第4课时 影响盐类水解的因素
[核心素养发展目标] 1.了解水解常数的概念，能用其定量分析不同盐溶液酸碱性及相关离子浓度大小关系。2.通过实验探究，认识影响盐类水解平衡的主要因素，并能解释反应条件影响盐类水解平衡的原因。
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
1．内因对盐类水解平衡的影响规律
盐类水解程度的大小主要由________决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越________(电离常数越小)，该盐的水解程度________，即越弱越水解。
2．定量描述盐类水解能力大小——水解常数
(1)水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝，只与________有关。
(2)水解常数与电离常数的关系
Kh＝＝＝________________。
所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝________________。
由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。
1．下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1/(mol·L－1) 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2/(mol·L－1) 4.7×10－11 －
(1)计算Na2CO3的第一步水解常数Kh1。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(2)计算NaHCO3的水解常数Kh。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(3)浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是________________________________________________________________________。
2．常温下，三种酸的电离常数如表所示：
酸 HX HY HZ
Ka/(mol·L－1) 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三种酸的强弱关系是_________________________________________________________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH相同，则三者的浓度由大到小的顺序：__________________。
(3)写出NaY溶液与HZ反应的离子方程式：_________________________________________。
3．已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2 mol·L－1、Ka2＝6.0×10－8 mol·L－1。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
二、外因对盐类水解平衡的影响
1．盐类水解的特征
(1)盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是________反应。
(2)盐类的水解反应是________反应。
2．外界条件对水解平衡影响的实例
CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
平衡移动方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) pH 水解程度
加热
加水
加CH3COOH
加CH3COONa
加NaOH
加HCl
特别提醒 盐类的水解平衡移动，符合勒·夏特列原理。
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样( )
(2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c平(OH－)增大( )
(3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大( )
(4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强( )
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解( )
(6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小( )
1．只改变Na2CO3溶液的一种条件，回答下列问题。
(1)通入CO2，CO的水解平衡向________移动。
(2)稀释溶液，水解平衡常数________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(3)升高温度，________。
(4)加入NaOH固体，溶液pH________。
2．向Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若向该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
3．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
三、影响盐类水解因素的综合分析
1．影响盐类水解因素总结
2．三步法判断影响盐类水解的因素
1．能使FeCl3溶液中的比值接近3的措施是( )
A．加入适量硫酸
B．加入适量氨水
C．加热溶液
D．加入适量的K2CO3固体
2．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，则同温同体积同浓度的HCN和HClO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－)＜c(ClO－)
3．(2021·北京，12)以下4个实验中均产生了白色沉淀。
下列说法不正确的是( )
A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒种类相同
B．Ca2＋促进了CO、HCO的水解
C．Al3＋促进了CO、HCO的水解
D．滴入溶液后，4支试管内溶液的pH都变小
第4课时 影响盐类水解的因素
一、
1．盐的性质 难电离 越大
2．(1)温度 (2)
思考交流
1．(1)Kh1＝＝＝≈2.1×10－4 mol·L－1。
(2)Kh＝＝＝≈2.2×10－8 mol·L－1。
(3)CH3COONa2．(1)HZ>HY>HX (2)NaZ>NaY>NaX (3)HZ＋Y－===HY＋Z－
3．在NaHSO3溶液中HSO存在如下两个平衡：HSO??H＋＋SO、HSO＋H2O??H2SO3＋OH－，其水解常数Kh＝＝≈7.1×10－13 mol·L－1，则Ka2>Kh，HSO的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液呈酸性。
二、
1．(1)吸热 (2)可逆
2．正向 减小 增大 增大 增大 增大 正向 减小 减小 减小 减小 增大 逆向 增大 增大 减小 减小 减小 正向 增大 增大 增大 增大 减小 逆向 增大 减小 增大 增大 减小 正向 减小 增大 减小 减小 增大
正误判断
(1)× (2)× (3)× (4)√ (5)√ (6)√
思考交流
1．(1)正反应方向 (2)不变 (3)增大 (4)增大
2．产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2O??HSO＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)减小，SO水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。
3．NH4Cl溶液中发生水解反应：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2O??NH3＋H2O，产生NH3。
三、
1．越大 越大
应用体验
1．A 2.D
