（新課改省份專用）2020版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 第八章 第三節(jié) 鹽類的水解學(xué)案（含解析）.doc

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第三節(jié)鹽類的水解 考點(一)　鹽類的水解及其影響因素 【點多面廣精細研】 1．概念：在水溶液中鹽電離出來的離子與水電離產(chǎn)生的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。 2．實質(zhì) 3．特點 4．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 無 性 7 強酸弱堿鹽 NH4Cl、 Cu(NO3)2 Cu2＋ 性 7 弱酸強堿鹽 CH3COONa、 Na2CO3 CH3COO－、 性 7 5.水解離子方程式的書寫 (1)一般要求 如NH4Cl水解的離子方程式為NH＋H2ONH3H2O＋H＋。 (2)三種類型的鹽水解方程式的書寫 ①多元弱酸鹽水解：分步進行，以第一步為主。 如Na2CO3水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步完成。 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溶液混合后反應(yīng)的離子方程式為3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓。 6．鹽的水解常數(shù) 以反應(yīng)A－＋H2OHA＋OH－為例 (1)表達式：Kh＝。 (2)與Kw、Ka(HA)的關(guān)系： Kh＝＝。 (3)由于A－水解產(chǎn)物的HA和OH－濃度近似相等，水解平衡時，c(A－)又可看成是A－溶液的濃度c(未水解時的濃度)，則Kh＝，c(OH－)＝。同理，對于強酸弱堿鹽，c(H＋)＝。 (4)影響因素——溫度 [小題練微點] 判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)酸式鹽溶液可能呈酸性，也可能呈堿性(　　) (2)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同(　　) (3)S2－＋2H2OH2S＋2OH－(　　) (4)明礬溶液顯酸性：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋(　　) (5)加熱0.1 molL－1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(　　) (6)氯化銨溶液加水稀釋時，的值減小(　　) (7)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)(　　) (8)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(　　) 答案：(1)√　(2)　(3)　(4)√　(5)√　(6)√　(7)√ (8) [學(xué)霸微提醒] (1)鹽類發(fā)生水解后，其水溶液往往顯酸性或堿性。但也有特殊情況，如弱酸弱堿鹽CH3COONH4水解后，其水溶液接近中性。 (2)Fe3＋在中性條件下已完全水解。 1.判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)(2018全國卷Ⅰ)16.25 g FeCl3水解形成的Fe(OH)3膠體粒子數(shù)為0.1NA(　　) (2)(2018全國卷Ⅱ)100 mL 1 molL－1 FeCl3溶液中所含F(xiàn)e3＋的數(shù)目為0.1NA(　　) (3)(2018天津高考)某溫度下，一元弱酸HA的Ka越小，則NaA的Kh(水解常數(shù))越小(　　) (4)(2017全國卷Ⅱ)1 L 0.1 molL－1 NH4Cl溶液中，NH的數(shù)量為 0.1NA(　　) (5)(2017海南高考)向硫酸鋁溶液中滴加碳酸鈉溶液的離子方程式為2Al3＋＋3CO===Al2(CO3)3↓(　　) (6)(2016上海高考)0.1 molL－1 CH3COONa溶液的pH>7，證明乙酸是弱酸(　　) (7)(2015北京高考)飽和NaClO溶液的pH約為11：ClO－＋H2OHClO＋OH－(　　) (8)(2015重慶高考)25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液的pH＝7(　　) 答案：(1)　(2)　(3)　(4)　(5)　(6)√ (7)√　(8) 2．(2019衡陽質(zhì)檢)已知常溫下濃度為0.1 molL－1的下列溶液的pH如表所示： 溶質(zhì) NaF NaClO NaHCO3 Na2CO3 pH 7.5 9.7 8.2 11.6 下列有關(guān)說法不正確的是(　　) A．pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1 混合，則有c(Na＋)>c(F－)>c(OH－)>c(H＋) B．加熱0.1 molL－1 NaClO溶液測其pH，pH大于9.7 C．0.1 molL－1 Na2CO3溶液中，存在關(guān)系：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) D．電離常數(shù)大小關(guān)系：K(HF)>K(H2CO3)>K(HClO)>K(HCO) 解析：選A　A項，pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合后，HF過量，溶液顯酸性，則c(H＋)>c(OH－)，根據(jù)電荷守恒可得c(F－)>c(Na＋)，則溶液中離子濃度大小為c(F－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，錯誤；B項，鹽類水解是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進其水解，溶液的堿性增強，pH增大，正確；C項，Na2CO3溶液中質(zhì)子守恒關(guān)系式為c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)，正確；D項，相同溫度下，相同濃度的鈉鹽溶液中，弱酸根離子水解程度越大，其溶液pH越大，酸根離子水解程度越大，其相對應(yīng)的酸的電離常數(shù)越小，根據(jù)題表中數(shù)據(jù)知，酸根離子水解程度：F－K(H2CO3)>K(HClO)>K(HCO)，正確。 [方法規(guī)律] 1．鹽類水解程度大小比較規(guī)律 (1)組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。 (2)鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。 (3)多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。如相同濃度時，CO比HCO的水解程度大。 (4)水解程度：相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 2．弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷方法 弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。 (1)若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。 (2)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 3.判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”)。 (1)(2016全國卷Ⅲ)向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中＞1(　　) (2)(2016全國卷Ⅲ)將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大(　　) (3)加熱0.1 molL－1Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(　　) (4)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7(　　) (5)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)(　　) (6)關(guān)于氯化銨溶液，加水稀釋時，的值減小(　　) (7)降低溫度和加水稀釋，都會使鹽的水解平衡向逆反應(yīng)方向移動(　　) (8)通入適量的HCl氣體使FeCl3溶液中增大(　　) (9)試管中加入2 mL飽和Na2CO3溶液，滴入兩滴酚酞，加熱，溶液先變紅，后紅色變淺(　　) 答案：(1)　(2)　(3)√　(4)　(5)√　(6)√ (7)　(8)　(9) 4．(2018北京高考)測定0.1 molL－1Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數(shù)據(jù)如表： 時刻 ① ② ③ ④ 溫度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 實驗過程中，取①④時刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　) A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－ B．④的pH與①不同，是由SO濃度減小造成的 C．①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致 D．①與④的Kw值相等 解析：選C　Na2SO3是強堿弱酸鹽，在水溶液中發(fā)生水解，存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－，A項正確；實驗過程中，?、佗軙r刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多，說明④中的SO數(shù)目大，SO數(shù)目小，所以④中的OH－數(shù)目小于①中的OH－數(shù)目，pH不同，B項正確；①→③的過程中，溫度升高，SO的水解平衡正向移動，而c(SO) 減小，水解平衡逆向移動，二者對水解平衡移動方向的影響不一致，C項錯誤；Kw只與溫度有關(guān)，D項正確。 [歸納拓展]　鹽類水解的影響因素 (1)內(nèi)因 主要因素是鹽本身的性質(zhì)，酸(或堿)越弱，其對應(yīng)的弱酸陰離子(或弱堿陽離子)的水解程度越大，溶液的堿性(或酸性)越強，即越弱越水解。 (2)外因 影響因素 平衡移動 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(即稀釋) 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 鹽 水解形式相同的鹽 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的鹽 相互促進[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] (3)注意事項 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OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。 ②向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH－反應(yīng)，使平衡向水解方向移動，原因是體系中c(CH3COOH)增大是主要因素，會使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。 1．常溫下，相同物質(zhì)的量濃度的下列物質(zhì)的溶液，按pH減小的順序排列的是(　　) A．NaHSO4　CH3COONa　NH4Cl　NaNO3 B．NaNO3　CH3COONa　NaHSO4　NH4Cl C．NaNO3　CH3COONa　NH4Cl　NaHSO4 D．CH3COONa　NaNO3　NH4Cl　NaHSO4 掌握鹽的類型與鹽溶液的酸堿性的關(guān)系 強酸強堿鹽(NaNO3)→中性；強酸弱堿鹽(NH4Cl)→酸性；強堿弱酸鹽(CH3COONa)→堿性。　　　　 解析：選D　CH3COONa顯堿性，NaNO3顯中性，NH4Cl顯酸性，NaHSO4顯酸性，但NaHSO4相當(dāng)于一元強酸，酸性較強。 2．室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物質(zhì)，有關(guān)結(jié)論正確的是(　　) 選項 加入的物質(zhì) 結(jié)論 A 50 mL 1 molL－1H2SO4 反應(yīng)結(jié)束后， c(Na＋)＝c(SO) B 0.05 mol CaO 溶液中增大 C 由水電離出的c(H＋)c(OH－)不變 D 反應(yīng)完全后，溶液pH減小，c(Na＋)不變 點撥：①加水，CO水解生成的c(OH－)減小，c(OH－)來源于水的電離。 ②Na2CO3溶液中存在水解反應(yīng)：CO＋H2OHCO＋OH－，加入NaHSO4時，c(Na＋)增大，同時c(OH－)減小。　　　　 解析：選B　A項，反應(yīng)結(jié)束后，c(Na＋)＝2c(SO)，錯誤；B項，加入0.05 mol CaO后會生成Ca(OH)2，Ca(OH)2與Na2CO3反應(yīng)生成CaCO3沉淀和NaOH，溶液中c(OH－)增大，CO水解產(chǎn)生的HCO減少，故溶液中增大，正確；C項，加入水后，c(Na2CO3)減小，CO水解產(chǎn)生的c(OH－)減小，溶液中的OH－來源于水的電離，因水電離產(chǎn)生的c(OH－)＝c(H＋)，故由水電離出的c(H＋)c(OH－)減小，錯誤；D項，加入0.1 mol NaHSO4固體，溶液體積變化不大，但 n(Na＋)變?yōu)樵瓉淼?倍，故c(Na＋)增大，錯誤。 3.(2019鄭州模擬)已知：25 ℃ 時，Kb(NH3H2O)＝1.810－5。該溫度下，用0.100 molL－1的氨水滴定10.00 mL 0.100 molL－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)g 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)＝10 C．25 ℃時，為10－9 D．當(dāng)?shù)稳?0 mL氨水時， 溶液中存在c(NH)>c(A－) 深化Kh、Kw、Kb之間的關(guān)系 NH的水解反應(yīng)：NH＋H2ONH3H2O＋H＋，水解平衡常數(shù)Kh＝＝＝＝＝10－9?！　　? 解析：選B　A項，溶液中l(wèi)g ＝12，根據(jù)水的離子積常數(shù)可知溶液中c(H＋)＝0.1 molL－1，所以HA為強酸，正確；B項，lg ＝0時溶液顯中性，二者恰好反應(yīng)時生成的銨鹽水解，溶液顯酸性，欲使溶液顯中性，則a>10，錯誤；C項，25 ℃時，NH的水解平衡常數(shù)Kh＝＝10－9，正確；D項，當(dāng)?shù)稳?0 mL氨水時氨水過量，溶液顯堿性，根據(jù)電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，可知混合溶液中c(NH)>c(A－)，正確。 4．(2019大慶第二次質(zhì)檢)25 ℃時，有 c(HA)＋c(A－)＝0.1 molL－1的一組HA、KA混合溶液，溶液中c(HA)、c(A－)與pH的關(guān)系如圖所示。下列敘述不正確的是(　　) A．pH＝5.75的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－) B．欲得W點所示溶液，起始所加溶液應(yīng)符合c(HA)＋c(A－)＝0.1 molL－1且c(KA)c(A－)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)不符合電荷守恒關(guān)系，故A錯誤；根據(jù)W點可得HA的電離常數(shù)Ka＝＝c(H＋)＝10－4.75，A－的水解平衡常數(shù)Kh＝＝＝10－9.25b>c C．a(chǎn)>c>b D．c>a>b 解析：選D　(NH4)2SO4溶液中只存在NH的水解反應(yīng)；(NH4)2CO3溶液中存在NH和CO相互促進的水解反應(yīng)，NH的水解程度比(NH4)2SO4中的大；(NH4)2Fe(SO4)2溶液中存在NH和Fe2＋相互抑制的水解反應(yīng)，NH的水解程度比(NH4)2SO4中的小，故三種溶液中c(NH)的大小關(guān)系為(NH4)2Fe(SO4)2>(NH4)2SO4>(NH4)2CO3，即c>a>b。 3．(2014全國卷Ⅰ)化學(xué)與社會、生活密切相關(guān)。對下列現(xiàn)象或事實的解釋正確的是(　　) 選項 現(xiàn)象或事實 解釋 A 用熱的燒堿溶液洗去油污 Na2CO3可直接與油污反應(yīng) B 漂白粉在空氣中久置變質(zhì) 漂白粉中的CaCl2與空氣中的CO2反應(yīng)生成CaCO3 C 施肥時，草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用 K2CO3與NH4Cl反應(yīng)生成氨氣會降低肥效 D FeCl3溶液可用于銅質(zhì)印刷線路板制作 FeCl3能從含Cu2＋的溶液中置換出銅 解析：選C　燒堿指的是NaOH而不是Na2CO3，油脂在NaOH溶液、加熱條件下能水解，A項錯誤；漂白粉中的Ca(ClO)2 能與空氣中的CO2和水蒸氣反應(yīng)，生成CaCO3和HClO，而HClO不穩(wěn)定，易分解，CaCl2與CO2不反應(yīng)，B項錯誤；K2CO3與NH4Cl混合，會發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)，釋放出NH3，降低肥效，C項正確；FeCl3溶液與Cu反應(yīng)生成FeCl2和CuCl2，但FeCl3溶液不能將Cu2＋還原為Cu，并非發(fā)生置換反應(yīng)，D項錯誤。 4．