电离及盐水解、离子浓度比较.doc

【本讲教育信息】
一. 教学内容：
溶液中离子浓度大小的判断

二. 教学目标
能用盐类水解的原理分析一些具体现象
能从电离和水解的角度进行溶液中离子浓度的大小比较
能从原子守恒、电荷守恒和物料守恒的角度判断溶液中离子浓度之间的关系

三. 教学重点、难点
溶液中离子浓度的大小比较以及从守恒的角度分析离子浓度之间的关系

四. 教学过程：
（一）盐类水解的应用：
盐类的水解是盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的H＋（OH－）作用生成相应的弱酸（或弱碱）的反应。利用盐类的水解原理，可判断溶液的酸碱性，可用于判断盐的存放和配制方法，可用来分析判断化肥的合理使用，蒸发某些盐溶液所得产物的分析判断，热的碱液的去污能力增强，泡沫灭火器的使用，金属的除锈，离子的共存等。盐类的水解，与我们的生活、生产息息相关。
说明：
1. 强酸弱碱盐水解显酸性，强碱弱酸盐水解显碱性。都弱都水解，谁强显谁性。
2. 由于某些盐溶液存放时易水解，因此保存时往往加入抑制其水解的酸（或碱）
等物质。如：保存FeCl3溶液时，向溶液中加入少量的盐酸，抑制Fe3＋的水解等。
3. 一些盐的制备：如：AlCl3(HCl)、FeCl3(HCl)在配制过程中往往要加入少量的相应的酸抑制盐的水解。有些盐会完全水解，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取(如：Al2S3、Mg3N2、CaC2)。
4. 蒸发某些盐溶液时，必须考虑水解因素的作用，如蒸发AlCl3、FeCl3溶液时，我们往往得不到固体AlCl3和FeCl3，而是相应的氧化物，主要是Al3＋、Fe3＋极易水解，而加热有利于Al3＋和Fe3＋水解的进行，同时水解生成的HCl易挥发，降低生成物浓度，促进水解正向进行，因此，在加热蒸发过程后只能得到氧化物，而得不到固体AlCl3和FeCl3。若想得到AlCl3和FeCl3固体，则必须抑制其水解，可在HCl气流中蒸发结晶。
5. 由于Al3＋、Fe3＋极易水解，水解产生的Al(OH)3、Fe(OH)3具有较大的表面积，有很强的吸附作用，因此，利用Al3＋和Fe3＋的这个性质，选择适当的铝盐和铁盐作净水剂。如：明矾净水：KAl(SO4)2·12H2O；KAl(SO4)2＝K＋＋Al3＋＋2SO42－；
Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
6. 油脂很难洗涤，但在碱性条件下可水解生成易溶于水的甘油和羧酸盐。因此，我们可利用热的纯碱溶液去除油渍。Na2CO3==2Na＋＋CO32－；
CO32－＋H2OHCO3－＋OH－；HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－
7. 某些金属表面产生少量的氧化物，现欲除去金属表面的氧化物，而又要尽可能减少金属的损耗，一般不是选择酸与氧化物反应，而是选择一些强酸弱碱盐，利用其水解产生的H＋与金属氧化物作用，除去金属表面的氧化物。如用NH4Cl溶液除锈等。
8. 合理使用化肥和改良土壤的化学措施。化肥使用过程中要注意化肥的酸碱性，如酸性化肥就不能施加到酸性土壤中，以免土壤酸化；碱性化肥也不能施加到碱性土壤中，以免土壤碱化。同时，酸性化肥不能与碱性化肥使用，以防肥效流失。如：草木灰不能
与铵态氮肥混合使用，因为：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋，水解产生的H＋和OH－，促进水解的进行，使NH3·H2O转化成氨气流失，减少肥效。
9. 泡沫灭火器钢筒中装有NaHCO3饱和溶液，玻璃瓶中装有Al2(SO4)3溶液，由于HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，水解产生的H＋和OH－，促进水解的进行，生成大量的CO2和Al(OH)3，阻止火势蔓延，达到灭火的目的。其水解方程式为：2Al3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Al(OH)3↓＋3CO2↑
10. 利用盐类的水解还可以除去某些盐溶液中所含有的杂质。如：CuCl2溶液中含有FeCl3，由于Fe3＋的水解能力（pH在4左右时就可以完全水解）远大于Cu2＋（pH在8附近时水解）因此，我们只需向溶液中加入少量的CuO（CuCO3、Cu(OH)2也可）中和溶液中的酸（H＋）降低溶液的酸性，就可以除去Fe3＋，而不引入新的杂质。
11. 利用盐类的水解还可以判断离子在溶液中能否共存，若能发生双水解反应的离子在溶液中不能大量共存。如：Fe3＋、Al3＋与CO32－、SO32－、S2－、HS－、AlO2－、HCO3－、SO32－、HSO3－等在溶液中不能大量共存。
盐类的水解的应用很多，在离子方程式的书写，物质的鉴别、推断，溶液中离子浓度的大小比较等方面都需要考虑盐类的水解。

