(共23张PPT)
第 3 课时
酸碱中和滴定实验
一、酸碱中和滴定原理
1.概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质
的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。
二、实验操作
1.实验仪器
酸式滴定管
碱式滴定管
(1)滴定管。
图 3－2－1
(2)锥形瓶、铁架台、滴管夹。
2.滴定管的使用
2～3
(1)检查仪器：使用前先检查滴定管活塞___________。
(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。
“0”刻度以上 2～3 mL
(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__________________________处。
(4)调节起始计数：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 滴 定 管 液 面
____________________，准确读取数值并记录。
是否漏水
充满反应液
使其处于某一刻度
3.滴定过程中溶液 pH 的变化
(1)开始时：酸或碱浓度较大，加少量碱或酸对 pH 影响
________。
不大
pH 突变
(2)接近终点：(pH≈7)时，一滴(0.04 mL)碱或酸即可引起
________。
指示剂 pH 变色范围 酸 色 碱 色
甲基橙 3.1～4.4(橙色) 红色(pH<3.1) 黄色(pH>4.4)
甲基红 4.4～6.2(橙色) 红色(pH<4.4) 黄色(pH>6.2)
石蕊 5.0～8.0(紫色) 红色(pH<5.0) 蓝色(pH>8.0)
酚酞 8.2～10.0(粉红色) 无色(pH<8.2) 红色(pH>10.0)
酸碱指示剂的选择及用量
1.常见酸碱指示剂的变色范围
滴定
种类 选用的
指示剂 达滴定
终点 指示剂
的用量 滴定终点的判
断标准
强酸滴
定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2～3 滴 当指示剂刚好
变色，并在半分
钟内不褪色，即
认为已达滴定
终点
酚酞 红色→无色
强酸滴
定弱碱 甲基橙 黄色→橙色
强碱滴
定强酸 甲基橙 红色→橙色
酚酞 无色→粉红色
强碱滴
定弱酸 酚酞 无色→粉红色
2.几种常见的酸碱中和滴定指示剂的选择
酸碱中和滴定误差分析
以标准浓度的 HCl 滴定未知浓度的 NaOH 溶液的误差分
析为例：
步骤 操作 VA cB
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏高
用于取液的碱式滴定管未用待
测溶液润洗 偏小 偏低
锥形瓶用待测溶液润洗 偏大 偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气
泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏低
2.常见误差分析
步骤 操作 VA cB
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴
定终点时气泡消失 偏大 偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏低
部分酸液滴出锥形瓶外 偏大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过
快，停止滴定后反加一滴 NaOH
溶液无变化 偏大 偏高
续表
步骤 操作 VA cB
读数 滴定前读数正确，滴定后俯视
读数(或前仰后俯) 偏小 偏高
滴定前读数正确，滴定后仰视
读数(或前俯后仰) 偏大 偏低
两次滴定所消耗酸液的体积相
差太大 无法判断
续表
中和滴定的误差分析
A.中和滴定时，用待测液润洗锥形瓶
B.中和滴定时，用冲洗干净的滴定管盛装标准溶液
C.用 NaOH 标准溶液测定未知浓度的盐酸溶液时，选用酚
酞作指示剂，实验时不小心多加了几滴
D.在 NaOH 与 CH3COOH 的中和滴定实验中，选用甲基橙
为指示剂
名师点拨：在滴定过程中，指示剂略多加了几滴，一般不
影响实验结果。NaOH 与 CH3COOH 恰好完全反应，生成的
CH3COONa 溶液呈碱性，而甲基橙的变色范围是在 pH 约为
3.1～4.4 中，当用甲基橙指示滴定终点时，还未完全反应，使
实验结果产生误差，应选用酚酞作指示剂。
答案：C
A
A.装待测液的锥形瓶中有蒸馏水
B.滴定管尖嘴部分在滴定前有气泡
C.盛标准酸的滴定管未用标准酸润洗
D.滴定前仰视读数，滴定后俯视读数
中和滴定的拓展——定量滴定
【例 2】(2009 年四川理综改编)过氧化氢是重要的氧化剂、
还原剂，它的水溶液又称为双氧水，常用作消毒、杀菌、漂白
等。某化学兴趣小组取一定量的过氧化氢溶液，准确测定了过
氧化氢的含量。
请填写下列空白：
(1)移取 10.00 mL 密度为ρ g/mL 的过氧化氢溶液至 250 mL
____________(填仪器名称)中，加水稀释至刻度，摇匀。移取
稀释后的过氧化氢溶液 25.00 mL 至锥形瓶中，加入稀硫酸酸
化，用蒸馏水稀释，作被测试样。
(2)用高锰酸钾标准溶液滴定被测试样，其反应的离子方程
式如下，请将相关物质的化学计量数及化学式填写在方框里。
(3) 滴定时，将高锰酸钾标准溶液注入________( 填“酸
式 ” 或 “ 碱 式 ”) 滴 定 管 中 。 滴 定 到 达 终 点 的 现 象 是
_____________________________________________________
_________________。
(4)重复滴定三次，平均耗用 c mol/L KMnO4 标准溶液
V mL，则原过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为______。
(5)若滴定前滴定管尖嘴中有气泡，滴定后气泡消失，则测
定结果________(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。
(1)若用托盘天平称取 W g Na2C2O4 晶体，称量开始时和称
