鹽類的水解考點考向解析突破

考點47鹽類的水解

(，知識整合

一、鹽類的水解及其規(guī)律

i.定義

在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H+或0H結合生成弱電解質的反應。

2.實質

由惠T弱酸的陰離子葭學二〃.,

促進水的電離)

1H弱堿的陽離子/令

[溶液呈堿性或酸性卜——[c(H*)J(OH)]

3.特點

犀戶水解反應是可逆反應

區(qū)如水解反應是酸堿中和反應的逆反應，是吸熱反應

掘弱：水解反應程度很微弱

4.水解常數(shù)(R)

以CH3coeT+H20^=^CH3coOH+OH為例，表達式為“0達80..C(0")=心

c(CH3coO)

5.水解的規(guī)律及類型

有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。

鹽的類型實例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH

—

強酸強堿鹽NaCkKNO3否中性=7

NHQ、

強酸弱堿鹽是NH：、Cu2+酸性<7

CU(NO3)2

CH3coONa、CH3C00、

弱酸強堿鹽是堿性>7

Na2CO3coj

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

的相對大小。

①若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。如NaHCCh溶液中：HCO；

i

(次要)，HCO3+H2O5=H2CO3+OH(主要)。

②若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSCh溶液中：HSO?=^FT+SOr(主

要)，HSO7+H2O=—H2so3+0H"(次要)。

(3)相同條件下的水解程度：正鹽〉相應酸式鹽，如CO：>HCO；。

(4)相互促進水解的鹽〉單獨水解的鹽〉水解相互抑制的鹽。如NH：的水解：

(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>

(NH4)2Fe(SO4)2o

6.水解方程式的書寫

(1)一般要求

一觸I翼水水解產

趣解廢據(jù)小?麟想少”Nii?nao

室不翎分解泮物餅黃

如NH4cl的水解離子方程式為NH：+H2O=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；"+H2OHCO；+OH\

②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。

如FeCh的水解離子方程式為

3++

Fe+3H2。J=^Fe(OH)3+3H。

③陰、陽離子相互促進的水解：水解程度較大，書寫時要用"===="、"廣、“1”等。

如Na2s溶液與AlCh溶液混合反應的水解離子方程式為2Al3++3S2-+

6H2O===2A1(OH)31+3H2Sf。

二、鹽類水解的影響因素

1.內因

弱酸根離子、弱堿陽離子對應的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解，溶液的堿性或酸性越強。

'夬定

如：酸性：CH3coOH>H2co3—相同濃度的NaHC03、CH3coONa溶液的pH大小關系

為NaHCO3>CH3COONao

2.外因

因素水解平衡水解程度水解產生離子的濃度

溫度升高右移增大增大

增大右移減小增大

濃度

減小（即稀釋）右移增大減小

酸弱堿陽離子水解程度減小

外加酸堿

堿弱酸陰離子水解程度減小

水解形式相同

相互抑制（如NHC1中加FeCh）

的鹽4

外加其他鹽

水解形式相反

相互促進[如A1（SO）3中力口NaHCO]

的鹽243

提醒：（1）稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要

的，故水解產生的或0H一的濃度是減小的，則溶液酸性（或堿性）越弱；

（2）向CH3coONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3coONa溶液水解產生的0H

反應，使平衡向水解方向移動，原因是體系中c（CH3co0H）增大是主要因素，會使平衡

CH3COO+H2O5=iCH3co0H+0K左移。

例如，不同條件對FeC13水解平衡的影響[Fe3++3H2Ok=iFe（OH）3+3H+]

條件移動方向H+數(shù)PH現(xiàn)象

升溫向右增多減小顏色變深

通HC1向左增多減小顏色變淺

加H20向右增多增大顏色變淺

力口NaHCO3向右減少增大生成紅褐色沉淀，放出氣體

三、鹽類水解的應用

1.鹽類水解的常見應用

應用舉例

判斷溶液的酸堿性3+i+

FeCb溶液顯酸性，原因是Fe+3H2O?=Fe(OH)3+3H

判斷離子能否共存若陰、陽離子發(fā)生水解相互促進的反應，水解程度較大而不能大量共存，有的

甚至水解完全。常見的水解相互促進的反應進行完全的有：

①AF+與HCCh、CO*、AIO2、SiOM、HS\S2\CIO。

②Fe3+與HCO,、COf、A102>SiOf>CIO?

