第三章水溶液中的離子反應(yīng)與平衡第三節(jié)鹽類(lèi)的水解第4課時(shí)溶液中離子濃度大小的比較

學(xué)習(xí)目標(biāo)1.理解兩個(gè)“微弱”的電離理論、水解理論2.掌握電解質(zhì)溶液中粒子濃度間的三大守恒關(guān)系（重點(diǎn)）3.掌握溶液中離子濃度大小比較的方法（難點(diǎn)）一：兩個(gè)“微弱”理論舊知回顧1.電離理論(1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離。(2)弱電解質(zhì)微弱電離，多元弱酸分步電離，以第一步為主。(3)水極微弱電離。(4)弱酸、弱堿的電離程度大于水的電離程度。2.水解理論(1)弱離子水解一般是微弱的，水解損失是微量的。(2)多元弱酸根水解是分步進(jìn)行的，以第一步為主。(3)弱酸的酸式酸根既電離又水解。閱讀課本74頁(yè)新知探究電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系（三大守恒）1.電荷守恒溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。c(NH4+)+c(H+)==c(Cl–)+c(OH–)

寫(xiě)法歸納：找離子→分陰陽(yáng)→乘電荷→列等式eg1：NH4Cl溶液中

陽(yáng)離子：NH4+、H+

陰離子：Cl–

、OH–NH4Cl=NH4++Cl-NH4++H2ONH3·H2O+H+H2OOH-+H+二、三大守恒新知探究1.電荷守恒溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。

寫(xiě)法歸納：找離子→分陰陽(yáng)→乘電荷→列等式二、三大守恒新知探究eg2：CH3COONa溶液中CH3COONa=CH3COO-+Na+H2OOH-+H+CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

陽(yáng)離子：Na+、H+

陰離子：CH3COO–

、OH–c(Na+)+c(H+)==c(CH3COO–)+c(OH–)1.電荷守恒溶液中陰離子和陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)相等。

寫(xiě)法歸納：找離子→分陰陽(yáng)→乘電荷→列等式二、三大守恒新知探究eg3：Na2CO3溶液中Na2CO3=CO32-+2Na+H2OOH-+H+CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-

陽(yáng)離子：Na+、H+

陰離子：CO32-、HCO3–

、OH–c(Na+)+c(H+)==2c(CO32–)+c(OH–)+c(HCO3–)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。新知探究二、三大守恒2.物料守恒（元素or原子守恒）電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化，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的總數(shù)是不會(huì)改變的。

非氫非氧元素守恒書(shū)寫(xiě)物料守恒式的方法：①通過(guò)溶質(zhì)的化學(xué)式列出特定元素的原子間的定量關(guān)系②找出特定元素在水溶液中的所有存在形式。如NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)新知探究二、三大守恒2.物料守恒（元素or原子守恒）eg1：NH4Cl溶液中

c(N):c(Cl)＝1:1c(NH4+)+c(NH3·H2O)=c(Cl–)eg2：Na2CO3

溶液中

c(Na):c(C)＝2:1c(Na+

)=

2

[c

(CO32–)+c

(HCO3–)+c

(H2CO3)]新知探究二、三大守恒2.物料守恒（元素or原子守恒）eg3：NaHSO3

溶液中c(Na+):c(S)＝1:1c(Na+)＝c(HSO3–)+c(SO32–)+c(H2SO3)eg4：Na2S溶液中c(Na+):c(S)＝2:1c(Na+

)==

2

[c

(

S2–)+c

(HS–)+c

(H2S)]新知探究二、三大守恒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。書(shū)寫(xiě)方法：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-

、H2OCO32-H2O②寫(xiě)出得、失質(zhì)子產(chǎn)物：得質(zhì)子產(chǎn)物：HCO3-、H2CO3

、H3O+

失質(zhì)子產(chǎn)物：CO32-不能失質(zhì)子、OH-③列等式得1H+HCO3-得2H+H2CO3得1H+H+H3O+

失1H+OH-c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO3-)＋c(H＋)eg1：

Na2S溶液中S2-H2O+H+HS-+H+H3O+（即H+）-H+OH-+2H+H2Sc(HS-

）+c(H+)+2c(H2S)

=

c(OH-)新知探究二、三大守恒3.質(zhì)子守恒電荷守恒c（Na+）+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)物料守恒c（Na+）=2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]①-②：①②c(HS-

