室溫下在同一溶液中，pH、pOH與pKw之間有什么關系？

-lgKw=-lgc(H+)·c(OH-)pKw=pH+pOH

因室溫下Kw=1×10-14

所以：pH+pOH=14思考與練習高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

溶液的pH4.pH的測定方法一：用pH試紙測定使用方法：用玻璃棒蘸待測液點在pH試紙上，然后與標準比色卡比較。廣泛pH試紙只能得到整數值。精密pH試紙可以精確到0.1。

pH試紙不可潤濕，否則有可能將待測液稀釋了。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》廣泛pH試紙精密pH試紙高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

溶液的pH4.pH的測定方法二：用pH計測定高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算1——

酸的稀釋例題：①在25℃時，pH等于2的鹽酸溶液稀釋到原來的10倍，pH

等于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg10－2/10=-lg10-3=3此時不能忽視H2O的電離產生的H＋。設水產生的c(H＋)=c(OH-)=x，則有：(10－8＋x)·x=10-14x≈0.95×10-7mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)pH=-lg10-14/0.95×10-8=14-8+0.98=6.98由HCl產生的c(H+)=10-5/1000=10-8mol/L.

②在25℃時，pH等于5的鹽酸溶液稀釋到原來的1000倍后，pH等于多少？解pH=-lgc(H+)=-lg10－2/1000=-lg10-5=5高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算2——

堿的稀釋例題：在25℃時，pH等于9的強堿溶液稀釋到原來的10倍，pH

值于多少？稀釋到1000倍后，pH等于多少？解：①c(OH-)=10—5/10≈10-6pH=-lgc(H+)=-lgKW/c(OH-)=-lg10-14/10-6=8②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L設溶液中c(H+)=x,則有:x+(x+10-8)=10-14解得：x=0.95×10-7mol/LpH=-lg0.95×10-7=8-0.98=7.02=lg10-8高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算3——

強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH等于1的鹽酸溶液1L和pH等于4的硫酸溶液1000L混合pH等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10-4=4-lg2=3.7關鍵：抓住氫離子進行計算！高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算4——

強堿與強堿混合解：=4-lg5=3.3例題：在25℃時，pH等于9和pH等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH等于多少？[OH—]=（1×10—5+1×10—3）/(1+1)pOH=-lgc(OH—)pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7pH混=pH大-0.3關鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算5——

強酸與強堿混合例題：在25℃時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2Oc(H+)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.04mol,n(HCl)=0.06mol,HCl過量。pH=-lgc(H+)=-lg0.1=-lg10-1=1關鍵：酸過量抓住氫離子進行計算！高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算5——

強酸與強堿混合例題：在25℃時，100mlO.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O關鍵：堿過量抓住氫氧根離子進行計算！c(OH-)=(0.06-0.04)mol/(0.1+0.1)L=0.1mol/Ln(NaOH)=0.06mol,n(HCl)=0.04mol,NaOH過量。pH=-lgc(H+)=-lg10-14/0.1=13高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》pH計算6——

強堿與強堿混合例題：在25℃時，pH=10與pH=12氫氧化鈉溶液等體積混合后,溶液中c(H+)等于多少？解：①c(H+)=(10-10+10-12)mol/(1+1)L=0.5×10-10mol/L正確的是

。②c(OH-)=(10-4+10-2)mol/(1+1)L=0.5×10-2mol/Lc(H+)=10-14/0.5×10-2=2×10-12mol/L關鍵：堿性溶液中抓住OH-進行計算②高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》三、pH應用1、工農業生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性。2、人們的生活健康也與溶液的酸堿性有關。3、酸堿中和滴定中溶液pH變化（借助酸堿指示劑的顏色變化）是判斷滴定終點的依據。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》人體幾種體液和代謝產物的正常pH:高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》四、酸堿中和滴定⒈用已知物質的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質的量濃度的堿（或酸）的方法⒉滴定終點判斷的依據：溶液pH的變化。在接近滴定終點（pH=7）時，很少量（約1滴，0.04mL）的堿或酸就會引起溶液pH的突變。此時指示劑明顯的顏色變化表示反應已完全，即反應達到終點。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》滴定曲線0.100mol/LNaOH滴定20.00mL

0.100mol/LHCl過程中的pH變化0.100mol/LHCl滴定20.00mL

0.100mol/LNaOH過程中的pH變化高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》⒋酸堿指示劑的變色范圍指示劑pH變色范圍酸色堿色甲基橙3.1~4.4紅色黃色石蕊5.0~8.0紅色藍色酚酞8.2~10.0無色紅色高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》8.2~10.04.4~6.23.1~4.4高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》NaOH溶液滴定鹽酸和乙酸的滴定曲線高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》5.酸式滴定管和堿式滴定管高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練習：常溫下pH=a，體積為Va的強酸與pH=b，體積為Vb的強堿混合，恰好完全反應呈中性。若a+b=14，則Va__Vb(>.=.<）若a+b=12，則Va__Vb.(>.=.<）若a+b=15，則Va__Vb.(>.=.<）Va/Vb=______＿_。=<>10(a+b)-14高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》第三章水溶液中的離子平衡第三節《鹽類的水解》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

