＋ ＋ ＋ －
考点二
溶液中离子浓度大小比较的思维模型
1．比较依据 (1)两个理论依据 ①弱电解质电离理论：电离粒子的浓度大于电离 生成粒子的浓度。 例如， H2CO3 溶液中：c(H2CO3)＞ c(HCO 3 )≫ c(CO 2 )(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电 3 离)。 ②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子 的浓度。 例如， Na2CO3 溶液中：c(CO 2 )＞ c(HCO 3 )≫ 3 c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
是否 水解 是 否
水解的离 子
溶液的 溶液 酸碱性 的pH 中性 ____
____ ＝7
＜7 _____ ＞7 _____
强酸弱 碱盐
NH4Cl、 Cu(NO3)2
_________ 4 NH+ 、 _____ Cu2＋
CH3COO－ _________ 、CO _________
2 3
酸性 ____ 碱性 ____
－ ＋ ＋
(1)若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。如 NaHCO3 溶液中： HCO－＋H2O HCO3＋OH－ (主要)，HCO－ 3 2 3
2 H ＋CO3 (次要)，使 c(OH )＞c(H )，溶液呈
＋ － － ＋
碱性，并且还可以据此推知 c(H2CO3)＞c(CO2－)。 3 与 NaHCO3 溶液类似的还有 NaHS 溶液、Na2HPO4 溶液。 (2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如
弱酸强 CH3COONa、 是 Na2CO3 碱盐
二、水解的离子方程式的书写 1．书写形式 在书写盐类水解方程式时一般要用“ ”号 连接，产物不标“↑”或“↓”，其一般形式为： 盐＋水 酸＋碱，用离子方程式表示为：盐中的 弱离子＋水 弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋) 2．书写规律 (1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如 果产物易分解(如 NH3· 2O、H2CO3)也不写成其分 H 解产物的形式，如： NH4Cl 的水解离子方程式： NH ＋H2O NH3· 2O＋H＋ H 。
③考虑盐受热时是否分解。 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl 固体受热 易 分 解 ， 因 此 蒸 干 灼 烧 后 分 别 为 ： Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3 ； KMnO4―→K2MnO4 ＋ MnO2 ； NH4Cl―→NH3↑ ＋ HCl↑。 ④还原性盐在蒸干时会被 O2 氧化。 蒸干 例 如 ， Na2SO3(aq) ――→ Na2SO4(s) ； FeSO4(aq) 蒸干 ――→Fe2(SO4)3(s)。 ⑤有时要从多方面考虑。例如，蒸干 NaClO 溶液 时，既要考虑 ClO 水解，又要考虑 HClO 分解，所以 蒸干 NaClO 溶液所得固体为 NaCl。
＋
作净水剂
＋3H2O Al(OH)(胶体)＋ 3 3H
＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
注意：盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断： ①盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得 蒸干 原物质，如 CuSO4(aq) ――→CuSO4(s)。 盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般 蒸干 灼烧 得对应的氧化物，如 AlCl3(aq)――→Al(OH)3――→ Al2O3。 ②酸根离子易水解的强碱盐， Na2CO3 溶液等， 如 蒸干后可得到原物质。
(3)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产生的影响。例如，在相同 物 质 的 量 浓 度 的 下 列 溶 液 中 ： ①NH4NO3 溶 液 ，
＋ ②CH3COONH4 溶液，③NH4HSO4 溶液，c(NH4 )由大到
小的顺序是③＞①＞②。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较 要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。 例如，在 0.1 mol/L 的 NH4Cl 和 0.1 mol/L 的氨水 混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为 c(NH4 )＞ c(Cl )＞c(OH )＞c(H )。在该溶液中，NH3· 2O 的 H 电离与 NH4 的水解互相抑制，但 NH3· 2O 的电离 H 程度大于 NH4 的水解程度，溶液呈碱性，c(OH ) ＞c(H )，同时 c(NH4 )＞c(Cl )。
第九章 水溶液中的离子平衡
第3讲 盐类的水解
基础盘点
一、盐类水解的原理 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―→结合H＋ 盐电离―→ － 弱碱的阳离子―→结合OH
—→
破坏了
水的电离平衡
―→ 水 的 电 离 程
