新聞鏈接：被蜂蟄傷莫大意 采草藥的老伯差點(diǎn)送了命！ 某日上午10點(diǎn)左右，家住市區(qū)的李阿伯與鄰居到附近的山上采草藥時(shí)，不慎被黃蜂蟄傷，當(dāng)時(shí)他并未在意?；丶液罄畎⒉械絺幪弁醇又?、呼吸困難、意識(shí)不清，家人急忙撥打急救電話，經(jīng)醫(yī)生對(duì)癥處理在被黃蜂叮咬在患處涂抹食醋后，李阿伯脫離了危險(xiǎn)。 你知道當(dāng)黃蜂或蜜蜂叮咬后，應(yīng)如何利用家庭常用的物質(zhì)加以處理？,本節(jié)目標(biāo)： 1.理解鹽類(lèi)水解的本質(zhì)。 2.能正確分析強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解 3.掌握鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)和分析。,本節(jié)重點(diǎn)： 鹽類(lèi)水解的本質(zhì)及規(guī)律。,3. 鹽類(lèi)的水解,同學(xué)們，你們是否想過(guò)：,Na2CO3可用于中和發(fā)酵面團(tuán)中的酸性物質(zhì)，也可用于清洗油污，又叫“純堿”。明明是鹽，為什么又叫“堿”呢？難道它顯堿性？,一、實(shí)驗(yàn)探究,選擇合適的方法測(cè)出實(shí)驗(yàn)臺(tái)上鹽溶液的酸堿性。,中性,酸性,堿性,中性,堿性,堿性,酸性,酸性,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,由實(shí)驗(yàn)得出：鹽溶液不一定都是中性，有的呈酸性，有的呈堿性,鹽的組成類(lèi)型與鹽溶液酸堿性關(guān)系,鹽溶液中，水電離出的H+ 與OH-的量總是相等，而大多數(shù)鹽本身既不會(huì)電離出H+，也不會(huì)電離出OH-，為什么也會(huì)顯示出酸堿性？,請(qǐng)參考教材P55的表格進(jìn)行思考和分析,鹽的組成與鹽溶液酸堿性關(guān)系 (P55思考與交流),NaCl=Na+Cl-,無(wú),有,有,Na+、Cl-、H+、OH-、H2O,NH4+、Cl-、H+、OH-、H2O、,CH3COO-、Na+、H+、OH-、H2O、,c(H+)=c(OH-),c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),NH3·H2O,CH3COOH,NH4Cl=NH4+Cl-,NaAc=Na+Ac-,氯化銨在溶液中的變化:,NH4Cl = NH4+ + Cl-,+,NH3.H2O,NH4+ +H2O NH3.H2O + H+,NH4Cl +H2O NH3.H2O + HCl,弱堿離子結(jié)合OH-,破壞水的電離平衡(向右移動(dòng)),溶液中c(H+) c(OH-),NH4Cl溶液呈酸性,NH4+,OH-,H2O H+ + OH_,醋酸鈉在溶液中的變化:,CH3COONa = CH3COO_ + Na+,+,CH3COOH,CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH,請(qǐng)同學(xué)們自主分析：醋酸鈉溶液為什么呈堿性,討論以NaCl為例，說(shuō)明強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽能否水解？,由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出的OH-或H+結(jié)合生成弱電解質(zhì)，所以強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不能水解，不會(huì)破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。,結(jié)論： 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽對(duì)水的電離平衡無(wú)影響, 溶液顯中性,二、鹽類(lèi)的水解,定義：在溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水所電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成 弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類(lèi)的水解。,水解實(shí)質(zhì)：弱電解質(zhì)的生成破壞了水的電離平衡，增大了水的電離程度并且常常使溶液呈酸性或堿性。,弱酸或弱堿,弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)離子,水解條件：有弱酸根離子或弱堿離子存在；鹽必須可溶于水。,即：有弱才水解，無(wú)弱不水解,強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,強(qiáng)堿弱酸鹽,強(qiáng)酸弱堿鹽,弱酸弱堿鹽,否,中性,是,堿性,(NaCl),(CH3COONa),(NH4Cl),是,(CH3COONH4),酸性,是,水解結(jié)果：,誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性,中性,（1）強(qiáng)堿弱酸鹽：溶液水解呈堿性 K2CO3、Na2S、CH3COOK、Na3PO4、Na2SO3、 Na2SiO3 （2）強(qiáng)酸弱堿鹽：溶液水解呈酸性 Cu(NO3)2、CuSO4、CuCl2、(NH4)2SO4、 NH4Cl、NH4NO3、AlCl3、FeCl3 （3）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解，呈中性。 (特殊：NaHSO4呈酸性),水解結(jié)果：,誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性,（4）弱酸的酸式鹽水解，溶液的酸堿性取決于酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。 如電離程度大于水解程度的，以電離為主，溶液呈酸性如：NaHSO3、NaH2PO4等。 如水解程度大于電離程度的，以水解為主，溶液呈堿性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS等,（5）弱酸弱堿鹽的水解程度比單獨(dú)水解的程度要大一些(有些可以進(jìn)行到底)，溶液的酸堿性決定于酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。,1、在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（ ） A、ClO - B、CO32- C、Fe3+ D、SO42-,D,隨堂練習(xí),2、下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（ ） 哪些呈堿性（ ） FeCl3 NaClO (NH4)2SO4 AgNO3 Na2S K2SO4, , ,3、 下列溶液PH小于7的是（ ）,A.溴化鉀 B. 硫酸銅 C.硫化鈉 D.硝酸鋇,B,分析0.1mol/L某些鹽的水解情況,水解是可逆反應(yīng)，其程度一般較小，一般比電離程度小（練習(xí)冊(cè)）,越弱越水解，都弱都水解。,水解程度：,測(cè)定NaA溶液的PH值，若PH大于7，則HA酸為弱酸。,實(shí)驗(yàn)設(shè)計(jì)：請(qǐng)應(yīng)用水解原理，設(shè)計(jì)一個(gè)合理而比較容易進(jìn)行的方案證明某酸HA酸是弱電解質(zhì)（做簡(jiǎn)明扼要表述）。,弱的離子+水 弱酸(或弱堿)+OH-(或H+),鹽+水 酸+堿,三、水解方程式的書(shū)寫(xiě),（1）用化學(xué)方程式表示：,（2）用離子方程式表示：先找“弱”離子,例：NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl,NH4+ + H2O NH3·H2O + H+,CH3COONa+H2O,CH3COOH+NaOH,CH3COO+H2O CH3COOH+OH-,三、書(shū)寫(xiě)水解方程式的注意點(diǎn)：P56,（1）一般鹽類(lèi)水解的程度較小，用可逆號(hào)“ ”表示。,（2）一般鹽類(lèi)水解的產(chǎn)物很少，不會(huì)產(chǎn)生氣體或沉淀，不標(biāo)“”或“”。（雙水解除外）,（3）不把生成物（如NH3·H2O等）寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式。,（4）多元弱酸生成的鹽水解時(shí)，生成弱酸過(guò)程應(yīng)分步表示，以第一步為主。弱堿陽(yáng)離子的水解一步到位：,多元弱酸強(qiáng)堿的正鹽分步水解，但以第一步水解為主：如Na2CO3,多元弱堿強(qiáng)酸鹽分步水解，但并為一步寫(xiě)：如AlCl3,徹底水解的離子組（雙水解）：練P56,（4）多元弱酸生成的鹽水解時(shí)，生成弱酸過(guò)程應(yīng)分步表示，以第一步為主。弱堿陽(yáng)離子的水解一步到位：,1.判斷下列鹽溶液的酸堿性，若能水解的寫(xiě)出水解反應(yīng)的離子方程式。,NaHCO3 NH4NO3 Na2S FeCl3 Na2SO4,HCO3-+H2O H2CO3+OH,NH4+H2O NH3.H2O +H+,S 2-+H2O HS+OH,Fe 3+3H2O Fe(OH)3+3H+,隨堂練習(xí),1.內(nèi)因：鹽的本性(越弱越水解),酸性越弱,酸越難電離,酸根離子與H+的結(jié)合能力越強(qiáng),水解后OH-濃度越大,溶液堿性越強(qiáng),pH值越大,四、影響鹽類(lèi)水解的主要因素P5657,討論:同為強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，Na2CO3、 NaHCO3、CH3COONa卻表現(xiàn)出不同的堿性，這是為什么？