資源簡介

第三節　鹽類的水解
第1課時　鹽類的水解
課后·訓練提升
基礎鞏固
1.下列各方程式中,屬于水解反應的是(　　)。
A.CO2+H2OH2CO3
B.OH-+HS-S2-+H2O
C.HS-+H2OH3O++S2-
D.S2-+H2OHS-+OH-
答案:D
2.下列說法中正確的是(　　)。
A.HC在水溶液中只電離,不水解
B.硝酸鈉水解后溶液呈中性
C.可溶性的鋁鹽都能發生水解反應
D.可溶性的鈉鹽都不發生水解反應
答案:C
解析:HC既能發生電離又能發生水解,HCH++C,HC+H2OH2CO3+OH-,A項錯誤;NaNO3不發生水解,B項錯誤;弱酸對應的鈉鹽可發生水解,如Na2CO3可發生水解反應,D項錯誤;Al3+屬于弱堿的陽離子,一定能水解,C項正確。
3.在常溫下,純水中存在電離平衡H2OH++OH-,如要使水的電離程度增大,并使c(H+)>c(OH-),應加入的物質是(　　)。
A.NaHSO4 B.KAl(SO4)2
C.NaHCO3 D.CH3COONa
答案:B
解析:NaHCO3、CH3COONa水解,使水的電離程度增大,但溶液均呈堿性,c(H+)c(OH-)。
4.物質的量濃度相同的下列各物質的溶液,由水電離出的c(H+)由大到小的順序是(　　)。
①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4
A.④③②① B.①②③④
C.③②④① D.③④②①
答案:C
解析:水中存在電離平衡:H2OH++OH-,若將自身能電離出H+或OH-的物質加入水中,則水的電離程度減小;若將能結合水中H+或OH-的物質加入水中,則水的電離程度增大。NaHSO4抑制水的電離,Na2CO3、NaHCO3均能促進水的電離,且Na2CO3比NaHCO3的促進程度更大,Na2SO4不影響水的電離。
5.下列說法不正確的是(　　)。
A.同溫下,0.01 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH小于0.01 mol·L-1的NaClO溶液的pH
B.常溫下,pH=4的溶液中水電離出的c(H+)一定為1×10-4 mol·L-1
C.鹽類水解反應一般為吸熱反應
D.NaHSO3溶液顯酸性是因為HS的電離程度大于其水解程度
答案:B
解析:常溫下,pH=4的溶液可能為酸溶液也可能為水解呈酸性的鹽溶液等,水電離出的c(H+)可能為1×10-10 mol·L-1或1×10-4 mol·L-1。
6.下列離子:①H+、②Cl-、③Al3+、④K+、⑤S2-、⑥OH-、⑦N、⑧N對水的電離平衡基本不影響的是(　　)。
A.①③⑤⑦⑧ B.②④⑦
C.①⑥ D.②④⑥⑧
答案:B
解析:H+、OH-抑制水的電離,Al3+、S2-、N能發生水解而促進水的電離,Cl-、K+、N對水的電離無影響。
7.25 ℃時,濃度均為0.2 mol·L-1的NaHCO3與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.存在粒子種類相同
C.c(OH-)前者大于后者
D.對水的電離都起到促進作用
答案:C
解析:兩溶液中均存在水解平衡和電離平衡,A項正確;在兩溶液中均存在Na+、H+、C、HC、H2CO3、OH-、H2O七種粒子,B項正確;同濃度的正鹽水解程度大于其酸式鹽,所以Na2CO3溶液中c(OH-)大,堿性強,C項錯誤;NaHCO3溶液中HC的水解程度大于電離程度,即以水解為主,對水電離起到促進作用,Na2CO3溶液中C水解促進了水的電離,D項正確。
8.已知次磷酸(H3PO2)是一元中強酸,下列說法不正確的是(　　)。
A.H3PO2中磷元素的化合價為+1價
B.NaH2PO2的水溶液呈弱酸性
C.H3PO2在水中的電離形式只有H3PO2H++H2P
D.NaH2PO2屬于正鹽
答案:B
解析:根據化合物中各元素化合價之和為0可知,H3PO2中磷元素的化合價為+1價,A正確;次磷酸(H3PO2)是一元中強酸,因此NaH2PO2的水溶液呈弱堿性,B錯誤;次磷酸(H3PO2)是一元中強酸,因此H3PO2在水中的電離形式只有H3PO2H++H2P,C正確;次磷酸(H3PO2)是一元中強酸,因此NaH2PO2屬于正鹽,D正確。
