化學(xué)選修4第3章水溶液中的離子平衡教案

1、第3章 水溶液中的離子平衡教案【教學(xué)目標(biāo)】1. 認(rèn)識(shí)電解質(zhì)有強(qiáng)弱之分，能應(yīng)用化學(xué)平衡理論描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。2. 知道水是一種極弱的電解質(zhì)，在一定溫度下，水的離子積是常數(shù)。3. 初步掌握測(cè)定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單計(jì)算，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學(xué)研究中的重要作用。4. 認(rèn)識(shí)鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素，了解鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。5. 能應(yīng)用化學(xué)平衡理論描述溶解平衡，知道轉(zhuǎn)化的本質(zhì)?！窘虒W(xué)過程】第一節(jié)、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)、非電解質(zhì) ；強(qiáng)電解質(zhì) 、弱電解質(zhì) 物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如SO3、CO2

2、、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)金屬氧化物和鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿（包括難溶堿）和水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物【練習(xí)】 下列說法中正確的是（ BC ） A、能溶于水的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，不溶于水的鹽是非電解質(zhì)； B、強(qiáng)電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子；弱電解質(zhì)溶液中必存在溶質(zhì)分子； C、在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，也一定是強(qiáng)電解質(zhì)； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導(dǎo)電，故兩者均是電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否

3、電離（以能否導(dǎo)電來證明是否電離）電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物離子化合物與共價(jià)化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電【練習(xí)】 下列說法中錯(cuò)誤的是（ B ）A、非電解質(zhì)一定是共價(jià)化合物；離子化合物一定是強(qiáng)電解質(zhì)；B、強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液一定能導(dǎo)電；非電解質(zhì)的水溶液一定不導(dǎo)電；C、濃度相同時(shí)，強(qiáng)電解質(zhì)的水溶液的導(dǎo)電性一定比弱電解質(zhì)強(qiáng)；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導(dǎo)電性相同。3、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電質(zhì)的本質(zhì)區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶

4、于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)； （2）測(cè)0.01mol/LHAc溶液的pH>2；（3）測(cè)NaAc溶液的pH值； （4）測(cè)pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pH<a +2（5）將物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL;（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質(zhì)的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率【

5、練習(xí)】最佳的方法是 和 ；最難以實(shí)現(xiàn)的是 ，說明理由 。（提示：實(shí)驗(yàn)室能否配制0.1mol/L的HAc？能否配制pH=1的HAc？為什么？ ）答案：（3）（4）；（6）（7）；HAc為弱酸，pH=1的HAc難以配制。能；否，HAc為弱酸，隨溶液的的稀釋而電離程度增加，故難以配制。5、強(qiáng)酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質(zhì)的量濃度相同時(shí)，pH(HA)pH(HB) (2)pH值相同時(shí)，溶液的濃度CHACHB(3)pH相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHApHHB【練習(xí)】物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaO

6、H溶液的體積大小關(guān)系為 。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質(zhì)的量濃度最小的是 ，最大的是 ；體積相同時(shí)分別與同種NaOH溶液反應(yīng)，消耗NaOH溶液的體積大小關(guān)系為 。甲酸和乙酸都是弱酸，當(dāng)它們的濃度均為0.10mol/L時(shí)，甲酸中的c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸稀釋至原來的 3倍（填“<”、“>”或“=”）；試推測(cè)丙酸的酸性比乙酸強(qiáng)還是弱 。答案：H2SO4，HAc，V硫酸>V鹽酸=V醋酸（或V硫酸=2V鹽酸=2V醋酸）。 H2SO4，HAc；V醋酸>V鹽酸=V硫酸。 >，弱6、酸的酸性強(qiáng)弱與溶液的酸性強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別

