3.3 酸碱中和与盐类水解 第2课时（同步讲义）化学沪科版2020选择性必修1

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 酸碱中和与盐类水解 第2课时 盐类水解及其移动 教学目标 1． 通过实验探究盐溶液的酸碱性，掌握盐的类型与其溶液酸碱性的关系。 2． 能分析盐溶液呈现不同酸碱性的原因，掌握盐类水解的原理及盐溶液呈现不同酸碱性的规律。 3． 理解盐类水解的概念，认识盐类水解有一定限度，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。 4． 通过了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 重点和难点 盐类水解、三大守恒、离子大小比较、图形研究 ◆知识点一 盐的水解相关概念与规律 1、概念理解： 定义：在溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。 条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱正离子。 本质： 盐电离破坏了_水的电离平衡_水的电离程度__增大__ c(H＋)≠c(OH－) 溶液呈碱性、酸性或中性。 水解与中和反应的关系： 盐+水⇌ 酸＋碱 2、盐类水解方程式的书写： 书写盐类水解方程式时要注意： （1）一般盐类水解的程度很小，用可逆号“⇌”表示。 （2）盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 （3）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示；而多元弱碱正离子的水解简化成一步完成。 写出下列物质水溶液的水解方程式： Na2CO3：CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- ； HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- Fe2(SO4)3：Fe3+ +3 H2O = Fe(OH)3 + 3H+ Mg2F：Mg2+ + 2H2O ⇌ Mg(OH)2 + 2H+ ；F- +H2O ⇌HF + OH- Cu(NO3)2：Cu2+ +2H2O ⇌ Cu(OH)2 + 3H+ BaBr2：不水解。 3、水解规律： 难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解） 水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度） 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。（溶液的酸碱性） 【几点解释】 （1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4= Na＋＋H＋＋SO。 （2）“谁弱谁水解，越弱越水解” 如酸性：HCN<CH3COOH，则相同浓度和温度下二者的碱性：NaCN>CH3COONa。 （3）谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定 如： NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱的相对强弱 （4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小： 电离程度＞水解程度，呈酸性； 电离程度＜水解程度，呈碱性。 如NaHCO3溶液中：HCO⇌H＋＋CO(次要)， HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)。 如NaHSO3溶液中：HSO⇌H＋＋SO(主要)， HSO＋H2O⇌H2SO3＋OH－(次要)。 ③常见酸式盐溶液的酸碱性： 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4 （5）双水解： 定义：弱酸弱碱盐电离的两种离子都能发生水解反应，二者水解生成的H+和OH-相互反应，互相促进直至完全的水解反应。 例如：FeCl3与Na2CO3发生双水解生成Fe(OH)3与CO2气体； Al2S3发生双水解生成Al(OH)3与H2S气体。 注意：CO32-与NH4+可以相互促进水解，但二者的水解的程度不够大（尤其是铵根，水解程度较小），不会彻底水解。 双水解的离子方程式书写： 双水解由于相互促进水解程度较大，双水解方程式书写时要用“→”、“↑”、“↓”等。 Fe3+与CO32-：2Fe3+ +3 CO32- +3H2O = 2Fe(OH)3 ↓+ 3CO2 ↑ Fe3+与AlO2-：Fe3+ + 3AlO2- +H2O = Fe(OH)3 ↓+ 3Al(OH)3 ↓ NH4+与AlO2-：NH4++ AlO2- +H2O = NH3↑ + Al(OH)3↓ 特别提醒 常见的能发生双水解的离子有： Al3+与S2−、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等， Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO- 等， NH4+与SiO32-、AlO2-、ClO- 等。 规律： SiO32-、AlO2-与所有能水解的正离子都双水解 因形成难溶物而不考虑双水解，如：Ag+与S2-；Cu2+与S2- 因发生氧化还原反应而不考虑，如：Fe3+与S2-/HS- 即学即练 1．下列溶液因盐的水解而呈酸性的是 A．溶液 B．溶液 C．溶液 D．溶液 【答案】B 【解析】A．NaCl是强酸强碱盐，不水解，溶液呈中性，A错误； B．AlCl3是强酸弱碱盐，Al3+水解生成H+，溶液因水解呈酸性，B正确； C．NaHSO3中的电离（释放H+）强于水解，酸性主要来自电离而非水解，C错误； D．NaHSO4中完全电离产生H+，酸性由电离导致，与水解无关，D错误； 故选B。 2．常温下，下列离子组在溶液中可能大量共存的是 A．pH=1 的溶液中：K+、Fe2+、CI-、NO B．含有大量 Al3+的溶液：NH、Cl-、Na+、 HCO C．由水电离的 c(OH-)=10-9mol·L-l的溶液中：Na+、Cl-、K+、CH3COO- D．无色溶液中：Mg2+、Na+、NO、MnO 【答案】C 【解析】A．pH=1的溶液显酸性，Fe2+与NO在酸性条件下发生氧化还原反应，生成Fe3+和NO等，不能大量共存，A错误； B．Al3+与HCO发生双水解反应生成Al(OH)3沉淀和CO2气体，不能大量共存，B错误； C．水电离的c(OH-)=10-9mol·L-l，溶液可能为强酸性或强碱性，若为强碱性，CH3COO-可存在；若为强酸性，CH3COO-与H+反应，题目要求“可能”共存，碱性条件下符合，C正确； D．MnO为紫红色，与“无色溶液”矛盾，不能共存，D错误； 故选C。 3．下列有关说法错误的是 A．相同物质的量浓度的和溶液，前者小于后者 B．常温下，将pH=11的NaOH溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合，则混合溶液pH<7 C．常温下，pH=3.5的苹果汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶的1000倍 D．测出1 mol∙L-1的HF溶液的pH=a，则0.01mol∙L-1的HF溶液的pH=a+2 【答案】D 【解析】A．NH4HSO4中的HSO完全电离，释放H+抑制NH水解，而NH4HCO3中的HCO水解促进NH水解，故前者c(NH)更小，A正确； B．pH=3的醋酸浓度远高于0.001mol/L，与等体积pH=11的NaOH（0.001mol/L）混合后，醋酸过量，溶液呈酸性，pH<7，B正确； C．pH相差3个单位，H+浓度相差103倍（即1000倍），计算符合，C正确； D．HF为弱酸，稀释时解离度增大，H+浓度降幅小于强酸，故0.01mol/L的HF溶液pH应小于a+2，D错误； 故选D。 ◆知识点二 影响水解平衡的因素 1、影响水解平衡的因素： 内因：盐的本性 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越大。 （2）浓度不变，温度越高，水解程度越大。 （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 2、比较外因对盐水解的影响： 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH4++ H2O ⇌ NH3·H2O + H+ ） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) n(NH4+) c(NH3·H2O) n(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 向右 减小 减小 增大 增大 增大 增大 增大 加水 向右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 增大 通入氨气 向左 增大 增大 增大 增大 减小 减小 减小 加少量NH4Cl 向右 增大 增大 增大 增大 增大 增大 减小 通入HCl 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 加少量NaOH 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 减小 增大 增大 减小 减小 增大 加少量FeCl3 向左 增大 增大 减小 减小 增大 增大 减小 即学即练 1．在的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是 ①加热  ②通入HCl  ③加入适量  ④加入溶液 A．③④ B．②③ C．①② D．①④ 【答案】A 【解析】①加热促进水解，氢离子浓度增大，但pH减小；②通入HCl，抑制水解，pH减小；③加入适量的KOH(s)，H+与KOH反应，则向水解方向移动且使溶液的pH增大；④加入Na2SO4溶液，相当于加水，水解平衡正向移动，氢离子浓度减小，pH增大；故③④符合题意；故答案选A。 2．已知为弱酸，的溶液稀释过程中增大的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】为弱酸，溶液中NO存在水解平衡：，稀释过程中平衡向右移动，减小，根据Kw=不变可知增大，减小，减小，故A符合题意； 答案选A。 3．常温下，关于0.1mol/L氯化铵溶液的下列说法中，错误的是 A．加入适量的水，减小，增大 B．该温度下，水的离子积常数 C．生活中，可用该溶液来除铁锈 D．该溶液中一定存在 【答案】A 【分析】NH4Cl溶液中存在：NH4Cl=+Cl-，H2OH++OH-，+H2ONH3·H2O+H+，且稀释电解质溶液对盐类水解起到促进作用，据此分析解题。 【解析】A．已知NH4Cl溶液中存在： +H2ONH3·H2O+H+，加入适量的水，水解平衡正向移动，根据勒夏特列原理可知，减小，减小，A错误； B．水的离子积是一个平衡常数，仅仅是温度的函数，故该温度下，水的离子积常数，B正确； C．由分析可知，NH4Cl溶液显酸性，故生活中，可用该溶液来除铁锈，C正确； D．根据电解质溶液中的电荷守恒可知，该溶液中一定存在：，D正确； 故答案为：A。 ◆知识点三 水解平衡的应用 水解的应用 实例 原理 1、净水 FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作净水剂 Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用。 2、去油污 用热碱水冼油污物品 加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好. 3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度 ②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中 因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—；NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃 4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 MgCl2·6H2O受热水解生成碱式氯化镁或者氢氧化镁而不是生成氯化镁 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3—+Al3+Al(OH3)↓+3CO2↑ 6.化肥的使用 铵态氮肥 草木灰 2NH4++CO32—2NH3↑+CO2↑+H2O 损失氮的肥效 Ca2++2H2PO4—+2CO32— CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42— 难溶物，不能被值物吸收 7.判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体 例1． AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl -Q ①升温，平衡右移 ②升温，促成HCl挥发，使水解完全加热至干 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑ ↓灼烧 Al2O3 例2． Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 -Q ①升温，平衡右移 ②H2SO4难挥发，随c(H2SO4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al2SO4 从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定. 结论：① 弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐 同溶质固体 特别提醒 ①弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ②弱碱难挥发性酸盐 同溶质固体 即学即练 1. 下面的问题中，与盐类水解有关的是 ①为保存溶液，要在溶液中加入少量盐酸 ②实验室盛放等溶液的试剂瓶应用橡胶塞 ③在或溶液中加入镁条会产生气泡 ④长期使用硫酸铵，土壤酸性增强 A．①④ B．②③ C．③④ D．全部 【答案】D 【解析】①FeCl3水解生成Fe(OH)3和H+，加盐酸抑制水解，正确； ②Na2CO3和Na2SO3水解显碱性，腐蚀玻璃，需橡胶塞，正确； ③NH4Cl和AlCl3水解使溶液呈酸性，与Mg反应产生H2，正确； ④(NH4)2SO4水解生成H+，导致土壤酸化，正确； 所有选项均与盐类水解有关，答案选D。 