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沪科技版（2020）选择性必修1第3章 水溶液中的离子反应与平衡优秀导学案
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这是一份沪科技版（2020）选择性必修1第3章 水溶液中的离子反应与平衡优秀导学案，文件包含第三章水溶液中的离子反应与平衡知识梳理原卷版docx、第三章水溶液中的离子反应与平衡知识梳理解析版docx等2份学案配套教学资源，其中学案共27页， 欢迎下载使用。
水的电离和溶液的酸碱性
第1节
一、水的电离平衡及影响因素
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡。
(1)电离方程式： ，通常简写为 。
(2)室温下纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ 。
2．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度可促进水的电离。
(2)酸、碱均可 水的电离。
(3)活泼金属(如Na)可 水的电离。
3．水的离子积常数
(1)符号：Kw。
(2)表达式：Kw＝ ，25 ℃时，Kw＝ 。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度Kw ，降低温度Kw 。
(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水也适用于稀的 。
4.影响水电离平衡的因素(25 ℃)
二、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
(1)等量关系
无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的 。
(2)定量关系
任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
①稀酸溶液—OH－全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝ 。
②稀碱溶液—H＋全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝ 。
三、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是 。
2．溶液酸碱性与溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性 ；
c(H＋)3．溶液酸碱性的表示方法
(1)当c(H＋)或c(OH－)大于1 ml•L－1时，通常用 直接表示。
(2)当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 ml•L－1时，通常用 表示。
①c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系
25 ℃时，溶液中c(H＋)、pH与酸碱性的关系如图所示：
②pH
四、相关计算
1．强酸、强碱单一溶液pH的计算
(1)计算c ml·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)。
①c(H＋)＝nc ml·L－1；
②pH＝－lg c(H＋)＝ 。
(2)计算c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)。
①c(OH－)＝nc ml·L－1；
②c(H＋)＝ eq \f(Kw,c（OH－）)＝ ml·L－1；
③pH＝－lg c(H＋)＝ 。
2．酸碱溶液混合后pH的计算
(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c(H＋)混＝ ，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合
先计算c(OH－)混＝ ，再求c(H＋)混＝ eq \f(Kw,c（OH－）混)，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)；
②酸过量：
先求c(H＋)余＝ ，再求pH。
③碱过量：
先求c(OH－)余＝ ，再求c(H＋)＝ eq \f(Kw,c（OH－）余)，最后求pH。
第2节
弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
电解质：在 溶液中或 状态下能 的化合物。如酸、碱、盐等。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。如苯、乙醇等。
2．常见的强、弱电解质
二、弱电解质的电离平衡
1．电解质电离的表示方法——电离方程式
(1)强电解质完全电离，用“ ”。HCl 、Na2SO4 。
(2)弱电解质部分电离，用“ ”。CH3COOH (或CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋)、NH3•H2O 。
多元弱酸，以第一步电离为主，分步可逆电离如：H2CO3 ；HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
多元弱碱，分步可逆电离，但书写较为复杂，只写一步可逆电离如：Fe(OH)3 。
2．弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质电离平衡的建立
①开始时，v电离 ，而v结合为 。
②平衡的建立过程中，v电离 v结合。
③当v电离 v结合时，电离过程达到平衡状态。
(2)弱电解质电离平衡状态
在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中 的速率和 的速率 ，电离过程就达到了平衡状态。
(3)电离平衡状态的特征
