专题 9-4 离子浓度的比较-2024年高考化学专题复习学案

专题9.4 离子浓度的比较 一、盐类的水解 1、定义：溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或OH- 结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。 2、条件：① 盐必须溶于水；② 盐必须有“弱”离子（弱碱阳离子或弱酸根阴离子） 3、实质：破坏了水的电离平衡，促进水的电离，并建立了水解平衡。 4、特征：① 属可逆反应，是中和反应的逆反应；② 水解程度一般比较微弱；③ 盐类水解是吸热的；④ 当V水解=V中和 时，水解达到了平衡。 5、影响盐类水解平衡的因素 ① 内因：越难电离的物质形成的盐越容易水解，即越弱越水解。 ② 外因：温度越高，越有利于水解；溶液越稀，越有利于水解 6、 盐类水解的规律： 有弱才水解，都弱都水解； 越弱越水解，无弱不水解； 谁强显谁性，同强呈中性。 7、盐类水解的离子方程式的写法： ① 先找“弱”离子，然后再写离子方程式。 ② 由于水解程度小，水解产物少。一般书写“ ” ，不写“ = ”、“↑”、“↓”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成分解产物的形式。 ③ 多元弱酸盐的水解是分步进行的，但以第一步水解为主。 ④ 多元弱碱盐也是分步水解，但可视做一步完成。 ⑤ 阴阳离子都发生水解时，相互促进，水解趋于完全。若两者之一有H, 反应物中不写水，若没有就要写; 配平按电荷守恒来配。 注意：常见双水解的离子：Al3+ 与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-；Fe3+ 与AlO2-、CO32-、HCO3-；NH4+ 与AlO2-、SiO32-。 二、电解质溶液中的守恒规律 1、电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。 如：Na2CO3溶液中，存在Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，存在如下关系: c（ Na+） + c(H+ )＝c(HCO3- )＋c(OH- )＋2c（CO32- ） 2、物料守恒规律 电解质溶液中，由于某些离子能够水解，但某些关键性原子总是守恒的，如K2S溶液中S2-、HS- 都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在， S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系： c(K+) = 2c(S2-) + 2c(HS-) + 2c(H2S) 3、质子守恒规律 质子守恒规律：指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得到质子的物质的量应该与失质子后的产物、失去质子的物质的量相等。 如：Na2CO3溶液中的质子守恒关系为: c(H+ ) + c(HCO3- ) ＋ 2c（ H2CO3）= c(OH- ) 或 c(H+ ) = c(OH- ) －c(HCO3- ) － 2c（ H2CO3） 三、盐类水解的应用 1. 判断盐溶液的酸碱性及pH大小时，要考虑盐类的水解。 如CH3COONa溶液显碱性 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- NH4Cl溶液的pH < 7原因 NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ (1) 多元弱酸根离子水解是分步的，第一步水解程度大于第二步。 如相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液的碱性前者比后者强。 （２）判断酸式盐溶液的酸碱性 如果不考虑阳离子的水解的因素，单纯考虑酸式酸根离子，那么酸式酸根离子在溶液中既可以电离又有可能水解。 ① 强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性。如：NaHSO4 ② 弱酸的酸式盐既电离又水解。电离程度强于水解，则显酸性，如H2PO4-、HSO3-；水解程度强于电离，则显碱性，如HCO3-、HS-、 HPO42-等。 四、 溶液中离子浓度大小比较方法 1、电离平衡理论和水解平衡理论——紧抓两个“微弱” （1）电离平衡理论:弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的。同时注意考虑水的电离的存在。 适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型。 【思考与交流】 1. 0.1 mol·L-1 的CH3COOH溶液中的离子、分子大小关系如何? 2．在0.1 mol/L 的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是 C(NH3·H2O) ＞ C(OH-) ＞ C(NH4+) ＞ C(H+) （2）水解平衡理论: 弱离子(弱酸根离子、弱碱的阳离子)的水解一般是微弱的。 如：CH3COONa溶液中存在如下关系： C(Na+)＞C(CH3COO-)＞C(OH-)＞C(CH3COOH)＞C(H+) 2、电荷守恒、物料守恒和质子守恒——牢记“三个守恒” （1）电荷