00知識清單電解質(zhì)溶液中的平衡(必背知識課前誦讀)

弱電解質(zhì)的電離平衡【知識網(wǎng)絡(luò)】【核心知識梳理】一、電離平衡狀態(tài)1．概念：在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等，溶液中各分子和離子的濃度都不再發(fā)生變化，電離過程就達到了電離平衡狀態(tài)2．建立過程3．電離平衡的特征①弱：研究對象是弱電解質(zhì)②等：弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等=3\*GB3③動：電離平衡是一種動態(tài)平衡，即1molCH3COOH電離同時則有1molCH3COOH分子形成④定：條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子⑤變：條件改變時，電離平衡發(fā)生移動，各粒子的濃度要發(fā)生改變4．電離平衡的影響因素(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濃度：電解質(zhì)溶液的濃度越小，它的電離程度就越大(越稀越電離)；濃度越大，電離程度越小a．同一弱電解質(zhì)，稀釋溶液時，電離平衡將向電離的方向移動，電離程度增大，但溶液中離子濃度不一定變大，如：弱酸HA溶液稀釋時，c(HA)、c(H＋)、c(A－)均減小(參與平衡建立的微粒)，但c(OH－)會增大b．增大溶液的物質(zhì)的量濃度，電離平衡將向電離方向移動，但電解質(zhì)的電離程度減小②溫度：弱電解質(zhì)的電離一般是吸熱過程，升高溫度使電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大③同離子效應(yīng)——加入具有相同離子的物質(zhì)加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動，電離程度減?、芑瘜W反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子發(fā)生反應(yīng)的離子時，電離平衡向電離方向移動以0.1mol·L－1CH3COOHCH3COO－＋H+為例平衡移動方向電離程度n(H＋)c(H＋)c(CH3COO－)c(CH3COOH)導(dǎo)電能力平衡常數(shù)Ka加水稀釋右增大增大減小減小減小減弱不變加冰醋酸右減小增大增大增大增大增強不變升溫右增大增大增大增大減小增強增大加CH3COONa(s)左減小減小減小增大增大增強不變通入HCl(g)左減小增大增大減小增大增強不變加NaOH(s)右增大減小減小增大減小增強不變加Na2CO3(s)右增大減小減小增大減小增強不變加入鎂粉右增大減小減小增大減小增強不變二、電離平衡常數(shù)1．電離常數(shù)(1)概念：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，又稱電離常數(shù)，用K表示(2)電離平衡常數(shù)的表示方法：如弱電解質(zhì)ABA＋＋B－K＝eq\f(cA＋·cB－,cAB)(在此計算公式中，離子濃度都是平衡濃度，酸一般用Ka表示，堿用Kb表示)=1\*GB3①一元弱酸的電離平衡常數(shù)：CH3COOHCH3COO－＋H＋Ka＝eq\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH)=2\*GB3②一元弱堿的電離平衡常數(shù)：NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)=3\*GB3③多元弱酸的電離平衡常數(shù)：多元弱酸的電離是分步進行的，每步各有電離平衡常數(shù)，通常用K1、K2等來分別表示H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cH＋·cCO\o\al(2－,3),cHCO\o\al(－,3))多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Ka1?Ka2，第一級電離程度較大，第一步電離產(chǎn)生的H+，對第二級、第三級電離起抑制作用，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定=4\*GB3④弱堿的電離平衡常數(shù)：由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用難溶物的溶度積常數(shù)(3)意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對應(yīng)酸或堿的酸性或堿性相對越強(4)特點①電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度、酸堿性無關(guān)，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大②多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2……所以其酸性主要取決于第一步電離(5)電離常數(shù)的應(yīng)用①判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強如：相同溫度下，根據(jù)三種酸的電離常數(shù)，則三種酸的強弱關(guān)系：HZ>HY>HX酸HXHYHZ電離平衡常數(shù)9×10－79×10－61×10－2②定量判斷電離平衡移動的方向、解釋移動的原因如：0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋，平衡移動方向的判斷，溶液中c(H＋)的變化情況CH3COOHH＋＋CH3COO－原平衡：c(CH3COOH)c(H＋)c(CH3COO－)假設(shè)稀釋eq\f(cCH3COOH,n)eq\f(cH＋,n)eq\f(cCH3COO－,n)至n倍后：Q＝eq\f(\f(cH＋,n)·\f(cCH3COO－,n),\f(cCH3COOH,n))＝eq\f(cH＋·cCH3COO－,n·cCH3COOH)＝eq\f(Ka,n)<Ka(n>1)，所以電離平衡向電離方向移動，移動的結(jié)果使c(CH3COOH)減小，由于平衡常數(shù)不變，故c(H＋)和c(CH3COO－)都必然減小③判斷溶液微粒濃度比值的變化，利用溫度不變，電離常數(shù)不變來判斷如：把0.1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋，eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)＝eq\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）·c（H＋）)＝eq\f(Ka,c（H＋）)，稀釋時，c(H＋)減小，Ka不變，則eq\f(c（CH3COO－）,c（CH3COOH）)變大④判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離常數(shù)越大，對應(yīng)鹽的水解程度越小，鹽溶液的堿性(或酸性)越弱如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性強，則相同濃度時，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的堿性強=5\*GB3⑤判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”規(guī)律。如：已知25℃時弱酸的電離平衡常數(shù)HCN：Ka＝4.9×10－10，H2S：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－15，則反應(yīng)Na2S＋HCN=NaHS＋NaCN能發(fā)生，原因是：根據(jù)電離平衡常數(shù)的關(guān)系，電離氫離子的能力(酸性)：H2S>HCN>HS－，所以反應(yīng)Na2S＋HCN=NaHS＋NaCN可以發(fā)生又如：H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11，苯酚(C6H5OH)：Ka＝1.3×10－10，向苯酚鈉(C6H5ONa)溶液中通入的CO2不論是少量還是過量，其化學方程式均為C6H5ONa＋CO2＋H2O=C6H5OH＋NaHCO3=6\*GB3⑥計算常溫下一定濃度的弱酸或弱堿溶液中的c(H＋)或c(OH－)如：已知25℃時某弱酸HX的電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5，計算0.1mol·L－1的HX溶液中H＋濃度是多少？HXH＋＋X－起始：c(HX)00平衡：c(HX)－c(X－)c(H＋)c(X－)[約等于c(H＋)]則Ka＝eq\f(cH＋·cX－,cHX－cX－)≈eq\f(c2H＋,cHX－cH＋)，由于弱電解質(zhì)的電離程度很小，c(HX)－c(H＋)≈c(HX)c(H＋)≈eq\r(Ka·cHX)＝eq\r(1.75×10－5×0.1)mol·L－1≈1.32×10－3mol·L－12．