高中化学第3章物质在水溶液中的行为（课件学案教案素材习题）（打包22套）鲁科版选修4

第3章第3节
第2课时
沉淀溶解平衡的应用
【教材分析】
“沉淀溶解平衡”的教学重在发展学生的微粒观、平衡观与定量观，帮助学生从微粒的角度来认识物质在水溶液中的行为。通过“沉淀溶解平衡”的教学可以对物质及其变化的认识加以拓展和深化。本节课内容为沉淀溶解平衡第二课时，教程提供了交流·研讨、实验探究、追根寻源和大量文本等内容。实验探究有利于学生获取新的观念，利用比较Qc与Ksp的大小来定量判断是否达到沉淀溶解平衡状态，加深学生学以致用的能力。从情感态度与价值观维度，培养学生分析、处理实验现象的能力，以及从数据中获取信息、总结规律的能力，感受化学在生产、生活中的广泛应用。
【学情分析】
绝大多数的学生知道盐作为电解质可以在水中溶解电离，但是对于难溶的电解质在水中也能极少量溶解却不太明白。少数学生知道难溶物也能少量溶解，但却不能解释原因。几乎所有的学生都知道难溶物会溶解于特定的酸或者碱溶液中，但不能用确切的原因来解释。这说明学生对于核心概念的理解还不到位，通过前面的学习没有顺利形成微粒观、平衡观等基本观念。
【教学目标】
知识与技能：使学生能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成与转化过程进行分析，知道沉淀转化的本质并能够对相关实验的现象以及生活中的一些相关问题进行解释。
过程与方法：初步建立解决沉淀溶解平衡问题的一般思路，尝试运用微粒观、动态观、定量观分析沉淀溶解平衡的相关问题。
情感态度与价值观：通过对生产、生活中与沉淀溶解平衡有关的某些现象的讨论，使学生体会到化学对于提高人类生活质量、促进社会发展的作用，激发学生学习化学的热情。
教学重点、难点：
1.沉淀的转化的基本原理；
2．解决沉淀溶解平衡相关问题的基本思路；
3．用微粒观、动态观、定量观分析水溶液中的平衡问题。
【教学环境】
实验、学案、多媒体
【教学过程】
教学环节
教师活动
学生活动
设计意图
复习回顾引入新课
演示实验在0.1mol/L的AgNO3溶液中加入足量的KI溶液，充分搅拌，静置一段时间；取上层清液与另外一支洁净的试管中，再向其中加入0.1mol/L的KI溶液提问请利用所学的知识分析，黄色沉淀是什么物质？它是怎样产生的？小结并板书二
沉淀溶解平衡的应用1
沉淀的溶解与生成Q＞Ksp
溶液中的离子生成沉淀Q＜Ksp
固体溶解Q=Ksp
沉淀溶解与离子生成处于平衡状态
1．观察观察实验现象；2．独立思考，回忆所学知识，并尝试对实验现象进行解释；3．与组内同学交流；4．回答教师提问，与其他同学进行交流、评价。整理、记录
1．借助实验帮助学生复习沉淀溶解平衡的基本知识——沉淀溶解平衡的建立、溶度积常数；2．引出新问题——根据Q与Ksp的关系判断沉淀的生成；3．引导学生运用微粒观、动态观、定量观分析问题；4．充分发挥实验在化学教学中的作用，调动学生的积极性。
沉淀的溶解与生成
利用沉淀溶解平衡的知识、Qc与Ksp的关系及所提供的信息解释下列现象现象1：医院中进行钡餐透视时，用BaSO4做内服造影剂，为什么不用BaCO3做内服造影剂？信息：1.Ksp(BaSO4)=1.1×10-10mol2·L-2；Ksp(BaCO3)=5.1×10-9mol2·L-22.Ba2+有剧毒，；3.胃酸的酸性很强，pH约为0.9～1.5；现象2：吃糖后不刷牙容易形成蛀牙。信息：1.牙齿表面的牙釉质起着保护牙齿的作用，其主要成分为Ca5(PO4)3OH（羟基磷酸钙）,
它是一种难溶电解质，Ksp=2.5×10-59mol9·L-9；2.残留在牙齿上的糖发酵会产生H+；现象3：菠菜与豆腐不能混吃草酸钙的Ksp=2×10-9，假设菠菜中C(C2O42-)=2×10-4mol/L豆腐中C（Ca2+）=2×10-4
mol/L
计算是否有草酸钙沉淀生成过渡既然沉淀溶解平衡可以向沉淀溶解的方向或沉淀生成的方向移动，能否改变一定的条件，把一沉淀先溶解再生成新的沉淀，即实现沉淀的转化呢
回忆所学知识（沉淀溶解平衡的建立、沉淀的生成、Q与K的关系对平衡移动的影响），独立思考问题，寻求答案。组内交流、讨论动手计算聆听思考
1
利用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成的本质原因，深化对平衡移动规律的本质认识。2让学生尝试运用微粒观、定量观、动态观独立分析问题；3
通过生活情景激发学生学习化学的兴趣
沉淀的转化
布置探究任务实验内容为AgCl转化为AgI或ZnS转化为CuS1、描述观察到的现象，说明结论；2、利用沉淀溶解平衡的相关知识和学案上所提供的信息对实验现象进行解释。小结并板书2
沉淀的转化沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动沉淀转化的条件：难溶电解质转化成更加难溶的物质设问1通过沉淀的转化对复分解反应的条件有什么新的认识？2
沉淀只能从溶解度小的转化为溶解度更小的吗？
1按照学案上提供的实验步骤进行实验操作；2．观察、记录实验现象，并根据实验现象得出结论；3．结合所提供的数据和所学知识，进行组内交流、讨论，对实验现象进行解释；思考、整理、记录盐与盐或盐与碱反应时不一定要求反应物均为可溶性的电解质根据沉淀转化的原理思考溶解度大的向溶解度小的转化更容易实现，但在一定条件下也能实现溶解度小的向溶解度大的转化
1通过实验使学生了解沉淀的转化的原理。2强化学生用微粒观、动态观、定量观分析水溶液中的平衡问题的意识。拓宽学生对沉淀溶解平衡和复分解反应条件的认识；深化对沉淀转化原理的认识，澄清学生的迷惑
综合应用
1
工业废水的处理中，要使重金属离子转化为沉淀通常是加入沉淀剂FeS，根据沉淀转化的原理，分析其中的原因。2
阅读教材p95水垢中的Mg(OH)2是怎样生成的，尝试用沉淀溶解平衡原理解释醋酸除水垢的原因
独立思考寻求答案组内交流回答问题补充评价
综合运用沉淀溶解平衡知识解决实际问题，使学生深化对沉淀溶解平衡的相关问题的认识；
练习
1向5mLNaCl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，再滴加一滴Na2S溶液并振荡，沉淀又变为黑色，根据上述变化过程，分析三种沉淀物的溶解度为（
）AgCl=AgI=Ag2S
B.AgClC.AgCl>AgI>Ag2S
D.AgI>AgCl>Ag2S2某溶液中含有0.1mol·L-1的Fe3＋，调节溶液的PH使Fe3＋沉淀，开始沉淀时溶液的PH为多少？当溶液中Fe3＋浓度小于1×10-5认为沉淀完全，此时溶液的PH为多少？Ksp=2.6×10-39
分析题意：
根据沉淀转化的原理可知，答案为C
及时巩固知识让学生意识到酸碱混合不一定会发生酸碱中和，不溶于水的弱碱可以在酸性条件下存在
课堂总结
沉淀的生成、溶解与转化；
回顾本节知识
对本节课知识进行概括、整合
板书设计
二
沉淀溶解平衡的应用1
沉淀的溶解与生成Q＞Ksp
溶液中的离子生成沉淀Q＜Ksp
固体溶解Q=Ksp
沉淀溶解与离子生成处于平衡状态2
沉淀的转化沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动沉淀转化的条件：难溶电解质转化成更加难溶的物质
课后反思
本课属于概念原理教学，涉及沉淀溶解平衡两个方面的应用：沉淀的溶解、沉淀的转化。通过呈现具体实例引导学生用沉淀溶解平衡的知识进行分析，丰富了学生关于化学平衡的知识，使学生获得动态、平衡的观点看反应的分析视角，同时学生感受到化学与生产生活息息相关，激发了学习化学的兴趣。不足之处：本节课的容量有些大，留给学生思考的时间较少，没有让学生关注沉淀转化方程式的书写，一些难溶的弱碱可以在酸性条件下存在学生还有些迷惑，说明学生还没有形成定量的观念。在以后的教学中还需进一步关注学生概念的形成过程。第3章物质在水溶液中的行为
第3节
沉淀溶解平衡
【学习目标】
加深对沉淀溶解平衡原理的理解，能够利用沉淀溶解平衡原理去认识难溶电解质的性质。
进一步培养学生识图、读图能力，提高学生的计算能力。
形成解沉淀溶解平衡问题的一般规律和方法。
完成对四种平衡的整体认知的提升，掌握平衡知识的核心思想。
【高考考点】
考点一
难溶电解质的沉淀溶解平衡的建立及平衡移动
典例精析]例题1（2013年高考新课标Ⅰ）某溶液中含有C1-,
Br-和CrO42-，浓度均为0.010mo1·L-1，向该溶液中逐滴加入0.010mol·L-1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为（　　）
A.
C1-
、Br-、CrO42-
B.
CrO42-、Br-、C1-
C.
Br-、C1-、CrO42-
D.
Br-
、CrO42-、C1-
【答案】C
【解析】设Cl-、Br-、CrO42-
刚开始沉淀时，银离子的浓度分别为x、y、z，则根据Ksp可得：
0.01x=1.56×10-10
0.01y=7.7×10-13
0.01z2=9×10-11
可分别解出x≈1.56×10-8 mol·L-1
y≈7.7×10-13 mol·L-1
z≈3××10-4.5
mol·L-1
可知y【即时巩固】
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，沉淀的速率与溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子的浓度相等且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入该沉淀物，将促进溶解
解析：从沉淀溶解平衡的特征分析
答案：B
2、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.Na2CO3溶液
B.AlCl3溶液
C.NaOH溶液
D.CaCl2溶液
解析：能使Ca(OH)2的沉淀溶解平衡向右移动的物质
答案：AB
3.在氯化亚铁溶液中加入下列物质能产生沉淀的是（
）
A.通入硫化氢气体
B.加入氯化钠溶液
C.加入硫化钠溶液
D.通入二氧化碳气体
解析：Na2S溶液中有大量S2-，能与Fe2+反应生成不溶于水的FeS。即Ｆe2++S2-====FeS↓。
答案：C
4.
25
℃时，在含有大量PbI2的饱和溶液中存在平衡PbI2(s)
2Pb2+(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.沉淀溶解平衡向左移动
D.浓度商Qc增大
解析：加入KI溶液，c（I-）增大，则沉淀溶解平衡向左移动，Qc增大。故选CD。
答案：CD
5.
一定温度下，将足量的AgCl分别放入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是(
)
①20
mL
0.01
mol·L－1
KCl溶液
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
答案：B
【规律方法】
1.
难溶电解质溶度积常数只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。
2.注意：溶解平衡方程式的书写：注意在沉淀后用(s)标明状态，溶液中用“aq”标明状态，并用“”连接。
如：Ag2S(s)
2Ag
(aq)
+S2－(aq)
3.Ksp与物质溶解能力的关系：
(1)用溶度积直接比较难溶电解质的溶解能力时，物质的类型(如AB型、A2B型、AB2型等)必须相同。
(2)对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。
(3)对于不同类型的物质，当Ksp相差不大时不能直接作为比较依据，可通过比较饱和溶液溶质的物质的量浓度确定溶解能力强弱。
考点二
沉淀溶解平衡与图像结合的考查
典例精析]
例题2（2013高考江苏）一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示。已知:
pM=-lg
c(M)，pc(CO32－)=
-lg
c(CO32－)。下列说法正确的是
A．MgCO3、CaCO3、MnCO3
的Ksp依次增大
B．a
点可表示MnCO3
的饱和溶液，且c(Mn2＋)=
c(CO32－)
C．b
点可表示CaCO3
的饱和溶液，且c(Ca2＋)D．c
点可表示MgCO3
的不饱和溶液，且c(Mg2＋)【答案】BD
【解析】本题属于基本概念与理论的考查，落点在水解与电离平衡、物料守恒和电荷守恒、
离子浓度大小比较。图线变化隐含
pH
的实质。
A.pM
、p(CO32－)与pH一样，图线中数值越大，实际浓度越小。因此,MgCO3、CaCO3、MnCO3
依次减小。
B.a
点在曲线上，可表示
MnCO
3
的饱和溶液，又在中点，故c(Mn2＋)=
c(CO32－)。
C.b
点可表示
CaCO
3
的饱和溶液，但图线中数值越大，实际浓度越小，故c(Ca2＋)D.c
点在曲线上方，可表示
MgCO3
的不饱和溶液，且图线中数值越大，实际浓度越小，故c(Mg2＋)【规律方法】
明确图象中纵、横坐标的含义
理解图象中线上的点、线外点的含义
抓住Ksp的特点，结合选项分析判断
【即时巩固】
1
(2008·山东理综，15)某温度时，BaSO4在水中的
沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(
)
提示：BaSO4(s)
Ba2＋(aq)＋SO(aq)的平衡常数Ksp＝c(Ba2＋)·c(SO)，称为溶度积常数。
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点
B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点
C．d点无BaSO4沉淀生成
D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp
解析：a点在平衡曲线上，此时溶液中存在溶解平衡，加入Na2SO4会增大SO浓度，平衡左移，Ba2＋浓度应降低，A项错；d点时溶液不饱和，蒸发溶剂，c(SO)、c(Ba2＋)均增大，B项错；d点表示溶液的Qc＜Ksp，所以溶液不饱和，不会沉淀，C项正确；Ksp是一常数，温度不变Ksp不变，所以该曲线上任一点的Ksp都相等，D项错误。
答案：C
2.（2010·山东高考·T15·4分）某温度下，(s)、(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是
A．
<
B．加适量NH4Cl固体可使溶液由a
点变到b点
C．c
、d两点代表的溶液中c(H+)与c(OH-)乘积相等
D．、分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
【命题意图】借助沉淀溶解平衡曲线，考查对沉淀溶解平衡计算，外界因素对水的离子积的影响等。
【思路点拨】比较KSP时注意要找到基准点；水的离子积不受浓度的影响，只受温度的影响；沉淀溶解平衡曲线上的点表示饱和状态，下方上的点表示不饱和状态。
【规范解答】选B。
【解析】A项，b、c两点金属阳离子的浓度相等，设都为X，分别对应的c(OH-)
=KW/c(H+)=
出，故D正确。
考点三
溶度积的计算
1.
溶度积常数的相关计算
典例精析]
例题3（2013年高考新课标Ⅱ）室温时，M(OH)2(s)
M2+(aq)+2OH-(aq)
Ksp=a;
c(M2+)=b
mol·L-1时，溶液的pH等于（　　）
A.
B.
C.14+
D.14+
【答案】
【解析】考察沉淀溶解平衡与PH值的关系。c(M2+)·c2(OH-)=
a
；c2(OH-)=a/b，
c(OH-))=（a/b）1/2,c(H+)=1014/（a/b）1/2经过计算pH=14+。
【即时巩固】
1.
在溶液中有浓度均为0.01
mol/L的Fe3＋、Cr3＋、Zn2＋、Mg2＋等离子，已知：
KspFe(OH)3]＝2.6×10－39；KspCr(OH)3]＝7.0×10－31
KspZn(OH)2]＝1.0×10－17；KspMg(OH)2]＝1.8×10－11
当其氢氧化物刚开始沉淀时，下列哪一种离子所需的pH最小(
)
A．Fe3＋
B．Cr3＋
C．Zn2＋
D．Mg2＋
解析：Ksp的有关计算，Fe(OH)3(s)
Fe3＋＋3OH－，KspFe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，所以c(OH－)＝＝＝×10－13，同理计算Cr3＋沉淀的c(OH－)＝×10－10
mol/L，Zn2＋沉淀的c(OH－)＝×10－8
mol/L，Mg2＋沉淀的c(OH－)＝×10－5
mol/L，c(OH－)越小，pH越小。
答案：选A。
2
溶度积常数与溶解度的计算
典例精析]
例题4.与c(H+)·c(OH-)=KW类似，FeS饱和溶液中c(Fe2+)·c(S2-)=Ksp(FeS)。常温下Ksp(FeS)=8.1×10-17。
（1）理论上FeS的溶解度为_____________g，而事实上其浓度远大于这个数值，其原因可能是_________________________________________________________________。
（2）已知FeS饱和溶液中c(H+)与c(S2-)之间存在以下限量关系：c2(H+)·c(S2-)=1.0×10-22，为了使溶液里c(Fe2+)达到1
mol·L-1，现将适量FeS投入其饱和溶液中，应调节溶液中的c(H+)为_____________mol·L-1。
答案：（1）7.92×10-8,S2-+H2OHS-+OH-，Fe2++2H2OFe(OH)2+2H+,这两种离子均在溶液中发生水解，使c(Fe2+)、c（S2-）降低，促使FeS(s)
Fe2++S2-的溶解平衡向溶解的方向进行。
（2）1.11×10-3
mol·L-1
解析：（1）FeS(s)Fe2++S2-,与水的离子积类似，极少量溶解的FeS电离出来的两种离子浓度乘积也为常数，称溶度积常数，用Ksp表示。Ksp不受浓度影响，一般只受温度影响。在FeS饱和溶液中，c(Fe2+)=c(S2-)==9×10-9
mol·L-1,设其饱和溶液为1
L（由于FeS溶解度很小，该溶液的密度近似为1
g/cm3），则n(FeS)=9×10-9
mol，即1
000
g水溶解的FeS质量为m(FeS)=9×10-9
mol×88
g/mol=7.92×10-7
g，则100
g水溶解的FeS的质量为7.92×10-8
g。那么FeS的溶解度理论上为7.92×10-8g，事实上实际溶解度比7.92×10-8g大得多，原因是S2-+H2OHS-+OH-，Fe2++2H2OFe(OH)2+2H+,这两种离子均在溶液中发生水解，使c(Fe2+)、c(S2-)降低，促使FeS(s)
Fe2++S2-的溶解平衡向溶解的方向进行。
（2）当溶液中c(Fe2+)=1
mol·L-1时，c(S2-)==8.1×10-17mol·L-1,由于c2(H+)·c(S2-)=1×10-22,则溶液中c2(H+)=,c(H+)≈1.11×10-3
mol·L-1
。
【规律方法】
1.利用难溶电解质的溶液中任一情况下的离子浓度乘积Qc(离子积)与Ksp的关系分析沉淀的溶解、生成和转化。
2.KSP与S(溶解度)的相互转化计算关键是利用好溶度积常数定义式和溶解度的定义。
【即时巩固】
1.室温下：AgCl的溶解度是1.93×10-3
g·L-1，则AgCl的溶度积____________________。
解析：先求出AgCl饱和溶液的物质的量浓度：=1.34×10-5
mol·L-1，再求Ksp，由AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)。c（Ag+）=c（Cl-）=1.34×10-5
mol·L-1，
从而Ksp(AgCl)=c（Ag+）·c（Cl-）=1.80×10-10。
答案：1.80×10-10
考点四
沉淀溶解平衡在生产、科研、环保中的应用
【典例解析】
5.对水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2而不是CaCO3和MgCO3的原因解释，其中正确的有（
）
A.Mg(OH)2的溶度积大于MgCO3的溶度积，且在水中发生了沉淀转化
B.Mg(OH)2的溶度积小于MgCO3的溶度积，且在水中发生了沉淀转化
C.MgCO3电离出的发生水解，使水中OH-浓度减小，对Mg(OH)2的沉淀溶解平衡而言，Qc＜Ksp，生成Mg(OH)2沉淀
D.MgCO3电离出的发生水解，使水中OH-浓度增大，对Mg(OH)2的沉淀溶解平衡而言，Qc＞Ksp,生成Mg(OH)2沉淀
答案：BD
解析：Mg(OH)2的Ksp小于MgCO3的Ksp,故B正确；MgCO3水解产生OH-，而与Mg2+结合生成难溶物Mg(OH)2沉淀，故D正确。
【即时巩固】
1.（2013高考广东理综）下列措施不合理的是
A．用SO2漂白纸浆和草帽辫
B．用硫酸清洗锅炉中的水垢
C．高温下用焦炭还原SiO2制取粗硅D．用Na2S作沉淀剂，除去废水中Ｃｕ２＋和Ｈｇ２＋
【解析】ＳＯ２具有漂白性，常用于漂白纸浆和草帽辫，Ａ合理；硫酸与锅炉中水垢的主要成分碳酸钙反应生成的微溶硫酸钙会覆辙在碳酸钙表面阻碍反应的继续进行，所以应选用盐酸除垢而非硫酸，Ｂ不合理；焦炭在高温下与ＳｉＯ２反应生成硅和一氧化碳，Ｃ合理；Ｃｕ２＋、Ｈｇ２＋与Ｓ２—反应生成难溶的ＣｕＳ、ＨｇＳ沉淀，Ｄ正确。命题意图：元素化合物
【答案】B
2.要使工业废水中的重金属离子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，选用的沉淀剂最好是(
)
A．硫化物
B．硫酸盐
C．碳酸盐
D．以上沉淀均可
解析：以PbSO4、PbCO3、PbS的溶解度看，PbS溶解度最小，溶解度越小，沉淀效果越好。
答案：
A
【课后反思】
沉淀溶解平衡是高考的重点内容，近几年其热度不断上升，特别是与图像和表格第已知条件的结合更增加了其难度，在复习时应引起高度重视，从基本内容入手，注重方法的归纳打好基础攻克难关。
附：【高考试题回放】
1.（2011浙江）海水中含有丰富的镁资源。某同学设计了从模拟海水中制备MgO的实验方案：
模拟海水中的离子浓度(mol/L)
Na＋
Mg2＋
Ca2＋
Cl―
0.439
0.050
0.011
0.560
0.001
注：溶液中某种离子的浓度小于1.0×10－5
mol/L，可认为该离子不存在；实验过程中，假设溶液体积不变。已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9；Ksp(MgCO3)＝6.82×10－6；
KspCa(OH)2]＝4.68×10－6；KspMg(OH)2]＝5.61×10－12。
下列说法正确的是
A．沉淀物X为CaCO3
B．滤液M中存在Mg2＋，不存在Ca2＋
C．滤液N中存在Mg2＋、Ca2＋
D．步骤②中若改为加入4.2
g
NaOH固体，沉淀物Y为Ca(OH)2和Mg(OH)2的混合物
【答案】A
【解析】本题考察方式很新颖，主要考察溶度积的计算和分析。步骤①发生Ca2＋＋OH―＋CaCO3↓＋H2O，步骤②：KspMg(OH)2]＝c(Mg2＋)×(10－3)2＝5.6×10－12，c(Mg2＋)＝5.6×10－6。QCa(OH)2]＝c(Ca2＋)×(10－3)2＝10－8＜Ksp，无Ca(OH)2析出。A．正确。生成0001
mol
CaCO3。B．错误。剩余c(Ca2＋)＝0.001
mol/L。C．错误。c(Mg2＋)＝5.6×10－6＜10－5，无剩余，D．错误。生成0.05
mol
Mg(OH)2，余0.005
mol
OH―，QCa(OH)2]＝0.01×0.0052＝2.5×10－7＜Ksp，无Ca(OH)2析出
2.（2010·海南高考·T5·2分）已知：Ksp(AgCl)=1.8×10—10，Ksp(AgI)=1.5×10—16
，Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10—12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag+浓度大小顺序正确的是
A．AgCl>AgI>
Ag2CrO4
B．AgCl>
Ag2CrO4>AgI
C．Ag2CrO4>AgCl>AgI
D．Ag2CrO4>AgI>AgCl
c(Ag+)×c(Cl—)=c2(Ag+)，故AgCl饱和溶液中c(Ag+)==×10—5
mol·L-1；同理AgI饱和溶液中c(Ag+)==×
10—
8mol·L-1；Ag2CrO4=2Ag++
CrO42—，Ag2CrO4饱和溶液中2c(CrO42—)=
