高二化学选修四化学反应原理知识总结.docx

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高二化学选修四化学反应原理知识总结

高二化学·选修四《化学反应原理》知识总结

【学习目标】

　　1、理解盐类水解的本质及盐类的水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律；

　　2、盐类水解的离子方程式与化学方程式的书写；

　　3、认识影响盐类水解程度的主要因素，能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用，利用盐类水解的原理解释盐类水解在生产、生活中的应用；

　　4、会比较溶液中离子浓度大小的关系，了解溶液中存在的几个守恒关系。

【教材讲析】

一、盐类水解

1．定义：

　　在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。

2．实质：

　　弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡的过程。

二、盐类水解的类型、规律和影响因素

1．水解的类型

盐的类型

是否水解

常见能水解的离子

溶液pH

强碱弱酸盐

水解

一价：

CH3COO-、HS-、AlO2-、ClO-、HCO3-

二价：

S2-、CO32-、SiO32-、HPO42-

三价：

PO43-、ASO43-

pH＞7

强酸弱碱盐

水解

一价：

NH4+、Ag+

二价：

Fe2+、Cu2+、Sn2+、Zn2+

三价：

Al3+、Fe3+

pH＜7

强酸强碱盐

不水解

――

pH=7

2．水解规律：

　　有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。

　　即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。

3．盐类水解离子方程式的书写

　　⑴一般地说，盐类水解程度不大，应该用“

”表示，水解平衡时一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示。

　　⑵多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。

　　如Na2CO3溶液的水解可表示为：

CO32－+H2O

HCO3－+OH－、

　　HCO3－+H2O

H2CO3+OH－，不能写成：

CO32－+H2O

H2CO3+OH－。

　　⑶多元弱碱盐水解也是分步进行的，而高中现阶段不要求分步写，一步完成。

　　例：

CuSO4+2H2O

Cu（OH）2+H2SO4

　　Cu2++2H2O

Cu（OH）2+2H+

4．影响盐类水解的因素

　　⑴内因：

盐的本性。

　　弱酸盐对应的酸越弱，其盐水解程度越大。

　　如酸性：

CH3COOH＞H2CO3＞

＞HCO

，它们对应的盐水解程度：

　　CH3COONa＜NaHCO3＜

＜Na2CO3

　　弱碱盐对应的碱越弱，其盐水解程度越大。

　　如碱性：

NH3·H2O＞Al（OH）3，其盐水解程度：

NH4Cl＜AlCl3

　　⑵外因：

　　①温度：

中和反应是放热反应，水解为中和反应的逆反应，所以为吸热反应。

随温度升高，可促进盐的水解。

如加热醋酸钠溶液，由于水解程度加大，使滴入的酚酞指示剂粉色加深至红，冷却后，颜色又减退。

　　②浓度：

温度一定时，盐溶液越稀，水解程度越大。

　　③溶液的酸碱度：

向盐溶液中加入酸或碱，增大溶液中[H+]或[OH-]可使水解平衡向逆反应方向移动，抑制了盐的水解。

　　以NH4++H2O

NH3·H2O+H+为例:

c（NH4+）

c（NH3·H2O）

c（H+）

c（OH-）

pH

水解程度

平衡移动方向

加热

↓

↑

↑

↓

↓

↑

→

加水

↓

↓

↓

↑

↑

↑

→

通入氨气

↑

↑

↓

↑

↑

↓

←

加入少量

NH4Cl固体

↑

↑

↑

↓

↓

↓

→

通入氯化氢

↑

↓

↑

↓

↓

↓

←

加入少量

NaOH固体

↓

↑

↓

↑

↑

↑

→

关于互促水解的问题：

　　①反应生成H+和③反应生成OH-反应生成H2O，使①反应中c（H+）和②反应中c（OH-）都减小，因此①②两反应都正向移动，使①反应生成Al（OH）3沉淀，③反应生成CO2气体，两个平衡体系都被破坏。

