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电解质溶液中离子浓度大小的判断判断电解质溶液中离子浓度的大小关系或等量关系，是中学化学的重点和难点，也是高考中经常涉及的问题，本文就此类问题的教学总结如下。
一、熟练掌握两个规律1．多元弱酸电离的规律根据多元弱酸分步电离分析：如在H3PO4溶液中：c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）和c（H+）＞3c（PO43-）2．盐类水解的规律谁弱谁水解，谁强显谁性即根据是否水解及溶液酸碱性分析：如NH4Cl溶液中：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）越弱越水解，双弱促水解即根据水解程度分析：如同温度同浓度的NaCN溶液和NaF溶液中，c（CN-）＜c（F-）；同温同度浓度的①NH4Cl溶液②NH4HCO3溶液中，NH4+浓度关系是①＞②。
多元要分步，程度依次减即根据多元弱酸根的分步水解及各步水解程度分析：如Na2CO3溶液中：c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（HCO3-）和c（Na+）＞2c（CO32-）同温度同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，c（CO32-）＜c（HCO3-）。
显酸酸抑制，显碱碱抑制即根据酸、碱对水解平衡的影响分析：如同温同浓度的①NH4Cl溶液②NH4HSO4溶液中，NH4+浓度关系是①＜②。
二、灵活运用三个守恒1．电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
如在Na2CO3溶液中存在着Na+、CO32-、H+、OH－、HCO3－,它们存在如下关系：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+ c（HCO3-）+ c（OH－）2．物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的，如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：c（CO32-）+ c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.10mol/L或c（Na+）=2c（CO32-）+ 2c（HCO3-）+2c（H2CO3）3．质子守恒任何溶液中，水电离产生的H+和OH-的物质的量均相等，在能发生水解的盐溶液中，有H+（或OH-）转化为其它存在形式的情况存在，但各种存在形式的物质的量总和与OH-（或H+）的物质的量仍保持相等。
2021年高考化学一轮复习课题36 电解质溶液中离子浓度大小比较【A：自主预习案】课题：电解质溶液中离子浓度大小比较复习任务：确定电解质溶液中微粒种类，并能比较其中离子浓度大小比较一、理解和掌握电解质溶液中的守恒关系1．电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，溶液总是呈电中性。
整个溶液中________所带的负电荷总数一定等于________所带正电荷总数。
分析：下列溶液中的电荷守恒情况NH4Cl溶液中有NaHC2O4溶液中有Na2C2O4 溶液中有2．物料守恒：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某些原子总数、原子个数比是保持不变的。
分析：下列溶液中的物料守恒情况0.1mol/L NH4Cl溶液中有0.1mol/L Na2CO3溶液中有0.1mol/L H2C2O4溶液中有3．质子守恒：电荷守恒和物料守恒联立，消去不能提供质子（H+），也不能接受质子的微粒，所得到的等式关系。
分析：下列溶液中的质子守恒情况情况Na2CO3溶液中有NaHCO3溶液中有二、通过例题，了解弱电解质的电离平衡与水解平衡1．弱电解质电离型例1：0.1mol/L H2S溶液中有哪些微粒？离子物质的量浓度由大到小2．盐类水解型例2：0.1mol/L Na2CO3溶液中有哪些微粒？离子物质的量浓度由大到小同种离子不同溶液时，先电离后水解，分析其它离子对目标的影响例3：25℃时，在物质的量浓度均为1mol/ L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2、NH4NO3四种溶液中，c(NH4＋)分别为a、b、c、d（单位为mol/ L）。
下列判断正确的是A. d>a>b>cB. b>a>c >dC. a>c>b>dD. c>a>b>d正盐与其酸式盐等浓度等体积混合，正盐水解为主例4： 0.02 mol·L－1NaHCO3溶液与0.02 mol·L－1 Na2CO3溶液等体积混合离子物质的量浓度由大到小3．电离与水解兼顾型盐和酸等量混合或盐和碱等量混合型：先从酸碱性判断电离与水解的主次例1：浓度均为0.1mol/L的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液呈碱性电荷守恒：物料守恒：质子守恒：离子浓度由大到小：弱酸的酸式盐：先从酸碱性判断电离与水解的主次例2：已知0.1mol/LNaHSO3溶液的pH＜7，将溶液中离子按浓度由大到小排列起来。
《溶液离子浓度大小比较问题的类型与方法》教学设计判断电解质溶液中离子浓度的关系，是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查，其中反应过程中不同阶段离子浓度关系的判断是近几年高考的热点和亮点。
电离理论和水解理论是比较电解质溶液中离子浓度大小关系的重要依据，电荷守恒、物料守恒和质子守恒是判断电解质溶液中离子浓度等量关系的重要依据，该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质的成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。
该题型一般综合性强、难度较大，能够很好考查学生的分析推理能力，复习备考中应特别关注。
一、【复习目标要求】：1. 掌握比较溶液中离子浓度大小的方法。
2. 理解并掌握溶液中离子浓度关系，并能运用电荷守恒、物料守恒、质子守恒等三大守恒定律准确快速判断关系是否正确。
3. 形成有序思维的解题能力。
二、【主要内容】：（一）熟悉两大理论，构建思维基点1.电离理论(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，但水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、H+、OH－浓度的大小关系是：c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)＞c(H+)。
(2)多元弱酸的电离是分步进行的，主要是第一级电离。
(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋、OH－的浓度大小关系是：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－) >c(OH－)。
2.水解理论(1)弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的情况除外)，水解生成的微粒浓度很小，本身浓度减小的也很小，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋、OH－的浓度大小关系是：c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O) >c(OH－)。
判断电解质溶液中离子浓度的关系，是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查，其中反应过程中不同阶段离子浓度关系的判断是近几年高考的热点和亮点。
电离理论和水解理论是比较电解质溶液中离子浓度大小关系的重要依据，电荷守恒、物料守恒和质子守恒是判断电解质溶液中离子浓度等量关系的重要依据，该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质的成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。
该题型一般综合性强、难度较大，能够很好考查学生的分析推理能力，复习备考中应特别关注。
1．溶液中微粒浓度大小比较的理论依据(1)电离理论①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH＋4、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋4)。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如在H2S 溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解理论①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的情况除外)，水解生成的微粒浓度很小，本身浓度减小的也很小，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
如NH4Cl溶液中：NH＋4、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH＋4)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解(第一步水解程度远大于第二步水解)，如在Na2CO3溶液中：CO2－3、HCO－3、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO2－3)>c(HCO－3)>c(H2CO3)。
2．溶液中微粒浓度的三大定量关系(1)电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
电解质溶液中离子浓度大小的比较
傅业云
【期刊名称】《中学生数理化（教与学）》
【年(卷),期】2017(0)10
【摘要】电解质溶液中离子浓度大小的比较是高考的必考点，现将其一般规律总结如下。
1．弱电解质的电离程度很小，在弱电解质溶液中主要是以能发生电离的弱电解质分子的形式存在，其电离产生的离子浓度很小；并且所有的弱电解质电离和弱的离子水解中水的电离程度最小，即在所有弱电解质电离出的离子和弱的离子水解产生的微粒中水电离出的H^＋和OH^-浓度最小。
【总页数】1页(P45-45)
【作者】傅业云
【作者单位】江苏省南京市秦淮高级中学
【正文语种】中文
【中图分类】G633.8
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1.电解质溶液中离子浓度大小比较
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3.电解质溶液离子浓度大小比较题型探析
4.电解质溶液中离子浓度大小的比较技巧与方法
5.浅谈电解质溶液中离子浓度大小比较的技巧
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“电解质溶液中的离子浓度大小比较”教学设计广州市南沙第一中学张炳腾一、学情分析通过“弱电解质的电离平衡”、“水的电离平衡”、“盐类的水解平衡”的学习，学生知道了在电解质溶液中存在着多种离子共存的平衡体系，具有了一定的探究“电解质溶液中的离子浓度大小”的知识储备。
二、教学目标知识与技能：复习巩固弱电解质电离和盐类水解原理。
过程与方法：探究分析问题的思路和方法，提高学生分析问题和解答问题的能力。
情感态度与价值观：培养学生用科学的态度去探讨问题，养成良好的学习习惯。
三、教学重点与难点教学重点：弱电解质的电离和盐类水解的应用教学难点：物料守恒、电荷守恒、质子守恒的理解和运用四、教学过程电解质溶液中的离子浓度大小比较【问题1】稀醋酸溶液中存在哪些微粒？其离子浓度的大小顺序如何？请写出相关过程的电离方程式。
从醋酸及水的电离平衡着手，引导学生分析稀醋酸溶液中存在的微粒及其浓度大小。
相关过程的电离方程式：CH3COOH CH3COO－+ H+；H2O H+ + OH－溶液中存在的微粒：CH3COOH、CH3COO－、H+ 、OH－、H2O离子浓度的大小：CH3COOH＞H+ ＞CH3COO－＞OH－【问题2】稀烧碱溶液中存在哪些微粒？其离子浓度的大小顺序如何？请写出相关过程的电离方程式。
从NaOH的电离、水的电离平衡着手，引导学生分析稀烧碱溶液中存在的微粒及其浓度大小。
相关过程的电离方程式：NaOH = Na+ + OH－；H2O H+ + OH－溶液中存在的微粒：Na+ 、OH－、H+、H2O离子浓度的大小：OH－＞Na+＞H+【问题3】向稀醋酸中滴加烧碱溶液，这一过程中，溶液的离子如何变化？能否用方程式表示出来？紧抓“滴加”二字，根据NaOH的量由少到多，从NaOH“少量”、“适量”、“过量”几个过程来逐步分析溶液中的溶质情形，依据溶质的量的多少来分析比较溶液中弱电解质的电离程度与盐类的水解程度的相对大小，进而判断溶液中的离子浓度大小。
电解质溶液中离子浓度大小的比较一、思维基点1、溶液的均一性：溶液中离子的浓度与溶质浓度和溶质的电离相关，与溶液的体积无关。
2、强弱电解质的概念和盐类水解的实质、酸碱性强弱。
3、电离平衡常数及水解平衡常数的数值范围：K＜＜1；弱电解质溶液：未电离量＞＞已电离量；盐类水解：未水解量＞＞已水解量4、溶液酸碱性实质：c(H+)与c(OH-)的相对大小。
5、影响平衡的因素及平衡移动的规律。
6、多平衡因素中平衡程度的比较：一般规律——盐类水解能力小于对应的弱电解质的电离能力；弱酸的酸式根的水解能力强于其电离能力（HSO3- 、H2PO4-例外）二、常见类型的离子浓度比较：①20mL1mol/LAlCl3与②100mL2mol/LNaCl溶液中c(Cl-)比较：＞.例1.同浓度的盐酸和醋酸溶液，pH＞。
离子总数＞。
导电性＞。
与锌反应的速率＞。
恰好中和同浓度同体积的烧碱溶液所需酸的体积关系为，与同浓度同体积的烧碱溶液中和至中性所需酸的体积关系为。
例2.同体积同pH的盐酸和醋酸溶液：①与足量锌反应，开始时两者的反应速率关系为，反应过程中两者的反应速率关系为，反应结束两者产生的氢气的量的关系为。
②与酸完全中和，需同浓度的烧碱溶液的体积。
③加水稀释至同样的体积，稀释后溶液的pH，若加水稀释后溶液的pH仍相等，则加水的体积。
例1.碳酸氢钠溶液中离子浓度由大到小的顺序为。
例2.等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，有关离子浓度从大到小的顺序为。
分析其它离子对该离子水解平衡的影响。
例.同浓度的①NH4HCO3 ②NH4HSO4 ③NH4Cl 溶液中NH4+离子浓度从大到小的顺序为。
2）例.浓度均为0.1mol/L的下列溶液pH由大到小的顺序为。
①HNO3②CH3COOH ③H2SO4④Ba(OH)2⑤NaOH⑥CH3COONa ⑦Na2CO3⑧NaHCO3⑨NH4Cl ⑩KCl例.下列溶液中水电离出来的氢离子浓度由大到小的顺序为。
高三化学复习十二电解质溶液中离子浓度大小比较知识点1、电离平衡理论由于在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关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
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关系为：【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L【例2】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是A. c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)【例3】向 0.1 mol/L 醋酸溶液中加水稀释，下列变化叙述错误的是A．溶液的 pH 逐渐增大B．溶液中的c(OH－)逐渐减小C．醋酸的电离程度逐渐增大D．溶液的导电能力逐渐减小【例4】常温下，下列关于pH同为3的盐酸与醋酸两种溶液的说法正确的是A．醋酸溶液的浓度大于盐酸溶液的浓度B．相同体积的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C．两溶液稀释100倍，pH都为5D．两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋) 均明显增大【例5】20℃时H2S饱溶液1L，其浓度为0.1mol·L-1，其电离方程式为H2S H++HS-，HS－H++S2-，（1）若要使该溶液c(H+)及c(S2-)都减小，可采取的措施是A．加入适量的水B．加入适量的NaOH固体C．通入适量的SO2D．加入适量的CuSO4固体（2）已知K i1＞K i2，若要既增大c(S2-)，又能提高pH，还能使电离平衡逆向移动，可采取的措施是A．加NaOH B．通入H2S气体 C．降温 D．加入Na2S晶体知识点2、水解平衡理论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。
题型介绍：电解质溶液是高考的必考题型，通常考查弱电解质的电离、盐类的水解、沉淀溶解平衡以及三大守恒关系。
通常以粒子浓度大小比较、守恒关系的应用、酸碱中和滴定等形式进行考查。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题，此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
在备考中要从理论的角度进行深入复习，着重方法的掌握和运用。
高考选题：【2016年高考天津卷】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定浓度均为0.1mol·L－1的三种酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断错误的是（）A．三种酸的电离常数关系：K HA>K HB>K HDB．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(Na＋)>c(HB)>c(H＋)>c(OH－)C．pH=7时，三种溶液中：c(A－)=c(B－)=c(D－)D．当中和百分数达100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)=c(OH－)－c(H＋)【答案】C解题技巧：1、解题过程2、溶液中离子浓度大小的比较规律（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中，c(H＋)＞c(H2PO－4)＞c(HPO2－4)＞c(PO3－4)。
（2）多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中c(Na＋)＞c(CO2－3)＞c(OH－)＞c(HCO－3)。
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响。
如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。
c(NH＋4)由大到小的顺序是③＞①＞②。
（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析。
精锐教育学科教师辅导教案内容回顾回顾化学平衡的概念、影响因素、化学平衡状态的判断、化学平衡图像的分析技巧等。
知识精讲知识点一（电解质和电离平衡）【知识梳理】一、电解质溶液有关概念1．电解质和非电解质电解质：水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：水溶液和熔融状态下都不导电的化合物。
注意：（1）SO2、SO3、NH3的水溶液能导电，但导电原因是因与水作用后的生成物（H2SO3、H2SO4、NH3·H2O）电离所致，并非自身电离出自由离子，所以SO2、SO3、NH3等为非电解质，而H2SO3、H2SO4、NH3·H2O则是电解质。
（2）铁，铜，盐酸导电，但不是电解质。
（金属、混合物）（3）有些物质由于很难溶解，致使电离产生的离子浓度太小，测不出导电性能，但却是电解质甚至为强电解质，如CaCO3、BaSO4等。
这是因为这类化合物在水中被溶解的那部分是完全电离的，且在熔化时，也是完全电离。
（4）应当特别注意的是离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后电离出的自由离子不是自身，但在熔化时却可自身电离，且完全电离，故属于电解质，且为强电解质。
2．强电解质和弱电解质强电解质：在水分子作用或熔融状态下，能完全电离为离子的化合物。
(如强酸、强碱、大多数盐和某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等)弱电解质：在水分子作用或熔融状态下，只有部分电离成为离子化合物。
(如弱酸、弱碱、极少数盐和水)3．电解质电离方程式的书写（1）电离方程式：表示电解质电离的式子称为电离方程式。
（2）电离方程式书写①强电解质的电离用“→”，弱电解质的电离用“”。
②多元强酸电离一步完成且完全，如H n A → nH+ + A n—多元强碱电离一步完成且完全，如Ba(OH)2→ Ba2++2OH—而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。
例如磷酸的电离方程式应写三步：H3PO4 H++H2PO4— H2PO4— H++HPO42—HPO42— H++PO43—且不能合并H3PO43H++PO43—。
由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。
多元弱碱也分步电离，但一般按一步电离写出Al(OH)3Al3++3OH—③强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。
例如：水中：NaHSO4→Na++ H++ SO42—熔融状态下：NaHSO4→Na++ HSO4—NaHCO3→Na++ HCO3—HCO3—H++ CO32—NaHCO3→Na++ HCO3—弱电解质的电离度不但与温度有关，还跟溶液的浓度有关。
当温度一定时，弱电解质的浓度越稀，其电离度就越大。
【例题精讲】【题型一】电解质相关概念例1．（2015崇明二模1）下列物质中，属于弱电解质的是（）A．氯化氢B．碳酸氢钠C．一水合氨D．二氧化硫【参考答案】C。
【题型二】影响电离平衡的因素例2．（13年上海高考11）H 2S水溶液中存在电离平衡H2S H++HS-和HS-H++S2-。
若向H2S溶液中（）A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值增大C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小D．加入少量硫酸铜固体（忽略体积变化），溶液中所有离子浓度都减小【参考答案】C。
【题型三】用电离平衡原理解释现象例3．（14年上海高考31）向ZnSO4溶液中加饱和H2S溶液，没有沉淀生成，继续增加一定量的氨水后，生成ZnS沉淀，用电离平衡原理解释上述现象。
【参考答案】饱和H 2S液中电离产生的S2-很少，因此没有沉淀。
加入氨水后，促进H2S H++ HS -HS - H ++ S 2-的电离，S2-离子浓度增大，有沉淀产生。
【题型四】电离度例4．已知硫酸的第一步电离（H2SO4=H++HSO4-）是完全的，但第二步电离（HSO4-⇌H++SO42-）并不完全。
如果25℃时，0.1mol/L H2SO4溶液中c（SO42-）=0.010mol/L，0.1mol/L NaHSO4溶液中c（SO42-）=0.029mol/L，试回答：（1）25℃时，0.1mol/L H2SO4溶液中pH=-lg0.11（可用对数表示）。
（2）为何0.1mol/L的H2SO4溶液中c（SO42-）比0.1mol/L的NaHSO4溶液中c（SO42-）小？H2SO4的第一级电离抑制了HSO4-的电离（3）0.1mol/L Na2SO4溶液的pH值大于7（填大于、小于或等于）。
（4）常温下测得0.25mol/L的CuSO4溶液的pH值为5，0.25mol/L Cu（ClO4）2溶液的pH值为4.5，其原因是这两种物质中，Cu2+都能水解使溶液呈酸性，而在CuSO4溶液中，SO42-能水解一部分产生OH-，从而使Cu2+水解产生的酸性有一部分被抵消，而ClO4-不会发生水解。
【试题解析】（1）硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，0.1mol/L的硫酸第一步电离出的c（H+）=0.1mol/L，根据HSO4-⇌H++SO42-可知，硫酸氢根离子电离出的c（H+）=0.01mol/L，则溶液中c（H+）=0.11mol/L，所以pH=-lg0.11，故答案为：-lg0.11；（2）硫酸电离出的氢离子抑制了硫酸氢根离子的电离，所以0.1mol/L的H2SO4溶液中c（SO42-）比0.1mol/L 的NaHSO4溶液中c（SO42-）小，故答案为：H2SO4的第一级电离抑制了HSO4-的电离。
（3）根据题给信息知，硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，所以硫酸根离子能水解生成硫酸氢根离子而使其溶液呈碱性，pH＞7，故答案为：大于。
（4）硫酸根离子和铜离子都水解，在CuSO4溶液中，SO42-能水解一部分产生OH-，从而使Cu2+水解产生的酸性有一部分被抵消，而ClO4-不会发生水解，所以0.25mol/L的CuSO4溶液的pH值为5，0.25mol/L Cu （ClO4）2溶液的pH值为4.5，故答案为：这两种物质中，Cu2+都能水解使溶液呈酸性，而在CuSO4溶液中，SO42-能水解一部分产生OH-，从而使Cu2+水解产生的酸性有一部分被抵消，而ClO4-不会发生水解。
本题考查了弱电解质的电离，明确弱电解质电离特点及盐类水解特点是解本题关键，注意硫酸分步电离且第二步部分电离，为易错点。
【题型五】图像分析例5．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电性变化如下图所示，则a、b、c三点所对应的醋酸的电离度由大到小的顺序是；a、b、c三点pH由小到大的顺序是。
【试题解析】越稀越电离，所以电离度随着加水体积的增大，电离程度越高，c＞b＞a，溶液的导电性与自由移动的离子浓度与所带电荷数的多少有关，导电性越好，说明H+浓度越高，pH越小，所以b＜a＜c。
【参考答案】c＞b＞a，b＜a＜c。
【参考答案】27. （4分 ）因为饱和SO 2溶液中电离产生的SO 32—很少，因此没有沉淀。
通入氨气后，促进H 2SO 3的电离，SO 32—离子浓度增大，有沉淀产生。
SO 2+Cl 2+2H 2O →H 2SO 4+2HCl ， 2BaCl 2+H 2SO 4→BaSO 4↓+2HCl ； 2H 2S+ SO 2→3S ↓+2H 2O 生成S 沉淀。
4．已知25℃时几种物质的电离度(溶液浓度均为0.1 mol/L)如下表(已知硫酸的第一步电离是完全的)：（1）根据题意，请写出向硫酸溶液中滴加足量氢氧化钡溶液反应的离子反应方程式______ ______ ___。
（2）25℃时，0.1 mol/L 上述几种溶液中C(H +)由大到小的顺序是________________________(填序号，下同)。
（3）25℃时，将足量锌粉放入等体积pH ＝1的上述几种溶液中，产生H 2的体积(相同状况)由大到小的顺序是________________。
（4）25℃时，0.1 mol/L H 2SO 4中的HSO 4－的电离度小于0.1 mol/L NaHSO 4中HSO 4－的电离度的原因是：________________________________________________。
【参考答案】（1）H +＋HSO 4－＋Ba 2+＋2OH －＝BaSO 4↓＋2H 2O ；（2）①④②③；（3）③②①④； （4）硫酸的一次电离抑制了HSO 4－的电离。
5．（2015崇明二模21）下图为常温下用0.1000mol 1L -⋅ N aOH 溶液滴定20.00mL 0.1000mol 1L -⋅盐酸和20.00mL 0.1000mol 1L -⋅醋酸的曲线。
若以HA 表示酸，下列判断和说法正确的是（ ）A ．左图是滴定盐酸的曲线B ．E 点时溶液中离子浓度为c (Na +)=c (A -)C ．B 点时，反应消耗溶液体积：V (NaOH)＜V (HA)D ．当0mL ＜V (NaOH) ＜20.00mL 时，两溶液中各离子浓度大小顺序一定均为c(A -)＞c(Na +)＞c(H +)＞c(OH -)【参考答案】BC 。
·· ·pH12 87 4 aABCV (NaOH) / mL··pH128 74aDEV (NaOH) / mL化学式K i（25℃）（1）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。
（2）本质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+ 或OH-生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。
盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。
2．盐类水解的规律（1）是否水解规律：有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（2）水解程度规律：越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（3）溶液的酸碱性规律：谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。
3．影响水解平衡的因素：内因：盐的本性外因：符合勒夏特列原理（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。
（2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。
（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
以NH 4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH4++ H2O NH3·H2O + H+）条件平衡移动方向c(NH4+)n(NH4+)c(NH3·H2O)n(NH3·H2O)c(H+)n(H+)水解程度加热向右减小减小增大增大增大增大增大加水向右减小减小减小增大减小增大增大通入氨气向左增大增大增大增大减小减小减小加少量NH4Cl向右增大增大增大增大增大增大减小通入HCl向左增大增大减小减小增大增大减小加少量NaOH向右减小减小增大增大减小减小增大加少量Na2CO3向右减小减小增大增大减小减小增大加少量FeCl3向左增大增大减小减小增大增大减小加热至干二、水解的应用 水解的应用实例原理1．净水FeCl 3、KAl 2(SO 4)2·12H 2O 等可作净水剂Fe 3+、Al 3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用2．去油污 用热碱水冼油污物品 加热能促进纯碱Na 2CO 3水解，产生的[OH -]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好3．药品的保存 ①配制FeCl 3溶液时常加入少量盐酸在配制FeCl 3、AlCl 3、CuCl 2、SnCl 2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度 ②Na 2SiO 3、Na 2CO 3、NH 4F 等不能贮存在磨口玻璃塞的试剂瓶中因Na 2SiO 3、Na 2CO 3水解呈碱性，产生较多OH -；NH 4F 水解产生HF ，OH -、HF 均能腐蚀玻璃4．制备无水盐由MgCl 2·6H 2O 制备无水MgCl 2 在HCl 气流中加热 MgCl 2·6H 2O 受热水解生成碱式氯化镁或者氢氧化镁而不是生成氯化镁5．泡沫灭火器用Al 2(SO 4)3与NaHCO 3溶液混合NaHCO 3和Al 2(SO 4)3混合可发生双水解反应：2HCO 3—+Al 3+−−→Al(OH 3)↓+3CO 2↑ 6．化肥的使用 铵态氮肥 草木灰2NH 4++CO 32—−−→2NH 3↑+CO 2↑+H 2O 损失氮的肥效 Ca 2++2H 2PO 4—+2CO 32—−−→ CaHPO 4↓+2HCO 3—+HPO 42— 难溶物，不能被值物吸收7．判断加热浓缩或蒸干盐溶液能否得到同溶质固体AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+HCl -Q ①升温，平衡右移②升温，促成HCl 挥发，使水解完全AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+3HCl↑ ↓灼烧 Al 2O 3Al 2(SO 4)3+6H 2O 2Al(OH)3+3H 2SO 4 -Q ①升温，平衡右移②H 2SO 4难挥发，随c(H 2SO 4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al 2SO 4写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。
