2019年高考化學(xué)考點(diǎn)一遍過考點(diǎn)47 鹽類的水解 含解析

考點(diǎn)47鹽類的水解

、盟知識(shí)整^>

一、鹽類的水解及其規(guī)律

1.定義

在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生的H+或OH一結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2.實(shí)質(zhì)

，—他離弱酸的陰離彌r_____________,

；,［促進(jìn)水的電離］

一—轅的一離為3一。

|溶液呈堿性或酸性卜——|c(H)J(CII)|

3.特點(diǎn)

回避卜水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)

國(guó)熱)一水解反鹿是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，是吸熱反放

:在瑜-水解反應(yīng)程度很微弱

4.水解的規(guī)律及類型

有弱才水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性。

鹽的類是否溶液的酸溶液

實(shí)例水解的離子

型水解堿性的pH

強(qiáng)酸強(qiáng)NaCk

:否—■中性=7

堿鹽

KNO3

強(qiáng)酸弱NH4CL

是NH：、酸性<7

堿鹽CU(NC)3)2

Cu2+

CH3co0CH3C00

弱酸強(qiáng)

Na、、

是堿性>7

堿鹽

Na2cO3CO；-

注意：(1)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。

HC05k+C0!

①若電離程度小于水解程度,溶液顯堿性。如NaHCCh溶液中：、H+3(次要),HCO3+H20、

H2co3+0H-(主要).

-2——

②若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSCh溶液中：HS03釬=*H++SO3(主要)，HS03

+H20，----H2so3+0H-(次要)。

(3)相同條件下的水解程度：正鹽>相應(yīng)酸式鹽，如

(4)相互促進(jìn)水解的鹽〉單獨(dú)水解的鹽〉水解相互抑制的鹽。如NH：的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>

(NH4)2Fe(SO4)2?

5.水解方程式的書寫

(1)一般要求

氣體、沉淀公標(biāo)“4”或“

一般鹽類水水解產(chǎn)

%分解產(chǎn)物(如\II?II(>

的樣度很小物很少

等)不可其分解產(chǎn)物的修式

如NH4C1的水解離子方程式為

+

NH；+H20T--NH3H2O+H?

(2)三種類型的鹽水解方程式的書寫。

①多元弱酸鹽水解：分步進(jìn)行，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式。

如Na2cCh的水解離子方程式為

CO：+H2Ck^^HCO；+OH-。

②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。

如FeCb的水解離子方程式為

Fe3++3H2。^^Fe(0H)3+3H+。

③陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解：水解程度較大，書寫時(shí)要用“=="、及"、‘丁’等。

3+2-

如Na2s溶液與AlCb溶液混合反應(yīng)的水解離子方程式為2A1+3S+6H2O===2A1(OH)31+3H2ST，

二、鹽類水解的影響因素

1.內(nèi)因

弱酸根離子、弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解，溶液的堿性或酸性越強(qiáng)。如：酸性:

決定

CH3coOH>H2CC)3―相同濃度的NaHCXVCH3C00Na溶液的pH大小關(guān)系為NaHC03>CH3C00Nao

2.外因

水解水解程水解產(chǎn)生離子的濃

因素

平衡度度

溫度升高右移增大1增大

增大右移減小增大

濃度減小(即稀

右移增大減小

釋)

外加酸弱堿陽(yáng)離子水解程度減小

酸堿堿弱酸陰離子水解程度減小

k+

例如，不同條件對(duì)FeCb水解平衡的影響[Fe3++3H2。、Fe(OH)3+3H]

移動(dòng)

條件H+數(shù)PH現(xiàn)象

方向

減

升溫向右增多顏色變深

小

減

通HC1向左增多顏色變淺

小

增

向右增多顏色變淺

加H2O

大

加增

向右減少生成紅褐色沉淀，放出氣體

NaHCO3大

三、鹽類水解的應(yīng)用

1.鹽類水解的常見應(yīng)用

應(yīng)用舉例

判斷溶液的酸

FeCl溶液顯酸性，原因是Fe3++3HO^-^Fe(OH)+3H+

堿性323

判斷酸性強(qiáng)弱NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10,則酸性HX>HY>HZ

