10/29/2022第一節弱電解質的電離第三章水溶液中的離子平衡第一節弱電解質的電離第三章水溶液中的離子平衡1物質混合物純凈物單質化合物電解質非電解質強電解質弱電解質強堿大多數鹽金屬氧化物強酸弱酸弱堿水某些有機物某些非金屬氧化物離子化合物共價化合物物質的分類物質混合物純凈物單質化合物電解質非電解質強電解質弱電解質強堿2強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質相同點都是電解質，在水溶液中都能電離。電離程度電離過程表示方法電解質在溶液中微粒形式完全電離部分電離不可逆過程可逆過程電離方程式用等號電離方程式用可逆符號水合離子分子、水合離子強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質相同點都是電解質，在3二、弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=V結合平衡狀態ⅠtV

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合二、弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=4電離平衡

1.定義：2.特點：在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態——動

電離平衡是一種動態平衡

定

條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子

變

條件改變時，電離平衡發生移動。

等V電離=V分子化=0逆

弱電解質的電離二、弱電解質的電離電離平衡1.定義：2.特點：在53.影響電離平衡的因素（1）溫度電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。（2）濃度弱電解質濃度越大，電離程度越小。（3）其他因素同離子效應(即在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，使電離平衡向逆方向移動)3.影響電離平衡的因素6問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度7

問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？三、電離平衡常數（K）

看課本自學相關內容并思考：（1）什么叫電離平衡常數？（2）電離平衡常數的化學含義是什么？（3）怎樣用電離平衡常數比較弱電解質的相對強弱？（4）影響電離平衡常數的因素是什么？問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎8三、電離平衡常數（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參數對于一元弱酸HAH++A-，平衡時K=c(H+).c(A-)

c(HA)（2）電離平衡常數的化學含義：1、計算方法：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強。（3）影響電離平衡常數的因素K值只隨溫度變化。三、電離平衡常數（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參9弱電解質電離程度相對大小的另一種參數-------電離度αα

=已電離的分子數

弱電解質分子總數弱電解質電離程度相對大小的另一種參數-------10一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:++H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)平衡常數：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:++11在一定溫度時：C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的離子積25℃時，2、水的離子積所以K電離×C(H2O)

＝C(H+)×C(OH-）=KWC(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水的物質的量幾乎不變，C(H2O)的濃度為常數Kw=1×10-14溫度越高，Kw越大，水的電離是一個吸熱過程在一定溫度時：2、水的離子積所以K電離×C(H2O)123、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在100℃時，KW=1×10-12。3、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，13二、溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和OH-,而且在一定溫度下是定值！常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH-][H+]＞[OH-][H+]＜[OH-]H+

=1×10-7mol/LH+

>

1×10-7mol/LH+<

1×10-7mol/L二、溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和O14課堂練習室溫下，由水電離產生的c(OH－)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的離子組（）A．Na+、NH4+、Cl-、SO42-

B.S2-、CH3COO-、Na+、Cs+C.K+、Na+、CO32-

、NO3-

D.K+

、Na+

、NO3-

、SO42-D課堂練習室溫下，由水電離產生的c(OH－)=10-11mol15三、溶液的pH值1、意義：表示溶液酸堿性的強弱。2、表示：用H+物質的量濃度的負對數來表示。3、計算公式：pH=-lg[H+]如[H+]=1×10-7mol/L的溶液pH=7pOH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=？14三、溶液的pH值1、意義：表示溶液酸堿性的強弱。2、表示：用16四、溶液的pH值與酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—]1×10—7mol/L[H+]＜[OH—]1×10—7mol/LpH=7pH＜7pH＞7注意:[H+]與[OH—]的關系才是判斷溶液酸堿性的依據.四、溶液的pH值與酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關系：中17PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]POH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=14五、有關PH值的計算專題PH值的計算二——酸和堿的稀釋pH值計算三——強酸與強酸混合pH值計算四——強堿與強堿混合關鍵：抓住氫離子進行計算！注意：無限稀釋為中性！關鍵：抓住氫氧根離子濃度進行計算！PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]18注意:兩強堿混合PH=10和PH=8等體積混合[H+]=(10-10+10-8)/2=5X10-9mol/LPH=9-lg5=8.3另[OH-]=(10-4+10-6)/2=5X10-5[H+]=2X10-10PH=10-lg2=9.7堿混合先算[OH-]，再算[H+]，最后算PH注意:兩強堿混合PH=10和PH=8等體積混合堿混合先算[O191、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當其物質的量濃度相同時，C（H+）由大到小的順序是

。②同體積、同物質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C（H+）相同時，物質的量濃度由大到小的是___

