人教版 高中化学 选择性必修1 3.3盐类的水解(共78张PPT)

(共78张PPT)
汇报人：XXX
XX月XX日
盐类的水解
人教版高中化学选择必修一
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）
酸
强酸
弱酸
弱碱
强碱
碱
生成的盐
1、强酸强碱盐
2、强酸弱碱盐
3、强碱弱酸盐
4、弱酸弱碱盐
NaCl、 K2SO4
FeCl3、NH4Cl
CH3COONH4、(NH4)2CO3
CH3COONa、K2CO3
【知识回顾】
【回忆思考】
Na2CO3俗称什么？分别往Na2CO3和NaHCO3的
溶液中滴加酚酞，可观察到什么现象？
？
NaHCO3溶液
Na2CO3溶液
一、探究盐溶液的酸碱性
学生实验：P54科学探究
盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4
酸碱性
盐类型
中性
碱性
碱性
酸性
中性
碱性
思考：盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有什么关系？
·强碱弱酸所生成的盐的水溶液呈 。
·强酸弱碱所生成的盐的水溶液呈 。
·强酸强碱所生成的盐的水溶液呈 。
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
碱性
酸性
中性
酸性
强酸弱碱盐
探究盐溶液的酸碱性
盐溶液 酸碱性 盐类型
NaCl 中性 强酸
强碱
Na2SO4 NaHCO3 碱性 弱酸
强碱
Na2CO3 CH3COONa NH4Cl 酸性 强酸
弱碱
(NH4)2SO4 谁强显谁性
探究盐溶液的酸碱性
二、探究原因
盐溶液呈现不同酸碱性的原因
H2O H+ + OH–
纯水中：
当分别加入CH3COONa 、NH4Cl、 NaCl形成溶液后，请思考：
（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？
分析后，填写书 P55 表格
CH3COONa溶液显碱性的原因：
CH3COONa溶液中存在哪些电离？
CH3COONa溶液中存在哪些离子？哪些微粒可能发生相互作用？
CH3COONa
CH3COO-
H2O
H+
+
CH3COOH
平衡向右移动
Na+ +
OH- +
溶液中：C(OH-)>C(H+)，呈碱性。
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
化学方程式：
离子方程式：
强碱弱酸盐
CH3COONa溶于水时， CH3COONa电离出的CH3COO_和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH ，消耗了溶液中的H+ ，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH_ ，建立新平衡时，C(OH_) > C(H+)，从而使溶液显碱性。
NH4Cl = Cl- + NH4+
H2O H+ + OH-
+
NH3·H2O
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
c(H+) > c(OH-) 溶液呈酸性
NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
平衡向右移动
离子方程式：
化学方程式：
强酸弱碱盐
NH4Cl
NaCl
结论：对水的电离平衡无影响
溶液显中性
NaCl == Na+ + Cl-
H2O OH- + H+
强酸强碱盐
盐溶液呈现不同酸碱性的原因
思考与交流
盐 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
盐的类别
c(H+) c(OH-) 相对大小
溶液中的粒子
有无弱电解质生成
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
c(H+)Na+、Cl-、H+、OH-、H2O
NH4+、H+、Cl-、OH-、NH3·H2O、H2O
H+、Na+、 OH-、 CH3COO-、H2O
、 CH3COOH
无
有
有
1、盐类水解的定义
定义：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫盐类的水解。
盐溶液呈现不同酸碱性的原因:
盐类水解
3．结果
(1)生成弱酸或弱碱，_______了水的电离。
(2)盐的物质的量浓度________。
促进
减小
2. 条件： ①盐必须溶于水
②盐必须有“弱”离子
促进水的电离。
4、水解的实质：
使 c (H+) ≠ c (OH–)
生成弱电解质；
5、水解的特点：
⑴ 可逆
⑵ 吸热
⑶ 一般很微弱
⑷ 水解平衡（动态）
盐 + 水 酸 + 碱
中和
水解
一般不用“↑”或“↓”；
一般不写“ ”，而写“ ”
，必有弱酸或弱碱生成
5、水解的规律：
⑴ 有__就水解；无__不水解；
⑵ 越__越水解；都__双水解；
⑶ 谁__显谁性；都强显__性。
弱
弱
弱
弱
强
中
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离 平衡的影响 溶液的
酸碱性
强碱 弱酸盐
强酸 弱碱盐
强酸 强碱盐
NaAc
能
弱酸
阴离子
促进水的
电离
碱性
NH4Cl
能
弱碱
阳离子
促进水的
电离
酸性
NaCl
不能
无
无
中性
记住啦！
在溶液中，不能发生水解的离子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2 –
C、Fe 3+ D、SO4 2 –
D
Exercises
下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ）哪些呈碱性（ ）
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4
①③④
②⑤
Exercises
3. 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、不能确定
D
4. 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（ ）
A、硫酸 B、NaOH C、硫酸铝 D. 碳酸钠
C
酸性
碱性
5. 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
6. 盐类水解的过程中正确的说法是（ ）
A、盐的电离平衡破坏
B、水的电离平衡发生移动
C、溶液的pH减小
D、没有发生中和反应
B
7、常温下，一定浓度的某溶液，由水电离的
c (OH–)=10-4mol/L,则该溶液中的溶质可能是（ ）
