高中化學(xué)總復(fù)習(xí)-一輪復(fù)習(xí)弱電解質(zhì)的電離平衡課件

高中化學(xué)總復(fù)習(xí)一輪復(fù)習(xí)弱電解質(zhì)的電離平衡高中化學(xué)總復(fù)習(xí)一輪復(fù)習(xí)弱電解質(zhì)的電離平衡1一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。酸、堿、鹽、水、活潑金屬的氧化物2、非電極質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。大多數(shù)有機(jī)物、SO3、CO2,NH3等一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電2二、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、強(qiáng)電解質(zhì)：(2)特點(diǎn)：完全電離，無(wú)溶質(zhì)分子Na2SO4=2Na++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—(1)在水溶液中全部電離成離子的電解質(zhì)。二、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、強(qiáng)電解質(zhì)：(2)特點(diǎn)：完全電離，無(wú)3（3）常見(jiàn)的強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸:強(qiáng)堿:大部分鹽:

如NaCl等,包括部分難溶的鹽。如：CaCO3、BaSO4、AgCl等HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HINaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2（3）常見(jiàn)的強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸:強(qiáng)堿:大部分鹽:如NaCl等,包42:弱電解質(zhì)（1）在水溶液中部分電離成離子的電解質(zhì)（2）特點(diǎn)：微弱電離，溶液中分子多，離子少

CH3COOH

CH3COO-+H+（3）常見(jiàn)的弱電解質(zhì)弱酸、弱堿、水、極少量的鹽2:弱電解質(zhì)（1）在水溶液中部分電離成離子的電解質(zhì)（2）特點(diǎn)5強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離。電離程度電離過(guò)程表示方法溶液中微粒形式完全電離部分電離不可逆過(guò)程可逆過(guò)程電離方程式用等號(hào)電離方程式用可逆符號(hào)離子，無(wú)強(qiáng)電解質(zhì)分子離子和分子思考強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在6三、弱電解質(zhì)的電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+tvv（電離成離子）v（結(jié)合成分子）電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)的電離平衡模型三、弱電解質(zhì)的電離平衡CH3COOH7例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中電離程度n(H+)C(H+)導(dǎo)電能力加水升溫加醋酸鈉加HCl加NaOH增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大減小？減小？減小減小減小減小減小減小

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結(jié)合例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中電離程度n(H+)81.弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫(huà)出用水稀釋冰醋酸時(shí)離子濃度隨加水量的變化曲線。思考21.弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，電離程度_____,離子濃度____9C(H+)溶液體積弱電解質(zhì)的稀溶液，越稀電離程度大，但是；離子濃度減小C(H+)溶液體積弱電解質(zhì)的稀溶液，越稀電離程度大，但是；離103.影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。(2)外因：①溫度:越熱越電離②濃度:越稀越電離

③加入其它物質(zhì)，符合勒夏特列原理3.影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外11四、電離和電解質(zhì)溶液導(dǎo)電1、電離：電解質(zhì)溶于水或在熔融狀態(tài)下產(chǎn)生自由移動(dòng)離子過(guò)程。2、離子化合物，熔融狀態(tài)或溶于水電離共價(jià)化合物中的酸，溶于水電離強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬的氧化物四、電離和電解質(zhì)溶液導(dǎo)電1、電離：電解質(zhì)溶于水或在熔融狀態(tài)下12【思考2】

如何設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明醋酸是弱酸？【思考2】13方法1：測(cè)定物質(zhì)的量濃度為0.01mol/L的鹽酸和醋酸的pH。鹽酸的pH=2，醋酸的pH約為4證明鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸不完全電離。方法1：測(cè)定物質(zhì)的量濃度為0.01mol/L的鹽酸和醋酸的p14方法2：相同條件下，等濃度的鹽酸和醋酸做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，鹽酸的燈泡亮，醋酸的燈泡暗。說(shuō)明醋酸溶液中離子濃度比鹽酸離子濃度小，鹽酸完全電離，則醋酸就不完全電離。方法2：相同條件下，等濃度的鹽酸和醋酸做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，鹽酸的燈15方法3：pH=2的鹽酸和醋酸溶液，分別加入氯化鈉固體和醋酸鈉固體，測(cè)定pH的變化，鹽酸溶液基本沒(méi)有變化，醋酸溶液的pH變大。