3．B [Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、H＋、OH－、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；Ca2＋能与CO结合生成CaCO3沉淀，使CO的水解平衡逆向移动，抑制CO的水解，HCOH＋＋CO，加入Ca2＋后，Ca2＋和CO反应生成沉淀，促进HCO的电离，B错误；Al3＋与CO、HCO都能发生相互促进的水解反应，C正确；由题干信息可知形成沉淀时会消耗CO和HCO，则它们浓度都减小，水解产生的OH－的浓度会减小，pH减小，D正确。](共73张PPT)
第3章 第2节
<<<
第4课时
影响盐类水解的因素
核心素养
发展目标
1.了解水解常数的概念，能用其定量分析不同盐溶液酸碱性及相关离子浓度大小关系。
2.通过实验探究，认识影响盐类水解平衡的主要因素，并能解释反应条件影响盐类水解平衡的原因。
内容索引
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
二、外因对盐类水解平衡的影响
课时对点练
三、影响盐类水解因素的综合分析
>
<
一
盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
1.内因对盐类水解平衡的影响规律
盐类水解程度的大小主要由 决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越 (电离常数越小)，该盐的水解程度 ，即越弱越水解。
一
盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
盐的性质
难电离
越大
2.定量描述盐类水解能力大小——水解常数
(1)水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
Kh＝ ，只与 有关。
温度
(2)水解常数与电离常数的关系
Kh＝ ＝___。
所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝___。
由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。
1.右表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1/(mol·L－1) 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2/(mol·L－1) 4.7×10－11 －
(1)计算Na2CO3的第一步水解常数Kh1。
H2CO3 CH3COOH
Ka1/(mol·L－1) 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2/(mol·L－1) 4.7×10－11 －
(2)计算NaHCO3的水解常数Kh。
(3)浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是___________________________。
CH3COONa2.常温下，三种酸的电离常数如表所示：
酸 HX HY HZ
Ka/(mol·L－1) 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三种酸的强弱关系是____________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH相同，则三者的浓度由大到小的顺序：_______________。
(3)写出NaY溶液与HZ反应的离子方程式：___________________。
HZ>HY>HX
NaZ>NaY>NaX
HZ＋Y－===HY＋Z－
3.已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2 mol·L－1、Ka2＝6.0×10－8 mol·
L－1。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
返回
外因对盐类水解平衡的影响
>
<
二
1.盐类水解的特征
(1)盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是 反应。
(2)盐类的水解反应是 反应。
2.外界条件对水解平衡影响的实例
CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
二
外因对盐类水解平衡的影响
吸热
可逆
平衡移动方向 c平(CH3 COO－) c平(CH3 COOH) c平(OH－) pH 水解程度
加热 _____ _____ _____ ____ ____ ____
正向
减小
增大
增大
增大
增大
特别提醒 盐类的水解平衡移动，符合勒·夏特列原理。
平衡移动方向 c平(CH3 COO－) c平(CH3 COOH) c平(OH－) pH 水解程度
加水 _____ _____ _____ _____ ____ ____
加CH3COOH _____ _____ _____ _____ ____ ____
加CH3COONa _____ _____ _____ _____ ____ ____
加NaOH _____ _____ _____ _____ ____ ____
加HCl _____ _____ _____ _____ ____ ____
正向
减小
增大
减小
减小
减小
逆向
增大
增大
减小
减小
减小
正向
增大
增大
增大
增大
减小
逆向
增大
减小
增大
增大
减小
正向
减小
增大
减小
减小
增大
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液， 的水解程度一样
(2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c平(OH－)增大
(3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大
(4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解
(6)加热CH3COONa溶液，溶液中 将减小
√
×
×
×
√
√
1.只改变Na2CO3溶液的一种条件，回答下列问题。
(1)通入CO2， 的水解平衡向 移动。
(2)稀释溶液，水解平衡常数 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(3)升高温度， 。
(4)加入NaOH固体，溶液pH 。
正反应方向
不变
增大
增大
2.向Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若向该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
3.将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
提示 NH4Cl溶液中发生水解反应： ＋H2O NH3·H2O＋H＋，加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2O NH3＋H2O，产生NH3。
返回
影响盐类水解因素的综合分析
>
<
三
1.影响盐类水解因素总结
三
影响盐类水解因素的综合分析
越大
越
大
2.三步法判断影响盐类水解的因素
1.能使FeCl3溶液中 的比值接近3的措施是
A.加入适量硫酸
B.加入适量氨水
C.加热溶液
D.加入适量的K2CO3固体
√
FeCl3溶液中Fe3＋发生水解：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，使
>3，要使 的比值接近3，需抑制Fe3＋的水解。加入适量硫酸，
c(H＋)增大，可抑制Fe3＋的水解，A正确；
加入适量的氨水，氨水与H＋反应使c(H＋)减小，促进Fe3＋的水解，B错误；
盐类水解是吸热反应，加热溶液，促进Fe3＋的水解，C错误；
2.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，则同温同体积同浓度的HCN和HClO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－)＜c(ClO－)
√
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，电离程度：HCN＜HClO，A项错误；
pH：HClO＜HCN，B项错误；
由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，消耗NaOH的物质的量相同，C项错误；
同浓度的HCN和HClO，酸性：HCN＜HClO，故c(CN－)＜c(ClO－)，D项正确。
3.(2021·北京，12)以下4个实验中均产生了白色沉淀。
下列说法不正确的是
A.Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒种类相同
D.滴入溶液后，4支试管内溶液的
pH都变小
√
返回
课时对点练
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
题组一 影响盐类水解平衡的因素
A.加入少量NaOH B.加入少量水
C.通入少量HCl D.加热
√
对点训练
NH4Cl溶液中存在 ＋H2O NH3·H2O＋H＋，加入NaOH消耗H＋，平衡正向移动，使c( )减小，A项错误；
加水稀释，使溶液中c( )减小，B项错误；
通入HCl，抑制 水解，能使c( )更接近0.1 mol·L－1，C项正确；
加热促使 水解，导致c( )减小，D项错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
2.向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为
A.减小、增大、减小 B.增大、减小、减小
C.减小、增大、增大 D.增大、减小、增大
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
3.下列关于FeCl3水解的说法错误的是
A.在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水
稀释，平衡均向右移动
B.浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，
Fe3＋的水解程度前者小于后者
C.其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，
50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小
D.为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
√
对点训练
增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但Fe3＋水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，Fe3＋水解程度增大，A、B项正确；
盐类水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C项错误；
Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
√
对点训练
温度不变，水解平衡常数不变， 不变，故A错误；
因水解是吸热的，则升温可以促进水解，平衡正向移动，平衡常数增大，故C正确；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
5.(2023·四川泸州高二期末)常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是
A.稀释前溶液中c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1
B.稀释后溶液中c平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1
C.加水过程中水解平衡正向移动
D.加水过程中c( )逐渐减小
√
对点训练
稀释前pH＝10的Na2CO3溶液中c平(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，则c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，故A正确；
稀释前c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，加水稀释，水解平衡正向移动，氢氧根离子物质的量增多，溶液体积增大，但水解平衡移动是微弱的，因此稀释后溶液中1×10－5 mol·L－1根据“越稀越水解”，加水过程中水解平衡正向移动，故C正确；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
题组二 水解常数及其应用
6.已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
对点训练
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B.CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C.CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D.CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
√
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
CO2通入C6H5ONa溶液中发生反应生成NaHCO3和C6H5OH，C正确；CH3COOH与CN－发生反应生成HCN，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
7.常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5 mol·L－1。下列说法正确的是
A.HA溶液中加入NaA固体后， 减小
B.常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1
C.NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)
＋c(Cl－)
D.常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常数为1×10－9 mol·L－1
√
对点训练
为A－的水解常数，加入NaA固体后，由于温度不变，则水解常数不变，A错误；
由于HA为弱酸，则常温下0.1 mol·L－1 HA溶液中氢离子浓度小于0.1 mol·
L－1，水电离的c(H＋)一定大于 mol·L－1＝10－13 mol·L－1，B
错误；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
8.(2023·海口海南中学高二校考)常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是
化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb/(mol·L－1) 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
对点训练
A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)
B.等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa>NaHCO3>NaClO
C.向HCOONa溶液中通入少量CO2的反应为CO2＋2HCOONa＋H2O===
2HCOOH＋Na2CO3
D.等物质的量浓度溶液中c( )大小顺序为(NH4)2CO3>NH3·H2O>NH4ClO
√
化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb/(mol·L－1) 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
对点训练
HCOONa溶液中，发生反应：HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－、H2O
H＋＋OH－，则存在下列关系：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)，A正确；
比较表中的电离常数，可确定电离程度：HCOOH>H2CO3>HClO，则离子的水解程度：HCOONaNaHCO3>HCOONa，B不正确；
由于Ka1(H2CO3)1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
9.为使Na2S溶液中 减小，可采取的措施有(忽略溶液体积的变化)
①通入少量HCl气体
②加少量NaOH固体
③加少量KOH固体
④加少量KHS固体
A.①② B.②③ C.③④ D.①④
综合强化
√
综合强化
Na2S溶液中S2－存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。①通入少量
HCl气体，平衡正向移动，c(S2－)减小，c(Na＋)不变， 增大，错误；
②加少量NaOH固体，c(Na＋)、c(S2－)都增大，但增大幅度：c(Na＋)>
c(S2－)， 增大，错误；
③加少量KOH固体，平衡逆向移动，c(S2－)增大，c(Na＋)不变，
减小，正确；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
④加少量KHS固体，平衡逆向移动，c(S2－)增大，c(Na＋)不变，
减小，正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
10.下列说法中能证明Na2SO3溶液中存在 ＋OH－水解平衡事实的是
A.滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去
B.滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去
C.滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
D.滴入酚酞溶液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去
综合强化
√
综合强化
滴入酚酞溶液变红，说明亚硫酸钠溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性，酚酞在pH大于8.2时呈红色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈碱性，若为酸性，不能说明平衡移动，故A、D错误；
氯水具有强氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能说明存在水解平衡，故B错误；
再加入氯化钡溶液后，钡离子和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸钡沉淀，且溶液红色褪去，能说明存在水解平衡，故C正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
11.某课外研究小组设计数字化实验
探究温度对盐类水解反应的影响。
通过加热50 mL 0.100 0 mol·L－1
Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶
液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是
综合强化
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
c点的pH＝11.65，c平(H＋)＝1×
10－11.65 mol·L－1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10－14 mol2·
L－2，c平(OH－)≠1×10－2.35 mol·
L－1，故A错误；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
随着温度的升高，水的电离程度越来越大，水的离子积常数Kw增大，故pH呈减小趋势，故C正确；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
12.室温下，实验①将0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；实验②将0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得反应后溶液的pH＝7(以上溶液混合后体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是
A.实验②KOH的浓度c＜0.2
B.室温下，KX溶液的水解常数是1×10－9mol·L－1
C.实验①所得溶液中1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1
D.实验②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)
√
综合强化
实验①，等体积、等浓度的HX和KOH恰好反应生成KX和水，所得溶液显碱性，说明HX为弱酸；实验②，反应后溶液显中性，则HX过量，即c＜0.2，故A正确；
实验①酸碱中和后溶液的溶质为KX，存在水解平衡：X－＋H2O
HX＋OH－，溶液的pH＝9，则c平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c平(HX)，c平(X－)＝0.1 mol·L－1－c平(OH－)≈0.1 mol·L－1，则KX溶液的水解常
数Kh≈ ＝1×10－9 mol·L－1，故B正确；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
实验①酸碱中和后溶液的溶质为KX，c(K＋)＞c(X－)＞c(OH－)，c(K＋)＝0.1 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，所以1×10－5 mol·L－1＜c(X－) mol·L－1＜0.1 mol·L－1，故C正确；
实验②的溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知实验②所得溶液中c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，得出c(K＋)＝c(X－)＞c(H＋)
＝c(OH－)，故D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
13.已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸(弱碱)的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是____(填字母)。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b.它们的大小都随温度的升高而增大
c.常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
ad
综合强化
对于正反应放热的可逆反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b项错误；
温度不变，CH3COOH的电离平衡常数不变，c项错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
(2)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3 mol·L－1，则当溶液中 ＝2∶1，试求该溶液的pH＝____。
9
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
(3)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝____________ mol·L－1(已知
≈2.36)。
2.36×10－5
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
(4)25 ℃时，H2SO3 ＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2 mol·L－1，则该温度下pH＝3、c( )＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝___________。
0.01 mol·L－1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
