水溶液中的離子平衡()教案

3－1弱電解質(zhì)的電離【教學(xué)目標(biāo)】之知識(shí)與技能1、了解強(qiáng)、弱電解質(zhì)的概念、電離平衡常數(shù)2、復(fù)習(xí)物質(zhì)分流的重要意義3、理解弱電解質(zhì)的電離平衡以及濃度等條件對(duì)電離平衡的影響【教學(xué)目標(biāo)】之過(guò)程與方法1、能夠從組成和結(jié)構(gòu)上加以理解強(qiáng)弱電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念2、能夠從化學(xué)平衡移動(dòng)的角度理解電離平衡及其移動(dòng)【教學(xué)目標(biāo)】之情感態(tài)度與價(jià)值觀1、通過(guò)學(xué)習(xí)，鞏固物質(zhì)分類(lèi)法的應(yīng)用和分類(lèi)的意義2、通過(guò)學(xué)習(xí)，意識(shí)到整個(gè)自然界實(shí)際就是各類(lèi)物種相互依存、各種變化互相制約的復(fù)雜的平衡體系，而離子平衡就是其中的一個(gè)重要平衡【教學(xué)重點(diǎn)】弱電解質(zhì)的電離平衡、電離平衡常數(shù)的意義【教學(xué)難點(diǎn)】弱電解質(zhì)的電離平衡【教學(xué)方法】討論、實(shí)驗(yàn)探究、推理【課時(shí)安排】3課時(shí)【教學(xué)過(guò)程】【知識(shí)回顧】判斷：①NaCl溶液；②干冰；③液態(tài)的醋酸；④銅；⑤BaSO4固體；⑥蔗糖；⑦酒精；⑧熔融的KNO3（1）以上物質(zhì)能導(dǎo)電的是：________；（2）以上物質(zhì)屬于電解質(zhì)的是：________；（3）以上物質(zhì)屬于非電解質(zhì)的是：______；（4）以上物質(zhì)屬于強(qiáng)電解質(zhì)的是：______。EQ\B\lc\{(\a\al(電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?非電解質(zhì)：在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物,))一、物質(zhì)的分類(lèi)物質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(混合物：溶液、濁液,純凈物：EQ\B\lc\{(\a\al(單質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(金屬,非金屬,)),化合物：EQ\B\lc\{(\a\al(非電解質(zhì),電解質(zhì)：酸、堿、鹽、金屬氧化物、H2O,)),)),))【思考】從物質(zhì)分類(lèi)圖來(lái)看，單質(zhì)是非電解質(zhì)嗎？為什么？鹽酸、氨水呢？【講解】單質(zhì)即不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)；鹽酸、氨水都是混合物，混合物既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)?！舅伎肌侩娊赓|(zhì)為什么能導(dǎo)電？【講解】電解質(zhì)導(dǎo)電的原因：在水溶液里或熔融狀態(tài)自身能直接電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子【學(xué)與問(wèn)】酸堿鹽都是電解質(zhì)，在水中都能電離出離子。不同的電解質(zhì)的電離程度是否相同？【實(shí)驗(yàn)探究】演示實(shí)驗(yàn)3－11mol/LHCl1mol/LCH3COOH與鎂條反應(yīng)的現(xiàn)象快慢溶液的pH0＞0【思考】在本實(shí)驗(yàn)中，兩個(gè)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是什么？影響它們反應(yīng)速率的因素是什么？【講解】實(shí)質(zhì)：2H＋＋Mgeq\o(=)Mg2＋＋H2↑，由于鎂條大小相同，因此影響它們反應(yīng)速率的因素是c(H＋)，c(H＋)越大，反應(yīng)的速率越快【思考】當(dāng)酸溶液的物質(zhì)的量濃度相等時(shí)，溶液中的c(H＋)是否相等？怎么判斷？【講解】當(dāng)c(酸)相同時(shí)，c(H＋)受酸的強(qiáng)弱不同，電離程度就不相同，因此c(H＋)不一定相等；可以通過(guò)測(cè)定溶液的pH值來(lái)判斷【思考】為什么相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸中，H＋濃度卻不同？【講解】在水溶液中，HCl易電離，CH3COOH較難電離；同時(shí)由于c(HCl)＝c(H＋)，表明溶液溶液中HCl分子是完全電離的；但同濃度的醋酸溶液中：c(CH3COOH)＞c(H＋)，說(shuō)明醋酸只有部分電離【結(jié)論】不同電解質(zhì)在水溶液中的電離程度不一定相同二、強(qiáng)、弱電解質(zhì)1、定義：EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)電解質(zhì)：水溶液中全部電離為離子的電解質(zhì),弱電解質(zhì)：水溶液中部分電離為離子的電解質(zhì),))【學(xué)與問(wèn)】哪些物質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)？哪些物質(zhì)又是弱電解質(zhì)呢？2、常見(jiàn)的強(qiáng)弱電解質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)電解質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4,強(qiáng)堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2,鹽,金屬氧化物)),弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、H2O,))【思考】為什么相同體積、相同濃度的鹽酸和醋酸中，H＋濃度卻不同？【講解】水溶液中：CH3COOHeq\o(→)H＋＋CH3COO－的同時(shí)發(fā)生：H＋＋CH3COO－eq\o(→)CH3COOH，所以說(shuō)，醋酸的電離過(guò)程是一個(gè)可逆過(guò)程，因此，在溶液中始終都有醋酸分子的存在，所以c(CH3COOH)＞c(H＋)，我們可以用圖示來(lái)表示這個(gè)過(guò)程：vvv(電離)v(離)＝v(結(jié))v(結(jié)合)0t【學(xué)與問(wèn)】從圖示來(lái)看，醋酸的電離過(guò)程有什么特點(diǎn)？當(dāng)溶液中各成分的濃度不再改變時(shí)，電離和結(jié)合過(guò)程是否已經(jīng)停止？【講解】從v－t圖像來(lái)看，最終是v(電離)＝v(結(jié)合)＞0，此時(shí)溶液中的各成分的濃度不再改變，根化學(xué)平衡一樣，體系處于一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡狀態(tài)，我們把這個(gè)過(guò)程叫作電離平衡，它也是化學(xué)平衡的一種三、電離平衡1、定義：在一定條件下（溫度、濃度），弱電解質(zhì)在溶液中電離成離子的速率與離子結(jié)合生成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)【思考】完成教材P41的《思考與交流》【思考】電離平衡既然是一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡，那么它有什么特征呢？2、特征：⑴等：v(電離)＝v(結(jié)合)⑵動(dòng)：是動(dòng)態(tài)平衡，v(電離)＝v(結(jié)合)≠0⑶定：在一定條件下平衡建立后，溶液中弱電解質(zhì)分子及其電離出的各離子濃度都將保持不變⑷變：是相對(duì)平衡，平衡建立在特定條件下，當(dāng)條件發(fā)生改變時(shí)，平衡發(fā)生相應(yīng)的移動(dòng)，適用勒夏特列原理⑸吸：電離過(guò)程一般為吸熱過(guò)程【思考】化學(xué)平衡會(huì)隨著外界條件的改變而發(fā)生相應(yīng)的改變，那么影響電離平衡的因素又有哪些呢？3、外界條件對(duì)電離平衡的影響內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)【講解】由于電離平衡也是化學(xué)平衡的一種，所以，外界條件對(duì)化學(xué)平衡的影響同樣適用于電離平衡，也符合勒夏特列原理⑴濃度：EQ\B\lc\{(\a\al(電解質(zhì)溶液濃度越大，平衡向右移動(dòng)，電離程度減小,電解質(zhì)溶液濃度越小，平衡向左移動(dòng)，電離程度增大,))－－越稀越電離【思考】在1mol/L的CH3COOH溶液中加入1mol/L的HCl或CH3COONa，醋酸的電離將如何變化a、加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)抑制弱電解質(zhì)的電離，平衡向逆向移動(dòng)。