课件8张PPT。 第一节 弱电解质的电离
分别实验等体积、等浓度的盐酸、醋酸溶液跟等量镁条的反应；并测这两种酸的pH。实验探究 剧烈缓慢13气泡气泡结论：相同体积、浓度的盐酸和醋酸中，Ｈ＋浓度不相同。盐酸和醋酸溶液中都存在哪些微粒？HCl =H+ + Cl-比较：电离程度完全，“= ”不可逆部分，“ ”可逆化学键离子键，极性键极性键在水中存在形式水合离子分子、 水合离子强酸、强碱、多数盐弱酸、弱碱、水等初：V电离最大V结合= 0过程中：V电离减小V结合增大C分子最大C分子减小C离子=0C离子增大某时刻（平衡）V电离=V结合一、弱电解质的电离 一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态。2、特征：动：动态平衡等：V电离=V结合≠0定：条件一定，各物质浓度不变。变：条件改变，平衡被破坏。电离过程为吸热过程1、电离平衡正向移动增大增大减小逆向移动增大减小增大正向移动减小增大减小逆向移动减小增大增大不移动不变不变不变正向移动减小减小减小增大减小增大增大减小不变正向移动增大增大增大减小内因:
弱电解质本身性质①温度: 温度越高, 电离程度越大 (电离吸热)
②浓度: 浓度越小, 电离程度越大 (稀释促进电离)
③相同离子, 抑制电离
④离子反应, 促进电离3、影响电离平衡的因素通常电解质越弱，电离程度越小。外因:课件5张PPT。 第一节 弱电解质的电离
二、科学视野 电离常数1、定义：电离平衡的平衡常数，叫做电离常数2、表示：弱酸 HA H+ + A- 弱碱 BOH B+ + OH- 设计实验:比较:醋酸、碳酸和硼酸三种弱酸的相对强弱实验表明：醋酸能与Na2CO3溶液反应，放出CO2气体，而硼酸不能Na2CO3溶液反应。酸性：醋酸>碳酸>硼酸实验:向两支分别盛有0.1 mol/L醋酸和饱和硼酸溶液中滴加等浓度Na2CO3溶液，结论:实验与探究问题：你能否推测醋酸、碳酸和硼酸三种弱酸的相对强弱，与电离常数大小的关系？
3、应用:
在相同温度下，电离常数较大，则酸性较强即电离常数的大小反映了弱酸的酸性强弱已知：25℃时醋酸的电离常数为1.75×10-5 碳酸第一步的电离常数为4.4×10-7
硼酸的电离常数为5.8×10-10 （1）多弱酸是分步电离的，每一步都有一个 电离常数
（2）一般K1>> K2>>K3 ,即第二步电离通常比第
一步难得多，第三步又比第二步电离难得多
（3）计算多元弱酸溶液的c(H+)或比较弱酸酸
性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 H2S H+ + HS- K1=1.3×10-7 HS- H+ + S2- K2=7.1×10-15多元弱酸的电离常数课件27张PPT。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课堂练习：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2②③⑥⑦⑧⑨⑩②③⑥⑧⑩⑦⑨2. 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注意：课堂练习：习题4C习题5D课堂练习：DBD混合物AD2000年
上海 7三、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“ ”①② 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课堂练习： 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P41思考与交流分析一元弱酸（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。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。课堂练习：向左向右向左课堂练习：课堂练习：1996年全国，13B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：注意：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。
课件50张PPT。第四章 水溶液中的离子平衡第三节 盐类水解 根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）酸强酸弱酸弱碱强碱碱生成的盐1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐3、强碱弱酸盐4、弱酸弱碱盐NaCl、 K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3【知识回顾】【回忆思考】Na2CO3俗称什么？分别往Na2CO3和NaHCO3的
溶液中滴加酚酞，可观察到什么现象？？NaHCO3溶液Na2CO3溶液一、寻找规律探究盐溶液的酸碱性中性碱性碱性酸性中性碱性酸性强酸强碱盐强碱弱酸盐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一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：中性酸性碱性二、探究原因盐溶液呈现不同酸碱性的原因H2O H+ + OH–纯水中：当分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考：（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？分析后，填写书表格【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。Na+、Cl–、H+、OH–、H2O无c(H+) c(OH–)=中性无（对水的电离平衡无影响）【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。+有（促进水的电离） NH3 · H2O c(H+) c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、
NH3 · H2O水解方程式【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。+有（促进水的电离） CH3COOH c(H+) c(OH–)<碱性Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOH水解方程式CH3COONa == Na+ + CH3COO –NH4Cl == Cl – + NH4+ 二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：盐类的水解三、盐类水解： 在溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。(弱酸、弱碱)以CH3COONa和NH4Cl的水溶液的酸碱性为例：1、概念：盐 + 水 酸 + 碱盐 + 水 酸 + 碱盐易溶，有弱离子。促进水的电离。2、水解的条件：3、水解的实质：使 c (H+) ≠ c (OH–)生成弱电解质；4、水解的特点：⑴ 可逆⑵ 吸热⑶ 一般很微弱⑷ 水解平衡（动态）中和水解一般不用“↑”或“↓”；
