2022届高考化学（人教版）一轮总复习学案：第23讲　盐类的水解 Word版含解析

这是一份2022届高考化学（人教版）一轮总复习学案：第23讲　盐类的水解 Word版含解析，共29页。

www.ks5u.com
第23讲　盐类的水解
高考备考导航
考试要求：1.认识盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素。2.了解盐类水解的应用。
名师点拨：盐类的水解是历年高考考点的重点与热点，几乎每年必考。主要考点有四个：一是水解方程式的书写，二是影响水解平衡的因素及水解平衡的移动，三是溶液中离子浓度大小的比较，四是盐类水解的应用，而且难度一般在中等偏上的水平，是许多考生的失分点。在复习本讲时，有以下几点心得：
(1)要运用化学平衡移动原理分析盐类水解的应用，如纯碱去污、泡沫灭火器的灭火原理、明矾净水、胶体的制备、物质除杂等。
(2)注意理解盐类水解的实质及影响因素，抓住盐类水解一般程度较小这一特点，结合电荷守恒、物料守恒、质子守恒的关系，分析、判断溶液中离子浓度的大小关系。
(3)注重解题方法的总结，不同的题型，解题的方法不同，解答时遵循“先反应、定溶液”，“看平衡、找大小”，“靠守恒、找等式”的原则和方法。注意对题型归类演练，明确各类题型的解题依据。
考点一　盐类的水解及其规律
核心知识梳理
1．盐类的水解原理
—
　|
—
　|
—
　|
—
　|
—
盐的类型
实例
是否水解
水解的离子
溶液的酸碱性
溶液的pH
(25 ℃)
强酸强碱盐
NaCl、KNO3、
Na2SO4
否

__中性__
__pH＝7__
强酸弱碱盐
NH4Cl、
Cu(NO3)2
是
NH、Cu2＋
__酸性__
__pH＜7__
弱酸强碱盐
CH3COONa、
Na2CO3
是
CH3COO－、CO
__碱性__
__pH＞7__
弱酸弱碱盐
CH3COONH4
是
CH3COO－、NH
中性
pH＝7

特别提醒
(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN溶液＞CH3COONa溶液。
(2)温度越高，盐的水解程度越大。
(3)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．盐类水解离子方程式的书写
(1)一般来说，盐类水解的程度很小，水解产物的量很少，一般用可逆号“”表示，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；易分解产物(如NH3·H2O等)不写其分解形式。如NH4Cl水解的离子方程式为：NH＋H2O__NH3·H2O＋H＋__。
通式：弱酸阴离子：A－＋H2OHA＋OH－
弱碱阳离子：B＋＋H2OBOH＋H＋
(2)三种类型的盐水解离子方程式的书写
①多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。
如Na2CO3水解的离子方程式为
第一步水解
__CO＋H2OHCO＋OH－__
第二步水解
__HCO＋H2OH2CO3＋OH－__
②多元弱碱盐水解：方程式一步写完。
如FeCl3水解的离子方程式为
__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__
③阴阳离子相互促进的水解——双水解：水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。(这是特殊情况)
如Na2S溶液与AlCl3溶液混合反应的离子方程式为
__2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑__。
3．水解平衡常数(能水解的盐表示为MA)
(1)表达式：若MA为强碱弱酸盐Kh＝，如醋酸钠溶液CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，Kh＝。
(2)Kh与KW、Ka、Kb之间的关系
①盐的水解平衡常数与对应的一元弱酸(或弱碱)的电离平衡常数的乘积等于KW，则Kh＝或Kh＝。
②多元弱酸强碱盐，如Na2CO3的Kh1＝、Kh2＝
③一元弱酸一元弱碱盐，如醋酸铵：Kh＝。

特别提醒

(1)Kh只受温度影响。它随温度的升高而增大。
(2)Kh越大，表示水解程度越大。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)酸式盐溶液不一定呈酸性。(　√　)
(2)离子能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。(　×　)
(3)CH3COONH4溶液呈中性是因为CH3COONH4溶液不能发生水解。(　×　)
(4)已知酸性：HF＞CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa溶液的碱性强于NaF溶液。(　√　)
(5)由于NaHCO3溶液中HCO有电离出H＋的能力，所以NaHCO3溶液显酸性。(　×　)
(6)可溶性铝盐都能发生水解反应。(　√　)
(7)由一价离子组成的正盐MA呈碱性，那它一定是强碱弱酸盐。(　√　)
(8)同浓度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比后者pH小。(　√　)
(9)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同。(　√　)
(10)常温下，pH＝11的CH3COONa溶液与pH＝3的CH3COOH溶液，水的电离程度相同。(　×　)
(11)溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐。(　×　)
(12)盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱。(　√　)
(13)某盐的溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应。(　×　)
(14)Na2S水解的离子方程式为S2－＋2H2OH2S＋2OH－。(　×　)
(15)向AlCl3溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成。(　√　)
(16)CH3COONa溶液和NH4Cl溶液混合后，CH3COO－和NH相互促进水解，溶液中将不存在大量的CH3COO－和NH。(　×　)
(17)Na2CO3溶液呈碱性的原因：CO＋2H2OH2CO3＋2OH－。(　×　)
(18)Al3＋发生水解反应的离子方程式：Al3＋＋3H2OAl(OH)3↓＋3H＋。(　×　)
(19)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性。(　×　)
(20)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解程度减小，pH减小。(　×　)
2．深度思考：
(1)按要求书写离子方程式：
①NaHS溶液呈碱性的原因__HS－＋H2OH2S＋OH－__。
②实验室制备Fe(OH)3胶体__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋__。
③NH4Cl溶于D2O中__NH＋D2ONH3·HDO＋D＋__。
④将NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合__Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑__。
(2)简要回答：
①怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、NH4Cl溶液和Na2CO3溶液？
②请用Na2CO3溶液和其他必要试剂，设计一个简单的实验方案，证明盐类水解是一个吸热过程。
③怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由CO水解引起的？
[提示]　(2)①将三种溶液各取少许装入试管中，分别滴入紫色石蕊溶液，溶液不变色的为NaCl溶液，变红色的为NH4Cl溶液，变蓝色的为Na2CO3溶液。②取Na2CO3溶液，滴加酚酞后溶液呈红色，然后分成两份，加热其中一份，若红色变深，则说明盐类水解吸热。③向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去，可说明Na2CO3溶液呈碱性是由CO水解引起的。
考点突破提升
微考点1　盐类水解及规律
典例1

