第三章第三節

第1課時鹽類的水解

1.從組成鹽的離子成分角度分析鹽類水解的本質。

2.以動態平衡的觀點分析鹽類水解對水電離平衡的影響，掌握鹽類水解的規律。課程目標根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類？酸+堿=鹽+水(中和反應)酸強酸弱酸弱堿強堿堿生成的鹽1.強酸強堿鹽2.強酸弱堿鹽3.強堿弱酸鹽4.弱酸弱堿鹽NaCl、K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3知識回顧1、純堿是什么?3、從組成上看是哪類物質?2、為什么叫純堿?問題:Na2CO3強堿弱酸鹽其水溶液呈堿性酸溶液呈酸性、堿溶液呈堿性。那么，鹽溶液的酸堿性如何呢？與鹽的類型之間有什么關系？【提出問題】一、探究鹽溶液的酸堿性鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4鹽溶液的酸堿性pH值【實驗探究】選擇合適的方法測試以下溶液的酸堿性。中性酸性堿性中性堿性酸性=7>7＜7=7>7＜7鹽的分類【實驗探究】探究鹽溶液的酸堿性用pH計分別測定NaCl、Na2CO3、NH4Cl、KNO3、CH3COONa、(NH4)2SO4溶液的酸堿性。鹽溶液NaClNa2CO3NH4ClKNO3CH3COONa(NH4)2SO4鹽溶液的酸堿性鹽的類型強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽中性堿性酸性酸性中性堿性強酸強堿鹽強堿弱酸鹽強酸弱堿鹽鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽鹽溶液酸堿性中性酸性堿性分析上述實驗結果，歸納其與鹽的類型間的關系，并從電離平衡的角度尋找原因。【結果和討論】規律：誰強顯誰性，同強顯中性。二、探究鹽溶液呈現不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：（1）相關的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些離子？（3）哪些粒子間可能結合（生成弱電解質）？（4）對水的電離平衡有何影響？（5）相關的化學方程式？二、探究鹽溶液呈現不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：（1）相關的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些離子？（3）哪些粒子間可能結合（生成弱電解質）？（4）對水的電離平衡有何影響？（5）相關的化學方程式？二、探究鹽溶液呈現不同酸堿性的原因H2OH++OH–純水中：當分別加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，請思考：（1）相關的電離方程式？（2）鹽溶液中存在哪些離子？（3）哪些粒子間可能結合（生成弱電解質）？（4）對水的電離平衡有何影響？（5）相關的化學方程式？三、鹽類的水解在溶液中鹽電離出來的弱離子跟水所電離出來的H+

或OH–結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。(弱酸、弱堿)1、定義：鹽易溶，有弱離子。2、水解的條件：三、鹽類的水解促進水的電離。3、水解的實質：使c(H+)≠c(OH–)生成弱電解質；思考交流：常溫下，pH等于5的鹽酸溶液與pH等于5的NH4Cl溶液中，兩種溶液中水電離出的c(H+）之比是多少？鹽的水解對水的電離有什么影響？鹽+水酸+堿中和水解形式：三、鹽類的水解+CH3COOHCH3COONaCH3COO-Na++H2OH+

OH-+想一想：水解反應能一直進行下去嗎?

當CH3COOH與OH-濃度逐漸增大，到一定程度則發生酸堿中和反應，即向左反應，故鹽類水解不能徹底進行，最后到達一個平衡狀態，即水解平衡。鹽類水解是一個微弱的過程！思考1：1mol/L氯化銨溶液和1mol/L的氨水中c（NH4+)誰大？思考2：1mol/L氯化銨溶液和1mol/L的鹽酸中c（H+)誰大？鹽+水酸+堿4、水解的特點：⑴可逆⑵吸熱⑶一般很微弱⑷水解平衡（動態）中和水解一般不用“↑”或“↓”；一般不寫“”，而寫“”。，必有弱酸或弱堿生成△H＞0三、鹽類的水解——與CH3COONa類似：第一步第二步H2OOH－＋H＋Na2CO3＝2Na＋＋CO32－

＋CO32－＋H2OOH－＋HCO3－總離子方程式：HCO3－＋H2OOH－＋H2CO3HCO3－生成的HCO3－進一步發生水解：Na2CO3第二步水解的程度很小，平衡時溶液中H2CO3的濃度很小，不會放出CO2氣體。Na2CO3電離出來的CO32－與水電離出來的H＋結合生成HCO3－，HCO3－又與H＋結合生成H2CO3，促使水繼續電離，使溶液中的c(OH－)增大，所以溶液呈堿性。思考：Na2CO3的水解情況5、鹽類水解的規律無弱不水解。誰強顯誰性，同強顯中性。有弱才水解，記住啦！

