(共46张PPT)
(1)通过必修1课程的学习，我们知道：Na2CO3溶液显 性，NaHCO3溶液显 ；物质的量浓度相同的Na2CO3溶液比NaHCO3溶液Ph 。
碱性
大
碱
①⑤
②③④
(3)下列化合物：①CH3COOH ②Fe(OH)3 ③NaOH ④NH3·H2O ⑤HClO ⑥NaCl
其中属于强电解质的是 ，属于弱电解质的是 。
③⑥
①②④⑤
一、盐溶液的酸碱性
1．盐的分类
将下列8种盐：NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4按生成盐的酸、碱的强弱分类，填入下列空白处。
2．盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl NH4Cl AlCl3 Na2CO3 CH3COONa
酸碱性
中性
酸性
酸性
碱性
碱性
H＋＋OH－
NH3·H2O
>
酸
③总反应的离子方程式为：
。
(2)CH3COONa溶液：
①电离过程：CH3COONa=== ，
H2O 。
CH3COO－＋Na＋
H＋＋OH－
②水的电离平衡移动：
CH3COO－与H＋结合生成弱电解质 ，使水的电离平衡向 的方向移动，当达到新平衡时，溶液中c(OH－) c(H＋)，溶液显 性。
③总反应的离子方程式为：
。
CH3COOH
>
电离
碱
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
(3)NaCl溶液：
①电离过程：
NaCl=== ，
H2O 。
②水的电离平衡的移动：
溶液里 弱电解质生成，H2O的电离平衡未受到影响，c(H＋) c(OH－)，溶液显 性。
Na＋＋Cl－
H＋＋OH－
没有
＝
中
二、盐类的水解
1．实质
盐电离出来的阴离子或阳离子与水电离出来的 或
结合生成了 ，破坏了水的电离平衡。
2．条件
(1)盐必须溶于水中。
(2)盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解，都强不水解)。
H＋
OH－
弱电解质
吸热
微弱
答案：①－a ②－b ③－c ④－a ⑤－c ⑥－a
2．在盐类发生水解的过程中，下列说法正确的是( )
A．盐的水解不属于离子反应
B．溶液的pH发生改变
C．水的电离程度增大
D．盐的水解是放热的过程
分析：A项，盐的水解反应，属于离子反应；B项，溶液的pH不一定改变，如CH3COONH4水解后溶液呈中性；C项，盐的水解促进水的电离，水的电离程度增大；D项，盐的水解反应属于吸热反应。
答案：C
3．下列关于酸性溶液的叙述中正确的是 ( )
A．可能是盐的水溶液
B．一定是酸的水溶液
C．溶液中c(H＋)
D．不含有OH－的溶液
分析：A项，可能是盐溶液，如NH4Cl溶液显酸性；B项，不一定是酸溶液，如NH4Cl溶液或NaHSO4溶液；C项，酸性溶液中c(H＋)>c(OH－)；D项，酸性溶液中同时存在H＋和OH－。
答案：A
分析：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，使c(CH3COO－)降低，溶液中c(OH－)>c(H＋)，溶液呈碱性。
4．以CH3COONa溶液为例，分析盐发生水解后有
怎样的结果？
答案：弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子浓度降低，盐溶液呈现一定的酸碱性。
[答案] D
书写盐类水解离子方程式的常见错误
(1)错把酸式酸根电离方程式当作酸式酸根离子水解的离子方程式。
(2)把单离子水解生成的难溶物加“↓”号或把生成的挥发性物质加“↑”号。
(3)把多元弱酸酸根的水解一步写完。
1．正盐
判断盐类能否发生水解及水解后溶液的酸碱性，关键看组成盐的离子所对应的酸或碱的相对强弱，其水解的规律是：
2．酸式盐
(1)多元弱酸的酸式盐：
多元弱酸的酸式酸根离子既有水解倾向又有电离倾向，其盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，溶液显碱性。
如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。
②若水解程度小于电离程度，溶液显酸性。
如NaHSO3、NaH2PO4。
[例2] 下列溶液中，因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是 ( )
A．NaHCO3 B．NaHSO4
C．CuSO4 D．Ca(NO3)2
[答案] C
判断盐溶液是否可水解以及水解后溶液的酸碱性的一般思路为：
首先看组成盐的阳离子或阴离子是否是弱碱离子或弱酸离子，只要有一个离子是弱的，就能发生水解反应，即“有弱才水解”；其次根据“谁强显谁性”，判断溶液的酸碱性。
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(1)盐类水解的实质是盐电离出来的阴阳离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，从而破坏了水的电离平衡。
(2)强酸弱碱盐溶液呈酸性，强碱弱酸盐溶液呈碱性，强酸强碱盐溶液呈中性。
(3)盐类的水解规律：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。(共38张PPT)
(1)将25℃的水加热到80℃，水的电离平衡 移动，c(H＋) ，此时水显 ，KW 。
(2)常温下，pH＜7时，溶液呈 性；pH＝7时，溶液呈 性；pH＞7时，溶液呈碱性。
(3)某溶液能使石蕊试液变红，说明该溶液呈现较强的 ，此时溶液中c(H＋)比c(OH－) 。
向右
增大
增大
中
酸性
大
酸
中性
一、溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系
溶液的酸碱性取决于溶液中 。
(1)c(H＋) c(OH－)溶液呈酸性。
(2)c(H＋) c(OH－)溶液呈中性。
(3)c(H＋) c(OH－)溶液呈碱性。
c(H＋)和c(OH－)的相对大小
＞
＝
＜
二、pH
(1)表达式：pH＝ 。
(2)意义：pH越大，溶液碱性越 ；pH越小，酸性越 。
(3)适用范围：1×10－14 mol/L≤c(H＋)≤1 mol/L的溶液。
－lgc(H＋)
强
强
三、溶液酸碱性的测定方法
1．酸碱指示剂法
该法只能测其pH的大致范围，常见指示剂变色范围为：
指示剂 变色范围
石蕊 pH＜5 5～8紫色 ＞8
酚酞 pH＜8.2无色 8.2～10浅红色 ＞10
甲基橙 pH＜3.1红色 3.1～4.4 ＞4.4 黄色
红色
蓝色
橙色
红色
2．pH试纸法
