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第七单元　水溶液中的离子平衡
第1节　弱电解质的电离
1．了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
2．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
一、弱电解质的电离平衡
1．定义
在一定条件下，当电解质分子______________的速率和离子________________的速率______时，电离过程就达到了平衡状态。
2．特征
即时训练1 下列说法中正确的是______。
A．除水的电离平衡外，醋酸溶液中存在电离平衡，而盐酸中不存在电离平衡
B．醋酸溶液中，CH3COOH达到电离平衡时，溶液中检测不出CH3COOH分子
C．在一定条件下的水溶液中，弱电解质达到电离平衡时，v（电离）＝v（结合）＝0
D．氨水溶液中，当c（NH）＝c（OH－）时，表示氨水已达到电离平衡
E．氢碘酸的电离方程式为HI===H＋＋I－
特别提示：（1）在水溶液中，弱电解质部分电离，在弱电解质的溶液中不仅含有相应自由移动的离子，而且含有该弱电解质分子，如CH3COOH溶液中含有CH3COOH分子，而强电解质只含有相应自由移动的离子，不含有强电解质分子，如HNO3溶液中就没有HNO3分子。（2）弱电解质的电离平衡也属于化学平衡，所以也符合化学平衡的特征：逆、等、动、定、变。
二、影响电离平衡的因素
电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动。平衡移动遵循__________原理。
1．溶液浓度
溶液被稀释后，电离平衡向着______的方向移动。
2．温度
由于弱电解质的电离过程都是吸热的，因此升高温度，电离平衡向着______的方向移动。例如，醋酸的电离：
CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0
升高温度，c（H＋）、c（CH3COO－）均______。
3．同离子效应
在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆反应方向移动。例如，0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在如下平衡：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
加入少量CH3COONa固体或HCl，由于增大了c（CH3COO－）或c（H＋），使CH3COOH的电离平衡向逆反应方向移动。
即时训练2 稀氨水中存在下述平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－，向溶液中分别通入氨气平衡____移、加入盐酸平衡____移、加入NH4Cl溶液平衡____移、加入NaOH溶液平衡____移。
特别提示：电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如向氨水中通入氨气，平衡右移，氨气的浓度最终比原平衡时大。同理，电离平衡右移，离子的浓度也不一定增大，如向氨水中加入盐酸，平衡右移，但OH－的浓度最终比原平衡时小。
三、电离平衡常数
1．表达式
（1）对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，平衡常数K＝____________。
（2）对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，平衡常数K＝______________。
2．特点
（1）电离平衡常数只与温度有关，升温，K值______。
（2）多元弱酸的各级电离常数的大小关系是____________________，故其酸性取决于第一步。
3．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质______电离，所对应的酸性或碱性相对______。
即时训练3 醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3COO－＋H＋，K＝是醋酸的电离平衡常数，在一定温度下，加入盐酸平衡____移（填“左”或“右”），电离平衡常数______（填“增大”“不变”或“减小”）。
特别提示：电离平衡常数属于化学平衡常数，也只是温度的函数。
一、外界条件对电离平衡的影响
电离平衡属于化学平衡，当外界条件改变时，弱电解质的电离平衡也会发生移动，平衡移动也遵循勒夏特列原理。
以CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0为例：
改变条件
平衡移动方向
c（CH3COOH）
n（H＋）
c（H＋）
c（CH3COO－）
电离程度
导电能力
电离平衡常数
加水稀释
→
减小
增大
减小
减小
增大
减弱
不变
加少量
冰醋酸
→
增大
增大
增大
增大
减小
增强
不变
通入HCl气体
←
增大
增大
增大
减小
减小
增强
不变
加NaOH
固体
→
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
加
CH3COONa
固体
←
增大
减小
减小
增大
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
减小
增大
增大
增强
不变
升高温度
→
减小
增大
增大
增大
增大
增强
增大
【例1－1】 已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，要使溶液中值增大，可以采取的措施是（　　）。
A．加少量烧碱溶液 B．降低温度
C．加少量冰醋酸 D．加水
方法归纳
因为电离平衡也属于化学平衡，所以在分析外界条件对电离平衡的影响时，要紧紧抓住化学平衡的观点进行分析。同时还要深刻理解勒夏特列原理：平衡向减弱这种改变的方向移动，移动的结果不能抵消或超越这种改变，即“果”不能大于“因”。
【例1－2】在0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3·H2O??NH＋OH－。下列叙述中正确的是（　　）。
A．加入少量浓盐酸，盐酸与NH3反应生成NH4Cl，使NH3浓度减小，NH浓度增大，平衡逆向移动
B．加入少量NaOH固体，OH－与NH结合生成NH3·H2O，使NH浓度减小，平衡正向移动
C．加入少量0.1 mol·L－1NH4Cl溶液，电离平衡常数不变，溶液中c（OH－）减小
D．加入少量MgSO4固体，溶液pH增大
二、强弱电解质比较
1．依据物质的类别进行判断
在没有特殊说明的情况下，我们认为盐是强电解质；而常见的弱酸、弱碱为弱电解质，如H2CO3、H2SO3、HClO、H2SiO3、NH3·H2O等；而强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱[NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2]为强电解质。
2．依据强、弱电解质的定义或弱电解质电离平衡的移动进行判断（见下表）
浓度均为0．01 mol·L－1的强酸HA与弱酸HB
pH均为2的强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA＜pHHB
0.01 mol·L－1＝c（HA）＜c（HB）
开始与金属反应的速率
HA＞HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应时消耗碱的量
HA＝HB
HA＜HB
体积相同时与过量活泼金属产生H2的量
HA＝HB
HA＜HB
c（A－）与c（B－）大小
c（A－）＞c（B－）
c（A－）＝c（B－）
分别加入固体NaA、NaB后pH变化
HA：不变
HB：变大
HA：不变
HB：变大
加水稀释10倍后的pH
3＝pHHA＜pHHB
3＝pHHA＞pHHB＞2
溶液的导电性
HA＞HB
HA＝HB
水的电离程度
HA＜HB
HA＝HB
3.根据盐类水解进行判断
取酸的钠盐溶于水，测溶液的酸碱性，若pH＝7，则对应的酸为强酸，如NaCl；若pH＞7，则对应的酸为弱酸，如CH3COONa。
4．从电离平衡常数K的角度判断
K也属于化学平衡常数，所以也只是温度的函数，在同温度下，K越大酸性越强。注意：强酸无电离平衡常数。
【例2－1】 今有室温下四种溶液，有关叙述不正确的是（　　）。
①
②
③
④
pH
11
11
3
3
溶液
氨水
氢氧化钠溶液
醋酸
盐酸
A．③④中分别加入适量醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．②③两溶液等体积混合，所得溶液中c（H＋）＞c（OH－）
C．分别加水稀释10倍，四种溶液的pH①＞②＞④＞③
D．V1 L④与V2 L①溶液混合后，若混合后溶液pH＝7，则V1方法归纳
（1）思维途径：
（2）思维平台：
我们在做有关强酸、弱酸、强碱、弱碱的试题时，不妨用假设法搭建一个平台，用这个平台进行分析。如例2－1中的C选项，分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH均为10，然后再根据平衡移动进行分析；再如D选项，假设均是强酸强碱，V1＝V2，然后再根据弱碱的电离平衡及浓度进行分析。
【例2－2】 常温下，下列有关叙述中正确的是（　　）。
