3.3 盐的水解(离子浓度)

解析： 的混合溶液中， 解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的 和 的混合溶液中 的 电离和 因素同时存在。 电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知 的水解因素同时存在 已知[CH3COO-]＞ ＞ [Na+]，根据电荷守恒 电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出 ，根据电荷守恒 ＋ ＝ ＋ ， [OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出 ＜ 。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的 的 CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对 溶液中， 和 的 溶液中 矛盾中起主要作用是电离， 矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于 的电离趋势大于 CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。 的水解趋势。根据物料守恒 可推出（ ）是正确的。 物料守恒，
练习2： 练习 ：0.1mol/L的NaHCO3溶液中的守恒规律 的 1) 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+) +c(H+) = c(HCO3-) + 2 c(CO32-) + c(OH-) 2) 原子守恒： 原子守恒： c(Na+) = c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3) 3) 质子守恒： 质子守恒： c(H2CO3) +c(H+) = c(OH-) + c(CO32-)
2. 同种盐溶液的各离子浓度的关系 电荷守恒和物料守恒
例3：0.1mol/L的Na2CO3溶液中的守恒规律 ： 的
－ 离子浓度： 离子浓度：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－] >[H+]
1) 电荷守恒： 电荷守恒：
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
>
>
c (NH4+)
>
c (H+)
>
c (NH3·H2O)
>
c (OH–)
③ 多元弱酸水解是分步，主要决定第一步 多元弱酸水解是分步， 溶液中： 如：Na2CO3 溶液中： c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
>
>
单水解程度很小， 单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远 远小于弱离子的浓度。 远小于弱离子的浓度。
离子浓度比较小结： 离子浓度比较小结：
不同种盐同种阳离子的比较：先看系数，系数越大， Ａ. 不同种盐同种阳离子的比较：先看系数，系数越大， 浓度越大； 阴离子水解， 浓度越大；再看阴离子 ,阴离子水解，阳离子浓度小 阴离子水解 例6: 比较同物质的量浓度的 (NH4)2SO4、 NH4HSO4 、 (NH4)2CO3 、NH4Cl、NH4HCO3 溶液中 c(NH4 +)大小。 大小。 、 大小
>
c (H+)
>
c (HS–)
>
c (S2–)
c (OH–)
对于弱酸、弱碱，其电离程度小， 对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子 浓度远远小于弱电解质分子的浓度。 浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
水解理论： 水解理论：
弱离子由于水解而损耗。 ① 弱离子由于水解而损耗。
（考点） 考点）
溶液中： c (Al3+) 如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) 溶液中： ② 水解是微弱 如：NH4Cl 溶液中： c (Cl–)
纯水中 n(OH－) = n(H＋) [OH－] = [H+] + [HCO3－] + 2 [H2CO3]
练习1： 练习 ：0.1mol/L的CH3COONa溶液中的守恒规律 的 溶液中的守恒规律 1) 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+) +c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-) 2) 原子守恒： 原子守恒： c(Na+) = c(CH3COO-) + c(CH3COOH) 3) 质子守恒： 质子守恒： c(CH3COOH) +c(H+) = c(OH-)
所以： 所以：[A-]> [H+] > [M+] >[OH-] MA的水解 的水解
变式2. 等体积、 溶液和pH=12的NaOH 变式 等体积、pH=2的CH3COOH溶液和 的 溶液和 的 溶液混合， 溶液混合，试比较 [CH3COO-] 、[Na+]、[OH-] 大小 、 混合后是较多的CH 混合,显酸性 只考虑电离， 混合后是较多的 3COOH和CH3COONa混合 显酸性 只考虑电离， 和 混合 显酸性,只考虑电离 。
