盐溶液的酸碱性、盐类水解的应用、三大守恒,电荷守恒、物料守恒、质子守恒
三大守恒练习
盐类的水解中三大守恒定律【1】定义(1)电荷守恒:溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷.(2)物料守恒:溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变.(3)质子守恒:水电离出的H+和OH-的物质的量相等.【2】理解Na2HCO3溶液中存在这样的一个可逆反应:c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-),看到这个化学方程式时,有一部分同学会疑惑为什么C(CO32-)前面有个2〖例〗现在有一杯碳酸钠溶液,请写出其符合的电荷守恒的化学反应方程试: .解题方法是:首先,我们要搞清该溶液有哪些离子(这大部分学生都知道就不讲了);其次,c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+？c(CO32-);最后,就是求出?.现在,我们就求这个？解:假设这杯碳酸钠溶液为1mol n(CO32-)=amol n(H+)=n(OH-)=bmol(H++OH-=H2O) .那么,n(Na+)=1mol 因此,阳离子为a+bmol,阴离子为1/2a+bmol;又根据电荷守恒可得a=2 即:c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)物料守恒(根据定义去理解)质子守恒(根据定义去理解)一、电荷守恒就是溶液中的阳离子等于阴离子。
如果阴离子显2价，则要在前乘以2任一电解质溶液呈中性，即阴阳离子所带电荷总数相等，如NaHCO3溶液：c(Na+)+ c(H+)= c(HCO3-)+ 2c(CO32-)+c(OH-)Na2HPO4溶液：c(Na+)+ c(H+)=c(H2PO4-)+2c(HPO4-)+3c(PO43-)+c(OH-)注：1molCO32-带有2mol负电荷，所以电荷浓度应等于2 c(CO32-)，同理PO43-电荷浓度等于3c(PO43-)。
二、物料（原子或微粒数）守恒就是原子守恒，也就是强的离子等于弱的离子加上它所水解形成的分子如Na2CO3溶液：c(Na+)= 2c(CO32-)未变化=2c(CO32-)+2 c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)NaH2PO4溶液：c(Na+)= c(H2PO4-)未变化= c(H2PO4-)+ c(HPO4-)+ c(PO43-)+ c(H3PO4)三、质子（水电离的离子数）守恒如Na2CO3溶液：由c(H+)水= c(OH-)水即：c(H+)水= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)故c(OH-)水= c(HCO3-)+2c(H2CO3)+ c(H+)例1 表示0.1mol/L NaHCO3溶液中有关粒子的关系正确的是（）A.c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)>c(OH-)B. c(Na+)+ c(H+)= c(HCO3-)+c(CO32-)+c(OH-)C. c(Na+)+ c(H+)= 2c(CO32-)+ c(HCO3-)+c(OH-)D. c(Na+)= c(HCO3-)+c(CO32-)+ c(H2CO3)解析：A. NaHCO3溶液因为水解大于电离而成碱性，因此c(OH-)>c(H+)B.应考虑电荷守恒，c(CO32-)。
盐溶液中的三大守恒关系
《盐溶液中的三大守恒关系》教学设计【教学目标】知识与技能:1、了解盐类水解中的电荷守恒、物料守恒以及质子守恒的原理;2、能运用“三大守恒”解决实际问题。
过程与方法:1、能从盐溶液中各个微粒的存在形式中对比分析可以建立怎样的守恒;2、通过比较三大守恒的关系,进一步深入认识“守恒思想”在化学学科中的应用。
情感态度与价值观:1、体验科学探究的艰辛与愉悦;2、建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。
【教学重难点】重点:盐溶液中三大守恒的原理难点:三大守恒的应用【教学方法】采取分析讨论、对比研究、归纳总结等【教学过程】一、知识回顾1、电解质电离方程式的书写规则;2、盐类水解方程式的书写规则。
二、知识讲解以CH3COONa溶液和Na2CO3溶液为例,讲解三大守恒关系式的书写。
1、电荷守恒溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
例如:在CH3COONa溶液中,有如下关系:c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-)在Na2CO3溶液中,有如下关系:c(Na+) + c(H+)= c(HCO3-) +2 c(CO32-) + c(OH-)【强调】书写电荷守恒式需注意:(1)准确判断溶液中的离子种类;(2)弄清离子浓度和电荷浓度的关系,即离子所带电荷量做系数。
