鹽類水解常見題型的解決技巧

【摘 要】鹽類水解這一知識點對高中理科生來說既熟悉又陌生，因為該知識點在考試中出題涉及面廣，考生難以把握拿高分。為了讓學(xué)生更好地掌握此類知識點，本文通過利用鹽類水解的相關(guān)知識，去解決對水的電離程度的影響和判斷、溶液中pH大小的比較、離子濃度大小的比較、離子共存及鹽溶液蒸干后產(chǎn)物的判斷等問題。

【關(guān)鍵詞】高中化學(xué) 鹽類水解 pH

【中圖分類號】G【文獻標(biāo)識碼】A

【文章編號】0450-9889（2015）06B-0118-02

隨著新課改不斷深入，在考試過程中的一些知識點考察要求學(xué)生達到“活學(xué)活用”的目的。其中以“鹽類水解”這個知識點為例，考試中經(jīng)常會涉及水解與弱電解質(zhì)電離、酸堿中和反應(yīng)、pH等知識，這些知識是學(xué)習(xí)過程中的易混點。其實不管是什么知識點，學(xué)生在高中三年中都要扎扎實實地打好基礎(chǔ)，對同類型的題目進行舉一反三地練習(xí)。只有這樣，才能讓自己做到熟能生巧。

本文根據(jù)鹽類水解的幾個常見高考考點總結(jié)一些解題思路，以便于讓學(xué)生熟悉并掌握高考常見題型的解決方法及技巧。

考點一：鹽類水解對水的電離程度的影響及判斷

水的電離平衡也是化學(xué)平衡的一種類型，所以，水的電離平衡的移動也符合勒夏特列原理。根據(jù)課文知識點可知，任何溶液中不論溫度高低，由水電離出的 H+與 OH― 的濃度始終相等，不管往純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡左移，若此時溫度不變，則 Kw不變。若往純水中加入強堿弱酸鹽或者強酸弱堿鹽，那么由于弱酸根或弱堿陽離子能結(jié)合水電離出的 H+ 或 OH―，使水的電離平衡右移，即可知鹽類的水解能促進水的電離。此外，溫度的改變也會影響水的電離平衡。

【例1】常溫時，將 10 mL 0.01 mol/L 硫酸溶液加水稀釋至 2000 mL，所得溶液由水電離出來的 c（H+）水 最接近于（ ）

A.1×10-11 mol/L

B.1×10-10 mol/L

C.1×10-8 mol/L

D.1×10-4 mol/L

【解析】稀釋后，溶液中 c（H+） = 0.01×2×10/2000 = 10-4 mol/L，根據(jù) Kw 公式，得

c（OH―）水 = 10-14/10-4 = 10-10 mol/L。故 c（H+）水 = c（OH―） = 10-10 mol/L。

【例2】常溫時，某溶液中由水電離出的 c（OH―）水=10-12 mol/L。向該溶液中滴入 2～3 滴甲基橙溶液后，溶液的顏色可能是（ ）

A.橙色 B.紅色

C.藍色 D.黃色

【解析】c（OH―）水=10-12 mol/L，這隱含著兩層意思：一是酸溶液中，c（H+）= 10-14/10-12=10-2 mol/L，pH=2；二是堿溶液中，pH=12。因此，滴入甲基橙后溶液的顏色可能顯紅色，也可能顯黃色。

考點二：溶液中 pH 大小的比較

我們根據(jù) pH 的定義可知，溶液 pH 計算的關(guān)鍵是確定溶液中 c（H+） 的大小，即酸性溶液必先確定溶液中 c（H+），堿性溶液必先確定 c（OH―），再由 c（H+）· c（OH―）= Kw 換算成 c（H+），然后進行 pH 的計算。同時要懂得分析不同類型的鹽溶液水解過程中的一般性規(guī)律。

【例3】正鹽 NaX，NaY，NaZ 等三種溶液物質(zhì)的量濃度相同，其溶液 pH 值分別為 7，8，9，則 NaX，NaY，NaZ 的酸性強弱的順序是 。

【解析】根據(jù)“越弱越水解”規(guī)律，當(dāng)鹽的濃度相同時，pH 值越大，則對應(yīng)離子的水解程度越大，所以酸性：NaX>NaY>NaZ。

【例4】向三份0.1 mol/L CH3COONa溶液中分別加入少量 NH4Cl，Na2SO4，Na2CO3 固體（忽略溶液體積變化），則溶液中 PH 的變化依次為（ ）

A.減小、增大、減小

B.增大、不變、減小

C.減小、不變、增大

D.增大、減小、增大

【解析】答案：C。CH3COONa 溶液中因為 CH3COO- 水解而顯堿性，加入 NH4Cl 后，提供 NH4+ 水解顯酸性，使得溶液 PH 減小；因為 Na2SO4 屬于強酸強堿鹽，溶于水后呈中性，不影響溶液的 pH 變化；加入 Na2CO3 后，提供 CO32- 水解顯堿性，使得溶液 PH 增大，故選 C。

考點三：鹽溶液離子濃度大小的比較

遇到該知識點的考查時，要注意運用“一個比較、兩個微弱、三個守恒”理論來解題。“一個比較”即注意比較同濃度的弱酸（或者弱堿）的電離能力與對應(yīng)的強堿弱酸鹽（或者對應(yīng)強酸弱堿鹽）的水解能力大小。“兩個微弱”即要注意若電解質(zhì)的電離是微弱的，且水的電離能力遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱酸和弱堿的電離能力；弱酸根或是弱堿陽離子的水解是很微弱的，但水的電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于鹽的水解程度。“三個守恒”即是指利用電荷守恒、物質(zhì)守恒和質(zhì)子守恒來分析解答。

【例5】常溫下，請比較 NH4Cl 溶液中的離子濃度大小關(guān)系：

【解析】 NH4Cl 屬于強電解質(zhì)，在溶液中完全電離出等量的 NH4+ 和 Cl-，但 NH4+ 會水解生成 OH- 和 NH3·H2O，又加上水本身能微弱電離出 H+ 和 OH―，所以有 c（Cl-）>c（NH4+） >c（OH-）>c（H+）。

【例6】（2007年高考四川理綜）在 25 ℃時，將 pH = 11 的 NaOH 溶液與 pH = 3 的 CH3COOH 溶液等體積混合后，下列關(guān)系式中正確的是（ ）

A.c（Na+）= c（CH3COO-）+c（CH3COOH）

B.c（H+）= c（CH3COO-）+c（OH-）

C.c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）

D.c（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）

【解析】答案：D。分析知混合后的溶液為 CH3COONa 和 CH3COOH 的混合液，且 CH3COOH 的電離大于 CH3COO- 的水解，故 c（CH3COO-）>c（Na+），c（H+）>c（OH-），則A和C錯；對于B答案來說，利用質(zhì)子守恒來解釋，正確為 c（H+）+ c（CH3COOH）= c（CH3COO-）+c（OH-）。

考點四：溶液中離子的共存問題

在化學(xué)必修1已經(jīng)學(xué)過離子共存問題，如產(chǎn)生氣體、沉淀、水等而不能大量共存。學(xué)了鹽類水解知識以后，學(xué)生又懂得了某些離子之間在溶液中因發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)而不能大量共存，如 Al3+ 與 CO32-，F(xiàn)e3+ 與 HCO3-，Al3+ 與 AlO2- 等不能共存。

【例7】下列各組離子，能在溶液中大量共存的是（ ）

A.Br-，AlO2-，Na+，Cu2+

B.H+，F(xiàn)e2+，SO42-，NO3-

C.K+，NH4+，CO32-，OH-

D.Ca2+，Al3+，NO3-，Cl-

【解析】答案：D。A項中 Mg2+ 與 Cu2+ 會發(fā)生雙水解不能共存；B項在酸性條件下的 NO3- 具有強氧化性，能與 Fe2+ 發(fā)生氧化還原反應(yīng)，不能大量共存；C項 NH4+ 與 OH- 結(jié)合成弱電解質(zhì) NH3·H2O，不能大量共存。

考點五：鹽類水解的應(yīng)用

比如常見的有鹽溶液蒸干后產(chǎn)物的判斷。在做此類題目時，要注意強酸弱堿鹽的金屬陽離子易水解，若酸根離子對應(yīng)的酸是揮發(fā)性酸，蒸干后得金屬氫氧化物。例如氯化鋁得氫氧化鋁，而硫酸鋁的蒸干還是硫酸鋁。強堿弱酸鹽的酸根陰離子易水解，酸式鹽考慮水解產(chǎn)物或分解，例如碳酸鈉蒸干是碳酸鈉，碳酸氫鈉蒸干分解得碳酸鈉。易氧化的蒸干得氧化產(chǎn)物，如亞硫酸鈉得硫酸鈉。此外，解釋生產(chǎn)、生活中的某些實際應(yīng)用時也要考慮鹽類水解。例如某些鹽可以拿來做凈水劑、熱的純堿溶液的去污能力強等。

【例8】利用鹽類水解知識回答下列問題：

①碳酸鉀溶液蒸干得到固體物質(zhì)是 ，原因是 。

②氯化鋁溶液蒸干得到的固體物質(zhì)是 ，原因是 。

【解析】① K2CO3，原因是盡管加熱過程中能促進 CO32- 水解，但生成的 KHCO3 和 KOH 沒有揮發(fā)性，在溶液中反應(yīng)后又生成 K2CO3。② Al（OH）3，加熱，Al3+ 水解，生成的 HCl 揮發(fā)，促進水解能進行到底。注意溫度過高，會生成 Al2O3。

【例9】下列應(yīng)用與鹽的水解知識無關(guān)的是（ ）

A.實驗室在配制 FeCl2 溶液時要加入少量鹽酸

B.焊接時一般用 NH4Cl 溶液除銹

C.生活中電解食鹽水制取消毒液

D.利用飽和氯化鐵溶液滴入沸水制備 Fe（OH）3 膠體

【解析】答案：C。A項中為了防止 Fe2+ 水解，所以要加鹽酸；B項中 NH4+ 水解顯酸性，可以溶解鐵銹；C項中利用電解產(chǎn)生的 NaOH 和 Cl2 反應(yīng)制取消毒液，沒有水解過程；D項中利用 Fe3+ 水解得到膠體。

【參考文獻】

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[2]胡廣愛.鹽類水解原理淺析[J].高中數(shù)理化，2012（18）

[3]朱金勇.關(guān)于鹽類水解問題的小結(jié)[J].中學(xué)生數(shù)理化·學(xué)研版，2013（5）

（責(zé)編 盧建龍）