離子濃度大小的比較專題

高考必備化學(xué)知識(shí)得分點(diǎn)離子濃度大小的比較專題電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較問(wèn)題，是歷年高考的熱點(diǎn)之一．決定離子濃度大小的因素很多，諸如物質(zhì)的量、電離程度、鹽類水解、物質(zhì)之間的反應(yīng)等．要正確解題必須熟練掌握平衡知識(shí)，如電離平衡、水解平衡等；另外還要有守恒意識(shí)，如電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等。如何高效地解答此類問(wèn)題，建議采取如下學(xué)習(xí)策略一、理清一條思路，掌握分析方法

2、要養(yǎng)成認(rèn)真、細(xì)致、嚴(yán)謹(jǐn)?shù)慕忸}習(xí)慣，在形成正確解題思路的基礎(chǔ)上學(xué)會(huì)常規(guī)分析方法，例如：關(guān)鍵性離子定位法、守恒判斷法、淘汰法、整體思維法等。二、熟悉二大理論，構(gòu)建思維基點(diǎn)1、電離（即電離理論）①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時(shí)還要考慮水的電離，例如NH3·H2O溶液中微粒濃度大小關(guān)系?！痉治觥坑捎谠贜H3·H2O溶液中存在下列電離平衡：NH3·H2ONH4++OH-，H2OH++OH-，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。②多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級(jí)電離。例如H2S溶液中微粒濃度大小關(guān)系。【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++OH-，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。補(bǔ)充電離平衡知識(shí)梳理【補(bǔ)充知識(shí)1】物質(zhì)的分類化合物分為氧化物，酸，堿，鹽；氧化物分為酸性氧化物和堿性氧化物等。知識(shí)點(diǎn)1：酸：電離時(shí)生成的陽(yáng)離子離子只有H+的化合物。強(qiáng)酸(6種)：HCl；H2SO4；HNO3HClO4(最強(qiáng)酸)；HBr；HI酸弱酸：H2CO3；H2SO3；H3PO4；CH3COOH；H2S；HClO含氧酸含氧酸：H2SO4；HNO3；H2CO3；H2SO3；H3PO4；CH3COOH酸無(wú)氧酸：HCl；H2S；HBr；HI一元酸：一元酸：HNO3；CH3COOH；HCl酸二元酸：H2SO4；H2CO3；H2SO3；H2S三元酸：H3PO4SHAPE知識(shí)點(diǎn)2：堿：電離時(shí)生成的陰離子只有OH-的化合物。強(qiáng)堿(4種)：KOH強(qiáng)堿(4種)：KOH；NaOH；Ca(OH)2；Ba(OH)2堿弱堿：Mg(OH)2；Fe(OH)3；Cu(OH)2；NH3.H2O……可溶性堿：KOH；NaOH；Ba(OH)2；Ca(OH)2；NH3.H2O堿不溶性堿：Mg(OH)2；Fe(OH)3；Cu(OH)2……附：酸性和堿性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)元素非金屬性越強(qiáng)，其最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物（最高價(jià)含氧酸）的酸性越強(qiáng)即活潑非金屬如Cl；S；N對(duì)應(yīng)的最高價(jià)含氧酸HClO4；H2SO4；HNO3為強(qiáng)酸較不活潑非金屬如C；Si；P對(duì)應(yīng)的最高價(jià)含氧酸H2CO3；H2SiO3；H3PO4為弱酸注：同種非金屬元素對(duì)應(yīng)的含氧酸，非金屬元素的化合價(jià)越高，酸性越強(qiáng)。如H2SO4強(qiáng)酸，而亞硫酸H2SO3為弱酸；高氯酸HClO4(最強(qiáng)酸)，而次氯酸HClO(極弱酸)。因此比較含氧酸酸性強(qiáng)弱，必須同為最高價(jià)含氧酸才能比較。元素金屬性越強(qiáng)，其最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物（氫氧化物）的堿性越強(qiáng)即活潑金屬如K；Na；Ca對(duì)應(yīng)的氫氧化物KOH；NaOH；Ca(OH)2為強(qiáng)堿較不活潑金屬如Fe；Cu對(duì)應(yīng)的氫氧化物Fe(OH)3；Cu(OH)2為弱堿注：水化物即與水發(fā)生化合反應(yīng)得到的產(chǎn)物，一般金屬氧化物的水化物為堿（氫氧化物）如CaO+H2O=Ca(OH)2；一般非金屬氧化物的水化物為含氧酸如CO2+H2O=H2CO3；特殊的如Al(OH)3兩性知識(shí)點(diǎn)3：鹽：電離時(shí)生成的陽(yáng)離子是金屬離子或（NH4＋），陰離子是酸根離子的化合物。正鹽：NaCl；CaCO3；BaSO4；Na2CO3；CuSO4鹽酸式鹽：NaHCO3；NaHSO4；NaHS；NaH2PO4堿式鹽：Cu2(OH)2CO3含氧酸鹽：CaCO3；BaSO4；Ba(NO3)2；NaHCO3鹽無(wú)氧酸鹽：NaCl；K2S；KI注：酸+堿→鹽+水舉例：H2SO4＋NaOH=___________________（物質(zhì)的量1：2）金屬單質(zhì)+非金屬單質(zhì)→鹽舉例：Na＋Cl2=__________________________常溫下化合：酸性氧化物+堿性氧化物→鹽舉例：CO2+CaO=_________________________加熱時(shí)分解：鹽→酸性氧化物+堿性氧化物舉例：CaCO3=_________________________補(bǔ)充：=1\*GB3①正鹽是酸和堿完全中和的產(chǎn)物。