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盐类的水解，三个守恒定律和离子浓度大小的比较1. 将相同物质的量浓度的某弱酸HX 溶液与Na Ｘ溶液等体积混合，测得混合后溶液中 c (Na +)>c (X -)，则下列关系正确的是:A. c (OH －)<c (H +) B. c (HX)<c (X －)C. c (X －)+c (HX)=c (Na +)D. c (HX)+c (H +)=c (Na +)+c (OH －) 2. 下列浓度关系正确的是A. 氯水中：c(Cl 2)=2[c(C lO -)+c(Cl -)+C(HClO)] B. 氯水中：c(Cl -)＞c(H +)＞c(OH -)＞c(ClO -)C. 等体积等浓度的氢氧化钠与醋酸混合：c （Na +）=c （3C H C O O -）D. 23N a C O 溶液中：c 233(a )c()c()c()c()N C OO H H C O H -+--+〉〉〉〉3.物质的量相同的下列溶液中，含粒子种类最多的是A.CaCl 2B.CH 3COONaC.NH 3D.K 2S 4.（2003年上海，8）在10 mL 0.1 mol · L －1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度的CH 3COOH 溶液，反应后溶液中各粒子的浓度关系错误的是A.c （Na +）＞c （CH 3COO －）＞c （H +）＞c （OH －） B.c （Na +）＞c （CH 3COO －）＞c （OH －）＞c （H +） C.c （Na +）=c （CH 3COO －）+c （CH 3COOH ） D.c （Na +）+c （H +）=c （CH 3COO －）+c （OH －）5.（2004年江苏，17）草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性。
在0.1 mol ·L －1 KHC 2O 4溶液中，下列关系正确的是A.c （K +）+c （H +）=c （HC 2O -4）+c （OH －）+c （C 2O -24）B.c （HC 2O -4）+c （C 2O -24）=0.1 mol ·L－1 C.c （C 2O -24）＜c （H 2C 2O 4）D.c （K +）=c （H 2C 2O 4）+c （HC 2O -4）+c （C 2O -24）6.用物质的量都是0.1 mol 的HCN 和NaCN 混合后配成1 L 溶液，已知溶液中的c （CN－）＜c （Na +），下列关系式正确的是 A.c （H +）＞c （OH －） B.c （HCN ）＞c （CN －）C.c （CN －）+c （OH －）=0.1 mol ·L －1D.c （HCN ）+c （CN －）=0.2 mol ·L －17.（2004年天津，10）下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是A.10 mL 0.1 mol ·L－1氨水与10 mL 0.1 mol ·L－1盐酸混合，c （Cl －）＞c （NH +4）＞c（OH－）＞c（H+）B.10 mL 0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液与5 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液混合；c（Na+）=c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）C.10 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液与5 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液混合，c（Na+）=c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H+）D.10 mL 0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液与6 mL 1 mol·L－1盐酸混合，c（Cl－）＞c（Na+）＞c（OH－）＞c（H+）8.BiCl3水解产物中有BiOCl生成。
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。
1、电解质的电离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。
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。
弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。
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。
多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H2CO3H+＋HCO3-；HCO3- H+＋CO32-。
２、水的电离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。
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-]，在２５℃时，Kw＝1×10-14。
在纯水中加入酸或碱，抑制了水的电离，使水的电离度变小，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，使水的电离度变大，水电离出的[H+]水或[OH-]均大于10-7mol/L。
３、盐类水解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。
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，如CO32-＋H2O HCO3-＋OH-、HCO3-＋H2O H2CO3＋OH-。
４、电解质溶液中的守恒关系电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有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-] 如Na2CO3溶液中：c(Na＋) ＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)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。
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。
教学过程一、课堂导入盐类水解存在平衡状态，那么它就应该存在离子浓度大小，盐溶液它不显电性，那么它就存在守恒定律，那么今天我们就来学习这些内容。
二、复习预习1、复习弱电解质的电离、电离方程式的书写2、复习盐类水解的概念、盐类水解的影响因素、盐类水解的应用3、预习并探究盐类水解时，溶液中离子溶度大小的比拟方法 盐类的水解：1、盐类水解的实质： 在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
醋酸钠与水反响的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。
氯化铵与水反响的实质是：氯化铵电离出的铵离子和水电离出的氢氧根离子结合生成弱电解质一水合氨的过程。
水解的结果：生成了酸和碱，因此盐的水解反响是酸碱中和反响的逆反响。
酸＋碱盐＋水2. 水解离子方程式的书写：① 盐类水解是可逆反响，要写“〞符号② 一般水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，不用“↑〞“↓〞符号。
生成物〔如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等〕也不写分解产物。
③ 多元弱酸盐分步水解，以第一步为主。
例：K 2CO 3的水解第一步：OH CO 223+---+OH HCO 3第二步：O H HCO 23+--+OH CO H 32练习：请同学们自己练习一下Na2S、K3PO4溶液水解离子方程式的写法。
对于多元弱碱的水解也是分步进展的，但水解方程式一般不分步写，如Al2(SO4)3的水解离子方程式为：Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ 3H+我们总结了强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和强酸强碱盐的水解情况，那么弱酸弱碱盐是否水解呢？其水解程度又如何，请有兴趣的同学课后可以自己查阅有关资料。
3. 水解的规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。
盐的类型实例能否水解引起水解的离子对水解平衡的影响溶液酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa 能弱酸阴离子促进水的电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl 能弱碱阳离子促进水的电离酸性强酸强碱NaCl 不能无无中性4、影响水解的因素：内因：盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水解程度越大。
