1、天津七中高二化學第三章電離平衡教材分析一 本章在全書中的地位和作用本章是繼化學平衡后圍繞溶液展開的基本理論的重點內(nèi)容。本章各節(jié)教學內(nèi)容充分滲透和體現(xiàn)了化學平衡理論的應(yīng)用，所以，用化學平衡原理指導本章知識的學習，顯得尤為重要，本章是化學平衡教學的繼續(xù)和深化,是中學化學的重點之一。是高考的熱點和難點,教材內(nèi)容涉及到:初中化學有關(guān)酸,堿,鹽的概念及電離知識；高一化學有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)知識；高二化學化學平衡原理；同時它又是學習電化學等知識的基礎(chǔ)。因此,在教材中起著承前啟后的重要作用。通過本章學習，不僅可以加深對強弱電解質(zhì)、離子反應(yīng)、離子方程式的理解，而且可以為學習電化學和物質(zhì)檢驗、實驗設(shè)計等知識打下堅實的基

2、礎(chǔ)。由于測定溶液的pH、鹽類水解的應(yīng)用和酸堿中和滴定，在科學實驗和工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中都具有廣泛的應(yīng)用，所以，本章教學應(yīng)注重理論聯(lián)系實際，既使學生能夠扎實掌握理論知識又能熟練掌握基本操作技能，使他們在學習中體驗到化學知識和化學實驗的重要性和實用性，培養(yǎng)學生的學習興趣，堅定他們學好化學的信心，提高學生的科學素養(yǎng)。二 本章結(jié)構(gòu)本章內(nèi)容共分四節(jié)：電離平衡，水的電離和溶液的pH，鹽類的水解，酸堿中和滴定。第一節(jié)：電離平衡。該節(jié)是本章教學的基礎(chǔ)和重點，學生能否在高一電解質(zhì)的基礎(chǔ)上進一步正確理解強弱電解質(zhì)和結(jié)構(gòu)的關(guān)系，以及弱電解質(zhì)的電離平衡，將直接影響到后幾節(jié)課的學習效果。本節(jié)教材安排了兩方面內(nèi)容：1. 強弱電解

3、質(zhì)與結(jié)構(gòu)的關(guān)系;2. 弱電解質(zhì)的電離平衡。教材強調(diào)了離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物如強酸、強堿和大部分鹽類是強電解質(zhì)，某些具有極性鍵的共價化合物如CH3COOH、NH3H2O等是弱電解質(zhì)，接著從定性角度分析弱電解質(zhì)存在電離平衡(電離平衡常數(shù)內(nèi)容已刪)。第二節(jié)：水的電離和溶液的pH。本節(jié)內(nèi)容在分析水的電離以后，在內(nèi)容上突出兩點：、水的離子積常數(shù),使學生確切了解離子積常數(shù)的涵義和用途,并注意到水的離子積常數(shù)是隨溫度改變而改變。2、溶液的酸堿性和pH, pH的計算表達式,強酸和強堿稀溶液pH計算方法,溶液的酸堿性和pH關(guān)系, pH的適用范圍等。通過本節(jié)內(nèi)容的教學不但使學生了解pH的意義，掌握

4、pH值的計算方法，而且更進一步明確在室溫條件下，不管是純水，還是酸性或堿性溶液，其H+和OH-的物質(zhì)的量的濃度的乘積是10-14。即在酸性溶液中c（OH-）c（H+）；在堿性溶液中， c（OH-）c（H+）；在中性溶液中，c（H+）=c（OH-）。使學生理解溶液酸堿性的本質(zhì)，確立對立統(tǒng)一的辯證唯物主義觀點。第三節(jié)：鹽類的水解。在介紹了水的電離和溶液的酸堿性以后，本節(jié)安排了下列內(nèi)容：1. 鹽類水解的概念,2.強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解,3.鹽類水解的應(yīng)用.本節(jié)教材內(nèi)容緊湊,是全章的重點,也是難點。本節(jié)內(nèi)容從CH3COONa溶液顯堿性展開討論和分析,導入鹽類水解的概念,然后再進一步結(jié)合Na2CO

