高中化學(xué) 第三章 第三節(jié) 鹽類的水解學(xué)案 新人教版選修41

《高中化學(xué) 第三章 第三節(jié) 鹽類的水解學(xué)案 新人教版選修41》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《高中化學(xué) 第三章 第三節(jié) 鹽類的水解學(xué)案 新人教版選修41（10頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

鹽類的水解 （第1課時(shí)） 【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 1.了解鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因及規(guī)律。 2.掌握鹽類水解方程式書寫的方法。 3.理解外界條件對鹽類水解平衡的影響。 【學(xué)習(xí)過程】 1．鹽類水解的實(shí)質(zhì)：在溶液中鹽電離出來的離子(弱堿的陽離子或弱酸的陰離子)結(jié)合水電離出的OH－或H＋生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離，使溶液顯示不同的酸性、堿性或中性。 （1）CH3COONa水溶液呈堿性的原因：溶液中都存在水的電離平衡：H2OOH－＋H＋，CH3COONa溶于水后完全電離：CH3COONa=Na＋＋CH3COO－，溶液中的CH3COO－能與水中的H＋結(jié)合生成難電離的醋酸分子，從而使水的電離平衡向電離的方向移動(dòng)，溶液中有關(guān)離子的濃度變化是c(CH3COO－)減小，c(H＋)減小，c(OH－)增大，c(H＋)小于c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈堿性?；瘜W(xué)方程式是CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH，離子方程式是CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 （2）NH4Cl溶液呈酸性的原因：NH4Cl溶液中的電離方程式：H2OH＋＋OH－，NH4Cl===Cl－＋NH。NH與水電離的OH－結(jié)合生成了難電離的NH3H2O，水的電離平衡移動(dòng)方向是電離的方向，溶液中有關(guān)離子濃度的變化是c(NH)減小，c(OH－)減小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，NH4Cl溶液呈酸性。化學(xué)方程式是NH4Cl＋H2ONH3H2O＋HCl，離子方程式是NH＋H2ONH3H2O＋H＋。 （3）NaCl溶液呈中性的原因：NaCl溶于水后電離產(chǎn)生Na＋和Cl－，不能與水電離出的OH－、H＋結(jié)合成難電離的物質(zhì)，水的電離平衡不發(fā)生移動(dòng)，c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。 2．鹽類水解的規(guī)律：在可溶性鹽溶液中“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強(qiáng)顯誰性”。常見的“弱”離子有：弱堿陽離子：NH、Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等；弱酸根離子：CO、HCO、AlO、SO、S2－、HS－、ClO－、CH3COO－、F－等。 鹽的類型 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 強(qiáng)酸弱堿鹽 強(qiáng)堿弱酸鹽 實(shí)例 NaCl、K2SO4 NH4Cl、CuSO4、FeCl3 Na2S、Na2CO3、NaHCO3 是否水解 (無弱)不水解 (誰弱誰)水解 (誰弱誰)水解 水解離子 無 NH、Cu2＋、Fe3＋ S2－、CO、HCO 溶液酸堿性 中性 酸性 堿性 溶液pH pH＝7 pH<7 pH>7 3．鹽類水解的特點(diǎn)：可溶、微弱、吸熱、可逆。 4.鹽類水解方程式的書寫：一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)“↓”或“↑”，也不把生成物(如NH3H2O、H2CO3等)寫成其分解產(chǎn)物的形式；鹽類水解是可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，而中和反應(yīng)是趨于完全的反應(yīng)，所以鹽的水解反應(yīng)是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“===”而寫“”。 (1)一元弱酸強(qiáng)堿鹽，以CH3COONa為例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 (2)一元弱堿強(qiáng)酸鹽，以NH4Cl為例：NH＋H2ONH3H2O＋H＋。 (3)多元弱酸強(qiáng)堿鹽(正鹽)：多元弱酸強(qiáng)堿鹽水解是分步進(jìn)行的，應(yīng)分步書寫。水解程度主要取決于第一步反應(yīng)，以Na2CO3為例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (4)多元弱堿強(qiáng)酸鹽：多元弱堿強(qiáng)酸鹽水解也是分步的，由于中間過程復(fù)雜，中學(xué)階段仍寫成一步，以CuCl2為例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 (5)多元弱酸的酸式鹽，以NaHCO3為例：HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (6)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進(jìn)： ①NH與HCO、CO、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進(jìn)，但水解程度較小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3H2O ②Al3＋和CO或HCO等組成的鹽水解相互促進(jìn)非常徹底，生成氣體和沉淀。