離子濃度大小的比較專題

1、高考必備化學知識得分點高考必備化學知識得分點離子濃度大小的比較專題離子濃度大小的比較專題電解質溶液中離子濃度大小比較問題，是歷年高考的熱點之一決定離子濃度大小的因素很多，諸如物質的量、電離程度、鹽類水解、物質之間的反應等要正確解題必須熟練掌握平衡知識，如電離平衡、水解平衡等；另外還要有守恒意識，如電荷守恒、物料守恒、質子守恒等。如何高效地解答此類問題，建議采取如下學習策略 一、理清一條思路，掌握分析方法一、理清一條思路，掌握分析方法 2、要養(yǎng)成認真、細致、嚴謹?shù)慕忸}習慣，在形成正確解題思路的基礎上學會常規(guī)分析方法，例如：關鍵性離子定位法、守恒判斷法、淘汰法、整體思維法等。二、熟悉二大理論，構建

2、思維基點二、熟悉二大理論，構建思維基點1、電離（即電離理論）、電離（即電離理論）弱電解質的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，例如NH3H2O 溶液中微粒濃度大小關系?！痉治觥坑捎谠?NH3H2O 溶液中存在下列電離平衡：NH3H2O NH4+OH-，H2O H+OH-，所以溶液中微粒濃度關系為：c(NH3H2O)c(OH-)c(NH4+)c(H+)。多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離。例如 H2S 溶液中微粒濃度大小關系?！痉治觥坑捎?H2S 溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2O H+OH-，所以溶液中微粒濃度關系為：c(

3、H2S )c(H+)c(HS-)c(OH-)。補充補充 電離平衡電離平衡知識梳理知識梳理【補充知識補充知識 1】1】物質的分類物質的分類 化合物分為氧化物，酸，堿，鹽；氧化物分為酸性氧化物和堿性氧化物等。知識點知識點 1 1：酸：酸：電離時生成的陽離子離子只有 H+的化合物。 強酸(6種)：HCl ；H2SO4 ；HNO3 HClO4(最強酸最強酸)； HBr ；HI酸 弱酸：H2CO3 ；H2SO3 ；H3PO4 ；CH3COOH ； H2S；HClO 知識點知識點 2 2：堿：堿：電離時生成的陰離子只有 OH-的化合物。附：酸性和堿性強弱的判斷依據(jù)附：酸性和堿性強弱的判斷依據(jù)元素非金屬性越

4、強，其最高價氧化物對應水化物（最高價含氧酸）的酸性越強即活潑非金屬如Cl；S；N 對應的最高價含氧酸 HClO4；H2SO4；HNO3為強酸較不活潑非金屬如C；Si；P 對應的最高價含氧酸H2CO3 ；H2 SiO3 ；H3PO4為弱酸注：同種非金屬元素對應的含氧酸，非金屬元素的化合價越高，酸性越強。如H2SO4強酸，而亞硫酸 H2SO3為弱酸；高氯酸HClO4(最強酸最強酸)，而次氯酸HClO(極弱酸極弱酸)。因此比較含氧酸酸性強弱，必須同為最高價含氧酸才能比較。元素金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物（氫氧化物）的堿性越強即活潑金屬如K；Na；Ca對應的氫氧化物KOH ；NaOH； Ca(

5、OH)2為強堿較不活潑金屬如 Fe；Cu對應的氫氧化物 Fe(OH)3 ； Cu(OH)2為弱堿注：水化物即與水發(fā)生化合反應得到的產(chǎn)物，一般金屬氧化物的水化物為堿（氫氧化物）如 CaO + H2O = Ca(OH)2；一般非金屬氧化物的水化物為含氧酸如 CO2 + H2O = H2CO3；特殊的如 Al (OH)3 兩性知識點知識點 3 3 ：鹽：鹽： 電離時生成的陽離子是金屬離子或（NH4） ，陰離子是酸根離子的化合物。正鹽：NaCl ；CaCO3 ；BaSO4 ；Na2CO3 ；CuSO4鹽 酸式鹽：NaHCO3 ；NaHSO4 ；NaHS ； NaH2PO4堿式鹽：Cu2(OH)2CO3

6、 含氧酸鹽：CaCO3 ； BaSO4 ； Ba(NO3)2 ； NaHCO3 鹽 無氧酸鹽：NaCl ； K2S ；KI注：酸注：酸+堿堿鹽鹽+水水 舉例舉例 ： H2SO4NaOH =_（物質的量（物質的量 1：2）金屬單質金屬單質+非金屬單質非金屬單質鹽鹽 舉例舉例 ： NaCl2 = _常溫下化合：酸性氧化物常溫下化合：酸性氧化物+堿性氧化物堿性氧化物鹽鹽 舉例舉例 ：CO2+ CaO = _加熱時分解：鹽加熱時分解：鹽酸性氧化物酸性氧化物+堿性氧化物堿性氧化物 舉例舉例 ：CaCO3 =_ 強堿(4種)： KOH ；NaOH； Ca(OH)2 ； Ba(OH)2 堿 弱堿：Mg(OH

7、)2 ；Fe(OH)3 ；Cu(OH)2 ；NH3.H2O 可溶性堿： KOH ；NaOH； Ba(OH)2 ；Ca(OH)2 ；NH3.H2O 堿 不溶性堿：Mg(OH)2 ；Fe(OH)3 ； Cu(OH)2 含氧酸：H2SO4 ； HNO3 ； H2CO3 ； H2SO3 ； H3PO4 ； CH3COOH酸無氧酸：HCl ； H2S； HBr ；HI一元酸：HNO3 ；CH3COOH；HCl 酸 二元酸：H2SO4 ；H2CO3 ； H2SO3 ；H2S 三元酸：H3PO4補充：補充：正鹽是酸和堿完全中和的產(chǎn)物。在酸跟堿完全中和生成的鹽中，不會有酸中的氫離子，也不會有堿中的氫氧根離子，