電離度(1)概念：在一定條件下的弱電解質(zhì)達到電離平衡時，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)分子總數(shù)的百分比(2)表示方法(3)影響因素溫度的影響升高溫度，電離平衡向右移動，電離度增大；降低溫度，電離平衡向左移動，電離度減小濃度的影響當弱電解質(zhì)溶液濃度增大時，電離度減??；當弱電解質(zhì)溶液濃度減小時，電離度增大(4)一元弱酸、一元弱堿電離度的計算①一元弱酸：HAH+＋A—②一元弱堿：BOHB+＋OH—如：濃度相同的HCl、CH3COOH，溶液中H+濃度關(guān)系為：前者＞后者H+濃度相同的HCl、CH3COOH，則HCl分子、CH3COOH分子的濃度的關(guān)系為：前者＜后者(5)電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系——電離平衡常數(shù)與電離度(α)的關(guān)系(以一元弱酸為例)25℃，cmol·L－1的弱酸HA，設(shè)電離度為αCH3COOHCH3COO－＋H＋起始濃度/mol·L－1c00變化濃度/mol·L－1c酸·αc酸·αc酸·α平衡濃度/mol·L－1c酸－c酸·αc酸·αc酸·α電離平衡常數(shù)Ka＝eq\f(c酸·α2,c酸·1－α)＝eq\f(c酸·α2,1－α)，由于α很小，可認為1－α≈1則Ka＝c酸·α2，α＝eq\r(\f(Ka,c酸))(越稀越電離)則：c(H＋)＝c酸·α＝三、強酸(堿)與弱酸(堿)的比較1．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較項目酸c(H＋)pH溶液的導(dǎo)電性中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率鹽酸大小強相同相同大醋酸溶液小大弱小(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較項目酸c(H＋)c(酸)溶液的導(dǎo)電性中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量開始與金屬反應(yīng)的速率鹽酸相同小相同小少相同，反應(yīng)過程中醋酸的快醋酸溶液大大多2．一元強酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像加水稀釋相同的倍數(shù)加水稀釋到相同的pH醋酸的pH大鹽酸加入的水多(2)相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋的圖像加水稀釋相同的倍數(shù)加水稀釋到相同的pH鹽酸的pH大醋酸加入的水多四、判斷HA為一元弱酸的兩種常用方法實驗方法結(jié)論=1\*GB3①測0.01mol·L1HA溶液的pHpH=2，HA為強酸；pH>2，HA為弱酸=2\*GB3②室溫下測NaA溶液的pHpH=7，HA為強酸；pH>7，HA為弱酸=3\*GB3③相同條件下，測相同濃度的HA溶液和鹽酸(強酸)的導(dǎo)電性若導(dǎo)電性相同，則HA為強酸；若導(dǎo)電性較鹽酸弱，則HA為弱酸=4\*GB3④測定同pH的HA與HCl溶液稀釋相同倍數(shù)后的pH變化若ΔpH(HA)=ΔpH(HCl)，HA是強酸；若ΔpH(HA)<ΔpH(HCl)，HA是弱酸=5\*GB3⑤測定等體積、等pH的HA溶液和鹽酸分別中和NaOH的量若消耗NaOH的量相同，則HA為強酸；若HA溶液消耗NaOH的量較鹽酸多，則HA為弱酸=6\*GB3⑥往同濃度的HA和HCl中投入相同的Zn粒開始反應(yīng)速率快的為強酸；開始反應(yīng)速率慢的為弱酸=7\*GB3⑦從升高溫度后pH的變化判斷若升高溫度，溶液的pH明顯減小，則是弱酸；若升高溫度，溶液的pH變化幅度小，則是強酸水的電離和溶液的pH【知識網(wǎng)絡(luò)】【核心知識梳理】一、水的電離與水的離子積常數(shù)1．水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，水的電離方程式為H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－2．水的電離平衡常數(shù)：因為水的電離極其微弱，在室溫下1L純水(即55.6mol)只有1×10－7molH2O電離，電離前后H2O的物質(zhì)的量幾乎不變，因此c(H2O)可以視為常數(shù)，上式可表示為：c(H+)·c(OH—)＝K電離·c(H2O)。其中常數(shù)K電離與常數(shù)c(H2O)的積作為一新的常數(shù)，叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，記作KW，即KW=c(H＋)·c(OH—)3．水的離子積常數(shù)(KW)(1)表達式：KW＝c(H＋)·c(OH－)，室溫時，KW＝1.0×10－14(2)影響因素：KW只受溫度影響，由于水的電離是吸熱過程，溫度升高，KW增大4．影響水的電離平衡的因素(1)溫度(升高溫度，促進水的電離)：水的電離是吸熱過程，升高溫度，水的電離平衡向正方向移動，電離程度增大，c(H＋)和c(OH－)均增大，KW增大，由于c(H＋)和c(OH－)始終保持相等，故仍呈中性(2)加入酸、堿或強酸的酸式鹽(抑制水的電離)：向純水中加入酸或NaHSO4、堿，由于酸(堿)電離產(chǎn)生的H＋(OH―)，使溶液中c(H＋)或c(OH－)增大，使水的電離平衡左移，水的電離程度減小(3)含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽(促進水的電離)：在純水中加入含有弱酸根離子或弱堿陽離子的鹽，由于它們能跟水電離出的H＋和OH－結(jié)合生成難電離物，使水的電離平衡右移，水的電離程度增大體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)溫度升溫正增大增大增大增大降溫逆減小減小減小減小HCl逆不變減小減小增大NaOH逆不變減小增大減小可水解的鹽Na2CO3正不變增大增大減小NH4Cl正不變增大減小增大5．水的離子積適用范圍：KW不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液，不管是哪種溶液，由水電離出的c(H＋)與c(OH－)一定相等6．水的離子積表達式的應(yīng)用：在水溶液中，均存在水的電離平衡，因此在表達式中，c(H＋)、c(OH―)表示整個溶液總物質(zhì)的量濃度，KW＝c(H＋)溶液·c(OH－)溶液(1)純水中：KW＝c(H＋)水·c(OH－)水(2)酸溶液中：KW＝[c(H＋)酸＋c(H＋)水]·c(OH－)水，由于c(H＋)酸>>c(H＋)水，故忽略水電離出的H＋即：KW＝c(H＋)酸·c(OH－)水，但由水電離出來的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：計算25℃，0.1mol·L－1的HCl中，c(H＋)酸＝0.1mol·L－1，c(H＋)水＝1.0×10－13mol·L－1，c(OH－)水＝1.0×10－13mol·L－1，由水電離出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26(3)堿溶液中：KW＝c(H＋)水·[c(OH－)堿＋c(OH－)水]，由于c(OH－)堿>>c(OH－)水，故忽略水電離出的OH－即：KW＝c(H＋)水·c(OH－)堿，但由水電離出來的：c(H＋)水＝c(OH－)水例：計算25℃，0.1mol·L－1的NaOH中，c(H＋)水＝1.0×10－13mol·L－1，c(OH－)堿＝0.1mol·L－1，c(OH－)水＝1.0×10－13mol·L－1，由水電離出的c(H＋)水·c(OH－)水＝1.0×10－13×1.0×10－13＝1.0×10－26【微點撥】=1\*GB3①在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離出的c(H＋)與c(OH－)一定相等=2\*GB3②對于酸、堿、鹽的稀溶液中，c(H2O)也可認為是定值。Kw＝c(H＋)·c(OH－)，但c(H＋)、c(OH－)為溶液中的濃度，不一定是水電離出的=3\*GB3③酸、堿能抑制水的電離，故室溫下，酸、堿溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，而能水解的鹽溶液中水電離產(chǎn)生的c(H＋)[或c(OH－)]>1×10－7mol·L－1=4\*GB3④室溫下，由水電離出的c水(H＋)或c水(OH－)＜10－7mol·L－1時，可能是加酸或加堿抑制了水的電離=5\*GB3⑤給水加熱，水的電離程度增大，c(H＋)＞10－7mol·L－1，pH<7，但水仍顯中性二、溶液的酸堿性與pH1．溶液的酸堿性(1)溶液的酸堿性：溶液酸堿性的判斷標準是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小(2)溶液的酸堿性與c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系c(H＋)與c(OH－)相對大小c(H＋)/mol·L－1的范圍(25℃)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>1.0×10－7堿性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－7(3)溶液的pH與c(H＋)及酸堿性的關(guān)系=1\*GB3①pH的定義：pH是c(H＋)的負對數(shù)，其表達式是pH＝－lg

