2016年 盐类的水解离子浓度大小比较

2016035 盐类水解4 （ ）1．为了使K 2S 溶液中[K +]/[S 2—]的比值变小，可加入的物质是①适量的HCl ；②适量的NaOH ；③适量的KOH ；④适量的NaHS 。

A ．②③B ．①②C ．③④D ．②④（ ）2．下列关于NH 4Fe(SO 4)2溶液中离子浓度关系的说法中正确的是A ．2c(SO 42-)+c(OH -)=c(NH 4+)+3c(Fe 3+)+c(H +)B ．c(NH 4+)= c(Fe 3+)C ．2c(NH 4+)= c(SO 42-)D ．c(OH -)＞c(H +)（ ）3．（双选）常温下，下列有关说法正确的是A ．向0.1 mol•L -1Na 2CO 3溶液中通入适量CO 2气体后：c(Na +)=2[c(HCO 3-)+c(CO 32-)+c(H 2CO 3)]B ．在pH=8的NaB 溶液中：c(Na +)-c(B -)=9.9×10-7mol•L -1C ．在0.1 mol•L -1NaHSO 3溶液中通入少量NH 3气体后：c(Na +)+c(H +)=c(OH -)+c(HSO 3-)+2c(SO 32-)D ．在0.1 mol•L -1的氯化铵溶液中：c(Cl -)＞c(NH 4+)＞c(H +)＞c(OH -)（ ）4．常温下，向20ml 某浓度的硫酸溶液中滴入0.1mol.l -1氨水，溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如左下图。

下列分析正确的是A.V=40B.C 点所示溶液中：c(H ＋)－c(OH －)=2c(NH 3•H 2O)C ．d 点所示溶液中：c(NH 4＋)=2c(SO 42－)D ．NH 3•H 2O 的电离常数K=10－4（ ）5．常温下，相同pH 的氢氧化钠和醋酸钠溶液加水稀释，平衡时pH 随溶液体积变化的曲线如右上图所示，则下列叙述不正确的是A ．b 、c 两点溶液的导电能力不相同B ．a 、b 、c 三点溶液中水的电离程度a>c>bC ．用相同浓度的盐酸分别与等体积的b 、c 处溶液反应，消耗盐酸体积V b =V cD ．c 点溶液中C(H +) + C(CH 3COOH)= C(OH －)（ ）6．相同温度下，等物质的量浓度的下列溶液中，pH 最小的是A ．NH 4ClB ．NH 4HCO 3C ．NH 4HSO 4D ．(NH 4)2SO 4（ ）7．常温下，现有PH=2的某酸HX 溶液和PH=12某碱YOH 溶液，两溶液混合后，溶液的pH 小于7。

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、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。

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。

第3课时盐类水解在溶液中离子浓度大小比较中的应用[学习目标定位] 1.能根据电解质的电离、弱离子的水解判断溶液中微粒种类。

2.会比较离子浓度的大小。

3.能根据盐类的水解判断相应酸(或碱)的强弱。

一溶液中离子浓度的大小比较1．不同溶液中同一离子浓度的比较要看其他离子对它的影响，如相同物质的量浓度的a.NH4Cl溶液，b.CH3COONH4溶液，c.NH4HSO4溶液，d.NH4HCO3溶液，c中H＋对NH＋4水解有________作用，b中CH3COO－的水解对NH＋4水解有________作用，d中HCO－3的水解对NH＋4水解有________作用，且HCO－3对NH＋4的水解影响程度更大，所以四种溶液中c(NH＋4)由大到小的顺序是________________。

2．弱酸溶液中离子浓度大小比较(1)HClO溶液中存在的平衡有：_______，溶液中微粒有_______，由于HClO电离程度小，且H2O的电离程度更小，所以溶液中微粒浓度由大到小的顺序(H2O除外)是_______。

(2)碳酸的电离方程式是____________________________________________________________________________________________________________________________。

碳酸溶液中存在的微粒有__________________________________________________________________________________________________________________________。

碳酸是弱酸，第一步电离很微弱，第二步电离更微弱。

推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是_________________________________________________________。

时遁市安宁阳光实验学校高二化学盐类的水解—溶液中离子浓度大小比较问题研究知识精讲苏教版选修4【本讲教育信息】一、教学内容盐类的水解——溶液中粒子浓度大小比较问题研究二、考点清单1. 理解弱电解质电离原理，能对溶液中存在粒子的来源有清晰的认识；2. 理解盐类水解的原理，能准确地分析水解过程中粒子浓度的改变；3. 能准确地分析混合溶液中粒子之间的反应及粒子浓度的改变；4. 养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性法、整体思维法等。

三、全面突破知识点：（一）电离平衡理论和水解平衡理论1. 电离平衡理论：（1）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；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度的大小关系。

分析：由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH－，H2O H++OH－，所以溶液中微粒浓度的关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH4+)＞c(H+)。

（2）多元弱酸的电离是分步进行的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度的大小关系。

分析：由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS－+H+，HS S2－+H+，H2O H++OH－，所以溶液中微粒浓度的关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS－)＞c(OH－)。

2. 水解平衡理论：（1）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－)。

（2）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的H+（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的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；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度的关系为：c(NH4+)＞c(SO42－)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)。