2019-2019学年高二化学苏教版选修4课件专题3 第二单元
2019-2020学年苏教版选修4专题3第3单元盐类的水解第1课时学案
第三单元盐类的水解第1课时盐类水解的实质与规律[核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：认识盐类水解有一定限度，理解盐类水解的概念，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。
2.证据推理与模型认知：通过实验分析、推理等方法认识盐类水解的实质、掌握盐溶液呈现酸、碱性的原因和规律，能根据盐的组成判断溶液的酸、碱性。
一、盐类水解的实质与规律1．探究盐溶液的酸碱性通过实验测定室温时下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH，填写下表。
盐溶液盐的类型溶液pH酸碱性NaCl强酸强碱盐pH＝7中性CH3COONa弱酸强碱盐pH>7碱性NH4Cl强酸弱碱盐pH<7酸性2.盐溶液呈现酸碱性的理论分析(1)CH3COONa水溶液呈碱性的原因①电离方程式CH3COONa溶于水完全电离：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋。
水的电离：H2O H＋＋OH－。
②水电离平衡的影响CH3COO－能与H＋结合生成弱电解质CH3COOH。
使水的电离平衡向电离的方向移动。
③溶液的酸碱性溶液中c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)<c(OH－)，故CH3COONa溶液呈碱性。
④水解方程式化学方程式：CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH。
离子方程式：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
(2)NH4Cl溶液呈酸性的原因①电离方程式NH4Cl溶于水完全电离：NH4Cl===NH＋4＋Cl－。
水的电离：H2O H＋＋OH－。
②水电离平衡的影响NH＋4与OH－结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向电离的方向移动。
③溶液的酸碱性溶液中c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，故NH4Cl溶液呈酸性。
④水解方程式化学方程式：NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl。
离子方程式：NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
3-2 课时1 溶液的酸碱性
第二单元溶液的酸碱性3-2 课时1 溶液的酸碱性知能定位1.了解溶液的酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能够用pH试纸测定溶液的pH。
4.能够进行有关pH的简单计算。
情景切入溶液的酸、碱性可通过pH来表现，pH值是怎样规定的呢？与溶液的酸碱性关系是怎样的呢？自主研习一、溶液酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系溶液的酸碱性的判断标准是溶液中+-二、溶液的pH1.pH（1）定义：用溶液中H+的物质的量浓度的负对数表示溶液的酸碱性。
（2）表达式：pH=-lgc(H+)。
（3）意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
25℃下,c(H+)＝1×10-7mol/L,pH=7,溶液呈中性。
c(H+)<1×10-7mol/L,pH>7,溶液呈碱性。
c(H+)>1×10-7mol/L,pH<7,溶液呈酸性。
2.pH的测量方法（1）酸碱指示剂①紫色石蕊试液，遇酸变红，遇碱变蓝。
②无色酚酞遇碱变红。
（2）pH试纸①广泛pH试纸：其pH测量范围是1~14。
②精密pH试纸：测量精度高，但测量范围较窄。
③pH试纸的使用方法：把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，立即与标准比色卡对比得出溶液的pH。
（3）pH计pH计精度高，可直接从仪器中读数。
课堂师生互动知识点2 溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)以及pH的关系2.溶液在25℃时，c(H+)、pH与酸碱性的关系可用下图表示：溶液中c(H+)越小，c(OH-)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强，pH越大，反之亦然。
特别提醒溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小，而pH＝7或c(H+)=1×10-7 mol·L-1仅仅是在室温下的特例，因此在使用c(H+) =1×10-7 mol·L-1或pH=7作为判断标准时，要特别注意温度条件。
