《化学 》课件 第六章 电解质溶液

《

化

学

》（通用类）第六章电解质溶液第六章电解质溶液

【预期目标】能从宏观与微观结合的视角,理解强、弱电解质的区别和离子反应的实质及其发生条件;能运用变化观点和平衡思想,分析弱电解质的解离平衡、盐类水解过程的本质,理解影响平衡的因素;能对解离平衡常数、水的离子积常数进行简单运用,会书写离子方程式;掌握溶液pH的计算方法,学会用简便的方法测定溶液的pH;知道溶液pH的调控以及盐类水解在生产、生活中的实际应用,形成环保意识,增强社会责任感。电解质溶液在生命科学、工业生产、日常生活和环境保护等方面有着极其广泛的应用。人体的pHpH试纸污水处理

第六章电解质溶液唾液6.35-6.85胃液0.9-1.5小肠液7.6大肠液8.3-8.4土壤的检测人体中的多种电解质离子对维持体液酸碱平衡和渗透压至关重要;工业生产中，溶液酸碱性的调控是保证产品质量的关键因素；我们还可以利用酸、碱、盐之间的离子反应可以有效处理有害废水等。因此，我们有必要运用物质结构知识和化学平衡理论,进一步讨论电解质溶液的性质,以便从本质上深刻地认识水溶液中酸、碱、盐的反应及其应用。第六章电解质溶液第六章电解质溶液

【节目录】第一节解离平衡第二节离子反应第三节水的解离和溶液pH第四节盐类水解第一节

解离平衡

【温故知新】在初中化学中我们学过,凡是在溶液中解离(又称电离)出的阳离子全部是H+

的是酸,凡是在溶液中解离出的阴离子全部是OH—

的是碱。盐酸的解离（电离）氢氧化钠的解离（电离）

【温故知新】问题一：什么是解离？问题二：什么样的物质能够解离？第一节

解离平衡第一节

解离平衡一、电解质

实验表明，HCl、NaOH、NaCl、CH3COOH、NH3·H2O在溶液中能够导电,而葡萄糖在溶液中不能导电。进一步的实验表明，NaCl、BaSO4

等固体加热至熔融状态下也能导电。实验探究第一节

解离平衡一、电解质

1.电解质和非电解质化学上，把在水溶液或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。酸、碱、盐都是电解质。把在水溶液和熔融状态下都不能导电的物质称为非电解质大多数有机化合物。如葡萄糖、蔗糖、乙醇等都是非电解质。第一节

解离平衡一、电解质为什么电解质在水溶液或熔融状态下能够导电?这是因为在水溶液或熔融状态下,电解质能够分离成自由移动的离子，离子在电场中定向移动形成电流。电解质在水溶液或熔融状态下分离成自由移动的离子的过程称为解离。NaCl可溶于水，在水溶液中发生如下解离：NaClNa++Cl—

。Na+和Cl—在电场中定向移动形成电流。NaCl溶液的导电过程第一节

解离平衡一、电解质交流讨论请观察NaCl的解离方程式，尝试写出HCl、NaOH的解离方程式。第一节

解离平衡一、电解质在水溶液中，电解质都存在解离现象。从分子或离子层面更深入地观察溶液的组成，可以解释电解质溶液和非电解质溶液性质的差异。HCl、CH3COOH在溶液中能够分离成自由移动的离子，而葡萄糖则不行，因此在前面的实验中，我们看到盐酸、醋酸溶液能够导电，葡萄糖溶液不能导电。葡萄糖C6H12O6盐酸的解离情况醋酸的解离情况葡萄糖的解离情况第一节

解离平衡一、电解质交流讨论电解质溶液都能够导电，其导电能力是否相同？第一节

解离平衡一、电解质交流讨论电解质溶液都能够导电，其导电能力是否相同？从上述溶液导电性实验中可以看到，相同条件和浓度下,，与盐酸、NaOH溶液、NaCl溶液连接的电路上的灯泡明亮，而与醋酸、氨水连接的电路上的灯泡较暗，说明不同电解质溶液的导电能力有所不同。溶液导电能力和溶液中自由离子的浓度有关，离子浓度越大，导电能力越强，离子浓度越小，导电能力越弱。第一节

