第2课时 盐类的水解(基础课)
学习任务 1．通过活动探究“盐溶液都呈中性吗”认识盐类水解的实质，知道盐类水解的规律。 2．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。
旧知回顾 1．氨水与盐酸发生中和反应的离子方程式为＋H2O(反应是可逆的)，正反应是放热反应，则逆反应是吸热反应。 2．写出实验室制备Fe(OH)3胶体的化学方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl，此反应说明盐可以与水发生反应。 3．生活中常见的碳酸钠(Na2CO3，俗称纯碱、苏打)、碳酸氢钠(NaHCO3，俗称小苏打)，其水溶液均显碱性。
一、盐类水解的原理
1．探究不同盐溶液的pH及其原因(25 ℃时)
盐 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl Al2(SO4)3 KNO3
溶液 的pH >7 >7 ＝7 <7 <7 ＝7
溶液中存 在的离子 CH3COO－、 Na＋、 H＋、 、 、 Na＋、 H＋、 OH－ Na＋、 Cl－、 H＋、 、 Cl－、 H＋、 OH－ Al3+、 、 H＋、 OH－ K＋、 、 H＋、 OH－
哪些离子 可能发生 相互作用 ________________________ _________________ _____ ________________ ____________________ —
溶液呈现 酸性或碱 性的原因 ____________或__________结合了水电离产生的___或____，破坏了水的电离平衡，使溶液中的c平(H＋)与c平(OH－)不相等
2．盐类水解的原理
(1)盐类的水解定义：在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的_________结合生成________的过程。
(2)盐类的水解实质
(3)盐类水解的四个特征
①可逆：水解反应一般是____反应，在一定条件下可达到平衡状态。
②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。
③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。
④多元弱酸盐____水解，但以第一步为主。
(4)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时)
盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸弱碱盐 弱碱阳离子 ____性，pH__7
强碱弱酸盐 弱酸酸根离子 ____性，pH__7
强酸强碱盐 不水解 __性，pH__7
弱酸弱碱盐 弱酸酸根离子、弱碱阳离子 谁强显谁性
(5)水解反应的表示方法
盐的离子＋水 弱酸(弱碱)＋OH－(H＋)
如NH4NO3的水解反应离子方程式写为_________________________；KF的水解反应离子方程式写为_____________________。
(6)水解常数(Kh)
以CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－为例
Kh＝。
微点拨：水解常数与其他平衡常数一样，只受温度影响。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)酸碱恰好完全反应后溶液一定呈中性。 ( )
(2)碳酸钠溶液显碱性，是因为溶液中c平(OH－)＞c平(H＋)。 ( )
(3)NaHCO3是H2CO3的酸式盐，其水溶液呈酸性。 ( )
二、水解平衡的移动
1．内因：相同条件下，弱酸的________，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的________，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡____移动，水解程度____。
(2)浓度：加水稀释盐溶液，水解平衡____移动，水解程度____。
(3)外加酸、碱：加酸可抑制__________的水解，加碱可抑制____________的水解。
(4)两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互____，使两种水解程度都____，甚至反应____。
(1)实验室配制FeCl2溶液时，通常将FeCl2固体先溶解在盐酸中，再加水稀释至所需浓度，同时还加入少量铁屑，为什么？
(2)向NH4Cl溶液中滴加几滴浓盐酸或浓NaOH溶液，分别对的水解平衡起什么作用？
盐类水解的规律及离子方程式书写
在某些肉类制品中加入适量亚硝酸钠(NaNO2)，可改善食品的外观并增加香味。但NaNO2有毒，其外观和食盐很相似且有咸味，因而将它误认为食盐食用而发生中毒的事件时有发生。
1．你知道如何用简单的方法鉴别食盐和亚硝酸钠吗？(已知：HNO2为弱酸)
2．亚硝酸钠溶液中存在哪些离子平衡？请用离子方程式表示。
1．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根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”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，其水解程度越大；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酸根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。
2．盐类水解的离子方程式书写
(1)书写盐类水解的离子方程式一般常用符号“ ”，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。
(2)多元弱酸酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解反应以第一步为主，如水解的离子方程式为＋OH－(主＋H2O H2CO3＋OH－(次)。
(3)多元弱碱阳离子水解的离子方程式要求一步写出，如Fe3+水解的离子方程式为＋3H＋。
1．已知某温度下，Ka(HCN)＝6.2×10-10 mol·L-1，Ka(HF)＝6.8×10-4 mol·L-1，Ka(CH3COOH)＝1.7×10-5 mol·L-1，Ka(HNO2)＝7.1×10-4 mol·L-1。物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的下列溶液，pH由大到小的顺序是( )
A．NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaF
B．NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCN
C．NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaF
D．NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2
2．已知室温下Ka(HClO)
A．溶液的pH：NaClO溶液>NaNO2溶液
B．溶液中弱酸分子浓度：c平(HClO)>c平(HNO2)
C．溶液中水的电离程度：NaClO溶液>NaNO2溶液
D．溶液中酸根离子浓度：c平(ClO－)>c平
外界条件对水解平衡的影响
如图甲、乙、丙三支试管内，各滴入几滴酚酞溶液。
1．向甲试管中加入少量Na2CO3固体有什么现象发生？水解平衡如何移动？
2．向乙试管中通入HCl气体有什么现象发生？水解平衡如何移动？
3．加热丙试管有什么现象发生？水解平衡如何移动？
外界条件对水解平衡的影响
以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ ΔH＞0。
平衡 移动 的方 向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解 程度
加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大
加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大
加 CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小
加 CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小
加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小
加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大
【例题】 测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液，先升温再降温过程中的pH数据如下：
时刻 ① ② ③ ④
温度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是( )
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：＋OH－
B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的KW相等
[母题发散]
(1)上题将0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液改为同浓度Na2CO3溶液，先升温再降温过程中的pH如何变化？
(2)D项①与④的水解平衡常数相等吗？
(2)水解平衡常数只受温度影响，①与④的温度相同，水解平衡常数相等。
1．关于下列实验的说法错误的是( )
A．的水解程度增大 B．溶液的pH减小是CH3COO－水解平衡移动的结果 C．NH4Cl可促进的水解 D．混合溶液中c平(CH3COO－)和c平(CH3COOH)之和大于c平(Na＋)
2．Fe2(SO4)3溶于一定量水中，溶液呈浅棕黄色(a)；加入少量浓盐酸，黄色加深(b)。已知：Fe3+＋4Cl－ [FeCl4]－(黄色)；浓度较小时[Fe(H2O)6]3+(用Fe3+表示)几乎无色。取溶液进行如下实验，对现象的分析不正确的是( )
A．测得溶液a的pH≈1.3，证明Fe3+发生了水解
B．将溶液a加热，颜色加深，说明升温能促进Fe3+水解
C．加入浓盐酸，H＋与Cl－对Fe3+浓度大小的影响是不一致的
D．向b中加入AgNO3后，黄色褪去，说明H＋能抑制Fe3+水解
1．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。 2．盐类水解规律：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。
1．某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液 10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液 10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
2．25 ℃时，有关浓度均为0.2 mol·L-1的NaHCO3和Na2CO3溶液的判断错误的是( )
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类不相同
C．c平(OH－)前者小于后者
D．加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c平均增大
3．有机弱碱甲胺(CH3NH2)的碱性略强于氨水，也能与盐酸反应生成盐酸盐(用CH3NH3Cl表示)。下列叙述不正确的是( )
A．CH3NH3Cl溶液中：c平(Cl－)> c平
B．0.01 mol·L-1 CH3NH3Cl溶液的pH＝2
C．CH3NH3Cl在水中的电离方程式为＋Cl－
D．0.1 mol·L-1 CH3NH3Cl溶液中加少量水稀释，pH将增大
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．水解是吸热过程
5．现有S2-、、、Al3+、、Na＋、、、Fe3+、、Cl－等离子，请按要求填空：
(1)在水溶液中，水解呈碱性的离子是_____________________________________。
(2)在水溶液中，水解呈酸性的离子是_____________________________________。
(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________。
1/1第2课时 盐类的水解(基础课)
学习任务 1．通过活动探究“盐溶液都呈中性吗”认识盐类水解的实质，知道盐类水解的规律。 2．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。
旧知回顾 1．氨水与盐酸发生中和反应的离子方程式为＋H2O(反应是可逆的)，正反应是放热反应，则逆反应是吸热反应。 2．写出实验室制备Fe(OH)3胶体的化学方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl，此反应说明盐可以与水发生反应。 3．生活中常见的碳酸钠(Na2CO3，俗称纯碱、苏打)、碳酸氢钠(NaHCO3，俗称小苏打)，其水溶液均显碱性。
一、盐类水解的原理
1．探究不同盐溶液的pH及其原因(25 ℃时)
盐 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl Al2(SO4)3 KNO3
溶液 的pH >7 >7 ＝7 <7 <7 ＝7
溶液中存 在的离子 CH3COO－、 Na＋、 H＋、 、 、 Na＋、 H＋、 OH－ Na＋、 Cl－、 H＋、 、 Cl－、 H＋、 OH－ Al3+、 、 H＋、 OH－ K＋、 、 H＋、 OH－
哪些离子 可能发生 相互作用 CH3COO－、 、 、 、 OH－ Al3+、 OH－ —
溶液呈现 酸性或碱 性的原因 弱酸酸根离子或弱碱阳离子结合了水电离产生的H＋或OH－，破坏了水的电离平衡，使溶液中的c平(H＋)与c平(OH－)不相等
2．盐类水解的原理
(1)盐类的水解定义：在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程。
(2)盐类的水解实质
(3)盐类水解的四个特征
①可逆：水解反应一般是可逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。
②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。
③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。
④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。
(4)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时)
盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7
强碱弱酸盐 弱酸酸根离子 弱碱性，pH＞7
强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7
弱酸弱碱盐 弱酸酸根离子、弱碱阳离子 谁强显谁性
(5)水解反应的表示方法
盐的离子＋水 弱酸(弱碱)＋OH－(H＋)
如NH4NO3的水解反应离子方程式写为＋H2O NH3·H2O＋H＋；KF的水解反应离子方程式写为F－＋H2O HF＋OH－。
(6)水解常数(Kh)
以CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－为例
Kh＝。
微点拨：水解常数与其他平衡常数一样，只受温度影响。
(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)酸碱恰好完全反应后溶液一定呈中性。 (×)
(2)碳酸钠溶液显碱性，是因为溶液中c平(OH－)＞c平(H＋)。 (√)
(3)NaHCO3是H2CO3的酸式盐，其水溶液呈酸性。 (×)
二、水解平衡的移动
1．内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2．外因
(1)温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡正向移动，水解程度增大。
(2)浓度：加水稀释盐溶液，水解平衡正向移动，水解程度增大。
(3)外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。
(4)两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。
(1)实验室配制FeCl2溶液时，通常将FeCl2固体先溶解在盐酸中，再加水稀释至所需浓度，同时还加入少量铁屑，为什么？
(2)向NH4Cl溶液中滴加几滴浓盐酸或浓NaOH溶液，分别对的水解平衡起什么作用？
提示：(1)溶解在盐酸中的目的是抑制Fe2+的水解，而加入铁屑的作用是防止Fe2+被空气中的氧气氧化。
(2)NH4Cl溶液中存在平衡：＋H2O NH3·H2O＋H＋，滴加浓盐酸时，H＋的浓度增大，使水解平衡左移，抑制的水解平衡；滴加浓NaOH溶液时，OH－中和水解产生的H＋，使水解平衡右移，促进的水解平衡。
盐类水解的规律及离子方程式书写
在某些肉类制品中加入适量亚硝酸钠(NaNO2)，可改善食品的外观并增加香味。但NaNO2有毒，其外观和食盐很相似且有咸味，因而将它误认为食盐食用而发生中毒的事件时有发生。
1．你知道如何用简单的方法鉴别食盐和亚硝酸钠吗？(已知：HNO2为弱酸)
提示：用pH试纸来测盐溶液的酸碱性，常温下pH＞7的是NaNO2溶液，pH＝7的是NaCl溶液。
2．亚硝酸钠溶液中存在哪些离子平衡？请用离子方程式表示。
提示：水解平衡：＋H2O HNO2＋OH－；电离平衡：H2O H＋＋OH－。
1．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根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”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，其水解程度越大；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酸根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。
2．盐类水解的离子方程式书写
(1)书写盐类水解的离子方程式一般常用符号“ ”，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。
(2)多元弱酸酸根离子水解的离子方程式应分步书写，水解反应以第一步为主，如水解的离子方程式为＋OH－(主＋H2O H2CO3＋OH－(次)。
(3)多元弱碱阳离子水解的离子方程式要求一步写出，如Fe3+水解的离子方程式为＋3H＋。
1．已知某温度下，Ka(HCN)＝6.2×10-10 mol·L-1，Ka(HF)＝6.8×10-4 mol·L-1，Ka(CH3COOH)＝1.7×10-5 mol·L-1，Ka(HNO2)＝7.1×10-4 mol·L-1。物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的下列溶液，pH由大到小的顺序是( )
A．NaCN>NaNO2>CH3COONa>NaF
B．NaF>NaNO2>CH3COONa>NaCN
C．NaCN>CH3COONa>NaNO2>NaF
D．NaCN>CH3COONa>NaF>NaNO2
D [由Ka(HNO2)>Ka(HF)>Ka(CH3COOH)>Ka(HCN)可知，酸性：HNO2>HF>CH3COOH>HCN，水解能力：，弱酸酸根离子的水解能力越强，对应盐溶液的碱性越强，pH越大。]
2．已知室温下Ka(HClO)A．溶液的pH：NaClO溶液>NaNO2溶液
B．溶液中弱酸分子浓度：c平(HClO)>c平(HNO2)
C．溶液中水的电离程度：NaClO溶液>NaNO2溶液
D．溶液中酸根离子浓度：c平(ClO－)>c平
D [根据Ka(HClO)NaNO2溶液，故溶液的pH：NaClO溶液>NaNO2溶液，A项正确；根据水解能力：，可知溶液中弱酸分子浓度：c平(HClO)>c平(HNO2)，B项正确；离子水解能力越强，溶液中水的电离程度越大，则水的电离程度：NaClO溶液>NaNO2溶液，C项正确；离子水解能力越强，则溶液中该离子浓度越小，即溶液中酸根离子浓度：c平(ClO－)外界条件对水解平衡的影响
如图甲、乙、丙三支试管内，各滴入几滴酚酞溶液。
1．向甲试管中加入少量Na2CO3固体有什么现象发生？水解平衡如何移动？
提示：溶液红色加深。水解平衡正向移动。
2．向乙试管中通入HCl气体有什么现象发生？水解平衡如何移动？
提示：溶液红色变浅直至褪色，有气泡冒出。水解平衡正向移动。
3．加热丙试管有什么现象发生？水解平衡如何移动？
提示：溶液红色加深。水解平衡正向移动。
外界条件对水解平衡的影响
以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－ ΔH＞0。
平衡 移动 的方 向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解 程度
加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大
加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大
加 CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小
加 CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小
加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小
加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大
【例题】 测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液，先升温再降温过程中的pH数据如下：
时刻 ① ② ③ ④
温度/℃ 25 30 40 25
pH 9.66 9.52 9.37 9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是( )
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：＋OH－
B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的KW相等
C [Na2SO3属于弱酸强碱盐，溶液中存在水解平衡＋OH－，A正确；④的pH与①不同，是由于被O2氧化生成浓度减小，水解平衡左移，OH－浓度减小，B正确；对比时刻①②③可知，随温度升高，pH减小，即水解平衡左移，对比时刻①④可知，随浓度增大，pH增大，即水解平衡右移，故①→③的过程中温度和浓度对水解平衡移动方向的影响不一致，C错误；水的离子积常数KW只受温度影响，①与④的温度相同，故KW相等，D正确。]
[母题发散]
(1)上题将0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液改为同浓度Na2CO3溶液，先升温再降温过程中的pH如何变化？
(2)D项①与④的水解平衡常数相等吗？
提示：(1)水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡正向移动，pH升高；降低温度，水解平衡逆向移动，pH降低。
(2)水解平衡常数只受温度影响，①与④的温度相同，水解平衡常数相等。
1．关于下列实验的说法错误的是( )
A．的水解程度增大 B．溶液的pH减小是CH3COO－水解平衡移动的结果 C．NH4Cl可促进的水解 D．混合溶液中c平(CH3COO－)和c平(CH3COOH)之和大于c平(Na＋)
B [加热醋酸钠溶液促进CH3COO－的水解，使溶液的碱性增强，pH增大，故B错误。]
2．Fe2(SO4)3溶于一定量水中，溶液呈浅棕黄色(a)；加入少量浓盐酸，黄色加深(b)。已知：Fe3+＋4Cl－ [FeCl4]－(黄色)；浓度较小时[Fe(H2O)6]3+(用Fe3+表示)几乎无色。取溶液进行如下实验，对现象的分析不正确的是( )
A．测得溶液a的pH≈1.3，证明Fe3+发生了水解
B．将溶液a加热，颜色加深，说明升温能促进Fe3+水解
C．加入浓盐酸，H＋与Cl－对Fe3+浓度大小的影响是不一致的
D．向b中加入AgNO3后，黄色褪去，说明H＋能抑制Fe3+水解
[答案] D
1．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。 2．盐类水解规律：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。
1．某同学拟用pH计测定溶液pH以探究某酸HR是否为弱电解质。下列说法正确的是( )
A．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1NaR溶液pH＝7，则HR是弱酸
B．25 ℃时，若测得0.01 mol·L-1HR溶液pH＞2且pH＜7，则HR是弱酸
C．25 ℃时，若测得HR溶液pH＝a，取该溶液 10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a＜1，则HR是弱酸
D．25 ℃时，若测得NaR溶液pH＝a，取该溶液 10.0 mL，升温至50 ℃，测得pH＝b，a＞b，则HR是弱酸
[答案] B
2．25 ℃时，有关浓度均为0.2 mol·L-1的NaHCO3和Na2CO3溶液的判断错误的是( )
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类不相同
C．c平(OH－)前者小于后者
D．加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c平均增大
B [两种溶液中均存在水的电离平衡，NaHCO3溶液中还存在电离平衡：及水解平衡：＋H2O H2CO3＋OH－、＋OH－，Na2CO3溶液中还存在水解平衡：＋OH－、＋H2O H2CO3＋OH－，故A正确；两种溶液中均存在Na＋、、、H2CO3、OH－、H＋、H2O，故B错误；浓度相同时的水解程度大于，故Na2CO3溶液中的c平(OH－)更大，故C正确；向NaHCO3溶液中加入NaOH固体，c平增大，Na2CO3溶液中加入NaOH固体，导致的水解平衡逆向移动，c平增大，故D正确。]
3．有机弱碱甲胺(CH3NH2)的碱性略强于氨水，也能与盐酸反应生成盐酸盐(用CH3NH3Cl表示)。下列叙述不正确的是( )
A．CH3NH3Cl溶液中：c平(Cl－)> c平
B．0.01 mol·L-1 CH3NH3Cl溶液的pH＝2
C．CH3NH3Cl在水中的电离方程式为＋Cl－
D．0.1 mol·L-1 CH3NH3Cl溶液中加少量水稀释，pH将增大
B [CH3NH3Cl溶液中发生水解，故c平(Cl－) >c平，A正确；0.01 mol·L-1 CH3NH3Cl溶液中由于的水解，使溶液显酸性，但水解是微弱的，24．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．水解是吸热过程
[答案] A
5．现有S2-、、、Al3+、、Na＋、、、Fe3+、、Cl－等离子，请按要求填空：
(1)在水溶液中，水解呈碱性的离子是_____________________________________。
(2)在水溶液中，水解呈酸性的离子是_____________________________________。
(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________。
[解析] (1)弱酸酸根离子、弱酸的酸式酸根离子水解使溶液显碱性，即S2-、、、、水解使溶液呈碱性。、Al3+、Fe3+属于弱碱阳离子，水解使溶液呈酸性。(3)Na＋、Cl－、分别是强碱阳离子和强酸阴离子，既能在强酸性溶液中大量存在，又能在强碱性溶液中大量存在。、属于弱酸的酸式酸根离子，既能与强酸反应，又能与强碱反应。
[答案] (1)S2-、、、[Al(OH)4]－、、Al3+、Fe3+ (3)Na＋、、Cl－ 、
数智分层作业(二十一) 盐类的水解
(选择题每小题只有一个选项符合题目要求，选择题每小题3分，本试卷共45分)
1．下列各式中，水解反应的离子方程式正确的是( )
A．＋H2O NH3·H2O＋H＋
B．S2-＋2H2O H2S＋2OH－
C．
D．CH3COOH＋OH－ CH3COO－＋H2O
A [B为多元弱酸根离子的水解，要分步书写，C为电离方程式，D为酸碱中和反应。]
2．室温下，0.5 mol·L-1相同体积的下列四种溶液：①KCl、②FeCl3、③HF、④Na2CO3，其中所含阳离子数由多到少的顺序是( )
A．④>①＝②>③ B．①>④>②>③
C．④>①>③>② D．④>②>①>③
D [电解质在水中以电离为主，水解是极其微弱的，所以四种物质中Na2CO3电离的阳离子数一定最多，HF为弱电解质，电离出的H＋一定最少，先排除B、C项，再观察KCl和FeCl3，如果只考虑电离，二者电离的阳离子数应相等，但Fe3+存在水解且一个Fe3+水解可生成三个H＋，导致其溶液中阳离子数增多。]
3．广义的水解观认为无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果是反应中各物质和水分别离解成两部分，然后两两重新组合成新的物质。根据上述观点，下列说法不正确的是( )
A．BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2
B．CH3COCl的水解产物是两种酸
C．Al4C3的水解产物是Al(OH)3和CH4
D．PCl3的水解产物是HClO和H3PO4
D [BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2，该反应中没有元素化合价升降，符合水解原理，A正确；CH3COCl的水解产物是两种酸，为CH3COOH和HCl，符合水解原理，B正确；Al4C3水解得到氢氧化铝和甲烷，符合水解原理，C正确；该反应中Cl元素的化合价由－1价变为＋1价，有电子转移，不符合水解原理，D错误。]
4．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．升高温度，增大
B．加入CuSO4固体，HS－浓度增大
C．稀释溶液，水解平衡常数增大
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
[答案] A
5．A＋、B＋、C－、D－四种离子两两组成四种可溶性盐，其中：AC和BD盐溶液的pH＝7，BC盐溶液的pH>7，则下列说法正确的是( )
A．AD盐溶液的pH>7
B．在AC盐溶液中：c平(A＋)＋c平(AOH)＝c平(C－)＋c平(HC)
C．碱的电离程度一定是AOH>BOH
D．酸的电离程度一定是HC>HD
[答案] B
6．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＋
C [NH4Cl水解的实质是其电离出的与重水电离出的OD－结合生成一水合氨，即＋OD－ NH3·HDO，D＋与D2O结合生成D3O＋。]
7．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平(H＋)＋c平(Na＋)＝c平＋c平(HN3)
[答案] B
8．相同温度下，等物质的量浓度的Na2SO3和Na2CO3的两种溶液中，下列关系式正确的是( )
A．＜＜1
B．＜＜1
C．＞1
D．＞＞1
A [由于的酸性弱于，故的水解程度比的大，所以c平＞c平，c平＞c平，又因为水解程度较小，有c平＜c平、c平9．(7分)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-1CH3COONa溶液显浅红色的原因为_____________________________________________________________________
________________________________________________________________。(2分)
(2)实验过程中发现烧杯①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是______(填字母)。(1分)
A．水解反应为放热反应
B．水解反应为吸热反应
C．NH4NO3溶于水时放出热量
D．NH4NO3溶于水时吸收热量
(3)向0.01 mol·L-1CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，使CH3COO－水解平衡移动的方向分别为________、________、______、________(填“左”“右”或“不移动”)。(4分)
[解析] (1)CH3COONa中CH3COO－水解使溶液显碱性，碱性溶液使酚酞显红色。(2)生石灰与水反应放出大量的热，根据烧瓶①中溶液的红色变深，判断水解平衡向右移动，说明水解反应是吸热的，同时烧瓶③中溶液红色变浅，则NH4NO3溶于水时吸收热量。(3)酸促进CH3COO－的水解；碱抑制CH3COO－的水解；与CH3COO－水解相互抑制；Fe2+与CH3COO－水解相互促进。
[答案] (1)CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－，使溶液显碱性 (2)BD (3)右 左 左 右
10．鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知GHCl水溶液呈酸性，下列叙述正确的是( )
A．0.001 mol·L-1 GHCl水溶液的pH＝3
B．0.001 mol·L-1 GHCl水溶液加水稀释，pH升高
C．GHCl在水中的电离方程式为GHCl===G＋HCl
D．GHCl水溶液中：c平(OH－)＋c平(Cl－)＝c平(GH＋)＋c平(G)
B [0.001 mol·L-1 GHCl水溶液中GH＋少量水解生成H＋，所以c(H＋)小于0.001 mol·L-1，pH>3，A错误；0.001 mol·L-1 GHCl水溶液加水稀释，GH＋水解平衡正向移动，但是溶液体积增大使c(H＋)减小，则pH升高，B正确；GHCl在水中的电离方程式为GHCl GH＋＋Cl－，C错误；GHCl水溶液中存在电荷守恒：c平(H＋)＋c平(GH＋)＝c平(OH－)＋c平(Cl－)，D错误。]
11．常温下，向1 L 0.1 mol·L-1 H2A溶液中逐滴加入等浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质的量分数与溶液pH的关系如图，下列说法不正确的是( )
A．Na2A水解的离子方程式为A2-＋H2O===HA－＋OH－，HA－＋H2O===H2A＋OH－
B．室温下，Na2A的水解常数Kh＝10-11 mol·L-1
C．0.1 mol·L-1 NaHA溶液中存在c平(A2-)＋c平(HA－)＝0.1 mol·L-1
D．常温下，等物质的量浓度的NaHA与Na2A溶液等体积混合后溶液的pH>3.0
A [由图像可知，0.1 mol·L-1 H2A溶液全部电离为HA－，说明第一步电离为完全电离，HA－不水解，故A错误；pH＝3时，c平(A2-)＝c平(HA－)，则Na2A水解常数Kh＝＝10-11 mol·L-1，故B正确；H2A溶液全部电离，不存在H2A分子，则由元素守恒可知，c平(A2-)＋c平(HA－)＝0.1 mol·L-1，故C正确；HA－ H＋＋A2-，电离常数Ka＝，当c平(A2-)＝c平(HA－)，Ka＝10-3 mol·L-1，Ka>Kh，等物质的量浓度的NaHA、Na2A溶液等体积混合，HA－的电离程度大于A2-的水解程度，所得混合液中c平(HA－)3.0，故D正确。]
12．(8分)常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的六种溶液pH如下：
溶质 NaClO Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 Na2SO3 NaHSO3
pH 10.3 11.6 9.7 12.3 10.0 4.0
(1)常温下，相同物质的量浓度的下列稀溶液，其酸性由强到弱的顺序是_____________________________________________________________________
(填字母) 。
a．H2CO3 b．H2SO3 c．H2SiO3
六种溶液中，水的电离程度最小的是________________(填化学式)溶液。(3分)
(2)用离子方程式说明Na2CO3溶液pH＞7的原因：________________________
________________________________________________________________。(2分)
(3)欲增大氯水中次氯酸的浓度，可向氯水中加入上表中的物质是_____________________________________________________________________
(填化学式)溶液，用化学平衡移动的原理解释其原因：_____________________
________________________________________________________________。(3分)
[答案] (1)bac NaHSO3 ＋OH－、＋H2O H2CO3＋OH－ (3)NaHCO3(或NaClO) 因为Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClO，加入NaHCO3(或NaClO)溶液可消耗H＋且不与HClO反应，平衡向正反应方向移动，从而使溶液中次氯酸的浓度增大
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