在溶液中，不能發生水解的離子是（）

A、ClO

–B、CO32

–C、Fe

3+D、SO42

–D下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（）①FeCl3②NaClO③(NH4)2SO4④AgNO3⑤Na2S⑥K2SO4①③④②⑤課堂專練3．濃度均為0.1mol·L－1的下列溶液，pH由大到小的排列順序正確的是()①Na2CO3②NaOH③NaHSO4④NH4Cl⑤NaNO3A．②③①⑤④ B．②③⑤①④C．②①⑤④③ D．②⑤③④①課堂專練C6、鹽類水解的離子方程式（2）鹽類水解方程式的書寫：（一）一元弱酸強堿鹽如：CH3COONa、NaF化學方程式：離子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化學方程式：離子方程式：NaF+H2OHF

+NaOHF–

+H2OHF+OH–（二）多元弱酸強堿鹽(正鹽）如：Na2CO3、Na3PO4離子方程式：HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–CO3

2–

+H2OHCO3–

+OH–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5種離子，2種分子。？（三）弱堿強酸鹽水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的離子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al

3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+2、鹽類水解方程式的書寫：（四）多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區別：⑴NaHCO3HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–①②HCO3–

+H2OCO32–+H3O+>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3–

+H2OH2SO3

+OH–①②HSO3–

+H2OSO32–+H3O+<∴溶液呈

性酸①水解②電離程度：①水解②電離程度：2、鹽類水解方程式的書寫：鹽+水酸+堿a.先找“弱”離子。b.一般水解程度小，水解產物少。所以常用“”；不寫“

==”、“↑”、“↓”；也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）寫成分解產物的形式。c.多元弱酸鹽分步水解，但以第一步水解為主。d.多元弱堿鹽的水解，常寫成一步完成。弱離子

+

水弱酸(or弱堿)+OH–(

or

H+

)3、水解離子方程式的書寫步驟

1．寫出下列物質發生水解反應的離子方程式，并指明水溶液的酸堿性：(1)Na2S：_________________________________________________。(2)CuSO4：________________________________________________。(3)CH3COONa：____________________________________________。(4)Fe2(SO4)3：______________________________________________。

第三章第三節

第二課時影響鹽類水解的主要因素

課程目標1、會分析外界條件對鹽類水解平衡的影響。2、了解鹽類水解在生產生活、化學實驗、科學研究中的應用。3、掌握溶液中離子濃度大小的比較方法。用純堿溶液清洗油污時，加熱可以增強其去污力，這是為什么？情景引入一、影響鹽類水解的因素1.內因H2OH++OH-+MA=A-

+M+HA對于強堿弱酸鹽來說，生成鹽的弱酸酸性越弱，即越

電離（電離常數越小），該鹽的水解程度越

。同理，對于強酸弱堿鹽來說，生成鹽的弱堿堿性越弱，該鹽的水解程度越

。鹽類水解程度的大小，主要是由

所決定的。例如，對于強堿弱酸鹽（MA）的水解：鹽的性質難大大

在一定條件下，當鹽類的水解速率等于中和速率時，達到水解平衡。（越弱越水解）（結合質子的能力）①不同弱酸對應的鹽<>②不同弱堿對應的鹽<>堿性NaClO(aq)CH3COONa

(aq)對應的酸HClOCH3COOH酸性MgCl2(aq)

AlCl3(aq)對應的堿Mg(OH)2Al(OH)31.內因1、內因：③同一弱酸對應的鹽<>>11Na2CO3(aq)

NaHCO3(aq)堿性對應的酸HCO3–H2CO3∴正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度[提出問題]問題一：FeCl3溶液呈酸性還是堿性？寫出FeCl3發生水解的離子方程式。問題二：從反應條件考慮，影響FeCl3水解平衡的因素可能有哪些？[實驗探究]實驗用品：試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、pH計、藥匙、酒精燈、火柴、0.01mol/LFeCl3溶液、FeCl3晶體、濃鹽酸、濃NaOH溶液2.外因鹽類的水解是