配制或貯存易配制C11SO4溶液時(shí)，加入少量H2so4，防止Ci?+水解；配制FeCh溶液，

水解的鹽溶液加入少量鹽酸；貯存Na2co溶液、NazSiCh溶液不能用磨口玻璃塞

膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)：Fe3++3H?O三=Fe(OH)3(膠體)+3H+

泡沫滅火器原

成分為NaHCCh與Ab(SO4)3,發(fā)生反應(yīng)為人產(chǎn)+3HCO；=Al(OH)3l+3CO2t

理

作凈水劑3+

明研可作凈水劑，原理為A1+3H2O-~"AKOHM膠體)+3H+

化肥的使用鍍態(tài)氮肥與草木灰不得混用

除銹劑NH4C1與ZnCb溶液可作焊接時(shí)的除銹劑

2.鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)物的判斷

(1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸和酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSCU(aq)蒸干得

CuSO4(s)；Na2co3(aq)蒸干得Na2CO3(s),

(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí),蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCb(aq)蒸干得Al(0H)3灼燒得Al2O3o

(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解。Ca(HCC)3)2、NaHCO3>KM11O4、NH4C1固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別

為Ca(HCCh)2―>CaC03(Ca0)；NaHC03―>Na2CO3；KMnO4―^KzMnCU和MnO?；NH4cl―>NH3t+HClTo

(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被Oz氧化。如Na2so3(aq)蒸干得NazSO/s)。

(5)弱酸的錢鹽蒸干后無固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3O

四、溶液中離子濃度大小的比較

1.比較方法

(1)“一個(gè)比較”

同濃度的弱酸(或弱堿)的電離能力與對(duì)應(yīng)的強(qiáng)堿弱酸鹽(或?qū)?yīng)強(qiáng)酸弱堿鹽)的水解能力。

①根據(jù)題中所給信息：如果是電離能力大于水解能力，例：CH3co0H的電離程度大于CH3COO的水解程度，

+

所以等濃度的CH3co0H與CH3coONa溶液等體積混合后溶液顯酸性；同理NH3H2O的電離程度大于NH4水解

的程度，等濃度的NH3-H2O和NH4C1溶液等體積混合后溶液顯堿性。

②根據(jù)題中所給信息：如果是水解能力大于電離能力，例：HC10的電離程度小于C10一的水解程度，所以等濃

度的HC1O與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性；反之，如果等濃度的HC10與NaClO溶液等體積混合后溶液顯

堿性，可知HC10的電離程度小于C1CT的水解程度。

③酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽的電離能力和水解能力哪一個(gè)更強(qiáng)。如在NaHCCh溶液中，HC°3的

水解能力大于電離能力，故溶液顯堿性。

(2)“兩個(gè)微弱”

①弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸

中：CHjCOOH<--CH3COO+H\H2OF一一OH+H=在溶液中微粒濃度由大到小的順序：c(CH；,COOH)>c(H+)

>C(CH3COO)>C(OH)?

②弱酸根或弱堿陽(yáng)離子的水解是很微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。如在稀NH4C1溶液中：

k+

NH4C1=NH：+C「、NH：+Hg「、NH3H2O+H+、H20<OH+H,所以在NH4cl的溶液中微粒濃度由大到

NH+

小的順序是：c(Cr)>c(*)>C(H)>C(NH3H2O)>C(OH)O

(3)“三個(gè)守恒”

+CClHCOHCO

如在Na2c溶液中：Na2CO3=2Na+5、+H20，J+OH\5+H2O

氏0峰飛OH+H+?

①電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(C°；)+c(HC0J)+c(OH)

②物料守恒：c(Na+)=2c(C°3)+2c(HCOs)+2c(H2co3)

上述兩個(gè)守恒相加或相減可得：

③質(zhì)子守恒：c(OH)=c(lT)+c(H83)+2c(H2cO3)

2.常見類型

(1)多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3P的溶液中，C(H+)>C(H2P0?)>C(HP0*')>C(P0*-)?