　　总反应：

3HCO3-+Al3+=Al（OH）3↓+3CO2↑

　　能够发生类似反应的还有：

　　因此Al3+和相应离子在水溶液中不能大量共存。

　　若把NH4+和HCO3-混合在一起不会发生类似反应，可解释为：

　　①中H+和②中OH-反应生成H2O，①②平衡都被促进，只有NH3·H2O浓度足够大才能分解产生NH3气。

当NH3·H2O和H2CO3浓度达到一定程度时，二者可发生反应生成NH4+和HCO3-。

因此上述总反应可表示为：

NH4++HCO3-+H2O

NH3·H2O+H2CO3。

NH4+和HCO3-相遇时浓度会降低，但存在平衡体系，NH4+和HCO3-可以大量共存。

三、盐类的水解的应用

（一）、判断溶液的酸碱性及其强弱：

1、等物质的量浓度的下列物质的浓度，其pH由大到小的顺序是

　　①NaCl②CH3COONa③NH4Cl④AlCl3⑤Na2SiO3⑥Ba（OH）2⑦Na2CO3⑧NaHSO4⑨NaOH⑩H2SO4

　　解析：

⑥和⑨都是碱，c（OH-）大，Ba（OH）2为二元碱，NaOH为一元碱，等物质的量浓度，pH应⑥＞⑨；②⑤⑦为强碱弱酸盐水解呈碱性，pH大于7，根据越弱越水解可判断pH大小顺序，已知酸性顺序：

CH3COOH＞HCO3-＞HSiO3-，酸性越弱相应下面离子水解程度越大，离子水解程度大小顺序为：

　　CH3COO-＜CO32-＜SiO32-，因此pH大小顺序⑤＞⑦＞②；NaCl为强酸强碱盐不水解pH=7；NH4Cl和AlCl3为强酸弱碱盐，水解后pH＜7，碱性NH3·H2O＞Al（OH）3，NH4+水解程度小于Al3+，pH值NH4Cl＞AlCl3；NaHSO4为强酸酸式盐在溶液中全部电离，H2SO4为二元强酸c（H+）最大。

因此上述盐溶液pH大小顺序⑥＞⑨＞⑤＞⑦＞②＞①＞③＞④＞⑧＞⑩。

2、物质的量浓度相同的三种钠盐，NaX、NaY、NaZ的溶液，其pH依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是

　　A、HX、HZ、HY　　　　　　　　B、HZ、HY、HX

　　C、HX、HY、HZ　　　　　　　　D、HY、HZ、HX

　　解析：

酸越弱，阴离子水解的程度越大，溶液的pH越大，可直接推知Z-水解的程度最大，其酸性应最弱，而HX的酸性最强，则三种酸的酸性由强到弱的顺序是HX、HY、HZ。

　　答案：

C

（二）、比较溶液中离子浓度的大小：

　　1．多元弱酸的正盐溶液，首先以电离为主，再根据弱酸根的分步水解分析。

　　2．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，以第一步电离为主，每一步电离依次减弱。

　　3．不同溶液中同一种离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。

　　4．混合溶液中各离子浓度的比较，要综合分析电离因素和水解因素。

　　5．混合溶液中各离子浓度的比较，若能发生化学反应，则优先考虑化学反应，反应后能从守恒就从守恒分析，后考虑水解或弱电解质的电离。

3、相同物质的量浓度的下列铵盐中，c（NH4+）最大的是

　　A、NH3·H2O　　　　B、NH4HSO4　　　　C、NH4NO3　　　　D、CH3COONH4

　　解析：

从题目分析，相同物质的量浓度的盐溶液比较离子浓度大小，实质上就是比较水解程度，水解程度小的c（NH4+）就大。

　　A、选项NH3·H2O属于弱电解质，只能微弱电离出少量的NH4+，故浓度不大；C选项中NH4NO3，NH4+将与水作用浓度下降，但NO3-不发生水解。

D选项CH3COONH4中酸根与NH4+对应的酸和碱均是弱电解质，故水解程度C选项中NH4NO3大，溶液中其c（NH4+）更小些。

B选项中NH4HSO4电离出的H+将抑制NH4+水解c（NH4+）相对大些。

　　答案：

B

4、在物质的量浓度均为0.01mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，测得c（CH3COO—）＞c（Na+）则下列关系式正确的是

