3.3 盐类的水解 讲义 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

化学反应原理 第三讲 盐类的电离水解平衡（答案） 学习要点： 考点01 盐类的水解 【补充】净水剂与消毒剂 考点02 酸式盐的电离和水解 考点03 水解平衡常数Kh 考点04 影响盐类水解的因素 考点05 水解和电离的比较 考点06 盐类水解的基本应用 考点07 【补充】酸碱缓冲对（P67） 考点08 【补充】溶液中微粒的守恒关系（重点） 考点09 【补充】溶液中的离子浓度大小排序 考点10 【补充】溶液中的离子排序汇总 考点11 【补充】pH计算公式汇总 考点12 滴定图像分析 考点13 【补充】分布分数及分布分数图像 考点14 【补充】对数曲线 考点15 【补充】水的电离程度 考点01 盐类的水解 一、盐溶液的酸碱性 盐 溶液的 酸碱性 生成该盐对应的反应物 盐的类型 酸 碱 CH3COONa 　碱性　  CH3COOH NaOH 　弱酸强碱盐　　  Na2CO3 H2CO3 NaOH KF HF KOH NH4Cl 　酸性　  HCl NH3·H2O 　强酸弱碱盐　　  Al2(SO4)3 H2SO4 Al(OH)3 NaCl 　中性　  HCl NaOH 　强酸强碱盐　　  KNO3 HNO3 KOH Ba(NO3)2 HNO3 Ba(OH)2 注：弱酸强碱盐 碱性，强酸弱碱盐 酸性；谁强显谁性 二、盐溶液呈酸碱性的原因分析 (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH++OH- NaClNa++Cl- 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+)=c(OH-),呈　　中　　性,无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动,溶液中c(H+) 　　=　　c(OH-) (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能，NH＋OH－NH3·H2O c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+) 　＞　　c(OH-),呈　酸　　性 理论解释 N和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡向电离方向移动,使溶液中c(H+) 　　＞　　c(OH-)（离子反应效应） 总反应的离子方程式 NH＋H2O NH3·H2O＋H+ (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 能，CH3COO-+H+CH3COOH c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+) 　＜　　c(OH-),呈　碱　　性 理论解释 CH3COO-和H+结合生成弱电解质CH3COOH,使水的电离平衡向电离方向移动,使溶液中c(H+) 　　＜　　c(OH-) （离子反应效应） 总反应的离子方程式 CH3C+H2OCH3COOH＋OH－ 【例1】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性 【例2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是(　　) A.的溶液中： B.的溶液中： C.水电离的溶液中： D.的溶液中： 三、水解方程式的书写 1.概念:在水溶液中,盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成　弱电解质　（弱酸或弱碱）的反应,叫作盐类的水解。  2.实质:生成弱酸或弱碱,使水的　　电离平衡　　被破坏而建立起新的平衡。  3.盐类水解的特点 四、盐类水解方程式书写规律 (1)由于盐类的水解过程是一个可逆过程，因此在书写水解反应的化学方程式或离子方程式时应用“”。难溶化合物不写沉淀符号“↓”,气体物质不写气体符号“↑”。例如：+H2OH2S＋OH－ (2)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，书写水解反应时也应分步书写，其中第一步水解程度比第二步水解程度大。例如Na2CO3的水解: 第一步:C+H2O+OH－(主要) 第二步:HC+H2OH2CO3+OH－(次要) (3)多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。 例如： +3H2OFe(OH)3＋3H+ 【例3】判断正误 的电离： + ×, 应为可逆 的水解：+H2O + ×, 这是电离方程式 的水解：+H2O + √ 【例4】下列水解离子方程式书写正确的是( B ) 【例5】下列能正确表示盐类水解的离子方程式的是(　　) A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ B．HClO＋H2OClO－＋H3O＋ C．HCO＋H2OCO＋H3O＋ D．S2－＋2H2OH2S＋2OH－ 【例6】下列反应中，属于水解反应且使溶液显酸性的是(　　) A．S2－＋H2OHS－＋OH－ B．ClO－＋H2OHClO＋OH－ C．Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ D．NH3＋H2ONH＋OH－ 【例7】推测下列盐溶液的酸碱性，并写出相应的离子方程式。 NaClO: +H2OHClO＋OH－ 碱性 (NH4)2SO4: NH＋H2ONH3·H2O＋H+ 酸性 Na2CO3: C+H2O+OH－ 碱性 FeCl3: +3H2OFe(OH)3＋3H+ 酸性 【例8】NH4Cl溶于重水(D2O)后,产生的一水合氨和水合氢离子为(　　)。 A.NH2D·H2O和D3O+ B.NH3·D2O和HD2O+ C.NH3·HDO和D3O+ D.NH2D·HDO和H2DO+ 【答案】C 【解析】 NH4Cl水解的实质是其电离出的NH与重水电离出的O结合生成一水合氨，即D2OD++O，NH+ONH3·HDO，D+与D2O结合生成D3O+。 【例9】等物质的量浓度的下列物质的溶液，其pH由小到大的顺序是________________。 ①CH3COONa　 ②NaOH　 ③NaNO3　 ④HCl　 ⑤CH3COOH ④⑤③①② 【补充】净水剂与消毒剂 【例10】(1) 用离子方程式表示硫酸铝净水的原理：+3H2O(OH)3(胶体)＋3H+。 (2) 高铁酸盐(钠、钾)是六价铁盐，可用于水的消毒和净化。 ①高铁酸盐能够消毒的原因是什么？ 高铁酸盐是六价铁盐，有效成分是Fe，具有很强的氧化性，因此能通过氧化作用进行消毒。 ②高铁酸盐为何又能起到净水的作用？写出有关的离子方程式。 消毒时高铁酸盐的还原产物是，在溶液中发生水解：+3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H+ 胶体能够将水中的悬浮物聚集形成沉淀，能高效净水。 净水剂：物理吸附或强氧化剂。 例如活性炭、KAl(SO4)2•12H2O、K2FeO4、Cl2、Ca(ClO)2、NaClO、ClO2、NCl3(Cl为+1价，水解生成HClO) 消毒剂：强氧化剂或蛋白质变性。 例如Cl2、“84消毒液”(主要成分NaCl、NaClO)、CuSO4 考点02 酸式盐的电离和水解 多元弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度(Ka2或Ka3)和水解程度(Kh)的相对大小。课本P77 (1)水解程度大于电离程度(Kh>Ka2或Ka3 )，溶液呈碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液等。 (2)电离程度大于水解程度(Kh<Ka2或Ka3 )，溶液呈酸性，如NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液等。 【例11】常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　) A．HCl B．NaHSO4 C．NH4Cl D．NaCl 【例12】25 ℃，下列物质的水溶液因水解呈碱性的是(　　) A．FeCl3 B．KOH C．NaHCO3 D．NaHSO4 【例13】(1)NaHCO3是强碱弱酸的酸式盐，溶液中存在着三种平衡(写出相应的离子方程式)： ①水的电离平衡：_________________； ②的电离平衡：_________________； ③的水解平衡：_________________； ①H2O+ ② + ③+H2O + (2)常温下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH为8.4，说明的电离程度和水解程度中相对较强的是 水解程度 。 【例14】物质的量相等的下列物质形成的等体积溶液中，所含微粒种类最多的是(　　) A．CaCl2 B．CH3COONa C．NH3 D．K2S 【解析】A：5种 B：6种 C：6种 D：7种 【例15】现有浓度均为0.01 mol·L－1的五种电解质溶液：①HNO3；②Na2CO3；③NH4Cl；④CH3COONH4；⑤NaOH。 (1)25 ℃时①的pH＝________。 (2)能够促进水的电离的有____________(填序号，下同)。 (3)所含离子种类最多的是____________________。 (4)这五种溶液的pH由大到小的顺序是______________(填序号)。 【答案】(1)2 (2)②③④ (3)② (4)⑤②④③① 考点3 水解平衡常数Kh 一、盐类的水解平衡常数 用HA表示一元弱酸，NaA表示由它们生成的盐，则NaA为弱酸强碱盐 A－＋H2OHA＋OH－ Kh＝ ＝ ＝ 同理，强酸弱碱盐的水解常数与弱碱电离常数(Kb)的关系式：Kh＝。 【例16】室温下，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，求0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH。 Kh= = = + H2O NH3·H2O + 始/(mol·L-1) 　　0.1 　 0 0 转/(mol·L-1) 　　x 　 x x 平/(mol·L-1) 　 0.1-x 　x x 则Kh= = ≈ = c(H+)=x= mol·L－1 pH=5.13 【例17】室温下，CH3COOH的Ka=1.8×10-5，求0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液的pH。 Kh= = = CH3C+ H2O CH3COOH + 始/(mol·L-1) 　　0.1 　 0 0 转/(mol·L-1) 　　x 　 x x 平/(mol·L-1) 　 0.1-x 　 x x 则Kh= = ≈ = c()=x= mol·L－1 c(H+)= = mol·L－1 pH=8.87 考点4 影响盐类水解的因素 1．内因——反应物本身的性质 盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度 越大 。也就是说生成弱电解质越难电离，水解程度 越大 。或者说生成的盐的弱酸或弱碱越弱，水解程度 越大 。 如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次 增大 ，其溶液的pH依次 增大 。 【例18】相同物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH分别为7、8、9，则相同物质的量浓度的 HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为HX>HY>HZ 【例19】pH相同的NaHCO3、Na2CO3溶液的物质的量浓度大小NaHCO3>Na2CO3 【例20】已知25℃，CH3COOH电离平衡常数Ka=1.8×10－5，NH3∙H2O电离平衡常数Kb=1.8×10－5，则该温度下CH3COONH4溶液的pH__=_7（填“>”、“<”或“=”）。 2．外因——温度、浓度、酸或碱（反应条件对Fe2(SO4)3水解平衡的影响，P75） (1)已知：Fe3＋（黄色）＋3H2OFe(OH)3（红褐色）＋3H＋，ΔH > 0，根据实验操作填写下表 可能影响因素 实验操作 现象 解释或结论 盐的浓度 加入少量Fe2(SO4)3固体， 再测溶液的pH 溶液颜色变 深 ， 溶液的pH 减小 加入Fe2(SO4)3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向 正反应 方向移动 温度 升高温度 溶液颜色变 深 ， 溶液的pH 减小 盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度 增大 。 溶液的酸碱度 加少量盐酸后， pH测溶液的pH 溶液颜色变浅， 溶液的pH 减小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向 逆反应 方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 加入少量NaOH溶液， pH测溶液的pH 产生 红褐 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向 正反应 方向移动 稀释 加水稀释 溶液颜色变 浅 ， 溶液的pH 增大 加水稀释，浓度减小，Q<K，平衡正移，促进Fe3+水解，水解程度增大 但颜色变浅，酸性减弱，pH增大 (2)结论 ①浓度：反应物浓度增大，水解平衡正向移动。 ②温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度 增大 。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制 弱碱阳离子 水解，促进 弱酸阴离子 水解。 ④稀释：盐的浓度越小，水解程度 增大 。（比较Q和K的关系） 【例21】下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　) A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动 B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者 C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小 D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸 【例22】能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋OH－水解平衡事实的是(　　) A. 滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去 B. 滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去 C. 滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去 D．滴入酚酞溶液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去 【例23】在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是(　　) A．稀释溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH减小 C．升高温度，平衡常数增大 D．加入NaOH固体，减小 【例24】0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，由于NH的水解，使得c(NH)<0.1 mol·L－1。如果要使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，可采取的措施是(　　) A．加入少量NaOH B．加入少量水 C．通入少量HCl D．加热 【例25】为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入(　　) ①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH　⑤适量的硫酸 A．①②⑤ B．③⑤ C．③④ D．④⑤ 【例26】常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是(　　) A．稀释前溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1 B．稀释后溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1 C．加水过程中水解平衡正向移动 D．加水过程中c(HCO)逐渐减小 考点5 水解和电离的比较 特点 原因 电离 越强越电离 平衡常数Ka或Kb 越热越电离 电离吸热 越稀越电离 Q和K的关系 水解 越弱越水解 平衡常数Kh= 越热越水解 水解吸热 越稀越水解 Q和K的关系 【例27】判断正误 (1)测NaHA溶液的pH,若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸。 (　　) (2)25 ℃时,0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液和0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液相比,前者的pH较大。 (　　) (3)物质的量浓度相等的(NH4)2SO4溶液与(NH4)2CO3溶液中, 前者大于后者。 (　　) (4)50 ℃时,1 L 0.1 mol·L-1的氯化铵溶液中滴入氨水至pH=7,N数目大于Cl-数目。 (　　) (5)浓度均为0.10 mol·L-1的NaHCO3和Na2CO3溶液中存在的粒子种类不相同。 (　　) (6)1 L 0.50 mol·L-1NH4Cl溶液与2 L 0.25 mol·L-1NH4Cl溶液含N物质的量不相同。 (　　) (7)25 ℃时,1 L 0.02 mol·L-1NaCl溶液和2 L 0.01 mol·L-1 NaCN溶液的离子总数不相同。 (　　) (8) 将1 mol NH4NO3溶于稀氨水中,使溶液呈中性,溶液中n(N)=n(N)。 (　　) 【答案】(1) ×　(2) ×　(3) √　(4) √　(5)×　(6)√ (7) √　(8)√ 【例28】在盐类发生水解的过程中，下列说法不正确的是(　　) A．盐类的水解是吸热反应 B．溶液的pH一定发生改变 C．水的电离程度增大 D．盐类的水解可看作酸碱中和反应的逆反应 考点6 盐类水解的基本应用 1．热的纯碱溶液去油污 加热Na2CO3溶液，促进Na2CO3水解，使溶液中c(OH－)增大。 2．盐溶液的配制和保存 配制，保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是 抑制Sn2＋或Fe3＋水解 。 3．作净水剂 铝盐、铁盐等部分盐类水解生成 胶体 ，有较强的吸附性，常用作净水剂。 如明矾水解的离子方程式为 Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 。 4．物质制备(如制备TiO2、SnO、SnO2、Sn2O3等) 例如：用TiCl4制取TiO2 ：TiCl4＋(x＋2)H2O TiO2·xH2O↓＋4HCl；TiO2·xH2OTiO2＋xH2O 考点7 【补充】酸碱缓冲对（P67） pH=pKalg pOH=pKblg 例如： 已知CH3COOH的Ka NH3·H2O的Kb H2CO3的Ka1和Ka2 H3PO4的Ka1、Ka2、Ka3 缓冲对类型 计算公式 CH3COOH/CH3COONa pH=pKalg H2CO3/NaHCO3 pH=pKa1lg NaHCO3/Na2CO3 pH=pKa2lg H3PO4/NaH2PO4 pH=pKa1lg NaH2PO4/Na2HPO4 pH=pKa2lg Na2HPO4/Na3PO4 pH=pKa3lg NH3·H2O/NH4Cl pOH=pKblg NH3·H2O/(NH4)2SO4 pOH=pKblg 【例29】一个由0.25 mol/L KHCO3和0.32 mol/L K2CO3组成的缓冲溶液，H2CO3是二元酸： Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11，则此缓冲溶液的pH值为 10.44 。 pH=pKa2-lg 考点8 溶液中微粒的守恒关系（重点） 1.电荷守恒——电解质溶液中，阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数。整个溶液呈电中性。 2.物料守恒——在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的。 原子守恒 3.质子守恒——水电离出的H+存在形式的各浓度总和与水电离出的OH-存在形式的各浓度总和相等。 水电离的与守恒 电荷守恒 解题方法： ①分析溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 如：Na2CO3溶液中 物料守恒 解题方法： ①分析溶质中的特定元素(除H、O外)的原子或原子团间的定量关系。 ②找出特定元素在水溶液中的所有存在形式。 如：Na2CO3溶液中 质子守恒 方法一：由电荷守恒与物料守恒推导出来（通用方法） 如：Na2CO3溶液中 方法二：质子参考基准(适用于单一溶质) 如：Na2CO3溶液中 【例30】请写出NH4Cl溶液、CH3COONa溶液、 Na2S溶液、NaHCO3溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液 Na2S溶液 NaHCO3溶液 【例31】请写出Na2HPO4溶液、NaH2PO4溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 Na2HPO4溶液 NaH2PO4溶液 【例32】请写出c(CH3COOH):c(CH3COONa)=3：1混合溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 【例33】请写出c(NaHCO3):c(Na2CO3)=1：1混合溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 考点09 溶液中的离子浓度大小排序 技巧1：带数据 适用于单一溶质，包括弱酸、弱碱、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐且>400或 例如CH3COOH、NH3·H2O、CH3COONa、NH4Cl 【例34】0.1mol/L CH3COONa溶液（Ka=1.8×）各离子浓度排序 【例35】0.1mol/L Na2CO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 技巧2：酸碱性比较法（适用于不是极稀的二元弱酸的酸式盐） 【例36】0.1mol/L NaHCO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 【例36变式】mol/L NaHCO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 【例37】0.1mol/L NaHSO3溶液(Ka1=1.54×，Ka2=1.02×)各离子浓度排序 【例37变式】mol/L NaHSO3溶液(Ka1=1.54×，Ka2=1.02×)各离子浓度排序 技巧3：计算法 离子排序本质是计算，包括近似计算和精确计算 【例38】0.033 mol/L H2CO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 【例39】0.1 mol/L H2SO3溶液 (Ka1=1.4×，Ka2=6.0×)各离子浓度排序 【例40】0.01 mol/L H2SO3溶液 (Ka1=1.4×，Ka2=6.0×)各离子浓度排序 考点10 溶液中的离子排序汇总【补充】 CH3COOH Ka=1.8× NH3·H2O Kb=1.8× H2CO3 Ka1=4.3×，Ka2=5.6× H2SO3 Ka1=1.4×，Ka2=6.0× 考点11 pH计算公式汇总【补充】 【例41】某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50 mL 0.100 0 mol· Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．c点溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)＝1×10－2.35 mol·L－1 B．由ab段可得结论：CO(aq)＋H2O(l)HCO(aq)＋OH－(aq)　ΔH>0 C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致 D．从a→d随着温度升高，始终增大 考点12 滴定图像分析 以用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L－1 HA溶液为例，其滴定曲线如图。 序号 溶质 pH计算公式 ① HA ② HA、NaA     1:1 缓冲对    pH=pKa ③ HA、NaA       缓冲对(盐比酸多) ④ NaA    计量点       ⑤ NaA、NaOH pH根据三段式计算 序号 溶质 离子浓度排序 ① HA c(HA)＞c()＞c()＞c() ② HA、NaA     1:1 缓冲对    c()＞c()＞c(HA)＞c()＞c() ③ HA、NaA       缓冲对(盐比酸多) pH=7,电荷守恒！ c()＝c()＞c(HA)＞c()＝c() ④ NaA   计量点       c()＞c()＞c()＞c(HA)＞c() ⑤ NaA、NaOH c()＞c()＞c()＞c()  (与④相同，NaOH加的很少和没加一样) c()＞c()＞c()＞c(H＋) (NaOH加多了，大于NaA) 【例42】25℃时，向20.00 mL的NaOH溶液中逐滴加入某浓度的CH3COOH溶液，滴定过程中，溶液的pH与滴入CH3COOH溶液的体积关系如图所示，点②时NaOH溶液恰好被中和。则下列说法错误的是 A.CH3COOH溶液的浓度为0.1 mol·L－1 B.图中点①到点③所示溶液中，水的电离程度先增大后减小 C.点④所示溶液中存在：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) D.滴定过程中会存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋) 【例43】常温下，HB的电离常数Ka＝1.0×10-6，向20 mL 0.01 mol·L-1的HB溶液中逐滴加入0.01 mol·L-1 NaOH溶液，溶液的pH与加入V(NaOH)之间的关系如图，下列说法正确的是 A．a点对应溶液的pH约为4，且溶液中只存在HB的电离平衡 B．b点对应的溶液中存在： c(OH-)－c(H＋)＝c(B-) C．