高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析
高中化学【弱电解质的电离 盐类的水解】
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解第1课时 弱电解质的电离平衡1．了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2理解影响弱电解质电离平衡的因素及对电离平衡移动的影响。
(重点) 3．了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
(难点)电 离 平 衡 常 数[基础·初探]教材整理1 电离常数1．定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
2．表达式：一元弱酸：CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋K a ＝[CH 3COO －]·[H ＋][CH 3COOH] 一元弱碱：NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －K b ＝[NH ＋4]·[OH －][NH 3·H 2O]。
3．意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
4．影响因素：电离平衡常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
教材整理2 电离度1．概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子数的百分率，称为电离度，用α表示。
2．表达式：α＝已电离的溶质分子数原有溶质分子总数×100%。
3．影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
[探究·升华][思考探究]下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)酸电离方程式电离平衡常数K a CH3COOH CH3COOH CH3COO－＋H＋ 1.7×10－5H2CO3H2CO3H＋＋HCO－3HCO－3H＋＋CO2－3K a1＝4.2×10－7K a2＝5.6×10－11H3PO4H3PO4H＋＋H2PO－4H2PO－4H＋＋HPO2－4HPO2－4H＋＋PO3－4K a1＝7.1×10－3K a2＝6.2×10－8K a3＝4.5×10－13(1)当升高温度时，K a值怎样变化？【提示】由于电离过程均是吸热的，所以升高温度可以促进电离，电离平衡常数变大。
弱电解质的电离_盐类的水解(鲁科版选修4)
一、强电解质和弱电解质
强电解质 HCl
相同点
不同点
弱电解质 CH3COOH 电解质 在水溶液里部分电离 电离能力弱
电解质 在水溶液里完全电离 电离能力强
水溶液中 存在的溶 质微粒
离子
离子、分子
HCl = H+ + Cl-
请例举出一些常见的强电解质、弱电解质？
CH3COOH
v v（电离成离子）
CH3COO- + H+
电离平衡状态
v（结合成分子） t
在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子 的速率和离子重新结合生成分子的速率 相等 时， 电离过程就达到了平衡状态，叫电离平衡。
2.电离平衡常数（K） ------弱电解质电离程度相对大小的参数 对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
（二）水解方程式的书写
1、一般模式： （1）用化学方程式表示： 盐+水 （2）用离子方程式表示：
酸+碱
盐的离子+水
弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)
NH3· 2O + HCl H
NH4Cl + H2O
NH4+ + H2O
CH3COONa+H2O
NH3· 2O + H+ H
CH3COOH+NaOH
CH3COO－+H2O
K 服从化学平衡常数的一般规律，受温度影 响，温度一定，弱电解质具有确定的平衡常数。 Ka (HCN)=6.2×10-10mol/L Ka(CH3COOH)=1.7×10-5mol/L Ka (HF)=6.8×10-4mol/L
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。
化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。
(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。
K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。
通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。
多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的.电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。
(3)弱电解质电离的特点：①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。
(4)外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。
第二节 弱电解质的电离、盐类的水解
盐水解的程度一般较 中和 小
，盐溶液的酸碱性通常较 吸热 水解
3．影响盐水解的因素首先是 盐的组成 ，即有弱才水解，无弱不水解，其中①弱 ． 即有弱才水解，无弱不水解，其中① 强 酸的酸性越弱， 酸的酸性越弱，其酸根离子的水解程度就越 大 ，对应盐溶液碱性就越 ②弱碱的碱性越 弱 其次是外因，受 其次是外因， 温度 解平衡的影响。 解平衡的影响。
当弱电解质分子电离 1．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下(如温度、压强 ， ．弱电解质的电离平衡是指在一定条件下 如温度 压强)， 如温度、 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 成离子 的速率与离子结合成 分子 的速率相等时，电离过程就达到了平衡。 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： 弱电解质的电离可用平衡常数表示，例如： CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离平衡常数 Ka＝ Kb＝ ，NH3·H2O NH＋OH－的电离平衡常数 ＋ 。在相同温度下根据电离平衡常数的大小可以比
②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，如相 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， 同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中，[ 三种溶液中， 同浓度的 、 到小的顺序是c＞ ＞ 。 到小的顺序是 ＞a＞b。 ③混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度 混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素， 的NH4Cl和氨水等体积混合后，溶液中离子浓度顺序为 和氨水等体积混合后， 和氨水等体积混合后 溶液中离子浓度顺序为[ [OH－]＞[H＋]，即NH3·H2O电离程度＞ 电离程度＞ ＞ ， 电离程度 水解程度。 水解程度。 ]＞[Cl－]＞ ＞ ＞ ]由大 由大
《弱电解质的电离__盐类的水解》第3课时课件
4、弱酸弱碱盐
CH3COONH4、(NH4)2CO3
拓展 延伸盐类水解有何规律？
酸 强酸 弱酸 强酸 弱酸 碱 强碱 强碱 弱碱 弱碱 盐的类型 强酸强碱盐
(NaCl)
是否水解
否
盐溶液的 酸碱性 中性 碱性
(无弱不水解)
是
强碱弱酸盐
(CH3COONa)
(酸弱能水解)
是
强弱碱盐
(NH4Cl)
(碱弱能水解)
弱电解质的电离 盐类的水解
第三课时 盐类的水解规律
交流 讨论
盐的水解有什么规律吗?
