第2课时 离子反应的应用
1．了解常见阳离子和阴离子的检验方法。(重点)
2．理解利用酸碱中和滴定法测强酸、强碱溶液浓度的原理、方法和误差分析。(重点)
3．通过离子反应在生产、生活中的广泛应用，体会化学在人类生产、生活中的作用和贡献。
授课提示：对应学生用书第64页
知识点一 物质检验与含量测定
1．离子检验
人们常用离子在一定条件下的特征反应来检验一些常见离子。
被检验离子
加入试剂
现象
有关反应的离子方程式
Fe3＋
KSCN溶液
生成红色溶液
Fe3＋＋3SCN===
Fe(SCN)3
I－
AgNO3溶液、稀硝酸
生成不溶于稀硝酸的黄色沉淀
Ag＋＋I－===AgI↓
2.测定溶液中离子浓度的三种方法
(1)沉淀法(重量法)：一定体积含待测定离子的溶液得沉淀求得待测离子浓度。如溶液中SO的浓度可用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量求得。
(2)氧化还原滴定法：利用氧化还原反应原理，用已知准确浓度的离子的溶液通过滴定来测定未知浓度离子的浓度。如溶液中MnO的浓度可用已知准确浓度的Fe2＋的溶液滴定的方法求得。
(3)中和滴定法：让已知标准浓度的酸(或碱)与未知浓度的碱(或酸)恰好反应，通过测恰好中和时消耗标准液的体积来计算未知溶液的浓度。如强酸中H＋浓度可以用已知准确物质的量浓度的强碱溶液滴定的方法获得。
[自我诊断]
离子检验的常用方法有三种：
检验方法
沉淀法
显色法
气体法
含义
反应中有沉淀
反应中有
反应中有
产生或溶解
颜色变化
气体产生
请写出下列离子的检验方法：
(1)NH：___________________________________________________。
(2)I－：_____________________________________________________。
(3)Fe3＋：____________________________________________________。
(4)Cu2＋：__________________________________________________________。
[提示] (1)气体法 (2)沉淀法 (3)显色法 (4)沉淀法
知识点二 物质的制备与纯化
1．物质的制备
离子反应可以用于制备酸、碱、盐、气体等。
(1)氯碱工业生产烧碱和氯气的离子方程式：
2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－。
(2)实验室制取CO2的离子方程式：
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
2．物质的纯化
(1)制高纯度的氯化钠：除去其中少量的SO、Mg2＋、Ca2＋，需要引入的试剂离子分别为Ba2＋、CO、OH－。
(2)除去污水中的重金属离子：将其转化为沉淀而除去。
(3)软化硬水：除去或降低Ca2＋、Mg2＋的浓度。
[自我诊断]
粗盐的纯化过程是：
及哪些离子反应？应注意什么问题？
[提示] 粗盐的纯化过程涉及的离子方程式有：Ba2＋＋SO===BaSO4↓；Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓；Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓；Ca2＋＋CO===CaCO3↓；Ba2＋＋CO===BaCO3↓；H＋＋OH－===H2O；CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。提纯时应注意：①除杂质时所加试剂的顺序要求是：a.加Na2CO3必须在加BaCl2之后；b.加入盐酸要在过滤之后。②试剂加入顺序有多种选择，如：a.BaCl2、NaOH、Na2CO3，过滤，HCl；b.BaCl2、Na2CO3、NaOH，过滤，HCl；c.NaOH、BaCl2、Na2CO3，过滤，HCl。
知识点三 生活中的离子反应
1．胃酸过多的治疗
(1)服用小苏打片：
离子方程式为：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O。
(2)服用胃舒平：
离子方程式为：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
2．硬水的形成及软化
(1)含义：含有Ca2＋、Mg2＋较多的水。
(2)形成(暂时硬水)：
离子方程式为：CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2＋＋2HCO；
MgCO3＋CO2＋H2O===Mg2＋＋2HCO。
(3)软化方法：
①加热法：Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O；Mg2＋＋2HCOMgCO3↓＋CO2↑＋H2O。
②纯碱法：在硬水中加入Na2CO3等沉淀剂，离子方程式为：Ca2＋＋CO===CaCO3↓；Mg2＋＋CO===MgCO3↓。
[自我诊断]
小苏打片(NaHCO3)和胃舒平[Al(OH)3]都可用于胃酸过多的治疗，为什么胃溃疡患者不能服用小苏打片？
[提示] NaHCO3和Al(OH)3治疗胃酸过多的原理，都是利用二者能与胃中过多的H＋反应，来降低胃中H＋浓度，但小苏打片在消耗H＋时会放出CO2，HCO＋H＋===CO2↑＋H2O造成胃内压力过大，溃疡部位易造成穿孔。
授课提示：对应学生用书第65页
要点一 常见离子的检验
[典例1] 有一瓶澄清的溶液，其中可能含有NH、K＋、Na＋、Mg2＋、Ba2＋、Al3＋、Fe3＋、Cl－、I－、NO、CO、SO，取该溶液进行以下实验：
①取pH试纸检验，表明溶液呈强酸性。
②取少许溶液，加入少量CCl4及数滴新制氯水，经振荡后CCl4层呈紫红色。
③另取溶液少许，加入NaOH溶液使溶液由酸性逐渐变为碱性，整个操作过程均无沉淀产生。
④取③的溶液少许，加入Na2CO3溶液有白色沉淀生成。
⑤若将③的溶液加热有气体放出，该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。
根据上述实验事实确定该溶液中：
(1)肯定存在的离子有___________________________________________________。
(2)不能确定是否存在的离子有_______________________________。
(3)取④的上层溶液做焰色实验，火焰呈黄色，________(填“能”或“不能”)证明原溶液中含有Na＋。
解析：由实验①知溶液中一定无CO；由实验②知溶液中一定含有I－，同时知Fe3＋、NO一定不存在；由实验③知溶液中一定无Mg2＋和Al3＋，再由实验④知溶液中一定含有Ba2＋，同时知溶液中一定无SO；由实验⑤知溶液中含有NH。故溶液中一定存在NH、Ba2＋、I－，一定不存在Mg2＋、Al3＋、Fe3＋、NO、CO、SO，不能确定的是Na＋、K＋、Cl－。因在实验④中加入Na2CO3溶液，尽管焰色反应呈黄色，但仍无法判断原溶液中是否存在Na＋。
答案：(1)NH、Ba2＋、I－
(2)Na＋、K＋、Cl－
(3)不能
1．常见阳离子的检验
(1)常规检验法：
①用NaOH溶液能检验出Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、Al3＋、NH。
②焰色反应：
用焰色反应可检验出溶液中的K＋和Na＋。
(2)特殊检验法：
2．常见阴离子的检验
(1)利用酸碱指示剂检验：
OH－滴入酚酞溶液，溶液变为红色滴入紫色石蕊溶液，溶液变为蓝色
(2)利用盐酸和其他试剂检验：
CO―→加入CaCl2溶液后生成白色沉淀，再加稀盐酸沉淀溶解，并放出无色无味气体。
SO―→加入BaCl2溶液，产生不溶于稀硝酸或稀盐酸的白色沉淀。
SO―→加入BaCl2溶液，产生白色沉淀，再加稀盐酸，放出无色有刺激性气味能使品红溶液退色的气体。
(3)利用AgNO3(硝酸酸化)溶液检验：
(4)利用某些特征反应检验：
I－―→滴入淀粉溶液和氯水，溶液变为蓝色。
1．对于某些离子的检验及结论一定正确的是( )
A．加入稀盐酸产生无色气体，将气体通入澄清石灰水中，溶液变浑浊，一定有CO
B．加入氯化钡溶液有白色沉淀产生，再加盐酸，沉淀不消失，一定有SO
C．加入氢氧化钡溶液并加热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，一定有NH
D．加入碳酸钠溶液产生白色沉淀，再加盐酸，白色沉淀消失，一定有Ba2＋
解析：A中也可能存在HCO、SO和HSO；B中也可能存在Ag＋；能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体为NH3，能与NaOH溶液反应产生氨气的物质一定含有NH；D中Ca2＋、Mg2＋也有相同的实验现象。
答案：C
要点二 酸碱中和滴定
[典例2] 阅读下列实验内容，根据题目要求回答问题。
某学生为测定未知浓度的硫酸溶液，实验如下：用1.00
mL待测硫酸配制100
mL稀硫酸溶液；以0.14
mol·L－1的NaOH溶液滴定上述稀硫酸25.00
mL，滴定终止时消耗NaOH溶液15.00
mL。
(1)该学生用标准0.14
mol·L－1
NaOH溶液滴定硫酸的实验操作如下：
A．用酸式滴定管取稀硫酸25.00
mL，注入锥形瓶中，加入指示剂
B．用待测液润洗酸式滴定管
C．用蒸馏水洗干净滴定管
D．取下碱式滴定管用标准的NaOH溶液润洗后，将标准液注入碱式滴定管“0”刻度以上2～3
cm处，再把碱式滴定管固定好，调节液面至“0”刻度或“0”刻度以下
E．检查滴定管是否漏水
F．另取锥形瓶，再重复操作一次
G．把锥形瓶放在滴定管下面，瓶下垫一张白纸，边滴边摇动锥形瓶直至滴定终点，记下滴定管液面所在刻度
①滴定操作的正确顺序是________(用序号填写)。
②该滴定操作中应选用的指示剂是________。
③在G操作中如何确定终点？________。
(2)碱式滴定管用蒸馏水润洗后，未用标准液润洗导致滴定结果________(填“偏小”“偏大”或“无影响”)。
(3)配制准确浓度的稀硫酸溶液，必须使用的主要容器是________。
(4)如有1
mol·L－1和0.1
mol·L－1的NaOH溶液，应用________
mol·L－1的NaOH溶液，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)用标准NaOH溶液滴定时，应将标准NaOH溶液注入________(填“甲”或“乙”)中。
(6)观察碱式滴定管读数时，若滴定前仰视，滴定后俯视，则结果会导致测得的稀硫酸溶液浓度测定值________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
解析：(1)中和滴定的步骤为查漏→洗涤→润洗→加液→滴定，故顺序为ECDBAGF；指示剂可以使用酚酞；达到滴定终点时，溶液由无色变为浅红色(或粉红色)，且半分钟不退去。(2)若滴定管没有用标准溶液润洗，相当于溶液被稀释，消耗的标准溶液体积就大，从而使测定结果偏大。(3)配制100
mL的溶液应选用100
mL的容量瓶。(4)进行滴定时，所用标准溶液浓度越稀，误差就越小，故选用0.1
mol·L－1氢氧化钠溶液。(5)氢氧化钠溶液应注入碱式滴定管乙中。(6)当读数时，开始仰视，会使读数偏大，后来俯视，会使读数偏小，计算出的体积会偏小，从而使测定结果偏小。
答案：(1)①ECDBAGF ②酚酞 ③溶液由无色变为浅红色(或粉红色)，且半分钟不退去 (2)偏大
(3)100
mL容量瓶
(4)0.1 溶液浓度越稀，误差就越小
(5)乙 (6)偏小
1．原理
(1)定量分析：化学上把测定物质各组成成分含量的过程，称为定量分析过程。中和滴定是定量分析的一种方法。
(2)中和滴定：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来滴定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法就叫酸碱中和滴定。
实质：H＋＋OH－===H2O即酸中的H＋和碱中的OH－物质的量相等。
2．仪器
(1)用到的仪器：酸式滴定管，碱式滴定管，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。
(2)滴定管的结构和使用。
①刻度(以50
mL规格为例)：
滴定管上标有温度(20
℃)和刻度，刻度共50大格，每大格为1
mL，每大格分为10小格，每小格为0.1
mL，因此能读至0.01
mL(估读1位)。“0”刻度在上，“50”刻度在下，在“0”以上至管口和“50”以下至尖嘴均无刻度。
②滴定管盛装试剂要求——“二不能”：
酸式滴定管不能装碱性溶液、水解呈碱性的盐溶液及氢氟酸。碱式滴定管不能装酸性溶液或高锰酸钾等强氧化性物质的溶液(橡胶管易被腐蚀)。
3．试剂
(1)标准液、待测液。
(2)指示剂(加2～3滴)。
4．操作(以标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例)
(1)滴定前的准备：
①查漏：检查滴定管的活塞是否灵活、滴定管是否漏水。
②洗涤：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶依次用自来水、蒸馏水洗涤干净。
③润洗：用待盛溶液将酸式、碱式滴定管润洗2～3次，以保证装入溶液时不改变溶液的浓度。
④装液：溶液装入酸式、碱式滴定管中，所装溶液调至“0”刻度上方2～3
cm处。
⑤排气：调节活塞(或挤压玻璃球)，赶走气泡使滴定管尖嘴部分充满溶液。
⑥调液面：使液面处于“0”刻度或“0”刻度以下某一刻度处。
⑦读数：读数时视线应与溶液凹液面最低处相平，记录刻度(保留两位小数)。
(2)滴定：
①用碱式滴定管(或移液管)取一定体积的待测液于锥形瓶中，并滴入2～3滴酚酞试剂。把锥形瓶放在垫有一张白纸的酸式滴定管下面。