解离平衡一、电解质2.强电解质和弱电解质在水溶液中，能完全解离的电解质称为强电解质。比如HCl、NaOH、NaCl在水溶液中完全解离，离子浓度大，溶液的导电能力强。常见的强电解质有强酸、强碱和绝大多数盐。在水溶液中，只有部分解离的电解质称为弱电解质。比如CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中只能部分解离，离子浓度小，导电能力弱。常见的弱电解质有弱酸、弱碱、水和极少数的盐。第一节

解离平衡一、电解质

第一节

解离平衡一、电解质问题解决1.请写出HNO3、Ba(OH)2

、H3PO4

、Na2CO3

的解离方程式。2.洁厕灵的主要成分为盐酸，有去污除垢的作用，使用时要避免直接接触皮肤。醋酸的腐蚀性比盐酸小，更为安全，为什么不用醋酸代替盐酸呢？第一节

解离平衡一、电解质科学史话斯万特·奥古斯特·阿累尼乌斯（1859年2月19日~1927年10月2日），瑞典物理化学家，生于瑞典乌普萨拉附近的维克城堡。他是电离理论的创立者，解释溶液中的元素是如何被电解分离的现象；研究过温度对化学反应速度的影响，得出著名的阿伦尼乌斯公式；还提出了等氢离子现象理论、分子活化理论和盐的水解理论；对宇宙化学、天体物理学和生物化学等也有研究。阿伦尼乌斯电离理论阿伦尼乌斯第一节

解离平衡一、电解质科学史话关于电解质的水溶液为什么会导电的问题，从19世纪初就为科学界所关注。最初，科学界普遍认为离子是在电流的作用下产生的。十九世纪后期，瑞典化学家阿伦尼乌斯在研究高度稀释的电解质水溶液的电导时，发现电解质分子会自动离解，而不需要借助电流的作用产生离子。他在前人研究的基础上，通过研究电解质稀溶液的导电性等，提出了电离模型，并对电解质的电离进行了定量计算。电离模型很好地解释了酸、碱、盐溶液的某些性质，如酸、碱的强度等，因此发展成为近代的电离理论。阿伦尼乌斯也因此获得1903年诺贝尔化学奖。阿伦尼乌斯电离理论第一节

解离平衡一、电解质交流讨论在研究化学平衡时，我们常用符号“”表示反应的可逆性，为什么弱电解质的解离方程式也用“”表示呢？第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡在前面的学习中我们知道，可逆反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程称为化学平衡的移动。弱电解质的解离过程是可逆的，因此解离平衡遵循化学平衡原理。以醋酸的解离为例：CH3COOHCH3COO—+H+开始时，溶液中[CH3COOH]最大，因此醋酸分子的解离速率最快。随着解离的进行，溶液中[CH3COOH]逐渐减小，解离速率逐渐减慢；反之，开始时，[CH3COO—]和[H+]的数值为0，随着解离的进行，溶液中[CH3COO—]和[H+]不断增大，离子结合成分子的速率逐渐加快。当解离和结合的速率相等时，溶液里的各组分的浓度不再改变，体系处于平衡状态。第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡1.解离平衡的概念这种一定的条件下，弱电解质分子解离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态，称为弱电解质的解离平衡。第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡2.解离平衡常数弱电解质在溶液中的解离程度可以用解离平衡常数来进行定量的表达。当弱电解质的解离达到平衡时，溶液中弱电解质分子、离子的浓度保持不变。在一定温度下，已解离的弱电解质各离子浓度的乘积和未解离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数称为解离平衡常数，简称解离常数，用符号Ki表示。通常弱酸用Ka表示，弱碱用Kb表示。第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡

第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡2.解离平衡常数从Ki的表达式可以看出：在一定温度时，弱电解质的Ki越大，说明平衡体系中离子浓度越大，该弱电解质越容易解离；弱电解质的Ki越小，说明平衡体系中离子浓度越小，表示该弱电解质越难解离。因此可以通过比较Ki的大小判断弱电解质的相对强弱。25℃时，乙酸的Ki为1.8×10-5。而氢氰酸的Ki为4.93×10-10，乙酸的酸性和氢氰酸的酸性哪个强？交流讨论第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡

第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡问题解决根据醋酸、碳酸、次氯酸的解离常数,判断三者酸性由强到弱的顺序。电解质化学式Ki电解质化学式Ki甲酸HCOOHKa=1.77×10-4磷酸H3PO4Ka1=7.52×10-3Ka2=6.23×10-8Ka3=2.2×10-13醋酸CH3COOHKa=1.8×10-5氢氰酸HCNKa=4.93×10-10碳酸H2CO3Ka1=4.3×10-7Ka2=5.61×10-11氨水NH3·H2OKb=1.8×10-5第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡

拓展延伸解离度第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡解离度在实际应用中具有重要的意义。在医药领域，许多有机药物在分子状态时难溶于水且解离度很小，影响药物在体内的吸收；通过将药物制成盐，可以明显增大溶解度和解离度，从而提高药效。含有羧基的青霉素水溶性极差，不利于使用，而将其转变成钾盐或钠盐后水溶性增大，便于临床使用。磺胺类药物通常具有较强酸性，‌因此常利用其与碱金属离子（‌如钠离子）‌形成盐，‌以增大水溶性。拓展延伸解离度第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡在环境保护中，了解环境中各种化学物质的解离度，可以其对环境和生态的影响，为环境保护和污染治理提供依据。例如，当空气中SO2等酸性气体含量增加，雨水的酸性就会增强，严重时可引起酸雨。酸雨对土壤的影响酸雨对建筑的影响酸雨对树木的影响拓展延伸解离度第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡3.解离平衡的移动解离平衡与化学平衡一样，也是动态平衡。解离达到平衡时，溶液中离子的浓度和分子的浓度都保持不变。当外界条件改变时，平衡会发生移动。例如，在醋酸溶液中存在着下列平衡：CH3COOHCH3COO—+H+达到平衡时，溶液里CH3COOH、CH3COO—和H+都保持一定浓度，如果改变其中任一物质的浓度，则平衡将会发生移动。请思考，若加入盐酸，会对醋酸的解离平衡产生什么影响？第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡3.解离平衡的移动若加入盐酸，HCl是强电解质，解离出H+，溶液中的H+

浓度增大了，则解离平衡向左移动，CH3COOH的解离度减小。

CH3COOHCH3COO—+H+HClCl—+H+若加入醋酸钠或者氢氧化钠，醋酸的解离平衡又将如何移动呢？向左移动，CH3COOH解离度减小

交流讨论第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡3.解离平衡的移动若加入醋酸钠，解离平衡向左移动。

CH3COOHCH3COO—+H+CH3COONaCH3COO—+Na+

若加入氢氧化钠，解离平衡向右移动。

CH3COOHCH3COO—+H+

NaOH

Na++OH—向左移动，CH3COOH解离度减小

+H2O向右移动，CH3COOH解离度增大

平衡向生成水的方向移动，[H+]减小珊瑚礁是海洋中的重要生物，其外壳以碳酸钙为主。请结合图示，利用所学知识解释二氧化碳的过量排放会对珊瑚礁带来的影响，并讨论我们能为保护海洋环境做些什么。第一节

解离平衡二、弱电解质的解离平衡问题解决

CO2

第一节

解离平衡【学习评价】3.对于弱电解质溶液，下列说法正确的是（）A.溶液中没有溶质分子，只有离子B.

溶液中没有离子，只有溶质分子C.溶液中只有溶质分子和溶剂分子存在D.弱电解质的解离是不完全的

4.有一组物质：KNO3、C6H12O6（葡萄糖）、NH4Cl、CH3COONa、NH3·H2O、H2S、HCN、Na2CO3，其中属于强电解质的是________________，其中属于弱电解质的是_______________，其中属于非电解质的是____________________。第一节

解离平衡【学习评价】5.氨水的解离方程式是____________________，在氨水中存在的离子有____________________，向其中分别加入①氢氧化钠、②盐酸、③氯化铵，解离平衡①向_________移动，②向_________移动，③向_________移动。6.用1mol/L醋酸溶液和1mol/L氨水分别进行导电性实验，发现灯泡亮度都很低；但若将两种溶液等体积混合再进行导电性实验，灯泡亮度却显著增加。请分析其中的原因。7.电解质水是近来在饮料市场出现的一种新型饮料，请查阅资料，了解一下电解质水的主要成分、功效和适用人群。

