資源簡介

(共25張PPT)
電解質溶液中離子濃度的比較
1．能綜合運用電離平衡和水解平衡原理，判斷溶液中粒子濃度大小關系。
2．掌握電荷守恒、物料守恒、質子守恒的書寫方法和規律。
習
學
目
標
在成都世界大學生運動會上，NaClO被用于游泳池的消毒。通過分析NaCIO在溶液中的電離情況，我們可以知道，NaCIO溶液中含有H2O、H+、OH-、Na+、ClO-、HClO等粒子，那么這些粒子濃度之間是否存在大小關系或者等式關系了？
情 境 導 入
1、電荷守恒
電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即電解質溶液中陽離子所帶的電荷總數與陰離子所帶的電荷總數相等
實例解題思路 以Na2S溶液為例
①寫出電解質電離和水解全過程
電離：Na2S=2Na＋＋S2－
水解：S2－＋H2O HS－＋OH－
HS－＋H2O H2S＋OH－
水的電離：H2O H＋＋OH－
②根據①找出溶液中所有的陰、陽離子 Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－
③陰、陽離子濃度乘以自身所帶的電荷數建立等式 1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－)
化簡得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
1.寫出CH3COONa、NaHCO3溶液中的電荷守恒式。
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準確判斷溶液中的離子的種類；
②注意每個粒子所帶的電荷數，即Rn+的電荷濃度為nc(Rn+)。
練一練
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
2、物料守恒(也叫原子守恒，質量守恒)
在電解質溶液中，由于某些離子發生水解或電離，離子的存在形式發生了變化，變成了其它離子或分子，使離子的種類增多，但卻不能使離子或分子中某種特定元素的原子的數目發生變化，其質量在反應前后是守恒的，始終遵循原子守恒
實例解題思路 以Na2S溶液為例
①分析溶質中的特定元素的原子或原子團間的定量關系(特定元素除H、O元素外)
從等式中找關系 ，即n(Na＋)＝2n(S2－)，S2－在水中部分會水解成HS－、H2S，共三種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)
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
2.寫出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，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子總數是不變的。
練一練
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
3、質子守恒(H+守恒)
以Na2S溶液為例
(1)方法一：可以由電荷守恒與物料守恒推導出來，將兩個守恒中不水解的Na＋消掉電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)物料守恒：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
將Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
即為質子守恒
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
(2)方法二(框圖法)：質子守恒是依據水的電離平衡：H2O H＋＋OH－，水電離產生的H＋和OH－的物質的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在。可用下列圖示進行快速書寫
S2-
H2O
H＋
HS－
2H＋
H2S
H＋
H3O+
得質子(H＋)
H＋
OH－
失質子(H＋)
c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)
能得失質子的原始粒子
【注意】
得、失幾個質子，微粒前面系數就是幾個
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
3.寫出CH3COONa、NaHCO3溶液中的質子守恒式。
CH3COONa溶液中：
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH－)
H2O
CH3COO-
H+
CH3COOH
OH-
失H+
得H+
得H+
練一練
NaHCO3溶液中 :
c(H+)+c(H2CO3)=c(OH－)+ c(CO32－)
注意：質子守恒可由物料守恒和電荷守恒聯合求得！
H2O
HCO3-
H+
H2CO3
OH-
CO32-
失H+
得H+
得H+
失H+
知識點一 溶液中粒子的“三大守恒”
1、兩個“微弱”
(1)電離微弱
b.多元弱酸的電離是分步的，主要是第一步電離(第一步電離程度>第二步電離>第三步電離)
如H3PO4溶液中：c(H+) > c(H2PO42- ) > c(HPO4-) > c(PO43- ) > c(OH- )
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
a.弱電解質的電離是微弱的，還要考慮水的極弱電離
如NH4·H2O溶液中:c(NH4·H2O) > c(OH-) > c(NH4+)> c(H+)
(2)水解微弱
a.弱離子由于水解而損耗
如NH4Cl溶液中:c(Cl-) >c(NH4+)
b.單水解是微弱的
如NH4CI溶液中:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH4 ·H2O)>c(OH-)
c.多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主(第一步水解程度>第水解電離)。
如Na2CO3溶液中:c(CO32-) >c(HCO3-)>c(H2CO3)
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
2、一個“特殊”
多元弱酸的酸式鹽溶液
NaHCO3溶液中存在：
水解:HCO3- +H2O=H2CO3+OH- (主要)
電離:HCO3- =H++CO32- (次要)
水的電離:H2O=H++OH- (極微弱)
溶液中微粒濃度大小關系為：c(Na+ ) > c(HCO3- ) >c(OH- ) > c(H2CO3) > c(H+) >c(CO32- )。
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
(1)若離子的水解程度大于電離程度，溶液呈堿性(如NaHCO3溶液)。
(2)若離子的水解程度小于電離程度，溶液呈酸性(如NaHSO3溶液)。
NaHSO3溶液中存在：
電離:HSO3- =H++SO32- (主要)
水解:HSO3- +H2O=H2SO3+OH- (次要)
水的電離:H2O=H++OH- (極微弱)
溶液中微粒濃度大小關系為：c(Na+ ) > c(HSO3- ) > c(H+) >c(SO32- )>c(OH- ) > c(H2SO3) 。
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
3、單一電解質溶液中粒子濃度比較
分析思路存在的平衡過程 抓住電離和水解都是微弱的，分清主次關系(即弱離子是電離為主還是水解為主)
Na2S=2Na＋＋S2－(最多)
水解：S2－＋H2O HS－＋OH－(主)
電離：HS－＋H2O H2S＋OH－(次)
水電離：H2OH＋＋OH－
(極弱) 粒子濃度順序：
從上往下粒子濃度依次減弱
c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>
c(HS－)>c(H2S)>c(H＋)
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
如：在H3PO4溶液中，
c (H+) > c (H2PO4–) > c (HPO42–) > c (PO43–)
（1）對于多元弱酸溶液，應根據多步電離進行分析。
（2）對于多元弱酸的正鹽溶液，根據弱酸根的分步水解分析。
如:Na2CO3溶液中，各離子濃度的大小順序為：
c (Na+) > c (CO32–) >(OH–) > c (HCO3–) > c (H+)
（3）不同溶液中同一離子濃度的大小比較，要考慮溶液中其他離子對該離子的影響。
如：在0.10mol/L的①NH4HSO4 ②NH4Cl ③ CH3COONH4 ④ (NH4)2SO4溶液中，c（NH4+）的大小順序為：④ > ① > ② > ③
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
(1)判斷反應產物：判斷兩種溶液混合時生成了什么物質，是否有物質過量，再確定反應后溶液的組成
(2)明確溶液中存在的所有平衡：根據溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)
(3)確定溶液的酸堿性：根據題給信息，確定溶液的酸堿性，判斷是以電離為主還是以水解為主
(4)比大小：比較粒子大小，在比較中，要充分運用電荷守恒、物料守恒關系
判斷酸堿混合溶液中粒子濃度大小的一般思路
4、混合溶液中粒子濃度比較
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
Ⅰ.CH3COOH與CH3COONa，NH3·H2O與NH4Cl溶液混合 電離大于水解
Ⅱ.HClO與NaClO，HCN與NaCN溶液混合　水解大于電離
如：等物質的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O混合溶液中，
c (NH4+) > c (Cl–) > c(OH–) > c (H+)
等物質的量濃度的CH3COOH與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
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
