第二节 弱电解质的电离 盐类的水解
第2课时 盐类的水解
1．（24-25高二上·山东·期中）常温下，下列事实不能说明某一元碱MOH是弱碱的是
A．溶液的pH=12
B．MCl溶液呈酸性
C．溶液比溶液的导电能力弱
D．溶液与溶液恰好中和
2．（24-25高二上·山东·期中）下列关于纯碱和小苏打的说法不正确的是
A．可用NaOH溶液使小苏打转化为纯碱
B．两种物质的溶液中，所含微粒的种类相同
C．利用二者的热稳定性差异，可从它们的固体混合物中除去小苏打
D．室温下，二者的饱和溶液的pH相差约为4，主要是溶解度的差异
3．常温下，人体血液里存在重要的酸碱平衡：，使人体血液保持在7.35~7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。血液随变化关系如表：
1.0 17.8 20.0 22.4
6.10 7.35 7.40 7.45
下列说法不正确的是
A．正常人体血液中，的水解程度大于电离程度
B．发生血液酸中毒时，可注射溶液缓解
C．的血液中，
D．的血液中，的水解程度一定大于的电离程度
4．在盐类发生水解的过程中，正确的说法是
A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度逐渐增大
C．溶液的pH发生了较大改变 D．水解后溶液一定呈酸性或碱性
5．下列表示水解反应的离子方程式正确的是
A． B．
C． D．
6．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＋)增大，应加入的物质是
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2 C．NaHCO3 D．CH3COONa
7．盐MN溶于水存在如下过程：
下列有关说法中不正确的是
A．MN是强电解质
B．总反应离子方程式为N-+H2O=OH-+HN
C．该过程使溶液中的c(OH-)＞c(H+)
D．MOH为强碱
8．（23-24高二上·福建福州·期末）常温下，稀释的溶液，图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是
A．的水解平衡常数 B．溶液的
C．溶液中 D．溶液中
9．常温下列物质溶于水，会促进水的电离，且溶液的pH<7的是
A． B． C． D．
10．下列关于盐类水解的叙述中，错误的是
A．盐类水解是中和反应的逆反应
B．盐类水解过程中吸热过程
C．含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性
D．盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱
11．有① Na2CO3溶液 ② CH3COONa溶液 ③ NaOH溶液各25mL，物质的量浓度均为0.1mol·L－1，下列说法正确的是
A．3种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①
B．若将3种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②
C．若分别加入25mL0.1mol·L－1盐酸后，pH最大的是①
D．若3种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②
12．在pH均为9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，假设由水电离产生的OH- 离子浓度分别为Amol/L与Bmol/L，则A和B关系为：
A．A>B B．A=10-4B C．B=10-4 A D．A=B
13．（23-24高二上·全国·课后作业）填空。
(1)25℃时，H2SO3 ＋H＋的电离常数Ka=1×10-2mol·L-1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh= mol·L-1。
(2)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中= (常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8)。
14．（19-20高二上·安徽池州·阶段检测）磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是：Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
（1）常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序 (填序号)。
（2）常温下，NaH2PO4的水溶液pH (填“>”“<”或“＝”)7。
（3）常温下，Na2HPO4的水溶液呈 (填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由： 。
15．回答下列问题：
(1)AgNO3的水溶液呈 （填“酸”、“中”、“碱”）性，常温时的pH 7（填“＞”、“=”、“＜”），原因是（用离子方程式表示）： ；实验室在配制AgNO3的溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以 （填“促进”、“抑制”）其水解。
(2)氯化铝水溶液呈 性，原因是（用离子方程式表示）： 。
(3)在配制硫化钠溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的 ，原因是（用离子方程式表示）： 。
1．（23-24高二下·北京·开学考试）常温下，某溶液的。下列关于该溶液的说法中，不正确的是
A．显酸性 B．
C． D．加热，pH变大
2．（23-24高二上·福建三明·期末）室温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是
A．澄清透明的溶液中：、、、
B．饱和氯水中：、、、
C．含的溶液中：、、、
D．遇酚酞变红的溶液中：、、、
3．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水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．溶液中
D．水解的实质是与电离出的结合生成NaOH
4．关于溶液，下列判断不正确的是
A．微粒种类与溶液相同 B．升高温度，增大
C．加入少量固体，减小 D．水的电离程度：溶液>纯水
5．（高二下·北京·期末）表中是常温下几种弱酸的电离平衡常数：
下列说法正确的是
A．可发生反应：
B．溶液与溶液反应不能生成NaHS
C．相同温度下，同物质的量浓度的、、溶液，pH最大的是溶液
D．相同温度下，同物质的量浓度的、、溶液酸性最强的是溶液
6．由一价离子(、、、)组成的四种盐(、、、)溶液的浓度均为，在常温下前两种溶液的，第三种溶液的，最后一种溶液的，则下列判断正确的是
选项 A B C D
碱性
酸性
A．A B．B C．C D．D
7．已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5。则0.18mol/LCH3COONa溶液的pH约为
A．8 B．9 C．10 D．11
8．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是
①
②
③
④
A．①④ B．②③ C．①③ D．②④
9．如图表示的是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是( )
A．CO B．HCO
C．Na＋ D．NH
10．已知某温度下，K(HCN)=6.2×10 10，K(HF)=6.8×10 4，K(CH3COOH)=1.7×10 5，K(HNO2)=5.1×10 4，物质的量浓度均为0.1mol·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
11．常温下，物质的量浓度相同的三种盐NaA、NaB、NaX的溶液，其pH依次为8、9、10，则HA、HB、HX的酸性由强到弱的顺序是
A．HX＞HB＞HA B．HB＞HA＞HX C．HA＞HX＞HB D．HA＞HB＞HX
12．水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( )
A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液
13．在常温下，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)在上述五种溶液中，pH最小的是 (填序号)。
(3)溶液①②③中c平(NH)由小到大的顺序是 (用“>”“<”或“=”表示，下同)，溶液④⑤中c平(NH)的大小关系是 。
(4)在溶液④中， 的浓度为0.1 mol·L-1。
(5)常温下，测得溶液②的pH=7，则说明CH3COO-的水解程度 (填“>”“<”或“=”)NH的水解程度，CH3COO-与NH浓度的大小关系是：c平(CH3COO-) (填“>”“<”或“=”)c平(NH)。
14．按要求完成下题。
(1)写出H2S的电离方程式： 。
(2)0.1mol/LNH4Cl溶液中各离子浓度大小顺序为 。
(3)pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合，所得溶液显 性。
(4)把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是 。
(5)常温时的的水溶液 7(填“>”、“=”、“<”)。原因是 (用离子方程式表示)。配制的溶液时，常在溶液中加入一些 以抑制其水解。
(6)常温下，pH=10的CH3COONa溶液中，由水电离出的c(OH-)= mol/L。
(7)常温下，0.05mol/LH2SO4溶液的pH= 。
15．某温度下，有浓度均为0.1mol L-1的下列4种溶液：①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COONa溶液④NaHCO3溶液。
已知：
HCN H2CO3 CH3COOH
Ka=5.0×10-10 Ka1=4×10-7 Ka2=5.0×10-11 Ka=1.7×10-5
(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 。第二节 弱电解质的电离 盐类的水解
第2课时 盐类的水解
1．（24-25高二上·山东·期中）常温下，下列事实不能说明某一元碱MOH是弱碱的是
A．溶液的pH=12
B．MCl溶液呈酸性
C．溶液比溶液的导电能力弱
D．溶液与溶液恰好中和
【答案】D
【详解】A．溶液的pH为12，说明MOH是弱碱，在溶液中部分电离出和，A不符合题意；
B．MCl溶液呈酸性，说明发生水解，结合溶液中的形成弱碱，使水的电离平衡正向移动，增大，溶液呈酸性，B不符合题意；
C．等浓度的MOH溶液的导电性弱于NaOH，说明MOH为弱碱，C不符合题意；
D．等体积、等浓度的MOH溶液与HCl溶液恰好中和，说明MOH为一元碱，但不能确定为弱碱，D符合题意；
答案选D。
2．（24-25高二上·山东·期中）下列关于纯碱和小苏打的说法不正确的是
A．可用NaOH溶液使小苏打转化为纯碱
B．两种物质的溶液中，所含微粒的种类相同
C．利用二者的热稳定性差异，可从它们的固体混合物中除去小苏打
D．室温下，二者的饱和溶液的pH相差约为4，主要是溶解度的差异
【答案】D
【详解】A．小苏打加入NaOH溶液中会发生反应：，可用NaOH溶液使小苏打转化为纯碱，A正确；
B．小苏打和纯碱二者的溶液中均存在、、、、、、，所含微粒的种类相同，B正确；
C．小苏打受热易分解，可转化为纯碱，而纯碱热稳定性较强，利用二者的热稳定性差异，可从它们的固体混合物中除去小苏打，C正确；
D．室温下，纯碱和小苏打二者的饱和溶液的pH相差较大的主要原因是：的水解程度远大于，与溶解度无关，D错误；
故选D。
3．常温下，人体血液里存在重要的酸碱平衡：，使人体血液保持在7.35~7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。血液随变化关系如表：
1.0 17.8 20.0 22.4
6.10 7.35 7.40 7.45
下列说法不正确的是
A．正常人体血液中，的水解程度大于电离程度
B．发生血液酸中毒时，可注射溶液缓解
C．的血液中，
D．的血液中，的水解程度一定大于的电离程度
【答案】D
【详解】A.常温下，正常人体的血液显碱性，由题中信息可知的水解程度大于电离程度，A正确；
B.发生血液酸中毒时，可注射溶液消耗氢离子，B正确；
C.从表中信息可知，时溶液，时溶液，则溶液时，，C正确；
D.在的血液中，，浓度远大于浓度，无法根据溶液比较的水解程度和的电离程度的相对大小，D错误；
答案选D。
4．在盐类发生水解的过程中，正确的说法是
A．盐的电离平衡被破坏 B．水的电离程度逐渐增大
C．溶液的pH发生了较大改变 D．水解后溶液一定呈酸性或碱性
【答案】B
【分析】盐类水解的实质是盐电离生成的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）与水电离生成的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，促进水的电离平衡正向进行；弱碱阳离子与弱酸根离子混合，会相互促进水解，最终溶液的pH可能呈酸性、碱性或中性，据此解答。
【详解】A. 盐类水解的过程中，水的电离平衡被破坏，大部分盐是强电解质，能完全电离的，不存在电离平衡，A项错误；
B. 盐类水解破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动，水的电离程度增大，B项正确；
C. 水解是微弱的，故pH改变不大，再如醋酸铵溶液中，醋酸根和铵根的水解程度几乎相等，最终溶液的pH几乎呈中性，故溶液的pH变化不大，C项错误；
D. 水解后的溶液不一定呈酸性或碱性，可能呈中性，如醋酸铵溶液，D项错误；
故选B。
5．下列表示水解反应的离子方程式正确的是
A． B．
C． D．
【答案】D
【详解】A．因H2CO3是二元弱酸，的水解分两步进行，以第一步水解为主，其水解的离子方程式为：，A错误；
B．Fe3+水解的离子方程式为：，因水解程度很小，不会产生Fe(OH)3沉淀，B错误；
C．水解的离子方程式为：，C错误；
D．水解的离子方程式为：，D正确；
故选D。
6．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＋)增大，应加入的物质是
A．NaHSO4 B．KAl(SO4)2 C．NaHCO3 D．CH3COONa
【答案】B
【详解】A．向水中加入NaHSO4，溶液中氢离子浓度增大，平衡逆向移动，水的电离程度减小，A错误；
B．加入KAl(SO4)2，Al3+与水电离的氢氧根离子结合，导致氢氧根离子浓度减小，平衡正向移动，水的电离程度增大，氢离子浓度增大，B正确；
C．加入NaHCO3，碳酸氢根离子与水电离的氢离子结合为碳酸，导致氢离子浓度减小，平衡正向移动，水的电离程度增大，C错误；
D．加入CH3COONa，醋酸根离子与水电离的氢离子结合为醋酸，导致氢离子浓度减小，平衡正向移动，水的电离程度增大，D错误；
故选B。
7．盐MN溶于水存在如下过程：
下列有关说法中不正确的是
A．MN是强电解质
B．总反应离子方程式为N-+H2O=OH-+HN
C．该过程使溶液中的c(OH-)＞c(H+)
D．MOH为强碱
【答案】B
【详解】A．由MN=M++N-可看出MN是强电解质，A正确；
B．总反应离子方程式为：N-+H2OOH-+HN，B不正确；
C．由图知，N-与H+结合成HN，使水的电离平衡右移，c(OH-)＞c(H+)，C正确；
D．由图知，M+不能与水电离出的OH-结合，说明MOH为强碱，D正确；
故答案选B。
8．（23-24高二上·福建福州·期末）常温下，稀释的溶液，图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是
A．的水解平衡常数 B．溶液的
C．溶液中 D．溶液中
【答案】B
【详解】A．温度一定时，水解的平衡常数为定值，A不符合图像；
B．溶液电离大于水解，溶液显酸性，加水稀释，根据勒夏特列原理，虽然电离程度增大，但氢离子浓度减小，pH增大，B符合图像；
C．随着水的加入，电离程度增大，溶液中亚硫酸根数目减少，C不符合图像；
D．随着水的加入，体积增大，c(Na+)减小，D不符合图像；
答案选B。
9．常温下列物质溶于水，会促进水的电离，且溶液的pH<7的是
A． B． C． D．
【答案】C
【详解】A．电离出，使溶液呈酸性，抑制水的电离，同时抑制铵根离子的水解，故A错误；
B．中碳酸氢根离子的水解程度大于其电离程度，溶液显碱性pH>7，促进水的电离，故B错误；
C．溶液中水解使溶液显酸性pH<7，促进水的电离，故C正确；
D．是强酸强碱盐，对水的电离无影响，溶液呈中性pH=7，故D错误；
本题选C。
10．下列关于盐类水解的叙述中，错误的是
A．盐类水解是中和反应的逆反应
B．盐类水解过程中吸热过程
C．含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性
D．盐溶液的酸碱性主要取决于形成盐的酸和碱的相对强弱
【答案】C
【详解】A、盐的水解是盐和水反应生成对应的酸和碱的过程，是中和反应的逆反应，故A正确；
B、盐类水解是中和反应的逆反应，中和反应放热，盐的水解是吸热的，故B正确；
C、水解的盐显示的酸碱性取决于阴阳弱离子水解程度的大小，如醋酸铵是一种含有弱酸根离子的盐，但是该溶液显中性，故C错误；
D、水解的盐显示的酸碱性取决于形成盐的阴阳弱离子水解程度的大小，阳离子水解程度大，溶液显示酸性，阴离子水解程度大，溶液显示碱性，故D正确；
故选C。
11．有① Na2CO3溶液 ② CH3COONa溶液 ③ NaOH溶液各25mL，物质的量浓度均为0.1mol·L－1，下列说法正确的是
A．3种溶液pH的大小顺序是③＞②＞①
B．若将3种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是②
C．若分别加入25mL0.1mol·L－1盐酸后，pH最大的是①
D．若3种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞②
【答案】C
【详解】A. 酸越弱，相应的钠盐越容易水解，醋酸的酸性强于碳酸的，所以碳酸钠的碱性强于醋酸钠的，A不正确；
B. 稀释促进水解，所以pH变化最大的是氢氧化钠，B不正确；
C. 醋酸钠和氢氧化钠都恰好与盐酸反应，但碳酸钠生成碳酸氢钠，溶液显碱性，pH最大，C正确；
D. 氢氧化钠是强碱，所以选项D中应该是②＞①＞③，D不正确；
答案选C。
12．在pH均为9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，假设由水电离产生的OH- 离子浓度分别为Amol/L与Bmol/L，则A和B关系为：
A．A>B B．A=10-4B C．B=10-4 A D．A=B
【答案】B
【详解】酸或碱抑制水电离，含有弱根离子的盐促进水电离，pH=9的氢氧化钠和醋酸钠，醋酸钠促进水电离，氢氧化钠抑制水电离，NaOH溶液中水电离出的c（OH－）=c（H＋）=10-9 mol·L－1，醋酸钠溶液中水电离出的c（OH－）= = =10-5 mol·L－1，所以A=10-4B；
故选B。
13．填空。
(1)25℃时，H2SO3 ＋H＋的电离常数Ka=1×10-2mol·L-1，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh= mol·L-1。
(2)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH=9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡 (填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中= (常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8)。
【答案】(1)1×10－12
(2) 向右 60
【详解】（1）Kh＝mol·L－1＝1×10-12 mol·L-1；
故答案为：1×10-12。
（2）Na2SO3电离出的水解促进水的电离平衡，平衡向右移动；+H2O+OH-，Kh＝，所以；
故答案为：向右；60。
14．磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是：Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：
（1）常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序 (填序号)。
（2）常温下，NaH2PO4的水溶液pH (填“>”“<”或“＝”)7。
（3）常温下，Na2HPO4的水溶液呈 (填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由： 。
【答案】 ③<②<① ＜ 碱 Na2HPO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.61×10－7，Kh>Ka3，即HPO4-的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性
【详解】（1）①Na3PO4中PO43-的水解平衡常数是、②Na2HPO4中HPO42-水解平衡常数是；③NaH2PO4中H2PO4-水解平衡常数是，水解常数依次减小，所以pH由小到大的顺序③<②<①；
（2）NaH2PO4中H2PO4-水解平衡常数是，电离常数是Ka2＝6.2×10－8，H2PO4-的电离大于水解，溶液呈酸性，pH<7；
（3）Na2HPO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.61×10－7，Kh>Ka3，即HPO4-的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性。
15．回答下列问题：
(1)AgNO3的水溶液呈 （填“酸”、“中”、“碱”）性，常温时的pH 7（填“＞”、“=”、“＜”），原因是（用离子方程式表示）： ；实验室在配制AgNO3的溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以 （填“促进”、“抑制”）其水解。
(2)氯化铝水溶液呈 性，原因是（用离子方程式表示）： 。
(3)在配制硫化钠溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的 ，原因是（用离子方程式表示）： 。
【答案】(1) 酸 ＜ Ag＋＋H2OAgOH＋H＋ 抑制
(2) 酸 Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
(3) NaOH S2－+H2OHS－+OH－
【详解】（1）硝酸银为强酸弱碱盐，银离子水解，其溶液呈酸性，常温下硝酸银溶液pH＜7，水解的离子方程式为Ag＋＋H2OAgOH＋H＋，所以为了抑制其水解，配制AgNO3的溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度；
（2）氯化铝水溶液中铝离子水解溶液显酸性，其水解的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋；
（3）硫化钠在溶液中硫离子水解生成NaOH，所以为了防止发生水解，可以加入少量的NaOH，硫离子主要是以第一步水解为主，水解的离子方程式为S2－+H2OHS－+OH－。
1．（23-24高二下·北京·开学考试）常温下，某溶液的。下列关于该溶液的说法中，不正确的是
A．显酸性 B．
C． D．加热，pH变大
【答案】D
【详解】A．铜离子水解，溶液显酸性，A正确；
B．常温下，某溶液的，则溶液中，B正确；
C．溶液中，因此根据水的离子积常数可知溶液中，C正确；
D．加热促进铜离子水解，氢离子浓度增大，pH变小，D错误；
答案选D。
2．（23-24高二上·福建三明·期末）室温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是
A．澄清透明的溶液中：、、、
B．饱和氯水中：、、、
C．含的溶液中：、、、
D．遇酚酞变红的溶液中：、、、
【答案】D
【详解】A．和会反应生成沉淀和气体，不能大量共存，A错误；
B．饱和氯水中，Cl2与Fe2+反应生成Fe3+、Cl-，不能大量共存，B错误；
C．含的溶液中，和结合生成红色的，不能大量共存，C错误；
D．遇酚酞变红的溶液显碱性，该条件下、、、均不反应，能够共存，D正确；
答案选D。
3．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水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．溶液中
D．水解的实质是与电离出的结合生成NaOH
【答案】D
【详解】A．盐的水解是盐电离出的离子与水电离出的或结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，故A正确；
B．中和反应是酸和碱反应生成盐和水，盐类水解是盐和水反应生成酸和碱，互为逆反应，故B正确；
C．溶液中若无水解，则成立，由于水解，所以，故C正确；
D．水解的实质是与电离出的结合生成，使溶液中，故D错误；
选D。
4．关于溶液，下列判断不正确的是
A．微粒种类与溶液相同 B．升高温度，增大
C．加入少量固体，减小 D．水的电离程度：溶液>纯水
【答案】B
【详解】A．溶液中分步水解，，，以第一步水解为主，NaHCO3溶液中存在水解和电离，，，以水解为主，所以Na2CO3中粒子种类与 NaHCO3溶液相同，均为5种，故A正确；
B．水解过程吸热，升高温度使水解平衡右移，减小，故B错误；
C．加入CaCl2，Ca2＋与结合生成难溶于水的CaCO3沉淀，使减小，故C正确；
D．水解促进水的电离，所以水的电离程度：溶液>纯水，故D正确；
故答案选B。
5．表中是常温下几种弱酸的电离平衡常数：
下列说法正确的是
A．可发生反应：
B．溶液与溶液反应不能生成NaHS
C．相同温度下，同物质的量浓度的、、溶液，pH最大的是溶液
D．相同温度下，同物质的量浓度的、、溶液酸性最强的是溶液
【答案】D
【详解】A．硫化氢具有还原性，次氯酸具有氧化性，二者发生氧化还原反应，不能发生复分解反应，故A项错误；
B．根据电离平衡常数分析可知，醋酸的酸性大于氢硫酸，所以少量的溶液与溶液反应可以生成NaHS，故B项错误；
C．根据越弱越水解的原理可知，离子的水解能力：，所以相同温度下同物质的量浓度的、NaClO、溶液，pH最大的是溶液，故C项错误；
D．根据电离平衡常数可知酸性：，相同温度下同物质的量浓度的、HClO、溶液，酸性最强的是溶液，故D正确；
故答案：D。
6．由一价离子(、、、)组成的四种盐(、、、)溶液的浓度均为，在常温下前两种溶液的，第三种溶液的，最后一种溶液的，则下列判断正确的是
选项 A B C D
碱性
酸性
A．A B．B C．C D．D
【答案】A
【详解】由题意可知，根据水解规律，AC溶液呈中性，AD溶液呈碱性，说明C对应的酸的酸性强于D对应的酸的酸性；BD溶液呈中性，AD溶液呈碱性，说明A对应的碱性强于B对应的碱的碱性，答案选A。
7．已知CH3COOH的电离常数Ka=1.8×10-5。则0.18mol/LCH3COONa溶液的pH约为
A．8 B．9 C．10 D．11
【答案】B
【详解】CH3COONa的水解平衡常数为，0.18mol/LCH3COONa溶液mol/L，所以该溶液的pH=9，答案为：B。
8．下列物质在常温下发生水解时，对应的离子方程式正确的是
①
②
③
④
A．①④ B．②③ C．①③ D．②④
【答案】B
【详解】①应为，(只写第一步也可,不能两步一起写)，①错误；②正确；③正确；④中水解程度小，应为，④错误；故离子方程式正确的是②③，正确答案选B。
9．如图表示的是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是( )
A．CO B．HCO
C．Na＋ D．NH
【答案】D
【详解】根据盐的水解原理结合图示的内容可以知道X离子水解显示酸性。
A、碳酸根水解，显示碱性，故A错误；
B、碳酸氢根离子水解显示碱性，故B错误；
C、钠离子不会发生水解，故C错误；
D、铵根离子水解溶液显示酸性，故D正确。
故选D。
10．已知某温度下，K(HCN)=6.2×10 10，K(HF)=6.8×10 4，K(CH3COOH)=1.7×10 5，K(HNO2)=5.1×10 4，物质的量浓度均为0.1mol·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
【答案】C
【详解】由K(HF)＞K(HNO2)＞K(CH3COOH)＞K(HCN)可知，酸强弱顺序：HF＞HNO2＞CH3COOH＞HCN，根据“越弱越水解”即对应是酸越弱，其弱酸根离子的水解能力越强，因此水解能力：CN－＞CH3COO－＞＞F－，弱酸根离子的水解能力越强，对应盐溶液的碱性越强，pH越大，故C符合题意。
综上所述，答案为C。
11．常温下，物质的量浓度相同的三种盐NaA、NaB、NaX的溶液，其pH依次为8、9、10，则HA、HB、HX的酸性由强到弱的顺序是
A．HX＞HB＞HA B．HB＞HA＞HX C．HA＞HX＞HB D．HA＞HB＞HX
【答案】D
【详解】弱酸的酸性越强，其酸根离子水解程度就越小，则相同浓度钠盐溶液的pH越小。在相同条件下的钠盐溶液，溶液的pH越大，其相应酸的酸性就越弱。根据题意可知NaA、NaB和NaX的溶液的pH值依次为8、9、10，则这三种酸的酸性大小顺序是：HA＞HB＞HX，故合理选项是D。
12．水中加入下列溶液对水的电离平衡不产生影响的是( )
A．NaHSO4溶液 B．KF溶液 C．KAl(SO4)2溶液 D．NaI溶液
【答案】D
【分析】水的电离H2O H++OH-，加入酸或碱抑制水的电离，加入能水解的盐促进水的电离
【详解】A．硫酸氢钠在水溶液中完全电离，电离出氢离子和硫酸根离子和钠离子，溶液呈酸性，水的电离H2O H++OH-，抑制了水的电离，水的电离向逆反应方向移动，故A错误；
B．KF为强电解质，电离出钾离子和氟离子，钾不水解，氟离子水解生成氢氟酸，促进水的电离，故B错误；
C．KAl（SO4）2为强电解质，电离出钾离子和铝离子和硫酸根离子，钾离子、硫酸根离子不水解，铝离子水解生成氢氧化铝，促进水的电离，故C错误；
D．NaI为强电解质，在溶液中电离出钠离子和碘离子，这两种离子都不水解，对水的电离平衡无影响，故D正确；
答案选D
13．在常温下，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)在上述五种溶液中，pH最小的是 (填序号)。
(3)溶液①②③中c平(NH)由小到大的顺序是 (用“>”“<”或“=”表示，下同)，溶液④⑤中c平(NH)的大小关系是 。
(4)在溶液④中， 的浓度为0.1 mol·L-1。
(5)常温下，测得溶液②的pH=7，则说明CH3COO-的水解程度 (填“>”“<”或“=”)NH的水解程度，CH3COO-与NH浓度的大小关系是：c平(CH3COO-) (填“>”“<”或“=”)c平(NH)。
【答案】(1) 酸 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
(2)③
(3) ②<①<③ ④>⑤
(4)Cl-
(5) = =
【详解】（1）溶液①0.1 mol·L-1 NH4Cl 中，NH水解的离子方程式为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，溶液显酸性。
（2）0.1 mol·L-1 NH4HSO4溶液中，NH4HSO4===NH＋H＋＋SO，且NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，所以溶液中c平(H＋)>0.1 mol·L-1，其他溶液中c平(H＋)<0.1 mol·L-1。
（3）①0.1 mol·L-1 NH4Cl的溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋； 0.1 mol·L-1 CH3COONH4溶液中CH3COONH4=CH3COO-＋NH，NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，相当于在①的溶液中加入CH3COO-，CH3COO-＋H2OCH3COOH＋OH-，促进NH水解，c平(NH)减小；③相当于在①的溶液中加入H＋，抑制NH水解，溶液中c平(NH)增大。由此可知，溶液①②③中c平(NH)由小到大的顺序是②<①<③。④相当于在⑤的溶液中加入NH4Cl，c平(NH)浓度增大，溶液④⑤中c平(NH)的大小关系是④>⑤。
（4）④0.1 mol·L-1 NH3·H2O和0.1 mol·L-1 NH4Cl混合液中Cl-不水解，其浓度为0.1 mol·L-1。
（5）常温下，CH3COO-与NH水解能力相同，使溶液显中性。根据电荷守恒知c平(OH-)＋c平(CH3COO-)=c平(H＋)＋c平(NH)，而pH=7时，c平(H＋)=c平(OH-)，所以c平(CH3COO-)=c平(NH)。
14．按要求完成下题。
(1)写出H2S的电离方程式： 。
(2)0.1mol/LNH4Cl溶液中各离子浓度大小顺序为 。
(3)pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合，所得溶液显 性。
(4)把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是 。
(5)常温时的的水溶液 7(填“>”、“=”、“<”)。原因是 (用离子方程式表示)。配制的溶液时，常在溶液中加入一些 以抑制其水解。
(6)常温下，pH=10的CH3COONa溶液中，由水电离出的c(OH-)= mol/L。
(7)常温下，0.05mol/LH2SO4溶液的pH= 。
【答案】(1)、
(2)c(Cl-)>c(NH)>c(H+)>c(OH-)
(3)酸
(4)Al2O3
(5) < 硫酸
(6)10-4
(7)1
【详解】（1）为二元弱酸，在水中分步电离，电离方程式为：，。
（2）在溶液中，以和为主，又因为部分发生水解使溶液显酸性，即，则该溶液中各离子浓度大小顺序为：。
（3）醋酸为弱酸，在水中发生部分电离，的醋酸溶液中，则醋酸浓度远大于。的氢氧化钠溶液中，，将两溶液等体积混合，醋酸过量，溶液显酸性。
（4）在溶液中，发生水解反应：。水解吸热，且生成的易挥发，因此将溶液蒸干促进了水解反应正向进行，最终得到，经过灼烧得到固体。
（5）常温时，溶液的，原因是铁离子发生了水解：。根据平衡移动原理，在配制其溶液时，常在溶液中加入少量硫酸以抑制其水解。
（6）常温下，溶液中的发生水解使溶液显碱性，水解促进了水的电离，因此的该溶液中，由水电离出的。
（7）常温下，溶液中，则其。
15．某温度下，有浓度均为0.1mol L-1的下列4种溶液：①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COONa溶液④NaHCO3溶液。
已知：
HCN H2CO3 CH3COOH
Ka=5.0×10-10 Ka1=4×10-7 Ka2=5.0×10-11 Ka=1.7×10-5
(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 。
【答案】(1)②①④③
(2)2.5×10-8
(3)0.02
【详解】（1）这4种溶液中②NaOH溶液碱性最强，其余三种溶液因Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HCN)，弱酸的酸性越强，其钠盐的水解程度越弱，则水解程度：CH3COONa＜NaHCO3＜NaCN，溶液碱性：NaCN溶液＞NaHCO3溶液＞CH3COONa溶液，则pH由大到小的顺序是②①④③。
（2）NaHCO3溶液中，+H2OH2CO3+OH-，水解平衡常数Kh=====2.5×10-8。
（3）HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，则c(H+)=1×10-11mol L-1，====0.02。
