2017高考化学二轮复习专题突破电解质溶液教案
高考化学二轮复习教案：专题九 电解质溶液(学生版)
专题九电解质溶液【考纲点击】1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数。
3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
5.了解难溶电解质的溶解平衡。
了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。
【命题规律】水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。
②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。
③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。
④电解质溶液中离子浓度的大小比较。
⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。
此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
【知识网络】【重点知识梳理】一、电解质1.强、弱电解质与物质分类的关系2.强、弱电解质与化学键的关系一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。
而含弱极性键的共价化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。
但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。
3.弱电解质的判断在中学化学电解质溶液这一知识点的学习中，常常需要根据一些性质对强弱电解质进行有关判断和分析，属于高考的热点。
高考化学专题复习教案七电解质溶液
《电解质溶液》教案一、考纲要求1.理解电解质和非电解质的概念，电解质的电离及离子方程式的意义，强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质的电离平衡概念，以及电离度的概念。
3.理解水的电离，溶液PH值等概念，了解酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙)在溶液中的变化。
4.理解盐类水解的原理。
了解盐溶液的酸碱性。
5.理解原电池原理。
熟记金属活动性顺序。
了解化学腐蚀与电化学腐蚀及一般防腐蚀方法。
6.了解电解和电镀的基本原理及应用。
O三、知识点、能力点提示1.电解质和非电解质凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。
凡是在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
理解时注意：①电解质和非电解质都是对化合物而言，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
②化合物在熔化或溶解于水时能否导电，是判断其是否是电解质的依据。
但要注意有些物质其水溶液虽能导电，但它们并非电解质。
如NH3、SO2溶于水均能导电，但并不是它们本身能电离出自由离子，而是它们与H2O反应的生成物NH3·H2O、H2SO3能电离出离子而导电，所以氨气、二氧化硫都不是电解质。
NaOHO3.电离度α%＝%100⨯子总数溶液中原有电解质的分已电离的电解质分子数＝%100⨯原总物质的量已电离物质的量＝%100⨯-起始物质的量浓度平衡浓度起始物质的量浓度影响电离度的因素：①内因：电解质的本性。
不同的弱电解质由于结构不同，电离度不同。
通常电解质越弱，电离度越小。
②外因：溶液的浓度、温度等会影响电离度。
温度越高，电离度越大。
因电离过程是一个吸热过程。
溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，电离度越大。
对于同一种弱电解质，在不同浓度、不同温度时，电离度不同。
由电离度比较不同弱电解质的强弱，只有在相同浓度、相同温度的条件下才能比较。
4.水的离子积水是极弱的电解质，存在着电离平衡。
水的离子积常数K W ［H +］·［OH -］。
25℃时，Kw ＝10-14，Kw 只随温度的升高而增大，无论是中性、酸性、碱性的稀溶液中都有［H +］·［OH -］K W 。
高三化学二轮复习专题九电解质溶液学案
专题九 电解质溶液【考纲展示】1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
了解电解质的概念。
了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离，水的离子积常数。
4.了解溶液pH 的定义。
了解测定溶液pH 的方法。
能进行pH 的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
7.以上各部分知识的综合利用。
【知识回扣】强、弱电解质的比较弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质电离生成离子和离子结合生成分子的速率相等时，即达到电离平衡状态影响因素：温度、浓度、酸碱度、同离子效应等平衡常数：++B —，K=c （A +）c （B —），K 只与温度有关H 2++OH—溶液的酸碱性酸性溶液：c （H +）>c （OH —）碱性溶液：c （H +）>c （OH —）中性溶液：c （H +）=c （OH —）pHpH=—lgc（H +）pH 的计算弱电解质的电离盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出的H+或OH —结合生成弱电解质的反应实质：盐电离出来的离子和水电离出的H +或OH —结合生成弱电解质，促进了水的电离盐+酸+碱影响因素：温度、浓度、酸碱度等规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性应用难溶物的溶解平衡物质的溶解性：易溶、可溶、微溶、难溶溶解平衡：AgCl （s +（aq ）+Cl —（aq ）对于A m B n （s n+（aq ）+nB m —（aq ）表达式：K sp =c m （A n+）·c n （B m —） 规则溶度积Q>K sp ，溶液过饱和，生成沉淀Q=K sp ，溶液饱和，溶剂和沉淀处于平衡状态Q<K sp ，溶液不饱和，可继续溶解沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成、溶解和转化水溶液中的离子平衡要点扫描一、溶液的酸碱性和溶液的PH1.一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数基本不变。