　　A、c（H+）＞c（OH—）　　　　　　　　　　B、c（OH—）＞c（H+）

　　C、c（CH3COOH）＞c（CH3COO—）　　　　　　D、c（CH3COOH）+c（CH3COO—）=0.02mol/L

　　解析：

根据电荷守恒：

c（H+）+c（Na+）=c（OH—）+c（CH3COO—），因为c（CH3COO—）＞c（Na+），所以c（H+）＞c（OH—），通过已知可以推断出CH3COOH的电离程度大于CH3COO—的水解程度，溶液中c（CH3COO—）＞c（CH3COOH）。

根据原子守恒，不管溶液中电离平衡和水解平衡如何移动，碳原子总是守恒的，故有原子守恒关系式c（CH3COOH）+c（CH3COO—）=0.02mol/L。

　　答案：

AD

5、把0.2mol/LNH4Cl溶液与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中下列微粒的物质的量浓度的关系正确的是

　　A、c（NH4+）=c（Na+）=c（OH-）＞c（NH3·H2O）

　　B、c（NH4+）=c（Na+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH-）

　　C、c（NH4+）＞c（Na+）＞c（OH-）＞c（NH3·H2O）

　　D、c（NH4+）＞c（Na+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH-）

　　解析：

此类型题目，若发生化学反应，优先考虑化学反应，通过化学反应各种离子浓度能比较出来，则不必考虑水解和电离，因为弱电解质电离或盐的水解程度都很小，对离子浓度，影响不大。

若通过化学反应各种离子浓度大小比较不出来则再考虑水解和弱电解质电离。

此题中NH4Cl和NaOH发生反应：

NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3·H2O生成NH3·H2O，同时NH4+有剩余，若不考虑NH3·H2O电离和NH4+水解，有c（NH3·H2O）=c（NH4+）=c（Na+）=0.05mol/L，但此时必须考虑电离和水解：

NH3·H2O

NH4++OH-…①，NH4++H2O

NH3·H2O+H+…②。

①发生使溶液[NH4+]增大，②反应使溶液c（NH4+）减小，溶液中[NH4+]是增大还是减小，取决于两个反应哪一个为更主要，根据经验规则可知，铵盐的水解和一水合氨弱电解质的电离，以电离为主，因此c（NH4+）增大，大于c（Na+），大于0.05mol/L，同样分析c（NH3·H2O）应减少，小于c（Na+），小于0.05mol/L，溶液中c（OH-）来自NH3·H2O电离，电离很微弱，c（OH-）浓度很小，故微粒浓度顺序为c（NH4+）＞c（Na+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH-），选择D。

