高中化學(xué) 3-3 鹽類的水解課件 新人教版選修4.ppt

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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，不慎被黃蜂蟄傷，當(dāng)時他并未在意?；丶液罄畎⒉械絺幪弁醇又亍⒑粑щy、意識不清，家人急忙撥打急救電話，經(jīng)醫(yī)生對癥處理——在被黃蜂叮咬在患處涂抹食醋后，李阿伯脫離了危險。 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.掌握鹽類水解方程式的書寫和分析。,本節(jié)重點(diǎn)： 鹽類水解的本質(zhì)及規(guī)律。,3. 鹽類的水解,同學(xué)們，你們是否想過：,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,選擇合適的方法測出實(shí)驗(yàn)臺上鹽溶液的酸堿性。,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)鹽本身既不會電離出H+，也不會電離出OH-，為什么也會顯示出酸堿性？,請參考教材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,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),,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)堿鹽對水的電離平衡無影響, 溶液顯中性,二、鹽類的水解,定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結(jié)合生成 弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。,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：,誰強(qiáng)顯誰性，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：,誰強(qiáng)顯誰性，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大小。 ①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。 ②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強(qiáng)弱，誰強(qiáng)顯誰性。,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（ ） ①FeCl3 ②NaClO ③ (NH4)2SO4 ④ AgNO3 ⑤Na2S ⑥K2SO4,① ③ ④,② ⑤,3、 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?。ň毩?xí)冊）,越弱越水解，都弱都水解。,水解程度：,測定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)：請應(yīng)用水解原理，設(shè)計(jì)一個合理而比較容易進(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、水解方程式的書寫,（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、書寫水解方程式的注意點(diǎn)：P56,（1）一般鹽類水解的程度較小，用可逆號“ ”表示。,（2）一般鹽類水解的產(chǎn)物很少，不會產(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）寫成其分解產(chǎn)物的形式。,（4）多元弱酸生成的鹽水解時，生成弱酸過程應(yīng)分步表示，以第一步為主。弱堿陽離子的水解一步到位：,①多元弱酸強(qiáng)堿的正鹽分步水解，但以第一步水解為主：如Na2CO3,②多元弱堿強(qiáng)酸鹽分步水解，但并為一步寫：如AlCl3,③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，生成弱酸過程應(yīng)分步表示，以第一步為主。弱堿陽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、影響鹽類水解的主要因素P56~57,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？,,①不同弱酸對應(yīng)的鹽,NaClO NaHCO3,NH4Cl MgCl2 AlCl3,弱酸的酸性：,HClOH2CO3,對應(yīng)鹽的堿性：,②不同弱堿對應(yīng)的鹽,弱堿的堿性：,對應(yīng)鹽的酸性：,NH3 · H2O Mg(OH)2Al(OH)3,③同一弱酸對應(yīng)的鹽,鹽的堿性：Na2CO3 NaHCO3,對應(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)， 請推測 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,溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。,2、電荷守恒,又如：NH4Cl 溶液中 陽離子： 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,⑴加熱促進(jìn)水解 ⑵HCl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 ——蒸干為原來的鹽,c、酸式碳酸鹽溶液蒸干得到其正鹽： 如 NaHCO3→Na2CO3, Ca(HCO3)2→CaCO3,d、弱酸的銨鹽溶液蒸干無固體： 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”—金屬焊接時常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。,NH4++H2O NH3?H2O + H+,Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑,（三）判斷鹽所對應(yīng)酸的相對強(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：,② 多元弱酸電離是分步，主要決定第一步,① 弱電解質(zhì)電離是微弱的,如： NH3 · H2O 溶液中：,如：H2S溶液中：,,,,,,,,對于弱酸、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：,① 弱離子由于水解而損耗。,如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+),② 水解是微弱,③ 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+)＝2｛c(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,②特殊情況：HCN～NaCN混合液呈堿性：c(Na+)＞c(CN—)＞c(OH—)＞c(H+),1、弱酸、弱堿與其對應(yīng)鹽的混合液（物質(zhì)的量之比為1∶1）,①一般規(guī)律是：酸、堿的電離程度＞其對應(yīng)鹽的水解程度。 CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性： c(CH3COO—）＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH—) NH3·H2O～NH4Cl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其產(chǎn)生的影響。 如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3?H2O。 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，,②＞①＞③＞④,離子濃度大小比較檢測 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·L－1NH4Cl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·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1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·L－1,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。 11. 受熱時，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；MgSO4·7H2O沒有類似可促進(jìn)水解反應(yīng)進(jìn)行的情況。,