魯科版2023-2024年高中化學大一輪復習第八章物質在水溶液中的行為講義

第45講水的電離和溶液的酸堿性

［復習目標］L了解水的電離、離子積常數(K”)。2.了解溶液PH的含義及其測定方法，能進

行PH的簡單計算。

考點一水的電離與水的離子積常數

■歸納整合.球1砒?

1.水的電離和水的離子積常數

，電離平衡―水是一種極弱的電解質

(

水電離

-(水的電離是吸熱過程)

的方程式

電

離"表達式--K“=___________=______

22

一mol?L-(25t).

水的離子］J影響—只是溫度的函數,溫度不變,

積常數I因素—KW__，溫度升高，降____

適應不僅適用于純水,也適用

、范圍一于溶液

2.填寫外界條件對水的電離平衡的具體影響

改變條件平衡移動方向KW水的電離程度C(C)H)c(Ht)

HCl

NaOH

Na2CO3

NaHSO4

加熱

3.計算c'Hg(H+)或CHg(OH)

室溫下，的鹽酸中，+。

(1)0.0ImOLLrCHO(H)=

⑵室溫下，pH=4的亞硫酸溶液中，CHQ(H+)=。

(3)室溫下，PH=IO的KOH溶液中，CHQ(OH)=。

(4)室溫下，pH=4的NH4Cl溶液中，CHQ(H+)=o

(5)室溫下，PH=Io的CFhCOONa溶液中，CHQ(OH)=。

-方法規(guī)律

溶液中CHQ(H+)或CHzO(OK)的計算及應用(以室溫為例)

⑴酸、堿抑制水的電離，酸溶液中求C(C)H),即CHQ(H)=CHQ(OH)=C(OH)堿溶液

+H+

中求c(H),即CHq(OH)=?2o()=C(H+)。

(2)水解的鹽促進水的電離，故4,o(H')等于顯性離子的濃度。

(3)酸式鹽溶液

+

酸式酸根以電離為主：CHΛ(H)=CHQ(OH「)=C(OH-)。

酸式酸根以水解為主：<?,o(H*)=CHQ(OH)=C(OH^)o

E易錯辨析

1.任何水溶液中均存在H+和OH,且水電離出的C(H+)和C(OH-)相等()

2.將水加熱，KW和C(H+)均增大()

3.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，兩溶液中水的電離程度相同()

4.溫度一定時，在純水中通入少量SO?,水的電離平衡不移動，KW不變()

■專項突破關鍵能力

1.某溫度下，向C(H+)=LOXIO"moH/i的蒸儲水中加入NaHSc)4晶體，保持溫度不變，

測得溶液的C(JT)=LOXlO2molL'下列對該溶液的敘述不正確的是()

A.該溫度高于25℃

B.由水電離出來的H卡的濃度為1.0X1010mol?L1

C.加入NaHSO4晶體抑制水的電離

D.取該溶液加水稀釋IOO倍，溶液中的C(OH)減小

2.常溫時，純水中由水電離出的C(H+)="mol?L∣,PH=I的鹽酸中由水電離出的C(H')

=?mol?L0.1mol?L∣的鹽酸與0.1mol?L∣的氨水等體積混合后，由水電離出的c(J1+)=c

molL1,則a、b、C的關系正確的是()

A.a>b=cB.c>a>b

C.c>b>aD.b>c>a

3.(2022?廈門模擬)25°C時，水溶液中C(H一)與C(OH-)的變化關系如圖所示，下列判斷錯誤的

是()

c(OH-)∕(mol?LT)

A.ac曲線上的任意一點都有C(H)C(OH-)=1(Γ∣4moF?L2

B.bd線段上任意一點對應的溶液都呈中性

C.d點對應溶液的溫度高于25°C,pH<7

D.c點溶液不可能是鹽溶液

4.水的電離平衡曲線如圖所示，回答下列問題。

OIO-7IoFC(H+)∕(mol?LT)