反應，水解平衡也受

、

等反應條件的影響。可逆溫度濃度影響因素實驗步驟實驗現象解釋溫度在試管中加入2ml0.01mol/LFeCl3溶液，用試管夾夾持，在酒精燈上微熱

反應物的濃度在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后用藥匙加入少許FeCl3晶體

溶液的酸堿性在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后滴入2~3滴濃鹽酸在試管中加入2mL0.01mol/LFeCl3溶液，然后滴入5滴濃NaOH溶液[實驗操作、現象及解釋]溶液顏色加深溶液顏色加深溶液顏色變淺溶液顏色加深溫度升高，平衡向FeCl3水解的方向移動c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移動加入鹽酸，c(H+)增大，平衡向FeCl3水解的逆反應方向移動加入NaOH溶液，c(H+)減小，平衡向FeCl3水解的方向移動應用平衡移動原理分析CH3COONa的水解，列舉可能影響水解反應程度的因素，并說明所依據的原理。

c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度加熱加水加CH3COOH加CH3COONa加HCl加NaOH減小增大增大減小增大增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大減小減小減小增大增大增大減小增大減小減小減小減小增大增大增大增大增大增大減小減小減小

思考與交流升溫，促進水解。加水稀釋，促進水解。抑制促進①溫度：②濃度：③加酸：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。④加堿：

弱堿陽離子的水解。

弱酸根離子的水解。促進抑制

歸納小結1.能使水的電離平衡向電離方向移動,并使溶液中的c(H+)＞c(OH-)的措施是（）A.向純水中加入幾滴稀鹽酸B.將水加熱煮沸C.向水中加入碳酸鈉D.向水中加入氯化銨D2.請按pH增大的順序排列下列鹽溶液(物質的量濃度相等):NaNO3；H2SO4；AlCl3；CH3COONa;氨水；醋酸.3.常溫下,pH=3的H2SO4和Al2(SO4)3溶液中,水電離出來的c(H+)之比為_________________________.10-11:10-3

課堂專練

第三章第三節

第三課時鹽類水解的應用

一、鹽的水解平衡常數以強堿弱酸鹽(MA)為例，其水解的離子方程式為

。鹽的水解常數：

。HA的電離常數：

。強堿弱酸鹽的水解常數與弱酸的電離常數的關系式:

。“電離平衡常數越小越水解”二、鹽的水解常數的應用例題1、已知25℃時，K(CH3COOH)=10-5則CH3COONa的水解常數為多少？0.1mol/L的醋酸鈉溶液的PH值是多少？（一）、K值間的運算對點1、已知25℃時，0.1mol/L的氯化銨溶液的PH值等于5，則其水解平衡常數是多少？K(NH3.H2O)=？2、已知25℃時，碳酸的K1=10-7K2=10-11則0.1mol/LNaHCO3中PH

7（填大于、小于、等于）對點練習2：已知25℃時，亞硫酸的K1=10-2K2=10-8則0.1mol/LNaHSO3中PH

7（填大于、小于、等于）（二）、判斷溶液的酸堿性例題2、已知25℃時，K(CH3COOH)=10-5則0.1mol/L20mlCH3COONa中加入0.1mol/L10ml的鹽酸后PH

7（填大于、小于、等于）（三）、離子濃度關系例題3、已知25℃時，碳酸的K1=10-7K2=10-11則0.1mol/LNaOH通入CO2，當PH＝8時，c(CO32－)

c(HCO3－)的大小關系（填大于、小于、等于）對點練習：已知25℃時，亞硫酸的K1=10-2K2=10-8則0.1mol/LNaOH通入SO2，當PH＝8時，c(SO32－)

/c(HSO3－)=;D

課堂專練三、鹽類水解的應用1.為什么KAl(SO4)2,FeCl3

等鹽可用做凈水劑？2.純堿為什么能去污？去污時為何最好用熱水？3.泡沫滅火器的化學反應原理是什么？Al3++3H2OAl(OH)3

(膠體)+3H+Fe3++3H2OFe(OH)3

(膠體)+3H+本身無毒，膠體可吸附不溶性雜質，起到凈水作用。NaHCO3+H2OH2CO3+NaOHNa2CO3

+H2ONaHCO3+NaOH升溫，促進Na2CO3水解。

思考與交流泡沫滅火器的原理:塑料內筒裝有Al2(SO4)3溶液外筒裝有NaHCO3溶液Al2(SO4)3

和NaHCO3溶液：Al3++3HCO3–Al(OH)3

+

3CO2

Al3++3H2OAl(OH)3+3H+HCO3–+H2OH2CO3+

OH–速度快耗鹽少混合前混合后三、鹽類水解的應用：(一)：日常生活中的應用(二)易水解鹽溶液的配制與保存：配制FeCl3溶液：加少量

；配制FeCl2溶液：加少量

；保存NH4F溶液：稀鹽酸稀鹽酸和Fe粉不能存放在玻璃瓶中！鉛容器或塑料瓶Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+配制FeSO4溶液：加少量