A.Al2SO4 B.CH3COOH
C.NaOH D.CH3COOK
AD
【课堂小结】
一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：
二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：
三、盐类水解：
1、定义：
2、水解的条件：
3、水解的实质：
4、水解的特点：
5、水解的规律：
溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。
盐易溶，有弱离子。
破坏水的电离平衡。
生成弱电解质；
可逆；吸热；一般微弱；水解平衡。
⑴ 有弱就水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱双水解；
⑶ 谁强显谁性；都强显中性。
盐 + 水 酸 + 碱
四、盐类水解方程式的书写：
先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少，通常不生成沉淀或气体，也不会发生分解。故常用“ ” ；不写“ == ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3)写成分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ )
盐类水解方程式的书写实例：
（一）一元弱酸强碱盐
如：CH3COONa、NaF
化学方程式：
离子方程式：
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
化学方程式：
离子方程式：
NaF + H2O HF + NaOH
F– + H2O HF + OH–
（二）多元弱酸强碱盐
如：Na2CO3、 Na3PO4
离子方程式：
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
CO3 2– + H2O HCO3 – + OH –
(主)
(次)
Na2CO3溶液中含有的粒子？
5种离子，2种分子。
？
（三）弱碱强酸盐水解
如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3
水解的离子方程式：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
(多元弱碱盐的水解，视为一步完成)
①常见阴离子
NH4+、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+
CH3COO-、 ClO- 、CN-、F-、AlO2 -
②常见阳离子
CO32-、 SiO32-、 SO32-、 S2-、 PO43-
HCO3-、 HSO3-、 HS-、HPO42- 、H2PO4-
（四）弱酸弱碱盐水解（双水解）
CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O
CH3COONH4 、(NH4)2CO3 、 NH4HCO3
双水解：指弱酸根离子和弱碱阳离子相互促进而使得水解进行程度增大的现象。
1、一般双水解，用 连接。 如：
2、完全双水解
Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2
某些盐之间发生强烈的相互促进作用，使得水解反应趋于完全，用“ == ”。若反应的生成物中有难溶物，气体时，用 “↓” 、“↑”，若生成物中有不稳定物质时，写其分解产物 。
常见的、典型的双水解反应：
Al3+
HCO3-
CO32-
S2-
AlO2-
HS-
SO32-
ClO-
Fe3+
HCO3-
CO32-
AlO2-
AlO2-
SiO32-
NH4+
双水解能进行到底的条件：
2. 生成的碱或酸的溶解度比其盐的要小得多（水解产物是容易脱离反应体系的溶解度非常小的物质）
1. 弱酸弱碱盐(强酸弱碱盐+弱酸强碱盐溶液）
AlO2-
Cu2+
NH4+
Fe3+
Al3+
Mg2+
常见的双水解反应有(盐与盐在溶液中反应)：
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器)
2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓
2Fe3++3CO32-+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑
Fe3++3ClO-+3H2O=Fe(OH)3↓+3HClO
请书写下列物质水解的方程式：Al2S3、Mg3N2
Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 +3H2S
Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3
以上为“完全双水解”，进行得非常充分，故用“==”连接，且标上“ ”、“ ”符号。
如: (NH4)2CO3 、NH4HCO3、 CH3COONH4
“一般双水解”，用
（五）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – + H2O CO32– + H3O +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – + H2O SO32– + H3O +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
⑶ NaH2PO4
溶液呈弱酸性
⑷ Na2HPO4
溶液呈弱碱性
1. 下列溶液pH小于7的是
A、氯化钾 B、硫酸铜 C、硫化钠 D、硝酸钡
2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是
A. 碳酸钾 B. 硫酸氢钠 C. 碳酸氢钠 D. 氯化铁
3. 下列离子在水溶液中不会发生水解的是
A. NH4+ B. SO42– C. Al3+ D. F –
4. 氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是
A. NH4+ 、H + 、OH –、Cl –
B. Cl – 、 NH4+ 、H + 、OH –
C. H +、 Cl – 、 NH4+ 、OH –
D. Cl – 、 NH4+ 、 OH – 、H +
【课堂练习】
哪些因素会影响盐类水解？
同样为强碱弱酸盐溶液，CH3COONa、Na2CO3、 NaHCO3.却表现出不同的碱性，这是为什么？
讨论：
五、影响盐类水解的因素
1、内因：
盐本身的性质。
组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大