在酸跟堿完全中和生成的鹽中，不會(huì)有酸中的氫離子，也不會(huì)有堿中的氫氧根離子，只有金屬陽(yáng)離子（或銨根）和酸根離子。②酸式鹽是鹽類的一種，由陽(yáng)離子和多元酸的不完全電離酸式酸根陰離子組成，電離時(shí)生成的陽(yáng)離子除金屬離子（或銨根）外還有氫離子，由于陰離子中含有在水中可電離的氫原子，因此被稱作“酸式”鹽。一元酸不能形成酸式鹽，必須是過(guò)量的二元及多元酸與堿發(fā)生不完全的中和反應(yīng)才能生成酸式鹽，或者是（正）鹽與其對(duì)應(yīng)的二元及多元酸發(fā)生反應(yīng)生成酸式鹽。強(qiáng)酸的酸式鹽盡管是鹽，但可做強(qiáng)酸用，其水溶液具有酸的通性，如NaHSO4要注意的是，酸式鹽在以離子晶體形式存在時(shí)，陰離子并不電離出氫離子，氫離子是酸式酸根離子的一部分。在熔融狀態(tài)下，酸根離子也不電離。（酸在熔融狀態(tài)下不電離，只在水溶液中電離）（二元及以上）酸（過(guò)量）+堿→.酸式鹽+水舉例：H2SO4＋NaOH=__________________________（物質(zhì)的量1：1）酸式鹽+堿→.（正）鹽+水舉例：NaHCO3＋NaOH＝__________________________（正）鹽+酸（二元及以上）→酸式鹽舉例：Na2CO3＋CO2＋H2O=__________________________酸式鹽→.（正）鹽+酸舉例：NaHCO3__________________________③堿式鹽是指電離時(shí)生成的陰離子除酸根離子外還有氫氧根離子，陽(yáng)離子為金屬離子的鹽。其來(lái)源是酸跟堿反應(yīng)時(shí),堿中的氫氧根離子部分被中和,生成的鹽為堿式鹽.一元堿不能形成堿式鹽,二元堿或多元堿才有可能形成堿式鹽。中學(xué)最常見(jiàn)的為堿式碳酸銅Cu2(OH)2CO3（俗稱銅綠）知識(shí)點(diǎn)4：氧化物：由兩種元素組成，其中一種是氧元素的化合物酸性氧化物：能和堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物，一般為非金屬元素的氧化物非金屬+氧氣→酸性氧化物（非金屬氧化物）舉例：C+O2＝________________________酸性氧化物+堿→鹽+水例：CO2+NaOH=SO2+NaOH=常溫下化合：（某些）酸性氧化物+水→（含氧）酸(水化物)，如：CO2+H2O=SO2+H2O=反之，加熱時(shí)分解：（含氧）酸→酸性氧化物（酸酐）+水如：H2CO3=；H2SiO3=注：酸酐，為含氧酸加熱完全失水的產(chǎn)物，一般為酸性氧化物。酸酐中的非金屬元素化合價(jià)必須與對(duì)應(yīng)的含氧酸中的非金屬元素化合價(jià)完全相同（如NO2溶于水后與水反應(yīng)3NO2+H2O=2HNO3+NO，但是NO2（）與HNO3（）中N元素化合價(jià)不相同，而且NO2溶于水后與水反應(yīng)也不是簡(jiǎn)單的化合反應(yīng)，而是發(fā)生了復(fù)雜的自身氧化還原反應(yīng)，所以NO2不是HNO3的酸酐，N2O5（）才是HNO3的酸酐），一些酸酐能夠與水發(fā)生化合反應(yīng)生成原來(lái)對(duì)應(yīng)的含氧酸（如SO3+H2O=H2SO4）；酸酐可以是同一元素相同化合價(jià)的一種或者幾種含氧酸的共同酸酐。如H2SiO4（原硅酸）和H2SiO3共同酸酐均為SiO2，原硅酸不穩(wěn)定，在放置過(guò)程部分失水分解為硅酸H2SiO4=H2SiO3+H2O，若加熱，則H2SiO3進(jìn)一步分解，完全失水生成SiO2（硅酸酐，簡(jiǎn)稱硅酐）H2SiO3=SiO2+H2O堿性氧化物：能和酸反應(yīng)生成鹽和水的氧化物，一般為金屬元素的氧化物金屬+氧氣→堿性氧化物（金屬氧化物）舉例：Mg+O2＝________________________堿性氧化物+酸→鹽+水例：CaO+HCl=CuO+HCl=常溫下化合：（某些）堿性氧化物+水→堿(水化物)如：CaO+H2O=Na2O+H2O=反之，加熱時(shí)分解：（不溶性）堿→堿性氧化物+水如：Cu(OH)2=Fe(OH)3=兩性氧化物：既能和（強(qiáng)）酸反應(yīng)生成鹽和水的氧化物，又能和（強(qiáng)）堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物。最典型的兩性氧化物是Al2O3例：Al2O3+HCl=Al2O3+NaOH=注：兩性是指既具有酸性，又具有堿性，但其酸性和堿性均很弱，即只能與強(qiáng)酸強(qiáng)堿反應(yīng).Al2O3與酸堿反應(yīng)時(shí)，弱酸弱堿是不能把Al2O3溶解的，如不能溶于醋酸氨水這類弱酸弱堿，不成鹽氧化物（中性）如CO,NO.指既不具有酸性，又不具有堿性，即不能與酸和堿反應(yīng)。此類氧化物一般不溶于水，也不與水反應(yīng)生成相應(yīng)的水化物?！狙a(bǔ)充知識(shí)2】電解質(zhì)與非電解質(zhì)的判斷（1）無(wú)論是電解質(zhì)還是非電解質(zhì)，研究的對(duì)象都是化合物，不包括單質(zhì)