(2019大連質(zhì)檢)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)2SO4　CH3COONa　NaHCO3　NaOH B．(NH4)2SO4　NH4Cl　CH3COONa　NaHCO3　NaOH C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaOH　CH3COONa　NaHCO3 D．CH3COOH　NH4Cl　(NH4)2SO4　NaHCO3　NaOH 解析：選B　溶液pH由小到大的順序：電離呈酸性<水解呈酸性<中性<水解呈堿性<電離呈堿性。NH4HSO4在水溶液中電離出H＋、NH，其溶液呈酸性，NaNO3是強酸強堿鹽，其溶液呈中性，Na2CO3是強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，根據(jù)題圖知，①②溶液呈酸性，且①的酸性強于②，③的溶液呈堿性，應(yīng)該為鹽溶液，且酸根離子的水解程度小于④中的陰離子，④中的陰離子的水解程度小于CO。 5．在FeCl3溶液中存在下列平衡：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl　ΔH>0?；卮鹣铝袉栴}： (1)加熱FeCl3溶液，溶液的顏色會不斷加深，可得到一種紅褐色透明液體，向這種液體中加入MgCl2溶液，產(chǎn)生的現(xiàn)象為___________________________________________。 (2)不斷加熱FeCl3溶液，蒸干其水分并灼燒得到的固體是________。 (3)在配制FeCl3溶液時，為防止渾濁，應(yīng)加入________。 (4)為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加熱攪拌的條件下加入MgCO3固體，過濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3＋的原因是________________________________________________________________________。 解析：(1)MgCl2屬于電解質(zhì)，向Fe(OH)3膠體中加入MgCl2溶液時易發(fā)生聚沉現(xiàn)象，從而生成紅褐色Fe(OH)3沉淀。(2)加熱蒸干FeCl3溶液時，F(xiàn)eCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，加熱促進HCl揮發(fā)，從而促進FeCl3水解得到Fe(OH)3固體，灼燒時分解生成Fe2O3和H2O，所以最終得到Fe2O3固體。(3)FeCl3水解生成Fe(OH)3和HCl，為防止FeCl3水解，向溶液中滴加濃鹽酸即可。 答案：(1)生成紅褐色沉淀　(2)Fe2O3　(3)濃鹽酸 (4)MgCO3與Fe3＋水解產(chǎn)生的H＋反應(yīng)，促進了Fe3＋水解，使Fe3＋轉(zhuǎn)化為Fe(OH)3沉淀而除去 [歸納拓展] 1．鹽類水解的應(yīng)用?？键c 應(yīng)用 舉例 加熱促進水解 熱的純堿溶液去污力強 分析鹽溶液的酸堿性，并比較酸堿性的強弱 等物質(zhì)的量濃度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均顯堿性，且堿性：Na2CO3>NaHCO3 判斷溶液中離子能否大量共存 Al3＋和HCO因發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)而不能大量共存 配制或貯存易水解的鹽溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入適量鹽酸 膠體的制備，作凈水劑 明礬溶于水生成膠狀物氫氧化鋁，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 銨態(tài)氮肥不宜與草木灰混合使用 泡沫滅火器的反應(yīng)原理 (水解互促) Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 無水鹽的制備 由MgCl26H2O制MgCl2，在干燥的HCl氣流中加熱 判斷鹽溶液的蒸干產(chǎn)物 將AlCl3溶液蒸干灼燒得到的是Al2O3而不是AlCl3 某些鹽的分離除雜 為除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加熱攪拌的條件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，過濾后再加入適量的鹽酸 鹽溶液除銹 NH4Cl溶液除去金屬表面的氧化物(NH水解溶液顯酸性) 判斷電解質(zhì)的強弱 CH3COONa溶液能使酚酞變紅(pH>7)，說明CH3COOH是弱酸 2.熟記因相互促進水解不能大量共存的離子組合 (1)Al3＋與HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－、ClO－。 (2)Fe3＋與HCO、CO、AlO、SiO、ClO－。 (3)NH與SiO、AlO。 [注意]　NH與CH3COO－、HCO雖能發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)，但能大量共存。 考點(三)　溶液中粒子濃度的大小比較 【多角探明無盲點】 電解質(zhì)溶液中粒子濃度的大小比較問題是高考的“熱點”之一，多年以來全國高考化學(xué)試卷年年涉及這種題型。這種題型考查的知識點多，靈活性、綜合性較強，有較好的區(qū)分度，它能有效地測試出學(xué)生對強弱電解質(zhì)、電離平衡、電離度、水的電離、pH值、離子反應(yīng)、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運用能力。 [必備能力] (一)理清一條思路，掌握分析方法 1.首先必須形成正確的解題思路 電解質(zhì)溶液 2．要養(yǎng)成認真、細致、嚴謹?shù)慕忸}習(xí)慣，在形成正確解題思路的基礎(chǔ)上學(xué)會常規(guī)分析方法，例如：關(guān)鍵性離子定位法、守恒判斷法、淘汰法、整體思維法等。 (二)熟悉二大理論，構(gòu)建思維基點 1.