c(H＋)=2\*GB3②pH的意義：pH越大，溶液的堿性越強；pH越小，溶液的酸性越強=3\*GB3③溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)：pH＜7，為酸性溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為堿性溶液=4\*GB3④pH的適用范圍：1×10－14mol·L－1≤c(H＋)≤1mol·L－1【微點撥】=1\*GB3①酸性(堿性)溶液并不一定是酸類(堿類)物質(zhì)=2\*GB3②判斷溶液的酸堿性不能根據(jù)c(H+)和c(OH–)絕對大小，而應(yīng)比較二者相對大小，不受溫度影響=3\*GB3③溶液的酸堿性也不能根據(jù)pH來判斷，如：pH=7的溶液不一定為中性溶液，100℃時，pH=6為中性溶液=4\*GB3④當c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，通常用c(H＋)或c(OH－)直接表示=5\*GB3⑤當c(H＋)或c(OH－)小于或等于1mol·L－1時，通常用pH表示2．溶液酸堿性的測定方法(1)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色酚酞<8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色(2)利用pH試紙測定①使用pH試紙的正確操作：取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點在試紙上，當試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標準比色卡對照，讀出pH②常用的廣范pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識別的pH差約為1，只能讀整數(shù)(3)用pH計測量：pH計也叫酸度計，該儀器可精密測量溶液的pH。其量程為0～14，可精確測定試液的pH(讀至小數(shù)點后2位)【微點撥】①使用pH試紙測溶液pH時不能用蒸餾水潤濕②pH試紙不能測漂白性的物質(zhì)的pH(如：氯水、次氯酸鹽、濃硝酸)，pH試紙不能測脫水性的物質(zhì)的pH(如：濃硫酸)三、pH的計算(25℃)1．單一溶液的pH計算(1)求強酸溶液的pH：已知cmol·L－1的HnA強酸溶液，則c(H＋)＝ncmol·L－1；(2)求強堿溶液的pH：已知cmol·L－1B(OH)n強堿溶液，則c(OH－)＝ncmol·L－1；(求堿溶液pH時注意轉(zhuǎn)換)2．酸堿溶液混合后pH的計算(1)強酸與強酸混合(稀溶液體積變化忽略)兩強酸混合：先求混合后的c(H+)混，，然后再求pH速算規(guī)律：pH相差2個單位以上的強酸等體積混合，混合后的pH混pH?。?.3(2)強堿與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)兩強堿混合：先計算，再求，最后求pH速算規(guī)律：pH相差2個單位以上的強堿等體積混合，混合后的pH混=pH大－0.33．強酸與強堿混合(稀溶液體積變化忽略)強酸與強堿溶液混合：根據(jù)n(H+)與n(OH－)的相對大小先判斷酸、堿的過量情況①恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7(25℃)②若酸過量[n(H+)＞n(OH－)]：先求，再求pH③若堿過量[n(OH－)＞n(H＋)]：先求，再求，最后求pH4．常溫下，酸與堿pH之和為14，等體積混合(1)若為強酸與強堿，則混合后pH=7(2)若為強酸與弱堿，則混合后pH>7(3)若為弱酸與強堿，則混合后pH<75．溶液的稀釋與pH(1)酸堿溶液稀釋時pH的變化酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a＋npH＝a＋npH>b－npH＝b－n無限稀釋pH趨向于7(2)酸堿溶液稀釋時pH的變化圖像①pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖②c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖【微點撥】可以看出無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強酸或強堿四、計算水電離產(chǎn)生c(H＋)和c(OH－)的5種類型(25℃時)(1)計算方法=1\*GB3①任何情況下水電離產(chǎn)生的c(H＋)和c(OH－)總是相等的=2\*GB3②當抑制水的電離時(如酸或堿溶液)：在溶液中c(H＋)、c(OH－)較小的數(shù)值是水電離出來的溶液(25℃)c(H＋)/(mol·L－1)c(OH－)/(mol·L－1)c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)0.01mol·L－1鹽酸1.0×10－21.0×10－121.0×10－120.1mol·L－1NaOH溶液1.0×10－131.0×10－11.0×10－13=3\*GB3③當促進水的電離時(如鹽的水解)：在溶液中c(H＋)、c(OH－)較大的數(shù)值是水電離出來的溶液(25℃)c(H＋)/(mol·L－1)c(OH－)/(mol·L－1)c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)pH＝5的NH4Cl溶液1.0×10－51.0×10－91.0×10－5pH＝10的Na2CO3溶液1.0×10－101.0×10－41.0×10－4(2)常見計算的2種類型(25℃)=1\*GB3①中性溶液：c(OH－)＝c(H＋)＝10－7mol·L－1=2\*GB3②酸溶液——OH－全部來自水的電離：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(OH－)例：pH＝2的鹽酸中c(H＋)＝10－2mol·L－1，則c(OH－)水＝1×10－12mol·L－1，即水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1=3\*GB3③堿溶液——H＋全部來自水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(H＋)例：pH＝12的NaOH溶液中c(H＋)水＝1×10－12mol·L－1，即水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1=4\*GB3④水解呈酸性的鹽溶液——H＋全部來自水的電離：c(H＋)水＝c(OH－)水＝c(H＋)例：pH5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)水＝10－5mol·L－1，因部分OH－與部分NHeq\o\al(＋,4)結(jié)合使溶液中c(OH－)＝10－9mol·L－1=5\*GB3⑤水解呈堿性的鹽溶液——OH－全部來自水的電離：c(OH－)水＝c(H＋)水＝c(OH－)例：pH＝12的Na2CO3溶液中，由水電離出的c(OH－)水＝10－2mol·L－1，因部分H＋與部分COeq\o\al(2－,3)結(jié)合使溶液中c(H＋)＝10－12mol·L－1酸堿中和滴定【知識網(wǎng)絡(luò)】【核心知識梳理】一、酸堿中和滴定實驗1．概念和原理(1)概念：依據(jù)中和反應(yīng)，用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法(2)原理：堿，則c(H＋)＝eq\f(cOH－·V堿,V酸)或c(OH－)＝eq\f(cH＋·V酸,V堿)(3)實驗關(guān)鍵①準確測定參加反應(yīng)酸、堿的體積②準確判斷滴定終點2．主要試劑：標準溶液、待測溶液、指示劑、蒸餾水3．主要儀器及使用(1)儀器：圖(A)是酸式滴定管、圖B是堿式滴定管、滴定管夾、鐵架臺、錐形瓶、燒杯、pH計(2)滴定管的認識①構(gòu)造：滴定管的管身是內(nèi)徑均勻、帶有刻度的細長玻璃管，酸式滴定管的下端是玻璃活塞，堿式滴定管的下端是由橡皮管和玻璃球構(gòu)成的閥②滴定管的使用要求：酸式滴定管不能盛放堿液、水解呈堿性的溶液和氫氟酸，可以呈酸液、氧化性溶液和中性溶液，因為酸性和氧化性物質(zhì)易腐蝕橡膠管；堿式滴定管不能盛放酸液和強氧化性溶液，可以呈堿液和中性溶液，因為堿性物質(zhì)易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開=3\*GB3③規(guī)格：滴定管的最小分度是0.1mL，實驗室中常用滴定管的規(guī)格有25mL和50mL兩種=4\*GB3④滴定管的讀數(shù)方法：0刻度在上，從上往下讀，讀數(shù)時取小數(shù)點后兩位，估讀至0.01mL；如：24.00mL、23.38mL=5\*GB3⑤用途：滴定管主要是用來精確地量取一定體積的液體(3)滴定管的使用方法①檢查儀器：使用滴定管前，首先要檢查活塞是否漏水檢查滴定管是否漏水的方法：向滴定管內(nèi)加水(對酸式滴定管，要先關(guān)閉活塞)至液面在“0”刻度線附近，用滴定管夾將滴定管固定在鐵架臺上，觀察滴定管是否漏水。若不漏水，對酸式滴定管將活塞旋轉(zhuǎn)180°，對堿式滴定管松動其閥門，放出少量液體，再次觀察滴定管是否漏水，經(jīng)兩次檢查都不漏水的滴定管是檢漏合格的滴定管。