盐类水解--三大守恒关系
盐类水解(三大守恒)高中化学选择性必修1第三章盐类的水解
一起挑战
在0.1mol/LNa2S溶液中存在着多种离子和分子， 下列关系式中不正确的是（ B ） A. C (Na+) + c (H+)= c (HS-) + c (OH-) +2 c (S2-) B. C (Na+) + c (H+)= c (HS-) + c (OH-) + c (S2-) C. C (Na+) = 2c (HS-) + 2 c (H2S) + 2c (S2-) D. c (OH-) = c (HS-) + 2 c (H2S) + c (H+)
下一层：系数1
质子守恒：c(OH-)=c（ HCO3- ）+2c(H2CO3)+c(H+)
质子守恒 依据：c总(H+)得=c总(H+)失
NaHCO3 溶液：
H2CO3
得H+
H3O+ 上一层：系数1
得H+
HCO3-
失H+
H2O 基准物质：弱溶质粒子（n种）、H2O（n个）
失H+
CO32-
OH– 下一层：系数1
小结：水溶液中的两个平衡（电离和水解） 三个守恒（电荷、元素、质子）
①电荷守恒易错警示：系数看价态 特点：等号一端通常全部是阴离子或阳离子 ②元素守恒易错警示：角标交叉配 特点：等号一端通常各项中都含有同一种元素 ③质子守恒：找对基准物质，上天下地任你行 特点：等号一端通常为c(H+)或c(OH-)
质量守恒。例如，Na2CO3溶于水后，溶液中 Na+ 和 CO32-的原始浓度之间的关 系为： c(Na+)=2c(CO32-) 始。由于CO32-发生水解，其在溶液中的存在形式除了 CO32-，还有 HCO3-和 H2CO3。根据碳元素质量守恒，有以下关系： 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。
电荷守恒、物料守恒、质子守恒_2023年学习资料
练习-1.Na2C03溶液-cNa+=2[cC032-+cHC03+cH2C03]-2.NH,CI溶液-c [NH*]+C [NH3.H2O]=c CI-]-3.在0.1mol/L的H,S溶液中存在如下电离过程：,S与H++HS-HS台H++S2--H,O与H++OH-H2S物料守恒式cS2+cHs+cH,S=0.1 ol/L,-在这里物料守恒就是S元素守恒，描.Na2C03溶液.-2.NaHCO3溶液-电荷守恒-物料守恒-质子守恒-3.NH4CI溶液，-4 Na3PO4溶液-15
例1：NaHCO3溶液-1.含特定元素的微粒（离子或分子）守恒-2.不同元素间形成的特定微粒比守恒-3.特 微粒的来源关系守恒-nNa:nC=1:1,如果HC03没有电离和水解，-那么Na+和HCO3浓度相等。-H 03+H20台H2C03+0H;-HCO3与CO32-+Ht;-HC03会水解成为H2C03,电离为C03 ,-那么守恒式中-cNa+=cHCO3+cCO32+cH2CO3-个式子叫物料守恒-8
2.结合阴阳离子的数目及其所带的电荷可以写-出：-NNa+NH+=2NCO2+NHCO2+NOH-3.将上 两边同时除以NA得：-nNa++nHt=2nC032-+nHC03+nOH-再同时除以溶液体积V得：-CN *+CH+=2CCO3+CHCO3+COH,-这就是Na2CO3溶液的电荷守恒式。
电荷守恒、物料守恒、质子守恒-盐类水解第三课时-1
教学目标-1.掌握电荷守恒，物料守恒，质子守恒同-为溶液中的三大守恒关系-2.学会用这三个守恒判断溶液中粒 -浓度的大小，或它们之间的关系等式。
备战2020高考化学基础知识点复习专题二十二、盐类水解和溶液的中三个守恒附(2019强化题组训练)
备战2020高考化学基础知识点复习专题二十二、盐类水解和溶液的中“三个”守恒附（2019强化题组训练）命题方向点播：溶液中的“三个守恒”，是盐类水解知识的延伸，也会结合离子平衡和溶液PH 一起考察。
该部分知识是同学们比较头疼的地方，通常出现在单项选择题和简答题中，约占12分。
基础知识点回顾一、明确“三个”守恒原理1、电荷守恒：即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。
根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。
2、物料守恒：是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。
根据物料守恒可准确快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。
3、质子守恒：是指在电离或水解过程中，会发生质子(H ＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。
二、解题思路剖析。