第一节

解离平衡第二节

离子反应

【温故知新】电解质在水溶液中能解离出自由移动的离子。那么在水溶液中，电解质之间的反应是在离子之间进行的吗？电解质在溶液中反应时，其本质是什么？盐酸和氢氧化钠的反应氯化钡和硫酸钠的反应锌和硫酸铜的反应

取2支试管编号，1号试管中加入0.1mol/LNaCl溶液1mL，2号试管中加入0.1mol/LHCl溶液1mL。再向2支试管中各加入0.1mol/LAgNO3溶液3～5滴，观察现象，分析反应过程中的离子变化。实验探究第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式AgNO3+NaClAgCl↓+NaNO31号试管AgNO3+HClAgCl↓+HNO32号试管实验结果表明：2支试管中都生成了AgCl白色沉淀。

AgNO3+NaClAgCl↓+NaNO31号试管第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式

2号试管中，AgNO3和HCl反应的化学反应式为：AgNO3+HClAgCl↓+HNO3

请同学们分析2号试管中发生的离子反应的本质。问题解决第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式AgNO3+HClAgCl↓+HNO32号试管2号试管中，AgNO3和HCl反应的化学方程式为：AgNO3+HClAgCl↓+HNO3其反应的本质同样是Ag++Cl—

AgCl↓。1.离子反应和离子方程式的概念像这种有离子参加的反应称为离子反应。用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子叫作离子方程式。离子方程式能更清晰地反映电解质在溶液中进行反应的本质。问题解决第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式2.离子方程式的书写步骤要想正确书写离子方程式，应该思路清晰，按照如下步骤进行：第一步：根据化学反应写出反应方程式。第二步：把易溶于水的强电解质用离子符号表示，其他物质均以化学式表示。第三步：删去两边不参加反应的离子，并化简。第四步：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式

第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式

第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式完成表中各反应的化学方程式和离子方程式，思考两种方程式在表示某一类反应时，表达的含义有什么不同，并进行讨论。交流讨论反应物化学方程式离子方程式两种方程式的不同HCl+NaOH

HCl+KOH

H2SO4+NaOH

H2SO4+KOH

第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式完成表中各反应的化学方程式和离子方程式，思考两种方程式在表示某一类反应时，表达的含义有什么不同，并进行讨论。由此可见，化学方程式只能表示某一个特定的化学反应，而离子方程式不但表示一定物质间的某个化学反应，还可以表示同一类化学反应。交流讨论反应物化学方程式离子方程式HCl+NaOHHCl+NaOHNaCl+H2O

H++OH—H2OHCl+KOHHCl+KOHKCl+H2O

H++OH—H2OH2SO4+NaOHH2SO4+2NaOH

Na2SO4+2H2O

H++OH—H2OH2SO4+KOHH2SO4+2KOHK2SO4+2H2O

H++OH—H2O第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式问题解决写出CaCO3和HCl，Na2CO3和HCl反应的离子方程式。第二节

离子反应一、离子反应和离子方程式在3支洁净试管编号，分别加入0.5mol/LCaCl2溶液、0.5mol/LHCl溶液和KNO3溶液各2mL，再将0.5mol/LNa2CO3溶液分别滴入3支试管，观察实验现象。联系酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应的条件，推测离子反应发生的条件。实验探究编号反应物离子方程式反应现象1号CaCl2+

Na2CO3

2号HCl+

Na2CO3

3号KNO3+Na2CO3

第二节

离子反应二、离子反应发生的条件在3支洁净试管编号，分别加入0.5mol/LCaCl2溶液、0.5mol/LHCl溶液和KNO3溶液各2mL，再将0.5mol/LNa2CO3溶液分别滴入3支试管，观察实验现象。联系酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应的条件，推测离子反应发生的条件。实验探究编号反应物离子方程式反应现象1号CaCl2+

Na2CO3生成沉淀2号HCl+

Na2CO3生成气体3号KNO3+Na2CO3KNO3+Na2CO3无×第二节

离子反应二、离子反应发生的条件实验结果表明：1号试管中发生了复分解反应，有CaCO3沉淀生成；2号试管中也发生了复分解反应，有CO2气体和水生成；3号试管中未发生反应，无现象。

从微观角度看，酸、碱、盐在水溶液中的复分解反应，实质上是电解质在溶液中相互交换离子的反应。复分解反应属于离子反应，发生的条件为生成沉淀、气体和水（或其他难解离物质）。只要具备上述条件之一，复分解反应反应就能发生。第二节

离子反应二、离子反应发生的条件除复分解反应属于离子反应外，还有一些反应也是离子反应，如溶液中进行的有电解质参加的置换反应、氧化还原反应等。例如：锌和盐酸反应反应方程式为：Zn+2HClZnCl2+H2↑离子方程式为：Zn+2H+Zn2++H2↑再如：氯气和碘化钾反应反应方程式为：Cl2+2KI2KCl+I2离子方程式为：Cl2+2I—

2Cl—+I2第二节

离子反应二、离子反应发生的条件回顾离子方程式的书写步骤，将下列反应改写成离子方程式：Fe+2FeCl33FeCl22KMnO4+5K2SO3+3H2SO42MnSO4+6K2SO4+3H2O问题解决第二节

离子反应二、离子反应发生的条件粗盐中含有难溶性杂质(如泥沙)和可溶性杂质(如MgCl2、CaCl2、Na2SO4等)。粗盐的提纯包括粗提和细提。粗提时先通过溶解、过滤除去泥沙等难溶性杂质，再蒸发水分，即可获得“精盐”。第二节

离子反应拓展延伸粗盐提纯盐场劳作盐场丰收

第二节

离子反应拓展延伸粗盐提纯粗盐精盐

第二节

离子反应【学习评价】3.有___________参加的反应称为离子反应，它表示了一个反应的_____________，还代表了________________反应。4.对于下面4组反应，能发生反应的，写出有关化学方程式；属于离子反应的，写出离子方程式；不能反应的，说明原因。（1）锌片与硫酸铜溶液（2）碳酸钡与稀盐酸（3）醋酸与氢氧化钠溶液（4）硝酸钠溶液与氯化钾溶液第二节

离子反应第三节

水的解离和溶液pH

【温故知新】电解质溶液都具有导电能力。因为酸、碱、盐是电解质，在溶液中可以发生解离。溶液导电性实验告诉我们：水不能使外加电路的灯泡发光。水到底能不能导电，水是不是电解质？通过更为精密的电导仪测定发现，纯水是可以导电的，只是导电能力较弱。纯水无法使灯泡发光纯水使电流计偏转第三节

水的解离和溶液pH一、水的解离实验证明，水能微弱的解离出H+

和OH—，是极弱的电解质。水的解离方程式为：H2O+H2OH3O++OH—也可以简写为：H2OH++OH—++-+第三节

水的解离和溶液pH一、水的解离研究表明，一定温度下，纯水中H+浓度和OH—浓度的乘积总是一个常数，即：[H+]·[OH—]=Kw。Kw

称为水的离子积常数，简称水的离子积。水的解离到底有多微弱呢？

实验测得，25℃时，纯水中H+和OH—的浓度都等于l×l0-7mol/L，

则：Kw=

[H+]·[OH—]=l×l0-7×l×l0-7=l×l0-14

需要注意的是，

Kw=l×l0-14

适用于25℃时的纯水和任何稀溶液。Kw随温度而变，温度升高，Kw略有增大。上表中列出的是不同温度下水的离子积常数，若测得100℃时某溶液中[H+]=1.0×10-7mol/L，则该溶液呈酸性、中性还是碱性？请说明原因。交流讨论第三节

水的解离和溶液pH一、水的解离t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5上表中列出的是不同温度下水的离子积常数，若测得100℃时某溶液中[H+]=1.0×10-7mol/L，则该溶液呈酸性、中性还是碱性？请说明原因。

当[H+]=[OH—]的溶液是中性溶液，该溶液中的[OH—]=54.5×10-14/1.0×10-7=5.45×10-6，

[OH—]＞[H+]。因此，该溶液是弱碱性溶液。交流讨论第三节

水的解离和溶液pH一、水的解离t/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.6871.012.875.3137.154.5第三节

