第三章 水溶液中的离子平衡
第1节 弱电解质的电离
第1课时 强弱电解质
非电解质
（不电离）
电解质
（全部电离）
化合物
一、课前回忆
某化合物在水溶液中或在熔融状态下能导电的化合物是电解质
哪些物质为电解质
1.所有的酸碱盐全部是电解质
2.IA、IIA的金属氧化物全部是电解质
3.水是电解质
注意：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，蔗糖、葡萄糖、酒精为非电解质
盐酸与醋酸同是电解质，在离子方程式中盐酸可以拆，醋酸不可以拆，为什么？实验3-1
二、强弱电解质
H2SO4 == 2H+ + SO42-
CH3COOH H+ + CH3COO-
强弱电解质
1.像HCl、HNO3、H2SO4等电解质，在水溶液中全部发生电离的电解质称之为强电解质
2.像CH3COOH、HClO、H2SO3等电解质，在水溶液中部分发生电离的电解质称之为弱电解质
下列物质能导电的是______ ,属于强电解质的是___ ___ 属于弱电解质的是________,属于非电解质的是_______.
a.铜丝 b.金刚石 c.石墨 d.NaCl固体 e.盐酸 f.蔗糖 g.CO2 h.Na2O
i.醋酸 j.硫酸 k.碳酸氢铵 l.氢氧化铝 m. 氯气 n. BaSO4
a、 c、e
d、h、j、k、n
i、l
f、g.
我来挑战
注意的问题
2.强弱电解质与电离程度有关，与溶解度无关；强电解质强调的是溶解在水中的物质全部电离，不是强调溶解度
3.常见的弱酸有HF、CH3COOH、H3PO4、H2CO3、H2SO3等；常见的弱碱有Fe(OH)3、 Al(OH)3、 Cu(OH)2 、Zn(OH)2、 NH3H2O
磷醋氟硫碳，铁铝锌铜氨
1.导电能力与电荷浓度有关，与强弱电解质无必然联系
练习：写出下列物质的电离方程式
（1） HClO
（2） KHSO4
（3） NaHCO3
（4） CaCO3
（5） Cu(OH)2
（6） H3PO4
=K++H++SO42-
=Ca2++CO32-
H2PO4-
HPO42-
=Na++HCO3-
心里想一想，再比一比。
电离方程式书写:
1、强电解质用“＝”, 弱电解质用“ ”；
2、多元弱酸分步写，以一级电离为主；
3、多元弱碱则一步书写。
如： Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH-
1、1mol/L的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。
开始反应时产生氢气的速率______________，
最终收集到的氢气的物质的量______________。
2、pH都为1的盐酸、醋酸、硫酸各1L，分别加入足量的铁。
开始反应时产生氢气的速率 _____________，
最终收集到的氢气的物质的量 ______________。
硫酸＞盐酸＞醋酸
硫酸＞盐酸=醋酸
三者相等
醋酸＞硫酸=盐酸
练 习
第三章 水溶液中的离子平衡
第1节 弱电解质的电离
第2课时 弱电解质的电离
一、课前回忆
1.下列物质能导电的是（ ），是强电
解质的是（ ），弱电解质的是（ ）
A.Cu B.盐酸 C.98%硫酸 D.硝酸
E.NaCl固体 F. 熔融状态的Na2O G.H2SO3
H.水银 I. Cu(OH)2
2.写出醋酸、磷酸、碳酸的电离方程式
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
电离平衡：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
二、弱电解质的电离平衡（含义）
特征
特点：
动 电离平衡是一种动态平衡
定 条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
变 条件改变时，电离平衡发生移动
逆 弱电解质的电离
改变下列因素，判断电离移动的方向
n(A-)
C(A-)
n(H+)
C(H+)
加A-
加盐酸
加热
加水
加碱
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
增大
增大
增大
减小
减小
我来挑战
n(NH4+)
C(NH4+)
n(OH-)
C(OH-)
加NH4+
加NaOH
加热
加水
加酸
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
增大
增大
增大
减小
减小
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时
2、意义
1、表达式
K 值越大，电离程度越大，相应弱酸 (或弱碱)的酸(或碱)性越强。
三、电离平衡常数
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步的电离程度是不一样的，K1 ＞ ＞ K2＞ ＞ K3 , 因此，多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
3.K只与温度有关
如：二元弱酸H2S的电离分两步，第二步较难。
为什么？
同离子效应
1．在下列化合物中，既能在熔化状态，又能在溶液状态导电的物质是 （ ）
A．NaCl B．冰醋酸
C．CH3CH2OH D．H2SO4
2．在含有酚酞的0.1mol/L氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色 （ ）
A．变蓝色 B．变深
C．变浅 D．不变
A
C
我来挑战
3．下列性质能说明甲酸是弱酸的是 （ ）
A．1mol/L的甲酸溶液的C（H+）=0.01mol/L
B．甲酸与水以任意比互溶
C．10mL 1mol/L甲酸恰好与10mL 1mol/L NaOH溶液
完全反应
D．在相同条件下，甲酸的导电性比一元弱酸溶液弱
4.足量的铝和一定量的盐酸反应，加下列物质可减慢反应速率，但又不影响H2总量 （ ）