（同離子效應(yīng)）【思考】在1mol/L的CH3COOH溶液中加入1mol/L的NaOH或Na2CO3，醋酸的電離如何變化b、加入與弱電解質(zhì)的離子反應(yīng)的強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)加大弱電解質(zhì)的電離，平衡向正向移動(dòng)⑵溫度：升高溫度，電離平衡向電離的方向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度增大【思考】同濃度的強(qiáng)酸與弱酸溶液中，它們的成分和性質(zhì)有何不同？4、一元強(qiáng)酸與一元弱酸的比較⑴相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的一元強(qiáng)酸(如HCl)與一元弱酸(如CH3COOH)的比較c(H＋)pH中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)生成H2與金屬反應(yīng)開(kāi)始的速率一段時(shí)間后反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸大小相同相同大小一元弱酸小大小大⑵相同c(H＋)、相同體積的一元強(qiáng)酸（如HCl）與一元弱酸（如（CH3COOH）的比較c(酸)pH中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)生成H2與金屬反應(yīng)開(kāi)始的速率一段時(shí)間后反應(yīng)的速率一元強(qiáng)酸小相同小少相同小一元弱酸大大多大【思考】如何通過(guò)實(shí)驗(yàn)證明NH3·H2O是弱堿？a、指示劑法：NH3·H2Oeq\o(→,\s\up6(加酚酞))溶液變紅eq\o(→,\s\up6(加NH4Cl(s)))紅色變淺b、稀釋法：氨水→測(cè)c(OH－)→稀釋100倍→測(cè)c(OH－)→EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)：c(OH－)減小100倍,弱：c(OH－)減小＜100倍,))【練習(xí)】一定溫度下，醋酸溶液中有電離平衡：CH3COOHAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋CH3COO－，當(dāng)改變影響平衡的某一條件時(shí)，將體系中的變化情況填寫(xiě)下表：條件變化電離平衡移動(dòng)方向離子數(shù)目離子濃度導(dǎo)電性升高溫度右移增多增大增強(qiáng)加水稀釋右移增多減小減弱加少量冰醋酸右移增多增大增強(qiáng)加少量醋酸鈉晶體左移H＋減少，CH3COO－增多H＋減小，CH3COO－增大增強(qiáng)加少量濃鹽酸左移H＋增多，CH3COO－減少H＋增大，CH3COO－減小增強(qiáng)加少量NaOH右移H＋減少，CH3COO－增多H＋減小，CH3COO－增大增強(qiáng)四、電離方程式的書(shū)寫(xiě)及離子濃度大小的比較1、強(qiáng)電解質(zhì)電離時(shí)用“eq\o(=)”：多元強(qiáng)酸（堿、鹽）一步電離HCleq\o(=)H＋＋Cl－H2SO4eq\o(=)2H＋＋SO42－KOHeq\o(=)K＋＋OH－Ba(OH)2eq\o(=)Ba2＋＋2OH－NaCleq\o(=)Na＋＋Cl－Ba(NO3)2eq\o(=)Ba2＋＋2NO3－2、弱電解質(zhì)的電離用“AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())”表示⑴一元弱酸的電離HFAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋F－CH3COOHAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋CH3COO－⑵二元弱酸的電離：分步電離，且以第一步為主第一步第二步H2SAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HS－HS－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋S2－H2CO3AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HCO3－HCO3－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋CO32－H2SO3AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HSO3－HSO3－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋SO32－離子濃度的大小：以H2S為例：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)⑶三元弱酸的電離：分步電離，且以第一步為主EQ\B\lc\{(\a\al(第一步：H3PO4AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋H2PO4－電離程度強(qiáng),第二步：H2PO4－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HPO42－電離程度弱,第三步：HPO42－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋PO43－電離程度最弱,))離子濃度：c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)酸性：多元弱酸的酸性以第一步電離為主⑷多元弱堿的電離：一步電離：EQ\B\lc\{(\a\al(Mg(OH)2AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Mg2＋＋2OH－,Cu(OH)2AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Cu2＋＋2OH－,Al(OH)2AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Al3＋＋3OH－,))【講解】電離平衡與化學(xué)平衡都是動(dòng)態(tài)平衡，所以，電離平衡也有平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)。請(qǐng)閱讀教材P42的《科學(xué)視野》五、電離常數(shù)1、一元弱酸電離平衡常數(shù)CH3COOHAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COO－＋H＋K＝EQ\f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH))2、一元弱堿電離平衡常數(shù)NH3·H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH4＋＋OH－K＝EQ\f(c(NH4＋)·c(OH－),c(NH3·H2O))【思考】一元弱電解質(zhì)的電離只有一步，那么對(duì)于多元弱酸的電離常數(shù)又該如何表示？3、多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數(shù)。如：H3PO4H3PO4AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋H2PO4－K1＝7.5×10－3H2PO4－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HPO42－K2＝6.2×10－8HPO42－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋PO43－K3＝2.2×10－13【學(xué)與問(wèn)】請(qǐng)閱讀P43的表3－1中《幾種多元弱酸的電離常數(shù)》，比較各級(jí)電離常數(shù)之間的關(guān)系，結(jié)合多元弱酸分布電離的電離程度來(lái)看，由此我們可以得到什么規(guī)律？4、K的意義：EQ\B\lc\{(\a\al(①K值越大，越易電離，酸（堿）性越強(qiáng),②多元弱酸的電離常數(shù)：K1＞＞K2＞＞K3,))5、影響因素：EQ\B\lc\{(\a\al(升高溫度，K值增大,降低溫度，K值減小,))【練習(xí)】1．某一元強(qiáng)酸X和某一元弱酸Y的水溶液中，c(H＋)均為1×10－2mol/L，各取這兩種溶液10mL分別與足量金屬鎂反應(yīng)。下列敘述中正確的是A．產(chǎn)生H2量：X＞YB．反應(yīng)消耗鎂的量：X＜YC．反應(yīng)起始時(shí)速率：X＝Y(jié)D．反應(yīng)一段時(shí)間后速率：X＞Y2．