高中化學(xué)必備基礎(chǔ)知識點(diǎn)3

1、“四招”解決鹽類水解問題【調(diào)研】 常溫下，下列有關(guān)離子濃度及pH大小的比較正確的是A. NH4+濃度相同的下列溶液： （NH4)2 Fe(SO4)2 （NH4)2 CO3 （NH4) 2SO4,溶液濃度由大到小的順序：>>B. 由pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合，其離子濃度不可能是c(CH3COO)>c(Na+)> c(H+) > c(OH)C. pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=1的HCl溶液等體積混合后，混合溶液的pH>7D. pH=12的Ba(OH)2溶液與pH=14的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的pH范圍是13

2、<pH<14【名師解題】 本題考查水的電離與鹽類水解。A項(xiàng)，（NH4) 2 Fe(SO4)2中NH4+與Fe2+均水解產(chǎn)生H+，其中Fe2+的水解對NH4+的水解有抑制作用；（NH4) 2SO4 中只有NH4+水解；（NH4) 2 CO3中的NH4+與CO32-均水解，且兩者的水解相互促進(jìn)；當(dāng)三種溶液的NH4+濃度相同時，鹽溶液濃度最大的是（NH4) 2 CO3，其次是（NH4) 2SO4 ，最后是（NH4) 2 Fe(SO4)2 ，錯。B項(xiàng)，pH=3的CH3COOH溶液中c(H+)=1×10-3mol/L，則c(CH3COOH)>1×10-3 mol/L

3、，pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-3mol/L，c(NaOH) =1×10-3 mol/L，當(dāng)二種溶液等體積混合時，酸過量，溶液呈酸性，c(H+)> c(OH)，根據(jù)電荷守恒得c(CH3COO)>c(Na+)，則c(CH3COO)>c(Na+)> c(H+) > c(OH)的關(guān)系式存在，錯。C項(xiàng)，pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=1的HCl溶液中c(OH)c(H+)，兩者等體積混合時H+與OH-正好完全中和，所得溶液呈中性，pH7，錯。D項(xiàng)，pH=12的Ba(OH)2溶液中c(H+)=1×10-12mol/L，c

4、(OH-)=1×10-2 mol/L，pH=14的NaOH溶液中的c(H+)=1×10-14mol/L，c(OH-)=1 mol/L，兩者等體積混合所得溶液的c(OH-)約為0.5 mol/L，c(H+)約為2×10-14 mol/L，pH范圍是13<pH<14，對。答案：D【通關(guān)錦囊】 四招解決鹽類水解問題1條件：溶液中必須有弱堿陽離子或弱酸陰離子，鹽必須可溶于水。2特征：鹽類的水解反應(yīng)是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。中和反應(yīng)的程度大，則水解反應(yīng)的程度小,水解反應(yīng)是微弱的、可逆的、吸熱的動態(tài)平衡。3類型：強(qiáng)堿弱酸鹽，陰離子水解，其水溶液呈堿性，如醋酸鈉水解的離子

5、方程式為CH3COO-+H2O            CH3COOH+OH-；多元弱酸酸根分步水解，如碳酸鈉水解的離子方程式為CO32-+H2OHCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。強(qiáng)酸弱堿鹽，陽離子水解，其水溶液呈酸性，如氯化銨、氯化鋁水解的離子方程式分別為NH4+H2OH+NH3H2O、Al3+3H2OAl(OH)3+3H+。NaCl等強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液顯中性。弱酸弱堿鹽雙水解,其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱。當(dāng)Ka=Kb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當(dāng)Ka>Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當(dāng)Ka<Kb時，溶液顯堿性，如NH4HCO3。弱酸酸式鹽水解，取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。(i)若電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。(ii)若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性，如NaHCO3、Na2HPO