c(Ag+)，Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)×c(CrO42—)=
c3(Ag+)/2，故
Ag2CrO4饱和溶液中c(Ag+)==×10—
4mol·L-1；Ag+浓度大小顺序是Ag2CrO4>AgCl>AgI。
3.2013高考 重庆卷 2]下列说法正确的是
A．KClO3和SO3溶于水后能导电，故KClO3和SO3为电解质
B．25℃时、用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH
C．向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成
D．AgCl易转化为AgI沉淀且K(AgX)＝c(Ag+)
c(X—)，故K(AgI)＜K(AgCl)
【答案】D
【解析】SO3溶于水能导电是因SO3与H2O反应生成H2SO4发生电离、液态SO3不能发生电离，故SO3是非电解质，A项错误；因醋酸是弱电解质，故25℃时，醋酸滴定NaOH溶液至至中性时，溶液中溶质为CH3COOH与CH3COONa，因此所需溶液体积为：V(CH3COOH)＞V(NaOH)，B项错误；向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液发生反应：AlO2-+HCO3-+H2O＝Al(OH)3↓+CO32-，C项错误；沉淀易转化为更难溶沉淀，越难溶物质其饱和溶液中电离出相应离子浓度越小，故可知Ksp(AgI)＜Ksp(AgCl)，D项正确。(共41张PPT)
学业分层测评
知识点
1
知识点
2
H＋
OH－
弱电解质
阴
阳
H＋
OH－
中和
吸
很小
吸
右
增大
右
增大
右
减小
弱碱阳离子
弱酸酸根离子
促进
增大
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看精彩微课第七课时
混合溶液离子浓度大小的比较
【学习目标】掌握混合溶液中离子浓度大小比较的方法，会解决相关问题
【重点难点】掌握混合溶液中离子浓度大小比较的方法
【复习回顾】
溶液中的三种守恒包括：_______________、________________、______________________。
它们的含义：
【学习过程】
【合作探究】
1、溶液中存在NH4+、Cl-、H+、OH-；该溶液中溶质的可能有几种情况？
2、这几种情况下离子浓度排序情况如何？
【练习】
1、溶液中存在Na+、CH3COO-、H+、OH-；该溶液中溶质的可能有几种情况？
2、这几种情况下离子浓度排序情况如何？
跟踪训练
1．室温下有下列四种溶液：①0.1mol L-1氨水　②0.1mol L-1NH4Cl溶液　③含有0.1mol L-1盐酸和0.1mol L-1　NH4Cl的混合溶液　④含有0.1mol L-1　NaOH溶液和0.1mol L-1氨水的混合溶液，四种溶液中c（NH4+）由小到大排列正确的是（　　）
A、②③④①
B、④①②③
C、①④②③
D、③②①④
2．现有NH4Cl和氨水组成的混合溶液C(填“>”、“<”或“=”)
①若溶液的pH=7，则该溶液中C(NH4＋)
C(Cl－)；
②若溶液的pH>7，则该溶液中C(NH4＋)
C(Cl－)；
③若C(NH4＋)<
C(Cl－)，则溶液的pH
7。
3．(1)、将等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合后，呈____性，溶液中c(NH4+)与c(Cl-)的大小关系是___________________；
(2)、将PH＝3的盐酸和PH＝11的氨水等体积混合后溶液呈_____性，溶液中c(NH4+)与c(Cl-)的大小关系是___________________；
(3)、将物质的量浓度相同的盐酸与氨水混合后，溶液中c(NH4+)与c(Cl-)浓度相等，则混合溶液呈_____性，盐酸与氨水体积大小关系是_________________；
(4)、将m
mol·
L-1的盐酸和n
mol·L-1氨水等体积混合后，溶液的PH＝7，m与n的大小关系是_______，则盐酸中c(H+)与氨水中c(OH-)的大小关系是_______；
4．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如下四种关系：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(Cl—)＞c(H+)＞c(NH4+)＞c(OH—)填写下列空白。
⑴若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是_____________，上述四种离子浓度的大小顺序为______________(填序号)。
⑵若上述关系中③是正确的，则溶液中的溶质为___________________________；
若上述关系中④是正确的，则溶液中的溶质为_____________________________
⑶若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)________
c(NH3·H2O)c(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)，混合前酸中c(H+)和碱中c(OH—)的关系c(H+)________c
(OH—)。
5．（1）在25℃条件下将pH=11的氨水稀释100倍后溶液的pH为______（填序号）．
A．9　　　　B．13　　　　C．11～13之间
D．9～11之间
（2）pH=3的醋酸和pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后，混合溶液中c（Na+）__c（CH3COO—）（填“＞”、“=”或“＜”
下同）．
（3）如果将HCl和CH3COONa溶液等浓度、等体积混合，则混合溶液中各离子浓度的大小关系为______________________________
6．用“＞”“＜”“=”符号填空．
（1）PH相等的盐酸和醋酸加水稀释相同的倍数后：盐酸的PH______醋酸的PH．
（2）PH相等的盐酸和醋酸分别和足量的锌粉反应，最终产生H2的体积：前者_____后者．
（3）常温下，PH=13的NaOH溶液和Na2CO3溶液中，水电离出的OH—浓度：前者___后者．
（4）常温下若一定量的氨水和盐酸混合后溶液的PH=7，则溶液中c（NH4+）_____c（Cl—）．
（5）常温下PH=3的NH4Cl和PH=11的Na2CO3溶液中，水电离出的H+浓度：前者__后者．(共19张PPT)
第二课时
盐类水解的原理
我们知道，溶液酸碱性和溶液中[H+]和[OH-]的相对大小有关：
1、[H+]=[OH-]，呈中性，常温下pH=7
2、[H+]>[OH-]，呈酸性，常温下pH<7
3、[H+]<[OH-]，呈碱性，常温下pH>7
酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么酸和碱反应生成的盐溶液显什么性？
活动.探究
1、下表所列盐溶液的浓度均为0.1mol/L，用pH试纸测定它们的pH。
2、这些盐既不能电离出H+，又不能电离出OH-，它们的水溶液是否都显中性？为什么？
实验记录
1.下表所列盐溶液的浓度均为0.1mol.L-1，用pH试纸测定它们的pH。
盐类
CH3COONa
Na2CO3
NaCl
NH4Cl
Al2(SO4)3
KNO3
溶液的pH
酸碱性
实验数据
1.下表所列盐溶液的浓度均为0.1mol.L-1，用pH试纸测定它们的pH。
盐类
CH3COONa
Na2CO3
NaCl
NH4Cl
Al2(SO4)3
KNO3
溶液的pH
8
10
7
5
3
7
酸碱性
碱性
碱性
中性
酸性
酸性
中性
结论：盐溶液不是都呈中性。
测试对象
生成该盐的
盐
的类型
溶液
酸碱性
酸
碱
CH3COONa
Na2CO3
NH4Cl
Al2(SO4)3
NaCl
KNO3
实验总结：盐的组成（分类）与盐溶液的酸碱性关系。
强碱
弱酸盐
碱性
强酸
弱碱盐
酸性
强碱
强酸盐
中性
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
实验总结：盐的组成（分类）与盐溶液的酸碱性关系。
谁强显谁性，同强显中性
【质疑】
为什么有些盐溶液会呈现酸性或者碱性，
比如CH3COONa？
1.1强碱弱酸盐——
CH3COONa
【探究】
——盐溶液的酸碱性
（1）盐溶液当中有哪些离子？
（2）这些离子是如何产生的？
（3）这些离子间可能发生的反应是什么？
对水的电离有什么影响？
（4）造成的结果是什么？
H2O
H+
+
OH-
CH3COONa=CH3COO
-
+
Na+
CH3COOH
离子方程式
:CH3COO-
+H2O
CH3COOH+OH-
最终
[OH-]>[H+]
溶液呈碱性
促进水的电离
化学方程式：CH3COONa
+
H2O
CH3COOH+NaOH
弱酸根结合H+
破坏水的电离平衡
水的电离平衡
向右移动
1.2
强酸弱碱盐——NH4Cl
【探究一】
——盐溶液的酸碱性
（1）盐溶液当中有哪些离子？
（2）这些离子是如何产生的？
（3）这些离子间可能发生的反应是什么？
对水的电离有什么影响？
（4）造成的结果是什么？
NH4Cl
=
NH4+
+
Cl-
+
H2O
OH-
+
H+
NH3·H2O
离子方程式：NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
最终
[H+]>[OH-]
溶液呈酸性
促进水的电离
化学方程式：NH4Cl
+H2O
NH3.H2O
+
HCl
弱碱阳离子
结合OH
-
破坏水的电离平衡
水的电离平衡
向右移动
一.
盐类的水解
⒈定义：在溶液中__电离出来的离子跟__所电离出来的__或____结合生成___________
的反应,叫做盐类的水解。
盐
水
H+
OH－
弱电解质
①条件
2.水解的理解
②实质
③结果
使溶液中氢离子和氢氧根浓度不相等，
溶液呈酸或碱性
破坏了水的电离平衡,
促进了水的电离。
弱酸根离子或弱碱阳离子
有弱才水解
水解反应与中和反应的关系
酸+碱
盐+水
中和
水解
中和反应进行的程度较大，是放热反应；
（酸或碱必须有一者是弱的）
④
特点：
A、反应不彻底，可逆反应
B、反应进行程度小，不打气体或者沉淀符号
C、反应吸热
CH3COONa
+
H2O
CH3COOH+NaOH
NH4Cl
+H2O
NH3.H2O
+
HCl
1、盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“
”符号
NH4＋
＋
H2O
NH3·H2O
＋
H+
HCO3-＋
H2O
H2CO3
＋
OH-
Al3++3H2O
Al(OH)3
+3H+
二、盐类水解方程式的书写
2、一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成分解产物的形式。
4、多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。
3、多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主，水解方程式一般只写第一步。
习题：完成下列水解过程的离子方程式
NaCN
NaClO
Na2SO3
FeCl3
有弱才水解，都弱都水解。
谁强显谁性，同强显中性。
盐类水解的规律小结第二节
第一课时
盐类的水解原理
【学习目标】
1、知识与技能
认识盐类水解的原理、盐类水解的规律。
2、过程与方法
（1）通过实验并运用归纳法分析盐类的组成与盐溶液酸碱性的对应关系。
（2）以水的电离平衡为基础，认真分析盐类电离出的阴、阳离子与水电离出的H+或OH-结合成弱酸或弱碱的趋势，明确不同盐溶液呈现不同酸碱性的本质原因。
3、情感、态度与价值观
通过探究不同盐溶液呈现不同酸碱性的本质原因，学会透过现象看本质。
重点、难点：盐类水解的本质、盐类水解方程式的书写
【学习过程】
复习回顾：写出下列物质的电离方程式：
（1）H2O
（2）CH3COOH
（3）H2CO3
（4）NH3·H2O
（5）HCN
思考：盐溶液都显中性吗？
【合作探究】课本P82页活动·探究
1选择合适的方法测出以下盐溶液的酸碱性。并完成下表
2、根据不同的分类依据可以对物质进行不同的分类。若根据生成盐的酸和碱强弱可以把盐分成哪几类？
盐溶液
CH3COONa
Na2CO3
NaCl
NH4Cl
Al2(SO4)3
KNO3
溶液的PH
溶液中存在的微粒
哪些微粒可能发生相互作用
溶液显示酸碱性的原因
所属盐的类型
小组讨论：1、NH4Cl溶液为例，讨论：为什么强酸弱碱盐显酸性？
2、以CH3COONa为例，讨论：为什么强碱弱酸盐显碱性？
3、以NaCl为例，讨论：为什么强碱强酸盐显中性？
一、盐类的水解
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____或_____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___或_____结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡。
3、盐水解的规律：
才水解，
不水解;越
越水解，都
都水解;谁
显谁性，都强显_____
【常见的弱离子】：
弱酸的阴离子：CH3COO—、F—、CN—、CO32—、HCO3—、S2—、HS—、ClO—、PO43—、HPO42—
、H2PO4—等；
弱碱的阳离子：NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+、Sn2+等
4、水解方程式的表示方法：
练习：勾出下面这几种盐能否水解？NaNO3、(NH4)2SO4、K2CO3、CH3COONH4、NaF、Na2SO3、CuCl2能水解的以水解实质为指导写出水解离子方程式。
方法总结：
①
先找“弱”
②
由于水解程度小，水解产物少。一般书写“”
，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，故只写第一步即可；多元弱碱盐也是分步水解，但不分步书写。
【收获总结】
盐+水
酸+碱
【达标检测】
1、下列溶液PH小于7的是（
）
A、KBr
B、CuSO4
C、NaF
D、Ba(NO3)2
2、下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是（
）
A、K2CO3
B、NaHSO4
C、Na2S
D、FeCl3
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、下列水解离子方程式书写正确的是（
）
A、Fe3+
+
3H2O
Fe(OH)3
+
3H+
B、Br
-
+
H2O
HBr
+
OH-
C、CO32-
+
2H2O
H2CO3
+
2OH-
D、NH4+
+
2H2O
NH3·H2O
+
H+
5、在医院中，为酸中毒的病人输液不应采用（
）
A、0.9%氯化钠溶液
B、0.9%的氯化铵溶液
C、0.25%碳酸氢钠溶液
D、5%葡萄糖溶液
水解
中和盐类的水解
一．
[教学目标]
1、知识与能力
（1）理解盐类水解的实质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。
（2）能运用盐类水解规律判断盐溶液酸碱性，会书写盐水解的离子方程式
（3）了解盐类水解在生产生活中的应用。
2、过程与方法
能通过观察、实验、查阅资料等多种手段获取有关盐类水解的信息，并运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的实质和规律
3、情感态度与价值观
实验探究的过程，培养了学生学习化学的兴趣；在实验探究过程中，使学生体验到透过现象揭示事物本质、规律的成功的喜悦，增强学习的信心和动力。
二．[教学重点]
盐类水解的原理、实质和规律
三．[教学难点]
盐类水解的原理、实质和规律；盐类水解离子方程式的书写
四．[教学准备]
1、药品：NaCl溶液、NH4Cl溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、Al2（SO4）3溶液、KNO3、PH试纸、酚酞试液、石蕊试液。
2、仪器及用品：试管、烧杯、胶头滴管、玻璃片、玻璃棒
五．[教学过程]
（一）导入：我们知道，酸溶液显——酸性（学生回答），碱溶液显——碱性（学生回答）。那么，酸碱发生中和反应生成的盐的溶液显酸性、碱性还是中性呢？让我们通过实验来证明。（通过简单的问题切入本节主题）
（二）分组实验：
通过实验得各种盐的水溶液pH值及酸碱性
盐溶液
Na2CO3
NH4Cl
NaCl
CH3COONa
Al2(SO4)3
KNO3
酸碱性
PH的范围
由上述实验结果分析，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
（三）透过实验现象探究盐类水解的本质：
一组和四组实验的结果表明，NaCl溶液、KNO3溶液显中性；二组和四组的实验结果表明，NH4Cl溶液和Al2(SO4)3溶液显酸性；三组和四组的实验结果表明，CH3COONa溶液和Na2CO3溶液显碱性。为什么不同的盐溶液会呈现不同的酸碱性呢？
下面按实验的分组进行讨论，每一组推选一名代表公布讨论的结果：
一组：溶液中存在水的电离平衡：
H2O
H+
+
OH-
，当水中加入NaCl，在水溶液中电离出的Na+、Cl-对水的电离平衡无影响，因而，溶液中C（H+）=C（OH-），溶液呈中性。
二组：溶液中存在水的电离平衡：
H2O
H+
+
OH-
，当水中加入NH4Cl时，在水溶液中电离出的NH4+结合水电离出的OH-，使水的电离平衡向正方向移动。因而，溶液中C（H+）＞C（OH-），溶液呈酸性。
三组：溶液中存在水的电离平衡：
H2O
H+
+
OH-
，当水中加入Na2CO3
时，在水溶液中电离出的CO32-结合水电离出的H+，使水的电离平衡向正方向移动。因而，溶液中C（H+）＜C（OH-），溶液呈碱性。
四组：溶液中存在水的电离平衡：H2O
H+
+
OH-
，当水中加入Al2(SO4)3或CH3COONa时，它们在水溶液中电离出的Al3+或ClO-结合水电离出的OH-或H+，使水的电离平衡向正方向移动。因而，溶液中C（H+）＞C（OH-）或C（H+）＜C（OH-），溶液呈酸性或碱性；在水中加入KNO3时，电离出的K+、NO3-对水的电离平衡无影响，因而，溶液中C（H+）=C（OH-），溶液呈中性。
根据各个小组探究的结果，解决下面的问题：
1、什么是盐类的水解？
（学生举手回答）水溶液中，盐的离子结合水电离出的氢离子或氢氧离子生成难电离物质的过程，叫做盐的水解。
2、哪些盐能水解？哪些盐不能水解？
（学生回答）强酸与弱碱反应生成的盐、强碱与弱酸反应生成的盐以及弱酸与弱酸反应生成的盐能水解。强酸与强酸生成的盐不水解。
3、水解的本质是什么？
（学生回答）促进水的电离。
（通过问题的探究与解决，使学生体验到透过现象揭示事物本质和规律的成功与喜悦，增强学习的信心和动力）
4、水解特点：
①中和反应的逆反应；②吸热反应；③水解程度小；④动态平衡。
5、如何书写水解反应的离子方程式？
（老师点拨）①判断能否发生水解，确定水解的离子②生成符号用
，产物无↑和↓③多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子水解一步到位④检查元素及电荷是否守恒。
6、练习：判断下列盐能否水解，若能水解写出其离子方程式。
①Al2（SO4）3②Na2CO3③KBr④KClO⑤CaCl2
①
Fe
3++
3H2O
Fe
（OH）3
+
3H+
②
CO3
2-+
H2O
OH-+
H
CO3-
③、⑤不水解
④
ClO
-+
H2O
OH-+
H
ClO
（通过练习，使学生加深对盐类水解过程和本质的理解）
7、公布答案，同位之间相互批改，对于写错的进行纠正并探究错因。
（通过交互学习，培养学生的合作意识和精神，并能相互取长补短）
8、四组同学再完成一个实验：用精密PH试纸测出0.1mol/L的Na2CO3和0.1mol/L的CH3COONa溶液的PH，并将测定结果公布在黑板上。请同学们思考两者PH的不同说明了什么？
9、在学生练习的基础上，与学生一起完成盐类水解规律的探究：
“有弱才水解，无弱不水解；都弱都水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强呈中性。”
（四）课堂小结：
盐类水解的概念、实质、规律；盐类水解的离子方程式的书写。
（可以让一名学生归纳总结，老师进行补充和点评）
（五）布置作业：略
附板书设计：
第三单元盐类的水解（一）一、盐类水解的概念：1、定义：2、水解的过程：3、实质：4、规律：5.水解特点：二、盐类水解的离子方程式：1、书写要求及注意事项：①②③④2、练习：①②③④⑤⑥三、本节小结：四、作业：
教学反思：
通过观察、实验、查阅资料等多种手段获取有关盐类水解的信息，并运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的实质和规律，解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解；运用盐类水解规律判断盐溶液酸碱性，学会书写盐水解的离子方程式。
实验探究的过程，培养了学生学习化学的兴趣，体验到透过现象揭示事物本质、规律的成功的喜悦，增强学习的信心和动力。
《盐类的水解》第二课时教学设计
一．教学目标
知识与能力
1.影响盐类水解的因素,与水解平衡移动方向的判断。
2.盐类水解的应用。
过程与方法
通过查阅资料及小组讨论探究影响水解平衡的因素及平衡移动方向。
情感态度与价值观
探究学习的过程,激发了学生学习化学的兴趣;体验了成功的喜悦,增强了学习的信心和动力。
二．学时重点：
影响盐类水解的因素及应用。
三．学时难点
盐类水解平衡的移动方向的判断。
四．教学过程
（一）导入：上节课我们学习了盐类的水解,知道了盐溶液因为水解会显示一定的酸碱性,那么盐溶液的酸碱性强弱会受哪些因素的影响呢 这就是我们这节课的第一个问题:影响盐类水解的因素
（二）、影响盐类水解的因素
实验：用PH试纸测定0.1mol·L-1CH3COONa溶液和Na2CO3溶液的PH值，比较大小后填写下列空白：
在相同条件下，不同盐的水解程度＿＿＿，水解生成的弱酸或弱碱越＿＿，相应离子的水解程度越＿＿，盐溶液的碱性或酸性就越＿＿。
内因：盐的本性
相同条件下，弱酸的酸性越弱，其酸根离子的水解能力越＿＿，相应盐的碱性就越＿＿；弱碱的碱性越弱，其弱碱阳离子的水解能力就越＿＿，相应盐的酸性就越＿。2.外因：
温度：
实验探究：向盛有0.1mol·L-1Na2CO3溶液的试管中加入一滴酚酞溶液，微热试管，观察溶液的颜色变化。
结论：微热试管后，溶液颜色变＿＿，说明升高温度，＿＿＿（填促进或抑制）水解。
原因：水解反应是酸碱中和反应的＿＿反应，所以水解反应是＿＿＿（填吸热或放热）反应。
热纯碱溶液的去污能力强还是冷的去污能力强？
2.浓度：同种盐的溶液浓度越小，水解程度越＿＿。
写出CH3COONa、NH4Cl溶液中发生水解反应的离子方程式。让学生四人一组讨论根据平衡移动原理加入酸或碱对这两种盐水解产生怎样的影响,并完成下面的填空。
3..加酸或碱:加酸会________(填促进或抑制,下同)水解显酸性的盐溶液,________水解显碱性的盐溶液;加碱会________水解显碱性的盐溶液,________水解显酸性的盐溶液。
学生活动：分析以下条件对CH3COONa水解的影响,完成下表:
变化
平衡移动
水解程度
[CH3COO-]
[CH3COOH]
[OH-]
PH
加醋酸钠固体
加水稀释
微微加热
加少量浓盐酸
加少量浓NaOH溶液
（三）当堂检测：
1.实验室配制硫酸铁溶液时,先把硫酸铁晶体溶解在较浓硫酸中,在加水稀释至所需浓度,此操作的目的是(
)
A.防止硫酸铁分解
B.抑制硫酸铁水解
C.提高硫酸铁的溶解度
D.提高溶液的PH值
2.能使CH3COONa溶液的PH值增大且水解程度增大的是(
)
A.加水
B.升温
C.加KOH
D.加CH3COONa固体
（四）小结：
1.影响盐类水解的因素:
(1).内因:(学生总结)
(2).外因:(学生总结)
老师可适当点评补充
2.改变条件盐类水解平衡移动方向的判断
（五）作业布置
略(共22张PPT)
１.中性溶液中：
　　Ｈ＋的浓度　　　　ＯＨ－的浓度
　酸性溶液中：
　　Ｈ＋的浓度　　　　ＯＨ－的浓度
　碱性溶液中：
　　Ｈ＋的浓度　　　　ＯＨ－的浓度
　　三种情况下；水电离出的Ｈ＋和ＯＨ－的浓度关系如何？溶液中Ｈ＋和ＯＨ－的浓度的乘积会怎样变化？
　　２.
