第三章 水溶中的离子平衡
第三章 水溶液中的离子平衡
2. 物质B的体积摩尔浓度 cB（物质的量浓度） （amount of substance concentration of B） 定义：溶质B的物质的量（以mol为单位）除以溶液的体积。 （每升溶液中含溶质的摩尔数）
nB cB V
（ 2 ）乙醇的体积摩尔浓度c乙醇 n乙醇 23 46 1 ＝ ＝ 0 . 948 mol L V 500 23 10 3 0.992
eq
0 ca
2
0 ca
K θ HAc
c
eq
H c Ac cα
c eq HAc
K θ HAc cα 2
cα 2 c cα 1 α
c 如果 θ 400 ，则1 α 1 Ka
a
Ka c
稀释定律——浓度越稀，解离度越大。
5. 离子酸、离子碱解离平衡及有关计算
例如：NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H2O(l)
θ a
H3O+(aq) + NH3(aq) NH4+( aq) + OH-(aq)
eq 4
K
NH
4
C NH O C H C NH
eq 3 3 eq
静压力，用∏ 表示 。
∏V = nRT——范特霍夫渗透压公式
∏——溶液的渗透压（kPa）； V——溶液的体积（m3）；
n——溶液中溶质的物质的（mol）；
R——气体摩尔常数； T——热力学温度（K）。
讨论
• 溶液渗透压只与溶液中溶质的浓 度有关，与溶质的本性无关。 • 溶液渗透压具有普遍性。 • 反渗透现象（reverse osmosis）
高二化学 水溶液中的离子平衡 ppt课件
水电离出 c(H＋)和 c(OH－)的计算
3．常温下，0.1 mol/L 的 NaOH 溶液中由水电离的 OH－的物
质的量浓度为( )
A．0.1 mol/L
B．1.0×10－13 mol/L
C．1.0×10－7 mol/L
D．无法确定
解析：选 B。NaOH 为强碱，在水溶液中完全电离为 Na＋和
OH－，水电离出的 OH－很少，可以忽略不计，所以 0.1 mol/L
c(H＋)__>__1.0×10－7 mol/L
碱性溶液 c(OH－)__>__c(H＋)
c(H＋)__<__1.0×10－7 mol/L
2.溶液的酸碱性与 pH
(1)pH ①定义：c(H＋)的_负__对__数___，即 pH＝____－__lg_c_(_H_＋_)__________。 ②意义：pH 越大，溶液的碱性_越__强___；pH 越小，溶液的酸性 _越__强___。 ③适用范围：c(H＋)<1 mol/L 的稀溶液。 (2)溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温下)
[解析] A 项，因 pH＝－lg c(H＋)，所以 pH 越小，c(H＋)越大， 酸性越强；pH 越大，c(H＋)越小，则 c(OH－)越大，碱性越强， A 项正确；B 项，在常温下，pH＜7 的溶液呈酸性，B 项正确； C 项，当 c(H＋)或 c(OH－)小于 1 mol/L 时，使用 pH 表示其酸 碱性更为方便，C 项正确；D 项，用 pH 试纸测溶液 pH 时， 不能把 pH 试纸直接插入溶液中测 pH，正确的做法为取一片 pH 试纸，放在洁净的表面皿上或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待 测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读取数据，D 项错 误。 [答案] D
第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳
第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳一、弱电解质的电离课标要求1、了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念2、掌握弱电解质的电离平衡3、熟练掌握外界条件对电离平衡的影响要点精讲1、强弱电解质（1）电解质和非电解质电解质是指溶于水或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是指溶于水和熔融状态下都不导电的化合物。
注：①单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
②化合物中属于电解质的有：活泼金属的氧化物、水、酸、碱和盐；于非电解质的有：非金属的氧化物。
（2）强电解质和弱电解质①强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质（如强酸、强碱和大部分的盐）②弱电解质：在水溶液里只有部分电离为离子（如：弱酸、弱碱和少量盐）注：弱电解质特征：存在电离平衡，平衡时离子和电解质分子共存，而且大部分以分子形式存在。
（3）强电解质、弱电解质及非电解的判断2、弱电解质的电离（1）弱电解质电离平衡的建立（弱电解质的电离是一种可逆过程）（2 ）电离平衡的特点弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，同样具有“逆、等、动、定、变”的特征。
