前言：中文期刊网精心挑选了离子反应范文供你参考和学习，希望我们的参考范文能激发你的文章创作灵感，欢迎阅读。
离子反应范文1
关键词：离子反应；教学设计；支架式教学
新课程改革以来，调动学生的积极性，培养学生的自主性和创造性，促进学生的发展，已经成为时代和社会对教育的要求。因而中学教学的理念、模式也在不断地发生变革。建构主义学习理论作为认知学习理论的一个重要分支，越来越多地被运用于中学教学中。
一、建构主义学习理论的基本思想
1.建构主义学习理论的知识观、学习观、学生观和评价观
皮亚杰（J.Piaget）是认知发展领域最有影响的一位心理学家，他关于建构主义的基本观点是：儿童是在与周围环境相互作用的过程中，逐步建构起关于外部世界的知识，从而使自身认知结构得到发展的。
（1）建构主义的知识观认为：知识是人们对客观世界的认识，不同的个体对同一事物的认识程度是不相同的，人们对事物的认识会随着自身水平的提高而不断深入、变革、升华，甚至改写。所以，教师讲授的知识学生不一定都理解，真正的理解只能是由学生基于自己的经验背景而建构起来的，取决于特定情况下的学习活动过程。
（2）建构主义的学习观认为：学习不是被动接收信息刺激，而是主动地建构意义，是根据自己的经验背景，对外部信息进行主动地选择、加工和处理，从而获得自己的意义。学习过程也不是简单的信息积累过程，而是由于新旧知识经验的冲突，由此而引发的认知结构的重组过程。
（3）建构主义的学生观认为：教学必须重视学习者已有的知识经验，应当把学习者原有的知识经验作为新知识的生长点，引导学习者从原有的知识经验的基础上，生长出新的知识经验。
（4）建构主义的评价观认为：评价的对象不仅仅是学习的结果，也要关注学习的过程。
评价的主体不仅仅是教师，也有学习者自己和学习伙伴，即鼓励学生进行自我评价，同时关注个体在团队中的表现。评价的标准不仅仅是看教学目标是否达成，主要看学生是否达到“意义建构”的目标。意义建构是指：学生对当前学习内容所反映的事物的性质、规律以及该事物与其他事物之间的内在联系达到较深刻的理解。
2.建构主义的教学原则
基于建构主义学习理论的教学，应有以下几个原则：学生中心原则、情境活动原则、协作互动原则、环境友好原则。
3.建构主义的教学模式和教学方法
支架式教学、抛锚式教学和随机进入式教学是建构主义的三大典型教学模式。教师可以根据教学内容、学生特点等自主选择不同的教学模式。
（1）支架式教学
支架式教学被定义为：“支架式教学应当为学习者建构对知识的理解提供一种概念框架。这种框架中的概念是为发展学习者对问题的进一步理解所需要的，为此，事先要把复杂的学习任务加以分解，以便于把学习者的理解逐步引向深入。
支架式教学由以下几个环节组成：搭脚手架——进入情境——独立探索——协作学习——效果评价。
（2）抛锚式教学
抛锚式教学也被称为“实例式教学”、“基于问题的教学”或“情境性教学”，它要求教学过程建立在有感染力的真实事件或真实问题的基础上。建构主义认为，学习者要想完成对所学知识的意义建构，即达到对该知识所反映事物的性质、规律以及该事物与其他事物之间联系的深刻理解，最好的办法是让学习者到现实世界的真实环境中去感受、去体验（即通过获取直接经验来学习）。
抛锚式教学由以下几个环节组成：创设情境——确定问题——自主学习——协作学习——效果评价。
（3）随机进入式教学
由于事物的复杂性和问题的多面性，教师在教学过程中对同一教学内容，往往在不同的时间、不同的情境下，为不同的教学目的，以不同的方式加以呈现。换句话说，学习者可以随意通过不同途径、不同方式进入同样教学内容的学习，从而获得对同一事物或同一问题的多方面的认识与理解，这就是所谓“随机进入教学”。
随机进入式教学由以下几个环节组成：创设情境——随机进入——思维训练——协作学习——效果评价。
二、建构主义学习理论对教学设计的指导
建构主义理论的核心是：以学生为中心，强调学生对知识的主动探索、主动发现和对所学知识意义的主动建构。因此，我认为在进行教学设计时应该注意：
1.前期分析
（1）教学目标分析：教学目标应该包含知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观的多元体系，这样才有利于学习者的全面发展。
（2）学习者分析：了解学习者已有的知识水平、学习态度和心理特征，基于学习者原有的基础，找准学生的最近发展区。
2.学习环境设计：设计真实、丰富、多样的情境，激发学生主动学习，创设友好、合作、愉快的环境，鼓励学生协作学习。
3.学习活动设计：学生必须自己解决问题，教师只能尽量刺激学生的思维，激发和引导他们独立或合作解决问题。
4.自主学习设计：合理安排学习过程的各个元素，关键是要发挥学生的主动性、积极性，充分体现学生的主体作用。
5.学习评价设计：建立及时、有效、多元的反馈体系，同时鼓励学生对学习内容与学习过程进行自我评价、小组评价。发展学生自我反思、自我控制的技能，帮助学生完成意义建构。
