盐类水解拓展：三大守恒及离子浓度大小比较
三大守恒
盐类的水解，三个守恒定律和离子浓度大小的比较1. 将相同物质的量浓度的某弱酸HX 溶液与Na Ｘ溶液等体积混合，测得混合后溶液中 c (Na +)>c (X -)，则下列关系正确的是:A. c (OH －)<c (H +) B. c (HX)<c (X －)C. c (X －)+c (HX)=c (Na +)D. c (HX)+c (H +)=c (Na +)+c (OH －) 2. 下列浓度关系正确的是A. 氯水中：c(Cl 2)=2[c(C lO -)+c(Cl -)+C(HClO)] B. 氯水中：c(Cl -)＞c(H +)＞c(OH -)＞c(ClO -)C. 等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c （Na +）=c （3C H C O O -）D. 23N a C O 溶液中：c 233(a )c()c()c()c()N C OO H H C O H -+--+〉〉〉〉3.物质的量相同的下列溶液中，含粒子种类最多的是A.CaCl 2B.CH 3COONaC.NH 3D.K 2S 4.（2003年上海，8）在10 mL 0.1 mol · L －1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的CH 3COOH 溶液，反应后溶液中各粒子的浓度关系错误的是A.c （Na +）＞c （CH 3COO －）＞c （H +）＞c （OH －） B.c （Na +）＞c （CH 3COO －）＞c （OH －）＞c （H +） C.c （Na +）=c （CH 3COO －）+c （CH 3COOH ） D.c （Na +）+c （H +）=c （CH 3COO －）+c （OH －）5.（2004年江苏，17）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
在0.1 mol ·L －1 KHC 2O 4溶液中，下列关系正确的是A.c （K +）+c （H +）=c （HC 2O -4）+c （OH －）+c （C 2O -24）B.c （HC 2O -4）+c （C 2O -24）=0.1 mol ·L－1 C.c （C 2O -24）＜c （H 2C 2O 4）D.c （K +）=c （H 2C 2O 4）+c （HC 2O -4）+c （C 2O -24）6.用物质的量都是0.1 mol 的HCN 和NaCN 混合后配成1 L 溶液，已知溶液中的c （CN－）＜c （Na +），下列关系式正确的是 A.c （H +）＞c （OH －） B.c （HCN ）＞c （CN －）C.c （CN －）+c （OH －）=0.1 mol ·L －1D.c （HCN ）+c （CN －）=0.2 mol ·L －17.（2004年天津，10）下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是A.10 mL 0.1 mol ·L－1氨水与10 mL 0.1 mol ·L－1盐酸混合，c （Cl －）＞c （NH +4）＞c（OH－）＞c（H+）B.10 mL 0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液与5 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液混合；c（Na+）=c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）C.10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液与5 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液混合，c（Na+）=c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H+）D.10 mL 0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液与6 mL 1 mol·L－1盐酸混合，c（Cl－）＞c（Na+）＞c（OH－）＞c（H+）8.BiCl3水解产物中有BiOCl生成。
盐类水解中三大守恒解析
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。
利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。
有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。
高三专题盐类水解的应用(离子浓度大小比较和三大守恒)
泡沫 灭火剂 制备胶体
明矾净水
混施化肥
盐类水解 的应用
判断溶液 酸碱性
盐溶液 的蒸发 溶液配制 试剂贮存
离子浓度 比较
应用1：纯碱去油污:
解释： Na2CO3溶液水解显碱性，而油脂在碱性条件下，
可以生成可溶性的羧酸盐和醇，且在加热条件下， CO32-水解程度增大，去污能力更好。
CO32-+H2O ⇌ HCO3-+OH应用2：明矾和FeCl3作净水剂:
Fe(OH)3 + 3H+ (主) Fe3+ + 3H2O Ni(OH)2 + 2H+ (次) Ni2+ + 2H2O NiCO3 +2H+＝ Ni2+ + H2O +CO2 加入NiCO3 、Ni(OH)2 、NiO 、Ni等适当调节pH， 使杂质离子产生沉淀
应用10：离子共存问题
判断离子能否大量共存时，主要考虑： (1)是否发生复分解反应 (2)是否发生氧化还原反应 (3)是否发生双水解反应
草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性.
