例1.求下列溶液的pH：
（1）某H2SO4溶液的浓度是0.005mol·L－1，
¢Ù此溶液的pH为________。
¢Ú用水稀释到原来体积的100倍，pH为________。
¢Û再继续稀释104倍，pH为________。
（2）pH＝3的盐酸与pH＝5的硫酸等体积混合，pH为________。
（3）pH＝10和pH＝12的两种NaOH溶液等体积混合，pH为________。
（4）pH＝12的NaOH溶液和pH＝4的HCl溶液等体积混合，pH为________。
求溶液pH的方法
先判断溶液的酸碱性酸性¡úc（H＋）¡úpH＝－lgc（H＋）碱性¡úc（OH－）¡úc（H＋）＝
¡úpH＝－lgc（H＋）
酸碱中和滴定误差分析
酸碱中和滴定误差分析
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待测偏大；反之，偏小。
1．上述中和滴定误差分析时，标准液是放在滴定管中，待测液放在锥形瓶中。
若把位置反放，则出现的误差相反。
2．滴定管与量筒因最小刻度的位置相反，故仰视、俯视读数时出现的误差相反。
例、 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________。
第三节盐类的水解
盐类水解的实质和规律
1．盐类水解的实质
在水溶液中盐电离出来的离子（弱碱的阳离子或弱酸的阴离子）结合水电离出的OH－或H＋，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。
2．盐类的水解规律
盐的类型
是否水解
溶液的pH
强酸弱碱盐
水解
pH<7
强碱弱酸盐
水解
pH>7
强酸强碱盐
不水解
pH＝7
盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
如相同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液的pH前者大于后者。
3．盐类水解的特点
（1）可逆的反应：
盐类水解后生成酸和碱，即盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
即
酸＋碱
盐＋水
但中和反应一般是不可逆的。
（2）吸热反应：
温度升高，水解程度增大
（3）微弱的过程
（4）动态的过程——盐类的水解平衡
盐类的水解反应一般是可逆反应，在一定条件下形成化学平衡，该化学平衡通常叫做水解平衡。
平衡的移动遵循勒夏特列原理。
盐类水解规律
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
例：
按要求回答下列问题：
（1）KHSO4溶液显________性（填¡°酸¡±、¡°碱¡±或¡°中¡±）。
其原因是（用电离方程式表示）________________________________________________________________________
（2）KHCO3溶液显________性（填¡°酸¡±、¡°碱¡±或¡°中¡±），其原因是（用离子方程式表示）________________________________________________________________________
（3）将上述两溶液混合，离子反应方程式为________________________________________________________________________
（4）在Na2CO3溶液中滴入酚酞，溶液变红。
若在该溶液中再滴入过量的BaCl2溶液，所观察到的现象是________________________________________________________________________
其原因是（用离子方程式和简要文字说明）________________________________________________________________________
【答案】
（1）酸 KHSO4===K＋＋H＋＋SO
（2）碱性 HCO
＋H2O?
?
H2CO3＋OH－
（3）H＋＋HCO
===H2O＋CO2¡ü
（4）产生白色沉淀，溶液红色变浅 CO
＋H2O?
?
HCO
＋OH－，CO
＋Ba2＋===BaCO3¡ý，Ba2＋消耗CO
，使水解平衡逆移，碱性减弱，红色变浅
常见水解的弱离子
（1）弱碱阳离子：
NH
、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等。
（2）弱酸根离子：
CO
、HCO
、AlO
、SO
、S2－、HS－、SiO
、ClO－、CH3COO－、F－等。
盐类水解离子方程式的书写
1．一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此不标¡°¡ý¡±或¡°¡ü¡±，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式；盐类水解的离子方程式一般不写“===”，而写¡°?
?
¡±。
2．多元弱酸根离子水解的离子方程式应分步书写，且以第一步水解为主，如CO
水解的离子方程式为：
CO
＋H2O?
?
HCO
＋OH－（主要）
HCO
＋H2O?
?
H2CO3＋OH－（次要）
3．多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写出即可。
如Al3＋水解的离子方程式常写成：
Al3＋＋3H2O?
?
Al（OH）3＋3H＋。
4．某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子都发生水解且相互促进对方的水解，当有沉淀生成时水解趋于完全，可用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加¡°¡ý¡±或¡°¡ü¡±等。
例如：
将Al2（SO4）3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体，离子方程式为：
Al3＋＋3HCO
===Al（OH）3¡ý＋3CO2¡ü
1．常见能发生相互促进的离子：
Al3＋、Fe3＋与HCO
、CO
、Al3＋与S2－、Al3＋与AlO
等。
2．在离子方程式反应物中有H2O不一定是水解。
如HCO
＋H2O?
?
H3O＋＋CO
，其实质是HCO
电离，即HCO
?
?
H＋＋CO
。
例：
（1）在Cl－、NH
、HSO
、Na＋、HCO
五种离子中，既不能电离又不能水解的离子是________，只能水解不能电离的离子是________，只能电离不能水解的离子是______，既能电离又能水解的离子是______________________________________________________________。
（2）写出下列物质水解的离子方程式：
¢ÙNH4Cl：
________________________________________________________________________；
¢ÚCuCl2：
________________________________________________________________________；
¢ÛK2CO3：
________________________________________________________________________；
¢ÜAlCl3溶液与NaHCO3溶液混合：
________________________________________________________________________
¢ÝFe（NO3）3溶液与Na2CO3溶液混合：
________________________________________________________________________
【答案】
（1）Na＋、Cl－ NH
HSO
HCO
（2）¢ÙNH
＋H2O?
?