把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中，溶液的導(dǎo)電能力變化不大的是A．蒸餾水B．0.5mol/L的鹽酸C．0.5mol/L的醋酸D．0.5mol/L的NH4Cl溶液3．化合物HIn在水溶液中存在以下電離平衡，HIn(aq)(紅色)AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋(aq)＋I(xiàn)n－(aq)(黃色)，故可用于作酸堿指示劑?，F(xiàn)有濃度均為0.02mol/L的下列溶液：①鹽酸②石灰水③NaCl溶液④NaHSO4溶液⑤NaHCO3溶液⑥氨水；其中能使指示劑顯紅色的是A．①④B．①④⑤C．②⑥D(zhuǎn)．②⑤⑥4、在稀氨水中存在下列平衡：NH3·H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH4＋＋OH－，當(dāng)改變外界條件時(shí)，平衡移動(dòng)方向及溶液中離子濃度的變化如表：改變條件平衡移動(dòng)方向離子數(shù)目離子濃度導(dǎo)電性電離程度微熱通少量HCl氣體加少量NaOH固體加少量NH4Cl固體加水稀釋3－2水的電離和溶液的酸堿性【教學(xué)目標(biāo)】之知識(shí)與技能1、了解水是一種弱電解質(zhì)，了解水的離子積常數(shù)所表示的意義2、掌握水的離子積的應(yīng)用、酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)操作及誤差分析3、能進(jìn)行pH的簡(jiǎn)單技術(shù)，能進(jìn)行溶液混合的pH大小討論4、練習(xí)使用pH計(jì)測(cè)定中和反應(yīng)過(guò)程中溶液pH的變化，繪制滴定曲線(xiàn)【教學(xué)目標(biāo)】之過(guò)程與方法1、通過(guò)與同學(xué)的合作、交流、，了解水的電離和溶液的酸堿性2、通過(guò)師生間的合作交流，學(xué)會(huì)pH計(jì)算方法、技巧和數(shù)學(xué)推理過(guò)程，掌握酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)操作及反應(yīng)曲線(xiàn)的繪制【教學(xué)目標(biāo)】之情感態(tài)度與價(jià)值觀1、通過(guò)研究水的電離、溶液的酸堿性，感受溶液的酸堿性與人類(lèi)生成、生活的關(guān)系，培養(yǎng)學(xué)生學(xué)習(xí)化學(xué)的興趣2、通過(guò)對(duì)計(jì)算問(wèn)題的思考和交流，培養(yǎng)從事科學(xué)探究的能力和綜合素質(zhì)3、通過(guò)探究實(shí)踐獲得，理解其設(shè)計(jì)原理，了解化學(xué)定量分析的方法，并學(xué)會(huì)用圖像和表格的方式去分析問(wèn)題，培養(yǎng)從事科學(xué)研究的能力【教學(xué)重點(diǎn)】EQ\B\lc\{(\a\al(水的離子積常數(shù),c(H＋)、pH與溶液酸堿性的關(guān)系,酸堿中和滴定的實(shí)驗(yàn)操作及誤差分析))【教學(xué)難點(diǎn)】EQ\B\lc\{(\a\al(水的離子積,有關(guān)溶液pH的簡(jiǎn)單計(jì)算,))【教學(xué)方法】討論、實(shí)驗(yàn)探究、推理、講練結(jié)合【課時(shí)安排】8課時(shí)【教學(xué)過(guò)程】【知識(shí)回顧】溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱受哪些因素的影響？【講解】離子濃度和離子所帶電荷數(shù)【學(xué)與問(wèn)】生活中的水，比如自來(lái)水能導(dǎo)電嗎？蒸餾水呢？為什么？【講解】生活中的水都能導(dǎo)電，蒸餾水也能導(dǎo)電。因?yàn)樵谒写嬖谧杂梢苿?dòng)的離子【思考】請(qǐng)寫(xiě)出H2S的電離方程式，思考：與S同族的O的氫化物H2O能電離嗎？【講解】EQ\B\lc\{(\a\al(H2SAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋HS－HS－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋S2－,H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－,))【思考】水能否像H2S一樣電離出O2－？【講解】H2O比H2S穩(wěn)定，水的第一步電離已極其微弱，故水不能電離出O2－一、水的電離1、水的電離【講解】水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱地電離，同時(shí)跟其他物質(zhì)的電離一樣，也是一個(gè)吸熱過(guò)程H2O＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H3O＋＋OH－△H＞0簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－△H＞0【思考】在純水中，c(H＋)與c(OH－)有何關(guān)系？【講解】精確的實(shí)驗(yàn)證明純水中：EQ\B\lc\{(\a\al(25℃時(shí)：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7,100℃時(shí)：c(H＋)＝c(OH－)＝10－6,))【學(xué)與問(wèn)】根據(jù)電離平衡的影響因素以及水的離子積常數(shù)的影響因素來(lái)分析，哪些因素會(huì)影響水的電離呢？2、影響水的電離的因素⑴溫度：EQ\B\lc\{(\a\al(升高溫度，水的電離程度增大,降低溫度，水的電離程度減小,))【思考】純水中，溫度改變后，溶液的酸堿性將如何變化？【講解】溫度發(fā)生改變，水的電離程度增大，但水電離出一個(gè)H＋就必然會(huì)電離出一個(gè)OH－，所以c(H＋)和c(OH－)始終相等，故溶液仍呈中性⑵酸、堿：抑制水的電離【學(xué)與問(wèn)】若向純水中加入強(qiáng)酸的酸式鹽，水的電離程度會(huì)怎樣變化？【講解】H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－，NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－，向純水中加入強(qiáng)酸酸式鹽NaHSO4，由于酸式鹽電離產(chǎn)生H＋，使c(H＋)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小⑶含有弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽：促進(jìn)水的電離【講解】①弱酸鹽：EQ\B\lc\{(\a\al(H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－,Na2CO3eq\o(=)2Na＋＋CO32－,H＋＋CO32－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())HCO3－,溶液顯堿性))，②弱堿鹽：EQ\B\lc\{(\a\al(H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－,NH4Cl＝NH4＋＋Cl－,NH4＋＋OH－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O,溶液顯酸性,))在純水中加入含弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽，因它們能跟水電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大【學(xué)與問(wèn)】若向純水中加入活潑金屬，水的電離程度會(huì)怎樣變化？【講解】2Na＋2H＋eq\o(=)2Na＋＋H2↑。向純水中加入活潑金屬如Na，由于活潑金屬能與水電離出的H＋直接作用，產(chǎn)生H2，促進(jìn)水的電離，即使水的電離平衡右移，水的電離程度增大【學(xué)與問(wèn)】你能寫(xiě)出水的電離常數(shù)的計(jì)算式嗎？水的濃度該如何處理？當(dāng)溫度一定時(shí)，水的電離常數(shù)有何特點(diǎn)？【講解】因?yàn)槭羌兯錆舛瓤梢钥醋鳌?”，在電離常數(shù)表達(dá)式中不需要考慮水的濃度，所以水的電離常數(shù)表達(dá)式為：K＝c(H＋)·c(OH－)，當(dāng)溫度一定時(shí)，如25℃時(shí)，K(H2O)＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，而100℃時(shí)為10－12，所以當(dāng)溫度一定時(shí)，水的電離常數(shù)即c(H＋)與c(OH－)的乘積為一個(gè)常數(shù)，所以我們也把水的電離常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積3、水的離子積⑴定義：一定溫度時(shí)，水溶液中c(H＋)與c(OH－)的乘積是一個(gè)常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。