1/3專題06鹽類的水解（期末復習講義）內容導航明·期末考情：把握考試趨勢方向，精準備考理·核心要點：系統(tǒng)歸納知識脈絡，構建體系破·重難題型：攻克典型疑難問題，突破瓶頸過·分層驗收：階梯式檢測與評估，穩(wěn)步提升考查重點命題角度鹽類水解判斷不同鹽溶液的酸堿性、書寫水解反應的化學方程式和離子方程式。溶液中的電荷守恒和元素守恒水解平衡常數定量分析不同鹽溶液酸堿性及相關離子濃度大小關系、影響鹽類水解平衡的主要因素鹽類水解的應用鹽類水解在生產生活、化學實驗、科學研究中的應用、鹽溶液的酸堿性及主要微粒濃度的大小關系粒子濃度大小比較電解質溶液中粒子濃度間的關系、比較粒子濃度關系的方法要點01鹽溶液的酸堿性及原因1.探究鹽溶液的酸堿性(1)實驗室測定溶液pH的方法有①pH計測定；②pH試紙測定。(2)選用合適的方法測定下列溶液的pH，并按形成鹽的酸堿性強弱分類。鹽溶液pH鹽的類型酸堿性NaClpH＝7KNO3pH＝7Na2CO3pH>7CH3COONapH>7NH4ClpH<7(NH4)2SO4pH<72.鹽類的水解(1)概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。(2)實質(3)鹽類水解的特點3.鹽類水解的規(guī)律——判斷鹽溶液酸堿性的方法(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸酸根離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發(fā)生水解反應。(2)“誰強顯誰性，同強顯中性”——當鹽中酸根陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，鹽溶液呈酸性，反之呈堿性，當二者均為強酸、強堿離子對應的鹽時，鹽溶液呈中性。(3)應用舉例鹽溶液水解的離子酸堿性Na2SO4無Cu(NO3)2Cu2+NaClOClO-NaHSO4無KAl(SO4)2Al3+NaHCO3HCO歸｜納｜總｜結(1)電解質與導電性的關系①有些電解質溶于水能導電，在熔融狀態(tài)下不能導電，如HCl、H2SO4等。②有些電解質只在熔融狀態(tài)下能導電，如BaSO4、CaCO3等。③能導電的物質不一定是電解質，如金屬、石墨、鹽酸等，電解質本身也不一定能導電，如NaCl固體、HCl氣體等。④溶于水能導電的化合物本身不一定是電解質，如SO2、NH3等。(2)電解質與溶解性的關系電解質不一定易溶于水(如硫酸鋇等)，易溶于水的化合物不一定是電解質(如酒精等)。要點02水解方程式的書寫1.水解方程式的一般模式陰(陽)離子+H2O弱酸(或弱堿)+OH-(或H+)。2.鹽類水解是可逆反應是中和反應的逆反應，而中和反應是趨于完全的反應，所以鹽的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“”而寫“”。3.一般鹽類水解程度很小水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，產物一般不標“↑”或“↓”。4.鹽類水解離子方程式。(1)一元弱酸(堿)鹽的水解①NaClO：ClO-+H2OHClO+OH-；②(NH4)2SO4：NH4++H2ONH3·H2O+H+(2)多元弱酸強堿鹽(正鹽)①Na2CO3：CO32?+H2OHCO3?+OH-、HCO3?+H2OH2CO②Na2S：S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。(3)多元弱堿強酸鹽AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。(4)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進①CH3COONH4：NH4++CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2②Al2S3：Al2S3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑。要點03外因對鹽類水解平衡的影響1.鹽類水解的特征(1)鹽類的水解反應可看作中和反應的逆反應，故是吸熱反應。(2)鹽類的水解反應是可逆反應。2.反應條件對鹽類水解平衡的影響已知Fe2(SO4)3發(fā)生水解反應的離子方程式：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+影響因素實驗步驟實驗現象解釋反應物的濃度加入Fe2(SO4)3晶體，再測溶液的pH溶液顏色，pH加入Fe2(SO4)3晶體，c(Fe3+)增大，水解平衡向方向移動生成物的濃度加入少量濃硫酸后，測溶液的pH溶液顏色，pH加入濃硫酸，c(H+)增大，水解平衡向方向移動，但c(H+)仍比原平衡中c(H+)大溫度升高溫度溶液顏色，pH水解反應為吸熱反應，溫度，水解平衡向正反應方向移動要點04電解質溶液粒子濃度大小比較1.電離理論(1)弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。如氨水中NH3·H2O、NHeq\o\al(＋,4)、OH－濃度的大小關系是c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))。(2)多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠大于第二步電離程度)。如H2S溶液中H2S、HS－、S2－、H＋濃度的大小關系是c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。2.水解理論(1)弱電解質離子的水解損失是微量的(水解相互促進的離子除外)，但由于水的電離，使水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。如NH4Cl溶液中NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋濃度的大小關系是c(Cl－)>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(H＋)>c(NH3·H2O)。(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。如Na2CO3溶液中COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3濃度的大小關系是c(COeq\o\al(2－,3))>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H2CO3)。3.電荷守恒規(guī)律電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液均呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如NaHCO3溶液中的離子有Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，其存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。4.元素守恒電解質溶液中，由于存在水解或電離，離子種類增多，但原子總數是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故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)。5.質子守恒規(guī)律如Na2S水溶液中的質子轉移情況如圖所示：由圖可得Na2S水溶液中質子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。質子守恒式也可以由電荷守恒與元素守恒推導得到。Na2S水溶液中電荷守恒式為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)，元素守恒式為c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]，以上兩式通過變換，消去沒有參與變化的Na＋，即可得到質子守恒式。要點05生產生活中鹽類水解的應用1.熱的純堿溶液去油污(1)純堿水解的離子方程式為CO32?+H2OHCO3?+OH-、HCO3?+H2OH2CO(2)熱純堿去污能力強的原因是水解吸熱，加熱，促進Na2CO3的水解，使溶液中c(OH-)增大，去污能力增強。2.