7、酸的酸性強(qiáng)弱是指酸電離出H+的難易（越易電離出H+，酸的酸性越強(qiáng)）；溶液酸性的強(qiáng)弱是指溶液中H+的相對(duì)大?。℉+濃度越大，溶液的酸性越強(qiáng)）。溶液的酸性可能是由酸電離產(chǎn)生的H+而引起的，也可能是由強(qiáng)酸弱堿鹽水解而引起的?！揪毩?xí)】下列說法中錯(cuò)誤的是 A、強(qiáng)酸溶液的導(dǎo)電性一定比弱酸的強(qiáng)； B、酸越難以電離出質(zhì)子，其對(duì)應(yīng)的酸根離子就越易水解；C、溶液的酸性越強(qiáng)，則溶液中的CH+越大，水的電離程度就越??；D、在水中完全電離的酸一定是強(qiáng)酸，但強(qiáng)酸的水溶液的酸性不一定強(qiáng)。答案：A7、溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)強(qiáng)弱的聯(lián)系與區(qū)別溶液的導(dǎo)電性僅與溶液中的離子濃度及離子所帶電荷數(shù)的多少相關(guān)。電荷數(shù)相同時(shí)，離子濃度越大，導(dǎo)

8、電性越強(qiáng)；離子濃度相同時(shí)，離子所帶電荷數(shù)越多，溶液導(dǎo)電性越強(qiáng)；電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的同時(shí)一定發(fā)生電解！電解質(zhì)的強(qiáng)弱是指電解質(zhì)在水中的電離程度。電解質(zhì)越強(qiáng)，在水中就越完全電離，反之就越難電離。相同條件下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性比弱電解質(zhì)的強(qiáng)（即導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)）?！揪毩?xí)】（1）常見的三種導(dǎo)電方式為 、 和電子空穴導(dǎo)電。（2）濃度相同的HCl、HAc、NaHSO4三種酸并聯(lián)入同一電路中，導(dǎo)電性最強(qiáng)的是 ，最弱的是 。第二節(jié)、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡：H2OH+ + OH- 水的離子積：KW = CH+·COH- 25時(shí), CH+=COH- =10-7 mol/L ; KW = CH+&#

9、183;COH- = 10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何水溶液（酸、堿、鹽） KW = CH+(aq)·COH-(aq)2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）活潑金屬、易水解的鹽：促進(jìn)水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進(jìn)） 【練習(xí)】試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的

10、順序是 。答案：NH4Cl=Na2CO3 >HAc=NaOH4、溶液的酸堿性和pH： （1）pH= -lgCH+ 注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；pH7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對(duì)）； 堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。【練習(xí)】已知100時(shí)，水的KW=1×10-12，則該溫度下：（1）NaCl的水溶液中CH+= ，pH = ，溶液呈 性。（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH= （2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 最簡(jiǎn)單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用

11、玻璃棒沾取未知液點(diǎn)試紙中部，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較讀數(shù)即可。注意：事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；只能讀取整數(shù)值或范圍 用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)某稀溶液的pH，所測(cè)結(jié)果 （填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是 。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑變色范圍的PH石蕊5紅色58紫色8藍(lán)色甲基橙3.1紅色3.14.4橙色4.4黃色酚酞8.2無色8.210淺紅10紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；強(qiáng)酸滴定弱堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是 。三 、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：

12、（先求CH+(混)：將兩種酸中的H+物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求COH-(混)：將兩種酸中的OH-物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） (注意 :不能直接計(jì)算CH+(混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+ + OH- =H2O計(jì)算余下的H+或OH-，H+有余，則用余下的H+物質(zhì)的量除以溶液總體積求CH+(混)；OH-有余，則用余下的OH-物質(zhì)的量除以溶液總體積求COH-(混)，再求其它） 注意：在加法運(yùn)算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計(jì)！ 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH

13、=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。 (1.3；11.7；9)四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶

14、液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。【練習(xí)】pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=3的HAc溶液稀釋100倍后pH為 ，若使其pH變?yōu)?，應(yīng)稀釋的倍數(shù)應(yīng) （填不等號(hào)）100；pH=5的稀硫酸稀釋1000倍后溶液中H+ ：SO42-= ； pH=10的NaOH溶液稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為 。 答案：(5；35之間；>；20:1；8；810)五、“酸、堿恰好完全反應(yīng)”酸堿性判斷方法1、酸、堿恰好反應(yīng)：看鹽的水解判斷溶液酸堿性。（無水解，呈中性）2、自由H+與OH-恰好中和，即“14規(guī)則：pH之和為14的兩溶液等體積混合

