資源簡介

(共27張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
第二課時 溶液中粒子濃度大小的比較
學習目標
1.根據電解質的電離、弱離子的水解，會判斷溶液中微粒種類。(宏觀辨識與微觀探析)
2.能綜合運用電離平衡和水解平衡原理，判斷溶液中粒子濃度的大小關系。(證據推理與模型認知)
3.能綜合運用電離平衡和水解平衡原理，分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。(科學態度與社會責任)
新課導入
溶液中離子濃度大小的比較，考查學生對溶液中離子反應和平衡及其他的相關知識的綜合分析和運用能力，一直以來是全國和各地高考試題中常見的題型。解答此類問題需要用到三個守恒關系和兩個原理，本節課我們就來進行研究溶液中離子濃度大小的比較的解答策略。
新課導入
思考與討論
試寫出Na2CO3溶液中所有的電離方程式（包括水的電離）
和水解的離子方程式。
Na2CO3 2Na+ + CO32-
H2O 2H+ + OH-
CO32- +H2O HCO3- + OH-
HCO3- +H2O H2CO3 + OH-
電離方程式：
水解方程式：
思考與討論
在碳酸鈉(Na2CO3)溶液中：
（1）存在幾種微粒？
（2）溶液是否顯電性？為什么？試寫出陰、陽離子物質的量及濃度之間的關系式。
（3）碳元素存在于哪幾種微粒中？這些微粒和Na+物質的量之間有什么關系？
一、電解質溶液中的守恒關系
以Na2CO3溶液為例：
1. 電荷守恒:
溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數相等。
陽離子： Na+ 、H+
陰離子： CO32-、HCO3- 、OH–
因溶液不顯示電性，即正電荷總數=負電荷總數
n ( Na+ ) + n ( H+ ) = 2n ( CO32- ) + n ( HCO3- )+ n ( OH– )
即：c ( Na+ )+c ( H+ ) =2c ( CO32- )+c ( HCO3- )+c ( OH– )
寫出CH3COONa、NaHCO3溶液中的電荷守恒式。
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－)
舉一反三
注意：①準確判斷溶液中的離子的種類；
②注意每個粒子所帶的電荷數，即Rn+的電荷濃度為nc(Rn+)。
一、電解質溶液中的守恒關系
2. 元素質量守恒
（物料守恒）
是指某一元素的原始濃度等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。
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) ]
寫出CH3COONa、NaHCO3溶液中的物料守恒式。
CH3COONa溶液中：
NaHCO3溶液中 :
舉一反三
c(Na+)= c(CH3COO－) + c(CH3COOH)
c(Na+)= c(HCO3－) + c(CO32－)+ c(H2CO3)
注意：溶液中，盡管有些離子能電離或水解，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總數是不變的。
一、電解質溶液中的守恒關系
3. 質子守恒(水電離守恒)
規律：溶液中的離子得到的H+和失去的H+的物質的量總是相等的。
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+
寫出CH3COONa、NaHCO3溶液中的質子守恒式。
CH3COONa溶液中：
舉一反三
c(H+) + c(CH3COOH) = c(OH－)
H2O
CH3COO-
H+
CH3COOH
OH-
失H+
得H+
得H+
寫出CH3COONa、NaHCO3溶液中的質子守恒式。
NaHCO3溶液中 :
舉一反三
c(H+)+c(H2CO3)=c(OH－)+ c(CO32－)
注意：質子守恒可由物料守恒和電荷守恒聯合求得！
H2O
HCO3-
H+
H2CO3
OH-
CO32-
失H+
得H+
得H+
失H+
遷移應用
你能分別寫出NH4Cl溶液中三個守恒式嗎？
c(NH4＋)＋c(H＋)＝c(Cl-)＋c(OH－)
c(Cl-)＝c(NH4＋)+c(NH3·H2O)
電荷守恒：
物料守恒：
質子守恒：
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-
思考與討論
H2S溶液中各離子的濃度從大到小的順序是怎樣的？
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–)
發生電離的微粒 > 電離產生的微粒
發生水解的微粒 > 水解產生的微粒
規律：
二、水溶液中微粒濃度的大小比較的理論依據
1.電離理論
強電解質——完全電離
弱電解質——電離是微弱的（1%左右）
注意：多元弱酸電離是分步的，主要由第一步決定。
如：H2CO3溶液中：
c (H2CO3)>c (H+)>c (HCO3–)>c (CO32–)>c (OH–)
二、水溶液中微粒濃度的大小比較的理論依據
2.水解理論
（1） 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子由于水解而損耗
如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) > c (Al3+)
（2）水解是微弱的，水解產生的微粒濃度遠遠小于弱離子濃度
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，以第一步水解為主
如：Na2CO3溶液中：
c(Na+)>c(CO32-)>c(OH－)>c(HCO3-)>c(H+)
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
1.單一溶液
如：在H3PO4溶液中，
c (H+) > c (H2PO4–) > c (HPO42–) > c (PO43–)
（1）對于多元弱酸溶液，應根據多步電離進行分析。
（2）對于多元弱酸的正鹽溶液，根據弱酸根的分步水解分析。
如:Na2CO3溶液中，各離子濃度的大小順序為：
c (Na+) > c (CO32–) >(OH–) > c (HCO3–) > c (H+)
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
（3）對于多元弱酸的酸式鹽溶液，要考慮酸根離子的電離程度與水解程度的相對大小。
c (Na+) > c (HCO3–) > c(OH–) > c (H+)
而HSO3–以電離為主，所以，NaHSO3溶液中
c (Na+) > c (HSO3–) > c (H+) > c(OH–)
如：HCO3–以水解為主，所以，NaHCO3溶液中
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
（4）不同溶液中同一離子濃度的大小比較，要考慮溶液中其他離子對該離子的影響。
如：在0.10mol/L的①NH4HSO4 ②NH4Cl ③ CH3COONH4
④ (NH4)2SO4溶液中，
c（NH4+）的大小順序為：④ > ① > ② > ③
（1）考慮電荷守恒；
（2）考慮離子間的反應；
（3）酸、堿混合時考慮是完全反應還是一種過量；
（4）生成的鹽與過量的酸或堿若是等物質的量混合時要考慮是電離為主還是水解為主。
Ⅰ.CH3COOH與CH3COONa，NH3·H2O與NH4Cl溶液混合 電離大于水解
Ⅱ.HClO與NaClO，HCN與NaCN溶液混合　水解大于電離
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
2.兩種溶液混合
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
如：等物質的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O混合溶液中，
c (NH4+) > c (Cl–) > c(OH–) > c (H+)
等物質的量濃度的CH3COOH與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、水溶液中微粒濃度的大小比較
3.根據酸堿中和滴定曲線判斷微粒濃度大小
例：常溫下，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，圖中所示曲線表示混合溶液的pH的變化情況，下列說法正確的是(　　)
A.HA為弱酸
B.在N到K間任意一點對應的溶液中：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
C.K點對應的溶液中：c(M＋)＋c(MOH)＝c(A－)
D.常溫下，MA溶液的pH＞7
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
【分析】由曲線可知，V（MOH）=0mL時，即0.01 mol·L－1HA溶液的pH=2，可知HA為強酸，加入0.02 mol·L－1的MOH 50mL可恰好中和100mL 0.01 mol·L－1HA ，由曲線知，此時溶液pH<7,由此判斷MOH 為弱堿，生成的MA為強酸弱堿鹽，常溫下其溶液因M+水解呈酸性，pH<7。從加入MOH后，任意時刻的溶液都存在電荷守恒關系：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)。當加入100 mL MOH時，相當于MA與MOH等體積混合，根據元素質量守恒可知，存在c(M＋)＋c(MOH)＝2c(A－)。
【答案】B
三、水溶液中微粒濃度的大小比較
3.根據酸堿中和滴定曲線判斷微粒濃度大小
解決此類問題，要注意觀察曲線：
（1）找準恰好反應點，判斷此時消耗的橫坐標物質的用量和此時溶液的pH。
根據此時橫坐標物質的用量，判斷其他情況下溶液的組成。若用量大于此時的量，則可判定橫坐標物質過量，否則橫坐標物質不足，另一種物質剩余。
根據此時溶液的pH,可判斷生成物，進而判斷酸堿的強弱，一般若pH>7,則生成的為強堿弱酸鹽，若pH<7,則生成的為弱堿強酸鹽。
（2）結合三大守恒規律和水解、平衡規律進行綜合判斷。
電解質溶液
酸或堿溶液——考慮電離
鹽溶液——考慮水解
單一溶液
混合溶液
不反應——同時考慮電離和水解
反應
恰好反應
生成酸或堿—考慮電離
生成鹽—考慮水解
過量—根據過量程度考慮電離或水解
課堂小結
守恒關系
粒子濃度比較
電荷守恒
元素質量守恒（物料守恒）
質子守恒
謝 謝

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