化学选修四第三章复习学案
人教版选修四化学学案(第三章第一节弱电解质的电离)
第三章水溶液中的离子反应第一节弱电解质的电离学习目标1、认识电解质有强弱之分，了解强弱电解质的概念并能判断区分常见的强弱电解质。
2、了解强弱电解质在水溶液中电离程度的差异，会书写弱电解质的电离方程式。
3、理解电离平衡状态，能应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平知衡识回顾卜界条件对电离平衡的影响。
4、了解电离平衡常数。
第一课时1. 回忆学习离子方程式书写时介绍的电解质、非电解质。
哪些物质是电解质？哪些物质是非电解质？2. 电解质都能导电吗？3. 酸、碱、盐的水溶液为什么导电？请大家根据所学，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
(1) .石墨能导电，所以是电解质。
(2).由于BaSQ不溶于水，所以不是电解质。
(3).S0 2、NH、NazQ溶于水可导电，所以均为电解质。
［小结］电解质与非电解质比较电解质非电解质概念电离特点溶液中存在微粒实例思考］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别?一、强弱电解质1. ［思考］盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用醋酸代替盐酸呢？除了浓度因素外，是否还有其他原因？2. ［实验］等体积，等浓度盐酸和醋酸溶液与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。
1mol/LHCI1moI/LCH s COOH与镁条反应现象溶液的pH值注意：镁无论是与盐酸还是醋酸反应，其实质都是 _________________________ 。
由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，在实验中影响化学反应速率的因素只能3. ［结论］相同浓度的盐酸与醋酸，其溶液中的的H浓度_______ .当两种不同强度的酸,浓度相同时，电离程度 _______________ 。
4. ［归纳］⑴强电解质弱电解质概念物质类别电离特点溶液中存在微粒实例强酸：__________________________________ HBr、HI、HCIO 4强碱：_________________________________________________绝大多数盐类：___________________________________ AgCI、BaSO4弱酸： ____________________________ 氢氟酸、次氯酸等弱碱： ___________________________ 氢氧化铝、氢氧化铁、氢氧化铜等离子化合物共价化合物水讨论：不同的电解质电离程度有区别，书写电离方程式时如何加以区分?5. 电离方程式：⑴完全电离，符号选用“ =”：HCI = H ++CI- Ba(OH) 2 = Ba 2++2OH部分电离，符号选用“=^”： CHCOOQ^CHCOOM NH3 • H2^=^N H++OH⑵多元弱酸的电离分步完成，以第一步为主：H2SO^^H+HSO HSO —- H +SC32多元弱碱的电离一步完成：Fe ( OH 3弓^ Fe3++3OH酸式盐在熔融状态和在水溶液中的电离：在熔融状态：NaHCQ =Na++HCO NaHSO 4 =Na++HSO在水溶液中：NaHCQ =Na +HCO HCO 3-=^H+CO-NaHSO=Na++l4+SO2-6. ［问题讨论］:①强电解质溶液导电能力大，而弱电解质溶液导电能力小，是否正确?为什么？试举例说明？②电解质的强弱与其溶解性有无关系？1. _________________________ 判断下列物质____________________ 属于强电解质，为弱电解质。
人教版化学选修4第三、四章复习题
人教版选修4第三、四章复习题一、选择题（每小题只有．．1．个．选项符合题意。
） 1． 用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是( )A ．)O H NH ()OH (23⋅-c cB ．)OH ()O H NH (23-⋅c cC ．c (H +)和c (OH -)的乘积D ．OH -的物质的量2． 某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是( )A ．用10mL 量筒量取7.13mL 稀盐酸B ．用托盘天平称量25.20g NaClC ．用广泛pH 试纸测得某溶液的pH 为2.3D ．用25mL 滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液21.70mL3． 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是( )A ．AlCl 3B ．KHCO 3C ．Fe 2(SO 4)3D ．NH 4HCO 34． 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )①NaOH 固体②H 2O ③NH 4Cl 固体 ④CH 3COONa 固体 ⑤NaNO 3固体 ⑥KCl 溶液A ．②④⑥B ．①②C ．②③⑤D ．②④⑤⑥ 5． 在25℃时，100mL 0.4mol/L 的盐酸与等体积0.6mol/L 的氢氧化钠溶液混合后，溶液的pH值为( )A ．6B ．5C ．12D ．136．下列方程式书写正确的是（ ）A ．HCO 3－在水溶液中的电离方程式：HCO 3－＋H 2OH 3O ＋＋CO 32－ B ．H 2SO 3的电离方程式H 2SO 32H ＋＋SO 32－ C ．CO 32－的水解方程式：CO 32－＋2H 2O H 2CO 3＋2OH －D ．CaCO 3的电离方程式：CaCO 3 Ca 2+＋CO 32－7．pH 相同的氨水、NaOH 和Ba(OH)2溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X 、Y 、Z 倍，稀释后三种溶液的pH 仍然相同，则X 、Y 、Z 的关系是（ ）A ．X ＝Y ＝ZB ．X ＞Y ＝ZC ．X ＜Y ＝ZD ．X ＝Y ＜Z8．常温时，将pH 为5的HCl 溶液与pH 为2的HCl 溶液等体积混合后，溶液的氢氧根离子浓度最接近于（ ）A ．2×10-12mol/L B.1/2（10-9+10-12）mol/L C.（10-9+10-12）mol/L D.1/2（10-5+10-2）9．下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是（）A．10mL0.1mol/L氨水与10mL0.1mol/L盐酸混合：c(Cl—)> c(NH4+)> c(OH—)> c(H+)B．10mL0.1mol/L NH4 Cl溶液与5mL0.2mol/L NaOH溶液混合：c(Na+)=c(Cl—)> c(OH—)> c(H+) C．