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最新水解与电离中三大守恒详解

电离与水解

电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题2

的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电3

解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问4

题的理论基础。

一、电离平衡理论和水解平衡理论

1.电离理论：

⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，9

同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电10

离为主；

2.水解理论：

从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO

3 14

溶液中，c(HCO

3―)＞＞c(H

)或c(OH― )

理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO

3溶液中有：c(Na+)＞

c(HCO

3-)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因

此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和20

盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）21

总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，22

如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷23

多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。

。

二、电解质溶液中的守恒关系

1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，27

电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量28

或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H 29

＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。

例如，在NaHCO

3溶液中，有如下关系：

C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO

3―)+c(OH―)+2c(CO

2―)

书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷34

浓度的关系。

2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电37

离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元38

素的原子（或离子）的物质的量之和。

实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。

在Na

2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离，粒子间有如

下关系42

c(S2―)+c(HS―)+c(H

2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒)

C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―) (H、O原子守恒)

在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离。

HS―＋H

S＋OH―HS―H＋＋S2―H

O H＋＋OH―

从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H

2S)==c(Na＋)；从电

荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以48

上两式相加，有：c(S2―)+c(OH―)==c(H

2S)+c(H＋)

得出的式子被称为质子守恒

3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为52

定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。

现将此类题的解题方法作如下总结。

二、典型题――溶质单一型

1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断

解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡

［点击试题］0.1mol/L 的H

2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序

是_________________ 59

解析：在H

2S溶液中有下列平衡：H

S＋+HS―；HS―H＋+S2―。已知多元

弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H＋，61

因此答案应为：c(H＋)>c(HS―)>c(S2―)>c(OH―)

弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(显性离子) > C(一级电离离子) > 63

C(二级电离离子) > C(水电离出的另一离子)

同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题

2、弱碱溶液

［点击试题］室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是

A. c(OH-)＞c(H+)

B.c(NH

3·H

O)+c(NH

+)=0.1mol/L

C.c(NH

4+)＞c(NH

·H

O)＞c(OH-)＞c(H+)

D.c(OH-)=c(NH

4+)+c(H+)

下面我们以弱酸强碱盐为例，来介绍一下能发生水解的盐溶液中离子浓度大77

小比较的解题方法

3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较---弱酸强碱型

解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子

在CH

3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是( )

A、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(OH―)>c(H＋)

B、c(CH3COO―)>c(Na＋)>c(OH―)>c(H＋)

C、c(Na＋)>c(CH3COO―)>c(H＋)>c(OH―)

D、c(Na＋)>c(OH―)>c(CH3COO―)>c(H＋)

解析：在CH

3COONa溶液中：CH

COONa Na＋+CH

COO―，CH

COO―+H

3COOH+OH―；而使c(CH

COO―)降低且溶液呈现碱性，则c(Na

＋)>c(CH

3COO―)，c(OH―)>c(H＋)，又因一般盐的水解程度较小，则

c(CH

3COO―)>c(OH―),因此A选项正确。

一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子) > C(水解离90

子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)

［点击试题］在Na

2CO

溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是______

解析：在Na

2CO

溶液中，Na

==2Na＋+CO

2―，CO

2―+H

O HCO

―+OH―，HCO

―

+OH―。CO

2―水解使溶液呈现碱性，则C(OH―)>C(H＋)，由于CO

2―

少部分水解，则C(CO

32―)>C(HCO

―)，HCO

―又发生第二步水解，则

C(OH―)>C(HCO

3―)，第二步水解较第一步水解弱得多，则C(HCO

―)与C(OH―)相关

不大，但C(H＋)比C(OH―)小得多，因此C(HCO

3―) > C(H＋)。此题的答案为：C(H

＋)

3―)

2―)

二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C(不水解离子)> C(水解离99

子)>C(显性离子)>C(二级水解离子)>C(水电离出的另一离子)

