课件21张PPT。水乃生命之源，你对水又了解多少呢？第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH1.了解水的电离和影响水的电离的条件。2.掌握水的离子积。3.明确溶液酸碱性产生的原因，能正确判断溶液的酸碱性。如图，是一个电解水的装置。在做这个实验时往往在水中加入几滴稀硫酸，以增强水的导电性。难道纯水真的不导电吗？实验证明，水是一种弱电解质，能够发生电离。在纯水及任何稀溶液中，都存在：
2H2O? H3O++OH-
可简写为：H2O ? H+ + OH-即 KW＝ c(H+)×c(OH-） 1升纯水的物质的量是55.6 mol，经实验测得25 ℃时，发生电离的水只有1×10-7 mol，二者相比，水电离的部分太小，可以忽略不计。因此电离前后水的物质的量几乎不变，可以视为常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用
表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。KW升高温度，促进水的电离,Kw增大。
Kw只与温度有关,与浓度无关。温度越高，Kw越大。水的电离是吸热过程。室温下55.6 mol H2O中
有1×10-7 mol H2O电离，
因此c(H2O)可视为常数。 1×10-14⑴KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
特别提示：此时的c(H+)和c(OH-)是溶液中的总量。
⑵KW只是温度的函数（与浓度无关）。
⑶水本身电离出来的c(H+)和c(OH-)是相等的,但溶液中的c(H+)和c(OH-)不一定相等。关于Kw的理解25℃时，在10 mL蒸馏水中c(H+)和c(OH-) 各是多少？向其中加入10 mL0.2 mol/L 盐酸，c(H+)和c(OH-)如何变化？对水的电离平衡有何影响？10-710-710-110-13c(H+) = c(OH-)中性c(H+) ＞ c(OH-)酸性↓↑25℃时，在10 mL蒸馏水中c(H+)和c(OH-)各是多少？向其中加入10 mL 0.2 mol/L 氢氧化钠溶液，c(H+)和c(OH-)如何变化？对水的电离平衡有何影响？10-710-710-110-13c(H+) = c(OH-)中性c(H+) ＜ c(OH-)碱性↑↓结论：溶液的酸碱性跟c(H+)和c(OH-)相对大小有关。常温下c(H+) = c(OH-)c(H+) ＞ c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-) c(H+) = 1×10-7 mol/L
c(OH-) = 1×10-7 mol/L c(H+) ＞1×10-7 mol/L
c(OH-) ＜1×10-7mol/Lc(H+) ＜1×10-7 mol/L
c(OH-)＞1×10-7 mol/L溶液的酸碱性讨论：100℃时 KW=10-12
在100 ℃ 时，纯水中c(H+)为多少？
c(H+)=10-6 mol/L
c(H+)＞1×10-7 mol/L是否说明100 ℃ 时纯水溶液呈酸性？
不是，此时的纯水仍然呈中性！
100℃ 时，c(H+)=1×10-7 mol/L的溶液呈酸性还是碱性？
碱性！
c(H+)=1×10-7 mol/L，c(OH-)=1×10-5 mol/L，
c(OH-)＞c(H+) pH定义：是c(H+)的负对数，即pH=-lgc(H+)。
如：c(H+) = 1×10-7 mol/L， pH=-lg10-7 ＝7.0
c(H+) = 1×10-5 mol/L， pH=-lg10-5 ＝5.0
c(H+) = 1×10-9 mol/L， pH=-lg10-9 ＝9.0
注意：当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1 mol时，不用pH表示溶液的酸碱性。溶液的酸碱性与pH
pH与酸、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℃pH的测定（2）pH试纸粗略测定（1）酸碱指示剂酸色 碱色
红 黄
红 蓝
无 红用法：用玻璃棒蘸取溶液，点在pH试纸中央，半分钟后与标准比色卡对比。注意：①不能用水润湿
②要放在玻璃片（或表面皿）上
③不能将试纸伸到溶液中
④广泛pH试纸只能读出整数精确测定——pH计（酸度计）pH试纸的使用溶液的酸
碱性与pH溶液酸碱性关键看H+和OH-浓度的大小关系1.水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离
子积为KW25℃=1×10-14，KW35℃ =2.1×10-14。则下列叙述正
确的是（ ）
A.c(H+)随着温度的升高而降低
B.在35℃时，纯水中 c(H+)＞c(OH-)
C.水的电离常数KW25℃ ＞KW35℃
D.水的电离是一个吸热过程D2.判断正误
(1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。( )
(2)任何水溶液中(不论酸、碱或中性)都存在Kw=10-14。( )
(3)某温度下，某液体c(H+)=10-7mol/L，则该溶液一定是纯
水。( )√××3.常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多少？解： = 1×10-9 mol/L4.常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH-)是多少？解： =1×10-9 mol/L克服畏惧、建立自信的方法，就是去做你害怕的事，直到你获得成功的经验。 课件30张PPT。第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解1.了解盐类水解的原理。 2.掌握盐类水解方程式的书写。 3.了解影响盐类水解平衡的因素。1.pH>7的溶液呈碱性，pH=7的溶液呈中性，pH<7的溶液呈酸性。以上说法正确吗？
2.同属于盐类，为什么NaCl和C5H8NO4Na（谷氨酸钠）可以用于调味，而Na2CO3和NaHCO3却被视为“碱”用于清洗油污和制作面食呢？
