鹽類水解在近兩年高考中的應用

鄒虎林

《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(fā)生水解，弱酸的陰離子和弱堿的陽離子發(fā)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(jié)合成弱電解質(zhì)，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(jié)合成弱電解質(zhì)，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(zhì)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(guān)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(jù)電荷守恒可知HS-+H2O?OH-+HS-，HS-+H2O?H2S+OH-，所以c（OH-）>c（HS-），A錯；依據(jù)電荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+2c（C2O42-）+c（HC2O4-），根據(jù)物料守恒可得c（Na+）=c（HC2O4-）+c（C2O42-）+（H2C2O4），結(jié)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(jù)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(zhì)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(zhì)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(zhì)。有關(guān)結(jié)論正確的是（ ）

[＼&加入的物質(zhì)＼&結(jié)論＼&A;＼&50 mL 1 mol·L-1H2SO4＼&反應結(jié)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(zhì)為Na2SO4，根據(jù)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(chǎn)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