化学选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结

化学选修4第四章第三节《盐类的水解》知识总结

化学选修四第四章第3节《盐类的水解》知识总结

一、探究盐溶液的酸碱性

强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性；强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性；强酸强碱盐的水溶液，呈中性。二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因弱酸强碱盐，水解显碱性

CH3COONa=CH3COO+Na+

+

H2OH++OH

CH3COOHCH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHCH3COO+H2OCH3COOH+OH强酸弱碱盐水解

NH4Cl=NH4++Cl+

H2OOH+H+NH3H2O

NH4Cl+H2ONH3H2O+HClNH4++H2ONH3H2O+H+强酸强碱盐：不水解

弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。

1、盐类水解(hydrolysisofsalts)：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。

2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应酸+碱盐+水

3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离4、盐类水解的类型及规律

由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以下（CH3COONa）CO32-、PO43-、S2-、SO32-、ClO-、F-，弱酸根的盐，常会发生水解。NH4Cl可以看作是强酸HCl和弱碱NH3H2O反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱盐。类似这样的盐还有Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4等。由于NaCl电离出的Na+和Cl-都不能与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质，所以强碱强酸盐不能水解，不会破坏水

的电离平衡，因此其溶液显中性。强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解。对于弱酸弱碱盐（NH4Ac），由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中性。(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

例如，已知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：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3(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。

(4)弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-、HS-、HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-、H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性5、盐类水解离子方程式的书写

(1)写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋，阴离子水解生成OH—；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。

以CO32-为例，的水解的离子方程式：

CO32-+H2OHCO3-+OH-(主要)HCO3-+H2OH2CO3+OH-(次要)

Al3+水解的离子方程式：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+

(2)注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”符号。（Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。如：

CO32+H2OHCO3+OHHCO3+H2OH2CO3+OH

多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：

Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+Al3++3H2OAl(OH)3+3H+

多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。

些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子在一起都发生水解，相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。例如，将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体。这是由于混合前Al2(SO4)3溶液显酸性，Al3++3H2OAl(OH)3+3H+，NaHCO3溶液显酸性：HCO3-+H2OH2CO3+OH-，混合后由于H++OH-=H2O，使两个水解反应互相促进，使其水解反应互相促进，使其各自水解趋于完全，所以产生白色沉淀和CO2气体，Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

(3)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，我们称之为双水解。

常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-；Fe3+与AlO2-、CO32-、HCO3-；NH4+与AlO2-、SiO32-等。三、盐类水解的影响因素

当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。

1、内因：盐本身的性质。主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大。另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响2、外因：(1)温度：升温促进水解(2)浓度：稀释促进水解(3)外加酸碱

盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。3、不考虑水解的情况

不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2+Na2SO4=BaSO4+2NaCl。水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3+Na2S=2FeCl2+2NaCl+S。四、盐类水解的应用

盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解

(1)、等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以pH＜7，溶液显酸性。。

(2)、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①CH3COONa，②NaHSO4，③NaCl，④苯酚钠，按pH由大到小排列正确的是（）。

A．①＞④＞③＞②B．①＞②＞③＞④C．④＞③＞①＞②D．④＞①＞③＞②

解析：此题考查学生对盐类水解规律的掌握和理解，硫酸氢钠和氯化钠都是强酸强碱盐，不水解。氯化钠溶液呈中性，硫酸氢钠溶液呈酸性。另外两盐均水解，水溶液都呈碱性，其水溶液碱性的相对强弱可依“越弱越水解”的规律比较，即组成盐的离子与水电离的Ｈ＋或ＯＨ－结合成的弱电解质，电离度越小，该盐水解程度就越大，乙酸钠和苯酚钠的水解产物分别是乙酸和苯酚，因为苯酚是比乙酸更弱的电解质，即苯酚钠的水解程度大，其水溶液的碱性较强，ｐＨ也较大，正确选项为Ｄ。［板书］2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。

(3)、例如在磷酸钠晶体中，n(Na+)=3n(PO43-)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43-的水解，有c(Na+)>3c(PO43-)，又如，在0.1mol/LNa2CO3溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)

3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解

配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。

配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。

(1)、实验室在配制硫酸铁溶液时，先把硫酸铁晶体溶解在稀硫酸中，再加水稀释至所需浓度，如此操作的目的是（）

A、防止硫酸铁分解B、抑制硫酸铁水解C、促进硫酸铁溶解D、提高溶液的PH4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解

例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)3加热分解：2Al(OH)3Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。。5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解

弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等；NH4+与SiO32-、AlO2-等。这里还需要我们注意的是Fe3+与S2-、HS-也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应。

6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解

铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3水解呈碱性；CO32-+H2OHCO3-+OH-，铵态氮肥中NH4+遇OH-逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2或CaHPO4，不能被作物吸收。长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+的水解而使土壤的酸性增强：NH4++H2ONH3H2O+H+。7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解

例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32-、HCO3-水解，使溶液呈碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应生成

硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解

例如明矾KAl(SO4)212H2O净水原理：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。

9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2

将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4++H2ONH3H2O+H+，Mg+2H+=Mg2++H2，Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应。10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解

例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3+水解产生H+反应：MgO+2H+=Mg2++H2O，使水解平衡Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+不断向右移动，Fe3+会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。

11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识

泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3++3HCO3-＝＝Al(OH)3+3CO2。

日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。小苏打片可治疗胃酸过多。磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。

12、加热蒸干盐溶液析出固体

不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO3)2。13、判断盐对应酸的相对强弱

例如，已知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。14、制备纳米材料

例如，用TiCl4制备TiO2：TiCl4+(x+2)H2O(过量)TiO2xH2O↓+4HCl。制备时加入大量的水，同时加热，促进水解趋于完全，所得TiO2xH2O经焙烧得TiO2。类似的方法也可用来制备SnO、SnO2、Sn2O3等。

五、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。六、电解质溶液中的守恒关系

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

电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如在只含有A+、M-、H+、OH-四种离子的溶液中c(A+)+c(H+)=c(M-)+c(OH-)，若c(H+)＞c(OH-)，则必然有c(A+)＜c(M-)。

［投影］例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：

c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)

书写电荷守恒式必须①准确的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。2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。

在Na2S溶液中存在着S2-的水解、HS-的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系

c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=1/2c(Na+)(Na+，S2-守恒)c(HS-)+2c(S2-)+c(H)=c(OH-)(H、O原子守恒)

在NaHS溶液中存在着HS-的水解和电离及水的电离。

HS-＋H2OH2S＋OH-；HS-H+＋S2-；H2OH+＋OH-

从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)；从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)；将以上两式相加，有：c(S2-)+c(OH-)==c(H2S)+c(H+)，得出的式子被称为质子守恒

3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。三、典型题溶质单一型

1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡

0.1mol/L的H2S溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是_________________

解析：在H2S溶液中有下列平衡：H2SH++HS-；HS-H++S2-。已知多元弱酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱得多，但两步电离都产生H+，因此答案应为：c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：

C(显性离子)>C(一级电离离子)>C(二级电离离子)>C(水电离出的另一离子)

2、弱碱溶液（同样的思考方式可以解决弱碱溶液的问题）

室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（C）A.c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)3、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较弱酸强碱型解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子

在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是(A)A.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)C.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)D.c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)(1)、一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：

C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另外一种离子)

在Na2CO3溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是C(H+)C(水电离出的另一离子)在Na2S溶液中下列关系不正确的是()

A．c(Na+)=2c(HS-)+2c(S2-)+c(H2S)B．c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)C．c(Na+)＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)D．c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)

判断0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度的大小关系C(Na+)>C(HCO3-)>C(OH-)>C(H+)>C(CO32-)(3)、二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：

C(不水解离子)>C(水解离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)>C(电离得到的酸根离子)草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是（CD）A．c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(C2O42-)B．c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1mol/LC．c(C2O42-)＞c(H2C2O4)D．c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)在氯化铵溶液中，下列关系正确的是（A）

A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)

C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)七、典型题两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断

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，则应讨论弱电解质的电离。下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。1、强酸与弱碱混合

pH=13的NH3H2O和pH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+)。

解析：pH=1的HCl，C(H+)=0.1mol/L，pH=13的NH3H2O，C(OH-)=0.1mol/L，则NH3H2O的浓度远大于0.1mol/L，因此，两溶液混合时生成NH4Cl为强酸弱碱盐，氨水过量，且C(NH3H2O)>C(NH4Cl)，则溶液的酸碱性应由氨水决定。即NH3H2O的电离大于NH4+的水解，所以溶液中的离子浓度由大到小的顺序为：C(NH4+)>C(Cl-)>C(OH-)>C(H+)。2、强碱与弱酸混合

pH=X的NaOH溶液与pH=Y的CH3COOH溶液，已知X+Y=14，且Yc(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)C.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)D.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)

解析：同上，pH=X的NaOH溶液中，c(OH-)=10-(14-X)mol/L，pH=Y的CH3COOH溶液中，c(H+)=10-Ymol/L，因为X+Y=14，NaOH溶液中c(OH-)等于CH3COOH溶液中c(H+)。因此C(CH3COOH)远大于10-Ymol/L，CH3COOH过量，因此选项B正确。

上述两题的特点是pH1+pH2=14，且等体积混合。其溶液中各离子浓度的关系的特点是

C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子)>C(水电离出的另一离子)

3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合

0.2mol/L的CH3COOK与0.1mol/L的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的量关系正确的是()

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(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+)解析：两溶液混合后CH3COOK+HClKCl+CH3COOH，又知CH3COOK过量，反应后溶液中CH3COOK、CH3COOH和KCl物质的量相等。由于CH3COOH的电离和CH3COO-的水解程度均很小，且CH3COOH的电离占主导地位，因此，C(CH3COO-)>C(H+)>C(OH-)。又知C(Cl-)=0.05mol/L，C(CH3COOH)

在10ml0.1molL-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-)

解析：由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10-3mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质，故与题型①方法相同。由于少量Ac-发生水解：Ac-+H2OHAc+OH-。故有c(Na+)＞c(Ac-)＞c(OH-)＞c(H+)，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误。故该题选项为A。(2)pH等于7型

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

解析：本题绝不能理解为恰好反应，因完全反应生成甲酸钠为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，而现在Ph=7，故酸略为过量。根据溶液中电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)＋c(OH-)因pH=7，故c(H+)=c(OH-)，所以有c(Na+)=c(HCOO-)，答案为C。(3)反应过量型

常温下将稀NaOH溶液与稀CH3COOH溶液混合，不可能出现的结果是A．pH＞7，且c(OH-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO-)B．pH＞7，且c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)C．pH＜7，且c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH-)D．pH＝7，且c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)=c(OH-)

向0.1molL－1NaOH溶液中通入过量CO2后，溶液中存在的主要离子是（）ANa+、CO32-BNa+、HCO3-CHCO3-、CO32-DNa+、OH-四、守恒问题在电解质溶液中的应用

解此类题的关键是抓住溶液呈中性(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。

表示0.1mol/LNaHCO3溶液中有关粒子浓度的关系正确的是()

A、C(Na+)>C(HCO3-)>C(CO32-)>C(H+)>C(OH-)B、C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(OH-)C、C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)D、C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)

解析：A、NaHCO3溶液因为水解大于电离而呈碱性，因此C(OH-)>C(H+)。B、应考虑电荷守恒，c(CO32-)前应乘以2；C、电荷守恒符合题意；D、含弱电解质分子应考虑物料守恒，在NaHCO3溶液中存在下列关系：NaHCO3=Na++HCO3-；HCO3-H++CO32-；HCO3-+H2OH2CO3+OH-，则

C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)符合题意。故选CD1、两种物质混合不反应：

用物质的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)＞c(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是()

A.C(H+)＞C(OH-)B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2mol/LC.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2mol/L2、两种物质恰好完全反应

在10ml0.1molL-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-)3、两种物质反应，其中一种有剩余：(1)酸与碱反应型

关注所给物质的量是物质的量浓度还是pH。在审题时，要关注所给物质的量是“物质的量浓度”还是“pH”，否则会很容易判断错误。（解答此类题目时应抓住两溶液混合后剩余的弱酸或弱碱的电离程度和生成盐的水解程度的相对大小。）

［点击试题］把0.02molL-1HAc溶液与0.01molL-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是()

A、c(Ac-)＞c(Na+)B、c(HAc)＞c(Ac-)C、2c(H+)＝c(Ac-)-c(HAc)D、c(HAc)+c(Ac-)＝0.01molL-1（2）盐与碱(酸)反应型

解答此类题目时应抓住两溶液混合后生成的弱酸或弱碱的电离程度和剩余盐的水解程度的相对大小。将0.1molL-1醋酸钠溶液20mL与0.1molL-1盐酸10mL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-)4、不同物质同种离子浓度比较型：

物质的量浓度相同的下列溶液中，NH4+浓度最大的是（）。A．NH4ClB．NH4HSO4C．CH3COONH4D．NH4HCO3

解析：NH4+在溶液中存在下列平衡：NH4++H2ONH3H2O+H+；B中NH4HSO4电离出大量H+，使平衡向左移动，故B中c(NH4+)大于A中的c(NH4+)，C项的CH3COO-和D项的HCO3-水解均呈碱性，使平衡向右移动，故C、D中c(NH4+)小于A中c(NH4+)，正确答案为B。

扩展阅读：新课标人教版高中化学选修四第三章第三节《盐类的水解》精品教案

新课标人教版高中化学选修四第三章第三节《盐类的水解》精品教案上课环节：下发相关材料（如复习课专用纸）学生自我梳理

小组内同学相互展示梳理成果、进行交流和讨论小组内推出最优秀成果班内展示（可由老师通过实物投影完成）点评、剖析或归纳（师生共同）应用提高下面以一个学生的学习为例简要体现上课过程.【自我梳理】1、知识归纳：例：表现形式1

水解实质：

盐类水解影响因素：水解规律：应用举例：表现形式2

影响盐类水解程度的主要因素

影响因素盐的性质反应条件成盐弱酸或弱碱的弱的程度温度浓度影响情况简要解释生成物（酸碱性）

2、知识疑点：（梳理过程中遇到的问题）

例：浓度对水解程度影响的原理、水解程度大小与溶液pH大小的

关系。

（不同的同学会有不同的疑点）【展示交流】

此阶段是解决问题的关键阶段，学生交流整理的知识网络，相互取长补短，讨论遇到的问题，相互质疑释疑。【精讲归纳】

盐类水解知识是前一节《水的电离》知识的继续，是促进水的电离的一种情况，即阴阳离子结合H+或OH-生成弱电解质而对水的电离促进的情况。能用化学平衡原理解释一切外界因素对水解程度的影响，水解程度的问题即化学平衡的转化率问题。

水解成碱性的盐有以下规律：

浓度越大水解程度越小，但pH越大；浓度越小水解程度越大，但pH越小。

由于温度改变引起pH变大，水解程度必然增大；由于浓度改变引起pH变大，水解程度必然减小。

水解成酸性的盐有以下规律：浓度越大水解程度越小，pH也越小；浓度越小水解程度越大，pH越大。

由于温度改变引起pH变大，水解程度必然减小；由于浓度改变引起pH变大，水解程度必然增大。【应用提高】

1、配制FeCl3溶液往往先用适量浓盐酸溶解，然后再加水稀释，为什么？

2、加热蒸干FeCl3溶液，并对得到的固体强热，最后得到的固体物质是什么？并用有关理论配以必要的化学方程式加以解释。要想得到FeCl3固体应采取何措施。3、加热蒸干以下溶液，哪些能得到原物质？Al2(SO4)3、AlCl3、Na2CO3、请总结有何规律。

4、比较等物质的量浓度的下列溶液pH大小：Al2(SO4)3、AlCl3、Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NaOH。

【展示交流】

对以上问题的见解和答案，同组内同学相互交流，并

进行完善和整理，再在全班内进行展示和交流。【精讲归纳】

加热促进盐类水解，在加热蒸干过程中水解生成的

物质若能脱离原体系，则得不到原物质，否则则能得到原物质┉

【巩固训练】（题目略）

参考案例（五）复习课

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