只有不漏水的滴定管才能使用，若滴定管漏水，則不能使用②潤洗儀器：滴定管在加入酸、堿反應(yīng)液之前，先用蒸餾水洗滌干凈，然后分別用待裝液潤洗2～3次潤洗的方法：從滴定管上口加入3~5mL所要盛裝的酸或堿，傾斜著轉(zhuǎn)動滴定管，使液體潤濕全部滴定管內(nèi)壁。然后，一手控制活塞(輕輕轉(zhuǎn)動酸式滴定管的活塞；或者輕輕擠壓堿式滴定管中的玻璃球)，將液體從滴定管下部放入預(yù)置的燒杯中③加入反應(yīng)液：分別將酸、堿反應(yīng)液加入酸式、堿式滴定管中，使液面位于“0”刻度以上2～3mL處，并將滴定管垂直固定在滴定管夾上④調(diào)節(jié)起始讀數(shù)：在滴定管下放一燒杯，調(diào)節(jié)活塞或玻璃球，使滴定管尖嘴部分充滿反應(yīng)液，如果滴定管內(nèi)部有氣泡，應(yīng)快速放液以趕出氣泡，然后調(diào)節(jié)滴定管液面使其處于“0”刻度或“0”刻度以下的某一刻度。準確讀取數(shù)值并記錄排氣泡的方法——快速放液的方法酸式滴定管將酸式滴定管垂直夾持在滴定管夾上，旋轉(zhuǎn)活塞，使溶液快速流出的同時使氣泡排出堿式滴定管將堿式滴定管垂直夾持在滴定管夾上，使尖嘴向上，并捏住小球后上部的橡皮管，使溶液快速流出的同時使氣泡排出⑤放出反應(yīng)液：根據(jù)實驗需要從滴定管中逐滴放出一定量的反應(yīng)液4．實驗操作——以用鹽酸標準液滴定NaOH溶液為例(1)查漏：使用前先檢查滴定管活塞是否漏水(2)洗滌=1\*GB3①錐形瓶：只能用蒸餾水洗滌，不能用待測溶液潤洗=2\*GB3②滴定管洗滌：應(yīng)先用自來水，再用蒸餾水，然后再用標準溶液(或待測溶液)潤洗2~3次，以避免溶液被滴定管內(nèi)壁上附著的蒸餾水稀釋而導(dǎo)致濃度變小=3\*GB3③洗滌的原則：少量多次=4\*GB3④洗滌的標準：管內(nèi)壁不掛水珠(3)取液=1\*GB3①向潤洗過的堿式滴定管中加入待測濃度的NaOH溶液，趕出氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后，用堿式滴定管向錐形瓶中滴入25.00mL待測溶液，再向其中滴加2滴酚酞溶液=2\*GB3②向潤洗過的酸式滴定管中加入標準鹽酸，趕出氣泡、調(diào)節(jié)液面至“0”刻度后準確記錄讀數(shù)為V1mL(4)滴定：在錐形瓶下墊一張白紙，左手控制滴定管的活塞，向錐形瓶中先快后慢地加入標準鹽酸(后面逐滴加入，接近終點時，改成滴加半滴酸)，右手搖動錐形瓶，眼睛觀察錐形瓶內(nèi)溶液的顏色變化(5)讀數(shù)：當加入最后半滴標準鹽酸，溶液由粉紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不變色，停止滴定。平視滴定管中凹液面最低點，讀取溶液體積為V2mL(6)計算：以(V2－V1)為消耗的標準鹽酸的體積，取2～3次實驗結(jié)果的平均值，依據(jù)c(NaOH)＝eq\f(cHCl·VHCl,VNaOH)計算待測NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度【微點撥】①滴速：先快后慢，當接近終點時，應(yīng)一滴一搖，甚至半滴一搖，利用錐形瓶內(nèi)壁承接尖嘴處懸掛的半滴溶液②滴定操作要點：左手控制活塞或玻璃小球，右手搖動錐形瓶，兩眼注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化③在滴定過程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴=4\*GB3④滴定終點的判斷答題模板：當?shù)稳胱詈蟀氲螛藴嗜芤簳r，溶液由×××色變成×××色，且半分鐘內(nèi)溶液顏色不發(fā)生變化，表明到達滴定終點如：用amol·L－1HCl溶液滴定未知濃度的NaOH溶液，若用酚酞作指示劑，達到滴定終點的現(xiàn)象：滴入最后一滴鹽酸，溶液由紅色變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)紅色=5\*GB3⑤在滴定過程中瓶口不能碰滴定管下端尖嘴5．指示劑的選擇(1)中和滴定曲線：以滴加酸(或堿)的量為橫坐標，以溶液的pH為縱坐標繪出一條溶液的pH隨酸(或堿)的滴加量而變化的曲線用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HCl溶液過程中的pH變化曲線加入的VNaOH(mL)余VHCl(mL)過量VNaOH(mL)pH中和滴定曲線0.0020.001.018.002.002.319.800.203.319.980.024.320.000.007.020.020.029.720.200.2010.722.002.0011.740.0020.0012.5(2)指示劑選擇的依據(jù)：由曲線可以看出，在酸、堿中和滴定過程中，溶液的pH在接近滴定終點時有一個突變過程，在此范圍內(nèi)，滴加很少的酸(或堿)，溶液的pH就有很大的變化，能使指示劑的顏色發(fā)生明顯變化，有利于確定滴定終點，所以即使酚酞、甲基橙的變色不在恰好中和的pH＝7的點上，但體積差距很小，可以忽略不計(3)酸堿指示劑法(只能測定溶液的pH范圍)常見酸堿指示劑的變色范圍指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)石蕊<5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色酚酞<8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色甲基橙<3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色(4)中和滴定指示劑的選擇滴定種類指示劑強酸——強堿酚酞或甲基橙強酸——弱堿甲基橙強堿——弱酸酚酞(5)滴定終點的判斷——以鹽酸滴定未知濃度的NaOH溶液為例①若用酚酞作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，溶液的顏色由粉紅色突變?yōu)闊o色，且半分鐘內(nèi)不變色，說明達到滴定終點②若用甲基橙作指示劑，當?shù)稳胱詈笠坏嘻}酸時，溶液的顏色由黃色變?yōu)榧t色，且半分鐘內(nèi)不變色，說明達到滴定終點【微點撥】①若滴定終點為堿性時，選擇酚酞；酸性時，選擇甲基橙；中性時，酚酞、甲基橙都行②在酸堿中和滴定的實驗中，不用石蕊作指示劑，主要原因是：石蕊的“紅色→紫色”、“紫色→藍色”的顏色變化不夠明顯，不利于及時、準確地作出酸堿是否恰好完全中和的判斷=3\*GB3③并不是所有的滴定都須使用指示劑，如：用標準的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液時，KMnO4顏色褪去時即為滴定終點=4\*GB3④用HCl滴定0.1mol/LNa2CO3溶液，第一步生成NaHCO3時，可選用酚酞為指示劑，由紅色→淺紅→無色。化學方程式為：Na2CO3＋HCl=NaHCO3＋NaCl；第二步生成碳酸(CO2↑＋H2O)，可選用甲基橙為指示劑，由黃色→橙色，化學方程式為：NaHCO3＋HCl=NaCl＋H2O＋CO2↑=5\*GB3⑤強酸與強堿完全中和時，溶液的pH就為7，但指示劑變色時，溶液的pH不等于7。是因為：強酸強堿完全中和時溶液的pH就為7，而滴定的終點則是通過指示劑顏色的變化來觀察，此時溶液的pH往往不是7，但由滴定曲線可知：在滴定過程中開始一段時間溶液的pH變化不大，處于量變過程中，而在接近完全中和時，滴入0.02ml的堿溶液時，溶液的pH變化很大，溶液由酸性變中性再變成堿性發(fā)生了突變，之后再滴入堿溶液，溶液的pH變化又比較緩慢，說明滴定過程中，溶液的酸堿性變化經(jīng)過了由量變引起質(zhì)變的過程，有一段發(fā)生了pH突變的過程，完全中和和酚酞或甲基橙指示劑變色的pH雖不同，但只相差半滴，即只有0.02mL左右，這種誤差在許可的范圍之內(nèi)=6\*GB3⑥指示劑的用量一般是2～3滴。當指示劑剛好變色，并在半分鐘內(nèi)不褪色，即認為已達到滴定終點。酸堿中和滴定是通過指示劑顏色的變化來確定滴定終點=7\*GB3⑦酸和堿的中和能力是指一定物質(zhì)的量的酸(或堿)完全中和所消耗的堿(或酸)的能力，而不是指酸堿中和后溶液的pH＝7二、酸堿中和滴定誤差分析1．誤差分析依據(jù)：中和滴定實驗中，產(chǎn)生誤差的途徑主要有操作不當、讀數(shù)不準等，分析誤差要根據(jù)計算式分析，c(標準)·V(標準)＝c(待測)·V(待測)，所以c(待測)＝eq\f(c標準·V標準,V待測)，因為c(標準)與V(待測)已確定，所以只要分析出不正確操作引起V(標準)的變化，即分析出結(jié)果2．滴定管讀數(shù)誤差分析：滴定管正確的讀數(shù)方法是視線、刻度線、凹液面最低點在同一水平線上。試分析下列圖示讀數(shù)對滴定結(jié)果的影響(1)如圖Ⅰ，開始仰視讀數(shù)，滴定完畢俯視讀數(shù)，滴定結(jié)果會偏小(2)如圖Ⅱ，開始俯視讀數(shù)，滴定完畢仰視讀數(shù)，滴定結(jié)果會偏大3．