第三章電離平衡

1、第三章電離平衡【復(fù)習(xí)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)?！局R(shí)要點(diǎn)】一、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)混和物物質(zhì)單質(zhì)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 、 na

2、cl、 baso4純凈物電解質(zhì)化合物弱電解質(zhì)： 弱酸、弱堿（包括難溶堿） 和水。如 hclo 、nh3 h2o、cu(oh) 2、h oso3、co2 、c6 h12o6、ccl 4、 ch2=ch 2非電解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機(jī)物。如【練習(xí) 1】下列說(shuō)法中正確的是（）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

3、否電離（以能否導(dǎo)電來(lái)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) 2】下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是（）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，

4、但溶于水的 baso4 全部電離，故 baso4 為強(qiáng)電解質(zhì)）4、強(qiáng)弱電解質(zhì)通過(guò)實(shí)驗(yàn)進(jìn)行判定的方法( 以醋酸為例 ) ：（ 1）溶液導(dǎo)電性對(duì)比實(shí)驗(yàn)；（ 2）測(cè) 0.01mol/l醋酸溶液的ph2；（ 3）測(cè)醋酸鈉溶液的ph 值；（ 4）測(cè) ph= a 的醋酸稀釋100 倍后所得溶液pha +2（ 5）將物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液和naoh溶液等體積混合后溶液呈堿性（ 6）中和 10mlph=1的醋酸溶液消耗 ph=13的 naoh溶液的體積大于 10ml;（ 7）將 ph=1的醋酸溶液與 ph=13的 naoh溶液等體積混合后溶液呈酸性1 / 10（ 8）比較物質(zhì)的量濃度相同的醋酸溶液與鹽酸分

5、別與同樣的鋅粒反應(yīng)產(chǎn)生氣體的速率【練習(xí) 3】最佳的方法是和；最難以實(shí)現(xiàn)的是，說(shuō)明理由。（提示：實(shí)驗(yàn)室能否配制 0.1mol/l 的醋酸？能否配制 ph=1 的醋酸？為什么？）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cha chb(3)ph 相同時(shí)，加水稀釋同等倍數(shù)后，phha phhb【練習(xí) 4】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naoh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

6、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(lái)的3 倍（填“ ”或“ =”）；試推測(cè)丙酸的酸性比乙酸強(qiáng)還是弱。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)大小（ h+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) 5】下列說(shuō)法中錯(cuò)

7、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)。7、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)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)

8、驗(yàn)） ?！揪毩?xí) 6】（ 1）常見(jiàn)的三種導(dǎo)電方式為、和電子空穴導(dǎo)電。（ 2）濃度相同的 hcl、醋酸、 h2so4 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。二、水的電離和溶液的酸堿性1、水離平衡： h oh + oh-水的離子積： k = c c2+wh+oh-25時(shí) , c =c-7mol/l ; k= c c-14=10w= 10h+oh-h+oh-注意： kw只與溫度有關(guān)，溫度一定，則kw值一定k不僅適用于純水，適用于任何水溶液（酸、堿、鹽）kw= ch+(aq) cwoh-(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

9、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)7】試比較ph=3 的醋酸、 ph=4 的 nh4cl 、 ph=11 的 naoh、 ph=10na2co3 四種溶液中2 / 10水的電離程度從大到小的順序是。4、溶液的酸堿性和ph：（ 1） ph= -lgc h+注意：酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）； ph 7 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）?！揪毩?xí) 8】已知 100時(shí)，水的 k

10、w=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 p

11、h石蕊5 紅色5 8 紫色 8 藍(lán)色甲基橙3.1紅色3.1 4.4 橙色 4.4黃色酚酞8.2無(wú)色8.2 10 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(wèn)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： （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-物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其oh它） ( 注意 : 不能直接計(jì)算 c)h+(混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：

12、（先據(jù)+-=h2o計(jì)算余下的+-+h + ohh 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c，再求其它）oh-(混 )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=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=。四、稀釋過(guò)程溶液ph 值的變化規(guī)律