2019高中化学第1部分专题4第三单元第二课时羟酸的性质和应用讲义(含解析)苏教版选修5
羧酸的性质和应用1．乙酸又称为冰醋酸，分子中含有的官能团是什么？试写出乙酸的结构简式。
提示：羧基(－COOH)，CH3COOH。
2．乙酸的酸性比碳酸的强，如何通过实验证明？写出反应的化学方程式。
提示：往Na2CO3溶液中加入醋酸，将产生的气体通入澄清石灰水中，若澄清石灰水变浑浊，证明乙酸的酸性强于碳酸。
化学方程式为：2CH3COOH＋Na2CO3―→2CH3COONa＋H2O＋CO2↑。
3．CH3CH2CH2COOH和CH3COOC2H5从官能团角度分类分别属于哪类物质？二者的关系是什么？提示：CH3CH2CH2COOH属于羧酸；CH3COOC2H5属于酯类物质；二者互为同分异构体。
[新知探究]探究1什么是羧酸？羧酸分子中的官能团是什么？提示：由羧基和烃基相连构成的有机化合物叫羧酸，其官能团是羧基(－COOH)。
探究2如何判断一种羧酸是几元羧酸？提示：依据羧酸分子中羧基的数目可判断该羧酸是几元羧酸，如草酸(HOOC—COOH)为二元羧酸。
探究3硬脂酸、软脂酸、油酸都是乙酸的同系物吗？提示：硬脂酸(C17H35COOH)、软脂酸(C15H31COOH)与乙酸结构相似，组成上相差若干个CH2原子团，它们属于同系物；油酸(C17H33COOH)的分子结构中含有—COOH和，与乙酸的结构不相似，不属于乙酸的同系物。
探究4甲酸、乙酸的分子结构有什么差别？如何鉴别二者？提示：甲酸分子结构中含有醛基，而乙酸中没有醛基，可用新制Cu(OH)2悬浊液作试剂鉴别二者。
[必记结论]1．羧酸的概念和分类(1)概念：由烃基和羧基相连构成的有机化合物。
(2)通式：R—COOH(或C n H2n O2)，官能团为—COOH。
(3)分类：①按分子中烃基的结构分类：②按分子中羧基的数目分类：[成功体验]1．下列物质中，属于饱和一元脂肪酸的是( )A．乙二酸B．苯甲酸C．硬脂酸 D．油酸解析：选C 乙二酸属于二元酸，苯甲酸属于芳香酸；油酸不属于饱和羧酸，硬脂酸为C17H35COOH，为饱和一元脂肪酸。
2019-2020学年第二学期苏教版化学选修3同步训练：专题4 第二单元 配合物的形成和应用【答案+解析】
苏教版化学选修3：——《配合物的形成和应用》跟踪训练时间：45分钟满分：100分一、选择题(每小题5分，共55分)1．下列组合不能形成配位键的是( )A．Ag＋、NH3B．H2O、H＋C．Cu2＋、H＋D．Fe3＋、CO解析：Ag＋有空轨道，NH3中的氮原子上有孤电子对，可以形成配位键，A错误；水分子中的O原子含有孤电子对，H＋有空轨道，所以能形成配位键，B错误；Cu2＋、H＋两种离子都没有孤电子对，所以不能形成配位键， C正确；Fe3＋有空轨道，CO中的氧原子上有孤电子对，可以形成配位键， D错误。
故选C。
答案：C2．下列不属于配合物的是( )A．[Cu(H2O)4]SO4·H2OB．[Ag(NH3)2]OHC．KAl(SO4)2·12H2OD．Na3[AlF6]解析：KAl(SO4)2·12H2O是由K＋、Al3＋、SO2－4及H2O分子组成的离子化合物，不存在配位键，故C不是配合物。
答案：C3．向盛有硝酸银水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到无色的透明溶液，下列对此现象的说法正确的是( )A．配合离子[Ag(NH3)2]＋中，Ag＋提供空轨道，NH3给出孤电子对B．沉淀溶解后，生成[Ag(NH3) 2] OH难电离C．配合离子[Ag(NH3)2]＋存在离子键和共价键D．反应前后Ag＋的浓度不变解析：在配合离子[Ag(NH3)2]＋中，Ag＋提供空轨道，NH3提供孤电子对，形成配位键，故A正确； [Ag(NH3)2]OH为强电解质，完全电离[Ag(NH3)2]OH===[Ag(NH3)2]＋＋OH－，故B错误；在配合离子[Ag(NH3)2]＋中， Ag＋提供空轨道，NH3提供孤电子对，形成配位键，存在N、H间共价键，配位键属于特殊共价键，没有离子键，故C错误；反应后形成[Ag(NH3)2]＋络离子，该离子较稳定难电离，所以Ag＋的浓度减小，故D错误。
2019-2020学年苏教版化学选修三江苏专用学案：专题4 第二单元 配合物的形成和应用 Word版含答案
第二单元配合物的形成和应用1．了解人类对配合物结构认识的历史。
2．知道简单配合物的基本组成和形成条件。
3．掌握配合物的结构与性质之间的关系。
4．认识配合物在生产生活和科学研究方面的广泛应用。
配合物的形成1．配位键(1)用电子式表示NH＋4的形成过程：。
(2)配位键：共用电子对由一个原子单方向提供而跟另一个原子共用的共价键。
配位键可用A→B形式表示，A是提供孤电子对的原子，为配位原子，B是接受孤电子对的原子，为中心原子。
(3)形成配位键的条件①有能够提供孤电子对的原子，如N、O、F等。
②另一原子具有能够接受孤电子对的空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
2．配合物由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。
