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第41講　鹽類的水解
[課程標準]　1.了解鹽類水解的原理及一般規律。2.掌握鹽類水解離子方程式的書寫。3.了解影響鹽類水解程度的主要因素。4.了解鹽類水解的應用。5.能利用水解常數(Kh)進行相關計算。
考點一　鹽類的水解及其規律
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1．鹽類水解的實質
鹽電離→→生成弱電解質→破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈堿性或酸性。
2．鹽類水解的條件
(1)鹽溶于水；
(2)鹽在組成上必須具有弱酸根陰離子或弱堿陽離子。
3．鹽類水解規律
有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。
4．鹽類水解方程式的書寫
(1)一般要求
如NH4Cl的水解離子方程式為NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
(2)多元弱酸鹽水解反應分步進行，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式。如Na2CO3的水解離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－。
(3)多元弱堿鹽水解反應，水解離子方程式一步寫完。如FeCl3的水解離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
學生用書?第199頁
(4)陰、陽離子相互促進且進行徹底的水解反應，如Na2S溶液與AlCl3溶液混合反應的水解離子方程式為3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓。
[正誤辨析]
(1)酸式鹽溶液一定呈酸性(　　)
(2)某鹽溶液呈中性，則該鹽一定是強酸、強堿鹽(　　)
(3)同濃度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比，前者pH大；同濃度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液相比，后者pH小(　　)
(4)常溫下，pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液中水的電離程度相同(　　)
(5)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液中水的電離程度相同(　　)
答案：　(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×　
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1．下列物質的溶液中，所含離子種類最多的是(　　)
A．Na2S B．Na3PO4
C．Na2CO3 D．AlCl3
B　[Na3PO4所含離子種類最多，因它的水解有三級：PO＋H2OHPO＋OH－、HPO＋H2OH2PO＋OH－、H2PO＋H2OH3PO4＋OH－，再加水的電離H2OH＋＋OH－，所以磷酸鈉溶液中，除Na＋外還有五種離子：PO、HPO、H2PO、H＋、OH－，共六種離子。而Na2S和Na2CO3中均有五種離子，AlCl3中有四種離子。]
2．已知在常溫下測得濃度均為0.1 mol·L－1的下列6種溶液的pH如表所示：
溶質 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO NaCN C6H5ONa
pH 8.8 9.7 11.6 10.3 11.1 11.3
下列反應不能成立的是(　　)
A．CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
A　[利用鹽類水解規律“越弱越水解”，并結合題給信息可判斷出對應酸的酸性強弱關系是CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>C6H5OH>HCO，利用“強酸制弱酸”進行判斷。酸性H2CO3>HClO>HCO，因此CO2＋H2O＋2NaClO===NaHCO3＋2HClO，A項不成立，B項成立；酸性H2CO3>C6H5OH>HCO，C項成立；酸性CH3COOH>HCN，D項成立。]
3．按要求書寫離子方程式。
(1)NaHS溶液呈堿性的原因： 。
(2)實驗室制備Fe(OH)3膠體： 。
(3)NH4Cl溶于D2O中： 。
(4)將NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合： 。
(5)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液，若pH>7，其原因是 ；
若pH<7，其原因是 。
答案：　(1)HS－＋H2OH2S＋OH－
(2)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋
(3)NH＋D2ONH3·HDO＋D＋
(4)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(5)Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－
Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋
HS－的電離有兩種表達形式：
(1)HS－＋H2OS2－＋H3O＋，(2)HSS2－＋H＋。其中形式(1)易誤判為水解離子方程式?！　?．用一個離子方程式表示下列溶液混合時發生的反應。
(1)明礬溶液與NaHCO3溶液混合： 。
(2)明礬溶液與Na2CO3溶液混合： 。
(3)FeCl3溶液與NaClO溶液混合： 。
答案：　(1)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(2)2Al3＋＋3CO＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑
(3)Fe3＋＋3ClO－＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClO
書寫水解相互促進且進行到底反應方程式的思維建模
以FeCl3溶液與Na2CO3溶液混合為例。
第一步：寫出發生反應的兩種離子及對應的產物。不溶性物質加“↓”，易分解的物質寫分解產物。
Fe3＋＋CO——Fe(OH)3↓＋CO2↑
第二步：配平電荷。
2Fe3＋＋3CO——2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
第三步：確定水的位置。因產物Fe(OH)3中含有H，反應物中無H，故H2O為反應物。
2Fe3＋＋3CO＋H2O——2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
第四步：根據質量守恒定律配平。
2Fe3＋＋3CO＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑ 　　
學生用書?第200頁
考點二　鹽類水解的影響因素及應用
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1．內因——越弱越水解
形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。如同一條件下水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。
2．外因
以Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋為例，填寫下表。
條件 移動方向 H＋數 pH 現象
升溫
通HCl
加H2O
加NaHCO3
答案：　(從左到右，從上到下)向右　增多　減小　顏色變深　向左　增多　減小　顏色變淺　向右　增多　增大　顏色變淺　向右　減小　增大　生成紅褐色沉淀，放出氣體
[正誤辨析]
(1)水解平衡右移，鹽離子的水解程度可能增大，也可能減小(　　)
(2)稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或堿性)也越強(　　)
(3)關于FeCl3溶液，加水稀釋時，的值減小(　　)
(4)通入適量的HCl氣體，使FeCl3溶液中，增大(　　)
答案：　(1)√　(2)×　(3)√　(4) ×
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1．對滴有酚酞溶液的下列溶液，操作后顏色變深的是(　　)
A．KAl(SO4)2溶液加熱
B．Na2CO3溶液加熱
C．氨水中加入少量NH4Cl固體
D．NH4NO3溶液中加入少量NaNO3固體
B　[明礬溶液中電離產生的Al3＋水解使溶液呈酸性，加熱導致水解程度增大，但酚酞遇酸性溶液顏色不變化，故A項錯誤；Na2CO3為強堿弱酸鹽，水解呈堿性，滴加酚酞后溶液顯紅色，加熱使堿性增強，因此紅色變深，故B項正確；氨水為弱堿，部分電離：NH3·H2ONH＋OH－，加入酚酞后溶液變為紅色，而NH4Cl===NH＋Cl－，其中的NH會抑制氨水的電離，使溶液堿性減弱，顏色變淺，故C項錯誤；NH4NO3溶液中NH水解，溶液顯酸性，加入少量NaNO3固體不影響銨根離子的水解，溶液仍然顯無色，故D項錯誤。]
2．常溫下，0.1 mol·L－1的NH4Fe(SO4)2溶液、NH4HCO3溶液、NH3·H2O溶液、(NH4)2CO3溶液中c(NH)由大到小的順序是 。
解析：　Fe3＋水解呈酸性，抑制NH的水解；HCO水解呈堿性，促進NH的水解；NH3·H2O是弱電解質，微弱電離。由分析得出c(NH)由大到小的順序是(NH4)2CO3>NH4Fe(SO4)2>NH4HCO3>NH3·H2O。
答案：　(NH4)2CO3>NH4Fe(SO4)2>NH4HCO3>NH3·H2O
3．如圖所示三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分別放置在盛有水的燒杯中，然后向燒杯①中加入生石灰，向燒杯③中加入NH4NO3晶體，燒杯②中不加任何物質。