③NHi與SiO「、A1O2?

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

配制或貯存易水解配制C11SO4溶液時,加入少量H2s04,防止Cu2+水解;配制FeCb溶液，加入

的鹽溶液少量鹽酸；貯存Na2co3溶液、NazSiCh溶液不能用磨口玻璃塞

3+

膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應：Fe+3H2O&Fe(0H)3(膠體)+3FT

3+

泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與A12(SO4)3)發(fā)生反應為Al+3HCO；=A1(OH)31+3CO2T

作凈水劑U

明磯可作凈水劑，原理為A1+3H2OUIAKOHH膠體)+3中

化肥的使用錢態(tài)氮肥與草木灰不得混用

除銹劑NH4cl與ZnCL溶液可作焊接時的除銹劑

2.鹽溶液蒸干時所得產物的判斷

(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堿鹽，蒸干后一般得原物質，

如CuSOMaq)蒸干得CuSCU(s)；Na2cCh(aq)蒸干得Na2co3(s)。

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

干得Al(0H)3灼燒得AI2O3。

(3)考慮鹽受熱時是否分解。Ca(HCC>3)2、NaHCOj,KMnO4,NH4CI固體受熱易分解，

因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―>CaCO3(CaO)；NaHCO3―?Na2CO3；

KMnO4―>K2MnO4和MnO2;NH4C1―>NH3T+HC1TO

(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2so3函)蒸干得Na2so心)。

(5)弱酸的鏤鹽蒸干后無固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3?

四、溶液中離子濃度大小的比較

1.比較方法

(1)“一個比較”

同濃度的弱酸(或弱堿)的電離能力與對應的強堿弱酸鹽(或對應強酸弱堿鹽)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

CH3coeT的水解程度，所以等濃度的CH,COOH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NH：水解的程度，等濃度的NH3H2O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CIO

一的水解程度，所以等濃度的HCIO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性；反之，如果等

濃度的HC1O與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性，可知HC1O的電離程度小于CIO一的

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更強。如在

NaHCCh溶液中，HCO；的水解能力大于電離能力，故溶液顯堿性。

(2)“兩個微弱”

①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。如在稀醋酸中：CH3coOH3co0，H+、H20在溶液中

+-

微粒濃度由大到小的順序：C(CH3COOH)>c(H)>c(CH,COO)>c(OH)?

②弱酸根或弱堿陽離子的水解是很微弱的，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程度。如

在稀NH4cl溶液中：NH4C1=NH*+C1>NH；+H2O3H2O+H+、H20

+

+丁，所以在NH4C1的溶液中微粒濃度由大到小的順序是：以Cr)>c(NH；)>c(H)>

c(NH3H2O)>c(OH-),

(3)“三個守恒”

如在Na2cCh溶液中：Na2co3=2Na++CO：、CO；-+H205=^HCO；+0H、HCO；

i

+H20^=H2CO3+OH\H2O脩?OH+H\

①電荷守恒：c(Na+)+c(H*)=2c(COj)+c(HCO；)+c(OH)

②物料守恒：c(Na+)=2c(COf)+2c(HCO；)+2c(H2co3)

上述兩個守恒相加或相減可得：

③質子守恒：c(or)=c(H+)+c(HCO；)+2c(H2c。3)

2.常見類型

(1)多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如在H3Po4的溶液中，c(H+)>c(H2Po4)>

c(HPOj~)>c(PO：)。

(2)多元弱酸的正鹽溶液，根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如Na2c03溶液中，c(Na+)

>c(C0j)>c(OH)>c(HCO；)?

(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它的影響。如在相同的

物質的量濃度的下列各溶液中：①NHKl、②CH3coON%、③NH4HSO4,c(NH：)由大到小

的順序是③下①〉②。

(4)混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。如在

含0.1mol-L1的NH4cl和0.1mol-L-1的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(NH：)

>c(Cl)>c(OH)>c(H+)?在該溶液中，NHrHzO電離程度大于NH；的水解程度，溶液呈堿

性：c(OH)>c(H+),同時c(NH：)>c(C「)。

3.比較溶液中粒子濃度大小的解題思路

酸只中的濃度最天]

溶

考

液

慮

電

單出其他離子的濃度根據(jù)電離程屈較

堿

網(wǎng)

一

溶

溶

液

液UOH-的濃度最大I

綜

鹽p[Ea|--------d考慮水解|

合

溶

-

液

運

電先判斷酸式酸根是以電離為

」酸式鹽卜用

解主還是以水解為主>

三

不

質

溶

同

比較同一離子看不同溶液中其他離子對個

液

溶

守

一

液濃度的大小該離子的影響

恒

關

系

混T相互不反應H同時考慮電離和水解I

合

溶生成鹽I考慮水解|

液H不過量

生成酸、堿I考慮電離|

T相互反應卜

U過量H根據(jù)過量情況考慮電■或水解上

點考向,

考向一鹽類水解反應離子方程式

典例引領

典例1下列反應不屬于水解反應或水解方程式不正確的是

@HCI+H2O0H3O++CF

②AlCb+3H2O===A1(OH)3+3HC1

③Na2cCh+2H20=F=^H2cO3+2Na0H

+

④碳酸氫鈉溶液：HC03+H2O^COr+H30

+

⑤NH4cl溶于D20中：NH4+D2O^NH3D2O+H

-2-+

⑥HS的水解：HS+H2O^S+H3O

⑦將飽和FeCb溶液滴入沸騰的水中：

FeCb+3H2O一Fe(0H)3(膠體)+3HCl

A.①②③④B.①②③

C.②③⑤⑥⑦D.全部

【解析】①是電離方程式：②水解過程很弱，應用“I，表示；③COM水解是分步的且

以第一步水解為主；④是HCO1的電離；⑤正確應為NHI+D2。一NH3-HD0+D+；⑥表

示HS一的電離；⑦制備膠體不用“一，

【答案】D

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

A.HS+H2O=H.3O++S2-

+

B.HS+H-H2S

C.CO：+H2O=H2co3+2OH-

D.Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+

j鹽類水解方程式的書寫

1.一般情況下鹽類水解的程度較小，應用連接反應物和生成物。水解生成的難

溶性或揮發(fā)性物質不加"『'或“廣符號。如CU2++2H2。一CU(OH)2+2H+,HS-+H2O1

H2S+OH-。

2.多元弱酸陰離子分步水解，應分步書寫水解的離子方程式。因為第一步水解程度較

大，一般只寫第一步水解的方程式。如Na2c03的水解分兩步，第一步為CO；+H2O一HCO,

+0H-,第二步為HCO,+H2O=H2co3+0H。多元弱堿陽離子的水解方程式不要求分步書

寫。如AlCh的水解方程式為AF++3H2O—A1（OH）3+3H+。

3.發(fā)生相互促進的水解反應時，由于能水解徹底，用“==”連接反應物和生成物，水

解生成的難溶性或揮發(fā)性物質要寫“廣或"T符號。如FeCb與NaHCCh溶液混合發(fā)生水解的

離子方程式為Fe3++3HCO；=Fe（OH）3i+3CO2fo

4.鹽類水解的離子方程式可用通式表示為R-+H2O^=^HR+OH-,RL+H2O==

HR（'"T）-+OH（分步水解）；R++H20=R0H+H+,一R（OH）“+〃H+（“一步至lj位”）。

注意：（1）一般情況下鹽類水解程度較小，是可逆反應，因此用可逆號“一”表示水

解程度。當水解趨于完全時，才用“=="。

（2）水解反應生成的揮發(fā)性物質及難溶物不用寸"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；多元弱堿陽離子的分步

水解，習慣上一步書寫完成。

考向二鹽類水解的實質與影響因素

典例引領

典例1已知常溫下濃度為0.1mol-L1的下列溶液的pH如表所示:

溶質NaFNaClONa2cO3

PH7.59.711.6

下列說法正確的是

A.加熱0.1mol-L^1NaClO溶液測其pH,pH小于9.7

B.0.1moLL?Na2cCh溶液加水稀釋，CO3的水解平衡右移，pH變大

C.根據(jù)上表數(shù)據(jù)得出三種酸電離平衡常數(shù)大小關系為HF>HC1O>H2c03（二級電離平衡

常數(shù)）

D.0.1moLLiNaF溶液中加入Na2co3,『的水解程度變大

【解析】A項，加熱促進鹽水解，pH>9.7,錯誤；B項，加水稀釋堿性變弱，pH變小，

錯誤；C項，水解程度越大，pH越大，相應的酸越弱，正確；D項，加Na2co3,抑制『

水解，錯誤。

【答案】C

變式拓展

2.0.1mol下列氣體分別與1L0.1mol-L'的NaOH溶液反應，形成的溶液pH最小的是

A.NO2B.SO2C.SO3D.CO2

j酸式鹽溶液酸堿性的判定原則

1.強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSCh在水溶液中：NaHSO4一

Na++H++SO：\NaHS04溶液性質上相當于一元強酸。

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大

小。

（1）若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSCh溶液中：HSO、=H++SO：

（主要）；HSO,+H2OLH2so3+OH-（次要）。中學階段與此類似的還有NaH2P04等。

（2）若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCCh溶液中：HC0；+H9=

H2co3+OH-（主要）；HCO、DH++CO：（次要）。中學階段與此類似的還有NaHS、NazHPCU

等。

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

考向三Kh、Ka（Kb）、Kw的關系及應用

典例引領

典例1常溫常壓下，丙二酸（HOOCCH2co0H）的電離常數(shù)為g=1.4xl（r3,后=2610

3向10mL某濃度的丙二酸溶液中滴加0.2moLLNaOH溶液，在滴加過程中下列有

關說法不正確的是

A.在中和反應未完成前隨著NaOH溶液的滴加，OOCCH2coeT的物質的量濃度逐漸

升高

B.若滴入的NaOH溶液的體積為10mL時溶液溫度最高，則丙二酸的物質的量濃度=

0.1mol-L^1

C.在丙二酸未完全中和前，隨著NaOH的滴加，水的電離程度逐漸增大

D.若忽略丙二酸氫根離子的電離和水解，丙二酸根離子的水解常數(shù)約為7.14x1012

【解析】根據(jù)丙二酸的電離平衡常數(shù)可知，內二酸屬于弱酸。在中和反應未完成前隨著

NaOH溶液的滴加，丙二酸逐漸轉化為丙二酸鈉，OOCCH2coeT的物質的量濃度逐漸升高,

A正確；若滴入的NaOH溶液的體積為10mL時，溶液溫度最高，說明中和反應恰好完全

進行，則內二酸的物質的量濃度=5x0.2mol.L-i=0.1moLLi,B正確：在丙二酸未完全中

和前，隨著NaOH的滴加，丙二酸電離的氫離子濃度逐漸減小，對水的電離的抑制程度逐

漸減小，水的電離程度逐漸增大，C正確；若忽略丙二酸氫根離子的電離和水解，丙二酸根

K、、1.0x10-

離子的水解常數(shù)心=石=2.0x10-6=5.0x109,D錯誤。

【答案】D

變式拓展

3.常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的NazSCh溶液，吸收過程中水的電離平衡

(填“向左”“向右”或“不”)移動。試計算溶液中":然=___。(常溫下H2so3的電離

C(HSO3)

平衡常數(shù)Kai=1.0xl0-2,ATa2=6.0xl0-8)

%利用平衡常數(shù)的性質判斷微粒濃度變化

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時，可

以根據(jù)表達式的形式轉化為(刖)、Ka、任或它們與Kw的關系，再結合平衡常數(shù)的性質來判

斷微粒濃度變化。

考向四鹽類水解在生產、生活中的應用

典例引領

典例1下列有關鹽類水解的事實或應用、解釋的說法不正確的是

選項事實或應用解釋

純堿與油污直接發(fā)生反應，生成易溶于

A用熱的純堿溶液去除油污

水的物質

A12(SO4)3與NaHCCh溶液反應產生CO2

B泡沫滅火器滅火

氣體

施肥時，草木灰(主要成分K2co3)與K2c03與NH4cl反應生成NH3,降低肥

C

NH4cl不能混合使用效

D明m[KAl(SO4)2-l2H2O]作凈水劑明磯溶于水生成A1(OH)3膠體

【解析】用熱的純堿溶液去除油污，其原因是Na2co3水解使溶液顯堿性，油脂在堿性

溶液中發(fā)生水解生成高級脂肪酸鈉和甘油，并非純堿與油污宜接發(fā)生反應，A錯誤。泡沫滅

火器滅火的原理是利用A12(SO4)3與NaHCCh溶液發(fā)生相互促進的水解反應：AP+3HCO3

===Al(OH)3l+3CO2f,生成CO?氣體，B正確。K2cCh是弱酸強堿鹽，NHQ是強酸弱堿

鹽，混合使用時，二者發(fā)生相互促進的水解反應生成N%,降低肥效，C正確。明機溶于水

電離產生的Al，+水解生成Al(0H)3膠體，Al(0H)3膠體能吸附水中懸浮的雜質，從而起到凈

水作用，D正確。

【答案】A

變式拓展

4.下列物質的水溶液在空氣中小心加熱蒸干至質量不再減少為止，能得到較純凈的原溶質

的是

①CuSCh②FeSOt③K2cO3@Ca(HCO3)2

⑤NH4HCO3@KMnO4⑦FeCb

A.全部都可以B.僅①②③

C.僅①③⑥D.僅①③

k鹽溶液蒸干灼燒時所得產物的幾種判斷類型

(1)弱金屬陽離子對應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)MCuSO4(s)；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，

如AlCh(aq)^XAl(OH)3^BAl2O3?

(2)酸根陰離子易水解的強堿鹽，如Na2cCh溶液等蒸干后可得到原物質。

(3)考慮鹽受熱時是否分解

Ca(HCCh)2、NaHCCh、KMnCLNH4cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為

Ca（HCO3）2—*CaC03（Ca0）；NaHCOj--Na2co3;KMnO4—?K2MnO4+MnO2；NH4cl—?

NKT+HClf。

（4）還原性鹽在蒸干時會被02氧化

例如，Na2so3（叫）整tNa2so4（s）。

考向五與鹽類水解相關的離子共存

典例引領

典例1無色透明溶液中能大量共存的離子組是

A.Na+、A|3+、HCO；、NO；

B.A10；、C「、Mg2+、K+

C.NH：、Na\CH3COO、NO；

D.Na+、NO；、CIO、「

【解析】AP+與HCO；發(fā)生相互促進的水解反應，兩者不能大量共存；A10；水解產生

的OH-與Mg2+結合生成Mg(0H)2,A10；與Mg2+在溶液中不能大量共存;CRT有強氧化性，

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限定條件下溶液中一定能大量共存的是

A.由水電離產生的c(H+)=10T2moi[T的溶液中：K+、Na\CIO>P

B.C(H+)=KmoLLT的溶液中：K\Fe3\C「、CO：

c(H+),

c.常溫下'瘋彳=1x10-12的溶液：K+、A1O；,CO：、Na+

D.pH=13的溶液中：A1O；、C「、HCO；、SO：

考向六同一種溶液中的粒子濃度比較

典例引領

典例125℃時，0.10molL?HA(Ka=10089)溶液，調節(jié)溶液pH后，保持c(HA)+c(A)

=0.10mol-L1,下列關系正確的是

A.pH=2.00時，c(HA)>c(H+)>c(OH-)>c(A-)

B.pH=7.00時，c(HA)=c(A-)>c(H+)=c(OH)

C.pH=9.89時，c(HA)=c(A)>c(OH)>c(H+)

D.pH=14.00時，c(OH-)>c(H+)>c(A3>c(HA)

【解析】pH=2.00時，溶液的酸性較強，主要以HA形式存在，則離子濃度關系為

c(HA)>c(H)>c(A)>c(OH),A錯誤。pH=7.00時，混合溶液呈中性，則有c(H+)=c(OH),

c(A-)<(H)

此時c(A-)>c(HA),B錯誤。HA的電離平衡常數(shù)為Ka=r(HA)=10*9,當pH=9.89

時，c(H+)=10989moiL1,則有c(HA)=c(A),此時溶液呈堿性，則有c(OH)>c(H+),C

正確。pH=14.00Rj,溶液呈強堿性，c(H+)較小,則有c(OH)>c(A)>c(H'),D錯誤。

【答案】C

變式拓展

6.室溫下，0.1moLLTNaHCCh溶液的pH=8.31,有關該溶液的判斷正確的是

A.c(Na+)>c(OH-)>c(HCO；)>c(CO；-)>c(H+)

B.Ka|(H2co3)Ka2(H2co3)<KW

C.c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HCO；)+c(CO：)

D.加入適量NaOH溶液后：c(Na+)=c(H2co3)+c(HCO3)+c(COj)

Q/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大小，如NaHCCh溶液中HCO、的水解能力大于其電離能力，故溶液顯

堿性，同時c(H2CCh)>c(CO：)；NaHSCh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+)?

(3)對于單一的弱酸、弱堿溶液或其鹽溶液

①要考慮弱電解質(弱酸、弱堿)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：CH3coOHuCH3co0+H+,EhO=OH+H+,在溶液

中微粒濃度由大到小的順序：c(CH3coOH)>c(H*)>c(CH3coeT)>c(OH-)。

②弱酸根陰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，CHsCOONa-CH3coO+Na+,CH3coO+H2O-

CH3COOH+OH-,H2O=H++OH-,所以CH3coONa溶液中：

c(Na+)>c(CH3coeT)>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

典例1已知：室溫下0.2mol-L1的氨氣與0.1molir的鹽酸等體積混合后溶液呈堿性(假

設混合后溶液總體積不變)，則混合溶液中下列關系不正確的是

A.c(NH4)>c(0H)>c(Cl)>c(H")

B.C(NH4)+C(H+)=C(OH)+C(C1)

C.C(NH4)+C(NH3H2O)=0.1mol-L1

-

D.C(NH4)+2C(H+-)=2C(OH)+C(NH3H2O)

【解析】所得溶液為等濃度的NH4cl和NH3H2O混合液,溶液呈堿性，則有c(OH)>c(H

+);由于NHrHzO是弱電解質，部分電離，則有c(CI)>c(OH),故混合溶液中離子濃度關

系為C(NH4)>C(C1~)>C(0H—)>C(H'),A錯誤；混合液呈電中性，存在電荷守恒：C(NH4')+C(H

+)=c(OH-)+c(C「)，B正確?；旌锨鞍彼衏(NH3,H2O)=().2moi混合后溶液體積增

加1倍，據(jù)物料守恒可得c(NHj)+c(NH3-H2O)=0.1mol.LC正確。由電荷守恒變形可得

+1-1

c(Cr)=c(NH4)+c(H)-c(OH)=0.05mol-L_,又知c(NH4)+c(NH3-H2O)=0.1mol-L,

++

則有c(NH；)+c(NH3-H2O)=2[c'(NH4)+c(H)-c(OH)J,從而可得c(NH4)+2c(H)=2c(OH

-)+C(NH3-H2O),D正確。

【答案】A

變式拓展

7.把0.2mol-L1NH4CI溶液與0.1mol-LHNaOH溶液等體積混合后溶液中下列微粒的物質

的量濃度的關系正確的是

A.以NH；)=c(Na+)=c(OH》c(NH3H2。)

B.c(NH*)=c(Na+)>c(NH3H20)>c(0H)

C.c(NH；)>c(Na+)>c(OH)>c(NH3H2O)

+

D.c(NH：)>c(Na)>c(NH3-H2O)>c(OH-)

Q混合溶液中粒子濃度的比較原則

(1)溶液混合但不發(fā)生反應的類型。要同時考慮電離和水解，以及離子間的相互影響，

可用極限觀點思考，以“強勢”反應為主，可不考慮“弱勢”反應。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(HCO；)>c(CO；)>c(OH)>c(H+)?

