专题十三强弱电解质水的电离平衡和溶液的pH.ppt

一、关于平衡的基本知识1.四大平衡（1）化学平衡（2）弱电解质的电离平衡（3）盐的水解平衡（4）难溶物的沉淀溶解平衡2.平衡的特点3.平衡常数4.勒沙特列原理（1）化学平衡　　研究对象：可逆反应　　常见的可逆反应有：N2＋3H2　　　2NH3　△H＜02SO2＋O2　　　2SO3　△H＜0 2NO2　　　N2O4　 △H＜0CH3COOH＋HOC2H5 　　　　　　　　　 CH3COOC2H5＋H2O（2）弱电解质的电离平衡　　研究对象：弱电解质的电离　　常见的弱电解质有：•弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、HF等•弱碱：NH3·H2O等•水：　H2O•某些盐：Pb(CH3COO)2等　　多数弱电解质的电离过程是吸热的，但少数弱电解的电离过程是放热的，例如：HF　　　H＋＋F－　△H＝－10.4kJ/mol（3）盐的水解平衡　　研究对象：弱酸根离子、弱碱的阳离子的水解　　实质：弱酸根离子、弱碱的阳离子与水电离出的H＋或OH－结合成弱酸或弱碱而促进了水的电离Bn＋＋nH2O　　　B(OH)n＋nH＋　△H＞0An－＋H2O　　 HA(n－1)－＋nOH－ △H＞0　　盐的水解过程是酸碱中和反应的逆反应，盐的水解需吸收热量。

（4）难溶物的沉淀溶解平衡　　研究对象：沉淀的形成和沉淀的溶解BaSO4(aq)＝Ba2＋(aq) ＋SO42－ (aq) BaSO4(s) BaSO4(aq)总式BaSO4(s)　　　Ba2＋(aq) ＋SO42－ (aq) 难溶物的溶解过程多数是吸热的2.平衡的特点（1）等：正逆反应速率相等（2）定：体系内各组分的量一定“量”包括m、n、N、c等（3）动：动态平衡　　v正＝ v逆≠0（4）变：条件改变，平衡发生移动练习：对于反应2A＋3B　　　C＋2D1.试从不同角度描述正逆反应速率相等2.平衡时，A、B、C、D的个数比一定为2∶3∶1∶2，对吗？3.能使平衡发生移动的因素有哪些？3.平衡常数（1）平衡常数：　　一定条件下，达到平衡状态时，体系中生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，称平衡常数，用K表示2）数学表达式：　　对于mA(g)＋nB(g) 　　pC(g)＋qD(g)pC(g)＋qD(g) 　　　mA(g)＋nB(g) 的K＝？　　3.平衡常数（2）数学表达式：对于HA 　H＋＋A－、B(OH)n Bn＋＋nOH－对于H2O 　 H＋＋OH－BA＋H2O HA＋BOHK值大小受什么因素影响3.平衡常数（3）平衡常数只随温度的改变而改变•若正反应吸热，则K随温度升高而增大；•若逆反应放热，则K随温度升高而减小。

4）浓度商、离子积Qc ＜ K时　 正向进行Qc＝K时　平衡状态　Qc ＞ K时　 逆向进行mA(g)＋nB(g) 　　pC(g)＋qD(g)4.勒沙特列原理（1）内容：平衡向减弱条件改变的方向移动（2）能使平衡发生移动的因素①温度：升温，平衡向吸热方向移动　　　　降温，平衡向放热方向移动②浓度：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡→减少反应物浓度或增加生成物浓度，平衡←③压强：增大压强，平衡向计量数变小方向移动；减小压强，平衡向计量数变大方向移动二、水的电离平衡1.水的电离方程式　　　2H2O　　 H3O＋＋OH－　　　 H2O 　　 H＋＋OH－2.