選修4第三章《水溶液中的離子平衡》全部學案

選修4第三章《水溶液中的離子平衡》學案【第一節(jié)】弱電解質(zhì)的電離【高考說明】①了解電離、電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念②了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡第1課時【學習目標】⒈了解電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。⒉了解強、弱電解質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關系，能正確書寫常見物質(zhì)的電離方程式。⒊理解弱電解質(zhì)的電離平衡，以及溫度、濃度等條件對電離平衡的影響?！九f知回顧】⒈電解質(zhì)：_______________________________________非電解質(zhì)：_________________________________⒉練習：［討論］下列物質(zhì)中Cu、NaCl固體、NaOH固體、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。電解質(zhì)_______________________非電解質(zhì)__________________既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)__________________⒊寫出下列物質(zhì)的電離方程式：NaCl：_____________________NaOH：____________________H2SO4：____________________NaHCO3___________________NaHSO4:___________________注意：離子型的電解質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下都可以導電，而共價型的電解質(zhì)只有在水溶液中才能導電【新知講解】一、電解質(zhì)有強弱之分（觀察試驗3-1：P40等體積等濃度的鹽酸與醋酸的比較）填表：強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念化合物類型電離程度在溶液中存在形式電離過程練習：下列電解質(zhì)中：NaCl、NaOH，NH3·H2O、CH3COOH，BaSO4，AgCl，Na2O，K2O，Na2O2_____________________________是強電解質(zhì)____________________________是弱電解質(zhì)討論：⒈CaCO3、Fe(OH)3的溶解度都很小，CaCO3屬于強電解質(zhì)，而Fe(OH)3屬于弱電解質(zhì)；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl屬于強電解質(zhì)，而CH3COOH屬于弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強弱與其溶解性有何關系？怎樣區(qū)分強弱電解質(zhì)？⒉BaSO4、AgCl是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)，為什么？例⒈在甲酸的下列性質(zhì)中，可以證明它是弱電解質(zhì)的是（）A.1mol/L的甲酸溶液中c（H+）約為1×10－2mol/LB.甲酸能與水以任意比例互溶C.1mol/L的甲酸溶液10mL恰好與10mL1mol/L的NaOH溶液完全反應D.在相同條件下，甲酸溶液的導電性比鹽酸弱二、弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的閱讀P41：①了解電離平衡的形成過程②復習化學平衡，比較電離平衡與化學平衡的異同⒈電離平衡：⒉電離平衡的特征：⒊電離方程式的書寫：CH3COOHNH3·H2OH2O注意：多元弱酸分步電離，多元弱堿一步電離(中學階段)H2CO3H3PO4H2S⒋弱電解質(zhì)電離平衡的移動（1）弱電解質(zhì)的電離平衡符合原理（2）影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素有：內(nèi)因：外因：①溫度：；②濃度：；③同離子反應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)：④加入能反應的物質(zhì)：討論與探究：⒈弱電解質(zhì)加水稀釋時，離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）⒉畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。例2、以LCH3COOH溶液中的平衡移動為例，討論：改變條件平衡移動方向c(H+)c(CH3COO-)溶液導電能力加少量硫酸加CH3COONa(s)加NaOH(s)加水稀釋滴入純醋酸加熱升溫加醋酸銨晶體【問題與疑惑】【課后練習】把NaOH晶體分別加入到100mL下列液體中，溶液導電性變化較大的是A、自來水B、mol/L鹽酸C、mol/LH2SO4D、mol/L氨水下列說法正確的是A、由強極性鍵形成的化合物不一定是強電解質(zhì)B、強電解質(zhì)溶液的導電能力一定比弱電解質(zhì)溶液強C、NaCl溶液在通電的條件下電離成鈉離子和氯離子D、NaCl晶體中不存在離子3、下列物質(zhì)中水溶液中不存在除水電離以外的電離平衡的是A、(NH4)2SO4B、NaHCO3C、H3PO4D、Fe(OH)34、現(xiàn)有①L醋酸溶液；②L鹽酸；③pH=1的醋酸溶液，分別加水稀釋，使體積變?yōu)樵瓉淼?0倍，對于稀釋前后溶液的有關說法錯誤的是A、稀釋前，溶液pH：①＞②=③B、稀釋后，溶液pH：①＞②=③C、稀釋前，溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度：③＞①=②D、稀釋后，溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度：③＞①=②5、pH=1的兩種一元酸HX和HY溶液，分別取100mL加入足量的鎂粉，充分反應后，收集到H2體積分別為VHX和VHY。若相同條件下VHX＞VHY，則下列說法正確的是A、HX可能是強酸B、HY一定是強酸C、HX的酸性強于HY的酸性D、反應開始時二者生成H2的速率相等6、三種正鹽的混合溶液中含有mol，則的物質(zhì)的量為（）A．molB．molC．molD．mol7、（07上海）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．100mLL的兩溶液能中和等物質(zhì)的量的氫氧化鈉C．pH＝3的兩溶液稀釋100倍，pH都為5D．兩溶液中分別加人少量對應的鈉鹽，c(H+)均明顯減小8、（2004全國）將mol·醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是A．溶液中c（H+）和c（）都減小 B．溶液中c（H+）增大C．醋酸電離平衡向左移動 D．溶液的pH增大9、（2008年廣東卷）電導率是衡量電解質(zhì)溶液導電能力大小的物理量，根據(jù)溶液電導率變化可以確定滴定反應的終應。右圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖。下列示意圖中，能正確表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲線的是【第一節(jié)】弱電解質(zhì)的電離第2課時【學習目標】⒈鞏固強弱電解質(zhì)的概念.⒉了解電離平衡常數(shù)及電離度的概念【學習重點】電離平衡的建立以及電離平衡的移動?！緦W習難點】電離平衡常數(shù)的應用【舊知回顧】（1）劃分電解質(zhì)和非電解質(zhì)的標準是什么？劃分強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的標準是什么？（2）電解質(zhì)的強弱與溶液導電性的強弱有什么區(qū)別與聯(lián)系？影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素有哪些?討論：1．等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別與足量的Zn反應，反應速率何者快？產(chǎn)生的H2的量關系如何？2．氫離子濃度相等、體積相同的鹽酸和醋酸分別與足量的Zn反應，反應速率何者快？產(chǎn)生的H2的量關系如何？【新知講解】三、電離常數(shù)叫做電離常數(shù)。例如：醋酸，碳酸和硼酸298K時的電離常數(shù)分別是×10-5，×10-7(第一步電離)和×10-10由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性一元弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)如：CH3COOHCH3COO—+H+Ka=寫出NH3·H2O的電離平衡常數(shù)NH3·H2ONH4++OH—Kb=注：=1\*GB3①K越大，離子濃度越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離。所以可以用Ka或Kb的大小判斷弱酸或弱堿的相對強弱。=2\*GB3②K只與有關，不隨改變而改變。（2）電離平衡常數(shù)的意義：K值越大，說明電離程度越大，酸堿也就越強；K值越小，說明電離程度越小，離子結(jié)合成分子就越容易，酸堿就越弱。（3）影響K的外界條件：對于同一電解質(zhì)的稀溶液來說，K只隨溫度的變化而變化，一般溫度升高，K值變大。若不指明溫度，一般指25℃。（4）多元弱酸、多元弱堿的電離閱讀課本P43表3-1多元弱酸（堿）分步電離，酸（堿）性的強弱主要由第步電離決定。如H3PO4的電離：H3PO4H++H2PO4-K1=H2PO4-H++HPO42-K2=HPO42-H++PO43-K3=注：K1>>K2>>K3四、電離度的概念及其影響因素（1）當弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，叫做電離度。（2）影響電離度的主要因素（內(nèi)因）是電解質(zhì)本身的性質(zhì)；其外部因素（外因）主要是溶液的濃度和溫度。溶液越稀，弱電解質(zhì)的電離度；溫度升高，電離度，因為弱電解質(zhì)的電離過程一般需要熱量。思考與交流：不用計算，判斷下列各組溶液中，哪一種電解質(zhì)的電離度大？（1）20℃時，LHCN溶液和40℃時LHCN溶液。（2）10℃時LCH3COOH溶液和10℃時LCH3COOH溶液?！痉答伨毩暋竣痹?8℃時，H2SO3的Kl＝×10-2、K2＝×10-7，H2S的Kl＝×10-8、K2＝×10-12，則下列說法中正確的是（）A.亞硫酸的酸性弱于氫硫酸B.多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定C.氫硫酸的酸性弱于亞硫酸D.多元弱酸的酸性主要由第二步電離決定⒉能說明醋酸是弱電解質(zhì)的事實是（）A．醋酸溶液的導電性比鹽酸弱B．醋酸溶液與碳酸鈣反應，緩慢放出二氧化碳C．醋酸溶液用水稀釋后，氫離子濃度下降D．L的CH3COOH溶液中，氫離子濃度約為L⒊下列敘述中錯誤的是（）A．離子鍵和強極性鍵組成的化合物一般是強電解質(zhì)B．較弱極性鍵組成的極性化合物一般是弱電解質(zhì)C．具有強極性鍵的化合物一定是強電解質(zhì)D．具有離子鍵的難溶強電解質(zhì)不存在電離平衡4、（09年海南化學·6）已知室溫時，L某一元酸HA在水中有％發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是：A．該溶液的c(H+)=10-4mol/LB．升高溫度，溶液的pH增大C．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7D．將此溶液加水稀釋后，電離的HA分子數(shù)大于%5、下列有關電離平衡常數(shù)（K）的說法中正確的是A、電離平衡常數(shù)（K）越小，表示弱電解質(zhì)電離能力越弱B、電離平衡常數(shù)與溫度無關C、不同濃度的同一弱電解，其電離平衡常數(shù)不同D、多元弱酸各步電離平衡常數(shù)相互關系為K1＜K2＜K36．（08天津卷）醋酸溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，下列敘述不正確的是A、醋酸溶液中離子濃度的關系滿足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B、L的CH3COOH溶液加水稀釋，溶液中c（OH－）減小C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固體，平衡逆向移動D、常溫下，pH＝2的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH＜77、25℃時,在的HA溶液中,有的HA電離成離子,求該溫度下HA的電離常數(shù).8、某同學要通過實驗確定某酸HA是弱電解質(zhì)。方案如下：各取相同體積物質(zhì)的量濃度都為L的HA溶液和鹽酸裝入兩支試管，同時加入純度相同的足量鋅粒，觀察現(xiàn)象，即可證明HA是弱電解質(zhì)。試回答：（1）方案中，說明HA是弱電解質(zhì)的現(xiàn)象是A、裝鹽酸的試管中放出H2的速率快B、裝HA溶液的試管中放出H2的速率快C、兩個試管中產(chǎn)生氣體速率一樣快（2）請你評價方案中不妥之處————————————————————————————————————（3）請你再設計一個簡單實驗來確定HA是弱電解質(zhì)（藥品和儀器任選）【第二節(jié)】水的電離和溶液的酸堿性【高考說明】1、了解水的電離和水的離子積常數(shù)2、了解溶液的pH值的定義，能進行pH的簡單計算3、初步掌握酸堿滴定管的使用方法；初步掌握中和滴定的原理和方法4、能通過化學實驗收集有關數(shù)據(jù)和事實，并科學地加以處理第1課時【學習目標】⒈了解水的電離平衡及其“離子積”⒉了解溶液的酸堿性和pH的關系【學習重點】⒈水的離子積⒉溶液的酸堿性和pH的關系【舊知回顧】寫出下列物質(zhì)在水溶液中的電離方程式KHCO3KAl(SO4)2H2SO4H2SCa(OH)2NH3·H2O2、[思考]①我們通常會說純水不導電，那么水是不是電解質(zhì)？它能電離嗎？如能請寫出水的電離方程式。②純水中有哪些微粒？