(1)写出向CuSO4溶液中滴加氨水，得到深蓝色溶液整个过程的反应离子方程式：Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH＋4；Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。
(2)[Cu(NH3)4]SO4的名称为硫酸四氨合铜，它的外界为SO2－4，内界为[Cu(NH3)4]2＋，中心原子为Cu2＋，配位体为NH3分子，配位数为4。
(3)配合物的同分异构体：含有两种或两种以上配位体的配合物，若配位体在空间的排列方式不同，就能形成不同几何构型的配合物，如Pt(NH3)2Cl2存在顺式和反式两种异构体。
1．下列不能形成配位键的组合是()A．Ag＋、NH3B．H2O、H＋C．Co3＋、COD．Ag＋、H＋解析：选D。
配位键的形成条件必须是一方能提供孤电子对，另一方能提供空轨道，A、B、C三项中，Ag＋、H＋、Co3＋能提供空轨道，NH3、H2O、CO能提供孤电子对，所以能形成配位键，而D项Ag＋与H＋都只能提供空轨道，而无法提供孤电子对，所以不能形成配位键。
2．指出下列各配合物中的内界、中心原子、配位体、配位数及配位原子。
2019-2020学年第二学期苏教版化学选修3同步训练：专题4 分子空间结构与物质性质 阶段测试【答案+解析】
苏教版化学选修3：——专题4 分子空间结构与物质性质阶段测试时间：90分钟满分：100分第Ⅰ卷(选择题，共48分)一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分，每小题只有一个选项符合题意)1．下列配合物的配位数不是6的是( )A．K2[Co(NCS)4] B．Na2[SiF6]C．Na2[AlF6] D．[Co(NH3)4Cl2]Cl2解析：K2[Co(NCS)4]的配位数为4，其余配位数均为6。
答案：A2．下列分子为手性分子的是( )A．CH2Cl2D．CH3CH2COOCH2CH3解析：含有手性碳原子的分子为手性分子，故B正确。
答案：B3．在BrCH===CHBr分子中，C—Br键采用的成键轨道是( ) A．spp B．sp2sC．sp2p D．sp3p解析：BrCH===CHBr中碳原子以sp2杂化，其中一个sp2杂化轨道与Br原子的一个p轨道重叠形成C—Br σ键，故C正确。
答案：C4．下列叙述中正确的是( )A．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子B．NH3、CO、CO2都是极性分子C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强D．CS2、H2O、C2H2都是直线形分子解析：CH4、CCl4均是含有极性键的非极性分子，A正确；CO2为非极性分子，B错；HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱，C错；H2O 为V形分子，D错。
答案：A5．通常状况下，NCl3是一种油状液体，其分子空间构型与氨分子相似，下列对NCl3的有关叙述正确的是( )A．分子中N—Cl键键长比CCl4分子中C—Cl键键长长B．分子中的所有原子均达到8电子稳定结构C．NCl3分子是极性分子，NCl3的沸点低于NH3的沸点D．NBr3比NCl3易挥发解析：C原子的原子半径大于N原子的原子半径，所以CCl4中C —Cl键键长比NCl3中N—Cl键键长长，A错误；NCl3中N原子最外层电子数5，化合价为＋3价，所以N原子达到8电子稳定结构；NCl3中Cl原子最外层电子数7，化合价为－1价，所以Cl原子达到8电子稳定结构，B正确；NCl3的分子空间构型与氨分子相似，都是三角锥型结构，氨分子是极性分子，所以NCl3分子也是极性分子，NCl3为液体，沸点高于气体NH3的沸点，C错误；分子晶体中物质的熔沸点与相对分子质量有关，相对分子质量越大其熔沸点越高，所以NBr3比NCl3的熔沸点高，NCl3比NBr3易挥发，D错误。
2019-2020学年高二化学人教版选修4练习：第3章 第2节 第2课时 pH的计算 含解析
第二节水的电离和溶液的酸碱性第2课时pH的计算课后篇巩固提升基础巩固1.酸碱恰好完全中和时()A.酸与碱的物质的量一定相等B.溶液呈中性C.酸与碱的物质的量浓度相等H+与碱所能提供的OH-的物质的量相等,酸所能提供的H+与碱所能提供的OH-的物,下列叙述正确的是()A.95 ℃时纯水的pH<7,说明加热可使水呈酸性B.pH=3的醋酸溶液,稀释到体积为原溶液的10倍后pH=4C.0.2 mol·L-1的盐酸与等体积水混合后,pH=160 ℃时,水的pH相等,水的电离程度增大,c(H+)增大,pH减小,但水仍呈中性,A项错误;醋酸是弱酸,稀释到体10倍,3<pH<4,B项错误;pH(25 ℃)>pH(60 ℃),D项错误。
,pH最大的是()A.pH=11的烧碱溶液稀释到原体积的1 000倍B.pH=11的氨水稀释到原体积的1 000倍C.pH=4的醋酸和pH=10的烧碱溶液等体积混合的盐酸稀释到原体积的1 000倍的烧碱溶液稀释到原体积的1 000倍后,pH=8;pH=11的氨水稀释到原体积的1 000倍后, ,pH>8;pH=4的醋酸和pH=10的烧碱溶液等体积混合后,醋酸过量,溶液呈酸的盐酸稀释到原体积的1 000倍后,pH接近7但小于7;所以B的pH最大。
