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第二节 水的电离和溶液酸碱性（第一课时）
【学习目标】1.理解水的电离、水的电离平衡，了解水的离子积Kw的含义
2.掌握c(H+)和c(OH-)与溶液酸碱性的关系；初步学会有关水的离子积的简单计算。
【重点、难点】：水的离子积，c(H+)、c(OH-)与溶液酸碱性的关系。
【复习】醋酸是弱酸，在溶液中存在如下电离平衡；CH3COOH CH3COO-+H+，当改变以下外界条件：①加少量盐酸；②加适量水；③适当加热，分别对醋酸的电离平衡有什么影响？
【学习过程】
[探究1]：用灵敏电流计测定纯水的导电性。现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。
说明：能导电，但极微弱。
结论：水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH― ，发生电离的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：
一、水的电离
水是一种极弱电解质，电离方程式可表示为：
或简写成 ：
写出水的电离常数表达式 ：
与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。
2．水的离子积常数：
在25℃时，实验测得1L纯水只有 mol H2O电离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝ mol/L。电离前后， H2O的物质的量几乎不变，c（ H2O）可以看做是个常数，常数乘以常数必然为一个新的常数，用 表示，即为水的离子积常数，简称水的离子积。
t℃　 Kw = c（H+）·c（OH—）
由于250C时，c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L
所以250C时，Kw = c（H+）·c（OH—）=
3、影响水的电离平衡的因素
[探究2]：观察下表的数据：
t(℃) 0 10 20 25 40 50 90 100
Kw/10-14 0.134 0.292 0.681 1.01 2.92 5.47 38.0 55.0
从以上数据中发现什么递变规律？
以上数据说明温度与水的电离程度之间存在什么关系？
[小结]：在 H2OH++OH-中：
升高温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____。
降低温度，水的电离程度______，水的电离平衡向____移动，Kw_____。
【结论】 温度越高，Kw ；Kw在一定温度下是个 。
水的电离是一个 过程， 升高温度， 水的电离。
对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是 性水。（填：酸、碱、中）
注意：水的离子积常数虽然是定值，但它是相对的，当外界条件改变时，这一数值要发生变化。如不指明温度，一律按常温(250C)考虑（即Kw按1×10-14计算）。
[探究3]：比较下列情况下，对于温度不变时电离平衡　H2O H+ +OH-中C(H+) 和C(OH—)的值或变化趋势。
c(H+) c(OH-) c(H+)与c(OH-)大小比较 Kw 酸碱性 水的电离平衡
蒸馏水 蒸馏水
加酸后
加碱后
1、在上述不同情况下，Kw是否变化？为什么？
2、有哪些方法可以抑制水的电离？
【结论】：①KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：
C(H＋)水 == C(OH―)水 KW== C(H＋)溶液·C(OH―)溶液
②水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
③任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，c(H+)与c(OH—)此增彼长，且Kw = c(H+)·c(OH—)不变
④判断溶液酸碱性强弱的依据是什么？
溶液的酸碱性：
酸性溶液：c (H+) ______ c (OH—)， c (H+) ______ 1.0×10-7mol/L
碱性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.0×10-7mol/L
中性溶液：c (H+) ______ c (OH—) ，c (H+) ______ 1.0×10-7mol/L
二、溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系
【思考】酸性溶液中是否有OH-存在？碱性溶液中是否有H+存在？
纯水中，c(H+)、c(OH-)均来自于水的电离，在酸性、碱性溶液中，c(H+)、c(OH-)来自于哪里？
【探究4】比较下列情况下，溶液中c(H+) 和c(OH-)的值。
水电离出c(H+) 水电离出c(OH-) 酸电离出c(H+) 碱电离出c(OH-)
纯水 —— ——
0.1 mol/L盐酸 ——
0.1mol/LNaOH ——
【结论】：盐酸中，由HCl电离产生的c(H+)远远 纯水电离产生的c(H+)，溶液中c(H+)仍以盐酸为主，而水电离出的H+因为太少而被忽略不计。所以Kw= c(H+)·c(OH-)中，c(H+)为 电离出的c(H+)，c(OH-)为 电离出的c(OH-)。
同理，氢氧化钠溶液中Kw= c(H+)·c(OH-)中，c(OH-)为 电离出的c(OH-)，c(H+)为 电离出的c(H+)。
★且由水电离出的c(H+)=c(OH-)。
【练习1】：
（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？
（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？
（3）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？
【练习2】：在纯水中c(H+)= c(OH-)＝1×10-7mol/L（常温下），为什么在加入酸之后，水电离产生的H+和OH-减少？试从电离平衡的角度分析。
【归纳总结】：在任何水溶液中c(H+)和c(OH-)是永远共存的，它们既相互依存又相互制约，溶液显什么性，应取决于H+ 与OH-浓度大小关系：当c(H+)＞c(OH-)时，H+ 占主导地位，溶液显酸性；当 c(H+)＜c(OH-)时，OH-占主导地位，溶液显碱性；当c(H+)＝c(OH-)时，溶液显中性。
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．下列说法正确的是(　　)
A．水的电离方程式：H2O===H＋＋OH－
B．升高温度，水的电离程度增大
C．在NaOH溶液中没有H＋
D．在HCl溶液中没有OH－
2．下列说法正确的是(　　)
A．强酸的水溶液中不存在OH－
B．pH＝0的溶液是酸性最强的溶液
C．在温度不变时，水溶液中c(H＋)和c(OH－)不能同时增大
D．某温度下，纯水中c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，其呈酸性
3．水的电离过程为H2OH＋＋OH－。在25℃时，水的离子积：KW＝1.0×10－14 mol2·L－2；在35℃时，水的离子积：KW＝2.1×10－14 mol2·L－2，则下列叙述正确的是(　　)
A．c(H＋)随着温度的升高而减小
B．35℃时，c(H＋)＜c(OH－)
C．35℃时的水比25℃时的水电离程度小
D．水的电离是吸热的
4．常温下，下列四种溶液：①pH＝0的盐酸，②0.1 mol·L－1的盐酸，③0.01 mol·L－1的NaOH溶液，④pH＝11的NaOH溶液中，由水电离生成的H＋的物质的量浓度之比为(　　)
A．1∶10∶100∶1 000 B．0∶1∶12∶11
C．14∶13∶12∶11 D．14∶13∶2∶1
5．用pH试纸测定某无色溶液的pH时，规范的操作是(　　)
A．将pH试纸放入溶液中，观察其颜色变化，跟标准比色卡比较
B．将溶液倒在pH试纸上跟标准比色卡比较
C．用干燥的洁净玻璃棒蘸取溶液，滴在pH试纸上，跟标准比色卡比较
D．在试管内放入少量溶液，煮沸，把pH试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较
6．下列叙述正确的是(　　)
A．无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H＋)×c(OH－)＝1×10－14 mol2·L－2
B．c(H＋)等于1×10－7 mol·L－1的溶液一定是中性溶液
C．0.2 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍
D．任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸性的强弱
7．把0.05 mol NaOH固体分别加入到100 mL下列液体中，溶液的导电能力变化最小的是(　　)
A．自来水
B．0.5 mol·L－1的盐酸
C．0.5 mol·L－1的 CH3COOH溶液
D．0.5 mol·L－1 的KCl溶液
8．向纯水中加入少量NaHSO4，在温度不变时，溶液中(　　)
A．c(H＋)/c(OH－)增大
B．c(H＋)减小
C．水中c(H＋)与c(OH－)的乘积增大
D．c(OH－)增大
9．25℃时，在0.01 mol·L－1的硫酸溶液中，水电离出的H＋浓度是(　　)
A．5×10－13 mol·L－1 B．0.02 mol·L－1
C．1×10－7 mol·L－1 D．1×10－12 mol·L－1
10．氢离子浓度相同的等体积的两份溶液A和B；A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是(　　)
①反应所需的时间B>A　②开始反应时的速率A>B　③参加反应的锌的物质的量A＝B　④反应过程的平均速率B>A　⑤盐酸里有锌剩余　⑥醋酸里有锌剩余
A．③④⑤ B．①③④⑥
C．②③⑤ D．②③⑤⑥
11．25℃的下列溶液中，碱性最强的是(　　)
A．pH＝11的溶液
B．c(OH－)＝0.12 mol·L－1
C．1 L中含有4 g NaOH的溶液
D．c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1的溶液
12．在25℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13 mol·L－1，下列有关该溶液的叙述，正确的是(　　)
A．该溶液可能呈酸性
B．该溶液一定呈碱性
C．该溶液的pH一定是1
D．该溶液的pH不可能为13
13．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG＝lg，则下列叙述正确的是(　　)
A．中性溶液的AG＝1
B．酸性溶液的AG＜0
C．常温下0.1 mol·L－1 NaOH溶液的AG＝12
D．常温下0.1 mol·L－1盐酸溶液的AG＝12
14．在由水电离产生的H＋的浓度为1×10－13 mol·L－1的溶液中，一定能大量共存的离子组是(　　)
① K＋、Cl－、NO、S2－　② K＋、Fe2＋、I－、SO
③ Na＋、Cl－、NO、SO　④Na＋、Ca2＋、Cl－、HCO　 ⑤ K＋、Ba2＋、Cl－、NO
A．①③ B．③⑤ C．③④ D．②⑤
15.在水的电离平衡中，c(H＋)和c(OH－)的关系如图所示：
(1)A点水的离子积为1×10－14 mol2·L－2，B点水的离子积为________。造成水的离子积变化的原因是__________________________________。
(2)100℃时，若向溶液中滴加盐酸，能否使体系处于B点位置？为什么？
　
　
　
　
(3)100℃时，若盐酸中c(H＋)＝5×10－4 mol·L－1，则由水电离产生的c(H＋)是多少？
　
16．浓度为0.1 mol·L－1的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，试回答：
(1)三种溶液中c(H＋)依次为a mol·L－1，b mol·L－1，c mol·L－1，其大小顺序为________。
(2)等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH溶液反应，生成的盐的物质的量依次为n1 mol，n2 mol，n3 mol，它们的大小关系为________。
(3)中和一定量NaOH溶液生成正盐时，需上述三种酸的体积依次是V1L、V2L、V3L，其大小关系为
________________________________________________________________________。
(4)与锌反应时产生氢(气)的速率分别为v1、v2、v3，其大小关系为________。
【拓展提高】
17．已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的pH＝________；
(2)HA的电离平衡常数K＝________；
(3)升高温度时，K将______(填“增大”、“减小”或“不变”)，pH将______(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(4)由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的________倍。
18．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH>7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
(1)已知水中存在如下平衡：
H2O＋H2OH3O＋＋OH－　ΔH>0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是________(填字母)。
A．向水中加入NaHSO4
B．向水中加入Cu(NO3)2
C．加热水至100℃[其中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1]
D．在水中加入(NH4)2SO4
(2)现欲测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显______色，溶液呈__________性(填“酸”、“碱”或“中”)；若用pH计测定，则pH________7(填“>”、“<”或“＝”)，溶液呈________性(填“酸”、“碱”或“中”)。
【参考答案】
1．B　2.C　3.D　4.A　5.C　6.A
7．B　8.A　9.A　10.A　11.B　12.A
13．D　[中性溶液中＝1，AG＝0；酸性溶液中，＞1，AG＞0；常温下0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液中，＝10－12，AG＝－12；常温下0.1 mol·L－1的盐酸溶液中，＝1012，AG＝12。]
14．B
15．(1)1×10－12 mol2·L－2　水的电离要吸热，温度升高，水的电离程度增大，即离子积增大
(2)否，在盐酸中c(H＋)≠c(OH－)，所以不在B点。
(3)2×10－9 mol·L－1
16．(1)a＝>c(或b>a>c)
(2)n1＝n2＝n3
(3)V1＝2V2＝V3(或V1＝V3>V2)
(4)v2>v1>v3
解析　(1)这三种酸中盐酸与硫酸为强酸，完全电离，故盐酸中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，硫酸中c(H＋)＝0.2 mol·L－1，而醋酸是弱酸，存在电离平衡，部分电离，c(H＋)<0.1 mol·L－1。
(2)等浓度等体积的三种酸，其物质的量也相等，所以其生成盐的物质的量也相等。
(3)生成正盐是指与这些酸中的H＋完全反应，由于硫酸是二元酸，另外两种都是一元酸，所以在等体积的前提下，硫酸中的H＋的物质的量是另外两种酸的两倍，因此中和一定量的NaOH所需硫酸的体积是另外两种酸体积的一半。
(4)c(H＋)越大，产生H2速率越快，由(1)知v2>v1>v3。
17．(1)4　(2)1×10－7 mol·L－1　(3)增大　减小　(4)106
解析　(1)HA电离出的c(H＋)＝0.1×0.1% mol·L－1＝1×10－4 mol·L－1，pH＝－lg(1×10－4)＝4；(2)电离平衡常数K＝＝＝1×10－7 mol·L－1；(3)因HAH＋＋A－，电离过程是吸热的，所以升高温度，c(H＋)、c(A－)均增大，则K增大，而pH减小；(4)c(H＋)HA＝1×10－4 mol·L－1。c(H＋)水＝c(OH－)＝＝1×10－10 mol·L－1，所以c(H＋)HA∶c(H＋)水＝(1×10－4)∶(1×10－10)＝106。
18．(1)B、D　(2)淡黄　中　<　中
解析　(1)A加入NaHSO4后，c(H＋)增大，水电离平衡逆移；B中加入Cu(NO3)2，溶液消耗OH－，平衡正移，溶液呈酸性；C中平衡正移，但溶液依然为中性；D中加入(NH4)2SO4，消耗OH－，平衡正移且呈酸性。(2)沸水仍呈中性，故用pH试纸测定应呈本来颜色；若用pH计测定，应小于7。第三章 第一节 弱电解质的电离（第2课时）
【学习目标】1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论；
2、掌握影响电离平衡移动的因素；
3、了解电离平衡常数及其意义。
【学习重难点】 影响电离平衡移动的因素
【学习过程】
二、弱电解质的电离
［探究1］实验：用两支试管分别取0.1 mol/L的盐酸溶液和0.1mol/L的醋酸溶液各
5 mL，测其溶液的pH 。盐酸溶液pH = ；醋酸溶液pH = 。
【结论】：强电解质——HCl在水中是 电离的；弱电解质——CH3COOH在水中只有 分子发生电离。
［探究2］ 实验：取上述盛有剩余溶液的两支试管，在盛有盐酸的试管内加入0.5克NaCl 晶体，在盛有醋酸的试管内加入0.5克CH3COONH4 晶体，充分振荡后，测其溶液的pH 盐酸溶液pH = ；醋酸溶液pH = 。
【结论】：由于c（CH3COO—）增大，c(H+)减小，导致pH明显变大。证明：醋酸的电离是可逆的
1．定义：电离平衡：
以醋酸为例：写出醋酸的电离方程式：
CH3COOH加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成 和 ，与此同时，电离出的CH3COO—和H+又会结合成 分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐 ，而CH3COO— 和H+浓度会逐渐 ，所以，CH3COOH的电离速率会逐渐 ，CH3COO— 和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐 ，即CH3COOH的电离过程是可逆的。这一平衡的建立过程，同样可以用速率～时间图来描述。如右图。
分析一元弱酸（设化学式为HA）、一元弱碱（设化学式为BOH）的电离平衡过程，并完成下列问题：
1）写出弱酸、弱碱的电离方程式：弱酸：
弱碱：
2）填写课本表的空白。
2、电离平衡的特征：
(1) 逆 — 弱电解质的电离是可逆的
(2) 等 — V电离=V结合≠ 0
(3) 动 — 电离平衡是一种动态平衡
(4) 定 — 条件不变，溶液中各分子、离子的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
(5) 变 ---电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。
3、影响因素：
(1) 内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。
(2) 外因：① 温度：因为电离是吸热的，因此升温 （填“促进”或“抑制”）电离。电离程度将增大。
②浓度：溶液稀释有利于电离，即电解质溶液浓度越小，电离程度越大。即稀释 （填“促进”或“抑制”）电离。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质， 将 （填“促进”或“抑制”）电离。
④加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动即 （填“促进”或“抑制”）电离。
4、一元强酸与一元弱酸的比较：
(1)相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl CH3COOH
C（H+）
中和酸所用NaOH的物质的量
与过量Zn反应产生H2的体积
与Zn反应的起始反应速率
(2) 相同C(H+)、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl CH3COOH
酸的浓度
中和所用NaOH的物质的量
与过量Zn反应产生H2的体积
与Zn反应 起始反应速率
反应过程速率
三、电离平衡常数和电离度
1、电离平衡常数：是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值，用K表示。
如： HA H+ + A-
电离平衡常数的表达式：
注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；
（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；即同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越 （填“大”或“小”）；电离平衡常数要在相同温度下比较。 若不指明温度，一般指25℃。
【 探究3】：实验3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象：
结论：酸性： 。
(3) 同一温度下，相同浓度的不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但不一定其溶液中离子浓度大，也不一定溶液的导电性强。
(4)多元弱酸电离平衡常数： 看课本43页表格 知 K1＞K2＞K3，
因此多元弱酸的 酸性主要由第一步电离决定。
电离更难的原因： a、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＋ 离子电离困难的多；
b、一级电离出的H＋ 抑制了二级的电离。
2、电离度
注：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。
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1、在0.1mol/L CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO―+H＋ ，对于该平衡，下列叙述正确的是 ( )
A、加入水时，平衡逆反应方向移动
B、加入少量的NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C、加入少量0.1 mol/L HCl溶液，溶液中C(H＋)减少
D、加入少量CH3COONa 固体，平衡向正反应方向移动
2、当溶液中HS－＋H2OS2－＋H3O＋达到平衡时，欲使c(S2－)增大，可加入 ( )
A. Cu2＋ B. CO C. H2O D. HCl
3、在18℃时，H2SO3的Kl＝1.5×10-2、K2＝1.0×10-7，H2S的Kl＝9.1×10-8、K2＝1.1×10-12，则下列说法中正确的是 ( )
A. 亚硫酸的酸性弱于氢硫酸 B. 多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C. 氢硫酸的酸性弱于亚硫酸 D. 多元弱酸的酸性主要由第二步电离决定
4、一定量的盐酸与过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成Ｈ2的总量，可向盐酸中
加入适量的 ( )
Ａ．NaOH(S) Ｂ．H2O Ｃ．NH4Cl(S) Ｄ．CH3COONa(S)
5、使某弱酸HX的电离程度增大，溶液中的C（H+）减小的措施有 ( )
A．加水稀释 B.加NaX C.加热 D.加镁粉
6、欲使醋酸溶液中的CH3COO- 浓度增大,且不放出气体,可加入的少量固体是 ( )
A. NaOH B. NaHCO3 C. CH3COOK D. Mg
7、用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随水的量增加而减小的是 ( )
A. C（OH-）/C（NH3·H2O） B. C（NH3·H2O）/C（OH-）
C. C（OH-） D. n（OH-）
8、在含有酚酞的0.1 mol/L氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色 ( )
A.变蓝色 B. 变深 C.变浅 D.不变
9、化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂
HIn（溶液、红色） H+（溶液）+ In－（溶液、黄色）
浓度为0.02 mol/L的下列各溶液①盐酸 ②石灰水 ③NaCl溶液 ④NaHSO4溶液
⑤NaHCO3溶液 ⑥氨水 其中能使指示剂显红色的有 ( )
A．①④⑤ B．②⑤⑥ C．①④ D．②③⑥
10、在100mL0.1mol/L的氨水中,欲使氨水的电离度变大,而溶液的碱性减弱,可采用的是 ( )
A.加热 B.加水 C.加少量NH4Cl固体 D.加CH3COOH溶液
11、现有H+ 浓度相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸溜水稀释，至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的H+ 浓度仍然相等，则m和n的关系是 ( )
Ａ．m ＞ n Ｂ．m ＝ n Ｃ．m＜ n Ｄ．无法确定
12、同物质的量浓度,同体积的HCl和醋酸,分别与过量同情况的Na2CO3 固体反应时,下列叙述正确的是 ( )
Ａ．反应速率HCl＞ CH3COOH
Ｂ．气泡逸出速率 CH3COOH ＞ HCl
Ｃ．在相同条件下两酸产生的CO2的体积相同
Ｄ．如果两酸的C(H+)同时，两酸物质的量浓度HCl ＞ CH3COOH
13、在同一温度下，某弱电解质溶液a，强电解质溶液b，金属导体c的导电能力相同。当升高温度后，它们的导电能力将是 ( )
A．a＞b＞c B．a＝b＝c C．c＞a＞b D．b＞a＞c\
14、用0.1mol·L－1 NaOH 溶液完全中和物质的量浓度相等的下列溶液各100mL。需NaOH溶液体积( )
A．中和盐酸的最大 B．中和硝酸的最大 C．中和醋酸的最大 D．一样大
15、下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是 ( )
A．电离平衡常数(K)只与弱电解质本身和温度有关
B．电离平衡常数(K)随浓度的变化而变化
C．电离平衡常数(K)越大标志着该电解质电离程度越小
D．电离平衡常数(K)只与弱电解质本身有关,与其它外部因素无关
16、将C(H+)相同，溶液体积也相同的两种酸溶液（甲：盐酸；乙：醋酸）分别与锌反应，，若最后有一溶液中有锌剩余，且放出的气体一样多，对此有如下判断：
（1）反应所需时间：乙 < 甲 （2）开始时反应速率：甲 > 乙（3）参加反应的锌的质量：甲 = 乙
（4）整个反应阶段的平均速率：乙 > 甲 （5）盛盐酸的容器中有锌剩余 （6）盛醋酸的容器中有锌剩余. 以上判断正确的是 ( )
A．(1)(2)(3)(5) B．(1)(3)(5) C．(2)(3)(6) D．(1)(3)(4)(5)
17、写出多元弱酸H3PO4各步电离的电离平衡常数的表达式：
H3PO4 H+ + H2 PO4-- K1= H2PO4- H+ + H PO42-- K2=
HPO42- H+ + PO43- K3= K1、K2、K3 三者的关系式：K1 K2 K3
18、（1）甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L，则甲、乙两瓶氨水C（OH-）之比 10（填“大于”、“等于”或“小于”）
（2）某一元弱酸A和二元强酸B的C（H+）相等，若将两溶液稀释相同的倍数，其溶液的C（H+）A B（填“大于”、“等于”或“小于”），其原因是
。
【拓展提升】
19、25℃时，50mL 0.10mol/L的醋酸中存在着如下平衡：CH3COOHCH3COO―+H＋。若分别作如下改变，对上述平衡有何影响？
(1) 加入少量冰醋酸，平衡将______，溶液中C(H＋)将_______
(2) 加入一定量蒸馏水，平衡将______，溶液中C(H＋)将_____
(3) 加入少量加CH3COONa (s)，平衡将______，溶液中C(H＋)将_____
(4) 加入20 mL 0.10mol/L的NaCl溶液，平衡将______，溶液中C(H＋)将____
(5) 加入少量加NaOH(s)，平衡将______，溶液中C(H＋)将_____
20、25℃时,在0.5L0.2mol/L的HA溶液中,有0.01mol的HA电离成离子,求该温度下HA的电离常数.第三章 第四节 难溶电解质的溶解平衡（第一课时）
沉淀溶解平衡和溶度积
【学习目标】1.掌握难溶电解质的溶解平衡；
2.理解难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡特点，正确理解和掌握溶度积KSP的概念,会运用溶度积进行有关计算。
【学习重、难点】难溶电解质的溶解平衡。
【学习过程】
一：Ag＋和Cl-的反应能进行到底吗？
1．溶解度和溶解性：难溶电解质和易溶电解质之间并无 的界限，溶解度小于 的称为难溶电解质，离子相互反应生成 电解质，可以认为是完全反应。
在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度
2．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真正能进行到底？
AgCl在溶液中存在两个过程，一方面，在水分子作用下，少量 脱离AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的 受AgCl表面正负离子的 ，回到AgCl的表面析出 。一定温度下，AgCl饱和溶液建立下列动态平衡的反应式：AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq）沉淀、溶解之间由于动态平衡的存住，决定了 反应不能完全进行到底。
3．溶解平衡的特征：
逆：溶解平衡是 一个 等：溶解速率和沉淀速率
定：平衡状态时，溶液中各种离子的浓度
动：动态平衡，溶解速率和沉淀速率是一个
变：当外界条件改变，溶解平衡____________________
注意：难溶强电解质的电离方程式用“＝”如：AgCl ，溶解平衡：AgCl（s） Cl-（aq）＋Ag＋（aq）；电离平衡：AgCl＝Cl- ＋Ag＋
4.影响平衡的因素：
影响因素 沉淀溶解平衡 电离平衡
内 因 电 解 质 本 身 的 性 质
外因 温 度 温度升高，多数溶解平衡向溶解的方向移动 温度升高正向移动
稀 释 向溶解的方向移动 正向移动
同离子效 应 加入相同离子，向生成沉淀的方向移动 逆向移动
二、溶度积（Ksp）
1.概念：
一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。
2.表达式：
对于沉淀溶解平衡MmAnmMn+(aq)+nAm-(aq)，参照电离平衡原理得平衡常数：Ksp =
3.溶度积规则：
比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电解质在给定条
件下沉淀能否生成或溶解。
Qc＞Ksp时
Qc＝Ksp时
Qc＜Ksp时
4.影响溶度积的因素：
Ksp 只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中的离
子浓度的变化能使平衡移动，并不改变Ksp 。
5.溶度积的物理意义：
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大则难溶电解质在水中的溶解能力越强。但对化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比不相同的电解质，则不能直接由它们的溶度积来比较溶解能力的大小，必须通过具体计算确定。下表是几种难溶电解质的溶度积以及溶解能力的比较：
沉淀溶解平衡 Ksp（18～25℃） 溶解能力比较
AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq） 1.8×10-10mol2.L-2 AgCl> AgBr > AgI
AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq） 5.0×10-13mol2.L-2
AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq） 8.3×10-17mol2.L-2
Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）＋2OH-（aq） 1.8×10-11mol3.L-3 Mg(OH)2 > Cu(OH)2
Cu(OH)2（s） Cu 2+（aq）＋2OH-（aq） 2.2×10-20mol3.L-3
练习： Al(OH)3为两性氢氧化物，在水溶液中存在酸式电离和碱式电离两种形式，试根据平衡移动原理，解释下列有关问题：
向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，其原因是：
（2）向Al(OH)3沉淀中加入苛性钠，沉淀溶解，其原因是：
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．对“AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)”的理解正确的是(　　)
①说明AgCl没有完全电离，AgCl是弱电解质
②说明溶解的AgCl已完全电离，是强电解质
③说明Cl－与Ag＋的反应不能完全进行到底
④说明Cl－与Ag＋可以完全进行到底
A．③④ B．③ C．①③ D．②④
2．在含有浓度均为0.01 mol·L－1的Cl－、Br－、I－离子的溶液中，缓慢且少量的加入
AgNO3稀溶液，结合溶解度判断析出三种沉淀的先后顺序是(　　)
A．AgCl、AgBr、AgI B．AgI、AgBr、AgCl
C．AgBr、AgCl、AgI D．三种沉淀同时析出
3．难溶电解质AB2的饱和溶液中，c(A2＋)＝x mol·L－1，c(B－)＝y mol·L－1，则Ksp(AB2)为(　　)
A.xy B．xy C．xy2 D．4xy2
4．下列说法正确的是(　　)
A．在一定温度下AgCl水溶液中，Ag＋和Cl－浓度的乘积是一个常数
B．AgCl的Ksp＝1.8×10－10 mol2·L－2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag＋)＝c(Cl－)且
Ag＋与Cl－浓度的乘积等于1.8×10－10 mol2·L－2
C．温度一定时，当溶液中Ag＋和Cl－浓度的乘积等于Ksp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液
D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，Ksp值变大
5．AgCl和Ag2CrO4的溶度积分别为1.8×10－10 mol2·L－2和2.0×10－12 mol3·L－3，若用难溶盐在溶液中的浓度来表示其溶解度，则下面的叙述中正确的是(　　)
A．AgCl和Ag2CrO4的溶解度相等
B．AgCl的溶解度大于Ag2CrO4的溶解度
C．两者类型不同，不能由Ksp的大小直接判断溶解能力的大小
D．都是难溶盐，溶解度无意义
6．在100 mL 0.10 mol·L－1的AgNO3溶液中加入100 mL溶有 2.08 g BaCl2的溶液，再加入100 mL 溶有0.010 mol CuSO4·5H2O的溶液，充分反应。下列说法中正确的是(　　)
A．最终得到白色沉淀和无色溶液
B．最终得到白色沉淀是等物质的量的两种化合物的混合物
C．最终得到的溶液中，Cl－的物质的量为0.02 mol
D．在最终得到的溶液中，Cu2＋的物质的量浓度为0.01 mol·L－1
7．要使工业废水中的重金属Pb2＋沉淀，可用硫酸盐、碳酸盐、硫化物等作沉淀剂，已知Pb2＋离子与这些离子形成的化合物的溶解度如下：
化合物 PbSO4 PbCO3 PbS
溶解度/g 1.03×10－4 1.81×10－7 1.84×10－14
由上述数据可知，选用沉淀剂最好为(　　)
A．硫化物 B．硫酸盐
C．碳酸盐 D．以上沉淀剂均可
8．当氢氧化镁固体在水中达到溶解平衡Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)时，为使Mg(OH)2固体的量减少，须加入少量的(　　)
A．MgCl2 B．NaOH
C．MgSO4 D．NaHSO4
9．非结合胆红素(VCB)分子中有羟基，被氧化后(生成羧基)与钙离子结合形成胆红素钙的反应，就是一个沉淀生成的离子反应，从动态平衡的角度分析能预防胆结石的方法是(　　)
A．大量食用纯碱可使钙离子沉淀完全，防止胆结石生成
B．不食用含钙的食品
C．适量服用低维生素E、低维生素C等抗氧化自由基可防治胆结石
D．常喝水稀释钙离子，溶解沉淀
10．在下列溶液中，BaSO4的溶解度最大的是(　　)
A．1 mol·L－1 H2SO4溶液
B．2 mol·L－1 H2SO4溶液
C．纯水
D．0.1 mol·L－1 H2SO4溶液
11．往
含I－和Cl－的稀溶液中滴入AgNO3溶液，沉淀的质量与加入AgNO3溶液体积的关系如图所示。则原溶液中c(I－)/c(Cl－)的比值为(　　)
A．(V2－V1)/V1 B．V1/V2
C．V1/(V2－V1) D．V2/V1
12．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
13．已知常温下：Ksp[Mg(OH)2]＝1.2×10－11 mol3·L－3，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10 mol2·L－2，Ksp(Ag2CrO4)＝1.9×10－12 mol3·L－3，Ksp(CH3COOAg)＝2.3×10－3 mol2·L－2。下列叙述正确的是(　　)
A．等体积混合浓度均为0.2 mol·L－1的AgNO3溶液和CH3COONa溶液一定产生
CH3COOAg沉淀
B．将0.001 mol·L－1的AgNO3溶液滴入0.001 mol·L－1的KCl和0.001 mol·L－1的K2CrO4溶液中先产生Ag2CrO4沉淀
C．在Mg2＋为0.121 mol·L－1的溶液中要产生Mg(OH)2沉淀，溶液的pH至少要控制在9以
上
D．向饱和AgCl水溶液中加入NaCl溶液，Ksp(AgCl)变大
14．25℃时，已知下列三种金属硫化物的溶度积常数(Ksp)分别为：Ksp(FeS)＝6.3×10－18 mol2·L－2；Ksp(CuS)＝1.3×10－36 mol2·L－2；Ksp(ZnS)＝1.6×10－24 mol2·L－2。下列关于常温时的有关叙述正确的是(　　)
A．硫化锌、硫化铜、硫化亚铁的溶解度依次增大
B．将足量的ZnSO4晶体加入到0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，Zn2＋的浓度最大只能达到
1.6×10－23 mol·L－1
C．除去工业废水中含有的Cu2＋，可采用FeS固体作为沉淀剂
D．向饱和的FeS溶液中加入FeSO4溶液后，混合液中c(Fe2＋)变大、c(S2－)变小，但Ksp(FeS)变大
15．下表是五种银盐的溶度积常数(25℃)：
下列说法错误的是(　　)
A．五种物质在常温下溶解度最大的是Ag2SO4
B．将氯化银溶于水后，向其中加入Na2S，则可以生成黑色沉淀
C．氯化银、溴化银和碘化银三种物质在常温下的溶解度按氯、溴、碘的顺序减小
D．向100 mL 0.1 mol·L－1的Na2SO4溶液中加入1 mL 0.1 mol·L－1的AgNO3溶液，有白色沉淀生成
16.将AgNO3溶液依次加入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液中都会出现不同颜色的沉淀，沉淀的颜色变化是____________→________→________。出现这种颜色变化的原因是________________________________________________________________________
______________。
【拓展提升】
17．痛风是以关节炎反复发作及产生肾结石为特征的一类疾病，关节炎的原因归结于在关节滑液中形成了尿酸钠(NaUr)晶体，有关平衡如下；
①HUr(尿酸，aq)Ur－(尿酸根，aq)＋H＋(aq)(37℃时，Ka＝4.0×10－6 mol2·L－2)
②NaUr(s)Ur－(aq)＋Na＋(aq)
(1)37℃时，1.0 L水中最多可溶解8.0×10－3 mol尿酸钠，此温度下尿酸钠的Ksp为
________________________________________________________________________。
(2)关节炎发作多在脚趾和手指的关节处，这说明温度降低时，尿酸钠的Ksp________(填“增大”、“减小”或“不变”)，生成尿酸钠晶体的反应是________(填“放热”或“吸热”)反应。
(3)37℃时，某尿酸结石病人尿液中尿酸分子和尿酸根离子的总浓度为2.0×10－3 mol·L－1，其中尿酸分子的浓度为5.0×10－4 mol·L－1，该病人尿液的c(H＋)为________，
pH________7(填“>”“＝”或“<”)。
【参考答案】
1．B　2.B
3．C　[AB2的沉淀溶解平衡方程式为AB2A2＋＋2B－，结合溶度积的概念可知Ksp(AB2)＝c(A2＋)·c2(B－)＝xy2。]
4．C　5.C
6．B　[此题为计算推断题，经计算AgNO3、BaCl2、CuSO4·5H2O三种物质的物质的量都为0.01 mol，反应生成的AgCl和BaSO4各为0.01 mol，溶液中剩余的是0.01 mol NO、0.01 mol Cl－和0.01 mol Cu2＋，所以溶液应呈蓝色，故A、C是错误的；三种溶液混合后溶液的体积增大两倍，Cu2＋的物质的量浓度为0.033 mol·L－1。]
7．A　8.D　9.C　10.C
11．C　[从图象变化情况看，O―→V1主要是生成AgI沉淀，V1―→V2段主要是生成AgCl沉淀，所以溶液中c(I－)/c(Cl－)＝V1/(V2－V1)。]
12．C　[Ksp在温度一定的条件下是一定值，与Ba2＋和SO的浓度大小有一定关系，但两者浓度的乘积是一定值。b点本身已过饱和，d点没有达到沉淀溶解平衡，故无BaSO4沉淀生成。]
13．C
14．C　[由Ksp可知，常温下，CuS的溶解度最小；将足量的ZnSO4晶体加入到0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，c(S2－)将减至非常小，而Zn2＋的浓度远远大于1.6×10－23 mol·L－1；因CuS比FeS更难溶，FeS沉淀可转化为CuS沉淀；温度不变，Ksp(FeS)不变。]
15．D　[混合液中c(SO)×c2(Ag＋)＝ mol·L－1×()2 mol2·L－2≈1×10－7 mol3·L－3，因为1×10－7<1.4×10－5，所以溶液中不会产生Ag2SO4沉淀。]
16．白色　淡黄色　黄色　AgCl、AgBr、AgI的Ksp逐渐减小，白色AgCl沉淀转化为难溶的AgBr沉淀，然后淡黄色的AgBr再转变成更难溶的黄色AgI沉淀
解析　本题考查了沉淀的转化，沉淀转化的实质是生成更难溶的物质，即向溶度积减小的反应进行，由于Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)>Ksp(AgI)，所以AgCl转化成AgBr，然后AgBr再转变成AgI。
17．(1)6.4×10－5 mol2·L－2
(2)减小　放热
(3)1.33×10－6 mol·L－1　<
解析　(1)尿酸钠的Ksp＝c(Na＋)·c(Ur－)＝8.0×10－3 mol·L－1×8.0×10－3 mol·L－1＝6.4×10－5 mol2·L－2。
(2)由题给信息，关节炎是因为形成了尿酸钠晶体，说明反应②的平衡向逆反应方向移动，Ksp减小。温度降低平衡逆向移动，说明生成尿酸钠晶体的反应是放热反应。
(3)c(HUr)＝5.0×10－4 mol·L－1，c(Ur－)＝2.0×10－3 mol·L－1－5.0×10－4 mol·L－1＝1.5×10－3 mol·L－1，
根据：Ka＝，c(H＋)＝ mol·L－1＝1.33×10－6 mol·L－1。第三节 水的电离和溶液的酸碱性(第三课时)
酸碱中和滴定
【学习目标】：1、掌握酸碱中和滴定概念、原理、理解酸碱中和反应的实质。
2、熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称、仪器的用途。
3、掌握中和滴定实验计算的步骤、方法及误差分析。
【重点、难点】：酸碱中和滴定原理、操作及误差分析
【学习过程】
一、中和滴定的概述
1．概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定，它是中学化学中最重要的定量实验方法。
2．原理： ，中和反应中酸提供的H+(总量)与碱提供的OH-(总量)的物质的量相等。
3．指示剂的选用
选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用 ），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。加入的量不易多，一般只能加2~3滴，否则会引起误差。
滴定时一般选用 、 作指示剂。
通常情况下：强酸、强碱相互滴定时用酚酞或甲基橙作指示剂；石蕊试液不能作为中和滴定的指示剂。中学常见指示剂及变色范围如下表：
指示剂 pH变色范围 酸色 碱色
甲基橙 ~3.1~(橙色)~4.4~ 红色(pH<3.1) 黄色(pH>4.4)
甲基红 ~4.4~(橙色)~6.2~ 红色(pH<4.4) 黄色(pH>6.2)
石蕊 ~5.0~(紫色)~8.0~ 红色(pH<5) 蓝色(pH>8.0)
酚酞 ~8.2~(粉红色)~10.0~ 无色(pH<8.2) 红色(pH>10.0)
4．仪器及使用：
（1）仪器：
滴定管： 用于精确地放出一定体积溶液的容器，内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下部有控制液体流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球组成的阀）；规格有25ml、50ml，估读到0.01ml；分为酸式滴定管（不能盛碱液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液）；碱式滴定管（不能盛放酸性和强氧化性溶液）。
滴定管、 滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、洗瓶；
（2）滴定管的使用：①检漏：检查两滴定管是否 、堵塞和活塞转动是否灵活；
②洗涤润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 次
③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面高于“0”刻度 cm。
④调节起始读数：在滴定管下方放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分
（①酸式:快速放液；②碱式:橡皮管向上翘起（赶气泡））。使液面处于某一刻度（一般为0—1ml），准确读取读数并记录。
⑤放出液体：根据实验需要从滴定管中放出一定量的液体。
二、中和滴定的操作过程（以标准盐酸溶液滴定待测氢氧化钠溶液为例）
1．准备过程： ①
② ：分别取酸式滴定管和碱式滴定管各一支，用蒸馏水洗涤2—3次，再用标准酸液和待测碱液各润洗 次，润洗液必须从滴定管 端排出。
③装液：向碱式滴定管中装入待测液NaOH溶液，排气泡，调整液面，记录初读数，放出一定 体积的待测液于洗净的 中。以同样的步骤将标准液HCl溶液注入酸式滴定管中，调整液面并记录。
2．滴定操作：在锥形瓶的待测液中滴加2---3滴 试液，并开始滴定。
手眼：左手 ，右手 ，眼睛
滴速：先 后 ，当接近终点时，应一滴一摇。
终点的判断：最后一滴刚好使指示剂颜色 且 ，即到终点，读出体积并记录。
3．数据处理：为减少实验误差，滴定时，要求重复实验2---3次，求出 。
三、中和滴定的误差分析
1．分析步骤：⑴、确定滴定物质和被滴定物质；
⑵、写出滴定未知浓度和滴定物质体积的关系式；
⑶、判断。
2．分析依据：cB，若用标准溶液滴定待测液，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。其误差可从计算式分析。
引起体积误差的常有：
①读数， ②仪器洗涤， ③滴定管漏液， ④标准液不标准（如称量、配制、混入杂质等引起的）， ⑤指示剂用错， ⑥待测液的量取等。
注意：①一般锥形瓶盛放待测液不需用待测液润洗，有水不影响结果，润洗反而会结果偏 。
②滴定管（盛放标准液）一定要用标准液润洗，如不润洗，结果会偏 。
③滴定管（移液管）在量取待测液时要润洗，否则结果会偏 。
（另：配制一定浓度溶液时，容量瓶不需用待配液润洗，否则浓度会偏高。）
3.量筒和滴定管错误读数时的误差分析
量筒的刻度是由底到口按从 到 （填：大或小）的顺序刻度的（如图所示）。若正确读数为5.0 mL则俯视读数为5.2 mL，结果偏高；若仰视读数时，则为4.8 mL，结果偏低。
滴定管的刻度由上到下，从 开始（零刻度以上还有一段没有刻度）逐渐 ，（在最大刻度以下也有一段至尖嘴处末端没有刻度）因此，读数值的偏差与量筒相反。例如：正确液面在5.00 mL时，其俯视读数为4.80 mL，偏小，而仰视读数时，则为5.20 mL，结果偏大。但对滴定结果的影响要看滴定前后两次读数的差值来决定。
总之，对于量筒和滴定管，俯视和仰视时的共同点在于：俯视时液面位于读取刻度的下方；仰视时液面位于读取刻度的上方（记住“俯视看高；仰视看低”）。
4. 造成误差的常见错误操作
下面是用标准酸滴定待测碱而引起的结果变化情况 ，在实验时若出现下列情况，对实验结果有什么影响？
实验操作情况 对c碱的影响
①开始滴定时滴定管尖嘴处留有气泡 偏
②读数开始时仰视，终止时俯视 偏
③到滴定终点时尚有一滴酸挂在滴定管尖嘴外而未滴入锥瓶 偏
④洗净的酸管未用标准液润洗 偏
⑤洗净的锥瓶用待测碱润洗 偏
⑥不小心将标准液滴至锥瓶外 偏
⑦不小心将待测碱液溅至锥瓶外 偏
⑧滴定前向锥形瓶中加入10 mL蒸馏水，其余操作正常 偏
⑨滴定过程中有标准液沾在锥形瓶内壁上，又未用蒸馏水冲洗下去 偏
总之，用中和滴定方法测定酸或碱溶液浓度的关键在于准确测定出参加反应的两种溶液的体积及准确判断中和反应是否恰好进行完全。
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．下列叙述仪器“0”刻度位置正确的是(　　)
A．在量筒的上端
B．在滴定管的上端
C．在托盘天平标尺的正中
D．在托盘天平标尺的右边
2．有一支50 mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.0 mL刻度处，把滴定管的溶液全部流下排出，盛接在量筒中，量筒内溶液的体积是(　　)
A．大于40.0 mL B．为40.0 mL
C．大于10.0 mL D．为10.0 mL
3．取浓度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2体积比相混合，所得溶液的pH等于12，则原溶液的浓度为(　　)
A．0.01 mol·L－1 B．0.017 mol·L－1
C．0.05 mol·L－1 D．0.50 mol·L－1
4．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考下图，从下表中选出正确选项(　　)
锥形瓶中溶液 滴定管中溶液 选用指示剂 选用滴定管
A 碱 酸 石蕊 乙
B 酸 碱 酚酞 甲
C 碱 酸 甲基橙 甲
D 酸 碱 石蕊 甲
　　
5．下列有关滴定操作的顺序正确的是(　　)
①用标准溶液润洗滴定管　②往滴定管内注入标准溶液　③检查滴定管是否漏水　④滴定　⑤洗涤
A．⑤①②③④ B．③⑤①②④
C．⑤②③①④ D．②①③⑤④
6．某学生用碱式滴定管量取0.1 mol·L－1的NaOH溶液，开始时仰视液面读数为1.00 mL，取出部分溶液后，俯视液面，读数为11.00 mL，该同学在操作中实际取出的液体体积为(　　)
A．大于10.00 mL B．小于10.00 mL
C．等于10.00 mL D．等于11.00 mL
7．下列实验操作中错误的是(　　)
A．分液时，分液漏斗中下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出
B．蒸馏时，应使温度计水银球靠近蒸馏烧瓶支管口
C．滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视滴定管中的液面
D．称量时，称量物放在称量纸上，置于托盘天平的左盘，砝码放在托盘天平的右盘中
8．以酚酞试液作指示剂，对某新制NaOH溶液进行中和滴定实验，数据记录如下表：
待测液 消耗标准盐酸(0.01 mol·L－1)的体积
① 20 mL NaOH溶液 V1 mL
② 20 mL NaOH溶液＋10 mL H2O V2 mL
③ 敞口隔夜放置的20 mL NaOH溶液 V3 mL
则该新制的NaOH溶液的浓度c(mol·L－1)计算合理的是(　　)
A．c＝0.01×(V1＋V2＋V3)/(3×20)
B．c＝0.01×(V1＋V2)/(2×20)
C．c＝0.01×(V1＋V3)/(2×20)
D．c＝0.01×V1/20
9．下列实验能达到预期目的是(　　)
A．用20 mL的量筒量取2.00 mL稀H2SO4
B．用碱式滴定管量取18.50 mL 1 mol·L－1的NaOH溶液
C．用托盘天平称量50.50 g KCl固体
D．用pH试纸测出某NaOH溶液的pH为11.5
【拓展提高】
10.某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液时，选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白：
(1)用标准盐酸滴定待测NaOH溶液时，左手握酸式滴定管的活塞，右手轻轻摇动锥形瓶，眼睛注视_____________________________________________
____________。直到因加入一滴盐酸后，溶液由黄色变为橙色，并________为止。
(2)下列操作中可能使所测NaOH溶液的浓度数值偏低的是________(填字母序号)。
A．酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸
B．滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
(3)若滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如
图所示，则起始读数为________mL，终点读数为________mL；所用盐酸溶液的体积为________mL。
11．乙二酸俗名草酸，下面是化学学习小组的同学对草酸晶体(H2C2O4·xH2O)进行的探究性学习的过程，请你参与并协助他们完成相关学习任务。
该组同学的研究课题是：探究测定草酸晶体(H2C2O4·xH2O)中的x值。通过查阅资料和网络查寻得，草酸易溶于水，水溶液可以用酸性KMnO4溶液进行滴定：
2MnO＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
学习小组的同学设计了滴定的方法测定x值。
①称取1.260 g纯草酸晶体，将其制成100.00 mL水溶液为待测液。
②取25.00 mL待测液放入锥形瓶中，再加入适量的稀H2SO4。
③用浓度为0.100 0 mol·L－1的KMnO4标准溶液进行滴定，达到终点时消耗10.00 mL。
(1)滴定时，将酸性KMnO4标准液装在如图中的________(填“甲”或“乙”)滴定管中。
(2)本实验滴定达到终点的标志可以是
________________________________________________________________________。
(3)通过上述数据，求得x＝________。
讨论：①若滴定终点时俯视滴定管刻度，则由此测得的x值会________(填“偏大”、“偏小”或“不变”，下同)。
②若滴定时所用的酸性KMnO4溶液因久置而导致浓度变小，则由此测得的x值会________。
【参考答案】
1．B　[量筒无“0”刻度，滴定管“0”刻度在上方，托盘天平“0”刻度在标尺的左边。]
2．A
3．C　[设NaOH和HCl溶液的浓度都为x。根据反应后溶液的pH＝12显碱性列计算式。
＝c(OH－)＝10－2 mol·L－1
解之得x＝0.05 mol·L－1。]
4．C　[此题考察中和滴定的一部分操作和滴定管结构，甲为酸式滴定管，乙为碱式滴定管；
2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O
c(H2SO4)＝
若锥形瓶装入一定体积NaOH溶液，则选用甲，滴定管内装H2SO4溶液。若锥形瓶中装入一定体积H2SO4溶液(待测液)，则选用乙，滴定管内装NaOH溶液。]
5．B
6．A　[滴定管的“0”刻度在上，量取NaOH溶液，开始时仰视液面使读数偏大，取出部分溶液后，俯视液面使读数偏小，滴定前后刻度差为10.00 mL，但实际取出的液体体积偏大。]
7．C　[滴定时，眼睛应注视锥形瓶中的溶液颜色变化。]
8．B　[②20 mL NaOH溶液中加入10 mL H2O，其溶质物质的量不变，只要仍用20 mL来进行计算，仍可得正确值。③敞口隔夜放置的NaOH溶液已发生反应生成部分Na2CO3溶液，用酚酞作指示剂，消耗盐酸的量将发生改变。]
9．B
10．(1)锥形瓶内溶液颜色的变化　在半分钟内不褪色　(2)D　(3)0.00　26.10　26.10
11．(1)甲
(2)当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液时，溶液由无色变为紫色，且半分钟内不褪色，即达滴定终点
(3)2　偏大　偏小
解析　(1)因为酸性KMnO4具有强氧化性，会腐蚀橡胶管，故应用酸式滴定管盛装。
(2)可利用酸性KMnO4溶液自身的颜色作为指示剂判断滴定终点，当达到滴定终点时，再滴加酸性KMnO4溶液时，溶液将由无色变为紫色。
(3)由题给化学方程式及数据可知，1.260 g纯草酸晶体中含H2C2O4的物质的量为0.100 0 mol·L－1×10.00 mL×10－3 L·mL－1××＝0.010 0 mol，则1.260 g H2C2O4·xH2O中含H2O的物质的量为
＝0.020 0mol，则x＝2。若滴定终点时俯视滴定管读数，则所得消耗酸性KMnO4溶液的体积偏小，由此所得n(H2C2O4)偏小，则n(H2O)偏大，x偏大；同理，若酸性KMnO4溶液变质，则消耗其体积偏大，所得x值偏小第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离（第1课时）
【学习目标】1：了解电解质、强电解质和弱电解质的概念，学会区分强弱电解质。
2：认识强弱电解质与物质类别、物质结构的关系；
3：了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
【重点、难点】强、弱电解质的概念。
【旧知回顾】
⒈电解质：_____________________________ _______ ___
非电解质：________________________________ _
【思考1】以下几种说法是否正确，并说明原因。
①.石墨能导电，所以是电解质。
②.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
③.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
④.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
【思考2】下列物质中Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。_______________ 是电解质，_______________________ 是非电解质，_______________ 既不是电解质，也不是非电解质。
【小结】a、电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
b、化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质。
c、电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质；
d、非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
【学习过程】
一、强弱电解质
【实验探究】（观察试验3-1：）体积相同，浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。
1mol/LHCl 1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的pH值
实验表明：盐酸和醋酸与活泼金属反应的剧烈程度及pH都有差别，说明两种溶液中的 的浓度不同。相同体积、浓度的盐酸和醋酸中H+的浓度却不同，说明HCl和CH3COOH的 不同。即在水溶液中，HCl 电离，CH3COOH 电离。
［结论］：不同电解质在水中的电离程度不一定相同。
1、定义：强电解质：
如： 。
弱电解质：
如： 。
练习1、判断下列物质，属强电解质的有哪些？属弱电解质的有哪些？
①NaCl、② NaOH 、 ③H2SO4 ④ CH3COOH ⑤ NH3·H2O、⑥Cl2、⑦Cu
强电解质：
弱电解质：
2、电解质的强弱与其溶解性的关系
【思考3】CaCO3、Fe（OH）3的溶解度都很小， CaCO3属于强电解质，而Fe（OH）3属于弱电解质；CH3COOH、HCl的溶解度都很大， HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质。电解质的强弱与其溶解性有何关系？怎样区分强弱电解质？
3、溶液导电性强弱与电解质强弱的关系。
〖例〗把0.05mol NaOH固体分别加入到下列100mL液体中，溶液的导电性基本不变，该液体是 ( )
A. 自来水 B. 0.5mol/L盐酸 C. 0.5mol/L醋酸 D. 0.5mol/L氨水
解析：电解质溶液的导电能力主要取决与自由移动离子的浓度。A中加入NaOH使自来水离子浓度增大，导电性增强；B中加入NaOH与等量的盐酸反应生成等量的NaCl，离子浓度不变；C中加入NaOH与醋酸反应生成醋酸钠——强电解质，使离子浓度增大；
D同C项； 答案：B
练习2、下列各种溶液中通入或加入少量物质,使溶液导电能力增强的是 ( )
A盐酸中通入少量NH3 B氨水中通入少量HCl
C醋酸中通入少量NH3 D盐酸中加入少量AgNO3
练习3、判断下列说法是否正确：
①、离子化合物都是强电解质。
②、强电解质一定是离子化合物。
③、弱电解质一定是共价化合物。
④、强电解质易溶于水，弱电解质难溶于水。
⑤、强电解质的导电性一定比弱电解质强。
【总结归纳】：①电解质的强弱与其溶解性________，只与其在溶液中的___________有关。
②电解质溶液的导电能力取决与自由移动离子的浓度和离子所带的电荷。
［小结］：强弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念
化合物类型 强酸、强碱和大部分盐 弱酸、弱碱、水和极少数的盐，
化学键类型
电离程度
在溶液中存在微粒形式
电离过程（可逆或不可逆）
归纳：
活泼金属的氧化物
大多数盐 离子键—离子化合物
强碱
（完全电离） 强酸
电解质
弱酸 极性键——共价化合物
（部分电离） 弱碱
水
电离平衡方程式的书写：
①、强电解质：完全电离，符号选用“＝”
如：HCl == H+ + Cl-，Na2SO4 ==2 Na+ + SO42-
②、弱电解质：部分电离，符号选用“ ”
如：CH3COOH CH3COO- +H+； NH3·H2O NH4+ + OH-
多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱酸溶液的酸性主要是由第一步电离决定的。而多元弱碱则一步完成电离方程式。
练习4、写出下列物质的电离方程式：
NaF：_______________________ _ NaHCO3____________________________
H2SO4__________________________ CH3COOH ：
NaOH ：________________________NH3·H2O：
NaHSO4:_________________________ _（水溶液中中）
NaHSO4:____________________ ____（熔融时）
H2CO3： ； Fe（OH）3：
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．下列说法正确的是(　　)
A．氯水能导电，所以氯气是电解质
B．碳酸钙不溶于水，所以它是非电解质
C．固体磷酸是电解质，所以磷酸在熔融状态下和溶于水时都能导电
D．胆矾虽不能导电，但它属于强电解质
2．下列说法正确的是(　　)
A．电解质溶液的浓度越大，其导电能力一定越强
B．强酸和强碱一定是强电解质，不管其水溶液浓度的大小，都能完全电离
C．强极性共价化合物不一定都是强电解质
D．多元酸、多元碱的导电性一定比一元酸、一元碱的导电能力强
3．水溶液中下列电离方程式书写正确的是(　　)
A．Ca(OH)2Ca2＋＋2OH－
B．NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO
C．H2CO32H＋＋CO
D．Na2SO4===2Na＋＋SO
4．下列有关弱电解质电离平衡的叙述正确的是(　　)
A．达到电离平衡时，分子浓度和离子浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是动态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡就可能发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等
5．有弱酸A和B，当其浓度均为0.01 mol·L－1时，A中的c(H＋)约为B中c(H＋)的2倍。现有两种不同浓度的A酸溶液a1和a2，以及0.01 mol·L－1的B酸，已知三种溶液的pH从小到大依次为a1、B、a2。则(　　)
A．a1的浓度必大于B的浓度
B．a2的浓度必大于B的浓度
C．a1的浓度必小于B的浓度
D．a2的浓度必小于B的浓度
6．下表是常温下某些一元弱酸的电离常数：
弱酸 HCN HF CH3COOH HNO2
电离常数 6.2×10－10 6.8×10－4 1.7×10－5 6.4×10－6
则0.1 mol·L－1的下列溶液中，pH最小的是(　　)
A．HCN B．HF
C．CH3COOH D．HNO2
7．可以说明乙酸是弱酸的事实是(　　)
A．乙酸不能使酚酞溶液变红色
B．乙酸和Na2CO3反应可放出CO2
C．乙酸能使紫色石蕊试液变红色
D．0.1 mol·L－1的乙酸溶液pH>1
8．在25℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为6.4×10－6 mol·L－1、1.8×10－4 mol·L－1、6.2×10－10 mol·L－1、K1＝4.3×10－7 mol·L－1和K2＝5.6×10－11 mol·L－1，其中氢离子浓度最小的是(　　)
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
9．化合物HIn在水溶液中因存在以下电离平衡：
HIn(溶液)H＋(溶液)＋In－(溶液)
(红色)　　　　　　　　　　(黄色)
故可用作酸碱指示剂。现有浓度为0.02 mol·L－1的下列各溶液：①盐酸　②石灰水　③NaCl溶液　④NaHSO4溶液　⑤NaHCO3溶液　⑥氨水，其中能使指示剂显红色的是(　　)
A．①④⑤ B．②⑤⑥
C．①④ D．②③⑥
10．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是(　　)
A．加少量烧碱溶液 B．升高温度
C．加少量冰醋酸 D．加少量CH3COONa
11．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的(　　)
①NaOH(固体) ②H2O
③HCl ④CH3COONa(固体)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
12．在醋酸中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，要使电离平衡右移且c(H＋)增大，应采取的措施是(　　)
A．加入NaOH(s) B．加入盐酸
C．加蒸馏水 D．升高温度
13．在25℃时，用蒸馏水稀释1 mol·L－1氨水至0.01 mol·L－1，随溶液的稀释，下列各项中始终保持增大趋势的是(　　)
A. B.
C. D．c(OH－)
14．在相同温度时，100 mL 0.01 mol·L－1的醋酸溶液与10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液相比较，下列数据中，前者大于后者的是(　　)
①H＋的物质的量
②电离程度
③中和时所需氢氧化钠的量
④醋酸的物质的量
A．①② B．②③ C．①④ D．②④
15．下列说法正确的是(　　)
A．电离平衡常数受溶液浓度的影响
B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
C．电离常数大的酸溶液中c(H＋)一定比电离常数小的酸中大
D．H2CO3的电离常数表达式：K＝
【拓展提升】
16.已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：
Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO、
HClO
H＋＋ClO－，达到平衡后：
(1)要使HClO的浓度增大，可加入下列哪种物质(填代号)______。
A．SO2　　B．NaHCO3　　C．HCl　　D．NaOH
(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水收集Cl2的理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
17．25℃时，50 mL 0.10 mol·L－1醋酸中存在下述平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，若分别作如下改变，对上述平衡有何影响？
(1)加入少量冰醋酸，平衡将______________，溶液中c(H＋)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(2)加入一定量蒸馏水，平衡将________________，溶液中c(H＋)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(3)加入少量0.10 mol·L－1盐酸，平衡将_____________________________________，
溶液中c(H＋)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(4)加入20 mL 0.10 mol·L－1 NaCl溶液，平衡将____________________，溶液中c(H＋)将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
18．将6 g CH3COOH溶于水制1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为________________，经测定溶液中含CH3COO－为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数：Ka＝______________，温度升高Ka将________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
【参考答案】
1．D　2.C
3．D　[Ca(OH)2为强电解质；NaHCO3电离产生Na＋与HCO；H2CO3为多元弱酸，分步电离，不可一步完成。]
4．C　5.D
6．B　[电离平衡常数越大，电离程度越大，同浓度时，电离产生的c(H＋)越大，pH越小。]
7．D　[A、C项只能说明溶液的酸碱性，而不能比较其相对强弱；B项仅说明乙酸酸性比碳酸强；D项由于0.1 mol·L－1的乙酸溶液pH>1，说明乙酸未完全电离，为弱酸。]
8．C　[相同温度时，电离平衡常数越小，其电离程度越小，浓度相同时，电离产生的离子浓度就小。]
9．C　[由电离平衡看出，要使指示剂显红色，平衡必须左移，即应加入H＋。在题中给出的试剂中，只有①和④能提供H＋。]
10．B　[本题主要考查考生对电离平衡移动的理解，侧重考查考生分析问题的能力。]
11．D　[由题意可知，要使反应速率减小，而不改变H2的量，则要求c(H＋)减小，而n(H＋)不变，可采取的措施是：加水或加CH3COONa。]
12．D　[加入NaOH(s)、蒸馏水、升高温度均能使平衡右移，但加入NaOH、蒸馏水时c(H＋)减小，升高温度时c(H＋)增大。]
13．A　[一水合氨是弱电解质，加水稀释，一水合氨的电离平衡右移，n(OH－)和n(NH)增大，但c(OH－)和c(NH)减小。A、B、C各项中，分子、分母同乘溶液体积，浓度之比等于物质的量之比。]
14．A　15.B
16．(1)B
(2)由于氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，饱和食盐水中，c(Cl－)很大，平衡左移
解析　A、D直接与HClO反应，使c(HClO)减小，C中加HCl，使c(H＋)增大，抑制了平衡向右移动，使c(HClO)减小；在饱和食盐水中，c(Cl－)很大，使平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO左移，从而降低Cl2在水中的溶解度。
17．(1)向电离方向移动　增大
(2)向电离方向移动　减小
(3)向离子结合成分子的方向移动　增大
(4)向电离方向移动　减小
解析　对于弱电解质的水溶液(以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例)，加水稀释，溶液的体积增大，相当于化学平衡的减压扩体，平衡向粒子数增大的一方(即向电离的方向)移动(化学平衡中气体分子数增大的方向)。若加入冰醋酸，CH3COOH分子的浓度增大，平衡也向电离方向移动。
18．0.1 mol·L－1　1.99×10－5 mol·L－1　变大第三章 第三节 盐类的水解(第2课时)
影响盐类水解的因素和盐类水解的应用
【学习目标】1. 掌握盐类水解影响因素； 2．盐类水解的应用。
【学习重、难点】掌握盐类水解的应用。
【知识回顾】
1．盐类水解的实质_________________________________________________________。
2．盐类水解过程就是水的电离平衡移动过程，也就是说，盐类的水解能促进水的电离，使水的电离度增大。即在常温下，可水解盐溶液中由水电离出的c(OH－)___10-7mol/L，c(H＋)___10-7mol/L。
3 .弱酸酸式盐的水解。溶液液的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。若电离程度 水解程度，则溶液呈酸性，如NaHSO3 、NaH2PO4等。若电离程度 水解程度，则溶液呈碱性，如NaHCO3 Na2HPO4等。水解规律：
。
【学习过程】
四:影响盐类水解的因素
盐类的水解反应是可逆反应 ，同化学平衡一样，盐类的水解也存在水解平衡。
在一定条件下，当 的速率与 的速率 时处于平衡状态，这就是盐类的水解平衡。 水解常数Kh与弱酸或弱碱的电离常数的积等于Kw 。
特征： 逆：水解过程是 __________________ 等：______________________________
定：各种离子的浓度 __________ 动： ______________________________
变：条件改变，平衡 ____________________
【探究】:应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，填写下表：
条件变化 C(CH3COO －) C(CH3COOH) C(OH－) C(H+) pH 水解程度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠（s）
加盐酸
加NaOH
[归纳总结]：影响盐类水解的因素
1．内因:
盐类本身的性质：这是影响盐类水解的主要因素。组成盐的酸或碱越弱，其水解程度_____ ，溶液的碱性或酸性 _____
练习1 : 相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小顺序为___________
2.外因: （1）温度：盐的水解是____ _反应。因此升高温度其水解程度_____.(如:用Na2CO3洗涤油污时,用热的效果比冷的好)
（2）浓度：盐的浓度越小，其水解程度越______.即加水稀释,水解平衡 移动，水解程度 . 注意：①.这里盐的浓度指的是水解离子的浓度,而不包括不水解离子的浓度.如:AlCl3溶液Al3+浓度
越小,水解程度越大, 而Cl － 并不影响水解平衡。
②. 加水稀释后，由于体积变大，水解形成的酸性或碱性却变低。
练习2： 0.1mol/LNaAc溶液与0.01mol/LNaAc溶液中：C(OH－) C(H＋) ，
pH:前者 后者；又如：0.1mol/LNH4Cl水溶液与0.01mol/LNH4Cl水溶液中，
C(H＋) C(OH－) ， pH:前者 后者。
（3）溶液的酸碱性：控制溶液的酸碱性，可以促进或抑制盐的水解。如Na2CO3溶液中加碱可以_____水解，加酸可以_____ 水解；即：H+可 阳离子水解, 阴离子水解, OH-可 阴离子水解， 阳离子水解。
（4）外加沉淀剂:加入某试剂使发生水解反应的离子转化成难溶物,则水解的离子浓度降低,使水解反应逆向移动,水解程度减弱.如:向Na2CO3溶液中加入CaCl2溶液,使Ca2＋与CO32－结合生成CaCO3沉淀，使CO32－水解程度降低。
（5）能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解，即双水解。常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应。如Fe3＋与CO32－、HCO3－、HS－、AlO2－ 等；Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－等；Fe3＋与S2－ 不发生双水解反应，而发生氧化还原反应生成Fe2＋与S 。
（6）HCO3－与AlO2－ 在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于双水解反应，
而是：HCO3－＋H2O＋AlO2－＝Al（OH）3↓＋CO32－。
五:盐类水解的应用:
1、溶液的酸碱性的比较：
练习3：将0.1mol/L的下列溶液按pH由小到大的顺序排列①Na2CO3②NaHCO3 ③NaOH ④NaNO3 ⑤CH3COOH ⑥NaHSO4 ⑦NH4Cl
酸式盐溶液的酸碱性：酸性：NaHSO3 NaH2PO4 碱性：NaHCO3 NaHS Na2HPO4
2、判断溶液中离子浓度的大小：如在CH3COONa溶液中，因CH3COO- 水解而小于Na+的浓度，但水解程度一般都很小，CH3COO- 仍大于OH- 的浓度，H+的浓度为最小。
CH3COONa溶液中离子浓度大小顺序为: c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
练习4：(1) (NH4)2SO4溶液中离子浓度大小顺序为:
(2) Na2CO3溶液中离子浓度大小顺序为:
3、配制盐溶液时，加对应的酸碱抑制水解：
为了防止配制FeCl3溶液时可能浑浊因Fe3＋水解生成Fe （OH）3，应向溶液中加入 抑制 水解。
如果水解程度很大，还可以用于无机化合物的制备。如：用TiCl4 制备TiO2的反应方程式可表示如下： TiCl4 + (x+2)H2O TiO2.xH2O↓＋4HCl
4、把盐溶液蒸干产物的判断：有些蒸干后不一定得到盐。
（1） 在FeCl3溶液中水解生成Fe (OH)3和盐酸，加热蒸干盐酸挥发得到 继续灼烧得到 。有关反应方程式：
（2）CuSO4、Na2CO3等溶液蒸干得到
（3）Na2SO3溶液蒸干得到 。反应方程式：
规律：① .金属阳离子易水解的挥发性强酸盐蒸干得到氢氧化物，如AlCl3等；
②金属阳离子易水解的难挥发强酸盐蒸干得到原溶质，如Al2(SO4)3等；
③ 酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等蒸干后可得到原溶质；
④阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2S等；
⑤不稳定的化合物水溶液，加热时在溶液中就能分解，得不到原溶质，如Ca(HCO3) 2溶液蒸干后得到CaCO3；
⑥易被氧化的物质，蒸干后得不到原溶质，如FeSO4、Na2SO3溶液等，蒸干后得到其氧化产物。
5、 溶液中的离子间能双水解而不能大量共存，主要掌握NH4+、Al3+ 、Fe3+ 、与HCO3－、CO32－ 、
AlO2－、S2－ 等不能大量共存。 另外还要考虑以下几点：
1）．不能在酸性溶液中大量共存的离子一般为弱酸酸根或易分解的酸，
2）.不能在碱性溶液中大量共存的离子一般为能生成不溶性碱的金属离子，或生成弱碱的离子，或酸式盐的酸根离子，如：H+,Fe2+, Fe3+,Cu2+,Ag+,Zn2+,Mg2+,Al3+,NH4+,HCO3-,H2PO4-,HPO42-,HS-等
3).互相反应生成沉淀或微溶物的离子不能大量共存，如：SO42-与Ba2+, Pb2+,Ca2+,Ag+等不共存，CO32-与Ba2+, Mg2+,Ca2+不能共存，S2-与Pb2+,Cu2+,Ag+,Hg2+,Fe2+不能大量共存，
4).因氧化性强不能与强还原性离子大量共存，如：酸性条件下：NO3-与I-,Fe2+,S2-,SO32-等离子不能共存，MnO4-与I-, S2-,SO32-, Br-,Cl-,等离子不能共存,
5).若溶液有颜色，则不存在无色离子，如：Fe3+，Cu2+, MnO4- , Fe2+ 等。
6、某些活泼金属与盐溶液的反应：Mg粉投入NH4Cl溶液中反应的离子方程式：
，
7、试剂存放：盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，原因是：
Na2CO3+ H2O NaOH+ NaHCO3 2NaOH+SiO2==Na2SiO3+ H2O
硅酸钠具有黏合性,将玻璃塞与瓶口粘在一起
盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因为_______________________________________
8、日常生活中的应用：
（1）泡沫灭火器内装饱和的Al2（SO4）3溶液和NaHCO3溶液，他们分装在不同的容器中，发生反应： 使灭火器内压强增大，CO2、H2O 、Al（OH）3
一起喷出覆盖在着火武之上是火焰熄灭。
（2）因Al（OH）3 胶体具有吸附性，故KAl（SO4）2 、Fe2（SO4）3 、Al2（SO4）3等盐可用做净水剂。
原理：
9、比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少如:Na2S溶液中C(Na+)和C(S2－)不等于2:1
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．下列事实：①Na2HPO4水溶液呈碱性；②NaHSO4水溶液呈酸性；③长期使用铵态氮肥，会使土壤酸度增大；④铵态氮肥不能与草木灰混合施用；⑤加热能使纯碱溶液去污能力增强；⑥配制SnCl2溶液，需用盐酸溶解SnCl2固体；⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放。其中与盐类水解有关的是(　　)
A．全部 B．除⑦以外
C．除②以外 D．除④、⑥以外
2．下列实验操作能达到目的的是(　　)
①用Na2S溶液和Al2(SO4)3溶液反应制取Al2S3固体
②用加热蒸发K2CO3溶液的方法获得K2CO3晶体
③用Na2S溶液和CuSO4溶液反应制取CuS固体
④加热MgCl2溶液制取MgCl2固体
A．①② B．②③ C．③④ D．①③
3．实验室有下列试剂，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是(　　)
①NaOH溶液　②水玻璃　③Na2S溶液
④Na2CO3溶液　⑤NH4Cl溶液　⑥澄清石灰水
⑦浓HNO3　⑧浓H2SO4
A．①⑥ B．①②③④⑥
C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧
4．下列四种肥料可以与草木灰(主要成分是K2CO3)混合施用的是(　　)
A．硫酸铵 B．氯化铵
C．硝酸钾 D．硝酸铵
5．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是(　　)
A．c(OH－)>c(HA)>c(HB)>c(H＋)
B．c(OH－)>c(A－)>c(B－)>c(H＋)
C．c(OH－)>c(B－)>c(A－)>c(H＋)
D．c(OH－)>c(HB)>c(HA)>c(H＋)
6．25℃时，将一定浓度的盐酸和一定浓度的氨水按2∶1 的体积比混合，若混合溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液的pH(　　)
A．大于7 B．小于7
C．等于7 D．无法确定
7．在0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中，下列关系正确的是(　　)
A．c(Na＋)＞c(HCO)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．c(Na＋)＝c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)
C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)
D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO)
8．在FeCl3和Fe2(SO4)3的混合溶液中，若不计Fe3＋的水解，当溶液中c(Fe3＋)＝c(SO)时，下列判断正确的是(　　)
A．c(Fe3＋)>c(Cl－)
B．c(SO)>c(Cl－)
C．c(SO)D．FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等
9．已知0.1 mol·L－1的二元酸H2A溶液的pH＝4，则下列说法中正确的是(　　)
A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同
B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等
C．在NaHA溶液中一定有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋c(OH－)＋2c(A2－)
D．在Na2A溶液中一定有c(Na＋)>c(A2－)>c(H＋)>c(OH－)
10.物质的量浓度相同的①氨水、②氯化铵、③碳酸氢铵、④硫酸氢铵、⑤硫酸铵5种溶液中c(NH)的大小顺序是____________________，溶液pH的大小顺序是
________________________________________________________________________。
11．已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四种离子，某同学推测其离子浓度大小顺序有如下四种关系：
①c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
②c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋)
③c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
④c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)
填写下列空白：
(1)若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是________，上述四种离子浓度的大小顺序为______(填序号)。
(2)若上述关系中③是正确的，则溶液中的溶质为__________；若上述关系中④是正确的，则溶液中
的溶质为________________________________________________________________________。
(3)若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl)______c(NH3·H2O)(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)，混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系为c(H＋)______c(OH－)。
【拓展提高】
12．Ⅰ.在25 mL氢氧化钠溶液中逐滴加入0.2 mol·L－1醋酸溶液，滴定曲线如下图所示。
(1)写出氢氧化钠溶液与醋酸溶液反应的离子方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)该氢氧化钠溶液的物质的量浓度为____mol·L－1。
(3)在B点，a______12.5 mL(填“>”、“<”或“＝”，下同)。若由体积相等的氢氧化钠和醋酸溶液混合而且恰好呈中性，则混合前c(NaOH)______c(CH3COOH)，混合前酸中c(H＋)和碱中c(OH－)的关系：c(H＋)______c(OH－)。
(4)在D点，溶液中离子浓度大小关系为：
________________________________________________________________________。
Ⅱ.现有常温下的0.1 mol·L－1纯碱溶液。
(1)你认为该溶液呈碱性的原因是(用离子方程式表示)：
________________________________________________________________________。
为证明你的上述观点，请设计一个简单的实验，简述实验过程：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)同学甲认为该溶液中Na2CO3的水解是微弱的，发生水解的CO不超过其总量的
10%。请你设计实验证明该同学的观点是否正确。________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)同学乙就该溶液中粒子之间的关系写出了下列四个关系式，你认为其中正确的是__________。
A．c(Na＋)＝2c(CO)
B．c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3)
C．c(CO)＋c(HCO)＝0.1 mol·L－1
D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
【参考答案】
1．C　2.B　3.B　4.C　5.A
6．C　[由电荷守恒可得：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，pH＝7。]
7．C
8．D　[根据溶液中电荷守恒可得：3c(Fe3＋)＝2c(SO)＋c(Cl－)；由于c(Fe3＋)＝c(SO)，代入得c(SO)＝c(Fe3＋)＝c(Cl－)，故A、B、C项错；根据c(SO)＝c(Cl－)，可得FeCl3和Fe2(SO4)3的物质的量相等，故D项正确。]
9．C　[在Na2A、NaHA两溶液中，都含Na＋、A2－、HA－、OH－、H＋，离子种类相同，所以A不对；在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，A2－和HA－总数相等，但由于水解反应A2－＋H2O??HA－＋OH－发生，1 mol A2－水解得到2 mol阴离子，所以造成Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数不相等，所以B不对；C项根据电荷守恒即可列出，关系式正确；Na2A溶液显碱性，所以离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(H＋)，故D不正确。]
10．⑤＞④＞②＞③＞①　①＞③＞②＞⑤＞④
11．(1)NH4Cl　①
(2)NH4Cl和NH3·H2O　NH4Cl和HCl
(3)小于　大于
12．Ⅰ.(1)OH－＋CH3COOH===CH3COO－＋H2O
(2)0.1　(3)>　<　<
(4)c(CH3COO－)>c(Na＋)>
c(H＋)>c(OH－)
Ⅱ.(1)CO＋H2OHCO＋OH－
向纯碱溶液中滴加数滴酚酞试液后，溶液显红色；然后逐滴加入氯化钙溶液直至过量，若溶液红色逐渐变浅直至消失，则说明上述观点
(2)用pH试纸(或pH计)测常温下0.1 mol·L－1纯碱溶液的pH，若pH<12，则该同学的观点正确；若pH>12，则该同学的观点不正确　(3)BD第二节 水的电离和溶液酸碱性（第二课时）
【学习目标】1、了解溶液的酸碱性与pH的关系。
2、掌握有关溶液pH值的简单计算。
【重点、难点】溶液pH值的简单计算
【知识回顾】
1、判断：①任何水溶液中都存在KW =1×10-14
②某水溶液中c(H+)=1×10-6 mol/L，一定是酸性溶液
③向纯水中加入任何溶质，水的电离平衡将向逆向移动
④如果由水电离出的H+ 浓度为1×10-10mol/L，则KW=1×10-20
2、常温下，1×10-4mol/L的盐酸溶液.中， c(OH-) =________mol/L.
将上述盐酸稀释 10倍，溶液中 c(H+) =_______ mol/L 、c(OH-) =_____ mol/L 。
3、常温下，某溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×10-24mol/L，该溶液的c(H+) 可能为 _______ mol/L 或 mol/L
4、 1000C时，KW =1.0×10-12 则酸性溶液中 c(H+)＞ mol/L；
当c(H+)=1×10-7 mol/L时，溶液呈 性
【学习过程】
三、溶液的pH：当酸或碱的浓度较小时，即c(H+)或 c(OH-)小于1mol/L时，为了方便常用pH表示其酸碱性
1、定义：pH=
2、pH的适应范围：稀溶液，0～14之间；（即：c(H+)＜1mol/L）
3、pH与溶液酸碱性的关系：
常温下： 中性溶液c(H+)＝1×10－7mol/L pH＝
酸性溶液c(H+)＞1×10－7mol/L pH＜
碱性溶液c(H+)＜1×10－7mol/L pH＞
即：酸性溶液中c(H+)越大，酸性 ，pH ；碱性溶液中c（OH－）越大，
c(H+) ，pH ，碱性越强。
练习1：1）、10-5 mol/L、0.10 mol/L、1.0 mol/L的盐酸溶液的pH分别是多少？
2）、10-5 mol/L、0.10 mol/L、0.5 mol/L的Ba(OH)2溶液的pH分别是多少
3）、纯水KW（1000C） =10-12 ，试求在1000C时的pH。能否说明1000C时纯水呈弱酸性？
4）pH=7的溶液，一定呈中性吗？
4、pH的测定方法：
①pH试纸 ——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用 沾取未知液点试纸 部，然后与标准比色卡比较读数即可。
★注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围
②精确测定：pH计
5、pH的应用：（阅读课本内容）
四．pH的计算：
基本公式：Kw = c（H+）·c（OH—）=1×10-14 （只限室温250C时）
pH= - lg c(H+)
强酸、强碱溶液的pH：
计算方法：强酸直接由酸的浓度求出c(H+)，强碱先由碱的浓度求出c(OH-)，再根据水的离子积换算出c(H+)，然后计算出pH。
练习2、求0.01mol/L的NaOH溶液和0.005mol/L的硫酸溶液的pH分别是多少？
（2）溶液稀释后的pH
练习3、0.01mol/L的盐酸和氢氧化钠分别稀释1000倍后，pH是多少？
pH＝3的硫酸稀释100倍后，pH＝？
[思考]： pH＝6的盐酸稀释10倍后pH＝7吗？
pH＝9的氢氧化钠稀释100倍后pH＝7吗？
小结：①强酸每稀释10ｎ倍pH增大___个单位；强碱每稀释10ｎ倍，pH减小____个单位。
②强酸无限稀释时，c（Ｈ＋）总是_____c（ＯＨ－），所以稀释后的pH接近7但比7稍小；强碱无限稀释时pH= ___________________________。
练习4、pH＝2的醋酸稀释10倍后，pH为 （填：1、3、2~3）
原因是：
注意：弱酸、弱碱的稀释不要求具体计算，但要了解变化范围。
[思考]： pH相同的盐酸和醋酸稀释相同体积后，pH相同吗？为什么？
pH相同的盐酸和醋酸分别加水稀释ｎ倍和ｍ倍pH仍保持相同，则ｍ　 ｎ
（填：>、< 、= ） 为什么？
（3）溶液混合后的pH：
计算方法：1、两强酸混合先计算氢离子浓度再计算pH 。
2、两强碱混合先计算OH- 浓度，再转化为H+浓度，最后计算pH。
3、强酸、强碱混合，先判断谁过量，若酸过量先计算氢离子浓度，再计算pH、若碱过量先计算氢氧根离子浓度，再计算c（H+），最后计算pH。
如：完全中和：c（H+） c(OH-) 1mol/L pH =
若酸过量： c(H+)= 若碱过量：c(OH-)=
练习5、pH=2的HCl溶液和pH=4的H2SO4溶液等体积混合，求混合后的溶液的pH。
练习6、pH=10的NaOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合，求混合后溶液的pH。
练习7、500ml 0.1mol/L的HCl溶液和500ml 0.3mol/L的NaOH溶液混合，求混合后溶液的pH。
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．pH相等的盐酸溶液和醋酸溶液都稀释相同的倍数后，pH的大小关系是(　　)
A．盐酸>醋酸 B．醋酸>盐酸
C．盐酸＝醋酸 D．无法判断
2．两种不同浓度的NaOH溶液，c(H＋)分别为1×10－14 mol·L－1和1×10－10 mol·L－1。将此两溶液等体积混合后，所得溶液中的c(H＋)是(　　)
A．1×(10－14＋10－10) mol·L－1
B. mol·L－1
C．2×10－10 mol·L－1
D．2×10－14 mol·L－1
3．pH＝2和pH＝4的两种稀硫酸，等体积混合后，下列结论正确的是(　　)
A．c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1
B．c(OH－)＝2×10－12 mol·L－1
C．pH＝2.3
D．pH＝3
4．某次酸雨的分析数据如下：c(NH)＝2.0×10－5 mol·L－1，c(Cl－)＝6.0×10－5 mol·L－1，c(Na＋)＝1.9×10－5 mol·L－1，c(NO)＝2.3×10－5 mol·L－1，c(SO)＝2.8×10－5 mol·L－1，则此次酸雨的pH大约为(　　)
A．3 B．4
C．5 D．6
5．将100 mL 0.001 mol·L－1的盐酸和50 mL pH＝3的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH为(　　)
A．4.5 B．2.7
C．3.3 D．3
6．在常温下，将pH＝8的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH最接近于(　　)
A．8.3 B．8.7
C．9 D．9.7
7.将pH＝6的CH3COOH溶液加水稀释1 000倍后，溶液中的(　　)
①pH＝9
②c(OH－)≈10－5mol·L－1
③pH≈7
④c(OH－)≈10－7 mol·L－1
A．①② B．②③
C．①④ D．③④
8．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
9．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HCl溶液
10．25℃时，pH＝3的盐酸a L分别与下列三种溶液充分混合后，溶液均呈中性：①c(NH3·H2O)＝1×10－3 mol·L－1的氨水b L，②c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的氨水c L，③c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1的Ba(OH)2溶液d L。试判断a、b、c、d的数量大小关系为(　　)
A．a＝b>c>d B．b>a＝d>c
C．b>a>d>c D．c>a＝d>b
11．已知在100℃的温度下(本题涉及的溶液其温度均为100℃，水的离子积KW＝1.0×10－12 mol2·L－2。下列说法中正确的是(　　)
A．0.05 mol·L－1的H2SO4溶液，pH＝1
B．0.001 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝11
C．0.005 mol·L－1的H2SO4溶液与0.01 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH为6，溶液显酸性
D．完全中和pH＝3的H2SO4溶液50 mL，需要pH＝11的NaOH溶液50 mL
12．将pH＝5的H2SO4溶液稀释1 000倍后，溶液中SO浓度与H＋浓度的比值约为(　　)
A．1∶10 B．1∶1
C．1∶2 D．1∶20
13．0.1 mol·L－1的醋酸与0.1 mol·L－1的盐酸分别稀释相同的倍数，随着水的加入，溶液中c(H＋)变化曲线正确的是(　　)
14．常温下，将pH＝1的硫酸溶液平均分成两等份，一份加入适量水，另一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都升高了1。则加入水和加入NaOH溶液的体积比约为(　　)
A．11∶1 B．10∶1
C．6∶1 D．5∶1
15．室温时，将x mL pH＝a的稀NaOH溶液与y mL pH＝b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是(　　)
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
16．pH＝1的两种酸溶液A、B各1 mL，分别加水稀释到1 000 mL，其pH与溶液体积(V)的关系如图所示，下列说法不正确的是(　　)
A．A、B两种酸溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，A酸溶液的酸性比B酸溶液弱
C．若a＝4，则A是强酸，B是弱酸
D．若1【拓展提高】
17.某温度(t℃)下的溶液中，c(H＋)＝10－xmol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示：
请回答下列问题：
(1)此温度时，水的离子积常数KW为________，则该温度t________25℃(填“>”、“<”或“＝”)。
(2)若将此温度(t℃)下，pH＝11的苛性钠溶液a L与pH＝1的稀硫酸b L混合(假设混合后溶液体积的微小变化忽略不计)，试通过计算填写以下不同情况时两种溶液的体积比。
①若所得混合液为中性，则a∶b＝________。
②若所得混合液的pH＝2，则a∶b＝________。
18．水的电离平衡曲线如图所示：
A点表示25℃时水在电离平衡时的离子浓度，当温度上升到100℃时，水的电离平衡到达B点。
100℃时，将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝5的稀盐酸混合，并保持100℃恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则Ba(OH)2溶液与稀盐酸的体积比为______。
19．有pH＝12的NaOH溶液100 mL，要使它的pH降为11。(假设溶液混合体积等于稀释前两液体体积之和)
(1)若加入蒸馏水，应加________mL。
(2)若加入pH为10的NaOH溶液，应加______mL。
(3)若加入0.01 mol·L－1的盐酸，应加______mL。
【参考答案】
1．A　[醋酸溶液中存在电离平衡，加水稀释时，平衡向右移动，产生更多H＋，使c(H＋)降低的程度小于盐酸。]
2．D　[碱溶液中应先求出c混(OH－)＝≈5×10－1 mol·L－1，所以c混(H＋)＝ mol·L－1＝2×10－14 mol·L－1。]
3．C　[强酸等体积混合，利用近似计算：pH＝2＋0.3＝2.3，c(H＋)＝1×102.3 mol·L－1。]
4．B
5．D　[两种酸混合后，溶液中的c(H＋)＝
＝0.001 mol·L－1，所以溶液的pH＝－lgc(H＋)＝－lg0.001＝3。]
6．D　[本题考查有关混合溶液pH的计算。有关稀溶液混合，总体积近似等于两种溶液体积之和。强碱溶液混合，应按c(OH－)计算：c混(OH－)＝(1×10－6 mol·L－1＋1×10－4 mol·L－1)/2＝5.05×10－5 mol·L－1，c混(H＋)＝KW/c(OH－)≈2×10－10 mol·L－1，pH＝9.7。]
7．D　[此题是电解质无限稀释问题，酸或碱无限稀释时，pH接近7，c(H＋)≈c(OH－)≈1×10－7mol·L－1。]
8．D
9．A　[A加水稀释为原溶液体积的10倍，强酸的pH正好增大1个单位。]
10．B　[Ba(OH)2是强碱，则a＝d。由于HCl与NH3·H2O的中和产物NH4Cl可水解呈酸性，则要使混合溶液呈中性，NH3·H2O必需过量，则b>a。由于NH3·H2O是一种很弱的碱，只有少部分电离，则②中的c一定小于a，即d>c。]
11．A　[0.05 mol·L－1的H2SO4溶液中c(H＋)＝0.10 mol·L－1，pH＝1。]
12．D　[pH＝5的H2SO4溶液中，c(H＋)＝10－5 mol·L－1，则c(SO)＝×10－5 mol·L－1，稀释1 000倍后，c(H＋)≈10－7 mol·L－1，c(SO)＝＝5×10－9 mol·L－1，则c(H＋)∶c(SO)＝10－7∶5×10－9＝20∶1。]
13．C
14．C　[设所取每份硫酸的体积为V1，使硫酸由pH＝1变为pH＝2，所加水的体积为9V1，又设所加NaOH溶液的体积为V2，则有c(H＋)＝ mol·L－1＝0.01 mol·L－1，解得V2＝V1，即V水∶VNaOH＝6∶1。]
15．D　[由题意得：n(NaOH)＝x×10a－14×10－3 mol，n(HCl)＝y×10－b×10－3 mol，则＝×10a＋b－14
当x＝y，且a＋b＝14时，＝1，所以pH＝7，A错；当10x＝y，a＋b＝13时，＝，所以pH<7，B错；当ax＝by，a＋b＝13时，＝，所以pH<7，C错；当x＝10y，且a＋b＝14时，＝10，所以pH>7，D正确。]
16．A　[由图可以知道稀释后A的pH大于B的，说明稀释后，A溶液酸性比B弱；若a＝4，说明A的pH变化了三个单位，说明A为强酸，B为弱酸。]
17．(1)1.0×10－13 mol2·L－2　>
(2)①10∶1　②9∶2
18．2∶9
19．(1)900　(2)1 000　(3)81.8
解析　本题考查了溶液稀释的三种方法：加水稀释；加入更稀的溶液稀释；加入能消耗溶质的溶液稀释。
(1)加水稀释pH＝12的NaOH溶液至pH＝11，应使体积增大至10倍，所以需加水900 mL。
(2)设需pH＝10的NaOH溶液体积为V，那么：
＝
1×10－3 mol·L－1，
V＝1 L＝1 000 mL。
(3)设需0.01 mol·L－1的盐酸体积为V，那么：
＝10－3 mol·L－1，V＝81.8 mL。第三章 第三节 盐类的水解（第1课时）
盐类的水解规律
【学习目标】：
1. 能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。
2.能通过比较、分类、归纳、概括盐类水解的实质，得出盐类水解的规律。
【学习重点】：盐类水解的本质。
【学习难点】：盐类水解方程式的书写和分析。
【知识梳理】：
一、探究盐溶液的酸碱性：（常温，中性溶液pH=7。判断溶液酸碱性最简易方案：用pH试纸测溶液的pH）
【活动与探究】(课本第54页)
用pH试纸检验下列溶液的酸碱性：
盐溶液 NaCl NH4Cl CH3COONa AlCl3 Na2CO3 Na2SO4
酸碱性
盐类型
【讨论】1 ：由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有
什么关系？
盐的组成：
酸 + 碱 = 盐 + 水
强酸 强碱 强酸强碱盐 如：NaCl KNO3
强酸弱碱盐 NH4Cl Al2(SO4)3
弱酸 弱碱 弱酸强碱盐 CH3COONa Na2CO3
弱酸弱碱盐 CH3COONH4
△正盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：（谁强显谁性，都强显中性）
①强碱弱酸盐的水溶液 显 c（H+） c（OH—）
②强酸弱碱盐的水溶液 显 c（H+） c（OH—）
③强酸强碱盐的水溶液 显 c（H+） c（OH—）
二．盐溶液呈现不同酸碱性的原因：
溶液的呈酸碱性取决于溶液中 和 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+）或 c（OH—）的差异呢？
【思考与交流】（课本第55页)）根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种离子（不要忘记水的电离）及离子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
c（H+）和 c（OH—）相对大小
溶液中的离子
有无弱电解质生成
相关化学方程式
【讨论】2： 正盐溶液中为什么含有H+、OH— ？
【讨论】3：CH3OONa溶液为什么显碱性 ？
CH3OONa=CH3OO— + Na+
+
H2O H+ + OH—
CH3COOH
①总的离子方程式
②溶液中_____（有或无）弱电解质（化学式： ）生成，水的电离平衡__________（被破坏或不受影响），并向 方向移动，因而 （促进、抑制）了水的电离。C（H+） C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈 性。
【讨论】4：NH4Cl溶液为什么显酸性 ？
NH4Cl = Cl— + NH4+
+
H2O H+ + OH—
NH3 H2O
①总的离子方程式
②溶液中_____（有或无）弱电解质（化学式： ）生成，水的电离平衡__________（被破坏或不受影响），并向 方向移动，因而 （促进、抑制）了水的电离。C（H+） C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈 性。
【讨论】5. NaCl溶液为什么显中性 ？
溶液中_____（有或无）弱电解质（化学式： ）生成，水的电离平衡__________（被破坏或不受影响），C（H+） C（OH—）（填“＞”“＜”或“＝”），呈 性。
三、盐的水解：（谁弱谁水解，谁强显谁性。）
1、定义：这种在水溶液中
的反应，叫做盐类的水解。
2、盐的水解实质：弱酸阴离子与H2O 电离出的H+结合生成弱酸或弱碱的阳离子与H2O
电离出的OH—结合生成弱碱，破坏了水的电离平衡，使之正向移动，使溶液中
C（H+） C（OH—）显酸性或碱性。（盐类水解程度一般很弱。由水电离
H+和OH—是相等的，但溶液中存在的H+和OH—不一定相等）
3、盐类水解反应是酸碱中和反应的逆过程,故盐类的水解是吸热反应。
水 解
即： 盐 + 水 酸 + 碱
中 和
4、盐类的水解促进水的电离。
5.盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱也水解，谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定。
6、水解方程式的书写. 注意以下几点：
①盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。
②一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。因此在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3 H2O等）写成其分解产物的形式。
③多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。因此书写其水解方程式时，只写第一步。
例：Na2CO3的水解
第一步：CO32— + H2O HCO3— + OH—（主要）
第二步：HCO3— + H2O H2CO3 + OH—（次要）
④. 多元弱碱的阳离子的离子方程式较复杂,中学阶段只要求一步写到底即可。
如: Al3+ + 3H2O Al(OH)3 +3 H+
⑤.某些盐溶液在混合时,一种盐溶液的阳离子和另外一种盐溶液的阴离子在一起同时发生水解，这样互相促进了对方的水解,水解趋于完全,可以用“=”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发物可加“↓”或“↑”如:将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合,立即产生白色沉淀和大量气体, 离子方程式为: Al3++3HCO3— = Al(OH)3↓ + 3CO2↑
7、酸式盐溶液的酸碱性：（1）强酸的酸式盐只电离不水解，一定显酸性，如NaHSO4
（2）弱酸的酸式盐存在两种趋势，HR- H+ + R2- 电离显酸性）HR- ＋H2O H2R + OH—（水解显碱性）如：HSO3— 、 H2PO4－等电离趋势大于水解趋势，溶液显酸性；而HCO3—、 HS—、HPO42- 等水解趋势大于电离趋势，溶液显碱性．
总结: 盐类的水解反应一般是可逆反应，在一定条件下形成化学平衡，该平衡通常叫水解平衡。一般情况下，盐类水解反应可看成是酸碱中和反应的逆反应。盐类水解反应为吸热反应。
说明：常见能水解的离子有：
【疑点反馈】：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
【基础达标】
1．对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是(　　)
A．H B．26Fe3＋
C. D．CHHHCOO－
2．在盐类发生水解的过程中，正确的说法是(　　)
A．盐的电离平衡被破坏
B．水的电离程度逐渐增大
C．溶液的pH发生了较大改变
D．发生了中和反应
3．将0.1 mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是(　　)
A．KCl B．Mg(OH)2
C．Na2CO3 D．MgSO4
4．相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，c(NH)最大的是(　　)
A．NH4Cl B．NH4HCO3
C．NH4HSO4 D．NH4NO3
5．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1，该溶液可能是(　　)
①二氧化硫水溶液　②氯化铵水溶液　③硝酸钠水溶液　④氢氧化钠水溶液
A．①④ B．①② C．②③ D．③④
6．NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子均正确的是(　　)
A．NH2D·H2O和D3O＋
B．NH3·D2O和HD2O＋
C．NH3·HDO和D3O＋
D．NH2D·HDO和H2DO＋
7．NaHSO3溶液的pH<7，NaHCO3溶液的pH>7，下列说法错误的是(　　)
①HSO的电离作用大于HSO的水解作用
②HSO的电离作用小于HSO的水解作用
③HCO的电离作用大于HCO的水解作用
④HCO的电离作用小于HCO的水解作用
A．①② B．①③ C．②③ D．②④
8．在25℃时，NH浓度相等的NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4的溶液中，其对应溶液中溶质的物质的量浓度分别为a、b、c(单位为mol·L－1)，下列判断正确的是(　　)
A．a＝b＝c B．a＝c>b
C．b>a>c D．c>a>b
9．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH最接近于(　　)
A．5.6 B．7.0 C．8.4 D．13.0
10．由一价离子组成的四种盐：AC、BD、AD、BC的1 mol·L－1的溶液，在室温下，前两种溶液的pH＝7，第三种溶液pH＞7，最后一种溶液pH＜7，则(　　)
A B C D
碱性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH
酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD
11.25℃时，pH都等于11的NaOH溶液和NaCN溶液，两溶液中水的电离程度大小比较(　　)
A．相等
B．后者比前者大11倍
C．后者是前者的108倍
D．前者是后者的108倍
12．下列离子方程式正确的是(　　)
A．硫化钠水解：S2－＋2H2OH2S↑＋2OH－
B．硫氢化钠水解：HS－＋H2OH3O＋＋S2－
C．制Fe(OH)3胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
D．硫酸铝溶液跟四羟基合铝酸钠溶液反应：
Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
13．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是(　　)
A．酸的强弱：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：c(CN－)14．为了使CH3COONa溶液中Na＋的浓度与CH3COO－的浓度比为1∶1，可在CH3COONa溶液中加入(　　)
①适量的盐酸　②适量的NaCl　③适量的醋酸　④适量的CH3COONa
A．①② B．③ C．③④ D．④
15.在0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，存在的平衡有______________________________，向溶液中滴入酚酞呈浅红色，其原因是
________________________________________________________________________，
再将此溶液加热，溶液颜色________________，其原因是____________________。1 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH______(填“＞”、“＜”或“＝”，下同)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液pH；1 mol·L－1 Na2CO3溶液的水解程度__________________0．1 mol·L－1Na2CO3溶液的水解程度。在Na2CO3溶液中，为使c(Na＋)∶c(CO)＝2∶1，可采用加入________试剂的办法。制备FeCl3溶液时，常加入一定量盐酸，其作用是
________________________________________________________________________。
【参考答案】
16．常温下，某水溶液M中存在的离子有：Na＋、A－、H＋、OH－。根据题意回答下列问题：
(1)若溶液M由0.1 mol·L－1的HA溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液等体积混合而得，则溶液M的pH不可能________7(填“大于”、“小于”或“等于”)。
(2)若溶液M的pH>7，则c(Na＋)________c(A－)(填“>”、“<”或“＝”)。
(3)常温下，若溶液M由pH＝3的HA溶液V1 mL与pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合反应而得，则下列说法中正确的是________(填字母)。
A．若溶液M呈中性，则溶液M中c(H＋)＋c(OH－)＝2×10－7 mol·L－1
B．若V1＝V2，则溶液M的pH一定等于7
C．若溶液M呈酸性，则V1一定大于V2
D．若溶液M呈碱性，则V1一定小于V2
17．10℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度(℃) 10 20 30 加热煮沸后冷却到50℃
pH 8.3 8.4 8.5 8.8
甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为__________。乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3。丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
(1)只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。试剂X是________。
A．Ba(OH)2溶液 B．BaCl2溶液
C．NaOH溶液 D．澄清的石灰水
(2)将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH________(填“高于”、“低于”或“等于”)8.3，则______(填“甲”或“乙”)判断正确。
(3)查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150℃，丙断言________(填“甲”或“乙”)判断是错误的，理由是____________________________________________________。
【参考答案】
1．C　2.B　3.C　4.C
5．A　[由水电离的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1<1.0×10－7 mol·L－1，即该溶液抑制了水的电离，因此要么加碱抑制，要么加酸抑制，故①④正确。]
6．C　[NH4Cl在D2O中的水解可表示为：NH＋2D2ONH3·HDO＋D3O＋，故C正确。]
7．C　8.C　9.C
10．A　[根据盐的水解规律可知：
弱离子越弱，水解程度越大，该题我们可进行归类分析：
综上可知，电离程度：HC＝AOH＞HD＝BOH，即酸性：HC＞HD，碱性AOH＞BOH，答案为A。]
11．C　[pH＝11的NaOH溶液中水电离出的c(H＋)＝＝mol·L－1＝10－11 mol·L－1；pH＝11的NaCN溶液中，水电离出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－3 mol·L－1，所以两溶液中水的电离程度比值为＝10－8，故后者是前者水电离程度的108倍。]
12．D　13.D
14．B　[在CH3COONa溶液中，由于CH3COO－的水解：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，使CH3COO－浓度比Na＋浓度要小。②不成立，它加入了Na＋，使它们的差距拉大，①使平衡向右移动了，使它们的差距变得更大，④中加入了CH3COONa，使CH3COO－的浓度增大，但Na＋也随着增大，只有③加入醋酸，使平衡左移，另外其本身也可以电离出CH3COO－，使溶液中的CH3COO－的浓度增大。]
15．CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，H2O??H＋＋OH－　Na2CO3溶液水解显碱性　加深　加热促进CO水解，使溶液中c(OH－)增大
＞　＜　KOH　抑制Fe3＋水解
16．(1)小于　(2)>　(3)AD
17．HCO＋H2OH2CO3＋OH－　大于
(1)乙　B　(2)等于　甲　(3)乙　常压下加热NaHCO3的水溶液，溶液的温度达不到150℃

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