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[考纲要求] 1.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性；了解电解质的概念；了解强弱电解质的概念。
2.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3.了解水的电离和水的离子积常数。
4.了解溶液pH的定义；了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
5.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
6.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡；了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。
7.以上各部分知识的综合利用。
考点一溶液的酸碱性及pH1．一个基本不变相同温度下，不论是纯水还是稀溶液，水的离子积常数不变。
应用这一原则时需要注意两个条件：水溶液必须是稀溶液；温度必须相同。
2．两个判断标准(1)任何温度c(H＋)>c(OH－)，酸性；c(H＋)＝c(OH－)，中性；c(H＋)<c(OH－)，碱性。
(2)常温(25 ℃)pH>7，碱性；pH＝7，中性；pH<7，酸性。
3．三种测量方法(1)pH试纸用pH试纸测定溶液的pH，精确到整数且只能在1～14范围内，其使用方法为________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
注意①pH试纸不能预先润湿，但润湿之后不一定产生误差。
②pH试纸不能测定氯水的pH。
(2)pH 计pH 计能精确测定溶液的pH ，可精确到0.1。
(3)酸碱指示剂酸碱指示剂能粗略测定溶液的pH 范围。
常见酸碱指示剂的变色范围如下表所示：4.四条判断规律 (1)正盐溶液强酸强碱盐显________，强酸弱碱盐(如NH 4Cl)显________，强碱弱酸盐(如CH 3COONa)显________。
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性c(H＋)<c(OH－)，溶液呈碱性2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的pH石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1、水的电离:2、外界条件的改变对水的电离的影响：3、水的离子积常数：Kw只与温度相关，与溶液的酸碱性无关。
温度越高，Kw越大。
Kw是水电离平衡时的性质，它不但适用于纯水，也适用于任何酸、碱或盐的稀溶液。
实验测得：25℃的纯水中 C (H+)= C(OH—) =1×10- 7 mol/L所以，25℃时，Kw=1×10-14例题：25℃时1、计算0.1 mol/L 的NaOH溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？2、计算0.1 mol/L 的HCl溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？结论：向水中加入的C（H+）或C（OH—）相等时，对水的电离平衡的抑制作用相同。
二、溶液的酸碱性和PH值1、溶液的酸碱性：跟H+和OH—浓度的相对大小相关C（H+ ）= c(OH-) ，溶液呈中性； c(H+) > c(OH—) ，溶液呈酸性；c(H+) < c(OH—) ，溶液呈碱性25℃时：中性溶液中，c(H+) = 10-7mol/L 酸性溶液中，c(H+) > 10-7mol/L 碱性溶液中，c(OH—)> 10-7mol/L2、溶液的PH①表示方法：用H+的物质的量浓度的负对数来表示。
②公式：PH= —lg{C(H+)}③溶液的酸碱性跟pH的关系：PH越小酸性越强，PH越大碱性越强。
25℃时：中性溶液，PH=7 酸性溶液，PH<7 碱性溶液，PH>7100℃时：中性溶液，PH = 6 酸性溶液，PH < 6 碱性溶液，PH > 6所以：未注明温度时，PH=7的溶液不一定是中性溶液。
注意：通常，当c(H+)或c(OH—)≥1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH—浓度来表示。
3、溶液PH的计算（均为25℃）①单一溶液的PH计算A、计算0.1 mol/L HCl溶液的PH？B、计算0.1 mol/L NaOH溶液的PH？②溶液稀释后求PHA、PH=1的HCl溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强酸加水稀释10n倍，PH=m+n≤7B、PH=13的NaOH溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强碱加水稀释10n倍，PH=m-n≥7C、PH=1的HAc溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱酸加水稀释10n倍，m<PH<m+nD、PH=13的NH3·H2O溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱碱加水稀释10n倍，m-n<PH<m③溶液混合后求PHA、强酸与强酸混合例1、 0.1 mol/L 的HCl溶液与1.9 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、 0.2 mol/L 的HCl溶液与0.9 mol/L 的H2SO4溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=1的HCl溶液与PH=2 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=1的HCl溶液与PH=3的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强酸等体积混合时，PH（混）=小PH+0.3B、强碱与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与1.9 mol/L 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.2 mol/L 的NaOH溶液与0.9 mol/L 的Ba(OH)2溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=11的NaOH溶液与PH=12 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=11的NaOH溶液与PH=13的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强碱等体积混合时，PH（混）=大PH-0.3C、强酸与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与0.12 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.12 mol/L 的NaOH溶液与0.1 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？D、强酸与弱碱混合例题：将PH=4的盐酸溶液与PH=10的某碱溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>7E、弱酸与强碱混合例题：将PH=6的某酸溶液与PH=8的氢氧化钡溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>74、PH的测定①酸碱指示剂（定性测定）A、成分：一般是有机弱酸或有机弱碱。
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．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。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
考点44 水的电离一、水的电离1．水的电离平衡水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离。
2．水的离子积常数(1)概念：在一定温度下，c(H+)与c(OH−)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
(2)表达式：水的离子积用K w表示。
实验测得，25 ℃时，1 L水中只有1.0×10−7 mol H2O电离。
所以该温度时的纯水中c(H+)=c(OH−)=1.0×10−7 mol·L−1，K w=c(H+)·c(OH−)=1.0×10−14，室温下K w一般也取这个值。
(3)影响因素：K w只与温度有关。
温度升高，K w增大。
注意事项(1)水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(2)在室温时，任何物质的水溶液，K w=10−14。
K w与溶液的酸碱性无关，只与温度有关。
(3)K w的重要应用在于溶液中c(H+)和c(OH−)的换算。
(4)外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出的c(H+)和c(OH−)总是相等的。
二、c(H＋)与c(OH－)的反比关系图像(1)A、B线表示的温度A<B。
(2)a、b、c三点表示溶液的性质分别为中性、酸性、碱性。
提醒：(1)曲线上的任意点的K w都相同，即c(H＋)·c(OH－)相同，温度相同；(2)实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定改变温度。
三、水的电离平衡的影响因素和有关计算1．外界因素对水电离的影响改变条件电离平衡溶液中c(H＋) 溶液中c(OH−)pH溶液的酸碱性K W升高温度右移增大增大减小中性增大加入酸、碱加入酸，如稀硫酸、醋酸左移增大减小减小酸性不变加入碱，如NaOH溶液、氨水左移减小增大增大碱性不变加入盐加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液右移减小增大增大碱性不变加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液右移增大减小减小酸性不变加入强酸强碱盐，如NaCl溶液不移动不变不变不变中性不变加入活泼金属如Na 右移减小增大增大碱性不变2．水电离出的c(H+)或c(OH−)的计算(25 ℃时)(1)中性溶液c(OH−)=c(H+)=10−7 mol·L−1(2)酸溶液--(H )(H )(H )(OH )(OH )(H )c c c c c c ++++⎧=+⎪⎨⎪==⎩酸水水水酸溶液中，H +来源于酸的电离和水的电离，而OH −只来源于水的电离。
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．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。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
