高中化学第三章水溶液中的离子平衡3.3盐类的水解第3课时粒子浓度关系导学案
粒子浓度关系
学习目标：
学会运用盐类水解的知识和守恒的观点解决离子浓度的问题
学习重难点：
离子浓度大小比较；双水解问题；电解质溶液中存在的守恒关系
自主学习
一、影响盐类水解的因素
1、内因：
比较下列物质酸碱性强弱
酸性：HCl>CH3COOH>HCN，碱性：NaCl CH3COONa NaCN
碱性：Ba(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3 ,酸性：BaCl2〈 MgCl2〈 AlCl3〈
酸性：H2CO3〉 HCO3—碱性：NaHCO3 (aq) Na2CO3 (aq)
规律：酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度___，溶液的碱性或酸性____。（即：越弱越水解，无弱不水解，谁强显谁性，都弱近中性）
思考：醋酸铵的溶液的酸碱性如何？
2．外因
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。
写出FeCl3水解的化学方程式，设计实验完成下表
合作探究:
一、酸碱性分析
1．有人认为，向CH3COONa溶液中，加入少量冰醋酸，会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，这种说法对吗？为什么？
2、试从水解和电离两方面解释下列现象？
（1）NaHCO3水溶液显碱性；NaHSO3水溶液显酸性； CH3COONH4水溶液显中性；
（2）浓度均为0.1mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液显酸性；
浓度均为0.1mol/L的HCN和NaCN混合溶液显碱性
二、水解反应分析
1．配制FeCl3溶液时，常加入少量的盐酸，为什么？
2.普通泡沫灭火器的钢铁容器里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，钢铁容器里盛装碳酸氢钠饱和溶液。使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。
(1)产生此现象的离子方程式是
________________________________________________________________________。
(2)不能把硫酸铝溶液装在铁筒里的主要原因是
________________________________________________________________________
思考：什么样的双水解反应能彻底进行，双水解反应一定是互相促进吗？
3．实验证明加热蒸干FeCl3溶液，并灼烧得不到FeCl3固体，为什么？
思考：（1）如何获得无水FeCl3?
（2）加热蒸干并灼烧下列物质可以得到什么固体物质？
碳酸钠溶液碳酸氢钠溶液氯化镁溶液氯化铵溶液 KMnO4溶液
4. 在必修I学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入FeCl
溶液，你现在知道其中
3
的原理了吗？
三、电解质溶液中的守恒关系：
1．电荷守恒：电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。
如Na2CO3溶液中：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)
2．物料守恒：某一分子或离子的原始浓度应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之总和，即元素的原子守恒。
如Na2CO3溶液中n(Na+)：n(C)＝2：1，推出： c(Na+)＝2c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋2c(H2CO3)
3.质子守恒：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。
如在0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)。
[堂上训练1]：写出下列溶液中存在的电荷守恒式、物料守恒式、质子守恒式
NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 Na2S溶液
4.离子浓度大小比较
请以Na2CO3溶液为例中存在的分子、离子，并比较各粒子浓度的大小关系
[堂上训练2]：分析下列溶液中存在的分子、离子并指出较其浓度的大小关系
醋酸溶液氯化铵溶液碳酸钠溶液碳酸氢钠溶液
四、请从水解方面归纳下列应用
－、而不共
巩固练习:
1．物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（）
A．NH4Cl B．NH4HSO4C．CH3COONH4 D． NH4 HCO3
2．下列说法正确的是（）
A．水解反应是吸热反应 B．升高温度可以抑制盐类的水解
C．正盐的水溶液pH都为7 D．硫酸钠的水溶液，pH小于7
3．下列各组离子在溶液中不能大量共存的是（）
A．NH4+、CO32ˉ、CH3COO_、Na+ B ．Ca2+、HCO3ˉ、Clˉ、NO3ˉ
C． Zn2+、H+、NO3ˉ、SO42ˉ D． AlO2_、Al3+、SO42ˉ、H+
4．相同物质的量浓度的NaCN 和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN 和HClO说法正确的是（）
A．电离程度：HCN＞HClO
B． B．pH：HClO＞HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D．酸根离子浓度：c(CNˉ)＜c(ClOˉ)
5．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是( ) A．室温下，向0.01 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na＋)>c(SO2－4)>c(NH＋4)>c(OH －)＝c(H＋)
B．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液：c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)
C．Na2CO3溶液：c(OH－)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(H2CO3)