(2)多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2c。3溶液中，c(Na+)>c(C03)>c(OH)>

c(3)。

(3)不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如在相同的物質(zhì)的量濃度的下列各

溶液中：①NH4CI、②CH3coONHQ③NH4HSO4，c(NH：)由大到小的順序是③>①>②。

(4)混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。如在含0.1mol.L-的NH4CI

+

和0.1mol-L'的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序?yàn)閏(NH：)>c(cr)>c(OH)>c(H)?在該溶液中，NH3H2O

電離程度大于NH,的水解程度，溶液呈堿性：c(OFT)>c(H，，同時(shí)C(NH,)>C(C「)。

3.比較溶液中粒子濃度大小的解題思路

TH的濃度猿人1

老

虎

任其他離r的濃度根據(jù)電離程度比較|電

雌堿離

溶

溶液的永直地封

液

O-T考慮水解I統(tǒng)

合

i-f溶cl

-

運(yùn)

液

電」筱式鹽卜先先斷酸式酸根是以電離為

用

解還是以水解為>

三

不1：1：

個(gè)

同

Ji溶(比較同一帛子看不同洛薇中其他離子對(duì)

溶

守

‘

液濃度的大小該離子的影響

液

恒

一

關(guān)

系

混只相互不反應(yīng)I同時(shí)考慮電離和水解I

合

溶生成鹽考慮水解

T不過廿—II

液

一樹”:反應(yīng)卜生成酸、破1I考慮電離|

4過MH根據(jù)過收情況考慮電離或水斜-■

塞津點(diǎn)考向.

考向一鹽類水解反應(yīng)離子方程式

典例引領(lǐng)

典例1下列方程式書寫錯(cuò)誤的是

+

A.NaHCCh水解的離子方程式：HC0；+H2O,^C0^+H3O

B.NH4。水解的化學(xué)方程式：NH4C1+H2O.'NH3H2O+HCI

+3+

C.A1(OH)3的兩性電離方程式：H+AIO2+H2o.*A1(OH)3-*AI+3OH

+

D.NaHSCh的電離方程式：NaHSO3==Na+HSO；

【解析】選項(xiàng)A表示的是HCO.「的電離方程式，水解方程式應(yīng)為HCO:+HzO—H2co3+0H，

【答案】A

變式拓展

1.下列離子方程式表示的是鹽類的水解且正確的是

-+2

A.HS+H20-H3O+S'

+

B.HS-+H—H2S

C.COf+H2O^H2CO3+2OH-

D.Fe"+3H2。=Fe(OH)3+3H+

&鹽類水解方程式的書寫

L一般情況下鹽類水解的程度較小，應(yīng)用“'連接反應(yīng)物和生成物。水解生成的難溶性或揮發(fā)性物質(zhì)不加

或"個(gè)"符號(hào)。如CU2++2H2O—CU(OH)2+2H+,HS'+H2O--H2S+OH\

2.多元弱酸陰離子分步水解，應(yīng)分步書寫水解的離子方程式。因?yàn)榈谝徊剿獬潭容^大，一般只寫第一步水

解的方程式。如NazCS的水解分兩步，第一步為COj+HzO.*HCO；+OH',第二步為

HCO；+H2O--H2C03+0H-O多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式不要求分步書寫。如AlCb的水解方程式為

3++

AI+3H2O,-?AI(0H)3+3HO

3.發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)時(shí)，由于能水解徹底，用"一'連接反應(yīng)物和生成物，水解生成的難溶性或揮發(fā)性

物質(zhì)要寫""或"個(gè)"符號(hào)。如FeCb與NaHCCh溶液混合發(fā)生水解的離子方程式為

Fe3++3HCO;^=Fe(OH)3J+3CO2個(gè)。

m+

4.鹽類水解的離子方程式可用通式表示為R-+H2O.'HR+OH-,R'+H2O.中^小-3+0d(分步水解)；R+H2O-，

n++

ROH+H*,R+/?H2O.-'R(OH)n+nH("一步到位")。

注意：(1)一般情況下鹽類水解程度較小，是可逆反應(yīng)，因此用可逆號(hào)"="表示水解程度。當(dāng)水解趨于完全

時(shí)，才用"1'。

(2)水解反應(yīng)生成的揮發(fā)性物質(zhì)及難溶物不用"個(gè)"和表示。

(3)多元弱酸根離子分步水解，要分步書寫，以第一步為主；多元弱堿陽(yáng)離子的分步水解，習(xí)慣上一步書寫

完成。

考向二鹽類水解的實(shí)質(zhì)與規(guī)律

典例引領(lǐng)

