化学人教版（2019）选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡章末复习（共64张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡章末复习（共64张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 6.6MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-11-17 20:35:32 | ||
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文档简介
(共64张PPT)
单元复习与测试
水溶液中的离子反应与平衡
第三章
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
电离平衡
水的电离和溶液的pH
强电解质和弱电解质
弱电解质的电离平衡
水的电离
溶液的酸碱性与pH
电离平衡常数
盐类的水解
沉淀溶解平衡
酸碱中和滴定
盐类的水解
沉淀溶解平衡
溶度积常数
盐的水解常数与影响盐类水解的因素
盐类水解的应用
沉淀溶解平衡的应用
考点一
电离平衡
考点一 电离平衡
强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能够全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质
在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物
实例 ①大部分盐(包括难溶性盐) ②强酸，如HCl、H2SO4等 ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等
②弱碱，如NH3·H2O等
③水
④极少数盐，如(CH3COO)2Pb等
相同点 在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子 考点一 电离平衡
注意事项
CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质
强电解质和弱电解质
电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等
电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石
【典例】(23·24上·浙江·期中)下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是
①用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
②常温下， 0.1 mol L-1CH3COOH溶液的pH=2.87
③等pH等体积的硫酸、醋酸溶液分别和足量锌反应，醋酸放出的氢气较多
④20mL0.2mol·L-1醋酸溶液恰好与20mL 0.2mol·L-1 NaOH溶液完全反应
⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释至1000倍，pH<4
A．①②④⑤ B．②③⑤ C．①②③④⑤ D．①②⑤
【答案】B
【详解】①用醋酸溶液做导电实验时，没有做同浓度的强电解质对比实验，灯泡很暗不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；
④20mL0.2mol/L醋酸溶液恰好与20mL0.2mol/L氢氧化钠溶液完全反应说明醋酸是一元酸，但不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；
在一定条件(如温度、浓度)下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合
成弱电解质分子的速率相等时，电离达到平衡状态。
考点二 弱电解质的电离平衡
电离平衡状态
概念
建立过程
——研究对象为弱电解质
——电离平衡与化学平衡一样是动态平衡
——达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓变浓度度都保持不变
——弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等
弱
等
动
定
变
——条件改变改变，电离平衡发生发生移动，各粒子的浓度都要发生改变
1
2
3
4
5
弱
等
动
定
变
弱电解质的电离的特征
考点二 弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。
电离平衡常数
概念
表达式
HA A + H+
c(A )·c(H+)
c(HA)
Ka＝
一元弱酸(HA)的电离的平衡常数
一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数
Kb＝
c(B+)·c(OH )
c(BOH)
HB OH + B+
考点二 弱电解质的电离平衡
特点
同一弱电解质的稀溶液来说，平衡常数只与温度有关，升高温度，K值增大
从电离平衡常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱，某弱电解质的K越大，表示该弱电解质越易电离。
例如，在25 ℃时,Ka(HNO2)=5.6×10-4，Ka(CH3COOH)=1.75×1-5。由此可知，HNO2的酸性比CH3COOH强
多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ……故其酸性强弱主要取决于第一步电离
电离平衡常数
相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较 比较项目 酸溶液 c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强 酸溶液 大 强 相同 相同 大
一元弱 酸溶液 小 弱 小
一元强酸与一元弱酸的比较
相同体积、相同c(H+)的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较 比较项目 酸溶液 c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金
属反应产生H2的总量 与同一金属反
应时的起始反应速率
一元强酸 溶液 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 溶液 大 多 一元强酸与一元弱酸的比较
【典例】(23·24高二上·天津·期中)硼酸，化学式H3BO3，为白色结晶性粉末，大量用于玻璃工业，也可用作防腐、消毒剂。硼酸在水中存在 的平衡。下列关于硼酸说法正确的是
A．H3BO3是一元弱酸
B．升高温度，该平衡逆向移动
C．滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动
D．H3BO3和足量的NaOH溶液反应：
【答案】A
【详解】A．硼酸中B原子属于缺电子原子，在水溶液中可以结合水电离出的氢氧根，由电离方程式可知硼酸电离出一个氢离子，所以为一元酸，A正确；
B．电离为吸热过程，升高温度，平衡正向移动，B错误；
C．滴加少量浓盐酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，C错误；
D．H3BO3为一元酸，与足量的NaOH溶液反应： ，D错误。
电离平衡常数的应用及相关计算
探究三 电离常数具体应用
应用一：判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强
应用二：判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律
名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K)
醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10-5 亚硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4
氢氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氢氟酸 HF Ka=6.30×10-4
次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8 甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4
