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鹽類的水解
【核心素養分析】
1.變化觀念與平衡思想:認識鹽類水解有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析鹽類水解平衡，并運用鹽類水解平衡原理解決實際問題。
2.科學探究與創新意識:能發現和提出有關鹽類水解的判斷問題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究方案進行實驗探究。
3.證據推理與模型認知:知道可以通過分析、推理等方法認識鹽類水解的本質特征、建立模型。能運用模型解釋鹽類水解平衡的移動，揭示現象的本質和規律。
【目標導航】
1．認識鹽類水解有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析鹽類水解平衡，并運用鹽類水解平衡原理解決實際問題。
2．能發現和提出有關鹽類水解的判斷問題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究方案，進行實驗探究。
3．知道可以通過分析、推理等方法認識鹽類水解的本質特征，建立模型。能運用模型解釋鹽類水解平衡的移動，揭示現象的本質和規律
【重難點精講】
一、鹽類水解及其規律
1.鹽溶液的酸堿性
【實驗探究——鹽溶液的酸堿性】參考答案：
【實驗探究】（1）用pH試紙或pH計測定鹽溶液的酸堿性；
（2）用pH試紙分別測定下列6種鹽溶液的pH，記錄測定結果：
鹽 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
鹽溶液的酸堿性 pH=7 pH>7 pH<7 pH=7 pH>7 pH<7
鹽的類型 強酸強堿鹽 弱酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強酸強堿鹽 弱酸強堿鹽 強酸弱堿鹽
【結果與討論】
鹽的類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽
鹽溶液的酸堿性 中性 堿性 酸性
【易錯提醒】（1）鹽溶液不一定呈中性，可能呈酸性或城性，這是由形成鹽的陽離子和陰離子的性質決定的。
(2)發生水解的鹽溶液不一定呈酸性或堿性，也可能呈中性。若是弱酸弱堿鹽，且弱酸根離子結合H+的能力與弱堿陽離子結合OH-的能力相同，使得c(H+)=c(OH-)，則液呈中性，如CH3COONH4溶液。
1)鹽的概念：電離時生成金屬陽離子或NH4+和酸根陰離子的化合物。
2)鹽的分類：
（1）按組成分：正鹽（如NaCl、KNO3）、酸式鹽（如KHSO4）、堿式鹽（如Mg(OH)Cl）。
（2）按溶解性分：易溶性鹽（如KNO3）、微溶性鹽（如CaSO4）、難溶性鹽（如BaSO4）。
（3）按形成鹽的酸和堿的強弱分：強酸強堿鹽（如KNO3）、強堿弱酸鹽（如Na2CO3）、強酸弱堿鹽（如NH4Cl）、弱酸弱堿鹽（如CH3COONH4）。
3)鹽溶液的酸堿性：
鹽的類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽
鹽溶液的酸堿性 中性 堿性 酸性
4)鹽溶液的酸堿性的解釋
（1）強酸弱堿鹽（以氯化銨溶液呈酸性為例）
由于NH4Cl電離產生的NH能與水電離出來的OH－結合，生成弱電解質NH3·H2O，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動，從而使c(H+)>c(OH－)，溶液呈酸性。可表示如下：
總反應離子方程式為NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（2）強堿弱酸鹽(以CH3COONa溶液呈堿性為例)：
即【思考與討論】參考答案：
由于CH3COONa電離產生的CH3COO－能和水電離出來的H＋結合，生成弱電解質CH3COOH，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動，從而使c（H＋）＜c（OH－），溶液呈堿性。可表示如下：
總反應離子方程式為CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
（3）強酸強堿鹽（以NaCl溶液呈中性為例）
①電離過程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。
②水的電離平衡：溶液中沒有弱電解質生成，水的電離平衡未受到影響，溶液中c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。
2.鹽類水解
1）定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應。
2）實質：鹽電離―→―→破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→溶液呈堿性、酸性或中性。
3）特點
→水解反應是可逆反應
｜
→水解反應是酸堿中和反應的逆反應
｜
→水解反應程度很微弱
4）規律：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 否 中性 pH＝7
強酸弱堿鹽 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7
弱酸強堿鹽 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 堿性 pH>7
【特別提醒】常見不水解的離子
強酸陰離子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；強堿陽離子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。
5）鹽類水解離子方程式的書寫要求
(1)一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用可逆號“”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，水解離子方程式要分步表示。
(3)多元弱堿陽離子的水解是分步進行的，但簡化成一步寫完。
(4)水解分別顯酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大的，如有沉淀生成，則書寫時要用“===”“↑” “↓”等。
6）鹽類水解離子方程式的書寫規律
①一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，如果產物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不寫成其分解產物的形式。
②多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3的水解離子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式：
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
【易錯提醒】(1)鹽類的水解破壞了水的電離平衡，促進水的電離。
(2)鹽類的水解反應是中和反應的逆反應，水解過程吸熱。