9.碳酸銨[(NH4)2CO3]是一種無色、透明、堅硬的塊狀或針狀晶體,不穩定,有強烈的氨味和辛辣的味道,實驗測得碳酸銨溶液呈堿性。下列說法正確的是(　　)。
A.碳酸銨的電離方程式為(NH4)2CO32N+C
B.(NH4)2CO3溶液中c(N)∶c(C)>2∶1
C.向氨水中緩緩通入CO2制取碳酸銨的過程中,水的電離受到抑制
D.碳酸銨溶液中的粒子種類少于碳酸氫銨溶液中的粒子種類
答案:B
解析:碳酸銨屬于強電解質,電離方程式為(NH4)2CO32N+C,A項錯誤;實驗測得碳酸銨溶液呈堿性,說明碳酸根離子的水解程度大于銨根離子的水解程度,故(NH4)2CO3溶液中c(N)∶c(C)>2∶1,B項正確;氨水為堿溶液,會抑制水的電離;向氨水中緩緩通入CO2制取碳酸銨,碳酸銨為弱酸弱堿鹽,會促進水的電離,C項錯誤;由于碳酸根離子會發生水解生成碳酸氫根離子、碳酸分子,碳酸氫根離子會水解生成碳酸分子、電離生成碳酸根離子;故碳酸銨溶液中的粒子種類等于碳酸氫銨溶液中的粒子種類,D項錯誤。
10.寫出下列鹽溶液中水解的離子方程式。
(1)CuSO4:　 。
(2)NaClO:　 。
(3)NaHCO3:　 。
(4)CH3COONH4:　 。
答案:(1)Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
(2)ClO-+H2OHClO+OH-
(3)HC+H2OH2CO3+OH-
(4)CH3COO-+N+H2OCH3COOH+NH3·H2O
11.常溫下,0.1 mol·L-1 HA溶液中=108。現取0.1 mol·L-1 HA溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)。試回答下列問題:
(1)混合后溶液呈　　(填“酸”“中”或“堿”)性,理由是　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水電離出的c(H+)　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水電離出的c(H+)。
答案:(1)堿　A-+H2OHA+OH-　(2)大于
解析:由于=108,根據c(H+)·c(OH-)=10-14,則c(H+)=10-3 mol·L-1,所以HA為弱酸。(1)混合后,HA與NaOH恰好完全反應生成NaA,由于A-+H2OHA+OH-,混合后溶液呈堿性。(2)NaA促進水的電離,而NaOH抑制水的電離。
能力提升
1.由下列物質分別形成的物質的量濃度相同的溶液,pH由大到小排列正確的是(　　)。
A.Ba(OH)2、Na2CO3、KCl、FeCl3
B.Na2SO3、Na2SiO3、KNO3、NH4Cl
C.NH3·H2O、Na2SO4、H2SO4、H3PO4
D.NaHCO3、HClO、C2H5OH、HCl
答案:A
解析:B項pH由大到小的順序為Na2SiO3>Na2SO3>KNO3>NH4Cl;C項pH由大到小的順序為NH3·H2O>Na2SO4>H3PO4>H2SO4;D項pH由大到小的順序為NaHCO3>C2H5OH>HClO>HCl。
2.常溫下將0.1 mol下列物質置于1 L水中充分攪拌后,溶液中陰離子數最多的是(　　)。
A.KCl B.Mg(OH)2
C.MgSO4 D.Na2CO3
答案:D
解析:A、C項中,陰離子不發生水解,陰離子的物質的量為0.1 mol;B項,Mg(OH)2難溶于水,陰離子的物質的量遠小于0.1 mol;D項,C因水解而使C濃度減小,但由于C+H2OHC+OH-,陰離子數目增多,大于0.1 mol。
3.由一價離子組成的四種鹽溶液:AC、BD、AD、BC,其物質的量濃度均為1 mol·L-1。在室溫下前兩種溶液的pH=7,第三種溶液的pH>7,最后一種溶液的pH<7,則正確的是(　　)。
選項 A B C D
堿性 AOH>BOH AOHBOH AOH酸性 HC>HD HC>HD HC答案:A
解析:根據AD溶液pH>7,D-一定水解;根據BC溶液pH<7,B+一定水解;根據BD溶液pH=7,B+、D-的水解程度相同;A+、C-均不水解,或水解程度比B+、D-弱,所以堿性:AOH>BOH,酸性:HC>HD。
4.25 ℃時,對濃度均為0.1 mol·L-1的NaHS溶液和Na2S溶液的說法正確的是(　　)。
