第課時(shí)離子濃度大小比較正式

專題3：離子濃度大小的比較第三節(jié)鹽類的水解華美實(shí)驗(yàn)學(xué)校賴光第【知識要點(diǎn)】一、2個(gè)平衡理論二、3大守恒理論三、規(guī)律總結(jié)高考引路√√BDC1、電荷守恒（最常用）：電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)和陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等。關(guān)鍵：找到電解質(zhì)溶液中的所有陰、陽離子，所有的電離和水解都不能忽略。C（Na+）＋C（H+）＝C（HCO3-）＋2C（CO32-）＋C（OH-）一、三個(gè)等式（即3個(gè)守恒）寫出KAl(SO4)2溶液中的電荷守恒式如Na2CO3溶液中則始終滿足：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的，且滿足物質(zhì)的配比關(guān)系。關(guān)鍵：找出某一種元素的存在形式如0.1mol/LNa2CO3溶液中n(Na)：n(C)＝2：1，推出：寫出0.1mol/LH2S溶液中微粒濃度大小的等式關(guān)系。C(H2S)+C(HS-)+C(S2-)=0.1mol/Lc(Na+)＝2[c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)]=0.22、物料守恒（常用）：電解質(zhì)溶液中的堿得到質(zhì)子(H+)個(gè)數(shù)和酸失去質(zhì)子(H+)個(gè)數(shù)相等。關(guān)鍵：1.找出電解質(zhì)溶液中的質(zhì)子（H+）的去向與來源。2.n水（H+）=n水（OH-）3、質(zhì)子守恒（少用）：c(OH-)＝c(HCO3-)＋c(H+)＋2c(H2CO3)請寫出Na3PO4溶液中的質(zhì)子守恒式為：Na2CO3溶液中的質(zhì)子守恒式為：c(OH-)＝c(H+)＋c(HPO42-)＋2c(H2PO4-)+3c(H3PO4)1、電離平衡理論⑴弱電解質(zhì)的電離是微弱（一般電離程度<5%）的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時(shí)一定要注意考慮水的電離的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒濃度大小關(guān)系。⑵多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主，第二步電離遠(yuǎn)小于第一步；例如H2S溶液中微粒濃度大小關(guān)系。C(NH3·H2O)>C(OH-)>C(NH4+)>C(H+)C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(S2-)C(H2S)>C(H+)>C(HS-)>C(OH-)

二、不等式①弱離子由于水解而損耗。水解是微量（一般水解程度<5%，弱雙水解一般也<10%，強(qiáng)烈雙水解可看成完全水解）

②

多元弱酸鹽水解是分步，主要決定第一步c(Cl–)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH–)如：Na2CO3溶液中：c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)>>如NH4Cl溶液中各微粒的濃度大?。?、水解平衡理論：寫出（NH4）2SO4溶液中各微粒的濃度大小c(NH4+)>c(SO42–)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH–)三、溶液中離子濃度大小的比較實(shí)例（一）、單一鹽（AB型）溶液中離子濃度大小的比較（考慮水解和電離）例1：在NH4Cl溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是。c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

規(guī)律：c（不水解）＞c（水解）＞c（顯性）＞c（不顯性）例2：在醋酸鈉溶液中,各離子濃度的大小關(guān)系是：

。c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)（二）、單一酸或堿（AB型）溶液中離子濃度大小的比（只考慮電離），如NH3·H2O溶液C(NH3·H2O)>C(OH-)>C(NH4+)>C(H+)（三）、兩溶液混合時(shí)離子濃度的大小比較c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

綜合分析：化學(xué)反應(yīng)、電離因素、水解因素1、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成鹽例3：等體積均為0.01mol/L的氨水和鹽酸反應(yīng)，反應(yīng)后溶液中的離子濃度大小關(guān)系是：______。

解析：恰好發(fā)生NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O，NH4Cl水解呈酸性，根據(jù)電荷守恒可得，(單一鹽溶液)