(1)(2021·山东潍坊高三检测)常温下，体积都为V0 mL、浓度都为0.1 mol·L－1的MCl、NaR、MR三种盐溶液，加入蒸馏水稀释至V mL，溶液的pH与lg的关系如图所示。下列说法不正确的是(　B　)
A．曲线X代表NaR溶液，其中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HR)
B．曲线Y中任何两点，水的电离程度都相同
C．将等体积等物质的量浓度的MCl和NaR溶液混合后，c(M＋)＝c(R－)
D．常温下，HR的电离常数Ka≈1×10－5
[解析]　曲线X代表NaR溶液，为强碱弱酸盐，其中存在质子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋c(HR)，故A项正确；曲线Y为MR，弱酸弱碱盐，溶液呈中性，说明弱酸根离子和弱碱的阳离子水解程度相同，但促进水电离，向溶液中加水稀释，水解程度增大，即水的电离程度增大，故B项错误；将等体积等物质的量浓度的MCl和NaR溶液混合后M＋、R－的水解程度相同，则有c(M＋)＝c(R－)，故C项正确；0.1 mol·L－1NaR溶液的pH＝9，水解平衡常数约为＝10－9，根据电离平衡常数和水解平衡常数的关系KW＝Ka×Kh可知，常温下，HR的电离常数Ka≈1×10－5，故D项正确。
(2)(2021·经典习题汇编)25 ℃时，0.1 mol·L－1下列溶液的pH如表所示，有关比较正确的是(　D　)
序号
①
②
③
④
⑤
溶液
NaCl
CH3COONH4
NaClO
NaHCO3
Na2CO3
pH
7.0
7.0
10.3
8.3
11.6
A．酸性的相对强弱：HClO＜HCO
B．由水电离产生的c(H＋)：①＝②
C．溶液③④中酸根离子浓度：c(ClO－)＞c(HCO)
D．溶液⑤中：c(HCO)＞c(H2CO3)
[解析]　根据盐类水解规律：越弱越水解，并结合表中③⑤的数据可知NaClO中ClO－的水解程度小于Na2CO3中CO的水解程度，所以酸性：HClO＞HCO，故A项错误；CH3COONH4是能水解的盐，促进水的电离，NaCl是不水解的盐，对水的电离无影响，所以由水电离产生的c(H＋)：①＜②，故B项错误；根据盐类水解规律：越弱越水解，并结合表中③④的数据可知NaClO中ClO－的水解程度大于NaHCO3中HCO的水解程度，所以溶液③④中酸根离子浓度：c(ClO－)＜c(HCO)，故C项错误；Na2CO3溶液中的CO分步水解，第一步水解占主要地位，因此c(HCO)＞c(H2CO3)，故D项正确。
萃取精华：
盐类水解规律的分析
组成盐的弱碱阳离子水解，溶液显酸性；弱酸阴离子水解，溶液显碱性
例：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
HCO＋H2OOH－＋H2CO3
盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强
例：酸性：CH3COOH＞HClO―→碱性：NaClO＞CH3COONa
多元弱酸的酸根离子比其酸式酸根离子水解程度大很多，前者对应盐的碱性强
例：CO比HCO水解程度大，则相同浓度溶液的碱性：Na2CO3＞NaHCO3
〔对点集训1〕　(1)(2021·山东青岛高三检测)在盐类水解的过程中，下列说法正确的是(　B　)
A．盐的电离平衡被破坏
B．水的电离程度一定会增大
C．溶液的pH增大
D．c(H＋)与c(OH－)的乘积一定会增大
[解析]　大多数盐为强电解质，在水中完全电离，A项错误；盐类的水解促进水的电离，B项正确；强酸弱碱盐水解使溶液呈酸性，pH减小，C项错误；一定温度下的稀溶液中，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，D项错误。
(2)(2021·山东滨州高三检测)已知：NH3·H2O的电离平衡常数Ki＝1.8×10－5，H2CO3的电离平衡常数Ki1＝4.4×10－7，Ki2＝4.7×10－11，关于浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①氨水、②氯化铵溶液、③Na2CO3，下列说法不正确的是(　C　)
A．c(NH)：②＞①
B．水的电离程度：③＞②＞①
C．溶液的pH：①＞②＞③
D．将①与③等体积混合，所得溶液呈碱性
[解析]　A项，氯化铵为强电解质，完全电离后产生大量的NH，一水合氨为弱电解质只有少量的NH产生，正确；B项，①抑制了水的电离，②和③均促进了水的电离，但是由于电离平衡常数：NH3·H2O：Ki＝1.8×10－5，H2CO3：Ki2＝4.7×10－11，CO大于NH的水解程度，则CO对水的电离促进更多，排序正确；C项，②中溶液因水解而呈酸性，③中溶液因水解而呈碱性，错误；D项，将①与③等体积混合，可得NH4HCO3溶液，由于电离平衡常数：NH3·H2O：Ki＝1.8×10－5，H2CO3：Ki1＝4.4×10－7，HCO大于NH的水解程度，所以溶液呈碱性，正确。
[易错警示]　(1)发生水解的盐溶液不一定呈酸性或碱性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
(2)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液显碱性，虽然阴、阳离子都能发生水解，但既无气体产生，也无沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存
微考点2　结合水解实质书写盐类水解方程式
典例2 (2021·经典习题汇编)请用离子方程式表示下列事实或者现象发生的原因：
①碳酸钠俗称纯碱，可作为碱使用的原因是__CO＋H2OHCO＋OH－__。
②氯化铝在水中形成具有净水作用的氢氧化铝胶体：__Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋__。
③MgO可溶于NH4Cl溶液中的原理：__NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O__。
④KCN溶液显碱性的原因是__CN－＋H2OHCN＋OH－__。
⑤对于易溶于水的正盐MnRm溶液，若pH＞7，其原因是__Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－__；若pH＜7，其原因是__Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋__。
[解析]　①碳酸钠溶液显碱性的原因是碳酸根离子在溶液中发生水解，水解方程式为CO＋H2OHCO＋OH－。
②氯化铝在水中形成具有净水作用的氢氧化铝胶体是铝离子发生水解，水解方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋。
③氯化铵溶液中铵根离子发生水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，使得溶液为酸性，而氧化镁和水解生成的H＋能发生反应MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O，从而使MgO溶于NH4Cl溶液中。
④KCN溶液显碱性的原因是CN－在溶液中发生水解产生OH－，其水解方程式为CN－＋H2OHCN＋OH－。
⑤若溶液pH＞7，则说明正盐MnRm是强碱弱酸盐，其弱酸阴离子发生水解，水解方程式为Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－；若溶液pH＜7，则说明正盐MnRm是强酸弱碱盐，其弱碱阳离子发生水解，水解方程式为Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋。
萃取精华：
书写盐类水解离子方程式的注意事项
3个原则
一般来说，由于水解程度微弱
①需标可逆符号“”
②气体、沉淀不标“↑”“↓”
特殊情况——存在相互促进水解的阴阳离子：水解程度较大时，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等
如：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
③易分解产物不写其分解产物的形式
例：NH3·H2O不写成NH3和H2O
2种情况
①多元弱酸阴离子的水解
分步进行：
S2－＋H2OHS－＋OH－
HS－＋H2OH2S＋OH－
多元弱碱阳离子的水解
一步书写：
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
〔对点集训2〕　(2021·经典习题汇编)能正确表示下列反应的离子方程式是(　D　)
A．向NaClO和NaCl混合溶液中滴入少量FeSO4溶液，反应的离子方程式为2Fe2＋＋ClO－＋2H＋===Cl－＋2Fe3＋＋H2O
B．Na2CO3溶液中CO的水解：CO＋H2O===HCO＋OH－
C．向硫酸铝溶液中滴加碳酸钠溶液：2Al3＋＋3CO===Al2(CO3)3↓
D．NaHS溶液呈碱性的原因：HS－＋H2OH2S＋OH－
[解析]　ClO－发生水解使溶液呈碱性，离子方程式书写中不应该有H＋，故A项错误；水解是微弱的，因此需要用可逆符号表示，故B项错误；铝离子水解显酸性，碳酸根离子水解显碱性，混合后水解相互促进生成Al(OH)3沉淀和CO2气体，反应的离子方程式为2Al3＋＋3CO＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑，故C项错误；NaHS溶液中HS－可发生水解和电离，且水解程度大于电离程度，因此主要是HS－发生水解：HS－＋H2OH2S＋OH－，使溶液呈碱性，故D项正确。
微考点3　盐类水解常数(Kh)的有关计算
典例3 (1)(2021·山东淄博高三检测)常温下，某酸HA的电离常数K＝1×10－5，下列说法正确的是(　C　)
A．HA溶液中加入NaA固体后，减小
B．常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离出的c(H＋)为10－13 mol·L－1
C．常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液水解常数为10－9
D．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
[解析]　为A－的水解平衡常数，加入NaA固体后，由于温度不变，则水解平衡常数不变，故A项错误；由于HA为弱酸，则常温下0.1 mol·L－1 HA溶液中氢离子浓度小于0.1 mol·L－1，水电离出的c(H＋)一定大于 mol·L－1＝10－13 mol·L－1，故B项错误；NaA的水解平衡常数Kh＝＝×＝＝＝10－9，故C项正确；NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，NaA和HCl的物质的量相等，根据物料守恒可得：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)＋c(HA)，故D项错误。
(2)(2021·山东滨州高三检测)已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。
①常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显__碱__(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)__＜__(填“＞”“＜”或“＝”)c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为__c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)__。
②常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·L－1 KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝__0.616_2__(小数点后保留4位数字)。
[解析]　①Kh(CN－)＝1.61×10－5，由此可求出Ka(HCN)≈6.2×10－10，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量浓度相等，故水解产生的c(OH－)大于电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，且c(CN－)＜c(HCN)。②当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝＝＝1.61×10－5，解得c≈0.616 2。
[方法技巧]　从定性和定量两个角度辨析KW、Ka(Kb)、Kh三者关系
(1)定性：KW、Ka(Kb)、Kh三者都是平衡常数，都只受温度的影响，温度不变，平衡常数不变。
(2)定量：KW、Ka(Kb)、Kh三者定量关系为：KW＝Ka·Kh、KW＝Kb·Kh。
〔对点集训3〕　(2021·经典习题汇编)①25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh＝__1.0×10－12__，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将__增大__(填“增大”“减小”或“不变”)。
②砷酸(H3AsO4)分步电离的平衡常数(25 ℃)为：K1＝5.6×10－3，K2＝1.7×10－7，K3＝4.0×10－12，第三步电离的平衡常数的表达式为K3＝____；Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为：AsO＋H2OHAsO＋OH－，该步水解的平衡常数(25 ℃)为__2.5×10－3__。
[解析]　①电离常数Ka＝＝1×10－2,25 ℃时，KW＝1.0×10－14，HSO的水解方程式为HSO＋H2OH2SO3＋OH－，Kh＝＝＝＝＝1.0×10－12；当加入少量I2时，碘单质氧化亚硫酸氢根离子生成SO、H＋、I－，溶液酸性增强，c(H＋)增大，即c(OH－)减小，但是温度不变，Kh不变，则增大。
②H3AsO4的第三步电离式为HAsOAsO＋H＋，所以第三步电离的平衡常数表达式为K3＝；Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为AsO＋H2OHAsO＋OH－，则该步水解平衡常数为Kh＝＝＝＝＝2.5×10－3。
萃取精华：
盐类水解程度大小比较的规律
(1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。
(2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
(3)多元弱酸的酸根离子比相应的酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。
(4)相同条件下的水解程度
①正盐＞相应酸式盐，如CO＞HCO。
②水解相互促进的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如相同条件下NH的水解程度：(NH4)2CO3＞(NH4)2SO4＞(NH4)2Fe(SO4)2。
弱酸酸式盐溶液酸碱性的判断方法
弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
(1)若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。同类离子还有HS－、HPO。
(2)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。同类离子还有H2PO。
(3)弱酸弱碱盐阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对强弱。
当K酸＝K碱(K为电离常数)时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K酸＞K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸＜K碱时，溶液显碱性，如NH4CN。
考点二　盐类水解的影响因素及应用
核心知识梳理
1．盐类水解的影响因素
(1)内因——盐本身的性质。
形成盐的酸或碱越弱，其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解能力就越__大__，溶液的碱性或酸性就越__强__。如酸性：CH3COOH＞H2CO3，则同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液pH：
pH(NaHCO3)__＞__pH(CH3COONa)。
(2)外因
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离
子的浓度
条件
变化
温度
升高
__右移__
增大
__增大__
浓度
增大
__右移__
__减小__
增大
减小(即稀释)
__右移__
增大
__减小__
外加酸
或碱
酸
促进弱酸阴离子水解
弱碱阳离子的水解程度减小
碱
弱酸根离子的水解程度减小
促进弱碱阳离子水解
外加其
他能水
解的盐
水解结
果相同
抑制，水解程度减小
水解结
果相反
促进，水解程度增大(甚至彻底水解)
例如，不同条件对FeCl3水解平衡的影响见下表
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填写空格中内容)
条件
移动方向
H＋数
pH
现象
升高温度
__向右__
__增多__
__降低__
__颜色变深__
通HCl
__向左__
__增多__
__降低__
__颜色变浅__
加H2O
__向右__
__增多__
__升高__
__颜色变浅__
加NaHCO3
__向右__
__减小__
__升高__
__产生红褐色淀沉及无色气体__
2.盐类水解的应用(化学实验、工农业生产、日常生活)
应用
举例
判断溶液
的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋__
判断酸
性强弱
相同浓度NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH分别为8、9、10，则酸性__HX＞HY＞HZ__
配制或贮
存易水解
的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量__稀硫酸__防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量__盐酸__；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用__磨口玻璃__塞；NaF、NH4F要用塑料瓶保存。
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：
__Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋__
泡沫灭火
器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为__Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑__
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为
Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用：CO＋H2OHCO＋OH－__NH＋OH－===NH3↑＋H2O__
除锈剂
NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
物质提纯
除去MgCl2溶液中的氯化铁，可以加入MgO或Mg(OH)2反应掉部分H＋，促进铁离子的水解，使Fe3＋转化为氢氧化铁沉淀而除去
无机物
的制备
硫化铝、氮化镁在水溶液中强烈水解，只能通过单质间化合反应才能制得；用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为__TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl__
离子的共存
Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－，Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－，NH与SiO、AlO等因水解相互促进而不能大量共存
[微点拨]　稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。
3．盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3溶液蒸干得__Al(OH)3__，灼烧得__Al2O3__，FeCl3(aq)蒸干得Fe(OH)3，灼烧得Fe2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得__Na2SO4(s)__，FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3Fe2O3。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(6)NaClO溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。
基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)加热0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大。(　√　)
(2)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7。(　×　)
(3)向AlCl3溶液中通入HCl可使增大。(　×　)
(4)试管中加入2 mL饱和Na2CO3溶液，滴入两滴酚酞，加热，溶液先变红，后红色变浅。(　×　)
(5)在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)。(　√　)
(6)将氯化铵溶液加水稀释时，的值减小。(　√　)
(7)降低温度和加水稀释，都会使盐的水解平衡向逆反应方向移动。(　×　)
(8)配制和贮存Fe2(SO4)3溶液时，常常加入少量盐酸，目的是抑制Fe3＋水解。(　×　)
(9)加热蒸干MgCl2溶液，可得到MgCl2晶体。(　×　)
(10)明矾净水与盐类水解有关。(　√　)
(11)NaHSO4溶液显酸性，是因为NaHSO4溶于水发生了水解反应。(　×　)
(12)碳酸钠溶液可以用于除去油污。(　√　)
(13)NH4F溶液存放在玻璃试剂瓶中。(　×　)
(14)铁盐可以用于净水。(　√　)
(15)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强。(　×　)
(16)AlO与HCO的水解相互促进而不能大量共存。(　×　)
(17)制备AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法。(　√　)
(18)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同。(　×　)
2．(2021·山东济南检测)下图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。