D．25 ℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液：c(CH3COO－)＋c(OH －) c(H＋) 3COOH)＋ 6．常温下，下列各溶液的叙述中正确的是( ) A．等物质的量浓度的下列溶液中，①NH4Al(SO4)2②NH4Cl ③CH3COONH4④NH3·H2O；c(NH＋4)由大到小的顺序是①>②>③>④ B．pH＝7的NaHSO3与Na2SO3混合溶液中：3c(Na＋)＝c(HSO－3)＋c(SO2－3) C．0.1 mol·L－1的醋酸的pH＝a,0.01 mol·L－1的醋酸的pH＝b，则a＋1＝b D．0.1 mol·L－1的醋酸钠溶液20 mL与0.1 mol·L－1盐酸10 mL混合后溶液显酸性：c(CH3COO－)>c(Cl －)>c(H＋)>c(CH 3COOH) 7．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是( ) A．CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－用热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3＋＋3H2O===Al(OH)3（胶体）＋3H＋明矾净水 C．TiCl 4＋(x＋2)H2O(过量) TiO2·x H2O↓＋4HCl 制备TiO2纳米粉 D．SnCl 2＋H2O Sn(OH)Cl↓＋HCl 配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠 8．对于0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液，正确的是（双选）( ) A．升高温度，溶液pH降低 B．c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(OH－) D．加入少量NaOH固体，c(SO2－3)与c(Na＋)均增大 9．室温时，将浓度和体积分别为c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列关于该混合溶液 的叙述错误的是( ) A．若pH>7，则一定是c1V1＝c2V2 B．在任何情况下都是c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) C．当pH＝7时，若V1＝V2，则一定是c2>c1 D．若V1＝V2，c1＝c2，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋) 10．常温下，用0.100 0 mol·L－1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 CH3COOH溶液所得滴定曲线如右图。下列说法正确的是( ) A．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋) B．点②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－) C．点③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) D．滴定过程中可能出现：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) 11．实验室为了配制FeSO4溶液，往往 （1）要加入少量稀H2SO4，其目的是； （2）加入少量铁钉，目的是。 12．在纯碱溶液中滴入酚酞，溶液变红。若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是，其原因是（以离子方程式和简要文字说明） 13．(1)现有酚酞试液、甲基橙试液、0.1 mol·L－1醋酸、25%氢氧化钠溶液、0.1 mol·L－1氢氧化钠溶液、浓硫酸和蒸馏水，请应用化学平衡知识设计一个实验(只限于选用上述试剂)，证明醋酸为弱酸，简述方法： (2)同学甲认为溶液中Na2CO3的水解是微弱的，发生水解的CO2－3不超过其总量的10%。请你设计实验验 证该同学的观点是否正确： （3）为探究纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的，请你设计一个简单的实验方案。 参考答案： 自主学习、 一、1、〈；〈；〈；越大；越强；发生互相促进的双水解反应，溶液接近中性 2． 纯碱水解呈碱性，升温促进水解，溶液OH-浓度增大，碱性增强，有利于促进油渍中油脂的水解反应，提高去污能力。 合作探究： 一、1．不对，CH3COONa溶液中存在CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－水解平衡，加入的CH3COOH遇水只有 极少量发生电离（CH3COOH CH3COO_＋H+），溶液中H+浓度远小于CH3COOH分子浓度，因此CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－水解平衡主要表现为CH3COOH分子浓度增大，平衡逆向移动。 2、略 二、1．FeCl3溶液中存在Fe3＋的水解平衡：Fe3＋＋3H 23＋3H＋，加入盐酸，c(H＋)增大，可抑制 Fe3＋的水解。 2.(1)Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑ (2)Al2(SO4)3溶液因水解呈酸性，腐蚀钢铁 (3)与酸反应速率NaHCO3>Na2CO3；产生等量CO2时，消耗Al3＋量多 思考： 有的弱酸弱碱盐如CH3COONH4只能部分双水解，只有像Al3+与HCO3_、Al3+与AlO2_等水解生成的物质能离开溶液平衡体系的水解才能彻底进行；有盐如(NH4)2Fe(SO4)2发生的双水解则互相抑制。 3．加热促进FeCl3水解生成Fe(OH)2, Fe(OH)2遇空气氧化成Fe(OH)3，Fe(OH)3再进行热分解生成Fe2O3 思考： 碳酸钠溶液碳酸氢钠溶液氯化镁溶液氯化铵溶液 KMnO4溶液 碳酸钠碳酸钠氧化镁无固体氯化钾和二氧化锰混合物 4. 加热促进Fe3+离子水解生成Fe（OH）3分子，Fe（OH）3分子聚集成胶体粒子分散在水中形成胶体。 三、电解质溶液中的守恒关系： [堂上训练1]： 4. 略 [堂上训练2]：略 四、请从水解方面归纳下列应用 O －、等因相互促进水解而不共存 巩固练习： 1．B 2．A 3．D 4．D 5．A 6．A． 7．D．8．C．D．9．A．10．D． 11. （1）抑制Fe2+水解（2）防止Fe2+氧化； 12. 现象是产生白色沉淀，且红色褪去，原因是在纯碱溶液中，CO32-水解，加入BaCl2溶液后，Ba2++ CO32-=，BaCO3↓白色，由于c(CO32-)减小，CO32-水解平衡向左移动，c(OH-)减少，酚酞褪色。 13．(1)取0.1 mol·L－1的醋酸和0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液等体积混合并振荡，再滴入无色酚酞试液，若显红色，则证明醋酸是弱酸(2)用pH试纸(或pH计)测常温下0.1 mol·L－1纯碱溶液的pH，若pH<12，则该同学的观点正确；若pH>12，则该同学的观点不正确（3）向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去。说明纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的。 最后冲刺15天 10.水溶液中的离子平衡 一、选择题(本题包括16个小题，每小题3分，共48分) 1．