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(共80張PPT)
電解質溶液理論強化與提升
酸堿電離平衡
8 － 1 － 2 水的解離平衡和溶液的 pH
1 水的離子積常數
平衡常數表達式 K ＝[H+][OH－]，稱其為水的離子積常數，經常用 Kw 表示。常溫下 Kw ＝1.0×10–14。
Kw 與反應的 ΔrGm 有關系，由 Kw 可求得上述反應的ΔrGm 值。
H2O＋H2O H3O+ ＋ OH－
或 H2O H+ ＋ OH－
2 溶液的 pH
pH＝－lg[H+]
pOH＝－lg[OH－]
因為常溫下： Kw ＝[H+][OH－] ＝1.0×10–14
故常溫下有 ： pH＋pOH＝14
但當某溫度下，水的離子積常數 Kw 不等于 1.0×10–14，pKw 不等于14時，中性溶液中 pH = pOH ，但都不等于 7。
pH = pOH 是中性溶液的根本標志。
8 － 1 弱酸和弱堿的解離平衡
8 － 1 － 1 一元弱酸、弱堿的解離平衡
1 解離平衡常數
醋酸 CH3COOH (經常簡寫做 HAc) 溶液中存在著平衡：
或：
HAc ＋ H2O H3O+ ＋ Ac－
HAc H+ ＋ Ac－
其平衡常數表達式可寫成：
式中 Ka 是酸式解離平衡常數， [H+]、[Ac－] 和 [HAc] 分別表示 H+ 、Ac－ 和 HAc 的平衡濃度。

若用 c0 表示醋酸溶液的起始濃度，則有：


當電離平衡常數 K 很小，酸的起始濃度 c0 較大時，則有 c0 [H+] ，于是上式可簡化成 ：
適用條件：
c0 ＞400 Ka ；
一元弱酸體系 。

所以：

作為弱堿，氨水也發生部分解離，存在下列平衡：
其解離平衡常數可表示為：
式中 Kb 是弱堿的解離平衡常數， c0 表示堿的起始濃度， [OH－] 代表平衡時體系中 OH－ 的濃度。
NH3 · H2O NH4+ ＋ OH－
Kb
當c0 ＞400 Kb 時，有

Ka ，Kb 值越大，表示弱酸、弱堿解離出離子的趨勢越大。
一般把 Ka 小于10－２的酸稱為弱酸。
一元弱酸 一元弱堿
HClO 2.9×10–8 (CH3)2NH 5.9×10–4
HF 6.3×10–4 C6H5NH2 4.0×10–10
HNO2 7.2×10–4 C5H5N 1.5×10–9
Ka

Kb

Ka ，Kb 與溫度有關。但由于弱電解質解離過程的熱效應不大，所以溫度變化對二者影響較小。
2 解離度
弱酸、弱堿在溶液中解離的程度可以用解離度 a 表示，HAc 的解離度 a 表示平衡時已經電離的醋酸的濃度與醋酸起始濃度之比，即：
NH3 · H2O 的解離度為：



例：
a) 計算 0.10 mol · dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和解離度；
b) 計算 1.0×10–3 mol · dm–3 NH3 · H2O 的 [OH－] 和解離度。
已知 HAc 的 Ka ＝1.8×10–5，NH3·H2O的 Kb ＝1.8×10–5
平衡常數 Ka 和 Kb 不隨濃度變化，但作為轉化百分數的解離度 α ，卻隨起始濃度的變化而變化。起始濃度 c0 越小，解離度 a 值越大。
解離度 α 經常用百分數表示。
其中 x 表示平衡時已解離的 HAc 的濃度
各物質的平衡相對濃度 0.10－x x x
各物質的起始相對濃度 0.10 0 0
即 c0 > 400 Ka ，有 0.10－x≈0.10，可以近似計算：
解： a) 反應方程式 HAc H+ ＋ Ac－
平衡常數的表達式為