把小片试纸放在 上，用 蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。
3．pH计测量法
表面皿或玻璃片
玻璃棒
1．想一想，连一连。
(1)酸性溶液 A．pH＝6的溶液
(2)中性溶液 B．c(H＋)＞c(OH－)的溶液
(3)碱性溶液 C．加酚酞显红色的溶液
(4)溶液酸碱性不确定 D．c(OH－)＝10－8 mol/L的纯水
答案：(1)—B (2)—D (3)—C (4)—A
2．纯水在80℃时的Ph ( )
A．等于7 B．大于7
C．小于7 D．无法确定
分析：25℃时，纯水的pH＝7，升高温度时，水的电离平衡向右移动，c(H＋)增大，所以pH<7。
答案：C
3．25℃时，0.05mol/L的H2SO4溶液的pH为________．
分析：0.05 mol/L H2SO4溶液中，c(H＋)＝2×0.05 mol/L＝0.1 mol/L，所以pH＝1。
答案：1
4．温度为25℃时，将0.23 g钠投入到100 g水中充分反
应，假设反应后溶液体积为100 mL，则该溶液的pH为 ( )
A．1 B．13
C．12 D．10
答案：B
5．思考讨论：
pH试纸使用前能否用蒸馏水湿润，若湿润是否一定产生误差？
答案：使用pH试纸前不能用蒸馏水湿润，湿润后相当于稀释了溶液，若是酸性溶液，则湿润后测得pH偏大，若为碱性溶液，湿润后测得pH偏小，若为中性溶液，无影响。
1．溶液酸碱性与c(H＋)、c(OH－)、pH的关系
任意温度 常温(25 ℃ ) 溶液酸
碱性
c(H＋)与c(OH－)
的相对大小 c(H＋)与c(OH－)
的相对大小 pH
c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)>10－7 mol/L 小于7 酸性
任意温度 常温(25 ℃ ) 溶液酸
碱性
c(OH－)>c(H＋) c(OH－)>c(H＋)
c(OH－)>10－7mol/L 大于7 碱性
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)
＝10－7 mol/L 等于7 中性
2．25℃时，溶液酸碱性与c(H＋)、pH的关系
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。
[例1] 下列溶液中，肯定呈酸性的是 ( )
A．含H＋的溶液
B．pH<7的溶液
C．c(OH－)D．25℃时，由H2O电离出来的c(H＋)＝1×10－9 mol/L的溶液
[解析] A项，任何水溶液中都含有H＋，因此含H＋的溶液可能呈酸性、碱性或中性；B项，只有25℃时，pH<7的溶液才显酸性，其他温度下则不一定；C项，c(OH－)[答案] C
利用c(H＋)与c(OH－)的相对大小判断溶液的酸碱性，在任何条件下都适用，而pH与7、c(H＋)与10－7 mol/L的相对大小只适用于25℃的水溶液。
3．酸、碱溶液稀释pH变化规律
(1)强酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n
强碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n。
(2)弱酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，
则a弱碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，
则b－n(3)酸碱溶液无限稀释，pH只能接近于7，酸溶液的pH不可能大于7，碱溶液的pH不可能小于7。
[例2] (2012·湖南师大附中质检)常温下将pH＝2盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液，以体积比1∶9混合后，溶液的pH是 ( )
A．3 B．4
C．9 D．10
[答案] B
计算混合溶液pH的基本思路
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(1)溶液酸碱性的判断：
①任意温度下，c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性；c(H＋)＝c(OH－)，呈中性；c(H＋)＜c(OH－)，呈碱性。
②25℃时，c(H＋)＞10－7 mol·L－1，呈酸性；c(H＋)＝10－7 mol·L－1，呈中性；c(H＋)＜10－7 mol·L－1，呈碱性。
③25℃时，pH＜7，呈酸性；pH＝7，呈中性；pH＞7，呈碱性。(共27张PPT)
电解质溶液是高中化学重要的基础知识之一，特别是水溶液中的离子平衡知识更是高考考查的重点和热点内容。题型以选择题为主，也会在简答题和综合题中出现，多以拼盘式考查，命题形式稳中有变，不仅涉及定性推理，有时也涉及定量计算，知识涉及面广泛，思维层次不断提高，综合性较强。充分体现新课程标准的命题思路。
[考题印证]
答案：D
2．(2010·全国卷Ⅰ)下列叙述正确的是 ( )
A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，
溶液的pH＝b，则a>b
B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液
恰好无色，则此时溶液的pH<7
C．1.0×10－3 mol/L盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol/L
盐酸的pH＝8.0
D．若1 mL pH＝1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合
后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
解析：本题考查电解质溶液，意在考查考生对水溶液中离子平衡的理解和应用能力。醋酸在稀释时，其电离程度增大，n(H＋)增大，但c(H＋)减小，因此pH增大，故a其pH不可能等于8，只能接近7，C项错误；设NaOH溶液的pH＝b，两溶液混合后溶液的pH＝7，则1×10－3 L
×10－1 mol/L＝100×10－3 L×10b－14 mol/L，解得b＝11，D项正确。
答案：D
离子浓度大小比较是电解质溶液中一类常见的题型，也是高考考查电解质溶液知识的一个重点和热点，题型以选择题、填空题为主，主要考查强、弱电解质的电离和盐类的水解，既有对单一溶液的考查，也有对混合溶液的考查，考查形式变化不大。解答此类题目，一是要注意弱电解质的电离和盐的水解一般都是微弱的，二是要灵活运用电荷守恒、物料守恒和质子守恒这三大守恒关系。
[考题印证]
答案：BD
难溶电解质的溶解平衡在近几年高考中出现较多，主要考查点有以下几个方面：
