第2课时 影响盐类水解的主要因素
学习目标
1.了解影响盐类水解平衡的因素，分析外界条件对盐类水解平衡的影响。 2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计探究方案，进行实验探究。
知识点一 影响盐类水解的主要因素
1.内因——反应物的性质
盐类水解程度的大小，主要是由盐的性质所决定的。相同条件下，弱酸的酸性越弱，其酸根离子形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其阳离子形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2.外因——反应条件
（1）探究反应条件对Fe2（SO4）3水解平衡的影响
Fe2（SO4）3水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
反应条件 实验操作 现象 解释或结论
温度 将Fe2（SO4）3 溶液适当加热，测溶液的pH 溶液颜色 ，溶液pH 盐类的水解是 反应，加热，水解平衡向 方向移动
反应物 的浓度 加入Fe2（SO4）3 固体，再测溶液的pH 溶液颜色 ，溶液的pH 加入Fe2（SO4）3固体，c（Fe3＋）增大，水解平衡向 方向移动
生成物 的浓度 加浓盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色 ，溶液的pH 加入盐酸，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
加入少量浓NaOH溶液 产生 沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c（H＋）减小，水解平衡向 方向移动
（2）反应条件对盐类水解平衡的影响归纳
①温度：盐类的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
②浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸根阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，可抑制弱酸根阴离子水解，促进弱碱阳离子水解。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）等浓度的（NH4）2SO4溶液和NH4Cl溶液，N的水解程度相同。（ ）
（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，C水解平衡左移，pH减小。（ ）
（5）水解平衡右移，盐离子的水解程度一定增大。（ ）
（6）将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强。（ ）
（7）加热CH3COONa溶液，溶液中的值将减小。（ ）
2.关于FeCl3溶液水解的说法错误的是（ ）
A.水解达到平衡时加水稀释，平衡向正反应方向移动
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＋水解程度前者比后者小
C.有50 ℃和20 ℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D.为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液应加入少量HCl
3.要使0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中的c（C）更接近0.01 mol·L－1，可以采取的措施是（ ）
A.通入CO2 B.加水
C.加热 D.加入适量KOH固体
知识点二 盐的水解常数
1.概念
在一定温度下，能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸（或弱碱）浓度和氢氧根离子（或氢离子）浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子（或弱碱的阳离子）浓度之比是一个常数，该常数就叫盐的水解常数，用Kh表示。
2.水解常数与电离常数的关系
（1）对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系
HAH＋＋A－，Ka＝；A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝。则Ka·Kh＝c（H＋）·c（OH－）＝Kw，故Kh＝。常温时Ka·Kh＝Kw＝1.0×10－14，Kh＝。
同理，强酸弱碱盐（如NH4Cl）的水解常数（Kh）与弱碱电离常数（Kb）之间的关系：Kh＝。
（2）对于二元弱酸H2B，Ka1、Ka2与Kh（HB－）、Kh（B2－）的关系
HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh（HB－）＝＝
＝。
B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh（B2－）＝＝
＝。
因为Ka1 Ka2，所以Kh（B2－） Kh（HB－），即多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
提醒：盐的水解常数只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3.盐的水解常数的应用
（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，对应盐溶液酸碱性越强（即越弱越水解）。如：常温下Ka（CH3COOH）＞Ka1（H2CO3）＞Ka（HClO）＞Ka2（H2CO3），则同浓度的四种溶液：①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液