④當C（H+）相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產生的氣體體積由大到小的順序是_______⑤當C（H+）相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，若產生相同體積的氫氣（相同狀況）則開始時反應速率的大小關系是____，反應所需時間的長短關系是_____________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bacbaccabC>b=aC>b=ab=a>CC>b=a1、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當其20六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色3.1—4.45.0—8.08.2—10.0六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計212、原理：HCl+NaOH=H2OC1V1=C2V2C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知濃度的酸（或堿）測定未知濃度的堿（或酸）濃度的方法叫酸堿中和滴定。*已知濃度的溶液——標準液*未知濃度的溶液——待測液2、原理：C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知223、實驗儀器酸式滴定管堿式滴定管鐵架臺滴定管夾錐形瓶你知道酸堿滴定管的區別嗎？3、實驗儀器酸式滴定管你知道酸堿滴定管的區別嗎？23常見量器簡介量筒、滴定管、移液管（1）量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL讀數精確到0.1mL，無“O”刻度（2）滴定管類型:酸式滴定管和堿式滴定管標識:標有溫度、規格、刻度（“0”刻度在最高點）(常用規格：25mL、50mL)最小分刻度：0.1mL，讀數精確到0.01mL（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）思考：25mL量程滴定管只能盛放25mL的液體嗎？常見量器簡介量筒、滴定管、移液管244、滴定管的使用1.檢查是否漏水2.洗滌：先水洗，再用待裝液潤洗2-3次3.排氣泡，調液面：先裝入液體至“0”刻度以上2-3厘米處，排凈氣泡后調整液面到“0”或“0”以下，記下刻度，注意平視不能仰視或俯視4.滴液：左手握住滴定管活塞（或擠壓玻璃球）右手搖動錐形瓶，眼睛注視著錐形瓶顏色的變化酸式滴定管的用法0刻度在上，上下部各有一段無刻度滴定管準確到0.1ml，讀到0.01ml4、滴定管的使用1.檢查是否漏水0刻度在上，上下部各有一段無25例1、下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（）A．在量筒的上端B．在滴定管上端C．容量瓶上端B練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（）A．50mL量筒，B．100mL量筒C．50mL酸式滴定管，D．50mL堿式滴定管

CB練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（26練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把滴定管中溶液全部排出，則體積（）A、

等于30B、等于20C、大于30D、小于30

C練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把275、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑甲基橙3.1-4.4紅－橙－黃酚酞8-10無－粉紅－紅（2）滴定終點的判斷不用石蕊作指示劑原因：顏色變化不明顯指示劑的顏色發生突變并且半分鐘不變色即達到滴定終點，終點的判斷是滴定實驗是否成功的關鍵。5、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑甲基橙3286、實驗步驟1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉動是否靈活2)洗滌滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤洗）6、實驗步驟1)查漏（用自來水）293)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測液于錐形瓶操作:向滴定管中裝液→擠氣泡→調液面→記下起始讀數→放液→記錄終點讀數→滴入指示劑滴定管中裝入標準液→擠氣泡→調液面→記下起始讀數3)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測304)滴定右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運動，而不是前后振動.左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢視線注視錐形瓶中顏色變化.滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀數.復滴2~3次4)滴定31檢驗滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄。分別用標準液和待測液潤洗相應的滴定管。向滴定管內注入相應的標準液和待測液。將滴定管尖嘴部分的氣泡趕盡。將滴定管內液面調至“0”或“0”刻度以下，并記錄初始體積。向錐形瓶中注入一定體積的待測溶液，并滴加酸堿指示劑。左手控制滴定管活塞，右手旋搖錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的變色情況，記錄滴定中止體積。重復上述操作2～3。1、查漏：2、洗滌：3、潤洗：4、注液：5、趕氣：6、調液：7、加液：8、滴定：9、復滴：10、計算：滴定操作檢驗滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄326、中和滴定——誤差分析消耗標準液體積增多使待測液濃度偏大;損失待測液體積使待測液濃度偏小6、中和滴定——誤差分析消耗標準液體積增多使待測液濃度偏大;33俯視圖仰視圖正確視線仰視視線正確讀數仰視讀數讀數偏大正確視線俯視視線正確讀數俯視讀數讀數偏小滴定管讀數誤差俯視圖仰視圖正確視線仰視視線正確讀數仰視讀數讀數偏大正確視線34先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數正確讀數先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大實際讀數正確讀數滴定管讀數誤差先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數正確35練5：用標準鹽酸滴定待測燒堿，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）A、盛標準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、開始讀標準酸時用仰視

，D、終點讀標準酸時用俯視

，E、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

。

偏大偏小偏小偏小無影響練5：用標準鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（36010203040V(NaOH)mL12108642PH顏色突變范圍中和滴定曲線酚酞甲基橙010203037在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。一、定義：二、實質：鹽組成中的離子與水作用生成弱電解質，促使水的電離平衡向正方向移動，使溶液顯酸性、堿性或中性。分析：NaCl能否水解，NaCl溶液為什么顯中性？鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結合生381、鹽類水解表示方法：CH3COO-＋H2OCH3COOH+OH-顯堿性NH4++H2ONH3·H2O+H+顯酸性通式：An-+H2OHA(n-1)-+OH-Bm++mH2OB(OH)m+mH+二、鹽類水解實質：1、鹽類水解表示方法：CH3COO-＋H2O39練習：書寫下列物質水解的方程式：NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2

