电离平衡、pH、盐类水解
电离平衡和盐类水解实验指导
电离平衡和盐类水解实验指导一、目的要求1. 了解弱酸、弱碱的电离平衡及平衡移动的基本原理。
2. 练习缓冲溶液的配制并试验其性质。
3. 了解盐类水解平衡及其平衡移动的基本原理。
4. 了解难溶电解质的多相电离平衡及其平衡移动的基本原理。
二、实验内容（一）弱酸、弱碱的电离平衡及其平衡移动（同离子效应）1. 两只试管+ NH3·H2O + 酚酞→其中一只试管+ NH4Cl（固）→对比两只试管2. 两只试管+ HAc + 甲基橙→其中一只试管+ NaAc（固）→对比两只试管3. 一只试管+ MgCl2 + NH4Cl + NH3·H2O一只试管+ MgCl2 + NH3·H2O →对比两只试管（二）缓冲溶液+ 5滴HCl + 过量HCl1. HAc－NaAc+ 百里酚蓝（分成三份）+ 5滴NaOH + 过量NaOH+ 5滴H2O2. 缓冲溶液的缓冲性能：以精密pH试纸进行测量25 ml 0.1 mol/L NH3·H2O ＋25 ml 0.1 mol/L NH4Cl →+ 0.5 ml 0.1 mol/L HCl→+ 1 ml 0.1 mol/L NaOH（三）盐类的水解1. 解释那些盐类发生水解，溶液酸碱性2. Bi(NO3)3的水解及平衡移动Bi(NO3)3 + H2O →＋HNO3 →+ H2O（四）沉淀的生成和溶解1. CaCl2 + H2C2O42. CaCl2 + (NH3)2C2O4→+ HCl →+ 过量NH3·H2O3. 同量的CaCl2 + NH3·H2O三、考查的操作（一）固体液体药品的取用使用胶头滴管取用液体试剂的操作使用药匙或纸槽取用固体药品的操作（二）移液管的使用洗耳球和移液管配合，移取一定体积的溶液（三）pH值的测定使用pH试纸测定溶液的pH值四、注意事项（一）测定缓冲溶液的pH值时，宜快速，防止因NH3·H2O的挥发使pH变化。
盐类的水解知识点
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。
2．实质盐电离→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫弱酸的阴离子→结合H ＋弱碱的阳离子→结合OH －―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→⎩⎪⎨⎪⎧c (H ＋)≠c (OH －)―→溶液呈碱性、酸性c (H ＋)＝c (OH －)―→溶液呈中性 3．特点可逆→水解反应是可逆反应 |吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热过程 |微弱→水解反应程度很微弱4.盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
越稀越水解，越热月水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)③弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。
如NaHCO 3溶液中：HCO －3H ＋＋CO 2－3(次要)，HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －(主要)。
b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
（目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解）5.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
弱电解质的电离、盐类的水解
弱电解质的电离、盐类的水解一、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（2）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（3）电离平衡的特点：动：v电离=v结合；定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动 2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]【注】（1）弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
（2）多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—； K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O](3)室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 影响电离平衡的因素(勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
③加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。
—+二、盐类的水解1. 盐类水解的概念（1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO—；H2O OH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
电离平衡与盐类水解的实验原理
电离平衡与盐类水解的实验原理一、电离平衡的概念和背景1.1 电离平衡的定义电离平衡是指在一定条件下，溶液中的部分物质发生电离并形成离子，同时离子也会再次结合形成原来的分子或生成新的物质的过程。
电离平衡的特点是正反反应速率相等，此时溶液中的离子浓度保持不变。
1.2 电离平衡常数电离平衡常数（K）表示离子生成与消失之间的平衡状态。
对于一般的离子化反应：A ⇌ B+ + C-电离平衡常数的定义为：K = ([B+][C-])/[A]其中，方括号表示物质的浓度。
1.3 影响电离平衡的因素电离平衡的位置和平衡常数受到温度、浓度、压力等因素的影响。
而且，离子在电离平衡中的相对稳定性也会影响平衡的位置。
二、盐类水解的概念和实验现象2.1 盐类的定义盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中能够电离生成离子。
2.2 盐类的水解盐类在水溶液中能够发生水解反应，根据水解程度的不同，可以分为完全水解和不完全水解。
完全水解即盐类完全电离生成阳离子和阴离子，而不完全水解则是指盐类只部分电离，同时生成一定比例的未电离的分子。
2.3 盐类水解导致的实验现象盐类水解会导致溶液pH值的变化，从而影响溶液的酸碱性质。
如果阳离子是酸性的，阴离子是碱性的，则溶液呈弱碱性；反之，如果阳离子是碱性的，阴离子是酸性的，则溶液呈弱酸性。