5.根據酸堿中和滴定曲線判斷微粒濃度大小
解決此類問題，要注意觀察曲線：
（1）找準恰好反應點，判斷此時消耗的橫坐標物質的用量和此時溶液的pH。
根據此時橫坐標物質的用量，判斷其他情況下溶液的組成。若用量大于此時的量，則可判定橫坐標物質過量，否則橫坐標物質不足，另一種物質剩余。
根據此時溶液的pH,可判斷生成物，進而判斷酸堿的強弱，一般若pH>7,則生成的為強堿弱酸鹽，若pH<7,則生成的為弱堿強酸鹽。
（2）結合三大守恒規律和水解、平衡規律進行綜合判斷。
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
【分析】由曲線可知，V（MOH）=0mL時，即0.01 mol·L－1HA溶液的pH=2，可知HA為強酸，加入0.02 mol·L－1的MOH 50mL可恰好中和100mL 0.01 mol·L－1HA ，由曲線知，此時溶液pH<7,由此判斷MOH 為弱堿，生成的MA為強酸弱堿鹽，常溫下其溶液因M+水解呈酸性，pH<7。從加入MOH后，任意時刻的溶液都存在電荷守恒關系：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)。當加入100 mL MOH時，相當于MA與MOH等體積混合，根據元素質量守恒可知，存在c(M＋)＋c(MOH)＝2c(A－)。
例：常溫下，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，圖中所示曲線表示混合溶液的pH的變化情況，下列說法正確的
是(　　)
A.HA為弱酸
B.常溫下，MA溶液的pH＞7
C.K點對應的溶液中：c(M＋)＋c(MOH)＝c(A－)
D.在N到K間任意一點對應的溶液中：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
D
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
練一練
C
知識點二 溶液中離子濃度大小比較
電解質溶液
酸或堿溶液——考慮電離
鹽溶液——考慮水解
單一溶液
混合溶液
不反應——同時考慮電離和水解
反應
恰好反應
生成酸或堿—考慮電離
生成鹽—考慮水解
過量—根據過量程度考慮電離或水解
守恒關系
粒子濃度比較
電荷守恒
元素質量守恒（物料守恒）
質子守恒
【課 堂 小 結】
1.在0.1 mol·L－1 Na2S溶液中，下列關系不正確的是( )
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
隨 堂 訓 練
2、某二元弱酸的酸式鹽NaHA溶液，若pH<7，則溶液中各離子濃度的關系不正確的是
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
隨 堂 訓 練
3、25 ℃時,在濃度均為1 mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中[NH4+]分別為a、b、c（單位為mol·L-1）,則下列判斷正確的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b C.b>a>c D.a>c>b
B
4.常溫下，將甲酸與NaOH溶液混合，所得溶液的pH＝7，則此溶液中
下列關系正確的是（ ）
A.c(HCOO－)>c(Na＋) B.c(HCOO－)C.c(HCOO－)＝c(Na＋) D.無法確定c(HCOO－)與c(Na＋)的大小關系
C
隨 堂 訓 練(共17張PPT)
水的電離平衡
1．認識水的電離，水是一種極弱的電解質。
2．了解水的電離平衡及其影響因素
3 ．結合電離常數，了解水的離子積常數，其適用于任何水溶液。
習
學
目
標
在水溶液中，酸、堿和鹽全部或部分以離子形式存在，那么，其中的溶劑水是全部以分子形式存在，還是部分以離子形式存在呢 怎樣驗證你的猜想？
情 境 導 入
【實驗探究1】水的導電性實驗
蒸餾水
(1)靈敏電流表指針偏轉；(2)燈泡不亮。
水是一種極弱的電解質，能發生微弱的電離
知識點一 認識水的電離
電導率儀
【實驗探究2】利用手持技術測定水的電導率
知識點一 認識水的電離
H2O + H2O H3O+ + HO-
H2O H+ + HO-
精確的導電性實驗表明，純水大部分以H2O的形式存在，但其中也存在著極少量的H3O+和OH-。這表明水是一種極弱的電解質，能發生微弱的電離( 如圖3-6):
H+為裸質子，不穩定，與水結合，形成H3O+，即水合氫離子
25°C 1L水只有10-7mol H2O發生電離
知識點一 認識水的電離
(1)向水中加入酸，水的電離平衡向哪個方向移動？水電離出的c(H+)和c(OH-)及溶液中的c(H+)如何改變？為什么？
*
逆向移動；水電離出的c(H+)和c(OH-)減小；溶液中的c(H+)增大；加酸溶液中c(H+)增大，水的電離平衡向逆向移動
逆向移動；水電離出的c(H+)和c(OH-)減小；溶液中的c(OH-)增大；加堿溶液中c(OH-)增大，水的電離平衡向逆向移動
練一練
知識點一 認識水的電離
(2)向水中加入堿，水的電離平衡向哪個方向移動？水電離出的c(H+)和c(OH-)及溶液中的c(OH-)如何改變？為什么？
H2O H+　+ OH－
現在我們來寫出水的電離平衡常數。
Kw
KW叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積。
K 電離 ＝
c(H+)×c(OH-）
c(H2O）
K電離 =
c ( H+) .c( OH-)
c(H2O)
知識點二 水的離子積常數
25℃時，在10 mL蒸餾水中c(H+) 和 c(OH-) 各是多少？
向其中加入10 mL0.2 mol/L 鹽酸，c(H+) 和 c(OH-) 如何變化？對水的電離平衡有何影響？
c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-)
大小比較 酸堿性 平衡移動
蒸餾水
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
不變
H2O H＋ ＋OH-
知識點二 水的離子積常數
H2O H＋ ＋OH-
25℃時，向10 mL蒸餾水中加入10 mL0.2 mol/L 氫氧化鈉，c(H+)和 c(OH-) 如何變化？對水的電離平衡有何影響？
c(H+) c(OH-) c(H+) 和 c(OH-)
大小比較 酸堿性 平衡移動
蒸餾水
加堿后
10-7
10-7
10-1
10-13
c(H+) = c(OH-)
中性
c(H+) ＜ c(OH-)
堿性
Kw =
加堿后
1×10-14
不變
知識點二 水的離子積常數
分析表格中的數據，有何規律，得出什么結論？并解釋之。
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只受溫度的影響(與濃度無關)，溫度越高，Kw越大
結論
100℃時：Kw=1×10-12
100℃純水中：c(H＋) c(OH－) =
25℃純水中： c(H＋) c(OH－) =
＝
＝
溫度升高，對于中性的純水，盡管K電離與KW增大了，但仍是中性的水
25℃時：Kw =1×10-14
1×10-７
1×10-６
知識點二 水的離子積常數
注意：
1.表達式中c(H+) 和c(OH-) 指溶液中的氫離子和氫氧根離子濃度
2.酸溶液中KW＝c酸(H＋) ·c水(OH－)(忽略水電離出的H＋的濃度)
3.堿溶液中Kw＝c水(H＋) ·c堿(OH－)(忽略水電離出的OH－的濃度)
表達式
常溫時，c(H+)＝c(OH-)＝1×10-7 mol/L
常溫時，KW＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14
知識點二 水的離子積常數
根據水的電離平衡，思考下列情況中，c(H+)和c(OH-)的如何變化？
條件 移動方向 c(H+) c（OH-） 電離程度 Kw
升溫
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
減小
減小
增大
增大
減小
增大
增大
減小
增大
減小
減小
增大
減小
增大
不變
不變
不變
不變
知識點三 外界條件對水的電離平衡的影響
增大
1.0×10-14
純水
電解質水溶液
【課 堂 小 結】
(5)25℃時，0.01mol·L-1的鹽酸中，由水電離出的c(OH-)＝1.0×10-12 mol·L-1(　　)
(4)25℃時，水的離子積Kw＝1.0×10-14，35℃時水的離子積Kw＝2.1×10-14，則35℃時水中的c(H+)＞c(OH-)(　　)
(3)25℃時，若溶液中c(H+)＝1.0×10-6mol·L-1，則溶液中c(OH-)＝1.0×10-8mol·L-1(　　)
(2)在純水中加入少量酸，水的電離平衡向逆向移動，Kw減小(　　)
(1)升高溫度,若Kw增大到10-12,則純水電離出的c(H＋)＝10-6mol·L-1(　)
1.判斷正誤
隨 堂 訓 練
2.常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，該溶液可能是______。
①二氧化硫的水溶液
②氯化鈉水溶液
③硝酸鈉水溶液
④氫氧化鈉水溶液
①④
提示：某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，說明溶液既可能呈酸性，也可能呈堿性。
隨 堂 訓 練
3.某溫度下，純水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，則此時純水的c(OH－)為________________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，則溶液中c(OH－)為_________________，此時溫度_____
(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
2×10－7 mol·L－1
8×10－11 mol·L－1
高于
隨 堂 訓 練(共16張PPT)
沉淀溶解平衡圖像分析
1.理解難溶電解質沉淀溶解平衡并會應用解決相關問題。
2.學會沉淀溶解平衡圖像的分析方法。
習
學
目
標