10mL0.1mol/LCH3COOH溶液与5mL0.2mol/L NaOH溶液混合：c(Na+)=c(CH3COO—)> c(OH—)> c(H+)D．10mL0.5mol/LCH3COONa溶液与6mL1mol/L盐酸混合：c(Cl—)>c(Na+)> c(OH—)> c(H+) 10．难溶盐A m B n离子积为K sp，已知常温下BaSO4的溶解度为2.33×10－4g，则其K sp为( ) A．2.33×10－4B．1×10－5C．1×10－10D．1×10－1211．K2HPO4溶液中，HPO42―的水解程度大于电离程度，对于平衡：HPO42-+H2O H＋+ PO43－，欲使溶液中c（HPO42－）、c（H＋）、c（PO43－）三种离子溶度均减小，可采用的方法是( ) A．加水B．加热C．加消石灰D．加硝酸银12．为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下，加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸，这试剂不可以是( )A．NH3·H2O B．MgO C．Mg(OH)2 D．MgCO313．化学反应中通常伴随着能量变化，下列说法中错误的是()A．煤燃烧时将部分化学能转化为热能B．电解熔融Al2O3时将部分化学能转化为电能C．炸药爆炸时将部分化学能转化为动能D．镁条燃烧时将部分化学能转化为光能14．关于原电池和电解池的叙述正确的是（）A．原电池中失去电子的电极为阴极B．原电池的负极、电解池的阳极都发生氧化反应C．原电池的两极一定是由活动性不同的两种金属组成D．电解时电解池的阳极一定是阴离子放电15．为了保护地下钢管不受腐蚀，可使它与（）A．直流电源负极相连B．铜板相连C．锡板相连D．直流电源正极相连16．银器的保护主要是维持它的原貌，对于轻微腐蚀蒙有硫化银的银器，可将其和铝片一起接触浸泡在稀NaOH溶液中，经一定时间污迹消失，取出后用水洗于净，再用软布或棉团擦光。
人教版高中化学选修四课件第三章复习
pH 1234567891011121314 甲基橙 红色 橙
色
石蕊 红色 紫色
黄色 蓝色
酚酞
无色
浅红色
红色
六、难溶电解质的溶解平衡
1、沉淀溶解平衡： （1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子 重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡， 称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。 （2）特征：逆、等、动、定、变 （3）影响因素：①内因：电解质本身的性质
5、溶液中的守恒关系
⑴、电荷守恒规律： 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中 性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电 荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液 中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-、OH－，但存在如 下关系: c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-) ⑵、物料守恒规律：
大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外
非电解 质
非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……
强、弱电解质的比较：
项目
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离
化合物类型 离子化合物、极性共价化合物
极性共价化合物
化学键
离子键、极性键（主要）
极性键（主要）
不 电离程度
c(酸)V(酸) c(碱)V(碱)
γ(酸) γ(碱)
对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
γ(酸)
γ(碱)
1
c(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器： (酸、碱)滴定管、锥形瓶、滴定管夹
3、操作步骤： 洗涤→检漏→蒸馏水洗→溶液润洗→装液→排气泡→调整液面 并记录→放出待测液→加入指示剂→滴定→记录→计算。
【高中化学】高中化学选修四高效课堂教学设计：3.3.2盐溶液的酸碱性
高二化学教案（选修四）C（H＋）和C（OH－）相对大小C（H＋）＝C（OH－）C（H＋）＞C（OH－）C（H＋）＜C（OH－）溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2OCH3COO H-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH有无弱电解质生成无有有相关化学方程式H2O H+＋OH-NaCl ＝Na+ + Cl-H2O H+＋OH-NH4++ OH-NH3·H2OH2O H+＋OH-CH3COO- + H+CH3COOH二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因讲］CH3COONa溶于水之后，完全电离。
（因为CH3COONa是强电解质。
）投影］CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴问］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？投影］ H2O H+ + OH-………⑵讲］我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。
投影］CH3COO- + H+ CH3COOH………⑶讲］把⑴⑵⑶式联立，可得到投影］水解方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH讲］这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。
把上述化学方程式改写成离子方程式。
投影］CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-讲］随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。
醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
投影］1、弱酸强碱盐，水解显碱性 CH3COONa = CH3COO−+ Na+投影］2、强酸弱碱盐，水解显酸性 NH4Cl = NH4+ + Cl−投影］3、强酸强碱盐：不水解4、弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。
人教版高中化学选修四教案：3.1.2强弱电解质
