資源簡介

第3講　鹽類的水解
【復習目標】　
1.認識鹽類水解的原理及一般規律，掌握水解離子方程式的書寫。
2.理解影響鹽類水解程度的因素。
3.知道鹽類水解的應用。4.能利用水解常數(Kh)進行相關計算。
INCLUDEPICTURE"知識梳理教.TIF"
一、鹽類水解的規律
1.鹽類的水解
INCLUDEPICTURE"320HX199教.TIF"
2.鹽類水解的規律
INCLUDEPICTURE"405HXPZ61教.TIF"
有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，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(25 ℃)
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－、eq \a\vs4\al(CO) 堿性 pH>7
[強調]　酸式鹽溶液酸堿性的判斷(1)強酸的酸式酸根只電離，不水解，溶液呈酸性。如NaHSO4水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。(2)弱酸的酸式酸根離子既能電離又能水解，鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。①若電離程度大于水解程度，則溶液顯酸性，如HSO、H2PO、HC2O；②若電離程度小于水解程度，則溶液顯堿性，如HCO、HS－、HPO。
3.水解離子方程式的書寫
(1)一般要求
①鹽的離子＋H2O??弱酸(或弱堿)＋OH－(或H＋)，離子方程式中用“??”而不用“===”。
②
(2)鹽的水解方程式的書寫類型
①一元強酸弱堿鹽水解：如NH4Cl水解的離子方程式為NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
②一元強堿弱酸鹽水解：如CH3COONa水解的離子方程式為CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。
③多元弱酸鹽水解：分步進行，以第一步為主。
如Na2CO3水解的離子方程式為CO＋H2O??HCO＋OH－、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
④多元弱堿鹽水解：水解離子方程式一步完成。
如FeCl3水解的離子方程式為Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋。
⑤陰、陽離子相互促進的水解：水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”。
INCLUDEPICTURE"405HXPZ62教.TIF"
如Na2S溶液與AlCl3溶液混合后反應的離子方程式為3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓。
[提醒]　(1)Al3＋與CO、HCO、S2－、HSO、AlO或Fe3＋與CO、HCO、AlO發生相互促進的水解反應，水解程度較大，進行完全，書寫時要用“===”“↑”“↓”。(2)NH與CH3COO－、HCO、CO等在水解時相互促進，其水解程度比單一離子的水解程度大，但水解程度仍然較弱，不能反應完全，在書寫水解方程式時用“??”。
4.鹽的水解常數
(1)含義：鹽類水解的平衡常數，稱為水解常數，用Kh表示。
(2)表達式
①對于A－＋H2O??HA＋OH－，Kh＝。
②對于B＋＋H2O??BOH＋H＋，Kh＝。
(3)意義和影響因素
①Kh越大，表示相應鹽的水解程度越大。
②Kh只受溫度的影響，升高溫度，Kh增大。
(4)與電離常數的關系
①強堿弱酸鹽(如CH3COONa)：Kh＝。
②強酸弱堿鹽(如NH4Cl)：Kh＝。
INCLUDEPICTURE"易錯辨析教.TIF"
判斷正誤。正確的打“√”，錯誤的打“×”并指明錯因。
(1)酸式鹽的溶液，一定都顯酸性。(×)
錯因：如NaHCO3溶液顯堿性。
(2)鹽溶液呈酸性，一定是強酸弱堿鹽水解引起的。(×)
錯因：NaHSO4溶液顯酸性，是NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO引起的。
(3)溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽。(×)
錯因：弱酸、弱堿形成的鹽也可呈中性，如
CH3COONH4。
(4)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同。(×)
錯因：CH3COONa溶液促進水的電離，
CH3COOH溶液抑制水的電離。
(5)NaHS的水解方程式：HS－＋H2O??S2－＋H3O＋。(×)
錯因：NaHS的水解方程式為HS－＋H2O??H2S＋OH－。
(6)在水溶液中AlO與HCO不能大量共存是因為兩者能互相促進水解。(×)
錯因：AlO與HCO發生反應的方程式為AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO，實質是強酸制弱酸。
二、鹽類水解的影響因素及應用
1.影響鹽類水解平衡的因素
(1)內因：鹽類本身的性質，形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。
(2)外因
因素 水解平衡 水解程度 水解產生離子的濃度
溫度 升高 右移 增大 增大
濃度 增大 右移 減小 增大
減小(稀釋) 右移 增大 減小
外加酸堿 酸 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
(3)以NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋為例分析外界條件對水解平衡的影響。
平衡移動 c(H＋) c(NH)
升高溫度 右移 增大 減小
加水稀釋 右移 減小 減小
通入少量HCl 左移 增大 增大
加入少量NaOH固體 右移 減小 減小
加入固體NH4Cl 右移 增大 增大
2.鹽類水解的應用
應用 舉例
判斷溶液的酸堿性 FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋
判斷酸性強弱　　 等物質的量濃度的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＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋
泡沫滅火器原理　 成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發生反應為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作凈水劑 明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(膠體)＋3H＋
化肥的使用 銨態氮肥與草木灰不得混用INCLUDEPICTURE"405HXPZ63教.TIF"
除銹劑 NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑
INCLUDEPICTURE"易錯辨析教.TIF"
判斷正誤。正確的打“√”，錯誤的打“×”并指明錯因。
(1)含1 mol KOH的溶液與1 mol CO2完全反應后，溶液中c(K＋)＝c(HCO)。(×)
錯因：反應后溶質為KHCO3，由于HCO既存在水解又存在電離，故c(HCO)＜c(K＋)。
(2)在CH3COONa溶液中加入適量CH3COOH，不能使c(Na＋)＝c(CH3COO－)。(×)
錯因：CH3COO－水解呈堿性，當加入適量CH3COOH使溶液呈中性時，根據電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)可得c(Na＋)＝c(CH3COO－)。
(3)水解反應NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋達到平衡后，升高溫度平衡正向移動。(√)
錯因：________________________________________________________________________
(4)降低溫度和加水稀釋，都會使鹽的水解平衡向逆反應方向移動。(×)
錯因：加水稀釋，水解平衡正向移動。
(5)試管中加入2 mL飽和Na2CO3溶液，滴入兩滴酚酞，溶液變紅，加熱后紅色變淺。(×)
錯因：溶液中存在CO水解：CO＋H2O??HCO＋OH－，加熱，水解平衡正向移動，堿性增強，紅色加深。
(6)Na2CO3溶液加水稀釋，CO的水解程度增大，溶液的堿性增強。(×)
錯因：Na2CO3溶液加水稀釋，水解產生的n(OH－)增大，但由于溶液體積的增大，c(OH－)減小，堿性減弱。
INCLUDEPICTURE"提升訓練教.TIF"
考點1　理解與運用鹽類水解的規律
1.25 ℃時，實驗測得0.10 mol·L－1的NaHB溶液的pH＝9.1。下列說法中正確的是(　　)
A.NaHB的電離方程式為NaHB===Na＋＋H＋＋B2－
B.HB－在水溶液中只存在HB－的水解平衡
C.HB－的水解程度大于電離程度
D.溶液中水電離出的c(H＋)為10－9.1 mol·L－1
答案　C
2.常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的下列四種鹽溶液，其pH測定如下表所示：
序號 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
下列說法正確的是(　　)
A.四種溶液中，水的電離程度①>②>④>③
B.Na2CO3和NaHCO3溶液中，粒子種類相同；分別加入NaOH固體，恢復到原溫度，c(CO)均增大
C.將等濃度的CH3COOH和HClO溶液比較，pH小的是HClO
D.Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
答案　B
解析　四種鹽溶液均促進了水的電離，根據越弱越水解，水解顯堿性，水解程度越大，pH越大，知四種溶液中水的電離程度③>④>②>①，A錯誤；Na2CO3和NaHCO3溶液中都存在H＋、OH－、CO、HCO、H2CO3、Na＋、H2O，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，NaHCO3溶液中加入NaOH固體，發生反應：HCO＋OH－===CO＋H2O，c(CO)增大，B正確；醋酸的酸性強于次氯酸，在物質的量濃度相等的情況下，pH小的是醋酸，C錯誤；根據元素質量守恒知Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，D錯誤。
考點2　鹽類水解的影響因素及應用
題組一　分析與探究影響鹽類水解平衡的因素
1.水浴加熱滴有酚酞的NaHCO3溶液，顏色及pH隨溫度的變化如表(忽略水的揮發)，下列說法錯誤的是(　　)
時間 ① ② ③ ④ ⑤
溫度/℃ 20 30 40 從40 ℃冷卻到20 ℃ 沸水浴后冷卻到20 ℃
顏色變化 紅色略加深 紅色接近① 紅色比③加深較多
pH 8.31 8.29 8.26 8.31 9.20
A.NaHCO3溶液顯堿性的原因：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
B.①→③的過程中，顏色加深的原因可能是HCO水解程度增大
C.①→③的過程中，pH略微下降說明升溫過程中c(OH－)減小
D.⑤比①pH增大，推測是由于NaHCO3分解生成Na2CO3
答案　C
2.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－1 FeCl3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－1 HCl溶液、1滴1 mol·L－1 NaOH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－1 KCl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
答案　B
解析　FeCl3溶液的pH小于7，溶液顯酸性，原因是Fe3＋在溶液中發生了水解，A正確；題圖中對照組溶液X加堿后溶液的pH的變化程度比加酸后的pH的變化程度大，若對照組溶液X是0.003 mol·L－1 KCl溶液，則加酸和加堿后溶液的pH的變化應呈現軸對稱的關系，B錯誤；在FeCl3溶液中加堿、加酸后，溶液的pH的變化均比對照組溶液X的變化小，因為加酸或加堿均引起了Fe3＋水解平衡的移動，故溶液pH的變化比較緩和，C正確；FeCl3水解生成氫氧化鐵，若溶液的渾濁程度變大，則表明水解被促進，否則被抑制，D正確。
INCLUDEPICTURE"名師點撥教.TIF"分析鹽類水解平衡移動的四點注意(1)水解形式相同的鹽，相互抑制，如NH4Cl中加入FeCl3。(2)水解形式相反的鹽，相互促進，如Al2(SO4)3中加入NaHCO3。(3)稀釋鹽溶液時，鹽的濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。(4)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產生的OH－反應，使平衡向水解方向移動，原因是體系中c(CH3COOH)增大是主要因素，會使平衡CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－左移。
題組二　認知與歸納鹽類水解的應用
3.下列有關鹽類水解的事實或應用、解釋的說法不正確的是(　　)
事實或應用 解釋
A 用熱的純堿溶液去除油污 純堿與油污直接發生反應，生成易溶于水的物質
B 泡沫滅火器滅火 Al2(SO4)3與NaHCO3溶液反應產生CO2氣體
C 施肥時，草木灰(主要成分K2CO3)與NH4Cl不能混合使用 K2CO3與NH4Cl反應生成NH3，降低肥效
D 明礬[KAl(SO4)2·12H2O] 作凈水劑 明礬溶于水生成Al(OH)3膠體
答案　A
4.下表是Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋被OH－完全沉淀時溶液的pH。某硫酸鋅酸性溶液中含有少量Fe2＋、Fe3＋雜質，為制得純凈的ZnSO4，應加入的試劑是(　　)
金屬離子 Fe2＋ Fe3＋ Zn2＋
完全沉淀時的pH 7.7 4.5 6.5
A.H2O2、ZnO B.氨水
C.KMnO4、ZnCO3 D.NaOH溶液
答案　A
INCLUDEPICTURE"名師點撥教.TIF"1.鹽溶液蒸干時所得產物的判斷(1)鹽溶液水解生成難揮發性酸時，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。(2)鹽溶液水解生成易揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得到對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。(3)常見受熱分解的鹽原物質蒸干灼燒后固體物質Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl分解為NH3和HCl，無固體物質存在(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。2.利用鹽類的水解進行物質的提純如除去含Mg2＋的溶液中混有的Fe3＋，可加入MgO或Mg(OH)2、MgCO3等，使水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
題組三　計算與運用水解常數
5.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溶液中水電離出的c(H＋)為10－13 mol·L－1
C.常溫下，0.1 mol·L－1 NaA溶液水解常數為10－9
D.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－)
答案　C
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，故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，水電離出的c(H＋)一定大于10－13 mol·L－1，故B錯誤；NaA的水解常數Kh＝＝＝10－9，故C正確；NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應，NaA和HCl的物質的量相等，根據元素質量守恒可得：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)＋c(HA)，故D錯誤。
6.(1)25 ℃ 0.01 mol·L－1的NaA溶液pH＝10，則A－的水解常數表達式為______________________，其值約為________。
(2)已知常溫下H2SO3的電離常數Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8，則SO的水解常數Kh1＝__________，Kh2＝__________。常溫下，pH＝9的Na2SO3溶液中eq \f(c（SO）,c（HSO）)＝________。
答案　(1)Kh＝　10－6 (2)1.67×10－7　1×10－12　60
水解常數的應用(1)水解常數與電離常數的定量關系①一元弱酸及其酸根：Ka·Kh＝Kw。②二元弱酸及其酸根：Ka1·Kh2＝Kw，Ka2·Kh1＝Kw。(2)計算鹽溶液中c(H＋)或c(OH－)①對于A－＋H2O　??　HA ＋ OH－起始 c 0 0平衡 c－c(HA) c(HA) c(OH－)Kh＝≈，c(OH－)≈。②同理對于B＋＋H2O??BOH＋H＋，c(H＋)≈ 。(3)判斷鹽溶液的酸堿性和微粒濃度的大小①單一溶液如一定濃度的NaHCO3溶液，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh(HCO)＝＝≈2.27×10－8＞Ka2，HCO的水解程度大于其電離程度，溶液呈堿性，c(OH－)＞c(H＋)，c(H2CO3)＞c(CO)。②混合溶液如物質的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh(CH3COO－)＝＝≈5.7×10－10＜Ka(CH3COOH)，CH3COO－的水解程度小于CH3COOH的電離程度，溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)。
INCLUDEPICTURE"微專題教.TIF"　溶液中粒子濃度之間的關系
INCLUDEPICTURE"重點講解教.TIF"
1.理解“兩個微弱”，貫通思維障礙
(1)弱電解質的電離是微弱的
①弱電解質的電離是微弱的，電離產生的粒子都非常少，同時還要考慮水的電離。
如氨水中：各粒子濃度的大小關系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)>c(H＋)。
②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一步電離(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＋的濃度大小關系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)弱電解質離子的水解是微弱的
①弱電解質離子的水解是微弱的(水解相互促進的除外)，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－)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。
如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的濃度大小關系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
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的濃度大小關系應是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2.把握三種守恒，明確等量關系
(1)電荷守恒
電荷守恒是指溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的電荷總數等于陰離子所帶的電荷總數。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
(2)元素質量守恒
元素質量守恒是指變化前后某種元素的質量守恒。
①單一元素質量守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，則有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素質量守恒。
②兩元素質量守恒，如NaHCO3溶液中，c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)，即鈉元素與碳元素質量守恒。
(3)質子守恒
電解質溶液中，由于電離、水解等過程的發生，往往存在質子(H＋)的轉移，轉移過程中質子數量保持不變，稱為質子守恒。如NaHCO3溶液中：
c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(CO)＋c(OH－)。
注意：質子守恒可以通過電荷守恒與元素質量守恒加減得到。
3.學會方法技巧，明確解題思路
(1)分析溶液中微粒濃度關系的思維流程
(2)規避等量關系中的2個易失分點
①電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加。如2c(CO)的化學計量數2代表一個CO帶2個負電荷，不可漏掉。
②元素質量守恒式中，粒子濃度系數不能漏寫或顛倒。如Na2S溶液中的元素質量守恒式c(Na＋)＝2[c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)]中，“2”表示c(Na＋)是溶液中含硫元素粒子總濃度的2倍，不能寫成2c(Na＋)＝c(S2－)＋c(HS－)＋c(H2S)。
(3)根據粒子濃度關系式，套用合適守恒式
①電荷守恒式的特點：一邊全為陰離子，另一邊全為陽離子。
②元素質量守恒式的特點：式子中有弱電解質對應的分子和離子，一般一邊含一種元素的離子和分子，另一邊含另一種元素的離子和分子。
③質子守恒式的特點：一邊的微粒能電離出H＋，另一邊的微粒能結合H＋。
④等式兩邊沒有明顯特征：三個守恒結合。
INCLUDEPICTURE"專題精練教.TIF"
1.有4種混合溶液，分別由等體積0.1 mol·L－1的兩種溶液混合而成：①NH4Cl與CH3COONa　②NH4Cl與HCl　③NH4Cl與NaCl　④NH4Cl與NH3·H2O(混合液呈堿性)。下列各項排序正確的是(　　)
A.pH：②＜①＜③＜④
B.c(NH)：①＜③＜②＜④
C.溶液中c(H＋)：①＜③＜②＜④
D.c(NH3·H2O)：①＜③＜④＜②
答案　B
解析　①中NH4Cl水解呈酸性與水解呈堿性的CH3COONa混合，水解相互促進(水解程度相當)，溶液呈中性；②中NH4Cl水解被HCl抑制，溶液呈強酸性；③中NH4Cl與NaCl混合，為單水解呈酸性；④NH4Cl與相應的堿NH3·H2O(混合液呈堿性)混合，則說明NH3·H2O的電離程度大于NH的水解程度。所以由分析可知pH：②<③<①<④，A錯誤；c(NH)：①<③<②<④，B正確；溶液中c(H＋)：④<①<③<②，C錯誤；c(NH3·H2O)：②<③<①<④，D錯誤。
2.(2023·河北高三聯考)常溫下，亞硫酸(H2SO3)的Ka1＝1.54×10－2、Ka2＝1.02×10－7，NH3·H2O的Kb＝1.77×10－5。工業上，亞硫酸常用作漂白織物的去氯劑。若溶液混合引起的體積變化可忽略，室溫時下列指定溶液中微粒物質的量濃度關系正確的是(　　)
A.0.1 mol·L－1(NH4)2SO3溶液：c(NH)>c(SO)>c(H＋)>c(HSO)>c(OH－)
B.向0.1 mol·L－1 NH4HSO3溶液中滴加0.1 mol·L－1氨水過程中，不可能存在：c(NH)＝c(HSO)＋2c(SO)
C.0.1 mol·L－1(NH4)2SO3溶液和0.3 mol·L－1 H2SO3溶液等體積混合：c(H＋)＋c(H2SO3)－c(SO)＝0.1 mol·L－1＋c(NH3·H2O)＋c(OH－)
D.0.2 mol·L－1(NH4)2SO3溶液和0.2 mol·L－1 H2SO3溶液等體積混合：c(NH3·H2O)＋c(NH)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(H2SO3)
答案　C
解析　Kh(SO)＝＝≈1×10－7，Kh(NH)＝＝≈5.65×10－10，則SO的水解程度大于NH的水解程度，溶液顯堿性，c(OH－)>c(H＋)，故A錯誤；Kh(HSO)＝＝≈6.5×10－133.25 ℃時，向10 mL 0.01 mol·L－1 NaCN溶液中逐滴滴加0.01 mol·L－1的鹽酸，其pH變化曲線如圖所示。下列溶液中的關系一定正確的是(忽略體積微小變化)(　　)
A.a點溶液的pH≥12
B.b點的溶液：c(CN－)＞c(HCN)
C.c點的溶液：c(CN－)＋c(HCN)＋c(Cl－)＝0.01 mol·L－1
D.pH＝7的溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(CN－)
答案　C
解析　NaCN溶液的pH＞7，說明NaCN是強堿弱酸鹽，若NaCN完全水解，則溶液的pH等于12，而CN－在水溶液中部分水解，故a點溶液pH小于12，A錯誤；b點加入了5 mL鹽酸，溶液中的溶質為等物質的量的NaCN、NaCl、HCN，此時溶液顯堿性，說明NaCN的水解程度大于HCN的電離程度，則c(CN－)＜c(HCN)，B錯誤；c點加入10 mL鹽酸，溶液中的溶質為NaCl、HCN，根據元素質量守恒知溶液中c(CN－)＋c(HCN)＋c(Cl－)＝0.01 mol·L－1，C正確；pH＝7時c(OH－)＝c(H＋)，根據電荷守恒：c(CN－)＋c(OH－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，可得c(CN－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)，D錯誤。
INCLUDEPICTURE"真題演練教.TIF"
1.(2023·浙江6月選考)草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小組做如下兩組實驗：
實驗Ⅰ：往20 mL 0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液。
實驗Ⅱ：往20 mL 0.10 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.10 mol·L－1 CaCl2溶液。
[已知：H2C2O4的電離常數Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，Ksp(CaC2O4)＝2.4×10－9，溶液混合后體積變化忽略不計]下列說法正確的是(　　)
A.實驗Ⅰ可選用甲基橙作指示劑，指示反應終點
B.實驗Ⅰ中V(NaOH)＝10 mL時，存在c(C2O)C.實驗Ⅱ中發生反應HC2O＋Ca2＋===CaC2O4↓＋H＋
D.實驗Ⅱ中V(CaCl2)＝80 mL時，溶液中c(C2O)＝4.0×10－8 mol·L－1
答案　D
解析　NaHC2O4溶液被氫氧化鈉溶液滴定到終點時生成顯堿性的草酸鈉溶液，為了減小實驗誤差要選用變色范圍在堿性范圍的指示劑，因此，實驗Ⅰ可選用酚酞作指示劑，指示反應終點，A錯誤；實驗Ⅰ中V(NaOH)＝10 mL時，溶質是NaHC2O4、Na2C2O4且兩者物質的量濃度相等，Ka2(H2C2O4)＝5.4×10－5>Kh(C2O)＝，則草酸氫根離子的電離程度大于草酸根離子的水解程度，因此存在c(C2O)>c(HC2O)，B錯誤；實驗Ⅱ中，由于開始滴加的氯化鈣量較少而NaHC2O4過量，因此該反應在初始階段發生的是2HC2O＋Ca2＋===CaC2O4↓＋H2C2O4，該反應的平衡常數K＝eq \f(c（H2C2O4）,c（Ca2＋）·c2（HC2O）)＝eq \f(c（H2C2O4）·c（H＋）·c（C2O）,c（Ca2＋）·c（C2O）·c2（HC2O）·c（H＋）)＝＝＝×106≈4.2×105，因為平衡常數很大，說明反應能夠完全進行，當NaHC2O4完全消耗后，H2C2O4再和CaCl2發生反應，C錯誤；實驗Ⅱ中V(CaCl2)＝80 mL時，溶液中的鈣離子濃度c(Ca2＋)＝
＝0.06 mol·L－1，溶液中c(C2O)＝＝ mol·L－1＝4.0×10－8 mol·L－1，D正確。
2.(2022·浙江6月選考)25 ℃時，向20 mL濃度均為0.1 mol·L－1的鹽酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1的NaOH溶液(醋酸的Ka＝1.8×10－5；用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定20 mL等濃度的鹽酸，滴定終點的pH突躍范圍4.3～9.7)。下列說法不正確的是(　　)
A.恰好中和時，溶液呈堿性
B.滴加NaOH溶液至pH＝4.3的過程中，發生反應的離子方程式為：H＋＋OH－===H2O
C.滴定過程中，c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D.pH＝7時，c(Na＋)>c(Cl－)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)
答案　B
解析　恰好中和時，生成氯化鈉溶液和醋酸鈉溶液，其中醋酸根離子會水解，使溶液顯堿性，A正確；滴加NaOH溶液至pH＝4.3的過程中，若只與HCl發生反應H＋＋OH－===H2O，則滴加NaOH溶液的體積為20 mL，根據電離常數，0.1 mol·L－1的醋酸中，c(H＋)≈c(CH3COO－)≈＝ mol·L－1＝3×10－3.5 mol·L－1>1.0×10－4.3 mol·L－1，故用NaOH溶液滴定的過程中，醋酸也參加了反應，則離子方程式為H＋＋OH－===H2O和CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O，B錯誤；滴定前鹽酸和醋酸的濃度相同，故滴定過程中，根據元素質量守恒可知：c(Cl－)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，C正確；當加入的NaOH溶液的體積為30 mL時，溶液中除NaCl外還有等濃度的CH3COONa、CH3COOH，根據Ka＝1.8×10－5＞Kh＝＝可知，此時溶液仍然呈酸性，需繼續滴加NaOH溶液才能使溶液pH＝7，故有c(Na＋)>c(Cl－)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)，D正確。
3.(2021·天津高考)常溫下，下列有關電解質溶液的敘述正確的是(　　)
A.在0.1 mol·L－1 H3PO4溶液中c(H3PO4)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)
B.在0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋c(C2O)
C.在0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中c(H2CO3)＋c(HCO)＝0.1 mol·L－1
D.氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液中c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋)
答案　A
解析　在0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液中，根據電荷守恒得到c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)，故B錯誤；在0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中，根據元素質量守恒得到c(H2CO3)＋c(HCO)＋c(CO)＝0.1 mol·L－1，故C錯誤；氨水和NH4Cl溶液混合，形成pH＝9的溶液，則c(OH－)>c(H＋)，根據電荷守恒c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，可知c(Cl－)4.(2021·北京高考)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
答案　B
解析　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。
5.(2020·浙江高考)常溫下，用0.1 mol·L－1氨水滴定10 mL濃度均為0.1 mol·L－1的HCl和CH3COOH的混合液，下列說法不正確的是(　　)
A.在氨水滴定前，HCl和CH3COOH的混合液中c(Cl－)>c(CH3COO－)
B.當滴入氨水10 mL時，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
C.當滴入氨水20 mL時，c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)
D.當溶液呈中性時，氨水滴入量大于20 mL，c(NH)答案　D
解析　未滴定時，溶液溶質為HCl和CH3COOH，且濃度均為0.1 mol·L－1，HCl為強電解質，完全電離，CH3COOH為弱電解質，不完全電離，故c(Cl－)＞c(CH3COO－)，A正確；當滴入氨水10 mL時，n(NH3·H2O)＝n(CH3COOH)，則在同一溶液中c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，B正確；當滴入氨水20 mL時，溶液溶質為NH4Cl和CH3COONH4，質子守恒為c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)，C正確；當溶液為中性時，電荷守恒為c(NH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，因為溶液為中性，則c(H＋)＝c(OH－)，故c(NH)＞c(Cl－)，D不正確。
INCLUDEPICTURE"高考預測教.TIF"
1.室溫下，用0.2 mol·L－1氨水吸收SO2，若通入SO2所引起的溶液體積變化和H2O揮發可忽略，溶液中含硫物種的濃度c總＝c(H2SO3)＋c(HSO)＋c(SO)。H2SO3的電離常數Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.3×10－7。下列說法正確的是(　　)
A.c總＝0.1 mol·L－1溶液中存在：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HSO)＋2c(H2SO3)
B.pH＝7溶液中存在：c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)
C.NH4HSO3溶液中存在c(H＋)·c(SO)＜c(H2SO3)·c(OH－)
D.NH4HSO3溶液中加入過量Ba(OH)2發生反應的離子方程式：HSO＋Ba2＋＋OH－===BaSO3↓＋H2O
答案　B
解析　若c總＝0.1 mol/L，此時溶液為(NH4)2SO3溶液，則有電荷守恒①c(OH－)＋c(HSO)＋2c(SO)＝c(H＋)＋c(NH)，元素質量守恒②c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(H2SO3)＋2c(SO)＋2c(HSO)，①＋②得c(OH－)＝c(H＋)＋c(HSO)＋2c(H2SO3)－c(NH3·H2O)，A錯誤；NH水解使溶液顯酸性，HSO在溶液中同時存在電離和水解，HSO的電離常數Ka2＝6.3×10－7，HSO的水解常數Kh2＝≈7.7×10－13，HSO電離程度大于其水解程度，因此溶液顯酸性，c(H＋)＞c(OH－)，c(SO)＞c(H2SO3)，所以c(H＋)·c(SO)＞c(H2SO3)·c(OH－)，C錯誤；NH4HSO3溶液與過量Ba(OH)2反應的離子方程式為NH＋HSO＋Ba2＋＋2OH－===BaSO3↓＋NH3·H2O＋H2O，D錯誤。
2.NH4Cl可用作金屬焊接除銹劑。常溫下，Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5，下列有關說法正確的是(　　)
A.向純水中加入NH4Cl，水的離子積增大
B.0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，c(NH)＋c(H＋)＝0.1 mol·L－1
C.在試管中加熱NH4Cl固體可分別收集到NH3、HCl
D.常溫下，0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L－1氨水等體積混合后溶液顯堿性
答案　D
解析　水的離子積只與溫度有關，故A錯誤；根據電荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，c(Cl－)＝0.1 mol·L－1，c(NH)＋c(H＋)>0.1 mol·L－1，故B錯誤；NH4Cl分解生成的氨氣和氯化氫氣體，在試管口附近遇冷重新化合生成氯化銨，故C錯誤；Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5，氯化銨的水解常數Kh＝＝≈5.6×10－10<
Kb(NH3·H2O)，等濃度時氯化銨水解程度小于一水合氨的電離程度，0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液和0.1 mol·L－1氨水等體積混合后溶液呈堿性，故D正確。
課時作業
[建議用時：40分鐘]
一、選擇題(每小題只有1個選項符合題意)
1.下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是(　　)
A.鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C.在CH3COONa溶液中，由水電離出的c(OH－)≠c(H＋)
D.水電離出的H＋和OH－與鹽電離出的弱酸根離子或弱堿陽離子結合，引起鹽溶液呈酸堿性
答案　C
2.CH3COONa稀溶液中分別加入少量下列物質或改變如下條件，能使比值一定減小的是(　　)
A.固體NaOH B.固體CH3COONa
C.冰醋酸 D.降溫
答案　A
解析　加入固體NaOH，c(Na＋)與c(CH3COO－)都增大，但c(Na＋)增大幅度較大，則
比值減小；加入固體CH3COONa，濃度增大，水解程度降低，則比值增大；加入冰醋酸，c(CH3COO－)增大，則比值增大；水解是吸熱反應，降溫，平衡逆向移動，醋酸根離子濃度增大，則比值增大。
3.加熱蒸干并灼燒下列鹽溶液，可得到原溶質的是(　　)
A.FeCl3 B.Na2CO3
C.K2SO3 D.TiCl4
答案　B
4.(2023·長春市高三質量監測)關于常溫時的下列溶液，說法正確的是(　　)
A.0.1 mol·L－1氨水加水稀釋后，電離程度增大，pH增大
B.pH相等的醋酸和氯化銨溶液中，陽離子物質的量濃度之和相等
C.0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中，c(Na＋)>c(HCO)＋2c(CO)
D.0.2 mol·L－1醋酸鈉溶液中，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(OH－)>c(H＋)
答案　C
解析　加水稀釋促進NH3·H2O電離，但溶液體積增大，OH－濃度減小，pH減小，A錯誤；醋酸中的陽離子只有氫離子，氯化銨溶液中的陽離子有氫離子和銨根離子，pH相等的醋酸和氯化銨溶液中氫離子濃度相同，故氯化銨溶液中的陽離子總濃度比醋酸中的大，B錯誤；0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，又NaHCO3溶液顯堿性，c(OH－)>c(H＋)，故c(Na＋)>2c(CO)＋c(HCO)，C正確；醋酸根離子會水解，0.2 mol·L－1醋酸鈉溶液中c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)，D錯誤。
5.常溫下，濃度均為0.1 mol·L－1的下列溶液中，粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　)
A.氨水中，c(NH)＝c(OH－)＝0.1 mol·L－1
B.NH4Cl溶液中，c(NH)>c(Cl－)
C.Na2SO4溶液中，c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)＝c(H＋)
D.Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)
答案　C
6.下列有關說法正確的是(　　)
A.0.1 mol·L－1(NH4)2Fe(SO4)2溶液中：c(SO)>c(NH)>c(Fe2＋)>c(H＋)
B.pH＝2的鹽酸和pH＝2的醋酸溶液等體積混合后，溶液的pH>2
C.向稀氨水中滴加稀鹽酸至恰好完全反應：c(NH)＝c(Cl－)
D.25 ℃時，將pH＝11的NaOH溶液與pH＝3的CH3COOH溶液等體積混合后，溶液中：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
答案　A
解析　由于鹽酸和醋酸溶液中氫離子濃度相等，混合后溶液中氫離子濃度不變，混合溶液的pH＝2，B錯誤；向稀氨水中滴加稀鹽酸至恰好完全反應生成氯化銨，銨根離子部分發生水解，故c(NH)c(OH－)，結合電荷守恒知c(Na＋)7.(2023·江蘇省蘇北四市高三調研)工業上可利用氨水吸收SO2和NO2，原理如圖所示。已知：25 ℃時，NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8，下列說法正確的是(　　)
A.向氨水中通入SO2恰好生成NH4HSO3：c(H2SO3)>c(NH3·H2O)＋c(SO)
B.向氨水中通入SO2至pH＝7；c(HSO)>c(NH)>c(H＋)＝c(OH－)
C.反應NH3·H2O＋H2SO3===NH＋HSO＋H2O的平衡常數K＝2.21×107
D.NO2被NH4HSO3吸收的離子方程式：2NO2＋4SO===N2＋4SO
答案　C
解析　向氨水中通入SO2恰好生成NH4HSO3，由電荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)和元素質量守恒c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3)，得c(H＋)＋c(H2SO3)＝c(SO)＋c(OH－)＋c(NH3·H2O)，因為NH水解顯酸性，HSO的水解程度小于電離程度，HSO電離顯酸性，故NH4HSO3溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，故c(H2SO3)＜c(SO)＋c(NH3·H2O)，A錯誤；向氨水中通入SO2至pH＝7：c(H＋)＝c(OH－)，根據電荷守恒c(H＋)＋c(NH)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(OH－)，知c(NH)＞c(HSO)，B錯誤；NO2被NH4HSO3吸收的離子方程式：2NO2＋4HSO===N2＋4SO＋4H＋，D錯誤。
8.HCOOH是最簡單的羧酸，俗稱蟻酸。下列敘述正確的是(　　)
A.pH＝4的HCOOH溶液中，c(H＋)＝c(HCOO－)
B.pH＝5的HCOOH和HCOONa混合溶液中，c(HCOO－)>c(Na＋)
C.0.1 mol·L－1 HCOONa溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(HCOO－)>c(H＋)
D.0.1 mol·L－1 HCOONa溶液中，c(Na＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)
答案　B
解析　由電荷守恒知，HCOOH溶液中c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，A錯誤；該混合溶液的pH＝5，顯酸性，則c(H＋)>c(OH－)，結合電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)可知，c(HCOO－)>c(Na＋)，B正確；0.1 mol·L－1的HCOONa溶液中，HCOO－少部分水解使溶液顯堿性，則c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)，C錯誤；根據電荷守恒，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，D錯誤。
9.已知常溫下濃度為0.1 mol·L－1的三種溶液的pH如表所示：
溶質 NaF NaClO Na2CO3
pH 7.5 9.7 11.6
下列有關說法不正確的是(　　)
A.加熱0.1 mol·L－1 NaClO溶液c(OH－)增大
B.0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，存在關系：c(OH－)－c(H＋)＝c(HCO)＋2c(H2CO3)
C.根據上表數據得出三種酸電離平衡常數大小關系為Ka(HF)>Ka(HClO)>Ka2(H2CO3)
D.pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液以體積比1∶1混合，則有c(Na＋)＝c(F－)>c(H＋)＝c(OH－)
答案　D
解析　氫氟酸為弱酸，pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合時，氫氟酸過量，溶液呈酸性，D錯誤。
10.(2023·北京四中高三上學期期中)常溫下，下列溶液的pH或微粒的物質的量濃度關系正確的是(　　)
A.某物質的溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－a mol·L－1，若a>7時，則該溶液的pH定為14－a
B.常溫下，0.1 mol·L－1 NaB溶液的pH＝8，將該溶液與0.06 mol·L－1鹽酸等體積混合(忽略體積變化)后c(B－)＋c(HB)＝0.05 mol·L－1
C.pH＝5的稀鹽酸加水稀釋1000倍后所得溶液中：c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
D.在飽和氯水中加入NaOH使pH＝7，所得溶液中存在關系：c(Na＋)>c(ClO－)>c(Cl－)>c(HClO)
答案　B
解析　某物質的溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－a mol/L，若a>7時，則該溶液的pH可能為14－a或a，A錯誤；pH＝5的稀鹽酸加水稀釋1000倍后所得溶液呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，C錯誤；在飽和氯水中加入NaOH使pH＝7，則c(OH－)＝c(H＋)，根據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，則c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，反應后溶液中的溶質為NaCl、NaClO、HClO，由Cl2＋H2O??HCl＋HClO可知，c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(HClO)，則c(Cl－)>c(ClO－)，D錯誤。
11.下列說法錯誤的是(　　)
A.相同濃度相同體積的NaCl溶液與CH3COONa溶液相比較，離子總數前者大于后者
B.室溫下，0.2 mol·L－1的KHC2O4溶液中pH＝3，此溶液中c(H2C2O4)－c(OH－)＝c(C2O)－c(H＋)
C.濃度均為0.1 mol·L－1的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合(忽略體積變化)，溶液中c(HCN)＋c(CN－)＝0.1 mol·L－1
D.pH相同的①NH4Cl、②NH4Al(SO4)2、③(NH4)2SO4三種溶液的c(NH)：②＜③＜①
答案　D
解析　CH3COONa溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，CH3COONa溶液中離子總濃度為2c(Na＋)＋2c(H＋)，NaCl溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，NaCl溶液中離子總濃度為2c(Na＋)＋2c(H＋)，兩溶液的鈉離子濃度相同，則溶液中氫離子濃度大的離子總濃度也大。同濃度的NaCl和CH3COONa溶液的pH，pH(NaCl)＜pH(CH3COONa)，即CH3COONa溶液中的氫離子濃度小于NaCl溶液中的氫離子濃度，則離子總濃度：CH3COONa＜NaCl，A正確；室溫下，0.2 mol/L的KHC2O4溶液中存在電荷守恒c(H＋)＋c(K＋)＝c(OH－)＋2c(C2O)＋c(HC2O)、元素質量守恒：c(K＋)＝c(H2C2O4)＋c(C2O)＋c(HC2O)，二式合并得c(H2C2O4)－c(OH－)＝c(C2O)－c(H＋)，B正確；濃度均為0.1 mol/L的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合(忽略體積變化)，由元素質量守恒知溶液中c(HCN)＋c(CN－)＝0.1 mol/L，C正確；NH4Cl、(NH4)2SO4溶液均因銨根離子水解呈酸性，則兩溶液中銨根離子濃度相等時pH相同，即pH相同的NH4Cl、(NH4)2SO4溶液的c(NH)：③＝①，D不正確。
12.(2023·哈爾濱市高三質量監測)25 ℃時，向20 mL 0.1 mol·L－1 H2R(二元弱酸)溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A.a點對應的溶液中：c(H2R)＋c(HR－)＋c(R2－)＝0.1 mol·L－1
B.b點對應的溶液中：c(Na＋)>c(HR－)>c(H2R)>c(R2－)
C.a、b、c、d四點中，d點對應的溶液中水的電離程度最大
D.a、b、c、d四點對應的溶液中均有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HR－)＋c(R2－)
答案　C
解析　
二、非選擇題
13.常溫下，如果取0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)，測得混合溶液的pH＝8。試回答以下問題：
(1)混合溶液的pH＝8的原因：________________________________(用離子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水電離出的c(OH－)________(填“>”“<”或“＝”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)。
(3)求出混合溶液中下列算式的精確計算結果(填具體數字)：
c(Na＋)－c(A－)＝________mol·L－1，
c(OH－)－c(HA)＝________mol·L－1。
(4)已知NH4A溶液為中性，又知HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7；將同溫度下等濃度的四種鹽溶液按pH由大到小的順序排列是________(填字母)。
A.NH4HCO3 B.NH4A
C.(NH4)2SO4 D.NH4Cl
答案　(1)A－＋H2O??HA＋OH－　
(2)>　(3)9.9×10－7　10－8
(4)>　ABDC
解析　(3)由電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，可得c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝9.9×10－7 mol·L－1。由質子守恒c(OH－)＝c(HA)＋c(H＋)，可得c(OH－)－c(HA)＝c(H＋)＝10－8 mol·L－1。
(4)NH4A溶液為中性，說明NH與A－的水解程度相當。HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，說明HA酸性強于H2CO3，HCO、CO水解程度大于A－，因而(NH4)2CO3溶液pH>7，NH4HCO3溶液的pH大于7。Cl－和SO不水解，(NH4)2SO4和NH4Cl溶液顯酸性，但(NH4)2SO4中c(NH)大，水解生成的H＋也多，因而pH[(NH4)2SO4]INCLUDEPICTURE"素養提升題.TIF"
14.(1)常溫下，將某一元酸HA(甲、乙、丙、丁代表不同的一元酸)和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的物質的量濃度和混合溶液的pH如表所示：
實驗編號 HA的物質的量濃度(mol·L－1) NaOH的物質的量濃度(mol·L－1) 混合后溶液的pH
甲 0.1 0.1 pH＝a
乙 0.12 0.1 pH＝7
丙 0.2 0.1 pH>7
丁 0.1 0.1 pH＝10
①從甲組情況分析，如何判斷HA是強酸還是弱酸？________________________________
________________________________________________________________________________________________________________。
②乙組混合溶液中c(A－)和c(Na＋)的大小關系是________。
A.前者大 B.后者大
C.二者相等 D.無法判斷
③從丙組實驗結果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是________________________________________________________________________。
④分析丁組實驗數據，寫出該混合溶液中下列算式的精確結果(列式)：c(Na＋)－c(A－)＝__________ mol·L－1。
(2)常溫下，某水溶液M中存在的離子有Na＋、B2－、HB－、OH－、H＋，存在的分子只有H2O。
①寫出酸H2B的電離方程式：___________________________________________________
_____________________________________________。
②若溶液M由10 mL 0.2 mol·L－1 NaHB溶液與10 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液混合而成，則溶液M的pH________(填“>”“<”或“＝”)7，M溶液中，下列粒子濃度關系正確的是________。
A.c(B2－)＋c(HB－)＝0.1 mol·L－1
B.c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol·L－1
C.c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)
D.c(Na＋)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)
答案　(1)①a＝7時，HA是強酸；a>7時，HA是弱酸　②C　③c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)　④(10－4－10－10)
(2)①H2B===H＋＋HB－、HB－??B2－＋H＋　②>　AC
解析　(1)②據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。
③丙為等濃度的HA與NaA的混合溶液，由pH>7知A－水解程度大于HA的電離程度，離子濃度大小關系為c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)。
④據電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，推導c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－4－10－10) mol·L－1。
23(共101張PPT)
第七章　弱電解質的電離平衡
第3講　鹽類的水解
【復習目標】1.認識鹽類水解的原理及一般規律，掌握水解離子方程式的書寫。2.理解影響鹽類水解程度的因素。3.知道鹽類水解的應用。4.能利用水解常數(Kh)進行相關計算。　
知識梳理
01
提升訓練
02
目錄
CONTENTS
微專題
03
真題演練
04
課時作業
05
知識梳理
水電離出來的H+或OH-
弱電解質
弱酸根離子
弱堿陽離子
H+
OH-
電離平衡
增大
酸堿中和
否
＝7
是
<7
是
>7
3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓
越大
增大
×
×
錯因
如NaHCO3溶液顯堿性。
弱酸、弱堿形成的鹽也可呈中性，如CH3COONH4
×
×
×
錯因
CH3COONa溶液促進水的電離，CH3COOH溶液抑制水的電離。
×
越易水解
右
增大
增大
右
減小
增大
右
增大
減小
減小
減小
右
增大
減小
右
減小
減小
左
增大
增大
右
減小
減小
右
增大
增大
酸
HX>HY>HZ
H2SO4
鹽酸
帶磨口玻璃塞的試劑瓶
×
×
錯因
CH3COO－水解呈堿性，當加入適量CH3COOH使溶液呈中性時，根據電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)可得c(Na＋)＝c(CH3COO－)。
×
×
錯因
加水稀釋，水解平衡正向移動。
√
×
錯因
Na2CO3溶液加水稀釋，水解產生的n(OH－)增大，但由于溶液體積的增大，c(OH －)減小，堿性減弱。
提升訓練
考點1　理解與運用鹽類水解的規律
1.25 ℃時，實驗測得0.10 mol·L－1的NaHB溶液的pH＝9.1。下列說法中正確的是(　　)
A.NaHB的電離方程式為NaHB===Na＋＋H＋＋B2－
B.HB－在水溶液中只存在HB－的水解平衡
C.HB－的水解程度大于電離程度
D.溶液中水電離出的c(H＋)為10－9.1 mol·L－1
答案
答案
解析
序號 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
考點2　鹽類水解的影響因素及應用
題組一　分析與探究影響鹽類水解平衡的因素
1.水浴加熱滴有酚酞的NaHCO3溶液，顏色及pH隨溫度的變化如表(忽略水的揮發)，下列說法錯誤的是(　　)
時間 ① ② ③ ④ ⑤
溫度/℃ 20 30 40 從40 ℃冷卻到20 ℃ 沸水浴后冷卻到20 ℃
顏色變化 紅色略加深 紅色接近① 紅色比③加深較多
pH 8.31 8.29 8.26 8.31 9.20
答案
2.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－1 FeCl3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－1 HCl溶液、1滴1 mol·L－1 NaOH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－1 KCl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
答案
解析　 FeCl3溶液的pH小于7，溶液顯酸性，原因是Fe3＋在溶液中發生了水解，A正確；題圖中對照組溶液X加堿后溶液的pH的變化程度比加酸后的pH的變化程度大，若對照組溶液X是0.003 mol·L－1 KCl溶液，則加酸和加堿后溶液的pH的變化應呈現軸對稱的關系，B錯誤；在FeCl3溶液中加堿、加酸后，溶液的pH的變化均比對照組溶液X的變化小，因為加酸或加堿均引起了Fe3＋水解平衡的移動，故溶液pH的變化比較緩和，C正確；FeCl3水解生成氫氧化鐵，若溶液的渾濁程度變大，則表明水解被促進，否則被抑制，D正確。
解析
分析鹽類水解平衡移動的四點注意
(1)水解形式相同的鹽，相互抑制，如NH4Cl中加入FeCl3。
(2)水解形式相反的鹽，相互促進，如Al2(SO4)3中加入NaHCO3。
(3)稀釋鹽溶液時，鹽的濃度越小，水解程度越大，但由于溶液體積的增大是主要的，故水解產生的H＋或OH－的濃度是減小的，則溶液酸性(或堿性)越弱。
(4)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不會與CH3COONa溶液水解產生的OH－反應，使平衡向水解方向移動，原因是體系中c(CH3COOH)增大是主要因素，會使平衡CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－左移。
事實或應用 解釋
A 用熱的純堿溶液去除油污 純堿與油污直接發生反應，生成易溶于水的物質
B 泡沫滅火器滅火 Al2(SO4)3與NaHCO3溶液反應產生CO2氣體
C 施肥時，草木灰(主要成分K2CO3)與NH4Cl不能混合使用 K2CO3與NH4Cl反應生成NH3，降低肥效
D 明礬[KAl(SO4)2·12H2O] 作凈水劑 明礬溶于水生成Al(OH)3膠體
題組二　認知與歸納鹽類水解的應用
3.下列有關鹽類水解的事實或應用、解釋的說法不正確的是(　　)
答案
4.下表是Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋被OH－完全沉淀時溶液的pH。某硫酸鋅酸性溶液中含有少量Fe2＋、Fe3＋雜質，為制得純凈的ZnSO4，應加入的試劑是(　　)
A.H2O2、ZnO B.氨水
C.KMnO4、ZnCO3 D.NaOH溶液
答案
金屬離子 Fe2＋ Fe3＋ Zn2＋
完全沉淀時的pH 7.7 4.5 6.5
1.鹽溶液蒸干時所得產物的判斷
(1)鹽溶液水解生成難揮發性酸時，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。
(2)鹽溶液水解生成易揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得到對應的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼燒得Al2O3。
(3)常見受熱分解的鹽
原物質 蒸干灼燒后固體物質
Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO
NaHCO3 Na2CO3
KMnO4 K2MnO4和MnO2
NH4Cl 分解為NH3和HCl，無固體物質存在
(4)還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如
Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
2.利用鹽類的水解進行物質的提純
如除去含Mg2＋的溶液中混有的Fe3＋，可加入MgO或Mg(OH)2、MgCO3等，使水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。
答案
解析
答案
10－6
1.67×10－7
1×10－12
60
微專題　溶液中粒子濃度之間的關系
3.學會方法技巧，明確解題思路
(1)分析溶液中微粒濃度關系的思維流程
(3)根據粒子濃度關系式，套用合適守恒式
①電荷守恒式的特點：一邊全為陰離子，另一邊全為陽離子。
②元素質量守恒式的特點：式子中有弱電解質對應的分子和離子，一般一邊含一種元素的離子和分子，另一邊含另一種元素的離子和分子。
③質子守恒式的特點：一邊的微粒能電離出H＋，另一邊的微粒能結合H＋。
④等式兩邊沒有明顯特征：三個守恒結合。
答案
解析
答案
解析
解析
答案
解析
真題演練
答案
解析
解析
答案
解析
解析
答案
解析
4.(2021·北京高考)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
答案
解析
答案
解析
答案
解析
答案
解析
課時作業
[建議用時：40分鐘]
一、選擇題(每小題只有1個選項符合題意)
1.下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是(　　)
A.鹽溶液呈酸堿性的原因是破壞了水的電離平衡
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C.在CH3COONa溶液中，由水電離出的c(OH－)≠c(H＋)
D.水電離出的H＋和OH－與鹽電離出的弱酸根離子或弱堿陽離子結合，引起鹽溶液呈酸堿性
答案
2.CH3COONa稀溶液中分別加入少量下列物質或改變如下條件，能使比值一定減小的是(　　)
A.固體NaOH B.固體CH3COONa
C.冰醋酸 D.降溫
答案
解析
3.加熱蒸干并灼燒下列鹽溶液，可得到原溶質的是(　　)
A.FeCl3 B.Na2CO3
C.K2SO3 D.TiCl4
答案
答案
解析
答案
答案
解析
答案
解析
8.HCOOH是最簡單的羧酸，俗稱蟻酸。下列敘述正確的是(　　)
A.pH＝4的HCOOH溶液中，c(H＋)＝c(HCOO－)
B.pH＝5的HCOOH和HCOONa混合溶液中，c(HCOO－)>c(Na＋)
C.0.1 mol·L－1 HCOONa溶液中，c(Na＋)>c(OH－)>c(HCOO－)>c(H＋)
D.0.1 mol·L－1 HCOONa溶液中，c(Na＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)
答案
解析　由電荷守恒知，HCOOH溶液中c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，A錯誤；該混合溶液的pH＝5，顯酸性，則c(H＋)>c(OH－)，結合電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)可知，c(HCOO－)>c(Na＋)，B正確；0.1 mol·L－1的HCOONa溶液中，HCOO－少部分水解使溶液顯堿性，則c(Na＋)>c(HCOO－)>c(OH－)>c(H＋)，C錯誤；根據電荷守恒，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液中c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，D錯誤。
解析
答案
解析　氫氟酸為弱酸，pH＝2的HF溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合時，氫氟酸過量，溶液呈酸性，D錯誤。
解析
溶質 NaF NaClO Na2CO3
pH 7.5 9.7 11.6
10.(2023·北京四中高三上學期期中)常溫下，下列溶液的pH或微粒的物質的量濃度關系正確的是(　　)
A.某物質的溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－a mol·L－1，若a>7時，則該溶液的pH定為14－a
B.常溫下，0.1 mol·L－1 NaB溶液的pH＝8，將該溶液與0.06 mol·L－1鹽酸等體積混合(忽略體積變化)后c(B－)＋c(HB)＝0.05 mol·L－1
C.pH＝5的稀鹽酸加水稀釋1000倍后所得溶液中：c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)
D.在飽和氯水中加入NaOH使pH＝7，所得溶液中存在關系：c(Na＋)>c(ClO－)>c(Cl－)>c(HClO)
答案
解析　某物質的溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－a mol/L，若a>7時，則該溶液的pH可能為14－a或a，A錯誤；pH＝5的稀鹽酸加水稀釋1000倍后所得溶液呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，C錯誤；在飽和氯水中加入NaOH使pH＝7，則c(OH－)＝c(H＋)，根據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，則c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，反應后溶液中的溶質為NaCl、NaClO、HClO，由Cl2＋H2O??HCl＋HClO可知，c(Cl－)＝c(ClO－)＋c(HClO)，則c(Cl－)>c(ClO－)，D錯誤。
解析
答案
解析　CH3COONa溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，CH3COONa溶液中離子總濃度為2c(Na＋)＋2c(H＋)，NaCl溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，NaCl溶液中離子總濃度為2c(Na＋)＋2c(H＋)，兩溶液的鈉離子濃度相同，則溶液中氫離子濃度大的離子總濃度也大。同濃度的NaCl和CH3COONa溶液的pH，pH(NaCl)＜pH(CH3COONa)，即CH3COONa溶液中的氫離子濃度小于NaCl溶液中的氫離子濃度，則離子總濃度：CH3COONa＜NaCl，A正確；
解析
解析
12.(2023·哈爾濱市高三質量監測)25 ℃時，向20 mL
0.1 mol·L－1 H2R(二元弱酸)溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH
溶液，溶液pH與加入NaOH溶液體積的關系如圖所示。下
列說法正確的是(　　)
A.a點對應的溶液中：c(H2R)＋c(HR－)＋c(R2－)＝0.1 mol·L－1
B.b點對應的溶液中：c(Na＋)>c(HR－)>c(H2R)>c(R2－)
C.a、b、c、d四點中，d點對應的溶液中水的電離程度最大
D.a、b、c、d四點對應的溶液中均有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HR－)＋c(R2－)
答案
解析　
解析
二、非選擇題
13.常溫下，如果取0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)，測得混合溶液的pH＝8。試回答以下問題：
(1)混合溶液的pH＝8的原因：________________________________(用離子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水電離出的c(OH－)________(填“>”“<”或“＝”)0.1 mol·L－1 NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)。
答案
>
(3)求出混合溶液中下列算式的精確計算結果(填具體數字)：
c(Na＋)－c(A－)＝________mol·L－1，
c(OH－)－c(HA)＝________mol·L－1。
(4)已知NH4A溶液為中性，又知HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7；將同溫度下等濃度的四種鹽溶液按pH由大到小的順序排列是________(填字母)。
A.NH4HCO3 B.NH4A
C.(NH4)2SO4 D.NH4Cl
答案
9.9×10－7
10－8
>
ABDC
解析
答案
a＝7時，HA是強酸；a>7時，HA是弱酸
②乙組混合溶液中c(A－)和c(Na＋)的大小關系是________。
A.前者大 B.后者大
C.二者相等 D.無法判斷
③從丙組實驗結果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是________________________________________________________________________。
④分析丁組實驗數據，寫出該混合溶液中下列算式的精確結果(列式)：c(Na＋)－c(A－)＝____________________ mol·L－1。
(2)常溫下，某水溶液M中存在的離子有Na＋、B2－、HB－、OH－、H＋，存在的分子只有H2O。
①寫出酸H2B的電離方程式：________________________________________。
答案
C
c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)
(10－4－10－10)
答案
②若溶液M由10 mL 0.2 mol·L－1 NaHB溶液與10 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液混合而成，則溶液M的pH________(填“>”“<”或“＝”)7，M溶液中，下列粒子濃度關系正確的是________。
A.c(B2－)＋c(HB－)＝0.1 mol·L－1
B.c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol·L－1
C.c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)
D.c(Na＋)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)
>
AC
解析　 (1)②據電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，因c(H＋)＝c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(A－)。
③丙為等濃度的HA與NaA的混合溶液，由pH>7知A－水解程度大于HA的電離程度，離子濃度大小關系為c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(H＋)。
④據電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，推導c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－4－10－10) mol·L－1。
解析

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