(共36张PPT)
难溶电解质的溶解平衡
必修4：化学反应原理
思考与讨论
(3)要使NaCl饱和溶液中析出NaCl固体，还可以采取什么措施？
(2)预计在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸有何现象？
NaCl (s) Na+ (aq) +Cl - (aq)
加热浓缩、降温、加入钠离子浓度更大的其它溶液
(1)NaCl在水溶液里达到溶液平衡状态时有何特征？
一、电解质的溶解平衡
可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？
探究
Ag＋和Cl－的反应能进行到底吗？
阅读课本P61~62
2、根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。
1、谈谈对部分酸、碱和盐的溶解度表中“溶”与”不溶“的理解。
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
思考与交流
3、生成沉淀的离子反应能发生的原因
生成物的溶解度很小
4、AgCl溶解平衡的建立
1、AgCl溶解平衡的建立
2、 当v（溶解）＝v(沉淀）时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡
溶解
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
沉淀
用文字描述生成AgCl反应达到沉淀溶解平衡的过程，并根据过程中各反应粒子的变化情况(如变大、最大)填表
c(Ag+) c(Cl-) m(AgCl)
反应初始
达到溶解平衡前
达到溶解平衡时
3、溶解平衡的特征
逆、等、动、定、变
4、生成难溶电解质的离子反应的限度
难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10－5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。
表3-4 几种电解质的溶解度(20℃)
化学式 溶解度/g 化学式 溶解度/g
AgCl 1.5×10-4 Ba(OH)2 3.89
AgNO3 222 BaSO4 2.4×10-4
AgBr 8.4×10-6 Ca(OH)2 0.165
Ag2SO4 0.796 CaSO4 0.21
Ag2S 1.3×10-16 Mg(OH)2 9×10-4
BaCl2 35.7 Fe(OH)3 3×10-9
讨论2、根据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的认识，说明生成沉淀的离子反应是否能真正进行到底。
石灰乳中存在下列平衡：
Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH-(aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是（ ）
A、Na2CO3溶液 B、AlCl3溶液
C、NaOH溶液 D、CaCl2溶液
AB
1、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之乘积为一常数.
2、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=cm(Mn+) · cn(Am-)
3、溶度积规则:离子积Qc=cm(Mn+) · cn(Am-)
Qc > Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀.
Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液.
Qc < Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.
二、溶度积和溶度积规则
阅读课本P65(科学视野)
2)特征：“逆、等、动、定、变”
沉淀的溶解和生成速率相等
平衡可移动
3）平衡常数---------溶度积
KsP= c（Ag+ ）.c（Cl-） (离子浓度幂的乘积）
思考：a)KsP的意义
b)根据前面数据计算20ocAgCl 的KsP，
并与P64 表中数据比较
你的结论是？
课堂练习
2.铬酸银(Ag2CrO4)在298K时的溶解度为0.0045g,求其溶度积。
1.在100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L AgNO3 溶液，有沉淀(已知AgCl KSP=1.8×10-10) ？
Ag+沉淀是否完全
三、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成
（1）沉淀生成的应用：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。
阅读课本P62~64
⑵ 沉淀法工业流程示意图
（3）沉淀的方法
a 、调pH值
如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，
加氨水调pH值至7－8
Fe3＋ + 3NH3 H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋
b 、加沉淀剂：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂
Cu2＋+S2－=CuS↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓
⑷ 不同沉淀法的应用
① 直接沉淀法 除去指定的溶液中某种离子.、获取该难溶电解质
② 分步沉淀法 鉴别溶液中含有哪些离子或分别获取不同该难溶电解质
③共沉淀法 除去一组某种性质相似的离子，加入合的沉淀剂
④氧化还原法 改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难溶电解质便于分离
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
要除去MgCl2酸性溶液中少量的FeCl3，不宜选用的试剂是（ ）
A、MgO B、MgCO3
C、NaOH D、Mg(OH)2
c