三、电离平衡与盐类水解的关系3.1 电离平衡在盐类水解中的作用在盐类水解反应中，电离平衡起到了关键的作用。
根据电离平衡的原理，水解过程中生成的离子会再次结合形成分子。
通过平衡常数的计算，可以推测出盐类水解的程度以及产生的酸碱性质。
3.2 电离平衡常数与酸碱性质变化的关系根据电离平衡常数的大小，可以判断溶液的酸碱性质。
如果水解反应生成的酸离子浓度高于碱离子浓度，则溶液呈酸性；如果碱离子浓度高于酸离子浓度，则溶液呈碱性。
当两种离子的浓度接近时，溶液呈中性。
四、实验方法和步骤4.1 实验材料和试剂准备•盐类：选择具有不同酸碱性质的盐类，如氯化钠、硫酸钠等。
化学盐类的水解、电离知识点总结
一、盐类的水解反应1.定义：在水溶液中,盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。
2.实质:由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(Ｈ+)和c(ＯＨ)-不再相等,使溶液呈现酸性或碱性。
3.特征(1)一般是可逆反应,在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解是中和反应的逆过程: ，中和反应是放热的,盐类水解是吸热的。
(3)大多数水解反应进行的程度都很小。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4.表示方法(1)用化学方程式表示：盐+水⇌酸+碱如AlCl3的水解:ﻩAlCl3 +３Ｈ2０⇌Al+3+ 3Cl-ﻩ(２)用离子方程式表示:盐的离子+水⇌酸(或碱)＋OH-（或H+）3+3H2Ｏ⇌Ａl（OH)3＋３H+ﻩ如AlCｌ３的水解：Aｌ+二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性（1)弱酸酸性越弱,其形成的盐越易水解,盐溶液的碱性越强。
(2)弱碱碱性越弱,其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
２．外因（1)温度:由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。
(2)浓度:稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大;增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。
(3)外加酸碱:Ｈ+可抑制弱碱阳离子水解，OＨ-能抑制弱酸阳离子水解。
(酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解,碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解)三、盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性（１)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 ｍol·Ｌ－1的Na2CO3和NａHＣＯ3溶液的碱性:Na2CO3>NaHCＯ3。
(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。
如0.１mol·L-1的①NａCl，②Na2CO3,③ＡlCl3溶液的pH大小：③<①<②。
2.利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe+3+3H２Ｏ⇌Fe(OH)3+3H+3.盐溶液的配制与贮存配制FeCｌ3溶液时加入一定量酸（盐酸)抑制水解；配制ＣｕSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。
盐类的水解
诚西郊市崇武区沿街学校34盐类的水解一、盐类水解的原理(弱电解质离子破坏水的电离)1、水解本质〔本质〕：破坏水的电离平衡、促进水的水电离盐类水解的本质是盐溶液中盐电离出来的弱酸根离子或者者弱碱根离子与水分子电离出的H+或者者OH―结合成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，并使水的电离平衡正向挪动，最后使得溶液中c(H+)(或者者c(OH―))大于c(OH―)(或者者c(H+))而使溶液呈酸性〔或者者碱性〕。
如：NH4Cl ：NH4++H2O NH3·H2O+H+〔显酸性〕CH3COONa ：CH3COO ―+H2OCH3COOH+OH―〔显碱性〕 2、条件：盐必须可溶；必须有弱电解质的离子；〔有弱才水解〕3、影响因素：内因是盐本身的性质〔越弱越水解〕①升高温度有利于水解反响，盐类的水解反响是吸热反响，所以。
②浓度越稀，水解程度越大，但水解产生的酸碱性比浓溶液弱。
③溶液中有酸或者者碱对盐水解有较强的影响，一样抑制，不同促进。
例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+－Q 4、水解规律〔谁强显谁性〕盐的类型 实例 水解？ 什么离子水解 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl 、KNO3、BaCl2 不水解 pH=7 强酸弱碱盐 NH4Cl 、FeCl3、CuSO4 水解 NH4+、Cu2+、Fe3+阳离子 pH<7强碱弱酸盐 Na2S 、Na2CO3、NaHCO3 水解 S2―、CO32―、HCO3―阴离子pH>7阳离子：一价：NH4+、Ag+二价：Fe2+、Cu2+、Zn2+三价：Fe3+、Al3+……阴离子：一价：CH3COO —、HS―、AlO2—、ClO —、F —、HCO3—二价：SiO32—、HPO42—、CO32—、S2—三价：PO43—……5、双水解：一般来说，酸性盐〔不是酸式盐〕与碱性盐混合时，应从双水解考虑：〔1〕两种水解情况相反的盐溶液混合后，按图所示连线间的反响进展双水解，且反响进展到底。
电离平衡及盐类水解
电离平衡一、电离：1、纯水是一定是中性溶液，因为水电离出的H + 和OH - 一定一样多的；但是PH 值可以不为7，电离是吸热反应，温度越高，电离程度越大，K W 越大。
2、在任何情况下，要看清楚题目当中的H + 和OH - 是由水电离出的还是由酸碱电离出的； 注意在酸性或者碱性溶液中，如何求水电离出的H + 和OH - 。
注意：盐类水解出的H + 和OH - 是算做水的电离！3、弱酸（弱碱）和强碱（强酸）中和时，要看清楚是等浓度还是PH 值之和为14。
4、弱酸和弱碱电离程度与浓度变化的影响：相对整体来说，电离是很小的一部分。
同种物质，浓度越低，电离程度越大。
如 CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋，若向其溶液中加水，平衡会向正反应方向进行（水解程度变大），但是C(CH 3COOH ）、C(CH 3COO)－、C(H ＋)的均变小，C(OH -)变大。