2．下列叙述内容正确且与盐类的水解有关的是 ①常用可溶性铝盐、铁盐作做净水剂 ②保存硝酸亚铁溶液时需加入少量铁粉 ③将TiCl4加入到大量水中并加热制TiO2·xH2O ④常温下等物质的量浓度的NH4NO3溶液比Cu(NO3)2溶液酸性弱 ⑤用SOCl2与CuSO4·5H2O共热制取无水CuSO4 ⑥NaOH、Al粉的混合物作管道疏通剂 A．①②④ B．①③④ C．②③⑤ D．③⑤⑥ 【答案】B 【解析】① 铝盐、铁盐水解生成胶体吸附杂质，正确且与水解有关； ② 加入铁粉防止Fe2+氧化，正确但与水解无关； ③ TiCl4水解生成TiO2·xH2O，正确且与水解有关； ④ Cu2+水解程度强于，正确且与水解有关； ⑤ SOCl2吸水并抑制Cu2+水解，正确但与盐类水解无直接关联（相似题逻辑）； ⑥ NaOH与Al反应生成气体，促进油脂水解（非盐类水解），正确但与盐类水解无关； 综上，① ③ ④正确且均涉及盐类水解，故选B。 3．下列物质的应用中，与水解反应无关的是 A．用制备 B．用可溶性铝盐作净水剂 C．用饱和溶液制备胶体 D．用作X射线透视肠胃的内服药剂 【答案】D 【解析】A．用制备是由TiCl4+2H2OTiO2+4HCl，与水解有关，A不符合题意； B．用可溶性铝盐作净水剂是由于Al3+水解生成Al(OH)3胶体具有强吸附性，与水解有关，B不符合题意； C．用饱和溶液制备胶体，反应原理为：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+，与水解有关，C不符合题意； D．硫酸钡难溶于酸，医疗上常用硫酸钡作X射线透视肠胃的内服药剂，与盐类的水解无关，D符合题意； 故选D。 ◆知识点四 三种水解守恒 以Na2S和NaHS溶液为例： 1、电荷守恒： Na2S水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-] NaHS水溶液：[Na+]+[H+]=2[S2-]+[HS-]+[OH-] 2、物料守恒： Na2S水溶液：[Na+]=2([S2-]+[HS-]+[H2S] NaHS水溶液：[Na+]=[S2-]+[HS-]+[H2S] 3、质子守恒： Na2S水溶液：[OH-]=[HS-]+2[H2S]+[H+] NaHS水溶液：[OH-]+[S2-]=[H2S]+[H+] 特别提醒 电荷守恒： 意义：溶液呈电中性，因此阴正离子所带正负电荷总数相等。 写法：将溶液中所有正离子浓度相加，等于 溶液中所有负离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。 特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。 物料守恒： 意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。 写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。 特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。 质子守恒： 意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。 写法：① 将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。 ② 将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。 即学即练 1. 常温下，向的草酸()溶液中逐滴滴入等浓度的NaOH溶液至过量，用甲基橙(变色范围的pH值为3.1~4.4)作指示剂，并用pH计测定滴定过程的溶液pH值变化，其滴定曲线如图所示，则下列分析正确的是 A．滴入10mL标准NaOH溶液时，溶液颜色由红色变为橙色 B．图中①点所示溶液中： C．图中②点所示的溶液中： D．在①②之间的任意一点，均存在： 【答案】D 【分析】图中①点为第一滴定点，得到溶质为NaHC2O4；图中②点为第二滴定点，得到溶质为Na2C2O4。 【解析】A．甲基橙变色范围的pH值为3.1~4.4，滴入10mL标准NaOH溶液时，溶液pH为4.7，颜色由红色变为黄色，A错误； B．图中①点为第一滴定点，得到溶质为NaHC2O4，由质子守恒可知，所示溶液中：，B错误； C．图中②点为第二滴定点，得到溶质为Na2C2O4，所示的溶液中由物料守恒可知：，C错误； D．在①②之间的任意一点，得到溶质为NaHC2O4、Na2C2O4，草酸的，，则，因Ka1>Ka2，故，D正确； 故选D。 2．常温时，用0.1mol/L的盐酸滴定10mL0.1mol/L的溶液，滴加盐酸的体积为V(已知的电离常数，，忽略的挥发)。下列说法正确的是 A．V=10mL时， B．V=10mL时，溶液pH<7 C．V=20mL时， D．V=0mL时， 【答案】A 【解析】A．V=10mL时，溶液中的溶质为NaHS和NaCl，且物质的量之比为1：1，则电荷守恒关系为，A正确； B．V=10mL时，溶液中的溶质主要是NaCl、NaHS，且物质的量之比为1：1，的水解常数为的水解常数大于电离常数，所以溶液呈碱性，B错误； C．V=20mL时，滴加盐酸前溶液中是，滴加盐酸过程中元素不变，根据原子守恒可知，C错误； D．V=0mL时，溶液中的电荷守恒关系为，物料守恒为，则质子守恒等式为，D错误； 答案选A。 3．时，溶液显酸性，下列有关判断正确的是 A．该溶液中离子浓度最大的是 B． C． D．的平衡常数表达式为 【答案】B 【解析】A．在水溶液中完全电离生成Na+和，又发生电离和水解，则溶液中浓度最大的离子是Na+，A错误； B．会发生电离和水解，则根据物料守恒可得：，B正确； C．由溶液中的电荷守恒可得：，C错误； D．平衡常数等于生成物浓度系数次方之积与反应物浓度系数次方之积的比值，则的平衡常数表达式为，D错误； 故选B。 ◆知识点五 溶液中离子的浓度大小比较： 1、弱酸溶液： 0.1mol/L的HAc溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[HAc] >）[H+] >[Ac-] >[OH-] 0.1mol/L的H2S溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：（[H2S] >）[H+] >[HS-] >[OH-]>[S2-] （说明：H2S的二级电离常数太小，导致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，则是[CO32-]>[OH-]） 2、一元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+] >[Ac-] >[OH-]>[H+] 3、二元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]（>[H2CO3]）>[H+] （一步水解后产生等量OH-和HCO3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液碱性，[H+]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由进行讨论，常温下k1数量级是10-7，而[HCO3-]接近[OH-]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H2CO3]）>[H+]） 4、二元弱酸的酸式盐溶液： 0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HCO3－]>[OH－]（>[H2CO3]）>[H+]>[CO32－] （水解大于电离，故水解产物（H2CO3、OH-）浓度大于电离产物（CO32－、H+）浓度，水也电离，故[H+]>[CO32－]） 0.1mol/L的NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：[Na+]>[HSO3－]>[H+]>[SO32－] >[OH－]（>[H2SO3]） （电离大于水解，因此电离产物（SO32－与H+）浓度大于水解产物（OH-）浓度，水电离导致，[H2SO3]最小） 5、常见的混合溶液情况分析： ① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。 ③ 混合溶液质子守恒一般由其他两个式子联立得到，直接由概念上理解推导较难。 ④ 常见的等浓度酸/碱与对应的盐混合其酸碱性最好能记住。如： 等浓度HAc与NaAc混合，电离大于水解，呈酸性； 等浓度NH3·H2O与NH4Cl混合，电离大于水解，呈碱性； 等浓度HCN与NaCN混合，水解大于电离，呈碱性。 （1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液： 溶质：不反应，溶质是NH4Cl与NH3·H2O（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-] 物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-] （或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L） 质子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-] 离子浓度比较：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+] （若不考虑水解和弱电离，则[NH4+]=[NH3·H2O]=[Cl-]，实际上电离大于水解，因此[NH4+]>[NH3·H2O]，而[Cl-] 不变，故介于二者之间；以下两种类似） （2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：不反应，溶质是HAc与NaAc（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] （3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：反应，最终溶质是HAc、NaAc与NaCl（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]= [Na+]=2[Cl-] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Na+]>[Ac-]>[Cl-]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] 即学即练 1. 常温下，向某三元弱酸(简写为)溶液中滴加的溶液，滴加溶液后的溶液的与含A粒子分布系数的关系如图所示。已知：的分布系数表达式为。下列叙述错误的是 A．曲线②表示变化 B．常温下， C．常温下溶液中 D．时，溶液中： 【答案】C 【分析】向溶液中滴加氢氧化钠溶液时发生的反应依次为、、，则曲线①、②、③、④分别表示的变化；由图可知，溶液中的浓度相等时（曲线①、②的交点），溶液，由电离常数可知，，同理可知，电离常数。 【解析】A．根据分析可知，A正确； B．已知，此时③、④曲线的交点处，则，B正确； C．溶液中存在电离（）和水解（），因，电离占主导地位，所以，C错误； D．时，，电荷守恒：，在酸性溶液中，则，D正确； 故选C。 2．高铁酸钾有极强的氧化性，是一种优良的水处理剂，将适量配制成的试样，将试样分别置于、、和的恒温水浴中，测定的变化，结果如图1所示[与水反应的主反应是]。常温下的水溶液中含铁微粒、、、的物质的量分数随的变化如图2所示。下列说法正确的是 A．与水反应的主反应是放热反应 B．的数量级为 C．图2中点的为2.75 D．的水溶液中： 【答案】C 【解析】A．由图1数据可知，温度越高，高铁酸钾溶液平衡时高铁酸根离子浓度越小，正向反应是吸热反应，A错误； B．由和曲线交点，此时pH=3.7，则，数量级为，B错误； C．由图，点是和的交叉点，c()=c()，第一个交叉点有c()=c()，K==10-1.8，第三个交叉点有c()=c()，K'==10-3.7，K×K'=×==10-3.7×10-1.8=10-5.5，c(H+)=10-2.75，pH=2.75，C正确； D．由和曲线交点，此时pH=7.4，则，，的的电离大于水解，则溶液中：，D错误； 故选C。 3．时，用的溶液滴定某二元弱酸，被滴定分数、溶液及物种分布分数[如]如图所示。下列说法正确的是 A．时，的的数量级为 B．的溶液中： C．的溶液中： D．用溶液滴定的溶液可用甲基橙作指示剂 【答案】C 【解析】A．由图可知，当为时，溶液中，，由，的的数量级为，A项错误； B．由图可知，当时，反应生成，溶液显酸性，说明的电离程度大于水解程度，则溶液中，B项错误； C．的溶液中存在电荷守恒：，因溶液显碱性，，则，C项正确； D．强碱滴定弱酸时，滴定终点溶液呈碱性，应选用酚酞作指示剂，D项错误； 故选C。 一、盐类水解的影响因素及水解平衡 1. 浓度：增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。 加水稀释可以促进水解，使水解平衡向右移动，水解程度增大。 2. 温度：水解是吸热过程，故升高温度，水解程度增大；反之，则减小。 3. 酸碱性：向盐溶液中加入H+，可以促进弱酸阴离子的水解，抑制弱碱阳离子的水解。 向盐溶液中加入OH-，可以促进弱碱阳离子的水解，抑制弱酸阴离子的水解。 实践应用 1．为了使NH4Cl溶液中c(Cl-)与c()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 【答案】B 【分析】在溶液中存在电离：，但由于要发生水解：而使小于，因此要使溶液中与浓度比为1∶1，即，可采用的措施符合条件的为： 【解析】① 适量的HCl：增大了，无法达到，①不正确； ②适量的NaCl：增大了，无法达到，②不正确； ③适量的氨水：可以增大，能达到目的的，③正确； ④适量的NaOH：加入的会消耗水解产生的，使水解右移，更小，无法达到，④不正确； ⑤适量的硫酸：增大，可以使水解左移，增大，能达到，⑤正确； 则符合题意的为③⑤，故答案为：B。 2．下列叙述不正确的是 A．0.1mol·L-1 CH3COONa溶液中，升高温度，减小 B．向HF溶液中加水稀释，HF和H2O的电离程度都增大 C．0.1mol·L-1CH3COONa溶液中，加入少量NaOH固体，减小 D．保持温度不变，向HF溶液中通入少量HCl气体，HF⇌H+ + F- 逆向移动，减小 【答案】D 【解析】A．升高温度，促进醋酸根离子的水解，导致醋酸根离子浓度减小，A正确；     B．向HF溶液中加水稀释，HF浓度减小，电离正向进行，电离程度增大，溶液酸性减弱，对水的电离抑制作用减小，则H2O的电离程度增大，B正确； C． ，0.1mol·L-1CH3COONa溶液中，加入少量NaOH固体，氢氧根离子浓度增大，氢离子浓度减小，使得比值减小，C正确；   D．