考點(diǎn)47鹽類的水解

知識(shí)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(chǎn)生的H+或OJT結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2.實(shí)質(zhì)

?的陰高于卜上6

T促遇水的電離

I型做的用肉孑卜;等而

|那液望“性哦?性卜~）］

3.特點(diǎn)

回西1水X反應(yīng)是可逆反應(yīng)

啜熱L水解反應(yīng)是酸做中利反應(yīng)的逆反應(yīng).是吸熱反應(yīng)

做弱J水新反應(yīng)程度很微弱

4.水解常數(shù)（國(guó)）

以CH38O+H2OUCH3COOH+OH-為例，表達(dá)式為弋|黑詈2=即=卷

5.水解的規(guī)律及類型

有弱才水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。

鹽的類型實(shí)例是否水解水解的離子溶液的酸堿性溶液的pH

—

強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽NaChKNO3否中性二7

NHQ、

強(qiáng)酸弱堿鹽是NH；、Cu2+酸性<7

CU(NO3)2

CH3co。一、

CH3COONa>

弱酸強(qiáng)堿鹽是堿性>7

co：

Na2CO3

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(duì)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；=^H++COj（次要），HCC”

+H2O2co3+OH-(主要)。

②若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSC)3溶液中：HS034^H++S0歹(主要)，HS0?

+H2O2so3+oir(次要)。

(3)相同條件下的水解程度：正鹽,相應(yīng)酸式鹽，如COj>HCO；。

(4)相互促進(jìn)水解的鹽〉單獨(dú)水解的鹽〉水解相互抑制的鹽。如NH：的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>

(NH4)2Fe(SO4)2=

6.水解方程式的書寫

(1)一般要求

［氣體、沉淀不標(biāo).「”或“▼

一般捻類水水解產(chǎn)

二I埼分解產(chǎn)物(如NH?H()

解程度很小物很少?八i

［牙J丁廠T7tl7八

如NH4cl的水解離子方程式為NH；+H2O=一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(jìn)行，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式。

如Na2co3的水解離子方程式為

CO：+H2O^=SHCO；+0H，

②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。

如FeCb的水解離子方程式為

3++

Fe+3H2O?=^Fe(OH)3+3Ho

③陰、陽(yáng)離子相互促進(jìn)的水解：水解程度較大，書寫時(shí)要用“==="、￥"、飛”等。

3+2-

如Na2s溶液與AlCb溶液混合反應(yīng)的水解離子方程式為2Al+3S+6H2O===2Al(OH)3；+3H2St=

二、鹽類水解的影響因素

1.內(nèi)因

弱酸根離子、弱堿陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解，溶液的堿性或酸性越強(qiáng)。如：酸性：

決定

CH3COOH>H2CO3-啪同濃度的NaHCCh、CH3coONa溶液的pH大小關(guān)系為NaHC03>CH3C00Nao

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

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(yáng)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FeCb)

的鹽4

外加其他鹽

水解形式相反

相互促進(jìn)［如A1(SO)3中加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(chǎn)生

的H+或OJT的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱；

(2)向CECOONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會(huì)與CH3coONa溶液水解產(chǎn)生的OtT反應(yīng)，使平衡

向水解方向移動(dòng)，原因是體系中c(CH3coOH)增大是主要因素，會(huì)使平衡CH3coeT+H2O=^CH3coOH

+OJT左移。

+

例如，不同條件對(duì)FeCl3水解平衡的影響［Fe3++3H2。^^Fe(OH)3+3H］

條件移動(dòng)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H2O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(yīng)用

1.鹽類水解的常見應(yīng)用

應(yīng)用舉例

判斷溶液的酸堿性3++

FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe+3H2O^^^Fe(OH)3+3H

若陰、陽(yáng)離子發(fā)生水解相互促進(jìn)的反應(yīng)，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(jìn)的反應(yīng)進(jìn)行完全的有：

2-

判斷離子能否共存①AF+與HCO?、COr、A102>SiOF>HS>S,CIO?

