1、鹽類的水解導學案 鹽類水解的原理【課時目標】1.掌握鹽水解的概念和實質 2. 能初步根據鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性。【重點難點】1、鹽類水解的實質 2、判斷鹽溶液的酸堿性【知識梳理】一、鹽溶液的酸堿性實驗探究 閱讀并完成課本54頁的科學探究實驗，將實驗結果填入下表：鹽溶液NaClNa2CO3NaHCO3NH4ClNa2SO4CH3COONa(NH4)2SO4酸堿性鹽類型1、由上述實驗結果，歸納其與鹽的類型間的關系誰強顯誰性任何一種鹽都可以看作是酸堿中和反應的產物，按生成鹽的酸和堿的強弱可以把鹽分為：        

2、         如NaCl   KNO3 用pH試紙檢驗水溶液呈    性                  如Na2CO3  CH3COONa用pH試紙檢驗水溶液呈    性          

3、        如NH4Cl  AlCl3用pH試紙檢驗水溶液呈    性由此可見，并不是所有的鹽溶液都呈中性，有的鹽溶液呈酸性，有的鹽溶液呈堿性。二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因（完成課本55頁的思考與交流，回答下列問題）1強堿弱酸鹽的水解（以CH3COONa為例）【分析】CH3COONa溶于水時，CH3COONa電離出的 和水電離出的 結合生成難電離的 ，消耗了溶液中的 ，使水的電離平衡向 （左/右）方向移動，產生更多的 ，建立新平衡時，c（OH） c（H）(填< 、>

4、或=)，因而CH3COONa溶液顯_性。pH 7則總反應的離子方程式是 1 強酸弱堿鹽的水解（以NH4Cl為例）【分析】 NH4Cl溶于水時，NH4Cl電離產生的_可以與水電離產生的OH-結合生成成_，消耗溶液中的_，使水的電離平衡向_（左/右）方向移動，產生更多的 。最終導致溶液中_大于_，因而NH4Cl溶液顯_性。則總反應的離子方程式是 三、鹽類的水解1、鹽類的水解定義： 在溶液中鹽電離出來的_與水電離出來的_或_結合生成_的反應，叫做鹽類的水解。注意：1.鹽類水解使水的電離平衡發生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。2.鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應。 3.鹽類水解是可逆反應，反應方程式中

5、要寫“”號。 討論以NaCl為例，說明強酸強堿鹽能否水解。小結由于NaCl電離出的Na+和Cl都不能與水電離出的OH或H+結合生成弱電解質，所以強酸強堿鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。pH=7綜上所述，只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+或OH結合生成弱電解質2、鹽類的水解實質：在溶液中鹽電離出來的弱酸_離子或弱堿_離子與水電離出來的_或_結合生成弱電解質，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。從而使鹽溶液顯示出不同程度的酸性或堿性。3、鹽類的水解條件 鹽必須易溶于水。 鹽必須含有弱酸陰離子或弱堿陽離子（即存在弱離子）。4、鹽類的水解特點(1)多為可逆反應， _ 但中和反

6、應一般不標可逆反應；(2)吸熱反應 必須有弱酸或弱堿生成；(3)多為微弱的過程，水解產物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發生分解。在書寫離子方程式時一般不標“”或“”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）寫成其分解產物的形式。 鹽類的水解平衡（是一個動態過程）【牛刀小試】1.下列物質中由于水解使溶液的PH小于7的是( )A.NaHCO3B.NH4ClC.Na2SO4D.NaHSO42.濃度為0.1mol/L的某物質的水溶液，且PH=5.1，則此物質應是下列中的( )A.H2SO4B.NH4ClC.NaHCO3D.CH3COONa3.下列物質在水中能促進水的電離的是( )A.