1、正确理解质子守恒以Na 2CO 3和NaHCO 3溶液为例，可用下图所示帮助理解质子守恒：(1)Na 2CO 3溶液所以c (OH －)＝c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)＋c (H 3O ＋)，即c (OH －)＝c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)＋c (H ＋)。
2、解题思维模型(1)单一溶液⎩⎪⎨⎪⎧ 酸或碱溶液—考虑电离盐溶液—考虑水解(2)混合溶液⎩⎪⎨⎪⎧不反应—同时考虑电离和水解反应⎩⎪⎨⎪⎧ 不过量—⎩⎪⎨⎪⎧ 生成酸或碱—考虑电离生成盐—考虑水解过量—根据过量程度考虑电离或水解 (3)不同溶液中某离子浓度的变化 若其他离子能促进该离子的水解，则该离子浓度减小，若抑制其水解，则该离子浓度增大。
三、盐类的水解的运用 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OH -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OH -结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
盐类的水解知识点
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中某些可溶盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子离子跟水电离出来的H +或OH -结合生成弱电解质，从而促进水的电离的反应。
2．实质盐电离→⎩⎪⎨⎪⎧⎭⎪⎬⎪⎫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c (H ＋)＝c (OH －)―→溶液呈中性 3．特点可逆→水解反应是可逆反应 |吸热→水解反应是酸碱中和反应的逆反应，是吸热过程 |微弱→水解反应程度很微弱4.盐类水解规律：①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
越稀越水解，越热月水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na 2CO 3 ＞NaHCO 3)③弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
a.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。
如NaHCO 3溶液中：HCO －3H ＋＋CO 2－3(次要)，HCO －3＋H 2O H 2CO 3＋OH －(主要)。
b.若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO－3H＋＋SO2－3(主要)，HSO－3＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
（目前必须知道HC2O4-、HSO－3、HPO32—和H2PO4—的电离大于水解）5.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时要用“”号连接。
盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用“↓”或“↑”表示水解产物(双水解例外)。
不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。
如：Cu(NO3)水解的离子方程式为Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋。
NH4Cl水解的离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
盐类的水解 (三大守恒及溶液中离子浓度大小比较)
一、盐类的水解 1．定义2．实质酸碱中和反应的逆反应，盐类的水解是 反应。
3．盐类水解离子方程式的书写（1）在书写盐类水解方程式时一般要用“______”号连接，产物不标．．．．“↑”．．．或．“↓”．．．，其一般形式为：盐＋水酸＋碱（2）书写规律○1一般盐类水解程度很小，水解产物很少，即使产物易分解也不写其分解形式，如： NH 4Cl 的水解离子方程式：○2多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，如： Na 2CO 3的水解离子方程式： Na 3PO 4的水解离子方程式： ○3多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成，如： FeCl 3的水解离子方程式：○4双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，称为双水解。