（金屬單質(zhì)和非金屬

單質(zhì)

）

和

混合物

（主要是溶液）。不是電解質(zhì)的物質(zhì)，不一定就是非電解質(zhì)，如單質(zhì)和混合物

既不是電解質(zhì)，也不是是非電解質(zhì)。

溶液一般的描述方法：符號(hào)（aq）；俗稱（X水如氯水）；濃度方面（濃；稀；X%;Xmol/L）常見(jiàn)易混淆的溶液=1\*GB3①如鹽酸不等同于氯化氫（HCl）。鹽酸為氫氯酸的俗名，是氯化氫（HCl）氣體的水溶液。鹽酸最濃一般質(zhì)量分?jǐn)?shù)為37%（混合物），氯化氫（HCl）氣體為化合物（純凈物），嚴(yán)格來(lái)說(shuō)鹽酸不屬于電解質(zhì)（也不屬于非電解質(zhì)），只能說(shuō)HCl屬于電解質(zhì)，只是平時(shí)習(xí)慣上將鹽酸口頭上稱為電解質(zhì)，并不科學(xué)，書(shū)寫(xiě)的時(shí)候應(yīng)當(dāng)寫(xiě)HCl。②氨水不等同于NH3·H2O（一水合氨），氨水是NH3的水溶液，氨水最濃一般質(zhì)量分?jǐn)?shù)為28%（混合物），氨水成分復(fù)雜,NH3溶于水。大部分NH3與水反應(yīng)生成NH3·H2O，所以氨水主要成分為NH3·H2O，但電解質(zhì)是NH3·H2O，NH3是非電解質(zhì)，氨水（混合物）嚴(yán)格來(lái)說(shuō)不屬于電解質(zhì)（也不屬于非電解質(zhì)）（2）電解質(zhì)的導(dǎo)電條件是水溶液或熔融狀態(tài)，兩個(gè)條件具備一個(gè)即可。=1\*GB3①SO2、NH3等化合物不能稱其為電解質(zhì)。電解質(zhì)是化合物自身在水溶液中電離出離子而使得溶液導(dǎo)電，像SO2、NH3，兩水溶液能夠?qū)щ?，但不能說(shuō)二氧化硫、氨氣是電解質(zhì)，因?yàn)閷?dǎo)電的離子不是它們電離出來(lái)的，而是由它們與水作用分別生成

、

兩種電解質(zhì)所致,所以只能說(shuō)

、

是電解質(zhì)、而SO2、NH3卻不能稱為電解質(zhì)，但SO2、NH3是化合物，在其熔融狀態(tài)(即液態(tài))，純凈的液氨不能導(dǎo)電，因此可以把SO2、NH3視為非電解質(zhì)。同理，復(fù)雜一點(diǎn)的如某些物質(zhì)如Na，，、Na2O、Na2O2、Cl2，、SO3溶于水與水發(fā)生反應(yīng)所得溶液導(dǎo)電的，其生成物如NaOH，，、，Cl2+H2O==HCl+HClO，、SO3+H2O=H2SO4，這類屬于電解質(zhì)。但SO3屬于共價(jià)化合物，熔化狀態(tài)(即液態(tài))不能導(dǎo)電，因此屬于非電解質(zhì)，Cl2、Na是單質(zhì)，既不屬于電解質(zhì)，也不屬于非電解質(zhì)，Na2O、Na2O2為金屬（過(guò)）氧化物，屬于離子化合物，熔化狀態(tài)能夠?qū)щ?，是電解質(zhì)。②Na2O、Al2O3等化合物為電解質(zhì)。因?yàn)樵谌廴跔顟B(tài)時(shí)，它們能電離出自由移動(dòng)的離子。③電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其溶解性無(wú)關(guān)。某些鹽如

、

等雖難溶于水，但溶于水的部分卻是完全電離，所以它們是強(qiáng)電解質(zhì)。相反，能溶于水的鹽未必都是強(qiáng)電解質(zhì)，如HgCl2、(CH3COO)2Pb、Fe（SCN）3等盡管能溶于水，但溶解時(shí)只有部分電離，故這些極少數(shù)鹽是弱電解質(zhì)。④電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液導(dǎo)電性沒(méi)有必然聯(lián)系。導(dǎo)電性強(qiáng)弱與溶液中

大小有關(guān)，如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱，而某弱電解質(zhì)雖然電離程度小，但如果