三、“离子反应”的教学设计
根据建构主义学习理论，对“离子反应”的第一课时进行教学设计，采用支架式教学。
1.教学目标设计
（1）知识与技能：理解并区分电解质、非电解质；能够区分电解质与能导电的物质；了解电解质电离的过程，会书写常见酸、碱、盐的电离方程式，能够归纳出酸、碱、盐的定义；认识离子反应及通过实验探究离子反应发生的条件。
（2）过程与方法：培养学生运用归纳、类比、知识迁移的能力，通过实验观察与探究培养学生透过现象看本质的思辨能力，通过自主学习培养学生在网络中检索信息、辨别信息以及用科学方法分析问题的能力。
（3）情感态度价值观：激发学生学习化学的兴趣，培养学生严谨求实的科学态度和团结协作的精神。
2.学习者分析
学生已经理解了物质分类的方法，了解化合物可分为酸碱盐和氧化物。具备一定的观察、实验和思维能力。初步具备了通过互联网检索信息的技能。
3.学习环境设计
（1）任务情境的设计：①试试归纳单质、氧化物、酸、碱、盐、有机物与电解质、非电解质的关系。②小结判断一种物质是电解质还是非电解质的方法。③通过实验探究并归纳出离子反应发生的条件。
（2）媒体环境的设计：①运用多媒体动画模拟氯化钠溶解于水的过程，激发学生思考。②向学生提供网络等学习资源，便于学生查找资料解决问题。③课后提供“离子反应”Flash小游戏供学生下载回去玩。
（3）实验环境的设计：
①教师演示下列物质的导电性实验：铜、石墨、水、氯化钠晶体、氯化钠溶液、硫酸、稀硫酸、烧碱固体、烧碱溶液、无水酒精、蔗糖溶液、醋酸溶液。
②学生分组实验，提供下列药品和仪器：Na2SO4溶液、KCl溶液、BaCl2溶液、NaOH溶液、CuSO4溶液、稀盐酸、Na2CO3溶液、酚酞试液，小试管若干支，1个胶头滴管。
（4）协作环境的设计：学生每4人组成1个协作小组，共同查阅资料，交流问题，并整理出讨论结果，派代表发言。
4.学习活动设计
（1）教学过程设计：
搭建脚手架，进入问题情境
【实验引入】下列哪些物质能导电？在能够导电的物质旁边标记“√”。看看实验结果是否跟你推测的一样。（教师演示实验）
铜、石墨、水、氯化钠晶体、氯化钠溶液、硫酸、稀硫酸、烧碱固体、烧碱溶液、无水酒精、蔗糖溶液、醋酸溶液。
【学生】观察教师演示实验并记录实验现象。
【教师】从上面的实验结果中，你能够归纳出哪类物质在什么情况下可以导电？跟小组同学分享你的看法。
【学生】通过归纳、小组内交流，回答：金属单质可以导电；某些非金属单质可以导电；一些酸、碱、盐在水溶液里可以导电；某些有机物的水溶液可以导电；……
【教师】这些物质为什么可以导电？
【进入情境】多媒体动画模拟：氯化钠溶解于水的过程。
【学生】通过思考、小组内讨论，回答：金属单质能够导电是由于金属导体中存在自由电子。酸碱盐的水溶液可以导电是因为溶液中存在能够自由移动的离子。
【教师】什么是电解质和非电解质？
【学生】电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。
【教师】研究主题①哪类物质是电解质？哪类物质是非电解质？如何判断一种物质是电解质还是非电解质？
【教师启发】展示：知识小卡片——物质的微观构成。
【学生】提出假设：①与物质的微观构成粒子有关。
②与物质的分类有关。
【教师】研究主题②离子反应发生的条件是什么？
【教师启发】复分解反应发生的条件是什么？
【学生】复分解反应发生的条件是生成沉淀、气体或水。
【教师启发】沉淀、气体和水这三者有没有共同点？
【学生】沉淀、气体和水都是难电离的物质。
【教师启发】能否利用实验室提供的药品和仪器进行实验探究。
【学生】提出假设：离子反应发生的条件是溶液中的粒子结合成难电离的物质。
独立探索，思考方案
【学生独立思考完成】①归纳单质、氧化物、酸、碱、盐、有机物与电解质、非电解质的关系。（用交叉分类法表示）小结判断一种物质是电解质还是非电解质的方法。
②根据实验室提供的药品和仪器，设计实验证明：离子反应发生的条件是溶液中的粒子结合成难电离的物质。
小组合作，协作学习
【学生活动】学生每4人为一小组，交流各自的思考结果，再通过讨论、补充后确定本小组的最终结论及实验方案。教师审定（只要安全、合理的，就允许学生进行实验，是否能够达到实验目的让实践去检验）后，学生进行实验、记录现象、分析结果、得出结论。
组间交流，多元评价
【学生活动】学生以小组为单位，轮流派一名代表上台发言，展示本小组的实验方案及结论。在所有代表发言结束后可以有5分钟时间同学们自由提出质疑、提问或辩论，评出最佳方案。
点评归纳，总结提升
离子反应范文2
化还原反应主要看电子得失转移，化学式改写离子反应方程式是一个技巧。拆就是强电解质拆，溶解度表是一定要会背的，但切记强酸强碱和可溶性盐拆，微溶物质反应物时拆，生成物时不拆。
