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第3講　鹽類的水解
【復習目標】
1.認識鹽類水解的原理及其一般規律,掌握水解反應離子方程式的書寫。
2.認識影響鹽類水解程度的主要因素。
3.了解鹽類水解的應用,能利用水解常數(Kh)進行相關計算。
考點一　鹽類的水解
一、鹽類水解的含義與規律
1.含義
2.規律
[注意] 弱酸弱堿鹽中陰、陽離子的水解是相互促進的,水解反應的進行程度較大,溶液的酸堿性取決于酸、堿的相對強弱。
二、水解反應離子方程式的書寫
1.鹽類水解的離子方程式:一般用“”連接,且一般不標“↑”“↓”等狀態符號。
2.多元弱酸鹽:水解反應分步書寫,以第一步為主。
3.多元弱堿鹽:水解反應的離子方程式一步完成。
4.陰、陽離子相互促進的水解
(1)若水解程度不大(水解產物不能分離,兩者能建立逆向的平衡),用“”表示。
(2)相互促進的水解程度較大的(水解產物能夠分離,反應進行徹底),書寫時用“”“↑”“↓”。
[示例] 寫出下列鹽溶液中水解反應的離子方程式。
(1)NH4Cl:　 。
(2)Na2CO3:　 、 　 。
(3)FeCl3:　 。
(4)CH3COONH4: 　。
(5)AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合: 　。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)常溫下,pH=11的CH3COONa溶液與pH=3的CH3COOH溶液,水的電離程度相同。(　　)
(2)相同溫度時,濃度均為0.2 mol·L-1的 NaHCO3 和Na2CO3溶液中,存在的粒子種類相同。(　　)
(3)已知酸性:HF>CH3COOH,所以等濃度的CH3COONa溶液的堿性強于NaF溶液。(　　)
(4)Na2S水解的離子方程式為S2-+2H2OH2S+2OH-。(　　)
(5)CH3COONa溶液和NH4Cl溶液混合后,CH3COO-和N發生相互促進的水解反應,溶液中將不存在大量的CH3COO-和N。(　　)
(6)向FeCl3溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和氣體生成。(　　)
一、鹽類水解的實質及規律
1.室溫下,0.1 mol/L的NH4CN溶液的pH=9.32,下列說法錯誤的是(　　)
[A] 上述溶液能使甲基橙試劑變黃色
[B] 室溫下,NH3·H2O是比HCN弱的電解質
[C] 上述溶液中CN-的水解程度大于N的水解程度
[D] 室溫下,0.1 mol/L NaCN溶液中,CN-的水解程度小于上述溶液中CN-的水解程度
2.25 ℃時濃度都是1 mol/L的四種正鹽溶液:AX、BX、AY、BY,AX的溶液pH=7且溶液中 c(X-)=1 mol/L,BX的溶液pH=4,BY的溶液pH=6。下列說法正確的是(　　)
[A] 電離平衡常數Kb(BOH)小于Ka(HY)
[B] AY溶液的pH小于BY溶液的pH
[C] 稀釋相同倍數,溶液pH變化為BX等于BY
[D] 將濃度均為1 mol/L的HX和HY溶液分別稀釋10倍后,HX溶液的pH大于HY
二、水解實質的拓展延伸
3.廣義的水解觀認為無論是鹽的水解還是非鹽的水解,其最終結果是反應中各物質和水分別離解成兩部分,然后兩兩重新組合成新的物質。根據上述觀點,下列說法不正確的是(　　)
[A] BaO2的水解產物是Ba(OH)2和H2O2
[B] PCl3的水解產物是HClO和H3PO4
[C] Al4C3的水解產物是Al(OH)3和CH4
[D] CH3COCl的水解產物是兩種酸
4.物質與水發生的復分解反應稱為水解反應,如Mg3N2+6H2O3Mg(OH)2↓+2NH3↑。在一定條件下,BrCl、CuCl2、Mg2C3和K3P均可以發生水解。根據上述觀點,下列說法不正確的是(　　)
[A] BrCl的水解產物是HBrO和HCl
[B] K3P的水解產物是KOH和H3PO4
[C] Mg2C3的水解產物是Mg(OH)2和C3H4
[D] CuCl2的水解產物是Cu(OH)2和HCl
考點二　鹽類水解的影響因素及應用
一、鹽類水解的影響因素
1.內因:弱酸根離子、弱堿陽離子對應的酸、堿越　　　　,就越易發生水解。
例如,酸性強弱:CH3COOH>H2CO3相同濃度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關系為　　　　　　　　>　　　　　　　　。
2.外因
以不同條件對FeCl3水解平衡的影響為例[Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+]。
條件 平衡移 動方向 H+數目 pH 現象
升溫 　　移 增多 減小 溶液顏色變深
通HCl(g) 　　移 增多 減小 溶液顏色變淺
續　表
條件 平衡移 動方向 H+數目 pH 現象
加H2O 　　移 增多 增大 溶液顏色變淺
加NaHCO3(g) 　　移 減少 增大 生成紅褐色沉淀,放出氣體
二、鹽類水解的應用
1.在化學科學中的應用
應用 實例
判斷鹽溶液的酸堿性 FeCl3溶液顯酸性,原因是
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:　　　　　
續　表
應用 實例
某些鹽溶液的配制或貯存 配制CuSO4溶液時,加入少量　　　　,防止Cu2+水解; 配制FeCl3溶液,先溶于濃鹽酸再加水稀釋; 貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用　　　　　　　　的試劑瓶
制取Fe(OH)3膠體
比較溶液中離子濃度的大小 如Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為
判斷離子能否大量共存 某些離子之間因水解相互促進而不能大量共存。如Al3+與C、HC、S2-、HS-
判斷某些鹽溶液蒸干時的產物 鹽水解生成揮發性酸,蒸干灼燒后一般得氧化物。如MgCl2→MgO
制備某些無機化合物 由MgCl2·6H2O制無水MgCl2要在 　　　　氣流中加熱;
用TiCl4制備TiO2:TiCl4+(x+2)H2O(過量)TiO2·xH2O↓+4HCl
2.在生產、生活中的應用
應用 原理或解釋
鋁鹽、鐵鹽凈水 Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+、Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+,Al(OH)3 膠體、Fe(OH)3膠體能吸附水中的懸浮物,起到凈水作用
ZnCl2、NH4Cl 溶液可作焊接時的除銹劑 Zn2+、N水解使溶液呈酸性,能溶解鐵銹
續　表
應用 原理或解釋
熱的純堿溶液去油污 碳酸鈉水解溶液顯堿性,升溫可促進碳酸鈉水解,溶液的堿性增強,去油污效果增強
銨態氮肥與草木灰不得混合施用 銨態氮肥中的N水解使溶液呈酸性,草木灰中的C水解使溶液呈堿性,兩者混合,N與C發生相互促進的水解反應,生成的氨逸出降低肥效
泡沫滅火器 NaHCO3溶液與Al2(SO4)3溶液發生相互促進的水解反應:Al3++3HCAl(OH)3↓+3CO2↑
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)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。(　　)
(2)水解平衡右移,鹽的離子的水解程度一定增大。(　　)
(3)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸,能抑制CH3COO-水解。(　　)
(4)通入適量的HCl氣體,使FeCl3溶液中 增大。(　　)
(5)將Fe2(SO4)3溶液加熱蒸干并灼燒,最后得到Fe2O3。(　　)
(6)將氯化銨溶液加水稀釋時,減小。(　　)
一、鹽類水解的影響因素
1.室溫下,將0.20 mol Na2CO3固體溶于水配成 100 mL 溶液,向溶液中加入下列物質,有關結論正確的是(　　)
選項 加入的物質 結論
[A] 100 mL 2 mol/L H2SO4溶液 反應結束后,c(Na+)=c(S)
[B] 0.20 mol CaO 溶液中增大
[C] 200 mL H2O 由水電離出的c(H+)·c(OH-)不變
[D] 0.4 mol NaHSO4固體 反應完全后,溶液pH減小,c(Na+)不變
2.(2024·廣東南粵名校聯考,節選)科學探究要實事求是、嚴謹細致。為了探究外界條件對氯化銨水解平衡的影響,某興趣小組設計了如下實驗方案:
實驗 編號 c(NH4Cl)/ (mol·L-1) 溫度/ ℃ 待測物 理量X 實驗目的
1 0.5 30 a —
2 1.5 ⅰ b 探究濃度對氯化銨水解平衡的影響
3 1.5 35 c ⅱ
4 2.0 40 d 探究溫度、濃度同時對氯化銨水解平衡的影響
該實驗限選藥品和儀器:恒溫水浴、pH傳感器、燒杯、0.1 mol·L-1硝酸銀溶液、蒸餾水和各種濃度的NH4Cl溶液。
(1)實驗中,待測物理量X是　 。
(2)為了探究濃度對氯化銨水解平衡的影響,實驗2 可與實驗　　　　做對照實驗。
(3)實驗目的ⅱ是 　　　　　　　　。
(4)上述表格中,b　　　　(填“>”“<”或“=”)d。
二、鹽類水解的應用
3.(2024·四川成都摸底考試)生產、生活中,鹽類水解有著廣泛的應用。下列做法錯誤的是(　　)
[A] 洗餐具油污時,用熱的純堿溶液較冷的好
[B] 用泡沫滅火劑滅火時,將NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液混合
[C] 將TiCl4溶于大量水并加熱制備TiO2·xH2O
[D] 為增加肥效將草木灰與銨態氮肥混合施用
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
5.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　　　　　　　,原因是　
(用化學方程式表示并配以必要的文字說明)。
(2)分析鎂粉可溶解在NH4Cl溶液中的原因: 　。
(3)直接蒸發CuCl2溶液,能否得到CuCl2·2H2O晶體 　　　　　(填“能”或“不能”)。如果不能應如何操作 　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)向Na2SO3溶液中滴加酚酞,溶液變為紅色,若再向該溶液中滴入過量的BaCl2溶液,現象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　,請結合離子方程式,運用平衡原理進行解釋:　 　。
利用水解原理除雜的一般要求
(1)要根據雜質離子沉淀的pH,調控溶液的pH,做到既能除掉雜質離子,又不會把主要成分除去。
(2)選擇調節溶液pH的物質時要注意不能引入新的雜質,多選用主體成分的氧化物、氫氧化物、碳酸鹽等可以消耗氫離子的物質。如MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質,除雜時可選用MgO、Mg(OH)2、MgCO3等。
考點三　水解常數(Kh)及其與Ka(Kb)、Kw的關系　　　　　　 　　　　　 　　　　　
1.水解常數的表達式
用HA表示酸,用MOH表示堿,MA表示由它們生成的鹽,在MA溶液中,若M+、A-均能水解,A-+H2OHA+OH-,A-的水解常數為 Kh=;M++H2OMOH+H+,M+的水解常數為Kh=。
2.水解常數的影響因素
水解常數僅受溫度的影響,因水解反應是吸熱反應,故水解常數隨溫度升高而增大。
3.水解常數與電離常數的定量關系(以CH3COONa為例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡:
CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
Kh====
(Ka為CH3COOH的電離常數)
因而Ka(或Kb)與Kw的定量關系:
(1)Ka·Kh=Kw(或Kb·Kh=Kw)。
(2)Na2CO3的水解常數Kh=。
(3)NaHCO3的水解常數Kh=。
4.水解常數的應用
(1)判斷溶液的酸堿性,如HC的水解常數大于其電離常數,NaHCO3溶液呈堿性。
(2)計算鹽溶液中的c(H+)或c(OH-)。
如
　　　　　A-+H2OHA　+　OH-
起始濃度 c 0 0
平衡濃度 c-c(OH-) c(OH-) c(OH-)
Kh=≈,c(OH-)≈;
同理,對于M++H2OMOH+H+,c(H+)≈。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)弱酸的電離平衡常數Ka越大,其形成的鹽的水解常數Kh也越大。(　　)
(2)FeCl3溶液的濃度越小,水解程度越大,則水解常數也越大。(　　)
(3)常溫下,H2S的電離常數>,則NaHS的Kh大于Na2S的Kh。(　　)
(4)可以通過弱酸的Ka或弱堿的Kb判斷其對應的鹽的水解程度。(　　)
一、判斷溶液的酸堿性
1.常溫下,磷酸的電離常數是 =6.9×10-3,=6.2×10-8,=4.8×10-13,回答下列問題。
(1)常溫下,同濃度的三種水溶液①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的順序是　　　　　　　　(用序號表示)。
(2)常溫下,NaH2PO4的水溶液的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:　 　。
2.25 ℃時,Ka(HF)=6.3×10-4。25 ℃時,1.0 mol·L-1 HF溶液的pH約等于　　　　。將濃度相等的HF溶液與NaF溶液等體積混合,判斷溶液呈　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性,并結合有關數據解釋原因:　 　。
二、水解常數的有關計算
3.(1)25 ℃時,將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合所得溶液中c(N)=
c(Cl-),則溶液呈　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性;用含a的代數式表示NH3·H2O的電離平衡常數Kb=　　　　　　　　　　　　　。
(2)25 ℃時,H2SO3HS+H+的電離常數Ka=1.4×10-2,則該溫度下pH=3、c(HS)=
0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=　　　　　　　　　　　　。
4.(1)已知常溫下,Na2CO3溶液的水解常數Kh=2×10-4,當溶液中c(HC)∶c(C)=2∶1時,該溶液的pH=　　　　。
(2)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。試計算所得溶液中=　　　(常溫下,H2SO3的電離常數=1.4×10-2,=6.0×10-8)。
考點四　電解質溶液中的守恒關系
一、理解“兩大平衡”,明確粒子種類和濃度大小關系
1.電離平衡
(1)在溶液中弱電解質存在電離平衡,其電離程度比較小,電離產生的離子的濃度都較小。未電離的分子濃度遠大于電離出的離子濃度,此外還要考慮水電離產生的c(OH-)與c(H+),但其電離程度更小。
如氨水中存在平衡:NH3·H2ON+OH-,H2OOH-+H+,溶液中存在粒子NH3·H2O、N、OH-、H+,濃度的大小關系是c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(N)>c(H+)。
(2)多元弱酸的電離是分步進行的,第一步電離產生的離子的濃度要遠大于第二步電離產生的離子的濃度。但在分析粒子種類時,需要都考慮。
如在飽和H2S溶液中存在平衡:H2SHS-+H+,HS-H++S2-,H2OOH-+H+,溶液中存在粒子H2S、HS-、S2-、H+、OH-,濃度大小關系是c(H2S)>c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)。
2.水解平衡
(1)溶液中的弱電解質離子存在水解平衡,其水解程度比較小,水解產生的粒子的濃度都較小(水解相互促進的除外)。同時還要考慮水的電離產生的c(OH-)與c(H+)。
如NH4Cl溶液中存在平衡:N+H2ONH3·H2O+H+,H2OOH-+H+,溶液中存在粒子N、Cl-、NH3·H2O、H+、OH-,濃度大小關系是c(Cl-)>c(N)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)。
(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的,以第一步水解為主。
如在Na2CO3溶液中:C、HC、H2CO3的濃度大小關系應是c(C)>c(HC)>c(H2CO3)。
二、用好“三個守恒”,確定粒子的等量關系
1.電荷守恒
電解質溶液中陽離子所帶的電荷總數與陰離子所帶的電荷總數相等,即電荷守恒,溶液呈電中性。
如NaHCO3溶液中的離子有Na+、H+、HC、C、OH-,存在如下關系:c(Na+)+c(H+)=c(HC)+c(OH-)+2c(C)。
2.元素守恒
在電解質溶液中,由于某些離子發生水解或電離,離子的存在形式發生了變化。離子所含的某種元素在變化前后是守恒的,即元素守恒。
(1)單一元素守恒,如1 mol NH3通入水中形成氨水,就有n(NH3)+n(NH3·H2O)+n(N)=
1 mol,即氮元素守恒。
(2)兩元素守恒,如NaHCO3溶液中,c(Na+)=c(H2CO3)+c(HC)+c(C),即鈉元素與碳元素守恒。
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Na2S水溶液中的質子轉移情況如圖所示:
質子守恒式:c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與元素守恒式推導得到。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)在0.1 mol·L-1H3PO4溶液中c(H3PO4)>c(H2P)>c(HP)>c(P)。(　　)
(2)在0.1 mol·L-1Na2C2O4溶液中c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)+c(C2)。(　　)
(3)在0.1 mol·L-1NaHCO3溶液中c(H2CO3)+c(HC)=0.1 mol·L-1。(　　)
(4)常溫下,氨水和NH4Cl溶液混合,形成pH=9的溶液中c(Cl-)>c(N)>c(OH-)>c(H+)。(　　)
一、單一溶液中粒子濃度的比較
1.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(N)=c(OH-)=0.1 mol·L-1
[B] NH4Cl溶液中,c(N)>c(Cl-)
[C] Na2SO4溶液中,c(Na+)>c(S)>c(OH-)=c(H+)
[D] Na2SO3溶液中,c(Na+)=2c(S)+c(HS)+c(H2SO3)
二、混合溶液中粒子濃度關系
2.(2024·廣東湛江模擬)已知:H2BH++HB-,HB-H++B2-。室溫下,取30 mL
0.1 mol·L-1 某二元酸H2B溶液,滴加0.2 mol·L-1NaOH溶液。下列說法正確的是(　　)
[A] 0.1 mol·L-1的H2B溶液中有c(H+)=c(OH-)=c(B2-)=0.1 mol·L-1
[B] 當滴加至中性時,溶液中c(Na+)=c(B2-)+c(HB-)
[C] 當消耗NaOH溶液的體積為15 mL時,溶液的pH<7
[D] 當消耗NaOH溶液的體積為30 mL時,溶液中有c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)+2c(H2B)
3.草酸氫鈉溶液顯酸性,常溫下,向10 mL 0.01 mol/L NaHC2O4溶液中滴加 0.01 mol/L NaOH 溶液,隨著NaOH溶液體積的增加,溶液中離子濃度關系正確的是(　　)
[A] V(NaOH溶液)=0時,c(H+)=0.01 mol/L
[B] V(NaOH溶液)<10 mL時,不可能存在c(Na+)=2c(C2)+c(HC2)
[C] V(NaOH溶液)=10 mL時,c(H+)=1×10-7 mol/L
[D] V(NaOH溶液)>10 mL時,c(Na+)>c(C2)>c(HC2)
三、不同溶液中同一粒子濃度大小比較
4.比較下列幾組溶液中指定粒子濃度的大小。
(1)濃度均為0.1 mol·L-1的①H2S溶液、②NaHS溶液、③Na2S溶液、④H2S和NaHS混合液,溶液pH從大到小的順序是　　　　　　　　(用序號表示,下同)。
(2)相同濃度的下列溶液中:①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH,c(CH3COO-)由大到小的順序是　　　　　　　　　　　　。
(3)c(N)相等的①(NH4)2SO4溶液、②NH4HSO4 溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液,其物質的量濃度由大到小的順序為　 。
四、利用電離常數等常數進行離子濃度比較
5.(2024·安徽卷,13)環境保護工程師研究利用Na2S、FeS和H2S處理水樣中的Cd2+。已知25 ℃時,H2S飽和溶液濃度約為0.1 mol·L-1,(H2S)=10-6.97,(H2S)=10-12.90,
Ksp(FeS)=10-17.20,Ksp(CdS)=10-26.10。下列說法錯誤的是(　　)
[A] Na2S溶液中:c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
[B] 0.01 mol·L-1 Na2S溶液中:c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
[C] 向c(Cd2+)=0.01 mol·L-1的溶液中加入FeS,可使c(Cd2+)<10-8 mol·L-1
[D] 向c(Cd2+)=0.01 mol·L-1的溶液中通入H2S氣體至飽和,所得溶液中:c(H+)>c(Cd2+)
比較溶液中粒子濃度大小的解題流程
1.(2023·北京卷,3)下列過程與水解反應無關的是(　　)
[A] 熱的純堿溶液去除油脂
[B] 重油在高溫、高壓和催化劑作用下轉化為小分子烴
[C] 蛋白質在酶的作用下轉化為氨基酸
[D] 向沸水中滴入飽和FeCl3溶液制備Fe(OH)3膠體
2.(2023·海南卷,14)25 ℃下,Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] c(Na2CO3)=0.6 mol/L時,溶液中c(OH-)<0.01 mol/L
[B] Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
[C] 在水中H2CO3的<4×10-11
[D] 0.2 mol/L的Na2CO3溶液和0.3 mol/L的NaHCO3溶液等體積混合,得到的溶液 c(OH-)<2×10-4 mol/L
3.(2024·湖南卷,11)中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如圖:
已知①H3PO4的電離常數:=6.9×10-3,=6.2×10-8,=4.8×10-13;
②Na2HPO4·12H2O易風化。
下列說法錯誤的是(　　)
[A] “中和”工序若在鐵質容器中進行,應先加入Na2CO3溶液
[B] “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
[C] “結晶”工序中溶液顯酸性
[D] “干燥”工序需在低溫下進行
4.(2024·江蘇卷,12)室溫下,通過下列實驗探究SO2的性質。已知(H2SO3)=
1.3×10-2,(H2SO3)=6.2×10-8。
