第三章水溶液中的離子反應與平衡第三節(jié)鹽類的水解溶液微粒關系閱讀課本一、電荷守恒(1)含義：電解質溶液呈電中性，溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等，即電荷守恒。(2)寫法：找到電解質溶液中的陰、陽離子，乘離子自身電荷，列等式；

正電荷總量=負電荷總量（1）Na2SO4溶液c(Na+)+c(H+)=2c(SO42–)+c(OH–)（2）NaHCO3溶液

c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)練習:寫出下列溶液中的電荷守恒做題關鍵:①準確判斷溶液中離子的種類；②弄清離子濃度和電荷濃度的關系，即離子所帶電荷量做系數(shù)。正電荷總量=負電荷總量二、物料守恒【非氫氧元素守恒】(1)含義：在電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，某種元素的存在形式可能不同，但元素種類、每種元素的原子總數(shù)、不同元素之間原子數(shù)目之比都是保持不變的，稱為物料守恒。(2)寫法：找到電解質溶液中的某元素或原子團去向，乘個數(shù)，列等式；(3)應用：如Na2S溶液中，鈉原子與硫原子個數(shù)比為2:1；即Na=2S鈉元素只以Na＋形式存在、硫元素以H2S、S2－、HS－形式存在，列式：物料守恒：c(Na＋)＝2[c(H2S)＋c(S2－)＋c(HS－)]符合比例關系（1）Na2CO3溶液

練習:寫出下列溶液中的物料守恒因為c(Na):c(C)＝2:1c(Na+)=

2

c(C

)C在溶液中的存在形式有CO32–、HCO3–、H2CO3

c(Na+)=2

[c(CO32–)+c(HCO3–)+c(H2CO3)

]（2）NH4Cl溶液

（3）CH3COONa溶液

c(Cl

–)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)c(Na+)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH)

三、質子守恒(1)含義：質子守恒一般指由水電離出的H＋和OH－是相等的；(2)寫法：H2O電離出的H＋或OH－由于被其它離子結合而有多種存在形式。書寫時務必弄清H＋或OH－的去向。(3)應用：質子守恒：c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)如Na2CO3溶液中，碳酸氫鈉電離出的碳酸根發(fā)生兩步水解，結合了水電離出的氫離子，形成HCO3-時，碳酸根結合一個氫離子，形成H2CO3時，碳酸根結合兩個氫離子水的H＋=水的OH-（1）Na2S溶液練習:寫出下列溶液中的質子守恒（2）CH3COONa溶液c(HS-）+c(H+)+2c(H2S)=c(OH-)c（CH3COOH）+c(H+)=c(OH-)分別寫出NaHCO3溶液中三個守恒關系式①電荷守恒：

②物料守恒：

③質子守恒：

c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)c(CO32-)+

c(OH-)＝c(H+)+c(H2CO3)③也可以由①-②得結論：質子守恒可將電荷守恒和物料守恒關系式疊加得到通過聯(lián)立電荷守恒和元素守恒，得到質子守恒電荷守恒元素守恒聯(lián)立，消去Na+得NaClO溶液中c(Na+)=c(ClO-)+c(HClO)c(H+)+c(HClO)=c(OH-)三大守恒名稱別稱詮釋適合對象等式特點電荷守恒溶液電中性任何電解質溶液陰陽離子兩邊寫

帶幾個電荷就配幾

無分子元素守恒物料守恒發(fā)生水解的鹽或弱酸弱堿等式一邊是某元素的所有存在微粒濃度，另一邊是一個數(shù)據或另一元素離子濃度

有分子質子守恒由水電離出氫離子與氫氧根濃度永遠相等發(fā)生水解的鹽溶液等式一邊是c(H+)，另一邊是c(OH-)和OH-表達形式等式一邊是c(OH-)，另一邊是c(H+)和H+表達形式；有分子氯化銨溶液中：(1)電荷守恒：_______________________________；(2)元素質量守恒：___________________________；(3)質子守恒：__________________________。0.1mol·L－1氯化銨和0.1mol·L－1氨水混合溶液中：(1)電荷守恒：______________________________；(2)元素質量守恒：_____________________________；(3)質子守恒：_____________________________________。離子濃度大小比較做題關鍵：寫出所有電離方程式根據各物質電離程度的大小比較H2S溶液H2O?