寫(xiě)作：Kw【閱讀】請(qǐng)分析P46的表3－2《不同溫度下水的離子積常數(shù)》表，看看有什么規(guī)律？【講解】從表中可以看出，隨著溫度的升高，水的離子積增大。而在室溫下，水的離子積變化不大，因此可以忽略溫度對(duì)離子積的影響⑵室溫時(shí)：EQ\B\lc\{(\a\al(c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L,Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14,))【講解】同時(shí)我們也可以看出，隨著溫度的升高，水的離子積也在增大，這是因?yàn)樗碾婋x過(guò)程也是一個(gè)吸熱過(guò)程，而升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)，所以水的離子積增大【學(xué)與問(wèn)】已知常溫時(shí)，c(H＋)＜10－7mol/L的溶液為酸性。在某溫度下，某溶液中的KW＝10－12，且c(OH－)＝10－6mol/L，求該溫度下此溶液的酸堿性【講解】根據(jù)KW＝c(H＋)·c(OH－)可知，c(H＋)＝10－6＝c(OH－)，所以溶液呈中性⑶影響因素【講解】升高溫度eq\o(→)平衡右移eq\o(→)電離程度增大eq\o(→)c(H＋)和c(OH－)同時(shí)增大eq\o(→)Kw增大，升高溫度，水的電離程度增大，水的離子積增大①溫度：EQ\B\lc\{(\a\al(升高溫度，KW增大,降低溫度，KW減小,))【思考】根據(jù)電離平衡的電離常數(shù)推測(cè)，在純水中加入酸堿鹽，KW將如何變化？【講解】在純水中存在電離平衡H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－，當(dāng)向其中加入酸（如HCl）時(shí)，c(H＋)增大，平衡向左移動(dòng)，c(OH－)減??；當(dāng)向其中加入堿（如NaOH）時(shí)，c(OH－)增大，平衡向左移動(dòng)，c(H＋)減?。坏诔氐母鞣N情況下，KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14不變②電解質(zhì)：電解質(zhì)不影響KW【結(jié)論】KW只受溫度影響【思考】在酸性溶液中，是否含有OH－？堿性溶液中是否含有H＋？為什么？【講解】由于水的電離，無(wú)論是酸還是堿，都會(huì)抑制水的電離，根據(jù)勒夏特列原理，酸、堿都不能使水不發(fā)生電離，而只是減弱其電離程度。所以，無(wú)論是酸性溶液還是堿性溶液，又或者是中性溶液中，均存在H＋和OH－，只是含量多少不同。且存在關(guān)系KW＝c(H＋)·c(OH－)是一個(gè)常數(shù)【學(xué)與問(wèn)】在酸性溶液或堿性溶液中，水電離出的H＋和OH－的濃度有什么關(guān)系？【講解】根據(jù)H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－可以看出，水電離出一個(gè)H＋就必然會(huì)電離出一個(gè)OH－，所以任何溶液中：c(H＋水)＝c(OH－水)⑷意義水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡,都有H＋和OH－共存，只是相對(duì)含量不同而已，在回答“某水溶液中存在哪些離子”時(shí)，不能忽略H＋和OH－。4、相關(guān)計(jì)算⑴強(qiáng)酸、強(qiáng)堿中的c(H＋)和c(OH－)a、水中：KW＝c(H＋水)·c(OH－水)b、溶液：KW＝c(H＋液)·c(OH－液)c、酸性：KW＝c(H＋酸)·c(OH－水)d、堿性：KW＝c(H＋水)·c(OH－堿)e、中性：KW＝c(H＋水)·c(OH－水)【思考】在強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液中，水電離出的c(H＋)和c(OH－)有什么關(guān)系？【講解】任何溶液中：c(H＋水)AUTOTEXT==c(OH－水)⑵有關(guān)水電離出的c(H＋水)和c(OH－水)的求法強(qiáng)酸：c(H＋)eq\o(→)c(OH－)eq\o(→)c(H＋水)強(qiáng)堿：c(OH－)eq\o(→)c(H＋)eq\o(→)c(OH－水)【例1】求25℃時(shí)0.1mol/L鹽酸中c(H＋)和c(OH－)及c(H＋水)【例2】求25℃時(shí)0.1mol/L鹽酸中c(H＋)和c(OH－)及c(OH－水)二、溶液的pH1、常溫時(shí)溶液酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系中性：c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L酸性：c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞10－7mol/L堿性：c(H＋)＜c(OH－)c(OH－)＞10－7mol/L【講解】判斷溶液顯酸性還是顯堿性或是中性，關(guān)鍵是看溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小，而不是看其數(shù)值是否大于10－7mol/L。100℃時(shí)，c(H＋)和c(OH－)均大于10－7mol/L，但水仍呈中性，只有在常溫時(shí)才有可以用10－7mol/L來(lái)衡量?！局v解】同時(shí)，用c(H＋)可直接表示溶液酸堿性強(qiáng)弱，當(dāng)c(H＋)極小時(shí)，直接描述不太方便，常用pH的大小表示溶液的酸堿性。2、pH的定義：用溶液中c(H＋)的負(fù)對(duì)數(shù)表示溶液的pH即pH＝－lg[c(H＋)]pOH＝－lg[c(OH－)]∴pH＋pOH＝{－lg[c(H＋)]}＋{－lg[c(OH－)]}＝－{lg[c(H＋)]＋lg[c(OH－)]}＝－lg[c(H＋)·c(OH－)]＝－lg10－14∴pH＋pOH＝14【思考】請(qǐng)計(jì)算10mol/L的HCl溶液和10mol/LNaOH溶液的pH⑴當(dāng)溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于1mol/L時(shí)，不用pH表示溶液的酸堿性，直接用酸或堿的濃度表示⑵pH的取值范圍：0～14⑶pH及其性質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(①溶液的酸性越強(qiáng)，其pH越?。粔A性越強(qiáng)，其pH越大,②pH小的酸性溶液，不一定是強(qiáng)酸的溶液，如NaHSO4溶液,③常溫下，中性溶液的pH＝7，其它溫度下pH≠7,④pH相同的酸，酸性越弱，濃度越大，中和能力越強(qiáng),))⑷常溫下，pH、c(H＋)和c(OH－)與溶液酸堿性的關(guān)系①酸性：pH＜7，c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞10－7mol/L②中性：pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，c(H＋)＝10－7mol/L③堿性：pH＞7，c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜10－7mol/L⑸pH的計(jì)算方法：EQ\B\lc\{(\a\al(酸：c(H＋)eq\o(→)pH,堿：EQ\B\lc\{(\a\al(c(OH－)eq\o(→)c(H＋)eq\o(→)pH,c(OH－)eq\o(→)pOHeq\o(→)pH,)),))①單一溶液的pH計(jì)算【例3】求25℃時(shí)0.01mol/L鹽酸的pH和水電離出的c(H＋)和c(OH－)【例4】求25℃時(shí)0.001mol/LNaOH溶液的pH和水電離出的c(H＋)和c(OH－)②混合溶液（忽略體積變化）a、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸：c(H＋)＝EQ\f(c1(H＋)V1＋c2(H＋)V2,V1＋V2)【例5】0.2mol/L的鹽酸30mL與0.1mol/L鹽酸50mL混合，求混合后的pH【練習(xí)1】0.2mol/L的鹽酸30mL與0.1mol/L硫酸20mL混合，求混合后的pH【練習(xí)2】0.1mol/L的鹽酸與0.0001mol/L鹽酸等體積混合，求混合后的pH【思考】根據(jù)剛才的計(jì)算，你可以得出一個(gè)什么樣的結(jié)論？