水溶液中的离子平衡专题复习精品PPT课件
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水溶液中的离子平衡复习课件
c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(H2CO3)＋c(CO23－)。 (3)质子守恒：酸碱反应的本质是质子转移，酸失去的质 子数和碱得到的质子数相等，这一规律称为质子守恒，它的数 学表达式叫质子恒等式。
●典例透析
醋酸钡[(CH3COO)2Ba·H2O]是一种媒染剂，下 列有关 0.1 mol/L 醋酸钡溶液中粒子浓度大小的比较，其中错误的 是( )
【答案】 C
比较离子浓度大小的方法及规律
●专题归纳 1．酸溶液或碱溶液 酸溶液中氢离子浓度即 c(H＋)最大，碱溶液中氢氧根离子 浓度即 c(OH－)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度 比较。多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。 例如，H2S 溶液中各离子浓度比较为：c(H＋)＞c(HS－)＞ c(S2－)＞c(OH－)。
【答案】 B
【点拨】 在弱酸或弱碱稀释过程中，存在电离平衡的移动， 不能求得溶液 pH 具体数值，只能确定其范围。如 pH＝3 的醋酸 溶液，稀释 100 倍后，3<pH<5；pH＝10 的氨水，稀释 100 倍后， 8<pH<10；pH＝3 的酸溶液，稀释 100 倍后，3<pH≤5；pH＝10 的碱溶液，稀释 100 倍后。8≤pH<10。
离子共存问题
●专题归纳 多种离子能否大量共存于同一溶液中，判断方法，可以 用一句话来概括：“一色、二性、三特、四反应”。 一色——溶液颜色。若条件限定为无色溶液，则 Cu2＋(蓝 色)、Fe2＋(浅绿色)、Fe3＋(棕黄色)、MnO4－(紫色)等有色离子 不能大量共存。
二性——溶液的酸、碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱 酸根阴离子(如 CO23－、SO23－、S2－、CH3COO－、ClO－、AlO2－ 等)均不能大量共存；在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如 NH＋ 4 、Al3＋、Fe3＋、Ag＋等)均不能大量共存；酸式弱酸根离子 (如 HCO3－、HSO－ 3 、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不能 大量共存。
●典例透析
醋酸钡[(CH3COO)2Ba·H2O]是一种媒染剂，下 列有关 0.1 mol/L 醋酸钡溶液中粒子浓度大小的比较，其中错误的 是( )
【答案】 C
比较离子浓度大小的方法及规律
●专题归纳 1．酸溶液或碱溶液 酸溶液中氢离子浓度即 c(H＋)最大，碱溶液中氢氧根离子 浓度即 c(OH－)最大，其余离子浓度应根据酸或碱的电离程度 比较。多元弱酸或多元弱碱以第一步电离为主。 例如，H2S 溶液中各离子浓度比较为：c(H＋)＞c(HS－)＞ c(S2－)＞c(OH－)。
【答案】 B
【点拨】 在弱酸或弱碱稀释过程中，存在电离平衡的移动， 不能求得溶液 pH 具体数值，只能确定其范围。如 pH＝3 的醋酸 溶液，稀释 100 倍后，3<pH<5；pH＝10 的氨水，稀释 100 倍后， 8<pH<10；pH＝3 的酸溶液，稀释 100 倍后，3<pH≤5；pH＝10 的碱溶液，稀释 100 倍后。8≤pH<10。
离子共存问题
●专题归纳 多种离子能否大量共存于同一溶液中，判断方法，可以 用一句话来概括：“一色、二性、三特、四反应”。 一色——溶液颜色。若条件限定为无色溶液，则 Cu2＋(蓝 色)、Fe2＋(浅绿色)、Fe3＋(棕黄色)、MnO4－(紫色)等有色离子 不能大量共存。
二性——溶液的酸、碱性。在强酸性溶液中，OH－及弱 酸根阴离子(如 CO23－、SO23－、S2－、CH3COO－、ClO－、AlO2－ 等)均不能大量共存；在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如 NH＋ 4 、Al3＋、Fe3＋、Ag＋等)均不能大量共存；酸式弱酸根离子 (如 HCO3－、HSO－ 3 、HS－等)在强酸性或强碱性溶液中均不能 大量共存。
高三化学水溶液中的离子平衡复习PPT教学课件
大小
HA
c(HA) MO 与 离子浓度 H c(MOH) 大小顺序
大小
＝
强 强 ＝ c(A－)＝
＞
强 弱 ＜ c(M＋) ＞
c(OH－)