7、Na2SO3B.NaOHC.NaHSO4D.CH3COONa鹽類的水解導學案水解方程式的書寫【課時目標】掌握水解的表示方法，并能正確書寫水解方程式【重點難點】1、掌握水解的表示方法 2、正確書寫水解方程式【新課進行時】 一、鹽類的水解表示方法 （1）用化學方程式表示：如醋酸鈉水解_（2）用離子方程式表示：如氯化銨水解_二、鹽類水解方程式的書寫1注意事項（1）水和弱電解質應寫成分子式，不應寫成相應的離子形式（2）通常用“”。因為水解是中和反應的逆反應，是_。 （3）通常不標_或_。因為水解是微弱的、無氣體和沉淀生成。2書寫方法(1)弱酸強堿鹽一元弱酸強堿鹽水解弱酸根陰離子參與水解，生成弱酸。例如

8、：CH3COONaH2O CH3COOHNaOH離子方程式： CH3COOH2O CH3COOHOH多元弱酸根陰離子分步水解 由于多元弱酸的電離是分多步進行的，所以多元弱酸的酸根離子的水解也是分多步進行的，應分步書寫，水解程度主要取決于第一步，因此一般只寫第一步水解的離子方程式。例如Na2CO3的水解方程式如下：Na2CO3H2O NaHCO3NaOH（主要） NaHCO3H2O H2CO3NaOH（次要）離子方程式：CO32H2O HCO3OH（主要） HCO3H2O H2CO3OH（次要）多元弱酸的酸式強堿鹽水解例如：NaHCO3H2O H2CO3NaOH離子方程式：HCO3-H2O H2

9、CO3OH(2)強酸弱堿鹽一元弱堿弱堿陽離子參與水解，生成弱堿。多元弱堿陽離子分步水解，但書寫水解離子方程式時一步完成。例如：AlCl33H2O Al(OH)33HCl離子方程式：Al33H2O Al(OH)33H(3)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，在一起都發生水解，相互促進對方的水解，水解趨于完全。可用“=”連接反應物和生成物，能徹底水解的離子組，由于不形成水解平衡，水解生成的難溶物或揮發性物質可加“”、“”等。例如：將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即產生白色沉淀和大量氣體，離子方程式為：Al33HCO3-=Al(OH)33CO2注意能夠發生雙水解反

10、應的離子之間不能大量共存。常見的離子間發生雙水解的有：Fe3與CO32、HCO3-等，Al3與AlO2-、CO32、HCO3-、S2、HS等。NH4+與AlO2- 、SiO32- 等【試一試】判斷下列鹽溶液的酸堿性，若該鹽能水解，寫出其水解反應的離子方程式。（1）KF  （2）NH4NO3   （3）Na2SO4   （4）CuSO4    （5）Na2CO3【基礎演練】1.下列各反應離子方程式中，屬于水解反應的是( )A.HCO3- + H2O H3O+ + CO32 B.HS- + H2O H2S + OH-C

11、.H2PO4 + H2O HPO42+H3O+ D. HCO3- + OH- H2O + CO32w.w2、將0.1mol下列物質置于1L水中充分攪拌后,溶液中陰離子數最多的是（ ）A.KCl B.Mg(OH)2 C.Na2CO3 D.MgSO43、下列操作能使水的電離平衡向右移動，而且溶液呈酸性的是A、加入小蘇打       B、滴加稀硫酸   C、加入FeCl3·6H2O晶體       D、加入NaOH4、NH

12、4Cl溶于重水后，產生的一水合氨和水合氫離子均正確的是（ ） ANH2D·H2O和D3O+ BNH3·D2O和HD2O+CNH3·HDO和D3O+ DNH2D·HDO和H2DO+5、下列反應不屬于水解反應或水解方程式不正確的是（ ） HCl+H2OH3O+Cl- ZnCl2+2H2O=Zn(OH)2+2HCl Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH Al2(CO3)3+6H2O2Al(OH)3+3H2CO3 A B C D全部6.有鹽AmBn的溶液(1)若為強酸弱堿鹽，其水解的離子方程式是 (2)若為弱酸強堿鹽，其水解的離子方程式是 7、判斷下列溶

