高中化学盐溶液的酸碱性归纳与分析
高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结知识点一 盐类的水解1．定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H ＋或OH －结合生成弱电解质的反应。
2．实质盐电离―→弱碱的阳离子―→结合OH －弱酸的阴离子―→结合H ＋―→c (H ＋)≠c (OH－)―→破坏了水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、酸性或中性。
3．特点4．规律 盐的类型 实 例 是否水解 水解的离子溶液的酸碱性 溶液的pH 强酸 强碱盐 NaCl 、KNO 3 否中性pH ＝7强酸 弱碱盐 NH 4Cl 、 Cu (NO 3)2 是 NH 4＋、Cu2＋酸性 pH<7 弱酸CH 3COONa 、是CH 3COO碱性pH>7强碱盐Na 2CO 3－、 CO 32－5.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用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把产物(如NH 3·H 2O 、H 2CO 3)写成其分解产物的形式。
如：Cu2＋＋2H 2OCu (OH)2＋2H ＋NH 4＋＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如Na 2CO 3水解：CO 32－＋H 2OHCO 3－＋OH －。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。
例如：FeCl 3水解：Fe3＋＋3H 2OFe (OH)3＋3H ＋。
(4)水解显酸性和碱性的离子存在于同一溶液中，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO 3与AlCl 3混合溶液的反应离子方程式：Al 3＋＋3HCO 3－===Al (OH)3↓＋3CO 2↑。
6．影响因素(1)内因形成盐的酸或碱的强弱。
对应的酸或碱越弱就越易发生水解。
如酸性：CH 3COOH>H 2CO 3决定――→相同浓度的Na 2CO 3、CH 3COONa 溶液的pH 大小关系为pH (Na 2CO 3)>pH (CH 3COONa )。
常见的酸碱盐知识点归纳
第五单元常见的酸和碱第一节生活中的酸和碱一．溶液酸碱性1．酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。
H2SO4=2 H++SO42-；HCl= H++Cl-；HNO3= H++NO3-。
一般命名为“某酸”2．碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。
NaOH=Na++OH-；Ca(OH)2=Ca2++2OH-。
一般命名为“氢氧化某”。
3．酸性溶液：含大量氢离子（H+）的溶液，有酸味。
如食醋、柠檬汁、西红柿等4．碱性溶液：含大量氢氧根离子（OH-）的溶液，有滑腻感和涩味。
如肥皂、洗衣粉等洗涤剂5．中性溶液：〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度相等，溶液既不显酸性也不显碱性。
如食盐氯化钠溶液，蔗糖溶液等【知识解读】（1）酸：①电离出的阳离子只有H+，电离出的阴离子叫做酸根，氯离子（Cl-）又叫盐酸根；②酸是由H+和酸根阴离子构成的；③酸一般命名为“xx酸”：H2SO4-硫酸；HCl-盐酸；HNO3-硝酸。
（2）碱：①电离出的阴离子只有OH-，叫做氢氧根离子；②碱是由金属阳离子和OH-离子构成的；③碱一般命名为“氢氧化x”。
NaOH-氢氧化钠；Ca(OH)2-氢氧化钙；Cu(OH)2-氢氧化铜。
（3）酸（碱）的溶液，一定显酸（碱）性；但是，酸（碱）性的溶液不一定是酸（碱）的溶液。
如纯碱碳酸氢钠的溶液显碱性，但是纯碱不是碱而是盐。
二．溶液酸碱性的检验1．尝味道：有酸味的溶液显酸性；有滑腻感和涩味的溶液显碱性。
注意：只能用于鉴别生活中的可食用的物质，2．酸碱指示剂（1）酸碱指示剂：能检验溶液酸碱性的试液。
常用的酸碱指示剂有石蕊和酚酞。
（2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝，中性不变色仍为紫色；无色酚酞试液遇酸和中性不变色仍为无色，遇碱变为红色。
注意：酸碱指示剂变色的原因，是因为酸碱指示剂与酸（或碱）电离出的H+（或OH-）发生作用，导致其存在的形式发生了变化，而出现指示剂的颜色变化。
所以，①溶液变色时酸碱指示剂变色，而不是酸或碱变色；②不是所有的酸或碱都能使酸碱指示剂变色。
溶液的鉴别实验鉴别无机盐溶液的性质
溶液的鉴别实验鉴别无机盐溶液的性质溶液的性质可以通过一系列的实验来进行鉴别。
在鉴别无机盐溶液的性质方面，我们可以进行一些常见的实验，以确定溶液中所含盐类的特征。
本文将介绍一些常见的鉴别实验。
一、鉴别盐的酸碱性质有些无机盐溶液是酸性的，有些溶液是碱性的。
我们可以使用酸碱指示剂来确定溶液的酸碱性质。
1. 酸性盐溶液：取少量盐溶液，滴加几滴酸碱指示剂，如苯酚红、溴酚蓝等。
如果颜色变红，说明溶液为酸性。
2. 碱性盐溶液：同样取少量盐溶液，滴加几滴酸碱指示剂。
如果颜色变蓝，说明溶液为碱性。
二、鉴别盐的还原性有些无机盐溶液具有还原性，我们可以通过与酸性亚硝酸钠溶液反应来鉴别。
1. 取少量盐溶液，加入酸性亚硝酸钠溶液。
如果溶液变成橙黄色或橙红色，说明盐具有还原性。
三、鉴别盐的碳酸盐和硫酸盐有些无机盐溶液中含有碳酸盐和硫酸盐，我们可以通过添加酸来鉴别。
1. 碳酸盐：取少量盐溶液，加入稀盐酸。
如果产生气泡，并且气泡通过湿pH试纸来检验，纸变湿，说明盐为碳酸盐。
2. 硫酸盐：取少量盐溶液，加入稀盐酸，并加热。
如果产生硫磺的刺激气味，说明盐为硫酸盐。
四、鉴别盐的氯离子、溴离子和碘离子有些无机盐溶液中含有氯离子、溴离子和碘离子，我们可以通过添加银盐来鉴别。
1. 氯离子：取少量盐溶液，加入稀硝酸和少量的银氨溶液。
如果产生白色絮状物，即氯盐。
2. 溴离子：同样取少量盐溶液，加入稀硝酸和少量的银氨溶液。
如果产生黄色絮状物，即溴盐。
3. 碘离子：同样取少量盐溶液，加入稀硝酸和少量的银氨溶液。
如果产生黄色絮状物，但该物质能溶于氨水中，即碘盐。
五、鉴别盐的氧化还原性有些无机盐溶液具有氧化性或还原性，我们可以使用适当的试剂来进行鉴别。
1. 氧化性：取少量盐溶液，加入亚硝酸银溶液。
如果出现棕色沉淀，则说明盐具有氧化性。
2. 还原性：同样取少量盐溶液，加入次氯酸钠溶液。
如果溶液变浑浊，则说明盐具有还原性。
以上所述只是一些常见的鉴别无机盐溶液性质的实验方法，还有其他更多的实验方法可以应用于不同的情况。
盐溶液的酸碱性
C、CO32-+H2O
H2CO3+2OH-
D、NH4++ H2O
NH3.H2O +H+
杨浦高级中学高一化学
课堂巩固练习：
NH4Cl溶液中，离子浓度由大到小的是
（ B）
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+)
c(Na+ ) + c(H+) =
+ c(CH3COO - )
c(OH-) 电荷守恒式
= + c(OH-) c(H+) c(CH3COOH)
质子或氢氧根守恒式
杨浦高级中学高一化学
Na2CO3(1mol/L)溶液的重要守恒关系
Na2CO3→2Na++CO32-
CO32- + H2O
HCO3- +OH- (主)
水解程度大于电离程度， NaHCO3溶液显碱性
电离：HSO3-
H++SO32-
水解：HSO3-+H2O H2SO3+OH-
电离程度大于水解程度， NaHSO3溶液显酸性
杨浦高级中学高一化学Fra bibliotekCH3COO-＋H2O
NH4+ +H2O 通式：An-+H2O
Bm++mH2O
CH3COOH + OH- 显碱性 NH3·H2O + H+ 显酸性
【高中化学】高中化学选修四高效课堂教学设计：3.3.2盐溶液的酸碱性
高二化学教案（选修四）C（H＋）和C（OH－）相对大小C（H＋）＝C（OH－）C（H＋）＞C（OH－）C（H＋）＜C（OH－）溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2OCH3COO H-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH有无弱电解质生成无有有相关化学方程式H2O H+＋OH-NaCl ＝Na+ + Cl-H2O H+＋OH-NH4++ OH-NH3·H2OH2O H+＋OH-CH3COO- + H+CH3COOH二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因讲］CH3COONa溶于水之后，完全电离。
（因为CH3COONa是强电解质。
）投影］CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴问］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？投影］ H2O H+ + OH-………⑵讲］我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
投影］CH3COO- + H+ CH3COOH………⑶讲］把⑴⑵⑶式联立，可得到投影］水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH讲］这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。
把上述化学方程式改写成离子方程式。
投影］CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-讲］随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
投影］1、弱酸强碱盐，水解显碱性 CH3COONa = CH3COO−+ Na+投影］2、强酸弱碱盐，水解显酸性 NH4Cl = NH4+ + Cl−投影］3、强酸强碱盐：不水解4、弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
酸碱盐知识点归纳总结高中
酸碱盐知识点归纳总结高中一、酸碱盐的基本概念1、酸的概念酸是指在水溶液中，产生氢离子（H+）的化合物。
酸有酸味，能腐蚀金属，能使蓝色石蕊试纸变红等特点。
常见的酸有硫酸、盐酸、硝酸等。
2、碱的概念碱是指在水溶液中，产生氢氧根离子（OH-）的化合物。
碱有苦味，能与酸中和产生盐和水，能变蓝色石蕊试纸变红等特点。
常见的碱有氢氧化钠、氢氧化钾、氨水等。
3、盐的概念盐是由酸和碱中和产生的物质，是一类化合物的统称。
盐有盐味，大部分是固体，能溶于水等特点。
常见的盐有氯化钠、硫酸铵、硝酸钾等。
二、酸碱盐的性质1、酸的性质（1）酸的酸碱指示剂变化：酸性物质能使蓝色石蕊试纸变红，改变酸碱指示剂的颜色。
（2）酸的金属反应：酸能与金属反应产生氢气，如硫酸与锌反应生成氢气。
（3）酸的中和反应：酸能与碱中和反应产生盐和水，如盐酸与氢氧化钠中和生成氯化钠和水。
2、碱的性质（1）碱的酸碱指示剂变化：碱性物质能使红色石蕊试纸变蓝，改变酸碱指示剂的颜色。
（2）碱的与酸反应：碱能与酸反应产生盐和水，如氢氧化钠与盐酸反应生成氯化钠和水。
（3）碱的中和反应：碱能与酸中和反应产生盐和水，如氢氧化钠与硫酸中和生成硫酸钠和水。
3、盐的性质（1）盐的酸碱指示剂变化：大部分盐对酸碱指示剂无明显变化。
（2）盐的与酸碱反应：盐能与酸碱反应产生酸和碱，如氯化钠与硫酸铵反应生成氯化氢和硫酸铵。
三、酸碱盐的实验1、酸的实验（1）制备氢气：将盐酸与锌反应可以制备氢气。
（2）酸性物质检测：使用酸碱指示剂检测，或者使用碳酸氢钠检测酸性物质。
2、碱的实验（1）制备氢气：将氢氧化钠与铝反应可以制备氢气。
（2）碱性物质检测：使用酸碱指示剂检测，或者使用酚酞检测碱性物质。
3、盐的实验（1）制备盐：将盐酸与氢氧化钠中和可以得到氯化钠。
（2）盐的性质：可以使用火焰颜色反应，或者使用蓝色石蕊试纸检测盐的性质。
四、酸碱盐的应用1、工业上的应用（1）酸的应用：硫酸广泛用于制造肥料和硫酸铵，盐酸用于去除金属表面的氧化物等。
高中化学的归纳化学平衡与溶液的酸碱性
高中化学的归纳化学平衡与溶液的酸碱性化学平衡是指在一定条件下，化学反应前后物质的量保持不变的状态。
化学平衡包括各种类型的平衡，其中最常见的是酸碱平衡和盐酸平衡。
本文将讨论高中化学中的归纳化学平衡与溶液的酸碱性。
1. 化学平衡的基本概念化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物在数量上达到动态平衡的状态。
在化学平衡中，反应物与生成物之间的速率是相等的，虽然反应仍在进行，但总体上不会再有明显的变化。
化学平衡可以通过化学方程式来表示，例如：2A + B -> C化学平衡的条件取决于反应物浓度、温度和压力等因素，通过改变这些条件可以影响平衡的位置。
2. 酸碱平衡与 pH 值酸碱平衡是化学平衡的一种特殊形式，涉及到溶液中的酸和碱。
在溶液中，酸和碱可以通过水的离解来产生 H+ 和 OH- 离子。
pH 值是表示溶液酸碱性的指标，其定义为负以以 10 为底的对数：pH = -log[H+]pH 值与酸碱性呈反比关系，当 pH 值小于 7 时，溶液为酸性；当pH 值大于 7 时，溶液为碱性；当 pH 值为 7 时，溶液为中性。
3. 归纳化学平衡与溶液的酸碱性归纳化学平衡是通过归纳整理已知的化学平衡和反应方程式，以便更好地理解和应用化学平衡的原理和规律。
对于溶液的酸碱性的讨论，常涉及酸碱反应和离子的水解平衡。
3.1 酸碱反应酸碱反应是指酸和碱在溶液中发生的反应。
在酸碱反应中，酸负离子捐赠 H+ 离子，碱负离子释放 OH- 离子。
常见的酸碱反应包括强酸和强碱的中和反应、弱酸和弱碱的中和反应以及弱酸和强碱的反应等。
3.2 离子的水解平衡离子的水解平衡是指某些离子在水中发生水解反应的过程。
水解反应会产生 H+ 或 OH- 离子，从而影响溶液的酸碱性。
常见的离子水解平衡包括铵离子和碳酸根离子的水解反应。
4. 归纳化学平衡与溶液酸碱性的应用归纳化学平衡与溶液的酸碱性在日常生活和工业生产中有广泛的应用。
例如，在制备食品和饮料中，需要控制溶液的酸碱性以获得适合口感和保存的产品。
化学酸碱盐知识归纳
化学酸碱盐知识归纳1. 酸碱理论1.1 酸碱定义酸是指能够产生H+离子的物质，碱是指能够产生OH-离子的物质。
根据这个定义，我们可以将一些常见的物质归类为酸或碱。