3.“酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，盐溶液呈中性。”这种说法正确吗？盐溶液的酸碱性实验内容
分别测以下6种盐溶液的pH值，确定它们的酸碱性。特别提示：同学们在观看视频时，一定要注意记录各个盐溶液的酸碱性。盐溶液的酸碱性 中性中性碱性碱性酸性酸性 实验结果 从以上的实验中，你能发现什么？有的盐溶液显中性；有的盐溶液显酸性；
有的盐溶液显碱性。中性碱性酸性强酸弱碱盐弱酸强碱盐强酸强碱盐盐的组成与盐溶液的酸碱性的关系H2O?酸性碱性中性CH3COONa、NH4Cl、NaCl是什么类型的电解质?它们在水中各以什么形式存在？其水溶液中各存在哪些微粒？这些微粒能相互反应吗？若反应，结果怎么样？CH3COO? + H2O CH3COOH + OH?CH3COONa ==== CH3COO- + Na+强碱弱酸盐（以CH3COONa溶液为例）所以c(H+) < c(OH-) 溶液呈碱性NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ NH4Cl ==== NH4+ + Cl-强酸弱碱盐（以NH4Cl溶液为例）所以c(H+) > c(OH-) 溶液呈酸性NaCl ==== Na+ + Cl-强酸强碱盐（以NaCl溶液为例）所以c(H+) = c(OH-) 溶液呈中性强酸弱碱盐的水解盐溶液呈不同酸碱性的原因——盐类的水解 在溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH–结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。(弱酸、弱碱)概念：盐 + 水 酸 + 碱从盐的组成以及其溶液的酸碱性分析归纳，回答下列问题1.结合盐类水解的定义分析盐类水解的条件、实质是什么？有什么规律？2.盐类水解反应与中和反应的关系如何？ 电离出弱酸阴离子
或弱碱阳离子。 盐类水解的条件、实质和规律是什么？在盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应叫做盐类的水解。 水解的条件：水解的实质：破坏了水的电离平衡,
促进了水的电离。水解的规律：谁弱谁水解，无弱不水解，谁强显谁性，都强显中性。在水溶液中易溶于水、中和CH3COOH+NaOH CH3COONa+H2O盐类水解反应与中和反应的关系如何？水解内因：越弱越水解盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。影响盐类水解平衡的因素外因：① 温度：升温，促进水解。② 浓度：加水稀释，促进水解。③ 加酸： 弱碱阳离子的水解。 弱酸根离子的水解。抑制促进④ 加碱： 弱碱阳离子的水解。 弱酸根离子的水解。促进抑制10 Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+在不同条件下
FeCl3的水解平衡将发生不同变化，当条件改变时，将相
关内容填入表格中： 正反应增加降增大颜色变深逆反应正反应逆反应正反应增加增加减少减少降升升升减小增大减小增大颜色变浅颜色变浅颜色变浅红褐色沉淀、
无色气体水解也属于一种反应，那我们如何表示盐的水解呢？盐类水解方程式的书写1.先找“弱”离子：找出盐类组成中会发生水解的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子），直接写出弱酸或弱碱离子与水反应的离子方程式。2.一般水解程度小，水解产物少，所以常用“ ”，
不写“==== ”、“↑”、“↓”；也不把生成物（如
NH3·H2O、H2CO3）写成分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。一元弱酸强碱盐如：CH3COONa、NaF多元弱酸强碱盐如：Na2CO3 (主) (次)5种离子，2种分子强酸弱碱盐水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl31.下列溶液pH小于7的是( )A.KBr B.CuSO4 C.NaF D.Ba（NO3）22.下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是( )A.K2CO3 B.NaHSO4 C.Na2S D.FeCl33.下列离子在水溶液中不会发生水解的是( )A.NH4+ B.SO42_ C.Al3+ D.F_BBAC4. 比较下列溶液的pH大小（填“>”“<”或“=”）(1)0.2 mol/L NH4Cl溶液_____0.1 mol/L NH4Cl溶液
(2)0.1 mol/L Na2CO3溶液_____0.1 mol/L NaHCO3溶液
(3)25℃时1 mol/L FeCl3溶液____80 ℃时1 mol/L FeCl3
溶液<>>更上一层，你会吗？最重要的就是不要去看远方模糊的事，而要做手边清楚的事。 课件26张PPT。 第2课时 溶液pH的计算1.掌握单一溶液的pH计算。2.了解混合溶液的pH计算。3.了解溶液pH的综合计算。有关溶液pH的计算1.单一溶液pH的计算(1)强酸溶液：如：0.1mol/L的HCl溶液，pH=1一般而言对于强酸HnA，设浓度为c mol/L,则c(H+)=
nc mol/L，pH=-lgc(H+)=-lgnc(2)强碱溶液如：0.1mol/L的NaOH溶液，pH=13一般而言对于强碱B(OH)n，设浓度为cmol/L,则c(H+)=10-14/nc mol/L，
pH=-lgc(H+)=14+lgnc针对训练1甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，则甲溶液中c(H+)与乙
溶液中c(H+)之比为（ ）
A．100 B．1/100 C．3 D．1/3解析：pH相差a，c(H+)相差10aB（1）已知弱酸HA的浓度为c mol/L,电离度为α，则pH=