以水的電離平衡為基礎,說明HCl、NaOH的水溶液為什么分別顯示酸性和堿性？思考：高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》請思考？1、CH3COONa是哪兩種酸堿反應得到的鹽?2、其水溶液中存在哪些離子？3、這些離子能相互反應嗎？4、若反應，結果怎么樣？高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》H2OH++OH_

醋酸鈉在溶液中的變化:CH3COONa=CH3COO_

+Na++

CH3COOH

CH3COO+H2OCH3COOH+OH_CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH1、強堿弱酸所生成鹽的水解高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

NH4Cl=NH4++Cl-

硫酸銨在溶液中的變化:H2OOH_+H+NH3.H2O+NH4++H2ONH3.H2O+H+NH4Cl+H2ONH3.H2O+HCl

2、強酸弱堿所生成鹽的水解高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》一、鹽類的水解的概念

在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》水解的條件：生成弱電解質。水解的實質：破壞了水的電離平衡。水解反應與中和反應的關系:酸+堿鹽+水中和水解對概念的理解鹽類水解是中和反應的逆反應鹽類水解程度一般都很小高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》測試對象

溶液酸堿性

CH3COONa

Na2CO3KFNH4Cl

(NH4)2SO4Al2(SO4)3NaCl

KNO3Ba(NO3)2實驗結果統計分析及推理：堿性酸性中性生成該鹽的酸堿CH3COOH NaOHH2CO3NaOHHF KOHHClNH3·

H2OH2SO4NH3·H2OH2SO4Al(OH)3HClNaOHHNO3KOHHNO3Ba(OH)2鹽的類型強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強堿強酸鹽高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》二.鹽類水解的規律類型實例是否水解水解的離子生成的弱電解質溶液的酸堿性強酸弱堿鹽NH4Cl強堿弱酸鹽CH3COONa強酸強堿鹽NaCl

水解水解不水解弱堿陽離子弱酸陰離子無弱堿弱酸無酸性堿性中性有弱才水解都強不水解規律誰弱誰水解誰強顯誰性高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》影響水的電離平衡的因素。

H2OH＋＋OH－

1．升溫，促進水的電離；

3．加入能水解的鹽，促進水的電離2．加入酸或堿，抑制水的電離。小結高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》例題1：在鹽類的水解過程中，下列敘述正確的是（）A.鹽的電離平衡被平破壞B.水的電離平衡被破壞C.沒有中和反應發生D.溶液的PH值一定變大B高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》例題2：能使水的電離平衡向電離方向移動，并使溶液中的C（H+)＞C（OH-）的措施是（）A.向純水中加入幾滴稀鹽酸B.將水加熱煮沸C.向水中加入碳酸鈉D.向水中加入氯化銨D高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》課堂練習：1.下列溶液PH小于7的是A、溴化鉀B、硫酸銅C、硫化鈉D、硝酸鋇2.下列溶液能使酚酞指示劑顯紅色的是A、碳酸鉀B、硫酸氫鈉C、硫化鈉D、氯化鐵3.下列離子在水溶液中不會發生水解的是A、NH4+B、SO42_

C、Al3+D、F_高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》1．請判斷下列鹽溶液的酸堿性：CuSO4；FeCl3；Na2S；KNO3；BaCl2；Na2SO3。2．請按pH增大的順序排列下列鹽溶液（物質的量濃度相等）：NaNO3；

H2SO4；AlCl3；Na2CO3.3．常溫下，pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中，水電離出來的c(H+)之比為

。提高訓練高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》三、鹽類水解方程式的書寫例1、書寫下列物質水解的離子方程式：

NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2

高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》鹽類水解方程式的書寫規律

1、鹽類水解一般是比較微弱的，通常用“”表示，同時無沉淀和氣體產生。

2、多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大，故相同物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，溶液堿性誰強。

3、多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。

4、多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進行，溶液中既存在水解平衡，又存在電離平衡。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》下列各式中屬于正確的水解反應的離子方程式是（）A.NH4++H2O=NH3·H2O+H+B.S2-+2H2OH2S+2OH-C.CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+D.CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-例題2：D高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》四、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質。另外還受外界因素影響：