1.2 pH值pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标，通常用来表示溶液中H+离子的浓度。
pH 值的范围是0-14，其中pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
2. 酸的性质2.1 酸的味道和触感酸有酸味，酸溶液具有刺激性，会引起灼烧感。
2.2 酸的导电性酸能够导电，这是因为酸溶液中存在离子，可以形成电流。
2.3 酸与金属的反应酸可以与金属反应，生成盐和氢气。
反应的一般方程式为：酸 + 金属→ 盐 + 氢气。
3. 碱的性质3.1 碱的味道和触感碱有苦味，碱溶液具有滑润感。
3.2 碱的导电性碱能够导电，这是因为碱溶液中存在离子，可以形成电流。
3.3 碱与酸的中和反应碱与酸反应可以产生盐和水。
反应的一般方程式为：酸 + 碱→ 盐 + 水。
4. 盐的性质4.1 盐的形态盐可以是晶体，也可以是固体或液体。
4.2 盐的溶解性大部分盐在水中能够溶解。
4.3 盐的导电性盐能够导电，这是因为盐溶液中存在离子，可以形成电流。
5. 盐的用途5.1 盐的食品用途盐是一种常见的调味品，能够提高食物的口味。
5.2 盐的工业用途盐在工业中有广泛的应用，例如用作化肥、制冷剂、脱硫剂等。
5.3 盐的医药用途盐在医药方面也有一定的应用，例如用作抗菌剂、药物辅料等。
结论化学酸碱盐是我们日常生活中经常接触到的物质。
了解酸碱盐的定义、性质以及用途，有助于我们更好地理解和应用这些化学物质。
同时，了解酸碱盐的基本知识，也有助于我们更加健康地生活和工作。
以上就是化学酸碱盐的一些知识归纳，希望对您有所帮助！。
高中化学酸碱盐知识点归纳
高中化学酸碱盐知识点归纳高中化学酸碱盐知识点归纳一、酸、碱、盐的组成酸是由氢元素和酸根组成的化合物如：硫酸(H2SO4)、盐酸(HCl)、硝酸(HNO3)碱是由金属元素和氢氧根组成的化合物如：氢氧化钠、氢氧化钙、氨水(NH3H2O)盐是由金属元素元素(或铵根)和酸根组成的化合物如：氯化钠、碳酸钠酸、碱、盐的水溶液可以导电(原因：溶于水时离解形成自由移动的阴、阳离子)二、酸1、浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途浓盐酸浓硫酸颜色、状态纯净：无色液体工业用盐酸：黄色(含Fe3+)无色粘稠、油状液体气味有刺激性气味无特性挥发性(敞口置于空气中，瓶口有白雾)吸水性脱水性强氧化性腐蚀性用途①金属除锈②制造药物③人体中含有少量盐酸，助消化①金属除锈②浓硫酸作干燥剂③生产化肥、精炼石油2、酸的通性(具有通性的原因：酸离解时所生成的阳离子全部是H+)(1)与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变红色，不能使无色酚酞试液变色(2)金属 + 酸盐 + 氢气(3)碱性氧化物 + 酸盐 + 水(4)碱 + 酸盐 + 水(5)盐 + 酸另一种盐 + 另一种酸(产物符合复分解条件)3、三种离子的检验试剂Cl-AgNO3 及HNO3SO42-①Ba(NO3)2及HNO3②HCl 及BaCl2CO32-HCl 及石灰水三、碱1、氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途氢氧化钠氢氧化钙颜色、状态白色固体，极易溶于水(溶解放热)白色粉末，微溶于水俗名烧碱、火碱、苛性钠(具有强腐蚀性)熟石灰、消石灰制法Ca(OH)2+Na2CO3== CaCO3+2NaOHCaO +H2O== Ca(OH)2用途①氢氧化钠固体作干燥剂②化工原料：制肥皂、造纸③去除油污：炉具清洁剂中含氢氧化钠①工业：制漂白粉②农业：改良酸性土壤、配波尔多液③建筑：2、碱的通性(具有通性的原因：离解时所生成的阴离子全部是OH-)(1)碱溶液与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变蓝色，使无色酚酞试液变红色(2)酸性氧化物+碱盐+水(3)酸+碱盐+水(4)盐+碱另一种盐+另一种碱(反应物均可溶，产物符合复分解条件)注：①难溶性碱受热易分解(不属于碱的通性)如Cu(OH)2 CuO +H2O2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O②常见沉淀：AgCl BaSO4 Cu(OH)2 F e(OH)3 Mg(OH)2 BaCO3 CaCO3③复分解反应的条件：当两种化合物互相交换成分，生成物中有沉淀或有气体或有水生成时，复分解反应才可以发生。
酸碱盐知识点归纳总结高中
酸碱盐知识点归纳总结高中酸碱盐是高中化学中重要的概念之一，它们广泛应用于实际生活和工业生产中。
本文将对酸碱盐的定义、性质、常见的实验方法和应用进行归纳总结。
一、酸的定义和性质1. 酸的定义：酸是指在水溶液中具有产生H+离子（质子）的化合物，或能够接受电子对的化合物。