電離(即電離理論) (1)弱電離質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：c(NH3H2O)>c(OH－)>c(NH)。 (2)多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離。如H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 2．水解(即水解理論) (1)弱離子的水解損失是微量的(雙水解除外)，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)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3H2O)。 (2)多元弱酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 (三)把握三種守恒，明確等量關(guān)系 1.電荷守恒 如在Na2CO3溶液中存在離子：Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們的濃度存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 2．物料守恒 物料守恒也就是原子守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)不變。 3．質(zhì)子守恒 即H2O電離的H＋和OH－濃度相等。如在Na2CO3溶液中水電離出OH－和H＋，其中水電離出的H＋以H＋、HCO、H2CO3三種形式存在于溶液中，則有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)(由上述電荷守恒式減去物料守恒式也可得出質(zhì)子守恒式)。 [對點練] 1．0.1 molL－1的NH4Cl溶液 (1)粒子種類：___________________________________________________________。 (2)物料守恒：___________________________________________________________。 (3)電荷守恒：___________________________________________________________。 (4)質(zhì)子守恒：___________________________________________________________。 答案：(1)Cl－、NH、H＋、OH－、NH3H2O、H2O (2)c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3H2O) (3)c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) (4)c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3H2O) 2．0.1 molL－1的NaHCO3溶液 (1)物料守恒：___________________________________________________________。 (2)電荷守恒：___________________________________________________________。 (3)質(zhì)子守恒：___________________________________________________________。 答案：(1)c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) (2)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－) (3)c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(H＋)－c(CO) 3．0.1 molL－1的Na2S溶液 (1)物料守恒：___________________________________________________________。 (2)電荷守恒：___________________________________________________________。 (3)質(zhì)子守恒：___________________________________________________________。 答案：(1)c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)] (2)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS－)＋c(OH－)＋2c(S2－) (3)c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S) 4．0.1 molL－1 CH3COOH溶液與0.1 molL－1 CH3COONa溶液等體積混合 (1)電荷守恒：___________________________________________________________。 (2)物料守恒：___________________________________________________________。 答案：(1)c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－) (2)2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) [題點精析] (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＋，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＋)。 (3)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HCO的水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性。 (4)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＋)。 (5)常見單一電解質(zhì)溶液中粒子濃度的大小比較 ①H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(OH－) ②氨水中：c(NH3H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋) ③NH4Cl溶液中： c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3H2O)>c(OH－) ④Na2CO3溶液中： c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) ⑤NaHCO3溶液中(水解的程度大于電離的程度)： c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋) c(Na＋)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(CO) ⑥NaHSO3溶液中(電離的程度大于水解的程度)： c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－) c(Na＋)>c(HSO)>c(SO)>c(H2SO3) [對點練] 1．常溫下，濃度均為0.1 molL－1的下列溶液中，粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(　　) A．氨水中，c(NH)＝c(OH－)＝0.1 molL－1 B．NH4Cl溶液中，c(NH)＞c(Cl－) C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋) D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3) 解析：選C　氨水為弱堿溶液，只能部分電離出OH－，結(jié)合電荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)可得c(NH)＜c(OH－)＜0.1 molL－1，A錯誤；NH4Cl溶液中，NH部分水解、Cl－濃度不變，則溶液中c(NH)＜c(Cl－)，B錯誤；Na2SO4溶液顯中性，c(OH－)＝c(H＋)，結(jié)合電荷守恒可得c(Na＋)＝2c(SO)，溶液中離子濃度大小為 c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)，C正確；根據(jù)Na2SO3溶液中的物料守恒可得c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)，D錯誤。 2．室溫下，0.1 molL－1 NaHCO3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(CO)>c(H＋) B．Ka1(H2CO3)Ka2(H2CO3)c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)，A錯誤；Ka1(H2CO3)Ka2(H2CO3)＝，H2CO3和HCO都部分電離，所以c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)，D錯誤。 3．(1)0.1 molL－1的H3PO4溶液中，離子濃度的大小關(guān)系： ________________________________________________________________________。 (2)0.1 molL－1的NH4Cl溶液中，離子濃度的大小關(guān)系： ________________________________________________________________________。 (3)0.1 molL－1的Na2CO3溶液中，離子濃度的大小關(guān)系： ________________________________________________________________________。 (4)0.1 molL－1的NaHS溶液中，離子濃度的大小關(guān)系： ________________________________________________________________________。 答案：(1)c(H＋)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)＞c(OH－) (2)c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) (3)c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋) (4)c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(S2－) 1.兩種物質(zhì)不反應(yīng) (1)等體積、等濃度的CH3COOH和CH3COONa溶液混合(溶液呈酸性，說明CH3COOH電離程度大于CH3COO－水解程度)： c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－) (2)等體積、等濃度的NH4Cl和NH3H2O溶液混合(溶液呈堿性，說明NH3H2O電離程度大于NH水解程度)： c(NH)>c(Cl－)>c(NH3H2O)>c(OH－)>c(H＋) (3)等體積、等濃度的NaCN和HCN溶液混合(溶液呈堿性，說明CN－水解程度大于HCN電離程度)： c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋) (4)等體積、等濃度的Na2CO3與NaHCO3溶液混合(CO一級水解遠大于二級水解)： c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋) 2．