《高中化學 第三章 第三節(jié)《鹽類水解》導學案 新人教版選修4》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高中化學 第三章 第三節(jié)《鹽類水解》導學案 新人教版選修4（9頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

第三章 水溶液中的離子平衡 第三節(jié) 鹽類的水解（第1課時） 【學習目標】：1. 能運用鹽類水解的規(guī)律判斷鹽溶液的酸堿性，會書寫鹽類水解的離子方程式。2.能通過比較、分類、歸納、概括鹽類水解的實質，得出鹽類水解的規(guī)律。 【重、難點】：鹽類水解的本質、方程式的書寫和分析。 【知識梳理】：一、探究鹽溶液的酸堿性 【活動與探究】(課本第54頁) 用pH試紙檢驗下列溶液的酸堿性： 鹽溶液 NaCl NH4Cl CH3COONa AlCl3 Na2CO3 Na2SO4 酸堿性 中 酸 堿 酸 堿 中 鹽類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 強堿強酸鹽 【結論】①強堿弱酸鹽的水溶液 顯 堿 c（H+） < c（OH—） ②強酸弱堿鹽的水溶液 顯 酸 c（H+） > c（OH—） ③強酸強堿鹽的水溶液 顯 中 c（H+） = c（OH—） △正鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：誰強顯誰性，都強顯中性 二．鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因 【思考與交流】（課本第55頁)）根據(jù)下表，對三類不同鹽溶液中存在的各種離子（不要忘記水的電離）及離子間的相互作用進行比較、分析，從中找出不同類鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因。 NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 c（H+）和 c（OH—） 相對大小 相等 c（H+）> c（OH—） c（H+）< c（OH—） 溶液中的離子 4種 4種 4種 有無弱電解質生成 無 有 有 相關化學方程式 無 （略） （略） 【分析及結論】①強堿弱酸鹽的水溶液：____________________________________________ 顯 堿 性 ②強酸弱堿鹽的水溶液：__________________________________________________ 顯 酸 性 ③強酸強堿鹽的水溶液：__________________________________________________ 顯 中 性 三、鹽的水解：（誰弱誰水解，誰強顯誰性。） 1、定義：這種在水溶液中 鹽電離出來的離子與水電離出的H+或OH-結合省成弱電解質 的反應，叫做鹽類的水解。 2、鹽的水解實質：弱酸陰離子與H2O 電離出的H+結合生成弱酸或弱堿的陽離子與H2O 電離出的OH—結合生成弱堿，破壞了水的電離平衡，使之____向移動，使溶液中C（H+） ≠ C（OH—）顯酸性或堿性。（鹽類水解程度一般很弱，由水電離H+和OH—一定相等，但溶液中存在的H+和OH—不一定相等） 3、鹽類水解反應是酸堿中和反應的逆反應,故鹽類的水解是吸熱反應。 4、鹽類的水解促進（“促進”、“抑制”）水的電離。 5.鹽類水解的規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱也水解，誰強顯誰性，都強顯中性，都弱具體定。 6、水解方程式的書寫. 注意以下幾點： ①鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“ ”號。 ②一般鹽類水解的程度很小，水解產物很少。通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。因此在書寫離子方程式時一般不標“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3?H2O等）寫成其分解產物的形式。 ③多元弱酸的鹽分步水解，以第一步為主。因此書寫其水解方程式時，只寫第一步。例：Na2CO3的水解:（略） ④. 多元弱堿的陽離子的離子方程式較復雜,中學階段只要求一步寫到底即可。