2、沉淀的溶解
（1）原理
设法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
（2）举例
a 、难溶于水的盐溶于酸中
如：CaCO3溶于盐酸，FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸
b 、难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液
思考与交流
用平衡移动的原理分析Mg(OH)2溶于盐酸和NH4Cl溶液的原因
解释
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，
1、NH4＋直接结合OH－,使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解
2、NH4＋水解，产生的H＋中和OH－,使c(OH－)减小，平衡右移，从而使Mg(OH)2溶解
探究活动2
—— AgCl能和KI溶液反应吗？
[实验演示] 向盛有10滴0.1mol/L AgNO3
溶 液的试管中滴加0.1mol/LNaCl溶液，
至不再有白色沉淀生成。向其中滴加
0.1mol/L KI溶液，观察实验现象。
[实验现象]
白色沉淀渐渐转化为黄色。
1、该反应中滴加KI溶液前，如何检验AgNO3
是否反应完全, 此时溶液中还有Ag+吗？
2、黄色沉淀的成分是什么？其阳离子来自哪里？
3、如果难溶电解质也存在溶解平衡，请从平衡
移动的角度分析沉淀从白色转变成黄色的可
能原因。
AgCl的溶解平衡
难溶电解质在水溶液中也存在溶解平衡；
AgCl（s） Ag+（aq） + Cl-（aq）
一方面，在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl的表面溶入水中；另一方面，溶液中的Ag+和Cl-受表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出—沉淀。
当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液。
小结：难溶电解质溶解的规律
不断减小溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解
牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡： Ca5(PO4)3OH（s） 5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是
。
已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的矿化产物更小、质地更坚固。用离子方程表示当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因 。
生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿
5Ca2＋＋3PO43－＋F－＝Ca5(PO4)3F↓
交 流 与 讨 论
阅读P83 氟化物防治龋齿的化学原理
+ F-
羟基磷灰石
氟磷灰石
难溶物 溶解度(25℃)
Ca5(PO4)3(OH) 1.5×10-10g
Ca5(PO4)3F 9.5×10-11g
（1）沉淀转化的方法
对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀。
（2）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。
（3）沉淀转化的应用
沉淀的转化在科研和生产中具有重要的应用价值。
①锅炉除水垢
3、沉淀的转化
锅炉中水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3。
CaSO4 SO42- + Ca2+
+
CO32-
CaCO3
②对一些自然现象的解释
科学视野：溶度积
资料：氟化物防治龋齿的化学原理
四、同离子效应和盐效应
（一） 同离子效应
在难溶强电解质 饱和溶液中加入含有相
同离子 或 的易溶强电解质，沉淀-溶解平衡
向生成 沉淀的方向移动，降低了 的溶
解度。这种因加入与难溶强电解质含有相同离子的
易溶强电解质，使难溶强电解质的溶解度降低的现
象也称为同离子效应。
例题
在难溶强电解质溶液中加入不具有相同离子的易溶强电解质，将使难溶强电解质的溶解度增大，这种现象也称为盐效应。这是由于加入易溶强电解质后，溶液中阴、阳离子的浓度增大，难溶强电解质的阴、阳离子受到了较强的牵制作用，使沉淀反应速率减慢，难溶强电解质的溶解速率暂时大于沉淀速率，平衡向沉淀溶解的方向移动。
加入具有相同离子的易溶强电解质，在产生同离子效应的同时，也能产生盐效应。由于盐效应的影响较小，通常可以忽略不计。
（二）盐效应
谢谢同学们的认真听讲！
下课(共19张PPT)
选修4 第三章 水溶液中的离子平衡
溶液中微粒浓度大小比较
关于微粒浓度大小的考查点
1. 比较某溶液中各离子浓度大小
2. 电荷守恒
3. 物料守恒
4. 质子守恒
以Na2S溶液为例
(1) Na2S溶液中存在哪些离子？主要离子是哪些？
(2)溶液中各离子的浓度从大到小的顺序是怎样的？
c(Na+)>c(S2-)>c(OH－)>c(HS-)>c(H+)
2．电荷守恒
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS-)＋2c(S2-)＋c(OH－)
3．物料守恒
物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
c(Na+)＝2[ c(HS-)+ c(S2-)+ c(H2S)]
4．质子守恒
原理：H2O H++OH-
c(OH-)＝c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
练习：1.请分析NH4Cl溶液中
(1)各离子的浓度大小顺序
(2)请列出电荷守恒等式
(3)请列出物料守恒等式
(4)请列出质子守恒等式
c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH－)
c(Cl-)＝c(NH4＋)+c(NH3·H2O)
