3.3.4溶液中离子浓度的大小 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解 第4课时 溶液中离子浓度大小的比较 1 学习目标 1.理解两个“微弱”的电离理论、水解理论 2.掌握电解质溶液中粒子浓度间的三大守恒关系（重点） 3.掌握溶液中离子浓度大小比较的方法（难点） 2 一：两个“微弱”理论 旧知回顾 1. 电离理论 (1)强电解质完全电离。 (2)弱电解质微弱电离，多元弱酸分步电离，以第一步为主。 (3)水极微弱电离。 (4)弱酸、弱碱的电离程度大于水的电离程度。 2. 水解理论 (1)弱离子水解一般是微弱的，水解损失是微量的。 (2)多元弱酸根水解是分步进行的，以第一步为主。 (3)弱酸的酸式酸根既电离又水解。 阅读课本74页 新知探究 电解质溶液中的守恒关系（三大守恒） 1.电荷守恒 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– ) 写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式 eg1：NH4Cl 溶液中 阳离子： NH4+、H+ 阴离子： Cl– 、 OH– NH4Cl=NH4++Cl- NH4++H2O NH3·H2O+H+ H2O OH- + H+ 二、三大守恒 新知探究 1.电荷守恒 溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式 二、三大守恒 新知探究 eg2：CH3COONa溶液中 CH3COONa = CH3COO- + Na+ H2O OH- + H+ CH3COO-+H2O CH3COOH+OH- 阳离子：Na+、H+ 阴离子： CH3COO– 、 OH– c ( Na+ ) + c ( H+ ) == c ( CH3COO– ) + c ( OH– ) 1.电荷守恒 溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。 写法归纳：找离子→分阴阳→乘电荷→列等式 二、三大守恒 新知探究 eg3：Na2CO3溶液中 Na2CO3 = CO32- +2Na+ H2O OH- + H+ CO32- +H2O HCO3-+OH- HCO3- +H2O H2CO3+OH- 阳离子： Na+、H+ 阴离子：CO32- 、 HCO3– 、 OH– c ( Na+ ) + c ( H+ ) == 2c ( CO32– ) + c ( OH– )+c ( HCO3–) 即：某一元素的原始量等于该元素在溶液中各种存在形式的量之和。 新知探究 二、三大守恒 2.物料守恒（元素or原子守恒） 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。 非氢非氧元素守恒 书写物料守恒式的方法： ①通过溶质的化学式列出特定元素的原子间的定量关系 ②找出特定元素在水溶液中的所有存在形式。 如NaHCO3溶液中： n(Na+)：n(C)＝1：1，推出： c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) 新知探究 二、三大守恒 2.物料守恒（元素or原子守恒） eg1： NH4Cl 溶液中 c (N) : c (Cl) ＝1 : 1 c ( NH4+ ) + c ( NH3·H2O ) = c ( Cl – ) eg2： Na2CO3 溶液中 c (Na) : c (C) ＝2 : 1 c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ] 新知探究 二、三大守恒 2.物料守恒（元素or原子守恒） eg3： NaHSO3 溶液中 c (Na+) : c (S) ＝ 1 : 1 c (Na+)＝c (HSO3–) + c (SO32–) + c (H2SO3) eg4： Na2S溶液中 c (Na+) : c (S) ＝2 : 1 c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ] 新知探究 二、三大守恒 3.质子守恒 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。 书写方法： 以Na2CO3溶液中质子守恒为例： ①定基准物（能得、失H+的分子或离子）: CO32- 、 H2O CO32- H2O ②写出得、失质子产物： 得质子产物：HCO3- 、H2CO3 、H3O+ 失质子产物：CO32-不能失质子、OH- ③列等式 得1H+ HCO3- 得2H+ H2CO3 得1H+ H+ H3O+ 失1H+ OH- c(OH－)＝2c(H2CO3)＋c(HCO3-)＋c(H＋) eg1： Na2S溶液中 S2- H2O +H+ HS- +H+ H3O+ （即H+） -H+ OH- +2H+ H2S c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S) = c(OH-) 新知探究 二、三大守恒 3.质子守恒 电荷守恒 c（Na+）+ c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-) 物料守恒 c（Na+）=2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)] ①-②： ① ② c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S)=c(OH-) 质子守恒 质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。 解题思路： （1）单一溶液，先找清楚溶液中存在的电离、水解的有关离子方程式。 （2）分清主要因素和次要因素。 （3）混合溶液，先分析清楚溶液中的溶质是什么，溶质之间的物质的量的关系，再充分利用假设思想。 新知探究 三、离子浓度大小的比较 (1)弱电解质微弱电离。 (2)多元弱酸分步电离，以第一步为主。 (3)水极微弱电离。 (4)弱酸、弱碱的电离程度大于水的电离程度。 (1)弱离子水解一般是微弱的，水解损失是微量的。 (2)多元弱酸根水解是分步进行的，以第一步为主。 (3)弱酸的酸式酸根既电离又水解。 NH3·H2O OH- + NH4+ （微弱） H2O OH- + H+ （更微弱） 弱碱电离程度小，离子浓度远远小于弱电解质分子浓度。 1、单一溶质（酸、碱、盐）溶液： c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+) >> > > （1）一元弱碱溶液，如： NH3 · H2O 溶液中： c (OH–) c (NH4+) c (H+) > > 新知探究 三、离子浓度大小的比较 （2） 多元弱酸溶液，电离是分步，主要决定第一步 c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–) >> > > > 如：H2S溶液中： H2S H+ + HS– （微弱） HS– H+ + S2– （更微弱） H2O OH– + H+ （极微弱） c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–) > > > 新知探究 三、离子浓度大小的比较 （3）单一溶液(盐溶液） ① 强酸强碱的正盐溶液，如NaCl溶液 ② 一元弱酸的正盐溶液，如CH3COONa溶液 CH3COONa = CH3COO- + Na+ H2O H+ + OH- CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- 很微弱 最微弱 完全电离 新知探究 三、离子浓度大小的比较 离子浓度大小关系: HCO3－+ H2O ⇌ H2CO3 + OH－(次) CO32- + H2O ⇌ HCO3－+ OH－(主) 溶液中存在的离子： c（Na+）> c（CO32-） > c（OH－）> c（HCO3－） >c （ H+ ） 例.Na2CO3溶液中： Na2CO3 2Na++CO32- H2O ⇌ H+ + OH- Na＋、CO、 HCO3－ 、OH－、H＋ 新知探究 三、离子浓度大小的比较 ③多元弱酸正盐水解是分步进行的，主要由第一步决定。 例. NaHCO3溶液中： NaHCO3 Na+ + HCO3- (电离) (水解) HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 +OH- HCO3－ ⇌ CO32- + H+ 溶液中存在的离子： 离子浓度大小关系： NaHCO3 溶液显碱性，说明HCO 3 -的电离程度小于HCO3 - 的水解程度 H2O ⇌ H+ + OH- Na＋、HCO3-、CO32-、H＋、OH－ c（Na＋）> c（HCO3-）> c（OH－）> c（H＋）> c（CO32-） 考虑水解和电离的相对强弱 新知探究 三、离子浓度大小的比较 ④、单一溶液——弱酸酸式盐溶液 例：NaHSO3溶液中离子浓度大小比较 酸性 H2O H++OH- （最微弱） NaHSO3 = Na+ + HSO3- （完全电离） HSO3- SO32- + H+ （电离） c(Na+) c(HSO3-) c(H+) c(SO32-) c(OH-) > > > > HSO3- + H2O H2SO3 + OH- （水解） 电离 > 水解 c(SO32-) > 课堂·练习 电离为主，显酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4溶液 水解为主，显碱性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS 溶液 新知探究 2、不同溶液中,同一离子浓度比较 对于给定的相同物质的量浓度的能够产生同一种离子的溶液，要先看化学式中离子的比例、再考虑离子水解、电离以及其他离子对水解、电离的影响（抑制、促进、无影响）。 例如：1.比较等浓度NH4Cl 、(NH4)2SO4 、氨水、CH3COONH4 、 (NH4)2Fe(SO4)2 、(NH4)2CO3溶液中c(NH4+) (NH4)2Fe(SO4)2 >(NH4)2SO4 > (NH4)2CO3 > NH4Cl > CH3COONH4> 氨水 2.相同温度下，浓度均为0.1mol/L的（NH4）2CO3、NH4HCO3、Na2CO3 、NaHCO3中c(CO32-)由大到小的顺序为： Na2CO3＞(NH4)2CO3 ＞ NaHCO3 ＞ NH4HCO3 首先考虑是否发生反应，若发生反应，则比较剩余物质浓度大小，然后综合分析电离因素、水解因素。 一看反应：先反应，按方程反应系数判断有无过量。若恰好反应，反应后只有产物;若一方过量，则为过量一方和产物混合液。 二分主、次：综合分析酸碱电离、盐水解。谁弱忽略谁。 三比大小：量化、排顺序。先溶质分子或离子， 3、混合溶液中离子浓度的比较 新知探究 三、离子浓度大小的比较 例.物质的量浓度相同的NH4Cl溶液、氨水等体积混合后不发生反应。 NH4+ +H2O ⇌ NH3· H2O +H+ ，NH3·H2O ⇌ NH4+＋OH－ 溶液中存在的离子有:Cl-、 NH4+ 、 H+ 、 OH－ H2O ⇌ H+ ＋ OH－ c（Cl-）> c（NH4+）> c（OH－）>c（H+） 由于NH3·H2O的电离程度大于的水解程度，所以溶液呈碱性； 溶液中离子浓度由大到小的顺序是 溶液中的溶质为： NH4Cl、 NH3·H2O NH4Cl Cl-+NH4+ 1. 两溶液混合（相互之间不反应） 新知探究 三、离子浓度大小的比较 例. 