选修4第三章《水溶液中的离子平衡》全部学案
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| 名称 | 选修4第三章《水溶液中的离子平衡》全部学案 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 556.6KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2010-04-04 07:22:00 | ||
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文档简介
选修4第三章《水溶液中的离子平衡》全部学案
【第一节】 弱电解质的电离
【高考说明】① 了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念
② 了解弱电解质在水溶液中的电离平衡
第1课时
【学习目标】⒈ 了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。
⒉ 了解强、弱电解质与结构的关系，能正确书写常见物质的电离方程式。
⒊ 理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。
【旧知回顾】
⒈ 电解质：_____________________________ _______ ___
非电解质：________________________________ _
⒉ 练习：［讨论］下列物质中Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。
电解质 _______________________
非电解质 _______________ ___
既不是电解质，也不是非电解质 _______________ ___
⒊写出下列物质的电离方程式：
NaCl：_____________________ NaOH ：____________________
H2SO4：____________________ NaHCO3___________________
NaHSO4:___________________
注意：离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电
【新知讲解】一、电解质有强弱之分
（观察试验3-1：P40 等体积等浓度的盐酸与醋酸的比较）
填表：
强电解质 弱电解质
概念
化合物类型
电离程度
在溶液中存在形式
电离过程
练习：下列电解质中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4，AgCl，Na2O，K2O，Na2O2
_____________________________是强电解质____________________________是弱电解质
讨论：⒈ CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小， CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？
⒉ BaSO4、AgCl是强电解质还是弱电解质，为什么？
例⒈在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ）
A. 1mol/L的甲酸溶液中c（H+）约为1×10－2 mol/L
B. 甲酸能与水以任意比例互溶
C. 1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L的NaOH溶液完全反应
D. 在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱
二、弱电解质的电离过程是可逆的
阅读P41：① 了解电离平衡的形成过程
② 复习化学平衡，比较电离平衡与化学平衡的异同
⒈ 电离平衡：
⒉ 电离平衡的特征：
⒊ 电离方程式的书写：
CH3COOH
NH3·H2O
H2O
注意：多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)
H2CO3
H3PO4
H2S
⒋ 弱电解质电离平衡的移动
（1）弱电解质的电离平衡符合 原理
（2）影响弱电解质电离平衡的因素有：
内因：
外因：① 温度： ；
② 浓度： ；
③ 同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质：
④ 加入能反应的物质：
讨论与探究：
⒈弱电解质加水稀释时，离子浓度_____ _ (填变大、变小、不变或不能确定）
⒉画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。
例2、以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，讨论：
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) 溶液导电能力
加少量硫酸
加CH3COONa (s)
加NaOH(s)
加水稀释
滴入纯醋酸
加热升温
加醋酸铵晶体
【问题与疑惑】
【课后练习】
1、 把0.05mol NaOH晶体分别加入到100mL下列液体中，溶液导电性变化较大的是
A、 自来水 B、0.5 mol/L盐酸 C、0.5 mol/L H2SO4 D、0.5 mol/L氨水
2、 下列说法正确的是
A、由强极性键形成的化合物不一定是强电解质
B、强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
C、NaCl溶液在通电的条件下电离成钠离子和氯离子
D、NaCl晶体中不存在离子
3、下列物质中水溶液中不存在除水电离以外的电离平衡的是
A、(NH4)2SO4 B、NaHCO3 C、H3PO4 D、Fe(OH)3
4、现有 ①0.1mol/L醋酸溶液；②0.1mol/L盐酸；③pH = 1 的醋酸溶液，分别加水稀释，使体积变为原来的10倍，对于稀释前后溶液的有关说法错误的是
A、稀释前，溶液 pH：① ＞ ② = ③
B、稀释后，溶液 pH：① ＞ ② = ③
C、稀释前，溶液中溶质的物质的量浓度：③ ＞ ① = ②
D、稀释后，溶液中溶质的物质的量浓度：③ ＞ ① = ②
5、pH = 1的两种一元酸HX和HY溶液，分别取100mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2体积分别为VHX和VHY。若相同条件下 VHX ＞ VHY ，则下列说法正确的是
A、HX可能是强酸 B、HY一定是强酸
C、HX的酸性强于HY的酸性 D、反应开始时二者生成H2的速率相等
6、三种正盐的混合溶液中含有0.2 mol ，则的物质的量为（ ）
A．0.1 mol B．0.3 mol C．0.5 mol D．0.15 mol
7、（07上海）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c(H+)相同
B．100mL 0.1mol/L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，pH都为5
D．两溶液中分别加人少量对应的钠盐，c(H+)均明显减小
8、（2004全国）将0.l mol·醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是
A．溶液中c（H+）和c（）都减小 B．溶液中c（H+）增大
C．醋酸电离平衡向左移动 D．溶液的pH增大
9、（2008年广东卷）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是
【第一节】 弱电解质的电离
第2课时
【学习目标】⒈巩固强弱电解质的概念.
⒉了解电离平衡常数及电离度的概念
【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
【学习难点】电离平衡常数的应用
【旧知回顾】
（1）划分电解质和非电解质的标准是什么？划分强电解质和弱电解质的标准是什么？
（2）电解质的强弱与溶液导电性的强弱有什么区别与联系？影响弱电解质电离平衡的因素有哪些
讨论：1．等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？产生的H2的量关系如何？
2．氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？产生的H2的量关系如何？
【新知讲解】
三、电离常数
叫做电离常数。
例如：醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10
由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性
1 一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如：CH3COOH CH3COO— + H+
Ka=
写出NH3·H2O的电离平衡常数
NH3·H2O NH4+ +OH— Kb=
注：①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与 有关，不随 改变而改变。
（2）电离平衡常数的意义：
K值越大，说明电离程度越大，酸碱也就越强；
K值越小，说明电离程度越小，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。
（3）影响K的外界条件：对于同一电解质的稀溶液来说，K只随温度的变化而变化，一般温度升高，K值变大。若不指明温度，一般指25℃。
（4）多元弱酸、多元弱碱的电离
阅读课本P43表3-1
2 多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第 步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4 H+ + H2PO4- K1=
H2PO4- H+ + HPO42- K2=
HPO42- H+ + PO43- K3=
注：K1>>K2>>K3
四、电离度的概念及其影响因素
（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时， 叫做电离度。
（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度 ；温度升高，电离度 ，因为弱电解质的电离过程一般需要 热量。
思考与交流：
不用计算，判断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离度大？
（1）20℃时，0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。
（2）10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。
【反馈练习】
⒈在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的是 （ ）
A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
⒉能说明醋酸是弱电解质的事实是 （ ）
A．醋酸溶液的导电性比盐酸弱 B．醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳
C．醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降
D．0.1mol/L的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.001mol/L
⒊下列叙述中错误的是 （ ）
A．离子键和强极性键组成的化合物一般是强电解质
B．较弱极性键组成的极性化合物一般是弱电解质
C．具有强极性键的化合物一定是强电解质
D．具有离子键的难溶强电解质不存在电离平衡
4、（09年海南化学·6）已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是：
A．该溶液的c(H+) = 10-4 mol/L
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7
D．将此溶液加水稀释后，电离的HA分子数大于0.1%
5、下列有关电离平衡常数（K）的说法中正确的是
A、电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱
B、电离平衡常数与温度无关
C、不同浓度的同一弱电解，其电离平衡常数不同
D、多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为 K1＜K2＜K3
6．（08天津卷）醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是
A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）
B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小
C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D、常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7
7、 25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.
8、某同学要通过实验确定某酸HA是弱电解质。方案如下：各取相同体积物质的量浓度都为0.1mol/L的HA溶液和盐酸装入两支试管，同时加入纯度相同的足量锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
试回答：
（1）方案中，说明HA是弱电解质的现象是
A、装盐酸的试管中放出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
（2）请你评价方案中不妥之处
————————————————————————————————————
（3）请你再设计一个简单实验来确定HA是弱电解质（药品和仪器任选）
【 第二节 】 水的电离和溶液的酸碱性
【高考说明】
1、了解水的电离和水的离子积常数
2、了解溶液的pH值的定义，能进行pH的简单计算
3、初步掌握酸碱滴定管的使用方法；初步掌握中和滴定的原理和方法
4、能通过化学实验收集有关数据和事实，并科学地加以处理
第1课时
【学习目标】⒈了解水的电离平衡及其“离子积”
⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系
【学习重点】⒈水的离子积
⒉溶液的酸碱性和pH的关系
【旧知回顾】
1、 写出下列物质在水溶液中的电离方程式
KHCO3 KAl(SO4)2
H2SO4 H2S
Ca(OH)2 NH3·H2O
2、[思考]
① 我们通常会说纯水不导电，那么水是不是电解质？它能电离吗？如能请写出水的电离方程式。
② 纯水中有哪些微粒？根据所学的弱电解质的电离平衡，请列举出可能会影响水的电离的因素。
【新知讲解】
一、水的离子积
阅读P45：
1．水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程
水的电离平衡常数的表达式为
2．[思考]： 实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少
3．水的离子积
水的离子积表达式：KW= 。
阅读P46：
一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。
25℃时，KW= ，100℃时，KW=10-12。
注意：
（1）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，由水所电离而生成的c (H+) c (OH-)。
[思考]：pH = 7 的溶液一定是酸性吗？
（2）25℃时，任何水溶液中，H+ 离子浓度和OH- 离子的浓度乘积都为 1×10- 14
二、溶液的酸碱性和pH
1．影响水的电离平衡的因素
（1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方向移动，C(H+)和C(OH-) ，KW 。
（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
例题1：
① 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= ， C(OH-)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。,
② 在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
③ 在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
[小结] 根据上面的计算，填写下表（影响水的电离平衡的因素）
条件变化 平衡移动方向 c（H+）（mol/L） c（OH－）（mol/L） 水的电离程度 KW
升高温度 H2OH＋＋OH－
加入NaCl
加入HCl
加入NaOH
结论：
（1）升高温度，促进水的电离KW增大
（2）酸、碱抑制水的电离
例题2：（08上海）常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)=1×10－13mol·L－1，该溶液可能是
① 二氧化硫水溶液 ② 氯化铵水溶液 ③ 硝酸钠水溶液 ④ 氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
2．溶液的酸碱性
阅读P46：思考与交流
讨论：① 在酸性溶液中是否有OH-，在碱性溶液中是否存在H+，试说明原因。
② 决定溶液酸碱性的因素是什么？
小结：
溶液的酸碱性： 常温（25℃）
中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L
碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
3．溶液的pH： pH=－lgc(H+)
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
【轻松做答】
（1）C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L pH=__ ___
C(H+)＝1×10-mmol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10- nmol/L pH=___ ___
（2）pH=2 C(H+)＝________ ；pH=8 c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/L pH= ______ ；c(H+)＝10mol/L pH= ______
归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)
pH 溶液的酸碱性
pH<7 溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性
pH=7 溶液呈 性
pH>7 溶液呈 性，pH越大，溶液的碱性
【知识拓展】
1、溶液的pOH = ________________
2、证明：在25℃时，pH + pOH = 14
说明：如果题目中没有指明温度，则默认为常温（25℃）
【反馈练习】
1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（ ）
A、C(H+)和C(OH-)都减少 B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大 D、C(H+)减小
2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的 （ ）
A、pH值升高 B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小
3．100℃时，KW=1×10-12，对纯水的叙述正确的是 （ ）
A、pH=6显弱酸性 B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性
C、KW是常温时的10-2倍 D、温度不变冲稀10倍pH=7
【课后练习】
1、下列说法中正确的是
A．在25℃的纯水中，c(H+)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，呈中性
B．溶液中若c(H+)＞10－7 mol/L，则c(H+)＞c(OH－)，溶液显酸性
C．c(H+)越大，则pH值越大，溶液的碱性越强
D．pH值为0的溶液中c(H+) = 0 mol/L
2、pH相同，物质的量浓度最大的酸是
A．HCl B．H3PO4 C．H2SO4 D．CH3COOH
3、下列叙述正确的是
A．向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸钠溶液，溶液的pH增大
B．向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液，溶液中c(Ac－)增大
C．向0.1 mol/L醋酸溶液中不断加水，溶液中c(H＋)增大
D．向0.1 mol/L醋酸溶液中滴入少量浓盐酸，溶液的导电性减弱
4、100℃时，Kw＝1.0×10－12，若100℃某溶液中的c（H＋）＝1.0×10－7mol/L，则该溶液
A．呈中性 B．呈碱性 C．呈酸性 D．c(OH－)/ c(H＋)＝100
5、向纯水中加入少量NaHSO4（温度不变），则溶液的
A．pH值升高 B．pH值降低 C．c(OH－)、 c(H＋)增大 D．c(H+)＞c(OH－)
6、常温下，某溶液中，由水电离出的c(H+)＝1.0×10－11mol/L，该溶液pH可能为
A．11 B．3 C．8 D．7
7、体积相同、pH相同的盐酸和醋酸，与碱中和时消耗的量
A．相同 B．盐酸多 C．醋酸多 D．无法比较
8、与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离：2NH3NH4＋＋NH2－。据此判断以下叙述中错误的是
A．液氨中含有NH3、NH4＋、NH2－等粒子
B．一定温度下液氨中c(NH4＋)、 c(NH2－)是一个常数
C．液氨的电离达到平衡时，c(NH3)＝c(NH4＋)＝c(NH2－)
D．只要不加入其他物质，液氨中c(NH4＋)＝c(NH2－)
9、在水电离出的c(H+)＝10－14mol/L的溶液中，一定能大量共存的
A．K＋、Na＋、HCO3－、Cl－ B．K＋、Br＋、AlO2－、Cl－
C．SO42－、Na＋、NO3－、Cl－ D．SO42－、NH4＋、Al3＋、Cl－
10、氢离子浓度相同的等体积的两份溶液A和B；A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确是的
①反应所需要的时间B＞A ②开始反应时的速率A＞B ③参加反应的锌的物质的量A＝B ④反应过程的平均速率B＞A ⑤盐酸里有锌剩余 ⑥醋酸里有锌剩余
A．③④⑤ B．③④⑥ C．②③⑤ D．②③⑤⑥
11、将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H+)最接近于
A．1/2· (10－8＋10－10) mol/L B．(10－8＋10－10) mol/L
C．（1.0×10－14＋5×10－5）mol/L D．2×10－10 mol/L
12、重水（D2O）的离子积为1.6×10－15，可以用pH一样的定义来规定pD＝－lg｛c(D+)｝，以下pD的叙述中，正确的是
A．中性溶液中pD＝7.0 B．含0.01mol的NaOD的D2O的溶液1L，其pD＝12.0
C．溶解0.01 mol的DCl的D2O的溶液1L，其pD＝2.0
D．在100mL0.25 mol/L的DCl的重水溶液中，加入50mL0.2 mol/L的NaOD的重水溶液，所得溶液的pD＝1.0
【 第二节 】 水的电离和溶液的酸碱性
第 2 课时
【课标要求】⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系
⒉掌握有关混合溶液ｐＨ值的简单计算
3、了解溶液稀释时pH的变化规律
【学习重点】⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
⒉有关溶液ｐＨ值的计算
【学习难点】ｐＨ值的计算
【旧知回顾】
溶液的酸碱性和pH
⒈定义：PH= ，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：
溶液的酸碱性 常温（25℃）
中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7
酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7
碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7
【新知讲解】
一、溶液PH的测定方法
（1）酸碱指示剂法
说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围
指示剂 变色范围的ｐＨ
石蕊 <５红色 5－8紫色 >8蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1－4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8无色 8－10浅红色 >10红色
（2）ｐＨ试纸法
使用方法：
（3）PH计法
二、有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
[例1] 分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。
[例2] 已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。
（二）酸碱混合溶液的PH计算
[例3] 将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例4] 将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例5] 常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1:1、11:9、9:11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
[小结] 有关pH计算的解题规律
（1）单一溶液的pH计算
① 强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc
② 强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= 10—14/nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc
（2）酸碱混合pH计算