常見的誤差分析——以用標準鹽酸滴定待測氫氧化鈉溶液為例步驟操作V標準c(NaOH)洗滌酸式滴定管未用標準溶液潤洗偏大偏高堿式滴定管未用待測液潤洗偏小偏低錐形瓶用待測液潤洗偏大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無影響取液放出堿液的滴定管開始有氣泡，放出液體后氣泡消失偏小偏低滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點時氣泡消失偏大偏高滴定過程中振蕩錐形瓶時部分液體濺出偏小偏低滴定時，部分酸液滴出錐形瓶外偏大偏高滴定時有幾滴標準溶液滴在錐形瓶的內(nèi)壁上而未用蒸餾水沖入瓶內(nèi)偏大偏高溶液顏色較淺時滴入鹽酸過快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無變化偏大偏高滴定完畢后立即讀數(shù)，半分鐘后顏色又褪去偏小偏低讀數(shù)滴定前仰視讀數(shù)或滴定后俯視讀數(shù)偏小偏低滴定前俯視讀數(shù)或滴定后仰視讀數(shù)偏大偏高三、滴定實驗的拓展與應(yīng)用——氧化還原滴定和沉淀滴定1．氧化還原滴定(1)原理：以氧化劑或還原劑為滴定劑，直接滴定一些具有還原性或氧化性的物質(zhì)，或者間接滴定一些本身并沒有還原性或氧化性，但能與某些還原劑或氧化劑反應(yīng)的物質(zhì)。(2)試劑：常見用于滴定的氧化劑有KMnO4、K2Cr2O7等；常見用于滴定的還原劑有亞鐵鹽、草酸、維生素C等(3)指示劑：氧化還原滴定的指示劑有三類①氧化還原指示劑②專用指示劑，如：在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘標準溶液變藍=3\*GB3③自身指示劑，如：高錳酸鉀標準溶液滴定草酸時，滴定終點為溶液由無色變?yōu)闇\紅色(4)實例①酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理2MnOeq\o\al(－,4)＋6H＋＋5H2C2O4=10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O指示劑酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外選擇指示劑終點判斷當?shù)稳胱詈笠坏嗡嵝訩MnO4溶液后，溶液由無色變淺紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明到達滴定終點②Na2S2O3溶液滴定碘液原理2Na2S2O3＋I2=Na2S4O6＋2NaI指示劑用淀粉溶液作指示劑終點判斷當?shù)稳胱詈笠坏蜰a2S2O3溶液后，溶液的藍色褪去，且半分鐘內(nèi)不恢復(fù)原色，說明到達滴定終點2．沉淀滴定(1)含義：沉淀滴定是利用沉淀反應(yīng)進行滴定、測量分析的方法，生成沉淀的反應(yīng)很多，但符合條件的卻很少，實際上應(yīng)用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應(yīng)來測定Cl－、Br－、I－的濃度(2)原理：沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應(yīng)的生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應(yīng)的生成物的溶解度小，否則不能用這種指示劑。如用AgNO3溶液測定溶液中Cl－的含量時，常以CrOeq\o\al(2－,4)為指示劑，這是因為AgCl比Ag2CrO4更難溶(3)實例滴定內(nèi)容指示劑終點顏色變化解題策略用標準AgNO3溶液滴定含Cl－的溶液K2CrO4溶液出現(xiàn)磚紅色沉淀(Ag2CrO4為磚紅色沉淀)利用沉淀的先后順序判斷滴定終點并利用反應(yīng)物與生成物間的數(shù)量關(guān)系進行計算鹽類的水解【知識網(wǎng)絡(luò)】【核心知識梳理】一、鹽類水解及其規(guī)律1．鹽類的水解(1)定義：在水溶液中，鹽電離出來的弱酸根陰離子或弱堿陽離子跟水電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解(2)條件：可溶鹽中必須有弱酸根陰離子或弱堿根陽離子，即有弱才水解，強酸強堿鹽不水解(3)實質(zhì)：生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡鹽電離→eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的陰離子→結(jié)合H＋,弱堿的陽離子→結(jié)合OH－))→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性、酸性或中性(4)鹽類水解的特點=1\*GB3①可逆：鹽類的水解是可逆反應(yīng)，是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)=2\*GB3②吸熱：中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，因此鹽類的水解是吸熱反應(yīng)=3\*GB3③微弱：通常情況下，鹽類的水解程度很微弱2．鹽類的水解規(guī)律有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，誰強顯誰性；越弱越水解，都弱雙水解；同強顯中性鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽實例NaCl、KNO3NH4Cl、Cu(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解否是是水解的離子無NHeq\o\al(＋,4)、Cu2＋CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)溶液的酸堿性中性酸性堿性溶液的pH(25℃)pH＝7pH<7pH>7【微點撥】=1\*GB3①“越弱越水解”指的是鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液的堿性(或酸性)越強，若酸性HA>HB，那么相同濃度的NaA和NaB溶液，后者的堿性強如：CH3COOH的酸性比HClO的酸性強，則相同濃度時，CH3COO－的水解程度比ClO－小，后者的堿性強=2\*GB3②鹽類發(fā)生水解反應(yīng)后，其水溶液往往呈酸性或堿性，但也有特殊情況，如CH3COONH4溶液呈中性=3\*GB3③能發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)的鹽溶液的酸堿性，取決于弱酸、弱堿的相對強弱，如NH4F溶液呈酸性，是因為HF的電離常數(shù)大于NH3·H2O的電離常數(shù)3．水解離子方程式的書寫(1)書寫形式：鹽中的離子＋水弱酸+OH－，如：R－＋H2OHR＋OH－顯堿性鹽中的離子＋水弱堿+H+，如：M+＋H2OMOH＋H+顯酸性 (2)不同類型鹽水解的離子方程式=1\*GB3①一元弱酸強堿鹽CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；NaClO：ClO－＋H2OHClO＋OH－=2\*GB3②一元弱堿強酸鹽NH4Cl：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋；(NH4)2SO4：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋=3\*GB3③多元弱酸強堿鹽(正鹽)：多元弱酸強堿鹽水解是分步進行的，應(yīng)分步書寫。水解程度主要取決于第一步反應(yīng)Na2CO3：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－Na2S：S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－=4\*GB3④多元弱堿強酸鹽：多元弱堿強酸鹽水解也是分步的，由于中間過程復(fù)雜，中學階段仍寫成一步CuCl2：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋；AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋【微點撥】=1\*GB3①鹽類水解程度一般很小，水解產(chǎn)物很少，不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此書寫水解的離子方程式時，一般用“”連接，產(chǎn)物不標“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式=2\*GB3②多元弱酸根分步書寫，水的化學計量數(shù)始終是1，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式4．水解常數(shù)及應(yīng)用(1)含義：鹽類水解的平衡常數(shù)，稱為水解常數(shù)，用Kh表示(2)表達式①對于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)②對于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝eq\f(c（BOH）·c（H＋）,c（B＋）)(3)意義和影響因素①Kh越大，表示相應(yīng)鹽的水解程度越大②Kh只受溫度的影響，升高溫度，Kh值增大(4)與電離常數(shù)的關(guān)系①強堿弱酸鹽：Kh＝eq\f(KW,Ka)如：CH3COONa：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－②強酸弱堿鹽：Kh＝eq\f(KW,Kb)如：NH4Cl：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+=3\*GB3③多元弱酸強堿鹽：Na2CO3：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－(5)水解常數(shù)的應(yīng)用①計算鹽溶液中c(H＋)或c(OH－)a．