沉淀溶解平衡是水溶液中化學平衡的一種，高考中常涉及溶度積Ksp的計算、圖像分析以及溶度積的運用等。其中沉淀溶解平衡的圖像問題歷來都是高考化學中的熱點，更是化學教學的重難點。沉淀溶解平衡的圖像問題，往往會同時進行溶度積Ksp計算的考查，體現了高考對“變化觀念與平衡思想”化學學科核心素養的要求。為了能夠更快、更有效地突破沉淀溶解平衡圖像類型題，下面我們一起來構建研究此類問題的思維模型，
情 境 導 入
一、沉淀溶解平衡曲線型圖像
1.沉淀溶解平衡Ksp曲線
(1)典型示例
(2)點的變化
①a→c：曲線上變化，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固體(忽略溶液的體積變化)
④c→a：曲線上變化，增大c(Ba2＋)；
⑤曲線上方的點表示有沉淀生成；曲線下方的點表示不飽和溶液。
知識點一 沉淀溶解平衡的曲線型圖像分析
2.c(Mn＋)—pH圖像
Fe(OH)3和Cu(OH)2的c—pH關系如圖(溫度一定)：
圖中曲線為相應金屬陽離子氫氧化物的沉淀溶解平衡曲線，可利用圖像判斷有關氫氧化物的Ksp的大小以及離子分離方法的選擇。
知識點一 沉淀溶解平衡的曲線型圖像分析
D
練一練
知識點一 沉淀溶解平衡的曲線型圖像分析
1.pH(或pOH)—pC圖
橫坐標：將溶液中c(H＋)取負對數，即pH＝－lg c(H＋)，反映到圖像中是c(H＋)越大，則pH越小，pOH則相反。
縱坐標：將溶液中某一微粒濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值取負對數，即pC＝－lg c(A)，反映到圖像中是c(A－)越大，則pC越小。
例如：常溫下，幾種難溶氫氧化物的飽和溶液中金屬陽離子濃度的負對數與溶液pH的關系如圖所示。
①直線上的任意一點都達到沉淀溶解平衡；②由圖像
可得Fe3＋、Al3＋、Fe2＋、Mg2＋完全沉淀時的pH。
二、沉淀溶解平衡對數型圖像
知識點二 沉淀溶解平衡的對數型圖像分析
2.pC—pC圖
一定溫度下，縱、橫坐標均為沉淀溶解平衡粒子濃度的負對數，如圖。
知識點二 沉淀溶解平衡的對數型圖像分析
2.25℃時，Fe(OH)2和Cu(OH)2的飽和溶液中，金屬陽離子的物質的量濃度的負對數[－lg c(M2＋)]與溶液pH的變化關系如圖所示，已知該溫度下Ksp[Cu(OH)2]A.曲線a表示Fe(OH)2飽和溶液中的變化關系
B.除去CuSO4溶液中含有的少量Fe2＋，可加入適量CuO
C.當Fe(OH)2和Cu(OH)2沉淀共存時，溶液中
c(Fe2＋)∶c(Cu2＋)＝104.6∶1
D.向X點對應的飽和溶液中加入少量NaOH固體，
可轉化為Y點對應的溶液
C
練一練
知識點二 沉淀溶解平衡的對數型圖像分析
沉淀溶解平衡滴定曲線，一般橫坐標為滴加溶液的體積，縱坐標為隨溶液體積增加，相應離子濃度的變化。突躍點表示恰好完全反應，曲線上的點都處于沉淀溶解平衡狀態。利用突躍點對應的數據可計算對應沉淀的Ksp。
三、沉淀溶解平衡滴定型圖像
例　用0.100 mol·L－1 AgNO3滴定50.0 mL 0.050 0 mol·L－1 Cl－溶液的滴定曲線如圖所示。回答下列問題：
(1)根據曲線數據計算可知Ksp(AgCl)的數量級為_______。
10－10
知識點三 沉淀溶解平衡的滴定型圖像分析
(2)滴定終點c點為飽和AgCl溶液，
c(Ag＋)______(填“＞”“＜”或“＝”)c(Cl－)。
＝
(3)相同實驗條件下，若改為0.040 0 mol·L－1 Cl－，反應終點c向_____(填 “a”或“b”，下同)方向移動。
a
(4)相同實驗條件下，若改為0.050 0 mol·L－1 Br－，反應終點c向___方向移動。
b
知識點三 沉淀溶解平衡的滴定型圖像分析
練一練
3.已知：pAg＝－lg c(Ag＋)，Ksp(AgCl)＝1.8×10－10。如圖是向10 mL AgNO3溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1 NaCl溶液時，溶液的pAg隨著加入NaCl溶液的體積變化的圖像(實線)。根據圖像所得下列結論正確的是
A.原AgNO3溶液的物質的量濃度為0.1 mol·L－1
B.圖中x點的坐標為(100,6)
C.圖中x點表示溶液中Ag＋被恰好完全沉淀(濃度為0)
D.若把0.1 mol·L－1 NaCl溶液換成0.1 mol·L－1 NaI溶液，
則圖像在終點后變為虛線部分
B
知識點三 沉淀溶解平衡的滴定型圖像分析
【課 堂 小 結】
1.在t ℃時，AgBr在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。又知t ℃時AgCl的Ksp＝4×10－10，下列說法不正確的是
A.在t ℃時，AgBr的Ksp為4.9×10－13
B.在AgBr飽和溶液中加入NaBr固體，
可使溶液由c點到b點
C.圖中a點對應的是AgBr的不飽和溶液
D.在t ℃時，AgCl(s)＋Br－(aq)
AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常數K≈816
B
隨 堂 訓 練
2.如圖所示，有兩條T1、T2兩種溫度下的BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線，下列說法不正確的是
A.加入Na2SO4可使溶液由a點變到b點
B.T1溫度下，在T1曲線上方區域(不含曲線)
任意一點時，均有BaSO4沉淀生成
C.蒸發溶劑可能使溶液由d點變為曲線上a、
b之間的某一點(不含a、b)
D.升溫可使溶液由b點變為d點
D
隨 堂 訓 練
3.常溫時，若Ca(OH)2和CaWO4(鎢酸鈣)的沉淀溶解平衡曲線如圖所示(已知 ＝0.58)。下列分析正確的是
A.由圖可知常溫下Ksp(CaWO4)＜Ksp[Ca(OH)2]
B.飽和Ca(OH)2溶液中加入少量CaO，溶液變渾濁，
Ca2＋數目不變
C.飽和Ca(OH)2溶液和飽和CaWO4溶液等體積混合：
c( )＜c(Ca2＋)＜c(H＋)＜c(OH－)
D.d點的CaWO4溶液中，加入CaCl2固體，d點溶液組成沿da線向c點移動(假設混合后溶液體積不變)
A
隨 堂 訓 練(共24張PPT)
沉淀溶解平衡
1．通過實驗探究，認識難溶電解質在水溶液中存在沉淀溶解平衡。
2．能夠根據化學平衡原理分析沉淀溶解平衡的影響因素。
3．能夠利用離子積與溶度積常數的關系判斷溶液中難溶電解質的沉淀和溶解情況。
習
學
目
標
電鍍工業廢水中鍍銀是會產生高濃度的含銀廢水，廢水中的銀以離子的形式存在著且濃度非常高。如若不除去廢水中的銀并回收利用，一方面會極大的影響周圍的環境；另一方面，銀是貴重金屬直接廢棄過于浪費。
白鰱 鯉魚 蝌蚪
48
小時 約3.0×10-7
mol/L 約1.7×10-7
mol/L 約1.0×10-7
mol/L
銀離子對幾種水生動物的半致死濃度
情 境 導 入
1 mL 0.010 mol/L
NaCl溶液
1 mL 0.010 mol/L
AgNO3溶液
Cl- + Ag+ AgCl↓
工業上對含銀廢水的處理有電解法、吸附法、離子交換法、沉淀法等。 沉淀法以氯化銀沉淀法為例進行討論。
現用1 mL 0.010 mol/L AgNO3溶液模擬工業廢水，某同學提出可以加入1 mL 0.010 mol/L的NaCl溶液，充分反應，完全沉淀其中的Ag+。 這種方法是否合理？說明理由。
思考與討論
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
化學式 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
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
AgNO3
BaCl2
Ba(OH)2
Ag2SO4
Ca(OH)2
CaSO4
AgCl
AgBr
Ag2S
BaSO4
Mg(OH)2
Fe(OH)3
習慣上將溶解度小于0.01 g的電解質稱為難溶電解質。盡管難溶電解質的溶解度很小，但在水中并不是絕對不溶。
10g
1g
0.01g
易溶
可溶
微溶
難溶
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
難溶電解質(如AgCl)溶液于水
Ag+
Cl-
當v溶解＝ v沉淀時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl-(aq)
溶解
沉淀
Cl-
Ag+
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
當AgNO3溶液和NaCl溶液反應：
反應起始：
充分反應后：
υ(沉淀) ＞ υ(溶解)
沉淀增多
υ(沉淀) ＝ υ(溶解)
沉淀不再增多
達到沉淀溶解平衡
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
嘗試用圖像表示平衡建立過程
難溶固體的溶解過程的圖像如何呢？


υ(沉淀)
υ(溶解)
υ(沉淀)＝υ(溶解)
沉淀溶解平衡的建立過程
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
一、沉淀溶解平衡
1.概念
2.表達式
如：AgCl
AgCl(s) Ag＋(aq) ＋ Cl－(aq)
注：a.標明聚集狀態
b.不等同于電離平衡
在一定條件下，難溶電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態（飽和狀態）。
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq)
1、請寫出BaSO4、CaCO3、AgI、Ag2S的沉淀溶解平衡表達式。
CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32- (aq)
AgI(s) Ag+(aq) + I- (aq)
Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2- (aq)
元素守恒、電荷守恒
練一練
知識點一 難溶電解質的沉淀溶解平衡
1、內因(決定因素)：難溶電解質本身的性質。
2、外因：溫度、濃度等條件的影響符合勒夏特列原理。
已知沉淀溶解平衡：Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，請分析當改變下列條件時，對該沉淀溶解平衡的影響，填寫下表(濃度變化均指平衡后和原平衡比較)：
