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③水解程度一般很小，故方程式用“”符號，且產生的物質的濃度太小，一般不用“↑”、“↓”表示；

④雙水解比單水解程度大，有些可以進行到底。

①強酸弱堿鹽的水解：溶液呈酸性，弱堿陽離子水解

②強堿弱酸鹽的水解：溶液呈堿性，弱酸根離子水解

③弱酸弱堿鹽的水解程度很大，溶液的酸堿性決定與酸堿性的相對強弱

 Ⅰ.酸強于堿顯酸性，如(NH₄)₂SO₃

Ⅱ.堿強于酸顯堿性，如NH₄CN

Ⅲ.酸堿強弱相當的呈中性，如CH₃COONH₄

④強酸強堿鹽，不水解，呈中性

⑤弱酸的酸式鹽水解，酸取決于酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小

Ⅰ如電離程度大于水解程度，以電離為主，溶液呈酸性，如NaHSO₃、NaH₂PO₄

Ⅱ如水解程度大于電離程度，以水解為主，溶液呈堿性，如NaHCO₃、Na₂HPO₄、NaHS

⑥完全雙水解的鹽，如Al³⁺與HCO₃^-、CO₃^2-、S^2-、AlO₂^-等發生雙水解進行到底。

①多元弱酸溶液，根據多步電離分析，如在H₃PO₄的溶液中，c (H⁺)>c(H₂PO₄^-)>c(HPO₄^2-)>c(PO₄^3-)

②多元弱酸的正鹽溶液根據弱酸根的分步水解分析，如Na₂CO₃的溶液中，c (Na⁺)>c(CO₃^2-)>c(OH^-)>c(HCO₃^-)

③不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對其影響的因素。如在相同的物質的量濃度的下列各溶液中a、NH₄Cl     b、CH₃COONH₄      c、NH₄HSO₄。c(NH₄⁺)由大到小的順序是 c>a>b。

④ 混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電解因素、水解因素等。

分別以H₂S、NaHS、Na₂S為例：

①離子濃度的大小比較：H₂S                                 、NaHS                         、Na₂S                           。

五、電解質溶液中的守恒規律

⑴電荷守恒：電解質溶液中陰、陽離子所帶的正、負電荷數相等，即溶液不顯電性。如磷酸溶液中，c (H⁺)= c (OH^-)+ c(H₂PO₄^-)+2 c(HPO₄^2-)+3 c(PO₄^3-)

⑵物料守恒：就是電解質溶液中某一組分的原始濃度（起始濃度）應該等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。如0.1mol/L的NaHS溶液，0.1= c (HS^-)+ c (S^2-)+ c (H₂S)或

c (Na⁺)= c (HS^-)+ c (S^2-)+ c (H₂S)

⑶原理守恒：水電離的特征是c (H⁺)= c (OH^-)，據此可以得出下列關系如在K₂CO₃溶液中：c (OH^-)= c (H⁺)+ c (HCO₃^-)+2(H₂CO₃)（也稱質子守恒）

例題：分別以①H₂S②NaHS③Na₂S為例離子濃度的守恒關系:

⑴物料守恒①                              、

②                                        ③                             

⑵電荷守恒：①                       ②                                   

③                                       ；

⑶質子守恒：①                       ②                          

③                                             。

六、鹽類水解的應用

Ⅰ.判斷溶液的酸堿性：                                           ；

Ⅱ.判斷不同弱電解質的相對強弱：                                 ；

Ⅲ.比較溶液中離子濃度：

①同一溶液中不同離子濃度：                                       、

②不同溶液中相同離子濃度：                                       。

Ⅳ.解釋某些化學現象及在生產生活中的應用：                       。

                                                                  。

七、離子共存問題的分析

①不能與H⁺共存的離子有                                            、

②不能與OH^-共存的離子有                                           、

③不能與HCO₃^-共存的離子有                                         、

④不能與Al³⁺共存的離子有                                           、

⑤不能與AlO₂^-共存的離子有                                          、

⑥不能與Fe³⁺共存的離子有                                           、

⑦不能與Fe²⁺共存的離子有                                           、

⑧不能與ClO^-共存的離子有                                          、

試題枚舉

[例1] （2006江蘇，13）下列敘述正確的是

A．0.1mol?L^－1氨水中，c(OH^-)==c(NH₄⁺)