高考化学二轮复习专题九 电解质溶液(导学案)
专题九 电解质溶液【【【【【【1【【【【【【【【【【【【【【【2【【【【【【【【【【【【【【(【【【【【【【【【【【【【【)【【【【【【【【【【【 3【【【【【【【【【【【【【【pH(【【【【【)【 4【【【【【【【【【【【【【【【【【 5【【【【【【【【【【【【【【6【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 7【【【(【【【【【【【【【【【【)【【【【【【【1【NH 3·H 2O【【【【【【【【【【【【___________________________________________【【【【【【【【【【____________________________________________________________【 【【【【【【【【【【【【【【【(【【【NH 3【【【)【【【【【 【【【【NaOH(s)【【【【HCl(g)【【【NH 4Cl(s) 【【【Na 2CO 3(s) 【【【【【【【【【【【【【1【【【【【【【【【【【【________【【2【【c (NH 【4)【【【【________【 【3【【c (H 【)【【【【________【 【4【【【【【【K b 【【【【________【【【【【NH 3·H 2O【NH 【4【OH 【K b 【c NH 【4·c OH 【c NH 3·H 2O【1【【【【【2【【【【【3【【【【【4【【 2【【【【【【【【【【NH 3·H 2O【NH 4Cl【(NH 4)2SO 4【NH 4HSO 4【NH 4HCO 3 【Na 2CO 3【NaHCO 3【NaOH 【【【【【【【【【1【【【【【【【【【【【【【【【【________【【2【【【【【【【【【【【【c (NH 【4)【【【【【【【【____________________【 【3【【【【【【【【【【【【【【pH【【【【【【【【________________【【4【NaHCO 3【【【【【【【【【___________________________________________________【 【5【NaHCO 3【【【【【【【【【___________________________________________________【NaHCO 3【【【【【【【【【_____________________________________________________【【【【【【1【【【【2【【>【>【>【 【3【【<【<【<【 【4【NaHCO 3【【【HCO【3【【【【【【【【【【【HCO 【3【H 2O H 2CO 3【OH 【【【【【【HCO 【3H 【【CO 2【3【【【【【【【【【【【【【【【【【【5【c (Na 【)【c (H 【)【c (HCO 【3)【c (OH 【)【2c (CO 2【3)c (Na 【)【c (HCO 【3)【c (H 2CO 3)【c (CO 2【3) 3【【【【【【【【pH【【1【25【【0.01mol·L 【1【【【【【c (OH 【)【________mol·L 【1【pH【____________【【【【【【【c (H 【)【________【 【2【100 【【【pH【6【【【c (H 【)【________ mol·L 【1【【【【________【【【3【100 【【(K w 【10【12)【0.01 mol·L 【1【NaOH【【【pH【_____【【【【【【【c (OH 【)【________【 【4【25 【【【pH【8【CH 3COONa【【【c (OH 【)【__________________【【【【【【c (OH 【)【________________【【【【【【1【10【12210【12 mol·L 【1【2【10【6 【 【3【1010【10 mol·L 【1【4【1×10【6 mol·L 【11×10【6 mol·L 【14【【【【【【【【【【“√”【【【【【“×”【1【【【【【【【【【【【c (H 【)【c (OH 【)【【【【【【【【【【【【【【【【() 【2【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【() 【3【【【【【【【【【【【【【【【【【【() 【4【【【【【【【【【【“”()【5【AgCl(s)【【【【【【【【【【K sp 【c Ag 【·c Cl 【c AgCl ()【6【【【【【【【【K sp 【【【【【【【K sp 【【【【() 【7【【【【【【【【pH【【【【【【【【【NaOH【【【【() 【8【【【【【AlCl 3【FeCl 3【CuCl 2【【【【【【【【【【【【【【【() (9)【【【【pH【【【【【【【【pH【3.4()(10)【NaHCO 3【【【【【NaOH【【【【【【【【【【()【【【【【1【√【2【×【3【×【4【×【5【×【6【× 【7【×【8【√(9)×(10)√【【【【【【【【1 【【【“【【【【”【【【 1【(2015·【【【【【3)【【【【【【【【()A【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 B【25 【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【pH【7C【25 【【【0.1 mol·L 【1【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 D【0.1 mol AgCl【0.1 mol AgI【【【【【1 L【【【【【【【【c (Cl 【)【c (I 【) 【【【【C【【【【A【【【【【【【【CH 3COOH【【【【【【CH 3COOHCH 3COO 【【H 【【【【CH 3COONa【【【CH 3COO 【【【【【【CH 3COOH【【【【【【【B【【【【【【【【【【【【NH 4NO 3【【【【NH 【4【【【NH 【4【H 2ONH 3·H 2O【H 【【【【【【【【【【【【C【【【【【【【【【【【【【【【Na 2S===2Na 【【S 2【【【【【【【【【【【【【H 2S HS 【【H 【(【【)【HS 【H 【【S 