2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa + CO2↑+ H2O
Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
H2CO3
电离平衡常数的应用及相关计算
探究三 电离常数具体应用
应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化
应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度
c(H+) ＝
cKa
弱酸溶液中
c(OH-)＝
cKb
弱碱溶液中
0.1mol/L
HNO2
Ka =5.6×10-4
0.1mol/L
HCOOH
Ka =1.8×10-4
0.1mol/L
CH3COOH
Ka =1.75×10-5
0.1mol/L
HCN
Ka =6.2×10-10
【典例】(23·24高二上·湖南·期中)已知常温时HClO和HNO2的电离平衡常数分别为4.0×10-8和5.6×10-4。现将pH和体积都相同的两种酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是
A．曲线Ⅱ为HNO2稀释时pH变化曲线
B．从b点到d点，溶液中 减小(HR代表HClO或HNO2)
C．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大
D．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HNO2的体积较小
【答案】C
【详解】A．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由电离平衡常数知，酸性：HClOB．水解平衡常数只与温度有关，温度不变，则从b点到d点，溶液中
不变，故B错误；
C．酸抑制水电离， c(H+)越大，水电离程度越小，c(H+)：c点大于b点，则水电离程度：b点大于c点，故C正确；
D．pH相同的HClO、HNO2，c(HNO2) < c(HClO)，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HNO2的体积较多，故D错误；
故答案为：C。
考点二
水的电离和溶液的pH
考点二 水的电离和溶液的pH
水的电离
2H2O H3O+ + OH-
H2O H+ + OH-
电离方
程式
四个
特点
弱
逆
等
吸
微弱电离：25℃时，在纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol L-1
可逆过程
电离出的H+和OH-的浓度相等
吸热过程
KW=c(H+)·c(OH-)
考点二 水的电离和溶液的pH
水的离子积常数
概念
在一定温度下,当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用KW表示
表达式
只与温度有关，温度升高，KW增大；25 ℃时，KW=1×10-14
影响因素
KW适用于纯水及稀的电解质溶液
适用范围
曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_____，温度______。
曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，温度______。
Kw的应用
应用一：水的电离平衡曲线的理解与识别
实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_________；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变________。
相同
相同
相同
不同
不同
酸碱性
温度
考点二 水的电离和溶液的pH
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：
Kw的应用
应用二：溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度)
Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度)
酸溶液中
碱溶液中
外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等
25 ℃时，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性
考点二 水的电离和溶液的pH
注意事项
KW可由实验测得,也可通过理论计算求得
不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的
改变c(H+)或c(OH-)，只能改变水的电离程度，不能改变KW；改变温度，KW和水的电离程度都改变
对于稀电解质溶液，KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的量浓度，而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度
水的离子积常数
考点二 水的电离和溶液的pH
条件变化 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) KW 电离程度
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加酸 左移 增大 减小 不变 减小
加碱 左移 减小 增大 不变 减小
加活泼金属 (如Na) 右移 减小 增大 不变 增大
考点二 水的电离和溶液的pH
外界条件对水电离平衡的影响
溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下 c(H+)大小 pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7
碱性溶液 c(H+)7
注意事项：任何情况下，均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性；只有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的酸碱性与pH
【典例】(23·24高二上·江西景德镇·期中)常温时，将初始体积均为V0L、浓度均为0.1mol/L的H3PO2 (一元弱酸)溶液和HBF4溶液，分别加水稀释至体积为VL，两溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的是
A．曲线a代表H3PO2溶液
B．水的电离程度C>B>A
C．降低温度，曲线a向上移动
D．向C、D点溶液中分别加入NaOH固体
至溶液呈中性，消耗的NaOH质量C【答案】D
【详解】D．C、D两点稀释程度相同即两酸此时浓度相同，但曲线a为弱酸，曲线b为强酸，相同浓度强酸和弱酸中和至中性时弱酸所需氢氧化钠更少，消耗的NaOH质量C＞D，故D错误；
(1)计算公式:pH=-lg c(H+)
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
注意事项：常温下的溶液可能存在pH<0或pH>14的情况，这种酸性或碱性较强的溶液，用pH表示不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便
溶液pH的计算
类型一：单一溶液pH的计算(25 ℃)
c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH
c(H＋)＝nc mol·L－1
pH＝－lg nc
(忽略水电离出的H＋的浓度)
c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH
(忽略水电离出的OH－的浓度)
c(H＋)＝
KW
c(OH-)
c(OH－)＝nc mol·L－1
＝
10-14
nc
pH＝14＋lg nc
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
溶液pH的计算
类型二：混合溶液pH的计算方法
(稀溶液体积变化忽略)
强酸与强酸混合
c混(H＋)＝
c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2
V1＋V2
然后再求pH
强碱与强碱混合
c混(OH-)＝
c1(OH-)·V1＋c2(OH-)·V2
V1＋V2
然后再求pH
KW
c(OH-)
c混(H＋)＝
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
强酸与强酸混合
