2024年高中化學第一輪大復習第3講 鹽類的水解

第3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(chǎn)、生活中的應用。

夯?必備知識

一、鹽類水解的概念

1.鹽類的水解

|在溶液中由鹽電離產(chǎn)生的弱根根離子或弱堿

「陽離子與水中的H?或0H-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的

過程

T可溶性鹽中必須有弱酸根離子或弱堿陽離子

2弱酸的陰離子一結(jié)合且二弱電

鹽電高一

弱觸的陽離子一結(jié)合OH-解放

?破壞r水的電離平衡?水的電離程度增大?

[-溶液呈堿性或酸性

tef.(H*)=cf.(OH)-溶液呈中性

「可逆：水解反應是可逆反應

廨吸熱：水解反應是酸堿中和反應的逆反應.

是吸熱反應

L微弱：水解反應程度一般比較微弱

2.鹽類的水解規(guī)律

CH,COONH1溶演.墾中11

3.鹽類水解離子方程式的書寫

⑴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

Na2co3水解的離子方程式為C03-+H2O____HCO3+OH-o

用“"連接《J

(2)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++3H2OFe(QH)3+3H+。

Jf不能劃"I”符號

(3)陰、陽離子相互促進的水解:水解程度較大，書寫時要用“一”、"t”、“I”

等。如Na2s溶液與AlCh溶液混合水解的離子方程式為2AU++3S?-+

6H2O=2A1(OH)3I+3H2st。

]提醒*---------

?A13+與COF.HCO晨S2—、HSO-、[A1(OH)4「或Fe3+與COM、HCO?.[A1(OH)4]

-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

?NH；與CH3coeT、HCO3、CO1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

U，，

O

【診斷1】判斷下列敘述的正誤(正確的劃“J”，錯誤的劃“X”

⑴鹽類水解的過程就是鹽和水發(fā)生反應的過程(J)

⑵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NH4C1溶液，水的電離程度

相同(J)

2

(4)Na2s水解的離子方程式為S-+2H2OH2s+2OH-(X)

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

⑴內(nèi)因：形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解C

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

f酸：弱酸根離子的水解程度埴大,

⑵外因q

弱堿陽離子的水解程度減小

外加酸堿<一

堿：弱酸根離子的水解程度減小,

、I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

3++

FeCh溶液顯酸性，原因是Fe+3H2QFe(OH)3+3H

性

等物質(zhì)的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液的pH分別為

判斷酸性強弱

8、9、1(),則酸性：HX>HY>HZ

配制CUS04溶液時,加入少量H2SO4,防止C/+水解；配制

配制或貯存易水

FeCb溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2cCh溶液、NazSiCh溶液

解的鹽溶液

不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶

膠體的制取Fe(0H)3膠體的離子方程式：Fe3++3H2O△

制取Fe(0H)3(膠體)+3H+

成分為NaHC03與A12(SO4)3,發(fā)生反應為AF++3HC0K

泡沫滅火器原理

—AI(0H)31+3cO2t

明帆可作凈水劑原理為A13++3H20A1(OH)3(膠體)+3H

凈水原理

化肥的鍍態(tài)氮肥與草木灰不得混用

NH4cl溶液中。平(H+)=mol/L(已知＞6**236)。

答案2.36X10-5

一，.5(NH3H2O)(H+)Kw廠

解析NH4+H2ONH3-H2O+H,心=(NH,)=花’因

10~14

cMH*)?c-?(NH3H2O)且c“NHi)=lmol/L,則c平(H+)一函=1.8Xl()r

=2.36X10-5o

力提?關鍵能力

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(zhì)的量濃度殂等且都由T介陽離子A+和B+及一價陰離子X-和Y-組

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

液的PH<7e由此判斷可能不水解的鹽是（）

A.BXB.AX

C.AYD.BY

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=9.1。下列說法中正確的

是（）

A.NaHB的電離方程式為NaHB=Na++H++B2-

B.HB-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平（H+）為IO-"molL-

答案c

解析HB一在水中不完全電離，A錯誤；HB一在水中水解程度大于電離程度，B

錯誤，C正確；HB一以水解為主，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NaHSO3溶液常溫時顯酸性，溶液中存在以下平衡：

HS03+H2OH2SO3+0H-①

HSO?H++SOV②

向0.1molL-1的NaHSCh溶液中分別加入以下物質(zhì)，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平(HS03-)增大