问：PH=3的CH 3COOH 1体积，PH=4的CH 3COOH 10体积，哪个溶液中的CH 3COOH 的物质的量更大？二、盐类水解：1、该离子对应酸（碱）的酸性（碱性）越弱，水解程度越强。
2.、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO 3溶液中：nC(Na +)＋nC(H +)＝nC(-3HCO )＋2nC(-23CO )＋nC(-OH )推出：C(Na +)＋C(H +)＝C(-3HCO )＋2C(-23CO )＋C(-OH ) 3、元素（原子）守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO 3溶液中nC(Na +)：nC(C)＝1：1，推出：C(Na +)＝C(-3HCO )＋C(-23CO )＋C(H 2CO 3)4、当弱酸（弱碱）与弱酸强碱盐（弱碱强酸盐）在一起时，注意先判断电离大于水解还是水解大于电离（可通过最后呈酸性还是碱性来判断）。
溶液中的离子反应(电离、水解、溶解平衡)
（3）酸碱电子理论 凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱,也称 为路易斯酸碱理论。 H+ + ׃OH- = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物 a、 H3BO3 H3BO3 + H2O b、Cu2+ + 4NH3 酸 碱 = H+ + H2BO3ֿ (错误) [B(OH)4]ˉ + H+ （硼酸是路易斯酸） [Cu(NH3)4]2+ 深兰色 加合物
2 4
HAc/Ac-, H3O+/ H2O + NH4 /NH3, H3O+/ H2O
H2O+ CO3
OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OH2– – ˉ(水解) HCO3 + OH HCO 3/CO3, H2O/OH-
两性物质: H2O, HCO3无机盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物) 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛， 其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、 Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。
③多元弱碱也是分步电离，但书写电离方程式时常写总式。 ④Al（OH）3有酸式和碱式电离。
⑤多元弱酸的酸式盐的电离方程式.
05:32
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3
例1、⑴NH3· 2O； ⑵HClO；⑶H2SO3； ⑷Fe（OH）3； H (5)Al（OH）3； (6)NaHCO3 ；(7) NaHSO4 （8)Ba（OH)2
[NH3· 2O] H
（3）、意义： 25℃时 HF K=7.2×10 –4 ∴ 酸性：HF ＞ HAc
HAc K=1.8×10 –5
同温度下，电离常数的大小表示了弱电解质的相对强弱 中强酸（碱） ： K a (K b) 10-2 弱酸（碱）： Ka (K b)=10-3~10-7
盐类的水解第4课时溶液中离子浓度大小比较
1.（四川卷）.关于浓度均为0.1 mol/L的三种溶液： ①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列说法不正 确的是( ) B A.c（NH4+）：③＞① B.水电离出的c（H+）：②＞① C.①和②等体积混合后的溶液： c（H+）＝c(OH-)+c(NH3· H2O) D. ①和③等体积混合后的溶液： c（NH4+）＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
2.将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH溶液 等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量关系 正确的是（D ) A 、c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3· H2O) B、 c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3· H2O) ＞c(OH-)＞c(H+) C、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(NH3· H2O) D、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3· H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)
D、c(A-) + c(HA) = 0.4mol/L ( A )
2.(天津).下列叙述正确的是 (
)
D
A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中： c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-) B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和 Kw均减小 C.pH=5的CH3COOH溶液和pH =5的NH4Cl溶液中， c(H+)不相等 D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
知识储备
2.电荷守恒、物料守恒和质子守恒---牢记三个守恒 如：NH4Cl溶液：
一、单一溶质
专题一__电离平衡和盐类的水解平衡
电离平衡和盐类的水解平衡【考点分析】弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。
几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH 的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w 不变，c(H ＋)、c(OH ―)此增彼减。
即：加酸，c(H ＋)增大，c(OH ―)减小，pH 变小。
加碱，c(OH ―)增大，c(H ＋)减小，pH 变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H ＋ 或OH ― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
水的电离-盐类的水解
一、 强电解质和弱电解质注意：①化合物不是电解质即为非电解质 ②难溶性化合物不一定就是弱电解质。
〔例如：BaSO 4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO 4等仍为强电解质。
〕二、弱电解质的电离平衡1.电离平衡概念：一定条件〔温度、浓度〕下，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，各微粒的浓度不再发生变化。
3.影响电离平衡的因素〔1〕决定性因素——弱电解质的本性。
〔2〕外因：溶液浓度——同一弱电解质，浓度越大，电离度越小。
温度——由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。
假设不指明温度，一般指25℃。
其它因素——如改变pH 值等。
〔3〕多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K 1、K 2、K 3 分别表示。
如：磷酸的三个K 值，K 1>K 2>K 3 ，但第一步电离是主要的，磷酸溶液的酸性主要由第一步电离决定。
因此在说明磷酸溶液显酸性的原因时，只写第一步电离方程式便可。
多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。
如：Cu(OH)2Cu 2++2OH —5.电离方程式的书写 强电解质电离用“==”，弱电解质电离用“”。
6.溶液的导电性与电解质强弱的关系 三、水的电离和溶液的PH 值1.水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H 2O+H 2O H 3O ++OH －简写成H 2OH ++OH －，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响2.水的离子积——纯水及电解质稀溶液中〔c ≤1mol·L －1〕有c (OH )·c (H +)=K w ，K w 只受温度影响，常温时〔25℃〕K w =1×10－14，温度升高，水的电离程度增大。
K w 亦增大，100℃，K w =1×10－123.强酸〔强碱〕、弱酸〔弱碱〕加水稀释后的pH 的计算 〔1〕强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH= a + n 〔2〕弱酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH< a + n〔3〕强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH= b—n〔4〕弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH> b—n〔5〕酸碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸的pH不能>7，碱的pH不能<7 四、盐类水解在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解2. 影响因素〔1〕决定性因素——盐的性质〔2〕外因①浓度——增大盐的浓度，水解平衡向水解方向移动，但水解程度减小。
盐类水解详细知识点
专题八电离平衡及其盐类水解[2021高考预测】1•外界条件对弱电解质和水电离平衡的影响及强、弱电解质的比拟仍将是命题的重点。
2•溶液pH的计算与生物酸碱平衡相结合或运用数学工具(图表)进展推理等试题在高考中出现的可能性较大。
3•溶液中离子(或溶质粒子)浓度大小比拟仍是今后高考的热点。
【难点突破】难点一、强、弱电解质的判断方法1.电离方而：不能全部电离，存在电离平衡，如(1)0.1 mol L ICH3COOH 溶液pH 约为3；(2)0.1 mol CHsCOOH溶液的导电能力比一样条件下盐酸的弱；(3)—样条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反响速率比后者快；(4)醋酸溶液中滴入石裁试液变红，再加CH3COONH4,颜色变浅；⑸pH=l的CHSCOOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。
2.水解方而根据电解质越弱，对应离子水解能力越强(1)CH3COONa 水溶液的pH>7：(2)0.1 mol-L 1 CHsCOONa 溶液pH 比0.1 mol-L 1 NaCl 溶液大。
3.稀释方而如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。
c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。
叫、请体会图中的两层含义：(1)加水稀释一样倍数后的pH大小：氨水〉NaOH溶液，盐酸〉醋酸。
假设稀释伽倍,盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。
（2）稀释后的pH仍然相等，那么加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸〉盐酸。
4.利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱。
如将醋酸参加碳酸钠溶液中，有气泡产生。
说明酸性：CH3COOH>H2C03O5 .利用元素周期律进展判断，如非金属性Cl>S>P>Si ,那么酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3（M高价氧化物对应水化物）：金属性：Na>Mg>AI,那么碱性: NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3o【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时，只要说明该物质是不完全电离的，即存在电离平衡，既有离子，又有分子，就可说明为弱电解质。
溶液中的平衡(电离平衡、水解平衡)