A．Al2O3(s) B．Na2SO4(aq)
C．K2CO3 (s) D．CH3COONa(s)
AD
BD
第三章 水溶液中的离子平衡
第2节 水的电离和溶液的酸碱性
第1课时 水的电离
1.哪些物质为强电解质？哪些物质为弱电解质？
2.水为什么是弱电解质？
一、课前回忆
A.Cu B.盐酸 C.98%硫酸 D.硝酸
E.NaCl固体 F. 熔融状态的Na2O G.H2SO3
H.水银 I. Cu(OH)2 J.水
二、水的电离
2.离子积常数的内涵和外延
2.Kw大小只与温度有关，常温下，Kw = 10-14
3.温度升高，Kw是增大还是减小？为什么？
3.水的电离平衡的移动
升高至100℃
10-14
减少
增大
向逆向移动
加入NaOH
加入HCl
Kw
c(OH-)
变化
c(H+)
变化
水的电离平衡移动方向
改变条件
减少
增大
10-14
10-12
增大
增大
加入金属Na
向正向移动
减少
增大
10-14
向逆向移动
向正向移动
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COH-是否相等？
4、100℃时，水的离子积为10-12，求C H+为多少？
5、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来C H+的为多少？
6、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？
我来挑战
三、溶液的酸碱性的判定（探究与思考）
常温下
中性溶液
酸性溶液
c(H+） > 10—7mol/L
碱性溶液
c(H+）= c(OH-)=10—7mol/L
c(H+）> c(OH-)
c(H+）< c(OH-)
c(H+） < 10—7mol/L
KW=c(H+） · c(OH-) =10-14
根据经验，水显中性，酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，为什么？如何来判断酸性还是碱性？（探究与思考）
已知，25度时，KW25℃=10-14；100度时KW100℃=10-12
1.在100 ℃ 时，纯水中c(H+）为多少？
2.c(H+） >1×10—7mol/L是否说明100 ℃ 时纯水
溶液呈酸性？
结论：
不能用 c(H+）多少来判断溶液酸、碱性，只能通过两者相对大小比较
探究与思考
我来挑战
1、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。
2、在水中加酸会抑制水的电离，
3、如果CH+/ COH-的值越大则酸性越强。
4、任何水溶液中都有CH+和COH-。
5、 CH+等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。
6、对水升高温度， CH+增大，酸性增强。
√
√
√
√
×
×
四、溶液pH的测定计算
中性
c(H+）= c(OH-)
酸性
c(H+）> c(OH-)
碱性
c(H+）< c(OH-)
1.定性分析
A. pH试纸（整数）
方法：用干燥洁净的玻璃棒蘸取待测液，滴在pH试纸
上，与标准比色卡对照
B. pH计（小数点后一位）
C. 酸碱指示剂
250C，计算下列溶液的c(H＋)：
⑴ 0.01mol/L H2SO4
⑵ 1.0×10－4 mol/L HCl溶液
⑶ 1.0×10－4 mol/L NaOH溶液
⑷ 0.005 mol/L Ba(OH)2溶液
2.定量计算
pH= —lg c(H+)
公式:
第三章 水溶液中的离子平衡
第2节 水的电离和溶液的酸碱性
第1课时 水的电离
一、课前回忆
pH= —lg c(H+)
公式:
一、单一溶液的pH计算
2、下列溶液在常温下碱性最强的是 （ ）
A、pH=9的溶液
B、1L 溶液里溶有4克NaOH的溶液
C、c(OH-)=10-2mol/L的溶液
D、 c(H+）=10-11mol/L的溶液
1、甲溶液的pH＝3，乙溶液的pH＝1，则甲溶液中c(H+）与乙溶液中c(H+）之比为 （ ）
A、100 B、1/100 C、3 D、1/3
二、溶液的稀释问题（总结规律）
1.pH=1的盐酸溶液体积稀释100倍后，pH=（ ）
2.pH=11的氢氧化钠溶液体积稀释100倍后，pH=（ ）
3.pH=1的醋酸溶液体积稀释100倍后，pH如何变化？
强酸稀释10n倍，pH增加n ；
强碱稀释10n倍，pH减小n ；
弱酸弱碱稀释10n倍，pH变化小于n ；
规律
三、酸碱稀释问题
A.酸与酸混合问题（金版学案P51第1题）
B.酸与碱混合问题（金版学案P51第3题）
C.弱酸与碱混合问题（金版学案P51第4题）
酸按酸算；碱按碱算
无限稀释7为限
规律
酸碱中和看过量
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 酸碱中和滴定
一、课前回忆-如何来判定溶液的酸碱性
常温下
中性溶液
酸性溶液
c(H+） > 10—7mol/L
碱性溶液
c(H+）= c(OH-)=10—7mol/L
c(H+）> c(OH-)
c(H+）< c(OH-)
c(H+） < 10—7mol/L
KW=c(H+） · c(OH-) =10-14
问题：现在已知某溶液显酸性，
如何测定氢离子的浓度？
二、酸碱中和滴定的含义与原理
1.含义：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)
来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实
验方法叫做酸碱中和滴定。已知浓度
的溶液称为标准液，未知浓度的溶液
称为待测液。
2.原理：
n(H+)=n(OH-)
H+ + OH- = H2O
二、酸碱中和滴定曲线及指示剂的选择
渐变区
突跃区
渐变区
问题：指示剂的选择注意哪些问题？
指示剂的选择
1.甲基橙
