考查點21：溶液的酸堿性(復(fù)習(xí))

【小結(jié)】（1）Kw取決于溫度,不僅適用于純水,還適用于其他溶液。（4）在溶液中,Kw中的C(OH-)、C（H+）指溶液中總的離子濃度.（2）常溫下,任何稀的水溶液中Kw=C(H+)×C(OH-)==1×10－14（3）不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)＝C(OH－)（5）根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為定值,C(H＋)和C(OH－)可以互求.1.某溫度下純水中C(H+)=2×10-7mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=___________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使C(H+)=5×10-6mol/L，則此時溶液中的C(OH-)=__________。2×10-7mol/L8×10-9mol/L2.在常溫下，由水電離產(chǎn)生的C（H+）=1×10-13mol/l的溶液，則該溶液的酸堿性如何？答：可能是酸性也可能是堿性[練習(xí)]

溶液的酸堿性復(fù)習(xí)一、溶液的酸堿性與C（H+）和C（OH-）的關(guān)系1、中性溶液：C（H+）=C（OH-）=1×10-72、酸性溶液：C（H+）＞C（OH-）C（H+）＞1×10-73、堿性溶液：C（H+）＜C（OH-）C（H+）＜1×10-7注意：在中性、酸性和堿性溶液中，均存在H+和OH-，只是濃度的大小不同而已。在溶液中，H+的濃度越大，溶液的酸性就越強(qiáng)；OH-的濃度越大，溶液的堿性就越強(qiáng)。

尤其注意：如果用C(H+)濃度是否大于,小于,等于1×10-7來判斷溶液的酸堿性，必須是25oC一、溶液酸堿性復(fù)習(xí)二、溶液酸堿性的一種表示方法—pHpH=-lgc（H+）pH=-lgc（H+）=7pH=-lgc（H+）＞7pH=-lgc（H+）＜71、中性溶液：2、酸性溶液：3、堿性溶液：注意：1,高濃度的酸堿溶液，濃度較大，就不用pH來表示，直接用濃度來表示。2,

H+濃度越大，pH越??；H+濃度越小，

pH越大C（H+）10010-110-210-310-410-510-60-710-810-910-1010-1110-120-1310-14PH01234567891011121314酸性中性堿性250C時.pH試紙法、pH計法等.(1).pH試紙法：能否直接把pH試紙伸到待測液中？是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？能否用pH試紙測出pH=7.1來？如用濕潤的pH試紙檢驗待測液，對該溶液pH值的測定

A.一定有影響B(tài).偏大C.偏小D.不確定.試紙的使用方法:

用潔凈、干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙上，顯色后馬上跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比并讀出pH.測定溶液酸堿性的常用方法交流與討論三，pH計算1、單一溶液的pH計算2、溶液的稀釋——酸,堿的稀釋3、混合溶液pH計算

a.強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合b.強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合c.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合2溶液的稀釋規(guī)律：強(qiáng)酸溶液C(H+)每稀釋10倍，pH值增大1個單位，無限稀釋pH接近7但小于7。弱酸溶液C(H+)每稀釋10倍，pH值增大不到1個單位2.溶液的稀釋規(guī)律：強(qiáng)堿溶液C(OH－)每稀釋10倍，pH值減小1個單位，無限稀釋，pH接近7但大于7；弱堿溶液每稀釋10倍，pH值減小不到1個單位

pH=3的HCl稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?/p>

；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）

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)?/p>

；pH=10的NaAc溶液稀釋10倍后溶液的pH為

。課堂練習(xí)5<5>20:18>93、混合溶液pH計算a.強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合例題：在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？即：先求c（H+），再求pHb.強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合例題：在25℃時，pH值等于8和pH值等于10的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？即：先求c(OH-)，再求c（H+），后求pHc.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合例題:將0.1mol/L的鹽酸與0.06mol/L的氫氧化鋇溶液等體積混合后，溶液的pH值為多少？d.強(qiáng)酸（或堿）與弱堿（或酸)混合例1：PH=2的鹽酸與PH=12的氨水等體積混合，混合液的PH()7>混合后氨水過量例2：PH=2的醋酸與PH=12的NaOH等體積混合，混合液的PH()7<混合后醋酸過量中和滴定1.酸堿中和滴定實質(zhì)一、酸堿中和滴定H++OH-=H2O2.酸堿中和滴定原理用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法叫做酸堿中和滴定.①酸式滴定管②堿式滴定管③錐形瓶④滴定管夾⑤鐵架臺3.酸堿中和滴定所需儀器4.試劑①標(biāo)準(zhǔn)溶液②待測液③指示劑(2~3滴)滴定管的結(jié)構(gòu)和使用方法