(越弱越水解）
① 不同弱酸对应的盐
NaClO (aq) CH3COONa (aq)
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的酸
HClO CH3COOH
<
>
碱 性
② 不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
<
>
常见弱酸的酸性强弱
H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>CH3COOH>
H2CO3>H2S> HClO>C6H5-OH>HAlO2
1、内因：
盐本身的性质。
（越弱越水解）
③ 同一弱酸对应的盐
Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
HCO3– H2CO3
<
>
碱 性
∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度
>
④ 多元弱酸对应的酸式盐： NaHCO3 、NaHS
水解趋势 电离趋势 ( NaH2PO4和NaHSO3 相反)
Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4
Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4
pH值
> > >
> > >
⑤ 弱酸弱碱盐：水解程度较大
>
2、外因：
① 温度：
升温，促进水解。
② 浓度：
加水稀释，促进水解。
③ 加酸：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
抑制
促进
④ 加碱：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
促进
抑制
⑤ 加盐：
加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解，相同则抑制
已知在FeCl3稀溶液中存在如下水解平衡，
Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件.
2、外界条件对水解平衡的影响-外因
条件 移动 方向 n(H+) c(H+) pH值 Fe3+ 水解程度 现象
升温
加水
FeCl3
HCl
NaOH
Na2CO3
加铁粉
减小
右移
右移
右移
右移
左移
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
减小
增大
增大
增大
增大
黄色变浅
黄色加深
黄色加深
黄色变浅
有红褐色沉淀及气体产生
Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
增大
增大
红褐色沉淀
右移
减小
增大
左移
减小
减小
增大
黄色变浅
对于水解平衡
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
改变条件 方向 c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) pH 水解程度
升温
加H2O
加醋酸
加 醋酸钠
通HCl(g)
加NaOH
2．影响因素
因素 对盐类水解程度的影响
内因
外因 温度
浓度
外加酸碱
外加盐
组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大
升高温度能够促进水解
盐溶液浓度越小，水解程度
越大
水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解
1、相同物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH分别为7、8、9，则相同物质的量浓度的 HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为 。
HX>HY>HZ
练习：
2、已知K(HNO2) > K(CH3COOH) > K(HClO)， 请推测 NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由 大到小的顺序是： 。
NaClO > CH3COONa > NaNO2
相同条件，相同物质的量浓度的下列七种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4，
pH值由大到小的顺序为：
NaOH>NaClO>Na2CO3>CH3COONa>
Na2SO4>
(NH4)2SO4>NaHSO4
>7:
<7:
=7:
已知K2HPO4溶液呈碱性，即HPO2-结合H+能力大于其电离H+的能力，下列操作能使该溶液中H+浓度增大的是（ ）
A.加水 B.加热
C.加消石灰 D.加K2HPO4
A
混施化肥
泡沫
灭火剂
制备胶体
明矾净水
判断溶液
酸碱性
离子浓度
比较
试剂贮存
盐溶液
的蒸发
溶液配制
盐类水解
的应用
六.盐类水解的应用
六、盐类水解的应用：
(一) 易水解盐溶液的配制与保存：
配制 FeCl3溶液：加少量 ；
配制 FeCl2溶液：加少量 ；
保存NH4F溶液 ：
加相应的酸或碱
稀盐酸
稀盐酸和Fe粉
不能存放在玻璃瓶中！
铅容器或塑料瓶
配制 FeSO4溶液：加少量 ；
稀硫酸和Fe粉
（考点）
Fe3++3H2O ? Fe(OH)3+3H+
(二) 判断盐溶液的酸碱性：
NaCl溶液
CH3COONa溶液
NH4Cl溶液
中性
碱性
酸性
CH3COONH4溶液
中性
NaHCO3溶液
碱性
NaHSO3溶液
酸性
NaH2PO4溶液
酸性
Na2HPO4溶液
碱性
（相同温度和浓度）
(三) 判定离子能否大量共存：
Al3+ 与 AlO2–
Al3+ 与 HCO3–
Al3+ 与 CO32–
Al3+ 与 S2–
Al 3++3AlO2 –+ H2O
Al(OH)3
4
6
Al 3+ + 3HCO3 – Al(OH)3 + 3CO2
2Al3++3CO32– +3H2O 2Al(OH)3 +3CO2
2Al 3+ + 3S 2– + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S
（四）盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等
本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 (胶体) + 3H +
Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 (胶体) + 3H +