②用左手控制活塞，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化及滴定流速，当溶液变至无色且半分钟内不再恢复红色，停止，记下刻度。
(3)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出标准盐酸体积的平均值，计算待测液浓度。
5．误差分析
(1)依据c(待)＝，对错误操作引起的误差进行分析。
(2)常见错误操作及对应误差：(以酸滴定碱为例)
错误操作
c(待)的误差
仪器洗涤
酸式滴定管水洗后未用标准液润洗
偏大
碱式滴定管水洗后未用待测液润洗
偏小
锥形瓶水洗后用待测液润洗
偏大
量器读数
滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视
偏大
滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视
偏小
滴定操作
滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失
偏大
滴定结束，滴定管尖端挂一滴液体未滴下
偏大
锥形瓶水洗后留有少量蒸馏水
不变
滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出
偏小
用甲基橙作指示剂，滴至橙色，半分钟内又还原成黄色，不处理就计算
偏小
2．某化学实验小组想要了解市场上所售食用白醋(主要是醋酸的水溶液)的浓度，现从市场上买来一瓶某品牌食用白醋，用实验室标准NaOH溶液对其进行滴定。下表是4种常见指示剂的变色范围：
指示剂
石蕊
甲基橙
甲基红
酚酞
变色范围(pH)
5.0～8.0
3.1～4.4
4.4～6.2
8.2～10.0
(1)该实验应选用________作指示剂，向锥形瓶中移取一定体积的白醋所用的仪器是________。
(2)如图表示50
mL滴定管中液面的位置，若A与C刻度间相差1
mL，A处的刻度为25，滴定管中液面读数应为________mL，此时滴定管中液体的体积为________。
(3)为了减小实验误差，该同学一共进行了三次实验，假设每次所取白醋体积均为V
mL，NaOH标准液浓度为c
mol·L－1，三次实验结果记录如下：
实验次数
第一次
第二次
第三次
消耗NaOH溶液体积/mL
26.02
25.32
25.28
从上表可以看出，第一次实验中记录消耗NaOH溶液的体积明显多于后两次，其原因可能是________________________________________________________________________。
A．实验结束时俯视刻度线读取滴定终点时NaOH溶液的体积
B．滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束无气泡
C．盛装标准液的滴定管装液前用蒸馏水润洗过，未用标准液润洗
D．第一次滴定用的锥形瓶用待装液润洗后，后两次未润洗
E．滴加NaOH溶液过快，未充分振荡，刚看到溶液变色，立刻停止滴定
(4)根据所给数据，写出计算该白醋浓度的表达式(不必化简)：_____________________。
解析：醋酸与氢氧化钠恰好完全反应时生成醋酸钠水解显弱碱性，所以指示剂最好选酚酞。读取标准液读数时，滴定到终点后俯视及刚看到溶液变色，立刻停止滴定，都会使读取的标准氢氧化钠溶液体积偏小。
答案：(1)酚酞 酸式滴定管(或移液管)
(2)25.40 大于24.60
mL (3)BCD
(4)
离子反应在氧化还原滴定实验中的应用
[典例] 氧化还原滴定实验与中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之)。
现有0.001
mol·L－1
KMnO4酸性溶液和未知浓度的无色NaHSO3溶液。反应离子方程式是2MnO＋5HSO＋H＋===2Mn2＋＋5SO＋3H2O
填空完成下列问题：
(1)该滴定实验所需仪器有下列中的________。
A．酸式滴定管(50
mL)
B．碱式滴定管(50
mL)
C．量筒(10
mL) D．锥形瓶 E．铁架台 F．滴定管夹 G．烧杯 H．白纸 I．胶头滴管 J．漏斗
(2)不用________(酸、碱)式滴定管盛放高锰酸钾溶液。试分析原因__________。
(3)选何种指示剂，说明理由_________________________________________。
(4)滴定前平视KMnO4液面，刻度为a
mL，滴定后俯视液面刻度为b
mL，则(b－a)
mL比实际消耗KMnO4溶液体积________(多、少)。根据(b－a)
mL计算得到的待测浓度，比实际浓度________(大、小)。
解析：(1)因为氧化还原滴定实验类似于中和滴定，由中和滴定实验所需仪器的选用进行迁移可得出正确答案。
(2)由于KMnO4具有强氧化性，能腐蚀橡胶管，故不能用碱式滴定管盛放KMnO4溶液。
(3)MnO为紫色，Mn2＋为无色，可用这一明显的颜色变化来判断滴定终点。
(4)滴定后俯视液面，所读体积偏小，所测浓度比实际浓度偏小。
答案：(1)ABDEFH
(2)碱 高锰酸钾具有强氧化性能腐蚀橡胶管
(3)不用指示剂，因为MnO→Mn2＋时紫色退去
(4)少 小
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-第1课时 离子反应发生的条件
1．了解离子反应概念和离子反应发生的条件。
2．运用离子反应发生的条件，判断离子在溶液中能否大量共存。
3．综合运用电解质电离、离子反应发生的条件，判断离子方程式书写正误。(重点)
授课提示：对应学生用书第61页
知识点一 离子反应的定义、实质以及反应方向
1．定义
通常将溶液中离子之间，以及离子与原子或分子之间发生的反应称为离子反应，通常用离子方程式表示。
2．实质
溶液中某些离子的浓度降低。
3．反应方向
(1)熵变与焓变判据：
在T、P一定时利用ΔH－TΔS判据可以判断离子反应能否自发进行。
(2)平衡常数判据：
由于平衡常数K反映了反应趋势的大小，因而可根据平衡常数来判断一个离子反应能否自发进行。
[自我诊断]
离子反应一定在水溶液中才能发生吗？
[提示] 不一定，离子反应还可以在一些离子化合物的熔融状态下进行。
知识点二 离子反应发生的条件
1．生成沉淀
(1)生成沉淀：由可溶性电解质之间发生反应生成沉淀：如Ba(OH)2溶液与H2SO4溶液混合时，其离子方程式为Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O。
(2)沉淀的转化：MgCO3与NaOH溶液反应可生成Mg(OH)2沉淀，其离子方程式为：MgCO3＋2OH－===Mg(OH)2＋CO。
2．生成弱电解质
(1)生成水：如NaOH溶液与盐酸反应，离子方程式为：OH－＋H＋===H2O。
(2)生成其他弱电解质：
①强酸生成弱酸：如盐酸与CH3COONa溶液反应的离子方程式为：H＋＋CH3COO－===CH3COOH。
②强碱生成弱碱：如NH4Cl溶液与NaOH溶液反应的离子方程式为：NH＋OH－===NH3·H2O。
③水解反应：如CH3COONa水解的离子方程式为：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。
3．生成气体
Na2CO3溶液与足量盐酸反应，离子方程式为：
CO＋2H＋===H2O＋CO2↑。
浓NH4Cl溶液与浓NaOH溶液共热时的离子方程式为：NH＋OH－NH3↑＋H2O。
4．发生氧化还原反应
(1)非电化学原理的氧化还原反应：向CuSO4溶液中加入锌片：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板：2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
(2)电化学原理的氧化还原反应：
原理
实例
反应
原电池
铜锌原电池
负极
Zn－2e－===Zn2＋
正极
Cu2＋＋2e－===Cu
总反应
Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
电解池
电解饱和食盐水
阳极
2Cl－－2e－===Cl2↑
阴极
2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－
总反应
2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－
[自我诊断]
离子之间的关系都可以用离子方程式表示吗？
[提示] 否，只有溶液中自由移动离子之间的反应才可以用离子方程式表示。如实验室用NH4Cl固体和Ca(OH)2固体反应制取NH3，这也是一个离子之间的反应，但不可以用离子方程式表示。
授课提示：对应学生用书第62页
要点一 离子方程式的正误判断：“七看”
[典例1] 能正确表示下列反应的离子方程式是( )
A．浓盐酸与铁屑反应：2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑
B．钠与CuSO4溶液反应：2Na＋Cu2＋===Cu↓＋2Na＋
C．NaHCO3溶液与稀H2SO4反应：CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
D．向FeCl3溶液中加入Mg(OH)2：3Mg(OH)2＋2Fe3＋===2Fe(OH)3＋3Mg2＋
解析：金属铁和盐酸反应时，因为H＋的氧化性比较弱，只能把铁氧化为正二价的铁，故不能生成三价铁离子，A项错误；金属钠是一种非常活泼的金属，所以当它遇到CuSO4溶液时，优先与水发生反应，故不能置换出金属铜，B项错误；碳酸氢钠在水溶液中电离出的是钠离子和碳酸氢根离子而不是碳酸根离子，故反应时应为碳酸氢根离子与氢离子发生反应，C项错误；氢氧化镁和氢氧化铁均为不溶于水的碱，故在书写离子方程式时应写成化学式，且氢氧化铁比氢氧化镁更难溶于水，故可以用氢氧化镁制取氧氧化铁，D项正确。
答案：D
1．看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应
如2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑就不符合客观事实。
2．看“===”“??”“↑”“↓”等是否正确
如用饱和FeCl3溶液制备胶体的离子方程式不能写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，应该写为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。
3．看表示各物质的化学式是否正确
如HCO不能写成CO＋H＋，HSO通常写成SO＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。
4．看是否漏掉离子反应
如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO的反应方程式，又要写Cu2＋与OH－的反应方程式。
5．看是否遵循“两等”
即离子方程式两边的原子个数和电荷总数均应相等。氧化还原反应还应看转移的电子个数是否相等。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。
6．看反应物或产物的配比是否正确
如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成：
H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，
应写成：2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。
7．看是否符合题设条件要求
如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应的影响。如向FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；往FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式为：
2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－；
Na2CO3溶液中通入过量SO2的离子方程式为：
CO＋2SO2＋H2O===CO2↑＋2HSO。
1．下列表示对应化学反应的离子方程式正确的是( )
A．FeCl3溶液与Cu的反应：
Cu＋Fe3＋===Cu2＋＋Fe2＋
B．NO2与水的反应：
3NO2＋H2O===2NO＋NO＋2H＋
C．醋酸溶液与水垢中的CaCO3反应：
CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
D．向Na[Al(OH)4]溶液中通入过量CO2：
2[Al(OH)4]－＋CO2===2Al(OH)3↓＋CO＋H2O
解析：A项电荷不守恒，错误；NO2与水反应生成硝酸和NO，B项正确；醋酸是弱电解质，不能拆为离子形式，C项错误；Na[Al(OH)4]与过量二氧化碳反应生成氢氧化铝沉淀和碳酸氢钠，D项错误。
答案：B
要点二 离子能否大量共存的判断
[典例2] 常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是( )
A．使甲基橙变红色的溶液：Mg2＋、K＋、SO、NO
B．使酚酞变红色的溶液：Na＋、Cu2＋、HCO、NO
C．0.1
mol·L－1
AgNO3溶液：H＋、K＋、SO、I－
D．0.1
mol·L－1Na[Al(OH)4]溶液：H＋、Na＋、Cl－、SO
解析：使甲基橙变红色的溶液显酸性，该组四种离子能大量共存，A正确；使酚酞变红的溶液显碱性，HCO、Cu2＋与OH－反应，不能大量共存，B错误；SO、I－与Ag＋会生成沉淀，因而不能大量共存，C错误；[Al(OH)4]－与H＋能反应而不能大量共存，D错误。