，温度不变，平常常数不变，则比值不变，D错误； 故选D。 3．人体血液中存在平衡：，使血液保持在之间，否则就会发生酸中毒或碱中毒。已知随变化关系如下表所示，下列说法不正确的是 1.0 17.8 20.0 22.4 pH 6.10 7.35 7.40 7.45 A．的血液中， B．人体发生酸中毒时，可静脉滴注一定浓度的溶液解毒 C．常温下将的血液稀释，一定不变 D．时，的电离程度小于的水解程度 【答案】D 【解析】A．根据图中数据判断，pH＞6.10时，碳酸氢根浓度大于碳酸浓度，则pH=7.00的血液中，故A正确； B．发生酸中毒时，应该用碱性物质缓解，例如NaHCO3溶液，碳酸氢根浓度增大，使题干中平衡左移，氢离子浓度降低，可避免酸中毒，故B正确； C．水的离子积常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故C正确； D．碳酸氢钠溶液因水解程度大于电离程度呈碱性，时，pH=6.10，溶液为酸性，说明碳酸的电离程度大于碳酸氢根离子水解程度，故D错误； 故答案为D。 2、 盐类水解的离子浓度大小比较 单一溶液中粒子浓度大小的比较 1. 一元强酸弱碱盐或一元强碱弱酸盐溶液，水解一般是微弱的。 2. 多元弱酸溶液考虑多步电离，且以第一步为主，电离是少量的。 3. 多元弱酸正盐溶液考虑多步水解，且以第一步为主，水解是少量的。 4. 多元弱酸酸式盐溶液，要考虑酸式酸根离子的水解程度与其电离程度的相对大小。 实践应用 1．室温下，向乙二胺溶液中滴加盐酸，溶液中、、的分布分数δ(该组分的物质的量占已电离和未电离乙二胺总物质的量的百分数)随变化的关系如图所示，的一级、二级电离常数分别为和。下列说法不正确的是 A．曲线Ⅰ代表的分布分数 B．的一级电离方程式为： C．室温下， D．a点溶液中， 【答案】A 【分析】pOH越大，酸性越强，则表示溶液中、、的分布分数δ与pOH的曲线分别为I、II、III，根据曲线交点可知的和。 【解析】A．据分析，曲线II代表的分布分数，A错误； B．电离生成和，一级电离方程式为：，B正确； C．据分析，，C正确； D．a点溶液中，根据电荷守恒：，此时、，则，D正确； 故答案为A。 2．室温下的电离常数为，，下列说法不正确的是 A．将溶液微热，溶液减小 B．的溶液 C．向溶液中滴加盐酸至（保持室温）， D．向溶液中加入少量固体，增大 【答案】C 【解析】A．弱电解质的电离吸热，加热促进草酸电离，H+浓度增大，pH减小，故A正确； B．NaHC2O4的电离常数为，水解常数为，电离大于水解，溶液显酸性，pH<7，故B正确； C．pH=7时c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒条件，Na2C2O4溶液中有，故C错误； D．加入NaOH使H2C2O4转化为，比值增大，故D正确； 故答案为C。 3．已知温度T时水的离子积常数为，该温度下，将浓度为a 的一元酸HA与b 的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是 A．混合溶液的pH=7 B．混合溶液中， C．混合溶液中 D．a=b 【答案】B 【解析】A．pH=7时，溶液不一定是中性溶液，水的电离是吸热反应，温度越高，水的离子积常数越大，所以pH=7的溶液可能是中性、也可能是酸性或碱性，A错误； B．，得c(H+)=c(OH-)，则混合溶液呈中性，B正确； C．电荷守恒式，电荷守恒在任何溶液中都成立，不能判断溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相对大小，所以无法判断溶液酸碱性，C错误；   D．a=b时，酸碱恰好完全反应生成正盐和水，由于酸碱强弱未知，不能确定溶液的酸碱性，D错误； 故选B。 3、 盐类水解中的三种守恒 电荷守恒：溶液中所有阳离子所带的电荷总数等于所有阴离子所带的电荷总数，溶液呈电中性。 元素守恒：在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。 质子守恒：在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，存在质子的得失，得到的质子数等于失去的质子数。 实践应用 1．在常温下，有关下列4种溶液的叙述中不正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液名称 氨水 氢氧化钠 醋酸 盐酸 pH 12 12 2 2 A．分别取1mL四种溶液稀释到10mL，所得溶液的pH大小：③<④<②<① B．将溶液②、③等体积混合，所得溶液中： C．将等量的Zn粉分别加入足量等体积的③、④两种溶液，生成的物质的量③>④ D．将溶液①、②等体积混合，混合溶液的pH为12 【答案】C 【解析】A．氨水、氢氧化钠均属于碱，醋酸、盐酸均属于酸，因此①②的pH大于③④，NH3·H2O为弱碱，NaOH为强碱，相同pH时，稀释至相同体积，氨水中c(OH-)大于氢氧化钠中c(OH-)，即pH：①＞②，醋酸为弱酸，盐酸为强酸，相同pH时，稀释至相同体积，醋酸中c(H+)大于盐酸中c(H+)，即pH：④＞③，综上所述，pH大小顺序是①＞②＞④＞③，故A说法正确； B．醋酸为弱酸，②③等体积混合后，溶质为CH3COONa和CH3COOH，根据电荷守恒有：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，混合后溶液显酸性，c(H+)＞c(OH-)，则有c(Na+)＜c(CH3COO-)，综上所述c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)，故Ｂ说法正确； C．酸是足量，锌是不足，等量的锌与足量的醋酸、盐酸反应，产生氢气的量相同，故C说法错误； D．氨水、氢氧化钠溶液的pH均为12，因此两者等体积混合，混合溶液的pH为12，故D说法正确； 答案为C。 2．向10mL0.1mol/L的溶液中加入0.1mol/L的氨水，溶液的pH和导电率随氨水体积的变化如图所示。下列说法错误的是 A．的电离平衡常数的数量级为 B．b点 C．c点 D．a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是d点 【答案】B 【分析】由图，0.1mol/L的溶液的pH<1，则的第一步电离完全电离； 【解析】A．c点时，加入15mL等浓度氨水，溶液中溶质为等浓度的、，和近似相等，此时pH在4～5之间，的电离平衡常数，则数量级为，A正确； B．由分析，的第一步电离完全电离，溶液中不存在分子，B错误； C．由电荷守恒可知：，此时溶液显酸性，可知，溶液呈酸性，电离大于水解，，则，C正确；   D．酸和碱都会抑制水的电离，d点得到溶液中溶质为，其水解会促进水的电离，d点水的电离程度最大，D正确； 故选B。 3．室温下，用溶液滴定等物质的量浓度的溶液，溶液的随加入溶液的体积变化如图所示，下列说法正确的是(已知：) A． B．点溶液中存在 C．点溶液中存在 D．水的电离程度： 【答案】C 【分析】用溶液滴定等物质的量浓度的溶液，由图加入20mL氢氧化钠溶液达到滴定终点； 【解析】A．由初始点可知，，，则，A错误； B．点溶液中得到等浓度的醋酸和醋酸钠溶液，此时溶液显酸性，醋酸电离大于醋酸钠水解，则存在，B错误； C．b点由电荷守恒：，此时溶液为中性，则，故，C正确； D．醋酸会抑制水的电离，醋酸钠会促进水的电离，c点为滴定终点，则水的电离程度：，D错误； 故选C。 考点一 水溶液中离子平衡图像 【例1】乙二酸俗称草酸，是一种二元弱酸，常温下，向的乙二酸溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，过程中的lgX[X为或]、V(NaOH)与pH的变化关系如图所示。 下列说法正确的是 A．直线I中的X表示 B．a点溶液中存在 C．常温下，的 D．c点溶液中满足 【答案】C 【分析】由，即，同理，分别代入（0，-1.25）、（0，-3.82）两点坐标，可得直线Ⅰ对应的Ka=10-1.25，直线Ⅱ对应的Ka=10-3.82，Ka1>Ka2，则直线Ⅰ对应的lgX为，Ka1=10-1.25，直线Ⅱ对应的lgX为，Ka2=10-3.82； 【解析】A．由分析可知，直线Ⅰ中的X表示，A错误； B．a点溶液中pH=2.6， mol/L，，，则，B错误； C．常温下，的，C正确；   D．c点处，20mL0.100mol⋅L-1的乙二酸溶液中滴加同浓度的NaOH溶液40mL，则溶质为Na2C2O4，由质子守恒可知，，D错误； 故选C。 解题要点 分布图形中，找出关键点。交点即为关键点，可以通过交点算出Ka、Kh等值。 【变式1-1】常温下，将的三元酸与的溶液混合，溶液中与配体反应生成两种配离子：和。通过实验测得和的浓度对数(，实线)及含铜微粒的分布系数{，虚线}随pH变化的曲线如图所示。 下列说法错误的是 A．曲线Ⅲ表示 B．当时，体系中 C．随增大，体系中减小 D．图中a点对应的 【答案】D 【分析】和之间存在转化关系，则pH较小时，平衡逆向移动，以为主，则，则曲线Ⅰ代表，曲线Ⅱ代表，随着pH增大，正向移动，浓度增大，和结合形成配离子的反应依次为、，因此随pH增大，持续减小，为曲线Ⅲ，先增大后减小为曲线Ⅳ，一直增大为曲线Ⅴ； 【解析】A．由分析，为曲线Ⅲ，A正确；    B．由图，当时，体系中，B正确；   C．随增大，正向移动，导致体系中减小，C正确； D．图中（4.3，-1）、（4.3，-8.3）点可知的，点a时，和浓度相等，此时，pH=11.6，D错误； 故选D。 【变式1-2】CuCl2是一种重要的化工原料，常用于催化剂、媒染剂和消毒剂等。在一定温度下，CuCl2溶液中存在以下氯化络合反应：①； ②； ③； ④。保持温度不变，通过添加氯化钠改变某浓度CuCl2稀溶液中Cl-的起始浓度，测得含铜元素微粒分布系数δ与Cl-平衡浓度的关系如图所示。 下列说法正确的是 A．P点时溶液中 B．溶液中存在： C．根据题给信息分析，的平衡常数 D．向上述溶液中加入蒸馏水稀释，体系中的值减小 【答案】C 【分析】根据图像中含铜元素微粒分布系数δ与Cl-平衡浓度的关系，及已知表示[CuCl3]-、[CuCl4]2-的曲线，可知曲线a表示[Cu(H2O)4]2+，曲线b表示[CuCl]+，曲线c表示CuCl2，结合化学平衡常数的含义，根据问题分析解答。 【解析】A．根据图像可知P点为[Cu(H2O)4]2+与[CuCl]+分布系数相等的点，此时c([Cu(H2O)4]2+)=c([CuCl]+)。反应①的K1=≈0.645 mol/L，A错误； B．溶液中存在电荷守恒，该溶液中阳离子有Na+、[CuCl]+、[Cu(H2O)4]2+、H+，阴离子有OH-、[CuCl3]-、[CuCl4]2-、Cl-，则根据电荷守恒，可知关系式应该为c(Na+)+c([CuCl]+)+2c([Cu(H2O)4]2+)+c(H+)=c(OH-)+c([CuCl3]-)+2c([CuCl4]2-)+c(Cl-)，B错误； C．目标反应为[CuCl2]+2Cl-[CuCl4]2-，反应④ [Cu(H2O)4]2++4Cl-[CuCl4]2-+4H2O的化学平衡常数K4=；反应②[Cu(H2O)4]2++2Cl-[CuCl2]+4H2O的化学平衡常数K2=，反应④-反应②，可得[CuCl2]+2Cl-[CuCl4]2-，其化学平衡常数=5×10-5，C正确； D．=是定值，向上述溶液中加入蒸馏水稀释，稀释时c(Cl-)减小，则该比值会增大，D错误； 故合理选项是C。 考点二 溶液中粒子浓度大小关系 【例2】常温下，下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．溶液： B．溶液： C．溶液： D．溶液与等体积的醋酸混合后的溶液： 【答案】A 【解析】A．溶液中，不水解，浓度为0.2mol/L，和均水解，但初始浓度（0.2mol/L）高于（0.1mol/L），且水解程度更大，故浓度仍高于，由水解产生，浓度最低，所以，故A正确。 B．根据电荷守恒，溶液中，应该是，而不是，故B错误。 C．溶液中，根据物料守恒应为，而不是，故C错误。 D．醋酸是弱酸，(pH=2)的醋酸溶液浓度远大于，等体积(pH=2)的醋酸与溶液混合，混合后醋酸过量，溶液呈酸性，所以，故D错误。 故选A。 解题要点 首先要分析溶液组成——再分析粒子种类——最后比较粒子浓度 【变式2-1】常温下，用溶液滴定溶液，滴定曲线如图所示。已知为二元弱酸，时，。下列说法不正确的是 A．a点溶液中： B．c点溶液中： C．d点溶液中： D．水的电离程度： 【答案】A 【分析】用0.1 mol•L-1NaOH溶液滴定20 mL0.1 mol•L-1H2A，先发生NaOH+H2A=NaHA+H2O，再发生NaHA+NaOH=Na2A+H2O，NaOH溶液体积为20mL时得到NaHA溶液，即b点；NaOH溶液体积为40mL时得到Na2A溶液，即d点；a点为NaHA、H2A混合溶液，c点为Na2A、NaHA混合溶液。 【解析】A．a点pH=1.3，即，由可知，此时，但a点加入V1mLNaOH溶液，溶液中溶质为：NaHA、H2A，则不相等，A错误； B．c点pH=6.6，即，由可知，根据电荷守恒：，代入得，因pH=6.6时，故，B正确； C．由分析可知，d点溶质为Na2A，根据质子守恒：，则，C正确； D．起点主要是H2A的电离抑制了水的电离，随着NaOH溶液的加入，H2A溶液的浓度逐渐减小，对水的电离抑制作用逐渐减弱，a点为NaHA、H2A混合溶液，溶液仍呈酸性，水的电离程度虽然增大，但增大的幅度较小；b点时，溶液中的溶质为NaHA，HA-既存在电离又存在水解，HA-的水解会促进水的电离，但此时溶液仍呈酸性，水的电离程度不是最大；c点时，溶液中的溶质为NaHA和Na2A，A2-的水解程度大于HA-的水解程度，d点溶质为Na2A，A-水解促进水的电离，水的电离程度大于c点，故水的电离程度为：d > c > b > a，D正确； 故选A。 【变式2-2】25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．浓度为的的溶液中： B．向溶液中加入适量的，得到的混合溶液： C．溶液中： D．溶液中： 【答案】C 【解析】A．溶液中，少部分发生电离或水解，的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，，正确的离子浓度顺序为，A错误； B．时溶液呈酸性，过量，电荷守恒为，因，所以，B错误； C．溶液的电荷守恒为，代入，整理得，C正确； D．的电荷守恒应为，D错误； 故答案选C。 考点三 盐类水解的综合应用 【例3】下列有关铝及其化合物的叙述中，正确的是 A．将溶液蒸干并灼烧得到无水 B．是两性化合物，其化学式也可写成，故其可看成是一种三元酸 C．将等质量的Al片分别与足量的盐酸和NaOH溶液反应，可得到等质量的气体 D．，该反应的氧化剂是NaOH和 【答案】C 【解析】A．溶液蒸干时，水解生成和HCl，HCl挥发导致水解彻底，灼烧后最终产物为，A错误； B．