2.酚酞
若强酸滴定强碱，选择（ ）做指示剂
pH <3.1 3.1至4.4 >4.4
颜色 红色 橙色 黄色
pH <8 8至10 >10
颜色 无色 粉红色 红色
三、酸式滴定管与碱式滴定管
滴定管分酸式滴定管碱式滴定管酸式滴定（玻璃活塞）量取或滴定酸溶液或氧化性试剂。碱式滴定管（橡胶管、玻璃珠）量取或滴定碱溶液。
1.刻度上边的小（有0刻度），下边的大。
2.精确度是百分之一。即可精确到0.01ml
2.数值构造
左手
右手
视线与凹液
面水平相切
滴加速度先快后慢
眼睛注视瓶内颜色变化
半分钟颜色不变
滴定管保持垂直
3.使用方法
酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、铁架台、锥形瓶（用来盛装待测溶液）等。
三、酸碱中和滴定的仪器
酸式滴定管和碱式滴定管
1.滴定管分酸式滴定管碱式滴定管
酸式滴定管（玻璃活塞）量取或滴定酸溶液或氧化性
试剂。
碱式滴定管（橡胶管、玻璃珠）量取或滴定碱溶液。
2.刻度上边的小（有0刻度），下边的大。
3.精确度是百分之一。即可精确到0.01ml
4.下部尖嘴内液体不在刻度内，量取或滴定溶液时不能
将尖嘴内的液体放出。
四、实验步骤
1.准备
工作
A.查漏（检查滴定管是否漏水）
B.润洗（洗涤滴定管，依次用洗液、水、
标准液或待测液润洗）
C.注液（赶气泡，调液面，记刻度）
D.移液（洗涤移液管、滴定管、吸取待
测液、转入锥形瓶（不能润洗））
滴定过程中的注意事项
A.左手操作滴定管活塞或小球，右手摇动锥形瓶
B.滴定的速度先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇
C.最后一滴刚好使指示剂变色时，30秒内不恢复为原来
的颜色方为滴定终点。
D.重复上述过程2至3次，计算时取平均值
0刻度处
25mL刻
度处
①0刻度在上方
②精密度：0.01mL，所以读数时要读到小数点后两位。
③实际滴出的溶液体积
=滴定后的读数-滴定前的读数
练习：读出以下液体体积的读数
滴定管的读数
我来挑战
用0.1032mol/L HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，重复三次实验数据如下图所示，求C(NaOH)
第三章 水溶液中的离子平衡
第4节 酸碱中和滴定
误差分析
一、实验步骤
1.准备
工作
A.查漏（检查滴定管是否漏水）
B.润洗（洗涤滴定管，依次用洗液、水、
标准液或待测液润洗）
C.注液（赶气泡，调液面，记刻度）
D.移液（洗涤移液管、滴定管、吸取待
测液、转入锥形瓶（不能润洗））
左手
右手
视线与凹液
面水平相切
滴加速度先快后慢
眼睛注视瓶内颜色变化
半分钟颜色不变
滴定管保持垂直
滴定过程中的注意事项
A.左手操作滴定管活塞或小球，右手摇动锥形瓶
B.滴定的速度先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇
C.最后一滴刚好使指示剂变色时，30秒内不恢复为原来
的颜色方为滴定终点。
D.重复上述过程2至3次，计算时取平均值
0刻度处
25mL刻
度处
①0刻度在上方
②精密度：0.01mL，所以读数时要读到小数点后两位。
③实际滴出的溶液体积
=滴定后的读数-滴定前的读数
练习：读出以下液体体积的读数
滴定管的读数
一、原理及引起误差的因素
1.原理：
n(H+)=n(OH-)
H+ + OH- = H2O
A.在量取的容器、称量或滴定的过程中，若引起浓度
和体积的变化，一定有误差！
B.若正确量取待测液后，应迅速转移至锥形瓶中，锥形瓶里有水对结果无影响，但是不能用待测液润洗，
1.准备过程中引起的误差
（1）滴定管未排出气泡
（2）滴定管未用标准液润洗
其他不变
V(HCl)增大
C(NaOH)增大
V(HCl)增大
C(HCl)降低
C(NaOH)增大
（3）用移液管量取时俯视刻度线
（4）锥形瓶水洗后用待测液润洗
V(HCl)减小
n(OH-)减小
C(NaOH)减小
V(HCl)增大
n(OH-)增大
C(NaOH)增大
2.滴定过程中引起的误差
（1）滴定结束时俯视读数
（2）滴定管悬挂的液滴没有流入锥形瓶中
第三章 水溶液中的离子平衡
第5节 酸碱中和滴定
误差分析
练习：读出以下液体体积的读数
滴定管的读数
0刻度处
25mL刻
度处
一、误差分析
1.滴定管未用标准溶液润洗，测定结果（ ）
练习.移液管未用待测液润洗，测定结果（ ）
2.滴定前俯视读数，测定结果（ ）
练习.移液管移液时俯视读数，测定结果（ ）
3.移液管仰视读数，测定结果（ ）
练习1.滴定结束时，滴定管尖嘴处悬挂液体，
测定结果（ ）
练习2. 移液管尖嘴处悬挂液体测定结果（ ）
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 中和滴定拓展运用
一、中和滴定含义的拓展
酸碱中和滴定的实质是利用中和反应（n(H+) = n(OH-)），并选择合适的指示剂来判定滴定终点，来测定未知酸或未知碱的浓度。
一般的，对于待测溶液，若具备存在物质与之反应（存在一定的数量关系），且有合适的指示剂判定滴定终点时，则可考虑进行滴定操作。
二、直接滴定
实验目的：测量H2C2O4溶液浓度
反应关系式：
2MnO4- + 6H+ + 5H2C2O4 = 10CO2 + 2Mn2+ +8H2O
指示剂：MnO4-
滴定终点：无色变为紫红色且半分钟内不褪色
数据处理：
三、间接滴定（第3题）
实验目的：测定混合气体中ClO2的含量
实验过程：
首先将气体通入过量的KI溶液中，ClO2将I-氧化成I2，然后再加入Na2S2O3将I2还原成I-
指示剂：淀粉
滴定终点：蓝色变为无色且半分钟内不褪色
关系式：
2ClO2 + 8H+ + 10I- = 2Cl- + 5I2 + 4H2O
I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62-
2ClO2 ------ 5I2 -------10S2O32-
数据处理：
5n(ClO2) = 5n(S2O32-) = C(S2O32-)V(S2O32-)
四、差量滴定（第2题）
加入过量I2
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 盐类的水解
探究盐溶液的酸碱性
一、课前回忆
1.回忆常见的强酸弱酸及强碱弱碱？
2.根据学过的知识，盐溶液是否一定是呈中性？
3.常用什么方法来确定溶液的酸碱性？
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
盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
P54
中性
酸性
碱性
酸性
强酸弱碱盐
二、探究盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl
酸碱性
盐类型
盐溶液 Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 AlCl3
酸碱性
盐类型
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液酸碱性
课堂练习
下列盐的水溶液中，哪些呈酸性？哪些呈碱性？哪些呈中性？
① FeCl3 ② NaClO ③ Al2(SO4)3
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4
谁强显谁性 同强显中性
盐溶液呈酸碱性的规律：
即：强酸弱碱盐呈酸性
弱酸强碱盐呈碱性
强酸强碱盐呈中性
为什么不同的盐溶液会呈现不同酸碱性？
思考：
(1) NH4Cl溶液中哪些物质发生电离？
(2)哪些离子能相互结合？对水的电离平衡有何影响？
(3)为什么NH4Cl溶液显酸性？
为什么不同的盐溶液会呈现不同酸碱性？
三、盐类的水解
1.定义：在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。
弱酸阴离子或弱碱阳离子
弱酸或弱碱
弱酸阴离子:CH3COO - 、CO3 2- 、 HCO3 -、F - 、S 2- 等
弱碱阳离子:NH4+ 、Al3+ 、Cu2+ 、Fe3+ 、Ag+等
盐易溶，有弱离子。
2.水解的条件：
3.水解的实质：
使 c (H+) ≠ c (OH–)
生成弱电解质；
NH4++OH- NH3 .H2O
NH4+ + H2O H++OH-
盐 + 水 酸 + 碱
4.水解的特点：
⑴ 可逆
⑵ 吸热
(4) 程度小
(5)动态平衡
中和
水解
(3)有弱酸或弱碱生成
5.水解的规律：
⑴ 有弱才水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱都水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。
6.水解的结果：盐溶液呈现一定的酸碱性
[总结] 各类盐水解的比较
能
能
不能
CH3COO-
NH4+
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 弱酸阴离子 促进水的电离 碱性
强酸弱碱盐 NH4Cl 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱盐 NaCl 无 无 中性
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 –
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 盐类的水解
第2节 电离方程式的书写
一、课前回忆
1.分析下列盐溶液的酸碱性，为什么？
① FeCl3 ② NaClO ③ Al2(SO4)3
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4
3.盐类水解的特点
盐 + 水 酸 + 碱
⑴ 可逆
中和
水解
（3）吸热
(2)有弱酸或弱碱生成
(4) 程度小
(5)动态平衡
盐易溶，有弱离子。
2.水解的条件：
4.盐类水解的规律
⑴ 有弱才水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱都水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。
5.水解的结果：盐溶液呈现一定的酸碱性
练习：写出NH4Cl、Na2CO3的水解方程式
二、盐类水解方程式的书写（一元弱酸强碱盐）
如：CH3COONa、NaF
离子方程式：
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
化学方程式：
离子方程式：
NaF + H2O HF + NaOH
F– + H2O HF + OH–
化学方程式：
练习：写出NaClO、 CH3COOK的水解方程式
2.多元弱酸强碱盐
写出Na2CO3、 Na2S的水解方程式
Na2CO3溶液中含有的粒子？
5种离子，2种分子。
①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）
②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小
电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-
电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、 HPO42-
电离：HA- ? H+ + A2- （显酸性）
水解：HA- + H2O ? H2A + OH- （显碱性）
