【正文】 多元弱堿一步到位。H2CO3 H++HCO3，HCO3 H++CO32，以第一步電離為主。⑶弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子，但酸根是部分電離。 NaHCO3=Na++HCO3，HCO3 H++CO32⑷強(qiáng)酸的酸式鹽如NaHSO4完全電離，但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的。 熔融狀態(tài)時：NaHSO4=Na++HSO4—， 溶于水時：NaHSO4=Na++H++SO42—例3：在一定溫度下，無水醋酸加水稀釋的過程中，溶液的導(dǎo)電能力I隨加入水的體積V變化的曲線如圖所示。請回答： （1）“O”點(diǎn)導(dǎo)電能力為0的理由是_________________。 （2）a、b、c三點(diǎn)處，溶液的c(H+)由小到大的順序?yàn)開__________。（3）a、b、c三點(diǎn)處，電離程度最大的是____________。（4）若要使c點(diǎn)溶液中c(Ac)增大，溶液c(H+)減小，可采取的措施是： ① ，② ，③ 。三、水的電離及溶液的pH水的電離⑴電離平衡和電離程度： 水是極弱的電解質(zhì)，能微弱電離H2O+H2O H3O++OH，通常簡寫為H2O H++OH；ΔH0 25℃時，純水中c(H+)=c(OH)=1107mol/L ⑵影響水的電離平衡的因素①溫度：溫度越高電離程度越大c(H+)和c(OH)同時增大，KW增大，但c(H+)和c(OH)始終保持相等，仍顯中性。純水由25℃升到100℃，c(H+)和c(OH)從1107mol/L增大到1106mol/L(pH變?yōu)?)。②酸、堿：向純水中加酸、堿平衡向左移動，水的電離程度變小，但KW不變。③加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合H+或OH而促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大。溫度不變時，KW不變。練習(xí)：影響水的電離平衡的因素可歸納如下：H2O H++OH變化條件平衡移動方向電離程度c(H+)與c(OH)的相對大小溶液的酸堿性離子積KW加熱向右增大c(H+)=c(OH)中性增大降溫向左減小c(H+)=c(OH)中性減小加酸向左減小c(H+)c(OH)酸性不變加堿向左減小c(H+)c(OH)堿性不變加能結(jié)合H+的物質(zhì)向右增大c(H+)c(OH)堿性不變加能結(jié)合OH的物質(zhì)向右增大c(H+)c(OH)酸性不變⑶水的離子積在一定溫度時，c(H+)與c(OH)的乘積是一個常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。KW=c(H+)c(OH)，25℃時，KW=11014(無單位)。①KW只受溫度影響，水的電離吸熱過程，溫度升高，水的電離程度增大，KW增大。25℃時KW=11014，100℃時KW約為11012。②水的離子積不僅適用于純水，也適用于其他稀溶液。不論是純水還是稀酸、堿、鹽溶液，只要溫度不變，KW就不變。⑷水電離的離子濃度計算例1：在25176。C時，濃度為1105mol/L的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的C(OH)是多少？酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水 堿：C(H+)溶液= C(H+)水 鹽：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 堿性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水例2：(西安測試題)在25℃時，某溶液中，由水電離出的c(H+)=11012mol/L，則該溶液的pH可能是（ ）。A．12 B．7 C．6 D．2例3：常溫某無色溶液中，由水的電離產(chǎn)生的C（H+）=11012 mol/l，則下列肯定能共存的離子組是A、Cu2+ NO3 SO42 Fe3+ B、Cl S2 Na+ K+C、SO32 NH4+ K+ Mg2+ D、Cl Na+ NO3 SO42例4：在25176。C時，pH=5的HCl和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H+)比值是： 溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH)的相對大小。在常溫下，中性溶液：c(H+)=c(OH)=1107mol/L；酸性溶液：c(H+)c(OH), c(H+)1107mol/L；堿性溶液：c(H+)c(OH)，c(H+)1107mol/L。思考：c(H+)1107mol/L （pH7）的溶液是否一定成酸性？溶液的pH⑴表示方法pH=lgc(H+) c(H+)=10pH pOH=lgc(OH) c(OH)=10pOH常溫下，pH+pOH=lgc(H+)lgc(OH)=lgc(H+)c(OH)=14。⑵溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫時)①中性溶液：c(H+)=c(OH)=1107molL1，pH=7。②酸性溶液：c(H+)1107molL1c(OH), pH7，酸性越強(qiáng)，pH越小。③堿性溶液：c(H+)1107molL1c(OH), pH7，堿性越強(qiáng)，pH越大。