(1)含酚酞的0.01 mol·L－1CH3COONa溶液显浅红色的原因为__CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，使溶液显碱性__。
(2)实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是__BD__。
A．水解反应为放热反应
B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3晶体溶于水时放出热量
D．NH4NO3晶体溶于水时吸收热量
(3)分别向浓度均为0.01 mol·L－1CH3COONa溶液中分别加入NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，使CH3COO－水解平衡移动的方向分别为__向左__、__向左__、__向右__(填“向左”、“向右”或“不移动”)。
[提示]　(1)CH3COONa溶液中CH3COO－水解使溶液显碱性，酚酞试液遇碱显红色。
(2)生石灰与水剧烈反应且放出大量热，根据烧杯①中溶液红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热反应，同时烧杯③中溶液红色变浅，则NH4NO3溶于水时吸收热量。
(3)酸促进CH3COO－的水解；碱抑制CH3COO－的水解；CO与CH3COO－带同种电荷，水解相互抑制；Fe2＋与CH3COO－带异种电荷，水解相互促进。
3．深度思考：
(1)利用水解除杂无论在化学工业还是化学实验中都具有非常重要的意义，其原理是根据盐的水解程度的不同，通过调节溶液pH使部分离子转化为沉淀而除去，请写出除去MgCl2溶液中的Fe3＋的操作、原理及注意事项。
(2)把AlCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？(用化学方程式表示并配以必要的文字说明)
[提示]　(1)MgCl2溶液中混有少量Fe3＋杂质时，可加入Mg、MgO、Mg(OH)2或MgCO3而除去Fe3＋。其原理是Fe3＋的水解程度比Mg2＋的水解程度大，加入这些物质使c(H＋)降低，导致Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋平衡右移，使Fe3＋生成Fe(OH)3沉淀除去。注意不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性碱，因加这些物质会使溶液pH升高太快，碱的用量不易控制，Mg2＋可能转化为Mg(OH)2沉淀，同时还会引入NH、Na＋等杂质。
(2)最后得到的固体是Al2O3。在AlCl3溶液中存在着水解平衡：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，加热时水解平衡右移，HCl浓度增大，同时HCl会挥发，使平衡进一步向右移动得到Al(OH)3固体，在灼烧时发生反应2Al(OH)3Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固体是Al2O3。
考点突破提升
微考点1　盐类水解平衡的影响因素
典例1 (2021·海南高三检测)某同学探究溶液的酸碱性对FeCl3水解平衡的影响，实验方案如下：配制50 mL 0.001 mol·L－1 FeCl3溶液、50 mL对照组溶液X，向两种溶液中分别滴加1滴1 mol·L－1 HCl溶液、1滴1 mol·L－1 NaOH溶液，测得溶液pH随时间变化曲线如图所示。