較大時(shí)，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力也不一定弱⑤要區(qū)分電解質(zhì)溶液與電解質(zhì)之間的異同。能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定都是電解質(zhì)，電解質(zhì)也不一定在任何狀態(tài)下都能導(dǎo)電。如金屬單質(zhì)（包括固態(tài)和液態(tài)），石墨，電解質(zhì)溶液，熔融狀態(tài)的鹽，強(qiáng)堿及金屬氧化物（離子化合物），以上物質(zhì)均能導(dǎo)電。其中在固態(tài)時(shí)能導(dǎo)電的物質(zhì)只有金屬單質(zhì)和非金屬單質(zhì)中唯一能夠?qū)щ姷氖?；在液態(tài)（熔融狀態(tài)）時(shí)能導(dǎo)電的物質(zhì)有金屬單質(zhì)和熔融狀態(tài)的鹽，強(qiáng)堿及金屬氧化物（離子化合物）；在水溶液中能導(dǎo)電的物質(zhì)是電解質(zhì)溶液（包括離子化合物的可溶性鹽和可溶性堿，共價(jià)化合物的酸，而且酸只能在水溶液中導(dǎo)電，在液態(tài)（熔融狀態(tài)）時(shí)不導(dǎo)電）【補(bǔ)充知識(shí)3】強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的判斷電解質(zhì)強(qiáng)、弱與其結(jié)構(gòu)的一般規(guī)律強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離程度完全部分電離平衡不、不可逆有、可能過(guò)程表示溶液中存在的微粒（水分子不計(jì)）====只有電離出的陰、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子即有電離出的陰、陽(yáng)離子（少部分），又有電解質(zhì)分子（大部分）。電離方程式H2SO4====2H++SO42—CaCl2====Ca2++2Cl—NH3·H2ONH4++OH—H2SH++HS—，HS—H++S2—實(shí)例絕大多數(shù)的鹽（包括難溶性鹽）；強(qiáng)酸：H2SO4、HCl、HClO4等；強(qiáng)堿：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。具體分類：強(qiáng)電解質(zhì)包括強(qiáng)酸（HCl，H2SO4，HNO3），強(qiáng)堿（NaOH，KOH，Ba(OH)2）大部分鹽（包括銨鹽NH4Cl，酸式鹽NaHSO4，而且與鹽的水溶性無(wú)關(guān)），弱電解質(zhì)包括弱酸，弱堿，水。排除三大強(qiáng)酸強(qiáng)堿后的所有酸堿一般可以認(rèn)為均為弱的，比如常見(jiàn)的弱酸如醋酸CH3COOH，常見(jiàn)的弱堿為NH3·H2O。注：Ca(OH)2為微溶性強(qiáng)堿，澄清石灰水為其飽和水溶液；HClO4為最強(qiáng)酸；HX（鹵化氫）中的HBr和HI是比HCl更強(qiáng)的強(qiáng)酸，但HF為弱酸。此外中強(qiáng)酸如H3PO4中強(qiáng)堿如Mg(OH)2一般可以視為弱酸弱堿。注意：多元強(qiáng)酸電離一步完成且完全如HnA====nH++An—而多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，且第二步電離比第一步電離困難，第三步電離比第二步電離更困難，但每步電離都存在相應(yīng)的電離平衡，因此應(yīng)分步書(shū)寫(xiě)電離方程式。例如磷酸的電離方程式應(yīng)寫(xiě)三步：H3PO4H++H2PO4—，H2PO4—H++HPO42—HPO42—H++PO43—，不能合并成H3PO43H++PO43—。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步電離決定，因此磷酸的電離方程式有時(shí)也可只寫(xiě)第一步。對(duì)HnA弱酸而言，電離方程式可只考慮：HnAH++Hn-1A—想一想：為什么多元的酸電離下一步比上一步困難，電離程度小得多，甚至可忽略？提示：多元弱酸上一步電離產(chǎn)生的較高濃度的H+作為下一步電離的生成物，相當(dāng)于增大了生成物濃度，使平衡向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，從而會(huì)抑制電離?！狙a(bǔ)充知識(shí)4】電離方程式1.電離：電解質(zhì)溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)，離解成自由移動(dòng)的離子的過(guò)程叫做電離。2電離方程式：用化學(xué)式和離子符號(hào)表示電離過(guò)程的式子3電離方程式書(shū)寫(xiě)的注意事項(xiàng)：（1）遵循原子守恒定律和電荷守恒定律（2）要正確書(shū)寫(xiě)電離出的陽(yáng)離子、陰離子符號(hào)。注意區(qū)分離子符號(hào)和化合價(jià)的書(shū)寫(xiě)。（3）酸堿鹽電離出的陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)應(yīng)與其化學(xué)式中相應(yīng)原子或原子團(tuán)的個(gè)數(shù)相同，電離出的離子所帶的電荷數(shù)應(yīng)與該元素或原子團(tuán)的化合價(jià)數(shù)值相等（4）強(qiáng)電解質(zhì)的電離是完全電離，用“=”表示，弱電解質(zhì)的電離是部分電離，用“”表示。多元弱酸分步電離，以第一步為主，只寫(xiě)第一步（多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離分別用一個(gè)電離方程式表示，不能連等，也不能合并寫(xiě)總式，因各步的電離程度不同，不能簡(jiǎn)單相加抵消中間產(chǎn)物。多元弱酸分步電離呈現(xiàn)大幅下降的趨勢(shì)，一般第一步電離程度最大，遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，越往后電離程度越小，可以忽略不計(jì)，因此一般只寫(xiě)第一步電離方程式即可）；多元弱堿一步電離（多元堿實(shí)質(zhì)上也是分步電離的，但由于中間過(guò)程復(fù)雜，高中階段可寫(xiě)成一步總式即可）。強(qiáng)酸的酸式鹽一步電離。弱酸的酸式鹽分步電離，第一步不可逆，以后步步可逆例如：HCl=H++Cl-CH3COOHCH3COO-+H+特殊物質(zhì)：NaHCO3=Na++HCO3-(強(qiáng)中有弱)NaHSO4=Na++H++SO42-(水溶液中)NaHSO4=Na++HSO4-（熔融態(tài)）注：含離子鍵的化合物（(離子化合物主要包括活潑金屬氧化物，強(qiáng)堿，鹽)在水溶液和熔融狀態(tài)均能完全電離，但活潑金屬氧化物在水中一般會(huì)與水發(fā)生反應(yīng)生成對(duì)應(yīng)的水化物即氫氧化物強(qiáng)堿，水溶液中不存在獨(dú)立的O2—，因此活潑金屬氧化物屬于強(qiáng)電解質(zhì)，但是一般只在熔融狀態(tài)完全電離；如CaO，Na2O，還包括金屬過(guò)氧化物Na2O2某些含極性共價(jià)鍵的化合物（主要包括非金屬氧化物，氣態(tài)氫化物，含氧酸）只能在水溶液中部分或者完全電離，在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能電離，但非金屬氧化物在水中一般會(huì)與水發(fā)生反應(yīng)生成對(duì)應(yīng)的水化物即含氧酸，由生成的含氧酸發(fā)生電離，由于非金屬氧化物本身在熔融狀態(tài)（即液態(tài)）不能電離，因此非金屬氧化物屬于非電解質(zhì)，如CO2。SO2.SO3溶于水與水發(fā)生反應(yīng)所得溶液導(dǎo)電的，其生成物（水化物）如H2CO3，H2SO4這類屬于電解質(zhì)，但CO2。SO2.SO3屬于非電解質(zhì),還包括NH3NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-2、水解（即水解理論）①弱離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，故水解后酸性溶液中C（H＋）或堿性溶液中C(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：C（Cl－）＞C（NH4＋）＞C（H＋）＞C（NH3·H2O）②一般來(lái)說(shuō)“誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈堿性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；③多元弱酸的酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，主要以第一步水解為主。例如Na2CO3溶液中微粒濃度關(guān)系?！痉治觥恳蛱妓徕c溶液水解平衡為：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒濃度的關(guān)系為：c(CO32-)＞c(HCO3-)＞c(OH-)。

