化學：弱電解質(zhì)的電離平衡歸納總結

1、弱電解質(zhì)的電離平衡考查方式：本章為歷年高考考試中考點分布的重點區(qū)之一，主要的題型為選擇題，偶有簡答題，尚未出現(xiàn)過綜合性的大題，涉及此內(nèi)容的考點將基本不變，熱點將?？汲Ｐ?，跨學科的綜合性大題將有可能出現(xiàn)。從近幾年高考命題規(guī)律來看，今后的高考試題中這部分內(nèi)容出來的概率仍然很高，這是這部分內(nèi)容在教材中的地位決定的，有關PH值的計算、離子共存、離子濃度大小的比較將仍是必考點。命題規(guī)律：1弱電解質(zhì)的電離平衡電離平衡是化學平衡理論應用的范例，在化學中占有重要的地位在歷年高考均受到重視，近五年的高考題也承繼了這個傳統(tǒng)?？疾榈闹饕獌?nèi)容集中點比較某些物質(zhì)導電性強弱；外界條件對弱電解質(zhì)電離平衡的影響；依據(jù)電離平衡

2、移動理論，解釋某些問題。同濃度（或PH）強弱電解質(zhì)的比較，如氫離子濃度大小，起始反應速率，中和堿的能力、稀釋后的PH的變化等。2水的電離與溶液的PH以水的電離和溶液 pH 計算為考查內(nèi)容的試題能有效地測試考生的判斷、推理、運算等思維能力，仍將是將來考試的熱點?？荚噧?nèi)容包括： (1)已知 pH 的強酸、強堿混合，或已知濃度的強酸、強堿混合，計算溶液的 pH (2)已知pH或c的強弱酸堿混合，分析溶液的酸堿性。 (3)已知混合溶液的pH，推斷混合前的酸堿的各種可能，或已知溶液的pH及強酸、強堿的pH，求混合比例。 (4)中和滴定接近終點時，溶液pH計算。 (5)在新情景下，考查水電離平衡及Kw。

3、3. 鹽類水解考查的內(nèi)容有：1鹽對水的電離程度的影響做定性判斷或定量計算2鹽溶液蒸干灼燒后產(chǎn)物的判斷；3pH大小的比較；4離子濃度大小的比較等。 另外，判斷離子共存、配制溶液、試劑貯存、化肥的混用、物質(zhì)鑒別推斷、某些鹽的分離除雜等內(nèi)容在高考中也涉及到鹽的水解。其中命題的熱點是離子濃度大小的比較。在高考試題中，特別是選擇題，常常將鹽類水解與弱電解質(zhì)的電離、酸堿中和滴定、pH等知識融合在一起，具有一定的綜合性?！净A知識回眸】電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)結構類型如：H2CO3、H2O電離程度：完全電離，不存在電離平衡離子化合物某些具有極性鍵的共價化合物，如HCl、H2SO4結構類型：某些具有極性鍵的共價

4、化合物水的電離早衡：H2O H+OH鹽類的水解實質(zhì)類型影響因素酸堿中和滴定滴定原理實驗操作指示劑選用誤差分析水的離子積：KW=c(H+)·c(OH)溶液酸堿性溶液pH電離程度：部分電離，存在電離平衡一、強弱電解質(zhì)1電解質(zhì)與非電解質(zhì)定義：溶于水或熔融狀態(tài)下能導電的化合物叫電解質(zhì)；溶于水和熔融狀態(tài)下都不導電的化合物叫非電解質(zhì)。注意：要注意“或”字、“和”字。電解質(zhì)是二者有一，非電解質(zhì)是二者都不。要注意“化合物”三個字。其意義有兩點：必須是純凈物，混合物不能叫電解質(zhì)。例如，鹽酸能導電，但因其為混合物，故鹽酸不能稱為電解質(zhì)。必須是純凈物中的化合物。 單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。例如,A

5、l能導電，但不能稱電解質(zhì)；同理，金剛石不導電也不能稱非電解質(zhì)。 電解質(zhì)必須是自身電離去導電。例如，NH3、酸性氧化物（CO2、SO2等）雖然溶于水后都能導電且又是化合物，但在水溶液中不是它們本身發(fā)生電離，故它們不是電解質(zhì)應為非電解質(zhì)。2強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)比強電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里或熔化狀態(tài)下，能全部電離，導電能力強的電解質(zhì)稱強電解質(zhì)。在水溶液里或熔化狀態(tài)下，僅部分電離，導電能力弱的電解質(zhì)稱弱電解質(zhì)?；衔镱愋偷湫碗x子鍵的化合物，某些共價化合物，通常是絕大多數(shù)鹽、強酸、強堿等。某些共價化合物，通常是弱酸、弱堿等。電離狀況與存在形式完全電離，不可逆、不存在電離平衡，電解質(zhì)以陰、陽離子或水合離

