探析鹽類水解核心知識及其解題應用

王英

[摘? ?要]鹽類水解知識在鹽溶液酸堿性判斷、離子濃度大小、離子種類判斷中有著廣泛的應用，因此有必要針對不同鹽類的水解情況，歸納鹽類水解反應的具體情形以及相關知識，結合實例剖析鹽類水解核心知識的解題應用。

[關鍵詞]鹽類水解;酸堿性;離子濃度;離子種類

[中圖分類號]? ?G633.8? ? ? ? [文獻標識碼]? ?A? ? ? ? [文章編號]? ?1674-6058（2018）35-0072-02

高中化學的鹽類水解是高考的必考內容，其中涵蓋的知識點眾多，掌握鹽類水解的核心內容，并靈活運用水解知識解決相關題目是高考對該內容的基本要求。下面將對鹽類水解的核心知識進行總結，并結合考題探討鹽類水解知識的解題應用。

一、鹽類水解的核心知識

1.強酸強堿鹽

強酸強堿鹽是指由強酸和強堿經中和反應生成的鹽，由強酸強堿鹽電離出的陰、陽離子均不與水電離出的H+和OH-結合，不會有弱電解質的生成，水的電離平衡也就不會受到影響，因此強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性，室溫條件下溶液的pH為7，如NaCl。

2.強酸弱堿鹽

強酸弱堿鹽是指由強酸和弱堿經中和反應生成的鹽，其對應的堿為弱堿，因此強酸弱堿鹽電離出的弱堿陽離子會與水電離出的OH-進行水解，由于OH-的濃度降低會促進水的電離，使得溶液呈酸性。以NH4Cl為例，[NH+4]水解的離子方程式為：[NH+4]+H2O[ ? ]NH3·H2O+H+。

3.弱酸強堿鹽

弱酸強堿鹽是指由弱酸和強堿經中和反應生成的鹽，其對應的酸為弱酸，因此弱酸強堿鹽電離出的弱酸陰離子會與水電離出的H+進行水解，由于H+的濃度降低同樣會促進水的電離，使得溶液呈堿性。以CH3COONa為例，CH3COO-水解的離子方程式為：CH3COO-+ H2O[ ? ]CH3COOH+OH-。對于多元弱酸鹽的水解書寫需要進行分步處理，第一步的水解最為容易，以K2CO3為例，[CO2-3]水解的離子方程式為：[CO2-3+H2O?HCO-3+OH-]，[HCO-3+H2O=H2CO3+OH-]。

4.弱酸弱堿鹽

弱酸弱堿鹽是指由弱酸和弱堿經中和反應生成的鹽，其對應的酸和堿分別為弱酸和弱堿，因此弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子會與水電離出的H+進行水解，弱堿陽離子會與OH-水解，由于H+和OH-的濃度均降低，因此會促進水的電離，溶液的酸堿性由最弱的離子來決定，即誰弱顯誰性。

5.一般規律

鹽類水解的一般規律為：誰弱誰水解，越弱越水解。據此可以對溶液的酸堿性作出判斷，如同等條件下HCN的酸性弱于CH3COOH，則對應的NaCN溶液的堿性強于CH3COONa溶液的堿性。

二、鹽類水解知識的解題應用

1.分析鹽溶液的酸堿性

【例1】在室溫條件下有濃度為0.10 mol/L的氨水，則下列選項的敘述正確的是（）。

A. 氨水與AlCl3溶液進行反應，其離子方程式為Al3++3OH-=Al（OH）3

B. 對氨水進行加水稀釋后，溶液中的[NH+4]和OH-的濃度會增大

C. 用HNO3溶液來中和氨水，結束后溶液不為中性

D. 氨水溶液的pH為13

解析：A選項，由于NH3·H2O為弱堿，因此在書寫與AlCl3溶液反應的離子方程式時不能將其拆開，故錯誤;B選項，向氨水中加水稀釋，由于溶液的體積變大，但溶質變化不大，因此[NH+4]和OH-的濃度會變小，故錯誤;C選項，用HNO3溶液中和氨水，最后會生成NH4NO3溶液，其為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，故正確;D選項，氨水的濃度為0.10 mol/L，但由于其為弱堿，會部分電離，因此pH應略小于13，故錯誤。答案為C。

[評析]利用鹽類水解知識判斷溶液的酸堿性可以依據下述口訣：無弱不水解，有弱才水解，誰弱誰水解，誰弱顯誰性，弱弱具體定。一般強酸弱堿鹽的溶液為酸性，弱酸強堿鹽的溶液為堿性，依據該知識可以快速對溶液的酸堿性做出判斷。