- 1 -溶液中的平衡：电离、水解、难溶电解质溶解平衡 一、基础知识储备1、 书写弱溶电解质电离方程式 （1）.NH 3-H 2O;CH 3COOH;H 2O(2)书写盐类水解离子方程式：NH 4Cl;CH 3COONa;Na 2S;Na 2CO 3; NaHCO 3(3)难溶电解质溶解平衡AgCl二、平衡移动3沉淀转化 三、难点——守恒Na 2CO 3 NaHCO 3 电荷 ； 物料 ； 质子例1、 下列关于电解质溶液的叙述正确的是（2006年）A ．常温下，pH=7的NH 4Cl 与氨水的混合溶液中离子浓度大小顺序为)OH ()H ()NH ()CI (-4-c c c c =>>++B ．将pH=4的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低C ．中和pH 与体积均相同的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH 的物质的量相同D ．常温下，同浓度的Na 2S 与NaHS 溶液相比，Na 2S 溶液为pH 大例2、25℃时，水的电离可达到平衡：H 2O=H ++OH -;△H ＞0，下列叙述正确的是（2007年）A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH)-降低B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H+）增大，K w不变C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H+）降低D.将水加热，K w增大，pH不变例3、醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确．．．的是A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D、常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7例4、.下列叙述正确的是（2009年）A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和K均减小C.pH=5的CH3COOH溶液和Ph=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降例5、25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确．．．的是（2009年）A.均存在电离平衡和水解平衡B.存在的粒子种类相同C.c(OH-)前者大于后者D.分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大五、当堂检测1．将0.lmol·1L-醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B．溶液中c(H+)增大C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大2、已知0.1mol·L-1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法中正确的是（）A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)D．在Na2A溶液中一定有：c(Na+)>c(A2-)>c(H+)> c(OH-)3、下列操作中，能使电离平衡H2O H＋＋OH－，向右移动且溶液呈酸性的是（）（A）向水中加入NaHSO4溶液（B）向水中加入Al2(SO4)3溶液（C）向水中加入Na2CO3溶液（D）将水加热到100℃，使pH＝64、（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－。
高中化学【弱电解质的电离 盐类的水解】教案
弱电解质的电离 盐类的水解学习目标1、使学生知道电离平衡常数的含义，能说明温度、浓度、外加物质对电离平衡的影响。
2、使学生知道盐类水解的原理，能说明温度、浓度、外加酸碱对水解平衡的影响，了解盐类水解在生产、生活中的重要作用。
本节教材的重点和难点是温度、浓度、外加物质对电离平衡、水解平衡的影响。
一、弱电解质的电离平衡1、电离平衡常数一元弱酸电离平衡常数：a k COOH CH 3+-+H COO CH 3]COOH [CH ]H []COO CH [33a +-⋅=K 多元酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，各级电离常数逐级减小。
且一般相差很大。
（1）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与 无关。
（2）K 的意义：K 值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较 。
K 值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较 。
2、影响电离平衡的外界因素（1）温度：温度升高，电离平衡 移动，电离程度 。
温度降低，电离平衡 移动，电离程度 。
（2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡 移动，电离程度 ； 电解质溶液浓度越小，平衡 移动，电离程度[典题解悟][例1] 能说明醋酸是弱电解质的事实是（ ）A 醋酸溶液的导电性比盐酸强B 醋酸溶液与碳酸钙反应，缓慢放出二氧化碳C 醋酸溶液用水稀释后，氢离子浓度下降D 0.1mol•L-1的CH3COOH溶液中，氢离子浓度约为0.01 mol•L-1[例2]下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（）A弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值B弱电解质的电离平衡常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱D多元弱酸的各级电离常数相同二．盐类的水解实验准备浓度均为0.1mol·L-1的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3溶液和蒸馏水(洗瓶)、pH试纸、表面皿（或玻璃片）、玻璃棒。
电离平衡与盐类水解的实验原理
电离平衡与盐类水解的实验原理一、引言电离平衡和盐类水解是化学中重要的概念，对于理解酸碱反应、酸碱指示剂、缓冲溶液等有着非常重要的作用。
本文将介绍电离平衡和盐类水解的实验原理。
二、电离平衡1. 概念电离平衡是指在溶液中，弱电解质分子与其所生成的离子之间达到动态平衡状态的过程。
在该过程中，弱电解质分子会不断地与水分子发生反应，形成一定量的离子，同时这些离子又会重新结合成为弱电解质分子。
2. 实验原理（1）测定弱酸或弱碱的pH值：将一定浓度的弱酸或弱碱加入到水中，用pH计测定其pH值。
然后加入少量NaOH或HCl，并再次测定其pH值。
通过计算两次测得的pH值差异来确定该弱酸或弱碱的电离常数。
（2）测定沉淀产物溶解度积：将一定量的沉淀产物加入到已知浓度溶液中，并通过滴加一定浓度的NaOH或HCl来观察沉淀产物的溶解情况。
通过计算沉淀产物的溶解度积来确定其电离常数。
三、盐类水解1. 概念盐类水解是指在水中，盐类分子与水分子发生反应，形成酸碱或氧化还原反应的过程。
