鹽類水解考點透析

葛珊珊

鹽類水解是高考考查的重點之一，以下對此考點在歷年高考中最常見的4個考查方向進行深入分析。

一、溶液中微粒濃度大小比較

【例1】（2015·安徽高考）25℃時，在10 mL濃度均為0.1 mol· L-1NaOH和NH3· H2O混合溶液中滴加0.1 mol·L-1的鹽酸，下列有關溶液中粒子濃度關系正確的是 （ ）

A.未加鹽酸時：c（OH-）>c（Na+）=c（NH3·H2O）

B.加入10 mL鹽酸時：c（NH4+）+c（H+） =c（OH-）

C.加入鹽酸至溶液pH=7時：c（Cl-） =c（Na+）

D.加入20 mL鹽酸時：c（Cl-） =c（NH4+）+c（Na+）

解析：未加鹽酸時，根據物料守恒，有c（NH3·H2O）+

c（NH4+）=0.1 mol·L-1=c（Na+），故c（NH3·H2O）<c（Na+），

A錯誤;加入10 mL鹽酸時，氫氧化鈉與鹽酸恰好完全反應，NH3·H2O沒有發生反應，溶液成分為NaCl和NH3·H2O，根據電荷守恒，有c（NH4+）+c（H+）+c（Na+）=

c（Cl-）+c（OH-），且c（Cl-）=c（Na+），故c（NH4+）+c（H+）=

c（OH-），B正確;加入鹽酸至溶液pH=7時，溶液呈中性，根據電荷守恒，有c（NH4+）+c（H+）+c（Na+）=c（Cl-）+c（OH-），

且c（H+）=c（OH-），故c（NH4+）+c（Na+）=c（Cl-），C錯誤;加入20 mL鹽酸時，剛好反應生成NaCl、NH4Cl，根據電荷守恒，有c（NH4+）+c（H+）+c（Na+）=c（Cl-）+c（OH-），且NH4Cl水解使溶液呈酸性，c（H+）>c（OH-），故c（NH4+）+

c（Na+）<c（Cl-），D錯誤。

【規律總結】（1）兩種溶液混合時，要綜合考慮3個問題，即化學反應后溶液的成分、電離因素、水解因素;綜合利用3個守恒，即電荷守恒、物料守恒和質子守恒。

（2）“假設法”判斷反應的先后次序：混合溶液與另一個溶液進行反應，若原混合液中幾個成分都能和外加溶液發生反應，在不能明確哪個成分先與外加溶液發生反應的情況下，可以采用“假設法”。如上例中，當加入少量鹽酸時，假設NH3·H2O先和鹽酸反應，生成NH4Cl，而NH4Cl會和NaOH反應生成NaCl和NH3·H2O，相當于NaOH和鹽酸反應，而NH3·H2O沒有發生變化。所以假設錯誤，應該先考慮NaOH和鹽酸反應。

【現學現用】（1）等體積等濃度的氨水和鹽酸反應，寫出反應后溶液中的離子濃度大小關系。

（2）pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，寫出反應后溶液中的離子濃度大小關系。

（3）氨水和鹽酸混合后，溶液呈中性，請寫出反應后所得溶液中離子濃度大小關系。

解析：（1）反應恰好完全，得到NH4Cl溶液，NH4+和Cl-是溶液中最主要的成分。由于水解，c（Cl-）>c（NH4+），c（H+）>c（OH-），因此c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）。

（2）在題給條件下，氨水濃度遠大于鹽酸，故反應后，溶液中除了NH4Cl，還有大量未反應的氨水，氨水的電離決定了溶液呈堿性，NH4Cl的水解為次要因素，可忽略。氨水電離增加了一部分NH4+，故c（NH4+）>c（Cl-），c（OH-）>c（H+），因此c（NH4+）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H+）。

（3）若正好反應完全生成NH4Cl，溶液應呈酸性;而由題意，溶液呈中性，說明氨水有一定程度的過量，此時電離和水解相互抵消，c（H+）=c（OH-）。根據電荷守恒，c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），則c（Cl-）=c（NH4+），故c（Cl-）=c（NH4+）>c（H+）=c（OH-）。

【針對訓練1】（2015·江蘇高考）室溫下，向下列溶液中通入相應的氣體至溶液pH=7（通入氣體對溶液體積的影響可忽略），溶液中部分微粒的物質的量濃度關系正確的是（ ? ?）

A.向0.10 mol·L-1NH4HCO3溶液中通CO2：c（NH4+）=c（HCO3-）+c（CO32-）

B.向0.10 mol·L-1NaHSO3溶液中通NH3：c（Na+）>c（NH4+）>c（SO32-）

C.向0.10 mol·L-1Na2SO3溶液中通SO2：c（Na+）=2[c（SO32-）+c（HSO3-）+c（H2SO3）]

