性应比强电解质强一些，所以pH值变化小一些(强电解质的pH变化大) 。 例：
溶液的稀释 pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 pH=2的稀硫酸加水稀释100倍 pH=11的NaOH溶液加水稀释100倍 pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍 pH=5的稀盐酸加水稀释1000倍 pH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍 稀释后所得溶液的pH 5 4 9 10 ≈7 ≈7
3、强酸与强酸混合pH计算
酸I+酸II
例：在25℃时，pH等于1的盐酸溶液和pH等于4的硫酸溶液等体积混合 pH=-lg(10-1×V+10-4×V)÷(2V)
注：如两溶液H+浓度相差超过100倍，可将浓度小的忽略掉。即pH等于1的盐酸溶液和pH等于4的硫酸溶液等体积混合与pH等于1的盐酸溶液和等体积水混合，最终结果相同。 结论：两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3
4、强碱与强碱混合pH计算
碱I+碱II
例：在25℃时，pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，混合溶液的pH=9.7 结论：两强碱等体积混合 混合后的pH=大的-0.3
5、强酸与强碱混合pH计算
完全中和：c(H+) = c(OH－)= 1mol/L
酸过量：
碱过量：
例：在25℃时，0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，混合后溶液的 pH=-lg(0.1×10-2-0.1×10-3)÷0.2 (通过所给数据可以判断酸过量) 结论：
①、pH1+ pH2<14的强酸强碱等体积混合后，pH混= pH酸+0.3 ②、pH1+ pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混= 7 ③、pH1+ pH2>14的强酸强碱等体积混合后，pH混= pH碱-0.3
四、酸碱中和反应与指示剂
在25℃时，强酸强碱完全中和时溶液的pH为7，而滴定的终点则是通过指示剂颜色的变化来观察，此时溶液的pH往往不是7，但根据滴定曲线图进行分析可知：在滴定过程中开始一段时间溶液的pH变化不大，处于量变过程中，而在接近完全中和时，滴入很少的碱溶
液时，溶液的pH变化很大，溶液由酸性变中性再变成碱性发生了突变，继续再滴入碱溶液，溶液的pH变化又比较缓慢，说明滴定过程中，溶液的酸碱性变化经过了由量变引起质变的过程，有一段发生了pH突变的过程，完全中和和酚酞或甲基橙指示剂变色的pH虽不同，但只相差半滴，即只有0.02左右，这种误差是在许可的范围之内。
五、酸碱中和滴定误差分析
造成中和滴定的误差原因很多，如读数误差、操作误差、计算误差、指示剂的选择误差、药品不纯引起的误差等。因此，要做好本实验，必须各个环节都要注意。
当用酸去滴定碱测定碱的浓度时，则：
c碱= (n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数)
在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c碱偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。 例：以标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液，常见误差分析：
酸式滴定管水洗后未用标准液润洗 仪器洗涤 移液管水洗后未用待测液润洗 锥形瓶水洗后用待测液润洗 产生误差的常见因素 c碱的误差 偏大 偏小 偏大 偏大 偏小 偏大 偏大 偏大 偏小 偏小 滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视 量器读数 滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视 滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失 滴定结束，滴定管尖端挂一滴液体未滴下 操作不当 将移液管尖嘴部分的液体吹出 滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出 用甲基橙作指示剂，滴至橙色，半分钟内又还原成黄色，不处理就计算
