資源簡介

第三單元　鹽類的水解
第1課時　鹽類水解的原理　影響鹽類水解的因素
基礎過關練
題組一　　鹽類水解的實質
1.學生運動后喜喝碳酸飲料,碳酸飲料時常添加苯甲酸鈉(用NaA表示),用作飲料的防腐劑,已知25 ℃時,苯甲酸(HA)的電離常數為Ka(HA)=6.25×10-6(不考慮其他成分的影響);老師批閱作業喜喝茶,可提神醒腦。下列說法錯誤的是　(　　)
A.使用沸水泡茶,可加速茶葉中物質的溶解
B.苯甲酸鈉水解的離子方程式可表示為:A-+H2O HA+OH-
C.飲料中添加苯甲酸鈉,促進了水的電離
D.沸水泡茶測得茶水的pH=6.6,則該茶水一定呈酸性
2.下列離子方程式屬于鹽的水解且書寫正確的是　(　　)
A.FeCl3溶液:Fe3++3H2O Fe(OH)3↓+3H+
B.NaHS溶液:HS-+H2O H2S+OH-
C.Na2CO3溶液:C+2H2O H2CO3+2OH-
D.NH4Cl溶液:NH4+H2O NH3·H2O+H+
3.以下是幾種酸堿指示劑變色的pH范圍:①甲基橙3.1~4.4　②甲基紅4.4~6.2?、鄯犹?.2~10.0,現用0.1 mol/L NaOH溶液滴定濃度相近的乙酸溶液,上述指示劑(　　)
A.都可以用　　　　　　B.只能用③
C.可以用①、②　　　　　　D.可以用②、③
題組二　　鹽類水解的規律
4.已知H2A為二元酸,其酸式鹽NaHA的水溶液呈堿性,則下列有關結論錯誤的是(　　)
A.H2A為二元弱酸
B.NaHA水溶液中:c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-)
C.物質的量濃度相同時,溶液堿性:Na2A>NaHA
D.H2A在水溶液中的電離方程式為H2A 2H++A2-
5.常溫下,有pH均為9,體積均為10 mL的NaOH溶液和CH3COONa溶液,下列說法正確的是(　　)
A.兩種溶液中的c(Na+)相等
B.兩溶液中由水電離出的c(OH-)之比為10-9∶10-5
C.分別加水稀釋到100 mL時,兩種溶液的pH依然相等
D.分別與同濃度的鹽酸反應,恰好反應時消耗的鹽酸體積相等
6.室溫下,物質的量濃度相同的四種溶液(選項中僅寫出其溶質),pH由小到大的順序排列正確的是(　　)
A.FeCl3、KCl、Na2SO3、Ba(OH)2
B.Na2SiO3、Na2CO3、KNO3、NH4Cl
C.NH3·H2O、H3PO4、Na2SO4、H2SO4
D.NaHCO3、Na2CO3、KCl、HCl
題組三　　影響鹽類水解的因素
7.(經典題)在一定條件下,Na2CO3溶液中存在水解平衡:C+H2O HC+OH-。下列說法正確的是(　　)
A.稀釋溶液,C、HC、OH-濃度均減小,平衡不移動
B.加入少量NaHCO3固體,平衡向正反應方向移動
C.升高溫度,減小
D.加入NaOH固體,溶液pH增大
8.下列有關電解質溶液的說法,錯誤的是(　　)
A.向Na2CO3溶液中通入NH3,增大
B.將0.1 mol·L-1的K2C2O4溶液從25 ℃升溫至35 ℃,增大
C.向0.1 mol·L-1的HF溶液中滴加NaOH溶液至中性,=1
D.向0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中加入少量水,不變
9.常溫下,K2C2O4溶液中存在平衡C2+H2O HC2+OH-,滴加酚酞溶液呈紅色。下列說法正確的是(　　)
A.加入NaOH固體,溶液pH減小
B.加入CaCl2固體,C2濃度變大
C.升高溫度,溶液紅色變淺
D.稀釋溶液,減小
10.如圖所示三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01 mol/L CH3COONa溶液,并分別放置在盛有水的大燒杯中,然后向燒杯①中加入生石灰,向燒杯③中加入NH4NO3晶體,燒杯②中不加任何物質。下列敘述正確的是(　　)
A.①說明水解反應為放熱反應
B.③說明水解反應為吸熱反應
C.①中溶液紅色變淺
D.③中溶液紅色變深
11.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
B.實驗②說明Fe3+既發生了水解反應,又發生了氧化還原反應
C.實驗③說明Fe3+發生了水解反應,但沒有發生氧化還原反應
D.整個實驗說明S對Fe3+的水解無影響,但可以還原Fe3+
12.室溫下,通過下列實驗探究FeCl3水解反應[FeCl3(黃色)+3H2O Fe(OH)3(紅褐色)+3HCl]的條件。下列有關說法正確的是(　　)
實驗序號 實驗操作 實驗現象
1 將FeCl3溶液加熱片刻 溶液顏色變深
2 向FeCl3溶液中通入少量HCl氣體 溶液顏色變淺
3 向FeCl3溶液中加入少量(NH4)2SO4固體 溶液顏色變淺
4 向FeCl3溶液中加入少量NaHCO3固體 產生紅褐色沉淀,溶液中出現大量氣泡
A.實驗1得到的溶液中有c(Cl-)>c(Fe3+)>c(OH-)>c(H+)
B.實驗2中FeCl3水解反應的化學平衡常數變小
C.實驗3得到的溶液中有3c(Fe3+)+c(H+)=c(NH3·H2O)+c(Cl-)+c(OH-)
D.實驗4中反應的離子方程式為Fe3++HC+H2O Fe(OH)3↓+CO2↑
能力提升練
題組一　　鹽類水解規律及其影響因素
1.某興趣小組用數字實驗系統測定一定濃度Na2CO3溶液的pH與溫度的關系,得到如圖所示曲線。下列說法正確的是　(　　)
A.a點陰離子總數最多
B.b點溶液去油污效果最好
C.c點水的離子積最大
D.溫度升高,水的電離程度先增大后減小
2.按要求填空:
(1)FeCl3溶液的pH　　　　7(填“>”“=”或“<”),其原因為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)溫度相同,濃度均為0.1 mol·L-1的①(NH4)2CO3溶液,②(NH4)2Fe(SO4)2溶液,③氨水,④NH4NO3溶液,⑤NH4HSO4溶液,它們中的c(N)由大到小的排列順序是　　　　　　(用序號表示)。
(3)常溫下兩種溶液:a.pH=4的NH4Cl溶液;b.pH=4的鹽酸。其中水電離出的c(H+)之比為　　　　。
(4)常溫下,將pH=9的NaOH溶液與pH=4的鹽酸混合,若所得混合溶液的pH=6,則NaOH溶液與鹽酸的體積比為　　　　(忽略溶液混合時的體積變化)。
題組二　　Kh與Ka的關系
3.常溫下,某弱酸HA溶液中含A微粒的分布分數隨pH的變化如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A.-lgKa(HA)=4.7
B.Kh(A-)=
C.當該溶液的pH=7.0時,c(HA)D.等物質的量濃度的HA溶液、NaA溶液等體積混合后溶液顯酸性
4.常溫下將KOH溶液滴加到二元弱酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是(　　)
A.Kh(X2-)的數量級為10-9
B.線N表示pH與lg的變化關系
C.KHX溶液中,c(H+)>c(OH-)
D.當混合溶液呈中性時,c(K+)>c(HX-)>c(X2-)>c(OH-)=c(H+)
答案與分層梯度式解析
第三單元　鹽類的水解
第1課時　鹽類水解的原理　影響鹽類水解的因素
基礎過關練
1.D　使用沸水泡茶,溫度高,可加速茶葉中物質的溶解,A項正確;苯甲酸鈉中苯甲酸根離子水解生成苯甲酸和氫氧根離子,B項正確;苯甲酸鈉為強堿弱酸鹽,A-水解,促進水的電離,C項正確;沸水泡茶測得茶水的pH=6.6,由于溫度高于25 ℃,KW>1×10-14,則該茶水不一定呈酸性,D項錯誤。
2.B　Fe3+水解生成Fe(OH)3和H+,但未生成Fe(OH)3沉淀,A項錯誤; HS-水解生成H2S和OH-,B項正確;C水解分兩步進行,離子方程式分別為C+H2O HC+OH-、HC+H2O H2CO3+OH-,C項錯誤;N水解離子方程式為N+H2O NH3·H2O+H+,選項中銨根離子書寫錯誤,D項錯誤。
3.B　用0.1 mol/L NaOH溶液滴定CH3COOH溶液反應恰好完全時,生成了CH3COONa,CH3COONa溶液中CH3COO-部分水解,溶液呈堿性,應選擇堿性范圍內變色的指示劑,即應選③酚酞,B項正確。
4.D　HA-能水解,則H2A是二元弱酸,A項正確;NaHA的水溶液呈堿性,說明HA-水解程度大于電離程度,HA-的水解和電離都是微弱的,所以微粒濃度:c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-),B項正確;物質的量濃度相同時,溶液堿性:Na2A>NaHA,C項正確;H2A是二元弱酸,在水溶液中分步電離,其第一步電離方程式為H2A H++HA-,D項錯誤。
5.B　pH相等的NaOH和CH3COONa溶液,c(NaOH)6.A　FeCl3水解使溶液顯酸性,KCl不水解,其溶液顯中性,Na2SO3水解使溶液顯堿性,Ba(OH)2屬于強堿,對應溶液符合pH由小到大的順序,A項正確;Na2SiO3、Na2CO3水溶液顯堿性,KNO3為強酸強堿鹽,其溶液顯中性,NH4Cl溶液顯酸性,不符合pH由小到大的順序,B項錯誤; NH3·H2O屬于堿,H3PO4屬于酸,Na2SO4是強酸強堿鹽,不水解,溶液顯中性,H2SO4屬于強酸,對應溶液不符合pH由小到大的順序,C項錯誤; NaHCO3、Na2CO3水解,其溶液均顯堿性,KCl為強酸強堿鹽,不水解,其溶液顯中性,HCl屬于強酸,其溶液顯酸性,不符合pH由小到大的順序,D項錯誤。
7.D　根據“越稀越水解”,稀釋溶液,平衡正向移動,c(C)、c(HC)、c(OH-)均減小,A項錯誤;加入少量NaHCO3固體,c(HC)增大,平衡向逆反應方向移動,B項錯誤;水解反應吸熱,升高溫度,平衡正向移動,c(HC)增大,c(C)減小,則增大,C項錯誤;加入NaOH固體,c(OH-)增大,溶液pH增大,D項正確。
8.A　Na2CO3溶液中存在水解平衡:C+H2O HC+OH-,通入NH3, c(OH-)增大,抑制水解,c(C)增大,c(HC)減小,所以減小,A項錯誤;K2C2O4溶液中存在平衡:C2+H2O HC2+OH-,溫度升高,促進水解,c(C2)減小,c(K+)不變,增大,B項正確;向HF溶液中滴加NaOH溶液至中性,c(H+)=c(OH-),由電荷守恒,所得溶液中一定存在c(Na+)=c(F-),所以=1,C項正確;CH3COONa溶液中存在平衡: CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,加入少量水,促進CH3COO-水解,但溫度不變,=不變,D項正確。
引申拓展　鹽類水解平衡是鹽中“弱離子”與水反應形成的一種平衡,屬于化學平衡的范疇,其移動也符合勒夏特列原理,在分析時我們應緊密聯系化學平衡的有關知識,用平衡理論解決問題。
9.D　加入NaOH固體,使得c(OH-)增大,溶液pH增大,A錯誤;加入CaCl2固體,發生反應C2+Ca2+ CaC2O4↓,所以溶液中C2濃度減小,B錯誤;升高溫度,促進水解,c(OH-)增大,溶液紅色變深,C錯誤;稀釋溶液,c(OH-)減小,由C2+H2O HC2+OH-可知,Kh(C2)= ,KW=c(OH-)·c(H+),所以= 解題技法,溫度不變,Kh(C2)和KW都不變,所以稀釋溶液減小,D正確。
10.B　在CH3COONa溶液中存在水解平衡:CH3COO-+H2O CH3COOH+ OH-高頻考點。①中加入生石灰,生石灰與水反應放熱,使溶液溫度升高,燒瓶中溶液的紅色加深,說明水解反應為吸熱反應,A項錯誤,C項錯誤; ③中加入NH4NO3晶體,NH4NO3溶于水吸熱,使溶液溫度降低,燒瓶中溶液的紅色變淺,說明水解反應為吸熱反應,B項正確,D項錯誤。
11.D　Fe3+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,A正確;在5 mL FeCl3溶液中滴加2滴Na2SO3溶液,變紅褐色,說明生成了Fe(OH)3膠體,滴入K3[Fe(CN)6]溶液后,產生藍色沉淀說明生成了Fe2+,B正確;實驗③在5 mL Na2SO3溶液中滴加2滴FeCl3溶液,根據現象分析可知,仍發生Fe3+的水解反應,但未發生氧化還原反應,C正確;題述三組實驗,不能說明S對Fe3+的水解無影響,事實上,S水解使溶液顯堿性,可促進Fe3+的水解,D錯誤。
12.C　氯化鐵溶液中鐵離子水解,溶液顯酸性,離子濃度大小為 c(Cl-)>c(Fe3+)>c(H+)>c(OH-),A錯誤;化學平衡常數隨溫度變化而變化,向FeCl3溶液中通入少量HCl氣體,FeCl3水解反應的化學平衡常數不變,B錯誤;向FeCl3溶液中加入少量(NH4)2SO4固體,得到的溶液中存在電荷守恒:3c(Fe3+)+c(H+)+c(N)=c(Cl-)+c(OH-)+2c(S),物料守恒:c(N)+c(NH3·H2O)=2c(S),聯立得到3c(Fe3+)+c(H+)= c(NH3·H2O)+c(Cl-)+c(OH-)高頻考點,C正確;向FeCl3溶液中加入少量NaHCO3固體后發生雙水解反應,生成氫氧化鐵和二氧化碳,反應的離子方程式為Fe3++3HC Fe(OH)3↓+3CO2↑,D錯誤。
能力提升練
1.C　升溫,C水解和水的電離都受到促進,溶液中c(OH-)增大,但KW也增大易錯點,從題圖可以分析,a到b,c(OH-)增大幅度大于KW增大幅度,所以c(H+)減小,b到c,c(OH-)增大幅度小于KW增大幅度,所以c(H+)增大。水的電離程度越大,C水解程度越大,溶液中陰離子數目越多,A項錯誤;c點溫度最高,溶液中C水解程度最大,去油污能力最強,B項錯誤;升高溫度,水的電離程度一直增大,故c點水的離子積最大,C項正確,D項錯誤。
2.答案　(1)<　Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
(2)②①⑤④③
(3)106∶1
(4)9∶1
解析　(1)FeCl3為強酸弱堿鹽,其水溶液呈酸性,則pH<7,Fe3+水解的離子方程式為Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。(2)①(NH4)2CO3溶液中N和C水解相互促進;②(NH4)2Fe(SO4)2溶液中N、Fe2+水解相互抑制;③0.1 mol·L-1的氨水中,c(N)遠小于0.1 mol·L-1; ④NH4NO3為強酸弱堿鹽,在水溶液中N會水解;⑤NH4HSO4可電離出H+,H+會抑制N水解。綜上所述,五種溶液中的c(N)由大到小的排列順序是②①⑤④③。(3)pH=4的NH4Cl溶液中水電離出的c(H+)= 1×10-4 mol·L-1;常溫下pH=4的鹽酸中水電離出的c(H+)等于水電離出的c(OH-),為1×10-10 mol·L-1,則常溫下pH=4的NH4Cl溶液與pH= 4的鹽酸中水電離出的c(H+)之比為1×10-4∶1×10-10=106∶1。(4)混合溶液的pH=6,呈酸性,則c(H+)== 10-6 mol·L-1,即V(NaOH)∶V(HCl)=9∶1。
3.B　分析可知,c(HA)=c(A-)時,pH=4.7,此時Ka(HA)=c(H+)=10-4.7,故 -lgKa(HA)=4.7,A項正確;Kh(A-)=,B項錯誤;根據圖像可知,當溶液pH=7.0時,c(HA)Kh(A-),則等物質的量濃度的HA溶液、NaA溶液等體積混合后溶液顯酸性,D項正確。
4.D　H2X為二元弱酸,在溶液中分步電離,第一步電離遠遠大于第二步電離,電離常數Ka1(H2X)=>Ka2(H2X)=,則> ,由題圖可知,線N表示pH與lg的變化關系,線M表示pH與lg的變化關系,B項正確;當lg=0時,即=1,溶液的pH為5.4,電離常數Ka2(H2X)==10-5.4,Kh(X2-)=== 10-8.6,數量級為10-9,A項正確;當lg=0時,即=1,溶液的pH為4.4,電離常數Ka1(H2X)==10-4.4,則Kh(HX-)== =10-9.6,HX-的水解程度小于電離程度,KHX溶液呈酸性,c(H+)> c(OH-),C項正確;由題圖可知,當溶液pH=5.4時,lg=0,則pH=7時,溶液中c(X2-)>c(HX-),D項錯誤。
2(共24張PPT)
第三單元 鹽類的水解
必備知識 清單破
知識點 1 鹽類水解及其規律
1.定義
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

3.特點:可逆、吸熱、微弱。
4.鹽類水解的離子方程式
(1)水解離子方程式用“ ”連接而不用“ ”,不標“↓”或“↑”符號,不把易分解
的生成物寫成其分解產物的形式。
(2)多元弱酸鹽的水解的離子方程式要分步表示。
(3)多元弱堿的陽離子水解復雜,可看作一步水解。
越弱,鹽的水解程度越大。
(3)“誰弱誰水解,都弱都水解”——強酸弱堿鹽電離出的弱堿陽離子發生水解,強堿弱酸鹽
電離出的弱酸陰離子發生水解,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,同強顯中性”——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,即強酸弱堿鹽的溶液呈酸性,強堿弱酸鹽的溶液呈堿
性。
5.水解反應規律
(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。一般地,鹽必須易溶于水才考慮水解,如CaCO3難溶于水,可以不
考慮其水解。
(2)“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱,鹽的水解程度越大;弱堿陽離子對應的堿
(2)NH4Cl:N +H2O NH3·H2O+H+。
Kh(N )= = = = 。
(3)Na2CO3:C +H2O HC +OH-,Kh(C )= ;HC +H2O H2CO3+OH-,
Kh(HC )= 。
6.水解平衡常數
(1)CH3COONa:CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-。Kh(CH3COO-)= =
= = 。
　
1.內因:鹽本身的性質。
2.外因:受溫度、濃度及外加酸、堿等因素的影響。
(1)溫度:升高溫度,鹽的水解程度增大。
(2)濃度:稀釋鹽溶液,可以促進水解。
(3)外加酸、堿:水解呈酸性的鹽溶液,加堿會促進水解,加酸會抑制水解;水解呈堿性的鹽溶
液,加堿會抑制水解,加酸會促進水解。
(4)外加鹽:加入與鹽的水解性質相反的鹽會使鹽的水解程度增大;加入與鹽的水解性質相同
的鹽,會使鹽的水解程度減小。
知識點 2 影響鹽類水解的因素
1.鹽溶液的配制與保存:配制氯化鐵溶液時將氯化鐵先溶于濃鹽酸,然后再加水稀釋。
2.制備膠體:實驗室制備氫氧化鐵膠體時,是向沸水中滴加飽和氯化鐵溶液,并繼續煮沸至液
體呈紅褐色。
3.熱的純堿去油污:加熱可促進碳酸鈉水解,使溶液堿性增強,去污效果增強。
4.泡沫滅火器原理:鋁鹽與碳酸氫鹽的水解相互促進,生成氫氧化鋁沉淀和二氧化碳氣體,可
隔絕空氣滅火。
5.明礬凈水原理:明礬溶于水后水解生成具有吸附性的氫氧化鋁膠體,吸附水中微小的懸浮顆
粒。
知識點 3 鹽類水解的應用
知識辨析
1.酸式鹽會電離出H+,其溶液顯酸性,堿式鹽會電離出OH-,其溶液顯堿性。這種說法對嗎
2.碳酸鈉溶液中,c(Na+)>c(C )>c(HC )>c(OH-)>c(H2CO3)。這種說法對嗎
3.碳酸鈉水解使溶液顯堿性,加水稀釋水解程度變大,水的電離程度也變大。這種說法對嗎
4.溫度不變時,向氯化鐵溶液中加少量FeCl3固體或加水稀釋,其水解平衡均向正反應方向移
動。這種說法對嗎
一語破的
1.不對。多元弱酸的酸式鹽中的酸式酸根離子在水溶液中電離顯酸性,水解顯堿性,溶液顯酸
性或堿性由電離程度和水解程度的相對大小決定,所以多元弱酸的酸式鹽溶液可能顯酸性,
也可能顯堿性。
2.不對。碳酸鈉溶液中存在水解平衡:C +H2O HC +OH-,HC +H2O H2CO3+
OH-,由于存在第二步水解,第一步水解生成的HC 濃度會減小,OH-濃度會大于HC 濃度。
3.不對。碳酸鈉溶液加水稀釋后離子總濃度變小,平衡向著離子總濃度變大的方向移動,所以
C 的水解程度變大,溶液中OH-的物質的量變大,但由于溶液體積增大,c(OH-)變小,即水電
離出的c(OH-)變小,水的電離程度變小。
4.對。氯化鐵溶液中存在水解平衡:Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+,根據勒夏特列原理,增大Fe3+
的濃度,平衡正向移動;加水稀釋,溶液中微粒總濃度減小,平衡向著微?？倲翟龆嗟姆较?即
正向)移動。
　
1.正鹽溶液的酸堿性
關鍵能力 定點破
定點 1 鹽溶液的酸堿性
鹽的類型 實例 是否水解 水解離子 溶液的酸堿性 對水的電離的影響
強酸強堿鹽 NaCl、K2SO4 不水解 無 中性 無
強酸弱堿鹽 NH4Cl、CuSO4、FeCl3 水解 N 、Cu2+、Fe3+ 酸性 促進水
的電離
強堿弱酸鹽 Na2S、Na2CO3、NaHCO3 水解 S2-、C 、HC 堿性 弱酸弱堿鹽 CH3COONH4、(NH4)2S 水解 CH3COO-、N 、S2- —— 2.酸式鹽溶液的酸堿性
　　酸式鹽溶液的酸堿性,要分析組成鹽的微粒,強堿對應的酸式鹽,只需考慮酸式酸根離
子。
(1)強酸的酸式鹽只電離,不水解,溶液一定顯酸性,如NaHSO4:NaHSO4 Na++H++S 。
(2)弱酸的酸式鹽溶液中既存在電離平衡又存在水解平衡:
NaHA Na++HA-;
HA- H++A2-(電離,顯酸性);
HA-+H2O H2A+OH-(水解,顯堿性)。
①若電離程度大于水解程度,則溶液顯酸性;常見的酸式鹽中,溶液顯酸性的有NaHSO3、
KHC2O4。
②若水解程度大于電離程度,則溶液顯堿性;常見的酸式鹽中,溶液顯堿性的有NaHCO3、NaHS。
典例 25 ℃時,有關0.1 mol·L-1的3種溶液①鹽酸、②氨水、③CH3COONa溶液,下列說法中,不
正確的是 (　 )
A.3種溶液中pH最小的是①
B.3種溶液中水的電離程度最大的是②
C.①與②等體積混合后溶液呈酸性
D.①與③等體積混合后c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)
B
思路點撥：鹽水解的實質是鹽電離出的弱電解質的離子與水電離出的H+或OH-結合,促進水
電離。酸或堿電離出的氫離子或氫氧根離子抑制水電離,依據此解題。
解析：鹽酸呈酸性,氨水呈堿性,CH3COONa水解使溶液呈堿性,所以pH最小的是鹽酸,故A正
確;鹽酸中的HCl電離出H+、氨水中的一水合氨電離出OH-,都抑制水電離,CH3COONa水解促
進水電離,所以水電離程度最大的是③,故B錯誤;①與②等體積混合后恰好生成氯化銨,氯化
銨水解使溶液呈酸性,故C正確;①與③等體積混合后恰好完全反應生成醋酸和氯化鈉,根據
電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)+c(Cl-),c(Na+)=c(Cl-),所以c(H+)=c(CH3COO-)+
c(OH-),c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-),故D正確。

1.在科學研究中的應用
定點 2 鹽類水解的應用
應用 實例
配制易水解的鹽溶液 配制某些強酸弱堿鹽溶液時,需要加入相應的強酸,使水解平衡逆向移動,抑制陽離子的水解,如配制FeCl3、SnCl2溶液時,通常先將
它們溶于濃鹽酸中,再加水稀釋到所需的濃度
制備某些膠體 利用水解原理制備膠體,如向沸水中滴加FeCl3飽和溶液,產生紅褐色膠體:Fe3++3H2O Fe(OH)3(膠體)+3H+
堿性溶液的保存 Na2CO3、Na2S等水解后溶液顯堿性,因堿性溶液可與SiO2反應,所以保存時不能使用磨口玻璃塞,應用帶橡膠塞的試劑瓶保存
制備某些無水鹽 將FeCl3溶液蒸干時,得不到無水FeCl3,原因是在加熱過程中,HCl不斷揮發,水解平衡不斷正向移動,得到Fe(OH)3,繼續加熱,Fe(OH)3分解得到Fe2O3,所以只有在HCl氣流中加熱Fe-Cl3溶液才能得到無水FeCl3
判斷離子是否 大量共存 常見的因強烈水解而不能大量共存的離子:Al3+與C 、HC 、S2-、HS-、Al ;Fe3+與HC 、C 、Al ;N 與Al 、Si 等
應用 實例
混合鹽溶液中的除雜和提純 ①采用加熱法促進溶液中某些鹽的水解,使之生成氫氧化物沉淀,以除去溶液中的某些金屬離子,如除去KNO3溶液中的Fe3+;
②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3,可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促進FeCl3的水解,使FeCl3轉化為Fe(OH)3而除去,可表示為Fe3++
3H2O Fe(OH)3+3H+,MgO+2H+ Mg2++H2O(以MgO為例)
2.鹽溶液蒸干后產物的判斷
常見類型 溶液蒸干所得物質
金屬陽離子易水解的易揮發性強酸鹽 蒸干時得到氫氧化物,灼燒時得到氧化物,如AlCl3溶液蒸干時得到Al(OH)3,灼燒時得到Al2O3
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Al2(SO4)3
固體
弱酸酸根離子易水解的強堿弱酸鹽 蒸干得原溶質,如Na2CO3溶液蒸干得Na2CO3固體
陰、陽離子均易水解,且水解產物易揮發的鹽 蒸干后得不到任何物質,如(NH4)2S、(NH4)2CO3等溶液蒸干后得不到任何物質
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,Mg(HCO3)2
溶液蒸干后得Mg(OH)2
易被氧化的鹽 蒸干時會被O2氧化,蒸干后得不到原物質,如
Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4
典例 下列事實:
①NaHSO4溶液呈酸性;
②長期使用化肥(NH4)2SO4會使土壤酸性增強,發生板結;
③配制CuCl2溶液,先用濃鹽酸溶解CuCl2固體;
④NaHS溶液中c(H2S)>c(S2-);
⑤氯化銨溶液可去除金屬制品表面的銹斑;
⑥加熱FeCl3·6H2O晶體,往往得不到FeCl3固體。
其中與鹽類的水解有關的有 (　 )
A.6個　　B.5個　　C.3個　　D.4個
B
思路點撥：本題主要從鹽的組成分析鹽溶液的酸堿性,從外界條件變化對鹽水解的影響分析
鹽水解的應用。
解析：①NaHSO4為強酸強堿的酸式鹽,不發生水解,溶液顯酸性是因為電離出H+;②中是N
水解所致;③HCl會抑制Cu2+水解;④中是HS-水解程度大于其電離程度所致;⑤中N 水解產
生的H+與銹斑中的Fe2O3反應;⑥加熱促進FeCl3水解。故除①外都與鹽類的水解有關。
1.比較溶液中離子濃度的大小的方法
(1)多元弱酸溶液:根據多步電離分析,例如:H3PO4溶液中,c(H+)>c(H2P )>c(HP )>c(P )>
c(OH-)。
(2)多元弱酸的正鹽溶液:弱酸酸根離子分步水解,例如:Na2CO3溶液中,c(Na+)>c(C )>c(OH-)>
c(HC )>c(H+)。
(3)不同溶液中同一離子濃度的比較:看溶液中其他離子對該離子的影響,例如:在相同物質的
量濃度的①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4溶液中,c(N )的大小順序是③>①>②。
(4)混合溶液中各離子濃度的比較:要進行綜合分析,如電離、水解等因素。例如:在0.1 mol/L
的NH4Cl和0.1 mol/L的氨水混合溶液中,NH3·H2O的電離作用大于N 的水解作用,溶液呈堿
性,c(OH-)>c(H+),且c(N )>c(Cl-),各離子濃度的大小順序為c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。
定點 3 溶液中粒子濃度的大小關系、守恒關系
2.溶液中的守恒關系
守恒關系 實例(Na2CO3溶液和NaHCO3溶液)
物料守恒 Na2CO3溶液:c(Na+)=2[c(HC )+c(C )+c(H2CO3)]
NaHCO3溶液:c(Na+)=c(HC )+c(C )+c(H2CO3)
電荷守恒 Na2CO3溶液:c(Na+)+c(H+)=c(HC )+c(OH-)+2c(C )
NaHCO3溶液:c(Na+)+c(H+)=c(HC )+c(OH-)+2c(C )
質子守恒 Na2CO3溶液:c(OH-)=c(H+)+c(HC )+2c(H2CO3)
NaHCO3溶液:c(OH-)+c(C )=c(H+)+c(H2CO3)
典例 室溫時,Ka1(H2C2O4)=5.9×10-2,Ka2(H2C2O4)=6.4×10-5。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 H2C2O4溶液:c(HC2 )>c(H+)>c(C2 )
B.0.1 mol/L NaHC2O4溶液:c(C2 )>c(HC2 )>c(H2C2O4)
C.0.1 mol/L Na2C2O4溶液:c(OH-)-c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC2 )
D.0.1 mol/L NaHC2O4溶液和0.1 mol/L Na2C2O4溶液等體積混合:c(HC2 )+2c(C2 )<
0.15 mol/L
C
思路點撥：多元弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性需通過大量計算分析得出,如草酸的酸式鹽溶液
的酸堿性需根據草酸的一級電離常數算出HC2 的水解平衡常數,與二級電離平衡常數進行
比較,然后得出草酸氫根離子的電離程度大于其水解程度的結論,由此得出草酸氫鈉溶液顯
酸性。
解析：A項,H2C2O4為二元弱酸,0.1 mol/L H2C2O4溶液中,c(H+)>c(HC2 )>c(C2 ),錯誤;B項,
分析可知HC2 的電離程度大于其水解程度,則0.1 mol/L NaHC2O4溶液中,c(HC2 )>c(C2 )> c(H2C2O4),錯誤;C項,根據溶液呈電中性可知,0.1 mol/L Na2C2O4溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(HC2 )+
2c(C2 )+c(OH-),根據物料守恒,c(Na+)=2[c(H2C2O4)+c(HC2 )+c(C2 )],兩式聯立可得
c(OH-)-c(H+)=2c(H2C2O4)+c(HC2 ),正確;D項,0.1 mol/L NaHC2O4溶液和0.1 mol/L Na2C2O4
溶液等體積混合,溶液呈電中性,c(Na+)+c(H+)=c(HC2 )+2c(C2 )+c(OH-),可變形為c(HC2 )+
2c(C2 )=c(Na+)+c(H+)-c(OH-),c(Na+)=0.15 mol/L,Ka2(H2C2O4)>Kh(C2 )≈1.6×10-10,溶液顯酸性,c(H+)>c(OH-),則c(HC2 )+2c(C2 )>0.15 mol/L,錯誤。第2課時　鹽類水解的應用
基礎過關練
題組一　　鹽類水解的應用
1.蒸干、灼燒下列物質的水溶液,能得到該物質的是(　　)
A.NaHCO3　　　　　　 B.AlCl3
C.Fe2(SO4)3　　　　　　D.KMnO4
2.實驗室配制氯化鐵溶液時,先把氯化鐵晶體溶解在濃鹽酸中,再加水稀釋到所需濃度,這樣操作的目的是(　　)
A.增大氯化鐵的溶解度
B.防止氯化鐵被氧化
C.增強Fe3+的氧化性
D.抑制氯化鐵水解
3.以0.10 mol·L-1的NaOH溶液滴定某一元弱酸HA的滴定曲線如圖所示,下列表述正確的是　(　　)
A.此實驗可以選用酚酞作為指示劑
B.弱酸HA的濃度約為1×10-4 mol·L-1
C.根據已知條件,弱酸HA的濃度為0.10 mol·L-1
D.當NaOH溶液的體積為9 mL時,恰好完全反應
4.下列說法正確的是　(　　)
A.將AlCl3和Fe(NO3)3溶液蒸干均得不到原溶質
B.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同
C.pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸溶液等體積混合后pH=4(忽略溶液混合時的體積變化)
D.c(N)相同的下列溶液:①NH4Al(SO4)2、②NH4Cl、③CH3COONH4、④NH3·H2O,溶液濃度的大小順序是①>②>③>④
5.為了配制N和Cl-的濃度比為1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入(　　)
A.適量的HCl　　　　　　 B.適量的NaCl
C.適量的氨水　　　　　　D.適量的NaOH
6.(經典題)下列物質用途或操作正確且與鹽類水解有關的是(　　)
①明礬凈水
②用熱純堿溶液除油脂
③FeCl3用于印刷線路板
④用TiCl4水溶液制備TiO2·xH2O
⑤用硫酸銅和石灰乳配制波爾多液殺蟲劑
⑥在氯化氫氣氛中灼燒氯化鎂晶體制無水氯化鎂
⑦用鐵粉、氯化鈉和炭粉的混合物做食品抗氧化劑
⑧在含氯化鐵雜質的氯化銅溶液中加入過量的氧化銅,過濾除雜
⑨配制FeSO4溶液時將FeSO4晶體溶于濃硫酸中并加蒸餾水稀釋至指定濃度
A.①③⑤⑦⑧　B.③④⑦⑧⑨ C.①②④⑥⑧　D.②③④⑤⑥
7.室溫下,下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是(　　)
A.能使甲基橙試液顯紅色的溶液中:N、Mg2+、ClO-、N
B.常溫下,lg=-12的溶液中:Fe2+、Al3+、N、S
C.0.1 mol·L-1的NH4Al(SO4)2溶液中:K+、Na+、C、Cl-
D.透明的溶液中:Cu2+、Fe3+、S、Mg2+
8.現有等物質的量濃度、等體積的五種溶液:(1)H2CO3、(2)Na2CO3、(3)NaHCO3、(4)NH4HCO3、(5)(NH4)2CO3,下列說法正確的是(　　)
A.c(HC)的大小關系為(4)>(3)>(5)>(2)>(1)
B.c(C)的大小關系為(1)<(4)<(3)<(5)<(2)
C.將溶液蒸干、灼燒后只有(1)不能得到對應的固體物質
D.(2)(3)(4)(5)既能與鹽酸反應,又能與NaOH溶液反應
9.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)不斷加熱FeCl3溶液,蒸干水分并灼燒,最終得到的固體是　　　　 (寫化學式)。
(3)為防止配制FeCl3溶液時出現渾濁,正確操作是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)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　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
題組二　　溶液中離子濃度的大小關系
10.鉀的化合物對調節體內循環有重要用途,一定溫度下,下列溶液中的離子濃度關系式正確的是(　　)
A.0.1 mol·L-1的KHCO3溶液中:c(K+)+c(H+)=c(HC)+c(C)+c(OH-)
B.K2S溶液中:2c(K+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)
C.K2CO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)
D.pH相同的①CH3COOK、②KOH、③KClO三種溶液中的c(K+):③>①>②(已知:CH3COOH的Ka=1.76×10-5,HClO的Ka=2.95×10-8)
11.高鐵酸鹽是一種綠色凈水劑,溶于水后,Fe與水分子結合發生質子化,并存在平衡H3Fe H2FeO4 HFe Fe。常溫下,0.1 mol/L的高鐵酸鹽溶液中,含鐵粒子的物質的量分數δ(X)隨pOH的變化如圖所示[δ(X)=]。下列說法錯誤的是(　　)
A.pH=4時,c(HFe)>4c(H2FeO4)
B.B點pH=-
C.HFe Fe+H+的平衡常數為10-6.5
D.溶液中水的電離程度由E點到A點減小
12.H2S為二元弱酸。20 ℃時,向0.100 mol·L-1的Na2S溶液中緩慢通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化及H2S的揮發)。下列指定溶液中微粒的物質的量濃度關系一定正確的是　(　　)
A.通入HCl氣體之前:c(S2-)>c(HS-)>c(OH-)>c(H+)
B.pH=7的溶液中:c(Cl-)>c(HS-)+2c(H2S)
C.c(HS-)=c(S2-)的堿性溶液中:c(Cl-)+c(HS-)>0.100 mol·L-1+c(H2S)
D.c(Cl-)=0.100 mol·L-1的溶液中:c(OH-)-c(H+)=c(H2S)-c(S2-)
13.25 ℃時,向10 mL 0.10 mol/L的一元弱酸HA(Ka=1.0×10-3)的溶液中逐滴加入0.10 mol/L NaOH溶液,溶液pH隨加入NaOH溶液體積的變化關系如圖所示。若溶液混合引起的體積變化可忽略,下列說法正確的是(　　)
A.a點時,c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)
B.pH=7時,V1>10
C.b點時,c(Na+)=c(HA)+c(A-)+c(OH-)
D.滴加NaOH溶液的體積為10 mL時,c(HA)+c(A-)+c(Na+)=0.20 mol/L
14.25 ℃,a L 0.1 mol/L CH3COOH溶液與b L 0.1 mol/L NaOH溶液混合,下列說法正確的是　(　　)
A.若a>b,則pH一定小于7
B.若a0.1(b-a)mol
C.若c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+),則a≤b
D.若pH=7,則a>b,且c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)
15.25 ℃時,用濃度為0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL濃度均為0.100 0 mol·L-1的三種酸HX、HY、HZ的溶液,滴定曲線如圖所示。
下列說法錯誤的是(　　)
A.在相同溫度下,同濃度的三種酸溶液的導電能力順序:HZ>HY>HX
B.根據滴定曲線,可得Ka(HY)≈10-5
C.V(NaOH)=10.00 mL時,三份溶液中c(X-)>c(Y-)>c(Z-)
D.HY溶液與HZ溶液混合,達到平衡時:c(H+)=+c(Z-)+c(OH-)
16.常溫下,有下列四種溶液:①0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液　 ②0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液?、?.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液　 ④0.1 mol·L-1 NH3·H2O和0.1 mol·L-1 NH4Cl混合溶液。
請根據要求回答下列問題。
(1)溶液①呈　　　　(填“酸”“堿”或“中”)性,其原因是　　　　　　　　　　　　　(用離子方程式表示)。
(2)比較溶液②③中c(N)的大小關系是②　　　　(填“>”“<”或“=”)③。
(3)在溶液④中,NH3·H2O與　　　　(填離子符號)物質的量濃度之和為0.2 mol·L-1。
(4)常溫下,測得溶液②的pH=7,CH3COO-與N濃度的大小關系是 c(CH3COO-)　　　　(填“>”“<”或“=”)c(N)。
能力提升練
題組一　　混合溶液中的粒子濃度關系
1.常溫下取Na2CO3、NaHCO3進行如下實驗。
實驗1:測得0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH約為8。
實驗2:將0.2 mol·L-1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L-1 CaCl2溶液等體積混合,有白色沉淀及氣泡生成。
實驗3:向0.05 mol·L-1 Na2CO3溶液中通CO2,pH從12降至9。
實驗4:向Na2CO3溶液中滴加氯水,氯水顏色褪去。
下列說法正確的是(　　)
A.Ka2(H2CO3)>
B.實驗2中反應生成的氣體是HCl
C.實驗3中pH=9的溶液中:c(Na+)>c(C)+c(HC)+c(H2CO3)
D.實驗4中c反應前(C)2.已知25 ℃時,二元酸H2C2O4的pKa1、pKa2(pK=-lgK)依次為1.23、 4.19,NH3·H2O的pKb為4.75?；卮鹣铝袉栴}。
(1)比較0.1 mol·L-1 NH4HC2O4溶液中c(H+)、c(OH-)、c(N)、 c(HC2)的大小順序為　　　　　　　　　　　　。
(2)寫出NaHC2O4溶液中存在的電荷守恒關系式:　　　　　　　　　　　　。
(3)判斷NaHC2O4溶液顯　　　　性(填“酸”“中”或“堿”),請通過計算說明理由:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)0.1 mol·L-1 H2C2O4溶液用NaOH溶液滴定至pH=4.19。請判斷 c(HC2)　　　　c(C2)(填“等于”“大于”或“小于”)。
(5)0.1 mol·L-1 H2C2O4溶液用氨水滴定至pH=7.0時,c(N)、 c(HC2)、c(C2)三者之間的關系用一等式來表示:　　　　。
題組二　　圖像中的粒子濃度關系
3.常溫下H2CO3的Ka1=4.30×10-7、Ka2= 5.61×10-11,實驗室模擬以SO2和純堿為原料制備無水Na2SO3的實驗步驟如下:
①邊攪拌邊向Na2CO3溶液中通入SO2至溶液pH為4,停止通SO2,得 NaHSO3溶液;
②邊攪拌邊向NaHSO3溶液中滴加NaOH溶液,至溶液pH為10時,停止滴加NaOH溶液;
③加熱濃縮溶液至有大量晶體析出,在高于34 ℃條件下趁熱過濾,得無水Na2SO3。
下列說法不正確的是(　　)
水溶液中H2SO3、HS、S隨pH的分布圖
A.原Na2CO3溶液中:c(Na+)>c(HC)+2c(C)
B.步驟①通入SO2至溶液pH為9時,溶液中:c(HC)>c(C)
C.所得NaHSO3溶液中:c(H+)·c(S)>c(H2SO3)·c(OH-)
D.步驟②所得溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HS)+c(H2SO3)
答案與分層梯度式解析
第2課時　鹽類水解的應用
基礎過關練
1.C　NaHCO3受熱分解生成Na2CO3、水和CO2,A項錯誤;蒸干AlCl3溶液過程中,HCl揮發,Al3+水解生成Al(OH)3,灼燒后生成Al2O3,B項錯誤;蒸干、灼燒Fe2(SO4)3溶液后得到的固體為Fe2(SO4)3,C項正確; KMnO4受熱分解,D項錯誤。
2.D　 FeCl3水解方程式: FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl,為抑制 FeCl3水解,先把FeCl3晶體溶解在濃鹽酸中,D項正確。
3.A　氫氧化鈉和弱酸恰好反應生成的鹽是強堿弱酸鹽,該鹽水解使溶液顯堿性,應選擇堿性條件下變色的指示劑,A正確;弱酸部分電離,弱酸的濃度大于溶液中H+的濃度,所以HA的濃度大于1×10-4 mol·L-1,B錯誤;根據已知條件無法計算弱酸HA的濃度,C錯誤;當酸堿恰好反應時,滴定曲線會發生突變,由圖像可知,當NaOH溶液的體積為 10 mL時,酸堿恰好中和,D錯誤。
4.A　AlCl3和Fe(NO3)3水解生成易揮發的酸,蒸干過程中,酸揮發使水解平衡正向移動,最終生成Al(OH)3、Fe(OH)3,得不到原溶質,A正確;氯化鈉對水的電離無影響,CH3COONH4水解,可促進水的電離,所以兩溶液中水的電離程度不相同,B錯誤;pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸溶液等體積混合后c(H+)= mol·L-1≈5×10-4 mol·L-1,則pH<4,C錯誤;NH3·H2O部分電離,NH4Al(SO4)2中Al3+水解會抑制N的水解,CH3COONH4中CH3COO-水解會促進N水解,NH4Cl中N水解,則溶液濃度①<②<③<④,D錯誤。
5.C　NH4Cl溶液中c(N)6.C?、倜鞯\電離出的Al3+水解生成氫氧化鋁膠體,Al(OH)3膠體具有較大比表面積,能夠吸附水中雜質,與鹽類的水解有關;②純堿水解使溶液呈堿性,加熱后水解程度增大,溶液堿性增強,能使油脂發生水解,與鹽類的水解有關;③FeCl3溶液和銅發生氧化還原反應腐蝕銅,用于印刷線路板,與水解無關;④TiCl4水解生成HCl和TiO2·xH2O,與鹽類的水解有關;⑤CuSO4和石灰乳配制波爾多液殺蟲劑是兩者發生反應得到Cu(OH)2濁液,Cu2+能夠使蛋白質變性,與鹽類的水解無關; ⑥MgCl2水解生成Mg(OH)2和HCl,在HCl氣氛中抑制了水解,與鹽類的水解有關;⑦鐵粉、氯化鈉和炭粉混合物能夠形成原電池,達到消耗氧氣的目的,能夠使食品保鮮,與鹽類的水解無關;⑧Fe3+水解使溶液呈酸性,CuO消耗H+,促進Fe3+水解,最終Fe3+轉化成Fe(OH)3沉淀,與鹽類的水解有關;⑨濃硫酸具有強氧化性,會把Fe2+氧化為Fe3+,操作錯誤;故選C。
7.D　能使甲基橙試液顯紅色的溶液顯酸性,酸性溶液中ClO-不能大量存在,A不符合題意;常溫下,lg=-12的溶液顯堿性,Fe2+、Al3+不能在堿性溶液中大量存在,B不符合題意;N、Al3+水解使溶液顯酸性,C水解使溶液顯堿性,C選項中離子無法大量共存,C不符合題意。
8.B　(4)與(3)相比,(4)中N的水解促進了HC的水解,c(HC)的關系為(4)<(3),A項錯誤;(2)和(5)中的溶質都能完全電離產生 C,但由于(5)中N的水解會促進C的水解,所以c(C)的關系為(5)<(2),(3)和(4)中的溶質都能完全電離出HC,但由于(4)中N的水解會抑制HC的電離,所以c(C)的關系為(4)<(3),(1)中H2CO3需要兩步才能電離出C,所以其c(C)最小,從而得出 c(C)的大小關系為(1)<(4)<(3)<(5)<(2),B項正確;將溶液蒸干、灼燒后,只有(2)能得到對應的固體物質,C項錯誤;(3)(4)(5)既能與鹽酸反應,又能與NaOH溶液反應,(2)不能與NaOH溶液反應,D項錯誤。
9.答案　(1)出現紅褐色沉淀　(2)Fe2O3　
(3)將FeCl3固體溶于濃鹽酸中,再加水稀釋至所需濃度
(4)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)為防止配制FeCl3溶液時出現渾濁,應將FeCl3固體溶于濃鹽酸中,抑制FeCl3水解。(4)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,生成Fe(OH)3沉淀,再過濾除去Fe(OH)3和未反應的MgCO3。
10.C　根據電荷守恒可得:c(K+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-),A項錯誤;根據物料守恒可得:c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S),B項錯誤;根據質子守恒可得:c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3),C項正確;由 Ka可知,相同物質的量濃度的三種溶液的pH大小為②>③>①,所以pH相同時,三種溶液的物質的量濃度大小為②<③<①,則c(K+):②<③<①,D項錯誤。
11.C　pH=4時,即pOH=10,溶液中存在H2FeO4、HFe和微量的 H3Fe、Fe,C點:δ(HFe)=0.8,即c(HFe)=4[c(H2FeO4)+ c(H3Fe)+c(Fe)],則c(HFe)>4c(H2FeO4),A正確;H3Fe發生電離平衡:H3Fe H2FeO4+H+,K1=,H2FeO4發生電離平衡:H2FeO4 H++HFe,K2=,B點c(H3Fe)= c(HFe),K1K2=c2(H+),即pH=-lg=-,B正確; HFe Fe+H+,K3=,E點:c(Fe)=c(HFe), pOH=6.5,此時pH=7.5,則HFe Fe+H+的平衡常數K3=10-7.5,C錯誤;A點,H3Fe電離使溶液呈酸性,此時水的電離被抑制,E點pOH=6.5,則pH=7.5,酸根離子水解使溶液呈堿性,水的電離程度A點小于E點,溶液中水的電離程度由E點到A點減小,D正確。
12.D　Na2S溶液中存在兩步水解S2-+H2O OH-+HS-,H2O+HS-OH-+H2S,兩步水解都可以產生OH-,所以c(OH-)>c(HS-),A錯誤;溶液的pH=7,則溶液中c(OH-)=c(H+),結合電荷守恒可知c(Na+)=c(Cl-)+c(HS-)+2c(S2-),由物料守恒知c(Na+)=2c(H2S)+2c(S2-)+2c(HS-),所以存在 c(Cl-)=c(HS-)+2c(H2S),B錯誤;據電荷守恒可知c(Cl-)+c(HS-)+ 2c(S2-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),由物料守恒知c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)= 0.5c(Na+)=0.100 mol·L-1,則c(Cl-)+c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S),即c(Cl-)+c(OH-)+c(S2-)=c(H+)+c(HS-)+c(S2-)+2c(H2S),在c(HS-)= c(S2-)的堿性溶液中c(OH-)>c(H+),所以c(Cl-)+c(HS-)13.A　a點時,pH=3,c(H+)=1.0×10-3 mol/L,Ka==1.0×10-3,所以c(HA)=c(A-),根據電荷守恒可知c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),聯立得c(HA)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),A項正確;加入10 mL NaOH溶液時,二者恰好完全反應生成NaA,該鹽是強堿弱酸鹽,A-水解使溶液顯堿性,因此要使溶液pH=7,V1<10,B項錯誤;根據電荷守恒c(A-)+c(OH-)= c(Na+)+c(H+)可得c(Na+)=c(A-)+c(OH-)-c(H+)14.B　若a=b,CH3COOH和NaOH恰好完全反應,生成CH3COONa,溶液呈堿性,若a>b,則醋酸過量,根據醋酸過量的程度,溶液可能顯堿性、中性或酸性,A項錯誤;若a0.1(b- a) mol,B項正確;若c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+),溶液顯堿性,根據A項中的分析可知當醋酸過量時,溶液也可能顯堿性,C項錯誤;溶液顯中性時,c(H+)=c(OH-),根據電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-),則c(Na+)=c(CH3COO-),則c(Na+)15.C　在相同溫度下,同濃度的三種一元酸溶液的pH越小,其酸性越強,即酸性HZ>HY>HX,故導電能力順序為HZ>HY>HX,A項正確;向HY溶液中滴加NaOH溶液,當NaOH溶液滴到10.00 mL時,溶質為等物質的量的NaY、HY,則溶液中c(HY)≈c(Y-),HY的電離平衡常數Ka(HY)=≈c(H+)=10-5,B項正確;V(NaOH)=10.00 mL時,三份溶液中鈉離子濃度相同,且均存在電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(X-或Y-或Z-)+ c(OH-),結合曲線對應的酸堿性可知,含HZ的溶液中c(H+)最大,所以三份溶液中c(Z-)最大,C項錯誤;HY溶液與HZ溶液混合,溶液中電荷守恒為c(H+)=c(Y-)+c(Z-)+c(OH-),HY的電離平衡常數為Ka(HY)=,c(Y-)=,則c(H+)=+c(Z-)+c(OH-),D項正確。
16.答案　(1)酸　N+H2O NH3·H2O+H+　(2)<　(3)N　(4)=
解析　(1)NH4Cl是強酸弱堿鹽,在溶液中N發生水解反應:N+H2O NH3·H2O+H+,所以溶液呈酸性。
(2)0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液和0.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液中都存在水解平衡:N+H2O NH3·H2O+H+;在CH3COONH4溶液中還存在 CH3COO-的水解平衡:CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,CH3COO-的水解對 N的水解起促進作用,而在NH4HSO4溶液中,鹽電離產生的H+對N的水解起抑制作用,因此②③兩種溶液中c(N)的大小關系是②<③。
(3)在④0.1 mol·L-1 NH3·H2O和0.1 mol·L-1 NH4Cl混合溶液中, NH3·H2O和N的物質的量濃度之和為0.2 mol·L-1。
(4)溶液②中存在電荷守恒:c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(N),溶液 pH=7,則c(OH-)=c(H+),所以c(CH3COO-)=c(N)。
能力提升練
1.C　HC在溶液中存在水解平衡HC+H2O H2CO3+OH-,Kh(HC)===,測得0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH約為8,溶液顯堿性,表明在NaHCO3溶液中HC的水解程度大于其電離程度,得到Ka2(H2CO3)<高頻考點,A錯誤;將0.2 mol·L-1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L-1CaCl2溶液等體積混合,有白色沉淀及氣泡生成,Ca2+結合C生成CaCO3沉淀,促進HC電離,溶液中c(H+)增大,H+和HC結合生成CO2和H2O,2HC+Ca2+ CaCO3↓+CO2↑+H2O,B錯誤;向0.05 mol·L-1 Na2CO3溶液中通CO2,pH從12降至9,再結合實驗1,0.1 mol·L-1 NaHCO3的pH約為8,知該溶液中溶質為Na2CO3和NaHCO3,則c(Na+)>c(C)+c(HC)+c(H2CO3),C正確;氯水中含有H+,H+可與C結合,故反應后c(C)減小,D錯誤。
2.答案　(1)c(N)>c(HC2)>c(H+)>c(OH-)
(2)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)+2c(C2)
(3)酸　H2C2O4的Ka1=10-1.23,Ka2=10-4.19,HC2的電離常數為10-4.19,HC2的水解常數為<10-4.19,HC2的電離程度大于其水解程度,故 NaHC2O4溶液顯酸性
(4)等于
(5)c(N)=c(HC2)+2c(C2)
解析　(1)由于pK=-lgK,則Ka1(H2C2O4)=10-1.23,Ka2(H2C2O4)=10-4.19,Kb(NH3· H2O)=10-4.75,10-4.19>>,故HC2的電離程度>N的水解程度>HC2的水解程度,故溶液顯酸性,則NH4HC2O4溶液中c(N)>c(HC2)>c(H+)>c(OH-)。(2)NaHC2O4溶液中存在HC2的電離平衡、水解平衡以及水的電離平衡,溶液中的離子有Na+、H+、OH-、HC2、C2,存在電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC2)+2c(C2)。(3)H2C2O4的Ka1=10-1.23,Ka2=10-4.19,HC2的電離常數為10-4.19,HC2的水解常數為<10-4.19,故HC2的電離程度大于其水解程度,NaHC2O4溶液顯酸性。(4)溶液的pH=4.19,Ka2===10-4.19,故 c(HC2)=c(C2)。(5)溶液pH=7.0,呈中性,則c(H+)=c(OH-),又溶液中存在電荷守恒:c(H+)+c(N)=c(HC2)+2c(C2)+c(OH-),故 c(N)=c(HC2)+2c(C2)。
3.D　Na2CO3溶液中存在電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+ c(OH-),而Na2CO3溶液呈堿性,c(OH-)>c(H+),則c(Na+)>c(HC)+2c(C),A項正確;Ka2(H2CO3)==5.61×10-11,當c(C)=c(HC)時,c(H+)=5.61×10-11 mol·L-1,pH>9,則當pH=9時c(HC)>c(C),B項正確;當pH=4時,得到NaHSO3溶液,說明HS的電離程度大于其水解程度,則c(S)>c(H2SO3)、c(H+)>c(OH-),故c(H+)·c(S)>c(H2SO3)· c(OH-),C項正確;步驟②所得溶液為Na2SO3溶液,根據電荷守恒: c(HS)+c(OH-)+2c(S)=c(H+)+c(Na+),物料守恒:2c(H2SO3)+2c(HS)+2c(S)=c(Na+),得到c(OH-)=c(H+)+c(HS)+2c(H2SO3),D項錯誤。
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