化学人教版（2019）选择性必修第一册 3.3.1盐类水解 课件(共51张PPT)

(共51张PPT)
3-3-1 盐类水解
回忆盐的简单分类：
盐 → 金属离子(铵根离子) + 酸根离子
含1个或n个H+的盐
含1个或n个OH－的盐
复盐
→ 两种金属离子(铵根离子) + 酸根离子
如：KAl(SO4)2、(NH4)2Fe(SO4)2
络盐
→ 含有络离子的盐
如：Fe(SCN)3、K3[Fe(CN)6]
盐的新分类：
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类
强酸
酸
弱酸
强碱
碱
弱碱
NO3－、SO42－、Cl－
K+、Na + 、Ba 2+ 、Ca 2+
CO32－、CH3COO－、S2－
AI3+、Mg2 + 、Cu 2+ 、 NH4+
KNO3 K2S Ca(CH3COO)2
CH3COONH4 Al2(SO4)2 MgCl2
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸弱碱盐
强酸强碱盐
弱酸弱碱盐
(酸 + 碱 → 盐 + 水)
酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，那么盐溶液显什么性？
酸 + 碱 = 盐 + 水
碳酸钠是盐，俗名叫纯碱，明明是盐为何要叫纯“碱”？
Na2CO3溶液 + 酚酞
NaHCO3溶液 + 酚酞
盐溶液 NaCl Na2CO3 Na2SO3 NH4Cl
酸碱性
盐类型
盐溶液 Na2SO4 CH3COONa AlCl3 (NH4)2SO4
酸碱性
盐类型
寻找规律
(盐的类型从酸碱强弱角度分类)
中性
碱性
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
强酸强碱盐
强碱弱酸盐
强酸弱碱盐
一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液酸碱性
中性
酸性
碱性
酸性
强酸弱碱盐
练习1、下列盐的水溶液中，哪些呈酸性( )
哪些呈碱性( )
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2Fe(SO4)2 ④ AgNO3
⑤ Na2S ⑥ KAl(SO4)2 ⑦ NH4I ⑧NaF
①③④⑥⑦
②⑤⑧
练习2、 等物质的量浓度、等体积的酸HA与碱NaOH混合后，溶液的酸碱性是( )
A、酸性 B、中性 C、碱性 D、碱性或中性
D
二、盐水解的定义
在溶液中盐电离出来的离子(弱酸根、弱碱根)跟水所电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。
练习3、 下列溶液中离子间能大量共存的是( )
A、Na+、OH－
B、Fe3+、SCN－
C、H+、F－
D、Mg2+、OH－
E、H+、ClO4－
AE
符合复分解型离子反应发生的条件之一 ——生成了弱电解质：弱酸、弱碱、极个别盐
H2O H+ + OH_
CH3COONa = CH3COO_ +Na+
+
CH3COOH
CH3COONa溶液显碱性的原因：
逻辑推理分析1：
c(OH－) c(H+)
＞
问题1：CH3COONa溶液中水电离出来的c(OH－)水 c(H+)水
问题3：CH3COONa溶液中c(OH－) c(H+)
问题2：已知CH3COONa溶液中存在分子： 、 ；
离子： 、 、 、 ；分析c(H+)、c(OH－)和
c(CH3COOH)之间的关系？
=
＞
H2O CH3COOH
H+ Na+ OH－ CH3COO－
c(H+)+c(CH3COOH) = c(OH－)
促进电离→
H2O H+ + OH_
NH4Cl = Cl_ + NH4+
+
NH3·H2O
NH4Cl溶液显酸性的原因：
逻辑推理分析2：
c(H+) c(OH－)
＞
问题1：NH4Cl溶液中水电离出来的c(OH－)水 c(H+)水
问题3：NH4Cl溶液中c(OH－) c(H+)
问题2：已知NH4Cl溶液中存在分子： 、 ；
离子： 、 、 、 ；分析c(H+)、c(OH－)和
c(NH3·H2O)之间的关系？
=
＜
H2O NH3·H2O
H+ NH4+ OH－ Cl－
c(H+) = c(OH－) + c(NH3·H2O)
促进电离→
思考1：同样为盐溶液，CH3COONa、NH4Cl两种溶液，却表现出不同的酸碱性，其根本原因是什么？
弱酸强碱盐 === 弱酸阴离子 + 强碱阳离子
H2O H+ + OH_
+
弱酸
强酸弱碱盐 === 强酸阴离子 + 弱碱阳离子
H2O H+ + OH_
+
弱碱
谁弱谁水解
谁强显谁性
练习4、 下列离子在水溶液中不会发生水解的是( )
使水电离出来的H+数目增加的是( )
A.NH4+ B.SO42_ C.Al3+ D.F_
思考2：溶液中盐的离子是不是都发生水解？具有什么样条件的离子才能发生水解？