,向V mL pH=a的盐酸中,滴加pH=b的NaOH溶液10V mL时,溶液中的Cl-和Na+的物质的量相等,则a+b的值是()A.13B.14D.不能确定解析由HCl+NaOH NaCl+H2O知,当Cl-和Na+的物质的量相等时,HCl和NaOH完全反应,即盐酸(H+)等于NaOH中的n(OH-),则10-a·V=10-14+b·10V,则a+b=13。
答案A,将某强酸和某强碱溶液按1∶100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之和为()B.13C.14D.151∶100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100倍,故pH和为12,选A。
高中化学 专题4 第2单元 配合物的形成和应用教案 苏教版选修3-苏教版高二选修3化学教案
第二单元配合物的形成和应用目标与素养：1.知道简单配合物的基本组成和形成条件。
(微观探析)2.理解配合物的结构与性质之间的关系。
(宏观辨识)3.认识配合物在生产生活和科学研究方面的广泛应用。
(社会责任)一、配合物的形成1．按表中实验操作步骤完成实验，并填写下表：实验操作步骤实验现象三支试管中先生成蓝色沉淀之后随浓氨水的滴入，沉淀逐渐溶解，最后变为深蓝色溶液结论生成Cu(OH)2蓝色沉淀且沉淀溶于浓氨水(1)写出上述反应的离子方程式。
Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH＋4；Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。
(2)[Cu(NH3)4]2＋(配离子)的形成：氨分子中氮原子的孤电子对进入Cu2＋的空轨道，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤电子对形成配位键。
配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为(如下图)。
2．配位化合物的概念由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。
配合物是配位化合物的简称。
如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、NH4Cl等均为配合物。
3．配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如以下图所示：(1)中心原子是提供空轨道的金属离子(或原子)。
(2)配位体是提供孤电子对的阴离子或分子。
(3)配位数是直接与中心原子形成的配位键的数目。
(4)内界和外界：配合物分为内界和外界。
4．形成条件(1)配位体有孤电子对；如中性分子H2O、NH3、CO等；离子有F－、Cl－、CN－等。
(2)中心原子有空轨道；如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋等。
5．配合物异构现象(1)产生异构现象的原因①含有两种或两种以上配位体。
②配位体空间排列方式不同。
(2)(3)异构体的性质顺、反异构体在颜色、极性、溶解性、活性等方面都有差异。
二、配合物的应用1．在实验研究方面的应用(1)检验金属离子：如可用KSCN溶液检验Fe3＋的存在，Fe3＋＋n SCN－[Fe(SCN)n](3－n)＋(血红色溶液)；可用[Ag(NH3)2]OH溶液检验醛基的存在。
2019-2020学年化学苏教版选修四试题专题2第二单元化学反应的方向和限度第1课时课后达标检测Word版含答案
课后达标检测[基础巩固]1．关于如图所示反应的下列说法中，正确的是( )A．ΔH＞0，ΔS＞0B．ΔH＞0，ΔS＜0C．ΔH＜0，ΔS＜0D．ΔH＜0，ΔS＞0解析：选C。
由图像可知，该反应为气体体积减小的放热反应，即ΔH＜0，ΔS＜0。
2．下列关于自发反应的叙述正确的是( )A．自发反应是无需外界帮助就能自动进行的反应B．在自然界中没有任何条件的自发反应是不存在的C．在通常状况下冰能自行融化，所以它是自发反应D．所有能发生的化学反应都是自发反应解析：选B。
自发反应是在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应，如物质的燃烧是自发反应，但需要点燃的条件等，所以A、D项错误，B项正确。
自发反应讨论的是化学反应，而自发过程也包括物理过程，冰融化属自发过程，C项错误。
3．下列说法正确的是( ) A．同温同压下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃的条件下ΔH不同B．有的吸热反应也能自发进行C．某反应低温条件下能够自发进行，则高温条件下一定能够自发D．KNO3溶于水的过程熵值减小解析：选B。
同温同压下，反应的条件不会影响ΔH，A项错误；由ΔH－TΔS<0可知当ΔH<0，ΔS<0时，温度越高，反应自发进行的可能性越小，C项错误；溶解过程是一个熵增的过程，D项错误。
