高三化学第一轮复习教案基本概念和基本理论盐类水解和溶解平衡.docx

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高三化学第一轮复习教案基本概念和基本理论盐类水解和溶解平衡

盐类水解和溶解平衡

备考目标

1、理解盐类水解的原理和盐类水解反应的本质原因，能熟练地写出盐类水解反应的化学方程式和离子方程式。

2、掌握电解质溶液中离子浓度大小的比较方法和微粒浓度之间存在的几种等量关系的应用。

3、掌握对离子共存问题的分析与判断。

4、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡

要点精讲

一、盐类水解

1.概念：

在溶液中盐电离出来的离子跟水电离出的H+或OH-生成弱电解质的反应叫盐类的水解。

2.实质：

盐电离出来的离子破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡发生正向移动，水的电离度增大。

3.与中和反应的关系：

酸+碱

盐+水。

由此可见，水解反应为逆反应。

4.水解规律：

有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解.

注意：

①有“弱”还要看溶不溶，不溶也不一定不水解。

（如MgCO3在一定条件下能水解，但是FeS不水解。

）

②中和反应是完全进行的，所以其逆反应水解反应程度很小，用可逆符号。

5、溶液酸碱性判断：

谁强显谁性，强酸强碱酸式盐显酸性，强碱弱酸酸式盐，由酸

式根离子电离和水解相对强弱来决定。

（1）盐的弱酸根离子对应酸越弱，水解程度就越大，溶液的碱性就越强。

如相同物质

的量浓度的CH3COONa和Na2CO3溶液，因碳酸比醋酸弱，故Na2CO3溶液PH值，大于

CH3COONa溶液。

以其可判断相同物质的量浓度的强碱弱酸盐溶液的PH值，或据盐溶

液的PH值大小，判断其对应酸的相对强弱。

（2）多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故

相同物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。

（3）弱酸酸式盐溶液酸碱性由酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小决定：

①若电离程度大于水解程度溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。

②若电离程度小于水解程度溶液呈碱性，如NaHS、NaHCO3、Na2HPO4等。

6、盐类水解离子方程式的书写

（1）一般地说，盐类水解程度不大，应该用“”表示，水解平衡时一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示。

（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。

如Na2CO3溶液的水解可表示为：

CO32－+H2OHCO3－+OH－、

HCO3－+H2OH2CO3+OH－，不能写成：

CO32－+H2OH2CO3+OH－

7.影响盐类水解的因素（盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理）：

内因：

盐的本性.

外因：

1、温度：

盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。

2、浓度：

盐的浓度越小，一般水解程度越大。

加水稀释盐的溶液，可以促进水解。

3、溶液的酸、碱性：

盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱

性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。

FeCl3水解离子方程式如下：

Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+请填写下表不同条件下对FeCl3水解平衡的影响：

条件

移动方向

H+数

PＨ

Fe3+水解度

现象

升温

向右

增加

增大

增大

颜色加深（黄→红棕）

通HCl

向左

增加

减小

减小

颜色变浅

加水

向右

增加

增大

增大

颜色变浅

加Fe粉

向左

减小

增大

增大

颜色变浅

加NaHCO3

向右

减小

增大

增大

红褐色沉淀，有气泡产生

二、盐类水解的应用

1、利用水解法制取某些胶体时需考虑盐类水解。

2、配制某些盐溶液时需考虑盐类水解。

如配制含Al3+、Fe3+、Cu2+、Sn4+等的盐溶液时，为防止其阳离子水解，须先将盐加入相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。

配可溶性金属硫化物、可溶性碳酸盐、醋酸盐等溶液时，为抑制其阴离子的水解，先将盐加入相应碱中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。