15、，誰弱顯誰性，無弱顯中性?！痹颍喝跽叽罅渴Ｓ?，弱者電離顯性。（無弱者，呈中性）【練習(xí)】(1)100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈 性，原因是 ；pH=3的HCl與pH=11的氨水等體積混合后溶液呈 性，原因是 。（2）室溫時(shí)，0.01mol/L某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離，則下列說法錯(cuò)誤的是A、上述弱酸溶液的pH4 B、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7C、加入等體積0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH7 D、加入等體積pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH7答案（1）酸；恰好反應(yīng)生成(NH4)2SO4，NH4+

16、水解呈堿性（將題中pH=2改為pH=3）。堿；氨水過量，電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性。 （2）B第三節(jié)、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解、越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱相促進(jìn)?！揪毩?xí)】（1）下列物質(zhì)不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO4 KF NH4NO3 C17H35COONa（2）濃度相同時(shí)，下列溶液性質(zhì)的比較錯(cuò)誤的是（ ） 酸性：H2S>H2Se 堿性：Na2S>NaHS 堿性：HCOONa>CH3COONa 水的電離程度：NaAc<NaAlO2 溶液的pH：NaHSO3&

17、lt;Na2SO4<NaHCO3<NaClO答案：（1）； （2）2、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸熱【練習(xí)】下列說法錯(cuò)誤的是：（ D ）A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈紅色，加熱紅色變深；C、NH4Cl溶液呈酸性這一事實(shí)能說明氨水為弱堿；D、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進(jìn)醋酸的電離。3、影響鹽類水解的外界因素： 溫度：溫度越高水解程度越大 （水解吸熱）濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解；OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解） 【練習(xí)】 Na2CO

18、3溶液呈堿性原原因用方程式表示為 ；能減少Na2CO3溶液中CO32-濃度的措施可以是（ ） 加熱 加少量NaHCO3固體 加少量(NH4)2CO3固體加少量NH4Cl 加水稀釋 加少量NaOH答案：CO32- + H2O HCO3- + OH- ；4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO4- 電離程度水解程度，顯酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 水解程度電離程度，顯堿性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）【練習(xí)】寫出NaH2PO4溶液中所有的水解和電離方程式 ，并指示溶液中c(H3PO4)、c(HPO42-)與c(H2PO4-)的大小關(guān)系 。答案：H2O H+ +O

19、H- ；H2PO4- HPO42- +H+；HPO42- PO43- +H+；H2PO4- +H2O H3PO4+OH- c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(H3PO4)5、酸堿鹽對(duì)水的電離的影響 （1）、水中加酸：酸電離出的H+使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中c(H+)主要是酸電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生（可忽略）；c(OH-)全由水電離產(chǎn)生。 （2）、水中加堿：堿電離出的OH-使平衡H2O H+ + OH-逆移，溶液中c(OH-)主要是堿電離產(chǎn)生的，只有極小部分由水電離產(chǎn)生（可忽略）；c(H+)全由水電離產(chǎn)生。 (3)、正鹽溶液中的c(H+)、

20、c(OH-)均由水電離產(chǎn)生： （1）強(qiáng)酸弱堿鹽：如AlCl3，水電離產(chǎn)生的OH-部分被陽(yáng)離子結(jié)合生成了難電離的弱堿，故使溶液中c(H+)>c(OH-)。 （2）強(qiáng)堿弱酸鹽：如NaAc，水電離產(chǎn)生的H+部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸，故使溶液中c(OH-) > c(H+)。 (4)、酸式鹽中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根離子以電離為主，故顯酸性而抑制水的電離，其余均以水解為主而促進(jìn)水的電離。 【練習(xí)】已知某NaHSO3溶液的pH=4，則有關(guān)NaHSO3溶液的說法中正確的是（ A ） A、NaHSO3溶液中水的電離程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液