1、溫度：鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度水解程度增大。

2、濃度：鹽的濃度越小，一般水解程度越大。加水稀釋鹽的溶液，可以促進水解。

3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》課堂練習1、相同濃度的下列溶液中，c(CO32-)的大小關系依次為①Na2CO3②NaHCO3

③NH4HCO3④（NH4）2CO3答：①>④>②>③2、相同濃度的NaF和NaCl溶液中，其離子總濃度的大小關系是

。NaCl＞NaF高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》小結：鹽類水解規律1．誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，都強不水解。2．大多數鹽水解程度較小，多元弱酸的酸根分步水解，以第一步水解為主。3.同種離子單水解的程度小于雙水解。如NaHCO3

中的HCO3-

的水解程度小于NH4HCO3中的HCO3-的水解程度。4.多元弱酸酸式鹽溶液中存在兩種平衡，電離平衡與水解平衡共存，溶液的酸堿性取決于這兩個平衡誰占主導地位。HPO24-以水解為主，溶液顯堿性。H2PO4-

、

HSO3-以電離為主，溶液顯酸性高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》五、鹽類水解的應用

1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時，通常需考慮鹽的水解。練：相同條件，相同物質的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，PH值由大到小的順序為：答:NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，需考慮鹽的水解。練：25℃時，在濃度均為1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中c(NH4+)分別為a、b、c（單位為mo/L）,則下列判斷正確的是（）

A.a=b=cB.c>a>bC.b>a>cD.a>c>b高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》3、關于弱酸、弱堿的判斷。練：能證明醋酸是弱酸的事實是（）

A.醋酸能使紫色石蕊試液變紅

B.醋酸能被弱堿氨水中和

C.醋酸鈉溶液的PH值大于7D.常溫下，0.1mol/L醋酸溶液中C（H+）為

1.32×10-3mol/LCD高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

物質的量濃度相同的三種鈉鹽，NaX、NaY、NaZ的溶液，其PH值依次為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是（）

A.HX、HZ、HYB.HZ、HY、HXC.HX、HY、HZD.HY、HZ、HXC高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》Al3+HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、HS-、S2-Fe3+HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-NH4+SiO32-練寫出Al3+和AlO2-

、CO32-、HCO3-發生雙水解的離子方程式4、雙水解問題高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

①當兩種離子水解相互促進且水解程度較大時，往往不能大量共存在下列各組離子中，能大量共存的是（）A.Ag+、NO3-、Cl-、K+B.Al3+、Cl-、HCO3-、Na+C.Fe2+、NO3-、SO42-、H+D.NH4+、Na+、Cl-、HCO3-D練高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》

②泡沫滅火器的原理Al2(SO4)3+6NaHCO3=2Al(OH)3↓+6CO2↑+3Na2SO4高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》5、水溶液的配制。怎樣配制FeCl3溶液？答：取一定量的FeCl3晶體于燒杯中，加適量較濃的鹽酸溶解，然后再加蒸餾水稀釋到所需的濃度。倒入試劑瓶，貼上標簽即可。練怎樣配制Na2S溶液？答：取一定量的Na2S晶體溶解于燒杯中，加幾滴NaOH溶液，然后再加蒸餾水稀釋到所需的濃度。倒入試劑瓶，貼上標簽即可。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》6、選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時，因無法在溶液中制取，會完全水解，只能由干法直接反應制取。加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發過程中不斷通入HCl氣體，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固體。思考：Na2CO3

、Al2(SO4)3

溶液蒸干時得到的主要產物分別是什么?高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》將溶液經蒸干、灼燒最終所得物質填入下表AlCl3FeCl3CuCl2MgCl2Al2(SO4)3FeCl2NH4ClNaHCO3Na2CO3高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練

下列溶液蒸干灼燒后得到的固體物質與原溶液溶質相同的是

A.AlCl3B.Na2SO3

C.NaHCO3D.NaCl

D高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》7、化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解。如：銨態氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈堿性。8、某些試劑的貯存，需要考慮鹽的水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應NH4Ｆ水解應會產生HF，腐蝕玻璃。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練

實驗室有下列試劑：①NaOH溶液②水玻璃③Na2S溶液④Na2CO3溶液⑤NH4Cl溶液⑥澄清的石灰水⑦濃硫酸。其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是（）

A.①⑥B.①②③④⑥C.①②③⑥D.①②③④B高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》9、某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。練：為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是（）

A．氧化鎂B.氫氧化鈉

C.碳酸鈉D.碳酸鎂AD高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》10、Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽溶液中產生H2。練在NH4Cl飽和溶液中加入Mg條，觀察到有氣泡產生，點燃有爆鳴聲，此氣體是

，產生該氣體的原因是

（離子方程式表示），微熱后，能放出有刺激性氣味的氣體，它能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，該氣體是

