专题3 水溶液中的离子反应
第三单元 盐类的水解
第2课时 影响盐类水解的因素 盐类水解的应用
一、盐的性质与盐的水解
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 HClO的Ka最小，水解程度最大
CH3COONa 9.0 CH3COOH的Ka较大，水解程度较小
NaNO2 8.2 HNO2的Ka最大，水解程度最小
实验结论：在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质越难电离，则生成弱电解质的倾向越大，盐水解的程度就越大，溶液中c(H＋)和c(OH－)的差别越大，即“越弱越水解”，也就是说，盐自身的组成和性质对其在水溶液中的水解平衡有着本质影响。
2．水解平衡常数Kh
(1)水解平衡常数（Kh）表达式
水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。
HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。
Kh与Ka和KW的关系：Kh=。
(2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：
根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即：
盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。
(3)意义：Kh数值越大，水解程度越大。
(4)影响因素：Kh只受温度影响。温度升高，Kh增大。
【名师点拨】
1．盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－??H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O??H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。
b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
2．二元弱酸对应盐的水解常数
H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则
Na2CO3溶液：CO＋H2O??HCO＋OH－
Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。
NaHCO3溶液：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。
二、影响盐类水解的外界因素
1．【实验探究】
【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH＜7。
实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH比稀释前大。
实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。
【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。
实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。
实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。
2．影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。
3．实例分析
以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。
影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度
加热 变深 正向 增大 增大 增大
加入盐酸 变浅 逆向 增大 增大 减小
加入NaOH 变深 正向 减小 减小 增大
加水 变浅 正向 减小 增大 增大
加入FeCl3 变深 正向 增大 增大 减小
加入NH4Cl 变浅 逆向 增大 增大 减小
加入NaHCO3 变深 正向 减小 减小 增大
三、盐类水解的应用
1．【实验探究】盐类水解的应用实验
【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。
实验现象：剧烈反应，有白色沉淀生成，有大量气泡产生。
实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：Al3++3HCO3-= Al(OH)3↓+3CO2↑。
【实验2】明矾净水原理
实验现象：带有悬浮颗粒的水变澄清。
实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。
加入少量NaHCO3，可以促进氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。
2．利用盐类水解原理解释有关问题
(1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。
Na2CO3的水解方程式为CO32-+H2OHCO3-+OH-，NaHCO3的水解方程式为HCO3-+H2OH2CO3+OH-，由于Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性更强。
(2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是将Na2S固体溶解在NaOH溶液中。
(3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在内筒， NaHCO3溶液应放在外筒，因为Al3+水解呈酸性，会腐蚀铁。
(4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。
(5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显碱性，NH4+水解呈酸性，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。
【名师点拨】盐类水解的应用
1．盐类作净水剂
铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。
2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。
原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=Mg2++H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反应式为：2NH4Cl+Mg=2NH3↑+MgCl2+H2↑。
3．热碱水去油污
纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
4．盐溶液的配制和保存
配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。
5．制备Fe(OH)3胶体
向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。
6．加热蒸发盐溶液时所得固体
(1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。
(2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。
(3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。
(4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。
(5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。
7．碱性溶液的贮存
碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用橡皮塞。
如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：SiO2+2OH-=SiO32-+H2O，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。
(2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。
Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与H+反应，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀。
9．判断溶液中离子能否共存
两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。
如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈酸性，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈碱性。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作泡沫灭火剂就是依据此原理。
