盐类的水解平衡详解
【知识解析】水解平衡的移动
水解平衡的移动1 盐类的水解平衡在一定条件（温度、浓度）下盐类的水解在水溶液中建立的化学平衡叫作盐类的水解平衡。
教材深挖水解平衡常数1．定义：水解反应的平衡常数叫作水解平衡常数或水解常数，用K h 表示。
以CH 3COONa 的水解为例：K h ＝。
1．K h 和K a 、K W 的关系：K h ＝ 同理，可推出强酸弱碱盐的水解常数K h 和K b 、K W 的关系为K h ＝。
3．意义：K h 表示水解反应趋势的大小，K h 越大，水解趋势越大。
4．水解反应是吸热反应，K h 受温度影响，温度升高，K h 增大。
2 水解平衡的移动教材P103 活动·探究 影响盐类水解平衡的因素 （1）温度对盐类水解平衡的影响（2）讨论影响CH 3COONa 溶液和NH 4Cl 溶液中的水解平衡的因素()()()33CH COOH OH CH COOc c c --⋅平平平()()()()()()()()33Wa33CH COOH OH CH COOH OH H CH COO CH COO H c c c c c K K c c c --+--+⋅⋅⋅⋅平平平平平平平平＝＝WbK K名师提醒应用Q 与K h 的关系判断水解平衡的移动方向水解平衡与其他化学平衡一样，可以应用Q 与K h 的相对大小来判断水解平衡的移动方向。
以NH 4Cl 溶液为例（NH + 4＋H 2O NH 3·H 2O ＋H ＋），达到水解平衡时K h ＝Q ＝。
1．加入NH 4Cl ，使NH 4Cl 溶液的浓度加倍，c （NH + 4）增大，Q 减小，Q ＜K h ，水解平衡正向移动。
2．加水，使NH 4Cl 溶液的浓度变为原来的一半，Q ＝，即Q ＜K h ，则水解平衡正向移动。
3．向NH 4Cl 溶液中加入少量浓盐酸，c （H ＋）增大，Q 增大，Q ＞K h ，水解平衡逆向移动。
（3）影响盐类水解平衡的因素()()()324NH H O H NHc c c ++⋅⋅平平平()()()32h 411NH H O H 12212NH 2c c K c ++⋅⋅平平平＝在一定条件下，Na 2CO 3溶液中存在水解平衡：CO 2- 3＋H 2O HCO - 3＋OH －。
盐类的水解知识的深层次分析与把握
盐类的水解知识的深层次分析与把握一、影响水解的条件分析盐类的水解是一个平衡体系，平衡状态的共同特点是反应不能向某一方向进行到底，改变条件，平衡发生移动，最终达到新条件下的平衡状态，平衡时各物质的浓度不再发生变化。
那么影响平衡的条件有哪些呢？影响盐类水解的因素有内因和外因。
内因:盐本身的性质(1)弱碱越弱,其阳离子的水解程度就越大,溶液酸性越强｡(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,溶液碱性越强｡盐的水解规律是：“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁性”。
下面我们重点进行分析外因（外界条件）对盐类水解的影响：酸＋碱盐＋水分别从浓度、温度、压强、酸碱性、盐等因素分析外界条件对盐类水解平衡的影响。
以FeCl3溶液为例进行分析：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+改变条件移动方向n(H+) pH水解程度现象温度升温→ ↑ ↓ 增大棕黄色变深浓度加H2O → ↓ ↑ 增大棕黄色变浅加FeCl3(s) → ↑ ↓ 减小棕黄色变深酸通HCl(g) ← ↑ ↓ 减小棕黄色变浅碱加NaOH → ↓ ↑ 增大产生红褐色沉淀金属加Mg粉→ ↓ ↑ 增大棕黄色变深盐加NaHCO>sub>3→ ↓ ↑ 增大产生无色气体，生成红褐色沉淀。
（互相促进水解）加AlCl3固体←—（不确定）—减小棕黄色变浅（互相抑制）加NaCl固体不影响不变不变不变不变注意：浓度的影响。
加水稀释盐类水解向何方移动？我们分别从定性、定量的角度进行分析。
定性分析：H2O在平衡体系中的作用有两种，做反应物和溶剂。
H2O作为反应物是纯液体，浓度是定值，但盐加水稀释后FeCl3、Fe(OH)3、3HCl浓度均减小，所以生成物两种物质浓度减少，而反应物一种物质浓度减少，所以，生成物浓度减少的多，依据勒沙特列原理，平衡向水解方向移动，故而，稀释促进盐类的水解。
定量分析：水解常数K=c(Fe(OH)3)·c3(HCl)/c(FeCl3) 达平衡时K只与T有关，与FeCl3溶液浓度无关。
《盐类的水解》 讲义
《盐类的水解》讲义一、盐类水解的概念在溶液中，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。
我们要知道，盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。
比如说，氯化铵（NH₄Cl）在水溶液中，NH₄⁺会和水电离出的OH⁻结合形成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），使得溶液中 c(H⁺）＞ c(OH⁻），溶液呈酸性。