實驗1:將SO2氣體通入水中,測得溶液 pH=3。
實驗2:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1酸性 KMnO4溶液中,當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
[A] 實驗1所得溶液中:c(HS)+c(S)>c(H+)
[B] 實驗2所得溶液中:c(S)>c(HS)
[C] 實驗2所得溶液經蒸干、灼燒制得NaHSO3 固體
[D] 實驗3所得溶液中:c(S)>c(Mn2+)
第3講　鹽類的水解
考點一　鹽類的水解
必備知識整合
[示例] (1)N+H2ONH3·H2O+H+
(2)C+H2OHC+OH-　HC+H2OH2CO3+OH-
(3)Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
(4)CH3COO-+N+H2OCH3COOH+NH3·H2O
(5)Al3++3HCAl(OH)3↓+3CO2↑
[理解·辨析] (1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)×　(6)√
【提示】 (1)CH3COONa促進水的電離,CH3COOH抑制水的電離。
(4)Na2S為多元弱酸鹽,分步進行水解,離子方程式為S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。
(5)由于沒有沉淀、氣體生成,不能水解完全,CH3COO-和N可以在溶液中大量共存。
關鍵能力提升
1.B　室溫下,NH4CN溶液呈堿性,能使甲基橙試劑變黃色,故A正確;HCN和NH3·H2O均是弱電解質,NH4CN溶液呈堿性,說明CN-的水解程度大于N的水解程度,由“越弱越水解”可知,NH3·H2O是比HCN強的電解質,故B錯誤,C正確;CN-、N發生相互促進的水解反應,所以0.1 mol/L NaCN溶液中,CN-的水解程度小于同濃度下NH4CN溶液中CN-的水解程度,故D正確。
2.A　A項,根據BY溶液的pH=6,B+比Y-更易水解,則BOH比HY更難電離,因此電離平衡常數Kb(BOH)小于Ka(HY),正確;B項,根據AX、BX、BY溶液的pH,AX為強酸強堿鹽,BX為強酸弱堿鹽,BY為弱酸弱堿鹽,則AY為弱酸強堿鹽,溶液的pH>7,故AY溶液的pH大于BY溶液的pH,錯誤;C項,稀釋相同倍數,BX、BY溶液的pH均增大,且BX溶液的pH變化大于BY溶液,錯誤;D項,HX為強酸,HY為弱酸,濃度相同時,稀釋10倍后,HY的電離程度增大,但仍不可能全部電離,故HX溶液的酸性強,pH小,錯誤。
3.B　BaO2的水解產物是Ba(OH)2和H2O2,該反應中沒有元素化合價升降,符合水解原理,故A正確;該反應中氯元素由-1價變為+1價,有電子轉移,不符合水解原理,故B錯誤;Al4C3水解得到Al(OH)3和CH4,反應中沒有元素化合價變化,符合水解原理,故C正確;CH3COCl的水解產物是兩種酸,為CH3COOH和HCl,符合水解原理,故D正確。
4.B　BrCl中氯元素為-1價,溴元素為+1價,所以BrCl的水解產物是HBrO和HCl,故A正確;K3P中磷元素為 -3價,水解生成PH3,即K3P的水解產物是KOH和PH3,故B不正確;Mg2C3中鎂元素為+2價,碳元素為-價,水解產物是Mg(OH)2和C3H4,故C正確;CuCl2中銅元素為+2價,氯元素為-1價,水解產物是Cu(OH)2和HCl,故D正確。
考點二　鹽類水解的影響因素及應用
必備知識整合
一、1.弱　NaHCO3溶液　CH3COONa溶液
2.右　左　右　右
二、1.Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+　HX>HY>HZ　稀硫酸　帶磨口玻璃塞　Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+　c(Na+)>c(C)>c(OH-)>c(HC)>c(H+)　HCl
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)√
【提示】 (2)水解平衡右移,鹽的離子的水解程度也可能是減小,如增大鹽的濃度。
(4)通入HCl氣體,抑制了Fe3+的水解,c(Fe3+)增大,但 c(Cl-)增大程度更大,因此其比值會降低。
(5)將Fe2(SO4)3溶液加熱蒸干并灼燒,最后得到 Fe2(SO4)3。
(6)加水稀釋促進N水解,n(N)減小,n(Cl-) 不變,兩者濃度之比等于其物質的量之比,故減小。
關鍵能力提升
1.B　n(H2SO4)=2 mol/L×0.1 L=0.2 mol,H2SO4和Na2CO3二者恰好完全反應生成強酸強堿鹽Na2SO4,則 c(Na+)=2c(S),故A錯誤;CaO+H2OCa(OH)2、Ca(OH)2+Na2CO3CaCO3↓+2NaOH,隨著C的消耗,C+H2OHC+OH-向左移動,c(HC)減小,反應生成OH-,則c(OH-)增大,導致溶液中增大,故B正確;加水稀釋,促進碳酸鈉水解,則由水電離出的n(H+)、n(OH-)都增大,但氫離子、氫氧根離子物質的量增大倍數小于溶液體積增大倍數,c(H+)、c(OH-) 減小,二者濃度之積減小,故C錯誤;NaHSO4和Na2CO3反應的化學方程式為2NaHSO4+Na2CO32Na2SO4+H2O+CO2↑,則溶液的pH減小,c(Na+)增大,故D錯誤。
2.【答案】 (1)溶液的pH　(2)1(或4)
(3)探究溫度對氯化銨水解平衡的影響　(4)>
【解析】 (1)由提供的藥品和儀器可知,pH傳感器是用來準確測定溶液的pH的,所以待測物理量X是溶液的pH。
(2)探究濃度對氯化銨水解平衡的影響,則溫度必須相同,所以實驗2的溫度可與實驗1相同,即為30 ℃,也可與實驗4相同,即為40 ℃。
(3)實驗2和實驗3氯化銨的濃度相同,溫度不同,所以是探究溫度對氯化銨水解平衡的
影響。
(4)水解反應屬于吸熱反應,溫度越高水解程度越大,氫離子濃度增大,濃度越大,水解生成的氫離子濃度越大,則溶液的酸性越強,已知實驗4的濃度大,溫度高,所以溶液的pH小,即b>d。
3.D　油污的主要成分是油脂,其在堿性條件下能水解,純堿在溶液中水解顯堿性,加熱可提高其水解程度,洗餐具油污時,用熱的純堿溶液較冷的好,故A正確;泡沫滅火劑滅火時,NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液混合發生相互促進的水解反應生成氫氧化鋁和二氧化碳,可達到滅火的目的,故B正確;TiCl4水解生成TiO2·xH2O,加熱促進水解,所以將TiCl4溶于大量水并加熱制備TiO2·xH2O,故C正確;草木灰的主要成分是碳酸鉀,與銨態氮肥發生相互促進的水解反應生成氨,氨易揮發而降低肥效,所以不能將草木灰與銨態氮肥混合施用,故D錯誤。
4.A　為除去Fe2+、Fe3+雜質制得純凈的 ZnSO4,首先應該加入綠色氧化劑H2O2將Fe2+氧化成Fe3+,然后加入氧化鋅固體調整溶液的pH到4.5,鐵離子轉化為氫氧化鐵沉淀,過濾除去,故選A。
5.(1)Al2O3　在AlCl3溶液中存在水解平衡AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl,加熱時水解平衡右移,HCl揮發,使平衡進一步右移得到Al(OH)3,灼燒時發生反應 2Al(OH)3Al2O3+3H2O
(2)在NH4Cl溶液中存在水解平衡N+H2ONH3·H2O+H+,加入鎂粉,Mg與H+反應放出H2,使溶液中c(H+)降低,水解平衡右移,使鎂粉不斷溶解
(3)不能　應在HCl氣流中加熱蒸發
(4)產生白色沉淀,且溶液紅色褪去　在Na2SO3溶液中存在水解平衡S+H2OHS+OH-,加入BaCl2后,發生反應 Ba2++SBaSO3↓(白色),由于c(S)減小,S的水解平衡左移,c(OH-)減小,溶液紅色褪去
考點三　水解常數(Kh)及其與Ka(Kb)、Kw的關系
必備知識整合
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)×　(4)√
【提示】 (1)Ka·Kh=Kw,可見Ka與Kh成反比,所以弱酸的電離平衡常數Ka越大,其形成的鹽的水解常數Kh則越小。
(2)水解常數只與溫度有關,與鹽的濃度無關。
(3)對于NaHS,·Kh=Kw,對于Na2S,·Kh=Kw,>,則NaHS的Kh小于Na2S的Kh。
(4)通過Ka·Kh=Kw和Kb·Kh=Kw,可依據Ka或Kb大小確定其對應鹽的Kh,進而確定其水解程度大小。
關鍵能力提升
1.【答案】 (1)③<②<①　(2)<
(3)堿　Na2HPO4的水解常數Kh===≈1.6×10-7,Kh>,即HP的水解程度大于其電離程度,因此Na2HPO4溶液呈堿性
【解析】 (1)根據Ka·Kh=Kw,可確定①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的水解常數Kh為③<②<①,水解程度為③<②<①,所以相同濃度的這三種水溶液的pH為③<②<①。(2)NaH2PO4的水解常數Kh===≈1.4×10-12,>Kh,即H2P的電離程度大于其水解程度,因此 pH<7。
2.【答案】 1.6　酸　HF和NaF的濃度相等,Ka(HF)=6.3×10-4,Kh(HF)=≈1.6×10-11
【解析】 Ka(HF)=6.3×10-4=≈,則1.0 mol·L-1 HF溶液中氫離子濃度約為 2.5×10-2 mol·L-1,所以pH=-lg c(H+)≈1.6;HF溶液和NaF溶液的濃度相等,Ka(HF)=6.3×
10-4,Kh(HF)=≈1.6×10-113.【答案】 (1)中　
(2)7.1×10-3 mol·L-1
【解析】 (1)根據電荷守恒得c(H+)+c(N)=c(Cl-)+c(OH-),因為c(N)=c(Cl-),所以c(H+)=c(OH-),故溶液呈中性;Kb===。
(2)由Ka=,代入數據得c(H2SO3)≈7.1×10-3 mol·L-1。
4.【答案】 (1)10　(2)向右　60
【解析】 (1)C的水解常數Kh==2×10-4,又c(HC)∶c(C)=2∶1,
c(OH-)=10-4 mol·L-1,結合常溫下Kw=1.0×10-14可得,c(H+)=10-10 mol·L-1,pH=10。
(2)NaOH電離出的OH-抑制水的電離,Na2SO3電離出的S水解促進水的電離。HSS+H+,由=6.0×10-8、pH=9可知,==60。
考點四　電解質溶液中的守恒關系
必備知識整合
[理解·辨析] (1)√　(2)×　(3)×　(4)×
【提示】 (1)H3PO4分步電離,電離程度為第一步電離>第二步電離>第三步電離,所以
0.1 mol·L-1 H3PO4溶液中c(H3PO4)>c(H2P)>c(HP)>c(P)。
(2)任何電解質水溶液中都存在電荷守恒,根據電荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+
c(HC2)+2c(C2)。
(3)該溶液中存在元素守恒,溶液中還存在C,
根據元素守恒得c(H2CO3)+c(HC)+c(C)=0.1 mol·L-1。
(4)常溫下混合溶液pH=9>7,溶液呈堿性,則 c(OH-)>c(H+),溶液中存在電荷守恒 c(OH-)+
c(Cl-)=c(N)+c(H+),則 c(Cl-)關鍵能力提升
1.C　氨水為弱堿溶液,NH3·H2O只能部分電離,結合電荷守恒c(N)+c(H+)=c(OH-),可得c(N)c(S)>c(OH-)=c(H+),C正確;Na2SO3溶液中存在元素守恒,c(Na+)=2c(S)+
2c(HS)+2c(H2SO3),D錯誤。
2.C　由H2B的電離方程式可知,其一級電離完全,二級電離不完全,0.1 mol·L-1的H2B溶液中一級電離產生的 c(H+)=0.1 mol·L-1,二級電離繼續產生氫離子,因此氫離子的濃度大于0.1 mol·L-1,溶液顯酸性,c(OH-)2c(B2-)+c(HB-)+c(OH-),滴加至中性時,c(H+)=c(OH-),故c(Na+)=2c(B2-)+c(HB-),故B錯誤;當消耗NaOH溶液的體積為15 mL時,NaOH恰好與H2B反應生成NaHB,HB-只能發生電離,使溶液顯酸性,pH<7,故C正確;當消耗NaOH溶液的體積為30 mL時,NaOH恰好與H2B反應生成Na2B,B2-可以發生水解,但HB-不水解,故溶液中不存在H2B,故D錯誤。