典例1常溫下，相同物質(zhì)的量濃度的下列物質(zhì)的溶液，按pH減小的順序排列的是

A.NaHSO4CH3coONaNH4C1NaNO3

B.NaNO3CHjCOONaNaHSO4NH4C1

C.NaNO3CH3COONaNH4clNaHSO4

D.CH3COONaNaNO3NH4C1NaHSO4

【解析】A選項(xiàng)中，醴酸鈉顯堿性，而硫酸氫鈉與氯化饋均顯酸性，A錯(cuò)誤；B、C選項(xiàng)中，醴酸鈉顯

堿性，而硝酸鈉顯中性，B、C錯(cuò)誤：D選項(xiàng)，醴酸鈉顯堿性，硝酸鈉顯中性，氯化鏤顯酸性，硫酸氫鈉顯

酸性，目硫酸氫鈉相當(dāng)于一元強(qiáng)酸，酸性較強(qiáng)，D正確。

【答案】D

變式拓展

2.O.lmol下列氣體分別與lLO.lmoM/i的NaOH溶液反應(yīng)，形成的溶液pH最小的是

A.N02B.S02C.SO3D.C02

&酸式鹽溶液酸堿性的判定原則

++

1.強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHS04在水溶液中：NaHSO4—Na+H+SOj'?NaHSCU溶

液性質(zhì)上相當(dāng)于一元強(qiáng)酸。

2.弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。

(1)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHS03溶液中：HSO；-H++SO；-(主要)；HSO；+H20L

H2s。3+。川(次要)。中學(xué)階段與此類似的還有NaH2P。4等。

(2)若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCOs溶液中：HCO/HzO=H2c。3+。川(主要)；HCO；L

H++CO：(次要)。中學(xué)階段與此類似的還有NaHS、Na?HPO4等。

3.相同條件下(溫度、濃度相同)的水解程度：正鹽〉相應(yīng)酸式鹽，如CO；->HCO：。

考向三Kh、Ka(Kb)、Kw的關(guān)系及應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例1在一定條件下，Na2c。3溶液中存在CO：+H2。=HCO#0H-平衡。下列說法不正確的是

A“.笆稀釋雙溶、…液示，-c(——HCO茶J)蕓c(_OH")^增大,

c(CO；)

B.通入C02,溶液pH減小

C.升高溫度，平衡常數(shù)增大

c(HCOj)

D.加入NaOH固體,減小

4。；-)

心的正荷*蝌但CO?)c(OH-)c(HCO；)c(OH-)c(H-)K?

【解析】k解平衡吊額dC(coj-ic(CO：-)c(H-)KqCHWOs)，故&八隨溫度

的變化而變化，所以稀釋后，此值不變，A不正確；通入CO：,會(huì)使溶液中OH法度減小，所以溶液的pH

也減小，B正確；升高溫度；平衡向吸熱方向移動(dòng)，而鹽的水解過程是啜熱過程，所以平衡常數(shù)增大，C正

確；加入0H■時(shí)抑制C。：水解，所以C。；濃度增大，而HCO：濃度減小，所以黑券減小，D正確。

【答案】A

變式拓展

3.常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2sCh溶液，吸收過程中水的電離平衡(填“向左”“向右”或"不”)

移動(dòng)。試計(jì)算溶液中(常溫下H2sCh的電離平衡常數(shù)

c(HSOj)

|=1.OxlOE&2=6.0x10-8)

&利用平衡常數(shù)的性質(zhì)判斷微粒濃度變化

1.水解平衡常數(shù)(Kh)、Ka、Kb只受溫度的影響，溫度升高，平衡常數(shù)增大；反之減小。

2.Kh與Ka或Kb、Kw的定量關(guān)系為Ka-Kh=Kw或Kb-Kh=Kw.

3.判斷某些離子濃度的比較或乘積隨溫度、濃度等外界條件改變而變化的趨勢(shì)時(shí)，可以根據(jù)表達(dá)式的形式轉(zhuǎn)

化為(Kh)、Ka、Kb或它們與Kw的關(guān)系，再結(jié)合平衡常數(shù)的性質(zhì)來判斷微粒濃度變化。

考向四鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例1下列根據(jù)反應(yīng)原理設(shè)計(jì)的應(yīng)用，不正確的是