• 5．等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 • (1)若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时，pH＝7。 • (2)若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时，pH>7。 • (3)若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时，pH<7。 • (4)当两溶液的pH之差ΔpH≥2时： • 两种等体积强酸混合：pH混＝pH小＋0.3。 • 两种等体积强碱混合：pH混＝pH大－0.3。
• (3)已知t℃，KW＝1×10－13，则 t℃________(填“＞”、“＜”或“＝”)25℃。 在t℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的 H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液体积的变 化)，若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝ ________。
• (4)25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y氢氧化钠 溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化 钠溶液反应，恰好完全中和，求：
必修部分
第八章 水溶液中的离子平衡
专题大舞台
• 酸与碱反应常见的几种情况
• cc1M((．HOO大＋H等H小)－混酸体)与碱合积、H等A物M质HO的量溶 酸性浓液 碱度的酸离大H子小A与浓顺碱度序
c(A－)＝c(M＋)
＝
强 强 中性 ＞c(OH－)＝
c(H＋)
c(A－)＞c(M＋)
＞
强 弱 酸性 ＞c(H＋)＞
• 2.等体积的酸HA(pH＝2)与碱MOH(pH＝12)
c混(H合A)与
溶液 离子浓度
c(MOH) HA MOH 酸碱性 大小顺序 大小
HA
c(HA) MO 与 离子浓度 H c(MOH) 大小顺序
大小
＝
强 强 ＝ c(A－)＝
＞
强 弱 ＜ c(M＋) ＞
c(OH－)
• 5．等体积强酸(pH＝a)与强碱(pH＝b)混合 • (1)若a＋b＝14，溶液呈中性，25℃时，pH＝7。 • (2)若a＋b>14，溶液呈碱性，25℃时，pH>7。 • (3)若a＋b<14，溶液呈酸性，25℃时，pH<7。 • (4)当两溶液的pH之差ΔpH≥2时： • 两种等体积强酸混合：pH混＝pH小＋0.3。 • 两种等体积强碱混合：pH混＝pH大－0.3。
• (3)已知t℃，KW＝1×10－13，则 t℃________(填“＞”、“＜”或“＝”)25℃。 在t℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的 H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液体积的变 化)，若所得混合溶液的pH＝10，则a∶b＝ ________。
• (4)25℃时，有pH＝x的盐酸和pH＝y氢氧化钠 溶液(x≤6，y≥8)，取a L该盐酸与b L该氢氧化 钠溶液反应，恰好完全中和，求：
必修部分
第八章 水溶液中的离子平衡
专题大舞台
• 酸与碱反应常见的几种情况
• cc1M((．HOO大＋H等H小)－混酸体)与碱合积、H等A物M质HO的量溶 酸性浓液 碱度的酸离大H子小A与浓顺碱度序
c(A－)＝c(M＋)
＝
强 强 中性 ＞c(OH－)＝
c(H＋)
c(A－)＞c(M＋)
＞
强 弱 酸性 ＞c(H＋)＞
• 2.等体积的酸HA(pH＝2)与碱MOH(pH＝12)
c混(H合A)与
溶液 离子浓度
c(MOH) HA MOH 酸碱性 大小顺序 大小
水溶液中的离子平衡PPT教学课件
件一定保，持不溶变液中各粒子浓度 ；⑤变：
条件改变，平衡被破坏，平衡发生移动．
• (3)影响因素
• ①内因：弱电解质本身的性质．
• ②外因
• A温度：升高温度，电离平电衡离向 方向 移动增，大电离程度 ，原因吸是热的电离过程是 ．
• B浓电度离：加水稀释，使弱电增解大质的浓度减
小，电离平衡向
的方向移动，电
• D．中和等体积等浓度的NaOH溶液，消 耗该酸的量大于硫酸，则说明该酸是弱酸
• 解析：A项用导电能力判断强弱电解质， 必须在同浓度下，所以A不正确；C项酸 与锌反应的快慢和氢离子的浓度有关，强 酸的浓度很稀时氢离子浓度也很小，所以 不同浓度时与锌反应，产生气泡的快慢不 能说明酸的强弱；D项中和等浓度等体积 的氢氧化钠溶液消耗酸的量大于硫酸，既 可能是一元强酸也可能是一元弱酸．
B．HB较强
• C．两者一样 较
D．无法比
• 解析：比较两反应，可知在相同条件下B －能夺取CO2生成的H2CO3中的2个H原子， 而A－仅能夺取H2CO3中的1个H原子，故 A－对应的HA酸性更强而更易于电离出H＋.
