高中化學 3-3 鹽類的水解課件 新人教版選修4.ppt

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新聞鏈接：被蜂蟄傷莫大意 －采草藥的老伯差點送了命！ 某日上午10點左右，家住市區(qū)的李阿伯與鄰居到附近的山上采草藥時，不慎被黃蜂蟄傷，當時他并未在意?；丶液罄畎⒉械絺幪弁醇又亍⒑粑щy、意識不清，家人急忙撥打急救電話，經(jīng)醫(yī)生對癥處理——在被黃蜂叮咬在患處涂抹食醋后，李阿伯脫離了危險。 你知道當黃蜂或蜜蜂叮咬后，應如何利用家庭常用的物質加以處理？,本節(jié)目標： 1.理解鹽類水解的本質。 2.能正確分析強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解 3.掌握鹽類水解方程式的書寫和分析。,本節(jié)重點： 鹽類水解的本質及規(guī)律。,3. 鹽類的水解,同學們，你們是否想過：,Na2CO3可用于中和發(fā)酵面團中的酸性物質，也可用于清洗油污，又叫“純堿”。明明是鹽，為什么又叫“堿”呢？難道它顯堿性？,一、實驗探究,選擇合適的方法測出實驗臺上鹽溶液的酸堿性。,中性,酸性,堿性,中性,堿性,堿性,酸性,酸性,強酸強堿鹽,強酸弱堿鹽,強堿弱酸鹽,強堿弱酸鹽,強酸強堿鹽,強堿弱酸鹽,強酸弱堿鹽,強酸弱堿鹽,由實驗得出：鹽溶液不一定都是中性，有的呈酸性，有的呈堿性,鹽的組成類型與鹽溶液酸堿性關系,鹽溶液中，水電離出的H+ 與OH-的量總是相等，而大多數(shù)鹽本身既不會電離出H+，也不會電離出OH-，為什么也會顯示出酸堿性？,請參考教材P55的表格進行思考和分析,鹽的組成與鹽溶液酸堿性關系 (P55思考與交流),NaCl=Na++Cl-,無,有,有,Na+、Cl-、H+、OH-、H2O,NH4+、Cl-、H+、OH-、H2O、,CH3COO-、Na+、H+、OH-、H2O、,c(H+)=c(OH-),c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),NH3·H2O,CH3COOH,NH4Cl=NH4++Cl-,NaAc=Na++Ac-,氯化銨在溶液中的變化:,NH4Cl = NH4+ + Cl-,+,,NH3.H2O,NH4+ +H2O NH3.H2O + H+,,NH4Cl +H2O NH3.H2O + HCl,弱堿離子結合OH-,破壞水的電離平衡(向右移動),,溶液中c(H+) c(OH-),NH4Cl溶液呈酸性,,,NH4+,OH-,H2O H+ + OH_,醋酸鈉在溶液中的變化:,CH3COONa = CH3COO_ + Na+,+,CH3COOH,CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH,請同學們自主分析：醋酸鈉溶液為什么呈堿性,［討論］以NaCl為例，說明強酸強堿鹽能否水解？,由于NaCl電離出的Na+和Cl-都不能與水電離出的OH-或H+結合生成弱電解質，所以強酸強堿鹽不能水解，不會破壞水的電離平衡，因此其溶液顯中性。,結論： 強酸強堿鹽對水的電離平衡無影響, 溶液顯中性,二、鹽類的水解,定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH-結合生成 弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。,水解實質：弱電解質的生成破壞了水的電離平衡，增大了水的電離程度并且常常使溶液呈酸性或堿性。,弱酸或弱堿,弱酸陰離子或弱堿陽離子,水解條件：有弱酸根離子或弱堿離子存在；鹽必須可溶于水。,即：有弱才水解，無弱不水解,強酸強堿鹽,強堿弱酸鹽,強酸弱堿鹽,弱酸弱堿鹽,否,中性,是,堿性,(NaCl),(CH3COONa),(NH4Cl),是,(CH3COONH4),酸性,是,水解結果：,誰強顯誰性，同強顯中性,中性,（1）強堿弱酸鹽：溶液水解呈堿性 K2CO3、Na2S、CH3COOK、Na3PO4、Na2SO3、 Na2SiO3 …… （2）強酸弱堿鹽：溶液水解呈酸性 Cu(NO3)2、CuSO4、CuCl2、(NH4)2SO4、 NH4Cl、NH4NO3、AlCl3、FeCl3 …… （3）強酸強堿鹽，不水解，呈中性。 (特殊：NaHSO4呈酸性),水解結果：,誰強顯誰性，同強顯中性,（4）弱酸的酸式鹽水解，溶液的酸堿性取決于酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。 ①如電離程度大于水解程度的，以電離為主，溶液呈酸性如：NaHSO3、NaH2PO4等。 ②如水解程度大于電離程度的，以水解為主，溶液呈堿性，如NaHCO3、Na2HPO4、NaHS等,（5）弱酸弱堿鹽的水解程度比單獨水解的程度要大一些(有些可以進行到底)，溶液的酸堿性決定于酸堿的相對強弱，誰強顯誰性。,1、在溶液中，不能發(fā)生水解的離子是（ ） A、ClO - B、CO32- C、Fe3+ D、SO42-,D,隨堂練習,2、下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（ ） 哪些呈堿性（ ） ①FeCl3 ②NaClO ③ (NH4)2SO4 ④ AgNO3 ⑤Na2S ⑥K2SO4,① ③ ④,② ⑤,3、 下列溶液PH小于7的是（ ）,A.溴化鉀 B. 硫酸銅 C.硫化鈉 D.硝酸鋇,B,分析0.1mol/L某些鹽的水解情況,水解是可逆反應，其程度一般較小，一般比電離程度?。ň毩晝裕?越弱越水解，都弱都水解。,水解程度：,測定NaA溶液的PH值，若PH大于7，則HA酸為弱酸。,實驗設計：請應用水解原理，設計一個合理而比較容易進行的方案證明某酸HA酸是弱電解質（做簡明扼要表述）。,弱的離子+水 弱酸(或弱堿)+OH-(或H+),鹽+水 酸+堿,三、水解方程式的書寫,（1）用化學方程式表示：,（2）用離子方程式表示：先找“弱”離子,例：NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl,NH4+ + H2O NH3·H2O + H+,CH3COONa+H2O,CH3COOH+NaOH,CH3COO－+H2O CH3COOH+OH-,三、書寫水解方程式的注意點：P56,（1）一般鹽類水解的程度較小，用可逆號“ ”表示。,（2）一般鹽類水解的產(chǎn)物很少，不會產(chǎn)生氣體或沉淀，不標“↓”或“↑”。（雙水解除外）,（3）不把生成物（如NH3·H2O等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。,（4）多元弱酸生成的鹽水解時，生成弱酸過程應分步表示，以第一步為主。弱堿陽離子的水解一步到位：,①多元弱酸強堿的正鹽分步水解，但以第一步水解為主：如Na2CO3,②多元弱堿強酸鹽分步水解，但并為一步寫：如AlCl3,③徹底水解的離子組（雙水解）：《練》P56,（4）多元弱酸生成的鹽水解時，生成弱酸過程應分步表示，以第一步為主。弱堿陽離子的水解一步到位：,,1.判斷下列鹽溶液的酸堿性，若能水解的寫出水解反應的離子方程式。,NaHCO3 NH4NO3 Na2S FeCl3 Na2SO4,HCO3-+H2O H2CO3+OH—,NH4++H2O NH3.H2O +H+,S 2-+H2O HS—+OH—,Fe 3++3H2O Fe(OH)3+3H+,隨堂練習,1.內因：鹽的本性(越弱越水解),酸性越弱,酸越難電離,酸根離子與H+的結合能力越強,水解后OH-濃度越大,溶液堿性越強,pH值越大,,,,,四、影響鹽類水解的主要因素P56~57,討論:同為強堿弱酸鹽溶液，Na2CO3、 NaHCO3、CH3COONa卻表現(xiàn)出不同的堿性，這是為什么？,,①不同弱酸對應的鹽,NaClO NaHCO3,NH4Cl MgCl2 AlCl3,弱酸的酸性：,HClOH2CO3,對應鹽的堿性：,②不同弱堿對應的鹽,弱堿的堿性：,對應鹽的酸性：,NH3 · H2O Mg(OH)2Al(OH)3,③同一弱酸對應的鹽,鹽的堿性：Na2CO3 NaHCO3,對應的酸：HCO3- H2CO3,∴ 正鹽的水解程度酸式鹽的水解程度,1.內因：鹽的本性(越弱越水解),1、相同物質的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH分別為7、8、9，則相同物質的量濃度的 HX、HY、HZ的酸性強弱順序為 。,HXHYHZ,練習：,2、已知K(HNO2) K(CH3COOH) K(HClO)， 請推測 NaClO、CH3COONa、NaNO2溶液pH由 大到小的順序是： 。,NaClO CH3COONa NaNO2,(3) 溶液的酸堿性：水解呈堿性的鹽溶液，加酸促進水解，加堿抑制水解。 （水解呈酸性的鹽溶液以此類推）,2、外因（適用勒夏特列原理）,(1) 溫度：水解是酸堿中和的逆過程，是吸熱反應，故升溫可促進水解。,越熱越水解,(2) 濃度：鹽溶液的濃度越小，水解程度越大,越稀越水解,(4) 外加沉淀劑：,如往FeCl2溶液中加入Na2S溶液,思考：,正向,增多,減小,減小,顏色變深,逆向,減少,增大,減小,顏色變淺,正向,增多,增大,增大,顏色變淺,正向,減少,增大,增大,紅褐色沉淀,逆向,增多,減小,減小,顏色變深,正向,增多,減小,增大,顏色變淺,正向,減少,增大,增大,有紅褐色沉淀及氣體產(chǎn)生,27,1、物料守恒,（元素or原子守恒）,溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不變的。,是指某一元素的原始濃度應該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。,五、溶液中的守恒規(guī)律：P58,1、物料守恒,如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH– CO32– + H2O HCO3– + OH– HCO3– + H2O H2CO3 + OH–,∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) +c (HCO3–)+c (H2CO3) ],c (Na+ ) = 2 a mol / L,c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L,（元素or原子守恒）,即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1,,1、物料守恒,（元素or原子守恒）,29,如：Na2S 溶液 Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH–,∴ c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ],∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1,,1、物料守恒,是指某一元素的原始濃度應該等于該元素在溶液中各種存在形式的濃度之和。,（元素or原子守恒）,如：NaHCO3溶液,∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1,∴ c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3),陽離子： Na+ 、H+ 陰離子： OH– 、 S2– 、 HS–,如：Na2S 溶液 Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH–,c (Na+)+ c (H+)= c(OH–) + 2c (S2–) + c (HS– ),∵ 正電荷總數(shù) = 負電荷總數(shù),2、電荷守恒,溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。,2、電荷守恒,又如：NH4Cl 溶液中 陽離子： NH4+ 、 H+ 陰離子： Cl– 、 OH– 正電荷總數(shù) == 負電荷總數(shù) n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– ),溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。,c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– ),,,3、質子（H+）守恒,電解質溶液中分子或離子因電離或水解而得失質子 得到的質子(H+) = 失去質子(H+) 表現(xiàn)為由水電離出來的H+和OH-的量總相等,如：Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH– CO32– + H2O HCO3– + OH– HCO3– + H2O H2CO3 + OH–,∴c (OH–) = c (H+) + c (HCO3–) + 2c (H2CO3),如：Na2CO3 溶液中 Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH– CO32– + H2O HCO3– + OH– HCO3– + H2O H2CO3 + OH–,H2O CO32–,OH–,H3O+(H+),HCO3–,H2CO3,∴c (OH–) = c (H+) + c (HCO3–) + 2c (H2CO3),36,六、鹽類水解的應用：P59,(一) 判斷鹽溶液的酸堿性：,NaCl溶液,CH3COONa溶液,NH4Cl溶液,中性,堿性,酸性,CH3COONH4溶液,中性,NaHCO3溶液,堿性,NaHSO3溶液,酸性,NaH2PO4溶液,酸性,Na2HPO4溶液,堿性,（相同溫度和濃度）,（二）加熱蒸發(fā)可水解的鹽溶液,1、把FeCl3溶液蒸干灼燒，最后得到的固體產(chǎn)物是什么，為什么？,FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl,⑴加熱促進水解 ⑵HCl揮發(fā),2、Al2(SO4)3溶液加熱蒸發(fā)后得到固體是什么？,Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4,盡管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于H2SO4是高沸點酸，不易揮發(fā)，加熱最終只是把水蒸去，因此仍得Al2(SO4)3固體。,對鹽溶液加熱蒸干后產(chǎn)物判斷： a、不水解不分解的鹽、難揮發(fā)的酸形成的鹽 ——蒸干為原來的鹽,c、酸式碳酸鹽溶液蒸干得到其正鹽： 如 NaHCO3→Na2CO3, Ca(HCO3)2→CaCO3,d、弱酸的銨鹽溶液蒸干無固體： 如NH4HCO3 , (NH4)2CO3,e、由于SO32-具有較強的還原性，大部分亞硫酸鹽溶液蒸干得到硫酸鹽,金屬鎂與水反應比較困難，若加一些NH4Cl馬上產(chǎn)生大量氣體？為什么？,“焊藥”—金屬焊接時常用于除去金屬表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。,NH4++H2O NH3?H2O + H+,Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑,（三）判斷鹽所對應酸的相對強弱,（四）金屬與鹽反應產(chǎn)生H2,（六）判斷溶液中離子能否共存 P67、77,離子的共存要考慮鹽類的雙水解。,（七）去污、凈水、滅火,1、熱的純堿去污能力更強，Why？,升溫，促進CO32–水解。,2、鹽作凈化劑的原理：明礬、FeCl3 等,本身無毒，膠體可吸附不溶性雜質，起到凈水作用。,41,3、 泡沫滅火器的原理,塑料內筒裝有Al2(SO4)3溶液,外筒裝有NaHCO3溶液,,,Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：,Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2,速度快耗鹽少,混合前 混合后,,,,,(八) 鹽溶液的配制與貯存：,配制 FeCl3溶液：加少量 ；,配制 FeCl2溶液：加少量 ；,保存NH4F溶液 ：,加相應的酸或堿,稀鹽酸,稀鹽酸和Fe粉,不能存放在玻璃瓶中！,鉛容器或塑料瓶,配制 FeSO4溶液：加少量 ；,稀硫酸和Fe粉,Na2S 、Na2CO3的試劑瓶不能用玻璃塞,（九）某些化肥的使用使土壤酸堿性變化,銨態(tài)氮肥(NH4)2SO4(硫銨),Ca(OH)2、K2CO3(草木灰),,,酸性,堿性,它們不能混合使用，,否則會因水解而降低肥效。,44,（二）水溶液中微粒濃度的大小比較：,1、電離理論：,② 多元弱酸電離是分步，主要決定第一步,① 弱電解質電離是微弱的,如： NH3 · H2O 溶液中：,如：H2S溶液中：,,,,,,,,對于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠遠小于弱電解質分子的濃度。,c (NH3 · H2O),c (OH–),c (NH4+),c (H+),c (H2S),c (H+),c (HS–),c (S2–),c (OH–),45,2、水解理論：,① 弱離子由于水解而損耗。,如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+),② 水解是微弱,③ 多元弱酸水解是分步，主要決定第一步,如：Na2CO3 溶液中：,,,,,,,,單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。,如：NH4Cl 溶液中：,c (Cl–),c (NH4+),c (H+),c (NH3·H2O),c (OH–),c (CO3–),c (HCO3–),c (H2CO3),離子濃度大小比較,離子濃度大小的比較是高考命題的熱點之一。試題常以選擇題形式為主。主要涉及弱電解質的電離和鹽類水解的規(guī)律以及電荷守恒、物料守恒、質子守恒規(guī)律。,一、電荷守恒規(guī)律,電解質溶液中，不論存在多少種離子，但溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù),如Na2CO3溶液： Na2CO3 ＝ 2 Na++CO32- H2O H+ + OH-,CO32-+H2O HCO3-+OH-,HCO3- +H2O H2CO3+OH-,故 c(Na+)+ c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-),三個重要守恒關系：,二、物料守恒規(guī)律,電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。,如Na2CO3溶液，雖CO32-水解生成HCO3-，HCO3-進一步水解成H2CO3，但溶液中n(Na): n(C)＝2:1，所以有如下關系： C(Na+)＝2｛c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)｝,三、質子守恒規(guī)律,即水電離出的OH-的量始終等于水電離出的H+的量。 如Na2CO3溶液，水電離出的H+一部分與CO32-結合成HCO3-，一部分與CO32-結合成H2CO3，一部分剩余在溶液中，根據(jù)c(H+)水＝c(OH-)水 ，有如下關系： c(OH-)＝c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+),離子濃度大小的判斷,首先要明確絕大部分可溶鹽完全電離，電離出的弱離子部分水解（電離強烈、水解微弱）；其次要知道多元弱酸分步電離，故其對應鹽的水解也是分步進行的，以第一步水解為主；最后還要考慮水的電離。,2．多元弱酸的電離是分步的，主要是第一步電離。如在H2S溶液中: c (H2S) ＞c(H+)＞c(HS-) ＞c(S2-),1．弱電解質的電離是微量的，電離消耗及電離產(chǎn)生的粒子是少量的，同時還應考慮水的電離。例如在氨水中： c(NH3·H2O) ＞c(OH-) ＞c(NH4+)＞c(H+),一．弱電解質的電離理論,二．水解理論,(一)．只含一種溶質的溶液,思路：先考慮電解質的電離，再考慮弱離子的水解，最后進行綜合判斷。,例1：比較NH4Cl溶液合Na2CO3溶液中各粒子濃度的大小,c(Cl-)＞ c(NH4+) ＞ c(H+)＞ c(NH3·H2O) ＞ c(OH-),比較方法： c(不水解的離子)c(水解的離子)c(顯性離子)c(隱性離子),弱酸根離子或弱堿陽離子的水解損失 是微量的（雙水解除外），因此水解生成 的弱電解質及產(chǎn)生的H+（或OH-）也是微量 的。但由于水的電離，所以水解后酸性溶 液中c(H+)或堿性溶液中的c(OH-)問題大于 水解產(chǎn)生的弱電解質的濃度。,c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-),如(NH4)2SO4溶液中：,強堿弱酸酸式鹽溶液中弱酸酸根離子既有電離又有水解，比較離子濃度時首先要認清其陰離子的電離程度和水解程度。然后進行綜合判斷,在常見的多元弱酸的酸式鹽溶液中： NaHS NaHCO3、Na2HPO4等以水解為主，溶液呈堿性,NaHSO3、NaH2PO4等以電離為主，溶液呈酸性,如NaHSO3溶液中： c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-) ＞ c(OH-),如NaHCO3溶液中： c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(OH-) ＞c(CO32-) ＞c(H+),(二)．含有兩種或兩種以上電解質的溶液,②特殊情況：HCN～NaCN混合液呈堿性：c(Na+)＞c(CN—)＞c(OH—)＞c(H+),1、弱酸、弱堿與其對應鹽的混合液（物質的量之比為1∶1）,①一般規(guī)律是：酸、堿的電離程度＞其對應鹽的水解程度。 CH3COOH～CH3COONa混合液呈酸性： c(CH3COO—）＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH—) NH3·H2O～NH4Cl混合液呈堿性： c(NH4+)＞c(Cl—)＞c(OH-)＞c(H+),c (Cl-)＞c (NH4+)＞c (H+) ＞c (OH-),綜合分析：化學反應、電離因素、水解因素,1)、兩種物質恰好完全反應生成鹽,例2：等體積等濃度的氨水和鹽酸反應，反應 后溶液中的離子濃度大小關系是：______。,解析：該反應的化學方程式為： NH3·H2O+HCl = NH4Cl + H2O 因為是等體積等濃度反應，即反應后 只得到NH4Cl溶液(與例1同)，所以有：,(單一鹽溶液),2、復雜混合溶液,故有：c(NH4+)=c(CI-) ＞c(OH-)=c(H+),2)、兩種物質反應，其中一種有剩余：根據(jù)過量程度考慮電離或水解,例3：氨水和稀鹽酸反應后的溶液呈中性，反應后所得溶液中的離子濃度大小關系是___。,解析：由電荷守恒可得： c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-) 又因為溶液呈中性，所以有： c(OH-)= c(H+) c(NH4+)= c(CI-),c(Na+)= c(Cl-)＞c(H+) = c(OH-),同類變式1：醋酸和NaOH溶液混合后的溶液 顯中性，所得溶液中的離子濃度大小關系是：_________。,c(Na+) = c(CH3COO-) ＞ c(OH-) = c(H+),同類變式2：在1mol/L的氯化鈉溶液中各離子濃度的大小關系是：_________。,要看溶液中其它離子對其產(chǎn)生的影響。 如在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl②NH4HSO4③CH3COONH4④NH3?H2O。 C(NH4+)由大到小的順序為,3.不同溶液中同一離子濃度大小的比較，,②＞①＞③＞④,離子濃度大小比較檢測 1、在CH3COONa溶液中，溶液中離子濃度由大到小的順序是（ ） A、c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+) B、c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) C、c(Na+)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H+) D、c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(H+)＞c(OH－) 2、將PH=3的鹽酸與PH=11的氨水等體積混合，在所得的混合溶液中，下列關系式正確的是（ ） A、c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+) B、c(Cl－)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH－) C、c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－) D、c(NH4+)＞c(Cl－)＞ c(OH－)＞c(H+),A,D,3、等體積等濃度的強堿MOH與HA弱酸相混合,所得溶液中離子濃度應滿足的關系是（ ） A、c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+) B、c(M+)＋c(H+)＝c(A－)＋c(OH－) C、c(M+)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H+) D、c(M+)＞c(A－)＞c(H+)＞c(OH－) 4、將0.1mol·L－1NH4Cl溶液和0.1mol·L － 1NaOH溶液等體積混合后，溶液中下列微粒的物質的量關系正確的是（ ） A c(Na+)c(Cl－) c(OH－)＞c(H+) B c(Cl－)=c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+) C c(Cl－)=c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－) D c(Cl－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+),A,B,5、將0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關系式中正確的是（ ） 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,B D,參考答案 1. D； 2. B；3. C； 4. D。 5. 甲，即使是弱酸，所電離出的H＋必須與堿電離出的OH－相等(pH=7)，即c(A－） = c(M＋）。 6. ，Al3＋+2SO42－+2Ba2＋+4OH－ = 2BaSO4↓+AlO2－+2H2O； =，2Al3＋+3SO42－+3Ba2＋+6OH－ = 3BaSO4↓+2Al(OH)3↓ 7. CO32－+H2O HCO3－+OH－, Ca2＋+CO32－=CaCO3↓,8. Na2CO3溶液的pHNaHCO3溶液的pH,因為由HCO3－電離成CO32－比由H2CO3電離成HCO3－更難，即Na2CO3比NaHCO3是更弱的弱酸鹽，所以水解程度會大一些。 9. (1) SOCl2 +H2O =SO2↑+ 2HCl↑,(2) AlCl3溶液易發(fā)生水解，AlCl3·6 H2O與SOCl2混合加熱，SOCl2與AlCl3·6 H2O中的結晶水作用，生成無水AlCl3及SO2和HCl氣體。,10. 加水的效果是增加水解反應的反應物c(SbCl3)，加氨水可中和水解反應生成的HCl,以減少生成物c(H+)，兩項操作的作用都是使化學平衡向水解反應的方向移動。 11. 受熱時，MgCl2·6H2O水解反應的生成物HCl逸出反應體系，相當于不斷減少可逆反應的生成物，從而可使平衡不斷向水解反應方向移動；MgSO4·7H2O沒有類似可促進水解反應進行的情況。,