2、物料守恒溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和例如:在CH3COONa溶液中,有如下关系:c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)在Na2CO3溶液中,有如下关系:c(Na+) =2 c(CO32-) +2c(HCO3-) +2c(H2CO3)【强调】书写物料守恒式需注意:(1)准确的判断溶液中中心元素存在的微粒形式;(2)弄清中心元素之间的对应关系。
3、质子守恒溶液中,由水电离产生的氢离子总浓度与由水电离产生的氢氧离子总浓度一定相等,无论微粒以自由离子形式存在或以弱电解质微粒形式存在。
盐类水解中三大守恒解析
电解质溶液。
彳昆合落繽反应*---- 考虑曰离考虑水不过重一隆窘［引入］电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年髙考的重要题型之一。
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根底。
一、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呈: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：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的(一般不超过2%>)。
例如：NaHCO,溶液中，c (HCO3 )>>C (H C COJ或c (OH )理淸溶液中的平衡关系并分淸主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗：如NaHCO,溶液中有：c(NaJ > c(HCOj°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OHJ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(lO (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(0H),水解呈碱性的溶液中c(0H-)>c(H*)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进展的，主要以第一步水解为主"守恒作为自然界的普遍规律，是人类征服改造自然的过程中对客观世界抽象槪括的结果。
在物质变化的过程中守恒关系是最根本也是本质的关系之一，化学的学习假设能建构守恒思想，善于抓住物质变化时某一特泄量的固泄不变，可对化学问题做到微观分析，宏观把握，到达简化解题步骤，既快又准地解决化学问题之效。
守恒在化学中的涉及面宽，应用范用极广，熟练地应用守恒思想无疑是解决处理化学问题的重要方法工具。
高中化学三大守恒定律
高中化学三大守恒定律
高中化学三大守恒定律，一般是指
1、电荷守恒
溶液呈电中性，阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数电量相对。
例：NaHSO3溶液，
c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HSO3-）+2c（CO3 2-）
2、物料守恒
NaHCO3溶液，c（Na+）=c（HCO-）+c（CO3 2-）+c（H2CO3）
3、质子守恒
Na2CO3溶液
c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）
NaHCO3溶液
c（H+）=c（OH-）+c（CO3 2-）-c（H2CO3）
扩展资料：
例一：在NaHCO3中，如果HCO3-没有电离和水解，那么Na+和HCO3-浓度相等。
现在HCO3-会水解成为H2CO3，电离为CO32-（都是1：1反应，也就是消耗一个HCO3-，就产生一个H2CO3或者CO32-），那么守恒式中把Na+浓度和HCO3-及其产物的浓度和画等号（或直接看作钠与碳的守恒）：
即c(Na+) == c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3)
例二：在0.1mol/L的H2S溶液中存在如下电离过程:（均为可逆反应）
H2S=(H+) +(HS-)
(HS-)=(H+)+(S2-)
H2O=(H+)+(OH-)
可得物料守恒式c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)==0.1mol/L, （在这里物料守恒就是S 元素守恒--描述出有S元素的离子和分子即可）。
盐类的水解及其应用溶液中的守恒原理及应用 人教版
盐类的水解及其应用、溶液中的守恒原理及应用一. 本周教学内容：1. 盐类的水解及其应用2. 溶液中的守恒原理及应用（一）盐的水解实质当盐AB能电离出弱酸阴离子(B n－)或弱碱阳离子(A n＋)，即可与水电离出的H＋或OH－结合成弱电解质分子，从而促进水进一步电离。