答案：A
离子能否大量共存，关键在于分析给出的离子间有无反应发生。若离子间发生反应，则不能大量共存。
1．同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子便不能在溶液中大量共存
(1)生成难溶物或微溶物：如Ba2＋与CO、SO、SO；Ag＋与Br－、S2－、OH－；Ca2＋与SO不能大量共存。
(2)生成气体或挥发性物质：如H＋与CO、HCO、S2－、HSO、SO；NH与OH－不能大量共存。
(3)生成难电离的物质：如H＋与CH3COO－、F－生成弱酸；H＋与OH－不能大量共存。
(4)发生氧化还原反应时：氧化性离子(如Fe3＋、ClO－、MnO、NO等)与还原性离子(如S2－、I－、SO、Fe2＋等)不能大量共存。
(5)能形成配合物及两种离子水解互相促进时，离子不能大量共存。如Fe3＋与SCN－形成配合物Fe(SCN)3，因此不能共存：Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3。
又如Al3＋与HCO间发生水解的互相促进，不能大量共存：3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑
2．附加隐含条件的应用规律
(1)溶液为无色透明时，则溶液中肯定没有有色离子。常见有色离子是：Fe2＋(浅绿色)、Fe3＋(棕黄色)、Cu2＋(蓝色)、MnO(紫色)等。
(2)强碱性溶液中肯定不存在能与OH－发生反应的离子；强酸性溶液中肯定不存在与H＋能发生反应的离子。
(3)水电离出的[H＋]＝1×10－12
mol·L－1的溶液，可能是酸性溶液，也可能是碱性溶液。
3．几种离子不能共存的特殊情况
(1)NO与还原性离子在中性和碱性溶液中可以共存，在酸性溶液中不能共存。
(2)S2－和SO在碱性条件下可以共存，在酸性条件下不能共存。
(3)ClO－与S2－、I－在酸性和碱性条件下都不能大量共存。
2．在下列各溶液中，离子一定能大量共存的是( )
A．强碱性溶液中：K＋、Al3＋、Cl－、SO
B．含有0.1
mol·L－1
Fe3＋的溶液中：K＋、Mg2＋、I－、NO
C．含有0.1
mol·L－1
Ca2＋的溶液中：Na＋、K＋、CO、Cl－
D．室温下，pH＝1的溶液中：Na＋、Fe3＋、NO、SO
解析：碱性条件下Al3＋不能存在，A错；Fe3＋可氧化I－，B错；Ca2＋与CO结合生成CaCO3，C错，答案选D。
答案：D
实验探究电解质在水溶液中反应的实质
[典例] 某化学兴趣小组探究电解质在水溶液中反应的实质，设计如下实验步骤，请完成有关内容：
(1)利用有关仪器组装成如图所示装置。
(2)在水槽中加入200
mL
0.2
mol·L－1的H2SO4溶液，同时将一个表面光滑的小球放入溶液，小球悬浮于溶液中。
(3)闭合开关K，观察到检流计指针向________(填“左”或“右”)偏转，极板上________(填实验现象)。
(4)持续通电一段时间，观察到_________________________________________________，
其原因是____________________________________________。
(5)向溶液中逐滴滴加与H2SO4浓度相同的Ba(OH)2溶液观察到___________________。
思考：①通过以上实验，能否得出结论？若能，说明结论并解释原因；若不能请解释原因。
②若将Ba(OH)2溶液改为Na2CO3溶液，试推测实验过程中检流计的变化有何不同？
解析：如图所示装置，小球的浮动表示出溶液密度的变化，进一步可反映出溶质的变化。检流计指针的偏转情况反映了溶液中自由移动的离子的浓度变化，通过对溶质变化和离子浓度变化的分析可得出实验结论。
(3)根据有关物理知识，当电源的正极和检流计的正极相连，电源的负极和检流计的负极相连时，检流计向右偏转，反之向左偏转。如图所示，当电路接通时，应向右偏。由于组成电解池装置，因此当电路接通时电解H2SO4溶液，两极分别产生H2和O2，极板上会看到气泡。
(4)持续通电一段时间，由于水的电解导致[H2SO4]增大，[H＋]和[SO]增大，H2SO4浓度增大，溶液密度增大，因此检流计指针偏转角度变大，小球上浮。
(5)向溶液中加入Ba(OH)2溶液，H2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2H2O，反应过程中溶质不断减少直到没有，恰好完全反应时溶液为水。所以小球不断下沉，检流计指针偏角变小到零，溶液中有白色沉淀。
思考：①能得出结论，电解质在水溶液中反应的实质是离子反应。因为通过实验，检流计指针偏转角不断变小，自由移动的离子浓度减小，且生成白色沉淀，应为Ba2＋＋SO===BaSO4↓、H＋＋OH－===H2O的结果。
思考②：若改为Na2CO3溶液，则反应过程中Na2CO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋CO2↑，溶液中仍有溶质，且n(H2SO4)＝n(Na2SO4)，只是随着溶液体积增大，离子浓度逐渐变小，变小幅度比滴加Ba(OH)2小，因此检流计指针偏转角缓慢变小，且不会减小到零。
答案：(3)右 有气泡生成
(4)检流计指针偏转角度增大；小球上浮 此过程中电解水使H2SO4浓度增大
(5)检流计指针偏转角度减小；小球下沉，有白色沉淀生成
思考：①能。电解质在水溶液中反应的实质是离子反应，实验中检流计指针偏转角度不断减小、自由离子浓度减小且生成白色沉淀，应为Ba2＋＋SO===BaSO4↓、H＋＋OH－===H2O的结果。
②不完全相同，若改为Na2CO3，检流计指针偏转角缓慢变小且不会减小到零。
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7
-第3节 沉淀溶解平衡
1．了解沉淀溶解平衡的概念、建立过程及影响因素。
2．理解溶度积的概念，能用溶度积规则判断沉淀的生成和溶解。
3．能够运用平衡移动的观点对沉淀的溶解、生成和转化进行分析，并能解释一些生活问题和自然现象。
授课提示：对应学生用书第58页
知识点一 沉淀溶解平衡和溶度积
1．沉淀溶解平衡
(1)概念：在一定温度下的水溶液里沉淀形成的速率和沉淀溶解的速率相等，固体的量不变的状态。
(2)特点：符合化学平衡的特点“动、等、定、变”。
(3)表示方法：如PbI2的沉淀溶解平衡可表示为：
PbI2(s)??Pb2＋(aq)＋2I－(aq)。
2．溶度积
(1)概念：沉淀溶解平衡的平衡常数叫溶度积常数或溶度积，通常用符号Ksp来表示。
(2)表达式：若难溶强电解质AmBn溶于水形成饱和溶液时，建立沉淀溶解平衡：AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，其溶度积的表达式为：
Ksp＝[An＋]m[Bm－]n。
(3)影响因素：溶度积只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量和溶液中离子浓度无关。
(4)意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。
[自我诊断]
溶解度与溶度积都表达了物质的溶解能力，那是否溶解度越大，其溶度积也越大呢？
[提示] 不一定，溶解度是用质量表达的，而溶度积是用物质的量浓度计算出来的，与物质的摩尔质量及组成形式有关。
知识点二 沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的溶解与生成
(1)原理：通过改变条件使溶解平衡移动，最终使溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为溶液中的离子。
(2)判断：在难溶电解质溶液中，
①当Q>Ksp时，就会有沉淀生成。
②当Q＝Ksp时，处于平衡状态。
③当Q(3)应用：
①利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
②用来解释某些生活现象。如溶洞中石笋、钟乳石的形成，所涉及的化学反应有：CaCO3＋CO2＋H2O===Ca(HCO3)2，Ca(HCO3)2CaCO3＋CO2↑＋H2O。
2．沉淀的转化
(1)实质：是沉淀溶解平衡的移动。
(2)特点：
①通常一种沉淀可以转化为另一种更难溶的沉淀。
②两种难溶物的溶解度差别越大，越容易转化。
(3)应用：
①除去废水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等，常用FeS、MnS等难溶物做沉淀剂。
②将某些用酸或其他方法不易除去的沉淀转化为用酸或其他方法易除去的沉淀。
如可用Na2CO3把锅炉水垢中的CaSO4转化为CaCO3，再用酸除去。将CaSO4转化为CaCO3的过程用离子方程式表示为：
CaSO4(s)＋CO(aq)===CaCO3(s)＋SO(aq)。
[自我诊断]
为什么医学上常用BaSO4作为内服造影剂“钡餐”，而不用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”？
[提示] 由于人体内胃酸的酸性较强(pH为0.9～1.5)，如果服下BaCO3，胃酸会与CO反应生成二氧化碳和水，使CO浓度降低，Q授课提示：对应学生用书第59页
要点一 沉淀溶解平衡的特点及影响因素
[典例1] 氢氧化镁固体在水中溶解，有下列平衡：Mg(OH)2(s)??Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，加入下列哪种物质可使Mg(OH)2固体的质量减少( )
A．Na2CO3
B．MgCl2
C．NH4Cl
D．NaCl
解析：Na2CO3水解显碱性，加入Na2CO3，增大了OH－的浓度，平衡逆向移动，使Mg(OH)2固体的质量增加。加入MgCl2，增大了Mg2＋的浓度，平衡逆向移动；NH4Cl溶液电离出的NH和OH－结合成弱电解质NH3·H2O，使沉淀溶解平衡正向移动；Na＋和Cl－不参与反应，加入NaCl固体对平衡移动无影响。
答案：C
1．沉淀溶解平衡的特点
2．沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质。
(2)外因：
影响因素
平衡移动方向
Ksp变化
温度
升温
向吸热方向移动，多数为溶解方向
多数增大
降温
向放热方向移动，多数为沉淀方向
多数减小
浓度
加水
向溶解方向移动
不变
加入相同离子
向生成沉淀的方向移动
不变
加入与体系中离子发生反应的离子
向溶解的方向移动
不变
1．把Ca(OH)2固体放入一定量的蒸馏水中，一定温度下达到平衡：Ca(OH)2(s)??Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)，当向Ca(OH)2悬浊液中加少量生石灰后，若温度保持不变，下列判断正确的是( )
A．溶液中Ca2＋数目不变
B．溶液pH不变
C．溶液中[Ca2＋]增大
D．溶液pH增大
解析：加入生石灰后会发生反应：CaO＋H2O===Ca(OH)2，水减少，平衡左移，析出Ca(OH)2，但由于沉淀平衡仍存在，则各离子浓度不变，pH不变，B正确，C、D错；由于析出了Ca(OH)2，溶液中Ca2＋数目减少。
答案：B
要点二 溶度积的应用
[典例2] 已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10
mol2·L－2，Ksp(AgI)＝1.0×10－16
mol2·L－2，下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是( )
A．AgCl不溶于水，不能转化为AgI
B．两种不溶物的Ksp相差越大，不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物
C．AgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgI
D．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于×10－11
mol·L－1
解析：沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的相对移动，一般是一种难溶物向另一种更难溶的物质转化。因Ksp(AgI)＝1.0×10－16
mol2·L－2mol2·L－2，即AgI比AgCl更难溶于水，所以可以使AgCl转化为AgI，故A项错误，B、C项正确。在AgCl的饱和溶液中[Ag＋]＝[Cl－]＝＝×10－5
mol·L－1，加入NaI溶液后要生成AgI沉淀，必须使Q＝[Ag＋][I－]>Ksp(AgI)，即[I－]>＝＝×10－11
mol·L－1，故D项正确。
答案：A
1．利用Ksp判断沉淀的溶解与生成
定义难溶电解质溶液中有关离子浓度幂的乘积(浓度商)为Q。通过比较Ksp和Q的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否溶解。
2．利用Ksp计算难溶物质的溶解度
一定温度下，若已知难溶物质的Ksp，可以根据Ksp表达式换算为该物质的物质的量浓度。由于溶液极稀，密度可视为水的密度，进一步计算出100
g溶液中溶解的难溶物的质量，即为溶解度。
2．已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝8.3×10－17，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是( )
A．AgCl>AgI>Ag2CrO4
B．AgCl>Ag2CrO4>AgI
C．Ag2CrO4>AgCl>AgI
D．Ag2CrO4>AgI>AgCl
解析：AgCl溶液中的[Ag＋]＝≈1.34×10－5(mol·L－1)；AgI溶液中的[Ag＋]＝≈9.1×10－9(mol·L－1)；Ag2CrO4溶液中Ksp＝[Ag＋]2·c(CrO)＝，则[Ag＋]3＝2×2.0×10－12(mol3·L－3)，c(Ag＋)≈1.59×10－4
mol·L－1。
答案：C
溶度积在生产、生活中的应用
[典例] 沉淀的生成、溶解和转化在无机物制备和提纯以及科研等领域有广泛应用。已知25
℃时，Ksp(BaSO4)＝1×10－10
mol2·L－2，Ksp(BaCO3)＝1×10－9
mol2·L－2。
(1)将浓度均为0.1
mol·L－1的BaCl2溶液与Na2SO4溶液等体积混合，充分搅拌后过滤，滤液中[Ba2＋]＝________mol·L－1。取100
mL滤液与100
mL
2
mol·L－1
Na2SO4溶液混合，混合液中[Ba2＋]＝________
mol·L－1。
(2)医学上进行消化系统的X射线透视时，常使用BaSO4作内服造影剂。胃酸很强(pH约为1)，但服用大量BaSO4仍然是安全的，BaSO4不溶于酸的原因是(用溶解平衡原理解释)________________________________________________________________________。
万一误服了少量BaCO3，应尽快用大量0.5
mol·L－1
Na2SO4溶液给患者洗胃，如果忽略洗胃过程中Na2SO4溶液浓度的变化，残留在胃液中的Ba2＋浓度仅为_______________________________________________________________mol·L－1。
(3)长期使用的锅炉需要定期除水垢，否则会降低燃料的利用率。水垢中含有的CaSO4，可先用Na2CO3溶液处理，使之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3，而后用酸除去。
①CaSO4转化为CaCO3的离子方程式为_____________________________________；
②请分析CaSO4转化为CaCO3的原理_______________________________________。
解析：(1)BaCl2与Na2SO4溶液等体积混合后，二者恰好完全反应Ba2＋＋SO===BaSO4↓，将形成BaSO4沉淀的悬浊液，因此存在BaSO4的沉淀溶解平衡BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)，存在Ksp＝[Ba2＋][SO]，因此，溶液中[Ba2＋]＝[SO]＝＝＝1×10－5
mol·L－1。取100
mL滤液与100
mL
2
mol·L－1的Na2SO4溶液混合后，混合液中[SO]＝×2
mol·L－1＝1
mol·L－1，所以有[Ba2＋]＝＝＝1×10－10
mol·L－1。
(2)BaSO4沉淀存在沉淀溶解平衡BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)，H＋不与Ba2＋或SO反应，即不能使二者的浓度减小，就不能使平衡发生移动。
因Ksp＝[Ba2＋][SO]，所以胃液中残留的[Ba2＋]＝
＝＝2×10－10
mol·L－1。
(3)由于CaSO4是微溶物，而CaCO3比CaSO4更难溶于水，因而发生了CaSO4沉淀转化为CaCO3沉淀的过程。
答案：(1)1×10－5 1×10－10
(2)对于沉淀溶解平衡BaSO4(s)??Ba2＋(aq)＋SO(aq)，H＋不能减小SO或Ba2＋的浓度，故平衡不发生移动 2×10－10
(3)①CaSO4(s)＋CO(aq)===CaCO3(s)＋SO(aq)
②CaSO4存在沉淀溶解平衡CaSO4(s)??Ca2＋(aq)＋SO(aq)，加入Na2CO3溶液后，溶液中CO与Ca2＋的浓度足以满足[Ca2＋][CO]>Ksp(CaCO3)，即二者结合生成CaCO3沉淀，从而使溶液中[Ca2＋]减小，使CaSO4的沉淀溶解平衡右移，逐渐转化为沉淀CaCO3
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6
-第3课时 水解原理的应用
1．了解盐类水解在生产生活中的应用。
2．会比较溶液中粒子浓度的大小。(重点)
3．通过了解盐类水解的应用，进一步体会化学对社会发展的作用。
授课提示：对应学生用书第55页
知识点 盐类水解的应用
1．通过促进盐类的水解应用其产物
(1)热碱水去油污：纯碱水解的离子方程式为CO＋H2O??HCO＋OH－，加热促进CO的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
(2)泡沫灭火器的原理：泡沫灭火器中的Al2(SO4)3和NaHCO3发生水解相互促进的反应，离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)盐类作净水剂：铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附作用，常用作净水剂。
明矾净水原理为Al3＋水解生成的Al(OH)3胶体吸附水中的悬浮物，加速悬浮物的沉降，达到净水的作用，水解的
离子方程式为Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋。
2．通过抑制盐类的水解保证所需物质的存在
实验室中配制、保存SnCl2和FeCl3等易水解的盐溶液时为防止Sn2＋、Fe3＋的水解，通常加入适量盐酸。
SnCl2在水溶液中水解生成沉淀的化学方程式为
SnCl2＋H2O===Sn(OH)Cl↓＋HCl。
[自我诊断]
(1)同浓度纯碱溶液比小苏打溶液的去污能力强。(√)
(2)配制FeCl3溶液时，为防止Fe3＋的水解，可加入适量盐酸或硫酸、硝酸。(×)
(3)实验室保存Na2S溶液时必须用带橡胶塞的试剂瓶。(√)
授课提示：对应学生用书第55页
要点一 盐类水解的综合应用
[典例1] 下列有关问题，与盐的水解有关的是( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤Na2S溶液呈碱性
A．①②③
B．②③④
C．①④⑤
D．①②③④⑤
解析：①中NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可以除去金属表面的锈；②用HCO与Al3＋两种离子水解相互促进，产生二氧化碳，可作灭火剂；③草木灰主要成分为碳酸钾，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用；④碳酸钠溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口黏合而打不开，因此实验室盛放碳酸钠的试剂瓶应用橡胶塞；⑤Na2S溶液水解生成碱Na2S＋H2O??NaOH＋NaHS，故其溶液呈碱性。
答案：D
1．物质水溶液的配制
凡配制含有“弱离子”的盐溶液时，通常需采取防水解措施。
(1)配制强酸弱碱盐溶液：滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。如配制FeCl3的水溶液：应先滴入几滴盐酸。
(2)配制强碱弱酸盐：滴几滴相应的强碱。如配制硫化钠的水溶液时，应先滴入几滴氢氧化钠溶液，再加水稀释至所需浓度。
2．试剂的保存
某些实验试剂贮存时要考虑到盐的水解。如Na2CO3溶液因水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃的主要成分SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶贮存，可用带橡胶塞或软木塞的试剂瓶保存。
3．判断离子能否大量共存
在水溶液中水解相互促进的离子：
(1)若相互促进程度较小，则可以大量共存，如NH和CH3COO－、CO等。
(2)若相互促进的程度很大、很彻底，则不能大量共存，如Al3＋与HCO在溶液中不能共存，因发生反应Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，这类离子组合常见的有：
Fe3＋与S2－、HS－因发生氧化还原反应也不能大量共存。
4．某些化肥的施用
草木灰不能与铵态氮肥混用，因草木灰的主要成分为K2CO3，溶于水时CO＋H2O??HCO＋OH－，生成的OH－与NH发生反应NH＋OH－??NH3↑＋H2O，使氮肥肥效下降。
5．利用盐的水解去除杂质
如果两种盐的水解程度不一样，可利用水解反应将一种盐转化为氢氧化物沉淀而除去。
例如：MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，因Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2、MgCO3等，使Fe3＋的水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀而除去Fe3＋。
6．选择制备物质的途径
(1)如制备Fe(OH)3胶体。将FeCl3溶液滴入沸水中，在加热条件下，促进Fe3＋的水解生成Fe(OH)3胶体。Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
(2)因Al3＋和S2－在溶液中水解相互促进，故不能在水溶液中制取Al2S3，只能在固态无水条件下制取。
1．下列事实不属于盐类水解应用的是( )
A．明矾、氯化铁晶体常用于净水
B．实验室通常使用热的纯碱溶液去除油污
C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸
D．实验室制氢气时加入CuSO4可加快反应速率
解析：A项，Al3＋、Fe3＋均能发生水解；B项，热的纯碱溶液碱性强，容易使油污水解；C项，加入HCl可抑制FeCl3水解；D项，Zn与置换出来的Cu在电解质溶液中构成原电池。
答案：D
要点二 溶液中离子浓度的大小比较
[典例2] 室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据见下表：
实验编号
起始浓度/(mol·L－1)
反应后溶液的pH
[HA]
[KOH]
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7
下列判断不正确的是( )
A．实验①反应后的溶液中：[K＋]>[A－]>[OH－]>[H＋]
B．实验①反应后的溶液中：[OH－]＝[K＋]－[A－]＝
mol·L－1
C．实验②反应后的溶液中：
[A－]＋[HA]>0.1
mol·L－1
D．实验②反应后的溶液中：[K＋]＝[A－]>[OH－]＝[H＋]
解析：由表中①得HA为弱酸且酸碱物质的量相等，因此得A正确；由①中电荷守恒得[OH－]＝[K＋]－[A－]＋[H＋]＝KW/(1×10－9)
mol·L－1，故B错误；C中由②得x>0.2
mol·L－1，故[HA]＋[A－]>0.1
mol·L－1(因为溶液体积是原溶液的2倍)，故C正确；实验②反应后的溶液显中性，故[OH－]＝[H＋]，由电荷守恒可得[K＋]＝[A－]，故D正确。
答案：B
1．两个理论依据
弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡
2．三个守恒关系
类别
意义
实例
电荷守恒
电解质溶液中，阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数
Na2CO3溶液中存在Na＋、CO、H＋、OH－、HCO、H2CO3和H2O，其中[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[HCO]＋[OH－]
物料守恒
电解质溶液中，某种原子的总浓度等于它的各种存在形态的浓度之和
Na2S溶液中n(Na)＝2n(S)，即[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]
质子守恒
电解质溶液中，水电离出的H＋和OH－的总数相等
Na2CO3溶液中[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3]＝[OH－]
3.五个重要类型
(1)多元弱酸溶液：
根据多步电离分析。例如：在H2CO3溶液中，[H＋]>[HCO]>[CO]。
(2)多元弱酸的正盐溶液：
根据弱酸根的分步水解分析。例如：Na2CO3溶液中，[Na＋]>[CO]>[OH－]>[HCO]。
(3)多元弱酸的酸式盐溶液：
要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。如HCO以水解为主，NaHCO3溶液中[Na＋]>[HCO]>[OH－]>[H＋]；而HSO以电离为主，NaHSO3溶液中[Na＋]>[HSO]>[H＋]>[OH－]。
(4)不同溶液中同一离子浓度的比较：
要看溶液中其他离子对其影响的因素。例如：在相同物质的量浓度的下列溶液中：a.NH4Cl
b．CH3COONH4 c．NH4HSO3，[NH]由大到小的顺序是：c>a>b。
(5)混合溶液中各离子浓度的大小比较：
根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
①分子的电离大于相应离子的水解：
a．等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，[NH]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]。
b．等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液：[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]
②分子的电离小于相应离子的水解：
例如在0.1
mol·L－1的NaCN和0.1
mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各离子浓度的大小顺序为[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]。
2．下列各溶液中，粒子的物质的量浓度关系正确的是( )
A．0.1
mol·L－1
Na2CO3溶液：
[OH－]＝[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3]
B．0.1
mol·L－1
NH4Cl溶液：[NH]＝[Cl－]
C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到酸性的混合溶液：[Na＋]>[CH3COO－]>[H＋]>[OH－]
D．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到pH＝5的混合溶液：[Na＋]＝[NO]＋[Cl－]
解析：在0.1
mol·L－1
Na2CO3溶液中，存在如下平衡：CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，H2O??H＋＋OH－，根据电荷守恒有：[H＋]＋[Na＋]＝[OH－]＋[HCO]＋2[CO]；根据物料守恒有：[Na＋]＝2[HCO]＋2[CO]＋2[H2CO3]，综合上述两式可得：[OH－]＝[H＋]＋[HCO]＋2[H2CO3]。也可由质子守恒而得。在0.1
mol·L－1
NH4Cl溶液中，NH发生水解，故[NH]<[Cl－]。醋酸钠和醋酸的酸性混合溶液中，存在关系[H＋]>[OH－]，根据电荷守恒有[Na＋]＋[H＋]＝[CH3COO－]＋[OH－]，则[CH3COO－]>[Na＋]，因此溶液中的离子浓度关系为[CH3COO－]>[Na＋]>[H＋]>[OH－]。硝酸钠与稀盐酸混合得到pH＝5的溶液，硝酸钠不发生水解，忽略水的电离，根据电荷守恒则有[Na＋]＝[NO]。
答案：A
要点三 盐溶液蒸干所得产物的判断
[典例3] 分析下列溶液蒸干后得到的固体是什么？写出化学式，并简要说明理由。
(1)K2CO3溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是_____________________。
(2)(NH4)2SO4溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是______________________。
(3)Ba(HCO3)2溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是_____________________。
(4)Na2SO3溶液蒸干得到的固体物质是________，原因是____________________。
解析：(1)K2CO3发生水解反应：K2CO3＋H2O??KOH＋KHCO3，由于KOH不挥发，随着KOH和KHCO3浓度的增大，二者又发生反应：KOH＋KHCO3===K2CO3＋H2O，故K2CO3溶液蒸干后的产物为K2CO3。
(2)(NH4)2SO4的水解反应为(NH4)2SO4＋2H2O===2NH3·H2O＋H2SO4，由于H2SO4不挥发，NH3极易溶于水，当NH3·H2O与H2SO4浓度稍大时，二者又反应生成了(NH4)2SO4，故溶液蒸干后的产物为(NH4)2SO4。
(3)虽然HCO能水解，但Ba(HCO3)2受热易分解：Ba(HCO3)2BaCO3↓＋CO2↑＋H2O，生成的BaCO3难溶于水且较难分解，故蒸干后的产物为BaCO3。
(4)Na2SO3具有还原性，蒸干过程中与氧气发生反应：2Na2SO3＋O2===2Na2SO4，生成的Na2SO4性质稳定，故溶液蒸干后的产物为Na2SO4。
答案：(1)K2CO3 CO水解，但K＋不水解，KOH不挥发，KOH与H2CO3反应
(2)(NH4)2SO4 NH虽然水解，但SO不水解，H2SO4不挥发，H2SO4与NH3·H2O反应
(3)BaCO3 Ba(HCO3)2受热分解，生成BaCO3难溶于水，较难分解
(4)Na2SO4 蒸发过程中Na2SO3被氧化成Na2SO4
1．强酸强碱盐溶液和水解生成难挥发性酸的盐溶液，蒸干后一般得到原物质，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固体，NaCl溶液蒸干得NaCl固体。
盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3。若加热温度较高时，要考虑弱碱的分解，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干灼烧则得到Al2O3、Fe2O3。
2．考虑盐受热时是否分解
因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得CaCO3固体；蒸干NaHCO3溶液得Na2CO3固体；蒸干KMnO4溶液得K2MnO4和MnO2的混合物；蒸干NH4Cl溶液不能得到固体。
3．还原性盐在蒸干时会被O2氧化
例如，Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干会得到Fe2(SO4)3和Fe(OH)3或Fe2O3。
4．有时要从多方面考虑
例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。
3．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________。
①AlCl3 ②NaHCO3 ③MgSO4 ④KMnO4 ⑤Na2CO3 ⑥NH4Cl
解析：①AlCl3溶液中存在水解：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl。蒸干过程中HCl逸出，促进AlCl3水解，得Al(OH)3，灼烧Al(OH)3发生分解反应：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O，故最终所得固体为Al2O3，①不可选。②NaHCO3溶液蒸干后得NaHCO3固体，而NaHCO3受热发生分解反应：2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑，得到Na2CO3,400
℃以下灼烧Na2CO3不分解，故最终所得固体为Na2CO3，②不可选。③MgSO4溶液中存在如下平衡：MgSO4＋2H2O??Mg(OH)2＋H2SO4，虽然加热促进水解，但水解产物H2SO4难挥发，随着溶液中H2SO4浓度的增加，以上平衡又向左移动，蒸干并灼烧，最后所得固体为MgSO4，③可选。④由KMnO4受热易分解知④不可选。⑤Na2CO3溶液中有：Na2CO3＋H2O??NaOH＋NaHCO3，但由于NaOH的存在，致使NaHCO3不会分解出CO2逸出，故平衡右移程度极小，最后得到的是稳定的Na2CO3(灼烧时不会带结晶水)。⑥NH4Cl溶液中有：NH4Cl＋H2O??HCl＋NH3·H2O，由于产物均为挥发性的，故平衡右移，故最后得不到NH4Cl晶体。
答案：③⑤
盐类水解原理在工业生产中的应用
[典例] NaClO和KAl(SO4)2都是重要的化工产品，均可应用于造纸业。
(1)NaClO溶液pH>7，原因是________(用离子反应方程式表示)。
(2)根据NaClO的性质推测，在纸浆中加入NaClO溶液的目的是________________________________________________________________________。
(3)在1
mol·L－1的KAl(SO4)2溶液中离子浓度由大到小的顺序是________________________________________________________________________。
(4)某小组同学用如图所示装置探究NaClO和KAl(SO4)2饱和溶液混合反应的实验。
①打开活塞向烧瓶中加入饱和KAl(SO4)2溶液，产生大量的白色胶状沉淀。反应的离子方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②将烧瓶中的混合液在阳光下照射，不久烧瓶中有黄绿色气体产生。充分反应后集气瓶中气体能使带火星的木条复燃。写出在光照下混合液中反应的化学方程式________________________________________________________________________。
解析：(1)HClO是弱酸，ClO－水解使NaClO溶液pH>7，即ClO－＋H2O??HClO＋OH－
(2)NaClO溶液与空气中的CO2反应会产生HClO，其具有强氧化性，能够起到漂白的作用。
(3)Al3＋水解显酸性，故[SO]>[K＋]>[Al3＋]>[H＋]>[OH－]
(4)①ClO－与Al3＋相互促进水解，产生大量白色胶状沉淀，即Al3＋＋3ClO－＋3H2O===3HClO＋Al(OH)3↓
②由题意可知，HClO溶液在光照射下，产生Cl2和O2，并生成水，方程式为：4HClO2Cl2↑＋O2↑＋2H2O。
答案：(1)ClO－＋H2O??HClO＋OH－
(2)漂白纸浆
(3)[SO]>[K＋]>[Al3＋]>[H＋]>[OH－]
(4)①Al3＋＋3ClO－＋3H2O===3HClO＋Al(OH)3↓
②4HClO2Cl2↑＋O2↑＋2H2O
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-第2课时 盐类的水解
1．掌握盐类的水解原理及规律。(重点)
2．能够正确书写水解方程式。
3．了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动。
授课提示：对应学生用书第52页
知识点一 盐类水解的原理
1．盐类的水解定义
在溶液中由盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。
2．盐类的水解实质
在溶液中盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡。
3．盐类水解的特征
(1)可逆性：盐类水解是中和反应的逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。
(2)热效应：盐类水解是吸热的。
(3)反应程度：一般很小，水解产物很少，无明显沉淀或气体生成。
4．盐类水解的规律及盐溶液的酸碱性的判断方法
有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，都弱都水解；越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
5．水解反应的表示方法
盐的离子＋水??弱酸(弱碱)＋OH－(H＋)
如NH4NO3的水解反应离子方程式写为：
NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋；
KF的水解反应的离子方程式写为：
F－＋H2O??HF＋OH－。
[自我诊断]
想一想，连一连
[提示] A—(1)—c A—(2)—a B—(3)—b
C—(4)—a C—(5)—c
知识点二 盐类水解的影响因素
1．内因——盐的性质
相同条件下，弱酸酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是吸热过程，升温可使水解平衡正向移动，水解程度增大。
(2)浓度：稀释盐溶液可使水解平衡正向移动，水解程度增大；若增大盐的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱：加酸可抑制弱碱阳离子水解，加碱能抑制弱酸阴离子水解。
(4)两种水解离子的相互影响
弱碱阳离子和弱酸阴离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。
[自我诊断]
(1)pH＝4的盐酸和氯化铵溶液中水的电离程度相同。(×)
(2)CH3COONa的水溶液显碱性。(√)
(3)所有的弱酸酸式盐溶液都呈碱性。(×)
授课提示：对应学生用书第53页
要点一 盐类水解离子方程式的书写
[典例1] 下列说法及离子方程式正确的是( )
A．Na2S水溶液显碱性：
S2－＋2H2O??H2S＋2OH－
B．NH4Cl水溶液显酸性：
NH4Cl===NH3＋H＋＋Cl－
C．NaHSO3水溶液显碱性：
HSO＋H2O??H2SO3＋OH－
D．NaHCO3水溶液显碱性：
HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
解析：A项，S2－为多元弱酸根离子，水解方程式应分步书写；B项NH4Cl水溶液显酸性是因为NH发生水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋；C项，NaHSO3水溶液中以HSO的电离为主，显酸性。
答案：D
1．盐类水解的离子方程式一般应用“??”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的量较少，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↑”“↓”等符号。
2．多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解是以第一步水解为主，如CO水解的离子方程式为：
CO＋H2O??HCO＋OH－(主要)
HCO＋H2O??H2CO3＋OH－(次要)
3．多元弱碱的阳离子水解反应也是分步进行的，中学阶段只要求一步写到底即可。
如Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋
4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。
(1)NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解，书写时仍用“??”表示。如NH＋CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋NH3·H2O。
(2)Al3＋和CO或HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
1．按要求写出下列水解的离子方程式：
(1)Na2CO3：__________________________________________________________；
(2)NaHCO3：_________________________________________________________；
(3)AlCl3：__________________________________________________________；
(4)制备Fe(OH)3胶体：________________________________________________；
(5)AlCl3溶液与Na2S溶液混合：_________________________________________。
答案：(1)CO＋H2O??HCO＋OH－
(2)HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
(3)Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋
(4)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
(5)2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑
要点二 盐类水解的影响因素
[典例2] 关于FeCl3水解的说法错误的是( )
A．水解达到平衡时无论加FeCl3的饱和溶液还是加水稀释，平衡均向正方向移动
B．浓度为5
mol·L－1和0.5
mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋水解程度前者比后者小
C．有50
℃和20
℃的同浓度FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D．为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液应加入少量HCl
解析：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，加FeCl3饱和溶液平衡右移，稀释向水解方向移动，A正确；其他条件相同时，FeCl3溶液浓度越小，Fe3＋水解程度越大，B正确；温度升高利于水解，50
℃时Fe3＋水解程度大于20
℃时的水解程度，C错；从Fe3＋的水解平衡可知，加入HCl，[H＋]增大，抑制Fe3＋水解，D正确。
答案：C
外界因素对CH3COONa溶液水解平衡的影响
CH3COONa溶液的水解平衡：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
平衡移动的方向
[CH3COO－]
[CH3COOH]
[OH－]
[H＋]
pH
水解程度
加热
右
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加水
右
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加CH3COOH
左
增大
增大
减小
增大
减小
减小
加CH3COONa
右
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加NaOH
左
增大
减小
增大
减小
增大
减小
加HCl
右
减小
增大
减小
增大
减小
增大
2．对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是( )
A．明矾溶液加热
B．CH3COONa溶液加热
C．氨水中加入少量NH4Cl固体
D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体
解析：明矾溶液加热使水解程度增大，酸性增强，酚酞试液不变色，A不符合题意；CH3COONa溶液水解显碱性，加热使水解程度增大，酚酞试液显色加深，B符合题意；NH4Cl水解显酸性，NaCl不水解，对颜色无影响，因此C、D不符合题意。
答案：B
实验探究外界条件对水解平衡的影响
[典例] 如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01
mol·L－1
CH3COONa溶液，并分别放置在盛水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。
(1)含酚酞的0.01
mol·L－1
CH3COONa溶液显浅红色，其原因为___________________。
(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________。
A．水解反应为放热反应
B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3溶于水时放出热量
D．NH4NO3溶于水时吸收热量
(3)向②中烧瓶加入少量下列物质，标明水解平衡移动的方向。
加入的物质
平衡移动的方向
浓盐酸
NaOH固体
Na2CO3固体
FeSO4固体
H2O
解析：(1)CH3COONa中CH3COO－水解使溶液显碱性，酚酞试液遇碱显红色。
(2)生石灰与水剧烈反应且放出大量热，根据①中烧瓶溶液红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热反应，同时③中烧瓶溶液红色变浅，则NH4NO3溶于水时吸收热量。
(3)酸促进CH3COO－的水解；碱抑制CH3COO－的水解；CO与CH3COO－同为弱酸根离子，水解相互抑制；Fe2＋与CH3COO－，水解相互促进；加水稀释，水解程度增大。
答案：(1)CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，使溶液显碱性 (2)BD (3)右 左 左 右 右
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-第1课时 弱电解质的电离平衡
1．了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2．理解影响弱电解质电离平衡的因素对电离平衡移动的影响。(重点)
3．了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
授课提示：对应学生用书第49页
知识点一 弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
(1)概念：在一定条件(如温度、压强)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
(2)其电离平衡的建立可用如图表示：
2．弱电解质的电离平衡的特点
[自我诊断]
(1)弱电解质的电离平衡属于动态平衡，也适用于化学平衡移动原理。(√)
(2)当弱电解质分子的浓度与其电离出离子的浓度相等时，即达到了电离平衡。(×)
(3)加水稀释CH3COOH溶液，[CH3COOH]减小，[H＋]增大。(×)
知识点二 电离平衡常数 电离度
1．电离平衡常数
(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
(2)表达式：一元弱酸：CH3COOH??CH3COO－＋H＋
Ka＝
一元弱碱：NH3·H2O??NH＋OH－
Kb＝
(3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
(4)影响因素：电离平衡常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
2．电离度
(1)概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)的百分率，称为电离度，用α表示。
(2)表达式：α＝×100%。
(3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
[自我诊断]
(1)在同一温度下弱电解质的电离常数越大，溶液中的离子浓度越大，溶液的导电能力越强。(×)
(2)相同温度下，0.3
mol·L－1的醋酸溶液与0.1
mol·L－1的醋酸溶液的Ka值相等。(√)
(3)加水稀释弱电解质的溶液，电离常数和电离度均不变。(×)
知识点三 影响电离平衡的因素
1．弱电解质电离程度的大小
是由电解质本身的性质决定的。
2．外界条件对弱电解质的电离平衡的影响
(1)浓度：在一定温度下，稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动，即稀释促进(填“促进”或“抑制”)电离。
(2)温度：因电离是吸热的，故升温促进(填“促进”或“抑制”)弱电解质的电离。
(3)加入某种强电解质：
①加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡向左移动，电离度减小。
②加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡向右移动，电离度增大。
[自我诊断]
(1)对醋酸溶液进行稀释，溶液中所有离子的浓度均降低。(×)
(2)升温，弱电解质的电离平衡向电离方向移动，电离常数增大。(√)
(3)电解质的电离平衡右移，则离子浓度一定增大，左移，离子浓度一定减小。(×)
授课提示：对应学生用书第50页
要点一 影响电离平衡的外界因素及影响结果
[典例1] 在0.1
mol·L－1
NH3·H2O溶液中存在如下电离平衡：
NH3·H2O??NH＋OH－。对于该平衡，下列叙述中正确的是( )
A．降低温度，溶液中[NH]增大
B．加入少量NaOH固体，平衡向逆反应方向移动，电离平衡常数减小
C．加入少量0.1
mol·L－1
HCl溶液，溶液中[OH－]增大
D．加入水时，溶液中[OH－]/[NH3·H2O]增大
解析：弱电解质的电离平衡是吸热的，降低温度平衡左移，[NH]减小，A错；加入NaOH固体，[OH－]增大，平衡左移，电离平衡常数不变，B错；加入HCl溶液，中和OH－，平衡右移，平衡只能减弱外界改变，最终[OH－]减小，C错；加水稀释时若平衡不移动，不变，但平衡右移增大。故选D。
答案：D
当外界条件(如浓度、温度等)发生变化时，电离平衡就会发生移动。弱电解质的电离平衡移动遵循化学平衡移动原理。现以0.1
mol/L的CH3COOH溶液为例，分析影响电离平衡的因素及平衡移动结果。电离方程式为CH3COOH??CH3COO－＋H＋。
影响因素
平衡移动方向
n(H＋)
[H＋]
[CH3COO－]
Ka
pH
导电能力
升温(不考虑挥发)
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
加入冰醋酸
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加入其他物质
CH3COONa固体
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
通HCl气体
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
NaOH
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
加水稀释
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
1．将0.1
mol·L－1CH3COOH溶液加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起( )
A．溶液的pH增加
B．CH3COOH电离度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中[OH－]减少
解析：CH3COOH溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋。当加水时，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋的浓度都减小。因为KW＝[H＋]·[OH－]，所以[OH－]变大。因为溶液变稀，所以CH3COOH电离度变大。当加入CH3COONa晶体时，发生CH3COONa??CH3COO－＋Na＋，使得溶液中CH3COO－浓度变大，CH3COOH??CH3COO－＋H＋平衡左移，CH3COOH电离度变小，H＋的浓度减小。所以答案选A。
答案：A
要点二 强弱电解质的判断与比较
[典例2] 下列叙述不正确的是( )
A．pH相等，体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者
B．pH相等，体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1
mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
C．等浓度等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生的H2相等
D．等浓度等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1
mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
解析：pH相等，体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，由于醋酸是弱酸，稀释过程中电离程度变大，所以稀释后醋酸的酸性强，pH小，A正确；pH相等体积相等的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，浓度比盐酸大，在和盐酸体积相同时，消耗NaOH溶液体积大，B不正确；等浓度等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，由于醋酸是弱酸，开始时[H＋]小，所以开始时醋酸产生H2的速率小，但是由于二者浓度相等，所以最终产生的H2相等；浓度相等体积相等，则物质的量就相等，所以二者消耗的同浓度的NaOH溶液体积相等。
答案：B
1．证明某酸(HA)是弱酸的实验
序号
实验方法
结论
①
测0.01
mol·L－1
HA溶液的pH
pH>2，HA为弱酸
pH＝2，HA为强酸
②
相同条件下，测相同浓度的HA溶液和HCl溶液的导电性
导电性弱的为弱酸
③
测定同pH的HA溶液与HCl溶液稀释相同倍数前后的pH变化
pH变化小的为弱酸
④
测定等体积、等pH的HA溶液、盐酸分别与足量锌反应产生H2的快慢及H2的量
反应过程中产生H2较快且最终产生H2较多的为弱酸
⑤
测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸中和碱的量
耗碱量相同，HA为强酸；若HA溶液耗碱量大，则HA为弱酸
⑥
向HA溶液中滴入石蕊试液，再加入NaA固体观察溶液颜色变化
若溶液颜色变浅，说明HA溶液中存在电离平衡，HA为弱酸
2.(1)相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较见下表：
比较 项目酸
n(HCl)
(强酸)
n(CH3COOH)
(弱酸)
[H＋]
pH
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的体积
与金属反应开始的速率
稀释同倍后的pH
一元强酸
相同
大
小
相同
相同,
大
小
一元弱酸
小
大
小
大
(2)相同pH、相同体积的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较见下表：
比较项目酸
n(HCl)
(强酸)
n(CH3COOH)
(弱酸)
c(H＋)
酸的浓度
中和碱的能力
与活泼金属反应产生H2的体积
与金属反应开始的速率
稀释同倍后的pH
一元强酸
n(CH3COOH)(弱酸)大,
相同
小
小
小
相同
大
一元弱酸
大
大
大
小
一元强碱与一元弱碱的比较规律类似。
2．对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．使温度升高20
℃后，两溶液的pH均不变
C．加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
解析：醋酸是弱酸，盐酸是强酸，pH相同时，c(CH3COOH)>c(HCl)，因此，体积相同时n(HCl)答案：A
实验探究外界因素对电离平衡的影响
[典例] 室温时冰醋酸加水稀释过程中导电能力的变化如图所示。溶液的导电性体现了溶液中离子浓度大小。一般来说，溶液导电能力越强，离子浓度越大。
(1)图中O点[H＋]＝________
mol·L－1。
(2)a、b、c、d四点中溶液的[H＋]大小顺序为______。电离程度大小顺序为________。电离平衡常数大小顺序为________。(用“>”“<”或“＝”来表示)
(3)若欲使c点溶液中[CH3COO－]增大，而又不产生气体，则下列措施中可选择________。
A．加水
B．加热
C．加锌粒
D．加固体NaOH
E．加很稀的NaOH溶液
F．加固体CH3COONa
(4)设d点醋酸溶液的浓度为c
mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数为Ka
mol·L－1，达到平衡时醋酸分子浓度可近似为c
mol·L－1，求平衡时溶液的pH(用Ka和c表示)。________________________________________________________________________。
解析：(1)纯弱电解质一般情况电离很弱，可忽略。
(2)溶液导电能力越强，离子浓度越大。稀释醋酸，向电离方向移动，电离程度增大。但[H＋]并不始终增大，一般来说浓度小于0.1
mol·L－1，溶液越稀，离子浓度越小。而电离常数只与温度有关，与浓度无关。
(3)A项，加水会使[CH3COO－]减小。B项，加热使电离平衡正向移动，[CH3COO－]增大。C项，加锌粒会产生气体。D项，加NaOH固体与H＋反应，使平衡向正向移动，[CH3COO－]增大。E项，加很稀的NaOH溶液等同于A。F项，直接加固体CH3COONa使[CH3COO－]增大。
(4)CH3COOH??CH3COO－＋H＋
c x x
Ka＝ x＝ pH＝－lgx＝－lgKac。
答案：(1)0 (2)b>a>c>d d>c>b>a a＝b＝c＝d
(3)BDF (4)pH＝－lgKac
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7
-第2课时 溶液的酸碱性与pH
1．了解溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系。
2．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性和pH的关系。(重点)
3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
授课提示：对应学生用书第46页
知识点一 溶液的酸碱性与溶液中[H＋]和[OH－]的关系
溶液酸碱性
[OH－]与[H＋]的关系
酸碱性的强弱
溶液呈中性
[H＋]＝[OH－]
溶液呈酸性
[H＋]>[OH－]
[H＋]越大，酸性越强
溶液呈碱性
[H＋]<[OH－]
[OH－]越大，碱性越强
[自我诊断]
在某溶液中[H＋]为1×10－7
mol·L－1，此溶液一定呈中性吗？
[提示] 判断溶液酸碱性的标准是比较[H＋]与[OH－]的相对大小，而不是与1×10－7
mol·L－1相比较，若[H＋]与[OH－]不相等，则[H＋]为1×10－7
mol·L－1时溶液也不呈中性。
知识点二 溶液的pH
1．表达式：pH＝－lg[H＋]。
2．意义：pH可以表示溶液的酸碱性及其强弱。
室温下，[H＋]＝1×10－7
mol·L－1，pH＝7，溶液呈中性；[H＋]<1×10－7
mol·L－1，pH>7，溶液呈碱性，pH越大，碱性越强；[H＋]>1×10－7
mol·L－1，pH<7，溶液呈酸性，pH越小，酸性越强。
3．适用范围：1×10－14
mol/L≤[H＋]≤1
mol/L的溶液。
4．pH的测定方法
(1)pH试纸：可用于粗略测定溶液的酸碱性强弱。
操作：取一小块pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，与标准比色卡对比即可。
(2)pH计(也叫酸度计)，可精确地测定溶液的pH。
[自我诊断]
(1)常温下，pH＝6的溶液一定是酸性溶液。(√)
(2)100
℃时，某溶液的pH<7，则该溶液呈酸性。(×)
(3)常温下，用pH试纸测得某溶液的pH为4.5。(×)
授课提示：对应学生用书第46页
要点一 溶液的酸碱性与[H＋]、[OH－]以及pH的关系
[典例1] 下列说法正确的是( )
A．pH<7的溶液一定呈酸性
B．[H＋][OH－]＝1.0×10－14
mol2·L－2的溶液一定呈中性
C．中性溶液中的[H＋]一定等于1.0×10－7
mol·L－1
D．[H＋]＝[OH－]的溶液一定是中性溶液
解析：判断溶液的酸碱性关键是看溶液中[H＋]和[OH－]的相对大小。在100
℃时，纯水的KW＝5.5×10－13
mol2·L－2，此时为中性溶液，但pH<7。25
℃时，任何水溶液中都存在关系[H＋][OH－]＝1.0×10－14
mol2·L－2；只有在25
℃时，中性溶液中的[H＋]才等于1.0×10－7
mol·L－1。
答案：D
1．溶液酸碱性、[H＋]、[OH－]、pH对照表
溶液性质
[H＋]与[OH－]
的大小关系
[H＋]/(mol·L－1)
pH
(25
℃)
任意温度
25
℃
中性
[H＋]＝[OH－]
[H＋]＝
[H＋]＝1×10－7
pH＝7
酸性
[H＋]>[OH－]
[H＋]>
[H＋]>1×10－7
pH<7
碱性
[H＋]<[OH－]
[H＋]<
[H＋]<1×10－7
pH>72
25
℃时，溶液酸碱性与[H＋]、pH的关系
(1)图示：
(2)相关说明：溶液中[H＋]越小，[OH－]越大，溶液的碱性越强，pH越大；溶液中[H＋]越大，[OH－]越小，溶液的酸性越强，pH越小。
(3)若用pH试纸测溶液酸碱性，则试纸显红色表示溶液为酸性，且红色越深表示溶液酸性越强；试纸显蓝色，表示溶液显碱性，且蓝色越深表示溶液碱性越强。
1．下列说法正确的是( )
A．pH＝7的溶液一定显中性
B．pH＝6的溶液一定显酸性
C．[H＋]<[OH－]的溶液一定显碱性
D．[OH－]＝1×10－6
mol·L－1的溶液一定显碱性
解析：只有在25
℃时，pH＝7或[H＋]＝1×10－7
mol·L－1的溶液才显中性，pH<7或[H＋]>1×10－7
mol·L－1的溶液才显酸性，pH>7或[OH－]>1×10－7
mol·L－1的溶液才显碱性。因此A、B、D选项中的叙述均不正确。判断溶液酸碱性的根本标准是溶液中[H＋]与[OH－]的相对大小，如C项中[H＋]<[OH－]，则溶液一定显碱性。
答案：C
要点二 溶液pH的计算
[典例2] 求25
℃时下列溶液的pH：
(1)某H2SO4溶液的浓度是0.005
mol·L－1
①求此溶液的pH；
②用水稀释到原来体积的100倍；
③再继续稀释到104倍。
(2)pH＝3的盐酸与pH＝5的硫酸溶液等体积混合。
(3)pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合。
(4)pH＝12的NaOH溶液和pH＝4的HCl溶液等体积混合。
解析：(1)①0.005
mol·L－1
H2SO4溶液中[H＋]＝0.005
mol·L－1×2＝0.01
mol·L－1，故pH＝－lg0.01＝2。
②用水稀释到原来体积的100倍后，[H＋]＝0.01
mol·L－1÷100＝1×10－4
mol·L－1，故pH＝－lg(1×10－4)＝4。
③再继续稀释至104倍，酸电离产生的[H＋]弱于水电离产生的[H＋]，故水的电离是主要的，即酸稀释后不会变成碱，故溶液的pH＝7。
(2)pH＝3的盐酸中[H＋]＝1.0×10－3
mol·L－1，
pH＝5的硫酸中[H＋]＝1.0×10－5
mol·L－1，
二者等体积混合后[H＋]＝(1.0×10－3
mol·L－1＋1.0×10－5
mol·L－1)÷2≈5×10－4
mol·L－1，故pH＝－lg(5×10－4)＝4－lg5＝3.3。
(3)pH＝10的NaOH溶液中[OH－]＝1×10－4
mol·L－1，pH＝12的NaOH溶液中[OH－]＝1×10－2
mol·L－1，等体积混合后溶液呈碱性，[OH－]＝(1×10－4
mol·L－1＋1×10－2
mol·L－1)÷2≈5×10－3
mol·L－1，故[H＋]＝1.0×10－14
mol2·L－2÷(5×10－3)mol·L－1＝2×10－12
mol·L－1
故pH＝－lg(2×10－12)＝12－lg2＝11.7。
(4)pH＝12的NaOH中[OH－]＝1×10－2mol·L－1，pH＝4的HCl中[H＋]＝1×10－4
mol·L－1，二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后[OH－]＝(1×10－2
mol·L－1－1×10－4
mol·L－1)÷2≈5×10－3
mol·L－1，[H＋]＝1.0×10－14
mol2·L－2÷(5×10－3)
mol·L－1＝2×10－12
mol·L－1，pH＝－lg(2×10－12)＝12－lg2＝11.7。
答案：(1)①2 ②4 ③7
(2)3.3 (3)11.7 (4)11.7
1．基本原则
遇酸则酸，遇碱则碱。即在酸性溶液中直接求pH，在碱性溶液中先求[OH－]，再根据[H＋]＝，求出[H＋]，进而求出pH。
2．计算类型及方法
(1)单一溶液的pH计算：
强酸溶液：pH＝－lg[H＋]
强碱溶液：[H＋]＝，pH＝－lg[H＋]＝－lg
(2)溶液的稀释(强酸或强碱)：
①一般稀释(稀释后pH≤6的酸或pH≥8的碱)：因酸电离出的H＋或碱电离出的OH－是主体而不需要考虑水电离出的H＋(酸溶液中)和OH－(碱溶液中)。
②无限稀释(稀释后pH>6的酸或pH<8的碱)：因水电离出的H＋或OH－是主体，酸电离出的H＋或碱电离出的OH－极小而需要考虑水电离出的H＋和OH－。
(3)溶液的混合(不考虑体积效应)：
①强酸和强酸：
[H＋]＝{[H＋]1·V1＋[H＋]2·V2}/(V1＋V2)；
pH＝－lg[H＋]。
②强碱和强碱：
[OH－]＝{[OH－]1·V1＋[OH－]2·V2}/(V1＋V2)；
[H＋]＝KW/[OH－]；
pH＝－lg[H＋]。
(4)强酸溶液与强碱溶液混合：
这里的混合，实为中和，要发生反应H＋＋OH－===H2O，中和后溶液的pH，有以下三种情况：
①若恰好中和，[H＋]·V酸＝[OH－]·V碱，pH＝7。
②若剩余酸，先求中和后剩余的[H＋]，[H＋]＝，然后求pH。
③若剩余碱，先求中和后剩余的[OH－]，[OH－]＝，[H＋]＝，最后求pH。
溶液pH的计算可归纳成口诀：
