第三節(jié)鹽類(lèi)水解第3課時(shí)鹽類(lèi)水解中離子濃度大小比較及守恒規(guī)律

第三章水溶液中的離子平衡第三節(jié)鹽類(lèi)的水解第三課時(shí)知識(shí)回顧1、下列物質(zhì)的水溶液中，除了水分子外，不存在其它分子的是(

)A.HNO3B.NH4NO3C.Na2S

D.HClO2、物質(zhì)的量相同的下列溶液，由水電離出的H+濃度由大到小的順序是(

)①NaHSO4②NaHCO3③Na2CO3④Na2SO4A.④③②①B.①②③④C.③②④①D.③④①②AC1、電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步①弱電解質(zhì)電離是微弱的c(NH3·H2O)>c(OH–)>

c(NH4+)>

c(H+)c(H2S)>c(H+)>c(HS–)>c(S2–)>c(OH–)五、水溶液中微粒濃度的大小比較：如：NH3·H2O溶液中：如：H2S溶液中：對(duì)于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。2、水解理論：①弱離子由于水解而損耗。c(K+)>c(Al3+)②水解是微弱③多元弱酸水解是分步，主要決定第一步c(Cl–)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3·H2O)

>c(OH–)c(CO3–)>c(HCO3–)>c(H2CO3)

如：NH4Cl溶液中：五、水溶液中微粒濃度的大小比較：如：KAl(SO4)2

溶液中：如：Na2CO3

溶液中：?jiǎn)嗡獬潭群苄?，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。1、電荷守恒如：NH4Cl溶液中陽(yáng)離子：NH4+H+

陰離子：Cl–OH–

正電荷總數(shù)

=負(fù)電荷總數(shù)n(NH4+

)+n(H+

)=n(Cl–)+n(OH–)溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。c(NH4+)+c(H+)=c(Cl–)+c(OH–)六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系1、電荷守恒陽(yáng)離子：Na+

、H+

陰離子：

OH–

、

S2–

、

HS–c(Na+

)+c(H+)=c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等?！哒姾煽倲?shù)=負(fù)電荷總數(shù)六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系如：Na2S溶液Na2S=2Na++S2–

H2O

H++OH–S2–+H2OHS–+OH–

HS–+H2OH2S+OH–

2、物料守恒（元素或原子守恒）溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不變的。是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和?！?/p>

c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+

c

(HCO3–)+

c

(H2CO3)

=amol/L（元素或原子守恒）即

c(Na+):c(C)＝2:1六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系如：amol/L的Na2CO3溶液中Na2CO3=2

Na++CO32–

H2O

H++OH–

CO32–

+H2O

HCO3–

+OH–HCO3–

+H2O

H2CO3

+OH–

因此：c(Na+

)=

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素或原子守恒）∵

c(Na+):c(S)＝2:1六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系Na2S=2

Na++S2–

H2OH++OH–S2–

+H2OHS–

+OH–HS–

+H2OH2S

+OH–

如：Na2S溶液如：NaHCO3溶液2、物料守恒是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。（元素或原子守恒）∵

c(Na+):c(C)＝1:1因此c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+

c(H2CO3)六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系3、質(zhì)子（H+）守恒電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等。如：NH4Cl溶液中c(H+)=c(NH3·H2O)+c(OH–)+

c(NH3)

六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系c(NH4+)+c(H+)=c(Cl–)+c(OH–)

c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)+c(NH3)電荷守恒:物料守恒:質(zhì)子守恒:六、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系試一試：寫(xiě)出醋酸鈉溶液中的三個(gè)守恒關(guān)系。如：Na2S溶液電荷守恒:物料守恒:質(zhì)子守恒:c(Na+

)+c(H+)=c(OH–)+2c(S2–)+c(HS–

)c(Na+

)=2c(S2–)+2

c(HS–)+

2c(H2S)

c(H+)+

c(HS–)+

2c(H2S)=c(OH–)例1：在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，關(guān)系正確的是()A.c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)B.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(H+)C.c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＝c(OH–)＞c(H+)

D.c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH–)

AB例2：用均為0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO–)＞c(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是()

A.c(OH–)＞c(H+)

B.c(CH3COOH)＋c(CH3COO–)＝0.2mol/L

C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO–)

D.c(CH3COO–)

＋c(OH–)＝0.2mol/L七、如何判斷弱電解質(zhì)現(xiàn)以弱酸為例進(jìn)行分析，常見(jiàn)的判斷方法有：1、測(cè)定已知物質(zhì)的量濃度的酸的pH。如已知酸HB物質(zhì)的量濃度為0.01mol/L，若pH=2，則為強(qiáng)酸，若pH>2，則為弱酸。2、取一定體積的酸HB溶液，測(cè)定pH。然后稀釋至體積擴(kuò)大10倍，再測(cè)定pH，若pH增大1個(gè)單位，則為強(qiáng)酸，若pH增大小于1個(gè)單位，則為弱酸。3、取酸HB對(duì)應(yīng)的鈉鹽溶液，測(cè)定其pH。若pH=7，則為強(qiáng)酸，若pH>7，則為弱酸。4、取體積和pH相同的酸HB和鹽酸，分別加入足量的鋅粒，若HB產(chǎn)生H2的速率大且量多，說(shuō)明HB是弱酸。5、分別取等體積等pH的酸HB和鹽酸，中和NaOH能力強(qiáng)的為弱酸。6、分別取相同物質(zhì)的量濃度的酸HB溶液和鹽酸，測(cè)其導(dǎo)電性。若酸HB溶液的導(dǎo)電能力弱，說(shuō)明HB為弱酸。7、分別取相同pH的酸HB溶液和鹽酸，向HB中加入NaB晶體，向HCl中加入NaCl晶體，振蕩，晶體溶解后，鹽酸的pH幾乎不變，若酸HB溶液的pH增大，說(shuō)明HB為弱酸。七、如何判斷弱電解質(zhì)1、將10mL0.2mol/L氨水和10mL0.1mol/L鹽酸混合后,溶液里各種離子物質(zhì)的量濃度的關(guān)系是()A.c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)