• 答案：A
• 1．用弱电解质的电离特征——不能完全电 离加以判断
• (1)测一定浓度溶液的pH.例如：0.1 mol/L 的CH3COOH的pH>1，证明CH3COOH为 弱酸．
c(OH－) ，c(NH) ．
• (4)电离平衡常数
• ①定义：在一定条件下，当弱电解质分子 达到电离平离衡子的时浓，度溶之积液中 弱电解质分子 与
的浓度之比是一个常数．
• ②表达式：以CH3COOH ＋H＋为
CH3COO－
• 例，K＝
.
• ③意义：相同条件下，K值越大，表示弱
专题9水溶液中的离子平衡(247 张)PPT
解析 生成的 BaSO4 存在溶解平衡，溶液中含少量的 SO24－ 。
自主排查
命 专题角 作度 业
0
命题角度
2
命题角度一 电离平衡 溶液的酸碱性
1．(2020·浙江高考)下列说法不正确的是( ) A．2.0×10－7 mol·L－1 的盐酸中 c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1 B．将 KCl 溶液从常温加热至 80 ℃，溶液的 pH 变小但仍保持中性 C．常温下，NaCN 溶液呈碱性，说明 HCN 是弱电解质 D．常温下，pH 为 3 的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液 pH 增大 答案 A
自主排查
命 专题角 作度 业
10．用湿润的 pH 试纸测溶液的 pH，一定有误差。( × ) 解析 用湿润的 pH 试纸测氯化钠等中性溶液，不会产生误差。
自主排查
命 专题角 作度 业
11．用热的纯碱溶液洗去油污，是因为 Na2CO3 可直接与油污反应。 ( ×)
解析 Na2CO3 受热水解程度增大，碱性增强，有利于油污水解而除去。
解析 电离平衡常数只与温度有关。
自主排查
命 专题角 作度 业
5．室温下，pH＝3 的 CH3COOH 溶液与 pH＝11 的 NaOH 溶液等体积 混合，溶液 pH>7。( × )
解析 等体积混合，CH3COOH 剩余，溶液呈酸性。
自主排查
命 专题角 作度 业
6．25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液 pH＝7。( × ) 解析 恰好中和生成 NH4NO3、NH＋ 4 水解使溶液显酸性。
解析 CH3COONa 促进水的电离，CH3COOH 抑制水的电离。
自主排查
命 专题角 作度 业
16．向 NH4HSO4 溶液中加入等物质的量的 NaOH 形成的溶液中：c(Na ＋)＝c(SO24－ )>c(NH＋ 4 )>c(H＋)>c(OH－)。( √ )
自主排查
命 专题角 作度 业
0
命题角度
2
命题角度一 电离平衡 溶液的酸碱性
1．(2020·浙江高考)下列说法不正确的是( ) A．2.0×10－7 mol·L－1 的盐酸中 c(H＋)＝2.0×10－7 mol·L－1 B．将 KCl 溶液从常温加热至 80 ℃，溶液的 pH 变小但仍保持中性 C．常温下，NaCN 溶液呈碱性，说明 HCN 是弱电解质 D．常温下，pH 为 3 的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液 pH 增大 答案 A
自主排查
命 专题角 作度 业
10．用湿润的 pH 试纸测溶液的 pH，一定有误差。( × ) 解析 用湿润的 pH 试纸测氯化钠等中性溶液，不会产生误差。
自主排查
命 专题角 作度 业
11．用热的纯碱溶液洗去油污，是因为 Na2CO3 可直接与油污反应。 ( ×)
解析 Na2CO3 受热水解程度增大，碱性增强，有利于油污水解而除去。
解析 电离平衡常数只与温度有关。
自主排查
命 专题角 作度 业
5．室温下，pH＝3 的 CH3COOH 溶液与 pH＝11 的 NaOH 溶液等体积 混合，溶液 pH>7。( × )
解析 等体积混合，CH3COOH 剩余，溶液呈酸性。
自主排查
命 专题角 作度 业
6．25 ℃时，等体积、等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液 pH＝7。( × ) 解析 恰好中和生成 NH4NO3、NH＋ 4 水解使溶液显酸性。
解析 CH3COONa 促进水的电离，CH3COOH 抑制水的电离。
自主排查
命 专题角 作度 业
16．向 NH4HSO4 溶液中加入等物质的量的 NaOH 形成的溶液中：c(Na ＋)＝c(SO24－ )>c(NH＋ 4 )>c(H＋)>c(OH－)。( √ )
化学专题复习课件水溶液中的离子平衡
x＝y，且 a＋b＝14，则 n(NaOH)＝n(HCl)二者恰好完全反应，pH ＝7；若 10x＝y 且 a＋b＝13，则碱不足，pH<7；若 ax＝by 且 a ＋b＝13 则 n(NaOH)∶n(HCl)＝ba·110<1，故 pH<7；若 x＝10y 且 a＋b＝14，则 n(NaOH)∶n(HCl)＝10>1，NaOH 过量，pH>7。
H3O++OH—
H20
H++OH—
•
（正反应为吸热反应）
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
• 250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2
• 1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
• ⑶无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的 稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
离子浓度大小比较： 三个守恒关系
(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。
(2) 电荷守恒。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)。
3.质子守恒： 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的 物质的量应相等。
如:在Na2CO3溶液中 H+、HCO3-、H2CO3 为得 到质子后的产物； OH- 为失去质子后的产物 c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
化学平衡理论
溶剂
水
水电离平衡
水
溶
液
中
的
离
子
弱电解质的电离平衡
平 衡
加入一种 电解质
水溶 液
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
水溶液中的离子平衡
• 一、强、弱电解质的判断方法 • 1．电离方面：能否完全电离，如： • (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； • (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比
H3O++OH—
H20
H++OH—
•
（正反应为吸热反应）
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
• 250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2
• 1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
• ⑶无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的 稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
离子浓度大小比较： 三个守恒关系
(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。
(2) 电荷守恒。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)。
3.质子守恒： 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的 物质的量应相等。
如:在Na2CO3溶液中 H+、HCO3-、H2CO3 为得 到质子后的产物； OH- 为失去质子后的产物 c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
化学平衡理论
溶剂
水
水电离平衡
水
溶
液
中
的
离
子
弱电解质的电离平衡
平 衡
加入一种 电解质
水溶 液
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
水溶液中的离子平衡
• 一、强、弱电解质的判断方法 • 1．电离方面：能否完全电离，如： • (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； • (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比
第9章水溶液中的离子平衡-新高考化学复习课件
CH3COO－＋H＋ ΔH＞0为
第9章 水溶液中的离子平衡-2021年新高考化 学复习 课件( 共158张 PPT)
第9章 水溶液中的离子平衡-2021年新高考化 学复习 课件( 共158张 PPT)
考点51
弱电解质的电离平衡
例[全国Ⅰ理综2015·13，6分]浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的
第9章 水溶液中的离子平衡-2021年新高考化 学复习 课件( 共158张 PPT)
第9章 水溶液中的离子平衡-2021年新高考化 学复习 课件( 共158张 PPT)
考点51
弱电解质的电离平衡
➢ 考法1 外界因素对电离平衡的影响
以醋酸溶液中存在的电离平衡CH3COOH 例，外界因素对电离平衡的影响见下表：
第9章 水溶液中的离子平衡
第1节 弱电解质的电离平衡 第2节 水的电离和溶液的酸碱性 第3节 盐类的水解 第4平衡 考点51 弱电解质的电离平衡
➢考法1 外界因素对电离平衡的影响
➢考法2 强酸与弱酸的判断 ➢考法3 电解质溶液导电能力的大小比较
3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立 在一定条件(如温度、浓度等)下，当_弱__电__解__质__分__子__电__离__成__离__子__的_速率