根據(jù)所學的弱電解質(zhì)的電離平衡，請列舉出可能會影響水的電離的因素?！拘轮v解】一、水的離子積閱讀P45：1．水的電離：水是電解質(zhì)，發(fā)生電離，電離過程水的電離平衡常數(shù)的表達式為2．[思考]：實驗測得，在室溫下1LH2O（即mol）中只有1×10-7molH2O電離，則室溫下C(H+)和C(OH-)分別為多少?3．水的離子積水的離子積表達式：KW=。閱讀P46：一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與有關，越高KW越。25℃時，KW=，100℃時，KW=10-12。注意：（1）KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的c(H+)c(OH-)。[思考]：pH=7的溶液一定是酸性嗎？（2）25℃時，任何水溶液中，H+離子濃度和OH-離子的濃度乘積都為1×10-14二、溶液的酸堿性和pH1．影響水的電離平衡的因素（1）溫度：溫度升高，水的電離度，水的電離平衡向方向移動，C(H+)和C(OH-)，KW。（2）溶液的酸、堿度：改變?nèi)芤旱乃?、堿度均可使水的電離平衡發(fā)生移動。例題1：①在LHCl溶液中,C(H+)=，C(OH-)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。,②在LNaOH溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。③在LNaCl溶液中，C(OH-)=，C(H+)=，由水電離出的H+濃度=，由水電離出的OH-濃度=。[小結(jié)]根據(jù)上面的計算，填寫下表（影響水的電離平衡的因素）條件變化平衡移動方向c（H+）（mol/L）c（OH－）（mol/L）水的電離程度KW升高溫度H2OH＋＋OH－加入NaCl加入HCl加入NaOH結(jié)論：（1）升高溫度，促進水的電離KW增大（2）酸、堿抑制水的電離例題2：（08上海）常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)=1×10－13mol·L－1，該溶液可能是①二氧化硫水溶液②氯化銨水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A．①④ B．①② C．②③ D．③④2．溶液的酸堿性閱讀P46：思考與交流討論：①在酸性溶液中是否有OH-，在堿性溶液中是否存在H+，試說明原因。②決定溶液酸堿性的因素是什么？小結(jié)：溶液的酸堿性：常溫（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/L3．溶液的pH：pH=－lgc(H+)注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性?！据p松做答】（1）C(H+)＝1×10-6mol/LpH=______；C(H+)＝1×10-3mol/LpH=_____C(H+)＝1×10-mmol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-6mol/LpH=______C(OH-)＝1×10-10mol/LpH=______；C(OH-)＝1×10-nmol/LpH=______（2）pH=2C(H+)＝________；pH=8c(H+)＝________（3）c(H+)＝1mol/LpH=______；c(H+)＝10mol/LpH=______歸納：pH與溶液酸堿性的關系(25℃時)pH溶液的酸堿性pH<7溶液呈性，pH越小，溶液的酸性pH=7溶液呈性pH>7溶液呈性，pH越大，溶液的堿性【知識拓展】1、溶液的pOH=________________2、證明：在25℃時，pH+pOH=14說明：如果題目中沒有指明溫度，則默認為常溫（25℃）【反饋練習】1．pH=2的強酸溶液，加水稀釋，若溶液體積擴大10倍，則C(H+)或C(OH-)的變化（）A、C(H+)和C(OH-)都減少B、C(H+)增大C、C(OH-)增大D、C(H+)減小2．向純水中加入少量的KHSO4固體（溫度不變），則溶液的（）A、pH值升高B、C(H+)和C(OH-)的乘積增大C、酸性增強D、OH-離子濃度減小3．100℃時，KW=1×10-12，對純水的敘述正確的是（）A、pH=6顯弱酸性B、C(H+)=10-6mol/L，溶液為中性C、KW是常溫時的10-2倍D、溫度不變沖稀10倍pH=7【課后練習】1、下列說法中正確的是A．在25℃的純水中，c(H+)＝c(OH－)＝10－7mol/L，呈中性B．溶液中若c(H+)＞10－7mol/L，則c(H+)＞c(OH－)，溶液顯酸性C．c(H+)越大，則pH值越大，溶液的堿性越強D．pH值為0的溶液中c(H+)=0mol/L2、pH相同，物質(zhì)的量濃度最大的酸是A．HClB．H3PO4C．H2SO4D．CH3COOH3、下列敘述正確的是A．向mol/L醋酸溶液中加入少量醋酸鈉溶液，溶液的pH增大B．向mol/L醋酸溶液中加入少量NaOH溶液，溶液中c(Ac－)增大C．向mol/L醋酸溶液中不斷加水，溶液中c(H＋)增大D．向mol/L醋酸溶液中滴入少量濃鹽酸，溶液的導電性減弱4、100℃時，Kw＝×10－12，若100℃某溶液中的c（H＋）＝×10－7mol/L，則該溶液A．呈中性B．呈堿性C．呈酸性D．c(OH－)/c(H＋)＝1005、向純水中加入少量NaHSO4（溫度不變），則溶液的A．pH值升高B．pH值降低C．c(OH－)、c(H＋)增大D．c(H+)＞c(OH－)6、常溫下，某溶液中，由水電離出的c(H+)＝×10－11mol/L，該溶液pH可能為A．11B．3C．8D．77、體積相同、pH相同的鹽酸和醋酸，與堿中和時消耗的量A．相同B．鹽酸多C．醋酸多D．無法比較8、與純水的電離相似，液氨中存在著微弱的電離：2NH3NH4＋＋NH2－。據(jù)此判斷以下敘述中錯誤的是A．液氨中含有NH3、NH4＋、NH2－等粒子B．一定溫度下液氨中c(NH4＋)、c(NH2－)是一個常數(shù)C．液氨的電離達到平衡時，c(NH3)＝c(NH4＋)＝c(NH2－)D．只要不加入其他物質(zhì)，液氨中c(NH4＋)＝c(NH2－)9、在水電離出的c(H+)＝10－14mol/L的溶液中，一定能大量共存的A．K＋、Na＋、HCO3－、Cl－B．K＋、Br＋、AlO2－、Cl－C．SO42－、Na＋、NO3－、Cl－D．SO42－、NH4＋、Al3＋、Cl－10、氫離子濃度相同的等體積的兩份溶液A和B；A為鹽酸，B為醋酸，分別和鋅反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，且放出氫氣的質(zhì)量相同，則下列說法正確是的①反應所需要的時間B＞A②開始反應時的速率A＞B③參加反應的鋅的物質(zhì)的量A＝B④反應過程的平均速率B＞A⑤鹽酸里有鋅剩余⑥醋酸里有鋅剩余A．③④⑤B．③④⑥C．②③⑤D．②③⑤⑥11、將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H+)最接近于A．1/2·(10－8＋10－10)mol/LB．(10－8＋10－10)mol/LC．（×10－14＋5×10－5）mol/LD．2×10－10mol/L12、重水（D2O）的離子積為×10－15，可以用pH一樣的定義來規(guī)定pD＝－lg｛c(D+)｝，以下pD的敘述中，正確的是A．中性溶液中pD＝B．含的NaOD的D2O的溶液1L，其pD＝C．溶解mol的DCl的D2O的溶液1L，其pD＝D．在mol/L的DCl的重水溶液中，加入mol/L的NaOD的重水溶液，所得溶液的pD＝【第二節(jié)】水的電離和溶液的酸堿性第2課時【課標要求】⒈了解溶液的酸堿性和pH的關系⒉掌握有關混合溶液ｐＨ值的簡單計算3、了解溶液稀釋時pH的變化規(guī)律【學習重點】⒈水的離子積，Ｈ＋濃度、ＯＨ－濃度、ｐＨ值與溶液酸堿性的關系⒉有關溶液ｐＨ值的計算【學習難點】ｐＨ值的計算【舊知回顧】溶液的酸堿性和pH⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。注意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。⒉意義：溶液的酸堿性常溫（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7【新知講解】一、溶液PH的測定方法（1）酸堿指示劑法說明：常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。常用酸堿指示劑的ｐＨ變色范圍指示劑變色范圍的ｐＨ石蕊<５紅色5－8紫色>8藍色甲基橙<紅色－橙色>黃色酚酞<8無色8－10淺紅色>10紅色（2）ｐＨ試紙法使用方法：（3）PH計法二、有關pH的計算（一）單一溶液的PH計算[例1]分別求LH2SO4溶液和LBa(OH)2溶液的PH值。[例2]已知常溫下濃度為L的CH3COOH溶液的電離度為1%，求該溶液的PH值。（二）酸堿混合溶液的PH計算[例3]將PH=2的H2SO4溶液與PH=4的H2SO4溶液等體積混合后,求溶液的PH值。[例4]將PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后,求溶液的PH值。[例5]常溫下PH=4的HCl和PH=10的NaOH分別按體積比為1:1、11:9、9:11混合，分別求三種情況下溶液的PH值。[小結(jié)]有關pH計算的解題規(guī)律（1）單一溶液的pH計算=1\*GB3①強酸溶液，如HnA，設濃度為cmol·L－1，則c（H+）=ncmol·L－1，pH=—lg{c（H+）}=—lgnc=2\*GB3②強堿溶液，如B(OH)n，設濃度為cmol·L－1，則c（H+）=10—14/ncmol·L－1，pH=—lg{c（H+）}=14+lgnc（2）酸堿混合pH計算=1\*GB3①適用于兩種強酸混合c(H+)混=[c(H+)1V1+c(H+)2V2]/（V1+V2）。=2\*GB3②適用于兩種強堿混合c(OH—)混=[c(OH—)1V1+c(OH—)2V2]/（V1+V2）=3\*GB3③適用于酸堿混合，一者過量時：=c(OH—)混|c(H+)酸V酸—c(OH—)堿V堿|=c(H+)混V酸+V堿說明：=1\*GB3①若兩種強酸（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH=pH小+=2\*GB3②若兩種強堿（pH之差大于2）等體積混合，混合液pH=pH大—=4\*GB3④恰好完全反應，則c(H+)酸V酸=c(OH—)堿V堿（三）酸、堿加水稀釋后溶液的PH值[例6]常溫下，將PH=1的H2SO4溶液和PH=13的NaOH溶液分別稀釋1000倍，求所得溶液的PH值。思考：若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O溶液分別稀釋1000倍，則所得溶液的PH值在什么范圍之內(nèi)。[小結(jié)]稀釋后溶液pH的變化規(guī)律酸堿溶液無限稀釋，pH只能無限接近于7，不可能大于或小于7對于pH=a的強酸和弱酸溶液，每稀釋10n倍，強酸的pH就增大n個單位，即pH=a+n(a+n＜7)，弱酸的pH范圍是：a＜pH＜a+n。[練習]畫出酸溶液在稀釋過程中pH的變化圖對于pH=b的強堿和弱堿溶液，每稀釋10n倍，強堿的pH就減小n個單位，即pH=b-n(b-n＞7)，弱堿的pH范圍是：b-n＜pH＜b。[練習]畫出堿溶液在稀釋過程中pH的變化圖（4）對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強酸pH變化程度比弱酸的大（強堿和弱堿也類似）說明：弱酸、弱堿在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體的數(shù)值，只能確定其pH范圍?！疚业囊苫蟆俊痉答伨毩暋?．求下列溶液混合后的pH：(1)把pH＝2和pH=4的兩種強酸溶液等體積混合，其pH＝。(2)把pH＝12和pH＝14的兩種強堿溶液等體積混合，其pH=。(3)把pH＝5的H2SO4溶液和pH＝8的NaOH溶液等體積混合，其pH＝。2．室溫時，將PH=5的H2SO4溶液稀釋10倍，則C（H+）：C（SO42-）=；若再將稀釋后的溶液再稀釋100倍,則C（H+）：C（SO42-）=。10-7 10-6C(H+)C(OH-10-7 10-6C(H+)C(OH-)AB4．設水的電離平衡線如右圖所示。 （1）若以A點表示25°時水在電離平衡時的粒子濃度，當溫度升高到100°時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子10-6積從_________增加到____________； 10-7（2）將PH=8的Ba(OH)2溶液與PH=5的稀鹽酸混合，并保持在100°的恒溫，欲使混合溶液的PH=7，則Ba(OH)2溶液和鹽酸的體積比為__________?！菊n后練習】AUTONUM．（05南京二模7．）某溶液中含有HCO3－、SO32－、CO32－、CH3COO－等四種陰離子。向其中加入足量的Na2O2粉末后，溶液中離子的濃度基本保持不變的是（不考慮溶液在反應前后的體積變化）A．SO32－B．CH3COO－C．CO32－D．HCO3－AUTONUM．（06蘇州第一次調(diào)研）將pH=1的鹽酸平均分成2份，l份加適量水，另1份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的適量NaOH溶液后，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為A．9B．10C．11D．12AUTONUM．（05鹽城三模9．）對室溫下pH相同、體積相同的氨水和氫氧化鈉溶液分別采取下列措施，有關敘述正確的是A．加入適量的氯化銨晶體后，兩溶液的pH均堿小B．溫度下降10oC，兩溶液的pH均不變C．分別加水稀釋10倍，兩溶液的pH仍相等D．用鹽酸中和，消耗的鹽酸體積相同AUTONUM．(06梁豐中學10月月考）25℃時，向VmlPH=a的鹽酸中滴加PH=b的NaOH溶液10Vml，反應后的溶液中c(Cl－)=nc(Na＋)，則此時a+b的值為 A．12 B．13 C．14 D．15AUTONUM．（06南通第一次調(diào)研）pH=2的兩種一元酸HX和HY的溶液分別取50mL，加入過量的鎂粉，充分反應后，收集H2的體積在相同狀況下分別為V1和V2，若V1>V2，下列說法正確的是A．HX一定是弱酸B．NaX水溶液的堿性弱于NaY水溶液的堿性C．HX一定是強酸D．反應開始時二者生成H2的速率相同AUTONUM．導電能力加水體積Oabc（06浙江九校9月聯(lián)考）一定溫度下，將導電能力加水體積OabcA．a(chǎn)、b、c三點溶液的pH：c＜a＜bB．a(chǎn)、b、c三點醋酸的電離程度：a＜b＜cC．用濕潤的pH試紙測量a處溶液的pH，測量結(jié)果偏小D．a(chǎn)、b、c三點溶液用1mol/L氫氧化鈉溶液中和，消耗氫氧化鈉溶液體積：c＜a＜bAUTONUM．（05南通一模10．）將一元酸HA的溶液與一元堿BOH的溶液等體積混合，若所得溶液顯酸性，下列有關判斷正確的是A．若混合前酸、堿pH之和等于14，則HA肯定是弱酸B．若混合前酸、堿物質(zhì)的量濃度相同，則HA肯定是弱酸C．溶液中水的電離程度：混合溶液＞純水＞BOH溶液D．混合溶液中離子濃度一定滿足：c(B＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－)AUTONUM．（05鹽城一模16．）甲酸和乙酸都是弱酸，當他們的濃度均為·L－1時，甲酸中的c（H+）約為乙酸中c（H+）的3倍。現(xiàn)有甲酸溶液a和乙酸溶液b，經(jīng)測定他們的pH：pHa=pHb。由此可知 A．c(甲酸)=3c(乙酸)B．c(甲酸)=1/3c(乙酸) C．兩溶液中水電離出的c（OH－）相同 D．等體積的a、b溶液用NaOH溶液中和時，消耗NaOH的物質(zhì)的量a＜bAUTONUM．（05宿遷三模18．）MOH和ROH兩種一元堿的溶液分別加水稀釋時，pH變化如右圖所示。下列敘述中不正確的是A．ROH是一種強堿B．在x點，MOH完全電離C．在x點，C(M+)=C(R+)D．稀釋前，C(ROH)=10C(MOH)AUTONUM．（2007海南·）下列敘述正確的是（）A．95℃純水的pH<7，說明加熱可導致水呈酸性B．pH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH=4C．L的鹽酸，與等體積水混合后pH=1D．pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7AUTONUM．（09年寧夏理綜·11）將氫氧化鈉稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各圖示意混合溶液有關量或性質(zhì)的變化趨勢，其中錯誤的是AUTONUM．（09年山東理綜·15）某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別是稀、平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據(jù)圖判斷正確的是學科A．Ⅱ為鹽酸稀釋時pH值變化曲線B．b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強C．a(chǎn)點Ka的數(shù)值比c點Ku的數(shù)值大D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度AUTONUM．（06徐州9月調(diào)研）25℃時，水的離子積為10－14；100℃時，水的離子積為10－12。若在100℃時，將pH＝11的NaOH溶液aL與pH＝l的H2SO4溶液bL混合，請?zhí)羁眨?1)100℃比25℃時水的離子積較大的原因是：______________________________________________________________(2)若所得溶液為中性，則a∶b＝_______；若所得混合溶液的pH＝2，則a∶b＝_______【第二節(jié)】水的電離和溶液的酸堿性第3課時：酸堿中和滴定【學習目標】1、理解酸堿中和滴定的基本原理。2、初步學會中和滴定的基本操作方法。3、掌握酸堿中和的有關計算和簡單誤差分析。【學法指導與知識提要】中和滴定是化學分析中的一種重要方法，滴定操作技術要求比較嚴格。本節(jié)重點是掌握中和滴定的方法，難點是中和滴定的操作技術和實驗誤差分析?！九f知回顧】測定溶液酸堿性的方法有哪些？定性測定：定量測定：【新知講解】一、酸堿中和滴定的原理1、實質(zhì)：H++OH-＝H2O酸、堿有強弱之分，但酸、堿中和反應的實質(zhì)不變。例：HCl+NaOH＝NaCl+H2OCH3COOH+NaOH＝CH3COONa+H2OH2SO4+2NH3·H2O＝(NH4)2SO4+2H2O反應中，起反應的酸、堿物質(zhì)的量之比等于它們的化學計量數(shù)之比。例如：2NaOH+H2SO4＝Na2SO4+2H2O由H2SO4---------NaOHAND(AND(COUNT(DEFINED(FALSEIF(INT())))))1mol2molC酸·V酸C堿·V堿則C堿=2、概念：________________________________________________________________________叫“中和滴定”。二、中和滴定操作1、儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、燒杯、滴定管夾、錐形瓶、鐵架臺。酸式滴定管可盛裝________________堿式滴定管不能盛裝__________________2、試劑：標準濃度的溶液，待測濃度的溶液，指示劑。3、滴定前準備（1）檢查滴定管是否漏液（2）玻璃儀器洗滌：①水洗②用標準液潤洗裝標準液的滴定管③用待測液潤洗裝待測液的滴定管（3）向用標準液潤洗過的滴定管中裝入標準液。調(diào)整液面到0刻度或0刻度以下（注意O刻度在上方），排除滴定管尖嘴部分氣泡，記下刻度讀數(shù)。（4）往錐形瓶中加入一定體積(一般為的待測液注意：錐形瓶只能用蒸餾水洗，一定不能用待測液潤洗，否則結(jié)果會偏高，錐形瓶取液時要用滴定管（或用相應體積規(guī)格的移液管），不能用量筒。（5）向錐形瓶中加入2-3滴指示劑。[指示劑的選擇]指示劑的顏色變化要靈敏，變色范圍最好接近等當點，且在滴定終點由淺色變深色，即：堿滴定酸宜用酚酞作指示劑，酸滴定堿宜用甲基橙作指示劑（滴定過程中一般不能用石蕊作指示劑）。注意：指示劑用量不能過多，因指示劑本身也具有弱酸性或弱堿性，會使滴定中耗標準液量增大或減小，造成滴定誤差。4、滴定操作左手操作滴定管，右手搖動錐形瓶，眼睛注意觀察錐形瓶中溶液顏色變化，到最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生改變，且半分鐘不再變化為止，記下刻度讀數(shù)。再重復上述操作一次或兩次。（定量分析的基本要求）終點的判斷方法：最后一滴剛好使指示劑顏色發(fā)生改變，半分鐘不再變化。滴定終點不是酸堿恰好完全反應，但是由于在酸堿恰好完全反應前后，少加一點標準液或多加一滴標準液，會使pH發(fā)生很大的變化，可以使酸堿指示劑變色，對于結(jié)果影響不大。5、數(shù)據(jù)的處理取兩次操作或叁次操作所耗實際試液體積的平均值進行計算。（如果有偏差太大的要舍去）注意：用滴定管的精確度為，故無論用滴定管取待測液或用標準液滴定達終點計數(shù)時，待測液和標準液體積都必須精確到小數(shù)點后第二位數(shù)。三、中和滴定誤差分析造成滴定誤差的關鍵因素是：①標準液濃度是否準確②待測液體積③滴定時耗標準液的體積。因此，滴定時引起誤差的錯誤操作常有以下幾點：1、錐形瓶水洗后，又用待測液潤洗，再取液，待測液實際用量增大造成測定結(jié)果是濃度偏高。2、不能用量筒取待測液，因量筒為粗略量具，分度值為最大量度的1/50，精度低，要用移液管取液。3、滴定管水洗后未用標準液潤洗就直接裝入標準液，造成標準液稀釋，滴定中耗體積增大，測定結(jié)果是使待測液濃度偏高。