5、3溶液顯堿性但不清楚原因這一思維懸念,深入分析多元弱酸強堿鹽溶液顯堿性和分級水解的關(guān)系,讓學生理解Na2CO3和NaHCO3溶液都顯堿性的原因,并掌握分級水解反應(yīng)方程式的正確書寫。在分析了強酸弱堿鹽顯酸性的原因后,介紹鹽類水解的應(yīng)用。鹽類的水解實用性很強,可以結(jié)合本章教學強化學生對化學知識應(yīng)用價值的認識。第四節(jié):酸堿中和滴定，中和滴定是高中化學三個定量實驗之一，是定量分析中重要的操作內(nèi)容，本節(jié)具體內(nèi)容是：1. 中和滴定原理；2. 酸堿中和滴定操作。由于中和滴定原理較簡單,而操作的精細度高,要求嚴。在分組實驗中指導學生進行一絲不茍的操作，培養(yǎng)學生嚴肅認真的科學態(tài)度和科學素養(yǎng)，尤其重要?！局攸c難點

6、】第一節(jié): 重點 電離平衡的建立和電離平衡的移動難點 外界條件對電離平衡的影響, 電離平衡常數(shù)第二節(jié) 重點 水的離子積,C(H+)、C(OH-)與溶液酸堿性關(guān)系難點 水的離子積,有關(guān)pH計算第三節(jié) 重點 鹽類水解概念、本質(zhì)難點 鹽類水解方程式書寫，鹽類水解應(yīng)用和分析第四節(jié) 重點 酸堿中和滴定原理，酸堿中和滴定操作難點 酸堿中和滴定操作和誤差分析【教學建議】一 課時教學建議1第一節(jié) 電離平衡 2課時2第二節(jié) 水的電離和溶液的pH 3課時3第三節(jié) 鹽類的水解 4課時4第四節(jié) 酸堿中和滴定 3課時5實驗三 電解質(zhì)溶液 1課時6實驗四 中和滴定 1課時7本章復習、練習 2課時8測驗、講評 2課時共18

7、課時二.具體教學建議1、教學過程中，應(yīng)把可逆反應(yīng)和平衡原理貫穿弱電解質(zhì)包括水的電離的教學，從平衡移動的視角分析鹽類水解的本質(zhì)。2、教學過程中須強化離子方程式的正確書寫：具體注意下列幾點：弱電解質(zhì)電離，陰、陽離子單水解反應(yīng)必須用可逆符號，不用等號。多元弱酸的電離和多元弱酸強堿鹽的水解方程式必須分級書寫。書寫離子方程式時，在原有沉淀、水和氣體必須寫分子式的基礎(chǔ)上，應(yīng)強調(diào)弱電解質(zhì)要寫分子式并進行適當?shù)挠柧殻箤W生能迅速掌握。3、離子共存問題的深化：增加陰、陽離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)和一些典型的離子雙水解反應(yīng)而不能共存的內(nèi)容訓練，以拓寬學生的視野，強化學生處理較復雜離子共存題的推斷能力。4、考慮到教材介紹

8、了HCO3-離子的水解反應(yīng)，可適度增加酸式鹽NaHS、NaHSO3、等溶液酸堿性的介紹。5、在介紹中和滴定指示劑使用時，可以先讓學生通過計算，看一下在終點時過量一滴酸或堿溶液時pH值的變化，并配以相應(yīng)的實驗（如在40 mLpH=7的蒸餾水中滴入0.1mol/LNaOH和酚酞各一滴，觀察溶液顏色）,使學生對指示劑在指示酸堿中和滴定中的原理有更清楚的認識.6、溶液pH計算應(yīng)側(cè)重于單一強酸、強堿液，包括強酸、強堿液的稀釋，強酸和強酸液的混合，強堿和強堿液的混合，強酸和強堿液的混合等。7、在鹽類水解教學內(nèi)容結(jié)束時，可以讓學生辨析0.1mol/L的H2SO4、HCl、CH3COOH分別和0.1mol/L

