课件56张PPT。第一节 弱电解质的电离1.理解强电解质、弱电解质的概念。
2.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡,正确书写电离方程式。
3.理解一定条件下弱电解质的电离平衡移动。
4.了解电离常数的概念、表达式和意义。一、强弱电解质
(1)强电解质和弱电解质有什么区别？
(2)常见的强电解质和弱电解质分别有哪些？
1.电解质和非电解质
(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下_______的_______。
(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下_________的_______。 能导电化合物都不导电化合物2.强电解质和弱电解质
(1)实验探究。
请描述实验现象并写出你的实验结论。剧烈不剧烈不同(2)强电解质和弱电解质。完全部分二、弱电解质的电离
弱电解质的电离有什么特点？如何进行定量描述？
1.弱电解质的电离方程式
弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“ ”表示。
例如：
CH3COOH：________________________；
NH3·H2O：_______________________。 CH3COOH CH3COO－＋H＋NH3·H2O NH4+＋OH－2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立。
在一定条件(如温度和浓度)下，弱电解质___________的速率和
_______________的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
如图所示：电离成离子离子结合成分子(2)电离过程中体系各粒子浓度的变化。
以CH3COOH为例，可表示如下：接近于0接近于0最大增大增大减小不变不变不变3.电离常数
(1)概念。
在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离出的各离子浓度幂的乘积与未电离的分子的浓度幂的比值是一个常数。(2)表达式。
对于HA H＋＋A－，K＝ 。
①电离平衡常数只与_____有关，升高温度，K值_____。
②在相同条件下，弱酸的电离常数越大，酸性_____。
③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是一级电离_______二级
电离，所以其酸性决定于_______电离。 温度增大越强远大于第一步1.难溶的电解质都是弱电解质，易溶的电解质都是强电解质。
( )
分析:难溶、易溶是指物质在溶剂中的溶解性的大小，而强电
解质和弱电解质是从电解质在水溶液中的电离程度区分的，这
是不同的概念，因此二者并没有必然的联系。×2.弱电解质的电离程度越大，电离常数越大。( )
分析:对于同一物质，电离常数只是温度的函数，而不受浓度的
影响，所以在一定温度下，当浓度减小时，电离程度增大，而
电离常数不变。
3.对于常温下浓度相同的两种不同的弱酸HA、HB，电离常数大
的酸溶液的酸性强，电离常数小的酸溶液的酸性弱。( )
分析:常温下浓度相同，外界条件一样，电离常数的大小反映了
两种酸的相对强弱。×√4.H2CO3的电离方程式为H2CO3 2H++CO32-。( )
分析:H2CO3的电离方程式应该写成H2CO3 H++HCO3-, HCO3-
H++ CO32-。因为二元弱酸电离分步进行，两步电离程度不
同，其中第一步电离很微弱，而第二步电离程度更小，两步电
离方程式不能合并写。
5.在Na2CO3溶液中逐滴滴加少量盐酸所发生的反应是HCO3-发生
电离的逆反应。( )
分析:由于少量盐酸逐滴滴加至Na2CO3溶液中，则发生HCl+Na2CO3
====NaHCO3+NaCl(分两步反应，先生成NaHCO3,若HCl过量，则生
成CO2)，即H++CO32-====HCO3-。 ×√一、强电解质与弱电解质
1.强电解质与弱电解质的比较2.常见的强电解质和弱电解质
(1)强电解质。
①常见的强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HI、HClO4。
②常见的强碱：NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2、KOH。
③大多数盐(包括BaSO4、AgCl、CaCO3等难溶性盐)。
(2)弱电解质。
①常见的弱酸：H2CO3、H2SO3、H2S、CH3COOH、H2SiO3、HClO等。
②常见的弱碱：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。
③水。【特别提醒】(1)区分电解质强弱的惟一依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。
(2)电解质的强弱与物质的溶解性无关。即使溶解度很小，只要溶于水的部分完全电离就是强电解质，所以不能根据溶液溶解度大小直接判断。
(3)在强、弱电解质的判断中还要特别注意这两个概念研究的范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。 【典例1】(2012·温州高二检测)下列物质中属于强电解质的
是( )
①NaOH ②NH3·H2O ③CaCO3
④CH3COOH ⑤NaHCO3 ⑥氢氧化铝
⑦氯化铵 ⑧二氧化碳 ⑨乙醇 ⑩铜
A.①③⑤⑦ B.②④⑥⑦
C.①③⑥⑦ D.除⑧⑨⑩【思路点拨】解答本题时要注意以下几点：
(1)电解质和非电解质都必须是化合物。
(2)强酸、强碱和大多数盐是强电解质。
(3)弱酸、弱碱是弱电解质。
【解析】选A。在给出的物质中，铜属于单质，所以既不是电解质也不是非电解质，二氧化碳和乙醇属于非电解质；一水合氨和醋酸是典型的弱碱和弱酸，属于弱电解质。特别注意碳酸钙虽然难溶于水，但是溶于水的部分完全电离，所以是强电解质。【解题流程】强弱电解质概念辨析类解题流程
按照上述归纳，再做一做下面的练习熟悉一下解题流程吧。【变式训练】(2012·雅安高二检测)下列按纯净物、混合物、电解质和非电解质顺序排列的是( )
A.盐酸、空气、醋酸、干冰
B.冰醋酸、福尔马林、硫酸钠、乙醇
C.蛋白质、油脂、苛性钾、石灰石
D.胆矾、漂白粉、氯化钾、硫酸钡【解析】选B。A选项中盐酸属于混合物，所以错误；C、D选项中，石灰石是碳酸钙，碳酸钙和硫酸钡虽然难溶于水，但都属于强电解质，所以C、D选项错误。 二、强电解质和弱电解质的电离方程式
1.强电解质
强电解质完全电离，在写电离方程式时用“====”。
如H2SO4====2H++SO42-，
Ba(OH)2====Ba2++2OH-，
CH3COONH4====CH3COO-+NH4+，
AgCl====Ag++Cl-。2.弱电解质
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。
例如：CH3COOH CH3COO-+H+，
NH3·H2O NH4++OH-。(2)多元弱酸分步电离。
多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，必须分步写出，不可
合并，如H3PO4的电离：
第一步电离：H3PO4 H++H2PO4- (为主)，
第二步电离：H2PO4- H++HPO42-，
第三步电离：HPO42- H++PO43-。
(3)多元弱碱也是分步电离的，但通常一步写出，如
Cu(OH)2 Cu2++2OH-。【特别提醒】(1)强酸的酸式盐在熔融状态和溶液中的电离不同。
例如：
NaHSO4(熔融)====Na++HSO4-，
NaHSO4(溶液)====Na++H++SO42-。
(2)弱酸的酸式盐在水溶液中的电离强中有弱。例如：
NaHCO3====Na++HCO3- (溶液)，
HCO3- H++CO32- (溶液)。 【典例2】(2012·北京海淀区高二检测)
写出下列电解质在水中的电离方程式：
CH3COOH_________________________________
NaOH____________________________________
NaHSO4__________________________________
NaHCO3__________________________________
【思路点拨】解答本题需要注意以下两点：
(1)准确判断电解质强弱。
(2)对于弱酸酸式盐的电离需要注意。 【解析】弱电解质是部分电离，要用可逆号；要标清楚各离子
的电荷及个数。
答案:CH3COOH CH3COO-+H+
NaOH====Na++OH-
NaHSO4====Na++H++SO42-
NaHCO3====Na++HCO3-、HCO3- H++CO32-【警示钟】
(1)强弱电解质电离不同，主要是使用“====”与“ ”的区
别。
(2)对于弱酸酸式盐需要注意不能完全电离，保留酸式酸根离子
而不能拆开；而对于强酸酸式盐完全电离。 【变式训练】在KHSO4的稀溶液中和熔融状态下都存在的离子
是( )
A.K+ B.H+ C.SO42- D.HSO4-
【解析】选A。在熔融状态下电离时只有离子键被破坏,共价键
不断裂，故熔融时HSO4－不电离。所以KHSO4在稀溶液中和熔融
状态下的电离方程式分别为KHSO4(熔融)====K++HSO4-、
KHSO4(溶液)====K++H++SO42-，都存在的离子是K+。 三、弱电解质的电离平衡的影响因素
1.主要因素：主要取决于电解质的相对强弱。
2.外界条件对电离平衡的影响
(1)温度。
由于电离过程是吸热的，故升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
(2)浓度。
加水稀释，电离平衡向电离的方向移动。(3)同离子效应。
当加入的离子与弱电解质电离产生的某种离子相同时，会使电离平衡向逆反应方向移动。
(4)化学反应。
当加入的物质能与弱电解质电离产生的某种离子反应时，会使电离平衡向电离的方向移动。3.实例
以NH3·H2O NH4++OH-为例【拓展延伸】电离度：弱电解质在溶液里达到电离平衡时，已
电离的电解质分子数占原来总分子数的百分数。
电离度(α)= ×100%
= ×100%
= ×100%【特别提醒】(1)弱电解质的电离平衡同化学平衡类似，故可应
用勒夏特列原理解释有关电离平衡移动的问题。
(2)电离常数K只受温度的影响。温度一定，电离常数一定；温
度升高，电离常数增大。
(3)可利用电离常数判断电离平衡的移动方向。例如：氨水加水
稀释时，c(NH3·H2O)、c(NH4+)、c(OH-)都会同等程度的减小，
从而导致 所以平衡向正反应方向移动。【典例3】(2012·杭州高二检测)在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液
中存在如下电离平衡： CH3COOH CH3COO－＋H＋ ，对于该平
衡，下列叙述正确的是( )
A.温度升高，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－1 HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D.加入少量醋酸钠固体，CH3COOH溶液的电离程度增大 【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)电离平衡类似于化学平衡，是动态平衡。
(2)相同的离子考虑同离子效应，不同的离子考虑是否反应。
【解析】选B。因为电离是吸热过程，所以温度升高向电离方向移动，所以A选项说法错误；加入少量同浓度的盐酸，由于盐酸完全电离，所以氢离子浓度增大，平衡向逆反应方向移动，所以C选项说法错误；加入少量醋酸钠，由于醋酸根离子浓度增大，所以平衡向逆反应方向移动，醋酸电离程度减小，因此D选项说法错误，故本题答案为B。【警示钟】
电离平衡的移动符合勒夏特列原理，在分析影响电离平衡的因素的问题时，关键是要正确运用化学平衡移动的知识，既要考虑平衡移动的方向，又要考虑各物质的量的变化。注意平衡正向移动时，生成物离子浓度不一定增大，还要考虑引起平衡移动的原因。【变式备选】将0.1 mol·L－1醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是( )
A.溶液中c(H+)增大
B.溶液中n(H+)增大
C.溶液的n(CH3COOH)、n(CH3COO-)、n(H+)都增大
D.醋酸电离平衡向生成CH3COOH的方向移动【思路点拨】【解析】选B。CH3COOH是弱酸，存在电离平衡CH3COOH
CH3COO-＋H+，当加水稀释时，CH3COOH的电离程度增大，n(H+)
增大，但H+增加的倍数小于溶液体积增大的倍数，故c(H+)减
小。所以A、C、D项均错误。1.强弱电解质的本质区别是( )
A.导电能力 B.相对分子质量
C.电离程度 D.溶解度
【解析】选C。强弱电解质的本质区别是在水溶液中的电离程度不同。2.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是( )
A.熔融时不导电
B.水溶液的导电能力很差
C.不是离子化合物，而是共价化合物
D.溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
【解析】选D。判断电解质强、弱的关键，是看电解质在水溶液里能否完全电离，是否存在电离平衡，与溶液的导电性、化学键无关。应选D项。3.把0.05 mol NaOH固体分别加入下列100 mL溶液中，溶液的导电性基本不变的是( )
A.自来水
B.0.5 mol·L-1盐酸
C.0.5 mol·L-1醋酸
D.0.5 mol·L-1KCl【解析】选B。水和醋酸都是弱电解质，它们的导电能力都很
微弱，当加入NaOH固体后，溶液中离子浓度大大增加，必然使
溶液导电能力大大增强；100 mL 0.5 mol·L-1盐酸中，盐酸的
物质的量为0.05 mol，而离子浓度应为1 mol·L-1，当加入
0.05 mol NaOH固体，反应后生成0.05 mol NaCl和H2O，溶液中
离子浓度基本上还是1 mol·L-1；而在100 mL 0.5 mol·L-1KCl
溶液中加入0.05 mol NaOH固体，则会使溶液中的离子的浓度增
大1倍，因而导电能力也要增大。4.从下列现象可以判断某酸是一元强酸的是( )
A.加热该酸至沸腾也不分解
B.该酸可以与石灰石反应放出CO2
C.该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解
D.该酸浓度为0.1 mol·L-1时的c(H+)为0.1 mol·L-1
【解析】选D。一元强酸是强电解质，其在水中完全电离，故c(酸)=c(H+)=0.1 mol·L-1，即氢离子的浓度等于酸的浓度，为全部电离。 5.下列物质不属于电解质，但与水反应的产物中既有强电解质又有弱电解质的是( )
A.NH3 B.Cl2 C.SO2 D.Na2O2
【解析】选B。不属于电解质的物质可能是非电解质，也可能既不是电解质也不是非电解质，排除D项，D项为电解质；A项NH3与水反应生成弱电解质(NH3·H2O)；B项Cl2与水反应生成强电解质(HCl)和弱电解质(HClO)；C项SO2与水反应生成弱电解质(H2SO3)。6.(2012·南京高二检测)在a、b两支试管中，分别装上质量相
等形状相同的一颗锌粒，然后向两支试管中，分别加入相同物
质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。
请填写下列空白：
(1)a、b两支试管中的现象：相同点是_____；不同点是_____；
原因是____________________________。
(2)a、b两支试管中生成气体的体积开始时是a_____b(填“大
于”“小于”或“等于”)，反应完毕后生成气体的总体积是
a_____b(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是_________。【解析】两支试管分别加入一强酸一弱酸，开始时由于其c(H+)不同，反应速率不同，又由于酸的总的物质的量相同，而金属的总物质的量也相同，无论是酸过量还是金属过量，最终产物氢气的量一定也相同。