下列说法不正确的是(　B　)
A．依据M点对应的pH，说明Fe3＋发生了水解反应
B．对照组溶液X的组成可能是0.003 mol·L－1 KCl溶液
C．依据曲线c和d说明Fe3＋水解平衡发生了移动
D．通过仪器检测体系浑浊度的变化，可证明水解平衡移动的方向
[解析]　由图知，0.001 mol·L－1 FeCl3溶液的pH小于4，说明Fe3＋发生了水解，A正确；KCl溶液的pH＝7，而图中对照组溶液X的pH与0.001 mol·L－1 FeCl3溶液相同，溶液X不可能为0.003 mol·L－1 KCl溶液，B错误；在FeCl3溶液中加碱或酸后，溶液的pH变化均比对照组溶液X的变化小，因为加酸或碱均引起Fe3＋水解平衡的移动，C正确；FeCl3溶液水解生成Fe(OH)3，故溶液的浑浊程度变大，则Fe3＋的水解被促进，否则被抑制，D正确。
〔对点集训1〕　(1)(2021·山东师大附中高三检测)常温下，向100 mL 0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中加入下列物质。有关结论正确的是(　B　)
选项
加入的物质
结论
A
100 mL 0.1 mol·L－1盐酸
溶液中2c(NH)＝c(Cl－)
B
0.01 mol Na2O2固体
反应完全后，溶液pH增大，c(Na＋)＝2c(Cl－)
C
100 mL H2O
溶液中的c(H＋)·c(OH－)变大
D
100 mL 0.1 mol·L－1氨水
溶液中减小
[解析]　加入100 mL 0.1 mol·L－1盐酸，由于铵根离子部分水解，则2c(NH)＜c(Cl－)，故A项错误；钠离子和氯离子不发生水解，加入0.01 mol Na2O2固体反应后生成0.02 mol钠离子，原溶液中含有氯离子的物质的量为0.1 mol·L－1×0.1 L＝0.01 mol，则c(Na＋)＝2c(Cl－)，且反应后氢氧化钠过量，溶液呈碱性，溶液的pH增大，B项正确；加入100 mL H2O后，溶液浓度减小，但温度不变，故溶液中的c(H＋)·c(OH－)不变，故C项错误；加入100 mL 0.1 mol·L－1氨水，溶液碱性增强，则c(OH－)增大，由于NH3·H2O的电离和NH的水解都是微弱的，混合后溶液体积增大，所以c(NH)减小，溶液中增大，故D项错误。
(2)(2021·江苏高三检测)
Fe3＋＋H2OFe(OH)2＋＋H＋　K1
Fe(OH)2＋＋H2OFe(OH)＋H＋　K2
Fe(OH)＋H2OFe(OH)3＋H＋　K3
①以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是__K1＞K2＞K3__。
通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为
xFe3＋＋yH2OFex(OH)＋yH＋
②欲使平衡正向移动可采用的方法是(填序号)__BD__。
A．降温　　　　　　　　 B．加水稀释
C．加入NH4Cl D．加入NaHCO3
③室温下，使氯化铁溶液转化为高浓度聚合氯化铁的关键条件是__调节溶液的pH__。
[解析]　①铁离子的水解分为三步，且水解程度逐渐减弱，所以水解平衡常数逐渐减小，则K1＞K2＞K3。②使平衡正向移动，因为水解为吸热反应，所以降温，平衡逆向移动；加水稀释，则水解平衡正向移动；加入氯化铵，氯化铵溶液为酸性，氢离子浓度增大，平衡逆向移动；加入碳酸氢钠，则消耗氢离子，所以氢离子浓度降低，平衡正向移动，所以答案选B、D。③从反应的离子方程式中可知，氢离子的浓度影响高浓度聚合氯化铁的生成，所以关键步骤是调节溶液的pH。
萃取精华：
解决盐类水解问题的方法
盐类的水解存在平衡，外界条件(如温度、浓度、溶液的酸碱性等)的改变会引起平衡的移动。解答此类问题一般采用如下步骤：找出影响平衡的条件→判断平衡移动的方向→分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。
认识盐类水解的三个误区
误区一：误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中，加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
误区二：误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3溶液显酸性。
误区三：误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。
对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al2(SO4)3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
微考点2　盐类水解的应用
典例2 (2021·山东滨州高三检测)下列有关问题与盐的水解有关的是(　D　)
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂　②NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂　③草木灰与铵态氮肥不能混合使用　④实验室中盛放Na2CO3溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞　⑤加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体　⑥要除去FeCl3溶液中混有的Fe2＋，可先通入氧化剂Cl2，再调节溶液的pH
A．①②③ B．②③④
C．①④⑤ D．①②③④⑤
[解析]　①NH4Cl和ZnCl2均为强酸弱碱盐，溶液中NH与Zn2＋均发生水解反应，使溶液显酸性，可以除去金属表面的锈；②HCO与Al3＋发生相互促进的水解反应，产生CO2，可作灭火剂；③草木灰的主要成分为K2CO3，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而二者不能混合使用；④Na2CO3溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成Na2SiO3，将瓶塞与瓶口黏合在一起，因此实验室盛放Na2CO3溶液的试剂瓶应用橡胶塞；⑤CuCl2溶液中存在水解平衡CuCl2＋2H2OCu(OH)2＋2HCl，加热时，HCl挥发使平衡不断右移，最终得到Cu(OH)2固体；⑥Cl2能将Fe2＋氧化成Fe3＋，且没有引入杂质，与盐的水解无关。
〔对点集训2〕　(2021·经典习题汇编)下列有关说法正确的是(　D　)
A．由MgCl2溶液制备无水MgCl2，将MgCl2溶液蒸干
B．用如图装置蒸干AlCl3溶液制无水AlCl3固体

C．将NH4Cl溶液蒸干制备NH4Cl固体
D．将Ca(ClO)2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干均得不到原溶质
[解析]　MgCl2水解生成Mg(OH)2和HCl，将MgCl2溶液蒸干，由于HCl易挥发，Mg(OH)2固体受热分解，最后得到固体为MgO，无法获得无水MgCl2，故A项错误。AlCl3易水解，在加热蒸干AlCl3溶液时，HCl挥发，留下的固体是Al(OH)3，Al(OH)3受热分解为Al2O3和H2O，故B项错误。加热蒸干氯化铵溶液时，NH4Cl易分解为氨气与氯化氢，蒸干得不到NH4Cl固体，故C项错误。Ca(ClO)2在水中发生水解：Ca(ClO)2＋2H2OCa(OH)2＋2HClO，HClO不稳定，受热会分解：2HClO2HCl＋O2↑，生成的HCl会和Ca(OH)2反应生成CaCl2和H2O，故加热蒸干Ca(ClO)2溶液得到的固体是CaCl2；加热Na2SO3溶液的过程中，Na2SO3被空气中的氧气氧化：2Na2SO3＋O2===2Na2SO4，蒸干会得到Na2SO4固体；加热FeCl3溶液，FeCl3溶液发生水解反应：FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，HCl易挥发，故加热蒸干会得到Fe(OH)3固体，因此将Ca(ClO)2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干均得不到原溶质，故D项正确。
萃取精华：
六种盐溶液蒸干后产物的判断
析出原来溶质
―→
―→
―→
析出弱碱——挥发性强酸与难溶性弱碱生成的盐


析出结晶水合物——CuSO4和KAl(SO4)2型

全部分解为气体——水解产物为易分解的盐


分解析出新盐——热稳定性差的盐


析出氧化产物——易被空气中氧气氧化的盐

注意：FeCl2、Fe(NO3)2的特殊性：易被氧化为Fe3＋，再蒸干得到Fe(OH)3，灼烧后最终产物为Fe2O3
考点三　溶液中微粒浓度大小的比较
核心知识梳理
判断电解质溶液中粒子浓度的关系是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查，其中反应过程中不同阶段粒子浓度关系的判断是近几年高考的热点和难点。电离理论和水解理论是比较电解质溶液中粒子浓度大小关系的重要依据，电荷守恒、物料守恒和质子守恒是判断电解质溶液中粒子浓度等量关系的重要依据，该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。
1．微粒浓度的大小比较理论依据
(1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离。
如氨水中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是__c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)__。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。
如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是__c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)__。
(2)水解理论——弱电解质离子的水解过程一般是微弱的
①弱电解质离子的水解是微弱的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是__c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(NH3·H2O)__。
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是__c(CO)＞c(HCO)＞c(H2CO3)__。
2．溶液中微粒种类的判断
我们在判断溶液中微粒浓度大小时，首先要判断溶液中微粒的种类，然后再进行比较。判断溶液中微粒种类的方法是正确写出溶液中所有的电离方程式、水解方程式，然后结合溶液中的溶质即可判断溶液中的微粒种类。
注意：在书写电离方程式时，不要丢掉水的电离方程式。
如：NaHCO3溶液中存在三种电离：NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO__H＋＋CO__、H2OH＋＋OH－；一种水解：HCO＋H2O__H2CO3＋OH－__，所以溶液中的离子为Na＋、__CO__、HCO、OH－、H＋，分子为__H2CO3__、H2O。
3．离子浓度大小比较的方法
(1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液。
CO＋H2OHCO＋OH－
HCO＋H2OH2CO3＋OH－
所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)。
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(NH)由大到小的顺序是c＞a＞b。
(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中，因NH3·H2O的电离＞NH的水解，故离子浓度顺序为c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
4．溶液中粒子等量关系——三大守恒
(1)电荷守恒
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如Na2CO3与NaHCO3混合溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋__c(H＋)__＝c(HCO)＋c(OH－)＋__2c(CO)__；K2S溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)。
(2)物料守恒
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，微粒种类增多，但原子个数总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，则K2S溶液中有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋__2c(H2S)__。
①如果我们把两个守恒进行相加减，可得到另一个守恒(质子守恒)，如把上述K2S溶液中的两个守恒相减可得：c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。
②电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的计量数2代表一个CO带2个单位负电荷，不可漏掉。
(3)质子守恒
电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。如NaHCO3溶液中：

即__c(H2CO3)＋c(H＋)===c(CO)＋c(OH－)__。
再如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下：