13、液的酸堿性，能水解的寫出其水解離子方程式，并分析鹽溶液的酸堿性與形成鹽的酸和堿的強弱關系。（1）FeCl3 （2） NaF （3）CuSO4 （4）K2CO3 （5） KI （6）Al2(SO4)3 （7）NaClO （8）(NH4)2SO4 （9）KHCO3 （10）K2S鹽類的水解導學案鹽類水解的規律【課時目標】 掌握鹽類水解類別和規律【知識梳理】分析探究：分析上課時基礎演練第6題，總結鹽類水解的類別和規律。1、 鹽類水解的分類強酸強堿鹽：不發生水解 溶液顯 性。強酸弱堿鹽：NH4+、Al3+、Cu2+、Fe3+、Fe2+、Ag+等（任寫兩個，下同），溶液顯_性。強堿弱酸鹽：CH3COO-

14、、ClO-、F-、CN-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-等，溶液顯_性。多元弱酸的酸式鹽：HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等練習：濃度均為0.1mol/L的下列溶液：Na2CO3NaHCO3CH3COONaNaF(NH4)2SO4NH4NO3，PH由大到小的順序為_。2、水解規律（1）有弱才水解，無弱不水解 ，都弱雙水解 ：只有能電離出弱酸酸根陰離子或者弱堿陽離子的鹽（強酸弱堿鹽，強堿弱酸鹽）才能發生水解，不能電離出這類離子的鹽（強酸強堿鹽）則不能水解 （2）越弱越水解 ： 鹽電離出的弱酸酸根離子或弱堿陽離子對應的弱酸或弱堿越弱，水解的程度越大。即酸（堿）

15、越弱，水解程度越大，溶液堿（酸）性越強 誰強顯誰性 強酸弱堿鹽：酸性 強堿弱酸鹽：堿性（3）溶液酸堿性的判斷 均強顯中性 強酸強堿鹽：中性 均弱具體定 弱堿弱酸鹽：看酸堿的相對強弱【基礎演練】1、物質的量濃度相同下列溶液中，符合按pH由小到大順序排列的是（ ） ANa2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl BNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl C(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S DNH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO32.關于酸性溶液的敘述中正確的是( )A.PH小于7的溶液B.一定是酸的水溶液C.溶液中c(H+)c(OH-)D.不含有OH

16、-離子的溶液3.下列說法正確的是( )A.酸式鹽的水溶液一定顯堿性B.只要酸與堿的物質的量濃度和體積分別相等，它們反應后的溶液就呈中性C.純水呈中性是因為水中氫離子的物質的量濃度和OH-離子的物質的量濃度相等D.NaHCO3溶液的PH大于Na2SO4溶液的PH4.有三種一元酸HA、HB、HC的鈉鹽分別為NaA、NaB、NaC，它們的物質的量濃度相同時，溶液的PH依次為9,10,8.則這三種弱酸的酸性由強到弱的順序是( )A.HAHBHCB.HBHAHCC.HCHBHAD.HCHAHB5.相同物質的量濃度的下列銨鹽中，c(NH+4)的濃度大的是( )A.NH4NO3B.NH4ClC.(NH4)2

17、CO3D.NH4HSO46.在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中，設由水電離產生的OH離子濃度分別為Amol·L1與Bmol·L1，則A和B的關系為 A、AB B、A104B C、B104A D、AB 7.已知相同溫度、相同物質的量濃度的CH3COOH和NH3·H2O稀溶液的電離程度約相等； CH3COOH與NaHCO3作用放出CO2。那么可推斷：NH4HCO3溶液呈 性，溶液中濃度最大的離子是 ，其次是 ，濃度最小的離子是 。 鹽類的水解平衡【課時目標】 掌握鹽類的水解平衡，了解外界條件對鹽的水解的影響【知識梳理】一、鹽類的水解平衡1、定義：在一

18、定條件下，當鹽類的水解速率等于中和速率時，達到水解平衡。2、特征: 逆、等、動、定、變二、影響鹽類水解的因素1、影響鹽類水解的內因（主要因素） 鹽本身的性質，組成鹽的酸或堿越_（強/弱），則鹽的水解程度越大。即越弱越水解 2、影響鹽類水解的外因 （1）溫度：因水解是_過程，故升高溫度可_水解，使水解平衡向_移動，水解百分率_。越熱越水解 （2）濃度：加水稀釋，促進水解，鹽溶液越稀，水解程度越大，但溶液的酸堿性減弱！ （3）加酸加堿：向鹽溶液中加入酸（H+），可以促進弱酸根陰離子水解，抑制弱堿陽離子水解；向鹽溶液中加入堿（OH-），可以促進弱堿陽離子水解，抑制弱酸根離子水解。簡單地說，就是水解呈

