第三节 盐类的水解(离子浓度大小的比较)

溶液中离子浓度大小的比较一、电解质溶液中微粒浓度的大小比较：1、电离理论：①弱电解质电离是微弱的如：NH3·H2O溶液中：c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)②多元弱酸电离是分步，主要决定于第一步如：H2S溶液中：c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。2、水解理论：①弱离子由于水解而损耗。如：KAl(SO4)2溶液中：c(K+)c(Al3+)②水解是微弱c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(NH3·H2O)c(OH–)如：NH4Cl溶液中：③多元弱酸水解是分步，主要决定于第一步如：Na2CO3溶液中：c(CO3–)c(HCO3–)c(H2CO3)单水解（区别于双水解）程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。1、电荷守恒如：NH4Cl溶液中阳离子：NH4+H+阴离子：Cl–OH–正电荷总数==负电荷总数n(NH4+)+n(H+)==n(Cl–)+n(OH–)将该式左右两边同除以溶液体积V,可得到电荷守恒式：溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。c(NH4+)+c(H+)==c(Cl–)+c(OH–)二、电解质溶液中的守恒关系如Na2CO3溶液中Na2CO3=2Na++CO32–H2OH++OH–CO32–+H2OHCO3–+OH–HCO3–+H2OH2CO3+OH–阳离子：Na+、H+阴离子：OH–、CO32–、HCO3–c(Na+)+c(H+)=c(OH–)+2c(CO32–)+c(HCO3–)电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如：NH4Cl溶液：Ｃ(Cl-)＝Ｃ(NH4+)+Ｃ(NH3·H2O)2、物料守恒:即指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。如：amol/L的Na2CO3溶液中Na2CO3=2Na++CO32–H2OH++OH–CO32–+H2OHCO3–+OH–HCO3–+H2OH2CO3+OH–∴c(Na+)=2[c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)]c(Na+)=2amol/L，钠离子的浓度是保持不变的c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)=amol/L即c(Na+):c(C)＝2:13、质子（H+）守恒电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量相等。如：NH4Cl溶液：c(H+)＝c(OH-)+c(NH3·H2O)NH4Cl=NH4++OH–H2OOH–+H+NH4++H2ONH3·H2O+H+Na2CO3=Na++CO32–c(OH–)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)H2OH++OH–CO32-+H2OHCO3–+OH–如：Na2CO3溶液中HCO3–+H2OH2CO3+OH–那Na2SO3溶液中？【方法规律总结】电荷守恒：物料守恒：质子守恒：1.溶液中离子要找全2.分清离子浓度和电荷浓度1.某元素守恒2.等量代换。1.明确溶液中哪些微粒结合水电离的H+(或OH-)，结合的数目；2.哪些微粒电离出H+(或OH-)，电离的数目〖训练1〗写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式电荷守恒：物料守恒：质子守恒：〖训练2〗写出NaHCO3溶液中三个守恒关系式电荷守恒：物料守恒：质子守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-)c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH)c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)c(OH-)＝c(H+)－c(CO32-)+c(H2CO3)1、用0.10mol·L－1的盐酸滴定0.10mol·L－1的氨水，滴定过程中不可能出来的结果是A．c(NH4+)＞c(Cl－)，c(OH－)＞c(H+)B．c(NH4+)=c(Cl－)，c(OH－)=c(H+)C．c(Cl－)＞c(NH4+)，c(OH－)＞c(H+)D．c(Cl－)＞c(NH4+)，c(H+)＞c(OH－)利用电荷守恒C练习2、在0.1mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是（）A．c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)B．c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(H+)C．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＝c(OH–)＞c(H+)D．c(NH3·H2O)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH–)A