CO32-＋H2O HCO3-＋H2O NH4+＋H2O
HCO3- +OHH2CO3 +OHNH3·H2O+ H+
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性.
所以草木灰（含K2CO3）不能和铵态氮肥混和使用
应用6：配制和保存易水解的盐溶液
加相应的酸或碱
【练习5】实验室配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体 溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作 的目的是( B ) A．防止硫酸铁分解 B．抑制硫酸铁水解 C．提高硫酸铁的溶解度 D．提高溶液的pH
专题：溶液中三大守恒和离子浓度大小的比较PPT课件
.
2
又例如：Na2CO3 溶液
Na2CO3 2Na+ +CO32– H2O H+ + OH–
CO32-+ H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 CO32– 、HCO3–
❖C(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
例如：NH4Cl溶液
起始量： C(Cl-）)=C(NH4+)未变化的
NH4+H2O=NH3•H2O+H+ 氮元素守恒 c(Cl-) = C(NH4+)未变化的=c(NH4+)+ c(NH3•H2O
c(Cl-) = c(NH4+)+ c(NH3•H2O） 又例如：Na2CO3 溶液中
Na2CO3 = 2 Na+ + CO32– 起始量：c(Na+)=2c(CO32-)未变化的 H2O = H+ + OH–
.
6
例如：Na2S溶液 基准物：S2- H2O
S2- 结合1个H+ HS结合2个H+ H2S
OH- 失去1个H+ H2O 结合1个H+ H+
得质子的量=失质子的量
c(OH-)=c(HS-)+2c(H2S)+c(H+)
7
又例如：Na2CO3溶液 基准物：CO32- H2O
c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(OH-)
三个守恒和离子浓度大小比较
1、电解质的电离电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。
２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O 和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。
多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H2CO3H+＋HCO3-；HCO3- H+＋CO32-。
２、水的电离水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-，H2O H+＋OH-。
在２５℃（常温）时，纯水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。
在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。
在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，水电离出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。
在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。
３、盐类水解在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。
多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。
４、电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-] 如Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化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会改变的。
盐类水解离子浓度大小比较
盐类的水解
——溶液中离子浓度的关系
3. 比较盐溶液中离子浓度间的大小关系
(1)一种盐溶液中各种离子浓度的相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时
[不水解离子]＞[水解的离子]＞[水解后呈某性的离子(如 H＋或OH－)]＞[显性对应离子如OH－或H＋]
a.实[N例a：＋]a＞. C[CHH3C3COOOON－a]＞[bO. HN－H]4＞Cl[H＋] b. [Cl－]＞[NH4＋]＞[H＋]＞[OH－]
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
【规律总结】
解题思路:
盐类的水解离子浓度的大小比较PPT精选文档
B）
２、在0.1 mol／LNaHSO3溶液中存在着微粒浓度的关
系式，正确的是 CD
A．c(Na＋)>c(HSO3－)> c(SO32－)> c(H＋)>c(OH-) B．c(Na＋)+c(H＋)= c(HSO3－)+ c(SO32－)+c(OH-) C．c(Na＋)+c(H＋)=c(HSO3-)+2c(SO32-)+ c(OH-) D．c(Na＋)= c(HSO3-)+c(SO32-)+ c(H2SO3)
22
[课下作业]
1．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液 pH
＝7，则此溶液中各离子浓度关系正确的是( C )
A. c（HCOO－）＞c（Na＋） B. c（HCOO－）＜c（Na＋） C. c（HCOO－）＝c（Na＋） D. 无法确定c（HCOO－）与C（Na＋）的关系
BD 2ABDC.、、、在、ccc0c(((.(NNN1Naaama++++o))))＋＞ ＝l＝·Lcccc-(((1(HHH的H+CCCN)OO＝Oa33H3c--))-()C＞＋H＞OCccc3((O(溶HHO3+2-液HC))＋＞-O中)＞cc3)(，(＋OcO(下HHHc(-+-列C)))＋O关232c系-()C式O正32-确) 的是：
正确答案：B
19
注意两种情况:
1．等体积、等浓度的一元酸和一元碱溶溶液为中性 ⑵．相对较强的酸与相对较弱的碱溶液混合，
所得溶液为酸性 ⑶．相对较弱的酸与相对较强的碱溶液混合，
所得溶液为碱性 ⑷．若弱酸、弱碱混合，则考虑两者的相对强 弱，混合后的溶液可能也为酸性，碱性或中性
盐类水解离子浓度大小比较
例题：以 NH4 Cl 、 CH3COONH4 、Na2CO3、 NaHCO3为例，讨论离子浓度大小、三个守恒（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）练习1、判断溶液中离子浓度的大小如Na2S溶液中除H2 S和H2O分子外，还有Na+、S2-、HS-、OH-和H+，其离子浓度由大到小为________________________________，c(Na+)_______2c(S2-)。
三个守恒呢？练习2. 向1L 3mol/LNaOH溶液中通入标况下44.8LCO2气体，所得溶液中离子浓度大小顺序为？练习3. 常温下，0.1mol/L的HCl与amol/L的 NH3.H2O溶液等体积混合，PH=7，则:（1） c(H+)= c(OH-)= （2） c(NH4+)= c(NH3.H2O)=（3）电离K (NH3.H2O)= 水解K（NH4+）=例1、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒的浓度关系式正确的是（已知碳酸氢钠溶液显碱性）（A）c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-) （B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-)（C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) （D）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-)（E）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-) （F） c(H+)+ c(H2CO3) = c(OH-)+ c(CO32-)例2、在Na2S的水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系不正确的是（）(A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S) (B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)(C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) (D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)练习1：0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)22、常温下将10mL0.2mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, pH＞7，溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+)B. c (Cl-)> c(NH4+)> c (H+) > c (OH-)C. c(NH4+) > c (Cl--)> c (OH-)> c (H+)D. c (Cl-)> c (H+) > c(NH4+) > c (OH-)3、某氢氧化钠溶液跟醋酸溶液混合后，溶液pH<7。
高中化学选择性必修1第三章第三节盐类水解(粒子浓度大小比较)
3.两种物质混合不反应：
盐和对应弱酸（碱）等n混合溶液： 程度谁大显谁性； 程度大变小；程度小变大。 逆推也成立：显谁性谁程度大；变小程度大；变大程度小。
①2mol/L的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合，已知溶液呈现酸性， 问1.混合后溶液的真实溶质？ 1mol/LCH3COOH和CH3COONa
氨水中电离产生的很少量OH- 被盐酸中和， 故溶液中的真实溶质：很少量的NH4Cl 和大量过量的NH3·H2O，
故溶液呈碱性： NH4Cl=NH4++Cl- 量少，其弱离子水解忽略不计 NH3·H20 OH- + NH4+ 主要
微粒浓度大小关系： c(NH3·H20)＞c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH- ) ＞c(H+)
程度谁大显谁性； 程度大变小；程度小变大。 逆推也成立。
不同溶液中同一离子浓度大小的比较
考虑溶液中其他离子对该离子的影响
例如：等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O的混合溶液， 粒子浓度的大小顺序：
c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)； ③相应离子的水解大于分子的电离
例如：等物质的量浓度的NaCN与HCN溶液的混合液，
粒子浓度的大小顺序：
c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
又因为溶液呈中性：c(OH-)= c(H+) 所以：c(NH4+)= c(CI-)
微粒浓度大小关系： c(NH4+)=c(CI-)（溶质） ＞c(OH-)=c(H+)（水电离）
2.一酸一碱反应，其中一种有剩余：根据过量程度考虑电离或水解
② 一酸一碱反应后呈碱性（或酸性）的离子浓度大小比较 例3：c（H+）=1×10-4 mol/L的盐酸与c（OH-） = 1×10-4 mol/L的 氨水等体积反应后，溶液中的离子浓度大小的关系是_______。 解析：由题目可知
离子浓度大小比较与三大守恒规律教案1
