2016年盐类地水解离子浓度大小比较
盐类的水解离子浓度比较
练习
• 1混合、配CH制3C成O稀O溶H与液C，HP3HC值OO为N4a.7等，物下质列旳说量 法错误旳是( )
• CAH、3CCOHO3CNOaO旳H水旳解电作离用作用不小于 • CBH、3CCOHO3CHO旳O电Na离旳作水用解作用不小于 • 旳C水、解CH3COOH旳存在克制了CH3COONa
关系是_______；
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（5）下列关系式肯定不正确旳是（ ）
A.c(CI-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) B.c(CI-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+) C.c(NH4+)>c(CI-)>c(OH-)>c(H+) D.c(CI-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-) E.c(CI-)=c(H+)>c(NH4+)=c(OH-) F.c(NH4+)=c(H+)>c(CI-)=c(OH-) G.c(NH4+)=c(CI-)>c(H+)=c(OH-)
c(H+)
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练习
• 3 、将PH=2旳盐酸与PH=12旳氨水等体 积混合，在所得旳混合溶液中，下列关 系式正确旳是（ ）
• A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+) • B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞ c(OH-)＞c(H+) • C、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-) • D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)
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二、两种溶液混合后不同离子浓度旳比较：
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-)
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
盐类的水解第4课时溶液中离子浓度大小比较
1.（四川卷）.关于浓度均为0.1 mol/L的三种溶液： ①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列说法不正 确的是( ) B A.c（NH4+）：③＞① B.水电离出的c（H+）：②＞① C.①和②等体积混合后的溶液： c（H+）＝c(OH-)+c(NH3· H2O) D. ①和③等体积混合后的溶液： c（NH4+）＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)
2.将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH溶液 等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量关系 正确的是（D ) A 、c(NH4+)=c(Na+)=c(OH-)＞c(NH3· H2O) B、 c(NH4+)=c(Na+)＞c(NH3· H2O) ＞c(OH-)＞c(H+) C、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(NH3· H2O) D、 c(NH4+)＞c(Na+)＞c(NH3· H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)
D、c(A-) + c(HA) = 0.4mol/L ( A )
2.(天津).下列叙述正确的是 (
)
D
A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中： c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-) B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和 Kw均减小 C.pH=5的CH3COOH溶液和pH =5的NH4Cl溶液中， c(H+)不相等 D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降
知识储备
2.电荷守恒、物料守恒和质子守恒---牢记三个守恒 如：NH4Cl溶液：
一、单一溶质
2016年 盐类的水解离子浓度大小比较汇总
弱电解质的电离、盐类的水解离子浓度大小比较归类整合一、电离平衡1、研究对象：弱电解质2、定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生。
弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—3、影响电离平衡的因素内因：电解质本身的性质外因：（符合勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
二、盐类的水解1. 盐类水解的概念盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成难电离物质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。