B.力口入少量Na2s03固體，則。平(H+)+c平(Na+)=c平(HSO9)+c平(OH一)+c平

(SO3-)

c平(SO5-)。平(OH')

C.加入少量NaOH溶液,'、一'U丁的值均增大

c?平(HSCK)c平(H+)

D.加入氨水至中性，則2c平(Na+)=c平(SO3-)>c平(H+)=c平(OH-)

答案C

解析NaHSCh溶液顯酸性，則HS03的電離程度,HS05的水解程度，加入鈉后

平衡①左移、平衡②右移，c￡HS05)減小，A項錯誤；根據(jù)電荷守恒可知，應為

C￥(H+)+cKNa+)=c平(HSO3)+c平(OH-)+2cKSO歹),B項錯誤；加入少量NaOH,

平衡②右移，，常，：、「的值均增大,C項正確；溶液中存在物料

守恒，即cMNa+)=cXSOM)+cKHSO*)+cNH2so3),c4Na+)>c^(SOs),c平

(H+)=c平(OH)D項錯誤。

4.某同學探究溶液的酸堿性對FeC13水解平衡的影響,實驗方案如下：配制50mL

0.001molL-1FeCb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1molL」NaOH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FeCb溶液的pH小于7,溶液顯酸性，原因是Fe?+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*是0.00311]011-11＜。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NH4C1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.在滴有酚猷的Na2c03溶液中慢慢滴入BaCb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M/+、Ca2+等離子，錯誤；B項，

NH4。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、Ch、NaOH,。2與NaOH溶液反應可以制備漂白液，與

水解無關，錯誤；D項，Na2co3溶液中存在水解平衡CO歹+H2OHCOJ+OH

■,加入BaCb溶液后”成BaCCh沉淀，。干(COT)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\Zn2+被OH-完全沉淀時溶液的pH。某硫酸鋅酸性溶液中

2

含有少量Fe\Fe3+雜質(zhì),為制得純凈的ZnSO4,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.KMnCU、ZnCOsD.NaOH溶液

答案A

解析要使rV+和丘3+全部除去，由題給信息可如，需將F/+全部氧化成丘3+,

再調(diào)節(jié)溶液pH,將Fe*完全轉(zhuǎn)化為Fe(0H)3沉淀，且保證Zi?+不沉淀。氧化Fe?

十時不能引入新的雜質(zhì)，只能加入H2O2;調(diào)pH時也不能引入新的雜質(zhì)，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。

］名師點撥》---------

?鹽溶液蒸干時所得產(chǎn)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(zhì)，如CuSOMaq)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AlCh(aq)

蒸干得A1(OH)3,灼燒得AI2O3。

(3)常見受熱分解的鹽

原物質(zhì)蒸干灼燒后固體物質(zhì)

Ca(HCO3)2CaCOs或CaO

NaHCOsNa2co3

KMnO4KzMnO,和MnO?

NHiCI分解為NH3和HCI,無固體物質(zhì)存在

(4)還原性鹽在蒸干時會被02氧化。如Na2so3(叫)蒸干得Na2SO4(s)o

?利用鹽類的水解進行物質(zhì)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℃0.01moIL-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=6.0X10-8,則S(A-的水

解常數(shù)Kw,Kh2=。若常溫下，pH=9的Na2sCh溶液中

c平(SOl-)

。平(HSOf)

c平(HA)c平(OH')

答案(l)a二--------——------10-6

c?平(A-)

7

(2)1.67X10-IXIO-1260

-4-4

。平(HA；c平(OFF)10X10『IO"。

解析(l)Kh=^0.01-10

c平(A)

(2)SOr+H2OHSOf+OH-

HSO3+H2OH2so3+OFF

S(HS05)q(OH)KwIO-14

Khi=F.67X10-7

c平(SOD一扁2一6.()X1(P8

?_c」(H2so3)s(OHD?s一12。平(SOM)_______Ka2_

Kh2=c平(HSOD=0=1X10-，c干(HSO.)=G(H，)=

6.0X108

-[^9-=60。

|歸納總結(jié)1---------

水解常數(shù)的應用

?計算鹽溶液中c平(H卜)或c^(OH-)