實驗過程中發現燒瓶①中溶液紅色變深，燒瓶③中溶液紅色變淺，則下列敘述正確的是 (填字母，雙選)。
A．水解反應為放熱反應
B．水解反應為吸熱反應
C．NH4NO3溶于水時放出熱量
D．NH4NO3溶于水時吸收熱量
答案：　BD
4．(1)取5 mL pH＝5的NH4Cl溶液，加水稀釋至50 mL，則c(H＋) (填“>”“<”或“＝”)10－6 mol·L－1， eq \f(c（NH）,c（H＋）) (填“增大”“減小”或“不變”)。
(2)在室溫條件下，各取5 mL pH均為5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液，分別加水稀釋至50 mL，pH較大的是 溶液。
答案：　(1)>　減小　(2)H2SO4
學生用書?第201頁
答題規范3 　利用平衡移動原理解釋問題
1.解答此類題的思維過程
(1)找出存在的平衡體系(即可逆反應或可逆過程)
(2)找出影響平衡的條件
(3)判斷平衡移動的方向
(4)分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯系
2．答題模板
……存在……平衡，……(條件)……(變化)，使平衡向……(方向)移動，……(結論)。
應用1.為探究鹽類水解是一個吸熱過程，請用Na2CO3溶液和其他必要試劑，設計一個簡單的實驗方案 。
答案：　取Na2CO3溶液，滴加酚酞，溶液呈紅色，然后分成兩份，加熱其中一份，若紅色變深，則鹽類水解吸熱
應用2.常溫下，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的 pH 大于 8，則溶液中c(H2CO3) (填“>”“＝”或“<”) c(CO)，原因是：
(用離子方程式和必要的文字說明)。
答案：　>　HCOCO＋H＋， HCO＋H2OH2CO3＋OH－， HCO的水解程度大于電離程度
應用3.(1)若在空氣中加熱MgCl2·6H2O，生成的是Mg(OH)Cl或MgO，寫出相應反應的化學方程式： ， 或 。
(2)在干燥的HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O時，能得到無水MgCl2，其原因是
。
答案：　(1)MgCl2·6H2OMg(OH)Cl＋HCl↑＋5H2O↑
MgCl2·6H2OMgO＋2HCl↑＋5H2O↑　 Mg(OH)Cl MgO＋HCl↑
(2)在干燥的HCl氣流中，抑制了MgCl2的水解，且帶走了MgCl2·6H2O受熱產生的水蒸氣，故能得到無水MgCl2
應用4.按要求回答下列問題。
(1)把AlCl3溶液蒸干灼燒，最后得到的主要固體是什么？為什么？如何操作溶質不變？(用化學方程式表示并配以必要的文字說明)
。
(2)MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是
。
答案：　 (1)在AlCl3溶液中存在著水解平衡：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl。加熱時水解平衡右移，HCl濃度增大，蒸干時HCl揮發，使平衡進一步向右移動得到Al(OH)3，在灼燒時發生反應：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O，最后得到的固體是Al2O3；在HCl氣流中加熱蒸發溶質不變
(2)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入MgO，MgO和H＋反應，使c(H＋)減小，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去Fe3＋
INCLUDEPICTURE "重點強化專欄16.TIF" INCLUDEPICTURE "E:\\2024《金版新學案》高三總復習 新教材 化學 人教版（雙選）B\\圖片\\1\\重點強化專欄16.TIF" \* MERGEFORMATINET
1．水解常數的概念
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，該常數就叫水解平衡常數。
2．水解常數(Kh)與電離常數的定量關系
(1)分析推導過程
①強堿弱酸鹽如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝
即Kh＝。
②強酸弱堿鹽如NH4Cl溶液：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝ eq \f(c（NH3·H2O）·c（H＋）,c（NH）)
＝ eq \f(c（NH3·H2O）·c（H＋）·c（OH－）,c（NH）·c（OH－）)
＝ eq \f(c（H＋）·c（OH－）,\f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)) ＝
即Kh＝。
(2)結論歸納
①Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw。
