高三化学-水解和电离
电离和水解的关系
电离和水解的关系
电离和水解是分子中的化学反应，它们之间存在一定的关系。
电离就是把分子中的原子电子脱除而形成离子，而水解是把分子中的原子电子进行重新排列，形成新的化合物，这两者之间有着密切的联系。
电离和水解是发生在分子中的重要化学反应，它们都会引起分子内部的不稳定，使得原子电子结构发生变化，从而产生新的离子或化合物。
因此，电离和水解之间存在着一定的联系。
首先，电离是化学反应中的一种，它的反应原理是原子电子结构发生变化，从而分裂出离子，也就是说，它是把分子中的原子电子脱除而形成离子。
相应地，水解也是一种化学反应，它会将分子中的原子电子重新排列，形成新的化合物。
它们都会造成分子内部发生不稳定，从而产生新的离子或化合物。
因此，电离和水解之间存在着一定的联系。
其次，电离和水解之间也存在着反过程的关系。
电离是把分子中的原子电子脱除而形成离子，那么，反过来，如果把离子放在一起，它们就会结合成分子，而这就是水解的过程，即原子电子重新排列形成新的化合物。
因此，
电离和水解之间存在着反过程的关系，两者之间是相互联系的。
最后，电离和水解之间还存在着能量的关系。
电离和水解是一种化学反应，它们都需要能量的消耗，其能量来源可以是外界的太阳能、化学反应的热量等。
而且，当发生电离或水解时，它们也会释放能量，比如说，当离子在水中结合成分子时，就会释放出能量，而这也是它们之间的关系。
总结起来，电离和水解之间存在着一定的关系，它们都会引起分子内部的不稳定，使得原子电子结构发生变化，从而产生新的离子或化合物；它们之间还存在着反过程的关系，发生电离或水解时，都会消耗和释放能量。
高三化学水解电离知识点
高三化学水解电离知识点化学是高中学习中的一门重要科目，其中水解和电离是化学中的两个基本概念，在高三学习中也是重点内容。
下面将介绍高三化学中关于水解和电离的知识点。
一、水解的概念和分类1. 水解的概念：水解是指化合物与水分子发生反应，被水分子分解成更简单的物质的过程。
2. 水解的分类：水解反应可以分为酸性水解、碱性水解和盐类水解三种类型。
- 酸性水解：当化合物与酸反应时，发生酸性水解，产生酸根离子或酸。
- 碱性水解：当化合物与碱反应时，发生碱性水解，产生碱根离子或碱。
- 盐类水解：当盐类溶解在水中时，发生盐类水解，产生盐的阳离子或阴离子与水分子反应生成的溶液。
二、水解反应的影响因素1. 温度：温度升高会加速水解反应的进行，反之则会减缓反应速率。
2. 浓度：反应物浓度的增加会导致水解反应速率的加快。
3. 原料的性质：不同种类的原料发生水解反应的速率也会不同。
三、电离的概念和分类1. 电离的概念：电离是指化合物在溶液中分解成带电离子的过程。
2. 电离的分类：电离可以分为离子的形成和电解质的分类两个方面。
- 离子的形成：当化合物溶解在水中时，其中的分子会分解成带电的离子。
- 电解质的分类：电解质可以分为强电解质和弱电解质两种类型。
四、强电解质和弱电解质1. 强电解质：具有完全电离的性质，溶解度大，溶液中离子的浓度高。
2. 弱电解质：仅部分电离，溶解度小，溶液中离子的浓度低。
五、电离度和电离常数1. 电离度：电离度是描述溶液中电解质溶解程度的物理量，用符号α 表示。
2. 电离常数：反映溶液中电解质电离程度的物理量，用符号 K 表示。
六、酸碱中的水解和电离1. 酸的水解：酸溶液中的水会发生水解反应，生成氢离子（H+），使溶液呈酸性。
2. 碱的水解：碱溶液中的水会水解生成氢氧根离子（OH-），使溶液呈碱性。
3. 酸的电离：酸溶液中的酸分子会电离生成氢离子（H+）。
4. 碱的电离：碱溶液中的碱分子会电离生成氢氧根离子（OH-）。
水解方程式和电离方程式的区别
水解方程式和电离方程式的区别水解方程式和电离方程式的区别水解方程式和电离方程式的区别一般情况下，水解与电离都是解离过程，但两者又有着本质的区别。
一、原理不同原理不同。
水解反应是水分子（ H＋）在溶液中分解生成氢离子（ H＋）、氢氧根离子（ OH－）和水的反应；而电离是水的分子（ H ＋）或者H离子（ H＋）在溶液中分解生成氢离子（ H＋）、氢氧根离子（ OH－）和水的反应。
二、条件不同方程式内容不同。
水解的条件是水分子（ H＋）在溶液中完全解离成氢离子（ H＋）和氢氧根离子（ OH－）；而电离的条件是水分子（ H＋）或者H离子（ H＋）在溶液中部分解离成氢离子（ H＋）、氢氧根离子（ OH－）和水；水电离的方程式为： OH－＋H＋==H+＋OH－。
结果形成不同。