4、滴定前滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后氣泡消失，氣泡作標準液體積計算，造成測定結(jié)果濃度偏高。5、滴定過程中，標準液滴到錐形瓶外，或盛標準液滴定管漏液，讀數(shù)時，V標偏大，造成測定結(jié)果是待測液濃度偏大。6、盛待測液滴定管水洗后，未用待測液潤就取液入錐形瓶，造成待測液被稀釋，測定結(jié)果濃度偏低。7、讀數(shù)不準確，例如，盛標準液的滴定管，滴定前仰視，讀數(shù)偏大，滴定后俯視，讀數(shù)偏小。造成計算標準液體積差偏小，待測液測定結(jié)果濃度偏低。8、待測液濺到錐形瓶外或在瓶壁內(nèi)上方附著未被標準液中和，測定結(jié)果待測液濃度偏低。9、標準液滴入錐形瓶后未搖勻，出現(xiàn)局部變色或剛變色未等待半分鐘觀察變色是否穩(wěn)定就停止滴定，造成滴定未達終點，測定結(jié)果待測液濃度偏低。注意：（1）酸式滴定管可以盛裝酸性或強氧化性等液體，但一定不能盛裝堿液，堿式滴定管只能盛裝堿性或?qū)ο鹉z無腐蝕性液體，一定不能盛裝酸性或強氧化性液體。（2）滴定管使用時，下端沒有刻度部分液體不能用于滴定。（3）滴定管規(guī)格常有和兩種。（4）滴定完成后，應即時排除滴定管中廢液，用水洗凈，倒夾在滴定管架上。（5）中和滴定的終點是指示劑變色點，故溶液一定不是中性。而酸、堿恰剛巧完全中和時，溶液不一定呈中性。[例1]準確量取KMnO4溶液可以選用的儀器是（）A、50mL量筒

B、10mL量筒C、50mL酸式滴定管D、50mL堿式滴定管[例2]在一支25mL的酸式滴定管中盛入LHCl溶液，其液面恰好在5mL刻度處。若把滴定管內(nèi)溶液全部放入燒杯中,再用LNaOH溶液進行中和，則所需NaOH溶液的體積 （） A．大于20mL B．小于20mL C．等于20mL D．等于5mL[例3]下圖是向鹽酸中逐漸滴入NaOH溶液時，溶液pH值變化的圖象，根據(jù)圖象分析，下列結(jié)論中不正確的是（）A、鹽酸起始濃度為·L-1B、NaOH溶液濃度為·L-1C、滴入堿量為20mL時，向混合溶液中滴入2滴甲基橙試液，溶液顯橙色D、滴到中和點時，耗NaOH物質(zhì)的量為【我的疑惑】【反饋練習】1．室溫下mol·L－1NaOH溶液滴定amL某濃度的HCl溶液，達到終點時消耗NaOH溶液bmL，此時溶液中氫離子的濃度c(H+)/mol·L－1是A．(a+b)B．(a+b)C．1×107D．1×10－72．下列實驗中，直接采用沾有水滴的儀器，對實驗結(jié)果沒有影響的是 A．氨的噴泉實驗 B．實驗室制氧氣：試管 C．中和滴定：錐形瓶 D．中和滴定：滴定管3．實驗室用標準鹽酸溶液測定某NaOH溶液的濃度，用甲基橙作指示劑，下列操作中可能使測定結(jié)果偏低的是 A．酸式滴定管在裝酸液前未用標準鹽酸溶液潤洗2~3次 B．開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失 C．錐形瓶內(nèi)溶液顏色變化由黃色變橙色，立即記下滴定管液面所在刻度 D．盛NaOH溶液的錐形瓶滴定前用NaOH溶液潤洗2~3次4．實驗室有一瓶混有氯化鈉的氫氧化鈉固體試劑，經(jīng)測定NaOH的質(zhì)量分數(shù)約為%，為了驗證其純度，用濃度為L的鹽酸進行滴定，試回答下列問題：（1）托盤天平稱量固體試劑，用蒸餾水溶解于燒杯中，并振蕩，然后立即直接轉(zhuǎn)入500mL容量瓶中，恰好至刻度線，配成待測液備用。請指出以上操作中出現(xiàn)的五處錯誤。（2）將標準鹽酸裝在滴定管中，調(diào)節(jié)液面位置在處，并記下刻度。（3）取待測液，待測定。該項實驗操作的主要儀器有________________。用_______________試劑作指示劑時，滴定到溶液顏色由_________剛好至_______色時為止。（4）滴定達終點后，記下鹽酸用去，計算NaOH的質(zhì)量分數(shù)為。（5）試分析滴定誤差可能由下列哪些實驗操作引起的。A．轉(zhuǎn)移待測液至容量瓶時，未洗滌燒杯B．酸式滴定管用蒸餾水洗滌后，直接裝鹽酸C．滴定時，反應容器搖動太激烈，有少量液體濺出D．滴定到終點時，滴定管尖嘴懸有液滴E．讀滴定管開始時仰視，讀終點時俯視5．如圖（1）圖I表示10mL量筒中液面的位置，A與B、B與C刻度相差1mL，如果刻度A為4，量筒中液體體積是mL。（2）圖II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面處的讀數(shù)是a，則滴定管中液體的體積（填代號）。A．是amL B．是（50－a）mLC．一定大于amL D．一定大于（50－a）mL【課后練習】1、下列儀器中，沒有“0”刻度線的是（）A、溫度計B、量筒C、滴定管D、容量瓶2、一支25mL滴定管，內(nèi)盛溶液液面在刻度處，當將滴定管內(nèi)液體全部排出時，所得液體的體積是（）A、B、C、小于D、大于3、用·L－1NaOH溶液滴定100mL·L－1鹽酸，若滴定誤差在±%以內(nèi)，反應完畢后，溶液pH的范圍為（）A、～B、～C、～D、6～84、將含有雜質(zhì)的NaOH配成1000mL溶液，取20mL置于錐形瓶中，用·L－1的鹽酸滴定。用甲基橙作指示劑，滴定達終點時，耗酸，則NaOH中含有的雜質(zhì)不可能為A、NaClB、Na2CO3C、NaHCO3D、Ca(OH)25、已知常溫常壓下，飽和CO2的水溶液pH=，則可推斷用標準鹽酸滴定NaHCO3溶液時，適量選擇的指示劑及終點顏色變化的情況是（）A、石蕊，由藍變紅B、甲基橙，由橙變黃C、酚酞，由紅變淺紅D、甲基橙，由黃變橙6、用LNaOH溶液滴定L的H2SO4溶液中和后加水到100mL。若滴定時終點判斷有誤差：①多加了一滴NaOH，②少加了一滴NaOH。（設1滴為），則①和②溶液中C（OH-）之比值是（）A、1B、10-4C、104D、4×1047、兩人用同一瓶標準鹽酸滴定同一瓶NaOH溶液，甲將錐形瓶用NaOH待測液清洗后，使用水洗后后的移液管移取堿液于錐形瓶中；乙則用甲用過的移液管取堿液于剛用蒸餾水洗過的尚殘留有蒸餾水的錐形瓶中，其它操作及讀數(shù)全部正確，你的判斷是（）A、甲操作有錯B、乙操作有錯C、甲測得的數(shù)值一定比乙小D、乙測得的值較準確。8、A同學用10mL量筒量取某液體，讀數(shù)時視線偏高（如下圖），該同學所得讀數(shù)是，B同學向50mL滴定管中加入某種液體，在調(diào)整液面高度后，讀數(shù)時視線偏低（如下圖），該同學所得讀數(shù)是。9．用沉淀法測定NaHCO3和K2CO3均勻混合物的組成。實驗中每次稱取樣品的質(zhì)量、向所配制的溶液中加入Ba(OH)2的溶液體積、生成對應沉淀的質(zhì)量等實驗數(shù)據(jù)見下表：實驗序號樣品質(zhì)量/gV[Ba(OH)2(aq)/L沉淀質(zhì)量/g1ab22a33b44a4b55a4b請回答下列問題：（1）b=g；（2）樣品中n(NaHCO3)：n(K2CO3)=。（3）25℃時，取第3次實驗后的濾液的1/10，加水稀釋至500ml，試計算所得溶液的pH值。10．有PH為13的Ba(OH)2、NaOH的混合溶液100mL，從中取出25mL用LH2SO4滴定，當?shù)味ㄖ脸恋聿辉僭黾訒r，所消耗的酸的體積是滴定至終點所耗酸體積的一半。