對照例4：等體積pH=12的氨水和pH=2鹽酸反應(yīng)，反應(yīng)后溶液中的離子濃度大小關(guān)系是：______。c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)堿已大大過量，呈堿性故有：c(NH4+)=c(CI-)＞c(OH-)=c(H+)2、兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：根據(jù)過量程度考慮電離或水解（1）混合后溶液呈中性的離子濃度大小比較例3：氨水和稀鹽酸反應(yīng)后的溶液呈中性，反應(yīng)后所得溶液中的離子濃度大小關(guān)系是___。解析：由電荷守恒可得：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-)又因?yàn)槿芤撼手行?，所以有：c(OH-)=c(H+)c(NH4+)=c(CI-)思考：該反應(yīng)誰過量？氨水稍過量(2)混合后呈酸性或堿性的離子濃度大小比較c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)例4：c（H+）=1×10-4mol/L的鹽酸與c（OH-）=1×10-4mol/L的氨水等體積反應(yīng)后，溶液中的離子濃度大小的關(guān)系是_______。NH4Cl=NH4++Cl-NH3·H20OH-+NH4+

解析：由題目可知氨水大大過量，故溶液中存在有NH4Cl和過量的NH3·H2O，則由NH3·H2O的電離決定溶液呈堿性：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)

若反應(yīng)后所生成溶液中,除鹽外還有弱酸或弱堿過量，由這兩種情況導(dǎo)致溶液的酸堿性不同。若題中不給出具體的信息，一般是弱電解質(zhì)的電離程度大于水解程度，從而由弱酸或弱堿的電離確定溶液的酸堿性，再通過電荷守恒式判斷。一般規(guī)律：即緩沖體系以電離為主例5、0.1mol·L－1的NH4Cl溶液與0.05mol·L－1的NaOH溶液等體積混合：c(Cl－)>c(NH4＋)>c(Na+)>c(OH－)>c(H＋)

解析:混合溶液中,NaCN的水解和HCN的電離因素同時(shí)存在.已知混合溶液呈堿性,推測出電離和水解這一對矛盾中起主要作用是水解,即NaCN的水解趨勢大于HCN的電離趨勢,則有c(OH-)＞c(H+),根據(jù)電荷守恒:c(CN-)＋c(OH-)＝c(Na+)＋c(H+)可以得出c(CN-)＜c(Na+)，則有：

例6、濃度都為0.1mol/L的NaCN和HCN的混合溶液呈堿性，則該溶液中離子濃度大小的關(guān)系是________?！不騝(Na+)＞c(CN-)〕c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)小結(jié)璃：1、知謠識要唐點(diǎn)：（1）鹽真的電越離（2）鹽脈類的遠(yuǎn)水解（3）電肌荷守乒恒（4）物子質(zhì)的揮量在拴化學(xué)紫方程綱式中杠的應(yīng)蝕用2、典伴型題止型：（1）單微一鹽杜溶液(A靜B型)（2）鹽鄰及弱戒電解甲質(zhì)共喂存(弱酸也或弱奇堿過寒量)課后余練習(xí)盯：1、常踐溫下,已知0.欺1他mo勞l/請L的一酬元酸HA溶液眼，其蜻溶液烈的pH＞1；0.辯1稿mo柿l/磨L的一棕元堿MO黃H溶液施，，將戀此兩潤種溶站液等遷體積交混合尚，混合君液中江，離教子濃抵度關(guān)創(chuàng)系不蹄正確輔的是嘉（父）A.咽c(希OH-)不=c(遲HA并)+晚c(龜H+)B.c(鑄M+)＞c(急A-)＞c(跪OH-)＞c(站H+)C.c(任A-)＞c(稱M+)＞c(胃H+)＞c(小OH-)D.c(騙M+)惜+c(事H+)胸=c(士A-)脫+c(逝OH-)C2.在Na2S溶液半中下色列關(guān)令系正聰確的慎是A.憲c(月Na+)嗚=2界c(柔HS－)久+2筐c(變S2－)自+c文(H2S)B.啄c(潔Na+)荒+c(換H+)=c(扔OH－)+c(在HS－)+獅2c定(S2－)C.償c(接Na+)＞c(腦S2－)＞c(今OH－)＞c(舞HS－)D.濾c(畢OH－)=c(積HS－)+盤c(賽H+)+帥c(間H2S)3.草酸副是二脊元弱錦酸，啄草酸攻氫鉀蓄溶液唱呈酸術(shù)性，顫在0.妹1m備ol游/L遍KH泄C2O4溶液宰中，斯下列填關(guān)系談?wù)_判的是A．c(K+)+c(H+)=c(H部C2O4-)+c(O館H-)+c(C2O42-)B．c(H腔C2O4-)+c(C2