在该过程中，水分子起到了催化剂的作用，促进了盐类分子与水分子之间的反应。
2. 实验原理（1）测定pH值：将一定浓度的盐类加入到水中，并用pH计测定其pH值。
通过比较该溶液与等浓度NaCl或KCl溶液的pH值差异来判断该盐是否发生了水解反应。
（2）通过滴定法测定电离常数：将一定浓度的盐类加入到已知浓度酸或碱中，并通过滴加一定量NaOH或HCl来观察溶液的变化。
通过计算滴加NaOH或HCl所需量以及pH值变化等数据来确定该盐发生了酸碱反应还是氧化还原反应，并进而计算出其电离常数。
四、结论本文介绍了电离平衡和盐类水解的实验原理，通过实验可以得到相应的电离常数等数据，有助于深入理解酸碱反应、酸碱指示剂、缓冲溶液等化学概念。
盐类水解_实验报告
一、实验目的1. 掌握盐类水解的基本原理和规律。
2. 通过实验验证盐类水解的现象，加深对盐类水解的理解。
3. 学会运用PH试纸、PH计和酸碱指示剂进行实验操作。
二、实验原理盐类水解是指盐在水中溶解后，离子与水分子发生反应，生成弱电解质的过程。
盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
盐类水解的程度与盐中弱酸根离子或弱碱阳离子的性质有关，越弱越水解。
三、实验材料与仪器1. 实验材料：NaCl、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NH4NO3、Na2SO4、AlCl3、NaOH、Ba(OH)2、酚酞、甲基橙、PH试纸、PH计2. 实验仪器：试管、烧杯、滴管、酒精灯、加热器、石棉网、玻璃棒四、实验步骤1. 分别取一定量的NaCl、Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NH4NO3、Na2SO4、AlCl3、NaOH、Ba(OH)2等盐类固体，加入适量的蒸馏水，溶解后分别倒入试管中。
2. 向各试管中加入几滴酚酞指示剂，观察溶液颜色变化。
3. 使用PH试纸和PH计分别测定各溶液的PH值。
4. 对比不同盐类溶液的PH值，分析盐类水解对溶液酸碱性的影响。
5. 观察加热后溶液颜色和PH值的变化，验证盐类水解的吸热性质。
五、实验结果与分析1. 实验结果（1）NaCl溶液：无色，PH值约为7，不显酸碱性。
（2）Na2CO3溶液：酚酞指示剂呈红色，PH值约为9，显碱性。
（3）NaHCO3溶液：酚酞指示剂呈红色，PH值约为8，显碱性。
（4）NH4Cl溶液：酚酞指示剂呈无色，PH值约为5，显酸性。
（5）NH4NO3溶液：酚酞指示剂呈无色，PH值约为5，显酸性。
（6）Na2SO4溶液：无色，PH值约为7，不显酸碱性。
（7）AlCl3溶液：酚酞指示剂呈无色，PH值约为4，显酸性。
（8）NaOH溶液：酚酞指示剂呈红色，PH值约为13，显碱性。
（9）Ba(OH)2溶液：酚酞指示剂呈红色，PH值约为13，显碱性。
2. 分析（1）强碱弱酸盐（如Na2CO3、NaHCO3）水解后显碱性，因为水解生成的弱酸根离子与水分子反应，使溶液中OH-浓度增大。
化学水解,电离知识点
一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。
盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH＞7，如CH3COONa、NaCO3等。
多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。
如Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2HCO3－＋OH－，②HCO3－＋H2H2CO3＋OH－多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HRH＋－－－＋R2(电离，呈酸性)，HR＋H2H2R＋OH(水解，呈碱性)，这需要具体分析。
很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：－－－H2PO4、HSO3，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3、HS－、HPO42－等。
2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)33、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO34、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。
当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一离子．．方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。
如2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。
5、三大水解规律。
三、影响盐类水解的因素1、盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。
组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。
2、温度由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
水解与电离
水解与电离电离是物质（电解质）本身在水溶液或熔融状态下生成自由移动阴阳离子的过程。
水解则是针对含有弱酸根或弱碱离子的盐类而言，其与水发生的复分解反应，是酸碱中和的逆反应。
能水解的物质一般都是弱电解质，电离程度越弱，其相应弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大。
（一）区分性从进行两过程的物质类别来看，水解的物质是盐类，而电离平衡针对的是弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。
从实质上来看，盐类水解本质是盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出来的 H+或 OH－结合生成弱酸或弱碱等弱电解质，从而促进水电离的过程。
其特征为：盐类水解反应是中和反应的逆过程，由于中和反应进行较彻底，是放热反应，故盐类水解反应一般进行的不彻底，程度小且吸热。
电离是指电解质溶于水或受热熔化时，离解出自由移动离子的过程。
其中弱酸、弱碱、水等弱电解质在水溶液中只能部分电离，而大部分仍以分子的形式存在，即弱电解质的电离是一个可逆过程，存在电离平衡。
研究盐类水解时，最后得出规律：谁弱谁水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解。