溶液pH的计算
类型二：混合溶液pH的计算方法
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)
②酸过量
③碱过量
c余(H＋)＝
c(H＋)·V酸－c(OH-)·V碱
V酸＋V碱
c余(OH-)＝
c(OH-)·V碱－c(H＋)·V酸
V酸＋V碱
KW
c余(OH-)
c(H＋)＝
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
【典例】(23·24高二上·河北邢台·期中)已知 T ℃时，0.1mol/L NaOH溶液的pH=a， 0.1mol/L的HA溶液中 ，则0.1mol/L的HA溶液中水电离出的c(OH-)为
A． B．
C． D．
【详解】A． 的HA溶液中水电离出的c(OH-)等于溶液中 c(OH-) = ，A错误；
B．由分析可知， c(OH-) = ，B错误；
C．由分析可知，c(OH-) = ，C正确；
D．由分析可知，c(OH-) = ，D错误；
故选C。
1.概念和原理
(1)概念:依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
(2)原理:在中和反应中，酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等，即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
2.主要仪器及使用方法
(1)仪器:
滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯
(2)使用方法
①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
3.指示剂的选择
酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。
滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量
强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴
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 酚酞 无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 注意：(1)强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。
(2)指示剂一般为有机弱酸或弱碱，滴入量不宜过多。
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
4.滴定操作
注意：
①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。
②终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。
(1)分析依据：
为减少实验误差，重复实验2~3次，取消耗标准液体积的平均值，计算出待测液的物质的量浓度。
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
5.数据处理
6.误差分析
c待测·V待测＝c标准·V标准
c待测＝
V待测
c标准·V标准
c标准、V待测均为定值
误差均体现在V标准的大小上
V标偏大→c待偏大
V标偏小→c待偏小
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏高
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)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
考点二 水的电离和溶液的pH
6.误差分析
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
部分酸液滴到锥形瓶外 偏大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化 偏大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数 偏小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数 偏大 偏高
(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
考点二 水的电离和溶液的pH
6.误差分析
(1)强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化
(以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
7.滴定曲线的分析与应用
考点二 水的电离和溶液的pH
恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性
突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱
碱)反应的突跃点变化范围
氢氧化钠溶液滴定 等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度
等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同: 强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同: 强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱
碱)反应的突跃点变化范围 (2) 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸溶液 盐酸
pH 11 11 3 3
【典例】(23·24高二上·贵州六盘水·期中)常温下，有关下列4种溶液的叙述正确的是
A．①中加入少量的氯化铵固体，溶液的pH减小
B．分别取10mL上述溶液稀释至1000mL，四种溶液的pH：②＞①＞④＞③
C．②、③两种溶液等体积混合，所得溶液呈碱性
D．用④滴定①可选择酚酞试液作指示剂
【答案】A
【详解】A．①中氨水加入少量的氯化铵固体，溶液中铵根离子的浓度增大，会抑制氨水的电离，导致溶液的pH减小，A项正确；
B．pH均为11的氨水和氢氧化钠溶液，均稀释100倍，氢氧化钠溶液pH变为9，氨水中存在平衡移动，氨水稀释，促进氨水的电离，导致氨水pH大于9；同理可知，pH均为3的醋酸溶液和盐酸，稀释100倍，盐酸的pH变为5，醋酸溶液的pH小于5，所以四种溶液的pH：①＞②＞④＞③，C项错误；
C．②、③两种溶液等体积混合，②中的氢氧根离子浓度=③中的氢离子浓度，但③中还含有大量醋酸分子，酸过量，溶液呈酸性，C项错误；
D．酚酞的变色范围为8.2-10.0，盐酸滴定氨水反应终点为酸性，用酚酞做指示剂，会使误差变大，用甲基橙做指示剂，D项错误；
故选A。
考点三
盐类的水解
考点三 盐类的水解
盐类的水解
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、OH-、NH3·H2O、H2O Na+、CH3COO-、H+、
OH-、CH3COOH、H2O
溶液中的相关反应 (相关变化) NaCl Na++Cl- H2O H++OH- NH4Cl NH4+ + Cl- H2O H++OH- NH4++OH- NH3·H2O CH3COONa Na++ CH3COO-
H2O H++OH-
CH3COO-+H+ CH3COOH
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
有无弱电解质生成 无 生成NH3·H2O 生成CH3COOH
c(H+)与c(OH-)的关系、溶液的酸碱性 c(H+)=c(OH-) 溶液呈中性 c(H+)>c(OH-) 溶液呈酸性 c(H+)溶液呈碱性
盐的类别 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
考点三 盐类的水解
盐类的水解
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(1)概念
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
盐类的水解
考点三 盐类的水解
(2)实质
弱酸的阴离子→结合H+
弱碱的阳离子→结合OH-
水溶液中盐电离→
→破坏了水的电离平衡
→水的电离程度增大→可能导致溶液中c(H+)≠c(OH-)→溶液可能呈碱性或酸性性
速记口诀：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性
(3)特点
水解反应的特点
可逆反应
水解反应的程度很微弱
酸碱中和反应的逆反应
吸热反应
盐类水解反应的规律
强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，溶液的 pH=7
如 NaCl、KNO3等
如Cu(NO3)2等，水解的离子是Cu2+
如Na2CO3等，水解的离子是CO32-
强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，溶液的 pH<7
强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，溶液的 pH>7
盐类的水解
考点三 盐类的水解
电解质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，溶液呈电中性
阳离子
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较
考点三 盐类的水解
盐类的水解
电荷守恒
Na+
CO32-
H+
OH-
HCO3-
示例分析：Na2CO3溶液
阴离子
注意：离子要写全，电荷要标对
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
【典例】写出下列溶液中的电荷守恒
Na2SO3
某弱酸的酸式盐NaHA溶液
CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合
向H3A溶液中通入一定量KOH后，溶液中的电荷守恒
c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
c(K+)+c(H+)=c(OH-) +c(H2A-)+2c(HA2-) + 3c(A3- )
CH3COONa与CH3COOH(2:3)混合
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较
考点三 盐类的水解
盐类的水解
元素质量守恒(物料守恒)
示例分析：0.1 mol/L Na2CO3溶液
第1步：列出原子比例关系(关键元素成比例，非氢非氧元素)
第2步：替换成溶液中存在的形态
c(Na+)=2c(CO32-) +2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
Na
C
2
1
=
[Na] = 2[C]
【典例】写出下列溶液中的元素质量守恒(物料守恒)
Na2SO4
NH4Cl与NH3 H2O(1:1)混合
c(Na+) = 2c(SO42-)
NH4Cl
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=c(Cl-)
Na3PO4
c(Na+)=3c(PO43-) + 3c(HPO42-) + 3c(H2PO4-) + 3c(H3PO4)
NH4Cl与NH3 H2O(1:2)混合
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=2c(Cl-)
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=3c(Cl-)
电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H+的转移，在转移时，失去H+的物质的量与得到H+的物质的量是相等的
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较
考点三 盐类的水解
盐类的水解
质子守恒
示例分析：Na2S溶液
S2-
H2O
+2H+
H2S
+H+
HS-
+H+
H3O+
-H+
HO-
得H
失H
c(OH-) = c(H+) +2c(H2S)+c(HS-)
【典例】写出下列溶液中的质子守恒
CH3COONa
Na2CO3
Na3PO4
c(OH-) = c(H+) + c(HPO42-) + 2c(H2PO4-) + 3c(H3PO4)
NH4Cl与NH3 H2O(1:2)混合
2c(NH4+) + 3c(H+) = c(NH3 H2O) + 3c(OH-)
c(OH-) = c(H+) + c(CH3COO-)
c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3)
CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合
c(CH3COOH)+2c(H+) = c(CH3COO-)+2c(OH-)
Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大
(1)盐的水解常数
考点三 盐类的水解
盐的水解常数与影响盐类水解的因素
强碱弱酸盐MA水解的离子方程式为A-+H2O HA+OH-，当水解达到平衡时，盐的水
解常数
c(A-)
c(HA) c(OH-)
Kh=
(2)意义
(3) Kh与Ka、Kb的关系
Kw
Ka
Kh＝
强碱
弱酸盐
Kw
Kb
Kh＝
强酸
弱碱盐
①内因
盐类水解程度的大小主要是由盐本身的性质决定的。取决于盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子所对应的弱酸或弱碱的相对强弱，相同条件下，弱酸(碱)的酸(碱)性越弱，对应离子的水解程度越大。
②外界条件
温度：升高温度能够促进水解。
浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
外加酸、碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解。
(2)影响盐类水解的主要因素
考点三 盐类的水解
盐的水解常数与影响盐类水解的因素
【典例】(23·24高二上·山西大同·期中)常温下，向20mL 0.1000mo1/L 溶液中滴加0.1000mol/L NaOH溶液，滴定曲线及混合溶液中lgX［其中X表示 或 ］随pH的变化如图所示。下列说法错误的是
A．可选用酚酞做实验的指示剂
B．X表示
C．HB-的电离平衡常数
D．当 时，所得溶液中：
【答案】C
【详解】C. 由图2可知，当pH=2时， lgX=0［即 =1］，
HB的电离平衡常数 ， C项错误；
考点四
沉淀溶解平衡
1.分析方法
第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。
(1)以氯化银为例，在其沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
1.分析方法
第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。
(1)溶液在蒸发时，溶质离子浓度的变化有两种情况:
①原溶液不饱和时，离子浓度都增大
②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
(2)对于同一难溶电解质，溶度积常数只与温度有关，与溶液中溶质的离子浓度无关
(3)实现曲线上的点之间的转化需保持温度不变，改变相关微粒的浓度。
2.典型图像
(1)沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例]
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
分析图像可知:
①a→c:增大c(SO42-)
②b→c:加入1×10-5mol·L-1Na2SO4溶液(加水不可以)
③d→c:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)
④c→a:增大c(Ba2+)
⑤曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液
(2)沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例)
2.典型图像
(1)沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例]
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
已知:pM=-lg c(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lg c(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息:
①横坐标数值越大，c(CO32-)越小
②纵坐标数值越大，c(M)越小
③线上方的点为不饱和溶液
④线上的点为饱和溶液
⑤线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成)
【典例】(23·24上·湖南·期中)难溶盐 可溶于盐酸，常温下，用HCl气体调节： 浊液的pH，测得体系中-lgc(F-)或-lgc(Mg2+)随 的变化如图所示。下列说法正确的是
A．曲线N代表-lgc(F-)随 的变化趋势
B．Y点溶液中存在 c(HF)=c(Mg2+)
C．氢氟酸的Ka=10-4.4
D．难溶盐 的溶度积Ksp=10-11.6
【答案】B
THANKS
单元复习与测试
水溶液中的离子反应与平衡
第三章
第三章
水溶液中的离子反应与平衡
电离平衡
水的电离和溶液的pH
强电解质和弱电解质
弱电解质的电离平衡
水的电离
溶液的酸碱性与pH
电离平衡常数
盐类的水解
沉淀溶解平衡
酸碱中和滴定
盐类的水解
沉淀溶解平衡
溶度积常数
盐的水解常数与影响盐类水解的因素
盐类水解的应用
沉淀溶解平衡的应用
考点一
电离平衡
考点一 电离平衡
强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能够全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质
在溶液中的存在形式 只有阴、阳离子 既有阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类型 离子化合物、部分共价化合物 共价化合物
实例 ①大部分盐(包括难溶性盐) ②强酸，如HCl、H2SO4等 ③强碱，如KOH、Ba(OH)2等 ①弱酸，如CH3COOH、HClO等
②弱碱，如NH3·H2O等
③水
④极少数盐，如(CH3COO)2Pb等
相同点 在水溶液中均能电离出自由移动的阴、阳离子 考点一 电离平衡
注意事项
CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故为非电解质。单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质
强电解质和弱电解质
电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但其在水溶液中只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等
电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨。非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质，如金刚石
【典例】(23·24上·浙江·期中)下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是
①用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
②常温下， 0.1 mol L-1CH3COOH溶液的pH=2.87
③等pH等体积的硫酸、醋酸溶液分别和足量锌反应，醋酸放出的氢气较多
④20mL0.2mol·L-1醋酸溶液恰好与20mL 0.2mol·L-1 NaOH溶液完全反应
⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释至1000倍，pH<4
A．①②④⑤ B．②③⑤ C．①②③④⑤ D．①②⑤
【答案】B
【详解】①用醋酸溶液做导电实验时，没有做同浓度的强电解质对比实验，灯泡很暗不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；
④20mL0.2mol/L醋酸溶液恰好与20mL0.2mol/L氢氧化钠溶液完全反应说明醋酸是一元酸，但不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；
在一定条件(如温度、浓度)下，溶液中弱电解质分子电离成离子的速率与离子结合
成弱电解质分子的速率相等时，电离达到平衡状态。
考点二 弱电解质的电离平衡
电离平衡状态
概念
建立过程
——研究对象为弱电解质
——电离平衡与化学平衡一样是动态平衡
——达到平衡时，溶液中离子浓度和分子浓变浓度度都保持不变
——弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等
弱
等
动
定
变
——条件改变改变，电离平衡发生发生移动，各粒子的浓度都要发生改变
1
2
3
4
5
弱
等
动
定
变
弱电解质的电离的特征
考点二 弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离达到平衡时，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数,简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。
电离平衡常数
概念
表达式
HA A + H+
c(A )·c(H+)
c(HA)
Ka＝
一元弱酸(HA)的电离的平衡常数
一元弱碱(BOH)的电离的平衡常数
Kb＝
c(B+)·c(OH )
c(BOH)
HB OH + B+
考点二 弱电解质的电离平衡
特点
同一弱电解质的稀溶液来说，平衡常数只与温度有关，升高温度，K值增大
从电离平衡常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱，某弱电解质的K越大，表示该弱电解质越易电离。
例如，在25 ℃时,Ka(HNO2)=5.6×10-4，Ka(CH3COOH)=1.75×1-5。由此可知，HNO2的酸性比CH3COOH强
多元弱酸的各级电离常数的大小关系是 ……故其酸性强弱主要取决于第一步电离
电离平衡常数
相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较 比较项目 酸溶液 c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时的起始反应速率
一元强 酸溶液 大 强 相同 相同 大
一元弱 酸溶液 小 弱 小
一元强酸与一元弱酸的比较
相同体积、相同c(H+)的一元强酸溶液(如盐酸)与一元弱酸溶液(如醋酸)的比较 比较项目 酸溶液 c(H+) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金
属反应产生H2的总量 与同一金属反
应时的起始反应速率
一元强酸 溶液 相同 相同 小 少 相同
一元弱酸 溶液 大 多 一元强酸与一元弱酸的比较
【典例】(23·24高二上·天津·期中)硼酸，化学式H3BO3，为白色结晶性粉末，大量用于玻璃工业，也可用作防腐、消毒剂。硼酸在水中存在 的平衡。下列关于硼酸说法正确的是
A．H3BO3是一元弱酸
B．升高温度，该平衡逆向移动
C．滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动
D．H3BO3和足量的NaOH溶液反应：
【答案】A
【详解】A．硼酸中B原子属于缺电子原子，在水溶液中可以结合水电离出的氢氧根，由电离方程式可知硼酸电离出一个氢离子，所以为一元酸，A正确；
B．电离为吸热过程，升高温度，平衡正向移动，B错误；
C．滴加少量浓盐酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，C错误；
D．H3BO3为一元酸，与足量的NaOH溶液反应： ，D错误。
电离平衡常数的应用及相关计算
探究三 电离常数具体应用
应用一：判断弱酸(弱碱)的相对强弱，同一条件下，电离常数越大，酸性(碱性)越强
应用二：判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律
名称 化学式 电离常数(K) 名称 化学式 电离常数(K)
醋酸 CH3COOH Ka=1.75×10-5 亚硝酸 HNO2 Ka=5.60×10-4
氢氰酸 HCN Ka=6.20×10-10 氢氟酸 HF Ka=6.30×10-4
次氯酸 HClO Ka=4.00×10-8 甲酸 HCOOH Ka=1.80×10-4
2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa + CO2↑+ H2O
Ka(CH3COOH) ＞ Ka1(H2CO3)
H2CO3
电离平衡常数的应用及相关计算
探究三 电离常数具体应用
应用三：判断溶液中的某些离子浓度的变化
应用四：计算弱酸、弱碱溶液中的H+、OH-的浓度
c(H+) ＝
cKa
弱酸溶液中