9、Ba(OH)2、NaOH、NH3H2O等體積相混所得溶液的酸堿性。pH=2的H2SO4、HCl、CH3COOH分別和pH=12的Ba(OH)2、NaOH、NH3H2O等體積相混所得溶液的酸堿性。以復習和鞏固所學知識，提高應(yīng)用能力?！締栴}討論】1、給NH3H2O加熱，平衡NH3+H2O NH3H2O NH4+OH- 究竟是向右移動還是向左移動，實驗：在一只大試管里加入10mL稀氨水，滴入酚酞一滴，然后把溶液分成兩只試管，給其中一只試管加熱，直到沸騰，看到稀氨水中紅色沒有加深，隨著溫度上升，紅色逐漸變淺（和另一只試管中溶液中的紅色比較），說明隨著溫度上升，氨氣的揮發(fā)是主要的，加熱，NH3H2O的平

10、衡應(yīng)向左移動。2、常溫下，如果由水電離產(chǎn)生的c（H+）=10-5mol/L，則該溶液的酸性一定是由強酸弱堿鹽的水解造成的；相反，如果由水電離產(chǎn)生的c（H+）=10-9mol/L，則該溶液的酸性或堿性一定是由外加酸或堿造成的。由于學生經(jīng)常在這方面容易產(chǎn)生困惑，有必要向?qū)W生講清原因，使學生真正搞懂并理解。3、鹽類水解的利用宜分單水解和雙水解兩類向?qū)W生作介紹，可以設(shè)計成問題讓學生思考和討論，開展研究性學習，可能教學效果更好。電離平衡重點難點解析一弱電解質(zhì)的電離平衡、弱電解質(zhì)的電離平衡是動態(tài)平衡,主要應(yīng)分析清楚當外界條件改變時,電離平衡是怎樣發(fā)生移動的,移動后的溶液中各個量(弱電解質(zhì)電離出的離子,分子

11、,溶液酸堿性的)的變化情況. (1) 電離是吸熱過程,因此,升高溫度使平衡向右移動.(2) 稀釋弱電解質(zhì)溶液,平衡向右移動.(3) 同離子效應(yīng):增加陰,陽離子的濃度,平衡向左移動;減小陰,陽離子的濃度,平衡向右移動.例題分析 已知在飽和H2S的水溶液中存在如下兩個平衡: H2S H+HS-;HS- H+S2- 要使電離平衡正向移動,溶液中c(S2-)和pH值都增大可以( C )要使溶液中第一個平衡正向移動,第二個平衡逆向移動,則應(yīng)該( D )。A.加熱 B.通入H2S氣體 C.加入NaOH固體 D.加入Na2S固體、電離程度弱電解質(zhì)電離程度的影響因素（1）當弱電解質(zhì)在溶液里達到電離平衡時，溶液

12、中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)的百分數(shù)叫做電離度。（教材已刪） （2）影響電離程度的主要因素（內(nèi)因）是電解質(zhì)本身的性質(zhì)，其外部因素（外因）主要是溶液的濃度和溫度。溶液越稀，弱電解質(zhì)的電離度越大；溫度升高，電離度增大，因為弱電解質(zhì)的電離過程一般需要吸收熱量。二、水的電離與溶液的pH值的計算、水的電離平衡在電離平衡一章中,重點是講解弱電解質(zhì)有關(guān)知識,因為只有弱電解質(zhì)存在電離平衡,有更多的內(nèi)容可以研究.而電解質(zhì)溶液中水的電離是最廣泛存在的電離平衡,它對溶液的pH值的計算有著重要的影響.解答水電離的有關(guān)習題時應(yīng)考慮以下幾個方面(1)水是極弱的電解質(zhì),要運用平衡移動原理來分析水的電離平衡移動情況

13、;(2)水電離時的兩個等式c(H+)c(OH-)=Kw,水電離出的c(H+)=c(OH-)=c(H2O)電離 ;(3)正確處理矛盾的主要方面與次要方面的關(guān)系,一定要抓住主要矛盾.分析此類試題時,要 定性與定量,動與靜主要與次要相結(jié)合,掌握好水的電離平衡移動過程的分析和對結(jié)果的影響.例題1.室溫下,在pH=12的某溶液中,由水電離的c(OH-)為A.1.010-7mol/L B.1.010-6mol/L C.1.010-2mol/L D.1.010-12mol/L 解析:該溶液可能是堿的溶液,也可能是鹽的溶液.如果是堿的溶液,那么H+來源于水的電離,即水電離出的H+濃度就是110-12mol/L