探讨结果]由于镁与盐酸反应速率较大，表明同体积、同浓度的盐酸比醋酸溶液中c(H＋)大，并由此推断：在水溶液中，HCl易电离，CH3COOH较难电离；由于相同物质的量浓度的盐酸比醋酸溶液的pH小，且盐酸的物质的量浓度与盐酸中的H＋浓度几乎相等，表明溶液中HCl分子是完全电离，而CH3COOH分子只有部分电离。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？
第三章水溶液中的离子平衡
第一节弱电解质的电离
思考与交流]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？
问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？
高二化学教案（选修四）
课题：第三章第一节弱电解质的电离
(强弱电解质)
授课班级
课时
第二课时
教
学
目
的
知识
与
技能
了解强电解质和弱电解质
过程
与
方法
通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法
情感
态度
价值观
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
投影]实验3-1：
讲］在实验中我们要注意的是：(1) HCl和CH3COOH都是电解质，在水溶液中都能发生电离。(2)镁无论是与盐酸还是醋酸反应，其实质都是与溶液中的H＋反应。(3)由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中H＋的浓度的大小
实验结果]开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1
导学案高中化学选修4人教版第三章学案及复习学案参考答案
问 题 3:在 温 度 、压 强 一 定 的 条 件 下 ,自 发 反 应 总 是 向 ΔG=ΔH TΔS<0的 方 向 进 行 ,直 到 达 平 衡 状 态 ,这 种 判 据 叫 复 合 判 据 (自 由 能 判 据)。
复合判据与反应能否自发进行的关系
ΔG=ΔH-TΔS<0 反 应 能 自 发 进 行 ΔG=ΔH-TΔS>0 反 应 不 能 自 发 进 行 使用复合判据应注意:
以 ,如 人 手 中 拿 着 的 一 个 球 ,它 有 下 落 的 自 发 性 ,但 要 让 球 落 下 ,
则 须 具 备“松 开 手”这 一 条 件 才 可 以 。
探 究 点 二 问 题 1:焓 判 据 是 指 体 系 总 是 趋 向 从 高 能 状 态 转 化 为 低 能 状 态(这 时 体 系 往 往 会 对 外 做 功 或 释 放 能 量 ),该 判 据 又 称 能 量
065
据平 衡 常 数 的 关 系 式 可 得(2-x)×(1-x)=x×x,解 得 x=2/3, 则 平 衡 后 CO2 的 转 化 率 为 33% ,H2 的 转 化 率 为 67% 。 〔归 纳 总 结〕 计 算 平 衡 常 数 和 平 衡 转 化 率 时 要 注 意 的 问 题 :(1)根 据 方 程 式 列 三 行 式 进 行 计 算 ;(2)物 质 的 变 化 量 (c、n)之 比 等 于 化 学方 程 式 中 物 质 前 的 化 学 计 量 数 之 比 ;(3)计 算 K 时 用 浓 度 而 不 是物质的量。
Ⅲ .在 一 定 温 度 下 ,当 一 个 可 逆 反 应 达 到 平 衡 状 态 时 ,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。这个常数就是该
反 应 的 化 学 平 衡 常 数 (简 称 平 衡 常 数 );只 与 温 度 有 关 ;当 Q=K 时 ,反 应 恰 好 达 到 平 衡 状 态 ,当 Q<K 时 ,反 应 没 有 达 到 平 衡 状 态 ,此 时 反 应 向 正 反 应(向 右)方 向 进 行 ,当 Q>K 时 ,反 应 没 有 达 到 平 衡 状 态 ,此 时 反 应 向 逆 反 应(向 左)方 向 进 行
2022届高中化学苏教版选修4知识点复习 第三章 物质在水溶液中的行为 Word版
第三章物质在水溶液中的行为(一)水溶液1、水的电离和水的离子积水是一种极弱的电解质，存在以下电离平衡2H2O H3O＋＋OH－，ΔH＞0 简写为：H2O H＋＋OH－；ΔH＞0。
25℃时，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1水的电离程度： 1.8×10－7%水的离子积：K W＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14(25℃ )理解K W时要留意：(1)K W与温度有关，由于水的电离过程是吸热过程，所以温度上升，有利于水的电离，K W增大。
如100℃时，K W ＝10－12。
(2)K W 不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有如酸性溶液中{c(H+)酸＋}·＝K W碱性溶液中：{c(OH－)碱＋} ·＝K W(3)K W与c(H+)及c(OH－)的计算对于水溶液，要精确求算c(OH－)、c(H+)的大小，可依靠K W来计算。
对于中性溶液(或纯水)，c(H+)＝c(OH－)＝。
而酸性溶液，若已知c(H＋)、c(OH－)其中之一，另一种离子的浓度即可代入关系：K W＝c(H+)c(OH－)求出。
应留意的是：在酸、碱性很弱的溶液中c(H＋)和c(OH－)都很小，这时由水电离生成的c(H+)和c(OH－)与酸或碱供应的c(H+)或OH－的浓度较接近，因而不行忽视由水电离生成的c(H+)和c(OH－)，应考虑水电离出来的c(H+)和OH－的浓度、并将总的离子浓度代入水的离子积常数关系式中进行求解。
（4）影响水电离平衡的外界因素：(1)酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）(2)温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）(3)易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）2、溶液的酸碱性和pH(1)溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)与c(OH－)的相对大小。
(2)pH：①水溶液里的H＋浓度的负对数叫做pH，即pH＝－lgc(H＋)。
2021-2022学年人教版高中化学选修4课堂学案：第三章 第四节 第1课时沉淀溶解平衡与溶度积
第1课时沉淀溶解平衡与溶度积[目标导航] 1.知道沉淀溶解平衡的概念及其影响因素。
2.明确溶度积和离子积的关系，学会推断反应进行的方向。
一、难溶电解质的溶解平衡1．固体物质的溶解度(S)与溶解性的关系溶解性难溶微溶可溶易溶S的范围S＜0.01g 0.01 g＜S＜1 g 1__g＜S＜10__g S＞10 g2.溶解平衡状态在肯定温度下，固体溶质在水中形成饱和溶液时，溶液中溶质质量保持不变的状态，该状态下，固体溶质溶解的速率和溶液中溶质分子结晶的速率达到相等，但溶解和结晶仍在进行。
