高二化学水的电离和溶液的酸碱性1.ppt

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1、第二节 水的电离与溶液的酸碱性,一、水的电离,水是极弱的电解质,25C 1L水只有10-7molH2O分子发生电离,多少个水分子才有1个电离？,55.6107,其中常数K与常数c(H2O)的积记为Kw,称为水的离子积常数，简称为离子积,KW =c（H+） c（OH-） =1 10-14,1.水的离子积常数,25时（常温）,如果温度变化Kw会如何变化?为什么?,实验测得： 在25，水电离出来的c(H+)=c(OH)=107mol/L,1.1410-15 6.8110-15 110-14 5.4710-14 110-12,水的电离吸热,（1）升高温度，促进水的电离，Kw增大,c(H+)=c(OH-

2、),升高温度： 平衡向 移动, c(H ) ,c(OH-) , Kw,右,增大,增大,增大,注意：水的离子积只随温度的改变而改变,2. 影响水的电离平衡的因素,Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液,对常温下的纯水进行下列操作：,(2)加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。,中性 正反应 增大 增大 c(H+)=c(OH-) 增大,酸性 逆反应 增大 减小 c(H+)c(OH-) 不变,碱性 逆反应 减小 增大 c(H+)c(OH-) 不变,水的电离,水的离子积：,影响因素,KW = c（OH -） c（H+） ( 25时，KW = 1.0 10 -14 ),3、无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存

3、在H+和OH-！,注意： 1、在任何水溶液中，均存在水的电离平衡， Kw=c(H+)c(OH-)均成立。（25时Kw =10-14 ）,2、水电离出的H、OH永远相等,水的离子积常数,二、溶液的酸碱性与H+、OH浓度的关系,=11014（25）,溶液的酸碱性由 溶液中H、OH浓度相对大小决定：,酸性:c(H+) c(OH),中性:c(H+) c(OH),碱性:c(H+) c(OH),常温25,c(H+)107mol/L,c(H+)107mol/L,c(H+)107mol/L,无论任何温度，无论酸性、中性、碱性溶液，都存在水电离出的H、OH，并且由水电离出的这两种离子浓度一定相等。,判断正误：,

4、1. 如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。,2. 在水中加酸会抑制水的电离，电离程度减小。,3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。,4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。,5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。,6. 对水升高温度电离程度增大，酸性增强。,2. 0.1mol/L的NaOH溶液中， c（OH-）？、c（H）？、 由水电离出的c（OH-）水？、 c（H）水？,1. 0.1mol/L的盐酸溶液中， c（H）？ 、 c（OH-）？、 由水电离出的c（OH-）水？、 c（H）水？、,3. 0.1mol/L的NaCl溶液中，

5、c（OH-）？、c（H）？,计算：,下列五种溶液中c(H+)由大到小的排列顺序 A.0. 1 molL-1的盐酸； B.0.1 molL-1的硫酸； C. 0.1 molL-1的NaOH; D. 0.1 molL-1的CH3COOH; E. 0.1 molL-1的NaCl，,BADEC,0.1mol/L,0.2mol/L,110-13mol/L,小于0.1mol/L,1107mol/L,比较：,某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ， 则该溶液呈酸性还是碱性？,c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L 若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-1

6、2 mol/L 则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性 若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L 则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性,逆推：,计算下列溶液的pH，通过计算结果思考： 表示溶液的酸碱性什么时候用pH更加方便？ 25 10-5 mol/L盐酸 1 mol/L盐酸 2 mol/L盐酸 25 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液,引入pH值意义：,表示溶液酸碱性的强弱。,用H+物质的量浓度的负对数表示,1. 定义式：,pH=-lgc(H+),用pH值表示c(H+)或c(OH-)1 mol/L的溶液

7、的酸碱性不用pH表示。,三、溶液的酸碱性与PH,pH= -lg c(H+),pH值与溶液酸碱性的关系？,pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14,酸性增强,中 性,碱性增强,25,回忆初中所学常温下pH大小与溶液酸碱性的关系,中性,pH,C(H),C(OH),1014 1013 1012 1011 1010 109 108 107 106 105 104 103 102 101 100,酸性,碱性,增强,增强,c(H+) 越大 pH 越小 酸性越强，碱性越弱,结合pH与c(H+)的关系， 思考 溶液酸碱性与pH的关系,中性溶液,酸性溶液,碱性溶液,c(H+)=

