【正文】 堿去污能力更強， Why？ 升溫，促進 CO32–水解。對每一種思維基點的關鍵、如何切入、如何展開、如何防止漏洞的出現(xiàn)等均要通過平時的練習認真總結，形成技能。 ∵ 正電荷總數(shù) = 負電荷總數(shù) 水溶液中微粒濃度的大小比較： 物料守恒 （ 元素 or原子守恒 ） 溶液中，盡管有些離子能電離或水解，變成其它離子或分子等，但離子或分子中 某種特定元素 的 原子的總數(shù)是不變 的。 水溶液中微粒濃度的大小比較： 電離理論： ② 多元弱酸電離是分步，主要決定第一步 ① 弱電解質電離是微弱的 如： NH3 ③ 加酸： 弱堿陽離子的 水解。 Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2 Al (HCO3)3 請書寫下列物質水解的方程式： Al2S Mg3N2 Al3+ 與 AlO2–、 HCO3–、 CO32–、 S2–、 HS–、 ClO– Fe3+ 與 AlO2–、 HCO3–、 CO32– NH4+與 SiO32– Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3 以上為“完全雙水解”，進行得非常充分，故用“ =”連接， 且標上“ ”、“ ”符號。 水解的特點： 可逆；吸熱；一般微弱；水解平衡。 NH4 ＋ ＋ H2O ? NH3 鹽類的水解 鹽溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 酸堿性 鹽類型 中性 堿性 堿性 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強堿弱酸鹽 鹽溶液的酸堿性 鹽溶液 NH4Cl Na2SO4 酸堿性 鹽類型 鹽溶液 CH3COONa (NH4)2SO4 酸堿性 鹽類型 酸性 中性 強酸弱堿鹽 強酸強堿鹽 堿性 酸性 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽 鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 溶液的酸堿性 中性 酸性 堿性 上述各種鹽都是強電解質，在溶于水后均完全電離，但都不產(chǎn)生 H+或 OH 溶液中的 H+和 OH全部來自水的電離！ 分析：鹽溶液酸堿性的原因 在純水中，由水電離產(chǎn)生的 H+和 OH濃度是相等 的，此時呈中性。H2O消耗了 OH－ 使水的電離平衡向右移動， c(H＋ )增大，溶液 呈酸性。 在溶液中鹽電離出來的離子與水所電離 出來的 H+或 OH結合生成弱電解質的反應。H2O “完全雙水解”的，用“ = ”、“ ↑”、“ ↓”。 ② 濃度： 加水稀釋，促進水解。 棕黃色變深 產(chǎn)生紅褐色沉淀 對于水解平衡 CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– 改變條件 方向 c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) pH 水解 程度 升溫 加 H2O 加醋酸 加 醋酸鈉 通 HCl(g) 加 NaOH 鹽類水解的規(guī)律 有弱才水解，無弱不水解； 越弱越水解，都弱都水解； 誰強顯誰性；都強顯中性。 c ( NH4+ ) + c ( H+ ) = c ( Cl– ) + c ( OH– ) 水溶液中微粒濃度的大小比較： 水溶液中微粒濃度的大小比較： 電荷守恒 陽離子： Na+ 、 H+ 陰離子： OH– 、 S2– 、 HS– 又如： Na2S 溶液 Na2S = 2Na+ + S2– H2O H+ + OH– S2– + H2O HS– + OH– HS– + H2O H2S + OH– c (Na+ ) + c ( H+ ) = c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– ) 溶液中陰離子和陽離子所帶的電荷總數(shù)相等。 其次要掌握解此類題的三個思維基點 ：電離、水解和守恒（電荷守恒、物料守恒及質子守恒） 。 5H2O Na2CO3 pH＝ 4的醋酸和氯化銨溶液中， 水的電離程度的關系前者與后者的比較 A．大于 B．小于 C．等于 D．無法確定 物質的量濃度相同的下列各溶液， 由水電離出的 c(H＋ )由大到小的順序是 ① NaHSO4 ② NaHCO3 ③ Na2CO3 ④ Na2SO4 A． ④③②① B． ①②③④ C． ③②④① D． ③④②①