由于a) 中

故 [H+]＝1.34×10–3 mol · dm–3
電離度
若不采用近似計算，而將平衡常數的值代入其表達式中，則有：


解一元二次方程得 x = 1.33×10–3
即 [H+]＝1.33×10–3 mol · dm–3
解離度
各物質的起始相對濃度 1.0×10–3 0 0
各物質的平衡相對濃度 1.0×10–3－y y y
其中 y 表示平衡時已解離的 NH3 · H2O 的濃度
b) 反應方程式 NH3·H2O NH4+＋ OH－
不能近似計算，將 c0＝1.0×10–3mol · dm–3 和 Kb ＝1.8×10 –5 代入平衡常數表示式中：
解一元二次方程得 [OH－]＝1.25×10–4 mol · dm–3
解離度


若用近似計算：
與前面計算結果比較，計算誤差較大。

8 － 1 － 3 多元弱酸的解離平衡
多元酸在水中是分步電離的，以氫硫酸的解離為例：
H2S H+ ＋ HS－
HS－ H+ ＋ S2－


在常溫常壓下，H2S 氣體在水中的飽和濃度約為 0.10 mol·dm–3，據此可以計算出 H2S 的飽和溶液中的 [H+]、[HS－] 和 [S2–]。
設平衡時已解離的氫硫酸的濃度為 x ，則 [H+]、 [HS－] 近似等于 x ，而
[H2S] ＝0.10 - x ≈ 0.10 mol·dm–3
起始濃度： 0.10 0 0
平衡濃度： 0.10 x x
H2S H+ ＋ HS－
解得 x＝1.05×10–4
故 [S2－] ＝ 1.3×10–13 mol·dm–3
即 [H+] ≈ [HS－]＝1.05×10–4 mol·dm–3
第二步電離平衡 HS－ H+ ＋ S2－


對二元弱酸 H2S 來說，溶液的 [H+] 由第一級電離決定，故比較二元弱酸的強弱，只須比較其第一級電離常數K1 即可。
HS－ 的第二步解離極小可以被忽略，即
[HS－] ≈ [H+]
而且
[S2–] ＝ K2
如果將 K1 和 K2 的表達式相乘，即可得到
H2S 2H+ ＋ S2–
其平衡常數 K 的表達式為：
從二元弱酸 H2S 的討論中可得到以下結論 :
⑶ 負二價酸根 [S2–] 等于第二級電離常數 K2 。
⑴ 溶液的 [H+] 由第一級電離決定；
⑵ 負一價酸根 [HS–] 等于體系中的 [H+]；
上述結論完全適用于一般的二元弱酸和二元中強酸。必須注意的是，對于二元酸與其它物質的混合溶液，以上結論一般不適用。

例：a) 求 0.010 mol·dm–3 的 H2S 溶液中 H+ 、HS－、S2– 及 H2S 的濃度。
b) 若向上述溶液中加幾滴濃鹽酸，使其濃度達到0.010 mol·dm–3，求溶液中 S2– 的濃度。
H2S 的解離平衡常數 K1 =1.1×10–7 K2 =1.3×10–13
解： a) H2S 的起始濃度 c0 = 0.010 mol·dm–3，其 [H+] 由第一步電離決定。
起始濃度： 0.010 0 0
平衡濃度： 0.010 x x
H2S H+ ＋ HS－
解得 x ＝ 3.32×10–5
即 [H+] = [HS－] = 3.32×10–5 mol·dm–3
故 [S2–]＝ 1.3×10–13 mol·dm–3
第二步電離平衡 HS－ H+ ＋ S2－


b) 鹽酸完全解離，體系中 [H+]＝0.010mol·dm–3，在這樣的酸度下，已解離的 [H2S] 以及 H2S 解離出的 [H+] 均可以忽略不計。設 [S2－] 為 y ，則
平衡濃度： 0.01 0.010 y
y ＝ 1.4×10–18
即 [S2–]＝1.4×10–18 mol·dm–3
H2S 2H+ ＋ S2–



計算結果表明，由于0.010 mol·dm–3 的鹽酸存在，使 [S2–] 降低至原來的 9.3×104 分之一，可見同離子效應的影響之大。
和二元酸相似，三元酸也是分步電離的，由于 K1 ， K2 ， K3 相差很大，三元酸的 [H+] 也以認為是由第一步電離決定的；負一價酸根離子的濃度等于體系中的 [H+]；
負二價的酸根離子的濃度等于第二級電離常數K2 。
例: 已知 H3PO4 的各級電離常數 K1 = 7.1×10–3， K2 = 6.3×10–8，K3 = 4.8×10–13 。求 H3PO4 的起始濃度 c0 多大時，體系中 PO43－ 的濃度為 4.0 10－18 mol·dm-3。
解：因為 K1 >> K2 >> K3 ，體系中的 [H+] 由 H3PO4的第一步解離決定。



起始濃度： c0 0 0
平衡濃度： c0－[H+] [H+] [H+]
H3PO4 H+ ＋ HPO4－
平衡常數表達式為：
第三步電離
平衡常數表達式為：
HPO42－ H+ ＋ PO43－



所以

式中



3 同離子效應
若在 HAc 溶液中加入一些 NaAc，NaAc 在溶液中完全解離，于是溶液中 Ac－離子濃度增加很多，使醋酸的解離平衡左移，從而降低 HAc 的電離度。
例：如果在 0.10 mol · dm–3 的 HAc 溶液中加入固體 NaAc，使 NaAc 的濃度達 0.20 mol · dm–3，求該 HAc 溶液的 [H+] 和解離度 a。
起始濃度 0.10 0 0
平衡濃度 0.10－x x 0.20 + x
解： HAc H+ ＋ Ac－
將各平衡濃度代入平衡常數表達式:
由于c0／ Kb 400，同時可認為 0.20＋x ≈ 0.20 ，0.10－x ≈0.10 。故平衡常數表達式變為：



即 [H+]＝9.0×10–6 mol·dm–3
解離度
與前面計算結果 α＝1.33％ 相比， 加入強電解質后，解離度 α 縮小了 149 倍。
上述計算結果說明：在弱電解質的溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質，使弱電解質的解離平衡左移，從而降低弱電解質的解離度。這種影響叫做同離子效應。
3 酸堿指示劑
借助于顏色的改變來指示溶液pH的物質叫做酸堿指示劑。酸堿指示劑通常是一種復雜的有機物，并且都是弱酸或弱堿。
酸分子 HIn 顯紅色，酸根離子 In－ 顯黃色，當 [HIn]和 [In－] 相等時溶液顯橙色。
例如甲基橙指示劑就是一種有機弱酸:
HIn H+ ＋ In－
其平衡常數表達式為：

可化成:
式中 Ki 是指示劑的解離常數。可以看出，當 [H+]＝ Ki ，即 pH＝p Ki 時，溶液中 [In－]＝[HIn]，這時溶液顯HIn和In－的中間顏色，例如甲基橙的橙色。故將 pH＝p Ki 稱為指示劑的理論變色點。
當 [HIn]∕[In－]≥10 時，明確顯示 HIn 的顏色；
對于一般指示劑：
當 [In－]∕[HIn]≥10 時，明確顯示In－的顏色。

指示劑 變色范圍pH 酸 色 堿 色
甲基橙 3.2 4.4 紅 黃
溴酚藍 3.0 4.6 黃 藍
溴百里酚藍 6.0 7.6 黃 藍
中性紅 6.8 8.0 紅 亮黃
酚 酞 8.2 10.0 無色 紅
達旦黃 12.0 13.0 黃 紅
把這一 pH 間隔稱為指示劑的變色間隔或變色范圍。
存在關系式：

8 － 1 － 4 緩沖溶液
緩沖溶液是一種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而保持體系的 pH 基本不變的溶液。
緩沖作用的原理與前面講過的同離子效應有密切的關系。
緩沖溶液一般是由弱酸和弱酸鹽組成或由弱堿和弱堿鹽組成的。例如 HAc 和 NaAc ，NH3·H2O 和 NH4Cl ，以及NaH2PO4 和 Na2HPO4 等都可以配制成保持不同 pH 值的緩沖溶液。
例：以 HCN 和 NaCN 構成的緩沖溶液
溶液中存在起始濃度為 c酸 的弱酸的解離平衡，由于起始濃度為 c鹽 的強電解質弱酸鹽 NaCN 的存在，故平衡時各物質的濃度如下：
平衡濃度： c酸－x x c鹽 + x
由于同離子效應，近似有 c酸－x ≈ c酸 ，c鹽 + x ≈ c鹽
HCN H+ ＋ CN－
故

上式說明：混合溶液的 pH 首先決定于弱酸的 Ka 值，其次決定于弱酸和弱酸鹽的濃度之比。這種溶液就是緩沖溶液。

取負對數

故有

例 :
緩沖溶液中有 1.00mol·dm–3 的 HCN 和 1.00mol·dm–3 的 NaCN ，試計算
1) 緩沖溶液的 pH ；
2) 將 10.0cm3 1.00 mol·dm–3 HCl 溶液加入到 1.0 dm3 該緩沖溶液中引起的 pH 變化；
3) 將 10.0cm3 1.00 mol·dm–3 NaOH 溶液加入到 1.0 dm3 該緩沖溶液中引起的 pH 變化；
4) 將 1.0 dm3 該溶液加水稀釋至 10 dm3，引起的 pH變化。
平衡濃度： x
2) 在 1.0 dm3 緩沖溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入的 HCl 相當于 0.01mol H+，它將消耗0.01mol 的 NaCN 并生成 0.01mol HCN，故有:
HCN CN－ ＋ H+
解： 1) 根據

相對而言，若將 10.0 cm3 1.00 mol·dm–3 HCl 溶液加入到 1.0 dm3 純水中，pH 將從 7 變化為 2 。
根據：

3) 在 1.0 dm3 緩沖溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入的 NaOH 相當于 0.01mol OH－，它將消耗0.01mol 的 HCN 并生成 0.01mol CN－ 離子，故有
平衡濃度： y
HCN CN－ ＋ H+
根據

相對而言，若將 10.0 cm3 1.00 mol·dm–3 NaOH 溶液加入到 1.0 dm3 純水中，pH 將從 7 變化為 12 。
4) 將 1.0 dm3 該緩沖溶液加水稀釋至 10.0 dm3 時，
c酸 和 c鹽 的數值均變化為原來的十分之一，但兩者的比值不變。根據
故該緩沖溶液的 pH 不變。
緩沖溶液中發揮作用的的弱酸和弱酸鹽(或弱堿和弱堿鹽)稱為緩沖對。緩沖對的濃度越大，當加入強酸或強堿時其濃度值及其比值改變越小，即抵制酸堿影響的作用越強。

緩沖對的濃度越大，緩沖溶液的緩沖容量越大。
配制緩沖溶液時，要先找出與溶液所要控制的 pH 值相當的 pKa 值的弱酸，再與該弱酸的強堿鹽按一定的比例配成濃度合適的溶液。當 c酸／c鹽 的值從 0.1 變化到 10 時，則緩沖溶液的pH 在 p±1 之間變化。
若用弱堿和弱堿鹽配成緩沖溶液，其公式則可寫成


所以：
例：用 NH3·H2O 和 NH4Cl 配制 pH＝10 的緩沖溶液，求比值 c堿/c鹽。
解： 弱堿 NH3·H2O 的 Kb ＝1.8×10–5 ， pH＝10 的緩沖溶液，其 pOH＝4，

根據：

故：

8 － 2 鹽的水解
8 － 2－1 水解平衡常數
1 弱酸強堿鹽
以 NaAc 溶于水生成的溶液為例，可以寫出 NaAc 的水解平衡式：
水解的結果使得溶液中 [OH－]＞[ H+]，NaAc 溶液顯堿性。
Ac－ ＋ H2O HAc ＋ OH－
平衡常數表達式為：
Kh 是水解平衡常數。在上式的分子分母中各乘以平衡體系中的 [ H+] ，上式變為