是两性氢氧化物，其酸式电离：，属于一元酸，B错误； C．铝与足量盐酸或NaOH溶液反应的化学计量关系均为，等质量的Al生成的物质的量相等，因此气体质量相等，C正确； D．，反应中Al被氧化，中+1价H被还原为H2，氧化剂仅为，D错误； 故选C。 解题要点 结合实际生活中的应用。如水的净化，灭火，蒸发结晶等方面。 在解答习题的过程中结合三大守恒和粒子浓度大小综合解决问题。 【变式3-1】某温度下，向20.00mL0.1000mol/L的丙酸(以HA表示)溶液中滴加0.1000mol/L的NaOH溶液，测得混合溶液的温度T、pH随加入NaOH溶液的体积V的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．a点溶液中，由水电离出的 B．c点溶液中， C．e点溶液中， D．滴加的过程中，可能出现 【答案】C 【解析】A．a点未加入NaOH溶液，0.1mol/LHA溶液的pH为3，c(H+)=10-3mol/L，溶液中OH-全部是由水电离出来的，此时温度低于25℃，KW<10-14，则由水电离出的，A错误； B．c点溶液中加入20mL0.1000mol/L的NaOH溶液，此时得到NaA溶液，由于A-会发生水解，则，B错误； C．e点溶液中加入30mL0.1000mol/L的NaOH溶液，由电荷守恒可知：，由物料守恒可知，，联立消去c(Na+)可得，由于A-会发生水解产生HA，且水解是微弱的，则c(HA)<c(A-)，则，即，C正确； D．当NaOH少量时，溶液为HA和NaA的混合溶液，少量A-水解产生OH-，则，当刚好完全反应时，溶液为NaA溶液，少量A-水解产生OH-，则，当NaOH过量时，溶液为NaOH和NaA的混合溶液，则溶液中一定存在，D错误； 故选C。 【变式3-2】硼砂水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的(硼酸)和(硼酸钠)。下列说法错误的是 已知：硼酸为一元弱酸，常温下，，，。 A．溶液中， B．常温下，0.01硼酸水溶液的pH约为2 C．等浓度的和溶液混合后，所得溶液可能呈酸性 D．适当升高温度，的电离度和电离平衡常数均增大 【答案】B 【解析】A．硼酸的电离平衡常数，属于弱酸，则是强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性，因此溶液中，A正确； B．硼酸溶液中，电离方程式为：，，，，B错误； C．溶液显酸性而溶液显碱性，由于未指明二者的体积是否相同，混合所得溶液可能呈酸，C正确； D．硼酸的电离是吸热过程，升温可促进硼酸的电离，电离度和均增大，D正确； 故选B。 基础达标 1．设是阿伏伽德罗常数的值。下列说法正确的是 A．的溶液中数目为 B．时，溶液中含有数目为 C．将通入水中，则溶液中 D．将加入某氨水混合后呈中性，混合液中含的数目为 【答案】D 【解析】A．会水解生成和，因此的溶液中数目小于，A错误； B．25℃时，1 L pH＝12的Ba(OH)2溶液中氢氧根浓度是0.01mol/L，则含有的OH－数目为0.01NA，B错误； C．氯气和水反应是可逆反应，不能进行彻底，1mol氯气含有2mol氯原子，根据氯元素守恒，溶液中含有未反应的氯气分子，故溶液中的，C错误； D．根据溶液的电中性原理，n(H+)+n()=n(OH－)+n(Cl-)，溶液呈中性，即n(H+)=n(OH－)，即有n()=n(Cl-)=1mol，即的数目NA个，D正确； 故选D。 2．化学与社会、科学、技术、环境密切相关，下列说法错误的是 A．人体中缓冲体系起到稳定血液pH的作用 B．中国古代利用明矾溶液的酸性清除铜镜表面的铜锈 C．天宫课堂“五环实验”，向碳酸钠溶液中滴加甲基橙溶液后变成红色 D．古代中国人发明的酒曲酿酒利用了催化剂加快反应速率的原理 【答案】C 【解析】A．人体血液中的确实构成一个缓冲体系，帮助维持血液值的稳定，A正确； B．明矾[]在水中会水解使溶液呈酸性，可以用来清除铜锈，B正确； C．甲基橙是一种酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现红色，在碱性溶液中呈现黄色，碳酸钠溶液呈碱性，因此滴加甲基橙后溶液会呈现黄色，而不是红色，C错误； D．酒曲酿酒中酒曲可以催化葡萄糖分解成二氧化碳与酒精，从而加快反应速率，D正确； 故选C。 3．T℃时，在的一元酸溶液中滴入溶液，溶液与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是 A．T℃时，电离常数 B．M点所示溶液中 C．N点所示溶液中： D．P点与Q点所示溶液中水的电离程度： 【答案】D 【解析】A．，P点溶液的pH=3，则c(H+)=1×10-3mol/L，c(R-)≈c(H+)，c(HR) ≈0.1mol/L，则常温下HR电离平衡常数，A正确；   B．M点溶液中存在电荷守恒c(OH-)+c(R-)=c(H+)+(Na+)，常温下pH=7，溶液显中性，则c(OH-)=c(H+)，则，B正确； C．N点HR可能恰好完全反应溶质为NaR，也可能氢氧化钠稍微过量溶质为NaR和NaOH混合溶液，但无论何种情况，均呈现碱性，由电荷守恒知，则，C正确；   D．P点为HR溶液，酸会抑制水的电离，Q点氢氧化钠过量，溶质为Na2R和NaOH，盐水解会促进水的电离，碱会抑制水的电离，根据P点pH=3得P点，根据Q点pH=12得，Q点的氢氧根离子浓度大于P点的氢离子浓度，即Q点对水电离的抑制作用大于P点，则水的电离程度：P＞Q，D错误； 故选D。 4．常温下以酚酞为指示剂，用的NaOH溶液滴定的次磷酸()溶液。溶液、所有含磷微粒的分布系数随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)变化关系如图[例如的分布系数]，下列叙述正确的是 A．曲线①代表，曲线②代表 B．是酸式盐，其水溶液显碱性 C．水解常数 D．当滴定至中性时，溶液中存在； 【答案】D 【分析】左侧纵坐标是含磷微粒的分布系数，根据图示可知：随着NaOH溶液的加入，溶液的pH值逐渐增大，由曲线变化可知，曲线③是pH变化；含磷微粒只有2种，则说明次磷酸为一元弱酸，①、②为含磷微粒，且溶液的pH值越小，δ(H3PO2)越大，溶液的pH值越大，δ()越大，故曲线①为δ(H3PO2)，曲线②为δ()，然后根据问题分析解答。 【解析】A．根据分析，次磷酸为一元弱酸，曲线①代表，曲线②代表，故A错误； B．因为H3PO2为一元弱酸，故NaH2PO2是正盐，不是酸式盐，故B错误； C．由曲线①②交点可知=，故c(H3PO2)＝c()，对应曲线③pH＝3，即c(H＋)＝10－3mol·L－1，，故水解常数，故C错误； D．当20mL时达到滴定终点，NaOH与次磷酸二者1∶1恰好反应，存在物料守恒:c(H3PO2)+c()=c(Na+)，但因为H3PO2为一元弱酸，故NaHPO2是正盐，其水溶液显碱性；即当溶液为中性时，H3PO2过量，溶液中存在：c(H3PO2)+c()＞c(Na+)，故D正确； 综上所述答案为D。 5．下列应用与盐类水解无关的是 A．草木灰与铵态氮肥不能混合施用 B．可溶性铝盐、铁盐作净水剂 C．用醋酸除去茶壶里的水垢 D．用溶液除去钢铁表面的铁锈 【答案】C 【解析】A．铵盐中铵根离子和草木灰中的碳酸根离子可以互促水解，使得铵盐的肥效降低，与盐类的水解有关，A不符合题意； B．可溶性铝盐、铁盐水解生成胶体，胶体可以吸附悬浮物达到净水的目的，与盐类的水解有关，B不符合题意； C．用醋酸除去茶壶里的水垢，利用的是沉淀溶解平衡原理，与水解无关，C符合题意； D．氯化铵中的铵根离子水解，使溶液显酸性，可以除去铁锈，与盐类的水解有关，D不符合题意； 故选C。 6．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．无色透明的溶液中：Fe3+、Ba2+、NO、Cl- B．c(Cu2+)=0.1mol·L-1的溶液中：K+、Na+、SO、CO C．c(H+)=10-14mol·L-1溶液中：Na+、[Al(OH)4]-、S2-、SO D．使酚酞变红的溶液中：K+、Na+、HCO、Ca2+ 【答案】C 【解析】A．含有Fe3+的水溶液呈黄色，无色透明溶液中不含Fe3+，故不选A； B．Cu2+与CO会水解生成沉淀，不能大量共存，故B错误； C．c(H+)=10-14mol/L即pH=14，溶液呈碱性，[Al(OH)4]⁻、S2-、SO在碱性条件下稳定存在，能共存，故C正确； D．酚酞变红说明溶液呈碱性，HCO会与OH⁻反应生成CO，且Ca2+与CO生成CaCO3沉淀，故D错误； 选C。 7．已知，。常温下，向0.1000mol/L二元酸溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，溶液中、、的物质的量分数(δ)随溶液pH的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．a、b、c三个交点处，溶液中水的电离程度：a>b>c B．向溶液中加入少量溶液，发生的反应是： C．NaHX溶液中， D．含有等浓度的和混合溶液的pH<7 【答案】B 【分析】由图可知，曲线交点处，两种物种的分布系数相等（浓度相等），可直接计算电离常数： H2X与HX-的交点：此时c(H2X) = c(HX-)，根据Ka1= c(H+)，故Ka1 = 10-pH，对应pH≈4.35，即Ka1=10-4.35。同理，HX-与X2-的交点，此时c(HX-) = c(X2-)，Ka2 = c(H+)，对应pH≈7.35，即Ka2=10-7.35。a点时pH<4.35，H2X为主要物种，溶液呈酸性，抑制水的电离。b点：pH=7，溶液呈中性，此时HX-为主要物种。c点：pH>7.35，X2-为主要物种，X2-水解使溶液显碱性，促进水的电离。 【解析】A．a点溶液呈酸性，抑制水的电离；b点溶液呈中性，水的电离程度不受影响；c点溶液呈碱性，促进水的电离。所以水的电离程度应该是c > b > a，A错误； B．由图像可知H2X的Ka1=10-4.35，Ka2=10-7.35，H2CO3的Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11，因为Ka2(H2X)>Ka1(H2CO3)，所以向Na2CO3溶液中加入少量H2X溶液，发生的反应是，B正确； C．NaHX溶液中，HX-的电离常数Ka2=10-7.35，水解常数Kh===10-9.65，因为Ka2>Kh，所以HX-的电离程度大于水解程度，溶液中c(X2-)>c(HX-)>c(H2X)，C错误； D．含有等浓度的A2-和HA-混合溶液，HA-的电离常数Ka2=10-7.35，A2-的水解常数Kh== = 10-6.65，因为Kh>Ka2，所以溶液呈碱性，pH>7，D错误； 故选B。 8．，时，向溶液中滴加NaOH溶液，水溶液中-2价S不同形态的分布分数如图所示(微粒分布分数指所占的物质的量百分数，)，下列说法不正确的是 A．曲线b表示的分布分数 B．，的水解常数约为7.0 C．点发生的离子反应为 D．N点溶液中微粒的浓度关系为 【答案】B 【分析】向溶液中滴加NaOH溶液，随pH增大，H2S减少、HS-先增多后减少、S2-增多。a表示H2S分布分数、b表示HS-分布分数、c表示S2-分布分数。 【解析】A．根据以上分析，曲线b表示的分布分数、a表示H2S分布分数、c表示S2-分布分数，故A正确； B．根据N点数值，，当c(HS-)=c(S2-)时pH=13，，的水解常数=，故B错误； C．点H2S减少、HS-增多，发生的离子反应为，故C正确； D．根据电荷守恒， ，N点溶液中c(HS-)=c(S2-)，所以微粒的浓度关系为，故D正确； 选B。 9. 下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 CH3COOH HCN H2C2O4 电离平衡常数(Ka) （1）．下列微粒中，同浓度时酸性最强的是_______。 A．CH3COOH B．H2C2O4 C．HCN D． （2）．下列能使CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度减小，而电离平衡常数不变的操作是_______。 A．降低温度 B．加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸 （3）．依上表数据判断醋酸和氰化钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式 。 （4）．25℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，则为 。 常温下，用0.10NaOH溶液分别滴定20.00mL 0.10盐酸和20.00mL 0.10CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示： （5）．上图中表示NaOH溶液滴定盐酸的曲线是 (填“图1”“图2”)；NaOH溶液滴定醋酸时，应该选择的指示剂为 ；a与b的大小关系是a b(填“>”“＜”或“=”)。 （6）．B点对应的溶液中[Na＋] [CH3COO-]＋[CH3COOH](填“>”“＜”或“=”)。 （7）．判断NaCN溶液呈 (填“酸”“中”“碱)性，用离子方程式表示其原因： 。常温下，将等物质的量浓度的HCN和NaCN混合，判断溶液显 (填“酸”“中”“碱”)性。通过数据计算证明该结论 。 【答案】（1）．B （2）．CD （3）．CN-+=+ （4）．0.02 （5）． 图1 酚酞 > （6）．＜ （7）． 碱 CN-+H2OHCN+OH- 碱 HCN的电离常数为5×10-10，CN-的水解常数是，水解大于电离，则溶液呈碱性 【解析】（1）．电离常数越大，电离程度越大，则酸性越强，由表格数据可得Ka1()>Ka2()>Ka()>Ka()，酸性最强的是，故答案选B。 （2）．A．降低温度电离平衡常数减小，A不符合题意；     B．“越稀越电离”，加水稀释电离平衡正向移动，电离程度增大，温度不变平衡常数不变，B不符合题意；     C．加少量的CH3COONa固体，醋酸根离子浓度增大，醋酸电离平衡逆向移动，电离程度减小，电离常数不变，C符合题意； D．“越稀越电离”，加少量冰醋酸，醋酸浓度增大，电离程度减小，电离常数不变，D符合题意； 答案选CD。 （3）．因为Ka()>Ka()，醋酸的酸性比氢氰酸酸性强，根据强酸制弱酸可以发生反应，反应离子方程式为：CN-+=+； （4）．根据，混合溶液的，有。 （5）．盐酸是强酸、醋酸是弱酸，同浓度的盐酸pH小于醋酸，因此表示NaOH溶液滴定盐酸的曲线是图1；NaOH溶液滴定醋酸时，完全反应时溶液呈碱性，应该选择的指示剂为酚酞；当滴入20mL氢氧化钠溶液时，盐酸中呈中性，醋酸中呈碱性，则a与b的大小关系是a>b。 （6）．B点对应的溶液根据电荷守恒可得，pH=7，，则，因此[Na＋] ＜[CH3COO-]＋[CH3COOH]。 （7）．NaCN是强碱弱酸盐，NaCN溶液呈碱性，用离子方程式表示其原因为CN-+H2OHCN+OH-；常温下，将等物质的量浓度的HCN与NaCN混合，HCN的电离常数为5×10-10，CN-的水解常数是，水解大于电离，则溶液呈碱性。 