2024年新人教版高考化學一輪復習練習題：鹽類的水解

第三講鹽類的水解

【課標要求】1.認識鹽類水解的原理。

2.了解影響鹽類水解的主要因素

3.認識鹽類水解在生產、生活中的應用。

夯-必備知識

一、鹽類的水解

L鹽類的水解

在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出

概念,

來的H+或OFT結合生成弱電解質的反應一

條隹可溶性鹽中必須有弱酸根離子或弱堿陽離子

溺酸的陰離子一結合且二弱電

鹽電離一

,弱堿的陽離子一結合。生解質

一破壞了水的電離平衡?水的電離程度增大，

[c(H+)Wc(OH-)f溶液呈堿性或酸性'

tc(H+)=c(OH-)-溶液呈中性

「可逆：水解反應是可逆反應

偏煮)_一吸熱：水解反應是酸堿中和反應的逆反應,

是吸熱反應

一微弱：水解反應程度一般比較微弱

2.鹽類的水解規(guī)律

CH3coONH“溶液星4世

f口強酸弱堿鹽HPH±7

有弱小強堿弱酸鹽HpH二7誰強

才水解顯準性

[弱酸弱堿鹽K都弱都水解

同強

不71解甘菽麗rPH=7L顯中性

3.鹽類水解離子方程式的書寫

(1)多元弱酸鹽水解：分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式。如

Na2c03水解的離子方程式為Cor+H2OJ210HCO?+0H，

用“加”連接一/

⑵多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。如FeCh水解的離子方程式為

3++

Fe+3H2O@Fe(OH)3+3Ho

'?不能劃"I”符號

⑶陰、陽離子相互促進的水解：水解程度較大，書寫時要用“=="、

等。如Na2s溶液與A1C13溶液混合水解的離子方程式為2AF++3S2-+

6H2O=2A1(OH)3I+3H2st。

|提醒

?AF+與COr、HC(K、S2~,HSOKA1O5或Fe3+與COM、HCOlA1O*發(fā)生相

互促進的水解反應，水解程度較大，進行完全，書寫時要用f1”。

?NHI與CH3coeT、HCOF,COr等在水解時相互促進，其水解程度比單一離子

的水解程度大，但水解程度仍然較弱，不能反應完全，在書寫水解方程式時用

“明”。

【診斷1］判斷下列敘述的正誤(正確的劃“，錯誤的劃“X”)。

(1)鹽類水解的過程就是鹽和水發(fā)生反應的過程(v)

(2)某鹽溶液呈酸性，該鹽一定發(fā)生了水解反應(X)

(3)常溫下，pH=10的CH3coONa溶液與pH=4的NH4cl溶液，水的電離程度

相同(。)

2

(4)Na2s水解的離子方程式為S-+2H2O00H2S+2OH7X)

二、影響鹽類水解的主要因素和應用

1.影響鹽類水解的主要因素

(1)內因：形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。

’溶液的濃度：濃度越小，水解程度越大

溫度：溫度越高，水解程度越大

酸：弱酸根離子的水解程度增大，

(2)外因(

弱堿陽離子的水解程度減小

外加酸堿＜

堿：弱酸根離子的水解程度遮小，

弱堿陽離子的水解程度增大

2.鹽類水解的應用

應用舉例

判斷溶液的酸堿

FeCh溶液顯酸性，原因是Fe3++3H2?；?Fe(OH)3+3H+

性

判斷酸性強弱等物質的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液的pH分別為

8、9、10,則酸性：HX>HY>HZ

配制CUS04溶液時，加入少量H2s04,防止Ci?+水解；配制

配制或貯存易水

FeCb溶液，加入少量鹽酸;貯存Na2c03溶液、NazSiCh溶液

解的鹽溶液

不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶

制取Fe(OH)3膠體的離子方程式:Fe3++3H2O忸曲忸Fe(0H)3(膠

膠體的制取

體)+3H+

成分為NaHCO3與A12(SO4)3,發(fā)生反應為A13++3HCO亍

泡沫滅火器原理

=A1(OH)31+3CO2t

凈水原理明磯可作凈水劑，原理為AF++3H2O忸忸Al(0H)3(膠體)+3H+

鏤態(tài)氮肥與墓主次不得混用

化肥的使用

主要成分是K2c03

除銹原理NH4CI與ZnC12溶液可作焊接時的除銹劑

制備無機物TiCh制備：TiC14+(x+2)H2O(過量)=TiO2-xH2。1+4HC1

【診斷2】判斷下列敘述的正誤(正確的劃“J”，錯誤的劃“X”)。

⑴明磯作為凈水劑，可以殺菌、消毒(X)