③NaClO溶液 ④CH3COONa溶液，pH由大到小的顺序为 ；又如，Ka（CH3COOH）≈Kb（NH3·H2O），则CH3COONH4溶液接近中性。
（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。NaHSO4Na＋＋H＋＋S。
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－＋H2OH2A＋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Kh（HA－）的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HC的电离程度 水解程度，即Ka2 ，所以NaHCO3溶液呈 性。类似的离子还有HS－、HP。
b.常温下，H3PO4的电离常数Ka1＝6.9×10－2，Ka2＝6.2×10－8，则H2P的电离程度 水解程度，即Ka2 ，所以NaH2PO4溶液呈 性。
（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。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）已知C的水解常数为Kh1，HC的水解常数为Kh2，则Kh1＞Kh2。（ ）
（2）已知常温下HCN的电离常数为Ka，则NaCN溶液中，CN－的水解常数为。（ ）
（3）NaHCO3溶液呈碱性的原因是HC的Ka2（H2CO3）＞Kh（HC）。（ ）
（4）已知常温下，Ka1（H2CO3）＝4.5×10－7，Kb（NH3·H2O）＝1.75×10－5，则NH4HCO3溶液呈碱性。（ ）
2.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。
3.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
。
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.欲使醋酸钠溶液中CH3COO－的水解程度减小，c（OH－）增大，可采用的方法是（ ）
A.加热
B.加水稀释
C.加入少量NaOH固体
D.加入少量NH4Cl固体
3.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.升高温度，增大
B.加入CuSO4固体，HS－浓度增大
C.稀释溶液，S2－的水解程度减小
D.加入NaOH固体，溶液pH减小
4.（1）已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3，则当溶液中c（HC）∶c（C）＝2∶1时，试求该溶液的pH＝ 。
（2）已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c（H＋）＝ mol·L－1（已知≈2.36）。
（3）25 ℃时H2SO3HS＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh＝ ，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将 （填“增大”“减小”或“不变”）。
提示：完成课后作业 第三章 第三节 第2课时
3 / 4第2课时 影响盐类水解的主要因素
学习目标
1.了解影响盐类水解平衡的因素，分析外界条件对盐类水解平衡的影响。 2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计探究方案，进行实验探究。
知识点一 影响盐类水解的主要因素
1.内因——反应物的性质
盐类水解程度的大小，主要是由盐的性质所决定的。相同条件下，弱酸的酸性越弱，其酸根离子形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其阳离子形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2.外因——反应条件
（1）探究反应条件对Fe2（SO4）3水解平衡的影响
Fe2（SO4）3水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe（OH）3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
反应条件 实验操作 现象 解释或结论
温度 将Fe2（SO4）3 溶液适当加热，测溶液的pH 溶液颜色 变深 ，溶液pH 变小 盐类的水解是 吸热 反应，加热，水解平衡向 正反应 方向移动
反应物 的浓度 加入 Fe2（SO4）3 固体，再测溶液的pH 溶液颜色 变深 ，溶液的pH 变小 加入Fe2（SO4）3固体，c（Fe3＋）增大，水解平衡向 正反应 方向移动
反应条件 实验操作 现象 解释或结论
生成物 的浓度 加浓盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色 变浅 ，溶液的pH 变小 加入盐酸，c（H＋）增大，水解平衡向 逆反应 方向移动，但c（H＋）仍比原平衡中c（H＋）大
加入少量浓NaOH溶液 产生 红褐色 沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c（H＋）减小，水解平衡向 正反应 方向移动
（2）反应条件对盐类水解平衡的影响归纳
①温度：盐类的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。
②浓度：盐溶液浓度越小，水解程度越大。
③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱阳离子水解，促进弱酸根阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，可抑制弱酸根阴离子水解，促进弱碱阳离子水解。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）等浓度的（NH4）2SO4溶液和NH4Cl溶液，N的水解程度相同。（ × ）