14、,如果是鹽溶液,水電離出的OH-的濃度是110-2mol/L. 答案 C,D常溫下在酸,堿,鹽的稀溶液中Kw=110-14 =c(H+)c(OH-)始終成立,但其中的氫離子或氫氧根離子不一定是水自身電離的. 酸或堿溶液可看作是水中加入H+或OH-,使水的電離平衡左移,水自身的電離出的c(H+)或c(OH-)小于 1.010-7mol/L。 水中加入強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽時,由于弱堿或弱酸的生成,結(jié)合了水電離的H+或OH-,使水的電離平衡右移,水的電離度增大，由水自身電離出的c(H+)或c(OH-)大于 1.010-7mol/L。結(jié)論：酸和堿的溶液中水的電離被抑制,而鹽的水解促進了水的電離。例題

15、2.在pH值都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中,設(shè)由水電離產(chǎn)生的OH- 離子濃度分別為A mol/L與B mol/L,則A和B關(guān)系為A .AB B .A=10-4 B C. B=10-4 A D. A=B解析:A一定小于B,答案B.2、水的電離與pH值的關(guān)系溶液的pH值的計算的關(guān)鍵是要正確認識H+離子的來源.在溶液中H+離子的可能來源有兩個,一是來源于酸的電離,二是來源于水的電離.因此判斷H+離子的來源對計算是極為重要的.如果計算酸溶液的pH值,溶液中的H+離子主要來源于酸的電離,因此應(yīng)由酸提供的c(H+)來計算pH值.這樣的習題學生答題的正確率較高,就不再舉例.如果計算的是堿溶液

16、的pH值,溶液中的H+離子來源于水的電離,而水的電離是可逆的,其氫離子的濃度受到氫氧根離子濃度的制約,因此計算溶液的pH值必須先計算氫氧根離子的濃度,通過Kw換算出氫離子的濃度,再計算溶液的pH值.例如pH=12的NaOH和pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液的pH應(yīng)為1012之間.應(yīng)該先通過OH-來算:混合后溶液的c(H+)=110-14/510-3=210-12mol/L , pH=11.70.學生在解這類習題時經(jīng)常出錯,如果補充pOH,用于計算可以避免許多錯誤.溶液中的氫氧根離子與氫離子是相對應(yīng)的.既然定義了pH值,同理也可以定義pOH值,即pOH=-lgC(OH-).在水中pH+

17、pOH=14.這樣上述計算可以通過pOH來完成,pOH=3-lg5=2.3,所以,pH=14-2.3=11.70這樣可以避免有關(guān)計算的混亂.如果是堿性溶液,則計算pOH值.這就可以方便很多,不會出錯.如果是酸,堿溶液混合,實際上是先中和抵消H+,OH-,又使原酸堿溶液發(fā)生了稀釋.同樣要考慮混合后溶液的酸堿性.若為酸性,則以H+的濃度計算溶液的pH值;若為堿性則以O(shè)H-為依據(jù)計算溶液的pOH,然后再換算為pH值.小結(jié):在計算溶液中的c(H+),c(OH-)或pH,pOH時,應(yīng)利用顯性離子進行計算 .例題3. pH=5的鹽酸和pH=9的氫氧化鈉溶液以體積比11:9混合,混合液的pH為A. 7.2

18、B.8 C. 6 D.無法計算解析: 如果用pOH換算一下,pH=9即pOH=5,也就是說,鹽酸中的氫離子濃度與氫氧化鈉溶液中的氫氧根離子濃度相等,如果它們的體積也相等,則混合后溶液的pH=7,現(xiàn)在鹽酸的體積大,混合后溶液顯酸性,pH值小于7.答案:C例題5. 25時,某強酸溶液pH=a,強堿溶液pH=b,且a+b=12,酸堿溶液混合后溶液的pH=7,則酸溶液的體積(V1)與堿溶液的體積(V2)的關(guān)系是A.V1=102V2 B.V2=102V1 C. V1=2V2 D. V2=2V1解析: 用pOH換算pH=b , pOH=14-b,強酸溶液中氫離子濃度是110-a mol/L,強堿溶液中氫氧