(2)實驗室儲存NaF溶液時可以選用玻璃瓶(X)

(3)配制FeSCU溶液時，應加入鐵粉防止Fe2+氧化，并加入鹽酸抑制Fe?+水解(X)

(4)已知酸性HF>CH3co0H,所以等濃度的CH3coONa的堿性強于NaF(V)

三、鹽類的水解常數(shù)

L含義：鹽類水解的平衡常數(shù)，稱為水解常數(shù)，用心表示。

2.表達式

一c(HA)-c(0H-)

(1)對于A+H2O目忸HA+OH,Kh=(

c(A)

，一」,,c(BOH)-c(H+)

(2)對于B++H2O圈因BOH+H+,Kh=c(B+)

3.意義和影響因素

(l)Kh越大，表示相應鹽的水解程度越大。

(2)Kh只受溫度的影響，升高溫度，Kh值增大。

4.與電離常數(shù)的關系

(1)強堿弱酸鹽(如CHCOONa)：Kh=『

3Aa

(2)強酸弱堿鹽(如NH4C1)：Kh專。

Ab

【微練3】已知25℃時，NH3H2O的電離常數(shù)Kb=1.8X10-5,該溫度下1mol/L

NH4CI溶液中c(H+)=mol/L(已知返公七2.36)。

答案2.36X10"

+

角星析NH4+H2O00NH3H2O+H,Kh=---------°(NHl)------=三？因c(H

I]0-14-

+

+)^c(NH3-H2O)且c(NH4)=1mol/L,則c(H)=V^h=A,Qvinj^2.36XlO^。

\1.0A1U

考點一鹽類水解的原理與影響因素

題組一鹽類水解的原理

1.有四種物質的量濃度相等且都由一價陽離子A+和B+及一價陰離子X-和丫一組

成的鹽溶液。據(jù)測定常溫下AX和BY溶液的pH=7,AY溶液的pH>7,BX溶

液的pH<7。由此判斷可能不水解的鹽是()

A.BX

C.AY

答案B

解析AY溶液的pH>7,說明HY為弱酸，BX溶液的pH<7,說明BOH為弱堿，

則AX可能為強酸強堿鹽，不能發(fā)生水解。

2.25℃時，實驗測得0.10mol-L-1的NaHB溶液的pH=9.1o下列說法中正確的是

()

A.NaHB的電離方程式為NaHB===Na++H++B2-

B.HB一在水溶液中只存在HB-的水解平衡

C.HB-的水解程度大于電離程度

D.溶液中水電離出的c(H+)為10一9」mol-L1

答案C

解析HB一在水中不完全電離，A錯誤；HB-在水中水解程度大于電離程度，B

錯誤，C正確；HB-以水解為主，促進水的電離，D錯誤。

題組二影響鹽類水解平衡的因素

3.已知NaHSCh溶液常溫時顯酸性，溶液中存在以下平衡：

HSO?+H2O00H2SO3+OH~①

+-

HSO300H+SO3②

向0.1mol.L-1的NaHSCh溶液中分別加入以下物質，下列有關說法正確的是()

A.加入少量金屬Na,平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO')增大

B.加入少量Na2so3固體，則c(H+)+c(Na+)=c(HSO?)+c(OH-)+c(SOF)

,.,?c(SO歹)c(OH)_,,,

C.加入少量NaOH溶液，ye、、—，口+、的值均增大

c(HSO3)c(H)

D.加入氨水至中性，則2c(Na+)=c(SO5)>c(H+)=c(OfT)