①分别向等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸中滴加NaOH溶液，使溶液呈中性，醋酸消耗的NaOH多
②等体积、等pH的盐酸和醋酸，分别与NaOH反应，醋酸消耗的NaOH多
③相同条件下，将pH＝2的硫酸溶液和醋酸溶液分别稀释成pH＝5的溶液，所加水的体积前者大
④pH＝3的稀硫酸跟pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液的pH<7
⑤为了通过测定pH的大小，达到比较HCl和CH3COOH酸性强弱的目的，分别配制100 mL 0.1 mol·L－1的NaCl溶液和CH3COONa溶液
⑥同体积同浓度的盐酸和醋酸与足量锌反应，整个反应过程的平均反应速率盐酸的快
A．①②⑤ B．③④⑤
C．②④⑤ D．②⑤⑥
三、有关电离平衡常数的计算
解题步骤：首先书写出相应的电离平衡常数的表达式，如CH3COOHCH3COO－＋H＋的Ka＝，依据信息代入相关数据进行计算。
【例3－1】 （2012陕西西工大附中模拟）在25 ℃下，将a mol·L－1的KCN（pH＞7）溶液与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时，测得溶液pH＝7，则KCN溶液的物质的量浓度a______ 0.01 mol·L－1（填“＞”“＜”或“＝”）；用含a的代数式表示HCN的电离常数Ka＝______。
【例3－2】 （2012山东潍坊模拟）某温度下，将0.10 mol CH3COOH溶于水配成1 L溶液。实验测得已电离的醋酸分子占原有醋酸分子总数的1.3%，若水的电离忽略不计，醋酸电离对醋酸分子浓度的影响忽略不计，求得该温度下CH3COOH的电离平衡常数K＝1.7×10－5。向该溶液中再加入______ mol CH3COONa可使溶液的pH约为4。（溶液体积变化忽略不计）
判断酸、碱强弱方法的实验探究
强弱电解质的比较是历年高考的热点，主要考查强弱电解质的判断、电离平衡理论，把这些理论与探究实验相结合是今后命题的趋势。设计实验时要注意等物质的量浓度和等pH的两种酸（或碱）的性质差异，常用的实验方法有：（1）从水解的角度分析，取其钠盐（NaA）溶于水，测其pH，若pH＞7，则说明HA是弱酸，若pH＝7，则说明HA是强酸。（2）从是否完全电离的角度分析，配制一定物质的量浓度HA溶液（如0.1 mol·L－1），测其pH，若pH＞1，则说明HA是弱酸，若pH＝1，则说明HA是强酸。（3）从电离平衡移动的角度分析，如①向HA溶液中加水稀释100倍后，溶液pH增大不是2的是弱酸；②向HA溶液中加入NaA晶体，溶液中的pH变化的是弱酸。（4）相同条件下，比较两种酸（或碱）溶液的导电性。
【实验典例】
某探究学习小组的甲、乙、丙三名同学分别设计了如下实验方案探究某酸HA是否为弱电解质。
甲：①称取一定质量的HA配制0.1 mol·L－1的溶液100 mL；
②25 ℃时，用pH试纸测出该溶液的pH为pH1，由此判断HA是弱电解质。
乙：①分别配制pH＝1的HA溶液、盐酸各100 mL；
②各取相同体积的上述pH＝1的溶液分别装入两支试管，同时加入纯度相同的过量锌粒，观察现象，即可得出结论。
丙：①分别配制pH＝1的HA溶液、盐酸各100 mL；
②分别取这两种溶液各10 mL，加水稀释至100 mL；
③25 ℃时，用pH试纸分别测出稀释后的HA溶液、盐酸的pH分别为pH2、pH3，即可得出结论。
（1）在甲方案的第①步中，必须用到的标有刻度的仪器是________。
（2）甲方案中，判断HA是弱电解质的依据是______。乙方案中，能说明HA是弱电解质的选项是（　　）。
A．开始时刻，装盐酸的试管放出H2的速率快
B．开始时刻，两支试管中产生气体速率一样快
C．反应过程中，装HA溶液的试管中放出H2的速率快
D．反应结束后，装HCl溶液的试管中放出H2的质量少
E．装HA溶液的试管中较装盐酸的试管中的反应先停止
（3）丙方案中，能说明HA是弱电解质的依据是pH2________pH3（填“＞”“<”或“＝”）。
（4）请你评价：甲、乙、丙三个方案中难以实现或不妥的是________（填“甲、乙、丙”），其难以实现或不妥之处是______________、__________。
（5）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明扼要表述。
________________________________________________________________________。
1．（高考集萃）下列叙述中正确的是______。
A．（2012广东理综）常温下pH为2的盐酸与等体积pH＝12的氨水混合后所得溶液显酸性
B．（2012福建理综）中和等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸所消耗的n（NaOH）相等
C．（2012浙江理综）常温下，将pH＝3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后，溶液的pH＝4
D．（2012浙江理综）为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。若pH＞7，则H2A是弱酸；若pH＜7，则H2A是强酸
E．（2012浙江理综）用0.200 0 mol·L－1 NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合溶液（混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol·L－1），至中性时，溶液中的酸未被完全中和
F．（2012重庆理综）稀醋酸加水稀释，醋酸电离程度增大，溶液的pH减小
2．将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是（　　）。
A．c（H＋） B．Ka（HF） C. D.
3．（2012浙江温州三模）下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是（　　）。
酸
HX
HY
HZ
浓度/（mol·L－1）
0.12
0.2
0.9
1
1
电离度
0.25
0.2
0.1
0.3
0.5
电离常数
Ki1
Ki2
Ki3
Ki4
Ki5
A．在相同温度，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且Ki1＞Ki2＞Ki3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则的比值变小，若加少量盐酸，则比值变大
C．等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c（X－）＋c（Y－）－2c（Z－）＝2c（HZ）－c（HX）－c（HY），且c（Z－）D．在相同温度下，Ki5＞Ki4＞Ki3
4．下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是（　　）。
①常温下，NaNO2溶液的pH＞7　②用HNO2溶液做导电实验灯泡很暗　③HNO2不能与NaCl反应　④常温下0.1 mol·L－1的HNO2溶液pH＝2　⑤1 L pH＝1的HNO2溶液加水稀释至100 L后溶液的pH＝2.2　⑥1 L pH＝1的HNO2和1 L pH＝1的盐酸与足量的NaOH溶液完全反应，最终HNO2消耗的NaOH溶液多　⑦HNO2溶液中加入一定量NaNO2晶体，溶液中c（OH－）增大　⑧HNO2溶液中加水稀释，溶液中c（OH－）增大
A．①②③⑦ B．①③④⑤
C．①④⑤⑥⑦ D．②④⑥⑧
5．（2013山东枣庄期中）已知室温时，0.1 mol·L－1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述中错误的是（　　）。
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数为1×10－7 mol·L－1
D．HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍
6．（2012河北石家庄压轴题）25 ℃下，向20 mL 0.2 mol·L－1的氢氟酸中滴加0.2 mol·L－1的NaOH溶液时，溶液的pH变化如图所示，请回答下列问题：
（1）在氢氟酸的稀溶液中，通过改变以下条件能使氢氟酸的电离度α（HF）增大的是______，可使氢氟酸的电离平衡常数Ka（HF）增大的是______。
a．升高温度
b．向溶液中滴入2滴浓盐酸
c．加入少量NaF固体
d．加水稀释
（2）在此温度下，氢氟酸的电离平衡常数Ka（HF）为______（保留两位有效数字），电离度α（HF）约为______。
参考答案
基础梳理整合
一、1.电离出离子　重新结合成分子　相等
2．＝　≠
即时训练1
AE
二、勒夏特列
1．电离
2．电离　增大
即时训练2
右　右　左　左
三、1.(1)　(2)
2．(1)增大　(2)第一步?第二步?第三步?……
3．越易　较强
即时训练3
左　不变
核心归纳突破
【例1－1】 D　解析：A选项，NaOH与H＋反应，使c(H＋)减小，平衡右移，使c(CH3COOH)减小，但c(H＋)减小的程度大于c(CH3COOH)减小的程度，所以减小；B选项，降低温度使平衡左移，c(H＋)减小、c(CH3COOH)增大，所以减小；C选项，c(CH3COOH)增大，使平衡右移，c(H＋)增大，但c(CH3COOH)增大的程度大于c(H＋)增大的程度，所以减小；D选项加水稀释，假设电离平衡不移动，c(H＋)、c(CH3COOH)均减小相同倍数，但平衡右移使c(CH3COOH)减小的程度大，所以符合题意。
