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第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第二课时 溶液中粒子浓度大小的比较
学习目标
1.根据电解质的电离、弱离子的水解，会判断溶液中微粒种类。(宏观辨识与微观探析)
2.能综合运用电离平衡和水解平衡原理，判断溶液中粒子浓度的大小关系。(证据推理与模型认知)
3.能综合运用电离平衡和水解平衡原理，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。(科学态度与社会责任)
新课导入
溶液中离子浓度大小的比较，考查学生对溶液中离子反应和平衡及其他的相关知识的综合分析和运用能力，一直以来是全国和各地高考试题中常见的题型。解答此类问题需要用到三个守恒关系和两个原理，本节课我们就来进行研究溶液中离子浓度大小的比较的解答策略。
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思考与讨论
试写出Na2CO3溶液中所有的电离方程式（包括水的电离）
和水解的离子方程式。
Na2CO3 2Na+ + CO32-
H2O 2H+ + OH-
CO32- +H2O HCO3- + OH-
HCO3- +H2O H2CO3 + OH-
电离方程式：
水解方程式：
思考与讨论
在碳酸钠(Na2CO3)溶液中：
（1）存在几种微粒？
（2）溶液是否显电性？为什么？试写出阴、阳离子物质的量及浓度之间的关系式。
（3）碳元素存在于哪几种微粒中？这些微粒和Na+物质的量之间有什么关系？
一、电解质溶液中的守恒关系
以Na2CO3溶液为例：
1. 电荷守恒:
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
阳离子： Na+ 、H+
阴离子： CO32-、HCO3- 、OH–
因溶液不显示电性，即正电荷总数=负电荷总数
n ( Na+ ) + n ( H+ ) = 2n ( CO32- ) + n ( HCO3- )+ n ( OH– )
即：c ( Na+ )+c ( H+ ) =2c ( CO32- )+c ( HCO3- )+c ( OH– )
写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的电荷守恒式。
c(Na+)+c(H+)= c(CH3COO－) + c(OH－)
CH3COONa溶液中：
NaHCO3溶液中 :
c(Na+) + c(H+) ＝ c(OH－) ＋ c(HCO3－)＋2c(CO32－)
举一反三
注意：①准确判断溶液中的离子的种类；
②注意每个粒子所带的电荷数，即Rn+的电荷浓度为nc(Rn+)。
一、电解质溶液中的守恒关系
2. 元素质量守恒
（物料守恒）
是指某一元素的原始浓度等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中：
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
c (Na+ ) = 2 a mol / L
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L
c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的物料守恒式。
CH3COONa溶液中：
NaHCO3溶液中 :
举一反三
c(Na+)= c(CH3COO－) + c(CH3COOH)
c(Na+)= c(HCO3－) + c(CO32－)+ c(H2CO3)
注意：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总数是不变的。
一、电解质溶液中的守恒关系
3. 质子守恒(水电离守恒)
规律：溶液中的离子得到的H+和失去的H+的物质的量总是相等的。
如： Na2CO3 溶液中：
n(H+)＋n(HCO3－)＋2n(H2CO3)=n(OH－)
即：c(H+)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)=c(OH－)
H2O
CO32-
H+
HCO3-
H2CO3
OH-
失H+
得H+
得H+
得2H+
写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的质子守恒式。
CH3COONa溶液中：
举一反三
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH－)
H2O
CH3COO-
H+
CH3COOH
OH-
失H+
得H+
得H+
写出CH3COONa、NaHCO3溶液中的质子守恒式。
NaHCO3溶液中 :
举一反三
c(H+)+c(H2CO3)=c(OH－)+ c(CO32－)
注意：质子守恒可由物料守恒和电荷守恒联合求得！
H2O
HCO3-
H+
H2CO3
OH-
CO32-
失H+
得H+
得H+
失H+
迁移应用
你能分别写出NH4Cl溶液中三个守恒式吗？
c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH－)
c(Cl-)＝c(NH4＋)+c(NH3·H2O)
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
c(OH-)+ c(NH3·H2O)＝c(H+)
H2O 2H+ + OH-
NH4+ +H2O NH3·H2O +H+
H2O
NH4＋
H+
OH-
NH3·H2O
失H+
得H+
失H+
NH4Cl NH4＋ +Cl-
思考与讨论
H2S溶液中各离子的浓度从大到小的顺序是怎样的？
Na2S溶液中呢？
Na2S溶液中：c(Na+) > c(S2-) > c(OH－) > c(HS-) >c(H+)
H2S溶液中：c(H2S) > c(H+) > c(HS–) > c(S2–) > c(OH–)
发生电离的微粒 > 电离产生的微粒
发生水解的微粒 > 水解产生的微粒
规律：
二、水溶液中微粒浓度的大小比较的理论依据
1.电离理论
强电解质——完全电离
弱电解质——电离是微弱的（1%左右）
注意：多元弱酸电离是分步的，主要由第一步决定。
如：H2CO3溶液中：
c (H2CO3)>c (H+)>c (HCO3–)>c (CO32–)>c (OH–)
二、水溶液中微粒浓度的大小比较的理论依据
2.水解理论
（1） 弱酸的阴离子和弱碱的阳离子由于水解而损耗
如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) > c (Al3+)
（2）水解是微弱的，水解产生的微粒浓度远远小于弱离子浓度
如：NH4Cl 溶液中：
c (Cl–) > c (NH4+) > c (H+) > c (NH3·H2O) > c (OH–)
（3）多元弱酸水解是分步的，以第一步水解为主
如：Na2CO3溶液中：
c(Na+)>c(CO32-)>c(OH－)>c(HCO3-)>c(H+)
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
1.单一溶液
如：在H3PO4溶液中，
c (H+) > c (H2PO4–) > c (HPO42–) > c (PO43–)
（1）对于多元弱酸溶液，应根据多步电离进行分析。
（2）对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析。
如:Na2CO3溶液中，各离子浓度的大小顺序为：
c (Na+) > c (CO32–) >(OH–) > c (HCO3–) > c (H+)
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
（3）对于多元弱酸的酸式盐溶液，要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小。
c (Na+) > c (HCO3–) > c(OH–) > c (H+)
而HSO3–以电离为主，所以，NaHSO3溶液中
c (Na+) > c (HSO3–) > c (H+) > c(OH–)
如：HCO3–以水解为主，所以，NaHCO3溶液中
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
（4）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。
如：在0.10mol/L的①NH4HSO4 ②NH4Cl ③ CH3COONH4
④ (NH4)2SO4溶液中，
c（NH4+）的大小顺序为：④ > ① > ② > ③
（1）考虑电荷守恒；
（2）考虑离子间的反应；
（3）酸、碱混合时考虑是完全反应还是一种过量；
（4）生成的盐与过量的酸或碱若是等物质的量混合时要考虑是电离为主还是水解为主。
Ⅰ.CH3COOH与CH3COONa，NH3·H2O与NH4Cl溶液混合 电离大于水解
Ⅱ.HClO与NaClO，HCN与NaCN溶液混合　水解大于电离
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
2.两种溶液混合
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
如：等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液中，
c (NH4+) > c (Cl–) > c(OH–) > c (H+)
等物质的量浓度的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，
c (CH3COO-) > c (Na+) > c (H+) > c(OH–)
再如：在0.1mol/L的NaCN和0.1mol/L的HCN溶液的混合溶液中，
c (Na+) > c (CN-) > c(OH–) > c (H+)
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
3.根据酸碱中和滴定曲线判断微粒浓度大小
例：常温下，向100 mL 0.01 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1的MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH的变化情况，下列说法正确的是(　　)
A.HA为弱酸
B.在N到K间任意一点对应的溶液中：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
C.K点对应的溶液中：c(M＋)＋c(MOH)＝c(A－)
D.常温下，MA溶液的pH＞7
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
【分析】由曲线可知，V（MOH）=0mL时，即0.01 mol·L－1HA溶液的pH=2，可知HA为强酸，加入0.02 mol·L－1的MOH 50mL可恰好中和100mL 0.01 mol·L－1HA ，由曲线知，此时溶液pH<7,由此判断MOH 为弱碱，生成的MA为强酸弱碱盐，常温下其溶液因M+水解呈酸性，pH<7。从加入MOH后，任意时刻的溶液都存在电荷守恒关系：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)。当加入100 mL MOH时，相当于MA与MOH等体积混合，根据元素质量守恒可知，存在c(M＋)＋c(MOH)＝2c(A－)。
【答案】B
三、水溶液中微粒浓度的大小比较
3.根据酸碱中和滴定曲线判断微粒浓度大小
解决此类问题，要注意观察曲线：
（1）找准恰好反应点，判断此时消耗的横坐标物质的用量和此时溶液的pH。
根据此时横坐标物质的用量，判断其他情况下溶液的组成。若用量大于此时的量，则可判定横坐标物质过量，否则横坐标物质不足，另一种物质剩余。
根据此时溶液的pH,可判断生成物，进而判断酸碱的强弱，一般若pH>7,则生成的为强碱弱酸盐，若pH<7,则生成的为弱碱强酸盐。
（2）结合三大守恒规律和水解、平衡规律进行综合判断。
电解质溶液
酸或碱溶液——考虑电离
盐溶液——考虑水解
单一溶液
混合溶液
不反应——同时考虑电离和水解
反应
恰好反应
生成酸或碱—考虑电离
生成盐—考虑水解
过量—根据过量程度考虑电离或水解
课堂小结
守恒关系
粒子浓度比较
电荷守恒
元素质量守恒（物料守恒）
质子守恒
谢 谢

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