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(共25张PPT)
电解质溶液中离子浓度的比较
1．能综合运用电离平衡和水解平衡原理，判断溶液中粒子浓度大小关系。
2．掌握电荷守恒、物料守恒、质子守恒的书写方法和规律。
习
学
目
标
在成都世界大学生运动会上，NaClO被用于游泳池的消毒。通过分析NaCIO在溶液中的电离情况，我们可以知道，NaCIO溶液中含有H2O、H+、OH-、Na+、ClO-、HClO等粒子，那么这些粒子浓度之间是否存在大小关系或者等式关系了？
情 境 导 入
1、电荷守恒
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等
实例解题思路 以Na2S溶液为例
①写出电解质电离和水解全过程
电离：Na2S=2Na＋＋S2－
水解：S2－＋H2O HS－＋OH－
HS－＋H2O H2S＋OH－
水的电离：H2O H＋＋OH－
②根据①找出溶液中所有的阴、阳离子 Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－
③阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式 1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－)
化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
1.写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的电荷守恒式。
c(Na+)+c(H+)= c(CH3COO－) + c(OH－)
CH3COONa溶液中：
NaHCO3溶液中 :
c(Na+) + c(H+) ＝ c(OH－) ＋ c(HCO3－)＋2c(CO32－)
注意：①准确判断溶液中的离子的种类；
②注意每个粒子所带的电荷数，即Rn+的电荷浓度为nc(Rn+)。
练一练
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
2、物料守恒(也叫原子守恒，质量守恒)
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，变成了其它离子或分子，使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，其质量在反应前后是守恒的，始终遵循原子守恒
实例解题思路 以Na2S溶液为例
①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的定量关系(特定元素除H、O元素外)
从等式中找关系 ，即n(Na＋)＝2n(S2－)，S2－在水中部分会水解成HS－、H2S，共三种含硫元素的存在形式(S2－、HS－、H2S)
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式 c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
2.写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的物料守恒式。
CH3COONa溶液中：
NaHCO3溶液中 :
c(Na+)= c(CH3COO－) + c(CH3COOH)
c(Na+)= c(HCO3－) + c(CO32－)+ c(H2CO3)
注意：溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不变的。
练一练
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
3、质子守恒(H+守恒)
以Na2S溶液为例
(1)方法一：可以由电荷守恒与物料守恒推导出来，将两个守恒中不水解的Na＋消掉电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)物料守恒：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
将Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
即为质子守恒
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
(2)方法二(框图法)：质子守恒是依据水的电离平衡：H2O H＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。可用下列图示进行快速书写
S2-
H2O
H＋
HS－
2H＋
H2S
H＋
H3O+
得质子(H＋)
H＋
OH－
失质子(H＋)
c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
能得失质子的原始粒子
【注意】
得、失几个质子，微粒前面系数就是几个
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
3.写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的质子守恒式。
CH3COONa溶液中：
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH－)
H2O
CH3COO-
H+
CH3COOH
OH-
失H+
得H+
得H+
练一练
NaHCO3溶液中 :
c(H+)+c(H2CO3)=c(OH－)+ c(CO32－)
注意：质子守恒可由物料守恒和电荷守恒联合求得！
H2O
HCO3-
H+
H2CO3
OH-
CO32-
失H+
得H+
得H+
失H+
知识点一 溶液中粒子的“三大守恒”
1、两个“微弱”
(1)电离微弱
b.多元弱酸的电离是分步的，主要是第一步电离(第一步电离程度>第二步电离>第三步电离)
如H3PO4溶液中：c(H+) > c(H2PO42- ) > c(HPO4-) > c(PO43- ) > c(OH- )
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
a.弱电解质的电离是微弱的，还要考虑水的极弱电离
如NH4·H2O溶液中:c(NH4·H2O) > c(OH-) > c(NH4+)> c(H+)
(2)水解微弱
a.弱离子由于水解而损耗
如NH4Cl溶液中:c(Cl-) >c(NH4+)
b.单水解是微弱的
如NH4CI溶液中:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH4 ·H2O)>c(OH-)
c.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(第一步水解程度>第水解电离)。
如Na2CO3溶液中:c(CO32-) >c(HCO3-)>c(H2CO3)
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
2、一个“特殊”
多元弱酸的酸式盐溶液
NaHCO3溶液中存在：
水解:HCO3- +H2O=H2CO3+OH- (主要)
电离:HCO3- =H++CO32- (次要)
水的电离:H2O=H++OH- (极微弱)
溶液中微粒浓度大小关系为：c(Na+ ) > c(HCO3- ) >c(OH- ) > c(H2CO3) > c(H+) >c(CO32- )。
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
(1)若离子的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性(如NaHCO3溶液)。
(2)若离子的水解程度小于电离程度，溶液呈酸性(如NaHSO3溶液)。
NaHSO3溶液中存在：
电离:HSO3- =H++SO32- (主要)
水解:HSO3- +H2O=H2SO3+OH- (次要)
水的电离:H2O=H++OH- (极微弱)
溶液中微粒浓度大小关系为：c(Na+ ) > c(HSO3- ) > c(H+) >c(SO32- )>c(OH- ) > c(H2SO3) 。
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
3、单一电解质溶液中粒子浓度比较
分析思路存在的平衡过程 抓住电离和水解都是微弱的，分清主次关系(即弱离子是电离为主还是水解为主)
Na2S=2Na＋＋S2－(最多)
水解：S2－＋H2O HS－＋OH－(主)
电离：HS－＋H2O H2S＋OH－(次)
水电离：H2OH＋＋OH－
(极弱) 粒子浓度顺序：
从上往下粒子浓度依次减弱
c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>
c(HS－)>c(H2S)>c(H＋)
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
如：在H3PO4溶液中，
c (H+) > c (H2PO4–) > c (HPO42–) > c (PO43–)
（1）对于多元弱酸溶液，应根据多步电离进行分析。
（2）对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析。
如:Na2CO3溶液中，各离子浓度的大小顺序为：
c (Na+) > c (CO32–) >(OH–) > c (HCO3–) > c (H+)
（3）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
如：在0.10mol/L的①NH4HSO4 ②NH4Cl ③ CH3COONH4 ④ (NH4)2SO4溶液中，c（NH4+）的大小顺序为：④ > ① > ② > ③
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成
(2)明确溶液中存在的所有平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)
(3)确定溶液的酸碱性：根据题给信息，确定溶液的酸碱性，判断是以电离为主还是以水解为主
(4)比大小：比较粒子大小，在比较中，要充分运用电荷守恒、物料守恒关系
判断酸碱混合溶液中粒子浓度大小的一般思路
4、混合溶液中粒子浓度比较
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
Ⅰ.CH3COOH与CH3COONa，NH3·H2O与NH4Cl溶液混合 电离大于水解
Ⅱ.HClO与NaClO，HCN与NaCN溶液混合　水解大于电离
如：等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中，
c (NH4+) > c (Cl–) > c(OH–) > c (H+)
等物质的量浓度的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，
c (CH3COO-) > c (Na+) > c (H+) > c(OH–)
再如：在0.1mol/L的NaCN和0.1mol/L的HCN溶液的混合溶液中，
c (Na+) > c (CN-) > c(OH–) > c (H+)