① 适用于两种强酸混合 c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2）。
② 适用于两种强碱混合 c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2）
③ 适用于酸碱混合，一者过量时：
c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)碱V碱|
c(H+)混 V酸 + V碱
说明： ①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3
②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 — 0.3
④ 恰好完全反应，则c(H+)酸V酸 = c(OH—)碱V碱
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
[例6] 常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
[小结] 稀释后溶液pH的变化规律
（1） 酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不可能大于或小于7
（2） 对于pH = a 的强酸和弱酸溶液，每稀释10n 倍，强酸的pH就增大n个单位，即
pH = a + n ( a + n ＜ 7 ) ，弱酸的pH范围是：a ＜ pH ＜ a + n 。
[练习] 画出酸溶液在稀释过程中pH的变化图
（3） 对于pH = b的强碱和弱碱溶液，每稀释10n 倍，强碱的pH就减小n个单位，即
pH =b - n ( b - n ＞ 7 ) ，弱碱的pH范围是：b - n ＜ pH ＜ b 。
[练习] 画出碱溶液在稀释过程中pH的变化图
（4） 对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸的大（强碱和弱碱也类似）
说明：弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。
【我的疑惑】
【反馈练习】
1．求下列溶液混合后的pH：
(1) 把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝ 。
(2) 把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH= 。
(3) 把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝ 。
2．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）= ；
若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）= 。
3．20 mL 0.01mol／L KOH溶液的pH为 ；30 mL 0.005mol／L H2SO4溶液的pH为 ；两溶液混合后，溶液的pH为 。
4．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温
度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子 10-6
积从_________增加到____________； 10-7
（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持
在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐
酸的体积比为__________ 。
【课后练习】
．（05南京二模7．）某溶液中含有HCO3－、SO32－、CO32－、CH3COO－等四种阴离子。向其中加入足量的Na2O2粉末后，溶液中离子的浓度基本保持不变的是（不考虑溶液在反应前后的体积变化）
A．SO32－ B．CH3COO－ C．CO32－ D．HCO3－
．（06苏州第一次调研）将pH=1的盐酸平均分成2份，l份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为
A．9 B．10 C．11 D．12
．（05盐城三模9．） 对室温下pH相同、体积相同的氨水和氢氧化钠溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均碱小
B．温度下降10oC，两溶液的pH均不变
C．分别加水稀释10倍，两溶液的pH仍相等
D．用盐酸中和，消耗的盐酸体积相同
．(06梁丰中学10月月考）25℃时，向V ml PH=a的盐酸中滴加PH=b的NaOH溶液10V ml，反应后的溶液中c(Cl－)=nc(Na＋)，则此时a+b的值为
A．12 B．13 C．14 D．15
．（06南通第一次调研）pH=2的两种一元酸HX和HY的溶液分别取50mL，加入过量的镁粉，充分反应后，收集H2的体积在相同状况下分别为V1和V2，若V1>V2，下列说法正确的是
A．HX一定是弱酸 B．NaX水溶液的碱性弱于NaY水溶液的碱性
C．HX一定是强酸 D．反应开始时二者生成H2的速率相同
．（06浙江九校9月联考）一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如右图所示，下列说法正确的是
A．a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b
B．a、b、c三点醋酸的电离程度：a＜b＜c
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1mol/L氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液体积：
c＜a＜b
．（05南通一模10．）将一元酸HA的溶液与一元碱BOH的溶液等体积混合，若所得溶液显酸性，下列有关判断正确的是
A．若混合前酸、碱pH之和等于14，则HA肯定是弱酸
B．若混合前酸、碱物质的量浓度相同，则HA肯定是弱酸
C．溶液中水的电离程度：混合溶液＞纯水＞BOH溶液
D．混合溶液中离子浓度一定满足：c(B＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)
．（05盐城一模16．）甲酸和乙酸都是弱酸，当他们的浓度均为0.10mol·L－1时，甲酸中的c（H+）约为乙酸中c（H+）的3倍。现有甲酸溶液a和乙酸溶液b，经测定他们的pH：pHa = pHb。由此可知
A．c (甲酸)= 3c (乙酸)
B．c (甲酸)=1/3 c (乙酸)
C．两溶液中水电离出的c（OH－）相同
D．等体积的a、b溶液用NaOH溶液中和时，消耗NaOH的物质的量a＜b
．（05宿迁三模18．） MOH和ROH两种一元碱的溶液
分别加水稀释时，pH变化如右图所示。
下列叙述中不正确的是
A．ROH是一种强碱
B．在x点，MOH完全电离
C．在x点，C(M+)=C(R+)
D．稀释前，C(ROH)=10C(MOH)
．（2007海南·）下列叙述正确的是（ ）
A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性
B．pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4
C．0.2mol/L的盐酸，与等体积水混合后pH=1
D．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7
．（09年宁夏理综·11）将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势，其中错误的是
．（09年山东理综·15）某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别是稀、平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是学科
A．Ⅱ为盐酸稀释时pH值变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点Ka的数值比c点Ku的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
．（06徐州9月调研）25℃时，水的离子积为10－14；100℃时，水的离子积为10－12。若在100℃时，将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝l的H2SO4溶液b L混合，请填空：
(1) 100℃比25℃时水的离子积较大的原因是：
______________________________________ ________________________
(2) 若所得溶液为中性，则a∶b＝_______；
若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝_______
【 第二节 】 水的电离和溶液的酸碱性
第3课时： 酸碱中和滴定
【学习目标】
1、理解酸碱中和滴定的基本原理。
2、初步学会中和滴定的基本操作方法。
3、掌握酸碱中和的有关计算和简单误差分析。
【学法指导与知识提要】
中和滴定是化学分析中的一种重要方法，滴定操作技术要求比较严格。本节重点是掌握中和滴定的方法，难点是中和滴定的操作技术和实验误差分析。
【旧知回顾】
测定溶液酸碱性的方法有哪些？
定性测定：
定量测定：
【新知讲解】
一、酸碱中和滴定的原理
1、实质：H++OH-＝H2O
酸、碱有强弱之分，但酸、碱中和反应的实质不变。
例：HCl+NaOH＝NaCl+H2O
CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O
H2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O
反应中，起反应的酸、碱物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O
由 H2SO4---------NaOH
1mol 2mol
C酸·V酸 C碱·V碱
则C碱=
2、概念：
________________________________________________________________________叫“中和滴定”。
二、中和滴定操作
1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。
酸式滴定管可盛装________________
碱式滴定管不能盛装__________________
2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。
3、滴定前准备
（1）检查滴定管是否漏液
（2）玻璃仪器洗涤：
① 水洗
② 用标准液润洗装标准液的滴定管
③ 用待测液润洗装待测液的滴定管
（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。调整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。
（4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液
注意：锥形瓶只能用蒸馏水洗 ，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。
（5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。
[指示剂的选择]
指示剂的颜色变化要灵敏，变色范围最好接近等当点，且在滴定终点由浅色变深色，即：碱滴定酸宜用酚酞作指示剂，酸滴定碱宜用甲基橙作指示剂（滴定过程中一般不能用石蕊作指示剂）。
注意：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。
4、滴定操作
左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中溶液颜色变化，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且半分钟不再变化为止，记下刻度读数。
再重复上述操作一次或两次。（定量分析的基本要求）
终点的判断方法：最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，半分钟不再变化。
滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。
5、数据的处理
取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。（如果有偏差太大的要舍去）
注意：
用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。
三、中和滴定误差分析
造成滴定误差的关键因素是：
① 标准液浓度是否准确 ② 待测液体积 ③ 滴定时耗标准液的体积。
因此，滴定时引起误差的错误操作常有以下几点：
1、锥形瓶水洗后，又用待测液润洗，再取液，待测液实际用量增大造成测定结果是浓度偏高。
2、不能用量筒取待测液，因量筒为粗略量具，分度值为最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。
3、滴定管水洗后未用标准液润洗就直接装入标准液，造成标准液稀释，滴定中耗体积增大，测定结果是使待测液浓度偏高。
4、滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，气泡作标准液体积计算，造成测定结果浓度偏高。
5、滴定过程中，标准液滴到锥形瓶外，或盛标准液滴定管漏液，读数时，V标偏大，造成测定结果是待测液浓度偏大。
6、盛待测液滴定管水洗后，未用待测液润就取液入锥形瓶，造成待测液被稀释，测定结果浓度偏低。
7、读数不准确，例如，盛标准液的滴定管，滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小。造成计算标准液体积差偏小，待测液测定结果浓度偏低。
8、待测液溅到锥形瓶外或在瓶壁内上方附着未被标准液中和，测定结果待测液浓度偏低。
9、标准液滴入锥形瓶后未摇匀，出现局部变色或刚变色未等待半分钟观察变色是否稳定就停止滴定，造成滴定未达终点，测定结果待测液浓度偏低。
注意：
（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，
碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。
（2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。
（3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。
（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。
（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。而酸、碱恰刚巧完全中和时，溶液不一定呈中性。
[例1] 准确量取25.00mL KMnO4溶液可以选用的仪器是（ ）
A、50mL量筒 B、10mL量筒 C、50mL酸式滴定管 D、50mL碱式滴定管
[例2] 在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/L HCl溶液，其液面恰好在5mL刻度处。若把滴定管内溶液全部放入烧杯中,再用0.1mol/L NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积 （ ）
A．大于20mL B．小于20mL C．等于20mL D．等于5mL
[例3] 下图是向20.00mL盐酸中逐渐滴入NaOH溶液时，溶液pH值变化的图象，根据图象分析，下列结论中不正确的是（ ）
A、盐酸起始浓度为0.1mol·L-1 B、NaOH溶液浓度为0.08mol·L-1
C、滴入碱量为20mL时，向混合溶液中滴入2滴甲基橙试液，溶液显橙色
D、滴到中和点时，耗NaOH物质的量为0.002mol
【我的疑惑】
【反馈练习】
1．室温下0.l mol·L－1 NaOH溶液滴定a mL某浓度的HCl溶液，达到终点时消耗NaOH溶液b mL，此时溶液中氢离子的浓度c(H+) / mol·L－1是
A．0.la/(a+b) B．0.1b/(a+b) C．1×107 D．1×10－7
2．下列实验中，直接采用沾有水滴的仪器，对实验结果没有影响的是
A．氨的喷泉实验 B．实验室制氧气：试管
C．中和滴定：锥形瓶 D．中和滴定：滴定管
3．实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是
A．酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸溶液润洗2~3次
B．开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3次
4．实验室有一瓶混有氯化钠的氢氧化钠固体试剂，经测定NaOH的质量分数约为82.0%，为了验证其纯度，用浓度为0.2mol/L的盐酸进行滴定，试回答下列问题：
（1）托盘天平称量5.0g固体试剂，用蒸馏水溶解于烧杯中，并振荡，然后立即直接转入 500mL容量瓶中，恰好至刻度线，配成待测液备用。请指出以上操作中出现的五处错误。
（2）将标准盐酸装在25.00mL 滴定管中，调节液面位置在 处，并记下刻度。
（3）取20.00mL待测液，待测定。该项实验操作的主要仪器有________________。 用 _______________试剂作指示剂时，滴定到溶液颜色由_________ 刚好至_______ 色时为止。
（4）滴定达终点后，记下盐酸用去20.00mL，计算NaOH的质量分数为 。
（5）试分析滴定误差可能由下列哪些实验操作引起的 。
A．转移待测液至容量瓶时，未洗涤烧杯
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接装盐酸
C．滴定时，反应容器摇动太激烈，有少量液体溅出
D．滴定到终点时，滴定管尖嘴悬有液滴 E．读滴定管开始时仰视，读终点时俯视
5．如图
（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B、B与C刻度相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体体积是 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） 。
A．是a mL B．是（50－a）mL
C．一定大于a mL D．一定大于（50－a）mL
【课后练习】
1、下列仪器中，没有“0”刻度线的是（ ）
A、温度计 B、量筒 C、滴定管 D、容量瓶
2、一支25mL滴定管，内盛溶液液面在15.00mL刻度处，当将滴定管内液体全部排出时，所得液体的体积是（ ）
A、10.00mL B、15.00mL C、小于10.00mL D、大于10.00mL
3、用0.1mol·L－1 NaOH溶液滴定100mL 0.1mol·L－1盐酸，若滴定误差在±0.1%以内，反应完毕后，溶液pH的范围为（ ）
A、3.3～10.7 B、4.3～9.7 C、5.3～8.7 D、6～8
4、将含有杂质的4.0g NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于锥形瓶中，用0.1mol·L－1的盐酸滴定。用甲基橙作指示剂，滴定达终点时，耗酸19.0mL，则NaOH中含有的杂质不可能为
A、NaCl B、Na2CO3 C、NaHCO3 D、Ca(OH)2
5、已知常温常压下，饱和CO2的水溶液pH=3.9，则可推断用标准盐酸滴定NaHCO3溶液时，适量选择的指示剂及终点颜色变化的情况是（ ）
A、石蕊，由蓝变红 B、甲基橙，由橙变黄
C、酚酞，由红变浅红 D、甲基橙，由黄变橙
6、用0.01mol/L NaOH溶液滴定0.01mol/L的H2SO4溶液中和后加水到100mL。若滴定时终点判断有误差：①多加了一滴NaOH，②少加了一滴NaOH。（设1滴为0.05mL），则①和②溶液中C（OH-）之比值是（ ）
A、1 B、10-4 C、104 D、4×104
7、两人用同一瓶标准盐酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲将锥形瓶用NaOH待测液清洗后，使用水洗后后的移液管移取碱液于锥形瓶中；乙则用甲用过的移液管取碱液于刚用蒸馏水洗过的尚残留有蒸馏水的锥形瓶中，其它操作及读数全部正确，你的判断是（ ）
A、甲操作有错 B、乙操作有错
C、甲测得的数值一定比乙小 D、乙测得的值较准确。
8、A同学用10mL量筒量取某液体，读数时视线偏高（如下图），该同学所得读数是 ， B同学向50mL滴定管中加入某种液体，在调整液面高度后，读数时视线偏低（如下图），该同学所得读数是 。
9．用沉淀法测定NaHCO3和K2CO3均匀混合物的组成。实验中每次称取样品的质量、向所配制的溶液中加入Ba(OH)2的溶液体积、生成对应沉淀的质量等实验数据见下表：
实验序号 样品质量/g V[Ba(OH)2(aq)/L 沉淀质量/g
1 a 0.5 b
2 2a 0.5 2.758
3 2.574 0.5 3b
4 4a 0.5 4b
5 5a 0.5 4b
请回答下列问题：
（1）b= g；
（2）样品中n(NaHCO3)：n (K2CO3)= 。
（3）25℃时，取第3次实验后的滤液的1/10，加水稀释至500ml，试计算所得溶液的pH值。
10．有PH为13的Ba(OH)2、NaOH的混合溶液100mL，从中取出25mL用0.025mol/LH2SO4滴定，当滴定至沉淀不再增加时，所消耗的酸的体积是滴定至终点所耗酸体积的一半。求：
（1）当滴到沉淀不再增加时，溶液的pH（设体积可以加和）
（2）原混合溶液中Ba(OH)2和NaOH的物质的量浓度
11、 维生素C的分子式是C6H8O6，水溶液呈酸性，高温或较长时间受热易损耗，许多新鲜水果、蔬菜、乳制品中都含有丰富的维生素C，例如：新鲜橙汁中含维生素C浓度在500mg·L－1左右。
某校化学课外活动小组进行测定果汁中维生素C含量实验，下面是他们的实验过程及分析报告，请根据此报告填写有关空白。
（1）实验目的：测定××牌软包装鲜橙汁维生素C含量。
（2）实验原理：C6H8O6+I2→C6H6O6+2H++2I－。
（3）实验用品和试剂：
① 仪器和用品（自选，略）
② 试剂：浓度为7.50×10－3mol·L－1的标准碘（水）溶液，指示剂，蒸馏水等。
（4）实验过程：
① 洗涤仪器，检查是否漏液，用标准液润洗后装好标准液待用。在此步操作中，需用蒸馏水洗涤的仪器有 。用标准液润洗的仪器是 。
② 打开橙汁包，目测：颜色—橙黄色，澄清度—好，将仪器 该橙汁润洗2～3遍，移取20.00mL橙汁入锥形瓶，向瓶中加入2滴指示剂，该指示剂的名称是 。
③ 用左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注视 。滴定至终点时的现象是 。
（5）数据记录和处理：（设计出表格，将三次滴定所得数据都填入表格中），若经数据处理，滴定中消耗标准碘溶液体积平均值为20.00mL，则此橙汁中维生素C的含量是 mg·L－1。
（6）问题讨论：
① 从测定结果看，此软包装橙汁是否是纯天然橙汁 （填序号）
A、可能是 B、一定是 C、不是
② 制造商可能采取的作法是 （填序号）
A、天然橙汁被加水稀释 B、天然橙汁被浓缩
C、向天然橙汁中添加维生素C D、用水和其原料混合制作
③ 对上述结论，你的意见是 （填序号）
A、向新闻界公布 B、向有关部门反映
C、继续实验 D、调查后再作结论
【 第三节】 盐类的水解
【高考说明】
1、 了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产生活中的应用（弱酸弱碱的水解不作要求）。
第1课时
【学习目标】1．理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解的过程，掌握盐类水解的本质。
2．掌握盐类水解方程式的书写方法。
3．学会分析问题，学会透过现象看本质。
【学习重点】盐类水解的本质
【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析
【学习过程】
【旧知回顾】
1、 中和反应的实质是什么？
2、 在盐酸溶液中存在着哪些平衡？在醋酸溶液中存在着哪些平衡？（用方程式表达）
醋酸的存在对水的电离平衡有什么影响？
3、 盐的分类：
从形成盐的酸与碱的强弱角度，可将盐分为四类： ___________、_________、_________、_____________。
【新知讲解】
一、探究盐溶液的酸碱性
[科学探究] 阅读课本P54，观察实验
① 根据实验结果填写下表：
盐溶液 Na2CO3 NH4Cl NaCl CH3COONa Al2(SO4)3 KNO3
操作：加石蕊 蓝 红 紫 蓝 蓝 紫
操作：加酚酞 红 无 无 红 红 无
结论：酸碱性
盐的类型
② [讨论]
由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。
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
③ [归纳]
盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa
强酸弱碱盐 NH4Cl
强酸强碱盐 NaCl
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
[回顾]
决定溶液酸碱性的根本因素是什么？
[思考与交流] 自学课本P55~P56，讨论并给出下列问题的答案
1．强碱弱酸盐的水解
(1) CH3COONa溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。
(2) 溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH3COONa溶液显碱性？
(3) 写出CH3COONa溶液水解的化学方程式和离子方程式。
2．强酸弱碱盐的水解
[自我检查]
应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
三、盐类的水解:
[归纳]
1、定义
________________________________________________________叫做盐类的水解。
2、盐类水解的实质：
在水溶液中盐电离出的阳离子（或阴离子）结合水电离出的________离子（或________离子），破坏了水的电离平衡，___________水的电离，使得溶液中H+或OH－的浓度不等，因此溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
2、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，并使溶液显酸性或碱性。
（3）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
盐＋水酸+碱 （中和反应的逆反应）
中和反应 ________ 热，所以水解 _________ 热.
中和反应程度 ________ ，所以水解程度 __________ (较大、较小),书写水解方程式时要用可逆符号。由于程度较小，一般不标明气体,沉淀符号.
（4）盐溶液（除酸式盐溶液）中H+和OH－全部由水电离提供，在常温下，溶液中
c(H+)·c(OH－)＝10－14
3、盐类水解的规律
水解的规律是：
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，同强显中性。
[例题1]
有四种一元酸HA、HB、HC、HD，相同物质的量浓度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞试液呈红色；同体积、同物质的量浓度的HB、HC用样的装置分别作导电性试验，发现后者的灯泡比前者亮，则这四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________。
[例题2]
某两种二元酸H2A、H2B在水中的电离方程式分别是：
H2A H+ + HA– ，HA– H+ +A2–
H2B H+ + HB– ，HB– H+ + B2– 。
回答下列问题：
（1）NaHB溶液显_______ __（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________ ____（用离子方程式表示）。
NaHA溶液显_______ __ ，请说明理由。
（2）Na2B溶液显_______ __（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________ ____（用离子方程式表示）。
三、盐类水解离子方程式的书写
[书写规则]
1、盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
2、一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3、 多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。
如Na2CO3的水解过程:
第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
4、多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：
谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成__________，阴离子水解生成______________，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
[练习]
写出下列物质水解的离子方程式
（1）硫酸铁_________________________________________
（2）明矾_______________________________________
（3）将NH4Cl加入到重水中
（4）由FeCl3制Fe(OH)3胶体
【反馈练习】
1．下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH值减小的是
A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D、NH3.H2O
2．下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是
A、CH3COONa B、Na2SO4 C、NH4Cl D、H2SO4
3．下列式子属于水解反应，且溶液呈酸性是
A、HCO3—+H2O H3O++CO32—
B、Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
C、HS—+H2O H2S+OH—
D、NH4++H2O NH3·H2O+H+
4．pH均为5的NH4Cl溶液和稀盐酸中，由水电离出的H+浓度比较
A. 一样大 B. 前者大 C. 后者大 D. 无法判断
5．pH=9的NaOH中水的电离度为α1，pH=9的CH3COONa溶液中中水的电离度为α2，则α1/α2的值是
A. 1 B. 5/9 C. 1×104 D. 1×10-4
6．等物质的量浓度下列四种溶液中，NH4+浓度最大的是
A、NH4Cl B、NH4HCO3 C、NH4HSO4 D、NH4NO3
7．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3
【 第三节】 盐类的水解
第2课时
【学习目标】1、进一步理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
2、能快速、正确地书写盐类水解的离子方程式
3、掌握影响水解平衡移动的因素
4、盐类水解的应用
【学习重点】盐类水解的影响因素及其应用
【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析
【学习过程】
【旧知回顾】
一、盐类水解的实质
1．盐类水解的实质_________________________________________________________
2．盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。
二、盐类水解的类型和规律
1．强碱弱酸盐水解，溶液呈_________ __性，PH_________7。如CH3COONa等。
原因是_______与水电离出的_ __结合生成_______，从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
2．强酸弱碱盐水解，溶液呈___ __性，PH__ __7。如NH4Cl等。
原因是_______与水电离出的_ __结合生成_____ 。从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。
写出下列盐水解的离子方程式：
FeCl3
（NH4））2SO4
3．强酸强碱盐不发生水解，溶液呈__ ___性，PH___ _7。
4．弱酸弱碱盐强烈水解，溶液的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的相对强弱。
5．弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大
小。若电离程度___ __水解程度，则溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若
电离程度___ ___水解程度，则溶液呈碱性。如NaHCO3、Na2HPO4等
水解规律：“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性”。
[思考与交流]
(1) 用____ ___可鉴别NH 4Cl、NaCl、CH3COONa三种溶液。
(2) 相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小顺序为____________
(3) 相同浓度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分别等于8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为________________________.
【新知讲解】
一、影响盐类水解的因素
[科学探究] 完成课本P57 [科学探究]
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
FeCl3水解的化学方程式：
影响因素 实验操作 现象 平衡移动方向 Fe3+的水解程度 PH变化
浓度 加FeCl3
加水
溶液的酸碱度 加HCl
加少量的NaOH
加NaHCO3
加Na2CO3
温度 温度升高
[归纳总结] 影响盐类水解的因素
（1）盐类本身的性质：
这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度___________，溶液的碱性或酸性______________________
（2）温度：盐的水解是____________反应。因此升高温度其水解程度_____________。
（3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越______________.
（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。
如Na2CO3溶液中加碱可以___________水解，加酸可以_____________水解。
【反馈练习】
1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32- 更接近2:1的措施是
A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固体 D 加热
2．为了使Na 2S溶液中[]/[S2-]的比值变小，可加入的物质是：①适量盐酸；②适量NaOH溶液；③适量KOH溶液；④适量KHS溶液
A、①② B、②③ C、③④ D、①③
3．为了配制CH3COO-与Na+离子物质的量浓度值比为1：1的溶液，可向溶液中加入
A、适量的盐酸 B、适量的NaOH固体
C、适量的KOH 固体 D、适量的NaCl固体
4．在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：A．浓氨水B．纯水 C．少量K2CO3
D．少量H2SO4 E．少量NaOH固体 F．少量Al2(SO4)3固体
（1）能使c(OH—)减小、c(NH4+)增大的是_______
（2）能使c(OH—)增大、c(NH4+)减小的是_______
（3）能使c(OH—)和c(NH4+)都增大的是_________
（4）能使c(OH—)和c(NH4+)都减小的是_________
5．应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：
条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水解程度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠
加盐酸
加NaOH
二、盐类水解的应用
1、判断溶液的酸碱性：
(1) 将0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列 ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③NaOH ④ NaNO3 ⑤ CH3COOH ⑥ NaHSO4 ⑦ NH4Cl
________________________________________________________________
(2) 酸式盐溶液的酸碱性：酸性NaHSO3____________ NaH2PO4
碱性NaHCO3 __________NaHS__________ Na2HPO4
2、配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解：
为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入 抑制 水解。
3、把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质：
AlCl3____ ___ Al2（SO4）3 _____ ___ FeCl3______ __
Na2CO3______ _ CuSO4 __ ___
4、判断溶液中的离子能否共存：（某些双水解反应）
主要掌握Al3+（Fe3+）与HCO3-、CO32- 、AlO2-、S2-不共存。
5、某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg粉投入NH4Cl溶液中反应的离子方程式：
___________________________________ ___________
6、试剂存放：盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是
_____________________________________________
盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因为_______________________________________
7、日常生活中的应用：
（1）泡沫灭火器原理(方程式)_____________ __________________
（2）为什么,KAl（SO4）2 ,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂
_______________________ ______
(3) 草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用
______________ ___________________
【反馈练习】
1．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是
A.NH4+ ＋2H2O NH3·H2O ＋ H3O+ B.HCO3- + H2O H3O+ + CO32-
C. HS－＋H＋=== H2S D.Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO
2．在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是
A.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(OH-)﹥c(H+) B.c(CH3COO-)﹥c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(H+)
C.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)﹥c(OH-) D.c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)
3．25℃时，在物质的量浓度均为1mol/ L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，c（NH4＋）分别为a、b、c（单位为mol/ L）。下列判断正确的是
A. a>b>c B. b>a>c C. a>c>b D. c>a>b
4．物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3、 ②NaHCO3、③H2CO3、④(NH4)2CO3、⑤NH4HCO3按[CO32—]由小到大排列的顺序是
（A）⑤＜④＜③＜②＜① （B）③＜⑤＜②＜④＜①
（C）③＜②＜⑤＜④＜① （D）③＜⑤＜④＜②＜①
5．某酸式盐NaHY的水溶液显碱性，下列叙述正确的是（ ）
A、H2Y的电离方程式：H2Y2H+ + Y2–
B、HY – 离子水解的离子方程式：HY – + H2OH2Y + OH –
C、该酸式盐溶液中离子浓度大小关系：c(Na+) > c(HY – ) > c(OH – ) > c(H+)
D、该酸式盐溶液中离子浓度关系：c(H+) + 2c(H2Y) = c(OH – ) + 2c(Y2– )
6.（2006年上海卷）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
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
7．（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－。下列说法正确的是
A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小
8．（09年天津理综·2）25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH-)前者大于后者
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大
9．（09年天津理综·4）下列叙述正确的是
A．0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)
B．Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
C．pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
D．在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
【课后练习】
一、选择题(每小题只一个选项符合题意。)
1．在蒸发皿中加热蒸干并灼烧(低于400℃)下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是
A．氯化铝 B．碳酸氢钠 C．硫酸镁 D．高锰酸钾
2．相同条件下物质的量浓度相同的下列溶液，碱性最强的是
A．Na2CO3 B．NaNO3 C．Na2SiO3 D．Na2SO3
3．实验室配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是
A．防止硫酸铁分解 B．抑制硫酸铁水解
C．提高溶液的pH D．提高硫酸铁的溶解度
4．下列说法中正确的是
A．HCO3－在水溶液中只电离，不水解 B．硝酸钠溶液水解后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应 D．可溶性的钠盐都不发生水解反应
5．在常温下，纯水中存在电离平衡H2OH＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H＋)增大，应加入的物质是
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2 C．NaHCO3 D．CH3COONa
6．为了使(NH4)2SO4溶液中c(NH4＋)和c(SO42－)之比更接近2∶1，可向溶液中加入少量的
A．硫酸 B．盐酸 C．氢氧化钠溶液 D．氯化钠溶液
二、选择题(每小题有一个或两个选项符合题意。)
7．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是
A．Na2CO3：CO32－＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH－
B．NH4Cl：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋
C．CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋
D．NaF：F－＋H2OHF＋OH－
8．下列各组离子中，在溶液中不能大量共存的是
A．S2－、NO3－、CO32－、K＋ B．Al3＋、Na＋、S2－、SO42－
C．Al3＋、NH4＋、K＋、SO42－ D．Fe2＋、Ca2＋、H＋、NO3－
９．25℃时，pH和体积均相等的氨水和烧碱溶液中，c(NH4＋)与c(Na＋)的关系正确的是 A．c(NH4＋)＞c(Na＋) B．c(NH4＋)＝c(Na＋)
C．c(NH4＋)＜c(Na＋) D．无法判断
10．NH4Cl溶液的pH和稀HCl的pH值均为5，其中由水电离出的c(H＋)分别为a mol·L－1和b mol·L－1，则a与b的关系正确的是
A．a＝b B．a＜b C．a＞b D．不能确定
11．物质的量浓度相同的下列各溶液等体积混合后，溶液的pH大于7的是
A．NaHCO3、HCl、NaCl B．K2CO3、H2SO4
C．Na2CO3、CH3COONa、HNO3 D．NaOH、CH3COONa、HCl
12．在25℃时，物质的量浓度均为1 mol·L－1 的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的三种溶液中，测得其c(NH4＋)分别为a、b、c(单位是mol·L－1)，下列判断正确的是
A．a＝b＝c B．a＞b＞c C．a＞c＞b D．c＞a＞b
13．CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液，pH为4.7。下列说法错误的是
A．CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
D．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
三、填空题
14．写出下列物质发生水解反应或化学反应的离子方程式，并指出①－④水溶液的酸碱性：
① Na2S_______________________________________________________________；
② CuSO4__________________________________________________________________；
③ NaH2PO4_______________________________________________________________；
④ CH3COONH4_______________________________________________________；
⑤ Al2(SO4)3和NaHCO3_____________________________________________________；
⑥ CuSO4和Na2S________________________________________________________。
15．配制氯化铁溶液常出现浑浊现象，其原因是_________________________________，
如何操作既可得到透明溶液而又不引进杂质离子？
_______________________________________________________________________。
16．常温下，0.1mol/L下列溶液 ①NaHCO3 ②NaClO ③NH4Cl ④NaCl ⑤CH3COONa五种溶液pH由大到小的排列顺序为__________________________________(填编号)。
17．现有S2－、SO32－、NH4+、Al3+、HPO42－、Na+、SO42－、AlO2－、Fe3+、HCO3－、Cl－等离子，请按要求填空：
在水溶液中，该离子水解呈碱性的是 _________________________________；
在水溶液中，该离子水解呈酸性的是__________________________________；
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__________________________________________；
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__________________________________________。
18．已知在25℃时0.1mol/L醋酸溶液的pH约为3，向其中加入醋酸钠晶体，等晶体溶解后发现溶液的pH增大。对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c(OH－)，因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H+)减小，因此溶液的pH增大。
(1) 上述两种解释中_____________(填“甲”或“乙”正确)
(2) 为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加入少量下列物质中的_______________ (填写编号)，然后测定溶液的pH。
A．固体CH3COOK B．固体CH3COONH4
C．气体NH3 D．固体NaHCO3
(3) 你认为______________(填“甲”或“乙”)的解释正确，溶液中的pH应___________(填“增大”“减小”或“不变”)。(已知25℃时，CH3COONH4溶液呈中性)
(4) 常温下将0.010 mol CH3COONa和0.004 mol HCl溶于水，配成0.5 L混合溶液。
判断：
① 溶液中共有_________种粒子。
② 溶液中有两种粒子的物质的量之和一定等于0.010 mol，它们是_________和_________。
③ 溶液中n(CH3COO－)＋n(OH－)－n(H+)＝_______________mol。
电解质溶液中离子浓度大小比较归类解析
【高考题引路】
1、（05江苏卷12题）常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是
A．pH＞7，且 c(OH—) ＞ c(Na+) ＞ c(H+) ＞ c(CH3COO—)
B．pH＞7，且 c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO—) + c(OH—)
C．pH＜7，且c(CH3COO—) ＞ c(H+) ＞c(Na+)＞ c(OH—)
D．pH＝7，且c(CH3COO—) ＞ c(Na+) ＞c(H+) = c(OH—)
2、（06江苏卷13题）下列叙述正确的是
A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12
C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)
D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)
3、（08年江苏化学·12）下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是AC
A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：c(H+) + c(M+) == c(OH-) + c(A-)
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：
c(CH3COO-) +2c(OH-) == 2c(H+) + c(CH3COOH)
D．0.1mol·L-1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2-)
4、（09年江苏化学·13）下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是
A．室温下，向0.01mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(SO42－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＝c(H＋)
B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)
C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(H2CO3)
D．25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液： c(CH3COO－)＋c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋)
【规律总结】
1、首先要判断溶液的性质（有些判断要通过计算来完成）
2、掌握解此类题的三个思维基点：
比较离子浓度的大小通常要考虑到电离、水解和守恒
等量关系通常要用到三个守恒关系式（有时是三个守恒式相加或相减而得到）
3、分清他们的主要地位和次要地位：
【必备相关知识】
一、电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论：
⑴ 弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
⑵ 多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
2.水解理论：
⑴ 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有
c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵ 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。
⑶ 一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；
⑷ 多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。
二、电荷守恒和物料守恒
1．电荷守恒：如NaHCO3溶液中 n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)
2．物料守恒：由于电离或水解因素，有些离子会发生变化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会改变的。
如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
3．导出式——质子守恒：
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
【反馈练习】
1、（07徐州期初调研）下列叙述正确的是
A. 常温下，10 mL pH=12的Ba(OH)2溶液与40 mLｃmol·L－1的NaHSO4溶液混合，当溶液中的Ba2+、SO42-均恰好完全沉淀，若混合后溶液的体积为50 mL，则溶液pH=11
B. 某二元酸（用H2A表示）在水中的电离方程式是：H2A= H++HA－，HA- H++A2－
则NaHA溶液中：c(Na+) = c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)
C. 10mL0.1mol·L－1NH4Cl与5mL0.2mol·L－1NaOH溶液混合：c(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
D. 浓度均为0.1mol·L－1的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合：
c(Na＋)＋c(H+) ＝ 2c(CO32－)＋c(OH－)
2、（07苏南四市调研）下列关于溶液中离子的说法正确的是
A．0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中离子浓度
B．0.1 mol·L-1的NH4Cl和0.1 mol·L-1的NH3·H2O等体积混合后溶液中的离子浓度关系：
C．常温下，醋酸钠溶液中滴加少量醋酸使溶液的pH=7，则混合溶液中，离子度关系：
D．0.1 mol·L-1的NaHS溶液中离子浓度关系：
3、（07南通一模）25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是
A．c(NH4+)＜c(SO42－) B．2c(NH4+)＝c(SO42－)
C．c(NH4+)＞c(SO42－) D．c(OH－)+c(SO42－) = c(NH4+)+c(H+)
4、（07苏北五市调研）25℃时，在25 mL o.1 mol·L－1的NaOH溶液中，逐滴加入
0.2 mol·Lˉ1的CH3COOH溶液。溶液pH的变化曲线如图
所示。下列分析的结论中，正确的是 ·
A、B点的横坐标a＝12.5
B、C点时c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH-）
C、D点时c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＝2c（Na＋）
D、曲线上A、B间任一点，溶液中都有：
c（Na＋）＞c（CH3COOˉ）>c（OH-）>c（H＋）
5、（07无锡期末调研）下列叙述正确的是
A．0.01mol/LCH3COOH与pH=12的NaOH溶液混合，若有c(CH3COO-)>c(Na+)，则混合液一定呈碱性
B．常温下，将等体积0.01mol/LHCl与pH=12的氨水混合，则混合液的pH=7，
C．0.1mol/L的某二元弱酸盐Na2A溶液中，c(Na+)=2c(H2A)+2c(HA )+2c(A2-)
D．将5 mL 0.02mol/L的H2SO4与5 mL 0.02mol/LNaOH溶液充分混合，若混合后溶液的体积为10mL，则混合液的pH=2
6、（2006重庆）11． 温度相同、浓度均为0.2 mol/L的 ①(NH4)2SO4、 ②NaNO3、 ③NH4HSO4、 ④NH4NO3、⑤、⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是
A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤
C．③②①⑥④⑤ D．⑤⑥②④①③
【课后练习】
1．在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是.
