第03講 鹽類的水解（講義）（學生版） 2025年高考化學一輪復習講練測（新教材新高考）

第03講鹽類的水解目錄01TOC\o"1-3"\h\u考情透視·目標導航 02知識導圖·思維引航 03考點突破·考法探究 考點一鹽類的水解及其影響因素 知識點1鹽類的水解 知識點2鹽類水解規(guī)律 知識點3鹽類水解離子方程式的書寫 考向1鹽類的水解規(guī)律 考向2水解方程式 考點二鹽類水解的影響因素及應用 知識點1鹽類水解的影響因素 知識點2鹽類水解的應用 考向1鹽類水解平衡移動及結(jié)果分析 考向2鹽類水解的應用 考向3水解平衡原理解釋問題的規(guī)范描述 考點三溶液中粒子濃度大小關系 知識點1熟悉兩大理論，構(gòu)建思維基點 知識點2把握三種守恒，明確等量關系 考向1離子濃度大小比較 考向2粒子濃度變化曲線 04真題練習·命題洞見 考點要求考題統(tǒng)計考情分析鹽類水解的概念2022浙江1月選考1題，2分；2022浙江6月選考23題，2分；2021廣東卷8題，2分；2021北京卷12題，3分；鹽類的水解是歷年高考考點的重點與熱點，幾乎每年必考。主要考點有四個：一是水解方程式的書寫，二是影響水解平衡的因素及水解平衡的移動，三是溶液中離子濃度大小的比較，四是鹽類水解的應用。結(jié)合酸堿中和滴定圖像及鹽類水解的知識，分析微粒濃度之間的關系，運用金屬離子的水解知識除去工藝流程中的相關雜質(zhì)，是高考命題的熱點；沉淀溶解平衡圖像題出現(xiàn)的概率也較高，主要考查Ksp的相關計算及粒子濃度的關系。一是在選擇題某一選項中以圖像或者文字的形式考查，二是在填空題中結(jié)合化學反應原理綜合考查。試題以日常生活情境、生產(chǎn)環(huán)保情境和實驗探究情景為主，集中在圖象和圖示的分析，側(cè)重于理解與辨析能力、分析與推測能力，從題干及圖象中提取有效信息，結(jié)合平衡移動原理和各種守恒思想，具體問題具體分析，提高試題的靈活性與創(chuàng)新性。鹽類水解的應用2022海南卷13題，4分；離子濃度大小比較2024·安徽卷13題，3分；2022重慶卷11題，3分；202天津卷10題，3分；離子曲線2022福建卷10題，4分；2022浙江1月選考23題，2分；2021浙江1月選考23題，2分；2021浙江6月選考23題，2分；2021湖南卷9題，3分；復習目標：1．了解鹽類水解的原理及其一般規(guī)律。2．掌握水解離子方程式的書寫。3．了解影響鹽類水解程度的主要因素。4．了解鹽類水解的應用。5．能利用水解常數(shù)(Kh)進行相關計算。6．能發(fā)現(xiàn)和提出有探究價值的鹽類水解平衡的問題；能從問題和假設出發(fā)，確定探究目的，設計探究方案，進行實驗探究。考點一鹽類的水解及其影響因素知識點1鹽類的水解名師提醒】鹽類的水解反應是中和反應的逆反應，所以水解程度比較微弱，且為吸熱反應。知識點2鹽類水解規(guī)律有弱才水解，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NaCl、KNO3___－______pH___7強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2__________________pH___7弱酸強堿鹽CH3COONa、Na2CO3__________________pH___7【名師提醒】判斷酸式鹽的水溶液的酸堿性要看該鹽的構(gòu)成微粒的實際表現(xiàn)。1．強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性，如：NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)。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電離程度小于水解程度，溶液顯堿性，如NaHCO3溶液中：HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，使c(OH－)>c(H＋)，溶液顯堿性。同理NaHS溶液、Na2HPO4溶液顯堿性。②電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液中：HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)(主要)，HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－(次要)，使c(H＋)>c(OH－)，溶液顯酸性。同理NaH2PO4溶液顯酸性。知識點3鹽類水解離子方程式的書寫1．由于水解是微弱的反應，因而反應物與生成物用“”連接，易揮發(fā)性物質(zhì)不標“↑”，2．多元弱酸鹽的水解分步寫：如Na2S(aq)：第一步__________________；第二步：HS－＋H2OH2S＋OH－，水解以第___步水解為主。3．金屬陽離子(弱堿的陽離子)水解一步寫到底。4．相互促進水解時，由于反應徹底，故生成物中出現(xiàn)的不溶于水的___或___均要注明狀態(tài)，即寫上“↓”或“↑”符號，中間用“=”連接?！疽族e提醒】NHeq\o\al(＋,4)與CH3COO－、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)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，但水解程度仍然比較弱，不能進行完全，在書寫水解方程式時用“”。