（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，C水解平衡左移，pH减小。（ × ）
（5）水解平衡右移，盐离子的水解程度一定增大。（ × ）
（6）将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强。（ √ ）
（7）加热CH3COONa溶液，溶液中的值将减小。（ √ ）
2.关于FeCl3溶液水解的说法错误的是（ ）
A.水解达到平衡时加水稀释，平衡向正反应方向移动
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＋水解程度前者比后者小
C.有50 ℃和20 ℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D.为抑制Fe3＋水解，较好地保存FeCl3溶液应加入少量HCl
解析：C 升高温度促进盐的水解，所以50 ℃和20 ℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者大，C错误。
3.要使0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中的c（C）更接近0.01 mol·L－1，可以采取的措施是（ ）
A.通入CO2 B.加水
C.加热 D.加入适量KOH固体
解析：D 向0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中通入CO2，因发生反应C＋CO2＋H2O2HC，导致C浓度小于0.01 mol·L－1，A不符合题意；向0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中加水，导致C浓度小于0.01 mol·L－1，B不符合题意；加热能够促进C水解，导致0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中C浓度小于0.01 mol·L－1，C不符合题意；向0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中加入适量KOH固体，由于OH－浓度增大，抑制C水解，导致0.01 mol·L－1 K2CO3溶液中C浓度接近0.01 mol·L－1，D符合题意。
知识点二 盐的水解常数
1.概念
在一定温度下，能水解的盐在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸（或弱碱）浓度和氢氧根离子（或氢离子）浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子（或弱碱的阳离子）浓度之比是一个常数，该常数就叫盐的水解常数，用Kh表示。
2.水解常数与电离常数的关系
（1）对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系
HAH＋＋A－，Ka＝；A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝。则Ka·Kh＝c（H＋）·c（OH－）＝Kw，故Kh＝。常温时Ka·Kh＝Kw＝1.0×10－14，Kh＝。
同理，强酸弱碱盐（如NH4Cl）的水解常数（Kh）与弱碱电离常数（Kb）之间的关系：Kh＝。
（2）对于二元弱酸H2B，Ka1、Ka2与Kh（HB－）、Kh（B2－）的关系
HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh（HB－）＝＝＝。
B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh（B2－）＝＝＝。
因为Ka1 Ka2，所以Kh（B2－） Kh（HB－），即多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
提醒：盐的水解常数只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3.盐的水解常数的应用
（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，对应盐溶液酸碱性越强（即越弱越水解）。如：常温下Ka（CH3COOH）＞Ka1（H2CO3）＞Ka（HClO）＞Ka2（H2CO3），则同浓度的四种溶液：①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液
③NaClO溶液 ④CH3COONa溶液，pH由大到小的顺序为 ①＞③＞②＞④ ；又如，Ka（CH3COOH）≈Kb（NH3·H2O），则CH3COONH4溶液接近中性。
（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。NaHSO4Na＋＋H＋＋S。
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－＋H2OH2A＋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Kh（HA－）的相对大小。
如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HC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－、HP。
b.常温下，H3PO4的电离常数Ka1＝6.9×10－2，Ka2＝6.2×10－8，则H2P的电离程度 大于 水解程度，即Ka2 ＞ ，所以NaH2PO4溶液呈 酸 性。
