3.3.3三大守恒、離子濃度大小比較 課件 高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

第三節(jié)鹽類水解第3課時三大守恒、溶液中離子濃度大小比較學(xué)習(xí)目標(biāo)1.認識鹽溶液中兩大平衡和三大守恒。重點2.能夠比較單一溶液中離子濃度大小和混合溶液中離子濃度大小。難點微弱10-3mol/L極弱10-11mol/L>>>>完全電離微弱10-5mol/L極弱10-9mol/L>>>>0.1mol/L0.1mol/LKa=10-5Kh=10-9導(dǎo)（3min）學(xué)+助8+10mins1.閱讀課本74頁，理解電荷守恒和元素守恒，并嘗試寫出碳酸氫鈉溶液，硫化鈉溶液中的元素守恒及電荷守恒（自主，概念）2.質(zhì)子（H+）守恒電解質(zhì)溶液中各粒子電離出來的H+總數(shù)=粒子接受H+總數(shù)嘗試寫出碳酸氫鈉，硫化鈉的質(zhì)子守恒

（合作概念）3.三大守恒之間存在什么關(guān)系？（合作概念）4.如何判斷Na2CO3溶液中，有哪些離子？這些離子的濃度大小如何比較？（合作，概念）電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（三大守恒）1電荷守恒（溶液呈電中性）

電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。

口訣：陰陽離子寫兩邊，系數(shù)價態(tài)（絕對值）要一致。NaHCO3呢？如，Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝c（HCO3-）＋2c（CO32-）＋c（OH-）展+評（10+10min）2物料守恒（元素、原子守恒）電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子存在形式會發(fā)生變化，離子所含的某種元素在變化前后是守恒的。例：Na2CO3溶液中的物料守衡即：某一元素的原始量等于該元素在溶液中各種存在形式的量之和?？谠E：①不同原子寫兩邊；②存在形式要找全；③角標(biāo)交叉為系數(shù)。

c(Na+)=2[c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)]n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)NaHCO3溶液中：3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。例如在NaHCO3溶液中：H+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(CO32-)。書寫方法③

寫出質(zhì)子守恒關(guān)系式（得、失質(zhì)子數(shù)相等）以Na2CO3溶液中質(zhì)子守恒為例：①定基準(zhǔn)物（能得、失H+的分子或離子）:CO32-

、H2O②

寫出基準(zhǔn)物得質(zhì)子和失質(zhì)子的產(chǎn)物

CO32-

H2O得質(zhì)子失質(zhì)子得1H+HCO3-得2H+H2CO3得1H+H+失1H+OH-c（OH-)=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）④檢查：電荷守恒式-物料守恒式=質(zhì)子守恒式聯(lián)立電荷守恒和原子守恒，消去與得到和給出質(zhì)子無關(guān)的粒子（此處消去Na+）即：①-②Na2S溶液中：c（Na+）+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)電荷守恒元素質(zhì)量守恒c（Na+）=2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]c(HS-

）+c(H+)+2c(H2S)=c(OH-)4、質(zhì)子守恒與電荷守恒、元素質(zhì)量守恒的關(guān)系質(zhì)子守恒根據(jù)經(jīng)驗判斷三大守恒元素質(zhì)量守恒2c（Na+）=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)例如：CH3COOH與CH3COONa等濃度等體積混合溶液：4、質(zhì)子守恒與電荷守恒、元素質(zhì)量守恒的關(guān)系

c(Na+）+

c(H+)=

c(CH3COO-)+

c(OH-)電荷守恒聯(lián)立消去Na+，即2X①-②：2c(H+)+c(CH3COOH)=c(CH3COO-

）+2c(OH-)2

222質(zhì)子守恒結(jié)論：質(zhì)子守恒=聯(lián)立電荷守恒和質(zhì)量守恒，消去相同微粒（與得到和給出質(zhì)子無關(guān)的粒子）。根據(jù)經(jīng)驗判斷三大守恒學(xué)（8mins)+助(10mins）1.離子濃度大小比較：單一溶液：H2SNaClCH3COONaNa2CO3NaHCO3

（堿性）NaHSO3

（酸性）分別比較離子濃度大小

2.不同溶液中,同一離子濃度比較比較等濃度NH4Cl、(NH4)2SO4

、氨水、CH3COONH4

(NH4)2Fe(SO4)2、(NH4)2CO3溶液中c(NH4+)NH3·H2OOH-+NH4+（微弱）H2OOH-+H+（更微弱）弱堿電離程度小，離子濃度遠遠小于弱電解質(zhì)分子濃度。1、單一溶質(zhì)（酸、堿、鹽）溶液：c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)>>>>（1）一元弱堿溶液，如：NH3·H2O溶液中：c(OH–)c(NH4+)c(H+)>>二、利用電離、水解平衡理論及三大守恒比較溶液中離子濃度的大小c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>>>（2）多元弱酸溶液，電離是分步，主要決定第一步弱酸電離程度小，離子濃度遠遠小于弱電解質(zhì)分子濃度。如：H2S溶液中：H2SH++HS–

（微弱）HS–H++S2–

（更微弱）H2OOH–+H+

（極微弱）（3）單一溶液(鹽溶液）①強酸強堿的正鹽溶液，如NaCl溶液②一元弱酸的正鹽溶液，如CH3COONa溶液CH3COONa=CH3COO-+Na+H2OH++OH-CH3COO-+H2O

CH3COOH+OH-很微弱最微弱完全電離因水解程度很小，故水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。③多元弱酸正鹽水解是分步進行的，主要由第一步?jīng)Q定。Na2CO3=2Na++CO32-（完全電離）CO32-+H2OHCO3-+OH-（很微弱）HCO3-+H2OH2CO3+OH-（更微弱）（3）單一溶液(鹽溶液）H2OH++OH-最微弱如：Na2CO3溶液中：c(Na+)

c(CO32-)

c(OH-)c(HCO3-)c(H+)>>>>④、單一溶液——弱酸酸式鹽溶液例:NaHCO3溶液HCO3-+H2OH2CO3+OH-（很微弱）

H2OH++OH-（最微弱）NaHCO3=Na++HCO3-

（完全電離）HCO3-CO32-+H+（更微弱）c(Na+)

c(HCO3-)c(OH-)c(H+)c(CO32-)c(H2CO3)c(CO32-)>>>>水解>電離堿性>HSO3-SO32-+H+（很微弱）HSO3-+H2OH2SO3+OH-（更微弱）④、單一溶液——弱酸酸式鹽溶液>例：NaHSO3溶液酸性

H2OH++OH-（最微弱）NaHSO3=Na++HSO3-

（完全電離）c(Na+)

c(HSO3-)c(H+)c(SO32-)c(OH-)>>>>電離>水解c(SO32-)c(H2SO3)>2、不同溶液中,同一離子濃度比較

對于給定的相同物質(zhì)的量濃度的能夠產(chǎn)生同一種離子的溶液，要先看分子內(nèi)離子的配比（離子角標(biāo)），越大，濃度越大，再考慮離子水解、電離以及其他離子對水解、電離的影響（抑制、促進、無影響）。（1）比較等濃度NH4Cl、(NH4)2SO4

、氨水、CH3COONH4、

(NH4)2Fe(SO4)2、(NH4)2CO3溶液中c(NH4+)(NH4)2Fe(SO4)2>(NH4)2SO4>

(NH4)2CO3>NH4Cl>CH3COONH4>氨水

（2）c(NH4+)相同的下列溶液：NH4Cl、（NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4HCO3

其物質(zhì)的量由小到大的順序是：（NH4）2SO4＜NH4HSO4

＜NH4Cl＜NH4HCO3

3、混合溶液中離子濃度的比較

首先考慮是否發(fā)生反應(yīng)，若發(fā)生反應(yīng)，則比較剩余物質(zhì)濃度大小，然后綜合分析電離因素、水解因素。一看反應(yīng)：先反應(yīng)，按方程反應(yīng)系數(shù)判斷有無過量。若恰好反應(yīng)，反應(yīng)后只有產(chǎn)物;若一方過量，則為過量一方和產(chǎn)物混合液。二分主、次：綜合分析酸堿電離、鹽水解。誰弱忽略誰。三比大?。毫炕⑴彭樞?。先溶質(zhì)分子或離子，再排酸堿性（H+和OH-的大?。?，后其他離子。(1)、混合溶液(不反應(yīng))酸堿電離、鹽水解。誰弱忽略誰。①等濃度CH3COOH與CH3COONa混合溶液②等濃度NH4Cl與NH3·H2O混合溶液顯酸性顯堿性c(CH3COO-)>c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-)c(NH4+)>c(Cl-)＞c(NH3H2O)＞c(OH-)＞c(H+)

.③等濃度NaCN與HCN混合溶液(pH>7)c(HCN)>c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)

50mL0.2mol/LCH3COOH與50mL0.2mol/LNaOH溶液混合(2)、混合溶液(恰好發(fā)生反應(yīng))c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O0.010.010.01將0.2mol·L-1CH3COONa與0.1mol·L-1HCl等體積混合后呈酸性(3)、混合溶液(發(fā)生反應(yīng)一方過量)c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl0.20.10.100.10.1CH3COONaCH3COOHNaCl111中?；瘜W(xué)常見的有三對:1.等濃度的HAc與NaAc的混合溶液：弱酸的電離＞其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈酸性2.等濃度的NH3·H2O與NH4Cl的混合液：弱堿的電離＞其對應(yīng)弱堿鹽的水解，溶液呈堿性3.等濃度的HCN與NaCN的混合溶液：弱酸的電離<其對應(yīng)弱酸鹽的水解，溶液呈堿性常溫下，將0.1mol·L－1NaOH溶液逐滴加入到20.0mL0.1mol·L－1HA溶液中所得溶液pH與加入NaOH溶液體積關(guān)系如下圖：利用中和滴定曲線分析離子濃度的關(guān)系：關(guān)鍵點粒子濃度關(guān)系起點(點①)起點為HA的單一溶液，0.1000mol·L－1HA的pH＞1，說明是HA是_____，微粒濃度大小__________________________拓展延伸c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)弱酸反應(yīng)一半點(點②)兩者反應(yīng)生成等物質(zhì)的量的HA和NaA混合液，此時溶液pH＜7，說明HA的電離程度大于A－的水解程度，______________________________________中性點(點③)此時溶液pH＝7，溶液呈中性，酸沒有完全反應(yīng)，________________________________________c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)c(A－)＝c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＝c(OH－)恰好完全反應(yīng)點(點④)此時兩者恰好完全反應(yīng)生成NaA，為強堿弱酸鹽，溶液