資源簡介

第2課時　影響鹽類水解的主要因素　
鹽類水解的應用
課后·訓練提升
基礎鞏固
1.氯化銨晶體溶于重水(D2O)中,溶液呈現酸性,下列敘述的原因中正確的是(　　)。
A.N水解生成NH3·H2O和HD2O+
B.N水解生成NH3·DHO和HD2O+
C.N水解生成NH3·D2O和HD2O+
D.N水解生成NH3·DHO和D3O+
答案:D
解析:N在重水中發生水解生成NH3·DHO,同時D2O結合D+形成D3O+。
2.在一定條件下,Na2S溶液中存在水解平衡:S2-+H2OHS-+OH-。下列說法正確的是(　　)。
A.稀釋溶液,水解平衡常數增大
B.升高溫度,增大
C.加入NaOH固體,溶液pH減小
D.加入CuSO4固體,HS-濃度增大
答案:B
解析:某確定物質的水解平衡常數僅與溫度有關,溫度不變,則稀釋時平衡常數不變,A項錯誤;水解反應是吸熱反應,升溫促進水解,平衡正移,c(S2-)減小,c(HS-)增大,所以增大,B項正確;加入NaOH固體,溶液pH增大,C項錯誤;加入CuSO4固體,銅離子結合硫離子生成硫化銅沉淀,水解平衡逆向移動,HS-濃度減小,D項錯誤。
3.將下列固體物質溶于水,再將其溶液加熱、蒸發結晶、再灼燒,得到化學組成與原固體物質相同的是(　　)。
①膽礬?、诼然X?、哿蛩徜X　④碳酸氫鈉
A.③ B.①④
C.①②③ D.①②③④
答案:A
解析:膽礬的組成為CuSO4·5H2O,溶于水得CuSO4溶液,因硫酸難揮發、蒸發結晶、再灼燒得CuSO4;碳酸氫鈉灼燒得碳酸鈉;AlCl3發生水解反應:AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl,加熱時HCl不斷揮發,平衡右移,不斷生成Al(OH)3,灼燒得Al2O3;Al2(SO4)3溶液中Al3+發生水解,因硫酸難揮發,最終仍得Al2(SO4)3。
4.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溶液中加入HCl溶液至恰好完全反應后,生成的NaCl和HA的物質的量相等,因為A-發生水解反應生成HA,所以2c(Na+)=c(A-)+c(HA)+c(Cl-),即2c(Na+)>c(A-)+c(Cl-),C錯誤;NaA的水解常數Kh==1×10-9,D正確。
5.常溫下,下列溶液中粒子濃度關系一定正確的是(　　)。
A.pH=7的NH3·H2O與NH4Cl的混合溶液中:c(Cl-)>c(N)
B.pH=2的一元酸和pH=12的一元強堿等體積混合:c(OH-)=c(H+)
C.0.1 mol·L-1的硫酸銨溶液中:c(N)>c(S)>c(H+)
D.0.1 mol·L-1的硫化鈉溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+c(H2S)
答案:C
解析:根據電荷守恒,pH=7時,c(H+)=c(OH-),則c(N)=c(Cl-),A項錯誤;B項,若酸為強酸則正確,若酸為弱酸則溶液顯酸性,c(H+)>c(OH-),錯誤;鹽的水解程度比較小,故c(N)>c(S)>c(H+),C項正確;根據質子守恒得,c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),D項錯誤。
6.已知25 ℃時HCN的電離常數K=6.2×10-10。在物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的HCN和NaCN的混合溶液中,經測定溶液呈堿性。則下列關系式正確的是(　　)。
A.c(CN-)>c(Na+)
B.c(CN-)>c(HCN)
C.c(HCN)+c(CN-)=0.2 mol·L-1
D.c(CN-)+c(OH-)=0.1 mol·L-1
答案:C
解析:HCN的電離常數為6.2×10-10,說明HCN為弱酸。溶液呈堿性,說明CN-的水解程度大于HCN的電離程度,因此c(Na+)>c(CN-),c(CN-)0.1 mol·L-1,D項錯誤。
7.某酸性溶液中只有Na+、CH3COO-、H+、OH-四種離子。則下列描述正確的是(　　)。
A.該溶液由pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合而成
B.該溶液由等物質的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C.加入適量NaOH,溶液中離子濃度為c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
D.加入適量氨水,一定有c(CH3COO-)>c(Na+)+c(N)
答案:A
解析:由于CH3COOH為弱酸,存在于溶液中的CH3COOH隨著反應的進行繼續電離出H+,導致溶液呈酸性,且溶液中只有Na+、CH3COO-、H+、OH-四種離子,A項正確;等物質的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合后,兩者恰好完全反應,由于生成的CH3COONa水解,溶液呈堿性,B項錯誤;c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)違背了電荷守恒,C項錯誤;加入適量氨水,溶液可能呈中性,當溶液呈中性時,c(CH3COO-)=c(Na+)+c(N),D項錯誤。
8.將標準狀況下的2.24 L CO2通入150 mL 1 mol·L-1 NaOH溶液中,下列說法正確的是(　　)。
A.c(HC)略大于c(C)
B.c(HC)=c(C)
C.c(Na+)=c(C)+c(HC)
D.c(HC)略小于c(C)
答案:A
解析:0.1 mol CO2與0.15 mol NaOH反應生成Na2CO3和NaHCO3各0.05 mol, C水解能力比HC強,且C水解生成HC,因此溶液中c(HC)略大于c(C)。由元素守恒知2c(Na+)=3[c(C)+c(HC)+c(H2CO3)]。
9.(1)AgNO3的水溶液呈　　　　(填“酸”“中”或“堿”)性,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示);實驗室在配制AgNO3溶液時,常將AgNO3固體先溶于較濃的硝酸中,然后再用蒸餾水稀釋到所需的濃度,以　　　　(填“促進”或“抑制”)其水解。
(2)明礬可用于凈水,原因是　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示);把AlCl3溶液蒸干、灼燒,最后得到的主要固體產物是　 。
(3)熱的純堿溶液去油污效果好,請用平衡移動原理和必要的化學用語說明原因:
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
答案:(1)酸　Ag++H2OAgOH+H+　抑制
(2)Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+　Al2O3
(3)C+H2OHC+OH-,加熱平衡向右移動,溶液c(OH-)增大,溶液堿性增強,去污效果好
解析:(1)AgNO3溶液中存在:Ag++H2OAgOH+H+,所以溶液呈酸性;為抑制AgNO3水解,通常在酸性條件下配制AgNO3溶液。
(2)利用Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+,Al(OH)3膠體能凝聚水中的懸浮雜質從而達到凈水目的;AlCl3溶液中存在AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl,加熱時HCl揮發,蒸干時得到Al(OH)3固體,再灼燒得到Al2O3。
(3)C水解產生OH-:C+H2OHC+OH-,C水解是吸熱反應,升高溫度,平衡向右移動,溶液中c(OH-)增大,溶液堿性增強,去污效果好。
10.常溫下,取0.1 mol·L-1 HA溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合(混合后溶液體積的變化不計),測得混合溶液的pH=8。試回答以下問題。
(1)混合溶液的pH=8的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水電離出的c(OH-)　　　(填“>”“<”或“=”,下同)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)。
(3)已知NH4A溶液為中性,又知將HA溶液加入Na2CO3溶液中有氣體放出,試推斷(NH4)2CO3溶液的pH　　　　7。
答案:(1)A-+H2OHA+OH-　(2)>　(3)>
解析:(1)0.1 mol·L-1 HA溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合,恰好完全反應,由混合溶液的pH=8可知,A-發生了水解。(2)鹽類水解促進水的電離,而堿抑制水的電離,故混合溶液中由水電離出的c(H+)大于NaOH溶液中由水電離出的c(H+)。(3)NH4A溶液為中性,則HA與NH3·H2O的電離程度相同;HA溶液加入Na2CO3溶液中有氣體放出,可知酸性HA>H2CO3,即電離程度HA>H2CO3,則電離程度NH3·H2O>H2CO3,N的水解程度小于C的水解程度,(NH4)2CO3溶液顯堿性。
能力提升
1.某興趣小組為研究碳酸鈉水解平衡與溫度的關系,用數字實驗系統測定一定濃度碳酸鈉溶液的pH與溫度的關系,得到曲線如圖。下列分析不合理的是(　　)。
A.碳酸鈉水解是吸熱反應
B.ab段說明水解平衡向右移動
C.bc段說明水解平衡向左移動
D.水的電離平衡也對pH產生影響
答案:C
解析:碳酸鈉溶液中碳酸根離子水解使溶液呈堿性,升溫,ab段pH增大,水解平衡向右移動,說明碳酸鈉水解是吸熱反應,A項、B項均正確;溫度升高,促進水解平衡向右進行,bc段pH減小,是因此升溫促進了水的電離,Kw增大所致,C項錯誤、D項正確。
2.室溫下向10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA,溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　)。
A.M點所示溶液中c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)
B.M、N兩點所示溶液中水的電離程度相同
C.pH=7時,c(Na+)=c(A-)+c(HA)
D.N點所示溶液中c(A-)>c(HA)
答案:D