實例分析
二、影響沉淀溶解平衡的因素
知識點二 影響沉淀溶解平衡的因素
Mg(OH)2(s) Mg2＋ (aq)＋2OH－(aq)
知識點二 影響沉淀溶解平衡的因素
1 mL 0.012 mol/L的 NaCl溶液與1 mL 0.010 mol/L AgNO3溶液充分反應后，溶液中剩余Ag+的濃度是多少？
涉及化學平衡的計算常需要哪些數據？
三、溶度積常數
知識點三 溶度積常數
2、寫出氫氧化鐵、硫酸鋇、硫化銀、氫氧化鎂的溶度積常數表達式。
Ksp ＝ c(Mg2+)·c(OH-)2
Ksp ＝ c2(Ag+)·c(S2- )
練一練
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-)
知識點三 溶度積常數
化學式 Ksp 化學式 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
常見難溶電解質的溶度積常數（25 ℃）
根據常見難溶電解質的溶度積常數，思考以下問題
1.Ksp與難溶電解質在水中的溶解能有什么關系
2.Ksp與溫度什么關系
3.Ksp與離子積什么關系？
離子積，任意時刻Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)
知識點三 溶度積常數
對于類型不同的難溶物，不能直接根據 Ksp 的大小來確定，其溶解度的大小，需通過計算轉化
知識點三 溶度積常數
② 根據Ksp和Q 的相對大小，可判斷給定條件下難溶電解質的沉淀或溶解情況：
Q ＞ Ksp，溶液中有沉淀析出
Q ＝ Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態
Q ＜ Ksp，溶液中無沉淀析出
知識點三 溶度積常數
【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+的濃度？
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：此時溶液中Mg2+的濃度為2.0 mol/L。
知識點三 溶度積常數
3.已知25℃時，Ksp(AgCl)＝1.8×10-10，Ksp(Ag2CrO4)＝2.0×10-12，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。
(1)25℃時，氯化銀的飽和溶液中，c(Cl－)＝ ，向其中加入NaCl固體，溶解平衡 ，溶度積常數 。
(2)25℃時，氯化銀的飽和溶液和鉻酸銀的飽和溶液中，Ag＋濃度大小順序為 ，由此可得出 更難溶。
(3)25℃時，取一定量含有I－、Cl－的溶液，向其中滴加AgNO3溶液，當AgCl和AgI同時沉淀時，溶液中 。
1.3×10－5mol·L－1
左移
不變
Ag2CrO4>AgCl
AgCl
4.7×10－7
練一練
知識點三 溶度積常數
國家各行業污染物排放標準中，規定了不同的Ag+ 排放標準，例如有些行業規定不能超過約1×10-7 mol/L。
一般情況，當溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5 mol/L時，化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了。
根據本節課所學內容，請思考如何使沉淀反應完成后，溶液中的Ag+濃度能夠盡量小？你能想出幾種辦法？
【分析】根據 Ksp ＝ c(Ag+)·c(Cl-)
①保持Ksp不變，使c(Cl-)變大。
可以降低反應溫度，使AgCl的Ksp數值變小。
②保持c(Cl-)不變，使Ksp變小。
可以增大加入的NaCl溶液的濃度。
③選擇生成Ksp更小的物質。
可以用含硫化合物沉淀Ag+。（Ag2S的Ksp為6.3×10-50）
知識點三 溶度積常數
【課 堂 小 結】
B
隨 堂 訓 練
C
隨 堂 訓 練
3.某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是( )
A.加入Na2SO4可以使溶液由a點變到b點
B.通過蒸發可以使溶液由d點變到c點
C.d點無BaSO4沉淀生成
D.a點對應的Ksp大于c點對應的Ksp
C
隨 堂 訓 練(共25張PPT)
弱電解質的電離平衡
1.了解強電解質和弱電解質的概念；
2.掌握強電解質與弱電解質的判斷；
3.掌握弱電解質的電離方程式的書寫；
4.掌握弱電解質的電離平衡。
習
學
目
標
鹽酸和醋酸是生活中經常用到的酸，鹽酸常用于衛生潔具的清潔。
醋酸的腐蝕性比鹽酸的小，比較安全，為什么不用醋酸代替鹽酸呢？
思考：
潔廁靈的主要成份是鹽酸
情 境 導 入
【實驗探究】
取相同體積、0.1mol/L的鹽酸和醋酸，比較它們pH的大小，試驗其導電能力，并分別與等量鎂條反應。觀察、比較并記錄現象
酸 0.1mol/L鹽酸 0.1mol/L醋酸
pH
導電能力
與鎂條反應
知識點一 強電解質和弱電解質
酸 0.1mol/L鹽酸 0.1mol/L醋酸
pH
導電能力
與鎂條反應
1
3
強
弱
產生氣泡較快
產生氣泡較慢
數據分析
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
結論: HCl分子在水中完全電離
醋酸分子在水中部分電離，且非常微弱
知識點一 強電解質和弱電解質
最終濃度
變化濃度
HCl H+ + Cl
0.1
起始濃度
0
0
0.1
0.1
0.1
0.1
0
0.1
pH＝1
CH3COOH CH3COO + H+
0.1
pH＝3
0.001
起始濃度
最終濃度
變化濃度
0
0
0.001
0.001
0.001
0.099
0.099
知識點一 強電解質和弱電解質
Cl－ H3O+
圖示模擬電離
強電解質
弱電解質
HCl在水中電離示意圖 CH3COOH在水中電離示意圖
H3O+ CH3COO－ CH3COOH
HCl
CH3COOH
不徹底、可逆過程
完全電離
部分電離
知識點一 強電解質和弱電解質
強電解質 弱電解質
相同點
電離程度
在溶液中存在形式
物質種類
本質區別
完全電離
部分電離
陰、陽離子
陰、陽離子和弱電解質分子
強酸、強堿、多數鹽
弱酸、弱堿、水
都是電解質，在水溶液中都能電離，溶液都能導電
在水溶液中是否完全電離
強電解質：
能全部電離的電解質稱強電解質.
包括：強酸、強堿、大多數鹽等
弱電解質：
不能完全電離的電解質稱弱電解質.
包括：弱酸 、弱堿、極少數的鹽、水
特點：溶質完全電離，只有離子，無分子，不可逆；
特點：不完全電離，既有分子又有離子，可逆，存在電離平衡
一、強電解質和弱電解質
知識點一 強電解質和弱電解質
1、電解質的強弱由物質的內部結構決定，強、弱電解質的根本區別是能否完全電離。
2、電解質的強弱與溶解性無關。
3、電解質強弱與導電能力沒有必然聯系。
4、電解質的強弱與化學鍵沒有必然聯系。一般強電解質含有離子鍵或強極性共價鍵，但含有強極性共價鍵的化合物不一定是強電解質，如HF就是弱電解質。
知識點一 強電解質和弱電解質
思考討論: 如何書寫H2CO3、Cu(OH)2的電離反應方程式？
H2CO3 H+ + HCO3 —
HCO3 — H+ + CO32 —
Cu(OH)2 Cu2+ + 2OH —
知識點一 強電解質和弱電解質
原則：遵循質量守恒、電荷守恒、客觀事實
書寫：①強電解質：“=”、弱電解質：“ ”
②多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，分 步書寫； 多元弱堿分步電離，一步書寫
③兩性氫氧化物：
Al(OH)3
H++[Al(OH)4]-
堿式
Al(OH)3+H2O
酸式
Al3++3OH-
知識點一 強電解質和弱電解質
④強酸酸式鹽的電離：NaHSO4=Na++H++SO42- （水中）
NaHSO4=Na++HSO4-（熔融狀態）
⑤弱酸酸式鹽的電離：
NaHCO3= Na++HCO3- HCO3-
H++CO32-
[口訣]:強等號;弱可逆;多元弱酸分步寫,多元弱堿一步完。
知識點一 強電解質和弱電解質
1、將下列物質按要求分類:
H2SO4、CO2、NaOH、CaCO3、NH3、NH3·H2O、C2H5OH
強電解質:　　　 。弱電解質:　　　　 。
H2SO4、NaOH、CaCO3
NH3·H2O
2.寫出下列弱電解質的電離方程式
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-
練一練
知識點一 強電解質和弱電解質
問題：在 CH3COOH的水溶液中存在電離平衡嗎？
設計實驗
向0.1 mol/L CH3COOH溶液中加入CH3COONH4固體，充分攪拌后測pH。
實驗結果：
（已知：CH3COONH4水溶液呈中性）
(宏觀現象)
溶液pH變大
(微觀本質)
c(H+)減小
CH3COOH溶液中存在電離平衡
結論: 弱電解質分子在水溶液存在電離平衡
為什么加“固體”？
保證足量的溶質，同時控制溶液體積基本不變
CH3COOH
CH3COO
+ H+
pH升高，c(H+)下降
醋酸銨溶液呈中性，醋酸銨的酸堿性不影響溶液pH
CH3COOH
CH3COO
+ H+
知識點二 弱電解質的電離平衡
CH3COOH CH3COO- + H+
t
v
V(電離成離子)
V(結合成分子)
電離平衡狀態
在一定條件下（如溫度、濃度等）的弱電解質的溶液中，
弱電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速
率相等，
溶液中各分子、離子的濃度保持不變的狀態。
前提
實質
標志
電離平衡狀態:
一、強電解質和弱電解質
弱電解質分子
電離
結合
離子
弱電解質的電離平衡模型
知識點二 弱電解質的電離平衡
一、強電解質和弱電解質
（4）溶液里離子的濃度和分子的濃度都保持恒定。
（3）動態平衡
（5）平衡可能會隨著外界條件的變化而變化。
(1)弱電解質的電離是可逆的
（2）v（電離成離子）= v（結合成分子）
0
“逆 、等、動 、定、變”
A、化學平衡的理論適用于電離平衡。
電離平衡和化學平衡一樣，當外界條件改變時符合勒夏特列原理。
B、電離方向是吸熱方向， 是溶質微粒數增多的方向。
知識點二 弱電解質的電離平衡
（1）濃度的影響：對同一弱電解質，通常溶液中弱電解質的濃度越小，離子間通過碰撞結合成分子的機會越少，電離程度越大。
平衡移動方向 n（酸） n(H+) n(酸根) C(酸) C(H+) C(酸根) 導電能力 電離程度
加水稀釋
CH3COOH CH3COO + H+
向右
減小
增大
增大
減小
減小
減小
減弱
增大
越稀越電離
知識點二 弱電解質的電離平衡
冰醋酸(濃醋酸)加水稀釋
C(H+)
V(H2O)
冰醋酸加水稀釋時，c(H+)先增大后減小，n(H+)增大
知識點二 弱電解質的電離平衡
pH計測定不同溫度下0.05 mol/L 醋酸的pH，實驗結果如下表所示：
溫度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
請判斷醋酸的電離過程是吸熱過程還是放熱過程？
（2）溫度的影響
CH3COOH CH3COO + H+
溫度升高，溶液pH下降，c(H+)增大
溫度升高，電離平衡正向移動
越熱越電離
知識點二 弱電解質的電離平衡
平衡移動方向 n（酸） n(H+) n(酸根) C（酸）
C(H+)
C(酸根)
導電能力 電離程度
升高溫度
弱電解質的電離是可逆的，存在電離平衡
討論弱電解質的電離程度時候，應當指出該弱電解質中溶質的濃度和溫度。如不注明溫度，通常指25 ℃。
知識點二 弱電解質的電離平衡
2.在 0.1mol L 1醋酸溶液中存在：CH3COOH CH3COO + H+，對于該平衡，下列敘述錯誤的是( )
A．加入少量冰醋酸，電離平衡向正向移動
B．加入少量 NaOH 固體，溶液的H+濃度減小
C．升高溫度，電離程度增大
D．加入少量 CH3COONa 固體，CH3COO—濃度減小
D
練一練
知識點二 弱電解質的電離平衡
微觀探析電解質的強弱物質種類宏觀辨識
強弱電解質電離符號表征
變化觀念和平衡思想認識電離平衡
【課 堂 小 結】
1.下列有關電離平衡的敘述正確的是(　　)
A．電解質在溶液中達到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度相等
B．電離平衡時，由于分子和離子的濃度不發生變化，所以說電離平衡是靜態平衡
C．電離平衡是相對的、暫時的，當外界條件改變時，平衡就會發生移動
D．電解質在溶液中達到電離平衡后，各種離子的濃度相等
C
隨 堂 訓 練
2.某濃度的氨水中存在下列平衡：
如想增大NH4+的濃度，而不增大OH-的濃度，應采取的措施是（ )
①適當升高溫度 ②加入NH4CI固體
③通入NH3 ④加入少量鹽酸
A.①② B.②③ C.②④ D.①④
NH4++OH-
NH3.H2O
C
隨 堂 訓 練
3.中和c(H+)相同、體積相同的H2SO4、HCI和CH3COOH溶液，耗用同一濃度的NaOH溶液，體積分別為V1、V2和V3,則V1、V2和V3的關系正確的是（ )
A.V1>V2=V3
B.V3>V2=V1
D.V1=V2=V3
C. V1 > V 2 > V 3
B
隨 堂 訓 練(共24張PPT)
鹽類的水解
1．結合實例，能判斷溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法。
2．能進行溶液pH的簡單計算，能調控溶液的酸堿性。
3．能選擇實例說明溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要作用。
習
學
目
標
味精:谷氨酸鈉
食鹽:NaCl
Na2CO3
NH4Cl
(1)Na2CO3俗稱純堿，常在面點加工時用于中和酸，也常用于油污的清洗等。為什么Na2CO3可被當作 “堿”使用？
(2)被蜜蜂蟄可以涂抹Na2CO3、NaHCO3和肥皂水溶液減輕疼痛，其原理是什么？
(3)鋼鐵表面的鐵銹可用NH4Cl溶液除去的原理是什么？
情 境 導 入
【問題1】酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性。那么，鹽溶液的酸堿性如何呢 與鹽的類型之間什么關系
【實驗探究】
(1)選擇合適的方法測試下表所列鹽溶液的酸堿性。
(2)根據形成該鹽的酸和堿的強弱，將下表中的鹽按強酸強堿鹽、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽進行分類。
知識點一 鹽溶液的酸堿性
鹽溶液 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
酸堿性
鹽的類型
中性
堿性
酸性
中性
堿性
酸性
強酸
弱堿鹽
強堿
弱酸鹽
強酸
強堿鹽
強堿
弱酸鹽
強酸
強堿鹽
實驗結論：
鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽
鹽溶液的酸堿性 中性 酸性 堿性
規律：誰強顯誰性，同強顯中性。
知識點一 鹽溶液的酸堿性
1、下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性( )哪些呈堿
性( )
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2Fe(SO4)2 ④ AgNO3
⑤ Na2S ⑥ KAl(SO4)2 ⑦ NH4I ⑧NaF
①③④⑥⑦
②⑤⑧
練一練
知識點一 鹽溶液的酸堿性
*
溶液呈酸性、堿性還是中性，取決于溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。那么，是什么原因造成不同類型的鹽溶液中c(H+)和c(OH-)相對大小的差異呢
思考與討論
根據前面的探究的結果，對三類不同的鹽溶液(NaCl溶液、NH4Cl溶液和CH3COONa溶液)中存在的各種離子，以及離子間的相互作用進行分析，嘗試找出不同類型的鹽溶液呈現不同酸堿性的原因
鹽溶液 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在離子
離子間能否相互作用生成電解質
c(H+)和c(OH-)的相對大小
Na+、Cl-、H+、OH-
c(H+)=c(OH-)
知識點二 鹽溶液呈現酸堿性的原因
以氯化銨為例，分析氯化銨溶液呈酸性的原因。
1、NH4Cl溶液中各存在哪些電離，產生哪些離子？
2、哪些離子可能會相互結合？對水的電離平衡有何影響？
3、達到新平衡時，溶液中c(H+)、 (OH-)的相對大小？
NH4Cl = Cl－ + NH4＋
H2O H+ + OH-
NH4＋ + OH- NH3·H2O
使c(OH-)減小，水的電離平衡被破壞，向電離方向移動。
平衡移動的結果削弱了c(OH-)的減小，c(H+)增大，c(H+)＞c(OH-)，呈酸性。
知識點二 鹽溶液呈現酸堿性的原因
弱酸強堿鹽 = 弱酸陰離子 + 強堿陽離子
H2O H+ + OH-
+
弱酸
強酸弱堿鹽 = 強酸陰離子 + 弱堿陽離子
H2O H+ + OH-
+
弱堿
在溶液中鹽電離出來的離子（弱酸根、弱堿根）跟水把電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解
知識點二 鹽溶液呈現酸堿性的原因
溶液中鹽的離子是不是都發生水解？具有什么樣條件的離子才能發生水解？
只有“弱”離子才能發生水解，“強”離子不能水解；如NaCl、K2SO4、KI、NaBr等溶液顯中性
2.下列離子在水溶液中不會發生水解的是( )使水電離出來的H+數目增加的是( )
A.NH4+ B.SO42- C.Al3+ D.F-
ACD
思考
B
不是
練一練
知識點三 鹽水解的實質和規律
(1)實質：
鹽電離出的弱離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質；
(2)條件
①鹽必須溶于水中。
②鹽中必須有弱酸根陰離子或弱堿陽離子(有弱才水解,都強不水解)。
知識點三 鹽水解的實質和規律
①從形式上看,鹽類的水解反應可看作酸堿中和反應的逆反應:
②水解反應為吸熱反應。
③強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解反應程度一般比較微弱。
鹽+水 酸+堿
促進水的電離
(4)對水電離平衡的影響：
(5)鹽的水解規律
中性
酸性
堿性
無弱不水解，同強顯中性
誰弱誰水解，誰強顯誰性
都弱雙水解，同弱顯中性，誰(較)強顯誰性
(3)特征
知識點三 鹽水解的實質和規律
問題2：NaCl溶液與CH3COONH4溶液都顯中性，那么兩溶液中水的電離程度相同么？
問題1：查閱資料可知，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數幾乎相等，請問CH3COONH4溶液顯啥性？為什么？
中性
越弱越水解，同弱的情況，水解產生的c(H+)=c(OH-)，故顯中性
不相同，CH3COONH4溶液中水的電離程度大
思考與討論
知識點三 鹽水解的實質和規律
3、下列物質分別加入到水中，因促進水的電離而使溶液呈酸性的
是（ ）
A．Al2(SO4)3 B．NaCl
C．CH3COOH D．NaHSO4
A
練一練
知識點三 鹽水解的實質和規律
(1)鹽類水解是可逆反應，要寫“ ”，如：
(2)一般鹽類水解的程度很小，通常不生成沉淀或氣體，在書寫時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物寫成分解產物的形式，如：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Na2CO3的水解過程與CH3COONa有何不同？
寫出相應水解反應的離子方程式.
Na2CO3酚酞溶液
知識點四 鹽水解方程式的書寫
Na2CO3 C032- + 2Na+
+
HCO3-
H2O H+ + OH-
Na2CO3的水解是分兩步進行的，第一步CO32- 水解
第二步，生成的HCO3- 進一步水解
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
25 ℃時， K1 ＝ 2.1×10-4
25 ℃時， K 2＝ 2.2×10-8
知識點四 鹽水解方程式的書寫
(3)多元弱酸鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主,水解方程式一般只寫第一步.
(4)多元弱堿的陽離子水解較復雜，一般按一步水解處理。
如：
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
Al3+ +3H2O Al(OH)3 + 3H+
知識點四 鹽水解方程式的書寫
①NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，仍是部分水解，書寫時仍用 “ ”表示.
②a:Al3+和CO32-或HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；b: Fe3+和CO32-或HCO3-、AlO2-水解相互促進直至反應完全，生成氣體或沉淀，書寫時用“═”表示
(5)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進
NH4++CH3COO-+H2O CH3COOH+NH3·H2O
Al3++3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
知識點四 鹽水解方程式的書寫
(2)將鹽的電離方程式與鹽類水解的離子方程式區別開來
(1)鹽類水解的離子方程式遵循質量守恒定律和電荷守恒定律
(3)相互水解完全的離子，在同一溶液中不能大量共存
HS-+H2O S2-+H3O+ 是HS-的電離方程式
HS-+H2O H2S+OH- 是HS-的水解方程式
特別提醒
知識點四 鹽水解方程式的書寫
練一練
B
知識點四 鹽水解方程式的書寫
【課 堂 小 結】
1. 25 ℃時，將某強酸和某強堿溶液按1∶10的體積比混合后，溶液恰好呈中性，則混合前此強酸和強堿的pH和為(　　)
A．12　　　B．13　　　C．14　　　D．15
B
2.某溫度下，純水中c(H+)=1.0×10-6 mol/L。該溫度時，0.01mol/L的HCl溶液中，pH=_____；
0.01mol/L的NaOH溶液中，pH=______。
2
10
隨 堂 訓 練
3、pH＝2的兩種弱酸HA、HB加水稀釋后，溶液pH隨加水量變化的曲線如下圖所示。則下列敘述正確的是(　　)
A
A．電離常數HA>HB
B．等體積的HA和HB與等濃度的NaOH反應，HA消耗的NaOH多
C．等體積的HA和HB與足量的Zn反應，HA生成的氫氣多
D．兩種酸的物質的量濃度相同
隨 堂 訓 練
(2)B對應溫度下，將pH＝11的苛性鈉溶液V1 L與pH＝1的稀硫酸V2 L混合(設混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和)，所得混合溶液的pH＝2，則V1∶V2＝ __________ 。
10∶1
9∶11
隨 堂 訓 練(共26張PPT)
弱電解質的電離平衡
1.能從宏觀、微觀角度對弱電解質在水溶液中的電離過程有全面的認識。
2.能根據平衡移動原理，定性理解溫度、濃度等外在條件對弱電解質電離平衡的影響。
3.能用電離常數從理論上解釋弱電解質電離平衡的移動。
習
學
目
標
稀釋前
2 mol/L
稀釋后
0.2 mol/L
0.2 mol/L
稀釋前
2 mol/L
稀釋后
0.2 mol/L
HCl完全電離，酸的濃度與氫離子濃度相等
CH3COOH部分電離
酸的濃度與氫離子濃度不相等
問題分析：
HCl H+ + Cl
在實驗室中，經常將酸進行稀釋，需要知道稀釋后酸的濃度和氫離子濃度。
分別取1 mL 2 mol/L 鹽酸和1 mL 2 mol/L 醋酸，均加水稀釋到10 mL，稀釋后的溶液，酸的濃度和氫離子濃度分別為多少？
情 境 導 入
寫出醋酸的電離方程式，并寫出該電離方程式的平衡常數表達式
c(CH3COO )·c(H+)
K＝
c(CH3COOH)
這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數。
公式中各粒子的濃度是平衡時的濃度，如c(CH3COOH)是電離后的濃度，不是初始濃度，由于電離比較弱，平衡時的c(CH3COOH)近似等于初始濃度
知識點一 電離平衡常數
Ka=
c ( H+) .c( A－)
c(HA)
Kb=
c ( M+).c( OH－ )
c(MOH)
一、電離平衡常數(K)
①對于一元弱酸： HA H＋+ A－，平衡時：
②對于一元弱堿：MOH M＋+ OH－，平衡時：
1.定義：弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中的電離出來的各離子濃度冪乘積與溶液中未電離的電解質分子濃度的比值是一個常數，叫電離平衡常數。
2.表示方法：
注意：均指達到電離平衡時的濃度
知識點一 電離平衡常數
HCO3－?? H＋＋CO32－
③多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數，通常用K1、K2等來分別表示。例如：H2CO3
注意：④由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數，而用以后要學到的難溶物的溶度積常數Ksp。
H2CO3 ??H＋＋HCO3－
Ka1>>Ka2
問 題：為什么多元弱酸的分步電離一步比一步困難？
1、一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+電離困難得多；
2、從平衡的角度講，上一級電離出的H+對下一級電離有抑制作用。
知識點一 電離平衡常數
1. 書寫下列電解質的電離方程式，寫出對應的電離常數表達式，多步電離的判斷各步電離常數的大小。
(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
練一練
知識點一 電離平衡常數
類比化學平衡常數，對于給定的化學反應，化學平衡常數大小通常與溫度相關。
電離常數大小受溫度影響
推測
溫度 20 ℃ 24 ℃
pH 3.05 3.03
pH計測定不同溫度下0.05 mol/L 醋酸的pH，實驗結果如下表所示：
分子變大
分母變小
升高溫度電離平衡正向移動
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
升高溫度電離常數增大
(1)溫度對電離平衡常數的影響
知識點一 電離平衡常數
電離常數由物質本性決定
Ka(CH3COOH) ＞ Ka(HCN)
Ka＝
c(CH3COO )·c(H+)
c(CH3COOH)
CH3COOH H+ + CH3COO
已知:25 ℃時，相同濃度的CH3COOH溶液與HCN溶液相比較，CH3COOH溶液酸性相對更強
你能比較該溫度下CH3COOH、HCN電離常數的大小嗎？
Ka＝
c(CN )·c(H+)
c(HCN)
HCN H+ +CN
(2)物質本身的性質對電離平衡常數起決定作用
知識點一 電離平衡常數
練一練
2.下列關于電離平衡常數(K)的說法中正確的是( )
A．組成相似時電離平衡常數(K)越小，表示弱電解質電離能力越弱
B．電離平衡常數(K)與溫度無關
C．不同濃度的同一弱電解質，其電離平衡常數(K)不同
D．多元弱酸各步電離平衡常數相互關系為K1A
知識點一 電離平衡常數
CH3COOH的電離常數（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)相同溫度下，直接比較弱電解質的相對強弱
HCN的電離常數（25 ℃）
知識點一 電離平衡常數
＜ Ka
c(CH3COOH)
2
Q ＝
c(H+)
2
·
c(CH3COO )
2
CH3COOH CH3COO + H+
＝
Ka
2
加水稀釋，電離平衡向電離的方向移動
c(CH3COOH)
c(CH3COO )·c(H+)
Ka＝
(2)判斷電離平衡移動的方向
例：若將0.1 mol/L 醋酸加水稀釋，使其溶質的濃度變為原來的一半，你能判斷醋酸電離平衡移動的方向嗎？
知識點一 電離平衡常數
(3)比較弱電解質中微粒濃度比值的變化。
增大
K變形減少變量
知識點一 電離平衡常數
（1）電離度 弱電解質在水中達到電離平衡狀態時，已電離的電解質分子數占原有電解質分子總數的百分率，稱為電離度。
X
X
X
起始
C
0
0
平衡
C-X
X
X
注意：溫度越高，電離度越大；稀釋溶液，電離度變大。
知識點一 電離平衡常數
(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
某溫度下，氨水的濃度為 2.0 mol·L–1 ， 達到電離平衡時，已電離的NH3·H2O 為1.7×10-3 mol·L–1 。計算該溫度下的電離平衡常數。
=
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
知識點一 電離平衡常數
3.常溫下，將0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，請填寫下列表達式中的數據變化情況(填“變大”“變小”或“不變”)。
變小
變大
不變
不變
練一練
知識點一 電離平衡常數
【思考與討論】鎂條與等濃度、等體積的鹽酸、醋酸的反應
向兩個錐形瓶中各加入0.05 g鎂條，蓋緊橡膠塞，然后用注射器分別注入2 mL 2 mol·L－1鹽酸、2 mL 2 mol·L－1醋酸，測得錐形瓶內氣體的壓強隨時間的變化如圖所示：
反應初期：鹽酸的反應速率比醋酸___
大
反應過程中：鹽酸的反應速率始終比醋酸 ，鹽酸的反應速率減小 ，醋酸的反應速率減小______。
大
明顯
不明顯
最終：二者產生的氫氣的量基本 ，速率幾乎都變為___。
相等
零
知識點二 強酸與弱酸的比較
二、強酸(堿)與弱酸(堿)的比較
1.一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較
(1)相同物質的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較
項目 c(H＋) pH 中和堿
的能力 與活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸
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
知識點二 強酸與弱酸的比較
(2)相同c(H＋)、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較
項目 c(H＋) c(酸) 中和堿
的能力 與活潑金屬反應產生H2的量 開始與金屬反應的速率
鹽酸
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
知識點二 強酸與弱酸的比較
①加入足量的Zn，H2體積的變化圖像
②加水稀釋，pH值的變化圖像
改變下列條件，請在橫線上寫出下列曲線代表那種酸的變化曲線
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸
鹽酸　
醋酸
鹽酸
醋酸
深 度 思 考
知識點二 強酸與弱酸的比較
改變下列條件，請在橫線上寫出下列曲線代表那種酸的變化曲線
(2)相同體積、相同c(H＋)的鹽酸和醋酸，
鹽酸　
醋酸
①加入足量的Zn，H2體積的變化圖像
深 度 思 考
7
pH
V(水)
0
鹽酸
醋酸
②加水稀釋，pH的變化圖像
知識點二 強酸與弱酸的比較
練一練
1.下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是
A.相同濃度的兩溶液中c(H＋)相同
B.100 mL 0.1 mol·L－1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉
C.c(H＋)＝10－3 mol·L－1的兩溶液稀釋100倍，c(H＋)均為10－5 mol·L－1
D.向兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽，c(H＋)均明顯減小
B
知識點二 強酸與弱酸的比較
（2）借助 Q 與 K 的關系，判斷電離平衡移動方向
（3）計算相關粒子的濃度
電離常數
影響因素
表達式
作用意義
（1）比較弱電解質的相對強弱
【課 堂 小 結】
1．在0.1mol L-1CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：
，對于該平衡，下列敘述正確的
是( )
A．加入少量CH3COONa固體，平衡正向移動，溶液的pH減小
B．加入少量NaOH固體，并恢復到室溫，電離平衡常數增大
C．加入少量0.1mol L-1HCl溶液，溶液中c(H+)減小
D．加熱時，CH3COOH的電離平衡常數增大
D
CH3COOH CH3COO + H+
隨 堂 訓 練
2.已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在電離平衡：
CH3COOH ?CH3COO－＋H＋，要使溶液中
c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是(　 )
A．加少量燒堿溶液 B．降低溫度
C．加少量冰醋酸 D．加水
D
隨 堂 訓 練
(7)將c(H＋)相同且體積也相同的三種酸，分別與等濃度的NaOH稀溶液反應至pH＝7，則消耗NaOH溶液的體積大小關系為________。
(6)將c(H＋)相同的三種酸均加水稀釋至原來的100倍后，c(H＋)由大到小的順序是________。
(5)當c(H＋)相同、體積相同時，同時加入鋅，若產生相同體積的氫氣(相同狀況)則開始時反應速率__________，反應所需的時間_________。
(4)當c(H＋)相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產生的氣體體積由大到小的順序為________。
(3)當c(H＋)相同時，物質的量濃度由大到小的順序為_______。
(2)同體積同濃度的三種酸，中和NaOH能力的順序是________。
3.一定溫度下，有 a.鹽酸，b.硫酸，c.醋酸三種酸。(用“a” “b” “c” “<” “＝” “>”填寫)
(1)當其物質的量濃度相同時，c(H＋)由大到小的順序是________。
b>a>c
b>a＝c
c>a>b
c>a＝b
a＝b＝c
a＝b>c
c>a＝b
c>a＝b
隨 堂 訓 練(共21張PPT)
鹽類水解的應用
1．結合真實情境中的應用實例，了解鹽類水解在生產、生活中的應用。
2．能綜合運用電離平衡和水解平衡原理，判斷溶液中粒子濃度大小關系，分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。
習
學
目
標
明礬凈水：
明礬有凈水作用，明礬凈水是過去民間經常采用的方法，它的原理是明礬在水中可以電離出Al3+金屬離子，而Al3+很容易水解，生成氫氧化鋁膠體，氫氧化鋁膠體的吸附能力很強，可以吸附水里懸浮的雜質，并形成沉淀，使水澄清。
情 境 導 入
(2)判斷酸（堿）的強弱
如：NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為7、9、10，則酸性HX>HY>HZ
知識點一 鹽類水解的應用
Na2CO3溶液：c(Na＋)＞c(CO32-)＞c(OH－)＞c(HCO3-)＞c(H＋)
如：NH4Cl溶液中離子濃度大小順序為：
c(Cl-)＞c(NH4+ )＞c(H＋)＞c(OH－)
CH3COONa溶液： c(Na＋)＞c(CH3COO-)＞c(OH－)＞c(H＋)
知識點一 鹽類水解的應用
三大守恒：電荷守恒、物料守恒、質子守恒
1．電荷守恒（溶液呈電中性）
電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。
如：NH4Cl溶液： c(NH4+ )+c(H＋)=c(Cl-)+c(OH－)
2．物料守恒
電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。
如：NH4Cl溶液：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)
3．質子守恒
電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。
如：NH4Cl溶液：c(H＋)=c(OH－)+c(NH3·H2O)
知識點一 鹽類水解的應用
寫出CH3COONa溶液和Na2CO3溶液中三大守恒的式子
CH3COONa溶液
電荷守恒： c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(CH3COO-)
物料守恒： c(Na＋)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
質子守恒： c(OH－)=c(H＋)+c(CH3COOH)
Na2CO3溶液
電荷守恒： c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(HCO3-)+2c(CO32-)
物料守恒： c(Na＋)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
質子守恒： c(OH－)=c(H＋)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
練一練
知識點一 鹽類水解的應用
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
增大c(H+)，可抑制Fe3+的水解。
知識點一 鹽類水解的應用
(2)盛放Na2S 、Na2CO3的試劑瓶為什么不能用玻璃塞？NaF溶液能否用玻璃瓶？
注意：實驗室貯存堿性溶液的試劑瓶一律使用橡膠塞
注意：NaF溶液一般盛放在塑料容器中！
選擇試劑的保存方法：
某些實驗試劑貯存時要考慮到鹽的水解。如Na2SO3溶液因水解使溶液呈堿性,OH-與玻璃的主要成分SiO2反應生成硅酸鹽,使試劑瓶頸與瓶塞黏結,因而不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶貯存,可用帶橡膠塞或軟木塞的試劑瓶保存。
知識點一 鹽類水解的應用
(1)為什么FeCl3可用作凈水劑？
分析：Fe3+水解生成的Fe(OH)3膠體可以使水中細小的懸浮顆粒聚集成較大的顆粒而沉降，從而除去水中的懸浮物，起到凈水的作用。
明礬[KAl(SO4)2·12H2O]作凈水劑也是相同原理。
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
(2)為什么純堿溶液可以清理油污，加熱后去污能力更強？
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。水解反應是吸熱的，升溫促進Na2CO3水解，使溶液中的c(OH-)增大，去污效果更好。
CO32- + H2O HCO3- + OH- H ＞0
知識點一 鹽類水解的應用
(3)銨態氮肥與草木灰（主要成分為K2CO3）混合使用會大大降低氮肥的肥效，原因是什么？
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
草木灰中CO32- 與H+反應，使c(H+)減小，水解平衡向右移動，生成NH3·H2O，NH3·H2O分解產生NH3逸出，造成肥效損失。
知識點一 鹽類水解的應用
(4)泡沫滅火器的反應原理
塑料內筒裝有Al2(SO4)3溶液
外筒裝有NaHCO3溶液
Al3＋ ＋ 3HCO3－ ＝Al(OH)3↓＋ 3CO2↑
生成的CO2將膠狀Al(OH)3吹出可形成泡沫。
混合前
速度快
耗鹽少
知識點一 鹽類水解的應用
混合后
實驗室如何制備Fe(OH)3膠體？
操作：向40 mL沸騰的蒸餾水中逐滴加入5~6滴飽和FeCl3 溶液，繼續煮沸至液體呈紅褐色，停止加熱。
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
（1）制備膠體
(2)工業上用TiCl4制備TiO2
分析：TiCl4 +（x+2）H2O TiO2·xH2O + 4HCl
改變條件使上述平衡右移
工業方法：在制備時加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經焙燒可得TiO2。
TiCl4 +（x+2）H2O =TiO2·xH2O ↓ + 4HCl
加熱可使上述平衡右移。
知識點一 鹽類水解的應用
練一練
1.下列事實，其中與鹽類的水解有關的是______________。
①NaHSO4溶液呈酸性；
②長期使用化肥(NH4)2SO4會使土壤酸性增大，發生板結；
③配制CuCl2溶液，用稀鹽酸溶解CuCl2固體；
④實驗室盛放純堿溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞；
⑤氯化銨或氯化鋅溶液可去除金屬制品表面的銹斑；
⑥加熱FeCl3·6H2O晶體，往往得不到FeCl3固體。
②③④⑤⑥
知識點一 鹽類水解的應用
知識點二 判斷鹽溶液蒸干時所得的產物
知識點二 判斷鹽溶液蒸干時所得的產物
2、下列溶液蒸干后，能析出溶質固體的是( )
①FeCl3　 ②Fe2(SO4)3　 ③Ca(HCO3)2　 ④Na2CO3
A.僅①④ B.僅②④
C.僅①② D.僅④
B
練一練
知識點二 判斷鹽溶液蒸干時所得的產物
【課 堂 小 結】
1、下列事實與鹽類水解無關的是(　　)
A．MgCO3可以除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋
B．氯化鐵溶液常用作銅印刷電路板的腐蝕劑
C．常用熱的純堿溶液除去油污
D．長期施用硫酸銨易使土壤酸化
B
隨 堂 訓 練
2、下列應用與鹽類水解有關的是(　　)
①明礬和FeCl3可作為凈水劑　②為保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸　③實驗室配制AlCl3溶液時，應先把它溶解在較濃的鹽酸中，然后加水稀釋　④NH4Cl與ZnCl2溶液可作為焊接中的除銹劑　⑤實驗室盛放Na2CO3溶液的試劑瓶應用橡皮塞，而不用玻璃塞　⑥用NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作為泡沫滅火劑　⑦長期使用硫酸銨，土壤酸性增強　⑧草木灰與銨態氮肥不能混合施用
A．①④⑦ B．②⑤⑦ C．③⑥⑦ D．全有關
D
隨 堂 訓 練
C
隨 堂 訓 練(共29張PPT)
溶液的酸堿性與pH
1．結合實例，能判斷溶液的酸堿性及pH，掌握檢測溶液pH的方法。
2．能進行溶液pH的簡單計算，能調控溶液的酸堿性。
3．能選擇實例說明溶液pH的調控在工農業生產和科學研究中的重要作用。
習
學
目
標
pH是c(H+)的負對數，即：pH＝-lgc(H+)
pH不能表征溶液的酸堿性，那么溶液的酸堿性與什么有關呢？
情 境 導 入
根據常溫時水的電離平衡，運用平衡移動原理分析下列問題。
(1)酸性溶液中是否存在OH-？堿性溶液中是否存在H+？試解釋原因
體系 純水 向純水中加入少量鹽酸 向純水中加入少量氫氧化鈉溶液
c(H+)
c(OH-)
c(H+)和c(OH-)的大小比較
增大
增大
減小
減小
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)都存在；因為水存在電離平衡，酸堿中只是水的電離平衡發生了移動
知識點一 溶液的酸堿性
(2)比較下列情況中，c(H+)和c(OH-)的值或變化趨勢(增大或減小）
溶液的酸堿性由c(H+)和c(OH-)相對大小決定
c(H+) ＝ c(OH-)
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) ＜ c(OH-)
中性
酸性
堿性
任何水溶液中都有H＋和OH－
知識點一 溶液的酸堿性
1、常溫下，某溶液中由水電離產生的c(H+)水=10-12 mol/L ，則該溶液呈酸性還是堿性？并求算該溶液中 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 則 c(OH-)aq= 10-2 mol/L 溶液顯堿性
若c(OH-)aq=c(OH-)水= 10-12 mol/L 則 c(H+)aq= 10-2 mol/L 溶液顯酸性
練一練
知識點一 溶液的酸堿性
*
是否還可以通過pH與7的大小來判斷溶液的酸堿性呢？
可以，但必須是常溫下
pH是c(H+)的負對數，即：pH＝-lgc(H+)
pH的適用范圍：c(H+)和c(OH-)都較小的稀溶液(小于1mol/L)
（1）pH的計算公式：
pH的意義：
pH越小，c(H+)越大，溶液的酸性越強
pH越大，c(H+)越小，溶液的堿性越強
知識點二 溶液的酸堿性與pH的關系
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
適用范圍
知識點二 溶液的酸堿性與pH的關系
(3)溶液pH的測定方法
①酸堿指示劑法(只能粗略測定溶液的pH范圍，不能準確測定出pH的具體值)
知識點二 溶液的酸堿性與pH的關系
②pH試紙法
廣泛pH試紙
精密pH試紙
知識點二 溶液的酸堿性與pH的關系
③pH計
pH計，又叫酸度計，可精密測量溶液的pH，其量程為0～14。
注意廣泛 pH 試紙與 pH 計讀數上的差異
知識點二 溶液的酸堿性與pH的關系
*
練一練
2.在水的電離平衡中,c(H+)和c(OH-)的關系如圖所示:B點的pH= 。，溶液顯 (填“酸性”“中性”“堿性” 或“不確定”);若C點處于直線AB上,則C點溶液顯________(填“酸性”“中性”“堿性” 或“不確定”);
6
知識點二 溶液的酸堿性與pH的關系
中性
中性
知識點三 溶液pH的計算
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
知識點三 溶液pH的計算
(4)a mol·L-1的Ba(OH)2溶液的pH為_____________。
(3)將8 g NaOH固體溶于水得到2 L溶液,其p為_______。
(2)pH=4的鹽酸中,c(H+)=________________, c(H+)水=
__________________。
練一練
3.在常溫下,(1)c(H+)=1.0×10-3mol·L-1的某溶液中,c(OH-）=__________________。pH為______。
1.0×10-11mol·L-1　
1.0×10-4 mol·L-1　
13
15-lg5+lga
知識點三 溶液pH的計算
1.0×10-10mol·L-1
3
（2）混合溶液pH的計算
①強酸混合，先求 ，再計算pH =
-lgc(H+)
②強堿混合，先求 ，再求c(H+)，最后計算pH = -lgc(H+)
知識點三 溶液pH的計算
例2.計算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的鹽酸和pH=4的鹽酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH=　　。
2.3
2.3
【結論】兩種pH不同的強酸等體積混合時ΔpH≥2時，pH混=pH小+0.3
知識點三 溶液pH的計算
2.pH=2的鹽酸和pH=5的硫酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH=　　。
例3.25℃時，將pH=8的氫氧化鈉溶液與pH=10的氫氧化鈉溶液等體積混合，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
知識點三 溶液pH的計算
5.pH=13的Ba(OH)2 溶液與pH=10的NaOH溶液按體積比1∶1混合后的pH是________。
4.pH=11的Ba(OH)2 溶液與pH=9的NaOH溶液按體積比1∶1混合后的pH是________。
10.7
12.7
【結論】兩種pH不同的強堿等體積混合時ΔpH≥2 時，pH混=pH大-0.3
練一練
知識點三 溶液pH的計算
（3）強酸與強堿混合
先計算酸溶液中n(H＋)和堿溶液中n(OH－)，判斷酸堿反應后是酸剩余還是堿剩余還是酸堿恰好完全反應。
若n(H＋)>n(OH－),則酸剩余，計算混合溶液中剩余的c(H＋)， 再計算pH＝-lg c(H＋)
若n(H＋)的c(OH－)，c(H＋)= ，再計算pH＝-lg c(H＋)
若n(H＋)=n(OH－),則酸堿恰好完全反應，溶液顯中性，常溫下溶液的pH=7。
先定性判斷，后定量計算
知識點三 溶液pH的計算
例4.常溫時，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L 的H2SO4溶液等體積混合，求混合溶液的pH。
n(H+）=2c(H2SO4）V=0.12V
解：
設兩溶液的體積都為V
n(OH—）=c(NaOH）V=0.1V
因為0.12V＞0.1V 所以酸過量
c(H+）=
n（H+）—n（OH-）
V(總）
=
0.12V—0.1V
2V
=10-2mol/L
pH =2
知識點三 溶液pH的計算
6.常溫時，0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合，求混合溶液的pH。
解：
n(OH—）=2c(Ba(OH)2）V=0.12V
設兩溶液的體積都為V
n(H+）=c(HCl）V=0.1V
因為0.12V＞0.1V 所以堿過量
c(OH—）=
n（OH—）—n（H+）
V(總）
=
0.12V—0.1V
2V
=10-2mol/L
pH=－lgc（H+）=12
c（H+）=10-12mol/L
練一練
知識點三 溶液pH的計算
（1）pH = a 的強酸溶液，稀釋10m 倍，pH=a+m（室溫下，a+m＜7）
pH = a 的弱酸溶液，稀釋10m 倍，a＜pH＜a+n（室溫下，a+m＜7）
酸怎么稀釋也變不成堿，堿怎么稀釋也變不成酸
(4)酸、堿稀釋時 pH 變化規律
（2）pH = b 的強堿溶液，稀釋10n 倍，pH =b-n（室溫下，b-n＞7）
pH = b 的弱酸溶液，稀釋10n 倍，b-n＜pH＜b（室溫下，b-n＞7）
知識點三 溶液pH的計算
①強酸、弱酸溶液的稀釋：
②強堿、弱堿溶液的稀釋：
pH變化大的是強
變化小的是弱
知識點三 溶液pH的計算
7．室溫下，有關pH計算結果一定正確的是
①強酸pH=a，加水稀釋到10n倍，則pH=a+n
②弱酸pH=a，加水稀釋到10n倍，則pH③強堿pH=b，加水稀釋到10n倍，則pH=b n
④弱堿pH=b，加水稀釋到10n倍，則pH>b n(b n>7)
A．①② B．②③ C．③④ D．②④
D
練一練
知識點三 溶液pH的計算
【課 堂 小 結】
1.25 ℃時，將某強酸和某強堿溶液按1∶10的體積比混合后，溶液恰好呈中性，則混合前此強酸和強堿的pH和為(　　)
A．12　　　B．13　　　C．14　　　D．15
B
2.某溫度下，純水中c(H+)=1.0×10-6 mol/L。該溫度時，0.01mol/L的HCl溶液中，pH=____；0.01mol/L的NaOH溶液中，pH=____。
2
10
隨 堂 訓 練
3、pH＝2的兩種弱酸HA、HB加水稀釋后，溶液pH隨加水量變化的曲線如下圖所示。則下列敘述正確的是(　　)
A
A．電離常數HA>HB
B．等體積的HA和HB與等濃度的NaOH反應，HA消耗的NaOH多
C．等體積的HA和HB與足量的Zn反應，HA生成的氫氣多
D．兩種酸的物質的量濃度相同
隨 堂 訓 練
(2)B對應溫度下，將pH＝11的苛性鈉溶液V1 L與pH＝1的稀硫酸V2 L混合(設混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和)，所得混合溶液的pH＝2，則V1∶V2＝______。
10∶1
9∶11
隨 堂 訓 練

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