水的解离和溶液pH二、溶液的酸碱性和pH通过上述讨论可以得知,常温下,溶液的酸碱性与H+浓度和OH—浓度有如下关系。中性溶液：

[H+]=

[OH—]=l×l0-7mol/L酸性溶液：

[H+]＞l×l0-7mol/L

＞[OH—]碱性溶液：[H+]＜l×l0-7mol/L

＜[OH—][H+]和[OH—]都可以表示溶液酸碱性的强弱。但在实际工作中，优先使用[H+]表示溶液的酸碱性。对于稀溶液，通常溶液中的[H+]或[OH—]都很小，给使用和计算带来不便。为了方便起见，常采用pH表示溶液的酸碱性。pH是氢离子浓度的负对数，数学表达式为：pH=－lg

[H+]第三节

水的解离和溶液pH二、溶液的酸碱性和pH例：[H+]=l0-7mol/L中性溶液，pH=－lgl0-7=7试计算，[H+]=l0-5mol/L的酸性溶液和[H+]=l0-9mol/L的碱性溶液，pH分别是多少？第三节

水的解离和溶液pH二、溶液的酸碱性和pH常温时，中性溶液的

pH=7,酸性溶液的

pH<7，碱性溶液的

pH>7。溶液的pH与氢离子浓度的关系如下图：综上，溶液的酸碱性通常可用[H+]或pH来表示。[H+]越大，pH越小，表示溶液的酸性越强，碱性越弱。反之，[H+]越小，pH越大，表示溶液的酸性越弱，碱性越强。需要指出，当溶液中[H+]和[OH—]大于1mol/L时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，而直接用[H+]或[OH—]表示。第三节

水的解离和溶液pH二、溶液的酸碱性和pH血液的pH是诊断疾病的一个重要参数。正常人体血液的pH总是维持在7.35~7.45之间，临床上把血液的pH小于7.35时的情况称为酸中毒，pH大于7.45时称为碱中毒。无论是酸中毒还是碱中毒，必须采取适当的措施予以纠正。严重的酸中毒和碱中毒均会危及生命。一例血液pH异常的化验单第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算通过计算溶液的pH，我们可以比较直观的了解溶液的酸碱性。所以，我们有必要掌握溶液pH的简单计算方法。当[H+]<1mol/L时，一般用pH来表示溶液的酸碱性，溶液pH的计算关键在于正确求出各种溶液的[H+]。强酸溶液可根据酸的浓度求出[H+]后求pH，强碱溶液则可以通过水的离子积常数求出[H+]([H+]=Kw/[OH—])，再求出pH。弱酸、弱碱的pH计算当满足一定条件时，可以使用近似公式。第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算

第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算

第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算2.一元弱酸、弱碱溶液pH的计算一元弱酸、弱碱都是弱电解质，弱电解质的解离是不完全的，其溶液的氢离子浓度或氢氧根离子浓度的大小主要取决于弱酸或弱碱解离程度的大小。

以HA代表一元弱酸，进行公式推导，设HA的起始浓度为c，平衡浓度为[HA]，溶液中各组分的平衡浓度为[H+]和[A—]

HAH++A—

起始浓度

c00

平衡浓度

[HA]

[H+]

[A—]

虽然水也能解离出H+，但在c∙Ki≥20KW时，水解离出的H+可以忽略不计，因此溶液中存在以下浓度关系：c=[HA]+[H+]，[H+]=[A—]

第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算

第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算

第三节

水的解离和溶液pH三、溶液pH的计算

交流讨论第三节

水的解离和溶液pH四、溶液酸碱性的测定测定溶液酸碱性（pH）的方法很多，通常可用酸碱指示剂、pH试纸或pH计（酸度计）。酸碱指示剂是指在特定的pH范围内，其颜色随溶液pH的改变而变化的化合物，常用的有甲基橙、石蕊和酚酞等。甲基橙的变色情况石蕊的变色情况酚酞的变色情况指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时溶液的pH变化范围称为指示剂的变色范围。常见几种指示剂的变色范围见下图。指示剂pH范围颜色变化甲基橙3.1~4.4pH＜3.1红色pH＞4.4黄色酚酞8.2~10.0pH＜8.2无色pH＞10.0红色石蕊5.0~8.0pH＜5.0红色pH＞8.0蓝色刚果红3.0~5.2pH＜3.0蓝色pH＞6.2黄色溴百里酚蓝6.0~7.7pH＜6.0黄色pH＞7.0蓝色甲基红4.4~6.2pH＜4.4红色pH＞6.2黄色第三节