①逆——弱电解质的电离过程是 的。
②等——平衡时， 的速率与 的速率相等。
③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程 ，是 平衡。
④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的 保持恒定。
⑤变——外界条件改变时，平衡会 。
（4）外界条件对电离平衡的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
第3节
电离平衡常数和电离度
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，用符号K表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka＝ 。
NH3•H2O电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。
②多元弱酸的电离常数：
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \\al(－,3)),c(H2CO3))
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值 ，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越 。
4．影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数 而增大。
5．电离常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“ ”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))不变，稀释后c(CH3COO－) ，则eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝ 。
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质 与 的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号 表示。
2．数学表达式
α＝eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度)×100%
或α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,弱电解质的起始分子数)×100%。
或α＝ eq \f(已电离的弱电解质的物质的量,弱电解质的初始物质的量) ×100%
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的 。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度 。
4．影响因素
第4节
酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定原理及仪器
1．原理
(1)含义：酸碱中和滴定是依据 反应，用 来测量 的方法。
(2)原理
中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，即c(H＋)•V酸＝c(OH－)•V碱，c(H＋)＝eq \f(c(OH－)•V碱,V酸)或c(OH－)＝eq \f(c(H＋)•V酸,V碱)。
2．主要仪器及使用
(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， ， 。
a b
仪器a是 ，仪器b是 。
(2)滴定管的使用方法。
①查漏：使用前先检查滴定管活塞 。
②润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 次。
③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 mL处。
④调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分 ，然后调节滴定管液面 ，准确读取数值并记录。
二、酸碱中和滴定操作
测定未知浓度盐酸的物质的量浓度。
1．向已 过的碱式滴定管中注入0.100 0 ml•L－1 NaOH标准溶液，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V1。
2．向已润洗过的 滴定管中注入未知浓度的盐酸，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V2。
3．取一只洁净的锥形瓶，从酸式滴定管中放出约25 mL盐酸于瓶中，记录读数V3。
4．向盛放盐酸的锥形瓶中滴加2滴 试液，将锥形瓶移至碱式滴定管下，轻轻挤压玻璃球，向锥形瓶中缓慢滴加NaOH溶液，边滴加边振荡锥形瓶。在接近终点时，半滴半滴地滴入溶液，当加入半滴后溶液恰好出现 且30 s内 ，则达到滴定终点，记录滴定管读数V4。
5．重复上述操作，并记录数据。
6．计算待测盐酸的物质的量浓度，求出三次测定数值的 。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。
三、常见的酸碱指示剂
四、酸碱滴定过程中pH的突变和滴定曲线
1．pH的突变
在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸(或碱)浓度较大，加入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当反应 (pH≈7)时，很少量的碱(或酸)就会引起溶液 突变。
五、滴定误差分析
依据c标准•V标准＝c待测•V待测，得c待测＝eq \f(c标准•V标准,V待测)，由于c标准已知，V待测认为固定，只要分析V标准的变化，即可分析结果。