NaF+H2OHF+NaOH離子方程式：F-+H2OHF+OH-Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH(主)NaHCO3+H2OH2CO3+NaOH(次)NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClCuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl練習：書寫下列物質水解的方程式：NaF+H2O402、酸＋堿鹽＋水水解鹽的水解反應是中和反應的逆反應，但一般不能進行到底。中和二、鹽類水解實質：2、酸＋堿鹽41鹽類別實例能否水解引起水解的離子對水電離平衡的影響溶液的酸堿性CH3COONa能弱酸陰離子促進水的電離堿性NH4Cl能弱堿陽離子促進水的電離酸性NaCl不能無無中性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強堿強酸鹽小結從表中反映的信息，你能否發現一些規律？討論分析鹽類別實例能否引起水解的離子對水電離平衡的影響溶液的42判斷：請大家利用水解規律推測Na2CO3，Al2(SO4)3，KNO3溶液的酸堿性。三、水解規律（五言絕句）有弱才水解無弱不水解誰弱誰水解誰強顯誰性舉例：你認為還有哪些鹽溶液顯酸性？哪些鹽顯堿性？都弱雙水解越弱越水解判斷：請大家利用水解規律推測Na2CO3，三、水解規律（五言43練習：判斷下列鹽類是否能夠水解，若能水解，則水解后的酸堿性是怎樣的？NaClK2SO4NaAcNa2CO3AlCl3CH3COONH4水解誰弱誰水解誰強顯誰性越弱越水解無弱不水解都弱雙水解強酸強堿鹽不水解，顯中性強堿弱酸鹽水解顯堿性強酸弱堿鹽水解顯酸性CH3COONH4=CH3COO-+NH4+H2OH++OH-++CH3COOHNH3·H2O弱酸弱堿鹽的雙水解比單水解復雜，溶液酸堿性要由形成該鹽的弱酸根離子和弱堿陽離子水解程度的相對強弱來決定，（即對應酸、堿誰強顯誰性。）堿性酸性+雙水解分為一般雙水解和完全雙水解。一般雙水解通常比單水解要強，而完全雙水解進行得非常充分。水解程度(h):CO32->HCO3->CH3COO-≈NH4+練習：判斷下列鹽類是否能夠水解，若能水解，則水解后的酸堿性是44四、鹽類水解方程式的書寫規律1、鹽類水解（單水解、一般雙水解）一般是比較微弱的，通常用“”表示，同時無沉淀和氣體產生。2、多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（與電離類似），（相同物質的量濃度的正鹽比對應酸式鹽的水解程度大得多，故Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強。）3、多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。（與多元弱堿的電離類似）4、對于發生“完全雙水解”的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時有沉淀和氣體產生。5、多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離同步進行。多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離程度的比較——H2PO4-、HSO3-電離強于水解，顯酸性；HCO3-、HPO42-、HS-水解強于電離，顯堿性；（注：此時溶液陽離子為強堿陽離子）在定量計算時，常只考慮第一步水解，而后面的忽略不計；在定性分析時，則必須考慮每一步水解。以下為常見完全雙水解——Al3+與AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、ClO-Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32-NH4+與SiO32-四、鹽類水解方程式的書寫規律1、鹽類水解（單水解、一般雙45D下列水解離子方程式正確的是()A、Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+B、Br-+H2OHBr+OH-C、CO32-+H2OH2CO3+2OH-D、NH4++H2ONH3.H2O+H+

隨堂練習D下列水解離子方程式正確的是()隨堂練46NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小的是（）

A.C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)B.C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)C.C(H+)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(Cl-)D.C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(OH-)＞C(H+)課堂鞏固練習：BNH4Cl溶液中，離子濃度由大到小的是（）課堂鞏固47五、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質。另外還受外在因素影響：

1、溫度：鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度水解程度增大。（與電離相似）

2、濃度：強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽的濃度越小，水解程度越大，加水稀釋該鹽，可以促進水解（與電離相似）；*而事實上弱酸弱堿鹽，水解程度與濃度無關（如無特別說明，不作考慮）

3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。五、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質。48Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒關系——

[Na+]>[CO32-]

>[OH-]>[HCO3-

]

>[H+](濃度關系）[Na+]=2{[CO32-]

+[HCO3-

]+[H2CO3]

}(原子守恒)[Na+]+[H+]=2[CO32-]

+[HCO3-

]+[OH-]

(電荷守恒)[OH-]=[HCO3-

]+2[H2CO3]

+[H+](由水電離的H+.OH-守恒)Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒關系——[49四、鹽類水解的應用

1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時，通常需考慮鹽的水解。如：相同條件，相同物質的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小的順序為：

NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

四、鹽類水解的應用1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸50鹽類水解的應用2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，當鹽中含有易水解的離子，需考慮鹽的水解。練：25℃時，在濃度均為1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中[NH4+]分別為a、b、c（單位為mo/L）,則下列判斷正確的是（）