2. 酸的性质：a. 酸呈酸性溶液，具有酸味和腐蚀性；b. 酸能够与碱中和，产生盐和水的反应，称为酸碱中和反应；c. 酸能与金属反应产生氢气；d. 酸能够与碱式盐反应，产生普通盐和水。
二、碱的定义和性质1. 碱的定义：碱是指在水溶液中能够产生OH-离子（氢氧根离子）的化合物。
2. 碱的性质：a. 碱呈碱性溶液，具有苦味和滑感；b. 碱能与酸中和，产生盐和水的反应；c. 强碱能与二价及二价以上金属离子反应，生成相应的碱式盐。
三、盐的定义和性质1. 盐的定义：盐是由酸和碱反应而成的化合物，是酸碱中和反应的产物。
2. 盐的性质：a. 盐具有晶体结构，可以形成晶体；b. 盐是离子化合物，溶于水时可以电离成阳离子和阴离子；c. 盐可以在适当条件下溶于水，形成导电溶液。
四、常见的实验方法1. 酸碱指示剂：可以通过酸碱指示剂改变颜色来判断溶液酸碱性质的方法，例如酚酞、中性红、甲基橙等。
2. 电离和导电性实验：通过测量溶液的电导率来判断盐是否能够电离并产生导电现象。
3. 酸碱滴定实验：利用滴定管、酸碱指示剂和标准溶液进行定量分析和酸碱中和反应的实验方法，可以确定溶液中的酸碱物质的浓度。
五、酸碱盐的应用1. 酸的应用：a. 工业上用酸进行钢铁脱锈、酸洗、腐蚀金属等；b. 农业上用酸性肥料改良酸性土壤；c. 医药领域中酸性药物的研究与制造。
2. 碱的应用：a. 工业上用碱进行清洁剂制造、纺织工业中的脱脂漂白；b. 农业上用碱性肥料改良碱性土壤；c. 医药领域中氢氧化钙用于牙膏研制等。
3. 盐的应用：a. 食品加盐调味，提高食品口感；b. 工业生产中用盐制作氯气、氢气等；c. 化学实验中盐可以用作结果的鉴别。
3.3《 盐类的水解
谁强显谁性
3
探究二：不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因
思考与交流：为什么不同类型的盐溶液会呈现不同的 酸碱性？你能从离子浓度变化的角度来分析一下吗？
记录表二
盐溶液 酸碱性 C（H+）和 C（OH—）相 对大小 溶液中的离 子 有无弱电解 质生成 水的电离平 衡是否移动
NaCl 溶液
中性 =
NH4Cl 溶液
探究二：不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因 归纳
记录表二
盐溶液
酸碱性
NaCl 溶液
中性
NH4Cl 溶液
酸性 ＞
CH3COONa溶液
碱性 ＜
C（H+）和 C（OH—）相 对大小 溶液中的粒 子 有无弱电解 质生成 水的电离平 衡是否移动
=
Na+ Cl- H+ OH无
NH4+ Cl- H+ OH- Na+ CH3COO- H+ OH生成NH3· H 2O 生成CH3COOH
你能解释一下为什么NaHCO3溶液呈碱性吗？
【讨论·分析】 NH4Cl溶液为什么显酸性？
NH4Cl H2O NH4+ + ClOH + H+
+—
（水的电离 平衡向正方 向移动）
NH3 ·H2O 达到新的平衡时，C（H+） ＞ C（OH-） 溶液显酸性
Al2（SO4）3溶液呈什么性？你能解释一下吗？
思考：哪些盐能够发生水解呢？
水解的条件：遇水生成弱电解质的盐
水解反应的程度是 很小 的。 水解的实质： 了水的电离 促进
水解反应与中和反应的关系:
放热
中和
酸+碱
水解
如何判断盐溶液的酸碱性或pH
如何判断盐溶液的酸碱性或pH？如相同的物质的量浓度的下列溶液：NaCl， KHSO4-, Na3PO4, Na2HPO4, CH3COOH, PH由大到小的顺序是怎样？要详细解。
（大致的顺序我能够判断，但是像这个：Na3PO4, Na2HPO4这两个要怎么判断呢？）这个要看这些盐会不会水解了，要水解的盐一般都是强酸和弱碱反映生成的盐或者是强碱和弱酸反映生成的盐，或者是弱酸和弱碱反映生成的碱，NaCl对应的酸是HCl，碱是NaOH,其中HCl是强酸，NaOH是强碱，因此，NaCl的水溶液是中性，KHSO4的电离是K+与H+与SO4 2-，类似与HCl,因为若都是1mol的话，都能电离出1mol的H+,故类似，因此，KHSO4可看作HCl；CH3COOH是弱电解质，相同的物质的量，与HCl相比电离出来的c（H+）少； Na3PO4对应的碱是NaOH，是强碱；H3PO4是中强酸，因而PO4 3-要水解，水解的方程式是PO4 3- +H2O=HPO4 2- +OH- ;HPO4 2-+H2O=H2PO4- +OH- ;H2PO4- +H2O=H3PO4+OH- ,在这里，不管是PO4 3- 还是HPO4 2- 还是H2PO4-对应的盐，都是如上水解，要判断PO4 3- 还是HPO4 2- 还是H2PO4-对应的盐的水解，就看它们要几步水解才能变成该酸根对应的酸，PO4 3-水解需要3步，HPO4 2-需要2步。
