盐类的水解知识点(学生版)教学文案
《盐类的水解》 知识清单
《盐类的水解》知识清单一、盐类水解的定义在溶液中，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。
二、盐类水解的实质盐类水解的实质是盐电离出的离子破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使得溶液中的 c(H⁺）和 c(OH⁻）不再相等，从而使溶液呈现出酸性、碱性或中性。
三、盐类水解的特点1、可逆性盐类水解是可逆反应，存在水解平衡。
2、微弱性盐类水解程度一般较小，水解产物的浓度较小。
3、吸热性盐类水解是吸热反应，升高温度，水解程度增大。
四、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能发生水解。
2、无弱不水解强酸强碱盐（如 NaCl、KNO₃等）不发生水解，溶液呈中性。
3、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。
4、越弱越水解酸或碱越弱，对应的盐水解程度越大。
5、谁强显谁性盐溶液中，阴离子和阳离子对应的酸和碱的相对强弱决定溶液的酸碱性。
例如，碳酸钠（Na₂CO₃）溶液中，碳酸根离子水解，而钠离子不水解，碳酸根离子对应的酸是碳酸氢根离子，碳酸氢根离子对应的酸是碳酸，碳酸是弱酸，所以碳酸钠溶液呈碱性。
五、盐类水解的影响因素1、内因盐本身的性质，即组成盐的弱酸根离子或弱碱阳离子对应的酸或碱越弱，水解程度越大。
2、外因（1）温度升高温度，水解程度增大。
因为水解是吸热反应，升高温度平衡向吸热方向移动。
（2）浓度①增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。
②加水稀释，水解平衡向右移动，水解程度增大。
（3）溶液的酸碱性①外加酸或碱会抑制或促进盐的水解。
例如，在氯化铵（NH₄Cl）溶液中加入盐酸，会抑制铵根离子的水解；在碳酸钠溶液中加入氢氧化钠，会抑制碳酸根离子的水解。
②对于多元弱酸的酸式盐，其酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
例如，碳酸氢钠（NaHCO₃）溶液中，碳酸氢根离子的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性；而亚硫酸氢钠（NaHSO₃）溶液中，亚硫酸氢根离子的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。
化学《盐类的水解》教案
化学《盐类的水解》教案化学《盐类的水解》教案1教学重点：1.影响盐类水解的因素，与水解平衡移动。
2.盐类水解的应用。
教学难点：盐类水解的应用。
教学设计：师生共同稳固第一课时相关。
(1)依据盐类水解规律分析醋酸钾溶液呈性，缘由;氯化铝溶液呈性，缘由;【设疑】影响盐类水解的内在因素有哪些?【讲解】主要因素是盐本身的性质。
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强，越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强，越低。
【设疑】影响盐类水解的外界因素主要有哪些?【讲解】(1)温度：盐的水解是吸热反响，因此上升温度水解程度增大。
(2)浓度：盐浓度越小，水解程度越大;盐浓度越大，水解程度越小。
(3)外加酸碱能促进或抑制盐的”水解。
例如水解呈酸性的盐溶液参加碱，就会中和溶液中的，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
【设疑】如何推断盐溶液的酸碱性?【讲解】依据盐的组成及水解规律分析。
“谁弱谁水解，谁强显谁性”作为常规推断依据。
分析：溶液是显酸性?还是显碱性?为什么? 溶液是显酸性?还是显碱性?为什么?【设疑】如何比拟溶液中酸碱性的相对强弱?【讲解】“越弱越水解”例题：分析溶液与溶液的碱性强弱?∵的酸性比酸性强。
∴水解程度大于水解程度。
∴溶液碱性强于溶液碱性。
【设疑】如何比拟溶液中离子浓度的大小?【讲解】电解质水溶液K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。
(1)大小比拟：①多元弱酸溶液，依据多元酸分步电离，且越来越难电离分析。
如：在溶液中，②多元弱酸正盐溶液，依据弱酸根分步水解分析。
如：在溶液中，③不同溶液中同一离子浓度的比拟要看溶液中其他离子对其影响因素。
④混合溶液中各离子浓度比拟，要进展综合分析，要考虑电离、水解等因素。
(2)定量关系(恒等式关系)①应用“电荷守恒”分析：电解质溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
《盐类的水解》 说课稿
《盐类的水解》说课稿尊敬的各位评委老师：大家好！今天我说课的题目是《盐类的水解》。
下面我将从教材分析、学情分析、教学目标、教学重难点、教法与学法、教学过程以及教学反思这几个方面来展开我的说课。