氧化还原反应化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。 氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一。自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。
（来源：文章屋网 ）
离子反应范文3
关键词:离子反应;图像;碳酸钠;盐酸
文章编号:1005-6629(2009)08-0104-03中图分类号:G633.8文献标识码:B
1例题分析
例1. 如图1表示的是向Na2CO3溶液中滴加稀盐酸产生CO2的过程:
(1)写出a点以前发生反应的离子方程式__________________。
(2)写出a点到b点发生反应的离子方程式 __________________。
(3)若某Na2CO3溶液中含有m mol Na2CO3,向其中滴入一定量的稀盐酸,恰好使溶液中的Cl-和HCO3-的物质的量之比为2∶1,则滴入的稀盐酸中HCl的物质的量等于_________mol(用m表示)。
分析:向Na2CO3溶液中滴加稀盐酸,在此过程中,先发生CO32-+H+=HCO3-、此过程无气体生成,当所有CO32-完全转化为HCO3-时,即a点。 a点到b点加入的盐酸不断和HCO3-结合生成CO2,即HCO3-+H+=H2O+CO2,CO2随盐酸的加入不断增多,直至HCO3-完全转变为CO2,即b点,而再加入盐酸,CO2的量因无反应而保持不变。
由化学反应方程Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl可知,Cl-和HCO3-的物质的量之比为1∶1,若要Cl-和HCO3-的物质的量之比为2∶1,必须发生NaHCO3+ HCl=NaCl+H2O+CO2反应,因此,反应在a点到b点之间,由钠元素守恒可知2n(Na2CO3) =n(NaCl)+n(NaHCO3),并且 n(NaCl)= 2n(NaHCO3),得n(NaCl)=4m/3 mol, 再由氯元素守恒可知n(HCl)=n(NaCl)=4m/3 mol。
答案:(1)CO32-+H+=HCO3-; (2)HCO3-+H+=H2O +CO2; (3)4m/3
例2. 向浓度相等、体积均为50 mL的A、B两份NaOH溶液中,分别通入一定量的CO2后,再稀释到100 mL。
(1)在NaOH溶液中通入一定量的CO2后,溶液中溶质的可能组成是
①_______;②_______;③_______;④_______。
(2)在稀释后的溶液中逐滴加入0.1 mol/L的盐酸,产生CO2的体积(标准状况)与所加盐酸的体积关系如图2所示。
①A曲线表明,原溶液通入CO2后,所得溶质与盐酸反应产生CO2的最大体积是___________mL(标准状况)。
②B曲线表明,原溶液通入CO2后,所得溶液中溶质的化学式为______________。
③原NaOH溶液的物质的量浓度为__________。
分析:在NaOH溶液中通入一定量的CO2,溶液中溶质的可能组成,可以认为是在NaOH溶液中不断通入CO2时,溶液中溶质的各种组成情况:①NaOH和Na2CO3;②Na2CO3;③Na2CO3和NaHCO3;④NaHCO3。
由钠元素守恒可知,75 mL时,溶液的溶质都只有NaCl,因此,无论以上四中情况中的哪一种,都是在75 mL时CO2体积一定,消耗盐酸体积相同。若只有Na2CO3,发生反应CO32-+H+=HCO3-和HCO3-+ H+=H2O+CO2,两步消耗盐酸体积相等,开始生成CO2前后,消耗盐酸体积之比为1∶1,开始生成气体应该为75/2 mL。曲线A:开始生成CO2前后,消耗盐酸体积之比25 mL小于(75-25)mL, 小于1∶1;所得溶液中溶质为Na2CO3和NaHCO3,同理, B曲线60 mL大于(75-60)mL,大于1∶1对应溶液中溶质为NaOH和Na2CO3。A曲线对应的原溶液通入CO2后,所得溶质与盐酸反应产生CO2的最大体积,也就是25 mL至75 mL盐酸发生NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2,产生的CO2,V(CO2)=0.1mol・L-1×(75-25)mL×10-3 L・mL-1×22.4 L・mol-1=112 mL。由钠元素守恒可知75 mL时,0.1 mol・L-1×75 mL×10-3 L・mL-1=50 mL×10-3 L・mL-1×C(NaOH), C(NaOH)=0.15 mol・L-1。
答案:(1)①NaOH和Na2CO3;②Na2CO3;③Na2CO3和NaHCO3; ④NaHCO3
(2)①112; ②NaOH和Na2CO3; ③0.15 mol・L-1
2 跟踪演练