若都是相同的物质的量，1mol的PO4 3-能水解出3mol的OH- ，1mol的HPO4 2- 能水解出2mol的OH-，因此，这些盐的PH由小到达是PH（KHSO4）<PH（CH3COOH）<PH（NaCl）<PH（Na2HPO4）<PH（Na3PO4）第一，看所含OH-多少c(OH-)=c(NaOH)c(OH-)=2*c(Ba(OH)2)第二，看构成如果是强碱弱酸盐会水解，按照酸根水解情况看(一般按照酸性强弱看也可以)，哪个厉害哪个的碱性强如pH Na2SO3>Na2Ac>Na2CO3同理弱碱强酸盐，按照碱根水解情况，哪个水解强哪个酸性强pH NaCl>NH4Cl弱碱弱酸盐，一般会双水解。
高中化学 第1部分 专题3 第二单元 第1课时 溶液的酸碱性(含解析)高二化学教案
〖溶液的酸碱性〗之小船创作1．常温下水溶液的酸碱性与pH有何关系？提示：pH<7，溶液呈酸性，pH＝7溶液呈中性，pH>7，溶液呈碱性。
2．常温下，水的离子积常数是多少？c(H＋)＝0.1 mol·L－1的HCl溶液中c(OH－)是多少？c(OH－)＝1.34×10－3mol·L－1的氨水中c(H＋)是多少？提示：1×10－14c(OH－)＝K Wc H＋＝1×10－140.1mol·L－1＝10－13mol·L－1c(H＋)＝K Wc OH－＝10－141.34×10－3mol·L－1＝7.46×10－12mol·L－1[新知探究]探究溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－)相对大小的关系(1)判断溶液酸碱性的依据是溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
(2)溶液酸、碱性与c(H＋)、c(OH－)相对大小的关系。
溶液酸碱性c(OH－)与c(H＋)关系酸碱的强弱溶液呈中性c(H＋)＝c(OH－)续表溶液酸碱性强弱与物质酸碱性强弱的关系溶液酸碱性的强弱是由溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小来决定的，与酸、碱的强弱无必然联系。
而电解质酸碱性的强弱是以电解质的电离程度划分的。
(1)等物质的量浓度的强酸和弱酸溶液中，c(H＋)：强酸>弱酸。
(2)c(H＋)相同的强酸和弱酸溶液中，酸的物质的量浓度：c(强酸)<c(弱酸)。
同理碱亦如此。
(3)等体积、等物质的量浓度、等元数的酸，强酸溶液的酸性强，但中和能力相同。
例如：1 L 0.1 mol·L－1的CH3COOH 和1 L 0.1 mol·L－1的盐酸，盐酸中c(H＋)大，酸性强，但均能中和0.1 mol NaOH。
[成功体验]1．下列溶液肯定显酸性的是( )A．含H＋的溶液B．能使酚酞显无色的溶液C ．pH<7的溶液D ．c (OH －)<c (H ＋)的溶液解析：选D 任何水溶液中均含H ＋和OH －，使酚酞显无色的溶液，可能呈酸性，也可能呈中性或碱性。
高中化学 3-3-1盐溶液呈现不同酸碱性的原因 新人教版选修4
3．盐类水解反应离子方程式的书写 盐类水解一般程度很小，水解产物也很少，通常不生成 沉淀或气体，书写水解方程式时，一般________“↑”或“↓”。 盐类水解是________反应，除发生强烈双水解的盐外，一般 离子方程式中不写________号，而写________号。
[答案] 一、(2)
盐溶液
1．已知在相同条件下NH3·H2O与CH3COOH电离程度 几乎相等，CH3COOH的酸性比H2CO3强，那么NH4HCO3溶 液显酸性、碱性还是中性？
提示：显碱性，因为H2CO3比醋酸弱，HCO的 水解能 力比CH3COO－强，而CH3COO－的水解能力与NH相当，故 HCO 水解能力比NH强，因此，该溶液应显碱性。
溶液碱性为：NaZ＞NaY＞NaX，则对应的弱酸的酸性强弱
为：HX＞HY＞HZ。
【答案】 C
1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。 2．水解反应是可逆过程，因此要用“ ”符号，不 能用“＝”。通常情况下，中和反应是趋于完成的反应，所 以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标 “↑”“↓”符号，也不把易分解的生成物(如NH3·H2O、 H2CO3 等 ) 写 成 其 分 解 产 物 的 形 式 。 如 NH4Cl ＋ H2O NH3·H2O＋HCl；离子方程式为NH ＋H2O＝NH3·H2O。
(NH4)2SO4、NH4Cl、NH4NO3、AlCl3、FeCl3……
理论解释：以NH4Cl溶液为例：
水中存在H2O的电离平衡：
H2O
H＋＋OH－
NH4Cl溶于水后电离：
NH4Cl＝Cl－＋NH
当溶液中有NH 和OH－时，也会形成化学平衡：
NH ＋OH－
NH3·H2O
高中化学溶液的酸碱性及酸碱中和滴定
(3)强酸、强碱等体积混合(常温下) ①pH 之和等于 14 呈中性； ②pH 之和小于 14 呈酸性； ③pH 之和大于 14 呈碱性。