4．设反应A===D＋EΔH－TΔS＝(－4500＋11T)J·mol－1，要防止反应发生，温度必须( )A．高于409KB．低于136KC．高于136K而低于409KD．低于409K 解析：选A。
要防止反应发生需要ΔH－TΔS>0，解不等式得T>409K，故A正确。
5．反应CH3OH(l)＋NH3(g)===CH3NH2(g)＋H2O(g)在某温度自发向右进行，若反应的|ΔH|＝17kJ·mol－1，|ΔH－TΔS|＝17kJ·mol－1，则下列正确的是( )A．ΔH>0，ΔH－TΔS<0B．ΔH<0，ΔH－TΔS>0C．ΔH>0，ΔH－TΔS>0D．ΔH<0，ΔH－TΔS<0解析：选A。
2-2 课时1 化学反应的方向和判断依据
第二单元化学反应的方向和限度2-2 课时1 化学反应的方向和判断依据知能定位1.了解自发过程和化学反应的自发性。
2.通过“有序”和“无序”的对比，了解熵和熵变的概念。
3.初步了解焓变和熵变对化学反应方向的影响，能用焓变和熵变说明化学反应的方向。
情景切入汽车尾气是现代化城市中的大气污染物，主要成分是NO和CO，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气：2NO+2CO==N2+2CO2这一方案是否可行？理论依据是什么呢？自主研习一、自发反应1.概念：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的反应。
2.特点：具有方向性，即反应的某个方向在一定温度和压强下是自发的，而其逆方向在该条件下肯定不自发。
二、焓变与化学反应方向的关系1.自发过程的倾向由能量较高状态向能量较低状态转化。
2.焓变与化学反应方向的关系（1）放热反应：绝大多数都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得越多，反应越完全。
（2）吸热反应：有些也能自发进行。
（3）结论：反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一。
三、熵变与化学反应方向的关系1.熵：衡量一个体系混乱度的物理量，符号为S。
体系中微粒之间无规则排列的程度越大，体系的熵越大。
2.熵变：反应前后体系熵的变化，符号为ΔS。
（1）若发生变化后体系的混乱度增大，该过程的ΔS>0；反之，ΔS<0。
（2）同种物质，三态熵值大小顺序为S (g)> S (l)> S (s)。
3.熵变与化学反应方向的关系化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。
四、焓变与熵变对化学反应方向的共同影响体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。
判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。
在恒温、恒压时，1.ΔH<0,ΔS>0,则反应一定能自发进行；2.ΔH>0，ΔS<0,则反应一定不能自发进行；3.ΔH<0,ΔS<0或ΔH>0,ΔS>0,反应可能自发进行，也可能不自发进行，与反应的温度有关。
2020-2021学年高二化学苏教版选修4学案：专题3 第四单元 第1课时 沉淀溶解平衡原理
第四单元难溶电解质的沉淀溶解平衡第1课时沉淀溶解平衡原理[学习目标定位] 1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影响因素。
2.明确溶度积和离子浓度幂的乘积的关系，并由此学会推断反应进行的方向。
1．不同的固体物质在水中的溶解度不同，有的很大，有的很小，但无论大小，都有确定的溶解度。
(1)在20 ℃时，物质的溶解度与溶解性的关系如下：(2)下列物质，属于易溶物质的是①②③，属于微溶物质的是④⑤⑥，属于难溶物质的是⑦⑧⑨。
①NaCl、②NaOH、③H2SO4、④MgCO3、⑤CaSO4、⑥Ca(OH)2、⑦CaCO3、⑧BaSO4、⑨Mg(OH)22．固体物质的溶解是可逆过程固体溶质溶解沉淀溶液中的溶质(1)v溶解>v沉淀固体溶解(2)v溶解＝v沉淀溶解平衡(3)v溶解<v沉淀析出晶体3．在确定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做沉淀溶解平衡。
如AgCl溶于水有AgCl(s)溶解沉淀Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
沉淀溶解平衡状态的特征：(1)动态平衡v溶解＝v沉淀≠0。
(2)达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
(3)当转变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
探究点一影响沉淀溶解平衡的因素1．在装有少量难溶的PbI2黄色固体的试管中，加入约3 mL蒸馏水，充分振荡后静置。
(1)若在上层清液中滴加浓的KI溶液，观看到的现象是上层清液中毁灭黄色沉淀。
(2)由上述试验得出的结论是原上层清液中含有Pb2＋，PbI2在水中存在溶解平衡。