19、根離子的濃度是110-(14-b) mol/L,混合后溶液的pH=7,則有V1110-a =V2110-(14-b) 所以V1=V210-2 ,答案:B三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系與鹽類的水解1,電解質(zhì)溶液中存在著三個守衡關(guān)系:電荷守恒:電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等.如NaHCO3溶液中:n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-) 推出:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)物料守恒:電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素,離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等,但離子或分子中某種特定元素的原子

20、的總數(shù)是不會改變的.如NaHCO3溶液中n(Na+):n(C)=1:1,推出:c(Na+)=c(HCO3)+c(CO32-)+c(H2CO3)質(zhì)子守恒:電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應(yīng)相等.例如在NH4HCO3溶液中H3O+,H2CO3是得到質(zhì)子后的產(chǎn)物;NH3,OH-,CO32-是失去質(zhì)子后的產(chǎn)物,故有以下關(guān)系:c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH+)+c(CO32-).解題思路:(1)單一成分溶液,酸溶液或堿溶液要考慮電離;而鹽溶液要考慮水解.例題6.在0.1mol/L的NaHCO3溶液中,下列關(guān)系式正確的是.A.c(Na+)c(HCO3-)c(

21、H+)c(OH-) B.c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)C.c(Na+)=c(HCO3-)c(OH-)c(H+) D.c(Na+)=c(HCOc-)+C(CO32-)+C(H2CO3)解析:答案:B,D(2)溶液混合時,如果不反應(yīng)的,要同時考慮電離和水解;如果可以發(fā)生反應(yīng)的,還要考慮是否有過量,不過量時,要考慮生成鹽的水解;過量時根據(jù)過量情況考慮電離和水解.例題7.(1999年上海高考) 把0.02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等體積混合,則混合溶液中微粒濃度關(guān)系正確的是( )A.c(Ac-)c(Na+) B.c(HAc)c(A

22、c-)C.2c(H+)=c(Ac-)-c(HAc) D.c(HAc)+ c(Ac-)=0.01mol/L 解析:混合后發(fā)生反應(yīng)生成NaAc,醋酸過量,溶液呈酸性,答案:A,D例題8.用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液,已知其中c(CH3COO-)C(Na+),對該混合溶液的下列判斷正確的是( )A.c(H+)c(OH-) B.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 mol/LC.c(CH3COOH)c(CH3COO-) D.c(CH3COO-)+c(OH-)=0.2 mol/L解析:答案: A,B解此類題的要考慮電離,水解和守恒(電荷守

23、恒,物料守恒及質(zhì)子守恒).要做到熟練解題,必須通過平時的練習認真總結(jié),形成技能.在平時的練習中學會靈活運用常規(guī)的解題方法,例如:淘汰法,定量問題定性化,整體思維法等.例題9.設(shè)氨水的pH=x,某鹽酸的pH=y,已知x+y=14,且x11.將上述兩溶液分別取等體積充分混合后,所得溶液中各離子濃度由大到小的順序是A.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) B. c(NH4+) c(Cl-)c(H+) c(OH-)C. c(NH4+) c(Cl-) c(OH-) c(H+) D. c(Cl-) c(NH4+) c(OH-)c(H+)解析:氨水是弱堿,濃度比鹽酸大很多,混合以后氨水過量,得到

24、氨水和氯化銨的混合溶液,溶液呈堿性,答案:C例題10.用2mol/L的NaOH溶液滴定pH=5的HCN溶液100mL至中性,此時溶液中各離子濃度關(guān)系正確的是A.c(Na+)c(CN-) c(OH-) c(H+) B. c(CN-)= c(Na+)C. c(Na+)+ c(CN-)=2mol/L D. c(Na+)+ c(OH-)= c(CN-)+ c(H+)答案:B,D例題11.(03江蘇18) 將0.2molL-1HCN溶液和0.1molL-1的NaOH溶液等體積混合后,溶液顯堿性,下列關(guān)系式中正確的是A.c(HCN)=c(CN-) B. c(HCN)(CN-)C.c(HCN)-c(CN-)