强酸
CH3COONa是哪种酸和碱反应得到的盐? 是由醋酸(弱酸)和氢氧化钠(强碱)中和生成的盐
强碱 碱
酸 弱酸
1、强酸强碱盐 2、强酸弱碱盐 盐 NaCl
弱碱
FeCl3、NH4Cl
3、弱酸强碱盐 CH3COONa、K2CO3
随堂练习
4. 请写出NaF发生水解反应的离子方程式。
答案：
F-+H2O
HF+OH-
5、实验设计
请设计一个合理而比较容易进行的 方案证明某酸HA酸是弱电解质（应用水 解原理，做简明扼要表述）
答案：取一定量NaA溶液，测定其大于7，故HA
酸为弱酸
生成沉淀或气体，也不发生分解。)
水解的程度很小，水解产物也很少,通常不
2、多元弱酸根离子的水解分步写，一般只写第一步
3、多元弱碱阳离子的水解一步到位
4、双水解进行到底的，用“ ↑、↓ ”，均一步到位
5、多元弱酸的酸式酸根离子水解与电离共存
小
• • • • • • •
结
定义: 盐的弱离子跟水电离的离子生成弱电解质 实质: 生成弱电解质,促进了水的电离平衡 结果: 盐溶液呈酸性或碱性 条件: 可溶,弱离子 规律: 有弱才水解,谁强显谁性 补充: 多元弱酸的酸根离子分步水解 水解方程式的书写
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解【学习目标】1、能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论；2、认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素；3、能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
第一课时【复习巩固】1、电解质： 。
非电解质： 。
23、写出下列物质的电离方程式：（1）HCl （2）KNO 3 （3）HF （4）HClO （5）NH 3·H 2O 【新课导入】实验：25℃，取等体积，浓度均为1mol/L 的盐酸和醋酸溶液分别与镁条反应，观察实验初始阶段的现象。
（现象：开始时，镁条与盐酸反应较快，放出大量气泡。
）【设疑】为什么会出现这样的现象？生成氢气的速率受哪些因素的影响？等浓度的盐酸与醋酸溶液中氢离子的浓度为什么不同？【学生练习】写出HCl 与CH 3COOH 电离的方程式。
HCl = H + + Cl -CH 3COOH CH 3COO - + H +弱电解质的电离既然是不完全的，那么一定条件下，电离进行到一定程度就会达到平衡状态，即建立了电离平衡。
一、弱电解质的电离平衡电离平衡与化学平衡有很多相似之处，请同学们根据醋酸的电离方程式，写出醋酸的电离平衡常数表达式。
CH 3COOH CH 3COO - + H + K a =1、电离平衡常数（1）涵义：弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。
（2）符号：弱酸电离平衡常数：K a[H +][CH 3COO -] [CH 3COOH]弱碱电离平衡常数：K b【迁移应用】根据化学平衡常数的相关知识推测电离平衡常数受什么因素的影响？与弱电解质的电离程度有什么关系？（2）影响因素：受温度的影响，与溶液的浓度无关。
（3）与电离程度的关系：电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
已知：K a（HCN）=6.2×10-10mol/LK a(CH3COOH)=1.7×10-5mol/LK a(HF)=6.8×10-4mol/L则三种酸的酸性由弱到强的顺序是氢氰酸、醋酸、氢氟酸。
弱电解质的电离 盐类的水解( 水解平衡的移动 盐类水解应用 )(2019鲁科版选修1化学反应原理)
NaCl
Na2CO3
Fe2O3
Al2(SO4)3
思考：将FeCl3溶液加热蒸干，最终析出的固体是什么？为什么？ 如果是蒸干Fe2(SO4)3呢？
FeCl3溶液中存在Fe3+水解平衡，FeCl3+3H2O Fe(OH)3↓+3HCl， 加热蒸发时，促进Fe3+水解，生成的HCl挥发，导致水解不断进行， 最后得到Fe(OH)3固体。灼烧后Fe(OH)3固体分解得到Fe2O3。
Al3++3H2O HCO3-＋H2O
Al(OH)3+3H+, H2CO3 +OH-，
混合后，铝离子的水解会促进碳酸氢根离子的水解，从而使水 解完全，而产生CO2和Al(OH)3。