6、子自由移動。不完全電離，可逆，存在電離平衡，電解質(zhì)以分子和陰、陽離子或水合離子自由移動。電離表示方式舉例Na2CO32Na+CO32Ba(OH)2Ba+2OHHIH+INH3·H2ONH4+OHH2SH+HSHSH+S2分步電離3弱電解質(zhì)的電離平衡 定義：弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離是因為分子在溶劑的作用下斷鍵離解成離子，另一方面陰、陽離子也相應結合形成分子。在一定溫度下，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時所達到的平衡狀態(tài)稱之為電離平衡。 電離平衡的特征： “等”分子電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等； “定”末電離的分子的濃度與己電離的離子的濃度，保持一定；

7、 “動”分子不斷電離，離子不斷結合成分子成為動態(tài)平衡； “變”當外界條件改變，電離平衡就可能遭到破壞。 影響電離平衡的因素： 溫度：因電離平衡過程是吸熱的，溫度升高，電離平衡向電離方向移動。 濃度：增大分子的濃度，電離平衡向電離方向移動；增大離子濃度，電離平衡向結合成分子的方向移動。二、水的電離和水的離子積1水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，存在有以下電離平衡： H2OH+OH 25時，c(H+)=c(OH)=107mol·L1 2水的離子積：KW= c(H+)·c(OH)=1014 (25)理解KW時要注意:(1) KW與溫度有關，因為水的電離過程是吸熱過程，所以溫度升高，有

8、利于水的電離，KW增大。如100時，KW=1012。(2) KW不僅適用于純水，還適用于酸性或堿性的稀溶液。不管哪種溶液有 c(H+)H2O=c(OH) H2O； 如酸性溶液中： |C(H+)酸+c(H+)H2O|·c(OH)H2O=KW 堿性溶液中： |C(H+)堿+c(H+)H2O|·c(OH)H2O=KW 3影響水電離平衡的因素 酸、堿：在純水中加人酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時若溫度不變，KW不變，c(H+)發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則。(H+)增大，c(OH)變小，pH變小。 溫度:若升溫，由于水電離吸熱，升溫將促進水的電離，故平衡右移，c(H

9、+)、c(OH)同時增大，pH變小，但由于c(H+)與。c(OH)始終保持相等，故純水在溫度高于25，pH<7，但仍顯中性。 易水解的鹽：在純水中加人能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性，均促進水的電離，使水的電離程度增大，但只要溫度不變，KW不變。 其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進了水的電離平衡向電離的方向移動三、溶液的酸堿性和pHPH：水溶液里H+濃度的負對數(shù)叫做pH，即pH=-lgc(H+)。 表示方法：pH=-lgc(H+)溶 換算：c(H+)=10pH適用范圍：pH為014的稀溶液。液 酸堿指示劑：粗略測定溶液pH范圍的 測定方法 pH試紙：

10、粗略測定溶液pH(整數(shù))pH pH計：精確測定溶液pH(有效數(shù)字)有關簡 一元弱酸、一元弱堿的pH計算 單計算 強酸、強堿的單一、混合溶液的pH計算溶液的酸堿性取決于溶液中的c(H+)與c(OH)的相對大小 c(H+)>c(OH)酸性 c(OH)>c(H+)堿性 c(H+)=c(OH)中性在25時中性溶液：c(H+)=c(OH)=107mol/L，pH=7。 酸性溶液：c(H+)>c(OH)，c(H+)>107mol/L，pH<7。堿性溶液：c(H+)<c(OH)，c(H+)<107mol/L，pH>7。常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍的

11、PH值石蕊<5紅色5-8紫色>8藍色甲基橙<3.1紅色3.14.4橙色>4.4黃色酚酞<8無色810淺紅>10紅色四、中和滴定的原理，儀器及操作步驟。 1中和滴定的概念 (1)定義：用已知濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的實驗方法。 (2)原理：在中和反應中使用一種已知濃度的酸(或堿)溶液與未知濃度的堿(或酸)溶液完全中和，測出二者所用的體積，根據(jù)化學方程式中酸堿物質(zhì)的量的比求出未知溶液的濃度。 (3)關鍵：準確測定參加反應的兩種溶液的體積；準確判斷中和反應是否恰好完全反應。 (4)中和滴定的儀器及試劑酸式滴定管(不能盛放堿液、水解呈堿性的鹽溶液、

12、氫氟酸)2酸堿中和滴定實驗堿式滴定管(不能盛放酸性溶液和強氧化性溶液)堿式滴定管(不能盛放酸性溶液錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等) (1)儀器(2)試劑作用：通過指示劑顏色變化確定終點選擇：變色要靈敏、明顯(終點與變色范圍一致)指示劑標準液及待側液3中和滴定操作(以標準鹽酸滴定NaOH為例) (1)準備： 滴定管： a檢驗酸式滴定管是否漏水； b洗滌滴定管后要用標準溶液洗滌23次，并排除管尖嘴處的氣泡； c用漏斗注入標準液至“0”刻度上方23cm處； d將液面調(diào)節(jié)到“0”刻度(或“0”刻度以下某一刻度)記下刻度。 錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗。 移液管：轉(zhuǎn)移少量溶液用，其洗滌方法

13、與滴定管相同。 (2)滴定： 用移液管(或堿式滴定管)取一定體積待測液于錐形瓶中，滴人23滴指示劑。 用左手握活塞旋轉(zhuǎn)開關，右手不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼晴注視錐形瓶中溶液的顏色變化至橙色或粉紅色出現(xiàn)，記下刻度。 (3)計算： 每個樣品作23次，取平均值求出結果。 五、 鹽類的水解實質(zhì)：鹽中弱(弱酸根或弱堿根)離子與水電離出的H+或OH結合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡條件：鹽中必須有弱根 鹽必須溶于水特征：屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和(符合化學平衡規(guī)律)水解程度一般微弱【重點內(nèi)容突破】重點一、電解質(zhì)導電的條件電解質(zhì)離子化合物(堿、鹽)導電條件產(chǎn)生屬性熔化狀態(tài)溶于水導電強極性鍵化合物(

14、酸) 由于相同條件下強弱電解質(zhì)的導電能力有著本質(zhì)區(qū)別，因此，強弱電解質(zhì)可通過同條件下電流的大小來確定，這一導電實驗是理化學科的結合點。此時常常需用數(shù)學思維方法（如極值法）。所以，強弱電解質(zhì)的這一考點也會成為“3+X”綜合測試命題素材?？梢?，電解質(zhì)并不一定導電，導電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。產(chǎn)生自由移動的離子是電解質(zhì)導電的前提。而電解質(zhì)能產(chǎn)生自由移動的離子，是電解質(zhì)的內(nèi)因，還必須具備一定的外因條件，這就是強極性分子水或受熱使電解質(zhì)呈熔化狀態(tài)。離子濃度大，導電能力強。電解質(zhì)的導電性:根據(jù)導電機理不同，可將導體分為：a金屬導體：其導電過程屬物理現(xiàn)象，溫度升高時電阻加大；b電解質(zhì)溶液(或熔化狀態(tài))導體：在

15、導電的同時要發(fā)生化學變化，溫度升高時電阻變小，電解質(zhì)溶液的導電能力主要由溶液中離子的濃度和電荷數(shù)決定。 由于相同條件下強弱電解質(zhì)的導電能力有著本質(zhì)區(qū)別，因此，強弱電解質(zhì)可通過同條件下電流的大小來確定，這一導電實驗是理化學科的結合點，同時弱電解質(zhì)的有關量也會因電離程度發(fā)生變化而難以確定其大小，此時常常需用數(shù)學思維方法(如極值法)迸行處理。所以，強弱電解質(zhì)的這一考點也會成為“3+X”綜合測試命題的素材重點二、影響水電離平衡的因素 (1)酸、堿：在純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，此時若溫度不變，KW不變；水變??；H+發(fā)生改變，pH也隨之改變；若向水中加入酸，則H+增大，OH變小，pH變小。

