高中化学盐的水解文字叙述题和离子浓度大小的比较
高中化学盐类水解弱酸与强碱反应过程中离子浓度大小问题解析
高中化学盐类水解
弱酸与强碱反应过程中离子浓度大小问题解析
弱酸与强碱反应过程中离子浓度大小比较
强酸与弱碱发生的是中和反应，产物为盐和水。
比较反应过程中离子浓度的大小，主要是把握反应过程中的几个点：
1.恰好完全反应时
2.溶液呈中性时
3.弱酸和弱酸盐物质的量相等时
以醋酸（CH3COOH）滴加到氢氧化钠（NaOH）溶液中的反应为例:
一.恰好完全反应时
醋酸与氢氧化钠完全反应，也就是说醋酸与氢氧化钠都反应完了，那么溶液中剩余的物质就是产物，产物为醋酸钠（CH3COONa）与水（H2O），也就是醋酸钠溶液。
那么这时候比较溶液中的离子浓度大小其实就是比较醋酸钠溶液中各离子浓度的大小，如下图：
二.溶液呈中性时
我们可以这样理解：当醋酸与氢氧化钠恰好完全反应时，溶液此时呈现的是碱性，要使得此时的溶液转化为中性，可以往溶液里继续添加醋酸，那么溶液呈现中性时醋酸的用量就大于氢氧化钠了。
而此时溶液中的离子浓度关系呢？如下图：
三.醋酸与醋酸钠物质的量相等时
中性溶液中继续加入醋酸，有一个时刻是，溶液中醋酸与醋酸钠的物质的量相等了，那么此时溶液中的离子浓度大小关系呢？如下图：
总结：
弱酸加入到强碱溶液中，分三个阶段，恰好完全反应时，呈中性时，弱酸过量时，把握住每个阶段的特征，这类题就迎刃而解了。
盐类水解和离子浓度大小的比较
(3)两种电解质溶液相混合离子浓度的判断：解此 类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水 解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩 余，则应讨论弱电解料守恒：解此类 题的关键是抓住溶液中呈中性(即阴、阳离子所带 电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两大特 点。若题中所给选项为阴阳离子的浓度关系，则 应考虑电荷守恒；若所给选项等式关系中包含了 弱电解质的分子浓度在内，则应考虑物料守恒； 有时还要两守恒结合考虑。
者的c(H+)为后者的10倍，但越稀电离程度越小，所以前者的
c(H+)比后者的10倍要小，a+1>b；
D选项 ［c(Na+)-c(F-)］为水解产生的c(OH-)，［c(K+)-c(CH3COO-)］ 也为水解产生的c(OH-)，由于pH相等所以水解产生的c(OH-)相
等，［c(Na+)-c(F-)］=［c(K+)-c(CH3COO-)］。
3
2
CO3 )
例2
莫尔盐 [( NH 4 ) 2 Fe ( SO4 ) 2 6 H 2 O ] 常作氧化 还原滴定法的基准物质，在0.1 mol/L 的该盐的 溶液中，下列有关比较不正确的是 ( D )
A、 c(SO42-)>c(NH4+)>c(Fe2+)>c(H+)>c(OH-) B 、 c(NH3· H2O)+c(NH4+)=0.2 mol/L C 、 2c(SO42-)+c(OH-)=c(NH4+)+2c(Fe2+)+c(H+) D 、 c(H+)=c(OH-)+c(NH3· H2O)+c［Fe(OH)2］
盐类水解之离子浓度的比较
2、弱酸酸根离子水解呈 碱 性，弱碱阳离子 水解呈 酸 性，水解程度一般 很小 ，盐类 水解对 H2O 的电离平衡均为 促进 作用。
盐类水解的应用：
1、离子浓度大小的比较 2、判断盐溶液的酸碱性； 3、配制溶液及溶液的存放； 4、溶液蒸干灼烧后产物的判断； 5、除杂问题： 6、日常生活中的应用（去油污，胶体的制备，
C．c(Na+) + c(OH-) = c(A-) + c(H+)