1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(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(√)
2．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___________________________。
答案 (1)NaX (2)NaZ (3)酸 HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝3．已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为①＞③＞②＞④。
①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaClO溶液 ④CH3COONa溶液
3．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____________________________________________________________。
答案 (1)溶液变红 CO＋H2O??OH－＋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↑
4．水解原理在生活生产中有着重要的应用，请根据所学过的知识回答下列问题：
(1)AgNO3的水溶液呈________(填“酸”“中”或“碱”)性，原因是________________________________(用离子方程式表示)；实验室在配制AgNO3溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水将其稀释到所需的浓度，以________(填“促进”或“抑制”)其水解。
(2)明矾可用于净水，原因是___________________________________(用离子方程式表示)。将FeCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是________。
(3)纯碱可代替洗涤剂洗涤餐具，原因是________________________________________(用离子方程式表示)。
(4)NaClO和KAl(SO4)2都是重要的化工产品，均可应用于造纸业。
①常温下，NaClO溶液的pH>7，原因是____________________________(用离子方程式表示)。
②根据NaClO的性质推测，在纸浆中加入NaClO溶液的目的是__________________________________。
③向饱和NaClO溶液中加入饱和KAl(SO4)2溶液可产生大量的白色胶状沉淀。反应的离子方程式是__________________________________________________。
答案 (1)酸 Ag＋＋H2OAgOH＋H＋ 抑制
(2)Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ Fe2O3
(3)CO＋H2OHCO＋OH－
(4)①ClO－＋H2OHClO＋OH－ ②漂白纸浆
③Al3＋＋3ClO－＋3H2O===3HClO＋Al(OH)3↓
问题一 盐的性质与盐类的水解
【典例1】在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
答案 B
解析 A项水解平衡常数只与温度有关，稀释溶液温度未改变，所以水解平衡常数不变；C项升高温度，由于盐类水解是吸热反应，水解平衡向右移动，所以应增大；D项加入NaOH固体，使溶液中OH－浓度明显增大，所以溶液pH增大；B项通入的CO2与OH－反应，使平衡向正反应方向移动，符合题意。
【解题必备】影响盐类水解的主要因素
影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下：
(1)判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子；
(2)根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。
(3)根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。
【变式1-1】常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①醋酸溶液 ②醋酸钠溶液 ③碳酸钠溶液。下列说法正确的是( )
A．溶液中c(CH3COO－)：①＞②
B．溶液的pH：②＜③＜①
C．水的电离程度：①＞②＞③
D．①与②等体积混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)
答案 D
解析 醋酸是弱酸，存在电离平衡。而醋酸钠是强电解质，完全电离，A项错误；应该是①＜②；醋酸的酸性强于碳酸的酸性，所以碳酸钠的水解程度大于醋酸钠的水解程度，即pH大小顺序是①＜②＜③，B项错误；醋酸是酸，抑制水的电离，醋酸钠和碳酸钠水解，促进水的电离，C项错误；①与②等体积混合，溶液显酸性，即电离程度大于水解程度，所以c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)，D项正确。
【变式1-2】物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ
C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX
答案 B
解析 利用盐类水解规律“越弱越水解，谁强显谁性”，结合同浓度三种酸对应的钠盐的溶液的pH可推知，碱性越强则对应的酸越弱
问题二 影响盐类水解的外界因素
【典例2】对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是( )
A．明矾溶液加热
B．CH3COONa溶液加热
C．氨水中加入少量NH4Cl固体
D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体
答案 B
解析 本题考查水解平衡和电离平衡等知识，溶液颜色变深的原因是溶液的碱性增强，抓住这一本质寻找答案。A选项，明矾溶液中铝离子水解使溶液呈酸性，加热铝离子的水解程度增大，溶液的酸性增强，无颜色变化；B选项，醋酸钠溶液中醋酸根离子水解使溶液呈碱性，加热，醋酸根离子的水解程度增大，溶液的碱性增强，溶液的颜色加深；C选项，加入氯化铵固体，氨水的电离程度减弱，碱性减弱，溶液颜色变浅；D选项，溶液的酸碱性不变，溶液的颜色没有变化。
【解题必备】影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
【变式2-1】常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是( )
A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH
C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH)
答案 B
解析 温度不变，NH水解的平衡常数不变，故A项不符合题意；NH4Cl水解呈酸性，加水稀释，水解程度增大，但酸性减弱，溶液的pH将增大，溶液中NH数将减少，c(NH)也减小，故B项符合题意，C、D项不符合题意。
【变式2-2】在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。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
答案 A
解析 温度不变，水解平衡常数不变，Kh＝的值不变，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；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。
问题三 盐类水解的应用
【典例3】下列说法正确的是( )
A．AlCl3溶液和NaAlO2溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同
B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度
C．用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋
D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝
答案 C
解析 AlCl3溶液和NaAlO2溶液的水解方程式分别为AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，NaAlO2＋2H2OAl(OH)3＋NaOH，加热促进水解，由于盐酸是挥发性酸，因此前者最终产物为Al2O3，后者仍为NaAlO2，选项A错。选项B中很显然所配得的FeCl3溶液中混有杂质SO，选项B错。由于Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，升高温度可促进水解而产生沉淀，从而除去Fe3＋杂质，选项C正确。选项D中，为了加快产生CO2气体的速率，泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸氢钠和硫酸铝，选项D错。
【变式3-1】下列说法不正确的是( )
A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂
B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动
C．草木灰与铵态氮肥不宜混合使用
D．盐类水解反应的逆反应是中和反应
答案 B
解析 A.明矾中的铝离子水解生成氢氧化铝胶体，氢氧化铝胶体具有吸附性，能吸附水中的悬浮杂质，所以能净水，故A正确；B.升高温度促进盐的水解，水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡正向移动，故B错误；C.草木灰与铵态氮肥混合会发生双水解反应，使氨气逸出，土壤中铵根离子浓度降低，从而降低肥效，故C正确；D.盐类水解反应是盐与水反应生成酸和碱，酸与碱发生中和反应生成盐和水，所以盐类水解反应的逆反应是中和反应，故D正确。
【变式3-2】(1)实验室在配制Cu(NO3)2的溶液时，常将Cu(NO3)2固体先溶于较浓的硝酸中，再用蒸馏水稀释到所需的浓度，其目的是________________________________________________________。
(2)FeCl3净水的原理是_________________________________(用离子方程式表示)；将AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是_____________(写化学式)。
(3)已知草酸是二元弱酸，常温下测得0.1 mol·L－1的KHC2O4溶液的pH为4.8，则此KHC2O4溶液中c(C2O)_____c(H2C2O4)(填“大于”“小于”或“等于”)。
(4)泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈碱性的原因是_________________________(用离子方程式表示)；灭火器内另一容器中装有Al2(SO4)3溶液，该溶液呈酸性的原因是____________________ ______________(用离子方程式表示)；当意外失火时，将泡沫灭火器倒过来摇动即可使药液混合，喷出大量的白色泡沫，阻止火势蔓延，其相关的离子方程式为_________________________________。
答案 (1)抑制Cu2＋的水解
(2)Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ Al2O3
(3)大于
(4)HCO＋H2OH2CO3＋OH－ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑
解析 (1)在配制Cu(NO3)2溶液时，Cu2＋会发生水解：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋，故常将Cu(NO3)2固体先溶于较浓的硝酸中，再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以此抑制Cu2＋的水解；
(2)Fe3＋水解产生Fe(OH)3胶体，能够吸附水中悬浮的杂质形成沉淀而除去，从而达到净水的目的，其反应原理用离子方程式表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋；AlCl3溶液在加热时水解生成Al(OH)3，生成的HCl易挥发，蒸干后最终生成Al(OH)3，Al(OH)3不稳定，在灼烧时分解生成Al2O3；
(3)HC2O电离生成C2O，HC2O水解生成H2C2O4，由KHC2O4溶液的pH为4.8可知，HC2O的电离程度大于其水解程度，故KHC2O4溶液中c(C2O)大于c(H2C2O4)；
(4)碳酸氢钠溶液中碳酸氢根离子的水解程度大于其电离程度，溶液显碱性，水解离子方程式为HCO＋H2OH2CO3＋OH－；硫酸铝是强酸弱碱盐，Al3＋能水解使溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度而导致其溶液呈酸性，水解离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋；碳酸氢钠和硫酸铝在水溶液中能相互促进水解，生成二氧化碳和氢氧化铝，离子方程式为3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
1．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
答案 B
解析 NH4Cl溶液中存在NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，为增大NH浓度，应加入酸或NH3·H2O，加入HCl虽然增大了H＋的浓度，但也增大了Cl－的浓度，不符合题目要求。
2．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
答案 C
解析 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；水解是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，HS－的浓度增大，S2－的浓度减小，所以增大，B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。
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
答案 C
解析 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。
4．能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2O??HSO＋OH－水解平衡事实的是( )
A．滴入酚酞试液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去
B．滴入酚酞试液变红，再加入氯水后红色褪去
C．滴入酚酞试液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
D．滴入酚酞试液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去
答案 C
解析 滴入酚酞试液变红，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；加入氯化钡溶液后，钡离子和亚硫酸根离子反应而不和亚硫酸氢根离子反应，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。
5．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
答案 A
解析 溶液中存在碳酸根离子的水解平衡：CO＋H2O??OH－＋HCO和水的电离平衡：H2O??OH－＋H＋；图中显示温度升高，溶液的碱性先增强后减弱，水的电离是吸热过程，纯水中温度升高pH会降低，碳酸钠溶液中温度升高pH有增大的过程，说明水解受到促进，即水解为吸热反应；后pH下降，说明温度升高对水电离的影响大于对碳酸根离子水解的影响。
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
答案 A
解析 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。
7．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
答案 D
解析 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。
8．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
答案 D
解析 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。
9．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。
含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为________________________________。
(2)实验过程中发现烧瓶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________。
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－1 CH3COONa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”)。
答案 (1)CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，使溶液显碱性 (2)BD (3)右 左 左 右
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；CO与CH3COO－水解相互抑制；Fe2＋与CH3COO－水解相互促进。
1．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
答案 C
解析 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。
2．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－)
答案 D
解析 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；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(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c(HX)，c(X－)＝0.1 mol·L－1－c(OH－)≈0.1 mol·L－1，则KX溶液的水解常数Kh≈＝1×10－9，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＜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。
3．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
答案 B
解析 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。
4．在25 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中逐滴加入0.2 mol·L－1醋酸溶液，曲线如图所示，有关粒子浓度关系比较正确的是( )
A．在A、B间任一点，溶液中一定都有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
B．在B点，a>12.5，且有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝c(OH－)＝c(H＋)
C．在C点，c(Na＋) > c(CH3COO－) >c(H＋)>c(OH－)
D．在D点，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)
答案 D
解析 对于选项A，找一个特殊点，当NaOH溶液中只滴入少量醋酸时，碱远远过量，溶液中只有少量的CH3COONa，因此有关系式c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)，选项A错。对于选项B，在B点时，溶液的pH恰好为7，则根据电荷守恒应有：c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋)，选项B错。C点溶液显酸性，则c(H＋)>c(OH－)，由电荷守恒知c(CH3COO－)> c(Na＋)，C项错。D点，加入醋酸的物质的量为氢氧化钠的2倍，由物料守恒知c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)，D项正确。
5．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________。
答案 (1)②＞①＞④＞③ (2)2.5×10－8
(3)0.02
解析 (1)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。
(2)NaHCO3溶液中，HCO＋H2O??H2CO3＋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＋)＝1×10－11 mol·L－1，＝＝＝＝0.02。专题3 水溶液中的离子反应
第三单元 盐类的水解
第2课时 影响盐类水解的因素 盐类水解的应用
一、盐的性质与盐的水解
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 HClO的Ka______，水解程度______
CH3COONa 9.0 CH3COOH的Ka______，水解程度______
NaNO2 8.2 HNO2的Ka______，水解程度______
实验结论：在盐类水解的过程中，若生成的弱电解质越___________，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”，也就是说，盐自身的组成和性质对其在水溶液中的水解平衡有着本质影响。
2．水解平衡常数Kh
(1)水解平衡常数（Kh）表达式
水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =__________________。
HA的电离平衡常数表达式为：Ka =__________________。
Kh与Ka和KW的关系：Kh=_________。
(2)盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：
根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即：
盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度_________；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度_________。
(3)意义：Kh数值越大，水解程度_________。
(4)影响因素：Kh只受_________影响。温度升高，Kh_________。
【名师点拨】
1．盐的水解常数(Kh)的应用
(1)判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小)
由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液碱性或酸性越强(即越弱越水解)。
(2)判断酸式盐的酸碱性
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－??H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O??H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。
b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.02×10－7，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。
(3)判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性
混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。
①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。
②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。
2．二元弱酸对应盐的水解常数
H2CO3的电离常数分别为Ka1、Ka2，则
Na2CO3溶液：CO＋H2O??HCO＋OH－
Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。
NaHCO3溶液：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－
NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。
二、影响盐类水解的外界因素
1．【实验探究】
【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH_________7。
实验结论与解释：_______________________________________________________________。
【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH比稀释前________。
实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。
【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。
实验现象：A与C比较颜色_________；B与C比较颜色_________。
实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向_________方向移动，Fe3＋浓度_________，颜色_________；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向_________方向移动，Fe3＋浓度_________，颜色_________。
2．影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度_________。