【夯基础·小题】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(2)俯视和仰视(如图 b 和图 c) 俯视和仰视的误差，要结合具体仪器进行分析，不同量器的 刻度顺序不同，如量筒刻度从下到上逐渐增大，滴定管刻度从下 到上逐渐减小。 ①如图 b，当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下 倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线 位置，即读数偏大。 ②如图 c，当用滴定管测量液体的体积时，由于仰视视线向 上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度顺序与量 筒不同，仰视读数偏大。
[名师点拨] (1)pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否 则待测液因被稀释可能产生误差。
(2)广泛pH试纸只能测出整数值，使用范围为0～14。
3．溶液pH的计算方法 (1)单一溶液pH的计算 强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg(nc)。 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1， c(H＋)＝10n－c14 mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg(nc)。
溶液pH＝(a＋1)的措施是 A．将溶液稀释到原体积的10倍
( B)
B．加入适量的醋酸钠固体
C．加入等体积0.2 mol·L－1盐酸
D．升高溶液的温度
考点三 滴定实验的拓展 与应用
5．酸碱中和滴定中常见误差分析
以标准盐酸溶液滴定未知浓度的 NaOH 溶液(酚酞作指示剂)
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盐溶液的酸碱性归纳与分析
要点一、盐类水解的实质
1．定义
⑴以CH3COONa为例探究盐类的水解
CH3COONa溶于水之后，完全电离————强电解质
CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………① ————(电离出的离子既没有+，也没有OH-)
H
把CH3COONa溶于水之后，溶液中还存在的电离平衡： H2O H+ + OH-………②————(纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，显中性)
CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
CH3COO- + H+CH3COOH………③(CH3COONa电离产生的
CH3COO-与水电离产生的H+)
随着CH3COONa的加入，CH3COO-结合水电离出的H+，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
溶液中c(OH-)＞1.0×10-7mol/L＞c(H+)，
CH3COONa水溶液显碱性。
⑵盐类水解的定义
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。
(在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
酸 + 碱盐 + 水
2．实质
在溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
注意：
①只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。
②盐类水解使水的电离平衡发生移动，促进水的电离，使水电离出的c(OH-
)≠c(H+)并使溶液呈酸性或碱性。
③盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性极弱。
3．水解特征
可逆：盐类水解和酸碱中和反应互为可逆反应。
微弱：盐类水解非常微弱，进行程度小，一般无沉淀、气体产生。
吸热：中和反应是放热反应，盐类的水解是吸热反应。
[特别提醒] 盐类水解的条件：
（1）必须有“弱根”离子（弱酸酸根阴离子、弱碱阳离子）。
（2）盐必须易溶于水（如CaCO3难溶于水，可以不考虑盐类的水解）。
要点二、盐类水解的规律
盐类水解规律可概括为“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性”。
具体理解如下：
1、“有弱才水解，无弱不水解”是指盐中有弱酸酸根离子或者是弱碱阳离子，才能水解；若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
2、“越弱越水解”指的是弱酸酸根离子对应的酸越弱，就越容易水解；弱碱阳离子对应的碱越弱，就越容易水解。