100

［随堂练习］在Na

2S溶液中下列关系不正确的是

101

A．c(Na+) =2c(HS－) +2c(S2－) +c(H2S) 102

B．c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－) 103

C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－) 104

D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H

2S)

105 106

［点击试题］判断0.1mol/L 的NaHCO

3溶液中离子浓度的大小关系

107

解析：因NaHCO

3==Na＋+HCO

―，HCO

―+H

O H

+OH―，HCO

―H＋+CO

2―。

108

HCO

3―的水解程度大于电离程度，因此溶液呈碱性，且C(OH―) > C(CO

2―)。由于

109

少部分水解和电离，则C(Na＋)>C(HCO

3―)>C(OH―)>C(H＋) > C(CO

2―)。

110

二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C(不水解离子)>C(水解111

离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)

112

［随堂练习］草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC

溶液

113

中，下列关系正确的是（CD）

114

A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)

115

B．c(HC2O4-)+ c(C2O42-)=0.1mol/L

116

C．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)

117

D．c(K+)= c(H2C2O4)+ c(HC2O4-)+ c(C2O42-)

118

下面再让我们利用上述规律来解决一下强酸弱碱盐的问题119

［点击试题］在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（）120

A.c(Cl-)＞c(NH

4+)＞c(H+)＞c(OH-) B.c(NH

+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)

121

C.c(NH

4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-) D.c(Cl-)＝c(NH

+)＞c(H+)＞c(OH-)

122

123

三、典型题----两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断

124

解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解125

质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和126

一元酸的盐为例进行分析。

127

1、强酸与弱碱混合

128

［点击试题］PH=13的NH

3·H

O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离

129

子浓度由大到小的排列顺序是____________ 130

解析：PH==1的HCl，C(H＋)==0.1 mol/L ，PH=13的NH

3·H

O，C(OH―)== 0.1

131

mol/L ，则NH

3·H

O 的浓度远大于0.1 mol/L ，因此，两溶液混合时生成NH

132

为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH

3·H

O)>C(NH

Cl)，则溶液的酸碱性应由氨

133

水决定。即NH

3·H

O的电离大于NH

＋的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小

134

的顺序为：C(NH

4＋)>C(Cl―)>C(OH―)>C(H＋)。

135

需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题136

相同。

137

2、强碱与弱酸混合

138

［点击试题］PH=X的NaOH溶液与PH=Y的CH

3COOH溶液，已知X+Y=14，且Y<3。

139

将上述两溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是140

( )

141

A、C(Na＋)>C(CH3COO―)>C(OH―)>C(H＋)

142

盐类水解中三大守恒解析

［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。二、电解质溶液中的守恒关系

盐类水解中三大守恒解析

盐类水解中三大守恒解析 Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】

盐溶液中的三大守恒关系

《盐溶液中的三大守恒关系》教学设计【教学目标】知识与技能：1、了解盐类水解中的电荷守恒、物料守恒以及质子守恒的原理； 2、能运用“三大守恒”解决实际问题。过程与方法：1、能从盐溶液中各个微粒的存在形式中对比分析可以建立怎样的守恒； 2、通过比较三大守恒的关系，进一步深入认识“守恒思想”在化学学科中的应用。情感态度与价值观：1、体验科学探究的艰辛与愉悦； 2、建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。【教学重难点】重点：盐溶液中三大守恒的原理难点：三大守恒的应用【教学方法】采取分析讨论、对比研究、归纳总结等【教学过程】一、知识回顾 1、电解质电离方程式的书写规则； 2、盐类水解方程式的书写规则。二、知识讲解以CH3COONa溶液和Na2CO3溶液为例，讲解三大守恒关系式的书写。 1、电荷守恒溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(Na+) + c(H+)= c(HCO3-) +2 c(CO32-) + c(OH-) 【强调】书写电荷守恒式需注意：（1）准确判断溶液中的离子种类；（2）弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即离子所带电荷量做系数。