如: Al3+ + 3H2O Al(OH)3 +3 H+ ⑤.某些鹽溶液在混合時,一種鹽溶液的陽離子和另外一種鹽溶液的陰離子在一起同時發(fā)生水解，這樣互相促進了對方的水解,水解趨于完全,可以用“=”連接反應物和生成物，水解生成的難溶物或揮發(fā)物可加“↓”或“↑”如:將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合離子方程式為: Al3++3HCO3— = Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 7、酸式鹽溶液的酸堿性：（1）強酸的酸式鹽只電離不水解，一定顯酸性，如NaHSO4 （2）弱酸的酸式鹽存在兩種趨勢：HR- H+ + R2- 電離顯酸性，HR- ＋H2O H2R + OH—水解顯堿性。如：HSO3— 、 H2PO4－等電離趨勢大于水解趨勢，溶液顯酸性；而HCO3—、 HS—、HPO42- 等水解趨勢大于電離趨勢，溶液顯堿性． 總結: 鹽類的水解反應一般是可逆反應，在一定條件下形成化學平衡，該平衡通常叫水解平衡。一般情況下，鹽類水解反應可看成是酸堿中和反應的逆反應。鹽類水解反應為吸熱反應。 說明：常見能水解的離子有： 【疑點反饋】：（通過本課學習、作業(yè)后你還有哪些沒有搞懂的知識，請記錄下來） 【基礎達標】1．對H2O的電離平衡不產生影響的粒子是 (　C　) A．H B．26Fe3＋ C. D．CH3COO－ 2．在鹽類發(fā)生水解的過程中，正確的說法是 (　B　) A．鹽的電離平衡被破壞 B．水的電離程度逐漸增大 C．溶液的pH發(fā)生了較大改變 D．發(fā)生了中和反應 3．將0.1 mol下列物質置于1 L水中充分攪拌后，溶液中陰離子數(shù)最多的是 (　C　) A．KCl B．Mg(OH)2 C．Na2CO3 D．MgSO4 4．相同溫度下等物質的量濃度的下列溶液中，c(NH)最大的是 (　C　) A．NH4Cl B．NH4HCO3 C．NH4HSO4 D．NH4NO3 5．常溫下，某溶液中由水電離的c(H＋)＝1.010－13 molL－1，該溶液可能是 (　A　) ①二氧化硫水溶液?、诼然@水溶液?、巯跛徕c水溶液?、軞溲趸c水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 6．NH4Cl溶于重水(D2O)后，產生的一水合氨和水合氫離子均正確的是 (　C ) A．NH2DH2O和D3O＋ B．NH3D2O和HD2O＋ C．NH3HDO和D3O＋ D．NH2DHDO和H2DO＋ 7．NaHSO3溶液的pH<7，NaHCO3溶液的pH>7，下列說法錯誤的是 (　C　) ①HSO的電離作用大于HSO的水解作用 ②HSO的電離作用小于HSO的水解作用 ③HCO的電離作用大于HCO的水解作用 ④HCO的電離作用小于HCO的水解作用 A．①② B．①③ C．②③ D．②④ 8．在25℃時，NH濃度相等的NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4的溶液中，其對應溶液中溶質的物質的量濃度分別為a、b、c(單位為molL－1)，下列判斷正確的是 (　C　) A．a＝b＝c B．a＝c>b C．b>a>c D．c>a>b 9．0.1 molL－1 NaHCO3溶液的pH最接近于 (　C　) A．5.6 B．7.0 C．8.4 D．13.0 10．由一價離子組成的四種鹽：AC、BD、AD、BC的1 molL－1的溶液，在室溫下，前兩種溶液的pH＝7，第三種溶液pH＞7，最后一種溶液pH＜7，則 (　A　) A B C D 堿性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH 酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD 11.25℃時，pH都等于11的NaOH溶液和NaCN溶液，兩溶液中水的電離程度大小比較 (　C　) A．相等 B．后者比前者大11倍 C．后者是前者的108倍 D．前者是后者的108倍 12．下列離子方程式正確的是 (　D　) A．硫化鈉水解：S2－＋2H2OH2S↑＋2OH－ B．硫氫化鈉水解：HS－＋H2OH3O＋＋S2－ C．