8、只有金屬陽離子（或銨根）和酸根離子。酸式鹽是鹽類的一種，由陽離子和多元酸的不完全電離酸式酸根陰離子組成，電離時生成的陽離子除金屬離子（或銨根）外還有氫離子，由于陰離子中含有在水中可電離的氫原子，因此被稱作“酸式”鹽。一元酸不能形成酸式鹽，必須是過量的二元及多元酸與堿發(fā)生二元及多元酸與堿發(fā)生不完全的中和反應才能生成酸式鹽，或者是（正）鹽與其對應的二元及多元酸發(fā)生反應生不完全的中和反應才能生成酸式鹽，或者是（正）鹽與其對應的二元及多元酸發(fā)生反應生成酸式鹽。成酸式鹽。強酸的酸式鹽盡管是鹽，但可做強酸用，其水溶液具有酸的通性，如 NaHSO4要注意的是，酸式鹽在以離子晶體形式存在時，陰離子并不電離出氫

9、離子，氫離子是酸式酸根離子的一部分。在熔融狀態(tài)下，酸根離子也不電離。 （酸在熔融狀態(tài)下不電離，只在水溶液中電離）（二元及以上）酸（過量）（二元及以上）酸（過量）+堿堿.酸式鹽酸式鹽+水水 舉例舉例 ：H2SO4NaOH =_（物質的量（物質的量 1：1）酸式鹽酸式鹽+堿堿.（正）鹽（正）鹽+水水 舉例舉例 ：NaHCO3NaOH _（正）鹽（正）鹽+酸（二元及以上）酸（二元及以上）酸式鹽酸式鹽 舉例舉例 ：Na2CO3CO2H2O= _酸式鹽酸式鹽.（正）鹽（正）鹽+酸酸 舉例舉例 ：NaHCO3 _堿式鹽是指電離時生成的陰離子除酸根離子外還有氫氧根離子，陽離子為金屬離子的鹽。其來源是酸跟堿反

10、應時,堿中的氫氧根離子部分被中和,生成的鹽為堿式鹽.一元堿不能形成堿式鹽,二元堿或多元堿才有可能形成堿式鹽。中學最常見的為堿式碳酸銅 Cu2(OH)2CO3（俗稱銅綠）知識點知識點 4 4 ：氧化物：由兩種元素組成，其中一種是氧元素的化合物 酸性氧化物：能和堿反應生成鹽和水的氧化物，一般為非金屬元素的氧化物非金屬非金屬+氧氣氧氣酸性氧化物（非金屬氧化物）酸性氧化物（非金屬氧化物）舉例舉例 ：C+O2 _酸性氧化物酸性氧化物+堿堿鹽鹽+水水例：CO2+NaOH = SO2+NaOH = 常溫下化合：（某些）酸性氧化物常溫下化合：（某些）酸性氧化物+水水（含氧）酸（含氧）酸 (水化物水化物)，如：

11、如：CO2+ H2O = SO2+ H2O = 反之，加熱時分解：（含氧）酸反之，加熱時分解：（含氧）酸酸性氧化物（酸性氧化物（酸酐）+水水 如：如：H2CO3 = ；H2SiO3 = 注：酸酐，為含氧酸加熱完全失水的產(chǎn)物，一般為酸性氧化物。酸性氧化物。酸酐中的非金屬元素化合價必須與對應的含氧酸中的非金屬元素化合價完全相同（如 NO2溶于水后與水反應3NO2+H2O=2HNO3+NO，但是 NO2（）與 HNO3（）中 N 元素化合價不相同，而且4N5NNO2溶于水后與水反應也不是簡單的化合反應，而是發(fā)生了復雜的自身氧化還原反應，所以 NO2不是 HNO3的酸酐，N2O5（）才是 HNO3的酸

12、酐） ，一些酸酐能夠與水發(fā)生化合5N反應生成原來對應的含氧酸（如 SO3+ H2O = H2SO4） ；酸酐可以是同一元素相同化合價的一種或者幾種含氧酸的共同酸酐。如H2SiO4（原硅酸） 和H2SiO3共同酸酐均為SiO2，原硅酸不穩(wěn)定，在放置過程部分失水分解為硅酸H2SiO4 = H2SiO3+ H2O，若加熱，則H2SiO3進一步分解，完全失水生成 SiO2（硅（硅酸酐，簡稱硅硅酐）H2SiO3 = SiO2+ H2O 堿性氧化物：能和酸反應生成鹽和水的氧化物，一般為金屬元素的氧化物金屬金屬+氧氣氧氣堿性氧化物（金屬氧化物）堿性氧化物（金屬氧化物）舉例舉例 ：Mg +O2 _堿性氧化物堿

13、性氧化物+酸酸鹽鹽+水水例：CaO+HCl = CuO+HCl = 常溫下化合：（某些）堿性氧化物常溫下化合：（某些）堿性氧化物+水水堿堿(水化物水化物)如：如：CaO + H2O = Na2O + H2O = 反之，加熱時分解：（不溶性）堿反之，加熱時分解：（不溶性）堿堿性氧化物堿性氧化物+水水如：如：Cu(OH)2 = Fe(OH)3= 兩性氧化物：既能和（強）酸酸反應生成鹽和水的氧化物，又能和（強）堿堿反應生成鹽和水的氧化物。最典型的兩性氧化物是 Al2O3 例：Al2O3+HCl = Al2O3+NaOH = 注：兩性是指既具有酸性，又具有堿性，但其酸性和堿性均很弱，即只能與強酸強堿反

14、應.Al2O3 與酸堿反應時，弱酸弱堿是不能把 Al2O3溶解的，如不能溶于醋酸氨水這類弱酸弱堿，不成鹽氧化物（中性）如不成鹽氧化物（中性）如 CO,NO.CO,NO. 指既不具有酸性，又不具有堿性，即不能與酸和堿反應。指既不具有酸性，又不具有堿性，即不能與酸和堿反應。此類此類氧化物氧化物一般不溶于水，也不與水反應生成相應的水化物。一般不溶于水，也不與水反應生成相應的水化物?！狙a充知識補充知識 2】2】電解質與非電解質的判斷電解質與非電解質的判斷 （1）無論是電解質還是非電解質，研究的對象都是化合物 ，不包括單質 （金屬單質和非金屬 單質 ） 和 混合物 （主要是溶液） 。不是電解質的物質，不