19、酸性的鹽溶液，加入酸抑制水解，加入堿會促進水解；水解呈堿性的鹽溶液，加入酸促進水解，加入堿則抑制水解。不同條件對NH4Cl水解平衡的影響水解離子方程式項 目加熱加H2O加NH3加NH4Cl加HCl加NaOH移動方向c(NH4+)c(NH3H2O)c(H+)c(OH)pH水解程度不同條件對CH3COONa溶液水解平衡的影響水解離子方程式改變條件移動方向c(Ac)c(HAc)c(OH)c(H+)pH水解程度升溫加H2O加醋酸加醋酸鈉通HCl(g)加NaOH三、鹽類的水解常數（閱讀課本58頁“科學視野”）【基礎演練】1、將0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋或加入少量CH3C

20、OONa晶體時，都會引起A溶液的PH增加 BCH3COOH電離度變大C溶液的導電能力減弱 D溶液中OH-減小2、在Na2S溶液中存在如下平衡：S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-，若使溶液中Na+/S2-的比值變小，可加入的物質是（ ） A適量NaOH B適量鹽酸 C適量KOH D適量KHS3、CH3COOH與CH3COONa等物質的量混合配制成的稀溶液，pH為4.7，下列說法錯誤的是（ ） ACH3COOH的電離作用大于CH3COONa的水解作用 BCH3COONa的水解作用大于CH3COOH的電離作用 CCH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 DCH3COO

21、Na的存在抑制了CH3COOH的電離4、為了配制NH4+：Cl-1:1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入適量的HCl適量的NaCl適量的氨水適量的NaOH，正確的是( ) A. B. C. D.5、一種PH=3的酸溶液和一種PH=11的堿溶液等體積混合后測得溶液的PH=5.6其原因可能是：（ ）A濃的強酸和稀的弱堿溶液反應 B濃的弱酸和稀的強堿溶液反應 C等濃度的強酸和弱堿溶液反應 D生成了一種強酸弱堿鹽6、滴有甲基橙的醋酸鈉飽和溶液加熱，溶液的顏色是 A. 黃色不變 B. 黃色變橙色 C. 黃色變紅色 D. 橙色不變鹽類的水解導學案3.3.5 鹽類水解的應用【課時目標】 掌握鹽類水解的應用【知

22、識梳理】1、判斷鹽水溶液的酸堿性：例如：Na2CO3溶液顯 性，原因是（寫出相關的方程式） 2、配制或貯存易水解的鹽溶液配制：強酸弱堿鹽：配制FeCl3、SnCl2、FeSO4溶液時，常加入少量相應酸來_弱堿陽離子的水解。強堿弱酸鹽：配制Na2CO3溶液時，常加入少量相應的堿來_弱酸根離子的水解。貯存：如：Na2CO3溶液、NaHCO3溶液等溶液由于水解使溶液呈_性，故不能用帶玻璃塞的玻璃瓶來盛。又如：NaF溶液保存時不能用玻璃容器裝，因F+H2OHF+OH，生成的氫氟酸會與玻璃的成分之一二氧化硅反應，長時間會漏液。常用塑料或鉛制容器裝NaF溶液或氫氟酸。2、 判斷鹽溶液蒸干或者灼燒時所得產物