影响水的电离平衡的因素（1）温度（2）同离子效应（3）发生化学反应 思考：试判断下列条件的改变对水的电离平衡、水的离子积常数、水电离出的n(H＋) 或n(OH－)、水或溶液中的c(H＋) 或c(OH－)有何影响（1）升温 （2）加入Na（3）加入NaOH　　（4）加入NaHSO4（5）加入NaHCO3 （6）加入Na2CO3（7）通入HCl　　　（8）通入CO2（9）加入NaCl　　 （10）加入NH4Ac3.溶液酸碱性判断•溶液的c(H＋)＝＝c(OH－)　溶液显中性•溶液的c(H＋)＞＞c(OH－)　溶液显酸性•溶液的c(H＋)＜＜c(OH－)　溶液显碱性思考：•c(H＋)＝10－7mol/L的溶液一定显中性吗？•pH=7的溶液是否一定呈中性？　　在常温下，溶液的c(H＋)＝10－7mol/L或pH=7，溶液显中性。

4.水的离子积常数Kw＝ c(H＋)液×c(OH－)液•在酸的溶液中　c(H＋)液＝＝ c(H＋)酸＋c(H＋)水　c(OH－)液＝＝ c(OH－)水＝＝ c(H＋)水•在碱的溶液中　c(OH－)液＝＝ c(OH－)碱＋ c(OH－)水　c(H＋)液＝＝ c(H＋)水＝＝ c(OH－)水•发生水解的盐溶液中　H＋、OH－全部来自水的电离　较多的离子的量反映水的电离程度三、弱酸、弱碱的电离平衡1.弱酸、弱碱的电离方程式　CH3COOH　　 H＋＋CH3COO－　H2CO3　　H＋＋HCO3－　HCO3－ 　　 H＋＋CO32－　NH3·H2O 　　NH4＋＋OH－2.电离度练习：（1）若1mol/L的弱酸HA溶液的pH＝2，试计算HA的电离度　　　（2）试计算25 ℃时水的电离度减小增大向右移动减小增大向右移动减小减小向左移动增大减小向左移动减小增大向右移动增大减小向右移动减小增大向右移动增大增大向右移动加Zn加NaOH加NaAc加HCl加水加HAcc(H＋)电离度平衡移动方向加Na2CO3升温　例：当CH3COOH　　　CH3COO－＋H＋3.影响弱酸、弱碱电离平衡的因素•0.01mol·L－1的酸HA溶液的pH≠2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA是弱酸。

•同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液的pH变化小的是弱酸，变化大的是强酸•同pH的强酸和弱酸，分别加该酸的钠盐，溶液的pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸•pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱反应时消耗碱多的为弱酸；与Zn或Na2CO3固体反应产生气体多的是弱酸 P167 方法三 3.24.验证强、弱电解质的几种方法：小大相同大小慢快相同小大产生H2的起始速率中和碱的能力pH反应速率减小与Zn产生H2的量c(H＋)一元弱酸一元强酸5.等浓度、等体积的强、弱酸比较6.等pH、等体积的强、弱酸比较大小大小多少相同相同相同n(HA)总中和碱的能力与Zn产生H2的量pH产生H2的起始速率c(H＋)一元弱酸一元强酸四、盐的水解1.单水解、双水解　　　P172例：NH4Cl、NaAc、NH4HCO3 FeCl3＋Na2CO3、AlCl3＋NaAlO22.水解规律 　　　　　P178 方法四　有弱才水解，谁强显谁性，越弱越水解练习1 :判断溶液的酸碱性NaCl、 Na2CO3、FeCl3、AlCl3 、CuSO4NH4Ac 、(NH4)2CO3、 NH4HCO3 、 NaHCO3、NaHSO3 、 NH4HSO4NaAc＋HAc、NH4Cl＋NH3·H2O练习2 ：（1）判断等浓度下列溶液中c(NH4＋)的大小 NH4Ac 、 NH4Cl、 NH4HCO3 、NH4HSO4（2）物质的量浓度均为0.1mol/L的下列五种溶液：　①Na2CO3 　 ②NaHCO3、 　　③(NH4)2CO3 　④NH4HCO3　各溶液中c(CO32－)的大小顺序是　　　。