3．沉淀溶解平衡(1)概念在肯定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了动态平衡，叫做难溶电解质的溶解平衡。
如AgCl溶于水的溶解平衡表示为AgCl(s)溶解沉淀Ag＋(aq)＋Cl－(aq)。
(2)特征4．影响沉淀溶解平衡的因素(1)内因难溶电解质本身的性质，这是打算因素。
(2)外因以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0为例外界条件移动方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)K sp上升温度正向增大增大增大加水稀释正向减小减小不变加入少量AgNO3逆向增大减小不变通入HCl 逆向减小增大不变通入H2S 正向减小增大不变【合作探究】1．依据对溶解度及反应限度、化学平衡原理的生疏，生成沉淀的离子反应能否真正进行到底？答案不能进行到底。
从溶解度来看，所谓难溶是指溶解度小于0.01 g，并非溶解度为0；任何化学反应都具有可逆性，可逆反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度不再变化，从而使生成沉淀的离子反应不能进行到底。
2．从物质类别、变化过程角度分析沉淀溶解平衡与弱电解质的电离平衡有何区分？答案(1)从物质类别看，难溶电解质可以是强电解质，也可以是弱电解质[如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质]，而难电离物质只能是弱电解质。
(2)从变化的过程来看，沉淀溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化达到平衡状态。
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水溶液中的离子平衡学案§1 知识要点一、弱电解质的电离1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）【思考】下列说法中正确的是（ ）A 、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B 、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C 、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D 、Na 2O 2和SO 2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
【思考】 下列说法中错误的是（ ）A 、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B 、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C 、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D 、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H 2O H + + OH - 水的离子积：K W = [H +]·[OH -] 物质 单质 化合物 电解质 非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
混和物纯净物25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 10-14注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）【思考】试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10 Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。
4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH= -lg[H+]注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。
【思考】已知100℃时，水的K W=1×10-12，则该温度下（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈性。
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH= ；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞pH试纸——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：【思考】试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：原因是；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：，原因是；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。
三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合： [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合： [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！【思考】将pH=1的HCl和pH=5的H2SO4溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=10的NaOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液后pH= 。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n5、任何溶液稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；无限稀释后pH均为7。
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
【思考】pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH 为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100； pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。