(1)以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差：
(2)来自配制标准液(以配制标准NaOH溶液为例)产生的误差：
盐类的水解
第5节
一.盐类水解
(1)盐类水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子跟 所电离出来的 或 结合生成 的反应，叫做盐类的水解。
(2)盐类水解的实质
盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成 ，使 被破坏而建立起了新的平衡。
二、盐类水解反应特点及方程式书写
1．盐类水解过程是一个 过程，书写水解反应的化学方程式时，应用“ ”表示，CH3COONa的水解化学方程式： ，离子方程式： 。
2．多元弱酸根的水解是 进行的，Na2CO3的水解反应，分两步进行：
第一步离子方程式： ，第二步离子方程式： 。
其中第一步水解程度远 第二步水解程度。
3．多元弱碱的阳离子水解只写一步，如AlCl3的水解离子方程式： 。
三．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有 才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如醋酸的酸性强于次氯酸，则相同浓度的CH3COONa的水解程度 NaClO。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸根离子和弱碱阳离子都发生 ，且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显 ，强碱弱酸盐显 。如HF的电离常数大于NH3•H2O的电离常数，故NH4F溶液呈 。
(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显 ；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈 。CH3COONH4溶液呈 。
2．常见的“弱”离子
(1)弱碱阳离子： 等。
(2)弱酸根离子： 等。
3．酸式盐溶液的酸碱性
(1)只电离不水解(如NaHSO4)的显 性。
(2)电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的显 性。
(3)水解大于电离(如NaHCO3、NaHS)的显 性。
沉淀溶解平衡与溶度积
第6节
一、沉淀溶解平衡原理
1．沉淀溶解平衡
难溶电解质是指溶解度小于 的物质，其实它们在水中并不是不溶，只是溶解度相对比较小而已。
(1)沉淀溶解平衡建立
AgCl的沉淀溶解平衡： 。
上述平衡存在两个过程：一方面，在水分子的作用下，少量 和 脱离氯化银表面进入水中( 过程)；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受氯化银表面阴、阳离子的吸引，回到氯化银表面析出( 过程)，如图。
(2)沉淀溶解平衡
①在一定温度下，固体物质在水中溶解速率和沉淀速率 时，体系中形成 溶液，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
②沉淀溶解平衡的特征
2．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：溶质本身的 。绝对不溶的物质是没有的；物质的溶解度差别是很大的；易溶溶质的饱和溶液中也存在溶解平衡。
(2)外因：包括浓度、温度等，遵循勒夏特列原理。
①浓度：加水，平衡向 方向移动。
②温度：升温，多数平衡向 方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动[如 的溶解平衡]。
③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成 的方向移动。
④化学反应：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡
向 方向移动。
二、溶度积常数
1．概念：以AmBn(s)mAn＋＋nBm－为例，Ksp＝ 。在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称 。
例如：AgCl(s)Ag＋＋Cl－
Ksp(AgCl)＝ 。
Fe(OH)3(s)Fe3＋＋3OH－
Ksp[Fe(OH)3]＝ 。
2．影响因素：只与 、物质本身有关，在一定温度下，某物质的Ksp为一常数。
3．意义：难溶电解质Ksp的大小反映物质在水中溶解能力。对于同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)Ksp越小，在水中溶解能力越 。
三、关于Ksp的计算类型
(1)已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。
如Ksp(AgCl)＝a，则饱和AgCl溶液中，c(Ag＋)＝ 。
(2)已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平衡的离子浓度。
如某温度下Ksp(AgCl)＝a，在0.1 ml•L－1 NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝
(3)计算沉淀转化反应的平衡常数，
如对于反应Cu2＋＋ZnS(s)CuS(s)＋Zn2＋，Ksp(ZnS)＝c(Zn2＋)•c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)•c(S2－)，该反应的平衡常数K＝eq \f(c(Zn2＋),c(Cu2＋))＝ 。
(4)利用Ksp和Kw的关系计算溶液的pH
①沉淀开始时pH的计算
已知25 ℃时，Ksp[Cu(OH)2]＝2×10－20，计算向2 ml/L CuSO4溶液中加入NaOH调节溶液pH是多少时才开始生成Cu(OH)2沉淀。
提示： 。
②沉淀完全时pH的计算