四、盐的水解3.水解的化学方程式和离子方程式（1）单水解　　　（程度很小）　　　　　　※用“　　”表示　　　※不标↑和↓　　　　　　　　　　※易分解的物质没有分解　（2）双水解　　　（比较彻底）※用“＝”表示※标↑和↓※易分解物质能分解　　　NH4Cl溶液中存在以下水解平衡：NH4Cl＋H2O　　　　NH3•H2O＋HClNH4＋＋H2O　　　　NH3•H2O＋H＋下列条件改变时，会导致平衡如何移动？①加入少量NH4Cl晶体； ②加水稀释； ③滴加少量NaOH溶液； ④滴加少量浓氨水； ⑤滴加少量盐酸； 　　 ⑥加入少量锌粒； ⑦加入Na2CO3粉末； ⑧加热思考：4.影响盐类水解的主要因素及其应用　　M＋＋H2O　　　　H＋＋MOH　　A－＋H2O　　　　HA＋OH－内因：盐本身的性质，越弱越水解外因：（1）温度：温度升高，水解程度大　　【水解是吸热的过程】（2）浓度：浓度越小，水解程度越大　　【c(H2O)看作不变，稀释时平衡右移】（3）酸碱性 ：加入H＋，抑制M＋的水解，促进A－的水解加入OH－，抑制A－的水解，促进M＋的水解•为何用热的纯碱溶液可清洗油污？•为何Zn粒放入CuSO4溶液中有气泡产生？•为何焊接金属时可用NH4Cl溶液除锈？•为何明矾可以净水？•为何往沸水滴FeCl3(aq)可制得Fe(OH)3胶体?•为何铵态氮肥不能与草木灰不能混合施用？•配制FeCl3溶液时，为何要加入少量盐酸？知识清单　　P179　方法六思考：5. 盐类水解的应用　　 泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈　　性；灭火器内另有一容器中装有Al2(SO4)3溶液，该溶液呈　　性；当意外失火时，使泡沫灭火器倒过来即可使药液混合，喷出CO2和Al(OH)3，阻止火势蔓延。

试写出相关反应的离子方程式思考：碱酸HCO3－＋H2O　　 H2CO3＋OH－Al3＋＋3H2O　　Al(OH)3＋3H＋Al3＋＋3HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑关于盐溶液的蒸干、灼烧的问题（1）Na2CO3、Na2SiO3、•水解生成强碱，蒸干、灼烧后得原物质（2）(NH4)2SO4、Fe2(SO4)3、Al2(SO4)3•水解生成难挥发酸，蒸干、灼烧后得原物质（3）FeCl3、AlCl3、•水解生成易挥发酸，蒸干后得到弱碱及金属氧化物，灼烧则只得到氧化物（4） NH4Cl、(NH4)2CO3•水解产物均易挥发，则蒸干后无物质剩余（5）NaClO、 NaHCO3 、Na2SO3 、KMnO4•分别得NaCl、Na2CO3、Na2SO4五、离子浓度的比较1.知识和方法备查：（1）知识清单　　P176　　方法一（2）知识清单　　P175　　易混点三（3）决胜2008　　P129　　考点三2.离子浓度比较的四种关系式：①不等式－－粒子浓度的大小顺序②电荷恒等式－－溶液呈电中性　　P175③物料恒等式－－质量守恒　　　 P176④质子恒等式－－得失质子数相等 P1763.