①逆：弱电解质的电离过程是可逆的。
②等：达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等③动：动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止。
④定：一定条件下达到电离平衡状态时，溶液中的离子浓度和分子浓度保持不变，溶液里既有离子存在，也有电解质分子存在。
且分子多，离子少。
⑤变：指电离平衡是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
（3 ）电离常数①概念：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数，用k来表示。
③意义：k值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸或弱碱相对较强。
化学选修4第三章水溶液中的离子平衡全章总结
第三章水溶液中的离子平衡全章总结[学习目标定位] 1.正确理解弱电解质的电离平衡及其平衡常数。
2.掌握溶液酸碱性规律与pH 的计算。
3.掌握盐类水解的规律及其应用。
4.会比较溶液中粒子浓度的大小。
5.会分析沉淀溶解平衡及其应用。
一 弱电解质的电离平衡与电离常数1.弱电解质的电离平衡电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。
在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。
因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH 3COO －的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质：如向醋酸溶液中加入锌或NaOH 溶液，平衡右移，电离程度增大。
2.电离常数(电离平衡常数)以CH 3COOH 为例，K ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )，K 的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K 只与温度有关。
对多元弱酸(以H 3PO 4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K 1、K 2、K 3，它们的关系是K 1≫K 2≫K 3，因此多元弱酸的强弱主要由K 1的大小决定。
【例1】 下表是几种常见弱酸的电离方程式及电离平衡常数(25℃)。
CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋H 2CO 3H ＋＋HCO －3 HCO －3H ＋＋CO 2－3 H 3PO 4H ＋＋H 2PO －4 H 2PO －4H ＋＋HPO2－4HPO 2－4H ＋＋PO 3－4A.温度升高，K 减小B.向0.1mol·L －1CH 3COOH 溶液中加入少量冰醋酸，c (H ＋)/c (CH 3COOH)将减小 C.等物质的量浓度的各溶液pH 关系为pH(Na 2CO 3)>pH(CH 3COONa)>pH(Na 3PO 4)D.PO 3－4、HPO 2－4和H 2PO －4在溶液中能大量共存解析选项A，一般情况下，电解质的电离是一个吸热过程，因此温度升高电离程度增大，K增大；选项B，在0.1mol·L－1CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，电离平衡向右移动，溶液中c(CH3COO－)增大，K不变，c(H＋)/c(CH3COOH)＝K/c(CH3COO－)，因此c(H ＋)/c(CH3COOH)将减小；选项C，由于HPO2－4的电离常数<HCO－3的电离常数<CH3COOH的电离常数，因此正确的关系为pH(Na3PO4)>pH(Na2CO3)>pH(CH3COONa)；选项D，根据H3PO4的三级电离常数可知能发生如下反应H2PO－4＋PO3－4===2HPO2－4，因此PO3－4、HPO2－4和H2PO－4在溶液中不能大量共存。
(完整版)高中化学选修4第三章水溶液中的离子平衡知识点和题型总结,推荐文档
一、弱电解质的电离水溶液中的离子平衡§1 