速算：若是兩種強(qiáng)酸等體積混合，且△pH≥2，則：pH(混)＝pH(小)＋0.3b、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿：c(OH－)＝EQ\f(c1(OH－)V1＋c2(OH－)V2,V1＋V2)【例6】pH＝8與pH＝10的NaOH溶液等體積混合，求求混合后的pH【練習(xí)3】0.1mol/L的NaOH溶液20mL與0.2mol/LBa(OH)2溶液30mL混合，求pH【思考】根據(jù)剛才的計(jì)算，你可以得出一個(gè)什么樣的結(jié)論？速算：若是兩種強(qiáng)堿等體積混合，且△pH≥2，則：pH(混)＝pH(大)－0.3c、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿：EQ\B\lc\{(\a\al(①先判斷溶液的酸堿性,②EQ\B\lc\{(\a\al(酸性：c(H＋混)＝EQ\f(c(H＋酸)·V(酸)－c(OH－堿)·V(堿),V(酸)＋V(堿)),堿性：c(OH－混)＝EQ\f(c(OH－堿)·V(堿)－c(H＋酸)·V(酸),V(酸)＋V(堿)),)),))d、pH之和等于14的兩溶液等體積混合后溶液酸堿性的判斷：EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)酸強(qiáng)堿：pH＝7,強(qiáng)酸弱堿：pH＞7,弱酸強(qiáng)堿：pH＜7,))③強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的稀釋?zhuān)篍Q\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)酸：c(H＋)eq\o(→)pH,強(qiáng)堿：c(OH－)eq\o(→)c(H＋)eq\o(→)pH,))【例7】pH＝4的鹽酸稀釋10倍、100倍、1000倍、10000倍，分別求溶液的pH？【例8】pH＝10的NaOH稀釋10、100、1000、10000倍，分別求溶液的pH？【結(jié)論】EQ\B\lc\{(\a\al(a、對(duì)強(qiáng)酸每稀釋10倍，pH增大1，直到7為止，但永遠(yuǎn)小于7,b、對(duì)強(qiáng)堿每稀釋10倍，pH減小1，直到7為止，但永遠(yuǎn)大于7,c、同pH的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸pH變化大,同pH的強(qiáng)堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)堿pH變化大,d、同濃度的強(qiáng)酸和弱酸稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸pH變化大,同濃度的強(qiáng)堿和弱堿稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)堿pH變化大,))【結(jié)論】Ⅰ、同pH的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，c(弱酸)＞c(強(qiáng)酸)【思考】同pH、同體積一元強(qiáng)酸和一元弱酸與足量Mg反應(yīng)，產(chǎn)生H2的v和體積【結(jié)論】Ⅱ、同濃度的一元強(qiáng)酸和一元弱酸，pH(強(qiáng))＜pH(弱)【思考】同濃度、體積一元強(qiáng)酸和一元弱酸與足量Mg反應(yīng)，產(chǎn)生H2的v和體積⑹pH的測(cè)定①指示劑法－－口訣：三一二四五八十，紅橙黃紅紫藍(lán)色，無(wú)淺紅pH3.14.45810甲基橙紅︱橙︱黃石蕊(紫色)紅︱紫︱藍(lán)酚酞無(wú)︱淺紅︱紅【思考】指示劑法測(cè)定溶液的pH有什么缺點(diǎn)？【講解】此法只能測(cè)出大概pH范圍，不能測(cè)出具體的pH②pH試紙（粗略）【方法】剪塊→干燥的表面皿（或玻片）→玻棒（或滴管）取待測(cè)液→滴在試紙上→半分鐘后比色【學(xué)與問(wèn)】某同學(xué)在使用pH試紙時(shí)先用蒸餾水潤(rùn)濕后再將待測(cè)液滴在試紙上，半分鐘后對(duì)進(jìn)行對(duì)比，這樣測(cè)得的pH是否準(zhǔn)確？為什么？【結(jié)論】EQ\B\lc\{(\a\al(a、pH試紙使用時(shí)不能潤(rùn)濕（否則酸偏大，堿偏小，中性不變）,b、測(cè)得的數(shù)值為0～14的整數(shù),))③pH計(jì)測(cè)定（精確）三、pH的應(yīng)用：EQ\B\lc\{(\a\al(1、醫(yī)療上,2、生活中,3、環(huán)境保護(hù),4、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn),5、科學(xué)實(shí)驗(yàn),))【學(xué)與問(wèn)】在酸堿中和反應(yīng)中，我們?nèi)绾尾拍苤浪岣鷫A是否恰好完全反應(yīng)？有什么方法嗎？四、酸堿中和滴定【學(xué)與問(wèn)】酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是什么？酸堿中和反應(yīng)中有關(guān)量之間有什么關(guān)系？（一）酸堿中和反應(yīng)中相關(guān)量的關(guān)系和計(jì)算【例題】濃度為c(酸)、體積為V(酸)的多元強(qiáng)酸HaA中和濃度未知的多元強(qiáng)堿R(OH)b體積為V(堿)的溶液恰好完全反應(yīng)，求堿的物質(zhì)的量濃度c(堿)H＋＋OH－AUTOTEXT==H2O11a·c(酸)·V(酸)b·c(堿)·V(堿)a·c(酸)·V(酸)＝b·c(堿)·V(堿)即：c(堿)＝EQ\f(a,b)×EQ\f(V(酸),V(堿))·c(酸)【講解】由此可見(jiàn)，根據(jù)已知濃度的酸（堿），可以利用中和反應(yīng)來(lái)求未知濃度的堿（酸）的濃度1、定義：用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來(lái)測(cè)定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的方法就叫做酸堿中和滴定【思考】根據(jù)計(jì)算式：c(堿)＝EQ\f(a,b)×EQ\f(V(酸),V(堿))·c(酸)分析，運(yùn)用這種方法的兩個(gè)關(guān)鍵問(wèn)題是什么？2、酸堿中和滴定的兩個(gè)關(guān)鍵問(wèn)題：EQ\B\lc\{(\a\al(⑴準(zhǔn)確測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積,⑵準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全,))【思考】可以用什么方法來(lái)解決這兩個(gè)問(wèn)題？【講解】EQ\B\lc\{(\a\al(⑴需要能在滴加溶液時(shí)準(zhǔn)確表示所加溶液體積的滴定管,⑵選用能指示酸堿反應(yīng)完全的酸堿指示劑,))【觀察與思考】比較滴定管與量筒，指出它們有何不同之處？3、中和滴定實(shí)驗(yàn)儀器⑴儀器：鐵架臺(tái)、滴定管夾、酸式滴定管、堿式滴定管、移液管（洗耳球）、錐形瓶、玻璃棒、燒杯、洗瓶⑵儀器的構(gòu)造①滴定管：EQ\B\lc\{(\a\al(刻度：“0”刻度在上，最大刻度在下，每個(gè)刻度為0.1mL,讀法：與量筒相同，但保留2為小數(shù)，估讀1位：0.01mL,結(jié)構(gòu)：EQ\B\lc\{(\a\al(下端有活塞——酸式滴定管,下端是橡皮管中有一小玻璃球——堿式滴定管,)),))【思考】酸堿滴定管的結(jié)構(gòu)為什么不相同？【講解】因?yàn)樗嵋g橡皮管，而堿要腐蝕玻璃，使玻璃活塞粘連在一起【思考】根據(jù)酸堿滴定管的構(gòu)造的不同，分析它們各自能用來(lái)盛裝哪些溶液？用途：EQ\B\lc\{(\a\al(酸式：不能盛裝堿性溶液，其它全可以,堿式：只能盛裝堿性溶液,))②移液管：刻度：只有一個(gè)刻度線(xiàn)，定體積、溫度，轉(zhuǎn)移少量液體用③錐形瓶：做中和滴定的反應(yīng)容器【思考】常用的酸堿指示劑有甲基橙、石蕊、酚酞，請(qǐng)分析三種指示劑的變色范圍后思考：它們都能用來(lái)做酸堿中和滴定的指示劑嗎？【實(shí)驗(yàn)探究】在三支裝有0.01mol/LHCl溶液試管中分別滴入1～2滴甲基橙、石蕊、酚酞，然后再滴加0.01mol/L的NaOH溶液，觀察溶液顏色的變化特點(diǎn)【實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象】甲基橙和酚酞的顏色變化靈敏，酚酞的顏色變化不明顯【思考】根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象思考，中和滴定時(shí)最好選用什么做指示劑？酸滴堿和堿滴酸選用的指示劑一樣嗎？為什么？4、酸堿指示劑的選擇EQ\B\lc\{(\a\al(⑴中和滴定不選石蕊做指示劑：因?yàn)槭锏念伾兓瘺](méi)有清晰的界限,⑵用已知濃度的強(qiáng)酸滴定未知濃度的強(qiáng)堿時(shí)，一般選用甲基橙做指示劑,⑶用已知濃度的強(qiáng)堿滴定未知濃度的強(qiáng)酸時(shí)，一般選用酚酞做指示劑,一般原則：顏色變化由淺入深))【思考】從甲基橙和酚酞的變色范圍來(lái)看，一個(gè)是3.1～4.4，一個(gè)在8～10，此時(shí)滴定終點(diǎn)的變色點(diǎn)并不是pH＝7，這樣對(duì)中和滴定終點(diǎn)的判斷有沒(méi)有影響？