思考：甲溶液的pH是乙溶液的2倍，則兩者的c(H+)是什么關(guān)系？pH7的溶液是否一定成酸性？（注意：pH=0的溶液c(H+)=1mol/L。）⑶pH的適用范圍c(H+)的大小范圍為：1014molL1c(H+)1molL1。即pH 范圍通常是0～14。當(dāng)c(H+)≥1molL1或c(OH)≥1molL1時，用物質(zhì)的量濃度直接表示更方便。⑷溶液pH的測定方法①酸堿指示劑法：只能測出pH的范圍，一般不能準(zhǔn)確測定pH。指示劑甲基橙石蕊酚酞變色范圍pH～～～溶液顏色紅→橙→黃紅→紫→藍(lán)無色→淺紅→紅②pH試紙法：粗略測定溶液的pH。pH試紙的使用方法：取一小塊pH試紙放在玻璃片(或表面皿)上，用潔凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部，隨即(30s內(nèi))與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比色對照，確定溶液的pH。測定溶液pH時，pH試劑不能用蒸餾水潤濕(否則相當(dāng)于將溶液稀釋，使非中性溶液的pH測定產(chǎn)生誤差)；不能將pH試紙伸入待測試液中，以免污染試劑。標(biāo)準(zhǔn)比色卡的顏色按pH從小到大依次是：紅 (酸性)，藍(lán) (堿性)。③pH計法：精確測定溶液pH。有關(guān)pH的計算基本原則：一看常溫，二看強(qiáng)弱（無強(qiáng)無弱，無法判斷），三看濃度（pH or c） 酸性先算c(H+)，堿性先算c(OH—)⑴單一溶液的pH計算 ①由強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度求pH ②已知pH求強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度例5：同濃度同體積的HCl、H2SOHAc中c(H+)、中和NaOH量及與Zn反應(yīng)快慢和H2產(chǎn)量比較？同pH同體積的HCl、H2SOHAc中c(H+)、中和NaOH量及與Zn反應(yīng)快慢和H2產(chǎn)量比較？ ⑵加水稀釋計算 ①強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n。 ②弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pHa+n。 ③強(qiáng)堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=bn。④弱堿pH=b，加水稀釋10n倍，則pHbn。 ⑤酸、堿溶液無限稀釋時，pH只能約等于或接近于7，酸的pH不能大于7，堿的pH不能小于7。⑥對于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。例6：PH=2的兩種一元酸HX，HY各1ml,分別加水稀釋至100ml，其PH值分別變?yōu)閍,b,且ab,則下列說法不正確的是A．酸的相對強(qiáng)弱是：HXHYB．相同溫度，相同濃度的NaX，NaY溶液，其PH值前者大。C．與足量鋅粉反應(yīng)產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下HY比HX多。D．若a=4，則為HX強(qiáng)酸，HY為弱酸。⑶酸堿混合計算 ①兩種強(qiáng)酸混合 c(H+)混= ②兩種強(qiáng)堿混合c(OH)混= ③酸堿混合，一者過量時 c(OH)混或c(H+)混= 若酸過量，則求出c(H+)，再得出pH；若堿適量，則先求c(OH)，再由KW得出c(H+)，進(jìn)而求得pH，或由c(OH)得出pOH再得pH。例7：把pH=13的NaOH溶液與pH=2的硫酸溶液混合后，所得溶液的pH=11，則NaOH溶液和硫酸溶液的體積之比為？例8：25℃時，將某強(qiáng)酸和某強(qiáng)堿溶液按1∶10的體積比混合后溶液恰好中性，則混合前此強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和是 四、鹽的水解鹽的分類⑴按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽。⑵按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱分：強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(如Na2SONaCl)、弱酸弱堿鹽(如NH4HCO3)、強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4Cl)、強(qiáng)堿弱酸鹽(如CH3COONa)。⑶按溶解性分：易溶性鹽(如Na2CO3)、微溶性鹽(如CaSO4)和難溶性鹽(如BaSO4)。鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)⑴定義：鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的H+或OH結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。⑵實(shí)質(zhì)：鹽電離出的離子(弱堿陽離子或弱酸根陰離子)跟水電離出的OH或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱堿或弱酸)并建立電離平衡，從而促進(jìn)水的電離。