水解时，水解反应中水的化合价降低，离子键断裂，化合物分解成离子化合物；电离时，电离反应中水的化合价升高，离子键断裂，水被分解成氢离子（ H＋）和氢氧根离子（ OH－）。
三、应用范围不同。
水解是在水溶液中发生的化学反应，可以发生在酸、碱、盐溶液中，应用于中和酸、碱、盐，也常用于食品的保存、营养素的提取、农药等的除去，也用于生物大分子的提取和精制等方面。
而电离只能在水溶液中进行，用于鉴定、提纯、去除水溶性杂质等，例如在检测钠离子、镁离子等金属离子时。
四、书写形式不同。
水解反应的化学方程式用分子式表示；而电离方程式中，在分子式的右上角写明被测离子，在分子式的左下角写明生成物。
水解方程式和电离方程式的联系从物质的水溶液中，以分子或离子的形式电离出某些元素的化学反应来考虑，这样的反应叫做电离反应。
水解反应和电离反应之间具有密切的联系，电离方程式与水解方程式互相联系。
操作方法不同。
水解反应中，分子式的上下同时有标明该反应生成物和反应物的化学式；电离方程式则只需要在分子式的左下角标明反应物和生成物。
水解方程式和电离方程式的转化将电离方程式和水解方程式代入化学式中，利用等效平衡原理，由水解反应电离方程式，可以推导出水解方程式，反之亦然。
电离和水解
电离和水解
电离和水解是有机物分子中的原子间关系破坏，从而产生更小的离子或者分子团体的一种化学反应。
电离是指有机物分子中的原子间共价键断裂，产生两个或多个离子，这种反应可以用来分离有机物中的离子或分子团体，也可以用来识别有机物中的原子组成，并把它们分离出来。
水解是指在水作用下，有机物分子中的原子间共价键断裂，形成氢离子H + 和其他离子。
水解反应通常发生在受水的作用，如有机分子中的水合物，例如醇、酮、醛等，或者有机物分子中的键类似于醇和醛的键，如羧酸等，都会发生水解反应。
电离和水解反应都是催化剂反应，催化剂可以加速反应的速度，使反应过程更快更有效。
电离反应通常使用强酸或强碱作为催化剂，而水解反应则使用水或氢氧化物作为催化剂。
电离反应可以将有机物分子中的原子或分子组成分离出来，以便进行精确分析。
水解反应有助于破坏有机物中的共价键，可以改变有机物的性质，使得有机物更容易反应，从而促进新物质的生成。
电离反应和水解反应都是重要的有机化学反应，它们不仅可以对有机物进行分离和识别，而且还可以用来制备新物质，促进有机物的合成反应。
水解方程式和电离方程式的区别
水解方程式和电离方程式的区别有机物水解，生成氢氧化物和氢离子或氧离子，其方程式为：水解方程式和电离方程式的区别：分子、原子间以共价键结合，而在水溶液中，由于氢氧根离子的水解而产生氢离子。
前者是中学化学，后者是高中化学;中学化学一般没有涉及这种反应，电离方程式就更不用提了。
通常说某物质水解(电离)生成什么气体，这里水解产生的气体就是原物质，而产生的新物质是“某气体”，也叫电离产生的气体。
例如NaOH(Na+水解)===NaOH+OH-中，水解产生的Na+是电离产生的NaOH(酸)，即电离方程式。
简单的说，水解方程式写的是反应物和生成物的化学式，而电离方程式写的是离子的化学式。
水解方程式是不能简写的。
如下列反应物分别是： Na2O3和NaOH，生成物分别是Na2O3和NaOH，生成物的化学式就应该是NaOH(OH-)和Na2O3(OH-因为电离生成的离子和电子的个数都相等，而两者所得的电子个数不同。
因此要么写成1个离子+ 1个电子= 2个离子，要么写成2个电子+ 1个离子= 2个电子。
最重要的是：不同的水解反应会产生不同的氢氧根离子。
有机物的水解反应有两类：一类是在水溶液中进行的，称之为“可逆反应”，如：①碳酸钠溶液与二氧化碳反应生成碳酸氢钠；②氨水和碳酸钠溶液反应生成氨气和水；③乙醇和盐酸反应生成氯化氢和水；④糖类和盐酸反应生成二氧化碳和水。
另一类是在碱性条件下进行的，称之为“不可逆反应”，如：①硫酸铜溶液与碳酸钠溶液反应生成氯化铜和水；②醋酸钠溶液与盐酸反应生成二氧化碳和水。
在学习水解方程式时必须掌握的关键是“碳酸氢钠溶液”、“乙醇”和“醋酸钠溶液”。
2。
简述物质水解的实质：任何一种物质在水溶液中发生水解反应，均是氢离子与氢氧根离子相互交换的结果，而且有水解程度的大小问题。
(1)在一定温度下，大多数非电解质的水解程度较小。
(2)电解质的水解比较复杂，除水解程度较小外，还有强弱问题。
(3)许多离子化合物的水解属于吸热反应。
高三化学电离与水解知识点
高三化学电离与水解知识点电离与水解是高中化学中重要的知识点，涉及到溶液的离子化程度、酸碱中和反应等概念。
本文将围绕电离与水解的定义、化学平衡中的应用以及相关实例进行详细阐述。