量结束时的共同操作步骤是_______________。若需移动游码，
应用________拨动游码。
(2)若将 W g Na2C2O4 配成 100 mL 标准溶液，移取
20.00 mL 置于锥形瓶中，则酸性 KMnO4 溶液应装在
________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。判断滴定达到终
点的现象是__________________________________________。
(3)若滴定管的起始读数和终点读数如图 3－2－2 所示，则
酸性 KMnO4 的物质的量浓度为____________(填表达式)。
图 3－2－2
(4)若待测液变色立即读数，测定的 KMnO4 溶液的浓度
________(填“偏高”、“偏低”或“不变”)。
(4)溶液变色因局部过量而实际未达终点，立即读数会造成
V(KMnO4)减小，故结果偏低。
答案：(1)把游码拨回零处
镊子
(2)酸式
滴入一滴酸
性 KMnO4 溶液，溶液由无色变为浅紫色，且半分钟不褪色
(3)
(4)偏低
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第三章
水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
第 1 课时
强弱电解质
一、电解质与非电解质
1.电解质
水溶液中
熔融状态下
化合物
在__________或____________能导电的__________。
如 CH3COOH、NaOH、NaCl、CaO 等。
2.非电解质
水溶液中
熔融状态下
化合物
在__________和__________都不导电的__________。
如 CO2、CH4、CH3CH2OH 等。
二、强电解质与弱电解质
1.强电解质
全部
H2SO4
NaOH
KNO3
在水溶液中能够 ______ 电离的电解质。如 ________ 、
________、________。
2.弱电解质
只有部分
H2CO3
NH3·H2O
在 水 溶 液 中 __________ 电 离 的 电 解 质 。 如 ________ 、
________。
三、强弱电解质的电离方程式书写
1.强电解质的电离方程式，书写时用“________”，弱电解
质的电离方程式，书写时用“________”。
如 HNO3：_____________________；
2.多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离方程式分
步书写。
如氢硫酸的电离，应写成：________________________、
________________________。
CH3COOH：_____________________________；
3.多元弱碱也是分步电离的，但通常书写时一般就用金属
阳离子和 OH－直接表示。
4.强酸的酸式盐完全电离：
如 NaHSO4：_____________________________。
弱酸的酸式盐部分电离：
如 NaHCO3：________________________、
如Cu(OH)2：________________________。
____________________。
强电解质 弱电解质
定义 溶于水后全部电离
的电解质 溶于水后只有部分电离
的电解质
化合物类型 离子化合物、部分
强极性共价化合物 某些具有极性键的共价
化合物
电离程度 全部电离 部分电离
强弱电解质的比较
1.强电解质与弱电解质的区别
强电解质 弱电解质
电离过程 不可逆过程，无电
离平衡 可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在
的粒子(水
分子不计) 只有电离出的阴、
阳离子，不存在电
解质分子 既有电离出的阴、阳离
子，又有电解质分子
实例 绝大多数盐、强酸、
强碱 弱酸、弱碱、极少数盐
[HgCl2、Pb(Ac)2]、水
续表
2.对强电解质的理解
(1)电解质的强弱是由物质的内部结构决定的，与外界因素
无关。
(2)电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶于水的盐，如
BaSO4、CaCO3、AgCl 等，虽然溶解度很小，但溶于水的部分
却是完全电离的，所以是强电解质；而 HCOOH、CH3COOH
等，虽易溶于水，但溶于水的部分却只能部分发生电离，所以
是弱电解质。
(3)电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。溶液的导
电能力决定于溶液中离子的浓度以及离子所带的电荷数。强电
解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液强。
(4)电解质的强弱与化学键没有必然联系。一般地，强电解
质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的化合物不一定都
是强电解质，如 HF 是弱电解质。
离子方程式的正误判断
1.看离子反应是否符合客观事实。
强弱电解质的判断
【例 1】(双选)某固体化合物 A 不导电，但熔融状态下和
)。
溶于水都能完全电离，关于 A 的说法正确的是(
A.A 是非电解质
B.A 是强电解质
C.A 是离子化合物
D.A 是弱电解质
名师点拨：由熔融状态下和溶于水完全电离可知是强电解
质，又因为其固体不导电，熔融状态下导电可知应是离子化合
物。
答案：BC
离子化合物一定是强电解质，但强电解质不一定都是离子
化合物；在熔融状态下能完全电解的化合物一定是强电解质，
但强电解质不一定在熔融状态都能电离。
1.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是(
)。
A.熔化时不导电
D
B.不是离子化合物，而是极性共价化合物
C.水溶液的导电能力很差
D.溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
解析：区别强、弱电解质的依据是其溶于水的部分能否完
全电离，与其溶解度大小、导电性、化学键无必然联系。
2.下列物质中：①CH3COOH、②SO2、③NaOH、④HNO3、