分析方法：①分析每一种粒子在水中的行为②找全粒子③注意盐的水解和弱电解质的电离都是弱的④注意离子之间的相互影响五、离子浓度的比较例1：①CH3COOH溶液、 ②NH3•H2O溶液例2：①CH3COONa溶液、②NH4Cl溶液例3：①(NH4)2SO4溶液、②Na2CO3溶液例4：①NaHCO3溶液、②NaHSO3溶液例5：①CH3COOH和CH3COONa 1∶1混合液　　 ②NH4Cl和NH3•H2O 　　 1∶1混合液　　 ③NaCN和HCN　　　　 　1∶1混合液例6：①Na2CO3和NaHCO3　　 1∶1混合液　　 ②Na2SO3和NaHSO3 　　 1∶1混合液例7：①NaOH和CH3COOH　 1∶2混合液 ②NH4Cl和KOH　 　　 2∶1混合液例1： ①0.01mol/L的CH3COOH溶液分析：CH3COOH　　　CH3COO－＋H＋　　　H2O　　　H＋＋OH－•不等式：c(HAc)＞c(H＋)＞c(Ac－)＞c(OH－)•电荷恒等式：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)•物料恒等式：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) ＝ 0.01mol/L•质子恒等式：c(H＋) ＝c(CH3COO－)＋c(OH－)试对②0.01mol/L的NH3•H2O溶液进行分析例2： ①CH3COONa溶液分析： H2O　　　H＋＋OH－CH3COO－＋H2O　　　OH－＋CH3COOH　　　•不等式：c(Na＋)＞c(Ac－)＞c(OH－)＞ c(HAc)＞c(H＋)• 电荷恒等式：c(H＋)＋c(Na＋) ＝c(CH3COO－)＋c(OH－)•物料恒等式：c(Na＋) ＝ c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) •质子恒等式：c(H＋) ＋c(CH3COOH) ＝c(OH－)试对② NH4Cl溶液进行分析例3： ①(NH4)2SO4溶液分析： H2O　　　H＋＋OH－　　NH4＋＋H2O　　　H＋＋NH3•H2O　　　•不等式：c(NH4＋)＞c(SO42－)＞c(H＋)＞c(NH3•H2O)＞ c(OH－)• 电荷恒等式：c(NH4＋)＋c(H＋) ＝2c(SO42－)＋c(OH－)•物料恒等式：2c(SO42－)＝ c(NH4＋)＋c(NH3•H2O)•质子恒等式：c(H＋) ＝c(OH－)＋c(NH3•H2O) 试对② Na2CO3溶液进行分析例4： ① NaHCO3溶液（弱碱性）分析： H2O　　　H＋＋OH－ HCO3－＋H2O　　　OH－＋H2CO3　(主)　 HCO3－ H＋＋ CO32－ 　 (次)•不等式：c(Na＋)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞ 　　　　c(H2CO3) ＞c(H＋) ＞ c(CO32－)• 电荷恒等式：c(H＋)＋c(Na＋) 　　＝ c(HCO3－) ＋ 2c(CO32－)＋c(OH－)•物料恒等式：c(Na＋) ＝ c(HCO3－)＋c(H2CO3)＋c(CO32－)•质子恒等式：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(CO32－)试对② NaHSO3溶液（弱酸性）进行分析例5：①HAc和NaAc 1∶1混合液分析： H2O　　 H＋＋OH－ Ac－＋H2O　　 OH－＋HAc (程度小)　　 HAc　　 Ac－＋H＋ (程度大) 　　•不等式：c(Ac－)＞c(Na＋)＞c(HAc)＞c(H＋)＞c(OH－) • 电荷恒等式：c(H＋)＋c(Na＋) ＝c(Ac－)＋c(OH－)•物料恒等式：2c(Na＋) ＝ c(HAc)＋c(Ac－) •质子恒等式：2c(H＋) ＋c(HAc) ＝c(Ac－)＋2c(OH－)试分析②NH4Cl和NH3•H2O　③NaCN和HCN例6： ①Na2CO3和NaHCO3　 