（2）已知弱碱BOH的浓度为c mol/L，电离度为α，则pH=-lgcα 14+lgcα pH的计算——强酸的稀释例题 取1 mL pH=3的硫酸溶液加水稀释到100 mL，溶液
的pH变为多少？解：c(H+) = pH=-lgc(H+)=-lg10-5 =5102pH = 6pH = 8pH 接近于7103pH的计算——强碱的稀释例题 取pH=11的NaOH溶液与水按1:99的体积比混合后，
溶液的pH变为多少？解：稀释前c(OH-) = 10-3 mol/L原来的102稀释后c(OH-) =pH=-lgc(H+)=-lg10-9=9 103pH=8pH = 6pH 接近于7结论：①强酸(碱)每稀释10倍，pH向7靠拢一个单位。②pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：酸不能大于7；碱不能小于7。pH的计算——强酸和强碱的稀释规律弱酸稀释
例：pH=2的盐酸稀释10倍后pH=？
pH=2的醋酸稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化（增大）＜1＜33盐酸醋酸10倍稀释相同倍数时
pH：
盐酸＞醋酸稀释到相同pH时
稀释的倍数：
醋酸＞盐酸pH的计算——弱酸、弱碱的稀释弱碱稀释
例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？
pH=12的氨水稀释10倍后pH=？
结论：稀释10倍pH变化（减小）＜1.＞1111NaOH氨水10倍稀释相同倍数时
pH：
氨水＞NaOH稀释到相同pH时
稀释的倍数：
氨水＞NaOHpH的计算——弱酸、弱碱的稀释pH=3的HAc加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围是________________；
pH=13的氨水加水稀释到原来的10倍，溶液的pH范围是________________。解析：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位针对训练23-4之间12-13之间强酸与强酸混合例题 在25℃时，pH=1的盐酸溶液1L与pH=4的盐酸溶液1000L混合，混合后溶液的pH等于多少？关键：
1.抓住氢离子进行计算！
2.当相加、减的两个量相差100倍以上时，小的可忽略。pH=-lg[H+]=-lg[（1×10-1+1000×10-4）/（1+1000）]=-lg[2×10-4 ]=4-lg2=3.7pH的计算——溶液的混合强碱与强碱混合例：将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液等体
积混合后，溶液中氢离子的浓度最接近于（ ）
A. mol·L-1 B. mol·L-1
C.(10-8＋10-10)mol·L-1 D.2×10-10 mol·L-1 D=-lg(2×10-10 )[OH-]=（1×10-6+1×10-4)/(1+1)=5×10-5 mol/L =10-lg2=-lg(10-14/ 5×10-5 )=9.7pH=-lgKW/[OH-]方法一：pH=14-pOH=9.7=5-lg5=4.3pOH=-lg[OH-]=-lg(5×10-5)方法二：关键：抓住OH-进行计算！再转化为H+。针对训练3pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所得
溶液的pH= 。
pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，所得
溶液的pH= 。两种pH不同的强酸等体积混合时
ΔpH≥2时， pH混=pH小+0.32.32.3针对训练4pH=11的Ba(OH)2 溶液与pH=9的NaOH溶液按体积比1∶1混
合后的pH是________。
pH=13的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液按体积比1∶1
混合后的pH是________。两种pH不同的强碱等体积混合时
ΔpH≥2 时， pH混=pH大- 0.3 10.712.7强酸与强碱混合例题 在25℃时，100 ml 0.6 mol/L的盐酸与等体积
0.4 mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH等于多少？关键：酸过量抓住氢离子进行计算！NaOH + HCl====NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg[0.02/（0.1+0.1）]=-lg10-1=1在25℃时，100 ml 0.4 mol/L的盐酸与等体积0.6 mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH等于多少？在25℃时，100 ml 0.6 mol/L的盐酸与等体积0.4 mol/L的
NaOH溶液混合后,溶液的pH等于关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！NaOH + HCl====NaCl+H2O0.060.04pOH=-lg[OH-]=-lg[0.02/(0.1+0.1)]=1pH=1311.有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，稀释相同倍数
后，pH的变化值依次增大，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱
的顺序是（ ）
A.HX＞HY＞HZ B.HZ＞HY＞HX
C.HX＞HZ＞HY D.HY＞HZ＞HXB2.pH=2的A、B两种酸溶液各1 mL,分别加水稀释到1000 mL,其pH与溶液体积V的关系如图所示。下列说法中正确的是
( )
A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等
稀释后，A溶液的酸性比B溶液强
a=5时，A是强酸，B是弱酸
若A、B都是弱酸，则5＞a＞2CD3.25℃时,某强酸溶液pH=a,某强碱溶液pH=b,若等体积
混合后.
⑴溶液显中性,a+b满足的关系:___________
⑵溶液显酸性,a+b满足的关系:___________
⑶溶液显碱性,a+b满足的关系:___________ a+b=14a+b＜14a+b＞14时光虽短暂，回头看看走过的路，有曲折的一段，更多的是平坦。人生路上有成功，也有失败，请相信“有志者事竟成”。 课件27张PPT。第2课时 盐类水解反应的利用1.了解盐类水解在生产、生活中的应用。2.了解盐类水解在化学实验和科学研究中的应用。3.掌握溶液中离子浓度大小的比较问题。影响盐类水解的因素1.温度
2.浓度
3.加入某些物质盐本身的性质---------越弱越水解——浓度越小越水解。——温度越高越水解。外 因——化学平衡移动原理在必修1学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入FeCl3溶液，你现在知道其中的原理了吗？你知道是什么原理吗？嘿嘿，我当然知道啦！【例1】相同条件,相同物质的量浓度的下列八种溶液:
Na2CO3、NaClO、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液,pH由大到小的顺序为：pH:NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>Na2SO4 >(NH4)2SO4>NaHSO4.
由pH相对大小反推酸性:HClO＜HCO3-＜H2CO3＜H2SO4
碱性:NaOH＞NH3·H2O 1.判断盐溶液的酸碱性及强弱，并比较盐所对应酸碱性的相对强弱盐类水解的应用2.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小【例2】25℃时,在均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、
(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中,若测得其中的c(NH4+)分别为
a、b、c(单位为mol/L),则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b
C.b>a>c D.a>c>b B3.关于弱酸、弱碱相对强弱的判断
【例3】能证明醋酸是弱酸的事实是（ ）
A.醋酸能使石蕊试液变红
B.醋酸能被氨水中和
C.醋酸钠溶液的pH＞7
D.常温下,0.1 mol/L HAc中c(H+)为1.32×10-3 mol/LCD【例4】为什么用热水配制CuCl2溶液,溶液会出现浑浊？怎样配制澄清的CuCl2溶液？热水：升温能够促进水解配制CuCl2溶液，为防止出现浑浊，应加少量的_______ 稀盐酸4. 配制某些盐溶液时要考虑盐类的水解【例5】物质的量相同的下列溶液中，含微粒种类最多
的是（ ）
A.CaCl2 B.CH3COONa
C.NH3·H2O D.K2SD5.盐溶液中离子种类多少的判断提示：K2S中含有K+、S2-、HS-、H+、OH-、H2S、H2O七种微粒6.离子的大量共存要考虑盐类的水解Al3+与AlO2-、CO32-、HCO3-、 S2-、HS-Fe3+与AlO2-、 CO32-、HCO3-不能大量共存【例6】下列各组离子因水解相互促进而不能大量共存的
是（ ）
A. Na+、H+、Cl-、HCO3- B. Ba2+、K+、Cl-、SO42-
C. Al3+、Na+、CO32-、SO42- D. NH4+、K+、Cl-、CO32-CCuSO4+ Na2S ====CuS↓+Na2SO4提示：一些特殊情况分析7.加热蒸发可水解的盐溶液 【例7】把FeCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是什么？为什么？ ⑴加热促进水解 ⑵HCl挥发尽管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于H2SO4是高沸点酸，不易挥发，加热最终只是把水蒸发掉，因此仍得到Al2(SO4)3固体。3H2SO4+2Al(OH)3====Al2(SO4)3+6H2O【例8】Al2(SO4)3溶液加热蒸发后得到的固体是什么？【关于溶液的蒸干】
盐溶液的蒸干,一要考虑盐本身的受热分解,二要考虑其存在的水解平衡,并考虑温度对水解平衡的影响.
（1）KMnO4溶液、NaHCO3溶液蒸干后得到K2MnO4和MnO2、Na2CO3。NH4HCO3蒸干后无固体。
（2）AlCl3、Al(NO3)3等盐水解后生成的酸能挥发,加热促进水解,最终所得固体产物为Al2O3。 规律总结（3）Al2(SO4)3水解后生成的酸难挥发,最后所得固体为Al2(SO4)3。
（4）Na2SO3等盐在加热蒸干过程中要发生氧化还原反应,最后得到的固体为Na2SO4。【例9】用一种试剂鉴别 NaOH、Na2CO3、NaCl、Na2S、
AgNO3五种无色溶液 。【例10】KNO3(aq)中混有少量Fe3+，如何除去？AlCl3溶液加热、过滤8.鉴别物质和除杂质时利用盐的水解重点探究判断溶液中离子浓度的大小重要的“三个守恒” 以Na2CO3溶液为例。
⒈电荷守恒：因溶液呈电中性，所以溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等。即：∑Q+＝∑Q-c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)2.物料守恒：元素的原子数目守恒。
c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
(碳原子守恒)
3.质子守恒：(由前2个合并得到)：
c(OH-)=c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3)特别提示：
在判断溶液中离子浓度的大小时，要综合应用以上的守恒！【例11】将10 mL0.2 mol/L 氨水和10 mL0.1 mol/L 盐酸
混合后,溶液里各种离子物质的量浓度的关系是( )
A.c(Cl-)+ c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)
B.c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
C.c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
D.c(Cl-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-)AC本题要认真做哦日常生活中盐类水解问题 问题1 明矾（KAl(SO4)2·12H2O）能够用来净水的原理。胶体本身无毒，可吸附不溶性杂质，起到净水作用。 问题2 草木灰不宜与铵态氮肥混合施用 草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性混施后，OH-与H+中和生成水，使两种盐的水解平衡强烈地向右移动，以至生成大量的NH3·H2O，进一步分解成NH3逸出了，从而降低了肥效。问题3 泡沫灭火器的原理2Al3++3CO32-+3H2O====2Al(OH)3↓+3CO2↑注意：实验室贮存碱性溶液的试剂瓶一律使用橡胶塞问题4 Na2CO3溶液贮存时用橡胶塞盐类水解
的应用1.物质的量浓度相同的三种钠盐,NaX、NaY、NaZ的溶液,
其pH值依次为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的
顺序是 ( )
A.HX、HZ、HY B.HZ、HY、HX
C.HX、HY、HZ D.HY、HZ、HXC2.下列溶液加热蒸干后，不能析出溶质固体的是（ ）
A.Fe2(SO4)3 B.FeCl3
C.Na2CO3 D.KClB3.已知Mg2+在pH=8左右可沉淀完全，而Fe3+在pH=4左右可
沉淀完全，要除去酸性MgCl2(aq)中的Fe3+，可加入适量
的（ ）
A.NaOH B.NH3·H2O
C.MgO D.MgCO3CDFe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2CO3Na2CO3 Na2SO4 CaCO34.下列溶液蒸干灼烧后最终固体是什么？Na2SO4 一个人的生活完全是可以由态度来改变的。一个人先天的性格、后天的机遇、固有的价值观，最终会决定自己的命运。 课件32张PPT。第3课时 pH的应用1．了解pH在生产生活和科研中的应用。
2．掌握酸碱中和滴定的操作方法。
3．理解酸碱中和滴定的原理。
4. 掌握有关酸碱中和滴定的简单计算。 pH在农业中的应用
在农业上，土壤的pH关系到
农作物的生长，有的作物如
芝麻、油菜、萝卜等可以生
长在较大的pH范围内，有的
却对土壤的pH反应非常敏
感，如茶树适宜在pH约为
4.0～5.5的土壤中生长。一些重要作物最适宜生长的土壤的pH范围 pH的应用 pH在工业生产中的应用 在工业上，例如，氯碱工业生产中所用食盐水的pH要控制在12左右，以除去其中的Ca2+和Mg2+等杂质。在无机盐的生产中，为了分离所含的杂质如Fe3+，常把无机盐溶液的pH调到5左右，此时Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而分离析出，其他阳离子却留在溶液中。 pH的应用 pH在科研中的应用 在医疗上，测定血液等的pH可以帮助诊断疾病。例如，人体内血液的pH一般在7.35～7.45范围内，如果超过这个范围，便属于病理现象。
在科学实验中，pH是影响某些反应过程的重要因素，因此测定和控制溶液的pH，就如控制温度和浓度等同样重要。酸碱中和滴定1.定义：
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。2.原理：以酸碱中和反应为基础。