16、(2)溫度：若升溫，由于水電離吸熱，升溫將促進水的電離，故平衡右移，H+、OH同時增大，pH變小，但由于H+與OH始終保持相等，故仍顯中性。 (3)易水解的鹽：在純水中加入能水解的鹽，不管水解后溶液顯什么性；均促進水的電離，使水的電離度增大，但只要溫度不變，KW不變。 (4)其它因素：如向水中加入活潑金屬，由于與水電離出的H+直接作用，因而促進了水的電離平衡向電離的方向移動。重點三、有關pH的計算強酸、強堿的稀釋。弱酸、弱堿的稀釋。強酸與強酸的混合。強堿與強堿的混合。強酸與強堿的混合。清單三 關于溶液 pH的計箕1關于溶液的pH計算強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L，c(H+)=nc

17、mol·L1 pH=-lgnc強堿溶液，如 B(OH )n，設濃度為c mol·L1 c(H+)= 。pH= -lgc(H+)=14+lgnc。一元弱酸溶液，設濃度為c mol/L，則有：c(H+)<c mol/L pH>-lgc一元弱堿溶液，則為c(OH)<c，c(H+)> pH<14+lgc2酸、堿混合pH計算兩強酸混合 c(H+)混=兩強堿混合 c(OH)混=酸堿混合(一者過量) = 酸堿的pH之和與H+與OH濃度比較 pH(酸)+pH(堿)=14，c(H+)酸=c(OH)堿pH(酸)+pH(堿)<14，c(H+)酸> c(O

18、H)堿 pH(酸)+pH(堿)>14，c(H+)酸< c(OH)堿推導：pH(酸)+pH(堿)=-lgc(H+)酸+ lgc(H+)堿=-lgc(H+)酸·c(H+)堿=-lgc(H+)酸· =14- lg有關溶液的pH的注意問題 (l)pH是溶液酸堿性的量度，常溫下pH=7溶液呈中性，pH減小，溶液的酸性增強；pH增大，溶液的堿性增強。 (2)pH范圍在014之間，pH=0的溶液并非無H+，而是H+=1mol·L1。Ph=14的溶液井非無OH，而是OH=1 mol·L1。pH每增大1個單位，H+減小到原來的1/10，而OH增大到原來的10倍

19、。pH改變n個單位，H+或OH增大到原來的10n倍或減小到原來的1/10n。 (3)當H+>l mol·L1時，pH為負數(shù)；OH>1 mol·L1時，Ph>14，對于H+或OH大于l mol·L1的溶液，用pH表示反而不方便，所以pH僅適用于H+或OH1 mol·L1的稀溶液。 (4)也可以用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH是OH離子濃度的負對數(shù)。pOH=-lgOH，因為OH·H+=1014，若兩邊均取負對數(shù)得：pH+pOH=14。3關于溶液pH的計算 (1)單一溶液的pH計算 強酸溶液，如HnA，設濃度為C mol·

20、;L1，H+=nC，pH=-lgnC。 強堿溶液，如B(OH) n，設濃度為C mol·L1，H+=，pH=14+lgnC。一元弱酸溶液，設濃度為C mol·L1，電離度為，H+=C。pH=-lgC。一元弱堿溶液，pH=-lgH+=14+lgC（2）酸堿混合PH值計算OH混H+混=(適用于酸堿混合一者過量時)H+混=（適用于兩強酸混合）OH混=（適用于兩強堿混合）計算方法混合前 混合后pH1+pH215 pH1-0.3pH1+pH2=14 =7pH1+pH215 pH2+0.3兩強等體積相混時(近似) (弱點三)(pH1>pH2)速算規(guī)律：4強酸(PHl)與強堿(PH

21、2)混合呈中性時，二者體積與pH的關系規(guī)律pH1+ pH2-14(1)若pH1+ pH2=14，則V酸：V堿=1：114-pH1+ pH2(2)若pH1+ pH2>14，則V酸：V堿=10 ：1(3) 若pH1+ pH2<14，則V酸：V堿=1：10知識綜合視窗 關于溶液的pH的計算 (1)單一溶液的pH計算 強酸溶液，如HnA，設濃度為c mol/L。 c(H+)=nc mol·Ll，pH=-lgc(H+)=-lgnc 強堿溶液，如B(OH) n，設濃度為c mol·Ll，c(H+)=；Ph=-lgc(H+)=14+lgnc 一元弱酸溶液，設濃度為c mol/

22、L，電離度為則有：c(H+)=c，pH=-lgc(H+)=-lgc。一元弱堿溶液，pH呂-lgc(H+)=14+ lgc。 (2)酸、堿混合pH計算 兩強酸混合c(H+)混=兩強堿混合c(OH)混= 酸堿混合(一者過量)c(H+)混c(OH)混5酸堿中和滴定的誤差分析 用標準液滴定待測液時，進行誤差分析要歸結為對標準液體積的影響，若使標準液的消耗體積變小，則會導致測定結果相對實際濃度偏小，若使標準液消耗體積變大，則導致測定結果偏大。如導致偏大的有：滴定管未用標準液潤洗、錐形瓶用待測液潤洗、滴定前裝標準液的滴定管尖嘴處有氣泡而滴定后消失等，導致偏小的有:指示劑變色后又立即復原就停止滴定、搖動錐形

23、瓶時有液體濺出、轉(zhuǎn)移待測液的滴定管或移液管未用待測液潤洗等。重點四、1鹽類水解 (1)鹽類水解的實質(zhì)：鹽電離出來的某一種或多種離子跟水電離出來的H+或OH生成弱電解質(zhì)，從而促進水的電離。 (2)鹽類水解的規(guī)律： 誰弱誰水解，誰強呈誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。 鹽對應的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。 多元弱酸根，正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，如CO32比HCO3水解程度大幾個數(shù)量級，溶液的堿性更強。 (3)鹽類水解的特點： 吸熱反應(升溫，水解程度增大)。 多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。 雙水解程度比單水解程度大。 單水解與一般的雙水解因程

24、度很小，故書寫其離子方程式時不能用“=”“”“”等符號。規(guī)律：弱水解，顯強性，弱的程度越大，水解能力越強鹽的濃度較小，水解程度較大 溫度越高，水解程度越大應用：判斷溶液的酸堿性 判斷不同弱電解質(zhì)的相對強弱比較溶液中離子濃度：同一溶液中不同離子濃度比較 不同溶液申相同離子濃度比較 解釋某些化學現(xiàn)象及在生活生產(chǎn)中的應用表示方法：單水解： 一元弱酸(弱堿)相應的鹽 強堿與多元弱酸組成的正鹽；分步表示； 如Na3PO4，PO43+H2OHPO42+OH HPO42+H2O H2PO42+OH H2PO42+H2OH3PO4+OH 強酸與多元弱堿組成的正鹽：簡化為一步表示：如：AlCl3：Al3+3H2

25、OAl(OH)3+3H+ 雙水解：一般能進行到底，不用可逆號，沉淀、氣體一般要標出，常見的明顯雙水解的離子：Al3+、Fe3+與CO32、HCO3、S2、HS、AlO2的對應組合。如AlCl3與Na2CO3溶液混合，可表示為：2A13+3CO32+3H2O2Al(OH)3+3CO2知識綜合視窗 1水解互促而徹底反應的鹽 (1)條件：強酸弱堿鹽與強堿弱酸鹽在水溶液中相遇時，弱堿陽離子水解生成的堿與弱酸陰離子水解生成的酸若發(fā)生中和反應，則水解互促而形成水解平衡，如(NH4)2CO3；若不發(fā)生中和反應，則水解互促最終徹底反應生成弱酸和弱堿，如Na2S和AlCl3混合時，生成H2S和Al(OH)3。

26、但要注意，如果水解所生成的氫氧化物的溶解度小于兩種鹽按復分解反應方式進行所生成的難溶物的溶解度時，將水解互促而徹底生成弱酸和弱堿；反之，將按復分解反應方式進行。如Na2S與CuCl2混合時，因為CuS溶解度大于Cu(OH) 2溶解度，不會生成H2S、Cu(OH) 2，而生成CuS。 2)常見離子：Al3+與HCO3、CO32、HS、S2、AlO2、ClO等；AIO2與Al3+、Fe3+、NH4+等；Fe3+與AlO2、ClO等；NH4+與SiO32，它們均能徹底水解生成弱酸和弱堿。 2蒸干鹽溶液所得物質(zhì)的判斷 (1)考慮鹽是否分解。如加熱蒸干Ca(HCO3)2，因其分解，所得固體應是CaCO3

27、。 (2)考慮氧化還原反應。如加熱蒸干Na2SO3溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固體應是Na2SO4。 (3)鹽水解生成揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干AlCl3溶液，得Al(OH)3。鹽水解生成不揮發(fā)性酸，蒸干后一般仍為原物質(zhì)。 (4)鹽水解生成強堿時，蒸干后一般得到原物質(zhì)。Na2CO3等。 有時要多方面考慮，如加熱蒸干NaClO溶液時，既要考慮水解，又要考慮HClO的分解，所得固體是NaCl。清單一 水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，它能發(fā)生微弱的電離。 (H2OH+OH)，25時c(H+)=c(OH)=1×107mol·L1KW=c(H+)c(OH)=l