答：不是；只有“弱”离子才能发生水解，“强”离子不能水解；如NaCl、K2SO4、KI、NaBr等溶液显中性
B
练习5、 下列物质分别加入到水中，因促进水的电离而使溶液呈酸性的是( );使溶液呈酸性且抑制水的电离的是( )
A、硫酸铵 B、NaOH C、硫酸氢钠 D. 碳酸钠
A
C
NaHSO4 === Na+ + H+ + SO4-
强酸强碱的正盐显中性！
ACD
CH3COO－ +H2O CH3COOH+OH_
CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH
三、盐的水解反应方程式
在溶液中盐电离出来的离子(弱酸根、弱碱根)跟水所电离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质的反应,叫做盐类的水解。
H2O H+ + OH_
CH3COONa = CH3COO_ +Na+
+
CH3COOH
水解离子反应方程式：
水解化学反应方程式：
1、一元弱酸强碱盐
2、多元弱酸强碱盐
水解离子方程式：
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
CO3 2– + H2O HCO3 – + OH –
(主)
(次)
如Na2CO3
3、弱碱强酸盐水解
如NH4Cl、AlCl3
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
水解离子方程式：
练习6、下列离子方程式正确的是( )
A.大理石与盐酸：CO32- + 2H+＝Ca2++H2O+CO2↑
B.S2- + 2H2O ＝ H2S↑+2H+
C. Cl- + H2O HCl + OH-
D.Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+
D
盐类水解方程式的书写注意：
1、先找“弱”离子。
2、一般水解程度小，水解产物少。常用“ ” ；不写“ = ”、“↑”、“↓”；也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3)写成分解产物的形式。
3、多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
4、多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱酸根离子 + 水 弱酸(弱酸酸式根) + OH–
弱碱阳离子 + 水 弱碱 + H+
盐+ 水 酸 + 碱
盐类水解通式：
∴盐类的水解是 热反应
吸
4、弱酸弱碱盐水解
水解离子方程式：
如CH3COONH4
CH3COO- +NH4+ + H2O NH3·H2O + CH3COOH
思考4：上述弱酸弱碱盐水解会导致其溶液显酸性还是碱性？
答：①溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小
CH3COO-的水解产生OH-
NH4+的水解会产生H+
K(CH3COOH)
K(NH3·H2O)
c(OH-)增加
c(H+)增加
反比
酸越弱，盐溶液中酸根阴离子越水解，产生的OH-越多
反比
碱越弱，盐溶液中金属阳离子越水解，产生的H+越多
谁弱谁水解，谁(较)强显谁性！
不完全双水解
四、盐的水解规律
盐类 溶液酸碱性 规律
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
弱酸弱碱盐
中性
酸性
碱性
无弱不水解，同强显中性
谁弱谁水解，谁强显谁性
谁弱谁水解，谁强显谁性
思考5：已知酸性HF 强于 CH3COOH ，则同温下等浓度的NaF和CH3COONa溶液，谁的pH大？
越弱越水解
CH3COONa溶液pH大
练习7、有三种一元酸HA、HB、HC的钠盐分别为NaA、NaB、NaC，它们的物质的量浓度相同时，常温下溶液的pH依次为9，10，8。则这三种弱酸的酸性由强到弱的顺序是( )
A.HA＞HB＞HC B.HB＞HA＞HC
C.HC＞HB＞HA D.HC＞HA＞HB
D
练习8、常温下，同浓度的弱酸强碱(NaOH)盐NaA与NaB和强酸(HCl)弱碱盐DCl与ECl；测其pH结果如下：①NaA溶液pH=10；②NaB溶液pH=11；③DCl溶液pH=5； ④ECl溶液pH=6；
下列四选项中数据为上述四溶液中水电离的 (H+)浓度大小比，其中符合①：②：③∶④的是 ( )
A、1010:1011:105:106 B、104:103:105:106
C、102:103:10:1 D、10:1:106:105
C
四、盐的水解规律
盐类 溶液酸碱性 规律
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
弱酸弱碱盐
中性
酸性
碱性
无弱不水解，同强显中性
谁弱谁水解，谁强显谁性
谁弱谁水解，谁强显谁性