H+ + OH- ==== H2O 1 mol1 mol滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：有 n(H+) =n(OH-)如何定量分析某些物质的成分？量取一定体积的待测液,用已知浓度的标准液来滴定,并记录所消耗标准液的体积,就可以计算出待测液的浓度。=即c(NaOH)V(NaOH)c(HCl)=V(HCl)已知0.1 mol/L需测定量取：x mL待测现在我们用0.1 mol/L的NaOH标准溶液测定未知浓度的盐酸=应该选用滴定管，因为滴定管比较精确，滴定管能精确到0.01mL中和滴定的仪器主要仪器: 铁架台 滴定管夹 滴定管 锥形瓶
烧杯等注意：
①0刻度在上。
②最大刻度值不在最下面。③酸式滴定管：(不能盛放碱性溶液)
④碱式滴定管：(不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液)滴定管的使用1.检查是否漏水
2.洗涤：先水洗，再用待装液润洗2-3次
3.排气泡，调液面：先装入液体至“0”刻度以上2～3厘米处，排净气泡后调整液面到“0”或“0”以下，记下刻度，注意平视，不能仰视或俯视
4.滴液：左手握住滴定管活塞（或挤压玻璃球），右手摇动锥形瓶，眼睛注视着锥形瓶中溶液颜色的变化实验时应先把酸和碱都装入滴定管中，然后从酸式滴定管中取15 mL的盐酸注入锥型瓶，再用碱式滴定管向盐酸中滴加0.1 mol/L氢氧化钠溶液至恰好完全中和。______ 3.1 ______ 4.4 _____________5.0 ______ 8.0 ______红色 紫色 蓝色甲基橙 石 蕊 酚 酞酸色 中间色 碱色红色 橙色______ 8.2 ______ 10.0 ______粉红色无色红色黄色滴定终点应该是恰好反应的点,而常用的指示剂没有在PH等于7时变色的。如果选用指示剂去判断滴定终点，误差会不会很大?指示剂的选择 1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7.0 10.0 11.4问题1:滴定终点消耗碱多少? pH等于多少?向20.00 mL 0.100 mol/L HCl中滴加0.100 mol/L NaOH溶液的过程中，溶液的pH变化如下，你发现了什么现象与规律?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?提示：0.04 mL约1滴PH1210864210203040突变范围加入NaOH(mL)中和滴定曲线如果酸碱指示剂的颜色在此pH突变范围发生明显的改变，误差很大吗? 0 10 20 30 40 V(NaOH)mL 12 10 8 6 4 2
PH颜色突变范围中和滴定曲线7酚 酞 0 10 20 30 40 V(NaOH)mL 12 10 8 6 4 2
PH颜色突变范围中和滴定曲线74.4甲基橙在滴定终点前后，溶液的pH发生突变。滴定操作前的准备工作（1）用前检验（是否漏水、旋塞转动是否灵活）
（2）洗涤（准确测定的保障）
滴定管—自来水冲洗→蒸馏水清洗2～3次→待装液润洗
锥形瓶—自来水冲洗→蒸馏水清洗 2～3次（3）装液（滴定管中加入液体）
①取一定体积未知浓度的NaOH溶液于锥形瓶中
②待装液润洗→装液→挤气泡→使管内液面处于“0”或“0” 以下有刻度区域→记下起始读数→放液→记录终点读数→放指示剂
③装标准液 HCl 酸碱中和滴定 滴定
滴定管夹在夹子上，保持垂直
右手 持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周
运动，而不是前后振动
左手 控制活塞（或玻璃球），注意不要把
活塞顶出中和滴定的步骤（1）检漏 （2）洗涤润洗（3）装液 （4）赶气泡调读数（5）取液 （6）滴定（7）记读数 （8）计算误差分析(以标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液)(1)仪器洗涤未按要求；润洗不正确
①酸式滴定管水洗后，未润洗；
②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗；
③移液管水洗后，未润洗；
④锥形瓶水洗后，用待测液润洗.偏高偏高偏低偏高(2)滴定管读数方法不正确(俯视或仰视)
①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视；
②滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视；
③俯视移液管；
④滴定完毕后，立即读数；偏高偏低偏低偏低(3)操作不当①滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水；
②用甲基橙作指示剂进行滴定时,溶液由橙色变红色时
停止滴定； ③用甲基橙作指示剂时,溶液由黄色变橙色,5s后又褪
去； 无影响偏高偏低1.下列实验操作中错误的( )
A.分液时，分液漏斗中下层液体从下口放出，上层液体
从上口倒出
B.蒸馏时，应使温度计水银球靠近蒸镏烧瓶支管口处
C.滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边
滴边振荡，眼睛注视滴定管中的液面
D.称量时，称量物放在称量纸上，置于托盘天平的左
盘，砝码放在托盘天平的右盘中C2.用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，
参考右图，从下表中选出正确选项（ ）CD 3.下列是一段关于中和滴定的实验叙述：
⑴取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次；
⑵在锥形瓶中放入25.00 mL待测NaOH溶液；
⑶加入几滴石蕊试剂作指示剂；
⑷取一支酸式滴定管，洗涤干净后；
⑸直接往其中注入标准酸溶液，进行滴定；
⑹左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶；
⑺两眼注视滴定管内盐酸溶液液面下降情况，直至滴定终点；其中错误的是（??? ）
A.⑷⑹⑺???????????? B.⑴⑸⑹⑺
C.⑶⑸⑺???????????? D.⑴⑶⑸⑺ D黎明的曙光对暗夜是彻底的决裂，对彩霞是伟大的奠基。 课件25张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离1．了解强、弱电解质在水溶液中电离程度的差异及其原因，在化学平衡概念的基础上理解电离平衡概念。
2．了解酸碱电离理论，能运用电离平衡原理解释弱电解质在水溶液中的电离情况。
3. 会书写电离方程式。电解质、非电解质的概念？电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物
非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子。不同电解质的电离程度是否有区别？你能否举出生活中的例子证实你的想法吗?等体积等浓度的盐酸和醋酸与等量的镁反应镁与等浓度的盐酸、醋酸反应的速率, 前者快于后者。 镁与盐酸反应非常剧烈，产生大量的气泡，气球鼓起很快。等浓度时盐酸中的c(H+)大.镁与醋酸反应较快，产生气泡,气球鼓起较慢。实验数据：pH(HCl)=1,pH(CH3COOH)=3盐酸中存在H+、Cl-
无HCl分子醋酸溶液中存在
H+、CH3COO-
和CH3COOH分子强弱电解质的概念强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。如：强酸、强碱和大多数盐类。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。如 ：弱酸、弱碱等。强弱电解质与物质类别的关系大部分的盐类（包括难溶盐） 强 碱 强 酸 弱 酸 弱 碱水强电解质弱电解质实际上在醋酸的水溶液中存在下面的平衡：弱电解质的电离电离方程式的书写弱电解质的电离是可逆的；书写电离方程式时用 ,
多元弱酸是分步电离的，以第一步电离为主。多元弱碱
一步完成。1.强电解质完全电离，符号选用“====”2.弱电解质①多元弱碱分步电离，但用一步电离表示。也就是说，除多元弱酸外，其它均为一步电离！Fe(OH)3 Fe3++3OH- 开始时，v电离 和 v结合怎样变化？当v电离=v结合时，可逆过程达到一种什么样的状态？ CH3COOH CH3COO- + H+电离平衡：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 弱电解质的电离平衡思考与交流： 根据上图及化学平衡理论，分析一元弱酸(HA)、一元弱碱(BOH)的电离平衡过程，并填表：00最大增大增大减小不变不变不变HA电离过程中体系各粒子浓度变化BOH电离过程中体系各粒子浓度的变化最大最大0减小减小增大继续完成下表电离平衡和化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒夏特列原理。哪些条件的改变会使平衡发生移动？化学平衡？嘿嘿，你会应用吗？影响电离平衡的因素温度：电离过程是吸热过程，温度升高平衡向电离方向移动。浓度：弱电解质浓度越大，电离程度越小,加水稀释，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。加入其他
电解质：②外因加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动，电离程度减小。①内因：电解质的本性。通常电解质越弱，电离程度越小。1.下列物质属于强电解质的是（ ）
A.CaCO3 B.石墨
C.H2SO3 D.Fe(OH)3【提示】强电解质不等于易溶于水的化合物(如CaCO3不溶于水，但溶于水的那部分CaCO3全部电离，故CaCO3为强电解质)A2.0.1 mol/L的CH3COOH溶液中：CH3COOH CH3COO-+H+，
对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）
A．加水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1 mol/L盐酸，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动B3.氨水中存在着下列平衡：NH3?H2O NH4++OH-.若要
使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH-)增大，应加入
的物质是（ ）
A.氯化铵固体 B.硫酸 C.氢氧化钠固体 D.液氨 C4.下列电离方程式中，不正确的是（ ）
A.CuCl2====Cu2++2Cl- B.NH3·H2O NH4+ +OH-
C.H2CO3====2H+ + CO32- D.Ba(OH)2 ====Ba2++2OH-C5.已知次氯酸是比碳酸还弱的酸，反应Cl2+H2O HCl+HClO
达到平衡后，要使HClO浓度增大，可加入（ ）
A.H2S(g) B.水 C.CaCO3 D.CH3COOH C6.1 mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各1 L，分别加入足量的铁.