H++OH–H2S

?HS–

+H+HS–

?

H++S2–

c(H2S)>c(H+)>c(HS–)>c(S2–)>c(OH–)粒子濃度大小關系舉個例子方程式不寫弱中弱一、基本知識點：兩個微弱：①弱電解質的電離是微弱的②鹽類的水解是微弱的三個守衡：①物料守恒、②電荷守恒、③質子守恒二、常見類型①單一溶質溶液離子濃度比較、②混合溶液中離子濃度比較、③不同溶液中同一離子濃度比較做題關鍵：寫出所有電離方程式根據各物質電離程度的大小比較1.電離理論①弱電解質的電離是微弱的，水的電離是不能忽略的。NH3·H2O溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)②多元弱酸分步電離，第一步起決定作用。H2S溶液中：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS–)＞c(S2–)＞c(OH–)2.水解理論①弱離子水解被損耗。KAl(SO4)2溶液中：c(K+)＞c(Al3+)②水解程度微弱。NH4Cl溶液中：c(Cl–)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)③多元弱酸分步水解，第一步起決定作用。Na2CO3溶液中：c(CO3–)＞c(HCO3–)＞c(H2CO3)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。三大守恒電荷守恒物料守恒質子守恒正電荷總量=負電荷總量溶液中的某元素的質量守恒水電離的H+與OH-數(shù)目相等寫過電離水解方程式后，再結合三大守恒，正確排序一、單一溶液中離子濃度比較1.弱電解質①弱酸溶液弱酸分子＞H+＞弱酸根＞OH-H2CO3溶液：HClO溶液：

c(HClO)>c(H+)>c(ClO-)>c(OH-)1.弱電解質溶液②

弱堿溶液弱堿分子＞OH-＞弱堿根＞H+NH3·H2O溶液：c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)2.正鹽溶液①

強酸強堿鹽溶液鹽電離產生的離子＞顯性離子＞顯性離子產生的弱分子或弱根離子＞

其他Na2SO4溶液：c(Na+)>c(SO42-)>c(H+)=c(OH-)2.正鹽溶液②強酸弱堿鹽溶液鹽電離產生的離子＞顯性離子＞顯性離子產生的弱分子或弱根離子＞

其他NH4Cl溶液：

2.正鹽溶液③

強堿弱酸鹽溶液鹽電離產生的離子＞顯性離子＞顯性離子產生的弱分子或弱根離子＞

其他例1：CH3COONa溶液例2：Na2CO3溶液例3：Na2S溶液

c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+)2.正鹽溶液④

弱酸酸式鹽溶液鹽電離產生的離子＞顯性離子＞顯性離子產生的弱分子或弱根離子＞

其他NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等，電離程度＞水解程度，溶液呈酸性NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等，電離程度＜水解程度，溶液呈堿性2.正鹽溶液④

弱酸酸式鹽溶液鹽電離產生的離子＞顯性離子＞顯性離子產生的弱分子或弱根離子＞

其他例:NaHCO3溶液

2.將各10mL0.1mol/L的氨水和鹽酸混合后,溶液中各粒子物質的量濃度關系不正確的是()A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)B.C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(OH-)C.C(NH4+)+C(NH3.H2O)+C(NH3)=0.1mol/LD.C(H+)=C(OH-)+2C(NH3.H2O)CD1.兩種物質恰好完全反應二、混合溶液中離子濃度的比較2.兩種物質反應，其中一種有剩余：a、酸與堿反應型

將0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關系式中正確的是c(HCN)<c(CN－)c(Na＋)>c(CN－)C.c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－)D.c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1BDb、鹽與堿(酸)反應型3.將0.1mol·L-1

醋酸鈉溶液20mL與0.1mol·L-1鹽酸10mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關粒子濃度關系正確的是()A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)B.c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)C．c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)D.c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)BD1.電離大于水解類型（酸性）①NaHSO3②等物質的量濃度NH4Cl與NH3.H2O的混合溶液

③等物質的量濃度CH3COOH與CH3COONa的混合溶液2.水解大于電離類型（堿性）①NaHCO3②等濃度的HCN與NaCN的混合溶液混