都弱双水解，同弱显中性，谁(较)强显谁性
问题2：NaCl溶液与CH3COONH4溶液都显中性，那么两溶液中水的电离程度相同么？
问题1：查阅资料可知，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数几乎相等，请问CH3COONH4溶液显啥性？为什么？
中性
越弱越水解，同弱的情况，水解产生的c(H+)=c(OH-)，故显中性
不相同，CH3COONH4溶液中水的电离程度大
酸式盐溶液的酸碱性如何？
思考6：下述酸式盐的水溶液显酸性还是碱性？如：NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4、Na2HPO4、NaHCO3、NaHS
强酸酸式盐在水中完全电离：NaHSO4 === Na+ + H+ + SO4- 故显酸性
弱酸酸式盐的酸式根在水中电离、同时也存在水解，那么酸碱性取决于两者的程度的大小：
请解释NaHCO3显碱性的原因：
NaHCO3=Na++HCO3-
电离：HCO3- H++CO32-
水解：H2O+HCO3- H2CO3+OH-
水的电离解：H2O H+ +OH-
电离程度 水解程度
＜
复分解型离子反应的新认识：
练习9、 下列溶液中离子间能大量共存的是( )
A、K+、Na+、HCO3－、OH－
B、NH4+、Na+、CO32－、Cl－
C、Al3+、K+、HCO3－、SO42－
D、Fe3+、NH4+、SCN－、Cl－
B
HCO3－+OH－=CO32－+H2O
NH4+与CO32－ 属于不完全双水解
Al3++3HCO3－=Al(OH)3↓+3CO2↑ 完全双水解
Fe3++3SCN－=Fe(SCN)3
⑷发生完全双水解
复分解型离子反应发生的条件：
Al3+
HCO3-(CO32- )
HS- (S2- )
AlO2-
Fe3+
HCO3-(CO32- )
AlO2-
ClO-
NH4+
AlO2-
SiO32-
注意：完全双水解的离子方程式用“=”表示，生成沉淀物或气态物用“↓”或“↑”表示。
H2O + AlO2－ + HCO3－ === Al(OH)3↓ + CO32－
不是双水解！属于强制弱原理！
①无弱不水解
②谁弱谁水解
③谁强显谁性
④越弱越水解
⑤都弱双水解
⑥同弱显中性
⑦同强显中性
盐的水解规律小结：
含“弱”离子的盐才水解并促进水的电离
弱酸强碱盐和强酸弱碱盐
弱酸弱碱盐
可以统一：①弱酸“弱”的程度=弱碱“弱”的程度所形成的盐溶液显中性，②弱酸根的水解“强”度=弱碱根的水解“强”度的盐溶液显中性，③强酸根的水解“强”度=强碱根的水解“强”度=0所形成的盐溶液显中性
五、盐的水解平衡
【定义】在一定条件下，当盐类的水解速率等于中和速率时，达到水解平衡
盐+ 水 酸 + 碱
【影响因素】
1、内因：
盐本身的性质
越弱越水解
酸HA越弱，HA电离出H+越弱，而A-结合H+能力越强，即A-越水解
碱BOH越弱，BOH电离出OH-越弱，而B+结合OH-能力越强，即B+越水解
种类 H2SO3 HAc H2CO3 HClO H2SiO3
电离常数 1.54×10-2 1.76×10-5 4.30×10-7 2.95×10-8 2.00×10-10
强弱
较强 较弱
练习10、 常温下，判断下列同浓度溶液中的酸碱性强弱：
NaClO (aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
HClO H2CO3
>
①碱 性
<
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的碱
②酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
>
<
Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
HCO3– H2CO3
<
③碱 性
>
练习11、 常温下，判断下列同浓度Na2SO4、Na2SO3、 NaHSO4、NaHSO3溶液酸pH的大小并排序
pH值
Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4
> > >
CH3COO Na(aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
CH3COOH H2CO3
④碱 性
<
>
2、外因：
(1)温度：
越热越水解
CO32-+H2O HCO3-+OH-
如Na2CO3溶液
升温促进水解
降温抑制水解
加入酚酞，溶液淡红色
加热，溶液变为深红色
冷却后，溶液恢复淡红色
以氯化铵溶液为例：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
请尝试用化学平衡常数解释平衡移动方向：
c(NH3·H2O)· c(H+)
c(NH4+)
K=
0.1
(0.1)
0.1
=0.1K
越稀越水解