练4：用均为 ：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成 的 和 配制成 1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该 混合溶液， ， 混合溶液 混合溶液的下列判断正确的是 ( B ) A. c (OH–) ＞ c (H+) B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– ) D. c (CH3COO– ) ＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L
可以当CH 可以当 3COONa不水解 不水解
变式3. 一定体积、 溶液和NaOH溶液混合，溶 溶液混合， 变式 一定体积、CH3COOH溶液和 溶液和 溶液混合 用电荷守恒！ 液显中性，混合溶液中[CH3COO-] = [Na+] 用-] > [Na+] >[OH-]
c (CO32-)： Na2CO3 > (NH4)2CO3 > NaHCO3 > H2CO3 ：
ｃ(NH4 +): (NH4)2SO4＞ (NH4)2CO3＞ NH4HSO4＞NH4Cl＞NH4HCO3 ＞
Ｂ. 不同种盐同种阴离子的比较：先看盐的形式，正盐 不同种盐同种阴离子的比较：先看盐的形式， 大于酸式盐，酸式盐大于酸；再看阳离子，阳离子水解， 大于酸式盐，酸式盐大于酸；再看阳离子，阳离子水解， 阴离子浓度小。 阴离子浓度小。 例7：比较同物质的量浓度的 Na2CO3、(NH4)2CO3、 ： 大小。 H2CO3 、 NaHCO3中的 c(CO32-)大小。 大小
3. 反应后的溶液，比较离子浓度大小（热点考题） 反应后的溶液，比较离子浓度大小（热点考题）
等体积、等物质的量浓度的CH 溶液和NaOH 例4. 等体积、等物质的量浓度的 3COOH溶液和 溶液和 溶液混合， 溶液混合，混合后溶液中离子浓度大小顺序是 相当于CH 溶液: 相当于 3COONa溶液 [Na+]>[CH3COO-] >[OH-] >[H+] 溶液 。 变式1. 的一元强酸HA溶液 变式 0.2mol/L的一元强酸 溶液 的一元强酸 溶液20mL和0.1mol/L的一 和 的一 元弱碱MOH溶液 溶液20mL混合，混合后溶液中离子浓度大小 混合， 元弱碱 溶液 混合 混合后是等浓度的MA和 溶液 溶液酸性， 抑制了 溶液,溶液酸性 顺序是混合后是等浓度的 和HA溶液 溶液酸性，HA抑制了 。
－ [Na+] = 2 ( [CO32－] + [HCO3－] + [H2CO3] ) 0.2mol/L=
例3：0.1mol/L的Na2CO3溶液中的守恒规律 ： 的
3 ) 质子（H+）守恒 质子（ ）
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（ 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+） 得到或失去质子 的物质的量应相等。 的物质的量应相等。
考点） 六、水溶液中微粒浓度的大小比较 （考点）
电离理论： 电离理论：
① 弱电解质电离是微弱的 如： NH3 · H2O 溶液中 c (NH3 · H2O)
>
c (OH–)
>
c (NH4+)
> >
c (H+)
② 多元弱酸电离是分步，主要决定第一步 多元弱酸电离是分步， 溶液中： 如：H2S溶液中： 溶液中 c (H2S)
1.（不同盐溶液）比较盐溶液中各离子浓度的相 （不同盐溶液） 对大小时，当盐中含有易水解的离子， 对大小时，当盐中含有易水解的离子，需考虑盐 的水解。 的水解。
例 1 ： 25℃ 时 ， 在 浓 度 均 为 1mo/L 的 (NH4)2SO4 、 ℃ (NH4)2CO3 、 (NH4)2Fe(SO4)2 三种溶液中 ， 若测得其 三种溶液中， 分别为a、 、 （ 单位为mo/L） ,则下列判 中 [NH4+]分别为 、 b、 c（ 单位为 分别为 ） 则下列判 断正确的是（ 断正确的是（ B ） A. a=b=c B. c>a>b C. b>a>c D. a>c>b 例2：比较同物质的量浓度的 Na2CO3、(NH4)2CO3、 ： H2CO3 、 NaHCO3 中的 c(CO32-)大小。 大小。 大小 c (CO32-)： Na2CO3 > (NH4)2CO3 > NaHCO3 > H2CO3 ： 正盐的CO32-大于酸式盐 正盐的
－ [Na+] + [H+] = 2 [CO32－] + [HCO3－] + [OH－]
例3：0.1mol/L的Na2CO3溶液中的守恒规律 ： 的
2) 物料守恒（又称元素或原子守恒）： 物料守恒（又称元素或原子守恒）：
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶 是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶 原始浓度 液中各种存在形式的浓度之和 各种存在形式的浓度之和。 液中各种存在形式的浓度之和。 溶液中，尽管有些离子能电离或水解， 溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其 它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素 某种特定元素的 它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的 原子的总数是不变的 原子的总数是不变的。 n(Na) = 2n(C)