14.10 ℃时，在烧杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是 的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为___________________________。
(2)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。
大于
综合强化
乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3
Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质变为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10 ℃后再测定溶液的pH，若pH___(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲同学的观点正确；若pH___8.3，说明乙同学的观点正确。
＝
>
若甲同学的观点正确，则当温度恢复至10 ℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10 ℃时，pH应大于8.3。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明____(填“甲”或“乙”)同学推测正确。
乙
根据试管A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
综合强化
(5)将一定体积0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)，则其pH为9.8；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此可以判断___(填“甲”或“乙”)同学推测正确，原因是_____________________________________________________________
_____。
乙
溶液冷却至室温后pH为10.1，大于9.8，说明此实验过程中有新物质生成
返回
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14作业31 影响盐类水解的因素
(分值：100分)
(选择题1～12题，每小题6分，共72分)
题组一 影响盐类水解平衡的因素
1．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，由于NH的水解，使得c(NH)<0.1 mol·L－1。如果要使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，可采取的措施是( )
A．加入少量NaOH B．加入少量水
C．通入少量HCl D．加热
2．向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为( )
A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
3．下列关于FeCl3水解的说法错误的是( )
A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者
C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小
D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
4．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是( )
A．稀释溶液，增大
B．通入CO2，溶液pH减小
C．升高温度，平衡常数增大
D．加入NaOH固体，减小
5．(2023·四川泸州高二期末)常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是( )
A．稀释前溶液中c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1
B．稀释后溶液中c平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1
C．加水过程中水解平衡正向移动
D．加水过程中c(HCO)逐渐减小
题组二 水解常数及其应用
6．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是( )
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
7．常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5 mol·L－1。下列说法正确的是( )
A．HA溶液中加入NaA固体后，减小
B．常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1
C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－)
D．常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常数为1×10－9 mol·L－1
8．(2023·海口海南中学高二校考)常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是( )
化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb/(mol·L－1) 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)
B．等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa>NaHCO3>NaClO
C．向HCOONa溶液中通入少量CO2的反应为CO2＋2HCOONa＋H2O===2HCOOH＋Na2CO3
D．等物质的量浓度溶液中c(NH)大小顺序为(NH4)2CO3>NH3·H2O>NH4ClO
9．为使Na2S溶液中减小，可采取的措施有(忽略溶液体积的变化)( )
①通入少量HCl气体 ②加少量NaOH固体
③加少量KOH固体 ④加少量KHS固体
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
10．下列说法中能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋OH－水解平衡事实的是( )
A．滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
D．滴入酚酞溶液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去
11．某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50 mL 0.100 0 mol·L－1Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是( )
A．c点溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)＝1×10－2.35 mol·L－1
B．由ab段可得结论：CO(aq)＋H2O(l) HCO(aq)＋OH－(aq) ΔH>0
C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致
D．从a→d随着温度升高，始终增大
12．室温下，实验①将0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；实验②将0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得反应后溶液的pH＝7(以上溶液混合后体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是( )
A．实验②KOH的浓度c＜0.2
B．室温下，KX溶液的水解常数是1×10－9mol·L－1
C．实验①所得溶液中1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1
D．实验②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)
13．(14分)已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸(弱碱)的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是______(填字母)。
a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b．它们的大小都随温度的升高而增大
c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
(2)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3 mol·L－1，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，试求该溶液的pH＝______________。
(3)(5分)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。
(4)(5分)25 ℃时，H2SO3??HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2 mol·L－1，则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝____________________。
14．(14分)10 ℃时，在烧杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为__________________________________________________________________。
(2)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。
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10 ℃后再测定溶液的pH，若pH______(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲同学的观点正确；若pH______8.3，说明乙同学的观点正确。
(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明______(填“甲”或“乙”)同学推测正确。
(5)将一定体积0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)，则其pH为9.8；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此可以判断________(填“甲”或“乙”)同学推测正确，原因是___________________________________
_______________________________________________________________________________。
作业31 影响盐类水解的因素
1．C 2.A 3.C 4.A 5.B 6.A 7.D 8.A 9.C
10．C [滴入酚酞溶液变红，说明亚硫酸钠溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性，酚酞在pH大于8.2时呈红色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈碱性，若为酸性，不能说明平衡移动，故A、D错误；氯水具有强氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能说明存在水解平衡，故B错误；再加入氯化钡溶液后，钡离子和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸钡沉淀，且溶液红色褪去，能说明存在水解平衡，故C正确。]
11．A [c点的pH＝11.65，c平(H＋)＝1×10－11.65 mol·L－1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10－14 mol2·L－2，c平(OH－)≠1×10－2.35 mol·L－1，故A错误；随着温度的升高，Na2CO3溶液的pH增大，说明平衡CO(aq)＋H2O(l)??HCO(aq)＋OH－(aq)正向移动，即说明水解反应是吸热反应，ΔH＞0，故B正确；随着温度的升高，水的电离程度越来越大，水的离子积常数Kw增大，故pH呈减小趋势，故C正确；选项中的代数式为CO＋H2O??HCO＋OH－的水解常数Kh表达式，从a→d随着温度的升高，水解程度增大，故Kh增大，故D正确。]
12．D [实验①，等体积、等浓度的HX和KOH恰好反应生成KX和水，所得溶液显碱性，说明HX为弱酸；实验②，反应后溶液显中性，则HX过量，即c＜0.2，故A正确；实验①酸碱中和后溶液的溶质为KX，存在水解平衡：X－＋H2O??HX＋OH－，溶液的pH＝9，则c平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c平(HX)，c平(X－)＝0.1 mol·L－1－c平(OH－)≈0.1 mol·L－1，则KX溶液的水解常数Kh≈＝1×10－9 mol·L－1，故B正确；实验①酸碱中和后溶液的溶质为KX，c(K＋)＞c(X－)＞c(OH－)，c(K＋)＝0.1 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，所以1×10－5 mol·L－1＜c(X－) mol·L－1＜0.1 mol·L－1，故C正确；实验②的溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知实验②所得溶液中c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，得出c(K＋)＝c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)，故D错误。]
13．(1)ad (2)9 (3)2.36×10－5 (4)0.01 mol·L－1
解析 (1)对于正反应放热的可逆反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b项错误；温度不变，CH3COOH的电离平衡常数不变，c项错误。(2)水的离子积Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝＝2.0×10－3 mol·L－1，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，c平(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×10－3 mol·L－1，则c平(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1，即该溶液的pH＝9。
(3)该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液的水解平衡常数Kh＝＝≈5.56×10－10 mol·L－1，又根据水解平衡常数表达式可知Kh＝≈，则c(H＋)＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
(4)由Ka＝，代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。
14．(1)HCO＋H2OH2CO3＋OH－
(2)大于 (3)＝ > (4)乙 (5)乙 溶液冷却至室温后pH为10.1，大于9.8，说明此实验过程中有新物质生成
解析 (2)乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质变为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
(3)若甲同学的观点正确，则当温度恢复至10 ℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10 ℃时，pH应大于8.3。
(4)根据试管A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。