⑤Cu(OH)2、⑥AgCl、⑦Na2CO3 、⑧C2H5OH、⑨H2O、⑩石
墨。
(1)属于强电解质的是____________(填序号，下同)。
(2)属于弱电解质的是______________。
(3)属于非电解质的是______________。
(4)在常温下能导电的是______________。
③④⑥⑦
①⑤⑨
②⑧
⑨⑩
离子方程式的正误判断
答案：B
3.(2009 年广东理基)下列离子方程式正确的是(
)。
答案：D
4.能正确表示下列反应的离子方程式是(
)。
答案：D
5.(2011 年广东韶关模拟)下列事实能说明醋酸是弱电解质
的是(
)。
A.②⑥⑦
B.③④⑥⑦
C.③④⑤
D.①②⑥
答案：B
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第三节 盐类的水解
第 1 课时
盐类水解
盐的类型 盐溶液 酸碱性
(1)____________ NaCl、Na2SO4 ________
(2)____________ NaHCO3、CH3COONa ________
(3)____________ (NH4)2SO4、FeCl3 ________
结论 强酸强碱盐溶液呈中性，强酸弱碱
盐溶液呈酸性，强碱弱酸盐呈碱性，
即“谁强显谁性”。
一、盐溶液的酸碱性
强酸强碱盐
中性
强酸弱碱盐
酸性
强碱弱酸盐
碱性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1.盐溶液酸碱性的理论分析
(1)NH4Cl 溶液。
右
＞
酸
①电离过程：__________________, __________________。
NH3·H2O
__________________________。
到新平衡时 c(OH－)________c(H＋)，即溶液呈________性。
(2)CH3COONa 溶液。
①电离过程：__________________________________，
②水的电离平衡的移动：_____________与_______结合成
__________分子，使水的电离平衡__________________，当达
③总反应：___________________________________。
CH3COOH
向电离的方向移动
＞
碱
CH3COO－
H＋
(3)NaCl 溶液
①在 NaCl 溶液中存在下列电离：__________________，
__________________。
＝
中
②溶液里没有弱电解质生成，H2O 的电离平衡未受影响，
c(H＋)______c(OH－)，溶液显________性。
2.盐的水解
弱电解质
在水溶液中盐电离产生的________或________跟水电离
产生的______或______ 结合生成____________——弱碱或弱
酸的反应。
阳离子
阴离子
OH－
H＋
盐类水解的本质及规律
1.盐类水解的实质
平衡，使平衡向电离的方向移动，促进水的电离。
(2)能发生水解的原因是有能生成弱电解质的离子存在。
2.盐类水解与中和反应的关系
3.盐类的水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水
解，谁强显谁性，同强显中性。
(1)盐组成中无弱碱阳离子或弱酸阴离子，即强酸强碱盐，
不发生水解，显中性。
(3)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸
性)越强。
4.完全双水解反应
弱酸阴离子与弱碱阳离子发生的水解反应之间，存在着明
显的相互促进作用，而产生大量的难溶物、弱电解质或气体物
质时，则发生了双水解反应，如果双水解进行彻底，称为完全
双水解。在中学化学中，通常发生完全双水解反应的离子有：
水解反应方程式的书写
盐类水解的实质考查
)。
【例 1】在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是(
A.盐的电离平衡被破坏
B.水的电离平衡被破坏
C.没有中和反应发生
D.溶液的 pH 一定变大
名师点拨：盐类水解的实质是盐电离出来的离子与水电离
出的 H＋或OH－结合生成弱电解质，使水的电离平衡被破坏，
从而使盐溶液呈现酸性(或碱性或中性)。盐的水解可认为是中
和反应的逆过程，当达到平衡时，水解与中和都在进行。
答案：B
A
A.HNO3
B.NH4NO3
C.Na2S
D.HClO
盐类水解的酸碱性
【例 2】下列物质的溶液呈碱性的是(
)。
A.Na2CO3
B.Na2SO4
C.NH4NO3
D.CH3COOH
名师点拨：酸的溶液显酸性，碱的溶液呈碱性，盐溶液的
性质取决于电离和水解两个因素，该题中 A、B、C 选项中都
是正盐溶液，性质完全取决于水解与否及水解类型。
答案：A
A.Al2(SO4)3
C.NaOH
B.CH3COONa
D.KHSO4
解析：常温下，由水电离出的 c(OH－)＝10－4 mol/L，说明
该溶液中的溶质促进了水的电离，该溶质电离出的离子中有弱
酸根或弱碱根。
答案：AB
电离平衡、水解平衡及酸碱强弱的鉴别
【例 3】(2010 年广东佛山模拟，双选)25 ℃时，某浓度的
)。
氯化铵溶液的 pH＝4，下列叙述中正确的是(
答案：AC
A.Na2CO3 B.CH3COONa
D.NaHCO3 E.NH4Cl
C.NaCl
其 pH 由大到小的顺序是____________________。
A＞D＞B＞C＞E
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一 溶液 pH 的计算方法
1.单一溶液 pH 的计算
(1)强酸溶液，如 HnA，设其浓度为 c mol·L－1，c(H＋)＝nc
mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lgnc。
(2)强碱溶液，如 B(OH)n，设其浓度为 c mol·L－1 ，c(H＋)
2.两强酸混合
≥2，可采用速算方法：pH混＝pH小＋0.3，如 pH＝3 和 pH＝5
两种盐酸等体积混合后，pH＝3.3。
3.两强碱混合
4.强酸与强碱混合
混合后溶液的 pH 有以下三种情况：
(1)若恰好中和，pH＝7；
(3)若剩余碱，先求中和后剩余的 c(OH－)，通过 KW 求出
c(H＋)，最后求 pH。