1∶1混合液分析： H2O　　　H＋＋OH－　 CO32－＋H2O　　　OH－＋HCO3－ HCO3－＋H2O　　 OH－＋H2CO3 HCO3－　　　H＋＋CO32－　　　•不等式：c(Na＋)＞c(HCO3 －)＞c(CO32－)　　　　＞c(OH－)＞ c(H2CO3)＞c(H＋)• 电荷恒等式：c(H＋)＋c(Na＋) 　　　　　＝ c(HCO3 －)＋2c(CO32－)＋c(OH－)•物料恒等式： 2c(Na＋) ＝[c(HCO3－)＋c(CO32－) ＋c(H2CO3)]×3•质子恒等式： c(CO32－)＋2c(OH－) 　　　　＝ c(HCO3－)＋3c(H2CO3)＋2c(H＋)试分析②Na2SO3和NaHSO3 1∶1混合液例7： ①NaOH和CH3COOH 1∶2混合液NaOH＋CH3COOH＝CH3COONa＋H2O所得溶液为HAc与NaAc 1∶1混合液 ② NH4Cl和KOH 2∶1混合液 NH4Cl＋KOH＝KCl＋NH3▪H2O所得溶液为NH4Cl、 KCl与NH3▪H2O 1∶1∶1混合六、有关溶液pH的计算1.基本计算公式　pH＝－lg c(H＋)　pOH＝－lg c(OH－)　pKw＝－lgKw＝pH＋pOH＝14（常温）2.定性判断（1）酸溶液，pH 0，无限加水稀释，c(H＋) 　　，酸性　　，pH 　　（无限接近　　）。

2）碱溶液，pH 0，无限加水稀释，c(H＋) 　　，酸性　　，pH 　　（无限接近　　）（1）单一溶液的pH的计算　　 ①强酸　　②强碱（2）酸碱加水稀释后溶液pH的计算　　 ①强酸加水稀释　　②强碱加水稀释（3）强酸、强碱混合后溶液pH的计算　　 ①强酸与强酸混合　　 ②强碱与强碱混合　　 ③强酸与强碱混合(酸过量、碱过量）3.定量计算（1）单一溶液的pH的计算①强酸(HnA) 溶液 HnA＝ nH＋＋An－ 物质的量浓度（mol/L) c　　　　; pH＝－lgc(H＋)＝　　　　②强碱[B(OH)n] 溶液 B(OH)n＝Bn＋＋ nOH－ 物质的量浓度（mol/L) c　 　　 　　　; 　pOH＝－lgc(OH－) 　 pH＝14－pOHnc－lgncncback3.定量计算（2）酸碱加水稀释后溶液pH的计算①pH＝a的强酸(HnA)溶液加水稀释10n倍 原c(H＋)＝　　 mol/L， 稀释10n倍后， c(H＋)＝　　　 mol/L， 稀释后溶液的pH＝－lgc(H＋)　　　　　　　 ＝　　　　 ＝　　　　 a＋n10－a－lg10－a－n10－a－n强酸溶液无限地加水稀释，pH如何变化？（a＋n＜7）3.定量计算（2）酸碱加水稀释后溶液pH的计算②pH＝b的强碱[B(OH)n]溶液加水稀释10n倍　原pOH＝14－pH＝　　 mol/L， 原c(OH－)＝　　 mol/L， 稀释10n倍后，c(OH－)＝　　　　 mol/L， pOH＝－lgc(OH－) ＝　 　 ＝　　 　　　　 稀释后溶液的pH＝14－pOH＝　　　10－14＋b10－14＋b－n－lg10－14＋b－n14－b＋nb－n14－b强碱溶液无限地加水稀释，pH如何变化？（b－n＞7）back3.定量计算（3）强酸、强碱混合后溶液pH的计算①强酸与强酸混合②强碱与强碱混合3.定量计算学以致用：（1）若将pH＝1及pH＝3的盐酸等体积混合，试计算所得溶液的pH　　pH差值≥2的两种强酸等体积混合，所得溶液的pH＝pH(小)＋0.3（2）若将pH＝11及pH＝13的NaOH溶液等体积混合，试计算所得溶液的pH　　pH差值≥2的两种强碱等体积混合，所得溶液的pH＝pH(大)－0.3学以致用：（3）强酸、强碱混合后溶液pH的计算③强酸与强碱混合•酸过量碱过量back3.定量计算（1）固态物质的溶解度　　一定温度下，某固态溶质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。