制Fe(OH)3膠體：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ D．硫酸鋁溶液跟四羥基合鋁酸鈉溶液反應：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓ 13．相同物質的量濃度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH較大，則下列關于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO的說法中正確的是 (　D　) A．酸的強弱：HCN>HClO B．pH：HClO>HCN C．與NaOH恰好完全反應時，消耗NaOH的物質的量：HClO>HCN D．酸根離子濃度：c(CN－)7，則c(Na＋)___ >___c(A－)(填“>”、“<”或“＝”)。 (3)常溫下，若溶液M由pH＝3的HA溶液V1 mL與pH＝11的NaOH溶液V2 mL混合反應而得，則下列說法中正確的是____ AD ____(填字母)。 A．若溶液M呈中性，則溶液M中c(H＋)＋c(OH－)＝210－7 molL－1 B．若V1＝V2，則溶液M的pH一定等于7 C．若溶液M呈酸性，則V1一定大于V2 D．若溶液M呈堿性，則V1一定小于V2 17．10℃時加熱NaHCO3飽和溶液，測得該溶液的pH發(fā)生如下變化： 溫度(℃) 10 20 30 加熱煮沸后冷卻到50℃ pH 8.3 8.4 8.5 8.8 甲同學認為，該溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故堿性增強，該反應的離子方程式為__ HCO＋H2OH2CO3＋OH－_。乙同學認為，溶液pH升高的原因是NaHCO3受熱分解，生成了Na2CO3，并推斷Na2CO3的水解程度____大于____(填“大于”或“小于”)NaHCO3。丙同學認為甲、乙的判斷都不充分。丙認為： (1)只要在加熱煮沸的溶液中加入足量的試劑X，若產生沉淀，則____乙____(填“甲”或“乙”)判斷正確。試劑X是___ B ___。 A．Ba(OH)2溶液 B．BaCl2溶液 C．NaOH溶液 D．澄清的石灰水 (2)將加熱后的溶液冷卻到10℃，若溶液的pH____等于____(填“高于”、“低于”或“等于”)8.3，則__甲__(填“甲”或“乙”)判斷正確。 (3)查閱資料，發(fā)現(xiàn)NaHCO3的分解溫度為150℃，丙斷言____乙____(填“甲”或“乙”)判斷是錯誤的，理由是__常壓下加熱NaHCO3的水溶液，溶液的溫度達不到150℃_。 第三節(jié) 鹽類的水解(第2課時) 【學習目標】1. 掌握鹽類水解影響因素； 2．鹽類水解的應用。 【重、難點】掌握鹽類水解的應用。 【知識回顧】1．鹽類水解的實質_溶液中鹽電離出的離子與水電離醋的H+或OH-生成弱電解質__。 2．鹽類水解過程就是水的電離平衡移動過程，也就是說，鹽類的水解能促進水的電離，使水的電離度增大。即在常溫下，可水解鹽溶液中由水電離出的c(OH－)__ 大于_10-7mol/L，c(H＋)_ 大于__10-7mol/L。 3 .弱酸酸式鹽的水解。溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。若電離程度 大于水解程度，則溶液呈酸性，如NaHSO3 、NaH2PO4等。若電離程度 小于 水解程度，則溶液呈堿性，如NaHCO3 Na2HPO4等。弱酸酸式鹽水解規(guī)律： 電離大于水解顯酸性，反之顯堿性，相等顯中性（CH3COONH4） 。 【學習過程】四:影響鹽類水解的因素 【探究】:應用平衡移動原理分析醋酸鈉溶液水解平衡的移動情況，填寫下表： 條件變化 C(CH3COO －) C(CH3COOH) C(OH－) C(H+) pH 水解程度 升高溫度 減小 增大 增大 減小 增大 增大 加水 減小 減小 減小 增大 減小 增大 加醋酸 增大 增大 減小 增大 減小 減小 加醋酸鈉（s） 增大 增大 增大 減小 增大 減小 加鹽酸 減小 增大 減小 增大 減小 增大 加NaOH 增大 減小 增大 減小 增大 減小 【歸納總結】：影響鹽類水解的因素 1．內因:鹽類本身的性質—組成鹽的酸或堿越弱，其水解程度_越大 ，溶液的堿性或酸性 _越強__ 練習1 : 相同濃度的①Na2CO3、②NaHCO3、③CH3COONa溶液的pH大小順序為_①>②>③_ 2.