盐类水解中三大守恒解析

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+H+数pH Fe3+水解率现象条件移动方向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- + H2O CH3COOH + OH-c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度升温降低升高升高降低升高升高加水降低升高降低升高降低升高考点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。

⽔解与电离中三⼤守恒详解电离与⽔解电解质溶液中有关离⼦浓度的判断是近年⾼考的重要题型之⼀。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的⽔解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

⾸先，我们先来研究⼀下解决这类问题的理论基础。

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。

⼆、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（1）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-)。

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。

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。

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

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。

二、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（1）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-)。

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。

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

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。

二、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（1）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-)。

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。

【懂做原理题】2020届高三化学选修四二轮专题练——盐类水解中三大守恒的应用【精编23题】一、单选题（本大题共20小题，共40分）1.常温下，向1L溶液中，逐渐加入NaOH固体粉末，随着的变化，与的变化趋势如图所示不考虑体积变化、氨的挥发、温度的变化。

下列说法正确的是A. N点溶液中水的电离程度比原溶液大B. 在N点时，C. 随着NaOH的加入，不断减小D. 当mol时，【答案】C【解析】【详解】A．N点，电离出的氢氧根离子抑制了水的电离，原溶液中水的电离程度最大，即N点溶液中水的电离程度比原溶液小，故A错误；B ．在N点时，，根据电荷守恒可知，，故B错误；C ．，随着NaOH的加入，逐渐增大，而水解平衡常数不变，则该比值逐渐减小，故C正确；D．当时，恰好反应生成等浓度的Na C l和，根据物料守恒可得：，故D错误；答案选C。

【点睛】将C项的比值转化为水解平衡常数和的关系式，更好分析。

2.取浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB两种盐溶液各1L，分别通入0.02molCO2，发生反应：NaA + CO2 + H2O===HA + NaHCO3、 2NaB + CO2 + H2O===2HB + Na2CO3。

将浓度均为0.1 mol/L、体积均为1L的HA溶液和HB溶液分别加水稀释至体积为VL，溶液pH的变化曲线如图所示，则下列说法正确的是A. HA是强酸，HB是弱酸B. X是HB、Y是HAC. 常温下，pH相等的NaA溶液与NaB溶液的物质的量浓度：c(NaA)、c(NaB)D. NaA与NaB的混合溶液中：c(Na+) + c(H+)、c(A、) + c(B、) + c(HA) + c(HB)【答案】B【解析】试题分析：由反应：NaA+CO2+H2O=HA+NaHCO3、2NaB+CO2+H2O=2HB+Na2CO3可知，酸性：H2CO3＞HA＞HCO3－＞HB。

A．HA、HB浓度均为0.1mol/L，由图中起点pH值可知，pH(HA)=2，pH(HB)＞3，则HA、HB都是弱酸，故A错误；B．加水稀释，促进弱酸电离。

盐的水解三大守恒一、盐类水解三大守恒1. 电荷守恒- 概念：溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。

- 实例：以碳酸钠（Na₂CO₃）溶液为例。

- 在Na₂CO₃溶液中存在的离子有Na⁺、H⁺、CO₃²⁻、HCO₃⁻、OH⁻。

- 电荷守恒表达式为：c(Na⁺)+c(H⁺)=2c(CO₃²⁻)+c(HCO₃⁻)+c(OH⁻)。

这里CO₃²⁻前面的系数2是因为一个CO₃²⁻带2个单位的负电荷。

2. 物料守恒（原子守恒）- 概念：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。

- 实例：对于Na₂CO₃溶液。

- 假设Na₂CO₃的浓度为c mol/L，Na₂CO₃ = 2Na⁺+CO₃²⁻，CO₃²⁻会发生水解：CO₃²⁻+H₂O⇌ HCO₃⁻ + OH⁻，HCO₃⁻+H₂O⇌ H₂CO₃+OH⁻。

- 物料守恒表达式为：c(Na⁺)=2[c(CO₃²⁻)+c(HCO₃⁻)+c(H₂CO₃)]。

因为Na⁺的物质的量是CO₃²⁻物质的量的2倍（从Na₂CO₃的化学式可知）。

3. 质子守恒- 概念：酸失去的质子和碱得到的质子数目相同。

也可以由电荷守恒和物料守恒推导得出。

- 实例：在Na₂CO₃溶液中。

- 方法一：直接分析。

H₂O⇌ H⁺ + OH⁻，CO₃²⁻+H₂O⇌ HCO₃⁻+OH⁻，HCO₃⁻+H₂O⇌ H₂CO₃+OH⁻。

可以看出OH⁻的来源有H₂O的电离以及CO₃²⁻和HCO₻⁻水解产生的，H⁺的存在形式只有H⁺，H₂CO₃中的H是由H₂O提供的（相当于H₂O失去H⁺）。

- 质子守恒表达式为：c(OH⁻)=c(H⁺)+c(HCO₃⁻)+2c(H₂CO₃)。

这里H₂CO₃前面的系数2是因为从CO₃²⁻到H₂CO₃，CO₃²⁻结合了2个H⁺。

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

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。

二、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（1）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-)。

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。

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。

盐类水解中的三大守恒一、单选题（共22题） 1．下列说法中正确的是A ． NH 4HCO 3溶液中存在：+-2-4323323c(NH )+c(NH H O)=c(HCO )+c(CO )+c(H CO )⋅B ．常温下pH=12的NaOH 溶液，升高温度，其pH 增大C ．强酸的水溶液中不存在OH -D ．相同pH 的氨水和NaOH 的溶液中，++4c(NH )>c(Na )2．室温下,下列溶液中粒子浓度关系正确的是 A ．Na 2S 溶液:c (Na +)＞c (HS -)＞c(OH -)＞c (H 2S) B ．Na 2CO 3溶液: c (OH -)=c (H +)+c (-3HCO )+c (H 2CO 3) C ．Na 2CO 3溶液:c (Na +)+c (H +)=2c (2-3CO )+c (OH -)D ．0.1mol/L 的NaHCO 3溶液中:c (Na +)＞c (-3HCO )＞c (OH -)＞c (H +)＞c(2-3CO ) 3．下列关于电解质溶液的叙述正确的是A ．常温下电离常数为K a 的酸HA 溶液中c(H +mol·L -1B ．向0.1mol·L -1的氨水中加入少量硫酸铵固体，则溶液中-32c(OH )c(NH H O)增大C ．0.2mol·L -1CH 3COOH 溶液与0.1mol·L -1NaOH 溶液等体积混合2c(H +)-2c(OH -)=c(CH 3COO -)-c(CH 3COOH)D ．HF 比HCN 易电离，则NaF 溶液的pH 比同浓度NaCN 溶液的pH 大4．常温下，向20 mL0.1 mol ∙L −1氨水中滴加盐酸，溶液中由水电离出的c (H +)随加入盐酸体积的变化如图所示。

则下列说法正确的是A．b 、d 两点为恰好完全反应点B ．c 点溶液中，c (+4NH )=c (Cl －)C ．a 、b 之间的任意一点：c (Cl －)＞c (+4NH )，c (H +)＞c (OH －) D ．常温下，0.l mol ∙L −1氨水的电离常数K 为1×10−55．25C ︒时，向100mL pH 3=的24H SO 溶液中滴加10mL pH x =的KOH 溶液，充分反应后()()24c K 2c SO +-=，则x 的值为（ ） A ．11 B ．12 C ．13 D ．146．已知常温下130.1mol L NaHSO -⋅溶液pH 7<，说法正确的是A ．溶液中：()()3NaHSO c c +-=B ．溶液中：()()()23323HSO SO H SO c c c -->>C ．溶液中：()()()()()233NaH SO HSO OH c c c c c ++---+=++D ．溶液中加入少量NaOH 溶液发生反应：2H OH H O +-+=7．N A 为阿伏加德罗常数的值。

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

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：NHCO3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NHCO3溶液中有：c(N+)＞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。

二、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（1）在只含有＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(+)＜c(M-)。

例如，在NHCO3溶液中，有如下关系：C(N＋)+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。