一、电离与水解的定义电离是指化学物质在溶液中或熔融状态下，通过释放离子而转变为离子的过程。
以强酸HCl为例，当它溶解在水中时，会释放出H+离子和Cl-离子：HCl（气体）→ H+（溶液）+ Cl-（溶液）水解是指化学物质在水溶液中与水发生反应，产生离子和水的过程。
以强碱NaOH为例，当它溶解在水中时，会发生水解反应：NaOH（固体）+ H2O（液体）→ Na+（溶液）+ OH-（溶液）二、化学平衡中的电离与水解在酸碱中和反应中，离子的电离与水解是化学平衡过程中重要的组成部分。
根据勒夏特列原理，对于弱电解质溶液，它的电离与水解可以相互制约，形成动态平衡。
以弱酸HAc（醋酸）的电离与水解为例，该过程可以表达为如下平衡反应：HAc（溶液）⇄ H+（溶液）+ Ac-（溶液）在水中，HAc分子发生电离，部分转化为离子H+和Ac-，同时也会出现Ac-与水分子的水解反应：Ac-（溶液）+ H2O（溶液）⇄ HAc（溶液）+ OH-（溶液）这两个反应相互制约，不断进行，直到达到化学平衡。
三、电离与水解的相关实例1. 酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是根据溶液的酸碱性质发生颜色变化的物质。
这种颜色变化与指示剂分子的电离与水解有关。
如甲基橙指示剂，在酸性溶液中会接受H+离子而发生电离，呈现红色；在碱性溶液中，指示剂分子与OH-离子发生水解，呈现黄色。
通过观察指示剂的颜色变化，可以判断溶液的酸碱性质。
2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸溶液与碱溶液按化学计量比发生完全反应的过程。
在这个过程中，酸与碱溶液中的离子发生重新组合，形成中和盐和水。
例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水的化学方程式为：HCl（溶液）+ NaOH（溶液）→ NaCl（溶液）+ H2O（溶液）该反应中，HCl中的H+离子与NaOH中的OH-离子结合，生成中和盐NaCl和水。
高中化学--高考总复习五――电离与水解 6.电离与水解
高考总复习五――电离与水解6．电离与水解[考点扫描]1．强弱电解质与结构的关系及其判断方法。
2．弱电解质的电离平衡及电离方程式的书写。
3．水的离子积常数及其影响因素。
4．溶液中c(H+)、溶液的pH与溶液的酸碱性的关系：5．有关pH的计算。
6．盐类的水解的实质和规律。
7．盐类水解离子方程式的书写。
8．盐类水解的影响因素。
9．盐类水解的应用，溶液中微粒的成分及浓度。
[知识指津]1．强电解质和弱电解质的比较离子2．弱电解质的电离平衡的特征：(1)“动”：电离平衡是动态平衡，(2)“定”：溶液中分子和离子的浓度保持不变；(3)“变”：条件改变，平衡被破坏。
影响电离平衡的因素主要是：温度、浓度和同离子，可运用勒夏特列原理判断条件改变时电离平衡移动的方向。
弱电解质电离方程式的书写应注意多元弱酸分步电离；多元弱碱电离过程复杂，一步写出。
3．电解质溶液的导电能力与离子浓度及离子所带电荷数有关，溶液中自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越高，导电能力越强，反之亦然。
强电解质溶液导电能力不一定强。
4．常温下水的离子积Kω＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液(包括酸性溶液、中性溶液和碱性溶液)，在任何情况下，c(H+)或c(OH-)都不会等于零，所以任何水溶液中H+和OH-总是同时存在，只是相对含量不同而已。
但任何溶液中由H2O电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等。
水的离子积常数Kω只与温度有关，温度升高，水的电离程度增大。
5．pH的适用范围：适用于c(H+)或c(OH-)为1mol/L以下的稀溶液，pH的取值范围为0－14。
当pH小于0或pH大于14时，溶液较浓，则直接用c(H+)或c(OH-)来表示其酸碱性强弱较为方便。
其中：c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越强；c(OH-)越大，pH越大，溶液碱性越强。
pH改变一个单位，溶液中c(H+)便改变10倍，如pH每增大一个单位，c(H+)就减小10倍。
水解和电离的例子
水解和电离的例子
水解和电离是化学中常见的两种反应类型，它们在许多化学过程中起着重要的作用。