(1)沉淀溶解平衡的特征及影响因素；
(2)沉淀的生成、溶解及转化的原理与措施；
(3)根据溶度积常数判断物质的溶解性或对沉淀溶解平衡进行简单的计算。
解答此类题目时，学生的失分点主要表现为对沉淀溶解平衡的概念、原理理解不清导致判断错误，或由于读取图像信息的能力不强，不能与化学原理相结合。
[考题印证]
(4) 带入Ksp表达式求得c(OH－)＝10－9 mol/L，c(H＋)＝1×10－14/10－9＝1×10－5 mol·L－1, pH＝5。
答案：(1)橙 (2)c (3)6 (4)5(共50张PPT)
(1)固体物质的溶解度(S)与溶解性的关系：
0.01 g
1 g
10 g
(2)溶解平衡状态：在一定温度下，固体溶质在水中形成 溶液时，溶液中 保持不变的状态，该状态下，固体溶质 的速率和溶液中溶质分子 的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。
(3)Q与化学平衡常数K的关系
①Q＝K时，反应达到 状态。
②Q>K时，反应向 方向移动。
③Q饱和
溶质质量
溶解
结晶
平衡
逆反应
正反应
一、沉淀溶解平衡
1．概念
在一定温度下，当沉淀 和 的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的溶解平衡。如AgCl溶于水的溶解平衡表示为： 。
溶解
生成
2．特征
二、沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的生成
(1)调节pH法：
如加入氨水调节pH＝4，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。
反应离子方程式：
。
(2)加沉淀剂法：
以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。反应离子方程式如下：
①加Na2S生成CuS： 。
②通入H2S生成CuS：
。
S2－＋Cu2＋===CuS↓
H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋
2．沉淀的溶解
(1)原理：
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断 溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。
减少
(2)实例：
①CaCO3沉淀溶于盐酸中：
沉淀溶解
②Mg(OH)2沉淀溶于浓NH4Cl溶液中：
降低
沉淀溶解
3．沉淀的转化
(1)转化实验：
①难溶性银盐之间的转化：
实验
步骤
实验现象 色沉淀 色沉淀 色沉淀
化学方
程式
白
黄
黑
NaCl＋AgNO3
===AgCl↓＋
NaNO3
AgCl＋KI
===AgI＋
KCl
2AgI＋Na2S
===Ag2S＋
2NaI
②Mg(OH)2与Fe(OH)3之间的转化：
实验
步骤
实验现象
化学方
程式
产生白色沉淀
产生的白色沉淀逐渐变
为红褐色
MgCl2＋2NaOH===
Mg(OH)2↓＋2NaCl
3Mg(OH)2＋2FeCl3===
2Fe(OH)3＋3MgCl2
(2)转化的实质：
溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀，两种沉淀的溶解度差别 ，沉淀越容易转化。
越大
CuSO4
铜蓝(CuS)
1．(1)AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
(2)AgCl===Ag＋＋Cl－
问(1)式和(2)式所表示的意义？
答案：(1)式表示难溶电解质AgCl在水溶液中的溶解平衡方程式。
(2)式表示强电解质AgCl在水溶液中的电离方程式。
2．常温条件下，CaCO3在水中的溶解度大还是在
Na2CO3溶液中的溶解度大？
答案：在水中溶解度大。
3．在NaCl溶液中含有少量的Na2S，欲将S2－除去，
可加入 ( )
A．CuCl2 B．AgCl
C．NaOH D．Ag2S
分析：利用沉淀溶解平衡原理，加入氯化银可形成更难溶的硫化银沉淀，而除去硫化钠；要注意的是本题不能选用氯化铜，否则会因加入过量的氯化铜而引入新杂质。
答案：B
4．下列对沉淀溶解平衡的描述中正确的是 ( )
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速
率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度
相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该
沉淀物，将促进溶解
分析：本题考查了沉淀溶解平衡的建立和特征。A项：反应开始时，各离子的浓度没有必然的关系；B项正确；C项：沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度保持不变，但不一定相等；D项：沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，由于固体的浓度为常数，故平衡不发生移动。
答案：B
5．类似于水的离子积，难溶盐AmBn也有离子积Ksp，
且Ksp＝[c(An＋)]m·[c(Bm－)]n，已知常温下BaSO4的溶解度为2.33×10－4 g，则其Ksp为 ( )
A．2.33×10－4 B．1×10－5
C．1×10－10 D．1×10－12
答案：C
1．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：电解质本身的性质。
(2)外因：
①温度：温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动。
②稀释：向溶解方向移动。
③同离子效应：加入与难溶电解质构成离子相同的物质，溶解平衡向生成沉淀的方向移动。
④能反应的物质：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，溶解平衡向沉淀溶解的方向移动。
2．沉淀溶解平衡的应用
沉淀的生成、溶解及其转化，均是利用了沉淀溶解平衡移动原理。利用沉淀溶解平衡的移动，可以促使沉淀溶解或沉淀生成。例如CuS不溶于稀H2SO4或稀盐酸，但却溶于稀HNO3，就是因为CuS在水中存在如下平衡：CuS(s) Cu2＋＋S2－，HNO3能氧化S2－，使c(S2－)降低，促使CuS沉淀溶解。
[例1] [双选题](2012 ·北京海淀区高二检测)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明显减少的是 ( )
