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2022届高考统考化学人教版一轮复习教师用书：第1部分 第8章 第3节 盐类的水解 水溶液中的图像教案
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这是一份2022届高考统考化学人教版一轮复习教师用书：第1部分 第8章 第3节 盐类的水解 水溶液中的图像教案，共31页。
盐类的水解原理及规律
知识梳理
1．盐类的水解原理
(1)定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质
(3)特点
(4)水解常数(Kh)
A－＋H2OHA＋OH－的水解常数表达式Kh＝eq \f(cHA·cOH－,cA－)＝eq \f(cHA·cOH－·cH＋,cA－·cH＋)＝eq \f(Kw,Ka)，若25 ℃，HA的Ka为1×10－6则A－的水解常数Kh为1×10－8。
2．盐类的水解规律
注意：水解规律熟记口诀：
有弱才水解，无弱不水解；
越弱越水解，谁强显谁性；
同强显中性，同弱不确定。
这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。
[辨易错]
(1)盐溶于水显酸性是因为盐发生了水解。( )
(2)NH4Cl、CH3COONa投入水中，均促进了水的电离。( )
(3)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性。( )
(4)25 ℃，pH＝4的盐溶液中水电离出的c(H＋)一定为1×10－4 ml·L－1。( )
(5)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同。( )
(6)25 ℃，0.1 ml·L－1的CH3COONa与0.1 ml·L－1的NaHCO3溶液前者pH高。( )
[答案] (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)×
3．酸式盐在水中的性质
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
(2)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若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。常见的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。常见的有NaHSO3、NaH2PO4等。
4．水解离子方程式的书写
(1)书写形式
在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
(2)书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－。
③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
④水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大生成气体或沉淀的，书写时要用“===”“↑”“↓”；但水解不生成气体或沉淀，水解不完全的，书写仍用“”。如2Al3＋＋3COeq \\al(2－,3)＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑；CH3COO－＋NHeq \\al(＋,4)＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
[深思考]
按要求写出离子方程式或电离方程式
(1)AlCl3显酸性 。
(2)Na2S显碱性 。
(3)NaAlO2显碱性 。
(4)FeCl3溶液与Na2CO3溶液混合 。
(5)NaHCO3溶液显碱性 ，
NaHSO3溶液显酸性
(6)对于易溶于水的正盐MnRm溶液，若pH>7，其原因是 (用离子方程式说明，下同)；若pH<7，其原因是
。
[答案] (1)Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
(2)S2－＋H2OHS－＋OH－
(3)AlOeq \\al(－,2)＋2H2OAl(OH)3＋OH－
(4)2Fe3＋＋3COeq \\al(2－,3)＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
(5)HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－
HSOeq \\al(－,3)H＋＋SOeq \\al(2－,3)
(6)Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－
Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋
知识应用
1．A＋、B＋、C－、D－四种离子两两组成四种可溶性盐，其中：AC和BD盐溶液pH＝7，BC盐溶液pH>7，则AOH、BOH、HC、HD的电离常数大小顺序为 (用化学式表示)。
[答案] BOH=HD>HC=AOH
2．为探究纯碱溶液呈碱性是由COeq \\al(2－,3)引起的，请你设计一个简单的实验方案：
。
[答案] 向纯碱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。则可以说明纯碱溶液呈碱性是由COeq \\al(2－,3)引起的
3．氯化铵和氯化锌做除锈剂的原理是
。
[答案] NHeq \\al(＋,4)和Zn2＋在水中发生水解反应，溶液呈酸性
命题点1 盐类水解的原理与离子方程式
1．常温下，浓度均为0.1 ml·L－1的下列四种盐溶液，其pH测定如表所示：
下列说法正确的是( )
A．四种溶液中，水的电离程度：①>②>④>③
B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同
C．将等浓度的CH3COOH和HClO溶液比较，pH小的是HClO
D．③溶液中水电离出的c(OH－)＝1×10－11.6 ml·L－1
B [A项，水的电离程度应为③>④>②>①，错误；C项，酸性CH3COOH强于HClO，pH小的为CH3COOH，错误；D项，Na2CO3促进水电离，c(OH－)H2O＝1×10－2.4 ml·L－1，错误。]
2．25 ℃时浓度都是1 ml·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX溶液的pH＝7且溶液中c(X－)＝1 ml·L－1，BX溶液的pH＝4，BY溶液的pH＝6。下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)
B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH
C．稀释相同倍数，溶液pH变化：BX等于BY
D．将浓度均为1 ml·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY
A [由题给条件可以推出AX是强酸强碱盐，BX为强酸弱碱盐，BY为弱酸弱碱盐，AY为强碱弱酸盐。1 ml·L－1 BY溶液的pH＝6，说明电离平衡常数K(BOH)3．下列有关盐的说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液变红的原因是COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－，HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－
B．由0.1 ml·L－1一元酸HA溶液的pH＝3，可推知NaA溶液存在A－＋H2OHA＋OH－
C．25 ℃，pH＝4的NaHSO3溶液中水电离的c(H＋)H2O＝1×10－4 ml·L－1
D．NaHB的水溶液显酸性，说明HB－电离程度可能大于水解程度
C [NaHSO3在水中HSOeq \\al(－,3)以电离为主，抑制水的电离，c(H＋)H2O<1×10－7 ml·L－1，C错误。]
命题点2 水解常数及电离常数的关系
4．(1)25 ℃ 0.01 ml·L－1 NaA溶液的pH＝10，则A－的水解常数表达式为 ，其值约为 。
(2)已知常温下H2SO3的电离常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则SOeq \\al(2－,3)的水解常数Kh1＝ ，Kh2＝ 。若常温下，pH＝9的Na2SO3溶液中eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝ 。
[解析] (1)Kh＝eq \f(cHA·cOH－,cA－)≈eq \f(10－4×10－4,0.01－10－4)≈10－6。
(2)SOeq \\al(2－,3)＋H2OHSOeq \\al(－,3)＋OH－
HSOeq \\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－
Kh1＝eq \f(cHSO\\al(－,3)·cOH－,cSO\\al(2－,3))＝eq \f(Kw,Ka2)＝eq \f(10－14,6.0×10－8)≈1.67×10－7，
故eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝eq \f(6.0×10－8×10－5,10－14)＝60，
Kh2＝eq \f(cH2SO3·cOH－,cHSO\\al(－,3))＝eq \f(Kw,Ka1)＝1×10－12。
[答案] (1)Kh＝eq \f(cHA·cOH－,cA－) 10－6
(2)1.67×10－7 1×10－12 60
5．(1)已知25 ℃时，Na2CO3溶液的水解平衡常数为Kh＝5×10－5，则当溶液中c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶2时，试求溶液的pH＝ 。
(2)已知25 ℃时，H2B的Ka1＝m，Ka2＝n，则pH＝5的NaHB溶液中eq \f(cB2－,cH2B)＝ 。
[解析] (1)Kh＝eq \f(cHCO\\al(－,3)·cOH－,cCO\\al(2－,3))＝5×10－5，又c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶2，得c(OH－)＝10－4 ml·L－1，故pH＝10。
(2)eq \f(cB2－,cH2B)＝eq \f(\f(Ka2·cHB－,cH＋),\f(cHB－·cH＋,Ka1))＝eq \f(Ka1·Ka2,c2H＋)＝eq \f(mn,10－10)＝1010 mn。
[答案] (1)10 (2)1010mn
6．已知25 ℃时，H2A的Ka1＝1×10－6，Ka2＝1×10－10，则25 ℃时，NaHA溶液呈 性，写出推导过程
。
[答案] 碱 Ka(HA－)＝Ka2＝1×10－10，Kh(HA－)＝eq \f(Kw,Ka1)＝eq \f(1×10－14,1×10－6)＝1×10－8>Ka(HA－)，故HA－在水中水解程度大于电离程度，溶液呈碱性
Ka或Kb与Kh的定量换算关系
①一元弱酸或弱碱的Ka或Kb与弱酸根或弱碱离子的Kh关系Ka＝eq \f(Kw,Kh)或Kb＝eq \f(Kw,Kh)。
②二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根的水解常数Kh1、Kh2的关系
Ka1＝eq \f(Kw,Kh2)，Ka2＝eq \f(Kw,Kh1)。
盐类水解的影响因素及应用
知识梳理
1．盐类水解的影响因素
(1)内因——主要因素
弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解，溶液的碱性或酸性越强。
如酸性(或Ka)CH3COOH>H2CO3>HCOeq \\al(－,3)可知同浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3的水解程度依次增大，pH依次增大。
(2)外界因素对盐类水解的影响
[辨易错]
(1)Na2CO3溶液中加水稀释，COeq \\al(2－,3)的水解平衡右移，n(OH－)增大，碱性增强。( )
(2)CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，冰醋酸与CH3COO－水解生成的OH－反应，促进了CH3COO－的水解。( )
(3)因为0.1 ml·L－1 Na2CO3溶液的pH大于0.1 ml·L－1 Na2SO3溶液的pH故可推知酸性H2CO3(4)将氯化铵溶液加水稀释时，eq \f(cNH\\al(＋,4),cCl－)的值减小。( )
(5)CH3COONa溶液浓度增大或减小，水解平衡均右移，水解程度均增大。( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)√ (5)×
2．盐类水解的“六”大类应用
(1)判断离子能否共存
若阴、阳离子发生水解相互促进的反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的水解相互促进的反应进行完全的有：
①Al3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)、HS－、S2－、ClO－。
②Fe3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)、ClO－。
③NHeq \\al(＋,4)与SiOeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)。
(2)判断盐溶液蒸干时所得的产物
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；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
③弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(3)保存、配制某些盐溶液