答案:(1)都产生无色气泡，锌粒逐渐溶解 产生气泡的快慢程度不同，锌粒的溶解速率不同，a中的反应速率较快 c(H+)不同，a中的c(H+)较大 (2)大于 等于 因为反应开始时盐酸中的c(H+)大，但所能提供的H+的总物质的量相等强弱电解质性质的比较探究
在探究强弱电解质的性质实验中，往往涉及以下几个方面的问题。请结合一定温度下的a.盐酸b.硫酸c.醋酸分析探究以下问题：
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是什么？
提示：盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸。当其物质的量浓度相同时，硫酸的c(H＋)最大，醋酸的c(H＋)最小，b>a>c。(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是什么？
提示：同体积、同物质的量浓度的三种酸，硫酸消耗的NaOH最多，b>a=c。
(3)当其c(H＋)相同、体积相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是什么？
提示：当其c(H＋)相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，所以硫酸物质的量浓度最小，c>a>b。(4)当其c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是什么？
提示：当其c(H＋)相同、体积相同时，醋酸的物质的量最多，与锌反应产生的氢气最多；而盐酸和硫酸则相同(氢离子全部转化为氢气)，c>a=b。(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时的反应速率大小关系是什么？反应所需时间大小关系又如何？
提示：开始时c(H＋)相同，同时加入锌，则反应速率相同，a=b=c；由于醋酸是一元弱酸，随着反应进行，醋酸继续电离出氢离子，氢离子浓度变化相对于硫酸和盐酸要慢一些，所以速率就快，因此生成相同体积的氢气需要的时间最短，而硫酸和盐酸需要的时间相同，a=b>c。(6)将c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，c(H＋)由大到小的顺序是什么？
提示：盐酸是一元强酸，硫酸是二元强酸，醋酸是一元弱酸，c(H＋)相同的三种酸均稀释10倍后，盐酸和硫酸变为原来的十分之一，由于醋酸是弱酸，在稀释时继续电离出氢离子，所以氢离子浓度大于盐酸和硫酸，c>a=b。课件47张PPT。第1课时 水的电离 溶液的酸碱性与pH1.了解水的电离平衡以及影响因素。
2.了解水的离子积并能运用其进行简单计算。
3.了解溶液的酸碱性与pH的关系和溶液酸碱性的判断依据与
方法。 一、水的电离
(1)水是电解质吗？水中是否也存在电离平衡呢？
(2)若水中存在电离平衡，则水的电离常数如何表示呢？
离子浓度又是多少呢？1.水的电离
(1)水是一种_____________，水的电离存在电离平衡。
(2)电离方程式：___________________，通常简写为：
________________。
水的电离常数表达式为： 。
(3)室温下(25 ℃),纯水中c(H＋)=c(OH－)=__________________,
c(H2O)可以视为常数。极弱的电解质1.0×10－7 mol·L-12.水的离子积常数
(1)符号：KW。
(2)表达式：__________________。
(3)适用范围：KW不仅适用于纯水也适用于稀的电解质溶液。
(4)影响因素：只与_____有关，升高温度KW_____，降低温度
KW_____，室温时，KW＝__________。 KW＝c(H＋)·c(OH－)温度增大减小1.0×10－14二、溶液的酸碱性与pH
(1)食物有酸碱性，那么溶液有酸碱性吗？
(2)溶液酸碱性是如何界定的呢？又是如何去判断的呢？
1.溶液的酸碱性
室温下：
酸性溶液：c(H＋)__c(OH－)，c(H＋)__1.0×10－7 mol·L-1。
中性溶液：c(H＋)__c(OH－)，c(H＋)__1.0×10－7 mol·L-1。
碱性溶液：c(H＋)__c(OH－)，c(H＋)__1.0×10－7 mol·L-1。>>==<<2.溶液的酸碱性与pH
(1)pH。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)。
当温度升高时，pH会减小。但无论pH大小，纯水都一定呈中性。负对数-lgc(H+)越强越强3.溶液pH的测定方法
溶液的pH可以用_______测量，也可以用_____测量。 pH试纸pH计1.水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O H＋＋OH－，
判断下列说法是否正确。
(1)通电可促进水的电离。( )
(2)向盛有10 mL水的大试管中再加入2 mL水，水的电离程度增
大。( )
(3)在0.1 mol·L-1 NaOH溶液和0.1 mol·L-1盐酸中水的离子
积相等。( )××√分析:(1)电解质的电离不需要通电，通电是使水电解，电解与电离是两个不同的概念。
(2)水的电离程度在相同温度下是一样的，与体积大小无关。
(3)KW只与温度有关，与溶液的酸、碱性无关。2.溶液的酸性越强，pH越小。( )
分析:因为pH＝-lg c(H＋)，c(H＋)越小，溶液的酸性越弱，pH
越大；相反，pH越小，c(H＋)越大，溶液的酸性越强。
3.pH＝14的溶液，碱性最强。( )
分析:因为pH的使用范围仅为0～14，即为稀溶液(离子浓度≤
1 mol·L-1)，当c(H+)或c(OH-)大于1 mol·L-1时用浓度表示，
酸(碱)性更强。√×4.用pH试纸测溶液的pH时，一般用刚洗净的玻璃棒蘸取待测液
滴于试纸上，与标准比色卡对照。( )
分析:玻璃棒必须洁净、干燥，如刚洗过不擦干就蘸取待测液，
玻璃棒上有水，会使被测溶液因稀释而影响结果。
5.pH＝7的溶液一定呈中性。( )
分析:只有在室温时，pH＝7的溶液才呈中性，当温度小于室温
时，pH=7的溶液呈酸性，当温度大于室温时，pH=7的溶液呈碱
性。××一、影响水电离平衡的因素
影响水的电离平衡的因素主要有温度、溶液的酸碱性等。外界条件对水的电离平衡的影响如下表：(1)温度：水的电离是吸热过程，升高温度促进水的电离，水的电离程度增大。
(2)酸碱性：若向水中加酸或碱，水的电离平衡中c(H+)或c(OH-)增大，平衡向逆反应方向移动，即酸、碱抑制水的电离，水的电离程度减小。【拓展延伸】水的离子积是温度的函数
虽然水的离子积是纯水电离得到的，但是适用于任何溶液，无论盐溶液、酸、碱和水，只要温度不变，水的离子积就不变，也不会随着浓度、溶液种类的改变而改变。
【特别提醒】(1)在使用水的离子积时应特别注意温度对其的影响；
(2)改变温度只是改变水的电离程度，在纯水中仍然是氢离子和氢氧根离子浓度相同；
(3)任何水溶液都会存在氢离子和氢氧根离子。 【典例1】(2012·成都高二检测)下列叙述正确的是 ( )
A.任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸碱性的强弱
B.c(H＋)等于1.0×10－7mol·L-1的溶液呈中性
C.无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H＋)·c(OH－)=1.0×10－14
D.0.2 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍【思路点拨】解答本题时要注意以下三点：
(1)水的电离的影响因素。
(2)水的离子积的影响因素。
(3)弱电解质的电离平衡移动原理。【解析】选C。在溶液中氢离子或者氢氧根离子浓度较小的时候，为了表示溶液的酸碱性，不再使用离子浓度而使用溶液的pH，所以A错误；而对于中性溶液是氢离子浓度与氢氧根离子浓度相同，而不是氢离子浓度等于1.0×10－7mol·L-1，在常温下等于这个数值，非常温下就不再是这个数值(水的离子积受温度影响)，所以B错误；而对于D选项，由于醋酸是弱电解质，所以随着浓度减小，电离程度增大，0.2 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H＋)略小于0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍；所以D选项错误。【解题流程】水的离子积的解题流程
水的离子积的表达形式 水的离子积的影响因素(尤其是温度
对其影响) 联系溶液的酸碱性
按照上述归纳，再做一做下面的练习熟悉一下解题流程吧。 【变式训练】25℃时，KW=1.0×10-14，100℃时， KW=1.0×
10-12，下列说法错误的是( )
A.水的电离过程是一个吸热的过程
B.100℃时，水的电离程度较大
C.KW和温度无直接关系
D.25℃时的c(H+)比100℃时的c(H+)小【解析】选C。由题意可知，温度升高，KW增大，即c(H+)·c(OH-)增大，说明水的电离平衡向电离的方向移动，水的电离程度较大，因此水的电离过程是一个吸热的过程。平衡常数是温度的函数，与温度有关。【变式备选】室温下，水的电离达到平衡：H2O H++OH-。
下列叙述正确的是( )
A.将水加热，平衡向正反应方向移动，KW不变
B.向水中加入少量盐酸，平衡向逆反应方向移动，c(H+)增大
C.向水中加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
D.向水中加入少量NaCl固体，平衡向正反应方向移动，c(OH-)
=c(H+)【解析】选B。电离过程需吸收能量，加热时，平衡正向移动，c(H+)和c(OH-)增大，KW增大，A项错误；加入少量盐酸，使c(H+)增大，平衡向逆反应方向移动，B项正确；加入少量NaOH固体，c(OH-)增大，平衡向逆反应方向移动，C项错误；加入少量NaCl固体，不影响水的电离平衡，c(OH-)与c(H+)仍相等，D项错误。 二、溶液的酸碱性和pH
1.溶液的酸碱性和pH
(1)溶液的酸碱性。
由于水的电离，任何电解质溶液中，H+与OH-总是共存，但不能大量共存。溶液的酸碱性主要取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。c(H+)与c(OH-)此消彼长，且只要温度不变，KW=c(H+)·c(OH-)不变。酸性溶液中c(H+)越大，酸性越强，碱性溶液中c(OH-)越大，碱性越强。(2)pH——表示溶液酸碱性的一种方法。
表示溶液酸碱性的方法很多，在实际应用中，人们常用pH来表示溶液的酸碱性，pH＝-lgc(H+)。利用pH的大小可以判断溶液酸碱性强弱，溶液酸性越强，pH越小；溶液碱性越强，pH越大。在25℃时，溶液的酸碱性与pH的关系为：
判断溶液酸碱性的依据：溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 2.溶液pH的测定方法
(1)用酸碱指示剂测定：只能粗略测定溶液酸碱性，即pH的大致范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下：(2)用pH试纸测定：它是测定pH比较简便的方法。常用的pH试纸有广范pH试纸(pH范围是1～14，可识别的pH差值为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3)两种。
(3)用pH计测定：pH计是一种电化学仪器，能够精确测定溶液的pH。【拓展延伸】溶液酸碱性表示的另一种方法——pOH
用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgc(OH-)，因为c(H+)·c(OH-)
=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。 【特别提醒】(1)溶液酸碱性与溶液pH的关系：正确使用溶液的pH来判断溶液酸碱性的先决条件——考虑温度的影响。
(2)溶液酸碱性的判断依据——最准确且任何时候都不用考虑其余因素的依据：溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。(3)pH试纸测定溶液的pH时应注意：
①取一小块pH试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部，随即(30 s内)与标准比色卡对照比色确定溶液的pH。如果时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。
②pH试纸在使用时不能用水润湿，否则非中性溶液的pH测定值比实际pH大或小。 【典例2】(双选)(2012·广东高考)对于常温下pH为2的盐酸，叙述正确的是( )
A.c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
B.与等体积pH=12的氨水混合后所得溶液显酸性
C.由H2O电离出的c(H+)=1.0×10-12 mol·L-1
D.与等体积0.01 mol·L-1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：
c(Cl-)=c(CH3COO-)
【解题指南】解答本题时应从水溶液中的离子平衡关系去思考，主要考虑守恒关系和过量问题。 【解析】选A、C。因为A项满足电荷守恒,所以A正确；C项中根
据KW=c(H+)×c(OH-)求得盐酸中c(OH-)=1.0×10-12 mol·L-1，
又因水电离出的H+和OH-浓度相等，所以H2O电离出的c(H+)=
1.0×10-12 mol·L-1，所以C项正确；B项中氨水过量，混合后
溶液显碱性，所以B项不正确；D项中反应后生成乙酸和氯化
钠，乙酸不能完全电离，应是c(Cl-)>c(CH3COO-)，所以D不正
确。【方法技巧】溶液酸碱性判断的解题技巧
溶液酸碱性的判断是以H+和OH-的浓度大小为标准的。如果c(OH-)
=c(H+)，则溶液呈中性；如果c(OH-)>c(H+)，则溶液呈碱性；如
果c(OH-)
溶液酸碱性的时候温度的影响，避开思维定势。即：用pH判断
溶液酸碱性时一定要注意溶液的温度，只有在室温时，pH＝7的
溶液为中性溶液，如果温度变化，则中性溶液的pH也会发生变
化。 【变式训练】 下列溶液一定呈酸性的是( )
A.含有H+的溶液
B.能使酚酞呈无色的溶液
C.pH小于7的溶液
D.c(OH-)小于c(H+)的溶液
【解析】选D。常温下，中性溶液的pH=7，而本题没有明确告诉溶液温度，所以C项无法判断；任何溶液中都含有H+和OH-，A项错误；能使酚酞显无色的溶液，pH小于8.2，不能确定溶液呈酸性、中性还是碱性，B项错误；只有D项说明了酸性溶液中c(OH-)和c(H+)的大小关系。 1.纯水在10 ℃和50 ℃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.不能确定
【解析】选C。水的电离过程是吸热的过程，升高温度，促进水的电离，氢离子浓度增大。 2.将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是( )
A.水的离子积变大，pH变小，呈酸性
B.水的离子积不变，pH不变，呈中性
C.水的离子积变小，pH变大，呈碱性
D.水的离子积变大，pH变小，呈中性
【解析】选D。升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，c(H＋)和c(OH―)同时增大，KW增大，但由于c(H＋)和c(OH―)始终保持相等，故仍呈中性。 3.在某温度时，测定纯水中c(H+)=2.4×10-7 mol·L-1，则
c(OH-)为( )
A.2.4×10－7 mol·L-1 B.0.1×10－7 mol·L-1
C. D.c(OH－)无法确定
【解析】选A。无论什么条件下，纯水中的c(H+)=c(OH-)。 4.(2012·衡水高二检测)能抑制水的电离，并使溶液中c(H＋)
>c(OH－)的操作是( )
①将水加热 ②向水中投入一小块金属钠 ③向水中通CO2
④向水中加NaHSO4固体
A.①② B.① C.③ D.③④
【解析】选D。将水加热，c(H＋)=c(OH－)；向水中投入一小块