,不同弱酸對(duì)應(yīng)的鹽,NaClO NaHCO3,NH4Cl MgCl2 AlCl3,弱酸的酸性：,HClOH2CO3,對(duì)應(yīng)鹽的堿性：,不同弱堿對(duì)應(yīng)的鹽,弱堿的堿性：,對(duì)應(yīng)鹽的酸性：,NH3 · H2O Mg(OH)2Al(OH)3,同一弱酸對(duì)應(yīng)的鹽,鹽的堿性：Na2CO3 NaHCO3,對(duì)應(yīng)的酸：HCO3- H2CO3, 正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度,1.內(nèi)因：鹽的本性(越弱越水解),1、相同物質(zhì)的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH分別為7、8、9，則相同物質(zhì)的量濃度的 HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)?。,HXHYHZ,練習(xí)：,2、已知K(HNO2) K(CH3COOH) K(HClO)， 請(qǐng)推測(cè) NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由 大到小的順序是： 。,NaClO CH3COONa NaNO2,(3) 溶液的酸堿性：水解呈堿性的鹽溶液，加酸促進(jìn)水解，加堿抑制水解。 （水解呈酸性的鹽溶液以此類(lèi)推）,2、外因（適用勒夏特列原理）,(1) 溫度：水解是酸堿中和的逆過(guò)程，是吸熱反應(yīng)，故升溫可促進(jìn)水解。,越熱越水解,(2) 濃度：鹽溶液的濃度越小，水解程度越大,越稀越水解,(4) 外加沉淀劑：,如往FeCl2溶液中加入Na2S溶液,思考：,正向,增多,減小,減小,顏色變深,逆向,減少,增大,減小,顏色變淺,正向,增多,增大,增大,顏色變淺,正向,減少,增大,增大,紅褐色沉淀,逆向,增多,減小,減小,顏色變深,正向,增多,減小,增大,顏色變淺,正向,減少,增大,增大,有紅褐色沉淀及氣體產(chǎn)生,27,1、物料守恒,（元素or原子守恒）,溶液中，盡管有些離子能電離或水解，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)是不變的。,是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。,五、溶液中的守恒規(guī)律：P58,1、物料守恒,如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 Na2CO3 = 2 Na+ + CO32 H2O H+ + OH CO32 + H2O HCO3 + OH HCO3 + H2O H2CO3 + OH, c (Na+ ) = 2 c (CO32) +c (HCO3)+c (H2CO3) ,c (Na+ ) = 2 a mol / L,c (CO32) + c (HCO3) + c (H2CO3) = a mol / L,（元素or原子守恒）,即 c (Na+) : c (C) 2 : 1,1、物料守恒,（元素or原子守恒）,29,如：Na2S 溶液 Na2S = 2 Na+ + S2 H2O H+ + OH S2 + H2O HS + OH HS + H2O H2S + OH, c (Na+ ) = 2 c ( S2) + c (HS) + c (H2S) , c (Na+) : c (S) 2 : 1,1、物料守恒,是指某一元素的原始濃度應(yīng)該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。,（元素or原子守恒）,如：NaHCO3溶液, c (Na+) : c (C) 1 : 1, c (Na+)c (HCO3) + c (CO32) + c (H2CO3),陽(yáng)離子： Na+ 、H+ 陰離子： OH 、 S2 、 HS,如：Na2S 溶液 Na2S = 2Na+ + S2 H2O H+ + OH S2 + H2O HS + OH HS + H2O H2S + OH,c (Na+)+ c (H+)= c(OH) + 2c (S2) + c (HS ), 正電荷總數(shù) = 負(fù)電荷總數(shù),2、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。,2、電荷守恒,又如：NH4Cl 溶液中 陽(yáng)離子： NH4+ 、 H+ 陰離子： Cl 、 OH 正電荷總數(shù) = 負(fù)電荷總數(shù) n ( NH4+ ) + n ( H+ ) = n ( Cl ) + n ( OH ),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 ),3、質(zhì)子（H+）守恒,電解質(zhì)溶液中分子或離子因電離或水解而得失質(zhì)子 得到的質(zhì)子(H+) = 失去質(zhì)子(H+) 表現(xiàn)為由水電離出來(lái)的H+和OH-的量總相等,如：Na2CO3 溶液中 Na2CO3 = 2 Na+ + CO32 H2O H+ + OH CO32 + H2O HCO3 + OH HCO3 + H2O H2CO3 + OH,c (OH) = c (H+) + c (HCO3) + 2c (H2CO3),如：Na2CO3 溶液中 Na2CO3 = 2 Na+ + CO32 H2O H+ + OH CO32 + H2O