盐类的水解与粒子浓度大小的比较（典型例题）

规律总结
比较溶液中粒子浓度大小的一般方法：
(1) 注意两个“微弱”：弱电解质的电离和单一弱酸根阴离子、弱碱阳离子的水解程度都是很微弱的，弱酸(碱)溶液中电解质分子是主要的，盐溶液中盐电离产生的离子是　　例　下列溶液中粒子的物质的量浓度关系正确的是(　　)
A. 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：
c(Na＋)>c(CO3(2－))>c(HCO3(－))>c(OH－)
B. 20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液与10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：
c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)
C. 室温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合，所得溶液中：主要的，不可以主次颠倒，本末倒置。要熟知水解规律，特别是“越弱越水解”。
(2) 依据三个守恒：电荷守恒、物料守恒和质子守恒是分析比较粒子浓度大小的最重要依据。
(3) 比较不同溶液中同一离子浓度的大小时，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。
(4) 分析溶液混合后的粒子浓度大小，应先依据酸、碱的量和化学方程式确定反应后的溶质是什么，然后依据电离规律和水解规律加以比较。
c(Cl－)＋c(H＋)>c(NH4(＋))＋c(OH－)
D. 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，所得溶液中：
c(OH－)>c(H＋)＋c(CH3COOH)
【答案】B
【解析】两者等体积混合得到碳酸钠溶液，CO3(2－)水解，溶液呈碱性：CO3(2－)＋H2O??HCO3(－)＋OH－，HCO3(－)＋H2O??H2CO3＋OH－，故c(OH－)>c(HCO3(－))，A错误；混合后得到等物质的量浓度的CH3COOH 、CH3COONa、 NaCl的混合溶液，因混合后溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，故c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋)，B正确；氨水是弱碱溶液，室温下，pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合后，所得溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液，且NH3·H2O 的电离程度大于NH4(＋)的水解程度，溶液呈碱性，故c(H＋)<c(OH－)，c(Cl－)<c(NH4(＋))，所以c(H＋)＋c(Cl－)<c(OH－)＋c(NH4(＋))，C错误；0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液为CH3COONa溶液，其中存在CH3COO－的水解：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－和水的电离：H2O??H＋＋OH－，由物料守恒可得c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，D错误。