金属钠，c(H＋)都抑制水的电离且使c(H)>c(OH－)。5.能表示人喝水时的胃液的pH变化的图像是( )
【解析】选A。胃酸呈酸性，喝水时胃液变稀，pH增大，但pH一定小于7。 6.现有下列物质①100 ℃纯水；②25 ℃ 0.1 mol·L-1 HCl溶液；③25 ℃ 0.1 mol·L-1 KOH溶液；④25 ℃ 0.1 mol·L-1 Ba(OH)2溶液。
(1)这些物质与25 ℃纯水相比，能促进水电离的是_____(填序号)，能抑制水的电离的是_____，水电离的c(OH－)等于溶液中c(OH－)的是_____，水电离的c(H＋)等于溶液中c(H＋)的是_____。
(2)从②和③溶液水的电离度相等，进而可推出的结论是：同一温度下，_________时，水的电离度相等。 【解析】水的电离过程吸热，升温，促进水的电离，酸或碱抑制水的电离；强酸溶液中，由于酸电离出的c(H＋)远大于水电离出的c(H＋)，酸电离的c(H＋)可看成溶液中的c(H＋)，强碱溶液中，由于碱电离的c(OH－)远大于水电离的c(H＋)，碱电离的c(OH－)可看成溶液中的c(OH－)。
答案:(1)① ②③④ ①② ①③④ (2)酸溶液中的c(H＋)等于碱溶液中的c(OH－)溶液酸碱性的测定方法及评价
在进行测定溶液的酸碱性实验中，两个小组用五种方法分别进行了如下实验：
第一小组，用酸碱指示剂进行溶液的酸碱性测定。
第一个方案是使用甲基橙。
第二个方案是使用紫色石蕊。
第三个方案是使用酚酞试液。
第二小组，用pH试纸进行测定溶液的酸碱性。
第四种方案是用干燥的pH试纸进行测定。
第五种方案是用水润湿的pH试纸进行测定。 【思考探究】
(1)两个小组中最合理的是哪一个小组？
提示：第二小组。因为第一小组三个方案中均不能准确判断溶液的酸碱性，变色点不是固定在中性点上，所以不能准确测定溶液酸碱性，只能大体区分一下。
(2)上述五种方案中最合理的是哪个方案？
提示：第四个方案最合理。第五个方案用水润湿是不准确的，在进行溶液测定(用pH试纸)时不能事先润湿试纸，否则会带来实验误差。(3)pH<7的溶液一定是酸性溶液吗？那么等于、大于7的一定分别是中性溶液和碱性溶液吗？
提示：不一定。只有在常温下才能满足。当在100℃的时候，水的离子积为1.0×10-12，此时中性溶液的pH为6，pH<6的为酸性溶液，pH>6的为碱性溶液。(4)第五种方案不合适，那么润湿以后测定溶液的酸碱性的pH有何变化呢？
提示：可能变大、可能变小、也可能不变。因为用水润湿以后在测定溶液的酸碱性时就相当于稀释溶液，当溶液为酸性时，酸性减弱，pH变大；当溶液为碱性时，碱性减弱，pH变小；当溶液呈中性时，用水润湿，没有影响，所以pH不变。课件42张PPT。第2课时 溶液pH的计算1.掌握pH的简单计算。
2.了解酸碱稀释时溶液pH的变化规律。
3.掌握各类溶液的pH的计算方法。 一、单一溶液的pH计算
一般使用pH试纸、酸碱指示剂以及pH计确定溶液的酸碱性，只
有pH计的测定可以得到准确数值，其余的不能得到准确数值，
那么如何准确计算溶液的pH呢？
1.计算的基本方法
依据pH=-lgc(H+)，求pH关键：求溶液中的_____。c(H+)2.强酸和强碱溶液的pH的计算
(1)强酸溶液(以浓度为c mol·L－1的HnA溶液为例)
c(H+)=___ mol·L－1，pH=-lgc(H+)=______
(2)强碱溶液［以浓度为c mol·L－1的B(OH)n溶液为例］
c(OH-)=___ mol·L－1，c(H+)=________ mol·L－1，
pH=-lgc(H+)=________ nc-lgncnc10-14/nc14+lgnc二、混合溶液pH的计算
单一溶液的pH计算是根据溶液中的氢离子浓度计算，那么混合
溶液是如何计算的呢？
1.两种强酸溶液混合时，c(H+)混=_________________________。
2.两种强碱溶液混合时，先求混合溶液的氢氧根离子浓度，
c(OH-)=c(OH-)混=___________________________；再求c(H+)=_____________，则pH=-lgc(H+)=_____________。[c(H+)1V1+c(H+)2V2]/(V1+V2)[c(OH-)1V1+c(OH-)2V2]/(V1+V2)10-14/c(OH-)混14+lgc(OH-)混3.强酸强碱混合时
(1)恰好完全反应，则c(H+)V酸=c(OH-)V碱,则溶液的pH=__。
(2)若酸过量，直接求反应后溶液的氢离子浓度，c(H+)混=________________________________。
(3)若碱过量，应先求反应后溶液的氢氧根离子浓度，
c(OH-)混=______________________________，再求
c(H+)混=_____________。 7［c(H+)V酸-c(OH-)V碱］/(V酸 + V碱)［c(OH-)V碱-c(H+)V酸］/(V酸+V碱)10-14/c(OH-)混1.pH=5的稀盐酸加水稀释1 000倍后溶液的pH为8。( )
分析:酸无限稀释仍然呈酸性，即pH无限接近于7，但仍小于7，
所以在计算时要考虑水提供的H+(OH-)的贡献，否则易出错。
2.pH等于0的溶液不是酸性最强的溶液，pH等于14的溶液不是碱
性最强的溶液。( )
分析:pH数值一般介于0～14，在这个范围酸性最强的是pH=0,碱
性最强的是pH=14，但是在酸碱性很强或者很弱时一般不用pH表
示，而用浓度直接表示。×√3.将pH＝8和pH＝10的两种NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)
最接近于(10－8＋10－10)/2 mol·L-1。( )
分析:对于两种强碱溶液的混合，氢离子浓度的计算不能直接根
据两溶液的pH计算，而是应该先计算氢氧根离子浓度，然后由
水的离子积计算，氢离子浓度约等于2×10－10 mol·L-1。
4.要使醋酸的pH由5变到6，加水稀释倍数大于10。( )
分析:醋酸溶液存在电离平衡，稀释时继续电离出H+，所以pH=5
的醋酸稀释10倍，pH<6，若稀释至pH=6，则大于10倍。 ×√一、酸碱混合溶液pH的计算
1.两强酸混合：先求出混合液的H+浓度，c(H+)=［c(H+)1V1+
c(H+)2V2］/(V1+V2)，根据pH=-lgc(H+)混关系求出溶液的pH。
2.两强碱混合：先求出混合液的OH-浓度，c(OH-)=［c(OH-)1V1+
c(OH-)2V2］/(V1+ V2)，通过KW求出c(H+)混，根据pH=-lgc(H+)混
关系求出溶液的pH。3.强酸与强碱混合：首先判断是否过量，恰好中和时，pH=7；
若非完全中和，则依据酸碱反应的相对量，求出混合溶液中过
量的c(H+)或c(OH-)： =
若是酸过量，则根据pH=-lgc(H+)混关系求出溶液的pH；若
是碱过量，通过KW求出c(H+)混，根据pH=-lgc(H+)混关系求出溶
液的pH。【拓展延伸】若两种强酸(pH之差大于2)等体积混合，混合液pH=pH小+0.3；
若两种强碱(pH之差大于2)等体积混合，混合液pH=pH大-0.3。
【特别提醒】(1)在两种强酸和两种强碱溶液混合，求溶液的pH的时候，先分别求出混合后主要离子浓度即酸求氢离子浓度、碱求氢氧根离子浓度，然后再依据溶液pH的计算公式以及水的离子积进行计算；(2)强酸强碱混合溶液的计算，先计算酸碱发生中和反应，然后再讨论是否有剩余，进而求出剩余后的氢离子浓度或者氢氧根离子浓度，然后进行计算。
(3)特别注意是溶液中氢离子的浓度，还是由水电离提供的氢离子的浓度，否则容易进入误区。 【典例1】等体积的0.1 mol·L-1的盐酸与0.06 mol·L-1的Ba(OH)2溶液混合后，溶液的pH等于( )
A.2.0 B.12.3 C.1.7 D.12.0
【思路点拨】【解析】选D。酸碱混合计算时，首先要判断哪种物质过量。
盐酸溶液中c(H+)=0.1 mol·L-1，Ba(OH)2溶液中c(OH-)=
0.06 mol·L-1×2=0.12 mol·L-1。由此可知，碱过量，最终溶
液呈碱性。当酸和碱溶液等体积混合后，c(OH-)=(0.12mol·L-1
-0.1 mol·L-1)÷2=0.01 mol·L-1。故pH=-lgc(H+)=12.0。【方法技巧】混合溶液pH的计算技巧
酸、碱混合不难算，酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量，无限稀释7为限。
特别说明：计算碱与碱混合溶液的pH，要根据c(OH－)求出混合液c(OH－)，然后再转化成c(H＋)，切不可直接根据碱液的pH求混合溶液的c(H＋)。【变式训练】在25 ℃，若10体积某强酸溶液与1体积某强碱溶
液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该酸的pH与强碱的pH之
和应满足的关系是________。
【解析】强酸和强碱溶液反应后，溶液呈中性。由H++OH-====
H2O可知，强酸溶液中的H+和强碱溶液中的OH-的物质的量相同，
即c(H+)×10=c(OH-)，所以pH酸+pH碱=15。
答案:酸和碱的pH之和等于15 二、溶液稀释后pH的计算
1.强酸强碱溶液稀释后的计算
(1)强酸：若把已知pH=a的强酸加水稀释10n倍，则pH=a+n。
(2)强碱：若把已知pH=b的强碱加水稀释10n倍，则pH=b-n。
(3)当溶液稀释时，若“高度稀释”，pH接近7，酸略小于7，碱略大于7。酸、碱的无限稀释，其pH只能接近7。2.弱酸弱碱稀释后溶液pH变化的分析
若把已知浓度的弱酸或弱碱溶液稀释10n倍，则弱酸的pH小于相同条件下强酸稀释10n倍的pH，弱碱的pH大于相同条件下强碱稀释10n倍的pH。
弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。
对于pH=a的弱酸溶液，每稀释10n倍，弱酸的pH范围是：a＜pH＜a+n。
对于pH=b的弱碱溶液，每稀释10n倍，弱碱的pH范围是：b-n＜pH＜b。【特别提醒】(1)酸碱稀释时注意无限稀释的时候，水电离的氢离子和氢氧根离子对溶液的贡献；
(2)主要注意强酸弱酸、强碱弱碱稀释时候的pH的曲线变化趋势；
(3)尤其注意弱酸弱碱的电离平衡在讨论和比较溶液酸碱性中的原因解释。 【典例2】某化学学习小组为研究HA、HB和MOH的酸碱性的相对
强弱，设计以下实验：将pH＝2的两种酸溶液HA、HB和pH＝12的
MOH碱溶液各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH的变化与溶
液体积的关系如图所示，根据所给的数据，请回答下列问题：(1)HA为____酸，HB为____酸(填“强”或“弱”)。
(2)若c＝9，则稀释后的三种溶液中，由水电离的氢离子浓度的
大小顺序为____(用酸、碱化学式表示)；
将稀释后的HA溶液和MOH溶液取等体积混合，则所得溶液中c(A－)
与c(M＋)的大小关系为c(A－)____c(M＋)(填“大于”“小于”或
“等于”)。
(3)常温下，取pH＝2的HA、HB各100 mL，向其中分别加入适量
的锌粒，反应后两溶液的pH均变为4，设HA中加入的Zn质量为m1，
HB中加入的Zn质量为m2，则m1___m2(选填“<”“＝”或“>”)。 【思路点拨】解答本题需要注意以下两点：
(1)酸碱稀释时，弱酸弱碱的电离平衡。
(2)强酸弱酸稀释时溶液酸碱性变化趋势。
【解析】(1)pH＝2的强酸用水稀释1 000倍后，其pH变为5，而弱酸pH<5。pH＝12的强碱用水稀释1 000倍后，其pH变为9，而弱碱则应pH>9。所以图中HA符合强酸的特点、MOH符合强碱特点。而HB符合弱酸的特点。(2)稀释后，pH＝5的HA中水电离出的c(H＋)＝c(OH－)
＝1×10－9 mol·L-1。
pH＝9的MOH中水电离出的c(H＋)＝1×10－9 mol·L-1。而弱酸HB
的pH<5，故其中水电离出的c(H＋)＝c(OH－)<1×10－9 mol·L-1。
HA与MOH等体积混合，恰好完全反应，溶液呈中性，故c(H＋)＝
c(OH－)，从而可知c(A－)＝c(M＋)。
(3)强弱酸变化相同pH时，因为弱酸电离程度变大，故弱酸中反
应的H＋的量更多，反应消耗的Zn也更多。
答案:(1)强 弱 (2)MOH＝HA>HB 等于 (3)< 【方法技巧】 强酸(碱)弱酸(碱)稀释图像识别技巧
看走势，定酸碱——增大为酸，减小为碱。
看大小，辨强弱——变化区间大者为强酸(碱)，变化区间小者为弱酸(碱)。 【变式备选】 (2012·无锡高二检
测)pH=11的X、Y两种碱溶液各10 mL，
分别稀释至1 000 mL。其pH与溶液
体积(V)的关系如图所示，下列说
法正确的是( )
A.X、Y两种碱的物质的量浓度一定相等
B.稀释后，X溶液碱性比Y溶液碱性强
C.若9＜a＜11，则X、Y都是弱碱
D.完全中和X、Y两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V(X)＞V(Y) 【解析】选C。因为稀释100倍以后，二者变化曲线不一样，所以二者碱性有相对强弱，变化慢的为弱碱，所以碱性X>Y，二者的pH相同，所以浓度一定不同(由于电离程度不一样)，所以A选项错误稀释后pH(Y)>pH(X)，所以X溶液碱性应小于Y溶液的碱性，当a=9时，则X为强碱，若9X，所以D选项不正确。 1.(2012·海南高考)25 ℃时，a mol·L-1一元酸HA与b mol·L-1
NaOH等体积混合后，pH为7，则下列关系一定正确的是( )
A.a=b B.a>b
C.c(A-)=c(Na+) D.c(A-)【解析】选C。当HA为强酸时，a=b；当HA为弱酸时，由于生成的
盐会水解，因此酸要过量，故a>b；结合电荷守恒，无论HA为强
酸还是弱酸，c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，当pH=7时，c(OH-)
=c(H+)，故c(A-)=c(Na+)。2.pH＝5的盐酸和pH＝9的氢氧化钠溶液以体积比11∶9混合，混
合液的pH为( )
A.7.2 B.8 C.6 D.无法计算
【解析】选C。解此题时，首先判断两反应物哪一种过量，如
果盐酸过量，直接求混合液中c(H＋)，再求溶液的pH，如果碱
过量，则要先求出c(OH－)，再由水的离子积常数求出c(H＋)，
最后求溶液的pH。经判断，此题中酸过量，c(H＋)＝
＝1×10－6 mol·L-1，溶液的pH＝6。 3.取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶
液的pH等于12，则该原溶液的浓度为( )
A.0.01 mol·L－1 B.0.017 mol·L－1
C.0.05 mol·L－1 D.0.50 mol·L－1
【解析】选C。设原溶液物质的量浓度为c mol·L-1，V(NaOH)=
3 L，V(HCl)=2 L,二者混合后反应，混合溶液体积为5 L，所得
溶液pH=12，则c(OH-)=10-2 mol·L-1，3 L×c mol·L-1-2 L
×c mol·L-1=10-2 mol·L-1×5 L，则c=0.05 mol·L-1。4.(2012·南京高二检测)若1体积硫酸恰好与10体积pH＝11的氢氧化钠溶液完全反应，则二者物质的量浓度之比应为( )
A.10∶1 B.5∶1 C.1∶1 D.1∶10
【解析】选B。强酸和强碱完全反应，c(H+)酸V酸=c(OH-)碱V碱，可求出酸与碱的物质的量浓度之比为5∶1。5.常温下，某硫酸溶液pH=a，某氢氧化钠溶液pH=b，已知a+b
=12，两溶液混合后pH=7，则酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积
V(碱)的正确关系为( )
A.V(酸)=102V(碱) B.V(碱)=102V(酸)
C.V(酸)=2V(碱) D.V(碱)=2V(酸)【解析】选B。常温下，水的离子积常数为1×10-14，酸溶液
中，c(H+)=10-amol·L－1，由于a+b=12，且混合后pH=7，则有
所以酸碱完全中和时，
碱溶液的体积应是酸溶液体积的100倍。6.(1)常温下，将pH＝10和pH＝12的NaOH溶液以1∶1的体积比混合，则混合后所得溶液的pH约为______。
(2)0.2 mol·L-1 NaHSO4和0.1 mol·L-1 BaCl2溶液按等体积混合后，则溶液的pH等于______。