HCO3 + OH HCO3 + H2O H2CO3 + OH,H2O CO32,OH,H3O+(H+),HCO3,H2CO3,c (OH) = c (H+) + c (HCO3) + 2c (H2CO3),36,六、鹽類(lèi)水解的應(yīng)用：P59,(一) 判斷鹽溶液的酸堿性：,NaCl溶液,CH3COONa溶液,NH4Cl溶液,中性,堿性,酸性,CH3COONH4溶液,中性,NaHCO3溶液,堿性,NaHSO3溶液,酸性,NaH2PO4溶液,酸性,Na2HPO4溶液,堿性,（相同溫度和濃度）,（二）加熱蒸發(fā)可水解的鹽溶液,1、把FeCl3溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是什么，為什么？,FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl,加熱促進(jìn)水解 HCl揮發(fā),2、Al2(SO4)3溶液加熱蒸發(fā)后得到固體是什么？,Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4,盡管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于H2SO4是高沸點(diǎn)酸，不易揮發(fā)，加熱最終只是把水蒸去，因此仍得Al2(SO4)3固體。,對(duì)鹽溶液加熱蒸干后產(chǎn)物判斷： a、不水解不分解的鹽、難揮發(fā)的酸形成的鹽 蒸干為原來(lái)的鹽,c、酸式碳酸鹽溶液蒸干得到其正鹽： 如 NaHCO3Na2CO3, Ca(HCO3)2CaCO3,d、弱酸的銨鹽溶液蒸干無(wú)固體： 如NH4HCO3 , (NH4)2CO3,e、由于SO32-具有較強(qiáng)的還原性，大部分亞硫酸鹽溶液蒸干得到硫酸鹽,金屬鎂與水反應(yīng)比較困難，若加一些NH4Cl馬上產(chǎn)生大量氣體？為什么？,“焊藥”金屬焊接時(shí)常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。,NH4+H2O NH3H2O + H+,Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2,（三）判斷鹽所對(duì)應(yīng)酸的相對(duì)強(qiáng)弱,（四）金屬與鹽反應(yīng)產(chǎn)生H2,（六）判斷溶液中離子能否共存 P67、77,離子的共存要考慮鹽類(lèi)的雙水解。,（七）去污、凈水、滅火,1、熱的純堿去污能力更強(qiáng)，Why？,升溫，促進(jìn)CO32水解。,2、鹽作凈化劑的原理：明礬、FeCl3 等,本身無(wú)毒，膠體可吸附不溶性雜質(zhì)，起到凈水作用。,41,3、 泡沫滅火器的原理,塑料內(nèi)筒裝有Al2(SO4)3溶液,外筒裝有NaHCO3溶液,Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：,Al 3+ + 3HCO3 Al(OH)3 + 3CO2,速度快耗鹽少,混合前 混合后,(八) 鹽溶液的配制與貯存：,配制 FeCl3溶液：加少量 ；,配制 FeCl2溶液：加少量 ；,保存NH4F溶液 ：,加相應(yīng)的酸或堿,稀鹽酸,稀鹽酸和Fe粉,不能存放在玻璃瓶中！,鉛容器或塑料瓶,配制 FeSO4溶液：加少量 ；,稀硫酸和Fe粉,Na2S 、Na2CO3的試劑瓶不能用玻璃塞,（九）某些化肥的使用使土壤酸堿性變化,銨態(tài)氮肥(NH4)2SO4(硫銨),Ca(OH)2、K2CO3(草木灰),酸性,堿性,它們不能混合使用，,否則會(huì)因水解而降低肥效。,44,（二）水溶液中微粒濃度的大小比較：,1、電離理論：, 多元弱酸電離是分步，主要決定第一步, 弱電解質(zhì)電離是微弱的,如： NH3 · H2O 溶液中：,如：H2S溶液中：,對(duì)于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。,c (NH3 · H2O),c (OH),c (NH4+),c (H+),c (H2S),c (H+),c (HS),c (S2),c (OH),45,2、水解理論：, 弱離子由于水解而損耗。,如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+), 水解是微弱, 多元弱酸水解是分步，主要決定第一步,如：Na2CO3 溶液中：,單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。,如：NH4Cl 溶液中：,c (Cl),c (NH4+),c (H+),c (NH3·H2O),c (OH),c (CO3),c (HCO3),c (H2CO3),離子濃度大小比較,離子濃度大小的比較是高考命題的熱點(diǎn)之一。試題常以選擇題形式為主。主要涉及弱電解質(zhì)的電離和鹽類(lèi)水解的規(guī)律以及電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒規(guī)律。,一、電荷守恒規(guī)律,電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，但溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù),如Na2CO3溶液： Na2CO3 2 Na+CO32- H2O H+ + OH-,CO32-+H2O HCO3-+OH-,HCO3- +H2O H2CO3+OH-,故 c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-),三個(gè)重要守恒關(guān)系：,二、物料守恒規(guī)律,電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類(lèi)增多，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的。,如Na2CO3溶液，雖CO32-水解生成HCO3-，HCO3-進(jìn)一步水解成H2CO3，但溶液中n(Na): n(C)2:1，所以有如下關(guān)系： C(Na+)2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3),三、質(zhì)子守恒規(guī)律,即水電離出的OH-的量始終等于水電離出的H+的量。 如Na2CO3溶液，水電離出的H+一部分與CO32-結(jié)合成HCO3-，一部分與CO32-結(jié)合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根據(jù)c(H+)水c(OH-)水 ，有如下關(guān)系： c(OH-)c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+),離子濃度大小的判斷,首先要明確絕大部分可溶鹽完全電離，電離出的弱離子部分水解（電離強(qiáng)烈、水解微弱）；其次要知道多元弱酸分步電離，故其對(duì)應(yīng)鹽的水解也是分步進(jìn)行的，以第一步水解為主；最后還要考慮水的電離。,2多元弱酸的電離是分步的，主要是第一步電離。如在H2S溶液中: c (H2S) c(H+)c(HS-) c(S2-),1弱電解質(zhì)的電離是微量的，電離消耗及電離產(chǎn)生的粒子是少量的，同時(shí)還應(yīng)考慮水的電離。例如在氨水中： c(NH3·H2O) c(OH-) c(NH4+)c(H+),一弱電解質(zhì)的電離理論,二水解理論,(一)只含一種溶質(zhì)的溶液,思路：先考慮電解質(zhì)的電離，再考慮弱離子的水解，最后進(jìn)行綜合判斷。,例1：比較NH4Cl溶液合Na2CO3溶液中各粒子濃度的大小,c(Cl-) c(NH4+) c(H+) c(NH3·H2O) c(OH-),比較方法： c(不水解的離子)c(水解的離子)c(顯性離子)c(隱性離子),弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子的水解損失 是微量的（雙水解除外），因此水解生成 的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生的H+（或OH-）也是微量 的。但由于水的電離，所以水解后酸性溶 液中c(H+)或堿性溶液中的c(OH-)問(wèn)題大于 水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。,c(NH4+)c(SO42-)c(H+)c(NH3·H2O)c(OH-),如(NH4)2SO4溶液中：,強(qiáng)堿弱酸酸式鹽溶液中弱酸酸根離子既有電離又有水解，比較離子濃度時(shí)首先要認(rèn)清其陰離子的電離程度和水解程度。然后進(jìn)行綜合判斷,在常見(jiàn)的多元弱酸的酸式鹽溶液中： NaHS NaHCO3、Na2HPO4等以水解為主，溶液呈堿性,NaHSO3、NaH2PO4等以電離為主，溶液呈酸性,如NaHSO3溶液中： c(Na+)c(HSO3-)c(H+)c(SO32-) c(OH-),如NaHCO3溶液中： c(Na+)c(HCO3-)c(OH-) c(CO32-) c(H+),(二)含有兩種或兩種以上電解質(zhì)的溶液,特殊情況：HCNNaCN混合液呈堿性：c(Na+)c(CN)c(OH)c(H+),1、弱酸、弱堿與其對(duì)應(yīng)鹽的混合液（物質(zhì)的量之比為11）,一般規(guī)律是：酸、堿的電離程度其對(duì)應(yīng)鹽的水解程度。 CH3COOHCH3COONa混合液呈酸性： c(CH3COO）c(Na+)c(H+)c(OH) NH3·H2ONH4Cl混合液呈堿性： c(NH4+)c(Cl)c(OH-)c(H+),c (Cl-)c (NH4+)c (H+) c (OH-),綜合分析：化學(xué)反應(yīng)、電離因素、水解因素,1)、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成鹽,例2：等體積等濃度的氨水和鹽酸反應(yīng)，反應(yīng) 后溶液中的離子濃度大小關(guān)系是：_。