一般不写“ ”，而写“ ”。，必有弱酸或弱碱生成⑸ 多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。5、水解的规律：⑴ 有__就水解；无__不水解；
⑵ 越__越水解；都__双水解；
⑶ 谁__显谁性；同强显__性。弱弱弱弱强中NaAc能弱酸
阴离子促进水的
电离碱性NH4Cl能弱碱
阳离子促进水的
电离酸性NaCl不能无无中性记住啦！ 在溶液中，不能发生水解的离子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2 –
C、Fe 3+ D、SO4 2 –DExercises下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ）
哪些呈碱性（ ）
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4①③④②⑤Exercises3. 等物质的量浓度、等体积的酸HA与碱NaOH
混合后，溶液的酸碱性是（ ）A、酸性 B、中性 C、碱性 D、不能确定D4. 下列物质分别加入到水中，因促进水的电离而使
溶液呈酸性的是（ ）
A、硫酸 B、NaOH C、硫酸铝 D. 碳酸钠C酸性碱性5. 在Na2S溶液中，c (Na+) 与 c (S2–) 之比值（ ）于2。A、大 B、小 C、等 D、无法确定A6. 盐类水解的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减小
D、没有发生中和反应 BExercises【课堂小结】一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：三、盐类水解：1、概念：2、水解的条件：3、水解的实质：4、水解的特点：5、水解的规律：溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。盐易溶，有弱离子。破坏水的电离平衡。生成弱电解质；可逆；吸热；一般微弱；水解平衡。⑴ 有弱就水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱双水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。盐 + 水 酸 + 碱四、盐类水解方程式的书写：先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少。So常用“ ” ；不写“ == ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ ) 四、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 + NaOHCH3COO– + H2O CH3COOH + OH–化学方程式：离子方程式：NaF + H2O HF + NaOHF– + 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)Na2CO3溶液中含有的粒子？5种离子，2种分子。？（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1、一般双水解，如：CH3COONH4CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O(NH4)2CO3
NH4HCO32、“完全双水解”的，用“ == ”、“↑”、“↓”。Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2请书写下列物质水解的方程式：Al2S3、Mg3N2 Al3+与AlO2–、HCO3–、CO32–、S2–、HS–、ClO–Fe3+与AlO2–、HCO3–、CO32–
NH4+与SiO32–Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S以上为“完全双水解”，进行得非常充分，故用“==”连接，
且标上“ ”、“ ”符号。常见“完全双水解”的弱离子组合——如: (NH4)2CO3 、NH4HCO3、 CH3COONH4但有些弱酸弱碱盐是进行“一般双水解”。（五）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：⑴ NaHCO3HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –①②HCO3 – + H2O CO32– + H3O +① 水解② 电离程度：>∴溶液呈 性碱⑵ NaHSO3HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –①②HSO3 – + H2O SO32– + H3O +① 水解② 电离程度：<∴溶液呈 性酸⑶ NaH2PO4溶液呈弱酸性⑷ Na2HPO4溶液呈弱碱性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】五、盐类水解平衡（一）定义：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）（二）影响因素：1、内因：盐本身的性质。（越弱越水解）① 不同弱酸对应的盐NaClO (aq) NaHCO3 (aq) MgCl2 (aq) AlCl3 (aq) 对应的酸HClO H2CO3<>碱 性② 不同弱碱对应的盐对应的碱酸 性Mg(OH)2 Al(OH)3<>161、内因：盐本身的性质。（越弱越水解）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>④ 多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，
水解趋势 电离趋势 ( NaH2PO4和NaHSO3 例外)Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4pH值> > >> > >⑤ 弱酸弱碱盐：水解程度较大>112、外因：① 温度：升温，促进水解。② 浓度：加水稀释，促进水解。③ 加酸： 弱碱阳离子的水解。 弱酸根离子的水解。抑制促进④ 加碱： 弱碱阳离子的水解。 弱酸根离子的水解。促进抑制配制FeCl3溶液需要注意什么问题？加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。思考HCl10对于水解平衡棕黄色变深棕黄色变浅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对于水解平衡CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–盐类水解