10．弱酸及其盐在水溶液中存在相关平衡。常温下，H2SO3、H2CO3和HCN的电离平衡常数如下表所示： 化学式 H2CO3 HCN H2SO3 电离平衡常数 Ka1=1.5×10-2 Ka2=6.0×10-8 （1）25℃时，某浓度的NaCN水溶液的，原因是 (用离子方程式表示)。 （2）缓冲溶液是能缓解外加少量酸或碱而保持溶液pH基本不变的溶液。人体血液中H2CO3/HCO缓冲体系对稳定pH发挥着重要作用。当血液中CO2浓度上升，血液缓冲体系中的值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （3）浓度均为0.1 mol·L-1Na2SO3和Na2CO3等体积混合后，溶液中①SO ②CO ③HSO ④HCO浓度从大到小的顺序为 (填序号)。 （4）常温下，用一定浓度的NaOH溶液滴定某二元酸H2A溶液。溶液中，含A元素粒子的分布系数δ随pH的变化关系如图所示 [例如A2-的分布系数：δ(A2-)=]。 ①常温下，Na2A的水解平衡常数为 。 ②若向0.1mol/L的NaHA溶液中加入等体积的0.1mol/L KOH溶液(忽略混合后溶液的体积变化)，混合后溶液中c(Na＋)+c(K＋) 2c(HA-)＋2c(A2-)(填“>”“<”或“=”)。 【答案】（1）CN-+H2OHCN+OH- （2）减小 （3）①②④③ （4）10-12 = 【解析】（1）25℃时，某浓度的NaCN水溶液的，呈碱性，原因是弱酸根离子CN-会水解生成OH-，离子方程式为CN-+H2OHCN+OH-。 （2）当血液中CO2浓度上升，溶液中c(H+)增大，温度不变，碳酸的电离平衡常数不变，血液缓冲体系中减小。 （3）浓度为均为0.1mol/LNa2SO3和Na2CO3等体积混合后，水解程度：CO＞SO，水解程度越大，溶液中该离子浓度越小，得到的酸式酸根离子浓度越大，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是①②④③。 （4）①根据图知，常温下，溶液中含A的微粒有两种，说明H2A第一步完全电离、第二步部分电离，随着溶液pH值的增大，δ(A2-)增大、δ(HA-)减小，当δ(A2-)=δ(HA-)时，溶液的pH=2，Ka==c(H+)=10-2 mol/L，Na2A的水解平衡常数=。 ②混合后溶液中存在物料守恒为c(Na+)=c(K+)=c(HA-)+c(A2-)，所以存在c(Na+)+c(K+)=2c(HA-)+2c(A2-)，故答案为：=。 综合应用 11．下列说法正确的是 A．的溶液一定是酸溶液 B．室温下，每个水分子中只有一个水分子发生电离 C．常温下，的溶液和的溶液相比，前者是后者的100倍 D．在的氨水中，改变外界条件使增大，则溶液的pH一定增大 【答案】C 【解析】A．溶液的酸碱性取决于溶液中c（OH-）、c（H+）的相对大小，如果c（OH-）＜c（H+），则溶液呈酸性，如果c（OH-）=c（H+）则溶液呈中性，溶液c（OH-）＞c（H+），则溶液呈碱性；水的离子积常数和中性溶液的pH均受温度影响，当温度高于25℃时，中性溶液的pH<7，此时pH<7的溶液可能为中性或碱性，A错误； B．室温下，1L水中10-7mol水发生电离，1L水的物质的量为：=mol，设每n个水中有一个水电离，则有：n：1=：10-7，解得n5.56×108，B错误； C．pH=5的溶液中氢氧根离子浓度为：==10-9mol/L，pH=3的溶液中氢氧根离子浓度为：=mol/L=10-11mol/L，前者c（OH-）是后者的100倍，C正确； D．若往氨水中加入氯化铵固体，c()增大，氨水的电离平衡逆向移动，溶液的pH减小，D错误； 故选C。 12．电位滴定法是根据滴定过程中指示电极电位的变化来确定滴定终点的一种滴定分析方法。在化学计量点附近，被测离子浓度发生突跃，指示电极电位也发生了突跃，进而确定滴定终点。常温下，利用盐酸滴定某溶液中亚磷酸钠的含量，其电位滴定曲线与曲线如图所示。下列说法错误的是 已知：亚磷酸的分级电离常数全部数据为。 A．此滴定操作中可以不使用指示剂指示滴定终点，且水的电离程度：a点点 B．属正盐，溶液显碱性；属酸式盐，溶液显酸性 C．a点对应溶液中存在关系： D．b点对应的溶液中存在： 【答案】C 【分析】电位滴定法中被测离子浓度发生突跃，指示电极电位也发生了突跃，进而确定滴定终点，不使用指示剂指示滴定终点，a点为第一个突变点，反应为，a点的溶质为等物质的量浓度的点为第二个突变点，反应为，b点对应溶液为和溶液，据此分析； 【解析】A．a点溶质是和NaCl，结合A可知水的电离被促进，b点是和NaCl，水的电离被抑制，则水的电离程度：a点大于b点，A正确； B．由已知说明是二元弱酸，则属正盐，发生水解使溶液呈碱性，属酸式盐，的水解常数，的水解程度小于电离程度，溶液显酸性，B正确； C．由分析可知，a点的溶质为等物质的量浓度的，电荷守恒为，元素质量守恒为，合并可得，C错误； D．由分析可知，b点对应溶液为和溶液，存在电荷守恒：，则，D正确； 故选C。 13．25℃下，在溶液中滴入等浓度盐酸，溶液的pH、pOH与(盐酸)的关系如图所示。[注：，为水电离的浓度]下列说法错误的是 A．溶液的 B．在水中的电离方程式可表示为： C．图中c点溶液与g点溶液的相等 D．h点溶液： 【答案】C 【解析】A．由题干图示信息可知，V=0时为0.1000mol·L-1CH3NH2·H2O溶液，此时水的电离被抑制，水电离的OH-浓度等于水电离的H+浓度，即caq(H⁺)=caq(OH⁻)。由pOHaq=11.8可知caq(OH⁻)=10-11.8mol·L-1，则溶液中c(H+)=caq(H+)=10-11.8mol·L-1，pH=-lg c(H+)=11.8，A正确； B．由A分析可知，CH3NH2·H2O为一元弱碱，在水中部分电离出和OH-，电离方程式为CH3NH2·H2O+OH-，B正确； C．c点对应V<20mL，此时溶液为CH3NH2·H2O和CH3NH3Cl的混合液，显碱性(pH>7)，g点对应V>20mL，此时盐酸过量，溶液为HCl和CH3NH3Cl的混合液，显酸性(pH<7)，二者pH不相等，C错误； D．h点盐酸过量较多，溶液中主要成分为HCl和CH3NH3Cl，HCl完全电离提供大量H+，部分水解但程度很小，故c(H+)最大，其次为c()，OH-来自水的电离，浓度最小，即c(H⁺)>c()>c(OH⁻)，D正确； 故答案为：C。 14．钛(Ti)和钛合金被广泛应用于火箭、导弹、航天飞机等领域。工业上以钛铁矿(主要含有及少量)为主要原料制备金属钛的工艺流程如下图所示： 已知：①钛铁矿与硫酸发生非氧化还原反应，转化为和； ②的熔点为点为。 下列说法正确的是 A．滤渣的成分是 B．步骤③的反应方程式为 C．步骤②从溶液中获得绿矾晶体的操作为蒸发结晶、过滤、洗涤、干燥 D．由制备Ti的过程中，可以加入氮气做保护气体 【答案】B 【分析】由题干流程图可知，以钛铁矿(主要含有及少量)为主要原料加入硫酸，得到的滤液中有、、、等，滤渣成分主要为；接着加入Fe粉，将还原为，进而分离得到溶液和硫酸氧钛TiOSO4，然后TiOSO4发生水解生成钛酸H2TiO3，反应为，H2TiO3再加热或灼烧得到TiO2，TiO2和C、Cl2混合加热发生反应TiO2+2C+2Cl2TiCl4+2CO，最后用Mg还原TiCl4得到Ti，据此分析解题。 【解析】A．由分析可知，滤渣的成分是，A错误； B．步骤③水解为，根据原子个数守恒，因此反应方程式为，B正确； C．绿矾为，从溶液中获得绿矾晶体操作为蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥，C错误； D．由于能与Mg发生反应生成，故由制备Ti的过程中，应加入氩气做保护气体，不能用作保护气，D错误； 故答案选B。 15．已知25℃时，部分酸的电离平衡常数如下表所示： 酸 次氯酸() 醋酸() 碳酸() 氢硫酸() 电离平衡常数 （1）以上四种酸中，酸性最强的是___________。 A．HClO B． C． D． （2）下列物质中不能与NaClO反应的是___________。 A． B． C． D．NaHS （3）25℃时，向的溶液中加水稀释，下列说法正确的是___________。 A．溶液中减小 B．溶液中导电粒子数目减少 C．电离程度增大，也增大 D．向溶液中加入的NaOH溶液后， （4）碳酸钠和碳酸氢钠是两种非常重要的化工产品，下列关于两种物质的水溶液说法错误的是___________。 A．均存在水解平衡和电离平衡 B．均呈碱性，加热后碱性都会增强 C．均存在 D．均存在 （5）通过计算并结合文字表述，说明溶液呈碱性的原因： 。 【答案】（1）B （2）B （3）A （4）D （5），的水解程度大于其电离程度 【解析】（1）同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，越易电离，其酸性越强，由表中数据可知：，即酸性：，故酸性最强的是，故选B； （2）由表中数据可知：，则酸性：，根据“较强酸制较弱酸”的规律可知：CO2能与NaClO反应，不能与NaClO反应，且、NaHS均具有还原性，均能与具有强氧化性的NaClO发生氧化还原反应，则不能与NaClO反应的是，故选B； （3）A．加水稀释，酸性减弱，即减小，温度不变不变，即增大，故减小，A正确； B．醋酸是弱电解质，加水稀释醋酸溶液，会促进醋酸电离，醋酸电离产生的醋酸根离子和氢离子数目增多，即溶液中导电粒子数目增多，B错误； C．加水稀释醋酸溶液，促进醋酸电离，电离程度增大，但酸性减弱，即减小，C错误； D．向的溶液中加入的NaOH溶液，因所加NaOH溶液体积未知，无法确定其，D错误； 故选A。 （4）A．碳酸钠和碳酸氢钠溶液中均存在，存在水解平衡，既存在水解平衡也存在电离平衡，即均存在水解平衡和电离平衡，A正确； B．碳酸钠和碳酸氢钠均为强碱弱酸盐，其溶液均呈碱性，加热促进水解，溶液碱性均增强，B正确； C．根据电荷守恒可知，两种溶液均存在：，C正确； D．根据物料守恒可知，碳酸钠溶液中存在：，碳酸氢钠溶液中存在：，D错误； 故选D。 （5）既存在水解平衡也存在电离平衡，且水解平衡常数为，即的水解程度大于其电离程度，即，故溶液呈碱性，则溶液呈碱性的原因：，的水解程度大于其电离程度。 拓展培优 16．25℃时，往20 mL 0.5 mol/L H2C2O4溶液中逐滴加入0.5 mol/L NaOH溶液，混合溶液中所有含碳物种的浓度与NaOH溶液滴加量的变化关系如图所示。该温度下，，。下列说法错误的是 A．代表与NaOH溶液滴加量的变化关系 B．a点时，溶液中 C．b点时， D．c点时， 【答案】C 【分析】25℃时，往20 mL 0.5 mol/L H2C2O4溶液中逐滴加入0.5 mol/L NaOH溶液，H2C2O4的浓度减小，先增大后减小，增大，则代表与NaOH溶液滴加量的变化关系，代表与NaOH溶液滴加量的变化关系，代表与NaOH溶液滴加量的变化关系，以此解答。 【解析】A．由分析可知，代表与NaOH溶液滴加量的变化关系，A正确； B．由分析可知，代表与NaOH溶液滴加量的变化关系，代表与NaOH溶液滴加量的变化关系，a点c(H2C2O4)=，则，B正确； C．b点时H2C2O4几乎完全反应，溶液的体积大于20mL，由碳元素守恒可知，C错误； D．由分析可知，c点=，结合电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c()+2c()+c(OH-)=3c()+c(OH-)，D正确； 故选C。 17．常温下，用溶液吸收工业废气中的(废气中其他气体不与NaOH反应)，所得溶液pH与通过气体体积的关系如图所示，已知，。下列说法错误的是 A．废气中的浓度约为 B．溶液时， C．X点溶液呈酸性的原因是电离程度大于其水解程度 D．曲线上除起点外，其他点均存在： 【答案】A 【解析】A．NaOH的物质的量为0.3L×0.1mol/L=0.03mol，生成Na2SO3时，n(SO2)=0.03mol=0.015mol，质量为0.015mol×64g/mol=0.96g=960mg，对应气体体积为3m3，浓度==320mg/m³，A错误； B．pH=7时，c(H+)=10-7mol/L，，可得，则，B正确； C．X点对应气体体积为6m3，通过气体含n(SO2)=0.03mol，所得溶液溶质为，此时溶液呈酸性，原因是电离程度大于其水解程度，C正确； D．除起点外，溶液中均存在电荷守恒：，D正确； 故选A。 18．乙二酸()是二元弱酸，在实验研究和化学工业中应用广泛。25℃时，向10mL、0.1mol/L 溶液中逐滴加入0.1mol/L的NaOH溶液，溶液中含碳微粒的物质的量分数随溶液PH的变化如图所示。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示溶液中的物质的量分数随溶液PH的变化 B．pH为2.5~5.5过程中，主要反应的离子方程式是 C．25℃时，反应的平衡常数为 D．加20mL 时，溶液中离子浓度由大到小顺序为： 【答案】D 【解析】A．随着NaOH溶液的滴加，草酸逐渐被中和，溶液的pH值逐渐增大，n(H2C2O4）逐渐减小、n()先增大后减小、n()逐渐增大，所以曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别表示H2C2O4、、的物质的量分数随溶液pH的变化，故A正确； B．根据图示可知：在溶液pH=2.5时，溶液中主要存在，在溶液pH由2.5至5.5过程中，的浓度逐渐减小，逐渐增大，是与OH-反应产生，离子方程式为：，故B正确； C．25℃时，pH=1.2时，c()=c(H2C2O4)，Ka1==10-1.2mol/L，pH=4.2时，c()=c()，Ka2==10-4.2mol/L，反应的平衡常数K====，故C正确； D．若加入NaOH溶液体积为20 mL，恰好反应生成Na2C2O4，溶液中存在水解平衡：+H2O⇌ +OH-，+H2O⇌H2C2O4+OH-，溶液中离子浓度由大到小的顺序为：，故D错误； 答案选D。 19．25℃时，已知部分物质的电离平衡常数如下表所示： 化学式 电离平衡常数 HCN HClO 回答下列问题： （1）结合表中数据判断，溶液显 性(填“酸”“碱”或“中”)。 （2）HCN、、三种微粒电离出的能力由强到弱的顺序是 。 （3）25℃时，向0.02mol·L-1溶液中不断加水稀释，其过程中溶液的pH变化如图甲所示。a点与b点相比，的电离平衡常数：a b(填“>”“<”或“=”，下同)，水的电离程度：a b。 （4）在25℃时，将的溶液aL与的HCl溶液bL混合，若所得溶液为中性，则 。 （5）25℃时，向某浓度的溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图乙所示。 ①若利用草酸和KOH制备，应尽量控制溶液pH在 左右。制备的溶液中的电离程度 水解程度(填“>”“<”或“=”)，该溶液中的电荷守恒表达式为 。 ②的 (填具体数值)。 【答案】（1）碱 （2） （3）= < （4）1∶1 （5）2.7 > 【解析】（1）根据表格数据可知：，则的水解程度大于的水解程度，故溶液显碱性； （2）弱酸的电离平衡常数：，弱酸的电离平衡常数越小，该弱酸电离出就越困难，HCN、、三种微粒电离出的能力由强到弱的顺序是 （3）电离平衡常数只受温度影响，不受稀释影响，则a点与b点溶液中，的电离平衡常数：；的浓度越小碱性越弱，对水的电离的抑制作用越小，故水的电离程度：； （4）25℃时，，的溶液aL，mol·L-1Lmol；的HCl溶液bL，mol·L-1Lmol；二者混合所得溶液为中性，有，则molmol，解得； （5）①直接根据图像，获取信息可知，制备，应尽量控制溶液pH在2.7左右，含量最大，溶液显酸性，的电离程度大于水解程度。根据溶液中微粒组成，电荷守恒表达式为； ②Ⅰ：，，Ⅱ：，，Ⅲ：，Ⅲ=Ⅱ-Ⅰ，则的。 20．回答下列问题 （1）科学家在木卫六某地找到了水的痕迹，该地水的离子积常数，利用我们地球的经验，该地的温度 (填“大于”“小于”或“等于”)25℃，若用pH试纸测定该温度下的纯水，试纸呈 色。 （2）某温度下，向10mL1mol/L盐酸中滴加qmol/L的氨水，溶液的pH和温度随氨水体积的变化曲线如图所示。 ①水的电离程度：b点 c点(填“>”“<”或“=”) ②b点溶液中离子浓度由大到小的顺序是 ，c点溶液中 。 ③25℃时，的电离常数为 (用含q的代数式表示)，中和等体积等浓度的盐酸消耗和的氨水的体积分别为和，则 。(填“>”“<”或“=”) 【答案】（1）大于 黄 （2）> < 【解析】（1）Kw随温度升高而增大，温度高于25 ℃；该温度下水的pH=6，因此pH试纸仍为黄色； （2）①b点温度最高，故为反应终点，则溶质为，c点的pH=7，溶质为，故水的电离程度：b点>c点； ②b点溶液中溶质为，溶液呈酸性：离子浓度由大到小的顺序是，c点的pH=7，c点溶液中，根据电荷守恒可知，； ③25℃时，pH=7时，，的电离常数为； ，，根据，同理，，，，中和等体积等浓度的盐酸，则能提供的总的相同，故，可得<。 21．25℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下所示： 化学式 CH3COOH HClO H2CO3 电离平衡常数 K= K= （1）用离子方程式表示Na2CO3溶液可以去油污的原因： 。 （2）同浓度的、ClO-、、在溶液中结合的能力最强的是 。 （3）下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸    E．加氢氧化钠固体 （4）判断CO2通入次氯酸钠溶液是否发生反应，如果不能说出理由，如果能发生反应请写出相应的化学方程式： 。 （5）取等体积等物质的量浓度的醋酸、盐酸两溶液，分别与等浓度的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为：V(醋酸) V(盐酸)(填“>”、“<”或“=”)。 （6）在新制氯水中加入少量的NaCl固体，水的电离平衡 移动(填“正向”、“逆向”或“不”)。 （7）已知：H+(aq)+OH-(aq)═H2O(l)△H1=-57.3kJ/mol，每mol醋酸在水溶液中电离吸收0.3kJ热量。则稀醋酸与稀NaOH溶液反应的热化学方程式为 。 （8）在水溶液中会发生自偶电离：(的，)，该反应的平衡常数是 (用K1、K2表示)。 【答案】（1）+H2O⇌+OH- （2） （3）BE （4）CO2+NaClO+H2O=HClO+NaHCO3 （5）= （6）正向 （7） （8） 【解析】【小题1】碳酸根在水中可以发生水解出现大量的氢氧根，水解的离子方程式为，该水解反应为吸热反应，升高温度促进了碳酸根的水解，高温下溶液的碱性增强，有利于油污在碱性条件下发生水解反应，更好的除去衣物表面的油污。 【小题2】酸越强，酸根离子结合的能力越弱，根据酸性：，则对应酸根离子结合的能力：，所以溶液中结合的能力最强的是：。 【小题3】下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是： A．电离平衡常数与温度有关，升高温度，常数改变，A错误； B．越稀越电离，加水稀释，电离程度增大，B正确； C．加醋酸钠固体，同离子效应，平衡逆向移动，C错误； D．加少量冰醋酸，平衡正向移动，但电离程度减小，D错误： E．加氢氧化钠固体，氢氧根消耗电离产生的氢离子，平衡正向移动，电离程度增大，E正确； 故答案为：BE； 【小题4】根据酸性强弱关系：，所以将通入溶液中，和能生成但不能生成，则反应的化学方程式为：。 【小题5】等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液中HCl和CH3COOH的物质的量相同，且均为一元酸，故中和时所消耗的氢氧化钠的物质的量是相同的，根据可得到。 【小题6】在新制氯水中存在平衡，加入少量NaCl固体，增大，平衡逆向移动，导致溶液中氢离子浓度减小，对水电离的抑制作用减弱，则水的电离平衡正向移动。 【小题7】根据题目信息可得：①，醋酸电离的方程式为：②，则根据盖斯定律③，可由①+②得到。故稀醋酸与稀NaOH溶液反应的热化学方程式为：。 【小题8】根据反应，其平衡常数K=。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 酸碱中和与盐类水解 第2课时 盐类水解及其移动 教学目标 1． 通过实验探究盐溶液的酸碱性，掌握盐的类型与其溶液酸碱性的关系。 2． 能分析盐溶液呈现不同酸碱性的原因，掌握盐类水解的原理及盐溶液呈现不同酸碱性的规律。 3． 理解盐类水解的概念，认识盐类水解有一定限度，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式。 4． 通过了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 重点和难点 盐类水解、三大守恒、离子大小比较、图形研究 ◆知识点一 盐的水解相关概念与规律 1、概念理解： 定义：在溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成_______的过程叫做盐类的水解。 条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱正离子。 本质： 盐电离破坏了______________水的电离程度_______ c(H＋)≠c(OH－) 溶液呈碱性、酸性或中性。 水解与中和反应的关系： 盐+水⇌ 酸＋碱 2、盐类水解方程式的书写： 书写盐类水解方程式时要注意： （1）一般盐类水解的程度很小，用可逆号“⇌”表示。 （2）盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 （3）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要_______表示；而多元弱碱正离子的水解简化成_______完成。 写出下列物质水溶液的水解方程式： Na2CO3：CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- ； HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- Fe2(SO4)3：Fe3+ +3 H2O = Fe(OH)3 + 3H+ Mg2F：Mg2+ + 2H2O ⇌ Mg(OH)2 + 2H+ ；F- +H2O ⇌HF + OH- Cu(NO3)2：Cu2+ +2H2O ⇌ Cu(OH)2 + 3H+ BaBr2：不水解。 3、水解规律： 难溶不水解，有弱才水解，谁弱谁水解，都弱都水解；（是否水解） 水解是微弱的，越弱越水解；越热越水解，越稀越水解；（水解的程度） 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定。（溶液的酸碱性） 【几点解释】 （1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。 如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4= Na＋＋H＋＋SO。 （2）“谁弱谁水解，越弱越水解” 如酸性：HCN<CH3COOH，则相同浓度和温度下二者的碱性：NaCN>CH3COONa。 （3）谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定 如： NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱的相对强弱 （4）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 ①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4） ②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小： 电离程度＞水解程度，呈酸性； 电离程度＜水解程度，呈碱性。 如NaHCO3溶液中：HCO⇌H＋＋CO(次要)， HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－(主要)。 如NaHSO3溶液中：HSO⇌H＋＋SO(主要)， HSO＋H2O⇌H2SO3＋OH－(次要)。 ③常见酸式盐溶液的酸碱性： 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4、NaHC2O4 （5）双水解： 定义：弱酸弱碱盐电离的两种离子都能发生水解反应，二者水解生成的H+和OH-相互反应，互相促进直至完全的水解反应。 例如：FeCl3与Na2CO3发生双水解生成Fe(OH)3与CO2气体； Al2S3发生双水解生成Al(OH)3与H2S气体。 注意：CO32-与NH4+可以相互促进水解，但二者的水解的程度不够大（尤其是铵根，水解程度较小），不会彻底水解。 双水解的离子方程式书写： 双水解由于相互促进水解程度较大，双水解方程式书写时要用“→”、“↑”、“↓”等。 Fe3+与CO32-：2Fe3+ +3 CO32- +3H2O = 2Fe(OH)3 ↓+ 3CO2 ↑ Fe3+与AlO2-：Fe3+ + 3AlO2- +H2O = Fe(OH)3 ↓+ 3Al(OH)3 ↓ NH4+与AlO2-：NH4++ AlO2- +H2O = NH3↑ + Al(OH)3↓ 特别提醒 常见的能发生双水解的离子有： Al3+与S2−、CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO-等， Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、SiO32-、ClO- 等， NH4+与SiO32-、AlO2-、ClO- 等。 规律： SiO32-、AlO2-与所有能水解的正离子都双水解 因形成难溶物而不考虑双水解，如：Ag+与S2-；Cu2+与S2- 因发生氧化还原反应而不考虑，如：Fe3+与S2-/HS- 即学即练 1．下列溶液因盐的水解而呈酸性的是 A．溶液 B．溶液 C．溶液 D．溶液 2．常温下，下列离子组在溶液中可能大量共存的是 A．pH=1 的溶液中：K+、Fe2+、CI-、NO B．含有大量 Al3+的溶液：NH、Cl-、Na+、 HCO C．由水电离的 c(OH-)=10-9mol·L-l的溶液中：Na+、Cl-、K+、CH3COO- D．无色溶液中：Mg2+、Na+、NO、MnO 3．下列有关说法错误的是 A．相同物质的量浓度的和溶液，前者小于后者 B．常温下，将pH=11的NaOH溶液与pH=3的醋酸溶液等体积混合，则混合溶液pH<7 C．常温下，pH=3.5的苹果汁中c(H+)是pH=6.5的牛奶的1000倍 D．测出1 mol∙L-1的HF溶液的pH=a，则0.01mol∙L-1的HF溶液的pH=a+2 ◆知识点二 影响水解平衡的因素 1、影响水解平衡的因素： 内因：盐的本性 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 （1）温度不变，浓度越小，水解程度越_______。 （2）浓度不变，温度越高，水解程度越_______。 （3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。 2、比较外因对盐水解的影响： 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：___________________________________ ） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) n(NH4+) c(NH3·H2O) n(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 加水 通入氨气 加少量NH4Cl 通入HCl 加少量NaOH 加少量Na2CO3 加少量FeCl3 即学即练 1．在的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是 ①加热  ②通入HCl  ③加入适量  ④加入溶液 A．③④ B．②③ C．①② D．①④ 2．已知为弱酸，的溶液稀释过程中增大的是 A． B． C． D． 3．常温下，关于0.1mol/L氯化铵溶液的下列说法中，错误的是 A．加入适量的水，减小，增大 B．该温度下，水的离子积常数 C．生活中，可用该溶液来除铁锈 D．该溶液中一定存在 ◆知识点三 水解平衡的应用 水解的应用 实例 原理 1、净水 FeCl3、KAl(SO4)2·12H2O等可作净水剂 Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用。 2、去油污 用热碱水冼油污物品 加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好. 3、药品的保存 ①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为抑制水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度 ②Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中 因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—；NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃 4、制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热 MgCl2·6H2O受热水解生成碱式氯化镁或者氢氧化镁而不是生成氯化镁 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3—+Al3+Al(OH3)↓+3CO2↑ 6.化肥的使用 铵态氮肥 草木灰 2NH4++CO32—2NH3↑+CO2↑+H2O 损失氮的肥效 Ca2++2H2PO4—+2CO32— CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42— 难溶物，不能被值物吸收 7.判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体 例1． AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl -Q ①升温，平衡右移 ②升温，促成HCl挥发，使水解完全加热至干 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑ ↓灼烧 Al2O3 例2． Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 -Q ①升温，平衡右移 ②H2SO4难挥发，随c(H2SO4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al2SO4 从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定. 结论：① 弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ② 弱碱难挥发性酸盐 同溶质固体 特别提醒 ①弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ②弱碱难挥发性酸盐 同溶质固体 即学即练 1. 下面的问题中，与盐类水解有关的是 ①为保存溶液，要在溶液中加入少量盐酸 ②实验室盛放等溶液的试剂瓶应用橡胶塞 ③在或溶液中加入镁条会产生气泡 ④长期使用硫酸铵，土壤酸性增强 A．①④ B．②③ C．③④ D．全部 2．下列叙述内容正确且与盐类的水解有关的是 ①常用可溶性铝盐、铁盐作做净水剂 ②保存硝酸亚铁溶液时需加入少量铁粉 ③将TiCl4加入到大量水中并加热制TiO2·xH2O ④常温下等物质的量浓度的NH4NO3溶液比Cu(NO3)2溶液酸性弱 ⑤用SOCl2与CuSO4·5H2O共热制取无水CuSO4 ⑥NaOH、Al粉的混合物作管道疏通剂 A．①②④ B．①③④ C．②③⑤ D．③⑤⑥ 3．下列物质的应用中，与水解反应无关的是 A．用制备 B．用可溶性铝盐作净水剂 C．用饱和溶液制备胶体 D．用作X射线透视肠胃的内服药剂 ◆知识点四 三种水解守恒 以Na2S和NaHS溶液为例： 1、电荷守恒： Na2S水溶液：____________________________NaHS水溶液：____________________________ 2、物料守恒： Na2S水溶液：____________________________ NaHS水溶液：____________________________ 3、质子守恒： Na2S水溶液：_____________________________ NaHS水溶液：____________________________ 特别提醒 电荷守恒： 意义：溶液呈电中性，因此阴正离子所带正负电荷总数相等。 写法：将溶液中所有正离子浓度相加，等于 溶液中所有负离子浓度相加，其中每个离子浓度前的系数等于其所带电荷电量的绝对值。 特点：电荷守恒式只与溶液中离子种类相关，与浓度无关。 物料守恒： 意义：加入的物质中各种原子进入溶液后只是存在形态发生的改变，但数目守恒。 写法：观察加入的物质中非H、O元素的原子比例，将溶液中某原子的所有存在微粒浓度相加表示该原子的总浓度，再根据原加入物质中原子数目之比配平系数。 特点：不能以H、O原子书写物料守恒，因为水中有大量的H、O原子。 质子守恒： 意义：溶液中各微粒得质子（即H+）总数等于失去的质子总数。 写法：① 将电荷守恒与物料守恒联立，约去[Na+]即可得到质子守恒式。 ② 将溶液中得到质子后形成的微粒浓度乘以得到质子的数目再相加，相当于于得质子总数；所有失去质子后得到的微粒浓度乘以失去的质子数再相加，相当于失去的质子总数；二者相等即可。 即学即练 1. 常温下，向的草酸()溶液中逐滴滴入等浓度的NaOH溶液至过量，用甲基橙(变色范围的pH值为3.1~4.4)作指示剂，并用pH计测定滴定过程的溶液pH值变化，其滴定曲线如图所示，则下列分析正确的是 A．滴入10mL标准NaOH溶液时，溶液颜色由红色变为橙色 B．图中①点所示溶液中： C．图中②点所示的溶液中： D．在①②之间的任意一点，均存在： 2．常温时，用0.1mol/L的盐酸滴定10mL0.1mol/L的溶液，滴加盐酸的体积为V(已知的电离常数，，忽略的挥发)。下列说法正确的是 A．V=10mL时， B．V=10mL时，溶液pH<7 C．V=20mL时， D．V=0mL时， 3．时，溶液显酸性，下列有关判断正确的是 A．该溶液中离子浓度最大的是 B． C． D．的平衡常数表达式为 ◆知识点五 溶液中离子的浓度大小比较： 1、弱酸溶液： 0.1mol/L的HAc溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：____________________________ 0.1mol/L的H2S溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：____________________________（说明：H2S的二级电离常数太小，导致[OH-]>[S2-]，如果是碳酸，则是[CO32-]>[OH-]） 2、一元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的CH3COONa溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：____________________________ 3、二元弱酸的正盐溶液： 0.1mol/L的Na2CO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：____________________________（一步水解后产生等量OH-和HCO3－，但后者还要水解，浓度会减小，故[OH－]>[HCO3－]，溶液碱性，[H+]最小） （关于碳酸与氢离子浓度大小比较可以由进行讨论，常温下k1数量级是10-7，而[HCO3-]接近[OH-]，一般大于这个值，因此整个分数小于1，故[H2CO3]）>[H+]） 4、二元弱酸的酸式盐溶液： 0.1mol/L的NaHCO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：____________________________（水解大于电离，故水解产物（H2CO3、OH-）浓度大于电离产物（CO32－、H+）浓度，水也电离，故 [H+]>[CO32－]） 0.1mol/L的NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是：____________________________（电离大于水解，因此电离产物（SO32－与H+）浓度大于水解产物（OH-）浓度，水电离导致，[H2SO3]最小） 5、常见的混合溶液情况分析： ① 混合后若反应，则先弄清反应后溶液中的溶质以及各溶质浓度，计算浓度时不要忘记体积的稀释效果； ② 混合溶液中物料守恒可能等式的一边以具体的浓度出现，要能看出来。 ③ 混合溶液质子守恒一般由其他两个式子联立得到，直接由概念上理解推导较难。 ④ 常见的等浓度酸/碱与对应的盐混合其酸碱性最好能记住。如： 等浓度HAc与NaAc混合，电离大于水解，呈酸性； 等浓度NH3·H2O与NH4Cl混合，电离大于水解，呈碱性； 等浓度HCN与NaCN混合，水解大于电离，呈碱性。 （1）0.1mol/L的NH4Cl和0.1mol/L的氨水混合溶液： 溶质：不反应，溶质是NH4Cl与NH3·H2O（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[Cl-] 物料守恒式：[NH4+]+[NH3·H2O]=2[Cl-] （或[NH4+]+[NH3·H2O]=0.1mol/L） 质子守恒式：[NH4+]+2[H+]=[NH3·H2O]+2[OH-] 离子浓度比较：[NH4+]>[Cl-]（>[NH3·H2O]）>[OH-]>[H+] （若不考虑水解和弱电离，则[NH4+]=[NH3·H2O]=[Cl-]，实际上电离大于水解，因此[NH4+]>[NH3·H2O]，而[Cl-] 不变，故介于二者之间；以下两种类似） （2）0.1mol/L的HAc和0.1mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：不反应，溶质是HAc与NaAc（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]=2[Na+] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Ac-]>[Na+]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] （3）0.1mol/L的HCl和0.2mol/L的NaAc混合溶液： 溶质：反应，最终溶质是HAc、NaAc与NaCl（都是0.05mol/L） 电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[Ac-]+[Cl-]+[OH-] 物料守恒式：[Ac-]+[HAc]= [Na+]=2[Cl-] （或[Ac-]+[HAc]=0.1mol/L） 质子守恒式：[HAc]+2[H+]=[Ac-]+2[OH-] 离子浓度比较：[Na+]>[Ac-]>[Cl-]（>[HAc]）>[H+]>[OH-] 即学即练 1. 常温下，向某三元弱酸(简写为)溶液中滴加的溶液，滴加溶液后的溶液的与含A粒子分布系数的关系如图所示。已知：的分布系数表达式为。下列叙述错误的是 A．曲线②表示变化 B．常温下， C．常温下溶液中 D．时，溶液中： 2．高铁酸钾有极强的氧化性，是一种优良的水处理剂，将适量配制成的试样，将试样分别置于、、和的恒温水浴中，测定的变化，结果如图1所示[与水反应的主反应是]。常温下的水溶液中含铁微粒、、、的物质的量分数随的变化如图2所示。下列说法正确的是 A．与水反应的主反应是放热反应 B．的数量级为 C．图2中点的为2.75 D．的水溶液中： 3．时，用的溶液滴定某二元弱酸，被滴定分数、溶液及物种分布分数[如]如图所示。下列说法正确的是 A．时，的的数量级为 B．的溶液中： C．的溶液中： D．用溶液滴定的溶液可用甲基橙作指示剂 一、盐类水解的影响因素及水解平衡 1. 浓度：增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小。 加水稀释可以促进水解，使水解平衡向右移动，水解程度增大。 2. 温度：水解是吸热过程，故升高温度，水解程度增大；反之，则减小。 3. 酸碱性：向盐溶液中加入H+，可以促进弱酸阴离子的水解，抑制弱碱阳离子的水解。 向盐溶液中加入OH-，可以促进弱碱阳离子的水解，抑制弱酸阴离子的水解。 实践应用 1．为了使NH4Cl溶液中c(Cl-)与c()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 2．下列叙述不正确的是 A．0.1mol·L-1 CH3COONa溶液中，升高温度，减小 B．向HF溶液中加水稀释，HF和H2O的电离程度都增大 C．0.1mol·L-1CH3COONa溶液中，加入少量NaOH固体，减小 D．保持温度不变，向HF溶液中通入少量HCl气体，HF⇌H+ + F- 逆向移动，减小 3．人体血液中存在平衡：，使血液保持在之间，否则就会发生酸中毒或碱中毒。已知随变化关系如下表所示，下列说法不正确的是 1.0 17.8 20.0 22.4 pH 6.10 7.35 7.40 7.45 A．的血液中， B．人体发生酸中毒时，可静脉滴注一定浓度的溶液解毒 C．常温下将的血液稀释，一定不变 D．时，的电离程度小于的水解程度 2、 盐类水解的离子浓度大小比较 单一溶液中粒子浓度大小的比较 1. 一元强酸弱碱盐或一元强碱弱酸盐溶液，水解一般是微弱的。 2. 多元弱酸溶液考虑多步电离，且以第一步为主，电离是少量的。 3. 多元弱酸正盐溶液考虑多步水解，且以第一步为主，水解是少量的。 4. 多元弱酸酸式盐溶液，要考虑酸式酸根离子的水解程度与其电离程度的相对大小。 实践应用 1．室温下，向乙二胺溶液中滴加盐酸，溶液中、、的分布分数δ(该组分的物质的量占已电离和未电离乙二胺总物质的量的百分数)随变化的关系如图所示，的一级、二级电离常数分别为和。下列说法不正确的是 A．曲线Ⅰ代表的分布分数 B．的一级电离方程式为： C．室温下， D．a点溶液中， 2．室温下的电离常数为，，下列说法不正确的是 A．将溶液微热，溶液减小 B．的溶液 C．向溶液中滴加盐酸至（保持室温）， D．向溶液中加入少量固体，增大 3．已知温度T时水的离子积常数为，该温度下，将浓度为a 的一元酸HA与b 的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是 A．混合溶液的pH=7 B．混合溶液中， C．混合溶液中 D．a=b 3、 盐类水解中的三种守恒 电荷守恒：溶液中所有阳离子所带的电荷总数等于所有阴离子所带的电荷总数，溶液呈电中性。 元素守恒：在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。 质子守恒：在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，存在质子的得失，得到的质子数等于失去的质子数。 实践应用 1．在常温下，有关下列4种溶液的叙述中不正确的是 编号 ① ② ③ ④ 溶液名称 氨水 氢氧化钠 醋酸 盐酸 pH 12 12 2 2 A．分别取1mL四种溶液稀释到10mL，所得溶液的pH大小：③<④<②<① B．将溶液②、③等体积混合，所得溶液中： C．将等量的Zn粉分别加入足量等体积的③、④两种溶液，生成的物质的量③>④ D．将溶液①、②等体积混合，混合溶液的pH为12 2．向10mL0.1mol/L的溶液中加入0.1mol/L的氨水，溶液的pH和导电率随氨水体积的变化如图所示。下列说法错误的是 A．的电离平衡常数的数量级为 B．b点 C．c点 D．a、b、c、d四点中水的电离程度最大的是d点 3．室温下，用溶液滴定等物质的量浓度的溶液，溶液的随加入溶液的体积变化如图所示，下列说法正确的是(已知：) A． B．点溶液中存在 C．点溶液中存在 D．水的电离程度： 考点一 水溶液中离子平衡图像 【例1】乙二酸俗称草酸，是一种二元弱酸，常温下，向的乙二酸溶液中滴加同浓度的NaOH溶液，过程中的lgX[X为或]、V(NaOH)与pH的变化关系如图所示。 下列说法正确的是 A．直线I中的X表示 B．a点溶液中存在 C．常温下，的 D．c点溶液中满足 解题要点 分布图形中，找出关键点。