3、“都弱双水解”是指弱酸弱碱盐电离出的弱酸酸根离子和弱碱阳离子都发生水解，且相互促进。
4、“谁强显谁性”是指当盐中的弱酸酸根离子对应的酸比弱碱阳离子对应的碱更容易电离时，则水解后盐溶液显酸性；反之，就显碱性。
强酸弱碱盐NH4Cl、
CuSO4、FeCl3
水解
NH4+、Cu2+、
Fe
3+
pH＜7
促进水的
电离
强碱弱酸盐Na2S、
Na2CO3、
NaHCO3
水解
S2－、CO32―、
HCO3―
pH＞7
弱酸弱碱盐CH3COONH4、
(NH4)2S
水解
CH3COO―、
NH4+、S2―
——
[说明]
酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。
若电离能力比水解能力强（如NaHSO4、NaH2PO4），则水溶液呈酸性，NaHSO4只电离不水解也显酸性。
若水解能力超过电离能力（如NaHCO3、Na2HPO4），则水溶液显碱性。
要点三、盐类水解离子方程式的书写
（1）一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH3·H2O、
H2CO3等）写成其分解产物的形式。
（2）盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐类的水解反应是微弱的。
盐类水解的离子方程式一般不写“＝”而写“”。
（3）多元弱酸酸根离子的水解离子方程式应分步书写，且以第一步水解为主，如CO32－水解的离子方程式为：
CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
若写成CO32－+2H2O H2CO3+2OH－或CO32－+H2O CO2+2OH－等，则都是错误的。
（4）多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。
值得注意的是，其最终生成的弱碱即使是难溶物也不标“↓”状态符号，因其水解
生成的量极少，不会生成沉淀（但可形成胶体），如Al3+水解的离子方程式常写
成：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+。
要点诠释：
（1）盐类水解的离子方程式同样遵循质量守恒定律和电荷守恒定律。
（2）要将盐的电离方程式与盐类水解的离子方程式区别开来。
如HS－+H2S2
－+H3O+是HS－的电离方程式，而HS－+H2O H2S+OH－则是HS－水解的离子方程式。
（3）实验室制Fe(OH)3胶体时，因水解较彻底用“＝”，
3++3H2O Fe(OH)3+3H+。
Fe
类型一、盐类水解的实质及水解规律
1．有关盐类水解的说法不正确的是（）
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C．盐类水解使盐溶液不一定呈中性
D．所有钾盐、钠盐、硝酸盐都不发生水解
2．对H2O的电离平衡不产生影响的粒子是（）C
3．pH=4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度的关系前者与后者比较（）A．大于B．小于C．等于D．无法确定
【答案】B
类型二、水解方程式的书写
4．下列水解反应离子方程式正确的是（）
A．NH 4+
+H2O NH3·H2O+H
+
B．S2―+2H2O H2S+2OH―
C．CH3COOH+H2O CH3COO―+H3O+ D．CH3COOH+OH―CH3COO―+H2O
5．下列离子方程式中，属于水解反应的是（）A．HCOOH+H2O HCOO―+H3O+
B．CO2+H2O HCO3―+H+
C．CO 32
―+H2O HCO3―+OH―
D．HS―+H2O S2―+H3O+
类型三、水解的影响
6．物质的量浓度相同时，下列既能跟NaOH溶液反应，又能跟盐酸反应的溶液中，pH最大的是（）
A．Na2CO3溶液 B．NH4HCO3溶液C．NaHCO3溶液D．NaHSO4溶液
7．在Na2S溶液中c(Na+)与c(S2―)的比值（）
A．大于2 B．等于2 C．小于2 D．等于1：2
8．在含有酚酞的0.1 mol / L氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色（）A．变蓝色B．变深C．变浅D．不变
9．常温下，某溶液中由水电离的c(H+)=1×10－13 mol／L，该溶液可能是（）①二氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液
A．①④B．①②C．②③D．③④
10．将0.1 mol下列物质置于1 L水中，充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（）
A．KCl B．Mg(OH)2C．Na2CO3 D．MgSO4
化学
，。