一、酸堿滴定管的結(jié)構(gòu)玻璃活塞橡膠管玻璃球1.滴定管的特點3.滴定管使用①酸式滴定管：盛裝酸性、中性溶液或氧化性溶液.②堿式滴定管：盛裝堿性溶液.檢漏洗滌（水洗、潤洗）裝液排氣泡、調(diào)液面、記讀數(shù)放出反應(yīng)液二、滴定管的使用①0刻度在，最大刻度在下端,但不在最下端。②讀到。2.滴定管的種類上端0.01準(zhǔn)確量取25.00毫升高錳酸鉀溶液,可選用的儀器是(A)50mL量筒(B)10mL量筒(C)50mL酸式滴定管(D)50mL堿式滴定管C在一支25mL的酸式滴定管中盛有0.1mol/LHCl，其液面恰好在5mL刻度處。若把滴定管中的溶液全部放入燒杯中，然后以0.1mol/LNaOH進(jìn)行中和，則所需NaOH溶液的體積A.＞20mLB.＜20mLC.=20mLD.=5mLA

常見指示劑酚酞甲基橙粉紅橙色

無色8.2—10.0紅

紅3.1———4.4黃強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿甲基橙由黃

橙酚酞由紅無色強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸甲基橙由紅

橙酚酞由無色淺紅強(qiáng)酸滴定弱堿：甲基橙（黃變橙）

終點因鹽水解顯酸性強(qiáng)堿滴定弱酸：酚酞（無色變成淺紅）

終點因鹽水解顯堿性把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過程中用

控制活塞，用

搖動錐形瓶，眼睛()

滴定操作：滴定終點判斷：當(dāng)?shù)稳胱詈笠坏稳芤簳r顏色發(fā)生變化且半分鐘內(nèi)顏色不再變化即已達(dá)終點。左手右手注視錐形瓶中溶液顏色的變化課堂練習(xí)1：下列有關(guān)中和滴定的操作：①用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗滴定管；②往滴定管內(nèi)注入標(biāo)準(zhǔn)溶液；③檢查滴定管是否漏水；④滴定；⑤滴加指示劑于待測液；⑥洗滌。正確的操作順序是()A．③⑥①②⑤④ B．⑤①②⑥④③C．⑤④③②①⑥ D．③①②④⑤⑥Ａ疑問:怎樣分析誤差？C(待)=c(標(biāo))V(標(biāo))V(待)套路:依據(jù)計算公式,所有誤差V(標(biāo))承擔(dān),V(標(biāo))高則偏高,V(標(biāo))低則偏低.用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測燒堿A、開始讀標(biāo)準(zhǔn)酸時用仰視

，B、終點讀標(biāo)準(zhǔn)酸時用俯視

，偏小偏小A、盛標(biāo)準(zhǔn)酸的滴定管尖嘴部分有氣泡未排除就開始滴定

，B、振蕩時液體飛濺出來

，C、滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

。

偏大偏小無影響2：用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（堿）有何影響？（偏大、偏小和無影響）①當(dāng)其物質(zhì)的量濃度相同時，C（H+）由大到小的順序是