c(H+)＝c(OH-)+ c(NH3·H2O)
c(Cl-)> c(NH4＋)> c(H＋) >c(OH－)
2．明矾溶于水所得溶液中离子浓度关系正确
的是
A. c(SO42—)=c(K+)=c(Al3+)＞c(H+)＞c(OH—)
B. c(SO42—)>2c(K+)>c(Al3+) ＞c(OH—) ＞ c(H+)
C. c(SO42—)>c(K+)>c(Al3+) ＞ c(H+) ＞c(OH—)
D. c(SO42—)+c(OH—)=c(K+)+c(Al3+)+c(H+)
C
3.硫酸铵溶液中离子浓度关系不正确的是( )
A． >c(H＋)>c(OH－)
B．
C．
D．
B
5、用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH 和 CH3COONa配制成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)>c(Na＋)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )
A．c(H＋)B．c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.2 mol/L
C．c(CH3COOH)>c(CH3COO－)
D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.2 mol/L
B
6. 在25℃时，将pH＝11的NaOH溶液与pH＝3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是( )
A．c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
B．c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
C．c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
D．c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
D
7. 在Na2CO3溶液中，下列关系式错误的是( )
A．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－)
B．c(Na＋)＝2c(CO32－)＋2c(HCO3－)＋2c(H2CO3)
C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)
D．c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)
A
8．(09·广东)下列浓度关系正确的是
A. 氯水中：
c(Cl2)＝2[c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(HClO)]
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＋)
D
9.物质的量浓度相同(0.1 mol·L－1)的弱酸HX与NaＸ溶液等体积混合后，溶液中粒子浓度关系错误的是
A. c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)
B. 若混合液呈酸性，则c(X－)＞c (Na＋)＞c (HX)＞c (H＋)＞c (OH－)
C. c(HX)＋c(Ｘ－)＝2c(Na＋)
D. 若混合液呈碱性，则c(Na＋)＞c(HX)＞c (X－)＞c(OH－)＞c(H＋)
D
9.将0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液20 mL与0.1 mol·L－1盐酸10 mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子的浓度关系正确的是
A.[CH3COO－]＞[Cl－]＞[H＋]＞[CH3COOH]
B.[CH3COO－]＞[Cl－]＞[CH3COOH]＞[H＋]
C.[CH3COO－]=[Cl－]＞[H＋]＞[CH3COOH]
D.[Na＋]+[H＋]＞[CH3COO－]+[Cl－]+[OH－]
B
1. 在NaHCO3溶液中各离子的浓度大小顺序是
c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(CO32-)>c(H+) 2. 在NaHSO3溶液中各离子的浓度大小顺序是
c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)
规律总结
电离大于水解的酸式酸根（即呈酸性）
HSO3-、 H2PO4- 、 HC2O4-
电离小于水解的酸式酸根（即呈碱性）
HCO3-、HS- 、HPO42-(共24张PPT)
选修四 第三章 第一节
临清一中 王者齐
知识回顾：
电解质：
非电解质：
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。
在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。
①NaCl溶液 ②NaOH ③HCl
④Cu ⑤CH3COOH ⑥NH3·H2O
⑦CO2 ⑧乙醇 ⑨水
②③⑤⑥⑨
⑦⑧
化合物
【探究实验】
1mol/L的盐酸和1mol/L的CH3COOH醋酸
如图与电源和小灯泡连接
1、决定溶液导电性
强弱的因素是什么？
2、为什么相同浓度的盐
酸和醋酸导电能力不同？
电解质的电离
HCl电离
醋酸电离
部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。
强电解质：
能全部电离成离子的电解质(其离子无 分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱。
弱电解质：
一、强电解质和弱电解质
根据：是否完全电离
强电解质 弱电解质
相同点
不同点 电离程度
电离过程是否可逆
表示方法
溶液中有哪些微粒
都是 ，在水溶液中均发生 。
电离
电离
不可逆
可逆
水合离子
分子和水合离子
练一练
HCl
NH3·H2O
Fe(OH)3
H2CO3
写出下列物质在水溶液中的电离方程式。