2、实质：破坏水的电离平衡。
3、规律：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解；越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性”。
4、多元弱酸酸根离子的水解分步进行：CO32—+H2O HCO3— + OH—HCO3—+ H2O H2CO3 + OH—（很小，可忽略）多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示：Al3+ +3H2O A l(O H)3+3H+【说明】单离子水解反应一般程度都很小，水解产物很少，无明显沉淀、气体生成，有不稳定的物质生成也不写分解产物。
5、水解平衡的移动（1）影响盐类水解平衡的因素内因：盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。
外因：①温度：升高温度，平衡向水解的方向移动——盐类的水解是吸热反应。
②盐溶液的浓度：盐溶液的浓度越小，盐就越易水解，加水稀释促进盐溶液的水解，平衡正方向移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。
盐类水解离子浓度大小比较
例题：以 NH4 Cl 、 CH3COONH4 、Na2CO3、 NaHCO3为例，讨论离子浓度大小、三个守恒（电荷守恒、物料守恒、质子守恒）练习1、判断溶液中离子浓度的大小如Na2S溶液中除H2 S和H2O分子外，还有Na+、S2-、HS-、OH-和H+，其离子浓度由大到小为________________________________，c(Na+)_______2c(S2-)。
三个守恒呢？练习2. 向1L 3mol/LNaOH溶液中通入标况下44.8LCO2气体，所得溶液中离子浓度大小顺序为？练习3. 常温下，0.1mol/L的HCl与amol/L的 NH3.H2O溶液等体积混合，PH=7，则:（1） c(H+)= c(OH-)= （2） c(NH4+)= c(NH3.H2O)=（3）电离K (NH3.H2O)= 水解K（NH4+）=例1、表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关微粒的浓度关系式正确的是（已知碳酸氢钠溶液显碱性）（A）c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-) （B）c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CO32-) +c(HCO3-)（C）c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) （D）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(OH-)（E）c(Na+)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-) （F） c(H+)+ c(H2CO3) = c(OH-)+ c(CO32-)例2、在Na2S的水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系不正确的是（）(A)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S) (B)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)(C)c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) (D)c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)练习1：0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)22、常温下将10mL0.2mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, pH＞7，溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )A. c (Cl-) + c (OH-) = c(NH4+) + c (H+)B. c (Cl-)> c(NH4+)> c (H+) > c (OH-)C. c(NH4+) > c (Cl--)> c (OH-)> c (H+)D. c (Cl-)> c (H+) > c(NH4+) > c (OH-)3、某氢氧化钠溶液跟醋酸溶液混合后，溶液pH<7。
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。
盐类的水解离子浓度大小比较
结论：溶液中各微粒浓度关系为：
c（Cl-）＞c（NH4+）＞ c（H+）＞c（OH-）
〖训练四〗在Na2S溶液中存在着多种分子和离子，下 列关系不正确的是（ ）
A．c（OH-）= c（HS -）+ c（H＋）+ c（H2S） B．c（OH-）= c（HS -）+ c（H＋）+ 2c（H2S） C．c（Na＋）= 2 [c（HS -）+ c（S 2-） + c（H2S）] D．c（Na＋）+ c（H＋）= 2 c（S 2-）+ c（HS -）+ c
编辑课件
10
〖例2〗以强酸弱碱盐NH4Cl溶液为例， 分析NH4Cl溶液中各离子浓度大小关系。
• 分析：在NH4Cl溶液中，存在如下电离与水解平衡：
NNHHH2O44C＋l +
H2OOHN-+H4+H＋+
ClNH3·H2O
+
H＋
（主） （次） （次）
• 所以溶液中，c（H+）＞c（OH-）
根据电荷守恒和物料守恒，平衡时则有：
（主） （次）
c（H+）= c（OH-）+ c（CH3COO-） 由于CH3COOH是弱电解质，电离程度不大，所以c（CH3COOH）
远大于c（H＋）； c（CH3COOH）也远大于c（CH3COO-）。
结论：溶液中微粒浓度的大小关系为：
c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）
• 得CH3COONa与CH3COOH等量混合物， ∵显酸性， ∴CH3COOH的电离大于CH3COO-的水解。 c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)＞c (H+)＞c(OH-)
盐类的水解：溶液中离子浓度大小的比较
课堂练习：
1、在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，下列关系 正确的是(A )
A．C(NH3·H2O)＞ C(OH-)＞ C(NH4+)＞ C(H+) B．C(NH4+)＞ C(NH3·H2O)＞ C(OH-)＞ C(H+) C．C(NH3·H2O)＞ C(NH4+)＝ C(OH-)＞ C(H+) D．C(NH3·H2O)＞ C(NH4+)＞ C(H+)＞ C(OH-)
C(Na+)>C(CO32-)> C(OH-) >C(HCO3-)>C(H+)
Na2CO3溶液
Na2CO3==2Na++CO32-
主
① CO32-+H2O 学科网 HCO3-+OH-
② HCO3- + H2O
H2CO3+OH- 次
③ H2O
H++OH-
[Na+] ＞ [CO32-]＞ [OH-]＞ [HCO3-] ＞ [H+]
（2）电解质溶液是否显电性？为什么？试写
出阴阳离子物质的量及浓度之间的关系式。
（3）碳元素存在于哪几种微粒中？这些微粒
和钠离子物质的量之间有什么关系？
一、理论依据
强电解质——完全电离 1、电离
弱电解质——不完全电离（ 1%左右）
发生电离的微粒 > 电离产生的微粒 如：H2S溶液中：
> > > > c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)
练习：
写出碳酸钠溶液中所有的电离方程式（包括 水的电离）和水解的离子方程式。
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。
盐类水解应用及离子浓度大小比较 (1)
⑵牢记三个“守恒”
——以碳酸钠(Na2CO3)溶液为例
1.电荷守恒：
c(Na+)＋c(H+)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH-)
2.物料守恒：
c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)]
考点8.解释某些实验现象或事实
思考 解释NH4Cl、FeCl3溶液中加入Mg粉,为何有H2放出? NH4++H2O NH3· H2O+H+ Mg+2H+ = Mg2+ +H2↑ 总：Mg+2NH4+ + 2H2O = Mg2+ + 2NH3· H2O+H2↑ 或：Mg+2NH4+ （浓） = Mg2+ + 2NH3↑+H2↑ 用AlCl3溶液和Na2S溶液混合为什么制不到Al2S3？ Al2S3应如何制取？ 2Al3+ + 3S2- + 6H2O ＝ 2Al(OH)3↓+3H2S↑
(
A )
（2）弱碱溶液：
(
c )
（3）强酸弱碱盐溶液：
【例3】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是： A．c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(NH4
+)＞c(Cl-)＞
c(H+)
＞
c(OH-)
(
A )
C．c(NH4+) ＝c(Cl-)＞ c(H+) ＝ c(OH-) D．c(Cl-)＝ c(NH4+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-) 规律:在有“弱酸根离子或弱碱金属离子”存在的溶液中,
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。
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弱电解质的电离、盐类的水解离子浓度大小比较归类整合一、电离平衡1、研究对象：弱电解质2、定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生。
弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—3、影响电离平衡的因素因：电解质本身的性质外因：（符合勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
二、盐类的水解1. 盐类水解的概念盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成难电离物质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。
2、实质：破坏水的电离平衡。
3、规律：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解；越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性”。