考向1鹽類的水解規(guī)律【例1】常溫下，濃度均為0.1mol·L－1的下列四種鹽溶液，其pH測定如表所示：序號①②③④溶液CH3COONaNaHCO3Na2CO3NaClOpH8.89.711.610.3下列說法正確的是()A．四種溶液中，水的電離程度：①>②>④>③B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子種類相同C．將等濃度的CH3COOH和HClO溶液比較，pH小的是HClOD．Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)【思維建?！?.“誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCN<CH3COOH，則相同條件下溶液的堿性：NaCN>CH3COONa。2.“越稀越水解”，鹽溶液被稀釋后濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產(chǎn)生的H+或OH-的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。3.水解程度：相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>相互抑制水解的鹽。如相同條件下NH4+的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。相同條件下的水解程度：正鹽>相應酸式鹽，如COeq\o\al(2－,3)>HCO3-?！咀兪接柧殹繌V義的水解觀認為：無論是鹽的水解還是非鹽的水解，其最終結(jié)果是反應中各物質(zhì)和水分別離解成兩部分，然后兩兩重新組合成新的物質(zhì)。根據(jù)上述觀點，下列說法不正確的是()A．BaO2的水解產(chǎn)物是Ba(OH)2和H2O2B．PCl3的水解產(chǎn)物是HClO和H3PO4C．Al4C3的水解產(chǎn)物是Al(OH)3和CH4D．CH3COCl的水解產(chǎn)物是兩種酸考向2水解方程式【例2】下列物質(zhì)在常溫時發(fā)生水解，對應的離子方程式正確的是()A．Na2CO3：COeq\o\al(2－,3)＋2H2OH2CO3＋2OH－B．CuSO4：Cu2＋＋2H2O=Cu(OH)2＋2H＋C．NaAlO2：AlOeq\o\al(－,2)＋2H2OAl(OH)3＋OH－D．NaF：F－＋H2O=HF＋OH－【變式訓練】下列水解反應的離子方程式及有關說法正確的是()。A．NaHC2O4溶于水顯堿性是因為HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，HC2O4-H++C2O42-，HC2O4-的水解程度大于其電離程度B．常溫下，0.1mol·L-1的一元酸HX溶液的pH=3，可推知NaX溶液中存在X-+H2OHX+OH-C．向K2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液變紅色的原因是CO32-+H2O=HCO3-+OH-，滴加BaCl2溶液，顏色無變化D．NaHSO3溶于水顯酸性是因為HSO3-SO32-+H+，HSO3-+H2OH2SO3+OH-，HSO3-的電離程度小于其水解程度【思維建?！?．一般要求如NH4Cl水解的離子方程式為NH4++H2ONH3·H2O+H+。2．三種類型的鹽水解方程式的書寫多元弱酸根離子的水解分步進行水解以第一步為主。如Na2CO3：CO32-+H2OHCO3-+OH-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-多元弱堿陽離子的水解反應過程復雜在中學階段只要求一步寫到底。如AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進①NH4+與S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，書寫時仍用“”表示。如：NH4++CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2O。②Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-，F(xiàn)e3+與CO32-、HCO3-等組成的鹽水解相互促進非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時用“=”表示。如：Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑考點二鹽類水解的影響因素及應用知識點1鹽類水解的影響因素1．內(nèi)因：生成鹽的弱酸或弱堿越弱，其對應的弱酸酸根離子或弱堿陽離子的水解程度_______，溶液的堿性或酸性_______。如水解程度：Na2CO3_______Na2SO3，Na2CO3_______NaHCO3。2．外因eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(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,外加酸堿\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸：弱酸酸根離子的水解程度增大，,弱堿陽離子的水解程度減小,堿：弱酸酸根離子的水解程度減小，,弱堿陽離子的水解程度增大))))3．以FeCl3水解為例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，分析外界條件對水解平衡的影響。條件平衡移動方向H＋數(shù)pH現(xiàn)象升溫___________________________________通HCl___________________________________加H2O___________________________________加NaHCO3__________________________________________【易錯提醒】【名師提醒】【方法技巧】(1)鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié)，加以分析掌握。(2)多元弱酸的酸式鹽問題。酸式鹽一般既存在水解，又存在電離。如果酸式鹽的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式鹽的水解程度大于其電離程度，則溶液顯堿性，如NaHCO3溶液。知識點2鹽類水解的應用1．判斷離子能否大量共存若陰、陽離子發(fā)生相互促進的水解反應，水解程度_______而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的相互促進的水解反應進行完全的有：Fe3＋、Al3＋與[Al(OH)4]－、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)。2．判斷鹽溶液蒸干時所得的產(chǎn)物(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_______，如CuSO4(aq)蒸干得_______；Na2CO3(aq)蒸干得_______。(2)鹽溶液水解生成揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的_______，如AlCl3(aq)蒸干得_______，灼燒得_______。(3)考慮鹽受熱時是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2→_______(CaO)；NaHCO3→_______；KMnO4→K2MnO4和MnO2；NH4Cl→_______和_______。(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得_______。(5)弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。3．保存、配制某些鹽溶液如配制FeCl3溶液時，為防止出現(xiàn)Fe(OH)3沉淀，常加幾滴_______來抑制FeCl3的水解；在實驗室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的試劑瓶不能用_______塞，應用_______塞。4．利用鹽類的水解反應制取膠體、凈水如實驗室制備Fe(OH)3膠體的化學方程式為：___________________________________。明礬凈水的原理：Al3＋水解生成_______膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉。5．解釋熱的純堿溶液去污能力強碳酸鈉溶液中存在水解平衡COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，升高溫度，水解平衡右移，c(OH－)_______。6．解釋泡沫滅火器的反應原理成分NaHCO3、Al2(SO4)3發(fā)生反應的離子方程式為：___________________________________?！疽族e提醒】利用水解原理除雜需注意的問題。1．注意把控溶液的pH：在除雜時如果pH調(diào)節(jié)不好，很可能會把所需成分除去。2．注意不能引入新的雜質(zhì)：如MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質(zhì)，除雜時不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性堿，會引入NH4+、Na考向1鹽類水解平衡移動及結(jié)果分析【例1】在一定條件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。下列說法正確的是()A．稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大B．加入CuSO4固體，HS－濃度減小C．升高溫度，eq\f(cHS－,cS2－)減小D．加入NaOH固體，溶液pH減小【變式訓練】下列有關電解質(zhì)溶液的說法不正確的是()A．向Na2CO3溶液中通入NH3，eq\f(cNa＋,cCO\o\al(2－,3))減小B．將0.1mol·L－1的K2C2O4溶液從25℃升溫至35℃，eq\f(cK＋,cC2O\o\al(2－,4))增大C．向0.1mol·L－1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性，eq\f(cNa＋,cF－)＝1D．