，產生該氣體的原因是

，總的離子方程式是

。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》提高練習

由一價離子組成的四種鹽溶液AC、BD、AD、BC，濃度均為0.1mol/L，在室溫下前兩種溶液的pH=7，第三種溶液pH＞7，最后一種溶液pH＜7。根據水解規律分析這四種鹽中陰陽離子所對應的酸、堿的相對強弱是怎樣的？

討論分析：

由于AC溶液pH=7，AD溶液pH＞7，說明D-為弱酸根離子，且D-的水解程度大于C-，因此，它們相應酸的酸性：HC＞HD。又因AC溶液pH=7，BC溶液pH＜7，說明B+為弱堿陽離子，且水解程度大于A+，因此，它們相應堿的堿性：AOH＞BOH。

高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》第三章水溶液中的離子平衡第四節《難溶電解質的溶解平衡》高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》復習：1.離子反應發生的條件有哪些？2.生成弱電解質的反應能進行到底嗎？舉例說明。3.生成難溶于水的沉淀的反應能進行到底嗎？4.易溶、可溶、微溶、難溶的標準是什么？20℃易溶可溶微溶難溶溶解度/g>10>1>0.01<0.01高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》化學式溶解度/g化學式溶解度/gAgCl1.5×10-4Ba(OH)23.89AgNO3222BaSO42.4×10-4AgBr8.4×10-6Ca(OH)20.165Ag2SO40.796CaSO40.21Ag2S1.3×10-16Mg(OH)29×10-4BaCl235.7Fe(OH)33×10-9幾種電解質的溶解度（20℃)高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》一、難溶電解質的溶解平衡1.概念：在一定條件下，當難溶電解質溶解與和生成速率相等時，得到難溶電解質的飽和溶液，即達到溶解平衡。例：AgNO3溶液與NaCl溶液混合時，有以下關系：

Ag+(aq)+Cl-(aq)AgCl(s)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)溶解沉淀高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》一、難溶電解質的溶解平衡2.幾點說明：溶解平衡的存在，決定了生成難溶電解質的反應不能進行到底。習慣上將生成難溶電解質的反應，認為反應完全了，因對于常量的反應來說，0.01g是很小的。當溶液中殘留的離子濃度<1×10-5mol/L時，沉淀就達到完全。難溶電解質的溶解度盡管很小，但不會等于0。如Ag2S的溶解度為1.3×10-16g。溶解平衡與化學平衡一樣，受外界條件的影響而發生移動。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》練習：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)2減少的是（）

A.Na2CO3溶液B.AlCl3溶液

C.NaOH溶液D.CaCl2溶液AB高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》二、沉淀反應的應用1.利用沉淀來分離或除去某些離子例：NH4Cl中含有FeCl3，使其溶于水，再加氨水調節pH到7~8，使Fe3＋生成Fe(OH)3沉淀而除去。Fe3++3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋常用沉淀劑還有Na2S、H2S等，與某些金屬離子生成極難溶的硫化物沉淀。例：Cu2++H2S=CuS↓+2H+Hg2++S2-=HgS↓高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》思考與交流1.如果要除去某溶液中的SO42－，選擇加入鈣鹽還是鋇鹽？為什么？2.如果要除去某溶液中的Mg2+，應該加入什么離子比較好？為什么？3.以你現有的知識，你認為判斷沉淀能否生成可從那些方面考慮？是否可使要除去的離子全部通過沉淀除去？如何盡可能多地除去？鋇鹽。硫酸鋇難溶，可使硫酸根離子沉淀完全，而硫酸鈣微溶，硫酸根沉淀不完全。加入OH-為好。Mg(OH)2難溶，而MgCO3微溶沉淀生成可從溶解度大小來考慮。不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去，因存在溶解平衡。可以加入過量的沉淀劑，以使平衡向沉淀的方向移動。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》二、沉淀反應的應用2.沉淀的溶解原理：不斷移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就達到使沉淀溶解的目的。例：CaCO3(s)CO32-(aq)+Ca2+(aq)HCO3-+H++H+H2CO3H2O+CO2強酸是常用的溶解難溶電解質的試劑。如可溶解難溶氫氧化物，難溶碳酸鹽、某些難溶硫化物等。高中化學人教新課標選修四化學反應原理《水溶液中的離子平衡》實驗：向三支盛有少量Mg(OH)2沉淀的試管中分別加入適量的蒸餾水、鹽酸和氯化銨溶液，觀察并記錄現象：滴加試劑蒸餾水鹽酸氯化銨溶液現象無明顯現象沉淀溶解沉淀溶解請用平衡移動原理解釋加鹽酸沉淀溶解的原理。鹽酸中H+與氫氧化鎂產生的OH-生成水，使溶解平衡