【文章內容簡介】 H2≥15 則溶液顯堿性pH=pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14（pH1+pH2）〕五、酸堿中和滴定：中和滴定的原理實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質的量相等。中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質的量濃度；V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結合生成弱電解質的反應。水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離 。鹽類水解規(guī)律：①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH 促進陽離子水解而抑制陰離子水解）酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4 顯 酸 性 ②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3 、H2PO4） ③水解程度＞電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3 、HS 、HPO42）雙水解反應： （1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。 （2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2與NH4+；CO32(HCO3)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2 + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 鹽類水解的應用：水解的應用實例原理凈水明礬凈水Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ △去油污用熱堿水冼油污物品CO32+H2O HCO3+OH 藥品的保存①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHCO32+H2O HCO3+OH △△制備無水鹽由MgCl26H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2 MgO+H2O泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑ 比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2O NH3H2O+H+ c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH) 水解平衡常數(shù) （Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫 注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫 八、溶液中微粒濃度的大小比較☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒: （即原子個數(shù)守恒或質量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH濃度相等。九、難溶電解質的溶解平衡 難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識 （1）溶解度 小于 。（2）反應后離子濃度降至1*105以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至107mol/L105mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于105mol/L，故均用“=”。 （3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三種微溶物質：CaSOCa(OH)Ag2SO4 （5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。溶解平衡方程式的書寫 注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2(aq)沉淀生成的三種主要方式 （1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。 （2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化還原沉淀法： （4）同離子效應法 沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③ 沉淀轉化 。沉淀的轉化： 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。 如：AgNO3 AgCl(