下列说法正确的是 ( ) A．向0.1 mol/L Na2CO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色 B．Al3＋、NO－3、Cl－、CO2－3、Na＋可大量共存于pH＝2的溶液中 C．乙醇和乙酸都能溶于水，都是电解质 D．分别与等物质的量的HCl和H2SO4反应时，消耗NaOH的物质的量相同 解析：pH＝2的溶液显酸性，CO2－3与H＋不共存，B不正确；乙醇是非电解质，C不正确；与等物质的量的HCl和H2SO4反应，消耗NaOH的物质的量比为1∶2，D不正确． 答案：A 2．(2012·福建质检)有关常温下pH均为3的醋酸和硫酸的说法正确的是 ( ) A．两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10－11 mol/L B．分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相同 C．醋酸中的c(CH3COO－)和硫酸中的c(SO2－4)相等 D．分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相同 解析：酸溶液中氢氧根离子全部来自于水的电离，氢离子浓度相同的情况下，氢氧根离子浓度也相同，则由水电离出的氢离子浓度也相同． 答案：A 3．下列各选项中所述的两个量，前者一定大于后者的是 ( ) A．1 L 0.3 mol/L CH3COOH溶液和3 L 0.1 mol/L CH3COOH溶液中的H＋数 B．pH＝1的CH3COOH溶液和盐酸的物质的量浓度 C．pH＝12的氨水和NaOH溶液的导电能力 D．pH相同的等体积的盐酸和醋酸溶液分别与足量锌粒反应产生的气体体积 解析：A项两溶液中CH3COOH的物质的量相同，后者CH3COOH溶液的浓度小电离程度大，后者中H＋数多，A不正确．B项CH3COOH是弱酸，不完全电离，CH3COOH溶液的浓度大，B符合．C项两溶液中c(H ＋)、c(OH－)均相等，则c(NH＋ c(Na＋)，导电能力相同，C不正确．D项中醋酸的浓度大，n(CH3COOH) 4)＝ 大，与足量锌反应产生的H2多，D不正确． 答案：B 4．用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液时，若测定结果偏高，则产生误差的原因可能是 A．滴定时，装NaOH溶液的锥形瓶未用NaOH溶液润洗 B．酸式滴定管用蒸馏水洗后，用标准盐酸润洗 高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒 一、溶液中的三个平衡 在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。 1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。 2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。 3. 沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。 当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。 4. 彻底的双水解 常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。 另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。③阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等溶液蒸干后也可得到原溶质；④阴阳离子均易水解，此类盐溶液蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2CO3 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；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞ c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。 2.水解理论： 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；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， 2H2O2OH-+2H+， 2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 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。例如Na2CO3溶液中微粒浓度关系。【分析】因碳酸钠溶液水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1．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：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-) 高中化学：电离平衡练习(含答案) 一、单选题 1．下列说法正确的是 A．可以用FeCl3溶液和NaOH溶液反应制备Fe(OH)3胶体 B．FeCl3、FeCl2和Fe(OH)3都可以通过化合反应得到 C．40gNaOH固体溶解于500mL水中,所得溶液的物质的量浓度为2mol/L D．根据电解质的水溶液导电能力的强弱将电解质分为强电解质和弱电解质 2．现有常温下pH=2的醋酸溶液,下列有关叙述正确的是（） COO-) A．c(H+)＝c(CH 3 B．醋酸的物质的量浓度为0.01mol·L-1 C．与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后,溶液呈碱性 D．加入醋酸钠固体可抑制醋酸的电离,但电离常数Ka不变 3．在室温下,0.1mol/L100mL的醋酸溶液中,欲使其溶液的pH减小,但又要使醋酸电离程度减少,应采取 A．加入少量CH3COONa固体B．通入少量HCl气体 C．升高温度D．加入水 4．下列说法正确的是 A．酸碱盐都是电解质,其电离的过程属于物理变化 B．电解质是可以导电的化合物 C．在水溶液中能电离出H+的化合物都是酸 D ．强电解质易溶于水导电性强,而弱电解质难溶于水导电性弱 5．已知常温时CH 3COOH 的电离平衡常数为K 。该温度下向20 mL 0.1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液中逐滴加入0.1 mol·L －1 NaOH 溶液,其pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化)。下列说法中错误的是( ) A ．a 点表示的溶液中c(H +)等于10－3 mol·L －1 B ．b 点表示的溶液中c(CH 3COO －)>c(Na ＋) C ．c 点表示CH 3COOH 和NaOH 恰好反应完全 D ．