補(bǔ)充鹽類的水解知識(shí)梳理注：水解可以理解為鹽類與水發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，可拆分為3步，第一步即鹽類的電離生成陰陽(yáng)離子（與鹽類是否溶于水無(wú)關(guān)），水可視為電離生成H+OH-；第二步即鹽類的電離生成陰陽(yáng)離子與水電離生成H+OH-發(fā)生離子交換（按照電荷的同性相斥，異性相吸原理，即鹽類的電離生成的陽(yáng)離子水電離生成OH-發(fā)生離子重組，鹽類的電離生成的陰離子水電離生成H+發(fā)生離子重組）；第三步即鹽類的電離生成陰陽(yáng)離子與水電離生成H+OH-發(fā)生重新組合（重組能否成功可以參照離子反應(yīng)發(fā)生條件：復(fù)分解型：①↑、②↓、③水—弱電解質(zhì)（弱酸，弱堿）（三者滿足其一即可）（一）水解規(guī)律簡(jiǎn)述為：有弱才水解，無(wú)弱不水解越弱越水解，弱弱都水解誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，等強(qiáng)顯中性具體為：1．正鹽溶液強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性②強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性④弱酸弱堿鹽不一定2．酸式鹽①若只有電離而無(wú)水解，則呈酸性（強(qiáng)酸的酸式鹽的只完全電離，不水解，溶液呈強(qiáng)酸性，其水溶液相當(dāng)于一元強(qiáng)酸。高中主要為硫酸氫鹽如NaHSO4）②若既有電離又有水解，取決于兩者相對(duì)大小，（強(qiáng)堿弱酸的酸式鹽的電離和水解）電離程度＞水解程度，呈酸性電離程度＜水解程度，呈堿性③常見(jiàn)酸式鹽溶液的酸堿性堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.(一般為極弱酸的酸式鹽或者磷酸第三步電離)酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4(一般為相對(duì)較強(qiáng)的弱酸的酸式鹽或者磷酸第二步電離)（二）影響水解的因素內(nèi)因：鹽的本性.外因：濃度、溫度、溶液堿性的變化（1）溫度不變，濃度越小，水解程度越大.（水視為反應(yīng)物）（2）濃度不變，溫度越高，水解程度越大.（水解為吸熱反應(yīng)）（3）改變?nèi)芤旱膒H值，可抑制或促進(jìn)水解。（同離子效應(yīng)）（三）鹽類水解方程式的書(shū)寫(xiě)規(guī)律（1）鹽類水解的程度一般遠(yuǎn)小于其逆過(guò)程——中和反應(yīng)，所以水解反應(yīng)用可逆符號(hào)表示，因生成的產(chǎn)物少，濃度極稀，因此生成物一般不標(biāo)“↓”或“↑”，也不將生成物如H2CO3、NH3·H2O等寫(xiě)成其分解產(chǎn)物的形式；（注：氫氧化鐵膠體的制備是特殊情況下的水解，外部條件有利于水解趨向完全：向沸水中滴加飽和的氯化鐵溶液Fe3++3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3H+此處可用=表示。）⑵鹽類水解的離子反應(yīng)遵循電荷原則，所以陽(yáng)離子水解，H+多余，溶液呈酸性，陰離子水解，OH－多余，溶液呈堿性；⑶多元弱酸相應(yīng)的鹽水解與多元弱酸的電離一樣是分步進(jìn)行的，每一步水解分別用一個(gè)水解離子方程式表示，不能連等，也不能合并寫(xiě)總式（因各步的水解程度不同，不能簡(jiǎn)單相加抵消中間產(chǎn)物），每一步的水解程度也與分步電離一樣，呈現(xiàn)大幅下降的趨勢(shì)，一般第一步水解程度最大，遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，越往后水解程度越小，可以忽略不計(jì)，因此一般只寫(xiě)第一步水解方程式即可；（提示：多元弱酸鹽上一步水解產(chǎn)生的OH—作為下一步水解的生成物，相當(dāng)于增大了生成物濃度，使平衡向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，會(huì)抑制水解。）⑷多元堿的鹽也是分步水解的，但由于中間過(guò)程復(fù)雜，高中階段可寫(xiě)成一步總式即可；⑸多元弱酸的酸式鹽，其酸式根離子在水溶液中既有電離產(chǎn)生H+的可能，又有水解產(chǎn)生OH－的可能，溶液的酸堿性由電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱來(lái)決定，即當(dāng)電離趨勢(shì)大于水解趨勢(shì)時(shí)，溶液呈酸性，應(yīng)該用電離方程式來(lái)表示酸性的產(chǎn)生（如NaH2PO4、NaHSO3等），當(dāng)電離趨勢(shì)小于水解趨勢(shì)時(shí)，溶液呈堿性，應(yīng)該用相應(yīng)的水解方程式來(lái)表示堿性的產(chǎn)生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS等）。（五）鹽類水解原理的應(yīng)用1．判斷或解釋鹽溶液的酸堿性（誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，等強(qiáng)顯中性）2．分析鹽溶液中微粒種類.例如Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒種類相同，它們是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒濃度大小關(guān)系不同.3．比較鹽溶液中離子濃度間的大小關(guān)系.（1）一種鹽溶液中各種離子濃度相對(duì)大?、佼?dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子等價(jià)時(shí)[不水解離子]＞[水解的離子]＞[水解后呈某性的離子（如H+或OH—）]＞[顯性對(duì)應(yīng)離子如OH—或H+]②當(dāng)鹽中陰、陽(yáng)離子不等價(jià)時(shí)。要考慮是否水解，水解分幾步，如多元弱酸根的水解，則是“幾價(jià)分幾步，為主第一步”，（2）兩種電解質(zhì)溶液混合后各種離子濃度的相對(duì)大小.①若酸與堿恰好完全以應(yīng)，則相當(dāng)于一種鹽溶液.②若酸與堿反應(yīng)后尚有弱酸或弱堿剩余，則一般弱電解質(zhì)的電離程度＞鹽的水解程度.4．溶液中各種微粒濃度之間的關(guān)系小結(jié)：溶液中的幾個(gè)守恒關(guān)系（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)代數(shù)和為零。（2）物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過(guò)程（水解、電離）中數(shù)目不變。