(D圖中A、B、C>D、E五點KW間的關系：________________________________________

(2)在水中加少量酸，可實現(xiàn)A點向點移動。

(3)ABE形成的區(qū)域中的點都呈現(xiàn)性。

(4)若在B點溫度下，pH=2的硫酸溶液中，QQ(H+)=mol?Llo

■歸納總結

正確理解水的電離平衡曲線

(1)曲線上的任意點的KW都相同，即C(H+)?c(OH)相同，溫度相同。

(2)曲線外的任意點與曲線上任意點的KW不同，溫度不同。

(3)實現(xiàn)曲線上點之間的轉化需保持溫度相同，改變酸堿性；實現(xiàn)曲線上點與曲線外點之間的

轉化一定改變溫度。

考點二溶液的酸堿性與PH

■歸納整合e號砒Ql

1.溶液的酸堿性PH概念

(I)PH計算公式：pH=。

(2)溶液呈酸堿性的本質：溶液的酸堿性取決于C(H')和C(OH-)的相對大小

溶液的酸堿性c(H+)與C(OH)比較常溫下溶液PH

酸性溶液C(HL_c(OH)____7

中性溶液c(H+)__c(OH-)7

堿性溶液C(H-)__c(OH")____7

2.pH的測定

（1）酸堿指示劑法

該法只能測其PH的大致范圍，常見指示劑變色范圍如下表:

指示劑變色范圍的PH

石蕊<5.0紅色5.0?8.0紫色>8.0藍色

甲基橙<3.1紅色3.1-4.4橙色>4.4黃色

酚麟<8.2無色8.2?10.0淺紅色>10.0紅色

（2）pH試紙法

用鏡子夾取一小塊試紙放在潔凈的或________上，用玻璃棒蘸取待測液點在試紙的

中央，變色后與標準比色卡對照。

（3）pH計測定

IE易錯辨析

1.任何溫度下，利用H+和OH-濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性（）

2.pH<7的溶液一定顯酸性（）

3.C（H+）=醞的溶液一定顯中性（）

4.常溫下能使甲基橙顯黃色的溶液一定顯堿性（）

5.用PH試紙測得某氯水的PH為5（）

6.用濕潤的PH試紙測定鹽酸和醋酸溶液的pH,醋酸溶液的誤差更大（）

■專項突破關鍵能力

一、酸堿溶液混合后酸堿性的判斷

1.常溫下，兩種溶液混合后酸堿性的判斷（在括號中填“酸性”“堿性”或“中性”）。

⑴相同濃度的HCI和NaoH溶液等體積混合（）

（2）相同濃度的CH3COOH和NaOH溶液等體積混合（）

⑶相同濃度的NH3H2O和HCl溶液等體積混合（）

（4）pH=2的H2SO4和PH=I2的NaOH溶液等體積混合（）

（5）pH=3的HCI和pH=10的NaOH溶液等體積混合（）

（6）pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液等體積混合（）

(7)pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等體積混合()

(8)pH=2的H2SO4和PH=I2的NH3H2O等體積混合()

-方法規(guī)律

酸堿溶液混合后酸堿性的判斷規(guī)律

(1)等濃度等體積的一元酸與一元堿混合的溶液——“誰強顯誰性，同強顯中性”。

(2)室溫下CF(H-)=c域(C)H一)，即PH之和等于14時，一強一弱等體積混合——“誰弱誰過

量，誰弱顯誰性”。

(3)已知強酸和強堿的pH,等體積混合(25°C時)：

①PH之和等于14,呈中性；

②PH之和小于14,呈酸性；

③PH之和大于14,呈堿性。

二、溶液PH的計算

2.常溫下，下列關于溶液稀釋的說法正確的是()

A.pH=3的醋酸溶液稀釋100倍，pH=5

B.pH=4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產生的c(H+)=IXlOFmolL-I

C.將IL(MmOIL=的Ba(OH)2溶液稀釋為2L,pH=13

D.pH=8的NaOH溶液稀釋IOO倍，其pH=6

3.計算25C時下列溶液的pHO

(1)0.005mol?L∣的H2SO4溶液的PH=.

(2)0.001mol?L'的NaOH溶液的pH=。

(3)0.1mol?L^'的NH3H2O溶液(NH3任0的電離度ɑ約為1%)的PH=。

(4)將pH=8的NaOH溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合,混合溶液的pH=。

(5)0.015moI?L^'的硫酸與0.01mol?L1的NaOH溶液等體積混合，混合溶液的PH=

4.按要求計算下列各題(常溫下，忽略溶液混合時體積的變化)：

(1)25℃時，pH=3的硝酸和PH=I2的氫氧化鋼溶液按照體積比為9：1混合，混合溶液的

pH=0

⑵在一定體積pH=12的Ba(OH)2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液，當

溶液中的Ba?+恰好完全沉淀時，溶液pH=llo若反應后溶液的體積等于Ba(OH)2溶液與

NaHSO4溶液的體積之和，則Ba(OH)2溶液與NaHSO4溶液的體積比是。

⑶將pH=n的NaOH溶液KL與pH=?的HCl溶液VbL混合，若所得溶液呈中性，且a+

?=13,則春=__________o

Vb

■歸納總結-

混合溶液PH的計算思維模型

CI(H1)VI+C(H+)V

(1)兩種強酸混合：直接求出c*?(H'),再據此求PHC?,(H*)=22

Vi+V2

(2)兩種強堿混合：先求出C虱OH一)，再根據KW求出CmH+),最后求PH

Cl(OHl%+c2(OHlV2

c?(0H")=

V,+V2

(3)強酸、強堿混合：先判斷哪種物質過量，再由下式求出溶液中H+或OFT的濃度

①若酸過量：

?+C?(H+)?V?—CMOH-)必

iftI

C(H)=?e+g

②若堿過量:

CMc)H)必一c?(H>?t

C海(C)H)=

最后根據PH=-IgC(H+),求pH。

真題演練明確考向

1.(2020?浙江7月選考，17)下列說法不正確的是()

A.2.0×IOrmol?L1的鹽酸中c(H+)=2.0×IOrmol?L^'

B.將KCI溶液從常溫加熱至80℃,溶液的PH變小但仍保持中性

C.常溫下，NaCN溶液呈堿性，說明HCN是弱電解質

D.常溫下，pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，溶液PH增大

2.(2015?廣東理綜，II)一定溫度下，水溶液中H,和OH的濃度變化曲線如圖。下列說法正

確的是()

A.升高溫度，可能引起由C向b的變化

B.該溫度下，水的離子積常數為IOXlOfmoF?L-2

C.該溫度下，加入FeCl3可能引起由b向a的變化

D.該溫度下，稀釋溶液可能引起由C向d的變化

4

3.(2019?天津，5)某溫度下,HNO2和CH3COOH的電離常數分別為5.0×10-mol?L=和

1.7×ICTmol?Lf。將PH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其PH隨加水體積的變化如

圖所示?下列敘述正確的是()

加水體積

A.曲線I代表HNO2溶液

B.溶液中水的電離程度：b點＞c點

C.從C點到d點，溶液中“HA’??H)保持不變(其中HA、A-分別代表相應的酸和酸根離

子)

D.相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中〃(Na*)相同

4.[2019?浙江4月選考，30(3)①②]水在高溫高壓狀態(tài)下呈現(xiàn)許多特殊的性質。當溫度、壓

強分別超過臨界溫度(374.2℃)、臨界壓強(22.1MPa)時的水稱為超臨界水。

①與常溫常壓的水相比，高溫高壓液態(tài)水的離子積會顯著增大。解釋其原因____________。

②如果水的離子積KW從IQXIOFmopL”增大到IOXlO-IOmOI2,I72,則相應的電離度是

原來的倍。

熱點強化20電離常數的相關計算

1熱點精講

1.電離常數與電離度的關系

已知25℃時，某濃度為C的一元弱酸HA的電離度為α,求該溫度下的HA的電離常數(元)。

2.計算電離常數的思維方法

(1)根據電離方程式，寫出電離平衡常數表達式。

(2)根據題干信息，結合電荷守恒、元素質量守恒，找出各微粒的濃度，代入表達式即可。

(3)若有圖像信息，可選擇曲線上特殊點(能準確讀出縱、橫坐標的數值)，確定各微粒的濃度,

最后代入平衡常數表達式計算。

1熱點專練

題組一根據溶液中微粒濃度的關系計算電離常數

1.(單一溶液)己知標準狀況下，1L水能溶解YL二氧化硫氣體，且飽和溶液中的SCh有I與

水反應生成H2SO3，測得C(H+)=0.2mol?L-',計算該條件下的V=(已知H2SO3的

第一步電離平衡常數Kal=O.02moll」，忽略第二步電離和溶液體積的變化)。

2.(混合溶液)(1)常溫下，向“mol?LrCH3COONa溶液中滴加等體積的6mol?17∣鹽酸使溶

液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，則醋酸的電離常數Ka=(用含α和6的

代數式表示)。

(2)常溫下，將αmol?LI的醋酸與6moH∕∣的Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應后，溶液

中存在2c(Ba2+)=c(CH3COCΓ),則該混合溶液中醋酸的電離常數Ka=(用

含α和匕的代數式表示)。

題組二利用圖像節(jié)點或交點計算電離常數

3.常溫下，向20mL0.010mol?Lr的HA溶液中逐滴加入0。10mol?Lr的NaOH溶液，溶

液中IgC(OH-)與所加NaOH溶液的體積(V)的關系如圖。

(1)判斷HA為強酸還是弱酸。

(2)若HA為弱酸，請計算在P點的電離平衡常數。

+

4.已知草酸為二元弱酸：H2C2O4HC2O4+H

+

Kai，HC2O4C2Of+HKa2,常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的

KoH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2OIxC2O/三種微粒的物質的量分數⑶與溶液PH的關

系如圖所示。

I-H2C2O1

2-HC2O;

3-C2Of

則常溫下:

⑴Kal=

⑵Ka2=

(3)pH=2.7時，溶液中曹,____________________。

c(H2C2O4)?c(C2O3)

5.已知亞磷酸(H3PO3)為二元弱酸，常溫下，向某濃度的亞磷酸溶液中逐滴加入一定物質的

量濃度的KOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度的關系如圖所示。

⑴寫出亞磷酸的電離方程式:

(2)表示PH與Ig飛-，的變化關系的曲線是（填“I”或?11”）。

C(Γ12ΓU3)

(3)根據圖像計算亞磷酸的/G=

第46講弱電解質的電離平衡

［復習目標］1.理解弱電解質在水溶液中的電離平衡。2.理解電離常數的含義，掌握電離常數

的應用并能進行相關計算。

考點一弱電解質的電離平衡及影響因素

■歸納整合

1.弱電解質的電離平衡概念

(1)電離平衡的建立

在一定條件下(如溫度、壓強等)，當弱電解質分子電離產生離子的速率和離子結合成分子的

速率相等時，電離過程達到了平衡。

(2)電離平衡的建立與特征

「逆：可逆過程

UtI-動1

W電離］"~(電離)(結合)_0

平衡狀態(tài)卜等」

編G)特征卜定:各組分濃度保持恒定不變

,"A'L變：條件改變，平衡發(fā)生移動

2.影響電離平衡的因素

1

(1)以0.1mol?LCH3COOH溶液為例，填寫外界條件對CH3COOH(aq)CH3COO(aq)

+H+(aq)△”>()的影響。

改變條件平衡移動方向n(H+)c(H+)導電能力

加水稀釋

加入少量冰醋酸

通入HCl(g)

力口NaoH(S)

?∏CH3COONa(S)

升高溫度

(2)分別畫出冰醋酸加水稀釋過程中溶液的電導率和PH隨加水體積變化的曲線。

電［PH

加水的體積加水的體積

IΞ易錯辨析

1.弱電解質溶液中至少存在兩種共價化合物分子()

2.氨氣溶于水，當NH3?H2O電離出的C(C)H-)=c(NH1)時，表明NHrHzO電離處于平衡狀

態(tài)()

3.一元弱堿Be)H的電離方程式為BOH=B++0FΓ()

■專項突破嬲

1.能證明蟻酸(HCoOH)是弱酸的實驗事實是()

A.HCC)OH溶液與Zn反應放出H2

B.0.1molL^lHCOOH溶液可使紫色石蕊溶液變紅

C.HCOOH溶液與Na2CO3反應生成CO2

D.常溫時0.1mol?L1HCOOH溶液的pH=2.3

+2

2.H2S水溶液中存在電離平衡：H2SH++HS-和HSH+S-o若向H2S溶液中

()

A.加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大

B.通入過量S02氣體，平衡向左移動，溶液PH增大

C.滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液PH減小

D.加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小

3.常溫下，①IoOnILO.0ImOI的CFhCOOH溶液，②IomLO.1mol?L」的CECOOH溶

液。用”或填寫下列問題。

(I)C(CH3COO):①②。

(2)電離程度：①②。

(3)在上述兩種溶液中加入足量鋅片。開始時的反應速率：①②，反應結束生成相同

狀況下H2的體積：①②。

(4)與同濃度的NaOH溶液完全反應消耗NaOH溶液的體積：①②。

考點二電離平衡常數及應用

■歸納整合B≡E?]

1.概念

在一定條件下，弱電解質達到電離平衡時，弱電解質電離生成的各種離子的濃度(次方)的乘

積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常

數，用K(弱酸用Ka,弱堿用Kb)表示。

2.表達式

一元弱酸HA一元弱堿BOH

電離方程式HAH"+A^BOHB*+OFΓ

_c(Hl)-c(AT-_c(B)C(C)H)

電離常數表達式

c(HA)KLc(BOH)

3.特點

(1)電離平衡常數與溫度有關，與濃度無關，升高溫度，K增大。

(2)電離平衡常數反映弱電解質的相對強弱，K越大，表示弱電解質越易電離，酸性或堿性越

強。

(3)多元弱酸的各步電離常數的大小關系是Ka∣>Kil2>K,3……，當冗1》降2時，計算多元弱酸中

的c(H+)或比較多元弱酸酸性的相對強弱時，通常只考慮第一步電離。

4.電離度

(1)概念

弱電解質在水中的電離達到平衡狀態(tài)時，己電離的溶質的分子數占原有溶質分子總數(包括已

電離的和未電離的)的百分率。

(2)表示方法

已電離的溶質分子數、/mno/小_r主弱電解質的某離子濃度、,…

「原有溶質分子總數100/)也可表不為a-弱電解質的初始濃度Xl(X)A

(3)影響因素

①相同溫度下，同一弱電解質，濃度越大，其電離度(a)越.

②相同濃度下，同一弱電解質，溫度越高，其電離度(a)越.

IE易錯辨析

1.同一弱電解質，濃度不同其電離常數一定不同()

2.弱電解質的電離平衡右移，電離常數一定增大()

3.某一弱電解質，電離度越大，電離常數就越大()

4.常溫下，依據KiU(H2CO3)>Kg(H3PO3),可知碳酸的酸性比磷酸強()

■專項突破

一、利用電離常數判斷弱電解質(酸堿性)的相對強弱

1.部分弱酸的電離平衡常數(單位：mol?L1)如下表:

弱酸HCOOHH2SH2CO3HClO

電離平衡Kal=I.IX1()-7Kal=4.5X10-7

/Ca=1.77×IO-4Ka=4.0Xlor

常數(25℃)Ka2=1.3Xl(Γ∣3Ka2=4.7XloF

按要求回答下列問題：

(1)HCOOH,H2S?H2CO3?HClO的酸性由強到弱的順序為。

⑵相同濃度的HCOO、HS?s2?HCO3、COM、CIo-結合H+的能力由強到弱的順序為

(3)運用上述電離常數及物質的特性判斷下列化學方程式不正確的是(填序號)。

①次氯酸與NaHCo3溶液的反應：HC10+HC0Γ=C10+H2O+CO2t

②少量CO2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+2C1O=COΓ+2HC1O

③少量Co2通入NaClO溶液中：CO2+H2O+CIO=HCO3+HClO

④硫化氫通入NaClO溶液中：H2S+C10==HS^+HC10

⑤碳酸鈉滴入足量甲酸溶液中：2HC00H+C01=2HCOO^+CO2t+H2O

二、判斷微粒濃度比值的大小

2.常溫下，將0.1mol?LI的CH3COOH溶液加水稀釋，請?zhí)顚懴铝斜磉_式中的數據變化情

況(填“變大”“變小”或“不變”)。

,,,C(CHCOOH)

(1)c(3H+)------------；

C(CH3COO)

u;

V(CH3COOH)-----------

“、c(CH3C00)

⑶c(H+)-----------；

+

C(CH3COO)?C(H)

()C(CH3COOH)------------；

C(CH3COO)

⑸C(CH3COOH)?C(OH)------°

-規(guī)律方法

判斷溶液中微粒濃度比值的三種方法

(1)將濃度之比轉化為物質的量之比進行比較，這樣分析起來可以忽略溶液體積的變化，只需

分析微粒數目的變化即可。

(2)“假設法”，如上述問題(3),假設無限稀釋，C(CFhCOCT)趨近于0,以H+)趨于l(f7moi.Lr,

故比值變小。

(3)“湊常數”，解題時將某些粒子的濃度比值乘以或除以某種粒子的濃度，轉化為一個常數

與某種粒子濃度的乘積或相除的關系。

真題演練明確考向

1.(2020?北京，11)室溫下，對于1L0.1mol?L'醋酸溶液。下列判斷正確的是()

A.該溶液中CH3C0CΓ的粒子數為6.02×IO22

B.加入少量CEhCOONa固體后，溶液的PH降低

C.滴加Nac)H溶液過程中，”(CECOCT)與"(CECOOH)之和始終為0.1mol

D.與Na2CO3溶液反應的離子方程式為COr+2H+=H2O+CO2t

2.(2022?全國乙卷，13)常溫下，一元酸HA的Ka(HA)=I.OX10-3mol?L-?在某體系中，H

與A-不能穿過隔膜，未電離的HA可自由穿過該膜(如圖所示)。

設溶液中CMHA)=C(HA)+c(A-),當達到平衡時，下列敘述正確的是()

溶液I膜溶液U

pH=7.()pH=l.()

H*+A-=HA—=HA=H*+A-

A.溶液I中C(H+)=C(OH-)+c(A)

B.溶液H中的HA的電離度盧懸］為擊

C總(HA)IUl

C.溶液I和II中的C(HA)不相等

D.溶液I和II中的C總(HA)之比為IO-4

3.［2020?天津，16(5)節(jié)選］已知25℃碳酸電離常數為心、Ka2,當溶液PH=I2時,

C(H2CO3):C(HCO5):C(COr)=I::。

熱點強化22水解常數及應用

IL熱點精進

1.水解常數的概念

(1)含義：鹽類水解的平衡常數，稱為水解常數，用Kh表示。

(2)表達式：

①對于A-+H2θHA+OFT,

Kh=:

+

②對于B`+H2OBOH+H,

Kh=o

(3)意義和影響因素

①Kh越大，表示相應鹽的水解程度；

②Kh只受溫度的影響，升高溫度，Kh。

2.水解常數(Kh)與電離常數的定量關系似CH3COONa為例)

CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：

CH3COO+H2OCH3COOH+OH^^

C(CH3COOH)?c(OH)

Kh=C(CH3COO~)

c(C?COOH)c(OH)?c(Hl)

+

C(CH3COO)-C(H)

+

c(OH)?c(H)Kw

+

~C(CH3COO^)?C(H)~K

~

一C(CH3COOH)-

因而Ka、Kh與KW的定量關系：

KaKh=Kw

|熱點專練

題組一判斷酸式鹽溶液的酸堿性

1.已知常溫下，H2CO3的電離常數Kal=4.2X10,7mol?L>,《2=5.6X1011mol?L',通過

計算判斷0.1mo?L'的NaHCO3溶液呈酸性還是呈堿性？(寫出必要過程)。

2.磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數分別是

8113l

KaI=7.IX1()-3mol.LLΛTa2=6.2×10^mol?L_,‰=4.5×IO-mol?L^^,解答下列問題：

⑴常溫下同濃度①Na3PCU、(S)Na2HPO4?③NaH2PO4的PH由小到大的順序是

________________(填序號)。

(2)常溫下，NaH2PO4的水溶液PH(填“>”“V”或“=”)7。

(3)常溫下，NazHPOit的水溶液呈_______(填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與Kh的相對

大小說明判斷理由：________________________________________________________

題組二判斷緩沖溶液的酸堿性及離子濃度大小

3.已知：常溫下，CN一的水解常數Kh=I.6XlOrmoI1一、該溫度下,將濃度均為0.1mol?L^1

的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合。下列說法正確的是()

A.混合溶液的pH<7

B.混合溶液中水的電離程度小于純水的

C.混合溶液中存在c(CN^)>c(Na+)>c(HCN)>c(OH^)>c(H+)

48

D.若Cmol?LI鹽酸與0.6mol?LINaCN溶液等體積混合后溶液呈中性，則c=∕?

o.UD

4.試通過計算說明NH4HCO3溶液的酸堿性：

7

(已知：NH3?H2O的Kb=的XlormOI?I∕i,H2CO3的Kal=4.4義1(Γmol?L∕i,Ka2=4.7X

l

IO-Umol?L^)0

第47講鹽類的水解

［復習目標］1.了解鹽類水解的原理及一般規(guī)律。2.了解影響鹽類水解程度的主要因素。3.了

解鹽類水解的應用。4.能利用水解常數(Kh)進行相關計算。

考點一鹽類水解原理及規(guī)律

■歸納整合

1.定義

在溶液中由鹽電離產生的弱酸酸根離子或弱堿陽離子與的

過程.