而碳酸钠（Na₂CO₃）在水溶液中，CO₃²⁻会和水电离出的 H⁺结合形成碳酸氢根离子（HCO₃⁻），使得溶液中 c(OH⁻）＞ c(H⁺），溶液呈碱性。
二、盐类水解的特点1、可逆性盐类的水解反应是可逆的，存在水解平衡。
以醋酸钠（CH₃COONa）为例，CH₃COO⁻与 H₂O 电离出的 H⁺结合生成 CH₃COOH，同时 CH₃COOH 也会电离出 CH₃COO⁻和H⁺，水解和电离是一个动态的平衡过程。
2、吸热性盐类的水解反应是吸热反应，升高温度会促进水解。
这是因为温度升高，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大。
3、微弱性盐类的水解程度一般都比较小。
例如，即使是碳酸钠这样的强碱弱酸盐，其水解产生的氢氧根离子浓度也相对较小，溶液的碱性并不是特别强。
三、盐类水解的规律1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才会发生水解。
比如氯化钠（NaCl），钠离子和氯离子对应的酸和碱都是强酸强碱，所以不会水解。
而醋酸铵（CH₃COONH₄），其中的醋酸根离子和铵根离子分别对应的醋酸和一水合氨是弱酸和弱碱，所以会发生水解。
2、谁弱谁水解盐中的阴离子对应的酸越弱，水解程度越大；阳离子对应的碱越弱，水解程度越大。
例如，相同浓度的碳酸钠（Na₂CO₃）和碳酸氢钠（NaHCO₃）溶液，由于碳酸的酸性弱于碳酸氢根的酸性，所以碳酸钠的水解程度大于碳酸氢钠。
3、谁强显谁性当盐中的阳离子对应的碱是强碱，阴离子对应的酸是弱酸时，溶液显碱性；反之，溶液显酸性。
盐类的水解和沉淀溶解平衡
盐类的水解和沉淀溶解平衡一、盐类的水解原理及其应用（一）、盐类水解的定义和实质1、定义：盐电离产生的某一种或多种离子与水电离出来的H + 或OH - 生成弱电解质的反应。
2、盐类水解的实质：盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解（反应）的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
3、盐类水解的条件：（1）、盐必须溶于水中；（2）、盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
4、盐类水解反应离子方程式的书写（1）、一般盐类水解程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用“↓”或“↑”，盐类水解是可逆反应，写可逆号。
（2）、多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写。
（3）、双水解反应：弱酸根和弱碱阳离子相互促进水解，直至完全的反应。
如：Al3+ + 3 HCO3- = Al(OH)3↓+ 3 CO2↑注意：常见的能发生双水解反应的离子，Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-；NH4+与SiO32-等。
（二）、盐类水解平衡的影响因素1、因：盐本身的性质（1）、弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
（2）、弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
即：有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
2、外因（1）、温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
（2）、浓度：①、增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；②、加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
③、增大c（H + ），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c（OH-），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
（三）、盐类水解原理的应用1、判断盐溶液的酸碱性。
2、判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系。
3、判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑水解，如Al3+、Fe3+ 与HCO3-、CO32-、AlO2- 等不能大量共存。
盐类水解规律知识点总结
盐类水解规律知识点总结
以下是盐类水解规律的知识点总结：