水的解离和溶液pH四、溶液酸碱性的测定在实际工作中可用pH试纸来测定溶液的pH。pH试纸是用多种酸碱指示剂混合溶液浸透，经晾干制成的。针对不同pH的溶液，它能显示不同的颜色，可用于迅速测定溶液的pH。只要把待测试液滴在pH试纸上，和标准比色卡对照，就可以知道该溶液的pH，这种方法经济、快速，使用方便。常用的pH试纸有广泛pH和精密pH试纸。广泛pH试纸的pH范围是1-14（最常用）或0-10，可以识别的pH差约为1；精密pH试纸的pH范围较窄，可以识别0.2-0.3的pH差。此外，还有用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。第三节

水的解离和溶液pH四、溶液酸碱性的测定广泛pH试纸精密pH试纸若要精确测定溶液的pH，则需用pH计。pH计又叫酸度计，测量时可以直接从仪器上读出溶液的pH，其量程为0~14。人们根据生产与生活的需要，研制了多种类型的pH计，广泛应用于工业、农业、科研和环保等领域。第三节

水的解离和溶液pH四、溶液酸碱性的测定pH计第三节

水的解离和溶液pH人体各种体液和代谢产物都有正常的pH范围，测定人体各种体液和代谢产物的pH，可以帮助了解人的健康状况。不同体液的功能不同，pH的波动范围也不同，血液pH的波动范围很小，而胃液和尿液等pH的波动范围相对大一些。化学与健康体液pH体液pH血液7.35-7.45大肠液8.3-8.4成人胃液0.9-1.5乳6.6-6.9婴儿胃液5.0泪7.4唾液6.35-6.85尿4.8-7.5胰液7.5-8.0脑脊液7.35~7.45小肠液7.6左右

人体各种体液和代谢产物的pH第三节

水的解离和溶液pH【学习评价】1.在酸性溶液中，下列叙述正确的是（

）

A.只有H+存在

B.[H+]＞[OH—]C.

pH≤7D.

[OH—]＞l0-7mol/L2.常温下，在纯水中加入少量酸或碱后，水的离子积（

）

A.增大B.减小C.不变D.无法判断3.测试溶液pH最简便常用的方法是（

）

A.石蕊溶液B.酚酞溶液C.甲基橙试液D.pH=1~14广泛试纸4.下列溶液中酸性最强的是（

）A.pH=5B.

[H+]=1×l0-7mol/LC.

[OH—]=1×l0-8mol/LD.

[OH—]=1×l0-12mol/L

第三节

水的解离和溶液pH【学习评价】5.水是一种______________的电解质，能电离出_________和_________。实验测得，25℃时，1L纯水中________和________相等，都是1×l0-7mol/L，二者的乘积是一个常数，用Kw表示，称为水的________________。6.

pH是_________________________，可以用来表示溶液的酸碱性。在酸的稀溶液中，_______浓度大于_______浓度，pH____7；在碱的稀溶液里，_______浓度大于_______浓度，pH____7。7.0.01mol/LHCl溶液pH为______，向此溶液中加入几滴甲基橙，溶液呈______色；0.01mol/LNaOH溶液pH为______，向此溶液中加入几滴酚酞，溶液呈______色。

第四节

盐类水解

【温故知新】酸溶液呈酸性,碱溶液呈碱性。那么,盐溶液的酸碱性如何呢?

常见的盐很多，例如NaCl、Na2CO3、NH4Cl、CH3COONa等。这些盐在水溶液中没有直接解离出H+或OH－，其水溶液似乎应该显中性。但Na2CO3的俗称为“纯碱”，常在面点加工时用于中和酸并使食品松软或酥脆，为什么Na2CO3可以当做“碱”使用呢？第四节

盐类水解一、盐类水解的概念用广泛pH试纸，在点滴板中测定0.1mol/L下列溶液的pH，并将结果填入表中。盐溶液NaClNa2CO3NH4ClCH3COONapH实验探究第四节