（3）質(zhì)子守恒：即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中[H+]與其它微粒濃度之間的關(guān)系式（由電荷守恒及質(zhì)子守恒推出）如Na2CO3溶液中三大守恒關(guān)系式。①[Na+]+[H+]=[OH—]+[HCO3—]+2[CO32—]②[HCO3—]+[CO32—]+[H2CO3]=0.1③[OH—]=[H+]+[HCO3—]+2[H2CO3]5．判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體。從上可小結(jié)出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質(zhì)固體，由對(duì)應(yīng)酸的揮發(fā)性而定.結(jié)論：①弱堿易揮發(fā)性酸鹽氫氧化物固體（除銨鹽）②弱堿難揮發(fā)性酸鹽同溶質(zhì)固體此外，由于揮發(fā)性弱酸如醋酸以及酸性氧化物氣體如CO2不能從堿性溶液中揮發(fā)出來(lái)，因此，加熱濃縮或蒸干強(qiáng)堿易揮發(fā)性弱酸鹽溶液如CH3COONa，Na2CO3等只能得到原溶質(zhì)固體6．某些鹽溶液的配制、保存在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液時(shí)為防止水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度.（將水解消滅于萌芽狀態(tài)，防患于未然，比水解后產(chǎn)生沉淀，造成既成事實(shí)再加酸溶解的亡羊補(bǔ)牢效果要好得多）Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能貯存磨口玻璃塞的試劑瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多OH—，NH4F水解產(chǎn)生HF，OH7．某些離子間因發(fā)生又水解而在溶液中不大量共存，如①Al3+與S2—、HS—、CO32—、HCO3—、AlO2—，SiO32—、ClO—、等不共存②Fe3與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不共存③NH4+與ClO—、SiO32—、AlO2—等不共存小結(jié)：能發(fā)生雙水解反應(yīng)，首先是因?yàn)殛?、?yáng)離子本身單一水解程度相對(duì)較大，其次水解一方產(chǎn)生較多H+，另一方產(chǎn)生較多OH—，兩者相互促進(jìn)，使水解進(jìn)行到底。8．除雜如除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，攪拌充分反應(yīng)，后過(guò)濾除去。小結(jié)：為了避免引入新的雜質(zhì)，一般采用不溶于水的含相應(yīng)離子的氧化物，氫氧化物，碳酸鹽甚至金屬單質(zhì)，這些不溶物即使過(guò)量也可以在反應(yīng)完全后過(guò)濾除去，不會(huì)在溶液中殘留可溶性雜質(zhì)。三、把握三種守恒，明確等量關(guān)系1.電荷守恒：⑴電荷守恒的含義：電解質(zhì)溶液呈電中性，溶液中陰、陽(yáng)離子所帶電荷數(shù)值相等，由于溶液是均一的，所有陽(yáng)離子的電荷濃度之和必定等于所有陰離子的電荷濃度之和。①離子濃度：指溶液中某種離子的濃度；②電荷濃度：如溶液中某離子的濃度為c(Rn+)，則其電荷濃度為nc(Rn+)。⑵電荷守恒式的書(shū)寫(xiě)：如Na2CO3溶液中由于存在下列電離和水解關(guān)系：Na2CO3=2Na++CO32-，H2OH++OH-，CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中所有的陽(yáng)離子有Na+、H+，陰離子有CO32-、HCO3-、OH-，根據(jù)電荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)。又如CH3COONa溶液中由于存在下列電離和水解關(guān)系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，H2OH++OH-，所以溶液中所有的陽(yáng)離子為Na+、H+，所有的陰離子為CH3COO-、OH-，因此電荷守恒式為：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。【注意】書(shū)寫(xiě)電荷守恒式必須①準(zhǔn)確的判斷溶液中離子的種類；②弄清離子濃度和電荷濃度的關(guān)系。2.物料守恒：⑴含義：指某微粒的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式的微粒濃度之和。⑵物料守恒式的書(shū)寫(xiě)：如Na2CO3溶液中由于存在下列電離和水解關(guān)系：Na2CO3=2Na++CO32-，CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，由于c(Na+)=2c(CO32-)原始，而CO32-由于水解在溶液中存在的形式為CO32-、HCO3-、H2CO3，所以有c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)。又如CH3COONa溶液中由于存在下列電離和水解關(guān)系：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，由于c(Na+)=c(CH3COO-)原始，而由于水解在溶液中的存在形式為CH3COOH、CH3COO-，所以有c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)。3.導(dǎo)出式——質(zhì)子守恒：如碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將Na+離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。此關(guān)系式也可以按下列方法進(jìn)行分析，由于指定溶液中氫原子的物質(zhì)的量為定值，所以無(wú)論溶液中結(jié)合氫離子還是失去氫離子，但氫原子總數(shù)始終為定值，也就是說(shuō)結(jié)合的氫離子的量和失去氫離子的量相等?？梢杂脠D示放分析如下：，由得失氫離子守恒可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。又如醋酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將鈉離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。四、辨析四類試題，強(qiáng)化知識(shí)遷移1、單一電解質(zhì)溶液中微粒濃度的相對(duì)大小比較①弱酸或弱堿溶液1.弱酸溶液：【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列關(guān)系錯(cuò)誤的是（