物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaClO溶液等体积混合。 溶液中存在的离子有：CH3COO-、 ClO-、 Na+ 、 H+ 、 OH－ 由于ClO－的水解程度大于 CH3COO－的水解程度， 溶液中离子浓度由大到小的顺序为： c（Na+）> c（CH3COO-） > c（ClO-） > c（OH－）> c（H+） 。 CH3COO-+H2O ⇌ CH3COOH+ OH－ ， ClO- +H2O ⇌ HClO+ OH－ 溶液中的溶质为CH3COONa 、 NaClO ， H2O⇌ H+ ＋ OH－ CH3COONa CH3COO- + Na+ ， NaClO ClO- + Na+ 新知探究 1. 两溶液混合（相互之间不反应） 例. 物质的量浓度相同的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液等体积混合： 溶液中的溶质为Na2CO3 、 NaHCO3 ， 溶液中存在的离子有： CO32- 、 HCO3- 、 OH－ 、 Na+ 、 H+ 由于 CO32- 的水解程度大于HCO3- 水解程度，HCO3- 水解程度大于其电离程度。溶液中离子浓度由大到小的顺序为： c（Na+）> c（HCO3-） > c（CO32-） > c（OH－） > c（H+） 。 CO32- +H2O ⇌ HCO3- + OH－ ， HCO3- +H2O ⇌ H2CO3+ OH－ HCO3- ⇌ CO32- + H+ H2O ⇌ H+ ＋ OH－ Na2CO3 CO32- + 2Na+ ， NaHCO3 HCO3- + Na+ 新知探究 1. 两溶液混合（相互之间不反应） 例11.物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合 溶液中的溶质为NaCl 、 NH3· H2O ， 溶液中存在的离子有： Cl－ 、 OH－ 、 Na+ 、 NH4+ 、H+ 溶液中离子浓度由大到小的顺序为： c（Na+ ）= c（Cl－） > c（OH－ ）> c（NH4+）> c（H+） 。 发生反应：NaOH+ NH4Cl NH3· H2O + NaCl，二者物质的量之比为1:1，恰好完全反应，生成等物质的量的NH3· H2O 和NaCl 。 NaCl Na+ + Cl－ ， NH3·H2O ⇌ NH4+＋ OH－ ， H2O ⇌ H+ ＋ OH－ 2. 两溶液混合（相互之间反应） 新知探究 知识·迁移 数形结合 滴定曲线图像分析 常温下，将0.1 mol·L－1NaOH溶液逐滴加入到20.0 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中所得溶液pH与加入NaOH溶液体积关系如下图： 利用中和滴定曲线分析离子浓度的关系： 关键点 粒子浓度关系 起点 (点①) 起点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L－1 HA的pH＞1，说明是HA是_____，微粒浓度大小__________________________ 知识·迁移 弱酸 反应一半点(点②) 两者反应生成等物质的量的HA和NaA混合液，此时溶液pH＜7，说明HA的电离程度大于A－的水解程度，______________ ________________________ 中性点 (点③) 此时溶液pH＝7，溶液呈中性，酸没有完全反应，_________ _______________________________ c(A－)＞c(Na＋) ＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－) c(A－)＝ c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＝c(OH－) 知识·迁移 常温下，将0.1 mol·L－1NaOH溶液逐滴加入到20.0 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中所得溶液pH与加入NaOH溶液体积关系如下图： 恰好完全反应点(点④) 此时两者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，______________________________ c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) 过量点 (点⑤) 此时NaOH过量或者远远过量，溶液显碱性，可能出现______________________________，也可能出现________ ________________________ c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋) c(Na＋)＞ c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) 知识·迁移 常温下，将0.1 mol·L－1NaOH溶液逐滴加入到20.0 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中所得溶液pH与加入NaOH溶液体积关系如下图： 常温下，将0.1 mol·L－1NaOH溶液逐滴加入到20.0 mL 0.1 mol·L－1HA溶液中所得溶液pH与加入NaOH溶液体积关系如下图： 知识·迁移 抓五点破滴定图像 抓反应的“起始”点 判断酸、碱的相对强弱 抓反应的“一半”点 判断是哪种溶质的等量混合 抓溶液的“中性”点 判断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足 抓“恰好”反应点 判断生成的溶质成分及溶液的酸碱性 抓反应的“过量”点 判断溶液中的溶质，判断哪种物质过量 $$