A.a=b=cB.c>a>bC.b>a>cD.a>c>bB鹽類水解的應用2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，當鹽中51鞏固練習相同濃度的下列溶液中，[CO32-]的大小關系依次為（）①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3

④(NH4)2CO3⑤NH4HCO3①>④>②>⑤>③鞏固練習相同濃度的下列溶液中，[CO32-]的大小關系依次為52鹽類水解的應用3、判斷溶液中離子能否大量共存。當有弱堿陽離子和弱酸陰離子之間能發生完全雙水解，則不能在溶液中大量共存。如：Al3+、與HCO3-、CO32-，SiO32與NH4＋-等，不能在溶液中大量共存。4、配制易水解的鹽溶液時，需考慮抑制鹽的水解，如在配制強酸弱堿鹽溶液時，需滴加幾滴對應的強酸，來抑制鹽的水解。如配制氯化鐵溶液：先把氯化鐵溶于適量稀鹽酸，然后再加水稀釋至適當濃度。鹽類水解的應用3、判斷溶液中離子能否大量共存。當有弱堿陽離子53鹽類水解的應用5、選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備Al2S3時，因無法在溶液中制取，會完全水解，只能由干法直接反應制取。加熱蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液時，得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶體，必須在蒸發過程中不斷通入HCl氣體，以抑制FeCl3的水解，才能得到其固體。練：要制得較純的FeS沉淀，在FeCl2溶液中加入的試劑是（）A．Na2S

B.NaHSC.H2SD.(NH4)2SD鹽類水解的應用5、選擇制備鹽的途徑時，需考慮鹽的水解。如制備546、利用鹽類的水解制備某些氧化物。如用TiCl4制備TiO2的反應可表示如下：TiCl4+(x+2)H2O(過量)TiO2.xH2O+

4HCl制備時加入大量的水，同時加熱（為什么?)類似的方法也可用來制備SnO、SnO2、Sn2O3、Sb2O3等。6、利用鹽類的水解制備某些氧化物。55鹽類水解的應用7、化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解。如：銨態氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氫鈣和草木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分K2CO3）水解呈堿性。8、某些試劑的實驗室存放，需要考慮鹽的水解。如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在磨口玻璃塞的試劑瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，應NH4Ｆ水解應會產生HF，腐蝕玻璃。鹽類水解的應用7、化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解。56鹽類水解的應用9、溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。練：為了除去氯化鎂酸性溶液中的Fe3+離子，可在加熱攪拌下加入一種試劑，過濾后再加入適量鹽酸。這種試劑是（）A．氧化鎂B.氫氧化鈉C.碳酸鈉D.碳酸鎂A、D鹽類水解的應用9、溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。A5710、推斷現象(或產物)并解釋原因:（1）濃NH4Cl溶液中加入Mg條;（2）FeCl3溶液加熱蒸干灼燒后最終產物是什么?（3）Al2(SO4)3溶液加熱蒸干后最終產物是什么?（4）少量Mg（OH）2不溶于水，溶于濃NH4Cl溶液。（5）胃酸過多的人吃少量小蘇打可中和胃酸。10、推斷現象(或產物)并解釋原因:581、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的順序是_________________①H2SO4②NH3.H2O③NaOH④NH4Cl⑤NaCl⑥CH3COONa⑦HCl⑧CH3COOH⑨Ba(OH)2

2、將10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L鹽酸混合后,溶液里各種離子物質的量濃度的關系是()A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)B.C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(OH-)C.C(H+)>C(OH-)>C(Cl--)>C(NH4+)D.C(Cl-)>C(H+)>C(NH4+)>C(OH-)AB⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①練習：1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的順序是___59大于10g，易溶1g～10g，可溶0.01g～1g，微溶小于0.01g,難溶大于10g，易溶601、生成沉淀的離子反應能發生的原因生成物的溶解度很小2、AgCl溶解平衡的建立當v（溶解）＝v(沉淀）時，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡溶解AgCl(s)Ag＋(aq)+Cl－(aq)

