化學(xué)選修4鹽水解

1、 鹽的水解一. 探究鹽溶液的酸堿性注意：只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)。鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生移動，促進水的電離，使水電離出的c(OH-)c(H+)并使溶液呈酸性或堿性。鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。水解程度很小，故水解產(chǎn)物極少，鹽溶液的酸堿性極弱。水解特征 可逆：鹽類水解和酸堿中和反應(yīng)互為可逆反應(yīng)。 微弱：鹽類水解非常微弱，進行程度小，一般無沉淀、氣體產(chǎn)生。 吸熱：中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，鹽類的水解是吸熱反應(yīng)。 特別提醒 鹽類水解的條件： （1）必須有“弱根”離子（弱酸酸根陰離子、弱堿陽離子）。 （2）鹽必須易溶于水（如CaCO3難溶于水

2、，可以不考慮鹽類的水解）。鹽類水解的規(guī)律 鹽類水解規(guī)律可概括為“有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性”。具體理解如下： 1、“有弱才水解，無弱不水解”是指鹽中有弱酸酸根離子或者是弱堿陽離子，才能水解；若沒有，則是強酸強堿鹽，不發(fā)生水解反應(yīng)。 2、“越弱越水解”指的是弱酸酸根離子對應(yīng)的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽離子對應(yīng)的堿越弱，就越容易水解。 3、“都弱雙水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸酸根離子和弱堿陽離子都發(fā)生水解，且相互促進。 4、“誰強顯誰性”是指當(dāng)鹽中的弱酸酸根離子對應(yīng)的酸比弱堿陽離子對應(yīng)的堿更容易電離時，則水解后鹽溶液顯酸性；反之，就顯堿性。 說明 酸式鹽是顯酸

3、性還是顯堿性，要看其電離和水解的相對強弱。若電離能力比水解能力強（如NaHSO4、NaH2PO4），則水溶液呈酸性，NaHSO4只電離不水解也顯酸性。若水解能力超過電離能力（如NaHCO3、Na2HPO4），則水溶液顯堿性。鹽類水解離子方程式的書寫 （1）一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，因此鹽類水解的離子方程式中不標(biāo)“”或“”，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）寫成其分解產(chǎn)物的形式。 （2）鹽類水解是可逆反應(yīng)，是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，而中和反應(yīng)是趨于完全的反應(yīng)，所以鹽類的水解反應(yīng)是微弱的。鹽類水解的離子方程式一般不寫“”而寫“”。 （3

4、）多元弱酸酸根離子的水解離子方程式應(yīng)分步書寫，且以第一步水解為主，如CO32水解的離子方程式為： CO32+H2OHCO3+OH（主要） HCO3+H2OH2CO3+OH（次要） 若寫成CO32+2H2OH2CO3+2OH或CO32+H2OCO2+2OH等，則都是錯誤的。 （4）多元弱堿的陽離子水解的離子方程式較復(fù)雜，中學(xué)階段只要求一步寫到底即可。值得注意的是，其最終生成的弱堿即使是難溶物也不標(biāo)“”狀態(tài)符號，因其水解生成的量極少，不會生成沉淀（但可形成膠體），如Al3+水解的離子方程式常寫成：Al3+3H2OAl(OH)3+3H+。 要點詮釋：（1）鹽類水解的離子方程式同樣遵循質(zhì)量守恒定律和電

5、荷守恒定律。 （2）要將鹽的電離方程式與鹽類水解的離子方程式區(qū)別開來。如HS+H2S2+H3O+是HS的電離方程式，而HS+H2OH2S+OH則是HS水解的離子方程式。（3）實驗室制Fe(OH)3膠體時，因水解較徹底用“”，F(xiàn)e3+3H2OFe(OH)3+3H+。例題：1某無色透明的酸性溶液中，在該溶液中能夠大量共存的離子組是（ ） AK+、Na+、MnO4、NO3 BNH4+、Mg2、K+、SO42 CAl3+、Ba2+、HCO3、NO3 DBa2+、K+、CH3COO、Cl【解析】因為溶液是無色的，故不可能存在紫紅色MnO4，故不選A。溶液顯酸性，此時CH3COO、HCO3不可能大量共存，

6、故不選C和D。再者C選項中的Al3+和HCO3要發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)，從這個角度也不選C。2將0.1 mol下列物質(zhì)置于1 L水中，充分?jǐn)嚢韬?，溶液中陰離子數(shù)最多的是（ ）AKCl BMg(OH)2 CNa2CO3 DMgSO4【解析】B選項為沉淀，所以陰離子數(shù)最少；A、D選項均為強酸強堿鹽且都只含有單一陰離子，所以陰離子濃度均為0.1mol/L；C選項為強堿弱酸鹽，CO32-會發(fā)生水解，生成更多的陰離子，所以數(shù)目最多。C選項正確。二. 鹽類水解的應(yīng)用某些物質(zhì)水溶液的配制配制能水解的強酸弱堿鹽，通常先將鹽溶于相對應(yīng)的酸中，然后加水稀釋至刻度，得到要配制的濃度。如配制FeCl3溶液：先將FeC

7、l3溶于稀鹽酸，再加水沖稀至所需濃度。配制強堿弱酸鹽的水溶液，應(yīng)加入少量相對應(yīng)的強堿，抑制弱酸酸根的水解。如配制硫化鈉的水溶液時，應(yīng)先滴入幾滴氫氧化鈉，再加水沖稀至所需濃度。某些活潑金屬與強酸弱堿鹽反應(yīng)Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中產(chǎn)生氫氣。如：Mg+2NH4+Mg2+2NH3+H2明礬、三氯化鐵等凈水Al3+3H2OAl(OH)3（膠體）+3H+Fe3+3H2OFe(OH)3（膠體）+3H+原因：膠體吸附性強，可起凈水作用。泡沫滅火器原理成分：NaHCO3、Al2(SO4)3NaHCO3水解：HCO3+H2OH2CO3+OH堿性Al2(SO4)3水解：Al3+3H2OAl(

8、OH)3+3H+酸性原理：當(dāng)兩鹽混合時，氫離子與氫氧根離子結(jié)合生成水，雙方相互促進水解：Al3+3HCO3Al(OH)3+3CO2判斷物質(zhì)水溶液的酸堿性的大小。（1）相同物質(zhì)的量濃度的物質(zhì)的溶液pH由大到小的判斷：相同陽離子時，陰離子對應(yīng)的酸的酸性越弱，鹽越易水解，pH越大；相同陰離子時，陽離子對應(yīng)的堿的堿性越弱，鹽越易水解，pH越小。如Na2SiO3、Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl，pH越來越小。（2）用于檢驗溶液，如用最簡便的方法區(qū)別NaCl、NH4Cl、Na2CO3三種無色透明溶液：用pH試紙鑒別，pH=7的是NaCl溶液，pH7的是NH4Cl溶液，pH7的是Na2CO

9、3溶液。判斷離子能否共存。弱堿的金屬陽離子（如Al3+、Cu2+、Fe3+等）與弱酸的陰離子（如HCO3、CO32、SiO32、AlO2、F等）在溶液中不能同時大量共存。因為兩種離子都水解，分別與水電離出的OH和H+結(jié)合，結(jié)果互相促進水解，使兩種離子都減少。中和滴定時指示劑的選擇。若用強堿滴定弱酸，反應(yīng)達(dá)到終點后，因生成強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，所以應(yīng)選用在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑，通常選取酚酞。若用強酸滴定弱堿，反應(yīng)達(dá)到終點后，因生成強酸弱堿鹽，溶液顯酸性，所以應(yīng)選用在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑，通常選取甲基橙。比較溶液中離子濃度的大小的方法1多元弱酸溶液：根據(jù)多步電離分析，例如：在H3PO4的溶液

10、中，c(H+)c(H2PO4)c(HPO42)c(PO43)。2多元弱酸的正鹽溶液：根據(jù)弱酸酸根的分步水解分析，例如：Na2CO3溶液中，c(Na+)c(CO32)c(OH)c(HCO3)。3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(zhì)的量濃度的下列溶液中：NH4Cl；CH3COONH4；NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的順序是。4混合溶液中各離子濃度的比較：要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。例如：在0.1 mol/L的NH4Cl和0.1 mol/L的氨水混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H+)。在該溶液中N

11、H3·H2O的電離與NH4+的水解互相抑制，NH3·H2O電離作用大于NH4+的水解作用，溶液呈堿性c(OH)c(H+)，同時c(NH4+)c(Cl)。例如：在0.1 mol/L的NH4Cl和0.1 mol/L的NaOH混合溶液中，各離子濃度的大小順序為c(Cl)=c(Na+)c(OH)c(NH4+)c(H+)。例題：1. 為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+，可在加熱攪拌的條件下加入一種試劑，過濾后，再加入適量的HCl，這種試劑是（ ）ANH3·H2O BNaOH CNa2CO3 DMgCO3【思路點撥】不能直接加堿，否則會造成鎂離子的減少并且引入其他雜質(zhì)離子

12、?！敬鸢浮緿【解析】加入NH3·H2O或NaOH或Na2CO3時，均會引入雜質(zhì)離子NH4+和Na+，不符合題意。因為原溶液中Fe3+水解：Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+，當(dāng)加入MgCO3后，有MgCO3+2H+Mg2+CO2+H2O的反應(yīng)，消耗了H+，使平衡正向移動，生成的Fe(OH)3在加熱攪拌條件下發(fā)生聚沉，最后可將Fe3+除去。同樣加入MgO、Mg(OH)2、MgS也能達(dá)到同樣效果。【總結(jié)升華】物質(zhì)提純的原則是被提純物質(zhì)的量盡量不要減少，不要引入新的雜質(zhì)，要易于分離、復(fù)原。2（1）碳酸鉀溶液蒸干灼燒得到的固體物質(zhì)是_，原因_。（2）KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固體物

13、質(zhì)是_，原因是_。（3）碳酸氫鋇溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是_，原因是_。（4）亞硫酸鈉溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是_，原因是_。（5）氯化鋁溶液蒸干灼燒得到的固體物質(zhì)是_，原因是_?！敬鸢浮浚?）K2CO3 盡管加熱過程促進了K2CO3的水解，但生成的KHCO3和KOH反應(yīng)仍為K2CO3（2）明礬 盡管Al3+水解，由于H2SO4為難揮發(fā)性酸，最后仍然是結(jié)晶水合物明礬（3）BaCO3 因Ba(HCO3)2在水溶液中受熱分解：Ba(HCO3)2BaCO3+CO2+H2O（4）Na2SO4 因為Na2SO3在蒸干過程中不斷被氧氣氧化而生成Na2SO4（5）Al2O3 加熱促進AlCl3水解，且隨水量的減

14、少，HCl不斷揮發(fā)，促使AlCl3完全水解成Al(OH)3，灼燒時發(fā)生以下反應(yīng)：2Al(OH)3Al2O3+3H2O【解析】K2CO3、明礬水解生成的物質(zhì)不具揮發(fā)性，因此，將溶液蒸干后仍得原物質(zhì)。而AlCl3溶液水解后得鹽酸，加熱后HCl揮發(fā)而促進水解，最后溶液蒸干灼燒得Al2O3。（3）中的Ba(HCO3)2受熱易分解，（4）中Na2SO3具有還原性，易被空氣中氧氣氧化，蒸干后均不能得到原物質(zhì)。 【規(guī)律總結(jié)】鹽溶液蒸干時所得產(chǎn)物的判斷方法（1）鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4固體。鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得對應(yīng)的弱堿，如AlCl3

15、、FeCl3溶液蒸干后一般得Al(OH)3、Fe(OH)3。（2）考慮鹽受熱時是否分解。因為Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干Ca(HCO3)2溶液得CaCO3固體；蒸干NaHCO3溶液得Na2CO3固體；蒸干KMnO4溶液得K2MnO4和MnO2的混合物；蒸干NH4Cl溶液不能得到固體。（3）還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。例如：Na2SO3溶液蒸干得Na2SO4；FeSO4溶液蒸干會得到Fe2(SO4)3。（4）有時要從多方面考慮。例如，蒸干NaClO溶液時，既要考慮ClO水解，又要考慮HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固體為NaCl。注意

16、：“蒸干”與“蒸干灼燒”的區(qū)別，如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3，若為“蒸干灼燒”得Al2O3。3. 0.02 mol·L1的HCN溶液與0.02 mol·L1的NaCN溶液等體積混合，測得溶液中的c(CN)c(Na+)，則下列關(guān)系中不正確的是（ ） Ac(Na+)c(CN)c(OH)c(H+) Bc(HCN)+c(CN)=0.02 mol·L1 Cc(CN)c(HCN) Dc(Na+)+ c(H+)=c(CN)+c(OH)【解析】根據(jù)電荷守恒判斷CN的水解程度大于HCN的電離程度。4. 將標(biāo)準(zhǔn)狀況下體積為2.24 L的H2S緩慢通入100 mL 1.5 mo

17、l·L1 NaOH溶液中（溶液體積變化忽略不計），充分反應(yīng)后，下列關(guān)系錯誤的是（ ） Ac(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S2)+c(OH) Bc(Na+)c(HS)c(S2)c(H+)c(OH) Cc(Na+)c(HS)+c(S2)+c(H2S) Dc(HS)+c(S2)+c(H2S)=1.0 mol·L1【解析】。n(NaOH)=0.15 mol，所以生成Na2S（設(shè)物質(zhì)的量為x）和NaHS（設(shè)物質(zhì)的量為y）的混合物。由硫原子守恒得：x+y=0.1；由Na+守恒得2x+y=0.15；解得x=0.05 mol，y=0.05 mol，即反應(yīng)后溶液中有等物質(zhì)的量的N

18、a2S和NaHS，二者水解均顯堿性，故B錯。據(jù)電荷守恒可知A正確。據(jù)物料守恒知C、D正確。5. 某酸性溶液中只有Na+、CH3COO、H+、OH四種離子。則下列描述正確的是（ ） A該溶液由pH=3的CH3COOH與pH=11的NaOH溶液等體積混合而成 B該溶液由等物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成 C加入適量NaOH，溶液中離子濃度為c(CH3COO)c(Na+)c(OH)c(H+)D加入適量氨水，c(CH3COO)一定大于c(Na+)、c(NH4+)之和【解析】pH=3的CH3COOH和pH=11的NaOH混合，生成CH3COONa的同時，CH3COOH有大量

19、剩余，因為CH3COOH為弱酸，其濃度大于103 mol/L，因此A正確。B中恰好生成CH3COONa，由于CH3COO水解而使溶液呈堿性，B不正確。C中電荷不守恒，兩種陰離子的濃度不可能都大于兩種陽離子的濃度，C不正確。D中加入氨水，若恰好反應(yīng)呈中性，由于CH3COO與NH4+水解程度相同，因此c(CH3COO)=c(NH4+)+c(Na+)，若氨水過量，則c(Na+)+c(NH4+)c(CH3COO)，因此D不正確。6. 欲使0.1 molL的NaHCO3溶液中c(H+)、c(CO32)、c(HCO3)都減少，其方法是（ ） A通入二氧化碳?xì)怏w B加入氫氧化鈉固體 C通入氯化氫氣體 D加入

20、飽和石灰水溶液【解析】CO2與NaHCO3不反應(yīng)，三種離子皆不會減少；加入NaOH固體后，發(fā)生反應(yīng)HCO3+OHCO32+H2O，c(H+)、c(HCO3)減小，而c(CO32)增大；通入HCl氣體時，因發(fā)生反應(yīng)HCO3+H+CO2+H2O而使溶液pH減小，與原NaHCO3溶液相比c(H+)增大；加入石灰水時，發(fā)生反應(yīng)：HCO3+OH+Ca2+CaCO3+H2O而使溶液中三種離子濃度均減小。（D）7. 0.1 mol/L Na2CO3的溶液中各離子濃度間的關(guān)系正確的是（ ）Ac(Na+)=2c(CO32)+c(HCO3)Bc(Na+)=2c(CO32)c(HCO3)Cc(Na+)2c(CO32

21、)c(HCO3)c(H+)c(OH)Dc(Na+)+c(H+)=2c(CO32)+ c(HCO3)+c(OH)【解析】在Na2CO3溶液中，物料守恒為：c(Na+)=2c(HCO3)+ 2c(CO32)+ 2c(H2CO3)，電荷守恒為：c(H+)+c(Na+)=c(HCO3)+2c(CO32)+c(OH)。所以A、B錯，D對。溶液中離子濃度大小順序為：Cc(Na+)2c(CO32)c(HCO3)c(OH) c(H+)，所以C錯。本題選D。8. 將0.1 mol/L的鹽酸溶液和0.1 mol/L的氨水等體積混合后，下列關(guān)系正確的是（ ）Ac(NH4+)c(Cl)c(H+)c(OH)Bc(NH4

22、+)c(Cl)c(OH)c(H+)Cc(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)Dc(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H+)【解析】本題中所給的酸、堿完全反應(yīng)，生成正鹽NH4Cl，溶液中離子濃度大小順序為：c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)。所以A、B、D錯，C選項正確。 9. 室溫時將pH=3的鹽酸溶液和pH=11的氨水等體積混合后，下列關(guān)系正確的是（ ）Ac(NH4+)c(Cl)c(H+)c(OH)Bc(NH4+)c(Cl)c(OH)c(H+)Cc(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)Dc(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H+)【解析】室溫時，pH=3的鹽酸中c(H+)=

23、103 mol/L，pH=11的氨水中c(OH-)=103 mol/L，若將兩溶液等體積混合，由于氨水是弱電解質(zhì)，所以必然是堿過量，導(dǎo)致最終溶液顯堿性，即c(OH)c(H+)，所以A、C錯誤。D選項中負(fù)電荷總數(shù)大于正電荷總數(shù)，所以電荷不守恒，錯誤。本題選B10已知0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH= 4，則下列說法中正確的是( ) A、在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類不相同 B、在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中，陰離子總數(shù)相等 C、在NaHA溶液中一定有： c(Na+)c(H+)c(HA-)c(OH-)2c(A2-) D、在Na2A溶液中一定有：c(Na+) >

24、 c(A2-) > c(H+) > c(OH-) 【解析】已知條件：0.1mol/L的二元酸H2A溶液的pH= 4，可得H2A為二元弱酸。Na2A、NaHA溶液都能發(fā)生水解，使溶液顯堿性，D選項應(yīng)為c(H+) c(OH-)；C選項為電荷守恒，正確；A選項在Na2A、NaHA兩溶液中，離子種類是相同的，陽離子有Na+、H+，陰離子有HA-、OH-、 A2-，B選項可通過A2-、HA-的水解程度，得出陰離子的關(guān)系，Na2A溶液中的陰離子總數(shù)要多于NaHA溶液中陰離子。 本題選C。11將10 mL 0.2 mol/L的醋酸鈉溶液與10 mL 0.1 mol/L鹽酸混合后（忽略混合過程中溶

25、液的體積變化），溶液顯酸性，下列關(guān)系式錯誤的是（ ）Ac(CH3COO)c(Cl)c(H+)c(CH3COOH)Bc(CH3COO)c(Cl)c(CH3COOH)c(H+)Cc(CH3COOH)+ c(CH3COO)=0.1 mol/LDc(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO)+ c(Cl)+ c(OH)【解析】將10 mL 0.2 mol/L的醋酸鈉溶液與10 mL 0.1 mol/L鹽酸混合后，由于醋酸鈉過量，所以得到的是等濃度的NaCl、CH3COONa、CH3COOH的混合液，由于溶液顯酸性，所以CH3COONa的水解小于CH3COOH的電離，但CH3COOH是弱電解質(zhì)，電離程

26、度較小，所以應(yīng)有c(CH3COOH)c(H+)，A項錯誤，根據(jù)物料守恒，所以有c(CH3COOH)+ c(CH3COO)=0.1 mol/L，C項正確，此時溶液中存在物料守恒：c(Na+)+ c(H+)= c(CH3COO)+ c(Cl)+ c(OH)，D項正確。 本題選A。12將稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，當(dāng)溶液的pH=7時，下列關(guān)系正確的是（ ）Ac(NH4+)=c(SO42)Bc(NH4+)c(SO42)Cc(NH4+)c(SO42)Dc(OH)+ c(SO42)=c(H+)+c(NH4+)【解析】當(dāng)稀氨水和稀硫酸恰好中和時，形成強酸弱堿鹽，溶液顯酸性。當(dāng)溶液pH=7時，溶液顯中性，所以此

27、時應(yīng)該有：c(NH4+)=2c(SO42)，B對而A、C錯；此時溶液中存在電荷守恒，所以應(yīng)該有：c(OH)+2c(SO42)=c(H+)+c(NH4+)，所以D錯。本題選B。13下列混合溶液中，各離子濃度的大小順序正確的是（ ）A10 mL 0.1 mol/L氨水與10 mL 0.1 mol/L鹽酸混合，c(Cl)c(NH4+)c(OH)c(H+)B10 mL 0.1 mol/L NH4Cl溶液與5 mL 0.2 mol/L NaOH溶液混合，c(Na+)= c(Cl)c(OH)c(H+)C10 mL 0.1 mol/L CH3COOH溶液與5 mL 0.2 mol/L NaOH溶液混合，c(

28、Na+)=c(CH3COO)c(OH)c(H+)D10 mL 0.5 mol/L CH3COONa溶液與6 mL 1 mol/L鹽酸混合，c(Cl)c(Na+)c(OH)c(H+)【解析】A選項中，10 mL 0.1 mol/L氨水與10 mL 0.1 mol/L鹽酸混合生成正鹽氯化銨，此時溶液顯酸性，所以A錯。14將0.2 mol/L的一元弱酸HA溶液和0.1 mol/L的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關(guān)系式中正確的是（ ）Ac(HA)c(A) Bc(Na+)=c(A)+c(OH)Cc(Na+)c(A) Dc(HA)+c(A)=0.2 mol/L【解析】由題意，將0.2 mol/

29、L的一元弱酸HA溶液和0.1 mol/L的NaOH溶液等體積混合后，發(fā)生反應(yīng)后溶液中存在等物質(zhì)的量的HA、NaA，由于溶液是等體積混合，所以c(HA)+c(A)=0.1mol/L。由于溶液顯堿性，所以A-的水解大于HA的電離，所以應(yīng)有c(HA)c(Na+)c(A)，A錯C對，溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(A)+c(OH)，所以B選項錯誤。15常溫下，濃度為0.1 mol/L一元酸HA溶液的pH=2.0，濃度為0.1 mol/L一元堿BOH溶液中c(H+)/c(OH)=1.0×1012。將此兩種溶液等體積混合后，所得溶液中離子濃度大小關(guān)系正確的是（ ）Ac(OH)c

30、(H+)c(B+)c(A)Bc(B+)c(A)c(H+)c(OH)Cc(B+)c(A)c(OH)c(H+)Dc(B+)=c(A)c(H+)=c(OH)【解析】常溫下，濃度為0.1 mol/L一元酸HA溶液的pH=2.0，所以該酸為弱酸，濃度為0.1 mol/L一元堿BOH溶液中c(H+)/c(OH)=1.0×1012，聯(lián)合水的離子積可以求出c(H+)=1.0×1013，c(OH)=1.0×101，所以為一元強堿。若將此兩種溶液等體積混合后，會恰好反應(yīng)生成強堿弱酸鹽BA，溶液最終顯堿性，各離子濃度順序為：c(B+)c(A)c(OH)c(H+)，所以A、B、D錯誤，C

31、選項正確。三. 影響鹽類水解的主要因素要點一、影響鹽類水解的因素1內(nèi)因：主要因素是鹽本身的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，組成鹽的酸根對應(yīng)的酸越弱或陽離子對應(yīng)的堿越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。例如：酸性HFCH3COOH 水解程度NaFCH3COONa多元弱酸正鹽的水解，水解反應(yīng)第一步遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，原因是第一步水解產(chǎn)生的OH對第二步水解的抑制作用，并且正鹽陰離子與H+結(jié)合能力比酸式鹽陰離子結(jié)合能力強。例如：Na2CO3溶液中2外因溫度：水解過程一般是吸熱過程，故升溫使水解程度增大，反之則減小。濃度：鹽的濃度越小，電解質(zhì)離子相互碰撞結(jié)合成電解質(zhì)分子的幾率越小，水解程度越大。3溶液的酸堿性組成鹽的離子能與水發(fā)

32、生水解反應(yīng)。向鹽溶液中加入H+，可抑制陽離子水解，促進陰離子水解；向鹽溶液中加入OH，能抑制陰離子水解，促進陽離子水解?！疽?guī)律總結(jié)】越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解，加酸堿抑制或促進水解。4典型實例：醋酸鈉水解平衡的移動：CH3COO+H2O CH3COOH+OH-改變條件平衡移動c(CH3COO)c(OH)加入固體醋酸鈉向右增大增大通入HCl向右減小減小升溫向右減小增大加水向右減小減小加NaOH向左增大增大加CH3COOH向左增大減小加NH4Cl向右減小減小要點二、互促水解 1互促水解的定義：弱酸弱堿鹽溶液中，鹽的陽離子結(jié)合水產(chǎn)生的OH，鹽的陰離子結(jié)合水產(chǎn)生的H+，相互促進水解，所以水解程

33、度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱酸和弱堿的相對強弱，若弱堿較強則溶液顯堿性；若弱酸較強則溶液顯酸性。 2鹽與鹽混合時的互促水解問題 鹽與鹽的反應(yīng)又分以下幾種情況： （1）兩種水解情況相同的鹽溶液的反應(yīng)。NaHCO3和Na2SiO3的反應(yīng)，NaSiO3的水解程度遠(yuǎn)大于NaHCO3的水解程度，因而Na2SiO3的水解抑制了NaHCO3的水解而促進了HCO3的電離。HCO3H+CO32，HCO3的電離反過來又促進了SiO32的水解，其反應(yīng)為：Na2SiO3+2NaHCO3H2SiO3+2Na2CO3同理：NaAlO2+NaHCO3+H2OA1(OH)3+Na2CO3硝酸銀與氯化鋁的反應(yīng)，因兩者水解

34、都顯酸性，相互抑制，不利于水解的進行，發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成難溶物（AgCl），因此發(fā)生的反應(yīng)為3AgNO3+AlCl33AgCl+Al(NO3)3。 （2）兩種水解情況相反的鹽溶液的反應(yīng)，主要有如下幾種情況： “雙水解”反應(yīng)趨于完全，其離子方程式中應(yīng)用“=”連接，并應(yīng)標(biāo)明產(chǎn)物的狀態(tài)符號“”“”。如泡沫滅火器的反應(yīng)原理可表示為Al3+3HCO3A1(OH)3+3CO2。 如Na2S與Al2(SO4)3之間的反應(yīng)： S2+H2OHS+OH Al3+3H2OAl(OH)3+3H+ 兩離子的水解相互促進，其反應(yīng)式為3S2+2Al3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S。 發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。當(dāng)發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)

35、生成沉淀比水解反應(yīng)生成的沉淀更難溶時，物質(zhì)之間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，如Na2S溶液和CuSO4溶液混合，其反應(yīng)式為S2+Cu2+CuS。 發(fā)生氧化還原反應(yīng)。物質(zhì)之間能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，也能發(fā)生水解反應(yīng)，通常是以氧化還原反應(yīng)為主。如Na2S溶液與FeCl3溶液混合，其反應(yīng)式為S2+2Fe3+S+2Fe2+。 3互促水解離子方程式的書寫： （1）弱酸弱堿鹽中陰、陽離子相互促進水解。如NH4+與S2、HCO3、CO32、CH3COO等雖然相互促進，卻仍是部分水解（離子間能在溶液中大量共存），此雙水解仍用“”表示。NH4+CH3COOH2O+ NH3·H2O。（2）完全雙水解反應(yīng)：某些鹽溶液在混合

36、時，一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子一起都發(fā)生水解，相互促進對方的水解，使兩種離子的水解趨于完全。常見的能發(fā)生相互促進水解的離子有：Al3+與S2、HS、CO32、HCO3、AlO2；Fe3+與AlO2、CO32、HCO3；NH4+與AlO2、SiO32等。書寫雙水解反應(yīng)的離子方程式時，一般要根據(jù)水解特征、水解生成的酸和堿的特點確定反應(yīng)物和生成物，以離子的電荷守恒和質(zhì)量守恒相結(jié)合的方法進行配平。例如：2Al3+3CO32+3H2O2Al(OH)3+3CO2Al3+3HCO3Al(OH)3+3CO2Al3+3AlO2+6H2O4Al(OH)3例題;1在一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：C

37、O32+H2OHCO3+OH。下列說法正確的是（ ）A稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大B通入CO2，平衡向正反應(yīng)方向移動C升高溫度，減小D加入NaOH固體，溶液pH減小【思路點撥】本題考查影響鹽類水解的主要因素。解答本題時，注意所學(xué)知識靈活運用。比如C選項中，因為是在同一溶液中，所以其體積相同，即濃度之比等于物質(zhì)的量之比。【答案】B【解析】平衡常數(shù)僅與溫度有關(guān)，故稀釋時是不發(fā)生變化的，A項錯；CO2通入水中，相當(dāng)于生成H2CO3，可以與OH反應(yīng)，而促進平衡正向移動，B項正確；升溫，促進水解，平衡正向移動，故表達(dá)式的結(jié)果是增大的，C項錯；加入NaOH固體，堿性肯定增強，pH增大，D項錯?！究偨Y(jié)升華】影

38、響鹽類水解的主要因素中，溫度升高，水解程度增大，相應(yīng)水解平衡常數(shù)也增大。水解平衡常數(shù)僅為溫度的函數(shù)，與單純某種離子濃度改變無關(guān)。2向三份0.1 mol·L1的CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固體（忽略溶液體積變化），則CH3COO濃度的變化依次為（ ） A減小、增大、減小 B增大、減小、減小 C減小、增大、增大 D增大、減小、增大【思路點撥】當(dāng)弱酸的陰離子與弱堿的陽離子相遇時，會因為各自水解產(chǎn)物的相互反應(yīng)而促進，當(dāng)弱酸的陰離子遇到另一種弱酸陰離子時，會因為各自水解產(chǎn)物的抑制而減弱。【答案】A【解析】題中涉及的離子水解方程式如下：CH3COO+H2OCH3COOH+OH、NH4+H2ONH3·H2O +H+、SO32+H2OHSO3+OH、Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+。由上述方程式可知NH4+、Fe3+能促進CH3COO的水解，CH3COO濃度減小，SO32能抑制CH3COO的水解，CH3COO濃度增大，故選A?！究偨Y(jié)升華】一般情況下，鹽類水解不會生成氣體和沉淀，但兩種能發(fā)生互促水解的離子相遇時，水解程度相對較大，個別情況還需要標(biāo)沉淀和氣體，比如碳酸根離子與鋁離子相遇時，就會生成氫氧化鋁沉淀和二氧化碳?xì)怏w。3. 物