2【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【D【【0.1molAgCl【0.1molAgI【【【【【1 L【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【c (Ag 【)【【【【【【c Cl 【c I 【【K sp AgCl c Ag 【K sp AgI cAg 【【K sp AgCl K sp AgI 【【【【【【【【【【【【c (Cl 【)≠c (I 【)【【【【 【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【【 1【【【【【【【【【【【【【电离平衡(如CH 3COOH 溶液)水解平衡 (如CH 3COONa 溶液) 研究对象弱电解质(包括水的电离、多元弱酸的酸式盐)盐溶液(包括强酸弱碱形成的盐、弱酸强碱形成的盐、弱酸弱碱形成的盐)实质 弱电解质的电离盐促进水的电离 升高温度 促进电离，离子浓度增大，K 增大促进水解，K 增大加水稀释 促进电离，离子浓度(除OH －外)减小，K 不变促进水解，离子浓度(除H ＋外)减小，K 不变加入相应离子 加入CH 3COONa 固体或盐酸，抑制电离，K 不变加入CH 3COOH 或NaOH ，抑制水解，K 不变加入反应离子加入NaOH ，促进电离，K 不变加入盐酸，促进水解，K 不变2.【【【【【【【【【【【应用举例沉淀的生成①调节pH ：如CuCl 2溶液中含杂质FeCl 3，可调节pH 至4左右，使Fe 3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去②加沉淀剂法：如以Na 2S 、H 2S 等作沉淀剂，使某些金属离子如Cu 2＋、Hg 2＋等生成极难溶的硫化物CuS 、HgS ，是分离、除去杂质常用的方法沉淀的溶解 如用盐酸可溶解碳酸钙沉淀，用NaOH 可溶解氢氧化铝沉淀 沉淀的转化 ①由难溶的沉淀转化为更难溶的沉淀是比较容易实现的一种转化，如在AgCl 悬浊液中，加入KI 溶液后，沉淀变黄，再加入Na 2S 溶液，沉淀变黑②由难溶的沉淀转化为更易溶的沉淀是比较难以实现的一种转化，转化的前提是“两种沉淀的溶解度相差不是很大”。
高中化学溶液电解质教案
高中化学溶液电解质教案一、教学目标：1. 理解溶液中电解质的概念；2. 掌握电解质在水溶液中的电离过程；3. 了解电解质的分类及其在电解质溶液中的电导性质；4. 能够通过实验观察和判断一个溶液是否为电解质。
二、教学重点：1. 电解质的概念和电离过程；2. 不同类型电解质在溶液中的电导性；3. 如何通过实验判断溶液中是否含有电解质。
三、教学内容：1. 电解质的概念和分类；2. 电解质在水溶液中的电离过程；3. 电解质溶液的电导性质；4. 通过实验观察和判断不同溶液中是否含有电解质。
四、教学准备：1. 实验器材：电导仪、导线、电解槽等；2. 实验物质：NaCl、CuSO4、HCl、蓝色废水等。
五、教学过程：1. 介绍电解质的概念和分类，让学生了解电解质是指在溶液中能够电离成离子的物质，根据电离度的不同可分为强电解质和弱电解质；2. 解释电解质在水溶液中的电离过程，引导学生了解电解质在水中溶解时会发生电离反应，生成阳离子和阴离子；3. 展示电解质溶液的电导性质实验，让学生观察不同电解质溶液的导电情况，并说明强电解质的电导性明显高于弱电解质；4. 指导学生通过实验判断不同溶液中是否含有电解质，让学生运用所学知识进行观察和分析，得出结论。
六、教学延伸：1. 可进行更多实验展示不同电解质在水溶液中的电导性；2. 可以介绍电解质在工业生产中的应用。
七、总结与归纳：通过本节课的学习，学生应当掌握了电解质的概念和电离过程，了解了电解质在水溶液中的电导性质，并能够通过实验判断不同溶液中是否含有电解质。
同时，学生还应当了解电解质在工业生产中的应用，并能够进一步拓展相关知识。
高中化学电解质溶液教案
高中化学电解质溶液教案
主题：电解质溶液
教学目标：了解电解质溶液的基本概念，掌握电解质与非电解质的区别，能够解释电解质在水溶液中的电离过程。
一、引入（5分钟）
1. 引入电解质的概念，问学生他们听说过什么是电解质，有哪些电解质溶液。
2. 引入本节课的主题，告诉学生今天将学习电解质溶液的相关知识。
二、概念解释（10分钟）
1. 讲解电解质的定义：在水或其他溶剂中能够导电的化合物称为电解质。
2. 解释电解质与非电解质的区别，非电解质在水中不会发生电离，而电解质会在水中产生离子。
3. 举例说明一些常见的电解质和非电解质。
三、电离过程（15分钟）
1. 解释电解质在水溶液中的电离过程，即离子在水中的解离过程。
2. 以NaCl为例子，讲解NaCl在水中的电离过程，即NaCl分子在水中离解成Na+和Cl-两个离子。
3. 通过化学方程式来表示电离过程，让学生了解电解质在水溶液中的离解过程。
四、实验演示（20分钟）
1. 进行电解质与非电解质的导电性实验，让学生观察实验结果。
2. 通过实验让学生直观地感受电解质溶液与非电解质溶液的区别，培养学生的实验操作技能。
五、总结（5分钟）
1. 总结本节课学习的内容，强调电解质溶液与非电解质溶液的区别。
2. 提醒学生在学习化学知识时要注意实验操作，增强实践能力。
六、作业布置（5分钟）
1. 布置作业，让学生回家整理本节课的知识点，并思考电解质在生活中的应用。
2. 要求学生认真完成作业，以便巩固所学知识。
教案结束。
17高考化学二轮复习专题突破电解质溶液教案
专题九 电解质溶液【考纲要求】1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH 的定义，能进行pH 的简单计算。
3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。
5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。
【考情分析】本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。
其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分析、平衡常数和pH 的计算为考试热点。
尤其要注意带有图像的题目。
【课时安排】3课时 【教学过程】 考点1 电离平衡 一、知识梳理1. 化合物的一种分类方法：⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧混合物非电解质衡）弱电解质（存在电离平强电解质电解质化合物单质纯净物物质 2.弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因：弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH 3COOH)。