(1)對于A+H2OHA+OH-

起始c00

平衡c—c平(HA)c^(HA)c^(OH-)

c平(HA)q(OHDci(OH)

Kh=c—c?/(口HAA)、2c-,

c千(OH)=yjK\vCo

⑵同理對于B'+FhOBOH+H\ci(H)=d^Z。

?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(E，乂2=5.6義10一"，仆=歹=

Aal

io-14

,-^2.27X10'8>ATa2,HCO1的水解程度大于其電離程度，溶液呈堿性，c平

4.4l人vi1nU

(OH一)“式H+),C￡H2co3)>CMCOM)。

②又如一定濃度的NaHSCh溶液，KM=1.54X10—2,心=1.2X107心=等=

Aal

1()-14

7-T——7^6.5X10-12<ATa2,HSOS的水解程度小于其電離程度，溶液呈酸性，c

IQ4zx1U"

T(H+)>CT(OH-),C￡SOr)>c￡H2so3)。

③再如一定濃度的CH3COONH4溶液，由于Ku(CH3coOH)=1.75XIO-

5-5

^7Cb(NH3H2O)=1.71X10,則CH3coO一與NH?的水解常數(shù)近似相等,二者水

解程度相同，CH3coONH4溶液呈中性，C4CH3COO)=C^(NH4)O

(2)混合溶液

①如物質(zhì)的量濃度相等的CH3co0H和CH3coONa混合溶液，Ka(CH3co0H)=

L75X65,Kb、；(CHS。。#=%乂(g8。田,

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

■),c￡CH3coeT)>c平(Na+)>c平(CH3coOH)。

IC

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

N公2.0義10-5>%(HCN),CN-的水解程度大于HCN的電

=kAa\(i售idN)、O入IUio

離程度，溶液呈堿性，c￡0H—)>c￡H+),c￡HCN)>c￡Na-)>cMCN)。

【題組訓練】

1.已知25℃時，草酸的電離常數(shù)g=5.6X10-2、A=1.5X10"；碳酸的電離

常數(shù)Kal=4.5X10-7、%=4.7X10-"則NaHC2O4溶液的pH7MaHCO?

溶液的pH7（域ay或“二”）。

答案v>

1X]01I，

解析HC20I的Ka=Ka2（H2c204）=1.5X10-4,仆="3"、=W"產(chǎn)

KaiIH2C2O4）5.6X10，

1.78XIO-13,K&>Kh,溶液顯酸性，pH<7；HCO3的K“=KU2（H2co3）=4.7X1（TL

K]x]0-I4

rJ'c、、=142.2義10—8,降<稱,溶液顯堿性，pH>7o

Aal\li2v^V/3）4Q入1U

2.磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數(shù)分別是K。=6.9X10-3,&2=6.2X10--

Kg二4.8X10/3,回答下列問題：

⑴常溫下同濃度①Na3Po八②NazHPO』、③NaH2Po4的pH由小到大的順序是

(填序號)。

(2)常溫下，NaH2P04的水溶液pH(填“>”“〈”或“二”)7。

⑶常溫下，NazHPCX；的水溶液呈_______(填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與

心的相對大小，說明判斷理由：。

答案⑴③<②〈①(2)<(3)堿Na2HPO4的水解常數(shù)心二

（平（H2Po4）c平（OH，）Kw1.0X10-14

--------；-----------=武=--------7^1.61X10-7心>心，即HP04的

c平HPOhKa26.2x10?8

水解程度大于其電離程度，因而Na2HPO4溶液顯堿性

解析(l)Ka越大，Kh越小，所以①Na3Po4、②Na2HPO4、③NaH2P。4的水解程度

八,上?八，上、,一c平(H3Po4)c舉(OH)

依次減小，pH依次減小。(2)NaH2P04的水解常數(shù)心=-----,，口—、-------二

K1AV1A-14

7^=AQVin-^L45X10-l2>Ka2>Kh,即H2P。4■的電離程度大于其水解程度,

AalO.VX1U

ET立]“巫WL。平(H2PO4)七平(0H)Kw

因而pH<7o(3)Na2HPO4的水解常數(shù)心=-----「(哂.)------=焉=

I0X]0-14

s^l.6X10~7,K.3<K^即HPOM的水解程度大于其電離程度，因而pH

0.Z入1U

>7O

微專題25電解質(zhì)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(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。如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3coCT+H+,