的应用六、盐类水解的应用：(一) 易水解盐溶液的配制与保存：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！铅容器或塑料瓶配制 FeSO4溶液：加少量 ；稀硫酸和Fe粉（考点）(二) 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NaHSO3溶液酸性NaH2PO4溶液酸性Na2HPO4溶液碱性（相同温度和浓度）(三) 判定离子能否大量共存：Al3+ 与 AlO2–Al3+ 与 HCO3–Al3+ 与 CO32–Al3+ 与 S2–Al 3+ + 3AlO2 – + H2OAl(OH)346Al 3+ + 3HCO3 – Al(OH)3 + 3CO22Al3+ + 3CO32– + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO22Al 3+ + 3S 2– + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S（四）盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。（五）某些化肥的使用使土壤酸碱性变化(NH4)2SO4（硫铵）Ca(OH)2、K2CO3（草木灰）酸性碱性它们不能混合使用，（六）利用盐类水解除杂否则会因双水解而降低肥效。如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质。① 加入Mg(OH)2② 加入MgO③ 加入MgCO3④ 加入Mg不引入新杂质！(主)(次)(八) 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Al2O3MgCl2· 6H2OMg(OH)2MgO晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2Fe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2CO3Na2CO3CuSO4Na2SO4CaCO3(七) 热的纯碱去污能力更强，Why？升温，促进CO32–水解。下列盐溶液加热蒸干后，得到什么固体物质？(八) 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Al2O3MgCl2· 6H2OMg(OH)2MgO晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2(七) 热的纯碱去污能力更强，Why？升温，促进CO32–水解。 制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2书 P61(九) 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 Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2 速度快
耗盐少混合前
混合后七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）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。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：七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）3、电荷守恒 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– )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– )七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）3、电荷守恒阳离子： 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– )溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。∵ 正电荷总数 == 负电荷总数七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）4、物料守恒（元素or原子守恒）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。七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）4、物料守恒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。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 / Lc (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L（元素or原子守恒）即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）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) ]4、物料守恒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。（元素or原子守恒）∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）如：NaHCO3溶液4、物料守恒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。（元素or原子守恒）∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1因此
c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）5、质子（H+）守恒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：NH4HCO3 溶液中 为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：H3O+、H2CO3NH3、OH–、CO32–c(H3O+) + c(H2CO3) = c(NH3) + c(OH–) + c(CO32–) 解题指导 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。例1：在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是
A．[Cl–]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH–]????