即



弱酸強堿鹽的水解平衡常數 Kh 等于水的離子積常數與弱酸的電離平衡常數的比值。

由于鹽的水解平衡常數相當小，故計算中可以采用近似的方法來處理。
NaAc 的水解平衡常數：



2 強酸弱堿鹽
以 NH4Cl 為例，其水解平衡式為：
NH4+ 和 OH－ 結合成弱電解質，使 H2O 的電離平衡發生移動，結果溶液中 [H+] ＞[OH－] ，溶液顯酸性。
可以推出強酸弱堿鹽水解平衡常數 Kh 與弱堿的 Kb 之間的關系如下：


NH4+ ＋ H2O NH3·H2O ＋ H+



3 弱酸弱堿鹽
以 NH4Ac 為例，其水解平衡式可寫成：
平衡常數表達式為：
HN4+ ＋ Ac－ ＋ H2O NH3·H2O ＋ HAc

NH4Ac 的水解平衡常數 Kh ：

即
與 NaAc 的 Kh 和 NH4Cl 的 Kh 相比， NH4Ac 的水解平衡常數擴大了 1.0×105 倍。顯然 NH4Ac 的雙水解的趨勢要比 NaAc 或 NH4Cl 的單方向水解的趨勢大得多。










可見影響水解平衡常數的一個重要的因素，即生成鹽的酸堿越弱，即Ka 、 Kb 越小，則鹽的水解平衡常數 Kh 越大。



綜合以上結論：


例如：NaAc 和 NaF 同為弱酸強堿鹽，由于 HAc 的 Ka 小于 HF 的 Ka ，故當 NaAc 溶液和 NaF 溶液的濃度相同時，NaAc 的水解程度要大于 NaF。










鹽的水解一般是吸熱過程，ΔH ＞ 0 ，由公式
可知，當溫度升高時平衡常數 Kh 增大，因此升高溫度可以促進水解的進行。
例如 FeCl3 的水解，常溫下反應并不明顯，加熱后反應進行得較徹底，顏色逐漸加深，生成紅棕色沉淀。


8 － 2－1 水解度和水解平衡的計算
1 單水解過程的計算
NaAc 水解反應的方程式如下:
起始濃度： c0 0 0
平衡濃度： c0 －x x x
Ac－ ＋ H2O HAc ＋ OH－



Kh 很小，近似有 [Ac－] ≈ c0

若用弱酸的電離平衡常數表示，上式則變為：

解得

即



水解反應的程度用水解度 h 表示:
用弱酸的電離平衡常數表示，可寫成：
同理可推導出弱堿的水解度表達式：








例: 求 0.10 mol·dm–3 NH4Cl 溶液的 pH 和水解度 。
故 pH ＝ 5.13
水解度
解：





可以看出，當水解平衡常數 Kh 一定時，鹽的起始濃度 c0 越小，水解度 h 越大，即稀溶液的水解度比較大。

這一結果也可以從平衡移動的角度得出。一定濃度的 NH4Cl 溶液達到水解平衡時，有關系式 ：


將溶液加水稀釋，體積變成原來的 10 倍，于是各物質的濃度均變成原來的 1/10 ，此時的 Qc 可以表示為:
即 Qc＜ Kh ，平衡要向繼續水解的方向移動，故稀釋時鹽的水解度增大。



