資源簡介

第2課時　影響鹽類水解的因素
[核心素養發展目標]　1.了解水解常數的概念，能用其定量分析不同鹽溶液酸堿性及相關離子濃度大小關系。2.通過實驗探究，認識影響鹽類水解平衡的主要因素，并能解釋反應條件影響鹽類水解平衡的原因。
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
1．內因對鹽類水解平衡的影響規律
鹽類水解程度的大小主要由鹽的性質決定，生成鹽的弱酸酸性越弱(或弱堿堿性越弱)，即越難電離(電離常數越小)，該鹽的水解程度越大，即越弱越水解。
2．定量描述鹽類水解能力大小——水解常數(Kh)
(1)水解常數表達式(以CH3COONa為例)
CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
Kh＝，Kh只與溫度有關。
(2)水解常數與電離常數的關系
Kh＝
＝＝。
所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝。
由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數越小，其所生成的鹽的水解程度就越大。
1．下表所示為25 ℃時部分酸的電離平衡常數。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
(1)計算Na2CO3第一步水解常數Kh1。
(2)計算NaHCO3水解常數Kh。
(3)濃度均為0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的順序是________________________________________________________________________。
答案　(1)Kh1＝＝＝≈2.1×10－4。
(2)Kh＝＝＝≈2.2×10－8。
(3)CH3COONa2．常溫下，三種酸的電離常數如下表所示：
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三種酸的強弱關系是___________________________________________________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH相同，則三者的濃度由大到小的順序：____________________。
(3)寫出NaY溶液與HZ反應的離子方程式：________________________。
答案　(1)HZ>HY>HX　(2)NaZ>NaY>NaX　(3)HZ＋Y－===HY＋Z－
3．已知H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8。利用所給數據分析NaHSO3溶液的酸堿性。
答案　在NaHSO3溶液中HSO存在如下兩個平衡：HSO??H＋＋SO
HSO＋H2O??H2SO3＋OH－
其水解常數Kh＝＝≈7.1×10－13
則Ka2>Kh，HSO的電離程度大于其水解程度，所以溶液呈酸性。
二、外因對鹽類水解平衡的影響
1．鹽類水解的特征
(1)鹽類的水解反應可看作中和反應的逆反應，故是吸熱反應。
(2)鹽類的水解反應是可逆反應。
2．實驗探究反應條件對鹽類水解平衡的影響
已知Fe2(SO4)3發生水解反應的離子方程式：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，根據實驗操作填寫下表：
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
反應物的濃度 加入Fe2(SO4)3晶體，再測溶液的pH 溶液顏色變深，pH變小 加入Fe2(SO4)3晶體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反應方向移動
生成物的濃度 加硫酸后，測溶液的pH 溶液顏色變淺，pH變小 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反應方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
溫度 升高溫度 溶液顏色變深，pH變小 水解反應為吸熱反應，升高溫度，水解平衡向正反應方向移動
特別提醒　鹽類的水解平衡移動，符合勒夏特列原理。
(1)等濃度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一樣(　　)
(2)將碳酸鈉溶液加水稀釋，水解程度會增大，所以其c(OH－)增大(　　)
(3)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大(　　)
(4)將醋酸鈉溶液升高溫度，會促進水解，溶液堿性增強(　　)
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解(　　)
(6)加熱CH3COONa溶液，溶液中將減小(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√
1．只改變Na2CO3溶液的一種條件，解答下列問題。
(1)稀釋溶液，水解平衡常數不變(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
(2)通入CO2，CO的水解平衡向正反應方向移動。
(3)升高溫度，增大。
(4)加入NaOH固體，溶液pH增大。
2．常溫條件下，在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現象是什么？并結合離子方程式，運用平衡原理進行解釋。
提示　產生白色沉淀，且紅色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2O??HSO＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)減小，SO水解平衡左移，c(OH－)減小，紅色褪去。
3．常溫條件下，將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生，利用有關離子方程式分析原因。
提示　NH4Cl溶液中發生水解反應：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，加入鎂條發生反應：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促進水解平衡右移，產生大量NH3·H2O，NH3·H2O??NH3＋H2O，產生NH3。
三、影響鹽類水解因素的綜合分析
1．影響鹽類水解因素總結
2．三步法判斷影響鹽類水解的因素
1．能使FeCl3溶液中的比值接近3的措施是(　　)
A．加入適量硫酸
B．加入適量氨水
C．加熱溶液
D．加入適量的K2CO3固體
答案　A
解析　FeCl3溶液中Fe3＋發生水解：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，使>3，要使的比值接近3，需抑制Fe3＋的水解。加入適量硫酸，c(H＋)增大，可抑制Fe3＋的水解，A正確；加入適量的氨水，氨水與H＋反應使c(H＋)減小，促進Fe3＋的水解，B錯誤；鹽類水解是吸熱反應，加熱溶液，促進Fe3＋的水解，C錯誤；K2CO3在水中完全電離生成K＋和CO，CO與Fe3＋發生相互促進的水解反應，D錯誤。
2．(2021·北京，12)以下4個實驗中均產生了白色沉淀。
下列說法不正確的是(　　)
A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒種類相同
B．Ca2＋促進了CO、HCO的水解
C．Al3＋促進了CO、HCO的水解