15、一定就是非電解質，如單質和混合物 既不是電解質，也不是是非電解質。 溶液一般的描述方法：符號（溶液一般的描述方法：符號（aq） ；俗稱（；俗稱（X 水水 如氯水）如氯水） ；濃度方面（濃；?。粷舛确矫妫?；??；X% ; X mol/L）常見易混淆的溶液常見易混淆的溶液如鹽酸不等同于如鹽酸不等同于氯化氫氯化氫（HCl） 。鹽酸為氫氯酸的俗名，。鹽酸為氫氯酸的俗名，是是氯化氫氯化氫（HCl）氣體的）氣體的水溶液水溶液。鹽酸最濃一般質量分數(shù)為。鹽酸最濃一般質量分數(shù)為 37%（混合物）（混合物） ，氯化氫氯化氫（HCl）氣體為）氣體為化合物（純凈物）化合物（純凈物） ，嚴格來說，嚴格來說鹽酸不屬于鹽酸

16、不屬于電解質（也電解質（也不屬于非不屬于非電解質）電解質） ，只能說，只能說 HCl 屬于屬于電電解質，只是平時習慣上將解質，只是平時習慣上將鹽酸口頭上稱為鹽酸口頭上稱為電解質，并不科學，書寫的時候應當寫電解質，并不科學，書寫的時候應當寫 HCl。氨水不等同于不等同于 NH3H2O（一水合氨） ，氨水是 NH3的的水溶液水溶液，氨水最濃一般質量分數(shù)為最濃一般質量分數(shù)為28%（混合物）（混合物） ，氨水成分復雜, NH3溶于水溶于水。大部分 NH3與水反應生成 NH3H2O，所以氨水主要成分為 NH3H2O，但電解質是 NH3H2O，NH3是非電解質，氨水（混合物）嚴格來說（混合物）嚴格來說不屬

17、于不屬于電解質（也電解質（也不屬于非不屬于非電解質）電解質） （2）電解質的導電條件是水溶液或熔融狀態(tài)，兩個條件具備一個即可。 SO2、NH3等化合物不能稱其為電解質。電解質是化合物自身在水溶液中電離出離子而使得溶液導電，像 SO2、NH3，兩水溶液能夠導電，但不能說二氧化硫、氨氣是電解質，因為導電的離子不是它們電離出來的，而是由它們與水作用分別生成 、 兩種電解質所致,所以只能說 、 是電解質、而 SO2、NH3卻不能稱為電解質，但SO2、NH3是化合物，在其熔融狀態(tài)(即液態(tài))，純凈的液氨不能導電，因此可以把SO2、NH3視為非非電解質。同理，復雜一點的如某些物質如電解質。同理，復雜一點的如

18、某些物質如 Na， ，、 Na2O 、Na2O2 、Cl2，、SO3溶于水與水發(fā)生反應所得溶液導電的，其生成物如溶于水與水發(fā)生反應所得溶液導電的，其生成物如NaOH， ，、，Cl2+H2O=HCl+HClO，、SO3+ H2O =H2SO4，這類這類屬于電解質。但屬于電解質。但 SO3屬于共屬于共價化合物，熔化狀態(tài)價化合物，熔化狀態(tài)(即液態(tài)即液態(tài))不能導電，因此屬于非電解質，不能導電，因此屬于非電解質， Cl2、Na 是單質，既不屬于是單質，既不屬于電解質，也不屬于非電解質，電解質，也不屬于非電解質，Na2O、Na2O2為金屬（過）氧化物，屬于離子化合物，熔化為金屬（過）氧化物，屬于離子化合物

19、，熔化狀態(tài)能夠導電，是電解質。狀態(tài)能夠導電，是電解質。Na2O、Al2O3等化合物為電解質。因為在熔融狀態(tài)時，它們能電離出自由移動的離子。電解質的強弱與其溶解性無關。某些鹽如 、 等雖難溶于水，但溶于水的部分卻是完全電離，所以它們是強電解質。相反，能溶于水的鹽未必都是強電解質，如 HgClHgCl2 2、(CH(CH3 3COO)COO)2 2PbPb、FeFe（SCNSCN）3 3等盡管能溶于水，但溶解時只有部分電離，故這些極少數(shù)鹽是弱電解質。電解質的強弱與溶液導電性沒有必然聯(lián)系。導電性強弱與溶液中 大小有關，如果某強電解質溶液濃度小，那么它的導電性可以很弱，而某弱電解質雖然電離程度小，但如

20、果 較大時，該溶液的導電能力也可以較強。因此，強電解質溶液的導電能力不一定強，弱電解質溶液的導電能力也不一定弱要區(qū)分電解質溶液與電解質之間的異同。能夠導電的物質不一定都是電解質，電解質也不一定在任何狀態(tài)下都能導電。如金屬單質（包括固態(tài)和液態(tài)），石墨，電解質溶液，熔融狀態(tài)的鹽，強堿及金屬氧化物（離子化合物），以上物質均能導電。其中在固態(tài)時能導電的物質只有金屬單質和非金屬單質中唯一能夠導電的石墨；在液態(tài)（熔融狀態(tài)）時能導電的物質有金屬單質和熔融狀態(tài)的鹽，強堿及金屬氧化物（離子化合物）；在水溶液中能導電的物質是電解質溶液（包括離子化合物的可溶性鹽和可溶性堿，共價化合物的酸，而且酸只能在水溶液中導電，

21、在液態(tài)（熔融狀態(tài)）時不導電）【補充知識補充知識 3】3】強電解質、弱電解質的判斷強電解質、弱電解質的判斷電解質強、弱與其結構的一般規(guī)律電解質強、弱與其結構的一般規(guī)律強電解質弱電解質電離程度完全部分電離平衡不、不可逆有、可能過程表示溶液中存在的微粒（水分子不計）=只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質分子即有電離出的陰、陽離子（少部分） ，又有電解質分子（大部分） 。電離方程式H2SO4=2H+SO42CaCl2=Ca2+2ClNH3H2O NH4+OHH2S H+HS，HS H+S2實例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽） ；強酸：H2SO4、HCl、HClO4等；強堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等

22、。具體分類：強電解質包括強酸（強電解質包括強酸（HCl，H2SO4，HNO3 ） ，強堿（，強堿（NaOH，KOH，Ba(OH)2）大部分鹽（包括銨鹽大部分鹽（包括銨鹽 NH4Cl，酸式鹽，酸式鹽 NaHSO4，而且與鹽的水溶性無關），而且與鹽的水溶性無關） ，弱電解質包括，弱電解質包括弱酸，弱堿，水。排除三大強酸強堿后的所有酸堿一般可以認為均為弱的，比如常見的弱弱酸，弱堿，水。排除三大強酸強堿后的所有酸堿一般可以認為均為弱的，比如常見的弱酸如醋酸酸如醋酸 CH3COOH，常見的弱堿為，常見的弱堿為 NH3H2O。注：注：Ca(OH)2 為微溶性強堿，澄清石灰為微溶性強堿，澄清石灰水為其飽和水

23、溶液；水為其飽和水溶液；HClO4為最強酸；為最強酸；HXHX（鹵化氫）中的（鹵化氫）中的 HBr 和和 HI 是比是比 HCl 更強的強更強的強酸，但酸，但 HF 為弱酸。此外中強酸如為弱酸。此外中強酸如 H3PO4 中強堿如中強堿如 Mg(OH)2一般可以視為弱酸弱堿。一般可以視為弱酸弱堿。注意：多元強酸電離一步完成且完全如 HnA=n H+An而多元弱酸的電離是分步進行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三步電離比第二步電離更困難，但每步電離都存在相應的電離平衡，因此應分步書寫電離方程式。例如磷酸的電離方程式應寫三步：H3PO4 H+H2PO4， H2PO4 H+HPO42 HPO42

24、H+PO43，不能合并成 H3PO4 3H+PO43。由于磷酸溶液中的H+主要由第一步電離決定，因此磷酸的電離方程式有時也可只寫第一步。對 HnA 弱酸而言，電離方程式可只考慮：HnA H+Hn-1A想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？提示：多元弱酸上一步電離產(chǎn)生的較高濃度的提示：多元弱酸上一步電離產(chǎn)生的較高濃度的 H+作為下一步電離的生成物，相當于增大了作為下一步電離的生成物，相當于增大了生成物濃度，使平衡向逆反應方向進行，從而會抑制電離生成物濃度，使平衡向逆反應方向進行，從而會抑制電離?！狙a充知識補充知識 4】4】電離方程式1.電離：電解質溶于水或熔融

25、狀態(tài)時，離解成自由移動的離子的過程叫做電離。2 電離方程式：用化學式和離子符號表示電離過程的式子3 電離方程式書寫的注意事項：（1）遵循原子守恒定律和電荷守恒定律（2）要正確書寫 電離出的陽離子、陰離子 符號。注意區(qū)分 離子符號和化合價的書寫。（3）酸堿鹽電離出的陰、陽離子的個數(shù)應與其化學式中相應原子或原子團的個數(shù)相同，電離出的離子所帶的電荷數(shù)應與該元素或原子團的化合價數(shù)值相等（4）強電解質的電離是完全電離，用“=”表示，弱電解質的電離是部分電離，用“”表示。多多元元弱弱酸酸分分步步電電離離，以以第第一一步步為為主主， 只寫第一步只寫第一步（多元弱酸的電離是分步進行的，每一步電離分別用一個電離

26、方程式表示，不能連等，也不能合并寫總式，因各 步的電離程度 不同，不能簡單相加抵消中間產(chǎn)物。 多元弱酸分步電離呈現(xiàn)大幅下降的趨勢， 一般第一步 電離程度最大，遠遠大于第二步，越往后 電離程度越小，可以忽略不計，因此一般只寫第一步 電離方程式即可）； 多多元元弱弱堿堿一一步步電電離離（多元堿實質上也是分步電離的，但由于中間過程復雜， 高中階段可寫成一步 總式即可）。強酸的酸式鹽一步電離。 弱酸的酸式鹽分步電離，第一步不可逆，以后步步可逆例如：HCl = H+ + Cl- CH3COOH CH3COO-+H+ 特殊物質：特殊物質：NaHCONaHCO3 3 = = NaNa+ + + + HCOH

27、CO3 3- - ( ( 強中有弱強中有弱) )NaHSONaHSO4 4 = = NaNa+ + + + H H+ + + + SOSO4 42-2-( (水溶液中水溶液中) ) NaHSONaHSO4 4 = = NaNa+ + + + HSOHSO4 4- -（熔融態(tài)）（熔融態(tài)）注：含離子鍵的化合物（注：含離子鍵的化合物（(離子化合物主要包括活潑金屬氧化物，強堿，鹽離子化合物主要包括活潑金屬氧化物，強堿，鹽)在水溶液和在水溶液和熔融狀態(tài)均能完全熔融狀態(tài)均能完全電電離離，但但活潑金屬氧化物在水中一般會與水發(fā)生反應生成對應的水化活潑金屬氧化物在水中一般會與水發(fā)生反應生成對應的水化物即氫氧化物

28、強堿，水溶液中不存在獨立的物即氫氧化物強堿，水溶液中不存在獨立的 O2，因此活潑金屬氧化物屬于強電解質，因此活潑金屬氧化物屬于強電解質，但是一般只在熔融狀態(tài)完全但是一般只在熔融狀態(tài)完全電電離離；如如 CaO， Na2O，還包括金屬過氧化物，還包括金屬過氧化物 Na2O2某某些些含含極極性性 共價鍵的化合物（主要包括非金屬氧化物，氣態(tài)氫化物，含氧酸）只能在水共價鍵的化合物（主要包括非金屬氧化物，氣態(tài)氫化物，含氧酸）只能在水溶液中部分或者完全溶液中部分或者完全電電離離，在在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能電電離離，但但非金屬氧化物在水中非金屬氧化物在水中一般會與水發(fā)生反應生成對應的水化