水解度
鹽的水解會使溶液的酸度改變，根據平衡移動的原理，可以通過調解溶液的酸度來控制鹽的水解。
與未稀釋前相比，可以看出稀溶液的水解度增大。
例如，實驗室配制 SnCl2 溶液，用鹽酸來溶解 SnCl2 固體，原因就是用酸來抑制 Sn2+ 的水解。
2 雙水解過程的計算
在這里我們只研究由一元弱酸 HA 和一元弱堿 MOH生成的弱酸弱堿鹽 MA 溶液的 [H+] 。
將 MA 溶于 H2O 中，陽離子 M+ 和酸根陰離子A－ 起始濃度均為 c0
兩個水解反應同時達到平衡
M+ ＋ H2O M(OH)＋ H+
A－ ＋ H2O HA ＋ OH－
有 1 個 M(OH) 生成，則產生 1 個 H+ ；而有一個 HA 生成則有 1 個 OH－ 去中和一個 H+ 。故
[H+] ＝ [MOH] － [HA] (1)
M+ 的水解平衡常數表達式為



由此可得出 (2)


A－ 的水解平衡常表達式為
由此可得出
將 (2) 和 (3) 代入 (1) 中:



(3)






將上式兩邊分別乘以 Ka Kb [H+]，得


當 Ka 與 c0 相比很小時，[M+] 和 [A－] 的水解程度極小，近似有

[M+] ≈ [A－] ≈ c0





整理得：








當 c0 Ka 時，近似有 Ka ＋ c0 ≈ c0

可見弱酸弱堿鹽水溶液的 [H+] 與鹽溶液的濃度無直接關系。但該式成立的 前提是 Ka 與 c0 相比很小且 c0 Ka ，所以鹽的起始濃度 c0 不能過小。


對 0.1mol·dm–3 NH4Ac 溶液，由 Ka = Kb =1.8×10–5，可知 [H+]＝1.0×10－7 mol·dm–3 ，即溶液顯中性。但當 Ka 和 Ka 不相等時，溶液則不顯中性。