知识要点1、定义：电解质、非电解质；强电解质、弱电解质混和物物质单质纯净物化合物电解质HCl、NaOH、NaCl、BaSO4HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……非电解质：大多数非金属氧化物和有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……下列说法中正确的是（）A、能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质；B、强电解质溶液中不存在溶质分子；弱电解质溶液中必存在溶质分子；C、在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质；D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物离子化合物与共价化合物鉴别方法：熔融状态下能否导电下列说法中错误的是（）A、非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质；B、强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电；C、浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强；D、相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同。
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc 为例)：（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2；（3）测NaAc 溶液的pH 值；（4）测pH= a 的HAc 稀释100 倍后所得溶液pH<a +2（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mLpH=1 的HAc 溶液消耗pH=13 的NaOH 溶液的体积大于10mL;（7）将pH=1 的HAc 溶液与pH=13 的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结水溶液中的离子平衡是指在溶液中溶解的电离物质（通常为盐和酸碱）之间的化学反应达到平衡的状态。
在离子平衡中，离子的浓度、水合度以及溶剂中其他化学物质的影响会相互作用，从而确定离子在溶液中的浓度和活性系数。
以下是水溶液中离子平衡的主要知识点的总结。
1.电离与离解平衡：当盐或酸碱溶解在水中时，会发生电离和离解反应。
电离是指分子或离子在溶液中失去或获得电子，形成离子。
离解是指发生离解反应的物质中，溶解出来的离子与未溶解的物质之间的平衡关系。
例如，普通盐（如氯化钠）在水中溶解后会形成Na+和Cl-离子，这是一个电离过程；酸碱的离解反应可以用离解方程式表示。
2.离子的动态平衡：在溶液中，离子与溶剂分子之间存在动态平衡。
当溶质分子溶解到溶液中时，会与溶剂分子重新结合，而且离子在水合的过程中还可能与其他离子形成复杂的离子配位化合物，这些过程决定了离子活动和浓度。
3.离子浓度与平衡常数：在离子平衡中，离子的浓度可以通过平衡常数来表示。
平衡常数是描述离子的浓度和溶液中化学反应的速度的一个参数。
对于酸碱反应，酸性常数（Ka）描述酸的强弱，碱性常数（Kb）描述碱的强弱，这些常数与离子平衡有很大的关系。
4.PH和酸碱平衡：PH是用来衡量溶液酸碱性的指标，是对数单位的负对数，它表示了溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值与酸碱反应的平衡有直接关系，当酸碱平衡移动时，PH值也会相应改变。
5.水自离解和电离常数：水自离解是指水分子自己发生电离的过程，产生等量的氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-）。
水的电离常数（Kw）是描述水的离解程度的参数，其值为1.0×10^-14，在25℃下。
6.普通盐的完全电离和部分电离：普通盐是指由酸和碱反应得到的盐类，如氯化钠。
在水中溶解后，一些普通盐会完全电离成阳离子和阴离子，例如氢氧化钠（NaOH）；而其他一些普通盐则只会部分电离，如硫酸（H2SO4）。
7.酸碱中和反应和滴定：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
高中化学第三章水溶液中的离子平衡第四节难溶电解质的溶解平衡课件新人教版选修
【方法规律】
难溶电解质溶解平衡与其电离平衡的区别
(1)难溶电解质溶解平衡表示已溶溶质的离子与未溶溶质之间的平衡,是可逆
过程,表达式需要注明状态,如Al(OH)3(s) Al3+(aq)+3OH-(aq)。 (2)电离平衡是溶解的弱电解质分子与离子之间的转化达到的平衡状态,难溶
强电解质的电离,没有电离平衡,如BaSO4====Ba2++S
复习课件
高中化学第三章水溶液中的离子平衡第四节难溶电解质的溶解平衡课件新人教版选修
第四节 难溶电解质的溶解平衡
学习目标
1.认识难溶电解质在水 溶液中存在沉淀溶解平 衡,知道其影响因素。 2.了解沉淀的生成、溶 解与转化,知道溶度积和 离子积的关系。 3.了解沉淀溶解平衡在 物质检测、化学反应规 律研究、物质转化中的 应用。
【自主探索】 (1)(教材二次开发)教材P91《部分酸、碱和盐的溶解性表》中“溶”和“不 溶”其含义是什么? 提示:没有绝对不溶的物质,只是依据溶解度大小的差异性来定义“溶与不溶”。 25 ℃时,溶解性与溶解度的关系
(2)(思维提升)常温下,分别将AgCl溶于水和0.1 mol·L-1的NaCl溶液中,其溶 解度相同吗?为什么? 提示:不同,在NaCl溶液中,Cl-的存在会导致AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)向左 移动,使AgCl溶解度更小。