D．c(Na+) + c(H+) = c(A-) + c(OH-)
2010年 广东卷
2、不同溶液中同种离子浓度大小的比较：
【例4】等浓度的下列溶液中，c(CO32-) 由大到小 的顺序为（ ） ① Na2CO3 ② (NH4)2CO3 ③ H2CO3 ④ NaHCO3 ⑤ NH4HCO3
4. 常温下，用0.1mol/LNaOH溶液滴定20mL 0.1mol/L
醋酸溶液(曲线如图)，下列说法正确的是（ D ）
A. 点①所示溶液中： c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
B点. 点①②所所示示溶溶液中中：：
c(nN(aC+)H=3cC(COHO3CNOa)O:Hn)(C+ Hc(C3CHO3COOHO)-)= 1:1
+2c(SO204029-)年
江苏卷
由于c(ONHH-)4-+c水(H解+)，= c所(H以COc3(-)N+H24c+)(H<2CcO(S3)O42-)
高中化学盐的水解文字叙述题和离子浓度大小的比较
高中化学盐的水解文字叙述题和离子浓度大小的比较第一篇：高中化学盐的水解文字叙述题和离子浓度大小的比较盐的水解文字叙述题和离子浓度大小的比较知识点归纳盐类水解反应的规律一、“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
”二、影响水解平衡的因素“温高促水解，稀释促水解，加酸加碱平衡移。
”三、水解反应的离子方程式1.“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。
” 2．两种离子水解相互促进且能进行到底，要用等号表示。
如：Al3+ + 3HCO3-== Al(OH)3↓+ 3CO2↑四、和盐类水解有关的问题1．酸式盐溶液的酸碱性问题⑴强酸酸式盐溶液呈强酸性。
如NaHSO4、NH4HSO4 ⑵强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。
如NaH2PO4、NaHSO3 电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。
如NaHCO3、NaHS 2．溶液中微粒浓度的比较（除H2O分子外）⑴弱酸、弱碱溶液H2S：［H2S］＞［H+］＞［HS-］＞［S2-］＞［OH-］NH3·H2O：［NH3·H2O］＞［OH-］＞［NH4+］＞［H+］⑵盐溶液（比较离子浓度大小）Na2CO3：［Na+］＞［CO32-］＞［OH-］＞［HCO3-］＞［H+］NaHCO3：［Na+］＞［HCO3-］＞［OH-］＞［H+］＞［CO32-］⑶弱酸、弱碱与其对应盐的混合液（物质的量之比为1∶1）①一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度如：CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：［CH3COO-］＞［Na+］＞［H+］＞［OH-］NH3·H2O～NH4Cl混合液呈碱性：［NH4+］＞［Cl-］＞［OH-］＞［H+］②特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：［Na+］＞［CN-］＞［OH-］＞［H+］4．电荷守恒规律 Na2CO3：［Na+］+［H+］= 2［CO32-］+［HCO3-］+［OH-］5．物料守恒⑴溶质物料守恒：指某些特征性的原子是守恒的。
盐类水解应用及离子浓度大小比较
以Na2S水溶液为例来研究
(1) 写出溶液中的各种微粒
阳离子:Na＋、H＋ 阴离子:S2－、HS－、OH－
分 子:H2S、H2O.
(2)利用守恒原理列出相关方程. 电荷守恒: c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)
物料守恒 : c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
3.c(CH3COO-)= c(Na+) ，c(H+)= c(OH-)
课堂达标练习
1. 在0.1mol· L－1CH3COOH溶液中存在如下 电离平衡： CH3COOH CH3COO－＋H+ 对于该平衡，下列叙述正确的是（ B ） A.加入水时，平衡向逆反应方向移动 B.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向 移动 C.加入少量0.1mol· L－1HCl溶液，溶液中 c(H+)减小 D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反 应方向移动
离子浓度大小的比较
相关概念： （一）溶液中的守恒关系
1、电荷守恒规律：电解质溶液中，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，也就是所 谓的电荷守恒规律。 如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32- OH－，但存在 如下关系：c (Na＋) ＋c (H＋) = c (HCO3-)＋c(OH-) ＋2c(CO32- )。
若酸根离子水解能力大于电离能力，则溶液显碱性。如： NaHCO3、Na2HPO4、KHS。 （三） 1．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中， c (H＋) > c (H2PO4- ) > c (HPO42- ) > c (PO43- )。
2．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在 Na2CO3溶液中，c (Na＋) > c (CO32-) > c (OH－) > c (HCO3- )。 3.两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小 ①若酸与碱恰好完全反应，则相当于一种盐溶液 ②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余， 则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度。
盐的水解、离子浓度大小比较
强 酸强碱 盐 强 酸弱碱 盐
弱 酸强碱 盐
NaCl、 KNO3 NH4Cl、 Cu(NO3)2 CH3COONa 、 Na2CO3
否_
_
+ 、Cu2＋ 是 _ NH4_________
中性 _
__ _
___
_
___ 酸性
__
是_
_
－ CH_________ 3COO 、 __ 2－ CO 3
碱 性
盐类水解离子方程式的书写
1．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是(
＋ － ①HCl＋H2O H O ＋ Cl 3
)
①②③④⑥⑨⑩⑪
②ZnCl2＋2H2O== Zn(OH)2＋2HCl ③Na2CO3＋2H2O H2CO3＋2NaOH ④Al2(CO3)3＋6H2O 2Al(OH)3↓＋3H2CO3 ⑤CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如：FeCl3 的水 解离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。 (4)若阴、阳离子水解相互促进【双水解】 ，由于水解程度较 大【彻底】 ，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如：NaHCO3 － 与 AlCl3 混 合 溶 液 的 反 应 离 子 方 程 式 ： Al3 ＋ ＋ 3HCO 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
三个特点……………………………………………………… 盐类水解的三个特点 1．可逆→水解反应是可逆反应。 2．吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应。 3．微弱→水解反应程度很微弱。 三个规律……………………………………………………… 盐类水解程度大小比较的三个规律 1．盐水解生成的弱酸(弱碱)越弱水解程度越大。 常以此判断弱酸(弱碱)的相对强弱。
盐类水解离子浓度大小比较
盐类的水解
——溶液中离子浓度的关系
3. 比较盐溶液中离子浓度间的大小关系
(1)一种盐溶液中各种离子浓度的相对大小 ①当盐中阴、阳离子等价时