②Na2CO3的水解常數Kh＝。
③NaHCO3的水解常數Kh＝。
學生用書?第202頁
應用1.25 ℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數Kh＝ mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中 eq \f(c（H2SO3）,c（HSO）) 將 (填“增大”“減小”或“不變”)。
答案：　1×10－12　增大
應用2.已知25 ℃時，NH3·H2O的電離平衡常數Kb＝1.8×10－5，該溫度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝ mol·L－1。(已知 mol·L－1≈2.36)
解析：　Kh＝ eq \f(c（H＋）·c（NH3·H2O）,c（NH）) ＝，
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，c(NH)≈1 mol·L－1，所以c(H＋)＝＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
答案：　2.36×10－5
應用3.已知某溫度時，Na2CO3溶液的水解常數Kh＝2×10－4mol·L－1，則當溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1時，試求該溶液的pH＝ 。
解析：　Kh＝ eq \f(c（HCO）·c（OH－）,c（CO）) ＝2×10－4，又c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，則c(OH－)＝10－4mol·L－1，結合Kw＝1.0×10－14，可得c(H＋)＝10－10mol·L－1。
答案：　10
應用4.常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移動。試計算溶液中 eq \f(c（SO）,c（HSO）) ＝ (常溫下H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)。
解析：　NaOH電離出的OH－抑制水的電離平衡，Na2SO3電離出的SO水解促進水的電離平衡。SO＋H2OHSO＋OH－，Kh＝ eq \f(c（HSO）·c（OH－）,c（SO）) ＝＝，
所以 eq \f(c（SO）,c（HSO）) ＝＝＝60。
答案：　向右　60
應用5.磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數分別是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列問題：
(1)常溫下同濃度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的順序 (填序號)。
(2)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH (填“>”“<”或“＝”)7。
(3)常溫下，Na2HPO4的水溶液呈 (填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與Kh的相對大小，說明判斷理由： 。
解析：　(2)NaH2PO4的水解常數Kh＝ eq \f(c（H3PO4）·c（OH－）,c（H2PO）) ＝＝≈1.4×10－12，Ka2>Kh，即H2PO的電離程度大于其水解程度，因而pH<7。
答案：　(1)③<②<①　(2)<　(3)堿　Na2HPO4的水解常數Kh＝ eq \f(c（H2PO）·c（OH－）,c（HPO）) ＝＝≈1.61×10－7，Kh>Ka3，即HPO的水解程度大于其電離程度，因而Na2HPO4溶液顯堿性
真題演練　明確考向
1. (2022·1月浙江選擇考，1)水溶液呈酸性的鹽是(　　)
A．NH4Cl B．BaCl2
C．H2SO4 D．Ca(OH)2
A　[A.NH4Cl鹽溶液存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋而顯酸性，A符合題意；B.BaCl2溶液中Ba2＋和Cl－均不水解，是強酸強堿鹽，溶液顯中性，B不符合題意；C.H2SO4屬于酸，不是鹽類，C不符合題意；D.Ca(OH)2是堿類物質，溶液顯堿性，D不符合題意。]
2．(2021·廣東高考，8) 鳥嘌呤(G)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列敘述正確的是(　　)
A．0.001 mol/L GHCl 水溶液的pH＝3
B．0.001 mol/L GHCl水溶液加水稀釋，pH升高
C．GHCl在水中的電離方程式為：GHCl===G＋HCl
D.GHCl水溶液中：c(OH－)＋c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)
B　[A.GHCl為強酸弱堿鹽，電離出的GH＋會發生水解，弱離子的水解較為微弱，因此0.001 mol/L GHCl水溶液的pH>3，故A錯誤；B.稀釋GHCl溶液時，GH＋水解程度將增大，但由于加水稀釋，可知溶液中c(H＋)將減小，溶液pH將升高，故B正確；C.GHCl為強酸弱堿鹽，在水中電離方程式為GHCl===GH＋＋Cl－，故C錯誤；D.根據電荷守恒可知，GHCl溶液中c(OH－)＋c(Cl－)＝c(H＋)＋c(GH＋)，故D錯誤。]
3. (2021·北京等級考，12)下列實驗中，均產生白色沉淀。
下列分析不正確的是(　　)
A．Na2CO3與NaHCO3溶液中所含微粒種類相同
B．CaCl2能促進Na2CO3、NaHCO3水解
C．Al2(SO4)3能促進Na2CO3、NaHCO3水解
D．4個實驗中，溶液滴入后，試管中溶液pH均降低
B　[A.Na2CO3溶液、NaHCO3溶液均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、H＋、OH－、H2O，故含有的微粒種類相同，A正確；B.HCOH＋＋CO，加入Ca2＋后，Ca2＋和CO反應生成沉淀，促進HCO的電離，B錯誤；C.Al3＋與CO、HCO都能發生互相促進的水解反應，C正確；D.由題干信息可知形成沉淀時會消耗碳酸根和碳酸氫根，則它們濃度減小，水解產生的氫氧根的濃度會減小，pH減小，D正確。]
4．(2022·6月浙江選擇考，17)25 ℃時，苯酚(C6H5OH)的Ka＝1.0×10－10，下列說法正確的是(　　)
A. 相同溫度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中，c(C6H5O－)＞c(CH3COO－)
B．將濃度均為0.10 mol·L－1的C6H5ONa和NaOH溶液加熱，兩種溶液的pH均變大
C.25 ℃ 時，C6H5OH溶液與NaOH溶液混合，測得pH＝10.00，則此時溶液中c(C6H5O－)＝c(C6H5OH)
D．25 ℃時，0.10 mol·L－1的C6H5OH溶液中加少量C6H5ONa固體，水的電離程度變小
C　[A.醋酸的酸性大于苯酚，則醋酸根離子的水解程度較小，則相同溫度下，等pH的C6H5ONa和CH3COONa溶液中c(C6H5O－)課時精練(四十一)　鹽類的水解
(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)
1．下列應用與鹽類水解無關的是(　　)
A．泡沫滅火器
B．氯化銨和消石灰制備氨氣
C．明礬凈水
D．草木灰不宜與銨態氮肥混合使用
B　[A項，泡沫滅火器中Al3＋與HCO發生相互促進的水解；B項，NH4Cl與Ca(OH)2反應制備NH3與水解無關；C項，明礬可以凈水是因為Al3＋水解生成Al(OH)3膠體，膠體具有吸附性；D項，草木灰不宜與銨態氮肥混合使用是因為CO與NH發生相互促進的水解。]
2．下列電離或水解方程式正確的是(　　)
A．Na2SO3的水解：SO＋2H2OH2SO3＋2OH－
B．NaHCO3的電離：NaHCO3Na＋＋H＋＋CO
C．KHS溶液中HS－的電離：HS－＋H2OH3O＋＋S2－
D．NaClO溶液與FeCl2溶液混合：2ClO－＋Fe2＋＋2H2O===2HClO＋Fe(OH)2↓
C　[Na2SO3水解的離子方程式為SO＋H2OHSO＋OH－，故A錯誤；NaHCO3的電離方程式為NaHCO3===Na＋＋HCO，故B錯誤；KHS溶液中HS－的電離方程式為HS－＋H2OH3O＋＋S2－，故C正確；NaClO溶液與FeCl2溶液混合發生氧化還原反應及雙水解反應，故D錯誤。]
3．腺嘌呤(A)是一種有機弱堿，可與鹽酸反應生成鹽酸鹽(用AHCl表示)。下列敘述正確的是(　　)
A．AHCl在水中的電離方程式為AHClAH＋＋Cl－
B．AHCl水溶液呈堿性
C．AHCl水溶液中：c(Cl－)＞c(AH＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．AHCl水溶液中：c(OH－)＋c(A)＝c(H＋)
D　[A.AHCl是強電解質，在水中完全電離，所以AHCl在水中的電離方程式為：AHCl===AH＋＋Cl－，故A錯誤；B.AHCl是強酸弱堿鹽，AH＋發生水解反應使AHCl水溶液呈酸性，故B錯誤；C.AHCl水溶液呈酸性，c(H＋)>c(OH－)，離子濃度大小為c(Cl－)＞c(AH＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，故C錯誤；D.AHCl水溶液存在質子守恒：c(OH－)＋c(A)＝c(H＋)，故D正確。]
4．向三份0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中分別加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2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
A　[CH3COONa溶液中存在水解平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，加入的NH4NO3和FeCl2水解顯酸性，故促進其平衡正向移動，則CH3COO－濃度減小；加入的Na2SO3水解顯堿性，對CH3COO－水解有抑制作用，故CH3COO－濃度增大。]
5．25 ℃時，濃度均為0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判斷不正確的是(　　)
A．均存在電離平衡和水解平衡
B．存在的粒子種類相同
C．c(OH－)前者大于后者
D．分別加入NaOH固體，恢復到原溫度，c(CO)均增大
C　[A項，兩種溶液中均存在著水的電離平衡，NaHCO3溶液中還存在HCOH＋＋CO及HCO＋H2OH2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中還存在有CO＋H2OHCO＋OH－，A項正確；B項，兩種溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B項正確；C項，濃度相同時，CO水解程度大于HCO，故Na2CO3溶液中c(OH－)更大，C項錯誤；D項，NaHCO3溶液中加入NaOH固體，HCO＋OH－===H2O＋CO，c(CO)增大，Na2CO3溶液中加入NaOH固體，導致CO的水解平衡向左移動，c(CO)增大，D項正確。]
6．室溫下，0.1 mol·L－1下列溶液pH最大的是(　　)
A．NH4Cl B．NaHCO3
C．Na2CO3 D．Na2SO4
C　[NH4Cl為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，常溫下pH<7；NaHCO3、Na2CO3均是強堿弱酸鹽，CO水解程度大于HCO水解程度而導致Na2CO3溶液堿性更強，故pH：NaHCO37．25 ℃時濃度都是1 mol·L－1的四種正鹽溶液：AX、BX、AY、BY；AX溶液的pH＝7且溶液中c(X－)＝1 mol·L－1，BX溶液的pH＝4，BY溶液的pH＝6。下列說法正確的是(　　)
A．電離常數K(BOH)小于K(HY)
B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH
C．稀釋相同倍數，溶液pH變化：BX等于BY
D．將濃度均為1 mol·L－1的HX和HY溶液分別稀釋10倍后，HX溶液的pH大于HY
A　[由題給條件可以推出AX是強酸強堿鹽，BX為強酸弱堿鹽，BY為弱酸弱堿鹽，AY為強堿弱酸鹽。1 mol·L－1BY溶液的pH＝6，說明B＋的水解程度大于Y－的水解程度，則電離平衡常數K(BOH)8．關于相同物質的量濃度的NaHCO3溶液和NaHSO3溶液，下列說法正確的是(　　)
A．滴加酚酞后溶液均變紅
B．滴加飽和澄清石灰水均產生白色沉淀
C．滴加氯水均產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體
D．所含陽離子的總濃度相等
B　[NaHCO3溶液中HCO的水解程度比電離程度大，溶液顯堿性，而NaHSO3溶液中HSO的電離程度比水解程度大，溶液顯酸性，向兩溶液中滴加酚酞后只有NaHCO3溶液變紅，A項錯誤；向NaHCO3溶液和NaHSO3溶液中滴加飽和澄清石灰水均產生白色沉淀，B項正確；向NaHCO3溶液中滴加氯水產生能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體，而向NaHSO3溶液中滴加氯水會發生氧化還原反應，無SO2氣體產生，C項錯誤；NaHCO3溶液呈堿性，NaHSO3溶液呈酸性，兩溶液等濃度時，Na＋濃度相等，H＋濃度不相等，故所含陽離子的總濃度不相等，D項錯誤。]
9．已知某元素X的酸式鹽(NaHX)溶液顯堿性，下列說法正確的是(　　)
A．NaHX的電離方程式為NaHX===Na＋＋H＋＋X2－
B．HX－的電離程度小于HX－的水解程度
C．離子濃度關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HX－)＋c(X2－)
D．加水稀釋，促進HX－水解，c(HX－)增大
B　[酸式鹽(NaHX)溶液顯堿性，HX－水解程度大于電離程度，說明H2X是弱酸，NaHX的電離方程式為NaHX===Na＋＋HX－，A錯誤；溶液顯堿性，HX－的電離程度小于HX－的水解程度，B正確；由電荷守恒可知離子濃度關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HX－)＋2c(X2－)，C錯誤；加水稀釋，促進HX－水解，c(HX－)減小，D錯誤。]
10．某同學探究溶液的酸堿性對FeCl3水解平衡的影響，實驗方案如下：配制50 mL 0.001 mol·L－1FeCl3溶液、50 mL對照組溶液X，向兩種溶液中分別滴加1滴1 mol·L－1HCl溶液、1滴1 mol·L－1NaOH溶液，測得溶液pH隨時間變化的曲線如圖所示。
下列說法不正確的是(　　)
A．依據M點對應的pH，說明Fe3＋發生了水解反應
B．對照組溶液X的組成可能是0.003 mol·L－1KCl溶液
C．依據曲線c和d說明Fe3＋水解平衡發生了移動
D．通過儀器檢測體系渾濁度的變化，可表征水解平衡移動的方向
B　[由題圖可知，0.001 mol·L－1FeCl3溶液的pH≈3.2，說明Fe3＋發生了水解反應：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，使溶液呈酸性，A正確；0.003 mol·L－1KCl溶液的pH＝7，而圖中對照組溶液X的pH與0.001 mol·L－1FeCl3溶液相同，故溶液X不可能為0.003 mol·L－1KCl溶液，B錯誤；在FeCl3溶液中加堿或酸后，溶液的pH變化均比對照組溶液X的變化小，因為加酸或堿均引起Fe3＋水解平衡的移動，故溶液的pH的變化比較緩和，C正確；FeCl3溶液水解生成Fe(OH)3，故溶液的渾濁程度變大，則Fe3＋的水解被促進，否則被抑制，D正確。]
11.常溫下，向飽和氯水中以恒定速率滴加NaOH稀溶液，溶液pH隨時間的變化如圖所示。若溶液中氯元素僅考慮以HClO、Cl2、Cl－、ClO－形式存在，且HClO不分解，下列說法錯誤的是(　　)
A．M點：c(H＋)＞c(Cl－)＞c(HClO)
B．水的電離程度：N點＞M點
C．從M點到P點，溶液中的值減小
D．反應過程中存在c(HClO)＋c(ClO－)＝c(Cl－)
C　[A.M點時，飽和氯水中未加入NaOH，此時存在平衡：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO、HClOH＋＋ClO－，所以c(H＋)＞c(Cl－)＞c(HClO)，A正確；B.M點到N點過程中，不斷加入NaOH，c(H＋)不斷減小，酸對水電離的抑制作用減弱，水的電離程度不斷增大，所以水的電離程度：N點＞M點，B錯誤；C.由ClO－＋H2OHClO＋OH－可得水解平衡常數Kh(ClO－)＝，從M點到P點，溶液中c(HClO)減小，Kh(ClO－)不變，所以值增大，C錯誤；D.M點時，飽和氯水中未加入NaOH，此時存在平衡：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，依據元素質量守恒可得：c(HClO)＋c(ClO－)＝c(Cl－)，D正確。]
12．已知常溫下，濃度均為0.1 mol/L的四種溶液：
①Na2CO3溶液；②NaHCO3溶液；③鹽酸；④氨水。試回答下列問題：
(1)上述溶液中有水解反應發生的是 (填編號，下同)，溶液中溶質存在電離平衡的是 。
(2)比較①、②溶液，pH較大的是 。
(3)在溶液④中加入少量NH4Cl固體，此時 eq \f(c（NH）,c（OH－）) 的值將 (填“變小”“變大”或“不變”)。
答案：　(1)①②?、冖堋?2)①　(3)變大
13．現有0.175 mol·L－1醋酸鈉溶液500 mL(已知醋酸的電離常數Ka＝1.75×10－5)。
(1)寫出醋酸鈉水解反應的化學方程式： 。
(2)下列圖像能說明醋酸鈉的水解反應達到平衡的是 (填字母)。
A.溶液中c(Na＋)與反應時間t的關系 B.CH3COO－的水解速率與反應時間t的關系 C.溶液的pH與反應時間t的關系 D.Kw與反應時間t的關系
(3)在醋酸鈉溶液中加入下列少量物質，水解平衡向正反應方向移動的有 (填字母)。
A．冰醋酸 B．純堿固體
C．醋酸鈣固體 D．氯化銨固體
(4)欲配制0.175 mol·L－1醋酸鈉溶液500 mL，可采用以下兩種方案：
方案一：用托盤天平稱取 g無水醋酸鈉，溶于適量水中，配成500 mL溶液。
方案二：用體積均為250 mL且濃度均為 mol·L－1的醋酸與氫氧化鈉兩溶液混合而成(設混合后的體積等于混合前兩者體積之和)。
(5)在室溫下，0.175 mol·L－1醋酸鈉溶液的pH約為 [已知醋酸根離子水解反應的平衡常數Kh＝]。
答案：　(1)CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH　(2)BC　(3)CD　(4)7.2　0.35　 (5)9
14．測定0.1 mol·L－1Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數據如下。
時刻 ① ② ③ ④
溫度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
(1)Na2SO3水解的離子方程式為 。
(2)請根據題給信息判斷Kw的關系① (填“>”“<”或“＝”，下同)④，Kh的關系① ②。
(3)實驗過程中，取①、④時刻相同體積的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產生的白色沉淀比①多。該白色沉淀的成分是 ，沉淀④比①多的原因是
。
解析：　(1)Na2SO3是強堿弱酸鹽，SO水解使溶液顯堿性，其離子方程式為SO＋H2OHSO＋OH－。(2)水的離子積常數Kw只與溫度有關，由于①和④的溫度相同，故二者Kw相同；鹽的水解為吸熱反應，升高溫度，鹽的水解平衡右移，Kh增大，故Kh的關系為①<②。(3)升高溫度的過程中部分SO被氧化為SO，SO與Ba2＋反應生成BaSO4白色沉淀，且BaSO4不溶于稀鹽酸，故④中產生的白色沉淀比①中多。
答案：　(1)SO＋H2OHSO＋OH－　
(2)＝　<　 (3)BaSO4　升溫過程中部分SO被氧化為SO
學生用書?第203頁

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