(3)發生水解的鹽溶液不一定呈酸性或堿性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
(4)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液顯堿性，雖然都能發生雙水解，但既無氣體產生，也無沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。
(5)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，故水解產生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。
(6）向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產生的OH－反應，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－＋H2O??CH3COOH＋OH－左移。
（7）水解平衡常數(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。
二、影響鹽類水解的主要因素
1.內因——反應物本身性質：鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數越小)，鹽的水解程度越大，即越弱越水解。
如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。
2.外因
【特別提醒】鹽類的水解平衡移動，符合勒夏特列原理。
3.【探究——反應條件對FeCl3水解平衡的影響】以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，填寫外界條件對水解平衡的影響。
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
溫度 把0.01mol/L的FeCl3溶液用水浴加熱 紅褐色變深 升高溫度，Fe3+水解平衡向右移動
把0.01mol/L的FeCl3溶液用冰水冷卻 紅褐色變淺 降低溫度，Fe3+水解平衡向左移動
反應物的濃度 向0.01mol/L的FeCl3溶液中加入少量FeCl3晶體 紅褐色變深 增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡右移動
生成物的濃度 向0.01mol/L的 FeCl3溶液中加入少量鹽酸 紅褐色變淺 增大c（H+），Fe3+水解平衡左移動
【思考與討論】參考答案：對于反應FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl ΔH<0來說，其他條件一定，升高溫度，FeCl3水解平衡正向移動；降低溫度，FeCl3水解平衡逆向移動。其他條件一定，增大FeCl，的濃度，FeCl3水解平衡正向移動；增大HCl的濃度，FeCl3水解平衡逆向移動。
三.鹽類水解的重要應用
1.在日常生活和工農業生產中的應用
（1）熱的純堿溶液去油污效果更好：純堿（Na2CO3）水解呈堿性，加熱能促進水解，溶液的堿性增強，去污效果增強。水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－。
（2）明礬（鋁鹽）、鐵鹽用作凈水劑： 明礬、鐵鹽溶于水電離產生的Al3＋、Fe3＋水解，生成的Al（OH）3膠體、Fe（OH）3膠體可以使水中細小的懸浮顆粒聚集成較大顆粒而沉降，從而除去水中的懸浮物，起到凈水作用。Al3＋水解的離子方程式為Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋。
（3）泡沫滅火劑：泡沫滅火器內所盛裝藥品分別是NaHCO3溶液和Al2（SO4）3溶液，在使用時將兩者混合，鋁離子的水解會促進碳酸氫根離子的水解，從而使水解完全，產生CO2和Al（OH）3。水解的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。
（4）銨態氮肥不能與草木灰混合施用：NH在水溶液中水解生成H＋，CO在水溶液中水解生成OH－，當二者同時存在時，二者水解產生的H＋和OH－發生中和反應，使水解程度都增大，銨鹽水解產生的NH3·H2O易分解為NH3而揮發，降低了肥效。
（5）在工業生產中廣泛應用
①焊接工業上用氯化銨作為金屬的除銹劑，是因為NH4Cl水解溶液呈酸性，與金屬表面的銹發生反應而將其除去。
②工業制備某些無水鹽時，不能用蒸發結晶的方法，如由MgCl2·6H2O制無水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則易發生反應：MgCl2·6H2OMg（OH）2＋2HCl↑＋4H2O。
③工業上利用水解原理制備無機化合物等。
如用TiCl4制備TiO2：TiCl4＋（x＋2）H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。在制備時加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經焙燒得到TiO2。類似的方法也可用于制備SnO、SnO2和Sn2O3等。
2.在化學實驗中的應用
(1)配制可水解的鹽溶液：某些強酸弱堿鹽在配制溶液時因水解而變渾濁，需加相應的酸來抑制水解，如在配制FeCl3溶液時常將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中再加水稀釋至所需濃度來抑制FeCl3水解。
(2)可水解鹽溶液的儲存：某些強堿弱酸鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。
(3)制備膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，因Fe3＋的水解而得到紅褐色 Fe（OH）3膠體。
(4)物質制取如制取Al2S3，不能用濕法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，兩種鹽溶液在發生的水解反應中互相促進，得不到Al2S3。制取時要采用加熱鋁粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。
3.在化學解題中的應用
(1)判斷離子能否大量共存：若陰、陽離子發生相互促進的水解反應，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的相互促進的水解反應進行完全的有：Fe3＋、Al3＋與AlO、CO、HCO。
(2)判斷鹽溶液蒸干時所得的產物
①鹽溶液水解生成難揮發性酸和酸根陰離子易水解的強堿鹽，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②鹽溶液水解生成揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。
③考慮鹽受熱時是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3和HCl。
④還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。
Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，產生H2。
例如：將鎂條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產生，有關離子方程式為：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
四、鹽類的水解常數
1．水解常數的概念：在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽離子)濃度之比是一個常數，該常數就叫水解平衡常數。
2．水解常數(Kh)與電離常數的定量關系(以CH3COONa為例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝＝＝＝
因而Ka(或Kh)與Kw的定量關系為：
(1)Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw
(2)Na2CO3的水解常數Kh＝
(3)NaHCO3的水解常數Kh＝
3．水解平衡常數是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數。它只受溫度的影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。
五、溶液微粒濃度大小比較
1．兩個理論
(1)電離理論
①弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。
如氨水溶液中：c(NH3·H2O)>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。
如在H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解理論
①弱離子的水解損失是微量的(水解相互促進的除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質溶液的濃度。
如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。
如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．一個比較
比較同濃度的弱酸(或弱堿)的電離能力與對應的強堿弱酸鹽(或對應強酸弱堿鹽)的水解能力。
(1)如果電離能力大于水解能力，如CH3COOH的電離程度大于CH3COO－水解的程度，則等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性，溶液中c(H＋)>c(OH－)。
(2)如果是水解能力大于電離能力，如HClO的電離程度小于ClO－水解的程度，則等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性，溶液中c(H＋)(3)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽的電離能力和水解能力的相對強弱。如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力大于電離能力，故溶液顯堿性，c(H＋)c(OH－)。
3．三個守恒
(1)電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數相等。如在Na2CO3溶液中存在著Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
(3)質子守恒：指在電離或水解過程中，會發生質子(H＋)轉移，但在質子轉移過程中其數量保持不變，如在Na2CO3溶液中：
所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)
4．三個規律
(1)一般而言，等濃度的弱酸與弱酸鹽混合，電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它們的溶液呈堿性，水解程度大于電離程度。
(2)對于存在電離和水解過程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，則電離程度大于水解程度，則c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈堿性，則電離程度小于水解程度，則c(H2A)＞c(A2－)。
(3)僅含4種離子的溶液，可以根據溶液的電中性判斷離子濃度大小。如：
a．CH3COOH和NaOH等物質的量混合時溶液顯堿性，故c(OH－)＞c(H＋)，則c(Na＋)＞c(CH3COO－)；
b．NH3·H2O與HCl等物質的量混合時溶液顯酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，則c(Cl－)＞c(NH)。
5．解題思路
6、溶液微粒濃度大小比較的類型
（1）多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小的一般規律是：（顯性離子）＞（一級電離離子）＞（二級電離離子）＞（水電離出的另一離子）
（2）一元弱酸的正鹽溶液，例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c (Na+)＞c (CH3COO－)＞c (OH－)＞c (H+)。判斷一元弱酸的正鹽溶液中離子濃度大小的一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）
（3）二元弱酸的正鹽溶液，例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是： c (Na+)＞c (CO32－)＞c (OH－)＞c (H CO3－) ＞c (H+)。判斷二元弱酸的正鹽溶液中離子濃度大小的一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（二級水解離子）＞（水電離出的另一離子）
（4）二元弱酸的酸式鹽溶液，例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是： c (Na+)＞c(H CO3－) ＞c(OH－) ＞c(H+)＞c(CO32－)。判斷二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）＞（電離得到的酸跟離子）
（5）不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對其影響的因素。例如：在相同物質的量濃度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。
c(NH4+)由大到小的順序③＞①＞②。
