第十二章　第50讲　溶液中三大守恒　水解常数及应用-2027年高考化学一轮复习课件（含解析版讲义）

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1.掌握溶液中的守恒关系，并能用其判断盐溶液中粒子浓度的关系。2.了解水解常数(Kh) 的含义，并能与弱电解质的电离常数进行相互计算。
考点一　溶液中“三大守恒”关系及应用
考点二　水解常数及应用
溶液中“三大守恒”关系及应用
1.电荷守恒电解质溶液呈电中性，即阴离子所带的电荷总数一定等于阳离子所带的电荷总数。如Na2S溶液中的电荷守恒为 。2.元素守恒在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，离子所含的某种元素在变化前后是守恒的。如常温下，在1 ml·L-1 Na2S溶液中： =2 ml·L-1。
c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)
c(Na+)=2[c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)]
3.质子守恒电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H+)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。质子守恒的书写方法：(1)方法一：分析质子转移情况(适合单一盐溶液)。如Na2S水溶液中的质子转移情况图示如下：由图可得Na2S水溶液中质子守恒：c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。
(2)方法二：通过元素守恒与电荷守恒推出质子守恒。如Na2S溶液：元素守恒：c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)](ⅰ)电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)(ⅱ)将(ⅰ)式代入(ⅱ)式化简得c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)，与方法一结果相同。
一、单一溶液的守恒关系1.25 ℃时，写出下列几种溶液中的守恒关系(1)0.1 ml·L-1 CH3COONa溶液①元素守恒：　　　 　。②电荷守恒：　　　　 。③质子守恒：　　　　 。
c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)
(2)0.1 ml·L-1Na2CO3溶液①元素守恒：　　　 　。②电荷守恒：　　　 　。③质子守恒：　　　　 。
(3)0.1 ml·L-1 NaHCO3溶液①元素守恒：　 　　　。②电荷守恒：　　　　 。③质子守恒：　　　　 。
二、混合溶液的守恒关系2.25 ℃时，写出下列几种溶液中的守恒关系(1)浓度均为0.1 ml·L-1的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合①电荷守恒：　　　 　。②元素守恒：　　　　 。(2)0.1 ml·L-1盐酸与0.1 ml·L-1 CH3COONa溶液等体积混合①电荷守恒：　　　 　。②元素守恒：　　　　 。
c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)+c(Cl-)
c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Cl-)
(3)浓度均为0.1 ml·L-1的NaHCO3和Na2CO3溶液等体积混合①电荷守恒：　　 　　。②元素守恒：　　　　 。
1.水解常数的概念(1)含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。(2)表达式①对于A-+H2O⥫⥬HA+OH-，Kh=　 　　　； ②对于B++H2O⥫⥬BOH+H+，Kh=　 　　　。 (3)意义和影响因素①Kh越大，表示相应盐的水解程度　 　； ②Kh只受温度的影响，升高温度，Kh　　 。 
一、判断酸式盐溶液的酸碱性及粒子浓度大小1.已知常温下，H2CO3的电离常数Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11。(1)通过计算判断0.1 ml·L-1的NaHCO3溶液呈酸性还是碱性？(写出计算过程)
多元弱酸酸式盐溶液比较粒子浓度大小时，要分析酸式酸根离子电离与水解程度的相对大小。如：
2.常温下磷酸的三级电离常数分别是Ka1=7.1×10-3，Ka2=6.2×10-8，Ka3=4.5×10-13，解答下列问题：(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是　　 　　(填序号)。(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH　　(填“>”“c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)
缓冲溶液(1)概念：缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和较多水的稀释而保持体系的pH基本不变的体系。(2)构成：缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐或弱碱和弱碱盐组成，如HAc和NaAc、NH3·H2O和NH4Cl、HCN和NaCN、NaH2PO4和Na2HPO4都可以配成能保持不同pH的缓冲溶液。(3)以弱酸和弱酸盐为例，当加入强酸时，弱酸根与H+转化为弱酸，H+的浓度变化不大；当加入强碱时，弱酸与OH-反应生成弱酸盐，使OH-浓度变化也不大。由于弱酸的电离程度和弱酸盐的水解程度都很小，故缓冲溶液的pH变化是很小的。
1.(2024·湖南，13)常温下Ka(HCOOH)=1.8×10-4，向20 mL 0.10 ml·L-1 NaOH溶液中缓慢滴入相同浓度的HCOOH溶液，混合溶液中某两种离子的浓度随加入HCOOH溶液体积的变化关系如图所示，下列说法错误的是A.水的电离程度：Mc(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)
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1.下列关于CH3COONa溶液的判断不正确的是A.离子浓度大小：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B.升高温度，c(OH-)与c(CH3COO-)的比值增大C.CH3COONa稀溶液加水稀释时，溶液中各离子的浓度均减小D.粒子浓度关系：c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+)
3.(2022·浙江6月选考，17)25 ℃时，苯酚(C6H5OH)的Ka=1.0×10-10，下列说法正确的是A.相同温度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O-)>c(CH3COO-)B.将浓度均为0.10 ml·L-1的C6H5ONa和NaOH溶液加热，两种溶液的pH均变大C.25 ℃时，C6H5OH溶液与NaOH溶液混合，测得pH=10.00，则此时溶液中 c(C6H5O-)=c(C6H5OH)D.25 ℃时，0.10 ml·L-1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固体，水的电离程度 变小
5.用物质的量都是0.1 ml的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)>c(Na+)，下列对该溶液的判断正确的是A.c(H+)>c(OH-)B.c(CH3COO-)=0.1 ml·L-1C.c(CH3COOH)>c(CH3COO-)D.c(CH3COO-)+c(OH-)=0.1 ml·L-1
8.(2025·北京东城高三期末)常温下，①2 mL 0.1 ml·L-1盐酸，②2 mL 0.1 ml·L-1醋酸，③2 mL 0.1 ml·L-1氢氧化钠溶液。下列说法不正确的是A.证明醋酸是弱电解质：向①、②中分别加入等量镁条，开始阶段②中 产生气泡慢B.向②中滴加③，溶液pH增大，说明醋酸的电离受到了抑制C.②、③混合后，所得溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)D.①中c(OH-)等于③中c(H+)
9.常温下，Ka(HCOOH)=1.8×10-4，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5，Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5，下列说法正确的是A.浓度均为0.1 ml·L-1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和： 前者小于后者B.用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积、pH均为3的HCOOH和CH3COOH 溶液至终点，消耗NaOH溶液的体积相等C.0.2 ml·L-1 HCOOH与0.1 ml·L-1 NaOH等体积混合后的溶液中：c(HCOO-)+ c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)D.0.2 ml·L-1 CH3COONa与0.1 ml·L-1盐酸等体积混合后的溶液中(pHc(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)
13.(2025·广东，12)CuCl微溶于水，但在Cl-浓度较高的溶液中因形成[CuCl2]-和[CuCl3]2-而溶解。将适量CuCl完全溶于盐酸，得到含[CuCl2]-和[CuCl3]2-的溶液，下列叙述正确的是A.加水稀释，[CuCl3]2-浓度一定下降B.向溶液中加入少量NaCl固体，[CuCl2]-浓度一定上升C.H[CuCl2]的电离方程式为H[CuCl2]===H++Cu++2Cl-D.体系中，c(Cu+)+c(H+)=c(Cl-)+c([CuCl2]-)+c([CuCl3]2-)+c(OH-)