23、：易揮發性酸的弱堿鹽溶液蒸發濃縮最后得不到該鹽的固體。如：AlCl3溶液蒸干灼燒到固體質量不變時，發現得到的是_（寫化學式）。同理：CuCl2、Fe(NO3)3、Al(NO3)3、FeBr3、CuBr2、CuI2等。易揮發性酸的強堿鹽及非易揮發性酸的鹽溶液蒸發濃縮一般可得到鹽本身。如：NaCl、NaI、Na2SO4、Al2(SO4)3、Na2CO3等但有一些鹽例外：如碳酸氫鈉溶液蒸干得到的是Na2CO3，亞硫酸鈉溶液蒸干得到Na2SO4，銨鹽溶液蒸干過程中會分解等。【思考】 (1)、若想由氯化鐵溶液制氯化鐵固體可用什么方法？ 在蒸發的過程中，不斷向溶液中通入HCl氣體，以增大氯化氫的濃度，抑制

24、氯化鐵的水解，最終可以得到氯化鐵固體。 (2)、加熱濃縮下列溶液各可得到什么物質？Al(NO3)3 、 Na2CO3、 CuSO4、 Mg(H CO3)2 、 Ba(H CO3)2 3、膠體的制取：制取Fe（OH）3膠體的化學方程式 4、物質的分離提純例：MgCl2的酸性溶液中含有少量的Fe3+雜質，為了除去Fe3+，可在加熱攪拌的條件下加入一種試劑，過濾后再加入適量的鹽酸，這種試劑是A. MgO B.NaOH C.Na2CO3 D.MgCO3練習：為制備較純的FeS沉淀，可在FeCl2溶液中加入A、（NH4）2S B、Na2S C、NaHS D、H2S5、判斷離子共存：Fe3、Al3與CO3

25、2、HCO3-，Al3與AlO2-，Al3與S2因相互促進水解而不共存，例如6、化肥的合理施用：草木灰不宜和銨態氮肥施用。例、同時對農作物施用分別含有N、P、K三種元素的化肥，對于給定的化肥：K2CO3KClCa(H2PO4)2 (NH4)2SO4氨水最適合的組合是：_銨態氮肥與草木灰不得混用的原因：2 NH4+ + CO32=2NH3 +CO2 +H2O7、作凈水劑：可溶性鐵鹽和鋁鹽常作凈水劑（完成基礎訓練第9題）8、硬水軟化：Mg（HCO3）2= Mg(OH)2+2CO2 用TiCl4制備TiO2的反應： 9、解釋一些生活中的現象 如：過去沒有洗潔劑時，在廚房中除油污常用白堿（純堿），而且

26、熱的純堿溶液的去污的能力比冷的純堿溶液強，你能解釋嗎？又如：炸油條時用明礬和碳酸鈉的混合物作起泡劑，你能解釋嗎？【基礎演練】1、在蒸發皿中加熱蒸干并灼燒(低于400)下列物質的溶液，可以得到該物質固體的是 （ ）A. 氯化鋁 B. 碳酸氫鈉 C. 硫酸鎂 D. 高錳酸鉀 2、將飽和FeCl3溶液分別滴入下述液體中，能形成膠體的是 （ ）A. 冷水 B. 沸水 C. NaOH濃溶液 D. NaCl濃溶液3、在醫院中，為酸中毒病人輸液不應采用 （ ）A. 0.9氯化鈉溶液 B. 0.9氯化銨溶液 C. 1.25碳酸氫鈉溶液 D. 5葡萄糖溶液4Na2CO3溶液存在著Na2CO3H2ONaHCO3N

27、aOH的平衡，加熱蒸干溶液，得到的固體是 （ ） A. Na2CO3 B.NaHCO3和NaOH C.NaOH D.Na2CO3和NaOH 5、下列各組離子中，因相互促進水解，而不能大量共存的是( )A.OH-、Na+、K+、HCO3- B.H+、HCO3-、Fe3+、Cl-C.H+、HS-、Na+、SO32 D.Al3+、SO42、CO32、Cl-6、物質的量濃度相同時，下列既能跟NaOH溶液反應、又能跟鹽酸溶液反應的溶液中，pH最大的是A、Na2CO3溶液 B、NH4HCO3溶液 C、NaHSO4溶液 D、NaHCO3溶液7、下列過程或現象與鹽類水解無關的是A、純堿溶液去油污 B、加熱氯化

28、鐵溶液顏色變深C、鐵在潮濕的環境下生銹 D、濃硫化鈉溶液有臭味 E、焊接使用氯化銨溶液除銹 F、鍋爐中生成的水垢G.飽和氯化鐵溶液滴入沸水制的氫氧化鐵膠體 H.明礬凈水I.電解食鹽水制取消毒液 8、在配制CuSO4溶液時，會出現渾濁現象，其原因是_。9、明礬的水溶液呈_性，可用做凈水劑的原因是_。10、相同條件，相同物質的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NH4NO3、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，判斷這8種溶液的pH由大到小的排列順序是：_。鹽類的水解導學案3.3.6 溶液中離子濃度大小的比較【課時目標】1.