总反应：Al3++3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑；
结论：弱酸、弱碱反应生成的可溶性盐溶于水后，弱酸根离子和
硬脂酸(C17H35COOH)是一种一元弱酸
C17H35COO-+H2O
C17H35COOH+OH-
4、配制和储存易水解的盐溶液时，需加入酸或碱抑制盐的水解。
如：配制FeCl3溶液？
将FeCl3粉末溶于稀盐酸,再加入水,抑制Fe3+的水解。FeCl3溶于 水时,Fe3+易发生水解产生浑浊,加适量的盐酸可以抑制Fe3+发生
2、利用明矾[KAl(SO4)2·12H2O]净水
明矾溶于水后，明矾在水中发生电离产生Al3＋，Al3＋发生水解，生成
胶状的Al(OH)3，Al3++3H2O
Al(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体具
有吸附作用，能吸附水中的固体悬浮物，并沉淀下来，起到净水作用。
弱电解质电离与盐类水解
电离平衡和盐类的水解平衡一、高考展望：弱解质的电离平衡及盐类的水解平衡是高考的热点内容之一，也是教学中的重点和难点。
高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查。
几乎是每年必考的内容。
电离平衡的考查点是：①比较某些物质的导电能力大小，判断电解质、非电解质；②外界条件对电离平衡的影响及电离平衡的移动；③将电离平衡理论用于解释某些化学问题；④同浓度(或同pH)强、弱电解质溶液的比较，如：c(H＋)大小，起始反应速率、中和酸(或碱)的能力、稀释后pH的变化等等。
外界条件对电离平衡的影响、强弱电解质的比较是高考命题的热点。
盐类的水解在考查内容上有以水解实质及规律为对象的考查，但将水解与弱电解质电离、酸碱中和反应、pH等知识进行综合考查更为常见。
主要考查点如下：①盐类水解对水的电离程度的影响的定性、定量判断；②水解平衡移动用于某些盐溶液蒸干后产物的判断；③盐溶液pH大小的比较；④盐溶液或混合溶液离子浓度大小的比较及排序。
⑤离子共存、溶液的配制、试剂的贮存、化肥的混用、物质的提纯、推断、鉴别、分离等。
二、考点归纳：水的电离是电离平衡的一种具体表现形式，所以可以上承下延，从电离平衡的影响因素来思考和理解具体的水的电离平衡的影响因素。
⑴温度：由于水的电离过程吸热，故升温使水的电离平衡右移，即加热能促进水的电离，c(H＋)、c(OH―)同时增大,K w增大，pH值变小，但c(H＋)与c(OH―)仍相等,故体系仍显中性。
⑵酸、碱性：在纯水中加入酸或碱，酸电离出的H＋或碱电离出OH―均能使水的电离平—1—衡左移，即酸、碱的加入抑制水的电离。
若此时温度不变，则K w 不变，c(H ＋)、c(OH ―)此增彼减。
即：加酸，c(H ＋)增大，c(OH ―)减小，pH 变小。
加碱，c(OH ―)增大，c(H ＋)减小，pH 变大。
⑶能水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，由于水解的实质是盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子结合水电离出的H ＋ 或OH ― ，所以水解必破坏水的电离平衡，使水的电离平衡右移。
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弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。
4. 影响电离平衡的因素内因：电解质本身的性质外因：（符合勒夏特列原理）（1）温度：升高温度，电离平衡向电离的方向移动（若温度变化不大，一般不考虑其影响）（2）浓度：①加水稀释，电离平衡向电离的方向移动，即溶液浓度越小，弱电解质越易电离。
②加入某强电解质（含弱电解离子），电离平衡向生成弱电解质的方向移动。
③加入某电解质，消耗弱电解质，电离平衡向电离的方向移动，但电离度减小。
—+【实验探究】用pH试纸测定浓度均为0.1mol·L的CH3COONa、Na2CO3、NaCl、NH4Cl、Al2(SO4)3、KNO3等溶液的pH 值。