1. 盐的定义：盐是由金属离子和非金属离子（或羧基）通过化学键结合而成的化合物，通常在水中溶解后会分解成阳离子和阴离子。
2. 阳离子和阴离子的水解：在盐类水解中，阳离子和阴离子的水解是分别进行的。
阳离子水解会产生酸性物质，而阴离子水解会产生碱性物质。
例如，氯化铵（NH4Cl）在水中会发生水解反应，产生NH4+和Cl-离子。
NH4+离子会与水分子发生反应，生成NH4OH和H+离子，从而产生酸性溶液；而Cl-离子会与水分子发生反应，生成OH-离子，从而产生碱性溶液。
3. 盐类水解的影响因素：盐类水解的速度和程度受到多种因素的影响，主要包括盐类的离子性和极性、水的性质、温度和压力等。
离子性和极性较强的盐类更容易发生水解反应，而水的性质、温度和压力则会影响水解反应的速率和平衡位置。
4. 盐类的水解平衡：盐类的水解反应会达到一个动态平衡状态，即反应速率的正向和反向反应同时发生，并达到一定的平衡位置。
平衡位置受到水解反应速率的影响，取决于反应物的浓度、温度和压力等因素。
当平衡位置发生偏移时，会影响溶液的酸碱性质。
5. 盐类水解的应用：盐类水解在化学工业和生活中有着广泛的应用。
例如，盐类水解反应可以用来制备酸碱溶液、调节土壤酸碱性、净化废水等。
此外，盐类水解规律的研究也为化学反应动力学和平衡化学等领域提供了重要的理论基础。
总之，盐类水解是化学领域中重要的概念之一，它在酸碱中和反应、化学平衡、工业生产和环境保护中都有着重要的应用价值。
对盐类水解规律的深入理解可以为相关领域的研究和应用提供重要的理论支持。
盐类水解规律
盐类水解规律盐类水解是一种复杂的化学现象，它对于许多化学反应和生物过程都有着重要的影响。
了解盐类水解的规律有助于我们更好地理解化学反应的本质，提高实验技能和实际应用能力。
本篇文档将探讨盐类水解规律及其相关方面。
1.弱碱阳离子和弱酸阴离子在水中易水解盐类水解是指盐在水溶液中离解出酸或碱阳离子和酸或碱阴离子，并产生氢离子或氢氧根离子的过程。
在盐类水解中，弱碱阳离子和弱酸阴离子容易在水中发生水解。
这是因为它们在水溶液中不稳定，容易失去或接受质子，形成酸或碱。
2.酸式盐比正盐更容易水解酸式盐是含有氢离子的盐，其水溶液中存在氢离子。
由于氢离子可以与水中氢氧根离子结合形成水，因此酸式盐比正盐更容易发生水解。
3.含有弱离子的盐均能发生水解反应在盐类中，只要含有弱离子的盐均能发生水解反应。
弱离子包括弱碱阳离子、弱酸阴离子、酸式根离子等。
这些离子在水溶液中不稳定，容易发生质子转移，从而形成酸或碱。
4.水解反应是一个吸热反应水解反应是一个吸热反应，这意味着需要提供能量才能使水解反应发生。
这种能量通常来自环境的温度或外部能量源。
因此，水解反应可以在常温下进行，也可以在加热条件下加速。
5.水解平衡也是化学平衡的一种水解平衡是化学平衡的一种特殊形式。
在水解过程中，当盐的浓度达到一定程度时，水解反应会趋于平衡状态。
这个平衡状态可以通过化学平衡常数来描述，其数值取决于盐的种类、温度和浓度等因素。
6.影响水解平衡的因素有温度、浓度和酸度等影响水解平衡的因素包括温度、浓度和酸度等。
温度升高可以加速水解反应，提高水解程度；浓度增加可以促进水解反应，使水解程度加深；酸度增加可以抑制水解反应，降低水解程度。
这些因素的综合作用可以影响水解平衡的位置和稳定性。
7.水解产物与水解反应的类型有关不同类型的盐类具有不同的水解反应和产物。
例如，强碱弱酸盐在水中会生成弱酸和强碱；强酸弱碱盐在水中会生成弱碱和强酸；强酸强碱盐在水中则不会发生明显的化学反应。
《盐类的水解》 讲义
《盐类的水解》讲义一、盐类水解的概念在溶液中，盐电离产生的离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
我们先来了解一下水的电离。
水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离出氢离子（H⁺）和氢氧根离子（OH⁻），在一定温度下，水的离子积常数 Kw 是一个定值。
当盐溶解在水中时，盐中的阳离子或阴离子可能会与水电离出的氢氧根离子或氢离子结合，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液呈现出酸性或碱性。
二、盐类水解的实质盐类水解的实质就是盐电离出的离子与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质，促进了水的电离平衡向正方向移动。
例如，氯化铵（NH₄Cl）溶液中，氯化铵电离出的铵根离子（NH₄⁺）会与水电离出的氢氧根离子（OH⁻）结合，生成弱电解质一水合氨（NH₃·H₂O），从而使溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，溶液呈酸性。
再比如，碳酸钠（Na₂CO₃）溶液中，碳酸根离子（CO₃²⁻）会分步水解。
第一步水解，碳酸根离子与水电离出的氢离子结合生成碳酸氢根离子（HCO₃⁻）和氢氧根离子；第二步水解，碳酸氢根离子继续与水电离出的氢离子结合生成碳酸（H₂CO₃）和氢氧根离子。