[不水解离子]＞[水解的离子]＞[水解后呈某性的离子(如 H＋或OH－)]＞[显性对应离子如OH－或H＋]
a.实[N例a：＋]a＞. C[CHH3C3COOOON－a]＞[bO. HN－H]4＞Cl[H＋] b. [Cl－]＞[NH4＋]＞[H＋]＞[OH－]
D、c(CH3COOH)+c(CH3COO -)＝0.01 mol·L-1
【规律总结】
解题思路:
盐类的水解、溶液中离子浓度的比较
盐类的水解、溶液中离子浓度的比较【内容综述】本部分重点内容是深入理解盐类水解的实质是“盐所电离出的离子对水电离平衡的影响”的含义，总结和掌握盐类水解的规律。
难点是盐类水解反应的离子方程式的书写。
【要点讲解】1．盐的水解讨论的“起点”应是“水的电离平衡”。
具体某一种盐放入水中能够发生水解么？这要看盐所电离出的离子（包括阳离子和阴离子）是否能跟水所电离出来的离子（包括阴离子OH-和阳离子H+）结合生成弱电解质。
能结合的，则发生水解；不能结合的，则不会发生。
至于“结合”后生成的弱电解质是否为沉淀则无关紧要；这电解质之“弱”是否比水还甚，也不重要，只不过越“弱”，水解程度越大而已。
2．能够与水电离出的H+结合的通常是弱酸跟离子；能够与水电离出的OH-结合的通常是弱碱阳离子。
为了分析方便，将盐视为“酸碱中和反应的产物”，并从参加反应的酸和碱的角度将盐分为四类，即强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐和强酸强碱盐。
进而可以得到盐类水解的如下规律：“谁强显谁性，谁弱谁水解；都强显中性，都弱都水解”。
3．对多元弱酸酸式盐来说，水解和电离同时存在，分析其溶液的酸碱性要依具体情况而定。
例如：NaHCO3溶液中存在着HCO3-的水解和电离：电离：HCO3-==H++CO32-水解：HCO3-+H2O==H2CO3+OH-对于NaHCO3而言，水解程度大，占主导地位，因此溶液呈碱性。
例如NaH2PO4溶液电离：H2PO4-==H++HPO42-HPO42-==H++PO43-水解：H2PO4-+H2O==H3PO4+OH-对于NaH2PO4而言，电离程度更大，NaH2PO4溶液呈酸性。
4．由于水的电离、弱电解质的电离、盐类水解等现象的存在，使得对溶液中有关离子浓度大小的比较问题变得较为复杂。
一般方法是：先由浓度、体积确定反应物物质的量，再根据电离式、反应式、电离度确定微粒的物质的量，要注意水解、生成弱电解质反应等“隐反应”对微粒的量的影响。
盐的水解3-离子浓度大小比较-刘宏涛.
【例1】H2S溶液中有哪些微粒？
H2O H2S H+ HS- S2- OH-
各离子浓度大小关系为_H__+_>_H_S_-_>__S_2-_>_O__H_-
【例2】Na2S溶液中有哪些离子？
Na+ S2- HS- H+ OH-
其浓度大小关系是_N_a_+__>__S_2_->__O__H_-_>__HS- > H+
A、[H+]＞[OH-] 物料守恒
BCC、、H[[＋CCHH＋33CCOOCOOHHN]]a＞＋＋[[=CCCHH33OCCHOO－OO--＋]]＝C0.C2H3mCoOl·O－L-1 D、C[CHC3HC3OCOO-]O＋－>[OCH-N]＝a＋0.1 mol·L-1
2、两种物质恰好完全反应：
【例6】(95高考)100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液混合，在所得溶液中
HCO3- +H2O
H2CO3 +OH-
所以:溶液中的阳离子有:Na+ H+
溶液中的阴离子有:CO32- HCO3- OH-
分子有:H2O H2CO3
各离子的浓度大小关系如何?
离子浓度大小比较原则:
先比较离子本身浓度大小:
CNa+ C > CO32-
离子浓度相同时: 不水解离子>水解离子>显性离子(使溶液
【例4】在0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中，下列 关系式正确的是(BD )
A、[Na+]＞[HCO3-]＞[H+]＞[OH-] B、[Na+]＋［H+]＝[HCO3-]＋[OH-]＋2[CO32-] C、[Na+]＝[HCO3-]＞[OH-]＞[H+]
盐类水解及离子浓度大小比较【家教精品】
知识点一、盐类水解1、盐类水解在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或________结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H +或结合,破坏水的电离平衡，使平衡______移动，__________水的电离。
分析：醋酸钠电离出来的离子跟水发生了作用。
CH 3COONa === Na ＋ + CH 3COO －+H2O OH － + H ＋CH 3COOHCH 3COO －能与水溶液中的氢离子结合生成难电离的醋酸分子，从而使水的电离向正反应方向移动，这时，)(3-COO CH c 下降，)(-OH c 升高、)(+H c 下降， 使得)()(-+<OH c H c ，溶液呈碱性。
化学方程式为：CH3COONa + H 2O CH 3COOH +NaOH同样，NH 4Cl 溶液中：NH 4Cl === NH 4+ + Cl －+H2O OH － + H ＋NH 3·H 2O化学方程式为：NH4Cl + H 2O NH 3·H 2O + HCl水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
酸＋碱盐＋水3、盐类水解规律（1）有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性。
（2）多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度____，碱性更强。
(如碱性:Na 2CO 3＞NaHCO 3)4、盐类水解的特点（1）可逆（与中和反应互逆）；（2）程度小；（3）_______热。
5、影响盐类水解的外界因素（1）温度：温度越____水解程度越大。
（水解吸热，越热越水解）（2）浓度：浓度越小，水解程度越______。
（越稀越水解）（3）酸碱：促进或抑制盐的水解。
（H +促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性①只电离不水解：如NaHSO 4溶液，显________性。
高三-盐类水解及离子浓度比较
化学学科教师辅导讲义课 题盐类水解与离子浓度大小比较教学内容知识梳理（一）盐的水解相关概念与规律：1、概念理解：定义：在溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出来的H +或OH -生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。
条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
本质：盐电离⇒⎧⇒⎨⇒⎩+-弱酸的阴离子结合H 弱碱的阳离子结合OH⇒破坏了_水的电离平衡_⇒水的电离程度__增大__ ⇒ c (H ＋)≠c (OH －) ⇒ 溶液呈碱性、酸性或中性。
水解与中和反应的关系：++水解中和盐水酸碱2、盐类水解方程式的书写：书写盐类水解方程式时要注意：（1）一般盐类水解的程度很小，用可逆号“”表示。
（2）盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
（3）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。
写出下列物质水溶液的水解方程式：Na 2CO 3：CO 32- + H 2O −−→ HCO 3- + OH - ； HCO 3- + H 2O −−→ H 2CO 3 + OH - Fe 2(SO 4)3：Fe 3+ +3 H 2O −−→ Fe(OH)3 + 3H + Mg 2F ：Mg 2+ + 2H 2O −−→ Mg(OH)2 + 2H + ；F - +H 2O −−→HF + OH - Cu(NO 3)2：Cu 2+ +2H 2O −−→ Cu(OH)2 + 3H + BaBr 2：不水解。
3、水解规律：难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解） 水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度） 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。
（溶液的酸碱性）【几点解释】（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO 4在水溶液中：NaHSO 4→Na ＋＋H ＋＋SO 2－4。
（2）“谁弱谁水解，越弱越水解”如酸性：HCN<CH3COOH，则相同浓度和温度下二者的碱性：NaCN>CH3COONa。
盐类水解-离子浓度大小比较
盐类的水解(第三课时3)——离子浓度大小比较班级 姓名【学习目标】1．能正确书写溶液中的电离、水解方程式，并准确找出各微粒之间量的关系。