(2)弱酸及對應鹽(或弱堿及對應鹽)等濃度、等體積混合。各離子的濃度大小取決于

酸(堿)的電離程度和相應鹽的水解程度的相對大小。

①電離強于水解型。如CH3COOH溶液和CHjCOONa溶液等體積、等物質的量濃度混

合，分析時可只考慮CH3coOH的電離，不考慮CH3coONa的水解，粒子濃度大小順序為

c(CH3co0)>c(Na+)>c(CH3coOH)>c(H+)>c(OH-)。

②水解強于電離型。如HCN溶液和NaCN溶液等體積、等物質的量濃度混合，粒子濃

度大小J唳序為c(HCN)>c(Na+)>c(CN)>c(OH-)>c(H+)。

(3)溶液混合發(fā)生反應但有一種過量的類型。根據(jù)過量程度及產物情況，要同時考慮

電離和水解，不過這類問題大多轉化為上述（2）中的問題。如lOmLO.lmoLLT的HC1溶

液與10mL0.2moiLT的CH3coONa溶液充分混合后，相當于等濃度的NaCl、CH3coONa

與CH3COOH的混合液。

考向八與圖像有關的粒子濃度關系

典例引領

典例1常溫下將鹽酸溶液滴加到聯(lián)氨（N2H4）的水溶液中，混合溶液中的微粒的物質的量分

數(shù)d（x）隨一lgc（OH）變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是

A.反應N2HV+N2H4=q2N2用的pK=90(已知pK=lgK)

B.N2H5cl溶液中存在：C(C「)+C(OH)=C(N2H0+2C(N2HW+)+C(H+)

C.N2H5CI溶液中C(JT)>C(OH)

6

D.^bi(N2H4)=10

【解析】由圖像可知當Tgc(OH-)=6時，N2H4和N2H；的物質的量分數(shù)相等，可推知

其濃度相等，由N2H4的電離方程式N2H4+H2O=iN2H《+OH-得Kbi(N2H4)=

c(N2H5)c(OH)

一c(N2HQ—=c(OH)=10*6,同理，-lgc(0H-)=15時，由N2H5?的電離方程式NaHg+

-

C(N2HD-C(OH)Kbi(N2H4)

比0『^2%++01<可得Kb2(N2H4)=-"N?出)—=c(OH)=10l5,則"(N2H4)=

c2(N2Hg)Kbl(N2H4)10-6

c(N2H芹)-c(N2H4)，即為反應N2HE++N2H4?=i2N2H5'■的K=Kb2(N2H4)=石石=10%所以

pK=9.0,A錯誤，D正確；N2H5cl溶液中存在的電荷守恒為C(C「)+C(0H.)=C(N2H0+

2c(N2HQ)+C(H*),B正確；N2H5cl溶液中因N2H5的水解使溶液呈酸性，所以c(H卜)>c(OH

一），C正確。

【答案】A

變式拓展

8.在常溫下，用0.1000mol/L的鹽酸滴定25mL0.1000mol/LNa2cO3溶液,所得滴定曲

線如圖所示。下列有關滴定過程中溶液相關微粒濃度間的關系不正確的是

PH

141——~~~————

M(￡t酸)/mL

A.a點：c(HCO?)>c(C「)>c(CO：)

B.b點：c(Na+)+c(H+)=c(Cr)+c(HCO；)+c(CO；-)+c(OH)

C.c點：c(OH)+c(COj)=c(H+)+c(H2co3)

D.d點：c(C「)=c(Na+)

3點沖關火

1.下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無關的是

A.純堿溶液去油污

B.鐵在潮濕的環(huán)境下生銹

C.加熱氯化鐵溶液顏色變深

D.濃硫化鈉溶液有臭味

2.在25℃時，在濃度為1molL-的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3.(NH4”Fe(SO4)2的溶液中,測

其c(NHl)分別為a、b、c(單位：mol-L-')o下列判斷正確的是

A.a—b—cB.a>b>c

C.a>c>bD.c>a>b

3.用一價離子組成的四種鹽溶液：AC、BD、AD、BC,其物質的量濃度均為1mol.L'?

