高三化学一轮复习 第8章 水溶液中的离子平衡教案

⑥配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。 (偏高)

⑦配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。 (偏高) ⑧滴定管水洗后，未用标准液洗涤。 (偏高) (2)标准液操作引起的误差

①滴定前读数仰视，滴定后读数俯视。

(偏低)

②滴定结束，滴定管尖嘴处有一滴未滴下。 (偏高) ③滴定前有气泡未赶出，后来消失。 (偏高) (3)待测液操作引起的误差

①锥形瓶水洗后，用待测液润洗过再装待测液。 (偏高) ②锥形瓶有少量水，直接放入待测液。 (无影响) ③摇动锥形瓶时，溅出部分溶液。

-

(偏低)

+

〖特别提醒〗 (1)中和反应严格按照化学方程式中化学计量数之比进行，即当酸提供的H的物质的量与碱提供的OH的物质的量相等时，恰好中和。

(2)中和反应恰好进行得到的溶液，不一定显中性，有可能显酸性或碱性。

【例4】

例题精讲： 【例( )

①1.0×10 mol/L ②1.0×10 mol/L ③1.0×10 mol/L ④1.0×10 mol/L

A.③ B.④ C.①或③ D.③或④

〖解析〗pH=11即c(OH)=10 mol/L是碱性溶液，碱性溶液有两种情况：一是碱溶液，一是强碱弱酸盐的溶液。解此题要注意一个关键问题，由水电离出的c(H)始终等于由水电离出10-11

的c(OH)。若为碱溶液，由水电离出的c(OH)=c(H)=-3 =10 mol/L；若为强碱弱酸盐的

10

--+

-14

+

--3

-7

-6

-3

-11

1】室温下，在pH=11的某溶液中，由水电离的c(OH)为

-

溶液，由水电离出的c(OH)=10 mol/L。 〖方法归纳〗

水电离出的c(H)或c(OH)的计算(25℃时) (1)中性溶液：c(H)=c(OH)=1.0×10 mol/L。 (2)溶质为酸的溶液

H来源

于酸的电离和水的电离，而OH只来源于水。 如计算pH=2的盐酸中水电离出的c(H)：方法是先求出溶液中的c(OH)=10 mol/L，即水电离出的c(H)=c(OH)=10 mol/L。 (3)溶质为碱的溶液

OH-来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水。如pH=12的NaOH溶液中，c(H)=10 mol/L，即水

+

-12

+

--12

+

--12

-+

+

--7

+

-

--3

电离产生的c(OH)=c(H)=10 mol/L。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液

H和OH均由水电离产生。 如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H)=10 mol/L+--12-［c(OH)=10 mol/L是因为部分OH与部分NH 结合了］；

4

pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH)=10 mol/L[c(H)=10 mol/L是因为部2-+

分H与部分CO 结合了]。

3

【例2】（2010全国卷1）下列叙述正确的是

A．在醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b，则a>b

B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7 C．1.0×10mol/L盐酸的pH=3.0，1.0×10mol/L盐酸的pH=8.0

D．若1mLpH=1的盐酸与100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7则NaOH溶液的pH=11 〖解析〗A若是稀醋酸溶液稀释则C(H)减小，pH增大，b＞a，故A错误； B酚酞的变色范围是pH= 8.0～10.0（无色→红色），现在使红色褪去，pH不一定小于7，可能在7~8之间，故B错误；C常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；D正确，直接代入计算可得是正确，也可用更一般的式子：设强酸pH=a，体积为V1；强碱的pH=b，体积为V2，则有10V1=10

-a

-(14-b)

+

-3

-8

--2

+

-12

+

-+

-2

-+-12

V1V1a+b-14-2

V2→ =10，现在 =10，又知a=1，所以b=11

V2V2

〖答案〗D

【命题意图】考查弱电解质的稀释，强酸的无限稀释，指示剂的变色范围，强酸与强碱的混合pH的计算等基本概念

【例3】 室温时，将x mL pH=a的稀NaOH溶液与y mL 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〗本题主要考查有关pH的简单计算。

由题意知：n(NaOH)=x ·10

a-14

-3

-b

-3

·10 mol，n(HCl)=y ·10 ·10 mol，

a-14

-3

x ·10·10xa+b-14

所以n(NaOH)∶n(HCl)= 。 -b-3 = ×10

y ·10 ·10y

若x=y，且a+b=14，则n(NaOH)=n(HCl)，二者恰好完全反应，pH=7；若10x=y且a+b=13，b1

则碱不足，pH<7；若ax=by且a+b=13则n(NaOH)∶n(HCl) = · <1，碱不足，故pH<7；

a10若x=10y且a+b=14，则n(NaOH)∶n(HCl)=10>1，NaOH过量，pH>7。 〖答案〗D 〖规律总结〗

(1)求算pH的基本思路：判断混合液酸性、中性或碱性→计算c(H)或c(OH)→求出pH。 (2)求溶液pH的方法，可总结口诀如下：酸按酸(H)，碱按碱(OH)；同强相混直接算；异强相混看过量；无限稀释“7”为限。

+

-+

-

【例4】一定物质的量浓度溶液的配制和酸碱中和滴定是中学化学中两个典型的定量实验。某研究性学习小组在实验室中配制1 mol/L的稀硫酸标准溶液，然后用其滴定某未知浓度的NaOH溶液。

下列有关说法中正确的是 (填字母序号)。

A．实验中所用到的滴定管、容量瓶，在使用前均需要检漏

B．如果实验中需用60 mL的稀硫酸标准溶液，配制时应选用100 mL容量瓶 C．容量瓶中含有少量蒸馏水，会导致所配标准溶液的浓度偏小

D．酸式滴定管用蒸馏水洗涤后，即装入标准浓度的稀硫酸，则测得的NaOH溶液的浓度将偏大

E．配制溶液时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大 F．中和滴定时，若在最后一次读数时俯视读数，则导致实验结果偏大

〖解析〗A项，滴定管、容量瓶都为带塞容器，使用前检漏，正确；B项，实验室无60 mL容量瓶，选择容积比60 mL大而与之更接近的容量瓶配制，B正确；C项，容量瓶内有少量水对所配标准液浓度无影响；D项，酸式滴定管不用标准液润洗使所测NaOH浓度偏大，正确；E项，配制溶液时，最后一次读数时俯视，所配溶液浓度偏高，导致实验结果偏小；F项，导致实验结果偏小。 〖答案〗 ABD

第八章 水溶液中的离子平衡

第三节 盐类的水解

复习目标：

1、了解盐类水解的实质，能够解释盐类水解的过程。

2、能够判断水解后溶液的酸碱性和书写水解方程式，总结、归纳出盐类水解的基本规律。

3、能够比较出溶液中离子浓度大小。 基础知识： 一、盐类水解

1、盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H或OH生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。 2、盐类水解规律

(1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。” (2)大小规律：

①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”

2-②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主。 如：CO + H2O

3--+OH HCO + H2O

3(3)酸式盐规律：

① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4

②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。 电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3 电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS

3、大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。

盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。

升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。

4、水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。 (1)一般用可逆号“才用“＝”。

(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。 (3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。

5、判断盐溶液中各种离子浓度的大小关系，要从盐的组成、水的电离、盐是否水解等方面综合考虑，并注意守恒法的应用(电荷守恒和元素守恒)，对于弱酸(碱)及其强碱(酸)盐的混

”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）

H2CO3 + OH

-+

-

- HCO

3