H+ +Cl-
NH4++OH—
H++HCO3—
Fe3++3OH—
HCO3—
H++CO32—
选修四 第三章 第一节
临清一中 高海嫣
二、弱电解质的电离
CH3COOH CH3COO - + H+
离子化
分子化
你能画出这个过程的V～t图吗？
V离子化= V分子化
平衡状态
V分子化
t1
0
t
V
弱电解质电离的V-t图
V离子化
CH3COOH CH3COO - + H+
离子化
分子化
电离平衡状态
在一定条件下，当电解质分子离解成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这种状态叫做电离平衡状态。
由于醋酸溶液中醋酸根离子浓度的增大，使得醋酸的电离平衡逆向移动。
醋酸中加入醋酸铵，醋酸的电离平衡会移动吗？
CH3COOH CH3COO - + H+
离子化
分子化
弱电解质的电离平衡符合 原理
在CH3COOH溶液中分别加入下列物质，对CH3COOH的电离平衡各有什么影响？
CH3COOH CH3COO—+H+
加入物质或方法 盐酸 NaOH固体 加热 CH3COONa 大量水
电离平衡移动方向
逆
逆
正
正
正
总结：影响弱电解质电离的因素
温度
升高温度有利于电离
(因为电离过程是 的)
浓度
稀释有利于电离
加入与弱电解质具有相同离子的
强电解质会 电离
加入能与弱电解质电离产生的某种
离子反应的物质可 电离
NH3·H2O NH4 + + OH -
加入
物质 盐酸 NaOH 溶液 NH4Cl
溶液 加大量水
平衡移动方向
正
逆
逆
正
练习
1 .在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？
问题：怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
四、电离平衡常数（K）
看课本自学相关内容并思考：
（1）什么叫电离平衡常数？
（2）电离平衡常数的化学含义是什么？
（3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱？
（4）影响电离平衡常数的因素是什么？
弱电解质电离程度相对大小的参数一
电离平衡常数（K）
意义：K值越大，电离程度越 ，
相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越 。
K值只随 变化。
对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的，K1》K2（一般要相差105）。
多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
试根据课本中“一些弱酸和弱碱的电离平衡常数”比较它们的相对强弱。
草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸
小结
［达标检测］
请看学案
教材P43习题
作业：(共16张PPT)
第二节 水的电离和溶液的酸碱性（1）
+
+
+
-
探究实验
精确的纯水导电实验
G
G
现象：
指针摆动
不亮
H2O＋ H2O H3O＋ ＋OH－
H2O H＋ ＋OH－
灵敏电流计
灯泡
结论：
水是 电解质
能发生 电离
极弱
微弱
实验测定：纯水中
25℃ 1L水中只有1×10－7mol水发生了电离
25°C 55.6×107个水分子才有1个电离
一、水的电离：
H2O＋ H2O H3O ＋ ＋OH－
简写为：H2O H＋ ＋OH－
1、水的电离：
△H＞0
K电离 =
c(H+) · c(OH-)
c(H2O)
c(H+) · c(OH-)
c(H2O) ·
K电离 =
为常数
2.水的离子积: kw =
（25℃时，Kw=1×10-14）
对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
酸碱性 水的电离平衡移动方向 C(H+) C(OH-) c(H+) 与 c(OH-)
大小关系 Kw
变化
加热
加HCl
加NaOH
中性
→
↑
↑
=
↑
酸性
←
↑
↓
＞
不变
碱性
←
↓
↑
＜
不变
中性
不移动
不变
不变
=
不变
加NaCl
讨论：
分析下表中的数据
温度
0℃
20℃
25℃
50℃
100℃
Kw
1.14×10-15
6.81×10-15
1×10-14
5.47×10-14
1×10-12
讨论：
根据前面所学知识，水的电离会受什么外界条件影响？
水的离子积又如何改变？
3、影响水的电离平衡的因素：
（2）酸、碱
（1）温度
(3) 盐
升温促进水的电离
加入酸或碱，抑制水的电离
（第三节详细介绍）
KW不变
KW增大
c(H+)水=c(OH-)水 ＜1×10-7 mol/L
常温下（25℃）,任何稀的水溶液中总满足：
Kw= C(H+)×C(OH－)=1×10－14
注意:
②任何水溶液中（不论是在中性溶液还是在酸、碱性溶液），H+和OH－总是同时存在。
① Kw只与温度有关，而与浓度大小无关。
如：KW25℃=10-14 KW100℃=10-12
③任何水溶液中，水电离出的 C(H+)水＝C(OH－)水
巩固练习
1、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的盐酸溶液中，由水电离产生的c(H+)是多少？
1×10-9 mol/L
2、常温下，浓度为1×10-5 mol/L的NaOH溶液中，由水电离产生的c(OH-)是多少？
1×10-9 mol/L
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+）=1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
可能是酸性也可能是碱性
√
√
√
×
×
---正误判断
6、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。
5、在水中加酸会抑制水的电离。
1、任何水溶液中都有CH+和COH-。
2、对水升高温度， CH+增大，酸性增强。
练习：
3、在水中加入稀盐酸或NaOH后，水的离子积发生改变
4、在酸碱溶液中，水电离出来的C H+和COH-相等
√
×
7.有含H+的水溶液一定是酸；含OH-的水溶液一定是碱．
酸性溶液中只含H+；碱性溶液中只含OH-.
二、溶液酸碱性与pH
１、溶液酸碱性的表示法
（1）c(H+) 和 c(OH-)
（2）c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L）
用pH表示。
pH = - lgc(H+)
例：c(H+) = 1×10-7mol/L
pH = - lg10-7 = 7
2、c(H+) 和 c(OH-)与溶液酸碱性、 pH的关系
溶液的酸碱性 c(H+)和c(OH-)的关系 pH
酸性
中性
碱性
常温下
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) = c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
＞7
= 7
＜7
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？
答：不一定，只有在常温下才显中性。
注意: [H+]与[OH—]的关系才是判断溶液酸碱性的依据.
3、pH的测定方法
测定方法： pH试纸 pH计
用法：用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央，半分钟后与比色卡比色
讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定：
A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定
能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？
标准比色卡中的数据都是整数
√
注意：
①不能用水润湿
②要放在玻璃片（或表面皿）上
③不是将试纸伸到溶液中
④广泛pH试纸只能读出整数
方法二：用pH计测定(共25张PPT)
第三节
盐类的水解
CH3COONa：
Na2CO3：
Na2S：
NaHCO3：
FeCl3：
实验：下列盐溶液分别显酸性、碱性还是中性？
NH4Cl：
NaCl：
(NH4)2SO4：
碱性
碱性
碱性
碱性
酸性
酸性
酸性
中性
讨论：从上述实验结果分析，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？
CH3COONa
Na2CO3
Na2S
NaHCO3
强碱弱酸盐
水溶液显碱性
一、盐类的水解：
FeCl3
NH4Cl
(NH4)2SO4
强酸弱碱盐
水溶液显酸性
NaCl
强酸强碱盐
水溶液显中性
问：为什么不同类型的盐溶液的
酸碱性会不同呢？
盐的水解：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应，叫做盐的水解。
酸 + 碱 盐 + 水
中和
水解
只有可溶性盐，且在水溶液中，才能发生水解。
1、强酸弱碱盐：
NH4Cl = Cl- + NH4+
+
NH 3·H 2O
NH4Cl +H2O HCl + NH 3·H 2O
H2O H+ + OH-
电离出弱碱阳离子与水电离出的OH-生成弱电解质
水解，溶液呈酸性
如： FeCl3、Cu(NO3)2、(NH4)2SO4等
2、强碱弱酸盐：
CH3COONa = CH3COO- + Na+
+
=
CH3COOH
NaAc + H2O HAc + NaOH
H2O H+ + OH-
电离出弱酸阴离子与水电离出的H+生成弱电解质
水解，溶液呈碱性
如： Na2CO3、NaHCO3、NaF、Na2S等
3、强酸强碱盐：
无弱酸阴离子、弱碱阳离子
不水解，溶液呈中性。
如：KNO3、NaCl、K2SO4等
4、弱酸弱碱盐：
电离出弱酸阴离子、弱碱阳离子
均水解
溶液酸碱性由弱酸阴离子和
弱碱阳离子的相对强弱来定。
水解规律：
谁弱谁水解，不弱不水解；
越弱越水解，谁强显谁性。
常见的弱酸阴离子：
CO32-、HCO3-、CH3COO-、S2-、
HS-、F-、ClO-等
常见的弱碱阳离子：
Fe3+、Fe2+、Al3+、Cu2+、NH4+等
注意点：
1、盐类水解实质上是水的电离平衡
发生了移动，促进水的电离。
2、只有能与H+和OH-结合生成难电离物质的离子才能使水的电离平衡发生移动。
4、盐类的水解可以看作酸碱中和反应的逆过程。
3、水解程度往往是很微弱的。
水解方程式的书写
1、盐类水解是可逆反应，反应方程
式中要写“ ”。
2、一般水解程度很小，水解产物很
少，通常不生成沉淀和气体，不
用“↓”、“↑”符号，生成物(如
H2CO3等)也不写分解产物。
3、多元弱酸盐分步水解，以第一步
为主，水解方程式一般只写第一
步；多元弱碱盐水解一步到位。
4、多元弱酸酸式根离子既存在水解平衡，又存在电离平衡，其中只有HSO3-、H2PO4-以电离为主，显酸性，其他均以水解为主，显碱性。
5、当弱酸与其对应的盐（两者浓度相当时）共存时，溶液以酸的电离为主，显酸性；当弱碱与其对应的盐（两者浓度相当时）共存时，溶液以碱的电离为主，显碱性。
练习：判断下列盐溶液的酸碱性；
若能水解的写出水解反应的方程
式及离子方程式。
NaNO3、Cu(NO3)2、Na2S、FeCl3、
NaClO、NaF、(NH4)2SO4、K2CO3、
AgNO3、Na2SO4
思考：在NH4Cl溶液中，下列关系式
正确的是：
A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH－)
B.c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
C.c(Cl－)＞c(NH4+)＜c(H＋)＝c(OH－)
D.c(NH4+)＝c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
A
二、影响水解平衡的因素：
问：相同物质的量浓度的NaHCO3、
Na2CO3溶液的PH值大小比较？
思考：越弱越水解
比较相应的弱酸的酸性相对强弱
Na2CO3---HCO3-
NaHCO3---H2CO3
酸性：
HCO3-Na2CO3水解程度大，溶液碱性强
1、弱碱越弱，其金属阳离子的水
解程度越大，溶液酸性越强；
弱酸越弱，其酸根阴离子的水
解程度越大，溶液的碱性越强。
例：比较NaClO和KHCO3溶液的
酸碱性强弱。
碱性：NaClO > KHCO3
练习：相同物质的量浓度的NaX、
NaY、NaZ三种盐溶液的PH分别为
7、8、9，则相同物质的量浓度
的HX、HY、HZ的酸性强弱顺序是：
HX > HY > HZ
2、水解反应是吸热反应，温度
升高，有利于水解反应。
问：向Na2CO3溶液中滴入NaOH溶液；
FeCl3溶液中滴入HCl溶液，
对盐的水解平衡有何影响？
3、加入碱能抑制强酸弱碱盐的水解；加入碱能抑制强碱弱酸盐的水解。
4、加水稀释溶液，水解平衡正
向移动，水解程度增大；
加大水解离子的浓度，水解平
衡仍正向移动，但水解程度减小。
三、盐类水解的应用：
解释下列问题：
1、实验室在配制AgNO3溶液时，为什么常加入一些HNO3？
2、为什么生活中常用Na2CO3溶液来代替NaOH溶液去油污？热溶液去污
效果好还是冷的好？
3、将下列物质的水溶液蒸干灼烧，最后
得到的固体物质是什么？原因是？
FeCl3、Fe2(SO4)3
哪些盐的溶液加热蒸干，再灼烧得到盐本身：
哪些盐的溶液加热蒸干，再灼烧得不到盐本身：
如何利用FeCl3溶液制得无水FeCl3？
水解产物无挥发性的盐，如：CuSO4、Al2（SO4）3等
水解产物有挥发性的盐，如：CuCl2、AlCl3、FeCl3、 MgCl2等。（Na2CO3例外）
4、下列化肥不能同时使用的是：
①NH3·H2O②草木灰③重钙④硫铵(共45张PPT)
第二节 水的电离和溶液的酸碱性（2）
一、pH的计算
酸性溶液，直接求pH
碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH
混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求
无限稀释接近7
pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH 值等于多少？
解：
pH=-lg[H+]
=-lg 1.0 ×10-5
=5
关键：抓住氢离子进行计算！
[H+]= =1.0 ×10-5mol/L
pH计算２—— 强碱的稀释
例题：在25℃时，pH等于12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？
解：
稀释前：[OH-] =
pH=-lg[H+]
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
稀释后： [OH-] =
[H+] =
=10
=1 ×10-2mol/L
=1 ×10-4mol/L
=
=1 ×10-10mol/L
溶液稀释的PH计算
溶液的稀释 稀释后所得溶液的PH
PH=3的稀盐酸加水稀释100倍
PH=2的稀硫酸加水稀释100倍
PH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
PH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
PH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
5
4
9
10
约为7
约为7
pH计算3——弱酸、弱碱的稀释
3＜pH＜4
11＜pH＜12
例题、pH=3的HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围______________
pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_________________
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位
3、 pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7；
酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7：酸不能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。
4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物质的量浓度将增大。
pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
解：
pH=-lg[H+]
=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）
=-lg5×10—2
=2-lg5
=1.3.