A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)
C.c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) D.c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
2．0.1mol/LKHSO4和0.1mol/LNa2S溶液等体积混合后，溶液能使pH试纸变蓝，则离子浓度关系正确的是
A c(SO42－)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B c(Na＋)＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
C c(Na＋)＝c(S2－)＋c(H2S)＋c(HS－)＋c(SO42－)
D c(Na＋)＋c(K＋)＋c(H＋)＝c(SO42－)＋c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
3、300C时，在0.1mol/L的Na2S、NaHS两溶液中均存在的关系是
A.C(H+) C(OH-)>10-14 B.C(Na+)=C(S2-)+C(HS-)+C(H2S)
C.C(OH-)= C(H+)+C(HS-)+2C(H2S) D.C(Na+)+ C(H+)= C(OH-)+C(HS-)+ 2 C(S2-)
4、物质的量浓度相同的200mL Ba(OH)2溶液和150mL NaHCO3混合后，最终溶液中离子的物质的量浓度关系正确的是
A、c(OH－)>c(Ba2+)>c(Na+)>c(CO32－) B、c(OH－)>c(Na+)>c(Ba2+)>c(H+)
C、c(OH－)=c(Ba2+)+c(Na+)+c(H+) D、c(H+)+c(Na+)+2c(Ba2+)=c(OH－)
5、经测定某溶液中只含NH4+、C1－、H+、OH－四种离子，下列说法错误的是
A．若溶液中粒子间满足: c(NH4+)>c(C1－)>c(OH－)>c(H+)则溶液中溶质一定为: NH4Cl和NH3·H2O
B．溶液中四种粒子之间不可能满足: c(C1－)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH－)
C．若溶液中粒子间满足: c(C1－)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH－)溶液中溶质一定只有NH4Cl
D．若溶液中c(NH4+)=c(Cl－), 则该溶液一定显中性
6．将100毫升0.1摩/升的BaCl2溶液加入到100毫升0.2摩/升的H2SO4溶液中，则溶液中离子浓度关系是
A． c(H+)>c(Cl-)>c(Ba2+)>c(SO42-) B．c(H+)> c(Cl-)>c(SO42-) >c(Ba2+)
C． c(H+)>c(SO42-)>c(Ba2+)> c(Cl-) D ．c(Cl-)> c(H+)>c(Ba2+)>c(SO42-)
7．将7.8g铁粉加入200mL2mol/L的HNO3溶液中，使之充分反应放出NO气体，所得溶液中主要离子浓度的大小关系是
A．c(NO3-)＞c(Fe2+)＞c(Fe3+)＞c(H+) B．c(NO3-)＞c(Fe3+)＞c(Fe2+)＞c(H+)
C．c(Fe2+)＞c(Fe3+)＞c(NO3-)＞c(H+) D．c(Fe2+)＞c(NO3-)＞c(Fe3+)＞c(H+)
8、一元酸HA溶液中，加入一定量强碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后的溶液中，下列判断正确的是
A．c(A-) ≥ c(M+) B. c(A-) ≤ c(M+)
C. 若MA不水解,则c(OH-) c(A-)
9、某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液，若pH<7，则溶液中各离子浓度的关系不正确的是
A、c（Na+）> c（HA—）>c（H+）>c（A2—）>c（OH—）
B、c（Na+）+ c（H+）== c（HA—）+ 2 c（A2—）+ c（OH—）
C、c（H+）+ （A2—）== c（OH—）+ c（H2A）
D、c（Na+）== c（HA—）+ c（H2A）+ 2 c（A2—）
10、（03江苏卷18题）将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·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 c(HCN)＜c(CN－) B c(Na＋)＞c(CN－)
C c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1
11、（04江苏卷17题）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列关系正确的是
A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4—)+c(OH—)+c(C2O42-)
B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1
C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)
D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42—)
12、（07年广东化学·15）下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是
A．0.1mol·L-1 Na2CO3溶液：c（OH－）＝c（HCO3－）＋c（H＋）＋2c（H2CO3）
B．0.1mol·L-1NH4Cl溶液：c（NH4＋）＝c（Cl－）
C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：
c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（OH－）
D．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：c（Na＋）＝c（NO3－）
12、（08年广东化学·17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是
A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32－和OH-
B．NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)
C．10 mL0.10 mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同
13、（09年广东化学·9）下列浓度关系正确的是
A．氯水中：c(Cl2)=2c(ClO-)+c(Cl-)+C(HCl)}
B．氯水中：c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)＞c(ClO-)
C．等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c(Na+)=c(CH3COO-)
D．Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)
【第四节】 难溶电解质的溶解平衡
【高考说明】1、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡
【学习目标】1、了解难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用
2、了解溶度积的意义
3、知道沉淀生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解平衡的移动
4、能运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题
【学习重点】难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化
【学习难点】沉淀的转化和溶解
【学习过程】
一、溶解平衡
[思考与交流] 阅读P61-62，思考：
1、难溶物的溶解度是否为0？
在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度
2、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否为AgCl的饱和溶液？
3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。
4、溶解平衡的建立：
（1）定义：在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
（2）特征：（与化学平衡相比较）
① ：可逆过程
② ：v（溶解）＝ v（沉淀）
③ ：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变
④ ：动态平衡，v（溶解）＝ v（沉淀） ≠ 0
⑤ ：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
[思考]：将一块形状不规则的NaCl固体放入NaCl饱和溶液中，一昼夜后观察发现，固体变为规则的立方体，而质量却未发生变化，为什么？
5、影响沉淀溶解平衡的因素
（1）内因：
（2）外因：遵循 原理
① 浓度：加水，平衡向 方向移动。
② 温度：绝大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。
少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡。
③ 同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向 的方向移动。
[例题] 将足量BaCO3分别加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液 ③50mL 0.01mol/L 氯化钡溶液 ④100mL 0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为： _____
二、溶度积（难溶电解质的溶解平衡常数）—— 选学内容
1、概念：在一定温度下，难溶强电解质MmAn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时的离子浓度幂的乘积是一个常数，叫作溶度积常数，简称溶度积。符号为KSP
2、表达式
MmNn(s)mMn+(aq)＋nNm－(aq) Ksp ＝［c（Mn+]）］m·c［（Nm－）］n
例如：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl—（aq） Ksp=c（Ag+）·c（Cl－）
[练习]：请写出下列物质的沉淀溶解平衡方程式与溶度积KSP表达式。
Cu(OH)2
BaSO4
CaCO3
Al(OH)3
CuS
[例题]：已知：某温度时，Ksp(AgCl)=c(Ag+)· c(Cl－) ＝1.8×10－10，
Ksp(Ag2CrO4)=c(Ag+)2 ·c(CrO2- 4) ＝1.1×10－12，试求：
此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液中Ag+的物质的量浓度，并比较两者的大小。
3、意义：
（1）溶度积Ksp反映了物质在水中的溶解能力。
溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，所以它们之间可以互相换算。知道溶解度可以求出溶度积，也可以由溶度积求溶解度。
（2）通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积)Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Qc Ksp时： 溶液过饱和，平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成
Qc Ksp时： 溶液饱和，处于平衡状态
Qc Ksp时： 溶液不饱和，平衡向沉淀溶解的方向移动——沉淀溶解
[例题]：25℃时，AgCl的溶解度是0.00192g·L—1，求它的溶度积。
4、影响Ksp的因素：温度
绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，向 移动。Ksp 。
少数盐的溶解是放热过程，升高温度，向生成 移动，Ksp 。如Ca(OH)2。
[例题] 对于平衡AgCl（s） Ag+ + Cl—，若改变下列条件，对其平衡有何影响？
条 件 平衡移动方向 C(Ag+) C(Cl—) Ksp 溶解度（S）
升高温度
加 水
加NaCl(s)
加AgNO3(s)
三、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成
① 沉淀生成的应用：
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。
② 废水处理化学沉淀法工艺流程示意图（见教材P61）
③ 沉淀的方法
a、调节PH法：
b、加沉淀剂法：
写出使用Na2S、H2S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式.
[思考与交流]
1、在生活中，水资源是很宝贵的，如果工业废水中含有Ag+，理论上，你会选择加入什么试剂？
2、粗盐提纯时,NaCl溶液中含有SO42- 离子，选择含Ca2+还是Ba2+离子的试剂除去？
2、沉淀的溶解
① 沉淀溶解的原理：
② 沉淀溶解的实验探究（实验3-3）
[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。
b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。
c、试从以上现象中找出沉淀溶解的规律。
3、沉淀的转化
① 沉淀转化的实验探究（实验3-4）
实验一
实验步骤 NaCl和AgNO3溶液混合 向所得固液混合物中KI溶液 向新得固液混合物中Na2S溶液
实验现象
实验结论
实验二
实验步骤 向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液 向白色沉淀中滴加FeCl3溶液 静置
实验现象
实验结论
② 沉淀转化的方法及实质
③ 沉淀转化的应用（阅读教材P64-65）
[例题] 一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示高考资源网
即：AmBn(s)mAn+(aq)＋nBm－(aq) [An+]m·[Bm－]n＝Ksp
已知：某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－] ＝1.8×10－10
Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO2- 4] ＝1.1×10－12
试求：（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。（2）此温度下，在0.010mo1·L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小高考资源网
[反馈练习]
1. （08山东卷）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
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Kap大于c点对应的Kap
2.（08广东卷）已知Ag2SO4的KW 为2.0×10-3，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)＝0.034 mol·L-1）。若t1时刻在上述体系中加入100 mL. 0.020 mol·L-1 Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag+和SO浓度随时间变化关系的是
3. （09年广东化学·18）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
A．温度一定时，Ksp(SrSO4)随的增大而减小
B．三个不同温度中，313K时Ksp(SrSO4)最大
C．283K时，图中a点对应的溶液是不饱和溶液
D．283K下的SrSO4饱和溶液升温到263K后变为不饱和溶液
4. （09年浙江理综·10）已知：25℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12，Ksp[MgF2]＝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c(Mg2＋)大
B．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，c(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 0.01 mol/LNH4Cl溶液中的Ksp小
D．25℃时，在Mg(OH)2悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化为MgF2
5. （09年广东化学·22）（12分）
某工厂生产硼砂过程中产生的固体废料，主要含有MgCO3、MgSiO3、 CaMg(CO3)2、Al2O3和Fe2O3等，回收其中镁的工艺流程如下：
沉淀物 Fe(OH)3 Al(OH)3 Mg(OH)2
pH 3．4 5．2 12．4
部分阳离子以氢氧化物形式完全深沉时溶液的pH由见上表，请回答下列问题：
（1）“浸出”步骤中，为提高镁的浸出率，可采取的措施有 （要求写出两条）
（2）滤渣I的主要成分有 。
（3）从滤渣Ⅱ中可回收利用的主要物质有 。
（4）Mg(ClO3)2在农业上可用作脱叶剂、催熟剂，可采用复分解反应制备：
MgCl2+2NaClO3===Mg(ClO3)2+2NaCl
已知四种化合物的溶解度（S）随温度（T）变化曲线如下图所示：
1 将反应物按化学反应方程式计量数比混合制备
Mg(ClO3)2.简述可制备Mg(ClO3)2的原因： 。
② 按①中条件进行制备实验。在冷却降温析出Mg(ClO3)2过程中，常伴有NaCl析出，原因是： 。除去产品中该杂质的方法是： 。
[课后练习]
一、选择题（每题只有一个答案）
1. 下列说法正确的是
A.在一定温度下AgCl水溶液中，Ag+和Cl-浓度的乘积是一个常数；
B.AgCl的Ksp = 1.8×10-10 mol2·L-2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag+) = c(Cl-)且Ag+与Cl-浓度的乘积等于1.8×10-10 mol2·L-2；
C.温度一定时，当溶液中Ag+和Cl-浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液；
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大。
2. 下列说法正确的是
A.两难溶电解质作比较时，Ksp小的，溶解度一定小；
B.欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂应该是越多越好；
C.所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中某一离子除净；
D.欲使Ca2+离子沉淀最完全，选择Na2C2O4作沉淀剂效果比Na2CO3好。
3. 向饱和BaSO4溶液中加水，下列叙述正确的是 （ ）
A.BaSO4的溶解度不变，Ksp不变。 B. BaSO4的溶解度减小，Ksp增大。
C.BaSO4的溶解度不变，Ksp增大。 D.BaSO4的溶解度增大，Ksp不变。
4. 下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是 ( )
A.反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解
5. 为了除去氯化镁溶液中的氯化
【第一节】 弱电解质的电离
【高考说明】① 了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念
② 了解弱电解质在水溶液中的电离平衡
第1课时
【学习目标】⒈ 了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。
⒉ 了解强、弱电解质与结构的关系，能正确书写常见物质的电离方程式。
⒊ 理解弱电解质的电离平衡，以及温度、浓度等条件对电离平衡的影响。
【旧知回顾】
⒈ 电解质：_____________________________ _______ ___
非电解质：________________________________ _
⒉ 练习：［讨论］下列物质中Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。
电解质 _______________________
非电解质 _______________ ___
既不是电解质，也不是非电解质 _______________ ___
⒊写出下列物质的电离方程式：
NaCl：_____________________ NaOH ：____________________
H2SO4：____________________ NaHCO3___________________
NaHSO4:___________________
注意：离子型的电解质在水溶液中或熔融状态下都可以导电，而共价型的电解质只有在水溶液中才能导电
【新知讲解】一、电解质有强弱之分
（观察试验3-1：P40 等体积等浓度的盐酸与醋酸的比较）
填表：
强电解质 弱电解质
概念
化合物类型
电离程度
在溶液中存在形式
电离过程
练习：下列电解质中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4，AgCl，Na2O，K2O，Na2O2
_____________________________是强电解质____________________________是弱电解质
讨论：⒈ CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小， CaCO3属于强电解质，而Fe(OH)3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？
⒉ BaSO4、AgCl是强电解质还是弱电解质，为什么？
例⒈在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ）
A. 1mol/L的甲酸溶液中c（H+）约为1×10－2 mol/L
B. 甲酸能与水以任意比例互溶
C. 1mol/L的甲酸溶液10mL恰好与10mL1mol/L的NaOH溶液完全反应
D. 在相同条件下，甲酸溶液的导电性比盐酸弱
二、弱电解质的电离过程是可逆的
阅读P41：① 了解电离平衡的形成过程
② 复习化学平衡，比较电离平衡与化学平衡的异同
⒈ 电离平衡：
⒉ 电离平衡的特征：
⒊ 电离方程式的书写：
CH3COOH
NH3·H2O
H2O
注意：多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(中学阶段)
H2CO3
H3PO4
H2S
⒋ 弱电解质电离平衡的移动
（1）弱电解质的电离平衡符合 原理
（2）影响弱电解质电离平衡的因素有：
内因：
外因：① 温度： ；
② 浓度： ；
③ 同离子反应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质：
④ 加入能反应的物质：
讨论与探究：
⒈弱电解质加水稀释时，离子浓度_____ _ (填变大、变小、不变或不能确定）
⒉画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加水量的变化曲线。
例2、以0.1mol/LCH3COOH溶液中的平衡移动为例，讨论：
改变条件 平衡移动方向 c(H+) c(CH3COO-) 溶液导电能力
加少量硫酸
加CH3COONa (s)
加NaOH(s)
加水稀释
滴入纯醋酸
加热升温
加醋酸铵晶体
【问题与疑惑】
【课后练习】
1、 把0.05mol NaOH晶体分别加入到100mL下列液体中，溶液导电性变化较大的是
A、 自来水 B、0.5 mol/L盐酸 C、0.5 mol/L H2SO4 D、0.5 mol/L氨水
2、 下列说法正确的是
A、由强极性键形成的化合物不一定是强电解质
B、强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强
C、NaCl溶液在通电的条件下电离成钠离子和氯离子
D、NaCl晶体中不存在离子
3、下列物质中水溶液中不存在除水电离以外的电离平衡的是
A、(NH4)2SO4 B、NaHCO3 C、H3PO4 D、Fe(OH)3
4、现有 ①0.1mol/L醋酸溶液；②0.1mol/L盐酸；③pH = 1 的醋酸溶液，分别加水稀释，使体积变为原来的10倍，对于稀释前后溶液的有关说法错误的是
A、稀释前，溶液 pH：① ＞ ② = ③
B、稀释后，溶液 pH：① ＞ ② = ③
C、稀释前，溶液中溶质的物质的量浓度：③ ＞ ① = ②
D、稀释后，溶液中溶质的物质的量浓度：③ ＞ ① = ②
5、pH = 1的两种一元酸HX和HY溶液，分别取100mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2体积分别为VHX和VHY。若相同条件下 VHX ＞ VHY ，则下列说法正确的是
A、HX可能是强酸 B、HY一定是强酸
C、HX的酸性强于HY的酸性 D、反应开始时二者生成H2的速率相等
6、三种正盐的混合溶液中含有0.2 mol ，则的物质的量为（ ）
A．0.1 mol B．0.3 mol C．0.5 mol D．0.15 mol
7、（07上海）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c(H+)相同
B．100mL 0.1mol/L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，pH都为5
D．两溶液中分别加人少量对应的钠盐，c(H+)均明显减小
8、（2004全国）将0.l mol·醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是
A．溶液中c（H+）和c（）都减小 B．溶液中c（H+）增大
C．醋酸电离平衡向左移动 D．溶液的pH增大
9、（2008年广东卷）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终应。右图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是
【第一节】 弱电解质的电离
第2课时
【学习目标】⒈巩固强弱电解质的概念.