D.向0.10 mol·L-1CH3COONa溶液中通HCl：c（Na+）>c（CH3COOH）=c（Cl-）

二、實驗操作的判斷與解釋

【例2】（2015·海南高考改編）下列敘述正確的是（ ）

A.配制FeCl3溶液，應將FeCl3固體溶于適量蒸餾水，不斷攪拌使其溶解即可

B.可用配有磨口塞的玻璃瓶保存鹽的濃溶液，如Na2CO3溶液

C.從海水中提取鎂時，若直接蒸干氯化鎂晶體將無法得到氯化鎂固體

D.煮沸自來水可除去其中的Ca（HCO3）2 和Mg （HCO3）2

解析：配制FeCl3溶液，應將FeCl3固體溶于濃鹽酸中，用鹽酸抑制鐵離子水解，否則配制出的溶液將十分渾濁，A錯誤;Na2CO3溶液水解呈堿性，易與玻璃中的二氧化硅反應生成具有黏性的硅酸鈉，使磨口玻璃塞無法打開，故應換用木塞或橡皮塞，B錯誤;從海水中提取鎂時，若直接蒸干氯化鎂晶體將促進鎂離子水解，MgCl2+2H2O=Mg（OH）2 +2HCl，HCl受熱揮發，使水解發生完全，產物為Mg（OH）2，C正確 ;自來水煮沸時，由于水中含有的Ca（HCO3）2和Mg （HCO3）2不穩定，受熱會發生分解反應，Ca（HCO3）2CaCO3↓+H2O+CO2↑，

Mg（HCO3）2MgCO3↓+H2O+CO2↑，MgCO3在持續加熱的過程中還會水解轉化為溶解度更小的Mg（OH）2，D正確。

【規律總結】（1）加熱攪拌蒸干鹽溶液得到的固體成分分析：①還原性鹽易被氧化，如Na2SO3 溶液蒸干得Na2SO4;②鹽溶液水解得易揮發性酸時，蒸干得到對應氫氧化物，如AlCl3蒸干得Al （OH）3;③鹽溶液水解得難揮發性酸時，蒸干后得原物質，如CuSO4溶液蒸干得CuSO4;④酸根離子易水解的強堿鹽，蒸干后得原物質，如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3;⑤在灼燒條件下某些鹽要考慮受熱分解，如Ca（HCO3）2、NH4Cl、KMnO4。（2）配制易水解的鹽類，應加入水解產物酸堿，抑制鹽的水解。如配制FeCl3需加鹽酸，配制Na2S需加NaOH。

【針對訓練2】（2014·吉林長春調研）用酒精燈加熱下列溶液，蒸干后灼燒，所得固體質量最大的是（ ）

A.20 mL 2 mol·L-1FeCl3溶液

B.40 mL 1 mol·L-1NaHCO3溶液

C.20 mL 1 mol·L-1Na2SO3溶液

D.40 mL 2 mol·L-1NH4HCO3溶液

三、鹽類水解對水電離平衡的影響

【例3】（2015·山東高考改編）室溫下向10 mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所示，a、b兩點所示溶液中水的電離程度a b。（填“<”“>”或“=”）

解析：a點NaOH與HA恰好完全反應，溶液的pH為8.7，說明HA為弱酸，NaA發生水解反應使溶液呈堿性，此時溶液中水的電離受到鹽類水解的促進，比純水的電離程度大;b點HA過量，溶液呈酸性，HA的電離程度大于NaA的水解程度，水的電離主要受到酸電離的抑制，小于純水的電離程度，所以a>b。

【規律總結】（1）在某個固定的溫度下，不論向溶液中加入何種物質，Kw=c（H+）·c（OH-）為固定值不變;（2）向溶液中加入酸或者堿，可抑制水的電離;（3）向溶液中加入能電離出H+或OH-且不水解的鹽，可抑制水的電離;（4）向溶液中加入能水解的鹽，如Na2CO3，可促進水的電離;（5）向溶液中加入既能水解又能電離的鹽，要考慮水解和電離何者占主導，如NaHSO3以電離為主，抑制水的電離，而NaHCO3以水解為主，促進水的電離。

【現學現用】圖為常溫條件下溶液中c（H+）和c（OH-）的坐標圖，請回答下列問題：

（1）通過加入能消耗H+的物質， （填“能”或“不能”）實現從b到d的變化。

（2）向溶液中加入NaOH，能引起由 向 的變化，此時溶液中由水電離出的c（H+）·c（OH-） （填“<”“>”或“=”）Kw。

（3）向溶液中加入NaHSO4，能引起由_____向_____的變化，此時溶液中由水電離出的c（H+）______（填“<”“>”或“=”）溶液中的c（H+）。

（4）向純水中加入FeCl3可能引起由_____向_____的變化;向純水中加入NaHSO3可能引起由_____向_____的變化。FeCl3和NaHSO3對水的電離影響是否相同？