）A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L分析：由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SH++HS-，HS-H++S2-，H2OH++OH-，根據(jù)電荷守恒得c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)，由物料守恒得c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以關(guān)系式錯(cuò)誤的是A項(xiàng)。（注意：解答這類題目主要抓住弱酸的電離平衡。）2.弱堿溶液：【例2】室溫下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是（

）A.c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)分析：由于氨水溶液中存在一水合氨的電離平衡和水的電離平衡，所以所得溶液呈堿性，根據(jù)電荷守恒和物料守恒知BD正確，而一水合氨的電離是微量的，所以C項(xiàng)錯(cuò)誤，即答案為C項(xiàng)。②會(huì)水解的鹽溶液3.強(qiáng)酸弱堿鹽溶液：【例3】在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是（

）A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)分析：由于氯化銨溶液中存在下列電離過(guò)程：NH4Cl=NH4++Cl-，H2OH++OH-和水解過(guò)程：NH4++H2OH++NH3·H2O，由于銨離子水解被消耗，所以c(Cl-)＞c(NH4+)，又因水解后溶液顯酸性，所以c(H+)＞c(OH-)，且水解是微量的，所以上述關(guān)系式正確的是A項(xiàng)。（注意：解答這類題目時(shí)主要抓住弱堿陽(yáng)離子的水解，且水解是微量的，水解后溶液呈酸性。）4.強(qiáng)堿弱酸鹽溶液：【例4】在Na2S溶液中，下列關(guān)系正確的是（

）A.c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S)

B.c(OH-)=c(HS-)+2c(H+)+c(H2S)

C.c(OH-)=2c(HS-)+c(H+)+c(H2S)

D.c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)分析：因在硫化鈉溶液中存在下列電離過(guò)程和水解過(guò)程：Na2S=2Na++S2-，H2OH++OH-，S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-，所以根據(jù)電荷守恒得c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)，根據(jù)物料守恒得c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)，故有c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)，所以D項(xiàng)正確。（本題也可以直接根據(jù)質(zhì)子守恒進(jìn)行分析。）5.強(qiáng)堿弱酸的酸式鹽溶液：【例5】在0.1mol/L的NaHCO3溶液中，下列關(guān)系式正確的是（

）A.c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(Na+)=c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)C.c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)D.c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)分析：由于溶液中存在下列電離和水解過(guò)程：NaHCO3=Na++HCO3-，H2OH++OH-，HCO3-H++CO32-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-，所以溶液呈堿性，因此離子濃度大小關(guān)系為：c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)，電荷守恒和物料守恒關(guān)系分別為：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)，c(Na+)＝c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)，故CD項(xiàng)正確。（極弱酸的酸式鹽一般

電離小于水解，溶液呈弱堿性，如NaHCO3和NaHS；相對(duì)較強(qiáng)的弱酸的酸式鹽一般

電離大于水解，溶液呈弱酸性，，如NaHSO3和NaH2PO4）

2、酸與堿混合后溶液中微粒濃度的相對(duì)大小比較1.強(qiáng)酸與弱堿混合：【例1】室溫下,pH=3的鹽酸與pH=11的氨水等體積混合,所得溶液中離子濃度關(guān)系正確的是(

)A.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)D.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)分析:由于一水合氨為弱電解質(zhì)，當(dāng)pH=3的鹽酸與pH=11的氨水等體積混合反應(yīng)后，溶液中一水合氨有較多量的剩余，所以所得溶液仍呈堿性，由電荷守恒關(guān)系知B項(xiàng)正確。（解答此類題目主要抓住兩溶液反應(yīng)后生成的強(qiáng)酸弱堿鹽的水解情況，當(dāng)弱堿剩余較多時(shí)溶液的酸堿性由弱堿的電離決定。）2.強(qiáng)堿與弱酸混合：【例2】等體積等濃度的MOH強(qiáng)堿溶液和HA弱酸溶液混合后,混合溶液中有關(guān)離子濃度的關(guān)系正確的是(