；稀硫酸和Fe粉某些強酸弱堿鹽在配制溶液時因水解而變渾濁，需加相應的

酸

來抑制水解，(三)判斷鹽溶液的酸堿性：（相同溫度和濃度）1.請按pH增大的順序排列下列鹽溶液(物質的量濃度相等):NaNO3、

H2SO4、NH3·H2O、AlCl3、

NaHCO3

、CH3COOH、NaOH、HCl強酸<弱酸<強酸弱堿鹽<強酸強堿鹽<強堿弱酸鹽<弱堿<強堿一般規律，(四)判定離子能否大量共存：Al3+與AlO2–Al3+與HCO3–Al3+與CO32–Al

3++3AlO2

–

+H2OAl(OH)346Al

3++3HCO3

–Al(OH)3+3CO22Al3++3CO32–+3H2O

2Al(OH)3+3CO2

若陰、陽離子發生水解相互促進的反應，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的水解相互促進的反應進行完全的有Al3+、Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-;因為促進水解不能大量共存的還有HCO3-和AlO2-；NH4+和AlO2-等。(五)某些鹽的無水物，不能用蒸發溶液的方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼燒Al2O3MgCl2·6H2OMg(OH)2MgO△△晶體只有在干燥的HCl氣流中加熱，才能得到無水MgCl2FeCl3溶液Fe(NO3)3溶液Fe2(SO4)3溶液Na2SO3溶液Ca(HCO3)2溶液Fe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2SO4CaCO3例題1、下列鹽溶液加熱蒸干、灼燒后，得到什么固體物質？

制備納米材料。如：用TiCl4制備TiO2【當堂鞏固練習】(六)化肥的合理使用，有時需考慮鹽的水解

草木灰的成分：K2CO3，銨態氮肥——銨鹽。因為NH4+在水溶液中能發生水解生成H+，CO32-在水溶液中水解產生OH-，當二者同時存在時，則二者水解產生的H+和OH-能發生中和反應，使水解程度都增大，銨鹽水解產生的NH3?H2O易揮發而降低了肥效。(七)溶液中，某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。(2)降低溫度和加水稀釋,都會使鹽的水解平衡向逆反應方向移動。

(

)(3)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH,可使c(Na+)=c(CH3COO-)。(

)(4)水解平衡右移,鹽的離子的水解程度一定增大。

(

)(6)碳酸鈉可用作食用堿,是利用了其溶液顯堿性。

(

)(7)施肥時,草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用。

(

)【課堂專練】1．判斷正誤逆向移動。

(

)√√×××××(8)純堿是鹽，不是堿，之所以被稱為純堿，是因為它的水溶液顯堿性。

(

)(9)加熱時促進了CH3COO－的水解，抑制了CH3COOH的電離。

(

)(10)向NH4Cl溶液中加入適量氯化鈉固體，抑制了NH4+的水解。()(11)實驗室配制FeCl3溶液，常將FeCl3固體溶解在稀鹽酸中而不是直接溶解在水中。 ()√××√2．對滴有酚酞溶液的下列溶液,操作后顏色變深的是(

)A.明礬溶液加熱B.CH3COONa溶液加熱C.氨水中加入少量NH4Cl固體D.小蘇打溶液中加入少量NaCl固體解析:明礬水解顯酸性,加熱促進水解,酚酞在酸性溶液中不顯色,故A項錯誤;CH3COONa水解顯堿性,加熱促進水解,c(OH-)增大,溶液紅色加深,B項正確;氨水顯弱堿性,NH4Cl水解顯酸性,溶液中c(OH-)減小,紅色變淺,C項錯誤;加入少量NaCl固體對NaHCO3水解不產生影響,溶液顏色無變化,D項錯誤。B3．下列與鹽類水解有關的是(

)①為保存FeCl3溶液，要在溶液中加入少量鹽酸②實驗室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的試劑瓶應用橡膠塞③在NH4Cl溶液中加入鎂條會產生氣泡④長期施用硫酸銨，土壤的酸性增強A．①②④

