水解的三大守恒知识
水解三大守恒
c(H+) > c(H2PO4-) > c(HPO42-) > c(PO43-) > c(OH-) c(Cl-) > c(Al3+) >c(H+) > c(OH-)
⑷ Na2CO3溶液中各离子浓度的大小关系： 溶液中各离子浓度的大小关系：
c(Na+) > c(CO32-) > c(OH-) > c(HCO3-) > c(H+)
盐溶液的三大守恒
复习
溶液中各粒子浓度的大小关系： ⑴ NH3.H2O溶液中各粒子浓度的大小关系： 溶液中各粒子浓度的大小关系 溶液中各离子浓度的大小关系： ⑵ H3PO4溶液中各离子浓度的大小关系： 溶液中各离子浓度的大小关系： ⑶ AlCl3溶液中各离子浓度的大小关系：
c (NH3 · H2O) > c (OH–)> c (NH4+) > c (H+)
〖训练一〗写出CH3COONa溶液中守恒关系式 训练一〗写出 溶液中守恒关系式 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-) 物料守恒： 物料守恒： c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
〖训练二〗写出NaHCO3溶液中守恒关系式 训练二〗写出 )+2 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 物料守恒： c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 物料守恒：
〖训练一〗写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式 训练一〗写出CH COONa溶液中三个守恒关系式 电荷守恒： 电荷守恒： c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-) 物料守恒： c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 物料守恒： 质子守恒： 质子守恒： c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH) 〖训练二〗写出NaHCO3溶液中三个守恒关系式 训练二〗写出NaHCO c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) )+2 电荷守恒： 电荷守恒： 物料守恒： 物料守恒： c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 质子守恒： 质子守恒： c(OH-)＝c(H+)－c(CO32-)+c(H2CO3)
化学三大守恒全解
【练习1】请写出Na2SO3溶液中质子守恒关系。
【分析】 Na2SO3溶液中存在的粒子有：Na＋、 SO32－、 HSO3－ 、H2SO3、H+、OH
c水(OH－)＝c水(H＋) c (OH－) = c (H＋) +c(HSO3－）+2c(H2SO3) 【练习2】请写出Na3PO4溶液中质子守恒关系。 【分析】 Na3PO4溶液中存在的离子有：Na＋、 PO43－、HPO42-、H2PO4-、H+、OH-、H3PO4
HCO3－ +H2O
H2CO3 + OH－(弱)
4
[探究1]：请找出下列溶液中各种微粒 你
NaCl: Na+、Cl-、H+、OH-、
c(Na+)+Hc2O(H+)=c(Cl)+c(OH-)
NHc(4NCHl:4NN+)HH+43c+.(H、H2+CO)l=-、c(HC+l-、)+OcH(O-、H-H) 2O、
【例1】请写出Na2CO3溶液中的质子守恒关系。 【分析】 Na2CO3＝2Na＋＋CO32－ 水电离时：n水(OH－)＝n水(H＋) CO32－水解时：部分H＋与CO32－结合生成HCO3－、H2CO3 则溶液中： n水(H＋)=n(H＋)+n(HCO3－)+2n(H2CO3) 故：c(OH－)=c(H＋)+c(HCO3－)+2c(H2CO3)
3.用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配 制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)＞c(Na+)，对该
溶液中的三大守恒
盐水解的反应方程式①离子，可逆CH3COO- + H2O ⇋CH3COOH + OH-②分步、吸热Na2CO3的水解（可以理解为第一步水解出的OH-抑制了第二步的水解）第一步： CO32-+H2O⇋HCO3-+OH-（主要）第二步： HCO3- +H2O ⇋ H2CO3+OH-（次要）③多元弱碱的阳离子水解复杂，可看做一步水解反应，如FeCl3的水解反应为：FeCl3+3 H2O⇋Fe(OH)3+3HCl④一般不用“↑”和“↓”；强烈的双水解可以写“↑”、“↓”和“=”。
如：Al2(SO4)3和NaHCO3、NH4Cl和NaAlO2、(NH4)2SO4和K2CO3、Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑NH4+ +AlO2-+H2O =Al(OH)3↓+NH3↑总结:1、盐类水解是离子、可逆、分步、吸热反应2、一般不用“↑”和“↓”；强烈的双水解可以写“↑”、“↓”和“=”。
注意：①H2O + H2O⇋H3O++ OH-不是盐的水解。
②HCO3-+OH-=CO32-+H2O，不是水解方程式。
③注意区分盐的水解方程式和弱电解质的电离方程式，如：HCO3- +H2O ⇋ CO32-+H3O+为电离方程式，而HCO3- +H2O ⇋ H2CO3+OH-为水解方程式。
溶液中各种微粒浓度之间的关系思路：以NH4Cl、CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液为例。
