3.3.6离子浓度大小比较 课件 2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第三章第三节盐类的水解 第6课时 离子浓度大小比较 适用精简高效 学科网原创 一、电离理论 弱电解质电离是微弱的，对于弱酸、弱碱：其电离程度小，电离产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度,多元弱酸的电离是分步的，以第一步电离为主 c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+) > > > NH3 · H2O ⇌ NH4+ + OH– H2O ⇌ H+ + OH– 离子浓度的相对大小 NH3 · H2O 溶液中离子浓度大小 2 学科网原创 二、水解理论 弱离子由于水解而损耗， 水解是微弱的，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,多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，以第一步水解为主 c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (OH–) > > > NH4Cl 溶液中离子浓度大小 NH4Cl = NH4++Cl– NH4+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H+ H2O ⇌ H++ OH– 离子浓度的相对大小 3 1、弱酸溶液 ②多元弱酸电离是分步，主要取决于第一步。 ①一元弱酸： H2S溶液： c (CH3COOH) > c (H+) > c (CH3COO-) > c (OH–) c (H2S) > c (H+) > c (HS–) > c (S2–) > c (OH–) CH3COOH 溶液： 三、单一溶液中粒子浓度大小比较 3、强酸弱碱盐溶液 NH4Cl溶液： c (Cl–) > c (NH4+) > c (H+) > c (NH3·H2O) > c (OH–) 4、强碱弱酸正盐溶液 Na2CO3 =+ 2Na+ （最微弱）H2O ⇋OH-+ H+ + H2O ⇋ + OH- + H2O ⇋H2CO3 + OH- c (Na+) > c () > c (OH-)> c ()> c ()> c (H+) Na2CO3溶液： 2、弱碱溶液 NH3·H2O溶液： c (NH3·H2O) > c (OH–) > c (NH4+) > c (H+) 5、强碱弱酸的酸式盐溶液 NaHCO3溶液： c (Na+) > c () > c (OH-) > c (H2CO3) > c (H+) > c () NaHSO3溶液 NaHCO3– = Na+ + HCO3– HCO3– + H2O ⇌H2CO3 + OH– HCO3– ⇌CO32– + H+ H2O ⇌H+ + OH– （最微弱） c (Na+) > c () > c (H+) > c () > c (OH-) > c (H2SO3) 电离大于水解，显酸性：NaHSO3、NaH2PO4溶液 水解大于电离，显碱性：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS溶液 四、混合溶液中粒子浓度大小比较 1、两种物质混合不反应 等浓度弱酸与弱酸强碱盐混合或等浓度弱碱与弱碱强酸盐，一般电离大于水解 如：① 等浓度CH3COOH与 CH3COONa混合溶液 c(CH3COO-)>c(Na+)＞ c(CH3COOH) ＞c(H+) ＞ c(OH-) ②等浓度NH4Cl 与 NH3·H2O混合溶液 c(NH4+)>c(Cl-)＞ c(NH3 H2O) ＞ c(OH-) ＞ c(H+) 特殊： ③ 等浓度NaCN 与 HCN混合溶液(pH>7，水解大于电离) c(HCN)>c(Na+)＞ c(CN-) ＞ c(OH-) ＞ c(H+) 2、两种物质恰好完全反应 例1、0.1mol·L-1NaOH溶液与0.1mol·L-1CH3COOH溶液等体积混合。 相当于CH3COONa溶液： c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞ c(CH3COOH)＞ c(H+) 先判断溶液中的溶质，再考虑水解与电离因素 3、两种物质反应，其中一种剩余 例2、0.1mol·L-1NaOH溶液与0.2mol·L-1CH3COOH溶液等体积混合 相当于等浓度CH3COOH和CH3COONa混合溶液： 先判断溶液中的溶质，再考虑水解与电离因素 c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c( CH3COOH )＞c(H＋)＞c(OH－) 例3、H2C2O4溶液中部分微粒的δ与pH关系如图所示,下列说法正确的是(　) A.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH=2.5:c(H2C2O4)+c(C2O42-)>c(HC2O4-) B.由图可知:H2C2O4的Ka1=10-4.2 C.向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液至pH=7,则溶液中:2c(C2O42-)>c(Na+) D.将0.01 mol·L-1的H2C2O4溶液与0.02 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后的溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC2O4-)+2c(H2C2O4) D 例4、将0.2 mol·L-1 HA溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合(忽略溶液混合时体积变化),测得混合溶液中c(Na+)>c(A-),则(用“>”“<”或“=”)填写下列空白: (1)混合溶液中,c(A-) c(HA)。  (2)混合溶液中,c(HA)+c(A-) 0.1 mol·L-1。  (3)混合溶液中,由水电离出的c(OH-) 0.2 mol·L-1 HA溶液中由水电离出的c(H+)。  (4)25 ℃时,如果取0.2 mol·L-1 HA溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合,测得混合溶液的pH<7,则HA的电离程度 NaA的水解程度。 < = > > 例5 常温下，将amol/L的氨水和bmol/L的硫酸以3:2体积比混合反应后，溶液呈中性。用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数Kb= .此溶液中各离子浓度由大到小的顺序 为： 4b×10-7/(3a -4b) c (NH4+) > c(SO42–) c (H+) = c (OH–) > 例6、下列关于常温下0.1 mol·L-1Na2C2O4溶液的说法正确的是 (　) A.c(H+)>c(OH-) B.c(C2O42-)>c(HC2O4-)>c(H2C2O4) C.c(C2O42-)+c(HC2O4-)=0.1 mol·L-1 D.2c(Na+)=c(C2O42-)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4) B Na2C2O4 =2Na++C2O42- C2O42- +H2O ⇌HC2O4-+OH- HC2O4-+H2O⇌H2C2O4+OH- H2O ⇌H++OH- 物料守恒c(Na+)=2[c(C2O42-)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4)]=0.2mol/L c(Na+) > c(C2O42-) > c(HC2O4-) > c(OH-) c(H+) > 课 堂小 结 溶液中粒子浓度大小比较的一、二、三： 一个原理：平衡移动原理 二个平衡：电离平衡、水解平衡 三个守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒 $