盐类的水解 高考热点——离子浓度大小的比较
盐类水解离子浓度大小比较(用于高三一诊前夕)
学习必备欢迎下载专题：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(O H)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、NH4HSO4⑵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、NaHS2．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。
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
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。
盐类水解之离子浓度的比较
离子浓度的大小关系为：
【答案】c(Na+) > c(CO32-) > c(OH-) > c(HCO3-) Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
> c(H+)
CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OHHCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH-
H2O ⇌ H+ + OH-
【例3】在 0.1 mol/L 的 H2CO3 溶液中，各离子 浓度由大到小的关系为： 【答案】c(H+) > c(HCO3-) > c(CO32-) > c(OH-) H2CO3
【答案】⑧ > ⑤ > ⑥ > ① > ⑦ > ② > ③ > ④
欲使⑤、⑥中 c(NH4+)相等，则二者初始浓度：
⑤ <⑥
- + H O ⇌ H CO + OHHCO3① 有关 100mL 0.1 mol/L NaHCO3 、 2 2 3
② 100ml 0.1 mol/L Na2CO3 两种溶液的叙述 越弱越水解,
顺序为（ ）
① NaOH ② NH4Cl ③ CH3COONH4
④ NH3· H2O ⑤ HCl
⑦ Na2CO3
⑥ CH3COOH
⑧ NaHCO3 ⑨ (NH4)2SO4
【答案】 ⑤ > ⑥ > ⑨ > ② > ③ > ⑧ > ⑦
>④>①
【练习】等浓度的下列溶液中，c(NH4+) 由大到小 的顺序为（ ） ① NH4HSO4 ② NH4Cl ③ CH3COONH4 ④ NH3· H2O ⑤ (NH4)2SO4 ⑥ (NH4)2CO3 ⑦ NH4Al(SO4)2 ⑧ (NH4)2Fe(SO4)2
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。
高考化学复习专题：弱电解质的电离、盐类的水解__离子浓度大小比较题型归类
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-)
盐溶液中离子浓度大小的比较
盐溶液中离子浓度大小的比较比较盐溶液中离子浓度的大小，是高考必考点之一。
一、水解平衡的特点：在一定条件下，盐类水解达到平衡状态，具有化学平衡状态的一切特点，即“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”、“同”。
“逆”：可逆反应。
盐类水解研究的对象是可逆反应。
“等”：中和反应的速率与水解反应的速率相等，即v中和=v水解。
“动”：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，水解反应进行到最大限度。
“定”：达到平衡状态时，反应体系中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，弱离子的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。
“变”：水解是一种化学平衡，与所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件改变时，平衡状态就会破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新的平衡，即水解平衡发生了移动。
二、盐类水解的四条规律：①有弱才水解：在盐的组成中，只有含有“弱”离子（弱酸根阴离子、弱碱阳离子），才能发生水解反应。
②越弱越水解：组成盐的弱酸根阴离子、弱碱阳离子，对应的酸或碱越弱，越容易发生水解。
③谁强显谁性：组成盐的离子，对应的酸越强（强酸弱碱盐），水解后溶液显酸性，如NH4Cl等；对应的碱越强（强碱弱酸盐），如Na2CO3等。
④同强显中性：强酸与强碱组成的盐，不水解，溶液显中性；同等强度的弱碱弱酸组成的盐，水解后溶液显中性。
“两弱”：弱酸、弱碱的电离是微弱的；弱酸阴离子、弱碱阴离子的水解也是微弱的。
三、影响水解的因素1、组成与结构的影响：组成盐弱离子对应的酸或碱越弱，即弱酸或弱碱的电离常数越小，越容易发生水解，水解程度越大；反之，越难发生水解。
相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如水解程度：C＞HC-。
水解相互促进的盐＞单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如N的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
2、温度的影响：盐的水解是中和反应的逆反应，中和反应是放热反应，水解反应则为吸热反应，故升高温度水解平衡向右移动，有利于盐的水解，反之则抑制盐的水解。
盐类水解离子浓度大小比较
【知识反馈】
D
2．草酸是二元弱酸，草酸氧钾溶液呈酸性。在0.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列关系正确的是 A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4—)+c(OH—)+c(C2O42-) B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1 C．c(C2O42—) ＜ c(H2C2O4) D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42—)
【例4】（双选）在Na2S溶液中下列关系不正确的是 c(Na+) =2c( HS－) +2c(S2－) +c(H2S) c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+ 2c(S2－) c(Na+) ＞ c(S2－) ＞c(OH－)＞c(HS－) c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+ c(H2S)
c(HCN)>c(Na+)> c(CN-)> c(OH-)>c(H+)
c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CN-)
2c(Na+)=c(HCN)+c(CN-)
2c(OH-)=2c(H+)+c(HCN)-c(CN-)
粒子浓度大小比较：
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
【例5】 （双选）用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) ＞ c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( ) A、c(H+)＞c(OH-) B、c(CH3COOH)＋ c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1 C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1
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 高考热点――离子浓度大小的比较
在比较溶液中离子的浓度时，一般情况下为什么氢离子和氢氧根离子都排在最后？请具体说明。
答：不一定，看过下面离子浓度比较的专题，你就明白了。
高考热点——离子浓度大小的比较离子浓度大小的比较，是历年高考命题的热点。
它涉及的知识点多，综合性强，能力要求高，需要认真复习和强化训练。
现总结如下。
一、相关知识点1、电解质的电离（1）电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
（2）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
（3）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离，绝大部分以分子形式存在。
如２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和-CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO和极少量的OH-离子。
（4）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离，以第一步电离为主：+--+2-H2CO3=H＋HCO3；HCO3=H＋CO3。
（5）多元弱碱如Al(OH)3看着一步电离：3+-Al(OH)3=Al＋3OH２、水的电离+-+-（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H 3O和OH，H2O=H＋OH。
在+-２５℃℃（常温）时，纯水中[H]＝[OH]＝1×10-7mol/L。
+-+-（2）在一定温度下，[H]与[OH]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H]•[OH]，适用于各种水溶液。
在２５℃时，Kw＝1×10-14。
Kw随温度的升高而增大。
+（3）在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离程度变小，水电离出的[H]-水和[OH]水均小于10-7mol/L。
在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，+-使水的电离程度变大，水电离出的[H]水或[OH]水均大于10-7mol/L。
３、盐类水解+-（1）在溶液中盐的离子跟水所电离出的H或OH生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
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,
盐的水解及离子浓度比较总结
专题二盐类水解[知识要点]一、盐类水解的概念：1、概念:在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH－生成弱电解质的反应。
2、实质：盐电离出的离子（弱碱阳离子、弱酸阴离子）使水的电离平衡正向移动，促进水的电离。
3、特点：可逆、微弱、吸热。
二、各种盐水解的情况：强酸弱碱盐——水解，溶液呈酸性，pH＜7强碱弱酸盐——水解，溶液呈碱性，pH ＞7强酸强碱盐——水解，溶液呈中性，pH=7弱酸弱碱盐——水解程度大，溶液酸碱性看弱酸弱碱的相对强弱。
熟记口决：谁弱谁水解，谁强呈谁性。
有弱才水解无弱不水解两强不水解，溶液呈中性。
或谁弱谁水解都弱都水解两弱双水解，溶液待分析。
谁强显谁性三、盐类水解离子方程式的书写：1、只有弱酸根离子或弱碱根离子才能水解。
2、水解是可逆反应，要用“ ”，而不用“==”3、一般情况下，水解反应程度较小，不会生成沉淀和气体，不写“↓”和“↑”。
4、多元弱酸根离子，它的水解是分步进行的，第一步水解趋势远大于第二步水解，因此在书写离子方程式时一般只写第一步。
四、影响盐类水解因素：1、内因：盐的本性决定，如：酸性越弱的酸根离子，水解程度越大。
例如在相同条件下，溶液的pH值：Na2SiO3>Na2CO3>Na2SO32、外因：①温度：温度越高，水解程度越大②酸碱性：改变溶液的pH值，可以抑制或促进水解。
例如在FeCl３溶液中加酸会抑制水解。
③浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
五、需要考虑盐类水解的几种情况：1、判断盐溶液的酸碱性和比较溶液pH值大小时要考虑此盐是否水解。
例如相同浓度的①NH4Cl 、②Na2CO3 、③KOH 、④H2SO4 、⑤Na2SO4、⑥CH3COONa六种物质的溶液，它们的pH值大小是③>②>⑥>⑤>①>④。
2、分析盐溶液中的离子种类和比较盐溶液中离子浓度大小时要考虑此盐是否水解。
例如在Na2CO3溶液中由于水解,它所含的离子有:Na+、CO32-、HCO3-、OH-和H+。
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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
在比较溶液中离子的浓度时，一般情况下为什么氢离子和氢氧根离子都排在最后？请具体说明。
答：不一定，看过下面离子浓度比较的专题，你就明白了。
高考热点——离子浓度大小的比较离子浓度大小的比较，是历年高考命题的热点。
它涉及的知识点多，综合性强，能力要求高，需要认真复习和强化训练。
现总结如下。
一、相关知识点1、电解质的电离（1）电解质溶解于水或受热熔化时，离解成能自由移动的离子的过程叫做电离。
（2）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子。
（3）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离，绝大部分以分子形式存在。
如２５℃0.1mol/L的如CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。
（4）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离，以第一步电离为主：H2CO3=H+＋HCO3-；HCO3-=H+＋CO32-。
（5）多元弱碱如Al(OH)3看着一步电离：Al(OH)3=Al3+＋3OH-２、水的电离（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-，H2O=H+＋OH-。
在２５℃℃（常温）时，纯水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。
（2）在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]•[OH-]，适用于各种水溶液。
在２５℃时，Kw＝1×10-14。
Kw随温度的升高而增大。
（3）在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离程度变小，水电离出的[H+]水和[OH-]水均小于10-7mol/L。
在纯水中加入弱酸强碱盐、弱碱强酸盐，促进了水的电离，使水的电离程度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]水均大于10-7mol/L。
３、盐类水解（1）在溶液中盐的离子跟水所电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）强酸弱碱盐如NH4Cl、Al2(SO4)3等水解后溶液呈酸性；强碱弱酸盐如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈碱性。
多元弱酸盐还要考虑分步水解，以第一步水解为主：如CO32-＋H2O≒HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O≒H2CO3＋OH-。
４、电解质溶液中的守恒关系（1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na+]＋[H+]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]（2）物料守恒：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NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。
二、解题方法及规律1、解题方法通过溶液的电离或水解程度的大小，结合电荷守恒、物料守恒来比较溶液中各离子浓度大小的基本方法有：(1)关键离子定位法：主要适用于解答选择题。
即通过判断溶液中浓度最大或最小的某离子、c(H+)与c(OH－)的大小关系的位置正确与否，来判断选项是否正确。
(2)守恒判断法：运用物质的量(或原子个数)守恒、电荷守恒或物料守恒等守恒规律，来解决问题。
(3)反应方程式分析法：主要适用于单一溶液型问题的分析。
即将电离方程式与水解方程式结合起来，进行定性与定量的分析。
先考虑电离，再考虑水解。
2、解题规律(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4的溶液中：C（H+）＞C（H2PO4-）＞C（HPO42-）＞C（PO43-）(2)多元弱酸正盐根据多元弱酸根的分步水解分析：如Na2CO3溶液中：C（Na+）＞C（CO32-）＞C（OH-）＞C（HCO3-）(3)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其它离子对其影响的因素。
如在相同物质的量的浓度的下列溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4。
C（NH4+）浓度由大到小的顺序是：③＞①＞②。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
三、基本题型电解质溶液中离子浓度的相对大小的题目很多，概括起来主要有以下几种类型：1、一种电解质溶液中各种离子浓度的相对大小比较；（1）弱酸或弱碱溶液中微粒浓度的比较例1．在0.1mol/LNH3•H2O溶液中，下列关系正确的是（）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-）解析：在NH3•H2O溶液中，存在两种电离平衡：NH3•H2O≒NH4++OH-（主）H2O≒OH-+H+（次）根据电荷守恒，达到平衡时则有：c（OH-）=c（NH4+）+c（H+），由于NH3•H2O是弱电解质，电离程度不大，所以c（NH3•H2O）远大于c（OH-）；c（NH3•H2O）也远大于c（NH4+）。
则NH3•H2O溶液中微粒浓度的大小关系为：c（NH3•H2O）＞c（OH-）＞c（NH4+）＞c（H+）答案：A（2）会水解的盐溶液中离子浓度的比较例2．明矾溶于水，所得溶液中各种离子的物质的量浓度的关系是()A.[K+]＞[]＞[Al3+]＞[H+]＞[OH－]B.[]＞[K+]＝[Al3+]＞[OH－]＞[H+]C.[]＞[K+]＝[Al3+]＞[H+]＞[OH－]D.[]＞[K+]＞[Al3+]＞[H+]＞[OH－]解析：由KAl(SO4)2•12H2O＝K+＋Al3+＋2SO42-＋12H2O知，[]最多；由Al3+＋3H2O≒Al(OH)3＋3H+知，溶液显酸性，[H+]＞[OH－]；K+不水解，故[K+]＞[Al3+]，答案：D。
2、混合溶液中各种离子浓度的相对大小比较；（1）酸与碱溶液反应后溶液中离子浓度大小的比较例3．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[HCOO－]＞[Na＋]B[HCOO－]＜[Na＋]C[HCOO－]＝[Na＋]D无法确定[HCOO－]与[Na＋]的关系解析：该溶液中有四种离子HCOO－、OH－、Na＋、H＋，根据电荷守恒[Na＋]＋[H＋]=[OH －]+[HCOO－]，根据pH＝7得[H＋]=[OH－]，故[HCOO－]＝[Na＋]，选C。
答案：C(2)弱酸强碱盐与强酸反应后溶液中离子浓度大小的比较例4.将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10rnL混合后，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系正确的是Ac(Ac－)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(HAc)Bc(Ac－)＞c(Cl－)＞c(HAc)＞c（H＋）Cc(Ac－)＝c(Cl＋)＞c(H＋)＞c(HAc)Dc(Na＋)＋c(H＋)＝c(Ac－)＋c(Cl－)＋c(OH－) 解析：两溶液混合后，溶液实质上是等浓度醋酸、醋酸钠、氯化钠的混合溶液，呈酸性说明CH3COO－水解程度小于CH3COOH的电离程度，所以[CH3COO－]>[Cl－]>[CH3COOH]，但CH3COOH的电离程度较小，[CH3COO－]>[H＋]，故A、C错，B是正确的。
依据电荷守恒原则可知D也是正确的。
答案：B、D(3)强酸弱碱盐与强碱反应后溶液中离子浓度大小的比较例5．0.2mol/LNH4Cl溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的物质的量浓度关系正确的是（）A．c（NH4＋）=c（Na＋）=c（OH-）＞c（NH3•H2O）B．c（NH4＋）=c（Na＋）＞c（NH3•H2O）＞c（OH-）C．c（NH4＋）+c（Na＋）+c（H＋）=c（Cl-）+c（OH-）D．c（NH4＋）＞c（Na＋）＞c（NH3•H2O）＞c（OH-）＞c（H＋）解析：因NH4Cl溶液与NaOH溶液等体积混合后，溶液的成分为0.05mol/LNH3•H2O，0.05mol/LNaCl，0.05mol/LNH4Cl。
在三种物质的混合溶液中存在如下平衡：NaCl=Na＋+Cl-（主）NH4Cl=NH4++Cl-（主）NH4＋+H2O≒NH3•H2O+H＋（次）NH3•H2O≒NH4++OH-（又次之）H2O≒OH-+H＋（更次之）因此，c（Cl-）=0.1mol/L，c（Na＋）=0.05mol/L；因为NH3•H2O的电离平衡程度大于NH4＋的水解程度，所以c（OH-）＞c（H＋）；且c（NH3•H2O）＜0.1mol/L，c（NH4＋）＞0.1mol/L。
因此溶液中各种微粒浓度由大到小的顺序是c（NH4＋）＞c（Na＋）＞c（NH3•H2O）＞c（OH-）＞c（H＋）。
D选项正确。
根据电荷守恒，C选项正确。
答案：C、D3、不同溶液中同一离子浓度大小的比较例6、1mol/L的下列溶液中NH4+浓度大小顺序正确的是①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4A、①>②>③B、③>②>①C、③>①>②D、①>③>②解析：这一类问题主要是分析溶液中各种离子对NH4+的影响。
根据NH4++H2O≒NH3•H2O+H+，NH4Cl中Cl－对NH4+的水解基本没有影响，CH3COONH4中CH3COO-和NH4+分别是弱酸根离子和弱碱阳离子，相互促进水解，NH4+的浓度较低。
NH4HSO4中H＋抑制NH4+的水解，在这三种物质中其水解程度最小。
故选C。
答案：C总之，离子浓度大小问题由于考查性强，考查能力要求高又是中学教学的重点和难点，历年高考试题中都有这类试题出现，相信在今后的高考中仍会成为考试的重点和热点试题。