关键：抓住氢离子进行计算！
pH计算5—— 强碱与强碱混合
解：
=-lg2+11
=10.7
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？
[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1)
[H+]=10-14/[OH-]
pH=-lg10-14/(10-3/2)
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算6—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：
NaOH+HCl=NaCl+H2O
0.06
0.04
pH=-lg[H+]
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1
=1
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
pH计算7—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的
氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：
NaOH+HCl=NaCl+H2O
0.04
0.06
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
[OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2
[H+]=10-14/[OH—]= 10-14/0.1
pH=-lg10-13=
13
pH计算8 弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈_____性
（2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混合液呈 ______性
（3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混合液PH_________
（4）PH为12的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相混合，则混合液PH ______________
酸
碱
大于等于7
小于等于7
1、某酸溶液的PH为2 ，某碱溶液的PH为12 ，两者等体积相混合后，有关PH值的变化正确的是（ ）
A、大于7 B、小于7
C、等于7 D、三种都有可能
D
练习：
加水体积
PH
HB
HA
2、酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同，加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图所示，则两者酸性较强的是（ ）
HB
3、同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确的是（ ）
A、 硫酸溶液中放出的氢气的量最多
B、 醋酸溶液中放出的氢气的量最多
C、 盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等
D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
BD
溶液的pH值——正误判断
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。
2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。
3、强酸溶液的pH值一定大。
4、pH值等于6是一个弱酸体系。
5、pH值有可能等于负值。
6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓度相同。
√
7.PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍后pH值约为6
pH应用
1、工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性。
2、人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关。
3 、酸碱中和滴定中溶液pH变化（借助酸碱指示剂的颜色变化）是判断滴定终点的依据。
2、原理：
HCl+NaOH=H2O
C1V1=C2V2
C1＝
C2V2
V1
1、定义：
二、酸碱中和滴定
*已知浓度的溶液——标准液
*未知浓度的溶液——待测液
用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法。
[课堂练习]
用0.1150mol/L的HCl溶液滴定23.00mL未知浓度的NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液28.00mL。通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？
0.1400mol/L
实验的关键：
（1）准确测量参加反应的两种溶液的体积。
（2）准确判断中和反应是否恰好完全反应。
3、实验仪器及试剂:
仪器: 酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台和滴定管夹、锥形瓶、烧杯、白纸（画pH曲线用）。
试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂。
酸式滴定管和碱式滴定管
标有温度、刻度
酸式滴定管盛放酸性试剂和氧化性试剂
碱式滴定管盛放碱性试剂
思考：滴定管和量筒读数时有什么区别？
滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大；记录数据时滴定管一般到0.01 mL，而量筒仅为0.1mL。
例1、下列所述仪器“0”刻度位置正确的是（ ）
A．在量筒的上端
B．在滴定管上端
C．容量瓶上端
B
练1：量取25.00mL，KMnO4溶液可选用仪器（ ）
A．50mL量筒， B．100mL量筒
C．50mL酸式滴定管 ， D．50mL碱式滴定管
C
练2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00处，若把滴定管中溶液全部排出，则体积（ ）
A、 等于30 B、等于20
C、大于30 D、小于30
C
甲基橙 红色 橙色 黄色
3.1 ~ 4.4
石 蕊 红色 紫色 蓝色
5.0 ~ 8.0
酚 酞 无色 浅红色 红色
8.2 ~ 10.0
一些常见酸碱指示剂的变色范围
——— 8.2 ——— 10.0 ———
粉红色
无色
红色
——— 3.1 ——— 4.4 ———
甲基橙 酚 酞
红色 橙色
黄色
（2）指示剂的选择：
滴定终点的判断：指示剂的颜色发生突变且半分钟不变色即达到滴定终点。
实验 指示剂 滴定终点现象
强酸滴定强碱
强碱滴定强酸
酚酞
甲基橙
由浅红变为无色
由黄色刚刚变为橙色
酚酞
由无色变为浅红色
甲基橙
由橙色刚刚变为黄色
例： 用0.1000mol/L盐酸滴定0.1000mol/L NaOH溶液20.00mL,如滴定完成时不慎多加了1滴盐酸溶液（1滴溶液的体积约为0.04mL）求所得溶液的pH。并据此分析选用哪种指示剂。