)A.c(M+)＞c(OH-)＞c(A-)＞c(H+)B.c(M+)＞c(A-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(M+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(M+)+c(OH-)=c(A-)+c(H+分析:由于等體積等濃度的上述物質(zhì)混合后，二者恰好完全反應(yīng)而生成強(qiáng)堿弱酸鹽，所以所得溶液由于A-的水解而呈堿性，由電荷守恒和物料守恒知CD項(xiàng)正確。（解答此類題目主要抓住兩溶液反應(yīng)后生成的強(qiáng)堿弱酸鹽的水解情況，當(dāng)弱酸剩余較多時(shí)溶液的酸堿性由弱酸的電離決定。）3.強(qiáng)堿弱酸鹽與強(qiáng)酸混合：【例3】將濃度為0.2mol/LCH3COOK溶液與濃度為0.1mol/L的鹽酸溶液等體積混合后,則下列微粒濃度關(guān)系正確的是(

)A.c(CH3COO-)＝c(Cl-)＝c(H+)＞c(CH3COOH)B.c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)C.c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)D.c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)分析:上述物質(zhì)混合后所得溶液中CH3COOH、KCl、CH3COOK三者的物質(zhì)的量相等，此時(shí)醋酸的電離占主導(dǎo)地位，即醋酸的電離大于醋酸根離子的水解，所以溶液呈酸性，因此D項(xiàng)正確。（解答此類題目時(shí)應(yīng)抓住兩溶液混合后生成的弱酸的電離程度和剩余鹽的酸根離子的水解程度的相對(duì)大小。）4.強(qiáng)酸弱堿鹽與強(qiáng)堿混合：【例4】將濃度為0.1mol/L的NaOH溶液和濃度為0.1mol/L的NH4Cl溶液等體積混合,則下列離子濃度關(guān)系正確的是(

)A.c(Na+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)B.c(Na+)=c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C.c(Na+)=c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)D.c(Cl-)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)分析:上述兩種物質(zhì)等體積混合得到等物質(zhì)的量的NaCl、NH3·H2O，所以溶液中只存在一水合氨和水的電離平衡，因此溶液呈堿性，所以選項(xiàng)B正確。（解答此類題目時(shí)應(yīng)抓住兩溶液混合后生成的弱堿的電離程度和剩余鹽中弱堿的陽(yáng)離子的水解程度的相對(duì)大小。）5.強(qiáng)堿弱酸鹽與弱酸混合：【例5】在物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/LCH3COOH和CH3COONa的混合溶液中測(cè)得c(CH3COO-)＞c(Na+)，則下列關(guān)系正確的是（

）A.c(H+)＞c(OH-)B.c(OH-)＞c(H+)C.c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)

D.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/L分析：因上述溶液中既存在醋酸的電離，又存在醋酸根離子的水解，根據(jù)電荷守恒和c(CH3COO-)＞c(Na+)知醋酸的電離大于醋酸根離子的水解，所以溶液呈酸性，正確的選項(xiàng)為AD項(xiàng)。6.強(qiáng)酸弱堿鹽與弱堿混合：【例6】在NH4Cl溶液中加入氨水至溶液呈中性，則溶液中c(NH4+)與c(Cl-)的關(guān)系是（）A.大于

B.小于

C.等于

D.無(wú)法確定分析：因溶液呈中性，所以溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，又由電荷守恒知溶液中c(NH4+)=c(Cl-)，故有C項(xiàng)正確。

相關(guān)強(qiáng)化練習(xí)1.常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH=7，則此溶液中A.c(HCOO－)＞c(Na＋)B.c(HCOO－)＜c(Na＋)C.c(HCOO－)=c(Na＋)D.無(wú)法確定c（HCOO－）與c（Na＋）的關(guān)系2.物質(zhì)的量濃度相同(0.1mol·L－1)的弱酸HX與NaＸ溶液等體積混合后，溶液中粒子濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是A.c（Na＋）＋c（H＋）＝c（Ｘ－）＋c（OH－）B.若混合液呈酸性，則c（Ｘ－）＞c（Na＋）＞c（HＸ）＞c（H＋）＞c（OH－）C.c（HＸ）＋c（Ｘ－）＝2c（Na＋）D.若混合液呈堿性，則c（Na＋）＞c（HＸ）＞c（Ｘ－）＞c（OH－）＞c（H＋）3.將相同物質(zhì)的量濃度的某弱酸HX溶液與NaＸ溶液等體積混合，測(cè)得混合后溶液中c（Na＋）＞c（Ｘ－），則下列關(guān)系正確的是A.c（OH－）＜c（H＋）B.c（HX）＜c（X－）C.c（Ｘ－）＋c（HＸ）＝2c（Na＋）D.c（HＸ）＋c（H＋）＝c（Na＋）＋c（OH－）4.某酸的酸式鹽NaHＹ在水溶液中，HＹ－的電離程度小于HＹ－的水解程度。有關(guān)的敘述正確的是A.H2Ｙ的電離方程式為：H2Ｙ＋H2OH3O＋＋HＹ－B.在該酸式鹽溶液中c（Na＋）＞c（Ｙ2－）＞c（HＹ－）＞c（OH－）＞c（H＋）C.HＹ－的水解方程式為HＹ－＋H2OH3O＋＋Ｙ2－D.在該酸式鹽溶液中c（Na＋）＞c（HＹ－）＞c（OH－）＞c（H＋）5.將0.1mol·L－1的醋酸鈉溶液20mL與0.1mol·L－1鹽酸10mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關(guān)粒子的濃度關(guān)系正確的是A.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(CH3COOH)B.c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)C.c(CH3COO－)=c(Cl－)＞c(H＋)＞c(CH3COOH)D.c(Na＋)＋c(H＋)＞c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)6在硫化鈉水溶液中存在著多種離子和分子，下列關(guān)系式正確的是

(

)

A.c(OH－)＝c(HS－)＋c(H+)＋c(H2S)

B.c(OH－)