A.都只存在水解平衡
B.存在的粒子種類相同,但電荷守恒式不同
C.c(OH-)前者小于后者
D.Na2S溶液中存在關系:c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)]
答案:C
解析:NaHS、Na2S均屬于強堿弱酸鹽,都存在鹽類的水解平衡和H2O的電離平衡,NaHS溶液中還有HS-的電離平衡,A項錯誤。Na2S、NaHS溶液中都含有Na+、S2-、HS-、H2S、H+、OH-、H2O,它們存在的粒子種類相同,電荷守恒式都是c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-),B項錯誤。S2-的水解能力大于HS-,故Na2S溶液中的c(OH-)大,C項正確。Na2S溶液中,S2-水解產生HS-,HS-繼續水解產生H2S,根據S元素守恒,有c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)],D項錯誤。
5.常溫下,有下列五種溶液:
①0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液、②0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液、③0.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液、④0.1 mol·L-1 NH3·H2O和0.1 mol·L-1 NH4Cl的混合液、⑤0.1 mol·L-1 氨水。
(1)溶液①呈　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)在溶液④中,　　　　　　的濃度為0.1 mol·L-1。
(3)常溫下,測得溶液②的pH=7,則溶液中c(CH3COO-)　　　　(填“>”“<”或“=”,下同)c(N),CH3COO-的水解程度　　　N的水解程度。
答案:(1)酸　N+H2ONH3·H2O+H+
(2)Cl-
(3)=　=
解析:(1)NH4Cl溶液中存在N的水解平衡,N+H2ONH3·H2O+H+,溶液呈酸性。
(2)根據元素守恒,溶液④中c(Cl-)=0.1 mol·L-1。
(3)由于CH3COO-水解生成OH-,N水解生成H+,而溶液的pH=7,說明CH3COO-與N的水解程度相同,溶液中兩者濃度相同。
6.常溫下,將酸HA溶液與堿MOH溶液等體積混合。
(1)若0.01 mol·L-1的強酸HA溶液與0.01 mol·L-1的強堿MOH溶液混合,則所得溶液顯　　　　(填“酸性”“中性”或“堿性”),該反應的離子方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)若pH=3的強酸HA溶液與pH=11的弱堿MOH溶液混合,則所得溶液顯(填“酸性”“中性”或“堿性”)　 　　,理由是　　　　　　　　　　　　　。
(3)若0.01 mol·L-1的強酸HA溶液與0.01 mol·L-1的弱堿MOH溶液混合,則所得溶液顯(填“酸性”“中性”或“堿性”)　　　　,解釋這一現象的離子方程式是　 　。
答案:(1)中性　H++OH-H2O
(2)堿性　強酸HA與弱堿MOH中和后,堿過量,還會電離出OH-
(3)酸性　M++H2OMOH+H+
解析:(1)強酸HA與強堿MOH等物質的量反應后,溶質為MA,溶液呈中性。(2)pH=3的強酸溶液與pH=11的弱堿溶液等體積混合后,弱堿大量剩余,溶液呈堿性。(3)等物質的量的強酸HA與弱堿MOH反應后,溶質為MA,M+水解使溶液呈酸性。
7.10 ℃時加熱NaHCO3飽和溶液,測得該溶液的pH發生如下變化:
溫度 10 ℃ 20 ℃ 30 ℃ 加熱煮沸后冷卻到50 ℃
pH 8.3 8.4 8.5 8.8
甲同學認為,該溶液的pH升高的原因是HC的水解程度增大,故堿性增強,該反應的離子方程式為 　　　　　　　。
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的水解程度。
丙同學認為甲、乙的判斷都不充分。丙認為:
(1)只要在加熱煮沸的溶液中加入足量的試劑X,若產生沉淀,則　　　　(填“甲”或“乙”)判斷正確。試劑X是　　　(填字母)。