5.溶液稀释后求 pH
(1)对于酸溶液，每稀释为 10 倍体积，强酸溶液的 pH 增
大 1 个单位；而弱酸溶液的 pH 增大不足 1 个单位。无论稀释
多少倍，酸溶液的 pH<7，且只能趋近于 7。
(2)对于碱溶液，每稀释为 10 倍体积，强碱溶液的 pH 减
小 1 个单位；而弱碱溶液的 pH 减小不足一个单位。无论稀释
多少倍，碱溶液的 pH>7，且只能趋近 7。
(3)对于 pH 相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相
同的倍数，强酸(或强碱)溶液 pH 变化幅度大。
6.已知酸和碱的 pH 之和，判断等体积混合后溶液的 pH(25 ℃)。
(1)若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后溶液显
中性，pH＝7。
(2)若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后溶液显
碱性，pH>7。
(3)若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后溶液显
酸性，pH<7。
(4)若酸碱溶液的 pH 之和为 14，酸碱中有一强、一弱，则
酸、碱溶液混合后，谁弱显谁的性质。
【例 1】(1)某温度(t ℃)，测得 0.01 mol·L－1 的 NaOH 溶液
的 pH 为 11，则该温度下水的 KW＝____________。则该温度
________(填“大于”、“小于”或“等于”)25 ℃，其理由是
_____________________________________________________
___________________。
(2)此温度下，将 pH＝a 的 NaOH 溶液 Va L 与 pH＝b 的
H2SO4 溶液 Vb L 混合，通过计算填写以下不同情况时两溶液的
体积比：
①若所得混合液呈中性，且 a＝12，b＝2，则 Va∶Vb ＝
________；
②若所得混合液呈中性，且a＋b＝12，则Va∶Vb ＝
________；
③若所得混合液的 pH＝10，且 a＝12，b＝2，则 Va∶Vb
＝________。
答案：(1)10－13
大于
水的电离是吸热反应，升温时水
的电离平衡正向移动，KW 增大
(2)①1∶10 ②10∶1
③1∶9
二 电解质溶液中微粒浓度大小的比较
1.比较依据
(1)两个理论依据。
①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子
的浓度。
弱酸电离程度第一步远远大于第二步)。
②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
弱酸根离子的水解以第一步为主)。
(2)三个守恒关系。
①电荷守恒：电荷守恒是指溶液保持电中性，即溶液中所
有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元
素的原子个数守恒。
③质子守恒：由水电离出的 c(H＋)等于由水电离出的 c(OH－)。
在碱性盐溶液中 OH－守恒，在酸性盐溶液中 H＋守恒。质子守恒
可由电荷守恒和物料守恒推出。
2.四种题型
(1)多元弱酸溶液。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较。
要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。例如，在 0.1
mol·L－1 的 NH4Cl 和 0.1 mol·L－1 的氨水混合溶液中，各离子浓
【例 2】(双选)下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系
正确的是(
)。
答案：AD
弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3
K(25 ℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
1.(2010 年广东清远模拟)已知 25 ℃时有关弱酸的电离平
衡常数：
则下列有关说法正确的是(
)
解析：A 中 B 中，未指明浓度关系，无法比较；B 中由于
CN－在水中发生水解反应，a＝b 时，所得溶液仍是 c(Na＋)＞
c(CN－)；C 中由于冰醋酸是纯净物且不能电离出自由移动离
子，导电性、电离度都为 0，逐滴加水，溶液的导电性、电离
度先增大后减少，pH 先减少后增大；D 中 NaHCO3 和 Na2CO3
混合溶液中存在电荷守恒。
答案：D
解析：当 NaOH 和 CH3COOH 按一定比例混合，反应有三
种情况：①若恰好完全反应，即 c1V1＝c2V2，生成物 CH3COONa
是强碱弱酸盐，溶液呈碱性；②若酸过量，则反应后得到
CH3COONa 和 CH3COOH 的混合物，此时溶液可能为中性或
酸性，也可能为碱性；③若碱过量，则溶液为 CH3COONa 与
NaOH 的混合物，溶液显碱性，因此 A 项错误；B 项符合电荷
守恒；溶液为中性时，酸一定过量，因此 C 项正确；D 项符合
物料守恒。
答案：A
AD
4.(2011 年广东广州检测，双选)下列叙述正确的是(
)
A.0.1 mol/L 醋酸钠溶液：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
B.中和 pH 与体积都相同的硫酸和醋酸，消耗 NaOH 的量
后者大于前者
答案：BD
5.(2011 年四川)25 ℃时，在等体积的①pH＝0 的 H2SO4 溶
液，②0.05 mol·L－1 的 Ba(OH)2 溶液，③pH＝10 的 Na2S 溶液，
④pH＝5 的 NH4NO3 溶液中，发生电离的水的物质的量之比是
(
)。
A.1∶10∶1010∶109
B.1∶5∶(5×109)∶(5×108)
C.1∶20∶1010∶109
D.1∶10∶104∶109
答案：A
答案：D
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第 2 课时
弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离平衡
1.电离平衡
分子电离成离子
离子重新结合成分子
在一定条件 ( 如温度、浓度 ) 下，当弱电解质
________________ 的速率和____________________ 的速率相
等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2.电离平衡建立的图像
3.电离平衡的特征
动态
(1)动：电离平衡是________平衡，即弱电解质分子电离成
离子的过程和离子重新结合成弱电解质分子的过程仍在进行，
没有停止。
(2)等：弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成
弱电解质分子的速率________，这是电离过程达到平衡的重要
标志。
相等
保持不变
(3)定：电离过程达到平衡时，在溶液里离子的浓度和分子
的浓度都______________。
(4)变：电离平衡状态的存在是有条件的，当影响电离平衡
状态的条件(如温度、浓度等)改变以后，电离平衡就会从旧的
平衡状态变化为新条件下新的电离平衡状态，这种变化又叫做
电离平衡的移动。
二、电离常数
1.表示方法
的电离常数 K＝___________________。
2.电离常数的意义
强
强
HF＞CH3COOH
(1)相同条件下，K 值越大，电解质越______。
(2)相同条件下，弱酸(或弱碱)的 K 越大，表示其酸性(或
碱 性 ) 越 ______ ， 如 K(HF) ＞ K(CH3COOH) ， 则 酸 性 ：
_______________。
影响电离平衡的因素
化学平衡原理也适用于电离平衡，影响电离平衡的因素主
要有浓度、温度、加水稀释等。
加热 稀释 加 HCl 加 NaOH 加 CH3COONa
平衡移动方向 → → ← → ←
c(H ＋) ↑ ↓ ↑ ↓ ↓
c(CH3COO－) ↑ ↓ ↓ ↑ ↑
c(CH3COOH) ↓ ↓ ↑ ↓ ↑
pH ↓ ↑ ↓ ↑ ↑
K ↑ － － － －
1.浓度：增大电解质分子浓度或减小离子浓度，电离平衡
向正方向移动；减小电解质分子浓度或增大离子浓度，电离平
衡向逆方向移动。
2.温度：弱电解质的电离是吸热过程，因而升高温度，电
离平衡正向移动，电解质电离程度增大；降低温度，电离平衡
向逆方向移动，电离程度减小。
3.加水稀释：将弱电解质溶液加水稀释时，由于阴、阳离
子浓度降低，阴、阳离子碰撞机会减少，结合成分子的机会降
低，电离平衡向正方向移动，使电解质的电离程度增大。
弱电解质的电离平衡
－1
醋酸溶液的 pH
)。
【例 1】(2011 年福建)常温下 0.1 mol·L
＝a，下列能使溶液 pH＝(a＋1)的措施是(
A.将溶液稀释到原体积的 10 倍
B.加入适量的醋酸钠固体
C.加入等体积 0.2 mol·L－1 盐酸
D.提高溶液的温度
名师点拨：弱电解质醋酸稀释会使电离程度增大，稀释
10 倍后，醋酸溶液的 pH 应小于(a＋1)，A 项错误；加入适量
醋酸钠固体可以抑制醋酸的电离，能使醋酸溶液的 pH 等于(a
＋1)，B 项正确；加入盐酸会使溶液的酸性增强，使醋酸溶液
pH 减小，C 项错误；提高溶液温度会使醋酸的电离程度增大，
使醋酸溶液酸性增强，pH 减小，D 项错误。
答案：B
1.将 1 mol 冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到 1 L
溶液。下列各项中，已经达到电离平衡状态的是(
)。
D
D.醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分
子的速率相等
AC
A.NaOH
B.NaHCO3
C.CH3COOK
D.Mg
酸 电离方程式 电离平衡常数 K
CH3COOH
1.75×10－5
H2CO3
K1＝4.4×10 －7
K2＝4.7×10 －11
H2S
K1＝1.3×10 －7
K2＝7.1×10 －15
电离平衡常数的应用
【例 2】下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。
酸 电离方程式 电离平衡常数 K
H3PO4
K1＝7.1×10 －3
K2＝6.3×10 －8
K3＝4.2×10 －13
续表
回答下列各题：
(1)当温度升高时，K 值_____(填“增大”、“减小”或
“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的 K 值不同，那么 K 值的大小
与酸性的相对强弱有何关系？______________________。
名师点拨：(1)弱电解质的电离过程为吸热过程，所以升高
温度，电离平衡向右移动，c(H＋)、c(A－)增大，c(HA)减小，
所以 K 值增大。(2)K 值越大，电离出的氢离子浓度越大，所
以酸性越强。(3)比较这几种粒子的电离常数即可。
答案：(1)增大 (2)K 值越大，酸性越强
(3)H3PO4 HS－
弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，随着温度的升高
而增大，与其浓度无关。
返回(共30张PPT)
第四节 难溶电解质的溶解平衡
一、难溶电解质
1.不同的物质在水中的溶解度有大有小，但无论大小，仍
有一定的溶解度，习惯上把溶解度小于________的电解质称为
难溶电解质。
0.01 g
很大
0
很大
1×10－5 mol/L
2.对难溶电解质的理解
(1)不同电解质在水中的溶解度差别________，但难溶电解
质与易溶电解质之间并无严格的界限。
(2)溶解度表中的“不溶”就是指难溶。难溶电解质的溶解
度尽管很小，但不可能为______。
(3)同是难溶电解质，溶解度差别也________。
(4)所谓沉淀完全，在化学上通常指残留在溶液中的离子浓
度小于________________。
二、难溶电解质的溶解平衡
1.溶解平衡的定义
溶解
生成
在一定温度下，当沉淀________和________的速率相等
时，即达到溶解平衡。
2.溶解平衡的建立
以 AgCl 为例：
从固体溶解平衡的角度，AgCl 在溶液中存在下述两个过
3.溶解平衡的特征
(1)“ 动 ”—— 动 态 平 衡 ， 溶 解 的 速 率 和 生 成 的 速 率
______。
不为 0
相等
保持不变
发生移动
(2)“等”——溶解速率和沉淀速率________。