看看远处，要保护好眼睛哦~站起来动一动，久坐对身 体不好哦~
(3)(情境思考)珊瑚虫是海洋中的一种腔肠动物,它们可以从周围海水中获取
Ca2+和
H
C
O
,经反应成石灰石外壳:Ca2++2
3
H C=O=3 ==CaCO3↓+CO2↑+H2O
第三章水溶液中的离子平衡
第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：KW=c[H+]•c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]•[OH-]=1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
水溶液中的离子平衡 PPT1 人教课标版
有白色 沉淀产生
Ag++ Cl- = AgCl↓
0.1mol/LKI溶液
物质 AgCl
白色沉淀转化为黄色沉淀
20℃溶解度 /g
1.5×10-4
-9
AgCl(s)
Ag＋(aq) + Cl－(aq)
+
KI = I- + K+
AgI(s) AgCl+I- = AgI + Cl-
问题4：请总结水溶液 物质 中常见的平衡类型。
c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
体验高 考 3.（09年山东）某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡时
pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据pH图判断正确的是（B ）。
A.Ⅱ为盐酸稀释时pH值变化曲线 B.b点溶液的导电性比c点溶液的
导电性强 C.a点Kw的数值比c点Kw的数值大 D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
•
17、一个人只要强烈地坚持不懈地追求，他就能达到目的。你在希望中享受到的乐趣，比将来实际享受的乐趣要大得多。
•
18、无论是对事还是对人，我们只需要做好自己的本分，不与过多人建立亲密的关系，也不要因为关系亲密便掏心掏肺，切莫交浅言深，应适可而止。
•
19、大家常说一句话，认真你就输了，可是不认真的话，这辈子你就废了，自己的人生都不认真面对的话，那谁要认真对待你。
•
5、心情就像衣服，脏了就拿去洗洗，晒晒，阳光自然就会蔓延开来。阳光那么好，何必自寻烦恼，过好每一个当下，一万个美丽的未来要从落魄中站起来重振旗鼓，要继续保持热忱，要继续保持微笑，就像从未受伤过一样。
•
7、生命的美丽，永远展现在她的进取之中;就像大树的美丽，是展现在它负势向上高耸入云的蓬勃生机中;像雄鹰的美丽，是展现在它搏风击雨如苍天之魂的翱翔中;像江河的美丽，是展现在它波涛汹涌一泻千里的奔流中。
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第三章水溶中的离子平衡
第三节盐类的水解
——溶液中离子浓度大小比较（二）●【三维目标】
●知识与技能：
（1）理解弱电解质的电离平衡、水的电离平衡；理解盐类水解的原理。
（2）培养综合运用强弱电解质、电离平衡、水的电离、离子反应、盐类水解等知识分析溶液中离子浓度关系的能力。
2、过程与方法：
（1）通过学生分组合作探究，构建电解质溶液中离子浓度关系分析的思维模型与方法；
（2）学会提出问题、讨论释疑，学习对比、推断等多种探究方法。
3、情感态度与价值观：
（1）通过启发诱导，增强化学学习兴趣，激发学习化学的热情。
（2）通过对电解质溶液中离子浓度关系分析，培养思维能力和综合分析能力。
（3）让学生体验科学探究的乐趣，提高学生学习化学的积极性。
●【重点、难点】
重点：溶液中的三大守恒
难点：混合溶液中的三大守恒
●【教学方法】创设情景、启迪思维、引导探究”
●【学法指导】牢记三大守恒原理，灵活运用。
●【教学过程】
【复习引入】上一节课我们已经学习过溶液中离子浓度大小的比较。
依Na2CO3溶液为例，溶液中各种离子浓度由大到小的顺序是？
【学生回答】c(Na+)> c(CO32-)> c (OH-)> c(HCO3-)>c(H+)
【过渡】溶液中的粒子浓度之间有大小关系，那么有没有等量关系呢？
【情景激疑，引入新课】
思考：在碳酸钠(Na2CO3)溶液中：
（1）存在哪几种微粒？
（2）电解质溶液是否显电性？为什么？
（3）试写出阴阳离子物质的量及浓度之间的关系式。
【教师引导，合作探究】
教师引导学生回答问题（1）、（2），学生分小组合作完完成问题（3）。
选派代表回答问题。
【教师点睛】Na2CO3溶液中
阳离子：Na+、H+
阴离子：CO32－、HCO3－、OH–
正电荷总数== 负电荷总数
c(Na+)+ c(H+)＝c (OH－)＋c(HCO3－)＋2 c(CO32－)
【板书】一、电荷守恒：溶液是呈电中性的，溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
【注意】书写电荷守恒式必须
①准确的判断溶液中离子的种类；