由于碳酸根离子的水解，导致溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性。
三、盐类水解的规律一般来说，盐类水解具有以下规律：1、有弱才水解只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才能发生水解。
例如，氯化钠（NaCl）这种由强酸强碱组成的盐，其溶液呈中性，不发生水解。
2、谁强显谁性强酸弱碱盐的溶液显酸性，强碱弱酸盐的溶液显碱性。
例如，硫酸铵（（NH₄)₂SO₄）是强酸弱碱盐，溶液显酸性；醋酸钠（CH₃COONa）是强碱弱酸盐，溶液显碱性。
3、越弱越水解酸或碱越弱，对应的离子水解程度越大。
例如，相同浓度的醋酸钠和碳酸钠溶液，由于碳酸的酸性比醋酸弱，所以碳酸钠溶液的碱性更强，碳酸根离子的水解程度更大。
4、都弱双水解当盐中的阳离子和阴离子都能水解时，相互促进，水解程度较大。
专题八盐类的水解和沉淀溶解平衡解读
专题八盐类的水解和沉淀溶解平衡解读1、了解盐类水解的原理；2、能说明影响盐类水解程度的主要因素；3、盐类水解在生产、生活中的应用；4、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
二、重点（高考要求）难点：1、盐类水解的原理;2、盐类水解的影响因素；3、沉淀平衡图像分析三、基础知识复习提纲：思考：上述建议中提到的物质明矾是我们常见的一种物质，你认为要紧急调运明矾的作用是什么？考点一：盐类水解1.实质：在溶液中电离出来的离子跟所电离出来的H+或OH-结合生成的反应，叫做盐类的水解。
2.特征：盐类的水解反应是反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。
水解程度一般较小，不易产生气体或沉淀，但若水解相互促进，则水解程度一般较大。
3.结果：盐的水解水的电离。
4.规律：可概括为：有才水解，无不水解；越越水解，谁显谁性。
弱酸强碱盐，离子水解，其溶液显性。
如：Na2CO3溶液强酸弱碱盐，离子水解，其溶液显性。
如：（NH4）2SO4溶液概念辨析：下列说法是否正确，并解释原因：①盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡②同浓度的NH4Cl和NaClpH之和大于14③Na2CO3溶液中c(Na+)是c(CO32-)的2倍。
④盐类的水解可视为酸碱中和反应的逆反应⑤HCO3-在水溶液中发生水解而不电离⑥某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解考点二、水解方程式问题解决：下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（）A、S2-+2H2OC、CH3COOH+H2OH2S+2OH-B、CH3COO-+H2OCH3COO+H3OD、CH3COOH+OH-+-CH3COOH+OH-CH3COO+H2O-写出下列物质在水溶液中水解的离子方程式:Na2CO3、NH4Cl、NaClO、CH3COONH4、Al2S3、CuSO4-1-变式1、常温下，0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH大于8，则溶液中c(H2CO3(CO32－)（填“＞”、“=”或“＜”），原因是（用离子方程式和必要的文字说明）变式2、酸HnA与碱B(OH)m完全反应生成正盐的化学式为，若该盐溶液使PH试纸显红色，用离子方程式说明原因显紫色时呢？考点三：影响盐类水解因素：主要（内部）因素是，组成盐的酸根对应的酸越，水解程度越另外还受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
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盐类的水解平衡一、盐水解的实质盐电离出弱酸阴离子弱碱阳离子，即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离与中和反应的关系：盐+水酸+碱（两者至少有一为弱）由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全反应，但盐类的水解程度小得多，故为可逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性，具体为：1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定取决于弱酸弱碱相对强弱2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解：如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大H3PO4H2PO4—HPO42—PO43—pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4例1浓度为0.1mol/L的8种溶液：①HNO3②H2SO4③HCOOH ④Ba(OH)2⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl溶液pH值由小到大的顺序是（填写编号）____________.二、影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
即向使条件改变影响减弱的方向移动。
三、分析盐溶液中微粒种类.例如Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同.比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：aCH3COONa. bNH4Cla.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—]＞[H+]b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[H+]＞[OH—]②当盐中阴、阳离子不等价时。
要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步S2—+H2O HS—+OH—（主要）HS—+H2O H2S+OH—（次要）各种离子浓度大小顺序为：[Na+]＞[S2—] ＞[OH—] ＞[HS—] ＞[H+]（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.四、溶液中各种微粒浓度之间的关系以Na2S水溶液为例来研究（1）写出溶液中的各种微粒阳离子：Na+、H+阴离子：S2—、HS—、OH—（2）利用守恒原理列出相关方程.1.电荷守恒：[Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]2.物料守恒：Na2S=2Na++S2—若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。
[S2—]、[HS—]，根据S 原子守恒及Na+的关系可得.[Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]3.质子守恒H2O H++OH—由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，根据H+（质子）守恒，可得方程：[OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]想一想：若将Na2S改为NaHS溶液，三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同？为什么？提示：由于两种溶液中微粒种类相同，所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。
但物料守恒方程不同，这与其盐的组成有关，若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS—]，但不考虑是不合理的。
正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S]五、双水解普通泡沫灭火器的换铜里装着一只小玻璃筒，玻璃筒内盛装硫酸铝溶液，铁铜里盛装碳酸氢钠饱和溶液。
使用时，倒置灭火器，两种药液相混合就会喷出含二氧化碳的白色泡沫。
（1）产生此现象的离子方程式是________.（2）不能把硫酸铝溶液装在铁铜里的主要原因是_________________（3）一般不用碳酸钠代替碳酸氢钠，是因为__________________。
五、判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。
(1)碳酸钾的水溶液蒸干得到的固体物质是，原因是。
(3)碳酸氢钡溶液蒸干得到的固体物质是，原因是。
(4)亚硫酸钠溶液蒸干得到的固体物质是，原因是。
(5)氯化铝溶液蒸干得到的固体物质是，原因是。
(6)盐酸与硫酸浓度各为1 mol·L－1的混合酸10 mL，加热浓缩至1 mL，最后得到的溶液是，原因是。
