鹽類的水解

1.了解鹽類水解的原理。
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。


考點(一)　鹽類的水解及其影響因素 【點多面廣精細研】



1．概念：在水溶液中鹽電離出來的離子與水電離產生的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應。
2．實質


3．特點

4．水解規(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

無
性
7
強酸弱堿鹽
NH4Cl、
Cu(NO3)2


Cu2＋
性
7
弱酸強堿鹽
CH3COONa、
Na2CO3

CH3COO－、

性
7
5．水解離子方程式的書寫
(1)一般要求

如NH4Cl水解的離子方程式為NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
(2)三種類型的鹽水解方程式的書寫
①多元弱酸鹽水解：分步進行，以第一步為主。
如Na2CO3水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步完成。
如FeCl3水解的離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
③陰、陽離子相互促進的水解：水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”等。
如Na2S溶液與AlCl3溶液混合后反應的離子方程式為3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓。
6．鹽的水解常數
以反應A－＋H2OHA＋OH－為例
(1)表達式：Kh＝。
(2)與Kw、Ka(HA)的關系：
Kh＝＝。
(3)由于A－水解產物的HA和OH－濃度近似相等，水解平衡時，c(A－)又可看成是A－溶液的濃度c(未水解時的濃度)，則Kh＝，c(OH－)＝。同理，對于強酸弱堿鹽，c(H＋)＝。
(4)影響因素——溫度


[小題練微點]
判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)酸式鹽溶液可能呈酸性，也可能呈堿性(　　)
(2)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同(　　)
(3)S2－＋2H2OH2S＋2OH－(　　)
(4)明礬溶液顯酸性：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋(　　)
(5)加熱0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(　　)
(6)氯化銨溶液加水稀釋時，的值減小(　　)
(7)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH，可使c(Na＋)＝c(CH3COO－)(　　)
(8)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(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√　(7)√ (8)×


[學霸微提醒]
(1)鹽類發(fā)生水解后，其水溶液往往顯酸性或堿性。但也有特殊情況，如弱酸弱堿鹽CH3COONH4水解后，其水溶液接近中性。
(2)Fe3＋在中性條件下已完全水解。



鹽類水解原理及規(guī)律
1．判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)(2018·全國卷Ⅰ)16.25 g FeCl3水解形成的Fe(OH)3膠體粒子數為0.1NA(　　)
(2)(2018·全國卷Ⅱ)100 mL 1 mol·L－1 FeCl3溶液中所含Fe3＋的數目為0.1NA(　　)
(3)(2018·天津高考)某溫度下，一元弱酸HA的Ka越小，則NaA的Kh(水解常數)越小(　　)
(4)(2017·全國卷Ⅱ)1 L 0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，NH的數量為 0.1NA(　　)
(5)(2017·海南高考)向硫酸鋁溶液中滴加碳酸鈉溶液的離子方程式為2Al3＋＋3CO===Al2(CO3)3↓(　　)
(6)(2016·上海高考)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH>7，證明乙酸是弱酸(　　)
(7)(2015·北京高考)飽和NaClO溶液的pH約為11：ClO－＋H2OHClO＋OH－(　　)
(8)(2015·重慶高考)25 ℃時，等體積等濃度的硝酸與氨水混合后，溶液的pH＝7(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√
(7)√　(8)×
2．(2019·衡陽質檢)已知常溫下濃度為0.1 mol·L－1的下列溶液的pH如表所示：
溶質
NaF
NaClO
NaHCO3
Na2CO3
pH
7.5
9.7
8.2
11.6
下列有關說法不正確的是(　　)
A．pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1 混合，則有c(Na＋)>c(F－)>c(OH－)>c(H＋)
B．加熱0.1 mol·L－1 NaClO溶液測其pH，pH大于9.7
C．0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，存在關系：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
D．電離常數大小關系：K(HF)>K(H2CO3)>K(HClO)>K(HCO)
解析：選A　A項，pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合后，HF過量，溶液顯酸性，則c(H＋)>c(OH－)，根據電荷守恒可得c(F－)>c(Na＋)，則溶液中離子濃度大小為c(F－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)，錯誤；B項，鹽類水解是吸熱反應，升高溫度促進其水解，溶液的堿性增強，pH增大，正確；C項，Na2CO3溶液中質子守恒關系式為c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)，正確；D項，相同溫度下，相同濃度的鈉鹽溶液中，弱酸根離子水解程度越大，其溶液pH越大，酸根離子水解程度越大，其相對應的酸的電離常數越小，根據題表中數據知，酸根離子水解程度：F－K(HCO)，正確。