[经典例题透析]
类型一：水的离子积及应用
例题1、将pH为5的硫酸溶液稀释500倍，稀释后溶液中c(SO42-)和c(H+)之比约为 A、1:1 B、1:2 C、1:10 D、10:1
思路点拨: 注意所求的SO42- 来自硫酸的电离，而硫酸的电离、水的电离都能产生H+
解析：硫酸溶液稀释过程中，硫酸电离出的离子浓度逐渐减小，溶液中的水电离产生的H+浓度相对增大，不能忽略不计，所以溶液中H+浓度接近于10-7 mol/L但始终＞10-7mol/L。 所以两者浓度之比(10-5÷2÷500)∕10-7 【答案】C
总结升华：做题时应注意水的离子积常数的适用范围、温度、以及溶液中的离子特别是H+、OH-的来源，能否被忽略等问题 举一反三：
【变式1】室温下，由水电离产生的c(OH-)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的离子组( ) A、Na+ NH4+ Cl- SO42- B、S2- CH3COO- Na+ Cs+ C、K+ Na+ HCO3- NO3- D、K+ Na+ NO3- SO42-
解析：由水电离产生的c(OH)小于10mol/L，应为外加酸或碱，抑制了水的电离，溶液可能为酸性，也可能为碱性 【答案】D
--7
类型二：溶液的酸碱性、pH的应用
例题2、25℃，下列溶液的酸性最强的是( )
A、0.01 mol/L HCl B、pH=2的H2SO4溶液 C、c(OH-)=10-13 mol·L-1 D、pH=1溶液加水稀释1倍
思路点拨: H+浓度大小、pH都可用来表示溶液的酸性，可转化成用H+表示，然后比较 解析：H+浓度分别为：A、 0.01 mol/L B、0.01 mol/L C、0.1mol/L D、0.05 mol/L 【答案】C
总结升华：无论是酸溶液中还是碱溶液中都能够同时存在H+和OH-，溶液显酸性还是碱性取决于H+和OH-浓度的相对大小 举一反三：
【变式2】测得某溶液的pH = 6.5，且氢离子与氢氧根离子物质的量浓度相等，此溶液呈_____性。测定温度______室温(填高于、低于或等于)，其理由是 。将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合。 (1)若所得混合液为中性，则a︰b = 。 (2)若所得混合液的pH=2，则a︰b= 。 【答案】中 高于 水的电离反应：H2O
H+ +OH- 吸热反应，升温有利于水的电离，使Kw增大
(1)10︰1 (2)9︰2 (注：此温度下Kw=1.0×10-13)
类型三：有关溶液pH的计算
例题3、25℃，把25mLpH=10的氢氧化钠溶液跟50mL pH=10的Ba(OH)2溶液混合，混合后溶液的pH值是( ) A、9.7 B、10 C、10.3 D、10.7
思路点拨: 本题为两种强碱溶液相混合，可先求出混合以后OH-的浓度，根据水的离子积求出H+浓度，再求pH
解析：根据公式
c(H+)=10-10mol/L 所以pH=10 【答案】B
c(OH-)=(10-4×25+10-4×50)÷(25+50)=10-4 mol/L
总结升华：pH和溶液中H+浓度有关，对于酸溶液可直接求出H+浓度(单一溶液、酸酸溶液混合)；对于碱溶液可先求出OH-浓度(单一溶液、碱碱溶液混合)，再根据水的离子积常数求出H+浓度；对于酸碱溶液混合后的pH的计算可按照先反应、按过量的计算，若酸过量，求c(H+)，再算pH值，若碱过量，求c(OH-)，求c(H+)，再算pH值 举一反三：
【变式3】25oC，若10体积的某强碱溶液与1体积的某强酸溶液混合后，溶液呈中性，则混合之前，该碱的pH与强酸的pH之间该满足的关系是_______________________
解析：设酸的pH为a，碱的pH为b，则V×10-a =10V×10b-14,得出a+b=13 【答案】a+b=13
类型四：酸碱中和滴定
例题4、以下是几种指示剂变色的pH范围：①甲基橙3.1～4.4 ②甲基红4.4～6.2 ③酚酞8.2～10,现用0.1 mol·L－1 NaOH溶液滴定浓度相近的甲酸时，上述指示剂( )
A、都可以用 B、只能用③? C、可以用①或② D、可以用②或③?