說(shuō)明醋酸有電離平衡發(fā)生移動(dòng)，鹽酸沒(méi)有電離平衡。說(shuō)明醋酸是弱酸。方法3：pH=2的鹽酸和醋酸溶液，分別加入氯化鈉固體和醋酸鈉16方法4：pH=3的鹽酸溶液和醋酸溶液，稀釋到原來(lái)的100倍，測(cè)定稀釋后溶液PH的變化情況。鹽酸變化2個(gè)單位，醋酸變化小于2個(gè)單位。方法4：pH=3的鹽酸溶液和醋酸溶液，稀釋到原來(lái)的100倍，17方法6

：等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條。鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸溶液中反應(yīng)速率快，說(shuō)明鹽酸完全電離，離子濃度大。方法6：等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條。鹽酸的反應(yīng)速18方法7：室溫下測(cè)定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，說(shuō)明醋酸鈉溶液醋酸根離子水解，說(shuō)明醋酸是弱酸因?yàn)橹挥腥跛岣x子才能水解，證明醋酸是弱酸。方法7：室溫下測(cè)定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，說(shuō)19第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性20H2O+H2OH3O++OH－一、水的電離

水合氫離子簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2OH+

+OH－討論：純水的組成微粒有哪些？作為弱電解質(zhì)，水的電離平衡會(huì)受哪些外界因素影響？

H2O+H2OH3O++O21閱讀教材P45思考1:純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關(guān)系？思考2:在25℃下，c(H+)、c(OH-)等于多少?

說(shuō)明水的電離程度如何？1、水電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)25℃

時(shí)，1L水中只有10-7molH2O分子發(fā)生電離閱讀教材P451、水電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)25℃時(shí)，1L22H2OH＋

＋OH－△H＞0

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K電離

.

=c(H+).c(OH-)

c(H2O)Kw=c(H+).c(OH-)

Kw叫做水的離子積2、水的離子積常數(shù)——KW電離常數(shù)：H2OH＋＋OH－23t℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.01t℃405090100KW/10-142.925.4738.055.0溫度越高，Kw越大；水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程.結(jié)論：常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之

已知KW100℃=10-12，則在100℃時(shí)純水中的c(H+)等于多少？t℃0102025KW/10-140.1340.2920.624⑴

任何水溶液中都存在H+

和OH-。

⑷Kw只受溫度影響，且Kw不僅適用于純水，也適用于酸堿鹽的稀溶液?！練w納總結(jié)】⑶常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14⑵

任何水溶液中，c(H+)水電離

=c(OH-)水電離（5）純水中C(H＋)、C(OH－)濃度的計(jì)算方法：C（H＋）=C（OH－）=⑴任何水溶液中都存在H+和OH-。⑷Kw只受溫度253、影響水電離平衡的因素（1）溫度：越熱越電離（2）濃度：符合平衡移動(dòng)原理A、加酸或加堿都抑制水的電離B、加鹽加不水解的鹽(NaClKNO3，對(duì)水的電離平衡沒(méi)有影響加入NaHSO4，抑制水的電離（相當(dāng)于加鹽酸）加入可以水解的鹽，促進(jìn)水的電離加弱酸的酸式鹽要綜合分析，如果電離程度大于水解程度，則抑制水的電離3、影響水電離平衡的因素（1）溫度：越熱越電離（2）濃度：符26練習(xí)1、常溫下，下列物質(zhì)的水溶液中，水的電離程度的關(guān)系是怎樣的？（1）0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的硫酸。（2）0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的醋酸。（3）pH=2的鹽酸和pH=2的醋酸。（4）pH=2的鹽酸和pH=12的氫氧化鈉溶液。（5）pH=4的鹽酸和pH=4的氯化銨溶液。（6）pH=12的氫氧化鈉溶液和pH=12的碳酸鈉溶液。練習(xí)1、常溫下，下列物質(zhì)的水溶液中，水的電離程度的關(guān)系是怎樣27二、溶液的酸堿性1、判斷溶液酸堿性的本質(zhì)依據(jù)是C(H+)和C(OH—）的相對(duì)大小呈中性指的是：C(H+)=C(OH—）呈堿性指的是：C(H+)＜C(OH—）呈酸性指的是：C(H+)＞C(OH—）二、溶液的酸堿性1、判斷溶液酸堿性的本質(zhì)依據(jù)是C(H+)和282、“pH”表示方法溶液的酸堿性：當(dāng)c(H+)=10-12mol/L時(shí)∴pH=-lgc（H+

