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第40講　鹽類的水解
【備考目標】　1.了解鹽類水解的原理及一般規律。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1　鹽類水解的原理及規律
1．鹽類的水解
(1)實質
鹽電離→→生成弱電解質，破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大，c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性或酸性。
(2) 特點
eq \x(逆) eq \b\lc\ (\a\vs4\al\co1(鹽類的水解反應可視為酸堿中和反應的,逆反應：酸＋堿\o(????,\s\up7(中和),\s\do5(水解))鹽＋水))
eq \x(吸)
eq \x(弱)
eq \x(動)
(3)規律
有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。
【提醒】　相同條件下“弱離子”的水解程度
①正鹽>相應酸式鹽，如 CO>HCO。
②水解相互促進的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
2．水解方程式的書寫
(1)一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用“ ”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，離子方程式要分步書寫，以第一步水解為主，一般只寫第一步水解的離子方程式。如Na2CO3水解的離子方程式為CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－(可省略不寫)。
(3)多元弱堿鹽水解的離子方程式要一步寫完。如AlCl3水解的離子方程式為Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
(4)有些陰、陽離子水解相互促進，使水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”。如NaHCO3與FeCl3溶液混合，反應的離子方程式為Fe3＋＋3HCO===Fe(OH)3↓＋3CO2↑。
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)鹽類水解的實質是促進水電離，水電離平衡右移(√ )
(2)溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽(× )
(3)常溫下，pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液，水的電離程度相同(√ )
(4)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同(× )
(5)NaHCO3、NaHSO4都能促進水的電離(× )
(6)K2CO3的水解：CO＋2H2O===H2CO3＋2OH－(× )
(7)Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑(√ )
(8)同濃度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小(√ )
題組練習
1．常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的下列四種鹽溶液，其pH測定如表所示：
序號 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
下列說法正確的是(　　)
A．四種溶液中，水的電離程度：①>②>④>③
B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子種類相同
C．將等濃度的CH3COOH和HClO溶液比較，pH小的是HClO溶液
D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
解析：選B。這幾種鹽都是強堿弱酸鹽，弱酸根離子發生水解反應使溶液顯堿性，當鹽的濃度相同時，酸的酸性越弱，酸根離子水解的程度就越大，水的電離程度就越大，溶液的堿性就越強。根據表格數據可知四種溶液中，水的電離程度：①<②<④<③，A錯誤；在Na2CO3和NaHCO3溶液中，存在的粒子有Na＋、HCO、CO、H2CO3、H2O、H＋、OH－，所以粒子種類相同，B正確；根據鹽的水解程度大小可知，等濃度的CH3COOH和HClO溶液的酸性：CH3COOH>HClO，所以pH小的是CH3COOH，C錯誤；在Na2CO3溶液中，根據元素守恒可得c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，D錯誤。
2．寫出符合要求的離子方程式：
(1)AlCl3溶液呈酸性的原因：________________________________________________。
(2)NaHS溶液呈堿性的原因：______________________________________________________。
(3)NH4Cl溶于D2O中：_____________________________________________________。
(4)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液，若pH>7，其原因是________________________________________。
若pH<7，其原因是________________________________________________________________。
答案：(1)Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋ (2)HS－＋H2O H2S＋OH－(3)NH＋D2O NH3·HDO＋D＋
(4)Rn－＋H2O HR(n－1)－＋OH－ Mm＋＋mH2O M(OH)m＋mH＋
考點2　鹽類水解的影響因素及應用
1．影響鹽類水解的因素
(1)內因：物質自身的性質。形成鹽的酸或堿越弱就越易發生水解。例如：
酸性CH3COOH＞H2CO3相同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關系為NaHCO3＞CH3COONa。
(2)外因(以Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋為例)
因素及其變化 水解平衡 水解程度 c(H＋) pH
溫度 升高 右移 增大 增大 減小
濃度 加FeCl3(s) 右移 減小 增大 減小
加水稀釋 右移 增大 減小 增大
外加酸堿 通HCl 左移 減小 增大 減小
加NaOH(s) 右移 增大 減小 增大
2.鹽類水解的應用
應用 舉例
配制或貯存易水解的鹽溶液 配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶
膠體的制取 制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋
泡沫滅火器原理 成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發生反應為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作凈水劑 明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2O Al(OH)3(膠體)＋3H＋
化肥的使用 銨態氮肥與草木灰不得混用
除銹劑 NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)外界條件對鹽水解程度的大小起決定作用(× )
(2)能水解的鹽的濃度越低，水解程度越大，溶液的酸堿性越強(× )
(3)鹽溶液顯酸堿性，一定是由水解引起的(× )
(4)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大(× )
(5)水解反應NH＋H2O NH3·H2O＋H＋達到平衡后，升高溫度平衡逆向移動(× )
(6)在滴有酚酞的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的紅色逐漸褪去(√ )
(7)pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物質的量濃度大?。孩伲劲冢劲?√ )
(8)在NH4Cl溶液中加入稀HNO3，能抑制NH水解(√ )
題組練習
一、鹽類水解的影響因素
1．用棕黃色FeCl3溶液探究影響鹽類水解的因素，根據實驗現象和原理，下列對水解程度判斷正確的是(　　)
選項 實驗 現象 水解程度
A 加入FeCl3固體 溶液變成紅褐色 變大
B 加熱FeCl3溶液 溶液變成紅褐色 不變
C 通入HCl氣體 溶液顏色變淺 減小
D 加入NaCl溶液 溶液顏色變淺 不變
解析：選C。棕黃色FeCl3溶液中Fe3＋水解，水解離子方程式為Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。加FeCl3固體，水解平衡向右移動，溶液變成紅褐色，水解程度減小，A錯誤；加熱，水解平衡右移，溶液變成紅褐色，水解程度增大，B錯誤；加HCl，c(H＋)增大，水解平衡左移，溶液顏色變淺，水解程度減小，C正確；加入NaCl溶液，相當于加水稀釋，水解平衡向右移動，水解程度增大，D錯誤。
2．10 mL 0.10 mol·L－l的NH4Cl溶液的pH分別隨溫度升高或加水量的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．升溫Kw增大，NH4Cl溶液中c(H＋)增大，pH減小
B．曲線a表示NH4Cl溶液pH隨加水量的變化
C．將NH4Cl溶液加水稀釋100倍，溶液pH變化值小于2
D．25 ℃時Kb(NH3·H2O)的數量級為10－4
解析：選D。升高溫度，水的電離程度增大，Kw增大，NH4Cl溶液中銨根離子的水解程度增大，c(H＋)增大，pH減小，A正確；加水量增大時雖然NH4Cl的水解程度增大，但c(H＋)減小，pH增大，曲線a表示NH4Cl溶液pH隨加水量的變化，B正確；將NH4Cl溶液加水稀釋100倍，因水解平衡正向移動，c(H＋)沒有降100倍，故溶液pH變化值小于2，C正確；加水量為100 mL時，NH4Cl溶液的pH值為5.13，c(H＋)＝10－5.13＝c(NH3·H2O)，稀釋后c(NH4Cl)＝＝ mol/L，平衡時c(NH)＝ mol/L－10－5.13 mol/L≈ mol/L，由Kw＝c(H＋)·c(OH－)可知c(OH－)＝＝＝10－8.87 mol/L，Kb＝ eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝＝×10－4.74，則Kb的數量級為10－5。
二、鹽類水解的應用
3．(2023·江蘇淮安期末)下列事實：①NaHCO3水溶液呈堿性；②NaHSO4水溶液呈酸性；③長期使用銨態氮肥，會使土壤酸度增大；④金屬焊接時用NH4Cl溶液作除銹劑；⑤配制FeCl2溶液，需加入一定量的鐵粉。其中與鹽類水解有關的是(　　)
A．①③④⑤ B．①③④ C．①②③④ D．①②③④⑤
解析：選B。①NaHCO3是強堿弱酸鹽，水解溶液呈堿性，與鹽類水解有關；②NaHSO4水溶液呈酸性是由于硫酸氫鈉電離出氫離子的緣故，與鹽類水解無關；③銨鹽水解呈酸性，會使土壤酸化，與水解有關；④NH4Cl溶液水解顯酸性，可作焊接時的除銹劑，與水解有關；⑤配制FeCl2溶液，需加入一定量的鐵粉，目的是為了防止Fe2＋被氧化，與鹽類水解無關。
4．下列根據反應原理設計的應用，不正確的是(　　)
A．CO＋H2O HCO＋OH－　用熱的純堿溶液清洗油污
B．Al3＋＋3H2O Al(OH)3(膠體)＋3H＋　明礬凈水
C．TiCl4＋(x＋2)H2O(過量) TiO2·xH2O↓＋4HCl　用TiCl4制備TiO2
D．SnCl2＋H2O Sn(OH)Cl↓＋HCl　配制氯化亞錫溶液時加入NaOH固體
解析：選D。升高溫度，促使CO的水解平衡正向移動，溶液中c(OH－)增大，堿性增強，有利于油污的水解及清洗，A正確；明礬是KAl(SO4)2·12H2O，Al3＋發生水解生成Al(OH)3膠體，可吸附水中的懸浮雜質，起到凈水作用，B正確；TiCl4發生水解反應生成TiO2·xH2O沉淀，經脫水制備TiO2，C正確；SnCl2易發生水解反應，而配制其溶液時，加入NaOH固體，消耗HCl促使水解平衡正向移動，生成Sn(OH)Cl沉淀，故應加入HCl溶液抑制其水解，D錯誤。
5．(人教選擇性必修1 P78T10)SOCl2(亞硫酰氯)是一種液態化合物，沸點為77 ℃。向盛有10 mL水的錐形瓶中小心滴加8～10滴SOCl2，可觀察到劇烈反應，液面上有白霧形成，并有帶刺激性氣味的氣體逸出，該氣體中含有能使品紅溶液褪色的SO2。輕輕振蕩錐形瓶，待白霧消失后，向溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于稀硝酸的白色沉淀析出。
(1)根據實驗現象，寫出SOCl2與水反應的化學方程式： _____________________________。
(2)將AlCl3溶液蒸干并灼燒得不到無水AlCl3，而將SOCl2與AlCl3·6H2O混合加熱，可得到無水AlCl3，試解釋原因：___________________________________________________________。
答案：(1)SOCl2＋H2O===SO2↑＋2HCl↑
(2)SOCl2與結晶水反應生成SO2和HCl，生成的HCl抑制了AlCl3的水解
考點3　鹽的水解常數
1．數學表達式
MA表示HA和MOH生成的鹽，若M＋、A－均能水解，則A－的水解常數為Kh＝，M＋的水解常數為Kh＝。
2．水解常數與電離常數的關系
若NaA為強堿弱酸鹽，Kh＝；若MCl為強酸弱堿鹽，Kh＝。
3．意義
水解常數可以表示鹽的水解程度的大小，Kh越大，鹽類水解程度越大。
4．外界影響因素
水解常數只是溫度的函數，Kh隨溫度的升高而增大。
題組練習
1．已知：常溫下，CN－的水解常數Kh＝1.6×10－5。該溫度下，將濃度均為0.1 mol·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＋)
D．若c mol·L－1鹽酸與0.6 mol·L－1 NaCN溶液等體積混合后溶液呈中性，則c＝ mol·L－1
解析：選D。CN－的水解常數Kh＝1.6×10－5，則HCN的電離常數是＝6.25×10－10。0.1 mol·L－1的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合，CN－水解大于HCN電離，溶液呈堿性，混合溶液的pH＞7，A錯誤； CN－水解促進水電離、HCN電離抑制水電離，CN－水解大于HCN電離，混合液中水的電離程度大于純水的，B錯誤； CN－水解大于HCN電離，混合溶液呈堿性，混合溶液中存在c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)，C錯誤；若c mol·L－1鹽酸與0.6 mol·L－1NaCN溶液等體積混合后溶液呈中性，根據電荷守恒c(Na＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，根據元素守恒，c(Na＋)＝c(CN－)＋c(HCN)＝0.3 mol/L，c(Cl－)＝ mol/L，則c(HCN)＝c(Cl－)＝ mol/L，根據CN－的水解常數Kh＝1.6×10－5，則＝＝1.6×10－5，c(CN－)＝ mol/L，c(CN－)＋c(HCN)＝0.3 mol/L，即 mol/L＋ mol/L＝0.3 mol/L，所以c＝ mol·L－1，D正確。
2．甲胺[(CH3)NH2·H2O]在水中電離與氨相似，常溫下，Kb[(CH3)NH2·H2O]＝2.0×10－5。已知lg2＝0.3。下列說法錯誤的是(　　)
A．(CH3)NH3NO3溶液顯酸性
B．甲胺溶液中c(OH－)隨溫度升高而增大
C．常溫下，0.1 mol/L的甲胺溶液的pH＝11.3
D．0.1 mol/L (CH3)NH3Cl溶液中離子濃度大小關系為：c(Cl－)>c[(CH3)NH]>c(H＋)>c(OH－)
解析：選C。 (CH3)NH3NO3為強酸弱堿鹽，其溶液顯酸性，A正確；溫度升高，促進甲胺電離，溶液中c(OH－)增大，B正確； 0.1 mol/L的甲胺溶液中，c(OH－)＝＝mol/L＝×10－3 mol/L，pOH＝－lg c(OH－)＝3－lg 2＝2.85，pH＝14－pOH＝11.15，C錯誤；由于(CH3)NH水解，溶液顯酸性，故有：c(Cl－)>c[(CH3)NH]>c(H＋)>c(OH－)，D正確。
高考真題
1．(2024·全國新課標卷，7，3分)常溫下ClCH2COOH和Cl2CHCOOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：]
下列敘述正確的是（ ）
A．曲線M表示的變化關系
B．若酸的初始濃度為，則a點對應的溶液中有
C．的電離常數
D．時，
答案：D
解析：隨著pH的增大，ClCH2COOH、Cl2CHCOOH濃度減小，ClCH2COO-、Cl2CHCOO-濃度增大，—Cl為吸電子基團，Cl2CHCOOH的酸性強于ClCH2COOH，即)，δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8，則兩種酸的電離常數分別為，?！緼項，曲線M表示的變化關系，A錯誤；B項，根據，初始，若溶液中溶質只有，則，但a點對應的，說明此時溶液中加入了酸性更強的酸，根據電荷守恒，，B錯誤；C項，CH2ClCOOH的電離常數Ka=10-2.8，C錯誤；D項，電離度，，則=，，時，，，D正確；故選D。
2．(2024·河北卷，11，3分)在水溶液中，CN-可與多種金屬離子形成配離子。X、Y、Z三種金屬離子分別與CN-形成配離子達平衡時，與的關系如圖。
下列說法正確的是( )
A．的X、Y轉化為配離子時，兩溶液中CN-的平衡濃度：X＞Y
B．向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達平衡時
C．由Y和Z分別制備等物質的量的配離子時，消耗CN-的物質的量：Y＜Z
D．若相關離子的濃度關系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率
答案：B
解析：A項，99%的X、Y轉化為配離子時，溶液中，則，根據圖像可知，縱坐標約為-2時，溶液中，則溶液中CN-的平衡濃度：X＜Y，A錯誤；B項，Q點時，即，加入少量可溶性Y鹽后，會消耗CN-形成Y配離子，使得溶液中c(CN-)減小(沿橫坐標軸向右移動)，與曲線在Q點相交后，隨著繼續增大，X對應曲線位于Z對應曲線上方，即，則，B正確；C項，設金屬離子形成配離子的離子方程式為金屬離子配離子，則平衡常數，，即，故X、Y、Z三種金屬離子形成配離子時結合的CN-越多，對應曲線斜率越大，由題圖知，曲線斜率：Y＞Z，則由Y、Z制備等物質的量的配離子時，消耗CN-的物質的量：Z＜Y，C錯誤；D項，由P點狀態移動到形成Y配離子的反應的平衡狀態時，不變，
3．(2024·湖南卷，13，3分)常溫下Ka(HCOOH)=1.8×10-4，向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示，下列說法錯誤的是( )
A． 水的電離程度：M＜N
B． M點：cNa＋＋cH＋＝2cOH－
C． 當V(HCOOH)=10mL時，cOH－＝cH＋＋cHCOO-＋2cHCOOH
D． N點：cNa＋＞cHCOO-＞c(OH―)＞c(H＋)＞cHCOOH
答案：D
解析：結合起點和終點，向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中滴入相同濃度的HCOOH溶液，發生濃度改變的微粒是OH-和HCOO-，當V(HCOOH)=0mL，溶液中存在的微粒是OH-，可知隨著甲酸的加入，OH-被消耗，逐漸下降，即經過M點在下降的曲線表示的是OH-濃度的改變，經過M點、N點的在上升的曲線表示的是HCOO-濃度的改變。A項，M點時，V(HCOOH)=10mL，溶液中的溶質為cHCOOH：cHCOO-=1：1，仍剩余有未反應的甲酸，對水的電離是抑制的，N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，此時僅存在HCOONa的水解，此時水的電離程度最大，故A正確；B項，M點時，V(HCOOH)=10mL，溶液中的溶質為cHCOOH：cHCOO-=1：1，根據電荷守恒有cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cHCOO-，M點為交點可知cOH－=cHCOO-，聯合可得cNa＋＋cH＋＝2cOH－，故B正確；C項，當V(HCOOH)=10mL時，溶液中的溶質為cHCOOH：cHCOONa=1：1，根據電荷守恒有cNa＋＋cH＋＝cOH－＋cHCOO-，根據物料守恒cNa＋=2cHCOOH+2cHCOO-，聯合可得cOH－＝cH＋＋cHCOO-＋2cHCOOH，故C正確；D項，N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa，甲酸根發生水解，因此cNa＋＞cHCOOH及c(OH―)＞c(H＋)觀察圖中N點可知，，根據，可知cHCOOH＞cH＋，故D錯誤；故選D。
4．(2022·浙江1月選考)水溶液呈酸性的鹽是(　　)
A．NH4Cl B．BaCl2 C．H2SO4 D．Ca(OH)2
解析：選A。強酸弱堿鹽的溶液呈酸性，NH4Cl是強酸弱堿鹽，A正確。
5．(2022·湖南高考)為探究FeCl3的性質，進行了如下實驗(FeCl3和Na2SO3溶液濃度均為0.1 mol·L－1)。
實驗 操作與現象
① 在5 mL水中滴加2滴FeCl3溶液，呈棕黃色；煮沸，溶液變紅褐色
② 在5 mL FeCl3溶液中滴加2滴Na2SO3溶液，變紅褐色；再滴加K3[Fe(CN)6]溶液，產生藍色沉淀
③ 在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴FeCl3溶液，變紅褐色；將上述混合液分成兩份，一份滴加K3[Fe(CN)6]溶液，無藍色沉淀生成；另一份煮沸，產生紅褐色沉淀
依據上述實驗現象，結論不合理的是(　　)
A．實驗①說明加熱促進Fe3＋水解反應
B．實驗②說明Fe3＋既發生了水解反應，又發生了還原反應
C．實驗③說明Fe3＋發生了水解反應，但沒有發生還原反應
D．整個實驗說明SO對Fe3＋的水解反應無影響，但對還原反應有影響
解析：選D。根據實驗①現象可知，加熱FeCl3溶液，Fe3＋水解生成氫氧化鐵膠體，說明加熱促進Fe3＋水解反應，A不符合題意。實驗②過量FeCl3溶液中滴加少量Na2SO3溶液，溶液變紅褐色，說明Fe3＋水解生成氫氧化鐵膠體；再滴加K3[Fe(CN)6]溶液產生藍色沉淀，說明Fe3＋與SO發生氧化還原反應生成Fe2＋；整個過程說明Fe3＋既發生了水解反應，又發生了還原反應，B不符合題意。實驗③過量Na2SO3溶液中滴加少量FeCl3溶液，溶液變紅褐色說明Fe3＋水解生成氫氧化鐵膠體；一份滴加K3[Fe(CN)6]溶液，無藍色沉淀生成說明Fe3＋與SO沒有發生氧化還原反應生成Fe2＋；另一份煮沸產生紅褐色沉淀，說明發生了膠體的聚沉；整個過程說明Fe3＋發生了水解反應，但沒有發生還原反應，C不符合題意。實驗①中煮沸后溶液變紅褐色，實驗③中溶液直接變紅褐色，說明SO對Fe3＋的水解反應有影響，D符合題意。
6．(2022·江蘇高考)一種捕集煙氣中CO2的過程如圖所示。室溫下以0.1 mol·L－1KOH溶液吸收CO2，若通入CO2所引起的溶液體積變化和H2O揮發可忽略，溶液中含碳物種的濃度c總＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)。H2CO3電離常數分別為Ka1＝4.4×10－7、Ka2＝4.4×10－11。下列說法正確的是(　　)
A．KOH吸收CO2所得到的溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO)
B．KOH完全轉化為K2CO3時，溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
C．KOH溶液吸收CO2，c總＝0.1 mol·L－1溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
D．如圖所示的“吸收”“轉化”過程中，溶液的溫度下降
解析：選C。KOH吸收CO2所得到的溶液，若為K2CO3溶液，CO主要發生第一步水解，則溶液中：c(H2CO3)＜c(HCO)，若為KHCO3溶液，HCO發生水解的程度很小，則溶液中：c(H2CO3)＜c(HCO)，若為K2CO3和KHCO3的混合物，結論同理，A不正確；KOH完全轉化為K2CO3時，依據質子守恒有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)，B不正確；KOH溶液吸收CO2，c(KOH)＝0.1 mol·L－1，c總＝0.1 mol·L－1，則溶液為KHCO3溶液，Kh2＝＝≈2.3×10－8＞Ka2＝4.4×10－11，表明HCO以水解為主，所以溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)，C正確；如圖所示的“吸收”“轉化”過程中發生的反應均為放熱反應，溶液的溫度升高，D不正確。
鞏固練習一
一、選擇題(每題5分，共10題，共50分)
1．下列離子方程式正確且屬于水解反應的是(　　)
A．HCOOH＋H2O HCOO－＋H3O＋ B．HCO＋H2O H2CO3＋OH－
C．CO＋2H2O H2CO3＋2OH－ D．HCO＋H2O CO＋H3O＋
解析：選B。A項可看做HCOOH HCOO－＋H＋，是甲酸的電離，A錯誤；HCO＋H2O H2CO3＋OH－是碳酸氫根離子的水解，B正確；CO分步水解，C錯誤；HCO CO＋H＋是碳酸氫根離子的電離，D錯誤。
2．下列應用與碳酸鈉或碳酸氫鈉能發生水解反應無關的是(　　)
A．實驗室盛放碳酸鈉溶液的試劑瓶必須用橡膠塞而不能用玻璃塞
B．泡沫滅火器中含有碳酸氫鈉溶液和硫酸鋁溶液，使用時只需將二者混合就可產生大量二氧化碳
C．常用熱的碳酸鈉溶液清洗油污
D．可利用碳酸鈉與醋酸反應制取少量二氧化碳
解析：選D。Na2CO3水解使溶液顯堿性，OH－與玻璃中的SiO2會發生反應，A正確；NaHCO3與Al2(SO4)3發生相互促進的水解反應：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，B正確；CO水解使溶液顯堿性，能夠除去油污，C正確；D項與鹽類的水解無關。
3．(人教選擇性必修1 P78T7)強堿MOH的溶液和等體積、等物質的量濃度的弱酸HA的溶液混合后，溶液中有關離子濃度的大小關系是(　　)
A．c(M＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋) B．c(M＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)
C．c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) D．c(M＋)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)
解析：選C。強堿MOH的溶液和等體積、等物質的量濃度的弱酸HA的溶液混合后，恰好完全反應生成強堿弱酸鹽MA。A－發生水解反應，則c(M＋)>c(A－)；A－水解使溶液呈堿性，則c(OH－)>c(H＋)，濃度關系為c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)，故選C。
4．Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2O HCO＋OH－。下列說法錯誤的是(　　)
A．加水稀釋，溶液中所有離子的濃度都減小
B．通入CO2，溶液pH減小
C．加入NaOH固體， eq \f(c（HCO）,c（CO）) 減小
D．升高溫度，平衡常數增大
解析：選A。碳酸鈉溶液顯堿性，向其中加水稀釋時，溶液中OH－濃度減小，由于溶液中存在水的電離，所以溶液中c(H＋)增大，A錯誤。
5．(2023·浙江寧波聯考)下列關于鹽的水解應用不正確的是(　　)
A．實驗室配制氯化鐵溶液，氯化鐵晶體溶于硫酸，然后再加水稀釋
B．TiCl4溶于水加熱制備TiO2
C．利用可溶性鋁鹽、鐵鹽做凈水劑
D．草木灰與銨態氮肥不能混合施用
解析：選A。實驗室配制氯化鐵溶液，需要抑制Fe3＋的水解，為了不引入雜質，應將氯化鐵晶體溶于鹽酸，然后再加水稀釋，A錯誤；TiCl4水解是吸熱反應，加熱促進水解，且生成的氯化氫揮發，使水解幾乎完全，生成的氫氧化物再分解可以得到TiO2，B正確。
6．常溫下，某酸HA的電離常數Ka＝1.0×10－5，下列說法正確的是(　　)
A．常溫下，NaA的水解常數Kh＝1.0×10－9
B．常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液中，水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1
C．NaA與HCl恰好完全反應后的溶液中，2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D．常溫下，HA溶液中加入NaA固體，減小
解析：選A。常溫下，NaA的水解常數Kh＝＝＝1.0×10－9，A正確；HA溶液中的氫氧根離子來自水的電離，由于HA為弱酸，0.1 mol·L－1 HA溶液中c(H＋)<0.1 mol/L，則水電離出的c(H＋)＝c(OH－)> mol/L＝1.0×10－13 mol·L－1，B錯誤；NaA與HCl恰好完全反應后的溶液中，溶質為等濃度的NaCl和HA，結合元素守恒可知：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)＋c(HA)，C錯誤；常溫下，HA溶液中加入NaA固體，＝Kh(A－)，由于溫度不變，則Kh(A－)不變，D錯誤。
7．已知：[FeCl4(H2O)2]－為黃色，溶液中存在可逆反應：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－，下列實驗所得結論不正確的是(　　)
① ② ③ ④
加熱前溶液為淺黃色，加熱后顏色變深 加熱前溶液接近無色，加熱后溶液顏色無明顯變化 加入NaCl后，溶液立即變為黃色，加熱后溶液顏色變深 加熱前溶液為黃色，加熱后溶液顏色變深
注：加熱為微熱，忽略體積變化。
A．實驗①中，Fe2(SO4)3溶液顯淺黃色原因是Fe3＋水解產生了少量Fe(OH)3
B．實驗②中，酸化對Fe3＋水解的影響程度大于溫度的影響
C．實驗③中，加熱，可逆反應：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－正向移動
D．實驗④，可證明升高溫度，顏色變深一定是因為Fe3＋水解平衡正向移動
解析：選D。加熱促進水解，鐵離子水解生成氫氧化鐵，則實驗①中，Fe2(SO4)3溶液顯淺黃色原因是Fe3＋水解產生了少量Fe(OH)3，A正確；由Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋可知，酸化后加熱溶液顏色無明顯變化，氫離子抑制水解，則實驗②中酸化對Fe3＋水解的影響程度大于溫度的影響，B正確；加入NaCl后，溶液立即變為黃色，發生Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－，[FeCl4(H2O)2]－為黃色，加熱時平衡正向移動，溶液顏色變深，C正確；實驗④中存在Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－，升高溫度平衡正向移動，溶液顏色變深，不能證明溫度對Fe3＋水解平衡的影響，D錯誤。
8．下列實驗操作不能達到實驗目的的是(　　)
選項 實驗目的 實驗操作
A 實驗室配制FeCl3水溶液 將FeCl3溶于少量濃鹽酸中，再加水稀釋
B 由MgCl2溶液制備無水MgCl2 將MgCl2溶液加熱蒸干
C 證明Cu(OH)2的溶度積比Mg(OH)2的小 將0.1 mol·L－1MgSO4溶液滴入NaOH溶液至不再有沉淀產生，再滴加0.1 mol·L－1 CuSO4溶液
D 除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋ 加入過量MgO充分攪拌，過濾
解析：選B。將MgCl2溶液加熱蒸干時，鎂離子的水解正向移動，加熱可使HCl揮發，蒸干、灼燒得到MgO，B項符合題意。
9．常溫下，HF的電離常數Ka＝6.61×10－4，NH3·H2O的電離常數Kb＝1.78×10－5。下列說法正確的是(　　)
A．NH4F溶液中lg ＞0
B．NH4F溶液中水的電離程度小于純水的電離程度
C．NH4F溶液中F－的水解平衡常數Kh(F－)≈1.51×10－11
D．NH4F與NH4Cl的混合溶液中有下列關系：c(NH)＞c(F－)＋c(Cl－)
解析：選C。HF的電離平衡常數大于NH3·H2O的電離平衡常數，所以氟離子的水解程度小于銨根離子水解程度，溶液顯酸性，氫氧根離子與氫離子的比值的對數應小于0，A錯誤；銨根離子和氟離子的水解促進水的電離，所以NH4F溶液中水的電離程度大于純水的電離程度，B錯誤；NH4F溶液中F－的水解平衡常數＝≈1.51×10－11，C正確；NH4F與NH4Cl的混合溶液中c(NH)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，又溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，所以c(NH)10．室溫下，通過下列實驗探究0.100 mol·L－1K2C2O4溶液的性質。已知：25 ℃時H2C2O4的Ka1＝10－1.22，Ka2＝10－4.19。
序號 實驗
① 準確量取10.00 mL 0.100 mol·L－1K2C2O4溶液，測得pH＝8.4
② 向①中加入2滴0.100 mol·L－1鹽酸，測得pH＝7.0
③ 向①準確加入10.00 mL 0.100 mol·L－1鹽酸，pH＝3.52
④ 向①中加入20.00 mL 0.100 mol·L－1CaCl2溶液，出現白色沉淀
下列說法正確的是(　　)
A．實驗①溶液中： eq \f(c（HC2O）,c（C2O）) ＝10－4.21
B．實驗②反應所得溶液中：c(K＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)
C．實驗③反應所得溶液中：c(C2O)D.實驗④所得上層清液中：c(Ca2＋)·c(C2O)解析：選A。由題干信息可知，25 ℃時H2C2O4的Ka1＝10－1.22，Ka2＝10－4.19，則可知C2O的水解平衡常數為：Kh1＝＝＝10－9.81，Kh2＝＝＝10－12.78。實驗①溶液中pH＝8.4，c(OH－)＝10－5.6 mol/L，則 eq \f(c（HC2O）,c（C2O）) ＝10－4.21，A正確；實驗②反應所得溶液中：根據電荷守恒可知，c(K＋)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(Cl－)＋c(OH－)，pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(K＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(Cl－)，B錯誤；向①準確加入10.00 mL 0.100 mol·L－1 鹽酸，混合后K2C2O4與HCl 1∶1反應生成KHC2O4，此時溶液pH＝3.52，說明HC2O的電離大于水解，故實驗③反應所得溶液中：c(C2O)＞c(H2C2O4)，C錯誤；實驗④所得上層清液中達到溶解平衡，故c(Ca2＋)·c(C2O)＝Ksp(CaC2O4)，D錯誤。
二、非選擇題(共2題，共30分)
11．(13分)(1)常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的六種溶液pH如下：
溶質 NaClO Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 Na2SO3 NaHSO3
pH 10.3 11.6 9.7 12.3 10.0 4.0
常溫下，相同物質的量濃度的下列稀溶液，其酸性由強到弱的順序是____________(填字母) 。(2分)
a．H2CO3　　b．H2SO3　　c．H2SiO3
六種溶液中，水的電離程度最小的是________(填化學式)。(2分)
(2)用離子方程式說明Na2CO3溶液pH＞7的原因：______________________________________。(3分)
(3)欲增大氯水中次氯酸的濃度，可向氯水中加入的上表中的物質是____________(填化學式)，用化學平衡移動的原理解釋其原因：_________________________________________________。(6分)
解析：(1)NaHCO3溶液顯堿性，則HCO的水解程度大于其電離程度，NaHSO3溶液顯酸性，則HSO的電離程度大于其水解程度，故H2SO3酸性比H2CO3的酸性強，等濃度的Na2SiO3溶液的堿性比NaHCO3的堿性強，弱酸越弱，其對應的酸根離子水解程度越大，其對應的強堿弱酸鹽堿性越強，故碳酸的酸性比硅酸的酸性強，故常溫下，相同物質的量濃度的稀溶液，其酸性由強到弱的順序是bac。六種溶液中，NaClO、Na2CO3、NaHCO3、Na2SiO3、Na2SO3的溶液顯堿性，均發生水解，促進水的電離，而NaHSO3溶液顯酸性，HSO的電離程度大于其水解程度，抑制水的電離，則水的電離程度最小的是NaHSO3溶液。
答案：(1)bac　NaHSO3(2)CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－
(3)NaHCO3(或NaClO)　因為Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO，加入NaHCO3(或NaClO)可消耗H＋，平衡向正反應方向移動，從而使溶液中次氯酸的濃度增大
12．(17分)NH4Al(SO4)2是食品加工中最為快捷的食品添加劑，用于焙烤食品；NH4HSO4在分析試劑、醫藥、電子工業中用途廣泛。請回答下列問題：
(1)NH4Al(SO4)2可作凈水劑，其理由是__________________________________________
(用必要的化學用語和相關文字說明)。(4分)
(2)相同條件下，0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2溶液中c(NH)________(填“等于”“大于”或“小于”)0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中c(NH)。(2分)
(3)如圖1所示是0.1 mol·L－1電解質溶液的pH隨溫度變化的圖像。
①其中符合0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液的pH隨溫度變化的曲線是________(填字母)，導致pH隨溫度變化的原因是_________________________________________________________________。(5分)
②20 ℃時，0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液中2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝________。(2分)
(4)室溫時，向100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液，所得溶液pH與NaOH溶液體積的關系曲線如圖2所示。試分析圖中a、b、c、d四個點，水的電離程度最大的是________點；在b點，溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是______________________________________________。(4分)
解析：(2)NH4Al(SO4)2與NH4HSO4中的NH均發生水解，NH4Al(SO4)2中Al3＋水解呈酸性抑制NH水解，HSO電離出H＋同樣抑制NH水解，但HSO電離生成的H＋濃度比Al3＋水解生成的H＋濃度大，所以NH4HSO4中NH水解程度比NH4Al(SO4)2中的小。(3)①NH4Al(SO4)2水解，溶液呈酸性，升高溫度其水解程度增大，pH減小，符合的曲線為Ⅰ。②根據電荷守恒，可以求出2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝c(H＋)－c(OH－)≈10－3 mol·L－1 [c(OH－)太小，可忽略]。(4)a、b、c、d四個點，根據反應量的關系，a點恰好消耗完電離出的H＋，溶液中只有(NH4)2SO4與Na2SO4；b、c、d三點溶液均含有NH3·H2O，(NH4)2SO4可以促進水的電離，而NH3·H2O抑制水的電離，a點水的電離程度最大，b點溶液呈中性，即溶液含有(NH4)2SO4、Na2SO4、NH3·H2O三種成分，a點時c(Na＋)＝c(SO)，b點時c(Na＋)＞c(SO)，又根據電荷守恒c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，且c(H＋)＝c(OH－)，可以得出c(SO)＞c(NH)，故c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)。
答案：(1)Al3＋水解生成的Al(OH)3膠體具有吸附性，即Al3＋＋3H2O Al(OH)3(膠體)＋3H＋，Al(OH)3膠體吸附懸浮顆粒使其沉降從而凈化水(2)小于(3)①Ⅰ　NH4Al(SO4)2水解，溶液呈酸性，升高溫度使其水解程度增大，pH減小　②10－3 mol·L－1
(4)a　c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)
熱點題型(十一)　溶液中粒子濃度關系分析
溶液中粒子濃度的大小比較是離子平衡的主流試題，既與鹽的水解有關，又與弱電解質電離平衡有關。不僅偏重考查粒子的濃度大小順序，且還側重溶液中各種守恒(電荷守恒、元素守恒、質子守恒)關系考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，考查考生對變化觀念、微觀探析的理解和應用。
溶液中的守恒關系 電荷守恒 電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如NaHCO3溶液中Na＋、H＋、HCO、CO、OH－存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)
元素守恒 電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
質子守恒 如Na2S水溶液中的質子轉移情況圖示如下：由圖可得Na2S水溶液中質子守恒式可表示為：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與元素守恒式推導得到
解答此類題目應遵循的思路
類型1　溶液中離子濃度大小的比較
例1.(2021·天津高考)常溫下，下列有關電解質溶液的敘述正確的是(　　)
A．在0.1 mol·L－1 H3PO4溶液中c(H3PO4)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)
B．在0.1 mol·L－1Na2C2O4溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋c(C2O)
C．在0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中c(H2CO3)＋c(HCO)＝0.1 mol·L－1
D．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋)
解析：選A。由于磷酸為多元酸，第一步電離大于第二步電離大于第三步電離，所以在0.1 mol·L－1 H3PO4溶液中，粒子濃度大小為：c(H3PO4)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)，A正確；在0.1 mol·L－1Na2C2O4溶液中，根據電荷守恒得到c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)，B錯誤；在0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中，根據元素守恒得到c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)＝0.1 mol·L－1，C錯誤；氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液，則c(OH－)＞c(H＋)，根據電荷守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，則c(Cl－)＜c(NH)，D錯誤。
【對點練】 1.下列溶液中粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)
B．20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)
C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－)
D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH)
解析：選B。等濃度等體積的NaHCO3與NaOH混合時，兩者恰好反應生成Na2CO3，在該溶液中CO能進行兩級水解：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)>c(HCO)，A錯誤；CH3COONa與HCl混合時反應后生成的溶液中含有等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl，因溶液顯酸性，故溶液中CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，B正確；在混合前兩溶液的pH之和為14，則氨水過量，所得溶液為少量NH4Cl和過量NH3·H2O的混合溶液，則c(Cl－)類型2　粒子濃度的分布系數圖像
1．分布系數圖像，簡稱分布曲線，是指以pH為橫坐標，分布系數即組分的平衡濃度占總濃度的分數為縱坐標的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以H2C2O4為例)
δ0為CH3COOH的分布系數，δ1為CH3COO－的分布系數 δ0為H2C2O4的分布系數，δ1為HC2O的分布系數，δ2為C2O的分布系數
隨著pH增大，溶質分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據分布系數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式
同一pH條件下可以存在多種溶質微粒。根據在一定pH的微粒分布系數和酸的總濃度，就可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
2.分析方法
(1)讀曲線——每條曲線所代表的粒子及變化趨勢。
(2)讀濃度——通過橫坐標的垂線，可讀出某pH時的粒子濃度。
(3)用交點——交點是某兩種粒子濃度相等的點，可計算電離常數K。
(4)可替換——根據溶液中的元素守恒進行替換，分析得出結論。
例2.(2023·浙江新高考研究聯盟聯考)25 ℃時，以NaOH溶液調節0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝ ]。下列說法不正確的是(　　)
A．二元弱酸H2A的pKa1＝1.2(已知：pKa＝－lgKa)
B．20.0 mL 0.1 mol·L－1的H2A溶液與30.0 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液混合，混合液的pH＝4.2
C．往H2A溶液中滴加NaOH溶液的過程中，一定存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)
D．在0.1 mol·L－1NaHA溶液中，各離子濃度大小關系：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(OH－)
【圖像分析】
解析：選B。由圖像分析知，pKa1＝1.2，A正確；由圖知c(HA－)＝c(A2－)時pH＝4.2, 20.0 mL 0.1 mol·L－1的H2A溶液與30.0 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液混合得到等量的NaHA和Na2A混合液，此時c(HA－)≠c(A2－)，則混合液的pH≠4.2，B錯誤；由溶液的電荷守恒，一定存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)，C正確； NaHA溶液中由于HA－發生部分電離，c(Na＋)>c(HA－)，且c(HA－)>c(A2－)，則離子濃度大小關系：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(OH－)，D正確。
【對點練】 2.常溫下，將一定量稀硫酸滴入高鐵酸鈉(Na2FeO4)溶液中，溶液中含鐵微粒FeO、HFeO、H2FeO4、H3FeO的物質的量分數δ(X)隨pOH的變化如圖。下列說法正確的是(　　)
A．曲線Ⅲ表示H3FeO的變化曲線
B．a、b、c三點水的電離程度相等
C．25 ℃時，FeO＋3H2O H3FeO＋3OH－的平衡常數K＝10－12.1
D．b點：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H3FeO)＝c(OH－)＋2c(FeO)＋c(HFeO)
【圖像分析】
解析：選C。曲線Ⅲ是代表H2FeO4的變化曲線，A錯誤； a、b、c三點溶液中微粒成分不同，溶液pOH不同，對水的電離影響程度不同，則水的電離程度不相等，B錯誤； FeO＋H2O HFeO＋OH－的水解平衡常數Kh1＝ eq \f(c（OH－）c（HFeO）,c（FeO）) ，當c(FeO)＝c(HFeO)時，Kh1＝c(OH－)，由圖可知a點c(FeO)＝c(HFeO)，pOH＝1.6，則Kh1＝10－1.6，同理可知HFeO＋H2O H2FeO4＋OH－的水解平衡常數Kh2＝10－3.2，H2FeO4＋H2O H3FeO＋OH－的水解平衡常數Kh3＝10－7.3，FeO＋3H2O H3FeO＋3OH－的水解平衡常數Kh＝ eq \f(c3（OH－）c（H3FeO）,c（FeO）) ＝ eq \f(c（OH－）c（HFeO）,c（FeO）) × eq \f(c（OH－）c（H2FeO4）,c（HFeO）) × eq \f(c（OH－）c（H3FeO）,c（H2FeO4）) ＝Kh1×Kh2×Kh3＝10－12.1，C正確；b點溶液中c(HFeO)＝c(H2FeO4)，溶液中存在電荷守恒關系c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H3FeO)＝c(OH－)＋2c(FeO)＋c(HFeO)＋2c(SO)，D錯誤。
類型3　離子濃度的對數圖像
1．將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值[如c(A)/c(B)]取常用對數，即lg c(A)或lg[c(A)/c(B)]，與溶液中的pH或溶液的體積等關系作出的圖像稱為對數圖像。?？紝祱D像的類型如下：
圖像種類 具體類型 含義 變化規律
對數圖像 lg 生成物與反應物粒子濃度比的常用對數 lg越大，反應向正反應方向進行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的常用對數 lg越大，稀釋程度越大
AG＝lg 氫離子與氫氧根離子濃度比的常用對數 AG越大，酸性越強，中性時，＝1，AG＝0
負對數圖像 pH＝－lg c(H＋) 氫離子濃度的常用對數負值 pH越大，c(H＋)越小，溶液的堿性越強
pC＝－lg c(C) C粒子濃度的常用對數負值 pC越大，c(C)越小
2.對數圖像的解題策略
(1)先確定圖像的類型是對數圖像還是負對數圖像。
(2)再弄清楚圖像中橫坐標和縱坐標的含義，是濃度對數還是比值對數。
(3)抓住圖像中特殊點：如pH＝7、lg x＝0，交叉點。
(4)理清圖像中曲線的變化趨勢及含義，根據含義判斷線上、線下的點所表示的意義。
(5)將圖像中數據或曲線的變化與所學知識對接，作出選項的正誤判斷。
如以向H2X溶液中滴加NaOH溶液為例：
例3.(2024·湖北襄陽模擬)常溫下，向一定濃度的H2X溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)
A．H2X的電離常數Ka1的數量級為10－2
B．水電離的c(H＋)：N點C．N點時，c(Na＋)<3c(X2－)
D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－)
解析：選B。根據直線m，當pH＝0時lg或lg＝－1.3，對應電離常數為10－1.3；根據直線n，當pH＝0時lg或lg＝－4.3，對應電離常數為10－4.3，Ka1＞Ka2，所以Ka1＝1.0×10－1.3，Ka2＝1.0×10－4.3。Ka1＝1.0×10－1.3，A正確；直線n表示pH與lg的關系，Ka2＝1.0×10－4.3，N點 lg＝0，則c(H＋)＝1×10－4.3, HX－電離出氫離子使溶液呈酸性，則M點氫離子濃度更大，氫離子抑制水的電離，故水的電離程度N點>M點，B錯誤； N點存在電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(X2－)＋c(HX－)＋c(OH－)，由圖可知N點時 c(X2－)＝c(HX－)，由選項B分析可知，此時溶液顯酸性，c(H＋)>c(OH－)，則c(Na＋)<3c(X2－)，C正確；當混合溶液呈中性時＝10－4.3，＝102.7，所以c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－)，D正確。
【對點練】 3.(2022·河北省滄州市二模)常溫下，用NaOH溶液滴定二元弱酸亞磷酸溶液，溶液中－lg 和－lg c(H2PO)或－lg eq \f(c（H＋）,c\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(H2PO))) 和－lg c(HPO)的關系如圖所示，下列說法錯誤的是(　　 )
A.L2表示－lg eq \f(c（H＋）,c\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(H2PO))) 和－lg c(HPO)的關系
B．H3PO3的電離常數Ka1(H3PO3)的數量級為10－2
C．等濃度等體積的H3PO3溶液與NaOH溶液充分混合，c(HPO)D．pH＝6.54時，c(Na＋ )<3c(HPO)
解析：選C。根據亞磷酸二級電離可知，Ka1＝ eq \f(c（H＋）·c（H2PO）,c（H3PO3）) ，等式兩邊同時取對數，lg Ka1＝lg eq \f(c（H＋）·c（H2PO）,c（H3PO3）) ＝lg＋lg c(H2PO)，則－lg Ka1＝－lg－lg c(H2PO)，同理可得－lg Ka2＝－lg eq \f(c（H＋）,c（H2PO）) －lg c(HPO)，因為Ka1>Ka2，則－lg Ka1<－lg Ka2，所以表示－lg Ka2＝－lg eq \f(c（H＋）,c（H2PO）) －lg c(HPO)的直線應該在上方，即L2，A正確；－lg Ka1＝－lg－lg c(H2PO)對應直線為L1，將點(1，0.43)代入得，－lg Ka1＝1.43，Ka1＝10－1.43，Ka1數量級為10－2，B正確；等濃度等體積的H3PO3溶液與NaOH溶液充分混合，生成NaH2PO3溶液，H2PO既電離又水解，電離平衡常數為Ka2＝10－6.54，水解平衡常數Kh＝＝10－12.57，水解程度小于電離程度，故c(HPO)>c(H3PO3)，C錯誤；將－lg Ka2＝－lg eq \f(c（H＋）,c（H2PO）) －lg c(HPO)變形可得到lg Ka2＝lg c(H＋)－lg c(H2PO)＋lg c(HPO)，pH等于6.54時， c(H2PO)＝c(HPO)，根據電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH―)＋c(H2PO)＋2c(HPO)＝c(OH―)＋3c(HPO)，此時溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，則c(Na＋)<3c(HPO)，D正確。
鞏固練習二
一、選擇題(每題5分，共4題，共20分)
1．(2023·浙江名校聯盟聯考)常溫下，用0.1 mol/L NaOH溶液滴定10 mL濃度均為0.1 mol/L的HCl和NH4Cl的混合溶液，下列說法不正確的是(　　)
A．當滴入NaOH溶液10 mL時，c(Na＋)＋c(NH)＜c(Cl－)
B．當滴入NaOH溶液15 mL時，2c(NH3)＋2c(NH3·H2O)＋2c(NH)＝3c(Na＋)
C．當滴入NaOH溶液15 mL時，c(NH)＞c(NH3·H2O)
D．當溶液呈中性時，NaOH溶液滴入量小于20 mL，c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)
解析：選B。當加入NaOH溶液10 mL時，n(NaOH)＝n(HCl)＝n(NH4Cl)，NaOH與HCl恰好發生中和反應產生NaCl、H2O，n(NaCl)＝n(NH4Cl)，在溶液中NH會部分發生水解反應產生NH3·H2O，則根據元素守恒可知c(Na＋)＋c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)，故c(Na＋)＋c(NH)＜c(Cl－)，A正確；當滴入NaOH溶液15 mL時，各種物質的物質的量關系為：2n(NaOH)＝3n(HCl)＝3n(NH4Cl)，HCl完全反應產生NaCl，NH4Cl也有一半與NaOH反應產生NaCl、NH3·H2O，溶液為NaCl、NH4Cl的混合溶液，N元素在溶液中存在微粒有NH3、NH、NH3·H2O，由于溶液的體積相同，根據元素守恒可知3c(NH3)＋3c(NH3·H2O)＋3c(NH)＝2c(Na＋)，B錯誤；當滴入NaOH溶液15 mL時，HCl完全與NaOH溶液反應消耗10 mL，剩余5 mL NaOH溶液與NH4Cl反應，只有一半NH4Cl反應，得到等濃度NH4Cl、NH3·H2O的混合溶液，由于NH3·H2O的電離作用大于NH的水解作用，所以微粒濃度c(NH)＞c(NH3·H2O)，C正確；若NaOH溶液滴入量為20 mL，HCl、NH4Cl恰好反應產生NaCl、NH3·H2O的混合溶液，NH3·H2O電離產生OH－，使溶液顯堿性，因此要使溶液顯中性，則NaOH溶液滴入量小于20 mL，溶液中離子濃度關系c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，由于溶液顯中性，c(H＋)＝c(OH－)，因此此時c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)，D正確。
2．(2022·遼寧高考)甘氨酸(NH2CH2COOH)是人體必需氨基酸之一。在25 ℃時，NHCH2COOH、NHCH2COO－和NH2CH2COO－的分布分數[如δ(A2－)＝]與溶液pH關系如圖。下列說法錯誤的是(　　)
A．甘氨酸具有兩性
B．曲線c代表NH2CH2COO－
C.NHCH2COO－＋H2O NHCH2COOH＋OH－的平衡常數K＝10－11.65
D.c2(NHCH2COO－)解析：選D。NH2CH2COOH中存在—NH2和—COOH，所以既有酸性又有堿性，故A正確；甘氨酸在溶液中存在平衡：①NHCH2COO－＋H2O NHCH2COOH＋OH－、②NHCH2COO－ NH2CH2COO－＋H＋，pH減小，①平衡正向移動，NHCH2COOH濃度增大，故曲線a表示NHCH2COOH的分布分數隨溶液pH的變化，曲線b表示NHCH2COO－的分布分數隨溶液pH的變化，曲線c表示NH2CH2COO－的分布分數隨溶液pH的變化，故B正確；NHCH2COO－＋H2O NHCH2COOH＋OH－的平衡常數K＝ eq \f(c（NHCH2COOH）·c（OH－）,c（NHCH2COO－）) ，25 ℃時，根據a、b曲線交點坐標(2.35，0.50)可知，pH＝2.35時，c(NHCH2COO－)＝c(NHCH2COOH)，則K＝c(OH－)＝10－11.65，故C正確；由C項分析可知， eq \f(c（NHCH2COOH）,c（NHCH2COO－）) ＝，根據b、c曲線交點坐標(9.78，0.50)分析可得電離平衡NHCH2COO－ NH2CH2COO－＋H＋的電離常數為K1＝10－9.78， eq \f(c（NH2CH2COO－）,c（NHCH2COO－）) ＝＝，則 eq \f(c（NHCH2COOH）,c（NHCH2COO－）) × eq \f(c（NH2CH2COO－）,c（NHCH2COO－）) ＝×<1，即c2(NHCH2COO－)>c(NHCH2COOH)·c(NH2CH2COO－)，故D錯誤。
3．(2023·湖南長沙模擬)亞磷酸(H3PO3)是二元弱酸，主要用于農藥中間體以及有機磷水處理藥劑的原料。常溫下，向1 mL 0.5 mol·L－1 H3PO3溶液中滴加等濃度的NaOH溶液，混合溶液中含磷粒子的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．a、b兩點時，水電離出的c水(OH－)之比為1.43∶6.54
B．b點對應溶液中存在：c(Na＋)＝3c(HPO)
C．反應H3PO3＋HPO 2H2PO的平衡常數為105.11
D．當V(NaOH)＝1 mL時，c(Na＋)＞c(H2PO)＞c(OH－)＞c(H＋)
解析：選C。亞磷酸(H3PO3)是二元弱酸，常溫下，向1 mL 0.5 mol·L－1 H3PO3溶液中滴加等濃度的NaOH溶液，先后發生的反應為①H3PO3＋OH－===H2PO＋H2O，②H2PO＋OH－===HPO＋H2O，則H3PO3逐漸減少，H2PO先增多后減少，HPO逐漸增多，故δ1表示H3PO3變化曲線，δ2表示H2PO變化曲線，δ3表示HPO變化曲線。a、b兩點均為酸性溶液，則水電離出的c水(OH－)分別為10－12.57 mol·L－1、10－7.46 mol·L－1，其之比為1∶105.11，A錯誤； b點時，c(H2PO)＝c(HPO)，根據電荷守恒可知，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(H2PO)＋2c(HPO)＝c(OH－)＋3c(HPO)，因b點不是中性點，即c(OH－)≠c(H＋)，則c(Na＋)≠3c(HPO)，B錯誤； a點時，c(H3PO3)＝c(H2PO)，則反應H3PO3 H＋＋H2PO的平衡常數K1＝ eq \f(c（H＋）c（H2PO）,c（H3PO3）) ＝c(H＋)＝10－1.43，b點時，c(H2PO)＝c(HPO)，則反應H2PO H＋＋HPO的平衡常數K2＝ eq \f(c（H＋）c（HPO）,c（H2PO）) ＝c(H＋)＝10－6.54，反應H3PO3＋HPO 2H2PO的平衡常數K＝ eq \f(c2（H2PO）,c（H3PO3）c（HPO）) ＝＝＝105.11，C正確；當V(NaOH)＝1 mL時，H3PO3與NaOH反應生成NaH2PO3，H2PO水解平衡常數Kh＝＝＝10－12.574．用0.10 mol·L－1的NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度為c1的醋酸、c2的草酸(H2C2O4)溶液，得到如圖滴定曲線，其中c、d為兩種酸恰好完全中和的化學計量點。下列說法錯誤的是(　　)
A．由滴定曲線可判斷：c1＞c2
B．滴定過程中始終有n(CH3COOH)＝0.02c1＋n(OH－)－n(H＋)－n(Na＋)
C．若a點V(NaOH)＝7.95 mL，則a點有c(Na＋)＞c(C2O)＞c(HC2O)＞c(H2C2O4)
D．若b點時溶液中c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，則b點消耗了8.60 mL的NaOH溶液
解析：選D。草酸是二元弱酸，滴定過程中有兩次滴定突變；醋酸是一元酸，滴定時只有一次滴定突變，所以根據圖示可知X曲線代表草酸，Y曲線代表醋酸，其中c、d為兩種酸恰好完全中和的化學計量點，滴定根據恰好反應時消耗NaOH溶液的體積數值可知c2＝＝0.026 5 mol·L－1，c1＝＝0.086 0 mol·L－1，c1>c2，A正確；對于醋酸溶液，在滴定過程中始終存在電荷守恒n(H＋)＋n(Na＋)＝n(OH－)＋n(CH3COO－)，根據物料上述可知n(CH3COOH)＋n(CH3COO－)＝0.02c1，故n(H＋)＋n(Na＋)＝n(OH－)＋0.02c1－n(CH3COOH)，所以有n＝0.02c1＋n(OH－)－n(H＋)－n(Na＋)，B正確；完全中和草酸時需消耗V(NaOH)＝10.60 mL，則a點V(NaOH)＝7.95 mL時為NaHC2O4、Na2C2O4按1∶1形成的混合溶液，pH＜7，顯酸性，故HC2O的電離程度大于HC2O及C2O的水解程度，則c(Na＋)>c(C2O)>c(HC2O)>c(H2C2O4)，C正確；若b點時加入氫氧化鈉體積為8.6 mL，則此時溶液中n和n相等，由圖可知此時溶液顯酸性，說明醋酸的電離程度大于醋酸根離子的水解程度，則c(CH3COO－)>c(CH3COOH)，如果要求c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，則此時加入氫氧化鈉的體積V21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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第40講　鹽類的水解
【備考目標】　1.了解鹽類水解的原理及一般規律。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1　鹽類水解的原理及規律
1．鹽類的水解
(1)實質
鹽電離→→生成弱電解質，破壞了水的電離平衡→水的電離程度 ，c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性或酸性。
(2) 特點
eq \x(逆) eq \b\lc\ (\a\vs4\al\co1(鹽類的水解反應可視為酸堿中和反應的,逆反應：酸＋堿\o(????,\s\up7(中和),\s\do5(水解))鹽＋水))
eq \x(吸)
eq \x(弱)
eq \x(動)
(3)規律
有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。
【提醒】　相同條件下“弱離子”的水解程度
①正鹽>相應酸式鹽，如 CO>HCO。
②水解相互促進的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
2．水解方程式的書寫
(1)一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用“ ”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，離子方程式要分步書寫，以第一步水解為主，一般只寫第一步水解的離子方程式。如Na2CO3水解的離子方程式為 、HCO＋H2O H2CO3＋OH－(可省略不寫)。
(3)多元弱堿鹽水解的離子方程式要一步寫完。如AlCl3水解的離子方程式為 。
(4)有些陰、陽離子水解相互促進，使水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”。如NaHCO3與FeCl3溶液混合，反應的離子方程式為 。
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)鹽類水解的實質是促進水電離，水電離平衡右移( )
(2)溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽( )
(3)常溫下，pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液，水的電離程度相同( )
(4)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同( )
(5)NaHCO3、NaHSO4都能促進水的電離( )
(6)K2CO3的水解：CO＋2H2O===H2CO3＋2OH－( )
(7)Al2(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑( )
(8)同濃度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小( )
題組練習
1．常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的下列四種鹽溶液，其pH測定如表所示：
序號 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
下列說法正確的是(　　)
A．四種溶液中，水的電離程度：①>②>④>③
B．Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子種類相同
C．將等濃度的CH3COOH和HClO溶液比較，pH小的是HClO溶液
D．Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
2．寫出符合要求的離子方程式：
(1)AlCl3溶液呈酸性的原因：________________________________________________。
(2)NaHS溶液呈堿性的原因：______________________________________________________。
(3)NH4Cl溶于D2O中：_____________________________________________________。
(4)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液，若pH>7，其原因是________________________________________。
若pH<7，其原因是_____________________________________________________________。
考點2　鹽類水解的影響因素及應用
1．影響鹽類水解的因素
(1)內因：物質自身的性質。形成鹽的酸或堿越弱就越易發生水解。例如：
酸性CH3COOH＞H2CO3相同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關系為 ＞ 。
(2)外因(以Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋為例)
因素及其變化 水解平衡 水解程度 c(H＋) pH
溫度 升高 ； ； ； ；
濃度 加FeCl3(s) ； ； ； ；
加水稀釋 ； ； ； ；
外加酸堿 通HCl ； ； ； ；
加NaOH(s) ； ； ； ；
2.鹽類水解的應用
應用 舉例
配制或貯存易水解的鹽溶液 配制CuSO4溶液時，加入少量 ；，抑制Cu2＋水解；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用 ；
膠體的制取 制取Fe(OH)3膠體的離子方程式： ；
泡沫滅火器原理 成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發生反應為 ；
作凈水劑 明礬可作凈水劑，原理為 ；
化肥的使用 銨態氮肥與草木灰不得混用
除銹劑 NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑
【基點判斷】(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
(1)外界條件對鹽水解程度的大小起決定作用( )
(2)能水解的鹽的濃度越低，水解程度越大，溶液的酸堿性越強( )
(3)鹽溶液顯酸堿性，一定是由水解引起的( )
(4)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大( )
(5)水解反應NH＋H2O NH3·H2O＋H＋達到平衡后，升高溫度平衡逆向移動( )
(6)在滴有酚酞的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的紅色逐漸褪去( )
(7)pH相等的①NaHCO3、②Na2CO3、③NaOH溶液的物質的量濃度大?。孩伲劲冢劲? )
(8)在NH4Cl溶液中加入稀HNO3，能抑制NH水解( )
題組練習
一、鹽類水解的影響因素
1．用棕黃色FeCl3溶液探究影響鹽類水解的因素，根據實驗現象和原理，下列對水解程度判斷正確的是(　　)
選項 實驗 現象 水解程度
A 加入FeCl3固體 溶液變成紅褐色 變大
B 加熱FeCl3溶液 溶液變成紅褐色 不變
C 通入HCl氣體 溶液顏色變淺 減小
D 加入NaCl溶液 溶液顏色變淺 不變
2．10 mL 0.10 mol·L－l的NH4Cl溶液的pH分別隨溫度升高或加水量的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．升溫Kw增大，NH4Cl溶液中c(H＋)增大，pH減小
B．曲線a表示NH4Cl溶液pH隨加水量的變化
C．將NH4Cl溶液加水稀釋100倍，溶液pH變化值小于2
D．25 ℃時Kb(NH3·H2O)的數量級為10－4
二、鹽類水解的應用
3．(2023·江蘇淮安期末)下列事實：①NaHCO3水溶液呈堿性；②NaHSO4水溶液呈酸性；③長期使用銨態氮肥，會使土壤酸度增大；④金屬焊接時用NH4Cl溶液作除銹劑；⑤配制FeCl2溶液，需加入一定量的鐵粉。其中與鹽類水解有關的是(　　)
A．①③④⑤ B．①③④ C．①②③④ D．①②③④⑤
4．下列根據反應原理設計的應用，不正確的是(　　)
A．CO＋H2O HCO＋OH－　用熱的純堿溶液清洗油污
B．Al3＋＋3H2O Al(OH)3(膠體)＋3H＋　明礬凈水
C．TiCl4＋(x＋2)H2O(過量) TiO2·xH2O↓＋4HCl　用TiCl4制備TiO2
D．SnCl2＋H2O Sn(OH)Cl↓＋HCl　配制氯化亞錫溶液時加入NaOH固體
5．(人教選擇性必修1 P78T10)SOCl2(亞硫酰氯)是一種液態化合物，沸點為77 ℃。向盛有10 mL水的錐形瓶中小心滴加8～10滴SOCl2，可觀察到劇烈反應，液面上有白霧形成，并有帶刺激性氣味的氣體逸出，該氣體中含有能使品紅溶液褪色的SO2。輕輕振蕩錐形瓶，待白霧消失后，向溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于稀硝酸的白色沉淀析出。
(1)根據實驗現象，寫出SOCl2與水反應的化學方程式： _____________________________。
(2)將AlCl3溶液蒸干并灼燒得不到無水AlCl3，而將SOCl2與AlCl3·6H2O混合加熱，可得到無水AlCl3，試解釋原因：___________________________________________________________。
考點3　鹽的水解常數
1．數學表達式
MA表示HA和MOH生成的鹽，若M＋、A－均能水解，則A－的水解常數為Kh＝ ，M＋的水解常數為Kh＝ 。
2．水解常數與電離常數的關系
若NaA為強堿弱酸鹽，Kh＝ ；若MCl為強酸弱堿鹽，Kh＝ 。
3．意義
水解常數可以表示鹽的水解程度的大小，Kh越大，鹽類水解程度 。
4．外界影響因素
水解常數只是溫度的函數，Kh隨溫度的升高而 。
題組練習
1．已知：常溫下，CN－的水解常數Kh＝1.6×10－5。該溫度下，將濃度均為0.1 mol·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＋)
D．若c mol·L－1鹽酸與0.6 mol·L－1 NaCN溶液等體積混合后溶液呈中性，則c＝ mol·L－1
2．甲胺[(CH3)NH2·H2O]在水中電離與氨相似，常溫下，Kb[(CH3)NH2·H2O]＝2.0×10－5。已知lg2＝0.3。下列說法錯誤的是(　　)
A．(CH3)NH3NO3溶液顯酸性
B．甲胺溶液中c(OH－)隨溫度升高而增大
C．常溫下，0.1 mol/L的甲胺溶液的pH＝11.3
D．0.1 mol/L (CH3)NH3Cl溶液中離子濃度大小關系為：c(Cl－)>c[(CH3)NH]>c(H＋)>c(OH－)
高考真題
1．(2024·全國新課標卷，7，3分)常溫下ClCH2COOH和Cl2CHCOOH的兩種溶液中，分布系數δ與pH的變化關系如圖所示。[比如：]
下列敘述正確的是（ ）
A．曲線M表示的變化關系
B．若酸的初始濃度為，則a點對應的溶液中有
C．的電離常數
D．時，
2．(2024·河北卷，11，3分)在水溶液中，CN-可與多種金屬離子形成配離子。X、Y、Z三種金屬離子分別與CN-形成配離子達平衡時，與的關系如圖。
下列說法正確的是( )
A．的X、Y轉化為配離子時，兩溶液中CN-的平衡濃度：X＞Y
B．向Q點X、Z的混合液中加少量可溶性Y鹽，達平衡時
C．由Y和Z分別制備等物質的量的配離子時，消耗CN-的物質的量：Y＜Z
D．若相關離子的濃度關系如P點所示，Y配離子的解離速率小于生成速率
3．(2024·湖南卷，13，3分)常溫下Ka(HCOOH)=1.8×10-4，向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液，混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關系如圖所示，下列說法錯誤的是( )
A． 水的電離程度：M＜N
B． M點：cNa＋＋cH＋＝2cOH－
C． 當V(HCOOH)=10mL時，cOH－＝cH＋＋cHCOO-＋2cHCOOH
D． N點：cNa＋＞cHCOO-＞c(OH―)＞c(H＋)＞cHCOOH
4．(2022·浙江1月選考)水溶液呈酸性的鹽是(　　)
A．NH4Cl B．BaCl2 C．H2SO4 D．Ca(OH)2
5．(2022·湖南高考)為探究FeCl3的性質，進行了如下實驗(FeCl3和Na2SO3溶液濃度均為0.1 mol·L－1)。
實驗 操作與現象
① 在5 mL水中滴加2滴FeCl3溶液，呈棕黃色；煮沸，溶液變紅褐色
② 在5 mL FeCl3溶液中滴加2滴Na2SO3溶液，變紅褐色；再滴加K3[Fe(CN)6]溶液，產生藍色沉淀
③ 在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴FeCl3溶液，變紅褐色；將上述混合液分成兩份，一份滴加K3[Fe(CN)6]溶液，無藍色沉淀生成；另一份煮沸，產生紅褐色沉淀
依據上述實驗現象，結論不合理的是(　　)
A．實驗①說明加熱促進Fe3＋水解反應
B．實驗②說明Fe3＋既發生了水解反應，又發生了還原反應
C．實驗③說明Fe3＋發生了水解反應，但沒有發生還原反應
D．整個實驗說明SO對Fe3＋的水解反應無影響，但對還原反應有影響
6．(2022·江蘇高考)一種捕集煙氣中CO2的過程如圖所示。室溫下以0.1 mol·L－1KOH溶液吸收CO2，若通入CO2所引起的溶液體積變化和H2O揮發可忽略，溶液中含碳物種的濃度c總＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)。H2CO3電離常數分別為Ka1＝4.4×10－7、Ka2＝4.4×10－11。下列說法正確的是(　　)
A．KOH吸收CO2所得到的溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO)
B．KOH完全轉化為K2CO3時，溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
C．KOH溶液吸收CO2，c總＝0.1 mol·L－1溶液中：c(H2CO3)＞c(CO)
D．如圖所示的“吸收”“轉化”過程中，溶液的溫度下降
鞏固練習一
一、選擇題(每題5分，共10題，共50分)
1．下列離子方程式正確且屬于水解反應的是(　　)
A．HCOOH＋H2O HCOO－＋H3O＋ B．HCO＋H2O H2CO3＋OH－
C．CO＋2H2O H2CO3＋2OH－ D．HCO＋H2O CO＋H3O＋
2．下列應用與碳酸鈉或碳酸氫鈉能發生水解反應無關的是(　　)
A．實驗室盛放碳酸鈉溶液的試劑瓶必須用橡膠塞而不能用玻璃塞
B．泡沫滅火器中含有碳酸氫鈉溶液和硫酸鋁溶液，使用時只需將二者混合就可產生大量二氧化碳
C．常用熱的碳酸鈉溶液清洗油污
D．可利用碳酸鈉與醋酸反應制取少量二氧化碳
3．(人教選擇性必修1 P78T7)強堿MOH的溶液和等體積、等物質的量濃度的弱酸HA的溶液混合后，溶液中有關離子濃度的大小關系是(　　)
A．c(M＋)>c(OH－)>c(A－)>c(H＋) B．c(M＋)>c(A－)>c(H＋)>c(OH－)
C．c(M＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋) D．c(M＋)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)
4．Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2O HCO＋OH－。下列說法錯誤的是(　　)
A．加水稀釋，溶液中所有離子的濃度都減小
B．通入CO2，溶液pH減小
C．加入NaOH固體， eq \f(c（HCO）,c（CO）) 減小
D．升高溫度，平衡常數增大
5．(2023·浙江寧波聯考)下列關于鹽的水解應用不正確的是(　　)
A．實驗室配制氯化鐵溶液，氯化鐵晶體溶于硫酸，然后再加水稀釋
B．TiCl4溶于水加熱制備TiO2
C．利用可溶性鋁鹽、鐵鹽做凈水劑
D．草木灰與銨態氮肥不能混合施用
6．常溫下，某酸HA的電離常數Ka＝1.0×10－5，下列說法正確的是(　　)
A．常溫下，NaA的水解常數Kh＝1.0×10－9
B．常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液中，水電離出的c(H＋)＝1.0×10－13 mol·L－1
C．NaA與HCl恰好完全反應后的溶液中，2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D．常溫下，HA溶液中加入NaA固體，減小
7．已知：[FeCl4(H2O)2]－為黃色，溶液中存在可逆反應：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－，下列實驗所得結論不正確的是(　　)
① ② ③ ④
加熱前溶液為淺黃色，加熱后顏色變深 加熱前溶液接近無色，加熱后溶液顏色無明顯變化 加入NaCl后，溶液立即變為黃色，加熱后溶液顏色變深 加熱前溶液為黃色，加熱后溶液顏色變深
注：加熱為微熱，忽略體積變化。
A．實驗①中，Fe2(SO4)3溶液顯淺黃色原因是Fe3＋水解產生了少量Fe(OH)3
B．實驗②中，酸化對Fe3＋水解的影響程度大于溫度的影響
C．實驗③中，加熱，可逆反應：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－正向移動
D．實驗④，可證明升高溫度，顏色變深一定是因為Fe3＋水解平衡正向移動
8．下列實驗操作不能達到實驗目的的是(　　)
選項 實驗目的 實驗操作
A 實驗室配制FeCl3水溶液 將FeCl3溶于少量濃鹽酸中，再加水稀釋
B 由MgCl2溶液制備無水MgCl2 將MgCl2溶液加熱蒸干
C 證明Cu(OH)2的溶度積比Mg(OH)2的小 將0.1 mol·L－1MgSO4溶液滴入NaOH溶液至不再有沉淀產生，再滴加0.1 mol·L－1 CuSO4溶液
D 除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋ 加入過量MgO充分攪拌，過濾
9．常溫下，HF的電離常數Ka＝6.61×10－4，NH3·H2O的電離常數Kb＝1.78×10－5。下列說法正確的是(　　)
A．NH4F溶液中lg ＞0
B．NH4F溶液中水的電離程度小于純水的電離程度
C．NH4F溶液中F－的水解平衡常數Kh(F－)≈1.51×10－11
D．NH4F與NH4Cl的混合溶液中有下列關系：c(NH)＞c(F－)＋c(Cl－)
10．室溫下，通過下列實驗探究0.100 mol·L－1K2C2O4溶液的性質。已知：25 ℃時H2C2O4的Ka1＝10－1.22，Ka2＝10－4.19。
序號 實驗
① 準確量取10.00 mL 0.100 mol·L－1K2C2O4溶液，測得pH＝8.4
② 向①中加入2滴0.100 mol·L－1鹽酸，測得pH＝7.0
③ 向①準確加入10.00 mL 0.100 mol·L－1鹽酸，pH＝3.52
④ 向①中加入20.00 mL 0.100 mol·L－1CaCl2溶液，出現白色沉淀
下列說法正確的是(　　)
A．實驗①溶液中： eq \f(c（HC2O）,c（C2O）) ＝10－4.21
B．實驗②反應所得溶液中：c(K＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)
C．實驗③反應所得溶液中：c(C2O)D.實驗④所得上層清液中：c(Ca2＋)·c(C2O)二、非選擇題(共2題，共30分)
11．(13分)(1)常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的六種溶液pH如下：
溶質 NaClO Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 Na2SO3 NaHSO3
pH 10.3 11.6 9.7 12.3 10.0 4.0
常溫下，相同物質的量濃度的下列稀溶液，其酸性由強到弱的順序是____________(填字母) 。(2分)
a．H2CO3　　b．H2SO3　　c．H2SiO3
六種溶液中，水的電離程度最小的是________(填化學式)。(2分)
(2)用離子方程式說明Na2CO3溶液pH＞7的原因：______________________________________。(3分)
(3)欲增大氯水中次氯酸的濃度，可向氯水中加入的上表中的物質是____________(填化學式)，用化學平衡移動的原理解釋其原因：__________________________________________________。(6分)
12．(17分)NH4Al(SO4)2是食品加工中最為快捷的食品添加劑，用于焙烤食品；NH4HSO4在分析試劑、醫藥、電子工業中用途廣泛。請回答下列問題：
(1)NH4Al(SO4)2可作凈水劑，其理由是__________________________________________
(用必要的化學用語和相關文字說明)。(4分)
(2)相同條件下，0.1 mol·L－1NH4Al(SO4)2溶液中c(NH)________(填“等于”“大于”或“小于”)0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中c(NH)。(2分)
(3)如圖1所示是0.1 mol·L－1電解質溶液的pH隨溫度變化的圖像。
①其中符合0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液的pH隨溫度變化的曲線是________(填字母)，導致pH隨溫度變化的原因是___________________________________________________________。(5分)
②20 ℃時，0.1 mol·L－1 NH4Al(SO4)2溶液中2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝________。(2分)
(4)室溫時，向100 mL 0.1 mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液，所得溶液pH與NaOH溶液體積的關系曲線如圖2所示。試分析圖中a、b、c、d四個點，水的電離程度最大的是________點；在b點，溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是______________________________________________。(4分)
熱點題型(十一)　溶液中粒子濃度關系分析
溶液中粒子濃度的大小比較是離子平衡的主流試題，既與鹽的水解有關，又與弱電解質電離平衡有關。不僅偏重考查粒子的濃度大小順序，且還側重溶液中各種守恒(電荷守恒、元素守恒、質子守恒)關系考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，考查考生對變化觀念、微觀探析的理解和應用。
溶液中的守恒關系 電荷守恒 電解質溶液中，無論存在多少種離子，溶液都呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如NaHCO3溶液中Na＋、H＋、HCO、CO、OH－存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)
元素守恒 電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)
質子守恒 如Na2S水溶液中的質子轉移情況圖示如下：由圖可得Na2S水溶液中質子守恒式可表示為：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與元素守恒式推導得到
解答此類題目應遵循的思路
類型1　溶液中離子濃度大小的比較
例1.(2021·天津高考)常溫下，下列有關電解質溶液的敘述正確的是(　　)
A．在0.1 mol·L－1 H3PO4溶液中c(H3PO4)＞c(H2PO)＞c(HPO)＞c(PO)
B．在0.1 mol·L－1Na2C2O4溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋c(C2O)
C．在0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中c(H2CO3)＋c(HCO)＝0.1 mol·L－1
D．氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋)
【對點練】 1.下列溶液中粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　)
A．0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(OH－)
B．20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)
C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)＞c(NH)＋c(OH－)
D．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH)
類型2　粒子濃度的分布系數圖像
1．分布系數圖像，簡稱分布曲線，是指以pH為橫坐標，分布系數即組分的平衡濃度占總濃度的分數為縱坐標的關系曲線。
一元弱酸(以CH3COOH為例) 二元弱酸(以H2C2O4為例)
δ0為CH3COOH的分布系數，δ1為CH3COO－的分布系數 δ0為H2C2O4的分布系數，δ1為HC2O的分布系數，δ2為C2O的分布系數
隨著pH增大，溶質分子濃度不斷減小，離子濃度逐漸增大，酸根離子增多。根據分布系數可以書寫一定pH時所發生反應的離子方程式
同一pH條件下可以存在多種溶質微粒。根據在一定pH的微粒分布系數和酸的總濃度，就可以計算各成分在該pH時的平衡濃度
2.分析方法
(1)讀曲線——每條曲線所代表的粒子及變化趨勢。
(2)讀濃度——通過橫坐標的垂線，可讀出某pH時的粒子濃度。
(3)用交點——交點是某兩種粒子濃度相等的點，可計算電離常數K。
(4)可替換——根據溶液中的元素守恒進行替換，分析得出結論。
例2.(2023·浙江新高考研究聯盟聯考)25 ℃時，以NaOH溶液調節0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示[已知δ(X)＝ ]。下列說法不正確的是(　　)
A．二元弱酸H2A的pKa1＝1.2(已知：pKa＝－lgKa)
B．20.0 mL 0.1 mol·L－1的H2A溶液與30.0 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液混合，混合液的pH＝4.2
C．往H2A溶液中滴加NaOH溶液的過程中，一定存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)＋c(OH－)
D．在0.1 mol·L－1NaHA溶液中，各離子濃度大小關系：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(OH－)
【圖像分析】
【對點練】 2.常溫下，將一定量稀硫酸滴入高鐵酸鈉(Na2FeO4)溶液中，溶液中含鐵微粒FeO、HFeO、H2FeO4、H3FeO的物質的量分數δ(X)隨pOH的變化如圖。下列說法正確的是(　　)
A．曲線Ⅲ表示H3FeO的變化曲線
B．a、b、c三點水的電離程度相等
C．25 ℃時，FeO＋3H2O H3FeO＋3OH－的平衡常數K＝10－12.1
D．b點：c(Na＋)＋c(H＋)＋c(H3FeO)＝c(OH－)＋2c(FeO)＋c(HFeO)
【圖像分析】
類型3　離子濃度的對數圖像
1．將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值[如c(A)/c(B)]取常用對數，即lg c(A)或lg[c(A)/c(B)]，與溶液中的pH或溶液的體積等關系作出的圖像稱為對數圖像。?？紝祱D像的類型如下：
圖像種類 具體類型 含義 變化規律
對數圖像 lg 生成物與反應物粒子濃度比的常用對數 lg越大，反應向正反應方向進行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的常用對數 lg越大，稀釋程度越大
AG＝lg 氫離子與氫氧根離子濃度比的常用對數 AG越大，酸性越強，中性時，＝1，AG＝0
負對數圖像 pH＝－lg c(H＋) 氫離子濃度的常用對數負值 pH越大，c(H＋)越小，溶液的堿性越強
pC＝－lg c(C) C粒子濃度的常用對數負值 pC越大，c(C)越小
2.對數圖像的解題策略
(1)先確定圖像的類型是對數圖像還是負對數圖像。
(2)再弄清楚圖像中橫坐標和縱坐標的含義，是濃度對數還是比值對數。
(3)抓住圖像中特殊點：如pH＝7、lg x＝0，交叉點。
(4)理清圖像中曲線的變化趨勢及含義，根據含義判斷線上、線下的點所表示的意義。
(5)將圖像中數據或曲線的變化與所學知識對接，作出選項的正誤判斷。
如以向H2X溶液中滴加NaOH溶液為例：
例3.(2024·湖北襄陽模擬)常溫下，向一定濃度的H2X溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)
A．H2X的電離常數Ka1的數量級為10－2
B．水電離的c(H＋)：N點C．N點時，c(Na＋)<3c(X2－)
D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(H＋)＝c(OH－)
【對點練】 3.(2022·河北省滄州市二模)常溫下，用NaOH溶液滴定二元弱酸亞磷酸溶液，溶液中－lg 和－lg c(H2PO)或－lg eq \f(c（H＋）,c\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(H2PO))) 和－lg c(HPO)的關系如圖所示，下列說法錯誤的是(　　 )
A.L2表示－lg eq \f(c（H＋）,c\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(H2PO))) 和－lg c(HPO)的關系
B．H3PO3的電離常數Ka1(H3PO3)的數量級為10－2
C．等濃度等體積的H3PO3溶液與NaOH溶液充分混合，c(HPO)D．pH＝6.54時，c(Na＋ )<3c(HPO)
鞏固練習二
一、選擇題(每題5分，共4題，共20分)
1．(2023·浙江名校聯盟聯考)常溫下，用0.1 mol/L NaOH溶液滴定10 mL濃度均為0.1 mol/L的HCl和NH4Cl的混合溶液，下列說法不正確的是(　　)
A．當滴入NaOH溶液10 mL時，c(Na＋)＋c(NH)＜c(Cl－)
B．當滴入NaOH溶液15 mL時，2c(NH3)＋2c(NH3·H2O)＋2c(NH)＝3c(Na＋)
C．當滴入NaOH溶液15 mL時，c(NH)＞c(NH3·H2O)
D．當溶液呈中性時，NaOH溶液滴入量小于20 mL，c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)
2．(2022·遼寧高考)甘氨酸(NH2CH2COOH)是人體必需氨基酸之一。在25 ℃時，NHCH2COOH、NHCH2COO－和NH2CH2COO－的分布分數[如δ(A2－)＝]與溶液pH關系如圖。下列說法錯誤的是(　　)
A．甘氨酸具有兩性 B．曲線c代表NH2CH2COO－
C.NHCH2COO－＋H2O NHCH2COOH＋OH－的平衡常數K＝10－11.65
D.c2(NHCH2COO－)3．(2023·湖南長沙模擬)亞磷酸(H3PO3)是二元弱酸，主要用于農藥中間體以及有機磷水處理藥劑的原料。常溫下，向1 mL 0.5 mol·L－1 H3PO3溶液中滴加等濃度的NaOH溶液，混合溶液中含磷粒子的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．a、b兩點時，水電離出的c水(OH－)之比為1.43∶6.54
B．b點對應溶液中存在：c(Na＋)＝3c(HPO)
C．反應H3PO3＋HPO 2H2PO的平衡常數為105.11
D．當V(NaOH)＝1 mL時，c(Na＋)＞c(H2PO)＞c(OH－)＞c(H＋)
4．用0.10 mol·L－1的NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度為c1的醋酸、c2的草酸(H2C2O4)溶液，得到如圖滴定曲線，其中c、d為兩種酸恰好完全中和的化學計量點。下列說法錯誤的是(　　)
A．由滴定曲線可判斷：c1＞c2
B．滴定過程中始終有n(CH3COOH)＝0.02c1＋n(OH－)－n(H＋)－n(Na＋)
C．若a點V(NaOH)＝7.95 mL，則a點有c(Na＋)＞c(C2O)＞c(HC2O)＞c(H2C2O4)
D．若b點時溶液中c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，則b點消耗了8.60 mL的NaOH溶液
21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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