思路点拨: 酸碱中和时溶液的pH不一定与指示剂变色的pH一致，但是选择指示剂的时候尽可能选择变色pH与酸碱中和时的pH接近的，这样会使误差更小。
解析：NaOH溶液与甲酸溶液恰好中和时，生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而酚酞变色范围正好在碱性环境下。 【答案】B
总结升华：酸碱中和滴定实验主要掌握：常见仪器使用、操作步骤、误差分析等。常见实验仪器主要考查的内容是：仪器的识别、用途、使用方法及注意事项，这也是化学实验考查最普遍，最简单的一类基本题。操作步骤中的基本操作要记住，比如左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化等。理解酸碱中和滴定的原理，分析操作不当对实验结果的影响。 【变式4】用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，选用酚酞作为指示剂，造成测定结果偏高的原因可能是 ( ) A、配制标准溶液的NaOH中混有Na2CO3杂质
B、滴定终点读数时，俯视滴定管的刻度，其他操作正确 C、盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用未知液润洗 D、滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液
解析：用标准的NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，误差与NaOH溶液体积的读数有关。A选项，单位质量的Na2CO3比NaOH中和盐酸少，增大消耗标准液体积，结果偏高；B选项，俯视读数偏小，结果偏低；C选项，H+、OH-的物质的量未变，无影响；D选项，标准液体积读数偏大，结果偏高。 【答案】AD
盐类的水解
编稿：乔 震 审稿：祝 鑫 责编：宋 杰
【本节学习目标】
1、理解盐类水解的本质及盐类的水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律； 2、盐类水解的离子方程式与化学方程式的书写；
3、认识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，利用盐类水解的原理解释盐类水解在生产、生活中的应用；
4、会比较溶液中离子浓度大小的关系，了解溶液中存在的几个守恒关系。 学习重点：盐类水解的本质
学习难点：影响水解平衡的因素及水解反应方程式的书写
【知识要点梳理】
生活中常用的NaCl、谷氨酸钠(味精)、Na2CO3 、NaHCO3等，都属于盐类。 NaCl和谷氨酸钠主要用于食品调味，而Na2CO3 、NaHCO3被视作“碱”用于油污清洗和面食制作，特别是Na2CO3 ，俗称纯碱。明明是盐，为什么叫“碱”呢？
知识点一：探究盐溶液的酸碱性(盐溶液并不都显中性)：
知识回顾：溶液酸碱性的判断依据
当溶液中，c(H+) = c(OH-) 中性，常温下，pH = 7 c(H+) < c(OH-) 碱性，常温下，pH > 7 c(H+) > c(OH-) 酸性，常温下，pH < 7
1、测定盐溶液的酸碱性：
实验：①取少量CH3COONa溶于水，滴加几滴酚酞试剂，观察颜色变化； ②取少量NH4Cl溶于水，滴加几滴紫色石蕊试剂，观察颜色变化； ③取少量NaCl溶于水，测溶液的pH值。
结论：①CH3COONa溶液呈碱性 ②NH4Cl溶液呈酸性 ③NaCl溶液呈中性
2、归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系：
盐溶液(0.1mol/L) 盐的类型 pH 溶液酸碱性 NaCl 强酸强碱盐 ﹦7 中性 NH4Cl 强酸弱碱盐 ﹤7 酸性 Al2(SO4)3 强酸弱碱盐 ﹤7 酸性 Na2CO3 强碱弱酸盐 ﹥7 碱性 CH3COONa 强碱弱酸盐 ﹥7 碱性
小结：盐的组成与盐溶液酸碱性的关系
盐既不能电离出H+、也不能电离出OH-，某些盐溶液显酸、碱性应该与水的电离有关。
知识点二：盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、盐类的水解：
⑴以CH3COONa为例探究盐类的水解
CH3COONa溶于水之后，完全电离————强电解质
CH3COONa ═ CH3COO- + Na+???① ————(电离出的离子既没有H+，也没有OH-) 把CH3COONa溶于水之后，溶液中还存在的电离平衡： H2O
H+ + OH-???②————(纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，显中性)
CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据可逆反应， 反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。 CH3COO- + H+
CH3COOH???③(CH3COONa电离产生的CH3COO-与水电离产生的H+)
随着CH3COONa的加入，CH3COO- 结合水电离出的H+，破坏了水的电离平衡，
使水的电离平衡右移。溶液中c(OH-)＞1.0×10-7mol/L＞c(H+)，CH3COONa水溶液显碱性。 ⑵盐类水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或 OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。(在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
酸 + 碱
2、盐类水解本质
盐 + 水
在溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。 注意：
①只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+ 或 OH-结合生成弱电解质。
②盐类水解使水的电离平衡发生移动，促进水的电离，使水电离出的c(OH-)≠c(H+)并使溶液呈酸性或碱性。 ③盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性极弱。