下面将列举十个关于水解和电离的例子，以便更好地理解它们的概念和应用。
1. 水的自离解：在常温下，水分子可以发生自离解反应，生成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
2. 酸的电离：例如盐酸（HCl）溶于水中时，会电离成氯离子（Cl-）和氢离子（H+）。
3. 碱的电离：例如氢氧化钠（NaOH）溶于水中时，会电离成氢氧根离子（OH-）和钠离子（Na+）。
4. 盐的水解：例如氯化铵（NH4Cl）溶于水中时，会发生水解反应生成氨气（NH3）和盐酸（HCl）。
5. 酯的水解：例如乙酸乙酯（CH3COOC2H5）与水反应时，发生酯水解反应生成乙酸和乙醇。
6. 碳酸盐的水解：例如二氧化碳溶于水中形成碳酸，碳酸又可以进一步水解成氢离子和碳酸根离子。
7. 脂肪酸的水解：例如三酸甘油酯（三酸甘油酯）在酶的催化下水解成甘油和脂肪酸。
8. 蛋白质的水解：例如消化系统中的胃酸和胃酶可以将蛋白质水解成氨基酸。
9. 纤维素的水解：例如木质纤维素可以通过酸或酶的作用水解成葡萄糖单体。
10. 焦炭的水解：例如高温下，焦炭可以与水蒸气反应生成氢气和一氧化碳。
这些例子展示了水解和电离在化学反应中的重要性和广泛应用。
水解是指化合物与水反应生成其他化合物的过程，而电离是指化合物在溶液中分解成离子的过程。
这些反应对于理解化学反应的机制、调节溶液的pH值、生物化学过程以及工业生产等都具有重要意义。
通过研究和理解水解和电离反应，我们可以更好地认识和应用化学知识。
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电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。
解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。
首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。
、电离平衡理论和水解平衡理论1. 电离理论:⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2. 水解理论：2%o)。
例如：NaHCO溶液中,从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的(一般不超过c(HCQ—) >> C(H2CO)或c(OH—)理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；女口NaHCO溶液中有：c(Na+)^二c(HCO-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的(双水解除外)，因此水解生成的弱电解质及产生H+的(或OH)也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)(或碱性溶液中的c(OH-))总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+) > c(OH)，水解呈碱性的溶液中c(OH-) > c(H+):⑷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。
二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。
如(1 )在只含有A+、M「、』、OH四种离子的溶液中c(A+)+c(H +)==c(M-)+c(OH—), 若c(H +) > c(OH^)，则必然有c(A+) v c(M-)。
书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。
例：NHCI 溶液：c(NH+ 4)+ c(H +)= c(Cl -)+ c(OH -)N@CO溶液：c(Na+)+ c(H +)= 2c(CO2 —3)+ c(HCO —3)+ c(OH -)NaHCO溶液：c(Na +)+ c(H +)= 2C(CO2—3) + c(HCO —3)+ c(OH -)NaOH溶液：c(Na +) + c(H +) = c(OH-)NasPQ溶液：c(Na +) + c(H +) = 3c(PO3 —4) + 2C(HPO2—4) + c(H 2PO- 4) + c(OH -)2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化(反应或电离) 前某元素的原子(或离子)的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子(或离子)的物质的量之和。