向0.1mol·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，eq\f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)增大考向2鹽類水解的應用【例2】下列實驗操作不能達到實驗目的的是()實驗目的實驗操作A實驗室配制FeCl3水溶液將FeCl3溶于少量濃鹽酸中，再加水稀釋B由MgCl2溶液制備無水MgCl2將MgCl2溶液加熱蒸干C證明Cu(OH)2的溶度積比Mg(OH)2的小將0.1mol·L-1MgSO4溶液滴入NaOH溶液至不再有沉淀產(chǎn)生，再滴加0.1mol·L-1CuSO4溶液D除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+加入過量MgO充分攪拌，過濾【變式訓練】生產(chǎn)、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．Al(NO3)3溶液蒸干后所得產(chǎn)物為Al(NO3)3C．用電解飽和食鹽水的方法制取消毒液，運用了鹽類的水解原理D．泡沫滅火器中試劑為NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液考向3水解平衡原理解釋問題的規(guī)范描述【例3】按要求回答下列問題。(1)把AlCl3溶液蒸干、灼燒，最后得到的主要固體是，原因是。(用化學方程式表示并配以必要的文字說明)。(2)分析Mg可溶解在NH4Cl溶液中的原因：。(3)直接蒸發(fā)CuCl2溶液，能否得到CuCl2?2H2O晶體？如果不能應如何操作？。(4)向Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變?yōu)榧t色，若再向該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現(xiàn)象是，請結(jié)合離子方程式，運用平衡原理進行解釋：?！舅季S建模】利用平衡移動原理解釋問題的思維模板(1)解答此類題的思維過程①找出存在的平衡體系(即可逆反應或可逆過程)②找出影響平衡的條件③判斷平衡移動的方向④分析平衡移動的結(jié)果及移動結(jié)果與所解答問題的聯(lián)系(2)答題模板……存在……平衡，……(條件)……(變化)，使平衡向……(方向)移動，……(結(jié)論)?！咀兪接柧殹?1)已知SO是一種液態(tài)化合物，沸點為，遇水劇烈反應，液面上產(chǎn)生白霧，并有能使品紅溶液褪色的刺激性氣味的氣體產(chǎn)生。寫出SO與水反應的化學方程式：。直接蒸干AlCl3溶液不能得到無水AlCl3，使SO與AlCl3·6H2O混合并加熱，可得到無水AlCl3，試解釋原因：。(2)輝銅礦石主要含有硫化亞銅(Cu2S)及少量脈石(SiO2)。一種以輝銅礦石為原料制備硝酸銅的工藝流程如圖所示：“保溫除鐵”過程中，加入CuO的目的是；“蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶”過程中，要用HNO3溶液調(diào)節(jié)溶液的pH，其理由是?？键c三溶液中粒子濃度大小關系知識點1熟悉兩大理論，構(gòu)建思維基點1．電離理論(1)弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒較少，同時還要考慮水的電離，水的電離能力遠小于弱酸或弱堿的電離能力。如氨水中NH3·H2O、NH4+、OH-的濃度大小關系是c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(NH4(2)多元弱酸的電離是分步進行的，以第一步電離為主(第一步電離程度遠大于第二步電離)。如在H2S溶液中，H2S、HS-、S2-、H+的濃度大小關系是c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)。2．水解理論(1)弱電解質(zhì)離子的水解是微弱的(相互促進水解除外)，但由于水的電離，水解后酸性溶液中c(H+)或堿性溶液中c(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4Cl溶液中，NH4+、Cl-、NH3·H2O、H+的濃度大小關系是c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(NH3·H(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，以第一步水解為主，如在Na2CO3溶液中，CO32-、HCO3-、H2CO3的濃度大小關系是c(CO32-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)。【方法技巧】1．比較時緊扣兩個微弱。(1)弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO-+H+，H2OOH-+H+，溶液中微粒濃度由大到小的順序：c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)。(2)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：CH3COONa=CH3COO-+Na+，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，H2OH++OH-，所以CH3COONa溶液中：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+)。