二、盐类水解的特点：
（1）可逆
（2）程度小（3）吸热
下列说法错误的是：
D
A、NaHCO3溶液中碳元素要紧以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增进醋酸的电离。
3、阻碍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：
增进或抑制盐的水解（H+增进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-增进阳离子水解而抑制阴离子水解）
Na2CO3溶液呈碱性原缘故用方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的方法能够是（145）
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。
五、双水解反映：
（1）组成盐的阴阳离子均能发生水解的反映为双水解反映（即弱酸弱碱盐）。
双水解反映彼此增进，水解程度较大，有的乃至水解完全。
其增进进程以NH4Ac为例说明如下：
NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-
两个水解反映生成的H+和OH—反映生成水而使两个水解反映的生成物浓度均减少，平稳均右移。
（2）常见的双水解反映完全的为：
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）；其特点是彼此水解成沉淀或气体。
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稳，如：
2Al3++3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑
写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反映的离子方程式：
，
；在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为，泡沫灭火器中利用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的缘故是；能辨别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是。
六、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，胶体具有专门大的表面积，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判定溶液酸碱性（强者显性）
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧判定离子共存（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（加对应的酸避免水解）
七、电离、水解方程式的书写原则
一、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：
不管是水解仍是电离，都决定于第一步，第二步一样相当微弱。
二、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+
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
一、大体原则：
抓住溶液中微粒浓度必需知足的两种守恒关系：
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）＝其以各类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
二、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把握其处置方式（即抓要紧矛盾）
例：
LCH3COOH和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]L.
（因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖，故可看成“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（见专题）
十、溶解平稳
一、难溶电解质的溶解平稳的一些常见知识
（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映为完全反映，用“=”。
（2）反映后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反映为完全反映，用“=”。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反映，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稳。
（4）把握三种微溶物质：
CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4
（5）溶解平稳常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平稳存在的前提是：
必需存在沉淀，不然不存在平稳。
二、溶解平稳方程式的书写
注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“”。
如：
Ag2S（s）2Ag++S2-
3、沉淀生成的三种要紧方式
（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：
沉淀的溶解确实是使溶解平稳正向移动。
常采纳的方式有：
①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。
使沉淀溶解的方式一样为减少生成物的浓度，∵关于难溶物加水和加热对其溶解度的阻碍并非大。
五、沉淀的转化：
溶液中的沉淀反映老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。
（1）关于Ag2S（s）2Ag++S2-，其Ksp的表达式为。
（2）下列说法中不正确的是4
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小；
②一样地，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；
③关于Al（OH）3（s）Al（OH）3Al3++3OH-，前者为溶解平稳，后者为电离平稳；
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沉淀反映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方式、归纳和技术
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+而引发的，也可能是由强酸弱碱盐水解而引发的。
下列说法中错误的是AC
A、强酸溶液的导电性必然比弱酸的强；
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必然是强酸，但强酸的水溶液的酸性不必然强。
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必然发生电解！
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（即导电性对如实验）。
（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、电离平稳、水解平稳、溶解平稳的共性
一、加水均能增进三大平稳；
二、加热均能促时三大平稳（溶解平稳个别例外）
3、三大平稳均为水溶液中的平稳，故都不受压强的阻碍.
4、均遵循勒夏特列原理。
关于AgCl（s）Ag++Cl-，平稳后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的方法是（135）
①加氨水②加水③加NaCl（s）④加AgCl（s）⑤加NaBr（s）⑥加热
四、酸碱盐对水的电离的阻碍
一、水中加酸：
酸电离出的H+使平稳H2OH++OH-逆移，溶液中[H+]主若是酸电离产生的，只有极小部份由水电离产生（可忽略）；[OH-]全由水电离产生。
二、水中加碱：
碱电离出的OH-使平稳H2OH++OH-逆移，溶液中[OH-]主若是碱电离产生的，只有极小部份由水电离产生（可忽略）；[H+]全由水电离产生。
3、正盐溶液中的[H+]、[OH-]均由水电离产生：
（1）强酸弱碱盐：
如AlCl3，水电离产生的OH-部份被阳离子结合生成了难电离的弱碱，故使溶液中[H+]>[OH-]。
（2）强碱弱酸盐：
如NaAc，水电离产生的H+部份被阴离子结合生成了难电离的弱酸，故使溶液中[OH-]>[H+]。
4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主，故显酸性而抑制水的电离，其余均以水解为主而增进水的电离。
已知某NaHSO3溶液的pH=4，则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是（AB）
A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液，也小于Na2SO4溶液
B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]
C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L
D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制
五、Qc与K
Qc为浓度商：
是指刚开始反映（但未反映）时平稳体系各物质浓度幂次方之积之比（关于溶液是指混合后但不反映时的浓度）
K为平稳常数：
是指可逆反映达到平稳时体系各物质浓度幂次方之积之比。
在化学平稳、电离平稳、水解平稳、溶解平稳四大平稳中别离有不同的名称：
化学平稳常数（K）、电离常数（Ka）、水解常数（Kh）、溶度积（Ksp）。
Qc与K的相对大小可反映出体系是不是为平稳状态：
（1）Qc>K，过平稳状态，反映将逆向进行；
（2）Qc=K，平稳状态；
（3）Qc已知25℃时CaSO4的Ksp=×10-6，若将L的Na2SO4溶液与LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是不是有沉淀析出
六、解题方式
一、溶液导电能力的转变
【例1】把NaOH固体别离加入到100mL下列液体中，溶液的导电能力转变最小的是B
A．mol·L—1硫酸B．mol·L—1盐酸
C．mol·L—1的醋酸；D．mol·L—1KCl溶液
方式：
写将化学程式改成离子方程式的第一步，比较反映前后溶液中离子数的转变
关键：
不需考虑弱电解质的电离及离子的水解；注意加入物质是不是过量
二、水电离出的[H+]浓度为已知条件的离子共存判定
【例2】在由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液中，必然能够大量共存的离子组是C
A）NH4+,Al3+,Br-,SO42-B）Na+,Mg2+,Cl-,NO3-C）K+,Ba2+,Cl-,NO3-D）K+,Na+,SO32-,SO42-
方式：
“由水电离产生的c（H+）=1×10-14mol/L的溶液”即溶液的pH可能为14也可能为0；也即“下列各组离子既能大量存在于酸性溶液中也能大量存在于碱性溶液当中的是”。
注意：
若由水电离产生的H+浓度大于10-7mol/L，则溶液必然呈酸性，溶质中必然有强酸弱碱盐。
【例3】由水电离产生的c（H+）=1×10-5mol/L的溶液，其溶质可能是B
A、NaHSO4B、AlCl3C、H2SO4D、NaH2PO4
3、14规则的运用
【例4】将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是：
A．[NH4+]＞[Cl-]＞[H＋]＞[OH-]B．[NH4+]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H＋]
C．[Cl-]＞[NH4+]＞[H＋]＞[OH-]D．[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H＋]
解析：
利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后，谁弱谁过量显谁性。
”规律，判定反映后溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈碱性，而溶液呈碱性，则以氨水的电离为主，故选B
【例5】在常温下10mLpH=10
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