A.C0；-+H2Ok=±HC0；+OH用熱的純堿溶液清洗油污

B.AF++3H2chi=SA1(OH)3(膠體)+3H+明研凈水

C.TiC14+(x+2)H2O(過量k=tTiC)2-xH201+4HCl制備T。納米粉

D.SnC12+H2O^^Sn(OH)Cll+HCl配制氯化亞錫溶液時(shí)加入氫氧化鈉

【解析】配制SnCb溶液時(shí)應(yīng)加入稀鹽酸抑制SnCI2的水解，加入NaOH會(huì)促進(jìn)SnCl2的水解而發(fā)生變質(zhì)。

【反思?xì)w納】配制鹽溶液時(shí)，為抑制鹽的水解而加入酸或堿，但應(yīng)注意不能引入雜質(zhì)離子，加入的酸應(yīng)是鹽中

的酸根對(duì)應(yīng)的強(qiáng)酸，如配制FeCb溶液加鹽酸；加入的堿應(yīng)是鹽中的陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的強(qiáng)堿，如配制Na2s溶液要加NaOH

溶液。

【答案】D

變式拓展

4.下列說法與鹽的水解有關(guān)的是

①明磯可以作凈水劑

②實(shí)驗(yàn)室配制FeCb溶液時(shí)，往往在FeCb溶液中加入少量的鹽酸

③用NaHCCh和A12(SC)4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑

④在NH4C1溶液中加入金屬鎂會(huì)產(chǎn)生氫氣

⑤草木灰與鍍態(tài)氮肥不能混合施用

⑥實(shí)驗(yàn)室盛放Na2co3溶液的試劑瓶應(yīng)用橡皮塞

⑦純堿溶液去油污

A.僅①③⑥B,僅②③⑤C.僅③④⑤D.全部有關(guān)

g鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得產(chǎn)物的幾種判斷類型

(1)弱金屬陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)，如

1AI(0H)3

CuS04(aq)^tCuS04(s)；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCb(aq)短灼純

AI2O3O

(2)酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽，如Na2c。3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。

(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解

Ca(HCO3)2,NaHC03>KMnO4,NH4CI固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為

Ca(HCO3)2?CaC03(Ca0)；NaHCCh-Na2cO3；KMnO4?K2MnO4+MnO2；NH4CI7出個(gè)+HCI個(gè)。

(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被。2氧化

例如，Na2sC)3(aq)短tNa2S0，s)。

考向五與鹽類水解相關(guān)的離子共存

典例引領(lǐng)

典例1無色透明溶液中能大量共存的離子組是

A.Na*、Al3\HCO；>NO；

B.A1O">C「、Mg2\K*

C.NH；、Na*、CH3coeT、NO；

D.Na*、NO；、Cl。一、「

【解析】Ah與HCO：發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，兩者不能大蚩共存；A10；水解產(chǎn)生的OH-與Xg：紹

合生成Mg(OHh,AQ；與Mg”在溶液中不能大量共存；C：。-有強(qiáng)氧化性，與「在溶液中不能大量共存。

【答案】C

變式拓展

5.常溫下，下列各組離子在有關(guān)限定條件下溶液中一定能大量共存的是

A.由水電離產(chǎn)生的c(H+)=lC)T2mo卜L的溶液中：K*、Na*、CIO，「

B.c(H*)=屆'mo卜I/1的溶液中：K\Fe3\CWCO,'

C.常溫下,耦小10山的溶液：K*、Al。；、CO：、Na

D.pH=13的溶液中：AlO".C「、HCO；、SO；

考向六同一種溶液中的粒子濃度比較

典例引領(lǐng)

典例1室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是

+

A.Na2s溶液：c(Na)>c(HS)>c(OH)>C(H2S)

B.Na2c2O4溶液：c(0H-)=c(H+)+c(HCQ；)+2c(H2c2O4)

C.Na2cO3溶液：c(Na+)+c(H+)=2c(C0：)+c(0H)

+

D.CbhCOONa溶液：c(Na)>c(CH3COO)>c(CH3COOH)>c(OH)

【解析】A.Na3溶液中微粒關(guān)系為c(Na-)>aS=-)>c(OH-)“(HS-)"(H2S),A錯(cuò)誤。

B.Na=C。溶液中，由電荷守恒得s(Na-)+2c(C.Of)+c(HC,0；)+c(OH-)(D

由物料守恒得*Na-)=2c(C：0：-)+”HC：0；)+2c{H?0j②

由①一②得c(O!T)=c(H-)+aHC：O；)+2aH：C9D,3正確。

C.Na：COs溶液中，由電荷守恒得cra-)+iH)=%C0；-)+《HC0：)+{0H-),C錯(cuò)誤。

D.CHKOONa溶液中存在：c(Na-)>c(CH：COO_)>c(OH_)>c(CH：COOH),D錯(cuò)誤。

【答案】B

變式拓展

6.室溫下,0.1mol-L^NaHCOjMMWpH=8.31,有關(guān)該溶液的判斷正確的是

A.c(Na+)>c(OH')>c(HCO；)>c(COf)>c(H+)