思考：pH＝7的盐溶液中水的电离是否一定相当于该温度下纯水的电离？提示：可有两种情况：①强酸强碱正盐溶液：“无弱不水解”，对水的电离无影响②弱酸弱碱盐溶液：弱碱阳离子和弱酸阴离子的水解程度相当，即结合水电离出的OH－和H＋能力相当，也即相应弱碱和弱酸的电离程度相等。
尽管溶液中[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol/L(室温)，但水电离出的[H＋]水＝[OH－]水>> 1×10－7mol/L。
故水的电离受到的促进程度仍然很大。
（二）影响水解的因素内因：盐的本性有弱才水解，越弱越水解弱弱都水解，无弱不水解外因：浓度、温度、溶液酸碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。
（2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。
（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
（三）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响。
（四）强碱弱酸酸式盐的电离和水解1. 以H m A n－表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.2. 常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性：NaHSO3、NaH2PO4此类盐溶液的酸碱性可由下列情况而定。
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，取决于两者程度的相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性（五）盐类水解的应用1. 判断盐溶液的酸碱性及其强弱如何比较等物质的量浓度的各种盐溶液的pH大小？例如HCOONa、CH3COONa、Na2CO3∵电离程度：HCOOH＞CH3COOH＞HCO3－∴水解程度：HCOO－＜CH3COO－＜CO32－pH大小顺序:Na2CO3＞CH3COONa＞HCOONa.思考：相同条件下，测得①NaHCO3，②CH3COONa，③NaAlO2三种稀溶液的pH值相同，那么，它们的物质的量浓度由大到小的顺序该怎样？2. 比较盐溶液中离子种类的多少?例：将0.1mol下列物质置于1L水中充分搅拌后,溶液中阴离子数最多的是（）A.KClB.Mg(OH)2C.Na2CO3D.MgSO4解：此题涉及到物质溶解性、盐的水解等知识.往往对盐的水解产生一种错误理解，即CO32－因水解而使CO32－浓度减小，本题已转移到溶液中阴离子总数多少的问题上。
盐类水解及三大守恒定律的应用教案
教学过程一、复习预习复习电解质的概念和弱电解质的电离二、知识讲解考点1盐类的水解（1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH+结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。
（2）盐类水解的特点：有弱才水解、无弱不水解；越弱越水解、都弱都水解；谁强显谁性、同强显中性。
注意：a．弱酸弱碱盐也能水解，如CH3COONH4、(NH4)2S水解程度较NH4Cl、CH3COONa大，溶液中存在水解平衡，但不能水解完全．水解后溶液的酸、碱性由水解生成酸、碱的相对强弱决定，如CH3COONH4溶液pH = 7。
b．酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱．若电解能力比水解能力强，则水溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4，NaHSO4只电离不水解也显酸性．若水解能力超过电离能力，则水溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS。
考点2 影响盐类水解的因素内因：盐本身的性质外因：温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。
外加酸碱：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。
以FeCl3和CH3COONa为例a．Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+H+数pH Fe3+水解率现象条件移动方向升高温度向右增降增大颜色变深(黄变红棕)通HCl 向左增降减小颜色变浅加H2O 向右增升增大颜色变浅加Mg粉向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加NaHCO3向右减升增大红褐色沉淀，无色气体加少量NaF 向右减升增大颜色变深加少量NaOH 向右减升增大红褐色沉淀b．CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度升温降低升高升高降低升高升高加水降低升高降低升高降低升高考点3 溶液中离子浓度大小比较（1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