2．酸式鹽與多元弱酸的強堿正鹽溶液酸堿性比較。(1)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽中酸式酸根離子的電離能力和水解能力哪一個更強，如NaHCO3溶液中HCO3-的水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性。(2)多元弱酸的強堿正鹽溶液：多元弱酸根離子水解以第一步為主。例如，Na2S溶液中：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)。知識點2把握三種守恒，明確等量關系1．電荷守恒規(guī)律電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中，Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。其特點為表達式中包含溶液中的所有離子，沒有弱電解質(zhì)分子。2．元素質(zhì)量守恒規(guī)律電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，因此離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，S元素以S2-、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)。其特點為表達式中包含電解質(zhì)對應的各種微粒，包括離子和弱電解質(zhì)分子。3．質(zhì)子守恒規(guī)律質(zhì)子守恒是指在電離或水解過程中，會發(fā)生質(zhì)子(H+)轉(zhuǎn)移，在質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變。如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移情況如圖所示：由圖可知，Na2S水溶液中質(zhì)子守恒等式可表示為c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。質(zhì)子守恒等式也可以由電荷守恒等式與元素質(zhì)量守恒等式推導得到?！久麕熖嵝选?．規(guī)避等量關系中的2個易失分點。(1)電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加。如2c(COeq\o\al(2－,3))的化學計量數(shù)2代表1個COeq\o\al(2－,3)帶2個負電荷，不可漏掉。(2)元素質(zhì)量守恒式中，離子濃度的化學計量數(shù)不能漏寫或顛倒。如Na2S溶液中的元素質(zhì)量守恒式c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)]中，“2”表示c(Na+)是溶液中硫原子濃度的2倍，不能寫成2c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)。2．根據(jù)粒子濃度關系式，套用合適守恒式。(1)電荷守恒式的特點：一邊全為陰離子，另一邊全為陽離子。(2)元素質(zhì)量守恒式的特點：式子中有弱電解質(zhì)對應的分子和離子，一般一邊含一種元素，另一邊含另一種元素的離子和分子。(3)質(zhì)子守恒式的特點：一邊某微粒能電離出H+，另一邊微粒能結(jié)合H+。(4)等式兩邊沒有明顯特征：三個守恒結(jié)合?？枷?離子濃度大小比較【例1】(2024·安徽卷，13)環(huán)境保護工程師研究利用Na2S、和H2S處理水樣中的d2+。已知時，H2S飽和溶液濃度約為0.1mol·L－1，Ka1(H2S)=10-6.97，Ka2(H2S)=10-12.90，Ksp()=，Ksp(d)=。下列說法錯誤的是()A．Na2S溶液中：cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cHS-＋2cS2-B．0.01mol·L-1Na2S溶液中：cNa＋cS2-cOH－cHS-C．向cd2+=0.01mol·L-1的溶液中加入，可使D．向cd2+=0.01mol·L-1的溶液中通入H2S氣體至飽和，所得溶液中：cH+＞cd2+【思維建?！俊咀兪接柧殹?2024·河南省部分名校大聯(lián)考)含SO2的煙氣會形成酸雨，工業(yè)上常利用Na2SO3溶液作為吸收液脫除煙氣中的SO2，隨著SO2的吸收，吸收液的pH不斷變化。下列粒子濃度關系一定正確的是()。A．Na2SO3溶液中存在：c(Na+)>c(SO32-)>c(H2SO3)>c(HSO3-)B．已知NaHSO3溶液的pH<7，該溶液中：c(Na+)>c(HSO3-)>c(H2SO3)>c(SO32-)C．當吸收液呈酸性時：c(Na+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3)D．當吸收液呈中性時：c(Na+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)考向2粒子濃度變化曲線【例2】(2024·浙江杭州市高三一模)當25℃時，向10mL某濃度新制氯水中滴入0.1mol?L?1的NaOH溶液，滴定曲線如圖所示。已知次氯酸的電離常數(shù)為，下列說法正確的是()A．甲到乙發(fā)生的離子反應為：Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2OB．