(3)PbI2溶于水的平衡方程式是PbI2(s)Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。
2．难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。
但转变外界条件(如浓度、温度等)，沉淀溶解平衡会发生移动。
已知溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当转变下列条件时，对该溶解平衡的影响，填写下表：条件转变移动方向c(Mg2＋) c(OH－)加水正向移动减小减小升温正向移动增大增大加MgCl2(s) 逆向移动增大减小加盐酸正向移动增大减小加NaOH(s) 逆向移动减小增大[归纳总结]外界条件转变对溶解平衡的影响(1)温度上升，多数溶解平衡向溶解的方向移动。
2019_2020学年高中化学第三章水溶液中的离子平衡3第2课时盐类水解的影响因素和应用课件新人教版选修4
2．在 Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡 向水解方向移动，且使溶液的 pH 增大，应采取的措施是( )
A．加热
B．通入 HCl 气体
C．加入适量的 Na2CO3 D．加固体 AlCl3 解析：选 C。盐类的水解存在平衡状态，当条件发生变化时，
平衡可能发生移动，状态发生改变。A、C、D 都可促使水解平
中，铵根离子浓度相同
(5)0.1 mol·L－1 的 Na2CO3 溶液与 1 mol·L－1 的 Na2CO3 溶液相比，前者水解程度大，碱 性强
答案：(1)√ (2)× 醋酸钠溶液呈碱性，加水稀释 c(OH－)减小， c(H＋)增大 (3)√ (4)× 铵根离子浓度不同，后者小 (5)× 前者浓度小，水解程度大，但水解产生的 c(OH－)小， 碱性弱
(3)判断加热浓缩某些盐溶液的产物 如加热浓缩 FeCl3 溶液，FeCl3 水解生成 Fe(OH)3 和 HCl，由于 盐酸 易挥发 ，使水解平衡 向右 移动，蒸干后得到的物 质为 Fe(OH)3 。 (4)制备胶体 将饱和 FeCl3 溶液滴入沸水中因水解而得到红褐色 Fe(OH)3 胶 体。
1．正误判断：正确的打“√”，错误的打“×”，并阐释错
因或列举反例。
语句描述
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
阐释错因或列举 正误
反例
(1)热的纯碱溶液去污效果好
(2)醋酸钠溶液加水稀释时溶液中所
有离子的浓度都降低
语句描述
阐释错因或 正误
列举反例
(3)铝盐可用于净水，是因为铝离子水解产
生的胶体具有吸附性
(4)同浓度的氯化铵溶液和碳酸氢铵溶液
(3)酸碱性：向盐溶液中加入酸，能抑制阳离子水解，促进阴离 子水解；向盐溶液中加入碱，能抑制阴离子水解，促进阳离子 水解。 (4)加入可水解的盐：同性抑制，异性促进。 以 NH4Cl(NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋)为例填写如下表格：
高中化学 专题2 第2单元 第2课时 电离能和电负性教案 苏教版选修3
第2课时电离能和电负性目标与素养：1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。
(宏观辨识与微观探析)2.了解电离能和电负性的简单应用，能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题。
(科学态度与社会责任)一、元素第一电离能的周期性变化1．第一电离能(1)含义某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。
(2)意义第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
2．第二电离能和第三电离能(1)第二电离能＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。
(2)第三电离能＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。
(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增大。
二、元素电负性的周期性变化1．电负性的意义电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中吸引电子能力越大，反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子能力越小。
2．电负性的标准指定氟元素的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
3．元素电负性的周期性变化规律(1)同一周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性大的元素集中在周期表右上角，电负性小的元素集中在周期表左下角。
4．电负性的应用(1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。
