3.3.3電解質(zhì)溶液中微粒間的關(guān)系課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第4課時(shí)

電解質(zhì)溶液中微粒間的關(guān)系第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第3節(jié)鹽類的水解1.會(huì)分析判斷常見電解質(zhì)(酸、堿、鹽)溶液中的粒子種類。2.會(huì)分析單一溶液中的粒子濃度的比較。3.掌握電解質(zhì)溶液中粒子濃度間的三個(gè)守恒關(guān)系。核心素養(yǎng)

發(fā)展目標(biāo)核心素養(yǎng)

發(fā)展目標(biāo)一、水溶液中的三大守恒1.電荷守恒溶液中陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)=陽離子所帶的正電荷總數(shù)【例】0.1mol/LNH4Cl溶液中的電荷守恒式：n(NH4+)+n(H+)=n(Cl–)+n(OH–)即：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl–)+c(OH–)【例】0.1mol/LNa2CO3

溶液中的電荷守恒式：n(Na＋)＋n(H＋)＝n(OH－)＋n(HCO3－)＋2n(CO32－)即：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)。注意陰、陽離子濃度乘自身所帶的電荷數(shù)建立等式一、水溶液中的三大守恒2.元素守恒（物料守恒）溶液中某一元素的原始濃度等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和【例】0.1mol/LNH4Cl溶液中的物料守恒式：c(Cl–)=c(NH4+)初始=0.1mol/L則有：c(Cl–)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)

一、水溶液中的三大守恒【練習(xí)】寫出下列0.1mol/L的Na2CO3溶液中的元素守恒式：

c(Na＋)＝2[c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)]

一、水溶液中的三大守恒3.質(zhì)子守恒電解質(zhì)在水溶液中發(fā)生電離或水解時(shí)，存在H+轉(zhuǎn)移。質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的H＋總數(shù)等于粒子接受的H＋總數(shù)?！纠?.1mol/LNa2S溶液中的質(zhì)子守恒式：S2-H2O+2H+H2S+

H+HS-H3O++

H+OH--

H+則有質(zhì)子守恒：c(OH–)

=c(H+)+c(HS-)+

2c(H2S)一、水溶液中的三大守恒質(zhì)子守恒與電荷守恒、物料守恒之間的關(guān)系：通過聯(lián)立電荷守恒和原子守恒，消去與得到或給出質(zhì)子無關(guān)的粒子即可得到質(zhì)子守恒。如：NH4Cl溶液中：將②代入①得質(zhì)子守恒：c(OH–)+c(NH3·H2O)=c(H+)物料守恒：c(Cl–)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)

②電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl–)+c(OH–)①一、水溶液中的三大守恒(2)0.1mol·L－1Na2S溶液中：c(H＋)＝c(OH－)－2c(H2S)－c(HS－)。答案不正確答案正確答案不正確答案正確【思考與討論】0.1mol/L的H2CO3溶液和Na2CO3溶液中存在哪些微粒？如何比較各微粒間的濃度大小關(guān)系？二、水溶液中的兩個(gè)平衡1.電離平衡（2）多元弱酸電離分步進(jìn)行，主要取決于第一步（1）

弱電解質(zhì)電離是微弱的，水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。

eg：0.1mol/LH2S溶液中各微粒的濃度大?。縞(H2S)>c(H+)>c(HS–)>c(S2–)>c(OH–)c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)二、水溶液中的兩個(gè)平衡2.水解平衡（2）多元弱酸水解是分步的，主要取決于第一步（1）弱離子由于水解而損耗，水解是微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。

eg：0.1mol/LNa2CO3溶液中含碳微粒的濃度大小？c(CO3–)>c(HCO3–)>c(H2CO3)c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)三、水溶液中的離子濃度大小的比較1.單一溶液（1）弱酸或弱堿溶液:只需考慮弱電解質(zhì)和水的電離多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析知：一級(jí)電離＞二級(jí)電離＞三級(jí)電離。例如，0.1mol·L－1H3PO4溶液中離子濃度間的關(guān)系是___________________________

。

三、水溶液中的離子濃度大小的比較1.單一溶液（2）強(qiáng)堿弱酸（或強(qiáng)酸弱堿）鹽溶液：考慮弱酸（堿）根的水解和水的電離

c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)（3）弱酸弱堿鹽溶液：考慮水解的相對強(qiáng)弱（4）多元弱酸的酸式鹽溶液：考慮弱酸根的水解與電離程度的相對大小

三、水溶液中的離子濃度大小的比較c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S)＞c(H＋)＞c(S2－)三、水溶液中的離子濃度大小的比較②若離子的水解程度小于電離程度，溶液呈酸性。例如，0.1mol·L－1NaHSO3溶液中存在：溶液中微粒濃度大小關(guān)系為_____________________________________

。第5課時(shí)

溶液中粒子濃度大小比較第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第3節(jié)鹽類的水解能分析不同類型的混合溶液中粒子濃度的關(guān)系，培養(yǎng)證據(jù)推理和模型認(rèn)知的化學(xué)核心素養(yǎng)。

核心素養(yǎng)

發(fā)展目標(biāo)三、水溶液中的離子濃度大小的比較1.不同溶液中同一粒子濃度大小的比較要考慮溶液中其他離子對該離子的影響，如：在相同濃度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，c()由大到小的順序：

。④>⑤>③>①>②三、水溶液中的離子濃度大小的比較2.兩種溶液混合（1）只混合不反應(yīng)——等濃度的弱酸或弱堿與其鹽溶液等體積混合①分子的電離常數(shù)大于對應(yīng)離子的水解常數(shù)例如等物質(zhì)的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中存在：NH3·H2O的電離：混合溶液中粒子濃度大小順序?yàn)?/p>

。c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)三、水溶液中的離子濃度大小的比較2.兩種溶液混合因?yàn)樗獬潭龋倦婋x程度，故混合溶液呈

性。溶液中粒子濃度大小順序?yàn)開______________________________________。堿c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)三、水溶液中的離子濃度大小的比較2.兩種溶液混合（2）兩溶液混合能發(fā)生反應(yīng)經(jīng)過反應(yīng)后離子濃度大小比較，主要根據(jù)反應(yīng)物的物質(zhì)的量以及化學(xué)反應(yīng)原理確定反應(yīng)后溶液中的溶質(zhì)成分，再考慮溶質(zhì)的電離和水解情況，從而確定離子濃度的大小。三、水溶液中的離子濃度大小的比較2.兩種溶液混合練習(xí)：(1)0.1mol·L－1的氨水與0.1mol·L－1的硫酸等體積混合。①混合液中溶質(zhì)為

，其濃度為

mol·L－1。②溶液中含有的粒子有

。NH4HSO40.05③寫出上述溶液中離子濃度由大到小的順序：____________________

。>c(OH－)三、水溶液中的離子濃度大小的比較2.兩種溶液混合(2)0.1mol·L－1CH3COONa與0.1mol·L－1鹽酸等體積混合。①混合液中溶質(zhì)為

。②溶液中含有的粒子有________________________________________

。③溶液中粒子(水分子除外)濃度由大到小的順序：_________________

。CH3COOH、NaClCH3COOH、H2O、Na＋、Cl－、CH3COO－、H＋、OH－c(Na＋)＝c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)三、水溶液中的離子濃度大小的比較2.兩種溶液混合(3)0.2mol·L－1NH4Cl與0.1mol·L－1NaOH等體積混合，混合液中的溶質(zhì)為

，三者的物質(zhì)的量濃度

，溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)?/p>