注意
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
5.根据酸碱中和滴定曲线判断微粒浓度大小
解决此类问题，要注意观察曲线：
（1）找准恰好反应点，判断此时消耗的横坐标物质的用量和此时溶液的pH。
根据此时横坐标物质的用量，判断其他情况下溶液的组成。若用量大于此时的量，则可判定横坐标物质过量，否则横坐标物质不足，另一种物质剩余。
根据此时溶液的pH,可判断生成物，进而判断酸碱的强弱，一般若pH>7,则生成的为强碱弱酸盐，若pH<7,则生成的为弱碱强酸盐。
（2）结合三大守恒规律和水解、平衡规律进行综合判断。
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
【分析】由曲线可知，V（MOH）=0mL时，即0.01 mol·L－1HA溶液的pH=2，可知HA为强酸，加入0.02 mol·L－1的MOH 50mL可恰好中和100mL 0.01 mol·L－1HA ，由曲线知，此时溶液pH<7,由此判断MOH 为弱碱，生成的MA为强酸弱碱盐，常温下其溶液因M+水解呈酸性，pH<7。从加入MOH后，任意时刻的溶液都存在电荷守恒关系：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)。当加入100 mL MOH时，相当于MA与MOH等体积混合，根据元素质量守恒可知，存在c(M＋)＋c(MOH)＝2c(A－)。
例：常温下，向100 mL 0.01 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1的MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH的变化情况，下列说法正确的
是(　　)
A.HA为弱酸
B.常温下，MA溶液的pH＞7
C.K点对应的溶液中：c(M＋)＋c(MOH)＝c(A－)
D.在N到K间任意一点对应的溶液中：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
D
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
练一练
C
知识点二 溶液中离子浓度大小比较
电解质溶液
酸或碱溶液——考虑电离
盐溶液——考虑水解
单一溶液
混合溶液
不反应——同时考虑电离和水解
反应
恰好反应
生成酸或碱—考虑电离
生成盐—考虑水解
过量—根据过量程度考虑电离或水解
守恒关系
粒子浓度比较
电荷守恒
元素质量守恒（物料守恒）
质子守恒
【课 堂 小 结】
1.在0.1 mol·L－1 Na2S溶液中，下列关系不正确的是( )
A.c(Na＋)＝2c(HS－)＋2c(S2－)＋c(H2S)
B.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
C.c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)
D.c(OH－)＝c(HS－)＋c(H＋)＋2c(H2S)
A
随 堂 训 练
2、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-)+2c(A2-)+c(OH-)
C．c(OH-)+c(A2-)=c(H2A)+c(H+)
D．c(Na+)=c(HA-)+c(H2A)+2c(A2-)
D
随 堂 训 练
3、25 ℃时,在浓度均为1 mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中[NH4+]分别为a、b、c（单位为mol·L-1）,则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b
B
4.常温下，将甲酸与NaOH溶液混合，所得溶液的pH＝7，则此溶液中
下列关系正确的是（ ）
A.c(HCOO－)>c(Na＋) B.c(HCOO－)C.c(HCOO－)＝c(Na＋) D.无法确定c(HCOO－)与c(Na＋)的大小关系
C
随 堂 训 练(共17张PPT)
水的电离平衡
1．认识水的电离，水是一种极弱的电解质。
2．了解水的电离平衡及其影响因素
3 ．结合电离常数，了解水的离子积常数，其适用于任何水溶液。
习
学
目
标
在水溶液中，酸、碱和盐全部或部分以离子形式存在，那么，其中的溶剂水是全部以分子形式存在，还是部分以离子形式存在呢 怎样验证你的猜想？
情 境 导 入
【实验探究1】水的导电性实验
蒸馏水
(1)灵敏电流表指针偏转；(2)灯泡不亮。
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离
知识点一 认识水的电离
电导率仪
【实验探究2】利用手持技术测定水的电导率
知识点一 认识水的电离
H2O + H2O H3O+ + HO-
H2O H+ + HO-
精确的导电性实验表明，纯水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+和OH-。这表明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离( 如图3-6):
H+为裸质子，不稳定，与水结合，形成H3O+，即水合氢离子
25°C 1L水只有10-7mol H2O发生电离
知识点一 认识水的电离
(1)向水中加入酸，水的电离平衡向哪个方向移动？水电离出的c(H+)和c(OH-)及溶液中的c(H+)如何改变？为什么？
*
逆向移动；水电离出的c(H+)和c(OH-)减小；溶液中的c(H+)增大；加酸溶液中c(H+)增大，水的电离平衡向逆向移动
逆向移动；水电离出的c(H+)和c(OH-)减小；溶液中的c(OH-)增大；加碱溶液中c(OH-)增大，水的电离平衡向逆向移动
练一练
知识点一 认识水的电离
(2)向水中加入碱，水的电离平衡向哪个方向移动？水电离出的c(H+)和c(OH-)及溶液中的c(OH-)如何改变？为什么？
H2O H+　+ OH－
现在我们来写出水的电离平衡常数。
Kw
KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
K 电离 ＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
K电离 =
c ( H+) .c( OH-)
c(H2O)
知识点二 水的离子积常数
25℃时，在10 mL蒸馏水中c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？
向其中加入10 mL0.2 mol/L 盐酸，c(H+) 和 c(OH-) 如何变化？对水的电离平衡有何影响？
c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-)
大小比较 酸碱性 平衡移动
蒸馏水
加酸后
10-7
10-7
10-1
10-13
c(H+) = c(OH-)
中性
c(H+) ＞ c(OH-)
酸性
Kw =
加酸后
1×10-14
不变
H2O H＋ ＋OH-
知识点二 水的离子积常数
H2O H＋ ＋OH-
25℃时，向10 mL蒸馏水中加入10 mL0.2 mol/L 氢氧化钠，c(H+)和 c(OH-) 如何变化？对水的电离平衡有何影响？
c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-)
大小比较 酸碱性 平衡移动
蒸馏水
加碱后
10-7
10-7
10-1
10-13
c(H+) = c(OH-)
中性
c(H+) ＜ c(OH-)
碱性
Kw =
加碱后
1×10-14
不变
知识点二 水的离子积常数
分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释之。
t/℃ 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 37.1 54.5
Kw只受温度的影响(与浓度无关)，温度越高，Kw越大
结论
100℃时：Kw=1×10-12
100℃纯水中：c(H＋) c(OH－) =
25℃纯水中： c(H＋) c(OH－) =
＝
＝
温度升高，对于中性的纯水，尽管K电离与KW增大了，但仍是中性的水
25℃时：Kw =1×10-14
1×10-７
1×10-６
知识点二 水的离子积常数
注意：
1.表达式中c(H+) 和c(OH-) 指溶液中的氢离子和氢氧根离子浓度
2.酸溶液中KW＝c酸(H＋) ·c水(OH－)(忽略水电离出的H＋的浓度)
3.碱溶液中Kw＝c水(H＋) ·c碱(OH－)(忽略水电离出的OH－的浓度)
表达式
常温时，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 mol/L
常温时，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
知识点二 水的离子积常数
根据水的电离平衡，思考下列情况中，c(H+)和c(OH-)的如何变化？
条件 移动方向 c(H+) c（OH-） 电离程度 Kw
升温
通入HCl(g)
加入NaOH(s)
加入少量Na(s)
加入NaHSO4(s)
右移
左移
左移
右移
左移
增大
增大
减小
减小
增大
增大
减小
增大
增大
减小
增大
减小
减小
增大
减小
增大
不变
不变
不变
不变
知识点三 外界条件对水的电离平衡的影响
增大
1.0×10-14
纯水
电解质水溶液
【课 堂 小 结】
(5)25℃时，0.01mol·L-1的盐酸中，由水电离出的c(OH-)＝1.0×10-12 mol·L-1(　　)
(4)25℃时，水的离子积Kw＝1.0×10-14，35℃时水的离子积Kw＝2.1×10-14，则35℃时水中的c(H+)＞c(OH-)(　　)
(3)25℃时，若溶液中c(H+)＝1.0×10-6mol·L-1，则溶液中c(OH-)＝1.0×10-8mol·L-1(　　)
(2)在纯水中加入少量酸，水的电离平衡向逆向移动，Kw减小(　　)
(1)升高温度,若Kw增大到10-12,则纯水电离出的c(H＋)＝10-6mol·L-1(　)
1.判断正误
随 堂 训 练
2.常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，该溶液可能是______。
①二氧化硫的水溶液
②氯化钠水溶液
③硝酸钠水溶液
④氢氧化钠水溶液
①④
提示：某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，说明溶液既可能呈酸性，也可能呈碱性。
随 堂 训 练
3.某温度下，纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时纯水的c(OH－)为________________。若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，则溶液中c(OH－)为_________________，此时温度_____
(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2×10－7 mol·L－1
8×10－11 mol·L－1
高于
随 堂 训 练(共16张PPT)
沉淀溶解平衡图像分析
1.理解难溶电解质沉淀溶解平衡并会应用解决相关问题。
2.学会沉淀溶解平衡图像的分析方法。
习
学
目
标
沉淀溶解平衡是水溶液中化学平衡的一种，高考中常涉及溶度积Ksp的计算、图像分析以及溶度积的运用等。其中沉淀溶解平衡的图像问题历来都是高考化学中的热点，更是化学教学的重难点。沉淀溶解平衡的图像问题，往往会同时进行溶度积Ksp计算的考查，体现了高考对“变化观念与平衡思想”化学学科核心素养的要求。为了能够更快、更有效地突破沉淀溶解平衡图像类型题，下面我们一起来构建研究此类问题的思维模型，
情 境 导 入
一、沉淀溶解平衡曲线型图像
1.沉淀溶解平衡Ksp曲线
(1)典型示例
(2)点的变化
①a→c：曲线上变化，增大c( )；
②b→c：加入1×10－5 mol·L－1 Na2SO4溶液(加水不行)；
③d→c：加入BaCl2固体(忽略溶液的体积变化)
④c→a：曲线上变化，增大c(Ba2＋)；
⑤曲线上方的点表示有沉淀生成；曲线下方的点表示不饱和溶液。
知识点一 沉淀溶解平衡的曲线型图像分析
2.c(Mn＋)—pH图像
Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH关系如图(温度一定)：
图中曲线为相应金属阳离子氢氧化物的沉淀溶解平衡曲线，可利用图像判断有关氢氧化物的Ksp的大小以及离子分离方法的选择。
知识点一 沉淀溶解平衡的曲线型图像分析
D
练一练
知识点一 沉淀溶解平衡的曲线型图像分析
1.pH(或pOH)—pC图
横坐标：将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小，pOH则相反。
纵坐标：将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A－)越大，则pC越小。
例如：常温下，几种难溶氢氧化物的饱和溶液中金属阳离子浓度的负对数与溶液pH的关系如图所示。
①直线上的任意一点都达到沉淀溶解平衡；②由图像
可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀时的pH。
二、沉淀溶解平衡对数型图像
知识点二 沉淀溶解平衡的对数型图像分析
2.pC—pC图
一定温度下，纵、横坐标均为沉淀溶解平衡粒子浓度的负对数，如图。
知识点二 沉淀溶解平衡的对数型图像分析
2.25℃时，Fe(OH)2和Cu(OH)2的饱和溶液中，金属阳离子的物质的量浓度的负对数[－lg c(M2＋)]与溶液pH的变化关系如图所示，已知该温度下Ksp[Cu(OH)2]A.曲线a表示Fe(OH)2饱和溶液中的变化关系
B.除去CuSO4溶液中含有的少量Fe2＋，可加入适量CuO
C.当Fe(OH)2和Cu(OH)2沉淀共存时，溶液中
c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝104.6∶1
D.向X点对应的饱和溶液中加入少量NaOH固体，
可转化为Y点对应的溶液
C
练一练
知识点二 沉淀溶解平衡的对数型图像分析
沉淀溶解平衡滴定曲线，一般横坐标为滴加溶液的体积，纵坐标为随溶液体积增加，相应离子浓度的变化。突跃点表示恰好完全反应，曲线上的点都处于沉淀溶解平衡状态。利用突跃点对应的数据可计算对应沉淀的Ksp。
三、沉淀溶解平衡滴定型图像
例　用0.100 mol·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl－溶液的滴定曲线如图所示。回答下列问题：
(1)根据曲线数据计算可知Ksp(AgCl)的数量级为_______。
10－10
知识点三 沉淀溶解平衡的滴定型图像分析
(2)滴定终点c点为饱和AgCl溶液，
c(Ag＋)______(填“＞”“＜”或“＝”)c(Cl－)。
＝
(3)相同实验条件下，若改为0.040 0 mol·L－1 Cl－，反应终点c向_____(填 “a”或“b”，下同)方向移动。
a
(4)相同实验条件下，若改为0.050 0 mol·L－1 Br－，反应终点c向___方向移动。
b
知识点三 沉淀溶解平衡的滴定型图像分析
练一练
3.已知：pAg＝－lg c(Ag＋)，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10。如图是向10 mL AgNO3溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaCl溶液时，溶液的pAg随着加入NaCl溶液的体积变化的图像(实线)。根据图像所得下列结论正确的是
A.原AgNO3溶液的物质的量浓度为0.1 mol·L－1
B.图中x点的坐标为(100,6)
C.图中x点表示溶液中Ag＋被恰好完全沉淀(浓度为0)
D.若把0.1 mol·L－1 NaCl溶液换成0.1 mol·L－1 NaI溶液，
则图像在终点后变为虚线部分
B
知识点三 沉淀溶解平衡的滴定型图像分析
【课 堂 小 结】
1.在t ℃时，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。又知t ℃时AgCl的Ksp＝4×10－10，下列说法不正确的是
A.在t ℃时，AgBr的Ksp为4.9×10－13
B.在AgBr饱和溶液中加入NaBr固体，
可使溶液由c点到b点
C.图中a点对应的是AgBr的不饱和溶液
D.在t ℃时，AgCl(s)＋Br－(aq)
AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常数K≈816
B
随 堂 训 练
2.如图所示，有两条T1、T2两种温度下的BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，下列说法不正确的是
A.加入Na2SO4可使溶液由a点变到b点
B.T1温度下，在T1曲线上方区域(不含曲线)
任意一点时，均有BaSO4沉淀生成
C.蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、
b之间的某一点(不含a、b)
D.升温可使溶液由b点变为d点
D
随 堂 训 练
3.常温时，若Ca(OH)2和CaWO4(钨酸钙)的沉淀溶解平衡曲线如图所示(已知 ＝0.58)。下列分析正确的是
A.由图可知常温下Ksp(CaWO4)＜Ksp[Ca(OH)2]
B.饱和Ca(OH)2溶液中加入少量CaO，溶液变浑浊，
Ca2＋数目不变
C.饱和Ca(OH)2溶液和饱和CaWO4溶液等体积混合：
c( )＜c(Ca2＋)＜c(H＋)＜c(OH－)
D.d点的CaWO4溶液中，加入CaCl2固体，d点溶液组成沿da线向c点移动(假设混合后溶液体积不变)
A
随 堂 训 练(共24张PPT)
沉淀溶解平衡
1．通过实验探究，认识难溶电解质在水溶液中存在沉淀溶解平衡。
2．能够根据化学平衡原理分析沉淀溶解平衡的影响因素。
3．能够利用离子积与溶度积常数的关系判断溶液中难溶电解质的沉淀和溶解情况。
习
学
目
标
电镀工业废水中镀银是会产生高浓度的含银废水，废水中的银以离子的形式存在着且浓度非常高。如若不除去废水中的银并回收利用，一方面会极大的影响周围的环境；另一方面，银是贵重金属直接废弃过于浪费。
白鲢 鲤鱼 蝌蚪
48
小时 约3.0×10-7
mol/L 约1.7×10-7
mol/L 约1.0×10-7
mol/L
银离子对几种水生动物的半致死浓度
情 境 导 入
1 mL 0.010 mol/L
NaCl溶液
1 mL 0.010 mol/L
AgNO3溶液
Cl- + Ag+ AgCl↓
工业上对含银废水的处理有电解法、吸附法、离子交换法、沉淀法等。 沉淀法以氯化银沉淀法为例进行讨论。
现用1 mL 0.010 mol/L AgNO3溶液模拟工业废水，某同学提出可以加入1 mL 0.010 mol/L的NaCl溶液，充分反应，完全沉淀其中的Ag+。 这种方法是否合理？说明理由。
思考与讨论
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
化学式 溶解度/ g
AgCl 1.5×10-4
AgNO3 211
AgBr 8.4×10-6
Ag2SO4 0.786
Ag2S 1.3×10-16
BaCl2 35.7
Ba(OH)2 3.89
BaSO4 3.1×10-4
Ca(OH)2 0.160
CaSO4 0.202
Mg(OH)2 6.9×10-4
Fe(OH)3 3×10-9
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
AgNO3
BaCl2
Ba(OH)2
Ag2SO4
Ca(OH)2
CaSO4
AgCl
AgBr
Ag2S
BaSO4
Mg(OH)2
Fe(OH)3
习惯上将溶解度小于0.01 g的电解质称为难溶电解质。尽管难溶电解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶。
10g
1g
0.01g
易溶
可溶
微溶
难溶
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
难溶电解质(如AgCl)溶液于水
Ag+
Cl-
当v溶解＝ v沉淀时，得到饱和AgCl溶液，建立溶解平衡
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl-(aq)
溶解
沉淀
Cl-
Ag+
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
当AgNO3溶液和NaCl溶液反应：
反应起始：
充分反应后：
υ(沉淀) ＞ υ(溶解)
沉淀增多
υ(沉淀) ＝ υ(溶解)
沉淀不再增多
达到沉淀溶解平衡
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
尝试用图像表示平衡建立过程
难溶固体的溶解过程的图像如何呢？


υ(沉淀)
υ(溶解)
υ(沉淀)＝υ(溶解)
沉淀溶解平衡的建立过程
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
一、沉淀溶解平衡
1.概念
2.表达式
如：AgCl
AgCl(s) Ag＋(aq) ＋ Cl－(aq)
注：a.标明聚集状态
b.不等同于电离平衡
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（饱和状态）。
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq)
1、请写出BaSO4、CaCO3、AgI、Ag2S的沉淀溶解平衡表达式。
CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32- (aq)
AgI(s) Ag+(aq) + I- (aq)
Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2- (aq)
元素守恒、电荷守恒
练一练
知识点一 难溶电解质的沉淀溶解平衡
1、内因(决定因素)：难溶电解质本身的性质。
2、外因：温度、浓度等条件的影响符合勒夏特列原理。
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，请分析当改变下列条件时，对该沉淀溶解平衡的影响，填写下表(浓度变化均指平衡后和原平衡比较)：
实例分析
二、影响沉淀溶解平衡的因素
知识点二 影响沉淀溶解平衡的因素