盐溶液中的三个守恒
盐溶液中的三个守恒一、三个守恒的建立在盐溶液中，均存在两个物料守恒（即从水的电离和盐的电离两个角度，根据变化前后原子个数建立的守恒）和一个电荷守恒（即阴、阳离子所带的电荷总数相等）。
那么这三个守恒是如何建立的呢？可分以下几种情况讨论：1. 强酸强碱盐溶液以NaCl 溶液为例来说明。
当我们把NaCl 加入水中后，由于NaCl 所电离出的Na +和Cl -不与H O 2电离出来的H +和OH -反应，因此有：()()()()c Na c Cl c H c OH +-+-=<>=<>12又因电解质溶液是电中性的，则有溶液中所有阳离子所带正电荷的总和等于溶液中所有阴离子所带负电荷的总和，当用浓度来表示电荷时则有：()()()()c Na c H c Cl c OH ++--+=+<>32. 强酸弱碱盐溶液以NH Cl 4溶液为例。
当我们把NH Cl 4加入水中以后，NH Cl NH Cl 44=++-，。
NH Cl 4所电离出的NH 4+会和H O 2电离出的OH -发生反应生成弱电解质NH H O 32·，即盐发生了水解，离子方程式为：这样NH Cl 4溶液中的NH 4+和Cl -的浓度就不再相等，而是()()c Cl c NH -+>4，由上面水解反应的离子方程式可看出，消耗1mol 的NH 4+必生成1 mol NH H O 32·，因此可用生成的NH H O 32·的浓度来表示被消耗的NH 4+的浓度，则有：()()()c Cl c NH c NH H O -+=+<>4324·此时溶液中的H +和OH -的浓度也不再相等，而是()()c H c OH +->，可以看出水电离出来的OH -被NH 4+消耗，且每消耗1 mol 的OH -必生成1 mol NH H O 32·，因此可用生成的NH H O 32·的浓度来表示被消耗的OH -的浓度，则有：()()()c H c OH c NH H O +-=+<>325·又因溶液是电中性的，于是有：()()()()c NH c H c Cl c OH 46++--+=+<>3. 强碱弱酸盐溶液强碱弱酸盐溶液中这三个守恒的建立与强酸弱碱盐溶液中相似。
溶液的三大守恒
溶液的三大守恒三大守恒定律是解决高考大题必不可少的技巧！那么，如何写化学中三大守恒式（电荷守恒，物料守恒，质子守恒）？这三个守恒的最大应用是判断溶液中粒子浓度的大小，或它们之间的关系等式。
电荷守恒即溶液永远是电中性的，所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量例：NH4Cl溶液：c(NH+4)+c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-)写这个等式要注意2点：1、要判断准确溶液中存在的所有离子，不能漏掉。
2、注意离子自身带的电荷数目。
如，Na2CO3溶液：c(Na+)+ c(H+)= 2c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(OH-)NaHCO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO32－) + c(HCO3－)+ c(OH-)NaOH溶液：c(Na＋) + c(H＋) =c(OH-)Na3PO4溶液：c(Na＋) + c(H＋) = 3c(PO43－) + 2c(HPO42－) + c(H2PO4－) + c(OH-)物料守恒即元素守恒。
加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。
例：NH4Cl溶液：化学式中N:Cl=1:1，即得到，c(NH4+)+ c(NH3·H2O) = c(Cl-)Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到，c(Na+) = 2c(CO32-+ HCO3- + H2CO3)NaHCO3溶液：Na:C=1:1，即得到，c(Na+) = c(CO32-)+ c(HCO3-) + c(H2CO3)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。
质子守恒即H+守恒，溶液中失去H+总数等于得到H+总数，或者水溶液的由水电离出来的H+总量与由水电离出来的OH-总量总是相等的，也可利用物料守恒和电荷守恒推出。
实际上，有了上面2个守恒就够了，质子守恒不需要背。
盐类的水解
盐类的水解一、盐类水解的实质盐电离出来的某些离子(一般是弱酸根离子或弱碱阳离子)跟水电离出来的H＋或OH－结合生成了弱电解质，促使水的电离平衡发生移动，结果溶液中c(H＋)、c(OH－)发生了相对改变，从而使溶液呈一定的酸碱性。