(1)Na2CO3:1、写出离子方程式H 2O⇋H++OH- Na2CO3=2Na++CO32-CO32-+H2O⇋HCO3-+OH- HCO3-+H2O ⇋H2CO3+OH-2、找出存在的微粒阳离子：Na+、H+阴离子：OH-、HCO3-、CO32- 分子（原子）：H2O、H2CO33、写出三个守恒①电荷守恒：c(Na+)+ c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)②物料守恒：c(Na+)=2c(CO32- )+2c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)③质子守恒： c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)4、比较离子浓度大小c(Na+)> c(CO32- )> c(OH-)> c(HCO3-)> c(H+)注意4个2的意义。
书写三大守恒式,离子浓度的判断,电离和水解
怎样判断水解大于电离还是电离大于水解?一般来说,题目给你的盐溶液都是你可以知道溶液的酸碱性的,要根据溶液的酸碱性来判断是水解大于电离还是电离大于水解.由于酸根的水解使溶液显碱性,电离使溶液显酸性,所以如果溶液是酸性,那么电力大于水解,如果溶液是碱性,那么水解大于电离.或者你要通过背来记住谁的水解强,谁的电离强.在中学化学中,只需要知道以下几种情况就可以了.1.NaHCO3溶液:HCO3-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;2.NaHSO3溶液:HSO3-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;3.NaHSO4溶液:HSO4-只电离,不水解,溶液呈酸性;4.NaH2PO4溶液:H2PO4-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;5.Na2HPO4溶液:HPO42-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;6.在同浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液中,醋酸的电离程度大于醋酸根的水解程度,溶液呈酸性;7.在同浓度的氨水和氯化铵混合溶液中,一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度,溶液呈碱性.其他的情况就不需要记忆了.离子浓度大小如何比较要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）.对有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题,在做时首先搞清溶液状况,是单一溶液还是混合溶液,然后再根据情况分析.1、单一溶质的溶液中离子浓度比较①多元弱酸溶液中,由于多元弱酸是分步电离（注意,电离都是微弱的）的,第一步的电离远远大于第二步,第二步远远大于第三步.由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序.例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)②多元弱酸的强碱正盐溶液中,要根据酸根离子的分步水解（注意,水解都是微弱的）来分析.第一步水解程度大于第二步水解程度,依次减弱.如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)③多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离,同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解,因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小,然后判断离子浓度大小顺序.常见的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度,溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液显碱性,例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-),反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度,溶液显酸性c(H+) ＞c(OH-).例在NaHSO3中：c （Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-).规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-]和[H+]之间,第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素,又要考虑其它离子的影响,是抑制还是促进,然后再判断.例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2 三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性,CO32-离子水解显碱性,两离子水解相互促进,Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制,因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a.2、混合溶液中离子浓度的比较①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较,首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性.酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液,弱碱根离子水解,溶液呈酸性碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性.根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况.②强碱和弱酸溶液混合后,溶液中离子浓度的大小比较呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液.呈中性:强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变.