如何判斷鹽溶液的酸堿性或pH

1、如何判斷鹽溶液的酸堿性或 pH?如相同的物質(zhì)的量濃度的下列溶液：NaCI, KHS04-, Na3PO4, Na2HPO4,CH3C00H, P由大到小的順序是怎樣？要詳細(xì)解。(大致的順序我能夠判斷，但是像這個(gè)：Na3PO4, Na2HPO4這兩個(gè)要怎么判斷 呢？)國(guó)這個(gè)要看這些鹽會(huì)不會(huì)水解了，要水解的鹽一般都是強(qiáng)酸和弱堿反映生成的 鹽或者是強(qiáng)堿和弱酸反映生成的鹽，或者是弱酸和弱堿反映生成的堿，NaCI對(duì)應(yīng)的酸是HCI，堿是NaOH其中HCI是強(qiáng)酸，NaOH是強(qiáng)堿，因此，NaCI的水溶液 是中性，KHSO4勺電離是K+與 H+與 SO42-，類似與HCI,因?yàn)槿舳际?moI的話， 都能電離出1

2、moI的H+,故類似，因此，KHSO可看作HCI; CH3COO是弱電解質(zhì)， 相同的物質(zhì)的量，與HCI相比電離出來(lái)的c ( H+)少；Na3PO4對(duì)應(yīng)的堿是NaOH 是強(qiáng)堿；H3PO4是中強(qiáng)酸，因而PO43-要水解，水解的方程式是 PO43- +H2O=HPO42- +OH- ;HPO4 2-+H2O=H2PO4- +OH- ;H2PO4- +H2O=H3PO4+OH-,在這里， 不管是PO43-還是HPO4Z-還是H2PO4對(duì)應(yīng)的鹽，都是如上水解，要判斷 PO43- 還是HPO4Z-還是H2PO4對(duì)應(yīng)的鹽的水解，就看它們要幾步水解才能變成該 酸根對(duì)應(yīng)的酸，PO4 3-水解需要3步，HPO4

3、2需要2步。若都是相同的物質(zhì)的 量，1moI的PO4 3-能水解出3moI的OH- , 1moI的HPO4 2-能水解出2moI的OH-,因此，這些鹽的 PH由小到達(dá)是 PH(KHSO) <PH(CH3COOH<PH(NaCI) <PH ( Na2HPO4 <PH ( Na3PO4第一，看所含OH-多少c(OH-)=c(NaOH)c(OH-)=2*c(Ba(OH)2)第二，看構(gòu)成如果是強(qiáng)堿弱酸鹽會(huì)水解，按照酸根水解情況看(一般按照酸性強(qiáng)弱看也可以)， 哪個(gè)厲害哪個(gè)的堿性強(qiáng)如pH Na2SO3>Na2Ac>Na2CO3同理弱堿強(qiáng)酸鹽，按照堿根水解情況，哪個(gè)水解

4、強(qiáng)哪個(gè)酸性強(qiáng)pH NaCI>NH4CI弱堿弱酸鹽，一般會(huì)雙水解。這個(gè)要計(jì)算或者測(cè)了這個(gè)一半是可以通過(guò)計(jì)算算出理論值的不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其它離子對(duì)其影響的因素，如在相同的物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中： NH4CICH3COONH4NH4HSO4C(NH4+)由大到小的順序是 >>。我想知道詳細(xì)的過(guò)程是什么離子影響了 什么離子有重謝2008-09-14 20:29 提問(wèn)者采納NH4+ + H2O=NH3.H2O+ H+HSO4=H+ + SO4 2-H+抑希9 NH4+的水解，因此NH4+的水解最小CH3COONH4 醋酸根的水解生成醋酸和 OH- 和 NH4+

5、 的水解相互促進(jìn) ,因此水 解的最多NH4Cl NH4+ 的不促進(jìn)也不抑9 ,因此水解的在兩者之間在 25 攝氏度時(shí)，濃度為 1mol/L 的( NH4)2SO4 、 (NH4)2CO3 、( NH4)2Fe (SO4)2 中的氨根 離子濃度大小順序是？、電解質(zhì) 的電離電解質(zhì) 溶解于水或受熱熔化時(shí)， 離解成能自由移動(dòng)的離子的過(guò)程叫做電離。 強(qiáng)電解質(zhì) 如 NaCl、HCl、NaOH 等在水溶液中是完全電離的，在溶液中不存在 電解質(zhì)分子。弱電解質(zhì)在水溶液中是少部分發(fā)生電離的。25 C O.1mol/L的如 CH3COOH 溶液中， CH3COOH 的電離度 只有 1.32 ，溶液中存在較大量的 H

6、2O和CH3C00H分子，少量的H+、CH3C00-和極少量的0H-離子。多元弱 酸如 H2CO3 還要考慮分步電離：H2C03 H+ HC03- ；HC03- H+ C032- 。2、水的電離水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成 H30+ 和 0H-， H20 H+ 0H-。 在 25 C (常溫)時(shí)，純水中H+ = 0H- = lxlO-7mol/L。在一定溫度下，H+與0H-的乘積是一個(gè)常數(shù)：水的離子積Kw = H+ 0H-, 在 25C時(shí)，Kw = 1X10-14。在純水中加入酸或堿，抑9了 水的電離 ，使水的電離 度變小，水電離出的 H+ 水和 0H- 水均小于 10-7mol

7、/L 。在純水中加入弱酸 強(qiáng)堿鹽、弱堿強(qiáng)酸鹽， 促進(jìn)了 水的電離，使水的 電離度變大，水電離出的H+水或OH-均大于10-7mol/L。3、鹽類水解在溶液中鹽的離子跟水所電離出的H+或OH-生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做 鹽類的 水解 。強(qiáng)酸弱堿鹽 如 NH4Cl 、 Al2(S04)3 等水解后溶液呈酸性； 強(qiáng)堿弱酸鹽 如 CH3C00Na 、 Na2C03 等水解后溶液呈堿性。 多元弱酸 鹽還要考慮分步水解， 如 C032- H20HC03- 0H-、 HC03- H20H2C03 0H-。4、電解質(zhì)溶液 中的守恒關(guān)系電荷守恒 ：電解質(zhì)溶液 中所有 陽(yáng)離子 所帶有的 正電荷 數(shù)與所有的 陰離子

8、所帶的 負(fù) 電荷數(shù)相等。如 NaHCO3 溶液中：n(Na+) + n(H+) = n(HCO3-) + 2n(CO32-) + n(OH-)推出：Na+ + H+ = HCO3- + 2CO32- + 0H-物料守恒 ：電解質(zhì)溶液 中由于電離或水解因素， 離子會(huì)發(fā)生變化變成其它離子或 分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。 如 NaHCO3 溶液中 n(Na+) : n(c) = 1:1，推出：c(Na+) = c(HCO3-) + c(CO32-) + c(H2CO3) 質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應(yīng)相等。 例如在 NH4HCO3

9、溶液中 H3O+ 、 H2CO3 為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物； NH3、 OH-、 CO32- 為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-) 。 補(bǔ)充：是銨根不是氨根(NH4)2SO4 、(NH4)2CO3 、( NH4)2Fe (SO4)2 中三種物質(zhì)的 物質(zhì)的量濃度 都是 1mol/L, 所以其 NH4+ 離子的濃度原本應(yīng)是 1*2=2mol/L 但碳酸根 與銨根互促水解， (NH4)2CO3 中銨根例子濃度下降，而( NH4)2Fe(SO4)2 ,亞鐵離子自身水解會(huì)抑制銨根水解，所以 銨根離子濃度(NH4)2CO3 小于( NH

10、4)2SO4 小于( NH4)2Fe (SO4)2 離子濃度大小比較的方法 總結(jié)一下規(guī)律1、緊抓住兩個(gè) 微弱” a弱電解質(zhì)的電離是微弱的b弱根離子的水解是微弱的。2、酸式酸根離子 既能電離又能水解， 若電離能力大于水解能力則 酸式鹽 溶液呈 酸性，否則呈堿性。常見呈酸性的是 H2PO42- 、 HSO3- 對(duì)應(yīng)的可溶鹽的溶液。 4、不同溶液中同一離子濃度大小的比較， 要看溶液中其它離子對(duì)其產(chǎn)生的影響。 如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：NH4CINH4HSO4CH3COONH4 NH3?H2O。c ( NH4+)由大到小的順序?yàn)?#39;5、混合溶液中離 子濃度大小的比較， 首先要分析混合過(guò)程

11、中是否發(fā)生 化學(xué)反應(yīng) ，若發(fā)生反應(yīng)， 則 要進(jìn)行過(guò)量判斷(注意混合后溶液體積的變化)；然后再結(jié)合電離、水解等因素 進(jìn)行分析。 6、 對(duì)于等體積、等 物質(zhì)的量濃度 的 NaX 和弱酸 HX 混合求各微粒 的濃度關(guān)系題，要由混合后溶液的 PH 大小判斷電離和水解的關(guān)系。常見的CH3COOH 與 CH3COONa 等體積、等物質(zhì)的量濃度 混合、 NH3?H2O 與 NH4CI 等體積、等物質(zhì)的量濃度的混合都是電離大于水解。7、三個(gè)重要的守恒關(guān)系電荷守恒 電解質(zhì)溶液 中，無(wú)論存在多少種離子，溶液總呈 電中性 ，即陽(yáng)離子 所 帶的 正電荷總數(shù)一定等于 陰離子 所帶的 負(fù)電荷 總數(shù)。如 Na2CO3 溶液

12、： c( Na+) + c(H+) =cC( HCO3-) +2c( CO32-)+c( OH-) 物料守恒 如 Na2CO3 溶液， 雖 CO32- 水解生成 HCO3- ， HCO3- 進(jìn)一步水解成 H2CO3 ，但溶液中 n(Na) : n( C) = 2:1，所以有如下關(guān)系：c( Na+ )= 2 c( HCO3-)+c( CO32-)+c( H2CO3) 質(zhì)子守恒 即水電離出的OH-的量始終等于水電離出的 H+的量。女口 Na2CO3 溶液，水電離出的 H +一部分與 CO32- 結(jié)合成 HCO3- ，一部分與 CO32- 結(jié)合成 H2CO3，一部分剩余在溶液中，根據(jù)c (H+ )水

13、=c (OH-)水，有如下關(guān)系： c (OH- )= c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c (H+)技巧：在解題過(guò)程中，若看到選 項(xiàng)中有 “=，”則要考慮 3 個(gè)守恒關(guān)系：若守恒關(guān)系中只有離子，則考慮 電荷守恒 關(guān)系，若守恒關(guān)系中同時(shí)出現(xiàn)分子和離子， 則考慮 物料守恒 和質(zhì)子守恒 ；若選項(xiàng) 中離子濃度關(guān)系以 “連”接，則主要考慮 弱電解質(zhì) 的電離、弱根離子的水解以及 各離子之間的相互影響等。 三、高頻考點(diǎn)離子濃度大小的比較考點(diǎn)近幾年以考查 兩種溶液混合后離子濃度的大小比較為多， 能涉及酸堿 中和反應(yīng) ，如甲酸與氫 氧化鈉溶液混合、 鹽酸與氨水溶液混合等弱酸鹽與強(qiáng)酸混合、 弱堿鹽與強(qiáng)堿

14、混 合，如醋酸鈉 與鹽酸混合、 銨鹽與氫氧化鋇 混合等。 這類題目的做法是先找出反 應(yīng)后的新溶質(zhì) (往往某一反應(yīng)物過(guò)量而形成多種溶質(zhì)) ，再根據(jù)溶液體積的變化 計(jì)算混合后各新溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度， 最后對(duì)濃度的大小作出比較。 四、霧點(diǎn)擊穿 1、忽視溶液中 水的電離 。如 硫酸銨 溶液中 c(H+)>c(NH3?H2O)2 、忽視兩溶 液混合后溶質(zhì)之間的 化學(xué)反應(yīng) 。如 0.2mol/L 的 HCl 和 0.4mol/L N H3?H2O 等體 積混合充分反應(yīng)后，溶質(zhì)為 NH3?H2O 和的 NH4Cl 的混合溶液，發(fā)生 化學(xué)反應(yīng) 生成了新的溶質(zhì)。 3、忽視兩溶液混合后由于體積的增大而引起的濃度減小。如0.2mol/L 的 HCl 和 0.4mol/L NH3?H2O 等體積混合充分反應(yīng)后， 相當(dāng)于 0.1mol/L NH3?H2O 和 0.1mol/L 的 NH4Cl 的混合溶液， 離子濃度大小順序?yàn)椋?c(NH4+ ) >c(CI-)>c(OH-)>c (H+) 4、忽視二價(jià)離子在 電荷守恒關(guān)系中的系數(shù)