和_离__子__结__合__成__弱__电__解__质__分__子__的__速__率______相等时，电离过程就达 到平衡。只有弱电解质才存在电离平衡。电离平衡建立过程如图 所示。
考点51 弱电解质的电离平衡
(2)电离平衡的特征
第9章 水溶液中的离子平衡-2021年新高考化 学复习 课件( 共158张 PPT)
考点51
弱电解质的电离平衡
(3)影响电离平衡的因素 ①影响电离平衡的内因：弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要
水溶液中的离子平衡复习课件
溶液体积 3. 关键 ②准确判断
滴定终点
移液管 甲基橙
酚酞
碱式 碱性、中性溶液 红3.1-4.4黄 强酸 甲基橙弱碱 无8.2-10.0红 强碱 酚酞 弱酸
4. (1)准备
操作 步骤 (2)滴定
滴定管
检漏→水洗→润洗→注液 →排气→调液→记录数据
锥形瓶 水洗→放液→加入指示剂
左塞右瓶，眼视瓶色，颜色突变，
c(H＋)与c(OH-) c(H＋) (mol·L-1 ) (25 ℃) pH (25 ℃)
中性溶液 c(OH－) ＝ c(H＋) c(H＋)＝1.0×10－7
＝7
酸性溶液 c(OH－) < c(H＋) c(H＋) >1.0×10－7
<7
碱性溶液 c(OH－) >c(H＋)
c(H＋)< 1.0×10－7
H2O
水
合物
共价化 合物
2.电离方程式的书写
(1)强电解质
(2)弱电解质 (3)多元弱酸 (4)多元弱碱
全部电离用 “＝”表示
部分电离用 “ ”表 分步示电离 分步书写
分步电离 一步书写
NHa2HSOSO4 =4 2=HN＋a＋＋＋SOH4＋2-＋SO42NaHCO3 =Na＋＋HCO3-
NH3·H2O NH4＋＋OH-
c(H2CO3)>c(H+)
物料守恒
c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
电荷守恒
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
质子守恒
c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)
《溶液和离子平衡》课件
温度
离子浓度
温度升高，沉淀溶解平衡向溶解方向移动 ；温度降低，沉淀溶解平衡向结晶方向移 动。
离子浓度越高，沉淀溶解平衡越偏向结晶 方向；离子浓度越低，沉淀溶解平衡越偏 向溶解方向。
沉淀物性质
压力
不同沉淀物的溶解度不同，因此其沉淀溶 解平衡常数也不同。
压力对沉淀溶解平衡的影响较小，但在高 压下，某些气体在水中的溶解度会发生变 化，从而影响沉淀溶解平衡。
《溶液和离子平衡》ppt课件
contents
目录
• 溶液的组成和性质 • 离子平衡 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 溶液和离子平衡的应用
01
溶液的组成和性质
溶液的定义和分类
定义
溶液是由溶质和溶剂组成的均一、稳 定的混合物。
分类
根据溶质和溶剂的关系，溶液可分为 均相溶液和非均相溶液；根据溶液中 溶质的存在形式，可分为分子溶液、 离子溶液和胶体溶液。
05
溶液和离子平衡的应用
在化学工业中的应用
化学反应
溶液中的离子平衡对化学反应的 进行有着重要影响，如酸碱反应
、沉淀反应等。
物质分离与提纯
通过离子交换、萃取等方法，利用 离子平衡原理进行物质的分离与提 纯。
工业废水处理
利用离子平衡原理，通过调节废水 中的离子浓度，实现废水的处理和 资源化利用。
在环境科学中的应用
中和反应的平衡常数是一个重要的化学参数，它决定了反应的平衡点，即在一定温 度下，溶液中酸碱反应达到平衡时的氢离子和氢氧根离子的浓度。
酸碱平衡的影响因素
酸碱物质的浓度
压力
酸碱物质的浓度是影响酸碱平衡的重 要因素。当加入新的酸或碱时，会打 破原有的平衡状态，导致平衡移动。
水溶液中的离子平衡(复习)ppt
1、水电离平衡：H2O=H+ + OH水的离子积：KW = [H+]·[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液 （酸、碱、盐）
2、水电离特点： （1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺
序是
。 NH4Cl=Na2CO3 >HAc=NaOH
-
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= -lg[H+]
注意：
①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 强酸弱_碱__盐__ 溶液） ；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 强_碱__弱_酸_ 盐
1.3；11.7；9
-
四、稀释过程溶液pH值的变化规律： • 不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即
溶液）。
练习：
已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下 （1）NaCl的水溶液中[H+]= 10-6mol/L ，pH = 6 ，溶液呈 中性
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= 2 ；0.01mol/L的NaOH溶液的
pH= 10
-
（2）pH的测定方法： • 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 • pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块
pH最大的是 CH_3_C_O_O_H ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应， 消耗NaOH溶液的体积大小关系为V硫酸>V盐酸=。V醋酸
（或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液 （酸、碱、盐）
2、水电离特点： （1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺
序是
。 NH4Cl=Na2CO3 >HAc=NaOH
-
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= -lg[H+]
注意：
①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 强酸弱_碱__盐__ 溶液） ；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 强_碱__弱_酸_ 盐
1.3；11.7；9
-
四、稀释过程溶液pH值的变化规律： • 不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即
溶液）。
练习：
已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下 （1）NaCl的水溶液中[H+]= 10-6mol/L ，pH = 6 ，溶液呈 中性
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= 2 ；0.01mol/L的NaOH溶液的
pH= 10
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（2）pH的测定方法： • 酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞 • pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块
pH最大的是 CH_3_C_O_O_H ；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应， 消耗NaOH溶液的体积大小关系为V硫酸>V盐酸=。V醋酸
（或V硫酸=2V盐酸=2V醋酸）
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3.
0.1mol/LNaOH溶液的pH=？
2. 酸碱盐溶液中pH的简单计算 计算依据：
（1）酸、碱、盐的稀溶液,一定温度下，Kw为常数 Kw= c(H+)·c(OH-)= 1×10-14 。c(H+)或c(OH-)来源于 水或外加的酸或碱。
（2）pH=- lgc(H+) （3）稀溶液混合的过程即是稀释过程，总体积近
8. 思考：pH=5的硫酸，稀释1000倍，pH是否为8？
9. （2）弱酸、弱碱存在电离平衡，稀释时平衡正向 移动，因此pH变化小！
10.（3）盐类存在水解平衡时，稀释时pH变化小！
针对训练
1（10重庆）pH=2的两种一元酸x和y，体积均为100ml, 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 =0.1mol/L）至pH=7,消耗NaOH 溶液体积为Vx,Vy，则 A.x为弱酸，Vx＜Vy B. x为强酸，Vx> Vy C.y为弱酸，Vx＜Vy D. y为强酸，Vx>Vy
中和滴定突变曲线：
错误！
正确！！
中和滴定曲线
PH
12 10
酚酞 8 6 4 甲基橙 2
0 10 20 30 40
颜色突 变范围
V(NaOH)mL
针对练习：
08全国二．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围 如下甲基橙：3.1~4.4 石蕊：5.0~8.0 酚酞：8.2~10.0 用0.1000mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶 液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是
4. 常温下,pH=9的KOH溶液和pH=12的NaOH溶 液等体积混合，所得溶液的c(H+)约为
A. (10-9 10-12) mol·L-1 B. (10-9 + 10-12) mol·L-1
2
C. 2×10-9 mol·L-1
D. 2×10-12 mol·L-1
3. 酸碱中和滴定原理与简单计算 （1）计算依据：一元酸碱，
溶液的体积等于Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积
之和，则Ba(OH)2溶液与NaHSO4溶液的体积比是
A 1∶9
B 1∶1 C 1∶2 D 1∶4
3.室温下,将pH=5的硫酸溶液稀释500倍,则稀释后
溶液中c(SO42-)与c(H+)之比约为 A. 1∶1 B. 1∶2 C. 1∶10
D. 10∶1
同浓度盐酸的体积V(X)>V(Y)
3（09京）有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol／L的2 种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl； ②CH3COONa与NaOH；③CH3COONa与NaCl； ④CH3COONa与NaHCO3下列各项排序正确的是 A.pH：②>③>④>① B.c(CH3COO-)：②>④>③>① C.溶液中c(H+)：①>③>②>④ D.c(CH3COOH)：①>④>③>② 4(07京）有 ① Na2CO3溶液 ② CH3COONa溶液 ③ NaOH溶液各25mL，物质的量浓度均为0.1mol·L-1，
A. x=y=z B.x>y=z C.x<y=z D. x=y<z
6.pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液， 分别用蒸馏水稀释到原来的10倍, 稀释后三种 溶液的pH分别为x、y、z,则三者的关系是
A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B.溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C.溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
4. 溶液稀释后平衡的移动与pH变化
5. 基本思路：
6. （1）强酸或强碱稀释后，只是物理变化，体积增 大浓度减小。
7. 强酸,体积增大10倍，pH改变1个单位，如 pH=1的硫酸，稀释10倍pH为2，稀释100倍，pH 为3。
c1V1=c2V2 （2）酸碱指示剂： 石蕊 5.0～8.0 红～紫～蓝 酚酞 8.2～10.0 无色～浅红～红色 甲基橙 3.1～4.4 红色～橙色～黄色 其它氧化还原滴定指示剂：
MnO4-～Mn2+, 紫红色褪为无色 I2、淀粉～I-，蓝色褪为无色
中和滴定计算 （1）注意读数精确到±0.01mL 如20.00mL. （2）滴定管的使用及简单误差分析
下列说法正确的是
A.3种溶液pH的大小顺序是 ③＞②＞① B.若将3种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是② C.若分别加入25mL0.1mol·L-1盐酸后，pH最大的是① D.若3种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是 ③＞①＞②
5.pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液， 分别用蒸馏水稀释到原来的x倍、y倍、z倍，稀 释后三种溶液的pH相同，则x、y、z的关系是
似等于各体积之和，V(总)=V1+V2
针对练习
1. 将pH=1的盐酸平均分成2份，1份加适量水，另1
份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶
液后，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体
积比为
A．9
B．10 C．11 D．12
2（05江苏）在一定体积pH＝12的Ba(OH)2溶液中， 逐滴加入一定物质的量浓度的NaHSO4溶液，当溶液 中的Ba2＋恰好完全沉淀时，溶液pH＝11。若反应后
针对练习 2．常温下，pH=10的X、Y两种 碱溶液各1mL，分别稀释至100mL
其pH与溶液体积（V）的关系如
右图所示，下列说法正确的是
A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度 一定相等
B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强 C．若8<a<10，则X、Y都是弱碱 D．分别完全中和上述X、Y两溶液时，消耗
水溶液中的离子平衡《海淀指导》p49-56 一、电解质及其电离
1.电解质与非电解质（化合物范畴） 2.强电解质与弱电解质 3.弱电解质——弱酸、弱碱的电离平衡 （1）电离平衡常数
Ka(弱酸）Kb(弱碱）只是温度的常数。 △H>0，吸热反应，温度升高，K增大，正向移动。
（2）电离度（相当化学平衡的转化率）
一定温度下，弱电解质的c浓度越小，电离度α越 大。稀释促进弱电解质的电离。
二.水的电离与溶液的pH简单计算
1.水的电离：
2H2O
H3O++ OH-
常温下，Kw= 1×10-14， 温度升高，Kw增大。
针对练习：
1. 100℃时，KW=1×10-12，pH=6，呈中性。 2. 此时，0.1mol/LHCl的pH=？