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 5.影響鹽類水解平衡的因素 (1)主要因素是鹽本身的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱或陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。 (2)外界因素： ①溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。 ②濃度：鹽的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結(jié)合成電解質(zhì)分子的幾率越小，水解程度越大。 ③酸堿性：向鹽溶液中加入H＋，可抑制陽離子水解，促進(jìn)陰離子水解；向鹽溶液中加入OH－，能抑制陰離子水解，促進(jìn)陽離子水解。 【當(dāng)堂檢測】 1. 物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大的順序排列的是(　　) A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl C．(NH4)2SO4、NH4Cl、NaNO3、Na2S D．NH4Cl、(NH4)2SO4、Na2S、NaNO3 2. 實(shí)驗(yàn)室有下列試劑，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是(　　) ①NaOH溶液?、谒ＡА、跱a2S溶液　④Na2CO3溶液?、軳H4Cl溶液?、蕹吻迨宜、邼釮NO3　⑧濃H2SO4 A．①⑥ B．①②③④⑥ C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧ 3.化學(xué)方程式是化學(xué)用語中重要的部分，它包括電離方程式、化學(xué)反應(yīng)方程式、水解方程式等，準(zhǔn)確、規(guī)范書寫各種方程式是學(xué)好化學(xué)的保證。請按要求寫出下列方程式。 (1)NaHCO3在水中的電離方程式：______________________________________________。 (2)實(shí)驗(yàn)室制取NH3的化學(xué)反應(yīng)方程式：_______________________________。 (3)用離子方程式表示Al2(SO4)3溶液顯酸性的原因：________________________。 4. 常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表，請回答： 編號 HA物質(zhì)的量濃度(molL－1) NaOH物質(zhì)的量濃度(molL－1) 混合溶液的pH ① 0.1 0.1 pH＝9 ② c 0.2 pH＝7 ③ 0.2 0.1 pH<7 (1)從①組情況分析，HA是強(qiáng)酸還是弱酸________。 (2)②組情況表明，c________0.2(填“>”、“<”或“＝”，下同)。混合溶液中離子濃度c(A－)________c(Na＋)。 (3)從③組實(shí)驗(yàn)結(jié)果分析，說明HA的電離程度______NaA的水解程度(填“大于”、“小于”或“等于”)，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是_______________。 (4)從以上實(shí)驗(yàn)分析，將pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的HA溶液等體積混合，所得混合溶液中c(OH－)____________ __c(H＋)(填“>”、“<”或“＝”)。 5. 25 ℃時(shí)，如果取0.1 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合(混合后溶液體積的變化不計(jì))，測得混合溶液的pH＝8，試回答以下問題： (1)混合溶液的pH＝8的原因(用離子方程式表示)：_______________。 (2)混合溶液中由水電離出的c(H＋)________(填“<”“>”或“＝”)0.1 molL－1 NaOH溶液中由水電離出的c(H＋)。 (3)已知NH4A溶液為中性，又知將HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的pH________7(填“<”“>”或“＝”)。 (4)將相同溫度下相同濃度的五種溶液：①(NH4)2CO3　②NH3H2O?、?NH4)2SO4④NH4Cl　⑤CH3COONH4，按c(NH)由大到小的順序排列__________________(填序號)。 答案與解析 題號 答案 解析 1 C (NH4)2SO4、NH4Cl溶液因NH水解而呈酸性。(NH4)2SO4中的NH濃度大于NH4C1溶液的，故前者pH?。籒aNO3溶液呈中性(pH＝7)；Na2S溶液因S2－水解而呈堿性(pH>7) 2 B 3 (1)NaHCO3===Na＋＋ HCO、 HCOH＋＋CO (2)Ca(OH)2＋2NH4Cl CaCl2＋2H2O＋2NH3↑ (3)Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋ (1)NaHCO3的電離方程式，HCO是不完全電離。(2)實(shí)驗(yàn)室是用Ca(OH)2和NH4Cl加熱來制備NH3的。