c(OH-)＝
cKb
弱碱溶液中
0.1mol/L
HNO2
Ka =5.6×10-4
0.1mol/L
HCOOH
Ka =1.8×10-4
0.1mol/L
CH3COOH
Ka =1.75×10-5
0.1mol/L
HCN
Ka =6.2×10-10
【典例】(23·24高二上·湖南·期中)已知常温时HClO和HNO2的电离平衡常数分别为4.0×10-8和5.6×10-4。现将pH和体积都相同的两种酸溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是
A．曲线Ⅱ为HNO2稀释时pH变化曲线
B．从b点到d点，溶液中 减小(HR代表HClO或HNO2)
C．b点溶液中水的电离程度比c点溶液中水的电离程度大
D．取a点的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HNO2的体积较小
【答案】C
【详解】A．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由电离平衡常数知，酸性：HClO
不变，故B错误；
C．酸抑制水电离， c(H+)越大，水电离程度越小，c(H+)：c点大于b点，则水电离程度：b点大于c点，故C正确；
D．pH相同的HClO、HNO2，c(HNO2) < c(HClO)，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HNO2的体积较多，故D错误；
故答案为：C。
考点二
水的电离和溶液的pH
考点二 水的电离和溶液的pH
水的电离
2H2O H3O+ + OH-
H2O H+ + OH-
电离方
程式
四个
特点
弱
逆
等
吸
微弱电离：25℃时，在纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol L-1
可逆过程
电离出的H+和OH-的浓度相等
吸热过程
KW=c(H+)·c(OH-)
考点二 水的电离和溶液的pH
水的离子积常数
概念
在一定温度下,当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用KW表示
表达式
只与温度有关，温度升高，KW增大；25 ℃时，KW=1×10-14
影响因素
KW适用于纯水及稀的电解质溶液
适用范围
曲线外的任意点(如d)与曲线上任意点的Kw_____，温度______。
曲线上的任意点(如a，b，c)的Kw都_______，即c(H＋)·c(OH－)______，温度______。
Kw的应用
应用一：水的电离平衡曲线的理解与识别
实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变_________；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变________。
相同
相同
相同
不同
不同
酸碱性
温度
考点二 水的电离和溶液的pH
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：
Kw的应用
应用二：溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算方法
Kw＝c酸(H＋)·c水(OH－) (忽略水电离出的H＋的浓度)
Kw＝c水(H＋)·c碱(OH－) (忽略水电离出的OH－的浓度)
酸溶液中
碱溶液中
外界条件改变，水的电离平衡发生移动；但由水电离出的c(H＋)与水电离出的c(OH－)一定相等
25 ℃时，由水电离出的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性
考点二 水的电离和溶液的pH
注意事项
KW可由实验测得,也可通过理论计算求得
不同溶液中，c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中水电离出的c(H+)与c(OH-)总是相等的
改变c(H+)或c(OH-)，只能改变水的电离程度，不能改变KW；改变温度，KW和水的电离程度都改变
对于稀电解质溶液，KW表达式中的c(H+)、c(OH-)均指整个稀溶液中H+、OH-的总物质的量浓度，而不是指由水电离出的H+、OH-的物质的量浓度
水的离子积常数
考点二 水的电离和溶液的pH
条件变化 平衡移 动方向 c(H+) c(OH-) KW 电离程度
升高温度 右移 增大 增大 增大 增大
加酸 左移 增大 减小 不变 减小
加碱 左移 减小 增大 不变 减小
加活泼金属 (如Na) 右移 减小 增大 不变 增大
考点二 水的电离和溶液的pH
外界条件对水电离平衡的影响
溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系 溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下 c(H+)大小 pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7
碱性溶液 c(H+)
注意事项：任何情况下，均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性；只有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的酸碱性与pH
【典例】(23·24高二上·江西景德镇·期中)常温时，将初始体积均为V0L、浓度均为0.1mol/L的H3PO2 (一元弱酸)溶液和HBF4溶液，分别加水稀释至体积为VL，两溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的是
A．曲线a代表H3PO2溶液
B．水的电离程度C>B>A
C．降低温度，曲线a向上移动
D．向C、D点溶液中分别加入NaOH固体
至溶液呈中性，消耗的NaOH质量C
【详解】D．C、D两点稀释程度相同即两酸此时浓度相同，但曲线a为弱酸，曲线b为强酸，相同浓度强酸和弱酸中和至中性时弱酸所需氢氧化钠更少，消耗的NaOH质量C＞D，故D错误；
(1)计算公式:pH=-lg c(H+)
(2)溶液的酸碱性与pH的关系(常温下)
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
注意事项：常温下的溶液可能存在pH<0或pH>14的情况，这种酸性或碱性较强的溶液，用pH表示不如直接用c(H+)或c(OH-)表示方便
溶液pH的计算
类型一：单一溶液pH的计算(25 ℃)
c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH
c(H＋)＝nc mol·L－1
pH＝－lg nc
(忽略水电离出的H＋的浓度)
c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH
(忽略水电离出的OH－的浓度)
c(H＋)＝
KW
c(OH-)
c(OH－)＝nc mol·L－1
＝
10-14
nc
pH＝14＋lg nc
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
溶液pH的计算
类型二：混合溶液pH的计算方法
(稀溶液体积变化忽略)
强酸与强酸混合
c混(H＋)＝
c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2
V1＋V2
然后再求pH
强碱与强碱混合
c混(OH-)＝
c1(OH-)·V1＋c2(OH-)·V2
V1＋V2
然后再求pH
KW
c(OH-)
c混(H＋)＝
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
强酸与强酸混合
溶液pH的计算
类型二：混合溶液pH的计算方法
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)
②酸过量
③碱过量
c余(H＋)＝
c(H＋)·V酸－c(OH-)·V碱
V酸＋V碱
c余(OH-)＝
c(OH-)·V碱－c(H＋)·V酸
V酸＋V碱
KW
c余(OH-)
c(H＋)＝
考点二 水的电离和溶液的pH
溶液的pH
【典例】(23·24高二上·河北邢台·期中)已知 T ℃时，0.1mol/L NaOH溶液的pH=a， 0.1mol/L的HA溶液中 ，则0.1mol/L的HA溶液中水电离出的c(OH-)为
A． B．
C． D．
【详解】A． 的HA溶液中水电离出的c(OH-)等于溶液中 c(OH-) = ，A错误；
B．由分析可知， c(OH-) = ，B错误；
C．由分析可知，c(OH-) = ，C正确；
D．由分析可知，c(OH-) = ，D错误；
故选C。
1.概念和原理
(1)概念:依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。
(2)原理:在中和反应中，酸提供的H+与碱提供的OH-的物质的量相等，即mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
2.主要仪器及使用方法
(1)仪器:
滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯
(2)使用方法
①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
3.指示剂的选择
酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。
滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量
强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴
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 酚酞 无色→粉红色 强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色 注意：(1)强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。
(2)指示剂一般为有机弱酸或弱碱，滴入量不宜过多。
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
4.滴定操作
注意：
①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。
②终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。
(1)分析依据：
为减少实验误差，重复实验2~3次，取消耗标准液体积的平均值，计算出待测液的物质的量浓度。
考点二 水的电离和溶液的pH
酸碱中和滴定
5.数据处理
6.误差分析
c待测·V待测＝c标准·V标准
c待测＝
V待测
c标准·V标准
c标准、V待测均为定值
误差均体现在V标准的大小上
V标偏大→c待偏大
V标偏小→c待偏小
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 偏大 偏高
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)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
考点二 水的电离和溶液的pH
6.误差分析
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
部分酸液滴到锥形瓶外 偏大 偏高
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴NaOH溶液无变化 偏大 偏高
读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视液面读数 偏小 偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视液面读数 偏大 偏高
(2)以标准强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液(酚酞作指示剂)为例分析误差
考点二 水的电离和溶液的pH
6.误差分析
(1)强酸与强碱滴定过程中pH曲线变化
(以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
7.滴定曲线的分析与应用
考点二 水的电离和溶液的pH
恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性
突跃点变化范围不同:强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱
碱)反应的突跃点变化范围
氢氧化钠溶液滴定 等浓度等体积的盐酸、醋酸的滴定曲线 盐酸滴定等浓度
等体积的氢氧化钠溶液、氨水的滴定曲线
曲线起点不同: 强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、弱碱的曲线，强碱起点高 突跃点变化范围不同: 强碱与强酸(强酸与强碱)反应的突跃点变化范围大于强碱与弱酸(强酸与弱
碱)反应的突跃点变化范围 (2) 强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
编号 ① ② ③ ④
溶液 氨水 氢氧化钠溶液 醋酸溶液 盐酸
pH 11 11 3 3
【典例】(23·24高二上·贵州六盘水·期中)常温下，有关下列4种溶液的叙述正确的是
A．①中加入少量的氯化铵固体，溶液的pH减小
B．分别取10mL上述溶液稀释至1000mL，四种溶液的pH：②＞①＞④＞③
C．②、③两种溶液等体积混合，所得溶液呈碱性
D．用④滴定①可选择酚酞试液作指示剂
【答案】A
【详解】A．①中氨水加入少量的氯化铵固体，溶液中铵根离子的浓度增大，会抑制氨水的电离，导致溶液的pH减小，A项正确；
B．pH均为11的氨水和氢氧化钠溶液，均稀释100倍，氢氧化钠溶液pH变为9，氨水中存在平衡移动，氨水稀释，促进氨水的电离，导致氨水pH大于9；同理可知，pH均为3的醋酸溶液和盐酸，稀释100倍，盐酸的pH变为5，醋酸溶液的pH小于5，所以四种溶液的pH：①＞②＞④＞③，C项错误；
C．②、③两种溶液等体积混合，②中的氢氧根离子浓度=③中的氢离子浓度，但③中还含有大量醋酸分子，酸过量，溶液呈酸性，C项错误；
D．酚酞的变色范围为8.2-10.0，盐酸滴定氨水反应终点为酸性，用酚酞做指示剂，会使误差变大，用甲基橙做指示剂，D项错误；
故选A。
考点三
盐类的水解
考点三 盐类的水解
盐类的水解
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、OH-、NH3·H2O、H2O Na+、CH3COO-、H+、
OH-、CH3COOH、H2O
溶液中的相关反应 (相关变化) NaCl Na++Cl- H2O H++OH- NH4Cl NH4+ + Cl- H2O H++OH- NH4++OH- NH3·H2O CH3COONa Na++ CH3COO-
H2O H++OH-
CH3COO-+H+ CH3COOH
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
有无弱电解质生成 无 生成NH3·H2O 生成CH3COOH
c(H+)与c(OH-)的关系、溶液的酸碱性 c(H+)=c(OH-) 溶液呈中性 c(H+)>c(OH-) 溶液呈酸性 c(H+)
盐的类别 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
考点三 盐类的水解
盐类的水解
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
(1)概念
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
盐类的水解
考点三 盐类的水解
(2)实质
弱酸的阴离子→结合H+
弱碱的阳离子→结合OH-
水溶液中盐电离→
→破坏了水的电离平衡
→水的电离程度增大→可能导致溶液中c(H+)≠c(OH-)→溶液可能呈碱性或酸性性
速记口诀：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性
(3)特点
水解反应的特点
可逆反应
水解反应的程度很微弱
酸碱中和反应的逆反应
吸热反应
盐类水解反应的规律
强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，溶液的 pH=7
如 NaCl、KNO3等
如Cu(NO3)2等，水解的离子是Cu2+
如Na2CO3等，水解的离子是CO32-
强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，溶液的 pH<7
强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，溶液的 pH>7
盐类的水解
考点三 盐类的水解
电解质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，溶液呈电中性
阳离子
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较
考点三 盐类的水解
盐类的水解
电荷守恒
Na+
CO32-
H+
OH-
HCO3-
示例分析：Na2CO3溶液
阴离子
注意：离子要写全，电荷要标对
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
【典例】写出下列溶液中的电荷守恒
Na2SO3
某弱酸的酸式盐NaHA溶液
CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合
向H3A溶液中通入一定量KOH后，溶液中的电荷守恒
c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(OH-)
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
c(K+)+c(H+)=c(OH-) +c(H2A-)+2c(HA2-) + 3c(A3- )
CH3COONa与CH3COOH(2:3)混合
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较
考点三 盐类的水解
盐类的水解
元素质量守恒(物料守恒)
示例分析：0.1 mol/L Na2CO3溶液
第1步：列出原子比例关系(关键元素成比例，非氢非氧元素)
第2步：替换成溶液中存在的形态
c(Na+)=2c(CO32-) +2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
Na
C
2
1
=
[Na] = 2[C]
【典例】写出下列溶液中的元素质量守恒(物料守恒)
Na2SO4
NH4Cl与NH3 H2O(1:1)混合
c(Na+) = 2c(SO42-)
NH4Cl
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=c(Cl-)
Na3PO4
c(Na+)=3c(PO43-) + 3c(HPO42-) + 3c(H2PO4-) + 3c(H3PO4)
NH4Cl与NH3 H2O(1:2)混合
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=2c(Cl-)
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=3c(Cl-)
电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H+的转移，在转移时，失去H+的物质的量与得到H+的物质的量是相等的
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较
考点三 盐类的水解
盐类的水解
质子守恒
示例分析：Na2S溶液
S2-
H2O
+2H+
H2S
+H+
HS-
+H+
H3O+
-H+
HO-
得H
失H
c(OH-) = c(H+) +2c(H2S)+c(HS-)
【典例】写出下列溶液中的质子守恒
CH3COONa
Na2CO3
Na3PO4
c(OH-) = c(H+) + c(HPO42-) + 2c(H2PO4-) + 3c(H3PO4)
NH4Cl与NH3 H2O(1:2)混合
2c(NH4+) + 3c(H+) = c(NH3 H2O) + 3c(OH-)
c(OH-) = c(H+) + c(CH3COO-)
c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3)
CH3COONa与CH3COOH(1:1)混合
c(CH3COOH)+2c(H+) = c(CH3COO-)+2c(OH-)
Kh表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大
(1)盐的水解常数
考点三 盐类的水解
盐的水解常数与影响盐类水解的因素
强碱弱酸盐MA水解的离子方程式为A-+H2O HA+OH-，当水解达到平衡时，盐的水
解常数
c(A-)
c(HA) c(OH-)
Kh=
(2)意义
(3) Kh与Ka、Kb的关系
Kw
Ka
Kh＝
强碱
弱酸盐
Kw
Kb
Kh＝
强酸
弱碱盐
①内因
盐类水解程度的大小主要是由盐本身的性质决定的。取决于盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子所对应的弱酸或弱碱的相对强弱，相同条件下，弱酸(碱)的酸(碱)性越弱，对应离子的水解程度越大。
②外界条件
温度：升高温度能够促进水解。
浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
外加酸、碱：水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解。
(2)影响盐类水解的主要因素
考点三 盐类的水解
盐的水解常数与影响盐类水解的因素
【典例】(23·24高二上·山西大同·期中)常温下，向20mL 0.1000mo1/L 溶液中滴加0.1000mol/L NaOH溶液，滴定曲线及混合溶液中lgX［其中X表示 或 ］随pH的变化如图所示。下列说法错误的是
A．可选用酚酞做实验的指示剂
B．X表示
C．HB-的电离平衡常数
D．当 时，所得溶液中：
【答案】C
【详解】C. 由图2可知，当pH=2时， lgX=0［即 =1］，
HB的电离平衡常数 ， C项错误；
考点四
沉淀溶解平衡
1.分析方法
第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。
(1)以氯化银为例，在其沉淀溶解平衡图像中，曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Q=Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度都只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
1.分析方法
第1步：明确图像中纵、横坐标的含义。纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第2步：理解图像中线上的点、线外点的含义。
(2)曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Q>Ksp
(3)曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Q
考点四 沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断。
(1)溶液在蒸发时，溶质离子浓度的变化有两种情况:
①原溶液不饱和时，离子浓度都增大
②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
(2)对于同一难溶电解质，溶度积常数只与温度有关，与溶液中溶质的离子浓度无关
(3)实现曲线上的点之间的转化需保持温度不变，改变相关微粒的浓度。
2.典型图像
(1)沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例]
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
分析图像可知:
①a→c:增大c(SO42-)
②b→c:加入1×10-5mol·L-1Na2SO4溶液(加水不可以)
③d→c:加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)
④c→a:增大c(Ba2+)
⑤曲线上方的点表示过饱和溶液；曲线下方的点表示不饱和溶液
(2)沉淀溶解平衡的对数图像(以MnCO3、CaCO3、MgCO3为例)
2.典型图像
(1)沉淀溶解平衡曲线分析[以BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)为例]
沉淀溶解平衡图像分析
考点四 沉淀溶解平衡
已知:pM=-lg c(M)(M:Mg2+、Ca2+、Mn2+),p(CO32-)=-lg c(CO32-)。由对数图像分析，可得以下信息:
①横坐标数值越大，c(CO32-)越小
②纵坐标数值越大，c(M)越小
③线上方的点为不饱和溶液
④线上的点为饱和溶液
⑤线下方的点表示过饱和溶液(有沉淀生成)
【典例】(23·24上·湖南·期中)难溶盐 可溶于盐酸，常温下，用HCl气体调节： 浊液的pH，测得体系中-lgc(F-)或-lgc(Mg2+)随 的变化如图所示。下列说法正确的是
A．曲线N代表-lgc(F-)随 的变化趋势
B．Y点溶液中存在 c(HF)=c(Mg2+)
C．氢氟酸的Ka=10-4.4
D．难溶盐 的溶度积Ksp=10-11.6
【答案】B
THANKS