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第3讲 三大守恒
新人教版 化学 选择性必修一
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
模块一 三大守恒
1.电荷守恒
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式
eg1：NH4Cl 溶液中
阳离子： NH4+、H+
阴离子： Cl– 、 OH–
NH4Cl=NH4++Cl-
NH4++H2O NH3·H2O+H+
H2O OH- + H+
一、三大守恒
1.电荷守恒
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( Na+ ) + c ( H+ ) == c ( CH3COO– ) + c ( OH– )
写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式
eg2：CH3COONa溶液中
阳离子：Na+、H+
阴离子： CH3COO– 、 OH–
CH3COONa = CH3COO- + Na+
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
H2O OH- + H+
一、三大守恒
1.电荷守恒
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( Na+ ) + c ( H+ ) == 2c ( CO32– ) + c ( OH– )+c ( HCO3–)
写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式
eg2：Na2CO3溶液中
阳离子： Na+、H+
阴离子：CO32- 、 HCO3– 、 OH–
Na2CO3 = CO32- +2Na+
CO32- +H2O HCO3-+OH-
H2O OH- + H+
HCO3- +H2O H2CO3+OH-
一、三大守恒
2.物料守恒
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
（元素or原子守恒）
非氢非氧元素守恒
一、三大守恒
eg1： NH4Cl 溶液中
c (N) : c (Cl) ＝1 : 1
c ( NH4+ ) + c ( NH3·H2O ) = c ( Cl – )
eg2： Na2CO3 溶液中
c (Na) : c (C) ＝2 : 1
c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
一、三大守恒
2.物料守恒
（元素or原子守恒）
eg3： NaHCO3 溶液中
c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1
c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)
eg4： Na2S溶液中
c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
一、三大守恒
2.物料守恒
（元素or原子守恒）
3.质子守恒
水电离出的c(H+)与c(OH-)始终相等，溶液中的H+或OH-虽与其他离子结合而以不同形式存在，但其总量相等。
一、三大守恒
CH3COO-
H2O
+H+
CH3COOH
+H+
H3O+
（即H+）
-H+
OH-
c(CH3COOH ) +c(H+) = c(OH-)
eg1： CH3COONa溶液中
eg2： Na2S溶液中
S2-
H2O
+H+
HS-
+H+
H3O+
（即H+）
-H+
OH-
+2H+
H2S
c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S) = c(OH-)
一、三大守恒
3.质子守恒
eg3： NaHS溶液中
HS-
H2O
+H+
H3O+
-H+
OH-
+H+
H2S
-H+
S2-
c(H+) +c(H2S) -c(S2- ）= c(OH-)
c(H+) +c(H2S) = c(OH-)+c(S2- ）
一、三大守恒
3.质子守恒
4.质子守恒与电荷守恒、原子守恒的关系
通过联立电荷守恒和原子守恒，消去与得到和给出质子无关的粒子
eg：K2S溶液
c(K+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)
电荷守恒
原子守恒
c(K+) = 2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]
联立，消去K+得
c(HS- ) + c(H+) + 2c(H2S) = c(OH-)
一、三大守恒
模块二 离子浓度大小比较
1.两个微弱
eg： NH3 · H2O 溶液中
弱电解质电离是微弱的
>
>
>
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+)
多元弱酸电离是分步，主要取决于第一步
eg：H2S溶液中
>
>
>
>
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)
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。
电离理论
二、离子浓度大小比较
1.两个微弱
水解理论
eg：KAl(SO4)2 溶液中
eg：Na2CO3 溶液中
c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–)
>
>
>
>
eg：NH4Cl 溶液中
弱离子由于水解而损耗。
水解是微弱
多元弱酸水解是分步，主要取决于第一步
>
c (K+) c (Al3+)
>
>
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
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。
二、离子浓度大小比较
2.多元弱酸酸式盐溶液
二、离子浓度大小比较
电离为主，显酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4溶液
水解为主，显碱性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS 溶液
eg1： NaHSO3 溶液中
c(Na+) ＞ c(HSO3－)＞c(H+) ＞c(SO32－) ＞c(OH－)＞c(H2SO3)
电离
水解
2.多元弱酸酸式盐溶液
二、离子浓度大小比较
eg2： NaHCO3 溶液中
c(Na+) ＞ c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(H2CO3) ＞c(H+) ＞c(CO32－)
水解
电离
电离为主，显酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4溶液
水解为主，显碱性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS 溶液
3.混合溶液
二、离子浓度大小比较
弱电解质的电离程度大于盐类的水解程度
eg1：c(CH3COOH):c(CH3COONa)=1:1
c ( Na+ ) + c ( H+ ) == c ( CH3COO– ) + c ( OH– )
呈酸性
2c ( Na+ ) == c ( CH3COO– ) + c ( CH3COOH )
c ( CH3COOH ) + 2c ( H+ ) == c ( CH3COO– ) + 2c ( OH– )
c ( CH3COO– ) > c ( Na+ ) > c ( CH3COOH ) > c ( H+ ) > c ( OH– )
水解产物
电离产物
不变化
显性
隐性
3.混合溶液
二、离子浓度大小比较
弱电解质的电离程度大于盐类的水解程度
eg2：c(NH3·H2O):c(NH4Cl)=1:1
呈碱性
c ( NH4+ ) > c ( Cl– ) > c ( NH3·H2O ) > c ( OH– ) > c ( H+ )
水解产物
电离产物
不变化
显性
隐性
c ( NH4+ ) + c ( NH3·H2O ) =2 c ( Cl – )
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
c ( NH4+ ) + 2c ( H+ ) =2 c ( OH – ) + c ( NH3·H2O )
3.混合溶液
二、离子浓度大小比较
eg1：c(HCN):c(NaCN)=1:1
呈碱性
c ( HCN) + c (CN– ) =2 c ( Na+ )
c ( Na+ ) + c ( H+ ) == c ( CN– ) + c ( OH– )
c ( HCN) + 2c ( H+ ) =2 c ( OH – ) + c ( CN– )
盐类的水解程度大于弱电解质的电离程度
c ( HCN ) > c ( Na+ ) > c ( CN–) > c ( OH– ) > c ( H+ )
电离产物
水解产物
不变化
显性
隐性
课堂检测
(1)0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中：
c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)
(2)在Na2SO3溶液中：
c(Na+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)。
1.判断正误，错误的写出正确的关系式
c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)
×
c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)
×
课堂检测
(3)0.1 mol·L-1 NH4HS溶液中：
c(NH4+)＜c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)。
(4)0.2 mol·L-1 NH4HCO3溶液(pH>7)：
c(NH4+)>c(H2CO3)>c(HCO3-)>c(NH3·H2O) 。
1.判断正误，错误的写出正确的关系式
√
×
c(NH4+)>c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(NH3·H2O)
课堂检测
(5)室温下，0.1 mol·L-1 NH4Fe(SO4)2溶液中存在：
c(NH4+)+3c(Fe3+)>2c(SO42-)。
1.判断正误，错误的写出正确的关系式
c(NH4+)+3c(Fe3+) < 2c(SO42-)
×
谢谢欣赏

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