8、c(OH-)=110-7mol/L,c(H+)c(OH-)110-7mol/L,c(H+)c(OH-)110-7mol/L,pH =7,pH7,pH7,思考：pH为7的溶液是否一定是中性溶液？,(25),2. 溶液的酸碱性与pH的关系,c(H+)c(OH-),c(H+) = c(OH-),c(H+)c(OH-),PH7,PH = 7,PH7,c(H+) 越大PH越小，酸性越强,c(OH-) 越大PH越大，碱性越强,不变,减小,2. 溶液的酸碱性与pH的关系,1.甲溶液的pH3，乙溶液的pH1，则甲溶液中H+与乙溶液中H+之比为 A.100 B.1/100 C.3 D.1/3,pH相差a，H+相

9、差10a,B,练习:,2. pH=3的盐酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？盐酸浓度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物质的量浓度强酸相差10倍 PH=3的醋酸 pH增大1，c(H+)差多少倍？醋酸浓度差多少倍？ c(H+)相差10倍；物质的量浓度弱酸相差10倍,3、有关溶液pH的计算,(1)单一溶液的计算：,pH=-lgc(H+),酸性:求c(H+) pH 碱性:求c(OH-) c(H+) pH,pHpOH14,c（H+） c（OH-） =1 10-14,(2)强酸、强碱的稀释：,例1. pH=3的盐酸 加水稀释到原来的10倍，pH=_加水到原来的103倍，pH =_, 加水到原来的104

10、倍pH= _, 加水到原来的106倍，pH=_,例2. pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=_ 加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=_加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=_加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=_,关键：抓住氢离子进行计算！,关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！,结论：强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。,强酸溶液每稀释10倍，PH增大一个单位。,酸、碱溶液无限稀释时，pH均无限接近于7（均要考虑水的电离）。,强碱溶液每稀释10倍，PH减小一个单位。,(3)弱酸、弱碱的稀释,结论：弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位,

11、例3. pH=3醋酸加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_ pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_,弱酸、弱碱稀释后溶液pH的变化比强酸、强碱小。,例4. 有两瓶pH=2的溶液，一瓶是强酸，一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试液、pH试纸和蒸馏水，而没有其它试剂，简述如何用最简单的实验方法来判断那瓶是强酸？,(4)强酸（碱）溶液混合,例6. pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。,例5. pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值,结论：两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3,结论：两种强碱溶液等体积混合

12、，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3,例7. 0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值 例8. pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。,(5)强酸、强碱溶液混合,方法：先反应-按过量的计算， 若酸过量，求c（H+），再算pH值。 若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值,4. pH的测定方法,酸碱指示剂的颜色变化是在一定的pH值范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的pH值范围叫做指示剂的变色范围。,(1) 酸碱指示剂（定性测量范围）,(2) pH试纸(定量粗略测量),(整数位),讨论： pH试

13、纸的使用 能否直接把pH试纸伸到待测液中？ 是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ 能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？ 标准比色卡中的数据都是整数 如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定,使用方法： 直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，跟标准比色卡相对比,注意：不能用水润湿要放在玻璃片（或表面皿）上用玻璃棒蘸待测液滴于试纸上,(3) pH计(定量精确测量),(小数位),酸碱中和滴定,属性：化学分析中的定量分析 特点：简便、快捷、准确 应用：广泛用于科研和工农业生产,定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量

14、浓度的碱（或酸）的方法叫做酸碱中和滴定。,对于一元酸和一元碱发生的中和反应：,H+ + OH = H2O,酸碱中和滴定原理,C酸V酸 C碱V碱,C未知V未知 C标准V标准,酸碱中和滴定的关键,C标准V标准= C待测V待测 （一元酸碱中和）,酸碱滴定时一般选用酚酞和甲基橙作为指示剂， 确定酸碱恰好完全反应。,a.准确测定V标准和V待测溶液的体积滴定管 b.如何判断中和反应是否恰好进行完全(滴定终点的确定)酸碱指示剂,酸碱中和滴定所需的仪器：,酸式滴定管 碱式滴定管 铁架台 滴定管夹 锥形瓶 烧杯,操作步骤：,洗涤 检漏 蒸馏水洗 溶液润洗 装液 排气泡调整液面并记录 放出待测液 加入指示剂 滴定