2、物料守恒溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(Na+) =2 c(CO32-) +2c(HCO3-) +2c(H2CO3) 【强调】书写物料守恒式需注意：（1）准确的判断溶液中中心元素存在的微粒形式；（2）弄清中心元素之间的对应关系。 3、质子守恒溶液中，由水电离产生的氢离子总浓度与由水电离产生的氢氧离子总浓度一定相等，无论微粒以自由离子形式存在或以弱电解质微粒形式存在。例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3) 【强调】书写质子守恒式需注意：（1）弄清由水电离产生的H+和OH-的存在形式；（2）弄清被结合的H+或OH-离子浓度和弱电解质分子浓度的关系。三、练习巩固与提升 1、写出下列溶液中的“三大守恒”关系式 ①NH4Cl溶液②Na2S溶液 2、试写出Na3PO4溶液中的“三大守恒”关系式四、走向高考 1.硫酸铵溶液中离子浓度关系不正确的是( ) A．c(NH 4+)>c(SO 4 2-)>c(H＋)>c(OH－) B．c(NH 4+)＝2c(SO 4 2-) C．c(NH 4+)＋c(NH 3 ·H 2 O)＝2c(SO 4 2-) D．c(NH 4+)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO 4 2-)

化学人教版高中选修4-化学反应原理盐类水解三大守恒

一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在； ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH―) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。 } 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。）

人教高中化学选修四 3.3.1 盐类的水解知识点总结(含答案)

盐类的水解（一）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性 1．正盐溶液 ①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定 2．酸式盐 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4 ） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性 ③常见酸式盐溶液的酸碱性: 碱性：NaHCO 3、NaHS、Na 2 HPO 4 、NaHS. 酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO 3、NaH 2 PO 4 、NaHSO 4 （二）影响水解的因素内因：盐的本性. 外因：浓度、温度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大. （2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大. （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。（三）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________ ②相同条件下，测得①NaHCO 3②CH 3 COONa ③NaAlO 2 三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________. 考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系. （1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时 [不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+] 实例：a:CH 3COONa. B:NH 4 Cl ②当盐中阴、阳离子不等价时。要考虑是否水解，水解分几步，实例Na 2CO 3 : 考点3．溶液中各种微粒浓度之间的关系（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关

盐类的水解 (三大守恒及溶液中离子浓度大小比较)

一、盐类的水解 1．定义弱酸的阴离子盐电离弱碱的阳离子离子 c(H+)≠c(OH-) 结合电离的结合电离的破坏了
溶液呈酸性或碱性
2．实质酸碱中和反应的逆反应，盐类的水解是反应。 3．盐类水解离子方程式的书写（1）在书写盐类水解方程式时一般要用“______”号连接，产物不标 “↑” 或 “↓” ，其一般形式为：盐＋．．．．．．．．．．．水酸＋碱（2）书写规律 1 一般盐类水解程度很小，水解产物很少，即使产物易分解也不写其分解形式，如： ○ NH4Cl 的水解离子方程式： 2 多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，如： ○ Na2CO3 的水解离子方程式： Na3PO4 的水解离子方程式：
3 多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成，如： ○ FeCl3 的水解离子方程式： 4 双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，称为双水解。由于阴、阳离子相互促进， ○ 水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓” 高中阶段常见的能发生双水解的离子对有： Al3+与 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-等； Fe3+与 HCO3-、CO32-等；
5 弱酸酸式酸根既发生电离，又发生水解；强酸酸式酸根只电离不水解 ○ 如 HCO3-既发生电离，又发生水解
4．规律 (1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。 (2)组成盐的酸越弱，水解程度越大如：物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA 和 NaB，其溶液的 pH 前者大于后者，则酸 HA 和 HB 的相对强弱为 HB>HA，这条规律可用于利用盐的 pH 值判断酸性的强弱。酸的强弱顺序：H2SO3> H3PO4>HF>HNO2>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>苯酚>H2S>HCN>HClO (亚硫磷酸氢氟酸，亚硝甲酸冰醋酸，碳酸氢硫氢氰酸) (3)同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。如：同浓度的 Na2CO3 与 NaHCO3 相比，的水解程度更大。 (4)弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-、HS-、HPO42-在溶液中以水解为主，其．．溶液显碱性；HSO 、H PO 在溶液中以电离为主，其溶液显酸性 3 2 4 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．如：NaHCO3 显碱性，NaHSO3 显酸性（5）弱酸弱碱盐的酸碱性取决于弱酸与弱碱的相对强弱，常见的 CH3COONH4 显中性，由此可推断
1