解釋鋁鹽(如明礬)、鐵鹽(如硫酸鐵)的凈水原理結合離子方程式說明：Al3+、Fe3+易水解生成膠體，膠體具有吸附性，能吸附水中細小的懸浮顆粒聚集成較大的顆粒而沉降：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。3.泡沫滅火器原理泡沫滅火器中藥品的主要成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，其反應的離子方程式為Al3++3HCO3?Al(OH)3↓+3CO4.鹽溶液蒸干灼燒后所得產物的判斷(1)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)蒸干得CuSO4(s)。(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AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。(3)考慮鹽受熱時是否分解。原物質蒸干灼燒后固體物質Ca(HCO3)2NaHCO3KMnO4NH4Cl分解為NH3和HCl，無固體物質存在要點06溶液中粒子濃度圖像分析1.滴定圖像以酸堿滴定中的化學知識為載體，定性考查滴定過程中微粒及含量、濃度變化。選項常涉及物質的性質、水的電離程度、微粒濃度大小的比較、電離常數的計算等必備知識，以加大考查的覆蓋面。解題一般步驟：(1)分析滴定過程的反應和讀圖。通過觀察弄清橫、縱坐標的含義。(2)識圖。注意特殊點(起點、恰好反應點和中性點)的意義，分析曲線的變化趨勢。(3)挖掘隱含信息、排除干擾信息、提煉有用信息，進行邏輯推理。(4)抓“五點”破解中和滴定圖像以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HA溶液為例，其滴定曲線如圖。關鍵點粒子濃度關系起點(點①)起點為HA的單一溶液，0.1000mol·L-1HA的pH>1，說明是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)反應一半點(點②)兩者反應生成等物質的量的HA和NaA的混合液，此時溶液pH<7，說明HA的電離程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)中性點(點③)此時溶液pH＝7，溶液呈中性，酸沒有完全反應，c(A-)＝c(Na+)>c(HA)>c(H+)＝c(OH-)恰好完全反應點(點④)此時兩者恰好完全反應生成NaA，為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)過量點(點⑤)此時NaOH過量或者遠遠過量，溶液顯堿性，可能出現c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)，也可能出現c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)在上述過程中，點④代表的溶液中水的電離程度最大2.分布系數曲線及應用（1）認識分布系數(以CH3COOH為例)CH3COOHH++CH3COO-，當體系處于平衡狀態(tài)時，各種形式微粒的濃度即為平衡濃度，各種存在形式微粒的平衡濃度之和稱為總濃度。某一存在形式微粒的平衡濃度占總濃度的分數，即為該存在形式微粒的分布系數，以δ表示。δ(CH3COOH)＝c(Cδ(CH3COO-)＝c(C（2）一元弱酸的分布系數圖(以CH3COOH為例)當δ(CH3COOH)＝δ(CH3COO-)時，即c(H+)c(H+)+K3.對數圖像（1）將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值c(A)c(B)取常用對數，即lgc（2）解題策略=1\*GB3①先確定圖像的類型是對數圖像還是負對數圖像。=2\*GB3②再弄清楚圖像中橫坐標和縱坐標的含義，是濃度對數還是比值對數。③理清圖像中曲線的變化趨勢及含義，根據含義判斷線上、線下的點所表示的意義。④抓住圖像中特殊點：如lgc(A)c(B)＝0的點有c(A)＝c(B)；lgc(D)＝0的點有c⑤將圖像中數據或曲線的變化與所學知識對接，得出題目的正確答案。題型01鹽類水解的實質及規(guī)律【典例1】下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是()A.鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH-)C.在CH3COONa溶液中，由水電離的c(OH-)≠c(H+)D.水電離出的H+(或OH-)與鹽中的弱酸酸根離子(或弱堿陽離子)結合，造成鹽溶液呈堿(或酸)性【變式1-1】下列溶液因鹽類的水解而呈酸性的是()A.CH3COOH溶液 B.AlCl3溶液C.NaHSO4溶液 D.NaHCO3溶液【變式1-2】在鹽類發(fā)生水解的過程中，下列說法不正確的是()A.鹽類的水解是吸熱反應B.溶液的pH一定發(fā)生改變C.水的電離程度增大D.鹽類的水解可看作酸堿中和反應的逆反應題型02水解離子方程式【典例2】下列物質在常溫下水解的離子方程式不正確的是()A.CuSO4：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+B.NH4Cl：NH4++H2ONH3·H2C.Na2CO3：CO32?+2H2OH2O+CO2D.NaF：F-+H2OHF+OH-【變式2-1】下列離子方程式屬于鹽的水解且書寫正確的是()A.MgCl2溶液：Mg2++2H2OMg(OH)2↓+2H+B.NaHCO3溶液：HCO3?+H2OH2CO3+OHC.Na2SO3溶液：SO32?+2H2OH2SO3+2OHD.KCN溶液：CN-+H2OHCN+OH-【變式2-2】微粒觀和變化觀是中學生需要具備的核心素養(yǎng)。下列式子屬于水解反應方程式的是()A.HClO＋H2OClO－＋H3O＋B.OH－＋HCOeq\o\al(－,3)=H2O＋COeq\o\al(2－,3)C.Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋D.6H＋＋2S2－＋SOeq\o\al(2－,3)=3S↓＋3H2O題型03影響鹽類水解平衡的因素【典例3】常溫下，pH＝9的CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，下列說法不正確的是()A.加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH—)減小B.升高溫度，溶液的pH增大C.稀釋溶液，c(H+)增大D.由水電離出的c(H+)＝1×10-5mol·L-1【變式3-1】在較稀FeCl3溶液中，存在如下水解平衡：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。以下敘述不正確的是()A.加入少量FeCl3晶體，水解平衡正向移動，溶液顏色變深B.升溫，平衡右移，體系顏色變深C.加水，H+數目增多，pH減小D.加入NaHCO3溶液，生成紅褐色沉淀【變式3-2】關于如下甲、乙燒杯中溶液的比較，其中正確的是()A.pH：甲>乙 B.n(CH3COO-)：甲<乙C.Kw：甲<乙 D.c(Na+)：甲<乙題型04水解常數及其應用【典例4】下列說法正確的是()A.一般情況下，鹽溶液越稀越易水解，所以稀釋鹽溶液，Kh變大B.一般情況下，溫度相同時，一元弱堿的Kb越大，堿性越弱C.Kw隨著溶液中c(H+)和c(OH-)的改變而改變D.加熱氯化鈉溶液，pH將變小【變式4-1】常溫下，某酸HA的電離常數Ka＝1×10-5。下列說法正確的是()A.HA溶液中加入NaA固體后，c(HA)B.常溫下，0.1mol·L-1HA溶液中水電離的c(H+)為10-13mol·L-1C.NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應，存在關系：2c(Na+)＝c(A-)+c(Cl-)D.常溫下，0.1mol·L-1NaA溶液中A-的水解常數為1×10-9【變式4-2】常溫下，幾種常見的弱酸的電離平衡常數如下表所示：酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3電離平衡常數1.75×10-52.95×10-8Ka1＝4.5×10-7Ka2＝5.6×10-11Ka1＝1.4×10-2Ka2＝1.02×10-7下列說法正確的是()A.已知NaHSO3溶液顯酸性，則其中c(H2SO3)>c(SOB.常溫下，濃度均為0.1mol·L-1的HClO和H2SO3溶液混合，溶液酸性會減弱C.已知漂白性：HClO>ClO-，漂白粉配制成溶液后放置在空氣中，一段時間后漂白性會減弱D.