跟踪演练1、将5.0 g Na2CO3、NaOH固体混合物完全溶解于水,配成溶液,然后向该溶液中逐滴加入1.0 mol・L-1的硫酸,所加硫酸的体积与产生CO2的体积(标准状况)关系如图3所示:
(1)写出从开始加入硫酸到A点发生反应的离子方程式__________________。
(2)当加入35 mL硫酸时,产生CO2的物质的量为__________________mol。
(3)计算原混合物中NaOH的质量分数__________________。
跟踪演练2、将一定浓度的NaOH溶液400 mL,平均分为A、B、C、D四等份,分别通入一定量的CO2,然后分别逐滴滴入0.1 mol・L-1的HCl溶液,标准状况下产生的CO2气体的体积与所加盐酸的体积关系图4所示。
试回答下列问题:
(1)原NaOH溶液的浓度为_______________。
(2)曲线A表明,A溶液中通入CO2后,溶液中的溶质为__________________________,其物质的量为__________________。
(3)曲线B表明,B溶液中通入CO2后,溶液中的溶质为_____________________________,其物质的量是__________________。
离子反应范文4
碘和碘离子反应平衡常数均为7、4乘以十的二次方，单位为升每摩尔。
化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数。
（来源：文章屋网 ）
离子反应范文5
2007年高考共有17套试卷中有化学试题，这些试题中对离子反应作了比较详尽的考查，下面对此作一些探讨：
1考查离子能否共存
例1：(2007年江苏卷-6)向存在大量Na+、Cl-的溶液中通入足量的NH3后，该溶液中还可能大量存在的离子组是
1.2 溶液中离子能否大量共存的解题策略
一看要求：即题干要求是判断离子的共存还是不共存。
二看条件：如碱性、酸性、无色，因发生氧化还原反应或加入某种物质不会产生气体或者沉淀，pH值、某指示剂变化，与Al反应放出H2等条件。
三看反应：看能否发生复分解反应、氧化还原反应、水解反应、配合反应。
2 考查离子方程式
例2：(2007年上海-8)下列反应的离子方程式正确的是
2.1 离子方程式的正误判断题的解题策略
(1)一看反应是否能发生，如果反应不能发生，当然也就没有离子方程式可言。
(2)二看反应是否在水溶液或熔融条件下进行，因为在这样条件下电解质可电离为自由移动的离子，才能发生离子反应。例如：如氯化铵固体与熟石灰固体之间经加热生成氨气的反应，就不能用离子方程式表示，只能用化学方程式表示：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3+2H2O； 又如 NaCl
固体与浓硫酸、Cu与浓硫酸的反应，只能用化学方程式表示：2NaCl+H2SO4(浓)2NaCl+2HCl， Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2+2H2O。
(3)三看符号运用是否正确，正确运用连接符号“”和“”及状态符号“”“”，强电解质的电离、不可逆反应、 双水解反应应用“ ”；弱电解质的电离、可逆反应、单水解反应应用“”。复分解反应、双水解反应生成的难溶物用“”，气体用“”；单水解反应生成的难溶物不用“”，气体不用“”。
(7)七看是否守恒，一个正确的离子方程式，不仅要遵循物质质量守恒，还要遵循电荷守恒。即反应前后各元素的原子个数要相等，方程式两边离子所带电荷数也应相等。如硫酸亚铁溶液中加入过氧化氢溶液写成：Fe2++2H2O2+4H+=Fe3++4H2O就错了。虽然反应前后各元素原子个数相等，但两边电荷数不等。正确的写法是：2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O。
分别取它们的水溶液进行实验，结果如下：
①A溶液与B溶液反应生成白色沉淀，沉淀可溶于E溶液；
②A溶液与C溶液反应生成白色沉淀，沉淀可溶于E溶液；
③A溶液与D溶液反应生成白色沉淀，沉淀可溶于盐酸；
④B溶液与适量D溶液反应生成白色沉淀，加入过量D溶液，沉淀量减少，但不消失。
据此推断它们是
A_____________；B_____________；
C_____________；D_____________；
E_____________。
例4：(2007北京理综-27)(17分)某课外小组对一些金属单质和化合物的性质进行研究。
(1)下表为“铝与氯化铜溶液反应”实验报告的一部分：
按反应类型写出实验中发生反应的化学方程式各一个(是离子反应的只写离子方程式)
置换反应_______________________；
化合反应_______________________。
(2)用石墨作电极，电解上述实验分离出的溶液，两极产生气泡。持续电解，在阴极附近的溶液中还可以观察到的现象是_____________。