酸和碱溶液中，水的电离平衡怎样移动？
　　３．酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否都显中性？
用pH试纸测定下列水溶液的酸碱性
第一组：CH3COONa
Na2CO3
第二组：NH4Cl
Al2(SO4)
3
第三组：NaCl
KNO3
分析
强碱弱酸盐:呈碱性
强酸弱碱盐:呈酸性
强酸强碱盐:呈中性
提出假设所有的→
强碱弱酸盐的水溶液显碱性
强酸弱碱盐的水溶液显酸性
强酸强碱盐的水溶液显中性
　　为什么不同类型的盐溶液会呈现不同的酸碱性呢？
一、强碱弱酸盐水解
1
CH3COONa的电离
+
CH3COOH
生成了CH3COOH
思考OH－与H+
浓度的关系
2
水的电离
3
水溶液中的
微观粒子种类
C
(OH－)＞c
(
H+)
+
+
论证假设
H2O
H+
+
OH_
醋酸钠在溶液中的变化:
CH3COONa
=
CH3COO_
+Na+
+
CH3COOH
CH3COO
+H2O
CH3COOH+OH_
CH3COONa
+
H2O
CH3COOH+NaOH
在溶液中盐电离出来的“弱”离子与水电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。一般盐类的水解存在平衡，注意书写方程式时常用“
”符号。
？思考：试判断下列盐类的水溶液的酸碱性：
NaF
NaCN
Na2S
Na2CO3
MgCl2
FeCl3
Al2(SO4)3
BaCl2
Ba(NO3)2
CH3COONa
+
H2O
CH3COOH
+
NaOH
CH3COO-
+
H2O
CH3COOH
+
OH-
Na2CO3的水解
Na2CO3的水解较CH3COONa的水解复杂，分两步进行：第一步CO32-
先与水电离出来的H+
结合为HCO3-
第二步水解为HCO3-
进一步与水电离产生的H+结合为H2CO3，但由于受到第一步水解的抑制，第二步水解程度很小。
由于
CO32-
结合了水电离产生的H+，使得水的电离平衡发生移动，从而促进了水的电离。由此可见，水解反应就是盐电离的弱离子促进水的电离的过程。这是水解反应的实质。
Na2CO3
+
H2O
NaHCO3
+
NaOH
CO32-
+
H2O
HCO3-
+
OH-
HCO3-
+
H2O
H2CO3
+
OH-
C
(OH－)＞c
(
H+)
C
(OH－)＞c
(
H+)
氯化铵在溶液中的变化:
NH4Cl
=
NH4+
+
Cl-
H2O
OH-
+H+
+
NH3.H2O
NH4+
+H2O
NH3.H2O
+
H+
NH4Cl
+H2O
NH3.H2O
+
HCl
二、强酸弱碱盐水解
1.写出NH4NO3水解的化学方程式或离子方程式：
2.
写出AlCl3水解的化学方程式或离子方程式：
NH4+
+
H2O
NH3·H2O
+
H+
3.
写出FeCl3水解的化学方程式或离子方程式：
Al3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H+
Fe3+
+
3H2O
Fe(OH)3
+
3H+
C
(OH－)(
H+)
C
(OH－)(
H+)
C
(OH－)(
H+)
三、NaCl和KNO3的水溶液为什么呈中性？
因为在它们电离出的离子中，没有能与水电离出的OH-或H+结合成弱电解质的弱离子。
无弱不水解,谁弱谁水解;
都弱都水解,越弱越水解;
谁强显谁性,两弱具体定.
根据以上我们对三类盐与水反应情况的分析，请同学们讨论小结盐类水解的规律是什么？
水解规律
结
论
水解方程式的书写注意事项
1.判断盐类组成中是否有弱酸根阴离子或弱碱阳离子，与H2O分子电离产生的OH－或H+结合。
2.水解反应是可逆反应，一般书写时用
“
”符号。
3.一般盐类水解程度很小，生成的弱酸弱碱浓度很小，通常不生成气体或沉淀，书写时产物后不用“↑”、“↓”。
4.多元弱酸生成的盐水解时，生成多元弱酸的过程分步表示；但是多元弱碱生成的盐水解时一般只一步表示如：Fe3+
+
3H2O
Fe(OH)3
+
3H+
。
5.注意配平方程式时质量和电荷守恒.
盐类
实例
能否
水解
引起水解的离子
对水电离平衡的影响
溶液的酸碱性
强碱弱
酸盐
强酸弱
碱盐
强酸强碱盐
NaAc
能
Ac-
促进水的电离
碱性
NH4Cl
能
NH4+
促进水的电离
酸性
NaCl
不能
无
无
中性
人们抗击“非典”,其中用到一种“84消毒液”，“84”消毒液是由次氯酸钠为主要成分的液体消毒剂，次氯酸钠易和菌体蛋白氨基分子结合，具有强氧化性，破坏菌体蛋白质基础分子结构，次氯酸钠还可以分解产生新的氧，氧化菌体蛋白而杀死该菌。
为什么“次氯酸钠还可以分解产生新的氧”？
盐类水解
1.定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合成弱电解质的反应叫盐类的水解
2.本质:盐中的离子使水的电离平衡
发生了移动。
3.特点:中和反应的逆反应；是吸热反应,是可逆反应。
4.书写离子方程式应注意
5.规律:强酸弱碱盐水解显酸性，强碱弱酸盐
水解显碱性，强酸强碱盐不水解。
这节课在感性认识的基础上，进行理性思考，逻辑推理，科学抽象，形成“盐类的水解”概念，在挖掘概念内涵的基础上，总结归纳出“盐类的水解规律”，并应用规律解决了一些具体问题，盐类水解更深入的应用，下节课再探讨。
1.
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
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
+
5
．相同物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶液的PH分别为7、8、9，则相同物质的量的
HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为
_______________________
HX>HY>HZ
[研究性学习课题]
调查盐类水解知识在生活中的应用。
建议：
去自来水厂调查水的净化过程；去食堂了解用于面粉发酵的发酵粉的主要成分。第二节弱电解质的电离
盐类的水解
知识点1
强弱电解质的比较判断（以弱酸为例）
1、在相同浓度、相同温度下，对强弱电解质做导电对比实验。导电性强，则为强电解质。
2、在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。
3、浓度与的关系。如的醋酸溶液，其，即可证明是弱电解质。
4、测定对应盐的酸碱性。如溶液呈碱性，则证明是弱酸。
5、稀释前后的与稀释倍数的变化关系。例如，将的酸溶液稀释100倍，若，则证明酸为弱酸；若，则证明酸为强酸。
6、利用实验证明存在电离平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加，颜色变浅。
7、利用较强酸制备较弱酸来判断电解质强弱。如将通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：碳酸苯酚
8、利用元素周期表进行判断。如非金属性：，则最高价氧化物对应水化物的酸性：
知识点2
弱电解质的电离平衡
1、电离平衡的建立
在一定条件（温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2、影响电离平衡的因素：温度和参与建立平衡的分子、离子的浓度都影响电离平衡。
（1）浓度：在一定温度下，同一弱电解质，溶液越稀，阴阳离子碰撞机会越少，故离子结合成分子的速率降低，这时电离速率大于离子结合成分子的速率，平衡向电离方向移动。
（2）由于电离过程是吸热的，升温，平衡向电离的方向移动；降温，平衡向离子结合成分子的方向移动。
（3）当增大或减小参与平衡的分子、离子的浓度，平衡向减小这种改变的方向移动。
3、电离平衡常数
（1）定义：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的化学计量数次幂之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用Ka来表示（一般酸的电离常数用Ka表示，碱的电离常数用Kb表示）。
（2）电离常数的意义：电离常数数值的大小，可以初步判断弱电解质电离的趋势，K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强或弱碱碱性越强。
（3）电离常数随温度的变化而变化，而与弱电解质的浓度无关。
、测定对应盐的酸碱性。如溶液呈碱性，则证明是弱酸。
5、稀释前后的与稀释倍数的变化关系。例如，将的酸溶液稀释100倍，若，则证明酸为弱酸；若，则证明酸为强酸。
6、利用实验证明存在电离平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加，颜色变浅。
7、利用较强酸制备较弱酸来判断电解质强弱。如将通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：碳酸苯酚
8、利用元素周期表进行判断。如非金属性：，则最高价氧化物对应水化物的酸性：
知识点2
弱电解质的电离平衡
1、电离平衡的建立
在一定条件（温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2、影响电离平衡的因素：温度和参与建立平衡的分子、离子的浓度都影响电离平衡。
（1）浓度：在一定温度下，同一弱电解质，溶液越稀，阴阳离子碰撞机会越少，故离子结合成分子的速率降低，这时电离速率大于离子结合成分子的速率，平衡向电离方向移动。
（2）由于电离过程是吸热的，升温，平衡向电离的方向移动；降温，平衡向离子结合成分子的方向移动。
（3）当增大或减小参与平衡的分子、离子的浓度，平衡向减小这种改变的方向移动。
3、电离平衡常数
（1）定义：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的化学计量数次幂之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用Ka来表示（一般酸的电离常数用Ka表示，碱的电离常数用Kb表示）。
（2）电离常数的意义：电离常数数值的大小，可以初步判断弱电解质电离的趋势，K值越大，电离程度越大，弱酸酸性越强或弱碱碱性越强。
（3）电离常数随温度的变化而变化，而与弱电解质的浓度无关。
知识点3盐类的水解：
1、盐类水解方程式书写注意点
（1）盐类水解是可逆反应，写方程式要用“”
（2）一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常生成气体或沉淀也不发生水解，书写时产物不用“↑”和“↓”。
（3）多元弱酸生成的盐水解时，生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。
讲解：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。
2、盐类水解的本质：
弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
说明：（1）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+
或
OH-结合生成弱电解质。
（2）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液呈酸性或碱性。
（3）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
知识点4影响水解的因素：
内因：盐类本身的性质
这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”
外因：1、温度
由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
2、浓度
溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡相正反应方向移动，使盐的水解程度增大。（最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解释）
3、溶液的酸碱性
盐类水解后，溶液会呈现不同的酸碱性。因此，控制溶液的酸碱性可以促进或抑制盐的水解。如在配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸来抑制FeCl3水解。
盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。第3章
物质在水溶液中的行为
3.2
弱电解质的电离
盐类的水解（第4课时）
【复习提问】盐类水解有什么规律？
【引入新课】水解反应也是化学反应，水解平衡也就是化学平衡的一种，这节课我们通过实验来看看影响盐类水解平衡的因素有哪些？
【板书】2、水解平衡的移动
【演示实验】
实验编号
实验步骤
实验现象
实验结论
1
将盛有滴有酚酞的0.01mol L—1CH3COONa溶液的试管放到酒精灯上加热，观察溶液的颜色变化
2
向盛有少量SnCl2 2H2O固体的试管中，注入适量水，带溶液中产生白色沉淀后，加入一定量的盐酸，振荡试管，观察现象
【师生】结合平衡移动原理分析原因
【板书】（一）影响水解的因素
1、内因：反应物本身的性质越弱越水解
2、外因：符合勒夏特列原理
（1）温度
由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
（2）浓度
溶液浓度越小，盐的水解程度增大
。
【讨论】讨论在下列情况下CH3COONa溶液和NH4Cl溶液中的水解平衡将如何移动，水解程度有何变化？
（1）增加溶液中溶质的量，使盐的浓度加倍；
（2）将盐的浓度稀释为原来的一半；
（3）微微加热溶液；
（4）向溶液中滴加少量浓盐酸；
（5）向溶液中滴加少量浓NaOH溶液。
【学生】回答。
【板书】（3）溶液的酸碱性
（酸碱能够抑制水解）
【教师】水解在实验、生活生产中有广泛应用，下面我们举几个例子来了解一下水解原理的应用。
【讨论】引导学生讨论课本P87《交流 研讨》。
【讲解】泡沫灭火剂的使用方法和原理。
【板书】3、水解原理的应用
（1）泡沫灭火剂
药品：NaHCO3溶液、Al2(SO4)3溶液
原理：双水解
HCO3—
+
H2O
H2CO3
+
OH—
Al3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H+
OH—
+
H+
===
H2O
总反应：3HCO3—
+
Al3+
===
Al(OH)3↓
+
3CO2↑
【举例】CH3COONH4、Al2S3的双水解。
【结论】像Al2S3这样的物质不能在溶液中制备。
【阅读】指导学生阅读课本P88，回答水解的其他应用。
【板书】（2）明矾的净水
（3）热碱水去油污
（4）SnCl2、FeCl2的制备。
【作业】P89
4
【板书设计】2、水解平衡的移动
2、水解平衡的移动
（一）影响水解的因素
1、内因：反应物本身的性质越弱越水解
2、外因：符合勒夏特列原理
（1）温度
由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
（2）浓度
溶液浓度越小，盐的水解程度增大
。
（3）溶液的酸碱性
（酸碱能够抑制水解）
3、水解原理的应用
（1）泡沫灭火剂
药品：NaHCO3溶液、Al2(SO4)3溶液
原理：双水解
HCO3—
+
H2O
H2CO3
+
OH—
Al3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H+
OH—
+
H+
===
H2O
总反应：3HCO3—
+
Al3+
===
Al(OH)3↓
+
3CO2↑
（2）明矾的净水
（3）热碱水去油污
（4）SnCl2、FeCl2的制备。第3章
物质在水溶液中的行为
3.2
酸碱中和滴定
教学课题
专题
专题3溶液中的离子反应
单元
节题
教学目标
知识与技能
初步掌握中和滴定的原理和方法学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过程中pH的变化规律。
过程与方法
通过实验、联想、比较等培养学生的想象能力和思维能力
情感态度与价值观
通过溶液PH的测定，何会化学在生产生活中的应用。。
教学重点
中和滴定的原理和方法
教学难点
绘制滴定过程中的pH变化曲线
教学方法
讨论法
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
[知识回顾]1、写出下列反应的化学方程式、离子方程式。氢氧化钠溶液中滴入盐酸氢氧化钠溶液中加入硫酸盐酸中滴入碳酸氢钠溶液[指导自学]哪些家作物生长需要酸性、碱性？滴定管如何使用？步骤操作目的（1）装入少量水，扭转活塞（2）从上口加入少量对应盛装液，转动放下（3）装入酸、碱液，超过“0”刻度，用滴定夹固定滴定管。（4）滴定时左手控制开关，小心扭动活塞或挤压玻璃球
[讲解]
H++OH—=H2O阅读P71检查是否漏气洗涤滴定管调节溶液面，排出空气控制速度，使之反应完全
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
一、中和反应：酸+碱
==
正盐+水[提问]什么叫中和反应？反应后有什么特征？（能量、溶液的酸碱性？
[讲解]如：①HCl+NaOH===NaCl+H2O②H2SO4+2NaOH====Na2SO4+2H2OH++OH—==H2O
中性二、中和滴定原理[讲解]由于酸、碱发生中和反应时，反应物间按一定的物质的量之比进行，基于此，可用滴定的方法确定未知酸或碱的浓度。对于反应：
HA
+
BOH====BA+H2O
1mol
1mol
C(HA).V(HA)
C(BOH).V(BOH)即可得
C(HA).V(HA)===
C(BOH).V(BOH)
若取一定量的HA溶液（V足），用标准液BOH[已知准确浓度C（标）]来滴定，至终点时消耗标准液的体积可读出（V读）代入上式即可计算得C（HA）若酸滴定碱，与此同理若酸为多元酸，
HnA
+
nBOH===BnA+nH2O
1mol
nmol
C(HA).V(HA)
C(BOH).V(BOH)则有关系：（提问）中和反应一般无明显现象，怎么办？3、滴定方法的关键（1）准确测定两种反应物的溶液体积（2）确保标准液、待测液浓度的准确（3）滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用
放热、中性理解用酸碱提示剂
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
4、滴定实验所用的仪器和操作要点（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。（2）操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。③计算。（3）滴定管“0”刻度在上。[典型例题]例1：图示为10mL一定物质的量浓度的盐酸x，用一定浓度的NaOH溶液y滴定。根据图示推出x和y的物质的量浓度是（
）ABCDX浓度（mol/L）0.120.040.030.09Y浓度（mol/L）0.040.120.090.03
解析：（1）x
10ml、y
30ml时恰好中。30y-10x
.
A、B合适（2）加入y
20ml时，PH=2
代
PH=2∴选
D。例2．用0.01
mol/L
H2SO4滴定0.01mol/L
NaOH溶液，中和后加水至100ml，若滴定时终点判断有误差：①多加1滴H2SO4；②少加1滴H2SO4；（设1滴为0.05ml）则①和②[H+]的比值是（
）A、10
B、50
C、5×103
D、104解析：①多一滴H2SO4[H+]=②少一滴即OH过量，[OH-]=10-5
mol/L.[H+]=10-9
mol/L与②[H+]比值。故选D。（练习）训练P78T1、2、3、4
[小结]结合量器的使用，同时巩固溶液PH计算。[作业]
板书计划
一、中和反应：酸+碱
==
正盐+水H++OH—==H2O
中性二、中和滴定原理
反馈
滴定管与量筒比较
[课后练习]
1、下列是实验操作中，能达到实验目的是（
）
用100mL量筒量取5.2mL盐酸
用托盘天平称取25.20g氯化钠
用100mL容量瓶配制50mL
0.1mol·L-1盐酸
用25.00mL碱式滴定管量取14.80mL
NaOH溶液
2、有已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，下列操作正确的是（
）
酸式滴定管用蒸馏水洗净后，直接加入已知浓度的盐酸
锥形瓶用蒸馏水洗净后，再用未知浓度的NaOH待测液荡洗2~3次
滴定前没有排除滴定管尖嘴处的气泡
D、读数时视线与滴定管内液体的凹液面最低处保持水平
4、用0.1mol·L-1NaOH溶液滴定0.1mol·L-1盐酸，如达到滴定终点时不慎多加了1滴NaOH（1滴溶液的体积约为0.05mL），继续加水至50mL，所得溶液的PH是（
）
A、4
B、7.2
C、10
D、11.3
5、准确量取25.00mL高锰酸钾溶液，可选用的仪器是（
）
A、50mL量筒
B、10mL量筒
C、50mL酸式滴定管
D、50mL碱式滴定管
6、下列仪器中，没有“0”刻度线的是（
）
A、温度计
B、量筒
C、酸式滴定管
D、托盘天平游码刻度尺
7、用移液管取10ml烧碱溶液注入25ml洁净的碱式滴定管中，则液面读数应（
）
A、在10mL——15mL之间
B、恰好在15mL处
C、小于15mL
D、大于15mL
[直击高考]
1、（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B，B与C刻度间相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体的体积是___________________mL。（2）图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a，则滴定管中液体的体积（填代号）______________。
是amL
是(50-a)mL
一定大于amL
D、一定大于(50-a)mL
2．某同学进行中和滴定实验，并绘制出如图所示的滴定曲线。下列有关该实验的说法正确的是（08南通三检）
A．锥形瓶中盛有NaOH溶液，指示剂为酚酞
B．滴定管使用前先用待测液润洗，再用蒸馏水润洗
C．滴定时，应时刻注视滴定管中液面的变化
D．滴定终点附近，测试和记录pH的间隔要小
教学课题
专题
专题3溶液中的离子反应
单元
第二单元溶液的酸碱性
节题
第3课时酸碱中和滴定
教学目标
知识与技能
1.初步掌握中和滴定的原理和方法2.学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过程中pH的变化规律。
过程与方法
通过实验、联想、比较等培养学生的想象能力和思维能力
情感态度与价值观
通过溶液PH的测定，何会化学在生产生活中的应用。。
教学重点
中和滴定的原理和方法
教学难点
绘制滴定过程中的pH变化曲线
教学方法
讨论法
教学过程
教师主导活动
主体活动
[知识回顾]1、测定NaOH溶液的物质的量浓度。步骤操作记录（1）向
注入0.10mol·L-1盐酸，调节液面至
记录读数
（2）取
瓶，从
放出25ml盐酸注入
，记录读数
（3）向
注入未知浓度氢氧化钠溶液，调节液面至
记录读数
（4）向
滴入2滴
，轻轻挤压玻璃球，眼睛观察
边滴边振荡，至溶液出现
且
，记录读数
（5）重复上述实验2—3次，取其平均值。计算V酸平均计算V碱平均=2、酸碱提示剂的作用是
依据颜色变化，提示中和是否完全。
边做实验边完成表
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
二、中和滴定1、原理由于酸、碱发生中和反应时，反应物间按一定的物质的量之比进行，基于此，可用滴定的方法确定未知酸或碱的浓度。对于反应：
HA
+
BOH====BA+H2O
1mol
1mol
C(HA).V(HA)
C(BOH).V(BOH)即可得
C(HA).V(HA)===
C(BOH).V(BOH)
3、滴定实验所用的仪器和操作要点
（1）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。（2）操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。③计算。（3）滴定管“0”刻度在上。4、指示剂的选择：1、滴定曲线请看两个实例实例1：用0.10mol/L
NaOH溶液滴定0.10mol/L
HCl溶液20.00mL
加入的VNaOH(mL)余VHCl(mL)过量VNaOH(mL)PH0.0020.001.018.002.002.319.800.203.319.980.024.320.000.007.0
突跃范围20.020.029.720.200.2010.722.002.0011.740.0020.0012.5实例2：用0.01mol/L
NaOH滴定20mL
0.10mol/L
CH3COOH溶液
加入的VNaOH(mL)余VHCl(mL)过量VNaOH(mL)PH0.0020.002.918.002.005.719.800.206.719.980.027.720.000.008.7
突跃范围20.020.029.720.200.2010.722.002.0011.740.0020.0012.6由上表数据可看出：在滴定接近终点时，少加或多加0.02mL
NaOH溶液，即一滴之差造成的误差在允许范围内，但pH值出现突变，因此选择指示剂时，应选择变色范围与滴定时pH值突跃范围相吻合的指示剂。现将几种典型的滴定曲线画出如下图。（由滴定曲线可知）①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞）③石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。（2）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）
指示剂操
作酚酞甲基橙强碱滴定强酸无色变为浅红色橙色变为黄色强酸滴定强碱浅红色变为无色黄色变为橙色5、误差分析以一元酸和一元碱的中的滴定为例因C标、V定分别代表标准液浓度、所取待测液体积，均为定值，代入上式计算。但是实际中C标、V定都可能引起误差，一般可把各因素引起的误差转嫁到V读上，若V读偏大，则测定结果偏大；若V读偏小，则测定结果偏小，故通过分析V读的变化情况，可分析滴定的误差。引起误差可能因素有以下几种：（1）视（读数）
10（刻度直视）注意：①滴定管中液体读数时精确到0.01mL②一般需滴定2-3次，取其平均值（2）洗（仪器洗涤）正确洗法：二管二洗——滴定管和移液管先用蒸馏水清洗多次，再用待装液润洗几次。一瓶一洗——锥形瓶只能用蒸馏水洗。注意：一般滴定管装标准液，锥形瓶里装待测液。错误洗法导致结果：①滴定管仅用水洗，使标准液变稀，故消耗标准液体积一定变大，V读变大，结果偏大。②移液管仅用水洗，则待测液变稀，所取待测液溶质物质的量变少，V读变小，结果偏小。③锥形瓶用待测液洗过，则瓶内待测液的溶质量偏多，V读偏大，结果偏大。④第一次滴定完后，锥形瓶内液体倒去后，尚未清洗，接着第二次滴定，滴定结果如何，取决于上次滴定情况如何。（3）漏（液体溅漏）①滴定过程中锥形瓶内液体溅出，则结果偏小。②终点已到，滴定管下端尖中级有液滴，则V读偏大，测定结果偏大。（4）泡（滴定管尖嘴气泡）正确操作应在滴定前把尖嘴管中的气泡赶尽，最后也不能出现气泡。如滴定开始有气泡，后气泡消失，则结果偏大。若先无气泡，后有气泡，则结果偏小。（5）色（指示剂变色控制与选择）滴定时，眼睛应紧盯着锥形瓶内溶液的颜色变化。指示剂变色后应半分钟内不复原。如变色后立即复原，则结果偏小。另外，同一种滴定，选择的指示剂不同，测定结果不同。（6）杂（标准物含杂）用于配制标准液的固体应该是纯净物。但其中有可能混有杂质，称量时又按需标准物固体质量来称取的，帮一般均会产生误差，在此杂质又分两种情况：①杂质与待测液不反应如NaOH中含NaCl，所配的NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大。②若杂质与待测液反应，则应作具体分析。关键：比较与等物质的量的待测物反应消耗的杂质质量和标准物的质量。若消耗杂质的质量较大，则相当于削弱了原标准液的作用能力，故与一定量待测物反应时，消耗的标准体积变大，测定结果偏大。或者可用等质量的杂质、标准物分别与待测物反应，根据消耗的待测物质量的多少来判断。如杂质作用待测物质量越多，说明作用能力被增强，故测定结果偏小。[典型例题]1、草酸晶体的组成可用H2C2O4·xH2O表示，为了测定x值，进行如下实验：
称取Wg草酸晶体，配成100.00mL水溶液（1）称25.00mL所配制的草酸溶液置于锥形瓶内，加入适量稀H2SO4后，用浓度为amol·L-1的KMnO4溶液滴定到KMnO4不再褪色为止，所发生的反应2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+10CO2↑+2MnSO4+8H2O试回答：（1）实验中不需要的仪器有（填序号）___________，还缺少的仪器有（填名称）____________________________________________。a.托盘天平（带砝码，镊子）b.滴定管
c.100mL量筒
d.100mL容量瓶
e.烧杯
f.漏斗
g.锥形瓶
h.玻璃棒球
i.药匙
j.烧瓶（2）实验中，标准液KMnO4溶液应装在_____________________式滴定管中，因为__________________________________________________。（3）若在接近滴定终点时，用少量蒸馏水将锥形瓶内壁冲洗一下，再继续滴定至终点，则所测得的x值会_________________（偏大、偏小、无影响）（4）在滴定过程中若用amol·L-1的KMnO4溶液VmL，则所配制的草酸溶液的物质的量浓度为________________________mol·L-1，由此可计算x的值是____________。
(5)本实验中操作滴定管的以下图示，正确的是______________（填编号）。(6)滴定是在一定温度下进行的，操作过程中发现前一阶段溶液褪色较慢，中间阶段褪色明显变快，最后阶段褪色又变慢。试根据影响化学反应速率的条件分析，溶液褪色明显变快的原因可能是
_________
。解析：该题涉及到气化还原滴定，虽然基于反应原理与中和滴定不同，但实验原理及操作和所用仪器等类似。由于该反应有明显的颜色变化，故可不可用指示剂。（1）c
,
f
,
j还缺少铁架台（带滴定管夹），胶头滴管（定容时用）（2）用酸式滴定管，因KMnO4溶液有强氧化性，能腐蚀橡皮管。（3）无影响。因当初所取的待测液的物质的量一定。（4）
2KMnO4
~
5H2C2O4
2mol
5mol
aV×10-3mol
0.025×Cmol
H2C2O4·xH2O
~
H2C2O4
~
xH2O
1mol
18xg
（5）
A
（2分）（6）生成的Mn2+为催化剂，使反应速率变大（2分）(小结)本题高起点，低落点。氧化还原反应滴定未学过，但从中和滴定引入，操作上有相似之处，利用思维有比较和发散，归纳回答。本题综合性大。[课堂练习]1、用盐酸滴定NaOH溶液的实验中，以甲基橙为指示剂，滴定到终点时，溶液颜色的变化是（
B
）由黄色变为红色由黄色变为橙色由橙色变为红色由红色变为橙色2、对于锥形瓶在中和滴定中的作用和使用方法的有关说法正确的是（
A
）可有来盛装被滴定的溶液可蒸馏水洗净后还应用被滴定的溶液润洗滴定中不能向锥形瓶中加入蒸馏水滴定时应用左手顺时针方向旋摇3、有①、②、③三瓶体积相等，浓度都是1mol·L-1的HCl溶液，将①加热蒸发体积至体积减少一半，在②中加入少量CH3COONa固体，加入后溶液仍呈强酸性，③不作改变。然后以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，可观察到所消耗的NaOH溶液体积是（
C
）A、①=③>②
B、③>②>①
C、③=②>①
D、①=②=③4、有甲、乙、丙三种等体积等物质的量浓度的NaOH溶液。若将甲蒸发一半水，在乙中通入少量CO2，丙不变，然后用等浓度的H2SO4溶液滴定，用甲基橙作指示剂。完全反应后，所需溶液体积是（
D
）A、甲=丙>乙
B、丙>乙>甲
C、乙>丙>甲
D、甲=乙=丙5、两位学生用一瓶标准盐酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲将锥形瓶用NaOH待测液润洗后，使用水洗过的移液管取碱液于刚用蒸馏水洗过尚存较多水的锥形瓶中，其它操作及读数方法全部正确。则对滴定结果的判断正确的是（
AD
）A、甲操作有错误
B、乙操作有错误C、甲测定数值一定比乙小
D、乙实际测得的数值准确6、用NaOH溶液滴定盐酸时，由于滴定速率太快，当混合溶液变红时，不知NaOH是否过量，判断它是否过量的方法是（
B
）加入5mL盐酸进行滴定返滴一滴待测盐酸重新进行滴定以上方法均不适用7、用中和滴定的方法测定NaOH和Na2CO3的混含液中的NaOH含量时，可先在混合液中加过量BaCl2溶液，使Na2CO3完全变成BaCO3沉淀，然后用标准盐酸滴定（用酚酞作指示剂）。（1）向混有BaCO3沉淀的NaOH和NaOH溶液中滴入盐酸，___________（填“会”或“不会”）使BaCO3溶解而影响测定NaOH的含量，理由是________________。（2）确定终点时溶液的颜色由___________变为_____________。（3）滴定时，若滴定这中滴定液一直下降到活塞处才到达滴定终点，_________（填“能”或“不能”）由此得出准确的测定结果。（4）___________（填“能”或“不能”）改用甲基橙作指示剂。若使用甲基橙作指示剂，则测定结果_____________（填“偏高”、“偏低”或“正确”）。答案：（1）不会，当酚酞变色时的PH值条件下，HCl是与NaOh发生反应，不会与BaCO3作用。
（2）浅红色
无色
（3）不能。因滴定管下方刻度线距活塞处有一定空间，不能测出其所用的滴定液体积
（4）不能
偏高8、某学生有0.1000mol/L
KOH溶液滴定未知尝试的盐酸溶液，其操作可分解为如下几步：（A）移取20.00mL待测的盐酸溶液注入洁净的锥形瓶，并加入2-3滴酚酞（B）用标准溶液润洗滴定管2-3次（C）把盛有标准溶液的碱式滴定管固定好，调节液面使滴定管尖嘴充满溶液（D）取标准KOH溶液注入碱式滴定管至0刻度以上2-3cm（E）调节液面至0或0刻度以下，记下读数（F）把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准KOH溶液滴定至终点，并记下滴定管液面的刻度完成以下填空：（1）正确操作的顺序是（用序号字母填写）______________________.（2）上述（B）操作的目的是___________________________________。（3）上述（A）操作之前，如先用待测液润洗锥形瓶，则对测定结果的影响是（填偏大、偏小、不变，下同）_________________________。（4）实验中用左手控制____________（填仪器及部位），眼睛注视____________________，直至滴定终点。判断到达终点的现象是________________________________________。（5）若称取一定量的KOH固体（含少量NaOH）配制标准溶液并有来滴定上述盐酸，则对测定结果的影响是________________________________。（6）滴定结束后如仰视观察滴定管中液面刻度，则对滴定结果的影响是______________。答案：（1）BDCEAF
（2）防止将标准液稀释（3）偏大
（4）滴定管活塞；锥形瓶中溶液的颜色变化；锥形瓶中溶液的颜色由无色变浅红且保持30秒内不褪色。（5）偏小
（6）偏大9、称取NaOH、Na2CO3的混合物Wg，溶于水中，加入酚酞作指示剂，以Mmol/L的盐酸滴定，耗用V1L时变为粉红色，此时发生的化学反应方程式是_____________________________________________________________；若最初以甲基橙作指示剂，当耗用V2L盐酸时变橙色，此时发生的化学反应方程___________________________________________由此计算混合物中NaOH和Na2CO3的质量分数分别为多少？答案：NaOH+HCl====NaCl+H2O
Na2CO3+HCl====NaHCO3+NaCl
NaOH+HCl====NaCl+H2O
Na2CO3+2HCl====2NaCl+CO2↑+H2O;
[直击高考](8分06江苏)氯化亚铜（CuCl）是重要的化工原料。国家标准规定合格的CuCl产品的主要质量指标为CuCl的质量分数大于96.50%。工业上常通过下列反应制备CuCl2CuSO4＋Na2SO3＋2NaCl＋Na2CO3===2CuCl↓＋3Na2SO4＋CO2↑⑵准确称取所配置的0.2500g
CuCl样品置于一定量的0.5mol·L－1
FeCl3溶液中，待样品完全溶解后，加水20mL，用0.1000mol·L－1的Ce(SO4)2溶液滴定到终点,消耗24.60mLCe(SO4)2溶液。有关反化学反应为Fe3+＋CuCl===Fe2+＋Cu2+＋Cl-Ce4+＋Fe2+===Fe3+＋Ce3+通过计算说明上述样品中CuCl的质量分数是否符合标准。2．(10分07江苏高考)实验室常利用甲醛法测定(NH4)2SO4样品中氮的质量分数，其反应原理为：
4NH4＋+6HCHO=3H＋+6H2O+(CH2)6N4H＋
[滴定时，1
mol(CH2)6N4H+与
l
mol
H+相当]，然后用NaOH标准溶液滴定反应生成的酸，某兴趣小组用甲醛法进行了如下实验：步骤I
称取样品1.500g。步骤II
将样品溶解后，完全转移到250
mL容量瓶中，定容，充分摇匀。步骤Ⅲ
移取25.00mL样品溶液于250mL锥形瓶中，加入10mL20％的中性甲醛溶液，摇匀、静置5
min后,加入1~2滴酚酞试液，用NaOH标准溶液滴定至终点。按上述操作方法再重复2次。
(1)根据步骤Ⅲ填空：①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入NaOH标准溶液进行滴定，则测得样品中氮的质量分数
(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积
(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)③滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察
A.滴定管内液面的变化
B.锥形瓶内溶液颜色的变化④滴定达到终点时，酚酞指示剂由
色变成
色。
(2)滴定结果如下表所示：若NaOH标准溶液的浓度为0.1010mol·L－1则该样品中氮的质量分数为
答案：（1）①偏高
②无影响
③B
④
无
粉红（浅红）（2）18．85%3．(08盐城二检6分)实验桌上有六瓶试剂，只知其可能为醋酸、盐酸、硫酸、氢氧化钾、氢氧化钙以及氨水。该同学取出其中两瓶，进行简易分析实验以辨识二者成分。实验记录以下：实验I
从第一瓶溶液中取出25.00
mL，以标准NaOH溶液滴定，滴定结果列于表1中。体积(NaOH)/mLpH5.02.210.02.420.03.024.03.824.84.525.07.025.29.526.010.030.010.7实验Ⅱ
从第一瓶溶液中取25.00
mL后，加入10.00
mL、0.01000
mol／L
的硫酸，再以同一标准NaOH溶液滴定，滴定结果绘于图2中。实验Ⅲ
从第一瓶与第二瓶溶液中分别取出25.00
mL与10.00
mL，相互混合之后，再以标NaOH溶液滴定。滴定结果也绘于图2中。实验IV
完成实验III后，再加入数滴BaCl2，溶液并无沉淀出现，但若改加草酸钠，则溶液出现白色沉淀。
(1)进行实验I时，若用酚酞作指示剂，判断达滴定终点对的依据是：________________。
(2)计算标准NaOH溶液的浓度______________mol／L。
(3)第二瓶溶液成分及其物质的量浓度_______________________、_______________mol／L。【答案】4、（08连云港一检）现用物质的量的浓度为a
mol
/
L的标准盐酸去测定V
mL
NaOH溶液的物质的量浓度，请填写下列空白：①酸式滴定管用蒸馏水洗净后，还应该进行的操作是　　　　　　　　　；②下图是酸式滴定管中液面在滴定前后的读数：c(NaOH)＝　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　；③若在滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后滴定管尖嘴部分气泡消失，则测定的NaOH物质的量浓度会偏　　　　。【答案】①　　用标准盐酸润洗滴定管2－3次
　，②　　　　　a(V2－V1)／V
mol
/
L　　
　③　　　大5、（08杨州一检）扬州有个韩国菜馆，电视剧《大长今》让我们了解了韩国的的饮食文化，而泡菜是韩国料理的代表。制成的泡菜中含有亚硝酸盐。一般情况下，当人体一次性摄取300mg~500mg亚硝酸钠时，就会引起中毒。某研究性学习小组用碘量法测定泡菜中亚硝酸盐的含量。反应如下：2NaNO2
+
2H2SO4
+
2KI
=
2NO
+
I2
+
K2SO4
+
Na2SO4
+
2H2O2Na2S2O3
+
I2
=
Na2S4O6
+
2NaI取1kg泡菜榨汁，将榨出的液体收集后，加入提取剂和氢氧化钠，使得到的泡菜汁中的亚硝酸盐都成为亚硝酸钠。在过滤后的滤液中加入氢氧化铝乳液，以除去色素。再次过滤后得到滤液，将该滤液稀释至1L，取25.00mL菜汁与过量的稀硫酸和碘化钾溶液的混合液反应，再选用合适的指示剂，用较稀的硫代硫酸钠溶液进行滴定。共消耗0.050mol/L
Na2S2O3溶液20.00mL。请回答下列问题：（1）该实验中可选用的指示剂是__________________。（2）通过计算判断某人一次食入0.125kg这种泡菜，是否会引起中毒？（需要计算过程加以说明）（3）有经验的厨师在泡菜时往往加入适量的橙汁，以减轻亚硝酸盐的危害。主要是因为橙汁中含有丰富的维生素C。说明维生素C具有___________性。【答案】.（1）淀粉（2）345mg>300mg，会引起中毒（3）还原
7
pH
14
10
20
30
40
V(NaOH)/mL
误读及结果：
若起始平视，终仰视，则V读偏大C测偏大
若起始平视，终俯视，则V读偏小C测偏小
若先仰后俯，则V读偏小，C测偏小
若先俯后仰，则V读偏小，C测偏大
上
0
俯视：看小
平视：正确
仰视：看大
刻度由小到大
下
表
1
滴定后
滴定前第2节
弱电解质的电离
盐类的水解
知识与技能：使学生知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响；使学生知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要应用。
过程与方法：通过“活动·探究”和“交流·研讨”的活动，引导学生体会综合、分析、归纳等方法在解决水溶液问题中的应用。
情感态度与价值观：通过介绍与电离平衡和水解平衡相关的应用知识，帮助学生认识水溶液在化学中的重要作用，体会化学知识在人类生产、生活中的应用。
教学重点：温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。
教学难点：温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。
课时安排：共四课时
教学内容：
第一课时
【引入新课】1、等体积、等浓度的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？PH值相同吗？为什么？是什么原因造成的？
2、PH值相同的盐酸和醋酸与等量镁条的反应时反应速率相同吗？为什么？是什么原因造成的？
【学生】回答。
【教师总结】我们知道如电解质的电离是一个可逆过程，存在着电离平衡。电离平衡是一种特殊的化学平衡。它符合化学平衡的一切特征。
【分析】以CH3COOH的电离为例分析电离平衡的建立过程
CH3COOH
CH3COO—
+
H+。
【提问】上述v-t图体现了CH3COOH在水中的电离有什么特点？
【讲解】电离平衡时：v（离子化）=v（分子化）>
0；溶液中的分子浓度和离子浓度保持不变。
【讲解】在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
【板书】第2节
弱电解质的电离
盐类的水解
一、弱电解质的电离平衡
1、电离（平衡）常数：弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。
2、符号：K（弱酸
Ka，弱碱
Kb）
对于AmBn
mAn+
+
nBm—
K
=
【练习】写出CH3COOH和NH3 H2O的电离平衡常数的表达式。
【答案】Ka
=
NH3 H2O
NH4+
+
OH—
Kb
=
【板书】3、影响因素：温度T
，
K
4、K的意义：K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强
K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱
【讲解】比如说
：Ka的意义：Ka
，达电离平衡时电离出的[H+]
，酸性
；
Kb的意义：Kb
，达电离平衡时电离出的[OH—]
，碱性
。
【练习】已知：H3PO4H+
+
H2PO4—
Ka1
=
7.1X10—3
mol L—1
H2PO4—
H+
+HPO42—
Ka2
=
6.2X10—8
mol L—1
HPO42—
H+
+PO43—
Ka3
=
4.5X10—13
mol L—1
写出Ka1
、Ka2、Ka3
的表达式，并写出Ka1
Ka2 Ka3的表达式
【说明】课本P80
Ka（HCN）=
6.2X10—10
mol L—1
Ka（CH3COOH）=
1.7X10—5
mol L—1
Ka（HF）=
6.8X10—4
mol L—1
酸性：HF
＞
CH3COOH
＞
HCN
【过渡】电离平衡常数表示电离的程度有时不够直观，为了更好的比较电解质的电离程度，人们又定义了“电离度”这个概念，相当于化学平衡中反应物的转化率
【板书】5、电离度（α）：已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。
α=
已电离的溶质的分子数/原有溶质分子总数x100%
=
x100%
=
x100%
【例题】P82
《追根寻源》加求醋酸的电离度。
【练习】在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？
NH3·H2O
NH4
+
+
OH
-
加入物质
盐酸
NaOH溶液
NH4Cl溶液
加大量水
平衡移动方向
右
左
左
右
【提问】影响平衡移动的因素有哪些？
（结合P81的《交流 研讨》）
【小结并板书】6、影响电离平衡的因素
（1）内因：电解质本身的性质
（2）外因：
①温度：电离吸热，故升温促进电离，K增大
②浓度：稀释促进电离（碰撞效应），K不变
③外加物质：加入电解质的离子，抑制电离，反之，促进电离，K不变
④化学反应：向减弱这种改变的方向移动，K不变
【作业】P89
1
【板书设计】第2节
弱电解质的电离
盐类的水解
一、弱电解质的电离平衡
1、电离（平衡）常数：弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比
2、符号：弱酸
Ka，弱碱
Kb
对于AmBn
mAn+
+
nBm—
K
=
3、影响因素：温度T
，
K
4、K的意义：
K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强
K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱
5、电离度（α）：已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率。
α=
已电离的溶质的分子数/原有溶质分子总数x100%
=
x100%
=
x100%
6、影响电离平衡的因素
（1）内因：电解质本身的性质
（2）外因：
①温度：电离吸热，故升温促进电离，K增大
②浓度：稀释促进电离（碰撞效应），K不变
③外加物质：加入电解质的离子，抑制电离，反之，促进电离，K不变
④化学反应：向减弱这种改变的方向移动，K不变
t
电离
分子化
平衡(共51张PPT)
学业分层测评
知识点
1
知识点
2
知识点
3
浓度的乘积
未电离的分子的浓度
电离能力
相对强弱
温度
一定
小
大
已电离的溶质分子数占
原有溶质分子数的百分率
本身的性质
正向
正向
逆向
正向
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知识点
知识点(②
H
13
12
MOH
l
ROH
8
lg
知识点(岛
H
2
B
1000mL第五课时
电解质溶液中离子浓度大小比较
【学习目标】
1．会比较溶液中离子浓度大小的关系。
2．了解溶液中存在的几个守恒关系。
【重点难点】溶液中离子浓度大小的关系、溶液中存在的三个守恒
【复习回顾】
1．电解质的电离规律
【练习】书写下列物质在水中的电离方程式：
碳酸：
碳酸氢钠：
醋酸铵：
【总结】强电解质在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子；弱电解质在水溶液中是部分发生电离的，溶液中存在较大量的弱电解质分子，只有少量发生电离；多元弱酸还要考虑分步电离，且以第一步电离为主。
2．水的电离规律
　　水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H+和OH-，在25℃（常温）时，纯水中＝＝1×10-7mol/L。
　　在一定温度下，与的乘积是一个常数，用Kw表示：
Kw＝·，在25℃时，Kw＝___________________________。