（2）外因①浓度：越稀越电离。
②温度：温度越高，电离程度越大③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。
3．电离平衡的移动以CH3COOH(aq)CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH>0为例减小4一元弱酸 HA H＋＋A－K a＝c(H＋)×c(A－)/c(HA)一元弱碱BOH B＋＋OH－K b＝c(B＋)×c(OH－)/c(BOH)多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）：H2A H＋＋HA－K a1＝c(H＋)×c(HA－)/c(H2A)HA－H＋＋A2－K a2＝c(H＋)×c(A2－)/c (HA－)K a1≫K a2，以第一步为主，第二步电离往往忽略不计，故c(A2－)很小。
高三化学高考专题复习教案七电解质溶液人教版
《电解质溶液》教案一、考纲要求1.理解电解质和非电解质的概念，电解质的电离及离子方程式的意义，强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质的电离平衡概念，以及电离度的概念。
3.理解水的电离，溶液PH值等概念，了解酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙)在溶液中的变化。
4.理解盐类水解的原理。
了解盐溶液的酸碱性。
5.理解原电池原理。
熟记金属活动性顺序。
了解化学腐蚀与电化学腐蚀及一般防腐蚀方法。
6.了解电解和电镀的基本原理及应用。
O三、知识点、能力点提示1.电解质和非电解质凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。
凡是在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
理解时注意：①电解质和非电解质都是对化合物而言，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
②化合物在熔化或溶解于水时能否导电，是判断其是否是电解质的依据。
但要注意有些物质其水溶液虽能导电，但它们并非电解质。
如NH3、SO2溶于水均能导电，但并不是它们本身能电离出自由离子，而是它们与H2O反应的生成物NH3·H2O、H2SO3能电离出离子而导电，所以氨气、二氧化硫都不是电解质。
NaOH3.电离度α%＝%100⨯子总数溶液中原有电解质的分已电离的电解质分子数＝%100⨯原总物质的量已电离物质的量＝%100⨯-起始物质的量浓度平衡浓度起始物质的量浓度影响电离度的因素：①内因：电解质的本性。
不同的弱电解质由于结构不同，电离度不同。
通常电解质越弱，电离度越小。
②外因：溶液的浓度、温度等会影响电离度。
温度越高，电离度越大。
因电离过程是一个吸热过程。
溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，电离度越大。
对于同一种弱电解质，在不同浓度、不同温度时，电离度不同。
由电离度比较不同弱电解质的强弱，只有在相同浓度、相同温度的条件下才能比较。
4.水的离子积水是极弱的电解质，存在着电离平衡。
水的离子积常数K W ［H +］·［OH -］。
25℃时，Kw ＝10-14，Kw 只随温度的升高而增大，无论是中性、酸性、碱性的稀溶液中都有［H +］·［OH -］K W 。
高考化学二轮复习 专题七 电解质溶液教案
电解质溶液[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数(K w)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K w)进行相关计算。
4.了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主要因素，盐类水解的应用。
5.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。
6.以上各部分知识的综合运用。
考点一溶液中的“三大”平衡电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1．对比“四个”表格，正确理解影响因素(1)外界条件对醋酸电离平衡的影响CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0体系变化条件平衡移动方向n(H＋) c(H＋) 导电能力K a 加水稀释向右增大减小减弱不变加入少量冰醋酸向右增大增大增强不变通入HCl(g) 向左增大增大增强不变加NaOH(s) 向右减小减小增强不变加入镁粉向右减小减小增强不变升高温度向右增大增大增强增大加CH3COONa(s) 向左减小减小增强不变(2)外界条件对水的电离平衡的影响H2O H＋＋OH－ΔH>0体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋)酸向左不变减小减小增大碱向左 不变 减小 增大 减小 可水解的盐 Na 2CO 3 向右 不变 增大 增大 减小 NH 4Cl 向右 不变 增大 减小 增大 温度升温 向右 增大 增大 增大 增大 降温向左 减小 减小 减小 减小 其他：如加入Na 向右不变增大增大减小(3)外界条件对FeCl 3溶液水解平衡的影响 Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋ΔH >0体系变化 条件平衡移动方向 n (H ＋)pH 水解 程度 现象 升温 向右 增多 减小 增大 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 减小 颜色变浅 加H 2O 向右 增多 增大 增大 颜色变浅 加FeCl 3固体 向右 增多 减小 减小 颜色变深加NaHCO 3 向右减小增大增大生成红褐色沉淀，放出气体(4)外界条件对AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) ΔH >0 体系变化条件平衡移动方向平衡后c (Ag ＋)平衡后c (Cl －)K sp升高温度 向右 增大 增大 增大 加水稀释 向右 不变 不变 不变 加入少量AgNO 3 向左 增大 减小 不变 通入HCl 向左 减小 增大 不变 通入H 2S向右减小增大不变[易错易混辨析](1)弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性。