求：（1）當?shù)蔚匠恋聿辉僭黾訒r，溶液的pH（設體積可以加和）（2）原混合溶液中Ba(OH)2和NaOH的物質(zhì)的量濃度11、維生素C的分子式是C6H8O6，水溶液呈酸性，高溫或較長時間受熱易損耗，許多新鮮水果、蔬菜、乳制品中都含有豐富的維生素C，例如：新鮮橙汁中含維生素C濃度在500mg·L－1左右。某?；瘜W課外活動小組進行測定果汁中維生素C含量實驗，下面是他們的實驗過程及分析報告，請根據(jù)此報告填寫有關空白。（1）實驗目的：測定××牌軟包裝鮮橙汁維生素C含量。（2）實驗原理：C6H8O6+I2→C6H6O6+2H++2I－。（3）實驗用品和試劑：①儀器和用品（自選，略）②試劑：濃度為×10－3mol·L－1的標準碘（水）溶液，指示劑，蒸餾水等。（4）實驗過程：①洗滌儀器，檢查是否漏液，用標準液潤洗后裝好標準液待用。在此步操作中，需用蒸餾水洗滌的儀器有。用標準液潤洗的儀器是。②打開橙汁包，目測：顏色—橙黃色，澄清度—好，將儀器該橙汁潤洗2～3遍，移取橙汁入錐形瓶，向瓶中加入2滴指示劑，該指示劑的名稱是。③用左手操作滴定管，右手搖動錐形瓶，眼睛注視。滴定至終點時的現(xiàn)象是。（5）數(shù)據(jù)記錄和處理：（設計出表格，將三次滴定所得數(shù)據(jù)都填入表格中），若經(jīng)數(shù)據(jù)處理，滴定中消耗標準碘溶液體積平均值為，則此橙汁中維生素C的含量是mg·L－1。（6）問題討論：①從測定結(jié)果看，此軟包裝橙汁是否是純天然橙汁（填序號）A、可能是B、一定是C、不是②制造商可能采取的作法是（填序號）A、天然橙汁被加水稀釋B、天然橙汁被濃縮C、向天然橙汁中添加維生素CD、用水和其原料混合制作③對上述結(jié)論，你的意見是（填序號）A、向新聞界公布B、向有關部門反映C、繼續(xù)實驗D、調(diào)查后再作結(jié)論【第三節(jié)】鹽類的水解【高考說明】1、了解鹽類水解的原理，能說明影響鹽類水解程度的主要因素，認識鹽類水解在生產(chǎn)生活中的應用（弱酸弱堿的水解不作要求）。第1課時【學習目標】1．理解強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解的過程，掌握鹽類水解的本質(zhì)。2．掌握鹽類水解方程式的書寫方法。3．學會分析問題，學會透過現(xiàn)象看本質(zhì)。【學習重點】鹽類水解的本質(zhì)【學習難點】鹽類水解方程式的書寫和分析【學習過程】【舊知回顧】中和反應的實質(zhì)是什么？在鹽酸溶液中存在著哪些平衡？在醋酸溶液中存在著哪些平衡？（用方程式表達）醋酸的存在對水的電離平衡有什么影響？鹽的分類：從形成鹽的酸與堿的強弱角度，可將鹽分為四類：___________、_________、_________、_____________?！拘轮v解】一、探究鹽溶液的酸堿性[科學探究]閱讀課本P54，觀察實驗①根據(jù)實驗結(jié)果填寫下表：鹽溶液Na2CO3NH4ClNaClCH3COONaAl2(SO4)3KNO3操作：加石蕊藍紅紫藍藍紫操作：加酚酞紅無無紅紅無結(jié)論：酸堿性鹽的類型鹽類實例能否水解引起水解的離子對水的電離平衡的影響溶液的酸堿性強堿弱酸鹽CH3COONa強酸弱堿鹽NH4Cl強酸強堿鹽NaCl②[討論]由上述實驗結(jié)果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系。鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽溶液的酸堿性③[歸納]鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：二、尋找鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因[回顧]決定溶液酸堿性的根本因素是什么？[思考與交流]自學課本P55~P56，討論并給出下列問題的答案1．強堿弱酸鹽的水解(1)CH3COONa溶液中存在著幾種離子？寫出電離方程式。(2)溶液中哪些離子可能相互結(jié)合，對水的電離平衡有何影響？為什么CH3COONa溶液顯堿性？(3)寫出CH3COONa溶液水解的化學方程式和離子方程式。2．強酸弱堿鹽的水解[自我檢查]應用鹽類水解的原理，分析NH4Cl溶液顯酸性的原因，并寫出有關的離子方程式。三、鹽類的水解:[歸納]1、定義________________________________________________________叫做鹽類的水解。2、鹽類水解的實質(zhì)：在水溶液中鹽電離出的陽離子（或陰離子）結(jié)合水電離出的________離子（或________離子），破壞了水的電離平衡，___________水的電離，使得溶液中H+或OH－的濃度不等，因此溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。2、說明：（1）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)。（2）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。（3）鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。鹽＋水酸+堿（中和反應的逆反應）中和反應________熱，所以水解_________熱.中和反應程度________，所以水解程度__________(較大、較小),書寫水解方程式時要用可逆符號。由于程度較小，一般不標明氣體,沉淀符號.（4）鹽溶液（除酸式鹽溶液）中H+和OH－全部由水電離提供，在常溫下，溶液中c(H+)·c(OH－)＝10－143、鹽類水解的規(guī)律水解的規(guī)律是：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解。誰強顯誰性，同強顯中性。[例題1]有四種一元酸HA、HB、HC、HD，相同物質(zhì)的量濃度的NaD和NaB溶液的pH，前者比后者大，NaA溶液呈中性，1mol/L的KC溶液遇酚酞試液呈紅色；同體積、同物質(zhì)的量濃度的HB、HC用樣的裝置分別作導電性試驗，發(fā)現(xiàn)后者的燈泡比前者亮，則這四種酸的酸性由強到弱的順序為________________________。[例題2]某兩種二元酸H2A、H2B在水中的電離方程式分別是：H2AH++HA–，HA–H++A2–H2BH++HB–，HB–H++B2–?；卮鹣铝袉栴}：（1）NaHB溶液顯_________（填“酸性”，“中性”，或“堿性”）。理由是__________________________________（用離子方程式表示）。NaHA溶液顯_________，請說明理由。（2）Na2B溶液顯_________（填“酸性”，“中性”，或“堿性”）。理由是__________________________________（用離子方程式表示）。三、鹽類水解離子方程式的書寫[書寫規(guī)則]1、鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“”號。2、一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物很少。在書寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。個別水解程度較大的水解反應，有明顯沉淀時用“↓”多元弱酸的鹽的陰離子水解是分步進行的，以第一步為主。