解析:A項,M點所示溶液中NaOH和HA恰好反應生成NaA,溶液的pH=8.7,呈堿性,則HA為弱酸,A-水解,則溶液中的粒子濃度c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。B項,N點時為NaA和HA的溶液,M點NaA發生水解反應,促進了水的電離,N點HA抑制了水的電離,所以M點所示溶液中水的電離程度大于N點。C項,pH=7時,根據電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),c(H+)=c(OH-),所以c(Na+)=c(A-)。D項,N點酸過量,溶液呈酸性,HA的電離程度大于NaA的水解程度,故c(A-)>c(HA)。
3.向濃度為0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液中加入少量NH4Cl固體,下列各量減小的是(　　)。
①c(H+)?、赾(N)?、邸、堋、軳的水解程度?、蕖、?br/>A.③⑤
B.⑤⑥
C.③⑥
D.①②⑦
答案:B
解析:①NH4Cl溶液中存在水解平衡:N+H2ONH3·H2O+H+,加入少量NH4Cl固體,c(N)增大,平衡正向移動,則溶液中c(H+)增大,錯誤;②根據勒夏特列原理可知,平衡正向移動,但c(N)仍比原平衡大,錯誤;③c(N)增大,平衡正向移動,但N的水解程度減小,故增大,錯誤;④N的水解平衡常數為Kh=,則,由于溫度不變,Kh不變,故不變,錯誤;⑤加入少量NH4Cl固體,水解平衡正向移動,但N的水解程度減小,正確;⑥結合水解常數Kh可知,,加入少量NH4Cl固體,Kh不變,
c(NH3·H2O)增大,故減小,正確;⑦結合水解常數Kh可知,,加入少量NH4Cl固體,水解平衡正向移動,c(H+)增大,但Kh不變,故增大,錯誤。
4.常溫下,已知0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液,其溶液的pH>1;0.1 mol·L-1的一元堿MOH溶液,=1×1012,將此兩種溶液等體積混合,混合溶液中離子濃度關系不正確的是(　　)。
A.c(OH-)=c(HA)+c(H+)
B.c(M+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
C.c(A-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-)
D.c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)
答案:C
解析:根據題干條件推知HA為弱酸,MOH為強堿,兩者恰好完全反應生成鹽MA,A-發生水解反應A-+H2OHA+OH-,B項正確,C項錯誤;根據質子守恒,A項正確;根據電荷守恒,D項正確。
5.在下列給定條件的溶液中,一定能大量共存的離子組是(　　)。
A.無色溶液:Ca2+、H+、Cl-、HS
B.能使pH試紙呈紅色的溶液:Na+、N、I-、N
C.FeCl3溶液:K+、Na+、S、[Al(OH)4]-
D.常溫下,=0.1 mol·L-1的溶液:Na+、K+、Si、N
答案:D
解析:A中H+與HS不能大量共存;B中N在酸性條件下具有強氧化性,可氧化I-,不能大量共存;C中Fe3+與[Al(OH)4]-能發生反應生成Fe(OH)3、Al(OH)3,不能大量共存;D中溶液為堿性,離子可大量共存。
6.常溫下,0.2 mol·L-1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后,所得溶液中部分微粒組分及濃度如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)。
A.HA為弱酸
B.該混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+)
C.該混合液pH>7
D.圖中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+
答案:D
解析:做圖像題首先要弄清橫、縱坐標軸的意義。本題圖像給出的是各組分的濃度大小關系。其中,A-濃度最大,X、Y、Z濃度依次減小,由題意知,兩者反應生成0.1 mol·L-1的NaA溶液。A-濃度小于0.1 mol·L-1,說明A-水解,即HA是弱酸,A項正確;根據元素原子守恒可知,c(A-)+c(HA)=c(Na+),即c(A-)+c(Y)=c(Na+),B項正確;A-水解使溶液呈堿性,C項正確;溶液中粒子濃度大小關系:c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+),因此X表示OH-,Y表示HA,Z表示H+,D項錯誤。
7.“爛板液”指的是制印刷鋅板時,用稀硝酸腐蝕鋅板后得到的“廢液”(含有少量的Cl-、Fe3+)。某化學興趣小組用“爛板液”制取Zn(NO3)2·6H2O的過程如下:
已知:Zn(NO3)2·6H2O是一種無色晶體,其水溶液呈酸性,Zn(NO3)2能與堿反應,得到的產物具有兩性。
(1)“爛板液”中溶質的主要成分是　　　　　　(填化學式)。
(2)在操作①中保持pH=8的目的是 　。
(3)沉淀Ⅰ是 (填化學式)。
(4)操作③中加熱、煮沸的目的是　　　　　　　　　　;此步操作的理論依據是　 。
(5)操作④保持pH=2的目的是　　　　　　　　　　;此步操作中加熱所用的主要儀器是　 。
答案:(1)Zn(NO3)2
(2)防止生成的Zn(OH)2沉淀溶解
(3)Zn(OH)2和Fe(OH)3
(4)促使Fe3+完全水解　溫度越高,水解程度越大
(5)抑制Zn2+水解　蒸發皿、酒精燈、鐵架臺、玻璃棒
解析:(1)由題意知,“爛板液”指的是稀硝酸腐蝕鋅板后得到的“廢液”,所以“爛板液”中溶質的主要成分應為Zn(NO3)2。
(2)因為Zn(OH)2具有兩性,能與強堿反應,故操作①中保持pH=8的目的是防止生成的Zn(OH)2沉淀溶解。
(3)在堿性條件下,Fe3+、Zn2+都會轉化為氫氧化物沉淀,所以沉淀Ⅰ為Zn(OH)2和Fe(OH)3。
(4)操作③是為了分離Zn2+和Fe3+,故加熱煮沸是為了促使Fe3+完全水解。(5)Zn(NO3)2是一種強酸弱堿鹽,易水解,故保持pH=2的目的是抑制Zn2+水解。
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第2課時　影響鹽類水解的主要因素　
鹽類水解的應用
一、影響鹽類水解的主要因素
1.鹽類水解的特征。
(1)鹽類的水解是　吸熱　反應。
(2)加水稀釋能　促進　鹽類的水解。
2.影響因素。
因素 對鹽類水解程度的影響
內因 形成鹽的酸或堿越弱,水解程度越　大　
外因 溫度 升高溫度能夠　促進　水解
濃度 鹽溶液的濃度越小,水解程度越　大　
外加酸或堿 水解后顯酸性的鹽溶液,加堿會　促進　水解,加酸會　抑制　水解
外加鹽 加入與鹽的水解性質相反的鹽會　促進　鹽的水解
微思考 鹽類水解平衡正向移動,則溶液中的離子濃度是否一定增大
提示:不一定,如加水稀釋,水解平衡正向移動,但溶液中鹽電離出的離子濃度減小。
微判斷1 (1)若形成鹽的弱酸的電離常數越大,則該鹽越容易水解。(　　)
(2)加水稀釋可促使鹽的水解平衡向水解的方向移動,從而增大鹽類的水解程度。(　　)
(3)向氯化銨溶液中加熱一定量氨水,可使c( )=c(Cl-)。
(　　)
(4)加熱滴有酚酞的Na2CO3溶液,溶液紅色加深,可用勒夏特列原理解釋。(　　)
×
√
√
√
二、鹽類水解的應用
1.鹽溶液的配制:配制Fe2(SO4)3溶液時,常將Fe2(SO4)3晶體溶于較濃的硫酸中,然后加水稀釋到所需的濃度,目的是
通過增大溶液中H+的濃度來抑制Fe3+的水解。
2.熱堿去油污:用純堿溶液清洗油污時,加熱可
　增強其去污效果　。
3.鹽類作凈水劑:鋁鹽、鐵鹽等部分鹽類水解生成 膠體 ,有較強的　吸附　性,常用作凈水劑。如明礬可以用來凈水,其反應的離子方程式為 +3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+ 。
4.制備物質。
(1)用TiCl4制取TiO2發生反應的化學方程式為
(2)利用鹽的水解可以制備納米材料。
微訓練1在硫酸溶液中存在下列平衡:
Fe2(SO4)3+6H2O 2Fe(OH)3+3H2SO4　ΔH>0。
(1)不斷加熱Fe2(SO4)3溶液,蒸干其水分并灼燒,最可能得到的固體是　　　　　　。
(2)在配制Fe2(SO4)3溶液時,為防止產生渾濁,應
　　　　　　　　　。
答案:(1)Fe2(SO4)3　(2)加入適量較濃的硫酸
5.鹽的水解常數。
(1)定義:水解反應的平衡常數叫做水解平衡常數或水解常數,用Kh表示。
(3)影響因素及意義:Kh只受溫度影響,其數值越大表示水解程度越大。
微判斷2 (1)組成鹽的金屬離子的氧化性越強,該離子的水解常數越大。(　　)
(2)組成鹽的酸根離子對應的酸的電離常數越大,則酸根離子的水解常數越小。(　　)
(3)鹽溶液的濃度越小,其水解常數越大。(　　)
(4)根據 的水解常數和電離常數的相對大小,可以判斷NaHCO3溶液的酸堿性。(　　)
×
√
×
√
微訓練2 (1)已知某溫度時,Kw=1.0×10-12,Na2CO3溶液的水解常數Kh=2.0×10-3,則當溶液中c( )∶c( )=2∶1時,試求該溶液的pH=　　　　　。
(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 NH4Cl溶液中c(H+)=　　　　　　mol·L-1
答案:(1)9　(2)2.36×10-5　(3)1×10-12　增大
一、影響鹽類水解的主要因素
問題探究
通過實驗探究影響Fe2(SO4)3水解平衡的因素,已知Fe2(SO4)3發生水解反應的離子方程式:Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,不同的實驗操作對應的實驗現象如表所示。
實驗
序號 影響
因素 實驗步驟 實驗現象
① 鹽的
濃度 加入Fe2(SO4)3固體,測溶液的pH 溶液顏色變深,pH變小
② 溶液
的酸
堿性 通入HCl氣體后,測溶液的pH 溶液顏色變淺,pH變小
③ 加入少量NaOH固體 產生紅褐色沉淀
④ 溫度 升高溫度 溶液顏色變深,pH變小
1.請用平衡移動原理對①③④中的實驗現象進行解釋。
提示:①加入Fe2(SO4)3固體,c(Fe3+)增大,水解平衡向正反應方向移動,因此溶液顏色變深,pH變小;③加入少量氫氧化鈉固體后,OH-消耗H+,c(H+)減小,水解平衡向正反應方向移動,因此產生紅褐色沉淀;④升高溫度,水解平衡向正反應方向移動,因此溶液顏色變深,pH變小。
2.根據④中現象,判斷Fe2(SO4)3水解反應是吸熱反應還是放熱反應
提示:升高溫度,能促進Fe2(SO4)3的水解,因此該反應為吸熱反應。
3.通過以上實驗探究,影響Fe2(SO4)3水解平衡的因素主要有哪些
提示:Fe2(SO4)3溶液的濃度、溫度及溶液的酸堿性等。
歸納總結
1.內因。
主要因素是鹽本身的性質,生成鹽的弱酸酸性越弱,或生成鹽的弱堿堿性越弱,鹽的水解程度越大(越弱越水解)。例如:酸性CH3COOH>HClO,則水解能力NaClO>CH3COONa;相同溫度下,相同濃度的NaClO溶液的pH大于CH3COONa溶液的pH。
比較
項目 加熱 加水 通入
NH3 加入
NH4Cl(s) 通入
HCl 加入
NaOH(s)
c( ) 降低 降低 升高 升高 升高 降低
c(NH3·H2O) 升高 降低 升高 升高 降低 升高
c(H+) 升高 降低 降低 升高 升高 降低
c(OH-) 降低 升高 升高 降低 降低 升高
pH 降低 升高 升高 降低 降低 升高
水解程度 增大 增大 減小 減小 減小 增大
特別提醒 鹽類的水解平衡移動,符合勒夏特列原理。
典例剖析
【例1】 Fe2(SO4)3的水解方程式可寫為Fe2(SO4)3+6H2O 2Fe(OH)3+3H2SO4,若增大水解程度,可采取的方法是(　　)。
A.降溫
B.加入飽和食鹽水
C.加入少量硫酸
D.增加Fe2(SO4)3的濃度
答案:B
解析:A項,Fe2(SO4)3的水解吸熱,降溫,Fe2(SO4)3的水解程度減小;B項,Fe2(SO4)3溶液被稀釋,Fe2(SO4)3的水解程度增大;C項,加入少量硫酸抑制Fe2(SO4)3的水解,Fe2(SO4)3的水解程度減小;D項,Fe2(SO4)3的水解程度減小。
學以致用
1.一定條件下,CH3COONa溶液存在水解平衡CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-。下列說法正確的是(　　)。
A.加入少量NaOH固體,平衡左移,pH減小
B.升高溫度,平衡右移,溶液中c(OH-)增大
C.稀釋溶液,平衡右移,c(H+)減小
D.加入少量CH3COOH,與OH-反應,平衡右移
答案:B
解析:在CH3COONa溶液中,加入NaOH會抑制CH3COO-的水解,但c(OH-)增大,pH增大,A項錯誤;升高溫度,促進鹽類的水解,溶液中c(OH-)增大,B項正確;稀釋雖然能促進水解,但溶液體積增大程度更大,c(OH-)減小,c(H+)增大,C項錯誤;加入少量CH3COOH,平衡左移,D項錯誤。
2.向純堿溶液中滴入酚酞溶液。
(1)觀察到的現象是　　　　　　　　　　　,原因是　 ;
(2)若微熱溶液,觀察到的現象是　　　　　　　　　,原因是　 ;
(3)若向溶液中加入少量氯化鐵溶液,觀察到的現象是　 , 原因是 　;
(4)若再向該溶液中滴入過量的氯化鋇溶液,觀察到的現象是　　　　　　　　　　　　,原因是　 　　　　 　。
(2)紅色變深　加熱,碳酸鈉水解平衡向水解的方向移動,溶液堿性增強　
(3)溶液紅色變淺,同時生成紅褐色沉淀,有氣泡產生　氯化鐵溶液與OH-反應生成紅褐色氫氧化鐵沉淀,溶液中OH-濃度減小,促進碳酸鈉水解,并產生二氧化碳
解析:碳酸鈉屬于強堿弱酸鹽,水解呈堿性。Na2CO3+H2O
NaOH+NaHCO3,水解的正反應是吸熱反應。(1)碳酸鈉水解,溶液呈堿性,堿使酚酞溶液變紅;(2)加熱促進碳酸鈉水解,溶液堿性更強,所以溶液顏色變深;(3)氯化鐵溶液與OH-反應生成紅褐色的氫氧化鐵沉淀,減小了溶液中OH-濃度,促進碳酸鈉水解,并產生二氧化碳,相當于發生相互促進的水解反應;(4)向溶液中加入過量的氯化鋇溶液,生成碳酸鋇沉淀,降低了溶液中 濃度,減弱了碳酸鈉水解程度,溶液堿性減弱直至消失,溶液褪色。
二、鹽類水解的應用
問題探究
1.實驗室中如何用FeCl3晶體配制FeCl3溶液 為什么
提示:將FeCl3晶體溶于較濃的鹽酸中,然后加水稀釋到所需的濃度;常溫下,Fe3+極易水解,加酸可抑制FeCl3水解。
2.Na2CO3為什么不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶儲存 還有哪些試劑不能
提示:因為玻璃的主要成分是SiO2,SiO2能與堿反應,因此堿溶液及水解呈堿性的鹽溶液,如NaOH、KOH、Na2S、Na2SiO3等都不能用帶磨口玻璃塞的試劑瓶儲存。
3.已知Cu2+、Fe2+、Fe3+完全水解時,溶液的pH分別為6.4、9.6、3.7。如何除去CuCl2溶液中的Fe3+、Fe2+
提示:因Fe2+比Cu2+難水解,應先加入氧化劑(如H2O2)把Fe2+氧化為Fe3+,再加入CuO、Cu(OH)2、CuCO3或Cu2(OH)2CO3等調節溶液pH,促進Fe3+水解生成Fe(OH)3沉淀而除去。
歸納總結
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+
配制或貯存易
水解的鹽溶液 配制CuSO4溶液時,加入少量稀硫酸,抑制Cu2+水解
判斷鹽溶液蒸干
灼燒后的產物 AlCl3溶液蒸干灼燒后的產物為Al2O3
典例剖析
【例2】 下列關于鹽類水解的應用中,說法正確的是(　　)。
A.加熱蒸干Na2CO3溶液,最后可以得到NaOH和Na2CO3的混合固體
B.除去MgCl2溶液中的Fe3+,可以加入NaOH固體
C.明礬凈水的原理:Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+
D.加熱蒸干KCl溶液,最后得到KOH固體(不考慮與CO2的反應)
答案:C
解析:加熱蒸干Na2CO3溶液,最后得到Na2CO3固體,A項錯誤;鎂離子、鐵離子均能與OH-反應生成沉淀,所以不能用NaOH除去MgCl2溶液中的Fe3+,B項錯誤;明礬在水中電離出鋁離子,鋁離子水解生成的氫氧化鋁膠體具有吸附性,即Al3++3H2O
Al(OH)3(膠體)+3H+,C項正確;KCl不水解,加熱蒸干KCl溶液,最后得到KCl固體,D項錯誤。
方法技巧 加熱蒸發鹽溶液析出固體。 (1)能水解,但生成不揮發性酸的鹽,蒸發鹽溶液能得到相應的鹽,如Al2(SO4)3。 (2)能水解,但隨著水分的蒸發,生成物又反應生成原來的鹽,如Na2CO3。
(3)水解生成揮發性酸的鹽(如FeCl3) 氫氧化物
氧化物。 蒸發FeCl3溶液時要得到FeCl3固體,需在HCl氣流中加熱。 另外,有些能水解的鹽,蒸發其水溶液得不到相應的鹽,還有其他原因。如:較低溫度下受熱易分解的Ca(HCO3)2,蒸發其溶液得到分解產物CaCO3;還原性較強的Na2SO3,蒸發其溶液得到的固體中會含有Na2SO4雜質。
學以致用
3.下列與鹽類水解有關的是(　　)。
①為保存FeCl3溶液,要在溶液中加入少量鹽酸　②實驗室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的試劑瓶應用橡膠塞?、墼贜H4Cl溶液中加入鎂條會產生氣泡?、荛L期施用硫酸銨,土壤的酸性增強　⑤將飽和FeCl3溶液滴入沸水中制備Fe(OH)3膠體,離子方程式為Fe3++3H2O Fe(OH)3(膠體)+3H+
A.②④ B.②③④
C.①③ D.①②③④⑤
D
解析:①保存FeCl3溶液,在溶液中加入少量鹽酸,可以抑制Fe3+水解生成Fe(OH)3;②Na2CO3、Na2SiO3可水解使溶液呈堿性,從而腐蝕玻璃,故實驗室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的試劑瓶應用橡膠塞;③NH4Cl水解使溶液呈酸性,鎂可以置換出溶液中的H+,放出H2,從而產生氣泡;④硫酸銨水解使溶液呈酸性,長期施用此化肥,土壤的酸性將增強;⑤升高溫度,水解平衡向右移動,因此將飽和FeCl3溶液滴入沸水中可制Fe(OH)3膠體,離子方程式為Fe3++3H2O Fe(OH)3(膠體) +3H+。故①②③④⑤都與鹽類的水解有關。
4.將下列固體物質溶于水,將其水溶液加熱、蒸發結晶,所得固體再灼燒,得到化學組成與原固體物質相同的是　　　(填序號)。
①膽礬　②氯化鋁?、哿蛩徜X?、苈然~?、萘蛩醽嗚F　⑥碳酸鈉?、邅喠蛩徕c?、郚H4Cl?、酜MnO4?、釩a(HCO3)2
答案:③⑥
解析:①膽礬(CuSO4·5H2O)溶于水得CuSO4溶液,因硫酸難揮發,蒸發結晶,再灼燒得CuSO4;②AlCl3、④CuCl2發生水解: AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl、CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2HCl,加熱時HCl不斷揮發,平衡右移,生成Al(OH)3、Cu(OH)2沉淀,灼燒得Al2O3、CuO;③Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4,硫酸難揮發,最終仍得Al2(SO4)3;⑤硫酸亞鐵在蒸干過程中易被氧化;⑦亞硫酸鈉易被氧化生成硫酸鈉;⑧NH4Cl、⑨KMnO4、⑩Ca(HCO3)2蒸干灼燒過程中分解。
三、溶液中粒子濃度的比較
問題探究
1.已知H2A為弱酸,試分析NaHA溶液中各離子濃度的大小關系。
提示:若NaHA溶液pH<7,說明HA-的電離程度大于水解程度,則c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(OH-);若NaHA溶液pH>7,說明HA-的水解程度大于電離程度,則c(Na+)>c(HA-)>c(OH-) >c(H+)>c(A2-)。
2.碳酸氫鈉溶液中:
(1)電荷守恒: 　　　　　　　;
(2)元素守恒: 　　　　　　　;
(3)質子守恒: 　　　　　　　。
歸納總結
1.理解兩大平衡,建立“微弱意識”。
(1)電離平衡→建立電離過程微弱的意識。
弱電解質(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的,且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀CH3COOH溶液中,CH3COOH CH3COO-+H+,H2O OH-+H+,溶液中粒子濃度由大到小的順序為c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-) >c(OH-)。
(2)水解平衡→建立水解過程微弱的意識。
2.把握三種守恒,明確等量關系。
(1)電荷守恒。
電解質溶液中,不論存在多少種離子,溶液總是呈電中性,即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。如
(2)元素守恒。
電解質溶液中,由于某些離子能水解或電離,離子種類增多,但原子總數是守恒的。
(3)質子守恒。
3.單一溶液中粒子濃度的大小比較。
(1)多元弱酸溶液。
根據多步電離分析知:一級電離>二級電離>三級電離。
例如,0.1 mol·L-1 H3PO4溶液中離子間的關系是
(2)多元弱酸的正鹽溶液。
根據弱酸根分步水解分析知:一級水解>二級水解。
例如,在0.1 mol·L-1 Na2S溶液中:
故離子濃度的關系為c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)。
(3)多元弱酸的酸式鹽溶液。
①若離子的水解程度大于其電離程度,溶液顯堿性。
例如,在0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液中:
②若離子的水解程度小于電離程度,溶液呈酸性。
例如,在0.1 mol·L-1 NaHSO3溶液中:
4.混合溶液中粒子濃度的大小比較,根據電離程度、水解程度的相對大小分析。
(1)電離程度大于相應離子的水解程度。
例如,在等物質的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中:
再如等物質的量濃度的CH3COONa與CH3COOH的混合溶液呈酸性,溶液中粒子濃度大小順序為c(CH3COO-)>c(Na+) >c(CH3COOH)>c(H+)>c(OH-)。
(2)電離程度小于相應離子的水解程度。
例如,在等物質的量濃度的NaCN和HCN的混合溶液中:
因為CN-的水解程度大于HCN的電離程度,
故混合溶液呈堿性。
溶液中各粒子濃度大小順序為
c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
典例剖析
【例3】 下列物質所配成的0.1 mol·L-1溶液中,離子濃度由大到小順序排列正確的是(　　)。
答案:D
【拓展延伸】 (1)相同物質的量濃度的①NH4Cl溶液、
②CH3COONH4溶液、③NH4HSO4溶液、④(NH4)2SO4溶液中, c( )由大到小順序是　④>③>①>②　。
答案:NH4Cl水解使溶液顯酸性,NH3·H2O電離使溶液顯堿性,兩者的混合溶液可能顯酸性、中性、堿性。
顯酸性時:c(Cl-)>c( )>c(H+)>c(OH-);
顯中性時:c(Cl-)=c( )>c(H+)=c(OH-);
顯堿性時:c( )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
或c( )>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+)。
(2)NH4Cl與NH3·H2O的混合溶液中,離子濃度的大小關系有幾種情況
學以致用
5.物質的量濃度都為0.1 mol·L-1的CH3COOH與NaOH溶液等體積混合后,下列關系式不正確的是(　　)。
A.c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)
B.c(Na+)>c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
C.c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)
D.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=c(Na+)
答案:B
解析:0.1 mol·L-1 CH3COOH與NaOH等體積混合,完全反應生成CH3COONa溶液。根據電荷守恒,A項正確,B項錯誤。根據元素守恒,D項正確。由A項和D項消去c(Na+),即得關系式:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH),C項正確。
6.化學上把外加少量酸、堿而pH基本不變的溶液,稱為緩沖溶液。25 ℃時,濃度均為0.10 mol·L-1的HCN溶液與NaCN溶液等體積混合所得緩沖溶液的pH=9.4。下列說法錯誤的是
(　　)。
A.HCN的電離方程式為HCN H++CN-
B.上述緩沖溶液中HCN的電離程度大于CN-的水解程度
C.向1.0 L上述緩沖溶液中滴加幾滴NaOH稀溶液,溶液pH幾乎不變
D.溶液中各離子濃度大小關系為c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
B
解析:25 ℃時,濃度均為0.10 mol·L-1的HCN溶液與NaCN溶液等體積混合所得緩沖溶液pH=9.4,溶液顯堿性,說明NaCN的水解程度大于HCN的電離程度,故HCN是弱酸,在溶液中存在電離平衡,其電離方程式為HCN H++CN-,A項正確,B項錯誤;向1.0 L題述緩沖溶液中滴加幾滴NaOH稀溶液,加入的NaOH電離產生的OH-被HCN電離產生的H+中和,HCN再電離產生H+,因此溶液中c(H+)幾乎不變,則溶液pH幾乎不變,C項正確;
題述緩沖溶液pH=9.4,溶液顯堿性,則c(OH-)>c(H+),溶液中存在電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-),c(Na+)>c(CN-),溶液中各離子濃度大小關系為c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+),D項正確。
1.下列事實不屬于鹽類水解應用的是(　　)。
A.明礬凈水
B.使用熱的純堿溶液去除油污
C.實驗室配制FeCl3溶液時加入少量稀鹽酸
D.向FeCl3溶液中加入NaOH溶液產生紅褐色沉淀
答案:D
解析:明礬凈水,應用了Al3+水解生成的Al(OH)3膠體吸附水中的雜質,A項正確;使用熱的純堿溶液去除油污,加熱促進 水解,使溶液堿性增強,B項正確; 實驗室配制FeCl3溶液時加入少量稀鹽酸是為了抑制Fe3+的水解,C項正確;D項中發生反應Fe3++3OH-══Fe(OH)3↓,與鹽類水解無關,錯誤。
答案:A
3.要求設計實驗證明某種鹽的水解是吸熱的,有四位學生分別作出如下回答,其中正確的是(　　)。
A.甲學生:將硝酸銨晶體溶于水,若水溫下降,說明硝酸銨水解是吸熱的
B.乙學生:在鹽酸中加入相同溫度的氨水,若實驗過程中混合液溫度下降,說明鹽類水解是吸熱的
C.丙學生:在醋酸鈉溶液中加入醋酸鈉晶體,若溶液溫度下降,說明鹽類水解是吸熱的
D.丁學生:在醋酸鈉溶液中滴入酚酞溶液,加熱后若紅色加深,說明鹽類水解是吸熱的
答案:D
解析:硝酸銨晶體溶于水吸收熱量,不能說明鹽水解為吸熱反應,A項錯誤;中和反應為放熱反應,但一水合氨的電離為吸熱過程,不能說明鹽類水解是吸熱的,B項錯誤;醋酸鈉溶液中加入醋酸鈉晶體,醋酸鈉晶體溶解時吸收熱量,不能說明鹽類水解是吸熱的,C項錯誤;醋酸鈉溶液中滴入酚酞溶液,加熱后若紅色加深,則升高溫度水解平衡正向移動,氫氧根離子濃度增大,即水解反應為吸熱反應,D項正確。
4.25 ℃時,在濃度均為1 mol·L-1的(NH4)2SO4溶液、(NH4)2CO3溶液、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中,測得其c( )分別為a、b、c(單位為mol·L-1)。下列判斷正確的是(　　)。
A.a>b>c B.b>a>c C.c>b>a D.c>a>b
答案:D
5.常溫下,濃度均為0.1 mol·L-1的下列兩種鹽溶液,其pH如下表所示:
序號 ① ②
溶液 CH3COONa溶液 NaClO溶液
pH 8.8 10.3
下列說法正確的是(　　)。
A.①溶液中,c(CH3COOH)>c(OH-)
B.陰離子總濃度:①>②
C.常溫下,Ka(CH3COOH)D.水的電離程度:①>②
答案:B
解析:表中數據顯示,CH3COONa溶液的pH小于NaClO溶液的pH,說明NaClO溶液的堿性強,ClO-的水解程度比CH3COO-的水解程度大,HClO的酸性比CH3COOH的酸性弱。①溶液中,依據電荷守恒可得c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-),依據元素守恒可得c(Na+)=c(CH3COO-)+ c(CH3COOH),從而得出c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-),所以c(CH3COOH)依據電荷守恒可得,c(Na+)+c(H+)①=c(CH3COO-)+c(OH-)①、c(Na+)+c(H+)②=c(ClO-)+c(OH-)②,由于pH①<②,所以c(H+)①>c(H+)②,c(CH3COO-)+c(OH-)①>c(ClO-)+c(OH-)②,即陰離子總濃度:①>②,B項正確;CH3COOH的酸性比HClO的酸性強,所以常溫下,Ka(CH3COOH)>Ka(HClO),C項錯誤;表中數據顯示,CH3COONa溶液的pH小于NaClO溶液的pH,則CH3COO-的水解程度比ClO-的水解程度小,所以水的電離程度:①<②, D項錯誤。
6.在下列給定條件的溶液中,一定能大量共存的離子組是
(　　)。
答案:D
7.(1)常溫下,有A、B、C、D四種無色溶液,它們分別是CH3COONa溶液、NH4Cl溶液、鹽酸和NaNO3溶液中的一種。已知A、B中水的電離程度相同,A、C的pH相同。
①B是　　　　　　溶液,C是　 。
②常溫下若B中c(OH-)與C中的c(H+)相同,B的pH用pHb表示, C的pH用pHc表示,則pHb+pHc=　　　(填數值)。
(2)已知某溶液中只存在OH-、H+、 、Cl-四種離子,某同學推測其離子濃度大小順序有以下幾種:
①c(Cl-)>c( )>c(H+)>c(OH-)
②c(Cl-)>c( )>c(OH-)>c(H+)
③c( )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
④c(Cl-)>c(H+)>c( )>c(OH-)
則:
(Ⅰ)上述關系一定不正確的是　　　　　(填序號)。
(Ⅱ)若溶液中只有一種溶質,則該溶液中離子濃度的大小關系為　　　　(填序號)。
(Ⅲ)若離子濃度關系有c( )=c(Cl-),則該溶液顯　　　(填“酸性”“堿性”或“中性”)。
答案:(1)①CH3COONa　鹽酸　②14
(2)(Ⅰ)②　(Ⅱ)①　(Ⅲ)中性
解析:(1)CH3COONa溶液中水的電離受到促進,溶液顯堿性;NH4Cl溶液中水的電離受到促進,溶液顯酸性;鹽酸中水的電離受到抑制,溶液顯酸性;NaNO3溶液中水的電離不受影響,溶液顯中性。所以A、B、C、D分別為NH4Cl溶液、CH3COONa溶液、鹽酸、NaNO3溶液。常溫下若CH3COONa溶液中c(OH-)與鹽酸中的c(H+)相同,則有pHb=14+lg c(H+),C中pHc=-lg c(H+),則pHb+pHc=14。
(2)溶液中只存在OH-、H+、 、Cl-四種離子時,c(Cl-) >c( )>c(OH-)>c(H+)一定不存在,因為此時溶液中正負電荷的總數不相等;若溶液中只有一種溶質,則為NH4Cl溶液,該溶液中離子濃度的大小關系為c(Cl-)>c( )>c(H+)>c(OH-);若四種離子濃度關系有c( )=c(Cl-),根據溶液的電中性原理,有c(OH-)=c(H+),則該溶液顯中性。

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