D．滴入溶液后，4支試管內溶液的pH都變小
答案　B
解析　Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、H＋、OH－、H2O，故含有的微粒種類相同，A正確；Ca2＋能與CO結合生成CaCO3沉淀，使CO的水解平衡逆向移動，抑制CO的水解，HCO??H＋＋CO，加入Ca2＋后，Ca2＋和CO反應生成沉淀，促進HCO的電離，B錯誤；Al3＋與CO、HCO都能發生相互促進的水解反應，C正確；由題干信息可知形成沉淀時會消耗CO和HCO，則它們濃度都減小，水解產生的OH－的濃度會減小，pH減小，D正確。
(選擇題1～8題，每小題6分，9～12題，每小題7分，共76分)
題組一　影響鹽類水解平衡的因素
1．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，由于NH的水解，使得c(NH)<0.1 mol·L－1。如果要使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，可采取的措施是(　　)
A．加入少量NaOH B．加入少量水
C．通入少量HCl D．加熱
答案　C
解析　NH4Cl溶液中存在NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，加入NaOH消耗H＋，平衡正向移動，使c(NH)減小，A項錯誤；加水稀釋，使溶液中c(NH)減小，B項錯誤；通入HCl，抑制NH水解，能使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，C項正確；加熱促使NH水解，導致c(NH)減小，D項錯誤。
2．為了使NH4Cl溶液中c(Cl－)與c(NH)濃度比為1∶1，可在NH4Cl溶液中加入(　　)
①適量的HCl　②適量的NaCl　③適量的氨水　④適量的NaOH　⑤適量的硫酸
A．①②⑤ B．③⑤
C．③④ D．④⑤
答案　B
解析　NH4Cl溶液中存在NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，為增大NH濃度，應加入酸或NH3·H2O，加入HCl雖然增大了H＋的濃度，但也增大了Cl－的濃度，不符合題目要求。
3．下列關于FeCl3水解的說法錯誤的是(　　)
A．在FeCl3稀溶液中，水解達到平衡時，無論加FeCl3飽和溶液還是加水稀釋，平衡均向右移動
B．濃度為5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的兩種FeCl3溶液，其他條件相同時，Fe3＋的水解程度前者小于后者
C．其他條件相同時，同濃度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃時發生水解，50 ℃時Fe3＋的水解程度比20 ℃時的小
D．為抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，應加少量鹽酸
答案　C
解析　增大FeCl3的濃度，水解平衡向右移動，但Fe3＋水解程度減小，加水稀釋，水解平衡向右移動，Fe3＋水解程度增大，A、B項正確；鹽類水解是吸熱反應，溫度升高，水解程度增大，C項錯誤；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的濃度可抑制Fe3＋的水解，D項正確。
4．在一定條件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2O??HCO＋OH－。下列說法不正確的是(　　)
A．稀釋溶液，增大
B．通入CO2，溶液pH減小
C．升高溫度，平衡常數增大
D．加入NaOH固體，減小
答案　A
解析　溫度不變，水解平衡常數不變，不變，故A錯誤；CO2與CO反應生成HCO，HCO比CO水解程度小，所以溶液堿性減弱，即pH減小，故B正確；因水解是吸熱的，則升溫可以促進水解，平衡正向移動，平衡常數增大，故C正確；加入NaOH固體，OH－抑制CO水解，HCO的物質的量濃度減小，CO的物質的量濃度增大，所以減小，故D正確。
5．(2023·四川瀘州高二期末)常溫下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀釋至10 mL，下列說法錯誤的是(　　)
A．稀釋前溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1
B．稀釋后溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1
C．加水過程中水解平衡正向移動
D．加水過程中c(HCO)逐漸減小
答案　B
解析　稀釋前pH＝10的Na2CO3溶液中c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，則c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，故A正確；稀釋前c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，加水稀釋，水解平衡正向移動，氫氧根離子物質的量增多，溶液體積增大，但水解平衡移動是微弱的，因此稀釋后溶液中1×10－5 mol·L－1題組二　水解常數及其應用
6．已知在常溫下測得濃度均為0.1 mol·L－1的6種溶液的pH如表所示。下列反應不能成立的是(　　)
溶質 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶質 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚鈉)
pH 10.3 11.1 11.3
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
答案　A
解析　根據鹽類水解中越弱越水解的規律，可得酸性的強弱順序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞C6H5OH＞HCO；再利用較強酸制較弱酸原理進行判斷。HClO可與CO發生反應生成HCO，故CO2與NaClO溶液發生反應：CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO，A錯誤、B正確；酸性：H2CO3＞C6H5OH＞HCO，CO2通入C6H5ONa溶液中發生反應生成NaHCO3和C6H5OH，C正確；酸性：CH3COOH＞HCN，CH3COOH與CN－發生反應生成HCN，D正確。
7．常溫下，某酸HA的電離常數Ka＝1×10－5。下列說法正確的是(　　)
A．HA溶液中加入NaA固體后，減小
B．常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水電離的c(H＋)為10－13 mol·L－1
C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應，存在關系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D．常溫下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常數為1×10－9
答案　D
解析　為A－的水解常數，加入NaA固體后，由于溫度不變，則水解常數不變，A錯誤；由于HA為弱酸，則常溫下0.1 mol·L－1 HA溶液中氫離子濃度小于0.1 mol·L－1，水電離的c(H＋)一定大于 mol·L－1＝10－13 mol·L－1，B錯誤；NaA的水解常數Kh＝＝＝＝1×10－9，D正確。
8．(2023·海口海南中學高二校考)常溫下，幾種弱酸或弱堿的電離平衡常數如表所示，下列說法正確的是(　　)
化學式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)
B．等物質的量濃度溶液的pH大小順序為HCOONa>NaHCO3>NaClO
C．向HCOONa溶液中通入少量CO2的反應為CO2＋2HCOONa＋H2O===2HCOOH＋Na2CO3
D．等物質的量濃度溶液中c(NH)大小順序為(NH4)2CO3>NH3·H2O>NH4ClO
答案　A
解析　HCOONa溶液中，發生反應：HCOO－＋H2O??HCOOH＋OH－、H2O??H＋＋OH－，則存在下列關系：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)，A正確；比較表中的電離常數，可確定電離程度：HCOOH>H2CO3>HClO，則水解程度：HCOONaNaHCO3>HCOONa，B不正確；由于Ka1(H2CO3)NH4ClO>NH3·H2O，D不正確。
9．為使Na2S溶液中減小，可采取的措施有(忽略溶液體積的變化)(　　)
①通入少量HCl氣體
②加少量NaOH固體
③加少量KOH固體
④加少量KHS固體
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
答案　C
解析　Na2S溶液中S2－存在水解平衡：S2－＋H2O??HS－＋OH－。①通入少量HCl氣體，平衡正向移動，c(S2－)減小，c(Na＋)不變，增大，錯誤；②加少量NaOH固體，c(Na＋)、c(S2－)都增大，但增大幅度：c(Na＋)>c(S2－)，增大，錯誤；③加少量KOH固體，平衡逆向移動，c(S2－)增大，c(Na＋)不變，減小，正確；④加少量KHS固體，平衡逆向移動，c(S2－)增大，c(Na＋)不變，減小，正確。
10．能證明Na2SO3溶液中存在SO＋H2O??HSO＋OH－水解平衡事實的是(　　)
A．滴入酚酞溶液變紅，再加入H2SO4溶液后紅色褪去
B．滴入酚酞溶液變紅，再加入氯水后紅色褪去
C．滴入酚酞溶液變紅，再加入BaCl2溶液后產生沉淀且紅色褪去
D．滴入酚酞溶液變紅，再加入NaHSO4溶液后紅色褪去
答案　C
解析　滴入酚酞溶液變紅，說明亞硫酸鈉溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，溶液呈堿性，酚酞在pH大于8.2時，呈紅色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈堿性，若為酸性，不能說明平衡移動，故A、D錯誤；氯水具有強氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能說明存在水解平衡，故B錯誤；再加入氯化鋇溶液后，鋇離子和亞硫酸根離子反應而不和亞硫酸氫根離子反應，鋇離子和亞硫酸根離子反應生成亞硫酸鋇沉淀，且溶液紅色褪去，能說明存在水解平衡，故C正確。
11．某課外研究小組設計數字化實驗探究溫度對鹽類水解反應的影響。通過加熱50 mL 0.100 0 mol·L－1Na2CO3標準溶液進行實驗，測得溶液的pH隨溫度變化的關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．c點溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)＝1×10－2.35 mol·L－1
B．由ab段可得結論：CO(aq)＋H2O(l)??HCO(aq)＋OH－(aq)　ΔH>0
C．bd段pH減小是水的Kw隨著溫度的升高而增大所致
D．從a→d隨著溫度升高，始終增大
答案　A
解析　c點溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)表示Na2CO3溶液中的質子守恒，c點的pH＝11.65，c(H＋)＝1×10－11.65 mol·L－1，因為c點的溫度是30 ℃，Kw≠1×10－14，c(OH－)≠1×10－2.35 mol·L－1，故A錯誤；隨著溫度的升高，Na2CO3溶液的pH增大，說明平衡CO(aq)＋H2O(l)??HCO(aq)＋OH－(aq)正向移動，即說明水解反應是吸熱反應，ΔH＞0，故B正確；隨著溫度的升高，水的電離程度越來越大，水的離子積常數Kw增大，故pH呈減小趨勢，故C正確；選項中的代數式為CO＋H2O??HCO＋OH－的水解常數Kh表達式，從a→d隨著溫度的升高，水解程度增大，故Kh增大，故D正確。
12．室溫下，實驗①將0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，測得混合后溶液的pH＝9；實驗②將0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，測得反應后溶液的pH＝7(以上溶液混合后體積變化忽略不計)。下列說法不正確的是(　　)
A．實驗②KOH的濃度c＜0.2
B．室溫下，KX溶液的水解常數是1×10－9
C．實驗①所得溶液中1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1
D．實驗②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)
答案　D
解析　實驗①，等體積、等濃度的HX和KOH恰好反應生成KX和水，所得溶液顯堿性，說明HX為弱酸；實驗②，反應后溶液顯中性，則HX過量，即c＜0.2，故A正確；實驗①酸堿中和后溶液的溶質為KX，存在水解平衡：X－＋H2O??HX＋OH－，溶液的pH＝9，則c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c(HX)，c(X－)＝0.1 mol·L－1－c(OH－)≈0.1 mol·L－1，則KX溶液的水解常數Kh≈＝1×10－9，故B正確；實驗①酸堿中和后溶液的溶質為KX，c(K＋)＞c(X－)＞c(OH－)，c(K＋)＝0.1 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，所以1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1，故C正確；實驗②的溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根據電荷守恒可知實驗②所得溶液中c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，得出c(K＋)＝c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)，故D錯誤。
13．(10分)已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分別表示化學平衡常數、弱酸(弱堿)的電離平衡常數、水的離子積常數、鹽的水解平衡常數。
(1)有關上述常數的說法正確的是______________(填字母)。
a．它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度
b．它們的大小都隨溫度的升高而增大
c．常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka
d．一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
(2)已知某溫度時，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常數Kh1＝2.0×10－3，則當溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，試求該溶液的pH＝______________________________________。
(3)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 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。
(4)25 ℃時，H2SO3??HSO＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2，則該溫度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝____________________。
答案　(1)ad　(2)9　(3)2.36×10－5　(4)0.01 mol·L－1
解析　(1)對于正反應放熱的可逆反應，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，b項錯誤；溫度不變，CH3COOH的電離平衡常數不變，c項錯誤。(2)水的離子積Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常數Kh1＝＝2.0×10－3，當溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1時，c(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×10－3 mol·L－1，則c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1，即該溶液的pH＝9。
(3)根據題干信息可知，該溫度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液的水解平衡常數Kh＝＝≈5.56×10－10，又根據水解平衡常數表達式可知Kh＝≈，則c(H＋)＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
(4)由Ka＝，代入數據得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。
14．(14分)10 ℃時，在燒杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加熱，測得該溶液的pH發生如下變化：
溫度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(1)甲同學認為，該溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故堿性增強，該反應的離子方程式為__________________________________________________________。
(2)乙同學認為，溶液pH升高的原因是NaHCO3受熱分解生成了Na2CO3，并推斷Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3。
(3)丙同學認為，要確定上述哪種說法合理，只要把加熱后的溶液冷卻到10 ℃后再測定溶液的pH，若pH______(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，說明甲同學的觀點正確；若pH______8.3，說明乙同學的觀點正確。
(4)丁同學設計如下實驗方案對甲、乙同學的解釋進行判斷，實驗裝置如圖，加熱煮沸NaHCO3溶液，發現試管A中澄清石灰水變渾濁，說明______(填“甲”或“乙”)同學推測正確。
(5)將一定體積0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于燒杯中加熱至微沸(溶液體積不變)；將燒杯冷卻至室溫，過一段時間(溶液體積不變)測得pH為10.1。據此可以判斷________(填“甲”或“乙”)同學推測正確，原因是_________________________________________________
___________________________________________________________________________。
答案　(1)HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
(2)大于　(3)＝　>　(4)乙　(5)乙　溶液冷卻至室溫后pH為10.1，大于8.4，說明此實驗過程中有新物質生成
解析　(2)乙同學根據NaHCO3受熱易分解，認為受熱時發生反應：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，這樣溶質成為Na2CO3，而pH增大，也說明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
(3)若甲同學的觀點正確，則當溫度再恢復至10 ℃時，pH應為8.3，若乙同學的觀點正確，則當溫度降回至10 ℃時，pH應大于8.3。
(4)根據試管A中澄清石灰水變渾濁，說明NaHCO3在加熱煮沸時發生分解反應生成了Na2CO3、CO2和水，證明乙同學觀點正確。第2課時　影響鹽類水解的因素
[核心素養發展目標]　1.了解水解常數的概念，能用其定量分析不同鹽溶液酸堿性及相關離子濃度大小關系。2.通過實驗探究，認識影響鹽類水解平衡的主要因素，并能解釋反應條件影響鹽類水解平衡的原因。
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
1．內因對鹽類水解平衡的影響規律
鹽類水解程度的大小主要由________決定，生成鹽的弱酸酸性越弱(或弱堿堿性越弱)，即越________(電離常數越小)，該鹽的水解程度________，即越弱越水解。
2．定量描述鹽類水解能力大小——水解常數(Kh)
(1)水解常數表達式(以CH3COONa為例)
CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
Kh＝，Kh只與________有關。
(2)水解常數與電離常數的關系
Kh＝
＝＝________________。
所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝________________。
由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數越小，其所生成的鹽的水解程度就越大。
1．下表所示為25 ℃時部分酸的電離平衡常數。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
(1)計算Na2CO3第一步水解常數Kh1。
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
(2)計算NaHCO3水解常數Kh。
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
(3)濃度均為0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的順序是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．常溫下，三種酸的電離常數如下表所示：
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三種酸的強弱關系是_______________________________________________________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH相同，則三者的濃度由大到小的順序：____________________。
(3)寫出NaY溶液與HZ反應的離子方程式：____________________________________。
3．已知H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8。利用所給數據分析NaHSO3溶液的酸堿性。
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
　二、外因對鹽類水解平衡的影響
1．鹽類水解的特征
(1)鹽類的水解反應可看作中和反應的逆反應，故是________反應。
(2)鹽類的水解反應是________反應。
2．實驗探究反應條件對鹽類水解平衡的影響
已知Fe2(SO4)3發生水解反應的離子方程式：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，根據實驗操作填寫下表：
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
反應物的濃度 加入Fe2(SO4)3晶體，再測溶液的pH 溶液顏色變____，pH____________________________________________________ 加入Fe2(SO4)3晶體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向______方向移動
生成物的濃度 加硫酸后，測溶液的pH 溶液顏色變____，pH____________________________________________________ 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向______方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
溫度 升高溫度 溶液顏色變____，pH______________ 水解反應為吸熱反應，升高溫度，水解平衡向________方向移動
特別提醒　鹽類的水解平衡移動，符合勒夏特列原理。
(1)等濃度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一樣(　　)
(2)將碳酸鈉溶液加水稀釋，水解程度會增大，所以其c(OH－)增大(　　)
(3)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大(　　)
(4)將醋酸鈉溶液升高溫度，會促進水解，溶液堿性增強(　　)
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解(　　)
(6)加熱CH3COONa溶液，溶液中將減小(　　)
1．只改變Na2CO3溶液的一種條件，解答下列問題。
(1)稀釋溶液，水解平衡常數________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
(2)通入CO2，CO的水解平衡向________移動。
(3)升高溫度，________。
(4)加入NaOH固體，溶液pH___________________________________________________。
2．常溫條件下，在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現象是什么？并結合離子方程式，運用平衡原理進行解釋。
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
3．常溫條件下，將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生，利用有關離子方程式分析原因。
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
三、影響鹽類水解因素的綜合分析
1．影響鹽類水解因素總結
2．三步法判斷影響鹽類水解的因素
1．能使FeCl3溶液中的比值接近3的措施是(　　)
A．加入適量硫酸
B．加入適量氨水
C．加熱溶液
D．加入適量的K2CO3固體
2．(2021·北京，12)以下4個實驗中均產生了白色沉淀。
下列說法不正確的是(　　)
A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒種類相同
B．Ca2＋促進了CO、HCO的水解
C．Al3＋促進了CO、HCO的水解
D．滴入溶液后，4支試管內溶液的pH都變小(共69張PPT)
第三章　第三節
第2課時　影響鹽類水解的因素
1.了解水解常數的概念，能用其定量分析不同鹽溶液酸堿性及相關離子濃度大
小關系。
2.通過實驗探究，認識影響鹽類水解平衡的主要因素，并能解釋反應條件影響
鹽類水解平衡的原因。
核心素養
發展目標
一、鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
二、外因對鹽類水解平衡的影響
三、影響鹽類水解因素的綜合分析
課時對點練
內容索引
鹽的性質(內因)對鹽類水解平衡的影響
一
1.內因對鹽類水解平衡的影響規律
鹽類水解程度的大小主要由 決定，生成鹽的弱酸酸性越弱(或弱堿堿性越弱)，即越 (電離常數越小)，該鹽的水解程度
，即越弱越水解。
鹽的性質
難電離
越大
2.定量描述鹽類水解能力大小——水解常數(Kh)
(1)水解常數表達式(以CH3COONa為例)
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
溫度
(2)水解常數與電離常數的關系
由此可看出，弱酸或弱堿的電離常數越小，其所生成的鹽的水解程度就越大。
1.下表所示為25 ℃時部分酸的電離平衡常數。
思考交流
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
(1)計算Na2CO3第一步水解常數Kh1。
思考交流
(2)計算NaHCO3水解常數Kh。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
思考交流
(3)濃度均為0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的順序是____________________________。
CH3COONa H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11
思考交流
2.常溫下，三種酸的電離常數如下表所示：
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三種酸的強弱關系是_____________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三種溶液的pH相同，則三者的濃度由大到小的順序：_______________。
(3)寫出NaY溶液與HZ反應的離子方程式：___________________。
HZ>HY>HX
NaZ>NaY>NaX
HZ＋Y－===HY＋Z－
思考交流
3.已知H2SO3的電離平衡常數Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8。利用所給數據分析NaHSO3溶液的酸堿性。
返回
外因對鹽類水解平衡的影響
二
1.鹽類水解的特征
(1)鹽類的水解反應可看作中和反應的逆反應，故是 反應。
(2)鹽類的水解反應是 反應。
吸熱
可逆
2.實驗探究反應條件對鹽類水解平衡的影響
已知Fe2(SO4)3發生水解反應的離子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根據實驗操作填寫下表：
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
反應物 的濃度 加入Fe2(SO4)3晶體，再測溶液的pH 溶液顏色變 ，pH_____ 加入Fe2(SO4)3晶體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向______方向移動
深
變小
正反應
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
生成物 的濃度 加硫酸后，測溶液的pH 溶液顏色變 ，pH______ 加入硫酸，c(H＋)增大，水解平衡向 方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
溫度 升高溫度 溶液顏色變 ，pH_____ 水解反應為吸熱反應，升高溫度，水解平衡向 方向移動
淺
變小
逆反應
深
變小
正反應
特別提醒　鹽類的水解平衡移動，符合勒夏特列原理。
(1)等濃度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液， 的水解程度一樣
(2)將碳酸鈉溶液加水稀釋，水解程度會增大，所以其c(OH－)增大
(3)水解平衡右移，鹽的離子的水解程度一定增大
(4)將醋酸鈉溶液升高溫度，會促進水解，溶液堿性增強
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解
(6)加熱CH3COONa溶液，溶液中 將減小
正誤判斷
×
×
×
√
√
√
1.只改變Na2CO3溶液的一種條件，解答下列問題。
(1)稀釋溶液，水解平衡常數 (填“增大”“減小”或“不變”，下同)。
(2)通入CO2， 的水解平衡向 移動。
(3)升高溫度， 。
(4)加入NaOH固體，溶液pH 。
思考交流
不變
正反應方向
增大
增大
思考交流
2.常溫條件下，在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現象是什么？并結合離子方程式，運用平衡原理進行解釋。
思考交流
3.常溫條件下，將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生，利用有關離子方程式分析原因。
提示　NH4Cl溶液中發生水解反應： ＋H2O NH3·H2O＋H＋，加入鎂條發生反應：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促進水解平衡右移，產生大量NH3·H2O，NH3·H2O NH3＋H2O，產生NH3。
返回
影響鹽類水解因素的綜合分析
三
1.影響鹽類水解因素總結
越
大
越大
2.三步法判斷影響鹽類水解的因素
應用體驗
1.能使FeCl3溶液中 的比值接近3的措施是
A.加入適量硫酸
B.加入適量氨水
C.加熱溶液
D.加入適量的K2CO3固體
√
FeCl3溶液中Fe3＋發生水解：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，使
>3，要使 的比值接近3，需抑制Fe3＋的水解。加入適量硫酸，c(H＋)增大，可抑制Fe3＋的水解，A正確；
加入適量的氨水，氨水與H＋反應使c(H＋)減小，促進Fe3＋的水解，B錯誤；
鹽類水解是吸熱反應，加熱溶液，促進Fe3＋的水解，C錯誤；
應用體驗
2.(2021·北京，12)以下4個實驗中均產生了白色沉淀。
下列說法不正確的是
A.Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有
的微粒種類相同
B.Ca2＋促進了 的水解
C.Al3＋促進了 的水解
D.滴入溶液后，4支試管內溶液的pH都變小
√
返回
課時對點練
1
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題組一　影響鹽類水解平衡的因素
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對點訓練
A.加入少量NaOH B.加入少量水
C.通入少量HCl D.加熱
√
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對點訓練
2.為了使NH4Cl溶液中c(Cl－)與c( )濃度比為1∶1，可在NH4Cl溶液中加入
①適量的HCl　②適量的NaCl　③適量的氨水　④適量的NaOH　⑤適量的硫酸
A.①②⑤ B.③⑤ C.③④ D.④⑤
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√
對點訓練
3.下列關于FeCl3水解的說法錯誤的是
A.在FeCl3稀溶液中，水解達到平衡時，無論加FeCl3飽和溶液還是加水
稀釋，平衡均向右移動
B.濃度為5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的兩種FeCl3溶液，其他條件相同時，
Fe3＋的水解程度前者小于后者
C.其他條件相同時，同濃度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃時發生水解，
50 ℃時Fe3＋的水解程度比20 ℃時的小
D.為抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，應加少量鹽酸
√
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對點訓練
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對點訓練
增大FeCl3的濃度，水解平衡向右移動，但Fe3＋水解程度減小，加水稀釋，水解平衡向右移動，Fe3＋水解程度增大，A、B項正確；
鹽類水解是吸熱反應，溫度升高，水解程度增大，C項錯誤；
Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的濃度可抑制Fe3＋的水解，D項正確。
√
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對點訓練
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對點訓練
5.(2023·四川瀘州高二期末)常溫下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀釋至10 mL，下列說法錯誤的是
A.稀釋前溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1
B.稀釋后溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1
C.加水過程中水解平衡正向移動
D.加水過程中c( )逐漸減小
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對點訓練
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對點訓練
稀釋前pH＝10的Na2CO3溶液中c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，則c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，故A正確；
稀釋前c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，加水稀釋，水解平衡正向移動，氫氧根離子物質的量增多，溶液體積增大，但水解平衡移動是微弱的，因此稀釋后溶液中1×10－5 mol·L－1根據“越稀越水解”，加水過程中水解平衡正向移動，故C正確；
加水過程中由于水的體積增大占主要因素，因此c( )逐漸減小，
故D正確。
題組二　水解常數及其應用
6.已知在常溫下測得濃度均為0.1 mol·L－1的6種溶液的pH如表所示。下列反應不能成立的是
1
2
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4
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7
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對點訓練
溶質 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶質 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚鈉)
pH 10.3 11.1 11.3
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B.CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C.CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D.CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
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對點訓練
√
溶質 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶質 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚鈉)
pH 10.3 11.1 11.3
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對點訓練
7.常溫下，某酸HA的電離常數Ka＝1×10－5。下列說法正確的是
A.HA溶液中加入NaA固體后， 減小
B.常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水電離的c(H＋)為10－13 mol·L－1
C.NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應，存在關系：2c(Na＋)＝c(A－)
＋c(Cl－)
D.常溫下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常數為1×10－9
√
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對點訓練
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對點訓練
8.(2023·海口海南中學高二校考)常溫下，幾種弱酸或弱堿的電離平衡常數如表所示，下列說法正確的是
1
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3
4
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對點訓練
化學式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)
B.等物質的量濃度溶液的pH大小順序為HCOONa>NaHCO3>NaClO
C.向HCOONa溶液中通入少量CO2的反應為CO2＋2HCOONa＋H2O===
2HCOOH＋Na2CO3
D.等物質的量濃度溶液中c( )大小順序為(NH4)2CO3>NH3·H2O>
NH4ClO
√
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對點訓練
化學式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
1
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14
對點訓練
HCOONa溶液中，發生反應：HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－、H2O
H＋＋OH－，則存在下列關系：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)，A
正確；
比較表中的電離常數，可確定電離程度：HCOOH>H2CO3>HClO，則水解程度：HCOONaNaHCO3>HCOONa，B不正確；
由于Ka1(H2CO3)1
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對點訓練
(NH4)2CO3、NH4ClO在水溶液中發生完全電離，NH3·H2O只發生部分電離，則等物質的量濃度溶液中c( )大小順序為(NH4)2CO3>NH4ClO >NH3·H2O，D不正確。
9.為使Na2S溶液中 減小，可采取的措施有(忽略溶液體積的變化)
①通入少量HCl氣體
②加少量NaOH固體
③加少量KOH固體
④加少量KHS固體
A.①② B.②③ C.③④ D.①④
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綜合強化
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13
14
綜合強化
10.能證明Na2SO3溶液中存在 水解平衡事實的是
A.滴入酚酞溶液變紅，再加入H2SO4溶液后紅色褪去
B.滴入酚酞溶液變紅，再加入氯水后紅色褪去
C.滴入酚酞溶液變紅，再加入BaCl2溶液后產生沉淀且紅色褪去
D.滴入酚酞溶液變紅，再加入NaHSO4溶液后紅色褪去
√
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綜合強化
綜合強化
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滴入酚酞溶液變紅，說明亞硫酸鈉溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，溶液呈堿性，酚酞在pH大于8.2時，呈紅色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈堿性，若為酸性，不能說明平衡移動，故A、D錯誤；
氯水具有強氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能說明存在水解平衡，故B錯誤；
再加入氯化鋇溶液后，鋇離子和亞硫酸根離子反應而不和亞硫酸氫根離子反應，鋇離子和亞硫酸根離子反應生成亞硫酸鋇沉淀，且溶液紅色褪去，能說明存在水解平衡，故C正確。
11.某課外研究小組設計數字化實驗探究溫度對鹽類水解反應的影響。通過加熱50 mL 0.100 0 mol·L－1Na2CO3標準溶液進行實驗，測得溶液的pH隨溫度變化的關系如圖所示。下列說法錯誤的是
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綜合強化
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綜合強化
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綜合強化
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綜合強化
隨著溫度的升高，水的電離程度越來越大，水的離子積常數Kw增大，故pH呈減小趨勢，故C正確；
12.室溫下，實驗①將0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，測得混合后溶液的pH＝9；實驗②將0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，測得反應后溶液的pH＝7(以上溶液混合后體積變化忽略不計)。下列說法不正確的是
A.實驗②KOH的濃度c＜0.2
B.室溫下，KX溶液的水解常數是1×10－9
C.實驗①所得溶液中1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1
D.實驗②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)
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綜合強化
實驗①，等體積、等濃度的HX和KOH恰好反應生成KX和水，所得溶液顯堿性，說明HX為弱酸；實驗②，反應后溶液顯中性，則HX過量，即c＜0.2，故A正確；
實驗①酸堿中和后溶液的溶質為KX，存在水解平衡：X－＋H2O
HX＋OH－，溶液的pH＝9，則c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c(HX)，c(X－)＝0.1 mol·L－1－c(OH－)≈0.1 mol·L－1，則KX溶液的水解常數
Kh≈ ＝1×10－9，故B正確；
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綜合強化
實驗①酸堿中和后溶液的溶質為KX，c(K＋)＞c(X－)＞c(OH－)，c(K＋)＝0.1 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，所以1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1，故C正確；
實驗②的溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根據電荷守恒可知實驗②所得溶液中c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，得出c(K＋)＝c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)，故D錯誤。
13.(10分)已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分別表示化學平衡常數、弱酸(弱堿)的電離平衡常數、水的離子積常數、鹽的水解平衡常數。
(1)有關上述常數的說法正確的是_____(填字母)。
a.它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度
b.它們的大小都隨溫度的升高而增大
c.常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
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ad
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對于正反應放熱的可逆反應，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，b項錯誤；
溫度不變，CH3COOH的電離平衡常數不變，c項錯誤。
(2)已知某溫度時，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常數Kh1＝2.0× 10－3，則當溶液中 ＝2∶1，試求該溶液的pH＝____。
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(3)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 NH4Cl溶液中c(H＋)＝___________ mol·L－1(已知 ≈2.36)。
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2.36×10－5
(4)25 ℃時，H2SO3 ＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2，則該溫度下
pH＝3、c( )＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝___________。
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0.01 mol·L－1
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14.(14分)10 ℃時，在燒杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加熱，測得該溶液的pH發生如下變化：
溫度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(1)甲同學認為，該溶液的pH升高的原因是 的水解程度增大，故堿
性增強，該反應的離子方程式為____________________________。
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溫度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(2)乙同學認為，溶液pH升高的原因是NaHCO3受熱分解生成了Na2CO3，并推斷Na2CO3的水解程度_______(填“大于”或“小于”)NaHCO3。
大于
乙同學根據NaHCO3受熱易分解，認為受熱時發生反應：2NaHCO3
Na2CO3＋CO2↑＋H2O，這樣溶質成為Na2CO3，而pH增大，也說明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
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溫度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(3)丙同學認為，要確定上述哪種說法合理，只要把加熱后的溶液冷卻到10 ℃后再測定溶液的pH，若pH_____(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，說明甲同學的觀點正確；若pH_____8.3，說明乙同學的觀點正確。
＝
若甲同學的觀點正確，則當溫度再恢復至10 ℃時，pH應為8.3，若乙同學的觀點正確，則當溫度降回至10 ℃時，pH應大于8.3。
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(4)丁同學設計如下實驗方案對甲、乙同學的解釋進行判斷，實驗裝置如圖，加熱煮沸NaHCO3溶液，發現試管A中澄清石灰水變渾濁，說明______(填“甲”或“乙”)同學推測正確。
乙
根據試管A中澄清石灰水變渾濁，說明NaHCO3在加熱煮沸時發生分解反應生成了Na2CO3、CO2和水，證明乙同學觀點正確。
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(5)將一定體積0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于燒杯中加熱至微沸(溶液體積不變)；將燒杯冷卻至室溫，過一段時間(溶液體積不變)測得pH為10.1。據此可以判斷_____(填“甲”或“乙”)同學推測正確，原因是________
___________________________________________________________。
乙
卻至室溫后pH為10.1，大于8.4，說明此實驗過程中有新物質生成
溶液冷
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