多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – CO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – SO32– + H +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
3.强酸弱碱盐水解
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+
课题检测
3.下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是（ ）
A . K2CO3 B . NaHSO4 C . Na2SO4 D . FeCl3
A
1．请判断下列盐溶液的酸碱性：CuSO4；FeCl3；Na2S；KNO3；BaCl2；Na2SO3。
2.下列离子在水溶液中不会发生水解的是（ ）
A. NH4+ B . SO42_ C . Al3+ D . F_
B
4. 下列溶液pH小于7的是（ ）
A .溴化钾 B . 硫酸铜 C .硫化钠 D . 硝酸钡
B
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) CH3COONa (aq)
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的酸
HClO CH3COOH
<
>
碱 性
② 不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
<
>
16
四、盐类水解的影响因素（内因）
2.外因
(1)温度：
【活动与探究】
Ⅰ.向0.1mol/L Na2CO3溶液中滴加2-3滴酚酞，观察现象。
Ⅱ.微热后再观察现象，比较有什么不同。
Ⅲ.冷却后，又有什么现象？
加入酚酞，溶液淡红色
加热，溶液变为深红色
冷却后，溶液恢复淡红色
升温促进水解
降温抑制水解
(2)浓度：
0.1
(0.1)
0.1
=0.1K
稀释促进水解
Qc=
< K
向右
向右
增大
减小
减小
增大
< K
、增大浓度抑制水解
操作 平衡移动方向 NH4+水解程度 C(H+)
加水稀释为10倍
加NH4Cl固体
在稀FeCl3溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
加浓HCl
减小
左移
增大
减小
水解呈酸性的溶液中加入酸抑制水解
现象：溶液黄色加深！
【活动与探究】
[思考]水解后呈碱性的溶液中加入碱会怎样呢？
水解呈碱性的溶液中加入碱抑制水解
条件 平衡移动方向 C(H+) pH值 Fe3+的水解
程度
外因对水解的因素
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。
HCl
10
改变条件 平衡移动方向 C(CH3COO-) C(OH-) 水解程度
加固体CH3COONa 向右 增大 增大 减小
加水 向右 减小 减小 增大
升温 向右 减小 增大 增大
加HCl 向右 减小 减小 增大
加CH3COOH 向左 增大 减小 减小
加NH4Cl 向右 减小 减小 增大
加固体NaOH
向左 增大 增大 减小
加固体Na2CO3 向右 增大 增大 增大
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 盐类的水解
第3节 盐类水解的主要因素
一、课前回忆
1.写出Na2S、AlCl3水解方程式
2.结合化学反应速率的影响因素，猜想水解反应
的影响因素
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) CH3COONa (aq)
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的酸
HClO CH3COOH
<
>
碱 性
② 不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
<
>
16
二、盐类水解的影响因素（内因）
2.外因
(1)温度：
【活动与探究】
Ⅰ.向0.1mol/L Na2CO3溶液中滴加2-3滴酚酞，观察现象。
Ⅱ.微热后再观察现象，比较有什么不同。
Ⅲ.冷却后，又有什么现象？
加入酚酞，溶液淡红色
加热，溶液变为深红色
冷却后，溶液恢复淡红色
升温促进水解
降温抑制水解
(2)浓度：
0.1
(0.1)
0.1
=0.1K
稀释促进水解
Qc=
< K
向右
向右
增大
减小
减小
增大
< K
、增大浓度抑制水解
操作 平衡移动方向 NH4+水解程度 C(H+)
加水稀释为10倍
加NH4Cl固体
在稀FeCl3溶液中 已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
加浓HCl
减小
左移
增大
减小
水解呈酸性的溶液中加入酸抑制水解
现象：溶液黄色加深！
【活动与探究】
[思考]水解后呈碱性的溶液中加入碱会怎样呢？
水解呈碱性的溶液中加入碱抑制水解
条件 平衡移动方向 C(H+) pH值 Fe3+的水解
程度
外因对水解的因素
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。
HCl
10
改变条件 平衡移动方向 C(CH3COO-) C(OH-) 水解程度
加固体CH3COONa 向右 增大 增大 减小
加水 向右 减小 减小 增大
升温 向右 减小 增大 增大
加HCl 向右 减小 减小 增大
加CH3COOH 向左 增大 减小 减小
加NH4Cl 向右 减小 减小 增大
加固体NaOH
向左 增大 增大 减小
加固体Na2CO3 向右 增大 增大 增大
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 盐类的水解的应用
第1课时 盐类水解在生产生活中的应用
一、课前回忆
1.盐类水解的规律？