28、5;1014 pH=-lgc(H+)=72鹽類水解應用 鹽類水解應用極其廣泛，它包括： (1)混施化肥； (2)泡沫滅火劑； (3)FeCl3溶液止血劑； (4)明礬凈水； (5)NH4Cl焊接金屬； (6)判斷溶液酸堿性； (7)比較鹽溶液離子濃度的大??； (8)判斷離子共存； (9)配制鹽溶液； (10)制備膠體； (11)物質(zhì)的制備； (12)試劑的貯存 (13)物質(zhì)的鑒別等。鹽類水解的應用（一） (1)判斷鹽溶液中離子種類及濃度大小時考慮鹽水解。如Na2S溶液中有Na+、S2、HS、H+、H2S、H2O，其濃度大小為： Na+>S2>HS； (2)判斷離子能否共存于同一溶液

29、中，要考慮離子間能否發(fā)生雙水解，如Al3+與AlO2、Fe3+與AlO2、HCO3與 S2、NH4+與AlO2、Fe3+與 HCO3、Al3+與HCO3、Al3+與CO32等就不能大量共存。 (3)用于判斷鹽溶液顯酸性或中性或堿性，如Na2CO3溶液的堿性比NaHCO3溶液的堿性強； (4)判斷鹽溶液中水的電離度的大小； (5)鹽與鹽溶液反應產(chǎn)物的判斷；鹽類水解的應用（二）(1)鑒別物質(zhì)時考慮鹽類雙水解，如NaOH、Na2CO3、KI、NaS、AgNO3、KSCN、H2S、NaCl 9種物質(zhì)水溶液可用FeCl3溶液鑒別。(2) FeCl3等溶液的配制(可加n滴稀鹽酸)；(3)長時間保存某些鹽溶

30、液，防止水解變質(zhì)，常加幾滴酸或堿；(4)制取某些無水鹽，如用MgCl2·6H2O制無水MgCl2 。鹽類水解的應用（三）(1)泡沫滅火器的反應原理；(2)制備膠體，如Fe(OH)3膠體的制備；(3)化肥的施用，如銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用：NH4+CO32+H2ONH3·H2O+HCO3(4)明礬、綠礬凈水；(5)NH4Cl作焊藥；(6)蘇打粉用于面粉的發(fā)酵?！疽?guī)律總結】清單三 溶液中離子濃度相對大小的比較 1微粒濃度比較 (1)要考慮鹽類水解。大多數(shù)鹽類的單水解是微弱的，一般認為與其同溶液對應的弱酸(或弱堿)的電離相比，電離程度大于水解程度。如溶液中相同濃度的CH3CO

31、OH、CH3COONa、CH3COOH的電離程度大于水解程度，類似的還有NH3·H2O與NH4Cl等，但HCN和KCN不同；CN的水解程度大于HCN的電離程度。 (2)電荷守恒。溶液中陽離子所帶總單位正電荷數(shù)等陰離子所帶總單位負電荷數(shù)。如NaF溶液中Na+H=F+OH。 3)物料守恒。溶液中某元素的各種存在形式守恒，即原子守恒，如0.l mol·L1的Na2CO3溶液中，CO32+HCO3+H2CO3= 0.l mol·L1。溶液中水電離產(chǎn)生的H+、OH數(shù)目應該相同，如Na2S溶液中，OH=H+HS+2H2S。分為三種類型單一溶液中離子濃度相對大小的比較。如:判斷一元或多元弱酸溶液和水解的鹽溶液中離子濃度的相對大小，判斷水解的鹽溶液中離子濃度相對大小的一般方法是：若為NH4Cl等鹽中的陰、陽離子價數(shù)相等，離子濃度為不水解的離子>水解的離子>水解后呈某性的離子(如H+或OH)>水解后呈某性的對應離子如在NH4Cl溶液中Cl>NH4+>H+>OH若為Na2CO3等鹽中的陰、陽離子的價數(shù)不等時，判斷離子濃度的大小則要根據(jù)實際情況具體分析，對于多元弱酸根的水解，則是有幾價則水解幾步，在分步水解中以第一步