A．Na2CO3溶液 B．KCl溶液
C．NaOH溶液 D．CaCl2溶液
[答案] AB
3．影响因素
4．溶度积Ksp与离子积Qc的关系
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。
(1)Qc＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡；
(2)Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
(3)Qc[例2](2012·常州检测)已知25℃时，AgCl的溶度积Ksp＝1.8×10－10，则下列说法正确的是 ( )
A．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
B．AgNO3溶液与NaCl溶液混合后的溶液中，一定有c(Ag＋)＝c(Cl－)
C．温度一定时，当溶液中c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp时，此溶液中必有AgCl的沉淀析出
D．将AgCl加入到较浓的KI溶液中，部分AgCl转化为AgI，因为AgCl溶解度大于AgI
[解析] Ksp只与温度有关，A项不正确；B项混合后可能c(Ag＋)或c(Cl－)有剩余，不一定有c(Ag＋)＝c(Cl－)；C项Q＝Ksp时达到溶解平衡，没有AgCl沉淀析出；D项符合沉淀转化的规律。
[答案] D
(1)Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
(2)同温条件时，对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl＞AgBr＞AgI，Cu(OH)2＜Mg(OH)2。
(3)不同类型的物质，Ksp差距不大时不能直接作为比较依据。如(25℃)：
AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，Ksp＝1.8×10－10，
Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，Ksp＝1.8×
10－11，虽然Mg(OH)2的Ksp较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。
点击下图进入“课堂10分钟练习”
(1)一定温度下，难溶电解质的溶度积常数Ksp等于饱和溶液中各离子浓度幂之积，且只受外界温度的影响。
(2)升高温度或加水稀释能使难溶电解质向沉淀溶解的方向移动，而加入与难溶电解质构成离子相同的物质能使平衡向生成沉淀的方向移动。
(3)沉淀的转化实质上是沉淀溶解平衡的移动，溶解度小的沉淀能向溶解度更小的沉淀转化。(共38张PPT)
(1)水是一种极弱的电解质，其电离方程式可简写为：
(2)电离常数：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到 时，溶液中 与
的比值是一个常数。
H2O? ?H＋＋OH－
电离平衡
离子浓度之积
分子浓度
(3)电离常数只受 影响，温度越高，电离常数 。
(4)根据勒夏特列原理推测：
对纯水加热，水的电离平衡 移动，c(H＋)
，c(OH－) ，c(H＋) c(OH－)，溶液呈 。
温度
越大
向右
增大
增大
=
中性
一、水的电离
水是一种极弱的电解质，电离方程式为 ，简写为 ，水的电离常数K电离＝ 。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－
H2O H＋＋OH－
二、水的离子积常数
1．推导
由精确的实验可知，25℃时1 L纯水(55.6 mol)只有1×10－7 mol H2O电离，则c(H2O)几乎不变，可视为常数，又因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一常数，记为KW。
2．表达式
KW＝ ，25℃时，KW＝1.0×10－14。
3．影响因素
水的离子积KW，只受温度的影响，温度升高，KW 。
4．适用范围
KW不仅适用于纯水，还可适用于 。
c(H＋)·c(OH－)
增大
稀的电解质水溶液
1．分析讨论：
水的离子积KW＝c(H＋)·c(OH－)的公式中KW就是电离常数，c(H＋)和c(OH－)就是水电离出的c(H＋)和c(OH－)，正确吗？
答案：据KW＝K电离·c(H2O)知，KW和电离常数K不是同一个物理量，而c(H＋)和c(OH－)是整个溶液中的c(H＋)和c(OH－)，不一定都是由水电离出来的，都不正确。
2．某温度下，测得纯水中的c(H＋)＝2×10－7 mol/L，
则c(OH－)为 ( )
A．2×10－7 mol/L B．0.1×10－7 mol/L
C．0.5×10－7 mol/L D．无法确定
分析：只要是纯水，水电离出来的氢离子浓度就等于水电离出来的氢氧根离子浓度。本题易错用常温下水的离子积常数来计算，从而得出错误结论，所以在用水的离子积常数解题时要特别注意温度。
答案：A
3．纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前后两个量
的大小关系为 ( )
A．大于 B．等于
C．小于 D．不能肯定
分析：此题考查温度对水电离平衡的影响，水电离吸热，温度越高，水的电离程度越大，故25℃和80℃相比，前者水电离程度小。
答案：C
水的电离平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH＞0
影响因素 移动方向 c(H＋) c(OH－) KW
升温 向右移动 增大 增大 增大
加酸 向左移动 增大 减小 不变
加碱 向左移动 减小 增大 不变
加活泼金属
(如Na) 向右移动 减小 增大 不变
[例1] (2012·太原模拟)25℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ ΔH＞0，下列叙述正确的是 ( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变
C．向水中加入少量CH3COOH，平衡逆向移动，c(H＋)降低
D．将水加热，KW增大，c(H＋)不变
[解析] 本题考查外界条件对水的电离平衡的影响。解答时要先分析清楚水的电离平衡的移动方向，然后再讨论c(H＋)、c(OH－)或KW的变化。向水中加入稀氨水，c(OH－)增大，平衡逆向移动，c(H＋)减小，A项不正确；向水中加入少量固体NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，c(H＋)增大，但KW不变，B项正确；向水中加入少量CH3COOH后，使水的电离平衡逆向移动，c(OH－)减