d点对应的溶液中存在： c(Na＋)>c(B-)>c(OH-)>c(H＋) D．a、b、c、d四点中c点溶液中水的电离程度最大 【例44】NH4HSO4在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛。室温时，向100 mL 0.1 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，得到的溶液的pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示(滴加过程中无气体逸出)。下列说法正确的是 A.a点溶液中：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(SO)＋c(OH－) B.b点溶液中：2c(SO)＝c(NH)＋c(Na＋) C.c点溶液中：c(SO)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(NH) D.a、b、c、d四个点中，b点水的电离程度最大 考点13 【补充】分布分数及分布分数图像 1. 分析浓度与平衡浓度 举例：1mol*L-1 HAc 1mol*L-1指HAc总浓度，实际部分解离HAc＋Ac－，则 2.分布分数 关于酸的计算： 小结： 若一元酸 若二元酸 若三元酸 3.分布分数曲线 举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以草酸为例) 型体分布图 δn δ0、δ1分别为CH3COOH、CH3COO－的分布分数 δ0为H2C2O4的分布系数、 δ1为HC2O的分布系数、 δ2为C2O的分布系数 微粒存在形式 当pH<pKa时，主要存在形式是CH3COOH；当pH>pKa时，主要存在形式是CH3COO－。δ0与δ1曲线相交在δ0＝δ1＝0.5处，此时c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，即pH＝pKa 当溶液的pH＝1.2＝pKa1时，δ0＝δ1； pH＝4.2＝pKa2时，δ1＝δ2； 当pH<1.2时，H2C2O4为主要存在形式； 当1.2<pH<4.2时，HC2O4-为主要存在形式；当pH>4.2时，C2O42-为主要存在形式 求Ka 【例45】某弱酸HA溶液中主要成分的分布系数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是 A.该酸－lgKa≈4.7 B.NaA的水解平衡常数Kh＝1/Ka C.当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)＜c(A－) D.某c(HA)∶c(A－)＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4 【例46】常温下，向某浓度的H2A(二元弱酸)溶液中逐滴加入某浓度的KOH溶液，所得溶液中H2A、HA－、A2－三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液 pH 的关系如图所示，则下列说法不正确的是 A.由图可知，H2A的Ka1＝10－1.2 B.曲线3代表A2－的物质的量分数 C.向H2A溶液中滴加KOH溶液至pH为4.2时：c(K＋)＋c(H＋)＝3c(A2－)＋c(OH－) D.pH＝4时，溶液中存在下列关系：c(K＋)＞c(A2－)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(OH－) 【例47】 室温下,改变0.1 mol·L-1邻苯二甲酸氢钾(KHA)溶液的pH,溶液中H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。下列叙述错误的是[已知δ(X)=](　　) A.lg[(H2A)]=-5.4 B.pH=4.15时,2δ(H2A)+δ(HA-)=1 C.KHA溶液中:c(K+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-) D.pH=7时,c(A2-)>c(HA-)>c(H+)=c(OH-) 【补充】缓冲对的分布分数图像 (1) 等量加入点 如果在含HA、溶液中，若HA和NaA等量加入水中，则可根据图像判断pKa。 如果pKa<7，则HA的电离程度大于NaA的水解程度，等量加入，要增多， pH在HA与曲线交叉点的右侧，即pH稍大于pKa。 如果pKa>7，则HA的电离程度小于NaA的水解程度，等量加入，要减少， pH在HA与曲线交叉点的左侧，即pH稍小于pKa。 【注意】缓冲对pH计算公式[pH=pKalg]忽略了这一点点pH误差， 但是在离子浓度排序时不能忽略！！ (2) pKa加入点 如果在含HA、溶液中，若HA和NaA等量加入水中，则可根据图像判断pKa。 如果pKa<7，则HA的电离程度大于NaA的水解程度，若等量加入，要增多，pH稍大于pKa 此时应该多加酸使pH减小，因此n(HA)稍大于n() 如果pKa>7，则HA的电离程度小于NaA的水解程度，若等量加入，要减少，pH稍小于pKa 此时应该多加盐使pH增大，因此n(HA)稍小于n()。 考点14 【补充】对数曲线 pH图像 将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小 pOH图像 将溶液中c(OH－)取负对数，即pOH＝－lg c(OH－)，反映到图像中是c(OH－)越大，则pOH越小 pC图像 将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A)越大，则pC越小 【例48】 某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸，溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如图所示。下列说法不正确的是 A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同 B.Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－) C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性 D.N点溶液加水稀释，变小 【例49】 D 【例50】 实验发现,298 K时,分别向1 L 1 mol·L-1的HNO2和HAsO2溶液中加NaOH固体(忽略温度和溶液体积变化),溶液pH随lg(X-表示N或者As)变化情况如图所示。已知HNO2和HAsO2均为一元弱酸,且HNO2酸性强于HAsO2。下列说法正确的是(　　) A.Ⅰ代表HAsO2,Ⅱ代表HNO2 B.b点溶液的pH=5.3 C.c点和d点对应溶液中c(Na+)相等 D.a点和e点溶液中均有c(Na+)>c(HX)>c(OH-)>c(H+) 【例51】 常温下,向20 mL 0.100 0 mol·L-1 NaB溶液中滴加等浓度的弱酸HA溶液,所得混合溶液中lg 与lg 的关系如图所示。已知Ka(HA)=1.77×10-4。下列说法正确的是(　　) A.Ka(HB)>Ka(HA) B.pH=4时的值比pH=3时的大 C.滴入20 mL HA溶液后存在关系:c(A-)>c(HB) D.pH=7时,混合溶液中一定存在关系:c(Na+)=c(B-) 【例52】 常温下,向某浓度H2A溶液中加入NaOH(s),保持溶液体积和温度不变,测得pH与-lg c(M)[-lg c(H2A)、-lg c(A2-)、-lg ]变化如图所示。下列说法错误的是(　　) A.常温下,H2A电离平衡常数为10-0.80 B.曲线②表示-lg c(A2-)与pH变化关系 C.NaHA溶液中c(Na+)>c(HA-)>c(A2-)>c(H2A) D.b点时,满足c(Na+)>3c(A2-) 考点15、水的电离程度 ①单一溶质时， 加酸、碱，水的电离受到抑制； 加可水解的盐，水的电离受到促进； 加酸式盐，可能促进可能抑制。 多元弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 (1)水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，促进水的电离，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液等。 (2)电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，抑制水的电离，如NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4溶液等。 一般情况下，分析水电离出的[]水电离 步骤1：算出溶液的[]、[] 步骤2：比较[]和[]的大小，若促进，选浓度大的，若抑制，选浓度小的 【例53】0.1 mol/L CH3COOH溶液，Ka(CH3COOH)=1.8×，求水电离出的浓度。 【例54】0.1 mol/L CH3COONa溶液，Ka(CH3COOH)=1.8×，求水电离出的浓度。 ②多个溶质时，需要具体分析。 类型一：CH3COOH/CH3COONa；NH3·H2O/NH4Cl等(缓冲对) 类型二：CH3COONa/NaOH；NH4Cl/HCl等 比较水的电离时，先判断、哪一个受到干扰，然后用另外一个。 类型一：CH3COOH/CH3COONa CH3COOH干扰,用[];CH3COONa干扰,也用[],综上[]水电离=[] 类型二：CH3COONa/NaOH CH3COONa干扰,用[];NaOH干扰[],用[],综上[]水电离≠[]≠[] 【例55】0.1 mol/L CH3COOH、0.1mol/L CH3COONa溶液等体积混合，已知Ka(CH3COOH)=1.8×，求水电离出的氢离子浓度。 【例56】0.2mol/L HCl、0.2 mol/L NH4Cl溶液等体积混合，已知Kb（NH3·H2O）=1.8×，求水电离出的氢离子浓度。 考点14、【拓展】水的电离程度图像 (2024学年温州十校高二期中)常温下，向20 mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1mol/L氨水，溶液中水电离出的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图所示，已知Kb=1.8×。 【例57】常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶液中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法不正确的是 A.常温下，0.1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离常数Kb约为1×10－5 B.a、b之间的点一定满足：c(NH4+)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) C.c点溶液中c(NH4+)<c(Cl－) D.b点代表溶液呈中性 【解析】①a点表示未加盐酸，碱抑制水的电离。 ②b点溶液中氯化铵和氨水共存，溶液呈中性，水电离的抑制程度与促进程度相当。 ③c点酸碱恰好完全中和，溶液中只有氯化铵，促进水的电离，水电离出的氢离子浓度最大。 ④d点氯化铵和盐酸共存，溶液呈酸性，盐酸抑制水的电离。 第 1 页 共 30 页 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 ①Na＋、H＋、CO、HCO、OH－。 ②1×c(Na＋)＋1×c(H＋)＝2×c(CO)＋1×c(HCO)＋1×c(OH－)。 化简得：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。 $$ 化学反应原理 第三讲 盐类的电离水解平衡（学案） 学习要点： 考点01 盐类的水解 【补充】净水剂与消毒剂 考点02 酸式盐的电离和水解 考点03 水解平衡常数Kh 考点04 影响盐类水解的因素 考点05 水解和电离的比较 考点06 盐类水解的基本应用 考点07 【补充】酸碱缓冲对（P67） 考点08 【补充】溶液中微粒的守恒关系（重点） 考点09 【补充】溶液中的离子浓度大小排序 考点10 【补充】溶液中的离子排序汇总 考点11 【补充】pH计算公式汇总 考点12 滴定图像分析 考点13 【补充】分布分数及分布分数图像 考点14 【补充】对数曲线 考点15 【补充】水的电离程度 考点01 盐类的水解 一、盐溶液的酸碱性 盐 溶液的 酸碱性 生成该盐对应的反应物 盐的类型 酸 碱 CH3COONa CH3COOH NaOH 　 盐 Na2CO3 H2CO3 NaOH KF HF KOH NH4Cl HCl NH3·H2O 　 盐 Al2(SO4)3 H2SO4 Al(OH)3 NaCl HCl NaOH 　 盐 KNO3 HNO3 KOH Ba(NO3)2 HNO3 Ba(OH)2 注：　 二、盐溶液呈酸碱性的原因分析 (1)强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH++OH- NaClNa++Cl- 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+)=c(OH-),呈　　 　　性,无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动,溶液中c(H+) 　　 　　c(OH-) (2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 ， c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+) 　 　　c(OH-),呈　 　　性 理论解释 N和OH-结合生成弱电解质NH3·H2O,使水的电离平衡向电离方向移动,使溶液中c(H+) 　　 　　c(OH-)（ 效应） 总反应的离子方程式 (3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 离子间能否相互作用生成弱电解质 ， c(H+)和c(OH-)的相对大小 c(H+) 　 　　c(OH-),呈　 　　性 理论解释 CH3COO-和H+结合生成弱电解质CH3COOH,使水的电离平衡向电离方向移动,使溶液中c(H+) 　　 　　c(OH-) （ 效应） 总反应的离子方程式 【例1】下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性 【例2】常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是(　　) A.的溶液中： B.的溶液中： C.水电离的溶液中： D.的溶液中： 三、水解方程式的书写 1.概念:在水溶液中,盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成　 　（ ）的反应,叫作盐类的水解。  2.实质:生成弱酸或弱碱,使水的　　 　　被破坏而建立起新的平衡。  3.盐类水解的特点 四、盐类水解方程式书写规律 (1)由于盐类的水解过程是一个可逆过程，因此在书写水解反应的化学方程式或离子方程式时应用“”。难溶化合物不写沉淀符号“↓”,气体物质不写气体符号“↑”。例如： (2)多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，书写水解反应时也应分步书写，其中第一步水解程度比第二步水解程度大。例如Na2CO3的水解: 第一步: ( ) 第二步: ( ) (3)多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成。 例如： 【例3】判断正误 的电离： + 的水解：+H2O + 的水解：+H2O + 【例4】下列水解离子方程式书写正确的是( ) 【例5】下列能正确表示盐类水解的离子方程式的是(　　) A．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ B．HClO＋H2OClO－＋H3O＋ C．HCO＋H2OCO＋H3O＋ D．S2－＋2H2OH2S＋2OH－ 【例6】下列反应中，属于水解反应且使溶液显酸性的是(　　) A．S2－＋H2OHS－＋OH－ B．ClO－＋H2OHClO＋OH－ C．Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ D．NH3＋H2ONH＋OH－ 【例7】推测下列盐溶液的酸碱性，并写出相应的离子方程式。 NaClO: ( ) (NH4)2SO4: ( ) Na2CO3: ( ) FeCl3: ( ) 【例8】NH4Cl溶于重水(D2O)后,产生的一水合氨和水合氢离子为(　　)。 A.NH2D·H2O和D3O+ B.NH3·D2O和HD2O+ C.NH3·HDO和D3O+ D.NH2D·HDO和H2DO+ 【例9】等物质的量浓度的下列物质的溶液，其pH由小到大的顺序是________________。 ①CH3COONa　 ②NaOH　 ③NaNO3　 ④HCl　 ⑤CH3COOH 【补充】净水剂与消毒剂 【例6】(1) 用离子方程式表示硫酸铝净水的原理： 。 (2) 高铁酸盐(钠、钾)是六价铁盐，可用于水的消毒和净化。 ①高铁酸盐能够消毒的原因是什么？ ②高铁酸盐为何又能起到净水的作用？写出有关的离子方程式。 净水剂： 或 。 例如： 消毒剂： 或 。 例如： 考点02 酸式盐的电离和水解 多元弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度(Ka2或Ka3)和水解程度(Kh)的相对大小。课本P77 (1)水解程度大于电离程度(Kh>Ka2或Ka3 )，溶液呈碱性，如 溶液等。 (2)电离程度大于水解程度(Kh<Ka2或Ka3 )，溶液呈酸性，如 溶液等。 【例11】常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　) A．HCl B．NaHSO4 C．NH4Cl D．NaCl 【例12】25 ℃，下列物质的水溶液因水解呈碱性的是(　　) A．FeCl3 B．KOH C．NaHCO3 D．