（三）、判断溶液中离子能否大量共存

　　考虑离子能否大量共存应从下面几个方面考虑：

　　1．离子间能否发生复分解反应不能大量共存，复分解反应发生的条件为有：

有难溶物、挥发性物质、难电离物质生成

　　2．离子间能发生互促水解，不能大量共存（能互促水解的见上一知识点）

　　3．离子间发生氧化还原反应不能大量共存

　　注意：

①判断离子是否大量共存还有许多隐含的条件，如：

“无色透明”、“强酸性”、“强碱性”、“pH=X”等。

有色离子通常有：

Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4—。

　　②题目中有酸性或碱性的条件，在考虑共存时应加H+或OH-。

6、下列离子组中因相互促进水解而不能共存的离子组是

　　A、H2PO4－、Na＋、Cl－、OH－　　　　　　B、Al3＋、Na＋、HCO3－、SO42－

　　C、H＋、Fe2＋、NO3－、SO42－　　　　　　D、S2-、Na+、Cl-、Al3+

　　解析：

由题意所知，本题是要找出因为水解而不能共存的选项。

A选项中H2PO4－与OH－不能共存，但其原因是

此反应为中和反应不符合题意。

B选项HCO3－水解显碱性生成的OH－与Al3＋生成难溶于水的Al（OH）3，从而进一步促进了水解使反应趋于完全符合题意。

C选项：

Fe2＋与NO3－在酸性条件下发生氧化—还原反应，而不能共存，但是与题意不符。

D选项：

S2-水解显碱性生成的OH－与Al3＋生成难溶于水的Al（OH）3，从而促进水解符合题意。

　　答案：

B、D

（四）、判断酸式盐溶液的酸碱性的方法

　　酸式盐的水溶液显什么性质，这要看该盐的组成微粒的性质。

要考虑酸式酸根离子（以HR—为例）在水溶液中的电离情况和水解情况。

（如果不考虑阳离子水解的因素）

（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性

（2）弱酸的酸式盐存在两种趋势：

　　很显然如果电离的趋势占优势，则显酸性，如H2PO4—、HSO3—等；如果水解的趋势占优势，则显碱性，如：

HCO3—、HS、HPO42—。

（五）、配制某些盐的溶液和某些盐的制取

　　实验室在配制某些盐溶液时，常要加入少量酸或碱，以抑制盐的水解。

如配制CuSO4溶液时，先加入少量稀H2SO4。

配制FeCl3溶液时，先加入少量HCl溶液。

当某些组成盐的阴阳离子对应的酸、碱都是很弱电解质时，不能利用复分解反应来制取。

如制取Al2S3，应用2Al+3S

Al2S3，而不能用AlCl3与Na2S的复分解反应制取，因为，它们在水溶液中发生了：

　　2AlCl3+3Na2S+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑+6NaCl

（六）、泡沫灭火剂的反应原理

　　泡沫灭火剂的主要原料为NaHCO3和Al2（SO4）3，其中的HCO

和Al3+对应的酸和碱都是非常弱的，且H2CO3不稳定，当这两种盐相遇时，它们发生了如下反应：

Al3++3HCO3－==Al（OH）3↓+3CO2↑

（七）、明矾和氯化铁的净水

　　明矾是KAl（SO4）2·12H2O，它在水中电离产生的Al3+和FeCl3中电离出的Fe3+均发生水解：

Al3++3H2O==Al（OH）3（胶体）+3H+，

　　Fe3++3H2O==Fe（OH）3（胶体）+3H+，生成的Al（OH）3胶体和Fe（OH）3胶体具有很强的吸附性，将水中悬浮杂质吸附成为大颗粒而沉降除去。

（八）、纯碱（Na2CO3）溶液去油污

　　纯碱电离产生的CO32－水解：

CO32－+H2O

HCO3－+OH-，使水溶液呈碱性，因为是吸热反应，在加热条件下，有利于水解平衡向右移动，使c（OH-）增大，去污作用增强。

（九）、加热灼烧某些盐溶液

　　易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解趋于完全不能得到其晶体。

例如：

AlCl3、FeCl3；而高沸点酸所生成的盐，加热蒸干时可以得到相应的晶体，例：

CuSO4、NaAlO2。

7、将FeCl3溶液蒸干灼烧，最后得到固体产物是

　　A、无水FeCl3　　　　B、Fe（OH）3　　　　C、FeO　　　　D、Fe2O3

　　解析：

加热有利于水解FeCl3+3H2O

Fe（OH）3+3HCl，在加热蒸干灼烧条件下，由于HCl具有挥发性，会从溶液中挥发出去，从而使FeCl3彻底水解生成Fe（OH）3，Fe（OH）3为不溶性碱，受热易分解，在灼烧条件下完全分解生成Fe2O3。