對于A－＋H2OHA＋OH－起始：c00平衡：c－c(HA)c(HA)c(OH－)Kh＝eq\f(c（HA）·c（OH－）,c－c（HA）)≈eq\f(c2（OH－）,c)，c(OH－)＝eq\r(Kh·c)b．同理對于B＋＋H2OBOH＋H＋，c(H＋)＝eq\r(Kh·c)②判斷水解程度大小、鹽溶液的酸堿性一定濃度的CH3COONH4溶液，由于Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5≈Kb(NH3·H2O)＝1.71×10－5，則CH3COO－與NHeq\o\al(＋,4)的水解常數(shù)近似相等，二者水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))=3\*GB3③判斷鹽溶液的酸堿性和微粒濃度的大小a．單一溶液ⅰ.一定濃度的NaHCO3溶液，Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh＝eq\f(KW,Ka1)＝eq\f(10－14,4.4×10－7)≈2.27×10－8＞Ka2，HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于其電離程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(H2CO3)＞c(COeq\o\al(2－,3))ⅱ.一定濃度的NaHSO3溶液，Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.2×10－7，Kh＝eq\f(KW,Ka1)＝eq\f(10－14,1.54×10－2)≈6.5×10－13＜Ka2，HSOCOeq\o\al(2－,3)的水解程度小于其電離程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(SOeq\o\al(2－,3))>c(H2SO3)b．混合溶液ⅰ.如物質(zhì)的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh＝eq\f(KW,Ka（CH3COOH）)＝eq\f(10－14,1.75×10－5)≈5.7×10－10<Ka(CH3COOH)，CH3COO－的水解程度小于CH3COOH的電離程度，溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)ⅱ.又如物質(zhì)的量濃度相等的HCN和NaCN混合溶液，Ka(HCN)＝4.9×10－10，Kh＝eq\f(KW,Ka（HCN）)＝eq\f(10－14,4.9×10－10)≈2.0×10－5＞Ka(HCN)，CN－的水解程度大于HCN的電離程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)5．酸式強堿鹽溶液酸堿性的判斷：酸式強堿鹽的水溶液呈什么性質(zhì)，這要看該鹽的組成微粒的性質(zhì)(1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，一定顯酸性，如NaHSO4：NaHSO4=Na+＋H+＋SO42－(2)弱酸的酸式鹽(NaHA)存在兩種趨勢，既存在電離平衡又存在水解平衡：NaHA=Na+＋HA－HA－H++A2－(電離，顯酸性)HA－+H2OH2A+OH－(水解，顯堿性)=1\*GB3①若電離程度大于水解程度，則顯酸性，常見的酸式鹽中，顯酸性的有：NaHSO3、KHC2O4=2\*GB3②若水解程度大于電離程度，則顯堿性；常見的酸式鹽中，顯堿性的有：NaHCO3、NaHS如：NaHSO3=Na+＋HSO3－(H2SO3：K1＝1.54×10－2，K2＝1.02×10－7)HSO3－H+＋SO32－(主要，大)呈酸性HSO3—＋H2OH2SO3＋OH－(次要，小)NaHCO3=Na+＋HCO3－(H2CO3：K1＝4.30×10－7，K2＝5.61×10－11)HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－(主要，大)呈堿性HCO3－H+＋CO32－(次要，小)(3)在酸式鹽NaHA溶液中，電離程度>水解程度、c(H+)>c(OH－)和c(A2－)>c(H2A)是等價條件，都表明溶液呈酸性，反之亦反6．完全雙水解反應(yīng)：某些鹽溶液在混合時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子，相互促進對方的水解，使兩種離子的水解趨于完全，這樣的水解反應(yīng)稱為完全(徹底)雙水解，此類反應(yīng)的離子方程式用“=”而不用“”表示，并標“↑”和“↓”(1)離子方程式書寫技巧：書寫離子方程式時，一般要根據(jù)水解的特征、水解生成的酸和堿的特點確定反應(yīng)物和生成物，以離子的電荷守恒和質(zhì)量守恒相結(jié)合的方法進行配平Na2S與AlCl3溶液混合：2Al3+＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑NH4Cl和NaAlO2溶液混合：NH4+＋AlO2－＋2H2O=Al(OH)3↓＋NH3·H2O(2)常見的能發(fā)生雙水解反應(yīng)(因而不能大量共存)的離子組合有=1\*GB3①Al3+和CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SiO32－、ClO－=2\*GB3②Fe3+和CO32－、HCO3－、AlO2－、SiO32－、ClO－=3\*GB3③NH4+和AlO2－、SiO32－(3)NHeq\o\al(＋,4)與S2－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度仍然很小，離子間可以大量共存，水解方程式仍用可逆符號表示，不標“↑”和“↓”，不穩(wěn)定產(chǎn)物也忽略其分解。因此，NH4+和CO32－、NH4+和HCO3－、NH4+和CH3COO－在同一溶液中能大量共存，NHeq\o\al(＋,4)＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O二、影響鹽類水解的主要因素1．內(nèi)因：鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質(zhì)所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)越小)，鹽的水解程度越大，即越弱越水解2．外因影響因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸堿酸弱堿陽離子水解程度減小堿弱酸陰離子水解程度減小以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]條件移動方向H＋數(shù)pH水解程度現(xiàn)象升溫向右增多減小增大顏色變深通入HCl(g)向左增多減小減小顏色變淺加H2O向右增多增大增大顏色變淺加NaHCO3向右減少增大增大生成紅褐色沉淀，放出氣體加少量NaF[向右減升增大顏色變深加少量NaOH向右減升增大紅褐色沉淀【微點撥】=1\*GB3①相同條件下的水解程度：a．正鹽＞相應(yīng)的酸式鹽，如COeq\o\al(2－,3)＞HCOeq\o\al(－,3)b．水解相互促進的鹽＞單獨水解的鹽＞水解相互抑制的鹽。如NHeq\o\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2=2\*GB3②稀釋溶液時，鹽溶液被稀釋后濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產(chǎn)生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱=3\*GB3③向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH－反應(yīng)，使平衡向水解方向移動，主要原因是體系中c(CH3COOH)增大，會使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移三、鹽類水解的應(yīng)用1．