⑶鹽類水解的特點(diǎn)：①可逆的，其逆反應(yīng)是中和反應(yīng)； ②微弱的； ③動態(tài)的，水解達(dá)到平衡時v(水解)=v(中和)≠0；④吸熱的，因中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故其逆反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。鹽類水解的規(guī)律⑴有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解。⑵無弱不水解：不含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽即強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。⑶誰弱誰水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽離子。⑷誰強(qiáng)顯誰性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強(qiáng)弱。⑸越弱越水解：弱酸根陰離子所對應(yīng)的酸越弱，則越容易水解，水解程度越大。若酸性HAHBHC，則相同濃度的NaA、NaB、NaC溶液的堿性逐漸增強(qiáng)，pH逐漸增大。CO32和HCO3所對應(yīng)的弱酸分別是HCO3 和H2CO3，HCO3比H2CO3的電離程度小得多，相同濃度時Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。⑹都弱雙水解：當(dāng)溶液中同時存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時，離子水解所生成的OH和H+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進(jìn)，稱為“雙水解”。 ①NH4+與SHCOCO3CH3COO等雖然相互促進(jìn)，水解程度仍然很小，離子間能大量共存。②徹底雙水解離子間不能大量共存。Al3+與S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—Fe3+與AlO2—、CO32—、HCO3—NH4+與AlO2—、SiO32—如：2Al3++3S2+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫滅火器原理)③特殊情況下的反應(yīng)FeCl3和Na2S溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4) 生成更難溶物FeCl3和KSCN溶液發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(zhì)(對應(yīng)的酸堿越弱，水解程度就越大)。外界條件：（1）溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。（2）濃度：稀釋鹽溶液，可以促進(jìn)水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。（3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。下面分析不同條件對FeCl3水解平衡的影響情況：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(正反應(yīng)為吸熱反應(yīng))條件移動方向H+數(shù)pHFe3+水解程度現(xiàn)象升高溫度向右增加降低增大顏色變深(黃→紅褐)加H2O向右增加升高增大顏色變淺通HCl向左增加降低減小顏色變淺加NaOH溶液向右減小升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀加CaCO3固體向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體加NaHCO3溶液向右減少升高增大產(chǎn)生紅褐色沉淀、無色氣體鹽類水解離子方程式的書寫⑴一般水解程度很小，用可逆符號，不標(biāo)“↓”或“↑”，不寫分解產(chǎn)物形式(如H2CO3等)。NH4++H2O NH3H2O+H+HCO3+H2O H2CO3+OHNH4++CH3COO+H2O NH3H2O+CH3COOH⑵多元弱酸根分步水解，弱堿陽離子一步到位。⑶能進(jìn)行完全的雙水解反應(yīng)寫總的離子方程式，用“=”且標(biāo)注“↓”和“↑”。2Al3++3CO3+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑注意區(qū)別酸式鹽的陰離子的電離和水解HS+H2O H3O++S2即HS HS+H2O H2S+OH離子濃度比較 ⑴守恒關(guān)系①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(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：c (Na+)＋c (H+)＝c (HCO3)＋2c (CO32)＋c(OH)Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)②物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如， c(CH3COO)+c(CH3COO