2019年高考化學一輪復(fù)習 專題8.3 鹽類的水解（講）.doc

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專題8.3 鹽類的水解 1、理解鹽類水解的原理、過程、實質(zhì)。 2、能夠判斷水解后溶液的酸堿性和書寫水解方程式，總結(jié)、歸納出鹽類水解的基本規(guī)律。 3、了解影響鹽類水解平衡的主要因素。 4、了解鹽類水解的應(yīng)用。 5、能夠比較溶液中離子濃度大小。 一、鹽類水解 1、定義 在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。 2、實質(zhì) 鹽電離破壞了水的電離平衡水的電離程度增大 3、特點 4、鹽類水解規(guī)律 （1）強弱規(guī)律：“有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，都弱都水解，同強顯中性?！? 鹽的類型 實例 是否水解 水解的離子 溶液的 酸堿性 溶液的pH 強酸強堿鹽 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 強酸弱堿鹽 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH<7 弱酸強堿鹽 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 堿性 pH>7 （2）大小規(guī)律： ①“水解程度小，式中可逆號，水解產(chǎn)物少，狀態(tài)不標號?！? ②多元弱酸鹽的水解是分步進行的，且以第一步為主。如：CO+ H2OHCO+OH- HCO+ H2OH2CO3 + OH- （3）酸式鹽規(guī)律： ①強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②強堿弱酸酸式鹽溶液顯何性，必須比較其陰離子的電離程度和水解程度。 如果 電離程度＞水解程度，則溶液顯酸性。NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。類似離子還有H2PO等。 如果電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(主要)。類似離子還有：HS－、HPO等。 5、鹽類水解離子方程式的書寫要求 （1）一般來說，鹽類水解的程度不大，應(yīng)該用可逆號“”表示。鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產(chǎn)物(雙水解例外)。不把產(chǎn)物(如NH3H2O、H2CO3)寫成其分解產(chǎn)物的形式。 如Cu(NO3)水解的離子方程式為Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 NH4Cl水解的離子方程式為NH＋H2ONH3H2O＋H＋。 （2）多元弱酸鹽的水解是分步進行的，水解離子方程式要分步表示。 如Na2CO3水解反應(yīng)的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－、 HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 （3）多元弱堿陽離子的水解簡化成一步完成。 多元弱堿陽離子的水解可用一步表示， 如：FeCl3溶液中，F(xiàn)e3＋水解的離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 （4）水解分別是酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“===”、“↑”、“↓”等。 如NaHCO3與AlCl3混合溶液反應(yīng)的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 6、水解常數(shù)(Kh) （1）水解常數(shù)的概念 在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿的陽離子)濃度之比是一個常數(shù)，該常數(shù)就叫水解平衡常數(shù)。 （2）水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的定量關(guān)系(以CH3COONa為例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ Kh＝ ＝ ＝H＋＝ 因而Ka(或Kh)與Kw的定量關(guān)系為： ①KaKh＝Kw或KbKh＝Kw ②Na2CO3的水解常數(shù)Kh＝ ③NaHCO3的水解常數(shù)Kh＝ （3）水解平衡常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。它只受溫度的影響，因水解過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。 【典型例題1】【2018年10月12日《每日一題》一輪復(fù)習】常溫下，0.1 molL－1的三種鹽溶液NaX、NaY、NaZ的pH分別為7、8、9，則下列判斷中正確的是 （ ） A．HX、HY、HZ的酸性依次增強 B．離子濃度：c(Z－)>c(Y－)>c(X－) C．電離常數(shù)：K(HZ)>K(HY) D．c(X－)＝c(Y－)＋c(HY)＝c(Z－)＋c(HZ) 【答案】D 【點評】本題考查鹽類的水解，題目難度中等，注意酸根離子水解程度越大，對應(yīng)的酸越弱。應(yīng)正確掌握理解“有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，都弱都水解，同強顯中性?！钡暮x，需要特別注意的酸式鹽的酸堿性，理解強酸酸式鹽與弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷方法。 【遷移訓練1】【黑龍江牡丹江一中2018屆高三上期中】下列各式中表示正確的水解方程式的是 （ ） A．CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O B．HS－＋H2OS2-＋H3O+ C．CH3COOH CH3COO－＋H＋ D．NH＋H2ONH3H2O＋H＋ 【答案】D 【解析】A、CH3COOH＋OH－=CH3COO－＋H2O是醋酸與堿的反應(yīng)，選項A不符合；B、HS－＋H2OS2-＋H3O+是HS－的電離方程式，選項B不符合；C、CH3COOH CH3COO－＋H＋是醋酸的電離方程式，選項C不符合；D、NH＋H2ONH3H2O＋H＋是銨根離子的水解方程式，選項D符合。答案選D。 二、影響鹽類水解的因素 1、內(nèi)因(本質(zhì)) 形成鹽的酸或堿越弱，其對應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。 如酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO相同濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。 2、外因 如CH3COONa水解的離子方程式是CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，當改變下列條件時，對CH3COONa水解平衡的影響如下表： 改變條件 移動方向 c(OH－) pH 水解程度 升溫 右移 增大 增大 增大 加NaOH 左移 增大 增大 減小 加水 右移 減小 減小 增大 加少量FeCl3固體 右移 減小 減小 增大 加Na2CO3 左移 增大 增大 減小 3、從定性、定量兩角度理解影響鹽類水解的因素 （1）鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應(yīng)從移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié)，加以分析掌握。 （2）水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、Kw的定量關(guān)系為KaKh＝Kw或KbKh＝Kw。 【規(guī)律總結(jié)】 對“鹽類水解”的深度剖析 （1）鹽類發(fā)生水解后，其水溶液往往顯酸性或堿性。但也有特殊情況，如弱酸弱堿鹽CH3COONH4水解后，其水溶液近似于中性。 （2）有些鹽溶液雖然顯酸性，但不一定發(fā)生水解。如NaHSO4溶液顯酸性，是由于NaHSO4發(fā)生電離產(chǎn)生H＋，即NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。因此判斷一種鹽是否發(fā)生水解，要分析其在水中發(fā)生變化的本質(zhì)。 （3）(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液顯堿性，雖然都能發(fā)生雙水解，但是雙水解不能趨于完全，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。 【典型例題2】【貴州銅仁西片區(qū)2018屆期末】向三份0.1mol/L CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2CO3、CH3COONa固體（忽略溶液體積變化），則CH3COO- 濃度的變化依次為 （ ） A． 減小、增大、減小 B． 增大、減小、減小 C． 減小、增大、增大 D． 增大、減小、增大 【答案】C 【點評】本題考查了影響鹽類水解的因素，明確影響鹽的水解的因素是解題的關(guān)鍵。本題的易錯點為加入CH3COONa固體，相當于增大了CH3COONa的濃度，水解程度減小，醋酸根離子濃度增大。 【遷移訓練2】【廣西南寧三中2018屆下第一次月考】一定條件下，Na2CO3溶液中存在如下平衡：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，下列說法正確的是 （ ） A． 稀釋溶液，平衡正向移動， 增大 B． 通入CO2，平衡逆向移動，溶液pH減小 C． 加入NaOH固體，平衡逆向移動，pH減小 D． 升高溫度， 增大 三、鹽類水解的應(yīng)用 （1）判斷離子能否大量共存。 若陰、陽離子發(fā)生相互促進的水解反應(yīng)，水解程度較大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常見的相互促進的水解反應(yīng)進行完全的有：Fe3＋、Al3＋與AlO、CO(HCO)。 （2）判斷鹽溶液蒸干時所得的產(chǎn)物。 ①鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸和酸根陰離子易水解的強堿鹽，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 ②鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應(yīng)的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。 ③考慮鹽受熱時是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2—→CaCO3(CaO)；NaHCO3—→Na2CO3；KMnO4—→K2MnO4和MnO2；NH4Cl—→NH3↑＋HCl↑。 ④還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。 如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 ⑤弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。 （3）保存、配制某些鹽溶液。 如配制FeCl3溶液時，為防止出現(xiàn)Fe(OH)3沉淀，常加幾滴鹽酸來抑制FeCl3的水解；在實驗室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，應(yīng)用橡膠塞。 （4）利用鹽類的水解反應(yīng)制取膠體、凈水。 如實驗室制備Fe(OH)3膠體的原理為FeCl3＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3HCl。 明礬凈水的原理：Al3＋水解生成氫氧化鋁膠體，膠體具有很大的表面積，吸附水中懸浮物而聚沉。 【典型例題3】【2018年10月12日《每日一題》一輪復(fù)習】下列物質(zhì)的水溶液在空氣中小心加熱蒸干至質(zhì)量不再減少為止，能得到較純凈的原溶質(zhì)的是 （ ） ①CuSO4 ②FeSO4 ③K2CO3 ④Ca(HCO3)2⑤NH4HCO3 ⑥KMnO4 ⑦FeCl3 A．全部都可以 B．僅①②③ C．僅①③⑥ D．僅①③ 【答案】D 【點評】加熱蒸發(fā)和濃縮鹽溶液時，對最后殘留物的判斷應(yīng)考慮鹽類的水解；（1）加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質(zhì)；（2）加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質(zhì)；（3）加熱濃縮FeCl3型的鹽溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物,灼燒得Fe2O3；（4）加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的鹽溶液時,得不到固體；（5）加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最后得相應(yīng)的正鹽；（6）加熱Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固體。 【遷移訓練3】【天津濱海新區(qū)七所重點學校2018屆畢業(yè)班聯(lián)考】下列物質(zhì)用途或操作正確且與鹽類水解有關(guān)的一組是 （ ） ①用熱飽和硫酸銨溶液清洗鐵器表面的鐵銹 ②用TiCl4水溶液制備TiO2 ? xH2O ③用氯化鐵溶液和氨水制備氫氧化鐵膠體 ④除去氯化銅溶液中的氯化鐵雜質(zhì)，可在溶液中加入過量的氧化銅，過濾除雜 ⑤在氯化氫氛圍中灼燒氯化鎂晶體制備無水氯化鎂 ⑥配制Fe(NO3)2溶液時將Fe(NO3)2晶體溶于濃硝酸中并加蒸餾水稀釋至指定濃度 ⑦刻蝕印刷電路板用氯化鐵作腐蝕液 ⑧用泡沫滅火器滅火 A．①③⑥⑦⑧ B．③④⑤⑦⑧ C．①②④⑤⑧ D．②③④⑤⑥ 【答案】C 考點一：水解規(guī)律及應(yīng)用 （1）“有弱就水解，無弱不水解”。 用于判斷鹽溶液的酸堿性，需先判斷鹽的類型，因此需熟練記憶常見的強酸、強堿和弱酸、弱堿。 鹽的類型 （2）“誰強顯誰性，同強顯中性”。 ①強堿弱酸鹽，陰離子水解，其水溶液呈堿性。 如CH3COONa水解的離子方程式為CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；多元弱酸的酸根離子分步水解，如Na2CO3水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ②強酸弱堿鹽，陽離子水解，其水溶液呈酸性。 如氯化銨、氯化鋁水解的離子方程式分別為NH＋H2OH＋＋NH3H2O、 Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 ③NaCl等強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性。 （3）“誰弱誰水解，都弱都水解”。 即“單水解”和“雙水解”，用于書寫水解離子方程式。 （4）“越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。 （5）弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。 當Ka＝Kb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當Ka>Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當Ka相應(yīng)酸式鹽，如CO>HCO。 ④相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。 如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 ⑤溫度越高，鹽的水解程度越大。 【方法總結(jié)】分析鹽類水解問題的基本思路 （1）找出存在的水解平衡體系(即可逆反應(yīng)或可逆過程)，并寫出水解反應(yīng)方程式，使抽象問題具體化。 （2）然后依據(jù)水解平衡方程式找出影響水解平衡的條件，并判斷水解平衡移動的方向。 （3）分析平衡移動的結(jié)果及移動結(jié)果與所解答問題的聯(lián)系。 【典型例題4】【北京四中2018屆期中】同溫度、同物質(zhì)的量濃度的下列溶液，下列說法正確的是 （ ） A． NH4Cl溶液和（NH4）2SO4溶液，NH4Cl溶液的pH小 B． Na2CO3溶液和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液的pH大 C． NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液，c（NH4+）相同 D． NH4Cl溶液和（NH4）2SO4溶液，c（NH4+）之比為1／2 【答案】B 【解析】同溫度、同物質(zhì)的量濃度的NH4Cl溶液和（NH4）2SO4溶液，因為硫酸銨中的銨根離子濃度更大，所以水解生成的氫離子濃度更大，即硫酸銨的pH更小，選項A錯誤。因為多元弱酸根的水解一定分步，且越來越困難，所以碳酸根的水解一定強于碳酸氫根，即同溫度、同物質(zhì)的量濃度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液的pH大，選項B正確。氯化銨的氯離子對于銨根水解無影響，硫酸氫銨的氫離子對于銨根水解起到抑制作用，所以硫酸氫銨中銨根離子的水解程度更小，c（NH4+）更大，選項C錯誤。同溫度、同物質(zhì)的量濃度的NH4Cl溶液和（NH4）2SO4溶液，中初始c（NH4+）之比為1/2，因為銨根離子濃度越大水解程度越小，所以硫酸銨中銨根離子的水解程度小于氯化銨中銨根離子的水解程度，所以NH4Cl溶液和（NH4）2SO4溶液中c（NH4+）之比為小于1/2，選項D錯誤。 【點評】對于弱電解質(zhì)的電離和鹽類水解都符合以下特點：1、吸熱；2、濃度越大，電離或水解的程度都越??；3、程度都很?。?、多元弱酸的電離或者多元弱酸根的水解，都要分步，且越來越困難。 【遷移訓練4】【四川綿陽中學2018屆高三考前適應(yīng)（三）】常溫下，下列有關(guān)溶液的說法正確的是 （ ） A．pH相等的①NH4Cl ②NH4Al(SO4)2③NH4HSO4溶液：濃度的大小順序為①>②>③ B．HA的電離常數(shù)Ka =4.9310?10，則等濃度的NaA、HA混合溶液中：c(Na+) >c(HA) >c(A?) C．NaHCO3溶液加水稀釋，c(Na+)與c(HCO3?)的比值將減小 D．已知在相同條件下酸性HF >CH3COOH，則物質(zhì)的量濃度相等的NaF與CH3COOK溶液中：c(Na+) – c(F?) >c(K+ ) ? c(CH3COO?) 【答案】A 考點二：粒子濃度大小比較 判斷電解質(zhì)溶液中粒子濃度的關(guān)系，是高考?？碱}型，一般從單一溶液、混合溶液和不同溶液三個角度進行考查，其中反應(yīng)過程中不同階段粒子濃度關(guān)系的判斷是近幾年高考的熱點。電離理論和水解理論是比較電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小關(guān)系的重要依據(jù)，電荷守恒、物料守恒和質(zhì)子守恒是判斷電解質(zhì)溶液中粒子濃度等量關(guān)系的重要依據(jù)，該類題目的解題關(guān)鍵是正確判斷溶液中溶質(zhì)的成分及其量的關(guān)系，以及離子的電離程度和水解程度的大小。 一、熟悉兩大理論，構(gòu)建思維基點 1、電離理論 （1）弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：NH3H2O、NH、OH－濃度的大小關(guān)系是c(NH3H2O)>c(OH－)>c(NH)。 （2）多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關(guān)系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。 2．水解理論 （1）弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的(雙水解除外)，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3H2O、H＋的濃度大小關(guān)系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3H2O)。 （2）多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的濃度大小關(guān)系應(yīng)是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。 二、把握三種守恒，明確等量關(guān)系 1、電荷守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下關(guān)系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 2、物料守恒規(guī)律 電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。 3、質(zhì)子守恒規(guī)律 如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖示如下： 由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。 三、理清一條思路，掌握分析方法 【方法總結(jié)】混合溶液中各粒子濃度大小的比較方法 （1）溶液混合但不發(fā)生反應(yīng)的類型。要同時考慮電離和水解，涉及弱酸、弱堿、可水解的鹽溶液時，可用極限觀點思考，以“強勢”反應(yīng)為主，可不考慮“弱勢”反應(yīng)。 ①電離強于水解型。如CH3COOH溶液和CH3COONa等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，分析時可只考慮CH3COOH的電離，不考慮CH3COONa的水解；類似的，氨水和NH4Cl溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，粒子濃度大小順序為c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)。 ②水解強于電離型。如HCN溶液和NaCN溶液等體積、等物質(zhì)的量濃度混合，粒子濃度大小順序為c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 （2）溶液混合但有一種過量的類型。根據(jù)過量程度及產(chǎn)物情況，要同時考慮電離和水解，不過這類問題大多轉(zhuǎn)化為“溶液混合但不發(fā)生反應(yīng)類型”問題。 【典型例題5】【江蘇常州一中2019屆高三10月月考】室溫下，下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是 （ ） A．0.10 molL－1CH3COONa溶液中通入HCl氣體至中性：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)＝c(OH－) B．已知Ka(CH3COOH)＝1.810－5，Ka(HNO2)＝1.7510－4，相同濃度的CH3COONa和NaNO2混合溶液中：c(Na＋)>c(NO2-)>c(CH3COO－)>c(OH－) C．0.10 molL－1氨水與0.05 molL－1鹽酸等體積混合：c(OH－)＋c(NH3H2O)＝c(H＋)＋c(Cl－) D．50 mL 0.05 molL－1 H2C2O4溶液與25 mL 0.10 molL－1 NaOH溶液混合后溶液pH＝2.9： c(Na＋)>c(HC2O4-)>c(H2C2O4)>c(C2O42-) 【答案】BC 【點評】混合溶液中離子濃度大小的比較，首先要分析混合過程中是否發(fā)生化學反應(yīng)，若發(fā)生反應(yīng)，則要進行過量判斷（注意混合后溶液體積的變化）；然后再結(jié)合電離、水解等因素進行分析。如D項中50 mL 0.05 molL－1 H2C2O4溶液與25 mL 0.10 molL－1 NaOH溶液混合恰好完全反應(yīng)生成NaHC2O4，因溶液的pH＝2.9，說明HC2O4-的水解程度小于電離程度，進而分析可得結(jié)論。 【遷移訓練5】【江蘇泰州中學2018屆高三二模】25℃，c(HCN)+c(CN-)=0.1mol/L的一組HCN和NaCN的混合溶液，溶液中c(HCN)、c(CN-)與pH的關(guān)系如圖所示。下列有關(guān)離子濃度關(guān)系敘述正確的是（ ） A．將0.1mol/L的HCN溶液和0.1mol/LNaCN溶液等體積混合(忽略溶液體積變化): c(Na+)>c(HCN)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+) B．W點表示溶液中: c(Na+)+c(H+)=c(HCN) C．pH=8的溶液中: c(Na+)+c(H+)+c(HCN)=0.1mol/L +c(OH-) D．將0.3mol/LHCN溶液和0.2mol/LNaOH溶液等體積混合（忽略溶液體積變化）： c(CN－)+ 3c(OH－)=2c(HCN)+ 3c(H＋) 【答案】CD