。②同體積、同物質(zhì)的量濃度的三種酸溶液，中和NaOH的能力由大到小的順序是___________________

③當(dāng)C（H+）相同時，物質(zhì)的量濃度由大到小的是___

④當(dāng)C（H+）相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產(chǎn)生的氣體體積由大到小的順序是_______⑤當(dāng)C（H+）相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質(zhì)量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的氫氣（相同狀況）則開始后反應(yīng)速率的大小關(guān)系是____，反應(yīng)所需時間的長短關(guān)系是_____________⑥將C（H+）相同的三種酸溶液均加水稀釋至體積為原來的10倍后，C（H+）由大到小的順序為______________課堂練習(xí)b>a>cb>a=cc>a>bC>b=aC>b=ab=a>CC>b=a一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：鹽類水解復(fù)習(xí)一、鹽類的水解：1.定義:2.水解的實質(zhì):在溶液中鹽電離出的離子跟水所電離出來的H＋或OH-生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽的水解。破壞了水的電離平衡(促進(jìn)）3.水解的條件：鹽溶于水電離出弱根離子弱堿陽離子弱酸陰離子弱堿陽離子：NH4+,Fe2+,Fe3+,AL3+,Cu2+,Ag+等弱酸陰離子：CH3COO-,F-,ClO-,CO32-,SO32-,PO43-,HCO3-,HSO3-,HPO42-,H2PO4-等【總結(jié)】鹽類的水解反應(yīng)有哪些特征?①可逆反應(yīng)，中和反應(yīng)的逆反應(yīng).②程度一般較微弱.③吸熱反應(yīng)④屬于復(fù)分解反應(yīng)有弱就水解,無弱不水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性；越弱越水解，都弱雙水解；越熱越水解，越稀越水解?！舅庖?guī)律】（1）強(qiáng)堿弱酸鹽:陰離子水解,溶液呈堿性如：NaAcK2CO3.鹽類水解的規(guī)律:（4）弱酸弱堿鹽陰、陽離子都水解，溶液的酸堿性決定于兩者水解的程度。（3）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽:不水解,溶液呈中性如氯化鈉、硫酸鉀等（2）強(qiáng)酸弱堿鹽:陽離子水解,溶液呈酸性如：氯化銨、硫酸銅

有弱就水解,無弱不水解,誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。1、寫出下列物質(zhì)水解的離子方程式：①FeCl3②Na2CO3③NH4Cl④Al（HCO3）3

④Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑①Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+③NH4++H2ONH3·H2O+H+②CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-三、水解反應(yīng)的方程式書寫

1一般用“”2、一般不用“↑、↓”3、多元弱酸根離子的水解分步寫，一般只寫第一步4、多元弱堿陽離子的水解一步寫出5、雙水解進(jìn)行到底的，用“==↑、↓”，均一步到位NaHCO3溶液和Fe2(SO4)3溶液Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+HCO3-＋H2OH2CO3+OH-相互促進(jìn)，強(qiáng)烈水解（雙水解）Fe3++3HCO3-==Fe（OH）3

↓+3CO2↑“雙水解”若有沉淀和氣體生成，脫離反應(yīng)體系則用“=”連接，且用“↓”、“↑”符號。Al3+與AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32-NH4+與SiO32-、AlO2-以下為常見的完全雙水解——6酸式鹽的水解(2)弱酸的酸式鹽：

多元弱酸的酸式根離子，水解和電離同步進(jìn)行溶液的酸堿性取決于水解和電離程度的相對大??！

如果電離程度＞水解程度，則溶液呈酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。如果電離程度＜水解程度，則溶液呈堿性。NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等（1）強(qiáng)酸的酸式鹽：只電離不水解，溶液呈酸性如

NaHSO4=Na++H++SO42-練：已知在0.1mol·L-1的NaHSO3溶液中有關(guān)微粒濃度由大到小的順序為：c(Na+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(H2SO3)則該溶液中c(H+)

c(OH-)（填“<”“>”“=”），簡述理由（用離子方程式和必要的文字說明）

。練習(xí)：1.正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱的順序是__________HX＞HY＞HZ②＞①＞③＞④2.相同條件下，測得①NaHCO3②CH3COONa③NaClO④NaOH三種溶液的pH值相同。那么它們的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是？3：等物質(zhì)的量濃度的的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH由大到小的順序為：NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO44.(2004年上海，11)將標(biāo)準(zhǔn)狀況下的2.24LCO2通入150mL1mol/LNaOH溶液中，下列說法正確的是()A.c(HCO3－)略大于c(CO32－)B.c(HCO3－)等于c(CO32－)C.c(Na+)等于c(CO32－)與c(HCO3－)之和D.c(HCO3－)略小于c(CO32－)A鹽類水解的應(yīng)用利用水解：泡沫滅火器原理；飽和FeCl3溶液制膠體;明礬凈水；純堿溶液能去污；氯化銨溶液能除銹等。抑制水解：考慮水解：FeCl3、FeSO4等配制時，加酸或在酸中配置溶液；在HCl氣流中使MgCl2·6H2O脫水制無水MgCl2分析鹽溶液離子濃度、酸堿性；化肥混施；鹽溶液濃縮蒸干、灼燒