⑴ 有弱才水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱都水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。
2.写出FeCl3、Na2CO3水解的离子方程式？
3.制备Fe(OH)3胶体的方法
1.盐类水解在日常生活中的运用
A.去污
纯碱、肥皂的主要成分是什么？为什么具有去污作用？
纯碱和肥皂都属于强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，升高温度水解程度增大，溶液的碱性增强，去污能力增强。
B.净水
常见的净水剂有哪些？
明矾、氯化铁等在水溶液中水解形成胶体物质。原理是形成的胶体类物质带电，易于吸附水中的悬浮类杂质。
C.灭火
泡沫灭火器的主要成分是什么，为什么能够灭火？
泡沫灭火器的主要成分是NaHCO3和Al2(SO4)3,遇到水的时候发生双水解，放出CO2，达到灭火的目的。
3HCO3- + Al3+ == CO2 + Al(OH)3
2.盐类水解在工农业生产中的运用
A.焊接工业：在金属焊接前利用NH4Cl除锈，为什么？
NH4Cl水解呈酸性，进而可以除去金属表面的锈迹。
B.加热MgCl26H2O制取MgCl2时，为什么需要通过一定
量的HCl气体？
C.氨态氮肥为什么不能与草木灰等肥料混合使用？
3.盐类水解在化学实验中的运用
A.制备胶体
B.物质鉴别
Fe(OH)3胶体如何制备？
如何鉴别NaCl与NH4Cl？
将饱和的FeCl3溶液第加到沸水中水解，得到红褐色Fe(OH)3胶体：
FeCl3 + 3H2O Fe(OH) 3 + 3HCl
1.用热水配制硫酸铁溶液时，同样会产生混浊？怎样才
能用热水配制出澄清的硫酸铁溶液？
小结：配制易水解的金属盐溶液应加少量的______________
配制Fe2(SO4)3溶液，要先加少量的稀H2SO4
阴离子所对应的酸
2. 实验室配制FeCl2 溶液时，常加少量稀盐酸和铁屑，作用分别是什么？
（2）试剂瓶的选用：
盛放Na2S 、Na2CO3的试剂瓶为什么不能用玻璃塞？
注意：
实验室贮存碱性溶液的试剂瓶一律
使用橡胶塞
如Na2CO3溶液贮存时用橡胶塞
（3）加热蒸发可水解的盐溶液
把FeCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是什么，为什么？
⑴加热促进水解 ⑵HCl挥发
尽管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于
H2SO4是高沸点酸，不易挥发，加热最终只
是把水蒸去，因此仍得Al2(SO4)3固体。
3H2SO4+2Al(OH)3=Al2(SO4)3+6H2O
Al2(SO4)3溶液加热蒸发后得到固体是什么？
盐溶液蒸干灼烧后产物的判断
首先判断盐能否水解：
①若水解产物易挥发(AlCl3水解生成Al(OH)3和HCl)，则促进水解，再视另一水解产物是否
分解而确定最终产物；
②若水解产物难挥发(Al2(SO4)3水解生成Al(OH)3
和H2SO4)，则加热时水不断蒸发，抑制了水解，
当溶液蒸干后，所剩固体仍是原来的盐；
③若是还原性的盐溶液，在蒸干灼烧时还要考虑
被氧化的问题。
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 盐类的水解的应用
第2课时 盐溶液中离子浓度大小比较
四、判断溶液的酸碱性
理论核心：同浓度下，越弱越水解
（1）酸性：CH3COOH > H2CO3
碱性：CH3COONa < Na2CO3
（2）碱性：Mg(OH)2 > Al(OH)3
酸性：MgCl2 > AlCl3
练习：判断同浓度下NaClO与Na2CO3溶液的碱性
五、盐溶液中离子浓度大小比较
一般的，在易溶于水的强酸强碱溶液中，如NaCl,存在下列电离：
NaCl == Na+ + Cl-
C(Na+) = C(Cl-)
C(H+) = C(OH-)
问：那么0.1mol/L的NH4Cl溶液中存在哪些离子，各离子之间的关系又怎么样呢？
C(Na+) = C(Cl-) > C(H+) = C(OH-)
NH4Cl == NH4+ + Cl-
NH4+ + OH- NH3H2O
存在的微粒：Cl-、NH4+、H+、OH-、NH3H2O、水
离子浓度大小：
C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(NH3H2O)>C(OH-)
1.强酸弱碱盐
我来挑战（分析CH3COONa溶液中的微粒并比较大小）
CH3COONa == Na+ + CH3COO-
存在的微粒：CH3COO-、Na+、H+、OH-、
CH3COOH、水
离子浓度大小：
C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(CH3COOH)>C(H+)
我来挑战（分析FeCl3溶液中的微粒并比较大小）
FeCl3 == Fe3+ + 3Cl-
H2O H++OH-（弱）
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
存在的微粒：Cl-、Fe3+、H+、OH-、Fe(OH)3、水
离子浓度大小：
(1/3)C(Cl-)>C(Fe3+)>C(H+)>C(Fe(OH)3)>C(OH-)
2.多元弱酸强碱盐（Na2CO3）
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-(次要步骤)
存在的微粒：Na+、CO32-、HCO3-、H+、OH-
H2CO3 、H2O
大小关系：0.5C(Na+)>C(CO32-)>C(OH-)>C(HCO3-)
>C(H2CO3) >C(H+)
Na2CO3 == 2Na+ + HCO3-
我来挑战（Na2S）
S2- + H2O HS- + OH-(主要步骤)
HS- + H2O H2S + OH-(次要步骤)