3、蒸干灼烧某些盐溶液确定其固体产物时需考虑盐类水解。

如蒸干灼烧AlCl3、Al（NO3）3溶液后，最终所得固体为Al2O3，并非为AlCl3、Al（NO3）3。

同理蒸干灼烧FeCl3溶液时，所得固体应为Fe2O3。

蒸干、灼烧盐溶液时主要有以下几种情况：

（1）不挥发性酸的盐（如Al2（SO4）3）溶液蒸干便得到原溶质。

（2）挥发性酸的高价盐（如AlCl3、Al（NO3）3、FeCl3等）溶液蒸干得相应金属氧化物。

（3）还原性盐（如Na2SO3）溶液蒸干分别得到Na2SO4。

4、在判断一些能水解的盐溶液中离子种类时需考虑盐类水解。

5、判断不同弱电解质的相对强弱（如弱酸或弱碱的相对强弱）时需考虑盐类的水解。

6、判断溶液中某些离子间能否共存时需考虑盐类的水解。

如Al3+、Fe3+与CO32-，

等因发生双水解而离子间不能共存。

7、同物质的量浓度的各种盐溶液比较pH值时，需考虑盐类的水解，如

的

溶液，其盐溶液的pH值由大到小的顺序为

。

8、某些化学肥料混合使用时需考虑盐类的水解。

如草木灰与铵态氮肥不能混合施用，其原因就是草木灰中K2CO3会水解，

，而铵态氮肥中

会与

，使肥效降低或消失。

9、判断某些盐溶液的酸碱性时需要考虑盐类的水解。

10、某些盐作净水剂时需考虑盐类的水解。

如明矾之所以能作净水剂，是因明矾溶于水后电离出的Al3+水解生成Al（OH）3胶体，表面积较大，会吸附水中悬浮物而达到净化水的目的。

同理含Fe3+的溶液也可作净水剂。

11、实验室某些盐类试剂贮存时需考虑盐类的水解。

如贮存Na2CO3溶液时不能用玻璃塞，是由于Na2CO3溶液水解呈碱性，NaOH会与玻璃中SiO2反应等。

12、判断某些盐溶液中离子浓度大小比较时需要考虑盐类的水解。

13、解释某些生活、生产中的应用时需考虑盐类的水解。

如

（1）炸油条时向面中加入适量明矾和小苏打是利用了HCO3-与Al3+的双水解能产生大量的CO2

（2）热碱液洗涤油污效果好；用纯碱溶液洗涤油污，因为油污主要是酯类物质，碱性条件下易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热Na2CO3水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱溶液洗涤效果比冷的好。

，

（3）泡沫灭火器中的反应

（4）FeCl3溶液止血等，均是水解知识的应用。

三、电解质溶液中的守恒关系（以Na2CO3溶液为例）

1、电荷守恒规律：

电解质溶液中，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。

如在Na2CO3溶液中存在着Na+、CO32-、H+、OH－、HCO3－,它们存在如下关系：

C（Na+）+C（H+）=C（OH-）+C（HCO3-）+2C（CO32-）

2、物料守恒规律：

电解质溶液中，由于某些微粒能水解或电离，离子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的,如在Na2CO3溶液中CO3２－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：

C（Na+）=C（CO2-3）+C（HCO-3）+C（H2CO3）

3、质子守恒规律：

任何水溶液中水电离出的H＋与OH－的量是相等的；盐的水解过程中，由于弱酸阴离子或弱碱阳离子结合了水电离出的H＋或OH－，从而使溶液中的c（H＋）与c（OH－）不再相等而表现出一定的酸碱性，但水电离出的H＋与OH－守恒的关系仍然存在。

如Na2CO3溶液中，由上述守恒关系可推出：

C（H+）=C（OH-）+C（（HCO-3）+2C（H2CO3）

四、几个注意点

1、如何判断盐溶液与盐溶液反应类型：

（1）盐与盐溶液反应时，如果生成物中有气体生成，难溶物质生成或难电离物质生成，以及两种水解方式相同的盐溶液相混合，由于相互抑制，一般发生复分解反应。

如：

CuSO4+Na2S=Na2SO4+CuS↓，FeCl3+3AgNO3=Fe（NO3）3+3AgCl↓

（2）盐溶液与盐溶液相混合时，如果阳离子和阴离子都能发生水解，且有沉淀或气体产生，相互促进，使及水解完全,则一般发生双水解反应。

如Al3+与CO32－、HCO3－、SiO32－、AlO2－、ClO－等。

（3）如果一种盐能电离出具有强氧化性的离子，另一种盐能电离出具有强还原性的离子，则一般发生氧化还原反应。

如2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2

2、如何判断溶液中离子能否大量共存：

判断溶液中离子能否大量共存，实际上就是判断溶液中离子间能否相互发生反应，

一般可以从下面几个方面考虑：

（1）看离子间能否发生沉淀反应。

常见的离子间沉淀反应有:

H+与SiO32－，AlO2－；Ａl3+、Zn2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+、Ag+与OH－；Fe2+、Zn2+、Cu2+、Ag+、Hg2+、与S2－；Ag+与Cl－、Br－、I－、CO32－、PO43－；Ba2+、Mg2+、Ca2+与CO32－、SO32－、PO43－、HPO42－等都能生成沉淀，在溶液中不能大量共存。

（2）看离子间能否生成气体。

如H+与HS－、S2－、HCO3－、CO32－、S2O32－、SO32－、HSO3－；NH4+与OH－等有气体产生，在溶液中不能大量共存。

（3）看离子间能否生成弱电解质。

如H+与F－、PO43－、HPO42－、ClO－、CH3COO－;

OH－与HCO3－、HS－、HSO3－、H2PO4－、HPO42－、NH4+等，不能在溶液中大量共存。

（4）看离子间能否发生双水解反应：

如Fe3+、Al3+、NH4+与CO32－、HCO3－、ClO2－、AlO2－、SiO32－；Al3+与S2－、HS－等，不能在溶液中大量共存。

（5）看离子之间能否发生氧化还原反应。

如Fe3+与S2－、HS－、I－；酸性条件下,MnO4－或NO3－与Fe2+、S2－、I－、SO32－等，不能在溶液中大量共存。

另外还须注意题干的要求，如果是无色溶液，Fe2+、Cu2+、MnO4－、Fe3+等在溶液中不能存在；如是酸性溶液,那么能与H+反应的离子不能存在；如是碱性溶液，那么能与OH－反应的离子不能存在。

等。

五、溶解平衡

（1）溶解平衡的建立：

尽管AgCl溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。

AgCl因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。

这样，生成沉淀的反应就转化成我们熟悉的固体溶解的问题。

从固体溶解的角度来看，AgCl在水中存在两个过程：

①在水分子的作用下，少量Ag+与Cl—脱离AgCl表面溶入水中，②溶液中的Ag+与Cl—受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。

在一定温度下，当沉淀溶液和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列平衡：

AgCl（s）

Ag+（aq）+Cl—（aq）

正是这种平衡的存在，决定了Ag+与Cl—的反应不能进行到底。

（2）定义：

在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。

（3）特征：

（与化学平衡相比较）

①逆：

可逆过程

②等：

v（溶解）＝v（沉淀）

③定：

达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变

④动：

动态平衡，v（溶解）＝v（沉淀）

⑤变：

当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。

（4）生成难溶电解质的离子反应的限度

不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3。

习惯上将溶解度小于0.01g的称为难溶电解质。

对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，所以一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，就可以认为反应完全了。

化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L，沉淀就达完全。

（5）影响沉淀溶解平衡的因素

（1）内因：

难溶物的性质

（2）外因：

遵循勒夏特列原理

①浓度：

加水，平衡向正方向移动。

②温度：

绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向溶解的方向移动。

少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca（OH）2的溶解平衡。

③同离子效应：

向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向逆向移动。

（6）、溶度积

、概念：

在一定温度下，难溶强电解质MmAn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时的离子浓度幂的乘积是一个常数，叫作溶度积常数，简称溶度积。

符号为KSP

、表达式

MmNn（s）

mMn+（aq）＋nNm－（aq）　　　Ksp＝［c（Mn+]）］m·c［（Nm－）］n

例如：

AgCl（s）

Ag+（aq）+Cl—（aq）Ksp=c（Ag+）·c（Cl－）

说明：

、Ksp的大小只与反应温度有关，而与难溶电解质的质量无关；

、表达式中的浓度是沉淀溶解达平衡时离子的浓度，此时的溶液是饱和或准饱和溶液；

、由Ksp的大小可以比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小；不同类型的难溶电解质不能用.Ksp比较溶解度的大小

判断规则

通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积）Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。

Qc>Ksp时：

溶液过饱和，平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成

Qc=Ksp时：

溶液饱和，处于平衡状态

Qc

溶液不饱和，平衡向沉淀溶解的方向移动——沉淀溶解

考点精讲

考点一、考查溶液中离子浓度的大小比较

已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是（）

A．c（OH）>c（HA）>c（HB）>c（H+）B．c（OH-）>c（A-）>c（B-）>c（H+）

C．c（OH-）>c（B-）>c（A-）>c（H+）D．c（OH-）>c（HB）>c（HA）>c（H+）

解析：

根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比HB水解程度大，所以溶液中的c（HA）＞c（HB），c（A－）＜c（B－）；再根据“谁强显谁性”可知溶液中的c（OH－）＞c（H＋）；由于溶液中离子的水解毕竟是微弱的，所以c（OH－）＜c（A－）和c（B－）。

答案：

A。

考点二、守恒关系

例、盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。

下列表述正确的是（）

A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO

和OH-

B．NaHCO3溶液中：

e（H+）+e（H2CO3）=c（OH-）

C．10mL0.10　mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：

c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）

D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同

解析：

A中，生成Na2CO3溶液，CO32-会发生水解，生成HCO3-，所以A错；

电荷守恒：

C（H+）+C（Na+）=C（HCO3-）+2C（CO32-）+C（OH-）

物料守恒：

C（Na+）=C（HCO3-）+C（CO32-）+C（H2CO3）

两式相减得：

C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C（OH-）所以B错误。

C中，生成NaAc，Ac-水解呈碱性，故C正确；相同PH，相同体积的HCl和HAc，因为HAc为弱酸，所以HAc的物质的量浓度大，HAc所消耗的NaOH的物质的量多，D错。

答案：

C

考点三、影响水解平衡的条件

例、向三份0.1mol，LCH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2因体（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次为（）

A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小

C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大

解析：

CH3COONa为强碱弱酸盐水解后溶液呈碱性，NH4NO3和FeCl2为强酸弱碱盐水解后溶液呈酸性，因此，这两种盐能促进CH3COONa的水解，溶液中的CH3COO－增大；Na2SO3为强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，抑制CH3COONa的水解，溶液中的CH3COO－浓度减小。

答案：

D。

考点四、溶解平衡的应用

例、一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。

即：

AmBn（s）

mAn+（aq）＋nBm－（aq）　　　　[An+]m·[Bm－]n＝Ksp

已知：

某温度时，Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl－]＝1.8×10－10　　

Ksp（Ag2CrO4）=[Ag+][CrO2-4]＝1.1×10－12　

试求：

（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。

（2）此温度下，在0.010mo1·L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。

解析①AgCl（s）

Ag＋（aq）＋Cl－（aq）

Ag2CrO4（s）

2Ag＋（aq）＋CrO42－（aq）

2xx

（2x）2·x=Ksp

∴　　c（AgCl）＜c（Ag2CrO4）

②在0.010mol·L-1AgNO3溶液中，c（Ag+）=0.010mol·L-1

AgCl（s）

Ag＋（aq）＋Cl－（aq）

溶解平衡时：

0.010＋xx

（0.010＋x）·x＝1.8×10－10∵　x很小，∴　0.010＋x≈0.010

x＝1.8×10－8（mol·L－1）

c（AgCl）=1.8×10－8（mol·L－1）

Ag2CrO4（s）

2Ag＋（aq）＋CrO2－4（aq）

溶解平衡时：

0.010＋x　x

（0.010＋2x）2·x＝1.1×10－10∵　x很小，∴　0.010＋2x≈0.010

x＝1.1×10－10（mol·L－1）∴　c（Ag2CrO4）＝1.1×10－10（mol·L－1）

∴　c（AgCl）＞c（Ag2CrO4）

典型例题

例1、下列离子方程式中，属于水解反应的是（）

A．HCOOH+H2O

HCOO－+H3O+

B．CO2+H2O

HCO3－+H+

C．CO32－+H2O

HCO3－+OH－

D．HS－+H2O

S2－+H3O+

解析：

选项A、B、D表示的都是电离。

答案：

C。

例2、常温下，某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是（）

①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液

A．①④B．①②C．②③D．③④

解析：

某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×10-13mol·L－1，说明溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。