B.Kal(H2CO3)-Ka2(H2CO3)<Kw

C.c(H*)+c(Na*)=c(OK)+c(HCO；)+c(C0：)

+

D.加入適量NaOH溶液后：c(Na)=c(H2CO3)+c(HCO；)+c(COj")

&單一溶液中粒子濃度比較原則

(1)酸式鹽溶液的酸堿性和各離子的濃度大小取決于酸式鹽中酸式酸根離子的電離能力和水解能力的相對(duì)大

小，如NaHC03溶液中HCO；的水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性，同時(shí)c(H2co3)>c(C0；-)；NaHS。?溶液中

HSO；的電離能力大于其水解能力，溶液顯酸性，有C(H2SO3)<C(SO^)?

(2)多元弱酸的強(qiáng)堿正鹽溶液：弱酸根離子水解以第一步為主。例如，硫化鈉溶液中：

c(Na+)>c(S2")>c(OH-)>c(HS")>c(H+)o

(3)對(duì)于單一的弱酸、弱堿溶液或其鹽溶液

①要考慮弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋

++

酸溶液中：CHjCOOH一CH3COO-+H,H20lOH>H,在溶液中微粒濃度由大到小的順序：

+

C(CH3COOH)>C(H)>C(CH3COO3>C(OH"),

②弱酸根陰離子或弱堿陽(yáng)離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。如稀的

++

WCOONa溶液中，CH3COONa-----CH3COO'+Na,CH3COO'+H2O^=^CH3COOH+OH-,H2O^=^H+OH',所以CF^COONa

++

溶液中：c(Na)>c(CH3COO')>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H)?

考向七混合溶液中粒子濃度的比較

典例引領(lǐng)

典例125℃時(shí)，物質(zhì)的量濃度均為0.01mol-L"的CH3coOH溶液和CH3coONa溶液等體積混合，若混合溶液呈

酸性，下列說法正確的是

A.混合溶液中粒子濃度大小關(guān)系為c(CH3coeD>c(CH3coOH)>c(Na+)>c(H>c(OH-)

1

B.混合溶液中C(CH3COOH)+C(CH3COO)=0.02mol-L-

C.混合溶液中由水電離出的^H^XO^molL-1

++

D.混合溶液中c(CH3COOH)+c(H)=c(Na)+c(OH)

【解析】本題考查電離平衡、水解平衡及溶液中粒子濃度的大小比較，意在考查考生運(yùn)用化學(xué)理論知識(shí)判斷與

分析問題的能力。選項(xiàng)A,混合溶液呈酸性，說明CH3coOH的電離程度大于CH3coO一的水解程度，則有

++

c(CH3COO)>c(Na)>c(CH3COOH)>c(H)>c(OH),錯(cuò)誤；選項(xiàng)B,因兩溶液等體積混合，則c(CH3co0H)

1

+C(CH3COO)=0.01mol-L,錯(cuò)誤；選項(xiàng)C,由于CH3coOH的電離程度大于CH3co0一的水解程度，水的電離受到

抑制，故25℃時(shí)，由水電離出的c(H+)<IO〃mol-L_1,錯(cuò)誤;選項(xiàng)D,聯(lián)立電荷守恒式:c(Na')+c(H+)=c(CH3coO)+c(OH)

及物料守恒式：c(CH3coOH)+c(CH3coeX)=2c(Na+),消去t(CH3C00),可得c(CH3co0H)+c(H+)=c(Na+)+c(0H),

正確。

【答案】D

變式拓展

-1H

7.把0.2mol-LNH4C1溶液與0.1molLNaOH溶液等體積混合后溶液中下列微粒的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系正確的

是

+-

A.c(NH*)=c(Na)=c(OH)>c(NH3-H20)

+

B.c(NH；)=c(Na)>c(NH3-H2O)>c(OH)