电解质溶液教案文档
教学论实验研究学习（一）教案电解质溶液【教学背景】在学习了电解质溶液知识的基础上，遵循课改教育理念，我们从“知识与技能，过程与方法，情感态度与价值观”三维目标出发，设计了《电解质溶液》实验的方案，以强化课堂教学中学习的主题性和教学过程的探究性。
知识背景：电解质溶液是中学化学学习的重点内容，例：电解池离子放电次序的解释，电解时阳离子必须到阴极去放电吗？，电解反应方程式的书写等。
在理论知识的学习中，学生已经基本掌握了阴，阳极反应的实质，通过本实验的学习，从而巩固掌握电解质溶液的基本知识。
【教学目标】1.知识与技能：使学生了解电解质溶液的化学原理，电极发生的氧化还原反应及其产物，掌握离子迁移，电解水，电解饱和食盐水与电解饱和氯化铜的实验技能。
2.过程与方法：通过实验和讨论的探究过程，使学生初步掌握实验，观察和逻辑推理方法，提高实验探究和思考辨析能力。
3.情感态度与价值观：通过实验探究，使学生认识“实践是检验真理的唯一标准”了解量变到质变，培养学生严谨求实的态度，如善于合作的精神。
体验科学探究的乐趣。
【教学重点，难点】重点：水的电解，盐类的电解，电解质离子放电次序的解释。
难点：电解时阳离子必须到阴极去电解吗？阴，阳极发生了怎样的反应。
【教学准备】实验组织：全班分为10个实验组，实验每三人一组，在做电解水实验时相邻两组合作，一组做酸的，一组做碱的，做完之后两组进行交换。
根据实验任务，分别提供必要的药品与用品。
材料准备：带孔针头、导线、保险丝、黑胶布、回形针、橡胶塞、铁皮、砂纸电极制作：将带孔针头穿过橡皮塞，把导线穿过针头后将针头抽出橡胶塞。
将导线与电极材料连接，电极与导线接头要用黑胶布裹严，否则会漏夜，实验失败。
溶液配制：1) 饱和CuSO4溶液：查取所在温度下的溶解度，根据配制溶液体积计算出所需固体CuSO4晶体质量（具体操作：量取一定量的蒸馏水于烧杯中，加入几滴稀硫酸酸化，向其中缓慢加入硫酸铜固体（含结晶水），边加边搅拌，直到不再溶解为止，即烧杯底部有少量晶体，一段时间段内晶体不再溶解，这时停止搅拌，静置，取其上清液）。
高考化学二轮复习 专题九 电解质溶液导学案 新人教版(2021年最新整理)
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专题九电解质溶液【考纲解读】1、温度对溶液中几种平衡的影响。
2、稀释时溶液中离子浓度的变化（弱电解质的电离、盐溶液的水解）、浓度之比的变化问题。
3、水的电离程度，溶液酸碱性，pH（测定、计算）。
4、一强与一弱溶液混合后微粒的比较。
5、守恒：电荷守恒、物料守恒.6、应用：电离常数的应用、水解原理的应用。
7、图像（稀释、中和反应、沉淀平衡).【考点回顾】1．NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为___________________________________________，其电离常数表达式为____________________________________________________________。
只改变下列一种条件：①升高温度（不考虑NH3的挥发）②加水稀释③加少量NaOH(s）④通少量HCl(g) ⑤加入NH4Cl(s)⑥加入Na2CO3（s)其中能实现下列要求的是：(1）使电离平衡正向移动的有________。
(2)使c（NH错误!)减小的有________.（3）使c(H＋)增大的有________.（4）使平衡常数K b增大的有________。
【答案】NH3·H2O⇌NH错误!＋OH－K b ＝c NH＋4·c OH－c NH3·H2O（1）①②④（2）②③⑥（3）②④⑤（4）①2．有下列几种物质:①NH3·H2O ②NH4Cl③（NH4)2SO4④NH4HSO4⑤NH4HCO3⑥Na2CO3⑦NaHCO3⑧NaOH按要求回答问题：（1）能促进水的电离且溶液呈酸性的是________。
高考化学二轮复习第一部分专题突破方略专题十一电解质溶液教学案
专题十一电解质溶液了解水的电离、离子积常数(K w)。
了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K h)进行相关计算。
了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。
以上各部分知识的综合运用。
溶液中的离子平衡一、溶液的酸碱性和pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．溶液酸碱性判断的两个标准任何温度常温下溶液酸碱性c(H＋)>c(OH－) pH<7 酸性c(H＋)＝c(OH－) pH＝7 中性c(H＋)<c(OH－) pH>7 碱性3.pH(1)pH试纸：取一小块pH试纸放在干净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液体，点在试纸中部，待试纸变色后，与标准比色卡对比，读出pH。
①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。
②pH试纸不能测定氯水的pH。
(2)pH计：精确测定溶液的pH，可精确到0.1。
(3)酸碱指示剂：粗略测定溶液的pH范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色4.(1)正盐溶液强酸强碱盐显中性，强酸弱碱盐(如NH4Cl)显酸性，强碱弱酸盐(如CH3COONa)显碱性。
(2)酸式盐溶液NaHSO4溶液显酸性(NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4)、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4溶液显酸性(酸式酸根离子的电离程度大于其水解程度)；NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液显碱性(酸式酸根离子的水解程度大于其电离程度)。
高考化学二轮复习电解质溶液学案(全国通用)