21、B、c(HSO3-)>c(H2SO3)>c(SO32-) C、該溶液中由水電離出的c(H+)為1×10-4mol/L D、加入少量NaOH使溶液的pH升高會(huì)使水的電離受抑制6、鹽類水解的應(yīng)用：（1）配制溶液或制備物質(zhì)時(shí)可能要考慮鹽的水解： 配制弱堿鹽溶液加酸、弱酸鹽溶液加堿抑制水解。 鹽溶液蒸干時(shí)：蒸發(fā)鹽溶液時(shí)最終能否得到溶質(zhì)，與溶質(zhì)的穩(wěn)定性、水解性、還原性等有密切的聯(lián)系，若將蒸發(fā)所得固體進(jìn)一步灼燒，所得產(chǎn)物還可能繼續(xù)發(fā)生變化。 1蒸發(fā)不水解、加熱也不分解、氧化的鹽溶液，如NaCl、BaCl2、K2SO4等溶液，得到的晶體為該鹽的晶體2蒸發(fā)能發(fā)生水解的鹽溶液時(shí)： 蒸發(fā)易揮

22、發(fā)性強(qiáng)酸弱堿鹽溶液。如FeCl3、AlCl3、Al(NO3)3、AlBr3等溶液，因?yàn)樗猱a(chǎn)物之一為揮發(fā)性物質(zhì)，當(dāng)加熱蒸干其水份時(shí)得到氫氧化物，進(jìn)一步灼燒得到金屬氧化物。 難揮發(fā)的強(qiáng)酸弱堿鹽溶液。如加熱蒸干Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3、CuSO4、KAl(SO4)2等，雖然加熱促進(jìn)了水解，但水解的產(chǎn)物之一H2SO4是高沸點(diǎn)強(qiáng)酸，所以最終會(huì)和另一產(chǎn)物Al(OH)3反應(yīng)生成Al2(SO4)3加熱蒸干仍得到原來的鹽。加熱能分解的鹽溶液，如Ba(HCO3)2、Ca(HCO3)2等溶液，最后得到BaCO3、CaCO3；加熱蒸干Mg(HCO3)2溶液，得到Mg(OH)2因?yàn)镸gCO3在加熱蒸干過

23、程中會(huì)不斷水解，生成溶解度更小的Mg(OH)2蒸發(fā)揮發(fā)性酸的銨鹽無剩余固體。NH4HCO3、(NH4)2CO3、NH4Cl等蒸發(fā)多元弱酸強(qiáng)堿的正鹽溶液，如Na2CO3、Na3PO4、Na2SiO3、Na2S、NaAlO2、K2CO3等溶液，因?yàn)樗鼈兯獾漠a(chǎn)物無法脫離溶液體系會(huì)重新反應(yīng)生成原物質(zhì)，最后得到原溶質(zhì).還原性的鹽蒸干時(shí)會(huì)被氧化。如蒸干FeSO4溶液，最后得到的是Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合物。熱蒸干Na2SO3溶液，得到Na2SO4；蒸干Fe(NO3)2溶液，最后得到的是Fe(OH)3這是因?yàn)?，在蒸干過程中Fe2+易被氧化為Fe3+，而Fe3+水解生成Fe(OH)3，水解的

24、另一產(chǎn)物HNO3不斷揮發(fā)、分解，所以最后得到Fe(OH)3若灼燒最后的氧化物。加熱蒸干NaClO溶液，得到NaCl這是因?yàn)?，NaClO易水解生成NaOH和HClO，而HClO不穩(wěn)定，在加熱時(shí)分解生成鹽酸放出O2，鹽酸與NaOH反應(yīng)生成NaCl和H2O，所以最后得到NaCl (2) 判斷或比較鹽溶液的酸堿性強(qiáng)弱時(shí)要考慮鹽的水解：越弱越水解越水解溶液的酸堿性越強(qiáng)。（3）比較溶液中離子濃度的大小時(shí)一般要考慮鹽的水解：1O多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，以第一步電離為主，每一步電離依次減弱，2O多元弱酸的正鹽溶液，首先以電離為主，再根據(jù)弱酸根的分步水解分析。3O多元弱酸的酸式鹽溶液，要根據(jù)溶液的酸堿性

25、判斷酸式酸根的電離、水解程度。若水解程度大于電離程度溶液呈酸性，如HSO3- 、H2PO4-。若水解程度小于電離程度溶液呈堿性，如HCO3- 、HS-。4O不同溶液中同一種離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)其影響的因素。5O混合液中各離子若能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，則優(yōu)先考慮化學(xué)反應(yīng)，再分析反應(yīng)后的情況。6O混合溶液中各離子濃度的比較，要綜合分析電離、水解和守恒因素。比較溶液中粒子濃度的一般思路： 確定溶質(zhì)； 分析溶質(zhì)的電離和水解，并依據(jù)有關(guān)規(guī)律作出判斷； 等式關(guān)系，分析守恒：電荷守恒、元素守恒（同一元素守恒、物料守恒、）、質(zhì)子守恒（水的電離守恒、水電離生成的n(H)n(OH)）。方法：抓緊兩個(gè)微弱、

26、牢記三個(gè)守恒、掌握三種方法。兩個(gè)微弱：弱電解質(zhì)的電離和弱離子的水解。三個(gè)守恒：電荷、物料、質(zhì)子守恒。（對(duì)于復(fù)雜的等式要綜合運(yùn)用三個(gè)守恒）三種方法：比來源、比程度、比影響（反應(yīng)、促進(jìn)、抑制）（4）一些離子的共存要考慮鹽的水解：考慮離子能否大量共存應(yīng)從下面幾個(gè)方面考慮：（1）離子間能否發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)不能大量共存，復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件有：有難溶物、揮發(fā)性物質(zhì)、難電離物質(zhì)生成（2）離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)不能大量共存（3）離子間能發(fā)生互促水解（雙水解），若有一種水解產(chǎn)物離開體系則不能大量共存。方程式用=、。弱沒有水解產(chǎn)物離開體系則可大量共存。常見的有：陽(yáng)離子有：NH4+、Fe2+、Fe3+、Al3+陰離

27、子有：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SiO32-、AlO2-、ClO-熟記： NH4+ Al3+ Fe3+( Fe2+) 士e FeS S2- CO32-(HCO3-) AlO2- 銨鹽（NH4）2 CO3，NH4 HCO3）等因?yàn)镹H3的溶解度大難以放出氣體，雙水解程度較小可以大量共存。若離子間既能雙水解、又能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，以氧化還原反應(yīng)為主。如：Fe3+、S2-若離子間既能雙水解、又能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成難溶鹽，以生成溶解度小的為主。如：Fe2+、S2-以FeS為主【注意】判斷離子是否大量共存還有許多隱含的條件，如“無色透明”、“強(qiáng)酸性”、“強(qiáng)堿性”、“pH=X”等。有色離子通

28、常有：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4既可以是強(qiáng)酸性也可以是強(qiáng)堿性的條件是：能溶解Al(OH)3、Al2O3和Al,和Al反應(yīng)能生H2的溶液（除H+、NO3和Al產(chǎn)生NO而不產(chǎn)生H2）、水電離產(chǎn)生c(H+)和c(OH)濃度都小于107 mol/L的溶液（水電離出c(H+)和c(OH)的乘積小于1014、抑制水的電離、一般為酸或堿）、水電離產(chǎn)生c(H+)和c(OH)濃度都大于107 mol/L的溶液（水電離出c(H+)和c(OH)的乘積大于1014、促進(jìn)水的電離、一般為弱酸、弱堿溶液或加了活潑金屬）。離子間能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)的PO43、H2PO4不能大量共存。PO43+H2PO4=2HPO4

29、2（5）除雜時(shí)可能要考慮鹽的水解。（6）一些溶液的保存要考慮鹽的水解。（7）生活中的應(yīng)用熱的純堿溶液去污能力強(qiáng) CO32- +H2OOH- + HCO3-明礬凈水：Al3+3H2OAl(OH)3+3H+泡沫滅火器：Al3+3H2OAl(OH)3+3H+ HCO3- +H2OOH- + H2CO3 Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO2金屬與氯化氨溶液反應(yīng)：NH4+H2ONH3·H2O + H+ Mg+2H+ =Mg2+H2一些化肥的使用：銨態(tài)氮肥、磷肥不能與草木灰混合施用：NH4+ + CO32- +H2ONH3·H2O + HCO3-，CO32- +H2OOH-