实验结果：呈中性的：NaCl、KNO3；而有的显酸性：NH4Cl、Al2(SO4)3；有的显碱性：CH3COONa、Na2CO3为什么？（二）盐类的水解1. 盐类水解的概念（1）原理：CH3COONa溶液： CH3COONa = Na+ + CH3COO—；H2O OH—+H+；CH3COO—+H+CH3COOH即：CH3COO—+H2O CH3COOH + OH—故：溶液中[OH—]﹥[H+]，溶液显碱性。
NH4Cl溶液：NH4Cl = NH4+ + Cl—；H2O OH—+H+；NH4+ + OH—NH3·H2O即：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+故：溶液中[H+]﹥[OH—]，溶液呈酸性。
（2）定义：盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH—结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，而使溶液呈现不同程度的酸、碱性，叫盐类的水解。
（3）实质：破坏水的电离平衡。
（4）规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性”。
（5）多元弱酸酸根离子的水解分步进行：CO32— + H2O HCO3— + OH—HCO3—+ H2O H2CO3 + OH—（很小，可忽略）多元弱碱阳离子的水解分步进行复杂，以总反应表示：Al3+ +3H2O A l(O H)3+3H+【说明】水解反应一般程度都很小，水解产物很少，无明显沉淀、气体生成。
2. 水解平衡的移动（1）影响盐类水解平衡的因素内因：盐本身的性质，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大。
外因：①温度：升高温度，平衡向水解的方向移动——盐类的水解是吸热反应。
思考：为什么热的纯碱溶液去污效果比冷的好？②盐溶液的浓度：盐溶液的浓度越小，盐就越易水解，加水稀释促进盐溶液的水解，平衡正方向移动，水解程度增大；如果增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。
③溶液的酸碱性：加酸，抑制弱碱阳离子的水解；加碱，抑制弱酸根离子的水解。
思考：水解反应CH3COO— + H2O CH3COOH + OH—，现有0.1mol·L—的醋酸钠溶液，当下列条件改变时，将有关（2）某些弱酸弱碱盐双水解泡沫灭火器的灭火原理： 3HCO3—+Al3+=A l(O H)3↓+3CO2↑Al2S3：Al2S3+6H2O = 2A l(O H)3↓+3H2S↑3. 水解原理的利用：明矾做净水剂：Al3+ +3H2O A l(O H)3 + 3H+热碱水洗油污：CO32- + H2O HCO3— + OH—配制FeCl3溶液，SnCl2溶液，向其中滴入盐酸，抑制离子水解：Fe3+的水解：Fe3+ + 3H2O F e(O H)3+3H+Sn2+的水解：Sn2+ + H2O + Cl—Sn（O H）Cl + H+【典型例题】例1. 下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是（）A. 弱电解质的电离平衡常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值B. 弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，常数只与弱电解质的本性及外界温度有关C. 同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越弱。
D. 多元弱酸的各级电离常数是逐级减小的，且差别很大解析：弱电解质的电离平衡常数是达到电离平衡时，弱电解质电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离分子的浓度的比值。
这个比值必须是达到电离平衡时的，而不是其它任意时刻的。
弱电解质的电离平衡常数是由弱电解质的本性决定的，并且受外界温度的影响。
同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；同样，弱碱的电离平衡常数越大，碱性也越强。
对于某一特定弱电解质，温度越高电离平衡常数越大。
多元弱酸是分步电离的，其各级电离常数是逐级减小的且差别很大。