(3)Al2(SO4)3溶液顯酸性是因?yàn)锳l3＋水解 4 (1)弱酸 (2)>?。? (3)大于　c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) (4)< (1)實(shí)驗(yàn)①恰好完全反應(yīng)，得到NaA溶液，由于pH＝9知，HA為弱酸。(2)由pH＝7知，實(shí)驗(yàn)②中HA過量，c>0.2，根據(jù)電荷守恒，溶液中c(A－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，pH＝7時(shí)，c(H＋)＝c(OH－)，故c(A－)＝c(Na＋)。(3)實(shí)驗(yàn)③得到的是等物質(zhì)的量濃度的HA和NaA的混合溶液，由pH<7知，HA的電離程度大于A－的水解程度，溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)椋篶(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。(4)由于HA為弱酸，所以pH＝3的HA溶液中c(HA)≥10－3 molL－1，而在pH＝11的NaOH溶液中c(NaOH)＝10－3 molL－1，當(dāng)兩溶液等體積混合后，HA過量很多，故混合溶液中c(OH－)　 (3)> (4)③>①>④>⑤>② (1)等量的HA與NaOH混合，恰好完全反應(yīng)生成鹽NaA，由于溶液顯堿性，說明NaA是強(qiáng)堿弱酸鹽，A－發(fā)生了水解。(2)由于生成的鹽能水解，所以促進(jìn)了水的電離，而NaOH抑制水的電離，所以為“>”。(3)由NH4A溶液為中性可知，HA的電離程度與NH3H2O的電離程度相同，又由HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出可知HA的電離程度大于H2CO3的，所以NH3H2O的電離程度大于H2CO3的，所以(NH4)2CO3溶液顯堿性(誰強(qiáng)顯誰性)。(4)假設(shè)鹽未水解，①＝③>④＝⑤>②；由于①的水解程度大于③，所以c(NH)：③>①；由于④的水解程度小于⑤，所以c(NH)：④>⑤ （第2課時(shí)） 【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 1.了解鹽類水解在生產(chǎn)生活、化學(xué)實(shí)驗(yàn)、科學(xué)研究中的應(yīng)用。 2.掌握溶液中離子濃度的大小比較問題。 【學(xué)習(xí)過程】 1.鹽類水解反應(yīng)的應(yīng)用 (1)純堿液去油污：純堿(Na2CO3)水解呈堿性，加熱能促進(jìn)水解，溶液的堿性增強(qiáng)，熱的純堿溶液去污效果增強(qiáng)。有關(guān)的離子方程式是CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (2)明礬(鋁鹽)作凈水劑：明礬溶于水電離產(chǎn)生的Al3＋水解，生成的Al(OH)3膠體表面積大，吸附水中懸浮的雜質(zhì)而使水變澄清。有關(guān)的離子方程式是Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 (3)泡沫滅火器原理：泡沫滅火器內(nèi)所盛裝藥品分別是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用時(shí)將兩者混合，鋁離子的水解會促進(jìn)碳酸氫根離子的水解，從而使水解完全，而產(chǎn)生CO2和Al(OH)3。其水解方程式為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (4)銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合使用：因?yàn)镹H在水溶液中能發(fā)生水解生成H＋，CO在水溶液中水解產(chǎn)生OH－，當(dāng)二者同時(shí)存在時(shí)，二者水解產(chǎn)生的H＋和OH－能發(fā)生中和反應(yīng)，使水解程度都增大，銨鹽水解產(chǎn)生的NH3H2O易揮發(fā)而降低了肥效。 (5)在工業(yè)生產(chǎn)中廣泛應(yīng)用： ①焊接工業(yè)上用氯化銨作為金屬的除銹劑，是因?yàn)镹H4Cl水解溶液呈酸性，從而與金屬表面的銹發(fā)生反應(yīng)而除去。 ②工業(yè)制備某些無水鹽時(shí)，不能用蒸發(fā)結(jié)晶的方法，如由MgCl26H2O制無水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則：MgCl26H2OMg(OH)2＋2HCl↑＋4H2O。 ③工業(yè)上利用水解制備納米材料等。如用TiCl4制備TiO2：TiCl4＋(x＋2)H2O(過量)TiO2xH2O↓＋4HCl。制備時(shí)加入大量的水，同時(shí)加熱，促進(jìn)水解趨于完全，所得TiO2xH2O經(jīng)焙燒得TiO2。 (6)某些強(qiáng)酸弱堿鹽在配制溶液時(shí)因水解而渾濁，需加相應(yīng)的酸來抑制水解，如在配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸來抑制FeCl3水解。 (7)某些弱酸強(qiáng)堿鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時(shí)，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。 (8)判斷加熱濃縮某些鹽溶液的產(chǎn)物，如加熱濃縮FeCl3溶液，F(xiàn)eCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，由于鹽酸易揮發(fā)，使水解平衡向右移動(dòng)，蒸干后得到的物質(zhì)為Fe(OH)3。 (9)制備膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中因水解而得到紅褐色Fe(OH)3膠體。 (10)判斷酸堿中和反應(yīng)至pH＝7時(shí)酸或堿的相對用量，如用氨水與鹽酸反應(yīng)至pH＝7時(shí)是氨水過量。 (11)判斷溶液中離子能否大量共存，如Al3＋與HCO等因水解互相促進(jìn)不能大量共存。 2．溶液中的三個(gè)守恒關(guān)系 (1)電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，如Na2CO3溶液中存在著Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－) (2)物料守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但原子總數(shù)是守恒的，如Na2CO3溶液中CO能水解，故碳元素以CO、HCO、H2CO3三種形式存在，它們之間的守恒關(guān)系為：c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) (3)質(zhì)子守恒規(guī)律：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離H2OH＋＋OH－，水電離產(chǎn)生的H＋和OH－的物質(zhì)的量總是相等的，無論在溶液中該H＋和OH－以什么形式存在。如在Na2CO3溶液中有關(guān)系式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 3.離子濃度大小的比較規(guī)律 (1)單一溶液 ①對于多元弱酸溶液，應(yīng)根據(jù)多步電離進(jìn)行分析。如在H3PO4的溶液中，c(H＋) >c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。 ②對于多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根的分步水解分析。例如：Na2CO3溶液中，各離子濃度的大小順序?yàn)椋篶(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。 ③多元弱酸的酸式鹽溶液要考慮酸根離子的電離程度與水解程度的相對大小，如HCO以水解為主，NaHCO3溶液中c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)；而HSO以電離為主，NaHSO3溶液中c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(OH－)。 ④不同溶液中同一離子濃度的大小比較，要考慮溶液中其他離子對該離子的影響。如在0.10 molL－1的a.NH4HSO4、b.NH4Cl、c.CH3COONH4、d.(NH4)2SO4溶液中，c(NH)的大小順序?yàn)閐>a>b>c。 ⑤強(qiáng)酸弱堿鹽溶液(一般比較一元酸的鹽溶液)。如NH4Cl中存在NH＋H2ONH3H2O＋H＋，溶液中離子間的關(guān)系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)。 (2)混合溶液中各離子濃度的大小比較，根據(jù)電離程度、水解程度的相對大小分析。 ①分子的電離大于相應(yīng)離子的水解。例如等物質(zhì)的量濃度的NH4Cl與NH3H2O混合溶液，c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)；等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa與CH3COOH混合溶液，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。 ②分子的電離小于相應(yīng)離子的水解。例如在0.1 molL－1的NaCN和0.1 molL－1的HCN溶液的混合液中，各離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。 【當(dāng)堂檢測】 1. 下列說法正確的是(　　) A．將AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分別加熱、蒸干、灼燒，所得固體成分相同 B．配制FeSO4溶液時(shí)，將FeSO4固體溶于稀鹽酸中，然后稀釋至所需濃度 C．用加熱的方法可以除去KCl溶液中的Fe3＋ D．洗滌油污常用熱的碳酸鈉溶液 2. T ℃時(shí)，某濃度氯化銨溶液的pH＝4，下列說法中一定正確的是(　　) A．由水電離出的氫離子濃度為10－10 molL－1B．溶液中c(H＋)c(OH－)＝110－14 C．溶液中c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)D．溶液中c(NH3H2O)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－) 3. 常溫下，0.1 molL－1某一元酸(HA)溶液的pH＝3。下列敘述正確的是(　　) A．該溶液中：c2(H＋)≠c(H＋)c(A－)＋Kw B．由pH＝3的HA溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)> c(A－)>c(OH－)>c(H＋) C．濃度均為0.1 molL－1的HA和NaA溶液等體積混合，所得溶液中：c(A－)>c(HA)> c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋) D．0.1 molL－1 HA溶液與0.05 molL－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：2c(H＋)＋c(HA)＝c(A－)＋2c(OH－) 4. 將0.2 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液中c(Na＋)>c(A－)，則： (1)混合溶液中c(A－)______c(HA)(填“>”、“<”或“＝”，下同)。 (2)混合溶液中c(HA)＋c(A－)______0.1 molL－1。 (3)混合溶液中，由水電離出的c(OH－)____0.2 molL－1 HA溶液中由水電離出的c(H＋)。 (4)25 ℃時(shí)，如果取0.2 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH<7，則HA的電離程度______NaA的水解程度。 5. 現(xiàn)有室溫下濃度均為110－3 molL－1的幾種溶液：①鹽酸、②硫酸、③醋酸、④氯化銨、⑤氨水、⑥NaOH溶液?；卮鹣铝袉栴}： (1)上述6種溶液中，水電離出的c(H＋)最大的是__________，最小的是__________。 (2)將③、⑥混合后，若溶液呈中性，則消耗兩溶液的體積為③____⑥(填“>”、“<”或“＝”)，溶液中的離子濃度由大到小的順序?yàn)開___________。 (3)將等體積的①、⑤混合，則溶液的pH______7(填“>”、“<”或“＝”)，用離子方程式說明其原因：_______________________________________。 (4)向相同體積的①、②、③溶液中分別加入相同的且足量的鋅粒，反應(yīng)的初始速率由快到慢的順序?yàn)開___________，最終產(chǎn)生H2總量的關(guān)系為__________。 (5)向相同體積的①、③溶液中分別加入相同濃度、相同體積的CH3COONa溶液，充分混合后，混合液的pH大小關(guān)系為①______③(填“>”、“<”或“＝”，下同)。 (6)若將等體積的⑤、⑥溶液加熱至相同溫度后，溶液的pH大小關(guān)系為⑤______⑥。 答案與解析 題號 答案 解析 1 D A項(xiàng)，氯化鋁溶液蒸干、灼燒后得到氧化鋁，而硫酸鋁溶液蒸干、灼燒后得到的仍是硫酸鋁，不正確；B項(xiàng)，所加酸應(yīng)是稀硫酸，不能引入新雜質(zhì)；C項(xiàng)，加熱法不能除去Fe3＋ 2 C 3 D 0.1 molL－1某一元酸(HA)溶液的pH＝3，說明HA沒有完全電離，是一種弱酸。A項(xiàng)，由電荷守恒知，c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，c(H＋)c(A－)＋Kw＝c(H＋)c(A－)＋c(H＋)c(OH－)＝c2(H＋)，錯(cuò)；B項(xiàng)，由于HA為弱酸，所以pH＝3的HA溶液的濃度遠(yuǎn)大于pH＝11的NaOH溶液的濃度，反應(yīng)中HA過量，溶液呈酸性，錯(cuò)；C項(xiàng)，應(yīng)為c(A－)>c(Na＋)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)，錯(cuò)；D項(xiàng)，溶液中存在以下兩個(gè)守恒，①c(A－)＋c(HA)＝2c(Na＋)，②c(H＋)＋c(Na＋)＝c(A－)＋c(OH－)，①＋②2可得2c(H＋)＋c(HA)＝c(A－)＋2c(OH－)，對 4 (1)<　 (2)＝　 (3)>　 (4)> (1)將0.2 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合時(shí)，溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的HA和NaA，由于c(Na＋)>c(A－)，說明A－的水解能力大于HA的電離能力，使得c(HA)>c(A－)。 (2)通過物料守恒及等體積混合后濃度減半可知，c(HA)＋c(A－)＝0.1 molL－1。 (3)混合溶液中由于NaA的存在，促進(jìn)水的電離，而0.2 molL－1 HA溶液中水的電離受到抑制，因此前者由水電離產(chǎn)生的c(OH－)大于后者由水電離產(chǎn)生的c(H＋)。 (4)如果取0.2 molL－1 HA溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，溶質(zhì)為等濃度的HA和NaA，混合溶液的pH<7，溶液呈酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度 5 (1)④?、? (2)>c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－) (3)<　NH＋H2O NH3H2O＋H＋ (4)②①③　②>①＝③　(5)<　 (6)< (1)酸和堿會抑制水的電離，c(H＋)或c(OH－)越大，水的電離程度越小。能水解的鹽可促進(jìn)水的電離，故④中水的電離程度最大，②中水的電離程度最小。(2)若③和⑥等體積反應(yīng)，則恰好生成CH3COONa，水解呈堿性，現(xiàn)反應(yīng)后呈中性，則醋酸過量。由于溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒得c(Na＋)＝c(CH3COO－)，由此可得溶液中離子濃度的大小關(guān)系。(3)等體積的①、⑤混合，恰好完全反應(yīng)生成NH4Cl，NH水解呈酸性。(4)由于起始時(shí)c(H＋)2>c(H＋)1>c(H＋)3，c(H＋)越大，反應(yīng)速率越快。由于酸提供的H＋總量n(H＋)2>n(H＋)1＝n(H＋)3，由此可知產(chǎn)生H2的總量關(guān)系為②>①＝③。(5)由于在鹽酸中加入CH3COONa溶液會先反應(yīng)生成醋酸，因此溶液pH上升較慢，故混合液的pH：①<③。(6)雖然加熱能促使氨水的電離，但仍不可能完全電離，而且由于溫度升高，NH3會揮發(fā)，因此溶液的pH：⑤<⑥