弱电解质电离程度越弱，则对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大。
电离电解质在水溶液或熔融状态下生成自由移动阴阳离子的过程。
将电子从基态激发到脱离原子，叫做电离，这时所需的能量叫电离电势能。
例如氢原子中基态的能量为 -13.6eV（电子伏特），使电子电离的电离势能就是 13.6eV（即 2.18 ×10-18焦耳）。
简单点说，就是电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程．水解物质与水发生的复分解反应。
（例图：碳酸根离子分步水解）由弱酸根或弱碱离子组成的盐类的水解有两种情况：①弱酸根与水中的H+结合成弱酸，溶液呈碱性，如乙酸钠的水溶液：CH3COO-+ H2O ←═→ CH3COOH + OH-②弱碱离子与水中的OH-结合，溶液呈酸性，如氯化铵水溶液：NH4+ + H2O ←═→ NH3· H2O + H+生成弱酸（或碱）的酸（或碱）性愈弱，则弱酸根（或弱碱离子）的水解倾向愈强。
为什么水解促进水的电离
为什么水解促进水的电离
盐类水解促进水的电离是因为水是一种弱电解质，存在电离平衡：H₂O⇌H++OH-，如果有一种可以水解的盐加入水中，就会结合水电离出来的H+或OH-形成弱酸或弱碱，从而导致水中的H+或OH-浓度降低，破坏了水的电离平衡，使平衡正向移动，就有更多的水分子参与电离反应，所以说盐的水解能促进水的电离。
盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。
盐在水解的时候结合了水电离出来的氢离子或氢氧根离子所以使水的电离平衡正向移动，促进了水的电离。
水解实际是二种平衡:1、水的电离:H2O=H++OH-2、盐电离出来的离子与H+反应或者与OH-反应:比如NaAc溶于水后，Ac-+H+=HAc由于醋酸根离子与水电离出的H+反应，消耗了H+浓度，所以使水的电离平衡正向移动，所以说盐的水解促进了水的电离。
二个反应加合后:Ac-+H2O=HAc+OH-。
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高考化学热点知识训练电离平衡、pH 、盐类水解知识结构一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。
1．弱电解质的电离电离平衡是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：(1)浓度。
浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度。
温度越高，电离程度越大。
因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应。
如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －浓度，平衡左移，电离程度减小；加入盐酸，平衡也会左移。
(4)加入能反应的物质，实质是改变浓度。
如在醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
2．溶液稀释pH 的变化(1)无论稀释多少倍，酸溶液的pH 都不能等于或大于7，只能趋近于7。
这是因为当pH 接近于6时，再加水稀释，由水电离提供的H ＋不能再忽略。
(2)无论稀释多少倍，碱溶液的pH 都不能等于或小于7，只能趋近于7。
这是因为当pH 接近于8时，再加水稀释，由水电离提供的OH －不能再忽略。
(3)对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)稀释相同倍数，pH 变化也不同，其结果是强酸(或强碱)稀释后，pH 变化程度比弱酸(或弱碱)大。
3．多元弱酸的电离、多元弱酸根的水解，要分步写，且都是可逆的，如H2CO 3H ＋＋HCO3，HCO 3- H ＋＋CO 32-；CO32-＋H2O HCO 3-＋OH -； HCO 3-＋H 2O H 2CO 3＋OH -。
且第一步电离或水解程度远远大于第二步，而多元弱碱的电离一步写，如Fe(OH)3 Fe 3＋＋3OH －，多元弱碱阳离子的水解也一步写。
如：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H ＋。
4．溶度积：溶度积是一个常数，符号为K sp ，其含义如下：M m A n (s) m M n ＋(aq)＋n A m －(aq)，则K sp ＝cm (M n ＋)·cn (A m －)。
(1)溶度积常数K sp 同电离常数、水的离子积常数、化学平衡常数一样，只与温度有关，与浓度无关。
(2)沉淀的溶解和生成：当Qc大于K sp时，沉淀的溶解平衡向左移动，会生成沉淀；当Qc小于K sp时，沉淀的溶解平衡向右移动，沉淀会溶解。
(3)沉淀的转化：当两种物质的K sp差别较大时，可以使溶解能力相对较强的沉淀转化为溶解能力相对较弱的沉淀。
pHpH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。
平时我们经常习惯于用百分浓度来表示水溶液的酸碱度，如1%的硫酸溶液或1%的碱溶液，但是当水溶液的酸碱度很小很小时，如果再用百分浓度来表示则太麻烦了，这时可用pH来表示。
pH的应用范围在0-14之间，当pH＝7时水呈中性；pH＜7时水呈酸性，pH愈小，水的酸性愈大；当pH＞7时水呈碱性，pH愈大，水的碱性愈大。
溶液PH计算的整体思路是：根据PH的定义PH=－lgc(H+)，溶液PH计算的核心是确定溶液中的c(H+)相对大小。
一、单一溶液的PH的计算若该溶液是酸性溶液，必先确定c(H+)，再进行PH的计算。
若该溶液是碱性溶液，必先确定c(OH-)，可根据c(H+)·c(OH-)=K w换算成c(H+)，再求PH，或引用PH定义，由c(OH-)直接求POH，再根据PH+POH=PK w，换算出PH。
例1、求室温下1.0×10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH。
解析：由题意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，c(H+)·c(OH-)=K w，c(H+)= K w/c(OH-)=5.0×10-12mol/L，PH=－lgc(H+)=－lg5.0×10-12=11.3。
或由题意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，POH=－lgc(OH-)=－lg2.0×10-3=2.7，PH+POH=PK w，PH+2.7=14，PH=11.3。