A.Ba(OH)2溶液 　B.BaCl2溶液
C.NaOH溶液 　D.澄清石灰水
(2)將加熱后的溶液冷卻到10 ℃,若溶液的pH　　　　　　(填“高于”“低于”或“等于”)8.3,則　　　　　　(填“甲”或“乙”)判斷正確。
(3)查閱資料,發現NaHCO3的分解溫度為150 ℃,丙斷言　　　　　　(填“甲”或“乙”)判斷是錯誤的,理由是 　。
答案:HC+H2OH2CO3+OH-　大于
(1)乙　B
(2)等于　甲(或高于　乙)
(3)乙　常壓下加熱NaHCO3的水溶液,溶液的溫度達不到150 ℃
解析:HC水解呈堿性且水解過程吸熱,溫度升高水解程度增大,溶液堿性增強;正鹽Na2CO3水解程度大于酸式鹽NaHCO3的水解程度。
(1)Ba(OH)2溶液、石灰水分別與Na2CO3和NaHCO3反應都有白色沉淀生成;NaOH溶液與Na2CO3和NaHCO3都不產生白色沉淀,只有B項BaCl2與Na2CO3反應產生白色沉淀,BaCl2與NaHCO3不反應,可判斷Na2CO3存在,乙正確。
(2)將溶液恢復到原溫度10 ℃,若溶液的pH仍等于8.3,說明NaHCO3未分解生成Na2CO3,則甲正確。若溶液的pH高于8.3,說明NaHCO3分解生成了Na2CO3,則乙正確。
(3)常壓下加熱煮沸NaHCO3的水溶液,溶液的溫度達不到150 ℃,所以NaHCO3不可能分解,則甲正確,乙錯誤。
8.常溫下,將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合,兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表:
實驗編號 HA物質的量濃度/(mol·L-1) NaOH物質 混合溶液的pH
① 0.1 0.1 =9
② c 0.2 =7
③ 0.2 0.1 <7
請回答下列問題:
(1)從①組情況分析,HA是　　　　　　(填“強”或“弱”)酸。
(2)②組情況表明,c　　　　　　(填“>”“<”或“=”)0.2,混合溶液中離子濃度c(A-)
　　　　　(填“>”“<”或“=”)c(Na+)。
(3)從③組實驗結果分析,說明HA的電離程度　　　　　　(填“>”“<”或“=”)NaA的水解程度,該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是　 　。
(4)從以上實驗分析,將pH=11的NaOH溶液與pH=3的HA溶液等體積混合,所得混合溶液中c(OH-)　　　(填“>”“<”或“=”)c(H+)。
答案:(1)弱
(2)>　=
(3)>　c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
(4)<
解析:(1)實驗①恰好完全反應,得到NaA溶液,由溶液的pH=9知,HA為弱酸。
(2)由溶液的pH=7知,實驗②中HA過量,c>0.2,根據電荷守恒,溶液中c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),pH=7時,c(H+)=c(OH-),故c(A-)=c(Na+)。
(3)實驗③得到的是等物質的量濃度的HA和NaA的混合溶液,由溶液的pH<7知,HA的電離程度大于A-的水解程度,溶液中離子濃度由大到小的順序為c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
(4)由于HA為弱酸,所以pH=3的HA溶液中c(HA)遠大于1×10-3 mol·L-1,而在pH=11的NaOH溶液中c(NaOH)=1×10-3 mol·L-1,當兩溶液等體積混合后,HA過量很多,混合溶液中c(OH-)21世紀教育網(www.21cnjy.com)(共54張PPT)
第1課時　鹽類的水解
目 標 素 養
1.認識鹽類水解的原理和影響鹽類水解的主要因素。
2.了解鹽類水解的類型和規律,并能正確書寫鹽類水解的離子方程式。
3.了解鹽類水解的應用,會分析溶液中離子濃度的等量關系和大小關系。
4.能綜合應用離子反應、化學平衡原理,分析和解決生產、生活中有關電解質溶液的實際問題。
知 識 概 覽
一、鹽溶液的酸堿性
1.探究鹽溶液的酸堿性。
通過實驗測定室溫時下列0.1 mol·L-1鹽溶液的pH,填寫下表。
鹽 鹽的類型 鹽溶液的pH 鹽溶液的酸堿性
NaCl 強酸強堿鹽 pH　=　7 　中　性
KNO3
Na2CO3 強堿弱酸鹽 pH　>　7 　堿　性
CH3COONa
NH4Cl 強酸弱堿鹽 pH　<　7 　酸　性
(NH4)2SO4
2.鹽溶液呈現不同酸堿性的原因。
(1)NH4Cl溶液。
(2)Na2CO3溶液。
(3)NaCl溶液。
微思考1 Na2CO3俗稱純堿,常在生活中用于油污的清洗等,為什么Na2CO3可被當作“堿”使用呢
提示:Na2CO3是強堿弱酸鹽,其溶液呈堿性,可促進油脂的水解,便于清洗油污。這就是它常被當作“堿”使用的原因。
微解讀 分類探究鹽溶液的酸堿性時,一般指正鹽。強酸弱堿鹽溶液顯酸性,強堿弱酸鹽溶液顯堿性,強酸強堿鹽溶液顯中性。對于酸式鹽水溶液的酸堿性,需具體分析。強酸的酸式酸根離子在溶液中完全電離,溶液顯酸性,如NaHSO4;弱酸的酸式酸根離子既能水解,又能電離,溶液的酸堿性取決于兩者進行程度的相對大小。若酸式酸根離子的水解程度大于其電離程度,促進水的電離,其水溶液顯堿性,如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等;若酸式酸根離子的水解程度小于其電離程度,其溶液顯酸性,抑制水的電離,如NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等。
二、鹽類的水解
1.定義:在水溶液中,由鹽電離出來的　離子　與水電離出來的H+或OH-結合生成　弱電解質　的反應。
2.實質:生成弱酸或弱堿,使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。
3.特征。
(1)水解程度很小,一般是可逆反應,在一定條件下達到化學
平衡。
(2)鹽類水解反應是　中和　反應的逆反應。
(3)鹽類水解是　吸熱　(填“吸熱”或“放熱”)反應。
4.表示方法。
(1)用化學方程式表示。
微思考2 發生水解的鹽溶液一定呈現酸性或堿性嗎
提示:不一定,也可能呈中性。若是弱酸弱堿鹽,且弱酸根離子結合H+的能力與弱堿陽離子結合OH-的能力相同,使得c(H+)=c(OH-),則溶液呈中性,如CH3COONH4。
(2)pH=11的Na2CO3溶液和NaOH溶液中水電離出的H+濃度相同。(　　)
(3)含有弱酸根離子的鹽的水溶液一定呈堿性。(　　)
(4)某鹽的水溶液呈酸性,該鹽一定發生了水解反應。(　　)
(5)常溫下,水電離出的H+濃度為1×10-5 mol·L-1,則溶液的pH可能為5或9。(　　)
×
×
×
×
√
一、鹽類水解的實質與規律
問題探究
海洋面積約占地球表面積的71%。海水中主要含有Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 等離子。海水呈弱堿性(pH約為8.1),海水的弱堿性有利于海洋生物利用碳酸鈣形成介殼。
1.請從化學的角度分析海水呈堿性的原因。
2.怎樣用最簡單的方法區別NaCl溶液、NH4Cl溶液和Na2CO3溶液
提示:將三種溶液各取少許于試管中,分別滴入紫色石蕊溶液,溶液不變色的為NaCl溶液,變紅色的為NH4Cl溶液,變藍色的為Na2CO3溶液。
3.怎樣證明Na2CO3溶液呈堿性是由 水解引起的
提示:向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液,溶液顯紅色;若再向該溶液中滴入過量氯化鈣溶液,產生白色沉淀,且溶液的紅色褪去,可說明Na2CO3溶液呈堿性是由 水解引起的。
4.NaHCO3、Na2CO3同樣為碳酸鹽,試分析同濃度時二者溶液的堿性強弱。
提示:Na2CO3溶液堿性更強。
歸納總結
1.鹽類水解的特點——逆、吸、弱、動。
2.鹽類的水解規律(常溫下)。
(1)“有弱才水解,無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解,若沒有,則是強酸強堿鹽,不發生水解反應。
(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱,水解程度越大;弱堿陽離子對應的堿越弱,其水解程度越大。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解,且相互促進。
(4)“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時,水解后鹽溶液呈酸性,反之,呈堿性,即強酸弱堿鹽水解使溶液呈酸性,強堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性。
(5)“同強顯中性”——當鹽中的陰離子對應的酸與陽離子對應的堿電離程度相同時,水解后鹽溶液呈中性。
典例剖析
Cl-等離子,請按要求回答下列問題。
(1)水解使溶液呈堿性的離子是　　　　　。
(2)水解使溶液呈酸性的離子是　　　　　。
(3)既能在酸性較強的溶液里大量存在,又能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有 　　　　　。
(4)既不能在酸性較強的溶液里大量存在,又不能在堿性較強的溶液里大量存在的離子有　　　　　　　　。
學以致用
1.常溫下,已知0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,其pH分別為8、9、10,則HX、HY、HZ的酸性強弱排列正確的是
(　　)。
A.HX>HY>HZ
B.HY>HX>HZ
C.HZ>HY>HX
D.HZ>HX>HY
答案:A
解析:酸性越弱,酸根陰離子的水解程度越大,物質的量濃度相同時,其鈉鹽溶液的pH越大,根據pH的大小可推知Z-水解程度最大,HZ的酸性最弱,而HX的酸性最強,則三種酸的酸性由強到弱的順序為HX>HY>HZ。
2.常溫下,某濃度的NH4Cl溶液的pH為4,回答下列問題。
(1)該NH4Cl溶液中含氮元素的粒子有　　　　　　　。
(2)該溶液中的c(Cl-)　　　　(填“>”“<”或“=”)c( )。
(3)該NH4Cl溶液中c水(H+)與pH=4鹽酸中c水(H+)的比值為
　　　　　　　。
(3)pH=4的NH4Cl溶液中水電離的c水(H+)=10-4 mol·L-1,pH=4的HCl溶液中水電離的c水(H+)=10-10 mol·L-1,則該NH4Cl溶液
二、鹽類水解離子方程式的書寫
問題探究
1.請分析在Na2S溶液中,是否發生水解反應,如果發生反應,哪種離子發生了水解反應,Na2S溶液顯什么性。
提示:發生了水解反應。在溶液中,Na2S電離出的S2-是弱酸酸根離子,它會與水電離出的H+部分結合成HS-(此步為主),發生水解反應,導致溶液中c(OH-)>c(H+),溶液顯堿性。
提示:不對。
多元弱酸酸根離子的水解方程式應分步書寫,
歸納總結
1.鹽類水解反應的離子方程式書寫的一般模式:陰(或陽)離子+H2O 弱酸(或弱堿)+OH-(或H+)。
2.注意事項。
(1)一般鹽類水解程度很小,水解產物很少,通常不生成沉淀和氣體,也不發生分解,因此鹽類水解的離子方程式中不標“↑”或“↓”,也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)寫成其分解產物的形式。
(3)陰、陽離子水解相互促進生成沉淀或氣體,水解趨于完全時,可用“══”連接,可注“↑”或“↓”。
3.鹽類水解方程式的常見類型。
典例剖析
【例2】 下列各物質常溫下發生水解,對應的離子方程式正確的是(　　)。
答案:C
【拓展延伸】 (1)已知酸性:HF>H2CO3,等物質的量濃度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的順序是　 。
(2)等體積等物質的量濃度的上題四種物質的溶液中陰離子數目最大的是　　　　。
答案:(1)Na2CO3>NaF>NH4Cl
(2)Na2CO3
解析:(2)等體積等物質的量濃度的四種物質的溶液,若不水解,陰離子數目相同,但Na2CO3中 分步水解,陰離子數目最多。
易錯警示
學以致用
3.寫出下列物質發生水解反應的離子方程式,并指明溶液的酸堿性。
(1)Na2S:　　　　　　　　　　　　　　　　　　;
溶液呈　　　　　　　　。
(2)CH3COONa:　　　　　　　　　　　　　　　;
溶液呈　　　　　　　。
(3)Fe2(SO4)3:　　　　　　　　　　　　　　　　;
溶液呈　　　　　　　　　。
1.下列關于鹽溶液呈酸堿性的說法錯誤的是(　　)。
A.水的電離程度增大
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH-)
C.在CH3COONa溶液中,由水電離的c(H+)與c(OH-)不相等
D.水電離出的H+和OH-與鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子結合,導致鹽溶液不呈中性
答案:C
解析:鹽的水解促進了水的電離,A項正確;NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中 發生水解,結合水電離出的OH-,導致溶液中c(H+)>c(OH-),B項正確;CH3COONa溶液中CH3COO-結合水電離出的H+生成CH3COOH,使得溶液中c(H+)2.下列離子方程式屬于鹽的水解且書寫正確的是(　　)。
答案:B
3.下列操作會促進H2O的電離,且使溶液pH>7的是(　　)。
A.將純水加熱到90 ℃
B.向水中加少量NaOH溶液
C.向水中加少量Na2CO3溶液
D.向水中加少量FeCl3溶液
答案:C
解析:將純水加熱到90 ℃,水的電離程度增大,c(H+)=c(OH-) >10-7 mol·L-1,pH<7,A項錯誤;向水中加少量NaOH溶液,水中c(OH-)增大,pH>7,但水的電離平衡逆向移動,即水的電離受到抑制,B項錯誤;向水中加少量Na2CO3溶液, 與H+結合,水中c(H+)減小,水的電離平衡正向移動,c(OH-)增大,c(OH-) >c(H+),pH>7,C項正確;向水中加少量FeCl3溶液,Fe3+與OH-結合為弱電解質Fe(OH)3,水中c(OH-)減小,水的電離平衡正向移動,c(H+)增大,c(H+)>c(OH-),pH<7,D項錯誤。
4.相同物質的量濃度的NaCN溶液和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH較大,則下列關于同溫、同體積、同濃度的HCN溶液和HClO溶液的說法正確的是(　　)。
A.電離程度:HCN>HClO
B.pH:HClO>HCN
C.與NaOH溶液恰好完全反應時,消耗NaOH的物質的量:
HClO>HCN
D.酸根離子濃度:c(CN-)答案:D
解析:NaCN和NaClO都為強堿弱酸鹽,相同物質的量濃度時NaCN溶液的pH較大,說明CN-水解的程度大,因此HCN比HClO的酸性更弱,同溫、同體積、同濃度的HCN溶液和HClO溶液中電離程度:HCN5.室溫下,在pH都等于9的NaOH和CH3COONa兩種溶液中,設由水電離產生的OH-濃度分別為a mol·L-1和b mol·L-1,則a和b的關系為(　　)。
A.a>b B.a=10-4b
C.b=10-4a D.a=b
答案:B
解析:NaOH抑制水的電離,所以由水電離出的c(OH-)等于溶液中的c(H+)等于10-9 mol·L-1;CH3COONa水解,促進水的電離,
6.取0.1 mol·L-1HA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忽略不計),測得混合溶液的pH=8。
(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溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出,試推斷(NH4)2CO3溶液的pH　　　7。
答案:(1)A-+H2O HA+OH-　(2)>　(3)>
解析:(1)0.1 mol·L-1 HA溶液與0.1 mol·L-1NaOH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(OH-)>NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)。(3)NH4A溶液為中性,則HA與NH3·H2O的電離程度相同;HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出,可知酸性HA>H2CO3,相同條件下電離程度HA>H2CO3, NH3·H2O > H2CO3,則相同條件下 的水解程度小于 ,(NH4)2CO3 溶液顯堿性。

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