,解析：該反應(yīng)的化學(xué)方程式為： NH3·H2O+HCl = NH4Cl + H2O 因?yàn)槭堑润w積等濃度反應(yīng)，即反應(yīng)后 只得到NH4Cl溶液(與例1同)，所以有：,(單一鹽溶液),2、復(fù)雜混合溶液,故有：c(NH4+)=c(CI-) c(OH-)=c(H+),2)、兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：根據(jù)過(guò)量程度考慮電離或水解,例3：氨水和稀鹽酸反應(yīng)后的溶液呈中性，反應(yīng)后所得溶液中的離子濃度大小關(guān)系是_。,解析：由電荷守恒可得： c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-) 又因?yàn)槿芤撼手行?，所以有?c(OH-)= c(H+) c(NH4+)= c(CI-),c(Na+)= c(Cl-)c(H+) = c(OH-),同類(lèi)變式1：醋酸和NaOH溶液混合后的溶液 顯中性，所得溶液中的離子濃度大小關(guān)系是：_。,c(Na+) = c(CH3COO-) c(OH-) = c(H+),同類(lèi)變式2：在1mol/L的氯化鈉溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是：_。,要看溶液中其它離子對(duì)其產(chǎn)生的影響。 如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：NH4ClNH4HSO4CH3COONH4NH3H2O。 C(NH4+)由大到小的順序?yàn)?3.不同溶液中同一離子濃度大小的比較，,離子濃度大小比較檢測(cè) 1、在CH3COONa溶液中，溶液中離子濃度由大到小的順序是（ ） A、c(Na+)c(CH3COO)c(OH)c(H+) B、c(Na+)c(H+)c(CH3COO)c(OH) C、c(Na+)c(OH)c(CH3COO)c(H+) D、c(Na+)c(CH3COO)c(H+)c(OH) 2、將PH=3的鹽酸與PH=11的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關(guān)系式正確的是（ ） A、c(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H+) B、c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH) C、c(NH4+)c(Cl)c(H+)c(OH) D、c(NH4+)c(Cl) c(OH)c(H+),A,D,3、等體積等濃度的強(qiáng)堿MOH與HA弱酸相混合,所得溶液中離子濃度應(yīng)滿(mǎn)足的關(guān)系是（ ） A、c(M+)c(A)c(OH)c(H+) B、c(M+)c(H+)c(A)c(OH) C、c(M+)c(OH)c(A)c(H+) D、c(M+)c(A)c(H+)c(OH) 4、將0.1mol·L1NH4Cl溶液和0.1mol·L 1NaOH溶液等體積混合后，溶液中下列微粒的物質(zhì)的量關(guān)系正確的是（ ） A c(Na+)c(Cl) c(OH)c(H+) B c(Cl)=c(Na+)c(OH)c(H+) C c(Cl)=c(Na+)c(H+)c(OH) D c(Cl)c(Na+)c(OH)c(H+),A,B,5、將0.2mol·L1HCN溶液和0.1mol·L1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關(guān)系式中正確的是（ ） A c(HCN)c(CN) B c(Na)c(CN) C c(HCN)c(CN)c(OH) D c(HCN)c(CN)0.1mol·L1,B D,參考答案 1. D； 2. B；3. C； 4. D。 5. 甲，即使是弱酸，所電離出的H必須與堿電離出的OH相等(pH=7)，即c(A） = c(M）。 6. ，Al3+2SO42+2Ba2+4OH = 2BaSO4+AlO2+2H2O； =，2Al3+3SO42+3Ba2+6OH = 3BaSO4+2Al(OH)3 7. CO32+H2O HCO3+OH, Ca2+CO32=CaCO3,8. Na2CO3溶液的pHNaHCO3溶液的pH,因?yàn)橛蒆CO3電離成CO32比由H2CO3電離成HCO3更難，即Na2CO3比NaHCO3是更弱的弱酸鹽，所以水解程度會(huì)大一些。 9. (1) SOCl2 +H2O =SO2+ 2HCl,(2) AlCl3溶液易發(fā)生水解，AlCl3·6 H2O與SOCl2混合加熱，SOCl2與AlCl3·6 H2O中的結(jié)晶水作用，生成無(wú)水AlCl3及SO2和HCl氣體。,10. 加水的效果是增加水解反應(yīng)的反應(yīng)物c(SbCl3)，加氨水可中和水解反應(yīng)生成的HCl,以減少生成物c(H+)，兩項(xiàng)操作的作用都是使化學(xué)平衡向水解反應(yīng)的方向移動(dòng)。 11. 受熱時(shí)，MgCl2·6H2O水解反應(yīng)的生成物HCl逸出反應(yīng)體系，相當(dāng)于不斷減少可逆反應(yīng)的生成物，從而可使平衡不斷向水解反應(yīng)方向移動(dòng)；MgSO4·7H2O沒(méi)有類(lèi)似可促進(jìn)水解反應(yīng)進(jìn)行的情況。,