第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解
课后·训练提升
基础巩固
1.下列各方程式中,属于水解反应的是( )。
A.CO2+H2OH2CO3
B.OH-+HS-S2-+H2O
C.HS-+H2OH3O++S2-
D.S2-+H2OHS-+OH-
答案:D
2.下列说法中正确的是( )。
A.HC在水溶液中只电离,不水解
B.硝酸钠水解后溶液呈中性
C.可溶性的铝盐都能发生水解反应
D.可溶性的钠盐都不发生水解反应
答案:C
解析:HC既能发生电离又能发生水解,HCH++C,HC+H2OH2CO3+OH-,A项错误;NaNO3不发生水解,B项错误;弱酸对应的钠盐可发生水解,如Na2CO3可发生水解反应,D项错误;Al3+属于弱碱的阳离子,一定能水解,C项正确。
3.在常温下,纯水中存在电离平衡H2OH++OH-,如要使水的电离程度增大,并使c(H+)>c(OH-),应加入的物质是( )。
A.NaHSO4 B.KAl(SO4)2
C.NaHCO3 D.CH3COONa
答案:B
解析:NaHCO3、CH3COONa水解,使水的电离程度增大,但溶液均呈碱性,c(H+)c(OH-)。
4.物质的量浓度相同的下列各物质的溶液,由水电离出的c(H+)由大到小的顺序是( )。
①NaHSO4 ②NaHCO3 ③Na2CO3 ④Na2SO4
A.④③②① B.①②③④
C.③②④① D.③④②①
答案:C
解析:水中存在电离平衡:H2OH++OH-,若将自身能电离出H+或OH-的物质加入水中,则水的电离程度减小;若将能结合水中H+或OH-的物质加入水中,则水的电离程度增大。NaHSO4抑制水的电离,Na2CO3、NaHCO3均能促进水的电离,且Na2CO3比NaHCO3的促进程度更大,Na2SO4不影响水的电离。
5.下列说法不正确的是( )。
A.同温下,0.01 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH小于0.01 mol·L-1的NaClO溶液的pH
B.常温下,pH=4的溶液中水电离出的c(H+)一定为1×10-4 mol·L-1
C.盐类水解反应一般为吸热反应
D.NaHSO3溶液显酸性是因为HS的电离程度大于其水解程度
答案:B
解析:常温下,pH=4的溶液可能为酸溶液也可能为水解呈酸性的盐溶液等,水电离出的c(H+)可能为1×10-10 mol·L-1或1×10-4 mol·L-1。
6.下列离子:①H+、②Cl-、③Al3+、④K+、⑤S2-、⑥OH-、⑦N、⑧N对水的电离平衡基本不影响的是( )。
A.①③⑤⑦⑧ B.②④⑦
C.①⑥ D.②④⑥⑧
答案:B
解析:H+、OH-抑制水的电离,Al3+、S2-、N能发生水解而促进水的电离,Cl-、K+、N对水的电离无影响。
7.25 ℃时,浓度均为0.2 mol·L-1的NaHCO3与Na2CO3溶液中,下列判断不正确的是( )。
A.均存在电离平衡和水解平衡
B.存在粒子种类相同
C.c(OH-)前者大于后者
D.对水的电离都起到促进作用
答案:C
解析:两溶液中均存在水解平衡和电离平衡,A项正确;在两溶液中均存在Na+、H+、C、HC、H2CO3、OH-、H2O七种粒子,B项正确;同浓度的正盐水解程度大于其酸式盐,所以Na2CO3溶液中c(OH-)大,碱性强,C项错误;NaHCO3溶液中HC的水解程度大于电离程度,即以水解为主,对水电离起到促进作用,Na2CO3溶液中C水解促进了水的电离,D项正确。
8.已知次磷酸(H3PO2)是一元中强酸,下列说法不正确的是( )。
A.H3PO2中磷元素的化合价为+1价
B.NaH2PO2的水溶液呈弱酸性
C.H3PO2在水中的电离形式只有H3PO2H++H2P
D.NaH2PO2属于正盐
答案:B
解析:根据化合物中各元素化合价之和为0可知,H3PO2中磷元素的化合价为+1价,A正确;次磷酸(H3PO2)是一元中强酸,因此NaH2PO2的水溶液呈弱碱性,B错误;次磷酸(H3PO2)是一元中强酸,因此H3PO2在水中的电离形式只有H3PO2H++H2P,C正确;次磷酸(H3PO2)是一元中强酸,因此NaH2PO2属于正盐,D正确。
9.碳酸铵[(NH4)2CO3]是一种无色、透明、坚硬的块状或针状晶体,不稳定,有强烈的氨味和辛辣的味道,实验测得碳酸铵溶液呈碱性。下列说法正确的是( )。
A.碳酸铵的电离方程式为(NH4)2CO32N+C
B.(NH4)2CO3溶液中c(N)∶c(C)>2∶1
C.向氨水中缓缓通入CO2制取碳酸铵的过程中,水的电离受到抑制
D.碳酸铵溶液中的粒子种类少于碳酸氢铵溶液中的粒子种类
答案:B
解析:碳酸铵属于强电解质,电离方程式为(NH4)2CO32N+C,A项错误;实验测得碳酸铵溶液呈碱性,说明碳酸根离子的水解程度大于铵根离子的水解程度,故(NH4)2CO3溶液中c(N)∶c(C)>2∶1,B项正确;氨水为碱溶液,会抑制水的电离;向氨水中缓缓通入CO2制取碳酸铵,碳酸铵为弱酸弱碱盐,会促进水的电离,C项错误;由于碳酸根离子会发生水解生成碳酸氢根离子、碳酸分子,碳酸氢根离子会水解生成碳酸分子、电离生成碳酸根离子;故碳酸铵溶液中的粒子种类等于碳酸氢铵溶液中的粒子种类,D项错误。
10.写出下列盐溶液中水解的离子方程式。
(1)CuSO4: 。
(2)NaClO: 。
(3)NaHCO3: 。
(4)CH3COONH4: 。
答案:(1)Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
(2)ClO-+H2OHClO+OH-
(3)HC+H2OH2CO3+OH-
(4)CH3COO-+N+H2OCH3COOH+NH3·H2O
11.常温下,0.1 mol·L-1 HA溶液中=108。现取0.1 mol·L-1 HA溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化)。试回答下列问题:
(1)混合后溶液呈 (填“酸”“中”或“碱”)性,理由是 (用离子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水电离出的c(H+) (填“大于”“小于”或“等于”)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水电离出的c(H+)。
答案:(1)碱 A-+H2OHA+OH- (2)大于
解析:由于=108,根据c(H+)·c(OH-)=10-14,则c(H+)=10-3 mol·L-1,所以HA为弱酸。(1)混合后,HA与NaOH恰好完全反应生成NaA,由于A-+H2OHA+OH-,混合后溶液呈碱性。(2)NaA促进水的电离,而NaOH抑制水的电离。
能力提升
1.由下列物质分别形成的物质的量浓度相同的溶液,pH由大到小排列正确的是( )。
A.Ba(OH)2、Na2CO3、KCl、FeCl3
B.Na2SO3、Na2SiO3、KNO3、NH4Cl
C.NH3·H2O、Na2SO4、H2SO4、H3PO4
D.NaHCO3、HClO、C2H5OH、HCl
答案:A
解析:B项pH由大到小的顺序为Na2SiO3>Na2SO3>KNO3>NH4Cl;C项pH由大到小的顺序为NH3·H2O>Na2SO4>H3PO4>H2SO4;D项pH由大到小的顺序为NaHCO3>C2H5OH>HClO>HCl。
2.常温下将0.1 mol下列物质置于1 L水中充分搅拌后,溶液中阴离子数最多的是( )。
A.KCl B.Mg(OH)2
C.MgSO4 D.Na2CO3
答案:D
解析:A、C项中,阴离子不发生水解,阴离子的物质的量为0.1 mol;B项,Mg(OH)2难溶于水,阴离子的物质的量远小于0.1 mol;D项,C因水解而使C浓度减小,但由于C+H2OHC+OH-,阴离子数目增多,大于0.1 mol。
3.由一价离子组成的四种盐溶液:AC、BD、AD、BC,其物质的量浓度均为1 mol·L-1。在室温下前两种溶液的pH=7,第三种溶液的pH>7,最后一种溶液的pH<7,则正确的是( )。
选项 A B C D
碱性 AOH>BOH AOHBOH AOH酸性 HC>HD HC>HD HC答案:A
解析:根据AD溶液pH>7,D-一定水解;根据BC溶液pH<7,B+一定水解;根据BD溶液pH=7,B+、D-的水解程度相同;A+、C-均不水解,或水解程度比B+、D-弱,所以碱性:AOH>BOH,酸性:HC>HD。
4.25 ℃时,对浓度均为0.1 mol·L-1的NaHS溶液和Na2S溶液的说法正确的是( )。
A.都只存在水解平衡
B.存在的粒子种类相同,但电荷守恒式不同
C.c(OH-)前者小于后者
D.Na2S溶液中存在关系:c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)]
答案:C
解析:NaHS、Na2S均属于强碱弱酸盐,都存在盐类的水解平衡和H2O的电离平衡,NaHS溶液中还有HS-的电离平衡,A项错误。Na2S、NaHS溶液中都含有Na+、S2-、HS-、H2S、H+、OH-、H2O,它们存在的粒子种类相同,电荷守恒式都是c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-),B项错误。S2-的水解能力大于HS-,故Na2S溶液中的c(OH-)大,C项正确。Na2S溶液中,S2-水解产生HS-,HS-继续水解产生H2S,根据S元素守恒,有c(Na+)=2[c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)],D项错误。
5.常温下,有下列五种溶液:
①0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液、②0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液、③0.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液、④0.1 mol·L-1 NH3·H2O和0.1 mol·L-1 NH4Cl的混合液、⑤0.1 mol·L-1 氨水。
(1)溶液①呈 (填“酸”“碱”或“中”)性,其原因是 (用离子方程式表示)。
(2)在溶液④中, 的浓度为0.1 mol·L-1。
(3)常温下,测得溶液②的pH=7,则溶液中c(CH3COO-) (填“>”“<”或“=”,下同)c(N),CH3COO-的水解程度 N的水解程度。
答案:(1)酸 N+H2ONH3·H2O+H+
(2)Cl-
(3)= =
解析:(1)NH4Cl溶液中存在N的水解平衡,N+H2ONH3·H2O+H+,溶液呈酸性。
(2)根据元素守恒,溶液④中c(Cl-)=0.1 mol·L-1。
(3)由于CH3COO-水解生成OH-,N水解生成H+,而溶液的pH=7,说明CH3COO-与N的水解程度相同,溶液中两者浓度相同。
6.常温下,将酸HA溶液与碱MOH溶液等体积混合。
(1)若0.01 mol·L-1的强酸HA溶液与0.01 mol·L-1的强碱MOH溶液混合,则所得溶液显 (填“酸性”“中性”或“碱性”),该反应的离子方程式为 。
(2)若pH=3的强酸HA溶液与pH=11的弱碱MOH溶液混合,则所得溶液显(填“酸性”“中性”或“碱性”) ,理由是 。
(3)若0.01 mol·L-1的强酸HA溶液与0.01 mol·L-1的弱碱MOH溶液混合,则所得溶液显(填“酸性”“中性”或“碱性”) ,解释这一现象的离子方程式是 。
答案:(1)中性 H++OH-H2O
(2)碱性 强酸HA与弱碱MOH中和后,碱过量,还会电离出OH-
(3)酸性 M++H2OMOH+H+
解析:(1)强酸HA与强碱MOH等物质的量反应后,溶质为MA,溶液呈中性。(2)pH=3的强酸溶液与pH=11的弱碱溶液等体积混合后,弱碱大量剩余,溶液呈碱性。(3)等物质的量的强酸HA与弱碱MOH反应后,溶质为MA,M+水解使溶液呈酸性。
7.10 ℃时加热NaHCO3饱和溶液,测得该溶液的pH发生如下变化:
温度 10 ℃ 20 ℃ 30 ℃ 加热煮沸后冷却到50 ℃
pH 8.3 8.4 8.5 8.8
甲同学认为,该溶液的pH升高的原因是HC的水解程度增大,故碱性增强,该反应的离子方程式为 。
乙同学认为,溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解,生成了Na2CO3,并推断Na2CO3的水解程度 (填“大于”或“小于”)NaHCO3的水解程度。
丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为:
(1)只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X,若产生沉淀,则 (填“甲”或“乙”)判断正确。试剂X是 (填字母)。
A.Ba(OH)2溶液 B.BaCl2溶液
C.NaOH溶液 D.澄清石灰水
(2)将加热后的溶液冷却到10 ℃,若溶液的pH (填“高于”“低于”或“等于”)8.3,则 (填“甲”或“乙”)判断正确。
(3)查阅资料,发现NaHCO3的分解温度为150 ℃,丙断言 (填“甲”或“乙”)判断是错误的,理由是 。
答案:HC+H2OH2CO3+OH- 大于
(1)乙 B
(2)等于 甲(或高于 乙)
(3)乙 常压下加热NaHCO3的水溶液,溶液的温度达不到150 ℃
解析:HC水解呈碱性且水解过程吸热,温度升高水解程度增大,溶液碱性增强;正盐Na2CO3水解程度大于酸式盐NaHCO3的水解程度。
(1)Ba(OH)2溶液、石灰水分别与Na2CO3和NaHCO3反应都有白色沉淀生成;NaOH溶液与Na2CO3和NaHCO3都不产生白色沉淀,只有B项BaCl2与Na2CO3反应产生白色沉淀,BaCl2与NaHCO3不反应,可判断Na2CO3存在,乙正确。
(2)将溶液恢复到原温度10 ℃,若溶液的pH仍等于8.3,说明NaHCO3未分解生成Na2CO3,则甲正确。若溶液的pH高于8.3,说明NaHCO3分解生成了Na2CO3,则乙正确。
(3)常压下加热煮沸NaHCO3的水溶液,溶液的温度达不到150 ℃,所以NaHCO3不可能分解,则甲正确,乙错误。
8.常温下,将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合,两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表:
实验编号 HA物质的量浓度/(mol·L-1) NaOH物质 混合溶液的pH
① 0.1 0.1 =9
② c 0.2 =7
③ 0.2 0.1 <7
请回答下列问题:
(1)从①组情况分析,HA是 (填“强”或“弱”)酸。
(2)②组情况表明,c (填“>”“<”或“=”)0.2,混合溶液中离子浓度c(A-)
(填“>”“<”或“=”)c(Na+)。
(3)从③组实验结果分析,说明HA的电离程度 (填“>”“<”或“=”)NaA的水解程度,该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。
(4)从以上实验分析,将pH=11的NaOH溶液与pH=3的HA溶液等体积混合,所得混合溶液中c(OH-) (填“>”“<”或“=”)c(H+)。
答案:(1)弱
(2)> =
(3)> c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
(4)<
解析:(1)实验①恰好完全反应,得到NaA溶液,由溶液的pH=9知,HA为弱酸。
(2)由溶液的pH=7知,实验②中HA过量,c>0.2,根据电荷守恒,溶液中c(A-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),pH=7时,c(H+)=c(OH-),故c(A-)=c(Na+)。
(3)实验③得到的是等物质的量浓度的HA和NaA的混合溶液,由溶液的pH<7知,HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。
(4)由于HA为弱酸,所以pH=3的HA溶液中c(HA)远大于1×10-3 mol·L-1,而在pH=11的NaOH溶液中c(NaOH)=1×10-3 mol·L-1,当两溶液等体积混合后,HA过量很多,混合溶液中c(OH-)21世纪教育网(www.21cnjy.com)(共54张PPT)
第1课时 盐类的水解
目 标 素 养
1.认识盐类水解的原理和影响盐类水解的主要因素。
2.了解盐类水解的类型和规律,并能正确书写盐类水解的离子方程式。
3.了解盐类水解的应用,会分析溶液中离子浓度的等量关系和大小关系。
4.能综合应用离子反应、化学平衡原理,分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。
知 识 概 览
一、盐溶液的酸碱性
1.探究盐溶液的酸碱性。
通过实验测定室温时下列0.1 mol·L-1盐溶液的pH,填写下表。
盐 盐的类型 盐溶液的pH 盐溶液的酸碱性
NaCl 强酸强碱盐 pH = 7 中 性
KNO3
Na2CO3 强碱弱酸盐 pH > 7 碱 性
CH3COONa
NH4Cl 强酸弱碱盐 pH < 7 酸 性
(NH4)2SO4
2.盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
(1)NH4Cl溶液。
(2)Na2CO3溶液。
(3)NaCl溶液。
微思考1 Na2CO3俗称纯碱,常在生活中用于油污的清洗等,为什么Na2CO3可被当作“碱”使用呢
提示:Na2CO3是强碱弱酸盐,其溶液呈碱性,可促进油脂的水解,便于清洗油污。这就是它常被当作“碱”使用的原因。
微解读 分类探究盐溶液的酸碱性时,一般指正盐。强酸弱碱盐溶液显酸性,强碱弱酸盐溶液显碱性,强酸强碱盐溶液显中性。对于酸式盐水溶液的酸碱性,需具体分析。强酸的酸式酸根离子在溶液中完全电离,溶液显酸性,如NaHSO4;弱酸的酸式酸根离子既能水解,又能电离,溶液的酸碱性取决于两者进行程度的相对大小。若酸式酸根离子的水解程度大于其电离程度,促进水的电离,其水溶液显碱性,如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等;若酸式酸根离子的水解程度小于其电离程度,其溶液显酸性,抑制水的电离,如NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等。
二、盐类的水解
1.定义:在水溶液中,由盐电离出来的 离子 与水电离出来的H+或OH-结合生成 弱电解质 的反应。
2.实质:生成弱酸或弱碱,使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
3.特征。
(1)水解程度很小,一般是可逆反应,在一定条件下达到化学
平衡。
(2)盐类水解反应是 中和 反应的逆反应。
(3)盐类水解是 吸热 (填“吸热”或“放热”)反应。
4.表示方法。
(1)用化学方程式表示。
微思考2 发生水解的盐溶液一定呈现酸性或碱性吗
提示:不一定,也可能呈中性。若是弱酸弱碱盐,且弱酸根离子结合H+的能力与弱碱阳离子结合OH-的能力相同,使得c(H+)=c(OH-),则溶液呈中性,如CH3COONH4。
(2)pH=11的Na2CO3溶液和NaOH溶液中水电离出的H+浓度相同。( )
(3)含有弱酸根离子的盐的水溶液一定呈碱性。( )
(4)某盐的水溶液呈酸性,该盐一定发生了水解反应。( )
(5)常温下,水电离出的H+浓度为1×10-5 mol·L-1,则溶液的pH可能为5或9。( )
×
×
×
×
√
一、盐类水解的实质与规律
问题探究
海洋面积约占地球表面积的71%。海水中主要含有Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 等离子。海水呈弱碱性(pH约为8.1),海水的弱碱性有利于海洋生物利用碳酸钙形成介壳。
1.请从化学的角度分析海水呈碱性的原因。
2.怎样用最简单的方法区别NaCl溶液、NH4Cl溶液和Na2CO3溶液
提示:将三种溶液各取少许于试管中,分别滴入紫色石蕊溶液,溶液不变色的为NaCl溶液,变红色的为NH4Cl溶液,变蓝色的为Na2CO3溶液。
3.怎样证明Na2CO3溶液呈碱性是由 水解引起的
提示:向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液,溶液显红色;若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液,产生白色沉淀,且溶液的红色褪去,可说明Na2CO3溶液呈碱性是由 水解引起的。
4.NaHCO3、Na2CO3同样为碳酸盐,试分析同浓度时二者溶液的碱性强弱。
提示:Na2CO3溶液碱性更强。
归纳总结
1.盐类水解的特点——逆、吸、弱、动。
2.盐类的水解规律(常温下)。
(1)“有弱才水解,无弱不水解”——盐中有弱酸阴离子或弱碱阳离子才水解,若没有,则是强酸强碱盐,不发生水解反应。
(2)“越弱越水解”——弱酸阴离子对应的酸越弱,水解程度越大;弱碱阳离子对应的碱越弱,其水解程度越大。
(3)“都弱都水解”——弱酸弱碱盐电离出的弱酸阴离子和弱碱阳离子都发生水解,且相互促进。
(4)“谁强显谁性”——当盐中的阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时,水解后盐溶液呈酸性,反之,呈碱性,即强酸弱碱盐水解使溶液呈酸性,强碱弱酸盐水解使溶液呈碱性。
(5)“同强显中性”——当盐中的阴离子对应的酸与阳离子对应的碱电离程度相同时,水解后盐溶液呈中性。
典例剖析
Cl-等离子,请按要求回答下列问题。
(1)水解使溶液呈碱性的离子是 。
(2)水解使溶液呈酸性的离子是 。
(3)既能在酸性较强的溶液里大量存在,又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有 。
(4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在,又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有 。
学以致用
1.常温下,已知0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,其pH分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性强弱排列正确的是
( )。
A.HX>HY>HZ
B.HY>HX>HZ
C.HZ>HY>HX
D.HZ>HX>HY
答案:A
解析:酸性越弱,酸根阴离子的水解程度越大,物质的量浓度相同时,其钠盐溶液的pH越大,根据pH的大小可推知Z-水解程度最大,HZ的酸性最弱,而HX的酸性最强,则三种酸的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ。
2.常温下,某浓度的NH4Cl溶液的pH为4,回答下列问题。
(1)该NH4Cl溶液中含氮元素的粒子有 。
(2)该溶液中的c(Cl-) (填“>”“<”或“=”)c( )。
(3)该NH4Cl溶液中c水(H+)与pH=4盐酸中c水(H+)的比值为
。
(3)pH=4的NH4Cl溶液中水电离的c水(H+)=10-4 mol·L-1,pH=4的HCl溶液中水电离的c水(H+)=10-10 mol·L-1,则该NH4Cl溶液
二、盐类水解离子方程式的书写
问题探究
1.请分析在Na2S溶液中,是否发生水解反应,如果发生反应,哪种离子发生了水解反应,Na2S溶液显什么性。
提示:发生了水解反应。在溶液中,Na2S电离出的S2-是弱酸酸根离子,它会与水电离出的H+部分结合成HS-(此步为主),发生水解反应,导致溶液中c(OH-)>c(H+),溶液显碱性。
提示:不对。
多元弱酸酸根离子的水解方程式应分步书写,
归纳总结
1.盐类水解反应的离子方程式书写的一般模式:阴(或阳)离子+H2O 弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。
2.注意事项。
(1)一般盐类水解程度很小,水解产物很少,通常不生成沉淀和气体,也不发生分解,因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”,也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
(3)阴、阳离子水解相互促进生成沉淀或气体,水解趋于完全时,可用“══”连接,可注“↑”或“↓”。
3.盐类水解方程式的常见类型。
典例剖析
【例2】 下列各物质常温下发生水解,对应的离子方程式正确的是( )。
答案:C
【拓展延伸】 (1)已知酸性:HF>H2CO3,等物质的量浓度的Na2CO3溶液、NH4Cl溶液、NaF溶液的pH由大到小的顺序是 。
(2)等体积等物质的量浓度的上题四种物质的溶液中阴离子数目最大的是 。
答案:(1)Na2CO3>NaF>NH4Cl
(2)Na2CO3
解析:(2)等体积等物质的量浓度的四种物质的溶液,若不水解,阴离子数目相同,但Na2CO3中 分步水解,阴离子数目最多。
易错警示
学以致用
3.写出下列物质发生水解反应的离子方程式,并指明溶液的酸碱性。
(1)Na2S: ;
溶液呈 。
(2)CH3COONa: ;
溶液呈 。
(3)Fe2(SO4)3: ;
溶液呈 。
1.下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是( )。
A.水的电离程度增大
B.NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H+)>c(OH-)
C.在CH3COONa溶液中,由水电离的c(H+)与c(OH-)不相等
D.水电离出的H+和OH-与盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合,导致盐溶液不呈中性
答案:C
解析:盐的水解促进了水的电离,A项正确;NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中 发生水解,结合水电离出的OH-,导致溶液中c(H+)>c(OH-),B项正确;CH3COONa溶液中CH3COO-结合水电离出的H+生成CH3COOH,使得溶液中c(H+)2.下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是( )。
答案:B
3.下列操作会促进H2O的电离,且使溶液pH>7的是( )。
A.将纯水加热到90 ℃
B.向水中加少量NaOH溶液
C.向水中加少量Na2CO3溶液
D.向水中加少量FeCl3溶液
答案:C
解析:将纯水加热到90 ℃,水的电离程度增大,c(H+)=c(OH-) >10-7 mol·L-1,pH<7,A项错误;向水中加少量NaOH溶液,水中c(OH-)增大,pH>7,但水的电离平衡逆向移动,即水的电离受到抑制,B项错误;向水中加少量Na2CO3溶液, 与H+结合,水中c(H+)减小,水的电离平衡正向移动,c(OH-)增大,c(OH-) >c(H+),pH>7,C项正确;向水中加少量FeCl3溶液,Fe3+与OH-结合为弱电解质Fe(OH)3,水中c(OH-)减小,水的电离平衡正向移动,c(H+)增大,c(H+)>c(OH-),pH<7,D项错误。
4.相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH较大,则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN溶液和HClO溶液的说法正确的是( )。
A.电离程度:HCN>HClO
B.pH:HClO>HCN
C.与NaOH溶液恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量:
HClO>HCN
D.酸根离子浓度:c(CN-)答案:D
解析:NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐,相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大,说明CN-水解的程度大,因此HCN比HClO的酸性更弱,同温、同体积、同浓度的HCN溶液和HClO溶液中电离程度:HCN5.室温下,在pH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中,设由水电离产生的OH-浓度分别为a mol·L-1和b mol·L-1,则a和b的关系为( )。
A.a>b B.a=10-4b
C.b=10-4a D.a=b
答案:B
解析:NaOH抑制水的电离,所以由水电离出的c(OH-)等于溶液中的c(H+)等于10-9 mol·L-1;CH3COONa水解,促进水的电离,
6.取0.1 mol·L-1HA溶液与0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合(混合后溶液体积的变化忽略不计),测得混合溶液的pH=8。
(1)混合溶液的pH=8的原因是 (用离子方程式表示)。
(2)混合溶液中由水电离出的c(OH-) (填“>”“<”或“=”,下同)0.1 mol·L-1 NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。
(3)已知NH4A溶液为中性,又知将HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,试推断(NH4)2CO3溶液的pH 7。
答案:(1)A-+H2O HA+OH- (2)> (3)>
解析:(1)0.1 mol·L-1 HA溶液与0.1 mol·L-1NaOH溶液等体积混合,恰好完全反应,由混合溶液的pH=8可知,A-发生了水解。(2)盐类水解促进水的电离,而碱抑制水的电离,故混合溶液中由水电离出的c(OH-)>NaOH溶液中由水电离出的c(OH-)。(3)NH4A溶液为中性,则HA与NH3·H2O的电离程度相同;HA溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,可知酸性HA>H2CO3,相同条件下电离程度HA>H2CO3, NH3·H2O > H2CO3,则相同条件下 的水解程度小于 ,(NH4)2CO3 溶液显碱性。