锁定三大守恒盐类的水解6

锁定三大守恒，深入盐类的水解 1.物质的量浓度相同时，下列既能跟NaOH 溶液反应，又能跟盐酸反应的溶液中，pH 最大的是（） A.Na 2CO 3溶液 B.NH 4HCO 3溶液 C.NaHCO 3溶液 D.NaHSO 4溶液 2.氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是（） A.再通入少量氯气，) ClO ()H (－c c +减小 B.通入少量SO 2，溶液漂白性增强 C.加入少量固体NaOH ，一定有c (Na +)=c (Cl －)+c (ClO －) D.加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动 3.室温下向10 mL pH=3的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是（） A ．溶液中导电粒子的数目减少 B ．溶液中)()()(33--?OH c COOOH CH c COO CH c 不变 C ．醋酸的电离程度增大，c(H +)亦增大 D ．再加入10 mL pH=11的NaOH 溶液，混合液pH=7 4.已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等，现向10mL ，浓度为0.1mol/L 的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中 A.水的电离程度始终增大 B. 432()() c NH c NH H O +?先增大再减小 C. c(CH 3COOH)与c(CH 3COO - )之和始终保持不变 D. 当加入氨水的体积为10mL 时，c(NH 4+)= c(CH 3COO -) 5.以酚酞为指示剂，用0.1000 mol ·L ?1的NaOH 溶液滴定20.00 mL 未知浓度的二元酸H 2A 溶液。溶液中，pH 、分布系数δ随滴加NaOH 溶液体积V NaOH 的变化关系如图所示。[比如A 2?的分布系数：2-2- -2-2c(A )δ(A )=c(H A)+c(HA )+c(A )]

盐类水解及三大守恒定律的应用教案

教学过程一、复习预习复习电解质的概念和弱电解质的电离二、知识讲解考点1盐类的水解 (1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OＨ+结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。 (2) 盐类水解的特点:有弱才水解、无弱不水解；越弱越水解、都弱都水解；谁强显谁性、同强显中性。注意:a.弱酸弱碱盐也能水解,如ＣＨ3ＣＯＯNH4、(NＨ4)2S水解程度较NH４Ｃｌ、 CH3COONa大,溶液中存在水解平衡,但不能水解完全．水解后溶液的酸、碱性由 1

水解生成酸、碱的相对强弱决定,如CH3ＣＯONH4溶液ｐＨ=7。ｂ．酸式盐是显酸性还是显碱性,要看其电离和水解的相对强弱．若电解能力比水解能力强，则水溶液显酸性,如NａHSＯ3、NaＨ2PO4，NaHSＯ4只电离不水解也显酸性．若水解能力超过电离能力,则水溶液显碱性，如ＮaHCO3、Ｎ a2HＰO4、NaHS。考点2 影响盐类水解的因素内因:盐本身的性质外因：温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。浓度:稀释盐溶液，可以促进水解,盐的浓度越小,水解程度越大。外加酸碱:外加酸碱能促进或抑制盐的水解。以FｅCl3和CH3COOＮa为例 a．Fe3++3H2O Fe（OH)３＋３H+ 条件移动方向 H+数ｐＨFe3+水解率现象升高温度向右增降增大颜色变深（黄变红棕）通HCl 向左增降减小颜色变浅加H2Ｏ向右增升增大颜色变浅加Ｍｇ粉向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加NａHCＯ３向右减升增大红褐色沉淀,无色气体加少量NaF 向右减升增大颜色变深加少量NaOＨ向右减升增大红褐色沉淀ｂ.ＣH３COO-+H2ＯCH３CＯOH + OH- ｃ（CＨ 3COO-) c （CH3COOH c(OH-) c（H＋) ｐＨ水解程度 1