【理論探究】在0.1000mol/L的HCl溶液20mL中逐滴滴入0.1000mol/L的NaOH溶液40mL⑴判斷下列情況下溶液的pH值EQ\B\lc\{(\a\al(①未滴NaOH溶液時(shí)鹽酸溶液的pH值（pH＝1）,②滴加NaOH溶液到完全反應(yīng)相差1滴(20滴溶液的體積為1mL)，這時(shí)溶液的pH值(pH＝4),③完全反應(yīng)后再多加1滴NaOH溶液時(shí)的pH值(pH＝10),④逐滴加入NaOH溶液40mL時(shí)溶液的pH值（pH＝13）,))⑵通過(guò)計(jì)算說(shuō)明：跟完全反應(yīng)所需NaOH溶液相差一滴（或多加一滴），對(duì)計(jì)算鹽酸的濃度有沒(méi)有影響？c(酸)AUTOTEXT==EQ\f(V(堿),V(酸))·c(堿)＝EQ\f(0.1000×(20－EQ\f(1,20)),20)＝0.09975mol/L≈0.100mol/Lc(酸)AUTOTEXT==EQ\f(V(堿),V(酸))·c(堿)＝EQ\f(0.1000×(20＋EQ\f(1,20)),20)＝0.10025mol/L≈0.100mol/L【講解】通過(guò)計(jì)算，我們發(fā)現(xiàn)多加一滴或者少加一滴NaOH溶液，與實(shí)際濃度0.1000mol/L相比，誤差很小，可以忽略不計(jì)。因此完全可以選用甲基橙或者酚酞作為酸堿中和滴定的終點(diǎn)判斷指示劑【講解】通過(guò)精確的實(shí)驗(yàn)測(cè)定，把0.1000mol/L的NaOH溶液逐滴加入到20mL0.1000mol/L的HCl溶液時(shí)，溶液pH的變化曲線(xiàn)和指示劑顏色變化情況如下圖所示：pH酚酞甲基橙pH酚酞甲基橙10874.43.1020mLV(NaOH)紅淺紅黃無(wú)橙紅【講解】EQ\B\lc\{(\a\al(a、在滴定終點(diǎn)前后，溶液的pH發(fā)生突躍,b、酚酞或甲基橙的變色點(diǎn)落在溶液pH值突躍范圍內(nèi),c、按pH值范圍內(nèi)的體積計(jì)算，結(jié)果是可以達(dá)到足夠的準(zhǔn)確度的,))【結(jié)論】中和滴定可用酚酞或甲基橙做指示劑來(lái)指示滴定終點(diǎn)5、酸堿中和滴定操作⑴實(shí)驗(yàn)前的準(zhǔn)備①滴定管a、查漏：檢驗(yàn)滴定管是否漏水【方法】裝水至“0”刻度線(xiàn)以上，直立兩分鐘，不漏水、不滲出，再轉(zhuǎn)動(dòng)活塞180°（堿式：擠動(dòng)玻璃球后），檢查一次。b、洗滌：用洗液洗滌后，再用蒸餾水洗凈（標(biāo)志：無(wú)水珠或成股流下）c、潤(rùn)洗：用要盛裝的溶液潤(rùn)洗2～3次【思考】為什么在裝液之前要潤(rùn)洗？【講解】滴定管內(nèi)壁上附著有水，直接裝會(huì)將溶液給稀釋d、裝液：先裝入EQ\f(1,3)的待測(cè)液，排除尖嘴中的氣泡后，再裝液至“0”刻度以上，然后調(diào)整液面到“0”刻度或以下，記下讀數(shù)【方法】排氣泡的方法：EQ\B\lc\{(\a\al(酸式：將滴定管傾斜至與桌面成30°角左右，打開(kāi)活塞，,讓液體趕出氣泡,堿式：將滴定管傾斜至與桌面成30°角左右，彎曲橡膠管，,使管口斜向上，擠動(dòng)玻璃球，讓液體趕出氣泡,))【思考】滴定管在裝液前要潤(rùn)洗，錐形瓶應(yīng)不應(yīng)該潤(rùn)洗？潤(rùn)洗后有什么影響？②移液管：洗滌方法與滴定管相同，也要潤(rùn)洗③錐形瓶：用蒸餾水洗凈，不潤(rùn)洗⑵滴定①取一定體積的待測(cè)液與錐形瓶中，加入2～3滴指示劑（本實(shí)驗(yàn)用酚酞）【思考】滴定過(guò)程中，常常在鐵架臺(tái)的底座上放一張白紙，為什么？【講解】滴定過(guò)程中，為了更清楚地觀察溶液顏色變化，常常在鐵架臺(tái)的底座上放一張白紙②左手控制滴定管活塞，逐滴放出溶液，右手搖動(dòng)錐形瓶③正確觀察滴定終點(diǎn)：半分鐘不變色④讀數(shù)、紀(jì)錄：讀數(shù)注意使視線(xiàn)與滴定管內(nèi)液體凹液面最低處保持水平【思考】滴定完成后，是否就可以立即讀取讀數(shù)了？為什么？【講解】剛剛滴定完成，滴定管上部的溶液還沒(méi)有全部流下來(lái)，此時(shí)讀數(shù)，會(huì)使得讀數(shù)偏小。所以應(yīng)在滴定終止1～2min后，才能讀取終點(diǎn)讀數(shù)⑤根據(jù)公式進(jìn)行計(jì)算【實(shí)驗(yàn)步驟歸納】查、洗、潤(rùn)、裝、滴、算【操作口訣】右手持瓶頸，左手把管控；注視錐形瓶，半分不褪色，滴定才完成【思考】做中和滴定實(shí)驗(yàn)時(shí)，我們滴定一次取得的數(shù)據(jù)能否保證測(cè)得的數(shù)值是否精確？【講解】滴定操作要重復(fù)至少2次，前后體積差不超過(guò)0.02mL，再求平均值，否則重復(fù)操作⑶數(shù)據(jù)處理【講解】為減小誤差，在中和滴定時(shí)，要求把同一樣品滴定2～3次，取幾次測(cè)定的標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均值帶如公式進(jìn)行計(jì)算（二）酸堿中和滴定誤差分析【原理】H＋＋OH－eq\o(=)H2O【關(guān)系】設(shè)c(待)、V(待)、c(標(biāo))、V(標(biāo))分別為待測(cè)酸（堿）及標(biāo)準(zhǔn)堿（酸），則有：c(待)·V(待)AUTOTEXT==c(標(biāo))·V(標(biāo))即c(待)＝EQ\f(V(標(biāo)),V(待))·c(標(biāo))【講解】在中和滴定中，誤差的分析，均可通過(guò)引起V(標(biāo))的偏大或偏小來(lái)判斷c(待)測(cè)定值的偏高或偏地。因此，誤差的分析中V(標(biāo))的分析是關(guān)鍵。綜合中和滴定實(shí)驗(yàn)的各環(huán)節(jié)，引起實(shí)驗(yàn)的誤差主要有五個(gè)方面：（以標(biāo)準(zhǔn)液滴定待測(cè)液為例）1、儀器清洗不當(dāng)引起的誤差⑴盛標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)液潤(rùn)洗，標(biāo)準(zhǔn)液會(huì)被稀釋?zhuān)瑢?dǎo)致V(標(biāo))偏大，則使待測(cè)液濃度c(待)偏高⑵盛待測(cè)液的滴定管未用待測(cè)液潤(rùn)洗，待測(cè)液會(huì)被稀釋?zhuān)瑢?dǎo)致V(標(biāo))偏小，則使待測(cè)液濃度c(待)偏低⑶錐形瓶用待測(cè)液潤(rùn)洗，使V(標(biāo))偏大，則使待測(cè)液c(待)偏高2、讀數(shù)不當(dāng)引起的誤差【講解】因滴定管刻度“0”點(diǎn)在上，且由上到下刻度由小到大：EQ\B\lc\{(\a\al(仰視：仰視滴定管內(nèi)液面，視線(xiàn)下移，測(cè)得的刻度值偏大,俯視：俯視滴定管內(nèi)液面，視線(xiàn)上移，測(cè)得的刻度值偏小,))故而：EQ\B\lc\{(\a\al(⑴滴定達(dá)到終點(diǎn)后仰視讀數(shù)，導(dǎo)致V(標(biāo))偏大，則c(待)偏高,⑵滴定達(dá)到終點(diǎn)后俯視讀數(shù)，導(dǎo)致V(標(biāo))偏小，則c(待)偏低,))3、操作不當(dāng)引起的誤差⑴裝液時(shí)，滴定管尖嘴處氣泡未排盡，滴定過(guò)程中氣泡消失：①若裝待測(cè)液的滴定管：由于加待測(cè)液少，必使V(標(biāo))偏小，則使得c(待)偏低②若裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管：刻度顯示的大，即V(標(biāo))偏大，則c(待)偏高。⑵滴定過(guò)程中,待測(cè)液被振蕩出錐形瓶，則V(標(biāo))減少，c(待)偏低⑶溶液變色未保持30s即停止滴定，則V(標(biāo))偏小，c(待)偏低4、樣品含雜質(zhì)引起的誤差【例題】用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定待測(cè)NaOH溶液：若稱(chēng)取的NaOH樣品中含Na2CO3雜質(zhì)（甲基橙作指示劑），因：NaOH～～～HClNa2CO3～～～2HCl40g1mol106g2mol【講解】等質(zhì)量時(shí)，Na2CO3消耗酸少，則V(標(biāo))減小，c(待)偏低5、中和滴定誤差分析例析【思考】用0.01mol/L的HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，用酚酞做指示劑，在中和滴定過(guò)程中如出現(xiàn)以下情況對(duì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果有無(wú)影響？偏高、低或無(wú)？⑴酸式滴定管用蒸餾水洗凈后，立即裝入標(biāo)準(zhǔn)液【講解】酸式滴定管用蒸餾水洗凈后立即裝入標(biāo)準(zhǔn)液將導(dǎo)致標(biāo)準(zhǔn)酸溶液被稀釋?zhuān)瑒t滴定至終點(diǎn)時(shí)消耗標(biāo)準(zhǔn)酸的體積增大，導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏高。⑵錐形瓶用蒸餾水洗凈后，又用待測(cè)堿液潤(rùn)洗【講解】錐形瓶被待測(cè)堿液潤(rùn)洗等于增加了待測(cè)堿液的溶質(zhì)，導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)結(jié)果偏高⑶移取堿液的移液管用蒸餾水洗凈后，立即移取待測(cè)堿液【講解】上述操作導(dǎo)致待測(cè)堿液被稀釋?zhuān)蕦?shí)驗(yàn)結(jié)果偏低⑷用移液管移取堿液后尖嘴部分殘留有溶液【講解】因移液管計(jì)量時(shí)未包括此殘留溶液，故對(duì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果無(wú)影響⑸當(dāng)最后一滴標(biāo)準(zhǔn)酸溶液滴入后，錐形瓶?jī)?nèi)紅色褪去后立即讀數(shù)【講解】因紅色褪去后還有可能出現(xiàn)，因此可能偏低【歸納】判斷實(shí)驗(yàn)誤差時(shí)，主要依據(jù)公式c(待)＝EQ\f(V(標(biāo)),V(待))·c(標(biāo))，分析公式中的c(標(biāo))、V(標(biāo))的變化，再求出c(待)的變化即可【小結(jié)】判斷滴定誤差，主要是判斷操作引起消耗標(biāo)準(zhǔn)液的體積變化是偏大還是偏小，從而導(dǎo)致c(待)產(chǎn)生相應(yīng)的變化【作業(yè)】P53習(xí)題：9、10、113－3鹽類(lèi)的水解【教學(xué)目標(biāo)】之知識(shí)與技能1、了解鹽類(lèi)水解在生產(chǎn)生活中的應(yīng)用2、理解鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)3、作為鹽類(lèi)水解規(guī)律、影響鹽類(lèi)水解程度的主要因素、鹽類(lèi)水解在化學(xué)實(shí)驗(yàn)中的應(yīng)用、溶液中離子濃度大小的判斷方法4、學(xué)會(huì)電荷守恒和物料守恒在比較離子濃度大小問(wèn)題中的應(yīng)用【教學(xué)目標(biāo)】之過(guò)程與方法1、通過(guò)實(shí)驗(yàn)并運(yùn)用歸納法分析鹽類(lèi)的組成與鹽溶液酸堿性的對(duì)應(yīng)關(guān)系2、以水的電離平衡為基礎(chǔ)，認(rèn)真分析鹽類(lèi)電離出的陰陽(yáng)離子與水電離出的H＋或OH－結(jié)合成弱酸或弱堿的趨勢(shì)，明確不同的鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的本質(zhì)原因3、認(rèn)識(shí)鹽類(lèi)水解反應(yīng)的利用，注重理論分析與實(shí)驗(yàn)探究相結(jié)合4、通過(guò)一定的例題分析判斷。了解離子濃度大小比較的解題思路【教學(xué)目標(biāo)】之情感態(tài)度與價(jià)值觀1、通過(guò)鹽類(lèi)水解的實(shí)驗(yàn)，樹(shù)立實(shí)踐是檢驗(yàn)真理的唯一標(biāo)準(zhǔn)的觀點(diǎn)，通過(guò)理解鹽類(lèi)水解的原理，認(rèn)識(shí)化學(xué)知識(shí)與人類(lèi)生活的密切關(guān)系2、通過(guò)對(duì)離子濃度大小比較，學(xué)會(huì)分析問(wèn)題和解決問(wèn)題的方法【教學(xué)重點(diǎn)】鹽類(lèi)水解的本質(zhì)、離子濃度大小的比較【教學(xué)難點(diǎn)】影響水解平衡的因素及水解反應(yīng)方程式的書(shū)寫(xiě)、離子濃度大小的比較【教學(xué)方法】討論、實(shí)驗(yàn)探究、推理【課時(shí)安排】6課時(shí)【教學(xué)過(guò)程】【思考】根據(jù)形成鹽的酸、堿的強(qiáng)弱來(lái)分，鹽可以分為哪幾類(lèi)？【結(jié)論】鹽的分類(lèi)：EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽：NaCl、K2SO4,強(qiáng)酸弱堿鹽：NH4Cl、FeSO4,弱酸強(qiáng)堿鹽：Na2CO3、CH3COONa,弱酸弱堿鹽：(NH4)2CO3、CuS,))【思考】我們知道Na2CO3是鹽，但它的俗稱(chēng)叫純堿，明明是鹽，為什么要叫“堿”呢？一、探究鹽溶液的酸堿性【實(shí)驗(yàn)探究】見(jiàn)教材P54《科學(xué)探究》：分別測(cè)定下列溶液的pH值（視頻）鹽溶液NaClNa2SO4NH4ClAl2(SO4)3MgCl2Na2CO3CH3COONa酸堿性中性中性酸性酸性酸性堿性堿性鹽類(lèi)型強(qiáng)酸強(qiáng)堿強(qiáng)酸強(qiáng)堿強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)酸弱堿弱酸強(qiáng)堿弱酸強(qiáng)堿【學(xué)與問(wèn)】請(qǐng)分析上面的鹽的類(lèi)型與其溶液的酸堿性關(guān)系，看看有什么關(guān)系？【結(jié)論】鹽溶液酸堿性與鹽類(lèi)型的關(guān)系：EQ\B\lc\{(\a\al(強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽：中性,強(qiáng)酸弱堿鹽：酸性,強(qiáng)堿弱酸鹽：堿性,))【練習(xí)】判斷下列鹽溶液的酸堿性：BaCl2、FeSO4、AlCl3、Cu(NO3)2、Na2S、K3PO4、NaClO【思考】在純水中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)應(yīng)該是相等的，當(dāng)加入某些鹽之后，溶液的酸堿性發(fā)生了明顯變化，表明c(H＋)≠c(OH－)，那么導(dǎo)致c(H＋)和c(OH－)不相等的原因是什么？為什么相同類(lèi)型的鹽對(duì)溶液酸堿性的影響相似？二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因【思考】我們知道，純水會(huì)發(fā)生電離：H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－，當(dāng)分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請(qǐng)思考下列問(wèn)題并完成教材P55表：EQ\B\lc\{(\a\al(⑴相關(guān)的電離方程式？,⑵鹽溶液中存在哪些粒子？,⑶哪些粒子間可能結(jié)合（生成弱電解質(zhì)）？,⑷你能寫(xiě)出相關(guān)的化學(xué)方程式嗎？,))NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液電離方程式NaCl＝Na＋＋Cl－NH4Cl＝NH4＋＋Cl－CH3COONa＝CH3COO－＋Na＋c(H＋)和c(OH－)比較c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＜c(OH－)溶液中的粒子Na＋、Cl－、H＋、OH－、H2ONH4＋、Cl－、H＋、OH－NH3·H2O、H2ONa＋、CH3COO－、H＋、OH－CH3COOH、H2O有無(wú)弱電解質(zhì)生成無(wú)NH3·H2OCH3COOH相關(guān)化學(xué)方程式NaCl＝Na＋＋Cl－H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－NH4＋＋OH－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2OH2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－CH3COO－＋H＋AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH【思考】通過(guò)對(duì)溶液中各成分的分析發(fā)現(xiàn)，含弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的鹽對(duì)誰(shuí)的電離平衡有何影響？