答案C

解析NaHSCh溶液顯酸性，則HSO,的電離程度〉HSO｝的水解程度，加入鈉后

平衡①左移、平衡②右移，c(HSO3)減小，A項錯誤；根據(jù)電荷守恒可知，應為

++

c(H)+c(Na)=c(HSO3)+c(OH-)+2c(SOD,B項錯誤；加入少量NaOH,平衡

②右移,濡梟、段*的值均增大,C項正確；溶液中存在物料守恒,

即c(Na+)=c(SOM)+c(HSO,)+c(H2so3),c(Na+)>c(SOF),c(H+)=c(OH-),D

項錯誤。

4.某同學探究溶液的酸堿性對FeCb水解平衡的影響，實驗方案如下：配制50mL

0.001mol-L-1FeC13溶液、50mL對照組溶液X,向兩種溶液中分別滴加1滴1

mol-L-1HC1溶液、1滴1mol-L1NaOH溶液，測得溶液pH隨時間變化的曲線如

下圖所示。

下列說法不正確的是（）

A.依據(jù)M點對應的pH,說明Fe3+發(fā)生了水解反應

B.對照組溶液X的組成可能是0.003mol-L-1KC1溶液

C.依據(jù)曲線c和d說明Fe3+水解平衡發(fā)生了移動

D.通過儀器檢測體系渾濁度的變化，可表征水解平衡移動的方向

答案B

解析FeC13溶液的pH小于7,溶液顯酸性，原因是Fe3+在溶液中發(fā)生了水解，

A正確；圖中對照組溶液X加堿后溶液的pH的變化程度比加酸后的pH的變化

程度大，若對照組溶液X是0.003mol.L-KCl溶液，則加酸和加堿后溶液的pH

的變化應呈現(xiàn)軸對稱的關系，B錯誤；在FeCb溶液中加堿、加酸后，溶液的pH

的變化均比對照組溶液X的變化小，因為加酸或加堿均引起了Fe3+水解平衡的移

動，故溶液的pH的變化比較緩和，C正確；FeCb水解生成氫氧化鐵，故溶液的

渾濁程度變大，則表明水解被促進，否則被抑制，D正確。

考點二鹽類水解的應用

【題組訓練】

1.生活中處處有化學，下列有關說法正確的是（）

A.天然弱堿性水呈堿性的原因是其中含有較多的Mg2\Ca2+等離子

B.焊接時用NH4cl溶液除銹與鹽類水解無關

C.生活中用電解食鹽水的方法制取消毒液，運用了鹽類的水解原理

D.在滴有酚醐的Na2c03溶液中慢慢滴入BaCh溶液，溶液的紅色逐漸褪去

答案D

解析A項，天然硬水是因為其中含有較多的Mg2+、Ca2+等離子，錯誤；B項，

NH4cl是強酸弱堿鹽，水解顯酸性，因此能溶解鐵銹，錯誤；C項，惰性電極電

解食鹽水生成物是H2、Cb、NaOH,Cb與NaOH溶液反應可以制備漂白液，與

水解無關，錯誤；D項，Na2c03溶液中存在水解平衡COr+H2O團5HCO5+OH

",加入BaCb溶液后生成BaCCh沉淀，c（CO歹）降低，溶液的堿性減弱，所以紅

色逐漸褪去，正確。

2.下表是Fe2+、Fe3\Zi?+被OH一完全沉淀時溶液的pH。某硫酸鋅酸性溶液中含

有少量Fe2+、Fe3+雜質，為制得純凈的ZnSCk,應加入的試劑是()

金屬離子Fe2+Fe3+Zn2+

完全沉淀時的pH7.74.56.5

A.H2O2、ZnOB.氨水

C.KMnO4>Z11CO3D.NaOH溶液

答案A

解析要使Fe2+和Fe3+全部除去，由題給信息可知，需將Fe?+全部氧化成Fe3+,

再調節(jié)溶液pH,將Fe3+完全轉化為Fe(OH)3沉淀，且保證Zi?*不沉淀。氧化Fe?

十時不能引入新的雜質，只能加入H2O2；調pH時也不能引入新的雜質，可以加

入ZnO,促進Fe3+的水解平衡正向移動，從而使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀而除去。

I名師點撥

?鹽溶液蒸干時所得產物的判斷

⑴鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)蒸干得

CuSO4(s)o

(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時,蒸干灼燒后一般得到對應的氧化物，如AlCb(叫)

蒸干得A1(OH)3,灼燒得AI2O3o

(3)常見受熱分解的鹽

原物質蒸干灼燒后固體物質

Ca(HCO3)2CaCO3或CaO

NaHCO3Na2cO3

KMnO4K2MnO4和MnO2

NH4CI分解為NH3和HCl,無固體物質存在

(4)還原性鹽在蒸干時會被02氧化。如Na2so3(aq)蒸干得Na2so4(s)。

?利用鹽類的水解進行物質的提純

如除去含Mg2+的溶液中混有的Fe3+,可加入MgO或Mg(0H)2、MgCCh等，使

水解平衡右移，生成Fe(0H)3沉淀而除去。

考點三鹽類水解常數(shù)的計算與應用

【典例】(1)25℃0.01mol-L-1的NaA溶液pH=10,則A-的水解常數(shù)表達式

為,其值約為。

(2)已知常溫下H2s03的電離常數(shù)Kal=1.0X10-2,Ka2=6.0Xl(f8,則SO歹的水

解常數(shù)Khi=,Kh2=o若常溫下，pH=9的Na2s03溶液中

c(SOD

c(HSOF)

c(HA)(OT)

