鹽類的水解 知識講解（教師版）

學而優(yōu)·教有方PAGEPAGE24第3講鹽類的水解復(fù)習目標知識建構(gòu)1.了解鹽類水解的原理。2．了解影響鹽類水解程度的主要因素。3．了解鹽類水解的應(yīng)用。4．能利用水解常數(shù)(Kh)進行相關(guān)計算。一、鹽類水解及其規(guī)律1．鹽類的水解2．鹽類水解的規(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否中性pH＝7強酸弱堿鹽NH4Cl、Cu(NO3)2是NHeq\o\al(＋,4)、Cu2＋酸性pH＜7弱酸強堿鹽CH3COONa、Na2CO3是CH3COO－、COeq\o\al(2－,3)堿性pH>73.鹽類水解離子方程式的書寫(1)一般要求水解記三點，水寫分子式，中間用可逆()，后無沉氣出。如NH4Cl水解的離子方程式為NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。(2)三種類型的鹽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Na2CO3水解的離子方程式為COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。如FeCl3水解的離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(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“=”、“↑”、“↓”等。如Na2S溶液與AlCl3溶液混合水解的離子方程式為2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑?！驹\斷1】判斷下列說法是否正確，正確的打√，錯誤的打×。(1)鹽類水解的過程就是鹽和水發(fā)生反應(yīng)的過程()(2)溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽()(3)某鹽溶液呈酸性，該鹽一定發(fā)生了水解反應(yīng)()(4)常溫下，pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液，水的電離程度相同()(5)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同()(6)NaHCO3、NaHSO4都能促進水的電離()(7)向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，水解相互促進有沉淀和氣體生成()(8)FeCl3溶液與NaHCO3溶液混合：Fe3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Fe(OH)3↓＋3CO2↑()答案(1)√(2)×(3)×(4)√(5)×(6)×(7)×(8)√二、鹽類水解的影響因素及應(yīng)用1．影響鹽類水解平衡的因素(1)內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)，形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。(2)外因因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(稀釋)右移增大減小外加酸堿酸弱堿陽離子的水解程度減小堿弱酸根離子的水解程度減小(3)以NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋為例，填寫下表。平衡移動c(H＋)c(NHeq\o\al(＋,4))升高溫度右移增大減小加水稀釋右移減小減小通入少量HCl左移增大增大加入少量NaOH固體右移減小減小加入固體NH4Cl右移增大增大2.鹽類水解的應(yīng)用應(yīng)用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋判斷酸性強弱等物質(zhì)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配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H＋泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應(yīng)為Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑比較溶液中離子濃度的大小如：Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為c(Na＋)＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(H＋)判斷鹽溶液蒸干時的產(chǎn)物鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干灼燒后一般得氧化物。如AlCl3→Al2O3鹽水解生成難揮發(fā)性酸，蒸干后得原物質(zhì)。如CuSO4→CuSO4考慮鹽受熱時是否分解。如KMnO4→K2MnO4和MnO2還原性鹽溶液蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3→Na2SO4弱酸的銨鹽溶液蒸干后無固體剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO33.熟記下列因相互促進水解不能大量共存的離子組合(1)Al3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、HS－、S2－、ClO－。(2)Fe3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－。(3)NHeq\o\al(＋,4)與SiOeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)?！驹\斷2】判斷下列說法是否正確，正確的打√，錯誤的打×。(1)加熱0.1mol·L－1Na2CO3溶液，COeq\o\al(2－,3)的水解程度和溶液的pH均增大()(2)氯化銨溶液加水稀釋時，eq\f(c（NHeq\o\al(＋,4)）,c（Cl－）)的值減小()(3)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)()(4)水解平衡右移，鹽離子的水解程度可能增大，也可能減小()(5)稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或堿性)也越強()(6)天然弱堿性水呈堿性的原因是其中含有較多的Fe3＋、Cu2＋等離子()(7)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()答案(1)√(2)√(3)√(4)√(5)×(6)×(7)×三、水解常數(shù)(Kh)1．數(shù)學表達式用HA表示酸，用MOH表示堿，MA表示由它們生成的鹽，在MA溶液中，若M＋、A－均能水解，A－＋H2OHA＋OH－，則A－的水解常數(shù)為Kh＝eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)；M＋＋H2OMOH＋H＋，則M＋的水解常數(shù)為Kh＝eq\f(c（H＋）·c（MOH）,c（M＋）)。2．水解常數(shù)與電離常數(shù)的關(guān)系若NaA為強堿弱酸鹽，A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)＝eq\f(c（HA）·c（OH－）·c（H＋）,c（A－）·c（H＋）)＝eq\f(KW,Ka（HA）)；若MCl為強酸弱堿鹽，同理可得Kh＝eq\f(KW,Kb（MOH）)。3．意義水解常數(shù)可以表示鹽的水解程度的大小，Kh越大，鹽類水解程度越大。4．外界影響因素水解常數(shù)是只是溫度的函數(shù)，Kh隨溫度的升高而增大。5．水解常數(shù)的應(yīng)用(1)計算鹽溶液中的c(H＋)或c(OH－)Kh＝eq\f(c2（OH－）,c－c（OH－）)≈eq\f(c2（OH－）,c)，c(OH－)＝eq\r(c·Kh)；同理，對于M＋＋H2OMOH＋H＋，c(H＋)＝eq\r(c·Kh)。(2)判斷水解程度大小、鹽溶液的酸堿性如，對于CH3COONH4溶液，由Ka(CH3COOH)≈Kb(NH3·H2O)知，Kh(CH3COO－)≈Kh(NHeq\o\al(＋,4))，CH3COO－和NHeq\o\al(＋,4)水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)。(3)判斷水解程度和電離程度大小，鹽溶液的酸堿性。①單一溶液。如，對于NaHCO3溶液，Kh(HCOeq\o\al(－,3))＝eq\f(KW,Ka（H2CO3）)＝eq\f(1×10－14,4.4×10－7)＝2.3×10－8，Ka(HCOeq\o\al(－,3))＝4.7×10－11＜Kh(HCOeq\o\al(－,3))，HCOeq\o\al(－,3)電離程度小于其水解程度，溶液呈堿性，c(H＋)＜c(OH－)。②混合溶液。如，對于等物質(zhì)的量濃度的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh(CH3COO－)＝eq\f(KW,Ka（CH3COOH）)＝eq\f(1×10－14,1.75×10－5)＝5.7×10－10＜Ka(CH3COOH)，CH3COO－的水解程度小于CH3COOH的電離程度，溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)。【診斷3】25℃時，H2SO3HSOeq\o\al(－,3)＋H＋的電離常數(shù)Ka＝1×10－2mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh＝mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中eq\f(c（H2SO3）,c（HSOeq\o\al(－,3)）)將(填“增大”“減小”或“不變”)。答案1×10－12增大解析Ka＝eq\f(c（H＋）·c（HSOeq\o\al(－,3)）,c（H2SO3）)Kh＝eq\f(c（OH－）·c（H2SO3）,c（HSOeq\o\al(－,3)）)＝eq\f(\f(KW,c（H＋）)·c（H2SO3）,c（HSOeq\o\al(－,3)）)＝eq\f(KW·c（H2SO3）,c（H＋）·c（HSOeq\o\al(－,3)）)＝eq\f(KW,Ka)＝1×10－12mol·L－1。HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－，當加少量I2時，發(fā)生I2＋HSOeq\o\al(－,3)＋H2O=2I－＋3H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，H＋增多導致c(OH－)減小，所以eq\f(c（H2SO3）,c（HSOeq\o\al(－,3)）)＝eq\f(Kh,c（OH－）)增大。

考點一鹽類水解實質(zhì)的分析和理解應(yīng)用【典例1】(2020·河南省洛陽高三模擬)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)答案B解析這幾種鹽都是強堿弱酸鹽，弱酸根離子發(fā)生水解反應(yīng)使溶液顯堿性，當鹽的濃度相同時，酸的酸性越弱，酸根離子水解的程度越大，水的電離程度越大，溶液的堿性越強。根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知，四種溶液中水的電離程度：①<②<④<③，A錯誤；在Na2CO3和NaHCO3溶液中，存在的粒子有Na＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、H2CO3、H2O、H＋、OH－，粒子種類相同，B正確；根據(jù)鹽的水解程度大小可知，等濃度的CH3COOH和HClO溶液的酸性：CH3COOH>HClO，所以pH小的是CH3COOH，C錯誤；在Na2CO3溶液中，Na＋與C原子數(shù)目比為2∶1，可得c(Na＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋2c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)，D錯誤?！緦c練1】(鹽類水解的實質(zhì)和規(guī)律)相同溫度、相同濃度下的八種溶液，其pH由小到大的順序如圖所示，圖中①②③④⑤代表的物質(zhì)可能分別為()A．NH4Cl(NH4)2SO4CH3COONaNaHCO3NaOHB．(NH4)2SO4NH4ClCH3COONaNaHCO3NaOHC．(NH4)2SO4NH4ClNaOHCH3COONaNaHCO3D．CH3COOHNH4Cl(NH4)2SO4NaHCO3NaOH答案B解析酸性從強到弱的順序為電離呈酸性>水解呈酸性>中性>水解呈堿性>電離呈堿性?！緦c練2】(鹽類水解反應(yīng)離子方程式)寫出符合要求的離子方程式：(1)AlCl3溶液呈酸性________________________________________________。(2)Na2CO3溶液呈堿性________________________________________________________________________________________________。(3)NaHS溶液呈堿性的原因_____________________________________。(4)NH4Cl溶于D2O中________________________________________。(5)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液，若pH>7，其原因是_______________________________________________________________________________________________；(用離子方程式說明，下同)；若pH<7，其原因是______________________________。答案(1)Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋(2)COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(3)HS－＋H2OH2S＋OH－(4)NHeq\o\al(＋,4)＋D2ONH3·HDO＋D＋(5)Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋【對點練3】(水解實質(zhì)的拓展延伸)廣義的水解觀認為：無論是鹽的水解還是非鹽的水解，其最終結(jié)果是反應(yīng)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)物是兩種酸答案B解析BaO2的水解產(chǎn)物是Ba(OH)2和H2O2，符合水解原理，故A項正確；PCl3的水解產(chǎn)物應(yīng)是H3PO3和HCl，不符合水解原理，故B項錯誤；Al4C3水解得到氫氧化鋁和甲烷，符合水解原理，故C項正確；CH3COCl的水解產(chǎn)物是兩種酸，為CH3COOH和HCl，符合水解原理，故D項正確。考點二鹽類水解平衡的移動和應(yīng)用【典例2】(2020·河南開封市一模)某同學探究溶液的酸堿性對FeCl3水解平衡的影響，實驗方案如下：配制50mL0.001mol·L－1FeCl3溶液、50mL對照組溶液X，向兩種溶液中分別滴加1滴1mol·L－1HCl溶液、1滴1mol·L－1NaOH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(yīng)的pH，說明Fe3＋發(fā)生了水解反應(yīng)B．對照組溶液X的組成可能是0.003mol·L－1KCl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FeCl3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－1KCl溶液，則加酸和加堿后溶液的pH的變化應(yīng)呈現(xiàn)軸對稱的關(guān)系，B錯誤；在FeCl3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；FeCl3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。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(yīng)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)?！緦c練4】(鹽類水解的影響因素)已知NaHSO3溶液常溫時顯酸性，溶液中存在以下平衡：HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－①HSOeq\o\al(－,3)H＋＋SOeq\o\al(2－,3)②向0.1mol·L－1的NaHSO3溶液中分別加入以下物質(zhì)，下列有關(guān)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(HSOeq\o\al(－,3))增大B．加入少量Na2SO3固體，則c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋c(SOeq\o\al(2－,3))C．加入少量NaOH溶液，eq\f(c（SOeq\o\al(2－,3)）,c（HSOeq\o\al(－,3)）)、eq\f(c（OH－）,c（H＋）)的值均增大D．加入氨水至中性，則2c(Na＋)＝c(SOeq\o\al(2－,3))>c(H＋)＝c(OH－)答案C解析NaHSO3溶液顯酸性，則HSOeq\o\al(－,3)的電離程度>HSOeq\o\al(－,3)的水解程度，加入鈉后平衡①左移、平衡②右移，c(HSOeq\o\al(－,3))減小，A項錯誤；根據(jù)電荷守恒可知，應(yīng)為c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(SOeq\o\al(2－,3))，B項錯誤；加入少量NaOH，平衡②右移，eq\f(c（SOeq\o\al(2－,3)）,c（HSOeq\o\al(－,3)）)、eq\f(c（OH－）,c（H＋）)的值均增大，C項正確；溶液中存在物料守恒，即c(Na＋)＝c(SOeq\o\al(2－,3))＋c(HSOeq\o\al(－,3))＋c(H2SO3)，c(Na＋)>c(SOeq\o\al(2－,3))，c(H＋)＝c(OH－)，D項錯誤?！緦c練5】(鹽類水解的應(yīng)用)下列有關(guān)鹽類水解的事實或應(yīng)用、解釋的說法不正確的是()選項事實或應(yīng)用解釋A用熱的純堿溶液去除油污純堿與油污直接發(fā)生反應(yīng)，生成易溶于水的物質(zhì)B泡沫滅火器滅火Al2(SO4)3與NaHCO3溶液反應(yīng)產(chǎn)生CO2氣體C施肥時，草木灰(主要成分K2CO3)與NH4Cl不能混合使用K2CO3與NH4Cl反應(yīng)生成NH3，降低肥效D明礬[KAl(SO4)2·12H2O]作凈水劑明礬溶于水生成Al(OH)3膠體答案A【對點練6】(鹽類水解平衡的實驗探究)已知：[FeCl4(H2O)2]－為黃色，溶液中存在可逆反應(yīng)：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，下列實驗所得結(jié)論不正確的是()①②③④加熱前溶液為淺黃色，加熱后顏色變深加熱前溶液接近無色，加熱后溶液顏色無明顯變化加入NaCl后，溶液立即變?yōu)辄S色，加熱后溶液顏色變深加熱前溶液為黃色，加熱后溶液顏色變深注：加熱為微熱，忽略體積變化。A．實驗①中，F(xiàn)e2(SO4)3溶液顯淺黃色原因是Fe3＋水解產(chǎn)生了少量Fe(OH)3B．實驗②中，酸化對Fe3＋水解的影響程度大于溫度的影響C．實驗③中，加熱，可逆反應(yīng)：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－正向移動D．實驗④，可證明升高溫度，顏色變深一定是因為Fe3＋水解平衡正向移動答案D解析加熱促進水解，鐵離子水解生成氫氧化鐵，則實驗①中，F(xiàn)e2(SO4)3溶液顯淺黃色原因是Fe3＋水解產(chǎn)生了少量Fe(OH)3，故A項正確；由Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋可知，酸化后加熱溶液顏色無明顯變化，氫離子抑制水解，則實驗②中酸化對Fe3＋水解的影響程度大于溫度的影響，故B項正確；加入NaCl后，溶液立即變?yōu)辄S色，發(fā)生Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，[FeCl4(H2O)2]－為黃色，加熱時平衡正向移動，溶液顏色變深，故C項正確；實驗④中存在Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，升高溫度平衡正向移動，溶液顏色變深，不能證明對Fe3＋水解平衡的影響，故D項錯誤?？键c三水解常數(shù)(Kh)的意義和應(yīng)用【典例3】磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數(shù)分別是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，回答下列問題：(1)常溫下同濃度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的順序是(填序號)。(2)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH(填“＞”“＜”或“＝”)7。(3)常溫下，Na2HPO4的水溶液呈(填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與Kh的相對大小，說明判斷理由：__________________________________________________________________________________________________________________________________________________。答案(1)③＜②＜①(2)＜(3)堿Na2HPO4的水解常數(shù)Kh＝eq\f(c（H2POeq\o\al(－,4)）·c（OH－）,c（HPOeq\o\al(2－,4)）)＝eq\f(KW,Ka2)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－8)≈1.61×10－7，Kh＞Ka3，即HPOeq\o\al(2－,4)的水解程度大于其電離程度，因而Na2HPO4溶液顯堿性解析(1)Ka越大，Kh越小，所以①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的水解程度依次減小，pH依次減小。(2)NaH2PO4的水解常數(shù)Kh＝eq\f(c（H3PO4）·c（OH－）,c（H2POeq\o\al(－,4)）)＝eq\f(KW,Ka1)＝eq\f(1.0×10－14,7.1×10－3)≈1.4×10－12，Ka2＞Kh，即H2POeq\o\al(－,4)的電離程度大于其水解程度，因而pH＜7。(3)Na2HPO4的水解常數(shù)Kh＝eq\f(c（H2POeq\o\al(－,4)）·c（OH－）,c（HPOeq\o\al(2－,4)）)＝eq\f(KW,Ka2)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－8)≈1.6×10－7，Ka3＜Kh，即H2POeq\o\al(－,4)的水解程度大于其電離程度，因而pH＞7。Kh與Ka(或Kb)、KW的關(guān)系(1)一元弱酸鹽：Ka·Kh＝KW(2)一元弱堿鹽：Kb·Kh＝KW(3)多元弱酸鹽，如NamA溶液：Kh＝eq\f(KW,Ka（m）)Nam－1HA溶液Kh＝eq\f(KW,Ka（m－1）)依次類推……【對點練7】(水解常數(shù)的計算)(2020·安徽省太和第一中學月考)已知：25℃時，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5。該溫度下，用0.100mol·L－1的氨水滴定10.00mL0.100mol·L－1的一元酸HA的溶液，滴定過程中加入氨水的體積(V)與溶液中l(wèi)geq\f(c（H＋）,c（OH－）)的關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是()A．HA為強酸B．a(chǎn)<10C．25℃時，NHeq\o\al(＋,4)的水解常數(shù)為eq\f(5,9)×10－9D．當?shù)稳?0mL氨水時，溶液中存在c(NHeq\o\al(＋,4))>c(A－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)答案B解析根據(jù)圖像，0.1mol/L的一元酸HA溶液中l(wèi)geq\f(c（H＋）,c（OH－）)＝12，則eq\f(c（H＋）,c（OH－）)＝1012，結(jié)合c(H＋)×c(OH－)＝10－14解得c(H＋)＝0.1mol/L，則HA為強酸，A正確；若a＝10，則二者恰好完全反應(yīng)生成NH4A，該銨鹽水解，溶液顯酸性，lgeq\f(c（H＋）,c（OH－）)＞0，結(jié)合圖像可知，當lgeq\f(c（H＋）,c（OH－）)＝0時，a>10，B不正確；25℃時，NHeq\o\al(＋,4)的水解常數(shù)＝eq\f(KW,Kb)＝eq\f(10－14,1.8×10－5)＝eq\f(5,9)×10－9，C正確；當?shù)稳氚彼捏w積V＝20mL時得到等物質(zhì)的量濃度的NH4A和氨水的混合液，由于NH3·H2O的電離常數(shù)大于NHeq\o\al(＋,4)的水解常數(shù)，則NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，所以c(NHeq\o\al(＋,4))>c(A－)、c(OH－)>c(H＋)，則c(NHeq\o\al(＋,4))>c(A－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)，D正確?！緦c練8】(水解常數(shù)的應(yīng)用)根據(jù)已知條件填空：(1)已知25℃時，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.8×10－5，該溫度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝mol·L－1。(已知eq\r(5.56)≈2.36)(2)已知某溫度時，Na2CO3溶液的水解常數(shù)Kh＝2×10－4mol·L－1，則當溶液中c(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝2∶1時，試求該溶液的pH＝。答案(1)2.36×10－5(2)10解析(1)Kh＝eq\f(c（H＋）·c（NH3·H2O）,c（NHeq\o\al(＋,4)）)＝eq\f(KW,Kb)c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NHeq\o\al(＋,4))≈1mol·L－1。所以c(H＋)＝eq\r(Kh)＝eq\r(\f(10－14,1.8×10－5))mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1。(2)Kh＝eq\f(c（HCOeq\o\al(－,3)）·c（OH－）,c（COeq\o\al(2－,3)）)＝2×10－4，又c(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝2∶1，則c(OH－)＝10－4mol·L－1，結(jié)合KW＝1.0×10－14，可得c(H＋)＝10－10mol·L－1。【對點練9】(判斷溶液的酸堿性)已知常溫下CN－的水解常數(shù)Kh＝1.61×10－5。(1)常溫下，含等物質(zhì)的量濃度的HCN與NaCN的混合溶液顯(填“酸”“堿”或“中”)性，c(CN－)(填“>”“<”或“＝”)c(HCN)。該溶液中各離子濃度由大到小的順序為。(2)常溫下，若將cmol·L－1鹽酸與0.62mol·L－1KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液，則c＝(小數(shù)點后保留4位數(shù)字)。答案(1)堿<c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)(2)0.6162mol·L－1解析(1)Kh(CN－)＝1.61×10－5，由此可求出Ka(HCN)≈6.2×10－10，故CN－的水解能力強于HCN的電離能力，由于NaCN與HCN的物質(zhì)的量相等，故水解產(chǎn)生的c(OH－)大于電離生成的c(H＋)，混合溶液顯堿性，且c(CN－)<c(HCN)。(2)當溶液顯中性時，由電荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5cmol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝eq\f(c（OH－）·c（HCN）,c（CN－）)＝eq\f(1.0×10－7×0.5c,0.31－0.5c)＝1.61×10－5，解得c≈0.6162mol·L－1。微專題28“粒子”濃度關(guān)系判斷(一)熟悉兩大理論，構(gòu)建思維基點1．電離理論(1)弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮溶劑水的電離。(2)多元弱酸分步電離，電離程度逐級減小。2．水解理論(1)弱電解質(zhì)離子的水解程度一般很小，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中的c(H＋)或堿性溶液中的c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，水解程度逐級減弱。(二)把握三種守恒，明確等量關(guān)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)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。2．物料守恒規(guī)律電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素的原子總是守恒的，或兩種原子的數(shù)目比是固定的。3．質(zhì)子守恒規(guī)律如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移情況圖示如下：由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。(三)比較溶液中粒子濃度關(guān)系的解題流程類型一、單一溶液中離子濃度關(guān)系【典例1】分析下列溶液中的離子濃度關(guān)系：(1)Na2CO3溶液①大小關(guān)系：_______________________________________________。②物料守恒：_______________________________________________。③電荷守恒：_______________________________________________。④質(zhì)子守恒：_______________________________________________。(2)NaHCO3溶液①大小關(guān)系：_______________________________________________。②物料守恒：_______________________________________________。③電荷守恒：_______________________________________________。④質(zhì)子守恒：_______________________________________________。答案(1)①c(Na＋)>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H＋)②c(Na＋)＝2[c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)]③c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))④c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)(2)①c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(OH－)>c(H＋)>c(COeq\o\al(2－,3))②c(Na＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))＋c(H2CO3)③c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)④c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(H＋)－c(COeq\o\al(2－,3))解析(1)Na2CO3=2Na＋＋COeq\o\al(2－,3)(完全電離)，COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－(主要)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(次要)，H2OH＋＋OH－(極微弱)。(2)NaHCO3=Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)(完全電離)，HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－(主要)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)(次要)，H2OH＋＋OH－(極微弱)。規(guī)避等量關(guān)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代表一個COeq\o\al(2－,3)帶2個負電荷，不可漏掉。(2)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＋)是溶液中各種硫元素存在形式的硫原子總濃度的2倍。類型二、混合溶液中離子濃度關(guān)系【典例2】常溫下，用0.1mol/LNaOH溶液分別滴定體積均為20.00mL、濃度均為0.1mol/L的HX、HY溶液，pH隨NaOH溶液體積變化如圖。下列結(jié)論正確的是()A．水解常數(shù)：X－＞Y－B．10.00mL時，有c(Na＋)＞c(HX)＞c(X－)＞c(H＋)C．pH＝7時，c(Y－)＞c(X－)D．a(chǎn)、b兩點溶液混合后，c(HX)＋c(HY)＋c(H＋)＝c(OH－)答案D解析根據(jù)圖像知，開始時pH(HX)＜pH(HY)，則酸性：HX＞HY，酸性越弱，對應(yīng)陰離子的水解常數(shù)越大，A錯誤；B項，當向HX溶液中加入10.00mLNaOH溶液時，溶液中溶質(zhì)為HX和NaX，且物質(zhì)的量之比為1∶1，分析圖像知，HX的電離程度大于X－的水解程度，故c(X－)＞c(Na＋)＞c(HX)＞c(H＋)，B錯誤；pH＝7時，溶液中c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒，分別存在c(Na＋)＝c(X－)，c(Na＋)＝c(Y－)，但HX消耗的NaOH的量比HY大，故c(Y－)＜c(X－)，C錯誤；a、b兩點溶液分別是完全中和后得到的NaX、NaY溶液，混合后根據(jù)質(zhì)子守恒有c(HX)＋c(HY)＋c(H＋)＝c(OH－)，D正確。酸、堿中和型離子濃度的關(guān)系類型三、不同溶液中同一粒子濃度關(guān)系比較【典例3】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CH3COONa②NH4Cl與HCl③NH4Cl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＜④B．c(NHeq\o\al(＋,4))：①＜③＜②＜④C．溶液中c(H＋)：①＜③＜②＜④D．c(NH3·H2O)：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水解呈酸性被HCl抑制，但溶液呈酸性；③中NH4Cl與NaCl混合，為單水解呈酸性；④NH4Cl與相應(yīng)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(NHeq\o\al(＋,4))：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，故選B。不同溶液中同種粒子濃度大小關(guān)系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(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2Oeq\o\al(－,4))＋2c(H2C2O4)C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－)答案B解析A項，由于S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－、H2OH＋＋OH－，故粒子濃度關(guān)系應(yīng)為c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H2S)，錯誤；B項，符合電解質(zhì)溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系，正確；C項，根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)，錯誤；D項，根據(jù)物料守恒，離子濃度的關(guān)系應(yīng)為c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋eq\f(1,2)c(Cl－)，錯誤。2．(2020·江西名師聯(lián)盟第一次模擬測試)已知25℃時醋酸的電離常數(shù)為1.6×10－5，該溫度下向20mL0.01mol·L－1醋酸溶液中不斷滴入0.01mol·L－1NaOH溶液，溶液pH變化如圖所示。此過程溶液中離子濃度的關(guān)系錯誤的是()A．a(chǎn)點溶液的c(H＋)≈4×10－4mol·L－1B．水電離程度：e＞d＞c＞b＞aC．b點：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)D．d點：c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)答案B解析根據(jù)電離常數(shù)計算可得a點溶液的c(H＋)≈eq\r(0.01×1.6×10－5)mol/L＝4×10－4mol·L－1，A正確；d點恰好反應(yīng)生成的鹽水解，水電離程度最大，B錯誤；b點溶液中的溶質(zhì)是等物質(zhì)的量的CH3COONa和CH3COOH，根據(jù)物料守恒可得2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，C正確；d點溶液中只有醋酸鈉，根據(jù)質(zhì)子守恒可得c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)，D正確。3．(2020·河北唐山市高三期末)已知氫硫酸(H2S)的電離平衡常數(shù)為：Ka1(H2S)＝9.1×10－8,Ka2(H2S)＝1.1×10－12。H2S溶液中c(總)＝c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)。室溫下向25.00mL0.1000mol·L－1H2S溶液中逐滴滴入NaOH溶液。下列說法正確的是()A．隨著NaOH溶液滴入，溶液中水的電離程度不斷增大B．c(Na＋)＝c(總)的溶液：c(Na＋)>c(S2－)＞c(H2S)＞c(H＋)C．pH＝7的溶液：c(Na＋)>c(S2－)>c(HS－)>c(OH－)＝c(H＋)D．c(H＋)＝9.1×10－8mol·L－1時：c(H2S)＋2c(S2－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)答案D解析A．H2S是二元弱酸，在溶液中抑制水的電離，向25.00mL0.1000mol·L－1H2S溶液中逐滴滴入NaOH溶液，H2S與NaOH反應(yīng)生成NaHS、Na2S時，由于NaHS、Na2S水解，促進水的電離，溶液中水的電離程度不斷增大，當H2S完全反應(yīng)，再滴入NaOH溶液，溶液中過量的NaOH抑制水的電離，水的電離程度會減小，故A錯誤；B.c(Na＋)＝c(總)的溶液為NaHS溶液，NaHS的水解常數(shù)Kh＝eq\f(KW,Ka1)＝eq\f(10－14,9.1×10－8)＞Ka2＝1.1×10－12，溶液中NaHS的水解程度大于電離程度，NaHS溶液呈堿性，溶液中c(H2S)＞c(S2－)，故B錯誤；C.因NaHS溶液呈堿性，pH＝7的溶液為H2S與NaHS的混合溶液，則溶液中c(HS－)＞c(S2－)，故C錯誤；D.由Ka1＝eq\f(c（HS－）·c（H＋）,c（H2S）)＝9.1×10－8可知c(H＋)＝9.1×10－8mol·L－1時，溶液中c(H2S)＝c(HS－)，由電荷守恒c(HS－)＋2c(S2－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)可得c(H2S)＋2c(S2－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，故D正確。4．(2021·廣東惠州第一次調(diào)研)25℃時，向10mL0.01mol·L－1NaCN溶液中逐滴滴加0.01mol·L－1的鹽酸，其pH變化曲線如圖所示。下列溶液中的關(guān)系一定正確的是(忽略體積微小變化)()A．a(chǎn)點的溶液的pH≥12B．b點的溶液：c(CN－)＞c(HCN)C．c點的溶液：c(CN－)＋c(HCN)＋c(Cl－)＝0.01mol·L－1D．pH＝7的溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(CN－)答案C解析NaCN溶液的pH＞7，說明NaCN是強堿弱酸鹽，CN－在水溶液中部分水解，若NaCN完全水解，則溶液的pH等于12，而CN－不能完全水解，故a點溶液pH小于12，A項錯誤；b點加入了5mL鹽酸，溶液中的溶質(zhì)為等物質(zhì)的量的NaCN、NaCl、HCN，此時溶液顯堿性，說明NaCN的水解程度大于HCN的電離程度，c(CN－)＜c(HCN)，B項錯誤；c點加入10mL鹽酸，溶液中的溶質(zhì)為NaCl、HCN，根據(jù)物料守恒知溶液中c(CN－)＋c(HCN)＋c(Cl－)＝(10×10－3L×0.01mol·L－1＋10×10－3L×0.01mol·L－1)÷(20×10－3L)＝0.01mol·L－1，C項正確；pH＝7時c(OH－)＝c(H＋)，根據(jù)電荷守恒：c(CN－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，可得c(CN－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)，D項錯誤。1．(雙選)(2020·江蘇化學，14)室溫下，將兩種濃度均為0.10mol·L－1的溶液等體積混合，若溶液混合引起的體積變化可忽略，下列各混合溶液中微粒物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()A．NaHCO3－Na2CO3混合溶液(pH＝10.30)：c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)B．氨水－NH4Cl混合溶液(pH＝9.25)：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)C．CH3COOH－CH3COONa混合溶液(pH＝4.76)：c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)D．H2C2O4－NaHC2O4混合溶液(pH＝1.68，H2C2O4為二元弱酸)：c(H＋)＋c(H2C2O4)＝c(Na＋)＋c(C2Oeq\o\al(2－,4))＋c(OH－)答案AD解析濃度均為0.10mol·L－1的NaHCO3－Na2CO3的混合溶液中，COeq\o\al(2－,3)的水解程度大于HCOeq\o\al(－,3)的水解程度，HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于其電離程度，所以溶液中c(Na＋)>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(COeq\o\al(2－,3))>c(OH－)，A項正確；濃度均為0.10mol·L－1的氨水－NH4Cl混合溶液的pH＝9.25，說明NH3·H2O的電離程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液中c(NH3·H2O)<c(Cl－)，根據(jù)電荷守恒，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，可知c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)>c(NH3·H2O)＋c(OH－)，B項錯誤；濃度均為0.10mol·L－1的CH3COOH－CH3COONa混合溶液的pH＝4.76，說明CH3C