鹽類水解的應(yīng)用(1)判斷溶液的酸堿性如：FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(2)配制可水解的鹽溶液：某些強酸弱堿鹽在配制溶液時因水解而渾濁，需加相應(yīng)的酸來抑制水解如：在配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸來抑制FeCl3水解(3)可水解鹽溶液的貯存：某些弱酸強堿鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時，不能用玻璃塞如：Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中，應(yīng)貯存于帶橡膠塞的試劑瓶中(4)制備Fe(OH)3膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體如：制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋(5)分析某些活潑金屬與強酸弱堿鹽溶液的反應(yīng)如：鎂條放入NH4Cl、FeCl3、CuCl2溶液中產(chǎn)生氫氣(6)判斷溶液中離子能否大量共存：部分水解顯酸性的離子與部分水解顯堿性的離子之間因雙水解相互促進而不能大量共存，如：Al3＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－、AlOeq\o\al(－,2)；Fe3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)；NHeq\o\al(＋,4)與AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)因相互促進水解強烈而不能大量共存(7)判斷鹽所對應(yīng)酸的相對強弱如：相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：HX>HY>HZ(8)證明弱酸或弱堿的某些實驗可以考慮鹽的水解如：證明Cu(OH)2為弱堿時，可用CuCl2溶液能使藍色石蕊試紙變紅(顯酸性)來證明(9)比較非金屬的非金屬性強弱如：相同濃度時，硅酸鈉、碳酸氫鈉、硫酸鈉的pH依次減小，則非金屬性：Si＜C＜S(10)制備無水鹽：工業(yè)制備某些無水鹽時，不能用蒸發(fā)結(jié)晶的方法如：由MgCl2·6H2O制無水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則：MgCl2·6H2OMg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O(11)制備無機化合物如：用TiCl4制備TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(過量)TiO2·xH2O↓＋4HCl。制備時加入大量的水，同時加熱，促進水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經(jīng)焙燒得TiO2(12)物質(zhì)的提純?nèi)纾篗gCl2溶液中混有少量FeCl3雜質(zhì)，因Fe3＋的水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3，使Fe3＋的水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去(13)FeCl3溶液止血：在較小的傷口上，涂上FeCl3可有效止血。因為Fe3＋在水解時：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+產(chǎn)生的Fe(OH)3膠體，其膠粒帶的正電荷中和了和血液中帶負電荷膠粒，發(fā)生聚沉，從而使血液凝固(14)一些鹽(如Al2S3)的制?。河捎谀承┤跛崛鯄A鹽在水中強烈水解，因此這些弱酸弱堿鹽的制取不能通過溶液之間的反應(yīng)而得到如：Al2S3的制取，若用含Al3＋的物質(zhì)與含S2－的物質(zhì)在溶液中進行反應(yīng)，則由于它們相互促進水解而生成Al(OH)3和H2S，得不到Al2S3，應(yīng)用硫粉和鋁混合加熱制取(15)熱的純堿液去油污效果更好：CO32－在水中水解為CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，加熱可使CO32－的水解程度增大，產(chǎn)生c(OH－)較大，而油污中的油脂在堿性較強的條件下，水解受到促進，故熱的純堿比冷的效果好(16)明礬(鋁鹽)用作凈水劑如：明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋，生成的Al(OH)3膠體吸附水中懸浮的雜質(zhì)而使水變澄清(17)泡沫滅火原理：泡沫滅火器中分別盛裝Al2(SO4)3溶液與小蘇打溶液，使用時兩者混合發(fā)生水解相互促進反應(yīng)，產(chǎn)生CO2氣體和Al(OH)3沉淀，將燃燒物質(zhì)與空氣隔離開，其水解的離子方程式為Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑(18)銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用：NHeq\o\al(＋,4)與COeq\o\al(2－,3)水解相互促進放出氨氣而降低銨態(tài)氮肥的肥效(19)除銹劑：NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑，因為NHeq\o\al(＋,4)、Zn2＋水解，呈酸性，能溶解鐵銹如：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2OZn(OH)2＋2H＋2．鹽溶液蒸干時所得產(chǎn)物的判斷(1)金屬陽離子易水解的揮發(fā)性強酸鹽：蒸干時得到氫氧化物，灼燒時得到氧化物如：AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3(2)金屬陽離子易水解的難揮發(fā)性強酸鹽：蒸干得原溶質(zhì)如：Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)，CuSO4(aq)CuSO4(s)(3)酸根陰離子易水解的強堿鹽：蒸干得原溶質(zhì)如：Na2CO3(aq)Na2CO3(s)(4)不穩(wěn)定的化合物的水溶液：加熱時在溶液中就能分解，得不到原物質(zhì)如：Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為：Ca(HCO3)2CaCO3(CaO)；NaHCO3Na2CO3；KMnO4K2MnO4＋MnO2；NH4ClNH3↑＋HCl↑(5)易被氧化的鹽：蒸干后得不到原物質(zhì)，蒸干后得其氧化產(chǎn)物如：Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)(6)弱酸的銨鹽：蒸干后得不到任何物質(zhì)如：(NH4)2S、(NH4)2CO3等蒸干后得不到任何物質(zhì)電解質(zhì)溶液中離(粒)子濃度大小比較一、單一解質(zhì)溶液中“三個守恒和一個比較”1、電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等實例解題思路以Na2S溶液為例①寫出Na2S溶液中電離和水解過程Na2S=2Na＋＋S2－S2－＋H2OHS－＋OH－HS－＋H2OH2S＋OH－H2OH＋＋OH－②分析溶液中所有的陰、陽離子Na＋、H＋、S2－、HS－、OH－=3\*GB3③陰、陽離子濃度乘以自身所帶的電荷數(shù)建立等式1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(S2－)＋1×c(HS－)＋1×c(OH－)化簡得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)2、物料守恒(也叫原子守恒)：在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化，變成了其它離子或分子，使離子的種類增多，但卻不能使離子或分子中某種特定元素的原子的數(shù)目發(fā)生變化，其質(zhì)量在反應(yīng)前后是守恒的，始終遵循原子守恒實例解題思路以Na2S溶液為例①分析溶質(zhì)中的特定元素的原子或原子團間的定量關(guān)系(特定元素除H、O元素外)，即n(Na＋)＝2n(S2－)，S2－在水中部分會水解成HS－、H2S，共三種含硫元素的存在形式②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)3、質(zhì)子守恒——以Na2S溶液為例(1)方法一：可以由電荷守恒與物料守恒推導(dǎo)出來，將兩個守恒中不水解的Na＋消掉電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)物料守恒：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)將Na＋消掉得：c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)，即為質(zhì)子守恒(2)方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2OH＋＋OH－，水電離產(chǎn)生的H＋和OH－的物質(zhì)的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在?？