已知25 ℃时，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－17，计算向0.1 ml/L ZnCl2溶液中加入NaOH调节溶液pH是多少时，溶液中Zn2＋沉淀完全。
提示：当溶液中c(Zn2＋)≤10－5 ml/L时，可视为Zn2＋沉淀完全。
。
沉淀溶解平衡的移动
第7节
一、沉淀的转化与溶解
1．沉淀的转化
沉淀转化的离子方程式：AgCl(s)＋I－AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－Ag2S(s)＋2I－。
转化的实质： 。
转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积 Ksp。
2．沉淀的溶解
(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向 的方向移动，从而使沉淀溶解。
(2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中：
CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的COeq \\al(2－,3)浓度不断减小，平衡向 的方向移动。
②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式： 、 、 。
③向Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl溶液，白色沉淀将 、 、
(填“溶解”或“不溶解”)。
二、沉淀的生成与转化在生产和科研中的应用
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用。
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)沉淀的方法。
①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为 沉淀而除去。反应如下：
②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。
a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式： 。
b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式： 。
c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向 的方向移动。
2．沉淀的溶解
(1)沉淀溶解的原理。
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的 ，使平衡向 的方向移动，就可以使沉淀溶解。
(2)沉淀溶解的方法。
①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。
如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡为 ，当加入盐酸后发生反应： ，c(CO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(3))) ，溶解平衡向 方向移动。
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为 。
3．沉淀转化
(1)锅炉除水垢。
水垢CaSO4(s) eq \(――→,\s\up9(Na2CO3))CaCO3(s) eq \(――→,\s\up9(盐酸))Ca2＋(aq)
有关化学方程式：
、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
(2)自然界中矿物的转化。
如原生铜硫化物 eq \(――→,\s\up11(氧化),\s\d4(淋滤))CuSO4(溶液) eq \(――→,\s\up11(ZnS),\s\d4(PbS))CuS(铜蓝)
有关化学方程式：
，
。
(3)工业废水处理。
工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。
用FeS除去Hg2＋的离子方程式：
。
c(H＋)/(ml•L－1)
c(OH－)/(ml•L－1)
水的电离程度
平衡移动
Kw
纯水
1.0×10－7
1.0×10－7
—
—
1.0×10－14
升温
加酸
加碱
加活泼
金属
影响因素
电离程度
原因
本身性质
电解质本身性质决定电解质的电离程度
结构决定性质
反应条件
温度(升温)
电离过程是 的
浓度(减小)
浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
外加电解质
同离子效应
离子(产物)浓度 ，平衡
消耗弱电解质的离子
离子(产物)浓度 ，平衡
常见的酸碱指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
甲基红
<4.4 色
4.4～6.2橙
>6.2 色
酚酞
<8.2 色
8.2～10.0粉红色
>10.0 色
甲基橙
<3.1 色
3.1～4.4橙色
>4.4 色
步骤
操作
V标准
c待测
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
碱式滴定管未用待测溶液润洗
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
锥形瓶中指示剂加的过多
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
读数带来的误差
用滴定管量取待测液
先俯视后仰视
先仰视后俯视
标准液
先俯视后仰视
先仰视后俯视
配制500 mL0．1 ml/L的NaOH溶液需要NaOH的质量为2．0 g
误差来源
V标准
c待测
NaOH已部分潮解或称量时间过长
杂质不与盐酸反应
NaOH中含有杂质