二、溶液稀释后的PH的计算1、强酸或强碱的稀释在稀释强酸或强碱时，当它们的浓度大于10-5mol/L时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10-5mol/L时，应考虑水的电离。
如PH=6的盐酸，稀释100倍，稀释后PH≈7（不能大于7）；PH=8的氢氧化钠溶液，稀释100倍，稀释后PH≈7（不能小于7）；PH=3的盐酸，稀释100倍，稀释后PH=5；PH=10的氢氧化钠溶液，稀释100倍，稀释后PH=8。
例2、室温时将PH=5的硫酸溶液稀释1000倍后，则c(H+):c(SO42-)是（）A. 2:1B. 21:1C. 20:1D. 22:1解析：PH=5时，c(H+)酸=1×10-5mol/L，c(SO42-)=5×10-6mol/L，稀释1000倍后，由硫酸电离出的c(H+)酸=1×10-8mol/L，c(SO42-)=5×10-9mol/L，考虑水的电离受硫酸的抑制，设水电离出的c(H+)为xmol/L，故水电离出的c(OH-)也为xmol/L，根据水的离子积在室温时为一常量，得方程(x+10-8)·x=10-14，解得x=9.5×10-8，故c(H+):c(SO42-)=[c(H+)酸+c(H+)水]:c(SO42-)=10.5×10-8mol/L: 5×10-9mol/L=21:1，故应选B。
2、弱酸或弱碱的稀释在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其PH范围。
如PH=3的醋酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH＜5；PH=10的氨水，稀释100倍，稀释后8＜PH＜10；PH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH≤5；PH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤PH＜10。
例3、PH=11的氨水溶液和氢氧化钠溶液，用蒸馏水稀释100倍，二者的PH的关系是（）A．氨水的PH大于氢氧化钠的PHB．氨水的PH小于氢氧化钠的PHC．都比原来小D．氨水比原来的大，氢氧化钠比原来的小解析：氨水为弱碱，氢氧化钠为强碱，稀释100倍之后，氨水的9＜PH＜11，而氢氧化钠溶液的PH=9。
故选A、C。
三、溶液混合后的PH的计算两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。
1、两强酸混合后的PH的计算先求混合后的c(H+)混，再直接求PH。
即：c(H+)混=[ c(H+)1×V1+ c(H+)2×V2]/（V1+ V2）。
例4、PH=4的盐酸和PH=2的盐酸等体积混合后，溶液的PH最接近于（）A．2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7解析：由题意PH=4的盐酸，c(H+)1=1.0×10-4mol/L；PH=2的盐酸，c(H+)2=1.0×10-2mol/L。
c(H+)混=（1.0×10-4mol/L×V +1.0×10-2mol/L×V）/2V=5.0×10-3mol/L，PH= 2.3。
故应选B。
2、两强碱混合后的PH的计算先求混合后的c(OH-)混，再间接求PH。
即：c(OH-)混=[ c(OH-)1×V1+ c(OH-)2×V2]/（V1+ V2）。
知识拓展——0.3规则（近似规则）若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH有如下近似规律：两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。
如上述例4若用0.3规则，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.3。
3、强酸与强碱溶液混合后的PH的计算根据n(H+)与n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
⑴强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。
⑵若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V总。
⑶若碱过量，溶液呈碱性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V总，再求出c(H+)混。
例5、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于（）A. 0.5B. 1.7C. 2D. 13.2解析：由题意知，酸碱中和反应后，酸过量，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V总=（0.032mol－0.03mol）/0.1L=0.02mol/L，PH=1.7，故应选B。
⑷若未标明酸碱的强弱，混合后溶液PH不定，应分析讨论。
①若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7；PH1+ PH2＞14，则溶液呈碱性，PH＞7；PH1+ PH2＜14，则溶液呈酸性，PH＜7。
②若酸（PH1）和碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，若为强酸与强碱，则恰好反应，PH=7；若为弱酸与强碱，则酸有剩余，PH＜7；若为强酸与弱碱，则碱有剩余，PH＞7。
例6、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定小于7的是（）A．PH=3的硝酸和PH=11的氢氧化钠溶液B．PH=3的盐酸和PH=11的氨水C．PH=3的硫酸和PH=11的氢氧化钠溶液D．PH=3的醋酸和PH=11的氢氧化钠溶液解析：A、C两选项为强酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7。
B选项为强酸与弱碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈碱性，PH＞7。
D选项为弱酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈酸性，PH＜7。
故应选D。
注意：在相关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量”。
盐类水解1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。
2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。
4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。