当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），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.盐类的水解程度一般都很小，且是可逆反应，书写水解方程式时要用“⇌”表示。
因水解是微弱的，平衡时生成的弱电解很少，所以一般不会产生沉淀和气体，生成物不应加沉淀符号(↓)或气体符号(↑)。
二、盐类水解的类型和规律水解规律: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1、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性，pH＞7，如CH3COONa、NaCO3等。
多元弱酸根离子是分步水解的，且第一步水解程度＞＞第二步水解程度，溶液的酸碱性主要决定于第一步水解程度。
如Na2CO3在水溶液中水解应分两步写：①CO32－＋H2O⇌HCO3－＋OH－，②HCO3－＋H2O⇌H2CO3＋OH－多元弱酸的酸式根离子同时具备电离和水解两种趋势：HR－H＋＋R2－(电离，呈酸性)，HR－＋H2O⇌H2R＋OH－(水解，呈碱性)，这需要具体分析。
很显然如果电离趋势占优势，则显酸性，如：H2PO4－、HSO3－，如果水解趋势占优势，则显碱性，如：HCO3－、HS－、HPO42－等。
2、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性，pH<7，如NH4Cl、Al2(SO4)3等。
3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，pH=7，如NaCl、KNO3等。
4、弱酸弱碱盐水解，溶液呈什么性由水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱比较来决定。
当遇到某些弱酸弱碱盐两种离子都发生水解，应在同一离子方程式中表示，而且因强烈水解，若是水解产物中有气体或难溶物质或易分解物质的话，这类水解往往能进行到底，这样水解方程式应用“=”号表示，并在生成的沉淀和气体的后面标上“↓”或“↑”。
(完整版)盐类的水解知识点总结
水解中和盐类的水解1．复习重点1．盐类的水解原理及其应用2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦（一）盐的水解实质H2O H+—n当盐AB能电离出弱酸阴离子（B n—）或弱碱阳离子（A n+），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，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
（二）水解规律简述为：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弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F碱性中性酸性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H3PO4 H2PO4— 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（三）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。
（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移，α↑促进水解，h↑增大[H+] 抑制电离，α↑促进水解，h↑增大[OH—]促进电离，α↑抑制水解，h↑增大[A—] 抑制电离，α↑水解程度，h↑注：α—电离程度 h—水解程度思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响？（五）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。
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盐类水解的应用1. 盐类水解的重要应用：（1 ）判断离子能否共存：若阴、阳离子均发生水解反应，两者混合时，水解反应会相互促进，致使阴、阳离子的水解程度较大而不能大量共存，该过程称为双水解反应。
如泡沫灭火器的工作原理（泡沫灭火器的主要成分是硫酸铝和碳酸氢钠溶液）：Al3++3HCO3—→ Al（OH）3↓+3CO2↑。
发生双水解反应的离子为弱碱阳离子与弱酸阴离子，即“双弱”，如Al 3＋与HS-的双水解反应为：Al 3++3HS-+3H2O→Al（OH）3↓ +3H2S↑。
注意：能发生双水解反应的阴、阳离子在溶液中不能大量共存，如Al 3+、Fe3+、Cu2+等与CO32－、HCO 3—、SO32－、HSO3—、ClO -、S2－、HS－等不能大量共存。
（2）判断盐溶液蒸干时所得的产物：关键是看水解产物是否易挥发。
如AlCl 3溶液蒸干得到Al（OH）3，Al2（SO4）3溶液蒸干得到Al 2（SO4）3，Na2 CO3溶液蒸干得Na2CO3。