B．[NH4+]＞[Cl–]＞[H+]＞[OH–]
C．[Cl–]＝[NH4+]＞[H+]＝[OH–]????
D．[NH4+]＝[Cl–]＞[H+]＞[OH–] 解析： NH4Cl是可溶性的盐，属于强电解质，在溶液中完全电离 NH4Cl＝NH4+＋Cl–。因为NH4Cl是强酸弱碱所生成的盐，在水中要发生水解；
NH4++H2O NH3·H2O+H+，∴ [NH4+]比[H+]及[OH–]大得多；溶液因水解而呈酸性，所以[H+]＞[OH-]。综合起来，不难得出：[Cl–]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH–]。 例题分析 A例2：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)??
D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–) 解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH3·H2O ? NH4+ ＋ OH–），所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。
因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以
c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来，
c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。A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–) ＝１:３A例4：用均为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 (OH–) ＞ c (H+)
B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L
C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– )?????
D. c (CH3COO– )?＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L 解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的
电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根据电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。 因为Al(OH)3的电离有2种方式：Al(OH)3Al 3+ + 3OH –H + + AlO2 – + H2O所以 Al(AlO2)3 的水解离子方程式：Al 3+ + 3AlO2 – + H2OAl(OH)3+ 3OH –Al(OH)3+ 3H ++ 3H2O3Al(OH)34即 3H2O6课件62张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和溶液的酸碱性复习巩固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）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。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C(H+)C(OH-)加入碱：减小增大平衡逆向移动但Kw保持不变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）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-) C(H+)>1×10-7mol/LC(H+) 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（ ）
A4、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/L8×10-9 mol/L5、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-
C8、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HClKw[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第二节 水的电离和溶液的酸碱性溶液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-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-） =1×10-14B、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+）72、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=_______34698pH=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DD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
BD4、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
BCD5、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（ ）HB6、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 ________，
相同第二节 水的电离和溶液的酸碱性酸碱中和滴定一、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） 对应溶液
的 颜 色变色范围
红3.1橙4.4黄酚酞溶液红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2-3cm4、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。酸碱中和滴定：http://www.tudou.com/programs/view/nmBrcceCmCE/★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。滴定前俯视，滴定后仰视。分析：V标偏大，导致C测偏大。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（ ）
偏低偏低课件17张PPT。1、写出多元弱酸 H2A 的电离方程式和电离常数的表达式 复习提问:2、下列说法正确的是
A、强电解质一定是离子化合物，弱电解质一定是共价化合物
B、强电解质是易溶化合物，弱电解质是难溶化合物
C 、SO3的水溶液导电性很强，所以SO3是强电解质
D、一般情况下，温度升高，弱电解质的电离程度增大第二节 水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1、水是极弱的电解质：简写为：运用平衡移动原理，完成表格前三列！2、影响因素：(1)温度：(2)酸碱性：升高温度，促进水的电离加酸、加碱都抑制水的电离3、水的离子积： （1）定义： 一定温度下，纯水中 c(H+) · c (OH- ) 为一常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。KW = c(H+) · c (OH- ) c(H+) · c (OH- ) = K电离· c(H2O)= 常数记作KW实验测得：室温(25 ℃)，1 L 纯水(55.6mol)只有1 X 10 -7mol的水发生电离，即纯水中 C(H+) = C(OH-) = 10-7mol/L
所以，室温(25 ℃)，Kw = C(H+) · C(OH-)=1.0×10-14完成表格最后一列！增大不变不变（2）影响因素：T升高，KW增大（3）适用范围：不仅适用于纯水，也适用于任何稀的电解质溶液即：T一定，溶液 中的c(H+)与c(OH-)的乘积是常数有关水的离子积1、在水中加入稀盐酸后，水的离子积是否发生改变？2、在水中加入强碱后，水的离子积是否发生改变？3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和C(OH-)是否相等？4、已知，100℃时，水的离子积为10-12，求纯水中C(H+)为多少？练习：否否是10-6mol/LC(H+)>C(OH-)酸性C(H+)＜C(OH-)增大碱性C(H+)=C(OH-)中性不变不变完成表格剩余部分！中性溶液C(H+)=C(OH-)酸性溶液C(H+)>C(OH-)碱性溶液C(H+)＜C(OH-)常温下适用任何温度下=1×10—7mol/LC(H+)>1×10—7mol/LC(H+) <1×10—7mol/L溶液的酸碱性与C(H+)、C(OH-) 的关系：二、溶液的酸碱性有关溶液的酸碱性---正误判断1、如果C(H+)不等于C(OH-)则溶液一定呈现酸碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离。3、任何水溶液中都有H+和OH- 。4、C(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。5、对水升高温度， C(H+)增大，酸性增强。√√√××练习：练习1．常温时，1×10-3mol/L 盐酸中：（1）溶液中的c(H+)和c(OH-)分别等于多少?
（2）水电离出的c(H+)和c(OH-)分别等于多少?三、溶液中 C(H+)与C(OH-) 的计算依据：常温，KW= C(H+)·C(OH-)=10-14 结论：在酸溶液中，
c(H+)近似看成是酸电离出来的H+浓度，10-310-1110-1110-11水电离出的H+可以忽略；
c(OH-)则来自于水的电离。（1）溶液中的c(H+)和c(OH-)分别等于多少?
（2）水电离出的c(H+)和c(OH-)分别等于多少?练习2．常温下，1×10-3mol/L NaOH溶液中：结论：在碱溶液中，
c(OH-)近似看成是碱电离出来的OH-浓度，水电离出的OH-可以忽略；
c(H+)则来自于水的电离。10-1110-1110-1110-3练习3. 25℃某溶液中由水电离出的c(H+)= 1×10-11mol/L，
（1）溶液中的c(H+) 和c(OH-)等于多少？
（2）溶液是酸性还是碱性的？酸性或碱性1、水的
电离水的离子积：影响因素KW = c(H+) · c(OH -)
( 25℃时，KW = 1.0 ×10 -14 )小结2、溶液的酸碱性：3、在25℃时，0.1 mol·L－1 的硫酸中，水的KW值为
A．大于1×10－14 B．小于1×10－14
C．等于1×10－14 D．无法确定4、在下列叙述中，正确的是
A．在任何条件下，纯水的c (H＋)＝10－7 mol·L－1
B．在任何条件下，纯水都呈中性
C．在100℃时，纯水的 c (H＋) ＜ 10－7 mol·L－1
D．在100℃时，纯水中 c (H＋) ＞ 10－7 mol·L－1 CBD5、在25℃时，水的离子积常数KW＝1×10－14 ，在100℃时，KW＝1×10－12 ，说明
A．水的电离过程是一个吸热过程
B．100℃时，KW 较大
C．KW 与电离平衡无直接关系
D．25℃时的c(H＋)比100℃的时c(H＋)大6、往纯水中加入下列物质，能使水的电离平衡发生移动的是
A．NaCl固体 B．NaOH固体
C．乙醇 D．CH3COOH ABBD课件8张PPT。研究物质时定性分析：定量分析：鉴定物质是由哪些成分组成的。测定物质中各组成成分的含量。1、定义：用已知浓度的酸（或碱）来测定未
知浓度的碱（或酸）的方法叫酸碱
中和滴定。五、酸碱中和滴定：—— 定量实验 2、原理：实质：H+ + OH- = H2O酸碱中和的物质的量之比 = 化学计量数之比HCl + NaOH = NaCl + H2OC酸V酸C 碱V碱=C碱 =C酸V酸V碱例1：教材第49页例题3、公式：一些有机弱酸或有机弱碱，它们的颜色变化是在一定的pH范围内发生的4、实验的关键（1）准确测量参加反应的两种溶液的体积 （2）确定中和反应是否恰好完全反应5、酸碱指示剂：（1）定义：借助其颜色变化来指示溶液的pH的物质（2）一些酸碱指示剂的变色范围：甲基橙：3.1 ~ 4.4红橙 黄酚酞：8.2 ~ 10.0无色粉红红石蕊：5.0 ~ 8.0红紫 蓝若以 0.100 mol / L NaOH标准溶液滴定 20 mL 0.100 mol / L HCl
溶液为例，其滴定过程中PH变化情况如下表所示：分析数据：由于最后一滴NaOH（以0.04mL记）的加入，使
溶液的PH发生“突跃”，由4.3突跃到9.7，溶液的性质由酸性
立即变为碱性，如指示剂的颜色在此PH突跃范围发生明显的
改变，就能准确指示出滴定终点的到达。（此时其误差是极
小的） 甲基橙，酚酞均可以。4.31.02.33.37.09.710.711.712.5（2）铁架台（3）滴定管夹（4）锥形瓶（反应容器）（5）烧杯（接废液）酸式滴定管：碱式滴定管：装酸性、氧化性溶液（腐蚀橡胶）装碱性溶液（腐蚀玻璃）0刻度在上（与量筒不同）6、仪器、用品和试剂(1)滴定管温度为20℃（6）白纸读数：小数点后两位试剂：稀酸、稀碱、指示剂7、实验步骤：（1）滴前准备：①检查是否漏液，堵塞和活塞是否灵活②洗涤仪器滴定管：自来水，蒸馏水，盛装液（润洗）锥形瓶：自来水，蒸馏水 (不用盛装液洗）（2）装液：标准液：装入滴定管中（排、调、记）待测液：关键：（1）准确测定两溶液的体积；（2）准确判断滴定终点装入滴定管中（排、调、记）（4）滴定：右手：滴左手：摇眼睛：观色①先快后慢 ②滴定终点：半分钟不变色（5）读数：平视（小数点后两位）(6) 重复2~3次(7) 计算：取平均值（3）取液：取待测液于锥形瓶中（加指示剂2~3滴）课件19张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡第四节 难溶电解质的溶解平衡一、 难溶电解质的溶解平衡