　　有时也用1L水中所溶解的溶质的物质的量来表示2）溶解度与溶解性的关系　　 0.01　　 　1　　 　10　 S(g)溶解性(20℃)易溶可溶微溶难溶(不溶)1.溶解度2.沉淀溶解平衡（1）沉淀溶解平衡是沉淀溶解和生成的速率相等的状态有固体存在的悬浊液中都存在溶解平衡2）特征：等、定、动、变（3）表示：练习：决胜2008　145页　16题MmAn(s) mMn＋(aq) + nAm－(aq)MmAn(s)　 MmAn(aq) ＝ mMn＋(aq) + nAm－(aq)2.沉淀溶解平衡（4）溶度积　　在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数用符号Ksp表示，称为溶度积常数，简称溶度积　对于： MmAn(s) mMn＋(aq) + nAm－(aq)　　溶度积只与物质本身性质及温度有关，与沉淀的量及离子浓度无关Fe(OH)3(s)　　　Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)　　　Mg(OH)2(s)　　　Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)　　　AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)了解难溶电解质的溶度积有何意义？2.沉淀溶解平衡（4）溶度积①溶度积规则对于离子积：Qc=cm(Mn＋) ·cn(Am－)Qc＞Ksp，Qc＝Ksp，Qc＜Ksp， 决胜2008　142页　典型例题　迁移训练　2②由溶度积可求溶解度※同类型电解质溶度积越大，溶解度越大 MmAn(s) mMn＋(aq) + nAm－(aq)过饱和状态，生成沉淀。

平衡状态，恰好为饱和状态溶液未达饱和，能继续溶解3.沉淀反应的应用──沉淀溶解平衡的移动（1）沉淀的生成：沉淀法是分离或除去某些离子的常用方法思考：如何选择沉淀剂？•生成溶解度最小的物质（沉淀越完全）；•不增、不减、易分练习：常温下，Ksp,Mg(OH)2 =5.61×10－12、Ksp,MgCO3=6.82×10－6，若要除去NaCl溶液中的Mg2＋，应使用什么试剂？加入沉淀剂使Qc＞Ksp3.沉淀反应的应用──沉淀溶解平衡的移动（2）沉淀的溶解：　　原理：不断降低溶解平衡体系中的某一离子的浓度，使沉淀溶解平衡向沉淀溶解的方向（右）移动 MmAn(s) mMn＋(aq) + nAm－(aq)3.沉淀反应的应用──沉淀溶解平衡的移动（2）沉淀的溶解：①酸、碱溶解法CaCO3　　Ca2＋＋CO32－　　　　　 ＋ H＋　　　　　　　　　　　　　　　 　HCO3－　　　　　　　　　　　　 ＋　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　H＋ CO2↑ +H2O←H2CO3FeS　　Fe2＋＋S2－　　　　　 ＋ H＋　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 HS－ H2S↑　　　＋H＋ Cu(OH)2　　 Cu2＋＋2OH－　　　　　 ＋ 2H＋ 　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　酸 2H2O　　能用酸溶解的沉淀有：难溶碳酸盐、难溶性碱、难溶性硫化物。