小，c(H＋)增大，C项不正确；将水加热，水的电离平衡正向移动，c(H＋)、c(OH－)均增大，KW增大，c(H＋)增大，但仍呈中性，D项不正确。
[答案] B
(1)促进水的电离平衡的因素有升温、加活泼金属；抑制水的电离平衡因素有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。
(2)水的离子积常数KW仅仅是温度的函数，温度升高，KW增大，温度不变，KW不变，此时若c(H＋)增大，则c(OH－)必减小，反之亦然。
(1)水的离子积KW与温度有关，温度越高，KW越大，所以，使用水的离子积时，必须指明温度，如不指明，则认为是25℃。
(2)水既可以看做一元弱酸，也可看做一元弱碱。当向水中加入酸时，由于c(H＋)增大，水的电离平衡逆向移动，c(H＋)＞1×10－7 mol/L＞c(OH－)；当向水中加入碱时，c(OH－)增大，水的电离平衡将逆向移动，c(H＋)＜1×10－7 mol/L＜c(OH－)。虽然水的电离平衡被破坏，但c(H＋)·c(OH－)并没有改变，只是c(H＋)和c(OH－)的相对大小发生变化而已。
(3)KW＝c(H＋)·c(OH－)不仅适用于中性溶液，也同样适用于稀的酸溶液和稀的碱溶液。在任何时候、在任何溶液中，都同时存在H＋、OH－，其乘积也为一常数。在不同的溶液中，c(H＋)和c(OH－)虽然不一定相等，但是由水电离出的c(H＋)和c(OH－)却总是相等的。
(4)KW＝c(H＋)·c(OH－)式中的c(H＋)和c(OH－)指的是溶液中的H＋和OH－的总浓度，要弄清溶液中的c(H＋)和水电离出的c(H＋)，溶液中的c(OH－)和水电离出的c(OH－)。一般来说，当溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于由水电离出的H＋或OH－溶液1000倍，水电离产生的H＋或OH－浓度即可忽略。
[例2] 下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是 ( )
A．因为水的离子积常数的表达式为：KW＝
c(H＋)·c(OH－)，所以KW随溶液中H＋和OH－浓度的变化而变化
B．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是同一个物理量
C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随温度的变化而变化
D．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K是两个没有任何关系的物理量
[解析] 水的离子积常数的表达式是KW＝K·c(H2O)，一定温度下K和c(H2O)都是常数，所以KW仅仅是温度的函数。水的离子积常数的表达式是KW＝c(H＋)·c(OH－)，但是只要温度一定，KW就是常数，溶液中H＋浓度变大，OH－的浓度就变小，反之亦然。
[答案] C
KW表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度。但是一般情况下有：
(1)酸溶液中KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水(忽略水电离出的H＋的浓度)。
(2)碱溶液中KW＝c(H＋)水·c(OH－)碱(忽略水电离出的OH－的浓度)。
点击下图进入“课堂10分钟练习”
(3)水的离子积KW只受温度的影响，温度不变，KW不变，不受c(H＋)和c(OH－)、水电离平衡移动的影响。
(4)KW不仅适用于纯水，还适用于任何稀的电解质的水溶液。(共50张PPT)
(1)pH的定义表达式为 ，pH越大，溶液的 越强，pH越小，溶液的 越强。
(2)强酸与强碱恰好完全反应时，溶液的pH＝ 。
(3)已学过的使用前需先检查是否漏水的玻璃仪器主要有 、 。
(4)对量筒内的液体读数时，仰视使读数 ，俯视使读数 。
pH＝－lgc(H＋)
碱性
酸性
7
容量瓶
分液漏斗
偏小
偏大
一、酸碱中和滴定的原理
1．概念
利用 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。
中和反应
2．原理
(1)实质： (填离子方程式)。
(2)原理：中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等。即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱(均为强电解质)。
H＋＋OH－===H2O
酸式滴定管
碱式滴定管
铁架台
烧杯
锥形瓶
(2)滴定管的使用：
①检查仪器：使用前先检查滴定管活塞是否漏液。
②润洗仪器：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 遍。
③加入反应液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管刻度 处。
④调节起始读数：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分 ，然后调节使滴定管液面 ，准确读取数值并记录。
2～3
“0”以上2 mL～3 mL
充满反应液
处于某一刻度
2．试剂
酸碱中和滴定所用试剂为 、 和
，酸碱中和滴定中通常用 或 作指示剂。
标准液
待测液
指示剂
甲基橙
酚酞
3．实验数据的处理
实验中取2～3次消耗标准液体积的平均值，
根据c(NaOH)＝ ，
计算出待测NaOH溶液的浓度c(NaOH)。
1．判断正误(正确打“√”号，错误打“×”号)。
(1)任何酸碱反应的离子方程式都可写作H＋＋OH－===H2O。 ( )
(2)中和滴定原理是酸的物质的量与碱的物质的量相等时，二者恰好反应。 ( )
(3)对滴定管内的溶液读数时仰视使读数偏小。( )
(4)酸碱中和滴定实验，也可选石蕊作指示剂。( )
(5)酸式滴定管用于量取酸性溶液，碱式滴定管用于量取碱性溶液。 ( )
分析：(2)酸与碱的物质的量不一定相等，但n(H＋)＝n(OH－)。
(3)滴定管“0”刻度在上部，仰视使读数偏大。
(4)石蕊变色不明显，中和滴定实验中不选作指示剂。
答案：(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√
2．讨论：为什么酸式滴定管不能用来盛装碱液，碱
式滴定管不能盛放酸性溶液？
答案：酸式滴定管有磨砂的玻璃活塞，容易被碱液腐蚀。碱式滴定管有橡胶管，容易被酸性溶液腐蚀。
3．准确量取25.00 mL高锰酸钾溶液，可选用的仪
器是 ( )
A．500 mL量筒