如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na ＋)=c( CH3COONa)②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等,如：在CH3COONa溶液中,水所电离的H＋被部分CH3COO－结合生成CH3COOH,因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－) ③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性,溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和.在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果.如何写化学中三大守恒式（电荷守恒,物料守恒,质子守恒）这三个守恒的最大应用是判断溶液中粒子浓度的大小,或它们之间的关系等式.电荷守恒,－－即溶液永远是电中性的,所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量例, NH4Cl溶液,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-写这个等式要注意2点：1、要判断准确溶液中存在的所有离子,不能漏掉.2、注意离子自身带的电荷数目.如,Na2CO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaHCO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaOH溶液,Na+ + H+ = OH-Na3PO4溶液,Na+ + H+ = 3PO4^3- + 2HPO4^2- + H2PO4^- + OH-物料守恒,－－即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系,由于水溶液中一定存在水的H、O元素,所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系.例, NH4Cl溶液,化学式中N:Cl=1:1,即得到,NH4^++NH3.H2O = Cl-Na2CO3溶液,Na:C=2:1,即得到,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)NaHCO3溶液,Na:C=1:1,即得到,Na+ = CO3^2- + HCO3^- + H2CO3写这个等式要注意,把所有含这种元素的粒子都要考虑在内,可以是离子,也可以是分子.质子守恒例如：NH4Cl溶液,电荷守恒,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-物料守恒,NH4^+ + NH3.H2O = Cl-处理一下,约去无关的Cl-,得到,H+ = OH- + NH3.H2O,即是质子守恒Na2CO3溶液,电荷守恒,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH-物料守恒,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)处理一下,约去无关的Na+,得到,HCO3^- + 2H2CO3 + H+ = OH-质子守恒,即所有提供的质子都由来有去.如,NH4Cl溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分OH-被NH4^+结合成NH3.H2O,而且是1：1结合,而H+不变,所以得到, H+ = 原来的总OH- = 剩余OH- + NH3.H2ONa2CO3溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分H+被CO3^2-结合成HCO3^-,而且是1：1结合,还有部分继续被HCO3^-结合成H2CO3,相当于被CO3^2-以1：2结合,而OH-不变,所以得到, OH- = 原来总H+ = HCO3^- + 2H2CO3 + 剩余H+碳酸钠、碳酸氢钠、醋酸钠、氯化铵的电荷守恒、物料守恒、质子守恒和离子浓度大小比较的离子表达式.Na2CO3[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=2[CO3 2-]+2[HCO3-]+2[H2CO3][OH-]=[H3O+]+[HCO3-]+2[H2CO3]Na＞CO3 2-＞OH-＞HCO3-＞H+碳酸氢钠[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=[CO3 2-]+[HCO3-]+[H2CO3][OH-]+[CO3 2-]=[H3O+]+[H2CO3]Na+＞HCO3-＞OH-＞H+＞CO3 2-醋酸钠[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-][Na+]=[AC-]+[HAc][OH-]=[H3O+]+[HAc]Na+＞Ac-＞OH-＞H+氯化铵[NH4+]+[H+]=[Cl-]+[OH-][Cl-]=[NH4+]+[NH3·H2O][H3O+]=[OH-]+[NH3·H2O]Cl-＞NH4+＞H+＞OH-离子浓度大小比较还要看溶液的浓度,比如10的负22次方mol/L的NH4Cl,就是H+ 最大。
电荷守恒、物料守恒、质子守恒知识讲解
c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
例2 ： NaHCO3溶液 方法一：可以由电荷守恒和物料守恒关系联立得到
NaHCO3 溶液中存在下列等式 C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) ｛电荷守恒｝ C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) ｛物料守恒｝
NaOH溶液：
C（Na+）+C（H+）= C（OH-）
二.物料守恒
溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液 中各种存在形式的浓度之和。