碱按碱、酸按酸，同强混合在中间，异强混合看过量，无限稀释7为限。
2．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10
mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是( )
A．加水稀释成100
mL
B．加入10
mL的水进行稀释
C．加入10
mL
0.01
mol·L－1的NaOH溶液
D．加入10
mL
0.01
mol·L－1的盐酸
解析：加水稀释时，稀释为原溶液体积的10倍，强酸溶液的pH正好增大1，强碱溶液的pH减小1；若加入0.01
mol·L－1的NaOH溶液，由[H＋]余＝代入已知数据可得V碱＝45
mL；向[H＋]＝0.1
mol·L－1的盐酸中加入[H＋]＝0.01
mol·L－1的盐酸，[H＋]>0.01
mol·L－1，pH<2。
答案：A
酚酞分子结构、颜色与溶液酸碱性的实验探究
[典例] 随着溶液酸碱性的变化，酚酞分子结构发生转化而显示不同颜色：无色酚酞结构A和红色酚酞结构B。在化学实验课上，细心的某同学发现：当无色的酚酞试液滴入到氢氧化钠溶液中时，溶液立刻变成红色，但是随后红色溶液又逐渐变成无色溶液。对此，许多同学纷纷发表看法，主要有三种推测：①红色酚酞结构被空气中的氧气氧化；②溶液吸收了空气中的二氧化碳，pH减小，红色退去；③红色酚酞结构自动转化为另外一种无色酚酞结构C。
为此在老师的指导下，同学们做了如下实验。分别取4
mL不同浓度的NaOH溶液于试管中，滴加2滴酚酞试液，实验现象与数据见下表：
编号
静置方式
NaOH溶液浓度
滴入2滴酚酞试液
加热到沸腾
冷却
再加热至沸腾
冷却
滴入适量稀盐酸
①
敞口
1%
变红，30
min后退色
变红
退色
变红
退色
变红
②
密闭
1%
变红，29
min后退色
变红
退色
变红
退色
变红
③
敞口
5%
变红，7
min后退色
变红
退色
变红
退色
变红
④
密闭
5%
变红，30
min后退色
变红
退色
变红
退色
变红
⑤
敞口
10%
变红，12
min后退色
变红
退色
变红
退色
变红
⑥
密闭
10%
变红，12
min后退色
变红
退色
变红
退色
变红
(1)通过分析表中数据及现象，该组同学认为第①种推测不合理。你认为理由是什么？
(2)某同学认为第②种推测也不合理，你认为该同学的理由是什么？
(3)B与C之间的转化是否为可逆反应？为什么？
(4)在各个滴入适量稀盐酸又变红的试管中加入足量稀盐酸会产生什么现象？产生这种现象的原因是什么？
(5)B与C的结构哪个更稳定？B转化为C是放热还是吸热过程？
答案：(1)对退色的溶液反复加热、冷却，出现反复的变红和退色。
(2)②④⑥组实验在密闭时变红的溶液仍能退为无色。
(3)不是。因二者在相互转化时的反应条件不同。
(4)现象是溶液退为无色，原因是加入足量稀盐酸，溶液酸性增强，主要以无色酚酞A的形式存在。
(5)由表中数据分析，C更稳定，由于红色酚酞B放置一段时间后均会自动转化为无色酚酞C，则由B到C是一个自发过程。则由B转化为C是放热过程。
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6
-第1课时 水的电离、电解质在水溶液中的存在形态
1．理解水的电离过程以及水的离子积常数的含义，并能应用水的离子积常数进行相关计算。
2．知道强弱电解质的区别，理解弱电解质的电离特点。(重点)
3．能够书写常见弱电解质的电离方程式。
授课提示：对应学生用书第43页
知识点一 水的电离
1．水的电离
(1)电离特点：微弱、可逆、吸热。
(2)电离方程式：H2O??H＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)水的电离平衡常数表达式为：K＝。
(2)水的离子积常数表达式为：KW＝[H＋][OH－]。
(3)KW及影响因素：
①25
℃时：KW＝1.0×10－14_mol2·L－2。
②水的电离是吸热的可逆过程，故温度升高，KW增大。
③水的离子积常数只受温度的影响，与[H＋]、[OH－]的变化无关。
[自我诊断]
纯水在90
℃时电离出的[H＋]与在室温时有何关系？此时[H＋]与[OH－]还相等吗？
[提示] 水的电离过程是吸热的，所以90
℃电离程度增大，电离的[H＋]大于室温下的[H＋]。根据H2O??H＋＋OH－，电离程度增大，[H＋]与[OH－]同时增大，但仍然相等。
知识点二 电解质在水溶液中的存在形态
1．强电解质和弱电解质
2．电离方程式
(1)强电解质：书写强电解质的电离方程式时用“===”，如氯化钠的电离方程式为NaCl===Na＋＋Cl－。
(2)弱电解质：书写弱电解质的电离方程式时用“??”，如醋酸和一水合氨的电离方程式分别为CH3COOH??CH3COO－＋H＋，NH3·H2O??NH＋OH－。
3．溶剂化作用
(1)溶剂化作用是指溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用。
(2)电解质溶于水后的存在形态：由于溶剂化作用，电解质溶于水后以水合离子或水合分子的形态存在。
[自我诊断]
BaSO4、CaCO3等难溶于水，它们是弱电解质吗？
[提示] BaSO4、CaCO3虽然难溶于水，但溶解的部分全部电离，所以是强电解质。
授课提示：对应学生用书第44页
要点一 外界条件对水的电离平衡的影响
[典例1] 25
℃时，水的电离达到平衡：H2O??H＋＋OH－ ΔH>0，下列叙述不正确的是( )
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低
B．将水加热，KW增大
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡正向移动，c(H＋)降低
D．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变
解析：水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律，因此在水中加入物质，若增加OH－或H＋，则水的电离平衡逆向移动；若消耗OH－或H＋，则水的电离平衡正向移动。A中，加入稀氨水，OH－浓度增大，平衡逆向移动，故A错误。故B、C、D正确。
答案：A
1．外界条件对水的电离平衡的影响
影响因素
水的电离平衡移动H2O??H＋＋OH－
影响结果
KW
[H＋]
变化
[OH－]
变化
[H＋]与[OH]－的关系
方向
原因
温度
升温
右移
水的电离过程吸热
增大
增大
增大
[H＋]＝[OH－]
降温
左移
减小
减小
减小
[H＋]＝[OH－]
外加酸碱
加酸,
左移
增大[H＋]
不变
增大
减小
[H＋]>[OH－]
加碱
左移
增大[OH－]
不变
减小
增大
[H＋]<[OH－]
外加活泼金属
右移
金属消耗水电离出的H＋
不变
减小
增大
[H＋]<[OH－]
2．几点说明
(1)水的电离平衡遵循化学平衡的一般规律，归纳为：
(2)KW的适用范围：不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液。
(3)任何水溶液中，由水电离出的OH－和H＋的浓度都是相等的。
(4)离子积表达式KW＝[H＋][OH－]中的[H＋]和[OH－]不一定是水电离出的[H＋]和[OH－]，它指水溶液中包括酸(或碱)电离出来的H＋(或OH－)的总浓度。
1．水的电离过程为H2O??H＋＋OH－，在不同温度下，其离子积分别为：KW(25
℃)＝1.0×10－14
mol2·L－2，KW(35
℃)＝2.1×10－14
mol2·L－2。
则下列叙述正确的是( )
A．[H＋]随着温度的升高而降低
B．在35
℃时，[H＋]>[OH－]
C．水的电离程度α(25
℃)>α(35
℃)
D．[OH－]随温度升高而增大
解析：35
℃时的KW大于25
℃时的KW，说明温度升高，水的电离平衡向右移动，[H＋]、[OH－]都增大，但是仍相等。
答案：D
要点二 强、弱电解质电离方程式的书写
[典例2] 下列电离方程式书写错误的是( )
A．NH3·H2O??NH＋OH－
B．Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－
C．H2SO4===2H＋＋SO
D．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
解析：NH3·H2O属于弱电解质，其电离方程式为NH3·H2O??NH＋OH－。酸式盐电离出的酸式酸根中“HSO”可写成“H＋＋SO”的形式，因为“HSO”属于酸式强酸根，但HCO、HS－、HSO、HPO等属于酸式弱酸根，不能再分开写了，D正确的电离方程式为：NaHCO3===Na＋＋HCO。
答案：D
1．强电解质
强电解质的电离方程式用“===”连接。
(1)易溶于水的强电解质，如强酸、可溶性强碱和可溶性盐在溶液中全部电离
，如H2SO4===2H＋＋SO。
(2)难溶强电解质，虽然溶解度很小，但是溶于水的部分全部电离，如CaCO3===Ca2＋＋CO。
2．弱电解质
弱电解质的电离方程式用“??”连接。
(1)一元弱酸和弱碱直接写一步电离，如
CH3COOH??CH3COO－＋H＋，
NH3·H2O??NH＋OH－。
(2)多元弱酸分步电离，主要进行第一步电离，第二步电离较第一步更微弱，如
H2CO3??H＋＋HCO(主)，
HCO??H＋＋CO(次)。
(3)多元弱碱分步电离，但书写电离方程式时一步写出，如Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－。
3．强、弱酸酸式盐的电离
(1)强酸酸式盐在熔融状态下的电离与在水溶液中的电离不相同。
如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO(水溶液中)，
NaHSO4===Na＋＋HSO(熔融状态)。
(2)弱酸酸式盐在溶液中完全电离，但电离生成的酸式酸根发生微弱的电离。
如NaHCO3Na＋＋HCO(完全电离)
HCO??H＋＋CO(部分电离)
2．写出下列物质的电离方程式：
(1)次氯酸 (2)硫酸氢钾 (3)氢氧化铁 (4)碳酸氢钠
解析：次氯酸是弱酸，其在溶液中不能完全电离，存在电离平衡：HClO??H＋＋ClO－；硫酸氢钾是强电解质，在溶液中完全电离，并且由于硫酸是二元强酸，所以KHSO4===K＋＋H＋＋SO；氢氧化铁是弱碱，其在溶液中不能完全电离，存在电离平衡：Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－；碳酸氢钠是强电解质，其在溶液中完全电离：NaHCO3===Na＋＋HCO。
答案：(1)HClO??H＋＋ClO－
(2)KHSO4===K＋＋H＋＋SO
(3)Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－
(4)NaHCO3===Na＋＋HCO
导电性实验探究电解质的电离
[典例] 小英在家做溶液导电性实验，家中备有食盐、纯碱、食醋、白酒、糖，其他的器材均取材于日常生活用品或废弃物。试回答：
(1)小英做实验可能用到的器材是____________________________________________。
(2)小英可以得出的结论是___________________________________________。
(3)假设设计成如图所示的实验装置，实验中用到的各种用品用量都比较多，可以观察到的现象：__________________。
思考：(1)通过上述实验现象，能否对上述物质进行电解质或非电解质的分类？能否进行强、弱电解质的分类？___________________________________________________。
(2)若所用食盐水的浓度为0.1
mol·L－1，则可通过实验证明氯离子浓度________0.1
mol·L－1，可说明食盐是强电解质。(填“>”“<”或“＝”)
(3)进一步查阅资料得知：一般来说______________是强电解质，______________是弱电解质。若各种溶液浓度相同，根据以上结论推测：如果在上述实验中往食醋中加入等浓度等体积的氨水，则现象_______________________。
(4)若小英在实验室做本实验，需使各溶液浓度相同，除以上用品外，还要用到的玻璃仪器有________________________________________________________________________。
解析：应密切联系教材导电性实验来处理。思考(1)，通过溶液的导电性能判断出电解质和非电解质的分类，但判断电解质的电离能力大小，必须控制其他影响灯泡亮度的一些因素，使之保持一致，从而不影响灯泡的明亮程度。比如电解质溶液的浓度和体积相等、电极的材料和间距相同、两极的电压相等、灯泡的规格相同，在上述家庭实验条件下，无法达到要求，故无法判断。
思考(2)，Cl－浓度与NaCl浓度相同，即可说明NaCl完全电离。
思考(3)，醋酸和一水合氨是弱电解质，其溶液导电能力较弱，但两者混合后生成的醋酸铵属于强电解质，溶液导电能力比原来明显增强，但由于体积增大了一倍，因此，导电能力比Na2CO3、NaCl溶液差。
思考(4)：在实验室中做本实验，应保证它们浓度相等，所以需配制一定体积等物质的量浓度的溶液。
答案：(1)小灯泡、干电池、导线、废电池的碳棒等
(2)NaCl、Na2CO3、CH3COOH是电解质；C2H5OH和糖是非电解质
(3)灯泡①②③均亮，③较暗，④⑤不亮
思考：(1)能进行电解质或非电解质的分类，不能进行强、弱电解质的分类。
(2)＝
(3)强酸、强碱、大多数的盐 弱酸、弱碱、水 灯泡③变亮，但仍比①②亮度差
(4)容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管
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