②Fe3+與HCO,、COT、A1O7>SiO歹、CIO0

③NHl與SiOf、A1O2O

判斷酸性強(qiáng)弱NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10,貝i］酸性HX>HY>HZ

配制或貯存易水解配制CuSCU溶液時(shí)，加入少量H2so4，防止Ci?+水解;配制FeCb溶液,加入

的鹽溶液少量鹽酸；貯存Na2c。3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(yīng)：Fe+3H2O金:Fe(OH)3(膠體)+3H+

3+

泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與A12(SO4)3;發(fā)生反應(yīng)為Al+3HCO；=Al(OH)3；+3CO2t

作凈水劑

3+UI

明磯可作凈水劑，原理為A1+3H2OA1(0H)3(膠體)+3H+

化肥的使用鏤態(tài)氮肥與草木灰不得混用

除銹劑NH4C1與ZnC12溶液可作焊接時(shí)的除銹劑

2.鹽溶液蒸干時(shí)所得產(chǎn)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(qiáng)堿鹽，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)

蒸干得CuSO4(s)；Na2co3(aq)蒸干得Na2co3(s)。

(2)鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如AlCb(aq)蒸干得Al(0H)3灼

燒得A12O3O

(3)考慮鹽受熱時(shí)是否分解。Ca(HCO3)2>NaHCCh、KMnCU、NH4cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒

后分別為Ca(HCO3)2—>CaC03(Ca0)；NaHC03—>Na2CO3;KMnO4―>K2MnO4和Mn02；

NH4C1―>NH3T+HClf?

(4)還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化。如Na2so3(aq)蒸干得Na2SC)4(s)。

(5)弱酸的鏤鹽蒸干后無(wú)固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3O

四、溶液中離子濃度大小的比較

1.比較方法

(1)“一個(gè)比較”

同濃度的弱酸(或弱堿)的電離能力與對(duì)應(yīng)的強(qiáng)堿弱酸鹽(或?qū)?yīng)強(qiáng)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：CH3coOH的電離程度大于CH3coeT的水

解程度，所以等濃度的CH3C00H與CH3C00Na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：HC1O的電離程度小于C1CT的水解程度，

所以等濃度的HC10與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性；反之，如果等濃度的HC10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C1CT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(gè)更強(qiáng)。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(gè)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(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。如在

+

稀醋酸中：CH3coOH^=^CH3coeT+H+、H2O^^OH~+H,在溶液中微粒濃度由大到小的順序：

+

C(CH3COOH)>c(H)>c(CH3COO)>c(OH)。

②弱酸根或弱堿陽(yáng)離子的水解是很微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。如在稀NH4cl溶

-+

液中：NH4C1=NH：+C「、NH^+H2O5=^NH3H2O+H\H2O5=^OH+H,所以在NH4cl的溶液中微

+-

粒濃度由大到小的順序是：c(CT)>c(NH：)>C(H)>C(NH3-H2O)>C(OH)O

(3)“三個(gè)守恒”

+

如在Na2c。3溶液中：Na2CO3=2Na+CO：、CO：+H20HCO；+0H-、

+

HCO；+H2O5=^H2CO3+OH->H2O僵為OH-+Ho

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

②物料守恒：c(Na+)=2c(COj)+2c(HCO；)+2c(H2cO3)

上述兩個(gè)守恒相加或相減可得：

③質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HCO；)+2c(H2co3)

2.常見類型

+

(1)多元弱酸溶液,根據(jù)多步電離分析，如在H3P04的溶液中,C(H)>C(H2PO；)>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Na2c。3溶液中，c(Na+)>c(CO^)>c(OH

)>C(HCO")o

(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(duì)它的影響。如在相同的物質(zhì)的量濃度的

下列各溶液中：①NHQ、②CH3coONH4、③NH4HSO4，c(NH：)由大到小的順序是③>①>②。

(4)混合溶液中各離子濃度的比較，要進(jìn)行綜合分析，如電離因素、水解因素等。如在含0.1moLL-i

的NH4cl和0.1moLL-i的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序?yàn)閏(NH：)>c(C「)>c(OH-)>c(H+)。在