常溫下，濃度均為0.1mol·L-1的三種溶液：CH3COONa、NaClO、Na2CO3溶液中，堿性最強的是Na2CO3題型05鹽類水解在粒子濃度關系中的應用【典例5】1.0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中，下列關系錯誤的是()A.c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-)B.c(Na+)+c(OH-)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)C.c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH)D.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)【變式5-1】常溫下，實驗小組測得0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH為12，下列關于該溶液的說法不正確的是()A.c(CO32?)>c(HCB.水電離出的OH-濃度為1×10-12mol·L-1C.2[c(CO32?)+c(HCO3?)+c(H2CO3)]＝D.升高溫度，溶液中的OH-濃度增大【變式5-2】室溫時，下列溶液中的粒子濃度關系正確的是()A.0.1mol·L-1NaHCO3溶液：c(Na+)＝c(HCO3?)+2c(CO32?)+c(HB.相同物質的量濃度的NH4HCO3和NH4HSO4溶液，c(NH4C.0.1mol·L-1NH4Cl溶液加水稀釋后，c(NH4+)和c(OHD.pH>7的NH4Cl、NH3·H2O混合溶液：c(NH4+)<c(Cl題型06鹽類水解的應用【典例6】關于Na2CO3和NaHCO3的下列說法中，不正確的是()A.兩種物質的溶液中，所含微粒的種類相同B.可用NaOH溶液使NaHCO3轉化為Na2CO3C.Al2(SO4)3能促進Na2CO3、NaHCO3水解D.CaCl2能促進Na2CO3、NaHCO3水解【變式6-1】下列各組離子因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存的是()A.NH4Al(SO4)2溶液中：Na+、Mg2+、HCO3?B.pH＝1的溶液中：Fe2+、Al3+、NO3?C.常溫下，水電離出的c(H+)＝1×10-12mol·L-1的溶液中：Al3+、Ca2+、NO3?D.加入鋁粉產生氫氣的溶液中：Cu2+、NH4+、HCO【變式6-2】工業(yè)上可以利用TiCl4的水解反應生成TiO2·xH2O，再經焙燒可得TiO2，下列有關說法不正確的是()A.TiCl4生成TiO2·xH2O的化學方程式可表示為TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HClB.制備時可加入大量水，同時加熱，促使水解完全C.利用類似方法還可制備SnO、SnO2等化合物D.TiCl4的性質非常穩(wěn)定，除制備TiO2外，還可廣泛應用于涂料、橡膠和造紙等題型07溶液中粒子濃度的關系【典例7】室溫下，0.1mol·L-1CH3COONH4溶液呈中性，下列說法錯誤的是()A.水電離產生的c(H+)＝1×10-7mol·L-1B.c(NH4+)＝c(CH3COOC.CH3COONH4能促進水的電離D.c(CH3COO-)>c(CH3COOH)方｜法｜點｜撥【變式7-1】物質的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3④(NH4)2CO3，按c(CO3A.④<③<②<① B.③<②<①<④C.③<②<④<① D.③<④<②<①【變式7-2】常溫下amol?L-1稀氨水與bmol?L-1稀鹽酸等體積混合，下列判斷一定正確的是()A.若a>b，則c(OH-)>c(H+)B.若a>b，則c(NH4+)>c(ClC.若a<b，則c(OH-)<c(H+)D.若a＝b，則c(NH4+)＝c(Cl題型08溶液中粒子濃度圖像分析【典例8】已知常溫下，向20mL0.1mol·L-1HA溶液中滴入0.1mol·L-1的NaOH溶液，所得滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是()A.HA為一元弱酸，其電離平衡常數的數量級為10-5B.b點溶液中：c(A-)+2c(H+)＝2c(OH-)+c(HA)C.c點溶液中：c(Na+)＝c(A-)+c(HA)D.若d點溶液的pH＝8.4，則水電離出的c(H+)＝10-8.4mol·L-1【變式8-1】以酚酞為指示劑，用0.1000mol·L-1的NaOH溶液滴定pH＝4的未知濃度H2A溶液。溶液中pH、分布系數δ變化關系如圖所示。[已知：A2-的分布系數δ(A2-)＝c(A2?下列敘述不正確的是()A.曲線①代表δ(H2A)，曲線②代表δ(HA-)B.H2A溶液的濃度約為0.02000mol·L-1C.NaHA溶液顯堿性D.a點溶液中：c(Na+)>2c(A2-)+c(H2A)【變式8-2】常溫下，向碳酸溶液中逐滴加入NaOH溶液，所得溶液中pC(C微粒的濃度的負對數)與pH的關系如圖所示。下列說法錯誤的是()A.由圖中數據可以計算碳酸的電離常數Ka1B.雖然H2CO3與CO32?能反應C.pH=7的溶液中離子濃度大小關系為c(HCO3?)>c(H2CO3)>c(CD.pH=10的溶液中離子濃度大小關系有c(Na+)<3c(CO3期末基礎通關練（測試時間：15分鐘）1．（25-26高二上·寧夏石嘴山·期中）鹽類水解與生活密切聯系，下列做法與鹽類水解無關的是A．實驗室配制FeCl3溶液時，應先將其溶解在鹽酸中，而后加水稀釋B．配制FeSO4溶液時，加入一些鐵粉C．用濃NaHCO3溶液與濃Al2(SO4)3溶液混合作滅火劑D．加熱蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固體2．（25-26高二上·北京·月考）下列屬于水解反應方程式且書寫正確的是A．HCl+H2C．CO32?+23．（25-26高二上·河南新鄉(xiāng)·月考）在一定條件下，Na2S溶液中存在水解平衡：A．稀釋溶液，水解平衡常數增大 B．通入H2C．升高溫度，cHS?c4．（25-26高二上·北京·期中）下列方程式與所給事實相符的是A．向BaOH2B．向FeCl3溶液中加入足量氨水：C．明礬KAlSO42?12D．SO2通入BaNO5．（25-26高二上·北京·期中）腸溶型Ⅰ號丙烯酸樹脂，化學成分為甲基丙烯酸/丙烯酸乙酯聚合物(1:1)，分子量約250000。作為腸溶包衣材料，其薄膜在胃液中不溶，pH≥5.5A．0.1mol?L?1醋酸 B．0.1C．0.1mol?L?1Na2CO3溶液 D．6．（25-26高二上·北京·期中）常溫下，下列各離子組在指定溶液中一定能大量存在的是A．無色溶液中：Fe3+、SCN?、NOB．cAl3+=0.1mol?L?1的溶液中：HC．由水電離的cH+=10?12mol?L?1D．pH=13的溶液中：Na+、ClO?、期末綜合拓展練（測試時間：25分鐘）7．（25-26高二上·河北衡水·期中）25℃時，下列溶液中有關說法正確的是A．pH=11的氨水和pH=11的Na2CO3溶液中，由水電離產生的cOHB．pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH按一定體積比混合后pH=3，則酸與堿的體積比為9∶2C．將泡沫滅火器中的硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液分別蒸干并灼燒，其成分都不變D．同體積、同pH的鹽酸和醋酸，分別與足量的鋅反應，生成H28．（25-26高二上·天津濱海新·期中）下列敘述不正確的是A．25℃，將pH=3的H2B．恒溫恒容密閉容器中投入足量CaC2O4，發(fā)生反應：CaCC．利用2COgD．實驗測得0.5mol/LCH3COONa溶液pH值隨溫度升高而降低，推測升溫使CH39．（24-25高二上·福建泉州·期末）25℃時，用0.1mol?L?1KOH溶液滴定0.1A．25℃時，KB．e點對應溶液：c(C．水的電離：b>c>dD．A2?的第一步水解平衡常數：10．（25-26高二上·北京·期中）Na2CO3溶液吸收煙氣中的SO2，溶液中各種鹽的濃度變化如下。下列分析正確的是A．曲線2表示NaHSO3；曲線4表示NaHCO3B．NaHCO3溶液呈堿性的原因是HCO3?C．“0～a”發(fā)生的反應主要是：Na2CO3+2SO2+H2O=2NaHSO3+CO2D．“a～b”可能發(fā)生了反應：2SO32?+O211．（25-26高二上·重慶·期中）常溫下，下列有關電解質溶液的說法正確的是A．相同濃度溶液①H2SO4②NaHCO3③B．相同濃度的CH3COOH和CH3COONa兩溶液等體積混合后pH約為4.7，則溶液中c(CH3COOH)>c(Na+)>c(CH3COO-)C．分別中和pH相等、體積相等的兩種酸溶液，所需NaOH的物質的量一定相同D．常溫下，c(NH4+)相同的四種溶液：①NH3·H2O；②NH4HSO4；③(NH4)2CO3；④NH412．（2025·廣西南寧·模擬預測）常溫下，用濃度為0.0200mol?L?1的NaOH標準溶液滴定濃度均為0.0200molA．KhCHB．水的電離程度：a<b<c<dC．點b：cD．點c：c13．（25-26高二上·天津濱海新·期中）25℃，反應HCO3—+H2O?H2CO3+OH-的K=10-8，將NH4HCO3A．0.2mol/L氨水：c(NH3·H2O)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+B．0.2mol/LNH4HCO3溶液(pH>7)：c(NH4+)>c(HCO3?)>c(H2CO3)>c(NH3·HC．0.2mol/L氨水和0.2mol/LNH4HCO3溶液等體積混合：c(NH4+)+c(NH3·H2O)=c(H2CO3)+c(HCO3?)+c(COD．0.6mol/L氨水和0.2mol/LNH4HCO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)+c(CO32?)+c(OH-)=0.3mol/L+2c(H2CO3)+c(H14．（24-25高二上·福建福州·期末）已知pOH=?lgOHA．x<7B．稀硫酸的物質的量濃度為0.1C．c點對應溶液中：cD．a、b、c三點中，b點NH415．（2025·云南·高考真題）甲醛法測定NH4+的反應原理為4NH4++6HCHO=CH26A．廢水中NH4+B．c點：cC．a點：cD．CH2616．（2025·河南·高考真題）乙二胺(H2NCH2CH2NH2，簡寫為Y)可結合H+轉化為H2NCH2CH2NH3+(簡寫為HY+)H3NCH2CH2NH32+(簡寫為H2Y2+)。Ag+與Y可形成[AgY]+和AgY2下列說法錯誤的是A．曲線I對應的離子是AgYB．δHY+C．反應Ag++YD．-lgc(Y)/mol

專題06鹽類的水解（期末復習講義）內容導航明·期末考情：把握考試趨勢方向，精準備考理·核心要點：系統(tǒng)歸納知識脈絡，構建體系破·重難題型：攻克典型疑難問題，突破瓶頸過·分層驗收：階梯式檢測與評估，穩(wěn)步提升考查重點命題角度鹽類水解判斷不同鹽溶液的酸堿性、書寫水解反應的化學方程式和離子方程式。溶液中的電荷守恒和元素守恒水解平衡常數定量分析不同鹽溶液酸堿性及相關離子濃度大小關系、影響鹽類水解平衡的主要因素鹽類水解的應用鹽類水解在生產生活、化學實驗、科學研究中的應用、鹽溶液的酸堿性及主要微粒濃度的大小關系粒子濃度大小比較電解質溶液中粒子濃度間的關系、比較粒子濃度關系的方法要點01鹽溶液的酸堿性及原因1.探究鹽溶液的酸堿性(1)實驗室測定溶液pH的方法有①pH計測定；②pH試紙測定。(2)選用合適的方法測定下列溶液的pH，并按形成鹽的酸堿性強弱分類。鹽溶液pH鹽的類型酸堿性NaClpH＝7強酸強堿鹽中性KNO3pH＝7Na2CO3pH>7強堿弱酸鹽堿性CH3COONapH>7NH4ClpH<7強酸弱堿鹽酸性(NH4)2SO4pH<72.鹽類的水解(1)概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解。(2)實質(3)鹽類水解的特點3.鹽類水解的規(guī)律——判斷鹽溶液酸堿性的方法(1)“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸酸根離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發(fā)生水解反應。(2)“誰強顯誰性，同強顯中性”——當鹽中酸根陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，鹽溶液呈酸性，反之呈堿性，當二者均為強酸、強堿離子對應的鹽時，鹽溶液呈中性。(3)應用舉例鹽溶液水解的離子酸堿性Na2SO4無中性Cu(NO3)2Cu2+酸性NaClOClO-堿性NaHSO4無酸性KAl(SO4)2Al3+酸性NaHCO3HCO堿性歸｜納｜總｜結(1)電解質與導電性的關系①有些電解質溶于水能導電，在熔融狀態(tài)下不能導電，如HCl、H2SO4等。②有些電解質只在熔融狀態(tài)下能導電，如BaSO4、CaCO3等。③能導電的物質不一定是電解質，如金屬、石墨、鹽酸等，電解質本身也不一定能導電，如NaCl固體、HCl氣體等。④溶于水能導電的化合物本身不一定是電解質，如SO2、NH3等。(2)電解質與溶解性的關系電解質不一定易溶于水(如硫酸鋇等)，易溶于水的化合物不一定是電解質(如酒精等)。要點02水解方程式的書寫1.水解方程式的一般模式陰(陽)離子+H2O弱酸(或弱堿)+OH-(或H+)。2.鹽類水解是可逆反應是中和反應的逆反應，而中和反應是趨于完全的反應，所以鹽的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“”而寫“”。3.一般鹽類水解程度很小水解產物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，產物一般不標“↑”或“↓”。4.鹽類水解離子方程式。(1)一元弱酸(堿)鹽的水解①NaClO：ClO-+H2OHClO+OH-；②(NH4)2SO4：NH4++H2ONH3·H2O+H+(2)多元弱酸強堿鹽(正鹽)①Na2CO3：CO32?+H2OHCO3?+OH-、HCO3?+H2OH2CO②Na2S：S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。(3)多元弱堿強酸鹽AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。(4)弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進①CH3COONH4：NH4++CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2②Al2S3：Al2S3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑。要點03外因對鹽類水解平衡的影響1.鹽類水解的特征(1)鹽類的水解反應可看作中和反應的逆反應，故是吸熱反應。(2)鹽類的水解反應是可逆反應。2.反應條件對鹽類水解平衡的影響已知Fe2(SO4)3發(fā)生水解反應的離子方程式：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+影響因素實驗步驟實驗現象解釋反應物的濃度加入Fe2(SO4)3晶體，再測溶液的pH溶液顏色變深，pH變小加入Fe2(SO4)3晶體，c(Fe3+)增大，水解平衡向正反應方向移動生成物的濃度加入少量濃硫酸后，測溶液的pH溶液顏色變淺，pH變小加入濃硫酸，c(H+)增大，水解平衡向逆反應方向移動，但c(H+)仍比原平衡中c(H+)大溫度升高溫度溶液顏色變深，pH變小水解反應為吸熱反應，升高溫度，水解平衡向正反應方向移動要點04電解質溶液粒子濃度大小比較1.電離理論(1)弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。如氨水中NH3·H2O、NHeq\o\al(＋,4)、OH－濃度的大小關系是c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))。(2)多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離(第一步電離程度遠大于第二步電離程度)。如H2S溶液中H2S、HS－、S2－、H＋濃度的大小關系是c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。2.水解理論(1)弱電解質離子的水解損失是微量的(水解相互促進的離子除外)，但由于水的電離，使水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。如NH4Cl溶液中NHeq\o\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋濃度的大小關系是c(Cl－)>c(NHeq\o\al(＋,4))>c(H＋)>c(NH3·H2O)。