（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。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）已知C的水解常数为Kh1，HC的水解常数为Kh2，则Kh1＞Kh2。（ √ ）
（2）已知常温下HCN的电离常数为Ka，则NaCN溶液中，CN－的水解常数为。（ √ ）
（3）NaHCO3溶液呈碱性的原因是HC的Ka2（H2CO3）＞Kh（HC）。（ × ）
（4）已知常温下，Ka1（H2CO3）＝4.5×10－7，Kb（NH3·H2O）＝1.75×10－5，则NH4HCO3溶液呈碱性。（ √ ）
2.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。
答案：在NaHSO3溶液中HS存在如下两个平衡：HSH＋＋S
HS＋H2OH2SO3＋OH－
其水解常数Kh＝＝≈7.1×10－13
则Ka2＞Kh，HS的电离程度大于其水解程度，所以溶液呈酸性。
3.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。
答案：（1）Kh1＝＝＝≈2.1×10－4。
（2）计算NaHCO3水解常数Kh。
答案：（2）Kh＝＝＝≈2.2×10－8。
（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 CH3COONa＜NaHCO3＜Na2CO3 。
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
解析：A FeCl3溶液中Fe3＋发生水解：Fe3＋＋3H2OFe（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；K2CO3在水中完全电离生成K＋和C，C水解呈碱性，促进Fe3＋的水解，D错误。
2.欲使醋酸钠溶液中CH3COO－的水解程度减小，c（OH－）增大，可采用的方法是（ ）
A.加热
B.加水稀释
C.加入少量NaOH固体
D.加入少量NH4Cl固体
解析：C CH3COO－水解方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，由于水解是吸热过程，故升温促进水解，水解程度增大，A不符合题意；越稀越水解，加水稀释，水解程度增大，B不符合题意；加入NaOH固体，溶液中c（OH－）增大，导致水解平衡逆向移动，水解程度减小，C符合题意；N水解产生的H＋可与OH－结合，使平衡正向移动，CH3COO－水解程度增大，D不符合题意。
3.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.升高温度，增大
B.加入CuSO4固体，HS－浓度增大
C.稀释溶液，S2－的水解程度减小
D.加入NaOH固体，溶液pH减小
解析：A 水解反应是吸热反应，升高温度促进水解平衡正向移动，c（S2－）减小，c（HS－）增大，所以增大，A正确；加入CuSO4固体，铜离子结合硫离子生成硫化铜沉淀，水解平衡逆向移动，c（HS－）减小，B错误；稀释溶液，S2－的水解程度增大，C错误；加入NaOH固体，水解平衡逆向移动，但溶液pH增大，D错误。
4.（1）已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3，则当溶液中c（HC）∶c（C）＝2∶1时，试求该溶液的pH＝ 9 。
（2）已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c（H＋）＝ 2.36×10－5 mol·L－1（已知≈2.36）。
（3）25 ℃时H2SO3HS＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh＝ 1×10－12 ，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将 增大 （填“增大”“减小”或“不变”）。
解析：（1）水的离子积Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝＝2.0×10－3，当溶液中c（HC）∶c（C）＝2∶1时，c（OH－）＝mol·L－1＝1.0×10－3 mol·L－1，则c（H＋）＝＝ mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1，即该溶液的pH＝9。
（2）根据题干信息可知，该温度下NH4Cl溶液的水解常数Kh＝＝≈5.56×10－10，又根据水解平衡表达式可知Kh＝≈，则c（H＋）＝mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
（3）NaHSO3的水解常数Kh＝＝＝＝1×10－12。由Kh＝得＝，加入I2后，HS被氧化为H2SO4，c（H＋）增大，c（OH－）减小，Kh不变，所以增大。
题组一 盐类水解的影响因素
1.（2025·豫北名校高二期中）在Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是（ ）
①加热 ②通入HCl ③加入适量KOH（s）
④加入Na2SO4溶液
A.③④ B.②③
C.①② D.①④
解析：A ①加热促进水解，c（H＋）增大，pH减小；②通入HCl，抑制水解，pH减小；③加入适量的KOH（s），H＋与KOH反应，则向水解方向移动且使溶液的pH增大；④加入Na2SO4溶液，相当于加水，水解平衡正向移动，c（H＋）减小，pH增大；③④符合题意。
2.（2025·清华附中高二期中）常温下，某NH4Cl溶液的pH＝5。下列关于该溶液的说法中错误的是（ ）
A.呈酸性
B.对此溶液进行加热，溶液pH将变小
C.c（OH－）＝1×10－9 mol·L－1
D.将此溶液加水稀释10倍，所得溶液pH＝6
解析：D NH4Cl为强酸弱碱盐，其溶液中N会发生水解：N＋H2ONH3·H2O＋H＋，溶液呈酸性。A项，常温下，pH＝5的溶液呈酸性，正确；B项，加热会促进N的水解，溶液酸性增强，pH变小，正确；C项，常温下，某NH4Cl溶液的pH＝5，c（OH－）＝＝ mol·L－1＝1×10－9 mol·L－1，正确；D项，加水稀释10倍，会促进N水解，导致增加的c（H＋）大于原来的，所以溶液的6＞pH＞5，错误。
3.在25 ℃时，在物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的三种溶液中，测得c（N）分别为a、b、c（单位：mol·L－1）。下列判断正确的是（ ）
A.a＝b＝c B.a＞b＞c
C.a＞c＞b D.c＞a＞b
解析：D 物质的量浓度均为0.1 mol·L－1的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2三种溶液中都存在N的水解平衡：N＋H2ONH3·H2O＋H＋，（NH4）2CO3溶液中C促进N的水解；（NH4）2Fe（SO4）2溶液中，因发生反应：Fe2＋＋2H2OFe（OH）2＋2H＋，c（H＋）增大，抑制了N的水解；S对N的水解无影响。则相同物质的量浓度的三种溶液中，N的水解程度越大，溶液中c（N）越小，所以c＞a＞b，选D。
4.（苏教版习题）为了配制c（N）与c（Cl－）比为1∶1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入适量的（ ）
①HCl ②NaCl ③氨水 ④NH4NO3
A.①② B.③④
C.①③ D.①④
解析：B ①通入氯化氢，使c（Cl－）增大，导致溶液中c（N）＜c（Cl－），①不符合题意；②向溶液中加入NaCl晶体后，c（Cl－）增加，并保持c（N）不变，导致c（N）＜c（Cl－），②不符合题意；③加入适量氨水，通过增大c（NH3·H2O）从而抑制N的水解，增大c（N），并保持c（Cl－）不变，③符合题意；④向溶液中加入NH4NO3晶体后，增大c（N），并保持c（Cl－）不变，④符合题意。
题组二 盐类的水解常数及其应用
5.（2025·福州六校高二期末）常温下，稀释0.1 mol·L－1的NaHSO3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.HS的水解常数 B.溶液的pH
C.溶液中n（HS） D.溶液中c（Na＋）
解析：B A项，温度一定时，水解常数为定值；B项，NaHSO3电离程度大于水解程度，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c（H＋）减小，溶液pH增大；C项，随着水的加入，电离程度增大，溶液中n（HS）减小；D项，随着水的加入，溶液体积增大，溶液中c（Na＋）减小。
6.在一定条件下，Na2S溶液存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。下列说法正确的是（ ）
A.加水稀释，平衡右移，HS－浓度增大
B.升高温度，减小
C.稀释溶液，水解常数不变
D.加入NaOH固体，溶液pH减小
解析：C A项，加水稀释，平衡右移，但是HS－浓度减小，错误；B项，水解是吸热反应，升温，平衡右移，c（HS－）增大，c（S2－）减小，增大，错误；C项，水解常数只受温度影响，温度不变，水解常数不变，正确；D项，加入氢氧化钠，溶液的碱性增强，溶液pH增大，错误。
7.已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。常温下，含等物质的量的HCN与NaCN的混合溶液，下列说法错误的是（ ）
A.溶液呈酸性
B.溶液呈碱性
C.溶液中c（CN－）＜c（HCN）
D.溶液中c（Na＋）＞c（CN－）
解析：A 根据CN－的水解常数Kh＝，可求出Ka（HCN）≈6.2×10－10，Kh＞Ka，故CN－的水解程度大于HCN的电离程度，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的c（OH－）大于电离产生的c（H＋），故混合溶液呈碱性，c（CN－）＜c（HCN），c（Na＋）＞c（CN－）。
8.（2025·石家庄高二期末）通过查阅资料获得温度为25 ℃时有以下数据：Kb（NH3·H2O）＝1.8×10－5，Ka（HSCN）＝0.13，Kh是盐的水解常数，在CH3COONa溶液中存在CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，则Kh＝。有关上述常数的说法正确的是（ ）
A.通过比较上述常数，可得NH4SCN溶液显碱性
B.电离常数、水解常数和化学平衡常数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
解析：D A项，根据谁强显谁性可知，可得NH4SCN溶液水解显酸性，错误；B项，升高温度平衡向吸热方向移动，如果化学平衡正反应是放热反应，则升高温度化学平衡常数减小，错误；C项，电离常数只与温度有关，温度相同电离常数相同，错误；D项，一定温度下，在CH3COONa溶液中水解常数为Kh＝，则Kw＝Ka·Kh，正确。
9.在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：C＋H2OHC＋OH－。下列说法错误的是（ ）
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
解析：A 温度不变，水解常数不变，不变，A错误；CO2与C反应生成HC，HC比C水解程度小，所以溶液碱性减弱，即pH减小，B正确；因水解是吸热反应，则升温可以促进水解，平衡正向移动，平衡常数增大，C正确；加入NaOH固体，OH－抑制C水解，HC的物质的量浓度减小，C的物质的量浓度增大，所以减小，D正确。
10.（苏教版改编题）常温下，pH＝10的三种钠盐溶液其物质的量浓度大小为NaX＜NaY＜NaZ，下列说法正确的是（ ）
A.HX、HY、HZ酸性依次减弱
B.浓度相同的HX和NaY能发生HX＋NaYHY＋NaX