）=12溶液成中性pH=7溶液成堿性pH>7溶液成酸性pH<7常溫下(250C)1000CpH<6pH>6pH=62、“pH”表示方法溶液的酸堿性：當(dāng)c(H+)=10-1293、“pH”的測(cè)定方法：（1）定性測(cè)定：酸堿指示劑法指示劑的變色范圍（教材p49）pH123.1

4.4

567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍(lán)色酚酞無(wú)色淺紅色紅色3、“pH”的測(cè)定方法：（1）定性測(cè)定：酸堿指示劑法30（2）定量測(cè)定：pH試紙法、pH計(jì)法等pH試紙的使用方法：一般先取一小塊試紙放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取待測(cè)液，點(diǎn)在試紙的中部，變色后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比來(lái)粗略確定溶液的pH，pH讀數(shù)只取整數(shù)。1、玻璃棒要潔凈、干燥2、pH試紙用鑷子夾取，測(cè)溶液時(shí)不能用蒸餾水濕潤(rùn)，否則pH可能偏大、偏小或不變（2）定量測(cè)定：pH試紙法、pH計(jì)法等pH試紙的使用方法：131標(biāo)準(zhǔn)比色卡標(biāo)準(zhǔn)比色卡32三、pH的計(jì)算三、pH的計(jì)算33強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合pH值1、25℃時(shí)，強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈

，混合溶液pH=

。中性72、強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合酸過(guò)量3、強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合堿過(guò)量堿性溶液抓住OH--離子進(jìn)行計(jì)算！酸性溶液，抓住H+進(jìn)行計(jì)算！強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合pH值1、25℃時(shí)，強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，中性34例1:（1）常溫時(shí)，0.1mol/L的NaOH和0.06mol/L的H2SO4溶液等體積混合，求混合溶液的pH。（2）常溫時(shí)，0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/L的Ba（OH）2溶液等體積混合，求混合溶液的pH。例1:（1）常溫時(shí)，0.1mol/L的NaOH和0.06mo35n(H+）=2C(H2SO4）V=0.12V解：設(shè)兩溶液的體積都為Vn(OH—）=C(NaOH）V=0.1V因?yàn)?.12V＞0.1V所以酸過(guò)量C(H+）==n（H+）總—n（H+）反V(總）=0.12V—0.1V2V=10—2mol/LpH=2n(H+）=2C(H2SO4）V=0.12V解：設(shè)兩溶液的體36解：n(OH—）=2C(Ba(OH)2）V=0.12V設(shè)兩溶液的體積都為Vn(H+）=C(HCl）V=0.1V因?yàn)?.12V＞0.1V所以堿過(guò)量C(OH—）==n（OH—）總—n（OH—）反V(總）=0.12V—0.1V2V=10—2mol/LpH=12解：n(OH—）=2C(Ba(OH)2）V=0.12V設(shè)兩溶371.完全中和：[H+]=[OH-]=1×10－7mol/L2.酸過(guò)量：3.堿過(guò)量：1.完全中和：[H+]=[OH-]=1×10－7m38高中化學(xué)總復(fù)習(xí)一輪復(fù)習(xí)弱電解質(zhì)的電離平衡高中化學(xué)總復(fù)習(xí)一輪復(fù)習(xí)弱電解質(zhì)的電離平衡39一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。酸、堿、鹽、水、活潑金屬的氧化物2、非電極質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。大多數(shù)有機(jī)物、SO3、CO2,NH3等一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電40二、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、強(qiáng)電解質(zhì)：(2)特點(diǎn)：完全電離，無(wú)溶質(zhì)分子Na2SO4=2Na++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—(1)在水溶液中全部電離成離子的電解質(zhì)。二、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、強(qiáng)電解質(zhì)：(2)特點(diǎn)：完全電離，無(wú)41（3）常見(jiàn)的強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸:強(qiáng)堿:大部分鹽:

如NaCl等,包括部分難溶的鹽。如：CaCO3、BaSO4、AgCl等HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HINaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2（3）常見(jiàn)的強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸:強(qiáng)堿:大部分鹽:如NaCl等,包422:弱電解質(zhì)（1）在水溶液中部分電離成離子的電解質(zhì)（2）特點(diǎn)：微弱電離，溶液中分子多，離子少

CH3COOH

CH3COO-+H+（3）常見(jiàn)的弱電解質(zhì)弱酸、弱堿、水、極少量的鹽2:弱電解質(zhì)（1）在水溶液中部分電離成離子的電解質(zhì)（2）特點(diǎn)43強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在水溶液中都能電離。電離程度電離過(guò)程表示方法溶液中微粒形式完全電離部分電離不可逆過(guò)程可逆過(guò)程電離方程式用等號(hào)電離方程式用可逆符號(hào)離子，無(wú)強(qiáng)電解質(zhì)分子離子和分子思考強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點(diǎn)都是電解質(zhì)，在44三、弱電解質(zhì)的電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+tvv（電離成離子）v（結(jié)合成分子）電離平衡狀態(tài)弱電解質(zhì)的電離平衡模型三、弱電解質(zhì)的電離平衡CH3COOH45例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中電離程度n(H+)C(H+)導(dǎo)電能力加水升溫加醋酸鈉加HCl加NaOH增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大減??？減小？減小減小減小減小減小減小

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結(jié)合例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中電離程度n(H+)461.弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫(huà)出用水稀釋冰醋酸時(shí)離子濃度隨加水量的變化曲線。思考21.弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，電離程度_____,離子濃度____47C(H+)溶液體積弱電解質(zhì)的稀溶液，越稀電離程度大，但是；離子濃度減小C(H+)溶液體積弱電解質(zhì)的稀溶液，越稀電離程度大，但是；離483.影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。通常電解質(zhì)越弱，電離程度越小。(2)外因：①溫度:越熱越電離②濃度:越稀越電離

③加入其它物質(zhì)，符合勒夏特列原理3.影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外49四、電離和電解質(zhì)溶液導(dǎo)電1、電離：電解質(zhì)溶于水或在熔融狀態(tài)下產(chǎn)生自由移動(dòng)離子過(guò)程。2、離子化合物，熔融狀態(tài)或溶于水電離共價(jià)化合物中的酸，溶于水電離強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬的氧化物四、電離和電解質(zhì)溶液導(dǎo)電1、電離：電解質(zhì)溶于水或在熔融狀態(tài)下50【思考2】

如何設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明醋酸是弱酸？【思考2】51方法1：測(cè)定物質(zhì)的量濃度為0.01mol/L的鹽酸和醋酸的pH。鹽酸的pH=2，醋酸的pH約為4證明鹽酸是強(qiáng)酸，完全電離，醋酸是弱酸不完全電離。方法1：測(cè)定物質(zhì)的量濃度為0.01mol/L的鹽酸和醋酸的p52方法2：相同條件下，等濃度的鹽酸和醋酸做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，鹽酸的燈泡亮，醋酸的燈泡暗。說(shuō)明醋酸溶液中離子濃度比鹽酸離子濃度小，鹽酸完全電離，則醋酸就不完全電離。方法2：相同條件下，等濃度的鹽酸和醋酸做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，鹽酸的燈53方法3：pH=2的鹽酸和醋酸溶液，分別加入氯化鈉固體和醋酸鈉固體，測(cè)定pH的變化，鹽酸溶液基本沒(méi)有變化，醋酸溶液的pH變大。

說(shuō)明醋酸有電離平衡發(fā)生移動(dòng)，鹽酸沒(méi)有電離平衡。說(shuō)明醋酸是弱酸。方法3：pH=2的鹽酸和醋酸溶液，分別加入氯化鈉固體和醋酸鈉54方法4：pH=3的鹽酸溶液和醋酸溶液，稀釋到原來(lái)的100倍，測(cè)定稀釋后溶液PH的變化情況。鹽酸變化2個(gè)單位，醋酸變化小于2個(gè)單位。方法4：pH=3的鹽酸溶液和醋酸溶液，稀釋到原來(lái)的100倍，55方法6

：等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條。鹽酸的反應(yīng)速率比醋酸溶液中反應(yīng)速率快，說(shuō)明鹽酸完全電離，離子濃度大。方法6：等體積、等濃度的鹽酸、醋酸與等量鎂條。鹽酸的反應(yīng)速56方法7：室溫下測(cè)定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，說(shuō)明醋酸鈉溶液醋酸根離子水解，說(shuō)明醋酸是弱酸因?yàn)橹挥腥跛岣x子才能水解，證明醋酸是弱酸。方法7：室溫下測(cè)定CH3COONa溶液的pH，pH大于7，說(shuō)57第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性58H2O+H2OH3O++OH－一、水的電離

水合氫離子簡(jiǎn)寫(xiě)為：H2OH+

+OH－討論：純水的組成微粒有哪些？作為弱電解質(zhì)，水的電離平衡會(huì)受哪些外界因素影響？

H2O+H2OH3O++O59閱讀教材P45思考1:純水中c(H+)與c(OH-)大小有何關(guān)系？思考2:在25℃下，c(H+)、c(OH-)等于多少?

說(shuō)明水的電離程度如何？1、水電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)25℃

時(shí)，1L水中只有10-7molH2O分子發(fā)生電離閱讀教材P451、水電離特點(diǎn)水是極弱的電解質(zhì)25℃時(shí)，1L60H2OH＋

＋OH－△H＞0

K

電離＝c(H+)×c(OH-）c(H2O）K電離

.

=c(H+).c(OH-)

c(H2O)Kw=c(H+).c(OH-)

Kw叫做水的離子積2、水的離子積常數(shù)——KW電離常數(shù)：H2OH＋＋OH－61t℃0102025KW/10-140.1340.2920.6811.01t℃405090100KW/10-142.925.4738.055.0溫度越高，Kw越大；水的電離是一個(gè)吸熱過(guò)程.結(jié)論：常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之

已知KW100℃=10-12，則在100℃時(shí)純水中的c(H+)等于多少？t℃0102025KW/10-140.1340.2920.662⑴

任何水溶液中都存在H+

和OH-。

⑷Kw只受溫度影響，且Kw不僅適用于純水，也適用于酸堿鹽的稀溶液?！練w納總結(jié)】⑶常溫下：Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14⑵

任何水溶液中，c(H+)水電離

=c(OH-)水電離（5）純水中C(H＋)、C(OH－)濃度的計(jì)算方法：C（H＋）=C（OH－）=⑴任何水溶液中都存在H+和OH-。⑷Kw只受溫度633、影響水電離平衡的因素（1）溫度：越熱越電離（2）濃度：符合平衡移動(dòng)原理A、加酸或加堿都抑制水的電離B、加鹽加不水解的鹽(NaClKNO3，對(duì)水的電離平衡沒(méi)有影響加入NaHSO4，抑制水的電離（相當(dāng)于加鹽酸）加入可以水解的鹽，促進(jìn)水的電離加弱酸的酸式鹽要綜合分析，如果電離程度大于水解程度，則抑制水的電離3、影響水電離平衡的因素（1）溫度：越熱越電離（2）濃度：符64練習(xí)1、常溫下，下列物質(zhì)的水溶液中，水的電離程度的關(guān)系是怎樣的？（1）0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的硫酸。（2）0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的醋酸。（3）pH=2的鹽酸和pH=2的醋酸。（4）pH=2的鹽酸和pH=12的氫氧化鈉溶液。（5）pH=4的鹽酸和pH=4的氯化銨溶液。（6）pH=12的氫氧化鈉溶液和pH=12的碳酸鈉溶液。練習(xí)1、常溫下，下列物質(zhì)的水溶液中，水的電離程度的關(guān)系是怎樣65二、溶液的酸堿性1、判斷溶液酸堿性的本質(zhì)依據(jù)是C(H+)和C(OH—）的相對(duì)大小呈中性指的是：C(H+)=C(OH—）呈堿性指的是：C(H+)＜C(OH—）呈酸性指的是：C(H+)＞C(OH—）二、溶液的酸堿性1、判斷溶液酸堿性的本質(zhì)依據(jù)是C(H+)和662、“pH”表示方法溶液的酸堿性：當(dāng)c(H+)=10-12mol/L時(shí)∴pH=-lgc（H+

）=12溶液成中性pH=7溶液成堿性pH>7溶液成酸性pH<7常溫下(250C)1000CpH<6pH>6pH=62、“pH”表示方法溶液的酸堿性：當(dāng)c(H+)=10-1673、“pH”的測(cè)定方法：（1）定性測(cè)定：酸堿指示劑法指示劑的變色范圍（教材p49）pH123.1

4.4

56789101112