(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。如Na2CO3溶液中COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、H2CO3濃度的大小關系是c(COeq\o\al(2－,3))>c(HCOeq\o\al(－,3))>c(H2CO3)。3.電荷守恒規(guī)律電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液均呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如NaHCO3溶液中的離子有Na＋、H＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，其存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。4.元素守恒電解質溶液中，由于存在水解或電離，離子種類增多，但原子總數是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故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)。5.質子守恒規(guī)律如Na2S水溶液中的質子轉移情況如圖所示：由圖可得Na2S水溶液中質子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。質子守恒式也可以由電荷守恒與元素守恒推導得到。Na2S水溶液中電荷守恒式為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)，元素守恒式為c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]，以上兩式通過變換，消去沒有參與變化的Na＋，即可得到質子守恒式。要點05生產生活中鹽類水解的應用1.熱的純堿溶液去油污(1)純堿水解的離子方程式為CO32?+H2OHCO3?+OH-、HCO3?+H2OH2CO(2)熱純堿去污能力強的原因是水解吸熱，加熱，促進Na2CO3的水解，使溶液中c(OH-)增大，去污能力增強。2.解釋鋁鹽(如明礬)、鐵鹽(如硫酸鐵)的凈水原理結合離子方程式說明：Al3+、Fe3+易水解生成膠體，膠體具有吸附性，能吸附水中細小的懸浮顆粒聚集成較大的顆粒而沉降：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。3.泡沫滅火器原理泡沫滅火器中藥品的主要成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，其反應的離子方程式為Al3++3HCO3?Al(OH)3↓+3CO4.鹽溶液蒸干灼燒后所得產物的判斷(1)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)蒸干得CuSO4(s)。(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AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。(3)考慮鹽受熱時是否分解。原物質蒸干灼燒后固體物質Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl分解為NH3和HCl，無固體物質存在要點06溶液中粒子濃度圖像分析1.滴定圖像以酸堿滴定中的化學知識為載體，定性考查滴定過程中微粒及含量、濃度變化。選項常涉及物質的性質、水的電離程度、微粒濃度大小的比較、電離常數的計算等必備知識，以加大考查的覆蓋面。解題一般步驟：(1)分析滴定過程的反應和讀圖。通過觀察弄清橫、縱坐標的含義。(2)識圖。注意特殊點(起點、恰好反應點和中性點)的意義，分析曲線的變化趨勢。(3)挖掘隱含信息、排除干擾信息、提煉有用信息，進行邏輯推理。(4)抓“五點”破解中和滴定圖像以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HA溶液為例，其滴定曲線如圖。關鍵點粒子濃度關系起點(點①)起點為HA的單一溶液，0.1000mol·L-1HA的pH>1，說明是弱酸，c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)反應一半點(點②)兩者反應生成等物質的量的HA和NaA的混合液，此時溶液pH<7，說明HA的電離程度大于A-的水解程度，c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)中性點(點③)此時溶液pH＝7，溶液呈中性，酸沒有完全反應，c(A-)＝c(Na+)>c(HA)>c(H+)＝c(OH-)恰好完全反應點(點④)此時兩者恰好完全反應生成NaA，為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)過量點(點⑤)此時NaOH過量或者遠遠過量，溶液顯堿性，可能出現c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)，也可能出現c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)在上述過程中，點④代表的溶液中水的電離程度最大2.分布系數曲線及應用（1）認識分布系數(以CH3COOH為例)CH3COOHH++CH3COO-，當體系處于平衡狀態(tài)時，各種形式微粒的濃度即為平衡濃度，各種存在形式微粒的平衡濃度之和稱為總濃度。某一存在形式微粒的平衡濃度占總濃度的分數，即為該存在形式微粒的分布系數，以δ表示。δ(CH3COOH)＝c(Cδ(CH3COO-)＝c(C（2）一元弱酸的分布系數圖(以CH3COOH為例)當δ(CH3COOH)＝δ(CH3COO-)時，即c(H+)c(H+)+K3.對數圖像（1）將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值c(A)c(B)取常用對數，即lgc（2）解題策略=1\*GB3①先確定圖像的類型是對數圖像還是負對數圖像。=2\*GB3②再弄清楚圖像中橫坐標和縱坐標的含義，是濃度對數還是比值對數。③理清圖像中曲線的變化趨勢及含義，根據含義判斷線上、線下的點所表示的意義。④抓住圖像中特殊點：如lgc(A)c(B)＝0的點有c(A)＝c(B)；lgc(D)＝0的點有c⑤將圖像中數據或曲線的變化與所學知識對接，得出題目的正確答案。題型01鹽類水解的實質及規(guī)律【典例1】下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是()A.鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH-)C.在CH3COONa溶液中，由水電離的c(OH-)≠c(H+)D.水電離出的H+(或OH-)與鹽中的弱酸酸根離子(或弱堿陽離子)結合，造成鹽溶液呈堿(或酸)性【答案】C【解析】水電離出的c(H+)＝c(OH-)一定成立，CH3COONa溶液顯堿性，是由于水電離出的H+有一部分與CH3COO-結合成CH3COOH，從而使c(H+)<c(OH-)。【變式1-1】下列溶液因鹽類的水解而呈酸性的是()A.CH3COOH溶液 B.AlCl3溶液C.NaHSO4溶液 D.NaHCO3溶液【答案】B【解析】CH3COOH溶液呈酸性是因為CH3COOH是弱酸，在溶液中電離出氫離子，A項錯誤；AlCl3溶液是強酸弱堿鹽，Al3+會發(fā)生水解：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+，溶液中氫離子濃度增大，溶液呈酸性，B項正確；NaHSO4溶液呈酸性是因為NaHSO4在溶液中完全電離，產生大量氫離子，C項錯誤；NaHCO3是強堿弱酸鹽，HCO3【變式1-2】在鹽類發(fā)生水解的過程中，下列說法不正確的是()A.鹽類的水解是吸熱反應B.溶液的pH一定發(fā)生改變C.水的電離程度增大D.鹽類的水解可看作酸堿中和反應的逆反應【答案】B【解析】CH3COONH4水解，溶液呈中性，故鹽類發(fā)生水解的過程中，溶液的pH不一定發(fā)生改變，B錯誤。題型02水解離子方程式【典例2】下列物質在常溫下水解的離子方程式不正確的是()A.CuSO4：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+B.NH4Cl：NH4++H2ONH3·H2C.Na2CO3：CO32?+2H2OH2O+CO2D.NaF：F-+H2OHF+OH-【答案】C【解析】硫酸銅屬于強酸弱堿鹽，銅離子水解生成氫氧化銅和氫離子，A項正確；氯化銨屬于強酸弱堿鹽，銨根離子水解生成一水合氨和氫離子，B項正確；碳酸鈉屬于強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解分兩步進行，水解的離子方程式為CO32?+H2OHCO3?+OH-、HCO3?+H2OH2CO【變式2-1】下列離子方程式屬于鹽的水解且書寫正確的是()A.MgCl2溶液：Mg2++2H2OMg(OH)2↓+2H+B.NaHCO3溶液：HCO3?+H2OH2CO3+OHC.Na2SO3溶液：SO32?+2H2OH2SO3+2OHD.KCN溶液：CN-+H2OHCN+OH-【答案】B【解析】A項，Mg(OH)2不應標“↓”；C項，SO32?應分步水解；D項，應用“【變式2-2】微粒觀和變化觀是中學生需要具備的核心素養(yǎng)。下列式子屬于水解反應方程式的是()A.HClO＋H2OClO－＋H3O＋B.OH－＋HCOeq\o\al(－,3)=H2O＋COeq\o\al(2－,3)C.Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋D.6H＋＋2S2－＋SOeq\o\al(2－,3)=3S↓＋3H2O【答案】C【解析】A項，HClO＋H2OClO－＋H3O＋是次氯酸的電離方程式，不屬于水解反應；B項，OH－＋HCOeq\o\al(－,3)=H2O＋COeq\o\al(2－,3)是OH－與HCOeq\o\al(－,3)中和的反應方程式，不屬于水解反應；C項，Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋是鎂離子的水解反應方程式；D項，6H＋＋2S2－＋SOeq\o\al(2－,3)=3S↓＋3H2O是氧化還原反應，不屬于水解反應。題型03影響鹽類水解平衡的因素【典例3】常溫下，pH＝9的CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，下列說法不正確的是()A.加入少量NaOH固體，平衡逆向移動，c(OH—)減小B.升高溫度，溶液的pH增大C.稀釋溶液，c(H+)增大D.由水電離出的c(H+)＝1×10-5mol·L-1【答案】A【解析】加入少量NaOH固體，氫氧根離子濃度增大，平衡逆向移動，A錯誤；升高溫度，促進醋酸根離子水解，平衡正向移動，pH增大，B正確；稀釋溶液，則氫氧根離子濃度減小，水的離子積不變，氫離子濃度增大，C正確；醋酸根離子水解促進水的電離，pH＝9，則c(OH-)＝1×10-5mol·L-1，水電離的氫離子與氫氧根離子濃度相等，故水電離出的c(H+)＝1×10-5mol·L-1，D正確?！咀兪?-1】在較稀FeCl3溶液中，存在如下水解平衡：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。以下敘述不正確的是()A.加入少量FeCl3晶體，水解平衡正向移動，溶液顏色變深B.升溫，平衡右移，體系顏色變深C.加水，H+數目增多，pH減小D.加入NaHCO3溶液，生成紅褐色沉淀【答案】C【解析】水解吸熱，升溫，平衡正向移動，體系顏色變深，B正確；加水，促進水解平衡正向移動，H+數目增多，但c(H+)減小，pH增大，C錯誤；加入NaHCO3溶液，HCO3?和Fe3+相互促進水解，Fe【變式3-2】關于如下甲、乙燒杯中溶液的比較，其中正確的是()A.pH：甲>乙 B.n(CH3COO-)：甲<乙C.Kw：甲<乙 D.c(Na+)：甲<乙【答案】A【解析】醋酸鈉溶液中存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，加水稀釋，溶液pH減小，pH：甲>乙，A正確；加水稀釋，促進水解，n(CH3COO-)減小，則n(CH3COO-)：甲>乙，B錯誤；Kw只受溫度影響，溫度不變，則Kw：甲＝乙，C錯誤；向醋酸鈉溶液中加水稀釋，溶液濃度變小，c(Na+)變小，c(Na+)：甲>乙，D錯誤。題型04水解常數及其應用【典例4】下列說法正確的是()A.一般情況下，鹽溶液越稀越易水解，所以稀釋鹽溶液，Kh變大B.一般情況下，溫度相同時，一元弱堿的Kb越大，堿性越弱C.Kw隨著溶液中c(H+)和c(OH-)的改變而改變D.加熱氯化鈉溶液，pH將變小【答案】D【解析】一般情況下，鹽溶液越稀越易水解，但水解常數只受溫度影響，與濃度無關，故A錯誤；一般情況下，相同溫度時，一元弱堿的Kb越大，堿性越強，故B錯誤；水的離子積常數只受溫度影響，與溶液中氫離子和氫氧根離子濃度大小無關，故C錯誤；加熱氯化鈉溶液，促進水的電離，溶液中氫離子濃度增大，pH將變小，故D正確?！咀兪?-1】常溫下，某酸HA的電離常數Ka＝1×10-5。下列說法正確的是()A.HA溶液中加入NaA固體后，c(HA)B.常溫下，0.1mol·L-1HA溶液中水電離的c(H+)為10-13mol·L-1C.NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應，存在關系：2c(Na+)＝c(A-)+c(Cl-)D.常溫下，0.1mol·L-1NaA溶液中A-的水解常數為1×10-9【答案】D【解析】c(HA)·c(OH?)c(A?)為A-的水解常數，加入NaA固體后，由于溫度不變，則水解常數不變，A錯誤；由于HA為弱酸，則常溫下0.1mol·L-1HA溶液中氫離子濃度小于0.1mol·L-1，水電離的c(H+)一定大于1×10?140.1【變式4-2】常溫下，幾種常見的弱酸的電離平衡常數如下表所示：酸CH3COOHHClOH2CO3H2SO3電離平衡常數1.75×10-52.95×10-8Ka1＝4.5×10-7Ka2＝5.6×10-11Ka1＝1.4×10-2Ka2＝1.02×10-7下列說法正確的是()A.已知NaHSO3溶液顯酸性，則其中c(H2SO3)>c(SOB.常溫下，濃度均為0.1mol·L-1的HClO和H2SO3溶液混合，溶液酸性會減弱C.已知漂白性：HClO>ClO-，漂白粉配制成溶液后放置在空氣中，一段時間后漂白性會減弱D.常溫下，濃度均為0.1mol·L-1的三種溶液：CH3COONa、NaClO、Na2CO3溶液中，堿性最強的是Na2CO3【答案】D【解析】NaHSO3溶液顯酸性，說明HSO3?的電離程度大于其水解程度，則溶液中c(SO32?)>c(H2SO3)，A項錯誤；HClO與H2SO3反應后生成強電解質HCl、H2SO4，溶液酸性增強，B項錯誤；Ca(ClO)2水溶液吸收空氣中的CO2生成HClO，溶液的漂白性增強，C項錯誤；由Kh＝KwKa可知，Ka越小，Kh越大，水解程度越大，堿性越強，由表可知題型05鹽類水解在粒子濃度關系中的應用【典例5】1.0.1mol·L-1的CH3COONa溶液中，下列關系錯誤的是()A.c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-)B.c(Na+)+c(OH-)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)C.c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH)D.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)【答案】B【解析】溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-)，故A正確；溶液中存在元素守恒：c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，故B錯誤；由電荷、元素守恒式得出：c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH)，故C正確；醋酸根離子水解顯堿性，則離子濃度c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)，故D正確?！咀兪?-1】常溫下，實驗小組測得0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH為12，下列關于該溶液的說法不正確的是()A.c(CO32?)>c(HCB.水電離出的OH-濃度為1×10-12mol·L-1C.2[c(CO32?)+c(HCO3?)+c(H2CO3)]＝D.升高溫度，溶液中的OH-濃度增大【答案】B【解析】溶質為強電解質Na2CO3，完全電離產生Na+和CO32?，CO32?發(fā)生水解反應，水解程度很低，c(CO32?)>c(HCO3?)，A項正確；CO32?