在室溫下前兩種溶液的pH=7,第三種溶液的pH>7,最后一種溶液pH<7,則正確的是

ABCD

堿AOH>BOHAOH<BOHAOH>BOHAOH<BOH

酸性HC>HDHOHDHC<HDHC<HD

4.一定溫度下，下列溶液的離子濃度關系式正確的是

A.pH=5的H2s溶液中，c(H+)=c(HS)=1x105mol-L1

B.pH=”的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH=6,則4=6+1

C.pH=2的H2c2。4溶液與pH=12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na+)+c(H+)=c(OH

-)+C(HC2O4)

D.pH相同的①CH3coONa②NaHCCh③NaClO三種溶液的c(Na*)：①，②〉③

5.用O.lOmolir的鹽酸滴定O.lOmolL-i的氨水，滴定過程中不可能出現(xiàn)的結果是

A.c(NH4)>c(CF),c(OH-)>c(H+)

B.c(NH：)=c(C/)，c(OH-)=c(H+)

C.C(C1")>C(NH4),C(OH)>C(H+)

D.c(Cr)>c(NH4),c(H+)>c(OH~)

6.常溫下,將體積為％的0.100Omol-L-1HC1溶液逐滴加入到體積為L的0.1000mol-L

rNa2cO3溶液中，溶液中H2cO3、HC03、CO歹所占的物質的量分數(shù)(a)隨pH的變化

曲線如圖。下列說法不正確的是

A.在pH=10.3時，溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(HCO,)+2c(COM)+c(OH-)+c(C「)

B.在pH=8.3時，溶液中：0.1000>C(HCOI)+C(COF)+C(H2CO3)

C.在pH=6.3時，溶液中：c(Na+)>c(Cr)>c(HCO^)>c(H+)>c(OH)

+

D.Vi：V2=l：2時，c(OH)>C(HCO3)>C(CO^)>C(H)

7.向0.1molLi的NHiHCCh溶液中逐漸加入0.1mol-L_1NaOH溶液時，含氮、含碳粒子

的分布情況如圖所示(縱坐標是各粒子的分布系數(shù)，即物質的量分數(shù))。根據(jù)圖像，下列

說法不正確的是

NH,HCO*溶液中加入NaOH后含氮、含碳粒子分布圖

A.開始階段，HCO；反而略有增加，可能是因為NH4HCO3溶液中存在H2c03發(fā)生的主

-

要反應是H2CO3+OH=HCO；+H2O

B.當pH大于8.7以后，碳酸氫根離子和鏤根離子同時與氫氧根離子反應

C.pH=9.5時，溶液中c(HCO；)>c(HN3H2O)>c(NH：)>c(COj)

D.滴加氫氧化鈉溶液時，首先發(fā)生的反應為2NH4HCC)3+2NaOH=(NH4)2CO3+Na2cCh

8.下列有關溶液中粒子濃度的關系式中，正確的是

A.pH相同的①CH3coONa、②NaHCCh兩種溶液中的c(Na+)：②〉①

+2-

B.0.1mol-L?某二元弱酸強堿鹽NaHA溶液中：c(Na)=2c(A)+c(HA)+c(H2A)

C.上圖表示用0.1mol-L-'CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol-L1NaOH溶液的滴定曲

線，則pH=7時：c(Na+)>c(CH3co0-)>c(0H-)=c(H+)

D.上圖a點溶液中各離子濃度的關系：c(OH)=c(H+)+c(CH3coCT)+2c(CH3coOH)

9.常溫下，向20mLO.lmol-L1的HA溶液中逐滴加入0.1mol-L1的燒堿溶液，溶液中水

所電離的c水(H')隨加入燒堿溶液體