C.浓度相同的三种钠盐溶液中，水的电离程度最大的是NaZ的溶液
D.中和体积和pH均相等的溶液HX、HY、HZ，消耗NaOH最多的是HX
解析：D pH＝10的三种钠盐溶液其物质的量浓度大小为NaX＜NaY＜NaZ，说明水解程度：X－＞Y－＞Z－，根据“越弱越水解”，可知HX、HY、HZ酸性依次增强，A错误；根据A选项可知，酸性：HX＜HY，依据“强制弱”规律，浓度相同的HX和NaY不能发生HX＋NaYHY＋NaX，B错误；因水解程度：X－＞Y－＞Z－，水解促进水电离，浓度相同的三种钠盐溶液中，水的电离程度最大的是NaX的溶液，C错误；HX、HY、HZ的酸性依次增强，pH相等的溶液HX、HY、HZ，浓度：HX＞HY＞HZ，中和体积和pH均相等的溶液HX、HY、HZ，消耗NaOH最多的是HX，D正确。
11.关于下列实验的说法错误的是（ ）
A.CH3COO－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CH3COO－的水解 D.混合液中c（CH3COO－）和c（CH3COOH）之和大于c（Na＋）
解析：B A项，向醋酸钠溶液中加适量水，溶液浓度减小，促进CH3COO－的水解，正确；B项，加热醋酸钠溶液促进CH3COO－的水解，温度升高Kw增大，导致pH减小，错误；C项，氯化铵溶液因N水解显酸性，在醋酸钠中加入氯化铵，两者相互促进水解，正确；D项，原醋酸钠溶液中，c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＝c（Na＋），再加入一定量醋酸后，混合液中c（CH3COO－）和c（CH3COOH）之和大于c（Na＋），正确。
12.（2025·茂名高二期中）下列说法错误的是（ ）
A.向Na2S溶液中加入少量CuSO4固体，HS－的浓度减小
B.加水稀释NH4Cl溶液，水解常数Kh增大，pH减小
C.25 ℃时，Ka（HCOOH）＝1.0×10－4，该温度下HCOO－的水解常数为1.0×10－10
D.某温度下，一元弱酸HA的Ka越小，则NaA的Kh越大
解析：B Na2S中存在S2－＋H2OHS－＋OH－，加入少量CuSO4固体，S2－与Cu2＋反应生成CuS沉淀，促使平衡逆向移动，HS－的浓度减小，A正确；水解常数Kh只受温度的影响，温度不变，Kh不变，B错误；HCOOH的Ka＝1.0×10－4，则＝1.0×10－4，＝＝1.0×10－4，则Kh＝1.0×10－10，C正确；NaA的Kh＝，一元弱酸HA的Ka越小，则NaA的Kh越大，D正确。
13.（2025·武汉高二期中）电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡，请回答下列问题。
（1）已知部分弱酸的电离常数如表：
弱酸 CH3COOH HCN H2CO3
电离常 数（25 ℃） Ka＝1.8 ×10－5 Ka＝4.3 ×10－10 Ka1＝5.0×10－7 Ka2＝5.6×10－11
①0.1 mol·L－1 NaCN溶液和0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中，c（CN－） ＜ c（HC）（填“＞”“＜”或“＝”）。
②常温下，pH相同的三种溶液：A.CH3COONa B.NaCN C.Na2CO3，其物质的量浓度由大到小的顺序是 A＞B＞C （填字母）。
③常温下，一定浓度的CH3COONa溶液pH＝10，溶液中＝ 1.8×105 。
④将少量CO2通入NaCN溶液，反应的离子方程式是 CN－＋CO2＋H2OHCN＋HC 。
（2）常温下，SO2通入NaOH溶液中，在所得溶液中c（HS）∶c（S）＝10∶1，溶液的pH＝ 6 。（常温下，H2SO3的Ka1＝1.54×10－2；Ka2＝1.0×10－7）
（3）已知：常温下，NH3·H2ON＋OH－ Kb＝1.8×10－5
H2YH＋＋HY－ Ka1＝5.4×10－2
HY－H＋＋Y2－ Ka2＝5.4×10－5
则（NH4）2Y溶液的pH ＜ 7（填“＞”“＜”或“＝”）。
（4）NO2尾气常用NaOH溶液吸收，生成NaNO3和NaNO2。已知N的水解常数Kh＝2×10－11，常温下某NaNO2和HNO2混合溶液的pH为5，则混合溶液中c（N）和c（HNO2）的比值为 50 。
解析：（1）①HCN的电离常数Ka＝4.3×10－10，H2CO3的电离常数＝5.0×10－7，碳酸的酸性强于HCN的酸性，根据“越弱越水解”， 0.1 mol·L－1 NaCN溶液和0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中，CN－的水解程度大于HC的水解程度，所以c（CN－）＜c（HC）。
②常温下，酸性：CH3COOH＞HCN＞HC，根据“越弱越水解”，pH相同的三种溶液：A.CH3COONa B.NaCN C.Na2CO3，其物质的量浓度由大到小的顺序是A＞B＞C。
③常温下，Ka＝＝1.8×10－5，一定浓度的CH3COONa溶液pH＝10，溶液中＝＝1.8×105。
④酸性：H2CO3＞HCN＞HC，根据强酸制弱酸，将少量CO2通入NaCN溶液生成碳酸氢钠和HCN，反应的离子方程式是CN－＋CO2＋H2OHCN＋HC。
（2）常温下，H2SO3的Ka2＝1.0×10－7，＝1.0×10－7，SO2通入NaOH溶液中，在所得溶液中c（HS）∶c（S）＝10∶1，c（H＋）＝1.0×10－6，溶液的pH＝6。
（3）NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2Y的Ka2＝5.4×10－5，根据“谁强显谁性”，则（NH4）2Y溶液的pH＜7。
（4）N的水解常数Kh＝2×10－11，HNO2的电离常数为Ka＝＝＝5×10－4，常温下某NaNO2和HNO2混合溶液的pH为5，则混合溶液中c（N）和c（HNO2）的比值为＝50。
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