3.D　草酸氫鈉溶液顯酸性,說明草酸氫根離子的電離程度大于其水解程度。草酸是弱電解質,故0.01 mol/L NaHC2O4溶液中,氫離子的濃度小于0.01 mol/L,A不正確;常溫下,向10 mL 0.01 mol/L NaHC2O4溶液中滴加0.01 mol/L NaOH溶液,發生反應NaOH+NaHC2O4Na2C2O4+H2O,二者恰好反應時,消耗氫氧化鈉溶液的體積為10 mL,生成的草酸鈉發生水解反應,溶液顯堿性,c(H+)<1×10-7 mol/L,C不正確;若氫氧化鈉溶液的體積小于10 mL,則二者反應后,溶液有可能顯中性,根據電荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(C2)+c(HC2)+
c(OH-)可知,若溶液顯中性,c(Na+)=2c(C2)+c(HC2),B不正確;若氫氧化鈉溶液的體積大于10 mL時,溶液中含有氫氧化鈉和草酸鈉兩種溶質,由于草酸鈉的水解以第一步為主,且氫氧化鈉的存在會抑制其水解,故存在c(Na+)>c(C2)>c(HC2),D正確。
4.(1)③>②>④>①　(2)②>①>③　(3)④>②>③>①
5.B　Na2S溶液中存在電荷守恒,c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-),A正確;0.01 mol·L-1 Na2S溶液中,S2-水解使溶液呈堿性,其水解常數為Kh====10-1.1,根據硫元素守恒可知,c(HS-)<10-1.1 mol·L-1,所以>1,則c(OH-)>c(S2-),B不正確;
Ksp(FeS) Ksp(CdS),向 c(Cd2+)=0.01 mol·L-1的溶液中加入FeS時,可以發生沉淀的轉化,該反應的平衡常數為K===108.9>105,因此該反應可以完全進行,CdS的飽和溶液中 c(Cd2+)= mol·L-1=10-13.05 mol·L-1,若加入足量FeS,可使 c(Cd2+)<10-8 mol·L-1,
C正確;Cd2+(aq)+H2S(aq)CdS(s)+2H+(aq)的平衡常數K=====106.23>105,該反應可以完全進行,則認為Cd2+沉淀完全,有c(Cd2+)=10-13.05 mol·L-1,
因此,當向 c(Cd2+)=0.01 mol·L-1的溶液中通入H2S氣體至飽和,所得溶液中c(H+)>c(Cd2+),D正確。
真題驗收
1.B　熱的純堿溶液因碳酸根離子水解顯堿性,油脂在堿性條件下能水解生成易溶于水的高級脂肪酸鹽和甘油,故可用熱的純堿溶液去除油脂,A不符合題意;重油在高溫、高壓和催化劑作用下發生裂化或裂解反應生成小分子烴,與水解反應無關,B符合題意;蛋白質在酶的作用下可以發生水解反應生成氨基酸,C不符合題意;Fe3+能發生水解反應生成 Fe(OH)3膠體,加熱能增大Fe3+的水解程度,D不符合題意。
2.B　由圖像可知,c(Na2CO3)=0.6 mol/L時,pH>12.0,溶液中c(OH-)>0.01 mol/L,故A錯誤;鹽溶液越稀越水解,Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小,故B正確;由圖像可知,c(Na2CO3)=0.5 mol/L時,pH=12.0,Kh=≈=2×10-4,則==5×10-11,故C錯誤;若0.2 mol/L的Na2CO3溶液和等體積的蒸餾水混合,濃度變為0.1 mol/L,由圖可知,pH>11.6,得到的溶液c(OH-)>2×10-4 mol/L,0.2 mol/L的 Na2CO3 溶液和0.3 mol/L的NaHCO3溶液等體積混合后 c(OH-)大于與水混合的氫氧根離子濃度,故D錯誤。
3.C　鐵是較活潑金屬,可與H3PO4反應生成氫氣,故“中和”工序若在鐵質容器中進行,應先加入Na2CO3溶液,A項正確;若“中和”工序加入Na2CO3過量,則需要加入酸性物質來調節pH,為了不引入新雜質,可加入H3PO4,若“中和”工序加入H3PO4過量,則需要加入堿性物質來調節pH,為了不引入新雜質,可加入NaOH,所以“調pH”工序中X為NaOH或H3PO4,B項正確;“結晶”工序中的溶液為飽和Na2HPO4溶液,由已知可知H3PO4的=6.2×10-8,=4.8×10-13,則HP的水解常數Kh==≈1.6×10-7,由于Kh>Ka3,則Na2HPO4的水解程度大于其電離程度,溶液顯堿性,C項錯誤;由于Na2HPO4·12H2O易風化,故“干燥”工序需要在低溫下進行,D項正確。
4.D　實驗1得到H2SO3溶液,實驗2溶液的pH為4,實驗2得到NaHSO3溶液,實驗3中SO2和酸性KMnO4溶液反應的離子方程式為5SO2+2Mn+2H2O5S+2Mn2++4H+。實驗1得到H2SO3溶液,其電荷守恒關系式為 c(HS)+2c(S)+c(OH-)=c(H+),則 c(HS)+c(S)c(Mn2+),D正確。
(
第
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頁
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第3講
鹽類的水解
1.認識鹽類水解的原理及其一般規律,掌握水解反應離子方程式的書寫。
2.認識影響鹽類水解程度的主要因素。
3.了解鹽類水解的應用,能利用水解常數(Kh)進行相關計算。
一、鹽類水解的含義與規律
1.含義
2.規律
[注意] 弱酸弱堿鹽中陰、陽離子的水解是相互促進的,水解反應的進行程度較大,溶液的酸堿性取決于酸、堿的相對強弱。
必備知識整合
二、水解反應離子方程式的書寫
2.多元弱酸鹽:水解反應分步書寫,以第一步為主。
3.多元弱堿鹽:水解反應的離子方程式一步完成。
4.陰、陽離子相互促進的水解
[示例] 寫出下列鹽溶液中水解反應的離子方程式。
(1)NH4Cl:　 。
(2)Na2CO3:　 、　 。
(3)FeCl3:　 。
(4)CH3COONH4: 　 。
(5)AlCl3溶液和NaHCO3溶液混合: 　 。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)常溫下,pH=11的CH3COONa溶液與pH=3的CH3COOH溶液,水的電離程度相同。(　 　)
×
【提示】 (1)CH3COONa促進水的電離,CH3COOH抑制水的電離。
(2)相同溫度時,濃度均為0.2 mol·L-1的 NaHCO3 和Na2CO3溶液中,存在的粒子種類相同。(　 　)
(3)已知酸性:HF>CH3COOH,所以等濃度的CH3COONa溶液的堿性強于NaF溶液。(　 　)
√
√
×
×
(6)向FeCl3溶液中滴加NaHCO3溶液,有沉淀和氣體生成。(　 　)
√
一、鹽類水解的實質及規律
1.室溫下,0.1 mol/L的NH4CN溶液的pH=9.32,下列說法錯誤的是(　　)
[A] 上述溶液能使甲基橙試劑變黃色
[B] 室溫下,NH3·H2O是比HCN弱的電解質
[D] 室溫下,0.1 mol/L NaCN溶液中,CN-的水解程度小于上述溶液中CN-的水解程度
B
2.25 ℃時濃度都是1 mol/L的四種正鹽溶液:AX、BX、AY、BY,AX的溶液pH=7且溶液中 c(X-)=1 mol/L,BX的溶液pH=4,BY的溶液pH=6。下列說法正確的是(　　)
[A] 電離平衡常數Kb(BOH)小于Ka(HY)
[B] AY溶液的pH小于BY溶液的pH
[C] 稀釋相同倍數,溶液pH變化為BX等于BY
[D] 將濃度均為1 mol/L的HX和HY溶液分別稀釋10倍后,HX溶液的pH大于HY
A
【解析】 A項,根據BY溶液的pH=6,B+比Y-更易水解,則BOH比HY更難電
離,因此電離平衡常數Kb(BOH)小于Ka(HY),正確;B項,根據AX、BX、BY溶液的pH,AX為強酸強堿鹽,BX為強酸弱堿鹽,BY為弱酸弱堿鹽,則AY為弱酸強堿鹽,溶液的pH>7,故AY溶液的pH大于BY溶液的pH,錯誤;C項,稀釋相同倍數,BX、BY溶液的pH均增大,且BX溶液的pH變化大于BY溶液,錯誤;D項,
HX為強酸,HY為弱酸,濃度相同時,稀釋10倍后,HY的電離程度增大,但仍不可能全部電離,故HX溶液的酸性強,pH小,錯誤。
二、水解實質的拓展延伸
3.廣義的水解觀認為無論是鹽的水解還是非鹽的水解,其最終結果是反應中各物質和水分別離解成兩部分,然后兩兩重新組合成新的物質。根據上述觀點,下列說法不正確的是(　　)
[A] BaO2的水解產物是Ba(OH)2和H2O2
[B] PCl3的水解產物是HClO和H3PO4
[C] Al4C3的水解產物是Al(OH)3和CH4
[D] CH3COCl的水解產物是兩種酸
B
【解析】 BaO2的水解產物是Ba(OH)2和H2O2,該反應中沒有元素化合價升降,符合水解原理,故A正確;該反應中氯元素由-1價變為+1價,有電子轉移,不符合水解原理,故B錯誤;Al4C3水解得到Al(OH)3和CH4,反應中沒有元素化合價變化,符合水解原理,故C正確;CH3COCl的水解產物是兩種酸,為CH3COOH和HCl,符合水解原理,故D正確。
[A] BrCl的水解產物是HBrO和HCl
[B] K3P的水解產物是KOH和H3PO4
[C] Mg2C3的水解產物是Mg(OH)2和C3H4
[D] CuCl2的水解產物是Cu(OH)2和HCl
B
一、鹽類水解的影響因素
1.內因:弱酸根離子、弱堿陽離子對應的酸、堿越 ,就越易發生水解。
弱
NaHCO3溶液
CH3COONa溶液
2.外因
條件 平衡移動方向 H+數目 pH 現象
升溫 移 增多 減小 溶液顏色變深
通HCl(g) 移 增多 減小 溶液顏色變淺
加H2O 移 增多 增大 溶液顏色變淺
加NaHCO3(g) 移 減少 增大 生成紅褐色沉淀,放出氣體
右
左
右
右
二、鹽類水解的應用
1.在化學科學中的應用
應用 實例
判斷鹽溶液的酸堿性 FeCl3溶液顯酸性,原因是
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:
某些鹽溶液的配制或貯存 配制CuSO4溶液時,加入少量 ,防止Cu2+水解;
配制FeCl3溶液,先溶于濃鹽酸再加水稀釋;
貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用 的試劑瓶
HX>HY>HZ
稀硫酸
帶磨口玻璃塞
HCl
2.在生產、生活中的應用
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)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。
(　 　)
(2)水解平衡右移,鹽的離子的水解程度一定增大。(　 　)
×
【提示】 (2)水解平衡右移,鹽的離子的水解程度也可能是減小,如增大鹽的濃度。
×
(3)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸,能抑制CH3COO-水解。(　 　)
√
×
【提示】 (4)通入HCl氣體,抑制了Fe3+的水解,c(Fe3+)增大,但c(Cl-)增大程度更大,因此其比值會降低。
(5)將Fe2(SO4)3溶液加熱蒸干并灼燒,最后得到Fe2O3。(　 　)
×
【提示】 (5)將Fe2(SO4)3溶液加熱蒸干并灼燒,最后得到Fe2(SO4)3。
√
一、鹽類水解的影響因素
1.室溫下,將0.20 mol Na2CO3固體溶于水配成 100 mL 溶液,向溶液中加入下列物質,有關結論正確的是(　　)
B
2.(2024·廣東南粵名校聯考,節選)科學探究要實事求是、嚴謹細致。為了探究外界條件對氯化銨水解平衡的影響,某興趣小組設計了如下實驗方案:
實驗編號 c(NH4Cl)/ (mol·L-1) 溫度/℃ 待測物理量X 實驗目的
1 0.5 30 a —
2 1.5 ⅰ b 探究濃度對氯化銨水解平衡的影響
3 1.5 35 c ⅱ
4 2.0 40 d 探究溫度、濃度同時對氯化銨水解平衡的影響
該實驗限選藥品和儀器:恒溫水浴、pH傳感器、燒杯、0.1 mol·L-1硝酸銀溶液、蒸餾水和各種濃度的NH4Cl溶液。
(1)實驗中,待測物理量X是　 。
溶液的pH
【解析】 (1)由提供的藥品和儀器可知,pH傳感器是用來準確測定溶液的pH的,所以待測物理量X是溶液的pH。
(2)為了探究濃度對氯化銨水解平衡的影響,實驗2 可與實驗　　　　做對照實驗。
1(或4)
【解析】 (2)探究濃度對氯化銨水解平衡的影響,則溫度必須相同,所以實驗2的溫度可與實驗1相同,即為30 ℃,也可與實驗4相同,即為40 ℃。
(3)實驗目的ⅱ是 　　　　 　　　　。
探究溫度對氯化銨水解平衡的影響
【解析】 (3)實驗2和實驗3氯化銨的濃度相同,溫度不同,所以是探究溫度對氯化銨水解平衡的影響。
(4)上述表格中,b　　　　(填“>”“<”或“=”)d。
>
【解析】 (4)水解反應屬于吸熱反應,溫度越高水解程度越大,氫離子濃度增大,濃度越大,水解生成的氫離子濃度越大,則溶液的酸性越強,已知實驗4的濃度大,溫度高,所以溶液的pH小,即b>d。
二、鹽類水解的應用
3.(2024·四川成都摸底考試)生產、生活中,鹽類水解有著廣泛的應用。下列做法錯誤的是(　　)
[A] 洗餐具油污時,用熱的純堿溶液較冷的好
[B] 用泡沫滅火劑滅火時,將NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液混合
[C] 將TiCl4溶于大量水并加熱制備TiO2·xH2O
[D] 為增加肥效將草木灰與銨態氮肥混合施用
D
【解析】 油污的主要成分是油脂,其在堿性條件下能水解,純堿在溶液中水解顯堿性,加熱可提高其水解程度,洗餐具油污時,用熱的純堿溶液較冷的好,故A正確;泡沫滅火劑滅火時,NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液混合發生相互促進的水解反應生成氫氧化鋁和二氧化碳,可達到滅火的目的,故B正確;TiCl4水解生成TiO2·xH2O,加熱促進水解,所以將TiCl4溶于大量水并加熱制備TiO2·xH2O,故C正確;草木灰的主要成分是碳酸鉀,與銨態氮肥發生相互促進的水解反應生成氨,氨易揮發而降低肥效,所以不能將草木灰與銨態氮肥混合施用,故D錯誤。
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
A
【解析】 為除去Fe2+、Fe3+雜質制得純凈的 ZnSO4,首先應該加入綠色氧化劑H2O2將Fe2+氧化成Fe3+,然后加入氧化鋅固體調整溶液的pH到4.5,鐵離子轉化為氫氧化鐵沉淀,過濾除去,故選A。
5.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　　　 　　,原因是
(用化學方程式表示并配以必要的文字說明)。
Al2O3
(2)分析鎂粉可溶解在NH4Cl溶液中的原因:
　 。
(3)直接蒸發CuCl2溶液,能否得到CuCl2·2H2O晶體 　　　　　(填“能”或“不能”)。如果不能應如何操作 　　　　　　　　　　　　　　　。
不能
應在HCl氣流中加熱蒸發
(4)向Na2SO3溶液中滴加酚酞,溶液變為紅色,若再向該溶液中滴入過量的BaCl2溶液,現象是　　 　 　,請結合離子方程式,運用平衡原理進行解釋:
產生白色沉淀,且溶液紅色褪去
　 　。
思維建模
利用水解原理除雜的一般要求
(1)要根據雜質離子沉淀的pH,調控溶液的pH,做到既能除掉雜質離子,又不會把主要成分除去。
(2)選擇調節溶液pH的物質時要注意不能引入新的雜質,多選用主體成分的氧化物、氫氧化物、碳酸鹽等可以消耗氫離子的物質。如MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質,除雜時可選用MgO、Mg(OH)2、MgCO3等。
1.水解常數的表達式
2.水解常數的影響因素
水解常數僅受溫度的影響,因水解反應是吸熱反應,故水解常數隨溫度升高而增大。
3.水解常數與電離常數的定量關系(以CH3COONa為例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡:
因而Ka(或Kb)與Kw的定量關系:
(1)Ka·Kh=Kw(或Kb·Kh=Kw)。
4.水解常數的應用
(2)計算鹽溶液中的c(H+)或c(OH-)。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)弱酸的電離平衡常數Ka越大,其形成的鹽的水解常數Kh也越大。(　　)
×
【提示】 (1)Ka·Kh=Kw,可見Ka與Kh成反比,所以弱酸的電離平衡常數Ka越大,其形成的鹽的水解常數Kh則越小。
(2)FeCl3溶液的濃度越小,水解程度越大,則水解常數也越大。(　 　)
×
【提示】 (2)水解常數只與溫度有關,與鹽的濃度無關。
×
(4)可以通過弱酸的Ka或弱堿的Kb判斷其對應的鹽的水解程度。(　 　)
√
【提示】 (4)通過Ka·Kh=Kw和Kb·Kh=Kw,可依據Ka或Kb大小確定其對應鹽的Kh,進而確定其水解程度大小。
一、判斷溶液的酸堿性
③<②<①
(2)常溫下,NaH2PO4的水溶液的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:
堿
　 　。
2.25 ℃時,Ka(HF)=6.3×10-4。25 ℃時,1.0 mol·L-1 HF溶液的pH約等于　　。將濃度相等的HF溶液與NaF溶液等體積混合,判斷溶液呈　　(填“酸”“堿”或“中”)性,并結合有關數據解釋原因:
1.6
酸
　 　。
二、水解常數的有關計算
中
7.1×10-3 mol·L-1
10
向右
60
一、理解“兩大平衡”,明確粒子種類和濃度大小關系
1.電離平衡
(1)在溶液中弱電解質存在電離平衡,其電離程度比較小,電離產生的離子的濃度都較小。未電離的分子濃度遠大于電離出的離子濃度,此外還要考慮水電離產生的c(OH-)與c(H+),但其電離程度更小。
(2)多元弱酸的電離是分步進行的,第一步電離產生的離子的濃度要遠大于第二步電離產生的離子的濃度。但在分析粒子種類時,需要都考慮。
2.水解平衡
(1)溶液中的弱電解質離子存在水解平衡,其水解程度比較小,水解產生的粒子的濃度都較小(水解相互促進的除外)。同時還要考慮水的電離產生的c(OH-)與c(H+)。
(2)多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的,以第一步水解為主。
二、用好“三個守恒”,確定粒子的等量關系
1.電荷守恒
電解質溶液中陽離子所帶的電荷總數與陰離子所帶的電荷總數相等,即電荷守恒,溶液呈電中性。
2.元素守恒
在電解質溶液中,由于某些離子發生水解或電離,離子的存在形式發生了變化。離子所含的某種元素在變化前后是守恒的,即元素守恒。
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Na2S水溶液中的質子轉移情況如圖所示:
質子守恒式:c(H+)+2c(H2S)+c(HS-)=c(OH-)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與元素守恒式推導得到。
[理解·辨析] 判斷正誤
√
×
×
×
一、單一溶液中粒子濃度的比較
1.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(　　)
C
二、混合溶液中粒子濃度關系
[A] 0.1 mol·L-1的H2B溶液中有c(H+)=c(OH-)=c(B2-)=0.1 mol·L-1
[B] 當滴加至中性時,溶液中c(Na+)=c(B2-)+c(HB-)
[C] 當消耗NaOH溶液的體積為15 mL時,溶液的pH<7
[D] 當消耗NaOH溶液的體積為30 mL時,溶液中有c(Na+)=2c(B2-)+2c(HB-)+
2c(H2B)
C
【解析】 由H2B的電離方程式可知,其一級電離完全,二級電離不完全,0.1 mol·L-1的H2B溶液中一級電離產生的c(H+)=0.1 mol·L-1,二級電離繼續產生氫離子,因此氫離子的濃度大于0.1 mol·L-1,溶液顯酸性,c(OH-)2c(B2-)+c(HB-),故B錯誤;當消耗NaOH溶液的體積為15 mL時,NaOH恰好與H2B反應生成NaHB,HB-只能發生電離,使溶液顯酸性,pH<7,故C正確;當消耗NaOH溶液的體積為30 mL時,NaOH恰好與H2B反應生成Na2B,B2-可以發生水解,但HB-不水
解,故溶液中不存在H2B,故D錯誤。
3.草酸氫鈉溶液顯酸性,常溫下,向10 mL 0.01 mol/L NaHC2O4溶液中滴加 0.01 mol/L NaOH 溶液,隨著NaOH溶液體積的增加,溶液中離子濃度關系正確的是(　　)
D
三、不同溶液中同一粒子濃度大小比較
4.比較下列幾組溶液中指定粒子濃度的大小。
(1)濃度均為0.1 mol·L-1的①H2S溶液、②NaHS溶液、③Na2S溶液、④H2S和NaHS混合液,溶液pH從大到小的順序是　　　　　 　　　　　(用序號表示,下同)。
③>②>④>①
(2)相同濃度的下列溶液中:①CH3COONH4、②CH3COONa、③CH3COOH,
c(CH3COO-)由大到小的順序是　　　　　　　。
②>①>③
④>②>③>①
B
四、利用電離常數等常數進行離子濃度比較
[A] Na2S溶液中:c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
[B] 0.01 mol·L-1 Na2S溶液中:c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
[C] 向c(Cd2+)=0.01 mol·L-1的溶液中加入FeS,可使c(Cd2+)<10-8 mol·L-1
[D] 向c(Cd2+)=0.01 mol·L-1的溶液中通入H2S氣體至飽和,所得溶液中:
c(H+)>c(Cd2+)
構建模型
比較溶液中粒子濃度大小的解題流程
1.(2023·北京卷,3)下列過程與水解反應無關的是(　　)
[A] 熱的純堿溶液去除油脂
[B] 重油在高溫、高壓和催化劑作用下轉化為小分子烴
[C] 蛋白質在酶的作用下轉化為氨基酸
[D] 向沸水中滴入飽和FeCl3溶液制備Fe(OH)3膠體
B
【解析】 熱的純堿溶液因碳酸根離子水解顯堿性,油脂在堿性條件下能水解生成易溶于水的高級脂肪酸鹽和甘油,故可用熱的純堿溶液去除油脂,A不符合題意;重油在高溫、高壓和催化劑作用下發生裂化或裂解反應生成小分子烴,與水解反應無關,B符合題意;蛋白質在酶的作用下可以發生水解反應生成氨基酸,C不符合題意;Fe3+能發生水解反應生成Fe(OH)3膠體,加熱能增大Fe3+的水解程度,D不符合題意。
2.(2023·海南卷,14)25 ℃下,Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] c(Na2CO3)=0.6 mol/L時,溶液中c(OH-)<0.01 mol/L
[B] Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
B
[D] 0.2 mol/L的Na2CO3溶液和0.3 mol/L的NaHCO3溶液等體積混合,得到的溶液 c(OH-)<2×10-4 mol/L
若0.2 mol/L的Na2CO3溶液和等體積的蒸餾水混合,濃度變為0.1 mol/L,由圖可知,pH>11.6,得到的溶液c(OH-)>2×10-4 mol/L,0.2 mol/L的 Na2CO3 溶液和0.3 mol/L的NaHCO3溶液等體積混合后c(OH-)大于與水混合的氫氧根離子濃度,故D錯誤。
3.(2024·湖南卷,11)中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如圖:
下列說法錯誤的是(　　)
[A] “中和”工序若在鐵質容器中進行,應先加入Na2CO3溶液
[B] “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
[C] “結晶”工序中溶液顯酸性
[D] “干燥”工序需在低溫下進行
C
【解析】 鐵是較活潑金屬,可與H3PO4反應生成氫氣,故“中和”工序若在鐵質容器中進行,應先加入Na2CO3溶液,A項正確;若“中和”工序加入Na2CO3過量,則需要加入酸性物質來調節pH,為了不引入新雜質,可加入H3PO4,若“中和”工序加入H3PO4過量,則需要加入堿性物質來調節pH,為了不引入新雜質,可加入NaOH,所以“調pH”工序中X為NaOH或H3PO4,
B項正確;
實驗1:將SO2氣體通入水中,測得溶液pH=3。
實驗2:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1 NaOH溶液中,當溶液pH=4時停止通氣。
實驗3:將SO2氣體通入0.1 mol·L-1酸性 KMnO4溶液中,當溶液恰好褪色時停止通氣。
下列說法正確的是(　　)
D
課時作業38　鹽類的水解
(時間:30分鐘　滿分:100分)
一、選擇題(共11小題,每小題7分,共77分)
1.(2022·浙江1月選考,1)水溶液呈酸性的鹽是(　　)
[A] NH4Cl [B] BaCl2
[C] H2SO4 [D] Ca(OH)2
A
【解析】 A.NH4Cl為強酸弱堿鹽,水溶液呈酸性,符合題意;B.BaCl2為強酸強堿鹽,水溶液為中性,不符合題意;C.H2SO4為酸,不屬于鹽,不符合題意;
D.Ca(OH)2為堿,不屬于鹽,不符合題意。
2.常溫下濃度均為0.1 mol/L的四種鹽溶液,其pH如下表所示,下列說法正確的是(　　)
序號 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
[A] 等濃度的CH3COOH溶液和HClO溶液,pH小的是HClO溶液
[B] 四種溶液中水的電離程度:③>④>②>①
[C] NaHCO3在溶液中電離程度大于水解程度
B
【解析】 對應的鹽溶液的pH越大,酸根離子水解程度越大,對應酸的酸性越弱,則等濃度的CH3COOH溶液和HClO溶液,CH3COOH的酸性強,pH小的是CH3COOH溶液,故A錯誤;易水解的鹽能促進水的電離,水解程度越大,對水的電離的促進程度越大,則四種溶液中,水的電離程度③>④>②>①,故B正確;碳酸氫鈉溶液的pH為9.7,溶液呈堿性,說明碳酸氫根離子在溶液中的電離程度小于水解程度,故C錯誤;
A
①固體NaOH　②固體KOH　③固體NaHSO4　④固體CH3COONa　
⑤冰醋酸　⑥降溫
[A] 只有①③ [B] ①③④
[C] ②④⑤⑥ [D] ③④⑥
4.(2021·北京卷,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溶液中所含粒子種類相同
[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
5.(2021·福建卷,10)如圖為某實驗測得 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液在升溫過程中(不考慮水揮發)的pH變化曲線。下列說法正確的是(　　)
6.已知:常溫下,CN-的水解常數Kh=1.6×10-5。該溫度下,將濃度均為0.1 mol/L
的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合。下列說法正確的是(　　)
[A] 混合溶液的pH<7
[B] 混合溶液中水的電離程度小于純水的
[C] 混合溶液中存在c(CN-)>c(Na+)>c(HCN)>c(OH-)>c(H+)
D
7.(2022·湖南卷,13)為探究FeCl3的性質,進行了如下實驗(FeCl3和Na2SO3溶液濃度均為0.1 mol·L-1)。
實驗 操作與現象
① 在5 mL水中滴加2滴FeCl3溶液,呈棕黃色;煮沸,溶液變紅褐色。
② 在5 mL FeCl3溶液中滴加2滴Na2SO3溶液,變紅褐色;再滴加K3[Fe(CN)6]溶
液,產生藍色沉淀。
③ 在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴FeCl3溶液,變紅褐色;將上述混合液分成兩份,一份滴加K3[Fe(CN)6]溶液,無藍色沉淀生成;另一份煮沸,產生紅褐色沉淀
依據上述實驗現象,結論不合理的是(　　)
[A] 實驗①說明加熱促進Fe3+水解反應
[B] 實驗②說明Fe3+既發生了水解反應,又發生了還原反應
[C] 實驗③說明Fe3+發生了水解反應,但沒有發生還原反應
D
實驗③中在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴同濃度FeCl3溶液,根據現象分析可知,仍發生鐵離子的水解反應,但未發生鐵離子的還原反應,即水解反應比氧化還原反應速率大,故C合理;結合三組實驗,說明鐵離子與亞硫酸根離子混合時,鐵離子的水解反應占主導作用,比氧化還原反應的速率大,因證據不足,不能說明亞硫酸根離子對鐵離子的水解反應無影響,事實上,亞硫酸根離子水解顯堿性,可促進鐵離子的水解反應,故D不合理。
C
9.測定0.1 mol/L Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下表:
時刻 ① ② ③ ④
溫度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
實驗過程中,取①、④時刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　)
[A] Na2SO3溶液中共有8種粒子
[B] ④產生的白色沉淀是BaSO4
[C] ①與④的Kw相等
D
10.BiOCl是一種具有珍珠光澤的材料,利用金屬Bi制備BiOCl的工藝流程
如圖:
下列說法錯誤的是(　　)
[A] 酸浸工序中分批加入稀硝酸可降低反應劇烈程度
[B] 轉化工序中加入稀鹽酸可抑制生成BiONO3
[C] 水解工序中加入少量CH3COONa(s)可提高Bi3+水解程度
[D] 水解工序中加入少量NH4NO3(s)有利于BiOCl的生成
D
[A] 測溶液a的pH≈1.3,證明Fe3+發生了水解
[B] 加入濃鹽酸,H+與Cl-對溶液顏色變化、Fe3+濃度大小的影響是一致的
[C] 向b中加入AgNO3后,黃色褪去,說明H+能抑制Fe3+水解
[D] 將溶液a滴入沸水中,加熱,檢測有丁達爾效應,說明加熱能促進Fe3+水解
B
二、非選擇題(共2小題,除標注外,每空2分,共23分)
12.(10分)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。現有25 ℃時,濃度均為 0.10 mol/L 的CH3COOH和CH3COONa的緩沖溶液,
pH=4.76,回答下列問題。[已知25 ℃時 Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,Kh為鹽的水解常數]
(1)25 ℃時,Kh(CH3COO-)= 　 　 　　(寫表達式),計算Kh(CH3COO-)=
　　　　　　　(保留三位有效數字)。
5.71×10-10
(2)該緩沖溶液中離子濃度由大到小的順序是
　 。
c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
【解析】 (2)該緩沖溶液pH=4.76<7,溶液呈酸性,則c(H+)>c(OH-),
說明CH3COOH電離程度大于CH3COO-水解程度,CH3COOH電離程度、CH3COO-水解程度都較小,
溶液中還存在電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),
所以c(Na+)則溶液中存在c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
(3)向1.0 L上述緩沖溶液中滴加幾滴NaOH稀溶液(忽略溶液體積的變化),反應后溶液中 c(H+) 為　　　　mol/L。
10-4.76
【解析】 (3)向1.0 L題述緩沖溶液中滴加幾滴NaOH稀溶液(忽略溶液體積的變化),NaOH和H+反應生成水,但CH3COOH發生電離補充消耗的H+,所以混合溶液中c(H+)基本不變,為 10-4.76 mol/L。
a.升溫
b.加入NaOH固體
c.稀釋
d.加入CH3COONa固體
d
向右
60
(2)已知常溫下,HCN的電離平衡常數Ka=6.2×10-10。
①常溫下,含等物質的量濃度的HCN與NaCN的混合溶液顯　 　　(填“酸”
“堿”或“中”)性,c(CN-)　　　　(填“>”“<”或“=”)c(HCN)。該溶液中各離子濃度由大到小的順序為　 　。
堿
<
c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
②(3分)常溫下,若將c mol·L-1鹽酸與 0.62 mol·L-1 KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液,則c=　　　　(保留小數點后四位)。
0.616 2
課時作業39　溶液中的粒子濃度關系
(時間:30分鐘　滿分:80分)
一、選擇題(共10小題,每小題6分,共60分)
1.一定溫度下,下列溶液的離子濃度關系式正確的是(　　)
[A] pH=5的H2S溶液中,c(H+)=c(HS-)=1×10-5 mol·L-1
[B] pH=a的氨水,稀釋10倍后,其pH=b,則a=b+1
D
2.(2024·山東濱州一中月考)常溫下,某酸式鹽 NaHY 的水溶液中,HY-的電離程度小于HY-的水解程度。下列敘述正確的是(　　)
[A] 該酸式鹽的水溶液pH<7
[B] 該酸式鹽的水溶液中:c(Na+)=c(Y2-)+c(HY-)+c(H2Y)
[C] 該酸式鹽的水溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HY-)+c(Y2-)+c(OH-)
[D] 該酸式鹽的水溶液中離子濃度大小關系為
c(Na+)>c(Y2-)>c(HY-)>c(OH-)>c(H+)
B
【解析】 NaHY溶液中,HY-的電離程度小于HY-的水解程度,
則其溶液pH>7,A錯誤;
該酸式鹽的水溶液中存在物料守恒c(Na+)=c(Y2-)+c(HY-)+c(H2Y),B正確;
該酸式鹽的水溶液中存在電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(HY-)+2c(Y2-)+c(OH-),
C錯誤;該酸式鹽的水溶液中c(HY-)>c(Y2-),D錯誤。
3.常溫下,將某一元酸HA溶液和KOH溶液等體積混合(忽略體積變化),兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表所示。
實驗 編號 起始濃度/(mol·L-1) 反應后溶液的pH
c(HA) c(KOH) ① 0.1 0.1 9
② x 0.2 7
下列判斷不正確的是(　　)
[A] 實驗①反應后的溶液中:c(K+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
[C] 實驗②反應后的溶液中:c(A-)+c(HA)>0.1 mol·L-1
[D] 實驗②反應后的溶液中:c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)
B
【解析】 實驗①兩者等濃度、等體積混合恰好完全反應生成KA,反應后溶液的pH=9,即溶液呈堿性,說明HA為弱酸,A-水解,A正確;實驗①反應后的溶液中,由電荷守恒c(H+)+c(K+)=c(A-)+c(OH-)可知,c(K+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+),B不正確;因為HA為弱酸,如果與等體積、等濃度的KOH溶液混合,溶液呈堿性,若溶液呈中性,則在兩溶液體積相等的條件下,HA溶液的濃度應大于0.2 mol·L-1,所以實驗②反應后的溶液中,c(A-)+c(HA)>0.1 mol·L-1,C正確;實驗②反應后的溶液呈中性,根據電荷守恒得c(H+)+c(K+)=c(A-)+c(OH-),且c(H+)=c(OH-),則c(K+)=c(A-),即c(K+)=c(A-)>c(H+)=c(OH-),D正確。
4.(2021·天津卷,10)常溫下,下列有關電解質溶液的敘述正確的是(　　)
A
5.山梨酸鉀(RCOOK)是常用的食品防腐劑,其水溶液呈堿性。下列敘述正確的是(　　)
[A] 山梨酸和山梨酸鉀都是強電解質
[B] 稀釋山梨酸鉀溶液時,n(OH-)、c(OH-)都減小
[C] 山梨酸鉀溶液中:c(H+)+c(K+)=c(OH-)+c(RCOOH)+c(RCOO-)
D
6.疊氮酸(HN3)與NaOH溶液反應生成NaN3。已知NaN3溶液呈堿性,下列敘述正確的是(　　)
[A] 0.01 mol·L-1 HN3溶液的pH=2
[B] HN3溶液的pH隨溫度升高而減小
B
C
7.(2024·貴州高考適應性考試)在25 ℃時,對10.0 mL濃度均為0.1 mol·L-1鹽酸和醋酸的混合溶液進行如下操作。下列說法正確的是(　　)
[B] 加入10.0 mL相同濃度的NaOH溶液,所得溶液pH>7
[C] 加入15.0 mL NaOH溶液,若所得溶液 pH<7,則水電離的c(H+)<1×
10-7 mol·L-1
[D] 加入20.0 mL相同濃度的NaOH溶液,若忽略混合時的體積變化,此時溶液中:c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)=c(Na+)=0.05 mol·L-1
8.(2025·河北市級聯考期中)某研究小組利用電位滴定法研究鹽酸滴入亞磷酸鈉(Na2HPO3)溶液的過程,得到電極電位U和溶液pH隨鹽酸滴加的體積變化曲線如圖所示。
已知:
①電位滴定法的原理:在化學計量點附近,被測離子濃度發生突躍,指示電極電位也發生了突躍,進而確定滴定終點。
下列說法正確的是(　　)
[A] A點對應溶液的pH>7
[B] B點對應第二次電極電位突躍,溶液的溶質是H3PO3
[D] 水的電離程度:A>B>C
C
Na2HPO3的水解促進水的電離,鹽酸抑制水的電離,加鹽酸過程中水的電離程度逐漸減小,所以水的電離程度 A>C>B,故D錯誤。
9.(2022·重慶卷,11)某小組模擬成垢—除垢過程如下。
忽略體積變化,且步驟②中反應完全。下列說法正確的是(　　)
[A] 經過步驟①,溶液中c(Ca2+)+c(Na+)=c(Cl-)
D
10.室溫下,通過下列實驗探究Na2C2O4溶液的性質。
實驗 實驗操作和現象
1 用pH計測得0.010 0 mol·L-1 Na2C2O4溶液pH為8.60
2 向0.010 0 mol·L-1 Na2C2O4溶液中滴加稀鹽酸至溶液pH=7
3 向0.010 0 mol·L-1 Na2C2O4溶液中滴加等濃度、等體積稀鹽酸
4 向0.010 0 mol·L-1 Na2C2O4溶液中加入足量稀硫酸酸化后,再滴加KMnO4溶液,溶液紫紅色褪去
下列說法不正確的是(　　)
B
二、非選擇題(共1小題,共20分)
11.(20分,每空4分)醋酸是日常生活中最常見的調味劑和重要的化工原料,醋酸鈉是其常見的鹽。請回答下列問題。
(1)物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合(混合前后體積變化忽略不計),混合液中的下列關系式正確的是　 　(填字母)。
A.c(CH3COOH)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
B.c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
C.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1 mol·L-1
BC
【解析】 (1)據電荷守恒可得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),
根據元素守恒有 2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-),
聯立兩式可得2c(H+)+c(CH3COOH)=c(CH3COO-)+2c(OH-),A錯誤,B正確;根據元素守恒可得c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2c(Na+)=0.1 mol·L-1,C正確。
(2)常溫時,pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合后,溶液中c(Na+)　 (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-),該溶液中電荷守恒表達式為
　 　　　 　　　　　　　。
<
c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
【解析】(2)常溫時,pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合,發生中和反應后,CH3COOH有剩余,所得溶液呈酸性,則有 c(H+)>c(OH-),根據電荷守恒可得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),從而推知 c(Na+)<
c(CH3COO-)。
(3)常溫時,將m mol·L-1 CH3COOH溶液和 n mol·L-1 NaOH溶液等體積混合后,所得溶液的pH=7,則m與n的大小關系是m　 　(填“>”“<”或“=”,下同)n,
CH3COOH溶液中c(H+)　　　　NaOH溶液中c(OH-)。
>
<
【解析】 (3)常溫時,將m mol·L-1 CH3COOH溶液和 n mol·L-1 NaOH溶液等體積混合后,所得溶液的pH=7,此時溶液呈中性,若二者恰好完全反應生成CH3COONa,溶液顯堿性,欲使溶液呈中性,CH3COOH要稍過量,則有m>n。由于CH3COOH是弱電解質,部分電離,NaOH是強電解質,完全電離,若CH3COOH溶液中c(H+)等于NaOH溶液中c(OH-),混合后CH3COOH遠遠過量,故CH3COOH溶液中c(H+)小于NaOH溶液中c(OH-)。課時作業38　鹽類的水解
(時間:30分鐘　滿分:100分)
一、選擇題(共11小題,每小題7分,共77分)
1.(2022·浙江1月選考,1)水溶液呈酸性的鹽是(　　)
[A] NH4Cl [B] BaCl2
[C] H2SO4 [D] Ca(OH)2
2.常溫下濃度均為0.1 mol/L的四種鹽溶液,其pH如下表所示,下列說法正確的是(　　)
序號 ① ② ③ ④
溶液 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO
pH 8.8 9.7 11.6 10.3
[A] 等濃度的CH3COOH溶液和HClO溶液,pH小的是HClO溶液
[B] 四種溶液中水的電離程度:③>④>②>①
[C] NaHCO3在溶液中電離程度大于水解程度
[D] Na2CO3溶液中有c(OH-)=c(H+)+c(HC)+c(H2CO3)
3.CH3COONa稀溶液中分別加入少量下列物質或改變如下條件,能使一定減小的是(　　)
①固體NaOH　②固體KOH　③固體NaHSO4　④固體CH3COONa　⑤冰醋酸　⑥降溫
[A] 只有①③ [B] ①③④
[C] ②④⑤⑥ [D] ③④⑥
4.(2021·北京卷,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溶液中所含粒子種類相同
[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
5.(2021·福建卷,10)如圖為某實驗測得 0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液在升溫過程中(不考慮水揮發)的pH變化曲線。下列說法正確的是(　　)
[A] a點溶液的c(OH-)比c點溶液的小
[B] a點時,Kw<(H2CO3)·(H2CO3)
[C] b點溶液中,c(Na+)=c(HC)+2c(C)
[D] ab段,pH減小說明升溫抑制了HC的水解
6.已知:常溫下,CN-的水解常數Kh=1.6×10-5。該溫度下,將濃度均為0.1 mol/L的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合。下列說法正確的是(　　)
[A] 混合溶液的pH<7
[B] 混合溶液中水的電離程度小于純水的
[C] 混合溶液中存在c(CN-)>c(Na+)>c(HCN)>c(OH-)>c(H+)
[D] 若c mol/L鹽酸與0.6 mol/L NaCN溶液等體積混合后溶液呈中性,則c=
7.(2022·湖南卷,13)為探究FeCl3的性質,進行了如下實驗(FeCl3和Na2SO3溶液濃度均為0.1 mol·L-1)。
實驗 操作與現象
① 在5 mL水中滴加2滴FeCl3溶液,呈棕黃色;煮沸,溶液變紅褐色。
② 在5 mL FeCl3溶液中滴加2滴Na2SO3溶液,變紅褐色;再滴加K3[Fe(CN)6]溶液,產生藍色沉淀。
③ 在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴FeCl3溶液,變紅褐色;將上述混合液分成兩份,一份滴加K3[Fe(CN)6]溶液,無藍色沉淀生成;另一份煮沸,產生紅褐色沉淀
依據上述實驗現象,結論不合理的是(　　)
[A] 實驗①說明加熱促進Fe3+水解反應
[B] 實驗②說明Fe3+既發生了水解反應,又發生了還原反應
[C] 實驗③說明Fe3+發生了水解反應,但沒有發生還原反應
[D] 整個實驗說明 S對Fe3+的水解反應無影響,但對還原反應有影響
8.25 ℃時,二元弱酸H2A的=5.6×10-2,=1.5×10-4,下列說法正確的是(　　)
[A] NaHA溶液中c(A2-)[B] 將等濃度的H2A溶液和硫酸溶液稀釋 10倍,前者pH較小
[C] H2A+A2-2HA-的化學平衡常數 K=
[D] 向0.1 mol·L-1 H2A溶液中滴加NaOH溶液至中性時c(HA-)>c(A2-)
9.測定0.1 mol/L Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH,數據如下表:
時刻 ① ② ③ ④
溫度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
實驗過程中,取①、④時刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,④產生白色沉淀多。下列說法不正確的是(　　)
[A] Na2SO3溶液中共有8種粒子
[B] ④產生的白色沉淀是BaSO4
[C] ①與④的Kw相等
[D] ①→③的過程中,溫度對水解平衡的影響比c(S)的影響更大
10.BiOCl是一種具有珍珠光澤的材料,利用金屬Bi制備BiOCl的工藝流程如圖:
下列說法錯誤的是(　　)
[A] 酸浸工序中分批加入稀硝酸可降低反應劇烈程度
[B] 轉化工序中加入稀鹽酸可抑制生成BiONO3
[C] 水解工序中加入少量CH3COONa(s)可提高Bi3+水解程度
[D] 水解工序中加入少量NH4NO3(s)有利于BiOCl的生成
11.Fe2(SO4)3溶于一定量水中,溶液呈淺棕黃色(a),加入少量濃鹽酸黃色加深(b)。已知:Fe3++4Cl-[FeCl4]-(黃色);濃度較小時 [Fe(H2O)6]3+ (用Fe3+表示)幾乎無色,取溶液進行如下實驗,對現象的分析不正確的是(　　)
[A] 測溶液a的pH≈1.3,證明Fe3+發生了水解
[B] 加入濃鹽酸,H+與Cl-對溶液顏色變化、Fe3+濃度大小的影響是一致的
[C] 向b中加入AgNO3后,黃色褪去,說明H+能抑制Fe3+水解
[D] 將溶液a滴入沸水中,加熱,檢測有丁達爾效應,說明加熱能促進Fe3+水解
二、非選擇題(共2小題,除標注外,每空2分,共23分)
12.(10分)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。現有25 ℃時,濃度均為 0.10 mol/L 的CH3COOH和CH3COONa的緩沖溶液,pH=4.76,回答下列問題。[已知 25 ℃ 時 Ka(CH3COOH)=1.75×10-5,Kh為鹽的水解常數]
(1)25 ℃時,Kh(CH3COO-)= 　　　　(寫表達式),計算Kh(CH3COO-)=　　　　　　　(保留三位有效數字)。
(2)該緩沖溶液中離子濃度由大到小的順序是 　。
(3)向1.0 L上述緩沖溶液中滴加幾滴NaOH稀溶液(忽略溶液體積的變化),反應后溶液中 c(H+) 為　　　　mol/L。
(4)改變下列條件,能使CH3COONa稀溶液中增大的是　　　　(填字母)。
a.升溫
b.加入NaOH固體
c.稀釋
d.加入CH3COONa固體
13.(13分)(1)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=　　　　(常溫下H2SO3的電離平衡常數=1.0×10-2,=6.0×10-8)。
(2)已知常溫下,HCN的電離平衡常數Ka=6.2×10-10。
①常溫下,含等物質的量濃度的HCN與NaCN的混合溶液顯　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性,c(CN-)　　 　　(填“>”“<”或“=”)c(HCN)。該溶液中各離子濃度由大到小的順序為　 。
②(3分)常溫下,若將c mol·L-1鹽酸與 0.62 mol·L-1 KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液,則c=　　　　　　(保留小數點后四位)。
課時作業38　鹽類的水解
1.A　A.NH4Cl為強酸弱堿鹽,水溶液呈酸性,符合題意;B.BaCl2為強酸強堿鹽,水溶液為中性,不符合題意;C.H2SO4 為酸,不屬于鹽,不符合題意;D.Ca(OH)2為堿,不屬于鹽,不符合題意。
2.B　對應的鹽溶液的pH越大,酸根離子水解程度越大,對應酸的酸性越弱,則等濃度的CH3COOH溶液和HClO溶液,CH3COOH的酸性強,pH小的是CH3COOH溶液,故A錯誤;易水解的鹽能促進水的電離,水解程度越大,對水的電離的促進程度越大,則四種溶液中,水的電離程度③>④>②>①,故B正確;碳酸氫鈉溶液的pH為9.7,溶液呈堿性,說明碳酸氫根離子在溶液中的電離程度小于水解程度,故C錯誤;依據質子守恒,Na2CO3溶液中有
c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3),故D錯誤。
3.A　加入固體NaOH,c(Na+)與c(CH3COO-)都增大,但 c(Na+)增大幅度較大,則減小,①符合題意;加入固體KOH,抑制CH3COO-水解,c(CH3COO-)增大,而 c(Na+) 不變,則增大,②不符合題意;加入固體NaHSO4,水解平衡向右移動,c(Na+)增大,
c(CH3COO-)減小,則減小,③符合題意;加入固體CH3COONa,CH3COO-濃度增大,水解程度降低,則增大,④不符合題意;加入冰醋酸,c(CH3COO-)增大,則增大,⑤不符合題意;水解是吸熱反應,降溫,平衡逆向移動,醋酸根離子濃度增大,則增大,⑥不符合題意。
4.B　Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na+、C、HC、H2CO3、H+、OH-、H2O,故含有的粒子種類相同,A正確;NaHCO3溶液中存在HCH++C,加入Ca2+后,Ca2+和C反應生成沉淀,促進HC的電離,Na2CO3溶液中加入Ca2+,發生反應Ca2++CCaCO3↓,使C的水解平衡逆向移動,B錯誤;Al3+與C、HC都能發生相互促進的水解反應,C正確;由題干信息可知,形成沉淀時會消耗碳酸根離子和碳酸氫根離子,則它們濃度減小,水解產生的氫氧根離子的濃度也會減小,pH均降低,D正確。
5.A　Kw=c(H+)·c(OH-),隨著溫度的升高,Kw增大,a點、c點的pH相同,即氫離子濃度相同,但是c(OH-)不同,c點的Kw大,所以a點溶液的c(OH-)比c點溶液的小,故A正確;碳酸氫鈉溶液中存在電離平衡和水解平衡,根據圖示可知,碳酸氫鈉溶液顯堿性,說明HC的水解程度大于其電離程度,Kh=>(H2CO3),所以Kw>(H2CO3)·(H2CO3),故B錯誤;b點溶液顯堿性,溶液中存在電荷守恒 c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-),由于c(H+)c(HC)+2c(C),故C錯誤;碳酸氫鈉溶液中存在電離和水解兩個過程,而電離和水解均為吸熱過程,升高溫度,促進了電離和水解,故D錯誤。
6.D　CN-的水解常數Kh=1.6×10-5,則HCN的電離常數Ka===6.25×10-10,Kh>Ka,所以CN-水解程度大于HCN電離程度,混合溶液呈堿性,pH>7,A項錯誤;NaCN促進水的電離,HCN抑制水的電離,因為NaCN的水解程度大于HCN的電離程度,則混合溶液中水的電離程度大于純水的,B項錯誤;CN-的水解程度大于HCN的電離程度,所以c(HCN)>c(Na+)>c(CN-),C項錯誤;c mol/L 鹽酸與0.6 mol/L NaCN溶液等體積混合后溶液中存在電荷守恒 c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CN-)+c(Cl-),溶液呈中性,所以c(CN-)=c(Na+)-c(Cl-)= mol/L,溶液中還存在物料守恒c(HCN)+c(CN-)=c(Na+),所以c(HCN)=c(Na+)-c(CN-)= mol/L,所以有Ka===6.25×10-10,解得c=,D項正確。
7.D　鐵離子的水解反應為吸熱反應,加熱煮沸可促進水解平衡正向移動,使水解程度增大,生成較多的氫氧化鐵,從而使溶液顯紅褐色,故A合理;在5 mL FeCl3溶液中滴加2滴同濃度的Na2SO3溶液,根據現象分析可知,Fe3+既發生了水解反應生成紅褐色的Fe(OH)3,又被S還原得到Fe2+,加入K3[Fe(CN)6]溶液后,出現特征藍色沉淀,故B合理;實驗③中在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴同濃度FeCl3溶液,根據現象分析可知,仍發生鐵離子的水解反應,但未發生鐵離子的還原反應,即水解反應比氧化還原反應速率大,故C合理;結合三組實驗,說明鐵離子與亞硫酸根離子混合時,鐵離子的水解反應占主導作用,比氧化還原反應的速率大,因證據不足,不能說明亞硫酸根離子對鐵離子的水解反應無影響,事實上,亞硫酸根離子水解顯堿性,可促進鐵離子的水解反應,故D不合理。
8.C　Kh(HA-)==<,則HA-的電離程度大于其水解程度,故NaHA溶液中c(A2-)>c(H2A),A錯誤;H2A為二元弱酸,將等濃度的H2A溶液和硫酸溶液稀釋10倍后,前者溶液中H+濃度小于后者,即前者pH較大,B錯誤;H2A+A2-2HA-的化學平衡常數K===,C正確;向0.1 mol·L-1 H2A溶液中滴加NaOH溶液至中性時 c(H+)=10-7 mol·L-1,==1.5×10-4,則=1.5×103,即c(HA-)9.D　Na2SO3在水溶液中發生水解反應生成NaHSO3,NaHSO3 水解生成H2SO3,所以Na2SO3溶液中存在Na+、H+、S、HS、H2SO3、OH-、H2O,部分Na2SO3被氧化為Na2SO4,所以溶液中還存在S,故A正確;BaSO3能溶于稀鹽酸,BaSO4難溶于稀鹽酸,取①、④時刻的溶液,加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗,④產生白色沉淀多,說明④產生的白色沉淀是BaSO4,故B正確;水的離子積常數只與溫度有關,①、④溫度相同,所以水的離子積常數相等,故C正確;①→③的過程中溫度升高,水解平衡正向移動,而升溫過程中,部分S被氧化為S,S濃度減小,水解平衡逆向移動,由題表數據知,①→③的過程中pH降低,說明對水解平衡移動方向的影響程度更大的是 c(S),故D錯誤。
10.D　酸浸工序中分批加入稀硝酸可控制反應物濃度,降低反應的劇烈程度,A正確;轉化工序中加入NaCl可生成BiCl3,Bi3+會水解生成BiOCl和BiONO3,加入稀鹽酸可抑制 BiONO3的生成,提高BiOCl的產率,B正確;水解工序中加入少量CH3COONa(s)可使水解平衡Bi3++Cl-+H2OBiOCl+2H+正向移動,有利于Bi3+水解生成BiOCl,C正確;水解工序中加入少量NH4NO3(s)可使水解平衡Bi3++Cl-+H2OBiOCl+2H+逆向移動,不利于BiOCl的生成,D錯誤。
11.B　如果Fe3+不水解則溶液呈中性,現測溶液a的pH≈1.3,證明Fe3+發生了水解,A正確;加入濃鹽酸,H+濃度增大,抑制Fe3+水解,Fe3+濃度增大,而Cl-濃度增大,促進Fe3++4Cl-[FeCl4]-平衡正向移動,Fe3+濃度減小,溶液顏色也不一樣,則H+與Cl-對溶液顏色變化、Fe3+濃度大小的影響是不一致的,B不正確;向b中加入AgNO3后,由于 Ag++Cl-AgCl↓,導致Fe3++4Cl-[FeCl4]-平衡逆向移動,同時由于溶液中H+的存在,H+能抑制Fe3+水解,使得溶液幾乎無色,C正確;將溶液a滴入沸水中,發生反應Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+,檢測有丁達爾效應,說明加熱能促進Fe3+水解,D正確。
12.【答案】 (1)　5.71×10-10
(2)c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
(3)10-4.76
(4)d
【解析】 (1)25 ℃時,Kh(CH3COO-)的表達式為 Kh(CH3COO-)=;
Kh(CH3COO-)==≈5.71×10-10。
(2)該緩沖溶液pH=4.76<7,溶液呈酸性,則c(H+)>c(OH-),說明CH3COOH電離程度大于CH3COO-水解程度,CH3COOH電離程度、CH3COO-水解程度都較小,溶液中還存在電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),所以c(Na+)c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
(3)向1.0 L題述緩沖溶液中滴加幾滴NaOH稀溶液(忽略溶液體積的變化),NaOH和H+反應生成水,但CH3COOH發生電離補充消耗的H+,所以混合溶液中 c(H+)基本不變,為
10-4.76 mol/L。
(4)=×=。升溫促進CH3COO-水解,溶液堿性增強,則溶液中c(CH3COO-)減小、c(OH-)增大,所以減小,故a錯誤;加入NaOH固體,溶液中 c(OH-) 增大而抑制CH3COO-水解,溶液中c(CH3COOH)減小,溫度不變,水解常數不變,則減小,故b錯誤;加水稀釋促進CH3COO-水解,但CH3COO-水解程度小于溶液體積增大程度,導致溶液中c(CH3COOH)減小,溫度不變,水解常數不變,則減小,故c錯誤;加入CH3COONa固體,溶液中c(CH3COO-)增大,c(CH3COOH) 增大,溫度不變,水解常數不變,所以增大,故d 正確。
13.【答案】 (1)向右　60
(2)①堿　<　c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)　
②0.616 2
【解析】 (1)NaOH電離出的OH-抑制水的電離,Na2SO3電離出的S水解,促進水的電離。S+H2OHS+OH-,Kh===,
所以====60。
(2)①常溫下,NaCN的水解常數Kh==≈1.61×10-5,Kh>Ka,故CN-的水解程度大于HCN的電離程度,由于NaCN與HCN的物質的量相等,故CN-水解產生的 c(OH-)大于HCN電離生成的c(H+),混合溶液顯堿性,且 c(CN-)0.616 2。
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