沉淀1、生成沉淀的離子反應能發生的原因生成物的溶解度很小2、Ag613、溶解平衡的特征逆、等、動、定、變4、生成難溶電解質的離子反應的限度難溶電解質的溶解度小于0.01g，離子反應生成難溶電解質，離子濃度小于1×10－5mol/L時，認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。3、溶解平衡的特征逆、等、動、定、變4、生成難溶電解質的離子62石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)Ca2+(aq)+2OH-(aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2減少的是（）A、Na2CO3溶液B、AlCl3溶液C、NaOH溶液D、CaCl2溶液AB課堂練習石灰乳中存在下列平衡：AB課堂練習631、溶度積(Ksp):在一定溫度下,在難溶電解質的飽和溶液中,各離子濃度冪之乘積為一常數.2、表達式：（MmAn的飽和溶液）Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n3、溶度積規則:離子積Qc=c(Mn+)m·c(Am-)nQc>Ksp,溶液處于過飽和溶液狀態,生成沉淀.Qc=Ksp,沉淀和溶解達到平衡,溶液為飽和溶液.Qc<Ksp,溶液未達飽和,沉淀發生溶解.二.溶度積和溶度積規則1、溶度積(Ksp):在一定溫度下,在難溶電解質的飽和溶液中64三、沉淀反應的應用1、沉淀的生成（1）應用：生成難溶電解質的沉淀，是工業生產、環保工程和科學研究中除雜或提純物質的重要方法之一。三、沉淀反應的應用1、沉淀的生成（1）應用：生成難溶電解質的65（2）方法a、調pH值如：工業原料氯化銨中混有氯化鐵，加氨水調pH值至7－8Fe3＋+3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋b、加沉淀劑：如沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑Cu2＋+S2－=CuS↓Hg2＋+S2－＝HgS↓（2）方法a、調pH值如：工業原料氯化銨中混有氯化鐵，Fe662、沉淀的溶解（1）原理設法不斷移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動（2）舉例a、難溶于水的鹽溶于酸中如：CaCO3溶于鹽酸，FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于強酸2、沉淀的溶解（1）原理設法不斷移去溶解平衡體系中的相應離子67b、難溶于水的電解質溶于某些鹽溶液如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液思考與交流用平衡移動的原理分析Mg(OH)2溶于鹽酸和NH4Cl溶液的原因b、難溶于水的電解質溶于某些鹽溶液思考與交流用平衡移動的原68牙齒表面由一層硬的、組成為Ca5(PO4)3OH的物質保護著，它在唾液中存在下列平衡：Ca5(PO4)3OH（s）5Ca2++3PO43-+OH-進食后，細菌和酶作用于食物，產生有機酸，這時牙齒就會受到腐蝕，其原因是

。已知Ca5(PO4)3F（s）的溶解度比上面的礦化產物更小、質地更堅固。用離子方程表示當牙膏中配有氟化物添加劑后能防止齲齒的原因

。

課堂練習生成的有機酸能中和OH-，使平衡向脫礦方向移動，加速腐蝕牙齒5Ca2＋＋3PO43－＋F－＝Ca5(PO4)3F↓

牙齒表面由一層硬的、組成為Ca5(PO4)3OH的物質保護著69（1）沉淀轉化的方法對于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀,可以先將其轉化為另一種用酸或其他方法能溶解的沉淀。（2）沉淀轉化的實質沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡移動。一般溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現。（3）沉淀轉化的應用沉淀的轉化在科研和生產中具有重要的應用價值。①鍋爐除水垢二、沉淀反應的應用

3、沉淀的轉化（1）沉淀轉化的方法二、沉淀反應的應用

3、沉70鍋爐中水垢中含有CaSO4，可先用Na2CO3溶液處理，使之轉化為疏松、易溶于酸的CaCO3。CaSO4SO42-+

Ca2+

+CO32-CaCO3②對一些自然現象的解釋鍋爐中水垢中含有CaSO4，可先用Na2CO3溶液處理，使71課堂練習1、下列說法中正確的是（）A.不溶于水的物質溶解度為0B.絕對不溶解的物質是不存在的C.某離子被沉淀完全是指該離子在溶液中的濃度為0D．物質的溶解性為難溶，則該物質不溶于水2、下列各組離子，在水溶液中能以較高濃度大量共存的是（）①I－ClO－NO3－

H＋②K＋NH4＋

HCO3－OH－③SO42－SO32-Cl－OH－④Fe3+Cu2+SO42－Cl－⑤H＋K＋AlO2－HSO3－⑥Ca2＋Na＋SO42-CO32-

A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④BB課堂練習1、下列說法中正確的是（）BB72課堂練習3、以MnO2為原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、Pb2+、Cd2+等金屬離子，通過添加過量難溶電解質MnS，可使這些金屬離子形成硫化物沉淀，經過濾除去包括MnS在內的沉淀，再經蒸發、結晶，可得純凈的MnCl2。根據上述實驗事實，可推知MnS具有的相關性質是（）A.具有吸附性B.溶解度與CuS、PbS、CdS等相同C.溶解度大于CuS、PbS、CdSD．溶解度小于CuS、PbS、CdSC課堂練習3、以MnO2為原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu7310/29/2022第一節弱電解質的電離第三章水溶液中的離子平衡第一節弱電解質的電離第三章水溶液中的離子平衡74物質混合物純凈物單質化合物電解質非電解質強電解質弱電解質強堿大多數鹽金屬氧化物強酸弱酸弱堿水某些有機物某些非金屬氧化物離子化合物共價化合物物質的分類物質混合物純凈物單質化合物電解質非電解質強電解質弱電解質強堿75強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質相同點都是電解質，在水溶液中都能電離。電離程度電離過程表示方法電解質在溶液中微粒形式完全電離部分電離不可逆過程可逆過程電離方程式用等號電離方程式用可逆符號水合離子分子、水合離子強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質相同點都是電解質，在76二、弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=V結合平衡狀態ⅠtV

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合二、弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=77電離平衡