4、多元弱酸酸根离子的水解分步进行：CO32—+H2O HCO3— + OH—HCO3—+ H2O H2CO3 + OH—（很小，可忽略）多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示：Al3+ +3H2O A l(O H)3+3H+【说明】单离子水解反应一般程度都很小，水解产物很少，无明显沉淀、气体生成，有不稳定的物质生成也不写分解产物。
5、水解平衡的移动（1）影响盐类水解平衡的因素因：盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。
外因：①温度：升高温度，平衡向水解的方向移动——盐类的水解是吸热反应。
②盐溶液的浓度：盐溶液的浓度越小，盐就越易水解，加水稀释促进盐溶液的水解，平衡向移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。
③溶液的酸碱性：加酸，抑制弱碱阳离子的水解；加碱，抑制弱酸根离子的水解。
6、某些弱酸弱碱盐双水解泡沫灭火器的灭火原理：3HCO3—+Al3+=A l(O H)3↓+3CO2↑Al2S3：Al2S3+6H2O = 2A l(O H)3↓+3H2S↑7、水解原理的利用：明矾做净水剂：Al3+ +3H2O A l(O H)3 + 3H+热碱水洗油污：CO32- + H2O HCO3— + OH—配制FeCl3溶液，SnCl2溶液，向其中滴入盐酸，抑制离子水解：Fe3+的水解：Fe3+ + 3H2O F e(O H)3+3H+Sn2+的水解：Sn2+ + H2O + Cl—Sn(O H)Cl + H+③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4总体思路：无论是哪类型的题目，解题时一定要认真分析溶液中的微粒种类，然后分析这些微粒的水解和电离情况，如果比较大小用电离和水解分析，如要求相等关系用三大守恒分析，（质子守恒可以不用时不用）类型一、溶质单一型解题指导：对于溶质单一型的溶液，若溶质是弱酸或弱碱的考虑电离且电离是弱电离，若溶质是盐考虑水解同样水解也是弱水解例1．NH3·H2O溶液中各离子浓度大小顺序为：例2在0.1mol·L1Na2CO3溶液中，各离子浓度大小顺序为：例3明矾溶液中各种离子的物质的量浓度大小关系能够确定的是( )A．C(K+)＞C(Al3+) B．C(K+)＝C(Al3+) C．C(H+)＝C(OH-) D．C(Al3+)＜C(H+) 例4在氯化铵溶液中，下列关系正确的是()。
A．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-)C．C(Cl-)＝C(NH4+)＞C(H+)＝C(OH-) D．C(NH4+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) 类型二、酸碱中和型对于酸碱中和的类型，应先考虑它们按化学计量关系进行反应，观察是否反应完全，然后考虑物质在水溶液中的电离及可能存在的电离平衡、水解平衡以及抑制水解等问题，最后对离子浓度大小作出估计和判断。
1、恰好中和型解题指导：给定的酸碱是等物质的量的反应（注意与H+和OH-物质的量相等的情况区别）反应结束后一定是生成正盐和水，故可把此类问题转化成是正盐溶液中离子浓度比较问题，即单一溶质型中的溶质为盐的问题来解决。
例在10mL0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同体积、同浓度HAC溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是( )。
A．C(Na+)＞C(AC-)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(Na+)＞C(AC-)＞C(OH-)＞C(H+)C．C(Na+)＝C(AC-)＋C(HAC) D．C(Na+)＋C(H+)＝C(AC-)＋C(OH-)例7等体积等浓度MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合液中有关离子的浓度应满足的关系是()。
A．C(M+)＞C(OH-)＞C(A-)＞C(H+) B．C(M+)＞C(A-)＞C(H+)＞C(OH-)C．C(M+)＞C(A-)＞C(OH-)＞C(H+) D．C(M+)＋C(H+)＝C(A-)＋C(OH-)2、pH等于7型解题指导：酸碱中和反应（注意与恰好中和型区别）结束后一定是C(H+)=C(OH-)故分析此类问题从两方面入手：（1）考虑从电荷守恒入手求得其它离子相等关系。
（2）判断PH等于7时，酸碱到底谁过量；方法是：先设定为完全反应时的PH然后与PH=7比较便可得出。
例常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中()。
A．C(HCOO-)＞C(Na+) B．C(HCOO-)＜C(Na+)C．C(HCOO-)＝C(Na+) D．无法确定C(HCOO-)与C(Na+)的关系例在常温下１0mLpH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7(假设反应前后体积不变)，则对反应后溶液的叙述正确的是( )。
A．C(A-)＝C(K+) B．C(H+)＝C(OH-)＜C(K+)＜C(A-)C．Ｖ后≥20mL D．Ｖ后≤20mL【变式训练】在常温下１0mL 0.01mol/L的KOH溶液中，加入0.01mol/L的一元酸HA溶液至pH刚好等于7(假设反应前后体积不变)，则对反应后溶液的叙述正确的是( )。
