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第三節(jié) 鹽類水解
第三章 水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
第2課時 溶液中微粒濃度大小比較
教學(xué)目標(biāo)
1.能用電離理論與水解理論解釋離子濃度大小的原因。
2.能運用三個守恒判斷溶液中離子濃度的關(guān)系。
第三節(jié) 鹽類的水解
第2課時 溶液中微粒濃度大小比較
一. 兩大理論
1.電離理論
1）.弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。
例如氨水溶液中：NH3·H2O、NH4+、OH-、H+濃度的大小關(guān)系是：
c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)
對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。
2）.多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，且第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步，依次類推。
如H2S溶液中：H2S、HS-、S2-、H+、OH-濃度的大小關(guān)系是：
c (H2S) > c (H+) > c (HS–) > c (S2–) > c (OH–)
對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。
不考慮電離產(chǎn)物的水解
2.水解理論
① 水解是微弱的，水解生成微粒的濃度，一般小于水
解離子的濃度
如：NH4Cl 溶液中：NH3·H2O、NH4+、Cl- 、OH-、H+濃度的大小關(guān)系是：
c (Cl–) > c (NH4+) > c (H+) > c (NH3·H2O) > c (OH–)
NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH4+ +H2O NH3H2O + H+
② 多元弱酸水解是分步，主要決定第一步
如：Na2CO3 溶液中：
c (Na+) > c (CO32–) > c (OH–) > c (HCO3–) > c (H2CO3)> c (H+)
不考慮水解產(chǎn)物的電離
Na2CO3 =2Na+ + CO3 2-
單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度
遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。
CO3 2- +H2O HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
二、三大守恒
1、電荷守恒
溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。
NH4Cl = NH4+ + Cl-
正電荷總數(shù) == 負(fù)電荷總數(shù)
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
n ( NH4+ ) + n( H+ ) == n( Cl– ) + n( OH– )
NH4+ +H2O NH3H2O + H+
如：Na2CO3 溶液中：
Na2CO3 =2Na+ + CO3 2-
CO3 2- +H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
∵ 正電荷總數(shù) == 負(fù)電荷總數(shù)
c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( CO32–) + c ( HCO3– )
如：NaHCO3 溶液中：
NaHCO3 = Na+ + HCO3 -
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
∵ 正電荷總數(shù) == 負(fù)電荷總數(shù)
c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( CO32–) + c ( HCO3– )
HCO3- CO3 2- + H+
2、物料守恒（元素守恒）
在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生電離或水解，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)是不變的。
如：Na2CO3 溶液中：
Na2CO3 =2Na+ + CO3 2-
CO3 2- +H2O HCO3-+ OH-
c (Na+ ) = 2c ( CO32–)始
= 2[c ( CO32–)+c ( HCO3–)+c ( H2CO3)]
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
如：NaHCO3 溶液中：
NaHCO3 =Na+ + HCO3 -
= c ( HCO3– ) + c ( H2CO3 ) + c ( CO32–)
c (Na+ ) = c ( HCO3–)始
NH4Cl = NH4+ + Cl-
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )
3、鹽(水解)溶液中的質(zhì)子守恒
電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或
失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等。
c ( Cl-) == c ( NH4+ ) + c ( NH3 H2O )
c ( H+ ) == c ( OH– )+ c ( NH3 H2O )
電荷守恒
物料守恒
質(zhì)子守恒
NH4+ +H2O NH3H2O + H+
理解水溶液中離子平衡的內(nèi)涵是水溶液中溶質(zhì)的加入對水的電離的影響這個前提。抓住任何條件下由水電離出的c(H＋)水＝c(OH－)水，再結(jié)合H＋和OH－的去向即可得出單一溶質(zhì)溶液的質(zhì)子守恒。方便又快捷。
如NH4Cl溶液中存在：
NH4+
H2O
H＋
OH－
NH3 H2O
OH－
OH－
c ( H+ )
c ( OH– )+ c ( NH3 H2O )
＝
c(H＋)水
c(OH－)水
＝
如CH3COONa溶液中存在：
CH3COO-
H2O
H＋
OH－
CH3COOH
H+
H+
c ( H+ )+c( CH3COOH )
c ( OH– )
＝
c(H＋)水
c(OH－)水
＝
如NaHCO3溶液中存在：
HCO3-
H＋
OH－
H＋
H2CO3
H＋
CO32-
OH－
OH－
c(H＋)＋c(H2CO3)
c(OH－)＋c(CO32-)
＝
c(H＋)水
c(OH－)水
＝
H2O
H＋
OH－
CO32-
H2CO3
2H＋
HCO3-
H＋
H＋
c(H＋)水
c(OH－)水
＝
2c(H2CO3)＋c(H2CO3-) ＋c(H＋)
c(OH－)
＝
如Na2CO3溶液中存在：
H2O
①判斷電解質(zhì)溶液中各離子濃度的大小關(guān)系，要從電解質(zhì)的電離、鹽的水解等方面綜合考慮，并注意守恒法的運用(電荷守恒和元素守恒)，理清一條思路，掌握分析方法。
三.離子濃度比較
電解質(zhì)溶液
單一溶液
混合溶液
酸或堿溶液--考慮電離
鹽溶液--考慮水解
反應(yīng)
不過量
過量
生成酸或堿--考慮電離
生成鹽--考慮水解
根據(jù)過量程度考慮電離或水解
不反應(yīng)
同時考慮電離和水解
②根據(jù)粒子濃度關(guān)系式，套用合適守恒式
粒子濃度關(guān)系 思考套用公式
一邊全為陰離子，另一邊全為陽離子 電荷守恒式
一邊粒子全含有一種元素，另一邊粒子全含另一種元素 物料守恒式
一邊粒子能電離H＋，另一邊粒子能結(jié)合H＋ 質(zhì)子守恒式
兩邊沒有明顯特征 三守恒式結(jié)合
③分清主次關(guān)系，不要片面考慮某些混合溶液中可能同時存在水解平衡和電離平衡，需要根據(jù)題目提供的溶液酸堿性或一般規(guī)律判斷究竟是哪一種因素起主導(dǎo)作用。
1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的順序是 __________________________
①H2SO4 ② NH3·H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2
⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①
2、將10 mL0.2 mol/L氨水和10 mL0.1 mol/L鹽酸混合后, 溶液里各種離子物質(zhì)的量濃度的關(guān)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-)
AC

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