B．10 mL 0.02mol?L^－1HCl溶液與10 mL 0.02mol?L^－1Ba(OH)₂溶液充分混合,若混合后溶液的體積為20 mL，則溶液的pH=12

C．在0.1mol?L^－1CH₃COONa溶液中，c(OH^-)==c(CH₃COOH)＋c(H⁺)

D．0.1mol?L^－1某二元弱酸強堿鹽NaHA溶液中，c(Na⁺)==2c(A^2-)＋c(HA^-)＋c(H₂A)

解析：NH₃?H₂O是弱電解質，它本身電離所產生的兩種離子濃度相等，得氨水中的部分OH^-來自于H₂O的電離，所以c(OH^-)>c(NH₄⁺)，A錯；B項中酸堿中和反應后，

pH=-lgC(H⁺)=-lg（10^-14/10^-12）=12，B正確；根據鹽的消解規律，可以判斷C正確；D項中因鈉元素的離子與A原子的物質的量之比為1∶1，對應關系應該為c(Na⁺)=c(A^2-)＋c(HA^-)＋c(H₂A)，D錯。

答案：BC

[例2] （2006四川，12）25℃時，將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當溶液的PH＝7時，下列關系正確的是

A．c(NH₄⁺)==c(SO₄^2－)          B．c(NH₄⁺)>c(SO₄^2－)

C．c(NH₄⁺)<c(SO₄^2－)           D．c(OH^－)+c(SO₄^2－)==c(H⁺)+c(NH₄⁺)

解析： 氨水與稀硫酸反應，至溶液呈中性，即c（H⁺）=c（OH^-）；根據電荷守恒有：c(NH₄⁺)+c(H⁺)=c(OH^-)+2c(SO₄^2-),則D錯;將前兩個等式融合得, c(NH₄⁺)=2c(SO₄^2-),則A錯,B對,C錯。

答案： B

[例3] 已知0.1 mol?L^－1的二元酸H₂A溶液的pH=4.0，則下列說法正確的是（       ）

A．在Na₂A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同

B．在溶質物質的量相等的Na₂A、NaHA兩溶液中，陰離子總數相等

C．在NaHA溶液中一定有：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（HA^－）+c（OH^－）+2c（A^2－）

D．在Na₂A溶液中一定有：c（Na⁺）＞c（A^2－）＞c（H⁺）＞c（OH^－）

解析：0.1 mol?L^－1的強酸pH＝1.0，0.1 mol?L^－1的H₂A溶液pH＝4.0，說明它是一種弱酸。Na₂A發生水解A^2－+H₂OHA^－+OH^－和HA^－+H₂OH₂A+OH^－，溶液中存在HA^－、A^2－、H⁺、OH^－；NaHA發生水解HA^－+H₂OH₂A+OH^－和電離HA^－H⁺+A^2－，溶液中存在HA^－、A^2－、H⁺、OH^－，所以兩溶液中離子種類相同，A不正確。

物質的量相等的Na₂A和NaHA因為存在上述水解、電離等過程，陰離子數量發生變化，所以陰離子總量不相等，B不正確。

由電荷守恒可知c（Na⁺）+c（H⁺）=c（HA^－）+c（OH^－）+2c（A^2－），C正確。Na₂A溶液顯堿性，c（OH^－）＞c（H⁺），D不正確。

答案： C

[例4] 化合物SOCl₂是一種液態化合物，沸點77 ℃。在盛有10 mL水的錐形瓶中，小心地滴加8～10滴SOCl₂，可觀察到劇烈反應，液面上有白霧形成，并有帶刺激性氣味的氣體逸出。該氣體可使滴有品紅試液的濾紙褪色。輕輕振蕩錐形瓶，等白霧消失后，往溶液中滴加AgNO₃溶液，有不溶于HNO₃的白色凝乳狀沉淀析出。