一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。
2018-2019学年化学苏教版选修四试题：专题3 第四单元 难溶电解质的沉淀溶解平衡 课后达标检测 Word版含答案
课后达标检测[基础巩固]1．下列说法不正确的是()A．K sp只与难溶电解质的性质和温度有关B．由于K sp(ZnS)＞K sp(CuS)，所以ZnS沉淀在一定条件下可转化为CuS沉淀C．其他条件不变，离子浓度改变时，K sp不变D．两种难溶电解质作比较时，K sp小的溶解度一定小解析：选D。
相同温度下不同的难溶电解质，溶度积常数不同，这是由物质本身的性质决定的，对同一难溶电解质来说，温度不同，K sp不同，K sp不受其他因素的影响。
同种类型的难溶电解质K sp越小，溶解度越小。
2．一定温度下，在Ba(OH)2的悬浊液中，存在Ba(OH)2固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)Ba2＋＋2OH－，向此体系中再加入少量的BaO粉末，如果保持温度不变，则下列说法正确的是()A．c(Ba2＋)增大B．溶液中Ba2＋数目减少C．溶液pH减小D．溶液pH增大解析：选B。
一定温度下，在Ba(OH)2的悬浊液中，存在Ba(OH)2固体与其电离的离子间的溶解平衡关系：Ba(OH)2(s)Ba2＋＋2OH－，加入少量的BaO粉末，BaO与H2O反应消耗了水，溶液中有部分沉淀析出，且溶液仍为饱和溶液，c(Ba2＋)、c(OH－)、pH均不变。
3．已知K sp(AgCl)＝1.56×10－10，K sp(AgBr)＝7.7×10－13，K sp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12。
某溶液中含有Cl－、Br－和CrO2－4，浓度均为0.010 mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010 mol·L －1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为()A．Cl－、Br－、CrO2－4B．CrO2－4、Br－、Cl－C．Br－、Cl－、CrO2－4D．Br－、CrO2－4、Cl－解析：选C。
利用沉淀溶解平衡原理，当Q c>K sp时，有沉淀析出。
2019-2020年高中化学专题1第2单元第3课时电解池的工作原理及应用教案苏教版选修4
第3课时 电解池的工作原理及应用目标与素养：1.了解电解池的结构，理解电解原理。
能够正确书写电极反应式和总反应式。
(宏观辨识与微观探析)2.了解电解熔融氯化钠、电解饱和食盐水、电镀等电解原理的应用。
(科学态度与社会责任)3.掌握电解原理的有关计算。
(证据推理与模型认知)1．熔融氯化钠的电解(1)实验现象：通电后，在阳极周围有气泡产生，在阴极上生成银白色金属。
(2)实验分析：①熔融氯化钠中存在的微粒Na ＋、Cl －。
②通电后离子的运动：阳离子Na ＋(填离子符号)移向阴极； 阴离子Cl －(填离子符号)移向阳极。
③电极上发生的变化： 阴极：2Na ＋＋2e －===2Na ， 阳极：2Cl －－2e －===Cl 2↑。
(3)实验结论：熔融的氯化钠在电流作用下发生了化学变化，分解生成了钠和氯气。
微点拨：工业上活泼金属的制备通常用电解法。
如NaCl(熔融)――→电解Na ，MgCl 2(熔融)――→电解Mg ，Al 2O 3(熔融)――→电解Al 。
2．电解池的基本概念 (1)电解在直流电的作用下，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
(2)电解池①定义：将电能转化为化学能的装置。
②组成：直流电源，固体电极材料，电解质溶液或熔融电解质，构成闭合回路。
(3)电极及电极反应阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应。
阴极：与电源负极相连的电极，发生还原反应。
3．电解CuCl 2溶液2化反应；Cu 2＋、H ＋向阴极移动，氧化性强的Cu 2＋优先得到电子发生还原反应。
4．电解饱和食盐水——氯碱工业的基础 (1)装置(2)现象阳极上有黄绿色气体产生；阴极上有无色气体产生，阴极附近溶液变红色。
(3)原理分析及电极反应电解时，Cl －、OH －移向阳极，H ＋、Na ＋移向阴极。
①阳极离子放电顺序：Cl －>OH －， 电极反应：2Cl －－2e －===Cl 2↑(氧化反应) ②阴极离子放电顺序H ＋>Na ＋，电极反应：2H ＋＋2e －===H 2↑(还原反应)。
高二化学苏教版选修4课件：专题1 第二单元 第3课时
学习探究
基础自学落实·重点互动探究
2． 电解和电解池 (1)电解 是使直流电通过电解质溶液或熔融电解质而在两个电极上引起氧化
还原反应的过程。
(2)电解池 是将电能转化为化学能的装置。
(3)电极名称 阴极：与电源负极相连的电极，发生还原反应； 阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应。