b 、d 点表示的溶液中33c CH COO c H c CH COOH -+?（）（）（） 均等于K 6．下列说法正确的是() A ．2H S 溶于水的电离方程式为22H S 2H S +-+,向2H S 溶液中加入少量2CuCl 固体,电离平衡 正向移动 B ．4KHSO 在熔融状态下的电离方程式为244KHSO K H SO ++- =++,向醋酸中加入少量4 KHSO 固体,电离平衡逆向移动 C ．向稀氨水中滴加少量432mol /LNH NO ,溶液,4NH +与OH -结合生成 32NH H O ?,使平衡正向移动,电离常数增大 D ．常温下,冰醋酸加水稀释的过程中,溶液的导电能力先增大后减小 7．下列属于弱电解质的是 A ．BaSO 4 B ．CH 3COOH C ．C 2H 5OH D ． Cu 高二化学溶液中离子浓度大小比较专题（用） 一、相关知识点梳理: 1、电解质的电离 强电解质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。多元弱酸如H 2CO 3 还要考虑分步电离： H 2CO 3 H+＋HCO 3 -；HCO 3 -H+＋CO 3 2-。 ２、水的电离 水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离， H 2 O H+＋OH-。水电离出的[H+]＝[OH-] 在一定温度下，纯水中[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，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。 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。关于盐的水解有这么一个顺口溜“谁弱谁水解，谁强显谁性” 多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO 32-＋H 2 O HCO 3 -＋OH-、HCO 3 -＋H 2 O H 2 CO 3 ＋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Na 2CO 3 溶液中：[Na+]＋[H+]＝[HCO 3 -]＋2[CO 3 2-]＋[OH-] 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。 如Na 2CO 3 溶液中n(Na+)：n(c)＝2：1，推出： c(Na+)＝2c(HCO 3 -)＋2c(CO 3 2-)＋2c(H 2 CO 3 ) 水的电离守恒（也称质子守恒）：是指在强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。 如在0.1mol·L－1的Na 2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H 2 S)。 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。例如在NH 4 HCO溶液中H O+、H CO为得到质子后的产物；NH、OH-、CO2-为失去质子后的产物，故有以下关系： c(H 3O+)+c(H 2 CO 3 )=c(NH 3 )+c(OH-)+c(CO 3 2-)。 列守恒关系式要注意以下三点： ①要善于通过离子发生的变化，找出溶液中所有离子和分子，不能遗漏。 ②电荷守恒要注意离子浓度前面的系数；物料守恒要弄清发生变化的元素各离子的浓 度与未发生变化的元素之间的关系；质子守恒要找出所有能得失质子的微粒，不能遗漏。 ③某些关系式既不是电荷守恒也不是物料守恒通常是两种守恒关系式通过某种变式 而得。 解题指导 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。多年以来全国高考化 考点一弱电解质的电离 (一)强、弱电解质 1．概念 [注意]①六大强酸：HCl、H SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4。②四大强碱：NaOH、 2 KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。③大多数盐包括难溶性盐，如BaSO4。 2．电离方程式书写 (1)弱电解质 ①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步(通常只写第一步电离)，如H2CO3的电离方程式： H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 ②多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式为Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 (2)酸式盐 ①强酸的酸式盐在溶液中完全电离，如NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。 ②弱酸的酸式盐中酸根离子在溶液中不能完全电离，如 NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3。 (二)弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 2．电离平衡的特征 (三)影响弱电解质电离平衡的因素 1．影响电离平衡的内因 弱电解质本身的性质是决定电离平衡的主要因素。 2．外界条件对电离平衡的影响 以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。 (1)温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离平衡向正反应方向移动，HB的电离程度增大，c(H＋)、c(B－)均增大。 (2)浓度：稀释溶液，电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大，n(H＋)、n(B－)增大，但c(H＋)、c(B－)均减小。 (3)相同离子：在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向逆反应方向移动，电离程度减小。 (4)加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。 (四)溶液的导电能力 电解质溶液导电能力取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数。自由移动离子浓度越大，离子所带电荷数越多，则导电能力越强。将冰醋酸、稀醋酸加水稀释，其导电能力随加水的量的变化曲线如图所示。 [说明]①OA段导电能力随加水量的增多导电能力增强，原因是冰醋酸发生了电离，溶液中离子浓度增大。 ②AB段导电能力减弱的原因，随水的加入，溶液的体积增大，离子浓度变小，导电能力减弱。 水溶液中的化学平衡 高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。 