29、物即含氧酸，由生成的含氧酸發(fā)生一般會與水發(fā)生反應生成對應的水化物即含氧酸，由生成的含氧酸發(fā)生電電離離，由由于于非金非金屬氧化物本身在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能屬氧化物本身在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能電電離離，因因此此非金屬氧化物屬于非電解質，如非金屬氧化物屬于非電解質，如CO2。SO2.SO3溶于水與水發(fā)生反應所得溶液導電的，其生成物（水化物）如溶于水與水發(fā)生反應所得溶液導電的，其生成物（水化物）如H2CO3，H2SO4這類這類屬于電解質，但屬于電解質，但CO2。SO2.SO3屬于非電解質屬于非電解質, 還包括還包括NH3 NH3+H2O NH3H2O NH4+OH-2、水解（即水解理論）、水解（即水

30、解理論）弱離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，故水解后酸性溶液中C（H）或堿性溶液中 C(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質溶液的濃度。如 NH4Cl 溶液中：C（Cl）C（NH4）C（H）C（NH3H2O）一般來說“誰弱誰水解，誰強顯誰性”，如水解呈酸性的溶液中 c(H+)c(OH-)，水解呈堿性的溶液中 c(OH-)c(H+)；多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主。例如 Na2CO3溶液中微粒濃度關系?！痉治觥恳蛱妓徕c溶液水解平衡為：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒濃度的關系為：c(CO3

31、2-)c(HCO3-)c(OH-)。 補充補充 鹽類的水解鹽類的水解知識梳理知識梳理注：水解可以理解為鹽類與水發(fā)生復分解反應，可拆分為注：水解可以理解為鹽類與水發(fā)生復分解反應，可拆分為 3 3 步，步，第一步即鹽類的電離生成陰陽離子（與鹽類是否溶于水無關）第一步即鹽類的電離生成陰陽離子（與鹽類是否溶于水無關） ，水可視為電離生成，水可視為電離生成 H+ OH-；第二步即鹽類的電離生成陰陽離子與水電離生成第二步即鹽類的電離生成陰陽離子與水電離生成 H+ OH-發(fā)生離子交換（按照電荷的同性相斥，異性相吸原理，即鹽類的電離生成的陽離子水電離生成鹽類的電離生成的陽離子水電離生成 OH-發(fā)生離子重組，鹽

32、類的電鹽類的電離生成的陰離子水電離生成離生成的陰離子水電離生成 H+發(fā)生離子重組） ；第三步即鹽類的電離生成陰陽離子與水電離生成第三步即鹽類的電離生成陰陽離子與水電離生成 H+ OH-發(fā)生重新組合（重組能否成功可以參照離子反應發(fā)生條件：復分解型： 、水弱電解質（弱酸，弱堿） （三者滿足其一即可）（一）水解規(guī)律（一）水解規(guī)律簡述為：有弱才水解，無弱不水解簡述為：有弱才水解，無弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解越弱越水解，弱弱都水解 誰強顯誰性，等強顯中性誰強顯誰性，等強顯中性 具體為：具體為： 1 1正鹽溶液正鹽溶液 強酸弱堿鹽呈酸性強酸弱堿鹽呈酸性強堿弱酸鹽呈堿性強堿弱酸鹽呈堿性強酸強堿鹽呈中性

33、強酸強堿鹽呈中性弱酸弱堿鹽不一定弱酸弱堿鹽不一定2 2酸式鹽酸式鹽若只有電離而無水解，則呈酸性（強酸的酸式鹽的只完全電離，不水解，溶液呈強酸性，若只有電離而無水解，則呈酸性（強酸的酸式鹽的只完全電離，不水解，溶液呈強酸性，其水溶液相當于一元強酸。高中主要為硫酸氫鹽如其水溶液相當于一元強酸。高中主要為硫酸氫鹽如 NaHSONaHSO4 4）若既有電離又有水解，取決于兩者相對大小，若既有電離又有水解，取決于兩者相對大小， （強堿弱酸的酸式鹽的電離和水解）（強堿弱酸的酸式鹽的電離和水解）電離程度水解程度，呈酸性電離程度水解程度，呈酸性電離程度水解程度，呈堿性電離程度水解程度，呈堿性常見酸式鹽溶液的酸

34、堿性常見酸式鹽溶液的酸堿性堿性：堿性：NaHCONaHCO3 3、NaHSNaHS、NaNa2 2HPOHPO4 4、NaHS.(NaHS.(一般為極弱酸的酸式鹽或者磷酸第三步電離一般為極弱酸的酸式鹽或者磷酸第三步電離) )酸性：酸性：NaHSONaHSO3 3、NaHNaH2 2POPO4 4、NaHSONaHSO4 4( (一般為相對較強的弱酸的酸式鹽或者磷酸第二步電離一般為相對較強的弱酸的酸式鹽或者磷酸第二步電離) )（二）影響水解的因素內因：鹽的本性.外因：濃度、溫度、溶液堿性的變化（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.（水視為反應物）（2）濃度不變，溫度越高，水解程度 越大.（水解

35、為吸熱反應）（3）改變溶液的 pH 值，可抑制或促進水解。 （同離子效應）（三）鹽類水解方程式的書寫規(guī)律（1 1）鹽類水解的程度一般遠小于其逆過程）鹽類水解的程度一般遠小于其逆過程中和反應，所以水解反應用可逆符號表示，中和反應，所以水解反應用可逆符號表示，因生成的產(chǎn)物少，濃度極稀，因此生成物一般不標因生成的產(chǎn)物少，濃度極稀，因此生成物一般不標“”或或“”，也不將生成物如，也不將生成物如H H2 2COCO3 3、NHNH3 3H H2 2O O 等寫成其分解產(chǎn)物的形式；（注：氫氧化鐵膠體的制備是特殊情況下的水等寫成其分解產(chǎn)物的形式；（注：氫氧化鐵膠體的制備是特殊情況下的水解，外部條件有利于水解

36、趨向完全：解，外部條件有利于水解趨向完全：向沸水中滴加飽和的氯化鐵溶液向沸水中滴加飽和的氯化鐵溶液 FeFe3+3+3H+3H2 2O O=Fe(OH)Fe(OH) 3 3 ( (膠體膠體)+3)+3H+ + 此處可此處可用用=表示。）表示。）鹽鹽類類水水解解的的離離子子反反應應遵遵循循電電荷荷原原則則，所所以以陽陽離離子子水水解解，H H+ +多多余余，溶溶液液呈呈酸酸性性，陰陰離離子子水水解解，O OH H多多余余，溶溶液液呈呈堿堿性性 ； 多多元元弱弱酸酸相相應應的的鹽鹽水水解解與與多多元元弱弱酸酸的的電電離離一一樣樣是是分分步步進進行行的的，每每一一步步水水解解分分別別用用一一個個水水

37、解解離離子子方方程程式式表表示示，不不能能連連等等， 也也不不能能合合并并寫寫總總式式（因因各各 步步的的水水解解程程度度 不不同同，不不能能簡簡單單相相加加抵抵消消中中間間產(chǎn)產(chǎn)物物）， 每每一一步步的的水水解解程程度度也也與與分分步步電電離離一一樣樣，呈呈現(xiàn)現(xiàn)大大幅幅下下降降的的趨趨勢勢，一一般般第第一一步步 水水解解程程度度最最大大，遠遠遠遠大大于于第第二二步步，越越往往后后 水水解解程程度度越越小小，可可以以忽忽略略不不計計，因因此此一一般般只只寫寫第第一一步步 水水解解方方程程式式即即可可； （提示：多元弱酸提示：多元弱酸鹽鹽上一步上一步水水解解產(chǎn)生的產(chǎn)生的OHOH作為下一步作為下一步

38、水水解解的生成物，相當于增大了生成物濃度，使平衡向逆反應方向進行，會的生成物，相當于增大了生成物濃度，使平衡向逆反應方向進行，會抑制抑制水水解解。 ）多多元元堿堿的的鹽鹽也也是是分分步步水水解解的的， 但但由由于于中中間間過過程程復復雜雜， 高高中中階階段段可可寫寫成成一一步步 總總式式即即可可； 多多元元弱弱酸酸的的酸酸式式鹽鹽，其其酸酸式式根根離離子子在在水水溶溶液液中中既既有有電電離離產(chǎn)產(chǎn)生生H H+ +的的可可能能，又又有有水水解解產(chǎn)產(chǎn)生生 O OH H的的可可能能，溶溶液液的的酸酸堿堿性性由由電電離離和和水水解解的的相相對對強強弱弱來來決決定定，即即當當電電離離趨趨勢勢大大于于水水解

39、解趨趨勢勢時時，溶溶液液呈呈酸酸性性，應應該該用用電電離離方方程程式式來來表表示示酸酸性性的的產(chǎn)產(chǎn)生生（如如N Na aH H2 2P PO O4 4、N Na aH HS SO O3 3等等），當當電電離離趨趨勢勢小小于于水水解解趨趨勢勢時時，溶溶液液呈呈堿堿性性，應應該該用用相相應應的的水水解解方方程程式式來來表表示示堿堿性性的的產(chǎn)產(chǎn)生生（如如 N Na a2 2H HP PO O4 4、N Na aH HC CO O3 3、N Na aH HS S 等等）。 （五）鹽類水解原理的應用1 1判斷或解釋鹽溶液的酸堿性判斷或解釋鹽溶液的酸堿性 （誰強顯誰性，等強顯中性）（誰強顯誰性，等強顯中性

40、）2 2分析鹽溶液中微粒種類分析鹽溶液中微粒種類. .例如 Na2S 和 NaHS 溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是 Na+、S2、HS、H2S、OH、H+、H2O，但微粒濃度大小關系不同.3 3比較鹽溶液中離子濃度間的大小關系比較鹽溶液中離子濃度間的大小關系. .（1 1）一種鹽溶液中各種離子濃度相對大?。┮环N鹽溶液中各種離子濃度相對大小當鹽中陰、陽離子等價時當鹽中陰、陽離子等價時 不水解離子不水解離子 水解的離子水解的離子 水解后呈某性的離子（如水解后呈某性的離子（如 H H+ +或或 OHOH） 顯性對應離顯性對應離子如子如 OHOH或或 H H+ + 當鹽中陰、陽離子不等價時。當鹽中

41、陰、陽離子不等價時。要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價分幾步，為主第一步幾價分幾步，為主第一步” ，（2 2）兩種電解質溶液混合后各種離子濃度的相對大?。﹥煞N電解質溶液混合后各種離子濃度的相對大小. .若酸與堿恰好完全以應，則相當于一種鹽溶液若酸與堿恰好完全以應，則相當于一種鹽溶液. .若酸與堿反應后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質的電離程度鹽的水解程度若酸與堿反應后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質的電離程度鹽的水解程度. .4 4溶液中各種微粒濃度之間的關系溶液中各種微粒濃度之間的關系小結：溶液中的幾個守恒關系小

42、結：溶液中的幾個守恒關系（1 1）電荷守恒：電解質溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶）電荷守恒：電解質溶液呈電中性，即所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負電荷總數(shù)代數(shù)和為零。的負電荷總數(shù)代數(shù)和為零。（2 2）物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數(shù)目不變。）物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數(shù)目不變。（3 3）質子守恒：即在純水中加入電解質，最后溶液中）質子守恒：即在純水中加入電解質，最后溶液中HH+ + 與其它微粒濃度之間的關系式與其它微粒濃度之間的關系式（由電荷守恒及質子守恒推出）（由電荷守恒及質子守恒推出）如

43、Na2CO3溶液中三大守恒關系式。Na+H+=OH+HCO3+2CO32HCO3+CO32+H2CO3=0.1OH=H+HCO3+2H2CO35 5判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質固體。判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質固體。從上可小結出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質固體，由對應酸的揮發(fā)性而定從上可小結出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質固體，由對應酸的揮發(fā)性而定. .結論：結論：弱堿易揮發(fā)性酸鹽弱堿易揮發(fā)性酸鹽 氫氧化物固體（除銨鹽）氫氧化物固體（除銨鹽） 蒸干 弱堿難揮發(fā)性酸鹽弱堿難揮發(fā)性酸鹽同溶質固體同溶質固體蒸干此外，由于揮發(fā)性弱酸如醋酸以及酸性氧化物氣體如此外，由于

44、揮發(fā)性弱酸如醋酸以及酸性氧化物氣體如 COCO2 2不能從堿性溶液中揮發(fā)出來，因不能從堿性溶液中揮發(fā)出來，因此，加熱濃縮或蒸干強堿易揮發(fā)性弱酸鹽溶液如此，加熱濃縮或蒸干強堿易揮發(fā)性弱酸鹽溶液如 CH3COONa，NaNa2 2COCO3 3等只能得到原溶質固等只能得到原溶質固體體6 6某些鹽溶液的配制、保存某些鹽溶液的配制、保存在配制在配制 FeClFeCl3 3、AlClAlCl3 3、CuClCuCl2 2、SnClSnCl2 2等溶液時為防止水解，常先將鹽溶于少量相應的酸中，等溶液時為防止水解，常先將鹽溶于少量相應的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度再加蒸餾水稀釋到所需濃度. .（將水解消滅

45、于萌芽狀態(tài)，防患于未然，比水解后產(chǎn)生沉淀，（將水解消滅于萌芽狀態(tài)，防患于未然，比水解后產(chǎn)生沉淀，造成既成事實再加酸溶解的亡羊補牢效果要好得多）造成既成事實再加酸溶解的亡羊補牢效果要好得多）NaNa2 2SiOSiO3 3、NaNa2 2COCO3 3、NHNH4 4F F 等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中，因等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中，因 NaNa2 2SiOSiO3 3、NaNa2 2COCO3 3水解呈堿性，水解呈堿性，產(chǎn)生較多產(chǎn)生較多 OHOH，NHNH4 4F F 水解產(chǎn)生水解產(chǎn)生 HFHF，OHOH、HFHF 均能腐蝕玻璃均能腐蝕玻璃. .7 7某些離子間因發(fā)生又水解而在溶液中不大

46、量共存，如某些離子間因發(fā)生又水解而在溶液中不大量共存，如Al3+與 S2、HS、CO32、HCO3、AlO2，SiO32、ClO、等不共存Fe3與 CO32、HCO3、AlO2、ClO等不共存NH4+與 ClO、SiO32、AlO2等不共存小結：能發(fā)生雙水解反應，首先是因為陰、陽離子本身單一水解程度相對較大，其次水解小結：能發(fā)生雙水解反應，首先是因為陰、陽離子本身單一水解程度相對較大，其次水解一方產(chǎn)生較多一方產(chǎn)生較多 H H+ +，另一方產(chǎn)生較多，另一方產(chǎn)生較多 OHOH，兩者相互促進，使水解進行到底。，兩者相互促進，使水解進行到底。8除雜如除去 MgCl2溶液中的 Fe3+可在加熱攪拌條件下

47、，加入足量 MgO 或 MgCO3或 Mg(OH)2，攪拌充分反應，后過濾除去。小結：為了避免引入新的雜質，一般采用不溶于水的含相應離子的氧化物，氫氧化物，小結：為了避免引入新的雜質，一般采用不溶于水的含相應離子的氧化物，氫氧化物，碳酸鹽甚至金屬單質，這些不溶物即使過量也可以在反應完全后過濾除去，不會在溶液中碳酸鹽甚至金屬單質，這些不溶物即使過量也可以在反應完全后過濾除去，不會在溶液中殘留可溶性雜質。殘留可溶性雜質。三、把握三種守恒，明確等量關系三、把握三種守恒，明確等量關系1.1.電荷守恒：電荷守恒：電荷守恒的含義：電解質溶液呈電中性，溶液中陰、陽離子所帶電荷數(shù)值相等，由于溶液是均一的，所有

48、陽離子的電荷濃度之和必定等于所有陰離子的電荷濃度之和。離子濃度：指溶液中某種離子的濃度；電荷濃度：如溶液中某離子的濃度為 c(Rn+)，則其電荷濃度為 nc(Rn+)。電荷守恒式的書寫：如 Na2CO3溶液中由于存在下列電離和水解關系：Na2CO3=2Na+CO32-，H2O H+OH-，CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的陽離子有 Na+、H+，陰離子有 CO32-、HCO3-、OH-，根據(jù)電荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。又如 CH3COONa 溶液中由于存在下列電離和水解關系：

49、CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，H2O H+OH-，所以溶液中所有的陽離子為 Na+、H+，所有的陰離子為 CH3COO-、OH-，因此電荷守恒式為：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)?！咀⒁庾⒁狻繒鴮戨姾墒睾闶奖仨殰蚀_的判斷溶液中離子的種類；弄清離子濃度和電荷濃度的關系。2.2.物料守恒：物料守恒：含義：指某微粒的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式的微粒濃度之和。物料守恒式的書寫：如 Na2CO3溶液中由于存在下列電離和水解關系：Na2CO3=2Na+CO32-，CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+

50、HCO3-H2CO3+OH-，由于 c(Na+)=2c(CO32-)原始，而CO32-由于水解在溶液中存在的形式為 CO32-、HCO3-、H2CO3，所以有 c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。又如 CH3COONa 溶液中由于存在下列電離和水解關系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-，由于 c(Na+)=c(CH3COO-)原始，而由于水解在溶液中的存在形式為 CH3COOH、CH3COO-，所以有 c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)。3.3.導出式導出式質子守恒：質子守恒：如

51、碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將 Na+離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。此關系式也可以按下列方法進行分析，由于指定溶液中氫原子的物質的量為定值，所以無論溶液中結合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說結合的氫離子的量和失去氫離子的量相等?？梢杂脠D示放分析如下：，由得失氫離子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。又如醋酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將鈉離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。四、辨析四類試題，強化知識遷移四、辨析四類試題，強化知識遷移1、單一電解質溶液中微粒濃

52、度的相對大小比較、單一電解質溶液中微粒濃度的相對大小比較弱酸或弱堿溶液弱酸或弱堿溶液1.弱酸溶液：【例 1】在 0.1mol/L 的 H2S 溶液中，下列關系錯誤的是（ ）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 分析：由于 H2S 溶液中存在下列平衡：H2S H+HS-，HS-H+S2-，H2OH+OH-，根據(jù)電荷守恒得 c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，由物料守恒得 c(H2S

53、)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以關系式錯誤的是 A 項。（注意：解答這類題目主要抓住弱酸（注意：解答這類題目主要抓住弱酸的電離平衡。）的電離平衡。）2.弱堿溶液：【例 2】室溫下，0.1mol/L 的氨水溶液中，下列關系式中不正確的是（ ）A. c(OH-)c(H+) B.c(NH3H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L C.c(NH4+)c(NH3H2O)c(OH-)c(H+) D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)分析：由于氨水溶液中存在一水合氨的電離平衡和水的電離平衡，所以所得溶液呈堿性，根據(jù)電荷守恒和物料守恒知 BD 正確，而一水合氨的電離是微量的，所以

54、 C 項錯誤，即答案為 C 項。會水解的鹽溶液會水解的鹽溶液3.強酸弱堿鹽溶液：【例 3】在氯化銨溶液中，下列關系正確的是（ ）A.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) B.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-)C.c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) D.c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-)分析：由于氯化銨溶液中存在下列電離過程：NH4Cl=NH4+Cl-，H2OH+OH-和水解過程：NH4+H2OH+NH3H2O，由于銨離子水解被消耗，所以 c(Cl-)c(NH4+)，又因水解后溶液顯酸性，所以 c(H+)c(OH-)，且水解是微量的，所以上述

55、關系式正確的是 A 項。（注意：解答這類題目時主要抓住弱堿陽離子的水解，且水解是微量的，水解后溶液呈酸性。）4.強堿弱酸鹽溶液：【例 4】在 Na2S 溶液中，下列關系正確的是（ ）A. c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S) B. c(OH-)=c(HS-)+2c(H+)+c(H2S) C. c(OH-)=2c(HS-)+c(H+)+c(H2S) D. c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)分析：因在硫化鈉溶液中存在下列電離過程和水解過程：Na2S =2Na+ S2-，H2OH+OH-，S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-，所以根據(jù)電荷守恒

56、得 c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)，根據(jù)物料守恒得 c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)，故有 c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)，所以 D 項正確。（本題也可以直接根據(jù)質子守恒進行分析。）5.強堿弱酸的酸式鹽溶液：【例 5】在 0.1mol/L 的 NaHCO3溶液中，下列關系式正確的是（ ）A.c(Na+)c(HCO3-)c(H+)c(OH-) B.c(Na+)=c(HCO3-)c(OH-)c(H+)C.c(Na+)+c(H+)c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-) D.c(Na+)c(HCO3-

57、)+c(CO32-)+c(H2CO3) 分析：由于溶液中存在下列電離和水解過程：NaHCO3=Na+HCO3-，H2OH+OH-，HCO3-H+CO32-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-，所以溶液呈堿性，因此離子濃度大小關系為：c(Na+)c(HCO3-)c(OH-)c(H+)，電荷守恒和物料守恒關系分別為：c(Na+)+c(H+)c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)，c(Na+)c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)，故 CD 項正確。（極極弱酸的酸式鹽一般弱酸的酸式鹽一般 電離小于水解，溶液呈弱堿性，如電離小于水解，溶液呈弱堿性，如 NaHCO3和和 Na

58、HS；相對較強；相對較強的的弱酸的酸式鹽一般弱酸的酸式鹽一般 電離大于水解，溶液呈弱酸性，如電離大于水解，溶液呈弱酸性，如 NaHSO3和和 NaH2PO4） 2、酸與堿混合后溶液中微粒濃度的相對大小比較1.強酸與弱堿混合：【例 1】室溫下,pH=3 的鹽酸與 pH=11 的氨水等體積混合,所得溶液中離子濃度關系正確的是( )A. c(NH4+)c(Cl-)c(H+)c(OH-) B.c(NH4+)c(Cl-)c(OH-)c(H+)C. c(Cl-)c(NH4+)c(H+)c(OH-) D.c(Cl-)c(NH4+)c(OH-)c(H+) 分析:由于一水合氨為弱電解質，當 pH=3 的鹽酸與

59、pH=11 的氨水等體積混合反應后，溶液中一水合氨有較多量的剩余，所以所得溶液仍呈堿性，由電荷守恒關系知 B 項正確。（解（解答此類題目主要抓住兩溶液反應后生成的強酸弱堿鹽的水解情況，當弱堿剩余較多時溶液答此類題目主要抓住兩溶液反應后生成的強酸弱堿鹽的水解情況，當弱堿剩余較多時溶液的酸堿性由弱堿的電離決定。）的酸堿性由弱堿的電離決定。）2.強堿與弱酸混合：【例 2】等體積等濃度的 MOH 強堿溶液和 HA 弱酸溶液混合后,混合溶液中有關離子濃度的關系正確的是( )A.c(M+)c(OH-)c(A-)c(H+) B. c(M+)c(A-)c(H+)c(OH-)C.c(M+)c(A-)c(OH-)

60、c(H+) D. c(M+)+c(OH-)=c(A-)+c(H+) 分析:由于等體積等濃度的上述物質混合后，二者恰好完全反應而生成強堿弱酸鹽，所以所得溶液由于 A-的水解而呈堿性，由電荷守恒和物料守恒知 CD 項正確。（解答此類題目主（解答此類題目主要抓住兩溶液反應后生成的強堿弱酸鹽的水解情況，當弱酸剩余較多時溶液的酸堿性由弱要抓住兩溶液反應后生成的強堿弱酸鹽的水解情況，當弱酸剩余較多時溶液的酸堿性由弱酸的電離決定。）酸的電離決定。）3.強堿弱酸鹽與強酸混合：【例 3】將濃度為 0.2mol/LCH3COOK 溶液與濃度為 0.1mol/L 的鹽酸溶液等體積混合后,則下列微粒濃度關系正確的是(