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高中化学盐类水解
弱酸与强碱反应过程中离子浓度大小问题解析
弱酸与强碱反应过程中离子浓度大小比较
强酸与弱碱发生的是中和反应，产物为盐和水。
比较反应过程中离子浓度的大小，主要是把握反应过程中的几个点：
1.恰好完全反应时
2.溶液呈中性时
3.弱酸和弱酸盐物质的量相等时
以醋酸（CH3COOH）滴加到氢氧化钠（NaOH）溶液中的反应为例:
一.恰好完全反应时
醋酸与氢氧化钠完全反应，也就是说醋酸与氢氧化钠都反应完了，那么溶液中剩余的物质就是产物，产物为醋酸钠（CH3COONa）与水（H2O），也就是醋酸钠溶液。
那么这时候比较溶液中的离子浓度大小其实就是比较醋酸钠溶液中各离子浓度的大小，如下图：
二.溶液呈中性时
我们可以这样理解：当醋酸与氢氧化钠恰好完全反应时，溶液此时呈现的是碱性，要使得此时的溶液转化为中性，可以往溶液里继续添加醋酸，那么溶液呈现中性时醋酸的用量就大于氢氧化钠了。
而此时溶液中的离子浓度关系呢？如下图：
三.醋酸与醋酸钠物质的量相等时
中性溶液中继续加入醋酸，有一个时刻是，溶液中醋酸与醋酸钠的物质的量相等了，那么此时溶液中的离子浓度大小关系呢？如下图：
总结：
弱酸加入到强碱溶液中，分三个阶段，恰好完全反应时，呈中性时，弱酸过量时，把握住每个阶段的特征，这类题就迎刃而解了。
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。
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。
离子浓度大小比拟【考点精讲】1. 根本依据：弱电解质的电离及盐的水解程度都很小。
〔1〕弱电解质电离平衡理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
例如，H2CO3溶液中：c〔H2CO3〕＞c〔HCO－3〕＞c〔CO2－3〕〔多元弱酸第一步电离程度远远大于其次步电离〕。
〔2〕水解平衡理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
例如：Na2CO3溶液中：c〔CO2－3〕＞c〔HCO－3〕＞c〔H2CO3〕〔多元弱酸根离子的水解以第一步为主〕。
2. 根本类型〔1〕多元弱酸溶液例如：的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列挨次是：c〔H＋〕＞c〔HS－〕＞c〔S2－〕〔2〕一元弱酸的正盐溶液例如：的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列挨次是：c〔Na＋〕＞c〔CH3COO－〕＞c〔OH－〕＞c〔H＋〕〔3〕二元弱酸的正盐溶液例如：的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列挨次是：c〔Na＋〕＞c〔CO32－〕＞c〔OH－〕＞c〔H CO3－〕＞c〔H＋〕〔4〕酸式盐溶液例如：的NaHCO3溶液显碱性，离子浓度由大到小的排列挨次是：c〔Na＋〕＞c〔H CO3－〕＞c〔OH－〕＞c〔H＋〕；c〔Na＋〕＞c〔HCO3－〕＞c〔H2CO3〕＞c〔CO32－〕〔5〕不同溶液中同一离子浓度的比拟，要看溶液中其他离子对其影响的因素。
例如：在相同物质的量浓度的以下各溶液中：①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4 c〔NH4＋〕由大到小的挨次为③＞①＞②。
〔6〕混合溶液中各离子浓度大小的比拟，要进行综合分析，电离因素、水解因素等都是影响离子浓度大小的要素。
例如：的NH4Cl溶液和的氨水混合溶液中所存在的离子的浓度由大到小的排列挨次是：c〔NH4＋〕＞c〔Cl－〕＞c〔OH－〕＞c〔H＋〕在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4＋的水解相互抑制，NH3·H2O的电离程度大于NH4＋的水解程度，溶液显碱性：c〔OH－〕＞c〔H＋〕，同时c〔NH4＋〕＞c〔Cl－〕。
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。
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+。