乙到丁的過程中，水的電離程度一直增大C．丙點溶液中：c(Na+)＞c(ClO-)＞c(Cl-)＞c(H＋)D．氯水中存在平衡：Cl2(aq)＋H2O(l)H+(aq)+Cl-(aq)+HClO(aq)該反應的平衡常數(shù)K約為10-5【思維建?！?．滴定曲線特殊點的分析案例：常溫下，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1CH3COOH溶液所得滴定曲線如圖：(1)pH—V圖各特殊點粒子大小關系及變化趨勢點溶質(zhì)離子濃度大小比較ACH3COOHc(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)B(1∶1)CH3COOH、H3COONac(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)C(pH＝7)CH3COOH、CH3COONac(CH3COO－)＝c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－)DCH3COONac(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)E(2∶1)CH3COONa、NaOHc(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)F(1∶1)CH3COONa、NaOHc(Na＋)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)(2)各特殊點對水電離程度的影響點溶質(zhì)水的電離情況pH—V圖ACH3COOH抑制BCH3COOH、CH3COONa抑制CCH3COOH、CH3COONa正常電離DCH3COONa只促進ECH3COONa、NaOH抑制FCH3COONa、NaOH抑制結(jié)論：水的電離程度大小順序為：D＞C＞B＞A＞E＞F2．分布曲線分布系數(shù)圖及分析[分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關系曲線]一元弱酸(以CH3COOH為例)二元弱酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO－分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)、δ1為HC2Oeq\o\al(－,4)分布系數(shù)、δ2為C2Oeq\o\al(2－,4)分布系數(shù)1．隨著pH增大，溶質(zhì)分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據(jù)分布系數(shù)可以書寫一定pH時所發(fā)生反應的離子方程式2．同一pH條件下可以存在多種溶質(zhì)微粒。根據(jù)在一定pH的微粒分布系數(shù)和酸的濃度，就可以計算各成分在該pH時的平衡濃度【變式訓練】(2024·浙江省嘉興市高三二模)天然水體中的H2CO3與空氣中的CO2保持平衡。某地溶洞(假設巖石成分只有CaCO3)的水體中(X：H2CO3、HCO3-、CO32-或Ca2+)與的關系如圖所示。下列說法正確的是()A．直線②的X表示HCO3-B．該溶洞水體時，溶液中cCa2+＞cCO32-＞cHCO3-C．體系中存在物料守恒：cCa2+＝cCO32-＋cHCO3-＋cH2CO3D．體系中存在1．(2022?海南省選擇性考試，13)NaClO溶液具有漂白能力，已知25℃時，Ka=(HClO)=4.0×10-8。下列關于NaClO溶液說法正確的是()A．0.01mol/L溶液中，c(ClO-)＜0.01mol/LB．長期露置在空氣中，釋放Cl2，漂白能力減弱C．通入過量SO2，反應的離子方程式為SO2+ClO-+H2O=HSO3-+HClOD．25℃，pH=7.0的NaClO和HClO的混合溶液中，c(HClO)＞c(ClO-)=c(Na+)2．(2022?福建卷，10)氨是水體污染物的主要成分之一，工業(yè)上可用次氯酸鹽作處理劑，有關反應可表示為：①2NH3+3ClO-=N2↑+3Cl-+3H2O②NH3+4ClO-+OH-=NO3-+4Cl-+2H2O在一定條件下模擬處理氨氮廢水：將的氨水分別和不同量的NaClO混合，測得溶液中氨去除率、總氮(氨氮和硝氮的總和)殘余率與NaClO投入量(用x表示)的關系如下圖所示。下列說法正確的是()A．x1的數(shù)值為0.009B．xx1時，c(Cl-)=4c(NO3-)C．xx1時，x越大，生成N2的量越少D．Xx1時，c(Na＋)+c(H＋)+c(NH4＋)c(Cl-)+c(OH―)+c(ClO-)3．(2022·浙江省6月選考，23)時，向濃度均為0.1mol·L－1的鹽酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.1mol·L－1的NaOH溶液(醋酸的Ka=1.8×10-5；用0.1mol·L－1的NaOH溶液滴定20mL等濃度的鹽酸，滴定終點的突躍范圍4.3～9.7)。下列說法不正確的是()A．恰好中和時，溶液呈堿性B．滴加NaOH溶液至pH的過程中，發(fā)生反應的離子方程式為：H++OH-=H2OC．滴定過程中，c(Cl-)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)D．時，c(Na＋)＞c(Cl-)＞c(CH3COO-)＞c(CH3COOH)