答案：

D

（十）、化肥的使用

　　草木灰不能和铵态氮肥混合施用，因为草木灰主要成分是K2CO3，其水溶液由于CO32－水解而呈碱性，CO32－+H2O

HCO3－+OH-，若与铵态氮肥混合使用，其中NH

会与OH-结合，生成NH3。

H2O，在外界条件影响下，逸出NH3，而使氮肥肥效降低。

NH4＋+OH-=NH3↑+H2O

【例题分析】

1、向盛有碳酸钠溶液的试管中滴入2滴酚酞试液振荡,现象是__________________，原因用离子方程式表示是__________________。

然后对溶液加热，现象是_________________________。

最后向溶液中再滴入过量的BaCl2溶液,现象为________________________，原因用离子方程式表示是________________。

　　解析：

碳酸钠溶液发生水解，使溶液显碱性；盐类的水解都是吸热反应，对于碳酸钠溶液，温度越高，水解程度越大，溶液碱性越强；滴入过量的BaCl2溶液，会使CO32-离子沉淀，使水解平衡左移。

答案：

溶液变红　CO32-+H2O=HCO3-+OH-　溶液红色变深　产生白色沉淀且红色退去Ba2++CO32-=BaCO3↓

2、将标准状况下的2.24LCO2通入150mL1mol/LNaOH溶液中，下列说法正确的是（　）

　　A、c（HCO3-）略大于c（CO32-）　　　　　　　　　　B、c（HCO3-）等于c（CO32-）

　　C、c（Na+）等于c（CO32-）与c（HCO3-）之和　　　　　D、c（HCO3-）略小于c（CO32-）

　　解析：

题目所给CO2与NaOH的量的关系，发生如下反应：

2CO2+3NaOH=Na2CO3+NaHCO3+H2O，CO2与NaOH完全反应生成物质的量相等的Na2CO3与NaHCO3。

在水溶液中CO32-的水解要大于HCO3-（在水溶液中主要考虑水解）的水解，即c（HCO3-）因水解而减少的要小于因CO32-的水解而增加的。

C选项不符合电荷守恒。

　　答案：

A

3、物质的量浓度相同的下列溶液中，符合按pH由小到大顺序排列的是（）

　　A、Na2CO3　　　NaHCO3　　　NaCl　　NH4Cl

　　B、Na2CO3　　　NaHCO3　　　NH4Cl　　NaCl

　　C、（NH4）2SO4　NH4Cl　　　NaNO3　　Na2S

　　D、NH4Cl　　　（NH4）2SO4　　Na2S　　NaNO3

　　解析：

考查有关盐类水解的知识。

A、B选项中Na2CO3、NaHCO3为强碱弱酸盐，溶液显碱性，且Na2CO3溶液的水解程度大，碱性强；NH4Cl为强酸弱碱盐，溶液显酸性，NaCl溶液显中性。

C、D选项中（NH4）2SO4比NH4Cl溶液中c（NH4+）大，水解时结合水电离的OH-多，溶液酸性强；Na2S溶液显碱性，NaNO3溶液显中性。

　　答案：

C

4、分别向pH=1的某酸溶液和pH=13的NaOH溶液加入足量的铝片，放出氢气的物质的量之比为3：

1，其原因可能是（）

　　①两溶液的体积相同，酸是多元强酸　　　

　　②两溶液体积相同，酸是弱酸

　　③酸溶液的体积是NaOH溶液体积的9倍　　

　　④酸是强酸，且酸溶液的浓度比NaOH溶液浓度大

　　A、只有①和④　　　　　　　B、只有②和④　　

　　C、只有①和③　　　　　　　D、只有②和③

　　解析：

因为铝片是足量的，可得出关系式：

2H+——H2↑　2OH-——3H2↑因为放出氢气的物质的量之比为3：

1，所以参加反应的n（H+）：

n（OH-）=9：

1。

如果酸碱溶液体积相同，酸一定是弱酸；如果酸是强酸，那它的体积一定是碱的9倍。

　　答案：

D

5、25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是（）

　　①KNO3②NaOH③NH4Ac④NH4Cl

　　A、①＞②＞③＞④　　　　　　B、④＞③＞①＞②

　　C、③＞④＞②＞①　　　　　　D、③＞④＞①＞②

　　分析与解答：

　　①KNO3为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K+和NO3-对水的电离平衡无影响②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH-对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小③NH4Ac为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+和Ac-均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和HAc，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。