(3)“定”——达到平衡时，溶液中离子的浓度_________。
(4)“变”——当改变外界条件时，溶解平衡将_________。
三、沉淀反应的应用
1.沉淀的生成
(1)调节 pH 法。
加入氨水调节 pH 至 7～8，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。
物CuS沉淀。反应离子方程式：________________________ ，
_________________________。
平衡移动
移去
相应离子
沉淀溶解
2.沉淀的溶解：根据____________原理。对于在水中难溶
的电解质，如果能设法不断地________ 溶解平衡体系中的
________，使平衡向________方向移动，就可以使沉淀溶解。
如难溶于水的 CaCO3 沉淀可以溶于盐酸中：
沉淀溶解平衡的移动
3.沉淀的转化：沉淀的转化的实质是___________________。
一般是溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀。如除去锅炉
中的水垢(CaSO4)时用 Na2CO3 试剂处理后再用酸溶解：
四、溶度积
1.难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，其平衡常数称为
________________。
溶度积
言，其溶度积的表达式为 Ksp＝_________________________。
[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n
影响沉淀溶解平衡的因素
1.温度
多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，所以升高
温度，平衡向溶解的方向移动；但少数电解质，升高温度，平
衡向沉淀的方向移动，如氢氧化钙固体。
2.浓度
加水将溶液稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。
3.同离子效应
在难溶电解质的饱和溶液中，加入含有同离子的强电解质
时，难溶电解质溶解平衡将发生移动。例如，在 AgCl 的饱和
溶液中加入 AgNO3，由于 Ag＋浓度增大，平衡将向生成 AgCl
沉淀的方向移动，即降低了 AgCl 的溶解度。这种结果称为同
离子效应。
4.能反应的离子
若向沉淀溶解平衡体系中加入某些离子，可与体系中某些
离子反应生成更难溶的物质或气体，则平衡向溶解的方向移
动。如 AgCl 中加入 KI 溶液，AgCl 白色沉淀可以转化为 AgI
黄色沉淀。
5.沉淀平衡的移动
可以用勒夏特列原理解释。
溶度积规则及意义
1.溶度积规则
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解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
2.溶度积的意义
(1)溶度积和溶解度的值都可用来表示物质的溶解能力，受
温度影响。
(2)用溶度积直接比较时，物质的类型必须相同。对于同类
型物质，Ksp 越小，其溶解度越小。
物质 Fe(OH)2 Cu(OH)2 Fe(OH)3
Ksp/25 ℃
8.0×10－16
2.2×10 －20
4.0×10 －38
完全沉淀时的
pH 范围 ≥9.6 ≥6.4 3～4
溶解平衡及溶度积的考查
A.向该混合溶液中逐滴加入 NaOH 溶液，最先看到红褐色
沉淀
C.向该溶液中加入适量氯水，并调节 pH 至 3～4 后过滤，
可获得纯净的 CuSO4 溶液
D.在 pH 等于 5 的溶液中 Fe3＋不能大量存在
答案：C
1.若用溶度积直接比较不同物质的溶解性时，物质的类型
应相同。对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，
不能直接比较 Ksp 的大小来确定其溶解能力的大小，需转化为
溶解度。
2.溶液中的各离子浓度的变化只能使沉淀溶解平衡移动，
并不改变溶度积。
1.下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是(
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，沉淀速率与溶解速率相等
C.沉淀溶解达到平衡时，溶液中各溶质的离子浓度相等，
且保持不变
D.沉淀溶解达到平衡时，如果再加入比该物质更难溶的物
质，将会促进溶解
B
2.一定温度下，向 AgCl 饱和溶液中加水，下列叙述正确
的是(
)。
B
A.AgCl 的溶解度增大
B.AgCl 的溶解度和 Ksp 均不变
D.AgCl 的溶解度增大，Ksp 不变
解析：溶解度和溶度积的大小与难溶电解质的性质只和温
度有关，与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
沉淀反应的应用
图 3－4－1
(2)往 Pb(NO3)2 溶液中滴稀 NaOH 溶液，pH＝8 时溶液中
存在的阳离子(Na＋除外)有________，pH＝9 时，主要反应的
离子方程式为_____________________________________。
离子
Pb2＋
Ca2＋
Fe３＋
Mn2＋
Cl－
处理前浓度
(mg·L－1) 0.100 29.8 0.120 0.087 51.9
处理后浓度
(mg·L－1) 0.004 22.6 0.040 0.053 49.8
(3)某课题组制备了一种新型脱铅剂，能有效去除水中的痕
量铅，实验结果如下表：
上表中除 Pb2＋外，该脱铅剂对其他离子的去除效果最好的
是__________。
A.4～5
B.6～7
C.9～10
D.11～12
(3)Fe3＋
(4)B
返回(共25张PPT)
第 2 课时
影响盐类水解的因素及盐类水解的利用
一、影响盐类水解的主要因素
1.影响盐类水解的内因
弱
大
组成盐的酸或碱越____时，盐类的水解程度越____。
2.影响盐类水解的外界条件
(1)温度。
吸热
促进
水解
增大
盐类的水解反应是________反应，故升高温度可______
水解，使水解平衡向________方向移动，水解程度________。
(2)浓度。
水解
增大