存在的微粒：Na+、S2-、HS-、H+、OH-
H2S、H2O
大小关系：0.5C(Na+)>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)
>(H2S) >C(H+)
3.酸式盐（NaHCO3与NaHSO3）
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-(主要步骤)
HCO3- CO32- + H+(次要步骤)
存在的微粒：Na+、CO32-、HCO3-、H+、OH-
H2CO3 、H2O
大小关系：C(Na+)>C(HCO3-)>C(OH-)>C(H2CO3)
>C(H+) >(CO32-)
NaHSO3
存在的微粒：Na+、SO32-、HSO3-、H+、OH-
H2SO3 、H2O
大小关系：C(Na+)>C(HSO3-)>C(H+)>C(SO32-)>
C(OH-)>C(H2SO3)
我来挑战（NaHS）
第三章 水溶液中的离子平衡
第3节 盐类的水解的应用
第3课时 物料守恒和电荷守恒
一、课前回忆
1.在0.1 mol/L的NH4Cl溶液中，写出溶液中存
在的微粒并比较浓度大小
2.在0.1 mol/L的Na2CO3溶液中，写出溶液中
存在的微粒并比较浓度大小
二、两大守恒（一）
存在的微粒：Cl-、NH4+、H+、OH-、NH3H2O、水
离子浓度大小：
C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(NH3H2O)>C(OH-)
在0.1 mol/L的NH4Cl溶液中
物料守恒：C(Cl-) = C(NH4+) + C(NH3H2O) = 0.1mol/L
电荷守恒：C(正电荷) = C(负电荷)
电荷守恒：C(NH4+) + C(H+) = C(Cl-) + C(OH-)
我来挑战
写出0.1mol/L的CH3COONa溶液中的离子浓度大小关系及两个守恒关系式子
存在的微粒：CH3COO-、Na+、H+、OH、CH3COOH、水
离子浓度大小：
C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(CH3COOH)>C(H+)
物料守恒：
C(Na+) = C(CH3COO-) +C(CH3COOH)=0.1mol/L
电荷守恒：C(Na+) + C(H+) = C(CH3COO-) + C(OH-)
2.Na2CO3
写出0.1mol/L的Na2CO3溶液中的离子浓度大小关系及两个守恒关系式子
存在的微粒：Na+、CO32-、HCO3-、H+、OH、H2CO3 、
大小关系：0.5C(Na+)>C(CO32-)>C(OH-)>C(HCO3-)
>C(H2CO3) >C(H+)
物料守恒：
C(Na+) = 2C(CO32-) + 2C(HCO3-) + 2C(H2CO3)=0.2mol/L
电荷守恒：
C(Na+) + C(H+) = 2C(CO32-) + C(HCO3-) + C(OH-)
写出0.1mol/L的FeCl3溶液中的离子浓度大小关系及两个守恒关系式子
我来挑战-Na2S
存在的微粒：Na+、S2-、HS-、H+、OH-、H2S、H2O
大小关系：0.5C(Na+)>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)
>(H2S) >C(H+)
物料守恒：
C(Na+) = 2C(S2-) + 2C(HS-) + 2C(H2S)=0.2mol/L
电荷守恒：
C(Na+) + C(H+) = 2C(S2-) + C(HS-) + C(OH-)
1.HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸。在0.1mol/LNaA溶
液中，离子浓度关系正确的是( )
A.c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)
B. c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)
C. c(Na+)+c(OH-)=c(A-)+c(H+)
D. c(Na+)+ c(H+) =c(A-)+ c(OH-)
2. 对于0.1mol/L Na2SO3溶液，正确的是( )
A. 升高温度，溶液的pH降低
B. c(Na＋)=2c(SO32-）+ c(HSO3-) + c(H2SO3)
C. c(Na＋) + c(H＋)=2c(SO32-)+2c(HSO3-)+c(OH-) D.加入少量NaOH固体,c(SO32-)与c(Na＋)均增大
D
D
3．50℃时，下列各溶液中，离子的物质的量浓度关系正
确的是( )
A．pH=4的醋酸中：c（H+）=4.0mol·L-1
B．饱和小苏打溶液中：c（Na+）= c（HCO3-）
C．饱和食盐水中：c(Na+)+ c(H+)= c(Cl-) + c(OH-)
D．pH=12的纯碱溶液中：c（OH-）=1.0×10-2mol·L-1
第三章 水溶液中的离子平衡
第4节 难溶电解质的溶解平衡
第1课时 溶解平衡的含义与溶度积
1.常见的平衡分哪几类?这些平衡有无共同特征？
2.饱和的NaCl溶液有何特征？
NaCl的溶解速率与结晶速率相等；建立溶解平衡，并且只要溶解平衡的条件不变，该溶液中溶解的NaCl的量就是一个恒定值。
化学平衡 电离平衡 水解平衡
一、课前回忆
科学探究与交流
20℃时，溶解度：
大于10g，易溶 1g～10g，可溶
0.01g～1g，微溶 小于0.01g,难溶
1.根据表格，谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与“不溶”的理解，并归纳难溶电解质的含义
讨论2：根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明Ag＋和Cl－反应生成AgCl沉淀后，溶液中是否就不存在Ag＋和Cl－?
