第30講鹽類水解目錄考情分析網(wǎng)絡構建考點一鹽類水解原理【夯基·必備基礎知識梳理】知識點1鹽類水解知識點2鹽類水解規(guī)律知識點3鹽類水解方程式的書寫【提升·必考題型歸納】考向1考查鹽類的水解及溶液的酸堿性考向2考查鹽類水解規(guī)律及應用考點二鹽類水解的影響因素及應用【夯基·必備基礎知識梳理】知識點1影響鹽類水解的因素知識點2鹽類水解的應用知識點3水解常數(shù)及應用【提升·必考題型歸納】考向1考查鹽類水解的影響因素考向2考查鹽類水解的應用考向3考查水解常數(shù)的應用與計算考點三水溶液中粒子的數(shù)量關系【夯基·必備基礎知識梳理】知識點1電解質(zhì)溶液中的三大守恒知識點2電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較知識點3水溶液中函數(shù)圖像分析【提升·必考題型歸納】考向1考查單一溶液中粒子濃度大小比較考向2考查混合溶液中粒子濃度大小比較真題感悟考點要求考題統(tǒng)計考情分析鹽類水解原理2023浙江1月卷2題，2分2022北京卷1題，3分2021北京卷12題，3分分析近三年的高考試題，高考命題在本講有以下規(guī)律：1．從考查題型和內(nèi)容上看，高考命題以選擇題為主來呈現(xiàn)，考查內(nèi)容主要有以下兩個方面：(1)考查鹽類水解的基本概念，依托實驗背景，考查水解平衡的影響因素。(2)與工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)相結合，考查鹽類水解的應用。(3)以單一溶液和混合溶液為背景，考查溶液中粒子濃度關系。(4)借助圖像的形式考查①水解方程式的書寫;②結合滴定圖像判斷離子濃度關系;③電離平衡常數(shù)與水解常數(shù)的轉化關系和應用。2．從命題思路上看，(1)側重以具體物質(zhì)的反應和變化為載體，考查鹽類水解的基本概念、水解規(guī)律、水解平衡的移動和影響因素；以實際情境為載體，考查水解的應用。(2)側重考查二元或多元酸與堿反應過程中，溶液中粒子濃度之間的關系。考查粒子濃度大小比較、三大守恒、對水電離的影響等。(3)以一些新物質(zhì)、新圖像為載體考查有關水解常數(shù)的計算3.根據(jù)高考題的命題特點和規(guī)律，復習時要注意以下幾個方面：(1)影響鹽類水解的因素；(2)水解常數(shù)與電離常數(shù)的關系；(3)鹽類水解在實驗室中的應用和在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中的應用。(4)鹽溶液中離子濃度的大小比較。鹽類水解的應用2023北京卷3題，3分2022浙江6月卷19題，2分2021河北卷6題，3分水溶液中粒子的數(shù)量關系2023天津卷10題，3分2022浙江1月卷23題，2分2021廣東卷8題，2分考點一鹽類水解原理知識點1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－結合生成弱電解質(zhì)的反應。2.條件：可溶性鹽必須有弱酸根離子或弱堿陽離子3.實質(zhì)：鹽電離→eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(弱酸的陰離子→結合H＋,弱堿的陽離子→結合OH－))→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→溶液呈堿性、酸性或中性。4.特點（1）可逆：水解反應是可逆反應；（2）吸熱：水解反應是酸堿中和反應的逆反應；（3）微弱：水解反應程度很微弱。知識點2鹽類水解規(guī)律1.鹽的分類與鹽溶液的酸堿性鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽是否水解不水解水解水解水解溶液的酸堿性中性酸性堿性比較Ka和Kb的大小確定溶液的酸性堿性代表物NaCl、KNO3NH4Cl、CuSO4Na2S、Na2CO3CH3COONH4（中性溶液）注意酸式鹽不能通過簡單分類來判斷其溶液的酸堿性：NaHSO4不水解，但是其溶液顯酸性；NaHSO3電離大于水解，其溶液顯酸性；NaHCO3水解大于電離，其溶液顯酸性。2.鹽類水解規(guī)律：“有弱才水解、無弱不水解、越弱越水解、都弱都水解、越熱越水解、越稀越水解、誰強顯誰性、同強是中性”。知識點3鹽類水解方程式的書寫1.一般要求水解記三點：①水寫分子式，②中間用可逆()，③后無沉氣出。即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。如NH4Cl水解的離子方程式為NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋。2.三種類型的鹽水解離子方程式的書寫①多元弱酸鹽水解：分步進行，水解離子方程式要分步表示，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式。如Na2CO3水解的離子方程式為COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－。②多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步寫完。如FeCl3水解的離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。③陰、陽離子相互促進的水解：水解程度較大（即產(chǎn)生沉淀），書寫時要用“=”、“↑”、“↓”等。如Na2S溶液與AlCl3溶液混合水解的離子方程式為2Al3＋＋3S2－＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑。注意：多元弱酸陰離子分步水解，分步書寫；多元弱堿陽離子分步水解，一步書寫。考向1考查鹽類的水解及溶液的酸堿性例1.（2023·河北衡水·衡水市第二中學校考三模）實驗測得等物質(zhì)的量濃度的和溶液的pH隨溫度變化如圖所示。下列說法正確的是

A．曲線①是溶液變化曲線B．C點之前，升高溫度兩條曲線pH均減小，說明水解程度減弱C．D點時的溶質(zhì)為D．若將D點降溫至25℃，其pH范圍為8.62<pH<11.55【變式訓練】（2023·浙江·校聯(lián)考三模）下列物質(zhì)中屬于鹽且水溶液呈堿性的是A． B． C． D．考向2考查鹽類水解規(guī)律及應用例2.（2023·全國·模擬預測）實驗測得濃度均為的溶液和溶液的pH隨溫度的變化情況如圖所示。下列說法錯誤的是A．時，的電離平衡常數(shù)約為B．后，溶液的pH隨溫度的升高而增大的原因可能是的揮發(fā)C．升高溫度，溶液中減小，增大，pH減小D．溶液中存在：【變式訓練】（2023·安徽滁州·安徽省定遠縣第三中學校考二模）如下圖所示，只有未電離的HA分子可自由通過交換膜。常溫下，往甲室和乙室中分別加入的溶液()和的HA溶液()，達到平衡后，下列說法正確的是A．常溫下，HA的電離度約為0.1%B．平衡后，甲、乙兩室的pH相等C．平衡后，甲室中的物質(zhì)的量濃度小于乙室中的物質(zhì)的量濃度D．若用等物質(zhì)的量濃度的NaA溶液代替溶液，則通過交換膜的HA分子的量減少考點二鹽類水解的影響因素及應用知識點1影響鹽類水解的因素1.內(nèi)因：形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。2.外因eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(溶液的濃度：濃度越小水解程度越大,溫度：溫度越高水解程度越大,外加酸堿\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(酸：弱酸根離子的水解程度增大，弱堿陽離子的水解程度減小,堿：弱酸根離子的水解程度減小，弱堿陽離子的水解程度增大))))3.以FeCl3水解為例[Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋]，填寫外界條件對水解平衡的影響。條件移動方向H＋數(shù)pH現(xiàn)象升溫向右增多減小顏色變深通HCl向左增多減小顏色變淺加H2O向右增多增大顏色變淺加NaHCO3向右減小增大生成紅褐色沉淀，放出氣體知識點2鹽類水解的應用1.鹽類水解的重要應用應用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋判斷酸性強弱等物質(zhì)的量濃度的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液的pH分別為8、9、10，則酸性：HX＞HY＞HZ配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子方程式：Fe3＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H＋泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應為Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑作凈水劑明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑比較溶液中離子濃度的大小如：Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為c(Na＋)＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(H＋)判斷鹽溶液蒸干時的產(chǎn)物鹽水解生成揮發(fā)性酸，蒸干灼燒后一般得氧化物。如AlCl3→Al2O3鹽水解生成難揮發(fā)性酸，蒸干后得原物質(zhì)。如CuSO4→CuSO4考慮鹽受熱時是否分解。如KMnO4→K2MnO4和MnO2還原性鹽溶液蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3→Na2SO4弱酸的銨鹽溶液蒸干后無固體剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO32.熟記下列因相互促進水解不能大量共存的離子組合(1)Al3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、HS－、S2－、ClO－。