1.定義：2.特點：在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態——動

電離平衡是一種動態平衡

定

條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子

變

條件改變時，電離平衡發生移動。

等V電離=V分子化=0逆

弱電解質的電離二、弱電解質的電離電離平衡1.定義：2.特點：在783.影響電離平衡的因素（1）溫度電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。（2）濃度弱電解質濃度越大，電離程度越小。（3）其他因素同離子效應(即在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，使電離平衡向逆方向移動)3.影響電離平衡的因素79問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度80

問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？三、電離平衡常數（K）

看課本自學相關內容并思考：（1）什么叫電離平衡常數？（2）電離平衡常數的化學含義是什么？（3）怎樣用電離平衡常數比較弱電解質的相對強弱？（4）影響電離平衡常數的因素是什么？問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎81三、電離平衡常數（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參數對于一元弱酸HAH++A-，平衡時K=c(H+).c(A-)

c(HA)（2）電離平衡常數的化學含義：1、計算方法：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強。（3）影響電離平衡常數的因素K值只隨溫度變化。三、電離平衡常數（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參82弱電解質電離程度相對大小的另一種參數-------電離度αα

=已電離的分子數

弱電解質分子總數弱電解質電離程度相對大小的另一種參數-------83一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:++H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)平衡常數：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:++84在一定溫度時：C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的離子積25℃時，2、水的離子積所以K電離×C(H2O)

＝C(H+)×C(OH-）=KWC(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水的物質的量幾乎不變，C(H2O)的濃度為常數Kw=1×10-14溫度越高，Kw越大，水的電離是一個吸熱過程在一定溫度時：2、水的離子積所以K電離×C(H2O)853、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在100℃時，KW=1×10-12。3、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，86二、溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和OH-,而且在一定溫度下是定值！常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH-][H+]＞[OH-][H+]＜[OH-]H+

=1×10-7mol/LH+

>

1×10-7mol/LH+<

1×10-7mol/L二、溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和O87課堂練習室溫下，由水電離產生的c(OH－)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的離子組（）A．Na+、NH4+、Cl-、SO42-

B.S2-、CH3COO-、Na+、Cs+C.K+、Na+、CO32-

、NO3-

D.K+

、Na+

、NO3-

、SO42-D課堂練習室溫下，由水電離產生的c(OH－)=10-11mol88三、溶液的pH值1、意義：表示溶液酸堿性的強弱。2、表示：用H+物質的量濃度的負對數來表示。3、計算公式：pH=-lg[H+]如[H+]=1×10-7mol/L的溶液pH=7pOH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=？14三、溶液的pH值1、意義：表示溶液酸堿性的強弱。2、表示：用89四、溶液的pH值與酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—]1×10—7mol/L[H+]＜[OH—]1×10—7mol/LpH=7pH＜7pH＞7注意:[H+]與[OH—]的關系才是判斷溶液酸堿性的依據.四、溶液的pH值與酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關系：中90PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]POH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=14五、有關PH值的計算專題PH值的計算二——酸和堿的稀釋pH值計算三——強酸與強酸混合pH值計算四——強堿與強堿混合關鍵：抓住氫離子進行計算！注意：無限稀釋為中性！關鍵：抓住氫氧根離子濃度進行計算！PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]91注意:兩強堿混合PH=10和PH=8等體積混合[H+]=(10-10+10-8)/2=5X10-9mol/LPH=9-lg5=8.3另[OH-]=(10-4+10-6)/2=5X10-5[H+]=2X10-10PH=10-lg2=9.7堿混合先算[OH-]，再算[H+]，最后算PH注意:兩強堿混合PH=10和PH=8等體積混合堿混合先算[O921、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當其物質的量濃度相同時，C（H+）由大到小的順序是

。②同體積、同物質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C（H+）相同時，物質的量濃度由大到小的是___

④當C（H+）相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產生的氣體體積由大到小的順序是_______⑤當C（H+）相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，若產生相同體積的氫氣（相同狀況）則開始時反應速率的大小關系是____，反應所需時間的長短關系是_____________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bacbaccabC>b=aC>b=ab=a>CC>b=a1、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當其93六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色3.1—4.45.0—8.08.2—10.0六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計942、原理：HCl+NaOH=H2OC1V1=C2V2C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知濃度的酸（或堿）測定未知濃度的堿（或酸）濃度的方法叫酸堿中和滴定。*已知濃度的溶液——標準液*未知濃度的溶液——待測液2、原理：C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知953、實驗儀器酸式滴定管堿式滴定管鐵架臺滴定管夾錐形瓶你知道酸堿滴定管的區別嗎？3、實驗儀器酸式滴定管你知道酸堿滴定管的區別嗎？96常見量器簡介量筒、滴定管、移液管（1）量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL讀數精確到0.1mL，無“O”刻度（2）滴定管類型:酸式滴定管和堿式滴定管標識:標有溫度、規格、刻度（“0”刻度在最高點）(常用規格：25mL、50mL)最小分刻度：0.1mL，讀數精確到0.01mL（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）思考：25mL量程滴定管只能盛放25mL的液體嗎？常見量器簡介量筒、滴定管、移液管974、滴定管的使用1.檢查是否漏水2.洗滌：先水洗，再用待裝液潤洗2-3次3.排氣泡，調液面：先裝入液體至“0”刻度以上2-3厘米處，排凈氣泡后調整液面到“0”或“0”以下，記下刻度，注意平視不能仰視或俯視4.滴液：左手握住滴定管活塞（或擠壓玻璃球）右手搖動錐形瓶，眼睛注視著錐形瓶顏色的變化酸式滴定管的用法0刻度在上，上下部各有一段無刻度滴定管準確到0.1ml，讀到0.01ml4、滴定管的使用1.檢查是否漏水0刻度在上，上下部各有一段無98例1、下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（）A．在量筒的上端B．在滴定管上端C．容量瓶上端B練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（）A．50mL量筒，B．100mL量筒C．50mL酸式滴定管，D．50mL堿式滴定管