【思考】pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+] ：[SO42-]= ；五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3＞NaHCO3)2、盐类水解的特点：（1）可逆（2）程度小（3）吸热3、影响盐类水解的外界因素：①温度②浓度③酸碱【思考】下列说法错误的是：A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3- 存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
【思考】 Na2CO3溶液呈碱性原因用离子方程式表示为 _____________ ；能减少Na2CO3溶液中CO32- 浓度的措施可以是（）①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）【思考】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式________________________________________并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。
5、双水解反应：（图示及反应）6、盐类水解的应用：（略）六、溶液中微粒浓度的大小比较（三大守恒：电荷守恒物料守恒质子守恒）【思考】分析Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中的三大守恒及离子浓度大小关系七、溶解平衡1、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性加水均能促进三大平衡；加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）；三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响；均遵循勒夏特列原理。
2、Q c与KQ c为浓度商 K为平衡常数化学平衡常数(K)、电离常数(K a)、水解常数(K b)、溶度积(K sp)。
Q c与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：Q c>K，过平衡状态，反应将逆向进行；Q c=K，平衡状态；Q c<K，未平衡状态，反应将正向进行【思考】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其K sp的表达式为（2）下列说法中不正确的是①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3++ 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大;【思考】已知25℃时CaSO4的K sp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出?§2 方法、归纳和技巧1、溶液导电能力的变化【例1】把0.05mol NaOH固体分别加入到100mL下列液体中，溶液导电能力变化最小的是A．0.05 mol·L—1硫酸B．0.6 mol·L—1盐酸C．0.5 mol·L—1的醋酸； D．0.5 mol·L—1KCl溶液方法：写将化学程式改为离子方程式的第一步，比较反应前后溶液中离子数的变化关键：不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是否过量2、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判断【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，一定可以大量共存离子组是A)NH4+,Al3+,Br-,SO42- B)Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C)K+,Ba2+,Cl-,NO3- D)K+,Na+,SO32-,SO42-【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是A、NaHSO4B、AlCl3C、H2SO4D、NaH2PO4注意：若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液一定呈酸性，溶质中一定有强酸弱碱盐。
3、“14”规则的运用【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是： A． [NH4+]＞[Cl-]＞ [H＋]＞[OH-] B．[NH4+]＞[Cl-] ＞[OH-]＞[H＋]C．[Cl-] ＞[NH4+]＞[H＋] ＞[OH-] D．[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H＋]解析：利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。
”规律，判断反应后溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，选B 【例5】在常温下10mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7（设反应前后体积不变），则对反应后溶液的叙述正确的是A、[A-] = [K+]B、[H+] = [OH-]<[K+]<[A-]C、V总≤20mLD、V总≥20mL解析：分HA为强酸和弱酸两种情况，再结合“14”规则：假如酸为弱酸，则加入10mL弱酸后溶液呈酸性，而已知溶液呈中性，故加入的弱酸体积小于10mL。
4、溶液混合后离子浓度大小的比较【例6】将0.1mol/L NaOH和0.1mol/LNH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小正确的顺序是：A．[Na＋]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H＋] B．[Cl-]＞[Na＋]＞ [OH-]＞[H＋]C．[Na＋]= [Cl-]＞[OH-]＞[H＋] D．[Na＋]= [Cl-]＞[H＋]＞[OH-]【例7】将100ml、0.1mol/L的BaCl2溶液加入到100ml、0.2mol/L的H2SO4溶液中，则溶液中存在的离子浓度的关系的是：A．[H+]＞[Cl-]＞[Ba2+]＞[SO42-] B．[Cl-]＞[H+]＞[SO42-]＞[Ba2+]C．[H+]＞[Cl-]＞[SO42-]＞[Ba2+] D．[Cl-]＞[H+]＞[Ba2+]＞[SO42-]5、量变而浓度不变【例8】一定温度下，向饱和的石灰水中加少量生石灰时，下列有关说法错误的是（）A、溶液中Ca2+数不变 B、溶液的pH不变 C、溶液的密度不变 D、溶液中[Ca2+]不变【例9】一定温度下，向足量Na2CO3饱和溶液中加入1.06g无水碳酸钠，析出Na2CO3·10H2O 晶体，下列有关说法正确的是A、析出晶体质量2.86g；B、溶液的pH不变C、溶液中Na+数增加D、溶液质量减少【例10】某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。