④NH4Cl为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH4+可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O，促进水的电离，但在相同浓度下其水解程度要小于NH4Ac，该溶液中水的电离程度小于NH4Ac中的水的电离程度。

　　答案：

D

6、已知0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH=4，则下列说法中正确的是（　）

　　A、在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同

　　B、在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等

　　C、在NaHA溶液中一定有：

c（Na+）＋c（H+）＝c（HA-）＋c（OH-）＋2c（A2-）

　　D、在Na2A溶液中一定有：

c（Na+）＞c（A2-）＞c（H+）＞c（OH-）

　　解析：

已知条件：

0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH=4，可得H2A为二元弱酸。

Na2A、NaHA溶液都能发生水解，使溶液显碱性，D选项应为c（H+）＜c（OH-）；C选项为电荷守恒，正确；A选项在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类是相同的，阳离子有Na+、H+，阴离子有HA-、OH-、A2-，B选项可通过A2-、HA-的水解程度，得出阴离子的关系，Na2A溶液中的阴离子总数要多于NaHA溶液中阴离子。

　　答案：

C

高二化学·选修四《化学反应原理》学案

课时一、课时二

知识点一：

盐类水解概念

1．在溶液中电离出来的离子跟所电离出来的H+或OH-结合生成的反应，叫做盐类的水解。

2．盐类的水解反应是反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。

知识点二：

盐类水解的实质

1．在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的或生成弱电解质，从而破坏了水的使溶液显示不同程度酸性、碱性或中性。

2．NH4Cl溶于重水后，产生的一水合氨和水合氢离子可表示为

知识点三：

盐溶液的酸碱性

任何一种盐都可以看作是和反应的产物，按生成盐的酸和碱的强弱可以把盐分为：

水溶液呈性

水溶液呈性

水溶液呈性

弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性要看弱酸和弱碱的相对强弱。

（谁强显谁性）

要求：

能够根据化学式判断盐的种类，进而推出前三种盐溶液的酸碱性

（1）常见的强酸有、、、、、。

（1）常见的强碱有、、、。

（另第

A族的铷、铯,第

A族的锶对应的碱）

知识点四：

盐溶液呈现不同酸碱性的原因

溶液呈酸、碱性取决于.

强酸强碱盐溶液中没有任何因素使c（H+）和c（OH—）不相等,因此强酸强碱盐溶液呈性.

任何水溶液中都存在水的电离平衡.

强酸弱碱盐在水溶液中完全电离,电离出阳离子和阴离子,则强酸弱碱盐电

离出来的离子和水电离出来的离子结合成

使H2O的电离平衡向方向移动,到达新平衡时c（H+）c（OH—）,溶液呈性.

例:

NH4Cl溶液:

水微弱电离,电离出和

NH4Cl在水溶液中完全电离,电离出和

NH4Cl电离出的和水电离出的结合生成,使H2O的电离平衡向

方向移动,到达新平衡时c（H+）c（OH—）,溶液呈性.

化学方程式

离子方程式

NH4Cl水溶液存在的微粒有种,分别是.

强碱弱酸盐在水溶液中完全电离,电离出阳离子和阴离子,则强碱弱酸盐电

离出来的离子和水电离出来的离子结合成（或）

使H2O的电离平衡向方向移动,到达新平衡时c（H+）c（OH—）,溶液呈性.

例:

CH3COONa在水溶液中完全电离,电离出和

CH3COONa电离出的和水电离出的结合生成,使H2O的电离平衡向

方向移动,到达新平衡时c（H+）c（OH—）,溶液呈性.

化学方程式

离子方程式