专题九溶液中的离子反应教学案
【课题】第一单元弱电解质的电力平衡（第1~2课时）总第1~2 课时
【课标及考纲要求】1. 了解强电解质、弱电解质在水溶液中电离程度的差异，能判断常见的强电解质和弱电解质。
2.了解电离平衡概念，能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.会书写常见弱电解质的电离方程式。
4.了解酸碱电离理论。
【教学重点】铁及其化合物的化学性；
【教学难点】Fe3+的氧化性，认识Fe3+ +和Fe2+之间的相互转化；
【教学方法】归纳；推理
【自主梳理】友情提示：元素化合物知识是化学基本概念和基本理论的载体。
考点1 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析
【讨论与思考】请指出下列物质中哪些是电解质，哪些是非电解质，哪些既不是电解质也不是非电解质，哪些是强电解质，哪些是弱电解质（填序号），并说出你的判断依据。
⑴H2SO4 ⑵液氨⑶Ca(OH)2 ⑷石墨⑸NH3·H2O ⑹H2O ⑺CH3COONH4⑻C2H5OH ⑼CaCO3 ⑽氨水⑾H3PO4⑿Na2O
电解质：判断依据：
非电解质：判断依据：
既不是电解质也不是非电解质：
判断依据：
强电解质：判断依据：
弱电解质：判断依据：
1．电解质和非电解质
⑴电解质的概念：常见物质类别：。
⑵非电解质的概念: 常见物质类别：。【注意】
1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。
2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。
3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、离子型氧化物。
4．溶剂化作用：电解质溶于水后形成的离子或分子并不是单独存在的，而是与水分子相互吸引、相互结合，以―水合离子‖或―水合分子‖的形态存在，这种溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用叫做溶剂作用。
2．强电解质和弱电解质
⑴强电解质的概念：常见物质类别：。
⑵弱电解质的概念：常见物质类别：。
【注意】1．强、弱电解质的范围：
强电解质： 、绝大多数盐; 弱电解质： 、水
2．强、弱电解质与溶解性的关系：
电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小 关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO 4、BaCO 3等。
3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：
溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性 强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性 弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。
4．强、弱电解质与物质结构的关系：强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。
5．强、弱电解质在熔融态的导电性：
离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。
6.强弱电解质与物质分类的关系:(参考<三维设计>)
【例1】(2006高考全国Ⅰ，11）11.在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH 3COOH CH3COO－＋H+对于该平衡，下列叙述正确的是
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
解析：弱电解质的电离平衡(1）在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。（2）影响电离平衡的条件：①温度：升高温度，电离平衡向电离方向移动（因为弱电解质的电离过程是吸热的）。②浓度：当弱电解质溶液被稀释时平衡向电离的方向移动。A、加水，有利于弱电解质的电离，虽离子浓度减小，但离子数目增加B、加碱于弱酸电离的H+反应使电离正向移动，但H+浓度减小。C、加强酸提供H+，抑制弱酸电离，但H+浓度增大，溶液酸性增强.D、加同阴离子的强电解质，同离子抑制弱酸电离，平衡逆向移动。
答案：B
【例2】下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是
A．CH3COOH B．Cl2 C．NH4NO3D．SO2
解析：本题考查电解质和非电解质基本概念，因此要正确理解概念的含义并能够加以区别切记不能混淆这些概念。Cl2及溶液既不是电解质，又不是非电解质，因为Cl2不是化合物其水溶液又是混合物。SO2水溶液能导电但不是自身电离出自由移动的离子导电，所以也不是电解质因此是非电解质。
答案：B
【例3】下列关于电解质电离的叙述中，不正确的是（）
A．电解质的电离过程就是产生自由移动离子的过程
B．碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质C．氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强电解质
D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质
[解析]氯气和氨气的水溶液导电是因为生成了HCl、NH3·H2O等电解质，而氯气为单质，氨气为非电解质，故C错；
【答案】C
[规律总结] 一定要注意：电解质和非电解质的对象是化合物。高考中也常考查电解质和非电解质的理解，他们不是一个全集。
考点2 常见强弱电解质的电力平衡及特征
4．弱电解质的电离平衡
⑴概念：在一定条件下（如温度，浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率时，电离过程就达到了状态，这叫做电离平衡。
⑵弱电解质电离平衡的特点：
①―动‖：。②―等‖：。
③―定‖：。④―变‖：。
⑶弱电解质电离平衡的影响因素：
内因（主要因素）：
外因（次要因素）：
①浓度：。②温度：。
③酸碱性：。④其它条件：。
⑷电离平衡常数：
一元弱酸：CH3COOH CH3COO-+H+
①电离平衡常数不变K不变。
②K值越，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；K值越，该弱电解质越
难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即K值大小可判断弱电解质相对强弱。
③．电离度：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：
已电离的溶质分子数
α=%
100
原有溶质分子总数
5.弱电解质的电离平衡
(1)特征：①②③④⑤
COOH CH3COO－+ H+为例）
(2)影响因素（以CH
①浓度：加水稀释电离，溶液中ｎ(H+) ，c(H+) ②温度：升温电离（因为电离过程是热的）③相关离子：例如加入无水CH3COONa能电离，加入盐酸也电离，加入碱能电离，仍然符合原理
【注意】
（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。
（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。
（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。
【例4】（2004年高考全国卷Ⅱ）将0.5mol/LCH3OOH 溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A．溶液中c(H+)和c(OH－)都减少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
解析：常温下，c(H+)·c(OH－)＝K W，加水稀释，c(H+)减少，c(OH－) 增大，据电离平衡移动原理，醋酸的电离平衡向右移动。
答案：D
【例5】一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（）①NaOH固体②KNO3溶液③水
④CH3COONa固体
A．①③B．②④C．②③D．③④
解析：此题主要考离子浓度大小变化以及量的变化之间的判断判断。此类题目要抓住反应后变化和速率影响的因素结合考虑，对基础知识要求能熟练应用。盐酸一定，铁粉过量产生H2的总量取决于盐酸的多少，为减缓反应且不影响H2的产量，应从降低c(H+)入手。
答案：D
【例6】下列电离方程式正确的是（）
A．NaHSO 4Na++H++SO42一B．NaHCO3Na++ HCO3一
C．H 3PO43H++PO43－D．HF+H2O F－+H3O+
解析：本题考查强弱电解质电离方程式的书写形式及强弱电解质的识别。此题一般单独出现在高考题中可能性不大，但是作为训练题值得大家去思考，特别第四个答案中的水合氢离子容易被同学忽略。
答案：D
【点评】
【例7】（2004年广东高考）甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10 mol/L时，甲酸中的c(H+)约为乙酸中的c(H+)的3倍。现有两种浓度不等的甲酸溶液a和b，以及0.10mol/L 的乙酸，经测定它们的pH从大到小依次为a、乙酸、b。由此可知(）
A．a的浓度必小于乙酸的浓度B．a的浓度必大于乙酸的浓度
C．b的浓度必小于乙酸的浓度D．b的浓度必大于乙酸的浓度
解析：由同浓度的甲、乙两酸，甲酸中的c(H+)大于乙酸中的c(H+)，说明甲酸的酸性强于乙酸，由pH：a＞乙酸＞b知c(H+)：a＜乙酸＜b，a的浓度一定小于乙酸的浓度，b的浓度与乙酸的浓度关系不能确定，可能大于也可能小于，也可以等于。
答案：A
【课堂练习】. 已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl 2+H2O HCl+HClO，HClO H++Cl O—，达平衡后，要使HClO浓度增加，可加入
A、H2S
B、CaCO3
C、HCl
D、NaOH
【解析】对于A选项，由于H2S与HClO能发生氧化还原反应，因而会使次氯酸的浓度减小。CaCO 3能与HCl反应而使Cl2+H2O HCl+HClO的平衡正移，使HClO的浓度增加，同时还要注意，因HClO是比H2CO3还弱的酸，所以CaCO3不能与
HClO H++ClO—电离的H+结合，因此不会使次氯酸的浓度因平衡正移而减小。故应选B。对于D，NaOH与H+中和，因而可使两个都正向移动，结果会使HClO浓度减小。
考点3 常见强弱电解质电离方程式的书写及溶液中粒子浓度之间的关系
7.电离方程式的书写：
⑴强电解质用―＝‖，弱电解质用―‖⑵多元弱酸分步电离，以第步为主：
例如：(写出电离方程式下同)
NH3·H2O
H3PO4
(3)酸式盐：强酸的酸式盐电离，一步写出，如NaHSO4。弱酸的酸式盐强中有弱酸根,分步写出：如NaHCO3；HCO3一
(1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中，不写可逆符号：
示例：H2SO4; NaCl ; Ba（OH）2
(2)弱酸电离方程式的书写：，每步可逆
示例：CH3COOH CH3COO- +H+
H3PO4H2PO4-HPO42-
(3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）：
示例：NH3·H2O Fe（OH）3
(4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆
示例：H++AlO2-+ H2O Al（OH）3Al3+ +3OH-
(5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除HSO4-外全部分步电离，每步可逆
示例：NaHSO4完全电离；NaHSO3-分步电离
【例8】下列电离方程式书写正确的是
A. NaHCO3 = Na++ H+ +CO32-
B. H2S 2H+ + S2-
C. Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42-HPO42-H+ + PO43-
D. 2 H2O H3O+ + OH-
[解析]根据电离方程式的书写规律，NaHCO3的电离分为两步，其中第二步是可逆的，而多元弱酸也是分步电离，且每一步都是可逆的，所以A、B都错了。
【答案】C、D
[规律总结]电离方程式的书写时，有人要么全部拆开，要么一步到位，要分清楚。一般强电解质一步电离、完全电离；弱电解质分步电离、可逆电离。
8.弱电解质溶液中粒子浓度关系：
类型(1) 守恒; (2) 守恒;(3) 守恒; (4)综合关系(含等量和不等关系) 如在0.1mol/L的氢硫酸溶液中，根据H2S的分步电离，得各离子浓度大小关系：
c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)，根据阴阳离子的电荷守恒关系：
c(H+)= 。
根据物料守恒关系，得0.1mol/L=c(H2S)+ c(S2－)+ c(HS－)
Ⅳ、跟踪练习
一.选择题（下列各题均只有一个合理答案，请将合理答案的序号填在第Ⅱ卷题首的答案栏内，填在其它地方无效）
1. 关于强、弱电解质的叙述不正确的是
A、强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡
B、导电能力强的溶液其电解质是强电解质
C、同一弱电解质的溶液，当温度不同时，其导电能力也不相同
D、强电解质在液态时，有的导电，有的不导电
2. 氨水中存在着下列平衡：NH 3·H2O NH4+ + OH－，若要使平衡向逆反应方向移动，同时
使OH－浓度增大，应加入的物质是
A、NH4Cl 固体
B、硫酸
C、NaOH
D、水
3. 将0.1mol/L的醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是
A、溶液中c（H+）、c（OH－）都减小
B、溶液中c（H+）增大
C、醋酸电离度减小
D、溶液PH增大
4. 在含有酚酞的0.1mol/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
5. 下列物质中导电性最差的是
A、熔融的NaOH
B、石墨棒
C、盐酸
D、氯化钠晶体
二、选择题（下列各题可能有1～2个合理答案）
6. 医院常用HgCl2的稀溶液作手术刀的消毒剂，HgCl2熔融时不导电，熔点低。HgS难溶于水，
但易溶于NaCl饱和溶液中，关于HgCl2的描述合理的是
A、是难溶的共价化合物
B、是离子化合物
C、是一种强电解质
D、是一种弱电解质
7. 把0.05molNaOH固体加入到下列100ml液体中，溶液的导电能力变化不大的是
A、水
B、0.5mol/L盐酸
C、0.5mol/L醋酸
D、0.5mol/LNH4Cl溶液
8. 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐
酸中加入适量的
A、NaOH固体
B、H2O
C、NH4Cl固体
D、CH3COONa固体
9. 欲使醋酸溶液中的CH3COO—浓度增大，可加入
A、NaOH
B、NaHCO3
C、CH3COOK
D、H2O
10. 下列电离方程式中正确的是
A、Na2HPO4溶于水：Na2HPO4 = 2Na+ + H+ + PO43—
SO
B、NaHSO4熔化：Na HSO4 = Na+ + H+ + -2
4
C、HF溶于少量水中：HF H+ + F－
SO
D、(NH 4)2SO4溶于水：(NH4)2SO42NH4+ + -2
4
11. 从下列现象可以判断某一元酸是强酸的是
A、加热该酸至沸腾也不会发生分解
B、该酸可以分解石灰石放出CO2
C、该酸可以把Al(OH)3溶解
D、该酸浓度为0.1mol/L时的PH为1
12. 下列事实一定能说明HNO2 是弱电解质的是
①常温下NaNO2 溶液的PH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗
③HNO2和NaCl不能发生反应④0.1mol/LHNO2溶液的PH=2.1
A、①③
B、②③
C、①④
D、②④
13. 用0.01mol/L的NaOH溶液完全完全中和PH=3的下列各溶液100ml，需NaOH溶液体积最
大的是
A、盐酸
B、硫酸
C、高氯酸
D、醋酸
14. 有等体积、等PH的Ba(OH)2、NaOH和NH3·H2O三种碱溶液，滴加等浓度的盐酸将它们
恰好中和，用去酸的体积分别为V1、V2 、V3，则三者的大小关系正确的是
A、V1>V2 >V3
B、V1=V2=V3
C、V3＞V2=V1
D、V1=V2 >V3
15. 已知：（1）PH=2的次碘酸（HIO）溶液与PH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液呈酸
性；（2）0.01mol/L的HIO3或HMnO4溶液与PH=12的Ba(OH)2溶液等体积混合所得溶液均呈中性。则下列有关结论不正确的是
A、HIO是强酸
B、HIO3是强酸
C、HMnO4是强电解质
D、HIO是弱酸
三.填空题
16.已知：某种硫酸盐（MSO4）难溶于水，也难溶于硝酸溶液，却可以溶解于某种铵盐溶液中（NH4B），形成无色的溶液。在所形成的无色溶液中通入H2S气体，有黑色沉淀生成（已知HB是一种易溶于水的弱电解质），有关离子方程式可表示为（未知离子可用M2+、B—表示）
17.根据电离平衡移动的原理，设计两种实验方法，证明氨水是一种弱碱。除氨水外，限从
以下范围内选用试剂：蒸馏水、酚酞指示剂、石蕊指示剂、氯化铵晶体、消石灰，浓盐酸、醋酸铵晶体。
方法1
方法2
18.某二元弱酸按下式发生一级和二级电离：
H
A H+ + HA—HA—H+ + A2—
已知：相同浓度时的电离程度H2A >HA—，设有下列四种溶液：
A、0.01mol/L的H2A溶液
B、0.01mol/L的NaHA溶液
C、0.02mol/LHCl溶液与0.04mol/L的NaHA溶液等体积混合
D、0.02mol/LNaOH溶液与0.02mol/L的NaHA溶液等体积混合
据此填写下列空白（填代号）：
（1）c(H+)最大的是；最小的是；
（2）c（H2A）最大的是；最小的是；
（3）c（A2—）最大的是；最小的是。
19.已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的，且第一步电离程度远大于第二步电离程度，第二步电离程度远大于第三步电离程度。
今有HA、H2B、H3C三种一元、二元、三元弱酸，根据―较强酸+较弱酸盐=较强酸盐+较弱酸‖的反应规律，它们之间能发生下列反应：
HA+HC2—（少量）= A—+H2C—H2B（少量）+2A— = B2—+ 2HA
H2B（少量）+H2C—= HB—+H3C
（1）相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中最强的是；
（2）A—、B2—、C3—、HB—、H2C—、HC2—六种离子中，最易结合质子的是；
最难结合质子的是。
（3）判断下列反应的离子方程式中正确的是（填标号）。
A、H3C+ 3A— = 3 HA + C3—
B、HB—+ A— = HA + B2—
C、H3C + B2—= HB—+ H2C—
（4）完成下列反应的离子方程式：
A、H3C + OH－（过量）=
B、HA（过量）+ C3— =
专题九溶液中的离子反应教学案
【课题】第二单元溶液的酸碱性（第3课时）总第 3 课时
【课标及考纲要求】1. 了解酸碱理论;
2.了解水的的电离平衡和水的离子积常数。
3.了解溶液的PH的定义,能进行溶液PH的简单计算;
4.初步掌握测定溶液pH的方法，
5. 学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过
程中溶液pH的变化规律
【教学重点】水的电离和溶液PH的简单计算；
【教学难点】酸碱中和滴定及误差判断；
【教学方法】归纳；推理
1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素
1.水的电离和水的离子积
⑴水的电离和电离平衡：水是一种电解质，它能微弱地电离，生成和离子，电离方程式为，简写为：；ΔH<0。在一定温度下，纯水电离生成的c（H+）=c（OH-），实验测得在25°C时，c（H+）=c（OH-）= 。此时水的电离度为。
【例1】.能发生自电离的共价化合物很多。如BrF3 + BrF3 BrF4－+ BrF2＋，从水的自电离进行思考，写出液氨，乙醇,乙酸自电离的电离方程式。
【解析】NH3+ NH3NH4+＋NH2－,
CH3CH2OH+ CH3CH2OH CH3CH2OH2+＋CH3CH2O－,
CH3COOH+ CH3COOH CH3COOH2+＋CH3COO－ .
⑵影响水的电离平衡的因素：
①温度：当温度升高时，水的电离平衡向方向移动，这时水中的c（H+）、c（OH-）如何变化？
②浓度：往水中加入酸或碱，水的电离平衡的移动方向是，若往水中加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐，水的电离平衡的移动方向是，
③易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，ＫW变。
④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3和NaH2PO4等,相当于加入酸的作用,使水的电离度。
⑤其他因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
[特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。
⑶水的离子积：在一定温度下，水中或中c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，用Kw表示，称为水的离子积常数，温度不同，Kw不同，在25°C时，Kw= = ；当温度升高时，Kw将，比如在100°C时，Kw= ，此时水的电离度为。在常温下，c（H+）=0.01mol/L的强酸溶液与c（OH-）=0.01mol/L的强碱溶液中,Kw= ，水的电离度= 。
【例2】向纯水中加入少量的KHSO4固体（温度不变），则溶液的（）
A、pH值升高
B、[H+]和[OH-]的乘积增大
C、酸性增强
D、OH-离子浓度减小
考点2 溶液的酸碱性和pH值
⑴溶液的酸碱性：25°C时：中性溶液c（H+）=c（OH-）= pH= ；酸性溶液；碱性溶液；溶液的酸碱性与溶液PH值是否等于7 (填有关或无关），与溶液中c（H+）和c（OH-）的有关。
【例3】.下列溶液肯定是酸性的是（）
A. 含H+离子的溶液
B. 能使酚酞显无色的溶液
C. pH﹤7的溶液
D. c(OHˉ) 【解析】任何水溶液中均含H+和OHˉ，故A错。酚酞显无色的溶液其pH ＜8 ，该溶液可能显酸性，也可能显中性或碱性，故B 错。纯水在1000C 时pH=6 ，但为中性，故pH ＜ 7 的溶液可能显酸性，也可能显中性或碱性，故C 错。答案为D 。 ⑵溶液的pH值： ①概念：。 ②表达式：，pH值适合于表示溶液的酸碱性。 溶液酸碱性的基本规律 （1）溶液酸碱性判定规律：①pH相同的酸，酸越弱，酸物质的量浓度越大；pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大。 ②酸与碱的pH之和为14，且等体积混合时，强酸与强碱混合，pH=7；强酸与弱碱混合，pH＞7;强碱与弱酸混合，pH＜7。 （2）稀释后溶液pH的变化规律 ①对于强酸溶液，每稀释10n倍，pH增大n个单位（增大后不超过7）。 ②对于强碱溶液，每稀释10n倍，pH减小n个单位（减小后不小于7）。 ③对于pH相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱）稀释相同倍数时，pH变化不同，其结果是强酸或强碱的变化的程度大。 ④对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，pH变化不同，其结果是强酸稀释后pH 增大得比弱酸快（强碱、弱碱类似）。 【例4】(1)某温度下,某溶液的pH=7,该溶液一定是中性溶液吗? (2)某温度下纯水的c（H+）==2.0×10-7mol/L。在此温度下，某溶液中由水电离出的c （H+）为4.0×10-13mol/L，则该溶液的pH值可能是________。 ［解析］在该温度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7×2.0×10-7=4.0×10-14。 c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸性溶液，溶液中的c（H+）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0×10-1mol/L。所以溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg（1×10-1）=1；若碱性溶液，则溶液的pH值=－lg c（H+）=－lg4.0×10-13=13－lg4=12.4。 【答案】(1)不一定(2)该溶液的pH值可能为1或12.4。 [规律总结](1)在25℃时是中性溶液，低于25℃时是弱酸性溶液，高于25℃时是弱碱性溶液。 (2)本题的情境转换成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。 3．酸、碱批示剂及溶液pH值的实验测定方法 ⑴常用指示剂及变色范围 ⑵测定溶液pH值方法：精确方法：pH计法 常用方法：pH试纸法。不能先用水湿润pH试纸的原因是；酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围 专题九 溶液中的离子反应教学案 【课 题】 第二单元 溶液的酸碱性（第4课时 ） 总第 4 课时 【课标及考纲要求】1. 了解酸碱理论; 2.了解水的的电离平衡和水的离子积常数。 3.了解溶液的PH 的定义,能进行溶液PH 的简单计算; 4.初步掌握测定溶液pH 的方法， 5. 学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH 变化曲线，了解酸碱中和过程中溶液pH 的变化规律 【教学重点】水的电离和溶液PH 的简单计算； 【教学难点】酸碱中和滴定及误差判断； 【教学方法】归纳；推理 ［知识归纳］ 考点3 pH 值计算的基本规律（参考三维设计相关内容） （1）单一溶液的pH 计算 ①强酸溶液，如H n A ，设浓度为c mol·L －1，c （H +）＝nc mol·L －1，pH ＝－lg c （H +）＝－lg nc 。 ②强碱溶液，如 B （OH ）n ，设浓度为c mol·L －1， c （H +）＝nc 1410- mol·L －1，pH ＝－lg c （H +）＝14＋lg nc 。 （2）酸、碱混合pH 计算 ①两强酸混合c 混（H +）＝212211)H ()H (V V V c V c ++++ ②两强碱混合c 混（OH －）＝212211)OH ()OH (V V V c V c ++-- ③强酸与强碱混合 碱酸碱碱酸酸混混V V V c V c c c +-=?? ???-++-|)OH ()H (|)H ()OH ( （3）混合溶液pH 的计算 ①两种pH 不同的强酸溶液混合时，要先求出混合后溶液中c （H +），再求其pH ，当等体积混合时，可用速算法，即 ΔpH=1时，pH 合=pH 小+0.26 ΔpH≥2时，pH 合=pH 小+0.3 ②两种强碱的稀溶液混合时，必须先求出混合后溶液中c （OH －），再利用K W 换算成c （H +）求其pH 。 当等体积混合时也可用速算法： ΔpH=1时，pH 合=pH 大－0.26 ΔpH≥2时，pH 合=pH 大－0.3 (4）稀强酸与稀强碱溶液混合后pH 的计算，要先根据H ++OH －==== H 2O 计算出哪种物质 过量，然后计算出过量的c （H +）或c （OH －），再求其pH 。 (5）pH 之和等于14的两种溶液以等体积相混合时，其混合溶液的pH 的判断： ①若两者都是强电解质，则混合后pH=7。 ②若酸为强酸，碱为弱碱，则混合后pH>7。 ③若酸为弱酸，碱为强碱，则混合后pH<7。 (6）等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后溶液的pH 的判断： ①强酸和强碱混合，pH=7；②强酸和弱碱混合，pH<7；③弱酸和强碱混合，pH>7；④弱酸和弱碱混合，pH 由强者决定；⑤未注明酸、碱强弱时，pH 无法判断。 (7）等体积强酸（pH 1）和强碱（pH 2）混合： ①若溶液呈中性，二者pH 之和为14。 ②若溶液呈碱性，二者pH 之和大于14。 ③若溶液呈酸性，二者pH 之和小于14。 【例5】 求下列溶液的pH ： （1）某H 2SO 4溶液的浓度是0.005mol/L ：①求此溶液的pH ；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍 （2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合 （3）pH=10和pH=12的两种NaOH 溶液等体积混合 （4）pH=12的NaOH 和pH =4的HCl 等体积混合 [解析]（1）① c （H +）=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ，∴ pH=-lg10-2=2 ② c （H +）=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ，∴ pH=-lg10-4=4 ③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！） （2）c （H +）=210105 3--+=5×10-4, ∴ pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3 (强调10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不计) （3）因为溶液呈碱性c （OH —）=210102 4--+=5×10-3∴ c （H +）=314 10510--?=2×10-12 ∴ pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7 （4）NaOH 中c （OH —）=10-2 mol/L,HCl 中c （H +）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c （OH —）=210104 2---=5×10-3 ∴ c （H +）=314 10510--?=2×10-12 ∴pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7 【例6】.( 2006 年广东高考题)室温时，将 xmL pH=a 的稀NaOH 溶液与ymL pH=b 的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液 pH 的判断，正确的是( ) A. 若x=y ，且 a+b=14 ，则 pH>7 B. 若10x=y ，且 a+b=13 ，则 pH=7 C. 若ax=by ，且a+b=13，则pH=7 D. 若x=10y ，且a+b=14，则pH>7 【解析】 pH=a 的稀NaOH 溶液c(OH －) =10-14+a mol·L -1, pH=b 的稀盐酸c(H +)=10-b mol·L -1. 若 x=y,且 a+b=14, 则 n(H +)=n(OH －),pH=7,故A 错。若10x=y ，且 a+b=13 ，则n(H +)>n(OH －), pH ＜7故B 错。若ax=by ，且a+b=13，则n(H +)>n(OH －), pH ＜7故C 错。答案为 D 。 专题九溶液中的离子反应教学案 【课题】第二单元溶液的酸碱性（第5课时）总第5 课时 【课标及考纲要求】1. 了解酸碱理论; 2.了解水的的电离平衡和水的离子积常数。 3.了解溶液的PH的定义,能进行溶液PH的简单计算; 4.初步掌握测定溶液pH的方法， 5. 学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过程中溶液pH的变化规律 【教学重点】水的电离和溶液PH的简单计算； 【教学难点】酸碱中和滴定及误差判断； 【教学方法】归纳；推理 考点4 酸碱中和滴定 1.中和滴定的概念及原理 (1)概念：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。 (2)实质：中和反应。(3)关键：①准确测定；②准确判断。（答案：中和标准液和待测溶液的体积、反应的终点。） 2．中和滴定所用仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等 3．试剂： 标准液、待测液、指示剂；指示剂的作用：通过指示剂的颜色变化来确定滴定终点。 指示剂的选择：变色要灵敏、明显，一般强酸滴定强碱用甲基橙，强碱滴定强酸用酚酞。4．中和滴定的操作（以标准盐酸滴定NaOH为例） Ⅰ、准备： （1）滴定管： ①检验酸式滴定管是否漏水②洗涤滴定管后要用标准液洗涤2~3次，并排除管尖嘴处的气泡 ③注入标准液至―0‖刻度上方2~3cm处④将液面调节到―0‖刻度（或―0‖刻度以下某一刻度）（2）锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗 Ⅱ、滴定： ①用碱式滴定管取一定体积的待测液于锥形瓶中，滴入1~2滴指示剂 ②用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化至橙色或粉红色出现，记下刻度。 Ⅲ、计算：每个样品滴定2~3次，取平均值求出结果。 Ⅳ、注意点： ①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇 ②终点判断：当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色，即为滴定终点。 5．中和滴定的误差分析 原理：滴定待测液的浓度时，消耗标准溶液多，则结果偏高；消耗标准溶液少，则结果偏低。从计算式分析，当酸与碱恰好中和时，有关系式：c（标）·V（标）·n（标）=c（待）·V（待）·n （待）（c、V、n分别表示溶液物质的量浓度，溶液体积，酸或碱的元数）。故c（待） =) ()()()()(待待标标标n V n V c ???，由于 c （标）、n （标）、V （待）、n （待）均为定值，所以c （待）的大小取决于V （标）的大小，V （标）大，则c （待）大，V （标）小，则c （待）小。 6．中和滴定过程中的pH 变化和滴定终点的判断 ①酸碱滴定过程中，溶液的pH 发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液，则反应开始时溶液的pH 很大，随着强酸的滴入，溶液的pH 逐渐减小；当二者恰好中和时溶液的pH 为7；当酸过量一滴时，溶液立即变为酸性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。 ②根据滴定过程中的pH 变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化，只要选择合适的指示剂，即可准确判断中和反应是否恰好进行。在实验室里选用的指示剂一般为酚酞，当用酸滴定碱时，恰好中和时颜色由红色刚好褪去；当用碱滴定酸时，恰好中和时颜色由无色变为浅红色。 7．中和滴定实验主要仪器的使用 ①中和滴定中使用的滴定管分酸式和碱式两种，使用时不能混用。酸式滴定管还可用于盛其他酸性或具有强氧化性的物质，碱式滴定管还能用于盛装其他碱性物质。 ②中和滴定中有关仪器的洗涤，滴定管在使用前经检查后要进行洗涤，须先用自来水洗（必要时用特殊试剂洗）再用蒸馏水洗，然后再用待盛液润洗2～3次。但锥形瓶用蒸馏水洗净后不能再用待盛液润洗，否则将会引起误差。 ③要注意滴定管的刻度，0刻度在上，往下越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，也不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。 8.误差分析：酸碱中和滴定实验中的误差因素主要来自以下6个方面（理解）。 （一）仪器润洗不当 1.盛标准液的滴定管用蒸馏水洗涤后未用标准液润洗，结果 。 分析：这时标准液的实际浓度变小了，所以会使其用量有所增加，导致c 待测液（物质的量浓度）的测定值偏大。 2.盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗涤后未用待测液润洗结果 。 分析：这时实际所取待测液的总物质的量变少了，所以会使标准液的用量减少，导致c 待测液的测定值偏少。 3.锥形瓶用蒸馏水洗涤后再用待测液润洗，结果 。 分析：这时待测液的实际总量变多了，使标准液的用量增加，导致c 待测液的测定值偏大。 （二）读数方法有误 1.滴定前仰视，滴定后俯视。结果 。 分析：由图1可知： 仰视时：观察液面低于实际液面。 俯视时：观察液面高于实际液面。 所以滴前仰视V 前液偏大，滴后俯视V 后测偏小。这样V 标准液（V 标=V 后测－V 前测）的值就偏小，导致c 待测液偏小。 2.滴定前俯视，滴定后仰视，结果 。 分析：同理推知V 标准液偏大，c 待测液偏大。 （三）操作出现问题 1.盛标准液的滴定管漏液。结果 。 分析：这样会增加标准液的实际用量，致使c 待测液的测定值偏大。 2.盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无气泡后有气泡）。结果 。 分析：对于气泡的前有后无，会把V标准液的值读大，致使c待测液的值偏大。反之亦反。 3.振荡锥形瓶时，不小心将待测液溅出。结果。 分析：这样会使待测液的总量变少，从而标准液的用量也减少，致使c待测液的值偏小。 4.滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外。结果。 分析：这样会增加标准液的用量，使c待测液的值偏大。 5.移液时，将移液管（无―吹‖字）尖嘴处的残液吹入锥形瓶中。结果。 分析：这样会使待测液的总量变多，从而增加标准液的用量，致使c待测液的值偏大。 6.快速滴定后立即读数。结果。 分析：快速滴定会造成：当已达终点时，尚有一些标准液附着于滴定管内壁，而此时立即读数，势必造成标准液过量，而导致c待测液的值偏大。 （四）指示剂选择欠妥 1.用强酸滴定弱碱，指示剂选用酚酞。结果。 分析：由于滴定终点溶液呈酸性，选用酚酞势必造成酸的用量减少，从而导致c待测液的测定值偏小。 2.用强碱滴定弱酸，指示剂选用甲基橙。结果。 分析：同样，由于终点时溶液呈碱性，选用甲基橙也势必造成碱的用量减少，从而致使c弱酸的测定值偏小。 （注：①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强相滴定，原则上甲基橙和酚酞皆可选用；④中和滴定，肯定不用石蕊） （五）终点判断不准 1.强酸滴定弱碱时，甲其橙由黄色变为红色停止滴定。结果。 分析：终点时的颜色变化应是由黄变橙，所以这属于过晚估计终点，致使c待测液的值偏大。 2.强碱滴定弱酸时，酚酞由无色变为粉红色时立即停止滴定（半分钟后溶液又变为无色）结果。 分析：这属于过早估计终点，致使c待测液的值偏小。 3.滴至终点时滴定管尖嘴处半滴尚未滴下（或一滴标准液附着在锥形瓶内壁上未摆下）结果。 分析：此时，假如把这半滴（或一滴）标准液滴入反应液中，肯定会超过终点。所以，这种情况会使c待测液的值偏大。 （六）样品含有杂质：用固体配制标准液时，样品中含有杂质。 1.用盐酸滴定含Na2O的NaOH样品。结果。 分析：由于1 mol HCl~40 g NaOH，而1 mol HCl~31 g Na2O，所以实际上相当于NaOH质量变大了，最终使w(NaOH)的值偏大。 2.用含Na2CO3的NaOH标准液滴定盐酸。结果。 分析：若以酚酞作指示剂，由于1 mol HCl~40 g NaOH而1 mol HCl~106 g Na2CO3~80 g NaOH， V(NaOH)变大了，最终导致c盐酸的值偏大。 ②③三瓶体积相等、浓度都是1 mol·L－1的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减少一半，在②中加入少量CH3COONa固体（加入后溶液仍呈强酸性），③不作改变，然后以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所消耗的NaOH溶液的体积是（） A．①＝③＞②B．③＞②＞① C．③＝②＞①D．①＝②＝③ 解析：这是一道有关化学实验、酸碱中和滴定、电离平衡移动、盐类水解等的综合题。―陷阱‖设在①中，蒸发时溶液中的水分子和HCl分子将同时挥发出来，溶液中盐酸浓度要降低；对 于②中加入CH 3COONa 固体，CH 3COO － +H +CH 3COOH ，但用NaOH 溶液中和时，CH 3COOH 也同时被中和，所以消耗NaOH 的体积不会变化。 答案：C 【例2】 取相同体积（0.025 L ）的两份0.01 mol·L －1 NaOH 溶液，把其中一份放在空气中一段 时间后，溶液的pH_________（填―增大‖―减小‖或―不变‖），其原因是_________。 用已知浓度的硫酸溶液中和上述两份溶液，其中第一份（在空气中放置一段时间）所消耗硫酸溶液的体积为V （A ），另一份消耗硫酸溶液的体积V （B ），则： (1）以甲基橙为指示剂时，V （A ）和V （B ）的关系是：_________； (2）以酚酞为指示剂时，V （A ）和V （B ）的关系是：_________。 解析：NaOH 溶液放置于空气中，因NaOH 与空气中CO 2反应造成NaOH 减少，故溶液的pH 减小。用H 2SO 4滴定Na 2CO 3溶液，反应分两个阶段进行： ①H ++CO -23====HCO -3（此时溶液呈弱碱性） ②H ++HCO -3====CO 2↑+H 2O （此时溶液呈弱酸性） 滴定过程中，按哪种反应进行，取决于选择的指示剂。 (1）若选用甲基橙作指示剂，因其变色范围在pH=3.1～4.4。故滴定反应按②进行，由 关系式：2NaOH ??→?2CO Na 2CO 3??→?+H 2CO 2↑可知消耗的H 2SO 4量不变，故答案为V （A ） =V （B ）。 (2）若选用酚酞作指示剂，酚酞的变色范围为pH=8～10，滴定反应按①进行，由关系 式：2NaOH ??→?2CO Na 2CO 3??→?+H NaHCO 3可知消耗H 2SO 4的量减少，故答案为V （A ） ＜V （B ）。 答案： 减小因NaOH 与空气中CO 2反应，造成NaOH 减少，故溶液pH 减小 (1）V （A ）=V （B ） (2）V （A ）＜V （B ） 【例3】测血钙的含量时，可将2.0 mL 血液用蒸馏水稀释后，向其中加入足量草酸铵（NH 4）2C 2O 4晶体，反应生成CaC 2O 4沉淀。 将沉淀用稀硫酸处理得H 2C 2O 4后，再用KMnO 4某酸性 溶液滴定，氧化产物为CO 2，还原产物为Mn 2+，若终点时用去20.0 mL 1.0×10－4 mol· L －1的KMnO 4溶液。 (1）写出用KMnO 4滴定H 2C 2O 4的离子方程式_______________________。 (2）判断滴定终点的方法是________________________________________。 (3）计算：血液中含钙离子的浓度为________________________________g·mL －1。 解析：因为KMnO 4溶液至反应完毕过量时，会使溶液呈紫色，故可用滴入一滴KMnO 4酸性溶液由无色变为浅紫色且半分钟不褪色的方法来判断终点。由题意知可能发生反应的离子方程式为：2MnO - 4+5H 2C 2O 4+6H +====2Mn 2++10CO 2↑+8H 2O 、Ca 2++C 2O - 24====CaC 2O 4↓、 CaC 2O 4+2H +====Ca 2++H 2C 2O 4。 设2 mL 血液中含Ca 2+的物质的量为x ，则 5Ca 2+～5CaC 2O 4～5H 2C 2O 4～2MnO - 4 5 2 x 20.0×10－3 L×1.0×10－4 mol·L － 1 x =5.0×10－6 mol ，1 mL 血液中Ca 2+的浓度为mL 2mol g 40mol 100.51 6--???=1.0×104 g·mL －1 答案： (1）2MnO - 4+5H 2C 2O 4+6H +====2Mn 2++10CO 2↑+8H 2O (2）溶液由无色变为浅紫色，且半分钟内不褪色 (3）1.0×10-4 【例1】体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该碱溶液的pH 等于 A ．9.0 B ．9.5 C ．10.5 D ．11.0 解析： 方法一：盐酸与某一元强碱恰好完全反应时：n （OH －）=n （H +）。所以有c （OH －）×10V =c （H +）·V ，c （OH －）=10)H (+c ，c （OH －）=10 L mol 1015 .2--?=10－3.5 mol·L －1 pH=－lg c （H +）=－lg )(OH W -c K =－lg 5.3141010--=－lg10－10.5=10.5。所以选择C 选项。 方法二：若1体积pH ＝2.5的盐酸和1体积某浓度的该一元强碱恰好完全反应，则酸中H +浓度等于碱中OH 上标－浓度，两者的pH 之和等于14，也就是碱的pH ＝11.5。将该溶液稀释10倍，就得到题中所用的强碱溶液，其pH 减小1，等于10.5。 答案: C 。 【例2】 25 ℃时，若体积为V a 、pH=a 的某一元强酸与体积为V b 、pH=b 的某一元强碱混合，恰好中和，且已知V a (1）a 值可否等于3（填―可‖或―否‖）_______，其理由是__________________。 (2）a 值可否等于5（填―可‖或―否‖）_______，其理由是__________________。 (3）a 的取值范围是__________________。 解析:本题是对强酸、强碱中和规律的研究，综合性较强。强酸与强碱完全中和，pH 之和必为14，即a +b =14，由此可知a =3或a =5均不合题意。难点在a 的取值范围的确定上。 )H ()(+-=a b b a c OH c V V =a b a b c c ---++-=101010)H ()H (1014 14=10a +b －14<1 所以a +b －14<0，而a =0.5b ,即3a <14,a < 3 14。 又pH=b =2a >7,a >27，所以27 (2）否 若a =5，c a （H +）＝10－5 mol·L －1，则b =10，c b （OH －）=10－4 mol·L －1， b a V V =)H ()OH (+-