注意：①判断盐溶液蒸干时所得的产物，要写盐类水解的化学方程式，那样便于观察水解产物是否易挥发，而写盐类水解的离子方程式不便观察水解产物是否易挥发。
②要注意区分“蒸干”与“灼烧”，如AlCl 3 溶液蒸干得到Al（OH）3，灼烧得到Al 2O3。
③若盐自身受热易分解，则蒸干产物为受热分解后的产物，如NaHCO 3 蒸干产物为Na 2CO 3，Ca（HCO3）2蒸干产物为CaCO3。
NH4Cl、NH4HCO3、（NH4）2CO3溶液蒸干后无固体。
④还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2 SO3溶液蒸干得到Na2SO4。
（3）保存、配制某些盐溶液，如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe （OH）3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；蒸干FeCl 3溶液得到FeCl3固体应在HCl 气氛中蒸干。
（4）利用盐类的水解反应制取胶体来净水，如明矾净水的原理为Al 3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，能吸附水中悬浮物而聚沉。
5）利用盐类的水解除杂，如要除去CuCl 2溶液中少量的FeCl3，应向溶液中加入2.掌握“三大守恒”规律，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒，以NaHCO 3溶液为例：（1 ）NaHCO3溶液存在的微粒有 _______________________________________________________（2）电荷守恒：溶液中所有阳离子的正电荷总数等于所有阴离子的负电荷总数。
NaHCO 3溶液中电荷守恒等式为：c（Na ＋）＋c（H＋）＝c（HCO －3 ）＋2c（CO32－）＋c（OH －）。
（3）物料守恒：物质原始的元素物料比守恒。
NaHCO 3溶液中物料守恒等式为： c （Na ＋ ）＝ c （H 2CO 3）＋ c （HCO －3）＋ c （CO 32－ ）。
思考： 将上面推导出的电荷守恒与物料守恒的等式相减得到： _______（H ＋ ）的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。
如 NaHCO 3溶液中：c(H 2CO 3)＋ c(H ＋ )＝ c(CO 32－ )＋ c(OH － )。
3 .溶液中微粒浓度的大小比较：理解电离理论和水解理论，掌握“三大守恒”规律（电荷守恒、物料守恒、质子守恒） 。
注意： 弱电解质的电离和弱电解质离子的水解都是微弱的，涉及离子浓度的大小比较时，可以按照电离、水解均一般不到 1%来估算。
例 1. (盐类水解的应用)1.1. 下列描述与盐的水解有关的是 _______________________ (填序号) 。
全部 ①明矾和 FeCl 3均可作净水剂②为保存 FeCl 3溶液，要在溶液中加少量盐酸③实验室配制 AlCl 3溶液时，应先把它溶在盐酸中，而后加水稀释④ NH 4Cl 与 ZnCl 2溶液可作焊接中的除锈剂⑤实验室盛放 Na 2CO 3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞⑥将 FeCl 3溶液蒸干灼烧，所得固体为 F e 2O 3⑦在 Al 2(SO 4)3溶液中加入金属镁会产生氢气⑧草木灰与铵态氮肥不能混合施用1.2. 相同物质的量浓度的 NaCN 和 NaClO 相比， NaCN 溶液的 pH 较大，则下列说法正确的是( C )A. 电离常数： HCN>HClOB.NaCN 溶液中 n(Na +)较大C. 酸根离子浓度： c(CN - )<c(ClO -)D.NaCN 与 NaClO 都是弱电解质 例 2.(掌握“三大守恒”规律，即电荷守恒、物料守恒、质子守恒) 2.1.( 1)在 0.1 mol ·L -1 的 Na 2CO 3溶液，回答下列问题： ①溶液中所有离子的浓度由大到小排序是： __________________________ ②写出物料守恒的等式： ________________________________________________ ③写出电荷守恒的等式： ________________________________________________ ④写出质子守恒的等式： ________________________________________________ ( 2)在 0.1 mol ·L -1 的 (NH 4)2SO 4溶液，回答下列问题： ①溶液中所有离子的浓度由大到小排序是： __________________________ ②写出物料守恒的等式： ________________________________________________ ③写出电荷守恒的等式： ________________________________________________ ④写出质子守恒的等式： ________________________________________________ 