⒉了解电离平衡常数及电离度的概念
【学习重点】电离平衡的建立以及电离平衡的移动。
【学习难点】电离平衡常数的应用
【旧知回顾】
（1）划分电解质和非电解质的标准是什么？划分强电解质和弱电解质的标准是什么？
（2）电解质的强弱与溶液导电性的强弱有什么区别与联系？影响弱电解质电离平衡的因素有哪些
讨论：1．等物质的量浓度、等体积的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？产生的H2的量关系如何？
2．氢离子浓度相等、体积相同的盐酸和醋酸分别与足量的Zn反应，反应速率何者快？产生的H2的量关系如何？
【新知讲解】
三、电离常数
叫做电离常数。
例如：醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.75×10-5，4.4×10-7(第一步电离)和5.8×10-10
由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性
1 一元弱酸和弱碱的电离平衡常数
如：CH3COOH CH3COO— + H+
Ka=
写出NH3·H2O的电离平衡常数
NH3·H2O NH4+ +OH— Kb=
注：①K越大，离子浓度越大，表示该弱电解质越易电离。所以可以用Ka或Kb的大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
②K只与 有关，不随 改变而改变。
（2）电离平衡常数的意义：
K值越大，说明电离程度越大，酸碱也就越强；
K值越小，说明电离程度越小，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。
（3）影响K的外界条件：对于同一电解质的稀溶液来说，K只随温度的变化而变化，一般温度升高，K值变大。若不指明温度，一般指25℃。
（4）多元弱酸、多元弱碱的电离
阅读课本P43表3-1
2 多元弱酸（碱）分步电离，酸（碱）性的强弱主要由第 步电离决定。
如H3PO4的电离：
H3PO4 H+ + H2PO4- K1=
H2PO4- H+ + HPO42- K2=
HPO42- H+ + PO43- K3=
注：K1>>K2>>K3
四、电离度的概念及其影响因素
（1）当弱电解质在溶液里达到电离平衡时， 叫做电离度。
（2）影响电离度的主要因素（内因）是电解质本身的性质；其外部因素（外因）主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度 ；温度升高，电离度 ，因为弱电解质的电离过程一般需要 热量。
思考与交流：
不用计算，判断下列各组溶液中，哪一种电解质的电离度大？
（1）20℃时，0.01mol/LHCN溶液和40℃时0.01mol/LHCN溶液。
（2）10℃时0.01mol/LCH3COOH溶液和10℃时0.1mol/LCH3COOH溶液。
【反馈练习】
⒈在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的是 （ ）
A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
⒉能说明醋酸是弱电解质的事实是 （ ）
A．醋酸溶液的导电性比盐酸弱 B．醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳
C．醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降
D．0.1mol/L的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.001mol/L
⒊下列叙述中错误的是 （ ）
A．离子键和强极性键组成的化合物一般是强电解质
B．较弱极性键组成的极性化合物一般是弱电解质
C．具有强极性键的化合物一定是强电解质
D．具有离子键的难溶强电解质不存在电离平衡
4、（09年海南化学·6）已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是：
A．该溶液的c(H+) = 10-4 mol/L
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10-7
D．将此溶液加水稀释后，电离的HA分子数大于0.1%
5、下列有关电离平衡常数（K）的说法中正确的是
A、电离平衡常数（K）越小，表示弱电解质电离能力越弱
B、电离平衡常数与温度无关
C、不同浓度的同一弱电解，其电离平衡常数不同
D、多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为 K1＜K2＜K3
6．（08天津卷）醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列叙述不正确的是
A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）
B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小
C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D、常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7
7、 25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.
8、某同学要通过实验确定某酸HA是弱电解质。方案如下：各取相同体积物质的量浓度都为0.1mol/L的HA溶液和盐酸装入两支试管，同时加入纯度相同的足量锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
试回答：
（1）方案中，说明HA是弱电解质的现象是
A、装盐酸的试管中放出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
（2）请你评价方案中不妥之处
————————————————————————————————————
（3）请你再设计一个简单实验来确定HA是弱电解质（药品和仪器任选）
【 第二节 】 水的电离和溶液的酸碱性
【高考说明】
1、了解水的电离和水的离子积常数
2、了解溶液的pH值的定义，能进行pH的简单计算
3、初步掌握酸碱滴定管的使用方法；初步掌握中和滴定的原理和方法
4、能通过化学实验收集有关数据和事实，并科学地加以处理
第1课时
【学习目标】⒈了解水的电离平衡及其“离子积”
⒉了解溶液的酸碱性和pH的关系
【学习重点】⒈水的离子积
⒉溶液的酸碱性和pH的关系
【旧知回顾】
1、 写出下列物质在水溶液中的电离方程式
KHCO3 KAl(SO4)2
H2SO4 H2S
Ca(OH)2 NH3·H2O
2、[思考]
① 我们通常会说纯水不导电，那么水是不是电解质？它能电离吗？如能请写出水的电离方程式。
② 纯水中有哪些微粒？根据所学的弱电解质的电离平衡，请列举出可能会影响水的电离的因素。
【新知讲解】
一、水的离子积
阅读P45：
1．水的电离：水是 电解质，发生 电离，电离过程
水的电离平衡常数的表达式为
2．[思考]： 实验测得，在室温下1L H2O（即 mol）中只有1×10-7 mol H2O电离，则室温下C(H+)和C(OH-)分别为多少
3．水的离子积
水的离子积表达式：KW= 。
阅读P46：
一定温度时，KW是个常数，KW只与 有关， 越高KW越 。
25℃时，KW= ，100℃时，KW=10-12。
注意：
（1）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 任何水溶液中，由水所电离而生成的c (H+) c (OH-)。
[思考]：pH = 7 的溶液一定是酸性吗？
（2）25℃时，任何水溶液中，H+ 离子浓度和OH- 离子的浓度乘积都为 1×10- 14
二、溶液的酸碱性和pH
1．影响水的电离平衡的因素
（1）温度：温度升高，水的电离度 ，水的电离平衡向 方向移动，C(H+)和C(OH-) ，KW 。
（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
例题1：
① 在0.01mol/LHCl溶液中, C(H+)= ， C(OH-)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。,
② 在0.01mol/LNaOH溶液中，C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
③ 在0.01mol/LNaCl溶液中， C(OH-)= ，C(H+)= ，
由水电离出的H+浓度= ，由水电离出的OH-浓度= 。
[小结] 根据上面的计算，填写下表（影响水的电离平衡的因素）
条件变化 平衡移动方向 c（H+）（mol/L） c（OH－）（mol/L） 水的电离程度 KW
升高温度 H2OH＋＋OH－
加入NaCl
加入HCl
加入NaOH
结论：
（1）升高温度，促进水的电离KW增大
（2）酸、碱抑制水的电离
例题2：（08上海）常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)=1×10－13mol·L－1，该溶液可能是
① 二氧化硫水溶液 ② 氯化铵水溶液 ③ 硝酸钠水溶液 ④ 氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
2．溶液的酸碱性
阅读P46：思考与交流
讨论：① 在酸性溶液中是否有OH-，在碱性溶液中是否存在H+，试说明原因。
② 决定溶液酸碱性的因素是什么？
小结：
溶液的酸碱性： 常温（25℃）
中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L
碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L
3．溶液的pH： pH=－lgc(H+)
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
【轻松做答】
（1）C(H+)＝1×10-6mol/L pH=______；C(H+)＝1×10-3mol/L pH=__ ___
C(H+)＝1×10-mmol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10-6mol/L pH=______
C(OH-)＝1×10-10mol/L pH=______ ；C(OH-)＝1×10- nmol/L pH=___ ___
（2）pH=2 C(H+)＝________ ；pH=8 c(H+)＝________
（3）c(H+)＝1mol/L pH= ______ ；c(H+)＝10mol/L pH= ______
归纳：pH与溶液酸碱性的关系(25℃时)
pH 溶液的酸碱性
pH<7 溶液呈 性，pH越小，溶液的酸性
pH=7 溶液呈 性
pH>7 溶液呈 性，pH越大，溶液的碱性
【知识拓展】
1、溶液的pOH = ________________
2、证明：在25℃时，pH + pOH = 14
说明：如果题目中没有指明温度，则默认为常温（25℃）
【反馈练习】
1．pH=2的强酸溶液，加水稀释，若溶液体积扩大10倍，则C(H+)或C(OH-)的变化（ ）
A、C(H+)和C(OH-)都减少 B、C(H+)增大 C、C(OH-)增大 D、C(H+)减小
2．向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的 （ ）
A、pH值升高 B、C(H+)和C(OH-)的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小
3．100℃时，KW=1×10-12，对纯水的叙述正确的是 （ ）
A、pH=6显弱酸性 B、C(H+)=10-6mol/L，溶液为中性
C、KW是常温时的10-2倍 D、温度不变冲稀10倍pH=7
【课后练习】
1、下列说法中正确的是
A．在25℃的纯水中，c(H+)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，呈中性
B．溶液中若c(H+)＞10－7 mol/L，则c(H+)＞c(OH－)，溶液显酸性
C．c(H+)越大，则pH值越大，溶液的碱性越强
D．pH值为0的溶液中c(H+) = 0 mol/L
2、pH相同，物质的量浓度最大的酸是
A．HCl B．H3PO4 C．H2SO4 D．CH3COOH
3、下列叙述正确的是
A．向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸钠溶液，溶液的pH增大
B．向0.1 mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液，溶液中c(Ac－)增大
C．向0.1 mol/L醋酸溶液中不断加水，溶液中c(H＋)增大
D．向0.1 mol/L醋酸溶液中滴入少量浓盐酸，溶液的导电性减弱
4、100℃时，Kw＝1.0×10－12，若100℃某溶液中的c（H＋）＝1.0×10－7mol/L，则该溶液
A．呈中性 B．呈碱性 C．呈酸性 D．c(OH－)/ c(H＋)＝100
5、向纯水中加入少量NaHSO4（温度不变），则溶液的
A．pH值升高 B．pH值降低 C．c(OH－)、 c(H＋)增大 D．c(H+)＞c(OH－)
6、常温下，某溶液中，由水电离出的c(H+)＝1.0×10－11mol/L，该溶液pH可能为
A．11 B．3 C．8 D．7
7、体积相同、pH相同的盐酸和醋酸，与碱中和时消耗的量
A．相同 B．盐酸多 C．醋酸多 D．无法比较
8、与纯水的电离相似，液氨中存在着微弱的电离：2NH3NH4＋＋NH2－。据此判断以下叙述中错误的是
A．液氨中含有NH3、NH4＋、NH2－等粒子
B．一定温度下液氨中c(NH4＋)、 c(NH2－)是一个常数
C．液氨的电离达到平衡时，c(NH3)＝c(NH4＋)＝c(NH2－)
D．只要不加入其他物质，液氨中c(NH4＋)＝c(NH2－)
9、在水电离出的c(H+)＝10－14mol/L的溶液中，一定能大量共存的
A．K＋、Na＋、HCO3－、Cl－ B．K＋、Br＋、AlO2－、Cl－
C．SO42－、Na＋、NO3－、Cl－ D．SO42－、NH4＋、Al3＋、Cl－
10、氢离子浓度相同的等体积的两份溶液A和B；A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确是的
①反应所需要的时间B＞A ②开始反应时的速率A＞B ③参加反应的锌的物质的量A＝B ④反应过程的平均速率B＞A ⑤盐酸里有锌剩余 ⑥醋酸里有锌剩余
A．③④⑤ B．③④⑥ C．②③⑤ D．②③⑤⑥
11、将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H+)最接近于
A．1/2· (10－8＋10－10) mol/L B．(10－8＋10－10) mol/L
C．（1.0×10－14＋5×10－5）mol/L D．2×10－10 mol/L
12、重水（D2O）的离子积为1.6×10－15，可以用pH一样的定义来规定pD＝－lg｛c(D+)｝，以下pD的叙述中，正确的是
A．中性溶液中pD＝7.0 B．含0.01mol的NaOD的D2O的溶液1L，其pD＝12.0
C．溶解0.01 mol的DCl的D2O的溶液1L，其pD＝2.0
D．在100mL0.25 mol/L的DCl的重水溶液中，加入50mL0.2 mol/L的NaOD的重水溶液，所得溶液的pD＝1.0
【 第二节 】 水的电离和溶液的酸碱性
第 2 课时
【课标要求】⒈了解溶液的酸碱性和pH的关系
⒉掌握有关混合溶液ｐＨ值的简单计算
3、了解溶液稀释时pH的变化规律
【学习重点】⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系
⒉有关溶液ｐＨ值的计算
【学习难点】ｐＨ值的计算
【旧知回顾】
溶液的酸碱性和pH
⒈定义：PH= ，广泛pH的范围为0～14。
注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：
溶液的酸碱性 常温（25℃）
中性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10- 7mol/L pH 7
酸性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7
碱性溶液：C(H+) C(OH-) C(H+) 1×10-7mol/L pH 7
【新知讲解】
一、溶液PH的测定方法
（1）酸碱指示剂法
说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围
指示剂 变色范围的ｐＨ
石蕊 <５红色 5－8紫色 >8蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1－4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8无色 8－10浅红色 >10红色
（2）ｐＨ试纸法
使用方法：
（3）PH计法
二、有关pH的计算
（一）单一溶液的PH计算
[例1] 分别求0.05mol/LH2SO4溶液和0.05mol/L Ba(OH)2溶液的PH值。
[例2] 已知常温下浓度为0.01mol/L的CH3COOH溶液的电离度为1%，求该溶液的PH值。
（二）酸碱混合溶液的PH计算
[例3] 将PH=2的H2SO4溶液与PH=4的H2SO4溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例4] 将PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后,求溶液的PH值。
[例5] 常温下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分别按体积比为1:1、11:9、9:11混合，分别求三种情况下溶液的PH值。
[小结] 有关pH计算的解题规律
（1）单一溶液的pH计算
① 强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}= —lg nc
② 强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，则
c（H+）= 10—14/nc mol·L－1，pH= —lg{c（H+）}=14+lg nc
（2）酸碱混合pH计算
① 适用于两种强酸混合 c(H+)混 = [c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2）。
② 适用于两种强碱混合 c(OH—)混 = [c(OH—)1V1+ c(OH—)2V2] /（V1+ V2）
③ 适用于酸碱混合，一者过量时：
c(OH—)混 | c(H+)酸V酸 — c(OH—)碱V碱|
c(H+)混 V酸 + V碱
说明： ①若两种强酸（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH小 + 0.3
②若两种强碱（pH之差大于2）等体积混合，混合液pH = pH大 — 0.3
④ 恰好完全反应，则c(H+)酸V酸 = c(OH—)碱V碱
（三）酸、碱加水稀释后溶液的PH值
[例6] 常温下，将PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分别稀释1000倍，求所得溶液的PH值。
思考：若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分别稀释1000倍，则所得溶液的PH值在什么范围之内。
[小结] 稀释后溶液pH的变化规律
（1） 酸碱溶液无限稀释，pH只能无限接近于7，不可能大于或小于7
（2） 对于pH = a 的强酸和弱酸溶液，每稀释10n 倍，强酸的pH就增大n个单位，即
pH = a + n ( a + n ＜ 7 ) ，弱酸的pH范围是：a ＜ pH ＜ a + n 。
[练习] 画出酸溶液在稀释过程中pH的变化图
（3） 对于pH = b的强碱和弱碱溶液，每稀释10n 倍，强碱的pH就减小n个单位，即
pH =b - n ( b - n ＞ 7 ) ，弱碱的pH范围是：b - n ＜ pH ＜ b 。
[练习] 画出碱溶液在稀释过程中pH的变化图
（4） 对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化程度比弱酸的大（强碱和弱碱也类似）
说明：弱酸、弱碱在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体的数值，只能确定其pH范围。
【我的疑惑】
【反馈练习】
1．求下列溶液混合后的pH：
(1) 把pH＝2和pH=4的两种强酸溶液等体积混合，其pH＝ 。
(2) 把pH＝12和pH＝14的两种强碱溶液等体积混合，其pH= 。
(3) 把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等体积混合，其pH＝ 。
2．室温时，将PH=5的H2SO4溶液稀释10倍，则C（H+）：C（SO42-）= ；
若再将稀释后的溶液再稀释100倍,则C（H+）：C（SO42-）= 。
3．20 mL 0.01mol／L KOH溶液的pH为 ；30 mL 0.005mol／L H2SO4溶液的pH为 ；两溶液混合后，溶液的pH为 。
4．设水的电离平衡线如右图所示。
（1）若以A点表示25°时水在电离平衡时的粒子浓度，当温
度升高到100°时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子 10-6
积从_________增加到____________； 10-7
（2）将PH=8的Ba(OH)2溶液与PH=5的稀盐酸混合，并保持
在100°的恒温，欲使混合溶液的PH=7，则Ba(OH)2溶液和盐
酸的体积比为__________ 。
【课后练习】
．（05南京二模7．）某溶液中含有HCO3－、SO32－、CO32－、CH3COO－等四种阴离子。向其中加入足量的Na2O2粉末后，溶液中离子的浓度基本保持不变的是（不考虑溶液在反应前后的体积变化）
