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第三節 鹽類的水解
知識點 1 鹽類的水解
必備知識 清單破
1.鹽類的水解
(1)概念
在水溶液中,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,叫做鹽類
的水解。
(2)實質
水溶液中
鹽電離→ →破壞了水的電離平衡→水的電離程度增大→可能導致
溶液中c(H+)≠c(OH-)→溶液可能呈堿性或酸性
注意事項 (1)常見的弱酸根離子:CH3COO-、F-、C 、HC 等;常見的弱堿陽離子:N 、
Al3+、Fe3+等。
(2)在能水解的鹽溶液中,水的電離不一定被促進,如NH4HSO4溶液中,因溶質電離出來的H+濃
度較大,導致H+對水電離的抑制作用超過了N 的水解對水電離的促進作用,最終水的電離
被抑制。
(3)特點
(4)規律
2.鹽類水解離子方程式的書寫
(1)通常,水解反應是可逆反應,因此,要用“ ”而不用“ ”;水解程度通常很小,產物
的量也很少,因此水解方程式中一般不標“↓”或“↑”,也不把易分解的生成物(如NH3·H2
O等)寫成其分解產物的形式。
(2)多元弱酸鹽的水解是分步進行的,水解的離子方程式要分步表示。
(3)多元弱堿陽離子的水解復雜,可看作一步水解。
(4)像Cu2+和HC 、Fe3+和HC 等離子組,由于它們相互促進水解,因此水解程度較大,書寫
離子方程式時要用“ ”,標“↑”“↓”。
3.溶液中粒子濃度的關系與比較【詳見定點1】
知識點 2 鹽的水解常數與影響鹽類水解的因素
1.鹽的水解常數
(1)概念與表達式
　　強堿弱酸鹽MA水解的離子方程式為A-+H2O HA+OH-,當水解達到平衡時,鹽的水解
常數Kh= 。
(2)意義:Kh表示水解反應趨勢的大小,Kh越大,水解趨勢越大。
(3)Kh與Ka、Kb的關系
　　水解反應達到平衡時,溶液中還存在c(HA)= ,將該式代入Kh的表達式中,Kh=
= ,即Kh= 。同理,強酸弱堿鹽的水解常數與弱堿電離常數的關系為Kh=
。
2.影響鹽類水解的主要因素
(1)內因
　　鹽類水解程度的大小主要是由鹽本身的性質決定的。取決于鹽中弱酸陰離子或弱堿陽
離子所對應的弱酸或弱堿的相對強弱,相同條件下,弱酸(堿)的酸(堿)性越弱,對應離子的水解
程度越大。
(2)外界條件
①溫度:升高溫度能夠促進水解。
②濃度:鹽溶液濃度越小,水解程度越大。
③外加酸、堿:水解顯酸性的鹽溶液,加堿會促進水解,加酸會抑制水解,反之亦然。
④外加鹽:加入與鹽的水解性質相反的鹽會促進鹽的水解。
知識點 3 鹽類水解的應用
1.在化學實驗中的應用
(1)判斷溶液的酸堿性:如FeCl3溶液顯酸性,原因是Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。
(2)判斷鹽所對應酸的酸性強弱:如25 ℃時相同濃度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分別為8、
9、10,則酸性:HX>HY>HZ。
(3)配制或貯存易水解的鹽溶液:如配制CuSO4溶液時,加入少量H2SO4,抑制Cu2+水解;貯存Na2
CO3溶液不能用磨口玻璃塞。
(4)膠體的制取:如制取Fe(OH)3膠體的離子方程式為Fe3++3H2O Fe(OH)3(膠體)+3H+。
(5)制備某些鹽:將揮發性酸的弱堿鹽(如AlCl3、FeCl3)溶液蒸干得固體時,在通HCl的氣流中
加熱蒸干。
(6)判斷離子是否共存:如Al3+與C 、HC 、S2-、HS-等因發生相互促進的水解反應而不能
大量共存。
(7)判斷中和反應至中性時試劑的用量:如NH3·H2O與HCl反應至中性時NH3·H2O過量;CH3
COOH與NaOH反應至中性時CH3COOH過量。
(8)制備無機化合物:如用TiCl4制備TiO2,其反應的化學方程式為TiCl4+(x+2)H2O(過量)
TiO2·xH2O↓+4HCl。
(9)物質的提純:如除去MgCl2溶液中混有的少量FeCl3,可加入MgO、MgCO3或Mg(OH)2促進
FeCl3的水解,使FeCl3轉化為Fe(OH)3沉淀而除去。
(10)比較鹽溶液中粒子濃度大小:如Na2CO3溶液中,C 分步水解,以第一步水解為主,粒子濃
度的大小順序為c(Na+)>c(C )>c(OH-)>c(HC )>c(H+)。
2.在生產生活中的應用
(1)泡沫滅火器原理:Al2(SO4)3溶液與小蘇打溶液發生相互促進的水解反應,產生CO2氣體和
Al(OH)3沉淀,將燃燒物質與空氣隔離開來。離子方程式為Al3++3HC Al(OH)3↓+3CO2↑。
(2)作凈水劑:如明礬可作凈水劑,原理為Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+,Al(OH)3膠體有較
強吸附性。
(3)化肥的使用:如銨態氮肥與草木灰不得混合施用。
(4)除銹劑:如NH4Cl溶液與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑,原理分別為N +H2O NH3·
H2O+H+、Zn2++2H2O Zn(OH)2+2H+。
(5)熱堿水去污能力強:純堿水解的離子方程式為C +H2O HC +OH-,加熱,促進Na2CO3
的水解,使c(OH-)增大,溶液去污能力增強。
3.不同類型鹽的溶液蒸干后產物的判斷【詳見定點2】
4.結合四類圖像考查電離平衡和水解平衡綜合應用【詳見定點3】
知識辨析
1.發生水解的鹽溶液一定不呈中性,這種說法對嗎
2.加熱時促進了CH3COO-的水解,抑制了CH3COOH的電離,這種說法對嗎
3.強堿弱酸鹽溶液被稀釋過程中,水解程度增大,其溶液的堿性也增強,這種說法對嗎
4.泡沫滅火器中發生了互相促進的水解反應,互相促進的水解反應均能徹底進行,這種說法對嗎
5.常溫下,pH=10的CH3COONa溶液與pH=4的NH4Cl溶液中,水的電離程度相同,這種說法對嗎
一語破的
1.不對。發生水解的鹽溶液可能呈酸性或堿性,也可能呈中性,如CH3COONH4溶液呈中性。
2.不對。鹽類的水解、弱電解質的電離均為吸熱過程,加熱促進CH3COO-的水解,也促進
CH3COOH的電離。
3.不對。強堿弱酸鹽溶液被稀釋過程中,水解程度增大,生成OH-的物質的量增多,但OH-的濃
度是減小的,所以其溶液的堿性減弱。
4.不對。只有生成的氣體或沉淀離開體系的互相促進的水解反應,才能徹底進行。若不能生
成氣體或沉淀并離開體系,則水解不徹底,如N 和CH3COO-相互促進水解,但進行不徹底。
5.對。鹽類的水解促進水的電離,常溫下,pH=10的CH3COONa溶液與pH=4的NH4Cl溶液中
c水(OH-)=c水(H+)=10-4 mol/L。
關鍵能力 定點破
定點 1 溶液中粒子濃度的關系與比較
1.依據“3大守恒”確定解題原則
(1)電荷守恒:電解質溶液中陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等,溶液
呈電中性。如Na2CO3溶液中存在著Na+、C 、H+、OH-、HC ,它們存在關系:c(Na+)+c(H+)
=2c(C )+c(HC )+c(OH-)。
(2)元素守恒(物料守恒):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。如0.1 mol/L Na2CO3溶
液中,Na+和C 的原始濃度之間的關系為c(Na+)=2c(C )。
(3)質子守恒:在水溶液中,由水電離產生的H+(質子)和OH-的物質的量總是相等的,即使有弱電
解質的離子結合H+或OH-生成弱電解質分子,仍然滿足上述關系,只是通常用粒子濃度表示。
實際上,質子守恒也是電荷守恒和元素守恒聯立的結果。如Na2CO3溶液中存在如下關系: c(OH-)=c(H+)+c(HC )+2c(H2CO3);NH4Cl溶液中存在如下關系:c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。
2.鎖定“3種情況”,判斷溶液酸堿性
(1)電離程度大于水解程度:如CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度,所以等濃度的
CH3COOH與CH3COONa溶液等體積混合后溶液顯酸性;NH3·H2O的電離程度大于N 的水解
程度,等濃度的NH3·H2O和NH4Cl溶液等體積混合后溶液顯堿性。
(2)水解程度大于電離程度:如HClO的電離程度小于ClO-的水解程度,所以等濃度的HClO與
NaClO溶液等體積混合后溶液顯堿性。
(3)多元弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性:主要取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相
對大小。如在NaHCO3溶液中,HC 的水解程度大于電離程度,故溶液顯堿性;而在NaHSO3
溶液中,HS 的電離程度大于水解程度,故溶液顯酸性。
3.離子濃度大小的比較
(1)單一溶液
①對于多元弱酸溶液,根據多步電離進行分析。例如:在H3PO4溶液中,c(H+)>c(H2P )>c(HP
)>c(P )。
②對于多元弱酸的正鹽溶液,根據弱酸根離子的分步水解進行分析。例如:在Na2CO3溶液中,
各離子濃度的大小順序為c(Na+)>c(C )>c(OH-)>c(HC )>c(H+)。
③對于多元弱酸的酸式鹽溶液,要考慮弱酸的酸式酸根離子的電離程度與水解程度的相對大
小,如HC 以水解為主,在NaHCO3溶液中,c(Na+)>c(HC )>c(OH-)>c(H+);而HS 以電離為
主,在NaHSO3溶液中,c(Na+)>c(HS )>c(H+)>c(OH-)。
(2)不同溶液中同一離子濃度的大小比較
　　考慮溶液中其他離子對該離子的影響。如在0.10 mol·L-1的①NH4HSO4、②NH4Cl、③
CH3COONH4、④(NH4)2SO4溶液中,CH3COO-的水解會促進N 的水解,H+會抑制N 的水解,
故溶液中c(N )的大小順序為④>①>②>③。
(3)混合溶液
①電解質的電離程度大于相應離子的水解程度。例如:等物質的量濃度的NH4Cl與NH3·H2O
的混合溶液中,c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+);等物質的量濃度的CH3COONa與CH3COOH的混
合溶液中,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
②電解質的電離程度小于相應離子的水解程度。例如:等物質的量濃度的NaCN和HCN的混
合溶液中,各離子濃度的大小順序為c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
③兩種溶液混合后若發生化學反應,則先考慮化學反應,后考慮水解或電離問題。如將0.2
mol·L-1 CH3COONa溶液與0.1 mol·L-1鹽酸等體積混合,溶液中發生反應CH3COONa+HCl
CH3COOH+NaCl,即混合溶液實際是CH3COONa、CH3COOH和NaCl的混合溶液,且三者濃度
相等,結合CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度,則溶液中離子濃度大小關系為
c(Na+)>c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)。
典例 下列說法不正確的是 (　 )
A.常溫下,將0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液與0.05 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合,溶液顯堿性:c(Cl-)>c
(N )>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
B.濃度均為0.1 mol·L-1的①NH4Fe(SO4)2、②NH4HSO4、③(NH4)2CO3、④CH3COONH4溶液中
c(N )的大小順序為③>①>②>④
C.H3PO2為一元酸,在NaH2PO2水溶液中存在:c(H3PO2)+c(H2P )=c(Na+)
D.25 ℃時,濃度均為0.1 mol·L-1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液中(pH=4.75):c(CH3COO-)+
2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+)
思路點撥 結合選項信息→確定溶液中的溶質及其濃度→分析涉及的反應(或平衡)類型及
程度→綜合分析。
B
解析 兩溶液混合時發生反應:NH4Cl+NaOH NaCl+NH3·H2O,NH4Cl過量,且反應后溶液
中NH4Cl、NaCl、NH3·H2O的物質的量相等,根據溶液呈堿性,即NH3·H2O的電離程度大于N
的水解程度,故溶液中c(Cl-)>c(N )>c(Na+)>c(OH-)>c(H+),A項正確;Fe3+、H+均抑制N 水
解,且H+抑制程度大于Fe3+,CH3COO-、C 均促進N 水解,且C 促進程度大于CH3COO-,
但(NH4)2CO3溶液中N 濃度高,故這四種溶液中N 濃度大小順序為③>②>①>④,B項錯誤;
H2P 在溶液中部分水解為H3PO2,根據元素守恒得c(H3PO2)+c(H2P )=c(Na+),C項正確;由電
荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),由元素守恒得2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3
COOH),兩式聯立得:c(CH3COO-)+2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+),D項正確。

(1)金屬陽離子易水解的揮發性強酸鹽:蒸干時得到氫氧化物,灼燒后得到氧化物,如AlCl3溶液
蒸干時得到Al(OH)3,灼燒后得到Al2O3。
(2)金屬陽離子易水解的難揮發性強酸鹽:蒸干得原溶質,如Al2(SO4)3溶液蒸干得到Al2(SO4)3固體。
(3)酸根離子易水解的強堿鹽:蒸干得原溶質,如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固體。
(4)陰、陽離子均易水解,且水解產物均易揮發的鹽:蒸干后得不到固體物質,如(NH4)2S、
(NH4)2CO3溶液蒸干后得不到固體物質。
(5)不穩定的化合物的水溶液:加熱時在溶液中就能分解,得不到原物質,如Ca(HCO3)2溶液蒸
干后得CaCO3。
定點 2 不同類型鹽的溶液蒸干后產物的判斷
(6)易被氧化的鹽:蒸干后得不到原物質,得其氧化產物,如Na2SO3溶液蒸干后得Na2SO4。
定點 3 結合四類圖像考查電離平衡和水解平衡綜合應用
1.酸堿中和反應過程中的圖像分析
　　25 ℃時,以用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1HA溶液為例,其滴定
曲線如圖。
(1)起點(點①):起點為HA的溶液,0.100 0 mol·L-1HA溶液的pH>1,說明HA是弱酸,此時存在 c(HA)>c(H+)>c(A-)>c(OH-)。
(2)反應一半點(點②):此時為等物質的量的HA和NaA的混合液,溶液pH<7,說明HA的電離程
度大于A-的水解程度,此時存在c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH-)。
(3)中性點(點③):此時溶液pH=7,溶液呈中性,酸有剩余,此時存在c(A-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)。
(4)恰好完全反應點(點④):此時兩者恰好完全反應生成NaA,NaA為強堿弱酸鹽,溶液呈堿性,
存在c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。
2.分布系數圖像(分布系數:組分的平衡濃度占總濃度的分數)

　 = ,A點:c(HC2 )=c(H2C2O4),故 =c(H+)=10-1.2; = ,B
點:c(C2 )=c(HC2 ),故 =c(H+)=10-4.2。
3.水電離的c(H+)[或c(OH-)]與酸(或堿)溶液體積(V)的關系圖像
　　常溫下,向20 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加一定濃度的稀鹽酸,溶液中由水電離出的氫離子
濃度隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。

(1)a點表示未加鹽酸,NH3·H2O抑制水的電離。可求出Kb= ≈ =10-5。
(2)b點溶液中溶質為氯化銨和NH3·H2O,溶液呈中性,對水電離的抑制程度與促進程度相當。
(3)c點酸堿恰好完全中和,溶液中溶質只有氯化銨,促進水的電離,水電離出的氫離子濃度最大。
(4)d點溶液中溶質為氯化銨和HCl,溶液呈酸性,HCl抑制水的電離。
4.對數(或負對數)圖像
(1)對數(或負對數)圖像的含義:將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值[如
]取常用對數(或負對數),即lg c(A)、lg [或-lg c(A)、-lg ],其與溶液的pH或溶液
的體積等的關系作出的圖像,稱為對數(或負對數)圖像。
(2)常考對數(或負對數)圖像中的對數(或負對數)坐標
具體類型 含義 變化規律
對數 圖像 lg A、B為含相同中心原子的微粒, A為生成物、B為反應物 生成物與反應物粒子濃度比的常用對數 lg 越大,反應向正反應方向進行的程度越大
lg 稀釋后與稀釋前體積比的常用對數 lg 越大,稀釋程度越大
AG=lg 氫離子與氫氧根離子濃度比的常用對數 AG越大,酸性越強;中
性時, =1,AG=0
具體類型 含義 變化規律
負對數 圖像 pH=-lg c(H+) 氫離子濃度的常用對數負值 pH越大,c(H+)越小,溶
液的堿性越強
pC=-lg c(C) C濃度的常用對數負值 pC越大,c(C)越小
(3)圖像中有關數據的意義
　　將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度的比值[如 ]取常用對數,即lg c
(A)或[lg ],反映到圖像中:
①若c(A)=1 mol·L-1 時,lg c(A)=0[或lg =0]。
②若c(A)>1 mol·L-1 時,lg c(A) 取正值,且c(A) 越大,lg c(A)
越大。
③若c(A)<1 mol·L-1 時,lg c(A) 取負值,且c(A) 越大,lg c(A)
越大。
典例 常溫下,向二元弱酸H2Y溶液中滴加KOH溶液,所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關
系如圖所示。下列說法錯誤的是 (　 )
A.M線表示pH與lg 的變化關系
B. (H2Y)=10-4.3
C.a點溶液中:c(H+)-c(OH-)=2c(Y2-)+c(HY-)-c(K+)
D.c點溶液中:c(H2Y)=c(Y2-)>c(HY-)>c(H+)
D
思路點撥 解題時要理解圖像橫、縱坐標代表的含義,通過曲線的變化趨勢,找到圖像中的
關鍵點,將關鍵點表示的意義與已學化學知識聯系起來,分析處理數據判斷選項正誤。
解析 H2Y的第一步電離常數 (H2Y)= ,隨著pH增大,c(H+)減小, 增大,lg
增大,故M線表示pH與lg 的變化關系,A項正確;N線表示pH與lg 的變化關
系,當pH=3時,c(H+)=10-3 mol·L-1,lg =1.3, =10-1.3, (H2Y)= =10-1.3×10-3
=10-4.3,B項正確;a點溶液中存在電荷守恒:c(H+)+c(K+)=2c(Y2-)+c(HY-)+c(OH-),故c(H+)-c(OH-)=
2c(Y2-)+c(HY-)-c(K+),C項正確;c點溶液中lg =lg =1.5,則c(Y2-)第三節　鹽類的水解
第1課時　鹽類的水解
基礎過關練
題組一　　鹽溶液的酸堿性
1.下列溶液因水解而顯酸性的是 (　　)
A.NaHSO4溶液
B.CH3COOH溶液
C.NaHCO3溶液
D.NH4Cl溶液
2.現有S、Cl-,請按要求填空:
(1)在水溶液中,水解使溶液呈堿性的離子是　　　　　　　　。
(2)在水溶液中,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是　　　　　　　　　　　。
(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是　　　　　。
題組二　　鹽類水解方程式的書寫
3.下列反應屬于水解反應的是 (　　)
A.N+2H2O H3O++NH3·H2O
B.Cl2+H2O H++Cl-+HClO
C.HS
D.HC+H+ H2O+CO2↑
4.下列不屬于水解反應或水解方程式不正確的是(　　)
①HCl+H2O H3O++Cl-
②AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl
③Na2CO3+2H2O H2CO3+2NaOH
④碳酸氫鈉溶液中:HC+H3O+
⑤NH4Cl溶于D2O中:N+D2O NH3·D2O+H+
A.①②③④　 B.①②③　 C.②③　 D.全部
5.某鹽的化學式為XmYn(最簡結構)。25 ℃時,將一定量的該鹽溶于足量水中。
(1)若m≠n,測得該鹽溶液的pH為5,則該鹽水解的離子方程式可能為　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)若m≠n,測得該鹽溶液的pH為9,則該鹽水解的離子方程式可能為　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
題組三　　鹽類水解的實質與規律
6.常溫下,物質的量濃度相同的NaX、NaY和NaZ的溶液,其pH分別為8、9、10,則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序是　 (　　)
A.HX、HZ、HY　　　　B.HX、HY、HZ
C.HZ、HY、HX　　　　D.HY、HZ、HX
7.25 ℃時,如果0.1 mol·L-1 NaA溶液的pH=8。回答以下問題:
(1)推測HA為　　　(填“強酸”或“弱酸”)。
(2)該溶液的pH=8的原因:　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(3)該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-)。
(4)該溶液中各離子濃度由大到小的順序為　　　　　　　　　。
能力提升練
題組一　　鹽類水解規律的應用
1.甲酸(HCOOH)是一種弱酸。下列說法正確的是 (　　)
A.0.1 mol·L-1 HCOONa溶液中:c(Na+)>c(OH-)>c(HCOO-)>c(H+)
B.pH=6的HCOOH溶液中,c(H+)=c(HCOO-)
C.pH=5的HCOOH與HCOONa混合溶液中,c(HCOO-)>c(Na+)
D.0.1 mol·L-1 HCOONa溶液中,c(Na+)=c(HCOO-)+c(OH-)
2.(經典題)已知室溫下Ka(HClO)A.溶液的pH:NaClO溶液B.溶液中弱酸分子濃度:c(HClO)>c(HNO2)
C.溶液中水的電離程度:NaClO溶液D.溶液中酸根離子濃度:c(ClO-)>c(N)
題組二　　借助情境考查鹽類的水解相關知識
3.(教材深研拓展)人體血液里存在重要的酸堿平衡:CO2+H2O H2CO3 HC+H+,使人體血液pH保持在7.35~7.45,否則可能會發生酸中毒或堿中毒。血液pH隨c(HC)/c(H2CO3)變化如表所示:
c(HC)/c(H2CO3) 1.0 17.8 20.0 22.4
pH 6.10 7.35 7.40 7.45
下列說法不正確的是 (　　)
A.正常人體血液中,HC的水解程度大于電離程度
B.pH=7.40的血液中,HC的水解程度一定大于H2CO3的電離程度
C.pH=7.00的血液中,c(H2CO3)D.人體血液酸中毒時,可注射NaHCO3溶液緩解
4.次磷酸(H3PO2)是一種精細化工產品。
(1)NaH2PO2溶液中的含磷微粒只有H2P和H3PO2,則該溶液呈　　　　性(填“酸”“堿”或“中”),原因是　　　　　　　　　　　　(用離子方程式解釋);NaH2PO2為　　　　(填“正鹽”或“酸式鹽”),0.1 mol·L-1 NaH2PO2溶液中離子濃度由大到小的順序為　　　　　　　　　。
(2)常溫下,H3PO2溶液中=　　　　　　[用含Ka(H3PO2)和KW的代數式表示]。
5.亞硝酸鈉(NaNO2)是一種重要的化工原料。亞硝酸鈉易潮解,易溶于水和液氨,微溶于乙醇、甲醇、乙醚等有機溶劑。25 ℃時,用pH試紙測得0.1 mol·L-1NaNO2溶液的pH>7。
(1)NaNO2溶液pH>7的原因是(用離子方程式表示)　　　　　　　　,該NaNO2溶液中c(HNO2)=　　　　　　(用溶液中其他離子的濃度關系式表示)。
(2)常溫下,將0.2 mol·L-1的HNO2溶液和0.1 mol·L-1的NaOH溶液等體積混合,所得溶液的pH<7,說明HNO2的電離程度　　　(填“大于”或“小于”)NaNO2的水解程度。該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是　　　　　　　　　　。
(3)常溫下,pH=3的HNO2溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液pH　　　(填“大于”“小于”或“等于”,下同)7,c(Na+)　c(N)。
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.D 3.A 4.D 6.B
1.D　NaHSO4屬于強酸的酸式鹽,在水溶液中能電離出H+,電離使溶液呈酸性,A不符合題意;CH3COOH是弱酸,電離使溶液呈酸性,B不符合題意;NaHCO3是強堿弱酸鹽,HC水解使溶液呈堿性,C不符合題意;NH4Cl是強酸弱堿鹽,N水解使溶液呈酸性,D符合題意。
反思升華　弱酸的酸式酸根離子在水溶液中存在電離平衡和水解平衡,弱酸酸式鹽溶液的酸堿性取決于其電離程度和水解程度的相對大小。(1)水解程度大于電離程度:如呈堿性的NaHCO3溶液。(2)電離程度大于水解程度:如呈酸性的NaHSO3溶液。
2.答案　(1)S、[Al(OH)4]-、HC　(2)N、Al3+、Fe3+　(3)Na+、Cl-、S　(4)HC
解析　(1)弱酸根離子水解使溶液呈堿性,部分弱酸的酸式酸根離子若水解程度大于電離程度,則溶液也呈堿性,S、[Al(OH)4]-、HC水解使溶液呈堿性。
(2)N、Al3+、Fe3+屬于弱堿的陽離子,水解使溶液呈酸性。
(3)Cl-、S、Na+既能在酸性較強的溶液中大量存在,又能在堿性較強的溶液中大量存在。
(4)HC屬于弱酸的酸式酸根離子,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。
3.A　A項是N的水解反應;B項是氯氣和水反應的離子方程式;C項為HS的電離方程式;D項是HC和H+反應的離子方程式;故選A。
4.D　①是HCl電離方程式,不屬于水解反應;②水解方程式不正確,應為AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl;③水解方程式不正確,應為Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH;④中是碳酸氫根離子的電離方程式,不屬于水解反應;⑤水解方程式不正確,應為N+D2O NH3·HDO+D+;故選D。
5.答案　(1)Xn++nH2O X(OH)n+nH+
(2)Ym-+H2O HY(m-1)-+OH-
解析　(1)25 ℃時,測得鹽溶液的pH為5,溶液呈酸性,說明陽離子水解。
(2)25 ℃時,測得鹽溶液的pH為9,溶液呈堿性,說明陰離子水解,應注意多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的。
6.B　利用鹽類水解規律“越弱越水解,誰強顯誰性”,結合同濃度三種一元酸對應的鈉鹽溶液的pH可推知,溶液的堿性越強,酸根離子對應酸的酸性越弱。
7.答案　(1)弱酸　(2)A-+H2O HA+OH-　(3)>　(4)c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
解析　(1)25 ℃時,0.1 mol·L-1 NaA溶液顯堿性,則說明A-發生水解,HA為弱酸。
(2)A-發生水解使溶液呈堿性,水解的離子方程式為A-+H2O HA+OH-。
(3)NaOH抑制水的電離,NaA水解促進水的電離,所以0.1 mol·L-1 NaA溶液中由水電離出的c(OH-)>0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)。
(4)A-發生水解,溶液呈堿性,則該溶液中各離子濃度由大到小的順序為c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。
能力提升練
1.C 2.B 3.B
1.C　HCOONa溶液中存在HCOO-的水解,水解方程式為HCOO-+H2O HCOOH+OH-,溶液呈堿性,離子濃度大小為c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+),A錯誤;HCOOH溶液中除存在HCOOH部分電離:HCOOH H++HCOO-外,還存在水的部分電離:H2O H++OH-,則c(H+)>c(HCOO-),B錯誤;HCOOH和HCOONa混合溶液pH=5說明顯酸性,c(H+)>c(OH-),由電荷守恒:c(HCOO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),可知c(HCOO-)>c(Na+),C正確;HCOONa溶液中,存在電荷守恒:c(HCOO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),D錯誤。
2.B　根據Ka(HClO)N,則堿性:NaClO溶液>NaNO2溶液,溶液的pH:NaClO溶液>NaNO2溶液,A項錯誤;根據水解能力ClO->N,可知溶液中弱酸分子濃度:c(HClO)>c(HNO2),B項正確;離子水解能力越強,溶液中水的電離程度越大,則水的電離程度:NaClO溶液>NaNO2溶液,C項錯誤;離子水解能力越強,則溶液中該離子濃度越小,即溶液中酸根離子濃度:c(ClO-)3.B　正常人體血液呈弱堿性,可知HC的水解程度大于電離程度,A正確;pH=7.40的血液中,c(HC)/c(H2CO3)=20.0,血液中的HC的濃度遠大于H2CO3的濃度,無法根據血液pH比較HC的水解程度和H2CO3的電離程度的相對大小,B錯誤;根據題表信息可知c(HC)=c(H2CO3)時血液pH=6.10,c(HC)/c(H2CO3)=17.8時血液pH=7.35,則血液pH=7.00時,1.04.答案　(1)堿　H2P+H2O H3PO2+OH-　正鹽　c(Na+)>c(H2P)>c(OH-)>c(H+)
(2)
解析　(1)NaH2PO2溶液中含磷微粒只有H2P和H3PO2,說明H2P只發生了水解,即H2P+H2O H3PO2+OH-,使NaH2PO2溶液呈堿性;H2P不能電離,說明NaH2PO2是正鹽,0.1 mol·L-1 NaH2PO2溶液中H2P發生水解,溶液呈堿性,則溶液中離子濃度由大到小的順序為c(Na+)>c(H2P)>c(OH-)>c(H+)。(2)Ka(H3PO2)=,則=×=。
5.答案　(1)N+H2O HNO2+OH-　c(OH-)-c(H+)
(2)大于　c(N)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
(3)小于　小于
解析　(1)水電離出的c(OH-)與c(H+)相等,NaNO2溶液中c(OH-)=c(HNO2)+c(H+),則c(HNO2)=c(OH-)-c(H+)。
(2)兩溶液混合后得到等濃度的HNO2和NaNO2的混合溶液,溶液顯酸性說明HNO2的電離程度大于N的水解程度。根據電荷守恒c(N)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),c(H+)>c(OH-),則c(N)>c(Na+),由于HNO2電離程度小,故c(N)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
(3)pH=3的HNO2溶液中c(H+)=10-3 mol·L-1,則c(HNO2)遠大于10-3 mol·L-1,pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-3 mol·L-1;pH=3的HNO2溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合后HNO2過量,溶液顯酸性,c(H+)>c(OH-),根據電荷守恒c(N)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),可知c(Na+)9第三章　水溶液中的離子反應與平衡
第三節　鹽類的水解
第2課時　鹽類水解的影響因素及應用
基礎過關練
題組一　　影響鹽類水解的因素
1.(經典題)在較稀FeCl3溶液中,存在如下水解平衡:Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。以下敘述不正確的是 (　　)
A.通入氯化氫氣體,H+數目增多,體系顏色變淺
B.升溫,平衡右移,體系顏色變深
C.加水,H+數目增多,pH減小
D.加入NaHCO3溶液,生成紅褐色沉淀
2.物質的量濃度相等的以下溶液①(NH4)2SO4溶液、②NH4Fe(SO4)2溶液、③(NH4)2CO3溶液、④NH4Cl溶液,其中c(N)的濃度由大到小的順序為 (　　)
A.①③②④　　　　B.①③④②
C.③①②④　　　　D.③①④②
3.將濃度均為0.1 mol·L-1的氨水與鹽酸等體積混合,下列做法能使混合后溶液中c(N)與c(Cl-)比值變大的是 (　　)
A.加入固體硫酸鉀
B.通入少量氯化氫
C.降低溶液溫度
D.加入少量固體NaHCO3
4.關于下列實驗的說法不正確的是 (　　)
A B
CH3COO-的水解程度增大 混合液中c(CH3COO-)和c(CH3COOH)之和大于c(Na+)
C D
NH4Cl可促進CH3COO-的水解 溶液的pH減小是CH3COO-水解平衡移動的結果
題組二　　鹽類水解的應用
5.將下列物質配成的溶液蒸干灼燒,最后仍能得到該物質的是 (　　)
A.FeCl2　　　　B.NaHCO3
C.Al2(SO4)3　　　　D.NH4Cl
6.下列物質的應用中,不能用鹽類水解原理解釋的是 (　　)
A.電解飽和食鹽水,產生黃綠色氣體
B.用熱飽和Na2CO3溶液清洗試管壁上附著的植物油
C.用FeCl3固體配制FeCl3溶液時,先將其溶于較濃鹽酸中
D.用Al2(SO4)3溶液凈化含少量泥土的渾濁水
7.在氯化鐵溶液中存在平衡:FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl。回答下列問題:
(1)加熱FeCl3稀溶液,溶液顏色會不斷加深,可得到一種紅褐色透明液體,向這種液體中加入MgCl2溶液,產生的現象為　　　　　　。
(2)將FeCl3溶液蒸干并灼燒,最終得到的固體是　　　　(寫化學式)。
(3)為了除去酸性MgCl2溶液中的Fe3+,可在加熱、攪拌的條件下加入MgCO3固體,過濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3+的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
能力提升練
題組　　實驗探究影響鹽類水解的因素
1.某濃度碳酸鈉溶液的pH隨溫度的變化如圖1所示,25 ℃時碳酸鈉溶液的pH隨濃度的變化如圖2所示。下列判斷錯誤的是 (　　)
圖1
圖2
A.a、b、c三點中,a點Na2CO3的水解程度最小
B.a、b、c三點中,b點水的電離程度最大
C.100 ℃時,純水的pH=6,c點溶液中c(OH-)約為10-0.3 mol·L-1
D.根據圖2推斷,圖1中溶液的濃度為0.3 mol·L-1
2.(1)某小組探究外界因素對CH3COONa水解程度的影響。甲同學設計實驗方案如下(表中溶液濃度均為0.10 mol·L-1):
序 號 溫度/ ℃ V(CH3COONa)/ mL V(CH3COONH4)/ mL V(H2O)/ mL pH
1 25 40.0 0 0 A1
2 25 4.0 0 36.0 A2
3 25 20.0 10.0 a A3
4 40 40.0 0 0 A4
ⅰ.實驗　　　　和　　　　(填序號)探究加水稀釋對CH3COONa水解程度的影響;
ⅱ.實驗1和3探究加入N對CH3COONa水解程度的影響;
ⅲ.實驗1和4探究溫度對CH3COONa水解程度的影響。
①加水稀釋CH3COONa溶液的過程中,下列各量變小的是　　　　(填字母)。
A.c(OH-)　　　　B.c(H+)·c(OH-)
C.
②根據甲同學的實驗方案,補充數據:a=　　　。
③已知CH3COONa水解為吸熱過程,甲同學預測A1A4。實驗結果與預測不一致的原因是　　　　　　　　。
(2)小組通過測定不同溫度下CH3COONa的水解常數Kh確定溫度對CH3COONa水解程度的影響。
查閱資料:Kh=,c0為CH3COONa溶液起始濃度。
試劑:CH3COONa溶液、0.100 0 mol·L-1鹽酸、pH計。
實驗:測定40 ℃下CH3COONa水解常數Kh,完成表格中序號7的實驗。
序號 實驗 記錄的數據
5 取20.00 mL CH3COONa溶液,用0.100 0 mol·L-1鹽酸滴定至終點,測CH3COONa溶液的濃度 消耗鹽酸體積為V mL
6 測40 ℃純水的pH b
7 c
在50 ℃和60 ℃下重復上述實驗。
數據處理:40 ℃下,Kh=　　　　(用含V、b、c的式子表示,不用化簡)。
實驗結論:Kh(60 ℃)>Kh(50 ℃)>Kh(40 ℃),溫度升高,促進CH3COONa水解。
答案與分層梯度式解析
基礎過關練
1.C 2.A 3.C 4.D 5.C 6.A
1.C　通入氯化氫氣體,H+數目增多,平衡逆向移動,體系顏色變淺,A正確;水解吸熱,升溫,平衡正向移動,體系顏色變深,B正確;加水,促進水解平衡正向移動,H+數目增多,但c(H+)減小,pH增大,C錯誤;加入NaHCO3溶液,HC和Fe3+相互促進水解,Fe3+水解程度增大,生成氫氧化鐵紅褐色沉淀,D正確。
2.A　1 mol (NH4)2SO4、1 mol (NH4)2CO3在水溶液中均能電離出2 mol N,但(NH4)2CO3中C、N發生相互促進的水解反應,故c(N):①>③,1 mol NH4Fe(SO4)2、1 mol NH4Cl在水溶液中均能電離出1 mol N,NH4Fe(SO4)2中Fe3+發生水解反應抑制N水解,故c(N):②>④,c(N)的濃度由大到小的順序為①③②④,A正確。
3.C　等濃度的氨水與鹽酸等體積混合,恰好反應生成NH4Cl,溶液中存在N+H2O NH3·H2O+H+。加入固體硫酸鉀,對N的水解無影響,溶液中c(N)和c(Cl-)的比值不變,A不符合題意;通入HCl,c(Cl-)、c(H+)增大,抑制N的水解,溶液中增加的Cl-的物質的量大于增加的N的物質的量,c(N)與c(Cl-)比值減小,B不符合題意;水解為吸熱過程,降低溫度,抑制N水解,c(N)增大,c(N)與c(Cl-)比值增大,C符合題意;加入固體NaHCO3,HC、N相互促進水解,c(N)降低,c(N)與c(Cl-)比值減小,D不符合題意。
4.D　CH3COONa溶液中加適量H2O,溶液濃度減小,促進CH3COO-水解,A項正確;根據元素守恒,原CH3COONa溶液中c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+),再加入一定量CH3COOH溶液后,混合液中c(CH3COO-)和c(CH3COOH)之和大于c(Na+),B項正確;NH4Cl水解使溶液顯酸性,在CH3COONa溶液中加入NH4Cl,CH3COO-、N相互促進水解,C項正確;加熱CH3COONa溶液促進CH3COO-的水解,使溶液的堿性增強,pH增大,D項錯誤。
5.C　FeCl2不穩定,易被氧氣氧化,將其溶液蒸干灼燒得不到原來物質,A錯誤;NaHCO3不穩定,受熱易分解生成碳酸鈉,所以蒸干、灼燒碳酸氫鈉溶液最終得到的是碳酸鈉,B錯誤;Al2(SO4)3較穩定,受熱不易分解,將其溶液蒸干灼燒仍然得到原來物質,C正確;NH4Cl不穩定,受熱易分解,將其溶液蒸干灼燒得不到原來物質,D錯誤。
6.A　A項,電解飽和食鹽水生成氫氧化鈉、氫氣、氯氣,與鹽類水解無關;B項,碳酸根離子水解,使碳酸鈉溶液呈堿性,油脂在堿性條件下生成易溶于水的物質,與鹽類水解有關;C項,Fe3+水解,用FeCl3固體配制FeCl3溶液時,為抑制FeCl3水解,先將其溶于較濃鹽酸中,與鹽類水解有關;D項,Al2(SO4)3溶液中Al3+水解生成氫氧化鋁膠體,氫氧化鋁膠體可吸附水中的懸浮雜質,所以用Al2(SO4)3溶液凈化含少量泥土的渾濁水與鹽類水解有關。
7.答案　(1)出現紅褐色沉淀　(2)Fe2O3　(3)MgCO3促進了Fe3+的水解,使Fe3+轉化為Fe(OH)3沉淀而被除去
解析　(1)加熱FeCl3稀溶液,得到的紅褐色透明液體為Fe(OH)3膠體,加入電解質MgCl2使膠體聚沉而得到紅褐色沉淀。(2)加熱可促進鹽類水解,由于HCl易揮發,可使水解進行徹底,得到Fe(OH)3沉淀,灼燒Fe(OH)3最終得到的固體為Fe2O3。(3)Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,MgCO3與H+反應:MgCO3+2H+ Mg2++CO2↑+H2O,使Fe3+的水解平衡正向移動,加熱促進Fe3+生成Fe(OH)3沉淀,再過濾除去Fe(OH)3沉淀和未反應的MgCO3。
能力提升練
1.B　水解吸熱,升高溫度促進C水解,在題圖1 a、b、c三點中,a點溫度最低,則a點Na2CO3的水解程度最小,A正確;升溫促進水的電離與鹽類水解,在題圖1 a、b、c三點中,c點溫度最高,因此c點水的電離程度最大,B錯誤;題圖1中c點的溫度為100 ℃,此溫度下KW=10-12,pH=11.7,即c(H+)=10-11.7 mol·L-1,則c(OH-)=10-0.3 mol·L-1,C正確;題圖2為25 ℃時不同濃度Na2CO3溶液pH的實驗數據,由題圖1可知25 ℃時Na2CO3溶液的pH為11.9,再結合題圖2的實驗數據可知,題圖1中碳酸鈉溶液的濃度為0.3 mol·L-1,D正確。
2.答案　(1)1　2　①AC　②0　③溫度升高,CH3COONa的水解程度增大,水的電離程度也增大,二者綜合影響導致c(H+)增大,pH減小
(2)測40 ℃時相同CH3COONa溶液的pH　
解析　(1)探究加水稀釋對CH3COONa水解程度的影響,應該是實驗1和2。①加水稀釋CH3COONa溶液的過程中,c(OH-)減小,A符合題意;c(H+)·c(OH-)=KW,KW受溫度影響,溫度不變,KW不變,B不符合題意;加水稀釋促進CH3COO-水解平衡正向移動,醋酸分子的物質的量增大,醋酸根離子的物質的量減小,=減小,C符合題意;==,Ka與溫度有關,溫度不變Ka不變,加水稀釋c(CH3COO-)減小,增大,D不符合題意。②根據甲同學的實驗方案,要保證實驗1和3中CH3COO-濃度均為0.10 mol·L-1,混合前兩溶液中CH3COO-濃度均為0.10 mol·L-1,不能再加水,則a=0。③溫度升高,CH3COONa的水解程度增大,水的電離程度也增大,二者綜合影響導致c(H+)增大,即水的離子積常數增大的多,水解平衡正向移動的程度較小,導致pH減小。
(2)CH3COONa+HCl CH3COOH+NaCl,n(CH3COONa)=n(HCl)=0.100 0V×10-3 mol,CH3COONa溶液起始濃度c0== mol·L-1,40 ℃純水的pH=b,即c(H+)=c(OH-)=10-b mol·L-1,水的離子積KW=c(H+)·c(OH-)=10-2b,根據水解常數Kh=可知,要確定40 ℃時CH3COO-水解常數Kh,還需要測定的值是40 ℃時該CH3COONa溶液的pH,若此時pH=c,則c(OH-)== mol·L-1,所以40 ℃時CH3COO-水解常數Kh=。
9

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