提示：0.04mL约1滴
滴定终点应该是恰好反应的点,而常用指示剂没有在PH等于7时变色的
如果选用指示剂去判断滴定终点误差会不会很大
加入NaOH
(ml)
0.00
10.00
15.00
18.00
19.00
19.96
20.00
20.04
21.00
溶液PH值
1.0 1.2 1.8 2.3 2.6 3.9 7.0 10.0 11.4
问题1:滴定终点消耗碱多少 PH等于多少
向20.00mL 0.10mol/L HCl中滴加0.10mol/L NaOH
溶液过程中，溶液的pH变化如下，你发现了什么
现象与规律？
问题2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液的PH发生怎样改变
强酸与强碱中和滴定曲线可以看出终点时溶液的pH值在4~10区间有突跃变化关系。
pH
强酸滴定强碱 pH变化曲线图
10
7
4
V
盐酸过量1滴，混合溶液的pH值变成4左右，甲基橙或酚酞能指示出来。
PH
12
10
8
6
4
2
10
20
30
40
突变范围
加入NaOH(ml)
中和滴定曲线
如果酸碱指示剂的颜色在此pH突跃范围发生明显的改变，误差很大吗
酸碱指示剂的颜色在此pH值突跃范围发生明显的改变，则就能以极小的误差指示出滴定终点的到达。
0 10 20 30 40 V(NaOH)mL
12 10 8 6 4 2
PH
颜色突变范围
中和滴定曲线
酚酞
甲基橙
（08全国Ⅱ卷）实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0
酚酞：8.2～10.0 用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述
正确的是( )
高考链接
D
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂
D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
提示： CH3COONa显碱性
四、实验步骤：
1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；
3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm
4、赶气泡：
酸式滴定管：快速放液
碱式滴定管：橡皮管向上翘起
5、调液：
调节滴定管中液面高度，并记下读数，记做。
6、取液：
（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中
（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方， 并在瓶底衬一张白纸。
7、滴定：左手_____________________________，右手
________________________________________________
眼睛_______________________________________
控制酸式滴定管活塞
拿住锥形瓶瓶颈，
边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，
要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。
9、计算：整理数据进行计算。
8、记录：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。
(1)酸、碱式滴定管的构造以及读数准确度0.01 mL。
(2) 溶液使指示剂改变颜色，发生的是化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。
(3)滴定速度，先快后慢，接近滴定终点时，应一滴一摇动。
(4)振荡半分钟溶液颜色不发生变化，达滴定终点。
(5)读数时，视线与液面的凹液面的最低处及刻度在同一水平线上。
延伸：酸碱中和滴定操作中应注意的几个问题
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
酸式
碱式
碱式
一次滴定 二次滴定 三次滴定
终点读数 起点读数 用量差值
V标NaOH
V待HCl
C待HCl
C待HCl
平均
CHCl= ——————
CNaOH . VNaOH
VHCl
酸碱中和滴定数据处理和计算：
5、滴定的误差分析：
决定误差原因：
C(测)=
C(标)×V(标)
V(测)
其中: C(标)、 V(测)是已知的数据。因此C(测)的大小只由V(标) ——“读数”决定，只要直接或者间接的能引起“读数”的变化，则C(测)也随着变化，且二者的变化是成正比例变化。
已知
已知
读数
例：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠
放于锥形瓶中）下列操作对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
俯视图
仰视图
滴定管的俯视和仰视
正确视线
仰视视线
正确读数
仰视读数
读数偏大
正确视线
俯视视线
正确读数
俯视读数
读数偏小
0
先偏大
后偏小
先仰后俯
V=V(后)-V(前)，偏小
实际读数
正确读数
先俯后仰
先偏小
后偏大
V=V(后)-V(前)，偏大
实际读数
正确读数
滴定管的俯视和仰视
滴定前仰视，滴定后俯视。
分析：V标偏小，导致C测偏小。
滴定前
滴定后
读出值
实际值
滴定前俯视，滴定后仰视。
分析：V标偏大，导致C测偏大。
滴定前
滴定后
实际值
读出值
例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （ ）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠 （ ）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（ ）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（ ）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（ ）
偏高
偏高
偏高
偏高
偏低
6. 滴定至终点时，滴定管尖嘴外挂着的半滴 未滴入（ ）
7. 滴定速度太快，发现时指示剂已变色 （ ）
偏高
偏高
酸式滴定管
8、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（ ）
9、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（ ）
10、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（ ）
11、指示剂滴加过多（ ）
偏高
无影响
偏低
偏低
12、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗（ ）
13、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（ ）
偏低
偏低
锥形瓶
碱式滴定管
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（ ）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（ ）
偏低
偏低
含杂质