A．SO32－ B．CH3COO－ C．CO32－ D．HCO3－
．（06苏州第一次调研）将pH=1的盐酸平均分成2份，l份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为
A．9 B．10 C．11 D．12
．（05盐城三模9．） 对室温下pH相同、体积相同的氨水和氢氧化钠溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是
A．加入适量的氯化铵晶体后，两溶液的pH均碱小
B．温度下降10oC，两溶液的pH均不变
C．分别加水稀释10倍，两溶液的pH仍相等
D．用盐酸中和，消耗的盐酸体积相同
．(06梁丰中学10月月考）25℃时，向V ml PH=a的盐酸中滴加PH=b的NaOH溶液10V ml，反应后的溶液中c(Cl－)=nc(Na＋)，则此时a+b的值为
A．12 B．13 C．14 D．15
．（06南通第一次调研）pH=2的两种一元酸HX和HY的溶液分别取50mL，加入过量的镁粉，充分反应后，收集H2的体积在相同状况下分别为V1和V2，若V1>V2，下列说法正确的是
A．HX一定是弱酸 B．NaX水溶液的碱性弱于NaY水溶液的碱性
C．HX一定是强酸 D．反应开始时二者生成H2的速率相同
．（06浙江九校9月联考）一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如右图所示，下列说法正确的是
A．a、b、c三点溶液的pH：c＜a＜b
B．a、b、c三点醋酸的电离程度：a＜b＜c
C．用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1mol/L氢氧化钠溶液中和，消耗氢氧化钠溶液体积：
c＜a＜b
．（05南通一模10．）将一元酸HA的溶液与一元碱BOH的溶液等体积混合，若所得溶液显酸性，下列有关判断正确的是
A．若混合前酸、碱pH之和等于14，则HA肯定是弱酸
B．若混合前酸、碱物质的量浓度相同，则HA肯定是弱酸
C．溶液中水的电离程度：混合溶液＞纯水＞BOH溶液
D．混合溶液中离子浓度一定满足：c(B＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)
．（05盐城一模16．）甲酸和乙酸都是弱酸，当他们的浓度均为0.10mol·L－1时，甲酸中的c（H+）约为乙酸中c（H+）的3倍。现有甲酸溶液a和乙酸溶液b，经测定他们的pH：pHa = pHb。由此可知
A．c (甲酸)= 3c (乙酸)
B．c (甲酸)=1/3 c (乙酸)
C．两溶液中水电离出的c（OH－）相同
D．等体积的a、b溶液用NaOH溶液中和时，消耗NaOH的物质的量a＜b
．（05宿迁三模18．） MOH和ROH两种一元碱的溶液
分别加水稀释时，pH变化如右图所示。
下列叙述中不正确的是
A．ROH是一种强碱
B．在x点，MOH完全电离
C．在x点，C(M+)=C(R+)
D．稀释前，C(ROH)=10C(MOH)
．（2007海南·）下列叙述正确的是（ ）
A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性
B．pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4
C．0.2mol/L的盐酸，与等体积水混合后pH=1
D．pH=3的醋酸溶液，与pH=11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH=7
．（09年宁夏理综·11）将氢氧化钠稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各图示意混合溶液有关量或性质的变化趋势，其中错误的是
．（09年山东理综·15）某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别是稀、平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是学科
A．Ⅱ为盐酸稀释时pH值变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点Ka的数值比c点Ku的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
．（06徐州9月调研）25℃时，水的离子积为10－14；100℃时，水的离子积为10－12。若在100℃时，将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝l的H2SO4溶液b L混合，请填空：
(1) 100℃比25℃时水的离子积较大的原因是：
______________________________________ ________________________
(2) 若所得溶液为中性，则a∶b＝_______；
若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝_______
【 第二节 】 水的电离和溶液的酸碱性
第3课时： 酸碱中和滴定
【学习目标】
1、理解酸碱中和滴定的基本原理。
2、初步学会中和滴定的基本操作方法。
3、掌握酸碱中和的有关计算和简单误差分析。
【学法指导与知识提要】
中和滴定是化学分析中的一种重要方法，滴定操作技术要求比较严格。本节重点是掌握中和滴定的方法，难点是中和滴定的操作技术和实验误差分析。
【旧知回顾】
测定溶液酸碱性的方法有哪些？
定性测定：
定量测定：
【新知讲解】
一、酸碱中和滴定的原理
1、实质：H++OH-＝H2O
酸、碱有强弱之分，但酸、碱中和反应的实质不变。
例：HCl+NaOH＝NaCl+H2O
CH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2O
H2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O
反应中，起反应的酸、碱物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O
由 H2SO4---------NaOH
1mol 2mol
C酸·V酸 C碱·V碱
则C碱=
2、概念：
________________________________________________________________________叫“中和滴定”。
二、中和滴定操作
1、仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、锥形瓶、铁架台。
酸式滴定管可盛装________________
碱式滴定管不能盛装__________________
2、试剂：标准浓度的溶液，待测浓度的溶液，指示剂。
3、滴定前准备
（1）检查滴定管是否漏液
（2）玻璃仪器洗涤：
① 水洗
② 用标准液润洗装标准液的滴定管
③ 用待测液润洗装待测液的滴定管
（3）向用标准液润洗过的滴定管中装入标准液。调整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分气泡，记下刻度读数。
（4）往锥形瓶中加入一定体积(一般为20.00mL)的待测液
注意：锥形瓶只能用蒸馏水洗 ，一定不能用待测液润洗，否则结果会偏高，锥形瓶取液时要用滴定管（或用相应体积规格的移液管），不能用量筒。
（5）向锥形瓶中加入2-3滴指示剂。
[指示剂的选择]
指示剂的颜色变化要灵敏，变色范围最好接近等当点，且在滴定终点由浅色变深色，即：碱滴定酸宜用酚酞作指示剂，酸滴定碱宜用甲基橙作指示剂（滴定过程中一般不能用石蕊作指示剂）。
注意：指示剂用量不能过多，因指示剂本身也具有弱酸性或弱碱性，会使滴定中耗标准液量增大或减小，造成滴定误差。
4、滴定操作
左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注意观察锥形瓶中溶液颜色变化，到最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，且半分钟不再变化为止，记下刻度读数。
再重复上述操作一次或两次。（定量分析的基本要求）
终点的判断方法：最后一滴刚好使指示剂颜色发生改变，半分钟不再变化。
滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。
5、数据的处理
取两次操作或叁次操作所耗实际试液体积的平均值进行计算。（如果有偏差太大的要舍去）
注意：
用滴定管的精确度为0.01mL，故无论用滴定管取待测液或用标准液滴定达终点计数时，待测液和标准液体积都必须精确到小数点后第二位数。
三、中和滴定误差分析
造成滴定误差的关键因素是：
① 标准液浓度是否准确 ② 待测液体积 ③ 滴定时耗标准液的体积。
因此，滴定时引起误差的错误操作常有以下几点：
1、锥形瓶水洗后，又用待测液润洗，再取液，待测液实际用量增大造成测定结果是浓度偏高。
2、不能用量筒取待测液，因量筒为粗略量具，分度值为最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。
3、滴定管水洗后未用标准液润洗就直接装入标准液，造成标准液稀释，滴定中耗体积增大，测定结果是使待测液浓度偏高。
4、滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失，气泡作标准液体积计算，造成测定结果浓度偏高。
5、滴定过程中，标准液滴到锥形瓶外，或盛标准液滴定管漏液，读数时，V标偏大，造成测定结果是待测液浓度偏大。
6、盛待测液滴定管水洗后，未用待测液润就取液入锥形瓶，造成待测液被稀释，测定结果浓度偏低。
7、读数不准确，例如，盛标准液的滴定管，滴定前仰视，读数偏大，滴定后俯视，读数偏小。造成计算标准液体积差偏小，待测液测定结果浓度偏低。
8、待测液溅到锥形瓶外或在瓶壁内上方附着未被标准液中和，测定结果待测液浓度偏低。
9、标准液滴入锥形瓶后未摇匀，出现局部变色或刚变色未等待半分钟观察变色是否稳定就停止滴定，造成滴定未达终点，测定结果待测液浓度偏低。
注意：
（1）酸式滴定管可以盛装酸性或强氧化性等液体，但一定不能盛装碱液，
碱式滴定管只能盛装碱性或对橡胶无腐蚀性液体，一定不能盛装酸性或强氧化性液体。
（2）滴定管使用时，下端没有刻度部分液体不能用于滴定。
（3）滴定管规格常有25.00mL和50.00mL两种。
（4）滴定完成后，应即时排除滴定管中废液，用水洗净，倒夹在滴定管架上。
（5）中和滴定的终点是指示剂变色点，故溶液一定不是中性。而酸、碱恰刚巧完全中和时，溶液不一定呈中性。
[例1] 准确量取25.00mL KMnO4溶液可以选用的仪器是（ ）
A、50mL量筒 B、10mL量筒 C、50mL酸式滴定管 D、50mL碱式滴定管
[例2] 在一支25mL的酸式滴定管中盛入0.1mol/L HCl溶液，其液面恰好在5mL刻度处。若把滴定管内溶液全部放入烧杯中,再用0.1mol/L NaOH溶液进行中和，则所需NaOH溶液的体积 （ ）
A．大于20mL B．小于20mL C．等于20mL D．等于5mL
[例3] 下图是向20.00mL盐酸中逐渐滴入NaOH溶液时，溶液pH值变化的图象，根据图象分析，下列结论中不正确的是（ ）
A、盐酸起始浓度为0.1mol·L-1 B、NaOH溶液浓度为0.08mol·L-1
C、滴入碱量为20mL时，向混合溶液中滴入2滴甲基橙试液，溶液显橙色
D、滴到中和点时，耗NaOH物质的量为0.002mol
【我的疑惑】
【反馈练习】
1．室温下0.l mol·L－1 NaOH溶液滴定a mL某浓度的HCl溶液，达到终点时消耗NaOH溶液b mL，此时溶液中氢离子的浓度c(H+) / mol·L－1是
A．0.la/(a+b) B．0.1b/(a+b) C．1×107 D．1×10－7
2．下列实验中，直接采用沾有水滴的仪器，对实验结果没有影响的是
A．氨的喷泉实验 B．实验室制氧气：试管
C．中和滴定：锥形瓶 D．中和滴定：滴定管
3．实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作中可能使测定结果偏低的是
A．酸式滴定管在装酸液前未用标准盐酸溶液润洗2~3次
B．开始实验时酸式滴定管尖嘴部分有气泡，在滴定过程中气泡消失
C．锥形瓶内溶液颜色变化由黄色变橙色，立即记下滴定管液面所在刻度
D．盛NaOH溶液的锥形瓶滴定前用NaOH溶液润洗2~3次
4．实验室有一瓶混有氯化钠的氢氧化钠固体试剂，经测定NaOH的质量分数约为82.0%，为了验证其纯度，用浓度为0.2mol/L的盐酸进行滴定，试回答下列问题：
（1）托盘天平称量5.0g固体试剂，用蒸馏水溶解于烧杯中，并振荡，然后立即直接转入 500mL容量瓶中，恰好至刻度线，配成待测液备用。请指出以上操作中出现的五处错误。
（2）将标准盐酸装在25.00mL 滴定管中，调节液面位置在 处，并记下刻度。
（3）取20.00mL待测液，待测定。该项实验操作的主要仪器有________________。 用 _______________试剂作指示剂时，滴定到溶液颜色由_________ 刚好至_______ 色时为止。
（4）滴定达终点后，记下盐酸用去20.00mL，计算NaOH的质量分数为 。
（5）试分析滴定误差可能由下列哪些实验操作引起的 。
A．转移待测液至容量瓶时，未洗涤烧杯
B．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接装盐酸
C．滴定时，反应容器摇动太激烈，有少量液体溅出
D．滴定到终点时，滴定管尖嘴悬有液滴 E．读滴定管开始时仰视，读终点时俯视
5．如图
（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B、B与C刻度相差1mL，如果刻度A为4，量筒中液体体积是 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） 。
A．是a mL B．是（50－a）mL
C．一定大于a mL D．一定大于（50－a）mL
【课后练习】
1、下列仪器中，没有“0”刻度线的是（ ）
A、温度计 B、量筒 C、滴定管 D、容量瓶
2、一支25mL滴定管，内盛溶液液面在15.00mL刻度处，当将滴定管内液体全部排出时，所得液体的体积是（ ）
A、10.00mL B、15.00mL C、小于10.00mL D、大于10.00mL
3、用0.1mol·L－1 NaOH溶液滴定100mL 0.1mol·L－1盐酸，若滴定误差在±0.1%以内，反应完毕后，溶液pH的范围为（ ）
A、3.3～10.7 B、4.3～9.7 C、5.3～8.7 D、6～8
4、将含有杂质的4.0g NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于锥形瓶中，用0.1mol·L－1的盐酸滴定。用甲基橙作指示剂，滴定达终点时，耗酸19.0mL，则NaOH中含有的杂质不可能为
A、NaCl B、Na2CO3 C、NaHCO3 D、Ca(OH)2
5、已知常温常压下，饱和CO2的水溶液pH=3.9，则可推断用标准盐酸滴定NaHCO3溶液时，适量选择的指示剂及终点颜色变化的情况是（ ）
A、石蕊，由蓝变红 B、甲基橙，由橙变黄
C、酚酞，由红变浅红 D、甲基橙，由黄变橙
6、用0.01mol/L NaOH溶液滴定0.01mol/L的H2SO4溶液中和后加水到100mL。若滴定时终点判断有误差：①多加了一滴NaOH，②少加了一滴NaOH。（设1滴为0.05mL），则①和②溶液中C（OH-）之比值是（ ）
A、1 B、10-4 C、104 D、4×104
7、两人用同一瓶标准盐酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲将锥形瓶用NaOH待测液清洗后，使用水洗后后的移液管移取碱液于锥形瓶中；乙则用甲用过的移液管取碱液于刚用蒸馏水洗过的尚残留有蒸馏水的锥形瓶中，其它操作及读数全部正确，你的判断是（ ）
A、甲操作有错 B、乙操作有错
C、甲测得的数值一定比乙小 D、乙测得的值较准确。
8、A同学用10mL量筒量取某液体，读数时视线偏高（如下图），该同学所得读数是 ， B同学向50mL滴定管中加入某种液体，在调整液面高度后，读数时视线偏低（如下图），该同学所得读数是 。
9．用沉淀法测定NaHCO3和K2CO3均匀混合物的组成。实验中每次称取样品的质量、向所配制的溶液中加入Ba(OH)2的溶液体积、生成对应沉淀的质量等实验数据见下表：
实验序号 样品质量/g V[Ba(OH)2(aq)/L 沉淀质量/g
1 a 0.5 b
2 2a 0.5 2.758
3 2.574 0.5 3b
4 4a 0.5 4b
5 5a 0.5 4b
请回答下列问题：
（1）b= g；
（2）样品中n(NaHCO3)：n (K2CO3)= 。
（3）25℃时，取第3次实验后的滤液的1/10，加水稀释至500ml，试计算所得溶液的pH值。
10．有PH为13的Ba(OH)2、NaOH的混合溶液100mL，从中取出25mL用0.025mol/LH2SO4滴定，当滴定至沉淀不再增加时，所消耗的酸的体积是滴定至终点所耗酸体积的一半。求：
（1）当滴到沉淀不再增加时，溶液的pH（设体积可以加和）
（2）原混合溶液中Ba(OH)2和NaOH的物质的量浓度
11、 维生素C的分子式是C6H8O6，水溶液呈酸性，高温或较长时间受热易损耗，许多新鲜水果、蔬菜、乳制品中都含有丰富的维生素C，例如：新鲜橙汁中含维生素C浓度在500mg·L－1左右。
某校化学课外活动小组进行测定果汁中维生素C含量实验，下面是他们的实验过程及分析报告，请根据此报告填写有关空白。
（1）实验目的：测定××牌软包装鲜橙汁维生素C含量。
（2）实验原理：C6H8O6+I2→C6H6O6+2H++2I－。
（3）实验用品和试剂：
① 仪器和用品（自选，略）
② 试剂：浓度为7.50×10－3mol·L－1的标准碘（水）溶液，指示剂，蒸馏水等。
（4）实验过程：
① 洗涤仪器，检查是否漏液，用标准液润洗后装好标准液待用。在此步操作中，需用蒸馏水洗涤的仪器有 。用标准液润洗的仪器是 。
② 打开橙汁包，目测：颜色—橙黄色，澄清度—好，将仪器 该橙汁润洗2～3遍，移取20.00mL橙汁入锥形瓶，向瓶中加入2滴指示剂，该指示剂的名称是 。
③ 用左手操作滴定管，右手摇动锥形瓶，眼睛注视 。滴定至终点时的现象是 。
（5）数据记录和处理：（设计出表格，将三次滴定所得数据都填入表格中），若经数据处理，滴定中消耗标准碘溶液体积平均值为20.00mL，则此橙汁中维生素C的含量是 mg·L－1。
（6）问题讨论：
① 从测定结果看，此软包装橙汁是否是纯天然橙汁 （填序号）
A、可能是 B、一定是 C、不是
② 制造商可能采取的作法是 （填序号）
A、天然橙汁被加水稀释 B、天然橙汁被浓缩
C、向天然橙汁中添加维生素C D、用水和其原料混合制作
③ 对上述结论，你的意见是 （填序号）
A、向新闻界公布 B、向有关部门反映
C、继续实验 D、调查后再作结论
【 第三节】 盐类的水解
【高考说明】
1、 了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产生活中的应用（弱酸弱碱的水解不作要求）。
第1课时
【学习目标】1．理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解的过程，掌握盐类水解的本质。
2．掌握盐类水解方程式的书写方法。
3．学会分析问题，学会透过现象看本质。
【学习重点】盐类水解的本质
【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析
【学习过程】
【旧知回顾】
1、 中和反应的实质是什么？
2、 在盐酸溶液中存在着哪些平衡？在醋酸溶液中存在着哪些平衡？（用方程式表达）
醋酸的存在对水的电离平衡有什么影响？
3、 盐的分类：
从形成盐的酸与碱的强弱角度，可将盐分为四类： ___________、_________、_________、_____________。
【新知讲解】
一、探究盐溶液的酸碱性
[科学探究] 阅读课本P54，观察实验
① 根据实验结果填写下表：
盐溶液 Na2CO3 NH4Cl NaCl CH3COONa Al2(SO4)3 KNO3
操作：加石蕊 蓝 红 紫 蓝 蓝 紫
操作：加酚酞 红 无 无 红 红 无
结论：酸碱性
盐的类型
② [讨论]
由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系。
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
③ [归纳]
盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa
强酸弱碱盐 NH4Cl
强酸强碱盐 NaCl
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
[回顾]
决定溶液酸碱性的根本因素是什么？
[思考与交流] 自学课本P55~P56，讨论并给出下列问题的答案
1．强碱弱酸盐的水解
(1) CH3COONa溶液中存在着几种离子？写出电离方程式。
(2) 溶液中哪些离子可能相互结合，对水的电离平衡有何影响？为什么CH3COONa溶液显碱性？
(3) 写出CH3COONa溶液水解的化学方程式和离子方程式。
2．强酸弱碱盐的水解
[自我检查]
应用盐类水解的原理，分析NH4Cl溶液显酸性的原因，并写出有关的离子方程式。
三、盐类的水解:
[归纳]
1、定义
________________________________________________________叫做盐类的水解。
2、盐类水解的实质：
在水溶液中盐电离出的阳离子（或阴离子）结合水电离出的________离子（或________离子），破坏了水的电离平衡，___________水的电离，使得溶液中H+或OH－的浓度不等，因此溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
2、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，并使溶液显酸性或碱性。
（3）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
盐＋水酸+碱 （中和反应的逆反应）
中和反应 ________ 热，所以水解 _________ 热.