A．C(A-)＝C(K+) B．C(H+)＝C(OH-)＜C(K+)＜C(A-) C．Ｖ后≥20mL D．Ｖ后≤20mL 3、反应过量型解题指导:先判断反应前后谁过量，及反应后各物质的量，再考虑电离或水解的情况.(1)当酸(碱)的电离大于盐溶液中弱离子水解时,可认为盐中的弱离了不水解,此时主要考虑电离对离子浓度造成的影响；反之可认为酸(碱)不电离(但实际有电离,程度很小),此时只考虑离子水解对离子浓度造成的影响。
例将0.2mol·L-1HCN溶液和0.1mol·L-1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是( )。
A．C(HCN)＜C(CN-) B．C(Na+)＞C(CN-)C．C(HCN)－C(CN-)＝C(OH-) D．C(HCN)＋C(CN-)＝0.1mol·L-1例把0.02mol·L-1 CH3COOH溶液和0.01mol·L-1 NaOH溶液以等体积混合，则溶液中粒子浓度关系正确的为( )。
A．C(CH3COO-)＞C(Na+) B．C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)C．2C(H+)＝C(CH3COO-)－C(CH3COOH) D．C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.01mol·L-1例将pH=3的盐酸溶液和pH＝１１的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度大小关系正确的是( )。
A．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) B．C(NH4+)＞C(Cl-)＞C(OH-)＞C(H+)C．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(H+)＞C(OH-) D．C(Cl-)＞C(NH4+)＞C(OH-)＞C(H+)类型三、盐与碱(酸)反应型解题指导:此类问题与类型二第三种情况相似，反应到最后也一般为盐和酸（或碱）的混合物，分析时同样从盐溶液中弱离子水解和酸碱的电离相对强弱入手。
例将1mol·L-1的醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10 mL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子浓度关系正确的是( )。
A．C(CH3COO-)＞C(Cl-)＞C(H+)＞C(CH3COOH) B．C(CH3COO-)＞C(Cl-)＞C(CH3COOH)＞C(H+) C．C(CH3COO-)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(CH3COOH) D．C(Na+)＋C(H+)＝C(CH3COO-)＋C(Cl-)＋C(OH-) 例0.1mol·L-1NaOH和0.1mol·L-1NH4Cl溶液等体积混合后，离子浓度大小次序正确的是()。
A．C(Na+)＞C(Cl-)＞C(OH-)＞C(H+) B．C(Na+)＝C(Cl-)＞C(OH-)＞C(H+)C．C(Na+)＝C(Cl-)＞C(H+)＞C(OH-) D．C(Cl-)＞C(Na+)＞C(OH-)＞C(H+)类型四、不同物质同种离子浓度比较型例物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是()。
A．NH4Cl B．NH4HSO4C．CH3COONH4D．NH4HCO3高考试题1．【2016年高考卷】向含有MgCO3固体的溶液中滴加少许浓盐酸（忽略体积变化），下列数值变小的是（A ）A．c(CO32−)B．c(Mg2+) C．c(H+) D．K sp(MgCO3)2．【2016年高考卷】下列图示与对应的叙述不相符合．．．．的是（A ）A．图甲表示燃料燃烧反应的能量变化B．图乙表示酶催化反应的反应速率随反应温度的变化C．图丙表示弱电解质在水中建立电离平衡的过程D．图丁表示强碱滴定强酸的滴定曲线3．【2016年高考卷】H2C2O4为二元弱酸。
20℃时，配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4-）+ c（C2O42-）=0.100mol·L-1的H2C2O4和NaOH混合溶液，溶液中部分微粒的物质的量浓度随pH的变化曲线如右图所示。
下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是（ B ）A．pH=2.5的溶液中：c（H2C2O4）+c（C2O42-）＞c（HC2O4-）B．c（Na+）＝0.100 mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）＝c（OH-）+c（C2O42-）C．c（HC2O4-）＝c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）＞0.100 mol·L-1+c（HC2O4-）D．pH=7的溶液中：c（Na+）＜2c（C2O42-）4．【2016年高考卷】能证明乙酸是弱酸的实验事实是（ B ）A．CH3COOH溶液与Zn反应放出H2 B．0.1mol/L CH3COONa溶液的pH大于7C．CH3COOH溶液与NaCO3反应生成CO2 D．0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊变红5．【2016年高考卷】向1L含0.01molNaAlO2和0.02molNaOH的溶液中缓慢通入二氧化碳，随n(CO2)增大，先后发生三个不同的反应，当0.01mol<n(CO2) 0.015时发生的反应是：2 NaAlO2+ CO2+2H2O=2Al(OH)3↓+Na2CO3。