B．②③④C．①③④ D．全部

解析:①保存FeCl3溶液，在溶液中加入少量鹽酸，可以抑制Fe3＋水解生成Fe(OH)3；②Na2CO3、Na2SiO3可水解使溶液呈堿性，從而腐蝕玻璃，故實驗室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的試劑瓶應用橡膠塞；③NH4Cl水解使溶液呈酸性，鎂可以置換出溶液中的H＋，放出H2，從而產生氣泡；④硫酸銨水解使溶液呈酸性，長期施用此化肥，土壤的酸性將增強。故①②③④都與鹽類的水解有關。D4．0.1mol·L－1的K2CO3溶液中，由于CO32－的水解，使得c(CO32－)<0.1mol·L－1。如果要使c(CO32－)更接近于0.1mol·L－1，可以采取的措施是(

)A．加入少量鹽酸 B．加入適量的水C．加入適量的KOH D．加熱

解析:A項發生反應：2H＋＋CO32－===CO2↑＋H2O，CO32－濃度更小；B項和D項均促進CO32－水解，CO32－濃度更小；C項KOH抑制CO32－的水解，正確。C5．在氯化鐵溶液中存在下列水解平衡:FeCl3+3H2O

Fe(OH)3+3HCl

ΔH>0。回答下列問題:(1)加熱FeCl3溶液,溶液的顏色會不斷加深,得到的

一種紅褐色透明液體為

。

(2)在配制FeCl3溶液時,為防止渾濁,應加入

。

(3)為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入MgCO3固體,過濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3+的原因是

。

Fe(OH)3膠體少許鹽酸MgCO3能與H+反應,促進了Fe3+的水解,使Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀而被除去6．(1)Fe(NO3)3的水溶液呈________(填“酸”“中”“堿”)性，原因是(用離子方程式表示)：____________________

_。實驗室在配制Fe(NO3)3的溶液時，常將Fe(NO3)3固體先溶于較濃的硝酸中，然后再用蒸餾水稀釋到所需的濃度，以________(填“促進”“抑制”)其水解。(2)在配制硫化鈉溶液時，為了防止發生水解，可以加入少量的___________

_。酸Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋

(2)氫氧化鈉固體(或NaOH)抑制

第三章第三節

第四課時電解質溶液中的三大守恒

想一想？問題1：在一份溶液中，陽離子所帶正電荷濃度與陰離子所帶負電荷濃度的關系是什么？問題2：溶液中離子濃度與離子所帶電荷濃度的關系是什么？離子濃度電荷濃度c(NH4+)c(Al3+)

c(Cl-)c(CO32-)c(NH4+)3c(Al3+)c(Cl-)2c(CO32-)規律：Xn+、Ym-離子所帶電荷濃度與離子濃度的關系離子所帶電荷濃度=？nc(Xn+)或mc(Ym-)溶液中的陽離子：NH4+H+溶液中的陰離子：Cl-OH-NH4Cl溶液中電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)電荷守恒問題3：在NH4Cl溶液中含有哪些陰陽離子？你能用一個等式表達出所有離子之間的關系嗎？電解質溶液中無論存在多少種離子，溶液總是呈電中性的，即陽離子所帶的正電荷總數一定等于陰離子所帶的負電荷總數。練習NaHCO3溶液c（Na+）+c(H+)=c(HCO-3)+c(OH-)+2c(CO32-)K2S溶液c（K+）+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)寫出下列溶液中的電荷守恒式思考？問題1：在NaCl溶液中c(Na+)和c(Cl-)的關系是什么？在NH4Cl溶液中的c(NH4+)和c(Cl-)呢？問題2：NH4Cl溶液中含氮微粒有哪些？問題3：0.1mol·L-1NH4Cl溶液中，c(Cl-)=

mol·L-1，c(NH4+)+c(NH3·H2O)=

mol·L-1，則c(NH4+)+c(NH3·H2O)

c(Cl-)。0.10.1=物料守恒：鹽中可水解離子的原始濃度，等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。例如：amol/L的Na2CO3

溶液中Na2CO3=2

Na++CO32–

H2OH++OH–

CO32–

+H2OHCO3–

+OH–HCO3–

+H2OH2CO3

+OH–

∴

c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)]c(Na+

)=2

amol/Lc

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)

=amol/L因

c(Na+):c(C)＝2:1練習Na2SO3溶液K2S溶液寫出下列溶液中的元素質量守恒式

c(Na+

)=

2[c(SO32–)+c(HSO3–)+c(H2SO3)]c(K+

)=

2[c(S2–)+c(HS–)+c(H2S)]NaHCO3溶液c(Na+)＝c(HCO3–)+c(CO32–)+c(H2CO3)Na2S溶液c(Na+

)=

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]溶液中由水電離產生的氫離子總濃度與由水產生的氫氧根離子總濃度一定相等。c(OH-)＝c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)如:在Na2S溶液中：

H2OH++OH–

S2–+H2OHS–+OH–

HS–+H2OH2S+OH–

S2–HS–H2S質子守恒書寫質子守恒式必須注意：①由水電離產生的H＋和OH―的存在形式；②弄清被結合的H＋或OH―離子濃度和弱電解質分子濃度的關系。①氫和氫氧兩邊寫；②誰被搶走要找全。技巧【練習】（1）NH4Cl

c(H＋)=c(OH–)+c(NH3·H2O)（2）Na2CO3

c(OH―)=c(H＋)+c(HCO3―)+2c(H2CO3)（3）NaHCO3

c(OH―)=c(H＋)+c(H2CO3)-c(CO32―)【經驗交流】

鹽溶液中三大守恒等式有何特點？

書寫或判斷時有哪些需要注意的事項？【點撥歸納】1．電荷守恒：①電荷守恒中應包含溶液中所有離子，不能遺漏；

②分清離子濃度和電荷濃度及轉換關系2．原子守恒：找準守恒的元素3．質子守恒：①明確溶液中結合H+(或OH-）的微粒及結合的數目；②電離出H+(或OH-)的微粒及電離的數目課堂練習1.關于小蘇打水溶液的表述正確的是(

)A．c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)B．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(OH－)C．HCO的電離程度大于HCO的水解程度D．存在的電離有：NaHCO3===Na＋＋HCO3－，HCO3－H＋＋CO3

2－，H2OH＋＋OH－AD課堂練習2、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有關粒子濃度的關系正確的是（）

A、C(Na＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)

B、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―)

C、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―)

D、C(OH-)＝C(H+)+C(H2CO3)+C(HCO3-)AC-C(CO32―)課堂練習3.草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關系正確(

)A．c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O4－)＋c(OH－)＋c(C2O42－)B．c(HC2O4－)＋c(C2O42－)＝0.1mol/LC．c(C2O42－)>c(H2C2O4)D．c(K＋)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O4－)＋c(C2O42－)CD課堂練習4.在10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入同體積、同濃度HAc溶液，反應后溶液中各微粒的

濃度關系錯誤的是(

)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－)A

第三章第三節

第五課時溶液中粒子濃度大小的比較

1、相同濃度的醋酸和醋酸鈉的混合溶液的物料守恒為？2、相同濃度的氨水和氯化銨的混合溶液的物料守恒為？3、在含有1.5mol的氫氧化鈉溶液中通入1molCO2，所得溶液的物料守恒為？思考與討論一、單一溶液中離子濃度大小的比較---酸溶液1.在0.1mol·L－1醋酸溶液中(1)存在的電離平衡有__________________________________________________。(2)含有的粒子有___________________________________________。(3)粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是________________________________________。CH3COOH、H2O、CH3COO－、H＋、OH－[CH3COOH]＞[H＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]2.(1)碳酸溶液中的電離方程式是___________________________________________________________________。(2)碳酸溶液中存在的粒子有__________________________________________。(3)碳酸是弱酸，第一步電離很微弱，第二步電離更微弱。推測其溶液中粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是_______________________________________________________________。

(1)氨氣通入水中反應的化學方程式是___________________________________。(2)氨水中存在的平衡有___________________________________________________________________。(3)氨水中含有的粒子有______________________________________________。(4)粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是_______________________________________________________。一、單一溶液中離子濃度大小的比較---堿溶液一、單一溶液中離子濃度大小的比較----鹽溶液

(1)氯化銨溶液①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過程。電離：

。

水解：

。判斷溶液中存在的離子有

。

電荷守恒①

[NH4+]+[H+]＝物料守恒②[NH4+]+[NH3·H2O]＝[Cl-]質子守恒

③[H+]=[NH3·H20]+[Cl-]+[OH-][OH-]離子濃度大小未水解離子

>水解離子>顯性離子>水中另一種離子未水解離子

>水解離子>顯性離子>水中另一種離子(2)CH3COONa溶液中各種離子濃度的關系CH3COONa=CH3COO-+Na+

H2OH++OH-

Na+CH3COO-OH-H+H2OCH3COOH存在微粒：電荷守恒：物料守恒：

[

Na+]=[

CH3COO-

]+[

CH3COOH][Na＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]＞[H＋]離子濃度大小：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-質子守恒：