如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
(4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水
如实验室制备Fe(OH)3胶体的原理为
FeCl3＋3H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。
明矾净水的原理为Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。
(5)泡沫灭火器的原理
NaHCO3与Al2(SO4)3的饱和溶液混合
Al3＋＋3HCOeq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(6)铵态氮肥与草木灰不能混用，某些盐溶液(如ZnCl2、NH4Cl)作除锈剂。
知识应用
(1)直接蒸发CuCl2溶液，能不能得到CuCl2·2H2O晶体，应如何操作？
。
(2)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是
，
请结合离子方程式，运用平衡原理进行解释：
。
(3)除去CaCl2溶液中的Fe3＋的方法是向溶液中加入过量 ，其原理是
。
[答案] (1)不能，应在HCl气流中加热蒸发
(2)产生白色沉淀，且红色褪去 在Na2SO3溶液中，SOeq \\al(2－,3)水解：SOeq \\al(2－,3)＋H2OHSOeq \\al(－,3)＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SOeq \\al(2－,3)===BaSO3↓(白色)，由于c(SOeq \\al(2－,3))减小，SOeq \\al(2－,3)水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去
(3)CaCO3 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入CaCO3，CaCO3与H＋反应：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O，上述平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去
命题点1 盐类水解平衡的移动与应用
1．下列有关电解质溶液的说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中通入NH3，eq \f(cNa＋,cCO\\al(2－,3))减小
B．将0.1 ml·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，eq \f(cK＋,cC2O\\al(2－,4))增大
C．除去MgCl2溶液中Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或Mg(OH)2
D．向0.1 ml·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，eq \f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)增大
D [eq \f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)＝eq \f(1,KaCH3COOH)，加水稀释，Ka(CH3COOH)不变，D错误。]
2．(2020·武汉模拟)已知常温下浓度为0.1 ml·L－1的下列溶液的pH如表所示：
下列说法正确的是( )
A．加热0.1 ml·L－1 NaClO溶液测其pH，pH小于9.7
B．0.1 ml·L－1 Na2CO3溶液加水稀释，COeq \\al(2－,3)的水解平衡右移，pH变大
C．根据上表数据得出三种酸电离平衡常数大小关系为HF>HClO>H2CO3(二级电离平衡常数)
D．0.1 ml·L－1 NaF溶液中加入Na2CO3，F－的水解程度变大
C [A项，加热促进盐水解，pH>9.7，错误；B项，加水稀释碱性变弱，pH变小，错误；C项，水解程度越大，pH越大，相应的酸越弱，正确；D项，加Na2CO3，抑制F－水解，错误。]
3．常温下，HF的电离常数Ka＝6.61×10－4，NH3·H2O的电离常数Kb＝1.78×10－5。下列说法正确的是 ( )
A．NH4F溶液中lg eq \f(cOH－,cH＋)>0
B．NH4F溶液中水的电离程度小于纯水的电离程度
C．NH4F溶液中F－的水解平衡常数Kh(F－)≈1.51×10－11
D．NH4F与NH4Cl的混合溶液中有下列关系：c(NHeq \\al(＋,4))>c(F－)＋c(Cl－)
C [HF的电离平衡常数大于NH3·H2O的电离平衡常数，所以氟离子的水解程度小于铵根离子水解程度，溶液显酸性，氢氧根离子与氢离子的比值的对数应小于0，故A项错误；铵根离子和氟离子的水解促进水的电离，所以NH4F溶液中水的电离程度大于纯水的电离程度，故B项错误；NH4F溶液中F－的水解平衡常数＝eq \f(Kw,Ka)≈1.51×10－11，故C项正确；NH4F与NH4Cl的混合溶液呈酸性，c(Heq \\al(＋))>c(OH－)，有下列关系：c(NHeq \\al(＋,4))4．下列有关问题与盐的水解有关的是 ( )
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施用
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
[答案] D
命题点2 盐类水解的实验探究
5．已知：[FeCl4(H2O)2]－为黄色，溶液中可以存在可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，下列实验所得结论不正确的是( )
注：加热为微热，忽略体积变化。
A．实验①中，Fe2(SO4)3溶液显浅黄色原因是Fe3＋水解产生了少量Fe(OH)3
B．实验②中，酸化对Fe3＋水解的影响程度大于温度的影响
C．实验③中，加热，可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－正向移动
D．实验④，可证明升高温度，颜色变深一定是因为Fe3＋水解平衡正向移动
D [实验④升高温度水解平衡与Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－平衡均可能移动使颜色加深，故D项不正确。]
6．(2020·泰州模拟)10 ℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下的变化：
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCOeq \\al(－,3)的水解程度增大，故碱性增强，该水解反应的离子方程式为
。
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度 (填“大于”或“小于”)NaHCO3，该分解反应的化学方程式为 。
(3)丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
①只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂BaCl2溶液，若产生沉淀，则乙判断正确。原因是
(用离子方程式表示)。
能不能选用Ba(OH)2溶液？ (填“能”或“不能”)。
②将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH 8.3(填“大于”“小于”或“等于”)，则 (填“甲”或“乙”)判断正确。
[解析] (1)NaHCO3发生水解反应的离子方程式为HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－；(2)加热时，NaHCO3可分解生成Na2CO3，Na2CO3水解程度比NaHCO3大，溶液碱性较强；该分解反应的化学方程式为2NaHCO3eq \(=====,\s\up7(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O；(3)①在加热煮沸的溶液中加入足量的BaCl2溶液，若产生沉淀，则NaHCO3受热分解，原因是Ba2＋＋COeq \\al(2－,3)===BaCO3↓；不能用加入Ba(OH)2溶液的方法判断，原因是Ba(OH)2溶液与碳酸钠、碳酸氢钠都会发生反应产生BaCO3沉淀，因此不能确定物质的成分；②将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH等于8.3，则甲正确；若pH>8.3，则乙正确。
[答案] (1)HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－ (2)大于 2NaHCO3eq \(=====,\s\up7(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O
(3)①Ba2＋＋COeq \\al(2－,3)===BaCO3↓ 不能 ②等于 甲(或大于 乙)
溶液中粒子浓度的比较
知识梳理
1．理解“两大理论”，构建思维基点
(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，电离产生的粒子都非常少，同时还要考虑水的电离。
如氨水中：NH3·H2O、NHeq \\al(＋,4)、OH－、H＋浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)。
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是微弱的
①弱电解质离子的水解损失是微量的(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溶液的浓度。
如NH4Cl溶液中：NHeq \\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NHeq \\al(＋,4))>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：COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、H2CO3的浓度大小关系应是c(COeq \\al(2－,3))>c(HCOeq \\al(－,3))>c(H2CO3)。
2．理解“三个守恒”，明确浓度关系
(1)电荷守恒
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋2c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)。
(2)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
①单一元素守恒，如1 ml NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NHeq \\al(＋,4))＝1 ml，即氮元素守恒。
②两元素守恒，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(COeq \\al(2－,3))，即钠元素与碳元素守恒。
(3)质子守恒(了解)：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如NaHCO3溶液中：
c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)。
注意：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。
3．同一溶液中不同粒子浓度大小比较模板
[模板一] MCl溶液(MOH为弱碱)，如NH4Cl、NH4NO3
(1)大小关系：c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(MOH)>c(OH－)。
(2)电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(M＋)
(3)物料守恒：c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH)
(4)质子守恒：c(MOH)＋c(OH－)＝c(H＋)
[模板二] Na2R溶液(H2R为二元弱酸)，如Na2CO3、Na2S、Na2C2O4
(1)大小关系：c(Na＋)>c(R2－)>c(OH－)>c(HR－)>c(H＋)
(2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－)
(3)物料守恒：c(Na＋)＝2[c(R2－)＋c(HR－)＋c(H2R)]
(4)质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HR－)＋2c(H2R)
[模板三] NaHR溶液(H2R为二元弱酸)
如eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(pH<7：NaHSO3、NaHC2O4,pH>7：NaHCO3、NaHS))
(1)大小关系eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①pH<7：cNa＋>cHR－>cH＋, >cR2－>cOH－>cH2R,②pH>7：cNa＋>cHR－>cOH－, >cH2R>cH＋>cR2－))
(2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HR－)＋2c(R2－)＋c(OH－)。
(3)物料守恒：c(Na＋)＝c(HR－)＋c(H2R)＋c(R2－)。
(4)质子守恒：c(H＋)＝c(R2－)＋c(OH－)－c(H2R)。
[模板四] MCl与MOH混合液[n(MCl)∶n(MOH)＝1∶1]
(1)大小关系eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①pH>7：cM＋>cCl－>cMOH, >cOH－>cH＋,②pH<7：cMOH>cCl－>cM＋>, cH＋>cOH－))
(2)物料守恒：2c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH)
[模板五] HR与NaR的混合液[n(HR)∶n(NaR)＝1∶1]
(1)大小关系：eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①pH<7：cR－>cNa＋>cHR>, cH＋>cOH－,②pH>7：cHR>cNa＋>cR－>, cOH－>cH＋))
(2)物料守恒：2c(Na＋)＝c(R－)＋c(HR)
[模板六] 中和滴定曲线“五点”离子浓度比较
以向10 mL 0.1 ml·L－1的HA溶液中滴加0.1 ml·L－1的NaOH溶液为例
⇒eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(a点：离子浓度大小：cH＋>cA－>cOH－,b点：离子浓度大小：cA－>cNa＋>cH＋>cOH－,c点：离子浓度大小：cA－＝cNa＋>cH＋＝cOH－,d点：离子浓度大小：cNa＋>cA－>cOH－>cH＋,e点：离子浓度大小：cNa＋>cA－>cOH－>cH＋))
命题点1 同一溶液中不同粒子浓度比较
1．常温下，将浓度均为0.1 ml·L－1的一元酸HX溶液和NaOH溶液等体积混合后(忽略溶液体积变化)，测得溶液的pH＝a。下列有关说法错误的是( )
A．若a＝8，则此时溶液中：c(Na＋)－c(X－)＝9.9×10－7 ml·L－1
B．若HX为弱酸，混合后的溶液中：c(X－)＋c(HX)＝0.05 ml·L－1
C．若混合后c(H＋)c(X－)>c(OH－)
D．若混合后a＝7，则0.1 ml·L－1的HX溶液中：c(OH－)＋c(X－)<0.1 ml·L－1
D [将浓度为0.1 ml·L－1的HX溶液与NaOH溶液等体积混合，反应后得到0.05 ml·L－1 NaX溶液。若溶液pH＝8，则NaX为强碱弱酸盐，根据电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，c(Na＋)－c(X－)＝c(OH－)－c(H＋)＝10－6 ml·L－1－10－8 ml·L－1＝9.9×10－7 ml·L－1，A项正确；根据物料守恒得c(X－)＋c(HX)＝0.05 ml·L－1，B项正确；若混合后c(H＋)c(X－)>c(OH－)，C项正确；若混合后a＝7，则HX为强酸，0.1 ml·L－1的HX溶液中c(X－)＝0.1 ml·L－1，c(X－)＋c(OH－)>0.1 ml·L－1，D项错误。]
2．(2020·江苏南京师范大学苏州实验学校模拟)常温常压下，将a ml CO2气体通入含b ml NaOH的溶液中，下列对所得溶液的描述正确的是( )
A．2ac(COeq \\al(2－,3))>c(OH－)>c(H＋)
B．2a＝b时，则一定存在：c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H＋)
C．b<2a<2b时，则一定存在：eq \f(cHCO\\al(－,3),cCO\\al(2－,3))D．a＝b时，则一定存在：2c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋3c(COeq \\al(2－,3))＋2c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H2CO3)
D [向NaOH溶液中通入CO2，依次发生反应CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O和Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3。当2aKa2＝eq \f(cCO\\al(2－,3)·cH＋,cHCO\\al(－,3))，得eq \f(cHCO\\al(－,3),cCO\\al(2－,3))>eq \f(cH2CO3,cHCO\\al(－,3))，C错误；当a＝b时，溶液中溶质为NaHCO3，由电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))，由物料守恒得c(Na＋)＝c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H2CO3)，将两式相加得2c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋3c(COeq \\al(2－,3))＋2c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H2CO3)，D正确。]
3．25 ℃时，分别向20.00 mL 0.100 0 ml·L－1的氨水、醋酸铵溶液中滴加0.100 0 ml·L－1的盐酸，溶液pH与加入盐酸体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．M点溶液中：c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(NH3·H2O)>c(H＋)
B．N点溶液中：c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)
C．P点溶液中：c(NHeq \\al(＋,4))>2c(CH3COO－)＋c(NH3·H2O)
D．Q点溶液中：2c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(NHeq \\al(＋,4))
B [一水合氨是弱电解质，电离程度较小，一水合氨电离导致溶液呈碱性，水还电离出氢氧根离子，则存在c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)，故A错误；N点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨、氯化铵，混合溶液呈碱性，说明一水合氨电离程度大于铵根离子水解程度，但是其电离和水解程度都较小，则存在c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)，故B正确；P点溶液中溶质为等物质的量浓度的氯化铵、醋酸铵和醋酸，溶液中存在物料守恒c(NHeq \\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Cl－)，存在电荷守恒c(NHeq \\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，溶液呈酸性，则c(H＋)>c(OH－)，c(NHeq \\al(＋,4))4．(2020·徐州模拟)常温下，将Cl2缓慢通入水中至饱和，然后向所得饱和氯水中滴加0.10 ml·L－1的NaOH溶液，整个过程中溶液pH变化的曲线如图所示。下列叙述中正确的是( )
A．点①所示溶液中：c(H＋)＝c(Cl－)＋c(HClO)＋c(OH－)
B．点②所示溶液中：c(H＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(HClO)
C．点③所示溶液中：c(Na＋)＝2c(ClO－)＋c(HClO)
D．点④所示溶液中：c(Na＋)>c(ClO－)>c(Cl－)>c(HClO)
C [①点表示Cl2缓慢通入水中但未达到饱和，电荷守恒式：c(H＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，A错误；②点表示Cl2缓慢通入水中刚好达到饱和，HClO是弱酸，部分电离，c(HClO)>c(ClO－)，则有c(H＋)>c(Cl－)>c(HClO)>c(ClO－)，B错误；③点溶液pH＝7，电荷守恒式：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，则c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)，溶液中c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(HClO)，所以c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(ClO－)＋c(HClO)＝2c(ClO－)＋c(HClO)，C正确；④点表示饱和氯水与NaOH溶液反应得到NaCl、NaClO、NaOH，NaClO部分水解，则c(Cl－)>c(ClO－)，D错误。]
溶液混合后溶液中粒子浓度比较思路
命题点2 不同溶液中同一粒子浓度比较
5．有4种混合溶液，分别由等体积 0.1 ml·L－1的两种溶液混合而成：①NH4Cl与CH3COONa(混合溶液呈中性) ②NH4Cl 与HCl ③NH4Cl与NaCl ④NH4Cl与NH3·H2O(混合溶液呈碱性)。下列各项排序正确的是( )
A．pH：②＜①＜③＜④
B．溶液中c(H＋)：①＜③＜②＜④
C．c(NHeq \\al(＋,4))：①＜③＜②＜④
D．c(NH3·H2O)：①＜③＜④＜②
C [A项，④呈碱性，①呈中性，③呈弱酸性，②呈强酸性，pH：②<③<①<④，错误；B项，溶液中c(H＋)：④<①<③<②，错误；D项，c(NH3·H2O)：②<③<①<④，错误。]
不同溶液中同种粒子浓度大小的比较
水溶液中的陌生图像分析
借助图像判断电解质溶液中粒子浓度的关系，是高考常考题型，其中不同阶段粒子浓度关系的判断是近几年高考的热点和亮点，同时此类试题的图像往往与数学紧密联系，难度较大。该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质的成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。该题型一般综合性强、难度较大，能够很好考查学生的分析推理能力。充分体现“证据推理与模型认知”的核心素养。
类型一 分布曲线图像分析
分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
注意：利用图像中交点对应的pH可求pKa。
[典例导航]
常温下，向0.1 ml·L－1 H3PO4溶液中加入NaOH的过程中各种微粒的物质的量分数(δ)随pH的变化关系如图所示(H3PO4的三级电离常数依次为Ka1、Ka2、Ka3)。下列叙述错误的是( )
A．Ka2＝10－7.2，HPOeq \\al(2－,4)的水解平衡常数为10－6.8
B．为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制在4～5
C．反应H2POeq \\al(－,4)＋H2OH3PO4＋OH－的K＝10－11.9
D．Na2HPO4溶液中存在c(OH－)＋c(POeq \\al(3－,4))＝c(H＋)＋c(H2POeq \\al(－,4))＋c(H3PO4)
[思路点拨] H3PO4eq \(――→,\s\up7(OH－))H2POeq \\al(－,4)eq \(――→,\s\up7(OH－))HPOeq \\al(3－,4)eq \(――→,\s\up7(OH－))POeq \\al(3－,4)，由题图可知pKa1＝2.1，pKa2＝7.2，pKa3＝12.3，再根据Ka·Kh＝Kw，可知pKh1＝1.7，pKh2＝6.8，pKh3＝11.9。
D [分析题图可知，曲线1代表H3PO4的物质的量分数随pH的变化关系，曲线2代表H2POeq \\al(－,4)的物质的量分数随pH的变化关系，曲线3代表HPOeq \\al(2－,4)的物质的量分数随pH的变化关系，曲线4代表POeq \\al(3－,4)的物质的量分数随pH的变化关系。A项，当pH＝7.2时，c(H2POeq \\al(－,4))＝c(HPOeq \\al(2－,4))，Ka2＝eq \f(cHPO\\al(2－,4)·cH＋,cH2PO\\al(－,4))＝c(H＋)＝10－7.2，HPOeq \\al(2－,4)的水解平衡常数Kh(HPOeq \\al(2－,4))＝eq \f(cH2PO\\al(－,4)·cOH－,cHPO\\al(2－,4))＝c(OH－)＝10－6.8，正确；B项，由题图可知，pH在4～5之间，H2POeq \\al(－,4)的物质的量分数接近1.0，正确；C项，当pH＝2.1时，c(H3PO4)＝c(H2POeq \\al(－,4))，Ka1＝eq \f(cH2PO\\al(－,4)·cH＋,cH3PO4)＝c(H＋)＝10－2.1，该反应的K＝eq \f(cH3PO4·cOH－,cH2PO\\al(－,4))＝eq \f(cH3PO4·cH＋·cOH－,cH2PO\\al(－,4)·cH＋)＝eq \f(KW,Ka1)＝eq \f(10－14,10－2.1)＝10－11.9，正确；D项，Na2HPO4溶液中，根据质子守恒知，c(H＋)＋c(H2POeq \\al(－,4))＋2c(H3PO4)＝c(OH－)＋c(POeq \\al(3－,4))，错误。]
类型二 坐标为对数或负对数的图像分析
1．常考有关对数示例
(1)pC：类比pH，即为C离子浓度的负对数，规律是pC越大，C离子浓度越小。
(2)pK：平衡常数的负对数，规律是pK越大，平衡常数越小，对于一元弱酸(HX)：pKa＝pH－lg eq \f(cX－,cHX)，lg eq \f(cX－,cHX)越大，HX的电离程度越大。
(3)AG＝lg eq \f(cH＋,cOH－)，氢离子浓度与氢氧根离子浓度比的对数；规律是：AG越大，酸性越强，中性时AG＝0。
2．图像示例
(1)pOH—pH曲线
(2)常温下，二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示：
⇒eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(L1代表lg \f(cHY－,cH2Y)－pH,H2Y的Ka1＝10－1.3，Ka2＝10－4.3,e点：cH2Y＝cY2－))
(3)常温下将KOH溶液滴加二元弱酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系图：