NHCI 溶液：化学式中N:CI=1:1，即得到，c(NH+ 4)+ c(NH 3?H2O) = c(CI -)Na t CO溶液：Na:C=2:1，即得到，c(Na+) = 2c(CO2 - 3 + HCO —3 + H 2CO)NaHCO溶液：Na:C=1:1，即得到，c(Na+) = c(CO2 —3)+ c(HCO —3) + c(H 2CO) 写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都要考虑在内，可以是离子，也可以是分子实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。
在Na^S溶液中存在着S2的水解、HS的电离和水解、水的电离，粒子间有如下关系c(S2—)+c(HS —)+c(H 2S)==1/2c(Na +) ( Na +,S2—守恒) C(HS)+2c(S 2—)+c(H)==c(OH —) (H、O 原子守恒) 在NaHS溶液中存在着HS的水解和电离及水的电离。
HS + OH HS^= H++ ST H2^=H++ OH从物料守恒的角度分析，有如下等式：c(HS—)+C(S2—)+c(H 2S)==c(Na +);从电荷守恒的角度分析，有如下等式：c(HS —)+2(S 2—)+c(OH —)==c(Na +)+c(H +);将以上两式相加，有：2—一 +c(S )+c(OH )==c(H 2S)+c(H )得出的式子被称为质子守恒3、质子守恒：无论溶液中结合氢离子还是失去氢离子，但氢原子总数始终为定值，也就是说结合的氢离子的量和失去氢离子的量相等。
实际上，有了上面2个守恒就够了，质子守恒不需要背。
例如：NHCI溶液：电荷守恒：c(NH+ 4) + c(H +) = c(CI -) + c(OH -)物料守恒：c(NH+ 4) + c(NH 3?H0) = c(CI -)处理一下，约去无关的CI-，得到，c(H+) = c(OH -) + c(NH 3?H2O)，即是质子守恒N@CO溶液：电荷守恒：c(Na+) + c(H +) = 2c(CO2 —3) + c(HCO —3) + c(OH -)物料守恒：c(Na+) = 2c(CO2 —3 + HCO —3 + H 2CG)处理一下，约去无关的Na+,得到，c(HCO- 3) + 2c(H 2CG) + c(H +) = c(OH -)，即是质子守恒NHCI溶液，水电离出的，c(H+) = c(OH-)，但是部分0H—被NH+4结合成NH?HO,而且是1：1结合，而H+不变，所以得到，c(H+)= 原来的总c(OH')= 剩余c(OH') + c(NH 3?H2。
)N@CO溶液，水电离出的，c(H+) = c(OH -)，但是部分H+被CO2- 3结合成HC—3，而且是1:1结合，还有部分继续被HC—3结合成fCO，相当于被CO2- 3以1：2结合，而OH —不变，c(OH-)= 原来总c(H+) = c(HCO —3) + 2c(H 2CO) + 剩余c(H+)现将此类题的解题方法作如下总结。
二、典型题——溶质单一型1、弱酸溶液中离子浓度的大小判断解此类题的关键是紧抓弱酸的电离平衡L 的H2S 溶液中所存在离子的浓度由大到小的排列顺序是______________________弱酸溶液中离子浓度大小的一般关系是：C（显性离子）＞ C（一级电离离子）＞C（二级电离离子）＞ C（水电离出的另一离子） 2、能发生水解的盐溶液中离子浓度大小比较--- 弱酸强碱型解此类题型的关键是抓住盐溶液中水解的离子在CH3COONa溶液中各离子的浓度由大到小排列顺序正确的是（）A c（Na +）＞c（CH 3COO）＞c（OH —）＞c（H +）B c（CH3COO）＞c（Na +）＞c（OH —）＞c（H +）C c（Na +）＞c（CH 3COO）＞C（H+）＞c（OH —）D c（Na +）＞c（OH —）＞c（CH s CO（O ）＞c（H +）E、一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C（不水解离子）＞ C（水解离子）＞C（显性离子）＞C（水电离出的另外一种离子）［点击试题］在N&CO溶液中各离子的浓度由小到大的排列顺序是___________二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系是：C（不水解离子）＞ C（水解离子）＞C（显性离子）＞C（二级水解离子）＞C（水电离出的另一离子）［点击试题］判断L的NaHC齡液中离子浓度的大小关系二元弱酸的酸式盐溶液中离子浓度大小的一般关系是：C（不水解离子）＞C（水解离子）＞C（显性离子）＞C（水电离出的另一离子）＞C（电离得到的酸根离子）三、典型题- 两种电解质溶液相混合型的离子浓度的判断解此类题的关键是抓住两溶液混合后生成的盐的水解情况以及混合时弱电解质有无剩余，若有剩余，则应讨论弱电解质的电离。