（1）根據上述實驗，寫出SOCl₂和水反應的化學方程式：________________。

（2）AlCl₃溶液蒸干灼燒得不到無水AlCl₃，而用SOCl₂與AlCl₃?6H₂O混合共熱，可得到無水AlCl₃，原因是________________。

解析：水解的本質是化合物中帶正電的基團結合水中電離產生的OH^－，而帶負電部分結合水中電離產生的H⁺。據題給信息分析，產生的刺激性氣體應是SO₂，它是由SO²⁺結合OH^－轉化成H₂SO₃，而另一帶負電的Cl^－結合水電離的H⁺生成HCl，與AgNO₃反應生成白色的AgCl沉淀。

答案： （1）SOCl₂+H₂O====SO₂↑+2HCl 

（2）因為蒸干AlCl₃溶液時，由于AlCl₃水解生成的HCl易揮發，而得到Al（OH）₃，但當與SOCl₂混合共熱時，由于SOCl₂極易吸水，防止了AlCl₃的水解，有關的化學方程式為6SOCl₂+AlCl₃?6H₂O====6SO₂↑+AlCl₃+12HCl

[例5]用酚酞、石蕊、0.1mol/L氨水、氯化銨晶體、0.1mol/L鹽酸、熟石灰和蒸餾水，若僅用上述試劑怎樣用簡單實驗方法證明氨水是弱堿？并指出是通過什么途徑證明氨水是弱堿的？

解析：證明氨水是弱堿，可通過兩條途徑：一是證明氨水中存在電離平衡，如方案（1）。另一是證明NH₄⁺作為弱堿陽離子能破壞水的電離平衡發生水解反應，如方案（2）、（3）。

答案： 方案（1）取少量氨水，滴加酚酞，溶液呈紅色，然后向其中加人少量CH₃COONH₄晶體，振蕩，可看到紅色變淺，說明氨水中存在電離平衡，氨水為弱堿。

       方案（2）取少量NH₄Cl晶體溶于水，滴加石蕊試液，溶液顯紅色，說明NH₄⁺水解生成了NH₃?H₂O和HCl，從而破壞了水的電離平衡，亦說明氨水是弱堿。

       方案（3）將 0.1mol/L NH₃? H₂O與0.1mol/L鹽酸等體積混合，再滴加石蕊試劑，溶液顯紅色，說明NH₄⁺水解破壞了水的電離平衡，從而說明氨水是弱堿。

[變式]解釋說明化學事實：向盛有少量Mg（OH）₂ 懸濁液培養皿中加入適量的飽和氯化銨溶液。現象                                

討論解釋其原因：同學甲：實驗中存在Mg（OH）₂的溶解、結晶平衡： Mg（OH）₂（固） Mg²⁺+2OH^-。當加入NH₄Cl時，由于NH₄⁺水解，NH₄⁺+H₂ONH₃?H₂O+H⁺，使溶液呈酸性。H⁺+OH^-=H₂O，從而使溶液中[OH^-]減小，促進Mg（OH）₂溶解，使溶液澄清。同學乙：實驗中加入NH₄Cl后，溶液中NH₄⁺可與OH^-結合從而使Mg（OH）₂的溶解平衡右移使溶液澄清。甲、乙同學的兩種解釋誰的更有道理？                      通過實驗來進一步驗證：                                             。為什么乙更合理？

答案： Mg（OH）₂溶解，使溶液澄清；乙同學的解釋合理；向盛有少量Mg（OH）₂懸濁液的培養皿中加入CH₃COONH₄ 固體，觀察懸濁液是否變澄清。CH₃COONH₄屬弱酸弱堿鹽，雖強烈水解但溶液呈中性。同時，CH₃COONH₄溶液中也有大量NH₄⁺，若Mg（OH）₂沒有溶解，說明甲同學的解釋正確。若Mg（OH）₂溶解，則說明乙同學的解釋正確；因為Mg（OH）₂比 NH₃? H₂O的堿性強。