一、教材分析“盐类的水解”是人教版高中化学选修 4《化学反应原理》第三章第三节的内容。
本节内容是在学生已经学习了化学平衡原理和弱电解质的电离平衡等知识的基础上，进一步探讨盐溶液的酸碱性规律，揭示盐类水解的本质。
盐类的水解是电解质在水溶液中的又一种重要的平衡体系，它不仅是对化学平衡、弱电解质电离平衡等知识的综合应用，也为后续学习沉淀溶解平衡等知识奠定基础。
同时，盐类水解在生产生活中有着广泛的应用，如泡沫灭火器的原理、明矾净水等，具有重要的实用价值。
二、学情分析学生已经具备了一定的化学平衡和弱电解质电离平衡的知识，能够从平衡移动的角度分析问题。
但是，盐类水解的概念较为抽象，学生理解起来可能会有一定的困难。
此外，学生对于实验现象的观察和分析能力还有待提高。
三、教学目标1、知识与技能目标（1）理解盐类水解的概念和实质。
（2）掌握盐类水解的规律，能够判断常见盐溶液的酸碱性。
（3）学会书写盐类水解的离子方程式。
2、过程与方法目标（1）通过实验探究，培养学生的观察能力、分析问题和解决问题的能力。
（2）通过对盐类水解实质的分析，培养学生的逻辑思维能力和抽象概括能力。
3、情感态度与价值观目标（1）通过实验探究，激发学生学习化学的兴趣，培养学生的科学探究精神。
（2）让学生体会化学知识与生活实际的紧密联系，培养学生学以致用的思想。
四、教学重难点1、教学重点（1）盐类水解的概念和实质。
（2）盐类水解的规律和离子方程式的书写。
2、教学难点（1）盐类水解的实质。
（2）影响盐类水解的因素。
五、教法与学法1、教法（1）实验探究法：通过实验引导学生观察现象、分析问题，从而得出结论。
（2）问题驱动法：设置一系列问题，引导学生思考和探究，激发学生的学习积极性。
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结
盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳总结知识点一盐类的水解1. 定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2. 实质弱酸的阴离子―一结合H+卅盐电离一一弱碱的阳离子―一结合0H-一c(H+)H C(OH—-破坏了水的电离平衡—水的电离程度增大一-溶液呈碱性、酸性或中性。
3. 特点4. 规律强碱盐NaC0232 C035•表示方法水解的离子方程式(1) 一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时用“”号连接，产物不标“f”或“I”，不把产物(如NH・H0、H CO)写成其分解产物的形式。
3223女如CU2++2H OCu(OH)+2H+22+NH4+H0NH・H0+H+232(2) 多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
2--例如Na C03水解：CO3+H0HC03+OH-。
(3) 多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。
例如：FeCl水解：Fe3++3H0Fe(OH)+3H+。
3-J3(4) 水解显酸性和碱性的离子存在于同一溶液中，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“f”、“I”等，如NaHCO与AICI混合溶液的反应离子方程式：Ah++3HCO33 3===Al(OH)I+3CO f。
6.影响因素(1)内因形成盐的酸或碱的强弱。
对应的酸或碱越弱就越易发生水解。
—>如酸性：CH COOH〉HCO决定相同浓度的Na CO、CH COONa溶323233液的pH大小关系为pH(Na CO)>PH(CH COONa)o(2)外因①温度、浓度②外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质oa.外加酸碱b・加能水解的盐水解规律口诀两强不水解，有弱才水解;谁强显谁性，同强显中性;越弱越水解，越热越水解;越稀越水解，越浓越难解;加酸抑制阳，加碱抑制阴;同性相抑制，异性相促进。
知识点二沉淀溶解平衡1.含义在一定温度下的水溶液中，当沉淀溶解和生成的速率相等时,即建立了溶解化肥的使用铵态氮肥与草木灰不得混用平衡状态。
《盐类的水解》教案
一、教学目标1. 让学生理解盐类水解的概念和实质。
2. 使学生掌握盐类水解的规律和影响因素。
3. 培养学生运用盐类水解知识解决实际问题的能力。
二、教学内容1. 盐类水解的概念：盐类在水中溶解时，阳离子与阴离子分别与水分子发生作用，产生酸碱性质的过程。
2. 盐类水解的实质：盐类在水中溶解时，离子与水分子发生相互作用，导致溶液中H+和OH-的浓度发生变化，从而使溶液呈现酸碱性。
3. 盐类水解的规律：根据盐类离子的酸碱性质，分为强酸强碱盐、弱酸强碱盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，它们的水解程度不同。
4. 影响盐类水解的因素：离子浓度、温度、溶剂等。