解释此现象的离子方程式是_______________。
(3)工业上可用铝与软锰矿(主要成分为MnO2)反应来炼锰。
①用铝与软锰矿冶炼锰的原理是(用化学方程式来表示)_________。
②MnO2在H2O2分解反应中作催化剂。若将适量MnO2加入酸化的H2O2的溶液中，MnO2溶解产生Mn2+，该反应的离子方程式是_______________。
解析：(1)氯化铜溶液反应中Cu2+水解，Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+，将打磨过的铝片(过量)放入一定浓度的CuCl2溶液中：2Al+6H+ 2Al3++3H2，2Al+3Cu2+ 2Al3++3Cu。红色固体用蒸馏水洗涤后，置于潮湿空气中会发生吸氧腐蚀： 2Cu+O2+H2O+CO2 Cu2(OH)2CO3。
(2)根据离子的放电顺序规律可知：用石墨作电极电解上述实验分离出的溶液，阳极上是Cl-放电；阴极上是H+放电， 留下OH-， 而OH-又和Al3+反应生成Al(OH)3沉淀， 过量的OH-又和Al(OH)3反应而使其溶解。
(3)①联想铝热反应便可做答。
②由“若将适量MnO2加入酸化的H2O2的溶液中，MnO2溶解产生Mn2+，”可知H2O2中的-1价的氧变成0价的氧。
答案：(1)2Al+6H+ 2Al3++3H2，2Al+3Cu2+2Al3++3Cu
2Cu+O2+H2O+CO2Cu2(OH)2CO3
(2)白色沉淀生成后，沉淀逐渐溶解至消失
离子反应范文6
弱电解质的电离
一、电解质和非电解质
电解质、非电解质、电离的概念，强电解质、弱电解质的概念。
二、弱电解质的电离程度和电离平衡
（一）弱电解质电离平衡的建立：在一定条件下（如：温度、压强），当弱电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（二）电离平衡的特征：具有“
”、“
”、“
”、“
”的特征。
（三）电离平衡常数和电离度
1．电离平衡常数：是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。
HA
H+
+
A－
注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；
（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越
（填“大”或“小”）；
（3）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用Ka表示弱酸的电离平衡常数，用Kb表示弱碱的电离平衡常数。Ka越大，弱酸的酸性越强；Kb越大，弱碱的碱性越强。多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级减小。
2．电离度
弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
（四）影响弱电解质电离平衡移动的因素
1．浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。即稀释
电离。
思考：此规律用电离平衡常数如何解释？
2．温度：因为电离是吸热的，因此升温
（填“促进”或“抑制”）电离。
3．加入其它电解质
（1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡
移动，电离度
；
（2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡
移动，电离度
。
思考1：0.1mol/L
CH3COOHCH3COO—
+
H+
平衡移动
H+数目
c（H+）
c（CH3COO-）
电离平衡常数
电离度
溶液的导电能力
NaOH(s)
HCl(g)
NaAc(s)
Na2CO3(s)
加热
冰醋酸
水
思考2：一元强酸与一元弱酸的比较
（1）相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl
CH3COOH
c（H+）
中和酸所用NaOH的物质的量
与过量Zn反应产生H2的体积
与Zn反应的起始反应速率
（2）相同c(H+)、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl
CH3COOH
酸的浓度
中和所用NaOH的物质的量
与过量Zn反应产生H2的体积
与Zn反应
起始反应速率
反应过程速率
［例2］已知磷酸是中强度的三元酸，试分析磷酸的各步电离，并用电离平衡理论加以解释。讨论：磷酸与磷酸钠在同一溶液中能大量共存吗？为什么？