（二）电解质水溶液中存在着离子和分子，它们之间存在着一些定量关系。也存在量的大小关系。
说明：
1. 大小关系：在电解质溶液中，由于电离和水解的关系，溶液中各离子的浓度大小并不完全相同，在分析溶液中各离子浓度的大小关系时，必须综合考虑电离和水解对离子浓度的影响。
①多元弱酸溶液，根据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。如：在 溶液中，
②多元酸正盐溶液，根据弱酸根分步水解分析。如：在Na2CO3溶液中Na+ > CO32- > OH- > HCO3- > H+
③多元弱酸的酸式盐溶液，必须综合考虑电离和水解的相对强弱。
④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因素。如比较NH4Cl和NH4Ac溶液中NH4＋的浓度大小关系，则必须考虑Ac－和Cl－对水解的影响，
Ac－促进NH4＋的水解，而Cl－对NH4＋的水解没有影响，因此，NH4Cl溶液中NH4＋的浓度大于NH4Ac溶液NH4＋的浓度。
⑤混合溶液中各离子浓度比较，要进行综合分析，要考虑电离、水解等因素。
2. 溶液中离子浓度的定量关系（即恒等式关系）：
①电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，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Na2CO3溶液中，阳离子有和 ，阴离子有，，，根据电荷守恒原理有：
；在Na2S溶液中根据电荷守恒原理有
②应用“物料守恒”方法分析。物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。
电解质溶液中某一组份的原始浓度（起始浓度）应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。如：晶体中，
则在溶液中：
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。
如：NH4Cl溶液——

【典型例题】
［例1］为了配制NH4＋的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入
A. 适量的HCl B. 适量的NaCl
C. 适量的氨水 D. 适量的NaOH
解析：
NH4Cl溶液 水解显酸性：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋，使NH4＋的浓度减小，从而使溶液中NH4＋的浓度与Cl－的浓度比小于1∶1。现欲使NH4＋的浓度与Cl－的浓度比为1∶1，则必须抑制NH4＋的水解（或增大NH4＋的浓度），但同时不能增加Cl－的浓度。因此，采取的措施可以是：加入适量的氨水或除NH4Cl外的其他铵盐，以补充NH4＋；也可以加入稀硫酸等除盐酸外的其他酸抑制水解。综上所述，本题的答案为C
答案： C

［例2］化合物SOCl2 是一种液态化合物，沸点为77℃，在盛有10mL水的锥形瓶中，小心地滴加8－10滴SOCl2，可观察到剧烈反应，液面上有白雾形成，并有带刺激性气味的气体逸出。该气体可使滴有品红试液的滤纸褪色，轻轻振荡锥形瓶，等白雾消失后，往溶液中加硝酸银溶液，有不溶于稀硝酸的白色凝乳状沉淀析出。
（1）根据上述实验，写出SOCl2和水反应的化学方程式： ；
（2）将AlCl3溶液蒸干灼烧得不到无水AlCl3，而SOCl2与AlCl3·6 H2O混合共热，可得到无水AlCl3，其原因是：
解析：
SOCl2与水反应后，产生可使品红试液褪色的气体，说明生成了SO2气体，同时，产生白雾，溶于水后产生不溶于稀硝酸的白色沉淀，说明生成了HCl气体。由此可得SOCl2的反应方程式为：SOCl2＋H2O＝2HCl＋SO2；
AlCl3溶液蒸发过程中，由于Al3＋的水解：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，加热有利于水解反应的进行，同时，加热也可使水解产生的HCl挥发，加速水解，甚至使水解完全。因此得不到无水AlCl3，而只能得到Al(OH)3，Al(OH)3受热分解成Al2O3。用SOCl2与AlCl3·6 H2O混合共热，由于SOCl2水解生成HCl气体，抑制了AlCl3的水解，同时又减少了水的量，因此可以得到无水AlCl3。
答案： SOCl2＋H2O＝2HCl＋SO2；SOCl2水解生成HCl气体，抑制了AlCl3的水解，同时又减少了水的量，因此可以得到无水AlCl3。

［例3］在溶液中存在的下列关系中不正确的是：
A.
B.
C.
D.
解析：
溶液中存在两个守恒关系
a. 电荷守恒，即 ………（1）
b. 物料守恒，即晶体中：；在溶液中S元素存在形式有三种： ， 及 ∴ ………………（2）
将（2）－（1）得 综上分析，关系正确的有A．C．D。
答案： B

［例4］将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是
A. c(HCN)＜c(CN－) B. c(Na＋)＞c(CN－)
C. c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1
解析：
HCN与NaOH混合，首先发生中和反应，根据中和反应物质的量之间的关系，可以判断出HCN过量，反应只消耗一半，则反应后的溶液为HCN和NaCN的混合溶液，浓度均为0.05mol/L；混合溶液显碱性，说明CN－的水解能力大于HCN的电离能力，优先考虑CN－的水解。存在的方程式有：
；；水解为主
。HCN原浓度为0.05mol/L，其电离程度小于水解程度
则有：c(HCN)=0.05－y＋x＞0.05；c(Na＋)＝0.05；c(CN－)＝0.05－x＋y＜0.05；
综上所述，可得：c(HCN) ＞c(Na＋) ＞c(CN－)，c(HCN)＋c(CN－)＝0.1。
C项中浓度之和等于c(OH－)，说明溶液显碱性，中和后的溶液若不水解，则c(HCN)＝c(CN－)。由于水解CN－产生了OH－，并且同时产生了HCN，所以水解平衡后，应有：c(HCN)－c(CN－)＝2c(OH－)所以C不正确。
本题的答案为BD
答案：BD

【模拟试题】（答题时间：40分钟）
1. 25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是
A. c(NH4+)=c(SO42－) B. c(NH4+)>c(SO42－)
C. c(NH4+)<c(SO42－) D. c(OH－)+c(SO42－)=c(H+)+c(NH4+)
2. 室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是
A. 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液
B. 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液
C. pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液
D. pH＝4的盐酸和pH＝l0的氨水
3.将0.2mol/L的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是
A. c(HCN)＜c(CN－) B. c(Na＋)＞ c(CN－)
C. c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D. c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol/L
4. 将0.2mol/L醋酸钾溶液与0.1mol/L盐酸等体积混合后，溶液中有关离子浓度的关系，正确的是
A. c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(CH3COOH)
B. c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)
C. c(CH3COO－)＞c(Cl－)=c(H+)＞c(CH3COOH)
D. c(CH3COO－)=c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)
5. 若pH＝3的酸溶液与pH＝11的碱溶液等体积混合后溶液呈碱性，其原因可能是
A. 生成了一种强碱弱酸盐 B. 强酸溶液和弱碱溶液反应
C. 弱酸溶液和强碱溶液反应 D. 一元强酸溶液和一元强碱溶液反应
6. 常温下在10mL pH=10的KOH溶液中，加入pH=4的一元酸HA溶液至pH刚好等于7(假设反应前后体积不变)，则对反应后溶液的叙述正确的是
A. c(A－)＝c(K+) B. c(H+)＝c(OH－) ＜c(K+)＜c(A+)
C. V(总)≥20mL D. V(总)≤20mL
7. 下列叙述正确的是
A. 0.1mol·L－1氨水中，c(OH-)=c(NH4+)
B. 10 mL 0.02mol·L－1HCl溶液与10 mL 0.02mol·L－1Ba(OH)2溶液充分混合,若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH=12
C. 在0.1mol·L－1CH3COONa溶液中，c(OH-)=c(CH3COOH)＋c(H+)
D. 0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2-)＋c(HA-)＋c(H2A)
8. 叠氮酸（HN3）与醋酸酸性相似，下列叙述中错误的是
A. HN3水溶液中微粒浓度大小顺序为：c(HN3)>c(H+)>c(N3¯)>c(OH¯)
B. HN3与NH3作用生成的叠氮酸铵是共价化合物
C. NaN3水溶液中离子浓度大小顺序为：c(Na+)>c(N3¯) >c(OH¯)>c(H+)
D. N3¯与CO2含电子数相等
9. 关于小苏打水溶液的表述正确的是
A. c (Na+)=c (HCO3-) + c (CO32-) + c (H2CO3)
B. c (Na+) + c (H+) = c (HCO3-) + c (CO32-) +c (OH-)
C. HCO3- 的电离程度大于HCO3-的水解程度
D. 存在的电离有：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-H+ + CO32- H2OH++OH-
10. 草酸是二元弱酸，草酸氧钾溶液呈酸性。在0.1mol·L-1 KHC2O4溶液中，下列关系正确的是
A. c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(C2O42-)
B. c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1 mol·L-1
C. c(C2O42-)>c(H2C2O4)
D. c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)
11. 下列混合溶液中，各离子浓度的大小顺序正确的是
A. 10mL0.1mol·L-1氨水与 10mL0.1mol·L-1 盐酸混合，c（Cl-）>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
B. 10mL0.1mol/LNH4Cl溶液与5mL0.2mol/LNaOH溶液混合(Na+)=c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
C. 10mL0.1mol/L醋酸溶液与5mL0.2mol/LNaOH溶液混合(Na+)=c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)
D. 10mL0.5mol·L-1CH3COONa溶液与6mL1mol·L-1盐酸混合，c(Cl-)c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
12. （1）等体积的下列溶液中，阳离子的总物质的量最大的是：①0.2mol/L的CuSO4溶液，②0.1mol/L的Na2CO3溶液，③0.2mol/L的KCl溶液，④0.1mol/L的Na2SO4溶液。_________
（2）浓度为0.100mol/L的下列各物质的溶液中，c(NH4+)由大到小的顺序是_
①NH4Cl ②NH4HSO4 ③ NH3·H2O ④CH3COONH4
13. （1）一种一元强酸HA溶液中加入一种碱MOH后，溶液呈中性，则A－与M+物质的量浓度的大小关系为：c(A－)___c(M+)。(填“＝”、“＜”、“＞”、“无法判断”等)
（2）等体积等浓度的MOH强碱溶液和HA弱酸溶液混合后，混合溶液中的各离子浓度的大小关系为：____________________
（3）在物质的量浓度均为0.01mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，测得c(Na+)＜c(CH3COO－)，则c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)____0.02mol/L(填“＝”、“＜”、“＞”等)，水溶液的酸碱性为_____(填“酸性”、“碱性”、“中性”、“无法判断”)
14. 已知①ZnCl2·xH2O易溶于水，且其水溶液呈酸性，②SOCl2极易与水发生下列反应：SOCl2＋H2O＝SO2＋2HCl。实验室制取无水氯化锌，是将ZnCl2·xH2O与SOCl2混合加热。
（1）写出混合加热时发生反应的化学方程式
（2）SOCl2的作用是______
【试题答案】
1. B 2. BD 3. BD 4. B 5. B 6. AD 7. BC 8. B 9. AD 10. CD
11. B
12. ① ②①④③
13. ＝ c(M+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+) ＝ 酸性
14. ZnCl2·xH2O+xSOCl2=ZnCl2＋xSO2↑+2xHCl↑
消耗水，产生SO2、HCl，抑制ZnCl2水解

【本讲教育信息】
一. 教学内容：
盐类的水解

二. 教学目标：
1、理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解
2、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
3、能正确书写盐类水解的离子方程式

三. 教学重点、难点：
　　盐类水解的实质及其影响因素；盐类水解方程式的书写和分析

四. 教学过程：
（一）盐类的水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
通式为：酸＋碱盐＋水
如：醋酸钠溶液

总的化学方程式：CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH；
总的离子方程式：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　
说明：①溶液中c（H＋）＜c（OH－），呈碱性；②生成弱电解质CH3COOH ，水的电离平衡被破坏，并向电离的方向移动，因而促进了水的电离。
再如氯化铵溶液中（分析方法同上）
总的化学方程式：NH4Cl＋H2O＝NH3·H2O＋HCl；
总的离子方程式：NH4＋＋H2O ＝NH3·H2O＋H＋。
说明：①溶液中c（H＋）＞c（OH－），呈酸性。
②生成弱电解质NH3·H2O，水的电离平衡被破坏，并向电离方向移动，因而促进了水的电离。
说明：
1、盐类水解反应可以看成是酸碱中和反应的逆反应，通式为：酸＋碱盐＋水。由于中和反应进行程度较大，因而水解反应进行程度较小，为可逆反应。中和反应为放热反应，因而盐类水解反应为吸热反应。
2、只有与H＋或OH－结合生成弱电解质的离子，如弱酸阴离子和弱碱阳离子，才能使水的电离平衡发生移动。
3、盐类水解规律——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。
具体分以下几种情况：
①强碱弱酸的正盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性；如：Na2CO3、NaAc等
②强酸弱碱的正盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性；如：NH4Cl、FeCl3、CuCl2等；
③强酸强碱的正盐，不发生水解；如：Na2SO4、NaCl、KNO3等；
④弱酸弱碱的正盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱，谁强显谁性；
⑤强酸的酸式盐只电离不水解，溶液显酸性，如：NaHSO4；而弱酸的酸式盐，既电离又水解，此时必须考虑其电离和水解程度的相对大小：若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4；若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
4、影响水解程度的因素：
主要因素是盐本身的性质，组成的盐的酸根对应的酸越弱（或阳离子对应的碱越弱），水解程度就越大，另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大；
②浓度：盐的浓度越小，水解程度越大，但溶液的酸碱性一般越弱；
③外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解，使盐的水解程度降低，但由于酸（或碱）的加入，使溶液的酸（碱性）增强。
④能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解。常见的含下列离子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应：阳离子：Fe3＋、Al3＋；阴离子：CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－、SO32－、HSO3－等。
⑤Fe3＋与S2－、HS－、SO32－、HSO3－等还原性离子发生氧化还原反应，而不是发生双水解反应。
⑥HCO3－与AlO2－在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于双水解反应，而是：HCO3－＋H2O＋AlO2－＝Al（OH）3↓＋CO32－。

（二）盐类的水解方程式和水解反应的离子方程式书写时的注意事项：
说明：
1、找出盐类组成中会发生水解的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子），直接写出盐类水解的离子方程式。
2、盐类的水解反应是中和反应的逆反应，中和反应的程度很大，水解反应的程度很小，故写盐类的水解反应方程式或离子方程式时，一般不写“＝”而写“”。
3、一般盐类水解的程度很小，水解产物也少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写盐类水解的离子方程式时一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成其分解产物的形式。
4、多元弱酸的盐中弱酸根离子分步水解，第一步比较容易发生，第二步比第一步难。水解时以第一步为主。多元弱酸的水解反应式应分步书写，而多元弱碱的水解反应不分步书写。
5、某些盐溶液在混合时，由于一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都能发生水解，水解后溶液的性质相反，它们在一起时就能相互促进对方的水解，使两种离子的水解趋于完全。称为双水解。如：铝盐和碳酸盐混合：2Al3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Al（OH）3↓＋3CO2↑。双水解反应中如果有复分解反应的条件（沉淀、气体、水等生成），则反应比较完全。书写时一般用“＝”，标“↑”或“↓”。
6、多元弱酸的酸式根离子既有水解倾向，又有电离倾向。以水解为主的，溶液显碱性，此时要写水解反应离子方程式；以电离为主的，溶液显酸性，此时要写电离过程的离子方程式。

【典型例题】
例1. pH＝4的醋酸和氯化铵溶液中，水的电离程度的关系前者与后者比较
A. 大于 B. 小于 C. 等于 D. 无法确定
解析：
在醋酸溶液中，由于醋酸电离出的［H＋］大于水电离出的［H＋］，所以醋酸会抑制水的电离，使水的电离程度小于纯水中水的电离程度。在氯化铵溶液中，由于氯化铵完全电离出的铵离子会与水电离出的OH－结合成弱电解质NH3·H2O，从而促进了水的电离，使水的电离程度大于纯水中水的电离程度，故前者小于后者。
答案：B

例2. 物质的量相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是
A. CaCl2 B. CH3COONa C. NH3 D. K2S
解析：
由于H2O的存在，四种溶液都存在H2O、H＋、OH－三种微粒。
CaCl2不水解，应存在Ca2＋、Cl－二种微粒；
CH3COONa电离产生CH3COO－、Na＋，CH3COO－水解产生CH3COOH分子，故溶液中存在有CH3COOH、CH3COO－、Na＋三种微粒；
NH3与H2O反应生成NH3·H2O，由于NH3·H2ONH4＋＋OH－，溶液中有NH3、NH3·H2O、NH4＋三种微粒；
K2S溶液中因电离产生K＋、S2－，S2－水解产生HS－，HS－继续水解产生H2S分子，所以溶液中有：K＋、S2－、HS－、H2S四种微粒。
故每种溶液中除H2O、H＋、OH－三种微粒外，K2S中还有四种微粒，种类最多。
答案：D

例3. 相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则对同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是　
A. 酸性：HCN>HClO
B. pH：HClO>HCN
C. 酸根离子浓度：c（CN－）<c（ClO－）
D. 与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
解析：
　　NaCN和NaClO都属于强碱弱酸盐，在水溶液中都可发生水解，根据“越弱越水解”的原则，水解程度越大，水解产生的OH－浓度越大，溶液的pH越大，则说明酸性越弱，从而得出酸性比较：HClO> HCN；则同浓度时，HClO电离产生的H＋浓度大于HCN，即酸根离子浓度：c（CN－）<c（ClO－），而H＋越大，pH越小，由此可得pH：HClO<HCN；而由于HCN和HClO的浓度和体积均相同，则两者的物质的量相同，与碱完全中和时消耗的碱的物质的量也相同。综上所述，本题的答案为C
答案：C

例4. 泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈现碱性的原因是_______________；灭火器内另一容器中装有Al2（SO4）3溶液，该溶液呈酸性的原因______________________。
当意外失火时，使泡沫灭火器倒过来即可使药液混合，喷出CO2和Al（OH）3，阻止火势蔓延，其相关的化学方程式为______________________________________。
解析：
NaHCO3溶液属于多元弱酸的酸式盐溶液，其水解程度大于电离程度，因此，主要体现水解的性质，水解显碱性：HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，生成的碱可与玻璃反应，因此放置时应保存在钢筒中，而不宜存放在玻璃瓶中，以免腐蚀玻璃；而Al2（SO4）3溶液属于强酸弱碱盐，水解显酸性：Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋，产生的酸可和铁作用，因此放置时只能保存在玻璃瓶中，而不宜存放在钢筒中，以免腐蚀钢筒。当两者混合后，NaHCO3水解产生的和Al2（SO4）3水解产生的发生反应，生成更难电离的H2O、CO2和Al（OH）3，从而使水解平衡正向移动，使水解几乎完全，产生大量的CO2和Al（OH）3，阻止火势蔓延，达到灭火的目的。其水解方程式为：2Al3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Al（OH）3↓＋3CO2↑
答案：溶液呈现碱性的原因是：HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－
溶液呈酸性的原因是：Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋
2Al3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Al（OH）3↓＋3CO2↑

【模拟试题】（答题时间：35分钟）
一、选择题。
1. 在蒸发皿中加热蒸干并灼烧（低于400℃）下列物质的溶液，可以得到该物质固体的是
A. 氯化铝 B. 碳酸氢钠 C. 硫酸镁 D. 高锰酸钾
2. 下列物质的稀溶液中，溶质的阴、阳离子个数之比为1∶2的是
A. Na2HPO4 B. NaHSO4
C. （NH4）2SO4 D. K2S
3. 物质的量相同的下列溶液中，含粒子种类最多的是
A. CaCl2 B. CH3COONa C. NH3 D. K2S
4. NH4Cl溶于重水（D2O）生成一水合氨分子和水合氢离子的化学式是
A. NH3·D2O和HD2O＋ B. NH3·HDO和D3O＋
C. NH2D·D2O和DH2O＋ D. NH2D·HDO和D3O＋
5. CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成稀溶液，pH为4.7，下列说法错误的是
A. CH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用
B.CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用
C.CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解
D.CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的电离
6. 在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，设由水电离产生的OH－离子浓度分别为Amol·L－1与Bmol·L－1，则A和B的关系为 　
A. A＞B B. A＝10－4B C. B＝10－4A D. A＝B
7. 下列离子，在水溶液中不发生水解的是 　
A. Ag＋ B. I－ C. F－ D. Cu2＋
8. 下列说法正确的是 （ ）
A. 水解反应是吸热反应 B. 升高温度可以抑制盐类的水解
C. 正盐水溶液pH均为7 D. 硫酸钠水溶液pH小于7
9. 关于盐类水解反应的说法正确的是　
A. 溶液呈中性的盐一定是强酸强碱生成的盐
B. 含有弱酸根离子的盐的水溶液一定呈碱性
C. 盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸、碱性的相对强弱
D. 同浓度的NH4Cl和NaCl pH之和大于14
10. 下列各组物质的浓度和体积相同，混合物pH大于7的是　
A. BaCl2、NaNO3、NH4Cl B. K2CO3、HCl、CaCl2
C. Na2CO3、HNO3、HCl D. K2S、KCl、HCl

二、填空题
11. 浓度均为0.1mol/L的8种溶液：①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba（OH）2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl其溶液的pH由小到大的顺序是 　　 　 。
12. 有盐AmBn的溶液
（1）若为强酸弱碱盐，则水解的离子方程式是
（2）若为弱酸强碱盐，则水解的离子方程式是
13. pH＝2的某酸HnA（A为酸根）与pH＝12的某碱B（OH）m等体积混合，恰好反应生成正盐，混合液pH＝8。
（1）反应生成的正盐的化学式为________。
（2）该盐中____ _离子一定能水解，其水解的离子方程式为__　　　　　　　　　　。
14. 在NH4Cl或AlCl3溶液中加入镁条会产生气泡，为什么？
15. 现有电解质溶液：①Na2CO3 ②NaHCO3 ③NaAlO2 ④CH3COONa ⑤NaOH
（1）当五种溶液的pH相同时，其物质的量浓度由大到小的顺序是__________（填编号，下同）
（2）将上述物质的量浓度均为0.1 mol/L 的五种溶液，稀释相同倍数时，其pH变化最大的是：　
（3）在上述五种电解质溶液中，分别加入AlCl3溶液，无气体产生的是______________
16. 一价离子组成的四种盐溶液AC、BD、AD、BC，浓度均为0.1mol/L，在室温下前两种溶液的pH＝7，第三种溶液的pH＞7，最后一种溶液的pH＜7。根据水解规律分析这四种盐中阴阳离子所对应的酸、碱的相对强弱是怎样的？

【试题答案】
1、C 2、B 3、D 4、B 5、B
6、B 7、B 8、A 9、C 10、BD
11、②①③⑧⑦⑥⑤④
12、An＋＋nH2OA（OH）n＋nH＋
Bm－＋H2OHB（m－1）－＋OH－
13、AmBn　　　　　Bm＋　　　　　　　　Bm＋＋mH2OB（OH）m＋mH＋　
14、NH4Cl或AlCl3溶液发生水解反应，溶液显酸性，而镁可以与酸反应产生氢气
15、（1）④②③①⑤
（2）⑤
（3）③④⑤
16、酸性由大到小：HC　　HD　　碱性由大到小：AOH　BOH

【本讲教育信息】
一. 教学内容：
水溶液中的离子平衡复习

二. 教学目标：
1、理解并能判断电解质、非电解质、强电解质和弱电解质
2、掌握弱电解质在水溶液中的电离平衡及影响因素，了解电离常数和酸碱电离理论
3、知道水的离子积常数和溶液的pH值与溶液酸碱性的关系，能进行有关溶液pH的计算
4、理解盐类的水解原理，正确书写盐类水解反应的方程式，掌握盐类水解在生产、生活中的应用
5、能利用溶解平衡原理解释沉淀的生成、转化和溶解过程，用离子积和溶度积分析沉淀的生成与转化，并能进行简单计算

三. 教学过程：
（一）溶液中的离子平衡：
1、弱电解质的电离：　
（1）物质的分类：

（2）弱电解质的电离：
弱电解质在水溶液中不能完全电离，在一定条件下达到电离平衡状态。弱电解质的电离平衡和化学平衡一样，属于动态平衡。其中弱电解质本身的性质是决定弱电解质电离平衡的决定因素，同时，弱电解质的电离平衡还受浓度、温度、同离子效应和化学反应等的影响。在同一条件下的弱电解质达到平衡状态时，电离常数和电离程度都可以反映弱电解质的相对强弱。一般情况下，电离常数和电离程度越大，弱电解质越强。
（3）水的电离和溶液的酸碱性：
a、水是一种极弱的电解质，水的电离平衡：H2OH＋＋OH－。水的离子积：
KW＝[H＋]·[OH－]。在25℃时， [H＋]＝[OH－]＝10－7 mol/L；KW＝[H＋]·[OH－]＝10－14
b、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱
c、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离
d、溶液的酸碱性和pH：pH＝－lg[H＋]
混合液的pH值计算方法公式：强调“酸按酸，碱按碱”进行计算
强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）
[H＋]混＝（[H＋]1V1＋[H＋]2V2）/（V1＋V2）
强碱与强碱的混合：（先求[OH－]混：将两种酸中的OH－离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接计算[H＋]混）
强酸与强碱的混合：（先据H＋＋OH－＝＝H2O计算余下的H＋或OH－，①H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求[H＋]混；OH－有余，则用余下的OH－数除以溶液总体积求[OH－]混，再求其它）
e、稀释过程溶液pH值的变化规律：
强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n ；弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n（但始终不能大于或等于7）
强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n；弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）
不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7
稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
（4）盐类的水解：
a、盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的氢离子（或氢氧根离子）作用生成弱电解质的反应。盐类水解的特点（1）可逆（2）程度小（3）吸热。盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，