(1)K2CO3尽管加热过程促进了K2CO3的水解，但生成的KHCO3和KOH反应后仍为K2CO3(2)明矾尽管Ａl3＋水解，因H2SO4为高沸点酸，最后仍得结晶水合物明矾(3)BaCO3 Ba（HCO3）2在溶液中受热就会分解，而得到BaCO3(4)Na2SO4 Na2SO3在蒸干的过程中不断被空气氧化而变成Na2SO4(5)Ａl（OH）3和Ａl2O3ＡlCl3水解生成Ａl（OH）3和HCl，由于HCl挥发，促进了水解，得到Ａl（OH）3，Ａl（OH）3部分分解得Ａl2O3(6)10 mol·Ｌ－1H2SO4溶液蒸发浓缩过程中HCl挥发，最后剩余为较浓H2SO4溶液1.（2002年全国高考题）常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中A.c(HCOO－)＞c(Na＋)B.c(HCOO－)＜c(Na＋)C.c(HCOO－)=c(Na＋)D.无法确定c（HCOO－）与c（Na＋）的关系2.（2002年上海高考题）在常温下10 mL 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多选A.c(A－)=c(K＋)B.c(H＋)=c(OH－)＜c(K＋)＜c(A－)C.V后≥20 mLD.V后≤20 mL3.物质的量浓度相同(0.1 mol·L－1)的弱酸HX与NaＸ溶液等体积混合后，溶液中粒子浓度关系错误的是A.c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Ｘ－）＋c（OH－）B.若混合液呈酸性，则c（Ｘ－）＞c（Na＋）＞c（HＸ）＞c（H＋）＞c（OH－）C.c（HＸ）＋c（Ｘ－）＝2c（Na＋）D.若混合液呈碱性，则c（Na＋）＞c（HＸ）＞c（Ｘ－）＞c（OH－）＞c（H＋）4.某酸的酸式盐NaH Ｙ在水溶液中，H Ｙ－的电离程度小于H Ｙ－的水解程度。
有关的叙述正确的是多选A.H 2Ｙ的电离方程式为：H 2Ｙ＋H 2OH 3O ＋＋H Ｙ－B.在该酸式盐溶液中c （Na ＋）＞c （Ｙ2－）＞c （H Ｙ－）＞c （OH －）＞c （H ＋） C.H Ｙ－的水解方程式为H Ｙ－＋H 2OH 3O ＋＋Ｙ2－D.在该酸式盐溶液中c （Na ＋）＞c （H Ｙ－）＞c （OH －）＞c （H ＋）5.将0.1 mol ·L －1的醋酸钠溶液20 mL 与0.1 mol ·L －1盐酸10 mL 混合后，溶液显酸性，则溶液中有关粒子的浓度关系正确的是A.c(CH 3COO －)＞c(Cl －)＞c(H ＋)＞c(CH 3COOH)B.c(CH 3COO －)＞c(Cl －)＞c(CH3COOH)＞c(H ＋) C.c(CH 3COO －)=c(Cl －)＞c(H ＋)＞c(CH 3COOH)D.c(Na ＋)＋c(H ＋)＞c(CH3COO －)＋c(Cl －)＋c(OH －)6．某溶液中可能含有I －、NH4＋、Cu2+、SO32－，向该溶液中加入少量溴水，溶液仍为无色，则下列关于该溶液组成的判断正确的是①肯定不含I － ②肯定不含Cu2+ ③肯定含SO32－ ④可能含I －A ．①②B ．①②③C ．①③D ．②③④7．下列各组离子中能在水溶液中大量共存，且溶液显酸性的是（ ）A ．+Na 、+K 、-3HCO 、-3NOB ．+H 、+Na 、-Cl 、C ．+3Fe 、+K 、-2S 、-ClD ．+2Cu 、-3NO 、+2Mg、-24SO8．将下列离子：Al3+、Na+、K+、NO3－、OH －、S2－、MnO4－、H+、Fe3+、NH4+、AlO2－、CO32－分成A 、B 两组，每组中都含有六种离子（不少于两种阳离子和两种阴离子），且都能大量共存于溶液中，则A 组含有的离子是 ，B 组含有的离子是 。
9.CH3COOH 与CH3COONa 以等物质的量混合配制成的稀溶液，pH 为4.7，下列说法错误的是 多选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10.已知0.1 mol ·L －1的NaHCO3溶液的pH=8，同浓度的NaAlO2溶液的pH=11，将两种溶液等体积混合，并且发生了反应，可能较大量生成的物质是 多选 A.CO2B.Al （OH ）3C.CO -23D.Al 3＋11.(10分)25℃时，将0.01 mol CH3COONa 和0.002 mol HCl 溶于水，形成1 L 混合溶液：(1)该溶液中存在着三个平衡体系，用电离方程式或离子方程式表示：① ； ② ；③。
(2)溶液中共有种不同的粒子(指分子和离子)。
(3)在这些粒子中，浓度为0.01 mol·L－1的是，浓度为0.002 mol·L－1的是。
(4) 和两种粒子物质的量之和等于0.01 mol。
(5) 和两种粒子物质的量之和比氢离子数量多0.008 mol。
12.(6分)某二元弱酸(简写为H2A)溶液，按下式发生一级和二级电离：H2A H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－已知相同浓度时的电离度α（H2A）＞α（HA－），设有下列四种溶液：A.0.01 mol·L－1的H2A溶液B.0.01 mol·L－1的NaHA溶液C.0.02 mol·L－1的HCl与0.04 mol·L－1的NaHA溶液的等体积混合液D.0.02 mol·L－1的NaOH与0.02 mol·L－1的NaHA溶液的等体积混合液据此，填写下列空白(填代号)：(1)c（H＋）最大的是，最小的是。