2.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有　　 的离子，需考虑盐的水解。

1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时，通常需考虑　　 。

如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na₂CO₃、NaClO、CH₃COONa、Na₂SO₄、NaHCO₃、NaOH 、(NH₄)₂SO₄、NaHSO₄等溶液，pH值由大到小的顺序为：

　 NaOH>NaClO>Na₂CO₃>NaHCO₃>CH₃COONa >Na₂SO₄>(NH₄)₂SO₄>NaHSO₄

4.混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。

(1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度　　　 相应酸根离子的水解程度。如CH₃COOH与CH₃COONa溶液呈　　　 ，说明CH₃COOH的电度程度比CH₃COO^-的水解程度要大，此时，c(CH₃COOH)<c(CH₃COO^-)。

(2)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈碱性，说明弱酸的电离程度　　 相应酸根离子的水解程度。

如HCN与NaCN的混合溶液中，c(CN^-)<c(Na⁺),则说明溶液呈碱性，HCN的电度程度比CN^-的水解程度要　　 ，则c(HCN)>c(CN^-)。

(3)弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况，与(1)、(2)的情况类似。

　[例2] 在0.1 mol·L^－1的 NH₄Cl和0.1 mol·L^－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序。

[答案]c(NH₄⁺)＞c(Cl^－)＞c(OH^－)＞c(H⁺)。在该溶液中，NH₃·H₂O的电离与NH₄⁺的水解互相抑制，NH₃·H₂O电离程度大于NH₄⁺的水解程度时，溶液呈碱性：c(OH^－)＞c(H⁺)，同时c(NH₄⁺)＞c(Cl^－)。

[规律总结] 要掌握盐类水解的内容这部分知识，一般来说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和物料守恒(这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较多的运用)。

考点3 盐类水解的应用

3.不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH₄Cl ②CH₃COONH₄ ③NH₄HSO₄,c(NH₄⁺)由大到小的顺序是　　　　　 。

2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na₂ S溶液中c(Na⁺)＞c(S^2-)＞c(OH^－)＞c(HS^-)

(1)水解　　 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH　　 0

(2)盐类水解的程度一般比较　　 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。

[例1] 25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是(　 ) 　①KNO₃　 ②NaOH　 ③CH₃COO NH₄　 ④NH₄Cl 　A、①>②>③>④　　　　　 B、④>③>①>② 　C、③>④>②>①　　　　　 D、③>④>①>②

[解析]①KNO₃为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K⁺和NO^-对水的电离平衡无影响；

②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH^-对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小；

③CH₃COONH₄为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH₄⁺和CH₃COO^-均可以发生水解生成弱电解质NH₃·H₂O和CH₃COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。

④NH₄Cl为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH₄⁺ 可以发生水解生成弱电解质NH₃·H₂O，促进水的电离，但在相同浓度下其水解程度要小于CH₃COONH₄，该溶液中水的电离程度小于CH₃COONH₄中的水的电离程度。

[答案]D

[规律总结]酸、碱对水的电离起抑制作用，盐类的水解对水的电离起促进作用。

考点2溶液中粒子浓度大小的比较规律

1.多元弱酸溶液，根据　　 电离分析，如在H₃PO₄的溶液中，　　　　　　　　　　　　

(1)　　　 了水的电离。

(2)盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显　　　 ，强碱弱酸盐的水溶液显　　　 ，强酸强碱盐的水溶液显　　 ，弱酸弱碱盐的水溶液是　　　　　 。(3)生成了弱电解质。

4. 有关酸、碱溶液的稀释 　强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位，弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位；强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位。弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位。

[例3] 求下列溶液的pH：

(1)某H₂SO₄溶液的浓度是0.005mol/L：①求此溶液的pH；②用水稀释到原来体积的100倍；③再继续稀释至104倍

(2)pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合

(3)pH=10和pH=12的两种NaOH溶液等体积混合

(4)pH=12的NaOH和pH =4的HCl等体积混合

[解析](1)① c(H⁺)=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ， pH=-lg10^-2=2

② c(H⁺)=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4

③ pH=7(强调酸稀释后不会变成碱！)

(2)c(H⁺)==5×10^-4, 　pH=-lg(5×10^-4)=4-lg5=3.3

(强调10^-3是10^-5的100倍，所以10^-5可以忽略不计)

(3)因为溶液呈碱性c(OH^-)==5×10^-3　 c(H⁺)==2×10^-12

　 pH=-lg(2×10^-12)=12-lg2=11.7

(4)NaOH中c(OH^-)=10^-2 mol/L,HCl中c(H⁺)=10^-4 mol/L　 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后c(OH^-)==5×10^-3　 c(H⁺)==2×10^-12 pH=-lg(2×10^-12)=12-lg2=11.7

[规律总结] (1)两强酸等体积混合 混合后的pH=小的+0.3

(2)两强碱等体积混合　 混合后的pH=大的-0.3

(3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。

(4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与pH = 12 某碱混合pH难定；②pH = 4 某酸与pH = 10 NaOH混合 pH≤7；③pH = 4 H₂SO₄与pH = 10 某碱混合pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与0.1mol/L pH = 12一元碱混合pH = 7

(5) pH 减小一个单位，c(H⁺)扩大为原来的10倍。　 pH增大2个单位，c(H⁺)减为原来的1/100

(6)稀释规律：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中c(H⁺)变为原来的1/m ,但弱酸中c(H⁺)减小 小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。

3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:

若H⁺过量　 c(H⁺)=(c(H⁺)酸V酸－c(OH^_)碱V碱)／(V酸+V碱)

若碱过量　 c(OH^-)=(c(OH^-)碱V碱 －c(H⁺)酸V酸)／(V碱+V酸)

当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的POH值,再求pH值。

2.两种强碱溶液混和,先求c(OH^-),再通过　　 求c(H⁺),最后求pH值.

C(OH^-)=　　　　　　　　　　

两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液(pH值较小的)当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。