2 c(HCO3 )＋c(CO3 )＋c(H2CO3)＝0.1 mol/L。
－ －Βιβλιοθήκη ③质子守恒：由水电离出的 c(H＋)等于由水电 离出的 c(OH－ )，在碱性盐溶液中 OH－守恒，在酸 性盐溶液中 H 守恒。 例如，纯碱溶液中 c(OH )＝c(H )＋c(HCO3 ) ＋2c(H2CO3)。
－ ＋ － ＋
2 ＋NaOH===Na2CO3＋H2O， c(CO3 )增大， Na2CO3 使 在 2 溶液中加入 NaOH 固体抑制了 CO2 的水解， c(CO3 ) 使 3
－ － －
增大，D 正确。 答案 C
规律方法
酸式盐溶液酸碱性的判断
由于存在电离和水解两种变化，酸式盐的水溶 液到底显什么性质，要看该盐的酸式酸根离子的实 际表现。 1．强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显 酸性。如 NaHSO4 溶液：NaHSO4===Na ＋H ＋ SO2 。 4 2．弱酸的酸式盐溶液的酸碱性， 取决于酸式酸 根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
度 增大 ―→c(H＋ )≠c(OH－ )―→溶液呈碱性或酸性。
3．特点 (1)可逆：水解反应绝大多数是 可逆 反应。 (2)吸热：水解反应是 中和 反应的逆反应。 (3)微弱：水解反应程度一般很微弱。 4．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 强酸强 碱盐
实例 NaCl、 KNO3
2.思维模型
3．四种题型 (1)多元弱酸溶液 根据多步电离分析，如：在 H3PO3 溶液中，c(H＋)＞ c(H2PO－)＞c(HPO2－)＞c(PO3－)。 4 4 4 (2)多元弱酸的正盐溶液 根据弱酸根的分步水解分析，如：Na2CO3 溶液中：
2 c(Na＋)＞c(CO3－)＞c(OH－)＞c(HCO－)。 3
－ －
解析 在 NaHCO3 溶液中 HCO3 作为弱酸的酸式 酸根既能电离也能水解，同时还存在水的电离平衡，在
2 Na2CO3 溶液中存在 CO3－的水解平衡和水的电离平衡，
－
A 项正确； 在两溶液中均存在 Na＋、 ＋、 3－、 H CO2 HCO－、 3 H2CO3、OH－、H2O 七种微粒，B 项正确；同浓度的正 盐水解程度大于其酸式盐， 所以 Na2CO3 溶液中 c(OH－) 大， 碱性强， 项错； 选项中， C D NaHCO3 溶液中 NaHCO3
(4)能完全水解的离子组，由于水解程度较大， 书写时要用“===”、 “↑”、 “↓”等， NaHCO3 如 与 AlCl3 混合溶液的反应离子方程式： Al3＋＋3HCO 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 。
三、盐类水解的影响因素 1．内因 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离 子的水解程度 越大 ，溶液的碱性或酸性 越强 。 2．外因 因素 温度 浓度 升高 增大 减小(即稀 释) 水解 水解 平衡 程度 水解产 生离子 的浓度
物质的提纯
入 MgO、镁粉、Mg(OH)2 或 MgCO3
2 Al3 与 AlO2 、CO3 、HCO3 、
＋ － － －
离子共存的判 断
S2－、HS－等因相互促进水解而不 共存
泡沫灭火器 原理
成分为 NaHCO3 与 Al2(SO4)3， 发生反应为 Al3＋＋3HCO－ 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 明矾可作净水剂，原理为 Al3
+ 4
。
(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， Na2CO3 如 的水解离子方程式：
CO2- ＋H2O HCO3＋OH－ 3
FeCl3 的水解离子方程式： Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
。
(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如 。
－ － － －
(2)三个守恒关系 ①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中 性，即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 ， NaHCO3 溶 液 中 ： c(Na ) ＋ c(H ) ＝
2 c(HCO－)＋2c(CO3－)＋c(OH－ )。 3
＋ ＋
②物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化 前后某种元素的原子个数守恒。 例如，0.1 mol/L NaHCO3 溶液中：c(Na＋ )＝
＋ 2 NaHSO3 溶液中： HSO－ H ＋SO3－(主要)， HSO－ 3 3
＋H2O HSO3＋OH (次要)， c(H )＞c(OH )， 使 2
2 溶液显酸性，还可以据此推知 c(SO3－)＞c(H2SO3)。
－
＋
－
类似的还有 NaH2PO4 溶液。
即时巩固 1 (2009· 四川理综， 12)关于浓度均为 0.1 mol/L 的三 种溶液：①氨水、②盐酸、③氯化铵溶液，下列说法不正确的是 ( ) A．c(NH＋)：③＞① 4 B．水电离出的 c(H )：②＞① C ． ① 和 ② 等 体 积 混 合 后 的 溶 液 ： c(H ＋ ) ＝ c(OH － ) ＋ c(NH3· 2O) H D．①和③等体积混合后的溶液：c(NH4 )＞c(Cl )＞c(OH ) ＞c(H＋)