由于阴、阳离子相互促进，水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓” 高中阶段常见的能发生双水解的离子对有： Al 3+与HCO 3-、CO 32-、HS -、S 2-、AlO 2-等； Fe 3+与HCO 3-、CO 32-等；○5弱酸酸式酸根既发生电离，又发生水解；强酸酸式酸根只电离不水解 如HCO 3-既发生电离，又发生水解4．规律(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。
(2)组成盐的酸越弱，水解程度越大如：物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA 和NaB ，其溶液的pH 前者大于后者，则酸HA 和HB 的相对强弱为HB>HA ，这条规律可用于利用盐的pH 值判断酸性的强弱。
酸的强弱顺序：H 2SO 3> H 3PO 4>HF>HNO 2>HCOOH>CH 3COOH>H 2CO 3>苯酚>H 2S>HCN>HClO (亚硫磷酸氢氟酸，亚硝甲酸冰醋酸，碳酸氢硫氢氰酸)(3)同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。
如：同浓度的Na 2CO 3与NaHCO 3相比，的水解程度更大。
电荷守恒、物料守恒、质子守恒
元素的离子和分子即可
4：在0.1mol／L Na3PO4溶液中：
根据P元素形成微粒总量守恒有：
c［PO43-］+c［HPO42-］+c［H2PO4-］+c ［H3PO4］=0.1mol／L
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。
例1 ：NaHCO3溶液
⒈含特定元素的微粒（离子或分子）守恒 ⒉不同元素间形成的特定微粒比守恒 ⒊特定微粒的来源关系守恒
nNa:nC=1:1，如果HCO3- 没有电离和水解， 那么Na+和HCO3- 浓度相等。
HCO3- +H2O⇋ H2CO3 +OH-； HCO3- ⇋ CO32- +H+； HCO3- 会水解成为H2CO3，电离为CO32-， 那么守恒式中
c(Na+) = c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3) 这 个式子叫物料守恒
两式相减得C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-) 这 个式子叫质子守恒。
方法二：由酸碱质子理论 NaHCO3 溶液 原始物种：HCO3-，H2O 消耗质子产物H2CO3，产生质子产物CO32-，OHC（H+）=C（CO32-）+C(OH-) -C（H2CO3）即C（H+）+C （H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-) 关系：剩余的质子数目等于产生质子的产物数目-消 耗质子的产物数目
盐类水解及三大守恒定律的应用教案
教学过程一、复习预习复习电解质的概念和弱电解质的电离二、知识讲解考点1盐类的水解(1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OＨ+结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。
(2) 盐类水解的特点:有弱才水解、无弱不水解；越弱越水解、都弱都水解；谁强显谁性、同强显中性。
注意:a.弱酸弱碱盐也能水解,如ＣＨ3ＣＯＯNH4、(NＨ4)2S水解程度较NH４Ｃｌ、CH3COONa大,溶液中存在水解平衡,但不能水解完全．水解后溶液的酸、碱性由1水解生成酸、碱的相对强弱决定,如CH3ＣＯONH4溶液ｐＨ=7。
ｂ．酸式盐是显酸性还是显碱性,要看其电离和水解的相对强弱．若电解能力比水解能力强，则水溶液显酸性,如NａHSＯ3、NaＨ2PO4，NaHSＯ4只电离不水解也显酸性．若水解能力超过电离能力,则水溶液显碱性，如ＮaHCO3、Ｎa2HＰO4、NaHS。
考点2 影响盐类水解的因素内因:盐本身的性质外因：温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
浓度:稀释盐溶液，可以促进水解,盐的浓度越小,水解程度越大。
外加酸碱:外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
以FｅCl3和CH3COOＮa为例a．Fe3++3H2O Fe（OH)３＋３H+条件移动方向H+数ｐＨFe3+水解率现象升高温度向右增降增大颜色变深（黄变红棕）通HCl 向左增降减小颜色变浅加H2Ｏ向右增升增大颜色变浅加Ｍｇ粉向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加NａHCＯ３向右减升增大红褐色沉淀,无色气体加少量NaF 向右减升增大颜色变深加少量NaOＨ向右减升增大红褐色沉淀ｂ.ＣH３COO-+H2ＯCH３CＯOH + OH-ｃ（CＨ3COO-)c（CH3COOHc(OH-) c（H＋) ｐＨ水解程度1考点３溶液中离子浓度大小比较(1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较,要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
盐类水解中三大守恒解析
一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。
例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象概括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最基本也是本质的关系之一，化学的学习若能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特定量的固定不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，达到简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范围极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。
利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。
有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。
苏教版高二化学选修4 专题3 第三单元 盐类的水解3 溶液中的三个守恒(学案)
【考点精讲】虽然电解质在水溶液中可能发生电离、水解等多种变化，使各种分子、离子浓度的计算和比较变得错综复杂，但只要抓住“电荷守恒”“元素（物料）守恒”“质子守恒”这三个守恒关系，进行准确分析，这些问题就会迎刃而解。
一、电荷守恒是指溶液中所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。
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1. 溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子所带的电荷数等于所有阴离子所带的电荷数。
2. 除六大强酸、四大强碱外都水解，多元弱酸部分水解。
产物中有分步水解产物。
3. 这个离子所带的电荷数是多少，离子前就写几。
例如：Na2CO3：c（Na+）+c（H+）=c（OH－）+c（HCO3－）+2c（CO3 2－）写这个等式要注意两点：1. 要准确判断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。
例如：NaHCO3溶液：c（Na＋）+ c（H＋）= 2c（CO32－）+ c（HCO3－）+ c（OH－）NaOH溶液：c（Na＋）+ c（H＋）= c（OH－）Na3PO4溶液：c（Na＋）+ c（H＋）= 3c（PO43－）+ 2c（HPO42－）+ c（H2PO4－）+ c（OH－）注意：（1）正确分析溶液中存在的阴、阳离子是书写电荷守恒式的关键，需要结合电解质电离及盐类的水解知识，尤其是对多级电离或多级水解，不能有所遗漏。
如Na2CO3溶液中存在如下电离和水解平衡：Na2CO3= 2 Na+ +CO32－；CO32－+ H2O HCO3－+OH－；HCO3－+H2O H2CO3 +OH－；H2O H++OH－。
所以溶液中阳离子有：Na+、H+，阴离子有：CO32－、HCO3－、OH－。
（2）结合阴、阳离子的数目及其所带的电荷可以写出：N（Na+）+N（H+）= 2N（CO32－）+ N（ HCO3－）+ N（OH－）（3）将上式两边同时除以N A得：n（Na+）+n（H+）=2n（CO32－）+ n（HCO3－）+ n（OH－）；再同时除以溶液体积V 得：C（Na+）+C（H+）= 2C（CO32－）+ C（HCO3－）+ C（OH－），这就是Na2CO3溶液的电荷守恒式。
高中化学 盐类水解的应用
2.在化学实验中的应用 (2)某些物质水溶液的配制 ②配制强碱弱酸盐溶液时，需在水中加入少量相应的强碱溶液，可抑制弱酸根离子的水解。 如何配制Na2CO3、K2S溶液呢？ (3)试剂的贮存 例：Na2CO3、Na2SiO3、NaF等强碱弱酸盐能否贮存于玻塞试剂瓶中？为什么？ (4)判断溶液中离子能否大量共存 发生双水解而不能大量共存的离子有：
盐类水解反应的应用
一.盐类水解的综合利用 2.在化学实验中的应用 (1)判断盐溶液的pH大小： ③同类型的盐比较：
对于强酸弱碱盐，其对应弱碱碱性越弱，盐溶液pH越小；
对于强碱弱酸盐，其对应弱酸酸性越弱，盐溶液pH越大； 例题：等浓度的下列溶液pH由大到小的顺序是相同浓度的下 列盐溶液的pH由大到小的顺序为 ②>③>④>① ？
条 1、盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子
件 2、盐必须溶于水
盐
类
1、弱的程度越大，水解能力越强
的 水
规 2、盐的浓度越小，水解程度越大 律
解
3、温度越高，水解程度越大
特 1、为酸碱中和的逆反应 征 2、水解程度一般微弱
(3)＜(1) ＜(2) ＜(5) ＜(4) ＜(6)
5、混合溶液中各离子浓度大小比较：根据电离程度、水解程度的相对大小分析 (1)分子的电离大于相应离子的水解：①NH4Cl~NH3•H2O、②CH3COOH~CH3COONa 例题：列出在0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的NH3•H2O混合溶液中，各离子浓度大小顺序
盐类的水解知识点总结
盐类的水解知识点总结1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+— HO H+OH 2n— n+AB== B+ A(n—1)— HBA(OH) nn—n++—当盐AB能电离出弱酸阴离子(B)或弱碱阳离子(A)，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: 水解盐+水酸+碱(两者至少有一为弱) 中和由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，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，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性具体为:1(正盐溶液强酸弱碱盐呈酸性强碱弱酸盐呈碱性强酸强碱盐呈中性弱酸碱盐不一定如 NHCN CHCONH NHF 43244碱性中性酸性取决于弱酸弱碱相对强弱2(酸式盐2若只有电离而无水解，则呈酸性(如NaHSO) 4?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HPO及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化: 34pH值增大—2—3— HPO HPO HPO PO 342444pH减小常见酸式盐溶液的酸碱性碱性:NaHCO、NaHS、NaHPO、NaHS. 324酸性(很特殊，电离大于水解):NaHSO、NaHPO、NaHSO 3244(三)影响水解的因素内因:盐的本性.外因:浓度、湿度、溶液碱性的变化1)温度不变，浓度越小，水解程度越大. ((2)浓度不变，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影响.+——— HA H+A—Q A+HO HA+OH—Q 2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—水解程度思考:?弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗,在CHCOOH和CHCOONO的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CHCOOH电离程度和3323—CHCOO水解程度各有何影响, 3(五)盐类水解原理的应用考点 1(判断或解释盐溶液的酸碱性例如:?正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、3HZ的酸性强弱的顺序是________________ ?相同条件下，测得?NaHCO ?CHCOONa ?NaAlO三种溶液的pH值相同。
(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。
第三节盐类水解拓展三大守恒及离子浓度大小比较
如:a mol / L 得Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + OH–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
H+ + OH–
n (Na) : n (C) ＝2 : 1
则c (C ) = a mol / L
若c (Na+ ) = 2 a mol / L
Na2S == 2Na+ + S2–
H2O
S2– + H2O
HS– + OH–
HS– + H2O
H2S + OH–
H+ + OH–
阳离子: Na+ 、H+ 阴离子: OH– 、 S2– 、 HS–
c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )
【现学现用】 写出CH3COONa 、Na2CO3、NaHCO3溶液 中得电荷守恒式。
大家应该也有点累了，稍作休息
大家有疑问的，可以询问和交流
9
CH3COONa溶液中:
C (Na+)+c (H+)= c (CH3COO－) + c (OH－)
Na2CO3溶液中:
2 c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋ c (CO32－)
细节决定成败
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(07全国卷四川 )在25℃时将pH＝11 得NaOH 溶液与pH＝
高三化学晚读解题技巧【盐类的水解平衡】
高三化学晚读解题技巧【盐类的水解平衡】1-盐类水解的实质是*盐电离的某种离子与水电离的H*或OIT结合成弱电解质*打破了水的电离平窗，促使水的电离平衡向正方向移动，量后，［in与［6T］发生相对的变化，使溶液分别显酸性或碱性.如果赴的离子不能与水电离的H*或0H■结合成弱电解;S，则这种盐就不能发生水解.（1）盐的水解反应都是微弱的，其过程是可逆的、绝大多数是吸热的。
（2）盐的水解是促进水的电离的。
在常温下*某濬液中由水'电离的阿或［OHpixi（yf ol/L时，该溶液是能水解的盐的溶液.①在水解显酸性的'盐落裁中，闫］〔溶液）叫药（HQ〉：②在水解显礪性的溶液中，［W］■（溶液）=［曲I伽0人<3）水解反应的离子方程式的书写①水解反匯是可逆的"要甬可逆符号表示.②水解是橄弱的，水解生成的难溶物、易挥发的物质，不要标沉淀或气体符号.③水解是酸根离子结合才的过程.可以看作酸电离的逆过程。
多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱BS根离子的水解也艇分步进行的.其水鮮的离子方程式也要分步写出.例如，N鲨C0$水解的离子方程式为；CO? 4- HaO^F^HCCh + Off （一级水解）HCOf + H2O^=^H3CO J + OH-（二级水解）（4）多元弱酸弱Mt根离子的水解的程度是逐级减小的。
在Na2CO3 IS液中，各种离子浓度由大到小的关系屋：［NmcWp（OH1 AfHCOjPfH4］・同温同玻度的NajCCh和NaHCCh濬液比较・Na3CO,瘪液的碱性比NaHCOj # 液的破性强*（5）盐的水解与组成盐的酸和橄的强弱有关。
盐水解后溶液的酸碱性要由水解生成的酸和減的相对强弱来决定*若酸的电离平衡常数大于碱的电离平衡常数，溶衆显酸性：若碱的电离平衡常数大于酸的电离平衡常数，溶液显械性:若酸的电离平衡常数等于碱的电离平衡常数, 溶液显中性.CH3COONH4溶蔽显中性，常温下pH=7-<6）常见的能发生双水解的离子有：①A广与S*\ HS\ C0>*\ HC&\ SOA C10\ Alft\ SiOs?":②F』与CO?、HCO,\ C10\ SiGH AlQtt③NH（与SA Si（V\ A1Q、C10\盐Sf和硝酸笹挥发性的弱碱盐（如’ AlCd FtCh、Al（NOi）3. Fe（NO必、CuCi3 等，不能用蒸干溶液的方法得到.2.影响盐的水解的因素（1）影响盐的水解平衡的内因是盐的组成组成盐的酸越弱，其弱酸根离子就越容易水解，含有这种弱酸根离子的盐的水溶液碱性就検强，溶液的pH就越大；组成盐的碱越弱，其弱碱根离子就越容易水解，含有这种弱碱根离子的盐的水洛液酸性就越强，溶液的pH就越小。
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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这是什么守恒式呢
3、质子守恒：溶液中由水电离产生的氢离子总浓度与 由水产生的氢氧根离子总浓度一定相等，无论微粒以 自由离子形式存在或以弱电解质微粒形式存在。
核心：C水
+ (H )=C
水
(OH )
书写质子守恒式：
方法H―的存在形式； ②弄清被结合的H＋或OH―离子浓度和弱电解质分 子浓度的关系. ③列出等量关系式
（3）NaHCO3 溶液
c(OH―) + c(CO32―) =c(H＋)+ c(H2CO3)
【经验交流】
盐溶液中三大守恒等式有何特点？书写 或判断时有哪些需要注意的事项？
在Na2S溶液中三个守恒
电荷守恒：c(Na+) +c(H+) = c(OH－) + c(HS－) +2c(S2－) 物料守恒：c(Na+) = 2c(HS－) + 2c(S2－) + 2c(H2S) 质子守恒：c(OH－) = c(HS－) + c(H+) + 2c(H2S)
人教版 选修四
第三节 盐类的水解
——溶液中的三大守恒
广丰一中
高二化学组
潘双保
你会做吗？等式描述粒子间怎样的等量关系呢？
在Na2CO3溶液中，下列等量关系正确的是： ( )
A. c (Na+) + c (H+) ＝c (HCO3－) + c (CO32－) + c (OH－)
B. c (Na+) + c (H+) ＝c (CO32－) + c (OH－) C. c (Na+) ＝ c (CO32－) + c (HCO3－) + c (H2CO3) D. c (OH－) ＝ c (H+) +2 c (H2CO3) + c (HCO3－)
c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－)
c (Na+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HCO3－)＋2 c (CO32－) 说明一个电荷守恒式不仅仅表示一种溶液的电荷守恒
⒈ 含特定元素的微粒（原子或原子团）守恒
⒉ 不同元素间形成的特定微粒比守恒
2、物料守恒：是指某一元素的起始量应该等于该 元素在溶液中各种存在形式的量之和。
如： 1mol/L的Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O
CO32– + H2O
HCO3– + H2O
H+ + OH–
HCO3– + OH–
H2CO3 + OH–
∵
N(Na ):N(C) = 2:1
N(Na+) ×1 +N(H+) ×1
÷NA ÷V(aq)
：
=
N(CO32-) ×2 + N( HCO3-) ×1 + N(OH-) ×1
÷NA ÷V(aq)
c (Na+) + c (H+) ＝ 2 c (CO32－) ＋ c (HCO3－)＋ c (OH－)
书写电荷守恒式的步骤：
书写电荷守恒式必须注意：
联立等式消去与H+无关的离子（既不能得，也不 能失H+ ）得到质子守恒式(如Na+) 此类方法对于书写酸式盐（NaHCO3 、Na2HPO4 等） 相对比较容易掌握。
【课堂训练】
（1）NH4Cl溶液
c(H＋) = c ( OH– ) + c(NH3· H2O)
（2）NaAC溶液
c(OH―) = c(Ac―) + c(HAc)
①准确判断溶液中离子的种类；
②弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即离子所 带电荷量做系数。 ③列出等量关系式
【课堂训练】
（1）K2S溶液
c (K+) + c (H+) ＝ c (OH－) ＋ c (HS－)＋2 c (S2－)
（2）NaHCO3溶液
与碳酸钠溶液的电荷守恒式都一样， （ 3）Na2CO3 与 NaHCO3 混合溶液 说明什么呢？
c (Na+) : c (CO32-) ＝2 : 1
c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3)
余下
根据碳守恒 c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = 1 mol / L c (Na+ )=2 mol / L
∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]
( D) 在Na2CO3溶液中，下列等量关系正确的是：
A. c (Na+) + c (H+) ＝c (HCO3－) +2 c (CO32－) + c (OH－)
－ B. c (Na+) + c (H+) ＝c (CO32－) + c (OH－) +c (HCO 电荷守恒 3 )
电荷守恒
C. c (Na+) ＝2[c (CO32－) + c (HCO3－) + c (H2CO3) ]物料守恒 D. c (OH－) ＝ c (H+) +2 c (H2CO3) + c (HCO3－)
在Na2CO3溶液中：
C水
(OH )
= C水
+ (H )
C水(OH-)
c(OH-)＝c(H )+c(HCO3-)+2c(H2CO3) c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
余下
= +
C水(H+)
试一试，写NaH2PO4质子守恒式
书写质子守恒式：
方法二：
联立电荷守恒和物料守恒式：
1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负 电荷总数等于阳离子的正电荷总数。 如： Na2CO3 溶液中
Na2CO3
H2O
=
2 Na+ + CO32–
H+ + OH– HCO3– + OH– H2CO3 + OH–
CO32– + H2O HCO3– + H2O
结合阴阳离子的数目及其所带的电荷可以写出
书写物料守恒式的步骤：
书写物料守恒式：
①确定元素的（原子或原子团）比例关系；
②准确的判断溶液中中心元素存在的微粒形式；
③列出等量关系式
【课堂训练】
（1）K2S溶液 c (K+ ) = 2 [c (S2–) + c (HS–) + c (H2S) ] （2）0.1mol/L的NaHCO3溶液 c (Na+) ＝ c (H2CO3) ＋ c (HCO3－)＋ c (CO32－) = 0.1mol/L （3）物质的量之比1:2的NH4Cl 与 HCl 的混合溶液 c (Cl-) ＝ 3[c (NH3· H2O) ＋ c (NH4+) ]