交点即为关键点，可以通过交点算出Ka、Kh等值。 【变式1-1】常温下，将的三元酸与的溶液混合，溶液中与配体反应生成两种配离子：和。通过实验测得和的浓度对数(，实线)及含铜微粒的分布系数{，虚线}随pH变化的曲线如图所示。 下列说法错误的是 A．曲线Ⅲ表示 B．当时，体系中 C．随增大，体系中减小 D．图中a点对应的 【变式1-2】CuCl2是一种重要的化工原料，常用于催化剂、媒染剂和消毒剂等。在一定温度下，CuCl2溶液中存在以下氯化络合反应：①； ②； ③； ④。保持温度不变，通过添加氯化钠改变某浓度CuCl2稀溶液中Cl-的起始浓度，测得含铜元素微粒分布系数δ与Cl-平衡浓度的关系如图所示。 下列说法正确的是 A．P点时溶液中 B．溶液中存在： C．根据题给信息分析，的平衡常数 D．向上述溶液中加入蒸馏水稀释，体系中的值减小 考点二 溶液中粒子浓度大小关系 【例2】常温下，下列溶液中有关微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．溶液： B．溶液： C．溶液： D．溶液与等体积的醋酸混合后的溶液： 解题要点 首先要分析溶液组成——再分析粒子种类——最后比较粒子浓度 【变式2-1】常温下，用溶液滴定溶液，滴定曲线如图所示。已知为二元弱酸，时，。下列说法不正确的是 A．a点溶液中： B．c点溶液中： C．d点溶液中： D．水的电离程度： 【变式2-2】25℃时，下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．浓度为的的溶液中： B．向溶液中加入适量的，得到的混合溶液： C．溶液中： D．溶液中： 考点三 盐类水解的综合应用 【例3】下列有关铝及其化合物的叙述中，正确的是 A．将溶液蒸干并灼烧得到无水 B．是两性化合物，其化学式也可写成，故其可看成是一种三元酸 C．将等质量的Al片分别与足量的盐酸和NaOH溶液反应，可得到等质量的气体 D．，该反应的氧化剂是NaOH和 解题要点 结合实际生活中的应用。如水的净化，灭火，蒸发结晶等方面。 在解答习题的过程中结合三大守恒和粒子浓度大小综合解决问题。 【变式3-1】某温度下，向20.00mL0.1000mol/L的丙酸(以HA表示)溶液中滴加0.1000mol/L的NaOH溶液，测得混合溶液的温度T、pH随加入NaOH溶液的体积V的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．a点溶液中，由水电离出的 B．c点溶液中， C．e点溶液中， D．滴加的过程中，可能出现 【变式3-2】硼砂水溶液常用于pH计的校准。硼砂水解生成等物质的量的(硼酸)和(硼酸钠)。下列说法错误的是 已知：硼酸为一元弱酸，常温下，，，。 A．溶液中， B．常温下，0.01硼酸水溶液的pH约为2 C．等浓度的和溶液混合后，所得溶液可能呈酸性 D．适当升高温度，的电离度和电离平衡常数均增大 基础达标 1．设是阿伏伽德罗常数的值。下列说法正确的是 A．的溶液中数目为 B．时，溶液中含有数目为 C．将通入水中，则溶液中 D．将加入某氨水混合后呈中性，混合液中含的数目为 2．化学与社会、科学、技术、环境密切相关，下列说法错误的是 A．人体中缓冲体系起到稳定血液pH的作用 B．中国古代利用明矾溶液的酸性清除铜镜表面的铜锈 C．天宫课堂“五环实验”，向碳酸钠溶液中滴加甲基橙溶液后变成红色 D．古代中国人发明的酒曲酿酒利用了催化剂加快反应速率的原理 3．T℃时，在的一元酸溶液中滴入溶液，溶液与溶液体积的关系如图所示。下列说法错误的是 A．T℃时，电离常数 B．M点所示溶液中 C．N点所示溶液中： D．P点与Q点所示溶液中水的电离程度： 4．常温下以酚酞为指示剂，用的NaOH溶液滴定的次磷酸()溶液。溶液、所有含磷微粒的分布系数随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)变化关系如图[例如的分布系数]，下列叙述正确的是 A．曲线①代表，曲线②代表 B．是酸式盐，其水溶液显碱性 C．水解常数 D．当滴定至中性时，溶液中存在； 5．下列应用与盐类水解无关的是 A．草木灰与铵态氮肥不能混合施用 B．可溶性铝盐、铁盐作净水剂 C．用醋酸除去茶壶里的水垢 D．用溶液除去钢铁表面的铁锈 6．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．无色透明的溶液中：Fe3+、Ba2+、NO、Cl- B．c(Cu2+)=0.1mol·L-1的溶液中：K+、Na+、SO、CO C．c(H+)=10-14mol·L-1溶液中：Na+、[Al(OH)4]-、S2-、SO D．使酚酞变红的溶液中：K+、Na+、HCO、Ca2+ 7．已知，。常温下，向0.1000mol/L二元酸溶液中滴加等浓度的NaOH溶液，溶液中、、的物质的量分数(δ)随溶液pH的变化关系如图所示。下列说法正确的是 A．a、b、c三个交点处，溶液中水的电离程度：a>b>c B．向溶液中加入少量溶液，发生的反应是： C．NaHX溶液中， D．含有等浓度的和混合溶液的pH<7 8．，时，向溶液中滴加NaOH溶液，水溶液中-2价S不同形态的分布分数如图所示(微粒分布分数指所占的物质的量百分数，)，下列说法不正确的是 A．曲线b表示的分布分数 B．，的水解常数约为7.0 C．点发生的离子反应为 D．N点溶液中微粒的浓度关系为 9. 下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)，回答下列各题： 酸 CH3COOH HCN H2C2O4 电离平衡常数(Ka) （1）．下列微粒中，同浓度时酸性最强的是_______。 A．CH3COOH B．H2C2O4 C．HCN D． （2）．下列能使CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度减小，而电离平衡常数不变的操作是_______。 A．降低温度 B．加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸 （3）．依上表数据判断醋酸和氰化钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式 。 （4）．25℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，则为 。 常温下，用0.10NaOH溶液分别滴定20.00mL 0.10盐酸和20.00mL 0.10CH3COOH溶液，得到两条滴定曲线，如图所示： （5）．上图中表示NaOH溶液滴定盐酸的曲线是 (填“图1”“图2”)；NaOH溶液滴定醋酸时，应该选择的指示剂为 ；a与b的大小关系是a b(填“>”“＜”或“=”)。 （6）．B点对应的溶液中[Na＋] [CH3COO-]＋[CH3COOH](填“>”“＜”或“=”)。 （7）．判断NaCN溶液呈 (填“酸”“中”“碱)性，用离子方程式表示其原因： 。常温下，将等物质的量浓度的HCN和NaCN混合，判断溶液显 (填“酸”“中”“碱”)性。通过数据计算证明该结论 。 10．弱酸及其盐在水溶液中存在相关平衡。常温下，H2SO3、H2CO3和HCN的电离平衡常数如下表所示： 化学式 H2CO3 HCN H2SO3 电离平衡常数 Ka1=1.5×10-2 Ka2=6.0×10-8 （1）25℃时，某浓度的NaCN水溶液的，原因是 (用离子方程式表示)。 （2）缓冲溶液是能缓解外加少量酸或碱而保持溶液pH基本不变的溶液。人体血液中H2CO3/HCO缓冲体系对稳定pH发挥着重要作用。当血液中CO2浓度上升，血液缓冲体系中的值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 （3）浓度均为0.1 mol·L-1Na2SO3和Na2CO3等体积混合后，溶液中①SO ②CO ③HSO ④HCO浓度从大到小的顺序为 (填序号)。 （4）常温下，用一定浓度的NaOH溶液滴定某二元酸H2A溶液。溶液中，含A元素粒子的分布系数δ随pH的变化关系如图所示 [例如A2-的分布系数：δ(A2-)=]。 ①常温下，Na2A的水解平衡常数为 。 ②若向0.1mol/L的NaHA溶液中加入等体积的0.1mol/L KOH溶液(忽略混合后溶液的体积变化)，混合后溶液中c(Na＋)+c(K＋) 2c(HA-)＋2c(A2-)(填“>”“<”或“=”)。 综合应用 11．下列说法正确的是 A．的溶液一定是酸溶液 B．室温下，每个水分子中只有一个水分子发生电离 C．常温下，的溶液和的溶液相比，前者是后者的100倍 D．在的氨水中，改变外界条件使增大，则溶液的pH一定增大 12．电位滴定法是根据滴定过程中指示电极电位的变化来确定滴定终点的一种滴定分析方法。在化学计量点附近，被测离子浓度发生突跃，指示电极电位也发生了突跃，进而确定滴定终点。常温下，利用盐酸滴定某溶液中亚磷酸钠的含量，其电位滴定曲线与曲线如图所示。下列说法错误的是 已知：亚磷酸的分级电离常数全部数据为。 A．此滴定操作中可以不使用指示剂指示滴定终点，且水的电离程度：a点点 B．属正盐，溶液显碱性；属酸式盐，溶液显酸性 C．a点对应溶液中存在关系： D．b点对应的溶液中存在： 13．25℃下，在溶液中滴入等浓度盐酸，溶液的pH、pOH与(盐酸)的关系如图所示。[注：，为水电离的浓度]下列说法错误的是 A．溶液的 B．在水中的电离方程式可表示为： C．图中c点溶液与g点溶液的相等 D．h点溶液： 14．钛(Ti)和钛合金被广泛应用于火箭、导弹、航天飞机等领域。工业上以钛铁矿(主要含有及少量)为主要原料制备金属钛的工艺流程如下图所示： 已知：①钛铁矿与硫酸发生非氧化还原反应，转化为和； ②的熔点为点为。 下列说法正确的是 A．滤渣的成分是 B．步骤③的反应方程式为 C．步骤②从溶液中获得绿矾晶体的操作为蒸发结晶、过滤、洗涤、干燥 D．由制备Ti的过程中，可以加入氮气做保护气体 15．已知25℃时，部分酸的电离平衡常数如下表所示： 酸 次氯酸() 醋酸() 碳酸() 氢硫酸() 电离平衡常数 （1）以上四种酸中，酸性最强的是___________。 A．HClO B． C． D． （2）下列物质中不能与NaClO反应的是___________。 A． B． C． D．NaHS （3）25℃时，向的溶液中加水稀释，下列说法正确的是___________。 A．溶液中减小 B．溶液中导电粒子数目减少 C．电离程度增大，也增大 D．向溶液中加入的NaOH溶液后， （4）碳酸钠和碳酸氢钠是两种非常重要的化工产品，下列关于两种物质的水溶液说法错误的是___________。 A．均存在水解平衡和电离平衡 B．均呈碱性，加热后碱性都会增强 C．均存在 D．均存在 （5）通过计算并结合文字表述，说明溶液呈碱性的原因： 。 拓展培优 16．25℃时，往20 mL 0.5 mol/L H2C2O4溶液中逐滴加入0.5 mol/L NaOH溶液，混合溶液中所有含碳物种的浓度与NaOH溶液滴加量的变化关系如图所示。该温度下，，。下列说法错误的是 A．代表与NaOH溶液滴加量的变化关系 B．a点时，溶液中 C．b点时， D．c点时， 17．常温下，用溶液吸收工业废气中的(废气中其他气体不与NaOH反应)，所得溶液pH与通过气体体积的关系如图所示，已知，。下列说法错误的是 A．废气中的浓度约为 B．溶液时， C．X点溶液呈酸性的原因是电离程度大于其水解程度 D．曲线上除起点外，其他点均存在： 18．乙二酸()是二元弱酸，在实验研究和化学工业中应用广泛。25℃时，向10mL、0.1mol/L 溶液中逐滴加入0.1mol/L的NaOH溶液，溶液中含碳微粒的物质的量分数随溶液PH的变化如图所示。下列叙述错误的是 A．曲线Ⅰ表示溶液中的物质的量分数随溶液PH的变化 B．pH为2.5~5.5过程中，主要反应的离子方程式是 C．25℃时，反应的平衡常数为 D．加20mL 时，溶液中离子浓度由大到小顺序为： 19．25℃时，已知部分物质的电离平衡常数如下表所示： 化学式 电离平衡常数 HCN HClO 回答下列问题： （1）结合表中数据判断，溶液显 性(填“酸”“碱”或“中”)。 （2）HCN、、三种微粒电离出的能力由强到弱的顺序是 。 （3）25℃时，向0.02mol·L-1溶液中不断加水稀释，其过程中溶液的pH变化如图甲所示。a点与b点相比，的电离平衡常数：a b(填“>”“<”或“=”，下同)，水的电离程度：a b。 （4）在25℃时，将的溶液aL与的HCl溶液bL混合，若所得溶液为中性，则 。 （5）25℃时，向某浓度的溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图乙所示。 ①若利用草酸和KOH制备，应尽量控制溶液pH在 左右。制备的溶液中的电离程度 水解程度(填“>”“<”或“=”)，该溶液中的电荷守恒表达式为 。 ②的 (填具体数值)。 20．回答下列问题 （1）科学家在木卫六某地找到了水的痕迹，该地水的离子积常数，利用我们地球的经验，该地的温度 (填“大于”“小于”或“等于”)25℃，若用pH试纸测定该温度下的纯水，试纸呈 色。 （2）某温度下，向10mL1mol/L盐酸中滴加qmol/L的氨水，溶液的pH和温度随氨水体积的变化曲线如图所示。 ①水的电离程度：b点 c点(填“>”“<”或“=”) ②b点溶液中离子浓度由大到小的顺序是 ，c点溶液中 。 ③25℃时，的电离常数为 (用含q的代数式表示)，中和等体积等浓度的盐酸消耗和的氨水的体积分别为和，则 。(填“>”“<”或“=”) 21．25℃时，醋酸、次氯酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如下所示： 化学式 CH3COOH HClO H2CO3 电离平衡常数 K= K= （1）用离子方程式表示Na2CO3溶液可以去油污的原因： 。 （2）同浓度的、ClO-、、在溶液中结合的能力最强的是 。 （3）下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是 。 A．升高温度    B．加水稀释    C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸    E．加氢氧化钠固体 （4）判断CO2通入次氯酸钠溶液是否发生反应，如果不能说出理由，如果能发生反应请写出相应的化学方程式： 。 （5）取等体积等物质的量浓度的醋酸、盐酸两溶液，分别与等浓度的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为：V(醋酸) V(盐酸)(填“>”、“<”或“=”)。 （6）在新制氯水中加入少量的NaCl固体，水的电离平衡 移动(填“正向”、“逆向”或“不”)。 （7）已知：H+(aq)+OH-(aq)═H2O(l)△H1=-57.3kJ/mol，每mol醋酸在水溶液中电离吸收0.3kJ热量。则稀醋酸与稀NaOH溶液反应的热化学方程式为 。 （8）在水溶液中会发生自偶电离：(的，)，该反应的平衡常数是 (用K1、K2表示)。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $