第2课时 影响盐类水解的因素
[核心素养发展目标] 1.能用盐类水解平衡原理分析内因及外界因素对盐类水解平衡的影响。2.理解内因影响盐类水解的本质，建立从定量角度分析盐类水解程度的思维模型；理解外界因素影响盐类水解的本质，形成盐类水解平衡移动的思维模型。3.学会用盐类水解平衡移动理论解释外界因素对盐类水解的影响，会设计实验进行探究。
一、盐的性质(内因)对盐类水解的影响
1．实验探究内因对水解平衡的影响
已知常温下HClO、CH3COOH、HNO2的电离平衡常数Ka分别为2.95×10－8、1.8×10－5、5.6×10－4。
用pH计测量下列三种盐溶液的pH如下表：
盐溶液/ (0.1 mol·L－1) pH 解释与结论
NaClO 10.3
CH3COONa 9.0
NaNO2 8.2
实验结论：在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质______电离，则生成弱电解质的倾向______，盐水解的程度就______，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别______，即“越弱越水解”。
2．水解常数——定量描述盐类水解程度大小
(1)概念：盐的水解反应的平衡常数叫作盐的水解常数，用Kh表示。
(2)表达式
若HA为弱电解质，则MA的溶液中存在A－的水解平衡：_______________________，则
Kh＝________________＝(Ka为HA的电离常数)。
(3)意义：Kh数值越大，水解程度______。
(4)影响因素：对于已确定的盐Kh只受______影响。温度升高，Kh增大。
1．常温下，三种酸的电离常数如下表所示。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
回答下列问题：
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是__________________。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是_________________
________________________________________________________________________。
2．下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11 —
(1)计算Na2CO3第一步水解常数Kh1。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(2)计算NaHCO3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________________________________________________________________________。
3．(1)已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(2)利用2题中有关H2CO3的数据，说明NaHCO3溶液的酸碱性。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
二、外因对盐类水解平衡的影响
1．参照教材的观察思考，完成下表
已知0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3发生水解反应的离子方程式：_______________________，用pH计测量该溶液的pH，根据实验操作填写下表：
可能影响因素 实验操作 现象 解释与结论
盐的浓度 加水稀释，测溶液的pH 溶液颜色变____________，溶液的pH______ 加水稀释，c(Fe3＋)________ ___________________，水解平衡向________方向移动
溶液的酸碱性 加硝酸后，测溶液的pH 溶液颜色变____，溶液的pH______________________________ 加入硝酸，c(H＋)增大，水解平衡向______________方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生__________沉淀，溶液的pH_________________________ 加入氢氧化钠，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向________方向移动
温度 升高温度 溶液颜色变_______________，溶液的pH______ 升高温度，水解平衡向______________________________方向移动
2.影响盐类水解平衡的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，盐的水解程度______。
(2)浓度：稀释盐溶液，可以______水解，盐溶液的浓度越小，水解程度______。
(3)外加酸碱：水解呈酸性的盐溶液，加碱会______水解；加酸会______水解。水解呈碱性的盐溶液，加碱会________水解；加酸会______水解。
(4)外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会使盐的水解程度______。
(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(OH－)增大( )
(3)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动( )
(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小( )
(5)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小( )
1．向Na2SO3溶液中滴加酚酞试液，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。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
2．向纯碱溶液中滴入酚酞试液：
(1)观察到的现象是_____________________________________________________________，原因是________________________________________________________________________
(用离子方程式表示)。若微热溶液，观察到的现象是_________________________________，
由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是___________________________
________________________________________________________________________，
反应的离子方程式是______________________________________________________
________________________________________________________________________。
3．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。
(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为___________________
________________________________________________________________________
(用离子方程式和必要文字解释)。
(2)实验过程中发现①中烧瓶溶液红色变深，③中烧瓶溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。
A．水解反应为放热反应
B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3晶体溶于水时放出热量
D．NH4NO3晶体溶于水时吸收热量
(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，则CH3COO－水解平衡移动的方向分别为______、______、______、______(填“左”“右”或“不移动”)。
第2课时 影响盐类水解的因素
一、
1．HClO的Ka最小，水解程度最大 CH3COOH的Ka较大，水解程度较小 HNO2的Ka最大，水解程度最小 越难 越大 越大 越大
2．(2)A－＋H2OHA＋OH－ (3)越大 (4)温度
思考交流
1．(1)NaX (2)NaZ (3)酸 HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝2．(1)Kh1＝＝＝≈2.1×10－4。
(2)Kh＝＝＝≈2.2×10－8。
(3)CH3COONa3．(1)在NaHSO3溶液中HSO存在如下两个平衡：HSOH＋＋SO(电离)
HSO＋H2OH2SO3＋OH－(水解)
其水解常数Kh＝＝≈7.1×10－13
则Ka2>Kh，HSO的电离程度大于其水解程度，所以溶液呈酸性。
(2)NaHCO3溶液中Kh＝＞Ka2，则NaHCO3溶液显碱性。
二、
1．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 浅 变大 变小
正反应 浅 变小 逆反应 红褐色 变大 正反应 深
变小 正反应
2．(1)增大 (2)促进 越大 (3)促进 抑制 抑制 促进 (4)增大
正误判断
(1)× (2)× (3)√ (4)× (5) √
思考交流
1．产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2OHSO＋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。
2．(1)溶液变红 CO＋H2OOH－＋HCO 红色加深
吸热 (2)红色变浅，有红褐色沉淀生成，有气体生成(或气泡冒出) 2Fe3＋＋3CO＋3H2O===2Fe(OH)3↓＋3CO2↑
解析 (1)因Na2CO3水解，溶液显碱性，加入酚酞试液变红。加热，水解程度变大，碱性更强，红色加深。(2)加入FeCl3溶液，Fe3＋与OH－结合生成Fe(OH)3(红褐色沉淀)，促进CO水解，同时会有CO2气体产生。
3．(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，溶液显碱性
(2)BD (3)右 左 左 右(共72张PPT)
影响盐类水解的因素
第2课时
专题3 第三单元
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1.能用盐类水解平衡原理分析内因及外界因素对盐类水解平衡的影响。
2.理解内因影响盐类水解的本质，建立从定量角度分析盐类水解程度的思维模型；理解外界因素影响盐类水解的本质，形成盐类水解平衡移动的思维模型。
3.学会用盐类水解平衡移动理论解释外界因素对盐类水解的影响，会设计实验进行探究。
核心素养
发展目标
一、盐的性质(内因)对盐类水解的影响
二、外因对盐类水解平衡的影响
课时对点练
内容索引
盐的性质(内因)对盐类水解的影响
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一
1.实验探究内因对水解平衡的影响
已知常温下HClO、CH3COOH、HNO2的电离平衡常数Ka分别为2.95×10－8、1.8×10－5、5.6×10－4。
用pH计测量下列三种盐溶液的pH如下表：
一
盐的性质(内因)对盐类水解的影响
盐溶液/(0.1 mol·L－1) pH 解释与结论
NaClO 10.3 ______________________________
CH3COONa 9.0 ________________________________
NaNO2 8.2 _____________________________
HClO的Ka最小，水解程度最大
CH3COOH的Ka较大，水解程度较小
HNO2的Ka最大，水解程度最小
实验结论：在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质 电离，则生成弱电解质的倾向 ，盐水解的程度就 ，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别 ，即“越弱越水解”。
2.水解常数——定量描述盐类水解程度大小
(1)概念：盐的水解反应的平衡常数叫作盐的水解常数，用Kh表示。
越难
越大
越大
越大
(2)表达式
若HA为弱电解质，则MA的溶液中存在A－的水解平衡：___________
，则Kh＝____________＝ (Ka为HA的电离常数)。
(3)意义：Kh数值越大，水解程度 。
(4)影响因素：对于已确定的盐Kh只受 影响。温度升高，Kh增大。
A－＋H2O
HA＋OH－
越大
温度
1.常温下，三种酸的电离常数如下表所示。
回答下列问题：
(1)同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_____。
(2)同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是_____。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
NaX
NaZ
(3)等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是_________
____________________________________________________________。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
酸
HX的电离
常数Ka＝9×10－7，
2.下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11 —
(1)计算Na2CO3第一步水解常数Kh1。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11 —
(2)计算NaHCO3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______________________________。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2 4.7×10－11 —
CH3COONa3.(1)已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
(2)利用2题中有关H2CO3的数据，说明NaHCO3溶液的酸碱性。
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外因对盐类水解平衡的影响
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二
1.参照教材的观察思考，完成下表
已知0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3发生水解反应的离子方程式：_____________
，用pH计测量该溶液的pH，根据实验操作填写下表：
二
外因对盐类水解平衡的影响
可能影响因素 实验操作 现象 解释与结论
盐的 浓度 加水稀释，测溶液的pH 溶液颜色变 ，溶液的pH_____ 加水稀释，c(Fe3＋) ，水解平衡向 方向移动
浅
变大
变小
正反应
Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3＋3H＋
可能影响因素 实验操作 现象 解释与结论
溶液的 酸碱性 加硝酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 ，溶液的pH____ 加入硝酸，c(H＋)增大，水解平衡向 方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生 沉淀，溶液的pH _____ 加入氢氧化钠，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向_____
方向移动
浅
变小
逆反应
红褐色
变大
正反
应
可能影响因素 实验操作 现象 解释与结论
温度 升高温度 溶液颜色变 ，溶液的pH____ 升高温度，水解平衡向______
方向移动
深
变小
正反应
2.影响盐类水解平衡的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，盐的水解程度 。
(2)浓度：稀释盐溶液，可以 水解，盐溶液的浓度越小，水解程度
。
(3)外加酸碱：水解呈酸性的盐溶液，加碱会 水解；加酸会 水解。水解呈碱性的盐溶液，加碱会 水解；加酸会 水解。
(4)外加盐：加入与盐的水解性质相反的盐会使盐的水解程度 。
增大
促进
越大
促进
抑制
抑制
促进
增大
×
√
√
×
×
1.向Na2SO3溶液中滴加酚酞试液，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。
2.向纯碱溶液中滴入酚酞试液：
(1)观察到的现象是__________，原因是_________________________
(用离子方程式表示)。
若微热溶液，观察到的现象是_________，由此证明碳酸钠的水解是________(填“吸热”或“放热”)反应。
溶液变红
红色加深
吸热
因Na2CO3水解，溶液显碱性，加入酚酞试液变红。加热，水解程度变大，碱性更强，红色加深。
(2)若向溶液中加入少量氯化铁溶液，观察到的现象是______________
______________________________________，反应的离子方程式是_________________________________________。
红色变浅，有红
褐色沉淀生成，有气体生成(或气泡冒出)
3.如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。
(1)含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液
显浅红色的原因为____________________
____________________________(用离子
方程式和必要文字解释)。
CH3COO－＋H2O
CH3COOH＋OH－，溶液显碱性
CH3COONa溶液中CH3COO－水解使溶液显碱性，碱性溶液使酚酞显浅红色。
(2)实验过程中发现①中烧瓶溶液红色变深，③中烧瓶溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。
A.水解反应为放热反应
B.水解反应为吸热反应
C.NH4NO3晶体溶于水时放出热量
D.NH4NO3晶体溶于水时吸收热量
BD
生石灰与水反应放出大量的热，根据①中烧瓶溶液的红色变深判断水解平衡向右移动，说明水解反应吸热；
同时③中烧瓶溶液红色变浅，则NH4NO3晶体溶于水时吸收热量。
(3)向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，则CH3COO－水解平衡移动的方向分别为____、_____、_____、____(填“左”“右”或“不移动”)。
右
左
左
右
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课时对点练
对点训练
题组一 影响盐类水解平衡的因素
1.在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法正确的是
A.稀释溶液，水解平衡常数增大
B.升高温度， 减小
C.通入H2S，HS－的浓度增大
D.加入NaOH固体，溶液pH减小
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对点训练
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水解平衡常数只受温度影响，温度不变，水解平衡常数不变，A项错误；
通入H2S，H2S会结合水解生成的OH－，使平衡正向移动，HS－的浓度增大，C项正确；
加入氢氧化钠固体，溶液的碱性增强，溶液pH增大，D项错误。
对点训练
2.为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与 浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入
①适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水 ④适量的NaOH ⑤适量的硫酸
A.①②⑤ B.③⑤ C.③④ D.④⑤
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对点训练
3.(2023·福建泉州高二检测)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
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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。
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对点训练
4.某兴趣小组用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到如图所示曲线。下列分析错误的是
A.b点水解程度最大
B.水的电离平衡也会对溶液的pH产生影响
C.a→b段水解平衡向右移动
D.水解是吸热反应
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因水解吸热，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；
对点训练
题组二 盐的水解常数及其应用
6.下列说法正确的是
A.一般情况下，盐溶液越稀越易水解，所以稀释盐溶液，Kh变大
B.一般情况下，温度相同时，一元弱碱的Kb越大，碱性越弱
C.Kw随着溶液中c(H＋)和c(OH－)的改变而改变
D.加热氯化钠溶液，pH将变小
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对点训练
一般情况下，盐溶液越稀越易水解，但水解常数只受温度影响，与浓度无关，故A错误；
一般情况下，相同温度时，一元弱碱的Kb越大，碱性越强，故B错误；
水的离子积常数只受温度影响，与溶液中氢离子和氢氧根离子浓度大小无关，故C错误；
加热氯化钠溶液，促进水的电离，溶液中氢离子浓度增大，pH将变小，故D正确。
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对点训练
7.常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。下列说法正确的是
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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溶液水解常数为1×10－9
√
对点训练
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NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，NaA和HCl的物质的量相等，由于A－发生水解生成HA得：2c(Na＋)＞c(A－)＋c(Cl－)，C错误；
对点训练
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8.实验测得0.5 mol·L－1CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1CuSO4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＋水解平衡移动方向不同
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综合强化
√
任何温度时，纯水中H＋浓度与OH－浓度始终相等，
A项错误；
随温度升高，CH3COONa水解程度增大，溶液中
c(OH－)增大，且温度升高，水的电离程度增大，
c(OH－)也增大，B项错误；
温度升高，水的电离程度增大，c(H＋)增大，又CuSO4水解使溶液显酸性，温度升高，水解平衡正向移动，故c(H＋)增大，C项正确；
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综合强化
温度升高，能使电离平衡和水解平衡均正向移动，
而CH3COONa溶液随温度升高pH降低的原因是水
的电离程度增大得多，而CuSO4溶液随温度升高
pH降低的原因是Cu2＋水解程度增大得多，D项错误。
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综合强化
9.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
1
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综合强化
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
1
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14
综合强化
√
酸性：CH3COOH＞HCN，CH3COOH与CN－发生反应生成HCN，D正确。
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综合强化
10.室温下，实验①将0.2 mol·L－1的酸HX和0.2 mol·L－1的KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；②将0.2 mol·L－1的酸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1×10－9
C.实验①所得溶液中1×10－5＜c(X－)＜0.1
D.实验②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)
1
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综合强化
√
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14
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HA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；
综合强化
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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＜c(X－)＜0.1，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。
综合强化
综合强化
11.室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入或通入下列物质，有关结论正确的是
1
2
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14
选项 加入或通入的物质 结论
A 50 mL 1 mol·L－1盐酸
B 0.01 mol K2CO3
C 50 mL 水 溶液中c(H＋)减小
D 0.025 mol CO2气体
√
综合强化
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综合强化
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向Na2CO3溶液中加入50 mL水，加水稀释促进碳酸根离子的水解，溶液中的c(OH－)减小，因温度未变，则Kw不变，所以溶液中c(H＋)增大，故C项错误；
综合强化
12.常温下，有浓度均为0.1 mol·L－1的下列4种溶液：
①NaCN溶液 ②NaOH溶液
③CH3COONa溶液 ④NaHCO3溶液
已知该温度下3种酸的电离平衡常数如下：
1
2
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14
②＞①＞④＞③
HCN H2CO3 CH3COOH
Ka＝5.0×10－10 Ka1＝4.0×10－7 Ka2＝5.0×10－11 Ka＝1.8×10－5
(1)这4种溶液pH由大到小的顺序是_________________(填序号)。
综合强化
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这4种溶液中②NaOH溶液碱性最强，其余3种溶液因Ka(CH3COOH)>Ka1(H2CO3)>Ka(HCN)，弱酸的酸性越强，其钠盐的水解程度越小，则水解程度：CH3COONaNaHCO3>CH3COONa，则溶液pH由大到小的顺序是②＞①＞④＞③。
综合强化
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2.5×10－8
HCN H2CO3 CH3COOH
Ka＝5.0×10－10 Ka1＝4.0×10－7 Ka2＝5.0×10－11 Ka＝1.8×10－5
(2)④的水解平衡常数Kh＝__________。
综合强化
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HCN H2CO3 CH3COOH
Ka＝5.0×10－10 Ka1＝4.0×10－7 Ka2＝5.0×10－11 Ka＝1.8×10－5
0.02
综合强化
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综合强化
13.回答下列问题。
(1)已知：H2S：Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15
H2CO3：Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
HClO2：Ka＝1.1×10－2
CH3COOH：Ka＝1.8×10－5
NH3·H2O：Kb＝1.8×10－5
①常温下，0.1 mol·L－1 Na2S溶液和0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，碱性更强的是_________，其原因是______________________________________。
1
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Na2S溶液
H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，Na2S更容易水解
综合强化
②25 ℃时，CH3COONH4溶液显___性。
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14
中
③NH4HCO3溶液显____性，原因是_______________________________
_______________________________。
碱
NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，
综合强化
(2)25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2溶液和CH3COONa溶液中
________(填“>”“<”或“＝”)c(CH3COO－)。若要使两溶液的pH相等应________(填字母)。
a.向NaClO2溶液中加适量水
b.向NaClO2溶液中加适量NaOH
c.向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体
d.向CH3COONa溶液中加适量的水
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>
bd
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：
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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____________________________。
综合强化
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温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(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
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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，则当温度再恢复至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。
综合强化
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(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
综合强化
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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。
综合强化
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(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)；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8.4，说明此实验过程中有新物质生成
返回作业32 影响盐类水解的因素
(选择题1～11题，每小题6分，共66分)
题组一 影响盐类水解平衡的因素
1．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．升高温度，减小
C．通入H2S，HS－的浓度增大
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
2．为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入( )
①适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水
④适量的NaOH ⑤适量的硫酸
A．①②⑤ B．③⑤ C．③④ D．④⑤
3．(2023·福建泉州高二检测)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．某兴趣小组用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到如图所示曲线。下列分析错误的是( )
A．b点水解程度最大
B．水的电离平衡也会对溶液的pH产生影响
C．a→b段水解平衡向右移动
D．水解是吸热反应
5．(2023·江苏徐州高二质检)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
题组二 盐的水解常数及其应用
6．下列说法正确的是( )
A．一般情况下，盐溶液越稀越易水解，所以稀释盐溶液，Kh变大
B．一般情况下，温度相同时，一元弱碱的Kb越大，碱性越弱
C．Kw随着溶液中c(H＋)和c(OH－)的改变而改变
D．加热氯化钠溶液，pH将变小
7．常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。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溶液水解常数为1×10－9
8.实验测得0.5 mol·L－1CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1CuSO4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＋水解平衡移动方向不同
9．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
10．室温下，实验①将0.2 mol·L－1的酸HX和0.2 mol·L－1的KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；②将0.2 mol·L－1的酸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1×10－9
C．实验①所得溶液中1×10－5＜c(X－)＜0.1
D．实验②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)
11．室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入或通入下列物质，有关结论正确的是( )
选项 加入或通入的物质 结论
A 50 mL 1 mol·L－1盐酸 反应结束后，c(Na＋)＝c(HCO)
B 0.01 mol K2CO3 溶液中c(HCO)与c(CO)的比值减小
C 50 mL 水 溶液中c(H＋)减小
D 0.025 mol CO2气体 溶液c(HCO)与c(CO)的比值一定是2
12．(6分)常温下，有浓度均为0.1 mol·L－1的下列4种溶液：
①NaCN溶液 ②NaOH溶液
③CH3COONa溶液 ④NaHCO3溶液
已知该温度下3种酸的电离平衡常数如下：
HCN H2CO3 CH3COOH
Ka＝5.0×10－10 Ka1＝4.0×10－7 Ka2＝5.0×10－11 Ka＝1.8×10－5
(1)这4种溶液pH由大到小的顺序是__________(填序号)。
(2)④的水解平衡常数Kh＝________。
(3)此温度下，某HCN和NaCN的混合溶液的pH＝11，则为________。
13．(14分)回答下列问题。
(1)已知：H2S：Ka1＝1.3×10－7 Ka2＝7.1×10－15
H2CO3：Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11
HClO2：Ka＝1.1×10－2
CH3COOH：Ka＝1.8×10－5
NH3·H2O：Kb＝1.8×10－5
①常温下，0.1 mol·L－1 Na2S溶液和0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液，碱性更强的是______________________________________________________________________，其原因是________________________________________________________________________。
②25 ℃时，CH3COONH4溶液显________性。
③NH4HCO3溶液显________性，原因是________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2溶液和CH3COONa溶液中c(ClO)________(填“>”“<”或“＝”)c(CH3COO－)。若要使两溶液的pH相等应________(填字母)。
a．向NaClO2溶液中加适量水
b．向NaClO2溶液中加适量NaOH
c．向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体
d．向CH3COONa溶液中加适量的水
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)；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32 影响盐类水解的因素
1．C 2.B 3.C 4.A
5．A [温度不变，水解平衡常数不变，不变，故A错误；CO2与CO反应生成HCO，HCO比CO水解程度小，所以溶液碱性减弱，即pH减小，故B正确；因水解吸热，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；加入NaOH固体，OH－抑制CO水解，HCO的物质的量浓度减小，CO的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。]
6．D [一般情况下，盐溶液越稀越易水解，但水解常数只受温度影响，与浓度无关，故A错误；一般情况下，相同温度时，一元弱碱的Kb越大，碱性越强，故B错误；水的离子积常数只受温度影响，与溶液中氢离子和氢氧根离子浓度大小无关，故C错误；加热氯化钠溶液，促进水的电离，溶液中氢离子浓度增大，pH将变小，故D正确。]
7．D [为A－的水解平衡常数，加入NaA固体后，由于温度不变，则水解平衡常数不变，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＋)> mol·L－1＝10－13 mol·L－1，B错误；NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，NaA和HCl的物质的量相等，由于A－发生水解生成HA得：2c(Na＋)＞c(A－)＋c(Cl－)，C错误；NaA的水解常数Kh＝＝＝＝1×10－9，D正确。]
8．C [任何温度时，纯水中H＋浓度与OH－浓度始终相等，A项错误；随温度升高，CH3COONa水解程度增大，溶液中c(OH－)增大，且温度升高，水的电离程度增大，c(OH－)也增大，B项错误；温度升高，水的电离程度增大，c(H＋)增大，又CuSO4水解使溶液显酸性，温度升高，水解平衡正向移动，故c(H＋)增大，C项正确；温度升高，能使电离平衡和水解平衡均正向移动，而CH3COONa溶液随温度升高pH降低的原因是水的电离程度增大得多，而CuSO4溶液随温度升高pH降低的原因是Cu2＋水解程度增大得多，D项错误。]
9．A [根据盐类水解中越弱越水解的规律，可得酸性的强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞C6H5OH＞HCO；再利用较强酸制较弱酸原理进行判断。HClO可与CO发生反应生成 HCO，故CO2与NaClO溶液发生反应：CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO，A错误、B正确；酸性：H2CO3＞C6H5OH＞HCO，CO2通入C6H5ONa溶液中发生反应生成NaHCO3和C6H5OH，C正确；酸性：CH3COOH＞HCN，CH3COOH与CN－发生反应生成HCN，D正确。]
10．D
11．B [HCl的物质的量和Na2CO3的物质的量相等，则HCl和Na2CO3发生反应：HCl＋Na2CO3===NaHCO3＋NaCl，因HCO既可以电离又可以水解，则c(Na＋)>2c(HCO)，故A项错误；向Na2CO3溶液中加入0.01 mol K2CO3，增大了碳酸根离子的浓度，使碳酸根离子的水解平衡正向移动，但碳酸根离子浓度比碳酸氢根离子浓度增大得多，则溶液中c(HCO)与c(CO)的比值减小，故B项正确；向Na2CO3溶液中加入50 mL水，加水稀释促进碳酸根离子的水解，溶液中的c(OH－)减小，因温度未变，则Kw不变，所以溶液中c(H＋)增大，故C项错误；向Na2CO3溶液中通入0.025 mol CO2气体，二者发生反应：Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3，根据二者物质的量的关系可知，CO2完全反应，生成0.05 mol NaHCO3，剩余0.025 mol Na2CO3，因CO的水解程度大于HCO的水解程度，则溶液中c(HCO)与c(CO)的比值大于2，故D项错误。]
12．(1)②＞①＞④＞③ (2)2.5×10－8
(3)0.02
13．(1)①Na2S溶液 H2S的Ka2小于H2CO3的Ka2，Na2S更容易水解 ②中 ③碱 NH3·H2O的Kb>H2CO3的Ka1，故NH的水解程度小于HCO的水解程度 (2)>
bd
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8.4，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，这样溶质成为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，则当温度再恢复至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。