答案⑴Kh=10-6

c(AD

(2)1.67X10-7IXIO^1260

c(HA)(OH)104x104

解析(l)Kh=-------------7心10-6

c(AD0.01-104

-

(2)SO3"+H2O@@HSO?+OH

HSO?+H2O團團H2so3+OH

c(HS(K)-c(OH-)KwIO2

Kh]==1.67X10-7

c(SODK26.0X108

c(H2so3)(OH)Kw_12c(SOM)Ka26.0*10宣

==1X1=+=9

Kh2=c(HSO3)^?0C(HSO3)c(H)-10

=60o

I歸納總結

水解常數(shù)的應用

?計算鹽溶液中c(H+)或c(OH-)

(1)對于A+H2O00HA+OH

起始c00

平衡c-c(HA)c(HA)c(OH)

c(HA)-c(OH-)c2(OH)

Kh-zTTA\弋",

c(OH)=V^Co

+

(2)同理對于B++H2O團團BOH+H+,c(H)=V^o

?判斷鹽溶液的酸堿性和微粒濃度的大小

(1)單一溶液

①如一定濃度的NaHCCh溶液，Kai=4.4Xl(p7,Ka2=5.6XKF”,心=等=

Aal

io-14

//V1C-7弋2.27X10-8>Ka2,HCO,的水解程度大于其電離程度，溶液呈堿性,c(OH

4.4A1U

+

")>c(H),C(H2CO3)>C(COF)O

7

②又如一定濃度的NaHSCh溶液，Kai=L54X10-2,^a2=1.2XW,豆=等=

Kal

io-14

1心6.5X10-i3<Ka2,HSO3的水解程度小于其電離程度，溶液呈酸性，c(H

1.D4A1U

+)>c(OH),c(SOg)>c(H2so3)。

③再如一定濃度的CH3co0NH4溶液，由于Ka(CH3coOH)=1.75X10-

5-Kb(NH3-H2O)=1.71X1CF5,則CH3coeT與NHl的水解常數(shù)近似相等，二者水

-

解程度相同，CH3coONH4溶液呈中性，C(CH3COO)=C(NH4)O

(2)混合溶液

①如物質的量濃度相等的CH3COOH和CH3coONa混合溶液，Ka(CH3coOH)=

VKw10-14「n

L75*I。5,心=跖(CH3C00H)=X10-^(CHsCOOH),

CH3coeT的水解程度小于CH3coOH的電離程度，溶液呈酸性，c(H+)>c(OH-),

C+

(CH3COO)>c(Na)>c(CH3COOH)。

②又如物質的量濃度相等的HCN和NaCN混合溶液，^a(HCN)=4.9XIO-10,Kh

K]0一"

=X1產2.°X105>^(HCN),CN-的水解程度大于HCN的電

AaVrlClN)4.VA1Ua

離程度，溶液呈堿性，c(OH)>c(H+),c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)。

【題組訓練】

1.已知25℃時，草酸的電離常數(shù)Kai=5.6Xl(y2、Ka2=L5Xl(T4；碳酸的電離常

數(shù)Kal=4.5X10-7、Ka2=4.7X10-n,則NaHC2()4溶液的pH7,NaHCO3

溶液的pH7(填，"V"或“=”)。

答案<>

K]義Q-14

解析HC2O4的Ka=Ka2(H2c204)=1.5X10-4,&=”7,「=:々丫1八一2=

Kal(H2c2。4)5.6X1?！?/p>

1.78X1013,Ka>Kh,溶液顯酸性,pH<7；HCOX的K=%(H2co3)=4.7X10二1,

K[X]Q—14

Kh=/g二八、=/W7=2.2X]0-8,跖<氏,溶液顯堿性，pH>7。

2.磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數(shù)分別是Kai=6.9X10*Ka2=6.2XlOT

