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：NaCl，  KHSO4-, Na3PO4,   Na2HPO4, CH3COOH,  PH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？）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，NaCl對應(yīng)的酸是HCl，堿是NaOH,其中HCl是強(qiáng)酸，NaOH是強(qiáng)堿，因此，NaCl的水溶液是中性，KHSO4的電離是K+與H+與

2、SO4 2-，類似與HCl,因?yàn)槿舳际?mol的話，都能電離出1mol的H+,故類似，因此，KHSO4可看作HCl；CH3COOH是弱電解質(zhì)，相同的物質(zhì)的量，與HCl相比電離出來的c（H+）少； Na3PO4對應(yīng)的堿是NaOH，是強(qiáng)堿；H3PO4是中強(qiáng)酸，因而PO4 3-要水解，水解的方程式是PO4 3- +H2O=HPO4 2- +OH- ;HPO4 2-+H2O=H2PO4- +OH- ;H2PO4- +H2O=H3PO4+OH- ,在這里，不管是PO4 3- 還是HPO4 2- 還是H2PO4-對應(yīng)的鹽，都是如上水解，要判斷PO4 3- 還是HPO4 2- 還是H2PO4-對應(yīng)的鹽的水解

3、，就看它們要幾步水解才能變成該酸根對應(yīng)的酸，PO4 3-水解需要3步，HPO4 2-需要2步。若都是相同的物質(zhì)的量，1mol的PO4 3-能水解出3mol的OH- ，1mol的HPO4 2- 能水解出2mol的OH-，因此，這些鹽的PH由小到達(dá)是PH（KHSO4）<PH（CH3COOH）<PH（NaCl）<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>N

4、a2Ac>Na2CO3同理弱堿強(qiáng)酸鹽，按照堿根水解情況，哪個(gè)水解強(qiáng)哪個(gè)酸性強(qiáng)pH NaCl>NH4Cl弱堿弱酸鹽，一般會(huì)雙水解。這個(gè)要計(jì)算或者測了這個(gè)一半是可以通過計(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：NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 C(NH4+)由大到小的順序是>>。我想知道詳細(xì)的過程是什么離子影響了什么離子有重謝2008-09-14 20:29 提問者采納 NH4+ + H2O=NH3.H2O+ H+HSO4=H+ + SO4 2-H+抑制NH4+的水解,因此NH4+的水解

5、最小CH3COONH4醋酸根的水解生成醋酸和OH- 和NH4+的水解相互促進(jìn),因此水解的最多NH4Cl NH4+的不促進(jìn)也不抑制,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。250.1mol/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H2O

6、和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和極少量的OH-離子。多元弱酸如H2CO3還要考慮分步電離： H2CO3 H+HCO3-；HCO3- H+CO32-。 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H3O+和OH-，H2O H+OH-。在25（常溫）時(shí)，純水中H+OH-1×10-7mol/L。 在一定溫度下，H+與OH-的乘積是一個(gè)常數(shù)：水的離子積KwH+·OH-，在25時(shí)，Kw1×10-14。 在純水中加入酸或堿，抑制了水的電離，使水的電離度變小，水電離出的H+水和OH-水均小于10-7mol/L。在純水中加入弱酸強(qiáng)堿鹽、弱堿強(qiáng)酸鹽，促

7、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(SO4)3等水解后溶液呈酸性；強(qiáng)堿弱酸鹽如CH3COONa、Na2CO3等水解后溶液呈堿性。多元弱酸鹽還要考慮分步水解，如CO32-H2OHCO3-OH-、HCO3-H2OH2CO3OH-。 4、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系 電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-

8、)推出：Na+H+HCO3-2CO32-OH- 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（NH

9、4)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（NH4)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H2

10、PO42-、HSO3-對應(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其產(chǎn)生的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：NH4ClNH4HSO4CH3COONH4NH3H2O。c（NH4+）由大到小的順序?yàn)?、 混合溶液中離子濃度大小的比較，首先要分析混合過程中是否發(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、NH3H2

11、O與NH4Cl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，無論存在多少種離子，溶液總呈電中性，即陽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： 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+）2c( 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。如N

12、a2CO3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c（OH-）水 ，有如下關(guān)系：c（OH-）c( HCO3-)+ 2c(H2CO3)+ c（H+） 技巧：在解題過程中，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

13、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(NH3H2O)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 NH3H2O等體積混合充分反應(yīng)后，溶質(zhì)為 NH3H2O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 NH3H2O等體積混合充分反應(yīng)后，相當(dāng)于0.1mol/L NH3H2O和0.1mol/L的NH4Cl的混合溶液，離子濃度大小順序?yàn)椋篶（NH4+）c（Cl-）c（OH-）c（H+）4、忽視二價(jià)離子在電荷守恒