25、=c(OH-) D.c(HCN)+c(CN-)=0.1molL-1 答案:B,D2.鹽類水解的應(yīng)用小結(jié)鹽的離子跟水電離出來的氫離子或氫氧根離子生成弱電解質(zhì)的反應(yīng),稱為鹽類的水解。其一般規(guī)律是:誰弱誰水解,誰強顯誰性;兩強不水解,兩弱更水解,越弱越水解。應(yīng)用如下：1. 配制和貯存易水解的鹽溶液 2. 例：（1）實驗室保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸，為什么？（2）實驗室配制AlCl3溶液，先把它溶解在鹽酸中而后加水稀釋，為什么？解：（1）因FeCl3容易水解：FeCl3+3H2O = Fe(OH)3+3HClFeCl3溶液中加少量鹽酸，可以使水解平衡朝著逆反應(yīng)方向移動，意在抑制FeCl3

26、的水解。(2)先把AlCl3溶解在鹽酸中而后加水稀釋，意在防止AlCl3水解生成Al(OH)3。2.分析鹽溶液的酸堿性或中和反應(yīng)后溶液的酸堿性 例：試指出下列溶液的酸堿性。（1）Na2CO3溶液；（2）NH4Cl溶液；（3）NaCl溶液；（4）CH3COOH；（5）等體積等物質(zhì)的量濃度的NH3H2O和鹽酸混合后的溶液。 分析：誰弱誰水解,誰強顯誰性;兩強不水解,溶液顯中型。（NaHSO4溶液顯酸性）。解：（1）呈堿性；（2）呈酸性；（3）呈中性；（4）呈酸性；（5）呈酸性。3.加熱濃縮或蒸發(fā)可水解的鹽溶液 例：加熱蒸發(fā)FeCl3溶液，能得到純凈FeCl3晶體嗎？解：不能，因在加熱濃縮過程中，F(xiàn)

27、eCl3水解生成Fe(OH)3，HCl在加熱過程中揮發(fā)。最后Fe(OH)3分解，得到Fe2O3. 加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時,對最后殘留物的判斷應(yīng)考慮鹽類的水解(1)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì).(2)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼燒得Fe2O3 。(3)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的鹽溶液時,得不到固體. (4)加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最后得相應(yīng)的正鹽. (5)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固體.4.極易水解的鹽的制取 例：為什么不能從溶液中直接制取Al2S3?解：

28、因Al3+、S2能發(fā)生雙水解，它們將相互促進水解而使水解完全，從而得不到Al2S3。2Al3+3S26H2O=2Al(OH)3+3H2S5.混施肥料酸性肥料與堿性肥料不能同時施用。如草木灰（主要成份是K2CO3）和銨鹽（如NH4Cl）不能混合使用。6.鎂與強酸的銨鹽溶液反應(yīng) 例：在NH4Cl或AlCl3溶液中加入鎂條會產(chǎn)生氣泡，為什么？解：NH4Cl和AlCl3水解均使溶液呈酸性，鎂與溶液中的H+反應(yīng)放出H2。Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3+H27.制膠體及用鹽作凈水劑 例：明礬和FeCl3可用作凈水劑，為什么？解：因明礬中的Al3+、FeCl3中的Fe3+均能水解而分別生成Al(O

29、H)3膠體和Fe(OH)3膠體。Al(OH)3膠體、Fe(OH)3膠體均能吸附水中的懸浮固體雜質(zhì)而沉淀，從而起到凈水的作用。8. 確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解。如Na2S溶液中含有哪些離子,按濃度由大到小的順序排列: c(Na+)c(S2-)c(OH-)c(HS-)c(H+)或:c(Na+) +c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)例：將0.2 molL1鹽酸與0.1 molL1的NaAlO2溶液等體積混合，離子濃度由小到大順序（ ）解：c(OH)c(H+)c(Al3+)c(Na+)c(Cl) 9.比較物質(zhì)的量濃度相同的酸堿鹽溶液的pH大小 例：相同溫度、相同物