　　能用碱溶解的沉淀有：Al(OH)33.沉淀反应的应用──沉淀溶解平衡的移动（2）沉淀的溶解：②发生氧化还原反应使沉淀溶解例如：CuS　　　Cu2＋＋S2－3CuS＋8HNO3＝3Cu(NO3)2　　　　　　　　　　　　　＋3S↓＋2NO↑＋4H2O　　HNO3使溶液中S2－减小，平衡右移，CuS继续溶解适用于具有明显氧化性或还原性的难溶物3.沉淀反应的应用──沉淀溶解平衡的移动（2）沉淀的溶解：③生成配合物例如：AgCl　　　Ag＋＋Cl－ ＋ NH3 [Ag(NH3)2]+　　适用于用酸碱法不能溶解的难溶电解质　　氨水能溶解AgCl、AgOH、Ag2O等三、沉淀反应的应用──沉淀溶解平衡的移动（3）沉淀的转化：　　沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现　　对于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先将其转化为另一种用酸或其他方法能溶解的沉淀。

练习：决胜2008　142页　考点3　第1题小结平衡右移平衡右移平衡左移沉淀的转化沉淀的溶解沉淀的生成 MmAn(s) mMn＋(aq) + nAm－(aq)　　沉淀的生成──原理：加入沉淀剂，使Qc＞Ksp ，平衡向左移　　　　　　　沉淀的溶解──原理，不断消耗其中一种离子，使平衡向右移 方法：加入酸、碱，加入氧化剂或还原剂，加入能生成配合物的试剂　　　沉淀的转化──原理：使Qc＞Ksp（新） ，生成溶解度（溶度积）更小的物质，使原来的沉淀溶解平衡向右移　　　　　作业•决胜2008　143－144　探究题专练•决胜2008　142　考点1、考点2•决胜2008　144－145　能力训练　1－8题如何测定溶液的酸碱性　　无　　浅红　　　红8.2　　　10.0　　红　　　橙　　　黄3.1　　　4.4　　红　　　紫　　　蓝5.0　　　8.0甲基橙石　蕊酚　酞1.使用酸碱指示剂如何测定溶液的酸碱性2.使用pH试纸•pH试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透，经晾干制成•对不同pH的溶液能显示不同的颜色•分为广泛pH试纸和精密pH试纸两大类•使用方法：将一小段pH试纸放在干燥洁净的玻璃片上，用干燥洁净的玻璃棒醮取待测溶液，将其滴在pH试纸上，在30s内将其颜色与标准比色卡对比，读数。

　　（红色、蓝色石蕊试纸、淀粉KI试纸、醋酸铅试纸的使用方法）如何测定溶液的酸碱性3.使用pH计酸碱滴定曲线的测绘　　酸碱滴定曲线：溶液pH随碱（或酸）的滴加量而变化的曲线选修6　P50）　　思考：若要绘制用0.100mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/L HCl的滴定曲线，试设想应分别在滴加多少HCl(aq)时测定溶液的pH0.00、10.00、15.00、18.00、19.00、19.96、20.00、20.04、21.00、22.00、30.00　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　酸碱滴定曲线说明什么？八、定量实验1.定量实验的种类（1）比色法：P46－P49（2）滴定法：•酸碱中和滴定（利用中和反应） •氧化还原滴定（利用氧化还原反应） •沉淀滴定（利用生成沉淀的反应） •络合滴定（利用络合反应） 2.中和滴定（1）用中和滴定法测定NaOH溶液的浓度　（2）食醋中总酸量的测定用中和滴定法测定NaOH溶液的浓度①原理：NaOH　＋　HCl　＝　NaCl　＋　H2O　1mol 1mol c1×V1 c2×V2思考：若是用H2SO4滴定NaOH溶液呢？2NaOH ＋ H2SO4 ＝ Na2SO4 ＋ 2H2O　2mol 1mol c1×V1 c2×V2②仪器、装置：•铁架台•滴定管夹•碱式滴定管•酸式滴定管•锥形瓶•烧杯•洗瓶③药品：•待测液•标准液•指示剂酸滴定碱的终点：由　　色刚好变　　色；碱滴定酸的终点：由　　色刚好变　　色；酸滴定碱的终点：由　　色刚好变　　色；碱滴定酸的终点：由　　色刚好变　　色；•强酸＋强碱：用酚酞或甲基橙选择指示剂指示中和滴定的终点　　无　　 浅红　　　红8.2　　　10.0酚　酞7　　红　　　 橙　　　 黄3.1　　　4.4甲基橙7浅红无无浅红黄橙橙黄•强酸＋强碱：用酚酞或甲基橙•强酸＋弱碱：用　　　　；•强碱＋弱酸：用　　　　；选择指示剂指示中和滴定的终点甲基橙酚酞思考：（1）用盐酸滴定NaOH溶液，分别用酚酞和甲基橙做指示剂，测得的NaOH的浓度是否相同？　　（2）用盐酸滴定Na2CO3溶液，分别用酚酞和甲基橙做指示剂，到达终点时，产物有何不同。

甲基橙红　 　橙　　黄酚酞无 　浅红　　红8.2　　 10.03.1　　 4.4准备•检漏•洗涤•润洗•装液•调液•读数④酸碱中和滴定的操作步骤滴定：•放液（或移液）•加指示剂（锥形瓶中）•滴加另一溶液（左手、右手、眼）•确定滴定终点　•1－2min后读数•重复实验（△V≤0.02mL）到达终点的现象：由某色变某色，半分种内无变化⑤数据处理•筛选出有效的平行实验数据，取平均值；•计算待测液浓度练习：2008　139页表格2008　134页⑥酸碱中和滴定的误差分析例如：用盐酸滴定NaOH溶液任何操作失误均归结为对V标准的影响若V标准偏大，则c待测计算结果偏大；若V标准偏小，则c待测计算结果偏小；若V标准不变，则c待测计算结果不变⑥酸碱中和滴定的误差分析用0.1mol/L的酸滴定20mLNaOH溶液试分析下列操作失误对测定结果的影响：关于润洗：•没有润洗碱式滴定管　　V标准 　 ；•用待测液润洗了锥形瓶　V标准 　 ；•误用HCl润洗了锥形瓶　 V标准 　 ；•没有润洗酸式滴定管　 V标准 　 ；关于滴定管在调液后仍留有气泡(后消失)：•碱式滴定管尖嘴部分留有气泡　V标准 　 ；•酸式滴定管尖嘴部分留有气泡　V标准 　 ；⑥酸碱中和滴定的误差分析用0.1mol/L的酸滴定20mLNaOH溶液试分析下列操作失误对测定结果的影响：关于液体溅出：•滴定过程待测液溅出　　V标准 　 ；•滴定过程标准液溅出　　V标准 　 ；关于滴定管口悬有一滴标准液：•未用蒸馏水冲下，已达终点　 V标准 　 ；•用蒸馏水冲下，才达终点 V标准 　 ；关于终点的确定：•溶液由浅红色变无色，很快又变浅红色　　　　　　　　　　　　　 V标准 　 ；⑥酸碱中和滴定的误差分析用0.1mol/L的酸滴定20mLNaOH溶液试分析下列操作失误对测定结果的影响：关于读数：•放出NaOH溶液前，视线偏高　V标准 　 ；•放出NaOH溶液时，视线偏高　V标准 　 ；•放出NaOH溶液前，视线偏低　V标准 　 ；•放出NaOH溶液时，视线偏低　V标准 　 ；•滴盐酸前读数，视线偏高 　　V标准 　 ；•滴盐酸前读数，视线偏低 　　 V标准 　 ；•滴盐酸后读数，视线偏高 　　 V标准 　 ；•滴盐酸后读数，视线偏低　　 V标准 　 ；⑥酸碱中和滴定的误差分析用0.1mol/L的酸滴定20mLNaOH溶液试分析下列操作失误对测定结果的影响：关于NaOH不纯：•NaOH中含有少量NaCl　 V标准 　 ；•NaOH中含有少量KOH　 V标准 　 ；•NaOH中含有少量Ca(OH)2　V标准 　 ；•NaOH中含有少量Na2CO3　 V标准 　 ；练习：知识清单　183页　易错题七　　　　　　　　183页　7.1　　　　　　　　184页　8.2。