【例1－2】 C　解析：A选项，加入少量浓盐酸，首先发生H＋＋OH－===H2O，使OH－浓度降低，平衡正向移动；B选项，加入少量NaOH固体，使OH－浓度升高，平衡逆向移动；C选项，使NH浓度升高，平衡逆向移动，溶液中c(OH－)减小；D选项，Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)减小，溶液pH减小。
【例2－1】 D　解析：醋酸钠溶液显碱性，A正确，也可以从平衡移动角度分析，CH3COONa电离出的CH3COO－：a.与盐酸中的H＋结合生成CH3COOH；b.使醋酸中CH3COOHCH3COO－＋H＋左移，两溶液中H＋浓度均减小，所以pH均增大。B项，假设均是强酸强碱，且物质的量浓度相同，等体积混合后溶液呈中性，但③醋酸是弱酸，其浓度远远大于②，即混合后醋酸过量，溶液显酸性c(H＋)＞c(OH－)，B正确。分别加水稀释10倍，假设平衡不移动，那么①②溶液的pH＝10，但稀释氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①pH＞10，同理醋酸稀释后pH＜4，C正确。假设均是强酸强碱，混合后溶液呈中性，V1＝V2，但①氨水是弱碱，其浓度远远大于④盐酸，所以需要的①氨水少，即V1＞V2，D错误。
【例2－2】 D　解析：NaOH与HCl、CH3COOH恰好完全反应分别生成NaCl、CH3COONa，消耗NaOH的量相等，但CH3COONa水解显碱性，所以当呈中性时，醋酸加的NaOH的量少，①错误；等体积、等pH的盐酸和醋酸，醋酸的浓度远远大于盐酸的浓度，②正确；由于醋酸是弱酸，加水稀释的同时还会继续电离出H＋，所以③项应是后者所加水的体积大；④项中的硫酸和氢氧化钠都是强电解质，且pH之和等于14，所以混合溶液的pH＝7；⑤NaCl溶液显中性、CH3COONa溶液显碱性可以证明醋酸为弱酸，正确；在反应过程中盐酸的c(H＋)大于醋酸的，所以反应速率快，⑥正确。
【例3－1】 答案：＞　(100a－1)×10－7 mol·L－1
解析：如果恰好完全反应则生成HCN、KCl溶液，显酸性，所以应该加过量的KCN；依据HCNH＋＋CN－可知Ka＝，依据电荷守恒c(H＋)＋c(K＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CN－)，结合溶液呈中性c(H＋)＝c(OH－)可知c(CN－)＝c(K＋)－c(Cl－)＝ mol·L－1，c(H＋)＝10－7 mol·L－1；依据物料守恒＝c(HCN)＋c(CN－)，两式相加可得c(HCN)＝ mol·L－1，代入Ka＝。
【例3－2】 答案：1.7×10－2
解析：依据CH3COOHH＋＋CH3COO－可知K＝＝＝1.7×10－5，c(CH3COO－)＝1.7×10－2。
实验探究拓展
答案：(1)100 mL容量瓶　(2)pH1＞1　CD　(3)＜　(4)乙、丙　配制pH＝1的HA溶液难实现　锌粒难以做到表面积相同　(5)配制NaA溶液，测pH＞7，证明HA为弱酸
解析：本实验的目的为证明HA为弱酸，根据定义只需证明HA部分电离或存在电离平衡即可。
演练巩固提升
1．BE　解析：A选项，氨水过量，显碱性，错误；C选项，加水稀释CH3COOHH＋＋CH3COO－右移，所以pH小于4，但大于3，错误；E选项，CH3COOH完全被中和生成的CH3COONa溶液显碱性，所以溶液显中性时酸过量，正确；F选项，溶液酸性减弱，pH增大。
2．D　解析：HF溶液中存在HFH＋＋F－，加水使平衡向右移动，即电离程度增大，但电离平衡常数只与温度有关，所以选项B不变；溶液中n(H＋)增大，但溶液的体积也增大，所以溶液的酸性降低，考虑到溶液中水还会电离出氢离子，所以稀释到一定程度(即无限稀释时)，c(H＋)就不再发生变化，但c(F－)和c(HF)却一直会降低，所以选项D符合题意。
3．D　解析：相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，所以HX的浓度为1 mol·L－1时，电离度小于0.1，三种酸的酸性强弱顺序为：HZ＞HY＞HX，D选项正确；A选项，温度相同，Ki1＝Ki2＝Ki3，错误；B选项，依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知是水解平衡常数的倒数，只随温度的变化而变化，错误；C选项，依据“越弱越水解”可知NaX水解程度最大，c(X－)最小，错误。
4．C　解析：②如果盐酸浓度很稀灯泡也很暗，错误；④如果是强酸，pH＝1；⑤如果是强酸，加水稀释至100 L后溶液的pH＝3，实际pH＝2.2，这说明HNO2溶液中存在HNO2H＋＋NO，加水平衡右移，使pH＜3，正确；⑥依HNO2＋NaOH===NaNO2＋H2O、HCl＋NaOH===NaCl＋H2O可知c(HNO2)大于c(HCl)，而溶液中c(H＋)相同，所以HNO2没有全部电离，正确；⑦加入NaNO2溶液中c(OH－)增大，说明化学平衡移动，正确；⑧不论是强酸还是弱酸加水稀释，溶液中c(H＋)均减小，而c(OH－)增大，错误。
5．B　解析：依据HAH＋＋A－，可知溶液中c (H＋)＝0.1 mol·L－1×0.1%＝0.000 1 mol·L－1；K＝＝≈1×10－7 mol·L－1，A、C正确；升高温度，电离程度增大，溶液的酸性增强，溶液的pH减小，B错误；溶液中c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1可知，溶液中c(OH－)为水电离出c(OH－)等于1×10－10 mol·L－1，水电离出的c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，D正确。
6．答案：(1)ad　a　(2)5.3×10－4　0.05
解析：(2)由图像可知0.2 mol·L－1的氢氟酸中c(H＋)＝10－2 mol·L－1，HF是弱酸；依据HFH＋＋F－可知Ka(HF)＝＝≈5.3×10－4；电离度α(HF)＝＝0.05。

第2节　水的电离和溶液的酸碱性
1．了解水的电离，离子积常数。
2．了解溶液pH的定义。
3．了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
一、水的电离和水的离子积常数
1．电离方程式
水是一种极弱的电解质，其电离方程式为__________________________。
2．室温下纯水的有关数据
（1）c（H＋）＝c（OH－）＝__________。
（2）KW＝__________＝________。
（3）pH＝____。
3．KW的影响因素
KW只与温度有关，温度升高，KW______。
特别提示：水的离子积常数KW＝c（H＋）·c（OH－），其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说KW是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中________和________的相对大小。
c（H＋）、c（OH－）的关系
室温/25 ℃
数值
pH
中性溶液
c（H＋）__c（OH－）
c（H＋）＝c（OH－）＝__________
____7
酸性溶液
c（H＋）__c（OH－）
c（H＋）__1×10－7 mol·L－1
____7
碱性溶液
c（H＋）__c（OH－）
c（H＋）__1×10－7 mol·L－1
____7
2．pH
（1）定义式：pH＝__________。
（2）意义
表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，酸性______。
（3）pH试纸的使用
①方法：____________________________________________________________，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
②注意：
a．pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差；
b．用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
即时训练1下列说法中正确的是______。
①某溶液的pH＝7，该溶液一定为中性溶液
②某溶液的c（H＋）＞c（OH－），该溶液一定为酸性溶液
③任何水溶液中均存在H＋和OH－，且水电离出的H＋和OH－相等
④如果溶液中c（H＋）≠c（OH－），该溶液一定为酸性或碱性溶液
特别提示：溶液酸碱性的判断与溶液的pH是否等于7没有直接的关系，而应比较溶液中c（H＋）与c（OH－）的大小。pH是否等于7只适用于室温下的溶液，而用c（H＋）与c（OH－）的大小判断酸碱性，不受条件限制适用于任何温度下的溶液。
三、酸碱中和滴定
1．实验用品
（1）试剂：__________、__________、__________、蒸馏水。
（2）仪器：______滴定管（如图A）、______滴定管（如图B）、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。
2．实验操作（以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例）
（1）滴定前的准备
①滴定管：______________→洗涤→______→装液→调液面→记录。
②锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
（2）滴定
左手__________，右手________________，眼睛注视________________变化，滴定至终点时，记录标准液的体积。
（3）终点判断
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且________________，视为达到滴定终点。
3．数据处理
按上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c（NaOH）＝______________计算。
即时训练2 下列说法中正确的是______。
①酸性高锰酸钾溶液应该盛放在酸式滴定管中
②滴定管读数从下往上逐渐减小
③滴定管的精确度为0.001 mL
④锥形瓶在使用前应该用待盛液润湿
⑤滴定管在使用前应该用待盛液润湿
⑥滴定时眼睛注视滴定管刻度
一、影响水电离平衡的因素
1．实例（H2OH＋＋OH－）
改变条件
电离平衡
溶液中
c（H＋）
溶液中c（OH－）
pH
溶液的酸碱性
KW
升高温度
右移
增大
增大
减小
中性
增大
加入酸碱
加入酸，如稀硫酸、醋酸
左移
增大
减小
减小
酸性
不变
加入碱，如NaOH溶液、氨水
左移
减小
增大
增大
碱性
不变
加入盐
加入强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液
右移
减小
增大
增大
碱性
不变
加入强酸弱碱盐，如AlCl3溶液
右移
增大
减小
减小
酸性
不变
加入强酸强碱盐，如NaCl溶液
不移
不变
不变
不变
中性
不变
加入活泼金属，如Na
右移
减小
增大
增大
碱性
不变
2．总结
促进电离
抑制电离
3．注意
KW也属于化学平衡常数，只随温度的变化而变化，加水稀释并不是溶液中的所有离子浓度均减小，如稀释HCl水溶液，OH－浓度却增大。
【例1－1】 水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是（　　）。
A．图中四点KW间的关系：A＝D＜C＜B
B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸
C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
D．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
【例1－2】对H2O的电离平衡不产生影响的微粒是（　　）。
A．CH3CH2OH B．NH
C．Cl2 D．S2－
二、水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算（25 ℃）
1．c水（OH－）和c水（H＋）的关系
由H2OH＋＋OH－可知不论何种温度，何种溶液，由H2O电离的c水（OH－）和c水（H＋）永远相等。
2．理清来源及等量关系
酸溶液
碱溶液
盐溶液
【例2】 ①pH＝1的盐酸　②0.5 mol·L－1的盐酸　③0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液　④1 mol·L－1的NaOH溶液　⑤pH＝1的NH4Cl溶液　⑥1 mol·L－1的NaCl溶液，以上溶液中水电离的c（H＋）由大到小的顺序为________；①⑤的pH均为1，①中由水电离的c（H＋）＝____________，⑤中由水电离的c（H＋）＝____________。
方法归纳
（1）注意区分溶液中的c（H＋）和由水电离的c（H＋）之间的差异，注意溶液中H＋的来源。
（2）抓住由H2O电离的c（OH－）和c（H＋）永远相等，适当运用忽略，如酸溶液中忽略水电离出的H＋、碱溶液中忽略水电离出的OH－。
三、有关pH的计算
1．单一溶液的pH计算
（1）强酸溶液，如HA，设浓度为c mol·L－1，则c（H＋）＝c mol·L－1，pH＝－lg c。
（2）强碱溶液，如BOH，设浓度为c mol·L－1，则c（OH－）＝c mol·L－1，c（H＋）＝ mol·L－1，pH＝14＋lg c。
2．溶液混合后的pH计算
（1）强酸与强酸溶液混合，先求c（H＋），再求pH。
c（H＋）＝
pH＝－lgc（H＋）
（2）强碱与强碱溶液混合，先求c（OH－），通过KW求其c（H＋）和pH。
c（OH－）＝
c（H＋）＝
pH＝－lgc（H＋）＝－lg
3．强酸与强碱溶液混合
（1）若酸过量
c（H＋）＝
pH＝－lgc（H＋）；
（2）若酸与碱正好完全反应，pH＝7；
（3）若碱过量，则先求c（OH－），再求c（H＋）和pH。
4．未标明强弱的酸、碱混合
把pH＝2与pH＝12的溶液等体积混合后，其pH不一定等于7。若二者为强酸、强碱，则pH＝7；若为弱酸、强碱，则弱酸有余，pH<7；若为强酸、弱碱，则弱碱有余，pH＞7。
5．酸、碱加水稀释
酸（pH＝a）
碱（pH＝b）
强酸
弱酸
强碱
弱碱
稀释10n倍
a＋n
b－n
＞b－n
无限稀释
pH趋向于7
【例3】对于常温下，有关叙述中正确的是______。
①pH＝1的硝酸溶液1 mL稀释至100 mL后，pH＝3
②向pH＝1的硝酸中加入等体积、pH＝13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
③将0.1 mol·L－1的氢氧化钠溶液与0.06 mol·L－1的硫酸等体积混合，混合后溶液的pH＝1.7
④向pH＝1的盐酸加入等体积、等浓度的氨水，所得溶液pH＝7
⑤常温下，pH＝3的醋酸和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH<7
⑥将pH＝2的盐酸和pH＝4的硫酸等体积混合，所得溶液pH＝3
⑦将pH＝13的NaOH溶液与pH＝3的盐酸按体积比为1∶9混合，则混合后溶液的pH约为12
⑧pH＝10的NaOH溶液稀释10倍后，溶液的pH＝9
方法归纳
在做关于溶液的pH计算的题目时，要抓住“矛盾的主要方面”，溶液显酸性用溶液中的c（H＋）来计算；溶液显碱性先求溶液中的c（OH－），再求溶液中的c（H＋）。
口诀：酸按酸（H＋），碱按碱（OH－），酸碱中和求过量，无限稀释7为限。
步骤：
酸碱中和滴定
1．酸碱中和滴定原理
H＋＋OH－===H2O，即c标·V标＝c待·V待。
2．酸碱中和滴定的关键
（1）用酸式或碱式滴定管准确测定V标和V待。
（2）准确判断中和反应是否恰好完全进行，借助酸碱指示剂判断滴定终点。
酸碱中和滴定属于中学化学教材中定量测量方法之一，另外还有氧化还原反应滴定法在高考中经常出现，其原理就是利用得失电子守恒定律。
【实验典例】
某同学欲用已知物质的量浓度为0.100 0 mol·L－1的盐酸测定未知物质的量浓度的氢氧化钠溶液时，选择酚酞溶液作指示剂。请填写下列空白：
（1）用标准的盐酸滴定待测的氢氧化钠溶液时，左手把握酸式滴定管的活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视______。直到因加入一滴盐酸，溶液的颜色由______色变为______色，且半分钟不恢复原色，立即停止滴定。
（2）下列操作中可能使所测氢氧化钠溶液的浓度数值偏低的是______（填序号）。
A．酸式滴定管未用标准盐酸溶液润洗就直接注入标准盐酸溶液
B．滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥
C．酸式滴定管在滴定前有气泡，滴定后气泡消失
D．读取盐酸体积时，开始仰视读数，滴定结束时俯视读数
E．滴定过程中，锥形瓶的振荡过于激烈，使少量溶液溅出
（3）若第一次滴定开始和结束时，酸式滴定管中的液面如下图所示。则起始读数为V1＝______ mL，终点读数V2＝______ mL。
（4）再结合下表数据，计算被测氢氧化钠溶液的物质的量浓度是______ mol·L－1。
滴定次数
待测溶液体积/mL
标准盐酸的体积
滴定前的刻度/mL
滴定后的刻度/mL
第一次
10.00
V1
V2
第二次
10.00
4.10
21.10
第三次
10.00
0.40
17.60
1．（高考集萃）下列叙述中正确的是______。
A．（2012福建理综）25 ℃与60 ℃时，水的pH相等
B．（2012广东理综）对于常温下pH＝2的盐酸中，由H2O电离出的c（H＋）＝1.0×10－12 mol·L－1
C．（2012江苏化学）水的离子积常数KW随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应
D．（2012天津理综）同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的pH＝7
E．（2012重庆理综）盐酸中滴加氨水至中性，溶液中溶质为氯化铵
2．（2012课标全国理综，11）已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是（　　）。
A．a＝b
B．混合溶液的pH＝7
C．混合溶液中，c（H＋）＝ mol·L－1
D．混合溶液中，c（H＋）＋c（B＋）＝c（OH－）＋c（A－）
3．下列说法中正确的是（　　）。
A．25 ℃时，将20 mL 0.1 mol·L－1 H2SO4溶液和30 mL 0.15 mol·L－1 NaOH溶液混合，若混合后溶液体积不变，则混合溶液的pH为11
B．25 ℃时，0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中水电离出来的c（OH－）大于0.1 mol·L－1 NaOH溶液中水电离出来的c（OH－）
C．某物质的溶液中由水电离出的c（H＋）＝1×10－a mol·L－1，若a＞7时，则该溶液的pH一定为14－a
D．水的离子积常数KW随外加酸（碱）浓度的改变而改变
4．下列说法中错误的是（　　）。
A．已知某温度下，KW＝1×10－13，若将pH＝8的NaOH溶液与pH＝5的H2SO4溶液混合，保持温度不变，欲使混合溶液pH＝7，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为11∶9
B．常温下，在pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的NaOH溶液中，水的电离程度相同
C．0.01 mol·L－1的Na2HPO4溶液中存在如下的平衡：
HPO＋H2OH2PO＋OH－
HPOH＋＋PO
且溶液pH＞7；加水稀释后溶液中HPO、PO、H＋的浓度均减小
D．在溶液的稀释过程中，离子浓度有的可能增大，有的可能减小
5．（2012上海徐汇区诊断）25 ℃时水的电离达到平衡：H2OH＋＋OH－，下列叙述中正确的是（　　）。
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，KW不变
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低
D．将水加热，KW增大，pH不变
6．中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25 ℃时，若溶液的pH＝7，试纸不变色；若pH<7，试纸变红色；若pH＞7，试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需用pH计。pH计主要通过测定溶液中H＋浓度来测定溶液的pH。
（1）已知水中存在如下平衡：
H2OH＋＋OH－　ΔH＞0
现欲使平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，选择的方法是__________（填字母）。
A．向水中加入NaHSO4溶液
B．向水中加入Cu（NO3）2溶液
C．加热水至100 ℃[其中c（H＋）＝1×10－6 mol·L－1]
D．在水中加入（NH4）2SO4溶液
（2）现欲测定100 ℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显________色，溶液呈________性（填“酸”“碱”或“中”）；若用pH计测定，则pH________7（填“＞”“<”或“＝”），溶液呈________性（填“酸”“碱”或“中”）。
参考答案
基础梳理整合
一、1.H2OH＋＋OH－
2．(1)1×10－7 mol·L－1
(2)c(OH－)·c(H＋)　1×10－14
(3)7
3．增大
二、1.c(H＋)　c(OH－)　＝　1×10－7 mol·L－1　＝　＞　＞　＜　＜　＜　＞
2．(1)－lg c(H＋)　(2)越强　(3)取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点于试纸的中部
即时训练1
答案：②③④
三、1.(1)标准溶液　待测溶液　酸碱指示剂
(2)酸式　碱式　锥形瓶
2．(1)检查是否漏水　润洗
(2)控制活塞　不断振荡锥形瓶　锥形瓶内溶液颜色
(3)半分钟内不褪色
3.
即时训练2
答案：①②⑤
核心归纳突破
【例1－1】 C　解析：KW是温度的函数，随温度升高而增大，A、D点温度相同，B点温度高于C点温度，所以A正确；从A点到D点，温度不变，酸性增强，所以B选项、D选项正确；A、C点温度不同，所以C选项错误。
【例1－2】 A　解析：NH、S2－水解促进了水的电离，Cl2与H2O反应生成HCl、HClO，抑制水的电离，所以只有A符合。
【例2】 答案：⑤＞③＞⑥＞①＞②＞④　10－13 mol·L－1　10－1 mol·L－1
解析：酸、碱抑制水的电离，浓度越大抑制程度越大，所以水的电离程度①＞②＞④，盐水解促进水的电离，浓度越大促进的程度越大，水的电离程度⑤＞③，⑥对水的电离程度无影响；①溶液中H＋主要是由盐酸提供，溶液中的OH－全部是由水电离出的，所以由水电离的c(H＋)等于由水电离的c(OH－)＝ mol·L－1；⑤溶液中的H＋全部是由水电离出的，所以由水电离的c(H＋)＝10－1 mol·L－1。
【例3】 答案：①②⑤⑦⑧
解析：①酸性溶液中用c(H＋)计算，c(H＋)＝0.1 mol·L－1×＝10－3 mol·L－1，正确；②硝酸中c(H＋)＝10－1 mol·L－1、氢氧化钡溶液中c(OH－)＝10－1 mol·L－1，正确；③酸过量，c(H＋)＝
＝0.01 mol·L－1，错误；④正好生成NH4Cl，溶液显酸性，错误；⑤醋酸是弱酸，酸的浓度远远大于氢氧化钠溶液的浓度，正确；⑥c(H＋)＝≈0.005 mol·L－1，错误；⑦n(OH－)＝0.1 mol·L－1×1 L、n(H＋)＝0.001 mol·L－1×9 L，碱过量，用OH－浓度计算，反应后溶液中c(OH－)＝ mol·L－1≈0.01 mol·L－1，c(H＋)＝＝10－12 mol·L－1 ，pH＝－lgc(H＋)＝12，正确；⑧碱性溶液中用c(OH－)计算，c(OH－)＝ mol·L－1＝10－5 mol·L－1，c(H＋)＝10－9 mol·L－1，正确。
实验探究拓展
答案：(1)锥形瓶内溶液颜色的变化　红　无
(2)D、E
(3)9.00　26.10
(4)0.171 0
演练巩固提升
1．B　解析：A选项中，水的电离受到温度的影响，温度不同，水电离的氢离子浓度不同，pH也不同；B选项，pH＝2的盐酸中，水的电离受到抑制，水电离出的c(H＋)＝水电离出的c(OH－)＝溶液中的c(OH－)＝10－12 mol·L－1，正确；C选项，说明水的电离是吸热反应，错误；D选项，由H2SO4与NaOH可知错误；E选项，溶液呈中性，氨水应该过量，所以溶质为NH4Cl、NH3·H2O，错误。
2．C　解析：当a＝b时，HA与BOH恰好完全反应生成正盐，由于HA与BOH的强弱未知，所以BA溶液的酸碱性不能确定，A错误；温度不一定是在25 ℃，B错误；KW＝c(H＋)·c(OH－)，依据c(H＋)＝＝，可知c(H＋)＝c(OH－)，故溶液呈中性，C正确；D选项不论溶液显何性，依据电荷守恒均有c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，错误。
3．B　解析：A选项，碱过量求溶液中的c(OH－)＝＝10－2 mol·L－1，溶液中c(H＋)＝10－12 mol·L－1，pH＝12；B选项，Na2CO3促进水的电离，而NaOH抑制水的电离，正确；C选项，若a＞7时，水的电离程度减小，酸、碱均可以使水的电离程度减小，错误。
4．C　解析：A选项，混合后溶液呈碱性，c(OH－)＝＝10－6 mol·L－1，正确；B选项，酸、碱均抑制水的电离，酸溶液中c(H＋)＝碱溶液中的c(OH－)，正确；碱性溶液中加水稀释H＋的浓度增大，C错误、D正确。
5．B　解析：依据H2OH＋＋OH－；A选项，加入显碱性的稀氨水，c(OH－)增大，错误；B选项，NaHSO4电离生成H＋，抑制水的电离，正确；CH3COONa溶于水水解，促进水的电离，错误；D选项，pH变小，错误。
6．答案：(1)B、D
(2)淡黄　中　＜　中
解析：(1)要使平衡右移，且所得溶液呈酸性，应减少OH－的量，所以选B、D。(2)100 ℃时，pH＝6溶液呈中性，因此用pH计测定时，pH应小于7，因为溶液是中性，所以pH试纸呈淡黄色。

第3节　盐类的水解
1．了解盐类水解的原理。
2．了解影响盐类水解程度的主要因素。
3．了解盐类水解的应用。
一、盐类的水解
1．定义
盐类的水解反应是指在溶液中盐电离出来的离子跟____________________结合生成__________的反应。
2．实质
使H2OH＋＋OH－向右移动，水的电离程度增大，使得溶液中c（H＋）____c（OH－），使盐溶液呈现酸性或碱性。例如：NH、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等与水电离出的OH－结合生成__________、__________、__________、__________等，使溶液中的OH－浓度减小，H2O??H＋＋OH－右移，溶液中H＋浓度增大，水溶液显酸性；CO、SO、S2－、CH3COO－等与水电离出的H＋结合生成________、________、______、__________等，使溶液中的H＋浓度减小，H2OH＋＋OH－右移，溶液中OH－浓度增大，溶液显碱性。
3．特征
（1）可逆：水解反应是____态平衡，是可逆反应。
（2）吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是____热反应。
（3）微弱：水解反应的程度很微弱。
（4）必须有______________离子，盐必须____溶于水。
4．盐类水解离子方程式书写注意事项
（1）一般地说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“____”和“____”表示。如：
Cu2＋＋2H2O______________
NH＋H2O______________
（2）多元弱酸盐的水解
如Na2CO3溶液的水解反应为：
CO＋H2O______________
HCO＋H2O______________
即时训练1 有下列物质的溶液：①NaCl　②K2CO3　③CuSO4　④KNO3　⑤NH4Cl　⑥CH3COONa ⑦FeCl3　⑧Na2S
（1）溶液呈中性的有______、溶液呈碱性的有______、溶液呈酸性的有______；
（2）分别写出⑥、⑦、⑧水解的离子方程式：
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________；
________________________________________________________________________。
特别提示：（1）盐类水解的规律可用四句话概括：“有弱才水解，谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”
（2）我们可以把盐类水解方程式与弱电解质的电离方程式进行比较记忆。
相同点：都用“”不能用“===”；弱酸的电离与弱酸根离子的水解都是分步完成的；多元弱碱的电离与多元弱碱根离子的水解都是一步完成的。
不同点：两者的方向正好相反。
二、影响盐类水解的因素
1．内因
酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解能力就越____。
2．外因
稀释或加热可以______盐的水解，加入酸可以______弱碱阳离子的水解，加入碱则可以______弱酸酸根离子的水解。
即时训练2 FeCl3水解的离子方程式：____________________，请填写下表不同条件对FeCl3水解的影响。
条件
移动方向
n（H＋）
pH
Fe3＋水解程度
现象
升温
通HCl
加水
加Fe粉
加NaHCO3
三、盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
NH4Cl溶液显______性，原因是____________________，与Mg反应可生成______
物质的提纯
除去CuSO4溶液中的Fe3＋，可加入CuO、Cu（OH）2等
配制或贮存易水解的盐溶液
配制贮存AlCl3溶液时，加入少量的______；AlCl3溶液不能用铁制容器保存，Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞试剂瓶保存
判断盐溶液蒸干灼烧后的产物
蒸干灼烧AlCl3溶液后的产物为______
净水剂原理
明矾净水，原理是________________________
胶体的制取
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，制备Fe（OH）3胶体，原理：________________
离子共存的判断
Al3＋、Fe3＋与CO、HCO、AlO不能大量共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2（SO4）3，原理：________________
去油污
用热碱水洗油污原理：________________
即时训练3 下列说法中正确的是______。
A．配制和贮存Fe2（SO4）3溶液时，常常加入少量硫酸，目的是抑制Fe3＋水解
B．加热蒸干MgCl2溶液，可得到MgCl2晶体
C．明矾净水与盐类水解有关
D．NaHSO4溶液显酸性，是因为NaHSO4溶于水发生了水解反应
E．在NH4Cl溶液中，c（NH）＝c（Cl－）
特别提示：盐类水解应用的复习不能死记硬背，应抓住盐类水解的本质及影响因素，运用化学平衡的观点进行分析解答。例如：加热蒸干FeCl3溶液，加热使FeCl3＋3H2OFe（OH）3＋3HCl向右移动，HCl易挥发，所以平衡又向右移动，随着Fe（OH）3的增多最后变成Fe（OH）3沉淀；加热蒸干Fe2（SO4）3溶液，加热使Fe2（SO4）3＋6H2O2Fe（OH）3＋3H2SO4向右移动，但H2SO4不挥发，所以随着平衡的右移H2SO4的浓度越来越大，H2SO4就抑制了Fe3＋的水解，所以Fe2（SO4）3的水解不能进行到底。
一、盐类水解的影响因素
1．影响盐类水解的主要因素
内因
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大（越弱越水解）
外因
温度
水解是吸热过程，故升高温度，水解程度增大，反之，则减小
浓度
增大盐溶液的浓度，水解平衡向右移动，但水解程度减小
加水稀释可以促进水解，使平衡右移，水解程度增大
酸碱度
向盐溶液中加入H＋，抑制阳离子的水解
向盐溶液中加入OH－，抑制阴离子的水解
2．盐类水解的规律
（1）越弱越水解（盐水解生成的弱酸或弱碱越弱，水解程度越大）。反之，水解越弱（盐的水解程度越小，对应水解生成的弱酸或弱碱相对较强）。常以此判断盐的水解程度的大小和弱碱或弱酸的相对强弱。
如等浓度的NaX、NaY、NaZ三种盐溶液，pH依次增大，则酸性HX＞HY＞HZ。
（2）相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如CO＞HCO。
（3）相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如NH的水解：（NH4）2CO3＞（NH4）2SO4＞（NH4）2Fe（SO4）2。
【例1－1】 下列说法中正确的是______。
A．醋酸钠水解的平衡常数Kh随温度升高而减小
B．0.5 mol·L－1醋酸钠溶液pH为m，其水解的程度为a；1 mol·L－1醋酸钠溶液pH为n，水解的程度为b，则m＜n、a＞b
C．Na2SO3溶液中，加入少量NaOH固体，c（SO）与c（Na＋）均增大
D．升高温度，0.10 mol·L－1 Na2SO3溶液的pH降低
E．均为0.10 mol·L－1 NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液，c（NH）前者小于后者
F．向醋酸钠溶液中滴入酚酞溶液，加热后若红色加深，证明盐类的水解是吸热的
G．25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中，c（OH－）后者大于前者
方法归纳
盐类水解属于化学平衡，其平衡移动也符合勒夏特列原理，在记忆和分析时要紧密联系化学平衡。
【例1－2】 在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法中正确的是（　　）。
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
二、溶液中离子浓度大小比较
1．比较方法
判断溶液中微粒浓度的大小常用方法：“一个比较”“两个微弱”“三个守恒”。
（1）“一个比较”
同浓度的弱酸（或弱碱）的电离能力与对应的强碱弱酸盐（或对应强酸弱碱盐）的水解能力。
①根据题中所给信息：如果是电离能力大于水解能力，例：CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，所以等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液等体积混合后溶液显酸性；同理NH3·H2O的电离程度大于NH水解的程度，等浓度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等体积混合后溶液显碱性。
②根据题中所给信息：如果是水解能力大于电离能力，例：HClO的电离程度小于ClO－的水解程度，所以等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性；反之，如果等浓度的HClO与NaClO溶液等体积混合后溶液显碱性，可知HClO的电离程度小于ClO－的水解程度。
③酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐的电离能力和水解能力哪一个更强。如在NaHCO3溶液中，HCO的水解能力大于电离能力，故溶液显碱性。
（2）“两个微弱”
①弱电解质（弱酸、弱碱、水）的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸中：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
H2OOH－＋H＋
在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：
c（CH3COOH）＞c（H＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）。
②弱酸根或弱碱阳离子的水解是很微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如在稀NH4Cl溶液中：
NH4Cl===NH＋Cl－
NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
H2OOH－＋H＋
所以在NH4Cl的溶液中微粒浓度由大到小的顺序是：
c（ Cl－）＞c（NH）＞c（H＋）＞c（NH3·H2O ）＞c（OH－）。
（3）“三个守恒”
如在Na2CO3溶液中：
Na2CO3===2Na＋＋CO
CO＋H2OHCO＋OH－
HCO＋H2OH2CO3＋OH－
H2OOH－＋H＋
①电荷守恒：c（Na＋）＋c（H＋）＝ 2c（CO）＋c（HCO）＋c（OH－）
②物料守恒：c（Na＋） ＝2c（CO）＋2c（HCO）＋2c（H2CO3）
上述两个守恒相加或相减可得：
③质子守恒：c（OH－）＝c（H＋）＋c（HCO）＋2c（H2CO3）
2．常见类型
（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，c（H＋）＞c（H2PO）＞c（HPO）＞c（PO）。
（2）多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中，c（Na＋）＞c（CO）＞c（OH－）＞c（HCO）。
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，c（NH）由大到小的顺序是③＞①＞②。
（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。如在含0.1 mol·L－1的NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）。在该溶液中，NH3·H2O电离程度大于NH的水解程度，溶液呈碱性：c（OH－）＞c（H＋），同时c（NH）＞c（Cl－）。
【例2－1】 （改编自2011江苏化学）下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（　　）。
A．在0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c（Na＋）＞c（HCO）＞c（CO）＞c（H2CO3）
B．在0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中：c（OH－）－c（H＋）＝c（HCO）＋c（H2CO3）
C．向0.2 mol·L－1 NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol·L－1 NaOH溶液：c（CO）＞c（HCO）＞c（OH－）＞c（H＋）
D．常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH＝7，c（Na＋）＝0.1 mol·L－1]：c（Na＋）＝c（CH3COO－）＞c（CH3COOH）＞c（H＋）＝c（OH－）
【例2－2】 有4种混合溶液，分别由等体积0.1 mol·L－1的两种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl；②CH3COONa与NaOH；③CH3COONa与NaCl；④CH3COONa与NaHCO3。下列各项排序正确的是（　　）。
A．pH：②＞③＞④＞①
B．c（CH3COO－）：②＞④＞③＞①
C．溶液中c（H＋）：①＞③＞②＞④
D．c（CH3COOH）：①＞④＞③＞②
方法归纳
比较溶液中微粒浓度大小时，特别是混合溶液，首先分析溶液中的微粒种类，然后根据守恒进行解答，如果得不到结论，再考虑电离、水解的强弱。
水解反应的实验探究
盐类的水解反应为中和反应的逆反应，故盐类水解反应为吸热反应。
由于中和反应是趋于完全的反应，所以盐类水解一般程度很小，且存在水解平衡，利用实验可以探究盐类水解反应的特点。
【实验典例】
如图所示，三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。
（1）含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显红色的原因为____________________。
（2）实验过程中发现烧瓶①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________。
A．水解反应为放热反应
B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3溶于水时放出热量
D．NH4NO3溶于水时吸收热量
（3）常温下，某Na2CO3溶液中滴入酚酞，溶液呈红色。则该溶液呈________性。在分析该溶液遇酚酞呈红色的原因时，甲同学认为是配制溶液所用的纯碱样品中混有NaOH所致；乙同学认为是溶液中Na2CO3电离出的CO水解所致。请你设计一个简单的实验方案给甲和乙两位同学的说法以评判（包括操作、现象和结论）____________________________________。
1．（高考集萃）下列叙述中正确的是________。
A．（2012广东理综）对于常温下pH为2的盐酸，c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－）
B．（2012广东理综）对于常温下pH为2的盐酸与等体积0.01 mol·L－1乙酸钠溶液混合后所得溶液中：c（Cl－）＝c（CH3COO－）
C．（2012广东理综）1 L 0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中含有0.1NA个HCO
D．（2012海南化学）将三氯化铁溶液蒸干，可制得无水三氯化铁
E．（2012天津理综）含1 mol KOH的溶液与1 mol CO2完全反应后，溶液中c（K＋）＝c（HCO）
F．（2012天津理综）在CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH，可使c（Na＋）＝c（CH3COO－）
2．下列说法中正确的是（　　）。
A．向醋酸钠溶液中加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（OH－）
B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动
C．FeCl3溶液和Fe2（SO4）3溶液加热蒸干、灼烧都得到Fe2O3
D．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中离子浓度关系：c（Na＋）＞c（CO）＞c（OH－）＞c（HCO）＞c（H＋）
3．（2012上海闵行三模）室温时，等体积0.1 mol·L－1的下列水溶液，分别达到平衡。
①醋酸溶液：CH3COOHCH3COO－＋H＋；
②醋酸钠溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
有关叙述中正确的是（　　）。
A．加入等体积水后，只有②中平衡向右移动
B．加入等体积水后，①中c（OH－）增大，②中c（OH－）减小
C．①和②中，由水电离出的c（H＋）相等
D．c（CH3COOH）与c（CH3COO－）之和：①＞②
4．（2012湖北重点中学联考）下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（　　）。
A．常温下，在pH＝8的HCOONa溶液中：c（Na＋）－c（HCOO－）＝9.9×10－7 mol·L－1
B．Na2CO3溶液中：c（Na＋）＝2c（CO）＋2c（HCO）
C．室温下，由pH＝1的CH3COOH溶液与pH＝13的NaOH溶液等体积混合，溶液中离子浓度大小的顺序为：c（Na＋）＞c（CH3COO－）＞c（OH－）＞c（H＋）
D．0.1 mol·L－1的NaHC2O4溶液，其pH＝4，则c（HC2O）＞c（H＋）＞c（H2C2O4）＞c（C2O）
5．（1）铈（Ce）是地壳中含量最高的稀土元素。在加热条件下CeCl3易发生水解，无水CeCl3可用加热CeCl3·6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中NH4Cl的作用是________________________________________________________________________。
（2）Na2S溶液中离子浓度由大到小的顺序为______，向该溶液中加入少量固体CuSO4，溶液pH______（填“增大”“减小”或“不变”）。
（3）灭火器中盛装的是Al2（SO4）3溶液和NaHCO3，使用时把两者混合即可生成CO2，产生CO2的原因是____________________________________________（写离子方程式）。
6．（1）（2012浙江理综）在空气中直接加热CuCl2·2H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是__________________（用化学方程式表示）。由CuCl2·2H2O晶体得到纯的无水CuCl2的合理方法是______________________________________________________________。
（2）（2012福建理综）能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋OH－水解平衡的事实是______（填序号）。
A．滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
（3）（2012北京理综）直接排放含SO2的烟气会形成酸雨，危害环境。利用钠碱循环法可脱除烟气中的SO2。吸收液吸收SO2的过程中，pH随n（SO）∶n（HSO）变化关系如下表：
n（SO）∶n（HSO）
91∶9
1∶1
1∶91
pH
8.2
7.2
6.2
①由上表判断NaHSO3溶液显________性，用化学平衡原理解释：_______________。
②当吸收液呈中性时，溶液中离子浓度关系正确的是（选填字母）________。
a．c（Na＋）＝2c（SO）＋c（HSO）
b．c（Na＋）＞c（HSO）＞c（SO）＞c（H＋）＝c（OH－）
c．c（Na＋）＋c（H＋）＝c（SO）＋c（HSO）＋c（OH－）
参考答案
基础梳理整合
一、1.水电离出来的H＋或OH－　弱电解质
2．水电离的H＋　弱酸　水电离的OH－　弱碱　≠　NH3·H2O
Cu(OH)2　Fe(OH)2　Fe(OH)3　HCO　HSO　HS－　CH3COOH
3．(1)动　(2)吸　(4)弱酸根或弱碱阳　易
4．(1)↓　↑　Cu(OH)2＋2H＋　NH3·H2O＋H＋
(2)HCO＋OH－　H2CO3＋OH－
即时训练1
答案：(1)①④　②⑥⑧　③⑤⑦
(2)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
S2－＋H2OHS－＋OH－，HS－＋H2OH2S＋OH－
二、1.强　2.促进　抑制　抑制
即时训练2
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
向右　增加　减小　增大　颜色加深　向左　增加　减小　减小　颜色变浅　向右　增加　增大　增大　颜色变浅　向左　减少　增大　减小　颜色变浅　向右　减少　增大　增大　红褐色沉淀，有无色气体产生
三、酸　NH＋H2ONH3·H2O＋H＋　H2　盐酸　Al2O3
Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋　Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋　Al3＋＋3HCOAl(OH)3↓＋3CO2↑　CO＋H2OHCO＋OH－
即时训练3
AC
核心归纳突破
【例1－1】 答案：BCEFG
解析：A选项，水解是吸热反应，Kh随温度升高而增大，错误；B选项，浓度越稀水解程度越大，所以a＞b、醋酸钠浓度越大碱性越强，所以m＜n，正确；C选项，加入少量NaOH，c(OH－)增大，使平衡SO＋H2OHSO＋OH－左移，c(SO)增大，正确；E选项，NH4HSO4电离生成的H＋，使平衡NH＋H2ONH3·H2O＋H＋左移，c(NH)增大，正确；G选项，CO的水解程度远远大于HCO的，正确。
【例1－2】 B　解析：平衡常数仅与温度有关，故稀释时不变，A项错； CO2通入水中，相当于生成H2CO3，可以与OH－反应，而促进平衡正向移动，B项正确；升温，促进水解，平衡正向移动，是增大的，C错误；加入NaOH导致碱性增强，pH增大，D错误。
【例2－1】 D　解析：A选项，单一溶液，用电离、水解方程式及程度进行比较，NaHCO3溶液显碱性，所以HCO＋H2OH2CO3＋OH－的程度大于HCOCO＋H＋，即溶液中的c(H2CO3)＞c(CO)，错误；B选项为等式，首先想到守恒，物料守恒c(Na＋)＝2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]减去电荷守恒c(H＋)＋c(Na＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)可知c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)，错误；C选项，相互反应后为物质的量浓度相同的Na2CO3和NaHCO3溶液，CO的水解程度大于HCO的水解程度，所以c(HCO)＞c(CO)，错误。
【例2－2】 B　解析：本题考查盐类水解知识的应用。①CH3COONa与HCl反应后生成CH3COOH和NaCl，其溶液呈酸性。②CH3COONa与NaOH的混合溶液，OH－抑制CH3COO－水解，溶液呈强碱性。③CH3COONa与NaCl的混合溶液，CH3COONa水解溶液呈碱性。④CH3COONa与NaHCO3的混合溶液，NaHCO3水解呈碱性，HCO水解能力大于CH3COO－的水解能力，HCO水解对CH3COONa水解有一定的抑制作用。选项A，④中的pH大于③中的pH，错误。选项B，②中由于OH－对CH3COO－水解抑制作用强，其c(CH3COO－)最大，④中HCO水解对CH3COO－水解有一定抑制作用，c(CH3COO－)较大，①中生成了CH3COOH，c(CH3COO－)最小，故正确。选项C，②中c(H＋)最小，错误。选项D，③中c(CH3COOH)大于④中c(CH3COOH)，错误。
实验探究拓展
答案：(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，使溶液显碱性　(2)B、D　(3)碱　向红色溶液中加入足量BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，红色褪去说明乙正确(其他试剂合理也可)
解析：(1)CH3COONa中CH3COO－发生水解，使溶液呈碱性，酚酞遇碱显红色。(2)生石灰与水剧烈反应且放出大量热，根据烧瓶①中溶液红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热反应，同时烧瓶③中溶液红色变浅，则说明NH4NO3晶体溶于水时吸收热量。设计实验应从能除去CO但不能影响OH－的角度考虑。
演练巩固提升
1．AF　解析：A选项，依据电荷守恒可知正确；B选项，由于n(HCl)＝n(CH3COONa)，依据物料守恒可知c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，错误；C选项，HCO既电离又水解，所以小于0.1NA个HCO，错误；E选项，1 mol KOH 与1 mol CO2反应恰好生成1 mol KHCO3，HCO既电离又水解，c(K＋)＞c(HCO)，错误；CH3COONa溶液显碱性，加适量CH3COOH可使溶液显中性，c(H＋)＝c(OH－)，由电荷守恒知c(Na＋)＝c(CH3COO－)。
2．D　解析：A选项，依据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)可知错误；B选项，由水解是吸热反应可知错误；C选项，Fe2(SO4)3＋6H2O2Fe(OH)3＋3H2SO4，硫酸不挥发，所以水解不能进行到底，错误；D选项，最后为Na2CO3溶液，依据Na2CO3===2Na＋＋CO、CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－及H2OH＋＋OH－可知D正确。
3．B　解析：B选项，①溶液显酸性，加水稀释c(H＋)减小，依据KW＝c(H＋)·c(OH－)，可知c(OH－)增大，②溶液显碱性，加水稀释c(OH－)减小，正确；C选项，①是抑制水的电离、②是促进水的电离，错误；D选项，依据物料守恒可知①和②中c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.1 mol·L－1，错误。
4．A　解析：A选项，依据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，可知c(Na＋)－c(HCOO－)＝c(OH－)－c(H＋)＝10－6 mol·L－1－10－8 mol·L－1，正确；B选项，依据物料守恒c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，错误；C选项，混合后溶液呈酸性，错误；D选项，溶液呈酸性可知HC2OC2O＋H＋程度大于HC2O＋H2OH2C2O4＋OH－程度，所以c(C2O)＞c(H2C2O4)，错误。
5．答案：(1)分解出HCl气体，抑制CeCl3水解
(2)Na＋＞S2－＞OH－＞HS－＞H＋　减小
(3)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
解析：(1)由“加热条件下CeCl3易发生水解”，可知CeCl3水解会生成HCl，NH4Cl受热分解生成氨气和HCl，从而抑制CeCl3水解；
(2)写出Na2S溶液中所有的电离、水解方程式：Na2S===2Na＋＋S2－、S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－、H2OH＋＋OH－，根据盐类水解和水的电离都比较微弱，即可解答；Cu2＋与S2－反应，使S2－＋H2OHS－＋OH－左移，pH降低(或硫酸铜溶液水解呈酸性，所以加入后酸性增强)。
6．答案：(1)CuCl2·2H2OCu(OH)2＋2HCl↑(其他合理答案也可)　在干燥的HCl气流中加热脱水
(2)C
(3)①酸　HSO中存在：HSOH＋＋SO和HSO＋H2OH2SO3＋OH－，HSO电离程度大于其水解程度　②ab
解析：(2)向Na2SO3溶液中加入H2SO4溶液，硫酸显酸性，不论是否存在平衡，均可使溶液酸性增强，溶液红色褪去；氯水具有强氧化性，能漂白一些有色物质；向Na2SO3溶液中加入BaCl2溶液，发生反应使溶液中的SO浓度降低，平衡向逆反应方向移动，使c(OH－)减小，只有C可以说明；(3)①由表给数据n(SO)∶n(HSO)＝9∶91时，溶液pH＝6.2，所以亚硫酸钠溶液显酸性。亚硫酸钠溶液中存在两种趋势，电离趋势使溶液显酸性，水解趋势使溶液显碱性，溶液显酸性显而易见是电离趋势大于水解趋势的结果；②由表给数据n(SO)∶n(HSO)＝1∶1时，溶液pH＝7.2，可知吸收液显中性时，溶液中c(SO)＜c(HSO)，所以b正确；依据电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)及c(H＋)＝c(OH－)可知，a正确，c错误。

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