NH3·H2O＋H＋
¢ÚCu2＋＋2H2O?
?
Cu（OH）2＋2H＋
¢ÛCO
＋H2O?
?
HCO
＋OH－，HCO
＋H2O?
?
H2CO3＋OH－
¢ÜAl3＋＋3HCO
===Al（OH）3¡ý＋3CO2¡ü
¢Ý2Fe3＋＋3CO
＋3H2O===2Fe（OH）3¡ý＋3CO2¡ü
书写盐类水解离子方程式的方法思路
（1）一般形式：
弱离子＋H2O?
?
弱电解质＋H＋（或OH－）
（2）方法要求：
一判断：
判断弱离子；书写化学式。
二规范：
写¡°?
?
¡±，不标¡°¡ü¡±、¡°¡ý¡±。
三注意：
多元弱酸根分步书写，多元弱碱阳离子一步完成。
四注意：
相互促进水解程度大的要用“===”，并且要标¡°¡ü¡±或¡°¡ý¡±。
溶液中微粒浓度大小比较
1．溶液中的三个守恒关系
（1）电荷守恒规律
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如Na2CO3溶液中存在着Na＋、CO
、H＋、OH－、HCO
，它们存在如下关系：
c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（CO
）＋c（HCO
）＋c（OH－）
（2）物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如Na2CO3溶液中CO
能水解，故碳元素以CO
、HCO
、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：
c（Na＋）＝c（CO
）＋c（HCO
）＋c（H2CO3）
（3）质子守恒规律
质子守恒是依据水的电离H2O?
?
H＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中该H＋和OH－以什么形式存在。
如在Na2CO3溶液中有关系式：
c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO
）＋2c（H2CO3）。
2．离子浓度大小的比较规律
（1）单一溶液
¢Ù对于多元弱酸溶液，应根据多步电离进行分析。
例如：
在H3PO4的溶液中，c（H＋）>c（H2PO
）>c（HPO
）>c（PO
）。
¢Ú对于多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析。
例如：
Na2CO3溶液中，各离子浓度的大小顺序为：
c（Na＋）>c（CO
）>c（OH－）>c（HCO
）>c（H＋）。
¢Û多元弱酸的酸式盐溶液要考虑酸根离子的电离程度与水解程度的相对大小，如HCO
以水解为主，NaHCO3溶液中c（Na＋）>c（HCO
）>c（OH－）>c（H＋）；而HSO
以电离为主，NaHSO3溶液中c（Na＋）>c（HSO
）>c（H＋）>c（OH－）。
¢Ü不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
如在0.10mol·L－1的¢ÙNH4HSO4、¢ÚNH4Cl、¢ÛCH3COONH4、¢Ü（NH4）2SO4溶液中，c（NH
）的大小顺序为¢Ü>¢Ù>¢Ú>¢Û。
（2）混合溶液中各离子浓度的大小比较，根据电离程度、水解程度的相对大小分析。
¢Ù分子的电离大于相应离子的水解
例如等物质的量浓度的NH4Cl与NH3·H2O混合溶液，c（NH
）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋）；等物质的量浓度的CH3COONa与CH3COOH混合溶液，c（CH3COO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）。
¢Ú分子的电离小于相应离子的水解
例如在0.1mol·L－1的NaCN和0.1mol·L－1的HCN溶液的混合液中，各离子浓度的大小顺序为c（Na＋）>c（CN－）>c（OH－）>c（H＋）。
1．多元弱酸的酸式盐中，电离大于水解的主要是HSO
与H2PO
，其他的常见弱酸的酸式酸根，水解大于电离。
2．NaHSO4相当于一元强酸，只电离，不水解。
例：
把0.02mol·L－1CH3COOH溶液和0.01mol·L－1NaOH溶液以等体积混合显酸性，混合溶液中粒子浓度关系正确的是（ ）
A．c（CH3COO－）>c（Na＋）
B．c（CH3COOH）>c（CH3COO－）
C．2c（H＋）＝c（CH3COO－）－c（CH3COOH）
D．c（CH3COOH）＋c（CH3COO－）＝0.02mol·L－1
【答案】 A
两种电解质的混合溶液
1．解答此类题目时，要抓住：
a.两溶液是否反应，b.混合后若生成盐，该盐是否发生水解，c.反应物是否过量，d.酸或碱过量时，是以酸或碱的电离为主，还是以盐的水解为主。
总之解答本类题目，能发生反应的先反应，然后根据反应情况求出溶液中溶质的物质的量，再具体分析其电离和水解的情况，最后排出各离子的浓度关系。
2．高考试题中在比较离子浓度的大小时，常常涉及以下两组混合溶液：
a．NH4Cl～NH3·H2O（1¡Ã1）
因为NH3·H2O电离程度大于NH4Cl水解程度，故显碱性。
c（NH
）>c（Cl－）>c（OH－）>c（H＋）
b．CH3COOH～CH3COONa（1¡Ã1）
CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，故显酸性。
c（CH3COO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）
盐类水解反应的应用
1．判断盐溶液的酸碱性或pH
例如：
相同物质的量浓度的下列溶液：
NaCl、KHSO4、Na3PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的顺序为Na3PO4>Na2HPO4>NaCl>CH3COOH>KHSO4。
2．比较盐溶液中离子浓度的大小
例如：
NaHCO3溶液中各离子浓度大小顺序为
c（Na＋）>c（HCO
）>c（OH－）>c（H＋）>c（CO
）。
3．加热蒸发盐溶液析出固体
盐
（2）水解生成挥发性酸的盐（AlCl3）
氢氧化物
氧化物
（3）较低温度下受热分解的
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