（6）混合溶液中各離子濃度大小的比較，要進行綜合分析，電離因素、水解因素等都是影響離子濃度大小的要素。例如：0.1mol/L的NH4Cl溶液和0.1mol/L的氨水混合溶液中所存在的離子的濃度由大到小的排列順序是： c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)。在該溶液中，NH3·H2O的電離與NH4+的水解相互抑制，NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，溶液顯堿性：c (OH－)＞c (H+)，同時c (NH4+)＞c (Cl－)。再如：0.1mol/L的CH3COONa溶液和0.1mol/L的CH3COOH混合溶液中所存在的離子的濃度由大到小的排列順序是： c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－)。在該溶液中，CH3COH的電離程度大于CH3COONa的水解程度，溶液顯酸性：c (H+)＞c (OH－)，同時c(CH3COO－)＞c(Na+)。還有分子的電離小于相應離子的水解的如：0.1mol/L的NaCN溶液和0.1mol/L的HCN混合溶液中所存在的離子的濃度由大到小的排列順序是： c(Na+)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H+)。在該溶液中，HCN的電離程度小于NaCN的水解程度，溶液顯堿性：c(OH－)＞c(H+)，同時c(Na+)＞c(CN－)。
六.巧抓“四點”突破離子平衡圖像題
【典題精練】
考點1 考查鹽類水解實質及水解方程式的書寫
例1．下列式子屬于水解反應，且溶液呈酸性的是
A．+H2O H3O++
B．Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
C．HS-+H2O H2S+OH-
D．+OH- NH3↑+H2O
【解析】A．+H2O H3O++是的電離方程式，溶液呈酸性，故A不符合題意；B．Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+是Fe3+的水解方程式，Fe3+水解生成Fe(OH)3，溶液呈酸性，故B符合題意；C．HS-+H2O H2S+OH-是HS-的水解方程式，溶液顯堿性，故C不符合題意；D．+OH- NH3↑+H2O表示的是和OH-反應生成氨氣和水，故D不符合題意；答案選B。
【答案】B
【規律總結】水解離子方程式的書寫規律為：誰弱寫誰，都弱都寫；陽離子水解生成弱堿，陰離子水解生成弱酸。
考點2 考查鹽類水解的規律
例2．常溫下有體積相同的四種溶液：①的溶液；②的鹽酸；③的氨水；④的溶液。下列說法正確的有
a．②和③混合，所得混合溶液的大于7
b．③與④分別用等濃度的硫酸中和，消耗硫酸的體積：③=④
c．①與②分別與足量的鎂粉反應，生成的量：①<②
d．若將四種溶液稀釋100倍，溶液的大小順序是：③>④>①>②
e．①和③混合，混合液的約為7
A．2項 B．3項 C．4項 D．5項
【解析】醋酸是弱酸，鹽酸是強酸，則物質的量濃度：①＞②，物質的量：①＞②；一水合氨是弱堿，氫氧化鈉是強堿，則物質的量濃度：③＞④，物質的量：③＞④；a．②和③混合，氨水過量，所得混合溶液的大于7，a正確；b．③與④分別用等濃度的硫酸中和，消耗硫酸的物質的量：③＞④，消耗硫酸的體積：③＞④，b錯誤；c．①與②分別與足量的鎂粉反應，生成的量：①＞②，c錯誤；d．若將四種溶液稀釋100倍，① 溶液的pH：；②鹽酸的；③氨水的pH：；④ 溶液的，則溶液的大小順序是：③＞④＞②＞①，d錯誤；e．①中氫離子濃度和③中氫氧根離子濃度相等，①中醋酸和③中的堿濃度、物質的量均相等，①和③混合恰好中和得醋酸銨，銨離子和醋酸根離子水解程度相同，混合液呈中性，常溫下的約為7，e正確；綜上，2項正確，選A。
【答案】A
【規律總結】鹽類水解的規律及拓展應用
(1)“誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。
(2)強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(3)弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。
①若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。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)。
(4)相同條件下的水解程度
①正鹽>相應酸式鹽，如CO>HCO。
②相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
考點3 考查鹽類水解的影響因素
例3．要使0.01mol/LK2CO3溶液中的c()更接近0.01mol/L，可以采取的措施是
A．通入CO2 B．加入Na2CO3固體
C．加熱 D．加入適量KOH固體
【解析】A．向0.01mol/LK2CO3溶液中通入CO2，因發生+CO2+H2O=2，導致濃度小于0.01mol/L，A不合題意；B．向0.01mol/LK2CO3溶液中加入Na2CO3固體，導致濃度大于0.01mol/L，B不合題意；C．加熱能夠促進水解，導致0.01mol/LK2CO3溶液中濃度小于0.01mol/L，C不合題意；D．向0.01mol/LK2CO3溶液中加入適量KOH固體，由于OH-濃度增大，抑制水解，導致0.01mol/LK2CO3溶液中濃度接近0.01mol/L，D符合題意；故答案為：D。
【答案】D
【名師歸納】鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現象等方面去歸納總結，加以分析掌握。
考點4 考查鹽類水解的應用
例4．下列與鹽的水解有關的是
①為保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸
②NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接中的除銹劑
③實驗室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應用橡皮塞，而不能用玻璃塞
④在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金屬鎂會產生氫氣
⑤長期使用硫酸銨，土壤酸性會增強，草木灰與銨態氮肥不能混合施用
⑥比較NH4Cl和Na2S等溶液中離子濃度的大小或某些鹽溶液的酸堿性
①④⑥ B．②④⑥ C．①③⑥ D．全部
【解析】①FeCl3為強酸弱堿鹽，在水溶液中易發生水解，在溶液中加少量鹽酸，可抑制水解反應的進行，①符合題意；②NH4Cl與ZnCl2溶液都能發生水解，從而使溶液顯酸性，所以可作焊接中的除銹劑，②符合題意；③Na2CO3、Na2SiO3等在溶液中都能發生水解，從而使溶液顯堿性，所以試劑瓶應用橡皮塞，而不能用玻璃塞，③符合題意；④NH4Cl或AlCl3在溶液中會發生水解，從而使溶液顯酸性，加入金屬鎂會產生氫氣，④符合題意；⑤硫酸銨在溶液中會發生水解，從而使溶液顯酸性，長期使用硫酸銨，土壤酸性會增強；草木灰為堿性肥料，與銨態氮肥混合施用，會生成氨氣逸出，從而造成肥分損失，⑤符合題意；⑥比較NH4Cl和Na2S等溶液中離子濃度的大小或某些鹽溶液的酸堿性時，需考慮鹽的水解，⑥符合題意；綜合以上分析，①②③④⑤⑥都與水解有關，故選D。
【答案】D
【練后總結】配制鹽溶液時，為抑制鹽的水解而加入酸或堿，但應注意不能引入雜質離子，加入的酸應是與鹽中的酸根對應的強酸，如配制FeCl3溶液加鹽酸；加入的堿應是與鹽中的陽離子對應的強堿，如配制Na2S溶液要加NaOH溶液。
考點5 考查Ka(弱酸電離常數)、KW(水的離子積常數)、Kh(水解常數)三者關系的應用
例5．時，往的溶液中滴加的溶液，隨著溶液的滴入，溶液的與所加溶液的體積關系如下圖所示。下列說法正確的是

A．的一級水解常數的數量級為
B．溶液：
C．Z點：
D．點中，水的電離程度最大的是Z點
【解析】A．X點時溶液為溶質只有，此時溶液呈堿性，；水解：，，數量級為，故A錯誤；B．溶液中，根據電荷守恒得：；根據圖像此時溶液呈酸性，，則，故B正確；C．Z點為溶液，根據電荷守恒：，根據物料守恒：；聯立得：；故C正確；D．由圖可知X點時溶液為溶質只有，此時對水電離程度的促進作用最大，水的電離程度最大，故D錯誤；故選：BC。
【答案】BC
【練后反思】水解平衡常數(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、KW的定量關系為Ka·Kh＝KW或Kb·Kh＝KW。
考點6 考查溶液中微粒濃度大小比較
例6．常溫下，下列有關水溶液敘述正確的是
A．向的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中增大
B．pH均為11的溶液和NaOH溶液，則由水電離的之比為
C．向NaOH溶液中逐滴加入溶液，直到溶液呈中性，有
D．下列4種pH相同的溶液：①；②；③；④NaOH中的大小順序是①>②>③>④
【解析】A．氨水中加入少量硫酸銨固體時，達新平衡，c(NH)增大，Kb不變，則溶液中減小，故A錯誤；B．Na2CO3溶液中由水電離的c(OH-)等于溶液中c(OH-)，NaOH溶液中由水電離的 c(OH-)等于溶液中c(H+)，則pH均為11的 Na2CO3溶液和NaOH溶液中由水電離的 c(OH-)之比為:10-11=108:1，故 B正確；C．向NaOH溶液中逐滴加入CH3COOH溶液，電荷守恒關系為c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，當溶液呈中性時，c(H+)= c(OH-)，則c(Na+)= c(CH3COO-)，所以，故C錯誤；D．酸的酸性:CH3COOH>H2CO3>C6H5OH，濃度相同的①；②；③；④NaOH中pH:④>②>③>①，所以pH相同時溶液濃度大小關系：①>③>②>④，即pH相同的溶液中c(Na+)的大小順序是①>③>②>④，故D錯誤；故答案選B。
【答案】B
【易錯提醒】1．電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加。如2c(CO)的化學計量數2代表一個CO帶2個負電荷，不可漏掉。
2．物料守恒式中，離子濃度系數不能漏寫或顛倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各種硫元素存在形式的硫原子總濃度的2倍。
3．等式考慮守恒原理，不等式考慮平衡原理
(1)等式一般與電荷守恒、物料守恒、質子守恒相聯系。如果給定的等式不是三個守恒式，可以把三個守恒式變化形式后相互作差，加以推導即可。
(2)如果給定的是不等式，要先考慮等式，對等式的一邊加入或減少某離子，即可變成不等式。
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鹽類的水解
【核心素養分析】
1.變化觀念與平衡思想:認識鹽類水解有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析鹽類水解平衡，并運用鹽類水解平衡原理解決實際問題。
2.科學探究與創新意識:能發現和提出有關鹽類水解的判斷問題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究方案進行實驗探究。
3.證據推理與模型認知:知道可以通過分析、推理等方法認識鹽類水解的本質特征、建立模型。能運用模型解釋鹽類水解平衡的移動，揭示現象的本質和規律。
【目標導航】
1．認識鹽類水解有一定限度，是可以調控的。能多角度、動態地分析鹽類水解平衡，并運用鹽類水解平衡原理解決實際問題。
2．能發現和提出有關鹽類水解的判斷問題；能從問題和假設出發，確定探究目的，設計探究方案，進行實驗探究。
3．知道可以通過分析、推理等方法認識鹽類水解的本質特征，建立模型。能運用模型解釋鹽類水解平衡的移動，揭示現象的本質和規律
【重難點精講】
一、鹽類水解及其規律
1.鹽溶液的酸堿性
【實驗探究——鹽溶液的酸堿性】參考答案：
【實驗探究】（1）用pH試紙或pH計測定鹽溶液的酸堿性；
（2）用pH試紙分別測定下列6種鹽溶液的pH，記錄測定結果：
鹽 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
鹽溶液的酸堿性 pH=7 pH>7 pH<7 pH=7 pH>7 pH<7
鹽的類型 強酸強堿鹽 弱酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強酸強堿鹽 弱酸強堿鹽 強酸弱堿鹽
【結果與討論】
鹽的類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽
鹽溶液的酸堿性 中性 堿性 酸性
【易錯提醒】（1）鹽溶液不一定呈中性，可能呈酸性或城性，這是由形成鹽的陽離子和陰離子的性質決定的。
(2)發生水解的鹽溶液不一定呈酸性或堿性，也可能呈中性。若是弱酸弱堿鹽，且弱酸根離子結合H+的能力與弱堿陽離子結合OH-的能力相同，使得c(H+)=c(OH-)，則液呈中性，如CH3COONH4溶液。
1)鹽的概念：電離時生成金屬陽離子或NH4+和酸根陰離子的化合物。
2)鹽的分類：
（1）按組成分：正鹽（如NaCl、KNO3）、酸式鹽（如KHSO4）、堿式鹽（如Mg(OH)Cl）。
（2）按溶解性分：易溶性鹽（如KNO3）、微溶性鹽（如CaSO4）、難溶性鹽（如BaSO4）。
（3）按形成鹽的酸和堿的強弱分：強酸強堿鹽（如KNO3）、強堿弱酸鹽（如Na2CO3）、強酸弱堿鹽（如NH4Cl）、弱酸弱堿鹽（如CH3COONH4）。
3)鹽溶液的酸堿性：
鹽的類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽
鹽溶液的酸堿性 中性 堿性 酸性
4)鹽溶液的酸堿性的解釋
（1）強酸弱堿鹽（以氯化銨溶液呈酸性為例）
由于NH4Cl電離產生的NH能與水電離出來的OH－結合，生成弱電解質NH3·H2O，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動，從而使c(H+)>c(OH－)，溶液呈酸性。可表示如下：
總反應離子方程式為NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（2）強堿弱酸鹽(以CH3COONa溶液呈堿性為例)：
即【思考與討論】參考答案：
由于CH3COONa電離產生的CH3COO－能和水電離出來的H＋結合，生成弱電解質CH3COOH，破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動，從而使c（H＋）＜c（OH－），溶液呈堿性。可表示如下：
總反應離子方程式為CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
（3）強酸強堿鹽（以NaCl溶液呈中性為例）
①電離過程：NaCl===Na＋＋Cl－，H2OH＋＋OH－。
②水的電離平衡：溶液中沒有弱電解質生成，水的電離平衡未受到影響，溶液中c（H＋）＝c（OH－），溶液呈中性。
2.鹽類水解
1）定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應。
2）實質：鹽電離―→―→破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→溶液呈堿性、酸性或中性。
3）特點
→水解反應是可逆反應
｜
→水解反應是酸堿中和反應的逆反應
｜
→水解反應程度很微弱
4）規律：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 否 中性 pH＝7
強酸弱堿鹽 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH＜7
弱酸強堿鹽 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 堿性 pH>7
【特別提醒】常見不水解的離子
強酸陰離子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；強堿陽離子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。
5）鹽類水解離子方程式的書寫要求
(1)一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用可逆號“”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，水解離子方程式要分步表示。
(3)多元弱堿陽離子的水解是分步進行的，但簡化成一步寫完。
(4)水解分別顯酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大的，如有沉淀生成，則書寫時要用“===”“↑” “↓”等。
6）鹽類水解離子方程式的書寫規律
①一般鹽類水解程度很小，水解產物很少，如果產物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不寫成其分解產物的形式。
②多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3的水解離子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式：
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
【易錯提醒】(1)鹽類的水解破壞了水的電離平衡，促進水的電離。
(2)鹽類的水解反應是中和反應的逆反應，水解過程吸熱。
(3)發生水解的鹽溶液不一定呈酸性或堿性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
(4)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液顯堿性，雖然都能發生雙水解，但既無氣體產生，也無沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。
(5)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，故水解產生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。
(6）向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產生的OH－反應，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－＋H2O??CH3COOH＋OH－左移。
（7）水解平衡常數(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。
二、影響鹽類水解的主要因素
1.內因——反應物本身性質：鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數越小)，鹽的水解程度越大，即越弱越水解。
如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。
2.外因
【特別提醒】鹽類的水解平衡移動，符合勒夏特列原理。
3.【探究——反應條件對FeCl3水解平衡的影響】以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，填寫外界條件對水解平衡的影響。
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
溫度 把0.01mol/L的FeCl3溶液用水浴加熱 紅褐色變深 升高溫度，Fe3+水解平衡向右移動
把0.01mol/L的FeCl3溶液用冰水冷卻 紅褐色變淺 降低溫度，Fe3+水解平衡向左移動
反應物的濃度 向0.01mol/L的FeCl3溶液中加入少量FeCl3晶體 紅褐色變深 增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡右移動
生成物的濃度 向0.01mol/L的 FeCl3溶液中加入少量鹽酸 紅褐色變淺 增大c（H+），Fe3+水解平衡左移動
【思考與討論】參考答案：對于反應FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl ΔH<0來說，其他條件一定，升高溫度，FeCl3水解平衡正向移動；降低溫度，FeCl3水解平衡逆向移動。其他條件一定，增大FeCl，的濃度，FeCl3水解平衡正向移動；增大HCl的濃度，FeCl3水解平衡逆向移動。
三.鹽類水解的重要應用
1.在日常生活和工農業生產中的應用
（1）熱的純堿溶液去油污效果更好：純堿（Na2CO3）水解呈堿性，加熱能促進水解，溶液的堿性增強，去污效果增強。水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－。
（2）明礬（鋁鹽）、鐵鹽用作凈水劑： 明礬、鐵鹽溶于水電離產生的Al3＋、Fe3＋水解，生成的Al（OH）3膠體、Fe（OH）3膠體可以使水中細小的懸浮顆粒聚集成較大顆粒而沉降，從而除去水中的懸浮物，起到凈水作用。Al3＋水解的離子方程式為Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋。
（3）泡沫滅火劑：泡沫滅火器內所盛裝藥品分別是NaHCO3溶液和Al2（SO4）3溶液，在使用時將兩者混合，鋁離子的水解會促進碳酸氫根離子的水解，從而使水解完全，產生CO2和Al（OH）3。水解的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al（OH）3↓＋3CO2↑。
（4）銨態氮肥不能與草木灰混合施用：NH在水溶液中水解生成H＋，CO在水溶液中水解生成OH－，當二者同時存在時，二者水解產生的H＋和OH－發生中和反應，使水解程度都增大，銨鹽水解產生的NH3·H2O易分解為NH3而揮發，降低了肥效。
（5）在工業生產中廣泛應用
①焊接工業上用氯化銨作為金屬的除銹劑，是因為NH4Cl水解溶液呈酸性，與金屬表面的銹發生反應而將其除去。
②工業制備某些無水鹽時，不能用蒸發結晶的方法，如由MgCl2·6H2O制無水MgCl2要在HCl氣流中加熱，否則易發生反應：MgCl2·6H2OMg（OH）2＋2HCl↑＋4H2O。
③工業上利用水解原理制備無機化合物等。
如用TiCl4制備TiO2：TiCl4＋（x＋2）H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。在制備時加入大量的水，同時加熱，促使水解趨于完全，所得TiO2·xH2O經焙燒得到TiO2。類似的方法也可用于制備SnO、SnO2和Sn2O3等。
2.在化學實驗中的應用
(1)配制可水解的鹽溶液：某些強酸弱堿鹽在配制溶液時因水解而變渾濁，需加相應的酸來抑制水解，如在配制FeCl3溶液時常將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中再加水稀釋至所需濃度來抑制FeCl3水解。
(2)可水解鹽溶液的儲存：某些強堿弱酸鹽水解呈堿性，用玻璃試劑瓶貯存時，不能用玻璃塞，如Na2CO3溶液、NaF溶液等不能貯存于磨口玻璃瓶中。
(3)制備膠體：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，因Fe3＋的水解而得到紅褐色 Fe（OH）3膠體。
(4)物質制取如制取Al2S3，不能用濕法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，兩種鹽溶液在發生的水解反應中互相促進，得不到Al2S3。制取時要采用加熱鋁粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。
3.在化學解題中的應用
(1)判斷離子能否大量共存：若陰、陽離子發生相互促進的水解反應，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的相互促進的水解反應進行完全的有：Fe3＋、Al3＋與AlO、CO、HCO。
(2)判斷鹽溶液蒸干時所得的產物
①鹽溶液水解生成難揮發性酸和酸根陰離子易水解的強堿鹽，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②鹽溶液水解生成揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。
③考慮鹽受熱時是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3和HCl。
④還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。
Mg、Zn等較活潑金屬溶于強酸弱堿鹽(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，產生H2。
例如：將鎂條投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3產生，有關離子方程式為：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
四、鹽類的水解常數
1．水解常數的概念：在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽離子)濃度之比是一個常數，該常數就叫水解平衡常數。
2．水解常數(Kh)與電離常數的定量關系(以CH3COONa為例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝＝＝＝
因而Ka(或Kh)與Kw的定量關系為：
(1)Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw
(2)Na2CO3的水解常數Kh＝
(3)NaHCO3的水解常數Kh＝
3．水解平衡常數是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數。它只受溫度的影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。
五、溶液微粒濃度大小比較
1．兩個理論
(1)電離理論
①弱電解質的電離是微弱的，電離產生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離。
如氨水溶液中：c(NH3·H2O)>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。
如在H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解理論
①弱離子的水解損失是微量的(水解相互促進的除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質溶液的濃度。
如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解。
如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．一個比較
比較同濃度的弱酸(或弱堿)的電離能力與對應的強堿弱酸鹽(或對應強酸弱堿鹽)的水解能力。
(1)如果電離能力大于水解能力，如CH3COOH的電離程度大于CH3COO－水解的程度，則等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性，溶液中c(H＋)>c(OH－)。
(2)如果是水解能力大于電離能力，如HClO的電離程度小于ClO－水解的程度，則等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性，溶液中c(H＋)(3)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽的電離能力和水解能力的相對強弱。如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力大于電離能力，故溶液顯堿性，c(H＋)c(OH－)。
3．三個守恒
(1)電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶的正電荷總數與所有陰離子所帶的負電荷總數相等。如在Na2CO3溶液中存在著Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒：電解質溶液中，由于某些離子能水解或電離，離子種類增多，但某些關鍵性的原子總是守恒的。
c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
(3)質子守恒：指在電離或水解過程中，會發生質子(H＋)轉移，但在質子轉移過程中其數量保持不變，如在Na2CO3溶液中：
所以c(OH－)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H3O＋)
4．三個規律
(1)一般而言，等濃度的弱酸與弱酸鹽混合，電離程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它們的溶液呈堿性，水解程度大于電離程度。
(2)對于存在電離和水解過程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，則電離程度大于水解程度，則c(A2－)＞c(H2A)；若溶液呈堿性，則電離程度小于水解程度，則c(H2A)＞c(A2－)。
(3)僅含4種離子的溶液，可以根據溶液的電中性判斷離子濃度大小。如：
a．CH3COOH和NaOH等物質的量混合時溶液顯堿性，故c(OH－)＞c(H＋)，則c(Na＋)＞c(CH3COO－)；
b．NH3·H2O與HCl等物質的量混合時溶液顯酸性，故c(H＋)＞c(OH－)，則c(Cl－)＞c(NH)。
5．解題思路
6、溶液微粒濃度大小比較的類型
（1）多元弱酸溶液，例如：0.1mol/L的H2S溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c(H+)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)。判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小的一般規律是：（顯性離子）＞（一級電離離子）＞（二級電離離子）＞（水電離出的另一離子）
（2）一元弱酸的正鹽溶液，例如：0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是：c (Na+)＞c (CH3COO－)＞c (OH－)＞c (H+)。判斷一元弱酸的正鹽溶液中離子濃度大小的一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）
（3）二元弱酸的正鹽溶液，例如：0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是： c (Na+)＞c (CO32－)＞c (OH－)＞c (H CO3－) ＞c (H+)。判斷二元弱酸的正鹽溶液中離子濃度大小的一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（二級水解離子）＞（水電離出的另一離子）
（4）二元弱酸的酸式鹽溶液，例如：0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的離子濃度由大到小的排列順序是： c (Na+)＞c(H CO3－) ＞c(OH－) ＞c(H+)＞c(CO32－)。判斷二元弱酸的酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般規律是：（不水解離子）＞（水解離子）＞（顯性離子）＞（水電離出的另一離子）＞（電離得到的酸跟離子）
（5）不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對其影響的因素。例如：在相同物質的量濃度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。
c(NH4+)由大到小的順序③＞①＞②。
（6）混合溶液中各離子濃度大小的比較，要進行綜合分析，電離因素、水解因素等都是影響離子濃度大小的要素。例如：0.1mol/L的NH4Cl溶液和0.1mol/L的氨水混合溶液中所存在的離子的濃度由大到小的排列順序是： c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)。在該溶液中，NH3·H2O的電離與NH4+的水解相互抑制，NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，溶液顯堿性：c (OH－)＞c (H+)，同時c (NH4+)＞c (Cl－)。再如：0.1mol/L的CH3COONa溶液和0.1mol/L的CH3COOH混合溶液中所存在的離子的濃度由大到小的排列順序是： c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH－)。在該溶液中，CH3COH的電離程度大于CH3COONa的水解程度，溶液顯酸性：c (H+)＞c (OH－)，同時c(CH3COO－)＞c(Na+)。還有分子的電離小于相應離子的水解的如：0.1mol/L的NaCN溶液和0.1mol/L的HCN混合溶液中所存在的離子的濃度由大到小的排列順序是： c(Na+)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H+)。在該溶液中，HCN的電離程度小于NaCN的水解程度，溶液顯堿性：c(OH－)＞c(H+)，同時c(Na+)＞c(CN－)。
六.巧抓“四點”突破離子平衡圖像題
【典題精練】
考點1 考查鹽類水解實質及水解方程式的書寫
例1．下列式子屬于水解反應，且溶液呈酸性的是
A．+H2O H3O++
B．Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
C．HS-+H2O H2S+OH-
D．+OH- NH3↑+H2O
考點2 考查鹽類水解的規律
例2．常溫下有體積相同的四種溶液：①的溶液；②的鹽酸；③的氨水；④的溶液。下列說法正確的有
a．②和③混合，所得混合溶液的大于7
b．③與④分別用等濃度的硫酸中和，消耗硫酸的體積：③=④
c．①與②分別與足量的鎂粉反應，生成的量：①<②
d．若將四種溶液稀釋100倍，溶液的大小順序是：③>④>①>②
e．①和③混合，混合液的約為7
A．2項 B．3項 C．4項 D．5項
考點3 考查鹽類水解的影響因素
例3．要使0.01mol/LK2CO3溶液中的c()更接近0.01mol/L，可以采取的措施是
A．通入CO2 B．加入Na2CO3固體
C．加熱 D．加入適量KOH固體
考點4 考查鹽類水解的應用
例4．下列與鹽的水解有關的是
①為保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸
②NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接中的除銹劑
③實驗室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應用橡皮塞，而不能用玻璃塞
④在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金屬鎂會產生氫氣
⑤長期使用硫酸銨，土壤酸性會增強，草木灰與銨態氮肥不能混合施用
⑥比較NH4Cl和Na2S等溶液中離子濃度的大小或某些鹽溶液的酸堿性
A．①④⑥ B．②④⑥ C．①③⑥ D．全部
考點5 考查Ka(弱酸電離常數)、KW(水的離子積常數)、Kh(水解常數)三者關系的應用
例5．時，往的溶液中滴加的溶液，隨著溶液的滴入，溶液的與所加溶液的體積關系如下圖所示。下列說法正確的是

A．的一級水解常數的數量級為
B．溶液：
C．Z點：
D．點中，水的電離程度最大的是Z點
考點6 考查溶液中微粒濃度大小比較
例6．常溫下，下列有關水溶液敘述正確的是
A．向的氨水中加入少量硫酸銨固體，則溶液中增大
B．pH均為11的溶液和NaOH溶液，則由水電離的之比為
C．向NaOH溶液中逐滴加入溶液，直到溶液呈中性，有
D．下列4種pH相同的溶液：①；②；③；④NaOH中的大小順序是①>②>③>④
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