下面以一元酸、一元碱和一元酸的盐为例进行分析。
1、强酸与弱碱混合［点击试题］PH=13的NH・H2O和PH=1的盐酸等体积混合后所得溶液中各离子浓度由大到A. pH>7,且 c (OH —)> c (Na +) > c (H +) > c (CH 3COO —)小的排列顺序是 _____________需要我们注意的是，强酸弱碱盐溶液中加入一定量的弱碱，解题方法与此题相同。
2、强碱与弱酸混合［点击试题］PH=X 的NaOH 溶液与PH=丫的CHCOOH 溶液，已知 X+Y=14,且丫<3。
将上述两 溶液等体积混合后，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序正确的是 ( )A C(Na ［>C(CH 3COO)>C(OH —)>C(H +)B C(CH 3COO)>C(Na +)>C(H +)>C(OH —)C C(CH 3COO)>C(Na +)>C(OH —)>C(H +)DC(Na +)>C(CH 3CO (O)>C(H +)>C(OH —)上述两题的特点是 PH+PH==14，且等体积混合。
其溶液中各离子浓度的关系的特点是C(弱电解质的离子)>C(强电解质的离子)>C(显性离子)> C (水电离出的另一 离子) 3、强碱弱酸盐与强酸混合和强酸弱碱盐与强碱混合［点击试题］mol/L 的CHCOOK 与mol/L 的盐酸等体积混合后，溶液中下列粒子的物质的 量关系正确的是 ( ) A C(CHCOO)==C(CI —)==C(H +)>C(CH 3COOH)BC(CHCOO)==C(CI —)>C(CH 3COOH)>C(H)C C(CHCOO)>C(CI —)>C(H +)>C(CH 3COOH) DC(CHCOO)>C(CI —)>C(CH 3COOH)>C(H)4、酸碱中和型 (1) 恰好中和型［点击试题］在 10ml ・L -1NaOH 溶液中加入同体积、同浓度 HAc 溶液，反应后溶液中各 微粒的浓度关系错误的是 () 。
A. c (Na +) > c (Ac -) > c (H +) > c (OH) B . c (Na +) > c (Ac -) > c (OH) >c (H +) C. c (Na +) = c (Ac -) + c (HAC)D . c (Na +) + c (H +) = c (Ac -) + c (OH)(2) pH 等于 7 型［点击试题］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()。
B . c (HCOO) v c (Na +)D .无法确定 C (HCOO)与c (Na +)的关系A ．c (HCOO -)>c (Na +) -+C. c (HCOC) = c (Na )(3) 反应过量型点击试题］常温下将稀 NaOH 溶液与稀CH 3COOH 溶液混合，不可能出现的结果是+ + ——B. pH>7,且c(Na ) + c(H ) = c (CHCOO) + c(OH )C. pHv 7,且 c(CH3COO) > c(H+) >c(Na+) > c(OH-)—+ + —D. pH= 7,且c(CH s COO) > c(Na ) >c(H ) = c(OH )［随堂练习］1、将标准状况下的通入150ml1mol/LnaOH 溶液中,下列说法正确的是() - 2-A. c(HCO-)略大于c(CQ-)B. c(HCO3-) 等于c(CO32-)+ 2- -C. c(Na )等于c(CO )与c(HCO )之和- 2D. c(HCO-)略小于c(CQ-)2、向・LT NaOH溶液中通入过量CQ后，溶液中存在的主要离子是( )A Na＋、CO32－B Na＋、HCO3－C HCO3－、CO32－D Na＋、OH－四、守恒问题在电解质溶液中的应用解此类题的关键是抓住溶液呈中性(即阴阳离子所带电荷总数相等)及变化前后原子的个数守恒两大特点。