第9讲 电解质溶液考点一 电离平衡和溶液酸碱性K 考点盘查ao dian pan cha (课前)1．(2017·全国Ⅱ卷·12)改变0.1mol·L －1二元弱酸H 2A 溶液的pH ，溶液中的H 2A 、HA －、A 2－的物质的量分数δ(X)随pH 的变化如图所示[已知δ(X)＝c (X )c (H 2A )＋c (HA －)＋c (A 2－)]。
下列叙述错误的是 ( D )A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)B．lg[K2(H2A)]＝－4.2C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)[解析]本题考查水溶液中的离子平衡。
解答本题的关键是明确δ(X)与溶液pH的对应关系，以及H2A、HA－、A2－的浓度与pH的大小关系。
从图象中可以看出pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则c(H2A)＝c(HA－)，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定K2(H2A)＝c(H＋)·c(A2－)，从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)，即c(HA－)lg[K2(H2A)]＝lg c(H＋)＝－4.2，B项正确；从图象中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C项正确；从图象中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 mol·L－1，而c(H＋)＝10－4.2mol·L－1，D项错误。
2．(2016·全国Ⅰ卷·12)298 K时，在20.0 mL 0.10 mol·L－1氨水中滴入0.10 mol·L－1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。
(通用版)高考化学二轮复习专题七电解质溶液教案
电解质溶液[考纲要求] 1.了解水的电离、离子积常数(K w)。
2.了解溶液pH的含义及其测定方法，能进行pH的简单计算。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K w)进行相关计算。
4.了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主要因素，盐类水解的应用。
5.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。
6.以上各部分知识的综合运用。
考点一溶液中的“三大”平衡电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
1．对比“四个”表格，正确理解影响因素(1)外界条件对醋酸电离平衡的影响CH3COOH CH3COO－＋H＋ΔH>0(2)外界条件对水的电离平衡的影响H2O H＋＋OH－ΔH>0(3)外界条件对FeCl 3溶液水解平衡的影响 Fe 3＋＋3H 2OFe(OH)3＋3H ＋ΔH >0(4)外界条件对AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq) ΔH >0[易错易混辨析](1)弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性。
加水稀释醋酸溶液，在稀释过程中，c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )______(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(H＋)·c(CH3COO－)c(CH3COOH)________，c(CH3COO－)c(CH3COOH)·c(OH－)________，c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)________________，n(CH3COOH)＋n(CH3COO－)____________。
答案增大不变不变减小不变(2)试判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”“碱性”或“中性”)。
①相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合( )②相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合( )③相同浓度的NH3·H2O和HCl溶液等体积混合( )④pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )⑤pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合( )⑥pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )⑦pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合( )⑧pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合( )答案①中性②碱性③酸性④中性⑤酸性⑥碱性⑦酸性⑧碱性2．pH的计算已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如图所示：(1)则25℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)，请说明理由：_______________________。
2017届高考化学二轮温习专题九电解质溶液导学案新人教版
专题九 电解质溶液【考纲解读】1、温度对溶液中几种平稳的阻碍。
2、稀释时溶液中离子浓度的转变(弱电解质的电离、盐溶液的水解)、浓度之比的转变问题。
3、水的电离程度，溶液酸碱性，pH(测定、计算)。
4、一强与一弱溶液混合后微粒的比较。
5、守恒：电荷守恒、物料守恒。
6、应用：电离常数的应用、水解原理的应用。
7、图像(稀释、中和反映、沉淀平稳)。
【考点回忆】1．NH 3·H 2O 在水溶液中的电离方程式为___________________________________________，其电离常数表达式为____________________________________________________________。