CB練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（99練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把滴定管中溶液全部排出，則體積（）A、

等于30B、等于20C、大于30D、小于30

C練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把1005、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑甲基橙3.1-4.4紅－橙－黃酚酞8-10無－粉紅－紅（2）滴定終點的判斷不用石蕊作指示劑原因：顏色變化不明顯指示劑的顏色發生突變并且半分鐘不變色即達到滴定終點，終點的判斷是滴定實驗是否成功的關鍵。5、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑甲基橙31016、實驗步驟1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉動是否靈活2)洗滌滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤洗）6、實驗步驟1)查漏（用自來水）1023)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測液于錐形瓶操作:向滴定管中裝液→擠氣泡→調液面→記下起始讀數→放液→記錄終點讀數→滴入指示劑滴定管中裝入標準液→擠氣泡→調液面→記下起始讀數3)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測1034)滴定右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運動，而不是前后振動.左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢視線注視錐形瓶中顏色變化.滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀數.復滴2~3次4)滴定104檢驗滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄。分別用標準液和待測液潤洗相應的滴定管。向滴定管內注入相應的標準液和待測液。將滴定管尖嘴部分的氣泡趕盡。將滴定管內液面調至“0”或“0”刻度以下，并記錄初始體積。向錐形瓶中注入一定體積的待測溶液，并滴加酸堿指示劑。左手控制滴定管活塞，右手旋搖錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的變色情況，記錄滴定中止體積。重復上述操作2～3。1、查漏：2、洗滌：3、潤洗：4、注液：5、趕氣：6、調液：7、加液：8、滴定：9、復滴：10、計算：滴定操作檢驗滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄1056、中和滴定——誤差分析消耗標準液體積增多使待測液濃度偏大;損失待測液體積使待測液濃度偏小6、中和滴定——誤差分析消耗標準液體積增多使待測液濃度偏大;106俯視圖仰視圖正確視線仰視視線正確讀數仰視讀數讀數偏大正確視線俯視視線正確讀數俯視讀數讀數偏小滴定管讀數誤差俯視圖仰視圖正確視線仰視視線正確讀數仰視讀數讀數偏大正確視線107先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數正確讀數先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大實際讀數正確讀數滴定管讀數誤差先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數正確108練5：用標準鹽酸滴定待測燒堿，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）A、盛標準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、開始讀標準酸時用仰視

，D、終點讀標準酸時用俯視

，E、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

。

偏大偏小偏小偏小無影響練5：用標準鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（109010203040V(NaOH)mL12108642PH顏色突變范圍中和滴定曲線酚酞甲基橙0102030110在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。一、定義：二、實質：鹽組成中的離子與水作用生成弱電解質，促使水的電離平衡向正方向移動，使溶液顯酸性、堿性或中性。分析：NaCl能否水解，NaCl溶液為什么顯中性？鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結合生1111、鹽類水解表示方法：CH3COO-＋H2OCH3COOH+OH-顯堿性NH4++H2ONH3·H2O+H+顯酸性通式：An-+H2OHA(n-1)-+OH-Bm++mH2OB(OH)m+mH+二、鹽類水解實質：1、鹽類水解表示方法：CH3COO-＋H2O112練習：書寫下列物質水解的方程式：NaF、Na2CO3、NH4Cl、CuCl2