根据平衡移动原理，稀释时平衡向________方向移动，水
解程度________。
(3)外加酸碱。
促进
抑制
促进
抑制
水解显酸性的盐溶液，加碱会________盐的水解，加酸会
________盐的水解，反之亦然。如 CH3COONa 溶液中加盐酸
会________水解，加碱会________水解。
(4)外加盐。
NH4Cl
加入与盐的水解性质相反的盐，会促进盐的水解， 如
CH3COONa 溶液加入少量________固体会促进 CH3COONa 的
水解。
二、盐类水解的利用
加热
盐酸
铝盐
1.用纯碱溶液清洗油污时，______可以增强其去污能力。
2.配制 FeCl3 溶液时，可加入少量________抑制水解。
3.________、________可用作净水剂。
4.利用水解反应来获得纳米材料。
5.由 TiCl4 制备 TiO2 的原理(反应方程式)：
________________________________________________，
_________________________。
铁盐
c(NH3·H2O)
c(H＋)
c(OH－) pH 水解程度
加热 降低 升高 升高 降低 降低 增大
加水 降低 降低 降低 升高 升高 增大
加 NH3 升高 升高 降低 升高 升高 减少
加 NH4Cl 升高 升高 升高 降低 降低 减少
加 HCl 升高 降低 升高 降低 降低 减少
加 NaOH 降低 升高 降低 升高 升高 增大
盐类水解平衡的移动及影响因素
以 NH4Cl 为例。
注意：水解平衡的移动也遵循勒夏特列原理。
盐类水解的利用
1.判断盐溶液的酸碱性或 pH。
如：相同物质的量浓度的下列溶液：NaCl 、KHSO4 、
Na3PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH 由大到小的顺序为：Na3PO4
＞Na2HPO4＞NaCl＞CH3COOH＞KHSO4。
2.比较盐溶液中离子浓度的大小。
如：Na2CO3 溶液中，各离子浓度大小的顺序：
3.溶液进行蒸干并灼烧的问题。
(1)盐水解若生成挥发性酸时，蒸干后一般得到碱，因为在
盐蒸干的过程中酸会逸出，从而促进盐的水解。
(2)盐水解生成不挥发性酸时，蒸干一般得到原溶质。
如：蒸干 Al2(SO4)3 溶液时仍得到 Al2(SO4)3。
(3)强碱弱酸盐水溶液蒸干后一般得到原物质。
如：蒸干 Na2CO3 溶液仍得到 Na2CO3 固体。
4.判断盐所对应酸的相对强弱。
如：已知物质的量浓度相同的两种溶液，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。
如：配制 FeCl3、SnCl2 溶液时应加入少量盐酸，配制 AgNO3
溶液时应加入少量硝酸。
6.用盐作净水剂。
如：利用 FeCl3、明矾在水溶液中发生水解产生胶体，能
吸附水中悬浮的杂质，起到净水的作用。
盐类水解的影响因素
名师点拨：水解平衡的移动也遵循勒夏特列原理。水解是
吸热反应，温度升高，水解程度增大。
答案：C
A.减小、增大、减小
B.增大、减小、减小
C.减小、增大、增大
D.增大、减小、增大
答案：A
B
A.硫酸
B.盐酸
C.氢氧化钠溶液
D.氯化钠溶液
溶液中离子浓度大小的比较
答案：D
1.盐类水解后离子浓度的比较，一般是不水解的离子浓度
最大，水解的离子次之，显什么性的离子再次之，剩余的为最
2.两溶液混合后离子浓度相对大小的比较，首先判断两电
解质是否反应；其次看反应物是否过量；第三是分析电解质在
水溶液中电离及可能存在的电离平衡等问题，最后比较离子浓
度的大小。
3.溶液中三大守恒。
(1)电荷守恒。
电解质溶液呈电中性，溶液中阳离子所带正电荷总数与阴
(2)物料守恒。
电解质溶液中某一组分的原始浓度应等于它在溶液中各
3.(2011 年广东增城模拟)下列溶液中各微粒的浓度关系正
确的是(
)。
答案：D
4.(双选)将 0.1 mol/L 的醋酸钠溶液 20 mL 与 0.1 mol/L 的
盐酸 10 mL 混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关
系正确的是(
)。
A.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(CH3COOH)
B.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)
C.c(CH3COO－)＝c(Cl－)＞c(H＋)＞c(CH3COOH)
D.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)
答案：BD
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第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第 1 课时
水的电离
一、水的电离和水的离子积常数
1.水的电离
水是一种极弱的电解质，自身能发生微弱的电离，其电离
方 程 式 为 ____________________________ ， 通 常 简 写 为
______________________。
2.水的离子积常数
(1)水的电离常数 K＝________________。
(2)水的离子积常数 KW＝____________，在 25 ℃时，KW
＝______________。
c(H＋)·c(OH－)
二、对水的离子积常数的理解
1.KW 与温度有关，因为水的电离是________过程，所以温
度升高，________水的电离，KW________。
吸热
促进
增大
反比例
平衡移
动方向 电离
程度 离子积
(KW)
温
度 加热 → ↑ ↑
降温 ← ↓ ↓
加
入
物
质 酸 ← ↓ －
碱 ← ↓ －
能与 H＋ 、OH－ 结合 → ↑ －
酸性氧化物或碱性氧化物 ← ↓ －
活泼金属 → ↑ －
特殊化合物(如 NaH) → ↑ －
影响水的电离平衡的因素
水的离子积及水电离平衡的移动
C.35 ℃时的水比 25 ℃时的水电离程度小
D.水的电离是吸热的
答案：D
B
结合水的电离考查离子共存
答案：C
B
解析：由水电离产生的氢离子与氢氧根离子浓度相等，所
以都为 10－14 mol/L，溶液可能为强酸性也可能为强碱性，故
