溶液PH的计算
学习目标：
1、进一步掌握水的离子积和pH的关系。
2、使学生掌握纯水及溶液中离子浓度及溶液pH、离子积常数的有关计算及换算。
学习重难点：
水的离子积；
c(H+)
、pH与溶液酸碱性的关系及计算。
自主学习
一：pH的相关计算:
复习巩固：常温下，溶液中的
c(H+)
和c(OH—)有什么关系
溶液的酸碱性由
某溶液中H+浓度为1×10—9
mol·L—1
，我们一看就知道该溶液显碱性，由于溶液很稀，离子浓度很小，用H+或OH—浓度来表示其酸碱性很不方便，因此，在化学上常用pH来表示溶液的酸碱性，
常温下pH=7时溶液呈中性，pH＞7溶液显碱性，pH＜7溶液显酸性，规定溶液的pH等于H+浓度的负对数。
pH＝—
lg＜
{c(H+)
}
填写下表。
c(H+)mol·L—1
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
pH
酸碱性
——————酸性减弱——————→中性——————碱性增强——————→
在上表中
c(H+)
＝10—3
mol·L—1
的溶液中，c(OH—)=
10—11
mol·L—1
合作探究:
（一）溶液pH的简单计算
1．强酸或强碱溶液的pH计算
（1）．求0．05
mol·L—1
H2SO4溶液的pH。
（2）1求.0.01mol/L盐酸的pH
（3）1求.0.01mol/LNaOH溶液的pH
．求0．5
mol·L—1
的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH。
规律：已知
c(H+)或已知c(OH—)，求溶液的pH
若某溶液c(H+)
=
m×10—
n
mol·L—1
，溶液的pH。
若某溶液c(OH-)
=
m×10—
n
mol·L—1
，溶液的pH。
[例]计算pH
=
2的H2SO4
溶液的浓度及溶液中OH—浓度。
（二）溶液稀释后pH的计算
（1）常温下，取0．1mL
0．5
mol·L—1
的硫酸，稀释成100mL的溶液，求稀释前后溶液的pH。
（2）pH=
13的NaOH溶液稀释1000倍，求稀释后溶液的pH。
（三）溶液混合后pH的计算
1.酸酸混合
0．01mL
1
mol·L—1
的H2SO4溶液40mL与0．02mL
1
mol·L—1
的盐酸60mL混合,求溶液的pH
碱碱混合
（1）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(
)
A．×(10—8
+
10—10)
mol·L—1
B．(10—8
+
10—10)
mol·L—1
C．(1×10—4
+
5×10—10)
mol·L—1
D．2×10—10
mol·L—1
（2）将pH=10的NaOH溶液与pH=12的NaOH溶液以1:2体积比混合，混合后的pH最接近于
（
）
A.10.5
B.11.8
C.10.8
D.11
3.酸碱混合
（1）在25℃时，100ml
0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
（2）pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。
（3）在25℃时，100ml
0.6mol/L的NaOH与等体积0.4mol/L的盐酸溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
（4）例.
0.1L
pH=2盐酸和0.1L
pH=10的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值
（5）．常温下，pH＝4的HCl和pH＝10的NaOH等体积混合，求混合液的pH。
pH＝5的盐酸和pH＝10的NaOH等体积混合溶液显什么性
(6)pH＝3的盐酸与pH=10的NaOH等体积混合后溶液显什么性
（7）在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后pH一定小于7的是
A.
pH＝3的硝酸跟pH＝11的氢氧化钾溶液
B.
pH＝3的盐酸跟pH＝11的氨水溶液
C.
pH＝3的硫酸跟pH＝11的氢氧化钠溶液
D.
pH＝3的醋酸跟pH＝11的氢氧化钡溶液
（8）pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是
（
）
A.
11∶1
B.
9∶1
C.
1∶11
D.
1∶9
巩固练习:
1．将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO)和c(H+)之比约为。
A、1:1
B、1:2
C、1:10
D、10:1
2．向VmLBaCl2溶液中加入一定体积的0.05mol/L硫酸溶液，两者恰好完全反应，且反应后溶液的pH为3.0。则原BaCl2溶液的物质的量浓度为。
A、5.05×10-4
mol·L-1
B、5.05×10-3
mol·L-1
C、1.01×10-4
mol·L-1
D、1.01×10-3
mol·L-1
人体血液的pH保持在7．35～7．45，适量的CO2可维持这个pH变化范围，可用以下化学方程式表示：
H2O
+
CO2
=H2CO3
H+
+
HCO3—，又知人体呼出的气体中CO2体积分数约5％。下列说法正确的是
A．太快而且太深的呼吸可以导致碱中毒(pH过高)
B．太快而且太深的呼吸可导致酸中毒(pH过低)
C太浅的呼吸可导致酸中毒(pH过低)
D．太浅的呼吸可导致碱中毒(pH过高)
水是一种极弱的电解质，在室温下，平均每n个水分子中只有1个水分子发生电离，则n值是
A、1×10-14
B、55.6×107
C、107
D、55.6
5．下列叙述中正确的是（ ）。
A、使甲基橙试液变黄色的溶液一定是碱性溶液
B、使酚酞试液变红色的溶液一定是碱性溶液
C、使甲基橙试液变红色的溶液一定是酸性溶液
D、使紫色石蕊试液不变色的溶液一定是中性溶液
6．下列试纸使用时,
不宜先用水润湿的是（ ）。
A、pH试纸
B、红色石蕊试纸
C、
淀粉碘化钾试纸
D、蓝色石蕊试纸
将质量百分比浓度为a%、物质的量浓度为c1
mol·L-1的稀硫酸蒸发掉一定量的水，使之质量百分比浓度
为2a%，物质的量浓度为c2
mol·L-1，则c1和c2的关系是（
）。
A、c2
=2
c1
B、c2
>2
c1
C、
c2
<2
c1
D、c1
=
2c2
8．从植物花中提取一种有机物，可用简化式HIn表示，在水溶液中因存在下列电离平衡，故可作酸碱指示
剂：HIn(溶液红色)
H+（溶液）+In-(溶液黄色)
。在该水溶液中加入下列物质，能使指示剂显黄色的是（
）。
A、盐酸
B、碳酸钠溶液
C、硫酸氢钠溶液
D、过氧化钠
9．已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，且第一步电离程度远大于第二步电离程度，第二步电离
程度远大于第三步电离程度………,今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐=较强酸盐+较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：
①HA+HC2-(少量)=A-+H2C-
②H2B（少量）+2A-=B2-+2HA
③H2B（少量）+H2C-=HB-+H3C
回答下列问题：
（1）相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中酸性最强的是_______。
（2）A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2-
6种离子中，最易结合质子（H+）的是______，最难结合质子的是________。
（3）判断下列反应的离子方程式中正确的是（填写标号）_______。
A、H3C+3A-=3HA+C3-
B、HB-+A-
=HA+B2-
C、H3C+B2-=HB-+H2C-
（4）完成下列反应的离子方程式：
A、H3C+OH-（过量）=_______________。
B、（过量）+C3-=________________。
10．250
mL
pH=12的某一元强碱(MOH)溶液与250
mL
0.025
mol·L-1
的硫酸溶液相混合，
假设混合后液体体积为500
mL。
试求：
（1）混合液的pH；
（2）若原250
mL一元强碱中含溶质0.1
g,
则M的相对原子质量为多少
（3）若给混合液中分别滴入几滴甲基橙、无色酚酞、紫色石蕊试液，则溶液的颜色分别是什么
参考答案：
自主学习
、
一：
pH的相关计算：乘积等于1×10—14
；由H+和OH—浓度的相对大小决定
c(H+)mol·L—1
100
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5[
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
酸碱性
——————酸性减弱——————→中性——————碱性增强——————→
用水的离子积除以c(H+)
合作探究：
（一）1、（1）pH
=
1；
pH
=
2；
（3）PH
=
12；
（4）c(H+)
=，pH
=
14；溶液的pH=n
—lgm；溶液的pH=14-n+lgm
[例1]解：
c(H+)
=10—PH
,c(H+)
=10—2
mol·L—1
因为1mol
H2SO4电离出2molH+，所以
c(H2SO4)
=
＝c(H+)
=
0．5×10—2
mol·L—1
=5×10—3
mol·L—1。
因为c(OH—)＝，所以c(OH—)
=
mol·L—1
（二）（1）稀释前溶液的pH＝0
解：稀释后H+的物质的量不变
c(H+)
=
，
PH
=
—
lg1×10—3
=
3
解：pH
=
13的NaOH溶液中c(OH—)
=
mol·L—1
，稀释1000倍后，c(OH—)＝
mol·L—1，所以c(H+)==
mol·L—1，pH＝
—
lg10—10
=
10。
(pH
=
13的NaOH溶液中c(H+)为10—13
mol·L—1
，（H+来自水的电离），c(OH—)为10—1
mol·L—1而OH—主要来自NaOH的电离，NaOH溶液稀释时，由于水的电离平衡发生移动，所以溶液中H+的物质的量也有很大变化，但由NaOH电离出的OH—的物质的量是不变的。所以稀释时溶液中OH—的物质的量几乎不变(由水电离出的OH—可忽略不计)。在计算碱溶液稀释后的pH时，必须先求出稀释后溶液中的OH—浓度，再求出H+，然后再求溶液的pH。)
（三）1、pH
=
2
（1）D；（2）B；
（1）解：
NaOH
+HCl
=
NaCl
+
H2O
0.04
0.06
酸过量c(H+)=0.02/0.1+0.1=0.1
mol·L—1
pH=-lg
C（H+）
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1
=1
、
pH
=13[
pH=3
-lg4.95
D;
(8)D
巩固练习：
1C，2A，3AC，4B，5BC，6A，7B，8B。
（1）H2B。（2）C3-、HB-
。（3）B、C。（4）H3C+3OH-
=
C3-+3H2O，
2HA+C3-=2A-+H2C-。
（1）pH=1.7；（2）Mr=23；（3）变红色、变无色、变红色。(共30张PPT)
组织建设
3-4-2
沉淀溶解平衡
复习巩固
QC
KSP
=
QC
KSP
>
QC
KSP
<
溶液过饱和，有沉淀析出
溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
溶液未饱和，可继续溶解该难溶电解质
溶度积（Ksp）与
离子积（
QC
）
1、沉淀的生成
（1）应用：生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂或提纯物质的重要方法之一。
（2）沉淀的方法
①
调pH值
如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，使其溶解于水，再加氨水调
pH值至7~8，可使Fe3+转变为Fe(OH)3沉淀而除去。
Fe3＋
+
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↓
思考与交流
1、除去NaCl溶液中的SO42-，选择加
入CaCl2还是BaCl2做沉淀剂？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
沉淀离子浓度小于10-5mol/L
混合
溶液
滴加氨水调节溶液至pH1
静置，过滤
溶液1
沉淀1
……
滴加氨水调节溶液至pH2
静置，过滤
溶液2
沉淀2
……
……
4、除去并回收NH4Cl溶液中的FeCl3和MgCl2杂质的实验流程（部分）如下：
（已知：回收液中杂质离子Fe3+和Mg2+的物质的量浓度均为0.1mol/L。）
（1）pH1的范围：
，沉淀1的成分：
。
（2）pH2的范围：
，沉淀2的成分：
。
3＜pH1＜9
Fe(OH)3
pH2＞11
Mg(OH)2
3、在粗制CuSO4·5H2O晶体中常含有杂质Fe2+。在提纯时，为了出去Fe2+，常加入少量H2O2，使Fe2+氧化为Fe3+，然后再加少量碱至溶液PH=4，可以达到除去铁离子而不损失硫酸铜的目的。试解释原因。
沉淀物
Fe（OH）3
Fe（OH）2
Cu（OH）2
开始沉淀的pH
2.3
7.6
4.4
完全沉淀的pH
3.2
9.7
6.4
从以下数据分析，能找出原因：
2.
沉淀的溶解
原理：不断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，就达到使沉淀溶解的目的。
CaCO3(s)
CO32-(aq)
+
Ca2+(aq)
HCO3-
+H+
+H+
H2CO3
H2O
+
CO2
例如：CaCO3为什么能溶于稀盐酸
[思考]：写出氢氧化镁沉淀溶解平衡的表达式.
若使氢氧化镁沉淀溶解，可以采取什么方法？所依据的原理是什么？
Mg(OH)2(s)
Mg2＋(aq)+2OH－(aq)
溶解
沉淀
根据勒夏特列原理，使沉淀溶解平衡向溶解方向移动
可采取的方法有：升温、加水、加盐酸…..
还可以加什么物质呢？
试管编号
①
②
③
④
对应试剂
少许Mg(OH)2
少许Mg(OH)2
少许Mg(OH)2
少许Mg(OH)2
滴加试剂
2ml蒸馏水，滴加酚酞溶液
2ml盐酸
3ml饱和NH4Cl溶液
2mlFeCl3溶液
现象
固体无明显溶解现象，溶液变浅红
迅速溶解
逐渐溶解
Mg(OH)2
+
2HCl
＝
MgCl2
+
2H2O
Mg(OH)2
+
2NH4Cl
＝
MgCl2
+
2NH3·H2O
完成实验,记录现象,写出反应的化学方程式。
有红褐色沉淀生成
说明溶解
实验探究：分别向氢氧化镁沉淀中加入蒸馏水、盐酸、
NH4Cl、FeCl3溶液，根据实验现象，得出结论。
在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡：
Mg(OH)2(s)
Mg2＋(aq)+2OH－(aq)
加入盐酸时，H＋中和OH－，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。
加入NH4Cl时，NH4＋与OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O（它在水中比Mg（OH）2更难电离出OH-），使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2的沉淀溶解平衡向溶解方向移动。
【思考与交流】：
应用平衡移动原理分析、解释实验中发生的反应，并试从中找出使沉淀溶解的规律。
【解释】
[思考]：白色的氢氧化镁沉淀加入氯化铁溶液后，
为什么会有红褐色沉淀生成？
Mg(OH)2(s)
Mg2＋(aq)+2OH－(aq)，
Fe(OH)3↓
这就是----沉淀的转化
FeCl3
=
3Cl
－
+
Fe3＋
＋
Fe(OH)3的Ksp远小于Mg(OH)2的Ksp，说明Fe(OH)3比Mg(OH)2更难溶。参见P65页表3-5
【实验3-4】
步骤
1mLNaCl和10滴AgNO3溶混合(均为0.1mol／L)
向所得固液混合物中滴加10滴0.1mol／LKI溶液
向新得固液混合物中滴加10滴0.1mol／L
Na2S溶液
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
AgCl
AgI
Ag2S
向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液
生成白色沉淀
向有白色沉淀的溶液中滴加FeCl3溶液
白色沉淀转变为红褐色
静置
红褐色沉淀析出，溶液变无色
【实验3-5】
（实验3－4、3－5 沉淀转化）
AgCl
AgI
Ag2S
KI
Na2S
FeCl3
静置
Mg(OH)2
Fe(OH)3
[讨论]: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。
物质
溶解度/g
AgCl
1.5×10-4
AgI
9.6×10-9
Ag2S
1.3×10-16
沉淀的转化示意图
KI
=
I-
+
K+
AgCl(s)
Ag+
+
Cl-
+
AgI(s)
s(AgCl)=1.5×10-4g
s(AgI)=3.7×10-7g
s(Ag2S)=1.3×10-16g
沉淀从溶解度小的向溶解度更小的方向转化。
AgCl(s)+I-
AgI(s)
+
Cl-
思考与交流
1.根据你所观察到的现象，写出所发生的反应。
2.如果将上述两个实验中的沉淀生成和转化的步骤颠倒顺序，会产生什么结果？试用平衡移动原理和两种沉淀溶解度上的差别加以解释，找出这类反应发生的特点。
溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。
AgCl+I-=AgI+Cl-
2AgI+S2-=Ag2S+2I-
3Mg(OH)2+2Fe3+=2Fe(OH)3+3Mg2+
转化不会发生
沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
【练习】
1.向盛有0.1mol/LAgNO3溶液的试管中滴加0.1mol/LNaCl溶液，至不再有白色沉淀生成为止。取其中澄清溶液，逐滴加入饱和Na2S溶液，有无沉淀生成？
如果先向AgNO3溶液中加Na2S溶液至沉淀完全，再向上层清液中滴加NaCl，情况又如何？试解释原因。
没有沉淀生成。Ag2S饱和溶液中Ag＋太少，不能生成AgCl沉淀。
有黑色沉淀生成。
CaSO4
SO42－
+
Ca2＋
+
CO32－
CaCO3
应用1：锅炉除水垢：P—64
锅炉的水垢中含有CaSO4
，可先用Na2CO3溶液处理，使
之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。
化学法除锅炉水垢的流程图
CaSO4+CO32-
CaCO3+SO42-
CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O
Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
水垢成分CaCO3
Mg(OH)2
CaSO4
用饱和Na2CO3
溶液浸泡数天
疏松的水垢CaCO3
Mg(OH)2
写出除去水垢过程中发生的所有离子方程式
用盐酸或
饱氯化铵液
除去水垢
应用2：一些自然现象的解释
CaCO3
Ca2+
+
CO32-
2HCO3-
+
H2O+CO2
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？
自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。
各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用
后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，
遇到深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)，
便慢慢地使之转变为铜蓝(CuS)。
应用3：为什么医学上常用BaSO4作为内服造影剂“钡餐”，而不用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”
BaSO4
和BaCO3的沉淀溶解平衡分别为：
BaSO4
Ba2＋
＋
SO42－
s=2.4
×10－4
BaCO3
Ba2＋
＋
CO32－
s=2.2
×10－3
由于人体内胃酸的酸性较强(pH=0.9～1.5)，如果服下BaCO3，胃酸会与CO32－反应生成CO2和水，使CO32－浓度降低，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba2+浓度增大而引起人体中毒。
BaCO3
Ba2+
+
CO32-
+
H+
CO2↑+H2O
所以，不能用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”。
而SO42－不与H＋结合生成硫酸，胃酸中的H＋对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2＋浓度保持在安全浓度标准下，所以用BaSO4
作“钡餐”。
【小结】：沉淀的生成、溶解、转化实质上都是沉淀溶解平衡的移动的过程，其基本依据主要有：
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
③加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。
④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，使平衡向溶解的方向移动。
牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH（s）
5
Ca2+
+3PO43-+OH-
进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是
。
已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的矿化产物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因：因
。
生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速
腐蚀牙齿
5Ca2＋＋3PO43－＋F－＝Ca5(PO4)3F↓
思考：
例3：已知Ksp,AgCl＝1.8 10-10，
Ksp,Ag2CrO4＝9.0 10-12，试
求AgCl和Ag2CrO4的溶解度（用g/L表示）
解：（1）设AgCl的溶解度为S1（mol／L),则：
AgCl(s)
Ag+(aq)
+
Cl-(aq)
平衡
S1
S1
(2)设Ag2CrO4的溶解度为S2（mol/L),则：
Ag2CrO4(s)
2Ag+(aq)
+
CrO42-(aq)
平
2S2
S2
在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度
由以上例题的结果可得到如下结论：
①同种类型的难溶电解质，在一定温度下，Ksp越大则溶解度越大。
②不同类型则不能用Ksp的大小来比较溶解度的大小，必须经过换算才能得出结论。弱电解质的电离
教学目标
知识与技能：
1、了解强、弱电解质的概念；掌握强电解质与弱电解质的判断。
2、掌握弱电解质的电离方程式的书写。
3、了解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响
过程与方法：
1、从结构和组成上理解强、弱电解质的概念和判断；
2、从化学平衡移动的角度理解电离平衡和电离平衡移动。
情感态度与价值观：
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相
互制约的复杂的平衡体系
教学重点：强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡
教学难点：弱电解质的电离平衡
教学过程：
【导入】
通过必修的学习我们知道酸、碱、盐是电解质，但不同的酸和碱有强弱之分，例如：盐酸、硫酸、
硝酸是强酸，醋酸是弱酸，氢氧化钠、氢氧化钾是强碱，NH3·H2O是弱碱。为什么酸和碱有强弱之分呢？盐酸和醋酸到底有什么区别呢？我们先来通过实验探究这个问题。
【提问】什么是电解质？什么是非电解质？
【回答】在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。
【投影】请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
1.石墨能导电，所以是电解质。
2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
【学与问】酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？
【回答】有区别，电解质有强弱之分。
【板书】
第三章
水溶液中的离子平衡
第一节
弱电解质的电离
【思考】盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋
酸呢？
【回答】醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。
【追问】醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？
【实验】3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。
1mol/LHCl
1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的pH值
【实验结果】
开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1
【小组探讨】反应现象及pH值不同的原因？
【汇报】探讨结果：开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为
1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。
【投影】
【提问】什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
【板书】一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
【过渡】勒沙特列原理不仅可用来判断化学平衡的移动方向，而且适用于一切动态平衡，当然也适用于电
离平衡，像我们刚才提到的体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，最后醋酸放出氢气多，就与醋酸存在电离平衡有关，请同学们想一想如何从电离平衡的移动去解释？
【板书】二、弱电解质的电离过程是可逆的
【回答】因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H＋的消耗，CH3COOH的电离平衡发
生移动，使H＋得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。
【提问】请大家再回答一个问题：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？
【回答】不能。
【讲解】我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO－和H＋，与此同时，
电离出的CH3COO－和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO－和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO－和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。
【板书】1、CH3COOH
CH3COO－+H＋
【接着讲述】在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结
合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。
【板书】
弱电解质电离平衡状态建立示意图
【归纳】请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。
【学生叙述，教师板书】2、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，这叫电离平衡。
【提问】电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？
【学生讨论后回答】前提：弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子
的速率相等；②动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；③达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；④指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
【提问】哪些条件改变可引起化学平衡移动？
【回答】浓度、温度、压强。
【投影】在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O
NH4＋+OH－
下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？
①加NH4Cl固体
②加NaOH溶液
③加HCl
④加CH3COOH溶液
⑤加热
⑥加水
⑦加压
【答案】①逆向移动
②逆向移动
③正向移动
④正向移动
⑤正向移动
⑥正向移动
⑦不移动
【讲述】加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会
向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4＋及OH－浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。
【回答】因为根据勒沙特列原理，平衡移动只会“减弱”外界条件的改变，而不能“消除”。
【板书】3、影响因素：①浓度
②温度
【练习1】分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：
1、写出弱酸和弱减的电离方程式。
2、填写下表中的空白。
HA电离过程中体系各离子浓度变化
C（H+）
C（A－）
C（HA）
HA初溶于水时
小
小
大
达到电离平衡前
变大
变大
变小
达到电离平衡时
不再变化
不再变化
不再变化
BOH电离过程中体系各离子浓度变化
C（OH－）
C（B＋）
C（HA）
等体积等浓度的B＋、OH－混和时
小
小
大
达到电离平衡前
变大
变大
变小
不再变化
不再变化
不再变化
【练习2】由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：
1、H2CO3
2、H2S
3、
NaHCO3
4、NaHSO4
5、HClO
1、H2CO3
H＋+HCO
HCO
H＋+CO
2、H2S
H＋+HS－
HS－H＋+S2－
3、NaHCO3====Na＋+HCO
HCOH＋+CO
4、NaHSO4====Na＋+H＋+SO
5、HClO
H＋+ClO－
【过渡】氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电
离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。
【板书】三、电离平衡常数
【讲述】对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一
样。如弱电解质AB：
【板书】AB
A++B－
【讲述】弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡
常数表达式
【学生活动】Ka=
Kb=
【讲解】从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的
电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。那么，用电离平衡常数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？
【启发】电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要
在相同温度下比较。
【实验】3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。
【结论】酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。
【讲述】多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？
多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。
【学生看书后回答】多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。
【讲述】请打开书，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。
【回答】草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。
【讲述】对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。
【小结并板书】
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。
【课堂练习】
1.甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是
A.1
mol·L－1的甲酸溶液的c（H＋）约为0.01
mol·L－1
B.甲酸与水以任意比例互溶
C.10
mL
1
mol·L－1甲酸恰好与10
mL
1
mol·L－1NaOH溶液完全反应
D.在相同条件下，甲酸的导电性比一元强酸溶液的弱
2.用水稀释0.1
mol·L－1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是
A.c（OH－）／c（NH3·H2O）
B.c（NH3·H2O）／c（OH－）
C.c（H＋）和c（OH－）的乘积
D.OH－的物质的量
3.当溶液中HS－＋H2OS2－＋H3O＋达到平衡时，欲使c(S2－)增大，应加入
A.Cu2＋
B.CO
C.H2O
D.HCl
4.在RNH2·H2ORNH＋OH－形成的平衡中，要使RNH2·H2O的电离程度及c（OH－）都增大，可采取的
措施是
A.通入HCl
B.加少量NaOH固体
C.加水
D.升温
5.在稀氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH＋OH－,如进行下列操作，则NH3、NH、H＋、OH－浓度如何变
化？试用“增大”“减小”“不变”填写。
（1）通适量HCl气体时，c(NH3)
,c(H＋)
。
（2）加入少量NaOH固体时，c(NH)
,c(OH－)
。
（3）加入NH4Cl晶体时，c(NH)
,c(OH－)
。
6.在a、b两支试管中，分别装上形态相同、质量相等的一颗锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的
量、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
a、b两支试管中的现象：相同点是
；不同点是
。
原因是
。
a、b两支试管中生成气体的体积开始时是a
于b，反应完毕后生成气体的总体积是a
b，原因是
。
参考答案：
1.AD
2.B
3.B
4.D
5.（1）减小
增大
（2）减小
增大
（3）增大
减小
6.（1）都产生气泡，Zn溶解
a产生气泡、Zn溶解速度都快
HCl完全电离，HCl中的c(H+)大于CH3COOH中的c(H+)
（2）大
等于
a中c(H＋)大于b中的c(H＋),而酸的总量相等
板书设计：
第三章
水溶液中的离子平衡
第一节
弱电解质的电离
一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1、CH3COOH
CH3COO－+H＋
弱电解质电离平衡状态建立示意图
2、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，这叫电离平衡。
3、影响因素：①浓度
②温度
三、电离平衡常数
AB
A++B－
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。
教学回顾：
通过电解质为引，进一步涉及弱电解质的电离问题，并利用此前学习过的化学平衡的相关知识解释电离平衡问题，达到前后贯通，此节可多利用习题进行讲解和引导学生思考。难溶电解质的溶解平衡
学习目标：
1、.掌握难溶电解质的溶解平衡；
2、正确理解和掌握溶度积KSP的概念
3、会运用溶度积进行有关计算。
学习重难点：
难溶电解质的溶解平衡。
自主学习
一：Ag＋和Cl-的反应能进行到底吗？
溶解度和溶解性：难溶电解质和易溶电解质之间并无
的界限，溶解度小于
的称为难溶电解质，
离子相互反应生成
电解质，可以认为是完全反应。
在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度
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真正能进行到底？
AgCl在溶液中存在两个过程，一方面，在水分子作用下，少量
脱离AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的
受AgCl表面阴、阳离子的
，回到AgCl的表面析出
。一定温度下，AgCl饱和溶液建立下列动态平衡的反应式：AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq）
沉淀、溶解之间由于动态平衡的存住，决定了
反应不能完全进行到底。
3．溶解平衡的特征：
逆：溶解平衡是
一个
等：溶解速率和沉淀速率
定：平衡状态时，溶液中各种离子的浓度
动：动态平衡，溶解速率和沉淀速率是一个
变：当外界条件改变，溶解平衡____________________
注意：难溶强电解质的电离方程式用“＝”如：AgCl
，溶解平衡：AgCl（s）
Cl-（aq）＋Ag＋（aq）；
电离平衡：AgCl＝Cl-
＋Ag＋
影响平衡的因素：
影响因素
沉淀溶解平衡
电离平衡
内
因
电解
质
本
身
的
性
质
外因
温
度
温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动
温度升高正向移动
稀
释
向溶解的方向移动
正向移动
同离子效
应
加入相同离子，向生成沉淀的方向移动
逆向移动
二、溶度积（Ksp）
1.概念：
一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。
2.表达式：
对于沉淀溶解平衡MmAnmMn+(aq)+nAm-(aq)，参照电离平衡原理得平衡常数：
Ksp
=
3.溶度积规则：
比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Qc＞Ksp时
Qc＝Ksp时
Qc＜Ksp时
4.影响溶度积的因素：
Ksp
只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp
。
5.溶度积的物理意义：
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。
下表是几种难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较：
沉淀溶解平衡
Ksp（18～25℃）
溶解能力比较
AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq）
1.8×10-10mol2.L-2
AgCl>
AgBr
>
AgI
AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq）
5.0×10-13mol2.L-2
AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq）
8.3×10-17mol2.L-2
Mg(OH)2（s）Mg
2+（aq）＋2OH-（aq）
1.8×10-11mol3.L-3
Mg(OH)2
>
Cu(OH)2
Cu(OH)2（s）
Cu
2+（aq）＋2OH-（aq）
2.2×10-20mol3.L-3
合作探究:
知识点一 沉淀的溶解平衡
1．下列有关AgCl沉淀的溶解平衡说法正确的是( )
A．AgCl沉淀生成和沉淀溶解达平衡后不再进行
B．AgCl难溶于水，溶液中没有Ag＋和Cl－
C．升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大
D．向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶解度不变
2．下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是( )
A．反应开始时，溶液中各离子的浓度相等
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
在一定温度下，一定量的水中，石灰乳悬浊液存在下列溶解平衡：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，当
向此悬浊液中加入少量生石灰时，若温度不变，下列说法正确的是( )
A．溶液中Ca2＋数目减少
B．c(Ca2＋)增大
C．溶液中c(OH－)减小
D．c(OH－)增大
知识点二 溶度积
在100
mL
0.01
mol·L－1
KCl溶液中，加入1
mL
0.01
mol·L－1
AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl的
Ksp＝1.8×10－10
mol2·L－2)( )
A．有AgCl沉淀析出
B．无AgCl沉淀
C．无法确定
D．有沉淀但不是AgCl
5．下列说法正确的是( )
A．在一定温度下的AgCl水溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数
B．AgCl的Ksp＝1.8×10－10
mol2·L－2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)且Ag＋与Cl－浓度
的乘积等于1.8×10－10
mol2·L－2
C．温度一定时，当溶液中Ag＋和Cl－浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
对于难溶盐MX，其饱和溶液中M＋和X－的物质的量浓度之间的关系类似于c(H＋)·c(OH－)＝KW，存在等
式c(M＋)·c(X－)＝Ksp。一定温度下，将足量的AgCl分别加入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是( )
①20
mL
0.01
mol·L－1
KCl；
②30
mL
0.02
mol·L－1
CaCl2溶液；
③40
mL
0.03
mol·L－1
HCl溶液；
④10
mL蒸馏水；
⑤50
mL
0.05
mol·L－1
AgNO3溶液
A．①>②>③>④>⑤
B．④>①>③>②>⑤
C．⑤>④>②>①>③
D．④>③>⑤>②>①
巩固练习:
1．下列说法正确的是( )
A．在一定温度下AgCl水溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数
B．AgCl的Ksp＝1.8×10－10
mol2·L－2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)且Ag＋与Cl－浓度
的乘积等于1.8×10－10
mol2·L－2
C．温度一定时，当溶液中Ag＋和Cl－浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
AgCl和Ag2CrO4的溶度积分别为1.8×10－10
mol2·L－2和2.0×10－12
mol3·L－3，若用难溶盐在溶液中的浓度
来表示其溶解度，则下面的叙述中正确的是( )
A．AgCl和Ag2CrO4的溶解度相等
B．AgCl的溶解度大于Ag2CrO4的溶解度
C．两者类型不同，不能由Ksp的大小直接判断溶解能力的大小
D．都是难溶盐，溶解度无意义
在100
mL
0.10
mol·L－1的AgNO3溶液中加入100
mL溶有
2.08
g
BaCl2的溶液，再加入100
mL
溶有
0.010
mol
CuSO4·5H2O的溶液，充分反应。下列说法中正确的是( )
A．最终得到白色沉淀和无色溶液
B．最终得到白色沉淀是等物质的量的两种化合物的混合物
C．最终得到的溶液中，Cl－的物质的量为0.02
mol
D．在最终得到的溶液中，Cu2＋的物质的量浓度为0.01
mol·L－1
要使工业废水中的重金属Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋离子与这些离
子形成的化合物的溶解度如下：
化合物
PbSO4
PbCO3
PbS
溶解度/g
1.03×10－4
1.81×10－7
1.84×10－14
由上述数据可知，选用沉淀剂最好为( )
A．硫化物
B．硫酸盐
C．碳酸盐
D．以上沉淀剂均可
当氢氧化镁固体在水中达到溶解平衡Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)时，为使Mg(OH)2固体的量减
少，须加入少量的( )
A．MgCl2
B．NaOH
C．MgSO4
D．NaHSO4
往含I－和Cl－的稀溶液中滴入AgNO3溶液，沉淀的质量与加入AgNO3溶液体积的关系如图所示。则原
溶液中c(I－)/c(Cl－)的比值为( )
A．(V2－V1)/V1
B．V1/V2
C．V1/(V2－V1)
D．V2/V1
已知常温下：Ksp[Mg(OH)2]＝1.2×10－11
mol3·L－3，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10
mol2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝1.9×10
－12
mol3·L－3，Ksp(CH3COOAg)＝2.3×10－3
mol2·L－2。下列叙述正确的
A．等体积混合浓度均为0.2
mol·L－1的AgNO3溶液和CH3COONa溶液一定产生
CH3COOAg沉淀
B．将0.001
mol·L－1的AgNO3溶液滴入0.001
mol·L－1的KCl和0.001
mol·L－1的K2CrO4溶液中先产生
Ag2CrO4沉淀
C．在Mg2＋为0.121
mol·L－1的溶液中要产生Mg(OH)2沉淀，溶液的pH至少要控制在9以上
D．向饱和AgCl水溶液中加入NaCl溶液，Ksp(AgCl)变大
8．25℃时，已知下列三种金属硫化物的溶度积常数(Ksp)分别为：Ksp(FeS)＝6.3×10－18
mol2·L－2；Ksp(CuS)＝
1.3×10－36
mol2·L－2；Ksp(ZnS)＝1.6×10－24
mol2·L－2。下列关于常温时的有关叙述正确的是( )
A．硫化锌、硫化铜、硫化亚铁的溶解度依次增大
B．将足量的ZnSO4晶体加入到0.1
mol·L－1的Na2S溶液中，Zn2＋的浓度最大只能达到
1.6×10－23
mol·L－1
C．除去工业废水中含有的Cu2＋，可采用FeS固体作为沉淀剂
D．向饱和的FeS溶液中加入FeSO4溶液后，混合液中c(Fe2＋)变大、c(S2－)变小，但Ksp(FeS)变大
参考答案：
自主学习
、略
合作探究：1. C
2. B
3. A
4. A
5. C
6. B
巩固练习：1．C 2.C
3．B
4．A 5.D
6．C
7．C
8．C第三章
水溶液中的离子平衡章末检测
1．将下列物质溶于水，能够促进水的电离的是
( )
①NaHSO4 ②NaHSO3 ③CH3COOH
④CH3COONa ⑤NaHCO3 ⑥NaClO ⑦NH4HCO3
A．②④⑤⑥
B．④⑤⑥⑦
C．①②③
D．②④⑤⑥⑦
【答案】B
【解析】①NaHSO4电离出的H＋抑制水的电离。②HSO3－既水解又电离，但电离大于水解，呈酸性，抑制水的
电离。
2．常温时，以下4种溶液pH最小的是
( )
A．0.01
mol·L－1醋酸溶液
B．0.02
mol·L－1醋酸与0.02
mol·L－1
NaOH溶液等体积混合液
C．0.03
mol·L－1醋酸与0.01
mol·L－1
NaOH溶液等体积混合液
D．pH＝2的盐酸与pH＝12的NaOH溶液等体积混合液
【答案】A
【解析】B项，正好生成CH3COONa，呈碱性。C项，相当于CH3COOH和CH3COONa混合，CH3COO－抑制CH3COOH
的电离。D项，呈中性。
3．25
℃时，pH＝3的盐酸a
L分别与下列3种溶液充分混合后，溶液均呈中性：①c(NH3·H2O)＝10－3
mol·L－1的氨水b
L；②c(OH－)＝10－3
mol·L－1的氨水c
L；③c(OH－)＝10－3
mol·L－1的Ba(OH)2溶液d
L，试判断a、b、c、d的数量大小关系为
( )
A．a＝b＞c＞d
B．b＞a＝d＞c
C．b＞a＞d＞c
D．c＞a＝d＞b
【答案】B
【解析】若b＝a，pH＜7，现呈中性所以b＞a。若c＝a，pH＞7。现呈中性，所以c＜a。
4．25
℃时将水不断滴入0.1
mol·L－1的氨水中，下列变化的图像合理的是( )
【答案】A
【解析】B项，一水合氨的电离程度应逐渐增大。C项，导电性应减弱。D项c(OH－)应减小。
5．下列叙述正确的是
( )
A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a＞b
B．在滴有酚酞的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的
pH＜7
C．常温下，1.0×10－3
mol·L－1盐酸的pH＝3.0，1.0×10－8
mol·L－1盐酸的pH＝8.0
D．常温下，若1
mL
pH＝1的盐酸与100
mL
NaOH溶液混合后，溶液的
pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
【答案】D
【解析】A项，加水稀释，CH3COOH虽进一步电离，但pH仍增大，所以a＜b。B项，酚酞的变色范围为8～
10，所以当反应液呈无色时，pH＞7，C项，1.0×10－8
mol·L－1的盐酸pH应接近7。
6．已知HA的酸性比HB弱，在物质的量浓度均为0.1
mol·L－1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是
( )
A．c(OH－)＞c(HA)＞c(HB)＞c(H＋)
B．c(OH－)＞c(A－)＞c(B－)＞c(H＋)
C．c(OH－)＞c(B－)＞c(A－)＞c(H＋)
D．c(OH－)＞c(HB)＞c(HA)＞c(H＋)
【答案】A
【解析】A－的水解程度大于B－的水解程度。c(B－)＞c(A－)＞c(HA)＞
c(HB)。
7．以水为溶剂进行中和滴定的原理是：H3O＋＋OH－===2H2O。已知液态SO2和纯水的导电性相近，液态SO2也能发生电离：2SO2??SO32－＋SO2＋ ΔH＞0。下列叙述中错误的是
( )
A．若以液态SO2为溶剂，用SOCl2滴定Na2SO3，该滴定反应可以表示为：SO32－＋SO2＋===2SO2
B．液态SO2中有电离的存在，说明SO2在液态时转变为离子化合物
C．在一定温度下，液态SO2中c(SO32－)与c(SO2＋)的乘积是一个常数
D．适当升高温度，液态SO2的导电能力增强
【答案】A
【解析】A项，应为SOCl2＋SO32－===2SO2＋2Cl－。
8．现有常温下的四份溶液：①0.01
mol·L－1
CH3COOH溶液；②0.01
mol·L－1盐酸；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。下列说法正确的是( )
A．①中水的电离程度最小，③中水的电离程度最大
B．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：④最大
C．将四份溶液稀释相同倍数后，溶液的pH：③＞④，②＞①
D．将②、③混合，若pH＝7，则消耗溶液的体积：②＜③
【答案】B
【解析】A项，①中水的电离程度最大，②③④中水的电离程度一样大，C项中应①＞②，D项，若②③体
积相等，溶液呈碱性，若呈中性，则②＞③。
9．下列化学原理的应用，主要用沉淀溶解平衡原理解释的是
( )
①热纯碱溶液的洗涤油污能力强 ②误将钡盐[BaCl2、Ba(NO3)2]当作食盐混用后，常用0.5%的Na2SO4溶液解毒 ③溶洞、珊瑚的形成 ④碳酸钡不能作“钡餐”而硫酸钡则能 ⑤泡沫灭火器灭火的原理
A．②③④
B．①②③
C．③④⑤
D．①②③④⑤
【答案】A
【解析】①⑤是水解平衡原理。
10.