所含杂质消耗1 ml盐酸需质量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3)
所含杂质消耗1 ml盐酸需质量小于40 g(例如Na2O)
游码有油污
水的电离和溶液的酸碱性
第1节
一、水的电离平衡及影响因素
1．水的电离：水是一种极弱的电解质，水的电离存在电离平衡。
(1)电离方程式： ，通常简写为 。
(2)室温下纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝ 。
2．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度可促进水的电离。
(2)酸、碱均可 水的电离。
(3)活泼金属(如Na)可 水的电离。
3．水的离子积常数
(1)符号：Kw。
(2)表达式：Kw＝ ，25 ℃时，Kw＝ 。
(3)影响因素：只与温度有关，升高温度Kw ，降低温度Kw 。
(4)适用范围：Kw不仅适用于纯水也适用于稀的 。
4.影响水电离平衡的因素(25 ℃)
二、水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算
(1)等量关系
无论是纯水，还是酸性(或碱性)溶液，由水的电离产生的 。
(2)定量关系
任何电解质稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)•c(OH－)，在表达式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整个溶液中H＋、OH－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。
①稀酸溶液—OH－全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝ 。
②稀碱溶液—H＋全部来自水的电离，水电离产生的c水(H＋)＝ 。
三、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性：溶液酸碱性的判断标准是 。
2．溶液酸碱性与溶液中c(H＋)和c(OH－)的关系
c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性；
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性 ；
c(H＋)
(1)当c(H＋)或c(OH－)大于1 ml•L－1时，通常用 直接表示。
(2)当c(H＋)或c(OH－)小于或等于1 ml•L－1时，通常用 表示。
①c(H＋)、pH与溶液酸碱性的关系
25 ℃时，溶液中c(H＋)、pH与酸碱性的关系如图所示：
②pH
四、相关计算
1．强酸、强碱单一溶液pH的计算
(1)计算c ml·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)。
①c(H＋)＝nc ml·L－1；
②pH＝－lg c(H＋)＝ 。
(2)计算c ml·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃)。
①c(OH－)＝nc ml·L－1；
②c(H＋)＝ eq \f(Kw,c（OH－）)＝ ml·L－1；
③pH＝－lg c(H＋)＝ 。
2．酸碱溶液混合后pH的计算
(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略)
c(H＋)混＝ ，然后再求pH。
(2)强碱与强碱混合
先计算c(OH－)混＝ ，再求c(H＋)混＝ eq \f(Kw,c（OH－）混)，最后求pH。
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略)
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)；
②酸过量：
先求c(H＋)余＝ ，再求pH。
③碱过量：
先求c(OH－)余＝ ，再求c(H＋)＝ eq \f(Kw,c（OH－）余)，最后求pH。
第2节
弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
电解质：在 溶液中或 状态下能 的化合物。如酸、碱、盐等。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。如苯、乙醇等。
2．常见的强、弱电解质
二、弱电解质的电离平衡
1．电解质电离的表示方法——电离方程式
(1)强电解质完全电离，用“ ”。HCl 、Na2SO4 。
(2)弱电解质部分电离，用“ ”。CH3COOH (或CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋)、NH3•H2O 。
多元弱酸，以第一步电离为主，分步可逆电离如：H2CO3 ；HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3)。
多元弱碱，分步可逆电离，但书写较为复杂，只写一步可逆电离如：Fe(OH)3 。
2．弱电解质的电离平衡
(1)弱电解质电离平衡的建立
①开始时，v电离 ，而v结合为 。
②平衡的建立过程中，v电离 v结合。
③当v电离 v结合时，电离过程达到平衡状态。
(2)弱电解质电离平衡状态
在一定条件(如温度、浓度)下，弱电解质在溶液中 的速率和 的速率 ，电离过程就达到了平衡状态。
(3)电离平衡状态的特征
①逆——弱电解质的电离过程是 的。
②等——平衡时， 的速率与 的速率相等。
③动——平衡时，电离过程与离子结合成弱电解质分子的过程 ，是 平衡。
④定——平衡时，各微粒(分子、离子)的 保持恒定。
⑤变——外界条件改变时，平衡会 。
（4）外界条件对电离平衡的影响
电离过程是可逆过程，可直接用化学平衡移动原理分析电离平衡。
第3节
电离平衡常数和电离度
一、电离平衡常数
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的 与溶液中未电离的分子的 之比是一个常数，用符号K表示。