B．10 mL量筒
C．50 mL酸式滴定管
D．50 mL碱式滴定管
分析：准确量取25.00 mL液体，要用滴定管，而高锰酸钾溶液具有强氧化性，可用酸式滴定管。
答案：C
4．某学生用0.100 mol·L－1的KOH标准溶液滴定未知
浓度的盐酸，其操作可分解为如下几步：
A．移取20.00 mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，
并加入2～3滴酚酞；
B．用标准溶液润洗滴定管2～3次；
C．把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节滴
定管尖嘴使之充满溶液；
D．取标准KOH溶液注入碱式滴定管至刻度“0”以上
2～3 mL；
E．调节液面至“0”或“0”以下刻度，记下读数；
F．把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴
定至终点并记下滴定管液面的刻度。
就此实验完成填空：
正确操作步骤的顺序是(用字母序号填写)________。
分析：用KOH标准液滴定未知浓度盐酸时，正确的操作顺序为：润洗碱式滴定管―→取标准液―→排气泡―→调液面―→记读数―→取待测液―→加入指示剂―→滴定。
答案：B D C E A F
1．酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸碱溶液的体积。
酸碱中和滴定实验中，用滴定管测定酸碱溶液的体积，不能用量筒，因为量筒只能粗略量取液体体积，精确度为0.1 mL，而滴定管的精确度为0.01 mL。
(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。
①指示剂的选择：
强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是：酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。
②滴定终点的判断(以NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸为例)：
若用酚酞作指示剂，当滴入最后一滴NaOH溶液时，溶液的颜色由无色突变为粉红色，且半分钟内不褪色，说明达到滴定终点。
若用甲基橙作指示剂，当滴入最后一滴NaOH溶液时，溶液的颜色由红色变为橙色，且半分钟内不变为原色，说明达到滴定终点。
2．酸碱中和滴定的重要操作
(1)滴定前的准备：
(2)滴定：
[例1] (2012·孝感高中期中)用中和滴定法测定烧碱的纯度，若烧碱中含有与酸不反应的杂质，试根据实验回答：
(1)将准确称取的4.3 g烧碱样品配成250 mL待测液，需要的主要仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外，还必须用到的仪器有_________________________。
(2)取10.00 mL待测液，用________式滴定管量取。
(3)用0.200 0 mol·L－1标准盐酸滴定待测烧碱溶液，滴定时左手旋转酸式滴定管的玻璃活塞，右手不停地摇动锥形瓶，两眼注视________，直到滴定终点。
(4)根据下列数据，烧碱的纯度为________。
滴定次数 待测液体积
(mL) 标准盐酸体积(mL)
滴定前读数(mL) 滴定后读数(mL)
第一次 10.00 0.50 20.40
第二次 10.00 4.00 24.10
[解析] (1)配制一定物质的量浓度的溶液需要用一定规格的容量瓶、胶头滴管等。
(2)待测液为碱液，用碱式滴定管量取。
(3)第一次V1(盐酸)＝19.90 mL，第二次V2(盐酸)＝20.10 mL，两次均平均V(盐酸)＝20.00 mL。
[答案] (1)250 mL容量瓶、胶头滴管 (2)碱
(3)锥形瓶内溶液颜色变化 (4)93.02%
解答酸碱中和滴定时，要注意以下几点：
(1)正确使用酸碱滴定管，尤其不能忽略润洗这一步操作。
(2)锥形瓶在使用时不能用待测液润洗。
(3)滴定时，眼睛不能注视滴定管内溶液液面的变化。
(4)准确判断滴定终点时锥形瓶内溶液颜色的变化。
2．常见误差分析
可能情况 操作及读数 误差分析
仪器的洗涤或润洗 末用标准液润洗滴定管 偏高
末用待测液润洗移液管或所用的滴定管 偏低
用待测液润洗锥形瓶 偏高
洗涤后锥形瓶未干燥 无影响
可能情况 操作及读数 误差分析
滴定时溅落液体 标准液漏滴在锥形瓶外一滴 偏高
待测液溅出锥形瓶外一滴 偏低
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶 偏高
尖嘴处气泡处理不当 滴前有气泡，滴后无气泡 偏高
滴前无气泡，滴后有气泡 偏低
可能情况 操作及读数 误差分析
读数
不正确 滴前仰视，滴后平视 偏低
滴前平视，滴后仰视 偏高
滴前仰视，滴后俯视 偏低
达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液 偏高
[例2] 用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，若测得的结果偏低，则产生误差的原因可能是 ( )
A．滴定时，装未知浓度的NaOH溶液的锥形瓶忘记用NaOH溶液润洗
B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，没用盐酸润洗
C．滴定前，滴定管的尖嘴处有气泡，而在滴定后气泡消失
D．滴定前仰视读取了酸式滴定管的读数，滴定后读数正确
[解析] 选项A操作正确，若锥形瓶用NaOH溶液润洗了，会使测定结果偏高，故不润洗是正确的；B项中酸式滴定管未用标准液润洗，所以盐酸变稀了，V(HCl)就大了，会使测定的c(NaOH)偏高；C项滴定前有气泡，滴定后无气泡，使一部分盐酸充满原来气泡的体积，未与NaOH溶液反应，使盐酸的体积比实际反应用量大，V(HCl)大了，测定的c(NaOH)也
会偏高；D项滴定前仰视，读数偏大，滴定后读数正确，使V(HCl)小了，会使c(NaOH)偏低。
[答案] D
读数误差可以用画图的形式来理解和记忆。如开始读数仰视，滴定完毕读数俯视，如图Ⅰ；开始读数俯视，滴定完毕读数仰视，如图Ⅱ。
点击下图进入“课堂10分钟练习”
(1)酸碱中和反应的实质为：H＋＋OH－===H2O。
(2)中和滴定实验的常用仪器有酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯。
(3)强酸、强碱进行中和滴定实验选用的指示剂为酚酞或甲基橙。
(4)滴定管使用前要先检查是否漏水，装标准液之前要先用标准液润洗，它能精确量取液体体积，精确度为0.01 mL。