盐类水解一、盐类水解的概念实验结果表明，同一浓度盐溶液的pH并不相同，NaCl的pH为7，Na2CO3的pH为11，NH4Cl的pH为5，CH3COONa的pH为9。盐溶液可以是中性，也可以是酸性或碱性。Na2CO3的水溶液显碱性，这就是为什么它可以被当做“碱”使用的原因。溶液中，盐并没有解离出H+或OH－，水虽然解离出了H+和OH－，但两者浓度是相等，应该呈中性。为什么盐溶液呈现不同的酸碱性？实验探究第四节

盐类水解一、盐类水解的概念是因为盐解离的离子和水解离的H+或OH－发生了反应，生成了弱电解质，破坏了水的解离平衡，改变了溶液中H+或OH－的浓度，导致盐溶液呈现不同的酸碱性。溶液中，盐解离出的离子与水解离出的H+或OH－结合生成弱电解质的反应称为盐的水解。第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性盐溶液是否能够发生水解反应，可通过盐的类型进行判断。

（一）盐的分类

盐是酸碱中和反应的产物，根据生成盐的酸和碱的强弱，可以将盐分为以下四种类型。观察下表，看看盐的类型和盐溶液酸碱性之间存在什么规律呢？实例盐的形成盐的分类盐溶液酸碱性NaClHCl+NaOH强酸

强碱强酸强碱盐中性NH4ClHCl+NH3·H2O

强酸

弱碱强酸弱碱盐酸性CH3COONaCH3COOH+NaOH

弱酸

强碱强碱弱酸盐碱性CH3COONH4CH3COOH+NH3·H2O

弱酸

弱碱弱酸弱碱盐近中性第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性

盐的类型和盐溶液酸碱性之间，存在“酸强显酸性、碱强显碱性”的规律。（二）不同类型盐的水解1.强碱弱酸盐——以CH3COONa溶液为例

CH3COONa是强电解质，完全解离：CH3COONa

CH3COO—+Na+CH3COONa溶液中还存在水的解离：H2OH++OH—溶液中同时存在CH3COO—、Na+、H+

和OH—四种离子，其中CH3COO—可以和H+

结合生成弱电解质CH3COOH：CH3COO—+H+CH3COOH上述反应导致溶液中[H+]减小，破坏了水的解离平衡，使水的解离平衡向右移动。当达到新的平衡时，溶液中[OH—]＞[H+]，因此，CH3COONa溶液呈碱性。第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性（二）不同类型盐的水解1.强碱弱酸盐——以CH3COONa溶液为例

CH3COONa溶液的水解过程可以表示为：

CH3COONa

CH3COO—

+Na+H2OH++OH—

CH3COONa

CH3COONa水解的总反应为：

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

水解的离子方程式为：CH3COO—+H2OCH3COOH+OH—

结论：强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性。+第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性（二）不同类型盐的水解2.强酸弱碱盐——以NH4Cl溶液为例

请根据前面的学习，思考NH4Cl溶液中存在有什么样的解离反应，哪些离子间可以形成弱电解质，并得出溶液酸碱性的结论。第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性

第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性

+NaCl是强酸强碱盐，NaCl在溶液中是否水解，溶液为什么呈中性？交流讨论第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性

3.强酸强碱盐——以NaCl溶液为例NaCl是强酸强碱盐，NaCl在溶液中是否水解，溶液为什么呈中性？NaCl在溶液中完全解离：NaClNa++Cl－，由于NaCl是由HCl和NaOH中和生成的，两者都是强电解质，因此NaCl不能水解。

结论：强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。

综上所述，如果形成盐的酸或碱中有弱酸或弱碱，则相应的盐就会发生水解反应。盐水解的过程是：盐解离出的阳离子或阴离子结合水解离出的H+

或OH—

，成弱酸或弱碱，促使水的解离平衡向着水进一步解离的方向移动，最终导致盐溶液呈现酸性、碱性或者中性。第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性4.弱酸弱碱盐——以CH3COONH4溶液为例

盐的类型和盐溶液酸碱性之间，存在“酸强显酸性、碱强显碱性”的规律。如果盐的类型是“弱酸弱碱盐”，它的酸碱性该如何判断呢？第四节

盐类水解二、盐的分类和盐溶液的酸碱性

拓展延伸弱酸弱碱盐的水解第四节

盐类水解二、盐的分类