（1）AgCl溶解平衡的建立
当v（溶解）＝ v（沉淀）时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡
在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡）
（2）概念：
二、难溶电解质的溶解平衡
（4）溶解平衡的特征：
逆、等、动、定、变
平衡的共性
（3）表达式
我来挑战
1.难溶电解质达到溶解平衡时，是 溶液(填饱和或不饱和)，此时难溶电解质电离得到的离子浓度达到 。
2.若是不饱和溶液，则难溶电解质离子浓度 饱和溶液中离子浓度。
饱和
最大
小于
大于
①不管是易溶的、微溶的、难溶的电解质都存在着
溶解平衡。由于溶解平衡的存在，决定了生成难
溶电解质的反应不能进行到底。
②难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。
如Ag2S的溶解度为1.3×10-16 g。
③ 溶解平衡与化学平衡一样，都有共同特征。
难溶电解质溶解平衡的几点说明：
影响难溶电解质溶解平衡的因素：
①内因：电解质本身的性质
②外因
a.温度：多数溶解平衡方向为吸热方向
b.浓度：加水，溶解平衡向溶解方向移动。
c. 外加酸碱盐等 (可用勒夏特列原理解释）
1.书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式。
2. 有关AgCl沉淀的溶解平衡说法正确的是：
A. AgCl沉淀生成和溶解不断进行，但速率相等
B. AgCl难溶于水，溶液中没有Ag+和Cl-
C. 升高温度，AgCl沉淀的溶解度增大
D. 向AgCl沉淀中加入NaCl固体，AgCl沉淀的溶
解的量不变
学一学，练一练
三、溶度积常数Ksp及其应用
1.定义
在一定条件下，难溶电解质形成饱和溶液，达到溶解平衡，其溶解平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积。符号: Ksp
Ksp(AnBm)= cm(An+) . cn(Bm-)
Ksp 只与温度有关，与浓度无关！！！
3.Ksp的意义:Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
1.写出下列难溶电解质的溶解平衡关系式和溶度积表达式。
AgBr(s) Ag+(aq) + Br-(aq)
Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH-(aq)
2. 已知25℃时KSP(AgCl)=1.8×10-10,把足量的AgCl放入1L 1 .0 mol ／L的 盐酸溶液中溶解，溶解度是多少？（g/L）
根据Ksp判断溶解平衡方向
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
(2) Q c =Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡
(3) Q c 第三章 水溶液中的离子平衡
第4节 难溶电解质的溶解平衡
第2课时 沉淀溶解平衡的应用
一、课前回忆
1.难溶电解质的溶解平衡的含义，并举例说明
2.难溶电解质溶解度的影响因素有哪些？
3.溶度积的含义及物理意义是什么？
二、沉淀反应的应用（沉淀的生成）
（1）应用：生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂或提纯物质的重要方法之一。
方法
a. 调pH
如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调pH值 7~8
b.加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂
Cu2＋+S2－=CuS ↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓
加入氨水，中和Fe3+水解产生的 H+，使平衡向右移，
最终以Fe(OH)3沉淀过滤出来。达到除杂的目的。
思考与交流
1、如果要除去某溶液中的SO42-，你选择加入钡盐还是钙盐？为什么？
加入钡盐，因为BaSO4比CaSO4更难溶，使用钡盐可使SO42-沉淀更完全
2、以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪些方面考虑？是否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？说明原因。
从溶解度方面可判断沉淀能否生成。
不可能使要除去的离子通过沉淀完全除去，因为不溶是相对的，沉淀物在溶液中存在溶解平衡。
固体无明显溶解现象，溶液变浅红
迅速溶解
逐渐溶解
② Mg(OH)2 + 2HCl ＝ MgCl2 + 2H2O
③ Mg(OH)2 + 2NH4Cl ＝ MgCl2 + 2NH3·H2O
说明溶解
2、沉淀的溶解(实验3-3)
试管编号 ① ② ③
对应试剂 少许Mg(OH)2 少许Mg(OH)2 少许Mg(OH)2
滴加试剂 2ml蒸馏水，滴加酚酞溶液 2ml盐酸 3ml饱和NH4Cl溶液
现象
在溶液中存在Mg(OH)2的溶解平衡：
Mg(OH)2(s) ?Mg2＋(aq)+2OH－(aq)
加入盐酸时，H＋中和OH－，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解。
加入NH4Cl时，NH4＋与OH－结合，生成弱电解质NH3·H2O[它在水中比Mg(OH)2更难电离出OH-]，使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2的沉淀溶解平衡向溶解方向移动。
解释
原理：不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。
例：CaCO3(s) CO32-(aq) + Ca2+(aq)
HCO3-
+H+
+H+
H2CO3
H2O + CO2
强酸是常用的溶解难溶电解质的试剂。如：可溶解难溶氢氧化物，难溶碳酸盐、某些难溶硫化物等。
除酸外，某些盐溶液也可用来溶解沉淀。
沉淀溶解的原理
1、若使氢氧化镁沉淀溶解，可以采取什么方法？所依据的原理是什么？
2、现提供以下试剂，请你设计可行的实验方案。蒸馏水、盐酸、饱和NH4Cl溶液、NaOH溶液、NaCl溶液、Na2CO3溶液、 FeCl3溶液。
根据勒夏特列原理，使沉淀溶解平衡向溶解方向移动
学一学、 练一练
有白色沉淀
析出
白色沉淀转化
为黄色
黄色沉淀转化
为黑色
3、沉淀的转化
步骤 1mLNaCl和10滴AgNO3溶混合(均为0.1mol/L) 向所得固液混合物中滴加10滴0.1mol/LKI溶液 向新得固液混合物中滴加10滴0.1mol/L Na2S溶液
现象
向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液
生成
白色沉淀
向有白色沉淀的溶液中滴加FeCl3溶液
白色沉淀转变为红褐色
静 置
红褐色沉淀析出，溶液变无色
实验3-5
（1）沉淀转化的实质
沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
（2）沉淀转化的应用
①锅炉除水垢
对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀
沉淀的转化的实质和应用
水垢成分CaCO3
Mg(OH)2 CaSO4
用饱和Na2CO3
溶液浸泡数天
疏松的水垢CaCO3
Mg(OH)2
写出除去水垢过程中发生的所有离子方程式
用盐酸或
饱和氯化铵液
除去水垢