捎孟铝袌D示進行快速書寫Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖質(zhì)子守恒c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)微點撥得、失幾個質(zhì)子，微粒前面系數(shù)就是幾個4、離子(粒子)濃度比較——以Na2S溶液為例分析思路存在的平衡過程抓住電離和水解都是微弱的，分清主次關(guān)系Na2S=2Na＋＋S2－S2－＋H2OHS－＋OH－(主)HS－＋H2OH2S＋OH－(次)H2OH＋＋OH－粒子濃度順序：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)>c(H＋)5．書寫練習(1)0.1mol·L－1Na2CO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))②物料守恒：c(Na＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋2c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＝c(OH－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H2CO3)>c(H＋)(2)0.1mol·L－1NaHCO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))②物料守恒：c(Na＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＋c(H2CO3)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)＞c(COeq\o\al(2－,3))(3)0.1mol·L－1KHS溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)②物料守恒：c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2S)＝c(OH－)＋c(S2－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(K＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S)＞c(H＋)＞c(S2－)(4)0.1mol·L－1Na2SO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSOeq\o\al(－,3))＋2c(SOeq\o\al(2－,3))②物料守恒：c(Na＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,3))＋2c(HSOeq\o\al(－,3))＋2c(H2SO3)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋2c(H2SO3)＋c(HSOeq\o\al(－,3))＝c(OH－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Na＋)>c(SOeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HSOeq\o\al(－,3))>c(H2SO3)>c(H＋)(5)0.1mol·L－1NaHSO3溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HSOeq\o\al(－,3))＋2c(SOeq\o\al(2－,3))②物料守恒：c(Na＋)＝c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(SOeq\o\al(2－,3))＋c(H2SO3)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2SO3)＝c(OH－)＋c(SOeq\o\al(2－,3))=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HSOeq\o\al(－,3))＞c(H＋)＞c(SOeq\o\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(H2SO3)(6)0.1mol·L－1CH3COONa溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(CH3COOH)＝c(OH－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)(7)0.1mol·L－1NH4Cl溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)②物料守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Cl－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)(8)0.1mol·L－1(NH4)2SO4溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝2c(SOeq\o\al(2－,4))＋c(OH－)②物料守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝2c(SOeq\o\al(2－,4))③質(zhì)子守恒：c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(SOeq\o\al(2－,4))＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)(9)0.1mol·L－1NaHC2O4溶液中各粒子濃度的關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋2c(C2Oeq\o\al(2－,4))②物料守恒：c(Na＋)＝c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋c(H2C2O4)③質(zhì)子守恒：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(OH－)＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))=4\*GB3④大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HC2Oeq\o\al(－,4))＞c(H＋)＞c(C2Oeq\o\al(2－,4))＞c(OH－)＞c(H2C2O4)二、四組混合溶液中“三個守恒和一個比較”1．以“常溫下，濃度均為0.1mol·L－1HA(弱酸)溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性”為例實例解題思路常溫下，0.1mol·L－1HA溶液和NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性寫出混合溶液中存在的平衡過程NaA=Na＋＋A－HA自身電離：HAH＋＋A－①(呈酸性，以HA電離為主)NaAA－中水解：A－＋H2OHA＋OH－②(水解呈堿性，次要)H2OH＋＋OH－①電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)②物料守恒顯然n(Na＋)：n(A)＝2：1，則2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)=3\*GB3③質(zhì)子守恒將Na＋消掉得：c(HA)＋2c(H＋)＝c(A－)＋2c(OH－)=4\*GB3④離子(粒子)濃度比較分析：在沒有電離和水解之前c(Na＋)、c(A－)、c(HA)均為0.1mol·L－1，但由于溶液呈酸性，以HA的電離為主，即電離程度大于水解程度c(HA)＝0.1－電離消耗＋水解生成<0.1c(A－)＝0.1＋電離生成－水解消耗>0.1c(Na＋)＝0.1，H＋是由HA電離出來的，電離程度很微弱，故濃度大小為：c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)2．書寫練習(1)濃度均為0.1mol·L－1CH3COONa和CH3COOH的混合溶液(呈酸性)中粒子濃度關(guān)系①電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)②物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)③質(zhì)子守恒：c(CH3COOH)＋2c(H＋)＝c(CH3COO－)＋2c(OH－)=4\*GB3④大小關(guān)系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)(2)濃度均為0.1mol·L－1NH4Cl和氨水的混合溶液(呈堿性)中粒子濃度關(guān)系①電荷守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)②物料守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)③質(zhì)子守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋2c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋2