2、盐类水解的特点：
（1）可逆
（2）程度小（3）吸热
【练习8】下列说法错误的是：
（）
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热）
②浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：
促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
【练习9】Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；
能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（）
①加热②加少量NaHCO3固体③加少量（NH4）2CO3固体
④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：
如HSO4-
②电离程度＞水解程度，显酸性（如:
HSO3-、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性（如：
HCO3-、HS-、HPO42-）
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。
5、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
其促进过程以NH4Ac为例解释如下：
NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：
2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑
写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式：
，
；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为，泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是；能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是。
6、盐类水解的应用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）
②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）
③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）
④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）
⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）
⑥判断溶液酸碱性（强者显性）
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）
⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）
七、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：
分步书写
例：
H2S的电离H2SH++HS-；HS-H++S2-
例：
Na2S的水解：
H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-
注意：
不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：
一步书写
例：
Al3++3H2OAl（OH）3+3H+
【练习10】下列方程式中属于电离方程式的是；属于水解方程式的是
A、HCO3-+H2OH3O++CO32-B、BaSO4==Ba2++SO42-
C、AlO2-+2H2OAl（OH）3+OH-D、CaCO3（s）Ca2++CO32-
八、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则：
抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：
①电荷守恒（电荷数前移）:
任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒（原子个数前移）:
某原子的总量（或总浓度）＝其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和
③质子守恒（得失H+个数前移）:
：
∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：
弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：
弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：
弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
②掌握其处理方法（即抓主要矛盾）
例：
0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性，则∵溶液呈酸性，∴CH3COOH的电离＞CH3COONa的水解，∴[HAc]<0.1mol/L，[Ac-]>0.1mol/L.
（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可当作“只HAc电离，而NaAc不水解”考虑，即只考虑酸的电离。
）
九、酸碱中和滴定
1.概念：
用已知浓度的_________来测定未知浓度的___________的实验方法。
2．原理：
n（H＋）＝n（OH－）即：
cH+·V酸＝cOH-·V碱
3．仪器及其使用
（1）仪器
（2）滴定管的使用
①检查仪器：
使用前检查滴定管活塞是否_____。
②润洗仪器：
在加入反应液之前，洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗_____遍。
③加入反应液：
分别将试剂加入到相应滴定管中，使液面位于滴定管______________处。
④调节起始读数：
在滴定管下放一烧杯，调节活塞，使滴定管尖嘴部分________，然后调节滴定管液面在_______________下，准确读取数值并记录。
4．操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
（1）准备工作
①滴定管的检漏。
②洗涤：
分别取酸式滴定管和碱式滴定管各一支，用蒸馏水洗涤2～3次，再用标准酸液和待测碱液各润洗2～3次，润洗液必须从滴定管下端排出。
③装液：
向碱式滴定管中装入待测NaOH溶液
④赶气泡
⑤调液面：
将液面调至_______________
⑥记读数。
（2）滴定操作：
放出一定体积NaOH溶液于洗净的锥形瓶中，在锥形瓶的待测溶液中滴加2～3滴酚酞试液，开始滴定。
左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，两眼注视锥形瓶内溶液______。
①滴定速率：
先快后慢，逐滴加入，不能____________。
②终点的判断：
当滴入最后一滴，刚好使指示剂______，且半分钟内_______，即到终点，读数并记录。
（3）数据处理：
为减小误差，滴定时，要求重复实验2～3次，求_________。
5.误差分析原理
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测＝
，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于V标准的大小。
V标准大，则c待测偏____；反之，偏____。
6．常见误差分析
可能情况
导致c（待）＝
未用标准液润洗滴定管
未用待测液润洗移液管或所用的滴定管
用待测液润洗锥形瓶
洗涤后锥形瓶未干燥
标准液漏滴在锥形瓶外一滴
待测液溅出锥形瓶外一滴
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶
滴前有气泡，滴后无气泡
滴前无气泡，滴后有气泡
滴前仰视，滴后平视
滴前平视，滴后仰视
滴前仰视，滴后俯视
达终点后，滴定管尖嘴处悬一滴标准液
【练习11】在中和滴定操作过程中，有以下各项因操作不当引起的实验误差，用“偏高”“偏低”或“无影响”等填空：
（1）滴定管用蒸馏水洗净后，未用已知浓度的标准溶液润洗，使滴定结果________；
（2）锥形瓶用蒸馏水洗净后，又用待测溶液润洗，使滴定结果________；
（3）滴定管（装标准溶液）在滴定前尖嘴处有气泡，滴定终点时无气泡，使滴定结果________；
（4）滴定前平视，滴定终点时俯视，使滴定结果________________________________________________________________________；
（5）滴定前仰视，滴定终点时平视，使滴定结果________________________________________________________________________；
（6）过早估计终点，使滴定结果________；
（7）过晚估计终点，使滴定结果________；
（8）用含Na2O杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液，用于滴定未知浓度的盐酸，使测得盐酸的浓度________；
（9）用含Na2CO3杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液，用于滴定未知浓度的盐酸，使测得盐酸的浓度________；
（10）洗涤锥形瓶时，误把稀食盐水当做蒸馏水，然后用锥形瓶装待测的盐酸，用NaOH标准溶液滴定时，对测得的结果________。
[来
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。
生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。
（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5
mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：
CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：
必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“”。
如：
Ag2S（s）2Ag++S2-
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：
Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：
常加入难溶性的MO、M（OH）2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：
①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。
使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化：
溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
【练习12】
（1）对于Ag2S（s）2Ag++S2-，其Ksp的表达式为。
（2）下列说法中不正确的是
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；Z,X,X,K]
③对于Al（OH）3（s）Al（OH）3Al3++3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO32-好，说明Mg（OH）2的溶解度比MgCO3大；
⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg（OH）2中混有的Ca（OH）2?
。
§2方法、归纳和技巧
一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别
酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易（越易电离出H+，酸的酸性越强）；溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小（H+浓度越大，溶液的酸性越强）。
溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。
【练习13】下列说法中错误的是
A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强；
B、酸越难以电离出质子，其对应的酸根离子就越易水解；
C、溶液的酸性越强，则溶液中的[H+]越大，水的电离程度就越小；
D、在水中完全电离的酸一定是强酸，但强酸的水溶液的酸性不一定强。
二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别
溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。
电荷数相同时，离子浓度越大，导电性越强；离子浓度相同时，离子所带电荷数越多，溶液导电性越强；电解质溶液导电的同时一定发生电解！
电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。
电解质越强，在水中就越完全电离，反之就越难电离。
相同条件下，强电解质溶液的导电性比弱电解质的强（即导电性对比实验）。
（1）常见的三种导电方式为、和电子空穴导电。
（2）浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中，导电性最强的是，最弱的是。
三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性
1、加水均能促进三大平衡；
2、加热均能促时三大平衡（溶解平衡个别例外）
3、三大平衡均为水溶液中的平衡，故都不受压强的影响.
4、均遵循勒夏特列原理。
对于AgCl（s）Ag++Cl-，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措施是（）
①加氨水②加水③加NaCl（s）④加AgCl（s）⑤加NaBr（s）⑥加
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