解： (1)① c(Na ＋ )>c(CO 32－ )>c(OH － )>c(HCO －3 )>c(H ＋ ) ＋ －－ ② c(Na )＝ 2[c(CO 32 )＋ c(HCO 3 )＋ c(H 2CO 3)] ③ c(Na ＋ )＋ c(H ＋ )＝ 2c(CO 23－ )＋ c(HCO －3)＋ c(OH － ) ④ c(OH － )＝ c(H ＋ )＋ c (HCO －3)＋ 2c(H 2CO 3) (2)① c(NH ＋4)>c(SO 24－ )>c(H ＋ )>c(OH － ) ⑤ c(NH ＋4 )＋ c(NH 3·H 2O)＝ 2c(SO 42－ ) ⑥ c(NH ＋4)＋ c(H ＋ )＝ 2c(SO 42－ )＋ c(OH － ) ⑦ c(H ＋ )＝ c(NH 3·H 2O)＋ c(OH － )2.2(. 2014 安徽) 已知： 室温下， 草酸是 (H 2C 2O 4)二元弱酸。
下列溶液中粒子浓度关系正确的是 ( B )A.Na 2S 溶液： c(Na ＋ )＋ c(H ＋ )＝ c(OH － )＋ c(HS － )＋ c(S 2-)B.Na 2C 2O 4溶液： c(OH － )＝ c(H ＋ )＋ c(HC 2O －4)＋ 2c(H 2C 2O 4)C.Na 2CO 3溶液： c(Na ＋ )＋ c(H ＋ )＝ 2c(CO 23－ )＋ c(OH － )D.CH 3COONa 和 CaCl 2混合溶液： c(Na ＋ )＋ c(Ca 2＋ )＝ c(CH4）质子守恒：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子根据质子得失守恒可得，3COO－)＋c(CH3COOH) ＋2c(Cl －)【解析】在Na2S 溶液中c(Na＋)＋c(H ＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2-)， A 项错误；利用质子守恒知Na2C2O4溶液中存在c(OH－)＝c(H ＋)＋c(HC2O－4 )＋2c(H2C2O4)，B 项正确；利用电荷守恒知Na2CO3溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(HCO－3 )＋c(OH－)， C 项错误；利用原子守恒可知CH3COONa＋＋－1 －和CaCl2的混合液中c(Na )＋c(Ca2)＝c(CH3COOH) ＋c(CH3COO )＋2c(Cl )， D 项错误。
例3.(离子浓度的比较：分为同一溶液中不同离子浓度的比较和不同溶液中同种离子浓度的比较两种题型)3.1.在CH3COONa 溶液中各离子的浓度由大到小排序是_________________________________________ 解：c(Na＋)>c(CH 3COO―)>c(OH ―)>c(H ＋)3.2. 下列溶液中，c(S 2－ )最大的是( C ) A.1mL 0.1mol/L H 2S 溶液C.1mL 0.1mol/L Na 2S 溶液3.3.物质的量浓度相同的下列溶液① (NH 4)2CO 3，② (NH 4)2SO 4，③NH 4HCO 3，④ NH 4HSO 4， ⑤ NH 4Cl ，⑥NH 3·H 2O ；按 c(NH 4+)由小到大的排序 (填序号)。
解：⑥③⑤④①② 3.4. 用物质的量都是 0.1 mol 的 CH 3COOH 与 CH 3COONa 配成 1 L 混合溶液，已知 c(CH 3COO -)大 于 c(Na +)，对该混合溶液下列判断正确的是( A )A.c(H +)> c(OH -)B.c(CH 3COOH) ＋ c(CH 3COO -)＝ 0.1mol L ·-1C.c(CH 3COOH) > c(CH 3COO -)D.c(CH 3COO -)＋ c(OH -) ＝ 0.1mol ·L -13.5. 将 0.2mol ·L -1 HCN 溶液和 0.1mol ·L -1的 NaOH 溶液等体积混合后(忽略混合前后溶液体积的变化) ，溶液显碱性，下列关系式中正确的是( B )A.c(HCN)<c(CN － )B.c(Na ＋ )>c(CN － )C.c(HCN) － c(CN － )＝ c(OH － )D.c(HCN) ＋ c(CN － )＝ 0.1mol ·L -1解析：上述溶液混合后，溶质为 HCN 和 NaCN ，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN 的电离处理，而应按 N aCN 水解为主。
所以 c(Na ＋ )>c(CN － )，选 B 变式训练：1 .对 H 2O 的电离平衡不产生影响的粒子是( C )A.HClB.Fe 3+C.Cl －D.CH 3COO －解： A. HCl 在水溶液中能电离出氢离子，抑制水的电离，不选 A ；B. Fe 3+为弱碱阳离子，能够发生水解而促进水的电离，不选 B ；C. Cl － 为强酸根离子，不水解，不影响水的电离，选 C ；D. CH 3COO － 为弱酸根离子，能水解而促进水的电离，不选 D ；故答案为： C 。