15、 记录 计算。,左手,右手,视线与凹液 面水平相切,滴加速度先快后慢,眼睛注视瓶内颜色变化,半分钟颜色不变,滴定管保持垂直,酸碱中和滴定数据处理和计算：,中和滴定实验中的误差因素分析：,一、仪器润洗不当 盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗； 盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗； 锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；,二、读数方法有误 滴定前仰视，滴定后俯视； 滴定前俯视，滴定后仰视； 天平或量筒的使用读数方法错误；,三、操作出现问题 盛标准液的滴定管漏液； 盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）； 振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出； 滴定过程中，将标

16、准液滴到锥形瓶外； 快速滴定后立即读数；,偏大,偏小,偏大,偏大,偏小,偏大,偏小,偏小,四、指示剂选择欠妥 用强酸滴定弱碱，指示剂用酚酞；（正确选择：甲基橙） 用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙；（正确选择：酚酞） （强酸滴定弱碱，必选甲基橙；强碱滴定弱酸，必选酚酞；两强滴定， 原则上甲基橙和酚酞皆可选用；中和滴定肯定不用石蕊。）,五、终点判断不准确 如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下； 六、样品中含有杂质 用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品； 用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸；,七、指示剂的变色范围,偏大,俯视图,仰视图,滴定管的俯视和仰视,正确视线,仰视视线

17、,正确读数,仰视读数,读数偏大,正确视线,俯视视线,正确读数,俯视读数,读数偏小,0,先偏大,后偏小,先仰后俯,V=V(后)-V(前)，偏小,实际读数,正确读数,先俯后仰,先偏小,后偏大,V=V(后)-V(前)，偏大,实际读数,正确读数,滴定管的俯视和仰视,滴定过程中溶液的pH变化：,例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L盐酸,1.0 2.3 3.3 4.3 7.0 9.7 10.7 11.7 12.5,问题2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变? PH发生怎样改变?,问题1:滴定终点消耗碱多少? pH等于多少?,问题3:以NaOH加入量为横坐标

18、,以pH值变化为纵坐标,绘制中和滴定曲线,引出pH值突变概念及范围,PH,12,10,8,6,4,2,10,20,30,40,突变范围,反应终点,加入NaOH(ml),中和滴定曲线,酸碱指示剂的颜色在此pH值突跃范围发生明显的改变，则就能以极小的误差指示出滴定终点的到达。,第三节 盐类的水解,思路： 盐溶液有酸碱性酸碱性与盐类型的相关性 相关性原因深化必修中离子反应的条件 影响水解的因素与中和反应、热效应联系应用 特点： 问题探究思考、分析 循环深入 利用已有知识探得新知识，深化已有知识,探究盐溶液的酸碱性 寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因 影响盐类水解的主要因素和盐类水解的利用,问题引言科学探

19、究,不同类型的盐溶液酸碱性不同,循环1 （P54）,进一步的问题思考与交流,与盐所含离子与水能否形成弱电解质有关,循环2（P5556）,分析讲解,盐的水解,学与问,条件从水拓展到弱电解质,教学重点： 盐类水解的本质 教学难点： 影响水解平衡的因素， 水解反应方程式的书写 教学过程建议：,第三节 盐类的水解,生活中常用的盐除NaCl外，还有谷氨酸钠（味精）和Na2CO3 、NaHCO3等。 NaCl和谷氨酸钠主要用于食品调味，而Na2CO3 、NaHCO3被视作“碱”用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3 俗称纯碱。明明是盐为什么叫“碱”呢？,一、探究盐溶液的酸碱性,学生实验：p54科学探究

20、,复习：什么叫盐？,酸碱中和生成盐-盐的类型,中性,碱性,碱性,酸性,中性,碱性,强酸强碱盐,强碱弱酸盐,强碱弱酸盐,强酸弱碱盐,强酸强碱盐,强碱弱酸盐,碱性,酸性,中性,酸性,强酸弱碱盐,二、探究盐溶液呈不同酸碱性的原因,（1）盐溶液中存在哪些粒子？（2）哪些粒子间可能结合？ （3）对水的电离平衡有何影响？（4）盐溶液酸碱性？,P55思考与交流（填表）,强酸弱碱盐如NH4Cl溶液呈酸性,NH4Cl NH4Cl,NH3H2O,NH4与水电离的OH-结合形成弱电解质， c（OH-）减小，使水的电离平衡正向移动， c（H）c（OH-），溶液显酸性。,(弱碱,弱电解质),NH4+ +H2O NH3H

21、2O + H+,弱酸强碱盐如CH3COONa溶液呈酸性,c（OH-) c(H+) 溶液显碱性,CH3COONa = CH3COO- + Na+,H2O H+ + OH-,1 、盐类水解的定义：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。,CH3COOH,(弱酸,弱电解质),+,CH3COO-H2O CH3COOH + OH-,2 . 盐类水解的实质： 盐电离出的弱离子与水作用生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使其发生正向移动。,（1） 弱酸的酸根离子 弱酸,H2O,CH3COO-H2O CH3COOH + OH-,显碱性,NH4+ +H2O NH3

22、H2O + H+,显酸性,盐的水解是中和反应的逆反应，一般不能进行到底。,水解是微弱的,（3）盐类水解方程式的书写,1、盐类水解是可逆的、微弱的，通常用“ ”表示，同时无沉淀 和气体 产生。生成物（如NH3H2O、H2CO3）不分解。 2、多元弱酸的酸根离子水解分步进行，以第一步水解为主，故只写第一步即可。 3、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。,化学方程式：,离子方程式：,练习：书写下列盐类水解的方程式： NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2,练习：判断下列盐类是否能够水解，酸碱性如何？,NaCl K2SO4 CH3COONa Na2CO3 AlCl3 CH3COO

23、NH4,强酸强碱盐不水解，显中性,强碱弱酸盐水解，显碱性,强酸弱碱盐水解，显酸性,3. 盐类水解的规律：,有弱才水解 无弱不水解 谁弱谁水解 谁强显谁性 越弱越水解 都弱双水解,条件,结果,程度,三、影响盐类水解的因素,1、内因：反应物本身的性质,NaA = A- + Na+,H2O,H+ + OH-,+,HA,(弱酸),如HA越弱, 则A-和H+更 结合, 水的电离平衡程度更 , 即水解的程度更 。,容易,大,大,例:比较Na2CO3和CH3COONa的碱性？,H2CO3,CH3COOH,酸性：,碱性：,Na2CO3 CH3COONa,越弱越水解, 温度 浓度 外加酸碱盐的影响,2. 外因：

24、符合勒夏特列原理,温度：,水解是中和反应的逆反应，,是吸热反应。,越热越水解,问题: 能否通过加热蒸发FeCl3溶液的方法得到其结晶？,只能得到Fe2O3固体,例、热的碱液（Na2CO3溶液）去油污的能力较强,溶液的酸碱度：,问题：配制FeCl3溶液需要注意什么问题？,加入一定量的HCl，抑制FeCl3的水解。,酸碱能够抑制或促进水解,盐类水解产生H+或OH-，凡是能够结合H+，OH-的物质，均会促进盐类的水解,浓度：,稀释溶液可以促进水解，使水解平衡向右移动，即盐的浓度越小其水解程度越大,越稀越水解,练习：CH3COONa溶液中存在以下水解平衡：,向右,增大,增大,向右,减小,减小,向右,减

25、小,增大,向右,减小,变小,向左,向左,增大,增大,增大,减小,向右,减小,减小,2、向盛有碳酸钠溶液的试管中滴入2滴酚酞试液振荡， 现象是 ，原因用离子方程式表示是 。 然后对溶液加热，现象是： 。最后向溶液中再滴入过量的BaCl2溶液， 现象为 ， 原因用离子方程式表示 。,溶液变红,产生白色沉淀，且红色褪去,Ba2CO32BaCO3,溶液红色变深,练习：,四、盐类水解的应用,1解释某些盐（如明矾、 FeCl3等）作净水剂的原理。 2.某些溶液的配置和保存。 例如何用热水配制澄清的FeCl3、CuSO4、Na2SiO3溶液？ 3分析某些盐的固体不能用蒸发方法结晶获得的原因。（ 如AlCl3

26、 FeCl3等） 4分析某些活泼金属（如镁）与强酸弱碱盐（如NH4Cl）溶液反应产生H2的原因。 5某些肥料不宜混施的原因。（如草木灰（含K2CO3）不能和铵态氮肥混和使用） 6.书后溶解性表中，为何在提到Al2(CO3)3和Fe2(CO3)3时显示的是“ ”？,玻璃筒里面放入的什么是药品？,泡沫灭火器里的药品是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液。,外筒（钢质）放入的是什么药品？,知识特点：主要是已有知识的应用、迁移 编写特点：以四个“思考与交流”为线索，辅助以必要的“资料”查询、“废水处理化学沉淀法工艺流程”介绍和“实验”活动，突出学生的主动参与，调动学生的思维,第四节 难溶电解质的溶

27、解平衡,难溶电解质的溶解平衡,沉淀反应的应用,沉淀的生成,沉淀的溶解,沉淀的转化,利用固体的溶解平衡和电离平衡进行知识迁移,溶度积,溶解度与电离平衡的进一步应用,思考与交流1(P61) 沉淀反应的可逆性 沉淀反应的限度,思考与交流2(P63) 沉淀反应的应用生成难易的判断和溶解平衡的移动,工具,沉淀溶解平衡,溶解度、平衡移动与沉淀反应的关系,知识迁移,问题引入,1.沉淀的生成,思考与交流3(P64) 解释实验现象，找沉淀溶解规律,规律,生成可溶、难电离物质,2.沉淀的溶解,思考与交流4(P64) 分析实验现象，找沉淀转移的特点,特点,由溶解度小的转化为更小的,3.沉淀的转化,4个思考交流步步深

28、入,难溶物（沉淀）也有溶解度 习惯上把溶解度小于0.01 g，称为难溶 难溶电解质的溶解平衡是动态平衡 沉淀的生成 沉淀的溶解 沉淀的转化 是新知识 有一定难度 实质是平衡的移动 转化的方向转化为溶解度更小的 科学视野溶度积,教学重点： 难溶电解质的溶解平衡 教学难点： 难溶电解质的溶解和转化 教学过程建议：,第四节 难溶电解质的溶解平衡,一、难溶电解质的溶解平衡,思考与交流： 谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与“不溶”的理解。 根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。,200C时，溶解性与溶解度的大小关系,生成沉淀的离子反应反应之所以能够发

29、生，在于生成物的溶解度小。 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) 习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于 10-5mol/L时,沉淀反应达到完全。,Ag+和 Cl-的反应真能进行到底吗？,1、概念：,在一定条件下，难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立的动态平衡。,2、特征：动、等、定、变,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)2减少的是（ ） A、Na2CO3溶液

30、B、AlCl3溶液 C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液,AB,1. 沉淀的生成,二、沉淀反应的应用,（1）意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。 （2）方法：A、调节pH法 B、加沉淀剂法 （3）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好,2. 沉淀的溶解,根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。例如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中：,CaCO3 Ca2+ + CO32-,+H+,HCO3- H2CO3 H2O+CO2,根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法

31、不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。例如难溶于水的CaCO3沉淀可以溶于盐酸中：,实验3-3,实验3-4,3-5,AgCl,3. 沉淀的转化,3. 沉淀的转化,对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀.锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。,CaSO4 SO42- + Ca2+,+ CO32-,CaCO3,溶度积(Ksp):在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数。 MmAn的饱和溶液: Ksp=c(Mn+)m c(A

32、m-)n 溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m c(Am-)n Qc Ksp，溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀。 Qc = Ksp，沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液。 Qc Ksp,溶液未达饱和，沉淀发生溶解。,三、溶度积（科学视野选学内容）,资料： 牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： Ca5(PO4)3OH（s）=5Ca2+3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是 。已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的矿化产物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因 。,平衡概念,化学平衡理论,弱电解质电离平衡,难溶电解质溶解平衡,水的电离平衡,盐的水解平衡,酸碱盐溶液的酸碱性,沉淀的生成溶解转化,平衡特征,平衡移动,深圳代怀孕 深圳代怀孕 汗鬻搋,