5. 盐类水解在实际中的应用：如调节土壤pH值、制备缓冲溶液等。
三、教学重点与难点1. 重点：盐类水解的概念、实质、规律及影响因素。
2. 难点：盐类水解的规律和影响因素的理解与应用。
四、教学方法1. 采用问题驱动法，引导学生思考和探讨盐类水解的相关问题。
2. 利用实例分析，让学生了解盐类水解在实际中的应用。
3. 采用小组讨论法，培养学生团队合作精神和口头表达能力。
4. 利用多媒体手段，形象地展示盐类水解的过程。
五、教学安排1. 第1-2课时：讲解盐类水解的概念和实质。
2. 第3-4课时：分析盐类水解的规律和影响因素。
3. 第5-6课时：实例分析，了解盐类水解在实际中的应用。
4. 第7-8课时：小组讨论，培养学生运用盐类水解知识解决实际问题的能力。
5. 第9-10课时：总结与复习，进行课堂测试。
六、教学评估1. 课堂问答：通过提问的方式，了解学生对盐类水解概念和实质的理解程度。
2. 小组讨论：观察学生在小组讨论中的表现，了解他们对于盐类水解规律和影响因素的掌握情况。
3. 实例分析报告：评估学生对盐类水解在实际应用中的理解，通过报告的形式进行。
4. 课堂测试：设计相关的测试题目，测试学生对盐类水解知识的掌握和应用能力。
七、教学资源1. 教材：盐类水解的相关章节。
2. 多媒体课件：用于展示盐类水解的过程和实例。
知识清单23 盐类的水解(学生版) 2025年高考化学一轮复习知识清单
知识清单23盐类的水解知识点01盐类的水解原理1．盐类的水解原理(1)定义：在水溶液中盐电离出来的离子与_________________________结合生成____________的反应。
(2)条件：可溶性盐中必须存在______________或______________。
(3)实质：盐电离产生的______________或______________结合_____________________生成_______，破坏了水的______________，水的电离程度_______。
2．盐类水解的特点(1)可逆：盐类的水解是可逆反应。
(2)吸热：盐类的水解可看作是______________反应的逆反应。
(3)微弱：多数水解反应程度很微弱。
3．盐类水解的规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性强酸强碱盐NaCl、NaNO3强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2强碱弱酸盐CH3COONa、Na2CO3【特别提醒】(1)温度越高，盐的水解程度越大。
(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
(3)判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。
(4)盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。
例如：NaCl溶液呈中性，是因为NaCl是强酸强碱盐，不水解。
又如CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH＋4的水解程度相当。
4．水解反应的离子方程式的书写(1)盐类水解的离子方程式一般用“_______”连接，且一般不标“↑”“↓”等状态符号。
(2)多元弱酸盐：分步书写，以第一步为主。
(3)多元弱碱盐：水解反应的离子方程式一步完成。
(4)阴、阳离子相互促进的水解①若水解程度不大，用“”表示。
②相互促进的水解程度较大的，书写时用“===”“↑”“↓”。
《盐类的水解》 讲义
《盐类的水解》讲义一、什么是盐类的水解在溶液中，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 H⁺和 OH⁻，在一定温度下，水电离出的 c(H⁺）和 c(OH⁻）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，通常用 Kw 表示。
在常温下，Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
当盐溶解在水中时，盐中的阳离子或阴离子会与水电离出的 H⁺或OH⁻结合。
如果阳离子结合 OH⁻，阴离子结合 H⁺，就会破坏水的电离平衡，使溶液中的 c(H⁺）和 c(OH⁻）不再相等，从而导致溶液呈现酸性或碱性。
二、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。
例如，CH₃COONa 中含有 CH₃COO⁻，它是弱酸根离子，能发生水解；而NaCl 中，Na⁺和 Cl⁻对应的碱和酸都是强酸强碱，所以 NaCl 不水解。
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。
比如，相同浓度的碳酸钠（Na₂CO₃）和碳酸氢钠（NaHCO₃）溶液，由于碳酸的酸性强于碳酸氢根的酸性，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水解程度大于阴离子时，溶液显酸性；当阴离子水解程度大于阳离子时，溶液显碱性；当阳离子和阴离子水解程度相当时，溶液显中性。
例如，氯化铵（NH₄Cl）溶液中，NH₄⁺水解程度大于Cl⁻，溶液显酸性；碳酸钠溶液中，CO₃²⁻水解程度大于Na⁺，溶液显碱性；而醋酸铵（CH₃COONH₄）溶液中，CH₃COO⁻和NH₄⁺水解程度相当，溶液显中性。
三、盐类水解的影响因素1、内因盐本身的性质是决定盐类水解程度的主要因素。
弱酸根离子或弱碱阳离子对应的酸或碱越弱，水解程度越大。
2、外因（1）温度升高温度能促进盐类的水解。
因为水解反应是吸热反应，温度升高，平衡向吸热方向移动，即水解程度增大。
化学高二盐类的水解知识点
化学高二盐类的水解知识点化学高二——盐类的水解知识点盐类是由阳离子和阴离子组成的化合物，在水溶液中，它们会发生水解反应，产生有机物或无机物，从而影响水溶液的酸碱性质和离子浓度。
本文将介绍高二化学中盐类的水解知识点。
一、盐类的水解原理盐类的水解是指盐在水溶液中分解成酸和碱或酸碱盐的反应过程。
这一过程是由于盐中的阳离子或阴离子与水分子发生化学反应，生成酸或碱。
二、盐类水解的类型根据水解反应的性质，盐类水解可以分为以下几种类型:1. 酸性盐的水解当盐中的阳离子是一价强酸的酸根离子时，它会与水发生反应生成强酸。
例如，氯化氢(HCl)与氢氧化钠(NaOH)反应生成氯化钠(NaCl)和水(H2O)。
2. 碱性盐的水解当盐中的阴离子是一价强碱的碱根离子时，它会与水发生反应生成强碱。
例如，氢氯酸(HCl)与氢氧化铝(Al(OH)3)反应生成氯化铝(AlCl3)和水(H2O)。
3. 盐的中性水解当盐中的阳离子和阴离子都是弱酸或弱碱的盐根离子时，它们会相互水解，生成酸和碱。
例如，硫酸铵(NH4HSO4)会水解成氨(NH3)和硫酸(H2SO4)。
4. 盐的酸碱中性水解当盐中的阳离子是一价强酸的酸根离子，阴离子是一价强碱的碱根离子时，它们会相互水解，生成强酸和强碱。
例如，氯化铵(NH4Cl)会水解成氢氯酸(HCl)和氨(NH3)。
三、盐类水解的影响因素盐类的水解受以下因素的影响:1. 温度温度的升高或降低可以改变水解反应的速率和平衡位置。
通常情况下，水解反应在较高温度下进行得更完全。
2. 盐的浓度盐的浓度越高，水解反应进行得越完全。
3. 盐类的性质不同的盐类具有不同的水解特性，某些盐类更容易发生水解反应。
四、盐类水解的应用盐类的水解过程在生活和工业中有重要的应用。
以下是一些例子:1. 食盐的水解在烹饪食物时，加入食盐(NaCl)可以调味。
当食盐溶解在水中时，它会部分水解成氯化钠和氢氧化钠，起到增加食物的咸味和改善口感的作用。
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盐类的水解知识点(学生版)【盐类的水解知识大复习】一、探究盐溶液的酸碱性结论：强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性，强酸强碱盐显中性。
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因三、盐的水解原理1.定义：在溶液中，盐电离出来的阴离子或阳离子与水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质，这种作用叫做盐类的水解。
2.实质及结果实质：促进水的电离平衡。
结果：盐的溶液呈现出不同程度的酸、碱性。
3.水解条件a.盐必须溶于水中b.生成盐的酸或碱是弱酸或弱碱（有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解）4.水解特征水解是微弱、可逆的，用可逆符号“”【小结】水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性5 盐溶液中水的电离规律【例题】1、pH=3的HCl和pH=11的NaOH溶液中由水电离出来的c(H+)水2、pH=3的NH4Cl和pH=11的CH3COONa溶液中由水电离出来的c(H+)水【小结】盐溶液中水的电离有如下规律：a.在强酸弱碱盐溶液中，盐的水解促进了水的电离，水的电离程度比纯水、酸或碱溶液（抑制水的电离）中水的电离程度大。
b.在酸或碱溶液中，c (H +)、c (OH -)中小的那一个表示水的电离；在盐溶液中，c (H +)、c (OH -)中大的那一个反映了水的电离程度。
四、水解方程式的书写（1）判断能否水解；（2）水解是微弱的，用可逆符号表示。
通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。
在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H 2CO 3、NH 3·H 2O 等）写成其分解产物的形式；（3）多元弱酸的盐分步水解，以第一步为主。
（4）多元弱碱盐的水解视为一步完成。
（5）双水解——不完全双水解与完全双水解不完全水解用可逆符号，完全水解用等号表示。
五、盐类水解的影响因素1.内因——越弱越水解（越热越水解，越稀越水解）以醋酸钠为例：CH 3COO -+H 2OCH 3COOH+OH - K h弱酸或弱碱的电离常数越（越弱），其所生成的盐水解的程度就越大。
2.外因：温度、浓度、酸or 碱、盐溶液aWh K K H c COO CH c H c OH c COOH CH c COO CH c OH c COOH CH c K =⋅⋅⋅=⋅=+-+---)()()()()()()()(3333【练习】在氨水中存在下列平衡：NH3·H2O NH4++OH-，若加入下列物质对该平衡有何影响？⑴NH4Cl固体（逆向）⑵Na2CO3固体（逆向）⑶FeCl3固体（正向）【总结】判断溶液中平衡移动方向的一般思路：①加入的物质是否与之反应；②加入的物质是否与之有同离子效应；③若前两项都不具备则考虑水解问题。
六、水解平衡的应用(1)配置和储存易水解的盐溶液在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等强酸弱碱盐溶液时，为防止水解，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。
Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能储存在有磨口玻璃塞的试剂瓶中。
因水解呈碱性，与玻璃组成成分作用产生（一种黏合剂），将瓶塞与瓶子(2)某些活泼金属与强酸弱碱盐反应NH4+ + H2O NH3﹒H2O + H+镁常温下不易与水发生反应，但镁粉放入氯化铵的水溶液中有氢气放出(3)判断离子能否大量共存弱碱的金属阳离子（如Al3+、Cu2+、NH4+、Fe3+等）与弱酸的酸根（如HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-、F-等）在溶液中不能同时大量共存。
(4)施用化肥长期施用(NH4)2SO4的土壤因NH4+水解而使土壤的酸性增强；草木灰(K2CO3)不能与铵态氮肥混用。
(5)判断盐溶液的酸碱性或pH(6)判断盐溶液中粒子种类多少(7)加热蒸干某些盐溶液制取其他产物判断盐溶液蒸干得到什么物质主要考虑以下三个方面。
a水解：盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原溶质，如Al(SO4)2、CuSO4溶液蒸干得Al(SO4)2、CuSO4固体；盐溶液水解生成不挥发碱和弱酸时，蒸干也得到原溶质，如K2CO3、Na2S溶液蒸干得到K2CO3、Na2S固体；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得Al(OH)3、Fe(OH)3。
b分解：若盐的热稳定性差，加热蒸干其溶液的过程中会发生分解而得不到原溶质，得到的是其分解产物。
如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得到CaCO3固体；蒸干NaHCO3溶液得到Na2CO3固体；蒸干KMnO4溶液得到K2MnO4和MnO2的混合物；蒸干NH4Cl 溶液不能得到固体。
c氧化：若盐的还原性强，加热蒸干其溶液的过程中盐可能被O2氧化而得不到原溶质，得到的是其氧化产物。
如NaSO3溶液蒸干会得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干会得到Fe2(SO4)3和Fe(OH)3的混合物。
(8)泡沫灭火器（Al2(SO4)3、NaHCO3）Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑Al3+不与CO32-、HCO3-、AlO2-、S2-共存，Fe3+不与CO32-、HCO3-、AlO2-共存七、判断溶液离子浓度大小1.单盐水解：Na2CO3 c(Na+)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(HCO3-)＞c(H+)电荷守恒： c(Na+)+c(H+) =2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守恒：c(Na+) = 2 [ c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) ]质子守恒：c (H+) + c (HCO3-) + 2 c (H2CO3) = c (OH-)NaHCO3 c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c (CO32-)电荷守恒：c(Na+)+c(H+) =2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)物料守恒：c(Na+) =[ c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) ]质子守恒：c (H+) +c (H2CO3) = c (OH-) + c (CO32-)NH4Cl c(Cl-)＞c(NH4+)＞ c(H+) ＞ c(OH-)电荷守恒：c (NH4+)+c( H+) = c(Cl-) + c(OH-)物料守恒：c (NH4+) + c(NH3·H2O) = c(Cl- )质子守恒：c(H+) = c(OH-) + c(NH3·H2O )2.混合液的离子浓度比较0.2mol/LCH3COOH溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合，离子浓度由大到小的顺序是c(CH3COO-) ＞ c(Na+) ＞ c(H+) ＞ c(OH-) 。
[解析]CH3COONa、CH3COOHc(CH3COO-) + c(CH3COOH) =2 c(Na+) =0.1mol/L○1往盐酸中加入氨水：四种离子多种成分a.HCl多、NH4Cl少 c(Cl-)＞c(H+)＞c(NH4+)＞c(OH-)b.NH4Cl c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)c. NH4Cl 、NH3·H2O pH=7 c(Cl-)=c(NH4+)＞c(H+)=c(OH-)d. NH4Cl 1 NH3·H2O 1 c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞ c(H+)【小结】两种溶液混合后，离子浓度的大小的比较，首先是判断两者是否反应，确定混合溶液溶质的成分，再依据有关关系式作出判断。
【练习】1.同浓度的下列溶液pH从小到大的顺序是①H2SO4②Ba(OH)2③CH3COOH ④HCl ⑤NaCl ⑥NH4Cl ⑦CH3COONa2.NH4Cl溶液和HCl稀溶液pH均为5，其中两溶液由水电离出的c(H+)分别为a 和b，则a与b的正确关系是（）A. a=bB. b＞aC. b=104aD. a=104b3.Na2CO3溶液在稀释过程中，溶液中下列那些项逐渐增大（）A. c(H+)B. c(OH-)C. pH值D. CO32-+H2O HCO3- + OH-4.能将Ba(NO3)2、KCl 、Al2(SO4)3、FeCl3、CH3COOH五种溶液区别开的试剂是（）A.pH试纸B.Na2CO3C.NaOHD.NH3·H2O5.0.2mol/LNH3·H2O溶液与0.1mol/LHCl溶液等体积混合，离子浓度由大到小的顺序是。
6.常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，溶液中c(HCOO-)与c(Na+)的关系为（）A. c(HCOO-) ＞ c(Na+)B. c(HCOO-) ＜ c(Na+)C. c(HCOO-) = c(Na+)D. 无法确定1、用物质的量都是0.1mol的HCN和NaCN配成1L混合溶液，已知其中c(CN-) 小于c(Na+)，则下列判断中正确的是（）A. c(H+) ＞ c(OH-)B. c(HCN) ＞ c(CN-) =0.2mol/LC. c(HCN) ＞ c(CN-)D. c(CN-) ＞ c(OH-) =0.1mol/L2、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(OH-) = c(H+) + c(HS-) + 2c(H2S)(C) c(Na+) + c(H+) = c(OH-) + 2c(S2-)+c(HS-)(D) c(Na+) = 2c(S2-) + 2c(HS-) + 2c(H2S)3、把0.02mol/LCH3COOH溶液和0.01mol/LNaOH溶液以等体积混合，混合溶液中离子浓度关系正确的是（）A. c(CH3COO-) ＞ c(Na+)B. c(CH3COOH) ＞ c(CH3COO-)C. 2c(H+)=c(CH3COO-) - c(CH3COOH)D. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.02mol/L4、下列离子浓度大小比较错误的是（）A. c(Cl-)＞c(NH4+)＞ c(H+) ＞ c(OH-)B. c(Cl-)＞c(NH4+)＞ c(OH-) ＞ c(H+)C. c(Cl-)＞ c(H+) ＞ c(NH4+) ＞ c(OH-)D. c(NH4+)＞c(Cl-) ＞c(OH-) ＞ c(H+)5、已知某溶液中只存在OH-、H+、 Na+、 CH3COO-四种离子，若该溶液中含有两种溶质，则这四种离子浓度大小顺序可能是（ )A. c(CH3COO-)>c(Na+ )>c( OH- )>c(H+)B. c(Na+ )>c(CH3COO-) >c(H+) >c( OH- )C. c(Na+ )=c(CH3COO-) > c( OH- ) = c(H+)D. c(Na+ )>c( OH- ) > c(CH3COO-) >c(H+)6、为了配制CH3COO-与Na+离子浓度比为1：1的溶液，可向CH3COONa溶液中加入( )A 适量盐酸B 适量NaOH固体C 适量KOHD 适量NaCl晶体7、某温度(t℃)时，水的K W=10-13,则该温度（填大于、小于、或等于）__ 25℃，其理由是。