(2)Fe3＋與HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)、SiOeq\o\al(2－,3)、ClO－。(3)NHeq\o\al(＋,4)與SiOeq\o\al(2－,3)、AlOeq\o\al(－,2)。3.鹽溶液蒸干灼燒時所得產(chǎn)物的判斷?鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質(zhì)，如CuSO4(aq)eq\o(→,\s\up7(蒸干))CuSO4(s)；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)eq\o(→,\s\up7(蒸干))Al(OH)3eq\o(→,\s\up7(灼燒))Al2O3。?酸根離子易水解的強堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質(zhì)。?考慮鹽受熱時是否分解。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↑。?還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。?弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。4.緩沖溶液（1）概念：能夠抵御少量外來的酸、堿或稀釋，而保持溶液的pH基本不變的溶液叫緩沖溶液。（2）緩沖溶液的范圍：pH＝pKa±1（濃度之比10倍或1/10）。（3）緩沖溶液的類型類型舉例等濃度的混合溶液的酸堿性弱酸－弱酸鹽CH3COOH－CH3COONa酸性；pH＝4.76弱堿－弱堿鹽NH3?H2O－NH4Cl堿性；pH＝9.25正鹽－酸式鹽Na2CO3－NaHCO3堿性；pH＝10.30酸式鹽－酸NaHC2O4－H2C2O4酸性；pH＝1.68知識點3水解常數(shù)及應用1．數(shù)學表達式用HA表示酸，用MOH表示堿，MA表示由它們生成的鹽，在MA溶液中，若M＋、A－均能水解，A－＋H2OHA＋OH－，則A－的水解常數(shù)為Kh＝eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)；M＋＋H2OMOH＋H＋，則M＋的水解常數(shù)為Kh＝eq\f(c（H＋）·c（MOH）,c（M＋）)。2．水解常數(shù)與電離常數(shù)的關系1）推導：若NaA為強堿弱酸鹽，A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝eq\f(c（HA）·c（OH－）,c（A－）)＝eq\f(c（HA）·c（OH－）·c（H＋）,c（A－）·c（H＋）)＝eq\f(KW,Ka（HA）)；若MCl為強酸弱堿鹽，同理可得Kh＝eq\f(KW,Kb（MOH）)。2）Kh與Ka(或Kb)、KW的關系(1)一元弱酸鹽：Ka·Kh＝KW(2)一元弱堿鹽：Kb·Kh＝KW(3)多元弱酸鹽，如NamA溶液：Kh＝eq\f(KW,Ka（m）)Nam－1HA溶液Kh＝eq\f(KW,Ka（m－1）)依次類推……3．意義水解常數(shù)可以表示鹽的水解程度的大小，Kh越大，鹽類水解程度越大。4．外界影響因素水解常數(shù)是只是溫度的函數(shù)，Kh隨溫度的升高而增大。5．水解常數(shù)的應用(1)計算鹽溶液中的c(H＋)或c(OH－)Kh＝eq\f(c2（OH－）,c－c（OH－）)≈eq\f(c2（OH－）,c)，c(OH－)＝eq\r(c·Kh)；同理，對于M＋＋H2OMOH＋H＋，c(H＋)＝eq\r(c·Kh)。(2)判斷水解程度大小、鹽溶液的酸堿性如，對于CH3COONH4溶液，由Ka(CH3COOH)≈Kb(NH3·H2O)可知，Kh(CH3COO－)≈Kh(NHeq\o\al(＋,4))，CH3COO－和NHeq\o\al(＋,4)水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)。(3)判斷水解程度和電離程度大小，鹽溶液的酸堿性。①單一溶液。如，對于NaHCO3溶液，Kh(HCOeq\o\al(－,3))＝eq\f(KW,Ka（H2CO3）)＝eq\f(1×10－14,4.4×10－7)＝2.3×10－8，Ka(HCOeq\o\al(－,3))＝4.7×10－11＜Kh(HCOeq\o\al(－,3))，HCOeq\o\al(－,3)電離程度小于其水解程度，溶液呈堿性，c(H＋)＜c(OH－)。②混合溶液。如，對于等物質(zhì)的量濃度的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh(CH3COO－)＝eq\f(KW,Ka（CH3COOH）)＝eq\f(1×10－14,1.75×10－5)＝5.7×10－10＜Ka(CH3COOH)，CH3COO－的水解程度小于CH3COOH的電離程度，溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)。考向1考查鹽類水解的影響因素例1.（2023·廣東梅州·統(tǒng)考三模）25°C時，Ka(HClO)=4.0×10-8。下列說法正確的是A．25°C時，往pH=3的HClO溶液中加少量NaClO固體，HClO的電離程度和水電離出的c(H+)均減小B．將濃度均為0.1mol·L-1的NaClO和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大C．相同溫度下，等pH的HCOONa和NaClO溶液中存在：c(HCOO-)>c(ClO-)D．25°C時，pH=7的NaClO和HClO混合溶液中存在：c(HClO)<c(ClO-)=c(Na+)【變式訓練】（2023·北京海淀·101中學校考三模）實驗測得10mL0.50mol?L-1NH4Cl溶液、10mL0.50mol?L-1CH3COONa溶液的pH分別隨溫度與稀釋加水量的變化如圖所示。已知25℃時CH3COOH和NH3?H2O電離常數(shù)均為1.8×10-5。下列說法不正確的是A．圖中實線表示pH隨加水量的變化，虛線表示pH隨溫度的變化B．將NH4Cl溶液加水稀釋至濃度mol?L-1，溶液pH變化值小于lgxC．隨溫度升高，Kw增大，CH3COONa溶液中c(H+)增大，pH減小，c(OH-)減小D．25℃時稀釋相同倍數(shù)的NH4Cl溶液與CH3COONa溶液中：c(Na+)-c(CH3COO-)=c(Cl-)-c(NH)考向2考查鹽類水解的應用例2.（2023·廣東惠州·統(tǒng)考一模）勤勞致富，越努力越幸福。下列勞動項目與所述的化學知識沒有關聯(lián)的是選項勞動項目化學知識A明礬凈水明礬具有氧化性B小蘇打用作發(fā)泡劑烘焙面包小蘇打受熱分解產(chǎn)生氣體C用熱的純堿溶液洗去油污熱的純堿溶液水解顯堿性D用廚余垃圾制肥料廚余垃圾含N、P等元素【變式訓練】（2023·河南·校聯(lián)考模擬預測）氯化鐵是實驗室中經(jīng)常使用的物質(zhì)，根據(jù)下列實驗目的設計的實驗方案正確的是選項實驗目的實驗方案A實驗室配制FeCl3溶液稱量一定質(zhì)量的氯化鐵固體先溶于較濃的鹽酸中，再加入蒸餾水稀釋至所需濃度B檢驗配制的FeCl3溶液中是否含有Fe2+向酸性高錳酸鉀溶液中滴入少量氯化鐵溶液，觀察溶液顏色的變化C制備氫氧化鐵膠體并鑒別氯化鐵溶液與氫氧化鐵膠體煮沸少許飽和氯化鐵溶液一段時間后，采用丁達爾現(xiàn)象鑒別所得物質(zhì)和氯化鐵溶液D驗證鐵離子的氧化性向FeCl3溶液中先滴加一定量的NaF溶液，再滴加幾滴KSCN溶液，未出現(xiàn)紅色考向3考查水解常數(shù)的應用與計算例3.（2023·陜西西安·統(tǒng)考一模）25℃時，將HCl氣體緩慢通入0.1mol?L-1的氨水中，溶液的pH、體系中粒子濃度的對數(shù)值(lgc)與反應物的物質(zhì)的量之比[t=]的關系如圖所示。若忽略溶液體積變化，下列有關說法錯誤的是

A．t=0.5時，c(NH)＞c(Cl-)B．25℃時，NH的水解平衡常數(shù)Kh的數(shù)量級為10-10C．P1所示溶液：2c(Cl-)=c(NH)+c(NH3?H2O)D．P2所示溶液：c(Cl-)＞100c(NH3?H2O)【變式訓練】（2023·陜西咸陽·統(tǒng)考三模）某化學興趣小組利用傳感技術探究0.01mol?L-1的碳酸鈉溶液滴定100mL0.01mol?L-1鹽酸溶液的實驗，得到反應過程中的c()、c()、c(H2CO3)的變化曲線(假定滴定過程中H2CO3不分解和忽略CO2的逸出)如圖所示。下列說法正確的是已知：25℃時，H2CO3的Ka1=4×10-7，Ka2=5×10-11；lg4=0.6。A．曲線I為c(HCO)的變化曲線，V1=10 B．25℃時，碳酸鈉的水解常數(shù)Kh1=2.5×10-8C．水的電離程度：a＞c＞b D．c點溶液pH=6.4考點三水溶液中粒子的數(shù)量關系知識點1電解質(zhì)溶液中的三大守恒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＋、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(OH－)＋2c(COeq\o\al(2－,3))。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，但元素的原子總是守恒的，或兩種原子的數(shù)目比是固定的。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、H2CO3、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、OH－，Na與C比為1：1，故存在如下關系：c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))。3．質(zhì)子守恒規(guī)律①電解質(zhì)溶液中，分子(或離子)得失質(zhì)子(H＋)的物質(zhì)的量應相等。如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉移情況圖示如下：即給出H＋后剩余微粒濃度之和等于得到H＋后生成微粒濃度之和，故由圖可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質(zhì)子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。②可以通過物料守恒和電荷守恒推出質(zhì)子守恒表達式。如NaHCO3溶液中物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(H2CO3)＋c(CO32-)①，電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3-)＋c(OH－)＋2c(CO32-)②，將①代入②中，整理得質(zhì)子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(CO32-)【易錯提醒】混合溶液的質(zhì)子守恒只能采用第2種方法求得。知識點2電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較1．單一溶液中粒子濃度的比較(1)多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，電離程度逐級減弱。如H3PO4溶液中：c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)。(2)多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸的酸根離子分步水解，水解程度逐級減弱。如在Na2CO3溶液中：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)。(3)多元弱酸酸式鹽：分析酸式酸根電離與水解大小。如NaHCO3溶液中HCO3-水解大于電離，則；c(Na+)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H2CO3)>c(H+)>c(CO32－)。NaHSO3溶液中HSO3-電離大于水解，則c(Na+)>c(HSO3－)c(H+)>c(SO32－)>c(OH－)>c(H2SO3)。2．混合溶液中各離子濃度的比較混合溶液要綜合分析電離、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，各離子濃度大小的順序為c(NH4+)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H+)。3．不同溶液中同一離子濃度的比較不同溶液要看溶液中其他離子對該離子的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4，c(NH4+)由大到小的順序為③＞①＞②。4.電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較的思維模型知識點3水溶液中函數(shù)圖像分析1．稀釋曲線(1)同體積、同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋加水稀釋一樣的倍數(shù)，醋酸的pH大加水稀釋到一樣的pH，鹽酸加入的水多(2)同體積、同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋加水稀釋一樣的倍數(shù)，鹽酸的pH大加水稀釋到一樣的pH，醋酸加入的水多(3)稀釋倍數(shù)與pH的線性關系①HY為強酸、HX為弱酸②ab兩點的溶液中：c(X－)＝c(Y－)③水的電離程度：d＞c＞a＝b①MOH為強堿、ROH為弱堿②c(ROH)＞c(MOH)③水的電離程度：a＞b2．滴定曲線氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉、氨水的滴定曲線3.分布分數(shù)曲線（1）分布曲線圖是指以pH為橫坐標，分布系數(shù)（即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù)）為縱坐標，分布系數(shù)與溶液pH之間的關系曲線。弱電解質(zhì)分布系數(shù)圖本質(zhì)上就是酸堿中和滴定過程中粒子含量的變化曲線。分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關系曲線一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù)，δ1為CH3COO－分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù)、δ1為HC2Oeq\o\al(\s\up11(－),\s\do4(4))分布系數(shù)、δ2為C2Oeq\o\al(\s\up11(2－),\s\do4(4))分布系數(shù)（2）分布系數(shù)圖的應用：①能讀出電離常數(shù)；②能比較在溶液在某一特定pH時離子濃度的大小；能快速判斷等濃度的緩沖溶液的酸堿性，由此比較得出電離與水解的大小。考向1考查單一溶液中粒子濃度大小比較例1.（2023·廣東·統(tǒng)考模擬預測）測定溶液升溫過程中的pH(不考慮水的蒸發(fā)、溶液體積的變化)，數(shù)據(jù)如下。溫度/℃2540