資源簡介

(共25張PPT)
第2課時 溶液中粒子濃度大小的比較
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第三節 鹽類的水解
學習目標
1.掌握溶液中離子濃度大小比較的方法。
2.掌握溶液中的三個守恒規律及其應用。
新課導入
通過學習，我們知道了在電解質溶液中，由于某些離子存在著電離和水解，離子的存在形式發生了變化，又由于不同條件下的電離和水解的程度不同，使得離子的濃度也存在差異。
如何去分析溶液中的微粒種類和其濃度的大小關系呢？
在電解質溶液中，不同的微粒之間是否也存在定量關系呢？
這節課我們就一起探討一下這些問題。
溶液中離子濃度的大小比較
1.弱電解質的電離是微弱的
2.鹽類水解是微弱的
3.多元弱酸的電離與多元弱酸根離子水解分步進行
比較溶液中離子濃度的大小，基于以下關于電離和水解的基本認識：
基本思想
例1.在0.1 mol·L－1醋酸溶液中
(1)存在的電離平衡有
(2)含有的粒子有
(3)粒子濃度由大到小的順序是(水分子除外)
CH3COOH、CH3COO－、 H2O、 H＋、OH－
c（CH3COOH）＞ c（H＋）＞ c（CH3COO－）＞ c（OH－）
單一溶液中離子濃度大小的比較
CH3COOH CH3COO－＋H＋、H2O H＋＋OH－
考慮電離，酸溶液中H+最大
1. 單一酸溶液——一元弱酸
例2.(1)碳酸溶液中的存在的電離：
單一溶液中離子濃度大小的比較
(3)碳酸是弱酸，第一步電離很微弱，第二步電離更微弱。推測其溶液中粒子濃度由大到小的順序(水分子除外)是
H2CO3 H＋＋HCO3-、HCO3- H＋＋CO32-、
H2O H＋＋OH－
(2)碳酸溶液中存在的粒子有
多步電離的以第一步為主
2. 單一酸溶液——多元弱酸
H2CO3、H2O、HCO3-、H＋、CO32-、OH－
c（H2CO3）＞ c（H＋）＞ c（HCO3-）＞ c（CO32-）＞ c（OH－）
例3. 氨氣通入水中
單一溶液中離子濃度大小的比較
反應的化學方程式是:NH3＋H2O NH3·H2O
(1)氨水中存在的平衡有
(3)粒子濃度由大到小的順序是
(2)氨水中含有的粒子有
考慮電離，堿溶液中OH-最大
3. 單一弱堿溶液
H2O、NH3、NH3·H2O、H＋、 NH4+ 、OH－
c（NH3·H2O）＞ c（OH－）＞ c（NH4+）＞ c（H＋）
NH3＋H2O NH3·H2O、 NH3·H2O NH4+＋OH－、
H2O H＋＋OH－
例4.CH3COONa溶液中:
Na+ 、CH3COO- 、OH- 、H+ 、H2O 、CH3COOH
存在微粒：
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH- H2O H+ + OH-
c（Na＋）＞ c（CH3COO－）＞ c（OH－）＞ c（H＋）
離子濃度大小順序:
單一溶液中離子濃度大小的比較
考慮水解
CH3COONa CH3COO-+Na+
4. 單一鹽溶液——一元弱酸強堿鹽
離子濃度大小關系:
HCO3－+ H2O H2CO3 + OH－(次)
CO32- + H2O HCO3－+ OH－(主)
溶液中存在的離子：
c（Na+）> c（CO32-）
> c（OH－）> c（HCO3－）
>c （ H+ ）
例5.Na2CO3溶液中：
Na2CO3 2Na++CO32-
單一溶液中離子濃度大小的比較
H2O H+ + OH-
Na＋、CO、 HCO3－ 、OH－、H＋
考慮多步水解，以第一步為主
5. 單一鹽溶液——多元弱酸強堿鹽
例6.氯化銨溶液中：
存在微粒：
NH4Cl Cl-+NH4+
離子濃度大?。?br/>c（Cl-）＞ c（NH4+）＞ c（H＋）＞ c（OH－）
單一溶液中離子濃度大小的比較
NH4+ +H2O NH3· H2O +H+ H2O H+ + OH-
Cl- 、NH4+ 、 OH- 、 H+ 、 H2O 、 NH3· H2O
考慮水解
6. 單一鹽溶液——一元強酸弱堿鹽
例7. NaHCO3溶液中：
NaHCO3 Na+ + HCO3-