一定可以共存的离子组在酸性及碱性溶液中都能共存。
答案：D
返回(共27张PPT)
第 2 课时
溶液的酸碱性和 pH
一、溶液的酸碱性与 pH
1.溶液的酸碱性
＞
＜
判断溶液的酸碱性：c(H＋)与 c(OH－)的相对大小。
＝
一般 25 ℃ 25 ℃
中性溶液
c(H＋)____c(OH－)
c(H )____1×10－7 pH____7
酸性溶液
c(H ＋)____c(OH－)
c(H )____1×10 －7 pH____7
碱性溶液
c(H ＋)____c(OH－)
c(H )____1×10 －7 pH____7
2.溶液的 pH
－lg[c(H＋)]
1×10－7 mol/L
7
(1)pH＝____________________。
3.pH 与溶液的酸碱性的关系
＝
＝
＝
＞
＞
＜
＜
＜
＞
溶液的酸性越强，其 pH 越______；溶液的碱性越强，其
pH 越______。
小
大
二、溶液 pH 的测定方法
甲基橙
酚酞
1.酸碱指示剂：只能测其酸碱性，即 pH 值的大致范围，
常见的酸碱指示剂有________、________、________。
2.pH 试纸测定法——最简单的方法
(1)操作方法
将 pH 试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点
在试纸上，然后与标准比色卡对比，读出数值。
石蕊
(2)注意事项
①事先不能用水湿润 pH 试纸，如用水湿润 pH 试纸，相
当于把待测溶液稀释了。
②只能取整数值，如不能读作 7.1，此时只能读 7。
3.pH 计测定法——最精确的方法。
有关溶液 pH 的计算
1.稀释
(1)一般稀释。
4.记忆口诀
酸按酸，碱按碱，同强等混弱点三；
酸碱中和看过量，无限稀释七为限。
一元酸碱的强弱比较
【例 1】(2011 年广东广州模拟，双选)常温下有体积相同
的四种溶液：①pH＝3 的 CH3COOH 溶液；②pH＝3 的 HCl
溶液；③pH＝11 的氨水；④pH＝11 的 NaOH 溶液，下列说法
正确的是(
)。
C.②和③混合，所得混合溶液的 pH 大于 7
D.③与④分别用等浓度的盐酸中和，消耗盐酸的体积相等
名师点拨：A 中 pH 相同的酸，溶液中的 c(H＋)相同；B
中由于 CH3COOH 是弱酸，pH＝3 的 CH3COOH 溶液的浓度一
定大于 pH＝11 的 NaOH 溶液，醋酸相对过量，c(CH3COO－)
＞c(Na＋)；C 中由于氨水是弱碱，pH＝3 的 HCl 溶液的浓度一
定小于 pH＝11 的氨水，氨水相对过量，pH 大于 7；D 中 pH
相同的弱碱强碱，弱碱的浓度更大，消耗等浓度的盐酸更多。
答案：AC
1.(双选)取 pH 值均等于 2 的盐酸和醋酸各 100 mL 分别稀
释 2 倍后，再分别加入 0.03 g 锌粉，在相同条件下充分反应，
有关叙述正确的是(
)。
A.醋酸与锌反应放出氢气多
B.醋酸与锌反应速率大
C.盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多
D.盐酸和醋酸分别与锌反应的速率一样大
不同，醋酸中的 c(H＋)大于盐酸中的 c(H＋)；0.03 g 锌与两种酸
反应时，酸都是过量的，与相同质量锌粉反应，则产生的氢气
应该一样多；稀释后醋酸溶液中 c(H＋)大，所以反应速率大。
答案：BC
溶液 pH 的计算
1.单一强酸或强碱溶液的 pH 计算
【例 2】求浓度为 a mol/L Ba(OH)2 溶液的 pH。
2.两种强酸(或强碱)溶液混合后 pH 的计算
【例 3】将 pH＝5 和 pH＝3 的两种盐酸以 1∶2 体积混合，
)。
该混合液的 pH 为(
A.3.2
C.4.2
B.4.0
D.5.0
A
3.强酸与强碱溶液反应后溶液 pH 的计算
【例 4】将 0.1 mol/L 盐酸和 0.06 mol/L 的氢氧化钡溶液以
等体积混合，该混合液的 pH 为(
)。
A.1.7
B.12.3
C.12
D.2
C
4.强酸(强碱)、弱酸(弱碱)加水稀释后的 pH 的计算
C
A.1∶1
B.1∶2
C.1∶10
D.10∶1
(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＜a＋n。
(3)强碱 pH＝b，加水稀释 10n 倍，则 pH＝b－n。
(4)弱碱 pH＝b，加水稀释 10n 倍，则 pH＞b－n。
(5)任何酸或碱溶液无限稀释，最终 pH≈7。
2.将 pH＝8 和 pH＝10 的 NaOH 溶液等体积混合，该混合
)。
液的 pH 为(
A.8.3
B.8.7
C.9
D.9.7
D
3.将 pH＝1 的盐酸平均分为 2 份，1 份加适量水，另一份
加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量 NaOH 溶液后，pH 都
升高了 1，则加入的水与 NaOH 溶液的体积比为(
)。
A.9
C.11
B.10
D.12
解析：设盐酸分成的两份溶液体积为 1 L，加入水的体积
为 x，加入 NaOH 溶液的体积为 y，则有：(0.1 mol/L×1 L)/(1
＋x)＝(0.1 mol/L×1 L－0.1 mol/L×y)/(1＋y)＝0.01 mol/L，x∶y
＝11∶1。
C
pH 知识迁移问题的计算
A.在 25 ℃时，若溶液呈中性，则 pH＝7，AG＝1
B.在 25 ℃时，若溶液呈酸性，则 pH＜7，AG＜0
C.在 25 ℃时，若溶液呈碱性，则 pH＞7，AG＞0
D.在 25 ℃时，溶液的 pH 与 AG 的换算公式为 AG＝2(7
－pH)
答案：D
4.25 ℃时，重水(D2O)的离子积为 1.6×10－15，也可用 pH
一样的定义来规定其酸碱度：pD＝－lgc(D＋)。(已知 lg2＝0.3)
(1)重水的电离方程式：________________________。
(2)25 ℃ 时 ， 重 水 中 各 种 离 子 的 物 质 的 量 浓 度
________________________。
(3)25 ℃时，重水的 pD＝________。
解析：实际上是把我们学的普通水的电离平衡、离子积等
知识进行迁移。
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