水解与电离中三大守恒详解

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。。二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

2020届高考化学二轮复习题精准训练——盐类水解三大守恒应用【选择专练】Word+解析

2020届届届届届届届届届届届届届届 ——届届届届届届届届届届届届届届届届 1.常温下将0.1000mol?L?1的AgNO3标准溶液分别滴加到 20mL浓度均为0.1000mol?L?1的NaCl和NaBr溶液中，混合溶液的pAg[?lgc(Ag+)]与滴定百分数(滴定所用标准溶液体积相对于滴定终点时所用标准溶液体积的百分数)的变化关系如图所示。下列叙述错误的是() A. 曲线a代表滴定NaBr溶液 B. K sp(AgCl)=1×10?9.5 C. 滴定至50%时，NaCl溶液中c(Na+)>c(NO3?)>c(Ag+)>c(H+) D. 滴定至100%时，c(H+)+c(Ag+)=c(Br?)+c(OH?) 2.下列有关说法正确的是() A. 镀铜铁制品镀层受损后，铁制品比受损前更容易生锈 B. 等物质的量浓度的CH3COOH溶液和HCl溶液中，水的电离程度相同 C. 0.1mol/LNa2CO3溶液：c(OH?)=c(H2CO3)+c(HCO3?)+c(H+) D. 对于反应2SO2+O2?2SO3，使用催化剂能加快反应速率和提高SO2平衡转化率 3.设N A为阿伏加德罗常数的值。下列有关叙述正确的是() A. 1mol甲醇中含有的共价键数为4N A B. 1mol 氯气分别与铁和铝完全反应时转移的电子數均为3 N A C. 电解精炼铜，当电路中通过的电子数目为0.2N A时，阳极质量减少6.4g D. 1mol CH3COONa和少量CH3COOH溶于水所得中性溶液中，CH3COO?的数目为 N A 4.常温下，用0.100mol?L?1NaOH溶液滴定 20.00mL0.100mol?L?1CH3COOH溶液所得滴定曲线如图所示。下列说法正确的是() A. 点①所示溶液溶质为CH3COONa B. 点②所示溶液溶质为CH3COONa、CH3COOH C. 点②所示溶液中：c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO?) D. 点③所示溶液中：c(Na+)>c(OH?)>c(CH3COO?)>c(H+)

书写三大守恒式,离子浓度的判断,电离和水解

怎样判断水解大于电离还是电离大于水解? 一般来说,题目给你的盐溶液都是你可以知道溶液的酸碱性的,要根据溶液的酸碱性来判断是水解大于电离还是电离大于水解. 由于酸根的水解使溶液显碱性,电离使溶液显酸性, 所以如果溶液是酸性,那么电力大于水解,如果溶液是碱性,那么水解大于电离. 或者你要通过背来记住谁的水解强,谁的电离强.在中学化学中,只需要知道以下几种情况就可以了.1.NaHCO3溶液:HCO3-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;2.NaHSO3溶液:HSO3-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;3.NaHSO4溶液:HSO4-只电离,不水解,溶液呈酸性;4.NaH2PO4溶液:H2PO4-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;5.Na2HPO4溶液:HPO42-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;6.在同浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液中,醋酸的电离程度大于醋酸根的水解程度,溶液呈酸性;7.在同浓度的氨水和氯化铵混合溶液中,一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度,溶液呈碱性.其他的情况就不需要记忆了. 离子浓度大小如何比较要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）.对有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题,在做时首先搞清溶液状况,是单一溶液还是混合溶液,然后再根据情况分析. 1、单一溶质的溶液中离子浓度比较 ①多元弱酸溶液中,由于多元弱酸是分步电离（注意,电离都是微弱的）的,第一步的电离远远大于第二步,第二步远远大于第三步.由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序.例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞ c(PO43-) ②多元弱酸的强碱正盐溶液中,要根据酸根离子的分步水解（注意,水解都是微弱的）来分析.第一步水解程度大于第二步水解程度,依次减弱.如Na2S溶液中：c（Na+）＞

盐类水解守恒专题第3课时

《选修四第三章第三节盐类水解守恒专题》导学案（第3课时）高二班第组姓名组内评价教师评价【课标要求】 1、离子浓度大小比较。 2、盐类水解的三大守恒。【难点重点】 1、离子浓度大小比较 2、盐盐类水解的三大守恒的应用【新课导学】一、溶液中粒子浓度的关系：以CH3COONa溶液为例: 1、一个不等式(除水外)： 2、三个守恒： (1)电荷守恒：是指溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于溶液中所有阴离子所带的负电荷总数。整个溶液呈电中性。注意：电中性不是c(H+) =c (OH-)，而是正电荷总数=负电荷总数 (2)物料守恒:是指某一成份的原始浓度应该等于该成份在溶液中各种存在形式的浓度之和。 (3)质子守恒:水电离的H+与OH-守恒。例1.写出NH4Cl溶液中的守恒关系电荷守恒物料守恒质子守恒例2.写出NaHCO3溶液中的守恒关系：电荷守恒物料守恒质子守恒例3.写出Na2S溶液中的守恒关系：电荷守恒物料守恒质子守恒例4.草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。在O.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列正确的是（）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1 C．c(C2O42-)>c(H2C2O4) D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-) 例5.下列叙述正确的是（） A．0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+) B．10mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12 C．在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-) = c(CH3COOH)＋c(H+) D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A) 二、比较溶液中各离子浓度 1、酸或碱溶液：例如：H2S溶液中有c(H+)＞ c(HS-) ＞ c(S2-) ＞ c(OH-) 酸溶液中c(H+)最大， c(OH-)最小。例6.在NH4Cl溶液中，下列关系正确的是（） A、c(Cl-)＞c(NH4+) ＞c(H+) ＞c(OH-) B、c(NH4+)＞c(Cl-) ＞c(H+) ＞c(OH-) C、c(NH4+)= c(Cl-) ＞ c(H+) = c(OH-) D、c(Cl-)= c(NH4+)＞ c(H+) ＞ c(OH-) 例7.在0.1mol/L的Na2S溶液中，下列关系正确的是（） A、c(Na+)＞c(S2-)＞c(HS-)＞c(OH-) B、c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+ 2c(H2S) C、c(S2-)+ c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/L D、c(H+)+c(Na+) = c(OH-)+c(HS-)+c(S2-) 例8.在0.2mol/LNaHCO3溶液中，有关粒子浓度的关系正确的是（） A、c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(H+)＞c(OH-) B、c(Na+)+ c(H+)= c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) C、c(Na+)+ c(H+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-) D、c(Na+)= c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 例9.叠氮酸（HN3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是（） A、HN3水溶液中微粒浓度大小顺序为：c(HN3)>c(H+)>c(N3ˉ)>c(OHˉ) B、HN3与NH3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物 C、NaN3水溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na+)>c(N3ˉ)>c(OHˉ)>c(H+) D、N3ˉ与CO2含相等电子数 2、混合溶液：溶液混合要先考虑是否有反应发生，要先确定反应后各物质的浓度及其它因素：电离、水解等。例10.把0.02mol/LCH3COOH溶液和0.01mol/LNaOH溶液以等体积混合，混合溶液呈酸性，则混合液中粒子浓度关系正确的是（） A、c(CH3COO-)＞c(Na+) B、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) C、2c(H+)= c(CH3COO-) - c(CH3COOH) D、c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.01mol/L

化学选修4盐类水解(三大守恒)第3课时微粒浓度的比较和等量关系导学案

第3课时微粒浓度的比较和等量关系【课时目标】熟练掌握盐类水解的应用【本节基石】书写下列溶液中存在的过程（包括所有的电离和水解）。 ⑴0.1mol/L NH4Cl __________________________________________________ __________________________________________________ ___________________________________________________ ⑵0.1mol/L CH3COONa __________________________________________________ __________________________________________________ ___________________________________________________ ⑶0.1mol/L Na2CO3 __________________________________________________ __________________________________________________ ___________________________________________________ ___________________________________________________ ⑷0.1mol/L NaHCO3 __________________________________________________ __________________________________________________ ___________________________________________________ ___________________________________________________ 小结：分析一个溶液时应注意的方面： ⑴易水解的盐? ? ? ? ? 盐完全电离水的微弱电离和离子的微弱水解多元弱酸的正盐分步水解逐级减弱 ⑵酸式盐 ? ? ? ? ? 盐完全电离水的微弱电离和离子的微弱水解酸式酸根离子电离程度与水解程度的大小【开动你的脑筋】探究一：分析下列溶液中含有哪些离子？将该溶液的所有离子按照浓度由大到小的顺序写出？ ⑴0.1mol/L NH4Cl 溶液共________种离子浓度由大到小：__________________________________________________ ⑵0.1mol/L CH3COONa溶液共________种离子浓度由大到小：__________________________________________________ ⑶0.1mol/L Na2CO3溶液共________种离子浓度由大到小：__________________________________________________ ⑷0.1mol/L NaHCO3溶液共________种离子浓度由大到小：__________________________________________________ 【有难度的思考题】0.1 mol / L的NH3·H2O和0.1 mol / L的NH4Cl溶液等体积混合后，溶液呈碱性，书写其中存在的电离和水解：_______________________________________ __________________________________________________ __________________________________________________ ___________________________________________________ 该溶液中共_____种离子，按浓度由大到小排序：_________________________________ 【开动脑筋】探究二： 1、电荷守恒。分析NH4Cl 溶液中共含有哪些离子：_________________。溶液整体是否带电：______。说明溶液中的阴阳离子所带的电荷总数，应该有什么关系：______。列出阴阳离子之间浓度的等式：【思考】1）、同理，分析硫酸钠溶液中含有哪些离子，列出阴阳离子之间浓度的等式： 2）、分析碳酸钠溶液中含有哪些离子，列出阴阳离子之间浓度的等式：

高中化学重难点——盐类水解中三大守恒解析

电离平衡理论和水解平衡理论［引入]电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先,我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论: ⑴弱电解质的电离是微弱的,电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的,同时注意考虑水的电离的存在;⑵多元弱酸的电离是分步的,主要以第一步电离为主; 2.水解理论：从盐类的水解的特征分析:水解程度是微弱的(一般不超过2‰)。例如:NaHCO3溶液中，c(HC Ｏ3―）>>ｃ(H2CO3）或ｃ（OH―) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有:c（Na+) > c(HＣO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的(双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或ＯＨ-）也是微量,但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c（H+)（或碱性溶液中的c(OH-))总是大于水解产生的弱电解质的浓度;⑶一般来说“谁弱谁水解,谁强显谁性”,如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH－)，水解呈碱性的溶液中c(OH-）＞c(Ｈ+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。守恒作为自然界的普遍规律,是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一,化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变,可对化学问题做到微观分析,宏观把握,达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。守恒在化学中的涉及面宽,应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化,只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。这类题目知识容量大、综合性强,涉及到的知识点有:弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点,也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾(起主要作用的平衡关系)，利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒)、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。二、电解质溶液中的守恒关系

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