H2O0H-+H+,溶液中粒子濃度由大至！J小的順序:c?平(CH3coOH)?c平(H+)>c

平(CH3co0)>c?平(OH)。

⑵水解平衡f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溶液中詼：CH3coONa=CH3COO-+Na+,CH3COO

■+H2OCH3COOH+OH-,H2OH++0H-,溶液中，c平(Na+)>c平

平平平

(CH3coO-)>c(OH-)>c(CH3coOH)>c(H+)o

2.巧用守恒思想，明確定量關系

⑴電荷守叵

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

如NaHCCh溶液中電荷守恒：

平平+平平平-

c(Na+)+c(H)=c(HC03-)+c(OH')+2c(C03)o

⑵物料守恒

電解質(zhì)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NaHCO3溶液中，〃(Na+):n(C原子)二1：1,因HCOM水解：HCOf+

H2OH2CO3+OH-以及HCO3電離：HCO3H++COV,C元素的存在形

式有3種，即HC03.H2cCh、COA,由〃(Na+):n(C原子)=1：即得c平(Na+)

=c平(HCOy)+c平(CO彳-)+c平(H2co3)。

⑶質(zhì)子守恒

電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量相等。例如，

①在Na2c03溶液中：

得質(zhì)子一基準態(tài)物質(zhì)一失質(zhì)子

HCO；.+H，-------ri

H,CO-+2-83

質(zhì)子守'叵：C平(0H-)=C平(H+)+。平(HC03-)+2c平(H2co3)。

②在NaHCCh溶液中：

得質(zhì)子一基準態(tài)物質(zhì)一失質(zhì)子

H..CO3—coj

H>

HQ，?+-H2O->0H~

質(zhì)子守恒：C平(H+)+c平(H2co3)=c平(OH-)+c平(CO專')o

另外，質(zhì)子守恒式可以由電荷守恒式?口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-'NazS溶液中各粒子濃度的關系

(1)大小關系：；

⑵物料守恒：；

⑶電荷守叵：_______________________________________________________

(4)質(zhì)子守恒：?

答案⑴c平(Na+)“平(S?_)>c平(OH_)>c平(HS~)>c平(H+)

(2)(?平(Na+)=2[c平S~)+c平(HS-)+c平(H2S)]

(3)c平(Na+)+c平(H+)=c平(OH-)+c平(HS~)+2c平(S2-)

(4)c平(OH-)=c平(H+)+c平(HS-)+2(H2S)

解析Na2s=2Na++S2—(完全電離)，

S2-+H2OHS一+OK(主要)，

HS一+H：0H2S+OFF(次要)，

H20H'+OFT(極微弱)。

]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20平901)的化學計量數(shù)“2”表

示一個CO歹帶2個負甩荷，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Na)S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0.1molL-1NH4C1和氨水的混合溶液中粒子濃度關系

⑴電荷守恒：.

⑵物料守恒：.

⑶質(zhì)子守恒：，

(4)大小關系：.

答案(1)。平(NH才)+c平(H+)=c平(Cl-)+c平(OH-)

(2)c平(NH才)+c平(NH3H2O)=2c平(Cl一)

(3)c平(NH?)+2c?平(H+)二。平(NH3?H2O)+2c平(OH-)

(4)c平(NH中)>c平(Cl?)“平(NH3H2O)“平(OH-)>c平(H+)

解析NH4cl=NH；+C「(完全電離)，

NH3H2ONHl+OHX主要，混合液呈堿性)，

NHI+H2ONH3H2O+H+(次要)，

H2OH++OH一(極微弱)。

類型三不同溶液中同一離子濃度大小比較

[典例3]25℃時相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中①NHQ、②CH3coONH4、

③NH4HSO4、@(NH4)2SO4X

⑤(NH4)2Fe(SO4)2/平(NFU)由大到小的順序為,

答案⑤⑤②

解析分析流程為

②相當于在①的基礎上促進NH中的水解

③相當于在①的基礎上抑制NH才的水解

分組N45蠢獻目<

、④⑤④嚼德CM⑤相當于在④的基礎上抑制NHf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NaCI④NH4cl與NH3H2。(混合液

呈堿性)下列各項排序正確的是()

A.pH:②〈①V③〈④

B.c平(NH?)：①〈③〈②〈④

C.溶液中。平(H+)：①(③<②v④

D.c平(NH3-H2O)：①〈③〈④〈②

答案B

解析①中NH4CI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NH4C1水解被HC1抑制，但溶液呈強酸性；③中NH4C1

與NaCI混合，為單水解呈酸性；④NH4。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：②V③〈①〈④，A

錯誤；cr(NHt)：①V③V②〈④，B正確；溶液中c?平(H)④〈①〈③V②，

C錯誤；CMNH3H2O)：②〈③〈①〈④，D錯誤。

2.常溫下，濃度均為0.1molL-1的下列溶液中，粒子的物質(zhì)的量濃度關系不正確

的是()

A.氨水中，c平(NHf)二。平(OH-)=0.1mol-L-'

B.NH4CI溶液中，。平(NH))vc平(C1-)

C.Na2so4溶液中，c平(Na+)>c平(SOh)>。平(OH~)=c平(H+)

D.Na2sO3溶液中,c平(Na+)=2c平(SO3-)+2。平(HSO3-)+2c平(H2so3)

答案A

解析氨水中NH3H2O只能部分電離出OH-,結(jié)合電荷守恒cMNH；)+c=(H+)

=cMOH.)可得：c￡NH；)<c平(OH-)<0.1molLIA錯誤；NH4cl溶液中，NH；

部分水解，C「濃度不變,則溶液中CY(NH4)VC：(CT),B正確；Na分04溶液顯

中性，。干(OFF)=cr(H')，結(jié)合電荷守恒可得：cy(Na')=2c?平(SOU),溶液中離

子濃度大小關系為c干(Na+)>c￡SO/)>cMOH—)=cMH+),C正確;根據(jù)Na2s。3

溶液中的物料守恒可得：cKNa+)=2c￡SOM)+2cMHSOI)+2cKH2so3),D正

確。

］解題流程^---------

相關溶液粒子濃度關系的解題步驟

次曲番疝昆而寸揖密云后巨石落正濾

定量關系：

確定混合后溶液的溶質(zhì)成分是恰好反

(第二步1

應單一溶質(zhì)還是過量混合溶質(zhì)

若是混合溶質(zhì)溶液，分析溶質(zhì)成分和

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26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

200030.0。

V(NaOH)/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]常溫下,用0.1000mol-L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol.L

CH3COOH溶液所得滴定曲線如下圖。下列說法正確的是（）

V(NaOH)/mL

A.點①所示溶液中：C平(CH3coO-)+c平(OH-)=C平(CH3coOH)+c平(H+)

B點②所示溶液中ENa+)=c干(CH3coOH)+c乎(CH3coO')

C.點③所示溶液中：。立制@+)“平(011-)>￡平((2印€：00-)“平(11+)

D.滴定過程中可能出現(xiàn)：。平(CH3coOH)>c平(CH:COO-)>。平(H+)>c平(Na+?c平

(OH-)

答案D

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

恒：cMCH3COCT)+cMCH3COC)H)=2cMNa'),根據(jù)電荷守恒：c平(Na')+cMH

+)=c*(CH3coeT)+C、N(OH),整理后得c平(CH3coOH)+2cr(H+)=cr(CH3COO

■)+2c40H-),A錯誤；點②溶液的pH=7,根據(jù)電荷守恒有：c￡Na+)+cY(H-)

+

=c￡CH3coeT)+c平(OH),又因為c平(H+)=c￡OFT),則c.T(Na)=c#CH3coO

■),B錯誤；點③溶液中的溶質(zhì)為CH3coONa,離子濃度大小關系為c￡Na+)>c

平(CH3co0-)>cH(OH)>C,平(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0.100Omol?LfNaOH溶液滴定20.00mL0.100OmolL】HA溶液為例,其

滴定曲線如圖：

pH12

8

051()1520

V(NaOH)/mL

關鍵點離子濃度關系

原點為HA的單一溶液，O.IOOOmolLTHA的pH>l,說明是弱酸，

點()

c平(HA)>c^(H)>c平(A)>c平(OH)

兩者反應生成等物質(zhì)的量的HA和NaA,此時溶液pH<7,說明HA

點①電離程度大于A一水解程度，c￡Na+)>c￡HA)>c￡H+)>C平

(OH)

此時溶液pH=7,溶液呈中性，酸沒有完全反應，cMA)=cKNa

點②

+)>c半(HA)"MH')=c率(OH)

此時兩者恰好反應生成NaA,為強堿弱酸鹽，c平(Na')>c平(A)>c平

點③

此時NaOH過量或者遠遠過量，溶液顯堿性，可能出現(xiàn)C￥(Na')>c

點③

平(A>cKOH〉c干(H+),也可能出現(xiàn)c平(Na+)>c平(OH>c平(A>c

之后

MH-)

類型二“二元酸、堿”滴定圖像中粒子濃度的分析比較

【典例2】已知pKa二-1gKa,25℃時，H2so3的pKal=1.85,pKa2=7.19。常

溫下，用0.1molL-'NaOH溶液滴定20mLO.lmolL-1H2sO3溶液的滴定曲線如

圖所示。下列說法不正確的是()

A.a點所得溶液中：2c平(H2so3)+c平(S03-)<0.1mol-L-1

B.b點所得溶液中：c平(H2so3)+c平(H+)=c平(SOg~)+c平(OH-)

C.c點所得溶液中：。平(Na+)>3c平(HSO3-)

D.d點所得溶液中：c平(Na+)>c平(HSCK)>c平(SO?')

答案D

解析滴定過程中發(fā)生反應：NaOH+H2SO3=NaHSO3+H2O、NaHSCh+

Na0H=Na2S03+H20oA.a點溶液中的溶質(zhì)為NaHSCh和H2SO3,根據(jù)物料守

恒得出,c干(H2so3)+c平(HS08)+c平(SO歹)vo.lmolf1,根據(jù)電離常數(shù)Kai=

c平(HSO3)q(H+)

,此時溶液的pH=1.85,即c,干(H-)=1()T￡5mol-L1,推

c.(H2SO3)

出c￡HSO1)=c￡H2so3),代入上式得出，2c￡H2so3)+c平(SOM)<0.1mol-L「

故A說法正確；B.b點加入20mLNaOH溶液，NaOH和H2so3恰好完全反應生

成NaHSCh,即溶質(zhì)為NaHSCh,根據(jù)質(zhì)子守恒得c*(H2so3)+cKH，)=c￡SO歹)

+cMOH-),故B說法正確：C.c點溶質(zhì)為Na2sCh和NaHS0.3,溶液顯堿性，SOM

+H2OHSOJ+OH-,根據(jù)水解平衡常數(shù)Kh='、(°H)米/產(chǎn)。3)=能

C平(S03)A.a2

cMOH—)=—等丁，推出C￡HS03)=C.(S0T),根據(jù)物料守恒：2c.￡Na+)=

3c年(H2SO3)+3c干(HSOD+3c平(SOM),貝l」有c平(Na+)=3c干(HSO3)+L5cKH2SO3),

顯然：c￡Na+)>3cMHS0,),故C說法正確;D.d點溶質(zhì)為Na2so3、少量SO歹水

解生成HSO0溶液中離子濃度cKNa+)>c￡SOT)>cKHSO,),故D說法錯誤。

|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+H2O,此時，酸、堿的物質(zhì)的量之比1：1,

?一一匚一、》上,,?。平(H+)?。平(HA).

得到的是NaHA的溶液，其中心=----(.(H、A)------，若溶液中cMHA)=

CKH2A),貝ijKai=c￡H+)；第二滴定終點：NaHA+NaOH=Na2A+H2O

此時，酸、堿的物質(zhì)的量之比為1：2,得到的是Na2A的溶液，其中乂2=

c(H+)(A2-)

若溶液中C￡A2—)=C￡HA-),則Ka2=cMH')

%(HA)

【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()

PH

d

°102040

V(HCl)/mL

A.a點時c平(Cl-)=2c平(NH3H2O)+2c平(NHr)

B./?點表示酸堿恰好完全反應

C.c點時c平(NH4K)>c平(Cl~)>c平(H+)>c平(OH■)

D.〃、b、c、d均有c平(NH才)+c平(H+)=(?sp(Cl')+c平(OH-)

答案D

解析。點時加入的鹽酸為10mL,所得溶液的溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的氯化錠

和一水合氨，根據(jù)物料守恒2cMe「)=CMNH3-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，力點表示堿過量，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筱，溶液顯酸性，cMH+)>c

根據(jù)電荷守恒：。平網(wǎng)141)+。￥3+)=。平(0一)+。干(014一)可知，。=網(wǎng)工)<。

T(cr),故C錯誤；。、b、c、d對應的溶液中均只有NH；、H\er■和OH一四種

離子,根據(jù)電荷守恒，故都有小網(wǎng)出^+一出+尸小仁廠什小^川卜故口正確。

2.常溫下,向20mL0.1mol-L-1的H3PO4溶液中滴力口0.1molL-1的NaOH溶液,

所得溶液的pH與NaOII溶液體積的關系如圖所示,下列說法正確的是()

V[NaOH(aq)]/mL

A.H3PO4溶液第一步滴定可用酚酸作指示劑

B.A點溶液中：c平(H2PO,)>c平(H3Po4)“平(HPOJ')

c平(H2Poi)平(OH-)

C.圖像中A、B、C三處溶液中一HP。：)一相等

D.B點溶液存在：2c平(Na+)=c平(POl)+c平(H2Poj)+c平(HPOp)+c平(H3PO4)

答案C

解析由題圖可知，HsPCh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20mL0.1molLrNaOH溶液,生成NaH2P0%此

時溶液呈酸性，說明H2Po3的電離程度大于其水解程度，則有c,(HPOi-)>c平

人士…c平(H*)c平(HPOF)

(H3Po4),B錯誤;H3PO4的二級電離常數(shù)心=----(.(H.poj)----

Kwq(HPOl)”(H2Po4)c平(OHDKw

c4(H2Po3)c平(OFT)'3有(HPOD=無？由于圖中A、B、

(H2PO；)O(OH)

C三處的溫度相同，則Kw、Ka2相同，故三處溶液中相

c平(HPO歹)

等，C正確；B點加入40mL0.1NaOH溶液，恰好反應生成NazHPCU,

據(jù)物料守恒可得c^(Na+)=2cx(POr)+2c干(H2Po4)+2cMHP0K)+2c“H3Po4),

D錯誤。

微專題27水溶液中離子平衡的兩類特殊圖像

一、分布系數(shù)圖像

【核心歸納】

分布系數(shù)圖像簡稱分布曲線，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，分布系數(shù)與溶液pH之間的關系曲線。

一元弱酸似二元弱酸（以草酸三元弱酸（以H3P04為

舉例

CHaCOOH為例）為例）例）

弱電解]0r________/1.()<C、X~\

0：8\廣0.B

60.4……血P*&76%'；泊M=4.26<>.<>

質(zhì)分布0.4

0.2A

34567PH123456pH（13400**10111^1314

系數(shù)圖PH

6。、3|分別為8o為H2c2。4分布加為H3P04分布系數(shù)吊

CH3COOH,系數(shù)@為HC2O4-為H2P04分布系數(shù)，82

6

CH3co0?分布系分布系數(shù)，32為為HP01'分布系數(shù),§3

數(shù)C20：分布系數(shù)為P0I分布系數(shù)

當pH<pKa時，主當溶液的pH=1.2當溶液的pH=2時，&）

要存在形式是時，3o=3i,當pH二6|,當pH=7.1時后

CH3COOH；當pH二4.2時，8i=&；=§2,當pH=12.2時，

>pKa時/土要存當pH<1.2時，&=§3；當pH<2時，

在形式是CH3co0H2c2。4為主要存H3P04為主要存在形

含義

-o3o與次曲線相在形式；在1.2<式，在2<pH<7.1區(qū)

父在do=di=U.3pH<4.2區(qū)間，間,H2PO4為主要存在

處，此時c平HC2O4為主要存形式;在7.1<pH<12.2

(CHsCOOH)二c平在形式；而當pH區(qū)間,HPO：為主要存

(CH3coO),即pH>4.2時，C2OO為在形式；而當pH>12.2

二pKa主要存在形式時，PO1-為主要存碗

式

pH由2到6發(fā)生反

pH由4到6發(fā)生反

應的離子方程式：pH由11到14發(fā)生反應

離子應的離子方程式：

CH3coOH+OH-的尚于萬程式：HPOV

方程式HC204+0H-

=CH3C00-++OH--POW-+H2O

=C20S■+H2O

H2O

K(CH3coOH)二

錯誤！，從圖可知，K3(H3Po4)=

心(H2c2O4)=

當c平(CH3co0-)c平(P01),c平(H+)