NaHSO4 【例13】(1)NaHCO3是强碱弱酸的酸式盐，溶液中存在着三种平衡(写出相应的离子方程式)： ①水的电离平衡：_________________； ②的电离平衡：_________________； ③的水解平衡：_________________； (2)常温下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH为8.4，说明的电离程度和水解程度中相对较强的是 。 【例14】物质的量相等的下列物质形成的等体积溶液中，所含微粒种类最多的是(　　) A．CaCl2 B．CH3COONa C．NH3 D．K2S 【例15】现有浓度均为0.01 mol·L－1的五种电解质溶液：①HNO3；②Na2CO3；③NH4Cl；④CH3COONH4；⑤NaOH。 (1)25 ℃时①的pH＝________。 (2)能够促进水的电离的有____________(填序号，下同)。 (3)所含离子种类最多的是____________________。 (4)这五种溶液的pH由大到小的顺序是______________(填序号)。 考点3 水解平衡常数Kh 一、盐类的水解平衡常数 用HA表示一元弱酸，NaA表示由它们生成的盐，则NaA为弱酸强碱盐 A－＋H2OHA＋OH－ Kh＝ ＝ ＝ 同理，强酸弱碱盐的水解常数与弱碱电离常数(Kb)的关系式： 。 【例16】室温下，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，求0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH。 【例17】室温下，CH3COOH的Ka=1.8×10-5，求0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液的pH。 考点4 影响盐类水解的因素 1．内因——反应物本身的性质 盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度 。也就是说生成弱电解质越难电离，水解程度 。或者说生成的盐的弱酸或弱碱越弱，水解程度 。 如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次 ，其溶液的pH依次 。 【例18】相同物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH分别为7、8、9，则相同物质的量浓度的 HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为 【例19】pH相同的NaHCO3、Na2CO3溶液的物质的量浓度大小 【例20】已知25℃，CH3COOH电离平衡常数Ka=1.8×10－5，NH3∙H2O电离平衡常数Kb=1.8×10－5，则该温度下CH3COONH4溶液的pH 7（填“>”、“<”或“=”）。 2．外因——温度、浓度、酸或碱（反应条件对Fe2(SO4)3水解平衡的影响，P75） (1)已知：Fe3＋（ 色）＋3H2OFe(OH)3（ 色）＋3H＋，ΔH 0，根据实验操作填写下表 可能影响因素 实验操作 现象 解释或结论 盐的浓度 加入少量Fe2(SO4)3固体， 再测溶液的pH 溶液颜色变 ， 溶液的pH 加入Fe2(SO4)3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向 方向移动 温度 升高温度 溶液颜色变 ， 溶液的pH 盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度 。 溶液的酸碱度 加少量盐酸后， pH测溶液的pH 溶液颜色变 ， 溶液的pH 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向 方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大 加入少量NaOH溶液， pH测溶液的pH 产生 色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向 方向移动 稀释 加水稀释 溶液颜色变 ， 溶液的pH 加水稀释，浓度减小， ，平衡正移， Fe3+水解，水解程度 但 (2)结论 ①浓度：反应物浓度增大，水解平衡 。 ②温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度 。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制 水解，促进 水解。 ④稀释：盐的浓度越小，水解程度 。（ ） 【例21】下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　) A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动 B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者 C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小 D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸 【例22】能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋OH－水解平衡事实的是(　　) A. 滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去 B. 滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去 C. 滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去 D．滴入酚酞溶液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去 【例23】在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是(　　) A．稀释溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH减小 C．升高温度，平衡常数增大 D．加入NaOH固体，减小 【例24】0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，由于NH的水解，使得c(NH)<0.1 mol·L－1。如果要使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，可采取的措施是(　　) A．加入少量NaOH B．加入少量水 C．通入少量HCl D．加热 【例25】为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入(　　) ①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH　⑤适量的硫酸 A．①②⑤ B．③⑤ C．③④ D．④⑤ 【例26】(2023·四川泸州高二期末)常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是(　　) A．稀释前溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1 B．稀释后溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1 C．加水过程中水解平衡正向移动 D．加水过程中c(HCO)逐渐减小 考点5 水解和电离的比较 特点 原因 电离 水解 【例27】判断正误 (1)测NaHA溶液的pH,若pH>7,则H2A是弱酸;若pH<7,则H2A是强酸。 (　　) (2)25 ℃时,0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液和0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液相比,前者的pH较大。 (　　) (3)物质的量浓度相等的(NH4)2SO4溶液与(NH4)2CO3溶液中, 前者大于后者。 (　　) (4)50 ℃时,1 L 0.1 mol·L-1的氯化铵溶液中滴入氨水至pH=7,N数目大于Cl-数目。 (　　) (5)浓度均为0.10 mol·L-1的NaHCO3和Na2CO3溶液中存在的粒子种类不相同。 (　　) (6)1 L 0.50 mol·L-1NH4Cl溶液与2 L 0.25 mol·L-1NH4Cl溶液含N物质的量不相同。 (　　) (7)25 ℃时,1 L 0.02 mol·L-1NaCl溶液和2 L 0.01 mol·L-1 NaCN溶液的离子总数不相同。 (　　) (8) 将1 mol NH4NO3溶于稀氨水中,使溶液呈中性,溶液中n(N)=n(N)。 (　　) 【例28】在盐类发生水解的过程中，下列说法不正确的是(　　) A．盐类的水解是吸热反应 B．溶液的pH一定发生改变 C．水的电离程度增大 D．盐类的水解可看作酸碱中和反应的逆反应 考点6 盐类水解的基本应用 1．热的纯碱溶液去油污 加热Na2CO3溶液，促进Na2CO3水解，使溶液中c(OH－)增大。 2．盐溶液的配制和保存 配制，保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是 。 3．作净水剂 铝盐、铁盐等部分盐类水解生成 ，有较强的吸附性，常用作净水剂。 如明矾水解的离子方程式为 。 4．物质制备(如制备TiO2、SnO、SnO2、Sn2O3等) 例如：用TiCl4制取TiO2 ： ；TiO2·xH2OTiO2＋xH2O 考点7 【补充】酸碱缓冲对（P67） 例如： 已知CH3COOH的 NH3·H2O的 H2CO3的 和 H3PO4的 、 、 缓冲对类型 计算公式 CH3COOH/CH3COONa H2CO3/NaHCO3 NaHCO3/Na2CO3 H3PO4/NaH2PO4 NaH2PO4/Na2HPO4 Na2HPO4/Na3PO4 NH3·H2O/NH4Cl NH3·H2O/(NH4)2SO4 【例29】一个由0.25 mol/L KHCO3和0.32 mol/L K2CO3组成的缓冲溶液，H2CO3是二元酸： Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11，则此缓冲溶液的pH值为 。 考点8 溶液中微粒的守恒关系（重点） 1.电荷守恒——电解质溶液中，阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带的正电荷总数。整个溶液呈电中性。 2.物料守恒——在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的。 3.质子守恒——水电离出的H+存在形式的各浓度总和与水电离出的OH-存在形式的各浓度总和相等。 电荷守恒 解题方法： ①分析溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 如：Na2CO3溶液中 物料守恒 解题方法： ①分析溶质中的特定元素(除H、O外)的原子或原子团间的定量关系。 ②找出特定元素在水溶液中的所有存在形式。 如：Na2CO3溶液中 质子守恒 方法一：由电荷守恒与物料守恒推导出来（ ） 如：Na2CO3溶液中 方法二：质子参考基准(适用于 ) 如：Na2CO3溶液中 【例30】请写出NH4Cl溶液、CH3COONa溶液、 Na2S溶液、NaHCO3溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 NH4Cl溶液 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： CH3COONa溶液 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： Na2S溶液 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： NaHCO3溶液 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： 【例31】请写出Na2HPO4溶液、NaH2PO4溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 Na2HPO4溶液 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： NaH2PO4溶液 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： 【例32】请写出c(CH3COOH):c(CH3COONa)=3：1混合溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： 【例33】请写出c(NaHCO3):c(Na2CO3)=1：1混合溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒。 (1)电荷守恒： (2)物料守恒： (3)质子守恒： 考点09 溶液中的离子浓度大小排序 技巧1：带数据 适用于 ，包括 、 、 、 且 或 例如 、 、 、 【例34】0.1mol/L CH3COONa溶液（Ka=1.8×）各离子浓度排序 【例35】0.1mol/L Na2CO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 技巧2：酸碱性比较法（适用于 的 ） 【例36】0.1mol/L NaHCO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 【例36变式】mol/L NaHCO3溶液（Ka1=4.3×，Ka2=5.6×）各离子浓度排序 【例37】0.1mol/L NaHSO3溶液(Ka1=1.54×，Ka2=1.02×)各离子浓度排序 【例37变式】mol/L NaHSO3溶液(Ka1=1.54×，Ka2=1.02×)各离子浓度排序 技巧3：计算法 离子排序本质是计算，包括近似计算和精确计算 【例38】0.033 mol/L H2CO3溶液(Ka1=4.3×，Ka2=5.6×)各离子浓度排序 【例39】0.1 mol/L H2SO3溶液(Ka1=1.4×，Ka2=6.0×)各离子浓度排序 【例40】0.01 mol/L H2SO3溶液(Ka1=1.4×，Ka2=6.0×)各离子浓度排序 考点10 溶液中的离子排序汇总 CH3COOH Ka=1.8× NH3·H2O Kb=1.8× H2CO3 Ka1=4.3×，Ka2=5.6× H2SO3 Ka1=1.4×，Ka2=6.0× 0.1 M CH3COOH溶液 代数法 氨水 CH3COONa溶液 NH4Cl溶液 Na2CO3溶液 0.1 M NaHCO3溶液 酸碱性比较法 NaHSO3溶液 0.033 M H2CO3溶液 计算法 0.1 M H2SO3溶液 0.01 M H2SO3溶液 10-5 M NaHCO3溶液 考点11 pH计算公式汇总【补充】 类别 例子 公式 1 弱酸 HAc 2 弱碱 NH3·H2O 3 强碱弱酸盐 NaAc  4 强酸弱碱盐 NH4Cl 5 酸式盐  NaHCO3 6 缓冲对 CH3COOH/CH3COONa NH3·H2O/NH4Cl 【例41】某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50 mL 0.1000 mol· Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．c点溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)＝1×10－2.35 mol·L－1 B．由ab段可得结论：CO(aq)＋H2O(l)HCO(aq)＋OH－(aq)　ΔH>0 C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致 D．从a→d随着温度升高，始终增大 考点12 滴定图像分析 以用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol·L－1 HA溶液为例，其滴定曲线如图。 序号 溶质 pH计算公式 ① ② ③ ④ ⑤ 序号 溶质 离子浓度排序 ① ② ③ ④ ⑤ 【例42】25℃时，向20.00 mL的NaOH溶液中逐滴加入某浓度的CH3COOH溶液，滴定过程中，溶液的pH与滴入CH3COOH溶液的体积关系如图所示，点②时NaOH溶液恰好被中和。则下列说法错误的是 A.CH3COOH溶液的浓度为0.1 mol·L－1 B.图中点①到点③所示溶液中，水的电离程度先增大后减小 C.点④所示溶液中存在：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－) D.滴定过程中会存在：c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋) 【例43】常温下，HB的电离常数Ka＝1.0×10-6，向20 mL 0.01 mol·L-1的HB溶液中逐滴加入0.01 mol·L-1 NaOH溶液，溶液的pH与加入V(NaOH)之间的关系如图，下列说法正确的是 A．a点对应溶液的pH约为4，且溶液中只存在HB的电离平衡 B．b点对应的溶液中存在： c(OH-)－c(H＋)＝c(B-) C．d点对应的溶液中存在： c(Na＋)>c(B-)>c(OH-)>c(H＋) D．a、b、c、d四点中c点溶液中水的电离程度最大 【例44】NH4HSO4在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛。室温时，向100 mL 0.1 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，得到的溶液的pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示(滴加过程中无气体逸出)。下列说法正确的是 A.a点溶液中：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(SO)＋c(OH－) B.b点溶液中：2c(SO)＝c(NH)＋c(Na＋) C.c点溶液中：c(SO)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(NH) D.a、b、c、d四个点中，b点水的电离程度最大 考点13 【补充】分布分数及分布分数图像 1. 分析浓度与平衡浓度 举例：1mol*L-1 HAc 1mol*L-1指HAc总浓度，实际部分解离HAc＋Ac－，则 2.分布分数 关于酸的计算： 小结： 若一元酸 若二元酸 若三元酸 3.分布分数曲线 举例 一元弱酸(以CH3COOH为例) 二元弱酸(以草酸为例) 型体分布图 δn δ0、δ1分别为 的分布分数 δ0为 的分布系数、 δ1为 的分布系数、 δ2为 的分布系数 微粒存在形式 当pH<pKa时，主要存在形式是 ；当pH>pKa时，主要存在形式是 。δ0与δ1曲线相交在δ0＝δ1＝0.5处，此时 ，即pH＝pKa 当溶液的pH＝1.2＝ 时，δ0＝δ1； pH＝4.2＝ 时，δ1＝δ2； 当pH<1.2时， 为主要存在形式； 当1.2<pH<4.2时， 为主要存在形式；当pH>4.2时， 为主要存在形式 求Ka 【例45】某弱酸HA溶液中主要成分的分布系数随pH的变化如图所示。下列说法不正确的是 A.该酸－lgKa≈4.7 B.NaA的水解平衡常数Kh＝1/Ka C.当该溶液的pH＝7.0时，c(HA)＜c(A－) D.某c(HA)∶c(A－)＝4∶1的缓冲溶液，pH≈4 【例46】常温下，向某浓度的H2A(二元弱酸)溶液中逐滴加入某浓度的KOH溶液，所得溶液中H2A、HA－、A2－三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液 pH 的关系如图所示，则下列说法不正确的是 A.由图可知，H2A的Ka1＝10－1.2 B.曲线3代表A2－的物质的量分数 C.向H2A溶液中滴加KOH溶液至pH为4.2时：c(K＋)＋c(H＋)＝3c(A2－)＋c(OH－) D.pH＝4时，溶液中存在下列关系：c(K＋)＞c(A2－)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(OH－) 【例47】 室温下,改变0.1 mol·L-1邻苯二甲酸氢钾(KHA)溶液的pH,溶液中H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。下列叙述错误的是[已知δ(X)=](　　) A.lg[(H2A)]=-5.4 B.pH=4.15时,2δ(H2A)+δ(HA-)=1 C.KHA溶液中:c(K+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-) D.pH=7时,c(A2-)>c(HA-)>c(H+)=c(OH-) 【补充】缓冲对的分布分数图像 (1) 等量加入点 如果在含HA、溶液中，若HA和NaA等量加入水中，则可根据图像判断pKa。 如果pKa<7，则HA的电离程度大于NaA的水解程度，等量加入，要增多， pH在HA与曲线交叉点的 ，即pH pKa。 如果pKa>7，则HA的电离程度小于NaA的水解程度，等量加入，要减少， pH在HA与曲线交叉点的 ，即pH pKa。 【注意】缓冲对pH计算公式[pH=pKalg] 这一点点pH误差， 但是在离子浓度排序时 ！！ (2) pKa加入点 如果在含HA、溶液中，若HA和NaA等量加入水中，则可根据图像判断pKa。 如果pKa<7，则HA的电离程度大于NaA的水解程度，若等量加入，要增多，pH稍大于pKa 此时应该 使pH减小，因此n(HA) n() 如果pKa>7，则HA的电离程度小于NaA的水解程度，若等量加入，要减少，pH稍小于pKa 此时应该 使pH增大，因此n(HA) n()。 考点14 【补充】对数曲线 pH图像 将溶液中c(H＋)取负对数，即pH＝－lg c(H＋)，反映到图像中是c(H＋)越大，则pH越小 pOH图像 将溶液中c(OH－)取负对数，即pOH＝－lg c()，反映到图像中是c()越大，则pOH越小 pC图像 将溶液中某一微粒浓度[如c(A)]或某些微粒浓度的比值取负对数，即pC＝－lg c(A)，反映到图像中是c(A)越大，则pC越小 【例48】某温度下，向一定体积0.1 mol·L－1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸， 溶液中pOH[pOH＝－lg c(OH－)]与pH的变化关系如图所示。下列说法不正确的是 A.M点和N点溶液中H2O的电离程度相同 B.Q点溶液中，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－) C.M点溶液的导电性小于Q点溶液的导电性 D.N点溶液加水稀释，变小 【例49】 【例50】 实验发现,298 K时,分别向1 L 1 mol·L-1的HNO2和HAsO2溶液中加NaOH固体(忽略温度和溶液体积变化),溶液pH随lg(X-表示N或者As)变化情况如图所示。已知HNO2和HAsO2均为一元弱酸,且HNO2酸性强于HAsO2。下列说法正确的是(　　) A.Ⅰ代表HAsO2,Ⅱ代表HNO2 B.b点溶液的pH=5.3 C.c点和d点对应溶液中c(Na+)相等 D.a点和e点溶液中均有c(Na+)>c(HX)>c(OH-)>c(H+) 【例51】 常温下,向20 mL 0.100 0 mol·L-1 NaB溶液中滴加等浓度的弱酸HA溶液,所得混合溶液中lg 与lg 的关系如图所示。已知Ka(HA)=1.77×10-4。下列说法正确的是(　　) A.Ka(HB)>Ka(HA) B.pH=4时的值比pH=3时的大 C.滴入20 mL HA溶液后存在关系:c(A-)>c(HB) D.pH=7时,混合溶液中一定存在关系:c(Na+)=c(B-) 【例52】 常温下,向某浓度H2A溶液中加入NaOH(s),保持溶液体积和温度不变,测得pH与-lg c(M)[-lg c(H2A)、-lg c(A2-)、-lg ]变化如图所示。下列说法错误的是(　　) A.常温下,H2A电离平衡常数为10-0.80 B.曲线②表示-lg c(A2-)与pH变化关系 C.NaHA溶液中c(Na+)>c(HA-)>c(A2-)>c(H2A) D.b点时,满足c(Na+)>3c(A2-) 考点15、水的电离程度 一、单一溶质 加酸、碱，水的电离受到 ； 加可水解的盐，水的电离受到 ； 加酸式盐，可能 可能 。 多元弱酸的酸式酸根离子在水溶液中存在电离平衡和水解平衡，弱酸酸式盐溶液的酸碱性取决于其电离程度和水解程度的相对大小。 (1)水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，促进水的电离，如 溶液等。 (2)电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，抑制水的电离，如 溶液等。 一般情况下，分析水电离出的[]水电离 步骤1： 步骤2： 【例53】0.1 mol/L CH3COOH溶液，Ka(CH3COOH)=1.8×，求水电离出的浓度。 【例54】0.1 mol/L CH3COONa溶液，Ka(CH3COOH)=1.8×，求水电离出的浓度。 二、多个溶质，需要具体分析 类型一：CH3COOH/CH3COONa；NH3·H2O/NH4Cl等(缓冲对) 类型二：CH3COONa/NaOH；NH4Cl/HCl等 比较水的电离时，先判断 哪一个受到干扰，然后用另外一个。 类型一：CH3COOH/CH3COONa CH3COOH干扰,用 ;CH3COONa干扰,也用 ,综上[]水电离= 类型二：CH3COONa/NaOH CH3COONa干扰,用 ;NaOH干扰[],用 ,综上[]水电离 【例55】0.1 mol/L CH3COOH、0.1mol/L CH3COONa溶液等体积混合，已知Ka(CH3COOH)=1.8×，求水电离出的氢离子浓度。 【例56】0.2mol/L HCl、0.2 mol/L NH4Cl溶液等体积混合，已知Kb（NH3·H2O）=1.8×，求水电离出的氢离子浓度。 考点16、水的电离程度图像 (2024学年温州十校高二期中)常温下，向20 mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1mol/L氨水，溶液中水电离出的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图所示，已知Kb=1.8×。 【例57】 常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶液中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示。则下列说法不正确的是 A.常温下，0.1 mol·L－1氨水中NH3·H2O的电离常数Kb约为1×10－5 B.a、b之间的点一定满足：c(NH4+)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) C.c点溶液中c(NH4+)<c(Cl－) D.b点代表溶液呈中性 第 1 页 共 28 页 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$