鹽的制備如：Al2S3、Mg3N2只能用干法制取溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒②物料守恒③質(zhì)子守恒（由水電離出的CH+=COH-)題型一：弱電解質(zhì)粒子濃度的大小比較[例1]：在0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中,c(CH3COO-)、c(OH-)、c(H+)、c(CH3COOH)的大小關(guān)系為：

。

c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)例：0.1mol/LNH4Cl溶液電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶的正電荷數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等C（NH4＋）＋C（H＋）＝C（Cl-）＋C（OH－）物料守恒：電解質(zhì)溶液中，某一組分的起始濃度等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和C（Cl-）＝C（NH4＋）＋C（NH3·H2O）（N原子守恒）質(zhì)子守恒：水電離的H＋和OH－相等C（H＋）＝C（OH－）＋C（NH3·H2O）濃度大小關(guān)系：Cl-＞NH4＋＞H＋＞NH3·H2O＞OH－比較CH3COONa溶液中離子濃度的大小?鞏固練習(xí)c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)

c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)

c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)

物料守恒:電荷守恒：水電離的H+與OH-守恒:濃度大小關(guān)系：c(Na+)=2{c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)}c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)例：Na2CO3溶液中離子濃度大小的關(guān)系如何呢?物料守恒:電荷守恒:質(zhì)子守恒:濃度關(guān)系：NaHCO3溶液中離子濃度大小的關(guān)系如何呢?鞏固練習(xí)3c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)物料守恒:電荷守恒:濃度關(guān)系：中?；瘜W(xué)常見的有三對:等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離＞其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性溶液中微粒濃度的大小比較掌握：①電荷守恒②物料守恒掌握微粒濃度大小的比較題型二：混合溶液中離子濃度的大小比較

[例4]：用物質(zhì)的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)＞c(Na+)，對該混合溶液的下列判斷正確的是()A.c(OH-)＞c(H+)B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2mol·L－1C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D.c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.2mol·L－1

B[例]常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液PH=7，則此溶液中（）A.c(HCOO－)>c(Na+)B.c(HCOO－)＜c(Na+)C.c(HCOO－)=c(Na+)D.無法確定c(HCOO－)與c(Na+)的關(guān)系C【鞏固練習(xí)】1、物質(zhì)的量濃度相同（0.1mol/L）的弱酸HX與NaX溶液等體積混合后，溶液中粒子濃度關(guān)系錯誤的是()A.c(Na+)+c(H+)=c(X-)+c(OH-)B.若混合溶液呈酸性，c(X-)>c(Na+)>c(HX)>c(H+)>c(OH-)C.c(HX)+c(X-)=2c(Na+)D.若混合溶液呈堿性，c(Na+)>c(HX)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)D鞏固練習(xí)物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3④（NH4）2CO3

⑤NH4HCO3，按C(CO32-)由小到大排列順序正確的是()A．⑤④③②①B．③⑤②④①C．③②⑤④①D．③⑤④②①B第四單元沉淀溶解平衡

復(fù)習(xí)一、沉淀溶解平衡（1）概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等時，此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡.溶解平衡時的溶液是飽和溶液。（

2）特征：逆、等、動、定、變(3)表示方法：意義：不表示

電離平衡

表示：一方面：少量的Ag+和Cl-脫離AgCl表面進(jìn)入水中，另一方面：溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面的陰、陽離子的吸引回到AgCl的表面AgClAg++Cl-(4).影響因素內(nèi)因：難溶物本身的性質(zhì)外因：①濃度：a:加水稀釋，平衡右移②溫度：升溫，右移b:同離子效應(yīng)：二、溶度積常數(shù)（簡稱溶度積Ksp

）1、定義在一定條件下，難溶性電解質(zhì)形成飽和溶液，達(dá)到溶解平衡，其溶解平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)（簡稱溶度積）．２.表達(dá)式:AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp=cm(An+).cn(Bm-)３、意義：Ksp越大，其溶解能力越強(qiáng)。

４、特點：

Ksp與溫度有關(guān)。溫度越高，

K