NaF+H2OHF+NaOH離子方程式：F-+H2OHF+OH-Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH(主)NaHCO3+H2OH2CO3+NaOH(次)NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClCuCl2+2H2OCu(OH)2+2HCl練習：書寫下列物質水解的方程式：NaF+H2O1132、酸＋堿鹽＋水水解鹽的水解反應是中和反應的逆反應，但一般不能進行到底。中和二、鹽類水解實質：2、酸＋堿鹽114鹽類別實例能否水解引起水解的離子對水電離平衡的影響溶液的酸堿性CH3COONa能弱酸陰離子促進水的電離堿性NH4Cl能弱堿陽離子促進水的電離酸性NaCl不能無無中性強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽強堿強酸鹽小結從表中反映的信息，你能否發現一些規律？討論分析鹽類別實例能否引起水解的離子對水電離平衡的影響溶液的115判斷：請大家利用水解規律推測Na2CO3，Al2(SO4)3，KNO3溶液的酸堿性。三、水解規律（五言絕句）有弱才水解無弱不水解誰弱誰水解誰強顯誰性舉例：你認為還有哪些鹽溶液顯酸性？哪些鹽顯堿性？都弱雙水解越弱越水解判斷：請大家利用水解規律推測Na2CO3，三、水解規律（五言116練習：判斷下列鹽類是否能夠水解，若能水解，則水解后的酸堿性是怎樣的？NaClK2SO4NaAcNa2CO3AlCl3CH3COONH4水解誰弱誰水解誰強顯誰性越弱越水解無弱不水解都弱雙水解強酸強堿鹽不水解，顯中性強堿弱酸鹽水解顯堿性強酸弱堿鹽水解顯酸性CH3COONH4=CH3COO-+NH4+H2OH++OH-++CH3COOHNH3·H2O弱酸弱堿鹽的雙水解比單水解復雜，溶液酸堿性要由形成該鹽的弱酸根離子和弱堿陽離子水解程度的相對強弱來決定，（即對應酸、堿誰強顯誰性。）堿性酸性+雙水解分為一般雙水解和完全雙水解。一般雙水解通常比單水解要強，而完全雙水解進行得非常充分。水解程度(h):CO32->HCO3->CH3COO-≈NH4+練習：判斷下列鹽類是否能夠水解，若能水解，則水解后的酸堿性是117四、鹽類水解方程式的書寫規律1、鹽類水解（單水解、一般雙水解）一般是比較微弱的，通常用“”表示，同時無沉淀和氣體產生。2、多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二步水解程度大得多（與電離類似），（相同物質的量濃度的正鹽比對應酸式鹽的水解程度大得多，故Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強。）3、多元弱堿的陽離子水解過程較為復雜，通常寫成一步完成。（與多元弱堿的電離類似）4、對于發生“完全雙水解”的鹽類，因水解徹底，故用“=”，同時有沉淀和氣體產生。5、多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離同步進行。多元弱酸的酸式氫根離子，水解和電離程度的比較——H2PO4-、HSO3-電離強于水解，顯酸性；HCO3-、HPO42-、HS-水解強于電離，顯堿性；（注：此時溶液陽離子為強堿陽離子）在定量計算時，常只考慮第一步水解，而后面的忽略不計；在定性分析時，則必須考慮每一步水解。以下為常見完全雙水解——Al3+與AlO2-、HCO3-、CO32-、S2-、HS-、ClO-Fe3+與AlO2-、HCO3-、CO32-NH4+與SiO32-四、鹽類水解方程式的書寫規律1、鹽類水解（單水解、一般雙118D下列水解離子方程式正確的是()A、Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+B、Br-+H2OHBr+OH-C、CO32-+H2OH2CO3+2OH-D、NH4++H2ONH3.H2O+H+

隨堂練習D下列水解離子方程式正確的是()隨堂練119NH4Cl溶液中，離子濃度由大到小的是（）

A.C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)B.C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-)C.C(H+)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(Cl-)D.C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(OH-)＞C(H+)課堂鞏固練習：BNH4Cl溶液中，離子濃度由大到小的是（）課堂鞏固120五、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質。另外還受外在因素影響：

1、溫度：鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度水解程度增大。（與電離相似）

2、濃度：強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽的濃度越小，水解程度越大，加水稀釋該鹽，可以促進水解（與電離相似）；*而事實上弱酸弱堿鹽，水解程度與濃度無關（如無特別說明，不作考慮）

3、溶液的酸、堿性：鹽類水解后，溶液會呈不同的酸、堿性，因此控制溶液的酸、堿性，可以促進或抑制鹽的水解，故在鹽溶液中加入酸或堿都能影響鹽的水解。五、影響鹽類水解的因素影響鹽類水解的主要因素是鹽本身的性質。121Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒關系——

[Na+]>[CO32-]

>[OH-]>[HCO3-

]

>[H+](濃度關系）[Na+]=2{[CO32-]

+[HCO3-

]+[H2CO3]

}(原子守恒)[Na+]+[H+]=2[CO32-]

+[HCO3-

]+[OH-]

(電荷守恒)[OH-]=[HCO3-

]+2[H2CO3]

+[H+](由水電離的H+.OH-守恒)Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒關系——[122四、鹽類水解的應用

1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸堿性的強弱時，通常需考慮鹽的水解。如：相同條件，相同物質的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小的順序為：

NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4

四、鹽類水解的應用1、判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液酸123鹽類水解的應用2、比較鹽溶液中各離子濃度的相對大小時，當鹽中含有易水解的離子，需考慮鹽的水解。練：25℃時，在濃度均為1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中，若測得其中[NH4+]分別為a、b、c（單位為m