鹽類水解在近兩年高考中的應用

《考試大綱》要求學生了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。無論是強酸弱堿鹽還是強堿弱酸鹽都能發生水解，弱酸的陰離子和弱堿的陽離子發生水解后對溶液中離子濃度的大小會有很大的影響，近幾年高考對鹽類水解這一問題考查較多。

一、水解原理

1.強堿弱酸鹽

此類鹽中的弱酸的陰離子能與水電離出的H+結合成弱電解質，從而使原來水的電離平衡被打破，使溶液中c（OH-）>c（H+），溶液顯堿性。

2.強酸弱堿鹽

此類鹽中的弱堿的陽離子能與水電離出的OH-結合成弱電解質，從而使原來水的電離平衡被打破，使得溶液中c（H+）>c（OH-），溶液顯酸性。

二、考查角度

1.對溶液中離子濃度大小比較的考查。

2.對溶液中各種離子之間的電荷守恒的考查。

3.對溶液中質子守恒的考查。

3.對溶液中物料守恒的考查。

三、試題剖析

例1.（2014年安徽）室溫下，下列溶液中離子濃度關系正確的是（ ）

A.Na2S溶液：c（Na+）>c（HS-）>c（OH-）>c（H2S）

B.Na2C2O4溶液：c（OH-）=c（H+）+c（HC2O4-）+2c（H2C2O4）

C.Na2CO3溶液：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（OH-）

D.CH3COONa和CaCl2混合溶液：c（Na+）+c（Ca2+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）+2c（Cl-）

解析：根據電荷守恒可知HS-+H2O?OH-+HS-，HS-+H2O?H2S+OH-，所以c（OH-）>c（HS-），A錯；依據電荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+2c（C2O42-）+c（HC2O4-），根據物料守恒可得c（Na+）=c（HC2O4-）+c（C2O42-）+（H2C2O4），結合電荷守恒及物料守恒可得c（OH-）=c（H+）+（HC2O4-）+2（H2C2O4），B正確；Na2CO3溶液中的電荷守恒是c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-），C錯。根據電荷守恒及物料守恒可得c（Na+）+2c（Ca2+）=c（CH3COO-）-+c（CH3COOH）+c（Cl-），D錯。答案為B

例2.（2015年海南）0.1mol下列氣體分別與1 L 0.l mol·L-1的NaOH溶液反應，形成的溶液pH最小的是（ ）

A.NO2 B.SO2 C.SO3 D.CO2

解析：NO2和NaOH恰好反應完全得到NaNO3和NaNO2的混合溶液，該溶液中含有強堿弱酸鹽，水溶液顯堿性，A錯；SO2與NaOH恰好完全反應生成NaHSO3，該物質是強堿弱酸鹽，由于HSO3-電離大于水解作用，所以溶液顯酸性，B錯；SO3與NaOH恰好完全反應生成NaHSO4，該鹽是強酸強堿的酸式鹽，電離是溶液顯酸性，C正確；CO2與NaOH恰好完全反應生成NaHCO3，該物質是強堿弱酸鹽，由于HCO3-電離小于水解作用，所以溶液顯堿性，D錯。答案：C

例3.（2015年天津）室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入下列物質。有關結論正確的是（ ）

[＼加入的物質＼結論＼A＼50 mL 1 mol·L-1H2SO4＼反應結束后，c（Na+）=c（SO42-）＼B＼0.05 mol CaO＼溶液中增大＼C＼50 mL H2O＼由水電離出的c（H+）·c（OH-）不變＼D＼0.1mol NaHSO4固體＼反應完全后，溶液pH減小，c（Na+）不變＼]

解析：室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100mL溶液，溶液呈堿性。加入50mL 1 mol·L-1H2SO4，H2SO4與Na2CO3恰好反應，則反應后的溶液溶質為Na2SO4，根據電荷守恒得c（Na+）=2c（SO42-），A錯；向溶液中加入0.05molCaO，則c （OH-）增大，且Ca2++CO32-=CaCO3↓，使CO32-+H2O?HCO3-+OH-平衡左移，c （HCO3-）減小，故增大，B正確；加入50mL H2O，CO32-水解產生的c （OH-）減小，水電離出的c（H+）·c（OH-）減小，C錯；加入0.1molNaHSO4固體，NaHSO4為強酸酸式鹽電離出H+與CO32-反應，則反應后溶液為Na2SO4溶液，溶液呈中性，故溶液pH減小，引入了Na+，故c（Na+）增大，D錯。答案：B

編輯 李建軍