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：内因、外因（浓度、温度）
（4）过程表示：
例如：AgCl(s） Ag+(aq) + Cl-(aq) 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。
例如，AgCl 20℃时在100g水中仅能溶解1.5×10-4g。尽管AgCl溶解很小，但并不是绝对不溶（溶解是绝对的），生成的AgCl沉淀会有少量溶解。因此，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。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。大于10g 易溶；1g～10g 可溶
0.01g～1g 微溶；小于0.01g 难溶 0.01g 的量是很小的，一般情况下，相当量的离子相互反应生成难溶电解质，可以认为反应完全了。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol/L，沉淀就达完全。课堂练习1、下列说法中正确的是（ ）
A.不溶于不的物质溶解度为0
B.绝对不溶解的物质是不存在的
C.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
D.物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
2、下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的是（ ）
①I－ ClO－ NO3－ H＋ ②K＋ NH4＋ HCO3－ OH－
③ SO42－ SO32- Cl－ OH－ ④Fe3+ Cu2+ SO42－ Cl －
⑤H＋ K＋ AlO2－ HSO3－ ⑥Ca2＋ Na＋ SO42- CO32-
A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④BB课堂练习3、试利用平衡移动原理解释下列事实：
(1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中
(2)CaCO3难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中
(3)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BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤的损失量 2. 溶度积常数
（1）难溶电解质的溶度积常数的含义
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
当溶解与结晶速度相等时，达到平衡状态
Ksp，AgCl =CAg+·CCl- 为一常数，该常数称为难溶电解质的溶度积常数，简称溶度积。
（2）难溶电解质的溶度积常数用Ksp表示。 通式：AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) 则Ksp, AnBm= CAm+n . CBn-m
练习：BaSO4、Ag2CrO4、Mg(OH)2、Fe(OH)3的溶度积3、溶度积与溶解度之间的关系例1、已知Ksp,AgCl＝1.56?10-10， Ksp,Ag2CrO4＝9.0?10-12，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度（用g/L表示）在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度
例2、把足量的AgCl放入1L 1 .0 mol ／L的盐酸溶液中溶解度是多少？（g/L）AgCl在盐酸溶液中溶解度比在水中的小。4、溶度积规则 ①离子积 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Q c >Ksp 时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和），体系中不断析出沉淀，直至达到平衡（此时Q c =Ksp ）
(2)Q c =Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡
Q c Qc称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的，为此瞬间溶液中的实际浓度，所以其数值不定，但对一难溶电解质，在一定温度下，Ksp 为一定值。②溶度积规则例：下列情况下，有无CaCO3沉淀生成？已知Ksp,CaCO3=4.96 ?10-9
（1）往盛有1.0 L纯水中加入0.1 mL浓度为0.01 mol /L 的CaCl2和Na2CO3；
（2）改变CaCl2和Na2CO3的浓度为1.0 mol /L 呢？ [Ca2+] =[CO32-] = 0.1?10-3?0.01/1.0 = 10-6 mol /L Qc = [Ca2+]×[CO32-] = 10-12 < Ksp,CaCO3=4.96 ?10-9
因此无 CaCO3沉淀生成。[Ca2+]×[CO32-] = 10-4 mol /L
Qc = [Ca2+]×[CO32-] = 10-8 >Ksp,CaCO3
因此有CaCO3沉淀生成。二、沉淀溶解平衡的应用1. 沉淀的生成
加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当 时有沉淀生成。
①调节pH法：加入氨水调节pH至7~8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。②加沉淀剂法：以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2+、Hg2+等生成极难容的硫化物CuS、HgS沉淀。例1、向1.0×10-3 mol?L-3 的K2CrO4溶液中滴加AgNO3溶液,求开始有Ag2CrO4沉淀生成时的[Ag+] =? CrO42-沉淀完全时, [Ag+]= ?
已知：Ksp，Ag2CrO4=9.0×10-12CrO42-沉淀完全时的浓度为1.0 ×10-5 mol?L-3
故有2. 沉淀的溶解
Qc < Ksp 时,沉淀发生溶解，使Qc减小的方法有：
(1) 利用氧化还原方法降低某一离子的浓度。
(2) 生成弱电解质。如：
H2S
FeS Fe2+ + S2-
S + NO + H2O
(3) 生成络合物，例银铵溶液的配制3. 分步沉淀
溶液中含有几种离子，加入某沉淀剂均可生成沉淀，沉淀生成的先后顺序按离子积大于溶度积的先后顺序沉淀，叫作分步沉淀。
Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全;如AgCl、AgBr、AgI、Ag2S
一般认为沉淀离子浓度小于1.0×10-5 mol/L时,则认为已经沉淀完全课堂练习3、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、CdSC例1：如果溶液中Fe3+和Mg2+的浓度均为0.10 mol／L, 使Fe3+完全沉淀而使Mg2+不沉淀的pH条件是什么? 相应的Ksp查阅教材P65页表格中数据。pH = 3.2解: Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
Ksp = [Fe3+]×[OH-]3 = 4.0 ×10-39
Fe3+ 沉淀完全时的[OH-]为:Mg2＋开始沉淀的pH值为:pH =9.1因此, 只要控制pH值在3.2 ~ 9.1之间即可使Fe3+定量沉淀而使Mg2+不沉淀。4、 同离子效应
（1）同离子效应的来源
HAc H+ + Ac-
加入NaAc，
NaAc ＝ Na+ + Ac- 溶液中Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了HAc的电离度.
同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子(阳离子或阴离子)的强电解质后，解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应，电离度降低。（2）同离子效应在沉淀溶解平衡中应用
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
加入AgNO3，平衡向沉淀方向移动， Cl-减少。