只改变以下一种条件：①升高温度(不考虑NH 3的挥发) ②加水稀释 ③加少量NaOH(s) ④通少量HCl(g) ⑤加入NH 4Cl(s) ⑥加入Na 2CO 3(s) 其中能实现以下要求的是：（1）使电离平稳正向移动的有________。
（2）使c (NH ＋4)减小的有________。
（3）使c (H ＋)增大的有________。
（4）使平稳常数K b 增大的有________。
【答案】NH 3·H 2O ⇌NH ＋4＋OH －K b ＝c NH ＋4·c OH －c NH 3·H 2O（1）①②④ （2）②③⑥ （3）②④⑤ （4）① 2．有以下几种物质：①NH 3·H 2O ②NH 4Cl③(NH 4)2SO 4 ④NH 4HSO 4 ⑤NH 4HCO 3 ⑥Na 2CO 3 ⑦NaHCO 3 ⑧NaOH 按要求回答下列问题：（1）能增进水的电离且溶液呈酸性的是________。
（2）同浓度①～④的溶液中，c (NH ＋4)由大到小的顺序是____________________。
（3）常温下，同浓度⑤～⑧溶液，pH 由小到大的顺序是________________。
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专题九电解质溶液【考纲要求】1.了解强弱电解质的概念及在水溶液中的电离、导电性和弱电解质的电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数，了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
3.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
4.了解盐类水解的原理及影响的主要因素和盐类水解的应用，会比较离子浓度大小。
5.了解难溶电解质的溶解平衡，了解应用及沉淀转化的实质。
【考情分析】本专题的考查点主要集中在物质在水溶液中的行为，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀的溶解平衡三大平衡体系，侧重于对平衡、平衡影响因素以及平衡移动后结果的分析等的考查。
其中盐类水解的应用、对图像的分析、溶液中微粒浓度大小的对比、平衡移动分析、平衡常数和pH的计算为考试热点。
尤其要注意带有图像的题目。
【课时安排】3课时【教学过程】考点1 电离平衡一、知识梳理1. 化合物的一种分类方法：2.弱电解质的电离平衡及其影响因素弱电解质的电离平衡指在一定条件下（温度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。
（1）内因：弱电解质本身，如常温下K(HF)>K(CH3COOH)。
（2）外因①浓度：越稀越电离。
②温度：温度越高，电离程度越大③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，使电离平衡向逆反应方向移动。
④化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使平衡向电离(正反应)方向移动。
3．电离平衡的移动以CH3COOH(aq) CH3COO－(aq)＋H＋(aq) ΔH>0为例4一元弱酸 HAH＋＋A－K a＝c(H＋)×c(A－)/c(HA)一元弱碱BOHB＋＋OH－K b＝c(B＋)×c(OH－)/c(BOH)多元弱酸是分步进行的（如二元弱酸）：H2AH＋＋HA－K a1＝c(H＋)×c(HA－)/c(H2A)HA－H＋＋A2－K a2＝c(H＋)×c(A2－)/c(HA－)K a1≫K a2，以第一步为主，第二步电离往往忽略不计，故c(A2－)很小。
弱电解质和强电解质的对比例1. 室温下向10 mL pH＝3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( )A．溶液中导电粒子的数目减少B.溶液中不变C．醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大D．再加入10 mL pH＝11的NaOH溶液，混合液pH＝7【解析】 B 醋酸属于弱酸，加水稀释有利于醋酸的电离，所以醋酸的电离程度增大，同时溶液中导电粒子的数目会增多，由于溶液体积变化更大，所以溶液的酸性会降低，即c (H ＋)、c (CH 3COO －)、c (CH 3COOH)均会降低，因此选项A 、C 均不正确；由水的离子积常数K w ＝c (H ＋)·c (OH －)知c (OH －)＝K wc （H ＋），所以c （CH 3COO －）c （CH 3COOH ）·c （OH －）＝c （H ＋）·c （CH 3COO －）c （CH 3COOH ）·K w ＝K aK w，其中K a 表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离子积常数和醋酸的电离平衡常数均只与温度有关，所以选项B 正确；pH ＝3的醋酸溶液中CH 3COOH 浓度大于0.001 mol ·L －1，pH ＝11的NaOH 溶液中NaOH 的浓度等于0.001 mol ·L －1，因为在稀释过程中醋酸的物质的量是不变的，因此加入等体积的pH ＝11的NaOH 溶液时，醋酸会过量，因此溶液显酸性，所以选项D 不正确。
例2.pH ＝2的两种一元酸x 和y ，体积均为100 mL ，稀释过程中pH 与溶液体积的关系如图所示。
分别滴加NaOH 溶液(c ＝0.1 mol ·L －1)至pH ＝7，消耗NaOH 溶液的体积为V x 、V y ，则( )A ．x 为弱酸，V x ＜V yB ．x 为强酸，V x ＞V yC ．y 为弱酸，V x ＜V yD ．y 为强酸，V x ＞V y【解析】 C 由图像可知x 稀释10倍，pH 变化1个单位(从pH ＝2变为pH ＝3)，故x 为强酸；而y 稀释10倍，pH 变化小于1个单位，故y 为弱酸，故A 、D 错误；pH 都为2的x 和y ，前者物质的量浓度为0.01 mol ·L －1，而后者大于0.01 mol ·L －1，故滴加NaOH 溶液中和至溶液为中性时，后者消耗碱的体积大，故C 正确，B 错误。
三、方法总结 判断电解质强弱的方法1．在相同浓度、温度下，与强电解质做导电性对比实验。
如同条件下，测相同浓度的HA 和HCl 溶液的导电性，若相同，HA 为强酸；若HA 比HCl 弱，HA 为弱酸。
2．在相同浓度、温度下，比较反应速率的快慢。
