本節(jié)專題是高考考查的重點與熱點，鹽類水解主要考點有四個：一是水解方程式的書寫；二是水解平衡的影響因素及水解平衡移動；三是溶液中離子濃度大小的比較；四是鹽類水解在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和實驗中的應用。預計今后，溶液中離子濃度大小比較仍然會是高考的熱點，其不僅可以結(jié)合本專題其他內(nèi)容考查，而且溶液中的各種守恒關系也得到了很好的體現(xiàn)，以選擇題為主。
【知識精講】
一、體系構(gòu)建

二、鹽類水解及其規(guī)律
1.定義
在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。
2.實質(zhì)
鹽電離―→―→
破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→溶液呈堿性、酸性或中性
3.特點
→水解反應是可逆反應
｜
→水解反應是酸堿中和反應的逆反應
｜
→水解反應程度很微弱
4.規(guī)律
有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。
鹽的類型
實例
是否
水解
水解的離子
溶液的
酸堿性
溶液的pH
強酸強堿鹽
NaCl、KNO3
否

中性
pH＝7
強酸弱堿鹽
NH4Cl、Cu(NO3)2
是
NH、Cu2＋
酸性
pH＜7
弱酸強堿鹽
CH3COONa、Na2CO3
是
CH3COO－、CO
堿性
pH>7

5.鹽類水解離子方程式的書寫要求
(1)一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用可逆號“”表示。鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產(chǎn)物。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的，水解離子方程式要分步表示。
(3)多元弱堿陽離子的水解簡化成一步完成。
(4)水解分別顯酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“===”“↑” “↓”等。
6.鹽類水解離子方程式的書寫規(guī)律
①一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，如果產(chǎn)物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不寫成其分解產(chǎn)物的形式。
②多元弱酸鹽的水解分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解的離子方程式，如Na2CO3的水解離子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完，如FeCl3的水解離子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
易錯提醒：
(1)鹽類的水解破壞了水的電離平衡，促進水的電離。
(2)鹽類的水解反應是中和反應的逆反應，水解過程吸熱。
(3)發(fā)生水解的鹽溶液不一定呈酸性或堿性，也可能呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
(4)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液顯堿性，雖然都能發(fā)生雙水解，但既無氣體產(chǎn)生，也無沉淀生成，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。
(5)稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產(chǎn)生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。
(6）向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH－反應，使平衡向水解方向移動，原因是：體系中c(CH3COOH)增大是主要因素，會使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。
（7）水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。
三、鹽類水解的影響因素及應用
1.影響鹽類水解平衡的因素
(1)內(nèi)因：形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。
(2)外因
(3)以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，填寫外界條件對水解平衡的影響。
條件
移動方向
H＋數(shù)
pH
現(xiàn)象
升溫
向右
增多
減小
顏色變深
通HCl
向左
增多
減小
顏色變淺
加H2O
向右
增多
增大
顏色變淺
加NaHCO3
向右
減小
增大
生成紅褐色沉淀，放出氣體

2.鹽類水解的重要應用
(1)判斷離子能否大量共存
若陰、陽離子發(fā)生相互促進的水解反應，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的相互促進的水解反應進行完全的有：Fe3＋、Al3＋與AlO、CO、HCO。
(2)判斷鹽溶液蒸干時所得的產(chǎn)物
①鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸和酸根陰離子易水解的強堿鹽，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
②鹽溶液水解生成揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。
③考慮鹽受熱時是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3和HCl。
④還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。
如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
⑤弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。
(3)保存、配制某些鹽溶液
如配制FeCl3溶液時，為防止出現(xiàn)Fe(OH)3沉淀，常加幾滴鹽酸來抑制FeCl3的水解；在實驗室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，應用橡膠塞。
(4)利用鹽類的水解反應制取膠體、凈水
如實驗室制備Fe(OH)3膠體的原理為FeCl3＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3HCl。
明礬凈水的原理：Al3＋水解生成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉。
(5)解釋熱的純堿溶液去污能力強
碳酸鈉溶液中存在水解平衡CO＋H2OHCO＋OH－，升高溫度，水解平衡右移，c(OH－)增大。
(6)解釋泡沫滅火器的反應原理
成分：NaHCO3、Al2(SO4)3；發(fā)生反應：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
三、溶液微粒濃度大小比較
1．兩個理論
(1)電離理論
①弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)>________>________。
②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離。如在H2S溶液中：c(H2S)>________>________>________。
(2)水解理論
①弱離子的水解損失是微量的(水解相互促進的除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>________>________>______________。
②多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>________>________。
2．一個比較
比較同濃度的弱酸(或弱堿)的電離能力與對應的強堿弱酸鹽(或?qū)獜娝崛鯄A鹽)的水解能力。
(1)如果電離能力大于水解能力，如CH3COOH的電離程度大于CH3COO－水解的程度，則等濃度的CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯________，溶液中c(H＋)______c(OH－)。
(2)如果是水解能力大于電離能力，如HClO的電離程度小于ClO－水解的程度，則等濃度的HClO與NaClO溶液等體積混合后溶液顯________，溶液中c(H＋)____c(OH－)。
(3)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽的電離能力和水解能力的相對強弱。如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力大于電離能力，故溶液顯________，c(H＋)____c(OH－)；又如NaHSO3溶液中，HSO的電離能力大于水解能力，故溶液顯________，溶液中c(H＋)____c(OH－)。
3．三個守恒
(1)電荷守恒：溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝____________________。
(2)物料守恒：即原子守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)守恒。如0.1 mol/L NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝________________________＝______mol/L。
(3)質(zhì)子守恒→注重分子或離子得失H＋數(shù)目不變
在電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H＋)的得失，但得到的質(zhì)子數(shù)等于失去的質(zhì)子數(shù)。如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移如圖所示：

由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示：c(OH－)＝____________________。
質(zhì)子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。Na2S水溶液中電荷守恒式為c(Na＋)＋c(H＋)＝____________________①，物料守恒式為c(Na＋)＝____________________②，由①－②即可得質(zhì)子守恒式，消去沒有參與變化的Na＋等，得c(OH－)＝____________________。
再如：NaHCO3溶液中的質(zhì)子守恒。

則：________________＝________________。
4．解題思路

答案：1．(1)①c(OH－)　c(NH)　②c(H＋)　c(HS－)　c(S2－)
(2)①c(NH)　c(H＋)　c(NH3·H2O)?、赾(HCO)　c(H2CO3)
2．(1)酸性　>　(2)堿性　相應酸式鹽，如CO>HCO。
②相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
考點3、考查鹽類水解的影響因素
例3．下圖所示三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01 mol·L－1CH3COONa溶液，并分別放置在盛有水的燒杯中，然后向燒杯①中加入生石灰，向燒杯③中加入NH4NO3晶體，燒杯②中不加任何物質(zhì)。

(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液顯淺紅色的原因為________________(用離子方程式和必要文字解釋)。
(2)實驗過程中發(fā)現(xiàn)燒瓶①中溶液紅色變深，燒瓶③中溶液紅色變淺，則下列敘述正確的是________(填字母序號)。
A．水解反應為放熱反應 B．水解反應為吸熱反應
C．NH4NO3溶于水時放出熱量 D．NH4NO3溶于水時吸收熱量
(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分別加入NaOH固體、Na2CO3固體、FeSO4固體，使CH3COO－水解平衡移動的方向分別為________、________、________(填“左”“右”或“不移動”)。
解析：(1)CH3COONa中CH3COO－水解使溶液顯堿性，酚酞試液遇堿顯紅色。
(2)生石灰與水劇烈反應放出大量熱，根據(jù)燒瓶①中溶液紅色變深，判斷水解平衡向右移動，說明水解反應是吸熱反應，同時燒瓶③中溶液紅色變淺，則NH4NO3溶于水時吸收熱量。
(3)加入NaOH固體，c(OH－)增大，抑制CH3COO－的水解；CO水解顯堿性，與CH3COO－的水解相互抑制；Fe2＋水解顯酸性，與CH3COO－的水解相互促進。
答案：(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，使溶液顯堿性(2)BD　(3)左　左　右
名師歸納：鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié)，加以分析掌握。
例4．下面提到的問題中，與鹽的水解有關的是(　　)
①明礬和FeCl3可作凈水劑　②為保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸?、蹖嶒炇遗渲艫lCl3溶液時，應先把它溶在鹽酸中，而后加水稀釋?、躈H4Cl與ZnCl2溶液可作焊接中的除銹劑?、輰嶒炇沂⒎臢a2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應用橡皮塞，而不能用玻璃塞?、抻肗aHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑　⑦在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金屬鎂會產(chǎn)生氫氣?、嚅L期使用硫酸銨，土壤酸性增強；草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用?、岜容^NH4Cl和Na2S等溶液中離子濃度的大小或某些鹽溶液的酸堿性
A．①④⑦ B．②⑤⑧ C．③⑥⑨ D．全部
解析：①Al3＋和Fe3＋水解產(chǎn)生Al(OH)3膠體和Fe(OH)3膠體，吸附水中的懸浮雜質(zhì)。②加鹽酸可抑制FeCl3水解。③AlCl3溶解在鹽酸中可抑制Al3＋的水解。④NH和Zn2＋水解產(chǎn)生的H＋與銹反應。⑤Na2CO3、Na2SiO3溶液水解顯堿性，可腐蝕玻璃。⑥Al3＋與HCO發(fā)生相互促進水解反應，產(chǎn)生大量泡沫。⑦NH和Al3＋能水解產(chǎn)生H＋與Mg反應。⑧NH水解顯酸性，草木灰水解顯堿性，二者相互促進會使NH3逸出，降低肥效。⑨比較溶液中離子濃度大小或鹽溶液的酸堿性，都要考慮鹽溶液是否水解。
答案：D
練后總結(jié)：配制鹽溶液時，為抑制鹽的水解而加入酸或堿，但應注意不能引入雜質(zhì)離子，加入的酸應是與鹽中的酸根對應的強酸，如配制FeCl3溶液加鹽酸；加入的堿應是與鹽中的陽離子對應的強堿，如配制Na2S溶液要加NaOH溶液。
考點5、考查Ka(弱酸電離常數(shù))、KW(水的離子積常數(shù))、Kh(水解常數(shù))三者關系的應用
例5．已知25 ℃時，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.8×10－5，該溫度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝_____ mol·L－1。(已知≈2.36)
解析：Kh＝＝
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1。
所以c(H＋)＝ ＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
答案：2.36×10－5 mol·L－1
練后反思：水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、KW的定量關系為Ka·Kh＝KW或Kb·Kh＝KW。
考點6、考查鹽溶液蒸干所得產(chǎn)物的判斷
3．(1)K2CO3的水溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是________，原因是__________________________________。
(2)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是________，原因是__________________________________。
(3)FeCl2溶液蒸干灼燒得到的固體物質(zhì)是________，原因是__________________________________。
(4)亞硫酸鈉溶液蒸干灼燒得到的固體物質(zhì)是________，原因是__________________________________。
(5)將0.5 mol·L－1的NaClO溶液加熱蒸干最后所得的固體是________，原因是_________________。
(6)將KMnO4溶液加熱蒸干最后所得的固體是________，原因是__________________________________。
解析及答案：(1)K2CO3　盡管加熱過程促進水解，但生成的KHCO3和KOH反應后又生成K2CO3
(2)KAl(SO4)2·12H2O　盡管Al3＋水解，但由于H2SO4為難揮發(fā)性酸，最后仍然為結(jié)晶水合物。注意溫度過高，會脫去結(jié)晶水
(3)Fe2O3　Fe2＋水解生成Fe(OH)2和HCl，在加熱蒸干過程中HCl揮發(fā)，F(xiàn)e(OH)2逐漸被氧化生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3灼燒分解生成Fe2O3
(4)Na2SO4　Na2SO3被空氣中的O2氧化，發(fā)生反應：2Na2SO3＋O2===2Na2SO4
(5)NaCl　NaClO水解的化學方程式為NaClO＋H2ONaOH＋HClO,2HClO2HCl＋O2↑，HCl＋NaOH===NaCl＋H2O，故最終得到NaCl
(6)K2MnO4、MnO2　加熱時：2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑
規(guī)律總結(jié) ：
鹽溶液蒸干灼燒時所得產(chǎn)物的四種判斷類型
(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(aq)CuSO4(s)；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
(2)酸根陰離子易水解的強堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。
(3)考慮鹽受熱時是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化，如Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。
考點7、考查溶液中微粒濃度大小比較
例7．下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關系正確的是(　　)
A．0.1 mol/L NaHCO3溶液與0.1 mol/L 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 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 mol/L 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 CH3COOH溶液與0.1 mol/L NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)>c(H＋)＋c(CH3COOH)
解析：本題考查溶液中離子濃度大小比較、弱電解質(zhì)的電離、弱酸根離子的水解、電荷守恒式、物料守恒式等。等濃度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＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)>c(HCO)，A項錯誤；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項正確；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，溶液中有c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)，故c(Cl－)＋c(H＋)pH(NaHB)>pH(NaA)
B．將等濃度的 HA溶液與NaA溶液等體積混合，混合液中：c(A-)c(Na+)，B錯誤；C.酸性H2B＞HA＞HB-，向Na2B溶液中加入足量的HA溶液發(fā)生反應的離子方程式為：B2-+HA=A-+HB-，C錯誤；D.根據(jù)物料守恒可得NaHB溶液中部分微粒濃度的關系為c(Na+)=c(HB-) +c(H2B)+c(B2-)，故D正確。
7．（2018·山東高考模擬）已知電導率越大導電能力越強。常溫下用0.10 mol·L-1NaOH溶液分別滴定10mL濃度均為0.10 mol·L-1的鹽酸和醋酸溶液，測得滴定過程中溶液的電導率如圖所示。下列說法正確的是

A．曲線①代表滴定鹽酸的曲線
B．滴定醋酸的過程應該選擇甲基橙作為指示劑
C．a(chǎn)、b、c三點溶液中水的電離程度：c>a>b
D．b點溶液中：c(OH-)>c(H+)+c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
【答案】D
【解析】醋酸是弱酸、鹽酸是強酸。同濃度的鹽酸、醋酸溶液，鹽酸的導電能力強，所以曲線①代表醋酸、曲線②代表鹽酸，故A錯誤；氫氧化鈉滴定醋酸，終點時溶液呈堿性，所以應該用酚酞作為指示劑，故B錯誤；a點表示醋酸鈉溶液、c點表示氯化鈉溶液、b點表示氫氧化鈉與醋酸鈉的混合液， b點水電離受到氫氧化鈉的抑制，a點水電離受到醋酸鈉的促進，c點氯化鈉對水電離無影響，所以a、b、c三點溶液中水的電離程度：a>c>b，故C錯誤；b點表示等濃度的氫氧化鈉與醋酸鈉的混合液，根據(jù)電荷守恒c(Na+)+ c(H+)= c(OH-)+c(CH3COO-)；根據(jù)物料守恒c(Na+)= 2c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)；所以c(OH-)=c(H+)+c(CH3COO-)+2c(CH3COOH)，故c(OH-)>c(H+)+c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，D正確。
8．（2019·山東青島二中高三期末）常溫下，下列有關敘述正確的是（ ）
A．向0.1mol/LNa2CO3溶液中通入適量氣體后：
B．pH=6的NaHSO3溶液中：
C．等物質(zhì)的量濃度、等體積的Na2CO3和NaHCO3混合：
D．0.1mol/LNa2C2O4溶液與0.1mol/LHCl溶液等體積混合（H2 C2O4為二元弱酸）：
【答案】B
【解析】向0.1 mol·L?1 Na2CO3溶液中通入適量CO2氣體后，溶質(zhì)為碳酸鈉和碳酸氫鈉混合液或碳酸氫鈉，根據(jù)物料守恒可知：c(Na+)c()/c()=K()/c(H+)，C錯誤；0.1 mol·L?1 Na2C2O4溶液與0.1 mol·L?1 HCl溶液等體積混合（H2C2O4為二元弱酸），由電荷守恒可知2c()+c()+c(OH?)+ c(Cl?)=c(Na+)+c(H+)，D錯誤。
9．（2019·山東新泰市第一中學高三月考）氫硫酸中存在電離平衡：H2SH++HS-和HS-H++S2-。已知酸式鹽NaHS溶液呈堿性，若向10ml濃度為0.1mol/L的氫硫酸中加入以下物質(zhì)，下列判斷正確的是
A．加水，會使平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大
B．加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-)
C．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH值始終增大
D．加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)
【答案】D
【解析】A．加水稀釋促進硫化氫電離，但氫離子濃度減小，選項A錯誤；B. 加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，得到硫化鈉溶液，根據(jù)物料守恒有c(Na+)=2c(HS-)+2c(H2S)+2c(S2-)，選項B錯誤；C、通入過量SO2氣體，二氧化硫與硫化氫反應生成硫和水，平衡向左移動，開始時溶液pH值增大，后當二氧化硫過量時生成亞硫酸則ｐＨ值減小，選項C錯誤；D、加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，NaHS溶液，溶液呈堿性，則HS-水解大于電離，離子濃度大小為c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)，選項D正確。答案選D。
10．（2017·山東高考模擬）已知：pKa=-lgKa，25℃時，H2SO3的pKa1=1.85，pKa2=7.19。用0.1 mol·L-1NaOH溶液滴定20mL 0.1mol·L-1H2SO3溶液的滴定曲線如下圖所示(曲線上的數(shù)字為pH)。下列說法正確的是

A．a(chǎn)點所得溶液中：2c(HSO3-)+c(SO32-)=0.1mol/L
B．b點所得溶液中：c(H+)+c(SO32-)=c(OH-)+c(H2SO3)
C．c點所得溶液中：c(Na+)>3c(HSO3-)
D．e點所得溶液中：c(Na+)> c(SO32-)> c(H+)> c(OH-)
【答案】C
【解析】A．用0.1mol?L-1NaOH溶液滴定20mL0.1mol?L-1H2SO3溶液，a點溶液中溶質(zhì)為H2SO3和NaHSO3，pH=1.85=pKa1，電離平衡常數(shù)表達式得到則c(H2SO3)=c(HSO3-)，溶液體積大于20ml，a點所得溶液中：c(H2SO3)+c(SO32-)+c(HSO3-)=2c(H2SO3)+c(SO32-)＜0.1?mol?L-1 ，故A錯誤；B．b點是用0.1mol?L-1NaOH溶液20ml滴定20mL0.1mol?L-1H2SO3溶液，恰好反應生成NaHSO3，溶液顯酸性，溶液中電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(HSO3-)+c(OH-)+2c(SO32-)，物料守恒c(Na+)=c(HSO3-)+c(SO32-)+c(H2SO3)，得到：c(H2SO3)+c(H+)=c(SO32-)+c(OH-)，故B錯誤；C．c點pH=7.19=pKa2，依據(jù)平衡常數(shù)溶液顯堿性，溶液中溶質(zhì)主要為Na2SO3，SO32-+H2O?HSO3-+OH-，Kh==，c(OH-)=，帶入計算得到：c(HSO3-)=c(SO32-)，溶液中2n(Na)=3c(S)，2c(Na+)=3[c(SO32-)+c(H2SO3)+c(HSO3-)]=3[c(H2SO3)+2c(HSO3-)]，c(Na+)＞3c(HSO3??)，故C正確；D．加入氫氧化鈉溶液40ml，NaOH溶液滴定20mL0.1mol?L-1H2SO3溶液恰好反應生成Na2SO3，Na2SO3水解顯堿性，溶液中離子濃度c(OH-)> c(H+)，故D錯誤；故選C。
11．（2019·河北武邑中學高考模擬）下列混合溶液中，離子的濃度大小順序正確的是
A．10 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+)
B．10 mL 0.5 mol/LCH3COONa溶液與6 mL 1 mol/L鹽酸混合：c(Cl－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)
C．10 mL 0.1 mol/L醋酸與5 mL 0.2 mol/LNaOH溶液混合：c(CH3COO－)＞c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)
D．10 mL 0.1 mol/LNH4Cl溶液與5 mL 0.2 mol/LNaOH溶液混合：c(Na+)= c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)
【答案】D
【解析】A、反應后溶質(zhì)為NH4Cl，NH4＋水解，但程度微弱，溶液顯酸性，即c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(OH－)，故錯誤；B、反應后溶液的溶質(zhì)為NaCl、HCl、CH3COOH，溶液顯酸性，離子濃度大小順序是c(Cl－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，故錯誤；C、恰好完全反應，生成CH3COONa，因此離子濃度大小是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，故錯誤；D、反應后溶質(zhì)為NH3·H2O、NaCl，離子濃度大小順序是c(Na＋)=c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)，故正確。
12．（2019·四川德陽五中高三月考）已知0.1mol·L－1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，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+)>c(A2－)>c(H+)> c(OH－)
【答案】C
【解析】A、在Na2A、NaHA兩溶液中，分析A2-離子水解，HA-存在電離和水解；離子種類相同，故A錯誤；B、在溶質(zhì)物質(zhì)的量相等的Na2A、NaHA兩溶液中，鈉離子濃度不同，氫離子濃度不同，依據(jù)溶液中存在電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(A2-)+c(HA-)，陰離子總數(shù)不相等，故B錯誤；C、在NaHA溶液中一定有電荷守恒，結(jié)合溶液中離子種類寫出電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)，故C正確；D、在Na2A溶液中，A2-離子分步水解，溶液呈堿性；一定有：c(Na+)＞c(A2-)＞c(OH-)＞c(H+)，故D錯誤；故選C。
13．（2015·山東高三月考）常溫下有濃度均為0.5 mol/L的四種溶液：
①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③HCl溶液 ④氨水
（1）上述溶液中，可發(fā)生水解的是______________(填序號，下同)。
（2）上述溶液中，既能與氫氧化鈉反應，又能和硫酸反應的溶液中離子濃度由大到小的順序為__________。
（3）向④中加入少量氯化銨固體，此時c(NH4+)/c(OH－)的值_______(填“增大”、“減小”或“不變”)。
（4）若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積________④的體積(填“大于”、“小于”或“等于”)，此時溶液中離子濃度由大到小的順序是________________。
（5）取10 mL溶液③，然后加水稀釋到500 mL，則此時溶液中由水電離出的c(H＋)＝____________。
【答案】（1）①② （2） c(Na＋)>c(HCO3->c(OH－)>c(H＋)>c(CO32-) （3）增大 （4）小于 c(NH4+)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－) （5）10－12mol/L
【解析】（1）①Na2CO3溶液和②NaHCO3溶液均為強堿弱酸鹽溶液，故上述溶液中，可發(fā)生水解的是①②；（2）上述溶液中，既能與氫氧化鈉反應，又能和硫酸反應的溶液為②NaHCO3溶液，該溶液呈堿性，碳酸氫根的水解程度大于其電離程度，故溶液中離子濃度由大到小的順序為c(Na＋)>c(HCO3-)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO32-)；（3）向④中加入少量氯化銨固體，c(NH4+)增大，一水合氨的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，故c(NH4+)/c(OH－)的值增大；（4）若將③鹽酸和④氨水等體積混合，二者恰好完全反應生成氯化銨溶液，銨離子水解呈酸性；現(xiàn)混合后溶液恰好呈中性，則氨水稍過量，故混合前③的體積小于④的體積，此時溶液中離子濃度由大到小的順序是c(NH4+)＝c(Cl－)>c(H＋)＝c(OH－)；
（5）取10 mL鹽酸，然后加水稀釋到500 mL，稀釋后鹽酸的濃度變?yōu)?.01mol/L，c(H＋)=0.01mol/L，c(OH－)= 10－12mol/L，則此時溶液中由水電離出的c(H＋)＝10－12mol/L。
14．（2019·云南省元江哈尼族彝族傣族自治縣第一中學高三開學考試）已知：25 ℃時，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等。
（1）25 ℃時，取10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液測得其pH＝3。
①將上述（1）溶液加水稀釋至1 000 mL，溶液pH數(shù)值范圍為___________，溶液中c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)·c(OH-)]___________（填“增大”“減小”“不變”或“不能確定”）。
②25 ℃時，0.1 mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝___________。用pH試紙測定該氨水pH的操作方法為_______________________________________________。
③氨水（NH3·H2O溶液）電離平衡常數(shù)表達式Kb＝_______________________________，25 ℃時，氨水電離平衡常數(shù)約為___________。
（2）25 ℃時，現(xiàn)向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加相同濃度的CH3COOH溶液，在滴加過程中c(NH4+)/c(NH3.H2O)___________（填序號）。
a．始終減小 b．始終增大 c．先減小再增大 d．先增大后減小
（3）某溫度下，向V1mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中逐滴加入等濃度的醋酸溶液，溶液中pOH與pH的變化關系如圖。已知：pOH＝- lgc(OH-)。

圖中M、Q、N三點所示溶液呈中性的點是___________（填字母，下同）。
圖中M、Q、N三點所示溶液中水的電離程度最大的點可能是___________。
【答案】（1）①3＜pH＜5 不變 ② 11 取一小段pH試紙放在表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH試紙上，然后與標準比色卡對照讀取pH值 ③10-5 c(NH4+)· c(OH-)/c(NH3.H2O) （2） b （3）Q Q或N
【解析】在25 ℃時，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，在兩者濃度相同的稀溶液中，兩者的電離度相同，兩者pH之和為14。
（1）25 ℃時，取10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液測得其pH＝3。
①將上述（1）溶液加水稀釋至1 000 mL，若是10 mL pH＝3的鹽酸加水稀釋至1 000 mL，pH將增大到5，由于稀釋過程中醋酸的電離度變大，故溶液pH數(shù)值范圍為3~5之間，溶液中c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)′c(OH-)]＝c(CH3COO-)′c(H+)/[c(CH3COOH)′c(OH-)′c(H+)]=，溫度不變，該值不變，故不變。
②因為25 ℃時，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，故25 ℃時，0.1 mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝14-3=11。用pH試紙測定該氨水pH的操作方法為：取一小段pH試紙放在表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH試紙上，然后與標準比色卡對照讀取pH值。
③氨水（NH3·H2O溶液）電離平衡常數(shù)表達式Kb＝，25 ℃時，0.1 mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝11，則氨水電離平衡常數(shù)約為10-5。
（2）25 ℃時，現(xiàn)向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加相同濃度的CH3COOH溶液，在滴加過程中Kb＝不變，但是溶液中減小，則c(NH4+)/c(NH3·H2O)變大，選b。
（3）某溫度下，向V1mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中逐滴加入等濃度的醋酸溶液。由圖中信息可知，只有Q點的pOH=pH，故圖中M、Q、N三點所示溶液呈中性的點是Q。圖中M點溶液顯酸性，且M點是因為醋酸過量而顯酸性，水的電離受到抑制。N點溶液顯堿性，可能是僅由醋酸根離子的水解使溶液顯堿性，這樣會促進水的電離；也可能是因為NaOH過量使溶液顯堿性，這樣會抑制水的電離。Q點為中性溶液，水的電離沒有受到抑制（或醋酸的電離程度與醋酸根離子的水解程度相同，對水的電離的影響相互抵消），故M、Q、N三點所示溶液中水的電離程度最大的點可能是Q或N。

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