兩種物質(zhì)反應(yīng) (1)向0.2 molL－1 NaHCO3溶液中加入等體積0.1 molL－1 NaOH溶液： c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋) (2)向0.2 molL－1 NH4Cl溶液中加入等體積0.1 molL－1 NaOH溶液，得到pH>7的溶液： c(Cl－)>c(NH)>c(Na＋)>c(NH3H2O)>c(OH－) (3)0.2 molL－1 HCl與0.1 molL－1 NaAlO2溶液等體積混合： c(Cl－)>c(Na＋)>c(Al3＋)>c(H＋)>c(OH－) (4)0.1 molL－1 CH3COONa溶液與0.1 molL－1 HCl溶液等體積混合： c(Na＋)＝c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－) [對點練] 4．用物質(zhì)的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)＞c(Na＋)，對該溶液的下列判斷正確的是(　　) A．c(H＋)＞c(OH－) B．c(CH3COO－)＝0.1 molL－1 C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO－) D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.1 molL－1 解析：選A　由電荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，結(jié)合c(CH3COO－)＞c(Na＋)，故c(H＋)＞c(OH－)。 5．常溫下，下列有關(guān)溶液的敘述正確的是(　　) A．濃度均為0.1 molL－1的硫酸氫銨溶液與氫氧化鈉溶液等體積混合：c(SO)＝c(Na＋)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) B．在Na2SO3溶液中： c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－) C．pH＝6的CH3COOH溶液和pH＝6的NH4Cl溶液，由水電離出的c(H＋)均為110－8 molL－1 D．在0.1 molL－1 Na2C2O4溶液中：2c(Na＋)＝c(C2O)＋c(HC2O)＋c(H2C2O4) 解析：選A　濃度均為0.1 molL－1的硫酸氫銨溶液與氫氧化鈉溶液等體積混合，二者恰好反應(yīng)生成Na2SO4、(NH4)2SO4和H2O，NH水解導(dǎo)致溶液呈酸性，NH水解程度較小，結(jié)合物料守恒得c(SO)＝c(Na＋)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)，A項正確；在Na2SO3溶液中，根據(jù)電荷守恒可知：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，B項錯誤；pH＝6的CH3COOH溶液中由水電離出的 c(H＋)水＝c(OH－)水＝ molL－1＝10－8 molL－1，pH＝6的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)水＝10－6 molL－1，C項錯誤；根據(jù)物料守恒得c(Na＋)＝2c(C2O)＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，D項錯誤。 6．下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(　　) A．0.1 molL－1 NaHCO3溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－) B．20 mL 0.1 molL－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 molL－1 鹽酸混合后溶液呈酸性，所得溶液中： c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋) C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－) D．0.1 molL－1 CH3COOH溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH) 解析：選B　A項，等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時，兩者恰好反應(yīng)生成Na2CO3，在該溶液中CO能進行兩級水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)＞c(HCO)，錯誤；B項，CH3COONa與HCl混合反應(yīng)后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，因溶液顯酸性，故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，正確；C項，在混合前兩溶液的pH之和為14，則氨水過量，所得溶液為少量NH4Cl和過量NH3H2O的混合溶液，則c(Cl－)＜c(NH)、c(H＋)＜c(OH－)，故c(Cl－)＋c(H＋)＜c(NH)＋c(OH－)，錯誤；D項，等濃度的CH3COOH與NaOH溶液混合時恰好生成CH3COONa，溶液中質(zhì)子守恒式為c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，錯誤。 因反應(yīng)物的物質(zhì)的量不同，引起溶液中離子濃度變化的情況： 1．隨著CH3COOH和NaOH物質(zhì)的量之比變化，溶液中離子濃度關(guān)系 (1)當(dāng)n(CH3COOH)∶n(NaOH)>1∶1，溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa、CH3COOH時， pH<7，溶液中四種離子濃度的大小比較： ①c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－) ②c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(Na＋)>c(OH－) ③c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－) pH＝7，溶液中四種離子濃度的大小比較： c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－) pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較： c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) (2)當(dāng)n(CH3COOH)∶n(NaOH)＝1∶1，溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa時，pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較： c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) (3)當(dāng)n(CH3COOH)∶n(NaOH)<1∶1，溶液中的溶質(zhì)為CH3COONa、NaOH時，pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較： ①c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋) ②c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋) ③c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) 2．隨著HCl和NH3H2O物質(zhì)的量之比變化，溶液中離子濃度關(guān)系 (1)當(dāng)n(HCl)∶n(NH3H2O)>1∶1，溶液中的溶質(zhì)為HCl、NH4Cl時，pH<7，溶液中四種離子濃度的大小比較： ①c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－) ②c(Cl－)>c(NH)＝c(H＋)>c(OH－) ③c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) (2)當(dāng)n(HCl)∶n(NH3H2O)＝1∶1，溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl時，pH<7，溶液中四種離子濃度的大小比較： c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) (3)當(dāng)n(HCl)∶n(NH3H2O)<1∶1，溶液中的溶質(zhì)為NH4Cl、NH3H2O時， pH<7，溶液中四種離子濃度的大小比較： c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－) pH＝7，溶液中四種離子濃度的大小比較： c(Cl－)＝c(NH)>c(H＋)＝c(OH－) pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較： ①c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) ②c(NH)>c(OH－)＝c(Cl－)>c(H＋) ③c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋) [對點練] 7．室溫下，將0.2 molL－1的一元酸HA和0.1 molL－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列說法不正確的是(　　) A．0.1 molL－1HA溶液與0.1 molL－1的NaOH溶液中，水電離出來的c(H＋)相等 B．混合后溶液中：c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－) C．混合后溶液中：c(A－)＋c(HA)＝0.1 molL－1 D．混合后溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－) 解析：選A　0.2 molL－1的一元酸HA和0.1 molL－1的NaOH溶液等體積混合后，生成物為等物質(zhì)的量濃度的NaA、HA，溶液顯堿性，說明A－的水解程度大于HA的電離程度。HA是弱酸，NaOH是強堿，對水電離的抑制程度不同，A錯誤；經(jīng)上述分析知，混合后溶液粒子濃度大?。篶(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)，B正確；根據(jù)物料守恒得c(A－)＋c(HA)＝ molL－1＝0.1 molL－1，C正確；根據(jù)電荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，D正確。 8．常溫下，將pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合，完全反應(yīng)后，溶液中離子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．c(NH )＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．c(NH )＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．c(Cl－)＞c(NH )＞c(H＋)＞c(OH－) D．c(Cl－)＞c(NH )＞c(OH－)＞c(H＋) 解析：選A　常溫下pH＝3的鹽酸與pH＝11的氨水等體積混合后，氨水過量，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，由電荷守恒：c(NH )＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知，c(NH)＞c(Cl－)，溶液中各離子濃度大小為c(NH )＞c(Cl－)＞c(OH－)>c(H＋)。 9．(雙選)(2018江蘇高考)H2C2O4為二元弱酸，Ka1(H2C2O4)＝5.410－2，Ka2(H2C2O4