［例3］在0.2mol/L氨水中存在下列平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－，请就可变外界条件时，平衡及溶液中某些项目的改变填写下表：
改变条件
平衡移动方向
pH
c(NH4＋)
微热（设溶质不挥发）
通入氨气至饱和
通少量HCl气体
加少量NaOH固体
加少量NH4Cl固体
加水稀释
［例4］已知常温下一水合氨的Kb＝1.75×10－5，试回答下列问题：
（1）当向该溶液中加入一定量的NaOH固体时，平衡常数是否变化（设温度不变）？c(OH－)是否变化？
（2）若氨水的起始浓度为0.01mol/L，平衡时c(OH－)是多少？
水的电离和溶液的pH值
一、水的电离：
水是一种极弱的电解质，存在电离平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为：H2OH＋＋OH－
根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式，应有
室温时，1L纯水中（即55.56mol/L）测得只有1×10－7molH2O发生电离，电离前后H2O的物质的量几乎不变，故c（H2O）可视为常数，上式可表示为：c（H＋）·c（OH
－）＝K电离·c（H2O） K电离与常数c（H2O）的积叫做水的离子积常数，用KW
表示，室温时：KW＝c（H＋）·c（OH
－）＝1×10－14
1、水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O＋和OH－，发生电离的水分子所占比例很小；
2、水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的KW增大，100℃时Kw
＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－12
3、水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱和盐的稀溶液，任何溶液中由水电离的c（H＋）与c（OH
–）总是相等的；
4、含有H＋的溶液不一定是酸，同样含OH
－的溶液也不一定是碱，在任何水溶液中都存在H＋和OH
－，溶液显酸性、中性、还是碱性，主要由c（H＋）和c（OH－）的相对大小决定；
5、在酸、碱和盐的稀溶液中，均存在水的电离平衡，也就是水溶液中都是H＋、OH－共存的。水溶液中都存在Kw＝c（H＋）·c（OH－）（Kw
25℃＝10－14）；
6、酸、碱由于电离产生的H＋或OH－对水的电离平衡起抑制作用，使水的电离程度减小，而某些盐溶液中由于Ac－、NH4＋等“弱离子”因结合水电离出的H＋或OH－能促进水的电离平衡，使水的电离程度增大，但无论哪种情况，只要温度不变，KW就不变。
二、溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性与溶液中c（H＋）和c（OH－）的关系：
中性溶液c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol/L
酸性溶液c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7mol/L
碱性溶液c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7mol/L
但由于我们经常用到c（H＋）很小的溶液，如c（H＋）＝1×10－7mol/L的溶液，用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱。pH表示c（H＋）的负对数，那么，溶液的酸碱性与溶液的pH值的关系为：pH＝－lg
c（H＋）
中性溶液c（H＋）＝1×10－7mol/L
pH＝7；
酸性溶液c（H＋）＞1×10－7mol/L
pH＜7
碱性溶液c（H＋）＜1×10－7mol/L
pH＞7
1、溶液的酸碱性是指溶液中c（H＋）与c（OH－）的相对大小，当c（H＋）＞c（OH－）时，溶液显酸性，当c（H＋）＜
c（OH－）时，溶液显碱性，在未注明条件时，不能用pH值等于多少或c（H＋）与1×10－7mol/L的关系来判断溶液的酸、碱性。一般未注明条件都是指常温；
2、酸溶液不一定就是酸，也可能是某些盐溶液，同样，碱溶液也不一定是碱；
3、水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H＋）与c（OH－）总是相等；
4、任何电解质溶液中，H＋与OH－总是共存，c（H＋）与c（OH－）此消彼长，但只要温度不变，则Kw
＝c（H＋）·c（OH－）不变；
5、酸性溶液中c（H＋）越大，酸性越强，pH越小；碱性溶液中c（OH－）越大，c（H＋）越小，pH越大，碱性越强；
