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内容标准1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡,了解酸碱电离理论。2.知道水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算。3.初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究的重要应用。4.认识盐类水解的原因，归纳影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。5.能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。课标中相应要求化学平衡理论§1弱电解质的电离强弱电解质→弱电解质电离为可逆→电离平衡→电离常数§4难溶电解质的溶解平衡难溶≠不溶→溶解平衡应用：生成、溶解、转化§2水的电离和溶液的酸碱性水是极弱电解质→水(稀溶液)离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH→pH应用§3盐类的水解水的电离平衡＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用(平衡移动)深入综合运用本章知识结构化合物电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH大部分盐：活泼金属的氧化物：弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、电解质、非电解质本章主要知识点水解离子方程式：CH3COO—+H2OCH3COOH+OH—（产物不能写“↑”或“↓”）电离方程式：CH3COOHCH3COO+H+多元弱酸分步电离：例如H3PO4、H2CO3的电离表达方式弱酸的阴离子+H2O弱酸+OH—弱碱的阳离子+H2O弱碱+H+弱酸H++弱酸根离子弱碱OH—+弱碱阳离子变化实质0.1mol/LCH3COONa0.1mol/LCH3COOH实例强电解质（盐类）弱电解质研究对象水解平衡电离平衡二、电离平衡和水解平衡研究对象弱电解质强电解质影响因素温度浓度加水加入同种离子加入与产物反应的微粒升温，进电离离子浓度增大升温，促进水解促使电离，分子、离子浓度减小促进水解、分子、离子浓度减小抑制电离抑制水解促进电离促进水解※越稀越电离，越热越电离；越稀越水解，越热越水解。B3.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的A．相同浓度的两种溶液中c(H+)相同B．100mL0.1mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C．pH=3的两溶液稀释100倍，pH都为5D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H+)均明显减少三、水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c（OH—）·c（H+）(25℃时，KW=1.0×10—14)温度：酸：碱：可水解的盐：T↑，KW↑抑制水的电离，KW不变，PH＜7抑制水的电离，KW不变，PH＞7促进水的的电离，KW不变2、溶液的酸碱性和PH值c（OH—）＞c（H+）碱性PH＞7c（OH—）＝c（H+）中性PH=7c（OH—）＜c（H+）碱性PH＜7—lgc（H+）水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。四、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。①温度：②溶液酸碱性：③浓度：越稀越水解，越热越水解盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH—结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。2.常温时，下列溶液PH小于7的是A、KBrB、AgNO3C、CH3COOKD、Ba（NO3）23.下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A、K2CO3B、NaHSO4C、Na2SD、FeCl31.下列离子在水溶液中不会发生水解的是A、NH4+B、SO42_C、Al3+D、ClO_习题2：五、酸碱中和滴定1、原理：2、主要仪器：n(酸)n(碱)γ(酸)γ(碱)γ(酸)γ(碱)c(酸)V(酸)c(碱)V(碱)对于一元酸和一元碱发生的中和反应：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。(酸、碱)滴定管、锥形瓶、滴定管夹γ(碱)γ(酸)1c(酸)c(碱)V(酸)V(碱)练5：用标准盐酸滴定待测烧碱，下列错误操作将对V（酸）和C（碱）有何影响？（偏大、偏小和无影响）A、盛标准酸的滴定管尖嘴部分有气泡未排除就开始滴定，B、振荡时液体飞溅出来，C、开始读标准酸时用仰视，D、终点读标准酸时用俯视，E、滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥。偏大偏小偏小偏小无影响中和滴定实验中的误差因素分析一、仪器润洗不当⒈盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗；⒉盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗；⒊锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；二、读数方法有误⒈滴定前仰视，滴定后俯视；⒉滴定前俯视，滴定后仰视；⒊天平或量筒的使用读数方法错误；三、操作出现问题⒈盛标准液的滴定管漏夜；⒉盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）；⒊振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出；⒋滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外；⒌快速滴定后立即读数；六、难溶电解质的溶解平衡1、沉淀溶解平衡：（1）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a、绝对不溶的电解质是没有的。b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。②外因：a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加入含有相同离子的强电解质时，的溶解平衡会被抑制。2.溶度积和溶度积规则:(1)、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之乘积为一常数.3、沉淀反应的应用:(2)、表达式：（MmAn的饱和溶液）Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n(3)、溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m·c(Am-)n•QcKsp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀.•Qc=Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液.•QcKsp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。(2)、沉淀的溶解：(3)、沉淀的转化：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。这类反应发生的特点：4、溶液中粒子浓度大小的比较⑴．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c(H＋)c(H2PO4-)c(HPO42-)c(PO43-)。⑵．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，c(Na＋)c(CO32-)c(OH－)c(HCO3-)。⑶．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c(NH4+)由大到小的顺序是③①②⑷．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐(H2PO4-、HCO3-)，要注意考虑电离与水解程度的相对大小。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：电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(Na＋)=2[c(S2－)＋c(HS-)＋c(H2S)]⑶、质子守恒规律：任何溶液中，由水电离产生的c(H＋)=c(OH－)在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H＋或OH－；使溶液中c(H＋)≠c(OH－)，但由水电离产生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－离子能结合H＋促进水解，所以溶液中：c(H＋)＜c(OH－)，此时：c(OH－)H2O=c(OH－)c(H＋)H2O=c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，故c(OH－)=c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，