如将锌粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，反应速率前者比后者快。
3．比较浓度与pH 的关系。
如0.1 mol ·L －1CH 3COOH ，其pH>1，则可证明CH 3COOH 是弱电解质。
4．测定对应盐的酸碱性。
如CH 3COONa 溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。
5．比较稀释前后的pH 与稀释倍数的变化关系。
如将pH ＝2的酸溶液稀释1000倍，若pH 为4，则证明酸为弱酸；若pH 为5，则证明酸为强酸。
6．采用实验证明存在电离平衡。
如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH 3COONH 4，颜色变浅。
四、特别提醒克服定势思维。
防止出现平衡向右移动，则左边物质所有的量均减小，右边物质的量均增加的定势思维。
因为引起平衡移动的因素不确定，如加水稀释可使平衡右移，反应物的量减小；加入溶质也使平衡右移，反应物的量增大。
各个物理量的定义不同，如加水稀释使平衡右移，生成物的物质的量增大，但生成物的物质的量浓度却减小。
考点二、水的电离及溶液酸碱性一、知识梳理1. 水的离子积常数（1）25 ℃时，水的离子积K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，K w称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）水的电离过程是吸热过程，温度升高，K w增大，温度降低，K w减小。
2.外界条件对水的电离平衡的影响H2OH＋＋OH－ΔH>03.pH计算（1）水电离出的c(H+)或c(OH－)的计算（25℃）①中性溶液：c (H+)=c (OH－)=1.0×10－7mol/L②溶质为酸（碱)的溶液：H+(OH－)来源于酸(碱)的电离和水的电离，而OH－(H+)只来源于水的电离。
如pH=2的盐酸中水电离出的c(H+):先求出溶液中的c(OH－)=10－12mol/L，即水电离出的c(H+)水=c(OH－)=10－12mol/L.③正盐水解呈酸性或碱性的盐溶液H+和OH－均由水电离产生。
如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10－2mol/L [c(OH－)=10－+结合了]12mol/L是因为部分OH－与部分NH4（2）溶液pH的计算类型及方法（常温下）①酸、碱溶液pH计算强酸溶液，如H n A，设浓度为c mol/L，c(H+)=nc mol/L,pH=－lgc(H+)=－lg(nc)。
强碱溶液，如B（OH）n ，设浓度为c mol/L，c(OH－)=nc mol/L,则c(H+)=10－14/nc mol/L，故pH=－lgc(H+）=14+lg(nc)②酸、碱混合pH的计算两强酸混合：c混（H+）= c1(H+)V1 + c2（H+）V2V1 + V2两强碱混合：c混（OH－）= c1(OH－)V1 + c2（OH－）V2V 1 + V 2 强酸、强碱混合酸过量：c 混（H +）= c 酸(H +)V 酸 － c 碱（OH －）V 碱V 酸 + V 碱 碱过量c 混（OH －）= c 碱(OH －)V 碱 － c 酸（H +）V 酸 V 酸 + V 碱 4、酸碱中和滴定（以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例) (1)滴定前的准备滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
(2)滴定左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。
(3)终点判断滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且半分钟不恢复，视为滴定终点。
(4)数据处理按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c (NaOH)＝c （HCl ）·V （HCl 溶液）V （NaOH 溶液）计算。
2．误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，因操作不正确而引起的误差有：例3. 水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( ) A ．NaHSO 4溶液 B ．KF 溶液 C ．KAl(SO 4)2溶液 D ．NaI 溶液 答案：D解析：A 项电离出H ＋，抑制水的电离；B 项F －水解促进水的电离；C 项Al 3＋水解促进水的电离；D 项Na ＋、I －均不水解，对水的电离无影响。
例4. 25 ℃时，用浓度为0.1000 mol ·L －1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 浓度均为0.100 0mol ·L－1的三种酸HX 、HY 、HZ ，滴定曲线如图所示，下列说法正确的是( )A ．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZ<HY<HXB ．根据滴定曲线，可得K a (HY)＝10－5C ．将上述HX 、HY 溶液等体积混合后，用NaOH 溶液滴定至HX 恰好完全反应时：c (X －)>c (Y －)>c (OH －)>c (H ＋)D ．HY 与HZ 混合，达到平衡时：c (H ＋)＝K a （HY ）·c （HY ）c （Y －）＋c (Z －)＋c (OH －) 解析：B 由图像知酸性HZ ＞HY ＞HX ，同条件下三种酸导电能力HZ ＞HY ＞HX ，A 错误；从滴定曲线知K a (HY)＝c （H ＋）×c （Y －）c （HY ）＝10－3·10－30.100 0＝10－5，B 正确；由于酸性HY ＞HX ，NaX 水解程度大于NaY ，故c (Y －)＞c (X －)，溶液呈碱性，即c (OH －)＞c (H ＋)，正确顺序：c (Y －)＞c (X －)＞c (OH －)＞c (H＋)，C 错误；根据质子守恒c (H ＋)＝c (Y －)＋c (Z －)＋c (OH －)，D 错误。
三、特别提醒“滴定终点”、“恰好中和”、“呈中性(或pH ＝7)”的不同。
(1)滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差)，而指示剂变色点都不是pH ＝7的情况。