中和反应程度 ________ ，所以水解程度 __________ (较大、较小),书写水解方程式时要用可逆符号。由于程度较小，一般不标明气体,沉淀符号.
（4）盐溶液（除酸式盐溶液）中H+和OH－全部由水电离提供，在常温下，溶液中
c(H+)·c(OH－)＝10－14
3、盐类水解的规律
水解的规律是：
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，同强显中性。
[例题1]
有四种一元酸HA、HB、HC、HD，相同物质的量浓度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞试液呈红色；同体积、同物质的量浓度的HB、HC用样的装置分别作导电性试验，发现后者的灯泡比前者亮，则这四种酸的酸性由强到弱的顺序为________________________。
[例题2]
某两种二元酸H2A、H2B在水中的电离方程式分别是：
H2A H+ + HA– ，HA– H+ +A2–
H2B H+ + HB– ，HB– H+ + B2– 。
回答下列问题：
（1）NaHB溶液显_______ __（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________ ____（用离子方程式表示）。
NaHA溶液显_______ __ ，请说明理由。
（2）Na2B溶液显_______ __（填“酸性”，“中性”，或“碱性”）。
理由是______________________________ ____（用离子方程式表示）。
三、盐类水解离子方程式的书写
[书写规则]
1、盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
2、一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3、 多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。
如Na2CO3的水解过程:
第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
4、多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：
谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成__________，阴离子水解生成______________，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
[练习]
写出下列物质水解的离子方程式
（1）硫酸铁_________________________________________
（2）明矾_______________________________________
（3）将NH4Cl加入到重水中
（4）由FeCl3制Fe(OH)3胶体
【反馈练习】
1．下列物质加入水中，能使水的电离度增大，溶液的pH值减小的是
A、HCl B、Al2(SO4)3 C、Na2S D、NH3.H2O
2．下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是
A、CH3COONa B、Na2SO4 C、NH4Cl D、H2SO4
3．下列式子属于水解反应，且溶液呈酸性是
A、HCO3—+H2O H3O++CO32—
B、Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
C、HS—+H2O H2S+OH—
D、NH4++H2O NH3·H2O+H+
4．pH均为5的NH4Cl溶液和稀盐酸中，由水电离出的H+浓度比较
A. 一样大 B. 前者大 C. 后者大 D. 无法判断
5．pH=9的NaOH中水的电离度为α1，pH=9的CH3COONa溶液中中水的电离度为α2，则α1/α2的值是
A. 1 B. 5/9 C. 1×104 D. 1×10-4
6．等物质的量浓度下列四种溶液中，NH4+浓度最大的是
A、NH4Cl B、NH4HCO3 C、NH4HSO4 D、NH4NO3
7．判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3
【 第三节】 盐类的水解
第2课时
【学习目标】1、进一步理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
2、能快速、正确地书写盐类水解的离子方程式
3、掌握影响水解平衡移动的因素
4、盐类水解的应用
【学习重点】盐类水解的影响因素及其应用
【学习难点】盐类水解方程式的书写和分析
【学习过程】
【旧知回顾】
一、盐类水解的实质
1．盐类水解的实质_________________________________________________________
2．盐类水解反应生成酸和碱，所以盐类水解反应可看着是中和反应的逆反应。
二、盐类水解的类型和规律
1．强碱弱酸盐水解，溶液呈_________ __性，PH_________7。如CH3COONa等。
原因是_______与水电离出的_ __结合生成_______，从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
2．强酸弱碱盐水解，溶液呈___ __性，PH__ __7。如NH4Cl等。
原因是_______与水电离出的_ __结合生成_____ 。从而使溶液中c(H+) ，c(OH-) ，从而使c(OH-) c(H+)，溶液呈 性。
写出下列盐水解的离子方程式：
FeCl3
（NH4））2SO4
3．强酸强碱盐不发生水解，溶液呈__ ___性，PH___ _7。
4．弱酸弱碱盐强烈水解，溶液的酸碱性取决于形成盐的酸和碱的相对强弱。
5．弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大
小。若电离程度___ __水解程度，则溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若
电离程度___ ___水解程度，则溶液呈碱性。如NaHCO3、Na2HPO4等
水解规律：“谁弱谁水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性”。
[思考与交流]
(1) 用____ ___可鉴别NH 4Cl、NaCl、CH3COONa三种溶液。
(2) 相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小顺序为____________
(3) 相同浓度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分别等于8、9、10，则对应三种酸的酸性强弱顺序为________________________.
【新知讲解】
一、影响盐类水解的因素
[科学探究] 完成课本P57 [科学探究]
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
FeCl3水解的化学方程式：
影响因素 实验操作 现象 平衡移动方向 Fe3+的水解程度 PH变化
浓度 加FeCl3
加水
溶液的酸碱度 加HCl
加少量的NaOH
加NaHCO3
加Na2CO3
温度 温度升高
[归纳总结] 影响盐类水解的因素
（1）盐类本身的性质：
这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度___________，溶液的碱性或酸性______________________
（2）温度：盐的水解是____________反应。因此升高温度其水解程度_____________。
（3）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越______________.
（4）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。
如Na2CO3溶液中加碱可以___________水解，加酸可以_____________水解。
【反馈练习】
1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32- 更接近2:1的措施是
A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固体 D 加热
2．为了使Na 2S溶液中[]/[S2-]的比值变小，可加入的物质是：①适量盐酸；②适量NaOH溶液；③适量KOH溶液；④适量KHS溶液
A、①② B、②③ C、③④ D、①③
3．为了配制CH3COO-与Na+离子物质的量浓度值比为1：1的溶液，可向溶液中加入
A、适量的盐酸 B、适量的NaOH固体
C、适量的KOH 固体 D、适量的NaCl固体
4．在6份0.01mol/L氨水中分别加入下列各物质：A．浓氨水B．纯水 C．少量K2CO3
D．少量H2SO4 E．少量NaOH固体 F．少量Al2(SO4)3固体
（1）能使c(OH—)减小、c(NH4+)增大的是_______
（2）能使c(OH—)增大、c(NH4+)减小的是_______
（3）能使c(OH—)和c(NH4+)都增大的是_________
（4）能使c(OH—)和c(NH4+)都减小的是_________
5．应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：
条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水解程度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠
加盐酸
加NaOH
二、盐类水解的应用
1、判断溶液的酸碱性：
(1) 将0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列 ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③NaOH ④ NaNO3 ⑤ CH3COOH ⑥ NaHSO4 ⑦ NH4Cl
________________________________________________________________
(2) 酸式盐溶液的酸碱性：酸性NaHSO3____________ NaH2PO4
碱性NaHCO3 __________NaHS__________ Na2HPO4
2、配制盐溶液时，加酸或碱抑制水解：
为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊，应向溶液中加入 抑制 水解。
3、把盐溶液蒸干制取无水盐晶体：把下列盐溶液蒸干得到何种物质：
AlCl3____ ___ Al2（SO4）3 _____ ___ FeCl3______ __
Na2CO3______ _ CuSO4 __ ___
4、判断溶液中的离子能否共存：（某些双水解反应）
主要掌握Al3+（Fe3+）与HCO3-、CO32- 、AlO2-、S2-不共存。
5、某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg粉投入NH4Cl溶液中反应的离子方程式：
___________________________________ ___________
6、试剂存放：盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是
_____________________________________________
盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因为_______________________________________
7、日常生活中的应用：
（1）泡沫灭火器原理(方程式)_____________ __________________
（2）为什么,KAl（SO4）2 ,Fe2（SO4）3、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂
_______________________ ______
(3) 草木灰为什么不能和铵态氮肥混合使用
______________ ___________________
【反馈练习】
1．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是
A.NH4+ ＋2H2O NH3·H2O ＋ H3O+ B.HCO3- + H2O H3O+ + CO32-
C. HS－＋H＋=== H2S D.Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO
2．在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是
A.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(OH-)﹥c(H+) B.c(CH3COO-)﹥c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(H+)
C.c(Na+)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)﹥c(OH-) D.c(Na+)﹥c(OH-)﹥c(CH3COO-)﹥c(H+)
3．25℃时，在物质的量浓度均为1mol/ L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，c（NH4＋）分别为a、b、c（单位为mol/ L）。下列判断正确的是
A. a>b>c B. b>a>c C. a>c>b D. c>a>b
4．物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3、 ②NaHCO3、③H2CO3、④(NH4)2CO3、⑤NH4HCO3按[CO32—]由小到大排列的顺序是
（A）⑤＜④＜③＜②＜① （B）③＜⑤＜②＜④＜①
（C）③＜②＜⑤＜④＜① （D）③＜⑤＜④＜②＜①
5．某酸式盐NaHY的水溶液显碱性，下列叙述正确的是（ ）
A、H2Y的电离方程式：H2Y2H+ + Y2–
B、HY – 离子水解的离子方程式：HY – + H2OH2Y + OH –
C、该酸式盐溶液中离子浓度大小关系：c(Na+) > c(HY – ) > c(OH – ) > c(H+)
D、该酸式盐溶液中离子浓度关系：c(H+) + 2c(H2Y) = c(OH – ) + 2c(Y2– )
6.（2006年上海卷）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
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
7．（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－。下列说法正确的是
A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小
8．（09年天津理综·2）25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH-)前者大于后者
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大
9．（09年天津理综·4）下列叙述正确的是
A．0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)
B．Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和Kw均减小
C．pH=5的CH3COOH溶液和pH=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等
D．在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
【课后练习】
一、选择题(每小题只一个选项符合题意。)
1．在蒸发皿中加热蒸干并灼烧(低于400℃)下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是
A．氯化铝 B．碳酸氢钠 C．硫酸镁 D．高锰酸钾
2．相同条件下物质的量浓度相同的下列溶液，碱性最强的是
A．Na2CO3 B．NaNO3 C．Na2SiO3 D．Na2SO3
3．实验室配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是
A．防止硫酸铁分解 B．抑制硫酸铁水解
C．提高溶液的pH D．提高硫酸铁的溶解度
4．下列说法中正确的是
A．HCO3－在水溶液中只电离，不水解 B．硝酸钠溶液水解后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应 D．可溶性的钠盐都不发生水解反应
5．在常温下，纯水中存在电离平衡H2OH＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H＋)增大，应加入的物质是
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2 C．NaHCO3 D．CH3COONa
6．为了使(NH4)2SO4溶液中c(NH4＋)和c(SO42－)之比更接近2∶1，可向溶液中加入少量的
A．硫酸 B．盐酸 C．氢氧化钠溶液 D．氯化钠溶液
二、选择题(每小题有一个或两个选项符合题意。)
7．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是
A．Na2CO3：CO32－＋2H2OH2O＋CO2↑＋2OH－
B．NH4Cl：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋
C．CuSO4：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋
D．NaF：F－＋H2OHF＋OH－
8．下列各组离子中，在溶液中不能大量共存的是
A．S2－、NO3－、CO32－、K＋ B．Al3＋、Na＋、S2－、SO42－
C．Al3＋、NH4＋、K＋、SO42－ D．Fe2＋、Ca2＋、H＋、NO3－
９．25℃时，pH和体积均相等的氨水和烧碱溶液中，c(NH4＋)与c(Na＋)的关系正确的是 A．c(NH4＋)＞c(Na＋) B．c(NH4＋)＝c(Na＋)
C．c(NH4＋)＜c(Na＋) D．无法判断
10．NH4Cl溶液的pH和稀HCl的pH值均为5，其中由水电离出的c(H＋)分别为a mol·L－1和b mol·L－1，则a与b的关系正确的是
A．a＝b B．a＜b C．a＞b D．不能确定
11．物质的量浓度相同的下列各溶液等体积混合后，溶液的pH大于7的是
A．NaHCO3、HCl、NaCl B．K2CO3、H2SO4
C．Na2CO3、CH3COONa、HNO3 D．NaOH、CH3COONa、HCl
12．在25℃时，物质的量浓度均为1 mol·L－1 的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的三种溶液中，测得其c(NH4＋)分别为a、b、c(单位是mol·L－1)，下列判断正确的是
A．a＝b＝c B．a＞b＞c C．a＞c＞b D．c＞a＞b
13．CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液，pH为4.7。下列说法错误的是
A．CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B．CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C．CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
D．CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
三、填空题
14．写出下列物质发生水解反应或化学反应的离子方程式，并指出①－④水溶液的酸碱性：
① Na2S_______________________________________________________________；
② CuSO4__________________________________________________________________；
③ NaH2PO4_______________________________________________________________；
④ CH3COONH4_______________________________________________________；
⑤ Al2(SO4)3和NaHCO3_____________________________________________________；
⑥ CuSO4和Na2S________________________________________________________。
15．配制氯化铁溶液常出现浑浊现象，其原因是_________________________________，
如何操作既可得到透明溶液而又不引进杂质离子？
_______________________________________________________________________。
16．常温下，0.1mol/L下列溶液 ①NaHCO3 ②NaClO ③NH4Cl ④NaCl ⑤CH3COONa五种溶液pH由大到小的排列顺序为__________________________________(填编号)。
17．现有S2－、SO32－、NH4+、Al3+、HPO42－、Na+、SO42－、AlO2－、Fe3+、HCO3－、Cl－等离子，请按要求填空：
在水溶液中，该离子水解呈碱性的是 _________________________________；
在水溶液中，该离子水解呈酸性的是__________________________________；
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__________________________________________；
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__________________________________________。
18．已知在25℃时0.1mol/L醋酸溶液的pH约为3，向其中加入醋酸钠晶体，等晶体溶解后发现溶液的pH增大。对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c(OH－)，因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H+)减小，因此溶液的pH增大。
(1) 上述两种解释中_____________(填“甲”或“乙”正确)
(2) 为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1 mol·L－1醋酸溶液中加入少量下列物质中的_______________ (填写编号)，然后测定溶液的pH。
A．固体CH3COOK B．固体CH3COONH4
C．气体NH3 D．固体NaHCO3
(3) 你认为______________(填“甲”或“乙”)的解释正确，溶液中的pH应___________(填“增大”“减小”或“不变”)。(已知25℃时，CH3COONH4溶液呈中性)
(4) 常温下将0.010 mol CH3COONa和0.004 mol HCl溶于水，配成0.5 L混合溶液。
判断：
① 溶液中共有_________种粒子。
② 溶液中有两种粒子的物质的量之和一定等于0.010 mol，它们是_________和_________。
③ 溶液中n(CH3COO－)＋n(OH－)－n(H+)＝_______________mol。
电解质溶液中离子浓度大小比较归类解析
【高考题引路】
1、（05江苏卷12题）常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是
A．pH＞7，且 c(OH—) ＞ c(Na+) ＞ c(H+) ＞ c(CH3COO—)
B．pH＞7，且 c(Na+) + c(H+) = c(CH3COO—) + c(OH—)
C．pH＜7，且c(CH3COO—) ＞ c(H+) ＞c(Na+)＞ c(OH—)
D．pH＝7，且c(CH3COO—) ＞ c(Na+) ＞c(H+) = c(OH—)
2、（06江苏卷13题）下列叙述正确的是
A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
B．10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12
C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)
D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)
3、（08年江苏化学·12）下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是AC
A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：c(H+) + c(M+) == c(OH-) + c(A-)
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：
c(CH3COO-) +2c(OH-) == 2c(H+) + c(CH3COOH)
D．0.1mol·L-1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2-)
4、（09年江苏化学·13）下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是
A．室温下，向0.01mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)＞c(SO42－)＞c(NH4＋)＞c(OH－)＝c(H＋)
B．0.1mol·L－1NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)
C．Na2CO3溶液：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(H2CO3)
D．25℃时，pH=4.75、浓度均为0.1mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液： c(CH3COO－)＋c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋)
【规律总结】
1、首先要判断溶液的性质（有些判断要通过计算来完成）
2、掌握解此类题的三个思维基点：
比较离子浓度的大小通常要考虑到电离、水解和守恒
等量关系通常要用到三个守恒关系式（有时是三个守恒式相加或相减而得到）
3、分清他们的主要地位和次要地位：
【必备相关知识】
一、电离平衡理论和水解平衡理论
1.电离理论：
⑴ 弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
⑵ 多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
2.水解理论：
⑴ 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有
c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵ 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。
⑶ 一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；
⑷ 多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。
二、电荷守恒和物料守恒
1．电荷守恒：如NaHCO3溶液中 n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)
2．物料守恒：由于电离或水解因素，有些离子会发生变化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会改变的。
如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
3．导出式——质子守恒：
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。
【反馈练习】
1、（07徐州期初调研）下列叙述正确的是
A. 常温下，10 mL pH=12的Ba(OH)2溶液与40 mLｃmol·L－1的NaHSO4溶液混合，当溶液中的Ba2+、SO42-均恰好完全沉淀，若混合后溶液的体积为50 mL，则溶液pH=11
B. 某二元酸（用H2A表示）在水中的电离方程式是：H2A= H++HA－，HA- H++A2－
则NaHA溶液中：c(Na+) = c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)
C. 10mL0.1mol·L－1NH4Cl与5mL0.2mol·L－1NaOH溶液混合：c(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
D. 浓度均为0.1mol·L－1的小苏打溶液与烧碱溶液等体积混合：
c(Na＋)＋c(H+) ＝ 2c(CO32－)＋c(OH－)
2、（07苏南四市调研）下列关于溶液中离子的说法正确的是
A．0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液中离子浓度
B．0.1 mol·L-1的NH4Cl和0.1 mol·L-1的NH3·H2O等体积混合后溶液中的离子浓度关系：
C．常温下，醋酸钠溶液中滴加少量醋酸使溶液的pH=7，则混合溶液中，离子度关系：
D．0.1 mol·L-1的NaHS溶液中离子浓度关系：
3、（07南通一模）25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是
A．c(NH4+)＜c(SO42－) B．2c(NH4+)＝c(SO42－)
C．c(NH4+)＞c(SO42－) D．c(OH－)+c(SO42－) = c(NH4+)+c(H+)
4、（07苏北五市调研）25℃时，在25 mL o.1 mol·L－1的NaOH溶液中，逐滴加入
0.2 mol·Lˉ1的CH3COOH溶液。溶液pH的变化曲线如图
所示。下列分析的结论中，正确的是 ·
A、B点的横坐标a＝12.5
B、C点时c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH-）
C、D点时c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＝2c（Na＋）
D、曲线上A、B间任一点，溶液中都有：
c（Na＋）＞c（CH3COOˉ）>c（OH-）>c（H＋）
5、（07无锡期末调研）下列叙述正确的是
A．0.01mol/LCH3COOH与pH=12的NaOH溶液混合，若有c(CH3COO-)>c(Na+)，则混合液一定呈碱性
B．常温下，将等体积0.01mol/LHCl与pH=12的氨水混合，则混合液的pH=7，
C．0.1mol/L的某二元弱酸盐Na2A溶液中，c(Na+)=2c(H2A)+2c(HA )+2c(A2-)
D．将5 mL 0.02mol/L的H2SO4与5 mL 0.02mol/LNaOH溶液充分混合，若混合后溶液的体积为10mL，则混合液的pH=2
6、（2006重庆）11． 温度相同、浓度均为0.2 mol/L的 ①(NH4)2SO4、 ②NaNO3、 ③NH4HSO4、 ④NH4NO3、⑤、⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是
A．③①④②⑥⑤ B．①③⑥④②⑤
C．③②①⑥④⑤ D．⑤⑥②④①③
【课后练习】
1．在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是.