2．表示方法
①一元弱酸、一元弱碱的电离平衡常数：
CH3COOH电离常数的表达式：Ka＝ 。
NH3•H2O电离平衡常数的表达式：Kb＝ 。
②多元弱酸的电离常数：
H2CO3H＋＋HCOeq \\al(－,3) Ka1＝eq \f(c(H＋)•c(HCOeq \\al(－,3)),c(H2CO3))
HCOeq \\al(－,3)H＋＋COeq \\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)•c(COeq \\al(2－,3)),c(HCOeq \\al(－,3)))
多元弱酸各步电离常数的大小比较为Ka1≫Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由 电离决定。
由于多元弱碱为难溶碱，所以一般不用电离平衡常数，而用以后要学到的难溶物的溶度积常数。
3．意义
表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值 ，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越 。
4．影响因素
(1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。
(2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数 而增大。
5．电离常数的应用
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，则酸性：HF CH3COOH。
(2)判断复分解反应能否发生，一般符合“ ”规律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，则NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反应不能进行。
(3)判断溶液中微粒浓度比值的变化。如加水稀释醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)•c(H＋),c(CH3COOH))不变，稀释后c(CH3COO－) ，则eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝ 。
二、电离度
1．概念
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，可用弱电解质 与 的比值来表示电离的程度，简称为电离度，通常用符号 表示。
2．数学表达式
α＝eq \f(已电离的弱电解质浓度,弱电解质的起始浓度)×100%
或α＝eq \f(已电离的弱电解质分子数,弱电解质的起始分子数)×100%。
或α＝ eq \f(已电离的弱电解质的物质的量,弱电解质的初始物质的量) ×100%
3．意义
(1)电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的 。
(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度 。
4．影响因素
第4节
酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定原理及仪器
1．原理
(1)含义：酸碱中和滴定是依据 反应，用 来测量 的方法。
(2)原理
中和反应中酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，即c(H＋)•V酸＝c(OH－)•V碱，c(H＋)＝eq \f(c(OH－)•V碱,V酸)或c(OH－)＝eq \f(c(H＋)•V酸,V碱)。
2．主要仪器及使用
(1)仪器：滴定管，铁架台，滴定管夹， ， 。
a b
仪器a是 ，仪器b是 。
(2)滴定管的使用方法。
①查漏：使用前先检查滴定管活塞 。
②润洗：在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗 次。
③装液：分别将反应液加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管 mL处。
④调液面记数据：在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分 ，然后调节滴定管液面 ，准确读取数值并记录。
二、酸碱中和滴定操作
测定未知浓度盐酸的物质的量浓度。
1．向已 过的碱式滴定管中注入0.100 0 ml•L－1 NaOH标准溶液，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V1。
2．向已润洗过的 滴定管中注入未知浓度的盐酸，调节管内液面至“0”或“0”刻度以下，记录读数V2。
3．取一只洁净的锥形瓶，从酸式滴定管中放出约25 mL盐酸于瓶中，记录读数V3。
4．向盛放盐酸的锥形瓶中滴加2滴 试液，将锥形瓶移至碱式滴定管下，轻轻挤压玻璃球，向锥形瓶中缓慢滴加NaOH溶液，边滴加边振荡锥形瓶。在接近终点时，半滴半滴地滴入溶液，当加入半滴后溶液恰好出现 且30 s内 ，则达到滴定终点，记录滴定管读数V4。
5．重复上述操作，并记录数据。
6．计算待测盐酸的物质的量浓度，求出三次测定数值的 。若几次测定结果相差较大，应重新进行测定。
三、常见的酸碱指示剂
四、酸碱滴定过程中pH的突变和滴定曲线
1．pH的突变
在酸碱反应过程中，溶液的pH会发生变化，对于强酸强碱的反应，开始时由于被中和的酸(或碱)浓度较大，加入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当反应 (pH≈7)时，很少量的碱(或酸)就会引起溶液 突变。
五、滴定误差分析
依据c标准•V标准＝c待测•V待测，得c待测＝eq \f(c标准•V标准,V待测)，由于c标准已知，V待测认为固定，只要分析V标准的变化，即可分析结果。
(1)以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差：
(2)来自配制标准液(以配制标准NaOH溶液为例)产生的误差：
盐类的水解
第5节
一.盐类水解
(1)盐类水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子跟 所电离出来的 或 结合生成 的反应，叫做盐类的水解。
(2)盐类水解的实质
盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解(反应)的实质是生成 ，使 被破坏而建立起了新的平衡。
二、盐类水解反应特点及方程式书写
1．盐类水解过程是一个 过程，书写水解反应的化学方程式时，应用“ ”表示，CH3COONa的水解化学方程式： ，离子方程式： 。
2．多元弱酸根的水解是 进行的，Na2CO3的水解反应，分两步进行：
第一步离子方程式： ，第二步离子方程式： 。
其中第一步水解程度远 第二步水解程度。
3．多元弱碱的阳离子水解只写一步，如AlCl3的水解离子方程式： 。
三．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有 才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。如醋酸的酸性强于次氯酸，则相同浓度的CH3COONa的水解程度 NaClO。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸根离子和弱碱阳离子都发生 ，且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，水解后盐溶液呈酸性，反之，呈碱性，即强酸弱碱盐显 ，强碱弱酸盐显 。如HF的电离常数大于NH3•H2O的电离常数，故NH4F溶液呈 。
(5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显 ；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈 。CH3COONH4溶液呈 。
2．常见的“弱”离子
(1)弱碱阳离子： 等。
(2)弱酸根离子： 等。
3．酸式盐溶液的酸碱性
(1)只电离不水解(如NaHSO4)的显 性。
(2)电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4)的显 性。
(3)水解大于电离(如NaHCO3、NaHS)的显 性。
沉淀溶解平衡与溶度积
第6节
一、沉淀溶解平衡原理
1．沉淀溶解平衡
难溶电解质是指溶解度小于 的物质，其实它们在水中并不是不溶，只是溶解度相对比较小而已。
(1)沉淀溶解平衡建立
AgCl的沉淀溶解平衡： 。
上述平衡存在两个过程：一方面，在水分子的作用下，少量 和 脱离氯化银表面进入水中( 过程)；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受氯化银表面阴、阳离子的吸引，回到氯化银表面析出( 过程)，如图。
(2)沉淀溶解平衡
①在一定温度下，固体物质在水中溶解速率和沉淀速率 时，体系中形成 溶液，这种平衡称为沉淀溶解平衡。
②沉淀溶解平衡的特征
2．影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：溶质本身的 。绝对不溶的物质是没有的；物质的溶解度差别是很大的；易溶溶质的饱和溶液中也存在溶解平衡。
(2)外因：包括浓度、温度等，遵循勒夏特列原理。
①浓度：加水，平衡向 方向移动。
②温度：升温，多数平衡向 方向移动；少数平衡向生成沉淀的方向移动[如 的溶解平衡]。
③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成 的方向移动。
④化学反应：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气体的离子时，平衡
向 方向移动。
二、溶度积常数
1．概念：以AmBn(s)mAn＋＋nBm－为例，Ksp＝ 。在一定温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称 。
例如：AgCl(s)Ag＋＋Cl－
Ksp(AgCl)＝ 。
Fe(OH)3(s)Fe3＋＋3OH－
Ksp[Fe(OH)3]＝ 。
2．影响因素：只与 、物质本身有关，在一定温度下，某物质的Ksp为一常数。
3．意义：难溶电解质Ksp的大小反映物质在水中溶解能力。对于同类型的难溶电解质(如AgCl、AgBr、AgI)Ksp越小，在水中溶解能力越 。
三、关于Ksp的计算类型
(1)已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。
如Ksp(AgCl)＝a，则饱和AgCl溶液中，c(Ag＋)＝ 。
(2)已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后另一种参与沉淀溶解平衡的离子浓度。
如某温度下Ksp(AgCl)＝a，在0.1 ml•L－1 NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝
(3)计算沉淀转化反应的平衡常数，
如对于反应Cu2＋＋ZnS(s)CuS(s)＋Zn2＋，Ksp(ZnS)＝c(Zn2＋)•c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)•c(S2－)，该反应的平衡常数K＝eq \f(c(Zn2＋),c(Cu2＋))＝ 。
(4)利用Ksp和Kw的关系计算溶液的pH
①沉淀开始时pH的计算
已知25 ℃时，Ksp[Cu(OH)2]＝2×10－20，计算向2 ml/L CuSO4溶液中加入NaOH调节溶液pH是多少时才开始生成Cu(OH)2沉淀。
提示： 。
②沉淀完全时pH的计算
已知25 ℃时，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－17，计算向0.1 ml/L ZnCl2溶液中加入NaOH调节溶液pH是多少时，溶液中Zn2＋沉淀完全。
提示：当溶液中c(Zn2＋)≤10－5 ml/L时，可视为Zn2＋沉淀完全。
。
沉淀溶解平衡的移动
第7节
一、沉淀的转化与溶解
1．沉淀的转化
沉淀转化的离子方程式：AgCl(s)＋I－AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－Ag2S(s)＋2I－。
转化的实质： 。
转化的条件：溶液中的离子浓度幂之积 Ksp。
2．沉淀的溶解
(1)原理：根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，只要不断移去溶解平衡体系中的相应离子，平衡就向 的方向移动，从而使沉淀溶解。
(2)实例：①CaCO3沉淀溶于盐酸中：
CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的COeq \\al(2－,3)浓度不断减小，平衡向 的方向移动。
②分别写出用HCl溶解难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的离子方程式： 、 、 。
③向Mg(OH)2悬浊液中分别滴加蒸馏水、稀盐酸、NH4Cl溶液，白色沉淀将 、 、
(填“溶解”或“不溶解”)。
二、沉淀的生成与转化在生产和科研中的应用
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用。
在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)沉淀的方法。
①调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使Fe3＋转变为 沉淀而除去。反应如下：
②加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子，如Cu2＋、Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。
a．通入H2S除去Cu2＋的离子方程式： 。
b．加入Na2S除去Hg2＋的离子方程式： 。
c．同离子效应法：增大溶解平衡中离子浓度，使平衡向 的方向移动。
2．沉淀的溶解
(1)沉淀溶解的原理。
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的 ，使平衡向 的方向移动，就可以使沉淀溶解。
(2)沉淀溶解的方法。
①酸溶解法：用强酸溶解的难溶电解质有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。
如CaCO3难溶于水，却易溶于盐酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡为 ，当加入盐酸后发生反应： ，c(CO eq \\al(\s\up11(2－),\s\d4(3))) ，溶解平衡向 方向移动。
②盐溶液溶解法：Mg(OH)2难溶于水，能溶于盐酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反应的离子方程式为 。
3．沉淀转化
(1)锅炉除水垢。
水垢CaSO4(s) eq \(――→,\s\up9(Na2CO3))CaCO3(s) eq \(――→,\s\up9(盐酸))Ca2＋(aq)
有关化学方程式：
、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
(2)自然界中矿物的转化。
如原生铜硫化物 eq \(――→,\s\up11(氧化),\s\d4(淋滤))CuSO4(溶液) eq \(――→,\s\up11(ZnS),\s\d4(PbS))CuS(铜蓝)
有关化学方程式：
，
。
(3)工业废水处理。
工业废水处理过程中，重金属离子可利用沉淀转化原理用FeS等难溶物转化为HgS、Ag2S、PbS等沉淀。
用FeS除去Hg2＋的离子方程式：
。
c(H＋)/(ml•L－1)
c(OH－)/(ml•L－1)
水的电离程度
平衡移动
Kw
纯水
1.0×10－7
1.0×10－7
—
—
1.0×10－14
升温
加酸
加碱
加活泼
金属
影响因素
电离程度
原因
本身性质
电解质本身性质决定电解质的电离程度
结构决定性质
反应条件
温度(升温)
电离过程是 的
浓度(减小)
浓度减小，离子结合生成弱电解质分子的速率小
外加电解质
同离子效应
离子(产物)浓度 ，平衡
消耗弱电解质的离子
离子(产物)浓度 ，平衡
常见的酸碱指示剂
变色范围(颜色与pH的关系)
甲基红
<4.4 色
4.4～6.2橙
>6.2 色
酚酞
<8.2 色
8.2～10.0粉红色
>10.0 色
甲基橙
<3.1 色
3.1～4.4橙色
>4.4 色
步骤
操作
V标准
c待测
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
碱式滴定管未用待测溶液润洗
锥形瓶用待测溶液润洗
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
锥形瓶中指示剂加的过多
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化
读数带来的误差
用滴定管量取待测液
先俯视后仰视
先仰视后俯视
标准液
先俯视后仰视
先仰视后俯视
配制500 mL0．1 ml/L的NaOH溶液需要NaOH的质量为2．0 g
误差来源
V标准
c待测
NaOH已部分潮解或称量时间过长
杂质不与盐酸反应
NaOH中含有杂质
所含杂质消耗1 ml盐酸需质量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3)
所含杂质消耗1 ml盐酸需质量小于40 g(例如Na2O)
游码有油污
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