第3讲时离子浓度大小比较正式版.pptVIP

【知识要点】 高考引路 1、电离平衡理论 ⑴ 弱电解质的电离是微弱（一般电离程度5%）的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时一定要注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 三、溶液中离子浓度大小的比较实例 （一）、单一盐（AB型）溶液中离子浓度大小的比较 （考虑水解和电离） （三）、两溶液混合时离子浓度的大小比较 c (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H+) ＞c (OH-) 故有：c(NH4+)=c(CI-) ＞c(OH-)=c(H+) (2) 混合后呈酸性或碱性的离子浓度大小比较 c(NH4+ ) + c(H+)= c(OH- ) + c(Cl- ) 若反应后所生成溶液中,除盐外还有弱酸或弱碱过量，由这两种情况导致溶液的酸碱性不同。若题中不给出具体的信息，一般是弱电解质的电离程度大于水解程度，从而由弱酸或弱碱的电离确定溶液的酸碱性，再通过电荷守恒式判断。 解析:混合溶液中,NaCN的水解和HCN的电离因素同时存在.已知混合溶液呈碱性,推测出电离和水解这一对矛盾中起主 要作用是水解,即NaCN的水解趋势大于HCN的电离趋势,则有c(OH-) ＞ c(H+), 根据电荷守恒: c(CN-)＋c(OH-)＝c(Na+)＋c(H+) 可以得出c(CN-)＜c(Na+)，则有： 小结： 1、知识要点： （1）盐的电离 （2）盐类的水解 （3）电荷守恒 （4）物质的量在化学方程式中的应用 1、常温下,已知0.1 mol/L的一元酸HA溶液，其溶液的pH ＞1；0.1 mol/L的一元碱MOH溶液， ，将此两种溶液等体积混合， 混合液中，离子浓度关系不正确的是（ ） A.c(OH-) =c(HA)+c(H+) B. c(M+) ＞ c(A-) ＞ c(OH-) ＞ c(H+) C. c(A-) ＞ c(M+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-) D. c(M+) + c(H+) = c(A-) + c(OH-) 【链接高考】 * * * * * * 专题3：离子浓度大小的比较 第三节 盐类的水解 华美实验学校 赖光第 一、2个平衡理论 二、3大守恒理论 三、规律总结 √ √ BD C 1、电荷守恒（最常用）： 电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数和阴离子所带的负电荷总数相等。 关键：找到电解质溶液中的所有阴、阳离子，所有的电离和水解都不能忽略。 C（Na+）＋C（H+）＝C（HCO3-）＋2C（CO32-）＋C（OH-） 一、三个等式（即3个守恒） 写出KAl(SO4)2 溶液中的电荷守恒式 如Na2CO3溶液中则始终满足： 电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化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会改变的，且满足物质的配比关系。 关键：找出某一种元素的存在形式 如0.1mol/LNa2CO3溶液中n(Na)：n(C)＝2：1， 推出： 写出0.1mol/LH2S溶液中微粒浓度大小的等式关系。 C(H2S)+ C(HS-) + C(S2-) = 0.1mol/L c(Na+)＝2[c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)]=0.2 2、物料守恒（常用）： 电解质溶液中的碱得到质子(H+)个数和酸失去质子(H+)个数相等。 关键：1.找出电解质溶液中的质子（H+）的去向与来源。 2.n水（H+）= n水（OH-） 3、质子守恒（少用）： c(OH-)＝c(HCO3-)＋c(H+)＋2c(H2CO3) 请写出Na3PO4溶液中的质子守恒式为： Na2CO3溶液中的质子守恒式为： c(OH-)＝ c(H+) ＋c(HPO42-) ＋2c(H2PO4-)+ 3c(H3PO4) ⑵ 多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主， 第二步电离远小于第一步；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。 C(NH3·H2O) C(OH-) C(NH4+) C(H+) C(H2S) C(H+)C(HS-) C(S2-) C(H2S) C(H+)C(HS-) C(OH-) ① 弱离子由于水解而损耗。水解是微量（一般水解程度5%，弱双水解一般也10 %，强烈双水解可看成完全水解） ② 多元弱酸盐水解是分步，主要决定第一步 c (Cl–) c (NH4+)