pH ＝ 6.23
因為 Ka 比 Kb 大，故弱堿的水解程度比弱酸的水解程度大些，故溶液中 [H+]＞[OH－] ，溶液顯酸性。


例：求 0.10 mol·dm–3 的 NH4F 溶液的 pH 。
解：



1.電荷守恒
是指溶液中所有陽離子所帶的正電荷數等于溶液中所有陰離子所帶的負電荷數。
電解質溶液中的守恒關系
溶液呈電中性
①準確判斷溶液中的離子種類；②弄清離子濃度與電荷濃度的關系，即Rn+的電荷濃度為n×c(Rn+)
2. 物料守恒
（元素或原子守恒）
是指某一元素的原始濃度應該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。
例：NH4Cl溶液
N
NH4＋
NH3·H2O
n (N) = n(Cl )
c(Cl－) = c(NH4＋) ＋c(NH3·H2O)
例：CH3COONa溶液
c( Na+ ) = c ( CH3COO– ) + c(CH3COOH)
CH3COONa溶液中：
n (H+) + n (CH3COOH) = n (OH－)
c (H+) + c (CH3COOH) = c (OH－)
NH4Cl溶液中
c(H+) = c(NH3·H2O) + c(OH–)
3.質子守恒
水電離出的氫離子和氫氧根離子守恒，即水電離產生的H+和OH-的物質的量濃度總是相等的，無論溶液中的H+和OH-什么形式存在
（質子守恒可由物料守恒和電荷守恒聯合求得）
（1）電離理論：
以NH4Cl溶液為例：
鹽溶于水時是完全電離的，鹽溶液中同時存在水的電離。
NH4Cl =NH4 + + Cl－
H2O　　 H ＋ ＋ OH －
水溶液中微粒濃度的大小比較
1.同一溶液中離子濃度大小比較
要考慮電解質的電離以及可能存在的電離平衡﹑水解平衡
② 多元弱酸電離是分步，主要決定于第一步
① 弱電解質電離是微弱的
如： NH3 · H2O 溶液中：
如：H2S溶液中：
對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產生的離子濃度遠遠小于弱電解質分子的濃度。
>
>
>
>
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)
>
>
>
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+)
H2S H+ + HS-
HS- H+ +S2-
主
次
（2）水解理論：
① 水解是微弱
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
弱離子由于水解而損耗
溶液中存在的微粒有：NH4+、Cl－ 、H+、OH－ 、 NH3·H2O
c (Cl–) > c (NH4+) >c (H+) > c (NH3·H2O) >c (OH–)
試比較CH3COONa溶液中各微粒的濃度大小關系
c (Na+) >c (CH3COO －) > c (OH－) >c (CH3COOH ) > c (H+ )
不水解的離子的濃度 > 發生水解的離子的濃度 >溶液呈酸堿性的離子
以NH4Cl溶液為例：
② 多元弱酸水解是分步，主要決定于第一步
如：Na2CO3 溶液中：
單水解程度很小，水解產生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。
>
>
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
CO3 2– + H2O HCO3 – + OH –
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
主
次
能否比較Na2CO3溶液中各離子的濃度大小？
c (Na+ ) > c(CO32–) > c(OH–) > c(HCO3–) > c(H+)
常溫下，用 0.1000 mol·L-1NaOH 溶液滴定20.00mL 0.10000mol·L-1 CH3COOH溶液滴定曲線如右圖。
下列說法正確的是( )
A.點①所示溶液中:
c( CH3COO- ) +c(OH-) =c( CH3COOH) +c(H+)
B.點②所示溶液中:
c(Na+) =c( CH3COOH) +c( CH3COO-)
C.點③所示溶液中:
c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-) >c(H+)
D.滴定過程中可能出現:
c( CH3COOH)>c(CH3COO-) >c(H+) > c(Na+)>c(OH-)
D
例：用物質的量都是0.1 mol的CH3COOH與CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大于c(Na+)，對該混合溶液下列判斷正確的是 ( )
A. c(H+)＞c(OH-)
B. c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1
C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)
D. c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1
（1）兩種物質混合不反應
A B
一般先考慮能否反應，再看是否適量或過量，然后再考慮電解質的電離及可能存在的電離平衡、水解平衡等，最后綜合比較。
2.兩種溶液混合后的離子濃度的比較
例：100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸與50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液混合，在所得溶液中 ( )
A、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
B、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)
C、c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＝c(OH-)
D、c(Na+)＝c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)
A
（2）兩種物質恰好完全反應
c(Cl-)﹥ c(H+) ﹥ c(NH4+)﹥c(OH-)
（3）兩種物質反應，其中一種有剩余
例： 20mL 0.1mol/L鹽酸與10mL 0.1mol/L氨水混合后，所得溶液中各種離子的濃度由大到小的順序為
例：20mL 0.1mol/LNaOH溶液與10mL 0.1mol/L的NH4Cl溶液反應，所得溶液中各種離子的濃度由大到小的順序為
c(Na+)﹥ c(OH-) ﹥ c(Cl-)﹥ c(NH4+)﹥ c(H+)
3.不同溶液中同一離子濃度的比較
——要看溶液中其他離子對其的影響
例：相同濃度的下列溶液
①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 中NH4 +濃度由大到小的順序是
③＞① ＞ ②
例：在Na2S溶液中下列關系不正確的是( AD )
A．c(Na+) =2c( HS-) +2c(S2-) +c(H2S)
B. c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+ 2c(S2-)
C．c(Na+) ＞ c(S2-) ＞c(OH-)＞c(HS-)
D．c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+ c(H2S)
電荷守恒：c(Na+) +c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)；
物料守恒：c(Na+) =2c(HS-) +2c(S2-) +2c(H2S)；
質子守恒：c(OH－)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)
3.圖像的判斷與分析
難點突破
水溶液中各物種的分布分數(平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數)
小結
弱電解質的電離（弱酸、弱堿、水、pH計算、解離度）
鹽類的水解（弱酸根陰離子、弱堿陽離子、緩沖溶液）
水溶液中的三大守恒（電荷守恒、物料守恒、質子守恒）
離子濃度大小比較（碳酸鈉、碳酸氫鈉）
圖像專題（滴定曲線、pKa、分布系數δ）
謝謝！
記得及時復習哦~
祝大家學業進步！

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