29、掌握溶液中離子濃度大小的比較 2.理解并掌握電荷守恒、物料守恒和質子守恒關系【知識梳理】3.不同溶液中同一離子濃度大小的比較，要考慮溶液中其他離子對該離子的影響。例1：在0.1mol/L的同濃度的NH4HCO3 (NH4)2CO3 NH4HSO4 (NH4)2SO4 CH3COONH4 NH3H2O溶液中c(NH4+)的大小順序是 。4.涉及兩溶液混合時離子濃度的大小比較時，要綜合分析，如發生反應、電離因素、水解因素等例2 在0.1mol/L CH3COONa和0.1mol/L CH3COOH的混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(CH3COO-）>c(Na+)>c(H+)>

30、c(OH-)在0.1mol/L NH3H2O和0.1mol/LNH4Cl的混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(NH4+）>cCl-)>c(OH-)>c(H+)在溶液中，NH3H2O的電離和NH4+的水解相互抑制，NH3H2O的電離作用大于NH4+的水解作用，溶液顯堿性，c(OH-)>c(H+)，同時c(NH4+）>cCl-)。注意：判斷溶液中離子濃度大小的一般方法（1）注意兩個“微弱”：弱電解質的電離和單一弱酸根陰離子、弱堿陽離子的水解程度都是很微弱的；弱酸（堿）溶液中電解質分子是主要的，鹽溶液中鹽電離產生的離子是主要的，不可以顛倒主次，本末倒置，要熟知水解規律

31、，特別是“越弱越水解”（2）依據三個重要的守恒：電荷守恒、物料守恒和質子守恒是分析比較離子濃度大小的最主要依據（下節課學習）（3）比較不同溶液中同一離子濃度大小時，要考慮溶液中其他例子對該離子的影響。如例1例2（4）分析溶液混合后的離子濃度大小，應先依據酸、堿的量和化學方程式確定反應后的溶液是鹽（恰好完全反應），鹽與酸（酸過量），鹽與堿（堿過量）還是正鹽與酸式鹽的混合物，然后依據電離定律和水解定律加以比較。【課后練習】1、同一溶液中不同離子濃度比較 Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為_.2、物質的量濃度相同的NaHSO4 NaHCO3 Na2CO3 Na2SO4溶液，由水電離出的OH-

32、的濃度由大到小的順序_3、混合溶液中離子濃度比較：(1)pH=3的HCl與、pH=11的氨水等體積混合，混合后溶液中離子濃度由大到小的順序為 。（2）0.1 mol / L的NH3·H2O和0.1 mol / L的NH4Cl溶液等體積混合一般弱堿的電離趨勢大于鹽的水解趨勢，呈堿性，C(OH-)>C(H+)， (3)0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液等體積混合一般弱酸的電離趨勢大于鹽的水解趨勢，呈酸性，C(H+)>C(OH-)， 4、 比較下列溶液中的各離子大小關系0.1mol/LCH3COOH 0.1mol/L NH4Cl 0.1mo

33、l/L Na2CO3 0.1mol/L NaHCO3 鹽類的水解導學案3.3.7 電荷守恒、物料守恒和質子守恒【課時目標】了解溶液中存在的幾個守恒關系一、 電荷守恒特點：關系式中不含分子！定義：溶液必須保持電中性，即溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數相等。【注意】 在應用電荷守恒原理時應注意：<1>不能漏掉溶液中存在的所有離子！千萬不能忽視水的電離！<2>一定要注意離子自身所帶的電荷！離子所帶電荷數是多少，離子前就寫幾！二、 物料守恒（又稱元素或原子守恒）特點：關系式中無OH- 和H+！物料守恒是指某一元素的原始濃度應該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。溶液中，