13、：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、弱堿和水解的鹽溶液的ph 變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快?！揪毩?xí) 9】ph=3的 hcl 稀釋 100 倍后溶液的 ph 變?yōu)椋?ph=3 的醋酸溶液稀釋 100 倍后 ph 為，若使

14、其 ph 變?yōu)?5，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3 / 10+2-= ； ph=10 的 naoh溶液稀釋 100 倍后溶液的 ph 變?yōu)椋?ph=10 的 naac 溶液稀釋h：so410 倍后溶液的 ph 為。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(wú)水解，呈中性）+-14 規(guī)則： ph 之和為 14 的兩溶液等體積混合，誰(shuí)弱顯誰(shuí)性，2、自由 h與 oh恰好中和，即“無(wú)弱顯中性。 ”原因：弱者大量剩余，弱者電離顯性。（無(wú)弱者，呈中性）【練習(xí) 10】 (1)100mlph=3 的 h so中

15、加入 10ml0.01mol/l 氨水后溶液呈性，原因是24；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(shuō)法錯(cuò)誤的是a、上述弱酸溶液的 ph 4b、加入等體積 0.01mol/lnaoh 溶液后，所得溶液的 ph 7c、加入等體積0.01mol/lnaoh 溶液后，所得溶液的ph 7d 、加入等體積ph=10的 naoh溶液后，所得溶液的ph7六、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(wú)弱不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解、越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱相促進(jìn)。【練習(xí) 11】（

16、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 kfnh4no3 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： h2sh2se堿性： na2snahs堿性： hcoonach3coona水的電離程度：naacnaalo2溶液的ph： nahso3na2so4nahco3c(oh- ) 。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

17、均以水解為主而促進(jìn)水的電離?！揪毩?xí) 15】已知某 nahso3溶液的 ph=4，則有關(guān) nahso3溶液的說(shuō)法中正確的是（）a、 nahso溶液中水的電離程度小于na so 溶液，也小于na so溶液32324b-2-)c、該溶液中由水電離出的+-4mol/l、 c(hso3 )c(h 2so3)c(so 3c(h ) 為 1 10d 、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

18、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、 bacl 、 k so等溶液，得到的晶224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)易揮發(fā)性強(qiáng)酸弱堿鹽溶液。如fecl、alcl、al(no) 、albr3等溶液，因?yàn)樗猱a(chǎn)物3333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al 2(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

19、成 al(so )加熱蒸干仍得到原來(lái)的鹽。243ba(hco3) 2、 ca(hco3) 2 等溶液，最后得到baco3、 caco3；加熱蒸加熱能分解的鹽溶液，如3干 mg(hco3) 2 溶液，得到 mg(oh)2因?yàn)?mgco3在加熱蒸干過(guò)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(wú)剩余固體。nhhco、 (nh ) co、 nhcl 等4434234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，5因?yàn)樗鼈兯獾漠a(chǎn)物無(wú)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)

20、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6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(guò)程中fe2+易被氧化為fe3+，而 fe3+水解生成fe(oh)3，水解的另一產(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。7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)

21、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-。若水解程度小于電離程度溶液呈堿性，如hso 、 h po3245 / 10-hco3 等。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

22、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、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(lái)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

23、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(kāi)體系則不能大量共存。方程式用 =、。弱沒(méi)有水解產(chǎn)物離開(kāi)體系則可大量共存。常見(jiàn)的有：+2+3+3+陽(yáng)離子有： nh4、 fe 、 fe 、 al2-2-2-、alo-、 clo-陰離子有： co3、 hco3 、 s、 hs、 sio32銨鹽（nh） co ， nh hco）等因?yàn)閚h 的溶解度大難以放出氣體，雙水解程度較小可423433以大量共存。若離子間既能雙水解、又