特别提醒
(1)掌握微粒浓度大小比较的常见类型及分析方法

(2)选好参照物
不同溶液中同一离子浓度的大小比较要选好参照物，分组比较各个击破。如25 ℃时，相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4、④(NH4)2SO4、⑤(NH4)2Fe(SO4)2，c(NH)由大到小的顺序为⑤＞④＞③＞①＞②。分析流程为：
分组④⑤中c(NH)要大于①②③

基础小题自测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)弱酸H2A溶液中的所有离子浓度的大小顺序为c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(OH－)。(　×　)
(2)弱酸的盐K2A溶液中的所有离子浓度的大小顺序为c(K＋)＞c(A2－)＞c(OH－)＞c(HA－)＞c(H＋)。(　√　)
(3)弱酸的盐K2B溶液中存在c(H2B)＋c(HB－)＋c(B2－)＝c(K＋)。(　×　)
(4)NH4Cl溶液中存在c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)。(　√　)
(5)用物质的量浓度都是0.1 mol·L－1的HCN和NaCN等体积混合溶液呈碱性，则c(CN－)＞c(HCN)。(　×　)
2．深度思考：
(1)0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液中各粒子浓度的关系：
①大小关系__c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋)__。
②物料守恒__c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]__。
③电荷守恒__c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)__。
④质子守恒__c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2CO3)＋c(HCO)__。
(2)0.1 mol·L－1的(NH4)2SO4溶液中各粒子浓度的关系：
①大小关系__c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)__。
②物料守恒__c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(SO)__。
③电荷守恒__c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)__。
④质子守恒__c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)__。
(3)0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液pH＜7，各离子浓度的关系：
①大小关系：
__c(Na＋)＞c(HSO)＞c(H＋)＞c(SO)＞c(OH－)__。
②物料守恒：
__c(Na＋)＝c(HSO)＋c(SO)＋c(H2SO3)__。
③电荷守恒：
__c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)__。
④质子守恒：
__c(OH－)＝c(H2SO3)＋c(H＋)－c(SO)__。
考点突破提升
微考点1　单一溶液中离子浓度大小比较
典例1 (2021·黑龙江哈尔滨呼兰区第一中学高三月考)下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系表述正确的是(　B　)
A．0.1 mol·L－1的(NH4)2SO4溶液中：
c(SO)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．在25 ℃ 100 mL NH4Cl溶液中：
c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)
C．将0.2 mol·L－1 NaA溶液和0.1 mol·L－1盐酸等体积混合所得碱性溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D．0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液中：
c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋2c(CO)
[解析]　铵根离子水解使溶液显酸性，但水解是微弱的，所以离子浓度关系为c(NH)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－)，A项错误；氯化铵溶液中存在物料守恒：c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)，B项正确；0.2 mol·L－1 NaA溶液和0.1 mol·L－1盐酸等体积混合后，溶液中为等物质的量的NaA、HA、NaCl，电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，C项错误；碳酸氢钠溶液中碳酸氢根发生水解，物料守恒式为c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO)，D项错误。
〔对点集训1〕　(2021·山东潍坊高三检测)室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是(　B　)
A．Na2S溶液：c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H2S)＞c(HS－)
B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)
C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－)
D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－)
[解析]　A项，由于S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－、H2OH＋＋OH－，故离子浓度关系应为c(Na＋)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H2S)，错误；B项，符合电解质溶液中质子守恒关系，正确；C项，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，错误；D项，根据物料守恒，离子浓度的关系应为c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，错误。
微考点2　混合溶液中离子浓度大小比较
典例2 (2021·四川高三检测)室温下，将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化)，实验数据如下表：
实验编号
起始浓度/(mol·L－1)
反应后溶液的pH
c(HA)
c(KOH)
①
0.1
0.1
9
②
x
0.2
7
下列判断不正确的是(　B　)
A．实验①反应后的溶液中：c(K＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．实验①反应后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ mol·L－1
C．实验②反应后的溶液中：c(A－)＋c(HA)＞0.1 mol·L－1
D．实验②反应后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)＞c(OH－)＝c(H＋)
[解析]　实验①反应后溶液的pH＝9，即溶液显碱性，说明HA为弱酸，二者等浓度等体积混合恰好反应生成KA，A－水解，A项正确；实验①反应后的溶液中，由电荷守恒式c(H＋)＋c(K＋)＝c(A－)＋c(OH－)知，c(K＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)，B项错误；因为HA为弱酸，如果与等体积等浓度的KOH溶液混合，溶液显碱性，若溶液显中性，则在两溶液体积相等的条件下，HA溶液的浓度应大于0.2 mol·L－1，所以实验②反应后的溶液中，c(A－)＋c(HA)＞0.1 mol·L－1，C项正确；实验②反应后溶液显中性，根据电荷守恒式c(H＋)＋c(K＋)＝c(A－)＋c(OH－)，且c(H＋)＝c(OH－)，则c(K＋)＝c(A－)，即c(K＋)＝c(A－)＞c(H＋)＝c(OH－)，D项正确。
〔对点集训2〕　下列溶液中各粒子的浓度关系正确的是(　D　)
A．pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液与0.1 mol·L－1 HCl溶液混合至pH＝7：c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋)
D．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液与0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液
等体积混合：2c(Na＋)＝3[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]
[解析]　pH＝2的醋酸溶液的浓度远大于pH＝12的NaOH溶液的浓度，故等体积混合后溶液中的溶质为CH3COOH和CH3COONa，溶液中的离子浓度由大到小为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，A项错误；含等物质的量的CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中，Na＋的浓度在CH3COO－与CH3COOH的浓度之间，正确的关系为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)，B项错误；根据电荷守恒，溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(Cl－)，因为c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)＞c(OH－)＝c(H＋)，C项错误；根据物料守恒，溶液中存在2c(Na＋)＝3[c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)]，D项正确。
微考点3　不同溶液中同一离子浓度大小比较
典例3 (2021·黑龙江鹤岗市第一中学高三上学期月考)有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol·L－1的两种溶液混合而成：①NH4Cl与CH3COONa　②NH4Cl与HCl　③NH4Cl与NaCl　④NH4Cl与NH3·H2O(混合液呈碱性)下列各项排序正确的是(　B　)
A．pH：②＜①＜③＜④
B．c(NH)：①＜③＜②＜④
C．溶液中c(H＋)：①＜③＜②＜④
D．c(NH3·H2O)：①＜③＜④＜②
[解析]　①中NH4Cl水解呈酸性与水解呈碱性的CH3COONa混合，水解相互促进，但溶液接近中性；②中NH4Cl水解呈酸性被HCl抑制，但溶液呈强酸性；③中NH4Cl与NaCl混合，水解呈酸性；④NH4Cl与相应的碱NH3·H2O(混合液呈碱性)混合，则说明电离程度大于水解程度。所以由分析可知pH：②＜③＜①＜④，A错误；c(NH)：①＜③＜②＜④，B正确；溶液中c(H＋)：④＜①＜③＜②，C错误；c(NH3·H2O)：②＜③＜①＜④，D错误，故选B。
〔对点集训3〕　(2021·湖北武汉高三检测)有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol/L的2种溶液混合而成：
①CH3COONa溶液与Na2CO3溶液；
②CH3COONa溶液与NaCl溶液；
③CH3COONa溶液与NaOH溶液；
④CH3COONa溶液与盐酸。
c(CH3COO－)排序正确的是(　A　)
A．③＞①＞②＞④　　　　 B．③＞②＞①＞④
C．④＞②＞①＞③ D．④＞②＞③＞①
[解析]　①、③中Na2CO3、NaOH均抑制CH3COO－水解，但NaOH抑制能力更强；④中HCl促进CH3COO－水解，所以c(CH3COO－)：③＞①＞②＞④。
微考点4　酸碱中和滴定过程中离子浓度大小比较
典例4 (2021·湖南岳阳高三质量检测)常温下，用0.10 mol·L－1 KOH溶液滴定10.00 mL 0.10 mol·L－1 H2C2O4(二元弱酸)溶液所得滴定曲线如图(混合溶液的体积可看成混合前溶液的体积之和)。下列说法正确的是(　D　)