　　在纯水中加入酸或碱，______水的电离，使水的电离程度______，水电离出的水和水常温下均______10-7mol/L。在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，________水的电离，使水的电离程度________，水电离出的水或水常温下均______10-7mol/L。
在任何情况下，水电离出的水和水一定相等。
3．盐类水解规律：
强酸弱碱盐水解后溶液呈_______；强碱弱酸盐水解后溶液呈_________。多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32－+H2OHCO3－+OH－、HCO3－+H2OH2CO3+OH－。水解的离子占总离子的极少数，且第一步水解大于第二步水解，正盐水解大于酸式盐，如同浓度Na2CO3碱性大于NaHCO3。
4．水解与电离的关系规律
水解与电离共存时相互抑制，对二者的相对大小要分析清楚。如NaHCO3水解_______电离,溶液显碱性,
；
如NaH2PO4、NaHSO3电离_______水解,溶液显酸性,
如NaHSO3溶液中
,而NaHSO4则只电离不水解
【学习过程】
四、溶液中离子浓度的比较方法
1、多元弱酸溶液(考虑电离)
【合作探究】H3PO4溶液中存在的微粒(除H2O)：
。
这些微粒浓度的大小顺序：
。
2、正盐溶液(考虑水解)
【合作探究】(1)CH3COONa溶液存在的粒子：
。
这些粒子浓度的大小顺序：
。
(2)NH4Cl溶液存在的离子：
。
这些离子浓度的大小顺序：
。
(3)Na2CO3溶液存在的粒子：
。
这些粒子浓度的大小顺序：
。
3、酸式盐溶液(考虑电离和水解)
【合作探究】NaHCO3溶液存在的粒子：
。
这些粒子浓度的大小顺序：
。
4、不同溶液中同一离子浓度比较(考虑其它离子的存在对电离或水解的影响)
【合作探究】等物质的量浓度的NH4HSO4、NH4Cl、CH3COONH4、(NH4)2SO4溶液中
c(NH4+)的大小顺序
。
5、混合溶液(水解和电离综合考虑)
【合作探究】
(1)0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH等体积混合后溶液显酸性，请排出溶液中离子浓度的大小顺序
(2)0.1mol/LNH4Cl和0.1mol/L氨水等体积混合后溶液显碱性，请排出溶液中离子浓度的大小顺序(共45张PPT)
学业分层测评
知识点
1
知识点
2
促进
增强
抑制Sn2＋或Fe3＋等的水解
SnCl2＋H2O===Sn(OH)Cl↓＋HCl
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知识点(②
8.7
4.7
b
10
20
v(HA)mL第三课时
盐类水解的应用
【学习目标】
利用盐类水解的原理解释盐类水解在生产、生活中的应用。
重点难点：盐类水解的应用
【学习过程】
三、盐类水解的应用
应用1：判断盐溶液的酸碱性或pH；
例题1．这可用于物质鉴别：例如用简单的方法区别NaCl、NH4Cl、Na2CO3三种溶液。可以根据盐类水解后溶液的酸碱性的不同，即通过测定等浓度三种溶液的PH或用紫色石蕊进行检测。原因是
。
应用2：判断盐对应酸或碱的相对强弱；
例题2．已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和
NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的酸性强弱为
。
应用3：配制和贮存易水解的盐溶液；
例题3．（1）配制或贮存FeCl3、SnCl2溶液时，常将氯化铁先溶于
，然后加水稀释；配制AgNO3溶液时应加入少量
；配制硫酸铜溶液时，常将硫酸铜先溶于
，然后加水稀释。（2）碳酸钠溶液
（填“能”或“不能”）储存在玻璃瓶塞的试剂瓶中。
应用4：实验室制备氢氧化铁胶体：___________________________________________
应用5：金属与盐溶液反应产生H2；
例题4．Mg条在常温下与水无明显反应，但是放入氯化铵溶液中有气体产生。有关离子方程式为
应用6：盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；
例题5．（1）FeCl3、Fe（NO3）3、AlCl3、MgCl2、CuCl2等溶液蒸干分别析出
继续灼烧分别得到
。
FeCl3溶液蒸干并灼烧的反应方程式：
；
（2）CuSO4、Na2CO3等溶液蒸干分别析出
，继续灼烧分别得到
。
（3）NaHCO3、KHCO3等溶液蒸干析出
。
（4）Na2SO3溶液蒸干得到
。
反应方程式：
应用7：用盐作净水剂；
例题6．明矾净水是因为明矾在水中发生如下水解：
,生成的Al(OH)3胶体有较强的吸附性，可以吸附杂质。（氯化铁溶液的净水的原理同上）。
应用8：化肥的施用；
例题7．为什么长期施用铵态氮肥如(NH4)2SO4会影响植物生长？
原因：
。
例题8．草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？____________________________________
应用9：泡沫灭火器原理；
教材P87页【交流·研讨】Al3+与
水解强烈相互促进，趋于完全生成的沉淀为_____，生成的气体为____。发生的化学方程式为_________________________________________
应用10：判断溶液中离子能否大量共存；
当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发生相互促进且进行到底的水解反应，则不能在溶液中大量共存。如：Al3+与HCO3-、CO32-、-、S2-等，Fe3+与HCO3-、CO32-不能在溶液中大量共存。
Al3+与CO3-：
Al3+与-：
Al3+与S2-反：
Fe3+与HCO3-______________________________
Fe3+与CO3-：___________________________________
应用11：热的纯碱溶液去污能力较强，原因：_____________________________________
应用12：利用盐的水解可以除杂
例题9．除去MgCl2溶液中混有的少量FeCl3，可以加入__________；促进FeCl3水解，使FeCl3转化为_________而除去。
应用13：比较盐溶液中各离子浓度的相对大小；
例题10．在Na2CO3溶液中，各离子浓度大小的顺序为：
。
【达标检测】
1．将FeCl2溶液在空气中加热灼烧，最后得到的固体产物为（
）
A.无水氯化亚铁
B.氢氧化亚铁
C.氧化亚铁
D.红色的氧化铁
2．相同条件，相同物质的量浓度的下列溶液：Na2CO3、NaClO、Na2SO4、NaHCO3、NaOH
、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的顺序为：
。
3．为了同时对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：①K2CO3②KCl③Ca(H2PO4)
2④(NH4)
2SO4⑤氨水，最适合的组合是
A．①③④
B．②③⑤
C．①③⑤
D．②③④
4．常温的某无色溶液中，在滴加甲基橙后呈红色，则下列各组离子肯定能大量共存的是（
）
A．K+、NO3-、
MnO4-、Na+
B．Cl-、CH3COO-、Ba2+、K+
C．HCO3-、
NO3-、
Al3+、
Ba2+
D．K+、NH4+
、Mg2+、SO42-
5．已知：PH≥9.6时，Fe2+完全水解生成Fe(OH)2；PH
≥6.4时,Cu2+完全水解生成Cu(OH)2;PH≥3.7时，Fe3+完全水解生成Fe(OH)3。下列除杂（括号内的物质为杂质）的方法不正确的是（
）
A．NH4Cl
(FeCl3)，加入适量的氨水
B．CuCl2(FeCl3)，加入NaOH溶液
C．MgCl2(FeCl2)，先加入Cl2水溶液再加入MgO或MgCO3
D．NaCl(Na2CO3)，加适量盐酸
6．（2015 衡阳校级模拟）下列物质的水溶液在空气中小心加热蒸干至质量不再减少为止，能得到较纯净的原溶质的是（　　）①CuSO4；②FeSO4；③K2CO3；④Ca（HCO3）2；⑤NH4HCO3；⑥KMnO4；⑦FeCl3．A．仅①③
B．仅③
C．①③⑥
D．全部都可以
7．（2015春 孝感期末）下列有关问题，与盐的水解有关的是（　　）
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂②用NaHCO3与Al2（SO4）3两种溶液可作泡沫灭火剂③草木灰与铵态氮肥不能混合施用④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞⑤为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸．
A．①②③
B．②③④
C．①④⑤
D．①②③④⑤第3章
物质在水溶液中的行为
3.2
盐类水解的原理
【复习提问】1、什么是盐？
2、什么是电离平衡？
3、水溶液的酸碱性由什么决定？
【引入新课】酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么盐溶液是否呈中性呢？测定下列盐溶液的PH，实验探究一下。
【演示实验】分别用玻璃棒蘸取少量下列溶液，滴到pH试纸上，观察颜色变化，并与标准比色卡比较，得出溶液的酸碱性。
CH3COONa溶液、Na2CO3溶液、NaCl溶液、NH4Cl溶液、CuSO4(或Al2(SO4)3)
溶液、KNO3溶液。
【教师】为什么盐溶液有的呈酸性，有的呈碱性，有的呈中性呢？要解决这个问题，大家先完成P83的表格。
【完成表格】P83
盐溶液
CH3COONa
Na2CO3
NaCl
NH4Cl
Al2(SO4)3
KNO3
溶液的PH
溶液中存在的微粒
哪些离子可能发生相互作用
溶液显示酸性或碱性的原因
【结论】盐溶液不一定都显中性，有的呈酸性，有的呈碱性。
【提问】同样为盐溶液，却表现出不同的酸碱性，说明在这六种溶液里H+和OH—的浓度分别呈何种关系呢？
【学生】回答。
【提问】CH3COONa、Na2CO3
、NH4Cl、Al2(SO4)3在水溶液中既不能电离出OH-也不能电离出H+，而在任何物质的水溶液中由水电离出的H+和OH—的浓度总相等，
那么是谁打破了这一等量关系呢？
【探究】CH3COONa溶液显碱性的原因
【探究步骤】1、CH3COONa溶液中存在哪些电离？
2、CH3COONa溶液中存在哪些离子？
3、CH3COONa溶液中哪些离子能共存？哪些离子不能共存？写出离子方程式。
4、CH3COONa在水溶液中反应的本质和结果是什么？
【学生】回答。
【板书】CH3COO-
+
H2O
CH3COOH
+
OH-
【迁移 运用】NH4Cl溶液为什么显酸性？Al2(SO4)3溶液为什么显酸性？
【板书】NH4+
+
H2O
NH3 H2O
+
OH—
【说明】水解反应的特点——将水解离开来，再与弱离子结合。
【练习】写出下列物质的水解反应。
（1）FeCl3
（2）
NaF
（3）CuSO4
（4）K2CO3
（5）Al2(SO4)3
【板书】二、盐类的水解
1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2、实质：盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
3、结果：破坏了H+或OH—浓度的等量关系使溶液呈酸性或碱性。
【交流
讨论】什么样的盐才能水解呢
【提问】CH3COONa是哪种酸和碱反应得到的盐？
【回答】是由醋酸（弱酸）和氢氧化钠（强碱）中和生成的盐。
【提问】什么样的离子可以发生水解？如Na+、K+、Fe2+、Fe3+、NH4+、SO42—
、Cl—
、CH3COO—、
CO32—,哪些可以发生水解？
【学生】回答
【总结】
强酸
强碱
酸
碱
弱酸
弱碱
1、强酸强碱盐NaCl、K2SO4
2、强酸弱碱盐FeCl3、(NH4)2SO4
3、弱酸强碱盐CH3COONa、K2CO3
4、弱酸弱碱盐CH3COONH4、(NH4)2CO3
【板书】4、盐类水解的条件：
（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子
【小结】小结本节课的内容。
【作业】P89
2
【板书设计】二、盐类的水解
1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2、实质：盐电离出的离子与水电离出的离子反应生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
3、结果：破坏了H+或OH—浓度的等量关系使溶液呈酸性或碱性。
4、盐类水解的条件：
（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子
第三课时
【复习提问】水解的定义、实质、结果分别是什么？
【提问】盐类水解有何规律？
酸
碱
盐的类型
是否水解
盐溶液的酸碱性
强
强
强酸强碱盐NaCl
否(无弱不水解)
中性
弱
强
弱酸强碱盐CH3COONa
是(酸弱酸水解)
碱
强
弱
强酸弱碱盐(NH4)2SO4
是(碱弱碱水解)
酸
弱
弱
弱酸弱碱盐CH3COONH4
是(都弱都水解)
谁强显谁性
【板书】5、
盐类水解的规律：
有弱才水解，无弱不水解
越弱越水解，都弱双水解
谁强显谁性，都强显中性
【补充说明】
多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子是分步水解的，一步比一步的程度小。
如：碳酸钠在溶液中的变化：
第一步是Na2CO3在水溶液里电离出来的CO32—发生水解：
Na2CO3
===
2Na+
+
CO32—
+
H2O
OH—
+
H+
HCO3—
CO32—
+
H2O
HCO3—
+
OH—
第二步是生成的HCO3—进一步发生水解：
HCO3—
+
H2O
H2CO3
+
OH—
【板书】6、书写离子方程式的注意事项
（1）用可逆符号：
（2）多元弱酸根离子分步水解，第一步较易发生，水解方程式一般只需写第一步的水解。
（3）对于沉淀气体符号↓或↑-----不能标
【讲解】原因：一般盐类的水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。
【阅读】指导学生阅读课本P85《拓展视野》。
【讲解并板书】7、水解平衡常数
Kh
=
Kw·
【小结】小结本节课的内容。
【练习】1、判断下列溶液的酸碱性，能水解的写出其水解离子方程式：
（1）FeCl3
（2）
NaF
（3）CuSO4
（4）K2CO3
（5）
KI
（6）Al2(SO4)3
2、盐类水解过程中正确的说法是（
）
A．盐的电离平衡破坏
B.
水的电离平衡发生移动
C．溶液的pH发生改变
D.
没有发生中和反应
3、下列离子既能电离又能水解，且能与强酸或强碱反应的是（
）
A．CH3COO—
B.
HSO4—
C.
H2PO4—
D.
[Al(OH)4]—
4、NH4Cl溶液中，离子浓度由大到小的顺序正确的是（
）
A．c(NH4+)>c(Cl—)>c(H+)>c(OH—)
B.
c(Cl—)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH—)
C.
c(H+)>c(OH—)>c(NH4+)>c(Cl—)
D.
c(Cl—)>c(NH4+)>c(OH—)>c(H+)
5、下列水解离子方程式正确的是（
）
A．Fe3+
+
3H2O
Fe(OH)3
+
3H+
B．Br—
+
H2O
HBr
+
OH—
C．CO32—
+
2H2O
H2CO3
+
2OH—
D．NH4+
+2H2O
NH3·H2O
+
H3O+
【作业】P89
3
【板书设计】5、
盐类水解的规律：
有弱才水解，无弱不水解
越弱越水解，都弱双水解
谁强显谁性，都强显中性
6、书写离子方程式的注意事项
（1）用可逆符号：
（2）多元弱酸根离子分步水解，第一步较易发生，水解方程式一般只需写第一步的水解。
（3）对于沉淀气体符号↓或↑-----不能标
7、水解平衡常数
Kh
=
Kw·第三节沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡知识要点：
知识点1
难溶电解质的溶解平衡
1、溶解平衡的建立
在AgCl的溶液中，一方面，在水分子作用下，少量的Ag+和Cl-脱离的表面溶于水中，AgCl(s)→Ag+
(aq)+
Cl-
(aq)；另一方面溶液中的Ag+和Cl-受表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀：Ag+
(aq)+
Cl-
(aq)
→AgCl(s)，在一定温度下，当上述两个相反过程的速率相等时，便得到了AgCl的饱和溶液，建立如下的动态平衡：AgCl(s)
Ag+
(aq)+
Cl-
(aq)
2、沉淀溶解平衡的特征：沉淀溶解平衡是动态平衡，具有动态平衡的所有特征。
（1）“动”——动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0。
（2）“等”——v（溶解）=
v（沉淀）。
（3）“定”——达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变。
（4）“变”——当改变外界条件时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
3、影响沉淀溶解平衡的因素
（1）内因：难溶性电解质本身的性质，这是决定性的因素。
（2）外因
①浓度：加水冲稀，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但Ksp不变。
②温度：多数难溶性电解质溶于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时Ksp变大。但Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而降低。
③离子浓度：当加入难溶电解质相同的离子，平衡向沉淀方向移动；当减小难溶电解质的离子浓度平衡向溶解的方向移动，此时Ksp不变。
知识点2
溶度积常数
1、溶度积常数Ksp
在难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，溶液中各离子浓度以它们的化学计量数为方次的乘积为一常数，叫做溶度积常数，简称溶度积，通常用Ksp表示。
2、表达式
对于一般难溶电解质AmBn(s)
mAn+(aq)+nBm-(aq)其平衡常数Ksp=[
An+]m[Bm-]n称为溶度积常数，简称溶度积。
3、Ksp的意义：反应了难溶电解质在水中的溶解能力。
（1）用溶度积直接比较时，物质的类型（如AB型、A2B型、AB2型等）必须相同。
（2）对于同类型物质Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。如由Ksp数值可知，溶解能力：AgCl>AgBr>AgI
4、影响Ksp的因素：与化学平衡常数一样，Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与浓度无关。溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动但并不改变溶度积。
知识点3
溶度积规则
1、浓度商Qc：某难溶电解质的溶液中任一情况下各离子浓度的化学计量数次方的乘积。
2、溶度积规则
当Qc当Qc=Ksp时，饱和溶液，平衡态，既无沉淀生成，也不能溶解沉淀；
当Qc>Ksp时，过饱和溶液，有沉淀生成。
3、溶度积规则的应用
（1）判断沉淀的生产和溶解。
（2）控制离子浓度，使反应向需要的方向移动。
知识点4
Ksp的简单计算
1、由Ksp计算溶液中某离子的浓度
Ksp是难溶电解质在水溶液中达到饱和后各离子浓度的关系，这样就可以求得在其中某种离子的溶液内其它有关离子的浓度。
2、已知溶解度求溶度积
由于难溶电解质的溶解度都非常小，在计算时往往可以把溶液的密度看成水的密度。
对于AmBn，摩尔质量为M，溶解度为S，AmBn(s)
mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp=[
An+]m[Bm-]n=[(mS/M)
×10]m×[(nS/M)
×10]n
3、已知溶度积求溶解度
计算过程：Ksp→[
An+]或[Bm-]→1L溶液内AmBn物质的量→100g溶液内AmBn的物质的量→S
知识点5
沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的溶解（唯一条件Qc只要能有效地降低多相离子体系中有关离子的浓度，使Qc（1）生成弱电解质（弱酸、弱碱、水或微溶气体）
（2）发生氧化还原反应
（3）生成难电离的配离子
2、沉淀的转化
在含有沉淀的溶液中加入另一中沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质，引起一种沉淀转变成另一种沉淀的现象，叫沉淀的转化。第四课时
盐类的水解
【学习目标】：掌握盐类水解的规律及盐类水解平衡的移动，掌握常见题型的解题方法思路
【重点难点】：盐类水解的规律及盐类水解平衡的移动
【达标检测】
2．下列各物质投入水中，因促进水的电离而使溶液呈酸性的是（
）
A．NaHSO4
B．Na3PO4
C．CH3COOH
D．Al2(SO4)3
3．为了配制NH4＋的浓度与Cl－的浓度比是1∶1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入：（
）①适量的HCl②适量的硫酸③适量的氨水④适量的NaOH⑤适量的硝酸铵⑥适量的NaCl
A①②③⑤．
B．②③⑤
C．①②⑤
D．②③④⑤
4．以下各项的比值是2∶1的是：（
）
A．CuCl2溶液中Cl－与Cu2＋的物质的量浓度之比
B．同浓度的NaOH与Ba(OH)2中和等物质的量的盐酸所消耗的碱的体积
C．同温下0.2mol/L的醋酸和0.1mol/L的醋酸中c(H＋)
D．pH均为2的盐酸和硫酸的物质的量
5．下列说法正确的是：（
）
A．pH＝2与pH＝1的硝酸中c(H＋)之比为1∶10
B．Na2CO3溶液中c(Na＋)与c(CO32－)之比为2∶1
C．0.2
mol
/
L与0.1
mol
/
L醋酸中c(H＋)之比为2∶1
D．NO2溶于水时，被氧化的n(NO2)与被还原的n(NO2)之比为3∶1
6．下列关于盐类水解的叙述中，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决定于形成盐的酸和碱的相对强弱
7．广义的水解观认为：无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果是反应中各物质和水分别解离成两部分，然后两两重新组合成新的物质。根据上述信息，下列说法不正确的是（
）
A．CaO2的水解产物是Ca(OH)2和H2O2
B．PCl3的水解产物是HClO和PH3
C．NaClO的水解产物之一是HClO
D．Mg3N2的水解产物是两种碱性物质
8．25℃时，pH为9的Na2CO3溶液和pH为5的FeCl3溶液中，水的电离程度的大小关系（
）
A．前者大
B．两者相等
C．后者大
D．无法确定
9．下列各组离子中能在溶液中大量共存，且溶液呈碱性透明的是（
）
A．Na+、OH-、H2PO4-、NO3-
B．-、K+、CO32-、Na+
C．Al3+、Cl-、-、Na+
D．Fe2+、K+、H+、NO3-
10．物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3
②NaHCO3
③H2CO3
④(NH4)2CO3
⑤NH4HCO3，按C(CO32-)由小到大排列顺序正确的是（
）
A．⑤<④<③<②<①　
B．③<⑤<②<④<①　
C．③<②<⑤<④<①
　D．③<⑤<④<②<①
11．为了使Na2S溶液中C(Na+)/C(S2-)的比值变小，不可加入的物质是（
）
A．适量K2S
B．适量NaOH
C．适量KOH
D．适量KHS
12．已知一种C（H+）=10-3
mol/L的酸和一种C（OH—）=10-3
mol/L的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性。其原因可能是
（
）
A．浓的强酸和稀的强碱溶液反应
B．浓的弱酸和稀的强碱溶液反应
C．等浓度的弱碱和强酸溶液反应
D．生成了一种强酸弱碱盐
13．CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液，pH＝4.7，下列说法错误的是（
）
A．CH3COOH电离作用大于CH3COONa的水解作用
B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH电离作用
C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
D．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH电离
14．将0.1mol下列物质置于1L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（
）
A、KCl
B、Mg(OH)2
C、Na2CO3
D、MgSO4
15．用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是：
甲：①
称取一定质量的HA配制0.lmol·L 1的溶液100mL；
②
用pH试纸测出该溶液的pH值，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＝l的两种酸溶液各100mL；
②
分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL；
③
各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，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
1（选填＞、＜或＝）。
乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是
（多选扣分）。
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．两个试管中产生气体速率一样快
（3）请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处：
、
。
（4）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明扼要表述。
16．可以在溶液中配制Al2S3吗？为什么？
17．PH相等的盐酸与氯化铵溶液中水的电离程度相同吗？为什么？第2节　弱电解质的电离　盐类的水解
第1课时　弱电解质的电离平衡
1．了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响。(重点)
3．了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。(难点)
　　　　　　　　　　　电
离
平
衡
常
数
教材整理1　电离常数
1．定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
2．表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋
Ka＝
一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－
Kb＝。
3．意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
4．影响因素：电离平衡常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
教材整理2　电离度
1．概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率，称为电离度，用α表示。
2．表达式：α＝×100%。
3．影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25
℃)
酸
电离方程式
电离平衡常数Ka
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.7×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
Ka1＝4.2×10－7
Ka2＝5.6×10－11
H3PO4
H3PO4H＋＋H2POH2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
Ka1＝7.1×10－3Ka2＝6.2×10－8Ka3＝4.5×10－13
问题思考：
(1)当升高温度时，Ka值怎样变化？
【提示】　由于电离过程均是吸热的，所以升高温度可以促进电离，电离平衡常数变大。
(2)在温度相同时，各弱酸的Ka值不同，那么Ka值的大小与酸性的相对强弱有何关系？
【提示】　由于Ka的大小代表了酸的电离程度，Ka值越大，电离程度越大，代表的酸的酸性越强。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是什么？最弱的是什么？
【提示】　酸性最强的是Ka值最大的，即H3PO4，酸性最弱的是Ka值最小的，即HPO。
(4)同一多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是什么？产生此规律的原因是什么？
【提示】　从上面三种酸(H2CO3、H3PO4)可知规律是K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10，由于上一级电离产生大量的H＋，会对下一级的电离产生抑制，所以电离程度越来越小，电离平衡常数越来越小。
(5)在相同温度下，弱电解质的电离常数越大，则某溶液中的离子浓度越大吗？
【提示】　弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子电离程度越大。离子的浓度不仅与电离程度有关，还与弱电解质的浓度有关。
弱酸弱碱的电离
1．弱电解质的电离一般都很微弱，其电离平衡常数也均较小；
2．多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离也都存在电离平衡常数，且各级电离常数逐级减小，因此其溶液的酸碱性主要由第一步电离决定；
3．弱电解质的浓度越小，其电离程度越大，但溶液中该弱电解质电离出的离子浓度不一定增大。
1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是(　　)
A．弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值
B．弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，常数只与弱电解质的本性及外界温度有关
C．同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱
D．多元弱酸的各级电离常数是逐级减小的，且差别不大
【解析】　弱电解质的电离平衡常数是达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值。这个比值必须是达到电离平衡时的，而不是其他任意时刻的，A错误；弱电解质的电离平衡常数是由弱电解质的本性决定的，并且受外界温度的影响，B正确；同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性也越强，C错误；多元弱酸是分步电离的，其各级电离常数是逐级减小的且差别很大，D错误。
【答案】　B
2．已知，25
℃时0.01
mol·L－1的HClO2(亚氯酸)溶液中，为6.3×10－3
mol·L－1，则25
℃时亚氯酸的电离常数为(　　)
A．1.07×10－2
mol·L－1
B．1.20×10－2
mol·L－1
C．1.30×10－2
mol·L－1
D．1.40×10－2
mol·L－1
【解析】　由HClO2H＋＋ClO可知，Ka＝＝≈1.07×10－2
mol·L－1。
【答案】　A
3．在下列的各种叙述中，正确的是
(　　)
A．任何酸都有电离平衡常数
B．任何条件下，酸的电离平衡常数都不变
C．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1D．Kw并不是水的电离平衡常数
【解析】　强酸不存在电离平衡常数，A错；弱酸的电离平衡常数受温度影响，B错；多元弱酸各步电离平衡常数逐级减小，即Ka1>Ka2>Ka3，C错。
【答案】　D
4．已知下面三个数据：①7.2×10－4，②2.6×10－4，③4.9×10－10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：
NaCN＋HNO2===NaNO2＋HCN
NaCN＋HF===NaF＋HCN
NaNO2＋HF===NaF＋HNO2
由此可判断下列叙述中正确的是(　　)
A．HF的电离常数是①
B．HNO2的电离常数是①
C．HCN的电离常数是②
D．HNO2的电离常数是③
【解析】　由“强酸制弱酸”反应可知，酸性HF＞HNO2＞HCN，酸性越强，其电离常数越大。
【答案】　A
影
响
电
离
平
衡
的
因
素
1．内因
弱电解质本身的性质是决定性因素。
2．外因
因素
影响结果
温度
升高温度，电离平衡正向移动
浓度
加水稀释，电离平衡正向移动
外加物质
加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动(同离子效应)
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动
对0.1
mol·L－1氨水改变条件如下：
①升温(微热)　②加水稀释　③加少量NaOH(s)　④通少量HCl(g)　⑤加少量NH4Cl(s)
问题思考：
(1)能使电离平衡向右移动的条件有哪些？
【提示】　①②④
(2)能使溶液pH增大的条件有哪些？
【提示】　①③
(3)能使电离常数增大的条件是什么？
【提示】　①
(4)能使增大的条件有哪些？
【提示】　①④⑤
(5)电离平衡向右移动，电离程度、离子浓度一定增大吗？举例说明。
【提示】　不一定。如向氨水中加水，电离平衡右移，但、均减小。
外界条件对电离平衡影响遵循化学平衡移动原理，以0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液为例，分析如下：
影响因素
平衡移动方向
n(H＋)
Ka
pH
导电能力
升温(不考虑挥发)
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加入其他物质
CH3COONa固体
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
通入HCl气体
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
NaOH固体
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
加水稀释
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
题组1　弱酸的电离平衡移动
1．在100
mL
0.1
mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是
(　　)
A．加热
B．加入100
mL
0.1
mol·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5
mol·L－1的硫酸
D．加入少量的1
mol·L－1的NaOH溶液
【解析】　A项加热促进电离，H＋浓度增大。B项，H＋浓度不变。C项，加H2SO4抑制电离，但H＋浓度增大。
D项，加入NaOH，OH－与H＋
反应，平衡向右移动，H＋浓度减小。
【答案】　D
2．0.1
mol·L－1
CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起(　　)
A．溶液的pH增大
B．CH3COOH电离程度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中减小
【解析】　CH3COOH溶液中存在平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋。当加入水时，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋的浓度都减小，变大。因为溶液变稀，所以CH3COOH电离程度变大。当加入CH3COONa晶体时，发生CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，使得溶液中变大，平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，CH3COOH电离程度变小，减小。
【答案】　A
3．用水稀释0.1
mol·L－1CH3COOH时，溶液中随着水量的增加而减小的是(　　)
A.　　　　　
B．
C．和的乘积
D．OH－的物质的量
【解析】　醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀释，平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，减小，增大，A项正确，B、D项错误；温度不变，KW不变，C项错误。
【答案】　A
题组2　弱碱的电离平衡移动
4．用水稀释0.1
mol·L－1氨水时，溶液中随水量的增加而减小的是(　　)
A．/
B．/
C．和的乘积
D．n(OH－)
【解析】　加水促进NH3·H2O的电离，使n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，因此/＝n(NH3·H2O)/n(OH－)减小。
【答案】　B
5．浓度均为0.10
mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(　　)
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的相等
D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大
【解析】　由图像分析浓度为0.10
mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pH＜13，说明ROH没有完全电离，ROH为弱碱。
A．MOH的碱性强于ROH的碱性，A正确。
B．曲线的横坐标lg越大，表示加水稀释体积越大，由曲线可以看出b点的稀释程度大于a点，弱碱ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，溶液越稀，弱电解质电离程度越大，故ROH的电离程度：b点大于a点，B正确。
C．若两溶液无限稀释，则溶液的pH接近于7，故两溶液的相等，C正确。
D．当lg＝2时，溶液V＝100V0，溶液稀释100倍，由于MOH发生完全电离，升高温度，不变；ROH存在电离平衡：ROHR＋＋OH－，升高温度促进电离平衡向电离方向移动，增大，故减小，D错误。
【答案】　D
6．化学平衡移动原理同样也适用于其他平衡。已知在氨水中存在下列平衡：
NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－
(1)向氨水中加入MgCl2固体时，平衡向________移动，OH－的浓度________，NH的浓度________。
(2)向氨水中加入浓盐酸，平衡向________移动，此时溶液中浓度减小的微粒有__________、__________、____________。
(3)向浓氨水中加入少量NaOH固体，平衡向______移动，此时发生的现象是
________________________________________________________________
________________________________________________________________。
【解析】　由题目条件，结合平衡移动原理进行判断。
【答案】　(1)正反应方向　减小　增大
(2)正反应方向　OH－、NH3·H2O、NH3
(3)逆反应方向　固体溶解，溶液中有刺激性气味的气体放出
【误区警示】　在根据平衡移动原理来判断平衡移动方向以及对有关物质浓度的结果分析时，要注意平衡移动时相关物质的量的变化程度与溶液体积变化程度的相对大小。
　　　　　　　　　　　判
断
强
酸
弱
酸
的
方
法
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试纸测出该溶液的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个试管，同时加入纯度和质量相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
问题思考：
(1)甲方案中说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH________1(选填“>”“<”或“＝”)。
【提示】　＞
(2)乙方案中说明HA是弱电解质的现象是什么？
【提示】　装HA溶液的试管中放出H2的速率快。
(3)请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处。
【提示】　配制pH＝1的HA溶液难以实现，加入的锌粒表面积难以做到相同。
1．同浓度同元数的两种酸中，大的为强酸或较强酸。
2．同pH的两种酸与Zn或Mg反应时，一段时间后，生成H2的速率减小较快的为强酸或较强酸。
3．pH相同的两种酸，当体积相同时，中和碱的量较多的为弱酸或较弱酸。
4．加水稀释相同倍数，pH变化大的为强酸或较强酸。
5．同浓度的两种一元酸，导电能力强的为强酸或较强酸。
题组1　强酸、弱酸的比较
1．下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　)
A．相同浓度的两溶液中相同
B．100
mL
0.1
mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．pH＝3的两溶液稀释100倍后，pH都为5
D．相同浓度时醋酸导电能力强
【解析】　A项：由于盐酸为强酸，醋酸为弱酸，当两者浓度相同时，溶液中不同，应为盐酸>醋酸，故A错；B项：由于两溶液中溶质的物质的量相等，且均为一元酸，所以两溶液能中和等物质的量的NaOH，故B对；C项：pH＝3的盐酸稀释100倍后，pH＝5，而pH＝3的醋酸稀释100倍后，由于在稀释过程中，溶液中未电离的醋酸分子继续电离出H＋，导致稀释后溶液的pH<5，故C错；D项：由于相同浓度时，两溶液中自由移动的离子浓度不同，则导电能力不同，由A项知，盐酸>醋酸，所以，盐酸导电能力强，故D错。
【答案】　B
2．用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是(　　)
A．V1＝V2　　　　
B．V1＜V2
C．V1＞V2
D．V1≤V2
【解析】　NaOH的物质的量相同，因pH＝2的醋酸的浓度要大于pH＝2的盐酸的浓度，因此醋酸溶液消耗的体积少，即V1>V2。
【答案】　C
3．向体积均为1
L，pH均等于2的盐酸和醋酸中，分别投入0.28
g
Fe，则图中的曲线符合反应事实的是(　　)
【解析】　由Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑，n(Fe)＝0.005
mol，n(HCl)＝10－2mol·L－1×1
L＝0.01
mol，n(HCl)＝2n(Fe)即盐酸与Fe恰好完全反应。由于醋酸是弱酸，pH与盐酸相同时，其物质的量浓度大于盐酸的物质的量浓度，故两种酸产生的H2的量相同；但醋酸在反应过程中不断电离，溶液中大于盐酸中，故醋酸的反应速率快，同时溶液中醋酸过量，反应完成后，醋酸的pH小。
【答案】　C
题组2　弱电解质的判断方法
4．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－1
NaOH溶液完全反应
D．用甲酸溶液做导电实验，灯泡很暗
【解析】　如果甲酸为强酸，将完全电离，则在1
mol·L－1溶液中＝1
mol·L－1而题目中的约为0.01
mol·L－1远小于1
mol·L－1，说明甲酸只部分电离，是弱电解质，A正确；只叙述了甲酸在水中的溶解性，而电解质的强弱与溶解性无关，B错误；因强酸、弱酸都能与碱按化学计量比进行定量反应，只说明甲酸是一元酸，不能说明酸性的强弱，C错误；没有指明甲酸的浓度，也没有与强酸对照，所以无法证明它是弱电解质，D错误。
【答案】　A
5．下列实验事实不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　)
A．相同pH的醋酸和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等
B．常温下，测得0.1
mol·L－1醋酸的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸稀释1
000倍，测得pH<4
D．相同条件下，醋酸的导电性比盐酸的弱
【解析】　pH相同，说明两溶液中的相同，与同样的锌反应时产生H2的起始速率相同，不能证明CH3COOH是否已完全电离；若为强酸，常温下0.1
mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，证明CH3COOH未完全电离；若为强酸，常温下pH＝1的一元酸稀释1
000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸稀释1
000倍后pH<4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，CH3COOH未完全电离；相同条件下，CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱，证明其溶液中离子浓度小，即CH3COOH未完全电离。
【答案】　A
6．pH＝2的A、B两种一元酸溶液各1
mL，分别加水稀释到1
000
mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，则下列说法不正确的是(　　)
A．稀释后A酸溶液的导电性比B酸溶液强
B．A、B两酸溶液的物质的量浓度一定不相等
C．a＝5时，A是强酸，B是弱酸
D．若A、B都是弱酸，则5＞a＞2
【解析】　pH＝2的A、B两种酸溶液，分别加水稀释时，pH变化不同，说明A、B两酸的强弱不一样，pH变化大的A酸性较强，B酸性较弱，稀释1
000
mL以后，A中的离子浓度较小，导电性较弱，A错误。
【答案】　A
第2课时　盐类的水解
1．掌握盐的水解原理及规律，并能正确书写水解方程式。(重点)
2．了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动。(重点)
　盐
类
水
解
的
原
理
1．定义：在溶液中由盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
2．实质：在溶液中盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡。
3．特征：
(1)可逆性：盐类水解是中和反应的逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。
(2)热效应：盐类水解是吸热的。
(3)反应程度：一般很小，水解产物很少。
4．表示方法：
(1)盐的离子＋水弱酸(弱碱)＋OH－(H＋)
如NH4Cl的水解：NH＋H2OH＋＋NH3·H2O。
(2)多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：
如Na2CO3的水解：CO＋H2OOH－＋HCO，HCO＋H2OOH－＋H2CO3。
(3)多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，如Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2O3H＋＋Fe(OH)3。
(1)请分析在Na2S溶液中，是否发生水解，如果发生，哪种离子发生了水解，水溶液显什么性？
【提示】　发生水解。在溶液中，Na2S电离出的S2－是弱酸酸根离子，它会与水电离出的H＋部分结合成HS－，发生水解反应，导致溶液中>，溶液显碱性。
(2)请判断AlCl3溶液中哪种离子发生了水解，溶液显什么性？
【提示】　Al3＋发生了水解，结合水中的OH－，溶液显酸性。
(3)pH均为4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水电离出的相等吗？
【提示】　不相等。H2SO4抑制水的电离，NH4Cl能水解，促进水的电离，所以NH4Cl溶液中水的电离程度大。
(4)请分析讨论，CO能发生两步水解，那么0.1
mol·L－1的Na2CO3溶液中等于0.2
mol·L－1吗？为什么？
【提示】　要远小于0.2
mol·L－1。虽然CO能发生两步水解，但水解程度都很小。
(5)NaHS水解的方程式写作HS－＋H2OH3O＋＋S2－正确吗？为什么？
【提示】　不正确。HS－＋H2OH3O＋＋S2＋是HS－的电离方程式。水解方程式应写为HS－＋H2OH2S＋OH－。
盐类水解的规律
1．“有弱才水解，无弱不水解”是指盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才能水解，若没有，则不发生水解。
2．“越弱越水解”指的是弱酸阴(弱碱阳)离子对应的酸(碱)越弱，就越容易水解，溶液中的()越大。如酸性：HCN3．“都弱都水解”是指弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解，相互促进。
常见的弱碱阳离子有：NH、金属活动顺序表中H之后的金属阳离子。
常见的弱酸阴离子有：CO、HCO、S2－、HS－、ClO－、SO、HSO、F－、CH3COO－、SiO等。
4．“谁强显谁性”是指形成盐的酸和碱，若酸性强于碱性，则显酸性，反之显碱性。
题组1　盐类水解的原理
1．有关盐类水解的说法不正确的是(　　)
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3溶液中，是的2倍
【解析】　Na2CO3溶液中CO发生水解，/>2。
【答案】　D
2．下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是(　　)
A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
B．S2－＋H2OH2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－CH3COO－＋H2O
【解析】　A项为NH水解的离子方程式；B项，应该用两步水解的离子方程式表示；C是电离方程式，不是水解方程式；D是醋酸与可溶性强碱发生中和反应的离子方程式。
【答案】　A
3．写出下列盐在水溶液中水解的化学方程式和离子方程式：
(1)NaF：
________________________________________________________________；
________________________________________________________________。
(2)AlCl3：
________________________________________________________________；
________________________________________________________________。
(3)K2S：
________________________________________________________________；
________________________________________________________________。
(4)NH4NO3：
________________________________________________________________；
________________________________________________________________。
(5)NaClO：
________________________________________________________________；
________________________________________________________________。
【解析】　(1)NaF为强碱弱酸盐、F－发生水解；(2)AlCl3为强酸弱碱盐、Al3＋发生水解；(3)K2S为强碱弱酸盐、S2－发生水解；(4)NH4NO3为强酸弱碱盐、NH发生水解；(5)NaClO为强碱弱酸盐、ClO－发生水解。
【答案】　(1)NaF＋H2OHF＋NaOH
F－＋H2OHF＋OH－
(2)AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl
Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
(3)K2S＋H2OKHS＋KOH
S2－＋H2OHS－＋OH－
(4)NH4NO3＋H2ONH3·H2O＋HNO3
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(5)NaClO＋H2OHClO＋NaOH
ClO－＋H2OHClO＋OH－
【误区警示】　 1 一般盐类水解离子方程式的书写可记为：水写分子式，中间用可逆 ，后无沉 ↓ 气 ↑ 出。 2 分清电离方程式和水解方程式的区别。
题组2　盐类水解的规律
4．下列物质的水溶液，由于水解而呈酸性的是(　　)
A．NaHSO4　　　　
B．Na2CO3
C．HCl
D．AlCl3
【解析】　NaHSO4、HCl在溶液中发生电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，HCl===H＋＋Cl－，使溶液呈酸性，A、C均错误；Na2CO3，为强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，B不正确；AlCl3为强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，D正确。
【答案】　D
5．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是
(　　)
A．酸的强弱：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：＜
【解析】　相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液，NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解程度大，HCN酸性比HClO弱。酸性越强，越大，pH越小。所以同温度下同浓度的HCN和HClO，HClO的pH小，溶液中大。二者物质的量相同，与NaOH恰好完全反应时消耗NaOH一样多。
【答案】　D
6．现有S2－、SO、NH、Al3＋、HPO、Na＋、SO、－、Fe3＋、HCO、Cl－等离子，请按要求填空：
(1)在水溶液中，该离子水解呈碱性的是______________________。
(2)在水溶液中，该离子水解呈酸性的是______________________。
(3)既能在酸性较强的溶液里大量存在，又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有________。
(4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在，又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有______________________。
【解析】　(1)弱酸根离子水解溶液显碱性，即S2－、SO、HPO、－、HCO水解呈碱性。(2)NH、Al3＋、Fe3＋属于弱碱的阳离子，水解后溶液呈酸性。(3)Na＋、Cl－、SO是强酸的阴离子和强碱的阳离子，既能在强酸性又能在强碱性溶液中存在。(4)HPO、HCO属于弱酸的酸式酸根离子，既能与强酸又能与强碱反应。
【答案】　(1)S2－、SO、HPO、－、HCO
(2)NH、Al3＋、Fe3＋　(3)Na＋、Cl－、SO
(4)HPO、HCO
　　　　　　　　　　　水
解
平
衡
的
移
动
1．温度：由于盐类水解是吸热过程，升高温度可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
2．浓度：稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大；若增大盐的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。
3．外加酸碱：加酸可抑制弱碱阳离子水解，加碱能抑制弱酸酸根离子水解。
4．两种水解离子的相互影响。
弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。
以水解平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－为例。
问题思考：
(1)请分析升高温度对水解平衡有什么影响？
【提示】　升高温度，水解平衡向吸热方向移动以减弱外界升高的温度，由于水解是吸热反应，所以水解平衡右移，水解程度增大。
(2)当向溶液中加入CH3COONa固体时，水解平衡如何移动；当加水稀释时，水解平衡如何移动？
【提示】　加入CH3COONa，为减弱溶液中的增大，平衡右移，但CH3COO－的水解程度减小。加水稀释，为减弱各粒子浓度的减小，平衡会向粒子数目多的方向移动(水的浓度是常数)，所以平衡右移，CH3COO－的水解程度增大。
(3)当向溶液中加入盐酸时，水解平衡如何移动；当向溶液中加入氢氧化钠时，平衡如何移动？
【提示】　加入盐酸时，为减弱溶液中的减小，平衡右移，CH3COO－的水解程度增大。加入氢氧化钠时，为减弱的增大，平衡向左移动，CH3COO－的水解程度减小。
(4)当向溶液中加入Na2CO3时，平衡向哪个方向移动；当向溶液中加入NH4Cl时，平衡向哪个方向移动？
【提示】　加入Na2CO3时，由于CO的水解类型与CH3COO－的相同，都产生OH－，所以二者相互抑制水解，平衡左移。加入NH4Cl，由于NH水解类型与CH3COO－的不同，NH会水解出H＋，二者相互促进水解，平衡右移。
1．外界因素对CH3COONa溶液水解平衡的影响
CH3COONa溶液的水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
平衡移动的方向
pH
水解程度
加热
右
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加水
右
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加CH3COOH
左
增大
增大
减小
增大
减小
减小
加CH3COONa
右
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加NaOH
左
增大
减小
增大
减小
增大
减小
加HCl
右
减小
增大
减小
增大
减小
增大
2.弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进的情况
(1)NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解，书写时仍用“”表示。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O
(2)Al3＋和CO或HCO、S2－、HS－、－等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
1．某溶液中FeCl3的水解反应已达平衡：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，若要使FeCl3的水解程度增大，应采取的方法是(　　)
A．加入CH3COONa　　　
B．加入AgNO3
C．加FeCl3固体
D．降温
【解析】　CH3COONa溶液显碱性，能促进FeCl3的水解；AgNO3溶液显酸性，能抑制FeCl3的水解；加FeCl3固体，FeCl3浓度增大，水解程度＝×100%，故FeCl3水解程度减小；降温使水解平衡逆向移动，FeCl3水解程度减小。
【答案】　A
2．Na2CO3溶液在稀释过程中，溶液中下列哪些量逐渐增大(　　)
A．
B．
C．pH
D.
【解析】　Na2CO3溶液中CO发生水解反应：
CO＋H2OHCO＋OH－，加水稀释，平衡向正反应方向移动，但减小，则pH减小，因KW不变，故增大；又因为＝所以该比值减小。
【答案】　A
3．关于氯化铜水解的说法错误的是
(　　)
【导学号：05310126】
A．增大氯化铜溶液的浓度、加水稀释，平衡均向正方向移动
B．浓度为5
mol·L－1和0.5
mol·L－1的两种CuCl2溶液，其他条件相同时，Cu2＋的水解程度前者比后者小
C．有50
℃和20
℃的同浓度的CuCl2溶液，其他条件相同时，Cu2＋的水解程度前者比后者小
D．为抑制Cu2＋水解，较好地保存CuCl2溶液，应加少量盐酸
【解析】　增大CuCl2的浓度，平衡正向移动，但水解程度减小，加水稀释，平衡正向移动，水解程度增大，A、B均正确；水解是吸热反应，升高温度，水解程度增大，C错误；Cu2＋水解显酸性，增大H＋浓度可抑制Cu2＋的水解，D正确。
【答案】　C
4．NH4Cl溶液中存在水解平衡：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，当改变外界条件时，请完成下列空白：
pH
水解程度
加热
加水
通NH3
加NH4Cl
通HCl
加NaOH
【解析】　加热时，平衡向吸热方向移动，水解反应均为吸热反应，故加热时平衡正向移动；该反应的水解常数K＝，加水、加NH3、加NH4Cl、加HCl、加NaOH可归结为改变反应物或生成物的浓度，改变外界条件时，其浓度商Qc＝。若Qc＝K，则平衡不移动；若Qc＞K，则平衡逆向移动；若Qc＜K，则平衡正向移动。
【答案】　减小　增大　增大　减小　减小　增大
减小　减小　减小　增大　增大　增大
增大　增大　减小　增大　增大　减小
增大　增大　增大　减小　减小　减小
增大　减小　增大　减小　减小　减小
减小　增大　减小　增大　增大　增大
第3课时　盐类水解原理的应用
1．了解盐类水解在生产、生活中的应用。
2．了解盐类水解在化学实验和科学研究中的应用。
3．掌握溶液中离子浓度的大小比较问题。(重点)
　　　　　　　　　　　水
解
原
理
的
应
用
1．盐类作净水剂
铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。
如明矾水解的离子方程式为：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。
2．热碱水去油污
纯碱水解的离子方程式为：CO＋H2OHCO＋OH－；
加热促进CO的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
3．盐溶液的配制和保存
配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2＋或Fe3＋等的水解。
SnCl2在水溶液中水解生成沉淀，其化学方程式为：SnCl2＋H2O===Sn(OH)Cl↓＋HCl。
(1)Na2CO3溶液能否保存于磨口玻璃瓶中？为什么？
【提示】　不能。Na2CO3水解显碱性：CO＋H2OHCO＋OH－，玻璃中的成分SiO2与OH－发生反应：SiO2＋2OH－===SiO＋H2O。
(2)在水溶液中Al3＋和HCO能否共存？
【提示】　不能共存。因为Al3＋、HCO相互促进水解，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)将FeCl3溶液加热、蒸干、灼烧，最后的固体残留物是否是FeCl3
【提示】　最后的固体残留物是Fe2O3。原因是：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，升温促进了FeCl3的水解，同时加热使生成的HCl从溶液中逸出而产生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼烧，又发生反应：2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O。
(4)在NH4Cl溶液中加入镁粉会有什么现象？解释原因。
【提示】　镁粉加入氯化铵的水溶液中有H2产生。这是因为氯化铵中NH水解而使溶液显酸性：
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，金属镁将H＋还原，放出H2：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
(5)在MgCl2溶液中混有少量FeCl3，如何除杂？
【提示】　FeCl3水解显酸性，向混合溶液中加入MgO即可。
盐类水解的应用
1．判断盐溶液的酸碱性。
2．比较溶液中离子浓度的大小及判断离子能否大量共存。
3．判断盐所对应酸的相对强弱。
4．判断加热蒸干盐溶液的产物。
5．金属与某些盐溶液反应产生H2。
6．利用盐的水解可以除去杂质。
题组1　盐类水解的应用
1．下列过程或现象与盐类水解无关的是(　　)
A．纯碱溶液去油污
B．铁在潮湿的环境下生锈
C．加热氯化铁溶液颜色变深
D．浓硫化钠溶液有臭味
【解析】　纯碱水解，溶液显碱性，有利于油脂的水解，A项与盐类水解有关；B项为钢铁的电化学腐蚀，与盐类水解无关；C项溶液颜色变深是因为盐类水解是吸热反应，加热后生成Fe(OH)3，浓度增大；D项溶液有臭味是因为硫化钠水解后产生了少量的硫化氢。
【答案】　B
2．下列各组离子因发生水解反应而不能大量共存的是(　　)
A．Ba2＋、Cl－、Na＋、SO
B．Fe3＋、K＋、HCO、Cl－
C．H＋、Fe2＋、NO、SO
D．H＋、Na＋、Cl－、CO
【解析】　A项，Ba2＋与SO反应生成BaSO4沉淀，不能大量共存；B项，Fe3＋与HCO因水解相互促进反应而生成沉淀和气体，不能大量共存；C项，酸性条件下，NO与Fe2＋因发生氧化还原反应而不能大量共存；D项，H＋与CO因生成挥发性气体而不能大量共存。
【答案】　B
3．(1)配制Na2S溶液要滴加几滴NaOH溶液的理由是：
________________________________________________________________。
(2)配制FeSO4(溶液)时，常加入少量的铁粉，目的是：
________________________________________________________________；
常加入少量H2SO4，目的是
________________________________________________________________
________________________________________________________________。
【解析】　(1)Na2S溶液中存在S2－的水解反应：第一步：S2－＋H2OHS－＋OH－；第二步：HS－＋H2OH2S＋OH－，滴加NaOH溶液使上述平衡左移，抑制S2－的水解。(2)FeSO4(溶液)中，Fe2＋易被空气氧化为Fe3＋：12Fe2＋＋3O2＋6H2O===8Fe3＋＋4Fe(OH)3↓。这样，加入铁粉，可使Fe3＋转化为Fe2＋∶2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，加入H2SO4可防止Fe(OH)3沉淀的生成。
同时Fe2＋又能发生水解反应：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋，加入H2SO4可抑制Fe2＋的水解。
【答案】　(1)抑制S2＋的水解　(2)使Fe3＋转化为Fe2＋　反应掉氧化生成的Fe(OH)3，抑制Fe2＋的水解
题组2　盐溶液蒸干产物的判断
4．下列溶液在蒸发皿中加热蒸干灼烧后，不能得到溶质固体的是
(　　)
A．NaCl　　　　
B．Al2(SO4)3
C．Na2SO4
D．KMnO4
【解析】　B项，Al2(SO4)3溶液中存在Al2(SO4)3＋6H2O2Al(OH)3＋3H2SO4，H2SO4为高沸点酸，难挥发，故加热时最后得到Al2(SO4)3；C项，Na2SO4不水解，蒸干后得到Na2SO4固体；D项，加热时：2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑。
【答案】　D
5．将下列固体溶于水，再将其溶液加热蒸发，结晶后灼烧，能得到化学组成与原固体物质相同的是
(　　)
①胆矾　②氯化铝　③硫酸铝　④碳酸钠　⑤碳酸氢钠　⑥氯化铜
A．③④
B．①③④
C．①②③④⑤
D．全部
【解析】　因为盐酸易挥发，在加热时生成的氯化氢挥发，故①结晶生成Al(OH)3，灼烧后生成Al2O3，⑥结晶生成Cu(OH)2，灼烧又生成CuO；硫酸是一种难挥发性的酸，故①结晶生成胆矾，灼烧时生成不带结晶水的CuSO4，③仍然得到Al2(SO4)3；CO虽然能水解生成HCO并进一步水解得到H2CO3，但CO2不能从溶液中逸出，故结晶灼烧仍得到Na2CO3，但NaHCO3灼烧得到Na2CO3，故选A。
【答案】　A
6．(1)AgNO3的水溶液呈________(填“酸”“中”或“碱”)性，常温时的pH________7(填“>”“＝”或“<”)，原因是(用离子方程式表示)：
________________________________________________________________；
实验室在配制AgNO3溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以________(填“促进”或“抑制”)其水解。
(2)氯化铝水溶液呈________性，原因是(用离子方程式表示)：
________________________________________________________________。
把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是________。
【解析】　(1)由于AgNO3是强酸弱碱盐，银离子会发生水解：Ag＋＋H2OAgOH＋H＋，水解后溶液显酸性，常温时pH小于7。若在配制时加入硝酸，由于硝酸能电离出大量氢离子，对Ag＋的水解起到抑制作用。
(2)氯化铝由于是强酸弱碱盐，所以其水溶液中存在铝离子的水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，所以溶液显酸性，若把氯化铝的水溶液蒸干并灼烧，由于盐酸的挥发，蒸干后生成Al(OH)3然后再灼烧，Al(OH)3会分解生成Al2O3。
【答案】　(1)酸　<　Ag＋＋H2OAgOH＋H＋　抑制
(2)酸　Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋　Al2O3
【规律总结】　(1)蒸干盐溶液分析蒸干物质成分时注意：①能否分解；②能否发生氧化还原反应；③水解后生成的酸能否挥发。(2)AlCl3、CuCl2、FeCl3、Al(NO3)3、Cu(NO3)2、Fe(NO3)3溶液，蒸干得氢氧化物，灼烧得氧化物。
电
解
质
溶
液
中
微
粒
浓
度
的
关
系
CH3COONa溶液中存在着下列电离过程：
问题思考：　
(1)CH3COONa溶液中存在几种离子平衡？
【提示】　两种。H2OH＋＋OH－、CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
(2)CH3COONa溶液中存在哪些离子，其浓度大小有什么关系？
【提示】　CH3COO－、Na＋、H＋、OH－；>>>。
(3)CH3COONa溶液中的离子存在哪些守恒关系？
【提示】　电荷守恒：＋＝＋
物料守恒：＝＋
质子守恒：＝＋。
1．三个“守恒”关系式
类别
意义
实例
电荷守恒
电解质溶液中阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数
Na2CO3溶液中存在Na＋、CO、H＋、OH－、HCO、H2CO3和H2O，其中＋＝2＋＋
物料守恒
电解质溶液中，某种原子的总浓度等于它的各种存在形态的浓度之和
Na2S溶液中n(Na)＝2n(S)，即＝2＋2＋2
质子守恒
任何水溶液中由水电离产生的H＋和OH－的物质的量均相等
Na2CO3溶液中＝＋＋2
2．微粒浓度大小的比较
(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：＞＞＞。
(2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根离子的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：＞＞＞＞。
(3)不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，由大到小的顺序是：④>⑤>③>①>②。
(4)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。
①分子的电离程度大于对应离子的水解程度：
在0.1
mol·L－1
NH4Cl和0.1
mol·L－1的氨水混合溶液中，由于NH3·H2O的电离程度大于NH的水解程度，导致溶液呈碱性，溶液中各离子浓度的大小顺序为：＞＞＞。
②分子的电离程度小于对应离子的水解程度：
在0.1
mol·L－1的HCN和0.1
mol·L－1的NaCN混合溶液中，由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性，溶液中各离子浓度的大小顺序为：＞＞＞。
题组1　单一溶液中离子浓度的比较
1．表示0.1
mol·L－1
NaHCO3溶液中有关微粒浓度(mol·L－1)的关系式，正确的是(　　)
A．＞＞＞＞
B．＋＝＋＋
C．＋＝＋2＋
D．＝＋2＋
【解析】　NaHCO3溶液显碱性，A错误；由电荷守恒知B错误，C正确；由物料守恒知＝＋＋，D错误。
【答案】　C
2．在0.1
mol·L－1的CH3COOH溶液中，下列关系正确的是(　　)
A．＞＞＞
B．＞＞＞
C．＞＝＞
D．＞＞＞
【解析】　CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－。所以＞＞＞。
【答案】　A
3．已知0.1
mol·L－1的二元酸H2A溶液的pH＝4.0，则下列说法中正确的是
(　　)
A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同
B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等
C．在NaHA溶液中一定有：＋＝＋＋2
D．在Na2A溶液中一定有：＞＞＞
【解析】　假设H2A为二元强酸，则0.1
mol·L－1
H2A溶液的pH＝1－lg
2＝0.7，而题给0.1
mol·L－1
H2A溶液的pH＝4.0，则说明H2A是二元弱酸，在Na2A溶液中存在A2－的水解：A2－＋H2OHA－＋OH－，HA－＋H2OH2A＋OH－，因此Na2A水溶液中存在：Na＋、HA－、A2－、H＋和OH－；在NaHA溶液中HA－既存在水解又存在电离：HA－＋H2OH2A＋OH－、HA－A2－＋H＋，溶液中存在Na＋、HA－
、A2－、H＋和OH－，所以两溶液中离子种类相同，A错误；在溶质物质的量相等的Na2A和NaHA溶液中，但由于A2－水解，HA－既水解又电离，故导致两溶液中阴离子总数不相等，B错误；由电荷守恒知：＋＝＋＋2，即C正确；由于A2－水解使溶液显碱性，故D选项中各离子浓度大小顺序应为>>>，D错误。
【答案】　C
题组2　混合溶液中离子浓度的关系
4．将0.2
mol·L－1
HCN溶液和0.1
mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是(　　)
A．＜
B．＜
C．－＝
D．＋＝0.1
mol·L－1
【解析】　二者混合后，发生反应：HCN＋NaOH===NaCN＋H2O，并且生成的NaCN和剩余的HCN的浓度相同。根据电荷守恒：＋＝＋，由于溶液显碱性，＞，故＞，B项错误；由于溶液显碱性，说明CN－的水解程度大于HCN的电离程度，则＞，A项错误；又由于两溶液等体积混合，＋＝前＝0.1
mol·L－1，D项正确。根据物料守恒：2＝＋，再结合电荷守恒：＋＝＋，将两式联立得：－＝2＋2，C项错误。
【答案】　D
5．下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是(　　)
A．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液以任意比混合：＋＞＋
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)C．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：＋2＝2＋
D．0.1
mol·L－1的NaHA溶液，其pH＝4：
＞＞＞
【解析】　据电荷守恒知A错误；因酸性CH3COOH＞H2CO3，所以等物质的量浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液其碱性应是Na2CO3>CH3COONa，pH相同的两溶液其物质的量浓度应是CH3COONa>Na2CO3，B错误；由电荷守恒得＋＝＋，等物质的量浓度的两溶液混合后由物料守恒得2＝＋，二者联立，即得C正确；NaHA溶液pH＝4，说明HA－电离程度大于水解程度，其离子浓度大小关系为＞＞＞，D错误。
【答案】　C
6．现有浓度均为0.1
mol·L－1的下列溶液：
①硫酸　②醋酸　③氢氧化钠　④氯化铵　⑤醋酸铵　⑥硫酸铵　⑦硫酸氢铵　⑧氨水
请回答下列问题：
(1)①②③④四种溶液中由水电离出的H＋浓度由大到小的顺序是________(填序号)。
(2)④⑤⑦⑧四种溶液中NH浓度由大到小的顺序是________(填序号)。
(3)将③和④等体积混合后，混合液中各离子浓度关系(忽略体积变化)正确的是________。
A．＝>>
B．＝0.1
mol·L－1
C．＋＝＋
D．＞
【解析】　(1)①②③抑制水的电离，①中，＝0.2
mol·L－1，②中，＜0.1
mol·L－1，③中＝0.1
mol·L－1，④促进水的电离，故四种溶液中由水电离出的H＋浓度由大到小的顺序是④②③①。(2)在NH4HSO4溶液中，H＋抑制NH的水解，CH3COONH4溶液中，CH3COO－促进NH的水解，NH3·H2O是弱电解质，电离产生极少的NH，故四种溶液中NH浓度由大到小的顺序为⑦④⑤⑧。(3)NaOH溶液和NH4Cl溶液等浓度等体积混合：NaOH＋NH4Cl===NaCl＋NH3·H2O，＝＝0.05
mol·L－1，＝＋，A正确，B不正确；根据电荷守恒，C不正确；溶液显碱性＞，D不正确。
【答案】　(1)④②③①　(2)⑦④⑤⑧　(3)A
7．室温下向10
mL
0.1
mol·L－1
NaOH溶液中加入0.1
mol·L－1
的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．a点所示溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(H＋)>c(HA)
B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C．pH＝7时，c(Na＋)＝c(A－
)＋c(HA)
D．b点所示溶液中c(A－
)>c(HA)
【解析】　A．a点所示溶液中NaOH和HA恰好反应生成NaA，溶液的pH＝8.7，呈碱性，则HA为弱酸，A－水解，则溶液中的粒子浓度：c(Na＋)>c(A－)>c(HA)>c(H＋)。B.b点时为NaA和HA的溶液，a点NaA发生水解反应，促进了水的电离，b点HA抑制了水的电离，所以a点所示溶液中水的电离程度大于b点。C.pH＝7时，根据电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。D.b点酸过量，溶液呈酸性，HA的电离程度大于NaA的水解程度，故c(A－)>c(HA)。
【答案】　D
8．25
℃时，在10
mL浓度均为0.1
mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1
mol·L－1盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是(　　)
A．未加盐酸时：c(OH－)＞c(Na＋)＝c(NH3·H2O)
B．加入10
mL盐酸时：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)
C．加入盐酸至溶液pH＝7时：c(Cl－)＝c(Na＋)
D．加入20
mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋)
【解析】　A．NH3·H2O是弱电解质，能微弱电离，溶液中c(Na＋)＞c(NH3·H2O)。B.当加入10
mL盐酸时，恰好将NaOH中和完，溶液中c(Na＋)＝c(Cl－)，根据电荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)。C.溶液pH＝7时，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒式可知c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)。D.加入20
mL盐酸时，恰好将NaOH和NH3·H2O中和完，根据物料守恒有c(Na＋)＋c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)。
【答案】　B
9．常温下，将等体积、等物质的量浓度的NH4HCO3与NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶体，过滤，所得滤液pH＜7。下列关于滤液中的离子浓度关系不正确的是(　　)
A.＜1.0×10－7
mol/L
B．c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
C．c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)
D．c(Cl－)＞c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)
【解析】　滤液中溶质的主要成分为NH4Cl和NaHCO3的混合物。A.滤液pH＜7，则c(H＋)＞1.0×10－7
mol/L，常温下KW＝1.0×10－14，所以＜1.0×10－7
mol/L，A项正确；B.由于开始加入等物质的量的NH4HCO3与NaCl，根据物料守恒可知，B项正确；C.析出NaHCO3后，在滤液中根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，C项错误；D.开始时NH4HCO3与NaCl等物质的量，由于析出了一部分NaHCO3，故c(Cl－)与c(NH)都大于c(HCO)和c(Na＋)，少量的NH、HCO发生水解，极少量的HCO发生电离，所以c(Cl－)＞c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)，D项正确。
【答案】　C沉淀溶解平衡
课
型：
复习课
教学模式：
问题探究式教学
教学手段：
讲练结合、合作探究、学导结合
教学目标：
1、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡
2、了解难溶电解质的沉淀转化的本质3、Ksp的意义及应用（图像及计算）
内容分析：
常见的考查形式：考点一　沉淀溶解平衡的应用考点二　与溶度积有关的计算考点三　Ksp的意义图像分析
教学过程：
教师活动
学生活动
设计意图
考点解读
常见的考查形式：考点1　沉淀溶解平衡的应用考点2　与溶度积有关的计算
考点3　Ksp的意义图像分析
学生知识回顾
明确复习目标
导学诱思
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，沉淀的速率与溶解的速率相等C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子浓度相等且保持不变D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入沉淀物，将促进溶解
学生判断，解答
回顾有关沉淀溶解平衡的知识。淀溶解平衡的建立；
教材回归
一、难溶电解质的溶解平衡1．概念：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，沉淀
速率和沉淀
速率相等的状态．2．溶解平衡的建立：
固体溶质溶液中的溶质(1)
v（溶解）
v（沉淀），固体溶解
(2)
v（溶解）
v（沉淀），溶解平衡(3)
v（溶解）
v（沉淀），析出晶体
学生完成，掌握基本知识点
检查学生对本部分关键知识的掌握情况，为后面习题的讲解做好基础。
概括整合
3．溶解平衡方程式的书写：注意在沉淀后用(s)标明状态，溶液中用“aq”标明状态，并用“”连接。
如：Ag2S(s)
2Ag
(aq)
+S2－(aq)问题思考：①AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)
②AgCl＝Ag++Cl-
③CH3COOHCH3COO＋H＋
三个式子各表示什么含义？
对细节做强调要求，规范答题。
通过学生回答了解学生的掌握情况，并进行点拨
交流研讨
4、影响溶解平衡的因素：内因：电解质本身的性质
外因：遵循平衡移动原理：石灰乳浊液中，下列操作会使Ca（OH）2(s)
Ca2+
(aq)+
2OH-(aq)平衡如何移动？Ksp如何变化？操作加水升温加入CaCl2或NaOH加入CaO加入CaCO3加入盐酸平衡移动方向Ca2+]OH-]Ksp变化总结：①浓度：加水稀释，平衡向
移动，②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向
方向移动(Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少)。③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物相应的离子，溶解平衡向
移动，溶解度
。④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向
的方向移动．问题思考：1.加水稀释达平衡后，Ca2+]与OH-]的比值是少？升温达平衡又如何？2.加入CaCl2或NaOH或加入盐酸达平衡后，Ca2+]与OH-]的比值与加水稀释相同吗 为什么？例1．(2011·北京西城区质检)一定温度下，将足量的AgCl分别放入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是(
)①20
mL
0.01
mol·L－1
KCl溶液　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>⑤C．⑤>④>②>①>③
D．④>③>⑤>②>①解析：根据沉淀溶解平衡方程式及溶度积表达式，溶液中Cl-或Ag+浓度越大，越能抑制AgCl的溶解，AgCl的溶解度就越小。注意AgCl的溶解度大小只与溶液中的Cl-或Ag+浓度有关，与溶液体积无关。答案：B变式1：石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)
Ca2+(aq)+2OH―
(aq),加入下列物质，可使Ca(OH)2固体减少的是（
）A.Na2CO3溶液
B.AlCl3固体
C.NaOH浓溶液
D.CaCl2
固体
学生自主归纳总结
可引导学生从前边已经学过的有关平衡移动的知识点对本部分知识迁移分析。
导学诱思
淀溶解平衡既然是可逆平衡，如何从平衡常数角度表示淀溶解平衡？淀溶解平衡表达式中的离子浓度表示什么意义？
学生思考，分析
引导学习，归纳知识
理解与深化
二、沉淀溶解平衡常数——溶度积1．表达式：对于溶解平衡AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)Ksp＝
2．意义：溶度积(Ksp)反映了物质在水中的
．3．影响因素：溶度积常数只与难溶性电解质的性质和
有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。4．溶度积规则：某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc(离子积)与Ksp的关系Qc
Ksp：
溶液不饱和,无沉淀析出Qc
Ksp：
溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态Qc
Ksp：
溶液过饱和,有沉淀析出
知识回顾，提问
要求熟练掌握
例题辨析
例题2：（09·广东)硫酸锶（SrSO4）在水中的沉淀溶解平衡曲线如下，下列说法正确的是（
双选
）A．温度一定时，Ksp(SrSO4)随c(SO)的增大而减小B．三个不同温度中，313
K时Ksp(SrSO4)最大C．283
K时，图中a点对应的溶液是不饱和溶液D．283
K下的SrSO4饱和溶液升温到363
K变为不饱和溶液解析：平衡常数平衡常数只与温度有关，与物质的浓度无关，A错误；温度一定时Ksp＝c(Sr2＋)·c(SO)，由上图可知，313
K时，相同SO浓度下，Sr2＋的浓度最大，所以平衡常数最大，B正确；283
K时，a点Sr2＋的浓度比平衡时要小，Qc小于Ksp(283
K)，对应为不饱和溶液，C正确；283
K下的饱和溶液，突然升温至363
K，Ksp减小，析出沉淀，仍为饱和溶液，D错。
学生分析
理解基本概念，学会分析Qc与Ksp大小关系
对点训练
变式2：已知Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12，将等体积的4×10－3
mol·L－1的AgNO3溶液和4×10－3
mol·L－1的K2CrO4溶液混合，下列说法正确的是A．恰好形成Ag2CrO4饱和溶液
B．能析出Ag2CrO4沉淀C．不能析出Ag2CrO4沉淀
D．无法确定能否析出Ag2CrO4沉淀问题思考：①医院透视用的“钡餐”，为什么用BaSO4作而不用BaCO3？。②常温下，向KBr和KI混合溶液中滴加AgNO3溶液，当溶液中出现AgBr和AgI沉淀时，溶液中Br-]和I-]之比是多少？
提示：分析Qc与Ksp大小关系答案：B
培养学生独立运用知识做题能力。
迁移应用
三、沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的生成(1)调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质,可加入少量氨水调节pH至7-8,离子方程式为:
。问题思考：除去MgCl2溶液中的FeCl3杂质，可加入哪些物质调节溶液pH？(2)沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2+（除去污水中的重金属离子）离子方程式
。问题思考：1.若向等浓度的NaCl、Na2S的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液，先产生哪种沉淀？2.沉淀的溶解(1)酸溶解法：
如CaCO3溶于盐酸,离子方程式为
.(2)盐溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液,离子方程式为
(3)氧化还原溶解法：
如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。(4)配位溶解法：（了解）如AgCl溶于氨水,离子方程式为
。问题思考：请你从沉淀平衡的角度解释溶洞的形成。
学生阅读材料，分析原因让学生从沉淀溶解平衡角度解释
对沉淀溶解平衡的相关知识，加深理解，学会应用。
迁移应用
3.沉淀的转化(1)实质：
的移动．(2)特征：①一般说来，溶解度小的沉淀转化为溶解度
的沉淀容易实现．②沉淀的溶解度差别
，越容易转化．(3)应用：①锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为
.②矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)离子方程式为
.③硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3，在继续煮沸的过程中，MgCO3转化为更难溶的Mg(OH)2。例题3：对水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2而不是CaCO3和MgCO3的原因解释，其中正确的有（
）A.Mg(OH)2的溶度积大于MgCO3的溶度积，且在水中发生了沉淀转化B.Mg(OH)2的溶度积小于MgCO3的溶度积，且在水中发生了沉淀转化C.MgCO3电离出的发生水解，使水中OH-浓度减小，对Mg(OH)2的沉淀溶解平衡而言，Qc＜Ksp，生成Mg(OH)2沉淀D.MgCO3电离出的发生水解，使水中OH-浓度增大，对Mg(OH)2的沉淀溶解平衡而言，Qc＞Ksp,生成Mg(OH)2沉淀解析：Mg(OH)2的Ksp小于MgCO3的Ksp,故B正确；MgCO3水解产生OH-，而与Mg2+结合生成难溶物Mg(OH)2沉淀，故D正确。答案：BD变式3：要使工业废水中的重金属离子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PbSO4PbCO3PbS溶解度/g1.03×10－41.81×10－71.84×10－14由上述数据可知，选用的沉淀剂最好是(
)A．硫化物
B．硫酸盐
C．碳酸盐
D．以上沉淀均可问题思考：课本P94页，ZnS沉淀为什么会转化成为CuS沉淀？
学生总结归纳
对沉淀溶解平衡的相关知识，加深理解，学会应用。
概念提升
四、与溶度积有关的计算例题：已知25℃时，AgI饱和溶液中c(Ag＋)为1.23×10－8
mol/L，AgCl的饱和溶液中c(Ag＋)为1.25×10－5
mol/L。若在5
mL含有KCl和KI各为0.01
mol/L的溶液中，加入8
mL
0.01
mol/L
AgNO3溶液，下列叙述正确的是(　　)A．混合溶液中c(K＋)＞c(NO)＞c(Ag＋)＞c(Cl－)＞c(I－)B．混合溶液中c(K＋)＞c(NO)＞c(Cl－)＞c(Ag＋)＞c(I－)C．加入AgNO3溶液时首先生成AgCl沉淀D．混合溶液中约为1.03×10－3规律方法　Ksp与物质溶解能力的关系：(1)用溶度积直接比较难溶电解质的溶解能力时，物质的类型(如AB型、A2B型、AB2型等)必须相同。(2)对于同类型物质，Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。(3)对于不同类型的物质，当Ksp相差不大时不能直接作为比较依据，可通过比较饱和溶液溶质的物质的量浓度确定溶解能力强弱。巩固练习：在溶液中有浓度均为0.001
mol/L的Fe2＋、Cu2＋、Zn2＋、Mg2＋等离子，已知：KspFe(OH)2]＝4.9×10－17；KspCu(OH)2]＝2.2×10－20
KspZn(OH)2]＝1.2×10－17；KspMg(OH)2]＝5.6×10－12当其氢氧化物刚开始沉淀时，下列哪种离子所需的pH最小　　　　　　　　　　　　　　　　　　A．Fe2＋
B．Cu2＋
C．Zn2＋
D．Mg2＋
答案B学生分析提示：先分析谁反应，再算反应剩余，再求各离子量根据规律分析
初步学会分析如何计算Ksp。
课堂练习
已知:25℃时，KspMg(OH)2]
=5.61×10-12，KspMgF2]=7.42×10-11。下列说法正确的是
(
)A.25℃时,饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比,前者的
Mg2+]大B.25℃时,在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体,Mg2+]增大C.25℃时,Mg(OH)2固体在20
mL
0.01
mol/L氨水
中的Ksp比在20
mL
0.01mol/L
NH4Cl溶液中的Ksp小D.25℃时,在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后,
Mg(OH)2不可能转化为MgF2
09浙江学生分析
以上知识的综合运用
课堂小结
对照学习目标，从知识和能力两个方面总结本节课的收获。学生在解题过程中实现知识点的复习，体味学习的成就。
完成对应的知识梳理
对本节课的复习有一个全面整体的回顾
课后反思
本节课中涉及到平衡的相关知识可与前面内容迁移并用。另外，对于沉淀溶解平衡过程的理解还要加深。
总结知识
总结
教学反思：
1、留下足够的时间思考提出问题，对知识点予以整理归纳。2、问题的设计要注重实效，针对讲解内容，有针对的训练3、课前预习要到位，安排好课下具体任务和习题练习。
附：【高考试题回放】
1.(2010年高考山东卷)某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是(　　)
A．KspFe(OH)3]B．加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到
b点
C．c、d两点代表的溶液中
c(H＋)与c
(OH－)乘积相等
D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
2.（2010·海南高考·T5·2分）已知：Ksp(AgCl)=1.8×10—10，Ksp(AgI)=1.5×10—16
，Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10—12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag+浓度大小顺序正确的是
A．AgCl>AgI>
Ag2CrO4
B．AgCl>
Ag2CrO4>AgI
C．Ag2CrO4>AgCl>AgI
D．Ag2CrO4>AgI>AgCl
3.（2013高考化学江苏试题）一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示。已知:
pM=-lg
c(M)，pc(CO32－)=
-lg
cc(CO32－)。下列说法正确的是
A．MgCO3、CaCO3、MnCO3
的Ksp依次增大
B．a
点可表示MnCO3
的饱和溶液，且c(Mn2＋)=
c(CO32－)
C．b
点可表示CaCO3
的饱和溶液，且c(Ca2＋)D．c
点可表示MgCO3
的不饱和溶液，且c(Mg2＋)【解析】本题属于基本概念与理论的考查，落点在水解与电离平衡、物料守恒和电荷守恒、
离子浓度大小比较。图线变化隐含
pH
的实质。
A.pM
、p(CO32－)与pH一样，图线中数值越大，实际浓度越小。因此,MgCO3、CaCO3、MnCO3
依次减小。
B.a
点在曲线上，可表示
MnCO
3
的饱和溶液，又在中点，故c(Mn2＋)=
c(CO32－)。
C.b
点可表示
CaCO
3
的饱和溶液，但图线中数值越大，实际浓度越小，故c(Ca2＋)D.c
点在曲线上方，可表示
MgCO3
的不饱和溶液，且图线中数值越大，实际浓度越小，故c(Mg2＋)物质在水溶液中的行为
3.2
溶液的酸碱性、pH的简单计算
教学课题
专题
专题4溶液中的离子反应
教学目标
知识与技能
了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
过程与方法
通过实验联想、比较等培养学生的想象能力和思维能力
情感态度与价值观
通过溶液PH的测定，何会化学在生产生活中的应用。。
教学重点
pH的简单计算
教学难点
pH的简单计算
教学方法
讨论法
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
[知识回顾]写出醋酸、一水合氨溶于水和水的电离方程式：CH3COOHCH3COO－＋H＋
NH3·H2ONH4++OH—H2O
H++OH—水的离子积常数
[完成下表]溶液酸碱性c（H+）与c（OH—）关系任意温度室温（mol/L）pH值（室温）酸性c（H+）>c（OH—）小于7中性c（H+）=c（OH—）7碱性c（H+）练习口答、检查25℃
[H+]·[OH—]=
10—7=10—14=Kw
[阅读]P71本质对照表3—6大于7显碱性，小于7显酸性等于7显中性
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
取试纸置于表面皿上，用玻璃棒蘸取试液少许，点在试纸上观察颜色变化，与比色卡，读出。[讲解]
（二）有关pH的计算1．溶液简单混合
V1、V2的一元强酸或强碱.2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：①若酸和碱恰好中和.
即nH+=nOH—，pH=7.②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.特例：若强酸与强碱等体积混合①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3[分析]
①呈中性：即pH=7.
nH+=nOH—
10—a·V1=10—（14－b）·V2
V1
：V2=10—14+a+b
10n=10a+b－14
n=a+b－14
a+b=14+n
②若呈酸性.
即pH＜7
nH+＞nOH—
10—a·V1＞10—（14－b）·V2
V1
：V2＞10—14+a+b
10n＞10－14+
a+b
a+b＜14+n　　　　　　　　　③若呈碱性，即pH＞7，同理可知
a+b＞14+n
不湿润注意：强酸直接由[H+]总求pH值
强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值（注意）先判断显性离子！了解即可[练习]pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1
：V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1
：V2=10n时，a+b分别为多少？
教学过程
教师主导活动
学生主体活动
3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）
酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
下面把常见的几种情况分列出来.
①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无关）⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？例1．将0.5L0.1mol/L
Fe2(SO4)3溶液与1L0.6mol/L氨水溶液完全混合并过滤，溶液总体积不变，则所得滤液的pH值与下列选项符合的是__________A．等于0.3mol/L氨水的溶液的pH值B．等于0.2mol/L氨水溶液的pH值C．大于0.3mol/L氨水溶液的pH值D．小于0.2mol/L氨水溶液的pH值[解析]：先考虑反应，写出反应的离子方程式
Fe3+
+
3NH3·H2O===Fe(OH)3↓+3NH4+
1mol
3mol
0.1mol
0.3mol由此可知氨水过量0.3mol，但体积已为1.5L，此时氨水浓度为C==0.2mol/L请注意，上反应还生成了0.3ml
NH4+，但NH3·H2O的电离会产生抑制作用，故后成性没有0.2ml/L的纯氨水强，本题应选D.
例2．求下列混合溶液的pH：（1）pH=3和pH=5的两强酸等体积混合；（2）pH=8和pH=10的两强碱等体积混合。分析
酸溶液混合后，H+的物质的量等于原来两酸溶液H+的物质的量之和，从而求出[H+]及溶液的pH，碱溶液混合后，OH—的物质的量等于原来两碱溶液OH—的物质的量之和，从而求出[OH—]，根据Kw换算出[H+]，最后求出溶液的pH。在第（2）题中，切不可直接将两碱溶液中的H+的物质的量相加，不能认为这是混合溶液的H+的总量，否则就会造成很大错误。
解：（1）[H+]=
=5×10—4mol/L
pH=－lg(5×10—4)=3.3
（2）[OH—]=
=5×10—5mol/L[H+]==2×10—10mol/LpH=－lg(2×10—10)
=9.7
总结：两种强酸等体积混合的pH等于混合前pH数值小的加上0.3；两种强碱等体积混合的pH等于混合前pH数值大的减去0.3。（2）必须按显性离子计算。例3．常温下有体积为V1L，pH值为m的稀硫酸和体积为V2L、pH值为n的NaOH溶液混合后.
（1）如果V1=V2时.①当m+n=13时，则混合后溶液呈______________性.②当m+n=15时，则混合后溶液呈______________性.（2）如果混合后pH=7时；①当m+n=14时，则V1
：V2=____________.②当m+n=13时，则V1
：V2=____________.③当m+n＞14时，则V1
：V2=___________.（填表达表），且V1________V2（填＞、＜、或=＝
解析
H2SO4尽管为二元强酸，但当用pH值表示时，与几元则无关.（1）根据上文提及的特例，可知当m+n=13＜14，即混合液呈酸性.当m+n=15＞14，即混合液呈碱性，pH＞7.（2）若混合后溶液pH=7，即中性.根据上文提到，a+b=14+n，可推知当m+n=14时，则V1
：V2=1当m+n=13时，则V1
：V2=当m+n＞14时，则nH+=nOH—10—m·V1=10—(14—n)·V2V1
：V2=10—14+n+m=10m+n—14∵m+n＞14，∴V1
：V2＞1
即V1＞V2例4．Ba(OH)2和NaOH混合溶液的pH=14，取该溶液100mL，持续通入CO2，当CO2通入0.56L时生成沉淀最多（体积指标准状况，设溶液体积不发生改变），试通过计算回答：（1）Ba(OH)2和NaOH的物质的量浓度各为多少？（2）当通入CO2的体积为2.24L时，溶液中各种离子（除H+、OH—）物质的量浓度各为多少？解析：（1）混合液中总[OH—]=1mol/L，
n(OH)—=0.1mol当CO2道入0.56L时沉淀最多，此时发生如下反应：
Ba(OH)2
+
CO2===BaCO3↓+H2O1mol
1mol0.025mol
0.025molC[Ba(OH)2]==0.25mol/Ln(NaOH)=
n(OH—)总－2
n[Ba(OH)2]
=0.1－2×0.025=0.05(mol)C(NaOH)==0.5mol/L（2）当n(CO2)=0.1mol时，发生下列反应
CO2
+
OH—
=
HCO3—
0.1mol
0.1mol
0.1mol
此时溶液中无沉淀，故[Na+]=0.5mol/L
[Ba2+]=0.25mol/L
[HCO3—]=1mol/L小结：溶液中发生多种反应时常用关系式法、电得失守恒、电荷守恒。
[小结]能定性判断溶液的酸碱性，会进行PH的简单计算。[作业]讲义
板书计划
一、溶液的酸碱性二、溶液PH计算
反馈
PH试纸的使用要讲，PH计算只讲简单的。
[课后练习]
1．下列溶液中，pH最大的是（
）
A．pH=4的盐酸和pH=10的烧碱溶液等体积混合
B．pH=5的盐酸稀释1000倍
C．pH=11的烧碱溶液稀释1000倍
D．pH=11的氨水溶液稀释1000倍
2．有pH值都等于4的硝酸和醋酸，均取1mL加水稀释至amL和bmL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释后溶液的体积（
）
A．a=b=100mL
B．a=b=1000mL
C．a＜b
D．a＞b
3．中和相同体积，相同pH值的H2SO4、HCl、CH3COOH三种稀溶液时，用去同种浓度的NaOH溶液的体积依次为V1、V2、V3，则V1、V2、V3的大小关系正确的是（
）
A．V1=V2=V3
B．V1=V2＜V3
C．V1=V2＞V3
D．V1＜V2＜V3
4．等体积混合0.1mol/L盐酸和0.06mol/LBa(OH)2溶液后，溶液的pH等于（
）
A．2.0
B．12.3
C．1.7
D．12.0
5．有pH值相等的A、B、C、D四种一元酸的溶液各20ml，与过量镁充分反应后，产生氢气质量是D＞C＞B=A.这说明：①D的酸性最强.
②A与B的酸性最强且彼此相当.③原D反应后溶液的pH值最大.
④反应后原A和B的溶液的pH值最大；⑤反应前D的电离程度最大，⑥反应前四种酸的电离程度相同，其中正确的是（
）
A．①③⑤
B．②④⑥
C．①⑥
D．②③
6．pH值相同、体积相同的盐酸和醋酸分别与等体积、等浓度的NaOH溶液混合，若醋酸与氢氧化钠混合后溶液的pH值的7，则盐酸与氢氧化钠的混合后溶液的pH值（
）
A．＞7
B．＜7
C．=7
D．无法判断
7．相同条件下pH=3的盐酸和pH=3的醋酸：
（1）取等体积两溶液，分别稀释pH=4时，两者加水量的关系是：
前者________后者（填＞、＜或=，下同＝）；
（2）取等体积的两溶液，分别加入等物质的量的相应钠盐固体少量，两溶液的pH大小关系是：前者_________后者；
（3）各取两溶液VL，分别加入VLpH=11的NaOH，充分反应后，两溶液pH大小关系是：前者__________后者。
8．某工业废水，经化验含游离氯的浓度为0.001mol/L，且此废水的pH=4，为除去10L此废水中的游离氯，需加入浓度为0.025mol/L的Na2SO3溶液多少毫升？除氯后溶液的pH约为多少？
[直击高考]
1．室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是（06上海）
A．0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B．0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C．pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D．pH＝4的盐酸和pH＝l0的氨水
2．室温时，将x
mL
pH=a
的稀NaOH溶液与ymL
pH=b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是（06广东）
A．若x=y，且a+b=14，则pH>7
B．若10x=y，且a+b=13，则pH=7
C．若ax=by，且a+b=13，则pH=7
D．若x=10y，且a+b=14，则pH>7
参考答案
课后作业
1.[讲解]
pH最大，即溶液碱性最强，氢氧根离子浓度最大，D
2.[讲解]
pH相等强酸与弱酸，加水稀释相同倍数，强酸溶液PH变化大。C
3.[讲解]
相同pH值的H2SO4、HCl、CH3COOH三种稀溶液中，硫酸、盐酸氢离了子浓度相同，酸强浓度较大。
4.[讲解]
氢氧化钡是二元碱，且过量。B
5.[讲解]
D，采用排除法。
6.[讲解]
B