24、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：2+2-為主fe、s 以 fes【注意】判斷離子是否大量共存還有許多隱含的條件，如“無(wú)色透明”、“強(qiáng)酸性”、“強(qiáng)堿性”、“ph=x”等。有色離子通常有：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、al 2o3和 al, 和 al 反應(yīng)能生 h2 的溶液（除+和 al產(chǎn)生 no而h、no3不產(chǎn)生 h2）、水電離產(chǎn)生c(h +) 和 c(oh ) 濃度都小于 10 7 mol/l的溶液（水電離出c(h +

25、) 和c(oh) 的乘積小于10 14、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 7的溶液（水電離出+ 14都大于 10 mol/lc(h ) 和 c(oh ) 的乘積大于10、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3不能大量共存。po32po、 h po+hpo =2hpo4244244（ 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)co2-+h o-oh + hco323明礬凈水： al3+3h2oal(oh) 3+3h+泡沫滅火器：3+al(oh

26、)+-3+-al +3h2o+3hhco +hooh+ h coal +3hco=al(oh) 3332232+3co6 / 10+nh3 h2o + h+2 +h2金屬與氯化氨溶液反應(yīng)： nh4+h2omg+2h =mg一些化肥的使用：銨態(tài)氮肥、磷肥不能與草木灰混合施用：+2-+h2onh3 h2onh4+ co3-2-+h 2o-2-+h2o從而使肥效降低。+ hco3， co3oh + hco3 ， h2po4+ oh = hpo4土壤改良：酸性土壤用堿性肥料k co、堿性土壤用酸性肥料nhcl 、（nh） so234424【練習(xí)16】1、在由水電離產(chǎn)生的+10-14mol/l 的溶液中

27、， 一定可以大量共存的離子組是（）（ h）=1c+3+-,so2-b+2+-,no-c+2+-,no-d+,so2-,so2-a 、nh ,al,br、na ,mg ,cl、k ,ba,cl、k ,na4433342、下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()a ph=2 的 ha溶液與 ph=12的 moh溶液任意比混合： c(h+) +c(m+ ) =c(oh- ) +c(a - )b ph 相等的 chcoona、 naoh和 na co三種溶液： c(naoh) c(ch coona) c(na co)323323c物質(zhì)的量濃度相等ch3cooh和 ch3coona溶液等體積混合：-+

28、c(ch3cooh)c(ch3coo) +2c(oh ) = 2 c(h ) +d 0.1mol l-1 的 naha溶液，其 ph=4： c(ha- ) c(h+) c(h2a) c(a 2- )e、 0.1mol l-13+233-32-的 nahco溶液中 :c(na)+c(h)+c(h co)=c(hco)+c(co)+ c(oh)-1的 cuso4 (nh4) 2so46h2o 的 溶液 中：2-+f、 0.1mol lc(so4)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h 2s 的電

29、離 h2sh + + hs -； hs-h + s 2-222-2-h2s + oh-na s 的水解：h o+ shs +ohh o + hs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al 3+ + 3h 2oal(oh) 3 + 3h +【練習(xí)17】下列方程式中屬于電離方程式的是；屬于水解方程式的是-+h 2o+2-b、 baso4 =ba2+2-a、 hco3h 3o + co 3+ so 4c、 alo-+ 2hoal(oh)+ oh-d、 caco(s)ca2+ co2-22333八、酸堿中和滴定1、定義：

30、用已知濃度的酸或堿來(lái)測(cè)定未知濃度的堿或酸的實(shí)驗(yàn)方法。2、原理：+-n h+=noh-h +oh h2o3、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(wú)色粉紅色強(qiáng)酸弱堿互滴甲基橙橙色黃色弱酸強(qiáng)堿互滴酚酞無(wú)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

31、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7 / 10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

32、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(méi)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(jiàn)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、不用另找指示劑）2mno-+2+4+6h +5h2c2o4=10co2 +2mn +8h2o2-2-na s o 滴定 i2溶液（用淀粉作指示劑）2s2o+i=s o+2i2233246（ 2）雙指示劑滴定法（滴定過(guò)程中有兩個(gè)變色點(diǎn)）例 1：鹽酸滴定 na2co3第一階段： na2co3+hcl