1．鹽類水解程度大小比較規(guī)律
(1)組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。
(2)鹽對應的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。
(3)多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。如相同濃度時，CO比HCO的水解程度大。
(4)水解程度：相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
2．弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷方法
弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。
(1)若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。
(2)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。
　　

影響鹽類水解平衡的因素
3.判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。
(1)(2016·全國卷Ⅲ)向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中＞1(　　)
(2)(2016·全國卷Ⅲ)將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大(　　)
(3)加熱0.1 mol·L－1Na2CO3溶液，CO的水解程度和溶液的pH均增大(　　)
(4)在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pHc(A－)

深化Kh、Kw、Kb之間的關系
NH的水解反應：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，水解平衡常數Kh＝
＝＝＝＝×10－9。　
解析：選B　A項，溶液中l(wèi)g ＝12，根據水的離子積常數可知溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1，所以HA為強酸，正確；B項，lg ＝0時溶液顯中性，二者恰好反應時生成的銨鹽水解，溶液顯酸性，欲使溶液顯中性，則a>10，錯誤；C項，25 ℃時，NH的水解平衡常數Kh＝＝×10－9，正確；D項，當滴入20 mL氨水時氨水過量，溶液顯堿性，根據電荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，可知混合溶液中c(NH)>c(A－)，正確。
4．(2019·大慶第二次質檢)25 ℃時，有 c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol·L－1的一組HA、KA混合溶液，溶液中c(HA)、c(A－)與pH的關系如圖所示。下列敘述不正確的是(　　)

A．pH＝5.75的溶液中：c(K＋)>c(A－)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)
B．欲得W點所示溶液，起始所加溶液應符合c(HA)＋c(A－)＝0.1 mol·L－1且c(KA)< c(HA)
C．pH＝3.75的溶液中：c(K＋)＋c(H＋)－c(OH－)＋c(HA)＝0.1 mol·L－1
D．若A－的水解平衡常數為Kh，則lg Kh＝－9.25

審題的關鍵點
分析交點W，此時c(HA)＝c(A－)，HA的電離常數：Ka＝＝c(H＋)＝10－4.75，A－的水解平衡常數Kh＝＝10－9.25c(A－)>c(HA)>c(H＋)>c(OH－)不符合電荷守恒關系，故A錯誤；根據W點可得HA的電離常數Ka＝＝c(H＋)＝10－4.75，A－的水解平衡常數Kh＝＝＝10－9.25c
C．a>c>b D．c>a>b
解析：選D　(NH4)2SO4溶液中只存在NH的水解反應；(NH4)2CO3溶液中存在NH和CO相互促進的水解反應，NH的水解程度比(NH4)2SO4中的大；(NH4)2Fe(SO4)2溶液中存在NH和Fe2＋相互抑制的水解反應，NH的水解程度比(NH4)2SO4中的小，故三種溶液中c(NH)的大小關系為(NH4)2Fe(SO4)2>(NH4)2SO4>(NH4)2CO3，即c>a>b。
3．(2014·全國卷Ⅰ)化學與社會、生活密切相關。對下列現象或事實的解釋正確的是(　　)
選項
現象或事實
解釋
A
用熱的燒堿溶液洗去油污
Na2CO3可直接與油污反應
B
漂白粉在空氣中久置變質
漂白粉中的CaCl2與空氣中的CO2反應生成CaCO3
C
施肥時，草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用
K2CO3與NH4Cl反應生成氨氣會降低肥效
D
FeCl3溶液可用于銅質印刷線路板制作
FeCl3能從含Cu2＋的溶液中置換出銅
解析：選C　燒堿指的是NaOH而不是Na2CO3，油脂在NaOH溶液、加熱條件下能水解，A項錯誤；漂白粉中的Ca(ClO)2 能與空氣中的CO2和水蒸氣反應，生成CaCO3和HClO，而HClO不穩(wěn)定，易分解，CaCl2與CO2不反應，B項錯誤；K2CO3與NH4Cl混合，會發(fā)生相互促進的水解反應，釋放出NH3，降低肥效，C項正確；FeCl3溶液與Cu反應生成FeCl2和CuCl2，但FeCl3溶液不能將Cu2＋還原為Cu，并非發(fā)生置換反應，D項錯誤。
4．(2019·大連質檢)相同溫度、相同濃度下的八種溶液，其pH由小到大的順序如圖所示，圖中①②③④⑤代表的物質可能分別為(　　)

A．NH4Cl　(NH4)2SO4　CH3COONa　NaHCO3　NaOH
B．(NH4)2SO4　NH4Cl　CH3COONa　NaHCO3　NaOH
C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaOH　CH3COONa　NaHCO3
D．CH3COOH　NH4Cl　(NH4)2SO4　NaHCO3　NaOH
解析：選B　溶液pH由小到大的順序：電離呈酸性c(OH－)>c(NH)。
(2)多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離。如H2S溶液中：c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
2．水解(即水解理論)
(1)弱離子的水解損失是微量的(雙水解除外)，但由于水的電離，水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
(2)多元弱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)>c(HCO)>c(H2CO3)。
(三)把握三種守恒，明確等量關系
1.電荷守恒

如在Na2CO3溶液中存在離子：Na＋、CO、H＋、OH－、HCO，它們的濃度存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。
2．物料守恒
物料守恒也就是原子守恒，變化前后某種元素的原子個數不變。

3．質子守恒
即H2O電離的H＋和OH－濃度相等。如在Na2CO3溶液中水電離出OH－和H＋，其中水電離出的H＋以H＋、HCO、H2CO3三種形式存在于溶液中，則有c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)(由上述電荷守恒式減去物料守恒式也可得出質子守恒式)。
[對點練]
1．0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液
(1)粒子種類：__________________________________________。
(2)物料守恒：________________________________________________。
(3)電荷守恒：__________________________________________________________。
(4)質子守恒：__________________________________________________________。
答案：(1)Cl－、NH、H＋、OH－、NH3·H2O、H2O
(2)c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)
(3)c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)
(4)c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)
2．0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液
(1)物料守恒：________________________________________________________。
(2)電荷守恒：_________________________________________________。
(3)質子守恒：_________________________________________________________。
答案：(1)c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)
(2)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)
(3)c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(H＋)－c(CO)
3．0.1 mol·L－1的Na2S溶液
(1)物料守恒：___________________________________________。
(2)電荷守恒：______________________________________________________。
(3)質子守恒：_______________________________________________________。
答案：(1)c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]
(2)c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS－)＋c(OH－)＋2c(S2－)
(3)c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)
4．0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液等體積混合
(1)電荷守恒：__________________________________________________。
(2)物料守恒：________________________________________________________。
答案：(1)c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)
(2)2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
[題點精析]

單一電解質溶液
(1)弱電解質(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒濃度由大到小的順序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)弱酸根離子或弱堿陽離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
(3)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式鹽中酸式酸根離子的電離能力和水解能力哪一個更強，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其電離能力，故溶液顯堿性。
(4)多元弱酸的強堿正鹽溶液：多元弱酸根離子水解以第一步為主。例如，Na2S溶液中：c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋)。
(5)常見單一電解質溶液中粒子濃度的大小比較
①H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(H＋)>c(HCO)>c(OH－)
②氨水中：c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)
③NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－)
④Na2CO3溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)
⑤NaHCO3溶液中(水解的程度大于電離的程度)：
c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)
c(Na＋)>c(HCO)>c(H2CO3)>c(CO)
⑥NaHSO3溶液中(電離的程度大于水解的程度)：
c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)
c(Na＋)>c(HSO)>c(SO)>c(H2SO3)
[對點練]
1．常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的下列溶液中，粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　)
A．氨水中，c(NH)＝c(OH－)＝0.1 mol·L－1
B．NH4Cl溶液中，c(NH)＞c(Cl－)
C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)
D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)
解析：選C　氨水為弱堿溶液，只能部分電離出OH－，結合電荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)可得c(NH)＜c(OH－)＜0.1 mol·L－1，A錯誤；NH4Cl溶液中，NH部分水解、Cl－濃度不變，則溶液中c(NH)＜c(Cl－)，B錯誤；Na2SO4溶液顯中性，c(OH－)＝c(H＋)，結合電荷守恒可得c(Na＋)＝2c(SO)，溶液中離子濃度大小為 c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)，C正確；根據Na2SO3溶液中的物料守恒可得c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)，D錯誤。
2．室溫下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH＝8.31，有關該溶液的判斷正確的是(　　)
A．c(Na＋)>c(OH－)>c(HCO)>c(CO)>c(H＋)
B．Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)，A錯誤；Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)＝×，H2CO3和HCO都部分電離，所以c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－)
(2)等體積、等濃度的NH4Cl和NH3·H2O溶液混合(溶液呈堿性，說明NH3·H2O電離程度大于NH水解程度)：
c(NH)>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(H＋)
(3)等體積、等濃度的NaCN和HCN溶液混合(溶液呈堿性，說明CN－水解程度大于HCN電離程度)：
c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)
(4)等體積、等濃度的Na2CO3與NaHCO3溶液混合(CO一級水解遠大于二級水解)：
c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)

2．兩種物質反應
(1)向0.2 mol·L－1 NaHCO3溶液中加入等體積0.1 mol·L－1 NaOH溶液：
c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)
(2)向0.2 mol·L－1 NH4Cl溶液中加入等體積0.1 mol·L－1 NaOH溶液，得到pH>7的溶液：
c(Cl－)>c(NH)>c(Na＋)>c(NH3·H2O)>c(OH－)
(3)0.2 mol·L－1 HCl與0.1 mol·L－1 NaAlO2溶液等體積混合：
c(Cl－)>c(Na＋)>c(Al3＋)>c(H＋)>c(OH－)
(4)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L－1 HCl溶液等體積混合：
c(Na＋)＝c(Cl－)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)
[對點練]
4．用物質的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO－)＞c(Na＋)，對該溶液的下列判斷正確的是(　　)
A．c(H＋)＞c(OH－)
B．c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1
C．c(CH3COOH)＞c(CH3COO－)
D．c(CH3COO－)＋c(OH－)＝0.1 mol·L－1
解析：選A　由電荷守恒得c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，結合c(CH3COO－)＞c(Na＋)，故c(H＋)＞c(OH－)。
5．常溫下，下列有關溶液的敘述正確的是(　　)
A．濃度均為0.1 mol·L－1的硫酸氫銨溶液與氫氧化鈉溶液等體積混合：c(SO)＝c(Na＋)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)
B．在Na2SO3溶液中：
c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)
C．pH＝6的CH3COOH溶液和pH＝6的NH4Cl溶液，由水電離出的c(H＋)均為1×10－8 mol·L－1
D．在0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液中：
2c(Na＋)＝c(C2O)＋c(HC2O)＋c(H2C2O4)
解析：選A　濃度均為0.1 mol·L－1的硫酸氫銨溶液與氫氧化鈉溶液等體積混合，二者恰好反應生成Na2SO4、(NH4)2SO4和H2O，NH水解導致溶液呈酸性，NH水解程度較小，結合物料守恒得c(SO)＝c(Na＋)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)，A項正確；在Na2SO3溶液中，根據電荷守恒可知：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，B項錯誤；pH＝6的CH3COOH溶液中由水電離出的 c(H＋)水＝c(OH－)水＝ mol·L－1＝10－8 mol·L－1，pH＝6的NH4Cl溶液中由水電離出的c(H＋)水＝10－6 mol·L－1，C項錯誤；根據物料守恒得c(Na＋)＝2c(C2O)＋2c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，D項錯誤。
6．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 鹽酸混合后溶液呈酸性，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　A項，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＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，故溶液中c(OH－)＞c(HCO)，錯誤；B項，CH3COONa與HCl混合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，正確；C項，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－)＜c(NH)、c(H＋)＜c(OH－)，故c(Cl－)＋c(H＋)＜c(NH)＋c(OH－)，錯誤；D項，等濃度的CH3COOH與NaOH溶液混合時恰好生成CH3COONa，溶液中質子守恒式為c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)，錯誤。

酸堿中和型電解質溶液
因反應物的物質的量不同，引起溶液中離子濃度變化的情況：
1．隨著CH3COOH和NaOH物質的量之比變化，溶液中離子濃度關系
(1)當n(CH3COOH)∶n(NaOH)>1∶1，溶液中的溶質為CH3COONa、CH3COOH時，
pHc(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)
②c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(Na＋)>c(OH－)
③c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
pH＝7，溶液中四種離子濃度的大小比較：
c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－)
pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較：
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
(2)當n(CH3COOH)∶n(NaOH)＝1∶1，溶液中的溶質為CH3COONa時，pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較：
c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
(3)當n(CH3COOH)∶n(NaOH)7，溶液中四種離子濃度的大小比較：
①c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
②c(Na＋)>c(CH3COO－)＝c(OH－)>c(H＋)
③c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)
2．隨著HCl和NH3·H2O物質的量之比變化，溶液中離子濃度關系
(1)當n(HCl)∶n(NH3·H2O)>1∶1，溶液中的溶質為HCl、NH4Cl時，pHc(H＋)>c(NH)>c(OH－)
②c(Cl－)>c(NH)＝c(H＋)>c(OH－)
③c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
(2)當n(HCl)∶n(NH3·H2O)＝1∶1，溶液中的溶質為NH4Cl時，pHc(NH)>c(H＋)>c(OH－)
(3)當n(HCl)∶n(NH3·H2O)c(H＋)>c(OH－)
pH＝7，溶液中四種離子濃度的大小比較：
c(Cl－)＝c(NH)>c(H＋)＝c(OH－)
pH>7，溶液中四種離子濃度的大小比較：
①c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
②c(NH)>c(OH－)＝c(Cl－)>c(H＋)
③c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)
[對點練]
7．室溫下，將0.2 mol·L－1的一元酸HA和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列說法不正確的是(　　)
A．0.1 mol·L－1HA溶液與0.1 mol·L－1的NaOH溶液中，水電離出來的c(H＋)相等
B．混合后溶液中：c(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)
C．混合后溶液中：c(A－)＋c(HA)＝0.1 mol·L－1
D．混合后溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
解析：選A　0.2 mol·L－1的一元酸HA和0.1 mol·L－1的NaOH溶液等體積混合后，生成物為等物質的量濃度的NaA、HA，溶液顯堿性，說明A－的水解程度大于HA的電離程度。HA是弱酸，NaOH是強堿，對水電離的抑制程度不同，A錯誤；經上述分析知，混合后溶液粒子濃度大?。篶(HA)>c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)，B正確；根據物料守恒得c(A－)＋c(HA)＝ mol·L－1＝0.1 mol·L－1，C正確；根據電荷守恒得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，D正確。
8．常溫下，將pH＝3的鹽酸和pH＝11的氨水等體積混合，完全反應后，溶液中離子濃度關系正確的是(　　)
A．c(NH )＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．c(NH )＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
C．c(Cl－)＞c(NH )＞c(H＋)＞c(OH－)
D．c(Cl－)＞c(NH )＞c(OH－)＞c(H＋)
解析：選A　常溫下pH＝3的鹽酸與pH＝11的氨水等體積混合后，氨水過量，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，由電荷守恒：c(NH )＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)可知，c(NH)＞c(Cl－)，溶液中各離子濃度大小為c(NH )＞c(Cl－)＞c(OH－)>c(H＋)。
9．(雙選)(2018·江蘇高考)H2C2O4為二元弱酸，Ka1(H2C2O4)＝5.4×10－2，Ka2(H2C2O4)＝5.4×10－5，設H2C2O4溶液中c(總)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00 mL 0.100 0 mol·L－1 H2C2O4溶液至終點。滴定過程得到的下列溶液中微粒的物質的量濃度關系一定正確的是(　　)
A．0.100 0 mol·L－1H2C2O4溶液：c(H＋)＝0.100 0 mol·L－1＋c(C2O)＋c(OH－)－c(H2C2O4)
B．c(Na＋)＝c(總)的溶液：c(Na＋)＞c(H2C2O4)＞c(C2O)＞c(H＋)
C．pH＝7的溶液：c(Na＋)＝0.100 0 mol·L－1＋c(C2O)－c(H2C2O4)
D．c(Na＋)＝2c(總)的溶液：c(OH－)－c(H＋)＝2c(H2C2O4)＋c(HC2O)
解析：選AD　由題意可知，c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＝0.100 0 mol·L－1，因此該選項中的關系式可變?yōu)閏(H＋)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)＋c(C2O)＋c(OH－)－c(H2C2O4)，即為c(H＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(OH－)，該式符合電荷守恒式，A項正確；當c(Na＋)＝c(總)時，由C原子個數守恒可知，溶液中的溶質為NaHC2O4，由題意知，HC2O的水解平衡常數Kh＝Kw/Ka1＝(1.0×10－14)/(5.4×10－2)，Kh小于Ka2，因此HC2O的電離程度大于水解程度，即溶液中c(Na＋)>c(H＋)>c(C2O)>c(H2C2O4)，B項錯誤；由電荷守恒關系可知，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(OH－)，又因c(總)＝c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)，由以上兩式可得，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(總)＋c(C2O)－c(H2C2O4)＋c(OH－)，因pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＝c(總)＋c(C2O)－c(H2C2O4)，由于此時溶液的體積增大，c(總)＜0.100 0 mol·L－1，故c(Na＋)＜0.100 0 mol·L－1＋c(C2O)－c(H2C2O4)，C項錯誤；由電荷守恒可知，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(OH－)，當c(Na＋)＝2c(總)時，該式可變?yōu)?c(H2C2O4)＋2c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(H＋)＝c(HC2O)＋2c(C2O)＋c(OH－)，即為c(OH－)－c(H＋)＝2c(H2C2O4)＋c(HC2O)，D項正確。


與圖像有關的粒子濃度比較

10.(2019·涼山模擬)常溫下向25 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中逐滴滴加0.2 mol·L－1的一元酸HX溶液，pH的變化曲線如圖所示(溶液混合時體積的變化忽略不計)。下列說法正確的是(　　)
A．在b點，離子濃度大小為c(OH－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(X－)
B．d點的溶液中c(H＋)＋c(HX)＝c(X－)＋c(OH－)
C．HX是弱酸，常溫下其電離常數Ka＝2.5×10－6
D．d點的溶液中有c(HX)－2c(H＋)＝2c(OH－)＋c(X－)
解析：選C　b點代表加入12.5 mL HX溶液，此時恰好反應轉化為NaX溶液，溶液顯堿性，所以濃度為c(Na＋)>c(X－)>c(OH－)>c(H＋)，A項錯誤；d點代表加入25 mL HX 溶液，所以溶液為HX和NaX濃度相等的混合溶液，此溶液存在電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(X－)＋c(OH－)，物料守恒：c(Na＋)＝c(HX)＋c(X－)，兩式聯立消去c(Na＋)得到：c(HX)＋2c(H＋)＝c(X－)＋2c(OH－)，B、D項錯誤；選取圖中的c點數據進行運算，c點代表向25 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中逐滴滴加13 mL 0.2 mol·L－1的一元酸HX溶液，溶液總體積為 38 mL，此時溶液顯中性，pH＝7，所以c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1；溶液中c(Na＋)＝0.1 mol·L－1×，c(HX)＋c(X－)＝0.2 mol·L－1×。因為溶液顯中性，根據電荷守恒得到c(X－)＝c(Na＋)，所以c(HX)＝mol·L－1，故Ka＝＝＝2.5×10－6，C項正確。
11．(2019·攀枝花聯考)已知：25 ℃，NH3·H2O電離常數K＝1.76×10－5。25 ℃，向1 L 0.1 mol·L－1 某一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣，若溶液溫度和體積保持不變，所得混合溶液的pH與lg變化的關系如圖所示。下列敘述正確的是(　　)

A．由圖可推知：25 ℃，0.1 mol·L－1 NaR溶液的pH約為10
B．當通入0.1 mol NH3時，所得溶液中：c(NH)>c(R－)>c(OH－)>c(H＋)
C．pH＝7時，所得溶液中：c(HR)>c(R－)＝c(NH)
D．pH＝10時，所得溶液中：c(R－)>c(HR)，c(NH)>c(NH3·H2O)
解析：選B　A項，由圖可知，pH＝5時，lg＝0，＝1，Ka＝＝c(H＋)＝1×10－5，所以25 ℃，0.1 mol·L－1 NaR溶液中，Kh＝＝＝10－9，c(OH－)＝≈＝1×10－5 mol·L－1，pH約為9，錯誤；B項，當通入0.1 mol NH3時，所得溶液中的溶質為NH4R，NH4R的陰、陽離子可以發(fā)生相互促進的水解反應，由于NH3·H2O電離常數K＝1.76×10－5，而HR的Ka＝1×10－5，故R－的水解程度較大，溶液顯堿性，所以c(NH)>c(R－)>c(OH－)>c(H＋)，正確；C項，pH＝7時，由圖可知，lg＝2，則＝102，所以c(R－)>c(HR)，由電荷守恒可知c(R－)＝c(NH)，所得溶液中：c(R－)＝c(NH)>c(HR)，錯誤；D項，由圖可知，pH＝10時，lg＝5，即＝105，所以c(R－)>c(HR)，pH＝10時，c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，由NH3·H2O電離常數K＝1.76×10－5可以求出＝c(H3AsO3)，因此溶液中c(H2AsO)＋2c(HAsO)＋3c(AsO)＋c(H3AsO3)

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