+-

C.c(NH；)>c(Na)>c(OH)>c(NH3-H20)

+

D.c(NH；)>c(Na)>c(NH3-H2O)>c(OH')

&混合溶液中粒子濃度的比較原則

(1)溶液混合但不發(fā)生反應(yīng)的類型。要同時(shí)考慮電離和水解，以及離子間的相互影響，可用極限觀點(diǎn)思考，

以"強(qiáng)勢(shì)”反應(yīng)為主，可不考慮"弱勢(shì)”反應(yīng)。如等濃度等體積的碳酸鈉和碳酸氫鈉混合后由于CO：的水解大于HCO；

的水解和電離,所以c(Na+)>c(HC0；)>c(COf)>c(OH-)>c(H+)?

(2)弱酸及對(duì)應(yīng)鹽(或弱堿及對(duì)應(yīng)鹽)等濃度、等體積混合。各離子的濃度大小取決于酸(堿)的電離程度和相應(yīng)

鹽的水解程度的相對(duì)大小。

①電離強(qiáng)于水解型。如CH3COOH溶液和CH3coONa溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，分析時(shí)可只考慮CH3COOH

的電離，不考慮CHsCOONa的水解，粒子濃度大小順序?yàn)?/p>

++-

c(CH3COO')>c(Na)>c(CH3COOH)>c(H)>c(OH)?

②水解強(qiáng)于電離型。如HCN溶液和NaCN溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，粒子濃度大小順序?yàn)?/p>

c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)>c(OH)>c(H+)o

(3)溶液混合發(fā)生反應(yīng)但有一種過量的類型。根據(jù)過量程度及產(chǎn)物情況，要同時(shí)考慮電離和水解，不過這類

問題大多轉(zhuǎn)化為上述(2)中的問題。如101711.0.1010卜廣的《1溶液與10mL0.2moi廣的CH3coONa溶液充分混合

后，相當(dāng)于等濃度的NaCLCH3cOONa與CH3COOH的混合液。

考向八與圖像有關(guān)的粒子濃度關(guān)系

典例引領(lǐng)

典例1在室溫下，向0.10mol-L」的二元弱酸H2A的溶液中分批次加入KOH固體(忽略溶液體積變化)，測(cè)得溶液

中含A元素的微粒的物質(zhì)的量濃度與溶液的pH的關(guān)系如圖所示。則下列說法中不正確的是

0.10)------------------------------

c(K+)=0.20mol-時(shí)，2c(A2-)<c(K+)

pH=5的溶液中：c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2')

由圖可知室溫下H2A的二級(jí)電離常數(shù)心=91。42

D.c(K+)=0.10molL’的溶液中：c(A2')+c(HA)=0.10mol-L'1

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變式拓展

8.在常溫下，用0.1000mol/L的鹽酸滴定25mL0.1000mol/LNa2cCh溶液，所得滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)滴

定過程中溶液相關(guān)微粒濃度間的關(guān)系不正確的是

A.a點(diǎn)：c(HCO；)>e(cr)>c(COf)

B.b點(diǎn)：c(Na+)+c(H+)=c(C「)+c(HC0>c(C0：)+c(O}T)

C.c點(diǎn)：c(OH-)+c(CO：)=c(H+)+c(H2co3)

D.d點(diǎn)：c(C「)=c(Na+)

、聲點(diǎn)沖關(guān)*f

1.下列物質(zhì)的水溶液可以使紫色石蕊溶液變紅的是

A.Na2co3B.FeCljC.NaClD.NH3

2.下列說法正確的是

A.25℃時(shí)，鹽酸與FeCb的混合溶液的pH=2,稀釋10倍后：pH<3

B.pH=5的①NH4cl溶液、②CH3coOH溶液和③稀鹽酸中，由水電離出來的c(H*)本：①>②>③

C.相同濃度的ChCOONa和NaClO溶液混合后，溶液中各離子濃度大小關(guān)系是：

++

c(Na)>c(C10)>c(CH3C00)>c(0H)>c(H)

D.混合前c(CH3COOH)/c(NaOH)=2,等體積的CH3COOH溶液和NaOH溶液混合后，溶液中：

C(H+)/C(OH)=C(CH3coOH)/c(CH3coeX)

3.常溫下，將2種一元酸的溶液分別和NaOH溶液等體積混合，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下：

混合溶液

組另IJ一元酸的溶液