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第1课时 弱电解质的电离平衡
学业基础
核心素养
当堂评价
核心微网络
素养新目标
1.了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2．理解影响弱电解质电离平衡的因素对电离平衡移动的影响。
3．了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
学业基础
一、电离平衡常数
1．电离平衡状态
(1)建立过程
(2)电离平衡：弱电解质的电离平衡指在一定条件下(温度、浓度)弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征，条件改变时平衡移动的规律符合勒夏特列原理。
(3)特点：电离平衡是动态平衡，弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行且速率相等。
2．电离平衡常数
(1)概念
在一定条件下达到________时，弱电解质电离形成的各种_____的浓度_____与溶液中未电离的_____的浓度之比。电离平衡常数简称电离常数。
(2)影响因素
电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只与_____有关，由于电离过程是_____过程，升温，K值_____。
(3)应用
电离常数表征了弱电解质的________，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的________，K越大，表示弱电解质的电离程度_____，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对_____。
电离平衡
离子
乘积
分子
温度
吸热
增大
电离能力
相对强弱
越大
越强
(4)表达式
①弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如CH3COOH H＋＋
CH3COO－，Ka＝____________________。
多元弱酸的电离是________进行的，每一步电离都有各自的电离常
数，如H2CO3电离：＋H＋ Kal＝_______________
＋H＋ Ka2＝________________
且Kal____Ka2。
②弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示，例如＋
OH－，Kb＝_________________。
分步
＞
3．电离度
(1)概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，_________________占原有溶质分子数(包括已电离的和未电离的)的百分率。
(2)表达式：α＝________________×100%。
状元随笔 电离常数表达的意义
(1)电离常数只随温度变化，与浓度无关。
(2)电离常数的大小反映了弱电解质的电离程度。K值越大，弱电解质越易电离，其对应的弱酸(弱碱)越强；反之，K值越小，弱电解质越难电离，其对应的弱酸(弱碱)越弱。即根据K值的大小可判断弱电解质的相对强弱。
(3)多元弱酸是分步电离的，一级电离程度最大，一般有Kal Ka2 Ka3。
已电离的溶质分子数
二、影响电离平衡的因素
1．弱电解质电离程度的大小是由电解质__________决定的。
2．反应条件对弱电解质的电离平衡的影响：
因素 影响结果
温度 升高温度，电离平衡_____移动
浓度 加水稀释，电离平衡_____移动
外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡________移动(同离子效应)
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡________移动
本身的性质
正向
正向
逆向
正向
状元随笔 电离平衡的移动完全符合勒夏特列原理，可将勒夏特列原理迁移到电离平衡的移动(电离度相当于转化率，离子浓度相当于生成物的平衡浓度，分子浓度相当于反应物的平衡浓度等)中来。
【即学即练】
1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)相同温度下，0.3 mol·L－1的醋酸溶液与的醋酸溶液的电离度相等。( )
(2)在醋酸溶液中加入NaOH溶液，可以使其电离平衡正向移动。( )
×
√
2．食醋的主要成分是醋酸，已知在不同温度下，测定一定浓度的CH3COOH溶液中H＋的浓度，则结果是( )
A．缺少条件，无法测定
B．H＋的浓度相同
C．温度低时，H＋的浓度大
D．温度高时，H＋的浓度大
答案：D
解析：CH3COOH是弱电解质，温度升高时，CH3COOH的电离程度增大，则溶液中H＋的浓度也增大。
3．(双选)下列关于电离常数(K)的说法中正确的是( )
A．电离常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离常数相互关系为Ka1 Ka2 Ka3
答案：AD
解析：电离常数表示电离程度的大小，K值越大，电离程度越大。电离常数是一个温度的函数，温度不变时电离常数不变。多元弱酸的电离常数关系为Ka1 Ka2 Ka3。
4．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是( )
A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多
B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
C．两种溶液的pH相等
D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
答案：B
解析：体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c平(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸参与的反应放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。
5．(双选)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数 (25 ℃)/ (mol·L－1) Ka＝ 1．77×10－4 Ka＝ 6．2×10－10 Ka1＝4.2×10－7
Ka2＝5.6×10－11
下列选项错误的是( )
===
===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN溶液消耗NaOH的量前者大于后者
D．等浓度的HCOOH和H2CO3溶液，pH：HCOOH＞H2CO3
答案：CD
解析：根据电离常数可知，酸性：，利用强酸制弱酸的原理可知，A、B项正确；等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液中，所含溶质的物质的量：n(HCN)＞n(HCOOH)，则中和HCN时消耗的NaOH的量多，C项错误；等浓度的HCOOH、H2CO3溶液中，c平(H＋)：HCOOH＞H2CO3，故pH：HCOOH＜H2CO3，D项错误。
6．在氨水中存在下列电离平衡：＋OH－。
(1)下列情况能引起电离平衡正向移动的有____ (填字母，下同)。
①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③通入HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压
a.①③⑤ b．①④⑥
c．③④⑤ d．①②④
(2)在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色____。
a．变蓝色 b．变深
c．变浅 d．不变
c
c
解析：(1)①加入NH4Cl固体相当于加入，平衡左移；②加入OH－，平衡左移；③通入HCl，相当于加入H＋，可中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相当于加H＋，可中和OH－，平衡右移；⑤加水稀释，越稀越电离，平衡右移；⑥无气体参加和生成，加压对电离平衡无影响。
(2)向氨水中加入NH4Cl晶体，)增大，则NH3·H2O电离平衡逆向移动，c平(OH－)减小，颜色变浅。
(3)在一定温度下，用水缓慢稀释1 mol·L－1氨水的过程中，溶液中随着水量的增加，
①n(OH－)________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)；
②______；
③______。
增大
增大
不变
解析：加水稀释，NH3·H2O电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，n(NH3·H2O)逐渐减小，所以逐渐增大；电离平衡常数K＝只与温度有关，所以加水稀释时＝也不变。
核心素养
目标一 弱电解质的电离平衡及影响因素
例1 已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( )
A．水的电离程度始终增大
B．c平)/c平(NH3·H2O)先增大再减小
C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变
D．当加入氨水的体积为10 mL时)＝c(CH3COO－)
答案：D
解析：CH3COOH对水的电离起抑制作用，加入氨水酸性减弱，水的电离程度增大，恰好完全反应时，溶液为中性，再滴加氨水，溶液逐渐变为碱性，抑制水的电离，水的电离程度减小，A项错误；因为NH3·H2O的电离常数Kb＝c平(OH－)·)/c平(NH3·H2O)，所以c平)/c平(NH3·H2O)＝Kb/c平(OH－)，因为Kb不变，c平(OH－)逐渐增大，所以c平)/c平(NH3·H2O)始终减小，B项错误；根据物料守恒，n(CH3COOH)与n(CH3COO－)之和不变，随着氨水增多，溶液的体积变大，故浓度之和逐渐减小，C项错误；当加入氨水的体积为10 mL时，CH3COOH和NH3·H2O恰好完全反应，因为CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，即CH3COONH4呈中性，所以)＝c(CH3COO－)，D项正确。
状元随笔 (1)弱酸或弱碱的电离平衡向右移动，其电离程度不一定增大，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大。
(2)弱酸或弱碱加水稀释时，溶液中不一定所有离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，c平(OH－)增大，其他离子浓度均减小。
(3)对于浓的弱电解质溶液，如冰醋酸加水稀释的过程弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度先增大后减小。
(4)分析弱电解质微粒浓度变化时，要注意平衡移动时相关量的变化程度与溶液体积变化程度的相对大小。
[提升1] 下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．常温下，pH均为5的盐酸与氯化铵溶液中，水的电离程度相同
B．常温下，NH4Cl溶液加水稀释时逐渐增大
C.常温下，向一定浓度的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH减小
D．25 ℃时，pH＝4.5的硫酸溶液中c(H＋)是pH＝5.5的磷酸中c(H＋)的10倍
答案：D
解析：A错，盐酸抑制水的电离，而氯化铵水解促进水的电离，后者溶液中水的电离程度大。B错，常温下水的离子积和氨水的电离平衡常数都为定值＝为定值。C错，常温下，向一定浓度的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，抑制醋酸的电离，c(H＋)减小，溶液pH增大。D对，25 ℃时，pH＝4.5的硫酸溶液中c(H＋)＝10－4.5，pH＝5.5的磷酸中c(H＋)＝10－5.5，c(H＋)前者是后者的10倍。
关键能力
影响因素
(1)内因
弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。
(2)反应条件
以CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0为例：
影响因素 移动 方向 n (H＋) c平 (H＋) c平 (CH3COO－) Ka pH 导电
能力
升温(不考虑 挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强
加入其他物质 CH3COONa 固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强
通入HCl 气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强
NaOH 固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱
目标二 弱电解质强弱判断
例2 下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是( )
①常温下NaNO2溶液的pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2 ⑥0.1 mol·L－1 HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.9
A．①④⑥ B．①②③④
C．①④⑤⑥ D．全部
答案：C
解析：①证明能水解，证明HNO2为弱酸；②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明HNO2为弱电解质；③说明HNO2酸性比HCl弱；④说明c平(H＋)
状元随笔 三角度判断电解质的强弱
角度一：是否存在电离平衡
(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。
(2)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，酸体积相等时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。
(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。
(4)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H＋)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H＋)一直减小。
(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，则该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。
(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。
角度二：是否存在水解平衡
(1)测定相应强碱盐的酸碱性，强酸强碱盐不水解，溶液呈中性；弱酸强碱盐水解，溶液显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。
(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，则该酸为强酸；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸。
角度三：是否发生复分解反应(强酸可制备弱酸)
根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸＞碳酸。
[提升2] 常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是( )
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．a、b、c三点溶液的pH由大到小的
顺序为a＞b＞c
C．a点的Kw比b点的Kw大
D．a点水电离的c(H＋)大于c点水电离的
c(H＋)
答案：D
解析：A错，稀释之前，两种溶液导电能力相等，说明离子浓度相等，由于醋酸为弱电解质，不能完全电离，则醋酸浓度大于盐酸浓度。B错，导电能力越大，说明离子浓度越大，酸性越强，则a、b、c三点溶液的pH大小顺序为c＜a＜b。C错，相同温度下，Kw相同，a点的Kw等于b点的Kw。D对，a点离子浓度小于c点离子浓度，氢离子浓度越大，对水的电离抑制程度越大，则a点水电离的H＋物质的量浓度大于c点水电离的H＋物质的量浓度。
状元随笔 强、弱酸(碱)稀释时pH的变化规律
(1)对于pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着水的加入，溶液中H＋(或OH－)数目不会增多(不考虑水的电离)，浓度改变大，而弱酸(或弱碱)随着水的加入，电离程度增大，H＋(或OH－)数目会增多，浓度改变小。
稀释时pH都向7靠近，但不越过7
(2)对于物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。
关键能力
强、弱电解质的比较
(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表)
比较 项目 c (H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时起始反应速率
一元 强酸 大 强 相同 相同 大
一元 弱酸 小 弱 小
(2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表)
比较 项目 c (酸) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时起始反应速率
一元 强酸 小 相同 小 少 相同
一元 弱酸 大 大 多 目标三 电离平衡常数与电离度
例3 已知常温时HClO的Ka(HClO)＝4.7×10－8 mol·L－1，HF的Ka(HF)＝。现将pH和体积都相同的HClO溶液和HF溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，
下列叙述正确的是( )
A．曲线Ⅰ为HClO溶液稀释时的pH变化曲线
B．取a点对应的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HF溶液的体积较小
C．b点对应溶液中水的电离程度比c点对应溶液中水的电离程度小
D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF)
答案：D
解析：A错，pH相同的弱酸溶液加蒸馏水稀释，pH变大，且酸性越强，其pH的变化越明显(或曲线的斜率越大)，因为Ka(HF)>Ka(HClO)，HF的酸性更强，则曲线Ⅰ为HF溶液稀释时的pH变化曲线。B错，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO和HF的物质的量一定相等，a点对应两种溶液的pH相同，因为HF的酸性更强，所以HF的浓度较小，消耗HF溶液的体积较大。C错，c点对应溶液比b点对应溶液的pH小，说明c点对应酸电离出来的H＋浓度更大，对水的电离的抑制更强，故c点对应溶液中水的电离程度更小。D对，＝，其数值只与温度有关。
状元随笔 关于电离平衡常数的理解
(1)电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。
(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。
(4)多元弱酸电离常数：Ka1≥Ka2≥Ka3……其酸性主要由第一步电离决定，Ka1值越大，相应酸的酸性越强。
[提升3] 下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)
(1)CH3COOH、H2CO3、H3PO4的酸性强弱如何排序？
(2)“CH3COONa＋H2CO3===NaHCO3＋CH3COOH”该反应能否发生？说明理由。
(3)25 ℃时，相同浓度的CH3COOH溶液，H2CO3溶液，H3PO4溶液的电离度大小关系是怎样的？
(4)若把CH3COOH、H2CO3、、H3PO4、、都看作是酸，其中酸性最强的是什么？最弱的是什么？
解析：(1)H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3。
(2)不能发生。K(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)，则酸性：CH3COOH＞H2CO3，据“强酸制弱酸”的规律可知题给反应不能发生。(3)α(H3PO4)＞α(CH3COOH)＞α(H2CO3)。
(4)酸性最强的是Ka值最大的，即H3PO4，酸性最弱的是Ka值最小的，即
关键能力
1.电离平衡常数的应用
(1)比较弱酸的酸性强弱。
相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。如：25 ℃时部分弱酸的电离常数如下表：
则酸性由强到弱的顺序为
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数 /(mol·L－1) 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8
(2)判断反应能否进行。
先依据电离常数K判断出酸的相对强弱，再利用相对强的酸制取相对弱的酸的反应原理，判断反应能否进行以及反应产物。
如：利用(1)中表格中的电离常数可判断出H2CO3、HClO、的酸性强弱顺序为。因此，向Na2CO3溶液中加入次氯酸，会生成NaHCO3和NaClO，而不会生成H2CO3。
(3)比较溶液稀释时粒子浓度比值的变化。
弱酸(如HA)溶液中，存在的粒子有：H＋、OH－、A－、HA。加水稀释时c平(H＋)、c平(A－)、c平(HA)减小，c平(OH－)增大，但或的变化可借助电离常数进行比较，即＝＝，加水稀释，Ka不变，c平(A－)减小，则增大。
2．电离平衡常数(K)、电离度(α)与c(H＋)的关系
依照化学平衡计算中“列三行”(或“列两行”)的方法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、α(电离度)等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。以一元弱酸为例，酸的起始浓度为c，
HA H＋＋A－
起始： c 0 0
变化： cα cα cα
平衡： c－cα≈c cα cα
则c平(H＋)＝cα，Ka＝即c平(H＋)＝，α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c平(OH－)＝cα＝。
当堂评价
1．室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是( )
A．0.1 mol·L－1氨水能使无色酚酞溶液变红色
B．0.1 mol·L－1氨水pH小于0.1 mol·L－1 NaOH溶液的pH
C．0.1 mol·L－1 NaOH溶液的导电能力比0.1 mol·L－1 氨水的导电能力强
D．0.1 mol·L－1氨水的pH小于13
答案：A
2．下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是( )
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，反应条件改变时，平衡可能会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各离子的浓度相等
答案：C
3．用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是( )
A．V1＝V2 B．V1＜V2
C．V1＞V2 D．V1≤V2
答案：C
4．(双选)用水稀释1 mol·L－1氨水时，溶液中随着水量的增加而增大的是( )
A．c平(H＋)和c平(OH－)的乘积
B．
C．水所电离出的OH－的物质的量浓度
D．H＋的物质的量浓度
答案：CD
5．(双选)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗，证明CH3COOH是弱电解质
B．pH相同的醋酸和盐酸，取等体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍然相同，则m＜n
C．常温下，在0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入少量NH4Cl晶体，能使溶液的pH减小且的值增大
D．常温下，CH3COOH的Ka＝1.7×10－5 mol·L－1，NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5 mol·L－1，0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中的c平(H＋)与0.1 mol·L－1的NH3·H2O的溶液中的c平(OH－)相等
答案：CD
用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗，说明醋酸溶液的导电性很弱，但不能证明OH是弱电解质，A错误；醋酸是弱酸，稀释促进电离。pH相同的醋酸和盐酸，取体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍然0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入少量NH4Cl晶体抑制电离，能使溶液的pH减小且的值增大，C正确；两种溶液的浓度相等，且CH3COOH的Ka和NH3·H2O的Kb相等，则两溶液中CH3COOH和NH3·H2O的电离程度相同，且两溶液中水的电离程度相同，故CH3COOH溶液中的c平(H＋)等于NH3·H2O溶液中的c平(OH－)，D正确。
6．25 ℃时，几种酸的电离平衡常数见下表：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平 衡常数 1.7×10－5 mol·L－1 K1＝4.2×10－7 mol·L－1 K2＝5.6×10－11 mol·L－1 4.7×10－8
mol·L－1
回答下列问题：
(1)下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是____________；(填序号)
B．ClO－
C
(2)下列反应不能发生的是_____；
＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－
===＋2HClO
A＞B＞D＞C
CD
解析：从题给电离平衡常数可得出酸性强弱为。
(1)对应酸越弱结合氢离子能力越强，所以结合氢离子能力A＞B＞D＞C。
(2)根据相对强的酸可制相对弱的酸原理分析可得，A、B反应能发生，C、D反应不能发生。
(3)用蒸馏水稀释0.10 mol·L－1的醋酸溶液，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是____；
A． B．
C． D．
CD
解析：用蒸馏水稀释0.10 mol·L－1的醋酸溶液，A选项，＝，加水稀释，平衡正向移动，n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，比值减小，故不选；B选项，＝，加水稀释平衡正向移动，n(CH3COOH)减小，n(CH3COO－)增大，所以比值增大，故选；C选项，加水稀释，c平(H＋)减小，Kw不变，所以减小，故不选；D选项，加水稀释，c平(H＋)减小，c平(OH－)增大，所以减小，故不选。
(4)将体积均为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX的溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中溶液pH的变化如图所示，则HX的电离平衡常数_______(填“大于”“等于”或“小于”，下同)醋酸的平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的c水(H＋)________醋酸溶液中水电离出来的c水(H＋)。
大于
大于
解析：体积均为10 mL的pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX的溶液分别加水稀释至1 000 mL，加水稀释变化大的酸性相对较强，因此根据稀释过程pH变化可知，HX的酸性比醋酸强，则HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液酸性比醋酸溶液酸性弱，对水电离抑制程度比醋酸抑制水电离的能力弱，因此HX溶液中水电离出来的c水(H＋)大于醋酸溶液中水电离出来的c水(H＋)。
练后反思
1．根据电离常数计算的解题思路
2．利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。c平(H＋)＝或c平(OH－)＝。
3．电离平衡的移动方向与电离常数的关系
(1)电离平衡正向移动若是由升温引起的，则电离常数增大。
(2)增大弱电解质的浓度或加水稀释均能使电离平衡正向移动，但电离常数不变(温度不变)。第2节 弱电解质的电离 盐类的水解
第1课时 弱电解质的电离平衡
核心微网络
素养新目标
1.了解弱电解质的电离平衡常数概念和电离平衡常数与电离程度的关系。
2．理解影响弱电解质电离平衡的因素对电离平衡移动的影响。
3．了解常见弱酸和弱碱的电离常数大小，能比较它们的电离能力强弱。
学业基础——自学·思记·尝试
一、电离平衡常数
1．电离平衡状态
(1)建立过程
(2)电离平衡：弱电解质的电离平衡指在一定条件下(温度、浓度)弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时的状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征，条件改变时平衡移动的规律符合勒夏特列原理。
(3)特点：电离平衡是动态平衡，弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行且速率相等。
2．电离平衡常数
(1)概念
在一定条件下达到________时，弱电解质电离形成的各种________的浓度________与溶液中未电离的________的浓度之比。电离平衡常数简称电离常数。
(2)影响因素
电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只与________有关，由于电离过程是________过程，升温，K值________。
(3)应用
电离常数表征了弱电解质的________，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的________，K越大，表示弱电解质的电离程度________，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对________。
(4)表达式
①弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如CH3COOH H＋＋CH3COO－，Ka＝________。
多元弱酸的电离是________进行的，每一步电离都有各自的电离常数，如H2CO3电离：
＋H＋ Kal＝________
＋H＋ Ka2＝________
且Kal________Ka2。
②弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示，例如＋OH－，Kb＝________。
3．电离度
(1)概念：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，________占原有溶质分子数(包括已电离的和未电离的)的百分率。
(2)表达式：α＝________×100%。
状元随笔 电离常数表达的意义
(1)电离常数只随温度变化，与浓度无关。
(2)电离常数的大小反映了弱电解质的电离程度。K值越大，弱电解质越易电离，其对应的弱酸(弱碱)越强；反之，K值越小，弱电解质越难电离，其对应的弱酸(弱碱)越弱。即根据K值的大小可判断弱电解质的相对强弱。
(3)多元弱酸是分步电离的，一级电离程度最大，一般有Kal Ka2 Ka3。
二、影响电离平衡的因素
1．弱电解质电离程度的大小是由电解质________决定的。
2．反应条件对弱电解质的电离平衡的影响：
因素 影响结果
温度 升高温度，电离平衡________移动
浓度 加水稀释，电离平衡________移动
外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡________移动(同离子效应)
加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡________移动
状元随笔 电离平衡的移动完全符合勒夏特列原理，可将勒夏特列原理迁移到电离平衡的移动(电离度相当于转化率，离子浓度相当于生成物的平衡浓度，分子浓度相当于反应物的平衡浓度等)中来。
【即学即练】
1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)相同温度下，0.3 mol·L－1的醋酸溶液与的醋酸溶液的电离度相等。( )
(2)在醋酸溶液中加入NaOH溶液，可以使其电离平衡正向移动。( )
2．食醋的主要成分是醋酸，已知在不同温度下，测定一定浓度的CH3COOH溶液中H＋的浓度，则结果是( )
A．缺少条件，无法测定
B．H＋的浓度相同
C．温度低时，H＋的浓度大
D．温度高时，H＋的浓度大
3．(双选)下列关于电离常数(K)的说法中正确的是( )
A．电离常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离常数相互关系为Ka1 Ka2 Ka3
4．体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，下列叙述错误的是( )
A．与NaOH完全中和时，醋酸所消耗的NaOH多
B．分别与足量CaCO3反应时，放出的CO2一样多
C．两种溶液的pH相等
D．分别用水稀释相同倍数时，n(Cl－)＜n(CH3COO－)
5．(双选)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离平衡常数 (25 ℃)/ (mol·L－1) Ka＝ 1．77×10－4 Ka＝ 6．2×10－10 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11
下列选项错误的是( )
===
===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN溶液消耗NaOH的量前者大于后者
D．等浓度的HCOOH和H2CO3溶液，pH：HCOOH＞H2CO3
6．在氨水中存在下列电离平衡：＋OH－。
(1)下列情况能引起电离平衡正向移动的有________(填字母，下同)。
①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③通入HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加水 ⑥加压
a.①③⑤b．①④⑥
c．③④⑤ d．①②④
(2)在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色________。
a．变蓝色 b．变深
c．变浅 d．不变
(3)在一定温度下，用水缓慢稀释1 mol·L－1氨水的过程中，溶液中随着水量的增加，
①n(OH－)________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)；
②________；
③________。
核心素养——合作·探究·分享
目标一 弱电解质的电离平衡及影响因素
例1 已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，现向10 mL浓度为0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水，在滴加过程中( )
A．水的电离程度始终增大
B．c平)/c平(NH3·H2O)先增大再减小
C．c(CH3COOH)与c(CH3COO－)之和始终保持不变
D．当加入氨水的体积为10 mL时)＝c(CH3COO－)
状元随笔 (1)弱酸或弱碱的电离平衡向右移动，其电离程度不一定增大，电解质分子的浓度不一定减小，离子的浓度不一定增大。
(2)弱酸或弱碱加水稀释时，溶液中不一定所有离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，c平(OH－)增大，其他离子浓度均减小。
(3)对于浓的弱电解质溶液，如冰醋酸加水稀释的过程弱电解质的电离程度逐渐增大，但离子浓度先增大后减小。
(4)分析弱电解质微粒浓度变化时，要注意平衡移动时相关量的变化程度与溶液体积变化程度的相对大小。
[提升1] 下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．常温下，pH均为5的盐酸与氯化铵溶液中，水的电离程度相同
B．常温下，NH4Cl溶液加水稀释时逐渐增大
C.常温下，向一定浓度的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，溶液pH减小
D．25 ℃时，pH＝4.5的硫酸溶液中c(H＋)是pH＝5.5的磷酸中c(H＋)的10倍
关键能力
影响因素
(1)内因
弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。
(2)反应条件
以CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0为例：
影响因素 移动 方向 n (H＋) c平 (H＋) c平 (CH3 COO－) Ka pH 导电 能力
升温(不考虑 挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强
加入其他物质 CH3COONa 固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强
通入HCl 气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强
NaOH 固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱
目标二 弱电解质强弱判断
例2 下列事实一定能证明HNO2是弱电解质的是( )
①常温下NaNO2溶液的pH大于7 ②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗 ③HNO2和NaCl不能发生反应 ④0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2.1 ⑤NaNO2和H3PO4反应，生成HNO2 ⑥0.1 mol·L－1 HNO2溶液稀释至100倍，pH约为3.9
A．①④⑥B．①②③④
C．①④⑤⑥ D．全部
状元随笔 三角度判断电解质的强弱
角度一：是否存在电离平衡
(1)同温度、同浓度的强酸溶液的导电性强于弱酸溶液的导电性。
(2)pH相同的强酸和弱酸，弱酸的物质的量浓度大于强酸的物质的量浓度，酸体积相等时，与足量的活泼金属反应，产生H2多的是弱酸。
(3)相同pH、相同体积的强酸和弱酸，当加水稀释相同倍数时，pH变化大的为强酸，pH变化小的为弱酸。
(4)稀释浓的弱酸溶液，一般是c(H＋)先增大后减小；稀释浓的强酸溶液，c(H＋)一直减小。
(5)相同pH、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，则该酸为强酸；若溶液呈酸性，则该酸为弱酸。
(6)中和相同体积、相同pH的强酸和弱酸，弱酸的耗碱量多于强酸。
角度二：是否存在水解平衡
(1)测定相应强碱盐的酸碱性，强酸强碱盐不水解，溶液呈中性；弱酸强碱盐水解，溶液显碱性，且水解程度越大的酸根对应的酸越弱。
(2)相同浓度、相同体积的强酸和弱酸分别与等物质的量的同元强碱发生中和反应后，若溶液呈中性，则该酸为强酸；若溶液呈碱性，则该酸为弱酸。
角度三：是否发生复分解反应(强酸可制备弱酸)
根据复分解反应发生的条件可知，强酸可以和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸的盐，或弱酸和更弱酸的盐反应生成更弱的酸。如盐酸能与石灰石反应生成二氧化碳，由此可判断酸性：盐酸＞碳酸。
[提升2] 常温下，将一定浓度的盐酸和醋酸加水稀释，溶液的导电能力随溶液体积变化的曲线如图所示。下列说法中正确的是( )
A．两溶液稀释前的浓度相同
B．a、b、c三点溶液的pH由大到小的顺序为a＞b＞c
C．a点的Kw比b点的Kw大
D．a点水电离的c(H＋)大于c点水电离的c(H＋)
状元随笔 强、弱酸(碱)稀释时pH的变化规律
(1)对于pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着水的加入，溶液中H＋(或OH－)数目不会增多(不考虑水的电离)，浓度改变大，而弱酸(或弱碱)随着水的加入，电离程度增大，H＋(或OH－)数目会增多，浓度改变小。
稀释时pH都向7靠近，但不越过7
(2)对于物质的量浓度相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。
关键能力
强、弱电解质的比较
(1)相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表)
比较 项目 c (H＋) 酸性 中和碱的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时起始反应速率
一元 强酸 大 强 相同 相同 大
一元 弱酸 小 弱 小
(2)相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表)
比较 项目 c (酸) 酸性 中和碱 的能力 与足量活泼金属反应产生H2的总量 与同一金属反应时起始反应速率
一元 强酸 小 相同 小 少 相同
一元 弱酸 大 大 多
目标三 电离平衡常数与电离度
例3 已知常温时HClO的Ka(HClO)＝4.7×10－8 mol·L－1，HF的Ka(HF)＝。现将pH和体积都相同的HClO溶液和HF溶液分别加蒸馏水稀释，pH随溶液体积的变化如图所示，下列叙述正确的是( )
A．曲线Ⅰ为HClO溶液稀释时的pH变化曲线
B．取a点对应的两种酸溶液，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HF溶液的体积较小
C．b点对应溶液中水的电离程度比c点对应溶液中水的电离程度小
D．从b点到d点，溶液中保持不变(HR代表HClO或HF)
状元随笔 关于电离平衡常数的理解
(1)电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。
(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。
(3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。
(4)多元弱酸电离常数：Ka1≥Ka2≥Ka3……其酸性主要由第一步电离决定，Ka1值越大，相应酸的酸性越强。
[提升3] 下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)
(1)CH3COOH、H2CO3、H3PO4的酸性强弱如何排序？
(2)“CH3COONa＋H2CO3===NaHCO3＋CH3COOH”该反应能否发生？说明理由。
(3)25 ℃时，相同浓度的CH3COOH溶液，H2CO3溶液，H3PO4溶液的电离度大小关系是怎样的？
(4)若把CH3COOH、H2CO3、、H3PO4、、都看作是酸，其中酸性最强的是什么？最弱的是什么？
关键能力
1.电离平衡常数的应用
(1)比较弱酸的酸性强弱。
相同条件下，K值越大，电离程度越大，酸性越强。如：25 ℃时部分弱酸的电离常数如下表：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平衡常数 /(mol·L－1) 1.7×10－5 Ka1＝4.2×10－7 Ka2＝5.6×10－11 4.7×10－8
则酸性由强到弱的顺序为
(2)判断反应能否进行。
先依据电离常数K判断出酸的相对强弱，再利用相对强的酸制取相对弱的酸的反应原理，判断反应能否进行以及反应产物。
如：利用(1)中表格中的电离常数可判断出H2CO3、HClO、的酸性强弱顺序为。因此，向Na2CO3溶液中加入次氯酸，会生成NaHCO3和NaClO，而不会生成H2CO3。
(3)比较溶液稀释时粒子浓度比值的变化。
弱酸(如HA)溶液中，存在的粒子有：H＋、OH－、A－、HA。加水稀释时c平(H＋)、c平(A－)、c平(HA)减小，c平(OH－)增大，但或的变化可借助电离常数进行比较，即＝＝，加水稀释，Ka不变，c平(A－)减小，则增大。
2．电离平衡常数(K)、电离度(α)与c(H＋)的关系
依照化学平衡计算中“列三行”(或“列两行”)的方法，通过起始浓度、消耗浓度、平衡浓度，结合Ka(Kb)、α(电离度)等条件便可以轻松地进行电离平衡的有关计算。以一元弱酸为例，酸的起始浓度为c，
HA H＋＋A－
起始： c0 0
变化： cα cα cα
平衡： c－cα≈ccα cα
则c平(H＋)＝cα，Ka＝即c平(H＋)＝，α与Ka的关系为α＝。同样，对于一元弱碱来说，c平(OH－)＝cα＝。
当堂评价——夯实·测控·演练
1．室温下，下列事实不能说明NH3·H2O为弱电解质的是( )
A．0.1 mol·L－1氨水能使无色酚酞溶液变红色
B．0.1 mol·L－1氨水pH小于0.1 mol·L－1 NaOH溶液的pH
C．0.1 mol·L－1 NaOH溶液的导电能力比0.1 mol·L－1 氨水的导电能力强
D．0.1 mol·L－1氨水的pH小于13
2．下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是( )
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，反应条件改变时，平衡可能会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各离子的浓度相等
3．用pH均为2的盐酸和醋酸溶液，分别中和等体积、等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，当氢氧化钠恰好被完全中和时，消耗盐酸和醋酸溶液的体积分别为V1和V2，则V1和V2的关系正确的是( )
A．V1＝V2 B．V1＜V2
C．V1＞V2 D．V1≤V2
4．(双选)用水稀释1 mol·L－1氨水时，溶液中随着水量的增加而增大的是( )
A．c平(H＋)和c平(OH－)的乘积
B．
C．水所电离出的OH－的物质的量浓度
D．H＋的物质的量浓度
5．(双选)下列有关电解质溶液的说法正确的是( )
A．用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗，证明CH3COOH是弱电解质
B．pH相同的醋酸和盐酸，取等体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍然相同，则m＜n
C．常温下，在0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入少量NH4Cl晶体，能使溶液的pH减小且的值增大
D．常温下，CH3COOH的Ka＝1.7×10－5 mol·L－1，NH3·H2O的Kb＝1.7×10－5 mol·L－1，0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中的c平(H＋)与0.1 mol·L－1的NH3·H2O的溶液中的c平(OH－)相等
6．25 ℃时，几种酸的电离平衡常数见下表：
化学式 CH3COOH H2CO3 HClO
电离平 衡常数 1.7×10－5 mol·L－1 K1＝4.2×10－7 mol·L－1 K2＝5.6×10－11 mol·L－1 4.7×10－8 mol·L－1
回答下列问题：
(1)下列四种离子结合质子的能力由大到小的顺序是________；(填序号)
B．ClO－
C
(2)下列反应不能发生的是________；
＋2CH3COOH===2CH3COO－＋CO2↑＋H2O
B．ClO－＋CH3COOH===CH3COO－＋HClO
＋2HClO===CO2↑＋H2O＋2ClO－
===＋2HClO
(3)用蒸馏水稀释0.10 mol·L－1的醋酸溶液，则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是________；
A． B．
C． D．
(4)将体积均为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX的溶液分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中溶液pH的变化如图所示，则HX的电离平衡常数________(填“大于”“等于”或“小于”，下同)醋酸的平衡常数，稀释后，HX溶液中水电离出来的c水(H＋)________醋酸溶液中水电离出来的c水(H＋)。
练后反思
1．根据电离常数计算的解题思路
2．利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。c平(H＋)＝或c平(OH－)＝。
3．电离平衡的移动方向与电离常数的关系
(1)电离平衡正向移动若是由升温引起的，则电离常数增大。
(2)增大弱电解质的浓度或加水稀释均能使电离平衡正向移动，但电离常数不变(温度不变)。
第3章 物质在水溶液中的行为
第2节 弱电解质的电离 盐类的水解
第1课时 弱电解质的电离平衡
学 业 基 础
一、
2．(1)电离平衡 离子 乘积 分子 (2)温度 吸热 增大 (3)电离能力 相对强弱 越大 越强 (4)① 分步 ＞ ②
3．(1)已电离的溶质分子数 (2)
二、
1．本身的性质
2．正向 正向 逆向 正向
【即学即练】
1．答案：(1)× (2)√
2．解析：CH3COOH是弱电解质，温度升高时，CH3COOH的电离程度增大，则溶液中H＋的浓度也增大。
答案：D
3．解析：电离常数表示电离程度的大小，K值越大，电离程度越大。电离常数是一个温度的函数，温度不变时电离常数不变。多元弱酸的电离常数关系为Ka1 Ka2 Ka3。
答案：AD
4．解析：体积相同的盐酸和醋酸两种溶液，n(Cl－)＝n(CH3COO－)＝0.01 mol，根据二者的电离方程式可知，二者电离出的c平(H＋)相同，故pH相等，C项正确；由于CH3COOH不能完全电离，因此n(CH3COOH)＞n(HCl)，故与NaOH完全中和时，醋酸消耗的NaOH多，分别与足量CaCO3反应时，醋酸参与的反应放出的CO2多，A项正确、B项错误；分别用水稀释相同倍数时，醋酸的电离程度增大，n(CH3COO－)增大，而n(Cl－)不变，D项正确。
答案：B
5．解析：根据电离常数可知，酸性：，利用强酸制弱酸的原理可知，A、B项正确；等体积、等pH的HCOOH溶液和HCN溶液中，所含溶质的物质的量：n(HCN)＞n(HCOOH)，则中和HCN时消耗的NaOH的量多，C项错误；等浓度的HCOOH、H2CO3溶液中，c平(H＋)：HCOOH＞H2CO3，故pH：HCOOH＜H2CO3，D项错误。
答案：CD
6．解析：(1)①加入NH4Cl固体相当于加入，平衡左移；②加入OH－，平衡左移；③通入HCl，相当于加入H＋，可中和OH－，平衡右移；④加CH3COOH溶液，相当于加H＋，可中和OH－，平衡右移；⑤加水稀释，越稀越电离，平衡右移；⑥无气体参加和生成，加压对电离平衡无影响。(2)向氨水中加入NH4Cl晶体，)增大，则NH3·H2O电离平衡逆向移动，c平(OH－)减小，颜色变浅。(3)加水稀释，NH3·H2O电离平衡向电离方向移动，n(OH－)逐渐增大，n(NH3·H2O)逐渐减小，所以逐渐增大；电离平衡常数K＝只与温度有关，所以加水稀释时＝也不变。
答案：(1)c (2)c (3)①增大 ②增大 ③不变
核 心 素 养
[例1] 解析：CH3COOH对水的电离起抑制作用，加入氨水酸性减弱，水的电离程度增大，恰好完全反应时，溶液为中性，再滴加氨水，溶液逐渐变为碱性，抑制水的电离，水的电离程度减小，A项错误；因为NH3·H2O的电离常数Kb＝c平(OH－)·)/c平(NH3·H2O)，所以c平)/c平(NH3·H2O)＝Kb/c平(OH－)，因为Kb不变，c平(OH－)逐渐增大，所以c平)/c平(NH3·H2O)始终减小，B项错误；根据物料守恒，n(CH3COOH)与n(CH3COO－)之和不变，随着氨水增多，溶液的体积变大，故浓度之和逐渐减小，C项错误；当加入氨水的体积为10 mL时，CH3COOH和NH3·H2O恰好完全反应，因为CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等，即CH3COONH4呈中性，所以)＝c(CH3COO－)，D项正确。
答案：D
[提升1] 解析：A错，盐酸抑制水的电离，而氯化铵水解促进水的电离，后者溶液中水的电离程度大。B错，常温下水的离子积和氨水的电离平衡常数都为定值＝为定值。C错，常温下，向一定浓度的醋酸溶液中加入醋酸钠固体，醋酸根离子浓度增大，抑制醋酸的电离，c(H＋)减小，溶液pH增大。D对，25 ℃时，pH＝4.5的硫酸溶液中c(H＋)＝10－4.5，pH＝5.5的磷酸中c(H＋)＝10－5.5，c(H＋)前者是后者的10倍。
答案：D
[例2] 解析：①证明能水解，证明HNO2为弱酸；②中未指明浓度，也没有参照物，不能说明HNO2为弱电解质；③说明HNO2酸性比HCl弱；④说明c平(H＋)答案：C
[提升2] 解析：A错，稀释之前，两种溶液导电能力相等，说明离子浓度相等，由于醋酸为弱电解质，不能完全电离，则醋酸浓度大于盐酸浓度。B错，导电能力越大，说明离子浓度越大，酸性越强，则a、b、c三点溶液的pH大小顺序为c＜a＜b。C错，相同温度下，Kw相同，a点的Kw等于b点的Kw。D对，a点离子浓度小于c点离子浓度，氢离子浓度越大，对水的电离抑制程度越大，则a点水电离的H＋物质的量浓度大于c点水电离的H＋物质的量浓度。
答案：D
[例3] 解析：A错，pH相同的弱酸溶液加蒸馏水稀释，pH变大，且酸性越强，其pH的变化越明显(或曲线的斜率越大)，因为Ka(HF)>Ka(HClO)，HF的酸性更强，则曲线Ⅰ为HF溶液稀释时的pH变化曲线。B错，中和相同体积、相同浓度的NaOH溶液，消耗HClO和HF的物质的量一定相等，a点对应两种溶液的pH相同，因为HF的酸性更强，所以HF的浓度较小，消耗HF溶液的体积较大。C错，c点对应溶液比b点对应溶液的pH小，说明c点对应酸电离出来的H＋浓度更大，对水的电离的抑制更强，故c点对应溶液中水的电离程度更小。D对，＝，其数值只与温度有关。
答案：D
[提升3] 解析：(1)H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3。(2)不能发生。K(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)，则酸性：CH3COOH＞H2CO3，据“强酸制弱酸”的规律可知题给反应不能发生。(3)α(H3PO4)＞α(CH3COOH)＞α(H2CO3)。(4)酸性最强的是Ka值最大的，即H3PO4，酸性最弱的是Ka值最小的，即
当堂评价
1．答案：A
2．答案：C
3．答案：C
4．答案：CD
用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗，说明醋酸溶液的导电性很弱，但不能证明OH是弱电解质，A错误；醋酸是弱酸，稀释促进电离。pH相同的醋酸和盐酸，取体积的两种酸溶液分别稀释至原溶液体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍然0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中加入少量NH4Cl晶体抑制电离，能使溶液的pH减小且的值增大，C正确；两种溶液的浓度相等，且CH3COOH的Ka和NH3·H2O的Kb相等，则两溶液中CH3COOH和NH3·H2O的电离程度相同，且两溶液中水的电离程度相同，故CH3COOH溶液中的c平(H＋)等于NH3·H2O溶液中的c平(OH－)，D正确。
答案：CD
6．解析：体积均为10 mL的pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX的溶液分别加水稀释至1 000 mL，加水稀释变化大的酸性相对较强，因此根据稀释过程pH变化可知，HX的酸性比醋酸强，则HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数，稀释后，HX溶液酸性比醋酸溶液酸性弱，对水电离抑制程度比醋酸抑制水电离的能力弱，因此HX溶液中水电离出来的c水(H＋)大于醋酸溶液中水电离出来的c水(H＋)。
答案：(1)A＞B＞D＞C (2)CD (3)B (4)大于 大于(共55张PPT)
第2课时 盐类的水解
学业基础
核心素养
当堂评价
核心微网络
素养新目标
1. 理解盐类水解的本质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。
2．能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。
3．了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析反应条件对盐类水解平衡的影响。
学业基础
一、盐类水解的原理
1．概念
在溶液中盐电离出的离子与水电离出的________结合生成________的反应。
2．实质
H＋或OH－
弱电解质
H＋
OH－
酸
碱
3．特点
可逆
4．盐类的水解规律及溶液酸碱性
(1)在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
(2)盐类水解的类型
盐的 类型 实例 是否 水解 水解 的离子 溶液的
酸碱性
强酸 强碱盐 NaCl、 KNO3 否 无 ________
强酸 弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 是 ________
中性
酸性
弱酸 强碱盐 CH3COONa、 Na2CO3 是 ________
弱酸 弱碱盐 CH3COONH4、 NH4HCO3 是 谁强显
谁性
碱性
5.表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水 酸＋碱。
如NH4Cl的水解：__________________________。
(2)用离子方程式表示：
盐的离子＋水 酸(或碱)＋OH－(或H＋)。
如NH4Cl的水解：________________________。
NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl
N＋H2O NH3·H2O＋H＋
(3)多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：
如Na2CO3的水解：
_________________________，________________________，
多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，如Fe3＋的水解：___________________________。
C＋H2O HC＋OH－
HC＋H2O H2CO3＋OH－
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
状元随笔 盐类的水解条件
(1)盐必须溶于水。
(2)盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。
注：盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。如相同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液的pH前者大于后者。即“越弱越水解”。
二、影响盐类水解平衡的因素
1．盐类水解的特征
(1)盐类的水解是_____反应。
(2)加水稀释能_____盐类的水解。
吸热
促进
2．影响因素
因素 对盐类水解程度的影响
内因 组成盐的弱酸根离子或弱碱阳离子越弱，水解程度越_____
外 因 温度 升高温度能够______水解
浓度 盐溶液的浓度越小，水解程度越_____
外加 酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会______水解，加酸会_____水解，反之亦然
外加 盐 加入与盐的水解性质相反的盐会_____盐的水解
大
促进
大
促进
抑制
促进
3.相互促进的水解反应
(1)相互促进能进行彻底的水解反应
①如与Al3＋水解反应的离子方程式：
________________________________________。
②如S2－与Al3＋水解反应的离子方程式：
_________________________________________。
(2)相互促进不能进行彻底的水解反应如铵盐与醋酸盐水解反应的离子方程式：________________________________________。
3 HC＋Al3＋===3CO2↑＋Al(OH)3↓
3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓
CH3COO－＋N＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O
状元随笔 分析水解平衡移动时的注意事项
(1)水解平衡正向移动，离子的水解程度不一定增大。若升高温度水解平衡正向移动，离子的水解程度增大，若增大离子的浓度使水解平衡正向移动，离子的水解程度反而减小。
(2)温度不变，水解平衡移动，水解平衡常数不变。水解平衡常数只与温度有关。
【即学即练】
1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋( )
(2)NaHS溶液：HS－＋H2O H2S＋OH－( )
(3)NaHCO3溶液：＋H2O CO2↑＋H2O( )
×
√
×
2．(双选)下列各物质常温下发生水解，对应的离子方程式正确的是( )
A．Na2CO3：＋2H2O H2O＋CO2↑＋2OH－
B．NH4Cl：＋H2O NH3·H2O＋H＋
C．CuSO4：Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋
D.NaF：F－＋H2O===HF＋OH－
答案：BC
解析：多元弱酸酸根离子分步水解，多元弱碱阳离子水解一步写出，故A错误，C正确；B正确；D应用“ ”连接。
3．水溶液呈酸性的是( )
A．NaCl B．NaHSO4
C．HCOONa D．NaHCO3
答案：B
解析：NaCl是强酸强碱盐，其水溶液呈中性，A错误；NaHSO4是强酸的酸式盐，其水溶液呈酸性，B正确；HCOONa属于强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，C错误；NaHCO3是强碱弱酸盐，既能发生电离又能发生水解，但其水解程度大于电离程度，故其水溶液呈碱性，D错误。
4．下列有关盐类水解的说法不正确的是( )
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH
答案：D
解析：Na2CO3水解的实质是与H2O电离出的H＋结合生成和H2CO3，使溶液中c平(H＋)5．叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH＝2
B．HN3溶液的pH随温度升高而减小
C．NaN3的电离方程式：
D．0.01 mol·L－1 NaN3溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝)＋c(HN3)
答案：B
解析：NaN3溶液呈碱性，说明叠氮酸(HN3)是弱酸，所以0.01 mol·L－1 HN3溶液中的c(H＋)<0.01 mol·L－1，即pH>2，故A错；叠氮酸存在电离平衡由于弱酸电离过程是吸热过程，升高温度有利于电离平衡向电离方向移动，所以HN3溶液随着温度的升高c(H＋)增大，pH减小，故B正确；C选项中的电离方程式===违背质量守恒原理，应该写成===，故C错；根据电荷守恒c(H＋)＋c(Na＋)＝)＋c(OH－)，而0.01 mol·L－1 NaN3溶液中的OH－来源于＋H2O OH－＋HN3和H2O H＋＋OH－两部分，所以)＋c(HN3)，故D错。
6．在室温下，有下列五种溶液：
①0.1 mol·L－1 NH4Cl ②0.1 mol·L－1 CH3COONH4 ③0.1 mol·L－1 NH4HSO4 ④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液 ⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O
请根据要求填写下列空白：
(1)溶液①呈_____性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是________________________(用离子方程式表示。)
(2)比较溶液②、③中c平)的大小关系是②____ (填“＞”“＜”或“＝”)③。
酸
＋H2O NH3·H2O＋H＋
＜
解析：(1)NH4Cl溶液中存在的水解平衡：＋H2O NH3·H2O＋H＋，所以溶液呈酸性。(2)溶液②、③中均存在＋H2O NH3·H2O＋H＋，而溶液②中阴离子也发生水解：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，这样与CH3COO－相互促进水解，而溶液③中NH4HSO4电离出的H＋抑制了的水解，所以c平)大小关系为②＜③。
(3)在溶液④中，_____ (填离子符号)的浓度为0.1 mol·L－1。NH3·H2O和_______(填离子符号)的物质的量浓度之和为0.2 mol·L－1。
(4)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度____ (填“＞”“＜”或“＝”，下同的水解程度，CH3COO－与浓度的大小关系是c平(CH3COO－)____ c平)。
Cl－
＝
＝
解析： (3)在溶液④中，c平(Cl－)＝0.1 mol·L－1，根据原子守恒知c平(NH3·H2O)＋c平)＝0.1 mol·L－1＋0.1 mol·L－1＝0.2 mol·L－1。(4)由于CH3COO－水解生成水解生成H＋，而溶液的pH＝7，说明CH3COO－与的水解程度相同，根据电荷守恒可知溶液中二者浓度也相同。
核心素养
目标一 反应条件对盐类水解平衡的影响
例1 为使Na2S溶液中的值减小，可加入的物质是( )
①盐酸 ②适量的NaOH固体 ③适量的KOH固体 ④适量的KHS固体
A．①② B．②③
C．③④ D．①④
答案：C
解析：在Na2S溶液中存在S2－＋H2O HS－＋OH－。①加入盐酸，H＋中和OH－，水解平衡右移，c(S2－)减小，的值增大；②加入适量的NaOH固体，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，但c(Na＋)增大得更多，故的值增大；③加入适量的KOH固体，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大而c(Na＋)不变，故的值减小；④加入适量的KHS固体，c(HS－)增大，平衡左移，c(S2－)增大而c(Na＋)不变，故的值减小。
状元随笔
影响因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度
温度 升高 右移 增大 增大
降低 左移 减小 减小
浓度 增大 右移 减小 增大
减小 (稀释) 右移 增大 减小
外加 酸、 碱、盐 酸 促进弱酸根离子的水解，抑制弱碱阳离子的水解
碱 促进弱碱阳离子的水解，抑制弱酸根离子的水解
能水 解的盐
“同离子” 效应 向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物消耗掉，则促进水解
[提升1] (双选)已知常温下，弱电解质的电离平衡常数：HClO：Ka＝4.7×10－8；H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11。下列说法不正确的是( )
A．将少量的CO2通入NaClO溶液中，发生反应===
B．常温下，等物质的量浓度的NaClO和Na2CO3溶液，pH更大的是NaClO溶液
C．浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO和NaHCO3混合溶液中，有)>c(ClO－)>c(OH－)
D．结合OH－的能力：
答案：AB
解析：A错，由HClO和H2CO3的电离平衡常数可知，酸性根据强酸制弱酸的原理可知，将少量的CO2通入NaClO溶液中，发生反应的离子方程式为===酸越弱，对应的酸根离子的水解程度越大，水解程度：则常温下，等物质的量浓度的NaClO和Na2CO3溶液，pH更大的是Na2CO3溶液。C对酸越弱，对应的酸根离子的水解程度越大，即水解程度：，则物质的量浓度相等的NaClO和NaHCO3溶液，均显碱性，且NaClO溶液的碱性强，则)＞c(ClO－)＞c(OH－)。D对，酸性由强到弱的顺序为，酸越强，越易结合OH－，则结合OH－的能力：。
状元随笔 主要因素是盐本身的性质，组成盐的弱酸阴离子对应的酸越弱或弱碱阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
(1)不同弱酸对应的盐(溶液浓度相同)：碱性NaClO(aq)>NaHCO3(aq)；对应酸的酸性HClOH3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>H2SiO3>HClO。
(2)不同弱碱对应的盐(溶液浓度相同)：酸性MgCl2(aq)Al(OH)3。
(3)同一弱酸对应的盐(溶液浓度相同)：碱性Na2CO3(aq)>NaHCO3(aq)；正盐的水解程度>酸式盐的水解程度。
(4)多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，水解趋势>电离趋势(NaH2PO4和NaHSO3例外，电离趋势>水解趋势)。
pH：Na2SO3>Na2SO4>NaHSO3>NaHSO4；Na3PO4>Na2HPO4
>NaH2PO4>H3PO4。
(5)弱酸弱碱盐：水解程度较大。
关键能力
酸式盐溶液酸碱性的判断与应用
(1)强酸酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性(如NaHSO4)。
(2)弱酸酸式盐溶液显酸性还是显碱性，要根据其电离和水解程度的相对大小判断。
①若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性。例如，NaHSO3溶液中：(主要＋H2O H2SO3＋OH－(次要)，c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性；NaH2PO4溶液也显酸性。
②若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性。例如，NaHCO3溶液中：(次要＋H2O H2CO3＋OH－(主要)，c(OH－)>c(H＋)，溶液显碱性；NaHS溶液、Na2HPO4溶液也显碱性。
目标二 溶液中离子浓度大小的比较
例2 室温下，下列溶液中有关物质的量浓度的关系错误的是( )
A．0.1 mol·L－1 pH＝6的NaHA溶液中：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)
B．pH相等的HCl溶液和NH4Cl溶液：c(HCl)C．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液等体积混合：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
D．物质的量浓度相等的CH3COONa、CH3COOH溶液等体积混合：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
答案：D
解析：A对，0.1 mol·L－1的NaHA溶液呈酸性，则HA－的电离程度大于水解程度，水解程度和电离程度都是微弱的，则c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(H2A)。B对，HCl完全电离，盐的水解是微弱的，pH相等的HCl溶液和NH4Cl溶液：c(HCl)状元随笔 比较两种电解质的混合溶液中各离子浓度大小关系
解答此类题目时，要抓住：
(1)两溶液是否反应；
(2)混合后若生成盐，该盐是否发生水解；
(3)反应物是否过量；
(4)酸或碱过量时，是以酸或碱的电离为主，还是以盐的水解为主。
总之解答本类题目，能发生反应的先反应，然后根据反应情况求出溶液中溶质的物质的量，再具体分析其电离和水解的情况，最后列出各离子的浓度关系。
[提升2] 常温下，向20.00 mL0.100 0 mol·L－1CH3COOH溶液中慢慢加入NaOH固体。CH3COOH与CH3COO－的浓度变化趋势如图所示(不考虑溶液体积和温度的变化)，当n(NaOH)＝0.001 mol时，溶液呈酸性。下列说法不正确的是( )
A．当n(NaOH)＝0.002 mol时，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)
B.在M点时，n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.05) mol
C．当n(NaOH)＝0.001 mol时，2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)
D．a<0.001
答案：B
解析：A对，当n(NaOH)＝0.002 mol时，NaOH与CH3COOH的物质的量相等，两者恰好完全中和，反应后溶液中的溶质只有CH3COONa，但CH3COO－有小部分发生水解，所以存在的关系是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)。B错，在M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1，可得n(CH3COOH)＝n(CH3COO－)＝0.001 mol，溶液中存在电荷守恒n(Na＋)＋n(H＋)＝n(CH3COO－)＋n(OH－)，且n(Na＋)＝a mol，所以n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.001) mol。C对，当n(NaOH)＝0.001 mol时，醋酸只被中和了一半，反应后的溶液中醋酸和醋酸钠的物质的量相等，电荷守恒关系为①c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，物料守恒关系为②c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)，①×2＋②得：2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)。D对，当n(NaOH)＝0.001 mol时，溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，溶液中c(CH3COO－)>c(CH3COOH)，而M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1，可推知a<0.001。
状元随笔 (1)在列电荷守恒式时，注意离子所带电荷的多少，不要简单地认为只是各离子浓度相加。
(2)等式考虑守恒原理，不等式考虑平衡原理
①等式一般与电荷守恒、物料守恒、质子守恒相联系。如果给定的等式不是三个守恒式，可以把三个守恒式变化形式后相互作差，加以推导即可。
②如果给定的是不等式，要先考虑等式，对等式的一边加入或减少某离子，即可变成不等式。
关键能力
1.理解两大平衡，树立“微弱”意识
(1)电离平衡→建立电离过程是“微弱”的意识。
弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c平(CH3COOH)>c平(H＋)>c平(CH3COO－)>c平(OH－)。
(2)水解平衡→建立水解过程是“微弱”的意识。
弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中，c平(Na＋)>c平(CH3COO－)>c平(OH－)>c平(CH3COOH)>c平(H＋)。
2．明确“三个”守恒原理
(1)电荷守恒：即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。如Na2CO3溶液中的电荷守恒为c平(Na＋)＋c平(H＋)＝c平(OH－)＋2)＋)。
(2)物料守恒：是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。如Na2CO3溶液中n(Na)＝2n(C)：故物料守恒式为c平(Na＋)＝2)＋2)＋2c平(H2CO3)。
(3)质子守恒：是指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。
3．正确理解质子守恒
以Na2CO3和NaHCO3溶液为例，可用下图所示帮助理解质子守恒：
(1)Na2CO3溶液
所以c平(OH－)＝)＋2c平(H2CO3)＋c平(H3O＋)，即c平(OH－)＝)＋2c平(H2CO3)＋c平(H＋)。
(2)NaHCO3溶液
所以c平(OH－)＋)＝c平(H2CO3)＋c平(H＋)。另外，将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中某离子(如Na＋、Cl－等)，即可推出该溶液中的质子守恒。
当堂评价
1．NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子为( )
A．NH2D·H2O和D3O＋
B．NH3·D2O和HD2O＋
C．NH3·HDO和D3O＋
D．NH2D·HDO和H2DO＋
答案：C
2．有关①100 mL 0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液、②100 mL 0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液的叙述不正确的是( )
A．溶液中水电离出的H＋个数：②>①
B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①
C．①溶液中：)>c平(H2CO3)
D．②溶液中：)>c平(H2CO3)
答案：C
3．(双选)在常温下，纯水中存在电离平衡H2O H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c平(H＋)增大，应加入的物质是( )
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2
C．NH4Cl D．CH3COONa
答案：BC
4．25 ℃时，在1.0 L浓度均为0.01 mol·L－1的某一元酸HA与其钠盐组成的混合溶液中，测得c平(Na＋)>c平(A－)，则下列描述不正确的是( )
A．该溶液的pH＜7
B．HA为弱酸，A－的水解程度较大
C．c平(A－)＋c平(HA)＝0.02 mol·L－1
D．n(A－)＋n(OH－)＝0.01 mol＋n(H＋)
答案：A
A．随温度升高，纯水中c(H＋)>c(OH－)
B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向相同
5．(双选)实验测得0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
答案：CD
解析：升高温度，促进水的电离，但纯水中的c(H＋)＝c(OH－)，故A错误；升高温度既促进水的电离，又促进醋酸钠的水解，使溶液中c(OH－)增大，故B错误；升高温度既促进水的电离，Kw增大，又促进铜离子的水解，使其水解平衡正向移动，这相当于促进了氢氧根离子与铜离子结合，最终的结果是氢离子剩余，导致pH减小，故C正确；随温度升高，CH3COO－、Cu2＋水解平衡均正向移动，故D正确。
6．中和反应是指酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应。实质是H＋＋OH－===H2O。常温下，向100 mL 0.01 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1 MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况(体积变化忽略不计)。回答下列问题：
(1)由图中信息可知HA为____ (填“强”或“弱”)酸，理由是___________________________________________。
(2)常温下一定浓度的MA稀溶液的pH＝a，则a____ (填“>”“<”或“＝”)7，用离子方程式表示其原因：____________________。
此时，溶液中由水电离出的c平(OH－)＝______________。
(3)请写出K点所对应的溶液中离子浓度的大小关系_______________________________。
(4)K点对应的溶液中，c平(M＋)＋c平(MOH)____ (填“>”“<”或“＝”)2c平(A－)；若此时溶液的pH＝10，则c平(MOH)＋c平(OH－)＝______ mol·L－1。
强
0.01 mol·L－1 HA溶液中c平(H＋)＝0.01 mol·L－1
<
M＋＋H2O MOH＋H＋
1×10－a mol·L－1
c平(M＋)＞c平(A－)＞c平(OH－)＞c平(H＋)
＝
0.005
解析：(1)由题目信息可知0.01 mol·L－1 HA溶液的pH＝2，说明其完全电离，故为强电解质。
(2)由题目图像可知向100 mL 0.01 mol·L－1 HA溶液中滴加51 mL 0.02 mol·L－1 MOH溶液，pH＝7，说明MOH是弱碱，故其所对应的MA是强酸弱碱盐，水解显酸性，溶液中的H＋全部是水电离出来的，故水电离出的c平(OH－)＝1×10－a mol·L－1。
(3)K点是由100 mL 0.01 mol·L－1 HA溶液与100 mL 0.02 mol·L－1 MOH溶液混合而成的，反应后的溶液为等物质的量浓度的MA和MOH溶液，故c平(M＋)>c平(A－)>c平(OH－)>c平(H＋)。
(4)由物料守恒得c平(M＋)＋c平(MOH)＝2c平(A－)，由电荷守恒得c平(M＋)＋c平(H＋)＝c平(A－)＋c平(OH－)，故c平(MOH)＋c平(OH－)＝c平(A－)＋c平(H＋)≈0.005 mol·L－1。
练后反思
电解质溶液中离子浓度大小比较的思维方法第2课时 盐类的水解
核心微网络
素养新目标
1.理解盐类水解的本质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。
2．能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式。
3．了解影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析反应条件对盐类水解平衡的影响。
学业基础——自学·思记·尝试
一、盐类水解的原理
1．概念
在溶液中盐电离出的离子与水电离出的________结合生成________的反应。
2．实质
3．特点
4．盐类的水解规律及溶液酸碱性
(1)在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
(2)盐类水解的类型
盐的 类型 实例 是否 水解 水解 的离子 溶液的 酸碱性
强酸 强碱盐 NaCl、 KNO3 否 无 ________
强酸 弱碱盐 NH4Cl、 Cu(NO3)2 是 、Cu2＋ ________
弱酸 强碱盐 CH3COONa、 Na2CO3 是 CH3COO－、 ________
弱酸 弱碱盐 CH3COONH4、 NH4HCO3 是 CH3COO－、 、 谁强显 谁性
5.表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水 酸＋碱。
如NH4Cl的水解：
________________________________________________________________________。
(2)用离子方程式表示：
盐的离子＋水 酸(或碱)＋OH－(或H＋)。
如NH4Cl的水解：
________________________________________________________________________。
(3)多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：
如Na2CO3的水解：
________________________________________________________________________，
________________________________________________________________________，
多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，如Fe3＋的水解：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
状元随笔 盐类的水解条件
(1)盐必须溶于水。
(2)盐中必须有弱酸酸根离子或弱碱阳离子。
注：盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。如相同浓度的Na2CO3和CH3COONa溶液的pH前者大于后者。即“越弱越水解”。
二、影响盐类水解平衡的因素
1．盐类水解的特征
(1)盐类的水解是________反应。
(2)加水稀释能________盐类的水解。
2．影响因素
因素 对盐类水解程度的影响
内因 组成盐的弱酸根离子或弱碱阳离子越弱，水解程度越________
外 因 温度 升高温度能够________水解
浓度 盐溶液的浓度越小，水解程度越________
外加 酸碱 水解显酸性的盐溶液，加碱会________水解，加酸会________水解，反之亦然
外加 盐 加入与盐的水解性质相反的盐会________盐的水解
3.相互促进的水解反应
(1)相互促进能进行彻底的水解反应
①如与Al3＋水解反应的离子方程式：
________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
②如S2－与Al3＋水解反应的离子方程式：
________________________________________________________________。
(2)相互促进不能进行彻底的水解反应如铵盐与醋酸盐水解反应的离子方程式：________________________________________________________________________。
状元随笔 分析水解平衡移动时的注意事项
(1)水解平衡正向移动，离子的水解程度不一定增大。若升高温度水解平衡正向移动，离子的水解程度增大，若增大离子的浓度使水解平衡正向移动，离子的水解程度反而减小。
(2)温度不变，水解平衡移动，水解平衡常数不变。水解平衡常数只与温度有关。
【即学即练】
1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)FeCl3溶液：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋( )
(2)NaHS溶液：HS－＋H2O H2S＋OH－( )
(3)NaHCO3溶液：＋H2O CO2↑＋H2O( )
2．(双选)下列各物质常温下发生水解，对应的离子方程式正确的是( )
A．Na2CO3：＋2H2O H2O＋CO2↑＋2OH－
B．NH4Cl：＋H2O NH3·H2O＋H＋
C．CuSO4：Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋
D.NaF：F－＋H2O===HF＋OH－
3．水溶液呈酸性的是( )
A．NaCl B．NaHSO4
C．HCOONa D．NaHCO3
4．下列有关盐类水解的说法不正确的是( )
A．盐类的水解过程破坏了纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成了NaOH
5．叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH＝2
B．HN3溶液的pH随温度升高而减小
C．NaN3的电离方程式：
D．0.01 mol·L－1 NaN3溶液中：c(H＋)＋c(Na＋)＝)＋c(HN3)
6．在室温下，有下列五种溶液：
①0.1 mol·L－1 NH4Cl ②0.1 mol·L－1 CH3COONH4 ③0.1 mol·L－1 NH4HSO4 ④0.1 mol·L－1 NH3·H2O和0.1 mol·L－1 NH4Cl混合液 ⑤0.1 mol·L－1 NH3·H2O
请根据要求填写下列空白：
(1)溶液①呈________性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________(用离子方程式表示。)
(2)比较溶液②、③中c平)的大小关系是②________(填“＞”“＜”或“＝”)③。
(3)在溶液④中，________(填离子符号)的浓度为0.1 mol·L－1。NH3·H2O和________(填离子符号)的物质的量浓度之和为0.2 mol·L－1。
(4)室温下，测得溶液②的pH＝7，则说明CH3COO－的水解程度________(填“＞”“＜”或“＝”，下同的水解程度，CH3COO－与浓度的大小关系是c平(CH3COO－)________ c平)。
核心素养——合作·探究·分享
目标一 反应条件对盐类水解平衡的影响
例1 为使Na2S溶液中的值减小，可加入的物质是( )
①盐酸 ②适量的NaOH固体 ③适量的KOH固体 ④适量的KHS固体
A．①② B．②③
C．③④ D．①④
状元随笔
影响因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度
温度 升高 右移 增大 增大
降低 左移 减小 减小
浓度 增大 右移 减小 增大
减小 (稀释) 右移 增大 减小
外加 酸、 碱、盐 酸 促进弱酸根离子的水解，抑制弱碱阳离子的水解
碱 促进弱碱阳离子的水解，抑制弱酸根离子的水解
能水 解的盐
“同离子” 效应 向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物消耗掉，则促进水解
[提升1] (双选)已知常温下，弱电解质的电离平衡常数：HClO：Ka＝4.7×10－8；H2CO3：Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11。下列说法不正确的是( )
A．将少量的CO2通入NaClO溶液中，发生反应===
B．常温下，等物质的量浓度的NaClO和Na2CO3溶液，pH更大的是NaClO溶液
C．浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO和NaHCO3混合溶液中，有)>c(ClO－)>c(OH－)
D．结合OH－的能力：
状元随笔 主要因素是盐本身的性质，组成盐的弱酸阴离子对应的酸越弱或弱碱阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
(1)不同弱酸对应的盐(溶液浓度相同)：碱性NaClO(aq)>NaHCO3(aq)；对应酸的酸性HClOH3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>H2SiO3>HClO。
(2)不同弱碱对应的盐(溶液浓度相同)：酸性MgCl2(aq)Al(OH)3。
(3)同一弱酸对应的盐(溶液浓度相同)：碱性Na2CO3(aq)>NaHCO3(aq)；正盐的水解程度>酸式盐的水解程度。
(4)多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，水解趋势>电离趋势(NaH2PO4和NaHSO3例外，电离趋势>水解趋势)。
pH：Na2SO3>Na2SO4>NaHSO3>NaHSO4；Na3PO4>Na2HPO4>NaH2PO4>H3PO4。
(5)弱酸弱碱盐：水解程度较大。
关键能力
酸式盐溶液酸碱性的判断与应用
(1)强酸酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性(如NaHSO4)。
(2)弱酸酸式盐溶液显酸性还是显碱性，要根据其电离和水解程度的相对大小判断。
①若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性。例如，NaHSO3溶液中：(主要＋H2O H2SO3＋OH－(次要)，c(H＋)>c(OH－)，溶液显酸性；NaH2PO4溶液也显酸性。
②若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性。例如，NaHCO3溶液中：(次要＋H2O H2CO3＋OH－(主要)，c(OH－)>c(H＋)，溶液显碱性；NaHS溶液、Na2HPO4溶液也显碱性。
目标二 溶液中离子浓度大小的比较
例2 室温下，下列溶液中有关物质的量浓度的关系错误的是( )
A．0.1 mol·L－1 pH＝6的NaHA溶液中：c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(H2A)
B．pH相等的HCl溶液和NH4Cl溶液：c(HCl)C．pH＝2的HA溶液与pH＝12的MOH溶液等体积混合：c(M＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)
D．物质的量浓度相等的CH3COONa、CH3COOH溶液等体积混合：c(CH3COOH)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
状元随笔 比较两种电解质的混合溶液中各离子浓度大小关系
解答此类题目时，要抓住：
(1)两溶液是否反应；
(2)混合后若生成盐，该盐是否发生水解；
(3)反应物是否过量；
(4)酸或碱过量时，是以酸或碱的电离为主，还是以盐的水解为主。
总之解答本类题目，能发生反应的先反应，然后根据反应情况求出溶液中溶质的物质的量，再具体分析其电离和水解的情况，最后列出各离子的浓度关系。
[提升2] 常温下，向20.00 mL0.100 0 mol·L－1CH3COOH溶液中慢慢加入NaOH固体。CH3COOH与CH3COO－的浓度变化趋势如图所示(不考虑溶液体积和温度的变化)，当n(NaOH)＝0.001 mol时，溶液呈酸性。下列说法不正确的是( )
A．当n(NaOH)＝0.002 mol时，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)
B.在M点时，n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.05) mol
C．当n(NaOH)＝0.001 mol时，2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)
D．a<0.001
状元随笔 (1)在列电荷守恒式时，注意离子所带电荷的多少，不要简单地认为只是各离子浓度相加。
(2)等式考虑守恒原理，不等式考虑平衡原理
①等式一般与电荷守恒、物料守恒、质子守恒相联系。如果给定的等式不是三个守恒式，可以把三个守恒式变化形式后相互作差，加以推导即可。
②如果给定的是不等式，要先考虑等式，对等式的一边加入或减少某离子，即可变成不等式。
关键能力
1.理解两大平衡，树立“微弱”意识
(1)电离平衡→建立电离过程是“微弱”的意识。
弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOH CH3COO－＋H＋，H2O OH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c平(CH3COOH)>c平(H＋)>c平(CH3COO－)>c平(OH－)。
(2)水解平衡→建立水解过程是“微弱”的意识。
弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，H2O H＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中，c平(Na＋)>c平(CH3COO－)>c平(OH－)>c平(CH3COOH)>c平(H＋)。
2．明确“三个”守恒原理
(1)电荷守恒：即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。如Na2CO3溶液中的电荷守恒为c平(Na＋)＋c平(H＋)＝c平(OH－)＋2)＋)。
(2)物料守恒：是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。如Na2CO3溶液中n(Na)＝2n(C)：故物料守恒式为c平(Na＋)＝2)＋2)＋2c平(H2CO3)。
(3)质子守恒：是指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。
3．正确理解质子守恒
以Na2CO3和NaHCO3溶液为例，可用下图所示帮助理解质子守恒：
(1)Na2CO3溶液
所以c平(OH－)＝)＋2c平(H2CO3)＋c平(H3O＋)，即c平(OH－)＝)＋2c平(H2CO3)＋c平(H＋)。
(2)NaHCO3溶液
所以c平(OH－)＋)＝c平(H2CO3)＋c平(H＋)。另外，将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中某离子(如Na＋、Cl－等)，即可推出该溶液中的质子守恒。
当堂评价——夯实·测控·演练
1．NH4Cl溶于重水(D2O)后，产生的一水合氨和水合氢离子为( )
A．NH2D·H2O和D3O＋
B．NH3·D2O和HD2O＋
C．NH3·HDO和D3O＋
D．NH2D·HDO和H2DO＋
2．有关①100 mL 0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液、②100 mL 0.1 mol·L－1的Na2CO3溶液的叙述不正确的是( )
A．溶液中水电离出的H＋个数：②>①
B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：②>①
C．①溶液中：)>c平(H2CO3)
D．②溶液中：)>c平(H2CO3)
3．(双选)在常温下，纯水中存在电离平衡H2O H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c平(H＋)增大，应加入的物质是( )
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2
C．NH4Cl D．CH3COONa
4．25 ℃时，在1.0 L浓度均为0.01 mol·L－1的某一元酸HA与其钠盐组成的混合溶液中，测得c平(Na＋)>c平(A－)，则下列描述不正确的是( )
A．该溶液的pH＜7
B．HA为弱酸，A－的水解程度较大
C．c平(A－)＋c平(HA)＝0.02 mol·L－1
D．n(A－)＋n(OH－)＝0.01 mol＋n(H＋)
5．(双选)实验测得0.5 mol·L－1 CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．随温度升高，纯水中c(H＋)>c(OH－)
B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向相同
6．中和反应是指酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应。实质是H＋＋OH－===H2O。常温下，向100 mL 0.01 mol·L－1 HA溶液中逐滴加入0.02 mol·L－1 MOH溶液，图中所示曲线表示混合溶液的pH变化情况(体积变化忽略不计)。回答下列问题：
(1)由图中信息可知HA为________(填“强”或“弱”)酸，理由是________________________________________________________________________。
(2)常温下一定浓度的MA稀溶液的pH＝a，则a________(填“>”“<”或“＝”)7，用离子方程式表示其原因：____________________。
此时，溶液中由水电离出的c平(OH－)＝________。
(3)请写出K点所对应的溶液中离子浓度的大小关系________________________。
(4)K点对应的溶液中，c平(M＋)＋c平(MOH)________(填“>”“<”或“＝”)2c平(A－)；若此时溶液的pH＝10，则c平(MOH)＋c平(OH－)＝________ mol·L－1。
练后反思
电解质溶液中离子浓度大小比较的思维方法
第2课时 盐类的水解
学 业 基 础
一、
1．H＋或OH－ 弱电解质
2．H＋ OH－ 酸 碱
3．可逆
4．(2)中性 酸性 碱性
5．(1)NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl
(2) N＋H2O NH3·H2O＋H＋
(3)C＋H2O HC＋OH－
HC＋H2O H2CO3＋OH－
Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
二、
1．(1)吸热 (2)促进
2．大 促进 大 促进 抑制 促进
3．(1)①3 HC＋Al3＋===3CO2↑＋Al(OH)3↓
②3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓
(2)CH3COO－＋N＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O
【即学即练】
1．答案：(1)× (2)√ (3)×
2．解析：多元弱酸酸根离子分步水解，多元弱碱阳离子水解一步写出，故A错误，C正确；B正确；D应用“ ”连接。
答案：BC
3．解析：NaCl是强酸强碱盐，其水溶液呈中性，A错误；NaHSO4是强酸的酸式盐，其水溶液呈酸性，B正确；HCOONa属于强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，C错误；NaHCO3是强碱弱酸盐，既能发生电离又能发生水解，但其水解程度大于电离程度，故其水溶液呈碱性，D错误。
答案：B
4．解析：Na2CO3水解的实质是与H2O电离出的H＋结合生成和H2CO3，使溶液中c平(H＋)答案：D
5．解析：NaN3溶液呈碱性，说明叠氮酸(HN3)是弱酸，所以0.01 mol·L－1 HN3溶液中的c(H＋)<0.01 mol·L－1，即pH>2，故A错；叠氮酸存在电离平衡由于弱酸电离过程是吸热过程，升高温度有利于电离平衡向电离方向移动，所以HN3溶液随着温度的升高c(H＋)增大，pH减小，故B正确；C选项中的电离方程式===违背质量守恒原理，应该写成===，故C错；根据电荷守恒c(H＋)＋c(Na＋)＝)＋c(OH－)，而0.01 mol·L－1 NaN3溶液中的OH－来源于＋H2O OH－＋HN3和H2O H＋＋OH－两部分，所以)＋c(HN3)，故D错。
答案：B
6．解析：(1)NH4Cl溶液中存在的水解平衡：＋H2O NH3·H2O＋H＋，所以溶液呈酸性。(2)溶液②、③中均存在＋H2O NH3·H2O＋H＋，而溶液②中阴离子也发生水解：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，这样与CH3COO－相互促进水解，而溶液③中NH4HSO4电离出的H＋抑制了的水解，所以c平)大小关系为②＜③。(3)在溶液④中，c平(Cl－)＝0.1 mol·L－1，根据原子守恒知c平(NH3·H2O)＋c平)＝0.1 mol·L－1＋0.1 mol·L－1＝0.2 mol·L－1。(4)由于CH3COO－水解生成水解生成H＋，而溶液的pH＝7，说明CH3COO－与的水解程度相同，根据电荷守恒可知溶液中二者浓度也相同。
答案：(1) 酸 ＋H2O NH3·H2O＋H＋ (2)＜
(3)Cl－ (4)＝ ＝
核 心 素 养
[例1] 解析：在Na2S溶液中存在S2－＋H2O HS－＋OH－。①加入盐酸，H＋中和OH－，水解平衡右移，c(S2－)减小，的值增大；②加入适量的NaOH固体，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，但c(Na＋)增大得更多，故的值增大；③加入适量的KOH固体，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大而c(Na＋)不变，故的值减小；④加入适量的KHS固体，c(HS－)增大，平衡左移，c(S2－)增大而c(Na＋)不变，故的值减小。
答案：C
[提升1] 解析：A错，由HClO和H2CO3的电离平衡常数可知，酸性根据强酸制弱酸的原理可知，将少量的CO2通入NaClO溶液中，发生反应的离子方程式为===酸越弱，对应的酸根离子的水解程度越大，水解程度：则常温下，等物质的量浓度的NaClO和Na2CO3溶液，pH更大的是Na2CO3溶液。C对酸越弱，对应的酸根离子的水解程度越大，即水解程度：，则物质的量浓度相等的NaClO和NaHCO3溶液，均显碱性，且NaClO溶液的碱性强，则)＞c(ClO－)＞c(OH－)。D对，酸性由强到弱的顺序为，酸越强，越易结合OH－，则结合OH－的能力：。
答案：AB
[例2] 解析：A对，0.1 mol·L－1的NaHA溶液呈酸性，则HA－的电离程度大于水解程度，水解程度和电离程度都是微弱的，则c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2－)＞c(H2A)。B对，HCl完全电离，盐的水解是微弱的，pH相等的HCl溶液和NH4Cl溶液：c(HCl)答案：D
[提升2] 解析：A对，当n(NaOH)＝0.002 mol时，NaOH与CH3COOH的物质的量相等，两者恰好完全中和，反应后溶液中的溶质只有CH3COONa，但CH3COO－有小部分发生水解，所以存在的关系是c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(CH3COOH)。B错，在M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1，可得n(CH3COOH)＝n(CH3COO－)＝0.001 mol，溶液中存在电荷守恒n(Na＋)＋n(H＋)＝n(CH3COO－)＋n(OH－)，且n(Na＋)＝a mol，所以n(OH－)－n(H＋)＝(a－0.001) mol。C对，当n(NaOH)＝0.001 mol时，醋酸只被中和了一半，反应后的溶液中醋酸和醋酸钠的物质的量相等，电荷守恒关系为①c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，物料守恒关系为②c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)，①×2＋②得：2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)。D对，当n(NaOH)＝0.001 mol时，溶液呈酸性，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，溶液中c(CH3COO－)>c(CH3COOH)，而M点，c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)＝0.05 mol·L－1，可推知a<0.001。
答案：B
当堂评价
1．答案：C
2．答案：C
3．答案：BC
4．答案：A
5．解析：升高温度，促进水的电离，但纯水中的c(H＋)＝c(OH－)，故A错误；升高温度既促进水的电离，又促进醋酸钠的水解，使溶液中c(OH－)增大，故B错误；升高温度既促进水的电离，Kw增大，又促进铜离子的水解，使其水解平衡正向移动，这相当于促进了氢氧根离子与铜离子结合，最终的结果是氢离子剩余，导致pH减小，故C正确；随温度升高，CH3COO－、Cu2＋水解平衡均正向移动，故D正确。
答案：CD
6．解析：(1)由题目信息可知0.01 mol·L－1 HA溶液的pH＝2，说明其完全电离，故为强电解质。(2)由题目图像可知向100 mL 0.01 mol·L－1 HA溶液中滴加51 mL 0.02 mol·L－1 MOH溶液，pH＝7，说明MOH是弱碱，故其所对应的MA是强酸弱碱盐，水解显酸性，溶液中的H＋全部是水电离出来的，故水电离出的c平(OH－)＝1×10－a mol·L－1。(3)K点是由100 mL 0.01 mol·L－1 HA溶液与100 mL 0.02 mol·L－1 MOH溶液混合而成的，反应后的溶液为等物质的量浓度的MA和MOH溶液，故c平(M＋)>c平(A－)>c平(OH－)>c平(H＋)。(4)由物料守恒得c平(M＋)＋c平(MOH)＝2c平(A－)，由电荷守恒得c平(M＋)＋c平(H＋)＝c平(A－)＋c平(OH－)，故c平(MOH)＋c平(OH－)＝c平(A－)＋c平(H＋)≈0.005 mol·L－1。
答案：(1)强 0.01 mol·L－1 HA溶液中c平(H＋)＝0.01 mol·L－1
(2)< M＋＋H2O MOH＋H＋ 1×10－a mol·L－1
(3)c平(M＋)＞c平(A－)＞c平(OH－)＞c平(H＋)
(4)＝ 0.005(共38张PPT)
第3课时 盐类水解的应用
学业基础
核心素养
当堂评价
核心微网络
素养新目标
1.了解盐类水解在生产生活中的应用。
2．通过了解盐类水解的应用，进一步体会化学对社会发展的作用。
学业基础
一、实验探究盐类水解的应用
实验 序号 实验 名称 实验用品 实验方案 现象及结论
药品 仪器 1 _________溶液、蒸馏水 胶头滴管、烧杯、______、三脚架、石棉网、______ 滴加饱和FeCl3后继续煮沸至溶液呈透明的________，用激光笔照射烧杯中液体，有一条光亮通路，说明生成液体_____________
饱和FeCl3
酒精灯
激光笔
红褐色
Fe(OH)3胶体
2 除去略浑浊天然水中的悬浮颗粒物 略浑浊的天然水、________溶液 胶头滴管、烧杯 滴加Al2(SO4)3后产生_______ 沉淀和少量_____，静置一段时间后，待完全沉淀后，浑浊天然水变_______。说明Al3＋水解产生的______________________________
Al2(SO4)3
白色
气泡
澄清
Al(OH)3胶体吸附杂质，起到净水作用
3 清除厨房的油污 ______溶液、植物油 试管、胶头滴管、酒精灯
Na2CO3
分层
OH－
二、分析复杂溶液体系的一般思路
组成
相互
结果
强、弱电解质
电离平衡
颜色
气体
沉淀
三、日常生活中盐类水解的应用总结
1．泡沫灭火器
(1)试剂：________溶液和________溶液。
(2)原理：Al3＋和的水解相互促进，生成_____气体和________ 沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为_____________________________________。
2．盐溶液的配制
配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)抑制水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量_____抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。
NaHCO3
Al2(SO4)3
CO2
Al(OH)3
＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑
盐酸
3．盐类作净水剂
硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成的Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为__________________________。Al(OH)3胶体
有较强的吸附能力，常用作净水剂。
4．热碱水清洗油污
纯碱在水中发生水解：
_______________________，________________________加热促进水解平衡______，溶液的碱性增强，去污能力增强。
Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋
＋H2O OH－＋H2CO3
右移
【即学即练】
1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)酸式盐溶液一定呈酸性。( )
(2)能发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。( )
(3)可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。( )
(4)相互促进水解的离子在水溶液中也可能大量共存( )
×
×
×
√
2．分别将下列物质：①FeCl3 ②CaO ③NaCl
④Ca(HCO3)2 ⑤Na2SO3 ⑥K2SO4投入水中，在蒸发皿中对其溶液加热蒸干，能得到原物质的是( )
A．②③ B．③⑥
C．①④ D．⑤⑥
答案：B
解析：氯化铁为强酸弱碱盐，氯化铁水解生成氢氧化铁和氯化氢，氯化氢具有挥发性，加热过程中促进氯化铁水解，蒸干时得到氢氧化铁，故①不符合题意；氧化钙和水反应生成氢氧化钙，加热过程中，蒸发掉水，最后得到氢氧化钙，故②不符合题意；氯化钠不水解，蒸发掉水后得到氯化钠，故③符合题意；加热时碳酸氢钙分解生成碳酸钙，所以最后得到碳酸钙，故④不符合题意；亚硫酸钠不稳定，在加热过程中被氧气氧化生成硫酸钠，所以最后得到硫酸钠，故⑤不符合题意；硫酸钾不水解，将其水溶液蒸干时得到硫酸钾，故⑥符合题意。
3．(双选)下列实验操作能达到目的的是( )
A．用Na2S溶液和Al2(SO4)3溶液反应制取Al2S3固体
B．用加热蒸发K2CO3溶液的方法获得K2CO3晶体
C．用Na2S溶液和CuSO4溶液反应制取CuS固体
D．加热MgCl2溶液制取MgCl2固体
答案：BC
解析：Al3＋和S2－在水溶液中会彻底水解得不到Al2S3；MgCl2在水溶液中水解，蒸发过程中水解生成的HCl会挥发，最后得到的是Mg(OH)2而不是MgCl2。
4．(1)铈(Ce)是地壳中含量最高的稀土元素。在加热条件下CeCl3易发生水解，无水CeCl3可用加热CeCl3·6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中NH4Cl的作用是_________________________________。
(2)某省治理河水镉(Cd2＋)污染时，先向河中投入沉淀剂将Cd2＋转化为难溶物，再投入氯化铝，试说明氯化铝的作用_________________________________________________________________________________________________________________________________________。(用必要的离子方程式和文字进行解释)。
(3)为了提高生活用水的质量，自来水厂常用Cl2和FeSO4·7H2O对水进行消毒、净化，以改善水质。简述原因并写出有关反应的离子方程式__________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________。
分解出HCl气体，抑制CeCl3加热时发生水解
氯化铝溶于水，Al3＋发生水解：(胶体)＋3H＋，生成的Al(OH)3胶体能吸附镉的难溶物而发生聚沉(或沉降、沉淀或沉积下来)，从而消除Cd2＋污染
===(胶体)＋3H＋，生成的Fe(OH)3胶体能吸附水中悬浮杂质而净化水；Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO，生成的HClO具有强氧化性，能杀菌消毒
解析：(1)由“加热条件下CeCl3易发生水解”，可知NH4Cl的作用肯定是抑制其水解，CeCl3水解生成HCl，NH4Cl的作用是受热时分解出HCl气体，抑制CeCl3水解。
(2)氯化铝溶于水，Al3＋发生水解：Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，生成的Al(OH)3胶体能吸附镉的难溶物而发生聚沉(或沉降、沉淀或沉积下来)，从而消除Cd2＋污染。
(3)Cl2与Fe2＋反应生成Fe3＋，Fe3＋水解生成的Fe(OH)3胶体吸附水中悬浮杂质一起沉积到水底，达到净化水的目的；同时过量的Cl2与H2O反应生成HClO，HClO可杀灭水中的病菌。
核心素养
目标 盐类水解的应用
例 下列描述与盐类的水解有关的是( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液混合可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤小心低温加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体
⑥在含有Fe2＋的FeCl3溶液中，要除去Fe2＋，可先通入Cl2，再调节溶液的pH
A．①②③ B．②③④⑤
C．①④⑤⑥ D．①②③④⑤
答案：D
解析：发生水解反应使溶液呈酸性，金属生成的锈能溶于酸，与盐类的水解有关。②泡沫灭火器工作时与Al3＋发生相互促进的水解反应：===Al(OH)3↓＋3CO2↑，产生泡沫，与盐类的水解有关。③将铵态氮肥与草木灰混合施用和发生相互促进的水解反应，生成氨气逸出，降低铵态氮肥的肥效，与盐类的水解有关。④水解使溶液呈碱性，腐蚀玻璃，与盐类的水解有关。⑤在小心低温加热蒸干CuCl2溶液的过程中，发生水解反应：CuCl2＋2H2OCu(OH)2↓＋2HCl↑，与盐类的水解有关。⑥用Cl2除去Fe2＋的化学反应是Cl2＋2Fe2＋===2Cl－＋2Fe3＋，发生氧化还原反应，与盐类的水解无关。
状元随笔 (1)除去CuCl2溶液中的Fe3＋时，向溶液中加入CuO或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3，与Fe3＋水解产生的H＋反应，使Fe3＋转化成沉淀而除去。
(2)要除去Mg2＋中混有的Fe2＋，首先用氧化剂(如H2O2)将溶液中的Fe2＋氧化成Fe3＋，再向溶液中加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3，与Fe3＋水解产生的H＋反应，使Fe3＋转化成Fe(OH)3而除去。
(3)Al3＋、Fe3＋与、、S2－、HS－、[Al(OH)4]－、ClO－均能发生相互促进的水解反应，使水解反应进行彻底，因而在溶液中不能大量共存。
(4)碱溶液及水解显碱性的盐溶液均不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶贮存，如NaOH、Ca(OH)2、Na2CO3、NaHCO3、Na2S、NaHS溶液等。
(5)若低温加热蒸干CuSO4溶液，则仍然得到CuSO4。
[提升] 下列事实与盐的水解有关的是( )
①明矾和FeCl3可作净水剂
②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸
③实验室配制AlCl3溶液时，应先把它溶解在盐酸中，而后加水稀释
④NH4Cl溶液可作焊接中的除锈剂
⑤实验室盛放Na2SiO3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞
⑥用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
⑦在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金属镁会生成氢气
⑧草木灰与铵态氮肥不能混合施用
⑨加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A．①④⑦ B．②⑤⑧
C．③⑥⑨ D．全部
答案：D
解析：①明矾和FeCl3可作为净水剂，是因为铝离子、铁离子水解生成的胶体能吸附杂质；②加入盐酸可抑制铁离子的水解；③盐酸抑制氯化铝的水解；④铵根离子水解使溶液显酸性；⑤Na2SiO3溶液具有粘结性，可粘结试剂瓶与玻璃塞；⑥碳酸氢根离子与铝离子发生相互促进的水解反应生成二氧化碳和氢氧化铝；⑦铵根离子、铝离子水解使溶液显酸性；⑧铵根离子与草木灰中碳酸根相互促进水解，铵根离子转变为氨气挥发；⑨AlCl3是强酸弱碱盐，加热蒸干溶液时水解被促进。
状元随笔 盐溶液蒸干灼烧时产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)―→CuSO4(s)；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得对应氢氧化物，灼烧后一般得对应氧化物。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液。
(3)要考虑盐受热时是否分解。如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。
关键能力
1.盐类水解在化学实验中的应用
应用 举例
判断溶液的酸碱性
配制或贮存易水解的盐溶液 实验室配制FeCl3溶液、AlCl3溶液、SnCl2溶液，要在溶液中加少量盐酸，抑制Fe3＋、Al3＋、Sn2＋的水解，否则会产生沉淀。同理，在配制CuSO4溶液时，常加几滴稀H2SO4来抑制Cu2＋的水解
判断盐溶液蒸干产物 加热蒸干AlCl3溶液，其水解产物之一为挥发性的盐酸，不断挥发出氯化氢气体，导致水解平衡不断向右移动，最后彻底水解，蒸干后得到Al(OH)3，进一步灼烧得到Al2O3
胶体的制备 制备Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
离子共存的判断
试剂的保存 在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡皮塞或软木塞。因这些盐水解生成的NaOH会腐蚀玻璃，生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞黏结在一起
某些较活泼的金属与强酸弱碱盐溶液反应
除杂 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌条件下加入过量MgCO3等过滤。Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋、MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋CO2↑＋H2O。加入MgCO3等破坏了Fe3＋的水解平衡，在加热搅拌条件下使其水解完全，生成Fe(OH)3沉淀而除去Fe3＋
2．盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用
应用 举例
去污 如常把某些盐当作碱使用，如纯碱、肥皂具有去污作用，且热的溶液去污能力强。这是由于纯碱、肥皂的主要成分都属于强碱弱酸盐，其水解后溶液均显碱性，升高温度，水解程度增大，溶液的碱性增强
灭火
净水
化肥的 合理使用
制备无水盐 有些盐(如Al2S3)遇水即水解，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取(干法制取)
当堂评价
1．将下列固体物质溶于水，再将其溶液加热，蒸发结晶，再灼烧，得到化学组成与原固体物质相同的是( )
①胆矾 ②氯化铝 ③硫酸铝 ④氯化铜
A．③ B．①④
C．①②③④ D．全部
答案：A
2．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是( )
A．无水三氯化铁 B．氢氧化铁
C．氧化亚铁 D．三氧化二铁
答案：D
3．(双选)已知Fe3＋在pH为4～5时就可以完全形成Fe(OH)3沉淀，若要除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可以加入一种试剂，充分搅拌后过滤，就可得到纯净物的MgCl2溶液，这种试剂可以是( )
A．NH3·H2O B．NaOH
C．Mg(OH)2 D．MgCO3
答案：CD
4．(双选)常温下，将NH4NO3溶于水得无色溶液，为使该溶液中的)∶)＝1∶1，可以采取的下列措施是( )
A．加入适量的HCl，抑制水解
B．加入适量的氨水，使溶液的pH等于7
C．加入适量的NH4NO3
D．加入适量的NaOH，使溶液的pH等于7
答案：AB
5．为了得到比较纯净的物质，使用的方法恰当的是( )
A．向Na2CO3饱和溶液中通入过量的CO2后，在加压、加热的条件下，蒸发得到NaHCO3晶体
B．加热蒸发AlCl3饱和溶液可得到纯净的AlCl3晶体
C．向FeBr2溶液中加入过量的氯水，加热蒸发得FeCl3晶体
D．向FeCl3溶液中加入足量的NaOH溶液，经过滤、洗涤沉淀，再充分灼烧沉淀得到Fe2O3
答案：D
解析：A项不恰当，因为NaHCO3加热易分解；B、C项也不恰当，因为AlCl3与FeCl3在加热蒸发的情况下，分别发生反应Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋、Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，由于HCl挥发，水解趋于完全，最终得到的是和Fe(OH)3。
6．(1)明矾可用于净水，原因是(用离子方程式表示)：_______________________________。
把FeCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是________。
(2)用离子方程式表示泡沫灭火器的灭火原理：
_______________________________________________。
(3)纯碱可代替洗涤剂洗涤餐具，原因是(用离子方程式表示)：_________________________________________________。
Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
Fe2O3
===Al(OH)3↓＋3CO2↑
H2＋OH－、＋H2O H2CO3＋OH－
解析：(1)利用Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能凝聚水中的悬浮杂质从而达到净水的目的；FeCl3溶液中存在水解平衡＋3HCl，加热时HCl挥发，蒸干时得到Fe(OH)3，再灼烧得到Fe2O3。
(2)泡沫灭火器的原理是利用NaHCO3与Al2(SO4)3发生相互促进的水解反应，反应的离子方程式为===Al(OH)3↓＋3CO2↑。水解生成的OH－使溶液呈碱性，能洗去油污。
练后反思
明晰盐类水解的七个易失分问题
(1)误认为酸式盐一定呈酸性。如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。
(2)误认为能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。如NH4Cl、AlCl3溶液呈酸性，Na2CO3、CH3COONa溶液呈碱性，CH3COONH4溶液呈中性。
(3)误认为水解平衡正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
(4)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3因为酸式酸根的电离能力大于水解能力，其溶液显酸性。
(5)由于加热可促进盐类水解，误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不是很大，水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
(6)误认为稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强。其实，溶液中离子浓度越小，溶液的酸性(或碱性)越弱。
(7)误认为相互促进水解的离子在水溶液中不能大量共存。Al3＋与、、、、HS－、S2－、ClO－；Fe3＋与、、、、ClO－的水解相互促进趋于完全，不能大量共存，但与CH3COO－、虽相互促进水解，但水解不彻底，仍能大量共存。第3课时 盐类水解的应用
核心微网络
素养新目标
1.了解盐类水解在生产生活中的应用。
2．通过了解盐类水解的应用，进一步体会化学对社会发展的作用。
学业基础——自学·思记·尝试
一、实验探究盐类水解的应用
实验 序号 实验 名称 实验用品 实验方案 现象及结论
药品 仪器
1 制备 胶体 ____________溶液、蒸馏水 胶头滴管、烧杯、______、三脚架、石棉网、______ 滴加饱和FeCl3后继续煮沸至溶液呈透明的________，用激光笔照射烧杯中液体，有一条光亮通路，说明生成液体为________________
2 除去略浑浊天然水中的悬浮颗粒物 略浑浊的天然水、________溶液 胶头滴管、烧杯 滴加Al2(SO4)3后产生________ 沉淀和少量________，静置一段时间后，待完全沉淀后，浑浊天然水变________。说明Al3＋水解产生的________________
3 清除厨房的油污 ______溶液、植物油 试管、胶头滴管、酒精灯 开始滴入植物油后，液体分成上下两层，加热后静置一段时间，溶液不再______。说明加热水解产生的________促进了油脂的水解
二、分析复杂溶液体系的一般思路
三、日常生活中盐类水解的应用总结
1．泡沫灭火器
(1)试剂：________溶液和________溶液。
(2)原理：Al3＋和的水解相互促进，生成________气体和________ 沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．盐溶液的配制
配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)抑制水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量____________抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。
3．盐类作净水剂
硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成的Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为________________________________________________________________________________________________________________________________________________。Al(OH)3胶体
有较强的吸附能力，常用作净水剂。
4．热碱水清洗油污
纯碱在水中发生水解：
________________________________________________________________________，
________________加热促进水解平衡________，溶液的碱性增强，去污能力增强。
【即学即练】
1．判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)酸式盐溶液一定呈酸性。( )
(2)能发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。( )
(3)可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。( )
(4)相互促进水解的离子在水溶液中也可能大量共存( )
2．分别将下列物质：①FeCl3 ②CaO ③NaCl
④Ca(HCO3)2 ⑤Na2SO3 ⑥K2SO4投入水中，在蒸发皿中对其溶液加热蒸干，能得到原物质的是( )
A．②③B．③⑥
C．①④ D．⑤⑥
3．(双选)下列实验操作能达到目的的是( )
A．用Na2S溶液和Al2(SO4)3溶液反应制取Al2S3固体
B．用加热蒸发K2CO3溶液的方法获得K2CO3晶体
C．用Na2S溶液和CuSO4溶液反应制取CuS固体
D．加热MgCl2溶液制取MgCl2固体
4．(1)铈(Ce)是地壳中含量最高的稀土元素。在加热条件下CeCl3易发生水解，无水CeCl3可用加热CeCl3·6H2O和NH4Cl固体混合物的方法来制备。其中NH4Cl的作用是________________________。
(2)某省治理河水镉(Cd2＋)污染时，先向河中投入沉淀剂将Cd2＋转化为难溶物，再投入氯化铝，试说明氯化铝的作用____________________________________________________。(用必要的离子方程式和文字进行解释)。
(3)为了提高生活用水的质量，自来水厂常用Cl2和FeSO4·7H2O对水进行消毒、净化，以改善水质。简述原因并写出有关反应的离子方程式________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
核心素养——合作·探究·分享
目标 盐类水解的应用
例 下列描述与盐类的水解有关的是( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液混合可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤小心低温加热蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固体
⑥在含有Fe2＋的FeCl3溶液中，要除去Fe2＋，可先通入Cl2，再调节溶液的pH
A．①②③B．②③④⑤
C．①④⑤⑥ D．①②③④⑤
状元随笔 (1)除去CuCl2溶液中的Fe3＋时，向溶液中加入CuO或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3，与Fe3＋水解产生的H＋反应，使Fe3＋转化成沉淀而除去。
(2)要除去Mg2＋中混有的Fe2＋，首先用氧化剂(如H2O2)将溶液中的Fe2＋氧化成Fe3＋，再向溶液中加入MgO或Mg(OH)2或MgCO3，与Fe3＋水解产生的H＋反应，使Fe3＋转化成Fe(OH)3而除去。
(3)Al3＋、Fe3＋与、、S2－、HS－、[Al(OH)4]－、ClO－均能发生相互促进的水解反应，使水解反应进行彻底，因而在溶液中不能大量共存。
(4)碱溶液及水解显碱性的盐溶液均不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶贮存，如NaOH、Ca(OH)2、Na2CO3、NaHCO3、Na2S、NaHS溶液等。
(5)若低温加热蒸干CuSO4溶液，则仍然得到CuSO4。
[提升] 下列事实与盐的水解有关的是( )
①明矾和FeCl3可作净水剂
②为保存FeCl3溶液，要在溶液中加少量盐酸
③实验室配制AlCl3溶液时，应先把它溶解在盐酸中，而后加水稀释
④NH4Cl溶液可作焊接中的除锈剂
⑤实验室盛放Na2SiO3溶液的试剂瓶应用橡皮塞，而不能用玻璃塞
⑥用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
⑦在NH4Cl或AlCl3溶液中加入金属镁会生成氢气
⑧草木灰与铵态氮肥不能混合施用
⑨加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A．①④⑦ B．②⑤⑧
C．③⑥⑨ D．全部
状元随笔 盐溶液蒸干灼烧时产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)―→CuSO4(s)；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得对应氢氧化物，灼烧后一般得对应氧化物。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后可得到原物质，如Na2CO3溶液。
(3)要考虑盐受热时是否分解。如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。
关键能力
1.盐类水解在化学实验中的应用
应用 举例
判断溶液的酸碱性 如水解使溶液呈酸性、ClO－水解使溶液呈碱性
配制或贮存易水解的盐溶液 实验室配制FeCl3溶液、AlCl3溶液、SnCl2溶液，要在溶液中加少量盐酸，抑制Fe3＋、Al3＋、Sn2＋的水解，否则会产生沉淀。同理，在配制CuSO4溶液时，常加几滴稀H2SO4来抑制Cu2＋的水解
判断盐溶液蒸干产物 加热蒸干AlCl3溶液，其水解产物之一为挥发性的盐酸，不断挥发出氯化氢气体，导致水解平衡不断向右移动，最后彻底水解，蒸干后得到Al(OH)3，进一步灼烧得到Al2O3
胶体的制备 制备Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
离子共存的判断 Al3＋与、、S2－、HS－、等因发生相互促进的水解反应而不共存
试剂的保存 在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡皮塞或软木塞。因这些盐水解生成的NaOH会腐蚀玻璃，生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞黏结在一起
某些较活泼的金属与强酸弱碱盐溶液反应 将Mg粉放入NH4Cl溶液中可产生H2：＋2H2O===2NH3·H2O＋H2↑＋Mg2＋
除杂 除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌条件下加入过量MgCO3等过滤。Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋、MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋CO2↑＋H2O。加入MgCO3等破坏了Fe3＋的水解平衡，在加热搅拌条件下使其水解完全，生成Fe(OH)3沉淀而除去Fe3＋
2．盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用
应用 举例
去污 如常把某些盐当作碱使用，如纯碱、肥皂具有去污作用，且热的溶液去污能力强。这是由于纯碱、肥皂的主要成分都属于强碱弱酸盐，其水解后溶液均显碱性，升高温度，水解程度增大，溶液的碱性增强
灭火 泡沫灭火器内所盛装药品分别是NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液，在使用时将两者混合，二者能够水解彻底：===Al(OH)3↓＋3CO2↑
净水 用FeCl3、明矾作净水剂：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋、(胶体)＋3H＋，胶体吸附不溶性杂质，与其一同沉到水底
化肥的 合理使用 如草木灰(含K2CO3)不能与铵态氮肥混用。因为＋OH－ NH3·H2O NH3↑＋H2O，随NH3挥发，氮肥肥效降低
制备无水盐 有些盐(如Al2S3)遇水即水解，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取(干法制取)
当堂评价——夯实·测控·演练
1．将下列固体物质溶于水，再将其溶液加热，蒸发结晶，再灼烧，得到化学组成与原固体物质相同的是( )
①胆矾 ②氯化铝 ③硫酸铝 ④氯化铜
A．③B．①④
C．①②③④ D．全部
2．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是( )
A．无水三氯化铁 B．氢氧化铁
C．氧化亚铁 D．三氧化二铁
3．(双选)已知Fe3＋在pH为4～5时就可以完全形成Fe(OH)3沉淀，若要除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可以加入一种试剂，充分搅拌后过滤，就可得到纯净物的MgCl2溶液，这种试剂可以是( )
A．NH3·H2O B．NaOH
C．Mg(OH)2 D．MgCO3
4．(双选)常温下，将NH4NO3溶于水得无色溶液，为使该溶液中的)∶)＝1∶1，可以采取的下列措施是( )
A．加入适量的HCl，抑制水解
B．加入适量的氨水，使溶液的pH等于7
C．加入适量的NH4NO3
D．加入适量的NaOH，使溶液的pH等于7
5．为了得到比较纯净的物质，使用的方法恰当的是( )
A．向Na2CO3饱和溶液中通入过量的CO2后，在加压、加热的条件下，蒸发得到NaHCO3晶体
B．加热蒸发AlCl3饱和溶液可得到纯净的AlCl3晶体
C．向FeBr2溶液中加入过量的氯水，加热蒸发得FeCl3晶体
D．向FeCl3溶液中加入足量的NaOH溶液，经过滤、洗涤沉淀，再充分灼烧沉淀得到Fe2O3
6．(1)明矾可用于净水，原因是(用离子方程式表示)：________________________________________________________________________。
把FeCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是________。
(2)用离子方程式表示泡沫灭火器的灭火原理：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)纯碱可代替洗涤剂洗涤餐具，原因是(用离子方程式表示)：________________________________________________________________________。
练后反思
明晰盐类水解的七个易失分问题
(1)误认为酸式盐一定呈酸性。如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。
(2)误认为能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性。如NH4Cl、AlCl3溶液呈酸性，Na2CO3、CH3COONa溶液呈碱性，CH3COONH4溶液呈中性。
(3)误认为水解平衡正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
(4)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO3因为酸式酸根的电离能力大于水解能力，其溶液显酸性。
(5)由于加热可促进盐类水解，误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不是很大，水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
(6)误认为稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强。其实，溶液中离子浓度越小，溶液的酸性(或碱性)越弱。
(7)误认为相互促进水解的离子在水溶液中不能大量共存。Al3＋与、、、、HS－、S2－、ClO－；Fe3＋与、、、、ClO－的水解相互促进趋于完全，不能大量共存，但与CH3COO－、虽相互促进水解，但水解不彻底，仍能大量共存。
第3课时 盐类水解的应用
学 业 基 础
一、
1．饱和FeCl3 酒精灯 激光笔 红褐色 Fe(OH)3胶体
2．Al2(SO4)3 白色 气泡 澄清 Al(OH)3胶体吸附杂质，起到净水作用
3．Na2CO3 分层 OH－
二、
组成 相互 结果 强、弱电解质 电离平衡 颜色 气体 沉淀
三、
1．(1)NaHCO3 Al2(SO4)3 (2)CO2 Al(OH)3 ＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑
2．盐酸
3．Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋
＋H2O OH－＋H2CO3 右移
【即学即练】
1．答案：(1)× (2)× (3)× (4)√
2．解析：氯化铁为强酸弱碱盐，氯化铁水解生成氢氧化铁和氯化氢，氯化氢具有挥发性，加热过程中促进氯化铁水解，蒸干时得到氢氧化铁，故①不符合题意；氧化钙和水反应生成氢氧化钙，加热过程中，蒸发掉水，最后得到氢氧化钙，故②不符合题意；氯化钠不水解，蒸发掉水后得到氯化钠，故③符合题意；加热时碳酸氢钙分解生成碳酸钙，所以最后得到碳酸钙，故④不符合题意；亚硫酸钠不稳定，在加热过程中被氧气氧化生成硫酸钠，所以最后得到硫酸钠，故⑤不符合题意；硫酸钾不水解，将其水溶液蒸干时得到硫酸钾，故⑥符合题意。
答案：B
3．解析：Al3＋和S2－在水溶液中会彻底水解得不到Al2S3；MgCl2在水溶液中水解，蒸发过程中水解生成的HCl会挥发，最后得到的是Mg(OH)2而不是MgCl2。
答案：BC
4．解析：(1)由“加热条件下CeCl3易发生水解”，可知NH4Cl的作用肯定是抑制其水解，CeCl3水解生成HCl，NH4Cl的作用是受热时分解出HCl气体，抑制CeCl3水解。(2)氯化铝溶于水，Al3＋发生水解：Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，生成的Al(OH)3胶体能吸附镉的难溶物而发生聚沉(或沉降、沉淀或沉积下来)，从而消除Cd2＋污染。(3)Cl2与Fe2＋反应生成Fe3＋，Fe3＋水解生成的Fe(OH)3胶体吸附水中悬浮杂质一起沉积到水底，达到净化水的目的；同时过量的Cl2与H2O反应生成HClO，HClO可杀灭水中的病菌。
答案：(1)分解出HCl气体，抑制CeCl3加热时发生水解
(2)氯化铝溶于水，Al3＋发生水解：(胶体)＋3H＋，生成的Al(OH)3胶体能吸附镉的难溶物而发生聚沉(或沉降、沉淀或沉积下来)，从而消除Cd2＋污染
===(胶体)＋3H＋，生成的Fe(OH)3胶体能吸附水中悬浮杂质而净化水；Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO，生成的HClO具有强氧化性，能杀菌消毒
核 心 素 养
[例] 解析：发生水解反应使溶液呈酸性，金属生成的锈能溶于酸，与盐类的水解有关。②泡沫灭火器工作时与Al3＋发生相互促进的水解反应：===Al(OH)3↓＋3CO2↑，产生泡沫，与盐类的水解有关。③将铵态氮肥与草木灰混合施用和发生相互促进的水解反应，生成氨气逸出，降低铵态氮肥的肥效，与盐类的水解有关。④水解使溶液呈碱性，腐蚀玻璃，与盐类的水解有关。⑤在小心低温加热蒸干CuCl2溶液的过程中，发生水解反应：CuCl2＋2H2OCu(OH)2↓＋2HCl↑，与盐类的水解有关。⑥用Cl2除去Fe2＋的化学反应是Cl2＋2Fe2＋===2Cl－＋2Fe3＋，发生氧化还原反应，与盐类的水解无关。
答案：D
[提升] 解析：①明矾和FeCl3可作为净水剂，是因为铝离子、铁离子水解生成的胶体能吸附杂质；②加入盐酸可抑制铁离子的水解；③盐酸抑制氯化铝的水解；④铵根离子水解使溶液显酸性；⑤Na2SiO3溶液具有粘结性，可粘结试剂瓶与玻璃塞；⑥碳酸氢根离子与铝离子发生相互促进的水解反应生成二氧化碳和氢氧化铝；⑦铵根离子、铝离子水解使溶液显酸性；⑧铵根离子与草木灰中碳酸根相互促进水解，铵根离子转变为氨气挥发；⑨AlCl3是强酸弱碱盐，加热蒸干溶液时水解被促进。
答案：D
当 堂 评 价
1．答案：A
2．答案：D
3．答案：CD
4．答案：AB
5．解析：A项不恰当，因为NaHCO3加热易分解；B、C项也不恰当，因为AlCl3与FeCl3在加热蒸发的情况下，分别发生反应Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋、Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，由于HCl挥发，水解趋于完全，最终得到的是和Fe(OH)3。
答案：D
6．解析：(1)利用Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能凝聚水中的悬浮杂质从而达到净水的目的；FeCl3溶液中存在水解平衡＋3HCl，加热时HCl挥发，蒸干时得到Fe(OH)3，再灼烧得到Fe2O3。(2)泡沫灭火器的原理是利用NaHCO3与Al2(SO4)3发生相互促进的水解反应，反应的离子方程式为===Al(OH)3↓＋3CO2↑。水解生成的OH－使溶液呈碱性，能洗去油污。
答案：(1)Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
Fe2O3
===Al(OH)3↓＋3CO2↑
H2＋OH－、＋H2O H2CO3＋OH－