(電離)
(水解)
HCO3- + H2O H2CO3 +OH-
HCO3－ CO32- + H+
溶液中存在的離子：
離子濃度大小關系：
NaHCO3 溶液顯堿性，說明HCO 3 -的電離程度小于HCO3 - 的水解程度
單一溶液中離子濃度大小的比較
H2O H+ + OH-
Na＋、HCO3-、CO32-、H＋、OH－
c（Na＋）> c（HCO3-）> c（OH－）> c（H＋）> c（CO32-）
考慮水解和電離的相對強弱
7. 單一鹽溶液——多元弱酸酸式鹽
(1)溶液中離子濃度大小比較的方法思路
①先確定溶液中的溶質成分及各自物質的量濃度大小。
②寫出電離方程式、水解方程式，找出溶液中存在的離子。
③依據電離和水解程度的相對大小，比較離子濃度大小。
單一溶液中離子濃度大小的比較
歸納總結
單一溶液中離子濃度大小的比較
歸納總結
(2)特別注意的問題
①多元弱酸的正鹽溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次關系。即鹽完全電離，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解。
②多元弱酸的酸式鹽溶液，要注意考慮酸式酸根水解程度和電離程度的相對大小。
若酸式酸根的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；
若水解程度大于電離程度，溶液呈堿性。
例8.物質的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合后不發生反應。
混合溶液中離子濃度的大小比較
NH4+ +H2O NH3· H2O +H+ ，NH3·H2O NH4+＋OH－
溶液中存在的離子有:Cl-、 NH4+ 、 H+ 、 OH－
H2O H+ ＋ OH－
c（Cl-）> c（NH4+）> c（OH－）>c（H+）
由于NH3·H2O的電離程度大于的水解程度，所以溶液呈堿性；
溶液中離子濃度由大到小的順序是
溶液中的溶質為： NH4Cl、 NH3·H2O
NH4Cl Cl-+NH4+
1. 兩溶液混合（相互之間不反應）
例9. 物質的量濃度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等體積混合。
混合溶液中離子濃度的大小比較
溶液中存在的離子有：CH3COO-、 ClO-、 Na+ 、 H+ 、 OH－
由于ClO－的水解程度大于 CH3COO－的水解程度，
溶液中離子濃度由大到小的順序為：
c（Na+）> c（CH3COO-） > c（ClO-） > c（OH－）> c（H+） 。
CH3COO-+H2O CH3COOH+ OH－ ， ClO- +H2O HClO+ OH－
溶液中的溶質為CH3COONa 、 NaClO ，
H2O H+ ＋ OH－
CH3COONa CH3COO- + Na+ ， NaClO ClO- + Na+
例10. 物質的量濃度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等體積混合：
混合溶液中離子濃度的大小比較
溶液中的溶質為Na2CO3 、 NaHCO3 ，
溶液中存在的離子有： CO32- 、 HCO3- 、 OH－ 、 Na+ 、 H+
由于 CO32- 的水解程度大于HCO3- 水解程度，HCO3- 水解程度大于其電離程度。溶液中離子濃度由大到小的順序為：
c（Na+）> c（HCO3-） > c（CO32-） > c（OH－） > c（H+） 。
CO32- +H2O HCO3- + OH－ ， HCO3- +H2O H2CO3+ OH－
HCO3- CO32- + H+
H2O H+ ＋ OH－
Na2CO3 CO32- + 2Na+ ， NaHCO3 HCO3- + Na+
例11.物質的量濃度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等體積混合
混合溶液中離子濃度的大小比較
溶液中的溶質為NaCl 、 NH3· H2O ，
溶液中存在的離子有： Cl－ 、 OH－ 、 Na+ 、 NH4+ 、H+
溶液中離子濃度由大到小的順序為：
c（Na+ ）= c（Cl－） > c（OH－ ）> c（NH4+）> c（H+） 。
發生反應：NaOH+ NH4Cl NH3· H2O + NaCl，二者物質的量之比為1:1，恰好完全反應，生成等物質的量的NH3· H2O 和NaCl 。
NaCl Na+ + Cl－ ， NH3·H2O NH4+＋ OH－ ， H2O H+ ＋ OH－
2. 兩溶液混合（相互之間反應）
例12. 100mL 0.1mol/L NaOH溶液和200mL 0.1mol/L的CH3COOH溶液混合。
混合溶液中離子濃度的大小比較
發生反應：NaOH+ CH3COOH=CH3COONa + H2O ，
n(NaOH)=0.1L×0.1mol/L=0.01mol， n(CH3COOH)=0.2L×0.1mol/L=0.02mol
二者物質的量之比為1:2，反應后CH3COOH剩余。
生成n(CH3COONa)=0.01mol，
剩余n(CH3COOH )=0.02-0.01=0.01mol。
混合溶液中離子濃度的大小比較
溶液中的溶質為：等物質的量的CH3COONa 、 CH3COOH ，
溶液中存在的離子有： CH3COO- 、 OH－ 、 Na+ 、 H+
溶液中離子濃度由大到小的順序為：
c（CH3COO-）> c（Na+ ）> c（H+）> c（OH－ ）。
CH3COONa CH3COO- + Na+ ，
CH3COOH CH3COO－＋H＋、
H2O H＋＋OH－
CH3COO-+H2O CH3COOH+ OH－
混合溶液中離子濃度的大小比較
兩溶液混合
相互
不反應
恰好反應，無剩余
過量，
有剩余
相互
反應
離子都水解，且水解后性質相同
比較兩離子水解程度相對大小
轉化成單一溶液，溶質為反應生成物
轉化成過量物質+生成物的混合溶液
綜合考慮：
鹽類水解
弱電解質電離
歸納總結
電解質溶液中的三個守恒關系
電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，如Na2CO3溶液中存在著Na＋、 CO32- 、H＋、OH－、 HCO3- ，n(正電荷)＝n(負電荷)，
即：n(Na＋)＋n(H＋)＝2n(CO32-)＋n(HCO3-)＋n(OH－)，
兩邊同時除以體積，有以下關系：
c（Na+ ）+ c（H+） =2 c（CO32-） + c（HCO3-） +c（OH－ ）
1. 電荷守恒關系
電解質溶液中的三個守恒關系
電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離成其他離子或分子，離子種類增多，但原子總數是守恒的。
如Na2CO3溶液中n(Na＋)與n(C)為2∶1，
CO32-水解后碳元素以CO32-、HCO3－、H2CO3三種形式存在，
它們之間的守恒關系為：
c（Na+ ）=2{ c（CO32-） + c（HCO3-） +c（H2CO3 ）}
2. 物料守恒關系
質子守恒:
CO32-
HCO3－
H2CO3
質子守恒是根據水電離出的c(OH－)＝c(H＋)，溶液中的H＋或OH－雖與其他離子結合而以不同的形式存在，但其總量相同。
電解質溶液中的三個守恒關系
如在Na2CO3溶液中
有關系式: c(OH－) = c(H＋)+ c（HCO3-） +2c（H2CO3 ）
3. 質子守恒關系
課堂小結
溶液中離子濃度的比較
酸溶液
H+濃度最大
其他離子的濃度根據電離程度比較
OH-濃度最大
堿溶液
鹽溶液
正鹽溶液
酸式鹽溶液
相互不反應
相互反應
不過量
過量
生成酸、堿
生成鹽
綜合運用三個守恒關系
單一溶液
不同溶液
混合溶液
比較同一離子濃度的大小
看不同溶液中其他離子對該離子的影響
同時考慮電離和水解
根據電離情況考慮電離或水解
考慮電離
考慮水解
考慮水解
判斷酸式酸根以電離為主還是以水解為主
謝 謝

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