如Na2CO3的水解過程:第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－（主要）第二步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－（次要）4、多元弱堿的陽離子水解復雜，可看作是一步水解反應。如：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+總之，水解方程式的書寫規(guī)律：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成__________，陰離子水解生成______________，陰陽離子都水解生成弱酸和弱堿。[練習]寫出下列物質(zhì)水解的離子方程式（1）硫酸鐵_________________________________________（2）明礬_______________________________________（3）將NH4Cl加入到重水中（4）由FeCl3制Fe(OH)3膠體【反饋練習】1．下列物質(zhì)加入水中，能使水的電離度增大，溶液的pH值減小的是A、HClB、Al2(SO4)3C、Na2SD、2．下列物質(zhì)溶解于水時，電離出的陰離子能使水的電離平衡向右移動的是A、CH3COONaB、Na2SO4C、NH4ClD、H2SO43．下列式子屬于水解反應，且溶液呈酸性是A、HCO3—+H2OH3O++CO32—B、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+C、HS—+H2OH2S+OH—D、NH4++H2ONH3·H2O+H+4．pH均為5的NH4Cl溶液和稀鹽酸中，由水電離出的H+濃度比較A.一樣大B.前者大C.后者大D.無法判斷5．pH=9的NaOH中水的電離度為α1，pH=9的CH3COONa溶液中中水的電離度為α2，則α1/α2的值是A.1B.5/9C.1×104D.1×10-46．等物質(zhì)的量濃度下列四種溶液中，NH4+濃度最大的是A、NH4ClB、NH4HCO3C、NH4HSO4D、NH4NO37．判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。（1）KF（2）NH4NO3（3）Na2SO4（4）FeCl3（5）NaHCO3【第三節(jié)】鹽類的水解第2課時【學習目標】1、進一步理解鹽類水解的實質(zhì)，能根據(jù)鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性2、能快速、正確地書寫鹽類水解的離子方程式3、掌握影響水解平衡移動的因素4、鹽類水解的應用【學習重點】鹽類水解的影響因素及其應用【學習難點】鹽類水解方程式的書寫和分析【學習過程】【舊知回顧】一、鹽類水解的實質(zhì)1．鹽類水解的實質(zhì)_________________________________________________________2．鹽類水解反應生成酸和堿，所以鹽類水解反應可看著是中和反應的逆反應。二、鹽類水解的類型和規(guī)律1．強堿弱酸鹽水解，溶液呈___________性，PH_________7。如CH3COONa等。原因是_______與水電離出的___結(jié)合生成_______，從而使溶液中c(H+)，c(OH-)，從而使c(OH-)c(H+)，溶液呈性。寫出下列鹽水解的離子方程式：CH3COONaK2CO32．強酸弱堿鹽水解，溶液呈_____性，PH____7。如NH4Cl等。原因是_______與水電離出的___結(jié)合生成_____。從而使溶液中c(H+)，c(OH-)，從而使c(OH-)c(H+)，溶液呈性。寫出下列鹽水解的離子方程式：FeCl3（NH4））2SO43．強酸強堿鹽不發(fā)生水解，溶液呈_____性，PH____7。4．弱酸弱堿鹽強烈水解，溶液的酸堿性取決于形成鹽的酸和堿的相對強弱。5．弱酸酸式鹽的水解。溶液液的酸堿性取決于酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小。若電離程度_____水解程度，則溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4等。若電離程度______水解程度，則溶液呈堿性。如NaHCO3、Na2HPO4等水解規(guī)律：“誰弱誰水解，無弱不水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，都強顯中性”。[思考與交流](1)用_______可鑒別NH4Cl、NaCl、CH3COONa三種溶液。(2)相同濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH大小順序為____________(3)相同濃度拓NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別等于8、9、10，則對應三種酸的酸性強弱順序為________________________.【新知講解】一、影響鹽類水解的因素[科學探究]完成課本P57[科學探究]通過實驗探究促進或抑制FeCl3水解的條件，了解影響鹽類水解程度的因素。FeCl3水解的化學方程式：影響因素實驗操作現(xiàn)象平衡移動方向Fe3+的水解程度PH變化濃度加FeCl3加水溶液的酸堿度加HCl加少量的NaOH加NaHCO3加Na2CO3溫度溫度升高[歸納總結(jié)]影響鹽類水解的因素（1）鹽類本身的性質(zhì)：這是影響鹽類水解的主要因素。組成鹽的酸或堿越弱，其水解程度___________，溶液的堿性或酸性______________________（2）溫度：鹽的水解是____________反應。因此升高溫度其水解程度_____________。（3）濃度：鹽的濃度越小，其水解程度越______________.（4）溶液的酸堿性：控制溶液的酸堿性，可以促進或抑制鹽的水解。如Na2CO3溶液中加堿可以___________水解，加酸可以_____________水解?！痉答伨毩暋?．能使Na2CO3溶液中Na+與CO32-更接近2:1的措施是A加水B加Na2CO3粉末C加KOH固體D加熱2．為了使Na2S溶液中[]/[S2-]的比值變小，可加入的物質(zhì)是：①適量鹽酸；②適量NaOH溶液；③適量KOH溶液；④適量KHS溶液A、①② B、②③ C、③④ D、①③3．為了配制CH3COO-與Na+離子物質(zhì)的量濃度值比為1：1的溶液，可向溶液中加入A、適量的鹽酸B、適量的NaOH固體C、適量的KOH固體D、適量的NaCl固體4．在6份L氨水中分別加入下列各物質(zhì)：A．濃氨水B．純水C．少量K2CO3D．少量H2SO4E．少量NaOH固體F．少量Al2(SO4)3固體（1）能使c(OH—)減小、c(NH4+)增大的是_______（2）能使c(OH—)增大、c(NH4+)減小的是_______（3）能使c(OH—)和c(NH4+)都增大的是_________（4）能使c(OH—)和c(NH4+)都減小的是_________5．應用平衡移動原理分析醋酸鈉溶液水解平衡的移動情況，如下表所示：條件變化C(CH3COO-)C(CH3COOH)C(OH-)C(H+)PH水解程度升高溫度加水加醋酸加醋酸鈉加鹽酸加NaOH二、鹽類水解的應用1、判斷溶液的酸堿性：(1)將L的下列溶液按PH由小到大的順序排列①Na2CO3②N