該溶液中，NH3H2O電離程度大于NH；的水解程度，溶液呈堿性：c(OhF)>c(H+),同時(shí)c(NH：)>c(C「)。

3.比較溶液中粒子濃度大小的解題思路

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相互反應(yīng)d

Hiia

心重點(diǎn)考向,

考向一鹽類水解反應(yīng)離子方程式

典例引領(lǐng)

典例1下列反應(yīng)不屬于水解反應(yīng)或水解方程式不正確的是

①HCI+H2O=H30++cr

②AlCb+3H2O===A1(OH)3+3HC1

③Na2cCh+2H2。=H2cC)3+2NaOH

④碳酸氫鈉溶液：HCO3+H2。=C0F+H30+

⑤NH4cl溶于D20中：NHj+D2O=NH3Q2O+H+

2+

⑥HS-的水解：HS+H20^S+H30

⑦將飽和FeCb溶液滴入沸騰的水中：

FeCb+3H2O一Fe(0H)3(膠體)+3HC1

A.①②③④B.①②③

C.②③⑤⑥⑦D.全部

【解析】①是電離方程式；②水解過程很弱，應(yīng)用“一”表示；③COH水解是分步的且以第一步水解

為主；④是HCO3的電離；⑤正確應(yīng)為NHj+D2O=NH3-HDO+D+；⑥表示HS-的電離；⑦制備膠體不

用“1’。

【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

+2

A.HS+H2O^H3O+S-

B.HS-+H+——H2s

C.COj+H2O=H2co3+2OH-

D.Fe3++3H2O=Fe（OH）3+3H+

&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(yīng)用“一”連接反應(yīng)物和生成物。水解生成的難溶性或揮發(fā)性物

質(zhì)不加"『'或“廣符號(hào)。如CU2++2H2。一CU（OH）2+2H+,HS-+H2O=H2S+OH-。

2.多元弱酸陰離子分步水解，應(yīng)分步書寫水解的離子方程式。因?yàn)榈谝徊剿獬潭容^大，一般只寫第

一步水解的方程式。如Na2cCh的水解分兩步，第一步為CO：+H2。=HCO[+OH-,第二步為

HCO；+H20==H2co3+0H-。多元弱堿陽(yáng)離子的水解方程式不要求分步書寫。如A1CL的水解方程式為

AF++3H2O一A1（OH）3+3H+。

3.發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)時(shí)，由于能水解徹底，用“=”連接反應(yīng)物和生成物，水解生成的難溶性

或揮發(fā)性物質(zhì)要寫或寸”符號(hào)。如FeCb與NaHCCh溶液混合發(fā)生水解的離子方程式為

Fe3++3HCO；=Fe（OHR+3cO2T。

4.鹽類水解的離子方程式可用通式表示為R-+H2O=HR+OH-,Rm+H2O=HRSE-+OH-（分步水解）;

R++H2O=ROH+H+,R"++〃H2O=R（OH）〃+wH+（“一步至U位”）。

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

趨于完全時(shí)，才用“=”。

（2）水解反應(yīng)生成的揮發(fā)性物質(zhì)及難溶物不用和飛”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(yáng)離子的分步水解，習(xí)慣上一

步書寫完成。

考向二鹽類水解的實(shí)質(zhì)與影響因素

典例引領(lǐng)

典例1已知常溫下濃度為0.1molL-1的下列溶液的pH如表所示：

溶質(zhì)NaFNaClONa2cO3

PH7.59.711.6

下列說法正確的是

A.加熱O.lmoLL-iNaClO溶液測(cè)其pH,pH小于9.7

B.0.1moLIT】Na2c03溶液加水稀釋，CO爰的水解平衡右移，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(guān)系為HF>HC1O>H2co3（二級(jí)電離平衡常數(shù)）

D.0.1moLL-iNaF溶液中加入Na2co3,廣的水解程度變大

【解析】A項(xiàng)，加熱促進(jìn)鹽水解，pH>9.7,錯(cuò)誤；B項(xiàng)，加水稀釋堿性變?nèi)酰琾H變小，錯(cuò)誤；C項(xiàng)，

