新高考化学考点一轮复习全国通用学案第8章第3节盐类的水解水溶液中的图像

第三节 盐类的水解 水溶液中的图像 [课标解读] 1.了解盐类水解的原理。 2.了解影响盐类水解的主要因素。 3.了解盐类水解的应用。 4.能正确书写盐类水解的化学方程式或离子方程式。 5.水溶液中粒子浓度的比较。 盐类的水解原理及规律 知识梳理 1．盐类的水解原理 (1)定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的 H＋或 OH－结合生成弱电解质 的反应。 (2)实质 ―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液不再呈中性。 (3)特点 (4)水解常数(Kh) A － ＋ H2O HA ＋ OH － 的 水 解 常 数 表 达 式 Kh ＝ cHA·cOH－ cA－ ＝ cHA·cOH－·cH＋ cA－·cH＋ ＝Kw Ka ，若 25 ℃，HA 的 Ka 为 1×10－6 则 A－的水解常数 Kh 为 1×10－8。 2．盐类的水解规律 盐的类 型 实例 是否 水解 水解的离子 溶液 的酸 溶液的 pH(常温 下) 碱性 强酸强 碱盐 NaCl、KNO3 否 — 中性 ＝7 强酸弱 碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 是 NH＋ 4 、Cu2＋ 酸性 7 注意：水解规律熟记口诀： 有弱才水解，无弱不水解； 越弱越水解，谁强显谁性； 同强显中性，同弱不确定。 这里说的“弱”指的是弱酸根离子或弱碱阳离子。 [辨易错] (1)盐溶于水显酸性是因为盐发生了水解。 ( ) (2)NH4Cl、CH3COONa 投入水中，均促进了水的电离。 ( ) (3)能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈中性。 ( ) (4)25 ℃，pH＝4 的盐溶液中水电离出的 c(H＋)一定为 1×10－4 mol·L－1。 ( ) (5)常温下，pH＝10 的 CH3COONa 溶液与 pH＝4 的 NH4Cl 溶液，水的电 离程度相同。 ( ) (6)25 ℃，0.1 mol·L－1 的 CH3COONa 与 0.1 mol·L－1 的 NaHCO3 溶液前者 pH 高。 ( ) [答案] (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)√ (6)× 3．酸式盐在水中的性质 (1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。 (2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程 度的相对大小。 ①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。常见的有 NaHCO3、NaHS、 Na2HPO4 等。 ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。常见的有 NaHSO3、NaH2PO4 等。 4．水解离子方程式的书写 (1)书写形式 在书写盐类水解方程式时一般要用“ ”号连接，产物不标“↑”或 “↓”，用离子方程式表示为盐中的弱离子＋水 弱酸(或弱碱)＋OH－(或 H ＋)。 (2)书写规律 ①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如 NH3·H2O、 H2CO3)也不写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离 子方程式，如 Na2CO3 的水解离子方程式：CO2－ 3 ＋H2O HCO－ 3 ＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如 FeCl3 的水解离子方程式：Fe3 ＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。 ④水解分别是酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大生成气体或 沉淀的，书写时要用“===”“↑”“↓”；但水解不生成气体或沉淀，水解不 完全的， 书写 仍用“ ”。如 2Al3 ＋ ＋3CO 2－ 3 ＋3H2O===2Al(OH)3↓＋ 3CO2↑；CH3COO－＋NH＋ 4 ＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。 [深思考] 按要求写出离子方程式或电离方程式 (1)AlCl3 显酸性_____________________________________。 (2)Na2S 显碱性______________________________________。 (3)NaAlO2 显碱性____________________________________。 (4)FeCl3 溶液与 Na2CO3 溶液混合______________________。 (5)NaHCO3 溶液显碱性_______________________________。 NaHSO3 溶液显酸性________________________________。 (6)对于易溶于水的正盐 MnRm 溶液，若 pH>7，其原因是____________ ____________(用离子方程式说明，下同)；若 pH7，则 AOH、BOH、HC、HD 的电离常数大小顺 序为____________________(用化学式表示)。 [答案] BOH＝HD>HC＝AOH 2．为探究纯碱溶液呈碱性是由 CO 2－ 3 引起的，请你设计一个简单的实验方 案：__________________________。 [答案] 向纯碱溶液中滴入酚酞溶液，溶液显红色；若再向该溶液中滴入过 量氯化钙溶液，产生白色沉淀，且溶液的红色褪去。则可以说明纯碱溶液呈碱 性是由 CO 2－ 3 引起的 3．氯化铵和氯化锌做除锈剂的原理是_______________________。 [答案] NH ＋ 4 和 Zn2＋在水中发生水解反应，溶液呈酸性 ◎命题点 1 盐类水解的原理与离子方程式 1．常温下，浓度均为 0.1 mol·L－1 的下列四种盐溶液，其 pH 测定如表所示： 序号 ① ② ③ ④ 溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO pH 8.8 9.7 11.6 10.3 下列说法正确的是( ) A．四种溶液中，水的电离程度：①>②>④>③ B．Na2CO3 和 NaHCO3 溶液中，粒子种类相同 C．将等浓度的 CH3COOH 和 HClO 溶液比较，pH 小的是 HClO D．③溶液中水电离出的 c(OH－)＝1×10－11.6 mol·L－1 B [A 项，水的电离程度应为③>④>②>①，错误；C 项，酸性 CH3COOH 强于 HClO，pH 小的为 CH3COOH，错误；D 项，Na2CO3 促进水电离，c(OH－)H2O ＝1×10－2.4 mol·L－1，错误。] 2．25 ℃时浓度都是 1 mol·L－1 的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX 溶液的 pH＝7 且溶液中 c(X－)＝1 mol·L－1，BX 溶液的 pH＝4，BY 溶液的 pH ＝6。下列说法正确的是( ) A．电离平衡常数 K(BOH)小于 K(HY) B．AY 溶液的 pH 小于 BY 溶液的 pH C．稀释相同倍数，溶液 pH 变化：BX 等于 BY D．将浓度均为 1 mol·L－1 的 HX 和 HY 溶液分别稀释 10 倍后，HX 溶液的 pH 大于 HY A [由题给条件可以推出 AX 是强酸强碱盐，BX 为强酸弱碱盐，BY 为弱 酸弱碱盐，AY 为强碱弱酸盐。1 mol·L－1 BY 溶液的 pH＝6，说明电离平衡常数 K(BOH)H2CO3>HCO － 3 可 知 同 浓 度 的 CH3COONa 、 NaHCO3、Na2CO3 的水解程度依次增大，pH 依次增大。 (2)外界因素对盐类水解的影响 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加 酸、 碱 加酸 弱碱阳离子的水解程度减小；弱酸根阴离子的水 解程度增大 加碱 弱酸根阴离子的水解程度减小；弱碱阳离子的水 解程度增大 外加 其他 盐 水解形式相同的 盐 相互抑制(如 NH4Cl 中加 FeCl3) 水解形式相反的 盐 相互促进[如 Al2(SO4)3 中加 NaHCO3] [辨易错] (1)Na2CO3 溶液中加水稀释，CO 2－ 3 的水解平衡右移，n(OH－)增大，碱性增 强。 ( ) (2)CH3COONa 溶液中加入少量冰醋酸，冰醋酸与 CH3COO－水解生成的 OH－反应，促进了 CH3COO－的水解。 ( ) (3)因为 0.1 mol·L－1 Na2CO3 溶液的 pH 大于 0.1 mol·L－1 Na2SO3 溶液的 pH 故可推知酸性 H2CO3HClO>H2CO3(二级电离平衡常数) D．0.1 mol·L－1 NaF 溶液中加入 Na2CO3，F－的水解程度变大 C [A 项，加热促进盐水解，pH>9.7，错误；B 项，加水稀释碱性变弱， pH 变小，错误；C 项，水解程度越大，pH 越大，相应的酸越弱，正确；D 项， 加 Na2CO3，抑制 F－水解，错误。] 2．(2021·广东选择考适应性测试，T15)水体中重金属铅的污染问题备受关注。 溶液中 Pb2＋及其与 OH－形成的微粒的浓度分数α随溶液 pH 变化的关系如图所 示。已知 NH3·H2O 的 Kb＝1.74×10－5。向 Pb(NO3)2 溶液中滴加氨水，关于该过 程的说法正确的是( ) A．Pb2＋的浓度分数先减小后增大 B．c(NO－ 3 )与 c(Pb2＋)的比值先增大，pH>10 后不变 C．pH＝7 时，存在的阳离子仅有 Pb2＋、Pb(OH)＋和 H＋ D．溶液中 Pb2＋与 Pb(OH)2 浓度相等时，氨主要以 NH ＋ 4 的形式存在 D [由图示可知，Pb2＋与 OH－依次形成 Pb(OH)＋、Pb(OH)2、Pb(OH)－ 3 、 Pb(OH)2－ 4 四种微粒，据此分析。 A．随着 pH 的增大，Pb2＋的浓度分数逐渐减小，当 pH＝10 时，Pb2＋的浓 度分数减小为 0，A 错误；B.NO － 3 与 Pb2＋在同一溶液中，c(NO－ 3 )与 c(Pb2＋)的比 值等于其物质的量之比，滴加氨水过程中，随着 pH 的增大，n(Pb2＋)逐渐减小， n(NO－ 3 )不变，n(NO－ 3 )与 n(Pb2＋)的比值增大，故 c(NO－ 3 )与 c(Pb2＋)的比值增大， pH>10，c(Pb2＋)减小为 0 时，比值无意义，B 错误；C.当 pH＝7 时，根据图示 可知，溶液中存在的阳离子有 Pb2＋、Pb(OH)＋、H＋以及 NH＋ 4 ，C 错误；D.当溶 液中 Pb2＋与 Pb(OH)2 浓度相等时，由图可知，此时溶液 pH 约等于 8，由 NH3·H2O 电 离 常 数 Kb ＝ cNH＋ 4 ·cOH－ cNH3·H2O ＝ 1.74×10 － 5 ， 则 cNH＋ 4  cNH3·H2O ＝ Kb cOH－ ＝ 1.74×10－5 1.0×10－6 ＝17.4，故溶液中氨主要以 NH ＋ 4 形式存在，D 正确。] 3．下列有关问题与盐的水解有关的是( ) ①NH4Cl 与 ZnCl2 溶液可作焊接金属时的除锈剂 ②NaHCO3 与 Al2(SO4)3 两种溶液可作泡沫灭火剂 ③草木灰与铵态氮肥不能混合施用 ④实验室中盛放 Na2CO3 溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 ⑤加热蒸干 CuCl2 溶液得到 Cu(OH)2 固体 ⑥要除去 FeCl3 溶液中混有的 Fe2＋，可先通入氧化剂 Cl2，再调节溶液的 pH A．①②③ B．②③④ C．①④⑤ D．①②③④⑤ [答案] D ◎命题点 2 盐类水解的实验探究 4．已知：[FeCl4(H2O)2]－为黄色，溶液中可以存在可逆反应：Fe3＋＋4Cl－ ＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－，下列实验所得结论不正确的是( ) ① ② ③ ④ 加热前溶液为 浅黄色，加热后 颜色变深 加热前溶液接近 无色，加热后溶液 颜色无明显变化 加入 NaCl 后，溶 液立即变为黄色， 加热后溶液颜色 变深 加热前溶液为黄 色，加热后溶液颜 色变深 注：加热为微热，忽略体积变化。 A．实验①中，Fe2(SO4)3 溶液显浅黄色原因是 Fe3＋水解产生了少量 Fe(OH)3 B．实验②中，酸化对 Fe3＋水解的影响程度大于温度的影响 C．实验③中，加热，可逆反应：Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－ 正向移动 D．实验④，可证明升高温度，颜色变深一定是因为 Fe3＋水解平衡正向移动 D [实验④升高温度水解平衡与 Fe3＋＋4Cl－＋2H2O [FeCl4(H2O)2]－平 衡均可能移动使颜色加深，故 D 项不正确。] 5．(2020·泰州模拟)10 ℃时加热 NaHCO3 饱和溶液，测得该溶液的 pH 发生 如下的变化： 温度(℃) 10 20 30 加热煮沸后冷却到 50 ℃ pH 8.3 8.4 8.5 8.8 (1)甲同学认为，该溶液的 pH 升高的原因是 HCO － 3 的水解程度增大，故碱 性增强，该水解反应的离子方程式为_______________。 (2)乙同学认为，溶液 pH 升高的原因是 NaHCO3 受热分解，生成了 Na2CO3， 并推断 Na2CO3 的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3，该分解 反应的化学方程式为______________________。 (3)丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为： ①只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂 BaCl2 溶液，若产生沉淀，则乙 判断正确。原因是______________________(用离子方程式表示)。 能不能选用 Ba(OH)2 溶液？______(填“能”或“不能”)。 ②将加热后的溶液冷却到 10 ℃，若溶液的 pH________8.3(填“大于”“小 于”或“等于”)，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。 [ 解 析 ] (1)NaHCO3 发 生 水 解 反 应 的 离 子 方 程 式 为 HCO － 3 ＋ H2O H2CO3＋OH－；(2)加热时，NaHCO3 可分解生成 Na2CO3，Na2CO3 水 解 程 度 比 NaHCO3 大 ， 溶 液 碱 性 较 强 ； 该 分 解 反 应 的 化 学 方 程 式 为 2NaHCO3===== △ Na2CO3＋CO2↑＋H2O；(3)①在加热煮沸的溶液中加入足量的 BaCl2溶液，若产生沉淀，则NaHCO3受热分解，原因是Ba2＋＋CO2－ 3 ===BaCO3↓； 不能用加入 Ba(OH)2 溶液的方法判断，原因是 Ba(OH)2 溶液与碳酸钠、碳酸氢 钠都会发生反应产生 BaCO3 沉淀，因此不能确定物质的成分；②将加热后的溶 液冷却到 10 ℃，若溶液的 pH 等于 8.3，则甲正确；若 pH>8.3，则乙正确。 [ 答 案 ] (1)HCO － 3 ＋ H2O H2CO3 ＋ OH － (2) 大 于 2NaHCO3===== △ Na2CO3＋CO2↑＋H2O (3)①Ba2＋＋CO2－ 3 ===BaCO3↓ 不能 ② 等于 甲(或大于 乙) 溶液中粒子浓度的比较 知识梳理 1．理解“两大理论”，构建思维基点 (1)电离理论——弱电解质的电离是微弱的 ①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的粒子都非常少，同时还要考虑水 的电离。 如氨水中：NH3·H2O、NH＋ 4 、OH－、H＋浓度的大小关系是 c(NH3·H2O)> c(OH－)>c(NH＋ 4 )>c(H＋)。 ②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一步电离(第一步电离程度远 大于第二步电离)。 如在 H2S 溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是 c(H2S)>c(H＋) >c(HS－)>c(S2－)。 (2)水解理论——弱电解质离子的水解是微弱的 ①弱电解质离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电 离，故水解后酸性溶液中 c(H＋)或碱性溶液中 c(OH－)总是大于水解产生的弱电 解质溶液的浓度。 如 NH4Cl 溶液中：NH ＋ 4 、Cl － 、NH3·H2O、H ＋ 的浓度大小关系是 c(Cl －)>c(NH＋ 4 )>c(H＋)>c(NH3·H2O)。 ②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解。 如 在 Na2CO3 溶 液 中 ： CO 2－ 3 、 HCO － 3 、 H2CO3 的 浓 度 大 小 关 系 应 是 c(CO2－ 3 )>c(HCO－ 3 )>c(H2CO3)。 2．理解“三个守恒”，明确浓度关系 (1)电荷守恒 电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等 于所有阴离子的电荷总浓度。如 NaHCO3 溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－ 3 )＋ 2c(CO2－ 3 )＋c(OH－)。 (2)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守 恒。 ①单一 元 素 守 恒， 如 1 mol NH3 通 入 水 中 形 成 氨 水， 就 有 n(NH3)＋ n(NH3·H2O)＋n(NH＋ 4 )＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如 NaHCO3 溶液中：c(Na ＋ )＝c(H2CO3)＋c(HCO － 3 )＋ c(CO2－ 3 )，即钠元素与碳元素守恒。 (3)质子守恒(了解)：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存 在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。如 NaHCO3 溶液中： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO2－ 3 )＋c(OH－)。 注意：质子守恒可以通过电荷守恒与物料守恒加减得到。 3．同一溶液中不同粒子浓度大小比较模板 [模板一] MCl 溶液(MOH 为弱碱)，如 NH4Cl、NH4NO3 (1)大小关系：c(Cl－)>c(M＋)>c(H＋)>c(MOH)>c(OH－)。 (2)电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(M＋) (3)物料守恒：c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH) (4)质子守恒：c(MOH)＋c(OH－)＝c(H＋) [模板二] Na2R 溶液(H2R 为二元弱酸)，如 Na2CO3、Na2S、Na2C2O4 (1)大小关系：c(Na＋)>c(R2－)>c(OH－)>c(HR－)>c(H＋) (2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(R2－)＋c(HR－)＋c(OH－) (3)物料守恒：c(Na＋)＝2[c(R2－)＋c(HR－)＋c(H2R)] (4)质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HR－)＋2c(H2R) [模板三] NaHR 溶液(H2R 为二元弱酸) 如 pH7：NaHCO3、NaHS (1)大小关系 ①pHcHR－>cH＋ >cR2－>cOH－>cH2R ②pH>7：cNa＋>cHR－>cOH－ >cH2R>cH＋>cR2－ (2)电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HR－)＋2c(R2－)＋c(OH－)。 (3)物料守恒：c(Na＋)＝c(HR－)＋c(H2R)＋c(R2－)。 (4)质子守恒：c(H＋)＝c(R2－)＋c(OH－)－c(H2R)。 [模板四] MCl 与 MOH 混合液[n(MCl)∶n(MOH)＝1∶1] (1)大小关系 ①pH>7：cM＋>cCl－>cMOH >cOH－>cH＋ ②pHcCl－>cM＋> cH＋>cOH－ (2)物料守恒：2c(Cl－)＝c(M＋)＋c(MOH) [模板五] HR 与 NaR 的混合液[n(HR)∶n(NaR)＝1∶1] (1)大小关系： ①pHcNa＋>cHR> cH＋>cOH－ ②pH>7：cHR>cNa＋>cR－> cOH－>cH＋ (2)物料守恒：2c(Na＋)＝c(R－)＋c(HR) [模板六] 中和滴定曲线“五点”离子浓度比较 以向 10 mL 0.1 mol·L－1 的 HA 溶液中滴加 0.1 mol·L－1 的 NaOH 溶液为例 ⇒ a 点：离子浓度大小：cH＋>cA－>cOH－ b 点：离子浓度大小：cA－>cNa＋>cH＋>cOH－ c 点：离子浓度大小：cA－＝cNa＋>cH＋＝cOH－ d 点：离子浓度大小：cNa＋>cA－>cOH－>cH＋ e 点：离子浓度大小：cNa＋>cA－>cOH－>cH＋ ◎命题点 1 同一溶液中不同粒子浓度比较 1．常温下，将浓度均为 0.1 mol·L－1 的一元酸 HX 溶液和 NaOH 溶液等体 积混合后(忽略溶液体积变化)，测得溶液的 pH＝a。下列有关说法错误的是( ) A．若 a＝8，则此时溶液中：c(Na＋)－c(X－)＝9.9×10－7 mol·L－1 B．若 HX 为弱酸，混合后的溶液中：c(X－)＋c(HX)＝0.05 mol·L－1 C．若混合后 c(H＋)< Kw，则反应后的溶液中：c(Na＋)>c(X－)>c(OH－) D．若混合后 a＝7，则 0.1 mol·L－1 的 HX 溶液中：c(OH－)＋c(X－)c(X－)>c(OH－)， C 项正确；若混合后 a＝7，则 HX 为强酸，0.1 mol·L－1 的 HX 溶液中 c(X－)＝0.1 mol·L－1，c(X－)＋c(OH－)>0.1 mol·L－1，D 项错误。] 2．(2020·江苏南京师范大学苏州实验学校模拟)常温常压下，将 a mol CO2 气体通入含 b mol NaOH 的溶液中，下列对所得溶液的描述正确的是( ) A．2ac(CO2－ 3 )>c(OH－)>c(H＋) B．2a＝b 时，则一定存在：c(OH－)＝c(H2CO3)＋c(HCO－ 3 )＋c(H＋) C．bc(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－) C．P 点溶液中：c(NH＋ 4 )>2c(CH3COO－)＋c(NH3·H2O) D．Q 点溶液中：2c(Cl－)＝c(CH3COOH)＋c(NH＋ 4 ) B [一水合氨是弱电解质，电离程度较小，一水合氨电离导致溶液呈碱性， 水还电离出氢氧根离子，则存在 c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH＋ 4 )>c(H＋)，故 A 错误； N 点溶液中溶质为等物质的量浓度的一水合氨、氯化铵，混合溶液呈碱性，说明 一水合氨电离程度大于铵根离子水解程度，但是其电离和水解程度都较小，则 存在 c(NH＋ 4 )>c(Cl－)>c(NH3·H2O)>c(OH－)，故 B 正确；P 点溶液中溶质为等物质 的量浓度的氯化铵、醋酸铵和醋酸，溶液中存在物料守恒 c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O) ＝c(CH3COO － )＋c(CH3COOH)＝2c(Cl － )，存在电荷守恒 c(NH ＋ 4 )＋c(H ＋ )＝ c(CH3COO － ) ＋ c(Cl － ) ＋ c(OH － ) ， 溶 液 呈 酸 性 ， 则 c(H ＋ )>c(OH － ) ， c(NH＋ 4 )c(HClO) C．点③所示溶液中：c(Na＋)＝2c(ClO－)＋c(HClO) D．点④所示溶液中：c(Na＋)>c(ClO－)>c(Cl－)>c(HClO) C [①点表示 Cl2 缓慢通入水中但未达到饱和，电荷守恒式：c(H＋)＝c(Cl－) ＋c(ClO－)＋c(OH－)，A 错误；②点表示 Cl2 缓慢通入水中刚好达到饱和，HClO 是弱酸，部分电离，c(HClO)>c(ClO－)，则有 c(H＋)>c(Cl－)>c(HClO)>c(ClO－)， B 错误；③点溶液 pH＝7，电荷守恒式：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)＋c(OH －)，则 c(Na＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)，溶液中 c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(HClO)，所以 c(Na ＋)＝c(ClO－)＋c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(ClO－)＋c(HClO)＝2c(ClO－)＋c(HClO)，C 正 确；④点表示饱和氯水与 NaOH 溶液反应得到 NaCl、NaClO、NaOH，NaClO 部分水解，则 c(Cl－)>c(ClO－)，D 错误。] 溶液混合后溶液中粒子浓度比较思路 ◎命题点 2 不同溶液中同一粒子浓度比较 5．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： ①NH4Cl 与 CH3COONa(混合溶液呈中性) ②NH4Cl 与 HCl ③NH4Cl 与 NaCl ④NH4Cl 与 NH3·H2O(混合溶液呈碱性)。下列各项排序正确的是( ) A．pH：②＜①＜③＜④ B．溶液中 c(H＋)：①＜③＜②＜④ C．c(NH＋ 4 )：①＜③＜②＜④ D．c(NH3·H2O)：①＜③＜④＜② C [A 项，④呈碱性，①呈中性，③呈弱酸性，②呈强酸性，pH：②c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋) D [因己二酸的 Ka1>Ka2，根据电离常数表达式可知 pH 相同时 lg cX2－ cHX－c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2 时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) D [ ] [新题预测] 1．常温时，改变饱和氯水的 pH，得到部分含氯微粒的物质的量分数与 pH 的关系如图所示。下列叙述错误的是( ) A．该温度下，HClO H＋＋ClO－的电离常数为 Ka，则 lg Ka＝－7.54 B．氯水中的 Cl2、ClO－、HClO 均能与 KI 发生反应 C．pH＝1 的氯水中，c(Cl2)>c(Cl－ 3 )>c(HClO)>c(ClO－) D．已知常温下反应 Cl2(aq)＋Cl－(aq) Cl－ 3 (aq)的 K＝0.191，当 pH 增大 时，K 减小 D [反应 HClO H＋＋ClO－的电离常数 Ka＝cH＋·cClO－ cHClO ，由题图知 pH＝7.54 时，c(ClO－)＝c(HClO)，得出 Ka＝c(H＋)，则 lg Ka＝－pH＝－7.54， A 正确；Cl2、ClO－、HClO 均有强氧化性，能氧化 KI，B 正确；在题图中 pH ＝1 处作一条垂直于横轴的线，同一溶液的体积相同，含氯微粒的物质的量分数 越大，其相对应的微粒的浓度越大，可得出 c(Cl2)>c(Cl－ 3 )>c(HClO)>c(ClO－)，C 正确；K 只与温度有关，温度不变，K 不变，D 错误。] 2．已知 Ka(CH3COOH)＝1.7×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.7×10－5。常温下， 用 0.01 mol·L－1 氨水滴定 20 mL 浓度均为 0.01 mol·L－1 的 HCl 和 CH3COOH 混 合溶液，相对导电能力随加入氨水体积变化曲线如图所示。下列叙述错误的是 ( ) A．a 点的混合溶液中 c(CH3COO－)约为 1.7×10－5 mol·L－1 B．b 点的混合溶液中：c(CH3COOH)>c(NH＋ 4 ) C．c 点的混合溶液中：c(NH＋ 4 )＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)＋ c(CH3COOH) D．混合溶液 pH＝7 时，加入氨水体积大于 40 mL B [A 项，a 点溶液的 c(H＋)≈0.01 mol/L，c(CH3COOH)＝0.01 mol/L，根 据 Ka(CH3COOH)表达式可知 c(CH3COO－)≈1.7×10－5 mol/L，正确；B 项，b 点 混 合 液 中 有 NH4Cl 和 CH3COOH ， 二 者 的 浓 度 相 同 ， Kh(NH ＋ 4 ) ＝ 10－14 1.7×10－5