解析：（1）該溫度下所有c（H+）·c（OH-）為固定值不變，點應全部在該曲線上，不會到d點，填“不能”。（2）加入NaOH，c（OH-）增大，c（H+）減小，從b到c;水的電離受到抑制，由水電離出的c（H+）·c（OH-）減小，小于Kw。（3）加入NaHSO4，c（H+）增大，c（OH-）減小，從b到a;水的電離受到抑制，由水電離出的c（H+）·c（OH-）減小，小于Kw。（4）加入FeCl3，c（H+）增大，c（OH-）減小，從b到a;加入的NaHSO3 以電離為主，c（H+）增大，c（OH-）減小，從b到a。FeCl3促進水的電離，NaHSO3以電離為主，抑制水的電離。雖然溶液都呈現酸性，但水的電離一個被促進，一個被抑制，并不相同。

【針對訓練3】（2015·天津高考改編）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50 mL H2O，由水電離出的c（H+）·c（OH-） （填“增大”“減小”或“不變”）。

四、鹽類水解在化工流程中的應用

【例4】（2015·天津高考節選）FeCl3具有凈水作用，但腐蝕設備，而聚合氯化鐵是一種新型的絮凝劑，處理污水比FeCl3高效，且腐蝕性小。請回答下列問題：

（1）FeCl3凈水的原理是 ;FeCl3溶液腐蝕鋼鐵設備，除H+作用外，另一主要原因是（用離子方程式表示） ? ? ? 。

（2）FeCl3在溶液中分三步水解：

Fe3++H2OFe（OH）2++H+ K1

Fe（OH）2++H2OFe（OH）2++H+ K2

Fe（OH）2++H2OFe（OH）3+H+ K3

以上水解反應的平衡常數K1、K2、K3由大到小的順序是 。通過控制條件，以上水解產物聚合，生成聚合氯化鐵，離子方程式為：xFe3++yH2OFex（OH）y（3x-y）++yH+，欲使平衡正向移動可采用的方法是（填序號） 。

a.降溫 ? ? ? ? ? ? ?b.加水稀釋

c.加入NH4Cl d.加入NaHCO3

室溫下，使氯化鐵溶液轉化為高濃度聚合氯化鐵的關鍵條件是 ? ? 。

解析：（1）Fe3+水解生成的Fe（OH）3膠體粒子能吸附水中懸浮的雜質，可起到凈水的作用;鋼鐵設備中的Fe會與鐵離子反應生成亞鐵離子，離子方程式是2Fe3++Fe=3Fe2+。

（2）鐵離子的水解分為三步，且水解程度逐漸減弱，所以水解平衡常數逐漸減小，即K1>K2>K3。水解為吸熱反應，所以降溫平衡將逆向移動;加水稀釋，則平衡正向移動;加入NH4Cl，所得NH4Cl溶液為酸性，氫離子濃度增大，平衡逆向移動;加入NaHCO3，以水解為主消耗氫離子，平衡正向移動，所以答案選b、d。根據“室溫”“高濃度”這兩個信息，可以排除使用溫度和濃度條件來調節該平衡，所以只有氫離子的濃度最影響高濃度聚合氯化鐵的生成，所以關鍵步驟是調節溶液的pH。

【規律總結】水解是工業上常用的除雜和制備原理，最常用的方法就是通過調節溶液的pH使部分離子轉化為沉淀而除去。在選擇調節的試劑時，盡量不引入或少引入其他雜質，通過分析開始沉淀和完全沉淀的pH表來確定沉淀的順序和調節的pH范圍。如MgCl2溶液中混有FeCl3雜質時，可通過加入MgO、Mg（OH）2、MgCO3等消耗氫離子，促進鐵離子水解為Fe（OH）3沉淀而除去。

【針對訓練4】堿式碳酸銅是一種用途廣泛的化工原料。工業上可用電子工業中刻蝕線路板的酸性廢液（主要成分有FeCl2、 CuCl2 、FeCl3）制備如下：

Cu2+、Fe2+、Fe3+生成沉淀的pH如下：

物質 Cu（OH）2 Fe （OH）2 Fe （OH）3

開始沉淀pH 4.2 5.8 1.2

完全沉淀pH 6.7 8.3 3.2

（1）氯酸鈉的作用是 ;濾渣的主要成分是 （寫化學式）。

（2）調節反應A后溶液的pH范圍應為 ;可以選擇的試劑是 （填序號）。

a.氨水 b.稀硫酸 c.氫氧化鈉 d.碳酸銅

（3）反應B的溫度如過高，則所得藍綠色產品中可能會出現的雜質是 （寫化學式）。

（4）將Na2CO3溶液滴入到一定量CuCl2溶液中得到沉淀。

①沉淀若有CuCO3，則相應的離子方程式為 。

②沉淀若有Cu（OH）2，則相應的離子方程式為 。

③若生成Cu（OH）2和CuCO3的混合物（即堿式鹽），則說明 。