34、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是不變的。例如：三、 質子守恒特點：1、關系式中不含溶質中的原始離子！2、存在OH- 和H+！電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。質子守恒關系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到練習：分析下列溶液中含有哪些微粒？各種微粒濃度之間存在哪些大小關系和等量關系？0.1mol/LCH3COOH（大小關系只寫離子之間的大小關系，下同）等量關系：_（電荷守恒） _（物料守恒）0.1mol/L NH4Cl等量關系：_（電荷守恒） _（物料守恒） _（質子守恒）0.1mol/L Na2CO3等量

35、關系：_（電荷守恒） _（物料守恒） _（質子守恒）0.1mol/L NaHCO3等量關系：_（電荷守恒） _（物料守恒）_（質子守恒）探究二：分析下列溶液中含有哪些微粒？各種微粒濃度之間存在哪些大小關系和等量關系？0.1 mol / L的NH3·H2O和0.1 mol / L的NH4Cl溶液等體積混合一般弱堿的電離趨勢大于鹽的水解趨勢，呈堿性，C(OH-)>C(H+)，等量關系：_（電荷守恒） _（物料守恒）0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液等體積混合一般弱酸的電離趨勢大于鹽的水解趨勢，呈酸性，C(H+)>C(OH-)，等量關系：_

36、（電荷守恒） _（物料守恒）0.1mol/L鹽酸（PH1）和0.1mol/LNaOH溶液（PH=13）等體積混合等量關系：_（電荷守恒）（4）PH1的醋酸和PH=13的NaOH溶液等體積混合等量關系：_（電荷守恒）（5）由0.2molCH3COONa、0.1molHCl制得的1L混合溶液：等量關系：_（電荷守恒）_（物料守恒）【基礎演練】1、在0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中，下列關系正確的是Ac(Na+)2c（CO32-）Bc（OH-）2c（H+）Cc（HCO3-）>c(H2CO3)Dc(Na+)<c(CO32-)+c(HCO3-)2、關于小蘇打水溶液的表述正確

37、的是A、c (Na+)=c (HCO3-) + c (CO32-) + c (H2CO3)B、c (Na+) + c (H+) = c (HCO3-) + c (CO32-) +c (OH-)C、HCO3- 的電離程度大于HCO3-的水解程度D、存在的電離有：NaHCO3 = Na+HCO3-，HCO3-H+ + CO32-，H2O H+OH-3、草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性。在O.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列關系正確的是 Ac(K+)+c(H+)=c(HC2O4)+c(OH)+c(C2O42-) Bc(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·

38、;L-1 Cc(C2O42)>c(H2C2O4) Dc(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42)4、濃度均為0.1mol/L的甲酸和氫氧化鈉溶液等體積相混合后，下列關系式正確的是 Ac(Na+)c( HCOO-) c( OH-) c( H+) Bc( HCOO-) c( Na+) c( OH-) c( H+) Cc( Na+) =c( HCOO-) =c( OH-) =c( H+) Dc( Na+) =c( HCOO-) c( OH-) c( H+) 5、在10mL0.1mol·LNaOH溶液中加入同體積、同濃度的HAc溶液，反應后溶液中各微粒的濃度關系

39、錯誤的是 A.c（Na）c（Ac）c（H）c（OH） B.c（Na）c（Ac）c（OH）c（H） C.c（Na）c（Ac） c（HAc） D.c（Na）c（H）c（Ac）c（OH）6、常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液 pH7，則此溶液中 A.c（ HCOO) c（ Na) B.c（ HCOO) c（ Na) C.c（ HCOO) c（ Na) D.無法確定c（ HCOO) 與c（ Na) 的關系7、25 時，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當溶液的pH = 7時，下列關系正確的是Ac(NH4+) = c(SO42) Bc(NH4+) c(SO42)Cc(NH4+) c(SO42) Dc(OH)+ c(SO42) = c(H+)+c(NH4+)