30、+ HCO3-，H2PO4-+ OH-= HPO42-+H2O從而使肥效降低。土壤改良：酸性土壤用堿性肥料K2CO3、堿性土壤用酸性肥料NH4Cl、（NH4）2SO4【練習(xí)】1、在由水電離產(chǎn)生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存的離子組是（ C ） A、NH4+,Al3+,Br-,SO42- B、Na+,Mg2+,Cl-,NO3- C、K+,Ba2+,Cl-,NO3- D、K+,Na+,SO32-,SO42- 2、下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是( ACF )ApH=2的HA溶液與pH=12的MOH溶液任意比混合：c(H+) + c(M+) = c(

31、OH-) + c(A-)BpH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶液：c(NaOH)c(CH3COONa)c(Na2CO3)C物質(zhì)的量濃度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合：c(CH3COO-) +2c(OH-) = 2c(H+) + c(CH3COOH)D0.1mol·L-1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA-)c(H+)c(H2A)c(A2-)E、0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中:C(Na+)+C(H+)+C(H2CO3)=C(HCO3-)+C(CO32-)+c(OH-)F、0.1mol·L-1的CuSO4·

32、(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：C(SO42-)>C(NH4+)>C(Cu2+)>c(H+) >c(OH-)七、電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 H2S的電離H2S H+ + HS- ； HS- H+ + S2-Na2S的水解：H2O+ S2- HS- + OH- H2O + HS- H2S + OH- 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+【練習(xí)】下列方程式中屬于電離

33、方程式的是 ABD ；屬于水解方程式的是 C A、HCO3- +H2O H3O+ + CO32- B、BaSO4 =Ba2+ + SO42-C、AlO2- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D、CaCO3(s) Ca2+ + CO32-八、酸堿中和滴定1、定義：用已知濃度的酸或堿來測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法。2、原理：H+OH-H2O nH+=nOH- 3、關(guān)鍵：準(zhǔn)確地測(cè)定兩種溶液的體積；準(zhǔn)確地判斷滴定終點(diǎn)。4、酸堿指示劑的選擇:須選用變色明顯，變色范圍的pH與恰好中和時(shí)的pH吻合的酸堿指示劑。通常是甲基橙或酚酞指示劑而不能選用石蕊試液（顏色變化不明顯）。強(qiáng)酸強(qiáng)堿互滴酚酞無色粉紅色

34、強(qiáng)酸弱堿互滴甲基橙橙色黃色弱酸強(qiáng)堿互滴酚酞無色粉紅色 指示劑的用量一般是2-3滴。當(dāng)加一滴指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，即認(rèn)為已達(dá)到滴定終點(diǎn)。5、實(shí)驗(yàn)操作（1）、滴定管的結(jié)構(gòu)：滴定管是內(nèi)徑均勻、帶有刻度的細(xì)長(zhǎng)玻璃管，可精確到0.1ml，上標(biāo)有溫度25，小刻度在上，大刻度在下。（2）、滴定管的使用：查漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、固定、逐氣、調(diào)液、讀數(shù)。（3）、中和滴定操作實(shí)驗(yàn)步聚：取待溶液于錐形瓶中，滴入2-3指示劑。把錐形瓶放在滴定管的下面，并底墊一塊白紙，小心滴液，邊滴邊搖動(dòng)錐形瓶，直到因加入一滴溶液后，指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，即認(rèn)為已達(dá)到滴定終點(diǎn)，滴定結(jié)束。記錄數(shù)據(jù)。重

35、復(fù)2-3次。6、數(shù)據(jù)處理7、誤差分析：誤差分析依據(jù)：C待=C標(biāo)·V標(biāo)/V待。實(shí)驗(yàn)操作中可能引起C標(biāo)、V標(biāo)、V待的變化，最終影響C待。c標(biāo)V標(biāo)C待，v標(biāo)C待，v待測(cè)V標(biāo)C待。8、 酸堿中和滴定的拓展應(yīng)用（1）、氧化還原反應(yīng)滴定法氧化還原滴定法是以溶液中氧化劑和還原劑之間的電子轉(zhuǎn)移為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。它以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)；或者間接滴定一些本身并沒有氧化還原性，但能與某些氧化劑或還原劑起反應(yīng)的物質(zhì)。常見氧化性滴定劑有高錳酸鉀、重鉻酸鉀、碘、碘酸鉀等；還原滴定劑有亞鐵鹽、草酸類等。例：KMnO4滴定H2C2O4（KMnO4本身就可當(dāng)指示劑、不

36、用另找指示劑） 2MnO4-+6H+5H2C2O4=10CO2+2Mn2+8H2ONa2S2O3滴定I2溶液（用淀粉作指示劑） 2S2O32-+I2=S4O62-+2I-（2）雙指示劑滴定法（滴定過程中有兩個(gè)變色點(diǎn)）例1：鹽酸滴定Na2CO3 第一階段：Na2CO3+HCl=NaHCO3+H2O (用酚酞作指示劑）第二階段： NaHCO3+HCl=NaCl+CO2+H2O （用甲基橙作指示劑）例2：鹽酸滴定NaOH和Na2CO3的混合液第一階段：NaOH+HCl=NaCl+CO2+H2O Na2CO3+HCl=NaHCO3+H2O (用酚酞作指示劑）第二階段： NaHCO3+HCl=NaCl+

37、CO2+H2O （用甲基橙作指示劑）【練習(xí)】某學(xué)生有0.100mol/L KOH溶液滴定未知濃度的鹽酸溶液，其操作可分解為如下幾步：（A）移取20.00mL待測(cè)的鹽酸溶液注入潔凈的錐形瓶，并加入2-3滴酚酞（B）用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗滴定管2-3次（C）把盛有標(biāo)準(zhǔn)溶液的堿式滴定管固定好，調(diào)節(jié)液面使滴定管尖嘴充滿溶液（D）取標(biāo)準(zhǔn)KOH溶液注入堿式滴定管至0刻度以上2-3cm（E）調(diào)節(jié)液面至0或0刻度以下，記下讀數(shù)（F）把錐形瓶放在滴定管的下面，用標(biāo)準(zhǔn)KOH溶液滴定至終點(diǎn)，記下滴定管液面的刻度完成以下填空：（1）正確操作的順序是（用序號(hào)字母填寫）_.（2）上述（B）操作的目的是_。（3）上述（A）操作之前

38、，如先用待測(cè)液潤(rùn)洗錐形瓶，則對(duì)測(cè)定結(jié)果的影響是（填偏大、偏小、不變，下同）_。（4）實(shí)驗(yàn)中用左手控制_（填儀器及部位），眼睛注視_，直至滴定終點(diǎn)。判斷到達(dá)終點(diǎn)的現(xiàn)象是_。（5）若稱取一定量的KOH固體（含少量NaOH）配制標(biāo)準(zhǔn)溶液并有來滴定上述鹽酸，則對(duì)測(cè)定結(jié)果的影響是_-。（6）滴定結(jié)束后如仰視觀察滴定管中液面刻度，則對(duì)滴定結(jié)果的影響是_。答案：（1）BDCEAF （2）防止將標(biāo)準(zhǔn)液稀釋 （3）偏大 （4）滴定管活塞；錐形瓶中溶液的顏色變化；錐形瓶中溶液的顏色由無色變淺紅且保持30秒內(nèi)不褪色。 （5）偏小 （6）偏大第四節(jié)、沉淀溶解平衡 1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí) （1）溶解度小

39、于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。 （2）反應(yīng)后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時(shí)c(H+)降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。 （7）Qc與K Qc為濃度商：是指剛開始反應(yīng)（但未反應(yīng)）時(shí)平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對(duì)于溶液是指混合后但不反應(yīng)時(shí)的濃度） K為平衡常數(shù)：是指可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比。在化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對(duì)大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：（1） Qc>K，過平衡狀態(tài)，反應(yīng)將逆向進(jìn)行；（2） Qc=K，平衡狀態(tài)；（3） Qc<K，未平衡狀態(tài)，反應(yīng)將正向進(jìn)行【練習(xí)】已知25時(shí)CaSO4的Ksp=9.1×1