教学过程一、课堂导入盐类水解存在平衡状态，那么它就应该存在离子浓度大小，盐溶液它不显电性，那么它就存在守恒定律，那么今天我们就来学习这些内容。
二、复习预习1、复习弱电解质的电离、电离方程式的书写2、复习盐类水解的概念、盐类水解的影响因素、盐类水解的应用3、预习并探究盐类水解时，溶液中离子溶度大小的比拟方法 盐类的水解：1、盐类水解的实质： 在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
醋酸钠与水反响的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
氯化铵与水反响的实质是：氯化铵电离出的铵离子和水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质一水合氨的过程。
水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反响是酸碱中和反响的逆反响。
酸＋碱盐＋水2. 水解离子方程式的书写：① 盐类水解是可逆反响，要写“〞符号② 一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↑〞“↓〞符号。
生成物〔如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等〕也不写分解产物。
③ 多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。
例：K 2CO 3的水解第一步：OH CO 223+---+OH HCO 3第二步：O H HCO 23+--+OH CO H 32练习：请同学们自己练习一下Na2S、K3PO4溶液水解离子方程式的写法。
对于多元弱碱的水解也是分步进展的，但水解方程式一般不分步写，如Al2(SO4)3的水解离子方程式为：Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ 3H+我们总结了强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和强酸强碱盐的水解情况，那么弱酸弱碱盐是否水解呢？其水解程度又如何，请有兴趣的同学课后可以自己查阅有关资料。
3. 水解的规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。
盐的类型实例能否水解引起水解的离子对水解平衡的影响溶液酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa 能弱酸阴离子促进水的电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl 能弱碱阳离子促进水的电离酸性强酸强碱NaCl 不能无无中性4、影响水解的因素：内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。
水溶液中的离子反应与平衡第三节盐类水解离子浓度大小比较课件
方法一：直接写
如NH4ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱl溶液的质子守恒： H+
H2O
OH– NH4+
c(H+ )水=c(OH–)水
NH3·H2O OH–
c(OH–)+c(NH3·H2O)＝c(H+ )
Na2CO3溶液中的质子守恒： OH–
H2O
H+ CO32-
c(OH–)水=c(H+ )水
第三章 水溶液中的离子反应与 平衡
第三节 盐类的水解
第3课时 水溶液中离子浓度大小比较
学习目标
1.会判断电解质溶液中微粒种类； 2.会比较电解质溶液中离子浓度大小； 3.能正确书写电解质溶液中三大守恒等量关系。
一、三个守恒关系 1.电荷守恒
电解质溶液是呈电中性，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。
n(N) ：n(Cl)=1:1
c(NH4+)+c(NH3·H2O)＝c(Cl-)
Na2CO3溶液中的元素质量守恒：
从Na2CO3的组成可知: Na+是C个数的2倍, n(C) ：n(Na+)=1:2 所以
c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
3.质子守恒
水电离出的c（H+）和c（OH-）始终相等，溶
多元弱酸分步电离，且一步比一步更难电离， 其主要是第一步电离
c(H+) ﹥ c(一级电离出的离子) ﹥ c(二级电离出 的离子)
如在H2S溶液中离子浓度大小： c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS-)＞c(S2-) ＞ c(OH-) 例２.在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中， NH4+、 NH3·H2O、OH-、H+的浓度由大到小的顺序是
盐类水解-离子浓度大小比较
盐类的水解(第三课时3)——离子浓度大小比较班级 姓名【学习目标】1．能正确书写溶液中的电离、水解方程式，并准确找出各微粒之间量的关系。
2．学会不同条件下溶液中离子浓度大小比较的方法【自主学习】【方法导引】一、任何物质水溶液中都存在下列守恒： 1、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带正电荷数与所有阴离子所带负电荷数相等 [n(正电荷)= n(负电荷)]，即溶液呈电中性注意：是正负电荷量不是阴阳离子量，一个阴离子或阳离子带的电荷不一定为“1” 例如：NaHCO 3溶液中：⑴ 先写出发生的电离方程式和水解方程式： NaHCO 3 = Na ++ HCO 3-H 2O H + +OH -HCO3-CO 32- + H +HCO 3-+ H 2OH 2CO 3+ OH -⑵找出阴阳离子：阳离子有：Na +、H +；阴离子有：HCO 3-、OH -、CO 32-⑶据溶液呈电中性写出等量关系式： n(Na +)＋n(H +)＝n(HCO 3-)＋2n(CO 32-)＋n(OH -)n(正电荷) n(负电荷) 因溶液体积相同，所以有 c(Na +)＋c(H +)＝c(HCO 3-)＋2c(CO 32-)＋c(OH -)-------① 2、 物料守恒：即原子守恒电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化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会改变的。
如NaHCO 3溶液中n(Na +)：n(C)＝1：1，碳元素最终以HCO 3-、CO 32-、H 2CO 3三种形式存在，从而有n(Na +)＝n(HCO 3-)+ n(CO 32-)+ n(H 2CO 3)，又是同一溶液，所以推出： c(Na +)＝c(HCO 3-)＋c(CO 32-)＋c(H 2CO 3)-------② 碳原子守恒 3、 质子守恒：电解质电离、水解过程中，水电离出的H +与OH －总数一定是相等的。
这个守恒也可以由电荷守恒和物料守恒相加减得到。
电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较
电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较一、复习巩固复习盐类水解的概念和水解平衡。
考点1盐类的水解（1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH+结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。
（2）盐类水解的特点：有弱才水解、无弱不水解；越弱越水解、都弱都水解；谁强显谁性、同强显中性。
注意：a．弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全。
水解后溶液的酸、碱性由水解生成酸、碱的相对强弱决定，如CH3COONH4溶液pH = 7。
b．酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。
若电解能力比水解能力强，则水溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4，NaHSO4只电离不水解也显酸性。
若水解能力超过电离能力，则水溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS。
考点2 影响盐类水解的因素内因：盐本身的性质外因：温度——盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
浓度——稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
外加酸碱——外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
考点3 溶液中离子浓度大小比较（1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
（2）涉及两溶液混合时离子浓度的大小比较时，要进行综合分析，如发生反应、电离因素、水解因素等。
考点4 溶液中的三个守恒关系电荷守恒：阴阳离子所带电荷数相等。
物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。
质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H+)与其他微粒浓度之间的关系式(由以上两个守恒推出)。
考虑两个特定的组合：当c（NH4Cl）≤ c（NH3·H2O）、c（CH3COONa）≤ c（CH3COOH）时，电离程度大于水解程度，水解忽略不计。
三大守恒及溶液中离子浓度大小比较
三大守恒及溶液中离子浓度大小比较1、两个微弱（1）微弱电离：溶质分子是主要的。
①弱电解质电离是微弱的②多元弱酸电离是分步，主要由第一步决定（2）微弱水解：盐溶液离子是主要的。
①水解是微弱②多元弱酸酸根水解是分步，主要由第一步决定。
2、三个守恒（1）电荷守恒：溶液呈电中性——阳离子所带正电荷总数=阴离子所带负电荷总数（2）物料守恒（原子守恒）：某原子的原始的浓度=该元素在溶液中的各种形式存在微粒的浓度和（3）质子守恒：在电解质溶液中，水电离出的c(H+)水与c(OH-)水总是相等。
（联立电荷守恒和物料守恒等式）。
3、特殊（1）弱酸酸式盐：比较电离，水解的相对强弱。
（2）混合溶液①不反应：比较电离、水解的相对强弱。
②会反应：根据过量程度来考虑电离与水解的相对强弱。
【练习题】一、单一溶液中各粒子浓度1.在0.1mol/L的Na2S溶液中，下列关系正确的是( )A.c(Na+)>c(S2-)>c(H+)>c(HS-)>c(OH-)B.c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)C.c(Na+)+c(H+)=1/2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)D.c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/L二、混合溶液中各粒子浓度2.把0.02mol/LCH3COOH和0.01mol/LNaOH以等体积混合后溶液显酸性，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是（）A.c(CH3COO-)>c(Na+)B.c(CH3COOH)>c(CH3COO-)C.2c(H+)=c(CH3COO-) - c(CH3COOH)D.c(CH3COOH) + c(CH3COO-)=0.01mol/L3.0.1mol/L的NaOH溶液0.2L，通入448mL（标况）H2S气体，所得溶液离子浓度大小关系正确的是( )A.c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)>c(S2-)>c(H+)B.c(Na+) + c(H+) = c(HS-) + c(S2-) + c(OH-)C.c(Na+) = c(H2S) + c(HS-) + c(S2-) + c(OH-)D.c(S2-) + c(OH-) = c(H+) + c(H2S)4.常温下，一定体积pH=2的二元弱酸H2R溶液与一定体积pH=12的NaOH溶液混合后溶液呈中性。
盐类的水解 (三大守恒及溶液中离子浓度大小比较)
一、盐类的水解 1．定义2．实质酸碱中和反应的逆反应，盐类的水解是 反应。
3．盐类水解离子方程式的书写（1）在书写盐类水解方程式时一般要用“______”号连接，产物不标．．．．“↑”．．．或．“↓”．．．，其一般形式为：盐＋水酸＋碱（2）书写规律○1一般盐类水解程度很小，水解产物很少，即使产物易分解也不写其分解形式，如： NH 4Cl 的水解离子方程式：○2多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，如： Na 2CO 3的水解离子方程式： Na 3PO 4的水解离子方程式： ○3多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成，如： FeCl 3的水解离子方程式：○4双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，称为双水解。
由于阴、阳离子相互促进，水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓” 高中阶段常见的能发生双水解的离子对有： Al 3+与HCO 3-、CO 32-、HS -、S 2-、AlO 2-等； Fe 3+与HCO 3-、CO 32-等；○5弱酸酸式酸根既发生电离，又发生水解；强酸酸式酸根只电离不水解 如HCO 3-既发生电离，又发生水解4．规律(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
(2)组成盐的酸越弱，水解程度越大如：物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA 和NaB ，其溶液的pH 前者大于后者，则酸HA 和HB 的相对强弱为HB>HA ，这条规律可用于利用盐的pH 值判断酸性的强弱。
酸的强弱顺序：H 2SO 3> H 3PO 4>HF>HNO 2>HCOOH>CH 3COOH>H 2CO 3>苯酚>H 2S>HCN>HClO (亚硫磷酸氢氟酸，亚硝甲酸冰醋酸，碳酸氢硫氢氰酸)(3)同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。
如：同浓度的Na 2CO 3与NaHCO 3相比，的水解程度更大。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
【现学现用】 写出CH3COONa 、NaHCO3溶液中的 物料守恒式。
CH3COONa溶液中 c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH)
解决此类问题时，首先分析离子浓度大小的关 系是相等还是不等。
(1)若使用的是“>”或“<”，应主要考虑“电离” 和“水解”。
(2)若用“＝”连接，应根据“守恒”原理，视不同 情况，从下列几个方面思考：
①若等号一端全部是阴离子或阳离子应首先考虑 电荷守恒。
②若等号一端各项中都含有同一种元素时，首先 考虑这种元素的原子守恒。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
H+ + OH–
n (Na) : n (C) ＝2 : 1
则c (C ) = a mol / L
若c (Na+ ) = 2 a mol / L
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
• 【例9】：将0.02mol·L－1HCN溶液和0.01mol·L－1 的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系
NaHCO3 溶液中
c（Na+）= 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: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 c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
A.C(H+)＞C(OH-) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2 mol/L C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-) D.C(CL
（2）、两种物质恰好完全反应
• 【例7】在10ml 0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、 同浓度CH3COOH溶液，反应后溶液中各微粒的浓度
6．用盐作净水剂 例如：利用 FeCl3、明矾在水溶液中发生水解产生 胶体，能吸附水中悬浮的杂质，起到净水的作用。 7．判断溶液中离子能否大量共存 例如：Al3＋、Fe3＋与 CO23－、HCO－3 因为能发生相互 促进的水解反应，在溶液中不能大量共存。 8．判断盐溶液中离子种类 如 Na3PO4 溶液中存在的微粒为：Na＋、PO34－、 HPO24－、H2PO－4 、H3PO4、H＋、OH－、H2O。
(3)较低温度下受热分解的盐[Ca(HCO3)2] 溶液 蒸干 盐
的分解产物(CaCO3)
4．判断盐所对应酸的相对强弱 例如：已知物质的量浓度相同的两种盐溶液， NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和 HB的酸性强弱为HB>HA。 5．盐溶液的配制 例如：配制FeCl3、AlCl3溶液时应加入少量盐酸， 配制AgNO3溶液时应加入少量硝酸。
（3）、两种物质反应，其中一种有剩余：
【例8】：把0.02 mol·L-1 CH3COOH溶液与0.01 mol·L-1NaOH溶
液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是(AD
)
A、c(CH3COO -)＞c(Na+)
B、c(CH3COOH)＞c(CH3COO -)
C、2c(H+)＝c(CH3COO -)-c(CH3COOH)
NaHCO3溶液中
2 c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋ c (CO32－)
2、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。
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。
1．判断盐溶液的酸碱性或 pH 例如：相同物质的量浓度的下列溶液 NaCl、NaHSO4、 Na2CO3、NaHCO3，pH 由大到小的顺序为： Na2CO3>NaHCO3>NaCl>NaHSO4。 2．比较盐溶液中离子浓度的大小 例如：Na2CO3 溶液中，各离子浓度大小的顺序为：c(Na＋) ＞c(CO23－)＞c(OH－)＞c(HCO－ 3 )＞c(H＋)。
Na2S == 2Na+ + S2–
H2O
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– + H2O
H2S + OH–
H+ + OH–
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS–
c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
3．判断加热蒸发盐溶液析出固体
(1)
不水解不分解的盐NaCl
水解生成不挥发性酸的盐[Al2SO43]
溶液 蒸干
盐[NaCl、Al2(SO4)3]
(2)水解生成挥发性酸的盐(AlCl3) 溶液 蒸干 氢氧化物 [Al(OH)3] 灼烧 氧化物(Al2O3)
2．盐类的水解 ①强酸弱碱盐：如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈
酸性 性； ②溶.液强呈碱弱碱酸性盐：如性C。H3COONa、Na2CO3等水解后 此外：
还要注意多元弱酸盐需考虑分步水解
【正确的思路】
【基本原理】 ——两个“微弱”和三个“守恒”
一、紧抓两个“微弱” ①弱电解质的电离是微弱的:如稀CH3COOH溶液里粒 子浓度(不考虑水)的大小为:
此外：也可将电荷守恒和物料守恒关系式叠加应用
〖训练一〗写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式 电荷守恒： c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-) 物料守恒： c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 质子守恒： c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH)
处理此类试题时要从以下几个方面着手。
【必需的知识储备】
1.水的电离
水是一种极弱的电解质，它能微弱的电离，生成H+
和OH-， H2O
H++OH-。
【思考】 （1）在纯水中加入酸或碱，对水的电离起到抑制 作用， 使水的电离程度 减小 。 （2）在纯水中加入强碱弱酸盐、强酸弱碱盐，对水的 电离起到促进 作用，使水的电离程度 增大 。
1、单一溶质溶液：根据电离、水解情况分析
（1）弱酸溶液： 【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是
A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-) C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
[例1] (2012·莱阳一中高二期末检测)下列与盐的水解
有关的是
( D)
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
A．①②③
B．②③④
C．①④
D．①②③④
（4）强碱弱酸盐溶液：
【例4】在Na2S溶液中下列关系不正确的是 A．c(Na+) =2c( HS－) +2c(S2－) +c(H2S)( AD ) B. c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+ 2c(S2－) C． c(Na+) ＞ c(S2－) ＞c(OH－)＞c(HS－) D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+ c(H2S)
[例 2] (2011 广东高考)对于 0.1 mol·L－1 Na2SO3 溶液，正
确的是
(D )
A．升高温度，溶液 pH 降低
B．c(Na＋)＝2c(SO23－)＋c(HSO－ 3 )＋c(H2SO3) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO23－)＋2c(HSO－ 3 )＋c(OH－) D．加入少量 NaOH 固体，c(SO23－)与 c(Na＋)均增大
1、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。
如：NH4Cl 溶液中 阳离子： NH4+ 、 H+ 阴离子： Cl– 、 OH–
正电荷总数 == 负电荷总数
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
又如：Na2S 溶液
(5)强碱弱酸的酸式盐溶液：
【例5】草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，
在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的
是
( CD )
A．c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B． c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L C． c(C2O42-) ＞c(H2C2O4) D． c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)