⇒eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(二元弱酸H2X一级电离程度远大于二, 级电离程度,lg \f(cX2－,cHX－)越大，表示电离程度越大，因而, N代表一级电离的曲线，M代表二级电离曲线,可以根据m点，n点的坐标计算pKa1和pKa2))
[典例导航]
25 ℃时，向某二元弱酸H2X的溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中lg eq \f(cX2－,cHX－)或lg eq \f(cHX－,cH2X)与pH的关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A．Ka2(H2X)的数量级为10－9
B．m曲线表示lg eq \f(cHX－,cH2X)与pH的变化关系
C．25 ℃时，NaHX溶液中c(X2－)>c(H2X)
D．pH＝8时，eq \f(cX2－,cH2X)＝10－0.7
[思路点拨] (1)Ka1＝eq \f(cHX－·cH＋,cH2X)⇒pH＋lg Ka1＝lg eq \f(cHX－,cH2X)
同理：pH＋lg Ka2＝lg eq \f(cX2－,cHX－)
(2)当pH＝7.4时，lg eq \f(cHX－,cH2X)＝1，可求lg Ka1＝－6.4
当pH＝9.3时，lg eq \f(cX2－,cHX)＝－1，可求lg Ka2＝－10.3。
(3)Ka1·Ka2＝eq \f(cX2－·c2H＋,cH2X)，pH＝8可求eq \f(cX2－,cH2X)＝eq \f(Ka1·Ka2,c2H＋)＝10－0.7。
D [B项，在相同条件下，Ka1>Ka2，然后结合图像知，曲线m表示lg eq \f(cX2－,cHX－)与pH的关系，曲线n表示lg eq \f(cHX－,cH2X)与pH的关系，错误；A项，根据m曲线上的点(9.3，－1)可以计算出H2X的Ka2＝10－1－9.3＝10－10.3，根据n曲线上的点(7.4,1)可以计算出Ka1＝101－7.4＝10－6.4，H2X的Ka2＝10－10.3＝100.7－11＝100.7×10－11，故Ka2(H2X)的数量级为10－11，错误；C项，由H2X的Ka1＝10－6.4，Ka2＝10－10.3可知，25 ℃时，HX－的电离常数为10－10.3，HX－的水解平衡常数Kh＝eq \f(KW,Ka1)＝10－7.6，Ka2c(X2－)，错误。]
1．(2020·枣强中学模拟)常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随－lg c(OH－)变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．Kb1(N2H4)＝10－6
B．反应N2Heq \\al(2＋,6)＋N2H42N2Heq \\al(＋,5)的pK＝9.0(已知：pK＝－lg K)
C．N2H5Cl溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．N2H5Cl溶液中存在c(Cl－)＋c(OH－)＝c(N2Heq \\al(＋,5))＋2c(N2Heq \\al(2＋,6))＋c(H＋)
B [当－lg c(OH－)＝15.0时，c(N2Heq \\al(2＋,6))＝c(N2Heq \\al(＋,5))，电离方程式为N2Heq \\al(＋,5)＋H2ON2Heq \\al(2＋,6)＋OH－，Kb2(N2H4)＝eq \f(cOH－×cN2H\\al(2＋,6),cN2H\\al(＋,5))＝c(OH－)＝10－15，反应N2Heq \\al(2＋,6)＋N2H42N2Heq \\al(＋,5)的K＝eq \f(c2N2H\\al(＋,5),cN2H\\al(2＋,6)×cN2H4)＝eq \f(Kb1N2H4,Kb2N2H4)＝eq \f(10－6,10－15)＝109，pK＝－9.0，B项错误。]
2．25 ℃时，向NaHCO3溶液中滴入盐酸，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．25 ℃时，H2CO3的一级电离Ka1(H2CO3)＝1.0×10－6.4
B．M点溶液中：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(Cl－)＋2c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)
C．25 ℃时，HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－的Kh＝1.0×10－7.6
D．图中a＝2.6
B [A项，lg Ka1＝－lg eq \f(cHCO\\al(－,3),cH2CO3)＋pH＝－1＋7.4＝6.4，Ka1＝10－6.4，正确；B项，根据电荷守恒和物料守恒可知M点溶液中存在c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(Cl－)＋c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)，错误；C项，Kh＝eq \f(Kw,Ka1)＝10－7.6，正确；D项，6.4＝－a＋9，a＝2.6，正确。]
3．(2020·潍坊模拟)常温下，将NaOH溶液滴入二元弱酸H2X溶液中，混合溶液中的粒子浓度与溶液pH的变化关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A．曲线M表示lg eq \f(cX2－,cHX－)与pH的变化关系
B．NaHX溶液显碱性
C．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－)
D．Ka2(H2X)的数量级为10－9
C [H2X为二元弱酸，以第一步电离为主，则Ka1(H2X)>Ka2(H2X)，酸性条件下，则pH相同时eq \f(cHX－,cH2X)>eq \f(cX2－,cHX－)，由图像可知N为lgeq \f(cX2－,cHX－)的变化曲线，M为lg eq \f(cHX－,cH2X)的变化曲线，当lg eq \f(cHX－,cH2X)或lg eq \f(cX2－,cHX－)＝0时，说明eq \f(cHX－,cH2X)或eq \f(cX2－,cHX－)＝1，浓度相等，结合图像可计算电离常数并判断溶液的酸碱性。]
[真题验收]
1．(2020·全国卷Ⅰ，T13)以酚酞为指示剂，用0.100 0 ml·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。
[比如A2－的分布系数：
δ(A2－)＝eq \f(cA2－,cH2A＋cHA－＋cA2－)]
下列叙述正确的是( )
A．曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)
B．H2A溶液的浓度为0.200 0 ml·L－1
C．HA－的电离常数Ka＝1.0×10－2
D．滴定终点时，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)
C [由题图可知加入40 mL NaOH溶液时达到滴定终点，又H2A为二元酸，则H2A溶液的浓度为0.100 0 ml·L－1，由题图可知，没有加入NaOH溶液时，H2A溶液的pH约为1.0，分析可知H2A第一步完全电离，曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ(A2－)，A项错误，B项错误；由题图可知δ(HA－)＝δ(A2－)时溶液pH＝2.0，即c(HA－)＝c(A2－)时溶液pH＝2.0，则Ka(HA－)＝eq \f(cH＋·cA2－,cHA－)＝1.0×10－2，C项正确；滴定终点时溶液中存在的离子有Na＋、H＋、A2－、HA－、OH－，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，此时c(H＋)2．(双选)(2020·山东学业水平等级考试，T15)25 ℃时，某混合溶液中c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 ml·L－1，lg c(CH3COOH)、lg c(CH3COO－)、lg c(H＋)和lg c(OH－)随pH变化的关系如图所示。Ka为CH3COOH的电离常数，下列说法正确的是( )
A．O点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)
B．N点时，pH＝－lg Ka
C．该体系中，c(CH3COOH)＝eq \f(0.1cH＋,Ka＋cH＋) ml·L－1
D．pH由7到14的变化过程中，CH3COO－的水解程度始终增大
BC [结合题图可知当pH最小时，溶液呈酸性，溶液中c(CH3COOH)最大，对应lg c(H＋)最大，随着pH逐渐增大，当溶液中c(CH3COO－)最大时，对应lg c(OH－)最大。则4条曲线分别对应的lg c(x)如下：
经上述分析可知N点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，Ka＝c(H＋)，即pH＝－lg Ka，A项错误，B项正确；该体系中，0.1c(H＋)＝[c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)]×c(H＋)＝c(CH3COOH)×c(H＋)eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＋1))＝c(CH3COOH)×[Ka＋c(H＋)]，C项正确；pH由7到14的过程中先促进CH3COO－的水解，后抑制其水解，D项错误。]
3．(2017·全国卷Ⅰ)常温下将NaOH溶液滴加己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．Ka2(H2X)的数量级为10－6
B．曲线N表示pH与lg eq \f(cHX－,cH2X)的变化关系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)
D [因己二酸的Ka1>Ka2，根据电离常数表达式可知pH相同时lg eq \f(cX2－,cHX－)c(HX－)。]
4．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 ml·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝eq \f(cX,cH2A＋cHA－＋cA2－)]。
下列叙述错误的是( )
A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg[K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
D
[新题预测]
1．常温时，改变饱和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．该温度下，HClOH＋＋ClO－的电离常数为Ka，则lg Ka＝－7.54
B．氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能与KI发生反应
C．pH＝1的氯水中，c(Cl2)>c(Cleq \\al(－,3))>c(HClO)>c(ClO－)
D．已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq) Cleq \\al(－,3)(aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小
D [反应HClOH＋＋ClO－的电离常数Ka＝eq \f(cH＋·cClO－,cHClO)，由题图知pH＝7.54时，c(ClO－)＝c(HClO)，得出Ka＝c(H＋)，则lg Ka＝－pH＝－7.54，A正确；Cl2、ClO－、HClO均有强氧化性，能氧化KI，B正确；在题图中pH＝1处作一条垂直于横轴的线，同一溶液的体积相同，含氯微粒的物质的量分数越大，其相对应的微粒的浓度越大，可得出c(Cl2)>c(Cleq \\al(－,3))>c(HClO)>c(ClO－)，C正确；K只与温度有关，温度不变，K不变，D错误。]
2．已知Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.7×10－5。常温下，用0.01 ml·L－1氨水滴定20 mL浓度均为0.01 ml·L－1的HCl和CH3COOH混合溶液，相对导电能力随加入氨水体积变化曲线如图所示。下列叙述错误的是( )
A．a点的混合溶液中c(CH3COO－)约为1.7×10－5 ml·L－1
B．b点的混合溶液中：c(CH3COOH)>c(NHeq \\al(＋,4))
C．c点的混合溶液中：c(NHeq \\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．混合溶液pH＝7时，加入氨水体积大于40 mL
B [A项，a点溶液的c(H＋)≈0.01 ml/L，c(CH3COOH)＝0.01 ml/L，根据Ka(CH3COOH)表达式可知c(CH3COO－)≈1.7×10－5 ml/L，正确；B项，b点混合液中有NH4Cl和CH3COOH，二者的浓度相同，Kh(NHeq \\al(＋,4))＝eq \f(10－14,1.7×10－5)40 mL，正确。]
考纲定位
要点网络
1.了解盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
4.能正确书写盐类水解的化学方程式或离子方程式。
5.水溶液中粒子浓度的比较。
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(常温下)
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
—
中性
＝7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NHeq \\al(＋,4)、Cu2＋
酸性
<7
弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、COeq \\al(2－,3)
碱性
>7
序号
①
②
③
④
溶液
CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