30、質(zhì)的量濃度的下列各組溶液，按pH依次減小的順序排列正確的是（ ）A.CH3COONa Na2CO3 NaHSO4 NaCl B.HCl CH3COOH NH4Cl NaHCO3C.NaOH Ba(OH)2 H2SO4 HCl D.NH4Cl CH3COOH NaHSO4 H2SO4答案：D10.判斷溶液中離子能否大量共存:例：Al3+和HCO3 由于相互促進水解，不能大量共存于溶液中。11.加熱法除去Mg(HCO3)2暫時硬度產(chǎn)物的分析Mg(HCO3)2+2Ca(OH)2=2CaCO3+Mg(OH)2+2H2O。因Mg(OH)2的溶解度較MgCO3小得多，在強堿性環(huán)境下，MgCO3水解得Mg(

31、OH)2，故最后產(chǎn)物是Mg(OH)2而不是MgCO3。12.純堿代替燒堿去油污原理的分析 純堿Na2CO3在水中水解程度較大，溶液呈堿性，故可用純堿代替燒堿用于清除油污。炸油條時在面中加入純堿和明礬，所發(fā)生的化學反應(yīng)與上面所述的相同。四、中和滴定中的誤差分析例題12.用0.01molL-1 H2SO4滴定0.01molL-1NaOH溶液,中和后加水至100mL.若滴定時終點判斷有誤差:多加了1滴H2SO4;少加了1滴H2SO4 (設(shè)1滴為0.05mL).則和所得兩溶液中,C(H+)之比為:(A)10 (B)102 (C) 103 (D)104 當多加一滴硫酸時,此時溶液呈酸性c(H+)=0.0

32、50.012/100=1.010-5 molL-1 ,當少加一滴硫酸時,此時溶液呈堿性C(OH-)=1.010-5 molL-1 ,換算成C(H+)=1.010-9 molL-1 ,所以它們的比值是104 ,答案:D例題13.用已知濃度的標準酸滴定未知濃度的堿溶液時,會導致待測堿液的濃度測定結(jié)果偏低的操作是 (填序號).酸式滴定管用蒸餾水洗后,未用標準液潤洗;堿式滴定管用蒸餾水洗后,未用待測液潤洗;配制堿液時,稱量后固體吸濕;滴定前酸式滴定管尖嘴部分有氣泡,而在滴定過程中氣泡被趕走;滴定過程中不慎將錐形瓶中的液體搖出少量于瓶外.答案: 誤差分析小結(jié):由于酸堿的元數(shù)是一定的,標準液的濃度為已知,

33、未知液的體積是準確量取的,故誤差的產(chǎn)生都可歸結(jié)到標準液的體積上,歸納為:滴多高,滴少低或讀多高,讀少低1 裝標準液的滴定管未用標準液潤洗偏高;2 裝未知液的移液管未用未知液潤洗偏低;3 錐形瓶用未知液潤洗偏高;4 錐形瓶中還有蒸餾水或中途加了一些蒸餾水無影響;5 滴定完后,滴定管尖嘴外還留有一滴液體未滴入錐形瓶中偏高;6 滴定前,滴定管下端有氣泡,滴定終點后,滴定管下端無氣泡偏高;7 滴定前仰視讀數(shù),滴定后俯視讀數(shù)偏低;8 若滴定時,滴定管活塞漏液偏高;9 滴定時,指示劑變色后未能保持半分鐘就不再滴定偏低.抑制水的電離堿抑制水的電離酸的電離酸溶液中的H+鹽或堿溶液中的H+水的電離能水解的鹽促進

34、水的電離水的電離指示劑的選擇一、 正確選用常用的指示劑多是弱酸或弱堿，如石蕊；酚酞和甲基橙是比較復雜的有機酸。指示劑的分子和離子具有不同的顏色，酸或堿溶液能影響指示劑的電離平衡，因此在酸或堿溶液中指示劑會顯示不同的顏色。(1)酚酞：酸滴定堿時：顏色由紅剛好褪色；堿滴定酸時：顏色由無色到淺紅色(2)甲基橙：酸滴定堿時：顏色由黃到橙色；堿滴定酸時：顏色由紅到橙色指示劑的變色范圍越窄越好，pH稍有變化，指示劑就能改變顏色。(3)石蕊溶液由于變色范圍較寬，且在等當點時顏色的變化不易觀察，所以在中和滴定中不采用。二、減少誤差為了減小方法誤差，中和滴定時選擇指示劑應(yīng)考慮以下幾個方面： (1) 溶液顏色的變

35、化由淺到深容易觀察，而由深變淺則不易觀察。因此應(yīng)選擇在滴定終點時使溶液顏色由淺變深的指示劑。強酸和強堿中和時，盡管酚酞和甲基橙都可以用，但用酸滴定堿時，甲基橙加在堿里，達到等當點時，溶液顏色由黃變紅，易于觀察，故選擇甲基橙。用堿滴定酸時，酚酞加在酸中，達到等當點時，溶液顏色由無色變?yōu)榧t色，易于觀察，故選擇酚酞(2) 強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到滴定終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對后者應(yīng)選擇堿性變色指示劑(酚酞)，對前者應(yīng)選擇酸性變色指示劑(甲基橙)。(3) 為了使指示劑的變色不發(fā)生異常導致誤差，中和滴定時指示劑的用量不可過多，溫度不宜過高，強酸或強堿的濃度不宜過大。關(guān)于PH值的計算

36、1、列表分析 類別條件近似計算強酸與強酸pH值相差2或2以上,pHApHB(等體積混合)pHA0.3強酸與強酸 (一元)不等體積混合c(H)混(c1V1c2V2)/V1V2強堿與強堿pH值相差2或2以上，pHApHB (等體積混合)pHB0.3強堿與強堿不等體積混合c(OH)混(c1V1c2V2)/V1V2強酸與強堿pH酸pH堿14(等體積混合)pH7pH酸pH堿14(等體積混合)pH堿0.3pH酸pH堿14(等體積混合)pH酸0.3所 2、范例解析 例1、稀釋下列溶液時，pH值怎樣變化？ （1）10mLpH4的鹽酸，稀釋10倍到100mL時，pH？ （2）pH6的稀鹽酸稀釋至1000倍，pH

37、？ 分析(1)pH4，即H1104mol/L，稀釋10倍，即c(H)1105mol/L，所以pH5。 小結(jié)：強酸每稀釋10倍，pH值增大1，強堿每稀釋10倍，pH值減小1。 (2)當強酸、強堿溶液的H離子濃度接近水電離出的H離子濃度(1107mol/L)時，水電離出的H離子濃度就不能忽略不計。 以pH6的稀鹽酸，稀釋1000倍時：c(H)(1106999107)/10001.009107 mol/L， pH6.99，由此可知溶液接近中性而不會是pH9。 例2、求強酸間混合或強堿間混合后溶液的pH值。 （1）pH12和pH10的強堿溶液等體積混合后溶液的pH值。 （2）pH5和pH3的強酸溶液等

38、體積混合后溶液的pH值。 分析 (1) 堿溶液的混合，溶液以O(shè)H為主，所以應(yīng)先確定c(OH)，c(OH)(11021104)/25.05103(mol/L) 得：pOH2.3，pH142.311.7 也可根據(jù)Kw，先確定溶液中c(OH)為5.05103mol/L，再求c(H)和pH值。 c(H)Kw / c(OH)(11014)/(5.05103)1.981012(mol/L)， pH11.7 (2)強酸溶液的混合，溶液中H是主要的。 c(H)(11051103)/25.05104(mol/L)， pH3.3 例3、求強酸強堿間的不完全中和的pH值。 (1)0.1mol/L鹽酸和0.06mol

39、/LBa(OH)2溶液按等體積混合溶液的pH值等于多少？ (2)用pH4和pH11的強酸和強堿混合，使pH10，求兩溶液的體積比？ 分析 (1)根據(jù)鹽酸和Ba(OH)2間反應(yīng)的物質(zhì)的量之比可知：0.1molHCl與0.05mol Ba(OH)2完全中和。所以剩余0.01molBa(OH)2，即余下0.02molOH。 此時溶液中c(OH)0.02/20.01(mol/L)，pOH2， pH12。 或c(H)Kw w/ c(OH)11014/0.011102(mol/L)， pH12 (2) pH4， H1104mol/L，設(shè)其體積為V1。 pH11，c(OH)1103mol/L，設(shè)其體積為V2?；旌?后pH10，c(OH)1104mol/L， 可以預見堿多酸少，符合題意，故可得下式：(V2103V1104)/(V1V2)104 得：2V19V2 即V1/V29/2例4、在25時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合呈中性，則混合之前，