2.比較鹽溶液中的離子濃度大小

【例2】有體積為Va、濃度為0.05 mol/L的CH3COOH溶液和體積為Vb、濃度為0.05 mol/L的KOH溶液，現將CH3COOH加入到KOH溶液中，則下列的濃度關系判斷錯誤的是（）。

A. 當Va>Vb時，c（CH3COOH）+c（CH3COO-）>c（K+）

B. 當Va=Vb時，c（CH3COOH）+c（H+）>c（OH-）

C. 當Va<Vb時，c（CH3COOH）>c（K+）>c（OH-）>c（H+）

D. 當Va和Vb為任意比例時，都有c（K+）+ c（H+）= c（OH-）+ c（CH3COO-）

解析：CH3COOH為弱酸，其對應的鹽溶液會發生水解，分析離子濃度需結合鹽類水解知識進行判斷。A選項，當Va>Vb時，CH3COOH是相對過量的，由物料守恒可得n（CH3COOH）+n（CH3COO-）=0.05Va mol，而n（K+）=0.05Vb mol，故正確;B選項，Va=Vb時，恰好生成CH3COOK，由于CH3COO-會發生水解，溶液為堿性，則有c（OH-）> c（H+），再根據質子守恒可判斷B正確;C選項，當Va<Vb時KOH相對過量，而當KOH滴加足夠多時，可能有c（K+）> c（CH3COOH），故錯誤;D選項的關系式由電荷守恒可得，和溶液滴加的體積無關，故正確。答案為C。

[評析]利用鹽類水解知識分析溶液中離子的相對濃度時，除了需要利用水解規律，還需要利用物質的電離、電荷守恒、質子守恒和物料守恒等。解題時首先判斷溶液中是否存在弱離子，然后依據水解理論準確寫出其水解方程式，最后根據上述三個守恒定律來寫出離子濃度關系式，并判斷離子濃度大小。而對于酸堿中和滴定中離子濃度的判斷，則需要充分考慮酸、堿溶液的體積大小，再從是否過量的角度來加以分析。

3.判斷溶液中的離子種類

【例3】H2C2O4為二元弱酸，現在溫度為20℃的條件下配制了一組微粒濃度關系為c（H2C2O4）+ c（[HC2O-4]）+ c（HC2[O-4]）=0.100 mol/L的二元弱酸H2C2O4和NaOH的混合液，右圖為混合溶液中的部分離子隨pH變化的曲線圖，則下列選項的特定溶液中的微粒種類及濃度關系一定正確的是（? ?）。

A.在pH為2.5的溶液中，c（H2C2O4）+c（C2[O2-4]）>c（HC2[O-4]）

B.在c（Na+）= 0.100 mol/L的溶液中，c（H+）+c（H2C2O4）= c（OH-）+c（[C2O2-4]）

C. 在c（[HC2O-4]）=c（[C2O2-4]）的溶液中，c（Na+）>0.100 mol/L+ c（[HC2O-4]）

D.在pH為7的溶液中，c （Na+）>2 c（[C2O2-4]）

解析：A選項，溶液的pH為2.5，由圖像可知溶液中含有微粒H2C2O4、[HC2O-4]和[C2O2-4]，且它們之間的關系為c（H2C2O4）+c（[C2O2-4]）<c（[HC2O-4]），故錯誤;B選項，c（Na+）= 0.100 mol/L的溶液中，根據微粒的守恒定律可得c（H+）+c（H2C2O4）= c（OH-）+c（[C2O2-4]），故正確;C選項，在c（[HC2O-4]）= c（[C2O2-4]）的溶液中，即曲線的交點處，此時c（[HC2O-4]）和c（[C2O2-4]）均為0.05 mol/L，則c（Na+）為0.15 mol/L，但由于水解的原因，c（Na+）<0.100 mol/L+ c（[HC2O-4]），故錯誤;D選項，溶液pH為7時，溶液為Na2C2O4溶液，溶液中的微粒有[C2O2-4]、H+、Na+、OH-，由于[C2O2-4]會發生水解，則c（Na+）>2c（[C2O2-4]），故正確。答案為B、D。

[評析]對于鹽溶液中離子種類的判斷，首先需要確定溶液的具體情況，如溶液的酸堿性以及相關濃度，然后明確溶液中哪些離子為弱離子會發生水解，然后結合鹽類水解的影響因素來分析判斷;對于其中的溶液關系分析，同樣可以結合鹽類水解常用的守恒定律。

（責任編輯 羅 艷）