化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。 比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。 1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。双水解除外。 2、弄清楚三类反应的区别和联系。 影响电离平衡的因素 1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动 2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小 3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应 4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动 1、电离平衡 定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率） （如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程） 范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中 外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的） 2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动） 3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动 2、水解平衡 定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。 范围：含有弱酸根或弱碱根的盐溶液 外界影响因素：1）温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应） 2）浓度：越稀越水解，加水是促进水解的，因为平衡向水解方向移动 3）外加酸碱盐：同离子子效应。 ．离子浓度大小比较专练 1（07年山东理综·14）氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列 叙述正确的是 A ．在通入少量氯气，) ()(-+ClO c H c 减小 B ．通入少量SO 2，溶液的漂白性增强 C ．加入少量固体NaOH ，一定有c(Na ＋)=c(Cl －)＋c(ClO －) D ．加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动 解析：在氯水中存在如下平衡：Cl 2＋H 2O 错误!未找到引用源。HCl ＋HClO 、H 2O 错误! 未找到引用源。H ＋＋OH －、HClO 错误!未找到引用源。H ＋＋ClO － 。A 中在通入少量氯气，平衡右移，生成的次氯酸和盐酸增多，氢离子浓度增大有两个方面原因，次氯酸浓度增大和盐酸完全电离，而次氯酸根的增大只受次氯酸浓度增大的影响，故该值增大，错误；B 中通入二氧化硫，其与氯气反应生成无漂白性的盐酸和硫酸，漂白性减弱，错误；C 中加入少量固体氢氧化钠反应后的溶液仍是电中性的，但酸碱性不为中性，应为弱酸性。溶液中阴阳离子所带正负电荷总数相等，故存在 c(H +)+c(Na +)=c(OH -)+c(Cl -)+c(ClO -)，但是c(H +)应该大于c(OH -)，故此等式不成立，错误；D 中加水，即稀释氯水溶液的酸性减弱，即c(H +)减小，所以水的电离平衡向正向移动，正确。答案：D 2．（07年广东化学·15）下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ．0.1mol·L -1 Na 2CO 3溶液：c （OH －）＝c （HCO 3－）＋c （H ＋ ）＋2c （H 2CO 3） B ．0.1mol·L -1NH 4Cl 溶液：c （NH 4＋）＝c （Cl －） C ．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： c （Na ＋）＞c （CH 3COO －）＞c （H ＋）＞c （OH －） D ．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸得到的pH ＝5的混合溶液： C （Na ＋）＝c （NO 3－） 离子浓度大小比较专题 一、电离理论和水解理论 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；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-， H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞ c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+， H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞ c(OH-)。 2.水解理论： 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；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系。【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+， 2NH3·H2O，由于水电离产生的c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分OH-与NH4+结合产生NH3·H2O，另一部分OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 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。例如 Na2CO3溶液中微粒浓度关系。 溶液中离子浓度大小的比较 １．溶液中离子浓度大小比较的规律 （1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析。如H3PO4的溶液中，c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－) > c(PO43－)。多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析：如Na CO3溶液中，c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)> 2 c(HCO3－)。 （2）不同溶液中同一离子浓度的比较，则要注意分析溶液中其他离子对其的影响。如在①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，c(NH4+)浓度的大小为③>①>②。 （3）如果题目中指明溶质只有一种物质（该溶质经常是可水解的盐），要首先考虑原有阳离子和阴离子的个数，水解程度如何，水解后溶液显酸性还是显碱性。 （4）如果题目中指明是两种物质，则要考虑两种物质能否发生化学反应，有无剩余，剩余物质是强电解质还是弱电解质；若恰好反应，则按照“溶质是一种物质”进行处理；若是混合溶液，应注意分析其电离、水解的相对强弱，进行综合分析。 （5）若题中全部使用的是“＞”或“＜”，应主要考虑电解质的强弱、水解的难易、各粒子个数的原有情况和变化情况(增多了还是减少了)。 （6）对于HA 和NaA的混合溶液（多元弱酸的酸式盐：NaHA），在比较盐或酸的水解、电离对溶液酸、碱性的影响时，由于溶液中的Na+保持不变，若水解大于电离，则有c(HA) > c(Na+)>c(A－) ，显碱性；若电离大于水解，则有c(A－) > c(Na+)> c(HA)，显酸性。若电离、水解完全相同（或不水解、不电离），则c(HA) =c(Na+)=c(A－)，但无论是水解部分还是电离部分，都只能占c(HA)或c(A－)的百分之几到百分之零点几，因此，由它们的酸或盐电离和水解所产生的c(H+) 或c(OH－)都很小。 【例1】把0.2 mol·L－1的偏铝酸钠溶液和0.4 mol·L－1的盐酸溶液等体积混合，混合溶液中离子浓度由大到小的顺序正确的是 A．c(Cl－)>c(Al3+)>c(Na+)>c(H+)>c(OH－)B．c(Cl－)>c(Al3+)>c(Na+)> c(OH－)> c(H+) C．c(Cl－)> c(Na+) > c(Al3+) > c(H+) > c(OH－) D．c(Na+)> c(Cl－)> c(Al3+) > c(OH－) > c(H+) 【解析】偏铝酸钠与盐酸混合后，发生反应：NaAlO2+HCl+H2O ===NaCl+Al(OH)3，显然，盐酸过量，过量的盐酸与Al(OH)3进一步反应：Al(OH)3+3HCl=== AlCl3+ 3H2O，故反应后，溶液为AlCl3与NaCl的混合溶液，Cl－浓度最大，反应前后不变，故仍然最大，有部分Al存在于没有溶解的Al(OH)3沉淀中，若Al全部进入溶液中与Na+浓度相同，故c(Na+) > c(Al3+)，由于AlCl3水解溶液呈酸性，故c(H+) > c(OH－)，故正确答案为C。 【答案】C。 【例2】某二元弱酸(简写为H2A)溶液，按下式发生一级和二级电离： H2A H++HA－HA－H++A2－ 已知相同浓度时的H2A的电离比HA－电离容易，设有下列四种溶液： A．0.01 mol·L－1的H2A溶液 B．0.01 mol·L－1的NaHA溶液 C．0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1NaHA溶液等体积混合液 D．0.02 mol·L－1的NaOH与0.02 mol·L－1的NaHA溶液等体积混合液。据此，填写下列空白(填代号)： (1)c(H+)最大的是_______，最小的是______。 (2)c(H2A)最大的是______，最小的是______。 (3)c(A2－)最大的是_______，最小的是______。 (1)A D(2)A D(3)D A 【例3】把0.02 mol·L-1CH3COOH溶液和0.01mol·L-1NaOH溶液以等体积混合，若c(H+)>c(OH —)，则混合液中粒子浓度关系正确的是( ) A．c(CH3COO-)＞c(Na+) B．c(CH3COOH)＞c(CH3COO－) 离子浓度大小比较专题 一、电离理论和水解理论 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；例如 NH3·H2O 溶液中微粒浓度大小关系。b5E2RGbCAP 【分析】 由于在 NH3· H2O 溶液中存在下列电离平衡： NH3· H2O NH4++OH-， H2O 高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 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。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 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。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素 高中化学离子浓度大小比较练习题 一、单选题 -7 -11 -1 1.25 C° 时，H2CO3 ，的K al =4. 2 10-7，K a2=5. 6 10-11。室温下向10 mL0. 1 mol L-1 Na2CO3 中逐滴加入0. 1 mol L-1HCl 。图是溶液中含 C 微粒物质的量分数随pH 降低而变化的图像( CO2 因有逸出未画出)。下列说法错误的是( ) A. A 点溶液的pH<11 B. B 点溶液：c Na+=c HCO3-+c CO32-+c H2CO3 2- + C. A →B 的过程中，离子反应方程式为：CO23-H+HCO 3 D. 分步加入酚酞和甲基橙，用中和滴定法可测定 Na2CO 3 ，与NaHCO 3 ，混合物组成 - 1 -1 2.实验测得0.5mol L·- 1CH 3COONa 溶液、0.5mol L·-1 CuSO4 溶液以及H2O 的pH 随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( ) +- A. 随温度升高，纯水中c(H+)>c(OH - ) c R( COOH ) c(RCOOH)+c(RCOO -) CH 3CH 2COOH)溶液中 δRCOOH 与 pH 的关系如图所示。下列说法正确的是 ( ) A. 图中 M 、N 两点对应溶液中的 c(OH )比较：前者 >后者 B. 丙酸的电离常数 K= 10 4.88 C. 等浓度的 HCOONa 和CH 3CH 2 COONa 两种榕液的 pH 比较：前者 > 后者 D. 将 0. 1 mol/L 的 HCOOH 溶液与 0. 1 mol/L 的 HCOO-Na 溶 液 等 体 积 混 合 ， 所 得 溶 液 中 ： c Na >c H COOH >c H - COOH - >cc HO + 4. 常温下 ,Ksp(CaF 2)=4×10-9,Ksp (CaSO 4)=9.1×10-6。取一定量的 CaF 2固体溶于水 ,溶液中离子浓度 的 变化与时间的变化关系如图所示。下列有关说法正确 ( ) A. M 点表示 CaF 2 的不饱和溶液 B. 常温下 ,CaF 2的饱和溶液中 ,c(F -) = 10-3 mol/L C. 温度不变， t 时刻改变的条件可能是向溶液中加 了 KF 固体, CaF 2的 K sp 增大 D. 常温下 ,向 100 mL CaF 2的饱和溶液中加入 100 mL 0.2 mol/L Na 2SO 4溶液,平衡后溶液中的 c(Ca 2+) 约为 9. 1× 10-5 mol/L 5. 常温下将 NaOH 溶液滴加到己二酸( H 2X )溶液中，混合溶液的 pH 与离子浓度变化的关系如图 所 示。下列叙述错误的是( ) B. 随温度升 高， CH 3COONa 溶液的 c(OH )减小 C. 