②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
【问题过渡】
思考：在碳酸钠(Na2CO3)溶液中：
碳元素存在于哪几种微粒中？这些微粒和钠离子物质的量之间有什么关系？
【自主学习，合作探究】
学生合作完成问题，选派代表回答。
【教师点睛】Na2CO3溶液中
Na2CO3== 2 Na+ + CO32–H2O ⇌H++ OH–
CO32–+ H2O ⇌HCO3–+ OH–
HCO3–+ H2O ⇌H2CO3+ OH–
n (Na) : n (C) ＝2 : 1
若c (Na+ ) = 2 a mol / L ，则c (C ) = a mol / L
根据碳守恒，c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
【板书】二、物料守恒（元素或原子守恒）:是指某一元素的起始量应该等于该元素在溶液中各种存在形式的量之和。
【分析】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的原子的总数是不变的。
【方法技巧】关键是考虑电离或水解引起的微粒的形式的变化，找全所有存在形式。
【过渡】除了上述两个守恒外，还有质子守恒。
【板书】三、质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相
等。
【分析】如:在Na2CO3溶液中H+、HCO3-、H2CO3为得到质子后的产物；OH- 为失去质子后的产物。
【结论】c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
【发散思维】根据水电离出的c（H+）=c（OH-），溶液中的H+或OH-虽与其他离子结合而以不同的形式存在，但其总量相同。
Na2CO3== 2 Na+ + CO32–H2O ⇌H++ OH–
CO32–+ H2O ⇌HCO3–+ OH–
HCO3–+ H2O ⇌H2CO3+ OH–
则c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
此外：也可由电荷守恒和物料守恒关系式作差可得。
【课堂小结】
三个守恒
1、电荷守恒：电解质溶液总是呈电中性的，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
如：Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)
2、物料守恒：由于某些离子能够水解，使得离子总类增加，但元素总是守恒的。
如：Na2CO3溶液：c(Na+)＝2【c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 】
3、质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如：Na2CO3溶液：c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
【学生练习】
〖训练一〗写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
〖训练二〗写出NaHCO3溶液中三个守恒关系式
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
【小试牛刀】
1、在氯化铵溶液中，下列关系正确的是
A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)
B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+) ＞c(OH-)
C. c(NH4+) ＝c(Cl-)＞c(H+) ＝c(OH-)
D.c(Cl-)＝c(NH4+) ＞c(H+) ＞c(OH-)
2、用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO-)＞C(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )
A.C(H+)＞C(OH-)
B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L
C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)
D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2 mol/L
【作业】
写出Na2S溶液中三个守恒及离子浓度大小关系。
【板书设计】
三大守恒
依Na2CO3为例，
一、电荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)
二、物料守恒：c(Na+)＝2【c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 】
三、质子守恒：c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。