A．点①所示溶液中＝1012
B．点②所示溶液中：c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋c(C2O)＋c(OH－)
C．点③所示溶液中：c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H2C2O4)＞c(C2O)
D．点④所示溶液中：c(K＋)＋c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.10 mol·L－1
[解析]　0.10 mol·L－1 H2C2O4(二元弱酸)溶液中H2C2O4一级电离不完全，点①所示溶液中pH≠1，则≠1012，A项错误；点②为混合溶液，由电荷守恒可知，c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(OH－)，B项错误；点③溶液显酸性，溶质为KHC2O4，则HC2O在溶液中的电离程度大于其水解程度，所以c(C2O)＞c(H2C2O4)；HC2O在溶液中电离、水解都会被消耗，使其浓度降低，所以c(K＋)＞c(HC2O)，且HC2O电离、水解程度都比较微弱，故c(HC2O)＞c(C2O)，因此溶液中离子浓度大小关系为c(K＋)＞c(HC2O)＞c(C2O)＞c(H2C2O4)，C项错误；点④所示溶液为K2C2O4、KHC2O4按物质的量之比1∶1混合得到的混合溶液，由物料守恒可知，c(K＋)＋c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.10 mol·L－1，D项正确。
〔对点集训4〕　(2021·广东佛山市上学期普通高中教学质量检测(一)，13)常温下，向20 mL 0.1 mol·L－1的H3PO4溶液中滴加0.1 mol·L－1的NaOH溶液，所得溶液的pH与NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法正确的是(　C　)

A．H3PO4溶液第一步滴定可用酚酞作指示剂
B．A点溶液中c(H2PO)＞c(H3PO4)＞c(HPO)
C．图像中A、B、C三处溶液中相等
D．B点溶液存在2c(Na＋)＝c(PO)＋c(H2PO)＋c(HPO)＋c(H3PO4)
[解析]　H3PO4溶液第一步滴定生成NaH2PO4，溶液呈酸性，选变色范围为酸性的指示剂，可选用甲基橙作指示剂，故A错误；A点为NaH2PO4溶液，NaH2PO4在水溶液中，电离程度大于水解程度，A点溶液中c(H2PO)＞c(HPO)＞c(H3PO4)，故B错误；温度相同，同一反应的平衡常数相同，HPO水解常数：A、B、C三处溶液中相等，故C正确；B点是Na2HPO4溶液，物料守恒为：c(Na＋)＝2[c(PO)＋c(H2PO)＋c(HPO)＋c(H3PO4)]，故D错误。
萃取精华：
判断溶液中粒子浓度关系的注意事项

本讲要点速记：
1．盐类水解的三个特点
(1)可逆反应。
(2)吸热反应(中和反应的逆反应)。
(3)水解程度一般很微弱。
2．盐溶液酸碱性的判断
(1)判断盐溶液的酸碱性，需先判断盐的类型，因此需熟练记忆常见的强酸、强碱和弱酸、弱碱。
(2)盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如：NaCl溶液呈中性，是因为NaCl是强酸强碱盐，不水解。又如CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH的水解程度相当。
(3)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液中离子浓度是减小的，故溶液酸性(或碱性)越弱。
(4)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH－反应，使平衡向水解方向移动，原因是体系中c(CH3COOH)增大是主要因素，会使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。
3．盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，谁强显谁性；两强显中性，弱弱具体定。
4．影响水解的外部因素温度、浓度、外加酸碱
5．盐溶液蒸干的两项注意
(1)易挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干得到氢氧化物，灼烧得到氧化物。
(2)难挥发性强酸的弱碱盐溶液蒸干仍得到原溶质。
6．离子浓度大小的比较
(1)判断离子：电离过程、水解反应。
(2)明确“微弱”：电离是微弱的，水解是微弱的。
(3)利用守恒：原子守恒、电荷守恒、质子守恒(电荷守恒与原子守恒的推导)。