在t
℃时，Ag2CrO4(橘红色)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。又知AgCl的Ksp＝1.8×10－10。下列说法不正确的是( )
A．t
℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10－8
B．饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4不能使
溶液由Y点变为X点
C．t
℃时，Y点和Z点时Ag2CrO4的Ksp相等
D．t
℃时，将0.01
mol·L－1
AgNO3溶液滴入20
mL
0.01
mol·L－1
KCl和
0.01
mol·L－1
K2CrO4的混合溶液中，Cl－先沉淀
【答案】A
【解析】由图中数据可计算Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO42－)＝1.0×10－11，可知A项错误；在Ag2CrO4溶液
中加入K2CrO4，c(CrO42－)增大，则c(Ag＋)降低，而X点与Y点的c(Ag＋)相同，所以B项正确；Y点、Z点溶液的温度相同，则Ksp相同，C项正确；由AgCl的Ksp计算此条件下AgCl沉淀时的c(Ag＋)＝
mol·L－1＝1.8×10－8mol·L－1，由Ag2CrO4的Ksp计算c(Ag＋)＝mol·L－1＝3.2×10－5mol·L－1，可知Cl－优先沉淀，D项正确。
11．10
mL
0.1
mol·L－1氨水中
(1)加水。则以下各值减小的有________。
A．c(OH－)
B．c(NH3·H2O)
C．n(NH4＋)
D．n(NH3·H2O) E．n(OH－)
F．c(OH－)/c(NH3·H2O)
(2)加热，同学甲认为n(NH4＋)增大，同学乙认为n(NH4＋)减小，你估计甲的理由是：_____________________________________________________________
_________________________________________________________________。
乙的理由是：______________________________________________________
________________________________________________________________。
(3)如果把氨水液面上方的空气换成氨气，则氨水中的氢氧根离子浓度如何变化，为什么？_____________________________________________________。
【答案】(1)A、B、D
(2)甲：一水合氨的电离是一个吸热过程，温度升高，促进一水合氨水电离，n(NH4＋)增大
乙：氨水易挥发，温度升高氨气逸出，电离平衡左移，n(NH4＋)减小
(3)增大，氨气气压增大，NH3(g)＋H2O??NH3·H2O(aq)，NH3·H2O(aq)??NH4＋(aq)＋OH－(aq)平衡右移，碱性增强，pH增大
12．以下是25
℃时几种难溶电解质的溶解度：
难溶电解质
Mg(OH)2
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
溶解度/g
9×10－4
1.7×10－6
1.5×10－4
3.0×10－9
在无机化合物的提纯中，常利用难溶电解质的溶解平衡原理除去某些离子。例如：
①为了除去氯化铵中的杂质Fe3＋，先将混合物溶于水，再加入一定量的试剂反应，过滤结晶即可；
②为了除去氯化镁晶体中的杂质Fe3＋，先将混合物溶于水，加入足量的氢氧化镁，充分反应，过滤结晶
即可；
③为了除去硫酸铜晶体中的杂质Fe2＋，先将混合物溶于水，加入一定量的H2O2，将Fe2＋氧化成Fe3＋，调
节溶液的pH＝4，过滤结晶即可。
请回答下列问题：
(1)上述三个除杂方案都能够达到很好效果，Fe2＋、Fe3＋都被转化为________(填名称)而除去。
(2)①中加入的试剂应选择________为宜，其原因是___________________。
(3)②中除去Fe3＋所发生的总反应的离子方程式为________________________
_________________________________________________________________。
(4)下列关于方案③相关的叙述中，正确的是________(填字母)。
A．H2O2是绿色氧化剂，在氧化过程中不引进杂质，不产生污染
B．将Fe2＋氧化为Fe3＋的主要原因是Fe(OH)2沉淀比Fe(OH)3沉淀较难过滤
C．调节溶液pH＝4可选择的试剂是氢氧化铜或碱式碳酸铜
D．Cu2＋可以大量存在于pH＝4的溶液中
E．在pH>4的溶液中Fe3＋一定不能大量存在
【答案】(1)氢氧化铁 (2)氨水 不会引入新的杂质
(3)2Fe3＋(aq)＋3Mg(OH)2(s)===3Mg2＋(aq)＋2Fe(OH)3(s) (4)ACDE
【解析】①中为了不引入杂质离子，应加入氨水使Fe3＋沉淀，而不能用NaOH溶液。②中根据溶解度表可知
Mg(OH)2易转化为Fe(OH)3，因此在MgCl2溶液中加入足量Mg(OH)2除去Fe3＋，然后将沉淀一并过滤。③中利用高价阳离子Fe3＋极易水解的特点，据题意可知调节溶液的pH＝4可使Fe3＋沉淀完全，为了不引入杂质离子，可使用CuO、Cu(OH)2、CuCO3等。
13．溶液中的化学反应大多是离子反应。根据要求回答下列问题。
(1)盐碱地(含较多Na2CO3、NaCl)不利于植物生长，试用化学方程式表示：
盐碱地产生碱性的原因：__________________________________________；
农业上用石膏降低其碱性的反应原理：_______________________________。
已知水存在如下平衡：H2O＋H2O??H3O＋＋OH－，向水中加入NaHSO4固体，水的电离平衡向________
移动，且所得溶液显________性。
若取pH、体积均相等的NaOH溶液和氨水分别用水稀释m倍、n倍，稀释后pH仍相等，则m________(填
“＞”、“＜”或“＝”)n。
(4)常温下，在pH＝6的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中水电离出来的c(OH－)＝________。
(5)在下图中画出用0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
mol·L－1盐酸的滴定曲线示意图。
【答案】(1)Na2CO3＋H2O??NaHCO3＋NaOH Na2CO3＋CaSO4??CaCO3＋Na2SO4 (2)逆反应方向 酸 (3)＜
(4)1×10－8
mol·L－1 (5)如图
[对突跃大小不作要求，曲线必须过点(0，1)、(20，7)曲线须在pH＝13以下]
【解析】(1)碳酸钠水解显碱性，石膏的主要成分是硫酸钙，硫酸钙与碳酸钠反应生成硫酸钠和碳酸钙沉淀，
降低了碳酸根离子的浓度，进而降低了碱性；(2)NaHSO4是强酸的酸式盐，完全电离产生氢离子，相当于强酸，对水的电离起抑制作用，其水溶液显酸性；(3)氨水是弱碱，稀释过程中电离程度增大，若取pH、体积均相等的NaOH溶液和氨水分别加水稀释后pH仍相等，则氨水的稀释程度较大；(4)溶液中的氢氧根离子由水电离，根据离子积常数和溶液的pH，求出c(OH－)＝1.0×10－8
mol·L－1；(5)滴定曲线的起点pH＝1，当氢氧化钠溶液的体积为20.00
mL时pH＝7，且在20.00
mL前后很小的区间内发生突变。
14．维生素C是一种水溶性维生素(其水溶液呈酸性)，它的分子式是C6H8O6，人体缺乏这种维生素会得坏血症，所以维生素C又称抗坏血酸。维生素C在空气中易被氧化，新鲜的水果、蔬菜、乳制品中都富含维生素C。某校课外活动小组测定了某牌子的软包装橙汁中维生素C的含量。下面是测定实验分析报告。
[测定目的]测定××牌软包装橙汁中维生素C的含量。
[测定原理]C6H8O6＋I2―→C6H6O6＋2H＋＋2I－。
[实验试剂]测定样品中维生素C的指示剂________(填名称)，浓度为7.50×10
－3mol·L－1标准碘溶液、
蒸馏水等。
[实验过程](1)洗涤仪器，检查滴定管是否漏液，润洗后装好标准碘溶液待用。
(2)打开橙汁包装，目测颜色：橙黄色；澄清度：好。用________(填仪器名称)向锥形瓶中移入20.00
mL待测橙汁，滴入1～2滴指示剂。
(3)用左手控制滴定管的________(填部位)，右手摇动锥形瓶，眼睛注视________________，直到滴定终点。滴定至终点的现象是________________________________________________________________。
[数据记录与处理](请在下面空白处设计数据记录和数据处理的表格，不必填数据。)
若经数据处理，滴定中消耗标准碘溶液的体积是15.00
mL，则此橙汁中维生素C的含量是________mg·L－1。
[问题讨论]滴定时能否剧烈摇动锥形瓶？________(填“能”或“否”)，为什么？_____________________________________________________________
_______________________________________________________________。
【答案】[实验试剂]淀粉溶液
[实验过程](2)酸式滴定管(或移液管) (3)活塞(或旋塞) 锥形瓶内溶液颜色变化 溶液由无色变蓝色且半分钟内不褪色
[数据记录与处理]数据处理表格
滴定次数
待测橙汁体积
标准碘溶液的体积
平均值
滴定前刻度
滴定后刻度
实际体积
第一次
第二次
990
[问题讨论]否 因为维生素C易被空气中O2氧化，影响测量准确度
【解析】用碘溶液来滴定维生素C的含量，故指示剂选用淀粉溶液。由测定原理中的化学方程式可得，维生素C的含量是：×176×103
mg·mol－1＝990
mg·L－1。盐类水解的实质和规律
教学目标
知识与技能：
1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解
2、理解盐类水解的实质
3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式
过程与方法：
1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质
3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。
情感态度与价值观：培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育
教学重点：盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。
教学难点：盐类水解方程式的书写和分析。
教学过程：
【科学探究】1、选择合适的方法测试下表所列盐溶液（可酌情替换、增加）的酸碱性
2、根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中盐按强酸强碱盐、强酸弱酸盐、强碱弱酸盐分类
盐溶液
NaCl
Na2CO3
NaHCO3
NH4Cl
酸碱性
中性
碱性
碱性
酸性
盐类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
盐溶液
Na2SO4
CH3COONa
(NH4)2SO4
酸碱性
中性
碱性
酸性
盐类型
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
3、分析上述实验结果，归纳其与盐的类型间的关系，并从电离平衡的角度寻找原因
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
【引入】我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显
酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。
【板书】
第三节
盐类的水解
一、探究盐溶液的酸碱性
【问】由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？
【板书】强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性
强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性
强酸强碱盐的水溶液，呈中性
【过渡】下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。
【思考与交流】根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作
用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
NaCl溶液
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
C（H＋）和C（OH－）相对大小
C（H＋）＝C（OH－）
C（H＋）＞C（OH－）
C（H＋）＜C（OH－）
溶液中的粒子
Na+、Cl-、H+、OH-、H2O
NH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2O
CH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH
有无弱电解质生成
无
有
有
相关化学方程式
H2OH+＋OH-NaCl
＝Na+
+
Cl-
H2OH+＋OH-NH4++
OH-
NH3·H2O
H2OH+＋OH-CH3COO-
+
H+
CH3COOH
【讲】请同学们讨论一下第一个问题，为什么CH3COONa水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化钠都是盐，是强
电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即[H+]<[OH-],氯化铵溶液显酸性，即[H+]>[OH-]
【板书】二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
【讲】CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。）
【投影】CH3COONa
═
CH3COO-
+
Na+………⑴
【问】把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？
【投影】
H2O
H+
+
OH-………⑵
【讲】我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可
逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
【投影】CH3COO-
+
H+
CH3COOH………⑶
【讲】把⑴⑵⑶式联立，可得到
【投影】水解方程式：CH3COONa
+
H2O
CH3COOH
+
NaOH
【讲】这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。把上述化学方程式改写成离子
方程式。
【投影】CH3COO-
+
H2O
CH3COOH
+
OH-
【讲】随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。醋
酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
【投影】1、弱酸强碱盐，水解显碱性
CH3COONa
=
CH3COO
+
Na+
+
H2O
H+
+
OH
?
?
CH3COOH
CH3COONa
+
H2OCH3COOH
+
NaOH
CH3COO
+
H2OCH3COOH
+
OH
【思考与交流】NH4Cl溶液中存在那些电离和电离平衡？溶液中那些离子间相互作用使溶液呈酸性？
【投影】2、强酸弱碱盐水解
NH4Cl
=
NH4+
+
Cl
+
H2O
OH
+
H+
NH3·H2O
NH4Cl
+
H2O
NH3·H2O
+
HCl
NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
【讲】大家要注意一个，就是我们以前就学过的，可逆反应是不能进行彻底的。由上可知，强碱弱酸盐水
解使溶液显碱性，强酸弱碱盐水解使溶液显酸性。但强酸强碱盐会发生水解吗？
不会！
【讲】说得好！是不会。因为强酸强碱盐所电离出来的离子都不会和水电离出来的H+或OH-发生反应，比
如NaCl，电离出来的Na+和Cl-都不会与水电离出来的H+或OH-反应。那么，弱酸弱碱盐又是什么情况呢？
【投影】3、强酸强碱盐：不水解
弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
【讲】根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么
规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？
【板书】1、盐类水解(hydrolysis
of
salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱
电解质的过程中。
【讲】在溶液中盐电离出来的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。在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
【板书】2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应
酸
+
碱
盐
+
水
【讲】通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻
底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。
【问】盐类水解过程中，水的电离程度有何变化？
增大
【讲】可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。
【板书】3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离
【讲】盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。
【讲】CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和强碱NaOH生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。
【板书】4、盐类水解的类型及规律
【讲】由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-，
弱酸根的盐，常会发生水解。NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3·H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+
或
OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。
【板书】(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
【讲】强碱弱酸盐水解显碱性，强酸弱碱盐水解显酸性，强酸强碱盐不水解显中性。弱酸弱碱盐水解后溶
液的酸碱性由水解所生成的酸、碱相对强弱决定。
【板书】(2)
组成盐的酸越弱，水解程度越大
【讲】例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和
HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。
【投影】酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3
【板书】(3)
同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。
(4)
弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性
【问】请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？
【板书】5、盐类水解离子方程式的书写
【讲】一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离
子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。
【讲】盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微
弱的，盐类水解不写==，而用“”
【板书】(1)
写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋
，阴离子水解生成OH―
；阴阳离子都水解，
生成弱酸和弱碱。
【讲】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；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程
式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体，
【投影】以CO32―
为例，的水解的离子方程式：
CO32―
+H2O
HCO3―
+OH―
(主要)
HCO3―
+H2O
H2CO3
+OH―
(次要)
Al3＋
水解的离子方程式：Al3＋+3H2OAl(OH)3
+3H＋
【板书】(2)
注意的问题：
水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”
符号。
（Al2S3、Al2(SO4)3例外）
多元酸盐的水解是分步进行的。如：
CO32 +
H2OHCO3
+OH
HCO3
+H2O
H2CO3
+
OH
多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：
Cu2++2H2O
Cu(OH)2
+
2H+
Al3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H+
【讲】多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶
液显酸性。
【讲】些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，
使两种离子的水解趋于完全。例如，将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。这是由于混合前Al2(SO4)3溶液显酸性，Al3＋+3H2O
Al(OH)3
+3H＋
，NaHCO3溶液显酸性：HCO3―+H2O
H2CO3
+OH―
，混合后由于H＋+OH―
==
H2O
，使两个水解反应互相促进，使其水解反应互相促进，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，Al3＋+3HCO3―
==Al(OH)3↓
+3CO2
↑
【板书】(3)
双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。
【讲】在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。
【投影】能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O
，如果
促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O
，有“==”和“↑”和“↓”
书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋
与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2―
、CO32―
、HCO3―
；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。
【小结】各类盐水解的比较。
盐类
实例
能否水解
引起水解的离子
对水的电离平衡的影响
溶液的酸碱性
强碱弱酸盐
CH3COONa
能
弱酸阴离子
促进水电离
碱性
强酸弱碱盐
NH4Cl
能
弱碱阳离子
促进水电离
酸性
强碱强酸盐
NaCl
不能
无
无
中性
【随堂练习】
1、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按PH由小到大的顺序排列的是(
C
)
A、Na2CO3、NaHCO3
、NaCl
、NH4Cl
B、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C、(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S
D、NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3
【规律小结】水解造成的酸性没有弱酸的酸性强，水解造成的碱性不如弱碱的碱性强；盐所对应的酸越弱
水解造成的碱性越强；盐所对应的碱越弱，水解生成的酸的酸性越强
2、下列反应不属于水解反应生成或水解方程式不正确的是(D
)
HCl+H2OH3O+
+Cl―
ZnCl2
+H2OZn(OH)2
+2HCl
Na2CO3+H2OH2CO3
+2NaOH
Al2(SO4)3
+6H2O2Al(OH)3↓+3H2CO3
A、
B、
C、
D、全部
板书设计：
第三节
盐类的水解
一、探究盐溶液的酸碱性
强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性
强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性
强酸强碱盐的水溶液，呈中性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、盐类水解(hydrolysis
of
salts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质
的过程中。
2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应
酸
+
碱
盐
+
水
3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离
4、盐类水解的类型及规律：
(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
(2)
组成盐的酸越弱，水解程度越大
(3)
同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。
(4)
弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性
5、盐类水解离子方程式的书写
(1)
写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H+，阴离子水解生成OH-；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。
(2)
注意的问题：
水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”
符号。
（Al2S3、Al2(SO4)3例外）
多元酸盐的水解是分步进行的。
多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，
(3)
双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。
教学回顾：
通过实验验证盐溶液的酸碱性，并从表观现象出发，引导学生根据溶液酸碱性与溶液中H+、OH–浓度的关系这一核心思路，综合应用第1
节的知识和弱电解质电离平衡的知识，分析溶液中各种离子间的相互作用，探究盐类水解的原理，这样既能巩固所学知识，又能有效地扩展知识，使学生发生认识上的飞跃。本节课的学习目标是让学生明确盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律，会判断盐溶液的酸碱性，并能正确的书写盐类水解的离子方程式。
中和
水解
中和
水解难溶电解质的溶解平衡
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
【答案】B
【解析】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．下列说法正确的是
( )
A．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
B．不溶于水的物质溶解度为0
C．绝对不溶解的物质是不存在的
D．某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
【答案】C
3．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
【答案】D
【解析】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，AgCl的溶解度减
小。故A、B、C均不正确。
4．在有固态CaCO3存在的饱和溶液中，存在着如下平衡CaCO3(s)? ?Ca2＋(aq)＋CO32－(aq)，加入下列溶液能使CaCO3质量增加的是
( )
A．CaCl2溶液
B．KNO3溶液
C．NH4Cl溶液
D．NaCl溶液
【答案】A
【解析】加入KNO3溶液和NaCl溶液相当于加入了H2O，使平衡向右移动，使CaCO3质量减少；加入NH4Cl溶
液，由于NH4＋水解显酸性，消耗了CO32－，使平衡向右移动促进了CaCO3的溶解；而加入CaCl2溶液，增大了钙离子的浓度，使平衡左移，使CaCO3质量增加。
5．25
℃时，在含有大量PbI2的饱和溶液中存在着平衡PbI2(s)? ?Pb2＋(aq)＋2I－(aq)，加入KI溶液，下列说法正确的是
( )
A．溶液中Pb2＋和I－浓度都增大
B．溶度积常数Ksp增大
C．沉淀溶解平衡向右移动
D．溶液中Pb2＋浓度减小
【答案】D
【解析】加入KI溶液时，溶液中c(I－)增大，使PbI2的沉淀溶解平衡逆向移动，因此溶液中c(Pb2＋)减小，
但由于溶液温度未发生改变，故PbI2的溶度积常数Ksp不发生变化。
6．蛇纹石可以看作由MgO、Fe2O3、Al2O3、SiO2组成。由蛇纹石制取碱式碳酸镁的实验步骤如下：
(1)蛇纹石加盐酸溶解后，溶液里除了Mg2＋外，还含有的金属离子是________。
(2)进行Ⅱ操作时，控制溶液pH＝7～8。有关氢氧化物沉淀的pH见下表：
氢氧化物
Fe(OH)3
Al(OH)3
Mg(OH)2
开始沉淀pH
1.5
3.3
9.4
Ca(OH)2不能过量，若Ca(OH)2过量可能会导致________溶解，________沉淀。
【答案】(1)Fe3＋、Al3＋ (2)Al(OH)3 Mg(OH)2
7．已知氨水与醋酸的电离程度在同温同浓度下相等，溶有一定量氨的氯化铵溶液呈碱性。现向少量的Mg(OH)2悬浊液中，加入适量的饱和氯化铵溶液，固体完全溶解。甲同学的解释是：
Mg(OH)2(s)? ?Mg2＋＋2OH－①
NH4＋＋H2O? ?NH3·H2O＋H＋②
由于NH4＋水解显酸性，H＋与OH－反应生成水，导致反应①的平衡右移，沉淀溶解；乙同学的解释是：
Mg(OH)2(s)? ?Mg2＋＋2OH－③
NH4＋＋OH－?
?NH3·H2O
④
由于NH4Cl电离出的NH4＋与Mg(OH)2电离出的OH－结合，生成了弱电解质NH3·H2O，导致反应③的平衡右移，Mg(OH)2沉淀溶解。
丙同学不能肯定哪位同学的解释合理，于是选用下列一种试剂，来证明甲、乙两位同学的解释只有
一种正确，他选用的试剂是________(填字母)。
A．NH4NO3
B．CH3COONH4
C．Na2CO3
D．NH3·H2O
(2)请你说明丙同学作出该选择的理由__________________________________
_________________________________________________________________。
(3)丙同学将所选试剂滴入Mg(OH)2的悬浊液中，Mg(OH)2溶解；由此推知，甲和乙哪位同学的解释更合理？________(填“甲”或“乙”)；NH4Cl饱和溶液使Mg(OH)2悬浊液溶解的离子方程式是_______________________________________________________________________________________________。
【答案】(1)B (2)CH3COONH4溶液呈中性；滴入Mg(OH)2悬浊液，若Mg(OH)2不溶，则甲同学解释正确
(3)乙 Mg(OH)2＋2NH4＋??Mg2＋＋2NH3·H2O
【解析】甲乙解释的区别在于，甲认为是NH4＋的水解导致Mg(OH)2沉淀溶解，乙认为是由于NH4＋被电离出来，
导致Mg(OH)2沉淀溶解。由于任何盐在溶液中都能够发生电离，所以只要找出一种NH4＋的盐溶液，其中NH4＋不发生水解，或其水解可以被抵消，即可鉴别出。
由一水合氨和醋酸的电离程度在同温同浓度下相等，可知由CH3COONH4电离出的NH4＋可以认为是不发生水解，当将CH3COONH4加入Mg(OH)2悬浊液中，若乙的解释对，则Mg(OH)2应该溶解，若甲的解释对，Mg(OH)2不溶解。盐类水解的实质和规律
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
【答案】C
【解析】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．“84消毒液”在日常生活中被广泛使用。该消毒液无色，pH大于7，对某些有色物质有漂白作用。你认为它可能的有效成分是
( )
A．SO2
B．Na2CO3
C．KMnO4
D．NaClO
【答案】D
3．对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是
( )
A．H····
B．26Fe3＋
C.
D．CHHHCOO－
【答案】C
【解析】HCl抑制水的电离，Fe3＋、CH3COO－都促进水的电离。
4．在下列各微粒中，能使水的电离平衡向电离的方向移动，且使溶液的pH＞7的是
( )
A.
B．HCO3－
C．HSO4－
D．26X3＋
【答案】B
【解析】首先判断A的微粒是Al3＋，D的微粒是Fe3＋，Al3＋、Fe3＋能结合水电离出的OH－，使水的电离平
衡向电离的方向移动，但溶液显酸性，pH<7，因而不合题意；HCO3－与H2O电离出来的H＋结合为H2CO3，使水的电离平衡向电离的方向移动，并且使溶液呈碱性：HCO3－＋H2O??H2CO3＋OH－，选项B符合题意。HSO4－能完全电离，为溶液提供H＋，使水的电离平衡向离子结合的方向移动，使溶液呈酸性，选项C不合题意。
5．0.1
mol·L－1
NaHCO3溶液的pH最接近于
( )
A．5.6
B．7.0
C．8.4
D．13.0
【答案】C
【解析】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。
6．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
【答案】B
【解析】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10－9
mol·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＝10－5
mol·L－1，故＝＝10－4，即a＝10－4b。
7．下列各反应的化学方程式中，属于水解反应的是
( )
A．HCO3－＋H2O??CO32－＋H3O＋
B．H2O＋H2O??H3O＋＋OH－
C．CO2＋H2O??H2CO3
D．CO32－＋H2O??HCO3－＋OH－
【答案】D
【解析】A、B属于电离方程式，C属于化学反应方程式。D是水解离子方程式表示的水解反应。
8．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是
( )
①Na2CO3：CO32－＋2H2O??H2O＋CO2↑＋2OH－
②NH4Cl：NH4＋＋H2O??NH3·H2O＋H＋
③CuSO4：Cu2＋＋2H2O??Cu(OH)2＋2H＋
④NaF：F－＋H2O===HF＋OH－
A．①④
B．②③
C．①③
D．②④
【答案】B
【解析】①应为CO32－＋H2O??HCO3－＋OH－。④应用“??”。
9．将0.01
mol下列物质分别加入100
mL蒸馏水中，恢复至室温，所得溶液中阴离子浓度的大小顺序是(溶液体积变化忽略不计)
( )
①Na2O2 ②Na2O ③Na2CO3 ④NaCl
A．①＞②＞③＞④
B．①＞②＞④＞③
C．①＝②＞③＞④
D．①＝②＞③＝④
【答案】C
【解析】①、②溶于水，溶质都是0.02
mol，c(OH－)≈0.2
mol·L－1；③中碳酸根水解使得阴离子浓度稍大于
④。因此C正确。
10．室温下，0.5
mol·L－1相同体积的下列四种溶液①KCl、②FeCl3、③HF、④Na2CO3，其中所含阳离子数由多到少的顺序是
( )
A．④>①＝②>③
B．①>④>②>③
C．④>①>③>②
D．④>②>①>③
【答案】D
【解析】本题主要考查对强弱电解质及电离与水解主次矛盾的掌握情况，由于电解质在水中以电离为主，
水解是极其微弱的，所以四种物质中Na2CO3电离的阳离子数必为最多，HF为弱电解质，电离出的H＋必为最少，先排除B、C项，再观察KCl和FeCl3，如果只考虑电离，二者电离的阳离子数应相等，但Fe3＋存在水解且一个Fe3＋可水解生成三个H＋，导致其溶液中阳离子数增多，故选出D项。
11．CO2可转化成有机物实现碳循环：CO2CH3OHHCOOH……
(1)用离子方程式表示HCOONa溶液呈碱性的原因_____________________。
(2)常温下，将0.2
mol·L－1的HCOOH和0.1
mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH<7，说明
HCOOH的电离程度________HCOONa的水解程度(填“大于”或“小于”)。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是_________________________________________________________________。
【答案】(1)HCOO－＋H2O??HCOOH＋OH－
(2)大于 c(HCOO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
【解析】(2)溶液混合后为浓度相等的HCOOH和HCOONa，溶液显酸性，所以HCOOH??HCOO－＋H＋
的程度大于HCOO－＋H2O??HCOOH＋OH－，依据电荷守恒c(HCOO－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(Na＋)，可比较离子浓度大小。
12．室温下，pH＝2的某酸HnA(A为酸根)与pH＝12的某碱B(OH)m等体积混合，混合液的pH变为8。
(1)写出生成的正盐的分子式：________________________________________。
(2)该盐中存在着一种水解的离子，该离子的水解方程式为_________________________________________________________________。
(3)简述该混合液呈碱性的原因：_____________________________________
_________________________________________________________________。
【答案】(1)BnAm(或BA)
(2)Bm＋＋mH2O??B(OH)m＋mH＋
(3)酸与碱等体积反应，碱过量，则最后混合液中溶质是正盐BnAm与碱B(OH)m的混合物，呈碱性
【解析】pH＝2的酸HnA中c(H＋)与pH＝12的碱B(OH)m中c(OH－)相等，等体积混合后溶液pH＝8，表明
B(OH)m为弱碱，物质的量浓度相对较大，反应后碱过量，生成正盐BnAm或BA，其中弱碱阳离子Bm＋能发生水解反应：Bm＋＋mH2O??B(OH)m＋mH＋。
13．常温下，有两种溶液：
①0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液 ②0.
1
mol·L－1
CH3COONa溶液。
(1)溶液①的pH________7(填“＞”、“＜”或“＝”)，溶液中离子的电荷守恒的关系式是__________________________________________________。
(2)溶液②呈________性(填“酸”、“碱”或“中”)。其原因是_________________________________________________________________(用离子方程式和适当的叙述说明)。
(3)下列说法正确的是________(填序号)。
a．两种溶液中c(CH3COO－)都等于0.1
mol·L－1
b．两种溶液中c(CH3COO－)都小于0.1
mol·L－1
c．CH3COOH溶液中c(CH3COO－)小于CH3COONa溶液中c(CH3COO－)
【答案】(1)＜ c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
(2)碱 CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，CH3COO－水解显碱性 (3)b、c
【解析】(1)醋酸为酸，所以溶液①的pH小于7，满足电荷守恒，即c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)；(2)0.1
mol·L
－1
CH3COONa溶液为弱酸强碱盐，水解呈碱性，离子方程式为CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－；(3)水解和电离都是微弱的，所以两种溶液中c(CH3COO－)都小于0.1
mol·L－1，且CH3COOH溶液中c(CH3COO－)小于CH3COONa溶液中c(CH3COO－)。
14．A、B、C、D、E五种溶液分别是NaOH、NH3·H2O、CH3COOH、HCl、NH4HSO4中的一种。常温下进行下列实验：
①B、D均能与pH＝3的A溶液反应，当它们以等物质的量混合时均能恰好反应，反应后得到的溶液前
者呈酸性，后者呈中性；
②浓度均为0.1
mol·L－1C与D溶液等体积混合，溶液呈酸性。
回答下列问题：
(1)D是________，E是________；
(2)用水稀释0.1
mol·L－1B溶液时，溶液中随着水量的增加而减小的是________(填写序号)。
a.
b.
c．c(H＋)·c(OH－)
d．n(OH－)
(3)pH相同的等体积的两份溶液A和E，分别与镁粉反应，若最后仅有一份溶液中存在镁粉，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是________(填写序号)。
a．反应所需要的时间E>A
b．开始反应时的速率A>E
c．参加反应的镁粉物质的量A＝E
d．E溶液里有镁粉剩余
(4)将等体积、等物质的量浓度B和C混合后溶液，升高温度(溶质不会分解)溶液pH随温度变化如右图中________曲线(填写序号)。
(5)室温下，向0.01
mol·L－1
C溶液中滴加0.01
mol·L－1
D溶液至中性，得到的溶液中所有离子的物质的量浓度由大到小的顺序为_________________________________________________________________。
【答案】(1)NaOH CH3COOH (2)a (3)c (4)④ (5)c(Na＋)>c(SO42－)＞c(NH4＋)>c(OH－)＝c(H＋)
【解析】(1)根据步骤①可知，A应为HCl、B为NH3·H2O、D为NaOH，由②可知C应为NH4HSO4，剩余
的CH3COOH应为E。
(2)稀释氨水，减小，增大，c(H＋)·c(OH－)不变，n(OH－)增大。
(3)pH相同，体积相同的盐酸和CH3COOH溶液比较，CH3COOH的物质的量多，Mg应在盐酸中剩余，因为c(H＋)相同，速率开始相等。
(4)NH3·H2O、NH4HSO4等量混合生成(NH4)2SO4，升温NH4＋水解程度增大，所以pH下降。
(5)NaOH和NH4HSO4混合呈中性时，NaOH应稍过量，所以c(Na＋)＞c(SO42－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＝c(H＋)。(共20张PPT)
组织建设
3-2-2
溶液PH的计算
（2）水的电离是可逆的，存在电离平衡，它的逆反应为中和反应
一、水的电离
结论（1）水是极弱的电解质，它能微弱“自身”电离生成H+与OH-
H2O+H2O
H3O++OH-
1、水的电离方程式
(2)
注意点：
A、水的电离过程是吸热，升高温度，
Kw将增大
25℃时，Kw=c（H+）·c（OH-）
=1×10-14
B、水的离子积不仅适用纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液
Kw=c（H+）·c（OH-）
2、水的离子积常数Kw
(1)定义：在一定温度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘积是一个常数，用Kw表示
，叫做水的离子积常数。
(3
)影响因素：
A、酸、碱：温度不变，在纯水中加入酸或碱，均使水的电离左移
，
Kw不变
,α(H2O)
变小
B、温度
C、易水解的盐：
在纯水中加入能水解的盐，不管水解后显什么性，均促进水的电离，但只要温度不变，
Kw不变。
D、其他因素：
如：向水中加入活泼金属
二、溶液的酸碱性与pH值
1、定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性。
3、溶液的酸碱性与pH值的关系
酸性溶液：
c（H+）>c（OH—）
pH<7
中性溶液：
c（H+）=c（OH—）
pH=7
碱性溶液：
c（H+）
pH>7
2、表示方法：pH=
-
lg
c(H+)
注意：pOH
-----采用OH
-的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性
pOH
+
pH
==14
注意:pH=0
并非无H+，而是c（H+）=1mol/L，
pH=14
并非无OH
-，而是c（OH
-）=1mol/L
有关溶液pH的计算：
1、单一溶液的计算：
2、强酸、强碱的稀释：
例1、0.001
mol/L盐酸的pH
=____，加水稀释到原来的10倍，pH=___，加水到原来的103倍，pH
=___,加水到原来的104
倍pH=
_____,加水到原来的106倍，pH=______
例2、pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=_____，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=_______
3
4
6
9
8
pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=___，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=___
注意：pH=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
结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。
3、弱酸、弱碱的稀释
例3、pH=3HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_________；
pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围___________。
结论：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位；
4、两种pH值不同的同种强酸（碱）溶液等体积混合
例4、pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。
例5、pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值
结论：
1、两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3。
总结论：
两种强酸（碱）溶液等体积混合，溶液的pH值以原浓溶液的pH向7靠拢0.3个单位。
2、两种强碱溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3。
例8、0.1L
pH=2盐酸和0.1L
pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值。
例9、pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。
5、强酸、强碱溶液的混合
结论：1、pH1+
pH2<14的强酸强碱等体积混合后，pH混=
pH酸+0.3
2、pH1+
pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混=
7
3、pH1+
pH2>14的强酸强碱等体积混合后，
pH混=
pH碱-0.3
方法：1、先反应
2、按过量的计算，若酸过量，求c（H+），再算pH值。
若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值
五、弱酸强碱或强酸弱碱混合
例10、
（1）PH为12
的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈_____性
（2）PH为12
的氨水和PH为2
的盐酸等体积相混合，则混合液呈
____性
（3）PH为2
的盐酸和PH为12
的某碱等体积相混合，则混合液PH_______
（4）PH为12
的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相混合，则混合液PH
_____
（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合，则混合液PH
_____
己知X+Y=14，它们等体积相混合，混合液的PH值
。
己知X+Y<14，它们等体积相混合，混合液的PH值
____________。
己知X+Y>14，它们等体积相混合，混合液的PH值
____________。
（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合，则混合液PH
_____
1、某酸溶液的PH为2
，某碱溶液的PH为12
，两者等体积相混合后，有关PH值的变化正确的是（
）
A、大于7
B、小于7
C、等于7
D、三种都有可能
2、常温下一种PH为2
的酸溶液与一种PH为12
的碱溶液等体积相混合，对溶液的酸碱性的说法正确的是（
）
A、
若是二元强酸和一元强碱，混合液为酸性
B、
若是浓的强酸和稀的强碱，混合液中呈酸性
C、
若是浓的弱酸和稀的强碱，混合液呈碱性
D、若是强酸和强碱相混合，溶液反应后呈中性
D
D
练习：
3、同体积的PH为3
的盐酸、硫酸、醋酸和硝酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确的是（
）
A、
硫酸溶液中放出的氢气的量最多
B、
醋酸溶液中放出的氢气的量最多
C、
盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等
D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
BD
4、向体积均是1L，PH值也相等的盐和醋酸两溶液中加入表面积质量均相等的锌块，下列叙述可能正确的是（
）
A、
反应开始时，盐酸的速率比醋酸快
B、
反应过程中，醋酸的速率比盐酸快
C、
充分反应后，两者产生的氢气的体积可能相等
D、充分反应后，若有一种溶液中的锌有多余，则一定是盐酸的锌有余
BCD
5、酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同，加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图所示，则两者酸性较强的是（
）
加水体积
PH
HB
HA
HB
6、酸HA、HB、HC三溶液的物质的量浓度相同，体积也相同，测得它们的PH值分别为2、2.7、3，分别与足量的锌反应，产生的氢气的物质的量
，初始时，三者的反应速率
，反应过程中的平均速率
；
若三种酸的体积与PH值均相等时，分别加入足量的表面积和质量均相等的锌，初始时，三者的反应速率
，反应过程中的平均速率_________；充分反应后，产生的氢气的物质的量的大小关系
________，
相同溶液PH的计算
1．将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H＋)最接近于
( )
A．(10－8＋10－10)mol·L－1
B．(10－4＋10－6)mol·L－1
C．(10－8＋10－10)mol·L－1
D．2×10－10
mol·L－1
【答案】D
【解析】两溶液都是碱液，混合后总的c(OH－)接近0.5×10－4
mol·L－1，故c(H＋)会接近2×10－10
mol·L－1，故
选D。
2．已知100
℃时，0.01
mol·L－1
NaHSO4溶液中水电离的c(H＋)＝10－10
mol·L－1，该温度下将pH＝8的Ba(OH)2溶液V1
L与pH＝5
V2
L
NaHSO4溶液混合，所得溶液pH＝7，则V1∶V2为
( )
A．2∶9
B．1∶9
C．1∶1
D．1∶2
【答案】A
【解析】根据100
℃时，0.01
mol·L－1
NaHSO4溶液中水电离的c(H＋)＝10－10
mol·L－1，确定水的离子积为
1.0×10－12，该温度下将pH＝8的Ba(OH)2溶液V1L与pH＝5
V2
L
NaHSO4溶液混合，所得溶液pH＝7，溶液呈碱性，所以c(OH－)＝10－5
mol·L－1＝(10－4
V1－10－5
V2)/(V1＋V2)，则V1∶V2＝2∶9。
3．有人曾建议用AG表示溶液的酸度，AG的定义为AG＝lg[c(H＋)/c(OH－)]。下列表述正确的是
( )
A．在25
℃时，若溶液呈中性，则pH＝7，AG＝1
B．在25
℃时，若溶液呈酸性，则pH＜7，AG＜0
C．在25
℃时，若溶液呈碱性，则pH＞7，AG＞0
D．在25
℃时，溶液的pH与AG的换算公式为AG＝2(7－pH)
【答案】D
【解析】若溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，c(H＋)/c(OH－)＝1，AG＝0；若溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，
c(H＋)/c(OH－)＞1，AG＞0；若溶液呈碱性，c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)/c(OH－)＜1，AG＜0；D项AG＝lg[c(H＋)/c(OH－)]＝lgc(H＋)－lgc(OH－)，又pH＝－lgc(H＋)，c(OH－)＝1×10－14/c(H＋)，整理得AG＝2(7－pH)，D项对。
4．某温度下水的离子积KW＝10－13，在此温度下，将pH＝a的NaOH溶液Va
L与pH＝b的H2SO4溶液Vb
L混合，下列说法正确的是
( )
A．若所得混合液为中性，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶1
B．若所得混合液pH＝7，且a＋b＝12，则Va∶Vb＝100∶1
C．若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝1∶9
D．若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝101∶99
【答案】C
【解析】A项，c(OH－)＝10－1
mol·L－1，c(H＋)＝10－2
mol·L－b。若Va∶Vb＝1∶1，此时溶液呈碱性。B项，
＝10－6 ＝。C、D项，＝10－3，＝1∶9，C正确，D错误。
5．常温下，将10
mL
pH＝1的CH3COOH加水稀释至100
mL后，溶液的pH为
( )
A．2
B．2＜pH＜7
C．1＜pH＜2
D．无法判断
【答案】C
【解析】弱酸、弱碱在稀释过程中不仅有浓度的变化，还有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能
确定其pH的范围。
6．有关pH计算结果一定正确的是
( )
①强酸pH＝a，加水稀释到10n倍，则pH＝a＋n
②弱酸pH＝a，加水稀释到10n倍，则pH＜a＋n(a＋n＜7)
③强碱pH＝b，加水稀释到10n倍，则pH＝b－n
④弱碱pH＝b，加水稀释到10n倍，则pH＞b－n(b－n＞7)
A．①②
B．②③
C．③④
D．②④
【答案】D
【解析】①若无限稀释pH应接近7。③若无限稀释pH应接近7。
7．下列叙述正确的是
( )
A．用水稀释0.1
mol·L－1的氨水，则溶液中增大
B．pH＝3的盐酸和醋酸分别升高相同的温度，pH均不变
C．在等体积等pH的盐酸和醋酸两溶液中分别加入等质量的相同锌粒，若只有一种溶液中的锌粒有剩余，则该溶液一定是盐酸
D．两种氨水的物质的量浓度分别为c1和c2，pH分别为a和a＋1，则c2＝10
c1
【答案】C
【解析】A项，加水稀释时，n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，所以减小。B项，盐酸升温，
pH不变，但醋酸溶液升温电离度增大，pH减小。D项，溶液越稀，电离程度越大，若电离程度相同时，c2＝10c1，由于c1对应的NH3·H2O电离程度大，所以c2＞10c1。
8．①pH＝2的CH3COOH溶液；②pH＝2的H2SO4溶液；③pH＝12的氨水；④pH＝12的NaOH溶液。相同条件下，有关上述溶液的比较中，正确的是( )
A．水电离的c(H＋)：①＝②＝③＝④
B．将②、④溶液混合后，pH＝7，消耗溶液的体积：②＜④
C．等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应，生成H2的量：②最大
D．向10
mL上述四溶液中各加入90
mL水后，溶液的pH：③＞④＞①＞②
【答案】A
【解析】A项，由于c(H＋)＝c(OH－)，所以对水的抑制程度相同，c(H＋)水相同。B项，由于c(H＋)＝c(OH－)，
若pH＝7，体积②＝④。C项，由于CH3COOH继续电离，所以①放出H2最多。D项，pH应为③＞④＞②＞①。
9.
pH＝1的两种酸溶液A、B各1
mL，分别加水稀释到1
000
mL，其pH与溶液体积的关系如图，下列说法正确的是
( )
①若a＜4，则A、B都是弱酸
②稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液强
③若a＝4，则A是强酸，B是弱酸
④A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
A．①④
B．②③
C．①③
D．②④
【答案】C
【解析】①由于a＜4，稀释1
000倍，pH增加不到3个单位，所以A、B均为弱酸。②稀释后，B溶液中
c(H＋)大，所以B溶液的酸性强，③正确。④由于A、B两种酸的强弱不同，所以其物质的量的浓度也不同。
10．已知水在25
℃和95
℃时，其电离平衡曲线如图所示：
(1)则25
℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)。
(2)25
℃时，将pH＝8的NaOH溶液与pH＝5的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________。
(3)95
℃时，0.1
mol·L－1的NaOH溶液的pH是________。
(4)95
℃时，若100体积pH1＝a的某强酸溶液与1体积pH2＝b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则a、b之间的关系为________。
【答案】(1)A (2)10∶1 (3)11 (4)a＋b＝14
【解析】(1)A曲线c(H＋)·c(OH－)＝10－14。
(2)V1·10－6＝V2·10－5 ＝＝。(3)c(OH－)＝0.1
mol·L－1，c(H＋)＝＝10－11(mol·L－1)，所以pH＝11。(4)100×10－a＝1×10－(12－b)，则a＋b＝14。
11．(1)在温度t
℃时，某溶液中c(H＋)＝10－amol·L－1，c(OH－)＝10－b
mol·L－1，已知a＋b＝12，则t________25
℃(填“大于”、“小于”或“等于”)。
(2)常温下，向某Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH＝x的盐酸，测得混合溶液的部分pH如下表所示：
序号
氢氧化钡溶液的体积/mL
盐酸的体积/mL
溶液的pH
①
22.00
0.00
12
②
22.00
18.00
11
③
22.00
22.00
7
x＝________。Ba(OH)2溶液的物质的量浓度为__________________________。
(3)常温下，向100
mL
pH＝2的硫酸与硫酸钠的混合溶液中，加入300
mL
上述Ba(OH)2溶液，沉淀正好达最大量，此时溶液的pH________7(填“大于”、“小于”或“等于”)；原混合溶液中硫酸钠的物质的量浓度为________。
【答案】(1)大于 (2)2 5×10－3
mol·L－1 (3)大于 0.01
mol·L－1
【解析】(1)由于a＋b＝12＜14，所以该温度大于25
℃。(2)Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝10－2
mol·L－1，所以根
据③c(HCl)＝10－2
mol·L－1，所以x＝2，c[Ba(OH)2]＝＝5×10－3
mol·L－1。(3)n(OH－)＝0.3
L×10－2
mol·L－1＝3×10－3
mol，而n(H＋)＝10－3
mol，所以OH－剩余，pH大于7，n(H2SO4)＝＝5×10－4
mol。
n(Na2SO4)＝0.3
L×5×10－3
mol·L－1－5×10－4
mol＝10－3
mol
c(Na2SO4)＝＝0.01
mol·L－1。
12．(1)常温下，有pH为12的NaOH溶液10
mL，若将溶液分成两等份，其中一份加入水，另一份加入pH＝10的NaOH溶液，最终均将其溶液的pH变为11，则加入水与NaOH溶液的体积比为________。
(2)若向10
mL
pH为12的NaOH溶液中加入pH＝2的任意一元酸HR溶液V
mL，最终也将溶液的pH变为11，则V的取值范围是________。(设溶液的体积可以直接相加；计算结果保留到小数点后一位)
【答案】(1)9∶10 (2)V≤8.2
mL
【解析】(1)pH＝12的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－2
mol·L－1，pH＝10的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－4
mol·L
－1，pH＝11的氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－3
mol·L－1。
设加入水的体积为V水，pH＝10的氢氧化钠溶液的体积为V碱，由题意得：
＝10－3
mol·L－1，解得：V水＝45
mL。
＝
10－3
mol·L－1，
解得V碱＝50
mL，＝＝。
(2)若HR为强酸，由题意得：
＝
10－3
mol·L－1，
解得：V＝8.2
mL。
若HR为弱酸，弱酸电离的氢离子较少，故体积小于8.2
mL，综上得V≤8.2
mL。
13．25
℃时，若体积为Va、pH＝a的某一元强酸溶液与体积Vb、pH＝b的某一元强碱溶液混合，恰好中和，且已知Va＜Vb和a＝0.5
b，请填写下列空白：
(1)a值可否等于3(填“可”或“否”)________，其理由是
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)a值可否等于5(填“可”或“否”)________，其理由是
________________________________________________________________。
(3)a的取值范围是_________________________________________________。
【答案】(1)否 若a＝3，则b＝6，溶液呈酸性，与题意不符，故a≠3
(2)否 若a＝5，则c(H＋)a＝10－5
mol·L－1，则b＝10，c(OH－)b＝10－4
mol·L－1，＝＞1，不符合题意，故a≠5。
(3)＜a＜
【解析】(1)若a＝3，由a＝0.5
b，推得b＝6，由题设pH＝b的某一元强碱混合，与题设矛盾，故a≠3；(2)
若a＝5，则c(H＋)a＝10－5
mol·L－1，由a＝0.5b，推得b＝10，则c(OH－)b＝10－4
mol·L－1，根据题意酸碱恰好中和，有Vac(H＋)a＝Vbc(OH－)b，则Va/Vb＝c(OH－)b/c(H＋)a＞1，推得Va＞Vb，与题意Va＜Vb不符，故a≠5；(3)由于常温下碱溶液的pH大于7，根据a＝0.5b，可推知，a必定大于；当恰好中和时，Va＜Vb，c(OH－)b＜c(H＋)a，由于c(OH－)b＝10－14＋bmol·L－1、c(H＋)a＝10－a
mol·L－1，即得：－14＋b＜－a，将b＝2a代入，3a＜14，即a＜，综上＜a＜。(共17张PPT)
组织建设
3-3-1
盐类水解的实质和规律
[实验]用pH试纸检验下列溶液的酸碱性
(1)
Na2CO3
(2)
NH4Cl
(3)
NaCl
(4)
CH3COONa
(5)
Al2(SO4)3
(6)KNO3
(7)
(NH4)2SO4
(8)
Na2SO4
一、探究盐溶液的酸碱性
NaCl
、KNO3、Na2SO4溶液：
实验结果：
CH3COONa
、Na2CO3
溶液：
NH4Cl
、Al2(SO4)3
溶液：
显碱性
显酸性
显中性
强碱
弱酸盐
碱性
强酸
弱碱盐
酸性
强碱
强酸盐
中性
实验结果统计分析及推理：
测试对象
生成该盐的
盐
的类型
溶液
酸碱性
酸
碱
CH3COONa
CH3COOH
NaOH
Na2CO3
H2CO3
NaOH
NH4Cl
HCl
NH3
·
H2O
Al2(SO4)3
H2SO4
Al(OH)3
NaCl
HCl
NaOH
KNO3
HNO3
KOH
实验结果统计分析及推理：
测试对象
生成该盐的
盐
的类型
溶液
酸碱性
酸
碱
CH3COONa
CH3COOH
NaOH
Na2CO3
H2CO3
NaOH
NH4Cl
HCl
NH3
·
H2O
Al2(SO4)3
H2SO4
Al(OH)3
NaCl
HCl
NaOH
KNO3
HNO3
KOH
强碱
弱酸盐
碱性
强酸
弱碱盐
酸性
强碱
强酸盐
中性
【问题1】同样为盐溶液，Na2CO3、NaCl、NH4Cl三种溶液，却表现出不同的酸碱性，其根本原因是什么？与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？
【问题2】OH-与H+毫无疑问都来自于水的电离；按理说，由水电离出来的H+和OH-的物质的量浓度总是相等的，
即c(OH－)=c(H+)，为什么某些盐溶液中会出现不相等的情况呢？
【问题3】溶液中盐的离子是不是都参与了反应？具有什么样条件的离子才能反应，反应造成的结果是什么？
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
H2O
H+
+
OH_
CH3COONa
=
CH3COO_
+Na+
+
CH3COOH
CH3COO
+H2O
CH3COOH+OH_
CH3COONa
+
H2O
CH3COOH+NaOH
以CH3COONa为例——水溶液显碱性的原因：
离子反应方程式：
化学反应方程式：
NH4Cl
=
NH4+
+
Cl-
+
H2O
OH-
+H+
NH3.H2O
NH4+
+H2O
NH3.H2O
+
H+
NH4Cl
+H2O
NH3.H2O
+
HCl
离子反应方程式：
化学反应方程式：
以NH4Cl为例——水溶液显酸性的原因：
2、水解的实质
3、水解反应与中和反应的关系:
酸+碱
盐+水
中和
水解
破坏了水的电离平衡（促进水的电离）
有弱才水解，无弱不水解；
谁强显谁性，同强显中性。
1、盐类的水解定义
在溶液中盐电离出来的离子（弱酸根、弱碱根）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。
4、水解的酸碱性规律：
1)先找“弱”离子。
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。
3)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。
盐
+
水
酸
+
碱
弱离子
+
水
弱酸(or弱碱)
+
OH–
(
or
H+
)
5、盐类水解方程式的书写：
[思考]
1、Na2CO3溶液中存在哪些平衡？存在哪些离子、分子？
2、试分析下列物质溶于水时的酸碱性，写出对应的水解反应方程式（包括离子反应方程式）
FeCl3
：
CH3COONH4：
盐类水解方程式的书写：
（一）一元弱酸强碱盐
如：CH3COONa、NaF
化学方程式：
离子方程式：
CH3COONa+H2O
CH3COOH
+
NaOH
CH3COO–+
H2O
CH3COOH+OH–
化学方程式：
离子方程式：
NaF
+
H2O
HF
+
NaOH
F–
+
H2O
HF
+
OH–
（二）多元弱酸强碱盐
如：Na2CO3、
Na3PO4
离子方程式：
HCO3
–
+
H2O
H2CO3
+
OH
–
CO3
2–
+
H2O
HCO3
–
+
OH
–
(主)
(次)
？
（三）弱碱强酸盐水解
如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3
水解的离子方程式：
NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
Cu2+
+
2H2O
Cu(OH)2
+
2H+
Al
3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H+
（四）弱酸弱碱盐水解
如：CH3COONH4、（NH4）2CO3
CH3COO—+NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
CH3COOH
练习：
1、写出下列物质的水解反应离子方程式：
Na2S
AlCl3
2、比较pH均为5的硫酸溶液与Fe2（SO4）3溶液中水电离出来的H+、OH—是否相同？
练
习
1.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_
B
2.
下列溶液PH小于7的是（
）
A、溴化钾
B、
硫酸铜
C、硫化钠
D、硝酸钡
B
下列水解的离子方程式正确的(
)
A、CO32-
+
2H2O
CO2
↑+
2OH-
B、I-+H2O
HI+OH-
C、SO32-+2H2O
H2SO3+2OH-
D、Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+
D
物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是(
)
A、CaCl2
B、CH
3COONa
C、NH3
D、K2S
D
1.
下列溶液pH小于7的是
A、氯化钾
B、硫酸铜
C、硫化钠
D、硝酸钡
2.
下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A.
碳酸钾
B.
硫酸氢钠
C.
碳酸氢钠
D.
氯化铁
3.
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
–
4. 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是
A.
NH4+
、H
+
、OH
–、Cl
–
B.
Cl
–
、
NH4+
、H
+
、OH
–
C.
H
+、
Cl
–
、
NH4+
、OH
–
D.
Cl
–
、
NH4+
、
OH
–
、H
+
【课堂练习】弱电解质的电离及电离方程式的书写
学习目标：
1、掌握弱电解质的电离规律及其应用
2、掌握弱电解质的电离方程式的书写
3、电离常数
学习重难点：
弱电解质的电离和性质；运用弱电解质的电离解决实际问题。
自主学习
（一）、电解质与非电解质的区别
（1）电解质
非电解质
（2）电离
（3）判断电解质非电解质1.
Na
2.
Br2
3.CaO
4.Al2O3
5.
SO3
6.
H2S
7.
H2SO4
8.HCl
9.
HClO
10.
HF
11.
Ba(OH)2
12.
NH3 H2O
13.
NaCl
14.
BaSO4
15.
H2O
16.
C2H5OH
17.NH3
18、氨水19、盐酸
20、氯化钠溶液
属于电解质的有属于非电解质的有
是强电解质的是
弱电解质的是
（二）弱电解质的电离特点
1：实验探究比较盐酸、醋酸的电离程度，可供选择的试剂有5mol/LHCl、1mol/LCH3COOH、1mol/LHCl、
0.1mol/LCH3COOH，3mol/LHCl、0.5mol/LCH3COOH，0.01mol/LHCl、0.4mol/LCH3COOH、镁条
强电解质
弱电解质
选择试剂和体积
电离程度
反应前溶液的pH
1
3
与等质量等体积的镁条反应的剧烈程度，
最终产生H2体积以及所用的时间
V(H2)
V(H2)
(填<、>、=)t(HCl)
t(CH3COOH)
反应前酸溶液中存在的微粒
为减缓镁与盐酸的反应，又不影响生成H2体积的总量可以采用的方法是
①加浓度更大的盐酸
②加水
③加CH3COONa固体
④加MgO
⑤加Na2CO3固体
2．比较强、弱电解质
强电解质
弱电解质
电离程度
完全
部分
电离平衡
没有
有、可能
溶液中存在的微粒（水分子不计）
书写表达用“=”只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
书写表达用“”即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。
电离方程式举例
H2SO4====2H++SO42—CaCl2====Ca2++2Cl—
NH3·H2O
NH4++OH—H2S
H++HS—，HS—
H++S2—
实例
绝大多数的盐（包括难溶性盐例如BaSO4）；碱性氧化物MgO强酸：H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
HCOOH、CH3COOH、C6H5OH、H2C2O4、HClO、H2CO3、HF、H2S、Al(OH)3、NH3·H2O、
3.弱电解质的电离的书写表达形式3.弱电解质的电离的书写表达形式
（1）电离方程式的书写：强电解质用，弱电解质用。
（2）多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式：________________________________________________________________________，
________________________________________________________________________。
(3)多元弱碱电离方程式一步写成，如氢氧化铁电离方程式：
________________________________________________________________________。
①CH3COOH
②
NH3 H2O
③H2S
④
H2CO3
⑤
H3PO4⑥Mg(OH)2
4.阅读科学视野，思考电离平衡与化学平衡有何联系？
电离常数：叫做电离常数。
根据实验3-2和弱酸的电离常数，判断推测醋酸、碳酸和硼酸三种弱酸的相对强弱有几种方法？
多元弱酸的电离是分步进行的，试写出碳酸的分步电离的方程式，并写出电离常数的表达式。
思考:多元弱碱Al(OH)3的电离是分步的吗？
合作探究:
1．相同物质的量浓度的盐酸和醋酸，c(H+)（HCl）c(H+)
(CH3COOH
)
(填<、>、=);
电离程度HCl电离（填完全或部分）；CH3COOH
电离（填完全或部分）。
c(H+)=0.1mol/L的盐酸和醋酸，c(H+)（HCl）c(H+)
(CH3COOH
)(填<、>、=)。
c(HCl)c(CH3COOH
)
(填<、>、=)。
3.已知HF（氢氟酸）的酸性比HCN（氢氰酸）的酸性强。
（1)现有物质的量浓度和体积均相同的HF酸和HCN两种酸溶液，比较c(H+)（HF）c(H+)
(HCN)(填
<、>、=)。若前者溶液中离子数目为n1,后者溶液中离子数目为n2。下列关系正确是：
A．
n1=n2 B．
n1＞n2
C．
n1＜n2
D．c(F-)＜c(CN-)
（2）若HF酸和HCN溶液均为c(H+)=0.1mol/L，比较c(HF)c(HCN
)
(填<、>、=)。若要使
c(HF)=c(HCN
)需要加水的是
若将体积相同均为v，氢离子浓度均为c(H+)=0.1mol/L的盐酸、氢氟酸和氢氰酸三种溶液，氢离子浓度变为c(H+)=0.01mol/L，加水后的体积与V比较
V(HCl)=
,
V(HF)
V(HCN)
且加水量V(HF)
V(HCN)
(填<、>、=)
4.电离常数
叫做电离常数。
例如：醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性
一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如：CH3COOH
CH3COO—
+
H+
Ka=
写出NH3·H2O的电离平衡常数表达式
NH3·H2O
NH4+
+OH—
Kb=
注：①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与有关，不随改变而改变。
多元弱酸分步电离，酸性的强弱主要由第步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4
H+
+
H2PO4-
K1=
H2PO4-
H+
+
HPO42-
K2=
HPO42-
H+
+
PO43-
K3=
注：K1>>K2>>K3
思考1：
不用计算，判断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离常数大？
（1）20℃时，0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。
（2）10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。
思考2：
学完本节课，你能有几种方法证明CH3COOH为弱电解质？
巩固练习:
1．下列各组物质全部是弱电解质的是（
）。
（A）H2O、NH3·H2O、H3PO4、HF
（B）Cu(OH)2、CH3COOH、C2H5OH、CH3COONa
（C）H2SO3、Ba(OH)2、BaSO4
（D）H2SiO3、H2S、CO2
2．下列物质的水溶液中，除水分子外，不存在其它分子的是（
）。
（A）氨水
（B）石碳酸
（C）HNO3
（D）HClO
3．医院里用HgCl2的稀溶液作手术刀的消毒剂，HgCl2熔融时不导电，熔点低。HgS难溶于水，易溶于氯
化钠饱和溶液中。关于HgCl2的描述合理的是（
）。
（A）是难溶的共价化合物
（B）是离子化合物
（C）是一种强电解质
（D）是一种弱电解质
下列叙述正确的是（
）
①熔融氢氧化钠
、石墨棒
、盐酸溶液
、固体氯化钠中导电性能最差的是盐酸溶液
②.分别将
Cl2溶于水，CO2溶于水，Na2O溶于水所形成的溶液均导电，说明三者都是电解质。
③强电解质溶液的导电性比弱电解质溶液的导电性强
④可溶性的电解质形成的溶液一定比难溶性电解质形成的溶液的导电性强
⑤强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质导电能力强
⑥易溶于水的电解质一定是强电解质
⑦强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物。弱电解质主要是某些共价化合物。
A.
①
B.
③
C.
④
D.
⑦
5．下列物质容易导电的是（
双选
）。
（A）熔融的氯化钠
（B）硝酸钾溶液
（C）硫酸铜晶体
（D）无水乙醇
6．将0.1
mol·L-1的CH3COOH溶液稀释10倍，下列微粒浓度减小得最多的是（
）。
（A）CH3COO-
（B）OH-
（C）H+
（D）CH3COOH
7．浓度与体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量的碳酸钙固体（颗粒大小均相同）反应，下
列说法中正确的是（双选
）。
（A）盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
（B）盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率
（C）盐酸产生的二氧化碳气体比醋酸更多
（D）盐酸与醋酸产生的二氧化碳气体一样多
8．关于强电解质和弱电解质的区别，正确的叙述是（
）。
（A）强电解质溶液的导电性强于弱电解质溶液的导电性
（B）强电解质在溶液中的电离度大于弱电解质在溶液中的电离度
（C）强电解质在任何浓度的溶液中都100%以离子的形态存在，而弱电解质则大多数以分子的形态存在于溶液中
（D）在一般的浓度下，强电解质的一级电离是不可逆的，而弱电解质的电离是可逆的
9、能说明甲酸是弱酸的是（双选）
（A）．1mol/L的甲酸溶液的pH=2（c(H+)=0.01mol/L）
（B）．甲酸能与水任意比混溶
（C）．10mL1mol/L甲酸恰好与10mL1mol/LnaOH溶液完全反应
（D）．相同条件下，甲酸的导电性比NaOH溶液弱
参考答案：
自主学习
（一）、电解质与非电解质的区别
电解质：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物。非电解质：在水溶液和熔化状态下都不能导电
的化合物。叫非电解质
（2）电离在水溶液中或熔化状态下能够形成自由移动的离子的化合物。
（3）
属于电解质的有3.4.6.7.8.9.10.11.12.13.14.15
属于非电解质的有5.16.17
是强电解质的是3、7、8、11、13、14弱电解质的是6、9、10、12、15
（二）弱电解质的电离特点
强电解质
弱电解质
选择试剂和体积
1mol/LHCl，vL
1mol/LCH3COOH
，v
L
电离程度
完全电离
部分电离
反应前溶液的pH
1
3
与等质量等体积的镁条反应的剧烈程度，
反应开始时剧烈
比盐酸慢
最终产生H2体积以及所用的时间
V(H2)
=
V(H2)
(填<、>、=)t(HCl)
>
t(CH3COOH)
反应前酸溶液中存在的微粒（不考虑水）
H+,Cl-(极少量的OH-),H2O
H+,CH3COO-,CH3COOH,
,H2O
(极少量的OH-)
②③
合作探究:
c(H+)（HCl）>c(H+)
(CH3COOH
)，电离程度HCl完全电离，CH3COOH
部分电离
c(H+)=0.1mol/L的盐酸和醋酸，c(H+)（HCl）=c(H+)
(CH3COOH
)c(HCl)
)
（1）比较c(H+)（HF）>c(H+)
(HCN)
B．
（2）c(HF)),需要加水的是
HCN;加水后的体积与V比较
V(HCl)=10V
,
V(HF)
>10V
V(HCN)
>10V且加水量V(HF)
巩固练习：
1、A，2、C，3、D，4、D，5、AB，6、D，7、AD。8、D。9、AD难溶电解质的溶解平衡
教学目标
知识与技能：能应用化学平衡理论描述难溶电解质在水中的溶解平衡过程
过程与方法：
1、通过将“生成沉淀的离子反应”转化为“固体溶解的问题”来讨论
2、学会从不同的角度来重新认识和思考原有知识的方法
情感态度与价值观：
通过小组实验，激发学生求知欲和辩证统一的科学思想，学会探究、思考、合作交流和创
新；
2、通过对溶解平衡规律和方法的总结，体会事物变化丰富多彩的内在美；
教学重点：难溶电解质的溶解平衡
教学难点：难溶电解质的溶解平衡
教学过程：
【材料】：氯化钡有剧毒，对人的致死量为0.8
g，氯化钡的毒性主要是由Ba2+引起的。但做钡餐时却选择
使用硫酸钡。?
【问题设置】：能否改用碳酸钡做钡餐？?
【导入】：分析这类问题的关键是分析溶液中的离子的存在。能否产生Ba2+是能否产生毒性的关键。硫酸
钡和碳酸钡的主要区别是硫酸钡难溶于水和酸，不能溶解就不能产生Ba2+。而碳酸钡不溶于水但可溶于胃液中的盐酸，产生Ba2+，有剧毒。
【引入新课】
【演示实验】
向饱和NaCl溶液中加浓盐酸
【学生】
观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因
用初中学习的溶解度知识和高中学习的化学平衡理论。来分析产生NaCl几种情况，引入新课。
【学生】
思考回答
NaCl(s)
Na+(aq)
+
Cl-(aq)。加入浓盐酸Cl-浓度上升平衡左移，NaCl析出
【过渡】
可溶电解质既然存在溶解平衡，那么难溶电解质是否也存在溶解平衡？
【板书】
第四节
难溶电解质的溶解平衡
【讲述】我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl
溶液混合，生成白色沉淀AgCl：
如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。
【设问】Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？
【思考与交流】指导学生阅读P65-66，
【板书】一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？
【问题】
1、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？
【学生回答】：有
2、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？
【学生回答，教师强调】
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(生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存)。
【教师强调】
生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。
化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。
3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？如何表示？
【学生回答】：是
Cl－（aq）＋Ag＋（aq）
AgCl
(s)
4、什么情况下就到达溶解平衡？
【学生回答】：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，就到达溶解平衡。
【板书】（一）、难溶电解溶解平衡
1、概念：
在一定条件下，难溶电解质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）
2、表达式：如：
AgCl
(s)
Cl－（aq）＋Ag＋（aq）
【过渡】根据我们前面所学的知识，请同学们归纳出溶解平衡的特征。
【引导学生归纳并板书】
3、特征：动、等、定、变
【讲解】
溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当改变影
响平衡的一个条件，平衡就会发生移动。
练习2：书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式
【板书】：4、影响溶解平衡的因素：
【提问】：应该从那几方面去分析？
【板书】（1）内因：电解质本身的性质
【展开】：不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、
NaOH等，这些物质的溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，这些物质的溶解度在0.01克到0.1克之间，我们通常把它们称作微溶物质，有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、AgS等，这些物质的溶解度小于0.01克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。
【副板书】
难溶
微溶
易溶
0.01
0.1
m(g)
【板书】：
①、绝对不溶的电解质是没有的。
②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
根据前面所学知识大家一起来探讨影响溶解平衡的外界因素：
【板书】：
（2）外因：
【讲述】：通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强的影响。下面请同学们考虑浓度、温度对溶解平衡分别有什么影响？
【学生回答，教师总结板书】：
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
板书设计：
第四节
难溶电解质的溶解平衡
一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？
（一）、难溶电解溶解平衡
1、概念：
在一定条件下，难溶电解质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）
2、表达式：如：
AgCl
(s)
Cl－（aq）＋Ag＋（aq）
3、特征：动、等、定、变
4、影响溶解平衡的因素：
（1）内因：电解质本身的性质
（2）外因：
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
教学回顾：
这节课，以科学探究的内容为基础，理论分析穿插实验探究，是理论分析丰富、生动，如果仅限于教材，则显得理论空洞，分析缺少依据。为了能够调动学生积极性，激发学习兴趣，采用设计两个探究实验、发动学生质疑、讨论、展示交流等方式，创造了很好的讨论交流氛围，使学生在质疑合作中学到了新知识，掌握了学习方法，取得了比较好的教学效果。教师课堂教学行为发生变化，由“教”变成“导”、“点拨”，课堂变成了以学生为中心，教师组织课堂，是学生学习的促进者，培养了学生观察能力、总结归纳的表达能力、合作学习的意识等等。师生平等交流、诚信合作，是本节课的特色，互动中提高了课堂效率、使枯燥乏味的理论学习变得生动有趣。(共25张PPT)
组织建设
3-2-1
水的电离
复习巩固
1、溶液导电性强弱是由
________________________决定的。
溶液中自由移动离子浓度
2、水是不是电解质？
思考与交流
研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢
水是极弱的电解质
（正反应吸热）
H2O
H+
+
OH-
一、水的电离
1、水的电离
实验测定：25℃
C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
100℃
C(H+)
=
C(OH-)
=
1×10-6mol/L
思考：
既然一定温度下纯水中C(H+)和C(OH-)浓度是定值，那么乘积呢？
Kw
=C（H+）·C（OH-）
说明：1.常温（25℃
）Kw
=
1×
10-14
2.稀溶液
3.温度升高,
Kw变大
2、水的离子积(常数)：
定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH-浓度的乘积，用Kw表示。
温度
0℃
20℃
25℃
50℃
90℃
100℃
Kw
1.14×10-15
6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
3.8×10-13
1×10-12
问题与讨论
1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？
2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？
3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和C(OH-)是否相等？
4、100℃时，水的离子积为10-12，求C(H+)为多少？
5、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离出来的C(H+)什么关系？
加入酸：
增大
减少
平衡逆向移动
但Kw保持不变
H2O
H+
+
OH-
C(H+)
C(OH-)
加入碱：
减小
增大
平衡逆向移动
但Kw保持不变
H2O
H+
+
OH-
C(H+)
C(OH-)
升高温度：
平衡正向移动
C（H+）和C（OH-）都增大
Kw增大
（正反应吸热）
H2O
H+
+
OH-
二、影响水的电离平衡的因素
1、酸
2、碱
3、温度
抑制水的电离，Kw保持不变
升高温度促进水的电离，Kw增大
注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
1.重要规律：
在一定温度时,稀电解质溶液里C(H+)与C(OH-)的乘积是一个常数。
经科学实验进一步证明
C(稀)
≤1mol/L
例：25℃时，Kw=1×10-14
100℃时，Kw=1×10-12
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
2.关系(25℃)：
中性溶液：
酸性溶液：
碱性溶液：
注
意
①水溶液中H+与OH-始终共存
②酸性溶液：C(H+)>C(OH-)
;C(H+)越大酸性越强
③碱性溶液：C(H+);C(OH-)越大碱性越强
C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
C(H+)>C(OH-)
C(H+)>1×10-7mol/L
C(H+)C(H+)<1×10-7mol/L
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
3.溶液中C(H+)、C(OH-)的计算
例1：计算下列溶液中C(H+)与C(OH-)
(1)1×10-3mol/LHCl溶液
(2)0.05mol/LBa(OH)2溶液
解：
C(H+)=
由Kw
=
C(H+)·
C(OH-)，得
C(OH-)=
C(HCl)=1×10-3
mol/L
Kw
C(H+)
=
1×10-14
1×10-11
mol/l
=
1×10-3
mol/l
解：
C(0H-)=
由Kw
=
C(H+)·
C(OH-)，得
C(H+)=
2C[Ba(OH)2]=0.1
mol/L
Kw
C(OH-)
=
1×10-14
1×10-13
mol/l
=
0.1mol/l
例2：10mL10-4mol/LHCl,加水至100mL,此时溶液中
C(H+)=
mol/L；若加水至105mL,此时溶液中
C(H+)又是
10-5
接近10-7mol/L,略大于10-7mol/L
说明
①酸的溶液中C(H+)，以酸所电离出的H+浓度为准，若酸过度稀释，C(H+)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L
②碱的溶液中C(OH-)，以碱所电离出的OH-浓度为准，若碱过度稀释，(OH-)接近10-7mol/L,但略大于10-7mol/L
（2）常温下，浓度为1×10-5mol/l的NaOH溶液中，由水电离产生的C(OH-)是多少？
练习1.（1）常温下，浓度为1×10-5mol/l的盐酸溶液中，由水电离产生的C（H+）是多少？
(1)解：C水（H+）=C水（OH-）
=
1×10-9
mol/l
1×10-14
1×10-5
mol/l
=
Kw
C(H+)
=
(2)解：C水（OH-）=
C水（H+）
=
1×10-9
mol/l
1×10-14
1×10-5
mol/l
=
C(OH-)
=
Kw
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×10-9
mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
答：可能是酸性也可能是碱性
D、NH4Cl
C、NaHSO4
B、NaCl
A、NaOH
（2）常温下，某溶液中由水电离产生的C（H+）=10-9
mol/l，则此溶液有可能是（
）
2.（1）常温下，某溶液中由水电离产生的
C（H+）=10-6
mol/l，则此溶液有可能是（
）
D
AC
1、纯水在10℃和50℃的H+浓度，前者与后者的关系是（
）
A、前者大
B、后者大
C、相等
D、不能确定
B
【课堂练习】
2、下列微粒中不能破坏水的电离平衡的是（
）
A、H+
B、OH-
C、S2-
D、Na+
D
3、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（
）
A、CH3COONa
B、Na2SO4
C、NH4Cl
D、CH3COOH
A
4、某温度下纯水中C(H+)
=
2×10-7
mol/L，则此时溶液中的C(OH-)
=
___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+)
=
5×10-6
mol/L，则此时溶液中的C(OH-)
=
___________。
2×10-7
mol/L
8×10-9
mol/L
5、在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋
)和C(OH－)是多少
6、在常温下，
0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少
水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
=
C(H＋
)
7、在25
℃，在某无色溶液中由水电离出的C(OH-)=
1×10-13，一定能大量共存的离子组是（
）
NH4+
K+
NO3-
Cl-
NO3-
CO3
2
-
K+
Na+
K+
Na+
Cl-
SO42-
Mg2+
Cu2+
SO42-
Cl-
C
8、根据水的电离平衡H2O H++OH-
和下列条件的改变，填空：
升高30
℃
加入NaCl
加入NaAc
加入HCl
Kw
[OH-]变化
[H+]变化
水的电离平衡移动方向
改变条件
←
↑
↓
—
→
↓
↑
—
—
—
—
—
→
↑
↑
↑
9、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、[H+]
随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中
[H+]
＞[OH-]
C、水的电离常数K25
＞K35
D、水的电离是一个吸热过程
D
11、
25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中[H+]由大到小的排列顺序：①氨水
②NaOH
③盐酸
④醋酸
10、判断正误：
任何水溶液中都存在水的电离平衡。
任何水溶液中（不论酸、碱或中性）
，都存在Kw=10-14
。
某温度下，某液体[H+]=
10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。
√
×
×
③ 〉④ 〉① 〉②(共28张PPT)
组织建设
第三章
章末总结
化学平衡理论
§1
弱电解质的电离
强弱电解质→
弱电解质电离为
可逆→电离平衡→
电离常数
§4
难溶电解质的溶解平衡
难溶≠不溶→溶解平衡
应用：生成、溶解、转化
§2
水的电离和溶液
的酸碱性
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH
应用
§3
盐类的水解
水的电离平衡
＋弱电解质的生
成→盐类水解→水
解的应用(平衡移动)
深入
综合运用
本章知识结构
实践活动：测定
酸碱反应曲线
滴定实验操作
图示反应曲线
第三章重要知识点
第一节
1、强弱电解质的概念及其判断。
2、会写常见电解质的电离方程式
如：
CH3COOH、H2S、Cu(OH)2
H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3．H2O
3、会分析导电性和强弱电解质的关系。
4、影响电离平衡的因素。
化
合
物
电解质
非电解质
强电解质
弱电解质
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH…
大部分盐：
活泼金属的氧化物：
弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH
弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……
水：
大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外
非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……
一、电解质、非电解质
二、强、弱电解质的比较：
项目
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离
不
同
点
化合物类型
离子化合物、极性共价化合物
极性共价化合物
化学键
离子键、极性键（主要）
极性键（主要）
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆、不存在电离平衡
可逆、存在电离平衡
溶液中的微粒
水合离子
分子、水合离子
物质种类
强酸、强碱、大部分盐
弱酸、弱碱、水
第三章重要知识点
第二节
1、水的离子积常数Ｋw。
2、影响水的电离平衡的因素。
3、有关PH值的简单计算。
4、中和滴定。
一、水的电离和溶液的PH值
1、水的电离
水的离子积：
影响因素
KW
=
c（OH
—）·
c（H+）
(
25℃时，KW
=
1.0
×10
—14
)
温度：
酸：
碱：
可水解的盐：
T
↑，
KW
↑
抑制水的电离，
KW不变，PH
＜7
抑制水的电离，
KW
不变，
PH
＞7
促进水的的电离，
KW
不变
2、溶液的酸碱性和PH值
c（OH
—）＞c（H+）
碱性
PH
＞7
c（OH
—）＝c（H+）
中性
PH
=
7
c（OH
—）＜c（H+）
碱性
PH
＜7
—
l
g
c（H+）
水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。
（1）酸、碱溶液稀释后的pH变化
强酸
(pH＝a)
弱酸
(pH＝a)
强碱
(pH＝b)
弱碱
(pH＝b)
稀释
10n倍
pH＝a＋n
a＜pH＜a＋n
pH＝b－n
b－n＜pH＜b
3、pH的简单计算
特别提醒
①“无限稀释7为限”，无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。
②c(H＋)与c(OH－)的相对大小是判定溶液酸碱性的唯一标准，而根据溶液pH与7的相对大小来判断时，要看溶液的温度是否是常温(25
℃)。
(2).同强相混混合算
a．强酸与强酸混合求pH
b．强碱与强碱混合求pH
C.酸过量：
先求c(H＋)余＝
再求pH＝－lg[c(H＋)余]。
D.碱过量：
先求c(OH－)余＝
再求c(H＋)＝
，然后求pH。
规律总结
应用以上要点，可解决有关pH计算问题，在具体计算中还有以下技巧：
①若ΔpH(pH的差值)≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH混＝pH小＋0.3。
②若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH混＝pH大－0.3。
Ⅱ.两强相混看过量——强酸与强碱混合求pH
a．强酸与强碱恰好完全反应溶液呈中性，pH＝7。
c(H＋)酸·V(酸)＝c(OH－)碱·V(碱)。
3、中和滴定实验
1)查漏（用自来水）
滴定管是否漏水、旋塞转动是否灵活
2)洗涤
滴定管：先用自来水冲洗→再用蒸馏水清洗2~3次→然后用待装液润洗
锥形瓶：自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不能用待盛液润洗）
3)装液[滴定管中加入液体的操作]
量取一定体积未知浓度待测液于锥形瓶操作:向滴定管中装液→挤气泡→调液面→记下起始读数→放液→记录终点读数→滴入指示剂
滴定管中装入标准液→挤气泡→调液面→记下起始读数
4)滴定
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）
滴加速度先快后慢
视线注视锥形瓶中颜色变化
.滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数
.复滴2~3次
四、中和滴定指示剂的选择及误差分析
中和滴定原理原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
“恰好完全中和”与“溶液呈中性”两句话的区别
恰好完全中和，PH﹤7
溶液呈中性，碱肯定过量
HCl
+
NH3·H2O
=
NH4Cl
+
H2O
1mol
1mol
1mol
分析：
c酸v酸=c碱v碱
(一元酸和一元碱)
c酸、v碱
为定值，
v酸的值偏大，
c碱偏高；
v酸的值偏小，
c碱偏低；
用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
一、酸式滴定管
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管
（
）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠
（
）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（
）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（
）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（
）
偏高
偏高
偏高
偏高
偏低
导致盐酸被稀释，V酸偏大
V酸偏大
V酸偏大
V酸偏大
V始偏大
V末偏小
V酸偏小
二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗
2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（
）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（
）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（
）
9、指示剂滴加过多（
）
偏高
无影响
偏低
偏低
锥形瓶壁上残留NaOH，V酸偏大
导致NaOH的损失，V酸偏小
指示剂与NaOH反应，V酸偏小
NaOH的物质的量不变，V酸不变
三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗
（
）
11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（
）
偏低
偏低
导致NaOH被稀释，V酸偏小
所取NaOH物质的量偏小，V酸偏小
第三章重要知识点
第三节
1、盐类水解的本质
2、水解方程式书写
3、影响水解平衡移动的因素
4、溶液中粒子浓度大小的比较
一、盐类水解
1、实质：
2、规律：
3、影响因素
谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。
①温度：
②溶液酸碱性：
③浓度：
越稀越水解，越热越水解
盐电离出来的离子与水电离出来的H
+
或OH
—
结合，从而使
水的电离平衡发生移动的过程。
4、溶液中粒子浓度大小的比较
⑴．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c
(H＋)
>
c
(H2PO4-)
>
c
(HPO4
2-)
>
c
(PO4
3-)。
⑵．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，
c
(Na＋)
>
c
(CO3
2-)
>
c
(OH－)
>
c
(HCO3
-)。
⑶．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl
②CH3COONH4
③NH4HSO4
,
c
(NH4+)由大到小的顺序是③>①>②
⑷．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐(H2PO4-
、
HCO3
-)，要注意考虑电离与水解程度的相对大小。
5、溶液中的守恒关系
⑴、电荷守恒规律：
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、
HCO3
-、
CO3
2-
、OH－，但存在如下关系:
c
(Na＋)
＋
c
(H＋)
=
c
(HCO3
-)
＋c
(OH－)
＋
2c
(CO3
2-)
⑵、物料守恒规律：
电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：
c
(Na＋)
=
2[c
(S2－)
＋
c
(HS-)
＋
c
(H2S)]
⑶、质子守恒规律：
任何溶液中，由水电离产生的c
(H＋)=c
(OH－)
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H＋或OH－；
使溶液中c
(H＋)≠c
(OH－)，但由水电离产生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－离子能结合H＋
促进水解，所以溶液中：
c
(H＋)＜c
(OH－)，此时：c
(OH－)H
2O
=c
(OH－)
c
(H＋)
H
2O
=c
(H＋)＋
c
(HS－)
＋
2c
(H2S)，
故c
(OH－)=c
(H＋)＋
c
(HS－)
＋
2c
(H2S)，
第三章重要知识点
第四节
1、难溶电解质的溶解平衡
2、沉淀反应的应用
3、溶度积和溶度积规则
1、沉淀溶解平衡：
（1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子或分子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。
（2）特征：逆、等、动、定、变
（3）影响因素：
①内因：电解质本身的性质
a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
②外因：
a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加
入含有相同离
子的强电解质时，A的溶解平衡会被抑制。
2.溶度积和溶度积规则:
(1)、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度
幂之乘积为一常数.
3、沉淀反应的应用:
(2)、表达式：（MmAn的饱和溶液）
Ksp=[c(Mn+)]m
·
[c(Am-)]n
(3)、溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m
·
c(Am-)n
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
<
Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.
(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。
(2)、沉淀的溶解：
(3)、沉淀的转化：
侯氏制碱法原理：
NH3+NaCl+CO2+H2O=NaHCO3
+NH4Cl
溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。
这类反应发生的特点：
难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。
沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移
动盐类水解的影响因素及应用
1．室温下，将碳酸钠溶液加热至70
℃，其结果是
( )
A．溶液中c(CO32－)增大
B．水的电离程度不变
C．KW将变小
D．溶液的碱性增强
【答案】D
【解析】对于水解平衡CO32－＋H2O??HCO3－＋OH－，升温，平衡右移，c(CO32－)减小，水的电离程度增大，KW
变大，溶液的碱性增强。
2．在CH3COONa溶液里，加入下列物质使水解平衡向左移动，并且pH变大的是
( )
A．加入适量纯CH3COOH
B．加入少量NaCl固体
C．加入少量NaOH固体
D．加水稀释
【答案】C
【解析】CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。A项，加入CH3COOH，左移，pH变小。B项，加NaCl平衡不移动。
C项，加入NaOH，左移，pH变大。D项，加水稀释，右移，pH变小。
3．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO32－＋H2O??HCO3－＋OH－。下列说法正确的是
( )
A．稀释溶液，上述可逆反应平衡常数不变
B．通入CO2，溶液pH增大
C．加入NaOH固体，平衡向正反应方向移动
D．升高温度，不变
【答案】A
【解析】B项，通入CO2与OH－反应，右移，pH减小。C项，加入NaOH(s)左移，pH变大。D项，升温，右移，
增大。
4．向三份0.1
mol·L－1的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
【答案】A
【解析】本题考查盐类的水解及其影响因素。解题时应从盐类水解的实质入手。CH3COONa溶液中存在水解
平衡：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，加入的NH4NO3和FeCl3也都因水解显酸性，平衡向正向移动，则CH3COO－浓度减小；加入的Na2SO3水解显碱性，平衡逆向移动，故CH3COO－浓度增大。
比较下列溶液的pH(填“＞”、“＜”或“＝”)
(1)25
℃、1
mol·L－1
FeCl3溶液________80
℃、1
mol·L－1
FeCl3溶液；
(2)0.1
mol·L－1(NH4)2CO3溶液________0.1
mol·L－1
Na2CO3溶液；
(3)0.1
mol·L－1NH4Cl溶液________0.01
mol·L－1
NH4Cl溶液；
(4)0.1
mol·L－1Na2CO3溶液________0.1
mol·L－1
NaHCO3溶液。
【答案】(1)＞ (2)＜ (3)＜ (4)＞
6．下列说法正确的是
( )
A．将AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸干、灼烧，所得固体成分相同
B．配制FeSO4溶液时，将FeSO4固体溶于稀盐酸中，然后稀释至所需浓度
C．用加热的方法可以除去KCl溶液中的Fe3＋
D．洗涤油污常用热的碳酸钠溶液
【答案】D
【解析】A项，氯化铝溶液蒸干、灼烧后得到氧化铝，而硫酸铝溶液蒸干、灼烧后得到的仍是硫酸铝，不正
确；B项，所加酸应是稀硫酸，不能引入新杂质；C项，加热法不能除去Fe3＋。
7．下列哪组离子能在水溶液中大量共存
( )
A．K＋、CO32－、HS－、S2－、Al3＋、AlO2－
B．MnO4－、Na＋、SO42－、K＋、Cl－
C．SO42－、Ag＋、SO32－、S2－、AlO2－、K＋
D．Fe2＋、Cl－、H＋、NO3－
【答案】B
【解析】A中有能发生水解相互促进反应的离子，C中有能形成沉淀的离子，D中的Fe2＋、H＋、NO3－可发生
氧化还原反应。
8．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是
( )
A．CO32－＋H2O??HCO3－＋OH－用热的纯碱溶液清洗油污
B．Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋明矾净水
C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)??TiO2·xH2O↓＋4HCl制备TiO2纳米粉
D．SnCl2＋H2O??Sn(OH)Cl↓＋HCl配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠
【答案】D
【解析】纯碱溶液中由于CO32－的水解使溶液呈碱性，加热时水解程度增大，溶液中c(OH－)增大，清洗油污
能力增强，A对；明矾溶于水，Al3＋发生水解生成Al(OH)3胶体，能够吸附水中悬浮物，B对。D中加入NaOH溶液使水解平衡正向移动而使SnCl2变质。
9．相同温度相同物质的量浓度的六种溶液：①NaHCO3
②CH3COONa ③NaOH ④Ba(OH)2 ⑤NaHSO4
⑥H3PO4按pH由大到小的顺序是
( )
A．⑥⑤②①④③
B．⑥⑤①②③④
C．④③②①⑤⑥
D．④③①②⑥⑤
【答案】D
【解析】pH顺序为：二元强碱＞一元强碱＞水解显碱性的盐＞弱酸＞强酸。
10．下列各组物质混合后，再加热蒸干并在300
℃时充分灼烧至质量不变，最终一定能得到纯净物的( )
A．向FeSO4溶液中通入过量Cl2
B．向NaHCO3溶液中加入一定质量的Na2O2粉末
C．向NaI和NaBr混合溶液中通入过量Cl2
D．向NaOH溶液中加入过量AlCl3溶液
【答案】C
【解析】A项：发生变化FeSO4Fe2(SO4)3＋FeCl3，蒸干反应后的溶液，得到Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合
物，灼烧后得到Fe2(SO4)3和Fe2O3的混合物；B项：发生反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑、NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O，蒸干溶液并充分灼烧后，得到Na2CO3或Na2CO3和NaOH的混合物；C项：发生反应2NaI＋Cl2===2NaCl＋I2、2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2，蒸干溶液并灼烧后，Br2挥发，I2升华，最终得到NaCl；D项：发生反应AlCl3＋3NaOH(少量)===Al(OH)3↓＋3NaCl，由于AlCl3过量，反应后溶液中存在Al(OH)3、NaCl和AlCl3，蒸干溶液并充分灼烧后最终得到NaCl和Al2O3的混合物。
11．化合物SOCl2是一种液态化合物，沸点为77
℃。在盛有10
mL水的锥形瓶中，小心地滴加8～10滴SOCl2，可观察到剧烈反应，液面上有白雾生成，并有带刺激性气味的气体逸出。该气体可使滴有品红试液的滤纸褪色。轻轻振荡锥形瓶，等白雾消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于HNO3的白色凝乳状沉淀析出。
(1)根据上述实验，写出SOCl2和水反应的化学方程式：
_________________________________________________________________。
(2)AlCl3溶液蒸干灼烧得不到无水AlCl3，而用SOCl2与AlCl3·6H2O混合共热，可得到无水AlCl3，其原因是_______________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
__________________________________________________________________
【答案】(1)SOCl2＋H2O===SO2↑＋2HCl↑
(2)AlCl3水解生成易挥发的HCl而导致水解反应的进一步完成：
AlCl3＋3H2OAl(OH)3↓＋3HCl↑，当SOCl2与AlCl3·6H2O中结晶水作用，生成的HCl对AlCl3的水解起到了强烈的抑制作用，因而混合共热时可得无水AlCl3，所发生的反应为AlCl3·6H2O＋6SOCl2AlCl3＋6SO2↑＋12HCl↑
【解析】(1)紧紧抓住题中所述的几条信息：产生了能使品红试液褪色的气体；液面有白雾，有不溶于HNO3
的白色凝乳状沉淀等，可知SOCl2与水反应生成了SO2和HCl。
(2)因AlCl3·6H2O有水，而SOCl2能与水剧烈反应，生成HCl，会对AlCl3的水解起到强烈的抑制作用，从而能生成无水AlCl3。
12．在氯化铁溶液中存在下列平衡：FeCl3＋3H2O??
Fe(OH)3＋3HCl ΔH＞0。
回答下列问题：
(1)加热FeCl3溶液，溶液的颜色会不断加深，可得到一种红褐色透明液体，向这种液体中加入MgCl2溶液，产生的现象为_________________________。
(2)不断加热FeCl3溶液，蒸干其水分并灼烧得到的固体可能是________。
(3)在配制FeCl3溶液时，为防止浑浊，应加入________。
(4)为了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgCO3固体，过滤后再加入足量盐酸。MgCO3固体能除去Fe3＋的原因是__________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
【答案】(1)生成红褐色沉淀 (2)Fe2O3 (3)少许浓盐酸 (4)MgCO3促进了Fe3＋的水解，使Fe3＋转化为Fe(OH)3
沉淀而被除去
【解析】(1)加热FeCl3溶液，得到Fe(OH)3胶体，加入电解质MgCl2使胶体聚沉而得到红褐色沉淀。(2)加热
可促进盐类水解，由于HCl挥发，可使水解进行彻底，得到Fe(OH)3沉淀，Fe(OH)3受热分解，最终产物为Fe2O3。(3)为防止浑浊，应加入浓盐酸抑制FeCl3水解。(4)MgCO3与水解产生的H＋反应：MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋CO2↑＋H2O，使水解平衡正向移动，生成的Fe(OH)3在加热搅拌条件下发生聚沉，在过滤时Fe(OH)3和未反应的MgCO3一同被除去。
13．10
℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度(℃)
10
20
30
加热煮沸后冷却到50
℃
pH
8.3
8.4
8.5
8.8
甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO3－的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为___________________________________________
_________________________________________________________________。
乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3。
丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
(1)只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。试剂X是________。
A．Ba(OH)2溶液
B．BaCl2溶液
C．NaOH溶液
D．澄清的石灰水
(2)将加热后的溶液冷却到10
℃，若溶液的pH________(填“高于”“低于”或“等于”)8.3，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。
(3)查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150
℃，丙断言________(填“甲”或“乙”)判断是错误的，理由是_____________________________________
_________________________________________________________________。
【答案】HCO3－＋H2O??H2CO3＋OH－ 大于 (1)乙 B (2)等于 甲(或 高于 乙) (3)乙 常压下加热
NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150
℃
14．某化学研究性学习小组讨论Fe3＋和SO32－之间发生怎样的反应，提出了两种可能：一是发生氧化还原反应2Fe3＋＋SO32－＋H2O===2Fe2＋＋SO42－＋2H＋；二是发生水解相互促进反应2Fe3＋＋3SO32－＋6H2O===2Fe(OH)3(胶体)＋3H2SO3。为了证明是哪一种反应发生，同学们设计并实施了下列实验，请填写下列空白：
实验Ⅰ，学生选择的实验用品：Na2SO3浓溶液、BaCl2稀溶液、稀盐酸；试管若干、胶头滴管若干。从选择的药品分析，设计这个实验的目的是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
实验Ⅱ，取5
mL
FeCl3浓溶液于试管中，逐滴加入Na2SO3浓溶液，观察到溶液颜色由黄色变为红棕色，无气泡产生，无沉淀生成，继续加入Na2SO3浓溶液至过量，溶液颜色加深，最终变为红褐色。这种红褐色液体是________。向红褐色液体中逐滴加入稀盐酸至过量，可以观察到的现象是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
将溶液分成两等份，其中一份加入KSCN溶液，溶液变成血红色，反应的离子方程式为_______________________________________________________。
另一份加入BaCl2稀溶液，有少量白色沉淀生成，产生该白色沉淀的离子方程式是___________________________________________________________。
实验Ⅲ，换用稀释的FeCl3溶液和Na2SO3溶液重复实验Ⅱ，产生的现象完全相同。由上述实验得出的结论是
_________________________________________________________________。
若在FeCl3浓溶液中加入Na2CO3浓溶液，观察到红褐色沉淀并且产生无色气体，该反应的化学方程式是__________________________________________
_________________________________________________________________。
从形式上看，Na2CO3和Na2SO3相似，但是从上述实验中可以看到，二者的水溶液与氯化铁溶液反应的现象差别很大，分析其原因可能是：
①_______________________________________________________________；
②_____________________________________________________________。
【答案】实验Ⅰ：检验Na2SO3是否变质(或检验Na2SO3溶液中是否混有Na2SO4)
实验Ⅱ：氢氧化铁胶体(或胶体) 先产生红褐色沉淀，后沉淀逐渐溶解，溶液变为黄色，有气泡产生 Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 Ba2＋＋SO42－===BaSO4↓
实验Ⅲ：Fe3＋与SO32－同时发生氧化还原反应和水解相互促进反应
2Fe3＋＋3CO32－＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
①SO32－有较强的还原性，CO32－没有还原性
②SO32－水解能力较CO32－小
【解析】此题主要通过检验两种不同反应原理的产物来证明Fe3＋和SO32－的反应机理。(共17张PPT)
组织建设
3-3-2
盐类水解的影响因素及应用
盐类的水解
：
在溶液中盐电离出来的离子（弱酸根、弱碱根）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。
水解的实质：
水解反应与中和反应的关系:
酸+碱
盐+水
中和
水解
破坏了水的电离平衡（促进水的电离）
水解的酸碱性规律：
有弱才水解，无弱不水解；
谁强显水性，同强显中性。
谁弱谁水解，越弱越水解；
都弱双水解，同弱近中性
盐类水解平衡影响因素
在一定条件下，当盐类的水解速率等于中和速率时，达到水解平衡。
（动态平衡）
1、内因：
盐本身的性质
①
不同弱酸对应的盐
NaClO
(aq)
CH3COONa
(aq)
MgCl2
(aq)
AlCl3
(aq)
对应的酸
HClO
CH3COOH
<
>
碱
性
②
不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸
性
Mg(OH)2
Al(OH)3
<
>
③
同一弱酸对应的盐
Na2CO3
(aq)
NaHCO3
(aq)
对应的酸
HCO3–
H2CO3
<
>
碱
性
∴
正盐的水解程度
酸式盐的水解程度
>
越弱越水解
多元弱酸酸式酸根的水解与电离的比较：
⑴
NaHCO3
HCO3
–
+
H2O
H2CO3
+
OH
–
①
②
HCO3
–
+
H2O
CO32–
+
H3O
+
①
水解
②
电离
程度：
>
∴溶液呈
性
碱
⑵
NaHSO3
HSO3
–
+
H2O
H2SO3
+
OH
–
①
②
HSO3
–
+
H2O
SO32–
+
H3O
+
①
水解
②
电离
程度：
<
∴溶液呈
性
酸
对于水解平衡
Fe3+
+
3H2O
Fe(OH)3
+
3H+
改变条件
移动方向
n(H+)
pH
水解程度
现象
升温
通HCl(g)
加H2O
加Mg粉
加NaHCO3
加NaF
加NaOH
棕黄色变深
棕黄色变深
棕黄色变浅
棕黄色变浅，冒气泡，可能产生红褐色沉淀。
棕黄色变浅，冒气泡，产生红褐色沉淀。
棕黄色变深
产生红褐色沉淀
2、外因：
--符合勒夏特列原理
①
温度：
水解吸热，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
配制FeCl3溶液需要注意什么问题？
加入一定量的
，抑制FeCl3的水解。
Fe
3+
+
3H2O
Fe
(OH)3
+
3H
+
HCl
10
H2SO4？
越热越水解
越稀越水解
盐类水解类别
（一）一元弱酸强碱盐（显碱性）
如CH3COONa、NaF
F–
+
H2O
HF
+
OH–
（二）多元弱酸强碱盐（显碱性）
如Na2CO3、
Na3PO4
CO3
2–
+
H2O
HCO3
–
+
OH
–
(主)
HCO3
–
+
H2O
H2CO3
+
OH
–
(次)
（三）弱碱强酸盐水解（显酸性）
如NH4Cl、CuSO4
NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
Cu2+
+
2H2O
Cu(OH)2
+
2H+
2、完全水解型：如Al2S3遇水，HCO3—与Al3+、Fe3+，Al3+与AlO2—，
（四）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴
NaHCO3
HCO3
–
+
H2O
H2CO3
+
OH
–
①
②
HCO3
–
+
H2O
CO32–
+
H3O
+
①
水解
②
电离
程度：
>
∴溶液呈
性
碱
⑵
NaHSO3
HSO3
–
+
H2O
H2SO3
+
OH
–
①
②
HSO3
–
+
H2O
SO32–
+
H3O
+
①
水解
②
电离
程度：
<
∴溶液呈
性
酸
（五）弱酸弱碱盐——发生双水解
1、部分水解型（程度小）：如NH4Ac、NH4HCO3、（NH4）2CO3、NH4Cl与NaAc
混合溶液；
1.为什么KAl(SO4)2
,
FeCl3
等盐可用做净水剂？
[思考]
4.在必修I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？
2.纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？
3.泡沫灭火器的化学反应原理是什么？
Al
3+
+
3H2O
Al(OH)3
(胶体)
+
3H
+
Fe
3+
+
3H2O
Fe
(OH)3
(胶体)
+
3H
+
本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。
热的纯碱去污能力更强，为什么？
升温，促进CO32–水解
2）明矾、FeCl3、高铁酸盐等作净水剂
3）肥皂、纯碱等作去污剂
4）混施化肥
3）制备胶体
铵态氮肥、过磷酸钙不能与碱性的草木灰混合使用。
FeCl3+3H2O
Fe
(OH)3
(胶体)
+
3HCl
草木灰的主要成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O
HCO3-
+OH-
HCO3-＋H2O
H2CO3
+OH-
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性
NH4+＋H2O
NH3·H2O+
H+，
混施后，OH-与H+中和成水，使两种盐的水解
平衡向正反应方向移动，生成大量的NH3·H2O，
进一步分解成NH3逸出了，从而降低了肥效。
结论:草木灰
不宜与铵态
氮肥混合施用
科学探究3：炸油条或油饼时为什么要放明矾与纯碱
Al3++3H2O
Al(OH)3+
3H+
CO32-＋H2O
HCO3-
+
OH-
HCO3-＋H2O
H2CO3
+
OH-
探讨与交流
1）泡沫灭火器的原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液
外筒装有NaHCO3溶液
Al
3+
+
3HCO3–
Al(OH)3
+
3CO2
Al
3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H
+
HCO3–
+
H2O
H2CO3
+
OH
–
混合前
混合后
(一)日常生活中的应用
2、盐类水解的应用
2、
发生彻底双水解的条件：
①一种弱离子水解呈碱性，另一种弱离子水解呈酸性；
②水解产物必须是沉淀和气体或都是沉淀。
3、
双水解反应的离子方程式的书写：
①写出发生双水解的离子、水及水解产物;
②根据电荷守恒和质量守恒配平；
③沉淀或气体书写“↓”和“↑”符号，且用“＝”连接，一步到位。
4、
发生彻底双水解的常见离子组合：
①Al3+与HCO3-、CO32-、
SiO32-、AlO2-
、
S2-、HS-、SO32-、HSO3-；
②Fe3+与HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-；
③NH4+与SiO32-、AlO2-；
双水解的产物必须能够脱离反应体系（水解产物的溶解度要小），才能够进行到底
混施化肥
泡沫
灭火剂
制备胶体
明矾净水
判断溶液
酸碱性
离子浓度
比较
试剂贮存
盐溶液
的蒸发
溶液配制
盐类水解
的应用第三章
水溶液中的离子平衡
3.4
难溶电解质的溶解平衡（第2课时）沉淀溶解平衡
1．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、CdS
【答案】C
【解析】添加过量的MnS是为了除去MnCl2溶液中的Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋，为了不引入MnS杂质，MnS应
该具有难溶的性质，但又能提供S2－，以便与Cu2＋、Pb2＋、Cd2＋结合，所以MnS的溶解度应大于CuS、PbS、CdS。
2．实验：①0.1
mol·L－1
AgNO3溶液和0.1
mol·L－1NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；②向滤液b中滴加0.1
mol·L－1
KI溶液，出现浑浊；③向沉淀c中滴加0.1
mol·L－1KI溶液，沉淀变为黄色。下列分析不正确的是
( )
A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)? ?Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
B．滤液b中不含有Ag＋
C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgI
D．实验可以证明AgI比AgCl更难溶
【答案】B
【解析】在浊液a中，存在AgCl的沉淀溶解平衡，即在滤液b中，仍含有少量Ag＋，故在b中生成了AgI
沉淀，A正确，B错误；向白色沉淀AgCl中滴加KI溶液生成黄色AgI，由此可说明AgI比AgCl更难溶，C项和D项都正确。
3．在BaSO4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液，产生BaSO4沉淀，若以Ksp表示BaSO4的溶度积常数，则平衡后溶液中
( )
A．c(Ba2＋)＝c(SO42－)＝(Ksp)1/2
B．c(Ba2＋)·c(SO42－)>Ksp，c(Ba2＋)＝c(SO42－)
C．c(Ba2＋)·c(SO42－)＝Ksp，c(Ba2＋)>c(SO42－)
D．c(Ba2＋)·c(SO42－)≠Ksp，c(Ba2＋)【答案】C
【解析】在BaSO4饱和溶液中加入少量的BaCl2溶液，平衡BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO42－(aq)左移，因加入
了少量的BaCl2溶液，此时c(Ba2＋)>c(SO42－)；但由于温度未发生改变，所以溶液中c(Ba2＋)·c(SO42－)＝Ksp。
4．已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12。某溶液中含有Cl－、Br－和CrO42－，浓度均为0.010
mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010
mol·L－1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为
( )
A．Cl－、Br－、CrO42－
B．CrO42－、Br－、Cl－
C．Br－、Cl－、CrO42－
D．Br－、CrO42－、Cl－
【答案】C
【解析】要产生AgCl沉淀，c(Ag＋)＞
mol·L－1＝1.56×10－8
mol·L－1；
要产生AgBr沉淀，c(Ag＋)＞
mol·L－1＝7.7×10－11
mol·L－1；
要产生Ag2CrO4，需c2(Ag＋)·c(CrO42－)＞Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12，
即c(Ag＋)＞
mol·L－1＝3.0×10－5
mol·L－1；显然沉淀的顺序为Br－、Cl－、CrO42－。
5．Cu(OH)2在水中存在着如下沉淀溶解平衡：Cu(OH)2(s)? ?Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)，在常温下，Ksp＝2×10－20。某CuSO4溶液中，c(Cu2＋)＝0.02
mol·L－1，在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀，需要向CuSO4溶液加入碱溶液来调整pH，使溶液的pH大于
( )
A．2
B．3
C．4
D．5
【答案】D
【解析】Cu(OH)2(s)??Cu2＋(aq)＋2OH－(aq)，其中Ksp＝c(Cu2＋)·c2(OH－)，要使Cu(OH)2沉淀需达到其Ksp，
故c(OH－)＞＝mol·L－1，故c(OH－)＞1×10－9
mol·L－1，则c(H＋)＜1×10－5
mol·L－1，因此pH应大于5。
6．已知在25
℃的水溶液中，AgX、AgY、AgZ均难溶于水，但存在溶解平衡。当达到平衡时，溶液中离子浓度的乘积是一个常数(此常数用Ksp表示，Ksp和水的KW相似)。如：AgX(s)? ?Ag＋(aq)＋X－(aq)
Ksp(AgX)＝c(Ag＋)·c(X－)＝1.8×10－10
AgY(s)? ?Ag＋(aq)＋Y－(aq)
Ksp(AgY)＝c(Ag＋)·c(Y－)＝1.0×10－12
AgZ(s)? ?Ag＋(aq)＋Z－(aq)
Ksp(AgZ)＝c(Ag＋)·c(Z－)＝8.7×10－17
(1)根据以上信息，判断AgX、AgY、AgZ三者的溶解度(用已被溶解的溶质的物质的量/1
L溶液表示)S(AgX)、S(AgY)、S(AgZ)的大小顺序为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)若向AgY的饱和溶液中加入少量的AgX固体，则c(Y－)________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)在25
℃时，若取0.188
g的AgY(相对分子质量188)固体放入100
mL水中(忽略溶液体积的变化)，则
溶液中Y－的物质的量浓度为________。
(4)由上述Ksp判断，在上述(3)的体系中，能否实现AgY向AgZ的转化，并简述理由：__________________________________________________
________
______________________________________________________
___________。
【答案】(1)S(AgX)＞S(AgY)＞S(AgZ) (2)减小
(3)1.0×10－6
mol·L－1 (4)能，因为Ksp(AgY)＝1.0×10－12＞Ksp(AgZ)＝8.7×10－17
【解析】(2)由于AgY比AgX更难溶，则向AgY的饱和溶液中加入AgX固体，发生沉淀的转化：AgX(s)
＋Y－(aq)??AgY(s)＋X－(aq)，则c(Y－)减小。
(3)25
℃时，AgY的Ksp＝1.0×10－12，即溶液达到饱和时，c(Ag＋)＝c(Y－)＝1.0×10－6
mol·L－1，而将0.188
g
AgY溶于100
mL水中，形成的为饱和溶液(溶质还有未溶解的)，则c(Y－)＝1.0×10－6
mol·L－1。
(4)由于Ksp(AgZ)＜Ksp(AgY)，可以实现AgY向AgZ的转化。
7．水体中重金属铅的污染问题备受关注。水溶液中铅的存在形态主要有Pb2＋、Pb(OH)＋、Pb(OH)2、Pb(OH)3－、Pb(OH)42－，各形态的浓度分数(α)随pH变化的关系如下图所示：
[1表示Pb2＋，2表示Pb(OH)＋，3表示Pb(OH)2，4表示Pb(OH)3－，5表示Pb(OH)42－]
Pb(NO3)2溶液中，________2(填“＞”“＝”或“＜”)；往该溶液中滴入氯化铵溶液后，
增大，可能的原因是_________________________________________________________________。
往Pb(NO3)2溶液中滴入稀NaOH溶液，pH＝8时溶液中存在的阳离子(Na＋除外)有________，由pH＝
8到pH＝9时主要反应的离子方程式为_________________________________________________________________。
(3)某课题小组制备了一种新型脱铅剂，能有效去除水中的微量铅，实验结果如下表；
离子
Pb2＋
Ca2＋
Fe3＋
Mn2＋
Cl－
处理前浓度/mg/L
0.100
29.8
0.120
0.087
51.9
处理后浓度/mg/L
0.004
22.6
0.040
0.053
49.8
上表中除Pb2＋外，该脱铅剂对其他离子的去除效果最好的是_________________________________________________________________。
如果该脱铅剂(用EH表示)脱铅过程中主要发生的反应为：2EH(s)＋Pb2＋? ?E2Pb(s)＋2H＋，则脱铅的
最合适pH范围为________(填编号)。
A．3～4
B．6～7
C．8～9
D．10～12
【答案】(1)＞ Pb2＋与Cl－反应，Pb2＋浓度减小
(2)Pb2＋、Pb(OH)＋、H＋ Pb(OH)＋＋OH－===
Pb(OH)2 (3)Fe3＋ (4)B
【解析】(1)由表中数据知溶液中的Pb2＋会发生水解，故＞2；加入NH4Cl溶液后，pH减小，由
图中可看出c(Pb2＋)应增大，但题中说明变大，只可能是Cl－与Pb2＋发生了反应。该反应实际为Pb2＋＋2Cl－===PbCl2。
(2)由图中数据，知pH＝8时，Pb的存在形式有Pb2＋、Pb(OH)＋和Pb(OH)2，其中Pb2＋、Pb(OH)＋为阳离子，又溶液中必有H＋。而由表中数据，pH＝8时，溶液中Pb的主要存在形式为Pb(OH)＋，而pH＝9时，溶液中Pb的主要存在形式为Pb(OH)2，因此，pH由8到9时，发生的主要反应为Pb(OH)＋＋OH－===Pb(OH)2。
(3)依照去除的百分率，可看出去除Fe3＋的效果最好(不必精确计算，估算即可)。
(4)要使Pb以Pb2＋形式存在，需要保持较低的pH，而又由于脱除反应生成H＋，pH太小会使反应难于正向进行，因此，因在保证Pb2＋的浓度的条件下，选择尽量高的pH，结合图表，pH应在6～7之间。溶液的PH计算
教学目标
知识与技能：
1、理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。
2、使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。
过程与方法：
1、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识。
2、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。
情感态度与价值观：
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。
2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
教学重点：水的离子积涵义
教学难点：溶液pH的简单计算
教学过程：
【过渡】利用离子积计算溶液中的H＋或OH－浓度
【例1】求25℃0.01mol/L盐酸的H＋
【分析】
1、在该溶液中存在哪几种电离
2、c(H＋)×c(OH－)中的c(H＋)应等于两者之和
3、HCl
=
H＋
＋
Cl－
0.01
0.01
H2O＝H＋＋OH－
x
x
所以，(0.01+x)x=10－14
一般地，x
与0.01相比，可以忽略不计
【例2】求25℃0.05mol/LBa(OH)2溶液H＋
【分析】
【例3】求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的［H＋］
【分析】
【过渡】从上述数据，上述c(H＋)、c(OH－)都较小，使用起来不方便，因此，化学上常采用pH来表示溶液
的酸碱性的强弱。
【板书】三、pH
定义：pH=－lg[c(H＋)]
【讲解】pH=－lg[c(H＋)]
【设问】若c(H＋)=10－8，那么pH为多少？
【回答】pH=8
【练习】1、纯水的pH
2、求0.001mol/LNaOH溶液的pH
【讲解】可见：
中性溶液，c(H＋)=c(OH－)＝10－7mol/L pH=7
酸性溶液，c(H＋)>c(OH－)
pH<7
碱性溶液，c(H＋)pH>7
溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
【设问】若c(H＋)=10mol，那么pH等于多少？
【回答】等于－1
【设问】这样方便吗？
【回答】不方便
【讲解】可见，当溶液的c(H＋)>1mol/L时，使用pH不方便，一般不用pH来表示溶液的酸碱
性，而是直接用H＋浓度表示。
【复习】那么，如何测定某溶液的酸碱性，即如何测定溶液的pH值呢？
【回答】用pH试纸、pH计
【板书】2、pH试纸的使用
【设问】如何使用呢？要不要先用水浸湿呢？浸湿对测定结果有何影响？
【回答】一般先把一小块的试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，，再用标
准比色卡与之比较，来确定溶液的pH值。不能用水浸湿，这样会溶液变稀，测定结果向pH=7的方向靠近。
【过渡】用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。
【板书】3、pH的有关计算
【例题】
稀释的计算：
例：0.0001mol/L的盐酸溶液，求其pH值，用水稀释10倍，求其pH值，用水稀释1000
倍后，求其pH值。
混合的计算：
（1）强酸和强酸混合的计算
例：求pH都等于2的盐酸溶液，等体积混合后的pH值
（2）强碱和强碱混合的计算
例：求pH都等于12的氢氧化钠溶液，等体积混合后的pH值
（3）强酸和强碱混合的计算
例：40mL0.5mol/LNaOH溶液和40mL0.4mol/L的硫酸相混合后，溶液的pH约为多少
板书设计：
第二节
水的电离和溶液酸碱性
三、pH
1、定义：pH=－lg[c(H＋)]
2、pH试纸的使用
3、pH的有关计算
教学回顾：
通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，让学生理解矛盾的对立统一的辩证关系，理解PH与水的电离之间的关系，从而为学生学习盐类的水解平衡埋下伏笔。水的电离
1．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是
( )
A．因为水的离子积常数的表达式是KW＝c(H＋)·c(OH－)，所以KW随溶液中H＋和OH－的浓度变化而变化
B．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K电离是同一个物理量
C．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随着温度的变化而变化
D．水的离子积常数KW与水的电离平衡常数K电离是两个没有任何关系的物理量
【答案】 C
【解析】 水的离子积常数KW＝K电离·c(H2O)，一定温度下K电离和c(H2O)都是不变的常数，所以KW仅仅是
温度的函数。水的离子积常数的表达式是KW＝c(H＋)·c(OH－)，但是只要温度一定，KW就是一个不变的常数，溶液中H＋的浓度变大，OH－的浓度就变小，反之亦然。
2．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.mol·L－1
D．c(OH－)无法确定
【答案】 A
【解析】 无论什么条件下，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)。
3．25
℃时，在0.01
mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是
( )
A．5×10－13
mol·L－1
B．0.02
mol·L－1
C．1×10－7
mol·L－1
D．1×10－12
mol·L－1
【答案】 A
【解析】 H2SO4电离出的c(H＋)＝0.02
mol·L－1，由KW＝1.0×10－14可知c(OH－)＝5×10－13
mol·L－1，OH－是
由水电离产生的，则水电离产生的c(H＋)＝c(OH－)＝5×10－13
mol·L－1。
4．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
【答案】 C
【解析】 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。
5．在100
℃时，100
mL蒸馏水中c(OH－)＝1×10－6
mol·L－1，当改变下列条件之一时，c(OH－)仍然等于1×10－6
mol·L－1的是
( )
①温度降低到25
℃ ②加入10－6
mol
NaOH固体，保持100
℃ ③加入10－6
mol
NaCl，保持100
℃ ④蒸发掉50
mL水，保持100
℃
A．①②
B．③④
C．①③
D．②④
【答案】 B
【解析】 100
℃时c(OH－)·c(H＋)＝1×10－12
mol2·L－2，而25
℃时c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14
mol2·L－2，c(OH－)
＝1×10－7
mol·L－1；100
mL水中加入10－6
mol
NaOH，c(OH－)＝10－5
mol·L－1；蒸馏水中加入NaCl，保持100
℃，仍符合c(OH－)＝1×10－6
mol·L－1；蒸发50
mL水，保持100
℃，c(OH－)·c(H＋)不变，c(OH－)＝1×10－6
mol·L－1。
6．室温下，若溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14
mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是
( )
A．Al3＋、Na＋、NO3－、Cl－
B．K＋、Na＋、Cl－、NO3－
C．K＋、Na＋、Cl－、AlO2－
D．K＋、NH4＋、SO42－、NO3－
【答案】 B
【解析】 溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14
mol·L－1，溶液的pH为0或14，在这两种情况下均存
在的离子组则一定可以大量共存，在A选项中Al3＋与OH－不共存；在C选项中AlO2－与H＋不共存；在D选项中NH4＋与OH－不共存；所以一定能够共存的离子组为B选项。
7．在相同温度下，0.01
mol·L－1的NaOH溶液和0.01
mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是
( )
A．由水电离出的c(H＋)相等
B．由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12
mol·L－1
C．由水电离出的c(OH－)都是0.01
mol·L－1
D．两者都促进了水的电离
【答案】 A
【解析】 二者均抑制水的电离，且抵制程度相同。
8．常温下，下列三种溶液中，由水电离出的氢离子浓度之比为
( )
①1
mol·L－1的盐酸 ②0.1
mol·L－1的盐酸
③0.01
mol·L－1的NaOH
A．1∶10∶100
B．0∶1∶12
C．14∶13∶12
D．14∶13∶2
【答案】 A
【解析】 ①1
mol·L－1盐酸中c(H＋)＝1
mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水＝10－14
mol·L－1。②0.1
mol·L－1盐酸
中c(H＋)＝0.1
mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水＝10－13
mol·L－1，③0.01
mol·L－1
NaOH溶液中，c(OH－)＝0.01
mol·L－1，由水电离出的c(H＋)水＝10－12
mol·L－1，则三者由水电离出的氢离子浓度之比为10－14∶10－13∶10－12＝1∶10∶100。
9．用试纸测定溶液酸碱性的正确操作是
( )
A．将一小块试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
B．将一小块试纸用蒸馏水润湿后放在表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在试纸上，再与标准比色卡对照
C．将一小条试纸在待测液中蘸一下，取出后放在表面皿上，与标准比色卡对照
D．将一小条试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸一下，取出后与标准比色卡对照
【答案】 A
【解析】 pH试纸使用方法：把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点试纸的中部，
随即(30
s内)用标准比色卡与之对照，确定溶液的pH。pH试纸不能用水润湿，若用水湿润会使溶液变稀，使测定结果可能有误差。
10．在25
℃某稀溶液中，由水电离产生的c(H＋)＝10－13
mol·L－1，下列有关溶液的叙述正确的是
( )
A．该溶液一定呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定为1
D．该溶液的pH可能为13
【答案】 D
【解析】 根据水的离子积常数，可知由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－13
mol·L－1，这是由于在水中加酸
或加碱，抑制了水的电离。若水中加酸，溶液呈酸性，则溶液中OH－只来自水的电离，c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)总＝10－13
mol·L－1，由KW＝c(H＋)总·c(OH－)总得：c(H＋)总＝＝10－1
mol·L－1，pH＝1，若水中加碱，溶液呈碱性，则溶液中H＋只来自水的电离c(H＋)总＝c(H＋)水＝10－13
mol·L－1，pH＝13。
11．(1)某温度(t
℃)时，水的KW＝1×10－12，则该温度(填“＞”、“＜”或“＝”)________25
℃，其理由是______________________________________________________________________________________________________。
(2)该温度下，c(H＋)＝1×10－7
mol·L－1的溶液呈________(填“酸性”、“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH－)＝________mol·L－1。
【答案】 (1)＞ 升温促进水的电离，KW增大
；(2)碱性 1×10－7
【解析】 (1)升高温度，KW增大，现KW＝1×10－12＞1×10－14，因此温度大于25
℃。
(2)该温度下该溶液中c(OH－)＝mol·L－1＝1×10－5
mol·L－1，因为c(OH－)＞c(H＋)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH－)等于溶液中c(H＋)，即为1×10－7
mol·L－1。
12．在水的电离平衡中，c(H＋)和c(OH－)的关系如图所示：
(1)A点水的离子积为1×10－14，B点水的离子积为________。造成水的离子积变化的原因是___________________________
___________________________________。
(2)100
℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？为什么？_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(3)100
℃时，若盐酸中c(H＋)＝5×10－4
mol·L－1，则由水电离产生的c(H＋)是________。
【答案】 (1)1×10－12 水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大
(2)否，在盐酸中c(H＋)≠c(OH－)，所以不可能处于B点
(3)2×10－9
mol·L－1
13．实验表明，纯硫酸液体的电离能力强于纯硝酸，纯硫酸的导电性强于纯水，又知液态电解质都能像水一样自身电离，而建立电离平衡(即像2H2O??H3O＋＋OH－)，且在一定温度下都有各自的离子积常数。
据此回答下列问题：
纯硫酸在液态时，自身电离的电离反应方程式是______________________，它在25
℃时的离子积常数
K(H2SO4)比水的离子积常数K(H2O)________(填“大”“小”或“相等”)。
在纯硫酸与纯硝酸的液态混合物中，存在的阴离子主要是________；这是因为混合液中不但存在两种电
离平衡(即H2SO4和HNO3各自的电离平衡，且硫酸的酸性强于硝酸)，又在无水的条件下，混合酸中发生________________(写离子反应方程式)反应而造成的。
【答案】 (1)2H2SO4??H3SO4＋＋HSO4－ 大
(2)HSO4－ H＋＋HNO3===H2NO3＋
【解析】 (1)根据H2O自身电离的电离反应方程式：2H2O??H3O＋＋OH－，可写出H2SO4自身电离的电
离反应方程式：2H2SO4??H3SO4＋＋HSO4－，因为纯硫酸的导电能力大于纯水的导电能力，所以纯硫酸比水更易电离，故K(H2SO4)比K(H2O)要大。
因为纯硫酸的导电能力强于纯硝酸，说明H2SO4比HNO3更易电离，H2SO4中电离出的自由
移动的离子的浓度更大，主要存在的阴离子应来源于H2SO4电离出的HSO4－；而且因为H2SO4的酸性强于HNO3，发生的反应就类似于强酸制弱酸，即H＋＋HNO3===H2NO3＋。
14．有同学为探究KW的影响因素，做了如下探究。
(1)查阅资料，不同温度下水的离子积常数。
t/℃
0
10
20
25
40
50
90
100
KW/10－14
0.134
0.292
0.681
1.01
2.92
5.47
38.0
55.0
由此推出：随着温度的升高，KW的值________；水的电离程度________；水的电离平衡向________移动，水的电离过程是________过程。
(2)取三只烧杯A、B、C，分别加入适量水，再向B、C烧杯中分别加入适量盐酸和NaOH，并分析下表：
纯水
加少量盐酸
加少量NaOH
c(H＋)
1.0×10－7
mol·L－1
增大
c(OH－)
1.0×10－7
mol·L－1
增大
c(H＋)和c(OH－)大小比较
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)____c(OH－)
c(H＋)____c(OH－)
水的电离平衡移动方向
KW值
1.0×10－14
综上所述，可得出如下结论：
①温度、________、________均能影响水的电离平衡。
②KW只受________的影响，而与其他因素无关。
【答案】 (1)增大 增大 右 吸热 (2)减小 减小 ＞ ＜ 向左 向左 1.0×10－14 1.0×10－14 ①酸 碱 ②温度酸碱中和滴定
学习目标：
1、理解酸碱中和滴定的原理。
2、掌握有关酸碱中和滴定的实验及相关计算。
3、理解滴定分析实验的关键所在及其解决方法
学习重难点：
酸碱中和滴定的原理和滴定分析实验的关键所在及其解决方法；
酸碱中和滴定的计算依据及有关计算及误差分析。
自主学习
1、酸碱中和滴定概念：利用
反应，用
来测
定 的方法。
酸碱中和滴定的原理：当酸碱恰好中和时，酸含有的
的物质的量等于碱含有的
的物
质的量。若酸是n元酸，碱是m元碱，则C酸·V酸·
n=C碱·V碱·
m。 我们常把已知浓度的酸（或碱）称为
，将未知浓度的碱（或酸）称为
。
酸碱中和滴定需要使用滴定管，其主要用来
，常见规格有
和
，读数时精确到
ml。滴定管分为
和
两种，酸式滴定管只能用来装
，碱式滴定管只能用来装
。滴定管在使用的步骤是
→
→
→
→
→
→
→
。
准确判断酸碱是否恰好中和，要选择合适的
，借助指示剂明显的颜色变化来表示，颜色发
生变化时该点称为
，把酸碱恰好中和的最后一滴酸或碱引起溶液PH的突变叫酸碱中和滴定的突跃范围。
5、滴定过程中的注意事项：
⑴酸式滴定管应
排走气泡，碱式滴定管应
排走气泡。
⑵标准溶液一般放在
中留待滴定，待测溶液通过滴定管或移液管准确取出放在
中。
⑶滴定过程中，左手
，右手
、眼睛注视着
，直到到达滴定终点，滴定速度
。
⑷滴定终点的现象是：
。
6、若用已知浓度的一元强酸滴定未知浓度的一元强碱，请写出计算公式：
(碱）=
7、误差分析（一元酸、碱的中和滴定）：
若标准溶液滴定待测溶液，标准液消耗多，则结果偏大；标准液消耗少，则结果偏低。读数引起的误差经常容易错，所以借助画图的形式能更好地理解和记忆：
合作探究:
1.什么是定性分析？什么是定量分析？中和滴定是定性还是定量分析？
2.酸碱中和滴定过程中，使用酸碱指示剂要注意哪些地方？（用量和选择）
⑴用量：酸碱指示剂本身就是一些
，若过量会消耗滴定中的
造成误差，所以一般加入
滴即可。
⑵高中阶段常见的酸碱指示剂有
、
、
。酸碱中和滴定中指示剂
的选择是根据
，变色范围尽可能与所生成盐的酸碱性范围一致。遵从一般不选择石蕊，因为
且
。
指示剂
变色范围（PH）
颜色
石蕊
5.0～8.0
<5.0
红色
5.0～8.0
紫色
>8.0
蓝色
酚酞
8.2～10.0
<8.2
无色
8.2～10.0
浅红色
>10.0
红色
甲基橙
3.1～4.4
<3.1
红色
3.1～4.4
橙色
>4.4
黄色
①强酸强碱互相滴定(如盐酸与氢氧化钠互滴)，完全中和时pH＝7，
和
均可作指
示剂。通常为了使人的眼睛能敏锐地感觉出颜色的变化，宜选择颜色由浅变深的指示剂，一般强酸滴定强碱用
作指示剂，强碱滴定强酸用
作指示剂。
②强酸滴定弱碱(如盐酸滴定氨水)，由于完全中和时生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，故应选择在酸性范围
内变色的指示剂，如
。
③强碱滴定弱酸(如NaOH溶液滴定CH3COOH溶液)，由于完全中和时生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，故应选
择在碱性范围内变色的指示剂，如
。
现向100ml
0.1mol/L
NaOH待测液中逐渐滴入0.1mol/L稀盐酸，当滴入99.9ml或100.1ml时，计算
所得溶液的PH值。中和滴定的误差允许范围为多少？
4.到达滴定终点时，PH一定等于7吗？滴定终点与中和点一致吗？
巩固练习:
1.在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/L
HCl溶液，其液面恰好在5mL刻度处。若把滴定管内溶液全部放入烧杯中,再用0.1mol/L
NaOH溶液进行中和，所需NaOH溶液的体积（
）
A．大于20mL
B．小于20mL
C．等于20mL
D．等于5mL
2．进行中和滴定时，事先不应该用所盛溶液洗涤的仪器是（
）
A．酸式滴定管
B．碱式滴定管
C．锥形瓶
D．移液管
3．刻度“0”在上方的用于测量液体体积的仪器是
（
）
A．滴定管
B．移液管
C．量筒
D．烧杯
4.准确量取25.00ml
KMnO4溶液，可选用的仪器是(
)
A.
25ml量筒
B.
25ml酸式滴定管
C.
25ml碱式滴定管
D.
有刻度的50ml烧杯
5.
用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考右图，从表中选出正确选项（
）
6．下列有关叙述中正确的是
（
）
A．滴定管下端连有橡皮管的为酸式滴定管
B．在滴定时，左手操作锥形瓶，右手操作滴定管开关。
C．滴定前应首先排除尖嘴部分的气泡。
D．滴定过程中两眼应注视滴定管内液面的变化。
7.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．⑥③①②⑤④
B．⑤①②⑥④③
C．⑤④③②①⑥
D．③①②④⑤⑥
参考答案：
自主学习
、
1、中和，已知浓度的酸（或碱），未知浓度的碱（或酸）
2、H+，OH-，标准溶液，待测溶液
3、精确量取一定量的溶液，25ml，50ml，0.01，酸式滴定管，碱式滴定管，酸性溶液，碱性溶液，检漏→洗涤→润洗→装液→排气→调零→放液→读数。
4、酸碱指示剂，滴定终点
5、（1）快速放液，滴定管的下端向上倾斜并挤压玻璃球
（2）滴定管，锥形瓶
（3）控制滴定管的活塞或玻璃球，轻轻摇动锥形瓶，锥形瓶内液体颜色变化，先快后慢。
（4）溶液变色，且30S内部恢复原来的颜色
6、
合作探究：
定性分析就是对研究对象进行“质”的方面的分析。定量分析是对数量特征、数量关系与数量变化的分析。
中和滴定是属于定量分析。
2、（1）有机弱酸或弱碱，酸或碱，2~3
（2）甲基橙，石蕊，酚酞，变色范围，变色范围太宽了(5.0~8.0)会造成误差，到达滴定终点时颜色变化不明显(紫变蓝，紫变红)、不易观察。
①酚酞，甲基橙，甲基橙，酚酞
②甲基橙
③酚酞
多加了1滴HCl也就是说增加HCl，n(H+)=0.1×10-3L×0.1
mol/L=10-5mol，c(H+)=10-5mol/0.2001L=5×
10-5，PH=-lgC(H+)=4.3；少加了1滴HCl也就是说少了HCl，反过来相当于增加NaOH，n(OH-)=0.1×10-3L×0.1
mol/L=10-5mol，
c(OH-)=10-5mol/0.1999L=5×10-5，c(H+)=10-14/5×10-5=2×10-10,
PH=-lgC(H+)=9.7。用或少用0.1mL盐酸时都会引起溶液PH的突变，从而引起指示剂颜色的突变，而对于100mL来说0.1mL的差别是完全可以接受的，在误差范围以内。中和滴定的误差允许范围是1%。
不一定，强酸与强碱完全反应到达终点时PH=7，强酸与弱碱完全反应到达终点时PH<7，弱酸与强碱
完全反应到达终点时PH>7。
滴定终点与完全中和是有差距的，完全中和点是酸碱恰好反应点，滴定终点是指示剂变色点。到达中和点时再加入很少的量如1滴（约0.04ml）的酸或碱就会引起溶液PH的突变，此时指示剂颜色发生变化即到达滴定终点。
巩固练习：
1
2
3
4
5
6
7
A
C
A
B
D
B
D(共36张PPT)
组织建设
3-3-3
粒子浓度关系
弱酸强碱盐的水解平衡常数
NaAc水解反应的总反应可写为：
Ac-
+
H2O
HAc
+
OH-
Kh：水解平衡常数，表示盐水解程度的大小，与弱酸及水的离子积有关。
溶液中同时有：
①
②
①/②则：
1、水解平衡常数及与电离平衡常、KW的关系
一元弱酸强碱盐水解常数通式：
多元弱酸强碱盐的水解较复杂，与多元弱酸的电离相似，也是分步进行的，如Na2CO3的水解。
CO32-+H2O
HCO3-+OH-
HCO3-+
H2O
H2CO3+OH-
Kh1＞＞Kh2，第一步水解的程度远大于第二步，即第一步水解是主要的，计算盐溶液的pH时可以忽略第二步水解。
弱碱强酸盐的水解
该类盐的水解情况和前面讨论的相似，不同的地方只是与水作用的是盐的阳离子。如NH4Cl
水解：
NH4+
+
H2O
NH3.
H2O
+H+
以CH3COONa溶液为例，如何理解
单一离子的水解程度很小？
CH3COO
-+
H2O
CH3COOH
+
OH
-
K
’
=
C(CH3COOH
)
·C(OH
-
)
C(CH3COO
-)
×
C(H+)
×
C(H+)
=
KW
K（CH3COOH
）
=
1.0×10—14
1.8×10—5
=
5.6×10—10
单一离子的水解程度很小
如何理解等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa等体积混合溶液显酸性？
CH3COOH
CH3COO
—
+
H
+
K电离
＞
K
水解
H2CO3：
K1
=
4.3×10—7、
K2
=
5.1×10—11
HCO3
—
CO3
2—
+
H
+
HCO3
—
+
H2O
H2CO3
+
OH
-
K2
K’
=
C(H2CO3)
·C(OH
-
)
C(HCO3
-)
×
C(H+)
×
C(H+)
=
KW
K1
=
1.0×10—14
4.3×10—7
=
2.3×10—8
＞
K2
通常多元弱酸的酸式根离子以水解为主
1.为什么KAl(SO4)2
,
FeCl3
等盐可用做净水剂？
[思考]
4.在必修I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？
2.纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？
3.泡沫灭火器的化学反应原理是什么？
Al
3+
+
3H2O
Al(OH)3
(胶体)
+
3H
+
Fe
3+
+
3H2O
Fe
(OH)3
(胶体)
+
3H
+
本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。
热的纯碱去污能力更强，为什么？
升温，促进CO32–水解
2）明矾、FeCl3、高铁酸盐等作净水剂
3）肥皂、纯碱等作去污剂
4）混施化肥
3）制备胶体
铵态氮肥、过磷酸钙不能与碱性的草木灰混合使用。
FeCl3+3H2O
Fe
(OH)3
(胶体)
+
3HCl
草木灰的主要成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O
HCO3-
+OH-
HCO3-＋H2O
H2CO3
+OH-
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性
NH4+＋H2O
NH3·H2O+
H+，
混施后，OH-与H+中和成水，使两种盐的水解
平衡向正反应方向移动，生成大量的NH3·H2O，
进一步分解成NH3逸出了，从而降低了肥效。
结论:草木灰
不宜与铵态
氮肥混合施用
科学探究3：炸油条或油饼时为什么要放明矾与纯碱
Al3++3H2O
Al(OH)3+
3H+
CO32-＋H2O
HCO3-
+
OH-
HCO3-＋H2O
H2CO3
+
OH-
探讨与交流
配制
FeCl3溶液：加少量
；
配制
FeCl2溶液：加少量
；
保存NH4F溶液
：
加相应的酸或碱
稀盐酸
稀盐酸和Fe粉
不能存放在玻璃瓶中！
铅容器或塑料瓶
Fe3+
+
3H2O
Fe(OH)3
+
3H+
配制
FeSO4溶液：加少量
；
稀硫酸和Fe粉
(三)
判断盐溶液的酸碱性：
NaCl溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
中性
碱性
酸性
CH3COONH4溶液
中性
NaHCO3溶液
碱性
（相同温度和浓度）
(二)
易水解盐溶液的配制与保存：
Fe2+
+
2H2O
Fe(OH)2
+
2H+
1）泡沫灭火器的原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液
外筒装有NaHCO3溶液
Al
3+
+
3HCO3–
Al(OH)3
+
3CO2
Al
3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H
+
HCO3–
+
H2O
H2CO3
+
OH
–
混合前
混合后
(一)日常生活中的应用
2、盐类水解的应用
2、
发生彻底双水解的条件：
①一种弱离子水解呈碱性，另一种弱离子水解呈酸性；
②水解产物必须是沉淀和气体或都是沉淀。
3、
双水解反应的离子方程式的书写：
①写出发生双水解的离子、水及水解产物;
②根据电荷守恒和质量守恒配平；
③沉淀或气体书写“↓”和“↑”符号，且用“＝”连接，一步到位。
①Al3+与HCO3-、CO32-、
SiO32-、AlO2-
、
S2-、HS-、SO32-、HSO3-；
②Fe3+与HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-；
③NH4+与SiO32-、AlO2-；
双水解的产物必须能够脱离反应体系（水解产物的溶解度要小），才能够进行到底
(四)
判定离子能否大量共存：
Al3+
与
AlO2–：
Al3+
与
HCO3–：
Al3+
与
CO32–：
Al
3+
+
3AlO2
–
+
H2O
Al(OH)3
4
6
Al
3+
+
3HCO3
–
Al(OH)3
+
3CO2
2Al3+
+
3CO32–
+
3H2O
2Al(OH)3
+
3CO2
[例题]下列各组离子在溶液中能大量共存的是
A.
NH4+、CH3COO—、Cl-、K+
B.
Al3+、AlO2-、
HCO3-
、Na+
C.
Fe2+、NH4+、SO42-、
HCO3-
D.
Fe3+、SCN-、Na+、CO32-
(五)
某些盐的无水物，不能用蒸发溶液的方法制取
AlCl3溶液
蒸干
Al(OH)3
灼烧
Al2O3
MgCl2·
6H2O
Mg(OH)2
MgO
△
△
MgCl2·
6H2O晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2
FeCl3
溶液
Fe(NO3)3
溶液
Fe2(SO4)3
溶液
Na2SO3
溶液
Ca(HCO3)2
溶液
Fe2O3
Fe2O3
Fe2(SO4)3
Na2SO4
CaCO3
下列盐溶液加热蒸干、灼烧后，得到什么固体物质？
如：NH4Cl
溶液中
阳离子：
NH4+、
H+
阴离子：
Cl–、OH–
正电荷总数
=
负电荷总数
n
(
NH4+
)
+
n
(
H+
)
=
n
(
Cl–
)
+
n
(
OH–
)
1）电荷守恒
任何溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c
(
NH4+
)
+
c
(
H+
)
==
c
(
Cl–
)
+
c
(
OH–
)
3、盐类水解的三大守恒
阳离子：
Na+
、H+
阴离子：
OH–
、
S2–
、
HS–
又如：Na2S
溶液
Na2S
==
2Na+
+
S2–
H2O
H+
+
OH–
S2–
+
H2O
HS–
+
OH–
HS–
+
H2O
H2S
+
OH–
c
(Na+
)
+
c
(
H+
)
==
c
(
OH–
)
+
2c
(
S2–)
+
c
(
HS–
)
∵
正电荷总数
=
负电荷总数
说明：溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不变的。
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
2）物料守恒（元素或原子守恒）
如：NaHCO3溶液
∵
c
(Na+)
:
c
(C)
＝
1
:
1
因此
c
(Na+)＝c
(HCO3–)
+
c
(CO32–)
+
c
(H2CO3)
又如：Na2S
溶液
Na2S
==
2
Na+
+
S2–
H2O
H+
+
OH–
S2–
+
H2O
HS–
+
OH–
HS–
+
H2O
H2S
+
OH–
因此：c
(Na+
)
==
2
[
c
(
S2–)
+
c
(HS–)
+
c
(H2S)
]
∵
c
(Na+)
:
c
(S)
＝2
:
1
再如：a
mol
/
L
的Na2CO3
溶液中
Na2CO3
==
2
Na+
+
CO32–
H2O
H+
+
OH–
CO32–
+
H2O
HCO3–
+
OH–
HCO3–
+
H2O
H2CO3
+
OH–
∴
c
(Na+
)
=
2
[c
(CO32–)
+
c
(HCO3–)
+
c
(H2CO3)
]
c
(Na+
)
=
2
a
mol
/
L
c
(CO32–)
+
c
(HCO3–)
+
c
(H2CO3)
=
a
mol
/
L
即
c
(Na+)
:
c
(C)
＝2
:
1
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如：NH4Cl溶液中
为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：
H3O+（H+）
NH3·H2O、OH–、
c(H+)
=
c(NH3·H2O)
+
c(OH–)
3）水电离产生的质子（H+）和（OH—）守恒
来自水电离产生H+
来自水电离产生OH—
如：CH3COONa溶液中
为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：
H3O+
（H+）、CH3COOH
OH–
c(H3+)
+
c(CH3COOH)
=
c(OH–)
1）电离理论：
②
多元弱酸电离是分步，主要决定第一步
①
弱电解质电离是微弱的
如：
NH3
·
H2O
溶液中：
c
(NH3
·
H2O)
c
(OH–)
c
(NH4+)
c
(H+)
如：H2S溶液中：
c
(H2S)
c
(H+)
c
(HS–)
c
(S2–)
c
(OH–)
>
>
>
>
>
>
>
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
4、离子浓度大小的比较
2）水解理论：
①
弱离子由于水解而损耗。
如：KAl(SO4)2
溶液中：c
(K+)
c
(Al3+)
②
水解是微弱
③
多元弱酸水解是分步，主要决定第一步
c
(Cl–)
c
(NH4+)
c
(H+)
c
(NH3·H2O)
c
(OH–)
如：Na2CO3
溶液中：
c
(CO3–)
c
(HCO3–)
c
(H2CO3)
>
>
>
>
>
>
>
单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。
如：NH4Cl
溶液中：
问题探究：金属镁与水反应比较困难，若加一些NH4Cl马上产生大量气体？为什么？
总化学方程式：Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3↑
+2H2↑
“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。
NH4++H2O
NH3 H2O
+
H+
△
NH3 H2O
=
NH3
↑
+
H2O
Mg+
2H+
=
Mg2+
+
H2↑
混施化肥
泡沫
灭火剂
制备胶体
明矾净水
判断溶液
酸碱性
离子浓度
比较
试剂贮存
盐溶液
的蒸发
溶液配制
盐类水解
的应用
例3：（2000年高考）用1L
10mol／L
NaOH溶液吸收0.8molCO2，所得溶液中CO32–和HCO3–的物质的量浓度之比是
Ａ．1
:
3 Ｂ．2
:
1
Ｃ．2
:
3
Ｄ．3
:
2
解析：设反应生成的Na2CO３的物质的量为ｘ，
生成的NaHCO3的物质的量为ｙ。
2x+y＝10mol/L×１Ｌ（Na＋守恒）
x+y＝0.8mol（C守恒）
求出：ｘ＝0.2mol，ｙ＝0.6mol。
则
c
(CO32–)
:
c
(HCO3–)
＝１:３
A
因为Al(OH)3的电离有2种方式：
Al(OH)3
Al
3+
+
3OH
–
H
+
+
AlO2
–
+
H2O
所以
Al(AlO2)3
的水解离子方程式：
Al
3+
+
3AlO2
–
+
H2O
Al(OH)3
+
3OH
–
Al(OH)3
+
3H
+
+
3H2O
3Al(OH)3
4
即
3H2O
6
盐类水解在农业生产中的应用(六)
探究问题4：草木灰（主要成分为K2CO3）和铵
态氮肥（如主要成分为NH4Cl）能否混合使用？
为什么
探讨与交流
3.3.2
弱酸强碱盐的水解
NaAc水解反应的总反应可写为：
Ac-
+
H2O
HAc
+
OH-
Kh：水解平衡常数，表示盐水解程度的大小，与弱酸及水的离子积有关。
溶液中同时有：
①
②
①/②则：
一元弱酸强碱盐水解常数通式：
多元弱酸强碱盐的水解较复杂，与多元弱酸的电离相似，也是分步进行的，如Na2CO3的水解。
CO32-+H2O
HCO3-+OH-
HCO3-+
H2O
H2CO3+OH-
Kh1＞＞Kh2，第一步水解的程度远大于第二步，即第一步水解是主要的，计算盐溶液的pH时可以忽略第二步水解。
平衡时：
0.1-x
x
x
一元弱碱强酸盐水解通式：
平衡时：0.05-x
x
x盐类水解的实质和规律
学习目标：
1、理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解
2、能正确书写盐类水解方程式
学习重难点：
盐类水解的本质
；盐类水解方程式的书写。
自主学习
1、盐类的水解定义：
在溶液中盐电离出来的____与水电离出来的_
结合生成__________的反应，叫做盐类的水解。
2、盐类的水解实质：
在溶液中盐电离出来的弱酸____离子或弱碱____离子与水电离出来的__
__结合生成弱电解质，从而破
坏了水的电离平衡，____了水的电离，___了水的电离度。
3、盐类的水解结果：
破坏了H+或OH—浓度的等量关系使溶液呈酸性或碱性。
如：醋酸钠电离产生的______可以与水电离产生的__
__结合成__________，消耗溶液中的__
___，使
水的电离平衡向_______的方向移动，最终导致溶液中____大于_____，因而CH3COONa溶液显____性。
氯化铵电离产生的____可以与水电离产生的OH-结合成_________，消耗溶液中的_______，使水的电离平衡向___方向移动，最终导致溶液中________大于_，因而NH4Cl溶液显___性。
盐类的水解反应可看做中和反应的逆反应：盐+水酸+碱
4、盐类的水解条件
①盐必须__________________。
②盐必须含有
_
。
5、盐类的水解特点
①水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度较_______________；②水解反应为_________________；③多元弱酸根离子分步水解，以_______________为主。
6、盐类的水解表示方法
（1）用化学方程式表示：如醋酸钠水解
（2）用离子方程式表示：如氯化铵水解
（3）书写水解反应的离子方程式的注意事项
①通常用“”。因为水解是中和反应的逆反应，是___________。
②通常不标____或____。因为水解是微弱的、无气体和沉淀生成。
③多元弱酸根阴离子的水解，是_____进行，不能合成一步书写。一般只需写第一步的水解。
④多元弱碱阳离子水解复杂，书写其水解反应的离子方程式时，通常可写成__步。
合作探究:
探究盐溶液的酸碱性
【实验探究一】1.取两支试管分别加入一定量的NaCl溶液、CH3
COONa溶液，分别滴入2-3滴酚酞；观察现象。2.取另一试管加入一定量NH4Cl溶液，滴入2-3滴石蕊，观察现象。
现象：NaCl溶液
色、CH3
COONa溶液
色，NH4Cl溶液变
色,
结论：___________________________
1.根据盐的类型猜测盐溶液的酸碱性：
盐溶液
Na2CO3
NH4Cl
NaCl
CH3COONa
Al2(SO4)3
酸碱性
盐的类型
由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。
2．盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
溶液的酸碱性
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1．强碱弱酸盐的水解
(1)
CH3COONa溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。
(2)溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH3COONa溶液显碱性？
(3)写出CH3COONa溶液水解的化学方程式和离子方程式。
2．强酸弱碱盐的水解
2.1.
填表
NaCl
NH4Cl
CH3COONa
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
c(H+)与c(OH-)相对大小
c(H+)=c(OH-)
c(H+)＞c(OH-)
c(H+)＜c(OH-)
溶液中的微粒
有无弱电解质生成
无
有
有
相关化学方程式
2.2
应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
【小结】
1、定义：在盐溶液中
跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做
。。
2、实质：
__
3.水解的条件：
4.
根据水解的方程式可以看出，盐类水解反应是：盐
+
水
+
所以水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
5.
找出水解的规律：
巩固练习:
物质的量浓度相同的三盐NaX、NaY、NaZ
溶液，其pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由
强到弱的顺序是
HX、HZ、HY
B．HZ、HY、HX
C．HX、HY、HZ
D．HY、HZ、HX
2．下列说法正确的是
A．酸式盐的溶液一定显碱性
B．只要酸与碱的物质的量浓度和体积分别相等，它们反应后的溶液是中性的
C．纯水呈中性时因为水中c(H+)＝c(OHˉ)
D．碳酸溶液中氢离子的物质的量浓度是碳酸根离子物质的量浓度的2倍
下列物质加入金属镁可以产生氢气的是
A．HNO3
B．NaHCO3
C．NH4Cl
D．CH3COONa
4．欲使0.1
mol·Lˉ1的K2CO3
溶液中c(K+)︰c(CO32ˉ)=2︰1，应采取的措施是
A．加少量盐酸
B．加适量水
C．加适量的KOH
D．加适量的NaOH
5．下列水解离子方程式正确的是
A．醋酸钠：CH3COOˉ+
H2O
＝
CH3COOH
+
OHˉ
B．硫化钾：S2ˉ+
2H2O
H2S
+2
OHˉ
C．氯化铵：
NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
D．硫酸铁：Fe3+
+3
H2O
Fe(OH)3↓+3
H+
6．下列变化不属于水解反应的是
A．NH4++
H2O
NH3·H2O+
H+
B．HSˉ+
H2O
H3O+
+
S2ˉ
C．HSˉ+
H2O
H2S
+
OHˉ
D．NH4++2
H2O
NH3·H2O
+
H3O+
7．在水中加入下列物质，可使水的电离平衡向电离方向移动的是
A．H2SO4
B．KOH
C．FeCl3
D．Ba(NO3)2
8．能使H2O
H++
OHˉ电离平衡向正反应方向移动，而且所得溶液显酸性的是
A．将水加热到99℃，使水的pH=6.1
B．在水中滴入稀H2SO4
C．在水中加入小苏打
D．在水中加入氯化铝固体
9．下列叙述正确的是
A．pH＜7的溶液是酸的溶液
B．
pH＞7的溶液是碱的溶液
C．pH＞7的溶液有可能是盐的溶液，这是因为盐可能电离出H+
D．pH＞7的溶液有可能是盐的溶液，这是盐类水解造成的
浓度均为0.1
mol/L的溶液：①HNO3；②H2SO4；③CH3COOH；④Ba(OH)2；
⑤NaOH；⑥CH3COONa；
⑦KCl；⑧NH4Cl；⑨NH3·H2O；⑩NaHCO3；溶液的pH由小到大的顺序是：
。（填编号）
参考答案：
自主学习
、
1、弱酸根或者弱碱阳离子；
H+或OH—
2、阴；阳；H+或OH—；促进；提高
3、醋酸根；H+；CH3COOH；
H+；电离；OH—；
H+；碱；
NH4+；NH3.H2O；OH-；正_；
H+_____大于OH-；_酸；。
4、溶于水；_弱酸阴离子或弱碱阳离子。
5、
①小；②吸热反应；③第一步。
6、（1）CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
（2）NH4-+
H2O
__
NH3.H2O+H+
（3）①吸热反应；②↑；↓；③分步；
④一
合作探究：
现象：NaCl溶液无色、CH3
COONa溶液红色，NH4Cl溶液变红色___,
结论：__盐溶液并不显中性_________________________
1.根据盐的类型猜测盐溶液的酸碱性：
盐溶液
Na2CO3
NH4Cl
NaCl
CH3COONa
Al2(SO4)3
酸碱性
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
盐的类型
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
2．盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
二、
1．(1)H2OH++OH-
CH3COONa
=
CH3COO-
+
Na+
(2)CH3COO-与水电离出来的H+离子结合，H+不等于OH—，使促进水的电离，H+小于OH—，显碱性。
(3)CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
CH3COO-
+H2O
CH3COOH＋OH－
2.1.
填表
NaCl
NH4Cl
CH3COONa
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
c(H+)与c(OH-)相对大小
c(H+)=c(OH-)
c(H+)＞c(OH-)
c(H+)＜c(OH-)
溶液中的微粒
有无弱电解质生成
无
有
有
相关化学方程式
NH4Cl+
H2O
NH3.H2O+HCl
CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
2.2
H2OH++OH-
；NH4Cl
=
NH4+
+
Cl-；
【小结】
1、盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）；盐类的水解。。
2、实质：破坏了水的电离平衡,促进了水的电离。__
3.水解的条件：
4.
酸
+
碱
5.
找出水解的规律：
巩固练习：
1-9
B
C
C
D
C
B
C
D
D
10.
②①③⑧⑦⑥⑩⑨⑤④
中和
水解粒子浓度关系
1．关于小苏打水溶液的表述正确的是
( )
A．存在的电离平衡为：HCO3－＋H2O??H2CO3＋OH－
B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(OH－)
C．HCO3－的电离程度大于HCO3－的水解程度
D．c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)
【答案】D
【解析】A项，电离平衡应为：HCO3－??H＋＋CO32－，错误。B项，不符合电荷守恒。C项，NaHCO3溶
液呈碱性，所以HCO3－的水解程度大于HCO3－的电离程度。D项符合物料守恒。
2．HA与醋酸酸性相似，下列叙述错误的是
( )
A．HA水溶液中微粒浓度大小顺序：c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)
B．HA与NH3作用生成的化合物是共价化合物
C．NaA水溶液中：c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)
D．稀释0.1
mol·L－1
HA水溶液，其电离程度增大，pH也增大
【答案】B
【解析】HA??H＋＋A－，H2O??H＋＋OH－，A项正确。C项，NaA水溶液中c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)符合
物料守恒。B项，NH4A应为离子化合物。
3．下列溶液中微粒浓度关系表示正确的是
( )
A．NaHCO3溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CO32－)＋c(HCO3－)
B．pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后的溶液中：c(H＋)＜c(OH－)
C．0.1
mol·L－1的NH4Cl溶液中：c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH4＋)＞c(OH－)
D．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合后的溶液中：2c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)
【答案】D
【解析】A项，应为2c(CO32－)。B项，CH3COOH过量，应为c(H＋)＞c(OH－)。C项，应为c(Cl－)＞c(NH4＋)
＞c(H＋)＞c(OH－)。D项，符合物料守恒。
4．已知某溶液中只存在OH－、H＋、Cl－、NH4＋四种离子、其离子浓度可能有如下关系：
①c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
②c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
③c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
④c(NH4＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋)
下列说法正确的是
( )
A．若①正确，则溶液中溶质一定为NH4Cl
B．若③正确，则溶液中c(NH3·H2O)＋c(NH4＋)＞c(Cl－)
C．若④正确，且盐酸和氨水体积相等，则盐酸中c(H＋)等于氨水中c(OH－)
D．溶质不同时，上述四种关系式均可能成立
【答案】B
【解析】A项，若①正确，可以是NH4Cl也可以是少量HCl和NH4Cl的混合液。B项，若③正确，由于c(NH4
＋)＞c(Cl－)，所以c(NH3·H2O)＋c(NH4＋)也一定大于c(Cl－)。C项，若④正确，当盐酸和氨水的体积相等，此时氨水应稍过量，但盐酸中c(H＋)仍大于氨水中c(OH－)。D项，②违背电荷守恒，不成立。
5．用0.10
mol·L－1的盐酸滴定0.10
mol·L－1的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是
( )
A．c(NH4＋)＞c(Cl－)，c(OH－)＞c(H＋)
B．c(NH4＋)＝c(Cl－)，c(OH－)＝c(H＋)
C．c(Cl－)＞c(NH4＋)，c(OH－)＞c(H＋)
D．c(Cl－)＞c(NH4＋)，c(H＋)＞c(OH－)
【答案】C
【解析】溶液中不可能出现阴离子均大于阳离子的情况，不遵循电荷守恒，故C项错；A项为氨水过量较
多的情况；B项为氨水适当过量；D项为氨水不足或恰好中和。
6.
常温下，向100
mL
0.01
mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.02
mol·L－1的MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH的变化情况，下列说法正确的是
( )
A．HA为弱酸
B．在N到K间任意一点对应的溶液中：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
C．K点对应的溶液中：c(M＋)＋c(MOH)＝c(A－)
D．常温下，MA溶液的pH＞7
【答案】B
【解析】A项，由于0.01
mol·L－1的HA溶液pH＝2，所以HA为强酸，而MOH为弱碱。B项，符合电荷
守恒，正确。C项，当加入100
mL
MOH时，相当于MA与MOH等体积混合，c(M＋)＋c(MOH)＝2c(A－)。D项，常温下，MA溶液中，M＋水解应呈酸性，pH＜7。
7．常温下，将Cl2缓慢通入水中至饱和，然后再滴加0.1
mol·L－1的NaOH溶液，整个过程中溶液的pH变化曲线如图所示。下列选项正确的是
( )
A．a点所示的溶液中c(H＋)＝c(Cl－)＋c(HClO)＋c(OH－)
B．b点所示的溶液中c(H＋)＞c(Cl－)＞c(HClO)＞c(ClO－)
C．c点所示的溶液中c(Na＋)＝c(HClO)＋c(ClO－)
D．d点所示的溶液中c(Na＋)＞c(ClO－)＞c(Cl－)＞c(HClO)
【答案】B
【解析】b点之前发生的反应为：Cl2＋H2O??HCl＋HClO，所以pH逐渐减小。b点之后发生HCl＋
NaOH===NaCl＋H2O；HClO＋NaOH===NaClO＋H2O，所以pH再逐渐升高。A项，a点，电荷守恒应为c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(ClO－)，错误。B项正确。C项，电荷守恒式为：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(ClO－)，由于c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，c(Na＋)＞c(HClO)＋c(ClO－)，错误。D项，d点应为：c(Na＋)＞c(Cl－)＞c(ClO－)＞c(HClO)。
8．25
℃时，用浓度为0.100
0
mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00
mL浓度均为0.100
0
mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZ＜HY＜HX
B．根据滴定曲线，可得Ka(HY)≈10－5
C．将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：c(X－)＞c(Y－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．HY与HZ混合，达到平衡时：c(H＋)＝
＋c(Z－)＋c(OH－)
【答案】B
【解析】浓度均为0.100
0
mol·L－1的三种酸HX、HY、HZ。根据滴定曲线0点三种酸的pH可得到HZ是
强酸，HY和HX是弱酸，但酸性：HY＞HX。因此，同温同浓度时，三种酸的导电性：HZ＞HY＞HX。B选项：当NaOH溶液滴加到10
mL时，溶液中c(HY)≈c(Y－)，即Ka(HY)≈c(H＋)＝10－pH＝10－5。C选项，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时，HY早被完全中和，所得溶液是NaY和NaX混合溶液，但因酸性：HY＞HX，即X－的水解程度大于Y－，溶液中c(Y－)＞c(X－)。D选项：HY与HZ混合，溶液的电荷守恒式为：c(H＋)＝c(Y－)＋c(Z－)＋c(OH－)，又根据HY的电离平衡常数：
Ka(HY)＝即有：c(Y－)＝
所以达平衡后：c(H＋)＝＋c(Z－)＋c(OH－)。
9．室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表：
实验编号
起始浓度/(mol·L－1)
反应后溶液的pH
c(HA)
c(KOH)
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7
下列判断不正确的是
( )
A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝mol·L－1
C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)＞0.1
mol·L－1
D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)
【答案】B
【解析】根据①中pH＝9，可以判断HA为弱酸。②中x＝0.2时，此时pH＞7，所以当pH＝7时，x＞0.2。
B项，c(OH－)＋c(A－)＝c(H＋)＋c(K＋)，c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)，错误。
10．25
℃，有c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1
mol·L－1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液，溶液中c(CH3COOH)、c(CH3COO－)与pH的关系如图所示。下列有关叙述不正确的是
( )
A．pH＝5.5溶液中：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．由图可知该温度下醋酸的电离常数为1×10－4.75
C．pH＝3.5溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＋c(CH3COOH)＝0.1
mol·L－1
D．向1
L
W点所表示溶液中通入0.05
mol
HCl气体(溶液体积变化可忽略)：2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)＋2c(Cl－)
【答案】A
【解析】递减曲线为CH3COOH的变化曲线，递增曲线为CH3COO－的变化曲线。A项，当pH＝5.5时，
c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)，错误。B项，CH3COOH??H＋＋CH3COO－，c(H＋)＝10－4.75mol·L－1，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05
mol·L－1，
Ka＝＝1×10－4.75。C项，电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，由于c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1
mol·L－1，所以c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＝c(CH3COO－)＝0.1
mol·L－1－c(CH3COOH)即c(Na＋)＋c(H＋)－c(OH－)＋c(CH3COOH)＝0.1
mol·L－1。D项，通入HCl气体后发生反应为
CH3COONa＋HCl === CH3COOH＋NaCl
0.05
mol
0.05
mol
0.05
mol
0.05
mol
相当于有0.1
mol的CH3COOH和0.05
mol的NaCl混合。c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)＝2c(Cl－)，电荷守恒式为：
2c(Na＋)＋2c(H＋)＝2c(OH－)＋2c(Cl－)＋2c(CH3COO－)，即：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝2c(OH－)＋2c(Cl－)＋2c(CH3COO－)，化简得：2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)＋2c(Cl－)。
11．下列说法中正确的是
( )
A．常温下，稀释0.1
mol·L－1的氨水，溶液中c(OH－)、c(NH4＋)、c(H＋)均下降
B．pH＝8.3的NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(HCO3－)＞c(CO32－)＞c(H2CO3)
C．常温下，c(NH4＋)相等的①(NH4)2SO4
②(NH4)2Fe(SO4)2 ③NH4Cl ④(NH4)2CO3溶液中，溶质物质的量浓度大小关系是：②＜①＜④＜③
D．当溶液中存在的离子只有Cl－、OH－、NH4＋、H＋时，该溶液中离子浓度大小关系可能为c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
【答案】C
【解析】A项，c(H＋)应增大。B项，c(H2CO3)应大于c(CO32－)。D项，不符合电荷守恒。
12．常温下，向100
mL
0.01
mol·L－1
HA溶液中逐滴加入0.02
mol·L－1MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况(体积变化忽略不计)。回答下列问题：
(1)
由图中信息可知HA为________酸(填“强”或“弱”)，理由是_________________
_______________________________________。
(2)常温下一定浓度的MA稀溶液的pH＝a，则a________7(填“>”、“<”或“＝”)，用离子方程式表示其原因：________________，此时，溶液中由水电离出的c(OH－)＝________________。
(3)请写出K点所对应的溶液中离子浓度的大小关系：________________。
(4)K点对应的溶液中，c(M＋)＋c(MOH)________2c(A－)(填“>”、“<”或“＝”)；若此时溶液的pH＝10，则c(MOH)＋c(OH－)＝________mol·L－1。
【答案】(1)强 0.01
mol·L－1
HA溶液中c(H＋)＝0.01
mol·L－1
(2)< M＋＋H2O??MOH＋H＋ 1×10－a
mol·L－1
(3)c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
(4)＝ 0.005
【解析】(1)由题目信息可知0.01
mol·L－1
HA溶液的pH＝2，说明其完全电离，故为强电解质。(2)由题目图
像可知向100
mL
0.01
mol·L－1
HA溶液中滴加51
mL
0.02
mol·L－1
MOH溶液，pH＝7，说明MOH是弱碱，故其所对应的MA是弱碱强酸盐，水解显酸性，溶液中的H＋全部是水电离出来的，故水电离出的c(OH－)＝1×10－amol·L－1。(3)K点是由100
mL
0.01
mol·L－1
HA溶液与100
mL
0.02
mol·L－1
MOH溶液混合而成的，反应后的溶液为等物质的量浓度的MA和MOH溶液，故c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)。(4)由物料守恒得c(M＋)＋c(MOH)＝2c(A－)，由电荷守恒得c(M＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，故c(MOH)＋c(OH－)＝c(A－)＋c(H＋)≈0.005
mol·L－1。
13．草酸(H2C2O4)是二元弱酸，KHC2O4溶液呈酸性。向10
mL
0.01mol·L－1的H2C2O4溶液滴加0.01
mol·L－1
KOH溶液V(mL)，回答下列问题。
(1)当V<10
mL时，反应的离子方程式为_________________________________
________________________________________________________________。
(2)当V＝10
mL时，溶液中HC2O4－、C2O42－、H2C2O4、H＋的浓度从大到小的顺序为___________________________________________________________。
(3)当V＝a
mL时，溶液中离子浓度有如下关系：c(K＋)＝2c(C2O42－)＋c(HC2O4－)；当V＝b
mL时，溶液中离子浓度有如下关系：c(K＋)＝c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(H2C2O4)；则a________b(填“＜”、“＝”或“＞”)。
(4)当V＝20
mL时，再滴入NaOH溶液，则溶液中n(K＋)/n(C2O42－)的值将________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
【答案】(1)H2C2O4＋OH－===HC2O4－＋H2O
(2)c(HC2O4－)＞c(H＋)＞c(C2O42－)＞c(H2C2O4)
(3)＞ (4)变小
【解析】根据题意HC2O4－的电离大于其水解，(1)当V＜10
mL，H2C2O4与OH－反应生成HC2O4－和H2O。
(2)当V＝10
mL时，正好生成KHC2O4溶液，由于HC2O4－的电离大于其水解，所以c(HC2O4－)＞c(H＋)＞c(C2O42－)＞c(H2C2O4)。
(3)当c(K＋)＝2c(C2O42－)＋c(HC2O4－)时，溶液呈中性，若a＝10
mL，呈酸性，呈中性时a＞10
mL，当c(K＋)＝c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(H2C2O4)时，正好生成KHC2O4溶液，此时，b＝10
mL，所以a＞b。
(4)当V＝20
mL时，正好生成K2C2O4溶液，C2O42－＋H2O??HC2O4－＋OH－，当滴入NaOH溶液时，抑制水解，所以将变小。
14．(1)常温时向水中加入少量固体MgCl2，________(填“促进”或“抑制”)了水的电离；与纯水相比，所得溶液中KW________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
(2)已知某溶液中只存在OH－、H＋、NH4＋、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有以下几种：
A．c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
C．c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．c(Cl－)＞c(H＋)＞c(NH4＋)＞c(OH－)
①上述关系一定不正确的是________(填序号)。
②若溶液中只有一种溶质，则该溶液中离子浓度的大小关系为________(填序号)。
③若四种离子浓度关系有c(NH4＋)＝c(Cl－)，则该溶液显________(填“酸性”、“碱性”或“中性”)。
(3)现有下列溶液：①20
mL
0.1
mol·L－1
H2SO4溶液；②40
mL
0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液；③40
mL
0.1
mol·L－1
HCl溶液；④40
mL
0.1
mol·L－1
NaOH溶液；⑤20
mL
0.1
mol·L－1
Ba(OH)2溶液，其中：
A．c(H＋)最小的是________(填序号)
B．任取2份溶液混合，混合溶液的pH为7，有________种取法。
C．②④混合后，溶液的pH________7(填“大于”、“小于”或“等于”)。
D．混合后出现白色沉淀的两种溶液是________。(填序号)
(4)常温下，有A、B、C、D四种无色溶液，它们分别是CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、盐酸和NaNO3溶液中的一种。已知A、B的水溶液中水的电离程度相同，A、C溶液的pH相同。则：
①B是________溶液，C是________。
②常温下若B溶液中c(OH－)与C溶液中的c(H＋)相同，B溶液的pH用pHb表示，C溶液的pH用pHc表示，则pHb＋pHc＝________(填数据)。
【答案】(1)促进 不变 (2)①B ②A ③中性
(3)⑤ 4 大于 ①⑤ (4)①CH3COONa 盐酸
②14
【解析】(1)Mg2＋促进水的电离，但温度不变，所以KW不变。
(2)①B项不符合电荷守恒，②当为一种溶质时，只能是NH4Cl，A项正确。③
根据电荷守恒，此时溶液呈中性。
(3)A项Ba(OH)2溶液中c(OH－)最大，所以c(H＋)最小。
B项，①和④、①和⑤、③和④、③和⑤共4种取法。
C项，②和④混合，正好生成CH3COONa，此时pH大于7。D项，①和⑤混合生成BaSO4白色沉淀。(4)CH3COONa、NH4Cl均促进水的电离，盐酸抑制水的电离，NaNO3对水的电离无影响。A、B应为CH3COONa、NH4Cl中的一种，A应为NH4Cl，C为HCl，B为CH3COONa，D为NaNO3。②当c(OH－)＝c(H＋)＝a
mol·L－1
pHb＝－lg
pHc＝－lg
a
pHb＋pHc＝－lg
10－14＋lg
a－lg
a＝14。(共17张PPT)
第二节
水的电离和溶液的酸碱性
酸碱中和滴定
组织建设
3-2-3
酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定
1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法
2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
3、公式：
4、实验的关键:
(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积
(2)准确判断中和反应是否恰好完全反应
c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)
5、实验仪器及试剂:
仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、
铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸，有时还需要移液管
试剂：标准液、待测液、指示剂
2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）
种类
对应溶液
的
颜
色
变色范围
甲基橙溶液
橙色
红3.1橙4.4黄
酚酞溶液
无色
无8浅红10红
石蕊溶液
紫色
红5
紫
8蓝
1、原则：
1）终点时，指示剂的颜色变化明显
2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏
二、指示剂的选择：
（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3
10-8=2
对溶液的酸碱性变化较灵敏
（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。
（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻璃棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。
3、pH试纸（定量测定）
（1）成分：含有多种指示剂
（2）本身颜色：淡黄色
（1）强酸强碱间的滴定：
（2）强酸滴定弱碱
两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，酸性选用甲基橙作指示剂
（3）强碱滴定弱酸
4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：
两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，碱性选用酚酞作指示剂
酚酞溶液、甲基橙
三、实验步骤：
1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；
3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm
4、赶气泡：
酸式滴定管：快速放液
碱式滴定管：橡皮管向上翘起
5、调液：
调节滴定管中液面高度，并记下读数，记做。
6、取液：
（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中
（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。
7、滴定：左手_____________________________，右手
________________________________________________
眼睛_______________________________________
控制酸式滴定管活塞
拿住锥形瓶瓶颈，
边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，
要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。
9、计算：整理数据进行计算。
8、记录：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。
★五、误差分析：
例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
一、酸式滴定管
1、未用标准液(HCl)润洗酸式滴定管
（
）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠
（
）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（
）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（
）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（
）
偏高
偏高
偏高
偏高
偏低
滴定前仰视，滴定后俯视。
分析：V标偏小，导致C测偏小。
滴定前
滴定后
读出值
实际值
滴定前俯视，滴定后仰视。
分析：V标偏大，导致C测偏大。
滴定前
滴定后
实际值
读出值
二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗
2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（
）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（
）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（
）
9、指示剂滴加过多（
）
偏高
无影响
偏低
偏低
三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗
（
）
11、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（
）
偏低
偏低
四、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（
）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（
）
偏低
偏低酸碱中和滴定
1．某同学在实验报告中记录了下列数据，其中正确的是
( )
A．用25
mL量筒量取12.36
mL盐酸
B．用pH试纸测出某溶液pH为3.5
C．用托盘天平称取8.75
g食盐
D．用酸式滴定管测出消耗盐酸的体积为15.60
mL
【答案】D
【解析】量筒的精确度只有0.1
mL，pH试纸只能读到整数，托盘天平的精确度为0.1
g。
2．在一支25
mL的酸式滴定管中加入0.1
mol·L－1的盐酸，其液面恰好在5
mL刻度处，若把滴定管中的溶液全部转移到烧杯中，然后用0.1
mol·L－1NaOH溶液进行中和，则消耗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
【答案】A
【解析】V(HCl)＞20
mL，所以消耗NaOH溶液的体积大于20
mL。
3．下面是一段关于酸碱中和滴定实验操作的叙述：①取一锥形瓶，用待测NaOH溶液润洗两次 ②在锥形瓶中加入25
mL待测NaOH溶液 ③加入几滴石蕊试液作指示剂 ④取一支酸式滴定管，洗涤干净 ⑤直接往酸式滴定管中注入标准酸溶液，进行滴定 ⑥左手旋转滴定管的玻璃活塞，右手不停摇动锥形瓶 ⑦两眼注视着滴定管内盐酸液面下降，直至滴定终点。文中所述操作有错误的序号为
( )
A．④⑥⑦
B．①②⑤⑥
C．③⑤⑦
D．①③⑤⑦
【答案】D
【解析】锥形瓶不用待测液润洗，①错；③石蕊变色不明显，不易观察颜色，在酸碱中和滴定时不用石蕊
试液作指示剂，③错；滴定管使用前要润洗，⑤错；滴定过程中眼睛观察锥形瓶中溶液颜色变化，⑦错。
4．用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，下列操作中不正确的是
( )
A．酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知物质的量浓度的盐酸
B．锥形瓶用蒸馏水洗净后，直接加入一定体积的未知物质的量浓度的NaOH溶液
C．滴定时，应左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛时刻注视着锥形瓶内颜色的变化
D．读数时，视线与滴定管内液体的凹液面最低处保持一致
【答案】A
【解析】A项，滴定管使用前应润洗。B项，锥形瓶不能用待测液润洗。C、D两项均符合实验操作。
5．以酚酞试液作指示剂，对某新制NaOH溶液进行中和滴定实验，数据记录如下表：
实验编号
待测液
消耗标准盐酸(0.01
mol·L－1)
的体积
①
20
mL
NaOH溶液
V1
mL
②
20
mL
NaOH溶液＋10
mL
H2O
V2
mL
③
敞口隔夜放置的20
mL
NaOH溶液
V3
mL
则该新制的NaOH溶液的浓度c(mol·L－1)计算合理的是
( )
A．c＝0.01×(V1＋V2＋V3)/(3×20)
B．c＝0.01×(V1＋V2)/(2×20)
C．c＝0.01×(V1＋V3)/(2×20)
D．c＝0.01×V1/20
【答案】B
【解析】以酚酞作指示剂，滴定敞口隔夜放置的NaOH溶液，由于生成了Na2CO3，所消耗盐酸的体积偏小，
所以V3舍去。
6.
在25
℃时，用0.125
mol·L－1的标准盐酸滴定25.00
mL未知浓度的NaOH溶液所得滴定曲线如图所示，图中K点代表的pH为
( )
A．13
B．12
C．10
D．11
【答案】A
【解析】由图示可知，在V(HCl)＝20.00
mL时，pH＝7，HCl与NaOH恰好完全反应，由c(HCl)·V(HCl)＝
c(NaOH)·V(NaOH)知c(NaOH)＝＝＝0.1
mol·L－1。由KW＝c(H＋)·c(OH－)知，0.1
mol·L－1的NaOH溶液的c(H＋)＝10－13
mol·L－1，即其pH＝13。
7．用标准浓度的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸时下列情况会使盐酸物质的量浓度偏低的是
( )
A．碱式滴定管用蒸馏水洗净后，直接注入标准浓度的NaOH溶液
B．碱式滴定管尖端有气泡，滴定后气泡消失
C．记录消耗的碱液，滴定前平视，滴定后俯视凹液面
D．锥形瓶用蒸馏水洗净后，直接装入未知浓度的盐酸
【答案】C
【解析】未用NaOH溶液润洗滴定管，即NaOH溶液浓度下降，或把气泡误算为NaOH溶液的体积，读取
的NaOH溶液的体积比实际用量大，结果偏高。滴定前平视，滴定后俯视凹液面，这样读取的NaOH溶液的体积比实际用量小，结果偏低。锥形瓶中含有蒸馏水，对测定结果无影响。
8．用滴定法测定Na2CO3(含NaCl杂质)的质量分数，下列操作会引起测定值偏高的是
( )
A．试样中加入酚酞作指示剂，用标准酸液进行滴定
B．滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入标准酸液进行滴定
C．锥形瓶用蒸馏水洗涤后，直接注入待测溶液进行滴定
D．滴定管用蒸馏水洗涤后，直接注入待测液，取20.00
mL进行滴定
【答案】B
【解析】此实验过程中，待测值为c(Na2CO3)，根据酸与Na2CO3的反应可知，c(Na2CO3)·V待测液＝k·c酸·V酸(k
为标准酸与Na2CO3反应时的化学计量数之比)。A项，加入酚酞时，对实验数据无影响；B项，此操作使V酸数值偏大，故使c(Na2CO3)偏大，最终所得Na2CO3质量分数偏高；C项，此操作对实验数据无影响；D项，此操作使c(Na2CO3)数值偏小，最终使所得Na2CO3质量分数偏低。
9．用已知浓度的盐酸来测定某Na2CO3溶液的浓度时，若配制Na2CO3溶液时所用Na2CO3中分别含有：①NaOH ②NaCl ③NaHCO3 ④K2CO3杂质，所测结果偏低的是
( )
A．①
B．仅②
C．①②③
D．②③④
【答案】D
【解析】中和1
mol
HCl需Na2CO3质量为53
g，需NaOH、NaHCO3、K2CO3的质量分别为40
g、84
g、69
g，可见Na2CO3中若混有NaOH时会使所测结果偏高，混有NaHCO3、K2CO3时会使所测结果偏低，而HCl和NaCl不反应，一旦混入会使结果偏低。
10．已知：将10
mL
0.1
mol·L－1
Na2CO3溶液用0.1
mol·L－1盐酸滴定时，若用酚酞作指示剂，终点时消耗盐酸10
mL；若用甲基橙作指示剂，终点时消耗盐酸20
mL。现有一份白色粉末，可能含有NaOH、Na2CO3、NaHCO3的一种或两种。现取一定量的该粉末配成适当浓度的稀溶液并分成两等份，分别用0.1
mol·L－1盐酸滴定。一份用酚酞作指示剂，消耗盐酸a
mL；另一份用甲基橙作指示剂，消耗盐酸b
mL。下列说法其中正确的是
( )
①若a＝0，则固体中只含NaHCO3 ②若a＝b，则固体中只含NaOH ③若2a>b>a，则固体中含有NaOH、Na2CO3；④若2aA．①②③④
B．仅③④
C．仅①②
D．仅①③④
【答案】A
【解析】根据已知条件，当用酚酞作指示剂时，Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3；当用甲基橙作指示剂时，
Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑，该白色粉末，当用酚酞作指示剂时，发生的反应可能为NaOH＋HCl===NaCl＋H2O，Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3，当用甲基橙作指示剂时，可能发生的反应为：NaOH＋HCl===NaCl＋H2O、Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑、NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。
①当a＝0时，粉末中应无Na2CO3、NaOH，只含NaHCO3。②当a＝b时，应只含NaOH。③因为当b＝a时，只含NaOH，当b＝2a时，只含Na2CO3，所以当a＜b＜2a时，NaOH、Na2CO3都含有。④b＞2a时，应含Na2CO3和NaHCO3。
11．在标准状况下，充满HCl的烧瓶做完喷泉实验后得到稀盐酸，用标准Na2CO3溶液滴定这种盐酸来测定它的准确浓度，请你回答下列问题：
(1)用标准Na2CO3溶液滴定这种盐酸时，Na2CO3溶液应装在________式滴定管中，若用甲基橙作指示剂，达到滴定终点时，溶液从________色变为________色。
(2)现配制三种浓度的标准Na2CO3溶液，你认为最合适的是下列第________(填序号)种。
①2.500
mol·L－1 ②0.25
mol·L－1 ③0.025
mol·L－1
(3)若采用上述合适浓度的标准Na2CO3溶液滴定，用c(Na2CO3)表示，滴定时实验数据列表如下：
实验次数编号
待测盐酸体积(mL)
滴入Na2CO3溶液体积(mL)
1
20.00
18.80
2
20.00
16.95
3
20.00
17.05
求这种待测稀盐酸的物质的量浓度(用数据和符号列式即可)：c(HCl)＝_________________________________________________________________。
【答案】(1)碱 红 橙 (2)③ (3)1.7c(Na2CO3)
【解析】(1)Na2CO3溶液呈碱性，应装在碱式滴定管中；甲基橙遇盐酸显红色，滴加Na2CO3溶液至滴定终
点时，溶液由红色变橙色。
(2)充满HCl的烧瓶做完喷泉实验后，所得盐酸的物质的量浓度为c(HCl)＝＝0.045
mol·L－1，为减小实验误差应用浓度与之接近的Na2CO3溶液进行滴定，故选③。(3)实验1中Na2CO3溶液的体积偏大，应删除，因此实验2和实验3所用Na2CO3溶液体积的平均值为＝17.00
mL，用甲基橙作指示剂时，Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O，因此c(HCl)＝＝1.7c(Na2CO3)。
12．某学生用0.200
0
mol·L－1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作如下：
①用蒸馏水洗涤碱式滴定管，并立即注入NaOH溶液至“0”刻度线以上；
②固定好滴定管并使滴定管尖嘴处充满液体；
③调节液面至“0”或“0”刻度线稍下，并记下读数；
④移取20.00
mL待测液注入洁净的还存有少量蒸馏水的锥形瓶中，并加入3滴酚酞试液；
⑤用标准液滴定至终点，记下滴定管液面读数。
请回答：
(1)以上步骤有错误的是(填编号)______，
若测定结果偏高，其原因可能是________。
A．配制标准溶液的固体NaOH中混有KOH杂质
B．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗
D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液(2)判断滴定终点的现象是：______________________________________________________
________________________________________________________________。
(3)如图是某次滴定时的滴定管中的液面，其读数为________mL。
(4)根据下列数据：请计算待测盐酸的浓度：________mol·L－1。
滴定次数
待测体积(mL)
标准烧碱溶液体积(mL)
滴定前读数
滴定后读数
第一次
20.00
0.40
20.40
第二次
20.00
2.00
24.10
第三次
20.00
4.00
24.00
【答案】(1)① ABCD
(2)滴入最后一滴NaOH溶液时，溶液刚好由无色变为粉红色，且半分钟内不变色
(3)22.60 (4)0.200
0
【解析】(1)①碱式滴定管应润洗。
(3)V1＝20.40
mL－0.40
mL＝20.00
mL
V2＝24.10
mL－2.00
mL＝22.10
mL
V3＝24.00
mL－4.00
mL＝20.00
mL
应舍去第二次数据
c(HCl)＝＝0.2
000
mol·L－1
13．某班学生通过分组实验测定酸碱滴定曲线。
实验用品：0.1
mol·L－1
HCl溶液、0.1
mol·L－1NaOH溶液、蒸馏水、pH计、酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带滴定管夹)、锥形瓶。甲、乙、丙三组同学锥形瓶中的溶液所取体积均为20.00
mL，且所用的试剂完全相同，根据实验所得的数据绘制的曲线分别如图中a、b、c所示，其中乙和丙两组同学的操作上都存在着不足或失误。
请回答下列问题：
(1)实验前pH计应用标准溶液进行校准，若将pH计放入c(H＋)＝0.000
1
mol·L－1的标准溶液中校准，则pH计的读数应为________。
(2)甲组同学滴定时选用的滴定管为________(填“酸式”或“碱式”)滴定管，最后一次润洗滴定管应选用实验用品中的________进行润洗。
(3)乙组同学操作上的不足之处是_____________________________________
_________________________________________________________________。
(4)造成丙组同学的曲线与甲组同学不同的原因可能是________。(填字母编号)
A．用待装液润洗锥形瓶
B．滴定使用的滴定管的尖嘴部分在滴定前有气泡未排出，滴定后气泡消失
C．滴定前后对滴定管进行读数的视线分别如图所示
【答案】(1)4.00 (2)碱式 0.1
mol·L－1
NaOH溶液
(3)在滴定终点附近测试和记录pH的间隔太大
(4)AB
【解析】(1)pH＝－lg
c(H＋)＝－lg
0.000
1＝4.00。(2)甲同学所进行的实验为用0.1
mol·L－1
NaOH溶液滴定
20.00
mL的0.1
mol·L－1
HCl溶液，故所用的滴定管应为碱式滴定管，最后一次润洗时要使用0.1
mol·L－1
NaOH溶液。(3)由b曲线知，在滴定过程中，在滴定终点附近测试和记录pH的间隔过大。(4)甲同学所用NaOH溶液体积较少，丙同学所用NaOH溶液体积较多。原因可能是A、B两项，C项滴定前仰视，滴定后俯视，会使测得的NaOH溶液体积较少。
14．我国国标推荐的食品药品中Ca元素含量的测定方法之一为：利用Na2C2O4将处理后的样品中的Ca2＋沉淀，过滤洗涤，然后将所得CaC2O4固体溶于过量的强酸，最后使用已知浓度的KMnO4溶液通过滴定来测定溶液中Ca2＋的含量。针对该实验中的滴定过程，回答以下问题：
(1)KMnO4溶液应该用________(填“酸式”或“碱式”)滴定管盛装，除滴定管外，还需要的玻璃仪器有________________________________________。
(2)试写出滴定过程中发生反应的离子方程式：________________________
________________________________________________________________。
(3)滴定终点的颜色变化为：溶液由________色变为________色。
(4)以下哪些操作会导致测定的结果偏高________(填字母编号)。
a．装入KMnO4溶液前未润洗滴定管
b．滴定结束后俯视读数
c．滴定结束后，滴定管尖端悬有一滴溶液
d．滴定过程中，振荡时将待测液洒出
(5)某同学对上述实验方法进行了改进并用于测定某品牌的钙片中的钙元素(主要为CaCO3)含量，其实验过程如下：取2.00
g样品加入锥形瓶中，用酸式滴定管向锥形瓶内加入20.00
mL浓度为0.10
mol·L－1的盐酸(盐酸过量)，充分反应一段时间，用酒精灯将锥形瓶内液体加热至沸腾，数分钟后，冷却至室温，加入2～3滴酸碱指示剂，用浓度为0.10
mol·L－1的NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液8.00
mL。(提示：Ca(OH)2微溶于水，pH较低时不会沉淀出)
据此回答：
①为使现象明显、结果准确，滴定过程中的酸碱指示剂应选择________试液(填“石蕊”、“甲基橙”或“酚酞”)；
②实验过程中将锥形瓶内液体煮沸的目的是___________________________
_________________________________________________________________；
③则此2.00
g钙片中CaCO3的质量为________g。
【答案】(1)酸式 烧杯，锥形瓶
(2)2MnO4－＋5C2O42－＋16H＋===2Mn2＋＋10
CO2↑＋8H2O (3)无 紫 (4)ac (5)①甲基橙 ②将溶解在溶液中的CO2气体赶出 ③0.06
【解析】(1)KMnO4溶液具有强氧化性，应放在酸式滴定管中。
(3)KMnO4溶液本身可以作为指示剂，终点的颜色变化为无色变为紫色。
(5)实验过程中将锥形瓶内液体煮沸的目的是将溶解的CO2气体赶出；该滴定若用“酚酞”作指示剂，由于它的变色范围为8.2～10，会使Ca(OH)2形成沉淀析出，造成误差偏大。CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
HCl ＋ NaOH===NaCl＋H2O
CaCO3所消耗的HCl为：
20．00
mL×0.10
mol·L－1－8.00
mL×0.10
mol·L－1
＝12.00
mL×0.10
mol·L－1
m(CaCO3)＝×100
g/mol＝0.06
g。沉淀溶解平衡
教学目标
知识与技能：能运用平衡移动原理解释沉淀溶解和转化的本质。
过程与方法：通过沉淀溶解和转化知识的学习，将溶解平衡理解为化学平衡的一种特殊形式，加深
对平衡移动原理的理解和认识，完成“理论－实践－理论”的提升。
情感态度与价值观：
通过对溶解平衡的学习理解外因和内因对事物影响的辩证关系，建立矛盾的统一和转化的
自然辩证观；
能对生产生活和自然界中的有关化学变化从反应原理角度进行一个合理的解释，增强探索
化学反应原理的能力。
教学重点：难溶电解质的溶解和转化
教学难点：难溶电解质的溶解和转化
教学过程：
【引入】难溶电解质的沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条件，控制其进行的方向，
沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。我们共同探究沉淀反应的应用。
【板书】：二、沉淀溶解平衡的应用
【问题引入】如何处理工业废水中的Fe3+？
【学生思考、讨论、回答】可以加入含OH－的溶液将Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀
【教师补充】加入含OH－的溶液将Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀，OH－的溶液就是“沉淀剂”。还可以通过调节溶
液的pH值来使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀
【板书】1、沉淀的生成
（1）方法：A、调节PH法
B、加沉淀剂法
C、同离子效应法
D、氧化还原法
【说明】1:
沉淀剂的选择：要求除去溶液中的某种离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入
溶液的杂质离子还要便于除去
2：形成沉淀和沉淀完全的条件：由于难溶电解质溶解平衡的存在，在合理选用沉淀剂的同时，有时还
要考虑溶液的pH和温度的调控。
3：通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难电解质以便分离出
去
【思考与交流】P67,
指导学生思考讨论两个问题
【总结板书】
（2）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好
（3）意义：物质的检验、提纯及工厂废水的处理等
【说明】生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂质或提纯物质的重要方法之一，
但不是唯一方法。
【练习1】：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（
D
）
A、NaOH
B、Na2CO3
C、氨水
D、MgO
【练习2】试用平衡移动原理解释下列事实
FeS不溶于水，但却能溶于稀盐酸中。
CaCO3难溶于稀硫酸，但却能溶于醋酸中。
分别用等体积的蒸馏水和0.010mol/L硫酸洗涤BaSO4沉淀，用水洗涤造成的BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤造成的损失量。
4．石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)
Ca2+(aq)+2
OH―
(aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是（
A
B
）
A.
Na2CO3溶液
B.
AlCl3溶液
C.
NaOH溶液
D.
CaCl2溶液
板书设计：
二、沉淀溶解平衡的应用
沉淀的生成
（1）方法：A、调节PH法
B、加沉淀剂法
C、同离子效应法
D、氧化还原法
（2）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好
（3）意义：物质的检验、提纯及工厂废水的处理等
教学回顾：
这节课，以科学探究的内容为基础，理论分析穿插实验探究，是理论分析丰富、生动，如果仅限于教材，则显得理论空洞，分析缺少依据。为了能够调动学生积极性，激发学习兴趣，采用设计两个探究实验、发动学生质疑、讨论、展示交流等方式，创造了很好的讨论交流氛围，使学生在质疑合作中学到了新知识，掌握了学习方法，取得了比较好的教学效果。教师课堂教学行为发生变化，由“教”变成“导”、“点拨”，课堂变成了以学生为中心，教师组织课堂，是学生学习的促进者，培养了学生观察能力、总结归纳的表达能力、合作学习的意识等等。师生平等交流、诚信合作，是本节课的特色，互动中提高了课堂效率、使枯燥乏味的理论学习变得生动有趣。酸碱中和滴定
教学目标
知识与技能：
1．了解常用分析仪器。
2．理解酸碱中和滴定的原理。
3．初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
4．掌握酸碱滴定的误差分析。
过程与方法：
1、通过观察，了解酸碱中和滴定的操作方法。
2．通过分析比较，掌握酸碱滴定的误差分析。
3、理论联系实际。
情感态度与价值观：
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。
2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
教学重点：使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法；掌握酸碱滴定的误差分析。
教学难点：掌握酸碱滴定的误差分析
教学过程：
【新授课】
一、酸碱中和滴定
1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法
2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完
全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
3、公式：c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)
4、实验的关键:
(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积
(2)准确中和反应是否恰好完全反应
5、实验仪器及试剂:
仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、
铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸
试剂：标准液、待测液、指示剂
二、指示剂的选择：
1、原则：
1）终点时，指示剂的颜色变化明显
2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏
2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）
种类
变色范围
甲基橙溶液
红3.1橙4.4黄
酚酞溶液
无8.2浅红10红
石蕊溶液
红5
紫
8蓝
（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3
10-8=2
对溶液的酸碱性变化较灵敏
（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为
1~2滴）。
3、pH试纸（定量测定）
（1）成分：含有多种指示剂
（2）本身颜色：淡黄色
（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待测液点在
试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。
4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
三、实验步骤：
1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；
3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm
4、赶气泡：酸式:快速放液
碱式:橡皮管向上翘起
5、调液：调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml之间，并记下读数。
6、取液：
（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中
（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。
7、滴定：左手_控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，
边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。
记：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，并在半分钟内不恢复红色,停止滴定，
准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。
9.
计算：重复以上操作三次,并计算三次所测体积的平均值.
整理数据进行计算。
四、误差分析：
【例题】：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），
对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
（一）、酸式滴定管
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管
（偏高）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（偏高）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏高）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（偏高）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏低）
（二）、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗
2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（偏
高）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（无影响）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（偏低）
9、指示剂滴加过多（偏低）
（三）、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗
（偏低）
11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（偏低）
（四）、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐
酸溶液进行滴定。（偏低）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（偏低
）
板书设计：
酸碱中和滴定
酸碱中和滴定
1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法
2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完
全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
3、公式：c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)
4、实验的关键:
(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积
(2)准确中和反应是否恰好完全反应
二、指示剂的选择：
1、原则：
1）终点时，指示剂的颜色变化明显
2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏
三、实验步骤：
1、查漏：
2、洗涤：
3、装液：
4、赶气泡：酸式:快速放液
碱式:橡皮管向上翘起
5、调液：
6、取液：
7、滴定：
8、记：
9.
计算：
四、误差分析：
教学回顾：
通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，让学生理解矛盾的对立统一的辩证关系，理解PH与水的电离之间的关系，从而为学生学习盐类的水解平衡埋下伏笔。粒子浓度关系
学习目标：
学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题
学习重难点：
离子浓度大小比较；双水解问题；电解质溶液中存在的守恒关系
自主学习
一、影响盐类水解的因素
1、内因：
比较下列物质酸碱性强弱
酸性：HCl>CH3COOH>HCN，碱性：NaCl
CH3COONa
NaCN
碱性：Ba(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3
,酸性：BaCl2
〈
MgCl2
〈
AlCl3
〈
酸性：H2CO3
〉
HCO3—
碱性：NaHCO3
(aq)
Na2CO3
(aq)
规律：酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度___，溶液的碱性或酸性____。（即：越弱越水解，无弱不水解，谁强显谁性，都弱近中性）
思考：醋酸铵的溶液的酸碱性如何？
2．外因
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
写出FeCl3水解的化学方程式
，设计实验完成下表
影响因素
实验操作
现象
平衡移动方向
Fe3+的水解程度
PH
浓度
加FeCl3（s）
加水
溶液的酸碱度
加HCl(g)
加少量的NaOH
加NaHCO3
加Na2CO3
温度
温度升高
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
浓度
增大
减小(即稀释)
外加酸碱
酸
弱酸根离子的水解程度_
， 弱碱阳离子的水解程度_
_
碱
弱酸根离子的水解程度_
_，弱碱阳离子的水解程度_
_
思考：为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？
合作探究:
一、酸碱性分析
1．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？
2、试从水解和电离两方面解释下列现象？
（1）NaHCO3水溶液显碱性；NaHSO3水溶液显酸性；
CH3COONH4水溶液显中性；
（2）浓度均为0.1mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性；
浓度均为0.1mol/L的HCN和NaCN混合溶液显碱性
二、水解反应分析
1．配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸，为什么？
2.普通泡沫灭火器的钢铁容器里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，钢铁容器里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。
产生此现象的离子方程式是
________________________________________________________________________。
不能把硫酸铝溶液装在铁筒里的主要原因是
________________________________________________________________________
思考：什么样的双水解反应能彻底进行，双水解反应一定是互相促进吗？
3．实验证明加热蒸干FeCl3溶液，并灼烧得不到FeCl3固体，为什么？
思考：（1）如何获得无水FeCl3
（2）加热蒸干并灼烧下列物质可以得到什么固体物质？
碳酸钠溶液
碳酸氢钠溶液
氯化镁溶液
氯化铵溶液
KMnO4溶液
4.
在必修I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？
三、电解质溶液中的守恒关系：
1．电荷守恒：电解质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。
如Na2CO3溶液中：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)
2．
物料守恒：某一分子或离子的原始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之总和，即元素的原子守恒。
如Na2CO3溶液中n(Na+)：n(C)＝2：1，推出：
c(Na+)＝2c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋2c(H2CO3)
3.质子守恒：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。
如在0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)。
[堂上训练1]：写出下列溶液中存在的电荷守恒式、物料守恒式、质子守恒式
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
Na2S溶液
4.离子浓度大小比较
请以Na2CO3溶液为例中存在的分子、离子，并比较各粒子浓度的大小关系
[堂上训练2]：分析下列溶液中存在的分子、离子并指出较其浓度的大小关系
醋酸溶液
氯化铵溶液
碳酸钠溶液
碳酸氢钠溶液
四、请从水解方面归纳下列应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是
离子浓度大小比较
NH4Cl溶液中，
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性
配制或贮存易水解盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量
，防止Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干产物
AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入
离子共存的判断
Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因
而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
巩固练习:
1．物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是 （
）
A．NH4Cl
B．NH4HSO4
C．CH3COONH4
D．
NH4
HCO3
2．下列说法正确的是 （
）
A．水解反应是吸热反应
B．升高温度可以抑制盐类的水解
C．正盐的水溶液pH都为7
D．硫酸钠的水溶液，pH小于7
3．下列各组离子在溶液中不能大量共存的是
（
）
A．NH4+、CO32ˉ、CH3COO_、Na+
B
．Ca2+、HCO3ˉ、Clˉ、NO3ˉ
C．
Zn2+、H+、NO3ˉ、SO42ˉ
D．
AlO2_、Al3+、SO42ˉ、H+
相同物质的量浓度的NaCN
和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN
和
HClO说法正确的是
（
）
电离程度：HCN＞HClO
B．pH：HClO＞HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D．酸根离子浓度：c(CNˉ)＜c(ClOˉ)
5．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是
( )
A．室温下，向0.01
mol·L－1
NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋)
B．0.1
mol·L－1
NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)
C．Na2CO3溶液：c(OH－)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)
D．25
℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1
mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：
c(CH3COO－)＋c(OH－)6．常温下，下列各溶液的叙述中正确的是
( )
A．等物质的量浓度的下列溶液中，①NH4Al(SO4)2 ②NH4Cl ③CH3COONH4 ④NH3·H2O；c(NH)由大到小的顺序是①>②>③>④
B．pH＝7的NaHSO3与Na2SO3混合溶液中：3c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)
C．0.1
mol·L－1的醋酸的pH＝a,0.01
mol·L－1的醋酸的pH＝b，则a＋1＝b
D．0.1
mol·L－1的醋酸钠溶液20
mL与0.1
mol·L－1盐酸10
mL混合后溶液显酸性：c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COOH)
7．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是
( )
A．CO＋H2OHCO＋OH－ 用热的纯碱溶液清洗油污
B．Al3＋＋3H2O===Al(OH)3（胶体）＋3H＋ 明矾净水
C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)
TiO2·xH2O↓＋4HCl 制备TiO2纳米粉
D．SnCl2＋H2OSn(OH)Cl↓＋HCl 配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠
8．对于0.1
mol·L－1
Na2SO3溶液，正确的是
（双选）
( )
A．升高温度，溶液pH降低
B．c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)
C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)
D．加入少量NaOH固体，c(SO)与c(Na＋)均增大
9．室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是
( )
A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2
B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1
D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
10．常温下，用0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L-1
CH3COOH溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是
( )
A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)
B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)
C．点③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
11．实验室为了配制FeSO4溶液，往往
（1）要加入少量稀H2SO4，其目的是
；
（2）加入少量铁钉，目的是
。
12．在纯碱溶液中滴入酚酞，溶液变红。若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象
是
，其原因是（以离子方程式和简要文字说明）
13．(1)现有酚酞试液、甲基橙试液、0.1
mol·L－1醋酸、25%氢氧化钠溶液、0.1
mol·L－1氢氧化钠溶液、浓硫酸和蒸馏水，请应用化学平衡知识设计一个实验(只限于选用上述试剂)，证明醋酸为弱酸，简述方法：
(2)同学甲认为溶液中Na2CO3的水解是微弱的，发生水解的CO不超过其总量的10%。请你设计实验验证该同学的观点是否正确：
（3）为探究纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的，请你设计一个简单的实验方案。
参考答案：
自主学习
、
一、1、〈；
〈
；〈
；越大；越强；发生互相促进的双水解反应，溶液接近中性
2．
影响因素
实验操作
现象
平衡移动方向
Fe3+的水解程度
PH
浓度
加FeCl3（s）
溶液颜色变深
正向
减弱
变小
加水
溶液颜色变浅
正向
增大
变大
溶液的酸碱度
加HCl(g)
溶液颜色变深
逆向
减弱
变小
加少量的NaOH
有红褐色沉淀生成
正向
增大
增大
加NaHCO3
有气泡出现和红褐色沉淀生成
正向
增大
增大
加Na2CO3
有气泡出现和红褐色沉淀生成
正向
增大
增大
温度
温度升高
溶液颜色变深
正向
增大
变小
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
促进水解
增大
增大
浓度
增大
平衡向水解方向移动
减弱
变大
减小(即稀释)
促进水解
增大
变小
外加酸碱
酸
弱酸根离子的水解程度_增强_， 弱碱阳离子的水解程度_减弱_
碱
弱酸根离子的水解程度_减弱_，弱碱阳离子的水解程度_增强_
思考：为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？
纯碱水解呈碱性，升温促进水解，溶液OH-浓度增大，碱性增强，有利于促进油渍中油脂的水解反应，提高去污能力。
合作探究：
一、1．不对，CH3COONa溶液中存在CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－水解平衡，加入的CH3COOH遇水只有极少量发生电离（CH3COOHCH3COO_＋H+），溶液中H+浓度远小于CH3COOH分子浓度，因此CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－水解平衡主要表现为CH3COOH分子浓度增大，平衡逆向移动。
2、略
二、1．FeCl3溶液中存在Fe3＋的水解平衡：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，加入盐酸，c(H＋)增大，可抑制
Fe3＋的水解。
2.(1)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(2)Al2(SO4)3溶液因水解呈酸性，腐蚀钢铁
(3)与酸反应速率NaHCO3>Na2CO3；产生等量CO2时，消耗Al3＋量多
思考：
有的弱酸弱碱盐如CH3COONH4
只能部分双水解，只有像Al3+与HCO3_、Al3+与AlO2_等水解生成的物质能离开溶液平衡体系的水解才能彻底进行；有盐如(NH4)2Fe(SO4)2发生的双水解则互相抑制。
3．加热促进FeCl3水解生成Fe(OH)2,
Fe(OH)2遇空气氧化成Fe(OH)3，Fe(OH)3再进行热分解生成Fe2O3
思考：
碳酸钠溶液
碳酸氢钠溶液
氯化镁溶液
氯化铵溶液
KMnO4溶液
碳酸钠
碳酸钠
氧化镁
无固体
氯化钾和二氧化锰混合物
4.
加热促进Fe3+离子水解生成Fe（OH）3分子，Fe（OH）3分子聚集成胶体粒子分散在水中形成胶体。
三、电解质溶液中的守恒关系：
[堂上训练1]：
NH4Cl
电荷守恒式
c(H+)
+
c(NH4+)
=
c(Cl-)
+
c(OH-)
物料守恒式
c(NH4+)
+
c(NH3·H2O)
=c(Cl-)
质子守恒式
c(H+)=
c(OH-)+
c(NH3·H2O)
CH3COONa
电荷守恒式
c(Na+)+
c(H+)=c(CH3COO-)+
c(OH-)
物料守恒式
c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
质子守恒式
c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)
Na2S
电荷守恒式
c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+
c(OH-)
物料守恒式
c(Na+)=2
c(S2-)+2c(HS-)+
2c(H2S)
质子守恒式
c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)=c(OH-)
4.
略
[堂上训练2]：
略
四、请从水解方面归纳下列应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
离子浓度大小比较
NH4Cl溶液中，c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ
配制或贮存易水解盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干产物
AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3
离子共存的判断
Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O=Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
巩固练习：
1．B
2．A
3．D
4．D
5．A
6．A．
7．D．8．C．D．9．A．10．D．
11.
（1）抑制Fe2+水解（2）防止Fe2+氧化；
12.
现象是产生白色沉淀，且红色褪去，原因是在纯碱溶液中，CO32-水解，加入BaCl2溶液后，Ba2+
+
CO32-=，BaCO3↓白色，由于c(CO32-)减小，CO32-水解平衡向左移动，c(OH-)减少，酚酞褪色。
13．(1)取0.1
mol·L－1的醋酸和0.1
mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合并振荡，再滴入无色酚酞试液，若显红色，则证明醋酸是弱酸 (2)用pH试纸(或pH计)测常温下0.1
mol·L－1纯碱溶液的pH，若pH<12，则该同学的观点正确；若pH>12，则该同学的观点不正确（3）向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去。说明纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的。沉淀溶解平衡
学习目标：
1、了解沉淀溶解平衡的应用。
2、知道沉淀转化的本质。
学习重难点：
沉淀转化的本质
自主学习
一、沉淀的生成
1．沉淀生成的应用
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用
来达到分离或除去某些离子的目的。
2．沉淀的方法
(1)调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为
沉淀而除去。反应如下：
Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
(2)加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。反应如下：
Cu2＋＋S2－===
Cu2＋＋H2S===
Hg2＋＋S2－===
Hg2＋＋H2S===
二、沉淀的转化
1．实验探究
(1)Ag＋的沉淀物的转化
实验步骤
实验现象
有白色沉淀生成
白色沉淀变为黄色
黄色沉淀变为黑色
化学方程式
AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋NaNO3
AgCl＋KI===AgI＋KCl
2AgI＋Na2S===Ag2S＋2NaI
实验结论
的沉淀可以转化成
的沉淀
(2)Mg(OH)2与Fe(OH)3的转化
实验步骤
实验现象
产生白色沉淀
产生红褐色沉淀
化学方程式
MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl
3Mg(OH)2＋2FeCl3===2Fe(OH)3＋3MgCl2
实验结论
Fe(OH)3比Mg(OH)2
2.沉淀转化的方法
对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先将其转化为
或其他方法能溶解的沉淀。
3．沉淀转化的实质
沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般说来，
的沉淀转化成
的沉淀容易实现。
两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。
4．沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
(1)锅炉除水垢
水垢[CaSO4(s)CaCO3Ca2＋(aq)]
其反应方程式是CaSO4＋Na2CO3CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
(2)对一些自然现象的解释
在自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。例如，各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，遇到深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)时，便慢慢地使之转变为铜蓝(CuS)。
其反应如下：
CuSO4＋ZnS===
CuSO4＋PbS===
合作探究:
知识点一 沉淀的生成
在含有浓度均为0.01
mol·L－1的Cl－、Br－、I－的溶液中，缓慢且少量的加入AgNO3稀溶液，结合溶解度
判断析出三种沉淀的先后顺序是( )
A．AgCl、AgBr、AgI
B．AgI、AgBr、AgCl
C．AgBr、AgCl、AgI
D．三种沉淀同时析出
2．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．MgO
3．要使工业废水中的重金属Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋与这些离子形
成的化合物的溶解度如下：
化合物
PbSO4
PbCO3
PbS
溶解度/g
1.03×10－4
1.81×10－7
1.84×10－14
由上述数据可知，选用沉淀剂最好为( )
A．硫化物
B．硫酸盐
C．碳酸盐
D．以上沉淀剂均可
知识点二 沉淀的转化
向5
mL
NaCl溶液中滴入一滴AgNO3溶液，出现白色沉淀，继续滴加一滴KI溶液并振荡，沉淀变为黄
色，再滴入一滴Na2S溶液并振荡，沉淀又变成黑色，根据上述变化过程，分析此三种沉淀物的溶解度关系为( )
A．AgCl＝AgI＝Ag2S
B．AgClC．AgCl>AgI>Ag2S
D．AgI>AgCl>Ag2S
已知如下物质的溶度积常数：FeS：Ksp＝6.3×10－18
mol2·L－2；CuS：Ksp＝6.3×10－36
mol2·L－2。下列说法
正确的是( )
A．同温度下，CuS的溶解度大于FeS的溶解度
B．同温度下，向饱和FeS溶液中加入少量Na2S固体后，Ksp(FeS)变小
C．向含有等物质的量的FeCl2和CuCl2的混合溶液中逐滴加入Na2S溶液，最先出现的沉淀是FeS
D．除去工业废水中的Cu2＋，可以选用FeS作沉淀剂
巩固练习:
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而除去。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、CdS
当氢氧化镁固体在水中达到溶解平衡Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)时，为使Mg(OH)2固体的量减少，
须加入少量的( )
A．MgCl2
B．NaOH
C．MgSO4
D．NaHSO4
3．已知常温下：Ksp[Mg(OH)2]＝1.2×10－11
mol3·L－3，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10
mol2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝1.9×10
－12
mol3·L－3，Ksp(CH3COOAg)＝2.3×10－3
mol·L－2。下列叙述正确的是( )
A．等体积混合浓度均为0.2
mol/L的AgNO3溶液和CH3COONa溶液一定产生CH3COOAg沉淀
B．将0.001
mol/L的AgNO3溶液滴入0.001
mol/L的KCl和0.001
mol/L的K2CrO4溶液中先产生Ag2CrO4
沉淀
C．在Mg2＋为0.121
mol/L的溶液中要产生Mg(OH)2沉淀，溶液的pH至少要控制在9以上
D．向饱和AgCl水溶液中加入NaCl溶液，Ksp(AgCl)变大
4．已知下表数据：
物质
Fe(OH)2
Cu(OH)2
Fe(OH)3
Ksp/25
℃
8.0×10－16
mol3·L－3
2.2×10－20
mol3·L－3
4.0×10－38
mol4·L－4
完全沉淀时的pH范围
≥9.6
≥6.4
3～4
对含等物质的量的CuSO4、FeSO4、Fe2(SO4)3的混合溶液的说法，不正确的是( )
①向该混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到红褐色沉淀 ②向该混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，最先看到白色沉淀 ③向该混合溶液中加入适量氯水，并调节pH到3～4后过滤，可获得纯净的CuSO4溶液 ④在pH＝5的溶液中Fe3＋不能大量存在
①②
B．①③
C．②③
D．②④
参考答案：
自主学习
、略
合作探究：1.B
2.D
3.A
4.C
5.D
巩固练习：1.C
2.D
3.
C4.C(共27张PPT)
组织建设
3-1
弱电解质的电离
一、电解质与非电解质
1、电解质：
2、非电解质：
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。
（包括酸、碱、盐、水、大多数金属氧化物）
如：NaCl、HCl、CH3COOH
、MgO
在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。
（包括多数有机物、某些非金属氧化物）
如：
CH3CH2OH、CO2
、SO2
二、强电解质与弱电解质
1、强电解质：
2、弱电解质：
能完全电离的电解质。
如强酸、强碱和大多数盐。
HCl
==
H+
+
Cl-
Na2SO4
==2
Na+
+
SO42-
能部分电离的电解质。
如弱酸、弱碱、水。
CH3COOH
CH3COO-
+H+
1.下列电解质中，
①
NaCl、
②
NaOH，
③
NH3·H2O、
④
CH3COOH，
⑤
BaSO4
、
⑥
AgCl
、
⑦
Na2O
、
⑧
K2O，
⑨
H2O
哪些是强电解质，那些是弱电解质
强电解质:
①
②
⑤
⑥
⑦
⑧
弱电解质:
③
④
⑨
习题1
现有如下各化合物：①酒精，②氯化铵，③氢氧化钡，④氨水，⑤蔗糖，⑥高氯酸，⑦氢硫酸，⑧硫酸氢钾，⑨磷酸，⑩硫酸。请用物质的序号填写下列空白。
Ⅰ、属于电解质的有___________________;
Ⅱ、属于强电解质的有_________________;
Ⅲ、属于弱电解质的有_________________。
习题2
②③⑥⑦⑧⑨⑩
②③⑥⑧⑩
⑦⑨
2.
下列说法是否正确？为什么？
（1）强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液的导电能力。
（2）虽然氯气溶于水后，溶液可以导电，但氯气不是电解质，而是非电解质。
不正确。导电能力和溶液中离子浓度有关，而强弱电解质是指电离能力的
不正确。氯气是单质，不是非电解质。
习题3
习题4
C
习题5
D
习题6
习题7
习题8
混合物
三、电解质的电离方程式
1、强电解质
完全电离，符号选用“＝”
2、弱电解质
部分电离，符号选用“
”
②
多元弱碱分步电离，但用一步电离表示。
③
两性氢氧化物双向电离
④
酸式盐的电离
a
强酸的酸式盐完全电离
b
弱酸的酸式盐第一步完全电离
习题9
写出下列各物质的电离方程式
习题10
四、弱电解质的电离（吸热）
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子。故弱电解质的电离过程为可逆的。
部分电离
可逆
存在电离平衡
CH3COOH
CH3COO-
+
H+
四、弱电解质的电离平衡
分析一元弱酸（设化学式为HA）、一元弱碱（设化学式为BOH）的电离平衡过程，并完成下列问题：
1、写出弱酸、弱碱的电离方程式；2、填写下表的空白。
C(H+
)
C(A-)
C(HA)
HA初溶于水时
达到电离平衡前
达到电离平衡时
C(B+)
C(OH-
)
C(BOH)
等体积等浓度的B+、OH-溶液相混合时
达到电离平衡前
不变
不变
不变
最小
最小
最大
变大
变大
变小
不变
不变
不变
最大
最大
最小
变小
变小
变大
达到平衡时
吸：
弱电解质的电离过程是吸热的
①
温度：由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。
②浓度：增大电解质分子的浓度或减少相应离子的浓度，都会使弱电解质分子向电离为离子的方向移动。加水稀释弱电解质溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
五、影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本性。通常电解质越弱，电离程度越小。
(2)外因：溶液的浓度、温度等。
③同离子效应
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质时，电离平衡向逆反应方向移动。
④化学反应
在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使平衡向电离的方向移动。
向左
向右
向左
把Ca(OH)2放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡:
Ca(OH)2(s)
Ca2+
+
2OH-
加入以下溶液，可使Ca(OH)2减少的是（
）
A、Na2S溶液
B、AlCl3溶液
C
、NaOH溶液
D、CaCl2溶液
练习：在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（
）
A、1mol/L甲酸溶液中c(H+)约为1×10-2mol/L
B、甲酸能与水以任意比互溶
C、10mL
1mol/L甲酸恰好跟10
mL
1mol/L
NaIOH溶液完全反应
D、在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱。
AD
六、电离常数
1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度之比值是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
科学视野
2、表达式：
C
C
C
C
C
C
注意：
Ⅰ、弱电解质的电离常数表达式中的。c(A
十）、
c(B-）
和c(AB）
均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值。
Ⅱ、当温度一定时，其电离常数是定值。
Ⅲ、电离常数的大小反映强弱电解质的电离程度。K值越大，弱电解质越易电离，其对应的弱酸（弱碱）越强。
Ⅳ、多元弱酸是分步电离的，一级电离常数程度最大，一般有K1
》K2
》K3。
3、电离常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。盐类水解的影响因素及应用
教学目标
知识与技能：
1、理解影响盐类水解的因素
2、了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用
过程与方法：
1、培养学生分析问题的能力
2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力
情感态度与价值观：通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩
教学重点：盐类水解的影响因素
教学难点：盐类水解的应用
教学过程：
【回顾】盐类水解属于离子反应，其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H＋
或OH―
结
合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。水解平衡就是一种化学平衡，盐类水解的程度大小与物质的本性相关。因此，反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。盐类水解也是酸碱中和反应的逆过程。中和反应是放热反应，因此水解反应是吸热反应。
【科学探究】
探究目的：通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
实验过程：1、从反应物性质考虑，FeCl3是否容易发生水解？水解生成物是什么？写出其水解反应的化
学方程式
2、应用平衡移动原理，从反应条件考虑，影响FeCl3水解的因素可能有哪些？参照下表设计、写出实验步骤
序号
可能影响因素
实验操作
现象
解释或结论
1
盐的浓度
2
溶液的酸碱性
3
3、归纳总结实验结果，得出结论并与同学交流
【投影小结】1、因FeCl3属于强酸弱碱盐，生成的Fe(OH)3是一种弱碱，并且难溶，所以FeCl3易水解。
其水解反应的化学方程式：Fe3＋+3H2O
Fe(OH)3
+3H＋
2、影响FeCl3水解的因素有：(1)
加入少量FeCl3晶体，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀释；(3)
加入少量盐酸，增大C(H＋)；
(4)
加入少量NaF
晶体，降低C(Fe3＋
)；(5)
加入少量NaHCO3，降低C(H＋)；(6)
升高温度
判断上述水解平衡移动的方向依据有多种，一是平衡原理，二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时，溶液颜色明显变深，表明平衡是向水解方向移动)；三是通过溶液酸度变化(如加入少量FeCl3晶体前后，测溶液PH的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趋向完全)
3、通过实验得出的主要结论有：
（1）Fe3＋水解是一个可逆过程
（2）水解平衡也是一个动态平衡
（3）Fe3＋的水解属于吸热反应
（4）改变平衡的条件（如温度、浓度等），水解平衡就会发生移动
（5）当加入的物质能与溶液中的离子结合成很难电离的弱电解质，Fe3＋的水解程度就可能趋向完全
【引入】这节课我们就来系统研究水解的影响因素有哪些？
【板书】三、盐类水解的影响因素
【讲】当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵
循勒沙特列原理。
【板书】1、内因：盐本身的性质
【讲】主要因素是盐本身的性质，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。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响
【板书】2、外因：
(1)
温度：升温促进水解
(2)
浓度：稀释促进水解
(3)
外加酸碱
【讲】盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，
水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。
【过】那么，在什么情况下不需要考虑水解呢？
【板书】3、不考虑水解的情况
【讲】不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。
水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3＋Na2S＝＝2FeCl2 ＋2NaCl＋S
【过】那么盐类水解有什么应用呢？
【板书】四、盐类水解的应用
【讲】盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。
【板书】1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解
【讲】等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以PH＜7，
溶液显酸性
【随堂练习】1、有学生做如下实验：将盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（0.1mol/L）的试管微热时，观察到
该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时，则又变回原来的浅红色。发生该现象的主要原因是＿＿＿＿＿
2、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ，
②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小排列正确的是（??）。
??Ａ．①＞④＞③＞②
??Ｂ．①＞②＞③＞④
??Ｃ．④＞③＞①＞②
??Ｄ．④＞①＞③＞②
解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解，硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。
【板书】2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。
【讲】例如在磷酸钠晶体中，n(Na＋
)=3n(PO43―)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43―的水解，有c(Na＋)>3c(PO43―),
又如，在0.1mol/L
Na2CO3
溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32―)>c(OH―)>c(HCO3―)
【板书】3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解
【讲】配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如
配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3＋
+3H2O
Fe(OH)3
+3H＋
的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。
【讲】配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如
配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。
【随堂练习】实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如
此操作的目的是（ ）
A、防止硫酸铁分解 B、抑制硫酸铁水解
C、促进硫酸铁溶解
D、提高溶液的PH
【板书】4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解
【讲】例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3
溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O
Al(OH)3
+3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3
加热分解：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al
2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。
【随堂练习】把AlCl3溶液蒸干后再灼烧，最后得到的主要固体产物是＿＿＿＿，其理由是（用化学方程式
表示，并配以必要的文字说明）＿＿＿＿＿＿
【板书】5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。
【讲】弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：
Al3＋与CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等；Fe3＋
与CO32―、HCO3―、AlO2―等；NH4＋与SiO32―
、AlO2―等。这里还需要我们注意的是Fe3＋与S2―、HS―也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应
【板书】6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解
【讲】铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3
水解呈碱性；CO32―+H2O
HCO3―+OH―，铵态氮肥中NH4＋遇OH―逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；
【讲】过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时
生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2
或CaHPO4
，不能被作物吸收。
【讲】长期施用
(NH4)2SO4的土壤因NH4＋的水解而使土壤的酸性增强：NH4＋+H2O
NH3·H2O＋H＋
【随堂练习】为了同时对某农作物施用分别含有N、P、K三种元素的化肥，对于给定的化肥：①K2CO3
②KCl
③Ca(H2PO4)2
④(NH4)2SO4
⑤氨水，最适合的组合是(
)
A、①③④
B、②③④
C、①③⑤
D、②③⑤
【板书】7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解
【讲】例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32―、HCO3―水解，使溶液呈碱性，OH―与玻璃中的SiO2反应生成
硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
【板书】8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解
【讲】例如，明矾KAl(SO4)2
·12H2O净水原理：Al3＋+3H2O
Al(OH)3
(胶体)+3H＋
，Al(OH)3胶
体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。
【板书】9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2
【讲】将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4＋+H2O NH3·H2O
＋H＋，Mg＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2 Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应
【板书】10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解
【讲】例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3＋水解产生H＋
反应：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3
+3H＋
不断向右移动，Fe3＋会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。
【随堂练习】为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+
，可在加热搅拌的条件下加入一种物质，过滤后再加入适
量盐酸。这种物质是（ ）
A、氧化镁 B、氢氧化钠 C、碳酸钠 D、碳酸镁
【板书】11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识
【讲】泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2（SO4）3 和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3＋
＋3HCO3―＝＝Al(OH)3＋3CO2
【讲】日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增
强。
【讲】水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3
，是因为MgCO3微溶于水，受热
时水解生成更难溶的Mg(OH)2
【讲】小苏打片可治疗胃酸过多
【讲】磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。
【板书】12、加热蒸干盐溶液析出固体
【讲】不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也
能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3
；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；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如
Ca(HCO3)2。
【板书】13、判断盐对应酸的相对强弱
【讲】例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和
HB的相对强弱为HB>HA
【随堂练习】物质的量浓度相同的三种盐NaX，NaY，NaZ的溶液，其pH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，HX
【板书】14、制备纳米材料
【讲】例如，用TiCl4制备TiO2
：TiCl4+(x+2)
H2O
(过量)
TiO2·xH2O↓+4HCl
。制备时加入大量的
水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。
【小结】盐类水解的知识不仅在以上我们提到的配制某溶液或分离提纯某些物质方面用得到，它还有更广
泛的应用，如在农业生产中化肥能否混合施用的问题，日常生活中用到的泡沫灭火器的原理等等，都与盐类水解有关。同学们如果有兴趣的话，可在课余时间到图书馆查阅一些相关资料，来进一步了解盐类水解的应用。
板书设计：
三、盐类水解的影响因素
1、内因：盐本身的性质
2、外因：
(1)
温度：升温促进水解
(2)
浓度：稀释促进水解
(3)
外加酸碱
3、不考虑水解的情况
四、盐类水解的应用
1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解
2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。
3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解
4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解
5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。
6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解
7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解
8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解
9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2
10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解
11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识
12、加热蒸干盐溶液析出固体
13、判断盐对应酸的相对强弱
14、制备纳米材料
教学回顾：
通过实验验证盐溶液的酸碱性，并从表观现象出发，引导学生根据溶液酸碱性与溶液中H+、OH–浓度的关系这一核心思路，综合应用第1
节的知识和弱电解质电离平衡的知识，分析溶液中各种离子间的相互作用，探究盐类水解的原理，这样既能巩固所学知识，又能有效地扩展知识，使学生发生认识上的飞跃。本节课的学习目标是让学生明确盐类水解的原理，掌握盐类水解的规律，会判断盐溶液的酸碱性，并能正确的书写盐类水解的离子方程式。弱电解质的电离
1．下列物质中属于强电解质，但在给定条件下不能导电的是
( )
A．液态溴化氢
B．蔗糖
C．铝
D．醋酸
【答案】A
【解析】蔗糖属于非电解质，不导电；铝能导电，但不属于电解质；醋酸属于弱电解质。
2．下列有关叙述中正确的是
( )
A．难溶于水的电解质一定是弱电解质
B．强电解质的水溶液导电能力一定比弱电解质的水溶液导电能力强
C．易溶于水的电解质一定是强电解质
D．强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的
【答案】D
【解析】A项，BaSO4、CaCO3等难溶于水但属于强电解质。B项，强电解质的稀溶液比弱电解质的浓溶液
导电能力弱。C项，HF、CH3COOH等均易溶于水，但属于弱电解质。
3．某固体化合物A不导电，但熔化或溶于水都能完全电离。下列关于物质A的说法中正确的是
( )
A．A为非电解质
B．A是强电解质且易溶于水
C．A是离子化合物
D．A为弱电解质
【答案】C
【解析】“完全电离”说明是强电解质；但不一定易溶于水，“熔化时能电离”说明是离子化合物。
4．下列电离方程式错误的是
( )
A．(NH4)2SO4溶于水：(NH4)2SO4===2NH4＋＋SO42－
B．H3PO4溶于水：H3PO4===3H＋＋PO43－
C．HF溶于水：HF??H＋＋F－
D．NaHS溶于水：NaHS===Na＋＋HS－，HS－??H＋＋S2－
【答案】B
【解析】H3PO4溶于水要分步电离：H3PO4??H＋＋H2PO4－、H2PO4－??H＋＋HPO42－、HPO42－??H＋＋PO43
－。
将1
mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1
L溶液。下列各项中，表明已达到电离平衡状态的
是
( )
A．醋酸的浓度达到1
mol·L－1
B．H＋的浓度达到0.5
mol·L－1
C．醋酸分子的浓度、醋酸根离子的浓度、H＋的浓度均为0.5
mol·L－1
D．醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成醋酸分子的速率相等
【答案】D
【解析】在未电离时c(CH3COOH)＝1
mol·L－1，当醋酸、H＋、CH3COO－的浓度不再变化时(但此时三者的浓
度不一定是0.5
mol·L－1)，醋酸的电离达到平衡状态，故A、B、C均错。依据平衡状态的标志即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，可知D项正确。
6．用食用白醋(醋酸浓度约1
mol·L－1)进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是
( )
A．白醋中滴入石蕊试液呈红色
B．白醋加入豆浆中有沉淀产生
C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出
D．pH试纸显示白醋的pH为2～3
【答案】D
【解析】石蕊试液遇c(H＋)＞10－5
mol·L－1的溶液都可能会呈现红色；白醋遇到豆浆有沉淀产生，原因是豆
浆作为胶体，遇到电解质会发生聚沉；而白醋与蛋壳中的CaCO3反应放出CO2气体，能说明CH3COOH的酸性比H2CO3强，但不能说明CH3COOH是弱酸；浓度为1
mol·L－1的CH3COOH溶液，若是强电解质，则pH为0，而实际pH为2～3，则说明CH3COOH没有完全电离，从而证明CH3COOH为弱电解质。
7．已知相同条件下，HClO的电离常数小于H2CO3的第一级电离常数。为了提高氯水中HClO的浓度，可加入
( )
A．HCl
B．CaCO3(s)
C．H2O
D．NaOH(s)
【答案】B
【解析】分析Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO；加入HCl，平衡左移，c(HClO)减小；加入水，平衡右移但
c(HClO)减小；加入NaOH，H＋及HClO均与OH－反应，平衡右移但c(HClO)减小(生成了NaCl和NaClO)；加入CaCO3，H＋与CaCO3反应使平衡右移，而HClO不与CaCO3反应，因而c(HClO)增大。
8．在25
℃时，用蒸馏水稀释1
mol·L－1的醋酸溶液至0.01
mol·L－1，随着溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是
( )
A.
B.
C.
D.
【答案】A
【解析】对于CH3COOH??H＋＋CH3COO－，K＝是一定值，稀释过程中c(CH3COO
－)减小，所以增大，、均减小。
9．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．加入水时，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－1
HCl溶液，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
【答案】B
【解析】对于CH3COOH??CH3COO－＋H＋，加水稀释，c(CH3COOH)、c(CH3COO－)、c(H＋)均减小，平衡
右移；加入NaOH固体，OH－结合H＋使平衡右移；加入HCl和CH3COONa固体，分别增大c(H＋)和c(CH3COO－)，均使平衡左移。
10．在醋酸中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，要使电离平衡右移且c(H＋)增大，应采取的措施是
( )
A．加入NaOH(s)
B．加入盐酸
C．加蒸馏水
D．升高温度
【答案】D
【解析】加入NaOH(s)、蒸馏水、升高温度均能使平衡右移，但加入NaOH、蒸馏水时c(H＋)减小，升高温
度时c(H＋)增大，加入盐酸使平衡左移。
11.
一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如图所示。请回答：
(1)O点为什么不导电___________________________。
(2)a、b、c三点c(H＋)由大到小的顺序是______________________________________________。
(3)a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的点是________点。
(4)若使c点溶液中的c(CH3COO－)提高，可采取的措施是________(填标号)。
A．加热
B．加很稀的NaOH溶液
C．加固体KOH
D．加水
E．加固体CH3COONa
F．加锌粉
【答案】(1)冰醋酸中只有分子，无自由移动的离子
(2)b＞a＞c (3)c (4)ACEF
【解析】(1)因冰醋酸中没有水，CH3COOH还没有发生电离，因而此时尚无可自由移动的离子。(2)在稀释
过程中，c(H＋)与c(CH3COO－)是相等的，导电能力越强，说明溶液中c(H＋)、c(CH3COO－)越大。(3)b点表示溶液中离子浓度刚好达到最大值，在这之前加水时离子浓度逐渐增大，冰醋酸电离程度逐渐增大，而在这之后再稀释时醋酸电离程度还会继续增大，但c(H＋)、c(CH3COO－)却逐渐减小。
(4)使c点溶液中c(CH3COO－)增大的措施有：加热、加入醋酸盐或能与H＋反应的物质。
12．在a、b两支试管中，分别装入形态相同、质量相等的一颗锌粒，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。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V(a)________V(b)；反应完毕后生成气体的总体积是
V(a)________V(b)：原因是_________________________。
【答案】(1)都产生无色气泡 a中反应速率较快 盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸溶液中c(H＋)大
(2)大于 等于 开始反应时，盐酸溶液中H＋浓度较大，但稀盐酸和稀醋酸中H＋的总的物质的量相等
【解析】锌粒与酸反应的实质是Zn与酸电离出的H＋发生置换反应产生H2，c(H＋)越大，产生H2的速率越
快。HCl是强电解质，醋酸是弱电解质，在起始的物质的量浓度相同时，HCl电离出的H＋远大于酸酸电离出的H＋，但由于醋酸中存在电离平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋，随着Zn与H＋的反应，CH3COOH不断电离出H＋，平衡右移，Zn继续与H＋反应，故反应后期醋酸产生H2的速率大，由于n(HCl)＝n(CH3COOH)，所以盐酸和醋酸与Zn反应产生H2的体积相等。
13．用实验确定某酸HA是弱电解质，两同学的方案如下：
甲：①称取一定质量的HA配制0.1
mol·L－1的溶液100
mL；
②用pH试纸测出该溶液pH，即可证明HA是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100
mL；
②分别取这两种溶液各10
mL，加水稀释为100
mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两支试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA
是弱电解质。
(1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是________。
(2)甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH________(填“＜”“＞”或“＝”)1；乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是______________________________________________________
(填字母编号)。
A．装HCl溶液的试管中放出H2的速率快
B．装HA溶液的试管中放出H2的速率快
C．两支试管中产生气体的速率一样快
(3)请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处分别是___________________
_________________________________________________________________。
【答案】(1)100
mL容量瓶 (2)＞ B
(3)配制pH＝1的HA溶液难以实现，不妥之处在于加入锌粒难以做到表面积相同
【解析】100
mL
0.1
mol·L－1
HA溶液，若HA为弱酸，c(H＋)＜0.1
mol·L－1，pH＞1。100
mL
pH＝1的HA
溶液和盐酸比较，若HA为强酸c(HA)＝0.1
mol·L－1，若HA为弱酸，则c(HA)＞0.1
mol·L－1。分别取10
mL
pH＝1的盐酸和HA溶液，同时加水稀释到100
mL，稀释后，盐酸中c(H＋)＝0.01
mol·L－1，HA溶液中c(H＋)＞0.01
mol·L－1，因为加水稀释时，HA的电离度增大，即有一部分HA分子会电离出H＋，因此在稀释后100
mL盐酸和100
mL
HA溶液中分别加入纯度相同的锌粒时，HA溶液产生氢气速率快。
14．对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在着一种定量关系：如25
℃时，HA??H＋＋A－，则K＝，式中K为电离平衡常数，只与温度有关，c为平衡浓度。下表是几种弱酸的电离平衡常数(25
℃)。
酸
电离方程式
电离平衡常数K
CH3COOH
CH3COOH??H＋＋CH3COO－
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3??H＋＋HCO3－HCO3－??H＋＋CO32－
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2S??H＋＋HS－HS－??H＋＋S2－
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
H3PO4
H3PO4??H＋＋H2PO4－H2PO4－??H＋＋HPO42－HPO42－??H＋＋PO43－
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K3＝4.2×10－13
回答下列问题：
(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性相对强弱的关系是_____________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO3－、H2S、HS－、H3PO4、H2PO4－、HPO42－都看成酸，其中酸性最强的
是________，酸性最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3，总有：K1 K2 K3，产生此现象的原因是________________________________________
_________________________________________________________________。
(5)电离平衡常数是用实验的方法测定出来的，现已测得25
℃时，c
mol·L－1
CH3COOH达到电离平衡时的转化率为α，则该温度下醋酸的电离平衡常数K(CH3COOH)＝________。
【答案】(1)变大 (2)K值越大，酸性越强 (3)H3PO4 HS－ (4)当多元弱酸电离出1个H＋后，便带一个单位负电荷，再电离时相当于在负电荷的束缚下电离出带正电荷的H＋，故越来越难电离，K越来越小 (5)盐类水解的影响因素及应用
学习目标：
掌握盐类水解及其应用
学习重难点：
盐类水解影响因素；离子浓度大小比较。
自主学习
一、影响盐类水解的因素
1、内因：
比较下列物质酸碱性强弱
酸性：HCl>CH3COOH>HCN，碱性：NaCl
CH3COONa
NaCN
碱性：Ba(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3
,酸性：BaCl2
〈
MgCl2
〈
AlCl3
〈
酸性：H2CO3
〉
HCO3—
碱性：NaHCO3
(aq)
Na2CO3
(aq)
规律：酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度___，溶液的碱性或酸性____。（即：越弱越水解，无弱不水解，谁强显谁性，都弱近中性）
思考：醋酸铵的溶液的酸碱性如何？
2．外因
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
写出FeCl3水解的化学方程式
，设计实验完成下表
影响因素
实验操作
现象
平衡移动方向
Fe3+的水解程度
PH
浓度
加FeCl3（s）
加水
溶液的酸碱度
加HCl(g)
加少量的NaOH
加NaHCO3
加Na2CO3
温度
温度升高
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
浓度
增大
减小(即稀释)
外加酸碱
酸
弱酸根离子的水解程度_
， 弱碱阳离子的水解程度_
_
碱
弱酸根离子的水解程度_
_，弱碱阳离子的水解程度_
_
思考：为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？
合作探究:
一、酸碱性分析
1．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？
2、试从水解和电离两方面解释下列现象？
（1）NaHCO3水溶液显碱性；NaHSO3水溶液显酸性；
CH3COONH4水溶液显中性；
（2）浓度均为0.1mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性；
浓度均为0.1mol/L的HCN和NaCN混合溶液显碱性
二、水解反应分析
1．配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸，为什么？
2.普通泡沫灭火器的钢铁容器里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，钢铁容器里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。
产生此现象的离子方程式是
________________________________________________________________________。
不能把硫酸铝溶液装在铁筒里的主要原因是
________________________________________________________________________
思考：什么样的双水解反应能彻底进行，双水解反应一定是互相促进吗？
3．实验证明加热蒸干FeCl3溶液，并灼烧得不到FeCl3固体，为什么？
思考：（1）如何获得无水FeCl3
（2）加热蒸干并灼烧下列物质可以得到什么固体物质？
碳酸钠溶液
碳酸氢钠溶液
氯化镁溶液
氯化铵溶液
KMnO4溶液
4.
在必修I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？
三、电解质溶液中的守恒关系：
1．电荷守恒：电解质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。
如Na2CO3溶液中：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)
2．
物料守恒：某一分子或离子的原始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之总和，即元素的原子守恒。
如Na2CO3溶液中n(Na+)：n(C)＝2：1，推出：
c(Na+)＝2c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋2c(H2CO3)
3.质子守恒：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。
如在0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)。
[堂上训练1]：写出下列溶液中存在的电荷守恒式、物料守恒式、质子守恒式
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
Na2S溶液
4.离子浓度大小比较
请以Na2CO3溶液为例中存在的分子、离子，并比较各粒子浓度的大小关系
[堂上训练2]：分析下列溶液中存在的分子、离子并指出较其浓度的大小关系
醋酸溶液
氯化铵溶液
碳酸钠溶液
碳酸氢钠溶液
四、请从水解方面归纳下列应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是
离子浓度大小比较
NH4Cl溶液中，
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性
配制或贮存易水解盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量
，防止Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干产物
AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入
离子共存的判断
Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因
而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
巩固练习:
1．物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是 （
）
A．NH4Cl
B．NH4HSO4
C．CH3COONH4
D．
NH4
HCO3
2．下列说法正确的是 （
）
A．水解反应是吸热反应
B．升高温度可以抑制盐类的水解
C．正盐的水溶液pH都为7
D．硫酸钠的水溶液，pH小于7
3．下列各组离子在溶液中不能大量共存的是
（
）
A．NH4+、CO32ˉ、CH3COO_、Na+
B
．Ca2+、HCO3ˉ、Clˉ、NO3ˉ
C．
Zn2+、H+、NO3ˉ、SO42ˉ
D．
AlO2_、Al3+、SO42ˉ、H+
相同物质的量浓度的NaCN
和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN
和
HClO说法正确的是
（
）
电离程度：HCN＞HClO
B．pH：HClO＞HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D．酸根离子浓度：c(CNˉ)＜c(ClOˉ)
5．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是
( )
A．室温下，向0.01
mol·L－1
NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋)
B．0.1
mol·L－1
NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)
C．Na2CO3溶液：c(OH－)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)
D．25
℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1
mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：
c(CH3COO－)＋c(OH－)6．常温下，下列各溶液的叙述中正确的是
( )
A．等物质的量浓度的下列溶液中，①NH4Al(SO4)2 ②NH4Cl ③CH3COONH4 ④NH3·H2O；c(NH)由大到小的顺序是①>②>③>④
B．pH＝7的NaHSO3与Na2SO3混合溶液中：3c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)
C．0.1
mol·L－1的醋酸的pH＝a,0.01
mol·L－1的醋酸的pH＝b，则a＋1＝b
D．0.1
mol·L－1的醋酸钠溶液20
mL与0.1
mol·L－1盐酸10
mL混合后溶液显酸性：c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COOH)
7．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是
( )
A．CO＋H2OHCO＋OH－ 用热的纯碱溶液清洗油污
B．Al3＋＋3H2O===Al(OH)3（胶体）＋3H＋ 明矾净水
C．TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)
TiO2·xH2O↓＋4HCl 制备TiO2纳米粉
D．SnCl2＋H2OSn(OH)Cl↓＋HCl 配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠
8．对于0.1
mol·L－1
Na2SO3溶液，正确的是
（双选）
( )
A．升高温度，溶液pH降低
B．c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)
C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)
D．加入少量NaOH固体，c(SO)与c(Na＋)均增大
9．室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液的叙述错误的是
( )
A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2
B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1
D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)
10．常温下，用0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L-1
CH3COOH溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是
( )
A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)
B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)
C．点③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
11．实验室为了配制FeSO4溶液，往往
（1）要加入少量稀H2SO4，其目的是
；
（2）加入少量铁钉，目的是
。
12．在纯碱溶液中滴入酚酞，溶液变红。若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象
是
，其原因是（以离子方程式和简要文字说明）
13．(1)现有酚酞试液、甲基橙试液、0.1
mol·L－1醋酸、25%氢氧化钠溶液、0.1
mol·L－1氢氧化钠溶液、浓硫酸和蒸馏水，请应用化学平衡知识设计一个实验(只限于选用上述试剂)，证明醋酸为弱酸，简述方法：
(2)同学甲认为溶液中Na2CO3的水解是微弱的，发生水解的CO不超过其总量的10%。请你设计实验验证该同学的观点是否正确：
（3）为探究纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的，请你设计一个简单的实验方案。
参考答案：
自主学习
、
一、1、〈；
〈
；〈
；越大；越强；发生互相促进的双水解反应，溶液接近中性
2．
影响因素
实验操作
现象
平衡移动方向
Fe3+的水解程度
PH
浓度
加FeCl3（s）
溶液颜色变深
正向
减弱
变小
加水
溶液颜色变浅
正向
增大
变大
溶液的酸碱度
加HCl(g)
溶液颜色变深
逆向
减弱
变小
加少量的NaOH
有红褐色沉淀生成
正向
增大
增大
加NaHCO3
有气泡出现和红褐色沉淀生成
正向
增大
增大
加Na2CO3
有气泡出现和红褐色沉淀生成
正向
增大
增大
温度
温度升高
溶液颜色变深
正向
增大
变小
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
促进水解
增大
增大
浓度
增大
平衡向水解方向移动
减弱
变大
减小(即稀释)
促进水解
增大
变小
外加酸碱
酸
弱酸根离子的水解程度_增强_， 弱碱阳离子的水解程度_减弱_
碱
弱酸根离子的水解程度_减弱_，弱碱阳离子的水解程度_增强_
思考：为什么热的纯碱液去油渍效果会更好？
纯碱水解呈碱性，升温促进水解，溶液OH-浓度增大，碱性增强，有利于促进油渍中油脂的水解反应，提高去污能力。
合作探究：
一、1．不对，CH3COONa溶液中存在CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－水解平衡，加入的CH3COOH遇水只有极少量发生电离（CH3COOHCH3COO_＋H+），溶液中H+浓度远小于CH3COOH分子浓度，因此CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－水解平衡主要表现为CH3COOH分子浓度增大，平衡逆向移动。
2、略
二、1．FeCl3溶液中存在Fe3＋的水解平衡：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，加入盐酸，c(H＋)增大，可抑制
Fe3＋的水解。
2.(1)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(2)Al2(SO4)3溶液因水解呈酸性，腐蚀钢铁
(3)与酸反应速率NaHCO3>Na2CO3；产生等量CO2时，消耗Al3＋量多
思考：
有的弱酸弱碱盐如CH3COONH4
只能部分双水解，只有像Al3+与HCO3_、Al3+与AlO2_等水解生成的物质能离开溶液平衡体系的水解才能彻底进行；有盐如(NH4)2Fe(SO4)2发生的双水解则互相抑制。
3．加热促进FeCl3水解生成Fe(OH)2,
Fe(OH)2遇空气氧化成Fe(OH)3，Fe(OH)3再进行热分解生成Fe2O3
思考：
碳酸钠溶液
碳酸氢钠溶液
氯化镁溶液
氯化铵溶液
KMnO4溶液
碳酸钠
碳酸钠
氧化镁
无固体
氯化钾和二氧化锰混合物
4.
加热促进Fe3+离子水解生成Fe（OH）3分子，Fe（OH）3分子聚集成胶体粒子分散在水中形成胶体。
三、电解质溶液中的守恒关系：
[堂上训练1]：
NH4Cl
电荷守恒式
c(H+)
+
c(NH4+)
=
c(Cl-)
+
c(OH-)
物料守恒式
c(NH4+)
+
c(NH3·H2O)
=c(Cl-)
质子守恒式
c(H+)=
c(OH-)+
c(NH3·H2O)
CH3COONa
电荷守恒式
c(Na+)+
c(H+)=c(CH3COO-)+
c(OH-)
物料守恒式
c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
质子守恒式
c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)
Na2S
电荷守恒式
c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+
c(OH-)
物料守恒式
c(Na+)=2
c(S2-)+2c(HS-)+
2c(H2S)
质子守恒式
c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)=c(OH-)
4.
略
[堂上训练2]：
略
四、请从水解方面归纳下列应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
离子浓度大小比较
NH4Cl溶液中，c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ
配制或贮存易水解盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干产物
AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或MgCO3
离子共存的判断
Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O=Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
巩固练习：
1．B
2．A
3．D
4．D
5．A
6．A．
7．D．8．C．D．9．A．10．D．
11.
（1）抑制Fe2+水解（2）防止Fe2+氧化；
12.
现象是产生白色沉淀，且红色褪去，原因是在纯碱溶液中，CO32-水解，加入BaCl2溶液后，Ba2+
+
CO32-=，BaCO3↓白色，由于c(CO32-)减小，CO32-水解平衡向左移动，c(OH-)减少，酚酞褪色。
13．(1)取0.1
mol·L－1的醋酸和0.1
mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合并振荡，再滴入无色酚酞试液，若显红色，则证明醋酸是弱酸 (2)用pH试纸(或pH计)测常温下0.1
mol·L－1纯碱溶液的pH，若pH<12，则该同学的观点正确；若pH>12，则该同学的观点不正确（3）向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去。说明纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的。水的电离
学习目标：
使学生理解并掌握水的电离和水的离子积。
2、使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。
3、使学生掌握纯水及溶液中离子浓度的有关计算。
学习重难点：
水的离子积，
pH的相关概念，pH与溶液酸碱性的关系。
自主学习
一、溶液的pH
1．定义
pH=
-lg
c(H+)，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，不用pH表示溶液的酸碱性。
我们先来回忆一下溶液的pH与酸碱性有什么关系
2、25℃时溶液的酸碱性，任何情况下
酸性:c(H+)
＞c(OH－)
c(H+)＞10－7；
中性:c(H+)
＝c(OH－)c(H+)＝10－7；碱性:c(H+)
＜c(OH－)
c(H+)＜10－7
3.
pH值（一种表达溶液酸碱度的方法）
pH定义：pH是c（H+）的负对数，
即
pH=－lg
c（H+）。
如：c（H+）
=
1×10—7mol/L，
pH=－lg10—7
＝7.0
c（H+）
=
1×10—5mol/L，
pH=－lg10—5
＝5.0
c（H+）
=
1×10—9mol/L，
pH=－lg10—9
＝9.0
4．(1)pH与溶液酸碱性的关系（25℃时）
pH与溶液的酸碱性比较以及变化趋势
pH
溶液的酸碱性
pH<7
溶液呈
，pH越小，
pH=7
溶液呈中性
pH>7
溶液呈
pH越大，
(2)．改变溶液pH的常用方法
改变溶液pH的方法
pH变化
采取的措施
若pH增大
若pH减小
（当溶液中氢离子浓度很小时，为了更方便表示酸碱性，通常用pH来表示，当c（H+）>1mol/L或小于10-14时，使用pH值更不方便。所以用物质的量浓度表示更好。
pH一般表示1mol/L以下c（H+）
的浓度）
pH的测定方法
：pH试纸：测定溶液的pH广泛试纸识别差值为1；试纸的使用方法：用干燥洁净的玻
璃棒蘸取溶液点在试纸中央，与标准比色卡进行对照得pH
。
pH计：精确测定溶液的pH
读数到
0.01，参看教材P47
二、水的离子积
1．水的电离，水是一种弱电解质，水的电离可以表示为
H2O
+
H2O
?H3O+
+
OH—
简写为H2O
H+
+
OH—
水的电离有以下哪几个特点：
能完全电离；②电离过程可逆，存在电离平衡；③条件改变时，电离平衡发生移动。
2．求水的电离平衡常数。
1L水的浓度为：
1000
g·L—1
÷18
g·mol—1
=
55．56
mol·L—1
实验证明，25℃时，1L水中只有1×10—7mol的水分子发生电离，由于水的浓度是一个定值，那么K电离与C(H2O)的乘积也是一个常数，称为KW。
水的离子积常数
，在25℃时，
Kw
=
c(H+)
·c(OH—)
=1×10—14
Kw叫水的离子积常数，简称水的离子积。Kw
=
1×10—14
(说明)在没有特别说明的情况下，水的离子积均指25℃时的数值。
（虽然c(H+)
与
c(OH—)都有单位，但水的离子积常数是没有单位的．在计算时，注意别画蛇添足。）
Kw
适用于稀的酸溶液，稀的碱溶液，盐溶液
合作探究:
影响水的电离因素分析
（1）温度：升高温度，水的电离平衡
，Kw
升高温度，
水的电离，水的电离平衡
移动，使c(H+)
与
c(OH—)
，
例如在100℃时，Kw
=
1×10—12，溶液呈中性时c(H+)
=
c(OH—)
1×10—6
mol·L—1
（2）改变下列条件水的电离平衡是否移动 向哪个方向移动 水的离子积常数是否改变 是增大还是减小 ①升高温度
②加入NaCI
③加NaOH
④加HCI
水中加入酸后，就成了酸溶液，此时溶液中还有OH—吗
（3）溶液的酸碱性与c(H+)
、c(OH—)的关系
在水中加酸时，水的电离平衡移动后，
减小，溶液中
增大；在水中加碱时，
增大，
减小。不论在酸或碱的稀溶液中，
的乘积始终等于水的离子积，在25℃时，为
。在稀溶液中，KW只受
影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。
在其它条件一定的情况下，温度升高，KW
，温度降低，KW
，。
（4）在0.01mol/LHCl溶液中
c(H+)=
，c
(OH-)=
，
c(H＋
)水=
，
c(OH－)水=
。
结论：c(H＋
)水
c(OH－)水
（5）在0.01mol/LNaOH溶液中
c
(OH-)=
，
c(H+)=
，
由水电离出的c(H＋
)水和c(OH－)水,
c(H＋
)水=
，
c(OH－)水=
。
结论：c(H＋
)水
c(OH－)水
。
巩固练习:
1、下列叙述不正确的是
A、如果c(H+)不等于c(OH-)则溶液一定呈现酸性或碱性。
B、
c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性
C、如果c(H+)/c(OH-)的值越大则酸性越强。
D、某盐酸溶液c(H+)=1×10-6mol/L，稀释溶液100倍，溶液中c(H+)=1×10-8mol/L。
2、在下列的各种叙述中正确的是(
)
A、在任何条件下，纯水的PH=7
B、在任何条件下，纯水都呈中性
C、如果c(H+)c(OH-)=10-12，某溶液c(H+)=1.0×10-7mol/L，则该溶液呈酸性
D、对水升高温度电离程度增大，酸性增强。
3、在某无色溶液中由水电离出的c(OH-)=
1×10-13，一定能大量共存的离子组是（
）
A、NH4+
K+
NO3-
Cl-
B、NO3-
CO3
2
-
K+
Na+
C、K+
Na+
Cl-
SO42-
D、Mg2+
Cu2+
SO42-
Cl-
4、下列溶液肯定是酸性的是
A、含H＋的溶液
B、能使酚酞显无色的溶液
C、pH＜7的溶液
D、c(OH－)＜c(H＋)的溶液
5、
0．1
mol·L—1
的NaOH溶液中，c(OH—)
=
c(H+)
=
由水电离出的c(OH—)水
=
c(H+)水=
6、0．1
mol·L—1
的H2SO4
溶液中，c(H+)
=
c(OH—)
=
由水电离出的c(OH—)水
=
c(H+)水=
7、0．1
mol·L—1
的NaCI溶液中，c(H+)
=
c(OH—)
=
8、某温度下，纯水中的c(H+)=2.0×10－7mol/L，则此时溶液的c(OH－)为
mol/L；
若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)=5.0×10－6mol/L，则c(OH－)=
mol/L。
[讨论]从以上练习可以看出，溶液的酸碱性与溶液中的H+、OH—浓度有何关系 在酸、碱或盐溶液中，水电离出的H+、OH—浓度有何关系
9、分析改变下列条件对水的电离平衡，及离子浓度的影响
（1）加酸或加碱
（填促进、抑制）水的电离
（2）升温
（填促进、抑制）水的电离
10、水的电离平衡曲线如图所示。
若以A点表示25℃时水的电离平衡的离子
浓度，当温度升高到100℃时，水的电离平衡状
态移动到B点，则此时水的离子积
从
变化到
。
将pH=8的Ba(OH)2溶液与pH=5的稀盐酸混
合，并保持100℃的恒温，致使混合溶液
的pH=7，则Ba(OH)2和盐酸的体积比为__________________。
参考答案：
自主学习：
一、溶液的pH
4．(1)pH与溶液酸碱性的关系（25℃时）pH与溶液的酸碱性比较以及变化趋势：pH<7，溶液呈酸性，pH
越小，溶液的酸性越强；pH=7，溶液呈中性；pH>7，溶液呈碱性，pH越大，溶液的碱性越强
(2)．改变溶液pH的常用方法：若pH增大，加碱，对于酸性溶液可加水稀释；若pH减小，加酸，对于碱
性溶液可加水稀释
水的离子积
1.水的电离，离有以下哪几个特点：
②③
合作探究：
影响水的电离因素分析
（1）温度：升高温度，水的电离平衡正向移动，Kw增大
升高温度，促进水的电离，水的电离平衡正向移动，使c(H+)
与
c(OH—)均增大，
答案：①平衡正向移动，离子积增大；②平衡不移动，离子积不变；③平衡逆向移动，离子积不变：
④平衡逆向移动，离子积不变。结论：加入酸或碱，抑制水的电离，K
w不变。
水中加入酸后，就成了酸溶液，此时溶液中还有OH—吗
有
溶液的酸碱性与c(H+)
、c(OH—)的关系，在水中加酸时，水的电离平衡移动后，OH—浓度减小，溶液
中H+浓度增大；在水中加碱时，OH—浓度增大，H+浓度减小。不论在酸或碱的稀溶液中，H+浓度和OH—浓度的乘积始终等于水的离子积，在25℃时，为1×10—14。在稀溶液中，KW只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，温度降低，KW减小，。
（4）0.01mol/L，1×10—12mol/L
由水电离出的c(H＋
)水和c(OH－)水,
均为1×10—12mol/L
结论：c(H＋
)水=
c(OH－)水
。（5）0.01mol/L，1×10—12mol/L
由水电离出的c(H＋
)水和c(OH－)水,
均为1×10—12mol/L结论：c(H＋
)水=
c(OH－)水
。
巩固练习：
1.B.
D.
2.B.
3.C.
4D．
5．
c(OH—)
=
0．1
mol·L—1c(H+)
=
10—13
mol·L—1c(OH—)水
=1×10—13
mol·L—1
c(H+)水=
1×10—13
mol·L—1
6．
c(H+)
=
0．2
mol·L—1
c(OH—)
=5×10—14
mol·L—1
c(OH—)水
=
5×10—14
mol·L—1
c(H+)水=
5×10—14
mol·L—1
7．
c(H+)
=1×10—7
mol·L—1
c(OH—)
=1×10—7
mol·L—1
8.2.0×10-7
mol/L。8.0×10-9
mol/L。
[讨论]
a．溶液中c(H+)
＞
c(OH—)，且c(H+)＞10—7
mol·L—1
时，溶液显酸性。
b．溶液中c(OH—)
＞
c(H+)，且c(OH—)＞10—7
mol·L—1时，溶液显碱性。
c．溶液中c(H+)
＝
c(OH—)
=
1×10—7
mol·L—1时，呈中性。
d．无论在什么溶液中，水电离出的H+浓度总等于水电离出的OH—浓度。
9.见图表
（1）加酸或加碱
抑制（填促进、抑制）水的电离
（2）升温
促进（填促进、抑制）水的电离
10.
(1)
10-14
10-12
(2)
2
：9
A
B
10-6
10-7
10-7
10-6
c(H+)mol/L
c(OH-)
mol/L水的电离
教学目标
知识与技能：
1、理解水的电离、水的电离平衡和水的离子积。
2、使学生了解溶液的酸碱性和pH的关系。
过程与方法：
1、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识。
2、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。
情感态度与价值观：
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。
2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
教学重点：水的离子积
教学难点：在酸碱溶液中如何求H2O电离出的CH+
和COH
教学过程：
【引言】在初中我们已经学过一些pH的知识，现在我们先来回忆一下溶液的pH与酸碱性有什么关系？
【学生回答后投影显示】
【过渡】这节课的标题是水的电离和溶液的pH，那么溶液的pH与水的电离有关系吗？我们学习完本节的
内容就知道了。
【实验导课】用灵敏电流计测定纯水的导电性。
现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。
说明：能导电，但极微弱。
分析原因：纯水中导电的原因是什么？
结论：水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
【板书】第二节
水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
【讲解】水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
H2O
+
H2O
H3O＋
+
OH-
【投影】水分子电离示意图：
简写：
H2O
H＋+
OH-
实验测定：25℃
c（H＋）=
c（OH－）=1×10－7mol/L
100℃
c（H＋）=
c（OH－）=
1×10－6mol/L
【板书】1、
H2O
+
H2OH3O＋
+
OH-
实验测定：25℃
c（H＋）=
c（OH－）=1×10－7mol/L
【练习】写出H2O
===
H＋+
OH-的化学平衡常数。
【讲解】在25℃时，实验测得1L纯水只有1×10－7mol
H2O电离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝
1×10
－7mol/L。电离前后，
H2O的物质的量几乎不变，c（
H2O）可以看做是个常数，c（H2O）＝55.6
mol/L。故25℃时，
H2O的电离常数K＝
＝
1.8×10－16
【板书】2、
H2O的电离常数K电离＝
＝
1.8×10－16
【讲解】电离前后水的浓度几乎不变，因此，在25℃时，
K
W=
c（H＋）·
c（OH－）=
K电离·c（
H2O）=
1×10－14 ，
K
W就叫做水的离子积。
【板书】3、水的离子积：25℃K
W=
c（H＋）·
c（OH－）=
=
1.0×10－14。
【分析交流】（
表3-2）总结水的电离的影响因素。
【板书】影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，
【过渡】由水的离子积可知，在水溶液中，H＋和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可
以进行有关c（H＋）、
c（OH－）的简单计算。
【板书】二、溶液的酸碱性与pH
1、液的酸碱性
【思考与交流】
1、1L酸或碱稀溶液中水的物质的量为55.6
mol，此时发生电离后，发生典礼的水是否仍为纯水时的1×10
－7mol/L？
2、比较纯水、酸、碱溶液中的c（OH－）、c（H＋）的相对大小关系。
3、酸溶液中是否存在OH－？碱溶液中是否存在H＋？解释原因。
【讲解】碱溶液中：H2O
H＋
+
OH－
NaOH
==
Na＋
+
OH－，
c（OH－）升高，
c（H＋）下降，
水的电离程度降低。
酸溶液中：H2O
H＋
+
OH－
HCl
==
H＋
+
Cl－
，
c（H＋）升高，c（OH－）下降，水的电离程
度降低。
实验证明：在稀溶液中：Kw
=
c（H＋）·c（OH－）
25℃
Kw=1×10－14
【板书】稀溶液中25℃：
Kw
=
c（H＋）·c（OH－）=1×10-14
常温下：
中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L
酸性溶液：c（H＋）>
c（OH－）,
c（H＋）>1×10－7mol/L
碱性溶液：c（H＋）<
c（OH－）,
c（H＋）<1×10－7mol/L
c（OH－）>1×10－7mol/L
【小结】略
【随堂练习】
1．纯水在25℃和80℃时的氢离子浓度，前者和后者的关系是
A、前者大
B、相等
C、前者小
D、不能肯定
2．给蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是
A、[H＋
][OH-
]乘积不变
B、pH增大了
C、[OH-
]降低了
D、水电离出的[H＋
]增加了
3．常温下，下列溶液中酸性最弱的是
A、pH=4
B、[H＋]=1×10-3
mol·L-1
C、[OH-
]=1×10-11
mol·L-1
D、[H＋]·[OH-
]=
1×10-14
4．今有a·盐酸
b·硫酸
c·醋酸三种酸：
（1）在同体积，同pH的三种酸中，分别加入足量的碳酸钠粉末，
在相同条件下产生CO2的体积由大到小的顺序是_________________。
（2）在同体积、同浓度的三种酸中，分别加入足量的碳酸钠粉末，在相同条件下产生CO2的体积由大到小的顺序是_________________。
（3）物质的量浓度为0.1
mol·L-1的三种酸溶液的pH由大到小的顺序是___________；
参考答案：
1、C
2、BD
3、D
4．
（1）c>b=a
。（2）b>a=c。（3）c>a>b
板书设计：
第二节
水的电离和溶液酸碱性
一、水的电离
1、
H2O
+
H2OH3O＋
+
OH-
实验测定：25℃
c（H＋）=
c（OH－）=1×10－7mol/L
2、
H2O的电离常数K电离＝
＝
1.8×10－16
3、水的离子积：25℃K
W=
c（H＋）·
c（OH－）=
=
1.0×10－14。
影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，
二、溶液的酸碱性与pH
1、液的酸碱性
稀溶液中25℃：
Kw
=
c（H＋）·c（OH－）=1×10-14
常温下：
中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L
酸性溶液：c（H＋）>
c（OH－）,
c（H＋）>1×10－7mol/L
碱性溶液：c（H＋）<
c（OH－）,
c（H＋）<1×10－7mol/L
c（OH－）>1×10－7mol/L
教学回顾：
通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，让学生理解矛盾的对立统一的辩证关系，理解PH与水的电离之间的关系，从而为学生学习盐类的水解平衡埋下伏笔。粒子浓度关系
教学目标
知识与技能：学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题
过程与方法：培养学生运用对比法和依据客观事实解决问题的逻辑思维能力
情感态度与价值观：引导学生树立“透过现象，抓住本质”的辩证唯物主义认识观点，培养学生善于观察、
勤于思考的科学态度
教学重点：溶液中微粒浓度的大小比较
教学难点：双水解问题；电解质溶液中存在的守恒关系
教学过程：
【引入】电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、
两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
【板书】一、电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论：
【讲】⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离
的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；
【板书】2.水解理论：
【投】从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)
＞＞c(H2CO3)或c(OH―
)
理清溶液中的平衡关系并分清主次：
【讲】⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)
＞
c(HCO3-)。⑵弱酸
的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
【过】守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。在物质变
化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如 质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。
【板书】二、电解质溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，
【讲】电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）
在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。
【投影】例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：
C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)
【注意】书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
【板书】2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子
（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
【讲】实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
【讲】在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系
【投影】c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋)
(
Na＋,S2―守恒)
C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―)
(H、O原子守恒)
【讲】在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。
HS―＋H2OH2S＋OH― HS―H＋＋S2― H2OH＋＋OH―
【投影】从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析，
有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)
【讲】得出的式子被称为质子守恒
【板书】3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合
的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
【过】现将此类题的解题方法作如下总结。
【板书】二、典型题――溶质单一型
1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断
【讲】解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡
【点击试题】0.1mol/L
的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________
解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2SH＋+HS―；HS―H＋+S2―
。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，因此答案应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)
【板书】弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子)
>
C(一级电离离子)
>
C(二级电离离子)
>
C(水电离出的另一离子)
【过】同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题
【板书】2、弱碱溶液
【点击试题】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是
A.
c(OH-)＞c(H+)
B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L
C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)
D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)
【过】下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较的解题方法
【板书】3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型
【讲】解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子
【点击试题】在CH3COONa
溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是(
)
c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)
c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)
c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)
c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)
解析：在CH3COONa溶液中：
CH3COONaNa＋+CH3COO―
，CH3COO―+H2O
CH3COOH+OH―
；而使c(CH3COO―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na＋)>c(CH3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则c(CH3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。
【板书】一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)
>
C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离
出的另外一种离子)
【点击试题】在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______
解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3==2Na＋+CO32―
，CO32―+H2OHCO3―+OH―
，HCO3―+H2OH2CO3+OH―
。CO32―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO32―少部分水解，则C(CO32―)>C(HCO3―)，HCO3―又发生第二步水解，则C(OH―)>C(HCO3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO3―)与C(OH―)相关不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO3―)
>
C(H＋)。此题的答案为：C(H＋)【板书】二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>
C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水
解离子)>C(水电离出的另一离子)
【随堂练习】在Na2S溶液中下列关系不正确的是
c(Na+)
=2c(HS－)
+2c(S2－)
+c(H2S)
c(Na+)
+c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)
C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)
D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)
【点击试题】判断0.1mol/L
的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系
解析：因NaHCO3==Na＋+HCO3―，HCO3―+H2OH2CO3+OH―，HCO3―
H＋+CO32―
。HCO3―的水解程度大于电离程度，因此溶液呈碱性，且C(OH―)
>
C(CO32―)。由于少部分水解和电离，则C(Na＋)>C(HCO3―)>C(OH―)>C(H＋)
>
C(CO32―)。
【板书】二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离
子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)
【随堂练习】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）
A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+
c(C2O42-)
B．c(HC2O4-)+
c(C2O42-)=0.1mol/L
C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)
D．c(K+)=
c(H2C2O4)+
c(HC2O4-)+
c(C2O42-)
【过】下面再让我们利用上述规律来解决一下强酸弱碱盐的问题
【点击试题】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（
）
A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)
D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
【板书】三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断
【讲】解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，
则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。
【板书】1、强酸与弱碱混合
【点击试题】PH=13的NH3·H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序
是____________
解析：PH==1的HCl，C(H＋)==0.1
mol/L
，PH=13的NH3·H2O，C(OH―)==
0.1
mol/L
，则NH3
·H2O
的浓度远大于0.1
mol/L
，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3
·H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。即NH3·H2O的电离大于NH4＋的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。
【讲】需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题相同。
【板书】2、强碱与弱酸混合
【点击试题】PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。将上述两溶液等体
积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是(
)
C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)
C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(H＋)>C(OH―)
C(CH3COO―)>C(Na＋)>C(OH―)>C(H＋)
C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)
解析：同上，PH==X的NaOH溶液中，C(OH―)==10-(14-X)
mol/L，PH==Y的CH3COOH
溶液中，C(H＋)==10-Y
mol/L，因为X+Y==14，NaOH溶液中C(OH―)等于CH3COOH溶液中C(H＋)。因此C(CH3COOH)远大于10-Y
mol/L，CH3COOH过量，因此选项B正确。
【讲】上述两题的特点是PH1+PH2==14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点是
【板书】C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子)
>
C
(水电离出的另一离子)
3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合
【点击试题】0.2
mol/L的CH3COOK与0.1
mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量关系正确的是(
)
C(CH3COO―)==C(Cl―)==C(H＋)>C(CH3COOH)
C(CH3COO―)==C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)
C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(H＋)>C(CH3COOH)
C(CH3COO―)>C(Cl―)>C(CH3COOH)>C(H＋)
解析：两溶液混合后CH3COOK+HCl
KCl+CH3COOH，又知CH3COOK过量，反应后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物质的量相等。由于CH3COOH的电离和CH3COO―的水解程度均很小，且CH3COOH的电离占主导地位，因此，C(CH3COO―)>C(H＋)>C(OH―)。又知C(Cl―)==0.05
mol/L，C(CH3COOH)<0.05
mol/L。因此，选项中D是正确的。
【板书】4、酸碱中和型
(1)
恰好中和型
【点击试题】在10ml
0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc
溶液，反应后溶液中各微粒的浓度
关系错误的是(
)。
A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-)
B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)
C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC)
D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)
解析：由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10-3mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质，故与题型①方法相同。由于少量Ac-发生水解：Ac-
+
H2OHAc+
OH-。故有c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误。故该题选项为A。
【板书】(2)
pH等于7型
【点击试题】常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中(
)。
A．c(HCOO-)＞c(Na+)
B．c(HCOO-)＜c(Na+)
C．c(HCOO-)＝c(Na+)
D．无法确定c(HCOO-)与c(Na+)的关系
解析：本题绝不能理解为恰好反应，因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而现在Ph=7，故酸略为过量。根据溶液中电荷守恒：c(Na+)+
c(H+)=
c(HCOO-)＋c(OH-)
因pH=7，故c(H+)=
c(OH-)，所以有c(Na+)=
c(HCOO-)，答案为C。
【板书】(3)
反应过量型
【点击试题】常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是
A．pH＞7，且
c(OH—)
＞
c(Na+)
＞
c(H+)
＞
c(CH3COO—)
B．pH＞7，且
c(Na+)
+
c(H+)
=
c(CH3COO—)
+
c(OH—)
C．pH＜7，且c(CH3COO—)
＞
c(H+)
＞c(Na+)＞
c(OH—)
D．pH＝7，且c(CH3COO—)
＞
c(Na+)
＞c(H+)
=
c(OH—)
【随堂练习】1、将标准状况下的2.24LCO2通入150ml1mol/LnaOH溶液中，下列说法正确的是（A）
A．c(HCO3-)略大于c(CO32-)
B．c(HCO3-)等于c(CO32-)
C．c(Na+)等于c(CO32-)与c(HCO3-)之和
D．c(HCO3-)略小于c(CO32-)
2、向0.1mol·L－1NaOH溶液中通入过量CO2后，溶液中存在的主要离子是（
）
A Na＋、CO32－
B Na＋、HCO3－
C HCO3－、CO32－
D Na＋、OH－
【板书】四、守恒问题在电解质溶液中的应用
【讲】解此类题的关键是抓住溶液呈中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两大特
点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则应考虑电荷守恒，若所给选项等式关系中包含了弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒。
【点击试题】表示0.1
mol/L
NaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系正确的是(
)
A、C(Na＋)>C(HCO3―)>C(CO32―)>C(H＋)>C(OH―)
B、C(Na＋)+C(H＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―)
C、C(Na＋)+C(H＋)==C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―)
D、C(Na＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)
解析：A、NaHCO3溶液因为水解大于电离而呈碱性，因此C(OH―)>C(H＋)。B、应考虑电荷守恒，C(CO32―)前应乘以2；C、电荷守恒符合题意；D、含弱电解质分子应考虑物料守恒，在NaHCO3溶液中存在下列关系：NaHCO3==Na＋+HCO3―
；HCO3―H＋+CO32―
；HCO3―+H2O
H2CO3+OH―
则C(Na＋)==C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)符合题意。故选CD
【板书】1、两种物质混合不反应：
【点击试题】用物质的量都是0.1
mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)
＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是(
)
A.C(H+)＞C(OH-)
B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2
mol/L
C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)
D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2
mol/L
【板书】2、两种物质恰好完全反应
【点击试题】在10ml
0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度
关系错误的是(
)。
A．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(H+)＞c(OH-)
B．c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)
C．c(Na+)＝c(Ac-)＋c(HAC)
D．c(Na+)＋c(H+)＝c(Ac-)＋c(OH-)
【板书】3、两种物质反应，其中一种有剩余：
(1)酸与碱反应型
【讲】关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。
在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是
“pH”，否则会很容易判断错误。（解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）
【点击试题】把0.02
mol·L-1
HAc溶液与0.01
mol·L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是(
)
A、c(Ac-)＞c(Na+)
B、c(HAc)＞c(Ac-)
C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)
D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01
mol·L-1
【板书】（2）盐与碱(酸)反应型
【讲】解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。
【点击试题】将0.1mol·L-1
醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关
粒子浓度关系正确的是(
)。
A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)
B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＋c(CH3COOH)＞c(H+)
C．c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)
D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)
【板书】4、不同物质同种离子浓度比较型：
【点击试题】物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（
）。
A．NH4Cl
B．NH4HSO4
C．NH3COONH4
D．NH4HCO3
解析：NH4+在溶液中存在下列平衡：NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
B中NH4HSO4电离出大量H+，使平衡向左移动，故B中c(NH4+)大于A中的c(NH4+)，C项的CH3COO-和D项的HCO3-水解均呈碱性，使平衡向右移动，故C、D中c(NH4+)小于A中c(NH4+)，正确答案为B。
【小结】电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷年年涉
及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
首先必须有正确的思路：
其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。
板书设计：
一、电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论：
2.水解理论：
二、电解质溶液中的守恒关系
1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，
2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。
3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
二、典型题――溶质单一型
1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断
弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子)
>
C(一级电离离子)
>
C(二级电离离子)
>
C(水电离出的另一离子)
2、弱碱溶液
3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型
(1)
一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)
>
C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)
(2)
二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)>
C(水解离子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)
(3)
二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)
三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断
1、强酸与弱碱混合
2、强碱与弱酸混合：C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子)
>
C
(水电离出的另一离子)
3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合
4、酸碱中和型
(1)
恰好中和型
(2)
pH等于7型
(3)
反应过量型
四、守恒问题在电解质溶液中的应用
1、两种物质混合不反应：
2、两种物质恰好完全反应
3、两种物质反应，其中一种有剩余：
（1）酸与碱反应型
（2）盐与碱(酸)反应型
4、不同物质同种离子浓度比较型
教学回顾：
电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。
多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。(共16张PPT)
组织建设
3-4-1
难溶电解质的溶解平衡
2.平衡移动原理——勒夏特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、或压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
复习
3、什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？
一定温度下，不能再溶解某种溶质的溶液
叫该溶质的饱和溶液。
还能继续溶解某种溶质的溶液叫该溶质的
不饱和溶液。
固体物质的溶解度
定义：在一定温度下，某固态物质在100克溶剂
里达到饱和状态时所溶解的质量。
叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。
注意：
条件：一定温度
标准：100克溶剂
状态：饱和状态
单位：克
任何物质的溶解是有条件的，在一定的条
件下某物质的溶解量一般是有限的。
（1）NaCl在水溶液里达到溶解平衡状态时有何特征？
（2）要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，可采取什么措施？
蒸发（减溶剂）
降温
NaCl的溶解速率与结晶速率相等；并且只要溶解平衡的条件不变，该溶液中溶解的NaCl的量就是一个恒定值。
加入浓盐酸？
交流、讨论
在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸
现象:
解释:
在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡
NaCl(s)
Na+(aq)
+
Cl-(aq)
加浓盐酸会使c(Cl-
)增加,平衡向左移动,因而有
NaCl晶体析出.
NaCl饱和溶液中有固体析出
可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？
请结合平衡移动原理解释此现象
【思考与交流】
1、什么叫难溶电解质？
2、AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl，根据你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？溶液中是否含有Ag+和Cl-？
3、难溶电解质是否存在溶解平衡？
请写出AgCl的溶解平衡的表达式，与电离方程式有何区别？并解释之。
一、Ag＋和Cl－的反应能进行到底吗？
【例如】向盛有2
mL
0.1mol/LAgNO3溶液的试管中加入2
mL
0.1
mol/L
NaCl溶液。
1、问题讨论：
（1）、有没有恰好反应？
【理论上分析】
因为AgNO3与NaCl物质的量相等，所以有恰好反应。
（2）、溶液中还含有Ag+和Cl-吗？
1、问题讨论：
说明溶液中依然有Ag+、Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反应不能进行到底。
一、Ag＋和Cl－的反应能进行到底吗？
P61
（3）我们通常所说“沉淀完全”又如何理解呢？
化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。
沉淀是难溶物，但不是绝对不溶，只不过溶解
度很小，难溶物在水中也存在溶解平衡。
一、Ag＋和Cl－的反应能进行到底吗？
（4）AgCl溶解平衡的建立
当v（溶解）＝
v（沉淀）时，
得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡
溶解
AgCl(s)
Ag＋(aq)
+
Cl－(aq)
沉淀
注意溶解平衡表达式的写法
对溶解和沉淀过程的描述参见教材P62
与电离方程式有何区别？
几点说明：
溶解平衡的存在，决定了生成难溶电解质的反应不能进行到底。
习惯上将生成难溶电解质的反应，认为反应完全了，是因为通常把溶液中残留的离子浓度<
1
×10-5
mol/L时，沉淀就达到完全。
难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。
溶解平衡与化学平衡一样，受外界条件的影响而发生移动。
（5）影响难溶电解质溶解平衡的因素：
a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可
存在溶解平衡。
①内因：电解质本身的性质
②外因：
a、浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
b、温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
练：书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式
特例：
Ca(OH)2
沉淀溶解平衡常数—溶度积KSP
对于溶解平衡：
例如：Mg(OH)2(s)
Mg2+(aq)
+
2OH-(aq)有：
KSP=[c(Mg2+)]·[c(OH-)]2
在一定温度下，
KSP是一个常数。
2、溶液中有关离子浓度幂的乘积—离子积QC（任意时刻溶液中离子浓度幂的乘积）。
QC
KSP
=
QC
KSP
>
QC
KSP
<
溶液过饱和，有沉淀析出
溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态
溶液未饱和，可继续溶解该难溶电解质
1、溶度积（Ksp）：难溶电解质的溶解平衡中，
离子浓度幂的乘积。
难溶电解质已达溶解平衡
【归纳小结】
①溶度积KSP反映了难溶电解质在水中的____，
KSP的大小，它只与______有关，与____无关。
②与溶解度的关系：同一类型的物质（AgCl、AgBr、AgI）的溶解度随Ksp的增大而
。
不同类型物质（如：
AgCl、
Ag2CrO4
）不能直接根据Ksp大小下结论。
溶解度
温度
浓度
增大