外因: （1）溫度：鹽的水解是__吸__反應。因此升高溫度其水解程度_增大_.(如:用Na2CO3洗滌油污時,用熱的效果比冷的好) （2）濃度：鹽的濃度越小，其水解程度越__大__.即加水稀釋,水解平衡 正向 移動，水解程度 增大 注意：①.這里鹽的濃度指的是水解離子的濃度,而不包括不水解離子的濃度.如:AlCl3溶液Al3+濃度越小,水解程度越大, Cl － 不會影響水解平衡。 ②. 加水稀釋后，由于體積變大，水解形成的酸性或堿性減弱 。 練習2： 0.1mol/LNaAc溶液與0.01mol/LNaAc溶液中：C(OH－) > C(H＋) ，pH:前者 > 后者；又如：0.1mol/LNH4Cl水溶液與0.01mol/LNH4Cl水溶液中，C(H＋) > C(OH－) ， pH:前者 < 后者。 （3）溶液的酸堿性：控制溶液的酸堿性，可以促進或抑制鹽的水解。如Na2CO3溶液中加堿可以__抑制__水解，加酸可以__促進___ 水解；即：H+可 抑制 陽離子水解, 促進 陰離子水解, OH-可 抑制 陰離子水解， __促進__陽離子水解。 （4）外加沉淀劑:加入某試劑使發(fā)生水解反應的離子轉化成難溶物,則水解的離子濃度降低,使水解反應逆向移動,水解程度減弱.如:向Na2CO3溶液中加入CaCl2溶液。 （5）能水解的陽離子與能水解的陰離子混合，會相互促進水解，即雙水解。如Fe3＋與CO32－、HCO3－、HS－、AlO2－ 等； Fe3＋與S2－ 不發(fā)生雙水解反應，而發(fā)生氧化還原反應生成Fe2＋與S 。 （6）HCO3－與AlO2－ 在溶液中也不能共存，可發(fā)生反應產生白色沉淀，但不是由于雙水解反應，而是：HCO3－＋H2O＋AlO2－＝Al（OH）3↓＋CO32－。 五:鹽類水解的應用 1、溶液的酸堿性的比較 練習3：將0.1mol/L的下列溶液按pH由小到大的順序排列①Na2CO3②NaHCO3 ③NaOH ④NaNO3 ⑤CH3COOH ⑥NaHSO4 ⑦NH4Cl ⑥<⑤<⑦<④<②<①<③ （填序號）。 酸式鹽溶液的酸堿性：酸性：NaHSO3 NaH2PO4 堿性：NaHCO3 NaHS Na2HPO4 2、判斷溶液中離子濃度的大小：如在CH3COONa溶液中：___ c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)___。 練習4：(1) (NH4)2SO4溶液中離子濃度大小順序為: c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(OH-) (2) Na2CO3溶液中離子濃度大小順序為: c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+) 3、配制鹽溶液時，加對應的酸堿抑制水解：配制FeCl3溶液時應向溶液中加入 鹽酸 抑制 Fe3+ 水解。 4、把鹽溶液蒸干產物的判斷：鹽溶液蒸干后不一定得鹽。加熱蒸干FeCl3溶液得到 Fe(OH)3 繼續(xù)灼燒得到 Fe2O3 。有關反應方程式： ___________ （略） CuSO4、Na2CO3等溶液蒸干得分別得到 CuSO4、Na2CO3 。 （3）Na2SO3溶液蒸干得到 Na2SO4 。反應方程式： 2Na2SO3+O2=2Na2SO4。。 規(guī)律：①金屬陽離子易水解的揮發(fā)性強酸鹽蒸干得到氫氧化物，如AlCl3等； ②金屬陽離子易水解的難揮發(fā)強酸鹽蒸干得到原溶質，如Al2(SO4)3等； ③ 酸根陰離子易水解的強堿鹽，如Na2CO3等蒸干后可得到原溶質； ④陰、陽離子均易水解，其水解產物易揮發(fā)的鹽蒸干后得不到任何物質，如（NH4）2S等； ⑤不穩(wěn)定的化合物水溶液，加熱時在溶液中就能分解，得不到原溶質，如Ca(HCO3) 2溶液蒸干后得到CaCO3； ⑥易被氧化的物質，蒸干后得不到原溶質，如FeSO4、Na2SO3溶液等，蒸干后得到其氧化產物。 5、 溶液中的離子間能雙水解而不能大量共存，主要掌握NH4+、Al3+ 、Fe3+ 、與HCO3－、CO32－ 、AlO2－、S2－ 等不能大量共存。 另外還要考慮以下幾點： 1）．不能在酸性溶液中大量共存的離子一般為弱酸酸根或易分解的酸， 2）.不能在堿性溶液中大量共存的離子一般為能生成不溶性堿的金屬離子，或生成弱堿的離子，或酸式鹽的酸根離子，如：H+,Fe2+, Fe3+,Cu2+,Ag+,Zn2+,Mg2+,Al3+,NH4+,HCO3-,H2PO4-,HPO42-,HS-等 3).互相反應生成沉淀或微溶物的離子不能大量共存，如：SO42-與Ba2+, Pb2+,Ca2+,Ag+等不共存，CO32-與Ba2+, Mg2+,Ca2+不能共存，S2-與Pb2+,Cu2+,Ag+,Hg2+,Fe2+不能大量共存， 4).因氧化性強不能與強還原性離子大量共存，如：酸性條件下：NO3-與I-,Fe2+,S2-,SO32-等離子不能共存，MnO4-與I-, S2-,SO32-, Br-,Cl-等離子不能共存, 5)常見有色離子，如：Fe3+，Cu2+, MnO4- , Fe2+等。 6、某些活潑金屬與鹽溶液的反應：Mg粉投入NH4Cl溶液中反應的離子方程式： NH4++H2ONH3.H2O+H+ Mg+2H+=Mg2++H2↑ 7、試劑的存放：盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，原因是：Na2CO3+ H2ONaOH+ NaHCO3 2NaOH+SiO2==Na2SiO3+ H2O，盛放NH4F溶液不能用玻璃瓶，是因為__ NH4++F-+H2OHF+ NH3.H2O ___ 8、日常生活：（1）泡沫滅火器內裝飽和的Al2（SO4）3溶液和NaHCO3溶液，他們分裝在不同的容器中，發(fā)生反應： Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑ 使滅火器內壓強增大，CO2、H2O 、Al（OH）3一起噴出覆蓋在著火武之上是火焰熄滅。 （2）因Al（OH）3 膠體具有吸附性，故KAl（SO4）2 、Fe2（SO4）3 、Al2（SO4）3等鹽可用做凈水劑。 原理： Al3++3H2OAl(OH)3（膠體）+3H+ Fe3++3H2OFe(OH)3（膠體）+3H+ 9、比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數(shù)目的多少如:Na2S溶液中C(Na+)和C(S2－)不等于2:1 【疑點反饋】：（通過本課學習、作業(yè)后你還有哪些沒有搞懂的知識，請記錄下來） 【基礎達標】1．下列事實：①Na2HPO4水溶液呈堿性；②NaHSO4水溶液呈酸性；③長期使用銨態(tài)氮肥，會使土壤酸度增大；④銨態(tài)氮肥不能與草木灰混合施用；⑤加熱能使純堿溶液去污能力增強；⑥配制SnCl2溶液，需用鹽酸溶解SnCl2固體；⑦NH4F溶液不能用玻璃瓶盛放。其中與鹽類水解有關的是 (　C　) A．全部 B．除⑦以外 C．除②以外 D．除④、⑥以外 2．下列實驗操作能達到目的的是 (　B　) ①用Na2S溶液和Al2(SO4)3溶液反應制取Al2S3固體②用加熱蒸發(fā)K2CO3溶液的方法獲得K2CO3晶體③用Na2S溶液和CuSO4溶液反應制取CuS固體④加熱MgCl2溶液制取MgCl2固體 A．①② B．②③ C．③④ D．①③ 3．實驗室有下列試劑，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是 (　B　) ①NaOH溶液?、谒ＡА、跱a2S溶液 ④Na2CO3溶液?、軳H4Cl溶液　⑥澄清石灰水 ⑦濃HNO3?、酀釮2SO4 A．①⑥ B．①②③④⑥ C．①②③⑥⑦⑧ D．⑤⑦⑧ 4．下列四種肥料可以與草木灰(主要成分是K2CO3)混合施用的是 (　C　) A．硫酸銨 B．氯化銨 C．硝酸鉀 D．硝酸銨 5．已知乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱，在物質的量濃度均為0.1 molL－1的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是 (　A　) 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＋) 6．25℃時，將一定濃度的鹽酸和一定濃度的氨水按2∶1 的體積比混合，若混合溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液的pH (　C　) A．大于7 B．小于7 C．等于7 D．無法確定 7．在0.1 molL－1的NaHCO3溶液中，下列關系正確的是 (　C　) A．c(Na＋)＞c(HCO)＞c(H＋)＞c(OH－) B．c(Na＋)＝c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋) C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO) D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO) 8．在FeCl3和Fe2(SO4)3的混合溶液中，若不計Fe3＋的水解，當溶液中c(Fe3＋)＝c(SO)時，下列判斷正確的是(　D　) A．c(Fe3＋)>c(Cl－) B．c(SO)>c(Cl－) C．c(SO)c(A2－)>c(H＋)>c(OH－) 10.物質的量濃度相同的①氨水、②氯化銨、③碳酸氫銨、④硫酸氫銨、⑤硫酸銨5種溶液中c(NH)的大小順序是__⑤＞④＞②＞③＞①_，溶液pH的大小順序是_①＞③＞②＞⑤＞④_科& 11．已知某溶液中存在OH－、H＋、NH、Cl－四種離子，某同學推測其離子濃度大小順序有如下四種關系： ①c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) ②c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋) ③c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) ④c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)填寫下列空白： (1)若溶液中只溶解了一種溶質，則該溶質是___NH4Cl __，上述四種離子濃度的大小順序為__①__(填序號)。 (2)若上述關系中③是正確的，則溶液中的溶質為__ NH4Cl和NH3H2O __；若上述關系中④是正確的，則溶液中 的溶質為__ NH4Cl和HCl ____。 (3)若該溶液是由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c(HCl)__ 小于__c(NH3H2O)(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)，混合前酸中c(H＋)和堿中c(OH－)的關系為c(H＋)__ 大于__c(OH－)。 【拓展提高】12．Ⅰ.在25 mL氫氧化鈉溶液中逐滴加入0.2 molL－1醋酸溶液，滴定曲線如下圖所示。 (1)寫出氫氧化鈉溶液與醋酸溶液反應的離子方程式：_ OH－＋CH3COOH===CH3COO－＋H2O。 (2)該氫氧化鈉溶液的物質的量濃度為__0.1__molL－1。 (3)在B點，a__>___12.5 mL(填“>”、“<”或“＝”，下同)。若由體積相等的氫氧化鈉和醋酸溶液混合而且恰好呈中性，則混合前c(NaOH)__ <____c(CH3COOH)，混合前酸中c(H＋)和堿中c(OH－)的關系：c(H＋)___ <___c(OH－)。 (4)在D點，溶液中離子濃度大小關系為：_ c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)_。 Ⅱ.現(xiàn)有常溫下的0.1 molL－1純堿溶液。 (1)你認為該溶液呈堿性的原因是(用離子方程式表示)：_ CO＋H2OHCO＋OH－__。 為證明你的上述觀點，請設計一個簡單的實驗，簡述實驗過程：_向純堿溶液中滴加數(shù)滴酚酞試液后，溶液顯紅色；然后逐滴加入氯化鈣溶液直至過量，若溶液紅色逐漸變淺直至消失，則說明上述觀點__。 (2)同學甲認為該溶液中Na2CO3的水解是微弱的，發(fā)生水解的CO不超過其總量的 10%。請你設計實驗證明該同學的觀點是否正確。__用pH試紙(或pH計)測常溫下0.1 molL－1純堿溶液的pH，若pH<12，則該同學的觀點正確；若pH>12，則該同學的觀點不正確__。 (3)同學乙就該溶液中粒子之間的關系寫出了下列四個關系式，你認為其中正確的是___ BD __。 A．c(Na＋)＝2c(CO) B．c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H2CO3) C．c(CO)＋c(HCO)＝0.1 molL－1 D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)