Qc=
< K
操作 平衡移动方向 NH4+水解程度 c(H+)
加水稀释为10倍
加NH4Cl固体
向右
向右
增大
减小
减小
增大
c(NH3·H2O)· c(H+)
c′(NH4+)
Qc=
< K
增大浓度抑制水解
复习：化学平衡常数与浓度商的关系
mA + nB pC + qD
C(C)·C(D)
C(A)·C(B)
K：平衡时 Qc：任意时刻
① Qc < K 平衡正向移动
② Qc > K 平衡逆向移动
③ Qc = K 达到平衡
p q
m n
K =
(2)浓度：
(3)酸碱性：
水解呈酸性的溶液中加入酸抑制水解
水解呈碱性的溶液中加入碱抑制水解
探究：在稀FeCl3溶液中已知存在如下水解平衡，填写下列表格Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
条件 平衡移动方向 c(H+) pH值 Fe3+的水解
程度
加浓HCl
减小
左移
增大
减小
现象：溶液黄色加深！
学法 P42
3、水解平衡常数：
以CH3COONa为例：
CH3COO－ + H2O CH3COOH + OH－
K
=
c(CH3COOH) c(OH－)
c(CH3COO－) c(H2O)
c(H2O)视为常数
Kh
=
c(CH3COOH) c(OH－)
c(CH3COO－)
Kh为水解常数
已知：
醋酸电离平衡常数：
K(CH3COOH)
=
c(CH3COO－) c(H+)
c(CH3COOH)
水的离子积：
Kw=c(H+) c(OH－)
得：
Kh
=
Kw
K(CH3COOH)
教材 P58
Kh只受温度影响！
思考7：如何从Kh角度理解“越弱越水解” ？
根据 和 ，Ka、Kb越小，则Kh越大！
六、盐类水解的应用
学法 P44
4.溶液配制：
补充FeCl2溶液配制
问题1：为什么用热水配制CuCl2溶液,溶液会出现浑浊？怎样配制澄清溶液？
CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2HCl(吸热)或Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+ （吸热）
配制CuCl2溶液，为防止出现浑浊，应加少量的
_______
稀盐酸
问题2：盛放Na2S 、Na2CO3的试剂瓶为什么不能用玻璃塞？NaF溶液能否用玻璃瓶？
CO32- + H2O HCO3- + OH-
F- + H2O HF + OH-
注意：实验室贮存碱性溶液的试剂瓶一律使用橡胶塞
注意：NaF溶液一般盛放在塑料容器中！
挥发性强酸弱碱盐，不能用蒸发溶液的方法制取
AlCl3溶液
蒸干
Al(OH)3
灼烧
Al2O3
MgCl2· 6H2O
Mg(OH)2
MgO
△
△
晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2
FeCl3 溶液
Fe(NO3)3 溶液
Fe2(SO4)3 溶液
CuSO4 · 5H2O
Na2CO3 · 10H2O
Na2CO3 溶液
Na2SO3 溶液
Ca(HCO3)2 溶液
Fe2O3
Fe2O3
Fe2(SO4)3
Na2CO3
Na2CO3
CuSO4
Na2SO4
CaCO3
思考：下列盐溶液加热蒸干后，再灼烧得到什么固体物质？
补充：
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
问题3：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是( )
A．氧化镁 B．氢氧化钠
C．碳酸钠 D．碳酸镁
AD
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
利用盐类水解除杂
如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质。
Mg2+ + 2H2O Mg(OH)2 + 2H+
① 加入Mg(OH)2
② 加入MgO
③ 加入MgCO3
④ 加入Mg
不引入新杂质！
(主)
(次)
问题4：化肥的使用——草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性
NH4+＋H2O NH3·H2O+ H+，
草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O HCO3- +OH-，
混施后，OH-与H+中和成水，使两种盐的水解平衡强烈地向右移动，以至生成大量的NH3·H2O，会导致NH3·H2O分解生成NH3逸出了，从而降低了肥效。
问题5：为什么用热的纯碱溶液洗涤油污效果好？
在碱性条件下去油污能力强
CO32-＋H2O HCO3- +OH- （吸热）
越热越水解，碱性越强！
[生活常识] 为什么用肥皂洗衣服时用温水比冷水洗得干净一些？
肥皂主要成分：硬脂酸钠(C17H35COONa)是一种弱酸强碱盐