(2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率_________，水解程度_________。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制_________离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制_________离子水解。
3．实例分析
以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为____________________________________。请填写下表。
影响因素 溶液颜色 移动方向 c(H+) n(H+) 水解程度
加热
加入盐酸
加入NaOH
加水
加入FeCl3
加入NH4Cl
加入NaHCO3
三、盐类水解的应用
1．【实验探究】盐类水解的应用实验
【实验1】Al2(SO4)3饱和溶液与NaHCO3饱和溶液混合。
实验现象：______________________________________________________。
实验原理：Al3+和HCO3-分别与水电离出的OH-和H+反应，两者相互促进使水解反应正向进行，使Al3+和HCO3-最终水解完全。离子方程式为：____________________________________。
【实验2】明矾净水原理
实验现象：____________________________________。
实验原理：明矾电离出的Al3+水解生成Al(OH)3胶体，离子方程式为：______________________ ______________，Al(OH)3胶体能吸附水中微小的悬浮颗粒，使它们聚集在一起形成较大的颗粒沉降下来，从而除去水中悬浮的杂质。
加入少量NaHCO3，可以_________氢氧化铝胶体的生成，增强明矾的净水能力。
2．利用盐类水解原理解释有关问题
(1)比较相同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的碱性强弱。
Na2CO3的水解方程式为____________________________________，NaHCO3的水解方程式为____________________________________，由于Ka1(H2CO3) ______ Ka2(H2CO3)，因此CO32-的水解程度_________HCO3-的水解程度，因此Na2CO3溶液的碱性_________。
(2)实验室配制Na2S溶液时，需要抑制S2-水解，采取的措施是____________________________________。
(3)泡沫灭火器的外筒是铁皮做的，内筒为塑料（或玻璃），Al2(SO4)3溶液应放在_________， NaHCO3溶液应放在_________，因为Al3+水解呈_________，会腐蚀铁。
(4)废旧钢铁在焊接前，先用饱和Na2CO3溶液处理焊点，原理是Na2CO3水解的离子方程式为：____________________________________。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用。
(5)铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，原因是K2CO3水解显_________，NH4+水解呈_________，两者发生反应，导致铵态氮肥肥效减弱。
【名师点拨】盐类水解的应用
1．盐类作净水剂
铝盐、铁盐等盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。
2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg加入NH4Cl、CuCl2、FeCl3等溶液中产生氢气。
原理：以NH4Cl为例，NH4+水解产生H+，NH4++H2ONH3·H2O+H+，加入金属Mg，Mg+2H+=Mg2++H2↑，c(H+)减小，使水解平衡正向移动，总反应式为：2NH4Cl+Mg=2NH3↑+MgCl2+H2↑。
3．热碱水去油污
纯碱水解的离子方程式为：CO32-+H2OHCO3-+OH-。在碱性条件下，油脂发生水解，起到去污的作用，加热能促进CO32-的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。
4．盐溶液的配制和保存
配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。
5．制备Fe(OH)3胶体
向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾，从而制备Fe(OH)3胶体，反应方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。
6．加热蒸发盐溶液时所得固体
(1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。
(2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。
(3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。
(4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。
(5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。
7．碱性溶液的贮存
碱性溶液会腐蚀磨口玻璃塞，不能使用玻璃塞，要使用橡皮塞。
如Na2CO3、Na2SiO3、KF等的溶液，水解呈较强的碱性，OH-与玻璃中的SiO2反应：SiO2+2OH-=SiO32-+H2O，使玻璃发生缓慢的腐蚀作用，磨口玻璃塞由于接触面积大，腐蚀速率较快。
8．除杂
(1)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3+，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3+。
(2)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。
Fe3+水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，MgO与H+反应，水解平衡正向移动，生成Fe(OH)3沉淀。
9．判断溶液中离子能否共存
两种不同性质的离子在水溶液中，会发生双水解，使水解程度增大。
如Al3+、Fe3+等在水溶液中水解呈酸性，CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等离子在水溶液中呈碱性。两种离子发生互相促进水解，使水解程度显著增大，最终生成对应的弱碱和弱酸，因此不能大量共存。用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液作泡沫灭火剂就是依据此原理。
1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(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( )
2．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___________________________。
3．已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为___________________________。
①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaClO溶液 ④CH3COONa溶液
3．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____________________________________________________________。
4．水解原理在生活生产中有着重要的应用，请根据所学过的知识回答下列问题：
(1)AgNO3的水溶液呈________(填“酸”“中”或“碱”)性，原因是________________________________(用离子方程式表示)；实验室在配制AgNO3溶液时，常将AgNO3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水将其稀释到所需的浓度，以________(填“促进”或“抑制”)其水解。
(2)明矾可用于净水，原因是___________________________________(用离子方程式表示)。将FeCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是________。
(3)纯碱可代替洗涤剂洗涤餐具，原因是________________________________________(用离子方程式表示)。
(4)NaClO和KAl(SO4)2都是重要的化工产品，均可应用于造纸业。
①常温下，NaClO溶液的pH>7，原因是____________________________(用离子方程式表示)。
②根据NaClO的性质推测，在纸浆中加入NaClO溶液的目的是__________________________________。
③向饱和NaClO溶液中加入饱和KAl(SO4)2溶液可产生大量的白色胶状沉淀。反应的离子方程式是__________________________________________________。
问题一 盐的性质与盐类的水解
【典例1】在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
【解题必备】影响盐类水解的主要因素
影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下：
(1)判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子；
(2)根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。
(3)根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。
【变式1-1】常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的三种溶液：①醋酸溶液 ②醋酸钠溶液 ③碳酸钠溶液。下列说法正确的是( )
A．溶液中c(CH3COO－)：①＞②
B．溶液的pH：②＜③＜①
C．水的电离程度：①＞②＞③
D．①与②等体积混合溶液中：c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)
【变式1-2】物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是( )
A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ
C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX
问题二 影响盐类水解的外界因素
【典例2】对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是( )
A．明矾溶液加热
B．CH3COONa溶液加热
C．氨水中加入少量NH4Cl固体
D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体
【解题必备】影响盐类水解的外界因素
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
(2)浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。
(3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
【变式2-1】常温下，稀释0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是( )
A．NH水解的平衡常数 B．溶液的pH
C．溶液中NH数 D．溶液中c(NH)
【变式2-2】在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。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
问题三 盐类水解的应用
【典例3】下列说法正确的是( )
A．AlCl3溶液和NaAlO2溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同
B．配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在硫酸中，然后再用水稀释到所需的浓度
C．用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋
D．泡沫灭火器中常使用的原料是碳酸钠和硫酸铝
【变式3-1】下列说法不正确的是( )
A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用作净水剂
B．水解反应NH＋H2ONH3·H2O＋H＋达到平衡后，升高温度平衡逆向移动
C．草木灰与铵态氮肥不宜混合使用
D．盐类水解反应的逆反应是中和反应
【变式3-2】(1)实验室在配制Cu(NO3)2的溶液时，常将Cu(NO3)2固体先溶于较浓的硝酸中，再用蒸馏水稀释到所需的浓度，其目的是________________________________________________________。
(2)FeCl3净水的原理是_________________________________(用离子方程式表示)；将AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是_____________(写化学式)。
(3)已知草酸是二元弱酸，常温下测得0.1 mol·L－1的KHC2O4溶液的pH为4.8，则此KHC2O4溶液中c(C2O)_____c(H2C2O4)(填“大于”“小于”或“等于”)。
(4)泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈碱性的原因是_________________________(用离子方程式表示)；灭火器内另一容器中装有Al2(SO4)3溶液，该溶液呈酸性的原因是____________________ ______________(用离子方程式表示)；当意外失火时，将泡沫灭火器倒过来摇动即可使药液混合，喷出大量的白色泡沫，阻止火势蔓延，其相关的离子方程式为_________________________________。
1．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
2．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
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．能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2O??HSO＋OH－水解平衡事实的是( )
A．滴入酚酞试液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去
B．滴入酚酞试液变红，再加入氯水后红色褪去
C．滴入酚酞试液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
D．滴入酚酞试液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去
5．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
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．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
8．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
9．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。
含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为________________________________。
(2)实验过程中发现烧瓶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________。
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－1 CH3COONa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”)。
1．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
2．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－)
3．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
4．在25 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中逐滴加入0.2 mol·L－1醋酸溶液，曲线如图所示，有关粒子浓度关系比较正确的是( )
A．在A、B间任一点，溶液中一定都有c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
B．在B点，a>12.5，且有c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝c(OH－)＝c(H＋)
C．在C点，c(Na＋) > c(CH3COO－) >c(H＋)>c(OH－)
D．在D点，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)
5．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________。