水解結合水電離出的H+，則水電離出的OH【變式5-2】室溫時，下列溶液中的粒子濃度關系正確的是()A.0.1mol·L-1NaHCO3溶液：c(Na+)＝c(HCO3?)+2c(CO32?)+c(HB.相同物質的量濃度的NH4HCO3和NH4HSO4溶液，c(NH4C.0.1mol·L-1NH4Cl溶液加水稀釋后，c(NH4+)和c(OHD.pH>7的NH4Cl、NH3·H2O混合溶液：c(NH4+)<c(Cl【答案】B【解析】碳酸氫鈉溶液中存在元素守恒：c(Na+)＝c(CO32?)+c(HCO3?)+c(H2CO3)，A項錯誤；HCO3?促進NH4+水解，NH4HSO4電離出的H+抑制NH4+水解，B項正確；NH4++H2ONH3·H2O+H+，加水稀釋，NH4+和H+濃度降低，根據c(OH-)＝Kwc(H+)可知，OH-濃度增大，C項錯誤；混合溶液中存在電荷守恒：c(H+)+c(NH4+)＝c(OH-題型06鹽類水解的應用【典例6】關于Na2CO3和NaHCO3的下列說法中，不正確的是()A.兩種物質的溶液中，所含微粒的種類相同B.可用NaOH溶液使NaHCO3轉化為Na2CO3C.Al2(SO4)3能促進Na2CO3、NaHCO3水解D.CaCl2能促進Na2CO3、NaHCO3水解【答案】D【解析】Na2CO3和NaHCO3溶液中都存在Na+、CO32?、HCO3?、H2CO3、H+、OH-、H2O等微粒，A選項正確；NaOH溶液可以與NaHCO3反應生成Na2CO3和水，B選項正確；Al3+水解產生H+，可以促進CO32?和HCO3?的水解，C選項正確；CaCl【變式6-1】下列各組離子因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存的是()A.NH4Al(SO4)2溶液中：Na+、Mg2+、HCO3?B.pH＝1的溶液中：Fe2+、Al3+、NO3?C.常溫下，水電離出的c(H+)＝1×10-12mol·L-1的溶液中：Al3+、Ca2+、NO3?D.加入鋁粉產生氫氣的溶液中：Cu2+、NH4+、HCO【答案】A【解析】NH4Al(SO4)2溶液中，NH4+和Al3+水解而使溶液呈酸性，HCO3?水解呈堿性，因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存，故A符合題意；pH＝1的溶液中：Fe2+、H+、NO3?發(fā)生氧化還原反應不能大量共存，故B不符合題意；常溫下，水電離出的c(H+)＝1×10-12mol·L-1的溶液呈酸性或堿性，在酸性條件下Al3+、Ca2+、NO3?、Cl【變式6-2】工業(yè)上可以利用TiCl4的水解反應生成TiO2·xH2O，再經焙燒可得TiO2，下列有關說法不正確的是()A.TiCl4生成TiO2·xH2O的化學方程式可表示為TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HClB.制備時可加入大量水，同時加熱，促使水解完全C.利用類似方法還可制備SnO、SnO2等化合物D.TiCl4的性質非常穩(wěn)定，除制備TiO2外，還可廣泛應用于涂料、橡膠和造紙等【答案】D【解析】TiCl4在水中水解：TiCl4+(x+2)H2OTiO2·xH2O↓+4HCl，加熱使水解程度增大并使HCl揮發(fā)，促進水解，最終徹底水解得到TiO2·xH2O，經焙燒得TiO2，故A不符合題意；越稀越水解、越熱越水解，所以可加入大量水、同時加熱，促進水解完全，故B不符合題意；利用金屬氯化物的水解，加大量水并加熱可以促進水解完全，用類似方法可制備SnO、SnO2等化合物，故C不符合題意；TiCl4遇水發(fā)生水解反應，其性質不穩(wěn)定，故D符合題意。題型07溶液中粒子濃度的關系【典例7】室溫下，0.1mol·L-1CH3COONH4溶液呈中性，下列說法錯誤的是()A.水電離產生的c(H+)＝1×10-7mol·L-1B.c(NH4+)＝c(CH3COOC.CH3COONH4能促進水的電離D.c(CH3COO-)>c(CH3COOH)【答案】A【解析】CH3COONH4中醋酸根離子和銨根離子都水解促進水的電離，使得水電離產生的c(H+)>1×10-7mol·L-1，A錯誤、C正確；CH3COONH4溶液呈中性，說明兩者水解程度相等，c(NH4+)＝c(CH3COO-)，B正確；醋酸根離子水解生成醋酸分子的程度很小，所以c(CH3COO-)>c(CH方｜法｜點｜撥【變式7-1】物質的量濃度相同的下列溶液：①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3④(NH4)2CO3，按c(CO3A.④<③<②<① B.③<②<①<④C.③<②<④<① D.③<④<②<①【答案】C【解析】①Na2CO3是強堿弱酸鹽，在溶液中完全電離出碳酸根離子，碳酸根離子的水解程度較弱，其溶液中c(CO32?)最大；②NaHCO3在溶液中完全電離出碳酸氫根離子和鈉離子，碳酸氫根離子電離出的CO32?較少；③H2CO3是二元弱酸，在溶液中分步電離，第二步才電離出碳酸根離子，且第一步電離出的氫離子抑制了第二步電離，所以其溶液中的c(CO32?)最??；④(NH4)2CO3在溶液中完全電離出碳酸根離子和銨根離子，銨根離子水解促進了碳酸根離子的水解，濃度相同時其溶液中c(CO32?)小于Na2CO【變式7-2】常溫下amol?L-1稀氨水與bmol?L-1稀鹽酸等體積混合，下列判斷一定正確的是()A.若a>b，則c(OH-)>c(H+)B.若a>b，則c(NH4+)>c(ClC.若a<b，則c(OH-)<c(H+)D.若a＝b，則c(NH4+)＝c(Cl【答案】C【解析】若a>b，溶液混合后可能呈中性、堿性或酸性，故A錯誤；若a>b，根據A項分析，則c(NH4+)可能大于、等于或小于c(Cl-)，故B錯誤；若a<b，混合后溶質為HCl和氯化銨，溶液一定呈酸性即c(OH-)<c(H+)，故C正確；若a＝b，則溶質為氯化銨，溶液呈酸性，根據電荷守恒得到c(NH4+)<題型08溶液中粒子濃度圖像分析【典例8】已知常溫下，向20mL0.1mol·L-1HA溶液中滴入0.1mol·L-1的NaOH溶液，所得滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是()A.HA為一元弱酸，其電離平衡常數的數量級為10-5B.b點溶液中：c(A-)+2c(H+)＝2c(OH-)+c(HA)C.c點溶液中：c(Na+)＝c(A-)+c(HA)D.若d點溶液的pH＝8.4，則水電離出的c(H+)＝10-8.4mol·L-1【答案】A【解析】a點的pH＝3，則c(H+)＝c(A-)＝10-3mol·L-1，而此時HA溶液的濃度是0.1mol·L-1，c(H+)<c(HA)，說明HA為一元弱酸，其電離平衡常數Ka＝c(H+)·c(A?)c(HA)＝10?3×10?30.1＝10-5，故弱酸HA電離平衡常數的數量級為10-5，A正確；b點滴入10mLNaOH溶液，體積是酸的一半，二者的濃度相同，說明有一半HA反應，故該點為等物質的量濃度的NaA和HA的混合溶液，由元素守恒知，2c(Na+)＝c(A-)+c(HA)；由電荷守恒知，c(A-)+c(OH-)＝c(Na+)+c(H+)，據此得到各微粒物質的量濃度的關系：c(A-)+2c(OH-)＝c(HA)+2c(H+)，B錯誤；c點溶液恰好呈中性，c(H+)＝c(OH-)，根據電荷守恒：c(A-)+c(OH-)＝c(Na+)+c(H+)，故存在：c(A-)＝c(Na+)，C錯誤；d點時，滴入20mL的NaOH溶液，HA與NaOH恰好反應，得到NaA溶液，因該鹽是強堿弱酸鹽，A-水解使溶液呈堿性，促進水的電離，若d點的pH＝8.4，溶液中c(H+)＝10-8.4mol·L-1，c(OH-)＝10?14【變式8-1】以酚酞為指示劑，用0.1000mol·L-1的NaOH溶液滴定pH＝4的未知濃度H2A溶液。溶液中pH、分布系數δ變化關系如圖所示。[已知：A2-的分布系數δ(A2-)＝c(A2?下列敘述不正確的是()A.曲線①代表δ(H2A)，曲線②代表δ(HA-)B.H2A溶液的濃度約為0.02000mol·L-1C.NaHA溶液顯堿性D.a點溶液中：c(Na+)>2c(A2-)+c(H2A)【答案】D【解析】根據圖示，H2AH++HA-、HA-H++A2-，酸性較強時，H2A為主要組分，所以曲線①代表δ(H2A)，曲線②代表δ(HA-)，曲線③代表δ(A2-)，選項A正確；由H2AH++HA-，Ka1＝c(H+)·c(HA?)c(H2A)＝10-6.3，則c(H+)≈c(H2A)×Ka1＝10-4mol·L-1，c(H2A)＝10-1.7mol·L-1≈0.02000mol·L-1，選項B正確；Ka2(H2A)＝c(H+)·c(A2?)c(HA?)