随温度升高， CuSO 4 溶液的 pH 变化是 K w 改变与水解平衡移动共同作用的结果 D. 随温度升高， 动方向不 CH 3COONa 溶液和 CuSO 4 溶液的 pH 均降低，是因为 CH 3COO - 、 Cu 2+水解平衡 移 3.25 C °时，改变 0. 1 mol/L 弱酸 RCOOH 溶液的 pH ，溶液中 RCOOH 分 子 的 物 质 的 量 分 数 δRCOOH 随 之 改 变 [ 已 知 δ(RCOOH )= ] ，甲酸 (HCOOH) 与丙酸 资料收集于网络，如有侵权请联系网站删除 ．离子浓度大小比较专练 1（07年山东理综·14）氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是 ?)(Hc A．在通入少量氯气，减小?c(ClO)B．通入少量SO，溶液的漂白性增强2＋－ ＋c(ClOC．加入少量固体NaOH，一定有c(Na)=c(Cl D．加入少量水，水的电离平衡向正反－) ) 应方向移动 ＋HCl＋HClOO解析：在氯水中存在如下平衡：Cl＋H、H222－＋H＋ClO。＋－、OHOH A中在通入少量氯气，平衡右移，生成的次氯酸和盐酸增HClO多，氢离子浓度增大有两个方面原因，次氯酸浓度增大和盐酸完全电离，而次氯酸根的增大只受次氯酸浓度增大的影响，故该值增大，错误；B中通入二氧化硫，其与氯气反应生成无漂白性的盐酸和硫酸，漂白性减弱，错误；C中加入少量固体氢氧化钠反应后的溶液仍是电中性的，但酸碱性不为中性，应为弱酸性。溶液中阴阳++---+)c(H，)+c(ClO离子所带正负电荷总数相等，故存在c(H)+c(Na但是)=c(OH))+c(Cl-)，故此等式不成立，错误；c(OHD中加水，即稀释氯水溶液的酸性减弱，应该大于+)减小，所以水的电离平衡向正向移动，正确。答案：D 即c(H2．（07年广东化学·15）下列各溶液中，微粒 的物质的量浓度关系正确的是 -1－－＋）COH）＋2c（H）＋Lc NaCO溶液：（OH）＝c（HCOc（0.1mol·A．33223-1＋－））＝c（Cl．0.1mol·L 溶液：NHClc（NHB44C．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液： （）OHHCOOcc（Na）＞（CH）＞c（）＞3 5的混合溶液：．向硝酸钠溶液中滴加稀盐酸＋－＋－c 得到的DpH＝－＋）NOcNaC（）＝（3 只供学习与交流． 资料收集于网络，如有侵权请联系网站删除 解析：溶液中离子浓度大小比较要综合运用电离平衡，盐类水解知识，要记住三个守恒：电＋－ 的物质的量相等，OH根据质子守恒，水电离出的H和荷守恒、物料守恒、质子守恒。A＋＋－＋(NH 水解，cB中由于NHH溶液中分别以HCO、H、HCO形式存在，故A对，NaCO4243323－＋＋＋－－，因为)+ c(CHCOO)错，C中根据电荷守恒有：c(Na)+ c(H)==c(OH(Cl与c)不等，B3－＋－－＋＋c(H)＞c(OH)，故c(CHCOO)＞c(Na)，C错。D中Na、NO不水解加入稀盐酸后二33者的物质的量浓度比仍是1：1，故D对。答案：AD 3．（08年广东化学·17）盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是 2-－和，溶液中的阴离子只有COOHA．在NaHCO溶液中加入与其等物质的量的NaOH33+-) c(OHc(HCO．BNaHCO溶液中：c(H)=)+332-1CHCOOH溶液加入等物质的量的10 mL0.10 mol·LNaOH后，溶液中离子的浓度C．3+--+) c(H)(CHCOO＞)＞c(OH由大到小的顺序是：c(Na)＞c3D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CHCOOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同3 2－－，所以ACO溶液，CO错；会发生水解，生成HCO解析：A中，生成Na33322＋＋－－ 电荷守恒：C(H)+C(Na332＋－＋－)+C(HC(COCO) 物料守恒： －) )=C(HCO)+2C(CO)+C(OH C(Na)=C(HCO) 33322＋－－所以B错误。CO）=C（CO) ）+C(OHH两式相减得：C（）+C（H323－， 高中化学——水溶液中的离子平衡 【本节学习目标】 （1）了解电解质的概念 （2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式 （3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡 （4）了解水的电离及离子积常数 （5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算 （6）了解酸碱中和滴定的原理 [ （7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用 （8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用 （9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应 （8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质 学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用 学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡 【知识要点梳理】 $ 一、电解质的电离平衡 ， 强电解质弱电解质 概念一定条件下能够全部电离的电解质一定条件下只能部分电离的电解质 电离程度完全电离，不存在电离平衡、 部分电离，存在电离平衡 电离方程式H2SO4=2H++SO42- NaHCO3=Na++HCO3- NaHSO4=Na++H++SO42－ Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3— CH3COOH CH3COO-+H+ NH3·H2O NH4++OH- 【 H3PO4H++H2PO4－ H2PO4－H++HPO42－ HPO42－H++PO43－ 溶液中溶质 微粒 只有水合离子水合离子，弱电解质分子 实例' 强酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、HClO4 等 强碱： KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2 绝大多数盐(BaSO4、AgCl、CaCO3) 弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、HNO2、 H3PO4、H2CO3、H2SiO3、HCOOH CH3COOH、 等。 