(4)电解池的构成条件： 具有与直流电源相连接的两个电极(阴极、阳极)，插入电解质溶液 或熔融电解质中，形成闭合回路。
学习探究
基础自学落实·重点互动探究
3．用惰性电极电解下列酸、碱、盐电解质溶液：①H2SO4；②HCl；③NaOH；④Na2SO4；⑤CuCl2；
⑥NaCl；⑦CuSO4。回答下列问题：
(1)阴极反应式与①相同的有②③④⑥ （填序号，下同），其电极反应式是 2H＋＋2e－ === H2↑；与
⑤相同的有⑦ ，其电极反应式是 Cu2＋＋2e－ === Cu
高中化学精品课件 • 选修 化学反应原理
第二单元 化学能与电能的转化
第3课时 电解池的工作原理
本节知识目录
电解池的 工作原理
目标定位 知识回顾 学习探究 自我检测
探究点一 电解池的工作原理 探究点二 酸、碱、盐溶液的电解规律
学习目标定位 1.会描述电解池的工作原理，能正确书写电解池的电极反应式和电解反应方程式。 2.熟悉电解规律和电解产物的判断方法。
基础自学落实·重点互动探究
视频导学
学习探究
(3) 实验原理分析
①氯化铜溶液中的电离过程有 a. CuCl2 === Cu2＋＋2Cl－，
b. H2O
H＋＋OH－ ；溶液中存在的离子有 Cu2＋、
C_l_－_、__H__＋_、__O_H__－，通电前，这些离子在溶液中自由移动。
2019-2020学年化学苏教版选修四试题专题3第一单元弱电解质的电离平衡第1课时课后达标检测含答案
课后达标检测[基础巩固]1．按照混合物、纯净物、强电解质、弱电解质、非电解质的顺序排列正确的一组是() A．盐酸、氯气、BaSO4、CO2、SO2B．硫酸、氨水、醋酸、乙醇、NO2C．漂白粉、胆矾、NH4Cl、CH3COOH、CO2D．干冰、氯水、HCl、HClO、CO解析：选C。
本题考查对常见概念的辨析能力，各选项对应的前两种物质中，盐酸、氨水、漂白粉、氯水均是混合物，其余为纯净物。
后三种物质中，BaSO4、NH4Cl、HCl是强电解质，醋酸、HClO是弱电解质，其余均为非电解质。
2．下列说法正确的是()A．溶液中有CH3COOH、CH3COO－和H＋即可证明CH3COOH达到电离平衡状态B．溶液中CH3COO－和H＋的物质的量浓度相等可证明CH3COOH达到电离平衡状态C．当NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中NH3·H2O、NH＋4和OH－的浓度相等D．H2CO3是分步电离的，电离程度依次减小解析：选D。
溶液中除电解质电离出的离子外，还存在电解质分子，能证明该电解质是弱电解质，但不能说明达到电离平衡状态，A错误；根据CH 3COOH CH3COO－＋H＋知即使CH3COOH未达平衡状态，CH3COO－和H＋的浓度始终相等(忽略水的电离)，B错误；NH3·H2O达到电离平衡时，溶液中各粒子的浓度不变，而不是相等，且NH3·H2O电离程度是很小的，绝大多数以NH3·H2O的形式存在，C错误；H2CO3是二元弱酸，分步电离且电离程度依次减小，D正确。
3．把0.05 mol NaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是()A．自来水B．0.5 mol/L盐酸C．0.5 mol/L醋酸溶液D．0.5 mol/L KCl溶液解析：选B。
溶液混合后导电能力变化的大小，关键看混合后溶液中自由移动离子的浓度是否发生了变化，由于自来水几乎不导电，加入0.05 mol NaOH，此时溶液中离子浓度增大，导电性增强；醋酸属于弱电解质，离子浓度远小于0.5 mol/L，加入NaOH后生成盐CH3COONa，离子浓度变化很大；盐酸与NaOH反应生成NaCl，溶液中所含溶质离子的浓度基本不变，而向0.5 mol/L KCl溶液中加入NaOH虽不反应，但溶液中离子浓度增大。
2019高中化学苏教版选修3课件： 专题4 分子空间结构与物质性质 专题优化总结 课件
分子空间结构与物质性质
一、杂化轨道理论 下列描述中正确的是 (双选)( CD ) A． CS2 为 V 形的极性分子 － B． ClO3 的空间构型为平面三角形 C． SF6 中有 6 对完全相同的成键电子对 D． SiF4 和 SO23 的中心原子均为 sp3 杂化 － [解析 ] CS2 为直线型，sp 杂化，A 项错。ClO3 结合三个 O 原子，有三个 σ 键，还有一对孤电子对，采取 sp3 杂化形成
－
三角锥形，B 项错。 SF6 中 S 的最外层 6 个电子形成 6 个共 价键， C 项正确。 SiF4 中 Si 结合四个 F 原子，有四个 σ 键， － 是 sp3 杂化， SO23 中 S 形成三个 σ 键，还有一对孤电子对， 是 sp3 杂化， D 项正确。
二、配位键 下列分子或离子中，能提供孤电子对与某些金属 离 子 形成配位键的是( D ) ①H2O ②NH3 A．①② C．①②④ ③F－ ④CN－ ⑤COΒιβλιοθήκη B．①②③ D．①②③④⑤
[解析] 配位体是含有孤电子对的阴离子或分子，这几 种 微
粒的结构中都有孤电子对。
本部分内容讲解结束
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