NaClO
pH
8.8
9.7
11.6
10.3
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
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、碱
加酸
弱碱阳离子的水解程度减小；弱酸根阴离子的水解程度增大
加碱
弱酸根阴离子的水解程度减小；弱碱阳离子的水解程度增大
外加其他盐
水解形式相同的盐
相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)
水解形式相反的盐
相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]
溶质
NaF
NaClO
Na2CO3
pH
7.5
9.7
11.6
①
②
③
④
加热前溶液为浅黄色，加热后颜色变深
加热前溶液接近无色，加热后溶液颜色无明显变化
加入NaCl后，溶液立即变为黄色，加热后溶液颜色变深
加热前溶液为黄色，加热后溶液颜色变深
温度(℃)
10
20
30
加热煮沸后冷却到50 ℃
pH
8.3
8.4
8.5
8.8
一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元弱酸(以草酸H2C2O4为例)
注：pKa为电离常数的负对数
δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数
δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2Oeq \\al(－,4)分布系数、δ2为C2Oeq \\al(2－,4)分布系数
盐类的水解原理及规律
知识梳理
1．盐类的水解原理
(1)定义
在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质
(3)特点
(4)水解常数(Kh)
A－＋H2OHA＋OH－的水解常数表达式Kh＝eq \f(cHA·cOH－,cA－)＝eq \f(cHA·cOH－·cH＋,cA－·cH＋)＝eq \f(Kw,Ka)，若25 ℃，HA的Ka为1×10－6则A－的水解常数Kh为1×10－8。
2．盐类的水解规律
注意：水解规律熟记口诀：
有弱才水解，无弱不水解；
越弱越水解，谁强显谁性；
同强显中性，同弱不确定。
这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。
[辨易错]
(1)盐溶于水显酸性是因为盐发生了水解。( )
(2)NH4Cl、CH3COONa投入水中，均促进了水的电离。( )
(3)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性。( )
(4)25 ℃，pH＝4的盐溶液中水电离出的c(H＋)一定为1×10－4 ml·L－1。( )
(5)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同。( )
(6)25 ℃，0.1 ml·L－1的CH3COONa与0.1 ml·L－1的NaHCO3溶液前者pH高。( )
[答案] (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)×
3．酸式盐在水中的性质
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
(2)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若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。常见的有NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。常见的有NaHSO3、NaH2PO4等。
4．水解离子方程式的书写
(1)书写形式
在书写盐类水解方程式时一般要用“”号连接，产物不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
(2)书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－。
③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
④水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大生成气体或沉淀的，书写时要用“===”“↑”“↓”；但水解不生成气体或沉淀，水解不完全的，书写仍用“”。如2Al3＋＋3COeq \\al(2－,3)＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑；CH3COO－＋NHeq \\al(＋,4)＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
[深思考]
按要求写出离子方程式或电离方程式
(1)AlCl3显酸性 。
(2)Na2S显碱性 。
(3)NaAlO2显碱性 。
(4)FeCl3溶液与Na2CO3溶液混合 。
(5)NaHCO3溶液显碱性 ，
NaHSO3溶液显酸性
(6)对于易溶于水的正盐MnRm溶液，若pH>7，其原因是 (用离子方程式说明，下同)；若pH<7，其原因是
。
[答案] (1)Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
(2)S2－＋H2OHS－＋OH－
(3)AlOeq \\al(－,2)＋2H2OAl(OH)3＋OH－
(4)2Fe3＋＋3COeq \\al(2－,3)＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
(5)HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－
HSOeq \\al(－,3)H＋＋SOeq \\al(2－,3)
(6)Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－
Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋
知识应用
1．A＋、B＋、C－、D－四种离子两两组成四种可溶性盐，其中：AC和BD盐溶液pH＝7，BC盐溶液pH>7，则AOH、BOH、HC、HD的电离常数大小顺序为 (用化学式表示)。
[答案] BOH=HD>HC=AOH
2．为探究纯碱溶液呈碱性是由COeq \\al(2－,3)引起的，请你设计一个简单的实验方案：
。
[答案] 向纯碱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。则可以说明纯碱溶液呈碱性是由COeq \\al(2－,3)引起的
3．氯化铵和氯化锌做除锈剂的原理是
。
[答案] NHeq \\al(＋,4)和Zn2＋在水中发生水解反应，溶液呈酸性
命题点1 盐类水解的原理与离子方程式
1．常温下，浓度均为0.1 ml·L－1的下列四种盐溶液，其pH测定如表所示：
下列说法正确的是( )
A．四种溶液中，水的电离程度：①>②>④>③
B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子种类相同
C．将等浓度的CH3COOH和HClO溶液比较，pH小的是HClO
D．③溶液中水电离出的c(OH－)＝1×10－11.6 ml·L－1
B [A项，水的电离程度应为③>④>②>①，错误；C项，酸性CH3COOH强于HClO，pH小的为CH3COOH，错误；D项，Na2CO3促进水电离，c(OH－)H2O＝1×10－2.4 ml·L－1，错误。]
2．25 ℃时浓度都是1 ml·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX溶液的pH＝7且溶液中c(X－)＝1 ml·L－1，BX溶液的pH＝4，BY溶液的pH＝6。下列说法正确的是( )
A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)
B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH
C．稀释相同倍数，溶液pH变化：BX等于BY
D．将浓度均为1 ml·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY
A [由题给条件可以推出AX是强酸强碱盐，BX为强酸弱碱盐，BY为弱酸弱碱盐，AY为强碱弱酸盐。1 ml·L－1 BY溶液的pH＝6，说明电离平衡常数K(BOH)
A．向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液变红的原因是COeq \\al(2－,3)＋H2OHCOeq \\al(－,3)＋OH－，HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－
B．由0.1 ml·L－1一元酸HA溶液的pH＝3，可推知NaA溶液存在A－＋H2OHA＋OH－
C．25 ℃，pH＝4的NaHSO3溶液中水电离的c(H＋)H2O＝1×10－4 ml·L－1
D．NaHB的水溶液显酸性，说明HB－电离程度可能大于水解程度
C [NaHSO3在水中HSOeq \\al(－,3)以电离为主，抑制水的电离，c(H＋)H2O<1×10－7 ml·L－1，C错误。]
命题点2 水解常数及电离常数的关系
4．(1)25 ℃ 0.01 ml·L－1 NaA溶液的pH＝10，则A－的水解常数表达式为 ，其值约为 。
(2)已知常温下H2SO3的电离常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则SOeq \\al(2－,3)的水解常数Kh1＝ ，Kh2＝ 。若常温下，pH＝9的Na2SO3溶液中eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝ 。
[解析] (1)Kh＝eq \f(cHA·cOH－,cA－)≈eq \f(10－4×10－4,0.01－10－4)≈10－6。
(2)SOeq \\al(2－,3)＋H2OHSOeq \\al(－,3)＋OH－
HSOeq \\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－
Kh1＝eq \f(cHSO\\al(－,3)·cOH－,cSO\\al(2－,3))＝eq \f(Kw,Ka2)＝eq \f(10－14,6.0×10－8)≈1.67×10－7，
故eq \f(cSO\\al(2－,3),cHSO\\al(－,3))＝eq \f(6.0×10－8×10－5,10－14)＝60，
Kh2＝eq \f(cH2SO3·cOH－,cHSO\\al(－,3))＝eq \f(Kw,Ka1)＝1×10－12。
[答案] (1)Kh＝eq \f(cHA·cOH－,cA－) 10－6
(2)1.67×10－7 1×10－12 60
5．(1)已知25 ℃时，Na2CO3溶液的水解平衡常数为Kh＝5×10－5，则当溶液中c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶2时，试求溶液的pH＝ 。
(2)已知25 ℃时，H2B的Ka1＝m，Ka2＝n，则pH＝5的NaHB溶液中eq \f(cB2－,cH2B)＝ 。
[解析] (1)Kh＝eq \f(cHCO\\al(－,3)·cOH－,cCO\\al(2－,3))＝5×10－5，又c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝1∶2，得c(OH－)＝10－4 ml·L－1，故pH＝10。
(2)eq \f(cB2－,cH2B)＝eq \f(\f(Ka2·cHB－,cH＋),\f(cHB－·cH＋,Ka1))＝eq \f(Ka1·Ka2,c2H＋)＝eq \f(mn,10－10)＝1010 mn。
[答案] (1)10 (2)1010mn
6．已知25 ℃时，H2A的Ka1＝1×10－6，Ka2＝1×10－10，则25 ℃时，NaHA溶液呈 性，写出推导过程
。
[答案] 碱 Ka(HA－)＝Ka2＝1×10－10，Kh(HA－)＝eq \f(Kw,Ka1)＝eq \f(1×10－14,1×10－6)＝1×10－8>Ka(HA－)，故HA－在水中水解程度大于电离程度，溶液呈碱性
Ka或Kb与Kh的定量换算关系
①一元弱酸或弱碱的Ka或Kb与弱酸根或弱碱离子的Kh关系Ka＝eq \f(Kw,Kh)或Kb＝eq \f(Kw,Kh)。
②二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根的水解常数Kh1、Kh2的关系
Ka1＝eq \f(Kw,Kh2)，Ka2＝eq \f(Kw,Kh1)。
盐类水解的影响因素及应用
知识梳理
1．盐类水解的影响因素
(1)内因——主要因素
弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解，溶液的碱性或酸性越强。
如酸性(或Ka)CH3COOH>H2CO3>HCOeq \\al(－,3)可知同浓度的CH3COONa、NaHCO3、Na2CO3的水解程度依次增大，pH依次增大。
(2)外界因素对盐类水解的影响
[辨易错]
(1)Na2CO3溶液中加水稀释，COeq \\al(2－,3)的水解平衡右移，n(OH－)增大，碱性增强。( )
(2)CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，冰醋酸与CH3COO－水解生成的OH－反应，促进了CH3COO－的水解。( )
(3)因为0.1 ml·L－1 Na2CO3溶液的pH大于0.1 ml·L－1 Na2SO3溶液的pH故可推知酸性H2CO3
(5)CH3COONa溶液浓度增大或减小，水解平衡均右移，水解程度均增大。( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)√ (5)×
2．盐类水解的“六”大类应用
(1)判断离子能否共存
若阴、阳离子发生水解相互促进的反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的水解相互促进的反应进行完全的有：
①Al3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)、HS－、S2－、ClO－。
②Fe3＋与HCOeq \\al(－,3)、COeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)、SiOeq \\al(2－,3)、ClO－。
③NHeq \\al(＋,4)与SiOeq \\al(2－,3)、AlOeq \\al(－,2)。
(2)判断盐溶液蒸干时所得的产物
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；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
③弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(3)保存、配制某些盐溶液
如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
(4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水
如实验室制备Fe(OH)3胶体的原理为
FeCl3＋3H2Oeq \(=====,\s\up7(△))Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。
明矾净水的原理为Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。
(5)泡沫灭火器的原理
NaHCO3与Al2(SO4)3的饱和溶液混合
Al3＋＋3HCOeq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(6)铵态氮肥与草木灰不能混用，某些盐溶液(如ZnCl2、NH4Cl)作除锈剂。
知识应用
(1)直接蒸发CuCl2溶液，能不能得到CuCl2·2H2O晶体，应如何操作？
。
(2)在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是
，
请结合离子方程式，运用平衡原理进行解释：
。
(3)除去CaCl2溶液中的Fe3＋的方法是向溶液中加入过量 ，其原理是
。
[答案] (1)不能，应在HCl气流中加热蒸发
(2)产生白色沉淀，且红色褪去 在Na2SO3溶液中，SOeq \\al(2－,3)水解：SOeq \\al(2－,3)＋H2OHSOeq \\al(－,3)＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SOeq \\al(2－,3)===BaSO3↓(白色)，由于c(SOeq \\al(2－,3))减小，SOeq \\al(2－,3)水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去
(3)CaCO3 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入CaCO3，CaCO3与H＋反应：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O，上述平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去
命题点1 盐类水解平衡的移动与应用
1．下列有关电解质溶液的说法不正确的是( )
A．向Na2CO3溶液中通入NH3，eq \f(cNa＋,cCO\\al(2－,3))减小
B．将0.1 ml·L－1的K2C2O4溶液从25 ℃升温至35 ℃，eq \f(cK＋,cC2O\\al(2－,4))增大
C．除去MgCl2溶液中Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或Mg(OH)2
D．向0.1 ml·L－1的CH3COONa溶液中加入少量水，eq \f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)增大
D [eq \f(cCH3COOH,cCH3COO－·cH＋)＝eq \f(1,KaCH3COOH)，加水稀释，Ka(CH3COOH)不变，D错误。]
2．(2020·武汉模拟)已知常温下浓度为0.1 ml·L－1的下列溶液的pH如表所示：
下列说法正确的是( )
A．加热0.1 ml·L－1 NaClO溶液测其pH，pH小于9.7
B．0.1 ml·L－1 Na2CO3溶液加水稀释，COeq \\al(2－,3)的水解平衡右移，pH变大
C．根据上表数据得出三种酸电离平衡常数大小关系为HF>HClO>H2CO3(二级电离平衡常数)
D．0.1 ml·L－1 NaF溶液中加入Na2CO3，F－的水解程度变大
C [A项，加热促进盐水解，pH>9.7，错误；B项，加水稀释碱性变弱，pH变小，错误；C项，水解程度越大，pH越大，相应的酸越弱，正确；D项，加Na2CO3，抑制F－水解，错误。]
3．常温下，HF的电离常数Ka＝6.61×10－4，NH3·H2O的电离常数Kb＝1.78×10－5。下列说法正确的是 ( )
A．NH4F溶液中lg eq \f(cOH－,cH＋)>0
B．NH4F溶液中水的电离程度小于纯水的电离程度
C．NH4F溶液中F－的水解平衡常数Kh(F－)≈1.51×10－11
D．NH4F与NH4Cl的混合溶液中有下列关系：c(NHeq \\al(＋,4))>c(F－)＋c(Cl－)
C [HF的电离平衡常数大于NH3·H2O的电离平衡常数，所以氟离子的水解程度小于铵根离子水解程度，溶液显酸性，氢氧根离子与氢离子的比值的对数应小于0，故A项错误；铵根离子和氟离子的水解促进水的电离，所以NH4F溶液中水的电离程度大于纯水的电离程度，故B项错误；NH4F溶液中F－的水解平衡常数＝eq \f(Kw,Ka)≈1.51×10－11，故C项正确；NH4F与NH4Cl的混合溶液呈酸性，c(Heq \\al(＋))>c(OH－)，有下列关系：c(NHeq \\al(＋,4))
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施用
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
[答案] D
命题点2 盐类水解的实验探究
5．已知：[FeCl4(H2O)2]－为黄色，溶液中可以存在可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O[FeCl4(H2O)2]－，下列实验所得结论不正确的是( )
注：加热为微热，忽略体积变化。
A．实验①中，Fe2(SO4)3溶液显浅黄色原因是Fe3＋水解产生了少量Fe(OH)3
B．实验②中，酸化对Fe3＋水解的影响程度大于温度的影响
C．实验③中，加热，可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－正向移动
D．实验④，可证明升高温度，颜色变深一定是因为Fe3＋水解平衡正向移动
D [实验④升高温度水解平衡与Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－平衡均可能移动使颜色加深，故D项不正确。]
6．(2020·泰州模拟)10 ℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下的变化：
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCOeq \\al(－,3)的水解程度增大，故碱性增强，该水解反应的离子方程式为
。
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度 (填“大于”或“小于”)NaHCO3，该分解反应的化学方程式为 。
(3)丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
①只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂BaCl2溶液，若产生沉淀，则乙判断正确。原因是
(用离子方程式表示)。
能不能选用Ba(OH)2溶液？ (填“能”或“不能”)。
②将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH 8.3(填“大于”“小于”或“等于”)，则 (填“甲”或“乙”)判断正确。
[解析] (1)NaHCO3发生水解反应的离子方程式为HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－；(2)加热时，NaHCO3可分解生成Na2CO3，Na2CO3水解程度比NaHCO3大，溶液碱性较强；该分解反应的化学方程式为2NaHCO3eq \(=====,\s\up7(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O；(3)①在加热煮沸的溶液中加入足量的BaCl2溶液，若产生沉淀，则NaHCO3受热分解，原因是Ba2＋＋COeq \\al(2－,3)===BaCO3↓；不能用加入Ba(OH)2溶液的方法判断，原因是Ba(OH)2溶液与碳酸钠、碳酸氢钠都会发生反应产生BaCO3沉淀，因此不能确定物质的成分；②将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH等于8.3，则甲正确；若pH>8.3，则乙正确。
[答案] (1)HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－ (2)大于 2NaHCO3eq \(=====,\s\up7(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O
(3)①Ba2＋＋COeq \\al(2－,3)===BaCO3↓ 不能 ②等于 甲(或大于 乙)
溶液中粒子浓度的比较
知识梳理
1．理解“两大理论”，构建思维基点
(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，电离产生的粒子都非常少，同时还要考虑水的电离。
如氨水中：NH3·H2O、NHeq \\al(＋,4)、OH－、H＋浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)。
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是微弱的
①弱电解质离子的水解损失是微量的(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溶液的浓度。
如NH4Cl溶液中：NHeq \\al(＋,4)、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NHeq \\al(＋,4))>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：COeq \\al(2－,3)、HCOeq \\al(－,3)、H2CO3的浓度大小关系应是c(COeq \\al(2－,3))>c(HCOeq \\al(－,3))>c(H2CO3)。
2．理解“三个守恒”，明确浓度关系
(1)电荷守恒
电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq \\al(－,3))＋2c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)。
(2)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
①单一元素守恒，如1 ml NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NHeq \\al(＋,4))＝1 ml，即氮元素守恒。
②两元素守恒，如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(COeq \\al(2－,3))，即钠元素与碳元素守恒。
(3)质子守恒(了解)：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如NaHCO3溶液中：
c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)。
注意：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。
3．同一溶液中不同粒子浓度大小比较模板
[模板一] MCl溶液(MOH为弱碱)，如NH4Cl、NH4NO3
(1)大小关系：c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(MOH)>c(OH－)。
(2)电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(M＋)
(3)物料守恒：c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH)
(4)质子守恒：c(MOH)＋c(OH－)＝c(H＋)
[模板二] Na2R溶液(H2R为二元弱酸)，如Na2CO3、Na2S、Na2C2O4
(1)大小关系：c(Na＋)>c(R2－)>c(OH－)>c(HR－)>c(H＋)
(2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－)
(3)物料守恒：c(Na＋)＝2[c(R2－)＋c(HR－)＋c(H2R)]
(4)质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HR－)＋2c(H2R)
[模板三] NaHR溶液(H2R为二元弱酸)
如eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(pH<7：NaHSO3、NaHC2O4,pH>7：NaHCO3、NaHS))
(1)大小关系eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①pH<7：cNa＋>cHR－>cH＋, >cR2－>cOH－>cH2R,②pH>7：cNa＋>cHR－>cOH－, >cH2R>cH＋>cR2－))
(2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HR－)＋2c(R2－)＋c(OH－)。
(3)物料守恒：c(Na＋)＝c(HR－)＋c(H2R)＋c(R2－)。
(4)质子守恒：c(H＋)＝c(R2－)＋c(OH－)－c(H2R)。
[模板四] MCl与MOH混合液[n(MCl)∶n(MOH)＝1∶1]
(1)大小关系eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①pH>7：cM＋>cCl－>cMOH, >cOH－>cH＋,②pH<7：cMOH>cCl－>cM＋>, cH＋>cOH－))
(2)物料守恒：2c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH)
[模板五] HR与NaR的混合液[n(HR)∶n(NaR)＝1∶1]
(1)大小关系：eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(①pH<7：cR－>cNa＋>cHR>, cH＋>cOH－,②pH>7：cHR>cNa＋>cR－>, cOH－>cH＋))
(2)物料守恒：2c(Na＋)＝c(R－)＋c(HR)
[模板六] 中和滴定曲线“五点”离子浓度比较
以向10 mL 0.1 ml·L－1的HA溶液中滴加0.1 ml·L－1的NaOH溶液为例
⇒eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(a点：离子浓度大小：cH＋>cA－>cOH－,b点：离子浓度大小：cA－>cNa＋>cH＋>cOH－,c点：离子浓度大小：cA－＝cNa＋>cH＋＝cOH－,d点：离子浓度大小：cNa＋>cA－>cOH－>cH＋,e点：离子浓度大小：cNa＋>cA－>cOH－>cH＋))
命题点1 同一溶液中不同粒子浓度比较
1．常温下，将浓度均为0.1 ml·L－1的一元酸HX溶液和NaOH溶液等体积混合后(忽略溶液体积变化)，测得溶液的pH＝a。下列有关说法错误的是( )
A．若a＝8，则此时溶液中：c(Na＋)－c(X－)＝9.9×10－7 ml·L－1
B．若HX为弱酸，混合后的溶液中：c(X－)＋c(HX)＝0.05 ml·L－1
C．若混合后c(H＋)
D．若混合后a＝7，则0.1 ml·L－1的HX溶液中：c(OH－)＋c(X－)<0.1 ml·L－1
D [将浓度为0.1 ml·L－1的HX溶液与NaOH溶液等体积混合，反应后得到0.05 ml·L－1 NaX溶液。若溶液pH＝8，则NaX为强碱弱酸盐，根据电荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，c(Na＋)－c(X－)＝c(OH－)－c(H＋)＝10－6 ml·L－1－10－8 ml·L－1＝9.9×10－7 ml·L－1，A项正确；根据物料守恒得c(X－)＋c(HX)＝0.05 ml·L－1，B项正确；若混合后c(H＋)
2．(2020·江苏南京师范大学苏州实验学校模拟)常温常压下，将a ml CO2气体通入含b ml NaOH的溶液中，下列对所得溶液的描述正确的是( )
A．2a
B．2a＝b时，则一定存在：c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(H＋)
C．b<2a<2b时，则一定存在：eq \f(cHCO\\al(－,3),cCO\\al(2－,3))
D [向NaOH溶液中通入CO2，依次发生反应CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O和Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3。当2a
3．25 ℃时，分别向20.00 mL 0.100 0 ml·L－1的氨水、醋酸铵溶液中滴加0.100 0 ml·L－1的盐酸，溶液pH与加入盐酸体积的变化关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．M点溶液中：c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(NH3·H2O)>c(H＋)
B．N点溶液中：c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)
C．P点溶液中：c(NHeq \\al(＋,4))>2c(CH3COO－)＋c(NH3·H2O)
D．Q点溶液中：2c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(NHeq \\al(＋,4))
B [一水合氨是弱电解质，电离程度较小，一水合氨电离导致溶液呈碱性，水还电离出氢氧根离子，则存在c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NHeq \\al(＋,4))>c(H＋)，故A错误；N点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨、氯化铵，混合溶液呈碱性，说明一水合氨电离程度大于铵根离子水解程度，但是其电离和水解程度都较小，则存在c(NHeq \\al(＋,4))>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)，故B正确；P点溶液中溶质为等物质的量浓度的氯化铵、醋酸铵和醋酸，溶液中存在物料守恒c(NHeq \\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Cl－)，存在电荷守恒c(NHeq \\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，溶液呈酸性，则c(H＋)>c(OH－)，c(NHeq \\al(＋,4))
A．点①所示溶液中：c(H＋)＝c(Cl－)＋c(HClO)＋c(OH－)
B．点②所示溶液中：c(H＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(HClO)
C．点③所示溶液中：c(Na＋)＝2c(ClO－)＋c(HClO)
D．点④所示溶液中：c(Na＋)>c(ClO－)>c(Cl－)>c(HClO)
C [①点表示Cl2缓慢通入水中但未达到饱和，电荷守恒式：c(H＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，A错误；②点表示Cl2缓慢通入水中刚好达到饱和，HClO是弱酸，部分电离，c(HClO)>c(ClO－)，则有c(H＋)>c(Cl－)>c(HClO)>c(ClO－)，B错误；③点溶液pH＝7，电荷守恒式：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，则c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)，溶液中c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(HClO)，所以c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(ClO－)＋c(HClO)＝2c(ClO－)＋c(HClO)，C正确；④点表示饱和氯水与NaOH溶液反应得到NaCl、NaClO、NaOH，NaClO部分水解，则c(Cl－)>c(ClO－)，D错误。]
溶液混合后溶液中粒子浓度比较思路
命题点2 不同溶液中同一粒子浓度比较
5．有4种混合溶液，分别由等体积 0.1 ml·L－1的两种溶液混合而成：①NH4Cl与CH3COONa(混合溶液呈中性) ②NH4Cl 与HCl ③NH4Cl与NaCl ④NH4Cl与NH3·H2O(混合溶液呈碱性)。下列各项排序正确的是( )
A．pH：②＜①＜③＜④
B．溶液中c(H＋)：①＜③＜②＜④
C．c(NHeq \\al(＋,4))：①＜③＜②＜④
D．c(NH3·H2O)：①＜③＜④＜②
C [A项，④呈碱性，①呈中性，③呈弱酸性，②呈强酸性，pH：②<③<①<④，错误；B项，溶液中c(H＋)：④<①<③<②，错误；D项，c(NH3·H2O)：②<③<①<④，错误。]
不同溶液中同种粒子浓度大小的比较
水溶液中的陌生图像分析
借助图像判断电解质溶液中粒子浓度的关系，是高考常考题型，其中不同阶段粒子浓度关系的判断是近几年高考的热点和亮点，同时此类试题的图像往往与数学紧密联系，难度较大。该类题目的解题关键是正确判断溶液中溶质的成分及其量的关系，以及离子的电离程度和水解程度的大小。该题型一般综合性强、难度较大，能够很好考查学生的分析推理能力。充分体现“证据推理与模型认知”的核心素养。
类型一 分布曲线图像分析
分布曲线是指以pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标的关系曲线。
注意：利用图像中交点对应的pH可求pKa。
[典例导航]
常温下，向0.1 ml·L－1 H3PO4溶液中加入NaOH的过程中各种微粒的物质的量分数(δ)随pH的变化关系如图所示(H3PO4的三级电离常数依次为Ka1、Ka2、Ka3)。下列叙述错误的是( )
A．Ka2＝10－7.2，HPOeq \\al(2－,4)的水解平衡常数为10－6.8
B．为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制在4～5
C．反应H2POeq \\al(－,4)＋H2OH3PO4＋OH－的K＝10－11.9
D．Na2HPO4溶液中存在c(OH－)＋c(POeq \\al(3－,4))＝c(H＋)＋c(H2POeq \\al(－,4))＋c(H3PO4)
[思路点拨] H3PO4eq \(――→,\s\up7(OH－))H2POeq \\al(－,4)eq \(――→,\s\up7(OH－))HPOeq \\al(3－,4)eq \(――→,\s\up7(OH－))POeq \\al(3－,4)，由题图可知pKa1＝2.1，pKa2＝7.2，pKa3＝12.3，再根据Ka·Kh＝Kw，可知pKh1＝1.7，pKh2＝6.8，pKh3＝11.9。
D [分析题图可知，曲线1代表H3PO4的物质的量分数随pH的变化关系，曲线2代表H2POeq \\al(－,4)的物质的量分数随pH的变化关系，曲线3代表HPOeq \\al(2－,4)的物质的量分数随pH的变化关系，曲线4代表POeq \\al(3－,4)的物质的量分数随pH的变化关系。A项，当pH＝7.2时，c(H2POeq \\al(－,4))＝c(HPOeq \\al(2－,4))，Ka2＝eq \f(cHPO\\al(2－,4)·cH＋,cH2PO\\al(－,4))＝c(H＋)＝10－7.2，HPOeq \\al(2－,4)的水解平衡常数Kh(HPOeq \\al(2－,4))＝eq \f(cH2PO\\al(－,4)·cOH－,cHPO\\al(2－,4))＝c(OH－)＝10－6.8，正确；B项，由题图可知，pH在4～5之间，H2POeq \\al(－,4)的物质的量分数接近1.0，正确；C项，当pH＝2.1时，c(H3PO4)＝c(H2POeq \\al(－,4))，Ka1＝eq \f(cH2PO\\al(－,4)·cH＋,cH3PO4)＝c(H＋)＝10－2.1，该反应的K＝eq \f(cH3PO4·cOH－,cH2PO\\al(－,4))＝eq \f(cH3PO4·cH＋·cOH－,cH2PO\\al(－,4)·cH＋)＝eq \f(KW,Ka1)＝eq \f(10－14,10－2.1)＝10－11.9，正确；D项，Na2HPO4溶液中，根据质子守恒知，c(H＋)＋c(H2POeq \\al(－,4))＋2c(H3PO4)＝c(OH－)＋c(POeq \\al(3－,4))，错误。]
类型二 坐标为对数或负对数的图像分析
1．常考有关对数示例
(1)pC：类比pH，即为C离子浓度的负对数，规律是pC越大，C离子浓度越小。
(2)pK：平衡常数的负对数，规律是pK越大，平衡常数越小，对于一元弱酸(HX)：pKa＝pH－lg eq \f(cX－,cHX)，lg eq \f(cX－,cHX)越大，HX的电离程度越大。
(3)AG＝lg eq \f(cH＋,cOH－)，氢离子浓度与氢氧根离子浓度比的对数；规律是：AG越大，酸性越强，中性时AG＝0。
2．图像示例
(1)pOH—pH曲线
(2)常温下，二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示：
⇒eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(L1代表lg \f(cHY－,cH2Y)－pH,H2Y的Ka1＝10－1.3，Ka2＝10－4.3,e点：cH2Y＝cY2－))
(3)常温下将KOH溶液滴加二元弱酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系图：
⇒eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(二元弱酸H2X一级电离程度远大于二, 级电离程度,lg \f(cX2－,cHX－)越大，表示电离程度越大，因而, N代表一级电离的曲线，M代表二级电离曲线,可以根据m点，n点的坐标计算pKa1和pKa2))
[典例导航]
25 ℃时，向某二元弱酸H2X的溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中lg eq \f(cX2－,cHX－)或lg eq \f(cHX－,cH2X)与pH的关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A．Ka2(H2X)的数量级为10－9
B．m曲线表示lg eq \f(cHX－,cH2X)与pH的变化关系
C．25 ℃时，NaHX溶液中c(X2－)>c(H2X)
D．pH＝8时，eq \f(cX2－,cH2X)＝10－0.7
[思路点拨] (1)Ka1＝eq \f(cHX－·cH＋,cH2X)⇒pH＋lg Ka1＝lg eq \f(cHX－,cH2X)
同理：pH＋lg Ka2＝lg eq \f(cX2－,cHX－)
(2)当pH＝7.4时，lg eq \f(cHX－,cH2X)＝1，可求lg Ka1＝－6.4
当pH＝9.3时，lg eq \f(cX2－,cHX)＝－1，可求lg Ka2＝－10.3。
(3)Ka1·Ka2＝eq \f(cX2－·c2H＋,cH2X)，pH＝8可求eq \f(cX2－,cH2X)＝eq \f(Ka1·Ka2,c2H＋)＝10－0.7。
D [B项，在相同条件下，Ka1>Ka2，然后结合图像知，曲线m表示lg eq \f(cX2－,cHX－)与pH的关系，曲线n表示lg eq \f(cHX－,cH2X)与pH的关系，错误；A项，根据m曲线上的点(9.3，－1)可以计算出H2X的Ka2＝10－1－9.3＝10－10.3，根据n曲线上的点(7.4,1)可以计算出Ka1＝101－7.4＝10－6.4，H2X的Ka2＝10－10.3＝100.7－11＝100.7×10－11，故Ka2(H2X)的数量级为10－11，错误；C项，由H2X的Ka1＝10－6.4，Ka2＝10－10.3可知，25 ℃时，HX－的电离常数为10－10.3，HX－的水解平衡常数Kh＝eq \f(KW,Ka1)＝10－7.6，Ka2
1．(2020·枣强中学模拟)常温下将盐酸溶液滴加到联氨(N2H4)的水溶液中，混合溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随－lg c(OH－)变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．Kb1(N2H4)＝10－6
B．反应N2Heq \\al(2＋,6)＋N2H42N2Heq \\al(＋,5)的pK＝9.0(已知：pK＝－lg K)
C．N2H5Cl溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．N2H5Cl溶液中存在c(Cl－)＋c(OH－)＝c(N2Heq \\al(＋,5))＋2c(N2Heq \\al(2＋,6))＋c(H＋)
B [当－lg c(OH－)＝15.0时，c(N2Heq \\al(2＋,6))＝c(N2Heq \\al(＋,5))，电离方程式为N2Heq \\al(＋,5)＋H2ON2Heq \\al(2＋,6)＋OH－，Kb2(N2H4)＝eq \f(cOH－×cN2H\\al(2＋,6),cN2H\\al(＋,5))＝c(OH－)＝10－15，反应N2Heq \\al(2＋,6)＋N2H42N2Heq \\al(＋,5)的K＝eq \f(c2N2H\\al(＋,5),cN2H\\al(2＋,6)×cN2H4)＝eq \f(Kb1N2H4,Kb2N2H4)＝eq \f(10－6,10－15)＝109，pK＝－9.0，B项错误。]
2．25 ℃时，向NaHCO3溶液中滴入盐酸，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．25 ℃时，H2CO3的一级电离Ka1(H2CO3)＝1.0×10－6.4
B．M点溶液中：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(Cl－)＋2c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)
C．25 ℃时，HCOeq \\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－的Kh＝1.0×10－7.6
D．图中a＝2.6
B [A项，lg Ka1＝－lg eq \f(cHCO\\al(－,3),cH2CO3)＋pH＝－1＋7.4＝6.4，Ka1＝10－6.4，正确；B项，根据电荷守恒和物料守恒可知M点溶液中存在c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(Cl－)＋c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)，错误；C项，Kh＝eq \f(Kw,Ka1)＝10－7.6，正确；D项，6.4＝－a＋9，a＝2.6，正确。]
3．(2020·潍坊模拟)常温下，将NaOH溶液滴入二元弱酸H2X溶液中，混合溶液中的粒子浓度与溶液pH的变化关系如图所示。下列叙述正确的是( )
A．曲线M表示lg eq \f(cX2－,cHX－)与pH的变化关系
B．NaHX溶液显碱性
C．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－)
D．Ka2(H2X)的数量级为10－9
C [H2X为二元弱酸，以第一步电离为主，则Ka1(H2X)>Ka2(H2X)，酸性条件下，则pH相同时eq \f(cHX－,cH2X)>eq \f(cX2－,cHX－)，由图像可知N为lgeq \f(cX2－,cHX－)的变化曲线，M为lg eq \f(cHX－,cH2X)的变化曲线，当lg eq \f(cHX－,cH2X)或lg eq \f(cX2－,cHX－)＝0时，说明eq \f(cHX－,cH2X)或eq \f(cX2－,cHX－)＝1，浓度相等，结合图像可计算电离常数并判断溶液的酸碱性。]
[真题验收]
1．(2020·全国卷Ⅰ，T13)以酚酞为指示剂，用0.100 0 ml·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如图所示。
[比如A2－的分布系数：
δ(A2－)＝eq \f(cA2－,cH2A＋cHA－＋cA2－)]
下列叙述正确的是( )
A．曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－)
B．H2A溶液的浓度为0.200 0 ml·L－1
C．HA－的电离常数Ka＝1.0×10－2
D．滴定终点时，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)
C [由题图可知加入40 mL NaOH溶液时达到滴定终点，又H2A为二元酸，则H2A溶液的浓度为0.100 0 ml·L－1，由题图可知，没有加入NaOH溶液时，H2A溶液的pH约为1.0，分析可知H2A第一步完全电离，曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ(A2－)，A项错误，B项错误；由题图可知δ(HA－)＝δ(A2－)时溶液pH＝2.0，即c(HA－)＝c(A2－)时溶液pH＝2.0，则Ka(HA－)＝eq \f(cH＋·cA2－,cHA－)＝1.0×10－2，C项正确；滴定终点时溶液中存在的离子有Na＋、H＋、A2－、HA－、OH－，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，此时c(H＋)
A．O点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)
B．N点时，pH＝－lg Ka
C．该体系中，c(CH3COOH)＝eq \f(0.1cH＋,Ka＋cH＋) ml·L－1
D．pH由7到14的变化过程中，CH3COO－的水解程度始终增大
BC [结合题图可知当pH最小时，溶液呈酸性，溶液中c(CH3COOH)最大，对应lg c(H＋)最大，随着pH逐渐增大，当溶液中c(CH3COO－)最大时，对应lg c(OH－)最大。则4条曲线分别对应的lg c(x)如下：
经上述分析可知N点时，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，Ka＝c(H＋)，即pH＝－lg Ka，A项错误，B项正确；该体系中，0.1c(H＋)＝[c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)]×c(H＋)＝c(CH3COOH)×c(H＋)eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(\f(cCH3COO－,cCH3COOH)＋1))＝c(CH3COOH)×[Ka＋c(H＋)]，C项正确；pH由7到14的过程中先促进CH3COO－的水解，后抑制其水解，D项错误。]
3．(2017·全国卷Ⅰ)常温下将NaOH溶液滴加己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．Ka2(H2X)的数量级为10－6
B．曲线N表示pH与lg eq \f(cHX－,cH2X)的变化关系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)
D [因己二酸的Ka1>Ka2，根据电离常数表达式可知pH相同时lg eq \f(cX2－,cHX－)
4．(2017·全国卷Ⅱ)改变0.1 ml·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝eq \f(cX,cH2A＋cHA－＋cA2－)]。
下列叙述错误的是( )
A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg[K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
D
[新题预测]
1．常温时，改变饱和氯水的pH，得到部分含氯微粒的物质的量分数与pH的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．该温度下，HClOH＋＋ClO－的电离常数为Ka，则lg Ka＝－7.54
B．氯水中的Cl2、ClO－、HClO均能与KI发生反应
C．pH＝1的氯水中，c(Cl2)>c(Cleq \\al(－,3))>c(HClO)>c(ClO－)
D．已知常温下反应Cl2(aq)＋Cl－(aq) Cleq \\al(－,3)(aq)的K＝0.191，当pH增大时，K减小
D [反应HClOH＋＋ClO－的电离常数Ka＝eq \f(cH＋·cClO－,cHClO)，由题图知pH＝7.54时，c(ClO－)＝c(HClO)，得出Ka＝c(H＋)，则lg Ka＝－pH＝－7.54，A正确；Cl2、ClO－、HClO均有强氧化性，能氧化KI，B正确；在题图中pH＝1处作一条垂直于横轴的线，同一溶液的体积相同，含氯微粒的物质的量分数越大，其相对应的微粒的浓度越大，可得出c(Cl2)>c(Cleq \\al(－,3))>c(HClO)>c(ClO－)，C正确；K只与温度有关，温度不变，K不变，D错误。]
2．已知Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.7×10－5。常温下，用0.01 ml·L－1氨水滴定20 mL浓度均为0.01 ml·L－1的HCl和CH3COOH混合溶液，相对导电能力随加入氨水体积变化曲线如图所示。下列叙述错误的是( )
A．a点的混合溶液中c(CH3COO－)约为1.7×10－5 ml·L－1
B．b点的混合溶液中：c(CH3COOH)>c(NHeq \\al(＋,4))
C．c点的混合溶液中：c(NHeq \\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D．混合溶液pH＝7时，加入氨水体积大于40 mL
B [A项，a点溶液的c(H＋)≈0.01 ml/L，c(CH3COOH)＝0.01 ml/L，根据Ka(CH3COOH)表达式可知c(CH3COO－)≈1.7×10－5 ml/L，正确；B项，b点混合液中有NH4Cl和CH3COOH，二者的浓度相同，Kh(NHeq \\al(＋,4))＝eq \f(10－14,1.7×10－5)
考纲定位
要点网络
1.了解盐类水解的原理。
2.了解影响盐类水解的主要因素。
3.了解盐类水解的应用。
4.能正确书写盐类水解的化学方程式或离子方程式。
5.水溶液中粒子浓度的比较。
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(常温下)
强酸强碱盐
NaCl、KNO3
否
—
中性
＝7
强酸弱碱盐
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NHeq \\al(＋,4)、Cu2＋
酸性
<7
弱酸强碱盐
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、COeq \\al(2－,3)
碱性
>7
序号
①
②
③
④
溶液
CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
NaClO
pH
8.8
9.7
11.6
10.3
因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
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、碱
加酸
弱碱阳离子的水解程度减小；弱酸根阴离子的水解程度增大
加碱
弱酸根阴离子的水解程度减小；弱碱阳离子的水解程度增大
外加其他盐
水解形式相同的盐
相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)
水解形式相反的盐
相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]
溶质
NaF
NaClO
Na2CO3
pH
7.5
9.7
11.6
①
②
③
④
加热前溶液为浅黄色，加热后颜色变深
加热前溶液接近无色，加热后溶液颜色无明显变化
加入NaCl后，溶液立即变为黄色，加热后溶液颜色变深
加热前溶液为黄色，加热后溶液颜色变深
温度(℃)
10
20
30
加热煮沸后冷却到50 ℃
pH
8.3
8.4
8.5
8.8
一元弱酸(以CH3COOH为例)
二元弱酸(以草酸H2C2O4为例)
注：pKa为电离常数的负对数
δ0为CH3COOH分布系数，δ1为CH3COO－分布系数
δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2Oeq \\al(－,4)分布系数、δ2为C2Oeq \\al(2－,4)分布系数
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