答案：BD点评：本题考查电离平衡常数的概念例2. 在CH3COOH CH3COO-+H+电离平衡时，要使电离平衡右移且H+浓度增大，应采取的措施是（）A. 加NaOH 固体B. 加入少量盐酸C. 加水D. 升高温度解析：对于醋酸电离平衡CH3COOH CH3COO-+H+，要使电离平衡右移且H+浓度增大，根据题目中提供的选项：加NaOH能消耗H+，从而使电离平衡右移但是氢离子浓度减小；加入少量盐酸，因增大[H+]，从而使平衡左移；当加水稀释溶液时，平衡右移，但由于稀释作用使得氢离子浓度减小；醋酸的电离吸热，升高温度，平衡右移且氢离子浓度增大。
答案：D点评：影响电离平衡的因素很多，处理问题要看什么条件例3. 下列关于盐的水解的叙述中，正确的是（）A. 盐类的水解过程是中和反应的逆过程，是吸热过程B. 易水解的盐溶于水后，都抑制了水的电离C. 易水解的盐溶液中，水电离出的以游离态存在的H+和OH-的浓度永远相等D. 易水解的盐溶液肯定不是中性的解析：盐类的水解过程是中和反应的逆过程，中和反应都是放热反应，所以盐类的水解过程都是吸热过程；易水解的盐溶于水后，弱离子会结合水电离出H+或OH-，都是促进而不是抑制水的电离；易水解的盐溶液中，水电离出的H+或OH-要与弱酸酸根离子或弱碱阳离子结合，两者浓度不一定相等；易水解的盐溶液也可能是中性的，如弱酸弱碱盐中，阴阳离子的水解程度相同，容液中的[H+]和[OH-]相等而呈中性。
答案：A点评：本题考查盐类水解的概念例4. 在Na2CO3溶液中，下列离子浓度关系不正确的是（）A. c(Na+)>c(CO32-)>c(HCO3-)>c(OH-)B. c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)C. c(Na+)=2[c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(H2CO3)]D. c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)解析：在Na2CO3溶液中，Na2CO3全部电离，Na2CO3 = 2Na+ + CO32-,且存在着水解平衡：CO32-+H2O HCO3-+ OH-，HCO3-+H2O H2CO3+ OH-。
因水解是微弱的，故c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)> c(HCO3-)，则A错误。
根据溶液中电荷守恒，可得c(Na+) + c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-)，故B正确。
由元素守恒可得出C正确。
溶液中的OH-全来自于H2O的电离，而水电离出的H+在溶液中以H+、HCO3-和H2CO3的形式存在.由于水电离出的H+和OH-是相等的，水电离出的H+的浓度为c(H+)、c(HCO3-)和 2c(H2CO3)的和，即H+守恒，可知D答案正确。
答案：A点评：判断离子浓度大小需要综合电离、水解等知识，还要利用各种守恒关系来灵活推断。
一、选择题1. 对某弱酸溶液加热时，下列叙述错误的是（）A. 弱酸的电离平衡右移B. 弱酸分子的浓度减小C. 溶液的c(OH-)增大D. 溶液的导电性增强2. 用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积.等物质的量浓度的 NaOH溶液，NaOH恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是（）A. V1>V2B. V1<V2 C V1=V2 D V1≤V23. 用水稀释0.1mol.L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）A. c(OH-)/c(NH3·H2O)B. c(NH3·H2O)/ c(OH-)C. c(H+)和c(OH-)的乘积D. c(OH-)的物质的量4. 在常温下，纯水存在电离平衡：H2O OH-+H+，如果使水的电离平衡右移并使[H+]增大，应加入的物质是（）A. Na2SO4 固体B. KAl(SO4)2固体C. NaOH 固体D. CH3COOH固体5. 在锌片和盐酸的反应中，加入如下试剂，可使生成氢气的速率变慢的是（）A. 硫酸铜晶体B. 水C. 氯化钡晶体D. 醋酸钾晶体6. 一元强酸X和一元弱酸Y，它们的pH都等于2，各取1L与足量的镁完全反应产生氢气。