水解程度越大，pH越大，相應(yīng)的酸越弱，正確；D項(xiàng)，加Na2co3,抑制F-水解，錯(cuò)誤。

【答案】C

變式拓展

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

A.NO2B.SO2C.SO3D.CO2

&酸式鹽溶液酸堿性的判定原則

1.強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSCU在水溶液中：NaHS04——Na++H++S0j。

NaHSCU溶液性質(zhì)上相當(dāng)于一元強(qiáng)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(duì)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；+H2O-H2so3+OH-（次要）。中學(xué)階段與此類似的還有NaH2P。4等。

(2)若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCCh溶液中：HCO；+H2O-H2co3+OH-(主要);

HCO；-H++CO：(次要)。中學(xué)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(yīng)酸式鹽，如COj>HCO；。

考向三Kh\Ka(Kb)、Kw的關(guān)系及應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例1常溫常壓下，丙二酸(H00CCH2coOH)的電離常數(shù)為Kai=1.4xl()-3,/Cai=2.0xl0^o向10mL

某濃度的丙二酸溶液中滴加0.2molL-'NaOH溶液，在滴加過程中下列有關(guān)說法不正確的是

A.在中和反應(yīng)未完成前隨著NaOH溶液的滴加，一OOCCH2coeT的物質(zhì)的量濃度逐漸升高

B.若滴入的NaOH溶液的體積為10mL時(shí)溶液溫度最高，則丙二酸的物質(zhì)的量濃度=0.1molir

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7.14X10F2

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

滴加，丙二酸逐漸轉(zhuǎn)化為丙二酸鈉，一OOCCH2co。一的物質(zhì)的量濃度逐漸升高，A正確；若滴入的NaOH

1

溶液的體積為10mL時(shí)，溶液溫度最高,說明中和反應(yīng)恰好完全進(jìn)行，則丙二酸的物質(zhì)的量濃度=奏0.2moLL

-1=0.1moLL-i,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(duì)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，

Kwl.OxlO一

丙二酸根離子的水解常數(shù)Kh=K^=2.0X10-6=5.0xl0-9,D錯(cuò)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(dòng)。試計(jì)算溶液中=________o(常溫下H2s03的電離平衡常數(shù)Kal=1.0X10-2,

C(HSO3)

Ka2=6.0xl0-8)

I利用平衡常數(shù)的性質(zhì)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(guān)系為Ka?Kh=Kw或KbK=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(shì)時(shí)，可以根據(jù)表達(dá)式的

形式轉(zhuǎn)化為(町)、Ka、K,或它們與Kw的關(guān)系，再結(jié)合平衡常數(shù)的性質(zhì)來判斷微粒濃度變化。

考向四鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例1下列有關(guān)鹽類水解的事實(shí)或應(yīng)用、解釋的說法不正確的是

選項(xiàng)事實(shí)或應(yīng)用解釋

純堿與油污直接發(fā)生反應(yīng)，生成易溶于

A用熱的純堿溶液去除油污

水的物質(zhì)

Ah(SO4)3與NaHC03溶液反應(yīng)產(chǎn)生C02

B泡沫滅火器滅火

氣體

施肥時(shí)，草木灰(主要成分K2co3)與K2c03與NH4C1反應(yīng)生成NH3,降低肥

C

NH4cl不能混合使用效

D明研［KA1(SO4)2?12H2O］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Na2cCh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(jí)脂肪酸鈉和甘油，并非純堿與油污直接發(fā)生反應(yīng)，A錯(cuò)誤。泡沫滅火器滅火的原理是利用A12(SO4)3

3+

與NaHCCh溶液發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)：Al+3HCO^===A1(OH)3；+3CO2T，生成CCh氣體，B正確。

K2cCh是弱酸強(qiáng)堿鹽，NH4cl是強(qiáng)酸弱堿鹽，混合使用時(shí)，二者發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)生成NH3,降低