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3等不溶性碱 说明：BaSO4、AgCl、CaCO3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的；Fe(OH)3的溶解度也很小，Fe(OH)3属于弱电解质；HCl、CH3COOH的溶解度都很大，HCl属于强电解质，而CH3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。 （三）、弱电解质的电离平衡及其移动 ， ⒈电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ⒉电离平衡的特征： 弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征： “逆”——弱电解质的电离是可逆的 水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K h)进行相关计算。 2.了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主要因素，盐类水解的应用。 3.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。 4.以上各部分知识的综合运用。 命题热 点提炼 三年考情汇总核心素养链接 3.溶液 中的 “四大 平衡常 数”的 计算及 应用 2016·Ⅰ卷T12，T27 2018·Ⅲ卷T12 2017·Ⅰ卷T13(A)、 T27，Ⅱ卷T12(B)，Ⅲ 卷T13(A) 2016·Ⅰ卷T27，Ⅱ 卷T28 1.平衡思想——能用动态平衡的观点考察，分析 水溶液中的电离、水解、溶解三大平衡。 2.证据推理——根据溶液中离子浓度的大小变 化，推断反应的原理和变化的强弱。 3.实验探究——通过实验事实，探究水溶液中酸 碱性的实质。 4.模型认知——运用平衡模型解释化学现象，揭 示现象本质和规律。 水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1．电离平衡与水解平衡的比较 电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液)实质弱电解质的电离盐促进水的电离 升高温度 促进电离，离子浓度增大，K a 增大 促进水解，水解常数K h增大加水稀释 促进电离，离子浓度(除OH－外) 减小，K a不变 促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，水 解常数K h不变 加入相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸， 抑制电离，K a不变 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解， 水解常数K h不变 加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，水解常数K h不变 【巩固练习】 一、选择题：（每题有1-2个选项符合题意） 1.在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列关系式正确的是（） A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(Na+)=c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+) C.c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) D.c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 2．对于0.1 mol·L―1 Na2SO3溶液，正确的是（） A．升高温度，溶液的c (OH―)降低 B．c (Na+)=2c (SO32―)+c (HSO3―)+c (H2SO3) C．c (Na+)+c (H+)=2c (SO32―)+2c (HSO3―)+c (OH―) D．加入少量NaOH固体，c (SO32―)与c (Na+)均增大 3．25 ℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH=7时，下列关系正确的是（） A.c(NH+4)= c(SO2-4) B.c(NH+4)>c(SO2-4) C.c(NH+4)高考化学水溶液中的离子平衡
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H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。p1EanqFDPw ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如 H2S 溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于 H2S 溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HSS2-+H+，H2O
H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。DXDiTa9E3d 2.水解理论： 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； 例如 （NH4） 2SO4 溶液中微粒浓度关系。RTCrpUDGiT 【分析】因溶液中存在下列关系：（NH4）2SO4=2NH4++SO42-， + 2H2O 2OH-+2H+，
2 NH3·H2O，由于水电离产生的 c(H+)水=c(OH-)水，而水电离产生的一部分 OH-与 NH4+结合产生 NH3·H2O，另一部分 OH-仍存在于溶液中，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH4+)＞c(SO42-) ＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。5PCzVD7HxA 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+)；jLBHrnAILg 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。例如 Na2CO3 溶液中微 粒浓度关系。 【分析】 因碳酸钠溶液水解平衡为： CO32-+H2O HCO3-+OH-， H2O+HCO3H2CO3+OH-，
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所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(OH-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1.电荷守恒：2017-2018版高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒知识点例题习题解析
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