Mg(OH)2(s) Mg2＋ (aq)＋2OH－(aq)
知识点二 影响沉淀溶解平衡的因素
1 mL 0.012 mol/L的 NaCl溶液与1 mL 0.010 mol/L AgNO3溶液充分反应后，溶液中剩余Ag+的浓度是多少？
涉及化学平衡的计算常需要哪些数据？
三、溶度积常数
知识点三 溶度积常数
2、写出氢氧化铁、硫酸钡、硫化银、氢氧化镁的溶度积常数表达式。
Ksp ＝ c(Mg2+)·c(OH-)2
Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- )
练一练
BaSO4(s) Ba2+(aq)+SO42-(aq)
Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH-(aq)
Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)
Ksp ＝ c(Fe3+)·c(OH-)3
Ksp ＝ c(Ba2+)·c(SO42-)
知识点三 溶度积常数
化学式 Ksp 化学式 Ksp
AgCl 1.8×10-10 CuS 6.3×10-36
AgBr 5.4×10-13 ZnS 1.6×10-24
AgI 8.5×10-17 PbS 8.0×10-28
Ag2S 6.3×10-50 FeS 6.3×10-18
Ag2SO4 1.2×10-5 HgS 1.6×10-52
常见难溶电解质的溶度积常数（25 ℃）
根据常见难溶电解质的溶度积常数，思考以下问题
1.Ksp与难溶电解质在水中的溶解能有什么关系
2.Ksp与温度什么关系
3.Ksp与离子积什么关系？
离子积，任意时刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)
知识点三 溶度积常数
对于类型不同的难溶物，不能直接根据 Ksp 的大小来确定，其溶解度的大小，需通过计算转化
知识点三 溶度积常数
② 根据Ksp和Q 的相对大小，可判断给定条件下难溶电解质的沉淀或溶解情况：
Q ＞ Ksp，溶液中有沉淀析出
Q ＝ Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态
Q ＜ Ksp，溶液中无沉淀析出
知识点三 溶度积常数
【例】25 ℃，Mg(OH)2的Ksp=1.8×10-11，若溶液中c(OH-)=3.0×10-6 mol/L，求：溶液中Mg2+的浓度？
Ksp=c(Mg2+)·c2(OH-)
c(Mg2+)=2.0 mol/L
=
c(Mg2+)
Ksp
c2(OH-)
=
c(Mg2+)
1.8×10-11
(3.0×10-6)2
Mg(OH)2(s) Mg 2+(aq) + 2OH-(aq)
【解】
答：此时溶液中Mg2+的浓度为2.0 mol/L。
知识点三 溶度积常数
3.已知25℃时，Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10-12，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。
(1)25℃时，氯化银的饱和溶液中，c(Cl－)＝ ，向其中加入NaCl固体，溶解平衡 ，溶度积常数 。
(2)25℃时，氯化银的饱和溶液和铬酸银的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序为 ，由此可得出 更难溶。
(3)25℃时，取一定量含有I－、Cl－的溶液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl和AgI同时沉淀时，溶液中 。
1.3×10－5mol·L－1
左移
不变
Ag2CrO4>AgCl
AgCl
4.7×10－7
练一练
知识点三 溶度积常数
国家各行业污染物排放标准中，规定了不同的Ag+ 排放标准，例如有些行业规定不能超过约1×10-7 mol/L。
一般情况，当溶液中剩余离子的浓度小于1×10-5 mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了。
根据本节课所学内容，请思考如何使沉淀反应完成后，溶液中的Ag+浓度能够尽量小？你能想出几种办法？
【分析】根据 Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-)
①保持Ksp不变，使c(Cl-)变大。
可以降低反应温度，使AgCl的Ksp数值变小。
②保持c(Cl-)不变，使Ksp变小。
可以增大加入的NaCl溶液的浓度。
③选择生成Ksp更小的物质。
可以用含硫化合物沉淀Ag+。（Ag2S的Ksp为6.3×10-50）
知识点三 溶度积常数
【课 堂 小 结】
B
随 堂 训 练
C
随 堂 训 练
3.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Ksp大于c点对应的Ksp
C
随 堂 训 练(共25张PPT)
弱电解质的电离平衡
1.了解强电解质和弱电解质的概念；
2.掌握强电解质与弱电解质的判断；
3.掌握弱电解质的电离方程式的书写；
4.掌握弱电解质的电离平衡。
习
学
目
标
盐酸和醋酸是生活中经常用到的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁。
醋酸的腐蚀性比盐酸的小，比较安全，为什么不用醋酸代替盐酸呢？
思考：
洁厕灵的主要成份是盐酸
情 境 导 入
【实验探究】
取相同体积、0.1mol/L的盐酸和醋酸，比较它们pH的大小，试验其导电能力，并分别与等量镁条反应。观察、比较并记录现象
酸 0.1mol/L盐酸 0.1mol/L醋酸
pH
导电能力
与镁条反应
知识点一 强电解质和弱电解质
酸 0.1mol/L盐酸 0.1mol/L醋酸
pH
导电能力
与镁条反应
1
3
强
弱
产生气泡较快
产生气泡较慢
数据分析
提示：c(H+)=10-pH
0.1mol/L HCl(aq)
c(H+)=
10-1
=0.1 mol/L
0.1mol/L CH3COOH(aq)
c(H+)≈
0.001 mol/L
结论: HCl分子在水中完全电离
醋酸分子在水中部分电离，且非常微弱
知识点一 强电解质和弱电解质
最终浓度
变化浓度
HCl H+ + Cl
0.1
起始浓度
0
0
0.1
0.1
0.1
0.1
0
0.1
pH＝1
CH3COOH CH3COO + H+
0.1
pH＝3
0.001
起始浓度
最终浓度
变化浓度
0
0
0.001
0.001
0.001
0.099
0.099
知识点一 强电解质和弱电解质
Cl－ H3O+
图示模拟电离
强电解质
弱电解质
HCl在水中电离示意图 CH3COOH在水中电离示意图
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
HCl
CH3COOH
不彻底、可逆过程
完全电离
部分电离
知识点一 强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质
相同点
电离程度
在溶液中存在形式
物质种类
本质区别
完全电离
部分电离
阴、阳离子
阴、阳离子和弱电解质分子
强酸、强碱、多数盐
弱酸、弱碱、水
都是电解质，在水溶液中都能电离，溶液都能导电
在水溶液中是否完全电离
强电解质：
能全部电离的电解质称强电解质.
包括：强酸、强碱、大多数盐等
弱电解质：
不能完全电离的电解质称弱电解质.
包括：弱酸 、弱碱、极少数的盐、水
特点：溶质完全电离，只有离子，无分子，不可逆；
特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡
一、强电解质和弱电解质
知识点一 强电解质和弱电解质
1、电解质的强弱由物质的内部结构决定，强、弱电解质的根本区别是能否完全电离。
2、电解质的强弱与溶解性无关。
3、电解质强弱与导电能力没有必然联系。
4、电解质的强弱与化学键没有必然联系。一般强电解质含有离子键或强极性共价键，但含有强极性共价键的化合物不一定是强电解质，如HF就是弱电解质。
知识点一 强电解质和弱电解质
思考讨论: 如何书写H2CO3、Cu(OH)2的电离反应方程式？
H2CO3 H+ + HCO3 —
HCO3 — H+ + CO32 —
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH —
知识点一 强电解质和弱电解质
原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实
书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“ ”
②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分 步书写； 多元弱碱分步电离，一步书写
③两性氢氧化物：
Al(OH)3
H++[Al(OH)4]-
碱式
Al(OH)3+H2O
酸式
Al3++3OH-
知识点一 强电解质和弱电解质
④强酸酸式盐的电离：NaHSO4=Na++H++SO42- （水中）
NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）
⑤弱酸酸式盐的电离：
NaHCO3= Na++HCO3- HCO3-
H++CO32-
[口诀]:强等号;弱可逆;多元弱酸分步写,多元弱碱一步完。
知识点一 强电解质和弱电解质
1、将下列物质按要求分类:
H2SO4、CO2、NaOH、CaCO3、NH3、NH3·H2O、C2H5OH
强电解质:　　　 。弱电解质:　　　　 。
H2SO4、NaOH、CaCO3
NH3·H2O
2.写出下列弱电解质的电离方程式
H++OH-
H++ClO-
H++HSO3-
H++SO32-
H++F-
H++HCO3-
H++CO32-
HSO3-
HCO3-
HClO
H2SO3
H2O
HF
H2CO3
NH3.H2O
NH4++OH-
练一练
知识点一 强电解质和弱电解质
问题：在 CH3COOH的水溶液中存在电离平衡吗？
设计实验
向0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入CH3COONH4固体，充分搅拌后测pH。
实验结果：
（已知：CH3COONH4水溶液呈中性）
(宏观现象)
溶液pH变大
(微观本质)
c(H+)减小
CH3COOH溶液中存在电离平衡
结论: 弱电解质分子在水溶液存在电离平衡
为什么加“固体”？
保证足量的溶质，同时控制溶液体积基本不变
CH3COOH
CH3COO
+ H+
pH升高，c(H+)下降
醋酸铵溶液呈中性，醋酸铵的酸碱性不影响溶液pH
CH3COOH
CH3COO
+ H+
知识点二 弱电解质的电离平衡
CH3COOH CH3COO- + H+
t
v
V(电离成离子)
V(结合成分子)
电离平衡状态
在一定条件下（如温度、浓度等）的弱电解质的溶液中，
弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速
率相等，
溶液中各分子、离子的浓度保持不变的状态。
前提
实质
标志
电离平衡状态:
一、强电解质和弱电解质
弱电解质分子
电离
结合
离子
弱电解质的电离平衡模型
知识点二 弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
（4）溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持恒定。
（3）动态平衡
（5）平衡可能会随着外界条件的变化而变化。
(1)弱电解质的电离是可逆的
（2）v（电离成离子）= v（结合成分子）
0
“逆 、等、动 、定、变”
A、化学平衡的理论适用于电离平衡。
电离平衡和化学平衡一样，当外界条件改变时符合勒夏特列原理。
B、电离方向是吸热方向， 是溶质微粒数增多的方向。
知识点二 弱电解质的电离平衡
（1）浓度的影响：对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的浓度越小，离子间通过碰撞结合成分子的机会越少，电离程度越大。
平衡移动方向 n（酸） n(H+) n(酸根) C(酸) C(H+) C(酸根) 导电能力 电离程度
加水稀释
CH3COOH CH3COO + H+
向右
减小
增大
增大
减小
减小
减小
减弱
增大
越稀越电离
知识点二 弱电解质的电离平衡
冰醋酸(浓醋酸)加水稀释
C(H+)
V(H2O)
冰醋酸加水稀释时，c(H+)先增大后减小，n(H+)增大
知识点二 弱电解质的电离平衡
pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示：
温度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
请判断醋酸的电离过程是吸热过程还是放热过程？
（2）温度的影响
CH3COOH CH3COO + H+
温度升高，溶液pH下降，c(H+)增大
温度升高，电离平衡正向移动
越热越电离
知识点二 弱电解质的电离平衡
平衡移动方向 n（酸） n(H+) n(酸根) C（酸）
C(H+)
C(酸根)
导电能力 电离程度
升高温度
弱电解质的电离是可逆的，存在电离平衡
讨论弱电解质的电离程度时候，应当指出该弱电解质中溶质的浓度和温度。如不注明温度，通常指25 ℃。
知识点二 弱电解质的电离平衡
2.在 0.1mol L 1醋酸溶液中存在：CH3COOH CH3COO + H+，对于该平衡，下列叙述错误的是( )
A．加入少量冰醋酸，电离平衡向正向移动
B．加入少量 NaOH 固体，溶液的H+浓度减小
C．升高温度，电离程度增大
D．加入少量 CH3COONa 固体，CH3COO—浓度减小
D
练一练
知识点二 弱电解质的电离平衡
微观探析电解质的强弱物质种类宏观辨识
强弱电解质电离符号表征
变化观念和平衡思想认识电离平衡
【课 堂 小 结】
1.下列有关电离平衡的叙述正确的是(　　)
A．电解质在溶液中达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．电离平衡时，由于分子和离子的浓度不发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动
D．电解质在溶液中达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
C
随 堂 训 练
2.某浓度的氨水中存在下列平衡：
如想增大NH4+的浓度，而不增大OH-的浓度，应采取的措施是（ )
①适当升高温度 ②加入NH4CI固体
③通入NH3 ④加入少量盐酸
A.①② B.②③ C.②④ D.①④
NH4++OH-
NH3.H2O
C
随 堂 训 练
3.中和c(H+)相同、体积相同的H2SO4、HCI和CH3COOH溶液，耗用同一浓度的NaOH溶液，体积分别为V1、V2和V3,则V1、V2和V3的关系正确的是（ )
A.V1>V2=V3
B.V3>V2=V1
D.V1=V2=V3
C. V1 > V 2 > V 3
B
随 堂 训 练(共24张PPT)
盐类的水解
1．结合实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
2．能进行溶液pH的简单计算，能调控溶液的酸碱性。
3．能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
习
学
目
标
味精:谷氨酸钠
食盐:NaCl
Na2CO3
NH4Cl
(1)Na2CO3俗称纯碱，常在面点加工时用于中和酸，也常用于油污的清洗等。为什么Na2CO3可被当作 “碱”使用？
(2)被蜜蜂蛰可以涂抹Na2CO3、NaHCO3和肥皂水溶液减轻疼痛，其原理是什么？
(3)钢铁表面的铁锈可用NH4Cl溶液除去的原理是什么？
情 境 导 入
【问题1】酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性。那么，盐溶液的酸碱性如何呢 与盐的类型之间什么关系
【实验探究】
(1)选择合适的方法测试下表所列盐溶液的酸碱性。
(2)根据形成该盐的酸和碱的强弱，将下表中的盐按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐进行分类。
知识点一 盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
酸碱性
盐的类型
中性
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
强酸
弱碱盐
强碱
弱酸盐
强酸
强碱盐
强碱
弱酸盐
强酸
强碱盐
实验结论：
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液的酸碱性 中性 酸性 碱性
规律：谁强显谁性，同强显中性。
知识点一 盐溶液的酸碱性
1、下列盐的水溶液中，哪些呈酸性( )哪些呈碱
性( )
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2Fe(SO4)2 ④ AgNO3
⑤ Na2S ⑥ KAl(SO4)2 ⑦ NH4I ⑧NaF
①③④⑥⑦
②⑤⑧
练一练
知识点一 盐溶液的酸碱性
*
溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。那么，是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和c(OH-)相对大小的差异呢
思考与讨论
根据前面的探究的结果，对三类不同的盐溶液(NaCl溶液、NH4Cl溶液和CH3COONa溶液)中存在的各种离子，以及离子间的相互作用进行分析，尝试找出不同类型的盐溶液呈现不同酸碱性的原因
盐溶液 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在离子
离子间能否相互作用生成电解质
c(H+)和c(OH-)的相对大小
Na+、Cl-、H+、OH-
c(H+)=c(OH-)
知识点二 盐溶液呈现酸碱性的原因
以氯化铵为例，分析氯化铵溶液呈酸性的原因。
1、NH4Cl溶液中各存在哪些电离，产生哪些离子？
2、哪些离子可能会相互结合？对水的电离平衡有何影响？
3、达到新平衡时，溶液中c(H+)、 (OH-)的相对大小？
NH4Cl = Cl－ + NH4＋
H2O H+ + OH-
NH4＋ + OH- NH3·H2O
使c(OH-)减小，水的电离平衡被破坏，向电离方向移动。
平衡移动的结果削弱了c(OH-)的减小，c(H+)增大，c(H+)＞c(OH-)，呈酸性。
知识点二 盐溶液呈现酸碱性的原因
弱酸强碱盐 = 弱酸阴离子 + 强碱阳离子
H2O H+ + OH-
+
弱酸
强酸弱碱盐 = 强酸阴离子 + 弱碱阳离子
H2O H+ + OH-
+
弱碱
在溶液中盐电离出来的离子（弱酸根、弱碱根）跟水把电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解
知识点二 盐溶液呈现酸碱性的原因
溶液中盐的离子是不是都发生水解？具有什么样条件的离子才能发生水解？
只有“弱”离子才能发生水解，“强”离子不能水解；如NaCl、K2SO4、KI、NaBr等溶液显中性
2.下列离子在水溶液中不会发生水解的是( )使水电离出来的H+数目增加的是( )
A.NH4+ B.SO42- C.Al3+ D.F-
ACD
思考
B
不是
练一练
知识点三 盐水解的实质和规律
(1)实质：
盐电离出的弱离子与水电离出的H+或OH-生成弱电解质；
(2)条件
①盐必须溶于水中。
②盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子(有弱才水解,都强不水解)。
知识点三 盐水解的实质和规律
①从形式上看,盐类的水解反应可看作酸碱中和反应的逆反应:
②水解反应为吸热反应。
③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般比较微弱。
盐+水 酸+碱
促进水的电离
(4)对水电离平衡的影响：
(5)盐的水解规律
中性
酸性
碱性
无弱不水解，同强显中性
谁弱谁水解，谁强显谁性
都弱双水解，同弱显中性，谁(较)强显谁性
(3)特征
知识点三 盐水解的实质和规律
问题2：NaCl溶液与CH3COONH4溶液都显中性，那么两溶液中水的电离程度相同么？
问题1：查阅资料可知，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数几乎相等，请问CH3COONH4溶液显啥性？为什么？
中性
越弱越水解，同弱的情况，水解产生的c(H+)=c(OH-)，故显中性
不相同，CH3COONH4溶液中水的电离程度大
思考与讨论
知识点三 盐水解的实质和规律
3、下列物质分别加入到水中，因促进水的电离而使溶液呈酸性的
是（ ）
A．Al2(SO4)3 B．NaCl
C．CH3COOH D．NaHSO4
A
练一练
知识点三 盐水解的实质和规律
(1)盐类水解是可逆反应，要写“ ”，如：
(2)一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，在书写时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物写成分解产物的形式，如：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Na2CO3的水解过程与CH3COONa有何不同？
写出相应水解反应的离子方程式.
Na2CO3酚酞溶液
知识点四 盐水解方程式的书写
Na2CO3 C032- + 2Na+
+
HCO3-
H2O H+ + OH-
Na2CO3的水解是分两步进行的，第一步CO32- 水解
第二步，生成的HCO3- 进一步水解
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
25 ℃时， K1 ＝ 2.1×10-4
25 ℃时， K 2＝ 2.2×10-8
知识点四 盐水解方程式的书写
(3)多元弱酸盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主,水解方程式一般只写第一步.
(4)多元弱碱的阳离子水解较复杂，一般按一步水解处理。
如：
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
Al3+ +3H2O Al(OH)3 + 3H+
知识点四 盐水解方程式的书写
①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、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.
②a:Al3+和CO32-或HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；b: Fe3+和CO32-或HCO3-、AlO2-水解相互促进直至反应完全，生成气体或沉淀，书写时用“═”表示
(5)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
NH4++CH3COO-+H2O CH3COOH+NH3·H2O
Al3++3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
知识点四 盐水解方程式的书写
(2)将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来
(1)盐类水解的离子方程式遵循质量守恒定律和电荷守恒定律
(3)相互水解完全的离子，在同一溶液中不能大量共存
HS-+H2O S2-+H3O+ 是HS-的电离方程式
HS-+H2O H2S+OH- 是HS-的水解方程式
特别提醒
知识点四 盐水解方程式的书写
练一练
B
知识点四 盐水解方程式的书写
【课 堂 小 结】
1. 25 ℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后，溶液恰好呈中性，则混合前此强酸和强碱的pH和为(　　)
A．12　　　B．13　　　C．14　　　D．15
B
2.某温度下，纯水中c(H+)=1.0×10-6 mol/L。该温度时，0.01mol/L的HCl溶液中，pH=_____；
0.01mol/L的NaOH溶液中，pH=______。
2
10
随 堂 训 练
3、pH＝2的两种弱酸HA、HB加水稀释后，溶液pH随加水量变化的曲线如下图所示。则下列叙述正确的是(　　)
A
A．电离常数HA>HB
B．等体积的HA和HB与等浓度的NaOH反应，HA消耗的NaOH多
C．等体积的HA和HB与足量的Zn反应，HA生成的氢气多
D．两种酸的物质的量浓度相同
随 堂 训 练
(2)B对应温度下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝ __________ 。
10∶1
9∶11
随 堂 训 练(共26张PPT)
弱电解质的电离平衡
1.能从宏观、微观角度对弱电解质在水溶液中的电离过程有全面的认识。
2.能根据平衡移动原理，定性理解温度、浓度等外在条件对弱电解质电离平衡的影响。
3.能用电离常数从理论上解释弱电解质电离平衡的移动。
习
学
目
标
稀释前
2 mol/L
稀释后
0.2 mol/L
0.2 mol/L
稀释前
2 mol/L
稀释后
0.2 mol/L
HCl完全电离，酸的浓度与氢离子浓度相等
CH3COOH部分电离
酸的浓度与氢离子浓度不相等
问题分析：
HCl H+ + Cl
在实验室中，经常将酸进行稀释，需要知道稀释后酸的浓度和氢离子浓度。
分别取1 mL 2 mol/L 盐酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀释到10 mL，稀释后的溶液，酸的浓度和氢离子浓度分别为多少？
情 境 导 入
写出醋酸的电离方程式，并写出该电离方程式的平衡常数表达式
c(CH3COO )·c(H+)
K＝
c(CH3COOH)
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。
公式中各粒子的浓度是平衡时的浓度，如c(CH3COOH)是电离后的浓度，不是初始浓度，由于电离比较弱，平衡时的c(CH3COOH)近似等于初始浓度
知识点一 电离平衡常数
Ka=
c ( H+) .c( A－)
c(HA)
Kb=
c ( M+).c( OH－ )
c(MOH)
一、电离平衡常数(K)
①对于一元弱酸： HA H＋+ A－，平衡时：
②对于一元弱碱：MOH M＋+ OH－，平衡时：
1.定义：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中的电离出来的各离子浓度幂乘积与溶液中未电离的电解质分子浓度的比值是一个常数，叫电离平衡常数。
2.表示方法：
注意：均指达到电离平衡时的浓度
知识点一 电离平衡常数
HCO3－?? H＋＋CO32－
③多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离平衡常数，通常用K1、K2等来分别表示。例如：H2CO3
注意：④由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数Ksp。
H2CO3 ??H＋＋HCO3－
Ka1>>Ka2
问 题：为什么多元弱酸的分步电离一步比一步困难？
1、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+电离困难得多；
2、从平衡的角度讲，上一级电离出的H+对下一级电离有抑制作用。
知识点一 电离平衡常数
1. 书写下列电解质的电离方程式，写出对应的电离常数表达式，多步电离的判断各步电离常数的大小。
(1)HClO　(2)NH3·H2O　(3)H2S 　(4)H3PO4
NH3·H2O?? NH4＋＋OH－
HClO?? H＋＋ClO－
H2S?? H＋＋HS－
HS－? H＋＋S2－
Ka1=
c ( H+) .c( HS－)
c(H2S)
Ka2=
c ( H+) .c( S2－)
c(HS－)
Ka1>>Ka2
练一练
知识点一 电离平衡常数
类比化学平衡常数，对于给定的化学反应，化学平衡常数大小通常与温度相关。
电离常数大小受温度影响
推测
温度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
pH计测定不同温度下0.05 mol/L 醋酸的pH，实验结果如下表所示：
分子变大
分母变小
升高温度电离平衡正向移动
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
升高温度电离常数增大
(1)温度对电离平衡常数的影响
知识点一 电离平衡常数
电离常数由物质本性决定
Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN)
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
已知:25 ℃时，相同浓度的CH3COOH溶液与HCN溶液相比较，CH3COOH溶液酸性相对更强
你能比较该温度下CH3COOH、HCN电离常数的大小吗？
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
HCN H+ +CN
(2)物质本身的性质对电离平衡常数起决定作用
知识点一 电离平衡常数
练一练
2.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( )
A．组成相似时电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离平衡常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1A
知识点一 电离平衡常数
CH3COOH的电离常数（25 ℃）
＝1.75×10 5
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
＝6.2×10 10
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
CH3COOH ＞ HCN
酸性：
(1)相同温度下，直接比较弱电解质的相对强弱
HCN的电离常数（25 ℃）
知识点一 电离平衡常数
＜ Ka
c(CH3COOH)
2
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
CH3COOH CH3COO + H+
＝
Ka
2
加水稀释，电离平衡向电离的方向移动
c(CH3COOH)
c(CH3COO )·c(H+)
Ka＝
(2)判断电离平衡移动的方向
例：若将0.1 mol/L 醋酸加水稀释，使其溶质的浓度变为原来的一半，你能判断醋酸电离平衡移动的方向吗？
知识点一 电离平衡常数
(3)比较弱电解质中微粒浓度比值的变化。
增大
K变形减少变量
知识点一 电离平衡常数
（1）电离度 弱电解质在水中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率，称为电离度。
X
X
X
起始
C
0
0
平衡
C-X
X
X
注意：温度越高，电离度越大；稀释溶液，电离度变大。
知识点一 电离平衡常数
(2)利用三段式法求Ka和Kb
C初/mol·L－1 0.2 0 0
C/mol·L－1
C平/mol·L－1
某温度下，氨水的浓度为 2.0 mol·L–1 ， 达到电离平衡时，已电离的NH3·H2O 为1.7×10-3 mol·L–1 。计算该温度下的电离平衡常数。
=
0.2
1.7×10-3
≈
×1.7×10-3
1.4×10-5
1.7×10 3
0.2 1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
1.7×10 3
知识点一 电离平衡常数
3.常温下，将0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀释，请填写下列表达式中的数据变化情况(填“变大”“变小”或“不变”)。
变小
变大
不变
不变
练一练
知识点一 电离平衡常数
【思考与讨论】镁条与等浓度、等体积的盐酸、醋酸的反应
向两个锥形瓶中各加入0.05 g镁条，盖紧橡胶塞，然后用注射器分别注入2 mL 2 mol·L－1盐酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，测得锥形瓶内气体的压强随时间的变化如图所示：
反应初期：盐酸的反应速率比醋酸___
大
反应过程中：盐酸的反应速率始终比醋酸 ，盐酸的反应速率减小 ，醋酸的反应速率减小______。
大
明显
不明显
最终：二者产生的氢气的量基本 ，速率几乎都变为___。
相等
零
知识点二 强酸与弱酸的比较
二、强酸(碱)与弱酸(碱)的比较
1.一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较
项目 c(H＋) pH 中和碱
的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸
醋酸溶液
相同
大 小
小 大
相同
大
小
0.1mol/L
HCl H＋＋Cl－
0 0.1 0.1mol/L
CH3COOH CH3COO－＋H＋
0.1mol/L
a a
知识点二 强酸与弱酸的比较
(2)相同c(H＋)、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
比较
项目 c(H＋) c(酸) 中和碱
的能力 与活泼金属反应产生H2的量 开始与金属反应的速率
盐酸
醋酸溶液
小
大
相同
小
大
少
多
相同
CH3COOH CH3COO－＋H＋
a=0.1mol/L
HCl H＋＋Cl－
0.1mol/L
0.1mol/L
b
b>0.1mol/L
a
知识点二 强酸与弱酸的比较
①加入足量的Zn，H2体积的变化图像
②加水稀释，pH值的变化图像
改变下列条件，请在横线上写出下列曲线代表那种酸的变化曲线
(1)相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸
盐酸　
醋酸
盐酸
醋酸
深 度 思 考
知识点二 强酸与弱酸的比较
改变下列条件，请在横线上写出下列曲线代表那种酸的变化曲线
(2)相同体积、相同c(H＋)的盐酸和醋酸，
盐酸　
醋酸
①加入足量的Zn，H2体积的变化图像
深 度 思 考
7
pH
V(水)
0
盐酸
醋酸
②加水稀释，pH的变化图像
知识点二 强酸与弱酸的比较
练一练
1.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.100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1
D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小
B
知识点二 强酸与弱酸的比较
（2）借助 Q 与 K 的关系，判断电离平衡移动方向
（3）计算相关粒子的浓度
电离常数
影响因素
表达式
作用意义
（1）比较弱电解质的相对强弱
【课 堂 小 结】
1．在0.1mol L-1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：
，对于该平衡，下列叙述正确的
是( )
A．加入少量CH3COONa固体，平衡正向移动，溶液的pH减小
B．加入少量NaOH固体，并恢复到室温，电离平衡常数增大
C．加入少量0.1mol L-1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加热时，CH3COOH的电离平衡常数增大
D
CH3COOH CH3COO + H+
随 堂 训 练
2.已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOH ?CH3COO－＋H＋，要使溶液中
c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　 )
A．加少量烧碱溶液 B．降低温度
C．加少量冰醋酸 D．加水
D
随 堂 训 练
(7)将c(H＋)相同且体积也相同的三种酸，分别与等浓度的NaOH稀溶液反应至pH＝7，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为________。
(6)将c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，c(H＋)由大到小的顺序是________。
(5)当c(H＋)相同、体积相同时，同时加入锌，若产生相同体积的氢气(相同状况)则开始时反应速率__________，反应所需的时间_________。
(4)当c(H＋)相同、体积相同时，分别加入足量锌，相同状况下产生的气体体积由大到小的顺序为________。
(3)当c(H＋)相同时，物质的量浓度由大到小的顺序为_______。
(2)同体积同浓度的三种酸，中和NaOH能力的顺序是________。
3.一定温度下，有 a.盐酸，b.硫酸，c.醋酸三种酸。(用“a” “b” “c” “<” “＝” “>”填写)
(1)当其物质的量浓度相同时，c(H＋)由大到小的顺序是________。
b>a>c
b>a＝c
c>a>b
c>a＝b
a＝b＝c
a＝b>c
c>a＝b
c>a＝b
随 堂 训 练(共21张PPT)
盐类水解的应用
1．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用。
2．能综合运用电离平衡和水解平衡原理，判断溶液中粒子浓度大小关系，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
习
学
目
标
明矾净水：
明矾有净水作用，明矾净水是过去民间经常采用的方法，它的原理是明矾在水中可以电离出Al3+金属离子，而Al3+很容易水解，生成氢氧化铝胶体，氢氧化铝胶体的吸附能力很强，可以吸附水里悬浮的杂质，并形成沉淀，使水澄清。
情 境 导 入
(2)判断酸（碱）的强弱
如：NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10，则酸性HX>HY>HZ
知识点一 盐类水解的应用
Na2CO3溶液：c(Na＋)＞c(CO32-)＞c(OH－)＞c(HCO3-)＞c(H＋)
如：NH4Cl溶液中离子浓度大小顺序为：
c(Cl-)＞c(NH4+ )＞c(H＋)＞c(OH－)
CH3COONa溶液： c(Na＋)＞c(CH3COO-)＞c(OH－)＞c(H＋)
知识点一 盐类水解的应用
三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒
1．电荷守恒（溶液呈电中性）
电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如：NH4Cl溶液： c(NH4+ )+c(H＋)=c(Cl-)+c(OH－)
2．物料守恒
电解质溶液中由于电离或水解因素，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：NH4Cl溶液：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)
3．质子守恒
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如：NH4Cl溶液：c(H＋)=c(OH－)+c(NH3·H2O)
知识点一 盐类水解的应用
写出CH3COONa溶液和Na2CO3溶液中三大守恒的式子
CH3COONa溶液
电荷守恒： c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(CH3COO-)
物料守恒： c(Na＋)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
质子守恒： c(OH－)=c(H＋)+c(CH3COOH)
Na2CO3溶液
电荷守恒： c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(HCO3-)+2c(CO32-)
物料守恒： c(Na＋)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
质子守恒： c(OH－)=c(H＋)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
练一练
知识点一 盐类水解的应用
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
增大c(H+)，可抑制Fe3+的水解。
知识点一 盐类水解的应用
(2)盛放Na2S 、Na2CO3的试剂瓶为什么不能用玻璃塞？NaF溶液能否用玻璃瓶？
注意：实验室贮存碱性溶液的试剂瓶一律使用橡胶塞
注意：NaF溶液一般盛放在塑料容器中！
选择试剂的保存方法：
某些实验试剂贮存时要考虑到盐的水解。如Na2SO3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。
知识点一 盐类水解的应用
(1)为什么FeCl3可用作净水剂？
分析：Fe3+水解生成的Fe(OH)3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大的颗粒而沉降，从而除去水中的悬浮物，起到净水的作用。
明矾[KAl(SO4)2·12H2O]作净水剂也是相同原理。
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
(2)为什么纯碱溶液可以清理油污，加热后去污能力更强？
去油污的是OH-。Na2CO3水解可以生成OH- ，所以Na2CO3溶液可以清理油污。水解反应是吸热的，升温促进Na2CO3水解，使溶液中的c(OH-)增大，去污效果更好。
CO32- + H2O HCO3- + OH- H ＞0
知识点一 盐类水解的应用
(3)铵态氮肥与草木灰（主要成分为K2CO3）混合使用会大大降低氮肥的肥效，原因是什么？
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
草木灰中CO32- 与H+反应，使c(H+)减小，水解平衡向右移动，生成NH3·H2O，NH3·H2O分解产生NH3逸出，造成肥效损失。
知识点一 盐类水解的应用
(4)泡沫灭火器的反应原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液
外筒装有NaHCO3溶液
Al3＋ ＋ 3HCO3－ ＝Al(OH)3↓＋ 3CO2↑
生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫。
混合前
速度快
耗盐少
知识点一 盐类水解的应用
混合后
实验室如何制备Fe(OH)3胶体？
操作：向40 mL沸腾的蒸馏水中逐滴加入5~6滴饱和FeCl3 溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热。
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
（1）制备胶体
(2)工业上用TiCl4制备TiO2
分析：TiCl4 +（x+2）H2O TiO2·xH2O + 4HCl
改变条件使上述平衡右移
工业方法：在制备时加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧可得TiO2。
TiCl4 +（x+2）H2O =TiO2·xH2O ↓ + 4HCl
加热可使上述平衡右移。
知识点一 盐类水解的应用
练一练
1.下列事实，其中与盐类的水解有关的是______________。
①NaHSO4溶液呈酸性；
②长期使用化肥(NH4)2SO4会使土壤酸性增大，发生板结；
③配制CuCl2溶液，用稀盐酸溶解CuCl2固体；
④实验室盛放纯碱溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞；
⑤氯化铵或氯化锌溶液可去除金属制品表面的锈斑；
⑥加热FeCl3·6H2O晶体，往往得不到FeCl3固体。
②③④⑤⑥
知识点一 盐类水解的应用
知识点二 判断盐溶液蒸干时所得的产物
知识点二 判断盐溶液蒸干时所得的产物
2、下列溶液蒸干后，能析出溶质固体的是( )
①FeCl3　 ②Fe2(SO4)3　 ③Ca(HCO3)2　 ④Na2CO3
A.仅①④ B.仅②④
C.仅①② D.仅④
B
练一练
知识点二 判断盐溶液蒸干时所得的产物
【课 堂 小 结】
1、下列事实与盐类水解无关的是(　　)
A．MgCO3可以除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋
B．氯化铁溶液常用作铜印刷电路板的腐蚀剂
C．常用热的纯碱溶液除去油污
D．长期施用硫酸铵易使土壤酸化
B
随 堂 训 练
2、下列应用与盐类水解有关的是(　　)
①明矾和FeCl3可作为净水剂　②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸　③实验室配制AlCl3溶液时，应先把它溶解在较浓的盐酸中，然后加水稀释　④NH4Cl与ZnCl2溶液可作为焊接中的除锈剂　⑤实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不用玻璃塞　⑥用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作为泡沫灭火剂　⑦长期使用硫酸铵，土壤酸性增强　⑧草木灰与铵态氮肥不能混合施用
A．①④⑦ B．②⑤⑦ C．③⑥⑦ D．全有关
D
随 堂 训 练
C
随 堂 训 练(共29张PPT)
溶液的酸碱性与pH
1．结合实例，能判断溶液的酸碱性及pH，掌握检测溶液pH的方法。
2．能进行溶液pH的简单计算，能调控溶液的酸碱性。
3．能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用。
习
学
目
标
pH是c(H+)的负对数，即：pH＝-lgc(H+)
pH不能表征溶液的酸碱性，那么溶液的酸碱性与什么有关呢？
情 境 导 入
根据常温时水的电离平衡，运用平衡移动原理分析下列问题。
(1)酸性溶液中是否存在OH-？碱性溶液中是否存在H+？试解释原因
体系 纯水 向纯水中加入少量盐酸 向纯水中加入少量氢氧化钠溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+)和c(OH-)的大小比较
增大
增大
减小
减小
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)都存在；因为水存在电离平衡，酸碱中只是水的电离平衡发生了移动
知识点一 溶液的酸碱性
(2)比较下列情况中，c(H+)和c(OH-)的值或变化趋势(增大或减小）
溶液的酸碱性由c(H+)和c(OH-)相对大小决定
c(H+) ＝ c(OH-)
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
中性
酸性
碱性
任何水溶液中都有H＋和OH－
知识点一 溶液的酸碱性
1、常温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)水=10-12 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 c(H+)的可能值 ？
解答： c(H+)水= c(OH-)水=10-12 mol/L
若c(H+)aq=c(H+)水= 10-12 mol/L 则 c(OH-)aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性
若c(OH-)aq=c(OH-)水= 10-12 mol/L 则 c(H+)aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性
练一练
知识点一 溶液的酸碱性
*
是否还可以通过pH与7的大小来判断溶液的酸碱性呢？
可以，但必须是常温下
pH是c(H+)的负对数，即：pH＝-lgc(H+)
pH的适用范围：c(H+)和c(OH-)都较小的稀溶液(小于1mol/L)
（1）pH的计算公式：
pH的意义：
pH越小，c(H+)越大，溶液的酸性越强
pH越大，c(H+)越小，溶液的碱性越强
知识点二 溶液的酸碱性与pH的关系
c(H+)
100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
适用范围
知识点二 溶液的酸碱性与pH的关系
(3)溶液pH的测定方法
①酸碱指示剂法(只能粗略测定溶液的pH范围，不能准确测定出pH的具体值)
知识点二 溶液的酸碱性与pH的关系
②pH试纸法
广泛pH试纸
精密pH试纸
知识点二 溶液的酸碱性与pH的关系
③pH计
pH计，又叫酸度计，可精密测量溶液的pH，其量程为0～14。
注意广泛 pH 试纸与 pH 计读数上的差异
知识点二 溶液的酸碱性与pH的关系
*
练一练
2.在水的电离平衡中,c(H+)和c(OH-)的关系如图所示:B点的pH= 。，溶液显 (填“酸性”“中性”“碱性” 或“不确定”);若C点处于直线AB上,则C点溶液显________(填“酸性”“中性”“碱性” 或“不确定”);
6
知识点二 溶液的酸碱性与pH的关系
中性
中性
知识点三 溶液pH的计算
解：①∵ c (H+) ＝0.005×2＝0.01
∴ pH＝-lg0.01＝2
②∵ c(OH-)＝0.005×2＝0.01
∴ pH＝-lg 10-12= 12
或∵ c(OH-)=0.005×2=0.01
∴ pOH=-lg 0.01=2
pH=14-2=12
知识点三 溶液pH的计算
(4)a mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH为_____________。
(3)将8 g NaOH固体溶于水得到2 L溶液,其p为_______。
(2)pH=4的盐酸中,c(H+)=________________, c(H+)水=
__________________。
练一练
3.在常温下,(1)c(H+)=1.0×10-3mol·L-1的某溶液中,c(OH-）=__________________。pH为______。
1.0×10-11mol·L-1　
1.0×10-4 mol·L-1　
13
15-lg5+lga
知识点三 溶液pH的计算
1.0×10-10mol·L-1
3
（2）混合溶液pH的计算
①强酸混合，先求 ，再计算pH =
-lgc(H+)
②强碱混合，先求 ，再求c(H+)，最后计算pH = -lgc(H+)
知识点三 溶液pH的计算
例2.计算10mL0.1mol/LHCl和10mL0.05mol/LH2SO4混合溶液的pH
解： c(H+)Ⅰ=0.1×1=0.1 mol/L c(H+)Ⅱ=0.05×2=0.1 mol/L
c(H+)混合＝
pH ＝ - lg 0.1 ＝ 1
1.pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH=　　。
2.3
2.3
【结论】两种pH不同的强酸等体积混合时ΔpH≥2时，pH混=pH小+0.3
知识点三 溶液pH的计算
2.pH=2的盐酸和pH=5的硫酸溶液等体积混合后，所得溶液的pH=　　。
例3.25℃时，将pH=8的氢氧化钠溶液与pH=10的氢氧化钠溶液等体积混合，混合后溶液的pH=______。
【提示】c(OH-)=（1×10-6+1×10-4)/(1+1) =5×10-5 mol/L
方法一：
pH=-lgKW/c(OH-)
=-lg[10-14/(5×10-5)]
=-lg(2×10-10)
=10-lg2=9.7
方法二：
pOH=-lgc(OH-)
=-lg(5×10-5)
=5-lg5=4.3
pH=14-pOH=9.7
9.7
知识点三 溶液pH的计算
5.pH=13的Ba(OH)2 溶液与pH=10的NaOH溶液按体积比1∶1混合后的pH是________。
4.pH=11的Ba(OH)2 溶液与pH=9的NaOH溶液按体积比1∶1混合后的pH是________。
10.7
12.7
【结论】两种pH不同的强碱等体积混合时ΔpH≥2 时，pH混=pH大-0.3
练一练
知识点三 溶液pH的计算
（3）强酸与强碱混合
先计算酸溶液中n(H＋)和碱溶液中n(OH－)，判断酸碱反应后是酸剩余还是碱剩余还是酸碱恰好完全反应。
若n(H＋)>n(OH－),则酸剩余，计算混合溶液中剩余的c(H＋)， 再计算pH＝-lg c(H＋)
若n(H＋)的c(OH－)，c(H＋)= ，再计算pH＝-lg c(H＋)
若n(H＋)=n(OH－),则酸碱恰好完全反应，溶液显中性，常温下溶液的pH=7。
先定性判断，后定量计算
知识点三 溶液pH的计算
例4.常温时，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L 的H2SO4溶液等体积混合，求混合溶液的pH。
n(H+）=2c(H2SO4）V=0.12V
解：
设两溶液的体积都为V
n(OH—）=c(NaOH）V=0.1V
因为0.12V＞0.1V 所以酸过量
c(H+）=
n（H+）—n（OH-）
V(总）
=
0.12V—0.1V
2V
=10-2mol/L
pH =2
知识点三 溶液pH的计算
6.常温时，0.1mol/L的盐酸和0.06mol/L的Ba(OH)2溶液等体积混合，求混合溶液的pH。
解：
n(OH—）=2c(Ba(OH)2）V=0.12V
设两溶液的体积都为V
n(H+）=c(HCl）V=0.1V
因为0.12V＞0.1V 所以碱过量
c(OH—）=
n（OH—）—n（H+）
V(总）
=
0.12V—0.1V
2V
=10-2mol/L
pH=－lgc（H+）=12
c（H+）=10-12mol/L
练一练
知识点三 溶液pH的计算
（1）pH = a 的强酸溶液，稀释10m 倍，pH=a+m（室温下，a+m＜7）
pH = a 的弱酸溶液，稀释10m 倍，a＜pH＜a+n（室温下，a+m＜7）
酸怎么稀释也变不成碱，碱怎么稀释也变不成酸
(4)酸、碱稀释时 pH 变化规律
（2）pH = b 的强碱溶液，稀释10n 倍，pH =b-n（室温下，b-n＞7）
pH = b 的弱酸溶液，稀释10n 倍，b-n＜pH＜b（室温下，b-n＞7）
知识点三 溶液pH的计算
①强酸、弱酸溶液的稀释：
②强碱、弱碱溶液的稀释：
pH变化大的是强
变化小的是弱
知识点三 溶液pH的计算
7．室温下，有关pH计算结果一定正确的是
①强酸pH=a，加水稀释到10n倍，则pH=a+n
②弱酸pH=a，加水稀释到10n倍，则pH③强碱pH=b，加水稀释到10n倍，则pH=b n
④弱碱pH=b，加水稀释到10n倍，则pH>b n(b n>7)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
D
练一练
知识点三 溶液pH的计算
【课 堂 小 结】
1.25 ℃时，将某强酸和某强碱溶液按1∶10的体积比混合后，溶液恰好呈中性，则混合前此强酸和强碱的pH和为(　　)
A．12　　　B．13　　　C．14　　　D．15
B
2.某温度下，纯水中c(H+)=1.0×10-6 mol/L。该温度时，0.01mol/L的HCl溶液中，pH=____；0.01mol/L的NaOH溶液中，pH=____。
2
10
随 堂 训 练
3、pH＝2的两种弱酸HA、HB加水稀释后，溶液pH随加水量变化的曲线如下图所示。则下列叙述正确的是(　　)
A
A．电离常数HA>HB
B．等体积的HA和HB与等浓度的NaOH反应，HA消耗的NaOH多
C．等体积的HA和HB与足量的Zn反应，HA生成的氢气多
D．两种酸的物质的量浓度相同
随 堂 训 练
(2)B对应温度下，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝______。
10∶1
9∶11
随 堂 训 练

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