2.鹽類水解的結果

使溶液中水的電離平衡向一反應方向移動，使溶液中c(H+)和C(OH)發(fā)生變化，促進了水

的電離。

3.特點

(1)可逆：鹽類的水解是可逆反應。

(2)吸熱：鹽類的水解可看作是反應的逆反應.

(3)微弱：鹽類的水解程度很微弱。

4.鹽類水解的規(guī)律

有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。

水解的溶液的

鹽的類型實例是否水解

離子酸堿性

強酸強堿鹽NaCLNaNO

3二

強酸弱堿鹽

NH4CLCu(NO3)2

強堿弱酸鹽CH3COONa^Na2CO3

5.水解反應的離子方程式的書寫

(1)鹽類水解的離子方程式一般用“”連接，且一般不標“t”“J”等狀態(tài)符號。

(2)多元弱酸鹽：分步書寫，以第一步為主。

(3)多元弱堿鹽：水解反應的離子方程式一步完成。

(4)陰、陽離子相互促進的水解

①若水解程度不大，用"”表示。

②相互促進的水解程度較大的，書寫時用“=

【應用舉例】

寫出下列鹽溶液中水解的離子方程式。

(I)NH4Ch_________________________________________________________________________

(2)Na2CO3;、。

(3)FeCl3：.

(4)CH3COONH4：___________________________________________________________________

(5)AI2S3：__________________________________________________________________________

(6)AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合：__________________________________________________

IE易錯辨析

1.鹽溶液顯酸堿性，一定是由水解引起的()

2.溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽()

3.PH相同的鹽酸和氯化鐵溶液中由水電離出的C(H+)相同()

4.鹽類加入水中，水的電離一定被促進()

■專項突破關鍵能力

一、鹽類水解的實質及規(guī)律

1.根據相關物質的電離常數(25°C),回答下列問題：

5l,0

CH3COOH/Ca=I.8×10mol?L,HCN/Ca=4.9×10mol?L',H2CO3Kal=4.3X10

Cmol?L-lKa2=5.6Xl(FUmol?L^l

⑴相同物質的量濃度的①CECOONa、(S)Na2CO3?③NaHCO3、④NaCN溶液，pH由大到小

的順序：,水的電離程度由大到小的順序：。

(2)相同PH的①CH3COONa,(S)Na2CO3,③NaHee)3,④NaCN溶液，物質的量濃度由大到

小的順序：。

(3)NaCN溶液中,c(Na+),C(CN-)、C(HCN)由大到小的順序:。

2.室溫下，0.1mol?LI的NHKN溶液的PH等于9.32,據此，下列說法錯誤的是()

A.上述溶液能使甲基橙試劑變黃色

B.室溫下，NHyHaO是比HCN更弱的電解質

C.上述溶液中CN一的水解程度大于NH：的水解程度

D.室溫下，0.1mol?L∣NaCN溶液中，CV的水解程度小于上述溶液中CN的水解程度

3.已知常溫下三種物質的電離常數：CH3COOH(Ka=1.8X10-5ΠIOI.L-∣),NH3?H2O(Kb=

7l

1.8X10-5moLL-∣),H2CO3(∕ifal=4.5×10mol?L),則CH3COONH4溶液顯________性(填

“酸”“堿”或“中"，下同)，NH4HCO3溶液顯________性。

二、鹽溶液酸堿性的判斷

4.單一弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷

(I)NaHCO3是強堿弱酸的酸式鹽，溶液中存在著三種平衡(寫出相應的離子方程式)：

①水的電離平衡：;

②HCol的電離平衡：;

③HCO3的水解平衡：。

⑵常溫下，0.1mol?L-∣NaHCCh溶液的PH為8.4,說明HCoI的電離程度和水解程度中相對

較強的是。

(3)常溫下，0.1mol?L-ιNaHCzCU溶液中，c(C2θT)>c(H2C2θ4),則溶液顯_______性。

5l0

(4)常溫下，NH3H2O:λTb=1.7×10^mol?L',HCN：KΛ=6.2×10mol?L則NH4CN溶

液顯________性。

5.等濃度弱酸(或弱堿)及其鹽混合溶液酸堿性的判斷

⑴已知25°C時，CH3COOH的電離平衡常數Ka=I.7XIOfmoiL-I,等濃度的CH3COOH與

CH3COONa混合溶液中，KhKa(填“>”“<”或“=")，可見以

______________________________________為主,溶液PH7。

10l

(2)已知25℃時，HCN的電離平衡常數Kil=6.2×10mol?L,等濃度的HCN與NaCN混

合溶液KhKa(填或“=")，可見以為主，溶液

PH7?

5

(3)已知25℃時，NHyH2O的電離平衡常數Kb=L7X10mol?L?,等濃度的NH3H2O與

NH4Cl混合溶液KhKM填或“=")，可見以為主，溶液

PH7?

考點二鹽類水解的影響因素及應用

■歸納整合.≡≡?

1.影響鹽類水解的因素

(1)內因：形成鹽的弱酸或弱堿越弱，其對應的弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度,

溶液的堿性或酸性。

如水解程度：Na2CO3Na2SO3,Na2CO3____NaHCO3o

(2)外因：鹽類水解平衡同電離平衡一樣，當溫度、濃度等條件改變時，會引起水解平衡的移

動，從而影響鹽類水解的程度。其中濃度的影響通常包括：加水稀釋、加入適量的酸或堿及

能與酸或堿反應的鹽等。

【應用舉例】

1.判斷向碳酸鈉溶液中加水稀釋，水解平衡的移動方向。并通過計算比較濃度商(Q)和水解

平衡常數(Kh)的大小，證明你的結論。

2.設計實驗證明Na2CO3溶于水后溶液呈堿性是由Cog水解引起的。（可選用的試劑有CaCb

溶液、酚酷、NaCI溶液）

2.鹽類水解在生產生活中的應用

（1）水解產物性質的應用

①純堿溶液不能保存在玻璃塞的試劑瓶中的原因：

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________O

②明研凈水的原理：________________________________________________________

___________________________________________________________________________O

③ZneI2溶液可作焊接時的除銹劑的原因：。

（2）促進鹽類水解的應用舉例

①熱的純堿溶液去油污效果好，原因是。

②鉉態(tài)氮肥與草木灰不得混用的理由：.

③加MgO除去MgCl2溶液中的Fe3+雜質的原理：。

④泡沫滅火器反應原理：。

（3）抑制鹽類水解的應用舉例

①在配制FeCl3、AlCl3、SnCI2等溶液時為抑制水解，常先將鹽溶于少量________中，再加蒸

儲水稀釋到所需濃度。

②用MgCl2?6H2O晶體得到純的無水MgCI2操作方法及理由是

IE易錯辨析

1.稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，其溶液酸性（或堿性）也越強（）

2.水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大（）

3.用Na2S溶液與AlCl3溶液混合可以制備A12S3（）

4.水解相互促進的離子在同一溶液中一定不能共存（）

■專項突破

一、外界因素對鹽類水解的影響

1.下列說法正確的是（）

A.稀釋O.ImolLfNa2CO3溶液,溶液的PH增大

B.水解反應NHi+H2ONH3?H2O+H+達到平衡后，升高溫度平衡逆向移動

C.加熱0.1mol?L∣Na2CO3溶液，COl的水解程度增大

D.向Na2CO3溶液中加入少量Ca（OH）2固體，COr水解程度減小，溶液的PH減小

2.常溫下，下列各組微粒在指定溶液中因水解反應而不能大量共存的是（）

A.純堿溶液：K?SOFs0HΛCl

+

B.含有大量［Al（OH）4］的溶液中：Na+、K,HCO3?NO3

C.NH；、Na+、CH3COCΓ、NO；

D.中性溶液中：K?Al3+?Cl?SOi

3.（2022?廣東模擬）關于下列實驗的說法不正確的是（）

廠水NHCICHtC∞H

1［溶液

一歲H減小廠固體

ΞCH1CWNaWCHCWNaBCHaCOoNa

≡CHOTONa氏溶液1

氏溶1液氏溶液葉溶液

B.溶液的PH減小是CNHd可促D.混合液中C(CH3C00)

A.CH3COCΓ的水解

CH3COCΓ水解平衡進CH3COO和C(CH3C00H)之和大于

程度增大

移動的結果的水解c(Na+)

二、鹽溶液蒸干所得產物的判斷

4.在空氣中加熱蒸干并灼燒下列鹽溶液，將所得產物填入表格中。

鹽溶液產物