李涯紅

(云南省曲靖市陸良縣第一中學 655600)

高中化學鹽類水解習題題型主要有：單一溶液水解程度分析、混合溶液水解程度分析、基于圖象的水解程度分析、基于實驗的水解程度分析等.不同的題型解題應用的思路與方法有所區(qū)別，教學中應注重為學生做好解題示范.

一、單一溶液水解程度分析

解答該類習題應注重靈活運用鹽類的水解相關規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰強顯誰性.課堂上可講解例1，加深學生對該規(guī)律的理解，提高其應用的靈活性：

例1室溫下，相同物質的量濃度的NaX、NaY、NaZ溶液，其pH依次為7、8、9，以下判斷正確的是( ).

A.三種酸溶液中的酸性強弱順序為：HZ>HY>HX

B.HX為強酸，HY、HZ為弱酸，且HZ的酸性較HY的強

C.三種酸根離子均能水解，水解程度為Z->Y->X-

D.三種鹽溶液中X-、Y-、Z-的濃度大小順序為c(X-)>c(Y-)>c(Z-)

根據(jù)題意可知NaX水溶液的pH=7表明其為強酸強堿鹽.NaY、NaZ溶液pH越大表明其水解程度越劇烈，對應的酸就越弱.酸性最弱的酸是HZ，最強的酸是HX，即HX>HY>HZ，A、B兩項錯誤.C項NaX對應的酸根不會水解，水解程度Z->Y-，錯誤.D項，三種鹽溶液中X-不水解，最多，Z-的水解程度強于Y-，最少，對應濃度關系為：c(X-)>c(Y-)>c(Z-)，正確，綜上D項正確.

二、混合溶液水解程度分析

分析混合溶液水解程度時應注重分析溶質之間是否發(fā)生反應，如發(fā)生反應應搞清楚反應產物的物質的量濃度關系，而后運用鹽類的水解規(guī)律進行分析.

例2 取等體積的0.4mol/L的NH4NO3和0.2mol/L的NaOH溶液混合，而后加熱確保NH3全部逸出，則溶液中離子物質的量濃度大小關系正確的是( ).

三、基于圖像的水解程度分析

分析有關鹽類的水解圖像時一方面應搞清楚圖像的橫軸與縱軸表示的含義.另一方面，靈活運用電荷守恒、物料守恒以及質子守恒等，分析溶液中各離子物質的量濃度的大小關系.如例3：

例3使用0.1mol/L鹽酸滴定Na2A與NaHA的混合液，用于測定溶液中NaHA的含量.滴定過程中溶液所用體積(單位：mL)與溶液pH的關系如圖1所示，則以下判斷不正確的是( ).

圖1

A.未滴定溶液中：c(A2-)+2c(OH-)=2c(H2A)+c(HA-)+2c(H+)

B.滴加10mL鹽酸時：c(Na+)=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)+c(Cl-)

C.滴加30mL鹽酸時：c(Na+)=c(Cl-)>c(H2A)>c(H+)>c(OH-)

D.將等濃度的H2A和等濃度Na2A溶液混合，溶液可能顯酸性

混合溶液未滴定時溶液中存在電荷守恒以及物料守恒對應的關系式分別為：c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(OH-)，2c(Na+)=3c(H2A)+3c(HA-)+3c(A2-)，兩式聯(lián)立得到c(A2-)+2c(OH-)=3c(H2A)+c(HA-)+2c(H+)，A項錯誤；滴加10mL鹽酸反應生成等一份NaHA、一份NaCl，而原溶液中剩余一份NaHA，部分HA-發(fā)生電離，部分HA-水解，由Na+守恒可知c(Na+)=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)+c(Cl-)，B項正確.當?shù)渭?0mL鹽酸時溶液中溶質為兩份的H2A、3份的NaCl，由圖可知溶液顯酸性，即，c(Na+)=c(Cl-)>c(H2A)>c(H+)>c(OH-)，C項正確；當加入H2A溶液的體積大于Na2A的體積時，溶液可顯酸性.綜上只有A項的判斷是錯誤的.

四、基于實驗的水解程度分析

分析鹽類水解有關實驗的問題時應結合相關數(shù)據(jù)找到反應物的物質的量濃度和反應后溶液的pH關系，從而判斷發(fā)生水解的離子種類以及強弱.最后綜合運用鹽類的水解知識進行分析，如例4：

例4 室溫下將一元酸HA和KOH溶液等體積混合(不考慮體積變化)，實現(xiàn)中相關數(shù)據(jù)見表1.

表1

則以下判斷不正確的是( ).

A.實驗①反應后的溶液中：c(K+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)

B.實驗①反應后的溶液中：c(OH-)=c(K+)-c(A-)=Kw/1×10-9mol/L

C.實驗②反應后的溶液中：c(A-)+c(HA)>0.1mol/L

D.實驗②反應后的溶液中：c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)

解題總結高中化學鹽類的水解雖然題型靈活多變，但在分析中應用的知識仍是學生學過的內容.為提高學生靈活運用所學分析問題的能力，既要注重引導學生夯實基礎，充分理解鹽類的水解規(guī)律以及存在的各種守恒，又要注重做好經典例題的講解，使其積累相關的經驗與技巧.