2．学会不同条件下溶液中离子浓度大小比较的方法【自主学习】【方法导引】一、任何物质水溶液中都存在下列守恒： 1、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带正电荷数与所有阴离子所带负电荷数相等 [n(正电荷)= n(负电荷)]，即溶液呈电中性注意：是正负电荷量不是阴阳离子量，一个阴离子或阳离子带的电荷不一定为“1” 例如：NaHCO 3溶液中：⑴ 先写出发生的电离方程式和水解方程式： NaHCO 3 = Na ++ HCO 3-H 2O H + +OH -HCO3-CO 32- + H +HCO 3-+ H 2OH 2CO 3+ OH -⑵找出阴阳离子：阳离子有：Na +、H +；阴离子有：HCO 3-、OH -、CO 32-⑶据溶液呈电中性写出等量关系式： n(Na +)＋n(H +)＝n(HCO 3-)＋2n(CO 32-)＋n(OH -)n(正电荷) n(负电荷) 因溶液体积相同，所以有 c(Na +)＋c(H +)＝c(HCO 3-)＋2c(CO 32-)＋c(OH -)-------① 2、 物料守恒：即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。
如NaHCO 3溶液中n(Na +)：n(C)＝1：1，碳元素最终以HCO 3-、CO 32-、H 2CO 3三种形式存在，从而有n(Na +)＝n(HCO 3-)+ n(CO 32-)+ n(H 2CO 3)，又是同一溶液，所以推出： c(Na +)＝c(HCO 3-)＋c(CO 32-)＋c(H 2CO 3)-------② 碳原子守恒 3、 质子守恒：电解质电离、水解过程中，水电离出的H +与OH －总数一定是相等的。
这个守恒也可以由电荷守恒和物料守恒相加减得到。
盐类的水解及离子浓度大小比较知识点
高考复习盐类的水解及离子浓度大小比较知识点一、盐类的水解1.越弱越水解：如果生成弱电解质的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，则水解程度越大。
如果生成盐的弱酸（或弱碱）越弱，则该盐的水解程度越大，碱性（或酸性）越强，如碳酸钠和醋酸钠。
2.水解反应是吸热反应，越热越水解。
3.越稀越水解。
4.应用：(1)判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类的水解(2)判断溶液中离子种类和浓度大小(3)判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐类的水解，如Al3+、Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、SO32-、S2-、SiO32-不能大量共存，还有NH4+不能和AlO2-、S2-、SiO32-，因为发生双水解。
但是NH4+和CO32-可以大量共存。
(4)加热浓缩某些盐溶液时，要考虑水解：①考虑盐是否分解，如加热蒸干Ca(HCO3)2溶液，因为其受热分解，所得固体应该是CaCO3。
②考虑氧化还原反应，如加热蒸干Na2SO3溶液，所得固体应该是Na2SO4。
③盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱。
如蒸干AlCl3溶液，但是蒸干Al2(SO4)2时，得到原物质。
延伸：如何从AlCl3溶液中得到AlCl3结晶？④盐水解得到强碱时，蒸干后得到原物质，如Na2CO3溶液。
⑤有时要多方面考虑，加热蒸干NaClO溶液时，发生歧化反应，得到NaCl和NaClO3两种固体的混合物。
(5)生活中的应用，如明矾净水，泡沫灭火器原理：Al3++3HCO3-二、酸式盐溶液酸碱性的判断1．强酸的酸式盐只电离不水解。
2．弱酸的酸式盐：（1）电离程度<水解程度，则以水解为主（2）电离程度>水解程度，则以电离为主：NaH2PO4NaHSO3三、离子浓度大小比较方法1．考虑水解因素，如Na2CO32．综合分析：相同浓度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，因为NH3·H2O 的电离>NH4Cl的水解，所以离子浓度NH4+>Cl->OH->H+3．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：（1）物料守恒：以Na2CO3、NaH2PO4为例。
盐类水解和离子浓度大小的比较
①>②则成酸性C(Na+)> c(HA-) >c(H+) >C(A2-)>c(OH-) ② ①<②则成碱性C(Na+)> c(HA-) >c(OH-) >c(H+)>c(A2-) ②
C(Na+)+c(H+) =2C(A2-)+c(OH-)+C(HA-） C(Na+)=C(A2-)+C(HA-）+C(H2A)]
练习： 练习： 比较(NH4)2SO4 溶液中各离子浓度大小 ①比较 溶液中加少量NaAc固体 ②NaAc溶液中加少量 溶液中加少量 固体 C(Na+)/C(Ac-) 增大？减小？不变？ 增大？减小？不变？
溶液与强碱NaOH溶液 例2。弱酸 溶液与强碱 。弱酸HA溶液与强碱 溶液 第一组 ①0.1mol/LHA与0.1mol/LNaOH恰好反应 与 恰好反应 VA VB 离子浓度大小: 离子浓度大小 ②PH=3 HA 与 PH=11 NaOH恰好反应 恰好反应 VA VB 离子浓度大小 离子浓度大小: 第二组 反应至pH=7 ①0.1mol/LHA与0.1mol/LNaOH反应至 与 反应至 VA VB 离子浓度大小: 离子浓度大小 反应至pH=7 ②PH=3 HA 与 PH=11 NaOH反应至 反应至 VA VB 离子浓度大小 离子浓度大小:
溶液与强碱NaOH溶液 例2。弱酸 溶液与强碱 。弱酸HA溶液与强碱 溶液 第三组 ①0.2mol/LHA与0.1mol/LNaOH等体积反应 与 等体积反应 离子浓度大小: 离子浓度大小 C(A-)> C(Na+)> C(H+)> C(OH-) ② 0.1mol/LNaA与0.2mol/LHCl等体积反应 与 等体积反应 离子浓度大小 C(Cl-)> C(H+)> C(Na+)> C(A-)>C(OH-) 对比： 对比： pH=3 HA 与 pH=11 NaOH等体积混合 等体积混合 C(A-)> C(Na+)> C(H+)> C(OH-) 练习： 练习： 0.2mol/LNa2CO3与0.1mol/LHCl等体积混合 等体积混合
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盐的水解文字叙述题和离子浓度大小的比较
知识点归纳
盐类水解反应的规律
一、“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
”
二、影响水解平衡的因素
“温高促水解，稀释促水解，加酸加碱平衡移。
”
三、水解反应的离子方程式
1.“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。
”
2．两种离子水解相互促进且能进行到底，要用等号表示。
如：Al3+ + 3HCO3- == A l(OH)3↓+ 3CO2↑
四、和盐类水解有关的问题
1．酸式盐溶液的酸碱性问题
⑴强酸酸式盐溶液呈强酸性。
如NaHSO4、NH4HSO4
⑵强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。
电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。
如NaH2PO4、NaHSO3
电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。
如NaHCO3、NaHS
2．溶液中微粒浓度的比较（除H2O分子外）
⑴弱酸、弱碱溶液
H2S：［H2S］＞［H+］＞［HS-］＞［S2-］＞［OH-］
NH3·H2O：［NH3·H2O］＞［OH-］＞［NH4+］＞［H+］
⑵盐溶液（比较离子浓度大小）
Na2CO3：［Na+］＞［CO32-］＞［OH-］＞［HCO3-］＞［H+］
NaHCO3：［Na+］＞［HCO3-］＞［OH-］＞［H+］＞［CO32-］
⑶弱酸、弱碱与其对应盐的混合液（物质的量之比为1∶1）
①一般规律是：酸、碱的电离程度＞其对应盐的水解程度
如：CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性：［CH3COO-］＞［Na+］＞［H+］＞［OH-］
NH3·H2O～NH4Cl混合液呈碱性：［NH4+］＞［Cl-］＞［OH-］＞［H+］
②特殊情况：HCN～NaCN混合液呈碱性：［Na+］＞［CN-］＞［OH-］＞［H+］
4．电荷守恒规律 Na2CO3：［Na+］+［H+］= 2［CO32-］+［HCO3-］+［OH-］5．物料守恒
⑴溶质物料守恒：指某些特征性的原子是守恒的。
如Na2CO3溶液中无论碳原子以什么形式存在，但n(Na)=n( C)，故：c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
⑵溶剂物料守恒：指水电离了的氢的物质的量等于电离出的氢氧根的物质的量。
如Na2CO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
盐类水解文字叙述题：
1．在纯碱溶液中滴入酚酞，溶液变红。
若在该溶液中再滴入过量的氯化钡溶液，所观察到的现象是，其原因是(以离子方程式和简要文字说明)。
2．把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体产物是什么？为什么？(用
化学方程式表示，并配以必要的文字说明)
3.化合物SOCl 2是一种液态化合物，沸点为77℃.在盛有10ml 的锥形瓶中，小心地滴加8 滴～10滴SOCl 2，可观察到剧烈反应，液面上有白雾形成，并有带刺激性气味的气体逸出. 该气体可使滴有品红试液的滤纸褪色.轻轻摇动锥形瓶，等白雾消失后，往溶液中滴加AgNO 3溶液，有不溶于HNO 3的白色凝乳状沉淀析出.
(1) 根据上述实验，写出SOCl 2与水反应的化学方程式
(2)AlCl 3溶液蒸干灼烧得不到无水AlCl 3，而用SOCl 2与AlCl 3·6H 2O 混合共
热，可得无AlCl 3，其原因是 .