（五）某些化肥的使用使土壤酸碱性变化
(NH4)2SO4（硫铵）
Ca(OH)2、K2CO3（草木灰）
酸性
碱性
它们不能混合使用，
否则会因双水解而降低肥效。
农业谚语
“灰混粪，粪混灰，灰粪相混损肥分。”
K2CO3(草木灰的主要成分)和NH4Cl混合
弱酸阴离子和弱碱阳离子在溶液中不能大量共存
（六）利用盐类水解除杂
如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质。
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
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)
热的纯碱去污能力更强，为什么？
升温，促进CO32–水解。
（七）纯碱溶液和肥皂水洗涤油污的原理.
Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH
C17H35COONa+H2O C17H35COOH+NaOH
加热，促进水解，去污能力增强
(八) 制备某些无水盐，要考虑盐的水解
(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
下列盐溶液加热蒸干后，得到什么固体物质？
(九) 泡沫灭火器的原理
塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液
外筒装有NaHCO3溶液
Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：
Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H +
HCO3– + H2O H2CO3 + OH –
速度快
耗盐少
混合前
混合后
为什么不能把溶解度大的Na2CO3代替NaHCO3
原因是：等质量的Na2CO3、NaHCO3反应，Na2CO3产生的CO2少且生成CO2的速率慢。
Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
2Al3+ + 3CO32- +3H2O═2 Al(OH)3↓+3CO2↑
七、水溶液中微粒浓度的大小比较：
（考点）
1、电离理论：
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–) c (OH–)
>
>
>
>
>
>
>
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：
① 弱离子由于水解而损耗。
如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)
② 水解程度微弱
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) c (OH–)
如：Na2CO3 溶液中：
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)
>
>
>
>
>
>
>
如：NH4Cl 溶液中：
七、水溶液中微粒浓度的大小比较：
（考点）
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。
1、电荷守恒：溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等
如： 1 mol / L NH4Cl 溶液中
阳离子：
阴离子：
NH4+ H+
Cl– OH–
正电荷总数 = 负电荷总数
c ( NH4+ ) + c ( H+ ) = c( Cl– ) + c ( OH– )
盐溶液中的三大守恒
【自我检测1】
（1）CH3COONa
c( Na+ ) + c ( H+ ) = c ( CH3COO– ) + c ( OH– )
（2）(NH4)2SO4
c( NH4+ ) + c ( H+ ) = c ( SO42– ) + c ( OH– )
2
书写电荷守恒式必须注意：①准确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，即离子所带电荷量做系数。
【自我检测1】
（3）Na2CO3
c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－)
2、物料守恒：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。
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。
如：1 mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH–
CO32– + H2O HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
根据c (Na) : c (C) ＝2 : 1
c (Na+ ) = 2 mol / L
c (C ) = 1 mol / L
根据碳守恒
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = 1 mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
书写物料守恒式必须注意：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角标关系。
⒈ 含特定元素的微粒（离子或分子）守恒
⒉ 不同元素间形成的特定微粒比守恒
如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]
∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1
【自我检测2】
(1)CH3COONa
c(Na+)= c (CH3COO－) + c (CH3COOH)
(2)NaHCO3
c(Na+)= c( HCO3－) + c( CO32－ )+ c(H2CO3 )
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
如:在Na2S溶液中：
H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH–
c(OH-)＝c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)
书写质子守恒式必须注意：①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.
S2–
HS–
H2S
如：NH4HCO3 溶液中
c(H+) +c(H2CO3) =c(NH3.H2O) +c(OH–) +c(CO32–)
c(H+) -c(CO32–)+ c(H2CO3) = c(NH3.H2O) + c(OH–)
如：NaHCO3 溶液中
C (OH-)＝C (H+)+C (H2CO3) - C(CO32-)
【自我检测3】
（1）NH4Cl
c(H＋) = c ( OH– ) + c(NH3·H2O)
（2）Na2CO3
c(OH―)=c(H＋)+ c(HCO3―) + 2c(H2CO3)
【经验交流】
盐溶液中三大守恒等式有何特点？书写或判断时有哪些需要注意的事项？
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
【例1】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
[CH3COO—]+[CH3COOH]=[Na+]
[CH3COO—]+[OH—]=[Na+]+[H+]
[OH—]=[CH3COOH]+[H+]
Na2CO3溶液中三个等式、一个不等式
CNa+ + CH+ ＝CHCO3－ + COH－ + 2CCO32－
1/2CNa+ ＝ CHCO3－ + CCO32－ + CH2CO3
COH－ ＝ CHCO3－ + 2CH2CO3 + CH+
CNa+ > CCO32－ > COH－ > CHCO3－ > CH+
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
离子浓度大小顺序：
Na3PO4溶液中三个等式、一个不等式
[Na+ ] = [PO4 3- ] + [HPO4 2- ] + [H2PO4 - ] + [H3PO4 ]
1
3
[Na+ ] + [H+] = [OH-] + 3[PO4 3-] + 2[HPO4 2-] + [H2PO4 - ]
[OH-] = [H+] + [HPO4 2- ] + 2[H2PO4 - ] + 3[H3PO4 ]
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
离子浓度大小顺序：
[Na+ ] > [PO4 3-] > [OH-] > [HPO4 2-] > [H2PO4 - ] > [H+]
试分析Na2CO3、 NaHCO3、 NaHSO3中离子浓度的大小关系
Na+ > CO32- > OH- > HCO3- > H2CO3 > H+
Na+ > HCO3- > OH- >H2CO3 >H+ > CO32-
C(Na+)>C(HSO3-)>C(H+)>C(SO32-）>C(OH-)> H2SO3
混合溶液离子浓度大小的比较
1、分子的电离程度大于相应离子的水解程度
2、分子的电离程度小于于相应离子的水解程度
0.1mol/L的NH4Cl 溶液和0.1mol/L的氨水的混合溶液中
0.1mol/L的NaCN溶液和0.1mol/L的HCN溶液的混合液中
大展身手
1、草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/L
KHC2O4溶液中，下列关系正确的是( )
A．c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-)
B． c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L
C． c(C2O42-) ＞c(H2C2O4)
D． c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)
CD
大展身手
2、表示0.1 mol/L NaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系
正确的是（ ）
A、 C(Na＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(H2CO3)
B、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+C(CO32―)+C(OH―)
C、C(Na＋)+C(H＋)=C(HCO3―)+2C(CO32―)+C(OH―)
D、C (OH-)＝C (H+)+C (H2CO3) +C (HCO3-)
AC
- C(CO32―)
3、室温下，0.1mol/L Na2S溶液中，下列关系式中不正确的是( )
c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)=1/2c(Na＋)
c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)=c(Na＋)+c(H＋)
C.c(OH―)=2c(H2S)+c(H＋)+ c(HS―)
D.c(HS―)+(S2―)+c(OH―)=c(Na＋)
D
4. 表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒的
浓度关系式正确的是（ )
A. [Na+] > [HCO3-] >[CO32-] > [H+] > [OH-]
B. [Na+] + [H+] = [HCO3-] + [OH-] + [CO32-]
C. [OH-] = [HCO3-] + 2[H2CO3] + [H+]
D. [Na+] = [HCO3-] + [H2CO3] + 2[CO32-]
C
5. 将各10mL0.1mol/L的氨水和盐酸混合后, 溶液
中各粒子物质的量浓度关系不正确的是 ( )
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/L
D. C(H+) = C(OH-) + 2C (NH3.H2O)
CD
八、水解常数Kh