问题6：金属镁与水反应比较困难，若加一些NH4Cl马上产生大量气体？为什么？
总方程式：Mg+2NH4Cl=MgCl2+ 2NH3 +H2
NH4++H2O NH3 H2O + H+
△
NH3 H2O = NH3 ↑ + H2O
Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑
“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2(aq)、NH4Cl(aq)，因其水溶液显酸性可与金属氧化物反应。
七、比较电解质溶液中各种粒子浓度大小
1、电离理论：（一种溶质的溶液）
② 多元弱酸电离是分步，主要决定第一步
① 弱电解质电离是微弱的。
如： NH3 · H2O 溶液中：
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+)
如：H2S溶液中：
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–)
>
>
>
>
>
>
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
2、水解理论：（一种溶质的溶液）
① 弱离子由于水解而损耗。
如：KAl(SO4)2 溶液中：c(SO42-)>c (K+) c (Al3+)
② 水解是微弱的
③ 多元弱酸水解是分步，主要决定第一步。
c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O)
如：Na2CO3 溶液中：
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
>
>
>
>
>
>
单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。
如：NH4Cl 溶液中：
应用：判断盐溶液中离子浓度大小
CH3COONa溶液
c(Na+) > c(CH3COO -) > c(OH -) > c(H+)
H3PO4溶液
c(H+) > c(H2PO4 -) > c(HPO4 2- ) > c(PO4 3- )
NaHCO3溶液
c(Na+) > c(HCO3-) > c(OH -) > c(CO32-) ／c(H2CO3)
(1)、单一溶液
a、同一溶液不同离子
Na2CO3溶液
c(Na+) > c(CO32-) > c(OH -) > c(HCO3-) > c(H2CO3)
—— 抓弱酸的电离平衡
及要水解离子的水解平衡
c(H2CO3) > c(CO32-)
535
c(H+) > c(CO32-)
练习1、25℃时，1 mol/L的 (NH4)2SO4、 (NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中,测得它们的 c(NH4+) 分别为
a、b、c，下列判断正确的是（ ）
A、a = b = c B、a > b > c
C、a > c > b D、c > a > b
D
b、不同溶液相同离子
pH大小
练习2:等体积等浓度的MOH强碱溶液与HA弱酸溶液混合后，混合液中有关离子浓度应满足的关系是（ ）
A．c(M+) > c(OH-) > c(A-) > c(H+)
B．c(M+) > c(A-) > c(H+) > c(OH-)
C．c(M+) > c(A-) > c(OH-) > c(H+)
D．c(M+) + c(H+) = c(A-) + c(OH-)
(2)、混合溶液
C D
练习3:在10 mL 0.1mol/L NaOH溶液中加入10 mL 0.2mol/L的CH3COOH溶液，反应后溶液中各粒子的浓度关系正确的是（ ）
A．c(Na+) > c(CH3COO-) > c(OH-) > c(H+)
B．c(CH3COO-) > c(Na+) > c(OH-) > c(H+)
C．c(CH3COO-) + c(CH3COOH) = 0.2 mol/L
D．c(CH3COO-) + c(CH3COOH) = 0.1 mol/L
D
3、电荷守恒
如：NH4Cl 溶液中
阳离子： NH4+ H+
阴离子： Cl– OH–
正电荷总数 = 负电荷总数
n ( NH4+ ) + n ( H+ ) = n ( Cl– ) + n ( OH– )
溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) = c ( Cl– ) + c ( OH– )
阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS–
又如：Na2S 溶液中：
Na2S = 2Na+ + S2–
H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
