盐类解

盐类水解中离子浓度的大小比较方法。

解题思路： 1．水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
解题过程：
一、电解质的电离
1．强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓度可根据电解质浓度计算出来。
2．弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如２５℃时0.1mol/L的CH₃COOH溶液中，CH₃COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H₂O和CH₃COOH分子，少量的H⁺、CH₃COO^-和极少量的OH^-离子。
3．多元弱酸如H₂CO₃还要考虑分步电离：
H₂CO₃ H⁺＋HCO₃^-；HCO₃^- H⁺＋CO₃^2-。
二、盐类水解
1．水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
2．多元弱酸盐还要考虑分步水解，如CO₃^2-＋H₂O
HCO₃^-＋OH-、HCO₃^-＋H₂O H₂CO₃＋OH^-。
3．通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac^-离子的水解百分率不足1%。
4．同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa₂CO₃,0.1mol/LNaAc混合溶液中CO₃^2-, Ac^-的水解程度都要比0.1 mol/L Na₂CO₃ , 0.1mol/LNaAc中CO₃^2-, Ac^-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/L NH₄Cl,0.1mol/LNaAc混合溶液中NH₄⁺,Ac^-的水解程度都要比0.1 mol/L NH₄Cl , 0.1mol/LNaAc中NH₄⁺,Ac^-的水解程度大；
三．电离平衡与水解平衡的共存
1．弱酸的酸式盐溶液，如： NaHSO₃, NaH₂PO₄, NaHS,NaHCO₃,Na₂HPO₄.溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。
2.弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC与NaAc的混合溶液，NH₃H₂O与NH₄Cl的混合溶液，一般等浓度时弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。
四、电解质溶液中的守恒关系
1.电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO₃溶液中：n(Na⁺)＋n(H⁺)＝n(HCO₃^-)＋2n(CO₃^2-)＋n(OH^-)推出：[Na⁺＋[H⁺]＝[HCO₃^-]＋2[CO₃^2-]＋[OH^-][
2.物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO₃溶液中n(Na+)：n(C)＝1：1，推出：c(Na⁺)＝c(HCO₃^-)＋c(CO₃^2-)＋c(H₂CO₃)
3.质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H⁺）的物质的量应相等。例如在NH₄HCO₃溶液中H₃O⁺、H₂CO₃为得到质子后的产物；NH₃、OH^-、CO₃^2-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H₃O⁺)+c(H₂CO₃)=c(NH₃)+c(OH^-)+c(CO₃^2-)。
c(Na⁺)＋c(H⁺)＝c(HCO₃^-)＋2c(CO₃^2-＋c(OH-)
c(Na⁺)＝c(HCO₃^-)＋c(CO₃^2-)＋c(H₂CO₃)