[OH-]=[CH3COOH]+[H+][Na+]

+[H+]=

[CH3COO-]+[OH-][Na+]=2{[CO32-]

+[HCO3－]+[H2CO3]}[Na+]+[H+]=2[CO32-]

+[HCO3－]+[OH－][OH－]=[H+]+[HCO3－]+2[H2CO3]電荷守恒:物料守恒:質子守恒:[Na+]>[CO32-]大小關系:>[OH－]>[HCO3－]（3）Na2CO3溶液中的離子濃度關系：CO32-

+H2OHCO3－+OH－(主)HCO3－+H2OH2CO3+OH－(次)溶液中存在的離子>

[H+]

CO32-HCO3－H2CO3[Na+]=[HCO3－]+[H2CO3]+[CO32-][Na+]+[H+]=[OH－]+[HCO3－]+2[CO32-][OH－]+[CO32-]=[H+]+[H2CO3

]（4）NaHCO3溶液中離子濃度關系。NaHCO3

====Na++HCO3-(電離)(水解)HCO3-

+H2OH2CO3

+OH-HCO3－

CO32-+H+H2OH＋＋OH－溶液中存在的離子電荷守恒:物料守恒:質子守恒:大小關系:由于HCO3

-的電離程度小于HCO3

-

的水解程度所以NaHCO3

溶液顯堿性寫出以下濃度均為0.1mol/L溶液中的離子濃度大小？①(NH4)2SO4

②NH4HCO3(堿性)

③CH3COONH4(中性)④NaHC2O4(酸性)練習？濃度均為0.1mol/L的以下溶液：（1）①NH4HSO4②NH4Cl③CH3COONH4，比較溶液中NH4+的濃度大小：（2）①(NH4)2Fe(SO4)2②(NH4)2SO4③(NH4)2CO3，比較溶液中NH4+的濃度大小：（3）①Na2CO3②(NH4)2CO3③NaHCO3④H2CO3，比較溶液中CO32-的濃度大小：（4）①Na2S②(NH4)2S③NaHS④NH4HS⑤H2S，比較溶液中S2-的濃度大小：

練習？二、兩溶液混合時離子濃度的大小比較

兩種溶液或兩種物質混合后溶液中各離子濃度大小的比較,要根據兩種溶液或兩物質是否發生反應，弱電解質的電離程度與鹽的水解程度的相對大小綜合分析。c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)1、兩種物質恰好完全反應生成鹽

例1：等體積等濃度的氨水和鹽酸反應，反應后溶液中的離子濃度大小關系是：______。

解析：該反應的化學方程式為：NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O因為是等體積等濃度反應，即反應后只得到NH4Cl溶液，相當于單溶質的溶液。所以有：(單一鹽溶液)c(NH4+)=c(CI-)＞c(OH-)=c(H+)2、兩種物質反應，其中一種有剩余：根據過量程度考慮電離或水解a、

混合后溶液呈中性的離子濃度大小比較例2：氨水和稀鹽酸反應后的溶液呈中性，反應后所得溶液中的離子濃度大小關系是___。解析：由電荷守恒可得：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-)

又因為溶液呈中性，所以有：c(OH-)=c(H+)c(NH4+)=c(CI-)b、混合后呈酸性或堿性的離子濃度大小比較c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

例3：c（H+）=1×10-4mol/L的鹽酸與c（OH-）=1×10-4mol/L的氨水等體積反應后，溶液中的離子濃度大小的關系是_______。（Kb=1.8*10-5）NH4Cl=NH4++Cl-NH3·H20OH-+NH4+

解析：由題目可知氨水過量，故溶液中存在有NH4Cl和過量的NH3·H2O，則由NH3·H2O的電離程度大于NH4+

的水解程度，故溶液呈堿性：例4：將0.4mol/LNH4Cl溶液和0.2mol/LNaOH溶液等體積混合后，則溶液中下列微粒的物質的量濃度的大小關系鞏固練習：將0.2mol·L-1CH3COOK與0.1mol·L-1鹽酸等體積混合后，溶液的pH＜7，則溶液中下列微粒的物質的量濃度的大小關系c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)c(K+)＞c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-)①分子的電離大于相應離子的水解例如：等物質的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O混合溶液，c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)；等物質的量濃度的CH3COONa與CH3COOH混合溶液，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。3、兩種物質混合不反應：②分子的電離小于相應離子的水解例如：在0.1mol·L－1的NaCN和0.1mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各離子濃度的大小順序為？c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)