肥效，C正確。明帆溶于水電離產(chǎn)生的AF+水解生成A1(OH)3膠體，A1(OH)3膠體能吸附水中懸浮的雜質(zhì)，

從而起到凈水作用，D正確。

【答案】A

變式拓展

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

①CuSO4②FeS04③K2cCh@Ca（HCO3）2

⑤NH4HCO3⑥KMnCU⑦FeCb

A.全部都可以B.僅①②③

C.僅①③⑥D(zhuǎn).僅①③

&鹽溶液蒸干灼燒時(shí)所得產(chǎn)物的幾種判斷類型

（1）弱金屬陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得原物質(zhì)，如

CuSO4（aq）MCuSO4（s）；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干灼燒后一般得對(duì)應(yīng)的氧化物，如

AlCb（aq）^tAl（0H）3些AI2O3。

（2）酸根陰離子易水解的強(qiáng)堿鹽，如Na2c03溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。

（3）考慮鹽受熱時(shí)是否分解

Ca（HCO3）2、NaHCO3、KMnCU、NH4C1固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為

Ca（HCO3）2—>CaCC）3（CaO）；NaHCO3—?Na2CO3;KMnO4—?K2MnO4+MnO2;NH4C1—?Nthf+HClf。

（4）還原性鹽在蒸干時(shí)會(huì)被O2氧化

例如，Na2so3（aq）整工Na2so4（s）。

考向五與鹽類水解相關(guān)的離子共存

典例引領(lǐng)

典例1無(wú)色透明溶液中能大量共存的離子組是

A.Na+、AF+、HCO；、NO；

B.A1O；、C「、Mg2+、K+

C.NH：、Na+、CH3coeT、NO；

D.Na+、NO；、CIO,I

【解析】AF+與HCO；發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，兩者不能大量共存；A10；水解產(chǎn)生的0H-與Mg2+結(jié)

合生成Mg(OH)2,A10；與Mg2+在溶液中不能大量共存；C1CT有強(qiáng)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(guān)限定條件下溶液中一定能大量共存的是

A.由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10T2moiLT的溶液中：K+、Na\CIO>I

B.c(H+尸病7molLT的溶液中：K+、Fe3\Cl,CO：

C.常溫下，—%=1X1OT2的溶液：K+、A1O：、CO1、Na+

c(OH)/J

D.pH=13的溶液中：A1O；、C「、HCO；、SOj

考向六同一種溶液中的粒子濃度比較

典例引領(lǐng)

典例125℃時(shí)，0.10moLLiHA(Ka=10-9.89)溶液，調(diào)節(jié)溶液pH后，保持c(HA)+c(A-)=0.10moLLFe

下列關(guān)系正確的是

A.pH=2.00時(shí)，c(HA)>c(H+)>c(OH")>c(A-)

B.pH=7.00時(shí)，<?(HA)=c(A-)>c(H+)=c(OH-)

C.pH=9.89時(shí)，c(HA)=c(A")>c(OH-)>c(H+)

D.pH=14.00時(shí)，c(OJT)>c(H+)>c(A-)>c(HA)

【解析】pH=2.00時(shí)，溶液的酸性較強(qiáng)，主要以HA形式存在，則離子濃度關(guān)系為c(HA)>c(H+)>c(A

-)>c(OH-),A錯(cuò)誤。pH=7.00時(shí)，混合溶液呈中性，則有c(H+)=c(OH)此時(shí)C(A>C(HA),B錯(cuò)誤。

E>c(H+)

HA的電離平衡常數(shù)為Ka=C(HA)=10-9.89,當(dāng)pH=9.89時(shí)，c(H+)=10-9.89mol.L-i,則有c(HA)=c(A

「)，此時(shí)溶液呈堿性，則有C(O1T)>c(H+),C正確。pH=14.00時(shí)，溶液呈強(qiáng)堿性，c(H+)較小，則有c(OH

-)>c(A-)>c(H+),D錯(cuò)誤。

【答案】C

變式拓展

6.室溫下，0.1molLTNaHCCh溶液的pH=8.31,有關(guān)該溶液的判斷正確的是

A.c(Na+)>c(OH-)>c(HCO；)>c(COj)>c(H+)

B.Kal(H2co3)Ka2(H2co3)<KW

C.c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HCO；)+c(COj)

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

i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(duì)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(shí)c(H2co3)>c(COj)；

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(qiáng)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(duì)于單一的弱酸、弱堿溶液或其鹽溶液

①要考慮弱電解質(zhì)(弱酸、弱堿)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力。如

+

在稀醋酸溶液中：CH3coOH—CH3coCT+H+,H2O^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(yáng)離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。如稀的

CH3coONa溶液中，CH3coONa——CH3coeT+Na+,CH3coeT+IfcO-CH3co0H+0H\H2O—H++OJT,

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(lǐng)

典例1已知：室溫下0.2mol-L-1的氨氣與0.1molf1的鹽酸等體積混合后溶液呈堿性(假設(shè)混合后溶液總

體積不變)，則混合溶液中下列關(guān)系不正確的是

A.c(NHt)>c(OH-)>c(Cr)>c(H+)

B.c(NH4)+c(H+)=c(OH-)+c(CD

-1

C.C(NH4)+C(NH3-H2O)=0.1mol-L

+

D.C(NH4)+2c(H)=2c(OH")+c(NH3-H2O)

【解析】所得溶液為等濃度的NH4C1和NH3H2O混合液,溶液呈堿性,則有c(OH-)>c(H+)；由于NH3-H2O

是弱電解質(zhì)，部分電離，則有c(C「)>c(OJT),故混合溶液中離子濃度關(guān)系為c(NHl)>c(C「)>c(OH-)>c(H+),

A錯(cuò)誤;混合液呈電中性，存在電荷守恒:c(NHj)+c(H+)=c(OH-)+c(C「),B正確。混合前氨水中c(NH3H2O)

=0.2mol-L^,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.LF,C正確。由

電荷守恒變形可得c(Cr)=c(NHi)+c(H+)-c(OH-)=0.05molL-i,又知c(NHj)+c(NH3-H2O)=0.1mol-L-1,

++

貝！]有C(NH4)+C(NH3-H2O)=2[c(NHt)+c(H)-c(OH)],從而可得c(NH。+2c(H)=2c(OH*)+c(NH3H2O),

D正確。

【答案】A

變式拓展

7.把0.2mol-L-1NH4CI溶液與0.1mol-L-1NaOH溶液等體積混合后溶液中下列微粒的物質(zhì)的量濃度的關(guān)系

正確的是

+

A.c(NH；)=c(Na)=c(OH)>c(NH3.H2O)

+

B.c(NH：)=c(Na)>c(NH3-H2O)>c(OH-)

+

C.c(NH；)>c(Na)>c(OH-)>c(NH3H2O)

D.c(NH：)>c(Na+)>c(NH3-H2O)>c(OH-)

l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(yīng)的類型。要同時(shí)考慮電離和水解，以及離子間的相互影響，可用極限觀點(diǎn)

思考，以“強(qiáng)勢(shì)”反應(yīng)為主，可不考慮“弱勢(shì)”反應(yīng)。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(COj)>c(OH-)>c(H+)。

(2)弱酸及對(duì)應(yīng)鹽(或弱堿及對(duì)應(yīng)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(yīng)鹽的水解程度的相對(duì)大小。

①電離強(qiáng)于水解型。如CH3coOH溶液和CH3coONa溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，分析時(shí)可只

考慮CH3coOH的電離，不考慮CH3coONa的水解，粒子濃度大小順序?yàn)?/p>

++

c(CH3COO-)>c(Na)>c(CH3COOH)>c(H)>c(OH-)?

②水解強(qiáng)于電離型。如HCN溶液和NaCN溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，粒子濃度大小順序?yàn)?/p>

++

c(HCN)>c(Na)>c(CN-)>c(OH-)>c(H)o

(3)溶液混合發(fā)生反應(yīng)但有一種過量的類型。根據(jù)過量程度及產(chǎn)物情況，要同時(shí)考慮電離和水解，不

過這類問題大多轉(zhuǎn)化為上述(2)中的問題。如10mL0.1mol-L-1的HC1溶液與10mL0.2molL-1的

CH3coONa溶液充分混合后，相當(dāng)于等濃度的NaCl、CH3coONa與CH3COOH的混合液。

考向八與圖像有關(guān)的粒子濃度關(guān)系

典例引領(lǐng)

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(zhì)的量分?jǐn)?shù)5(X)隨一1g

c(Oir)變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是

+

A.反應(yīng)N2Hg+N2H4、、2N2H9的pK=90(已知pK=1gK)

++

B.N2H5cl溶液中存在：c(CF)+c(OH-)=c(N2H^)+2c(N2H?)+c(H)

C.N2H5cl溶液中c(H+)>c(OJT)

D.Kbi(N2H4)=l(P6

【解析】由圖像可知當(dāng)一lgc(OfT)=6時(shí)，N2H4和N2Hq的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)相等，可推知其濃度相等，由

c(N2H5)-c(OH)

6

N2H4的電離方程式N2H4+H2O^^N2H^+OH-得Kbi(N2H4)=C(N2H4)—=c(OH)=10~,同理，一1g

+-

c(N2Hg)-c(OH)

c(OH")=15時(shí)，由N2Hq的電離方程式N2H才+H2O==iN2M++OH-可得&2(N2H4)=C(N2H?)=

Kbi(N2H4)c2(N2H/Kbi(N2H4)10-

c(OH-)=則Kb2(N2H4)=c(N2Hg+>c(N2H4)，即為反應(yīng)N2HH+N2H4^^2N2f片的K=Kb2(N2H4)=13m

-+

=109,所以pK=9.0,A錯(cuò)誤,D正確;N2H5cl溶液中存在的電荷守恒為c(Cr)+c(OH)=c(N2HJ)+2c(N2Hg)

+c(H+),B正確；N2H5cl溶液中因N2Hq的水解使溶液呈酸性，所以c(H+)>c(OJT),C正確。

【答案】A

變式拓展

8.在常溫下，用0.1000mol/L的鹽酸滴定25mLO.lOOOmol/LNa2cCh溶液，所得滴定曲線如圖所示。下

列有關(guān)滴定過程中溶液相關(guān)微粒濃度間的關(guān)系不正確的是

A.a點(diǎn)：c(HCO")>c(Cl)>c(CO,")

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

C.c點(diǎn)：c(OH-)+c(COj)=c(H+)+c(H2cCh)

D.d點(diǎn)：c(Cr)=c(Na+)

、亨點(diǎn)沖石去

1.下列過程或現(xiàn)象與鹽類水解無(wú)關(guān)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(shí)，在濃度為1mol-L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3>(NH4)2Fe(SC)4)2的溶液中，測(cè)其c(NH』)分別

為a、b、c(單位：mol-L1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(jià)離子組成的四種鹽溶液：AC、BD、AD、BC,其物質(zhì)的量濃度均為1mol］一%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

堿性AOH>BOHAOH<BOHAOH>BOHAOH<BOH

酸性HOHDHC>HDHC<HDHC<HD

4.一定溫度下，下列溶液的離子濃度關(guān)系式正確的是

A.pH=5的H2s溶液中，c(H+)=c(HS-)=lxl(F5morLr

B.pH=a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH=b,則a=b+l

++

C.pH=2的H2c2O4溶液與pH=12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na)+c(H)=c(OH-)+c(HC2O?)

D.pH相同的①CH3coONa②NaHCCh③NaClO三種溶液的c(Na+)：①③

5,用0.10mol-L1的鹽酸滴定0.10mol-L1的氨水，滴定過程中不可能出現(xiàn)的結(jié)果是

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

B.c(NH4)=c(Cr),c(OH-)=c(H+)

C.c(Cr)>c(NHt),c(OH3>c(H+)

D.C(CF)>C(NH4),C(H4)>C(OH")

6.常溫下，將體積為0的0.100OmolL^