(3)用pH＝4和pH＝11的强酸和强碱混合，使pH＝10，则两溶液的体积比为_____。【解析】欲求混合后溶液的pH，应先判断混合后溶液的酸碱性。
若呈碱性，应先求溶液中c(OH－)，再求c(H＋)，而后计算pH；
若呈酸性，可直接求出混合后c(H＋)，再计算pH。由题意可得：
(1)c(OH-)=
=
c(H+)·c(OH-)=KW=1×10-14
c(H+)=
pH=-lgc(H+)=-lg2×10-12=12-0.3=11.7(2)NaHSO4为强电解质
c(H+)=
pH=-lgc(H+)=1
(3)混合后溶液呈碱性，则10-4=
整理可得：2·10-4V(酸)=9×10-4V(碱)
所以，
答案:(1)11.7 (2)1 (3)9∶2溶液酸碱性在物质鉴别中的应用
现有四瓶溶液，分别是NaCl溶液(0.1 mol·L-1)、盐酸
(0.1 mol·L-1)、NaOH溶液(0.1 mol·L-1)和酚酞溶液(0.1%)。若不用其他试剂就把它们一一鉴别开来，实验探究如下： 【思考探究】
(1)Ⅰ、Ⅱ两组是根据现象不同划分的，试写出Ⅰ、Ⅱ两组各包含哪些溶液？
提示：Ⅰ组是盐酸和NaCl溶液，Ⅱ组是NaOH溶液和酚酞溶液。四种溶液两两混合，只有NaOH溶液与酚酞溶液混合出现红色，即混合出现红色的为NaOH溶液和酚酞溶液，另外两种为NaCl溶液和盐酸，根据框图Ⅱ组(C、D)可由A对Ⅰ组(A、B)进行区分，可判断Ⅱ组为NaOH和酚酞，Ⅰ组为NaCl和HCl溶液。(2)取Ⅱ组C、D混合液，不断滴入Ⅰ组A、B中的A溶液，若无明显现象，则A是哪种溶液；若A是盐酸溶液，则实验现象是什么？
提示：NaCl溶液；红色褪去。取变红后的Ⅱ组混合液不断加入NaCl溶液或盐酸，若加入盐酸溶液则最终红色褪去，若加入NaCl溶液则无明显现象。(3)若A为盐酸溶液，取出2 mL，滴入Ⅱ组3滴未知C溶液，再加
入D溶液4 mL，在这个过程中无明显颜色变化，若C是酚酞溶液，
D是NaOH溶液，实验现象是什么？若C是NaOH溶液，D是酚酞溶液，
实验现象又是什么？
提示：取鉴别出的盐酸溶液2 mL，滴入3滴C溶液，再加4 mL D溶
液，若C为酚酞溶液，D为NaOH溶液，则滴定过程中，溶液由无色
变为红色；若C是NaOH溶液，D是酚酞溶液，则整个过程无明显颜
色变化。(4)常温下，若将NaCl溶液(0.1 mol·L-1)、盐酸溶液
(0.1 mol·L-1)、NaOH溶液(0.1 mol·L-1)分别稀释至原体积的
100倍，计算稀释后溶液的pH。
提示：7，3，11。NaCl溶液呈中性，稀释时pH不变化，仍为7；
0.1 mol·L-1的盐酸溶液pH=1，稀释100倍后pH=1+2=3；
0.1 mol·L-1的NaOH溶液pH=13,稀释100倍后,pH=13-2=11。课件50张PPT。第3课时 pH的应用1.了解在日常生活、生产中pH的应用。
2.掌握酸碱中和滴定概念和原理。
3.了解指示剂选择方法。
4.掌握中和滴定实验的操作步骤和误差分析。一、pH的应用
在我们日常生活中，很多时候都涉及测pH,那么pH有哪些应用
呢？
1.人体健康调节：如洗发时人们用的护发素主要功能是调节头
发的pH使之达到适宜的酸碱度。
2.环保治理污水：酸性废水可投加_____物质使之中和，碱性废
水可投加_____物质或利用烟道气中和。碱性酸性3.农业生产调节：控制土壤的pH使之适宜作物生长，提高作物的质量和产量。
4.在医疗上：可以通过测试和调节pH来进行诊断和治疗疾病。
5.在科学实验和工业生产方面：溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的关键因素。 二、酸碱中和滴定
我们如何去调节液体的pH呢，如何去掌握溶液pH的变化情况，
进而更好地服务于我们的生活呢？
1.概念：用_________________的酸(或碱)测定_____________
_____的碱(或酸)的方法。已知物质的量浓度未知物质的量浓度2.实验用品
(1)仪器：_____滴定管(如图A)、_____滴定管(如图B)、滴定管
夹、铁架台、_______、烧杯等。酸式碱式锥形瓶(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用。
①酸性、氧化性的试剂一般用_____滴定管，因为酸和氧化性物
质能_________。
②碱性的试剂一般用_____滴定管，因为碱性物质的溶液易与玻
璃中的____反应。 酸式腐蚀橡胶碱式SiO23.操作步骤
(1)检查。
检查滴定管是否漏水。
(2)洗涤。
滴定管在使用前要经过三次洗涤：首先用洗涤液洗2次～3次，
其次要用_______洗涤2次～3次，最后，装液之前要用_______
润洗2次～3次。锥形瓶在使用前，要用蒸馏水洗干净(但不要
_____)。蒸馏水待装液润洗(3)注液。
把_____溶液和_____溶液分别注入滴定管中，使滴定管尖嘴部
分充满溶液，再将液面调节到_________________以下某一刻
度，并记录刻度。
(4)滴定。
从滴定管放入一定体积的溶液于锥形瓶中，而后加入_________
指示剂。达到滴定终点时，记录读数(精确到小数点后_____，
如23.38 mL，最后一位是估计值)。重复上述操作两次。
4.数据处理：取_______代入计算式计算。 待测标准“0”或“0”刻度1滴～2滴两位平均值1.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。( )
分析:酸碱完全反应时，n(H＋)＝n(OH-)，但酸与碱的物质的
量不一定相等，因为酸有一元酸、多元酸之分，碱也有一元碱
和多元碱之别。×2.在向滴定管中加液体时，不一定每次都把液面调到“0”刻
度。( )
分析:因为中和滴定实验，测酸或碱溶液的体积时，取的数值
是滴定后和滴定前两次读数的差值，这个差值是反应消耗的溶
液体积，所以开始不一定在“0”刻度，只要在“0”或“0”
以下某一刻度即可，但不能在“0”以上。√3.待测液如果不用锥形瓶盛放，也可以用烧杯，因为用烧杯更
方便滴定并且不容易滴在外面。( )
分析:滴定时，右手要不断旋摇锥形瓶，用烧杯不方便摇动且容
易将反应液洒出。×4.为了节约，第一次润洗滴定管的润洗液从滴定管的尖嘴处放
出到烧杯中，然后再倒入滴定管，这样反复润洗2次～3次，就
可以了。( )
分析:应当每次都要用新的标准液润洗。
5.如果中和滴定操作反复了两次之后，认为这两次测得消耗标
准液的体积数据差值较大，再做第三次实验，最后结果处理
时，可以取这三次的平均值作为最后的实验结果。( )
分析:因为这三次的平均值，比取两次最接近的平均值误差更大。××中和滴定的操作注意事项和误差分析
1.指示剂的选择
(1)强酸强碱相互滴定,选用甲基橙或酚酞。
(2)强酸弱碱生成盐显酸性，选用甲基橙。
强碱弱酸生成盐显碱性，选用酚酞。
(3)石蕊试剂因颜色变化不明显(变色不敏锐)，且变色范围过宽，一般不作中和滴定指示剂。2.酸碱中和滴定操作注意事项
(1)滴定准备。
滴定管先用水洗，再用所盛溶液润洗;
锥形瓶只能用水洗，不能再用待测溶液润洗。(2)滴定。
终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟
内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 3.中和滴定误差分析
(1)误差分析方法：中和滴定实验中，不同的错误操作引起不同
的量的偏差，分析时应注意思维的有序性，首先依题意列出计
算式，再区别计算过程中不变量和变化量，然后紧紧抓住变化
量对实验结果的影响进行分析。
①基本依据： (c、V、n分别表示溶液物
质的量浓度、溶液体积、酸或碱的元数)。
②判断方法：
标准溶液用量(体积)偏多 待测溶液浓度偏高
标准溶液用量(体积)偏少 待测溶液浓度偏低(2)下列操作会带来哪些误差？(以标准溶液盐酸滴定待测溶液
氢氧化钠溶液为例分析)
①未用HCl标准液润洗酸式滴定管就装液进行滴定。( )
②未用NaOH待测液润洗碱式滴定管就进行取液。( )
③用NaOH待测液润洗锥形瓶。( )
④装有HCl标准液的滴定管尖嘴气泡未排出就进行滴定。( )偏大偏小偏大偏大⑤装有NaOH待测液的滴定管尖嘴气泡未排出就进行取液。
( )
⑥酸式滴定管开始滴定前仰视读数，滴定终了时俯视读数。
( )
⑦用锥形瓶准确取NaOH待测液时，锥形瓶中有少量蒸馏水。
( )偏小偏小无影响(3)杂质(标准物含杂质)对滴定结果的影响。
用于配制标准液的固体应该是纯净物，但其中有可能混有杂质，称量时又按所需标准物固体质量来称取的，故一般均会产生误差。在此杂质又分两种情况：
①杂质与待测液不反应。
如NaOH中含NaCl，所配的NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大。②若杂质与待测液反应。
例：用标准Na2CO3溶液来滴定盐酸，若配制标准溶液的Na2CO3固体中含有a.KOH、b.NaOH 。
解：Na2CO3 + 2HCl====2NaCl+H2O+CO2↑
106 g 2 mol
53 g 1 molKOH + HCl====KCl+H2O
56 g 1 mol
NaOH + HCl====NaCl+H2O
40 g 1 mol
因为40＜53＜56
所以测得待测液浓度a偏高，b偏低。【特别提醒】(1)润洗滴定管的原因是滴定管内壁有蒸馏水，对所装溶液有稀释作用，造成实验误差。
(2)锥形瓶不能用待测液润洗，若将锥形瓶用待测液润洗，必然是增大了待测液中溶质的物质的量，导致滴定误差。(3)滴定管、量筒的读数也是造成滴定误差的重要因素。读数时要注意：液面、眼睛在两边，刻度在中间，三点(如图A、B、C)成一水平线。【典例】某学生用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的
量浓度的NaOH溶液时，选用甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准的盐酸滴定待测的NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的
活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视__________，直到加入一滴
盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并_________为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是____。
A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C.酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D.读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如图所示，则起始读数为____mL，终点读数为____mL，所用盐酸溶液的体积为____mL。(4)某学生根据3次实验分别记录有关数据如下表：
依据上表数据计算该NaOH溶液的物质的量浓度为_______。【思路点拨】解答本题时要注意以下三点：
(1)滴定操作中注意事项以及滴定管的示数和读数。
(2)产生误差的原因。
(3)有关中和滴定的计算和数据处理。【解析】(2)滴定管未用标准盐酸润洗，内壁附着一层水，可将
加入的盐酸稀释，消耗相同量的碱，所需盐酸的体积偏大，结
果偏高；用碱式滴定管取出的待测NaOH溶液的物质的量一旦确
定，倒入锥形瓶后，水的加入不影响OH-的物质的量，也就不影
响结果；若排出气泡，液面会下降，故读取V(酸)偏大，结果偏
高；正确读数(虚线部分)和错误读数(实线部分)如图所示，可
知读取盐酸体积偏小，导致所测NaOH溶液的物质的量浓度偏低。(3)读数时，以凹液面的最低点为基准。
(4)先算出耗用标准盐酸的平均值。
(第二次偏差太大，舍去)
=0.104 4 mol·L-1
答案: (1)锥形瓶中溶液颜色变化 在半分钟内不褪色
(2)D (3)0.00 26.10 26.10
(4)0.104 4 mol·L-1【解题流程】中和滴定实验题解题流程
书写化学方程式(离子方程式)
↓
仪器选择以及滴定管的示数和读数
↓
指示剂选择→误差分析→数据处理以及相关计算。
按照上述归纳，再做一做下面的练习熟悉一下解题流程吧。【变式训练】(2012·衡水高二检测)某学生用0.100 0 mol·L-1
的KOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分为如下几步：
A.量取20.00 mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，并加入2滴～
3滴酚酞溶液；
B.用标准溶液润洗滴定管2次～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0刻度线以上2 cm～3 cm；E.调节液面至“0”或“0”以下刻度并记下读数；
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。
据此实验完成填空：
(1)正确操作步骤的顺序是_____(用字母序号填写)。
(2)上述B步骤操作的目的是____________________。
(3)上述A步骤操作之前，先用待测溶液润洗锥形瓶，则对滴定结果的影响是_______________________________。
(4)判断到达滴定终点的实验现象是____________。【解析】(1)滴定操作的顺序为：润洗→加液→排气泡→调节液面→待测液注入锥形瓶→滴定。即B、D、C、E、A、F。
(2)润洗的目的是洗去滴定管内壁的水，防止将标准液稀释。
(3)润洗锥形瓶，会使待测液溶质偏多，消耗标准液多，结果偏高。
(4)因为锥形瓶内是盐酸，指示剂是酚酞，滴定终点溶液的颜色由无色变为浅红色。答案:(1)B、D、C、E、A、F (2)洗去滴定管内壁附着的水，防止将标准溶液稀释而带来误差 (3)偏高 (4)溶液由无色变为浅红色且在半分钟内不褪色 1.在一支25 mL的酸式滴定管中盛入0.1 mol·L-1的HCl溶液，其液面恰好在5 mL刻度处，若把滴定管中的溶液全部放入烧杯中，然后以0.1 mol·L-1的NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积( )
A.大于20 mL B.小于20 mL
C.等于20 mL D.等于5 mL【解析】选A。若要正确解答本题，必须准确了解滴定管的刻度
特征，如图：滴定管下部有一段无刻度线，故从5 mL刻度到尖
嘴底部的溶液体积大于20 mL，因此所需NaOH溶液的体积大于
20 mL。 2.下列有关中和滴定的操作：①用标准液润洗滴定管；②往滴定管内注入标准溶液；③检查滴定管是否漏水；④滴定；⑤滴加指示剂于待测液；⑥洗涤。正确的操作顺序是( )
A.⑤④③②①⑥ B.⑤①②⑥④③
C.③⑥①②⑤④ D.③①②④⑤⑥
【解析】选C。酸碱中和滴定的操作：①滴定管的准备：查漏、洗涤、润洗、充液、赶气泡、调液面、读数；②滴定：移取待测液、加入指示剂、滴定、判断终点、读数；③数据处理：取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值，依方程式求c(测)。3. 用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列各操作中，不会引起实验误差的是( )
A.用蒸馏水洗净滴定管后，装入标准盐酸进行滴定
B.用蒸馏水洗净锥形瓶后，再用NaOH溶液润洗，而后装入一定体积的NaOH溶液进行滴定
C.用碱式滴定管取10.00 mL NaOH溶液放入用蒸馏水洗净的锥形瓶中，再加入适量蒸馏水进行滴定
D.改用移液管取10.00 mL的NaOH溶液，放入锥形瓶后，把移液管尖嘴液体吹出【解析】选C。A项未用标准液润洗，使c(酸)变小，则V(酸)偏大，c(碱)偏高；B项锥形瓶用NaOH溶液润洗，使n(碱)偏大，耗酸量增大，则结果c(碱)偏高；C项加水，n(碱)不变，结果不变；D项中尖嘴液体不应吹出，否则使碱量增加，结果偏高。 4.(2012·济南高二检测)用已知浓度的NaOH
溶液测定某H2SO4溶液的浓度，如图，从下表
中选出正确选项( )【解析】选D。用已知浓度的碱滴定酸时，酸应放在锥形瓶中，碱应放在碱式滴定管中，指示剂一般不用石蕊，因其变色不够灵敏。5.用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定0.1 mol·L-1盐酸，如达到滴
定终点时不慎多加1滴NaOH溶液(1滴溶液体积约为0.05 mL)，
继续加水至50 mL，所得溶液的pH是( )
A.4 B.7.2
C.10 D.11.3
【解析】选C。多加一滴NaOH溶液时，
c(OH－)＝
则c(H＋)＝1×10－10 mol·L-1，pH＝10。6.(2012·杭州高二检测)由于以下操作的不规范，给实验结果带来偏差，请回答：
(1)在俯视的情况下，用量筒量取a mL液体，则液体的实际体积比a mL要_____。
(2)在俯视的情况下，对滴定管的某一液面读数为b mL，则正确读数要比b mL_____。
(3)若滴定前平视读数，滴定后俯视读数，由滴定管所读流出液体的体积为c mL，则实际流出的液体体积比c mL要_____。
(4)在俯视的情况下，对容量瓶进行定容，则所配溶液的实际浓度比想配的浓度要______。 【解析】了解量筒、滴定管、容量瓶的刻度特征。量筒的最小刻度在下端，最大刻度在上端；滴定管则相反；容量瓶只有一条刻度线。
答案:(1)小 (2)大 (3)大 (4)大 氧化还原滴定实验探究
氧化还原滴定实验同中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之)。现有0.001 mol·L-1酸性KMnO4溶液和未知浓度的无色NaHSO3溶液。反应的离子方程式是2MnO4-＋5HSO3-＋H＋====2Mn2＋＋5SO42－＋3H2O。 【思考探究】
(1)该实验仪器和中和滴定的实验仪器是否不同？
提示：一样的，也是需要：酸式滴定管(50 mL)、锥形瓶、铁架
台、滴定管夹、烧杯、白纸等。
(2)酸性高锰酸钾溶液盛装在何种滴定管中，为什么？
提示：酸性高锰酸钾溶液盛装在酸式滴定管中，原因是高锰酸
钾能腐蚀橡胶管，所以不能用碱式滴定管而只能用酸式滴定管。(3)终点判断是否和酸碱中和滴定一样需要指示剂，如果需要应如何选择指示剂呢？
提示：酸性KMnO4被还原为Mn2＋后由紫色变为无色，自身可以作为滴定终点的判断依据，所以不再使用其余的指示剂。
(4)滴定前平视KMnO4液面，刻度为a mL，滴定后俯视液面刻度为b mL，根据(b－a)mL计算得到的待测浓度与实际浓度一样吗？
提示：不一样，因为俯视读数偏小，所以计算得到的数值比实际浓度偏小。课件48张PPT。第1课时 盐类的水解1.了解盐类水解的原理。
2.掌握盐类水解的离子方程式的书写。
3.了解影响盐类水解平衡的因素。 一、盐溶液的酸碱性
(1)是否所有的盐溶液都呈中性呢？
(2)为什么会出现同样是盐溶液却呈现不同的酸碱性？
1.盐溶液酸碱性的探究
(1)实验探究。
①将NaCl、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、Na2SO4、CH3COONa、
(NH4)2SO4分别装在7个小烧杯中，加足量蒸馏水，制成溶液，
贴上标签。②分别用pH试纸测7种盐的pH，记录测定结果。=强酸强碱盐>弱酸强碱盐>弱酸强碱盐<强酸弱碱盐=强酸强碱盐>弱酸强碱盐<强酸弱碱盐(2)实验结论。
强酸弱碱盐：NH4Cl、(NH4)2SO4溶液呈_____。
强酸强碱盐：NaCl、Na2SO4溶液呈_____。
弱酸强碱盐：Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液呈_____。酸性中性碱性2.盐溶液呈现酸碱性的原因
(1)NH4Cl溶液。
离子方程式：_______________________。电离>酸(2)CH3COONa溶液。
离子方程式：__________________________。电离<碱(3)NaCl溶液。
H2O H++OH- NaCl====Cl-+Na+
不生成_________,水的电离平衡_________,溶液中c(H+)__c(OH-),
溶液呈___性。 弱电解质未受影响中=二、盐类的水解
盐溶液呈现不同的酸碱性，是否也和弱电解质的电离一样存在
平衡状态呢？
1.概念
在溶液中盐电离产生的_______离子跟水电离出来的__或___结
合生成_________的反应。阴、阳H+OH-弱电解质2.结果
(1)生成___________，促进了水的电离。
(2)破坏了水的电离平衡，使溶液呈现一定的酸碱性：强酸弱碱
盐→___性；强碱弱酸盐→___性。
3.特点
(1)盐类水解是微弱的、可逆的，存在着平衡状态。
(2)盐类水解是___热过程。 弱酸或弱碱酸碱吸1.在0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中，c(Na+)＝c(CH3COO-)。( )
分析:化合物中CH3COO－和Na＋相等。但溶于水后不再相等，原
因是CH3COONa溶于水后电离成离子，CH3COO－发生水解，部分转
化为CH3COOH，使c(CH3COO－)<0.1 mol·L-1。而c(Na＋)＝
0.1 mol·L-1。×2.根据以下关系：
NH4Cl====NH4++Cl-
+
H2O OH-+H+
NH3·H2O
分析可知在NH4Cl溶液中，有下列关系：
c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。( )√分析:水电离的c(H+)与c(OH-)是相等的，但由于每有一分子NH3·H2O生成，则有一个OH-消耗，则水中的H+总物质的量等于剩余的OH-加上消耗的OH-，而消耗的OH-数目等于生成的NH3·H2O数目。3.某种盐溶液显酸性，则一定是水解的原因。( )
分析:不一定。例如NaHSO4溶于水，因电离：NaHSO4====
Na++H++SO42-导致溶液显酸性。
4.Na2CO3溶液显碱性，用离子方程式解释可表示为
CO32-+2H2O H2CO3+2OH-。( )
分析:CO32- 水解时，分步进行CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-
+H2O H2CO3+OH-,第二步水解时，产生的OH-更少，两式不能
合并。××5.盐在溶液中水解后，溶液一定不呈中性。( )
分析:盐在水中电离出的阴、阳离子结合水中的H+或OH-，若导致c(H+)≠c(OH-),则溶液不呈中性。若某盐的阴、阳离子结合H+和OH-的能力相同，则水解后溶液仍呈中性，如CH3COONH4溶液。 ×一、盐类水解的实质和规律
1.盐类水解的实质
盐电离出的离子(弱碱阳离子或者弱酸阴离子)跟水电离出来的OH-或H+结合生成弱碱或弱酸,从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(OH-)和c(H+)不相等，则溶液表现一定的酸碱性。2.盐类水解的特点
(1)可逆的反应：盐类水解生成酸和碱，所以盐类的水解反应是
酸碱中和反应的逆反应。
即：酸+碱 盐+水
(2)吸热反应：盐的水解是吸热过程，温度升高，盐的水解程度
增大。
(3)程度微弱：通常情况下，盐水解的程度很小，但对溶液酸碱
性的影响较大。
(4)动态平衡：盐类的水解平衡状态属于动态平衡。3.水解规律【拓展延伸】酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小：
只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性；
电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性；
水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性。
【特别提醒】(1)盐类水解的实质是促进水的电离，与酸碱抑制水的电离区分开来；
(2)水解后溶液酸碱性的规律：谁强显谁性，同强显中性。 【典例1】(2012·温州高二检测)广义的水解观点认为：无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果是反应中各物质和水分别离解成两部分，然后两两重新组合成新的物质。根据上述观点，说法不正确的是( )
A.BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2
B.PCl3的水解产物是HClO和H3PO4
C.Al4C3的水解产物是Al(OH)3和CH4
D.CH3COCl的水解产物是两种酸 【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)广义水解的观点:交换成分形成化合物(阴、阳离子相互交叉组成新物质)。
(2)依据化合价将所给物质分解为带正电荷和带负电荷的两部分粒子。【解析】选B。根据给出的四个选项中的各物质组成，依据化合价将每种物质分解成带正、负电荷的两种粒子(相当于阳、阴离子)。BaO2、PCl3、Al4C3和CH3COCl组成微粒分别为Ba2+与O22-、P3+与Cl-、Al3+与C4-、CH3CO+与Cl-。然后分别与水电离出来的氢氧根离子和氢离子进行组合确定生成物，所以A的产物是Ba(OH)2和H2O2 ，B的产物为H3PO3和HCl，C的产物是Al(OH)3和CH4；D的产物是CH3COOH和HCl，因此错误的为B选项。【警示钟】
该题是信息迁移题，解题时把握信息内涵与外延，同时与原有知识有机结合。如本题中的广义水解实质是把化合物离解成带正、负电荷的两部分微粒，不要陷于共价化合物不能电离的常规思维中。【变式备选】NH4Cl溶于重水(D2O)，生成一水合氨分子和水合氢离子的化学式是 ( )
A.NH3·D2O和HD2O+
B.NH3·HDO和D3O+
C.NH2D·D2O和DH2O+
D.NH2D·HDO和D3O+【思路点拨】
NH4Cl====NH4++Cl-
+
D2O OD-+D+
NH3·HDO【解析】选B。明确铵根离子水解的原理，是铵根离子结合水电
离出的氢氧根离子，生成了一水合氨(铵根离子的氢离子和水电
离出的氢氧根结合生成了水)，同时有氢离子生成。NH4++H2O
NH3·H2O+H+，所以NH4Cl溶于D2O，是NH4+结合重水中的OD-，实
际上是H+与OD-结合生成HDO的同时溶液中还有重水电离出的D+。
在溶液中是水合氢离子的形式D3O+。方程式可写作：NH4++D2O
NH3·HDO+D+或NH4++2D2O NH3·HDO+D3O+，所以答案为B。 二、盐的水解的离子方程式书写
1.写法
谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成氢离子和弱碱，阴离子水解生成氢氧根离子和弱酸。方程式要用可逆符号。
2.注意事项
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↓”或“↑”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。(2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是
趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离
子方程式一般不写“====”而写“ ”。
(3)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为
主；多元弱碱的阳离子水解复杂，可一步写出。
例如Na2CO3的水解：
第一步：CO32-+H2O HCO3-+OH-。
第二步：HCO3-+H2O H2CO3+OH-。
Fe3+的水解：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+【特别提醒】(1)要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式
区别开来，如HCO3-+H2O CO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，
而HCO3-+H2O H2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。
(2)检查书写正误时要注意电荷守恒的应用。 【典例2】(2012·湛江高二检测)下列离子方程式的书写正确的
是( )
A.硫化钠水解：S2－＋2H2O H2S↑+2OH－
B.硫氢化钠水解：HS－＋H2O H3O+＋S2－
C.硫化钾水解：S2－＋H2O====HS－＋OH-
D.硫酸铝溶液跟偏铝酸钠溶液反应：Al3＋+3AlO2-+6H2O====
4Al(OH)3↓【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)多元弱酸水解是分步进行的。
(2)水解是微弱的，离子方程式用可逆号。
【解析】选D。A选项中硫离子水解分步进行，其中以生成硫氢根离子为主，所以A选项错误；B选项是硫氢根离子的电离而不是水解，所以B选项错误；C选项是水解离子方程式，但是可逆号写成了等号，所以C选项错误；只有D选项符合题意，因为两个离子相互促进水解且水解完全，所以应写等号和标出沉淀的符号。【方法技巧】水解和电离的辨别
盐类水解是盐和水反应生成弱电解质(弱酸或弱碱，多元弱酸的酸根离子水解生成酸式根离子)的过程。电离是电解质生成了阴、阳离子的过程。生成离子的种类，是判断水解或电离的关键。
简言之，水解就可以理解为“阴见阴”“阳见阳”，即阴离子水解一定生成氢氧根离子，阳离子水解一定生成氢离子。【变式训练】下列离子方程式中，属于水解反应的是( )
A.HCOOH+H2O HCOO-+H3O+
B.CO2+H2O HCO3-+H+
C.CO32-+H2O HCO-3+OH-
D.HS-+H2O S2-+H3O+
【解析】选C。A项属于电离方程式；B项属于化学反应方程式；
C项属于水解反应方程式；D项属于电离方程式。 1.下列关于盐类水解的叙述错误的是 ( )
A.盐类水解是中和反应的逆反应
B.盐类水解过程是吸热过程
C.含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性
D.盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱
【解析】选C。盐类水解可以看作中和反应的逆反应，该过程是吸热过程，盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱，A、B、D项正确。含有弱酸根盐的水溶液不一定显碱性，如醋酸铵有弱酸根离子，但醋酸铵的水溶液呈中性，C项错。2.(双选)下列粒子中，不会破坏水的电离平衡的是( )
A.Cl- B.Cu2+
C.S2- D.Na+
【解析】选A、D。可水解的离子会破坏水的电离平衡，如弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，Cl-、Na+不发生水解，不会破坏水的电离平衡。3.0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH最接近于( )
A.5.6 B.7.0
C.8.4 D.13.0
【解析】选C。NaHCO3的溶液水解呈碱性，但盐类的水解比较微弱，因此0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的碱性不会太强。4.(2012·蚌埠高二检测)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 D.K2S【解析】选D。各溶液中都有H2O、H+、OH-，CaCl2不水解，还应存在Ca2+、Cl-两种微粒；CH3COONa电离产生CH3COO-、Na+，CH3COO-水解产生CH3COOH分子，故溶液中还存在CH3COOH、 CH3COO-、Na+三种微粒；NH3与H2O反应生成NH3·H2O，由于NH3·H2O部分电离，溶液中还有NH3、NH3·H2O、NH4+三种微粒；K2S溶液中因电离产生K+、S2-，S2-水解产生HS-，HS-继续水解产生H2S分子，所以溶液中还有K+、S2-、HS-、H2S四种微粒。故每种溶液中除H2O、 H+、OH-三种微粒外，K2S中还有四种微粒，种类最多。 5.在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生
的OH-浓度分别为a mol·L-1与b mol·L-1，则a和b关系为( )
A.a>b B.a=10－4b
C.b=10－4a D.a=b
【解析】选B。NaOH抑制水的电离，所以由水电离出的c(OH-)
等于溶液中的c(H+)等于10-9mol·L-1。CH3COONa水解，促进了
水的电离，所以由水电离出的c(OH-)=(10-14÷10-9) mol·L-1
=10-5mol·L-1，故 即a=10-4b。6.(2012·泰安高二检测)(1)25 ℃时，pH=12.0的KOH溶液中，由水电离出来的c(OH-)=______mol·L-1； pH=12.0的KCN溶液中，由水电离出来的c(OH-)=______mol·L-1。
(2)在25 ℃时，pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)各为多少？在上述两溶液中，HCl溶液中由水电离的c(OH-)是NH4Cl溶液中的多少倍？【解析】(1)25 ℃时，pH=12.0的KOH溶液中，由水电离出的c(OH-)等于由水电离出来的c(H+)，c(OH-)=10-12 mol·L-1；pH=12.0的KCN溶液中，由水电离出来的c(OH-)就是溶液中的c(OH-)，所以c(OH-)=10-2 mol·L-1；
(2)在25 ℃时，pH=4的HCl溶液和pH=4的NH4Cl溶液中c(OH-)均为1×10-10 mol·L-1；在上述两溶液中，HCl溶液中由水电离出的c(OH-)是NH4Cl溶液中由水电离出的c(OH-)的倍数为1×10-10 /1×10-4 =1×10-6。
答案:(1)10-12 10-2
(2)两溶液中c(OH-)均为1×10-10 mol·L-1 1×10-6倍 醋酸钠对醋酸电离的影响原因探究
已知：25 ℃时，CH3COOH的K=1.8×10-5，NH3·H2O的K=1.8×10-5，0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH约为3，向其中加入少量醋酸钠晶体，待晶体溶解后发现溶液的pH增大。对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c(OH-)，因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H+)减小，因此溶液的pH增大。【思考探究】
(1)你支持甲同学的观点还是乙同学的观点？理由是什么？
提示：支持乙同学的观点；甲同学的观点看似正确，实际上他考虑的是次要方面而忽略了主要方面，盐类水解的程度是很小的，故加入醋酸钠晶体后，电离出的醋酸根离子远远多于其水解产生的OH-，醋酸根离子抑制了醋酸的电离，这是溶液pH增大的主要原因。(2)若要证明甲、乙解释的正误，可向0.1 mol·L-1的醋酸溶液中加入少量下列物质，然后测定溶液的pH。试从下列物质中选出你所需要的试剂。
供选试剂：固体CH3COOK、固体CH3COONH4、气体NH3、固体NaHCO3。提示：固体CH3COONH4；若向醋酸溶液中加入少量水解呈中性的醋酸盐固体，然后测定溶液的pH，即可证明甲、乙解释的正误；CH3COOK溶液、NaHCO3溶液、氨水均为碱性，不符合要求，NH3·H2O的K=1.8×10-5和CH3COOH的K=1.8×10 -5相等，说明二者的电离程度相同，CH3COONH4溶液显中性，故CH3COONH4符合要求。(3)在醋酸溶液中加入(2)中所选物质，若甲的解释正确，溶液的pH应如何变化？若乙的解释正确，则溶液的pH又如何变化？试说明你的理由。
提示：因CH3COONH4溶液呈中性，若甲的解释正确，则溶液的pH应不变；若乙的解释正确，醋酸根离子抑制了醋酸的电离，则溶液的pH应变大。课件61张PPT。第2课时 盐类水解反应的利用1.掌握影响盐类水解平衡移动的外界因素以及水解程度的变化。
2.了解盐类水解在生产生活中的应用。
3.了解盐类水解在化学实验和科学研究中的应用。
4.掌握溶液中粒子浓度大小比较问题。 一、盐类水解的影响因素
(1)盐的水解和弱电解质的电离是不是一样，也具有平衡状态的
几个特征呢？
(2)影响水解的因素有哪些？它们是如何影响水解平衡的？
1.盐类水解的特点
(1)与_____反应互为可逆反应。
(2)一般程度_____，存在_____状态。中和较小平衡2.影响盐类水解的因素
(1)内因：盐本身的性质。
(2)外因。
①浓度：增大盐的浓度，可使水解平衡向___方向移动，水解程
度_____，加水稀释，水解平衡向___方向移动，水解程度_____。
②溶液酸碱性：增大c(H+)可促进_______水解，抑制_______水
解；增大c(OH-)可促进_______水解，抑制_______水解。
③温度：升高温度，水解平衡向___方向移动，水解程度_____。正减小正增大阴离子阳离子阳离子阴离子正增大二、盐类水解反应的利用
在日常生活和生产中，处处见到盐类的水解，我们应该如何充
分利用和避免盐类水解反应的发生呢？
1.用热纯碱溶液去污：加热可_____Na2CO3的水解，使溶液中
c(OH-)_____，去污能力_____。
2.配制易水解的盐溶液：如配制FeCl3水溶液时，加入少量的
_____，以防止溶液浑浊。促进增大增强盐酸3.用盐作净水剂：如铝盐、铁盐溶于水时，水解生成_______
_______，可以净水。
即：________________________,
________________________。
4.制备无机化合物:如用TiCl4制备TiO2。其反应的方程式为
____________________________________________。氢氧化物胶体Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+Al3++3H2O Al(OH)3+3H+TiCl4＋(x＋2)H2O(过量) TiO2·xH2O↓+4HCl1.纯碱不是碱，Na2CO3之所以被称为纯碱，是因为它的水溶液
显碱性，Na2CO3溶液浓度越大，碱性越强。( )
分析:对于平衡CO32-+H2O HCO3-+OH-，溶液浓度越大时，
c(OH-)也越大，当对该溶液稀释时，虽然平衡右移，OH-数目
增多，但溶液体积也增大，c(OH-)变小。√2.常温下，由水电离的c(OH-)＝1×10-3 mol·L-1时，可能是
NaOH溶液，也可能是FeCl3溶液。( )
分析:纯水电离的c(OH-)＝c(H+)＝1×10-7 mol·L-1，
1×10-3 mol·L-1＞1×10-7 mol·L-1，所以c(OH-)＝
1×10-3 mol·L-1的溶液使水的电离被促进了，一定不是酸
溶液也不是碱溶液，应该是盐溶液。×3.0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液与1 mol·L-1的Na2CO3溶液相比，
其水解程度大，碱性强。( )
分析:0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液水解程度大，但是1 mol·L-1的
Na2CO3溶液碱性强。×4.pH=5的NH4Cl溶液和pH=9的NaHCO3溶液水的电离程度相同。( )
分析:两种盐溶液均发生水解反应，溶液中的H+和OH-均来自于
水的电离。NH4Cl溶液中c(H+)=1.0×10-5 mol·L-1，NaHCO3溶
液中c(OH-)=1.0×10-5 mol·L-1，所以二者水的电离程度相同。√一、盐类水解平衡的影响因素
1.内因：盐本身的性质
盐类的水解程度的大小规律如下：
(1)组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。如碳酸的酸性比醋酸弱，同浓度的Na2CO3溶液的水解程度就比CH3COONa溶液的水解程度要大。
(2)多元弱酸正盐水解时，第一步水解的程度远大于第二步，这是因为多元弱酸在电离时，第一步电离远大于第二步电离。如相同条件下Na2CO3溶液的水解程度大于NaHCO3溶液的水解程度。 2.外因
(1)温度：升温促进水解。
水解反应是吸热反应，升高温度能促进水解，水解程度增大。
(2)浓度：稀释促进水解。
增大盐溶液的浓度，水解平衡向正方向移动，水解程度减小，
但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡向正方向移
动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
(3)外加酸碱。
增大c(H+)，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；
增大c(OH-)，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。【特别提醒】(1)盐类水解平衡移动符合化学平衡的动态平衡移动特点；
(2)影响因素中注意移动方向和水解程度的联系；
(3)盐类水解的程度影响因素类似于弱电解质的电离，强化水解程度和离子浓度变化的联系与区别。【典例1】(2012·深圳高二检测)为了配制NH4+的浓度和Cl-的浓度比为1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入( )
A.适量的HCl B.适量的NaCl
C.适量的氨水 D.适量的NaOH
【思路点拨】【解析】选C。由于NH4+水解使NH4Cl溶液中NH4+的浓度和Cl-的浓度比小于1∶1,要使NH4+的浓度和Cl-的浓度比为1∶1,可通过抑制水解达到目的。最好的方法是加入适量的氨水抑制NH4+水解。A项虽可抑制水解，但增加了Cl-，B项引入了Na+，增加了Cl-；D项促进了水解，且引入了Na+。【解题流程】盐类水解的影响因素的解题流程
明确改变的条件(温度、浓度、外加物质)→分析改变条件对离子水解的影响→确定影响结果→进而确定答案
按照上述归纳，再做一做下面的练习熟悉一下解题流程吧。【变式训练】在Na2HPO4溶液中，存在着下列平衡：HPO42-
H++PO43-，HPO42-+H2O H2PO4-+OH-，并且溶液呈碱性。欲使
溶液中的HPO42-、H+、PO43-浓度都减小，可采取的方法是( )
A.加盐酸 B.加石灰水
C.加烧碱 D.用水稀释【解析】选B。溶液呈碱性，说明该盐的酸式酸根离子以水解为主。A项加酸，H+浓度增大，H+与OH-结合使水解平衡向正方向移动，HPO42-减少，电离平衡向逆方向移动，PO43－浓度减小，则加入盐酸，可使HPO42－、PO43－浓度都减小，但H+浓度增大，A项不符合题意；B项加石灰水，钙离子和HPO42－、PO43－结合生成难溶物，OH-与H+结合成水，使这三种离子的浓度减少，B项对；C项加烧碱，使水解平衡向逆方向移动，但是OH－与HPO42－反应生成PO43－，HPO42-浓度减小，PO43－浓度增大，不符合题意；加水稀释，水解平衡向正方向移动，OH－增多，但溶液的体积增大，OH－浓度减小，温度不变，Kw不变，OH－浓度减小，H+浓度增大，D项也不符合题意。 二、盐类水解反应的应用
1.实验室配制和储存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液时加入一定量的盐酸，防止铁离子水解，配制
CuSO4溶液时加入少量的硫酸，防止铜离子水解。
2.某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。
3.制备Fe(OH)3胶体
沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体。
Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+4.泡沫灭火器原理
成分：NaHCO3、Al2(SO4)3。
原理：NaHCO3水解：HCO3-+H2O H2CO3+OH-，
Al2(SO4)3水解：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+，
当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相
互促进水解：
3HCO3-+Al3+====Al(OH)3↓+3CO2↑。5.施用化肥
铵态氮肥不能与草木灰(K2CO3)混用。
原理：K2CO3水解显碱性CO32-+H2O HCO3-+OH-，
NH4++OH-====NH3↑+H2O，降低肥效。
6.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。7.加热蒸发盐溶液时所得固体
不分解的盐溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液；能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3。若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。8.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。
9.某些试剂的实验室贮存
如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
10.证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解
如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红(显酸性)证明之。11.除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。
(2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。
12.判断溶液中离子能否共存
如Al3+、Fe3+与CO32-、HCO3-在溶液中不能大量共存，因为能发生水解相互促进反应。【特别提醒】(1)在考虑盐的水解的时候，还要考虑盐的水解规律在应用中的体现。
(2)相互促进水解并水解彻底的，应该注意在生活中的应用、在离子共存判断中的应用。
(3)多元弱酸的酸式酸根在水中既可电离也可水解，但程度不同。
水解程度大于电离程度的有：HCO3-、HS-、HPO42-。
水解程度小于电离程度的有：HSO3-、H2PO4-。【典例2】下列有关问题，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实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A.①②③ B.②③④
C.①④⑤ D.①②③④⑤【思路点拨】解答本题时要注意以下三点：
(1)盐类水解在生产生活中的应用。
(2)解释一些生活中的现象。
(3)溶液蒸干灼烧后的产物判断需要考虑盐的水解。【解析】选D。①中NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可以除去
金属表面的锈。②HCO3-与Al3+两种离子水解相互促进，产生二
氧化碳，可作灭火剂。③草木灰的主要成分为碳酸钾，水解显
碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用。④碳酸钠
溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成
硅酸钠将瓶塞与瓶口黏合在一起而打不开，因此实验室盛放碳
酸钠的试剂瓶应用橡胶塞。⑤AlCl3溶液中存在水解平衡：
AlCl3＋3H2O Al(OH)3+3HCl，加热时，HCl挥发使平衡不断
右移，最终得到Al(OH)3固体。 【变式训练】向三份0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO-浓度的变化依次为( )
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【解析】选A。本题考查盐类水解的影响因素，CH3COONa为强碱弱酸盐，水解后呈碱性，NH4NO3和FeCl3水解呈酸性，因此这两种盐会促进CH3COONa的水解，溶液中的CH3COO－浓度减小；Na2SO3为强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，抑制CH3COONa的水解，溶液中的CH3COO－浓度增大。 三、溶液中离子浓度大小的比较
1.两个平衡依据——“电离”“水解”
以NaHCO3为例：
(1)电离：NaHCO3====Na++HCO3-；
HCO3- H++CO32-
(2)水解：HCO3-+H2O H2CO3+OH-2.两个守恒关系——“电荷”“物料”
以Na2CO3溶液为例：
(1)电荷守恒。
c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。
(2)物料守恒。
c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。3.四种主要类型
(1)多元弱酸溶液。
根据多步电离分析。例如，在H3PO4溶液中，c(H+)>c(H2PO4-)
>c(HPO42-)>c(PO43-)。
(2)多元弱酸的正盐溶液。
根据弱酸根的分步水解分析。例如，在Na2CO3溶液中，c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)。(3)不同溶液中同一离子浓度的比较。
看溶液中其他离子的影响，如相同浓度的
a.NH4Cl b.CH3COONH4 c.NH4HSO4中，c(NH4+)由大到小的顺
序是c>a>b。(4)混合溶液中各离子浓度的比较。
综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合
液中，NH3·H2O的电离大于NH4+的水解，则：c(NH4+)>c(Cl-)>
c(OH-)>c(H+)。又如相同浓度的CH3COOH和CH3COONa溶液中，因
CH3COOH的电离大于CH3COONa的水解，则c(CH3COO-)>c(Na+)>
c(H+)>c(OH-)。【特别提醒】(1)质子守恒可以利用物料守恒和电荷守恒综合推断解决，往往出现分子要优先考虑物料守恒，仅出现离子可优先考虑电荷守恒，如果二者均不能判断，再利用质子守恒；
(2)离子浓度比较中注意两个守恒的综合应用；
(3)离子浓度比较中注意电离和水解以及程度相对大小，然后准确判断。【典例3】常温时将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合后(若混合后两者的体积可以相加)，恰好完全反应，则下列有关所得混合液的说法正确的是( )
A.所得混合液中c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(OH-)
B.混合后溶液pH＝7
C.所得混合液中存在c(CH3COOH)+c(CH3COO－)＝0.05 mol·L-1
D.混合后溶液中存在c(CH3COOH)+c(CH3COO－)＝c(Na＋)+c(H＋)【思路点拨】解答本题时要注意以下两点：
(1)恰好完全反应，说明生成正盐和水。
(2)依据盐的组成判断溶液酸碱性和离子浓度大小比较。
【解析】选C。二者混合后溶质为CH3COONa。根据物料守恒，反
应后的溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)= ×0.1 mol·L-1=
0.05 mol·L-1，C正确。CH3COONa水解显碱性，pH>7，B不正
确，离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)，
A不正确,由电荷守恒知，c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，
D不正确。 【方法技巧】离子浓度大小比较中的“一”“二”“三”
“一”指一个原理；“二”指两类平衡，电离平衡和水解平衡；“三”指三个守恒，电荷守恒、物料守恒和质子守恒。其中电荷守恒是指溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数，溶液呈电中性；物料守恒是指某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和；质子守恒是指溶液中由水电离出来的H+和OH-总是相等的。质子守恒可由电荷守恒和物料守恒联立推导出来。溶液中离子种类和浓度的比较要考虑盐类的水解知识。比较时要紧抓“两个微弱”“三个守恒”和“分清主次”。【变式训练】(2012·蚌埠高二检测)
在25 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中
逐滴加入0.2 mol·L-1 CH3COOH溶液，
溶液pH变化曲线如图所示，下列有关
离子浓度的比较正确的是( )
A.对于曲线上AB间任一点，溶液中都有：
c(Na+) ＞c(CH3COO－) ＞c(OH－) ＞c(H+)
B.在B点，a＞12.5，且有c(Na+)=c(CH3COO－)=c(OH－)=c(H+)
C.在C点，c(CH3COO－)-c(Na+)=c(H+)-c(OH－)
D.在D点，c(CH3COO－)+c(CH3COOH)=c(Na+) 【解析】选C。开始加入醋酸时，氢氧根离子浓度大于醋酸根离子，所以A选项错误；B选项中，pH=7，说明c(OH－)=c(H+)、c(Na+)=c(CH3COO－)，但是这两组浓度不相等，所以B选项错误；对于溶液不论组成如何，酸碱性如何，都存在电荷守恒即c(CH3COO－)-c(Na+)=c(H+)-c(OH-)，进行移项就得到：
c(CH3COO－)+c(OH－)＝c(H+)+c(Na+)，所以C选项正确；在D点，醋酸钠和醋酸等物质的量，所以c(CH3COO－)+c(CH3COOH)＝2c(Na+)，所以D选项错误。 1.下列过程或现象与盐类水解无关的是( )
A.纯碱溶液去油污
B.铁在潮湿的环境下生锈
C.加热氯化铁溶液颜色变深
D.浓硫化钠溶液有臭味【解析】选B。本题主要考查了盐类水解知识，同时还涉及油脂的水解、钢铁的电化学腐蚀等知识。纯碱水解，溶液显碱性，有利于油脂的水解，A项与盐类水解有关；B为钢铁的电化学腐蚀，与盐类水解无关；C项溶液颜色变深是因为盐类水解是吸热反应，加热促进了水解，使氢氧化铁增多；D项溶液有臭味是因为硫化钠水解后产生了少量的硫化氢。2.(2012·阜阳高二检测)等体积的下列溶液，阴离子的浓度之
和最大的是( )
A.0.2 mol·L-1 Na2S
B.0.1 mol·L-1 Ba(OH)2
C.0.2 mol·L-1 NaCl
D.0.2 mol·L-1 (NH)2SO4
【解析】选A。四种溶液中的阴离子若均无变化，则离子浓度均
相等，分析四种阴离子的性质，只有S2-会发生水解，S2-+H2O
HS-+OH-，使阴离子数目增加，其他三种离子均无变化。 3.CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液，pH为4.7，下列说法错误的是( )
A.CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B.CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C.CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
D.CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离【解析】选B。在混合溶液中存在如下平衡(水的电离忽略)：
CH3COOH H＋＋CH3COO－①，CH3COO－＋H2O OH－＋
CH3COOH②，因等物质的量混合，且溶液显酸性，所以可判断
A项正确，B项不正确；又因电离及水解程度都很小，故在乙酸
中存在的主要是乙酸分子，对②式有抑制作用；而在乙酸钠中
存在的主要是CH3COO－，对①式有抑制作用。故C、D项正确。4.(2012·郑州高二检测)要制得较纯的FeS沉淀，在FeCl2溶液
中加入的试剂是( )
A.Na2S B.NaHS
C.H2S D.(NH4)2S
【解析】选D。Fe2+能水解:Fe2++2H2O Fe(OH)2+2H+，要得到
较纯的FeS沉淀，加入的试剂需尽量能抑制Fe2+的水解。而Na2S
和NaHS溶液中S2-和HS-能与Fe2+发生水解相互促进反应，使Fe2+
水解平衡向右移动，能生成Fe(OH)2沉淀。而H2S与FeCl2溶液不
反应。(NH4)2S溶液中NH4+水解呈酸性，能抑制Fe2+的水解。 5.下列溶液一定呈中性的是( )
A.pH=7的溶液
B.c(NH4+)=c(Cl-)的NH4Cl和氨水的混合溶液
C.pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等体积混合
D.CH3COONa溶液【解析】选B。没有指明具体温度，pH＝7的溶液不一定呈中性，A项错；在NH4Cl和氨水的混合溶液中，由电荷守恒知，c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，当c(NH4+)=c(Cl-)时，则c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，B项正确；pH的和为14时，当为强酸和强碱等体积混合时，则得到的溶液一定呈中性，当酸是弱酸，碱是强碱时，所得溶液呈酸性，当酸是强酸，碱是弱碱时，所得溶液呈碱性，C项错；CH3COONa是强碱弱酸盐，谁强显谁性，则其溶液显碱性，D项错。6.现有常温下的四种溶液：① 0.01 mol·L-1 CH3COOH溶液； ② 0.01 mol·L-1 HCl溶液；③ pH = 12 的氨水；④ pH = 12的NaOH溶液，请回答：
(1)若将一定量的溶液②、③混合，混合溶液的pH = 7，则混合溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是____________(写离子符号)。
(2)取一定量的溶液②平均分成两份，一份加适量水，另一份加入一定量的溶液④后，pH都升高了1，则加入的水的体积与溶液④的体积之比为________。(3)若将一定量的溶液①、④混合后，c(CH3COOH)＞c(H+)，则混合液可能呈______(填字母)。
A.酸性 B.碱性 C.中性
(4)取1.5 L溶液④，通入一定量的CO2使其充分反应，将所得溶液在低温下减压蒸发，可得白色固体0.95 g，则通入的CO2气体在标准状况下的体积为_______mL。 【解析】本题考查了电解质在水溶液中的离子平衡。
(1)混合溶液的pH = 7，说明c(H+)=c(OH-)，据电荷守恒可知
c(NH4+)=c(Cl-)，然后得出结论。
(2)设0.01 mol·L-1 HCl的体积为x，则所需水的体积为9x。
设所需溶液④的体积为y，则有 计算可得
进一步可得二者体积比。(3)①、④混合后，由c(CH3COOH)＞c(H+)可知醋酸过量，但是醋酸的电离程度与醋酸根离子的水解程度大小无法比较，故溶液可能呈酸性、碱性或中性。
(4)根据氢氧化钠的物质的量可以判断0.95 g固体中含有碳酸钠和碳酸氢钠。然后依据钠原子守恒和固体质量可以计算出二氧化碳的体积。
答案:(1)c(NH4+)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)
(2)11∶1 (3)A、B、C (4)224 一元酸的酸性强弱的判断
常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如表所示：【思考探究】
(1)不考虑其他组的实验结果，单从甲组情况分析，能否用a(混合溶液的pH)来说明HA是强酸还是弱酸？
提示：由于a的值不确定，则无法确定HA的强弱，当a＝7时，说明二者生成的NaA为强酸强碱盐，不水解，HA为强酸；若a＞7，NaA水解，则HA为弱酸。(2)不考虑其他组的实验结果，单从乙组情况分析，c1是否一定
等于0.2 mol·L-1？混合溶液中离子浓度c(A－)与c(Na+)的大小
关系如何呢？
提示：HA的强弱不确定，c1就不确定，但pH＝7，根据电荷守
恒，c(Na+)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，推出c(Na＋)＝c(A－)。(3)从丙组实验结果分析，HA是强酸还是弱酸？该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是什么呢？
提示：丙组反应后为等浓度的HA与NaA混合溶液，pH＝7说明HA的电离与NaA的水解相等，溶液呈中性，则HA为弱酸；该混合溶液中离子浓度关系是c(Na＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)。(4)丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH－)是多少呢？
写出该混合溶液中下列算式的精确结果(不能做近似计算)。
c(Na＋)－c(A－)＝_____mol·L-1
c(OH－)－c(HA)＝_____mol·L-1
提示：由电荷守恒和物料守恒可推导出来。电荷守恒：
c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)
物料守恒：c(HA)＋c(A－)＝c(Na＋)＝c(OH－)＋c(A－)－c(H＋)，
因此c(OH－)－c(HA)=c(H＋)；c(OH－)=10－5mol·L-1；
c(Na＋)－c(A－)=(10－5－10－9)mol·L-1； c(OH－)－c(HA)＝
10－9mol·L-1。 课件54张PPT。第四节 难溶电解质的溶解平衡1.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
2.了解溶度积的意义。
3.知道沉淀的生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解
平衡的移动。 一、难溶电解质的溶解平衡
在难溶电解质的饱和溶液中是否也存在像化学平衡一样的动态
平衡？
1.物质的溶解性
20 ℃时电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：难溶易溶2.沉淀溶解平衡
在_________下，当难溶强电解质溶于水形成_________时，___
_______速率和_________速率相等的状态。
3.溶解平衡的建立
固体溶质 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)，析出晶体一定温度饱和溶液沉淀溶解沉淀生成＞=＜4.特征
溶解平衡也具有化学平衡的特点。
(1)逆：_____过程。
(2)动：_____平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0。
(3)等：v(溶解)__v(沉淀)。
(4)定：达到平衡，溶液中_________保持不变。
(5)变：当外界条件发生改变，溶解平衡将发生移动，并建立新
的沉淀溶解平衡状态。 可逆动态=离子浓度二、沉淀反应的应用(影响溶解平衡的因素 )
盐的水解和电离平衡在生产生活中有很多应用，那么沉淀溶解
平衡又有哪些具体应用呢？
1.沉淀的生成
(1)应用。
可利用生成沉淀来达到___________________的目的。
(2)条件。
①生成沉淀的反应能够发生;
②生成沉淀的反应进行得越完全越好。分离或除去某些离子(3)方法。
方法实例发生反应的离子方程式调节
pH法除去NH4Cl溶液中的沉淀
剂法除去污水中的重金属离子H2S+Cu2＋CuS↓＋2H+Fe3＋＋3NH3·H2O====
Fe(OH)3↓＋3NH4+2.沉淀的溶解
(1)含义。
减少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，从而使沉淀溶解。
(2)方法。
①酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为：
______________________________。
②盐溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为：
________________________________。 CaCO3＋2H＋====Ca2＋＋CO2↑＋H2OMg(OH)2＋2NH4+====Mg2＋＋2NH3·H2O3.沉淀的转化
(1)含义。
由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程。
(2)实质。
___________________的移动。(沉淀的溶解度差别_____，越容
易转化)
(3)应用。
_________、_________等。 难溶电解质溶解平衡越大锅炉除垢矿物转化1.饱和溶液的物质的量浓度一定很大，不饱和溶液的物质的量
浓度一定很小。( )
分析:溶液的物质的量浓度的大小与溶液的饱和与否没有直接关
系，饱和溶液的浓度受物质溶解度的影响差异很大，难溶物达
到饱和，但浓度却很小，如AgCl、Mg(OH)2等。×2.在不加入其他物质的情况下，对于饱和溶液，降低温度可以
生成沉淀，升高温度也可以生成沉淀。( )
分析:不同的物质溶解度受温度的影响不同，大多数固体物质，
温度越高溶解度越大，其饱和溶液在降低温度时可以生成沉
淀；有的物质如Ca(OH)2当温度越高时溶解度越小，其饱和溶液
升高温度时可生成沉淀。√3. 只有难溶物才可能得到沉淀，而对于易溶物，如KNO3不可能
得到它们的沉淀。( )
分析:固体物质在溶液中都存在溶解平衡，只要存在溶解平衡，
改变适当的条件就会有沉淀析出。×4. 溶解度小的物质，Ksp一定小，溶解度大的物质，Ksp也一定
大。( )
分析:BaSO4和Mg(OH)2两物质，溶解度BaSO4为2.4×10－4 g，
Mg(OH)2为9×10－4 g，Mg(OH)2比BaSO4的溶解度大。溶度积
Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10，而Ksp［Mg(OH)2］＝1.8×10－11，
Mg(OH)2的溶度积小。×5.在有Cl－和Br－共同存在的溶液中，只要滴入AgNO3溶液，就
一定先有AgBr沉淀生成。( )
分析:是否先生成AgBr沉淀，要看溶液中c(Cl－)、c(Br－)的大
小，因为形成沉淀必须满足的条件是c(Ag＋)·c(X－)＞Ksp(AgX)，
如果c(Cl－)较大而c(Br－)较小，当c(Ag＋)·c(Cl－)＞
Ksp(AgCl)，而c(Ag＋)·c(Br－)＜Ksp(AgBr)时，先生成
AgCl沉淀。×一、沉淀溶解平衡常数——溶度积
1.概念与表达式
(1)概念：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，电离出
的各离子浓度幂的乘积为一个常数，称为溶度积常数，简称溶
度积，用符号Ksp表示。
(2)表达式：对于溶解平衡MmAn(s) mMn+(aq)＋nAm-(aq)
Ksp=［c(Mn＋)］m·［c(Am－)］n2.意义
溶度积(Ksp)反映了物质在水中的溶解能力。
3.影响因素
溶度积常数只与难溶性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。大多数物质，温度升高，溶度积增大。4.溶度积规则
某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc(离子积)与Ksp的关系：
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(2)溶度积和溶解度都可用来表示物质的溶解能力。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，不能直接用Ksp的大小来比较其溶解能力的大小，需转化为溶解度。
(3)可以利用Ksp来计算饱和溶液中某种离子的浓度。【典例1】(1)已知在25 ℃时，Ksp［Mg(OH)2］＝3.2×10－11，
假设饱和Mg(OH)2溶液的密度为1 g·mL－1，试求Mg(OH)2的溶解
度为_____g。
(2)在25 ℃时，向0.02 mol·L－1的MgCl2溶液中加入NaOH固体，
如要生成Mg(OH)2沉淀，应使溶液中的c(OH－)最小为___mol·L－1。
(3)25 ℃时，向浓度均为0.02 mol·L－1的MgCl2和CuCl2混合溶
液中逐滴加入NaOH溶液，先生成_____沉淀(填化学式)；当两种
沉淀共存时，
{已知25 ℃时，Ksp［Cu(OH)2］＝2.0×10－20}【思路点拨】解答本题时要注意以下三点：
(1)溶度积的表达式。
(2)关于溶度积的计算。
(3)溶度积与溶解度的关系。【解析】(1)设c(Mg2＋)为x，则c(OH－)为2x。由Ksp［Mg(OH)2］
＝3.2×10-11＝c(Mg2＋)·c2(OH－)＝x×(2x)2＝4x3，解得
c(Mg2＋)＝2×10－4 mol·L－1，则1 L溶液(即1 L水中)溶解
Mg(OH)2为2×10－4mol，即1 000 g水中溶解Mg(OH)2为：
2×10－4mol×58 g·mol－1＝1.16×10－2 g，所以Mg(OH)2的
溶解度为1.16×10－3 g。
(2)当c(Mg2＋)·c2(OH－)＝3.2×10－11时开始生成Mg(OH)2沉淀，
则c2(OH－)＝ 解得c(OH－)＝4×10－5 mol·L－1。(3)由于Ksp［Cu(OH)2］小于Ksp［Mg(OH)2］，所以离子的浓度
商首先达到并大于Ksp［Cu(OH)2］的数值而使Cu(OH)2先沉淀；
当两种沉淀共存时，此时的溶液对Mg(OH)2和Cu(OH)2而言都是
饱和的，OH－、Mg2＋、Cu2＋同时满足Ksp［Cu(OH)2］和
Ksp［Mg(OH)2］的关系，因为它们都在同一溶液中，
Ksp［Cu(OH)2］和Ksp［Mg(OH)2］的关系式中c(OH－)应相等，
所以
答案:(1)1.16×10－3 (2)4×10－5
(3)Cu(OH)2 1.6×109【延伸探究】(1)如果把其中一种氢氧化物变为氢氧化铁或者氢氧化铝，是否还能依据溶度积大小确定溶解度大小？
提示：不能直接判断，因为化学式表示形式不一样。需要把溶度积转化为溶解度，然后再比较。
(2)如何判断完全沉淀？
提示：残留在溶液中的离子的浓度小于1×10-5 mol·L-1时认为沉淀完全，所以有关计算就以这个浓度为基础。【警示钟】
难溶电解质的溶度积和难溶电解质的溶解度是不一致的，不能建立一一对应联系，特别注意由溶度积的表达式计算物质的溶解度。 【变式备选】(2012·苏州高二检测)难溶电解质在水溶液中存
在着电离平衡。在常温下，溶液里各种离子的浓度以它们化学
计量数为幂次的乘积是一个常数，叫溶度积常数(Ksp)。例如：
Cu(OH)2 Cu2＋＋2OH－，Ksp＝c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×10－20。
当溶液中各种离子的浓度幂次的乘积大于溶度积时，则产生沉
淀，反之固体溶解。(1)某CuSO4溶液里c(Cu2＋)＝0.02 mol·L－1，如果生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液的pH，使之大于_______。
(2)要使0.2 mol·L－1 CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全(使Cu2＋浓度降至原来的千分之一)，则应向溶液里加入NaOH溶液，使溶液的pH为______。【解析】(1)根据信息，当c(Cu2＋)·c2(OH－)＝2×10－20时开始
出现沉淀，则c(OH－)＝ mol·L-1＝
＝1×10－9 (mol·L－1)，c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1，
pH＝5，所以要生成Cu(OH)2沉淀，应调整pH≥5。
(2)要使Cu2＋浓度降至0.2 mol·L－1/1 000＝2×10－4 mol·L－1，
c(OH－)＝ ＝ 1×10－8 mol·L－1，c(H＋)＝
1×10－6 mol·L－1。此时溶液的pH＝6。
答案:(1)5 (2)6 二、影响沉淀溶解的因素
1.内因：难溶物质本身的性质，这是主要因素。
2.外因
(1)浓度：加水冲稀，平衡向溶解方向移动，Ksp不变。
(2)温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。(3)同离子效应：向平衡体系中加入难溶产物溶解产生的离子，平衡逆向移动。
(4)其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变。【特别提醒】(1)分析温度对沉淀溶解平衡的影响时，要具体问
题具体分析，绝大多数物质随温度升高，溶解度增大；也有的物
质随温度升高溶解度反而减小，如Ca(OH)2。
(2)溶解平衡遵循勒夏特列原理，当外界条件改变时，平衡可能
发生移动。
(3)化学上通常以残留在溶液中的离子的浓度小于1×10-5mol·L-1
时，就认为沉淀完全。 【典例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+)浓度增大 B.溶液中Ba2+数目减少
C.溶液pH减小 D.溶液pH增大 【思路点拨】【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，平衡向左
移动，溶液中有部分沉淀析出，且溶液仍为饱和溶液，c(Ba2+)、
c(OH-)、pH不变。 【方法技巧】沉淀溶解平衡题解题技巧
在一定温度下，饱和溶液中析出溶质后，溶液仍为饱和溶液，此时，溶液中各离子的浓度保持不变，溶质的物质的量浓度也保持不变，pH也不变。 【变式训练】(2012·泰州高二检测)把Ca(OH)2放入蒸馏水中，
一段时间后达到平衡：Ca(OH)2(s) Ca2++2OH－，下列说法
正确的是( )
A.恒温下向溶液中加CaO，溶液的pH升高
B.给溶液加热，溶液的pH升高
C.向溶液中加入Na2CO3溶液，其中固体质量增加
D.向溶液中加入少量NaOH固体，Ca(OH)2固体质量不变【解析】选C。恒温下向溶液中加入CaO，CaO与水反应消耗了
水并生成了Ca(OH)2，使溶液处于过饱和状态，OH-的浓度不变，
溶液的pH不变，A项错；B项加热，对Ca(OH)2来说，溶解度减
小，即平衡向逆反应方向移动，OH-浓度减小，溶液的pH降低，
B项错；向溶液中加入Na2CO3溶液，钙离子和碳酸根离子反应生
成碳酸钙沉淀，则Ca(OH)2固体减少，但是沉淀转化为碳酸钙沉
淀，所以固体质量增加，C项对；向溶液中加入少量NaOH固体，
增大了OH-的浓度，使沉淀溶解平衡向逆反应方向移动，固态
Ca(OH)2质量增加，D项错。 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【解析】选B。A项，反应开始时，各离子的浓度没有必然的关系；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。2.(2012·济南高二检测)在AgCl饱和溶液中尚有AgCl固体存
在，当向溶液中加入0.1 mol·L-1的盐酸时，下列说法正确
的是( )
A.AgCl沉淀溶解平衡正向移动
B.AgCl溶解度增大
C.溶液中c(Ag＋)增大
D.溶液中c(Cl－)增大【解析】选D。加入HCl溶液后，c(Cl－)增大，使沉淀溶解
平衡逆向移动，溶液中c(Ag＋)降低，故A、B、C均不正确，
D正确。3.实验室中，要使AlCl3溶液中的Al3＋全部沉淀出来，最适宜选用的试剂是( )
A.NaOH溶液 B.Ba(OH)2溶液
C.盐酸 D.氨水
【解析】选D。NaOH、Ba(OH)2为强碱，少量时生成Al(OH)3沉淀，过量时Al(OH)3沉淀又溶解，故沉淀Al3＋不可用NaOH溶液或Ba(OH)2溶液，盐酸不能使Al3＋沉淀。AlCl3＋3NH3·H2O===
=Al(OH)3↓＋3NH4Cl，NH3·H2O为弱碱，不能溶解Al(OH)3，为沉淀Al3＋的最佳试剂。4.向AgCl饱和溶液中加水，下列叙述正确的是( )
A.AgCl的溶解度增大
B.AgCl的溶解度、Ksp均不变
C.AgCl的Ksp增大
D.AgCl的溶解度、Ksp均增大
【解析】选B。在一定温度和指定的溶剂条件下，难溶物质的溶解度和溶度积都为常数。5.在25 ℃时，AgCl的白色悬浊液中，依次加入等浓度的KI溶液和Na2S溶液。观察到的现象是先出现黄色沉淀，最终出现黑色沉淀。已知有关物质的溶度积Ksp(25 ℃)如下：
下列叙述错误的是( )A.沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动
B.溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀
C.AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶解程度相同
D.25 ℃时，在饱和的AgCl、AgI、Ag2S溶液中，所含Ag＋的浓度不同【解析】选C。由于AgCl、AgI、Ag2S的Ksp依次减小，当向AgCl
溶液中加入同浓度的KI和Na2S溶液时，沉淀溶解平衡AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq)右移，依次转化为溶解度更小的AgI
和Ag2S，A、B正确，由于在NaCl、CaCl2溶液中c(Cl－)不同，而
Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)导致AgCl在两溶液中的溶解程度
不同，C错误；由于Ksp(AgI)＝c(Ag+)·c(I－)，Ksp(Ag2S)＝
c2(Ag＋)·c(S2－)且三种沉淀的Ksp不相同，故在三种溶液中，
c(Ag＋)不同。6.(2012·无锡高二检测)FeCl3溶液中，加入难溶于水的CaCO3
粉末，观察到CaCO3逐渐溶解，产生无色气体和红褐色沉淀。
(1)气体为________，红褐色沉淀为________。
(2)上述现象产生的理由是________。
【解析】FeCl3溶液中存在水解平衡FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋
3HCl，加入CaCO3后，CaCO3逐渐与H＋反应：CaCO3＋2H＋
Ca2＋＋H2O＋CO2↑，消耗H＋使水解平衡右移，放出CO2气体，出
现红褐色沉淀。答案:(1)CO2 Fe(OH)3 (2)FeCl3溶液呈酸性：Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋，加入CaCO3时CaCO3逐渐与H＋反应：CaCO3＋2H＋
====Ca2＋＋H2O＋CO2↑，消耗H＋，使Fe3＋水解平衡向右移动而
出现红褐色沉淀 沉淀溶解平衡在生活中的应用
锅炉水垢既会降低燃料的利用率，也会影响锅炉的使用寿命，还会形成安全隐患，因此要定期除去锅炉水垢，锅炉水垢中含有Mg(OH)2，下面是某班同学对Mg(OH)2进行的实验：向少量Mg(OH)2悬浊液中加入适量的浓NH4Cl溶液，该浊液变澄清，对此有下列两种说法：甲同学认为：Mg(OH)2 Mg2＋＋2OH－① NH4＋＋H2O
NH3·H2O＋H＋ H＋＋OH－====H2O 由于NH4＋水解，产生的H＋与
OH－发生作用，导致①平衡右移，沉淀溶解。
乙同学认为：Mg(OH)2 Mg2＋＋2OH－① NH4＋＋OH－
NH3·H2O 由于NH4Cl电离出的NH4+与Mg(OH)2电离出的OH－结
合，生成了更弱的电解质NH3·H2O，导致反应①平衡右移，
沉淀溶解。为了验证甲、乙两位同学的解释哪一个正确，现提供下列仪器、药品及某些弱电解质的电离数值：
仪器：试管、胶头滴管、药匙、容量瓶、锥形瓶
药品：碳酸钠、碳酸氢钠、硫酸铵、醋酸铵、氨水、蒸馏水、氢氟酸、醋酸钠
25℃时，某些弱电解质的电离常数：【探究】
请设计一个简单的实验：
(1)验证甲、乙两同学的解释哪一个正确，写出所用的试剂。
提示：可选用CH3COONH4溶液。甲、乙同学解释的不同之处在于一个认为NH4＋水解产生的H＋与Mg(OH)2饱和溶液中的OH－反应，一个认为NH4＋直接与OH－反应生成弱电解质NH3·H2O，为验证哪个同学的解释正确，可以选含NH4＋的中性水溶液，由于NH3·H2O和CH3COOH的电离常数相同，则CH3COONH4溶液呈中性。(2)写出实验方案中对两种解释做出正误判断的依据。
提示：向Mg(OH)2悬浊液中滴入显中性的CH3COONH4溶液，若沉淀不溶解，证明甲同学的说法正确；若沉淀溶解，则说明乙同学的说法正确。