开始反应时产生氢气的速率 __________________，最终
收集到的氢气的物质的量 _________________，pH都为1
的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。开始反应
时产生氢气的速率 ___________，最终收集到的氢气的物
质的量________________。硫酸＞盐酸＞醋酸硫酸＞盐酸=醋酸三者相等醋酸＞硫酸=盐酸相信真诚多于虚假，相信美好多于丑恶，我们的心情会畅快很多。课件36张PPT。第四节 难溶电解质的溶解平衡1.了解难溶电解质的溶解平衡。2.了解溶度积的意义。3.知道沉淀生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解平衡的移动。Ag+和Cl-的反应真能进行到底吗？几种电解质的溶解度(20℃)1.谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与“不溶”的理解。
2.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。1.当AgNO3与NaCl恰好完全反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？ 2.难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？ 有习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。 问题讨论3.难溶电解质(如AgCl)是否存在溶解平衡？如何表示？ 一、难溶电解质的溶解平衡在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡)（1）概念：（2）表达式：如：AgCl龋齿形成的原理： 当我们外出旅游，沉醉于秀美的湖光山色时，一定会惊叹大自然的鬼斧神工。石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成各种奇形异状的溶洞。你知道它是如何形成的吗？二、沉淀反应的应用1.沉淀的生成废水处理化学沉淀法工艺流程示意图工业废水重金属离子(如Cu2+、Hg2+等)转化成沉淀方法（1）调节pH如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调pH至7--8Fe3+ + 3NH3?H2O====Fe(OH)3↓+3NH4+（2）加沉淀剂。如：沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉
淀剂Cu2++S2-==== CuS↓
Hg2++S2-==== HgS↓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-HCO3- +H+ H2CO3 → H2O+CO2↑（1）原理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（2）举例①难溶于水的盐溶于酸中
如：CaCO3溶于盐酸，FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸②难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液Mg(OH)2+2NH4Cl====MgCl2+2NH3↑+2H2O用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因Mg(OH)2+2HCl====MgCl2+2H2OMg(OH)2+2NH4Cl====MgCl2+2NH3↑+2H2O沉淀不溶解沉淀溶解沉淀溶解 向3支盛有少量Mg(OH)2沉淀的试管中分别滴加适量的蒸馏水、盐酸和氯化铵溶液，观察并记录现象。有白色沉淀析出白色沉淀转化为黄色黄色沉淀转化为黑色3.沉淀的转化AgClAgIAg2S 向盛有1 mL 0.1 mol/L MgCl2溶液的试管中滴加1～2滴
2 mol/L NaOH溶液，有白色沉淀生成，再滴加2滴0.1 mol/L
FeCl3溶液，静置。观察并记录现象。白色沉淀红褐色沉淀白色沉淀变红褐色从实验中可以得到什么结论？实验说明：沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化，两者差别越大，转化越容易。
沉淀一般从溶解度小的向溶解度更小的方向转化。+
CO32-CaCO3应用 锅炉除水垢
锅炉中的水垢中含有CaSO4，可先用Na2CO3溶液处理，使之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。1.如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加入钡盐还是钙盐？为什么？加入钡盐，因为BaSO4比CaSO4更难溶，使用钡盐可使SO42-沉淀更完全2.是否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去对难溶物来说, 在它的饱和溶液中存在多种离子平衡.一定温度时 溶解 溶解
BaSO4(s) BaSO4(aq) Ba2+(aq)+SO42-(aq)
沉淀 沉淀三、溶度积常数 BaSO4 (s) BaSO4(aq)全
部
电
离Ba2+(aq) + SO42-(aq)平衡时 Ksp =c(Ba2+ )c(SO42-) Ksp称为溶度积常数,简称溶度积(solubility product). 表示在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中,各离子平衡浓度幂的乘积为一常数。 BaSO4(s)Ba2+(aq) + SO42-(aq)设 AmBn(s) mAn+ + nBm-Ksp=[c(An+)]m[c(Bm-)]n结论1：对同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp越小，其溶解度也越小。溶度积的应用（1）结论2：不同类型的难溶电解质，需注意Ksp表达式中指数的问题。
结论3：溶解度相近的物质，有时需考虑相对分子质量的差异。溶度积的应用（2）溶度积的应用（3）溶度积与离子积的关系
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：
Qc>Ksp,溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达
到新的平衡。
Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
Qc电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。（以Mg(OH)2为例说明）1.下列说法中正确的是（ ）
A.不溶于水的物质溶解度为0
B.绝对不溶解的物质是不存在的
C.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
D.物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水B2.在饱和澄清石灰水中加入生石灰反应后，恢复至原来
温度，下列说法正确的是( )
A.溶液中钙离子浓度变大
B.溶液中氢氧化钙的质量分数增大
C.溶液的pH不变
D.溶液中钙离子的物质的量减少CD以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、Pb2+、
Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质MnS，可使这
些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括MnS在内的
沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净的MnCl2。根据上述实
验事实，可推知MnS具有的相关性质是（ ）
A.具有吸附性
B.溶解度与CuS、PbS、CdS等相同
C.溶解度大于CuS、PbS、CdS
D.溶解度小于CuS、PbS、CdSC4.为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加
入的一种试剂是（ ）
A.NaOH B.Na2CO3
C.氨水 D.MgOD5. 已知：25℃时，Ksp[Mg(OH)2]=5.61×10-12，
Ksp[MgF2]=7.42×10-11 。下列说法正确的是（ ）
A.25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者
的c(Mg2+)大
B.25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，
c(Mg2+)增大
C.25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L-1 氨水中
的Ksp比在20 mL 0.01 mol·L-1 NH4Cl溶液中的Ksp小
D.25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液加入NaF溶液后，Mg(OH)2
不可能转化成为MgF2【解析】Mg(OH)2与MgF2均为AB2型难溶电解质，故Ksp越小，其溶解度越小，前者c(Mg2+)小，A错误；因为NH4++
OH-====NH3·H2O，所以加入NH4Cl后促进Mg(OH)2的溶解平衡向右移动，c(Mg2+)增大，B正确；Ksp只受温度的影响，25 ℃时，Mg(OH)2的溶度积Ksp为常数，C错误；加入NaF溶液后，若Qc=c(Mg2+)·c2(F-)>Ksp(MgF2)，则会产生MgF2沉淀，D错误。
答案：B不要妄自菲薄，你要始终认为自己是很有价值的。