Ka3=4.8X1(T13,回答下列問題：

(1)常溫下同濃度①Na3Po4、②Na2HPO4、③NaH2P。4的pH由小到大的順序是

(填序號)。

(2)常溫下，NaffcPCh的水溶液pH(填“>”或“=")7。

⑶常溫下，NazHPCH的水溶液呈_______(填“酸”“堿”或“中”)性，用砥與

心的相對大小，說明判斷理由：

答案⑴③<②〈①(2)V⑶堿Na2HPO4的水解常數(shù)Kh=

14

c(H2PO4)-c(OH)AAV1.0X10rnn

——=豆=不寸461X1074>心,即HP。]的水解

程度大于其電離程度，因而NazHPCU溶液顯堿性

解析(l)Ka越大，心越小，所以①Na3Po4、②NazHPCU、③NaH2P。4的水解程度

八,上?八/上1?小業(yè)、山c(H3PO4),C(OH)Kw

依次減小,pH依次減小。(2)NaH2P04的水解常數(shù)Kh=------°(郵0了)------=西

[0X]0—14

=3-L45X10T2,Ka2>Kh,即H2P。4的電離程度大于其水解程度，因

6.9X10

c(H2Po4)(OH)Kw1.0X1014

而pH<7o(3)Na2Hpe)4的水解常數(shù)&=

c(HPOF)豆—6.2X108

心1.6X10-7,Ka3<Kh,即HPO1的水解程度大于其電離程度，因而pH>7。

微專題24電解質溶液中“粒子”濃度關系

【核心歸納】

1.理解兩大平衡，樹立微弱意識

(1)電離平衡一建立電離過程是微弱的意識

弱電解質(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱

堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中存在：CH3co0H因伺CH3coeT+H+,H2O00OH

一十H+,溶液中粒子濃度由大到小的順序：c(CH3co0H)>c(H')>c(CH3co0

")>c(OH_)o

(2)水解平衡一建立水解過程是微弱的意識

弱酸根離子或弱堿陽離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程

度。如稀的CH3coONa溶液中存在：CH3co0Na=CH3C0CT+Na+,CH3COO

+

■+H2000CH3COOH+OH,H2O團國H++OH,溶液中，c(Na)>c(CH3COO

+

)>c(OH)>c(CH3COOH)>c(H)o

2.巧用守恒思想，明確定量關系

⑴電荷守恒

電解質溶液中所有陽離子所帶正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶負電荷總數(shù)相等。

如NaHCO3溶液中電荷守恒：

c(Na+)+c(H+)=c(HCO?)+c(OH")+2c(C0F)。

⑵物料守恒

電解質溶液中由于電離或水解因素.離子會發(fā)生變化變成其他離子或分子，但離子

或分子中某種特定元素原子的總數(shù)不變，符合原子守恒。

如NaHCCh溶液中，n(Na+)：n(C原子)=1：1,因HCO,水解：HCOF+

H2O回國H2co3+OfT以及HC05電離：HC055H++C03--C元素的存在形式

有3種，即HC(K、H2CC)3、COr,由“(Na+)：〃(C原子)=1：1,得c(Na+)=c(HCO,)

+c(CO歹)+c(H2co3)。

(3)質子守恒

電解質溶液中分子或離子得到或失去質子(H+)的物質的量相等。例如，

①在Na2c03溶液中：

得質子一基準態(tài)物質一失質子

HCO1+H+--------]

CO"

+H

HQ+.H2O^H_OH-

質子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HC0,)+2c(H2co3)。

②在NaHCCh溶液中：

得質子一基準態(tài)物質f失質子

itc-

H2CO3-+H^3Fp-03

h

H：Q+?+H+H20-+?OH"

質子守恒：c(H+)+c(H2co3)=c(0H)+c(COF)。

另外，質子守恒式可以由電荷守恒式和物料守恒式推導得出。

【分類突破】

類型一單一溶液中的粒子濃度關系

【典例1】0.1mol-L-1Na2s溶液中各粒子濃度的關系

⑴大小關系：;

(2)物料守恒：；

(3)電荷守恒：；

(4)質子守恒：-

答案(l)c(Na+)>c(S2-)>c(OIT)>c(HS-)>c(H+)

+2-

(2)c(Na)=2[c(S)+c(HS-)+c(H2S)]

(3)c(Na+)+c(H+)=c(OH)+c(HS3+2c(S23

+

(4)c(OIT)=c(H)+c(HS)+2(H2S)

解析Na2s=2Na++S2一(完全電離)，

S2-+H2?；鼗豀S-+OIT(主要)，

HS-+H2O團團H2S+OH-(次要)，

H2。釀H'+Otr(極微弱)。

I易錯提醒

規(guī)避等量關系中的2個易失分點

?電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加。如2c(CO〉)的化學計量數(shù)“2”表示

一個CO歹帶2個負電荷，不可遺漏。

?物料守恒式中，離子濃度系數(shù)不能漏寫或顛倒。如Na2s溶液中的物料守恒式

中，“2”表示c(Na+)是溶液中各種含硫原子離子總濃度的2倍。

類型二混合溶液中粒子濃度關系

【典例2】濃度均為0.1mol-L1NH4C1和氨水的混合溶液中粒子濃度關系

(D電荷守恒：。

(2)物料守恒：-

(3)質子守恒：-

(4)大小關系：o

答案(1)c(NH4)+c(H+)=C(cr)+c(0H3

(2)C(NH4)+C(NH3H2O)=2c(CF)

+-

(3)C(NH4)+2C(H)=C(NH3-H2O)+2C(OH)

+

(4)c(NH4)>c(Cr)>c(NH3-H2O)>c(OH)>c(H)

解析NH4C1==NH1+C「(完全電離)，

-

NH3-H2O00NH4+0H(±<,混合液呈堿性)，

NH1+H2。團回NH3-H2O+H+(次要)，

H2。州H++OH-(極微弱)。

類型三不同溶液中同一離子濃度大小比較

【典例3125℃時，相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4C1、②CH3co0NH4、

③NH4HSO4、④(NH4)2SC)4、

⑤(NH4)2Fe(SO4)2,c(NHl)由大到小的順序為。

答案⑤道>③②

解析分析流程為

…化學式中

分組------------->

'NH：的數(shù)目

"ccc選參照物[②相當于在①的基礎上促進NH：的水解

<①②③①而無1]③相當于在①的基礎上抑制NHI的水解

、④⑤④著鵠04⑤相當于在④的基礎上抑制NHI的水解

【專題精練】

1.有4種混合溶液，分別由等體積0.1mol-L-1的兩種溶液混合而成：①NH4cl與

CHsCOONa②NH4cl與HC1③NH4cl與NaCl④NH4cl與NH3-H2O(混合液

呈堿性)下列各項排序正確的是()

A.pH：②〈①〈③〈④

B.c(NHl)：①〈③<②〈④

C.溶液中c(H+)：①〈③<②〈④

D.C(NH3H2O)：①〈③〈④<②

答案B

解析①中NH4cl水解呈酸性與水解呈堿性的CH3coONa混合，水解相互促進，

但溶液接近中性；②中NH4cl水解被HC1抑制，但溶液呈強酸性；③中NH4cl

與NaCl混合，為單水解呈酸性；④NH4cl與相應的堿NH3-H2O(混合液呈堿性)

混合，則說明電離程度大于水解程度。所以由分析可知pH：②〈③〈①〈④，A

錯誤；c(NHj)：①〈③<②〈④，B正確；溶液中c(H+)：④〈①〈③<②，C

錯誤；C(NH3-H2O)：②〈③〈①〈④，D錯誤。

2.(雙選)常溫下，濃度均為0.1moLL-1的下列溶液中，粒子的物質的量濃度關系

正確的是()

A.氨水中，c(NHl)=c(OH—)=0.1mol.171

B.NH4CI溶液中，c(NH：)<c(C「)

C.Na2s04溶液中，c(Na+)>c(SO1)>c(OH-)=c(H+)

D.Na2sO3溶液中，c(Na+)=2c(S0歹)+c(HSO,)+c(H2so3)

答案BC

解析氨水中NH3H2O只能部分電離出OH-，結合電荷守恒C(NH4)+C(H+)=

c(OfT)可得：c(NH4)<c(OH)<0.1mol-L1,A錯誤；NH4cl溶液中，NHj部分水

解，cr濃度不變，則溶液中c(NH：)<c(Cr),B正確；Na2s04溶液顯中性，c(OH

一)=c(H+),結合電荷守恒可得：c(Na+)=2c(SCT),溶液中離子濃度大小關系為

c(Na+)>c(SOF)>c(OH-)=c(H+),C正確；根據(jù)Na2s。3溶液中的物料守恒可得：

+

c(Na)=2c(S0F)+2c(HSO3)+2c(H2SO3),D錯誤。

|解題流程

相關溶液粒子濃度關系的解題步驟

分析溶液混合時是否反應及各溶質的

定量關系

確定混合后溶液的溶質成分是恰好反

(第二步

H應單一溶質還是過量混合溶質

；若是混合溶質溶液，分析溶質成分和

(第三步H定量關系,進而分析電離程度與水解

;程度，確定粒子成分及其濃度關系

微專題25滴定圖像中的“粒子”濃度關系

【核心歸納】

酸堿中和滴定曲線圖示

氫氧化鈉溶液滴定等濃度等體積的鹽鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉溶

酸、醋酸溶液的滴定曲線液、氨水的滴定曲線

H14|-------;---------------1----

IO1____T____

二工二H14fNaOH

10------1-------^12~~一-…、

8——H——10k^H￡EhO\

6-CHCOOH^

3k3

一?以診甲基紅

21----4

0.0010.0020.0030.00

v(rQaOH)/mL

0-------■--------------1~-

102030

V(HCl)/mL

曲線起點不同：強堿滴定強酸、弱酸的曲線，強酸起點低；強酸滴定強堿、弱堿

的曲線，強堿起點高

突躍點變化范圍不同：強堿與強酸反應（強酸與強堿反應）的突躍點變化范圍大于

強堿與弱酸反應（強酸與弱堿反應）

室溫下，pH=7不一定是反應終點：強堿與強酸反應時，反應終點pH=7；強堿

與弱酸（強酸與弱堿）反應時，反應終點不是pH=7（強堿與弱酸反應終點pH>7,

強酸與弱堿反應終點pH<7）

【分類突破】

類型一“一元酸、堿”滴定圖像中“粒子”濃度的分析比較

【典例1】（雙選）常溫下，用0.100OmoLL，NaOH溶液滴定20.00mL0.1000

moLL-iCH3coOH溶液所得滴定曲線如下圖。下列說法正確的是（）

2

PH8

7

4

<>5101520

V(NaOH)/mL

+

A.點①所示溶液中：c(CH3COO)++2c(OH)=c(CH3COOH)+2c(H)

+

B.點②所示溶液中：c(Na)=c(CH3coOH)+c(CH3COO)

++

C.點③所示溶液中：c(Na)>c(OH)>c(CH3COO)>c(H)

D.滴定過程中可能出現(xiàn)：c(CH3coOH)>c(CH3coeT)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)

答案AD

解析點①溶液中的溶質為等物質的量的CH3coOH和CH3coONa,根據(jù)物料守

恒：c(CH3coO)+c(CH3coOH)=2c(Na+),根據(jù)電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=

-

C(CH3COO)+C(OH),整理后得c(CH3coOH)+2c(H+)=c(CH3coCF)+2c(OH),

++

A正確；點②溶液的pH=7,根據(jù)電荷守恒有：c(Na)+c(H)=c(CH3COO)+c(OH

■),又因為c(H+)=c(OH)則c(Na+)=c(CH3coeF),B錯誤；點③溶液中的溶

++

質為CH3coONa,離子濃度大小關系為c(Na)>c(CH3COO)>c(OH)>c(H),C

錯誤；加入少量氫氧化鈉溶液時，是大量CH3co0H與少量CH3coONa組成的

混合溶液，可以出現(xiàn)D項的離子濃度關系，D正確。

|規(guī)律方法

酸、堿中和反應過程中，溶液中的離子濃度隨酸、堿的加入會發(fā)生變化，可借助

滴定圖像，抓住反應的關鍵點，破解離子濃度大小比較。

以用0.1000mol-L1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol-L1HA溶液為例,其

滴定曲線如圖：

05101520

V(NaOH)/mL

關鍵點離子濃度關系

點0原點為HA的單一溶液，O.lOOOmoLL-iHA的pH>l,說明是弱酸，

c(HA)>c(H+)>c(A)>c(OH)

點①兩者反應生成等物質的量的HA和NaA,此時溶液pH<7,說明HA電

離程度大于A―水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OIT)

點②此時溶液pH=7,溶液呈中性，酸沒有完全反應，c(A")=c(Na

+)>c(HA)>c(H+)=c(OH)

點③此時兩者恰好反應生成NaA,為強堿弱酸鹽,c(Na+)>c(A-)>c(OIT)>c(H

+)

點③之后，此時NaOH過量或者遠遠過量，溶液顯堿性，可能出現(xiàn)c(Na+)>c(A

")>c(OH")>c(H+),也可能出現(xiàn)c(Na+)>c(OH")>c(A")>c(H+)

類型二“二元酸、堿”滴定圖像中“粒子”濃度的分析比較

【典例2］（雙選）已知pKa=—lgKa,25℃時，H2s03的pKal=1.85,pKa2=7.19。

常溫下，用0.1mol-L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol-L_1H2SO3溶液的滴定曲線

如圖所示。下列說法不正確的是（）

V(NaOH)/mL

A.a點所得溶液中：2c(H2so3)+c(SO1)=0.1mol-L-1

+

B.b點所得溶液中：C(H2SO3)+c(H)=c(S03)+c(OH)

C.c點所得溶液中：c(Na+)>3c(HSO3)

D.d點所得溶液中：c(Na+)>c(HSO,)>c(SO「)

答案AD

解析滴定過程中發(fā)生反應：NaOH+H2SO3==NaHSO3+H20,NaHSO3+

NaOH=Na2sO3+H2O。A.a點溶液中的溶質為NaHSOs和H2so3,根據(jù)物料守

恒得出，c(H2so3)+c(HSO3)+c(SOt)<0.1mol-L1,根據(jù)電離常數(shù)Kai=

c(HSO3)-c(H)“-、.oc.,

-----------------7口S、--------，此時溶液的pH=1.85,即C(H+)=10TS5mol.L推出

C(HSO?)=C(H2SO3),代入上式得出，2c(H2so3)+c(SOV)<0.1mollT,故A說法

錯誤;B.b點加入20mLNaOH溶液,NaOH和H2sO3恰好完全反應生成NaHSO3,

+

即溶質為NaHSCh,根據(jù)質子守恒得C(H2SO3)+c(H)=c(SOt)+c(OH"),故B

說法正確：C.c點溶質為Na2sCh和NaHSOs,溶液顯堿性，SOF+H2O00HSOr+

—舊gi丁巫業(yè)，c(OH)-c(HSO3)Kw-Kw

OH,根據(jù)水解平衡吊數(shù)Kh=c(SO」一)=KC，c(OH)=.(H+)，

推出c(HSO?)=c(SOr),根據(jù)物料守恒：2c(Na+)=3c(H2so3)+3C(HSO5)+

3c(S0D，則有c(Na+)=3c(HSO》)+1.5c(H2so3),顯然：c(Na+)>3c(HSO3),故C

說法正確；D.d點溶質為Na2so3、少量SOM水解生成HSO,,溶液中離子濃度c(Na

+

)>C(SOD>C(HSO3),故D說法錯誤。

I規(guī)律方法

抓“兩個滴定點”突破圖像

二元弱酸(H2A)與堿(NaOH)發(fā)生反應分兩步進行：

第一滴定終點:H2A+NaOH===NaHA+H2。,此時，酸、堿的物質的量之比為1：1,

c(H+)-c(HA-)

得到的是NaHA的溶液，其中Kai=，若溶液中C(HA-)=C(H2A),

c(H2A)

則Kai=c(H+)；第二滴定終點：NaHA+NaOH===Na2A+H2O

此時，酸、堿的物質的量之比為1：2,得到的是Na2A的溶液，其中及2=

(H+)-C(A2-)

,若溶液中C(A2-)=C(HA)則&2=c(H+)

c(HAD

【專題精練】

1.20℃時，用0.1mol/L鹽酸滴定20mL0.1mol/L氨水的圖像如圖所示，下列說

法正確的是()

A.tz點時C(cr)=2C(NH3-H2O)+2c(NH4)

B.b點表示酸堿恰好完全反應

C.c點時c(NH4)>c(Cr)>c(H+)>c(OH-)

D.a、b、c、［均有c(NH：)+c(H+)=c(C「)+c(OH-)

答案D

解析。點時加入的鹽酸為10mL,所得溶液的溶質為等物質的量濃度的氯化核

和一水合氨，根據(jù)物料守恒2c(Cr)=c(NH3-H2O)+c(NH：),故A錯誤；c點時加

入的鹽酸為20mL,表示酸堿恰好完全反應，6點表示堿過量，鹽酸完全反應，

故B錯誤；c點時，酸堿恰好完全反應生成氯化核，溶液顯酸性，c(H+)>c(OH-),

根據(jù)電荷守恒：c(NHl)+c(H+)=c(C「)+c(OIT)可知，c(NHl)<c(Cr)，故C錯誤；

a、b、c、d對應的溶液中均只有NHLH+、cr和OH-四種離子，根據(jù)電荷守恒，

故都有c(NH4)+c(H+)=C(cr)+c(OH-),故D正確。

2.常溫下，向20mL0.1mol-L1的H3P。4溶液中滴加0.1mol-L"1的NaOH溶液,

所得溶液的pH與NaOH溶液體積的關系如圖所示，下列說法正確的是()

H

d

g

陰

及

母

講

A.H3PO4溶液第一步滴定可用酚醐作指示劑

B.A點溶液中：c(H2Po4)>c(H3Po4)>c(HPO3)

,一(H2PO4)-c(OH)

C.圖像中A、B、C二處溶液中----(HPOF)-------相等

D.B點溶液存在：2c(Na+)=c(PO廠)+c(H2P01)+c(HP0r)+c(H3Po4)

答案C

解析由題圖可知，H3P04溶液第一步滴定終點的pH在4左右，要選用甲基橙

作指示劑，A錯誤;A點加入20mL0.1moLL-iNaOH溶液，生成NaH2Po4,此

時溶液呈酸性，說明H2PO4的電離程度大于其水解程度，則有C(HPOF)>C(H3PO4),

c(H+)-c(HPOF)

B錯誤；H3P04的二級電離常數(shù)及2=

C(H2PO4)

K^c(HPOg)c(H2PO4)-c(OH)Kw

c(H2Po4)-c(OH)'用有c(HPOF)一必由于圖中A、B、C

三處的溫度相同，則Kw、Ka2相同，故三處溶液中c)相等,

C正確；B點加入40mLO.lmoLLTNaOH溶液，恰好反應生成Na2Hpe)4,據(jù)物

+

料守恒可得c(Na)=2C(P0F)+2c(