1、強(qiáng)酸弱堿鹽－－NH4Cl【講解】在NH4Cl溶液中也存在兩個(gè)電離：由于NH4＋＋OH－AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O，因此溶液中，水電離出來(lái)的OH－不斷被消耗，打破了水的電離平衡，促使水繼續(xù)電離，電離出OH－還要與NH4＋繼續(xù)反應(yīng)，導(dǎo)致溶液中的c(H＋)＞c(OH－)，最終溶液呈酸性H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H＋＋OH－＋NH4Cl＝Cl－＋NH4＋NH3·H2ONH4Cl＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋HClNH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H＋c(H＋)＞c(OH－)【練習(xí)】請(qǐng)判斷AgNO3溶液顯什么性？并分析原因2、弱酸強(qiáng)堿鹽－－CH3COONa【講解】CH3COONa＝Na＋＋CH3COO－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())OH－＋H＋CH3COOHCH3COONa＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH＋NaOHCH3COO－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH＋OH－c(H＋)＜c(OH－)【練習(xí)】請(qǐng)判斷NaClO溶液顯什么性？并分析原因【結(jié)論】鹽溶液呈現(xiàn)出酸堿性的原因是因?yàn)辂}電離出的弱酸根離子（或弱堿陽(yáng)離子）結(jié)合了水電離出的H＋(或OH－)，從而破壞了水的電離平衡，使得c(H＋)≠c(OH－)三、鹽類(lèi)的水解1、定義：在溶液中鹽電離出來(lái)的弱離子跟水所電離出來(lái)的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解【思考】請(qǐng)分析P54的《科學(xué)探究》的規(guī)律思考：是否所有的鹽都能發(fā)生水解反應(yīng)？如果不是，那么，什么樣的鹽類(lèi)才能發(fā)生水解反應(yīng)？因此鹽類(lèi)發(fā)生水解反應(yīng)的條件是什么？【講解】通過(guò)對(duì)鹽溶液酸堿性的分析我們發(fā)現(xiàn)，凡是鹽的組成中含有弱酸根離子或者弱堿陽(yáng)離子的鹽，其水溶液都呈現(xiàn)出一定的酸堿性，所以只要含有弱離子的鹽都能水解2、條件：EQ\B\lc\{(\a\al(有弱就水解,無(wú)弱不水解,))【思考】請(qǐng)分析上面的兩個(gè)水解反應(yīng)的方程式思考：鹽類(lèi)水解的實(shí)質(zhì)是什么？它與酸堿的中和反應(yīng)有關(guān)系嗎？【講解】在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水所電離出來(lái)的H＋或OH－結(jié)合成弱電解質(zhì)而破壞水的電離平衡，使溶液中c(H＋)、c(OH－)發(fā)生變化，使鹽溶液顯示一定的酸堿性。即鹽＋水AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())酸＋堿，所以說(shuō)鹽的水解是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)3、實(shí)質(zhì)：弱離子生成弱電解質(zhì)：EQ\B\lc\{(\a\al(生成弱電解質(zhì),促進(jìn)水的電離,c(H＋)≠c(OH－),))【思考】請(qǐng)大家根據(jù)前面的分析并結(jié)合中和反應(yīng)的熱效應(yīng)思考：水解反應(yīng)是放熱反應(yīng)還是吸熱反應(yīng)？4、特點(diǎn)：可逆、微弱、吸熱5、鹽類(lèi)水解的類(lèi)型及規(guī)律⑴強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽【講解】NaCl、KNO3等強(qiáng)酸、強(qiáng)堿鹽不發(fā)生水解，所以溶液呈中性⑵弱酸強(qiáng)堿鹽【講解】CH3COONa、Na2CO3溶液中，CH3COO－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())CH3COOH＋OH－，CO32－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())HCO3－＋OH－，導(dǎo)致水的電離平衡向右移動(dòng)，因此溶液顯堿性⑶強(qiáng)酸弱堿鹽【講解】NH4Cl、Al2(SO4)2溶液中，水解后溶液呈酸性。是因?yàn)镹H4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H＋、Al3＋＋3H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())Al(OH)3＋3H＋，導(dǎo)致水的電離平衡向右移動(dòng)，所以溶液顯酸性【提問(wèn)】CH3COONa、Na2CO3中的弱酸根發(fā)生水解顯堿性，NH4Cl、Al2(SO4)3弱堿陽(yáng)離子發(fā)生水解顯酸性。那么，CH3COONH4、Al2(CO3)3溶液能否發(fā)生水解？將會(huì)顯什么性呢？⑷弱酸弱堿鹽－－雙水解【講解】由于CH3COONH4、Al2(CO3)3中的陽(yáng)離子都是弱堿陽(yáng)離子，陰離子是弱酸根離子，它們都能發(fā)生水解，且相互促進(jìn)水解，所以水解程度比上述兩類(lèi)都大。根據(jù)陰陽(yáng)離子相互促進(jìn)水解的程度，弱酸弱堿鹽的水解分為兩種情況①水解進(jìn)行徹底，一般可生成沉淀和氣體：如2Al3＋＋3CO32－＋3H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())2Al(OH)3↓＋3CO2↑（碳酸鋁在溶液中不存在的原因）2Al3＋＋3S2－＋6H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())2Al(OH)3↓＋3H2S↑常見(jiàn)的雙水解徹底的離子有：EQ\B\lc\{(\a\al(Al3＋與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－等,Fe3＋與CO32－、HCO3－、AlO2－等,NH4＋與AlO2－、SiO32－等,))【思考】Fe3＋與HS－、S2－是否發(fā)生雙水解，為什么？【講解】由于Fe3＋與HS－、S2－發(fā)生氧化還原反應(yīng)，所以不發(fā)生雙水解②水解進(jìn)行不徹底，其水解程度雖比前兩類(lèi)水解程度大，但仍屬于水解程度較弱，無(wú)氣體和沉淀生成【講解】如：(NH4)2CO3、NH4HCO3、(NH4)2S、NH4HS、CH3COONH4等NH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H＋……ⅠHCO3－＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())H2CO3＋OH－……Ⅱ但是H＋＋OH－AUTOTEXT==H2O，Ⅰ中H＋和Ⅱ中OH－反應(yīng)生成H2O，Ⅰ、Ⅱ平衡都被促進(jìn)，只有NH3·H2O濃度足夠大才能分解產(chǎn)生NH3。當(dāng)NH3·H2O和H2CO3濃度達(dá)到一定程度時(shí)，二者可發(fā)生反應(yīng)NH4＋和HCO3－。因此上述總反應(yīng)可表示為HCO3－＋NH4＋＋H2OAUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>AUTOTEXT<=>eq\o(\s\up1(?),\s\do1(—),\s\up0(),\s\do0())NH3·H2O＋H2CO3。NH4＋和HCO3－相遇時(shí)濃度會(huì)降低，但存在平衡體系，NH4＋和HCO3－可以大量共存【小結(jié)】EQ\B\lc\{(\a\al(若酸強(qiáng)于堿，如NH4F、NH4HSO3等溶液顯酸性,若堿強(qiáng)于酸，如NH4CN等溶液顯堿性,若酸堿相當(dāng)，如CH3COONH4等溶液呈中性,))【規(guī)律】無(wú)弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性【思考】同濃度的CH3COONa和NaClO溶液中，哪個(gè)的堿性更強(qiáng)？為什么？【講解】酸性CH3COOH＞H2CO3＞HClO，如同濃度的CH3COONa和NaClO溶液，因CH3COOH的酸性比HClO強(qiáng)，所以ClO－結(jié)合H＋的能力比CH3COO－強(qiáng)，水解程度大，因此溶液的堿性：CH3COONa＜NaClO【學(xué)與問(wèn)】鹽的水解也屬于離子反應(yīng)。在認(rèn)識(shí)水解反應(yīng)原理的基礎(chǔ)上，你對(duì)“離子反應(yīng)發(fā)生的條件”有沒(méi)有什么新的認(rèn)識(shí)？【講解】離子反應(yīng)發(fā)生的條件中，有水生成一條可擴(kuò)展為弱電解質(zhì)生成6、鹽類(lèi)水解的表示方法及應(yīng)注意的問(wèn)題⑴表示方法：離子方程式或化學(xué)方程式⑵注意事項(xiàng)①找