4．（1）体积相同，c(H +)相同的盐酸和醋酸分别与足量的颗粒大小相同的锌
粒反应，开始时产生氢气的速率 ，充分反应后产生氢气的量 （填“相同”、“醋酸的多”、“盐酸的多”），原
因 。
（2）在一定量的盐酸溶液中加入足量的锌粒，要使产生氢气的量保持不变，
但反应速率加快，可加入 晶体，理由是 ；要使产生氢气的量不变，但反应速率变慢，可加入 （填序号）晶体，理由是 。
可供选择的晶体有 。
A ．纯碱
B ．烧碱
C ．胆矾
D ．醋酸钠
E ．KHSO 4
5．（1） 有两瓶pH 都等于2的无色溶液：一瓶是强酸，一瓶是弱酸。
为了
对它们作出鉴别，某学生只用蒸馏水和pH 试纸，便得出了结论，试简述其方法和结论： 。
（2）试设计一个简单的实验证明，在醋酸溶液中存在着
CH
3COOH CH 3COO -+H +的电离平衡。
（要求写出简要操作、现象及实验能说明的问题）
答案：
1 产生白色沉淀，且红色褪去；在纯碱中，-2
3CO 水解：-23CO ＋H 2O HCO 3
-＋OH -；加入BaCl 2溶液后，Ba 2+＋-23CO ＝BaCO 3↓(白色)，由于c (-23CO )减小，-23
CO 水解平衡向左移动，c (OH -)减小，酚酞褪色。
(00春京)
2. AlCl
3在水中存在如下平衡：AlCl 3＋3H 2O Al(OH)3＋3HCl ，蒸干和灼烧
过程中，HCl 挥发，Al(OH)3分解：2Al(OH)3 Al 2O 3＋3H 2O ↑，因此固体产物主要为Al 2O 3。
3.(1)SOCl 2+H 2O=SO 2+2HCl (2)SOCl 2与水反应既减少了水的量，生成的HCl 又
抑制了AlCl 3的水解.
4．（1）相等 醋酸的多 当c(H +)相同时，反应开始时的速率相同，
c(H +)相同时，醋酸物质的量浓度大，含溶质物质的量多，所以反应放出的氢气多。
（2）ＣZn置换出Cu附着在Zn表面构成原电池，使反应速率加快，但由于
COO_与Ｈ＋结合成弱电溶液中Ｈ＋的量不变，因此产生氢气的量不变，ＤCH
3
COOH，致使溶液中c(H＋)降低，使反应速率变慢，而溶液中可提供的H+解质CH
3
的数量不变，所以放出的氢气的量不变。
5．（1）等倍数（如1000倍）地稀释两种溶液，稀释过程中pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸。
（2）在醋酸溶液中滴加石蕊试液，溶液变红色，证明醋酸能电离出Ｈ＋；在上述溶液中加入少量的CH3COONH4晶体，振荡溶液，溶液颜色变浅，说明c(H+)变小，证明醋酸溶液中存在CH
COOH CH3COO-+H+的电离平衡。
（注意：用
CH3COONH4晶体而不是用CH3COONa晶体，是因为CH3COONH4在溶液中呈中性，故选择之。
）
离子浓度大小的比较：
1．相同温度下等物质的量浓度的下列溶液中，pH值最小的是
()
A. NH4Cl
B. NH4HCO3
C. NH4HSO4
D. (NH4)2SO4
+离子的浓度最大的是2．等物质的量浓度的下列溶液中，NH
4
()
A. NH4Cl
B. NH4HCO3
C. NH4HSO4
D. NH4NO3
3. 某酸的酸式盐NaHY在水溶液中，HY-的电离程度小于HY-的水解程度，。
下列的叙述中，正确的是（）
A．H2Y在电离时为：H2Y+H2O===HY-+H3O+
B．在该盐的溶液中，离子浓度为[Na+]>[Y2-]>[HY-]>[OH-]>[H+]
C．在该盐的溶液中，离子浓度为[Na+]> [HY-]>[OH-]>[H+]
D．HY-的水解方程式为：HY-+H 2O H3O++Y2-
答案均为C。