(5)中和滴定的实验操作为：左手控制滴定管的活塞(或玻璃球)，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。(共49张PPT)
(1)电解质是在 或 下能够导电的 。非电解质是在 下都不导电的 。在下列物质中：
①Fe ②H2SO4 ③NaOH ④CO2 ⑤Na2O ⑥Na2CO3 ⑦NaCl溶液 ⑧NH3
属于电解质的有 ；
属于非电解质的有 。
水溶液里
熔融状态
化合物
水溶液里和熔融状态
化合物
②③⑤⑥
④⑧
自由移动离子
浓度
离子所带电荷
逆
等
动
定
变
一、强弱电解质
1．盐酸与醋酸的比较
(1)实验探究：
盐酸、醋酸与镁条的反应：
1 mol/L HCl 1 mol/L CH3COOH
与Mg条反应的现象 反应 ，产生大量气泡 反应 ，产生气泡
溶液的pH 0 2.4
剧烈
不剧烈
(2)实验结论：
①盐酸中c(H＋) 醋酸中c(H＋)，即盐酸电离程度比醋酸电离程度 ；
②同浓度的盐酸与醋酸比较、盐酸 电离，醋酸 电离。
大于
大
完全
部分
2．强弱电解质
(1)概念：
①强电解质：在水溶液中 的电解质。
②弱电解质：在水溶液中 的电解质。
(2)常见强、弱电解质：
①强电解质： 、 、 。
②弱电解质： 、 和水。
完全电离
部分电离
强酸
强碱
大多数盐
弱酸
弱碱
二、弱电解质的电离
1．电解质电离方程式的书写
(1)强电解质：
完全电离，在写电离方程式时，用“===”。
(2)弱电解质：
部分电离，在写电离方程式时，用“ ”。
①一元弱酸、弱碱一步电离：
如CH3COOH： 。
NH3·H2O： 。
②多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。
如H2CO3： (主)，
(次)。
CH3COOH CH3COO－＋H＋
③多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。
如Fe(OH)3： 。
Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－
2．电离平衡
(1)定义：
在一定条件下(如温度和浓度)，电解质
的速率和 的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
电离成
离子
离子结合成分子
(2)建立过程(用v－t图像描述)：
弱电解质分子电离成离子的速率
离子
结合成弱电解质分子的速率
动态
保持恒定
发生移动
弱
3．电离常数
(1)概念：
在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，溶 液中 与 是一个常数，该常数就叫电离常数，用 表示。
离子浓度之积
分子浓度之比
K
(2)表示方法：
对于AB A＋＋B－， 。
(3)意义：
表示弱电解质的电离能力，一定温度下，K值 ，弱电解质的电离程度 。
越大
越大
(4)影响因素：
1．判断正误(正确打“√”号，错误打“×”号)。
(1)氨气的水溶液能导电，故氨气属于电解质。 ( )
(2)醋酸在醋酸钠溶液中电离的程度大于在纯水中电离的程度。 ( )
(3)一定温度下，醋酸的浓度越大，其电离程度越大。 ( )
(4)固态NaCl不导电，因此NaCl不属于电解质。 ( )
(5)一定温度下，CH3COOH浓度越大，电离常数越大。 ( )
答案：(1)× (2)× (3)× (4)× (5)×
2．讨论：
(1)强电解质溶液的导电能力一定强吗？
(2)电离平衡向右移动，电离程度、离子浓度一定增大吗？举例说明。
3．在醋酸溶液中，CH3COOH电离达到平衡的标
志是 ( )
A．溶液显电中性
B．溶液中检测不出CH3COOH分子存在
C．氢离子浓度恒定不变
D．c(H＋)＝c(CH3COO－)
分析：电离平衡是一个动态平衡，弱电解质的电离不可能进行到底，故CH3COOH分子一直存在，且无论在任何时刻，该溶液均显酸性，c(H＋)＝c(CH3COO－)始终成立，只要达到平衡状态，各组分的浓度恒定不变。
答案：C
4．在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的
NH4Cl晶体，则溶液颜色 ( )
A．变蓝色 B．变深
C．变浅 D．不变
分析：在氨水中存在电离平衡，向氨水中加入少量的NH4Cl晶体时，会抑制氨水的电离，使溶液中OH－的浓度减小，则溶液颜色变浅。
答案：C
1．与化合物类型的关系
[例1] (2012·南宁高二检测)下列说法正确的是( )
A．氯化钾溶液在电流作用下电离成钾离子和氯离子
B．二氧化硫溶于水能部分转化成离子，故二氧化硫属于弱电解质
C．硫酸钡难溶于水，所以硫酸钡属于弱电解质
D．纯净的强电解质在液态时，有的导电有的不导电
[解析] A项，KCl溶液不需在电流作用下就能电离成K＋和Cl－；B项，SO2本身不能电离出离子，故SO2不是电解质，SO2与H2O反应生成的H2SO3才是电解质；C项，BaSO4属于强电解质；D项，纯净的强电解质在液态时有的导电(如熔融NaCl)，有的不导电(如HCl、HClO4等)。
[答案] D
(1)电解质的强弱与其溶解度大小无必然联系，如CaCO3难溶于水，但CaCO3属于强电解质；CH3COOH易溶于水，但CH3COOH属于弱电解质。
(2)电解质的强弱与其溶液的导电能力无必然联系。如强电解质溶液很稀时，导电能力差。
(3)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电的物质也不一定是电解质(如石墨、金属等)。
1．各因素对电离平衡的影响
影响因素 电离度 原因
内因 电解质本身性质决定电解质的电离程度 结构决定性质
影响因素 电离度 原因
外因 温度(升温) 增大 电离过程是吸热的
浓度(减小) 增大 浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
外加电解质 同离子效应 减小 离子(产物)浓度增大，平衡左移
消耗弱电解质的离子 增大 离子(产物)浓度减小，平衡右移
2．实例说明
以0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在的平衡为例具体分析平衡移动的情况：CH3COOH CH3COO－＋H＋，如果改变下列条件时，平衡的变化如表所示：
条件改变 平衡移动 电离程度 n(H＋) c(H＋) 导电能力
加水 正向 增大 增大 减小 减弱
升温 正向 增大 增大 增大 增大
加醋酸铵(s) 逆向 减小 减小 减小 增大
加盐酸 逆向 减小 增大 增大 增大
加NaOH(s) 正向 增大 减小 减小 增大
[例2] 已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中
c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是 ( )
①加少量烧碱固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水
A．①② B．②③
C．③④ D．②④
[解析] ①中，加少量NaOH时，H＋与OH－结合生成难电离的H2O，使c(H＋)/c(CH3COOH)值减小。②中，CH3COOH的电离是吸热反应，升温，c(H＋)增大，c(CH3COOH)减小，故c(H＋)/c(CH3COOH)值增大。③中，加入无水CH3COOH时，c(CH3COOH)增大量大于c(H＋)增大量，致使c(H＋)/c(CH3COOH)值减小。④中，加水稀释电离平衡右移，c(CH3COOH)在减小的基础上减小，而c(H＋)在增大的基础上减小，故c(H＋)/c(CH3COOH)增大。
[答案] D
电离平衡属于化学平衡，用化学平衡理论分析，判断有关电离平衡问题时，应注意以下两点：
(1)加水稀释电离平衡右移，但是离子浓度降低，因为体积增大程度大于离子增加程度。
(2)电离平衡向“消弱”这种改变的方向移动，移动的结果不能“抵消”更不能“超越”这种改变。
点击下图进入“课堂10分钟练习”
(1)区分强、弱电解质的根本依据是看电解质在水溶液中是否完全电离，不能根据电解质溶液的导电能力或电解质的溶解性判断。
(2)弱电解质达到电离平衡时，电解质分子电离成离子的速率与离子结合生成电解质分子的速率相等，此时溶液中分子、离子的浓度均保持不变。
(3)升高温度或加水稀释均能促进弱电解质的电离，而加入含弱电解质离子的强电解质能抑制弱电解质的电离。
(4)电离常数可用来衡量弱电解质的电离程度，K值越大，弱电解质电离程度越大，K只受外界因素温度的影响，与其他外界因素无关。(共49张PPT)
(1)写出下列溶液中存在的化学平衡：
①FeCl3溶液：
。
②NaHCO3溶液：
。
(2)生活常识告诉我们：热碱液去污能力更强，这说明加热后Na2CO3溶液的碱性 。
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，
H2O H＋＋OH－
增强
(3)Na2CO3发生水解后，溶液中粒子数目比水解前 (填“增多”“减小”或“不变”)。
(4)水解呈酸性的盐溶液与水解呈碱性的盐溶液混合后，两种盐的水解程度会 (填“增大”“减小”或“不变”)。
增多
增大
一、影响盐类水解的因素
1．温度
升高温度，盐类水解程度 ，因为盐类水解都是 反应。
2．浓度
稀释盐溶液，可以 水解，盐的浓度越小，水解程度 。
增大
吸热
促进
越大
3．外加酸或碱
水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，会 水解；加入酸则 水解。水解呈碱性的盐溶液，若加入碱，会 水解；加入酸，会 水解。
4．外加盐
加入与盐的水解性质相反的盐会使盐的水解程度 。
促进
抑制
促进
增大
抑制
二、盐类水解的应用
1．盐类做净水剂
铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。
如明矾水解的离子方程式为：
。
Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋
促进
增强
3．盐溶液的配制和保存
配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是 。
4．制备胶体
向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾以 ，从而制备Fe(OH)3胶体。
抑制Sn2＋或Fe3＋水解
增大Fe3＋的水解程度
5．泡沫灭火器原理
Al2(SO4)3溶液与小苏打溶液发生水解相互促进反应，产生CO2气体和Al(OH)3沉淀，将燃烧物质与空气隔离开来。离子方程式为 。
6．制备无机化合物
如用TiCl4制备TiO2。其反应的方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量) TiO2·xH2O↓＋4HCl。
答案：D
2．物质的量相同的下列溶液中，含阴离子数目最
多的是 ( )
A．NaCl B．CH3COONa
C．Na2CO3 D．K2SO4
答案：C
答案：A
4．常温下，0.1 mol/L的下列五种溶液，其pH由
大到小的排列顺序为________。
①NaHCO3 ②NaClO ③NH4Cl ④NaCl ⑤CH3COONa
答案：②＞①＞⑤＞④＞③
5．思考讨论：实验室配制FeCl3溶液，常将FeCl3固体
溶解在稀盐酸中而不是直接溶解在水中，为什么？
答案：FeCl3在水中易发生水解反应：Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋，故将FeCl3固体溶解在稀盐酸中，是为抑制FeCl3的水解。
(1)
4．判断盐所对应酸的相对强弱
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的酸性强弱为HB>HA。
5．盐溶液的配制
例如：配制FeCl3、AlCl3溶液时应加入少量盐酸，配制AgNO3溶液时应加入少量硝酸。
[例1] (2012·莱阳一中高二期末检测)下列与盐的水解有关的是 ( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
A．①②③ B．②③④
C．①④ D．①②③④
[答案] D
(3)质子守恒：
指得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数，如Na2S溶液中
即：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)。
[答案] D
解决此类问题时，首先分析离子浓度大小的关系是相等还是不等。
(1)若使用的是“>”或“<”，应主要考虑“电离”和“水解”。
(2)若用“＝”连接，应根据“守恒”原理，视不同情况，从下列几个方面思考：
①若等号一端全部是阴离子或阳离子应首先考虑电荷守恒。
②若等号一端各项中都含有同一种元素时，首先考虑这种元素的原子守恒。
③若等号一端为c(H＋)或c(OH－)时，首先考虑是否符合质子守恒。
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(3)比较离子浓度大小时，若出现等式则考虑三个守恒：原子守恒、电荷守恒、质子守恒，若不出现等式，则考虑电离或水解。
(4)两溶液混合后比较离子浓度大小，先考虑是否发生反应，确定溶液中溶质的成分，再依据有关的关系式作出判断。