6、pH的适应范围：稀溶液，0～14之间；
7、pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂
变色范围的pH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
＞4.4黄色
酚酞
＜8无色
8～10浅红
＞10红色
8、pH值的测定也可以用pH试纸――最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润pH试纸；②只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
先求c(H＋）混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）c(H＋)混
＝（c(H＋)1V1＋c(H＋)2V2）/（V1＋V2）
2、强碱与强碱的混合：
先求c(OH－)混：将两种酸中的OH－离子数相加除以总体积，再求其它）c(OH－)混＝（c(OH－)1V1＋c(OH－)2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接计算c(H＋）混）
3、强酸与强碱的混合：
先据H＋＋OH－
＝H2O计算余下的H＋或OH－，H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求c(H＋）混；OH－有余，则用余下的OH－数除以溶液总体积求c(OH－)混，再求其它
注意点：
（1）在加法运算中，浓度相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
（2）混合液的pH值是通过计算混合液的c(H＋）混或c(OH－)混求解的，因此，计算时一定要遵循“酸按酸”、“碱按碱”的原则进行。
（3）不同体积的溶液相互混合时，混合后溶液的体积都会发生改变，但在不考虑溶液体积的变化时，我们可近似认为体积具有加和性，即混合后体积等于原体积的和，当题目给出混合后溶液的密度时，则不能运用体积的加和性来计算溶液的体积，而应该用质量与密度的关系求算溶液的体积。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n
（但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n
（但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n
（但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n
（但始终不能小于或等于7）
注意点：
（1）常温下不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7。
（2）稀释时，弱酸、弱碱电离程度增大，弱电解质电离产生的离子增多，溶液中c（H＋）和c（OH－）变化较慢，因此溶液的pH变化得慢，强酸、强碱则没有电离程度的影响，所以变化得快。
（3）相同pH的强酸（强碱）溶液与弱酸（弱碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（强碱）变化比弱酸（弱碱）的变化幅度要大，可利用这一点来判断弱电解质的相对强弱。
［例1］常温下，10－4mol/L
的盐酸溶液中，c（OH－）＝
mol/L，将上述盐酸稀释10倍，溶液中c（H＋）＝
mol/L、c（OH－）＝
mol/L；将上述溶液稀释10000倍，溶液中c（H＋）＝
mol/L 、c（OH－）＝
mol/L。
［例2］pH＝2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到1000mL，其pH值与溶液体积V的关系如图所示。下列说法正确的是
（
）
A．A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等
B．稀释后，A溶液的酸性比B溶液强
C．a＝5时，A是强酸，B是弱酸
D．若A、B都是弱酸，则5＞a＞2
［例3］将pH＝8的氢氧化钠溶液与pH＝10的氢氧化钠溶液等体积混合后，溶液中的氢离子浓度最接近于
（
）
A、mol·L－1
B、mol·L－1
C、（10－8＋10－10）mol·L－1
D、2×10－10
mol·L－1
［例4］50mLpH＝1的硫酸和盐酸的混合液与50mL的Ba（OH）2溶液相混合，充分反应后过滤，得到沉淀0.466g，滤液的pH为13。
（1）混合酸液中SO42－和Cl－的物质的量浓度
；
（2）Ba（OH）2的物质的量浓度
。
［例5］已知HCO3－比HBrO更难电离，但HBrO的酸性比H2CO3弱，写出以下反应的离子方程式：