＝10-10.3，NaHA溶液中HA-的水解平衡常數Kh2＝10?1410?6.3＝10-7.7>10-10.3，NaHA溶液顯堿性，選項C正確；a點溶液中有電荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝2c(A2-)+c(HA【變式8-2】常溫下，向碳酸溶液中逐滴加入NaOH溶液，所得溶液中pC(C微粒的濃度的負對數)與pH的關系如圖所示。下列說法錯誤的是()A.由圖中數據可以計算碳酸的電離常數Ka1B.雖然H2CO3與CO32?能反應C.pH=7的溶液中離子濃度大小關系為c(HCO3?)>c(H2CO3)>c(CD.pH=10的溶液中離子濃度大小關系有c(Na+)<3c(CO3【答案】D【解析】碳酸的電離常數Ka1=c(H+)·c(HCO3?)c(H2CO3)，當c(H2CO3)=c(HCO3?)時，Ka1=c(H+)·c(HCO3?)c(H2CO3)=c(H+)=10-6，故碳酸的電離常數Ka1的數量級為10-6，A正確;從圖像可知，在溶液pH范圍是5~12時，溶液中同時存在H2CO3與CO32?，B正確;根據圖示可知:在溶液pH=7時，溶液中離子濃度大小關系為c(HCO3?)>c(H2CO3)>c(CO32?)，C正確;在溶液pH=10時，溶液存在電荷守恒，c(H+)+c(Na+)=c(HCO3?)+2期末基礎通關練（測試時間：15分鐘）1．（25-26高二上·寧夏石嘴山·期中）鹽類水解與生活密切聯系，下列做法與鹽類水解無關的是A．實驗室配制FeCl3溶液時，應先將其溶解在鹽酸中，而后加水稀釋B．配制FeSO4溶液時，加入一些鐵粉C．用濃NaHCO3溶液與濃Al2(SO4)3溶液混合作滅火劑D．加熱蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固體【答案】B【解析】FeCl3水解生成Fe(OH)3和H+，配制時加入鹽酸抑制水解，與水解有關，A不符合題意；FeSO4溶液中加入鐵粉是為了防止Fe2+被氧化為Fe3+，屬于抗氧化作用，與水解無關，B符合題意；Al3+和HCO3?發(fā)生雙水解生成CO2和Al(OH)3，與水解有關，C不符合題意；AlCl3水解生成Al(OH)3，加熱促進水解且HCl揮發(fā)，最終得到Al(OH)3，與水解有關，D不符合題意2．（25-26高二上·北京·月考）下列屬于水解反應方程式且書寫正確的是A．HCl+H2C．CO32?+2【答案】B【解析】HCl為強酸，電離產生的H+與H2O作用形成H3O+，并非發(fā)生水解反應，A不正確；Cu2+與水電離產生的OH-結合生成弱堿Cu(OH)2，從而促進水電離，最終生成Cu(OH)2和H?，符合水解反應特征，B正確；碳酸為二元弱酸，CO32?水解分步進行，直接將兩步水解合在一起寫，從而生成H2CO3不符合常規(guī)，C不正確；該方程式為CaO與水化合生成的Ca(OH)2發(fā)生完全電離，并非發(fā)生水解反應，D不正確3．（25-26高二上·河南新鄉(xiāng)·月考）在一定條件下，Na2S溶液中存在水解平衡：A．稀釋溶液，水解平衡常數增大 B．通入H2C．升高溫度，cHS?c【答案】D【解析】水解平衡常數僅與溫度有關，稀釋溶液時溫度不變，平衡常數不變，故A錯誤；通入H2S，發(fā)生反應H2S+S2??2HS?，導致HS?的濃度增大，故B錯誤；水解是吸熱反應，升高溫度使平衡正向移動，c(HS?)增大，c4．（25-26高二上·北京·期中）下列方程式與所給事實相符的是A．向BaOH2B．向FeCl3溶液中加入足量氨水：C．明礬KAlSO42?12D．SO2通入BaNO【答案】C【解析】向BaOH2溶液中滴加稀硫酸，生成BaSO4沉淀和水，導致混合溶液導電能力下降，故正確的離子方程式應為：Ba2++2OH?+2H++SO42?=BaSO4↓+2H2O，A不符合題意；氨水中的NH3?H2O5．（25-26高二上·北京·期中）腸溶型Ⅰ號丙烯酸樹脂，化學成分為甲基丙烯酸/丙烯酸乙酯聚合物(1:1)，分子量約250000。作為腸溶包衣材料，其薄膜在胃液中不溶，pH≥5.5A．0.1mol?L?1醋酸 B．0.1C．0.1mol?L?1Na2CO3溶液 D．【答案】A【解析】醋酸是弱酸，0.1molL醋酸的pH≈2.88<5.5，不能使腸溶包衣溶解，A符合題意；NH3?H2O是弱堿，0.1molL氨水的pH>7>5.5，能使腸溶包衣溶解，B不符合題意；Na2CO36．（25-26高二上·北京·期中）常溫下，下列各離子組在指定溶液中一定能大量存在的是A．無色溶液中：Fe3+、SCN?、NOB．cAl3+=0.1mol?L?1的溶液中：HC．由水電離的cH+=10?12mol?L?1D．pH=13的溶液中：Na+、ClO?、【答案】D【解析】Fe3+與SCN?會結合生成血紅色的FeSCN3，不能在無色溶液中大量共存，A不符合題意；HCO3?與H+會反應：HCO3?+H+=H2O+CO2↑，不能共存；且Al3+與HCO3?發(fā)生雙水解反應，3HCO3?+Al3+=AlOH3↓+3期末綜合拓展練（測試時間：25分鐘）7．（25-26高二上·河北衡水·期中）25℃時，下列溶液中有關說法正確的是A．pH=11的氨水和pH=11的Na2CO3溶液中，由水電離產生的cOHB．pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH按一定體積比混合后pH=3，則酸與堿的體積比為9∶2C．將泡沫滅火器中的硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液分別蒸干并灼燒，其成分都不變D．同體積、同pH的鹽酸和醋酸，分別與足量的鋅反應，生成H2【答案】D【解析】pH=11的氨水中，水的電離被抑制，水電離的c(OH-)=10-11mol/L；pH=11的Na2CO3溶液中，水的電離被促進，水電離的c(OH-)=10-3mol/L，水電離的c(OH-)之比為1∶108，A錯誤；pH=2的H2SO4中c(H+)=10-2mol/L，pH=11的NaOH中c(OH-)=10-3mol/L，混合后H+過量，則10?2×V酸?10?3×V堿V酸+V堿=10?3，解得V酸∶V堿=2∶9，而非9∶2，B錯誤；硫酸鋁蒸干后仍為Al28．（25-26高二上·天津濱海新·期中）下列敘述不正確的是A．25℃，將pH=3的H2B．恒溫恒容密閉容器中投入足量CaC2O4，發(fā)生反應：CaCC．利用2COgD．實驗測得0.5mol/LCH3COONa溶液pH值隨溫度升高而降低，推測升溫使CH3【答案】D【解析】pH=3的H2SO4溶液中H+濃度為0.001mol/L，而pH=11的氨水中OH-濃度為0.001mol/L，但氨水為弱堿，實際濃度遠高于0.001mol/L，等體積混合后，氨水過量，溶液顯堿性，A正確；溫度不變，平衡常數不變，按比例充入CO、CO2，相當于加壓，達到新平衡時濃度與原來的相等，B正確；反應2COg=2Cs+O2g為吸熱、熵減的反應，在任何溫度下均不能自發(fā)進行，不可以消除CO污染，C正確；升高溫度會促進水的電離和CH3COO?溶液水解，這兩個過程都是吸熱的，因此c9．（24-25高二上·福建泉州·期末）25℃時，用0.1mol?L?1KOH溶液滴定0.1A．25℃時，KB．e點對應溶液：c(C．水的電離：b>c>dD．A2?的第一步水解平衡常數：【答案】B【分析】由圖可知，a、b、c、d所在實線為0.1mol?L-1KOH溶液滴定0.1mol?L-1二元弱酸H2A的滴定曲線，二者濃度相同，故V(KOH)V(H2A)=n(KOH)n(H2A)；當V(KOH)V(H2A)＜1時，H2A部分反應，溶液中溶質為KHA和H2A；當V(KOH)V(H2【解析】根據圖示，當25℃時，c點的時候，c(HA-)=c(A2-)，pH=7，H2A第二步電離平衡常數Ka2=c(H+)c(A2-)c(HA-)=c(H+)=10-7，H2A第一步電離平衡常數大于第二步電離平衡常數，即Ka1＞10-7，A錯誤；e點對應V(KOH)V(H2A)=1，反應生成KHA，KHA溶液顯酸性，電荷守恒可知c(K+)+c(H+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-)，因為溶液顯酸性，所以c(H+)>c(OH-)，因此c(K+)<c(HA-)+2c(A2-)，B正確；H2A電離出的氫離子抑制水電離，隨著滴入KOH的體積增大，H2A濃度減少、對水電離的抑制程度減小，最終生成的K2A為強堿弱酸鹽，K2A水解促進水電離，d點酸堿恰好完全反應生成K2A，此時對水的電離促進程度最大，所以b、c、d三點溶液中水的電離程度，b<c<d，C錯誤；25℃時，結合選項A可知H2A第二步電離平衡常數Ka2=c(H+