（2）弱酸酸式盐水溶液酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
a.若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等；b.若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
题组一 影响弱电解质电离平衡因素的多角度分析
1．（2013·安徽理综，13）已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：
HSO
＋H2OH2SO3＋OH－①
HSO
H＋＋SO
②
向0.1mol·L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是（ ）
A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c（HSO
）增大
B．加入少量Na2SO3固体，则c（H＋）＋c（Na＋）＝c（HSO
）＋c（OH－）＋
c（SO
）
C．加入少量NaOH溶液，
、
的值均增大
D．加入氨水至中性，则2c（Na＋）＝c（SO
）＞c（H＋）＝c（OH－）
答案 C
解析 根据加入物质的性质判断平衡移动方向，进一步判断各选项结论是否正确。
A项加入金属钠后，钠和水反应生成氢氧化钠，使平衡①左移，平衡②右移，移动的结果是c（SO
）增大。
可以利用极端分析法判断，如果金属钠适量，充分反应后溶液中溶质可以是亚硫酸钠，此时c（HSO
）很小，所以A项错误。
B项依据电荷守恒判断，c（SO
）前面的化学计量数应为2，即c（H＋）＋c（Na＋）＝c（HSO
）＋c（OH－）＋2c（SO
），所以B项错误。
C项加入氢氧化钠溶液后，溶液酸性减弱，碱性增强，所以
增大；平衡①左移，平衡②右移，最终c（SO
）增大，c（HSO
）减小，所以
增大。
D项加入氨水至溶液呈中性，即c（H＋）＝c（OH－）。
由电荷守恒知，其他离子存在如下关系：
c（Na＋）＋c（NH
）＝2c（SO
）＋c（HSO
），所以D项错误。
酸、碱、盐对水的电离的影响：
酸和碱抑制水的电离，强酸弱碱盐和强碱弱酸盐促进水的电离。
强酸弱碱盐和碱溶液中由水电离的c（H＋）或c（OH－）取决于溶液中的c（H＋）；强碱弱酸盐和酸溶液中由水电离出的c（H＋）或c（OH－）取决于溶液中的c（OH－）。
但应关注酸式盐的特殊性，如硫酸氢钠完全电离，会抑制水的电离；碳酸氢钠以水解为主，呈碱性，促进水的电离。
题组二 多角度攻克盐类水解问题
2．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”
（1）将NH4Cl溶液蒸干制备NH4Cl固体（×）
（2014·福建理综，8B）
（2）CH3COONa溶液中滴加少量浓盐酸后c（CH3COO－）增大（×）
（2014·重庆理综，3B）
（3）用热的纯碱溶液洗去油污，是因为Na2CO3可直接与油污反应（×）
（2014·新课标全国卷Ⅰ，8A）
（4）施肥时，草木灰（有效成分为K2CO3）不能与NH4Cl混合使用，是因为K2CO3与NH4Cl反应生成氨气会降低肥效（√）
（2014·新课标全国卷Ⅰ，8C）
（5）加热0.1mol·L－1Na2CO3溶液，CO
的水解程度和溶液的pH均增大（√）
（2014·江苏，11C）
（6）用蒸馏水润湿的试纸测溶液的pH，一定会使结果偏低（×）
（2014·大纲全国卷，6D）
（7）NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同（×）
（2013·天津理综，5D）
（8）向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和气体生成（×）
（2013·重庆理综，2C）
（9）25℃时，用醋酸溶液滴定等浓度NaOH溶液至pH＝7，V醋酸＜VNaOH（×）
（2013·重庆理综，2B）
（10）为确定某酸H2A是强酸还是弱酸，可测NaHA溶液的pH。
若pH＞7，则H2A是弱酸；若pH＜7，则H2A是强酸（×）
（2012·浙江理综，12B）
（11）25℃时，amol·L－1一元酸HA与bmol·L－1NaOH等体积混合后，pH为7，则c（A－）≤c（Na＋）（×）
（2012·海南，11改编）
（12）NaHSO4溶液、KF溶液、KAl（SO4）2溶液、NaI溶液中，前三个都对水的电离平衡产生影响，且都促进水的电离（×）
（2012·上海，7改编）
（13）盐酸中滴加氨水至中性，溶液中的溶质为NH4Cl（×）
（2012·重庆理综，10A）
1．盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以氯化铁水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加水、加铁粉、加碳酸氢钠等时，学生应从移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面去归纳总结，加以分析掌握。
2．多元弱酸的酸式盐问题。
酸式盐一般既存在水解，又存在电离。
如果酸式盐的电离程度大于其水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3溶液；如果酸式盐的水解程度大于其电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3溶液。
考点三 溶液中的“两大常数”
电离平衡常数、水的离子积常数是溶液中的两大常数，它们均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热反应。
有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的关系是Kw＝Ka·Kh。
题组一 水的离子积常数及应用
1．不同温度下，水溶液中c（H＋）与c（OH－）的关系如图所示。
下列有关说法中正确的是（ ）
A．若从a点到c点，可采用在水中加入酸的方法
B．b点对应的醋酸中由水电离的c（H＋）＝10－6mol·L－1
C．c点对应溶液的Kw大于d点对应溶液的Kw
D．T℃时，0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液的pH＝11
答案 D
解析 本题重点考查不同温度下水的电离平衡和水的离子积常数的计算。
a点对应的c（H＋）和c（OH－）相等，同理c点对应的c（H＋）和c（OH－）也相等，溶液一定呈中性，从a点到c点，可以采用升温的方法，A项错误；Kw只与温度有关，同温度下不同酸碱性溶液的Kw相同，a点和b点的Kw都是10－14，c点和d点的Kw都是10－12，酸和碱溶液都会抑制水的电离，酸溶液中由水电离的c（H＋）与溶液中的c（OH－）相等，即c（H＋）水电离＝c（OH－）＝10－8mol·L－1，B、C项均错误；T℃时，Kw＝10－12,0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液的c（H＋）＝10－11mol·L－1，pH＝11，D项正确。
题组二 电离平衡常数的计算
2．在25℃下，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH
）＝c（Cl－），则溶液显__________（填“酸”、“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝_________________________________________________。
答案 中
解析 氨水与HCl等体积混合后的溶液中的电荷守恒关系式为c（NH
）＋c（H＋）＝c（Cl－）＋c（OH－），因c（NH
）＝c（Cl－），故有c（H＋）＝c（OH－），溶液显中性。
3．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。
常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c（H2CO3）＝1.5×10－5mol·L－1。
若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO
＋H＋的平衡常数K1＝________。
（已知：
10－5.60＝2.5×10－6）
答案 4.2×10－7
解析 由H2CO3H＋＋HCO
得平衡常数
K1＝
其pH＝5.60
则c（H＋）＝2.5×10－6mol·L－1＝c（HCO
）
因此K1＝
≈4.2×10－7。
4．常温下，将amol·L－1CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的bmol·L－1的盐酸使溶液呈中性（不考虑盐酸和醋酸的挥发），用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数Ka＝________。
答案
解析
所以c（CH3COOH）＝c（Cl－）
CH3COOH CH3COO－ ＋ H＋
－
10－7
Ka＝
＝
。
题组三 Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw的应用
5．[2013·山东理综，29（4）]25℃时，H2SO3HSO
＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2mol·L－1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝______mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中
将________（填“增大”、“减小”或“不变”）。
答案 1×10－12 增大
解析 Ka＝
Kh＝
＝
＝
＝
＝1×10－12mol·L－1。
HSO
＋H2OH2SO3＋OH－，当加少量I2时，发生I2＋HSO
＋H2O===2I－＋3H＋＋SO
。
根据Kh＝
由于c（OH－）减小，而Kh不变，
所以
增大。
6．已知25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1，该温度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中c（H＋）＝________mol·L－1。
（已知
≈2.36）
答案 2.36×10－5
解析 Kh＝
＝
c（H＋）≈c（NH3·H2O），而c（NH
）≈1mol·L－1。
所以c（H＋）＝
＝
＝2.36×10－5mol·L－1。
7．常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________移动（填“向左”、“向右”或“不”）。
试计算溶液中
＝________（常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8）
答案 向右 60
解析 NaOH电离出的OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3电离出SO
水解促进水的电离平衡。
SO
＋H2OHSO
＋OH－
Kh＝
＝
＝
所以
＝
＝60。
考点四 溶液中“粒子”浓度的变化
1．明确“四种”类型
类型一：
单一溶液中各离子浓度的比较
（1）多元弱酸溶液：
多元弱酸分步电离，电离程度逐级减弱。
如H3PO4溶液中：
c（H＋）＞c（H2PO
）＞c（HPO
）＞c（PO
）。
（2）多元弱酸的正盐溶液：
多元弱酸弱酸根离子分步水解，水解程度逐级减弱。
如在Na2CO3溶液中：
c（Na＋）＞c（CO
）＞c（OH－）＞c（HCO
）。
类型二：
混合溶液中各离子浓度的比较
对混合溶液进行离子浓度比较时要综合分析电离、水解等因素。
如在0.1mol·L－1NH4Cl溶液和0.1mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为c（NH
）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）。
类型三：
酸碱中和型离子浓度的大小比较
类型四：
不同溶液中同一离子浓度的比较
该类情况要看溶液中其他离子对该离子的影响。
如在相同物质的量浓度的下列溶液中：
①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4，c（NH
）由大到小的顺序为③＞①＞②。
2．抓住“三个”守恒
（1）电荷守恒
即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。
根据电荷守恒，可准确快速解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题，如NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO
）＋2c（CO
）＋c（OH－）。
（2）物料守恒
是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。
根据物料守恒，可准确快速解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系，如0.1mol·L－1NaHCO3溶液中：
c（Na＋）＝c（HCO
）＋c（CO
）＋（H2CO3）＝0.1mol·L－1。
（3）质子守恒
是指在电离或水解过程中，会发生质子（H＋）转移，但质子转移过程中其数量保持不变。
如在Na2CO3或NaHCO3溶液中，可用以下图帮助理解质子守恒：
①Na2CO3溶液
所以c（OH－）＝c（HCO
）＋2c（H2CO3）＋c（H3O＋），
即c（OH－）＝c（HCO
）＋2c（H2CO3）＋c（H＋）。
②NaHCO3溶液
所以c（OH－）＋c（CO
）＝c（H2CO3）＋c（H＋）。
另外，将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中某离子，即可推出该溶液中的质子守恒。
3．应用“三个”规律
（1）一般而言，等浓度的弱酸与弱酸盐混合，电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；HCN、NaCN混合液除外，它们的溶液呈碱性，水解程度大于电离程度。
（2）对于存在电离和水解过程的NaHA溶液，若溶液呈酸性，则电离程度大于水解程度，则c（A2－）＞c（H2A）；若溶液呈碱性，则电离程度小于水解程度，则c（H2A）＞c（A2－）。
（3）仅含4种离子的溶液，可以根据溶液的电中性判断离子浓度大小。
如：
①CH3COOH和NaOH等物质的量混合时溶液显碱性，故c（OH－）＞c（H＋），则c（Na＋）＞c（CH3COO－）；
②NH3·H2O与HCl等物质的量混合时溶液显酸性，故c（H＋）＞c（OH－），则c（Cl－）＞c（NH
）。
题组一 不同溶液中“粒子”浓度关系判断
1．（2014·安徽理综，11）室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是（ ）
A．Na2S溶液：
c（Na＋）>c（HS－）>c（OH－）>c（H2S）
B．Na2C2O4溶液：
c（OH－）＝c（H＋）＋c（HC2O
）＋2c（H2C2O4）
C．Na2CO3溶液：
c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（CO
）＋c（OH－）
D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：
c（Na＋）＋c（Ca2＋）＝c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＋2c（Cl－）
答案 B
解析 A项，Na2S溶液中微粒关系为c（Na＋）>c（S2－）>c（OH－）>c（HS－）>c（H2S），错误；B项，Na2C2O4溶液中，由电荷守恒得：
c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（C2O
）＋c（HC2O
）＋c（OH－）①
由物料守恒得：
c（Na＋）＝2c（C2O
）＋2c（HC2O
）＋2c（H2C2O4）②
由①－②得：
c（OH－）＝c（H＋）＋c（HC2O
）＋2c（H2C2O4），正确；
C项，Na2CO3溶液中，由电荷守恒得：
c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（CO
）＋c（HCO
）＋c（OH－），错误；
D
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