①SO2＋H2O

H2SO3，H2SO3

HSO3－＋H＋，HSO3-

SO32－＋H＋，溶液呈酸性；④NaOH===Na＋＋OH－，溶液呈碱性。

答案：

A

例3、某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。

则下列描述正确的是（）

A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成

B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成

C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（OH－）＞c（H＋）

D．加入适量氨水，c（CH3COO－）一定大于c（Na＋）、c（NH4＋）之和

解析：

此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与CH3COOH恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C中当加入NaOH后溶液仍然呈酸性，则c（H＋）＞c（OH－），不成立，当恰好完全反应，溶液呈碱性，则c（Na＋）＞C（CH3COO－），当碱过量时，必定c（Na＋）＞C（CH3COO－），所以在任何情况下溶液的离子关系都不能成立；选项D中加入氨水，由电荷守恒得：

c（CH3COO－）＋c（OH－）=c（Na＋）＋c（NH4＋）＋c（H＋），当溶液仍呈酸性即c（OH－）＜c（H＋），则c（CH3COO－）＞c（NH4＋）＋c（Na＋）；当溶液呈中性时，c（H＋）＝c（OH－），则c（CH3COO－）＝c（NH4＋）＋c（Na＋）；当溶液呈碱性时，c（H＋）＜c（OH－），则c（CH3COO－）＜c（NH4＋）＋c（Na＋），所以c（CH3COO－）一不定大于c（Na＋）、c（NH4＋）之和。

答案：

A

例4、下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（）

A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：

c（H+）+c（M+）==c（OH-）+c（A-）

B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：

c（NaOH）＜c（CH3COONa）＜c（Na2CO3）

C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：

c（CH3COO-）+2c（OH-）==2c（H+）+c（CH3COOH）

D．0.1mol·L-1的NaHA溶液，其pH=4：

c（HA-）＞c（H+）＞c（H2A）＞c（A2-）

解析：

选项A中根据电荷守恒，此关系式正确；选项B中pH相等，溶液中的c（OH－）相等，根据酸性越弱，水解越强，所以溶液中c（Na2CO3）＜c（CH3COONa）；选项C中根据电荷守恒得：

c（H＋）＋c（Na＋）=c（OH－）＋c（CH3COO－）……①，由于c（CH3COOH）＝c（CH3COONa），且它们等体积混合，由原子守恒得：

2c（Na＋）=c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）……②，将①×2－②得：

c（CH3COO-）+2c（OH-）==2c（H+）+c（CH3COOH）；选项D中NaHA溶液的pH＝4，溶液呈酸性，即c（H＋）＞c（OH－），同时也可以判断HA－以电离为主，所以离子浓度的大小顺序是：

c（HA－）＞c（A2－）＞c（H＋）＞c（H2A）。

答案：

A、C。

例5、已知室温时AgBr的溶解度是8.8×10-7mol/L，MgNH4PO4溶解度是6.3×10-5mol/L，求AgBr、MgNH4PO4的溶度积？

解析：

　AgBr（固）

Ag++Br-

　∵溶解的AgBr可认为完全电离

　∴[Ag+]=[Br-]=8.8×10-7mol/L

Ksp[AgBr]=[Ag+][Br-]=（8.8×10-7）2=7.7×10-13

同理MgNH4PO4（固）

Mg2++NH4++PO43-

因为溶解的Mg（NH4）PO4可认为完全电离，

　∴[Mg2+]=[

]=[

]=6.3×10-5mol/L

　∴Ksp[Mg（NH4）PO4]=[Mg2+][

][

]

　　　　　　　　　　=（6.3×10-5）3=2.5×10-13

答：

AgBr的溶度积为7.7×10-13，Mg（NH4）PO4的溶度积为2.5×10-13。

演练提高

1．将一元酸HA的溶液与一元碱BOH的溶液等体积混合，若所得溶液显酸性，下列有关判断正确的是（）

A．若混合前酸、碱pH之和等于14，则HA肯定是弱酸

B．若混合前酸、碱物质的量浓度相同，则HA肯定是弱酸

C．溶液中水的电离程度：

混合溶液＞纯水＞BOH溶液

D．混合溶液中离子浓度一定满足：

c（A－）＞c（B＋）＞c（H＋）＞c（OH－）

2．已知酸式盐NaHB在水溶液中存