若反應后所生成溶液中,除鹽外還有弱酸或弱堿過量，由這兩種情況導致溶液的酸堿性不同。若題中不給出具體的信息，一般是弱電解質的電離程度大于水解程度，從而由弱酸或弱堿的電離確定溶液的酸堿性。一般規律：例5：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/LC.c(CH3COOH)＞c(CH3COO–)

D.c(CH3COO–)

＋c(OH–)＝0.2mol/L解析：

CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，H3COOH的電離和CH3COONa的水解因素同時存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根據電荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。說明混合溶液呈酸性，進一步推測出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，電離和水解這一對矛盾中起主要作用是電離，即CH3COOH的電離趨勢大于CH3COO-的水解趨勢。根據物料守恒，可推出（B）是正確的。B溶液中粒子濃度大小比較方法的四個步驟：(1)判斷反應產物(2)寫出反應后溶液中存在的平衡(3)列出溶液中存在的等式(4)比大小拓展：酸堿中和滴定曲線【學生活動】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(1)A點（起點）：0.1mol·L－1HA溶液pH=

；c(H+)=

；HA是

酸；電離度=

；Ka(HA)=

；【學生活動】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(2)B點（半終點）：溶質為

，溶液pH

7；

電荷守恒等式：

；粒子濃度大小：

；物料守恒等式：

。等濃度NaA和HA<說明HA的電離程度大于NaA的水解程度c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(A-)c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)2c(Na+)=c(A-)+c(HA)NaA和HA【學生活動】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(3)C點（中性點）：溶液pH

7，溶質為

；粒子濃度大小：

；c(A-)=c(Na+)>c(HA)>c(H+)=c(OH-)NaA和HA=【應用】在25℃下，將amol·L－1的氨水與bmol·L－1的鹽酸等體積混合，反應后的溶液顯中性；用含a、b的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb＝________________。【學生活動】室溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示。拓展：酸堿中和滴定曲線(4)D點（終點）：溶液pH

7；溶質為

；說明HA是

酸；

(5)E點（過量點）：溶質為

；【應用1】在A、B、C、D、E五個點的溶液中，水電離產生的c(H+)由大到小的順序是

。D>C>B>A>E1審題看反應：明確是酸滴定堿，還是堿滴定酸2找點定成份：找點找量找成分---起始點、半終點、中性點、中和點(計量點）、過量點.起點：可以看出酸性或堿性的強弱，或可計算電離常數終點：可判斷滴定終點的酸堿性（即呈“鹽性”），也可計算酸或堿的濃度。中性點：

c(OH－)＝c(H＋)

或室溫pH＝7；但中性點不一定是終點；3理論析平衡：結合電離平衡理論，水解平衡理論與三守恒分析各點離子濃度關系4整合作判斷：結合題給條件作出合理判斷方法歸納：起點半終點中性點終點過量點

【例題1】（2016天津高考）用相同濃度的NaOH溶液,分別滴定濃度均為0.1mol·L-1的三種酸(HA、HB和HD)溶液,滴定曲線如圖所示,下列判斷錯誤的是 (

)A.三種酸的電離常數關系:KHA>KHB>KHDB.滴定至P點時,溶液中:c(B)>c(Na+)>c(HB)>c(H+)>c(OH-)C.pH=7時,三種溶液中:c(A-)=c(B-)=c(D-)D.當中和百分數達100%時,將三種溶液混合后:c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)-c(H+)CCl-D【例題3】25℃時，向盛有50mLpH＝3的HA溶液的絕熱容器中加入pH＝14的NaOH溶液，加入NaOH溶液的體積(V)與所得混合溶液的溫度(T)的關系如圖所示。下列敘述正確的是（）A．水的電離程度a點大于b點B．25℃時，HA的電離平衡常數K為1.25×10－6C．a→b的過程中，混合溶液不可能存在：c(A－)＝c(Na＋)D．b→c的過程中，溫度降低的主要原因是溶液中A－發生了水解反應B【例題4】25℃時，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1某