也就是元素守恒，即变化前后某种元素的原子
个数守恒。物料守恒实际属于原子个数守恒和质量 守恒。即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的 特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O 元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素 的关系。
练习
NaH2PO4溶液
原始物种：H2PO4-，H2O 消耗质子产物：H3PO4 产生质子产物：HPO42-（产生一个质子），
PO43-（产生二个质子），OH-
c（H+）=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)-c（H3PO4）
快速书写质子守恒的方法：
第一步：确定溶液的酸碱性，溶液显酸性，把 氢离子浓度写在左边，反之则把氢氧根离子浓度写 在左边。
第二步：根据溶液能电离出的离子和溶液中存 在的离子，来补全等式右边。具体方法是，判断溶 液能直接电离出的离子是什么。然后选择能电离产 生氢离子或者水解结合氢离子的离子为基准，用它 和它电离或者水解之后的离子（这里称为对比离子） 做比较，是多氢还是少氢，多N个氢，就减去N倍 的该离子（对比离子）浓度。少N个氢离子，就减 去N倍的该离子（对比离子）。
(完整版)盐类的水解知识点总结
(完整版)盐类的水解知识点总结水解中和盐类的水解1．复习重点1．盐类的水解原理及其应用2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦（一）盐的水解实质H2O H+—n当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但普通以为中和反应程度大，大多以为是彻底以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱别水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为： 1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐别一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱2．酸式盐①若惟独电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43—pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（非常特别，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（三）妨碍水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度别变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度别变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的妨碍.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移，α↑促进水解，h↑增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑注：α—电离程度 h—水解程度考虑：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分不加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何妨碍？（五）盐类水解原理的应用考点 1．推断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分不为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。
高三化学复习：盐类水解中的三大守恒的应用
高三化学复习：盐类水解中的三大守恒的应用1.常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随−lg c(OH−)变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是()A. K b1(N2H4)=10−6B. 反应N2H 62++N2H4⇌2N2H 5+的pK=9.0(已知：pK=−lgK)C. N2H5Cl溶液中c(H+)>c(OH−)D. N2H5Cl溶液中存在c(Cl−)+c(OH−)=c(N2H 5+)+2c(N2H 62+)+c(H+)2.室温下，将尿酸钠(NaUr)悬浊液静置，取上层清液，再通入HCl，溶液中尿酸的浓度c(HUr)与pH的关系如图所示。
已知：K sp(NaUr)=4.9×10−5，K a(HUr)=2.0×10−6。
下列说法正确的是()A. 上层清液中，c(Ur−)=7.0×10−2mol·L−1B. 在M→N的变化过程中，c(Na+)c(Ur−)的值保持不变C. 当c(HUr)=c(Ur−)时，c(Cl−)>c(Ur−)D. 当pH=7时，2c(Na+)=c(Ur−)+c(Cl−)3.剧毒物氰化钠(NaCN)固体遇水或酸生成剧毒易燃的HCN气体，同时HCN又能与水互溶，造成水污染。
已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH HCN H2CO3电离平衡常数(25℃)K a=1.77×10−4K a=5.0×10−10K a1=4.3×10−7K a2=5.6×10−11下列选项错误的是A. 向NaCN溶液中通入少量的CO2发生的离子反应为：2CN−+H2O+CO2=2HCN+CO32−B. 处理含CN−废水时，如用NaOH溶液调节pH至9，此时c(CN−)<c(HCN)C. 中和等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的物质的量前者小于后者D. 等体积、等物质的量浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者大于后者4.用0.100mol·L−1的NaOH溶液滴定10.00mL浓度均为0.100mol·L−1的盐酸和CH3COOH溶液。
化学三大守恒ppt课件
CH3COONa溶液
Na+是强碱阳离子， 既不能得质子，又不 能失质子
+H+ CH3COOH
+H+ H3O+
一律简写为H+
-H+ OH-
质子守恒： [H+]+[CH3COOH]=[OH-]
HCO3－ +H2O
H2CO3 + OH－(弱)
3
复习：电荷守恒 CHc3C(NOaO+)N+ac:(HCCHH+)33=CCOOcOO(CH-、HN3aC+O、OH+-、OH-、H2O、 NHc)4(+CNclH:(ONN4+HHH)43+-+.)H、c2(COHl-、+)H=+c、(OCHl--)、+Hc2(OO、H-) Nac2(CNOa+3): +NHc2a(C+HO、3+H)C=O23-c、(CCOO332-2、-)H++c、(HOHC-O、H32-O、 Na)c+H(cNC(OaO+H3):+-NH)c2a(C+HO、+3H)C=O23c-、(CCOO3322-、-)H++c、(HOHC-O、H3-2O、
第三章 水溶液中的离子平衡
第三节 盐类的水解
第五课时
2024年1月15日星期一
【知识大梳理】
电 解 质 的
强电解质 _完__全_电离，只有电解质_离__子_、没有电 解质_分__子_。
na2s三大守恒方程式
na2s三大守恒方程式
三个守恒式是电荷守恒，物料守恒，质子守恒。
物料守衡：C(Na+)=2C(S2-)+2C(HS-)+2C(H2S)
电荷守衡：C(Na+)+C(H+)=2C(S2-)+S(HS-)+C(OH-)
质子守衡：C(H+)=C(OH-)-C(HS-)-2C(H2S)
扩展资料：
例一：在NaHCO3中，如果HCO3-没有电离和水解，那么Na+和HCO3-浓度相等。
现在HCO3-会水解成为H2CO3，电离为CO32-（都是1：1反应，也就是消耗一个HCO3-，就产生一个H2CO3或者CO32-），那么守恒式中把Na+浓度和HCO3-及其产物的浓度和画等号（或直接看作钠与碳的守恒）：
即c(Na+) == c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3)
例二：在0.1mol/L的H2S溶液中存在如下电离过程:（均为可逆反应）
H2S=(H+) +(HS-)
(HS-)=(H+)+(S2-)
H2O=(H+)+(OH-)
可得物料守恒式c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)==0.1mol/L, （在这里物料守恒就是S元素守恒--描述出有S元素的离子和分子即可）。
三大守恒及溶液中离子浓度大小比较
三大守恒及溶液中离子浓度大小比较1、两个微弱（1）微弱电离：溶质分子是主要的。
①弱电解质电离是微弱的②多元弱酸电离是分步，主要由第一步决定（2）微弱水解：盐溶液离子是主要的。
①水解是微弱②多元弱酸酸根水解是分步，主要由第一步决定。
2、三个守恒（1）电荷守恒：溶液呈电中性——阳离子所带正电荷总数=阴离子所带负电荷总数（2）物料守恒（原子守恒）：某原子的原始的浓度=该元素在溶液中的各种形式存在微粒的浓度和（3）质子守恒：在电解质溶液中，水电离出的c(H+)水与c(OH-)水总是相等。
（联立电荷守恒和物料守恒等式）。
3、特殊（1）弱酸酸式盐：比较电离，水解的相对强弱。
（2）混合溶液①不反应：比较电离、水解的相对强弱。
②会反应：根据过量程度来考虑电离与水解的相对强弱。
【练习题】一、单一溶液中各粒子浓度1.在0.1mol/L的Na2S溶液中，下列关系正确的是( )A.c(Na+)>c(S2-)>c(H+)>c(HS-)>c(OH-)B.c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)C.c(Na+)+c(H+)=1/2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)D.c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/L二、混合溶液中各粒子浓度2.把0.02mol/LCH3COOH和0.01mol/LNaOH以等体积混合后溶液显酸性，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是（）A.c(CH3COO-)>c(Na+)B.c(CH3COOH)>c(CH3COO-)C.2c(H+)=c(CH3COO-) - c(CH3COOH)D.c(CH3COOH) + c(CH3COO-)=0.01mol/L3.0.1mol/L的NaOH溶液0.2L，通入448mL（标况）H2S气体，所得溶液离子浓度大小关系正确的是( )A.c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)>c(S2-)>c(H+)B.c(Na+) + c(H+) = c(HS-) + c(S2-) + c(OH-)C.c(Na+) = c(H2S) + c(HS-) + c(S2-) + c(OH-)D.c(S2-) + c(OH-) = c(H+) + c(H2S)4.常温下，一定体积pH=2的二元弱酸H2R溶液与一定体积pH=12的NaOH溶液混合后溶液呈中性。
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水解的三大守恒知识
一、电荷守恒：整个溶液不显电性
1.概念：溶液中阳离子所带的正电总数=阴离子所带的负电总数
2.注意：离子显几价其浓度前面就要乘上一个几倍的系数
3.指出：既要考虑溶质的电离，也要考虑水的电离，还要考虑盐的水解
4.类型：
二、物料守恒：也叫原子守恒
在电解质溶液中，某些离子能够发生水解或者电离，变成其它离子或分子等，这虽然可使离子的种类增多，但却不能使离子或分子中某种特定元素的原子的数目发生变化，因此应该始终遵循原子守恒。
1.某一种原子（团）的数目守恒:
若已知以下各电解质的浓度均为0.1mol/L
2.某两种原子（团）的比例守恒：此比例来自于化学式且与化学式一致
（三）质子守恒：
（3）弱酸弱碱盐的溶液中：
4.关系：电荷守恒式与物料守恒式相加减可得质子守恒式。