c (Na+ ) + c ( H+ ) = c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
∵ 正电荷总数 == 负电荷总数
4、物料守恒
（元素or原子守恒）
溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不变的。
是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。
例如：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
即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1
又如：Na2S 溶液
Na2S = 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
因此物料守恒：
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
c (Na+ ) = 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
再如：NaHCO3溶液中
∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1
因此物料守恒：
c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)
5、质子（H+）守恒
电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。也就是水电离的氢离子浓度等于水电离的氢氧根离子浓度
如：Na2CO3溶液中
CO32﹣
H2O
OH－
H+
HCO3－
H2CO3
+ H+
+ 2H+
由的是氢守恒得质子守恒：
c(OH－)=c(H+) + c(HCO3－) + 2(H2CO3)
质子守恒可以通过物料守恒和电荷守恒联立消去“原始”离子后得到，特别是混合溶液要运用此法得到质子守恒！
Na2CO3溶液的物料守恒：
Na2CO3溶液的电荷守恒：
c(Na+) = 2[ c(CO32－) + c(HCO3－) + c(H2CO3) ] ①
c(Na+) + c(H+)= 2c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－) ②
①式减去②式整理得：
c(OH－)=c(H+) + c(HCO3－) + 2(H2CO3)
小结：水溶液中的两个平衡（电离和水解）
三个守恒（元素、电荷、质子）
①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
②电荷守恒
溶液中正负电荷总数相等
③质子守恒
水电离出的H+存在形式各浓度之和与
水电离出的OH—存在形式各浓度之和相等
练习12、 写出CH3COONa溶液中的三个守恒
Na+、CH3COO-、 CH3COOH、 H+、OH-
物料守恒
电荷守恒
质子守恒
c（CH3COO—）+c（CH3COOH）=c（Na+）
c（OH—）=c（CH3COOH）+c（H+）
c（CH3COO—）+c（OH—）=c（Na+）+c（H+）
CH3COONa == Na+ + CH3COO－
CH3COO－ + H2O CH3COOH + OH－
H2O H+ + OH－
1. 在Na2S溶液中，c (Na+) 与 c (S2–) 之比值( )于2
A、大 B、小 C、等 D、无法确定
A
2. 下列物质的水溶液中，所含离子种类最多的溶液是( ) A．Na2S B．Na3PO4 C．Na2CO3 D．NH4C1
B
练习：
3. 关于0.1 mol/LNa2S水溶液中的下列关系式，正确的是（ ）
①c(Na+) > c(S2-) > c(OH-) > c(HS-) > c(H+)
②c(Na+) + c(H+)＝2c(S2-) + c(HS-) +c(OH-)
③c(Na+)＝2c(S2-) + 2c(H2S) + 2c(HS-)
④c(OH-)＝c(HS-) + c(H+) + 2c(H2S)
A、仅① B、仅①②
C、仅①②③ D、①②③④
D
4. 等浓度的NaOH 和 CH3COOH 混合，比较 c(CH3COO-)与 c(Na+) 的大小。
①等体积时；
②混合后pH=7时
c(CH3COO-) ＜ c(Na+)
c(CH3COO-) = c(Na+)
根据电荷守恒：c(H+) + c(Na+) = c(OH－) + c(CH3COO－)
情况①得到的是CH3COONa溶液，显碱性，故c(H+)＜c(OH－)，结合电荷守恒式可得出结论；
情况②得到的是CH3COONa和CH3COOH的混合溶液，显中性，故c(H+)=c(OH－)，结合电荷守恒式可得出结论。
【课后作业】
学法P97~100 所有题全部通关！
不看起步看进步，
不比实力比努力！