A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)
C.c(Na+)＝c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) D.c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
2．0.1mol/LKHSO4和0.1mol/LNa2S溶液等体积混合后，溶液能使pH试纸变蓝，则离子浓度关系正确的是
A c(SO42－)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B c(Na＋)＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
C c(Na＋)＝c(S2－)＋c(H2S)＋c(HS－)＋c(SO42－)
D c(Na＋)＋c(K＋)＋c(H＋)＝c(SO42－)＋c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
3、300C时，在0.1mol/L的Na2S、NaHS两溶液中均存在的关系是
A.C(H+) C(OH-)>10-14 B.C(Na+)=C(S2-)+C(HS-)+C(H2S)
C.C(OH-)= C(H+)+C(HS-)+2C(H2S) D.C(Na+)+ C(H+)= C(OH-)+C(HS-)+ 2 C(S2-)
4、物质的量浓度相同的200mL Ba(OH)2溶液和150mL NaHCO3混合后，最终溶液中离子的物质的量浓度关系正确的是
A、c(OH－)>c(Ba2+)>c(Na+)>c(CO32－) B、c(OH－)>c(Na+)>c(Ba2+)>c(H+)
C、c(OH－)=c(Ba2+)+c(Na+)+c(H+) D、c(H+)+c(Na+)+2c(Ba2+)=c(OH－)
5、经测定某溶液中只含NH4+、C1－、H+、OH－四种离子，下列说法错误的是
A．若溶液中粒子间满足: c(NH4+)>c(C1－)>c(OH－)>c(H+)则溶液中溶质一定为: NH4Cl和NH3·H2O
B．溶液中四种粒子之间不可能满足: c(C1－)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH－)
C．若溶液中粒子间满足: c(C1－)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH－)溶液中溶质一定只有NH4Cl
D．若溶液中c(NH4+)=c(Cl－), 则该溶液一定显中性
6．将100毫升0.1摩/升的BaCl2溶液加入到100毫升0.2摩/升的H2SO4溶液中，则溶液中离子浓度关系是
A． c(H+)>c(Cl-)>c(Ba2+)>c(SO42-) B．c(H+)> c(Cl-)>c(SO42-) >c(Ba2+)
C． c(H+)>c(SO42-)>c(Ba2+)> c(Cl-) D ．c(Cl-)> c(H+)>c(Ba2+)>c(SO42-)
7．将7.8g铁粉加入200mL2mol/L的HNO3溶液中，使之充分反应放出NO气体，所得溶液中主要离子浓度的大小关系是
A．c(NO3-)＞c(Fe2+)＞c(Fe3+)＞c(H+) B．c(NO3-)＞c(Fe3+)＞c(Fe2+)＞c(H+)
C．c(Fe2+)＞c(Fe3+)＞c(NO3-)＞c(H+) D．c(Fe2+)＞c(NO3-)＞c(Fe3+)＞c(H+)
8、一元酸HA溶液中，加入一定量强碱MOH溶液后，恰好完全反应，反应后的溶液中，下列判断正确的是
A．c(A-) ≥ c(M+) B. c(A-) ≤ c(M+)
C. 若MA不水解,则c(OH-)
9、某二元弱酸的酸式盐NaHA溶液，若pH<7，则溶液中各离子浓度的关系不正确的是
A、c（Na+）> c（HA—）>c（H+）>c（A2—）>c（OH—）
B、c（Na+）+ c（H+）== c（HA—）+ 2 c（A2—）+ c（OH—）
C、c（H+）+ （A2—）== c（OH—）+ c（H2A）
D、c（Na+）== c（HA—）+ c（H2A）+ 2 c（A2—）
10、（03江苏卷18题）将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·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 c(HCN)＜c(CN－) B c(Na＋)＞c(CN－)
C c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1
11、（04江苏卷17题）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在0.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列关系正确的是
A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4—)+c(OH—)+c(C2O42-)
B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1
C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)
D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42—)
12、（07年广东化学·15）下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是
A．0.1mol·L-1 Na2CO3溶液：c（OH－）＝c（HCO3－）＋c（H＋）＋2c（H2CO3）
B．0.1mol·L-1NH4Cl溶液：c（NH4＋）＝c（Cl－）
C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：
c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（OH－）
D．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH＝5的混合溶液：c（Na＋）＝c（NO3－）
12、（08年广东化学·17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是
A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32－和OH-
B．NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)
C．10 mL0.10 mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同
13、（09年广东化学·9）下列浓度关系正确的是
A．氯水中：c(Cl2)=2c(ClO-)+c(Cl-)+C(HCl)}
B．氯水中：c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)＞c(ClO-)
C．等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c(Na+)=c(CH3COO-)
D．Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)
【第四节】 难溶电解质的溶解平衡
【高考说明】1、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡
【学习目标】1、了解难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用
2、了解溶度积的意义
3、知道沉淀生成、沉淀溶解、沉淀转化的本质是沉淀溶解平衡的移动
4、能运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题
【学习重点】难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化
【学习难点】沉淀的转化和溶解
【学习过程】
一、溶解平衡
[思考与交流] 阅读P61-62，思考：
1、难溶物的溶解度是否为0？
在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度
2、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否为AgCl的饱和溶液？
3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。
4、溶解平衡的建立：
（1）定义：在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
（2）特征：（与化学平衡相比较）
① ：可逆过程
② ：v（溶解）＝ v（沉淀）
③ ：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变
④ ：动态平衡，v（溶解）＝ v（沉淀） ≠ 0
⑤ ：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
[思考]：将一块形状不规则的NaCl固体放入NaCl饱和溶液中，一昼夜后观察发现，固体变为规则的立方体，而质量却未发生变化，为什么？
5、影响沉淀溶解平衡的因素
（1）内因：
（2）外因：遵循 原理
① 浓度：加水，平衡向 方向移动。
② 温度：绝大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。
少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)2的溶解平衡。
③ 同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向 的方向移动。
[例题] 将足量BaCO3分别加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液 ③50mL 0.01mol/L 氯化钡溶液 ④100mL 0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为： _____
二、溶度积（难溶电解质的溶解平衡常数）—— 选学内容
1、概念：在一定温度下，难溶强电解质MmAn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时的离子浓度幂的乘积是一个常数，叫作溶度积常数，简称溶度积。符号为KSP
2、表达式
MmNn(s)mMn+(aq)＋nNm－(aq) Ksp ＝［c（Mn+]）］m·c［（Nm－）］n
例如：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl—（aq） Ksp=c（Ag+）·c（Cl－）
[练习]：请写出下列物质的沉淀溶解平衡方程式与溶度积KSP表达式。
Cu(OH)2
BaSO4
CaCO3
Al(OH)3
CuS
[例题]：已知：某温度时，Ksp(AgCl)=c(Ag+)· c(Cl－) ＝1.8×10－10，
Ksp(Ag2CrO4)=c(Ag+)2 ·c(CrO2- 4) ＝1.1×10－12，试求：
此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液中Ag+的物质的量浓度，并比较两者的大小。
3、意义：
（1）溶度积Ksp反映了物质在水中的溶解能力。
溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，所以它们之间可以互相换算。知道溶解度可以求出溶度积，也可以由溶度积求溶解度。
（2）通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积(离子积)Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
Qc Ksp时： 溶液过饱和，平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成
Qc Ksp时： 溶液饱和，处于平衡状态
Qc Ksp时： 溶液不饱和，平衡向沉淀溶解的方向移动——沉淀溶解
[例题]：25℃时，AgCl的溶解度是0.00192g·L—1，求它的溶度积。
4、影响Ksp的因素：温度
绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，向 移动。Ksp 。
少数盐的溶解是放热过程，升高温度，向生成 移动，Ksp 。如Ca(OH)2。
[例题] 对于平衡AgCl（s） Ag+ + Cl—，若改变下列条件，对其平衡有何影响？
条 件 平衡移动方向 C(Ag+) C(Cl—) Ksp 溶解度（S）
升高温度
加 水
加NaCl(s)
加AgNO3(s)
三、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成
① 沉淀生成的应用：
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。
② 废水处理化学沉淀法工艺流程示意图（见教材P61）
③ 沉淀的方法
a、调节PH法：
b、加沉淀剂法：
写出使用Na2S、H2S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式.
[思考与交流]
1、在生活中，水资源是很宝贵的，如果工业废水中含有Ag+，理论上，你会选择加入什么试剂？
2、粗盐提纯时,NaCl溶液中含有SO42- 离子，选择含Ca2+还是Ba2+离子的试剂除去？
2、沉淀的溶解
① 沉淀溶解的原理：
② 沉淀溶解的实验探究（实验3-3）
[讨论] a、为什么加入1ml盐酸沉淀溶解了？写出反应的化学方程式。
b、为什么加入过量的氯化铵溶液，沉淀也可以溶解？写出反应的化学方程式。
c、试从以上现象中找出沉淀溶解的规律。
3、沉淀的转化
① 沉淀转化的实验探究（实验3-4）
实验一
实验步骤 NaCl和AgNO3溶液混合 向所得固液混合物中KI溶液 向新得固液混合物中Na2S溶液
实验现象
实验结论
实验二
实验步骤 向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液 向白色沉淀中滴加FeCl3溶液 静置
实验现象
实验结论
② 沉淀转化的方法及实质
③ 沉淀转化的应用（阅读教材P64-65）
[例题] 一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示高考资源网
即：AmBn(s)mAn+(aq)＋nBm－(aq) [An+]m·[Bm－]n＝Ksp
已知：某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－] ＝1.8×10－10
Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO2- 4] ＝1.1×10－12
试求：（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。（2）此温度下，在0.010mo1·L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小高考资源网
[反馈练习]
1. （08山东卷）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
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Kap大于c点对应的Kap
2.（08广东卷）已知Ag2SO4的KW 为2.0×10-3，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)＝0.034 mol·L-1）。若t1时刻在上述体系中加入100 mL. 0.020 mol·L-1 Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag+和SO浓度随时间变化关系的是
3. （09年广东化学·18）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
A．温度一定时，Ksp(SrSO4)随的增大而减小
B．三个不同温度中，313K时Ksp(SrSO4)最大
C．283K时，图中a点对应的溶液是不饱和溶液
D．283K下的SrSO4饱和溶液升温到263K后变为不饱和溶液
4. （09年浙江理综·10）已知：25℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12，Ksp[MgF2]＝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c(Mg2＋)大
B．25℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体，c(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 0.01 mol/LNH4Cl溶液中的Ksp小
D．25℃时，在Mg(OH)2悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化为MgF2
5. （09年广东化学·22）（12分）
某工厂生产硼砂过程中产生的固体废料，主要含有MgCO3、MgSiO3、 CaMg(CO3)2、Al2O3和Fe2O3等，回收其中镁的工艺流程如下：
沉淀物 Fe(OH)3 Al(OH)3 Mg(OH)2
pH 3．4 5．2 12．4
部分阳离子以氢氧化物形式完全深沉时溶液的pH由见上表，请回答下列问题：
（1）“浸出”步骤中，为提高镁的浸出率，可采取的措施有 （要求写出两条）
（2）滤渣I的主要成分有 。
（3）从滤渣Ⅱ中可回收利用的主要物质有 。
（4）Mg(ClO3)2在农业上可用作脱叶剂、催熟剂，可采用复分解反应制备：
MgCl2+2NaClO3===Mg(ClO3)2+2NaCl
已知四种化合物的溶解度（S）随温度（T）变化曲线如下图所示：
1 将反应物按化学反应方程式计量数比混合制备
Mg(ClO3)2.简述可制备Mg(ClO3)2的原因： 。
② 按①中条件进行制备实验。在冷却降温析出Mg(ClO3)2过程中，常伴有NaCl析出，原因是： 。除去产品中该杂质的方法是： 。
[课后练习]
一、选择题（每题只有一个答案）
1. 下列说法正确的是
A.在一定温度下AgCl水溶液中，Ag+和Cl-浓度的乘积是一个常数；
B.AgCl的Ksp = 1.8×10-10 mol2·L-2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag+) = c(Cl-)且Ag+与Cl-浓度的乘积等于1.8×10-10 mol2·L-2；
C.温度一定时，当溶液中Ag+和Cl-浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液；
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大。
2. 下列说法正确的是
A.两难溶电解质作比较时，Ksp小的，溶解度一定小；
B.欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂应该是越多越好；
C.所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中某一离子除净；
D.欲使Ca2+离子沉淀最完全，选择Na2C2O4作沉淀剂效果比Na2CO3好。
3. 向饱和BaSO4溶液中加水，下列叙述正确的是 （ ）
A.BaSO4的溶解度不变，Ksp不变。 B. BaSO4的溶解度减小，Ksp增大。
C.BaSO4的溶解度不变，Ksp增大。 D.BaSO4的溶解度增大，Ksp不变。
4. 下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是 ( )
A.反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解
5. 为了除去氯化镁溶液中的氯化