）+c(H+)+2c(H2S)=c(OH-)質(zhì)子守恒質(zhì)子守恒可以通過(guò)電荷守恒與物料守恒加減得到。解題思路：（1）單一溶液，先找清楚溶液中存在的電離、水解的有關(guān)離子方程式。（2）分清主要因素和次要因素。（3）混合溶液，先分析清楚溶液中的溶質(zhì)是什么，溶質(zhì)之間的物質(zhì)的量的關(guān)系，再充分利用假設(shè)思想。新知探究三、離子濃度大小的比較(1)弱電解質(zhì)微弱電離。(2)多元弱酸分步電離，以第一步為主。(3)水極微弱電離。(4)弱酸、弱堿的電離程度大于水的電離程度。(1)弱離子水解一般是微弱的，水解損失是微量的。(2)多元弱酸根水解是分步進(jìn)行的，以第一步為主。(3)弱酸的酸式酸根既電離又水解。NH3·H2OOH-+NH4+（微弱）H2OOH-+H+（更微弱）弱堿電離程度小，離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)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+)>>新知探究三、離子濃度大小的比較（2）多元弱酸溶液，電離是分步，主要決定第一步c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>>>如：H2S溶液中：H2SH++HS–

（微弱）HS–H++S2–

（更微弱）H2OOH–+H+

（極微弱）c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>新知探究三、離子濃度大小的比較（3）單一溶液(鹽溶液）①?gòu)?qiáng)酸強(qiáng)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新知探究三、離子濃度大小的比較離子濃度大小關(guān)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.Na2CO3溶液中：Na2CO3

2Na++CO32-

H2O?

H++OH-Na＋、CO、HCO3－、OH－、H＋新知探究三、離子濃度大小的比較③多元弱酸正鹽水解是分步進(jìn)行的，主要由第一步?jīng)Q定。例.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(guān)系：NaHCO3

溶液顯堿性，說(shuō)明HCO3

-的電離程度小于HCO3

-

的水解程度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(duì)強(qiáng)弱新知探究三、離子濃度大小的比較④、單一溶液——弱酸酸式鹽溶液例：NaHSO3溶液中離子濃度大小比較酸性

H2OH++OH-（最微弱）NaHSO3=Na++HSO3-

（完全電離）HSO3-SO32-+H+（電離）c(Na+)

c(HSO3-)c(H+)c(SO32-)c(OH-)>>>>HSO3-+H2OH2SO3+OH-（水解）電離>水解c(SO32-)>課堂·練習(xí)電離為主，顯酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4溶液水解為主，顯堿性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS溶液新知探究2、不同溶液中,同一離子濃度比較對(duì)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，要先看化學(xué)式中離子的比例、再考慮離子水解、電離以及其他離子對(duì)水解、電離的影響（抑制、促進(jìn)、無(wú)影響）。例如：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.相同溫度下，濃度均為0.1mol/L的（NH4）2CO3、NH4HCO3、Na2CO3

、NaHCO3中c(CO32-)由大到小的順序?yàn)椋篘a2CO3＞(NH4)2CO3

＞NaHCO3

＞NH4HCO3

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(wú)過(guò)量。若恰好反應(yīng)，反應(yīng)后只有產(chǎn)物;若一方過(guò)量，則為過(guò)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(shuí)弱忽略誰(shuí)。三比大小：量化、排順序。先溶質(zhì)分子或離子，3、混合溶液中離子濃度的比較新知探究三、離子濃度大小的比較例.物質(zhì)的量濃度相同的NH4Cl溶液、氨水等體積混合后不發(fā)生反應(yīng)。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(zhì)為：NH4Cl、

NH3·H2ONH4ClCl-+NH4+

1.

兩溶液混合（相互之間不反應(yīng)）新知探究三、離子濃度大小的比較例.物質(zhì)的量濃度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等體積混合。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?yàn)椋篶（Na+）>

c（CH3COO-）>

c（ClO-）>c（OH－）>

c（H+）

。CH3COO-+H2O?

CH3COOH+OH－

，ClO-+H2O?

HClO+OH－

溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa、NaClO，H2O?

H+＋OH－CH3COONaCH3COO-+Na+

，

NaClOClO-

+Na+新知探究1.

兩溶液混合（相互之間不反應(yīng)）例.

物質(zhì)的量濃度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等體積混合：

溶液中的溶質(zhì)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?yàn)椋篶（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+新知探究1.

兩溶液混合（相互之間不反應(yīng)）例11.物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等體積混合溶液中的溶質(zhì)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?yàn)椋篶（Na+

）=

c（Cl－）>c（OH－）>c（NH4+）>

c（H+）

。發(fā)生反應(yīng)：NaOH+NH4ClNH3·H2O

+NaCl，二者物質(zhì)的量之比為1:1，恰好完全反應(yīng)，生成等物質(zhì)的量的NH3·H2O

和NaCl。NaClNa++Cl－，NH3·H2O?

NH4+＋OH－，H2O?

H+＋OH－2.

兩溶液混合（相互之間反應(yīng)）新知探究知識(shí)·遷移數(shù)形結(jié)合

滴定曲線(xiàn)圖像分析常溫下，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(xiàn)分析離子濃度的關(guān)系：關(guān)鍵點(diǎn)粒子濃度關(guān)系起點(diǎn)(點(diǎn)①)起點(diǎn)為HA的單一溶液，0.1000mol·L－1HA的pH＞1，說(shuō)明是HA是_____，微粒濃度大小__________________________知識(shí)·遷移