第2节弱电解质的电离 盐类的水解
第1课时 弱电解质的电离平衡
[课标要求]
1．应用化学平衡理论描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。
2．知道电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系。
1．弱电解质在水溶液中的电离是吸热过程，存在电离平衡，其电离平衡
常数只与电解质本身的性质(内因)和温度(外因)有关。
2．弱电解质在水溶液中的电离平衡遵循勒·夏特列原理，其平衡受外界
条件如温度、浓度等影响。
3．根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质的相对强弱。
1．概念
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比。电离平衡常数简称电离常数。
2．影响因素
电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它只与温度有关，由于电离过程是吸热过程，升温，K值增大。
3．应用
电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱，K越大，表示弱电解质的电离程度越大，弱酸的酸性或弱碱的碱性相对越强。
4．表达式
(1)弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如CH3COOH??H＋＋CH3COO－，
Ka＝。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，如H2CO3电离：
H2CO3??HCO＋H＋ Ka1＝
HCO??CO＋H＋ Ka2＝
且Ka1＞Ka2。
(2)弱碱在水中的电离常数通常用Kb表示，例如
NH3·H2O??NH＋OH－，
Kb＝。
[特别提醒]
(1)计算多元弱酸溶液的[H＋]或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
(2)利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中[H＋]或[OH－](忽略水的电离)。
[H＋]＝或[OH－]＝
1．下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是( )
A．电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B．电离平衡常数(K)与温度无关
C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3
解析：选A K的大小直接反映了该电解质的电离能力，A选项正确。B、C选项考查影响K的因素，K的大小只与温度有关，因为弱电解质电离都吸热，温度升高K增大，除温度外，K与其他因素无关，B、C选项错。对于多元弱电解质，K1?K2?K3，D选项错。
2．在25 ℃时，0.1 mol·L－1的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离常数分别为4.6×10－4、1.8×10－4、6.2×10－10、K1＝4.3×10－7和K2＝5.6×10－11，其中氢离子浓度最小的是( )
A．HNO2 B．HCOOH
C．HCN D．H2CO3
解析：选C 由电离常数的大小可知，酸性由强到弱的顺序是：HNO2>HCOOH>H2CO3>HCN，故[H＋]最小的是HCN。
1．内因
弱电解质本身的性质，如相同条件下CH3COOH电离程度大于H2CO3。
2．外因
(1)温度：升高温度，电离平衡向右移动，平衡常数增大；降低温度，电离平衡向左移动，平衡常数减小。
(2)浓度：改变平衡体系中某一离子的浓度，平衡向能够减弱这种改变的方向移动，平衡常数不变。浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动。
(3)相同离子：在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡向左移动。
(4)反应离子：加入能与电解质电离出的离子反应的离子时，电离平衡向右移动。
(5)实例(以CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0为例)
影响因素
平衡移动方向
n(H＋)
[H＋]
[CH3COO－]
Ka
pH
导电能力
升温(不考虑挥发)
右
增大
增大
增大
增大
减小
增强
加冰醋酸
右
增大
增大
增大
不变
减小
增强
加入
CH3COONa固体
左
减小
减小
增大
不变
增大
增强
其他
通入HCl气体
左
增大
增大
减小
不变
减小
增强
物质
NaOH固体
右
减小
减小
增大
不变
增大
增强
加水稀释
右
增大
减小
减小
不变
增大
减弱
1．0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋，加水稀释或加入少量CH3COONa晶体时，都会引起( )
A．溶液的pH增大
B．CH3COOH电离程度变大
C．溶液的导电能力减弱
D．溶液中[OH－]减小
解析：选A CH3COOH溶液中存在平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋。当加入水时，溶液中CH3COOH、CH3COO－、H＋的浓度都减小，[OH－]变大。因为溶液变稀，所以CH3COOH电离程度变大。当
加入CH3COONa晶体时，发生CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，使得溶液中[CH3
COO－]变大，平衡CH3COOH??CH3COO－＋H＋左移，CH3COOH电离程度变小，[H＋]
减小。
2．可促进HClO的电离，并使pH增大的是( )
①加入HCl ②加入NaClO ③加入NaOH
④加入Zn
A．①②③④ B．②③④
C．③④ D．②④
解析：选C 向HClO??H＋＋ClO－平衡体系中加HCl，[H＋]增大，使pH减小；加NaClO，[ClO－]增大，使平衡右移；加NaOH，消耗H＋，使平衡正移，pH增大；加Zn，Zn与H＋反应生成H2，平衡右移，pH增大。
1．相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
[H＋]
pH
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金
属反应的
速率
由H2O
电离出的[H＋]
一元强酸
大
小
相同
相同
大
小
一元弱酸
小
大
小
大
2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
[H＋]
c(酸)
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产
生H2的量
开始与金
属反应的速率
由H2O电离出的[H＋]
一元强酸
相同
小
小
小
相同
相同
一元弱酸
大
大
大
3.以醋酸和盐酸为例比较其性质
等物质的量浓度的
盐酸(a)与醋酸(b)
等pH的盐酸
(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度
pH：a物质的量浓度：a溶液的导电能力
a>b
a＝b
水的电离程度
aa＝b
[Cl－]与[CH3COO－]大小
[Cl－]>[CH3COO－]
[Cl－]＝[CH3COO－]
中和等体积的两种酸溶液所
消耗的NaOH溶液的量
a消耗＝b消耗
a消耗分别加入两种酸对应的钠
盐固体后溶液的pH变化
a：不变
b：变大
a：不变
b：变大
与活泼金属如Mg反应产生
H2的起始速率
a>b
a＝b(开始后b>a)
等体积溶液与过量活泼金
属如Mg反应产生H2的量
a＝b
a加水稀释同倍数
pH变化大小：a>b
1．室温下对pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的[H＋]都变小
B．使温度都升高20 ℃，两溶液的[H＋]都不变
C．加水稀释2倍后，两溶液的[H＋]都变大
D．加足量的锌粉反应后，两溶液产生的氢气一样多
解析：选A CH3COOH溶液中存在CH3COOH??CH3COO－＋H＋的电离平衡，当加入醋酸钠晶体后，上述电离平衡向左移动，CH3COOH溶液中[H＋]变小；向盐酸中加入醋酸钠晶体后，会发生反应CH3COO－＋H＋??CH3COOH，使盐酸中[H＋]变小；温度升高，使CH3COOH??CH3COO－＋H＋的电离平衡向右移动，[H＋]变大；加水稀释时，两溶液的[H＋]都变小；[H＋]相同、体积相同的醋酸溶液和盐酸，其溶质的物质的量并不相等，所以，与足量的锌粉反应，醋酸产生的氢气多。
2．pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。分别滴加0.1 mol·L－1NaOH溶液至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为Vx、Vy，则( )
A．x为弱酸，VxVy
C．y为弱酸，VxVy
解析：选C 由图像可知x稀释10倍，pH变化1个单位(从pH＝2变化为pH＝3)，故x为强酸，而y稀释10倍，pH变化小于1个单位，故y为弱酸；pH均为2的x、y，前者的浓度为0.01 mol·L－1，而后者大于0.01 mol·L－1，故中和至中性时，后者消耗碱液的体积大，所以C正确。
[三级训练·节节过关]
1．下列关于弱电解质的电离平衡常数的叙述中，正确的是( )
A．因为电离过程是吸热过程，所以温度越高，同一弱电解质的电离平衡常数越小
B．弱电解质的电离平衡常数是用各微粒的平衡浓度表示的，所以弱电解质的电离平衡常数只与浓度有关
C．对于不同的弱酸，电离平衡常数越大，酸性一定越强，可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱
D．弱电解质的电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法
解析：选D 温度越高，电离平衡常数越大，A错误。对同一弱电解质，电离平衡常数只是温度的函数，与浓度的大小无关，B错误。在相同温度下，才可以通过电离平衡常数的大小判断弱酸的相对强弱，C错误。电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的一种方法，D正确。
2．在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOH??H＋＋CH3COO－。加入少量下列固体物质，能使平衡逆向移动的是( )
A．NaCl B．CH3COONa
C．Na2CO3 D．NaOH
解析：选B 加入Na2CO3、NaOH能与H＋反应，使平衡正向移动；加入CH3COONa，c(CH3COO－)增大，平衡逆向移动。
3．在含少量酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl晶体，则溶液颜色( )
A．变蓝色 B．变深
C．变浅 D．不变
解析：选C 加入NH4Cl晶体，[NH]增大，抑制了NH3·H2O的电离，碱性变弱，颜色变浅。
4．下列叙述不正确的是( )
A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者
B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2的量相等
D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
解析：选B pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，由于醋酸是弱酸，稀释过程中电离程度变大，稀释后醋酸的酸性强，pH小，A正确；pH相等、体积相等的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，浓度比盐酸大，在和盐酸体积相同时，消耗NaOH溶液体积大，B不正确；等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，由于醋酸是弱酸，开始时[H＋]小，开始时醋酸产生H2的速率小，但是由于二者浓度相等，所以最终产生H2的量相等，C正确；浓度相等、体积相等，则物质的量就相等，二者消耗的同浓度的NaOH溶液体积相等，D正确。
5．已知HClO是比H2CO3还弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2O??HCl＋HClO；HClO??H＋＋ClO－，达到平衡后：
(1)要使HClO的浓度增大，可加入下列物质中的(填代号)__________。
A．SO2 B．Na2CO3
C．HCl D．NaOH
(2)由此说明在实验室里可用排饱和食盐水法收集Cl2的理由是__________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：A、D都能直接和HClO反应使其浓度降低，C项中HCl浓度增大，使平衡逆向移动，HClO浓度降低；B项中Na2CO3只与HCl反应，不与HClO反应，使平衡向右移动，HClO浓度增大。饱和食盐水中的[Cl－]较大，使上述平衡向左移动，降低Cl2在饱和食盐水中的溶解度。
答案：(1)B (2)氯水中存在下列平衡：Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO，在饱和食盐水中[Cl－]较大，平衡向左移动，使Cl2的溶解度降低
1．在下列的各种叙述中，正确的是( )
A．任何酸都有电离平衡常数
B．任何条件下，酸的电离平衡常数都不变
C．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1＜Ka2＜Ka3
D．KW并不是水的电离平衡常数
解析：选D 只有弱酸存在电离平衡，有电离平衡常数；电离平衡常数受温度的影响，升高温度，电离平衡常数增大；多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，Ka1≥Ka2≥Ka3；KW＝[H＋][OH－]＝Ka·[H2O]。
2．碳酸中存在电离平衡，下列有关H2CO3的电离平衡常数的表达式中正确的是( )
A．K＝ B．K＝
C．K1＝ D．K2＝
解析：选C H2CO3分两步电离：H2CO3??H＋＋HCO(主)，HCO??H＋＋CO(次)，因此对应两个电离常数K1＝、K2＝
3．用蒸馏水逐渐稀释0.1 mol·L－1的氨水，若维持温度不变，则在稀释过程中逐渐增大的是( )
A．NH的物质的量浓度
B．NH3·H2O的物质的量浓度
C．OH－的物质的量浓度
D．NH和OH－的物质的量
解析：选D 稀释氨水时，NH3·H2O的电离平衡正向移动，所以NH和OH－的物质的量均增大，但是溶液的体积变化更大，NH、NH3·H2O、OH－的物质的量浓度均减小。
4．将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液不断加水稀释，下列各量始终保持增大的是( )
A．[H＋] B．Ka(HF)
C. D.
解析：选D A项，在0.1 mol·L－1HF溶液中存在电离平衡：HF??H＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但最终[H＋]减小；B项，电离常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；C项，根据电荷守恒，[H＋]＝[F－]＋[OH－]，则＝＝1－，随着稀释，[H＋]减小，[OH－]增大，故不断减小；D项，＝＝，稀释过程中，[F－]逐渐减小，故始终保持增大。
5．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，如想增大NH的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是( )
①适当升高温度 ②加入NH4Cl固体
③通入NH3 ④加入少量盐酸
A．①② B．②③
C．②④ D．①④
解析：选C 升温平衡向右移动，[NH]、[OH－]都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大[NH]，平衡向左移动，[OH－]减小；通入NH3平衡向右移动，[NH]、[OH－]都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使[OH－]下降，平衡向右移动，使[NH]增大。
6．在100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是( )
A．加热
B．加入100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 mol·L－1的硫酸
D．加入少量的1 mol·L－1的NaOH溶液
解析：选D A项加热促进电离，H＋浓度增大。B项，H＋浓度不变。C项，加H2SO4抑制电离，但H＋浓度增大。D项，加入NaOH，OH－与H＋反应，平衡向右移动，H＋浓度减小。
7．用水稀释0.1 mol·L－1氨水时，溶液中随水量的增加而减小的是( )
A．[OH－]/[NH3·H2O]
B．[NH3·H2O]/[OH－]
C．[H＋]和[OH－]的乘积
D．n(OH－)
解析：选B 加水促进NH3·H2O的电离，使n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，因此[NH3·H2O]/[OH－]＝n(NH3·H2O)/n(OH－)减小。
8．某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( )
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点KW的数值比c点KW的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析：选B Ⅱ应为醋酸稀释时的pH变化曲线；溶液导电性取决于离子浓度，b点的H＋浓度大，导电性强；KW的大小只取决于温度；相同pH的盐酸和醋酸，醋酸浓度远大于盐酸的浓度，稀释到相同体积时，醋酸(Ⅱ)浓度大于盐酸(Ⅰ)浓度。
9．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如右图所示。请回答：(冰醋酸为纯醋酸)
(1)“O”点为什么不导电________________________________________________；
(2)a、b、c三点[H＋]由大到小的顺序是__________；
(3)a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的是________点；
(4)若使c点溶液中的[CH3COO－]提高，在如下措施中可选择________(填标号)。
A．加热 B．加很稀的NaOH溶液 C．加固体KOH D．加水 E．加固体CH3COONa F．加Zn粉
(5)在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列始终保持增大趋势的是______。
A．[H＋] B．H＋个数
C．CH3COOH分子数 D.
解析：冰醋酸为共价化合物，在纯液态时不电离，因此“O”点不导电；随着水的加入，醋酸开始电离，Ob段醋酸溶液中离子浓度增大，导电能力增强，随着水量的增加，离子浓度降低，导电能力减弱；降低[H＋]使平衡向右移动，或加入CH3COO－均可使CH3COO－浓度增大。(5)在稀释过程中，始终保持增大趋势的是H＋个数和。
答案：(1)冰醋酸不电离，无自由移动的离子
(2)b＞a＞c (3)c (4)ACEF (5)BD
10．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。
酸
电离方程式
CH3COOH
CH3COOH??
CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3??H＋＋HCO
HCO??H＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2S??H＋＋HS－
HS－??H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－12
H3PO4
H3PO4??H＋＋H2PO
H2PO??H＋＋HPO
HPO??H＋＋PO
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K3＝4.2×10－13
回答下列问题：
(1)当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？
________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数。对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是________，产生此规律的原因是________________________________________________________________________。
(5)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。
方案：______________________________________________________________。
解析：(1)弱电解质的电离过程是吸热过程，升高温度能促进电离，故升高温度，K值增大。(2)K值越大，说明电离出的离子浓度越大，该酸易电离，酸性越强。(3)因为K值越大，酸性越强，在这几种酸中，H3PO4的K值最大，HPO的K值最小，故酸性最强的是H3PO4，酸性最弱的是HPO。(4)由表中的数据可以看出，常数之间是105倍的关系，即K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10，酸的每级电离都能产生H＋，故上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用，使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。(5)醋酸的酸性大于碳酸，可用CH3COOH与CaCO3(水垢的主要成分)或NaHCO3反应产生CO2来证明。
答案：(1)增大
(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强
(3)H3PO4 HPO
(4)K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10 上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用
(5)能 向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH溶液，产生无色气泡，证明醋酸酸性大于碳酸
1．下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是( )
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态
平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡可能会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各离子的浓度相等
解析：选C A项，达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度均不变，但未必相等；B项，达到电离平衡时，分子仍然要电离为离子，离子也要结合为分子，只是二者速率相等，即电离平衡是动态平衡；D项，达到电离平衡时，电解质溶液中各离子的浓度不变，但不一定相等。
2．根据表中数据(均在同温、同压下测定)
酸
HX
HY
HZ
0.1
0.2
0.3
7.2×10－4
1.8×10－4
1.8×10－5
可得出弱电解质强弱顺序正确的是( )
A．HX>HY>HZ B．HZ>HY>HX
C．HY>HZ>HX D．HZ>HX>HY
解析：选A 电离平衡常数与浓度无关，在同一温度下，电离平衡常数越大，表示弱电解质的电离能力越强，故酸性强弱顺序为HX>HY>HZ。
3．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( )
A．溶液中导电粒子的数目减小
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，[H＋]亦增大
D．醋酸的电离常数K随醋酸浓度减小而减小
解析：选B 醋酸加水稀释，促进醋酸的电离，溶液中导电离子的数目增加，A错误；醋酸加水稀释，电离程度增大，但[H＋]减小，C错误；电离常数K只与温度有关，与醋酸的浓度无关，D错误；由于温度不变，电离平衡常数K＝不变。
4．下列实验事实不能证明醋酸是弱酸的是( )
A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率
相等
B．常温下，测得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH<4
D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸的弱
解析：选A A项，pH相同，说明两溶液中的[H＋]相同，与同样的锌反应时产生的H2的起始速率相同，无法证明醋酸是否已完全电离。B项，若为强酸，常温下0.1 mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，证明醋酸未完全电离，是弱电解质。C项，若为强酸，常温下pH＝1的一元酸稀释1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸稀释1 000倍后pH<4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，溶液中存在着醋酸分子，醋酸未完全电离。D项，相同条件下，CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱，证明其溶液中离子浓度小，即醋酸未完全
电离。
5．一元弱酸HA(aq)中存在下列电离平衡：HA??A－＋H＋。将1.0 mol HA加入1.0 L水中，如图中，表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
解析：选C 根据弱酸HA的电离平衡知，HA浓度由大到小，排除D项；A－、H＋浓度由0增大，排除了A、B；平衡时，HA减少量等于A－的增加量。
6．稀氨水中存在平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使[OH－]增大，应加入的物质或采取的措施是( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水
⑤加热 ⑥MgSO4固体
A．①②③⑤ B③⑥
C．③ D．③⑤
解析：选C 在氨水中加入NH4Cl固体，[NH]增大，平衡逆向移动，[OH－]减小，①错误；加入硫酸，H＋与OH－反应，则[OH－]减小，平衡正向移动，②错误；加入NaOH固体后，[OH－]增大，平衡逆向移动，③正确；加水稀释氨水，平衡正向移动，[OH－]减小，④错误；NH3·H2O的电离过程是吸热过程，加热时平衡正向移动，[OH－]增大，⑤错误；加入MgSO4固体，发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，[OH－]减小，平衡正向移动，⑥错误。
7．如图表示25 ℃时，0.1 mol·L－1的一元弱酸HA溶液在加水稀释过程中，某物理量(y)随加水量(x)变化的情况，则图中纵轴y不可能是( )
A．[HA] B．Ka(HA)
C．[H＋] D．[A－]
解析：选B 一元弱酸HA溶液加水稀释后，[H＋]、[HA]、[A－]均减小；温度不变时，Ka(HA)不发生变化。
8．甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如下：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两支试管中，同时加入0.1 mol·L－1的HA溶液、稀盐酸各10 mL，按图装好，观察现象。
乙：①用pH计测定浓度均为0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸的pH；
②再取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴(1滴约为 mL)分别稀释至100 mL，再用pH计测其pH变化。
(1)乙的方案中说明HA是弱电解质的理由是：测得
0．1 mol·L－1的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是________(填序号)。
A．加入两种稀酸后，两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
B．加入HA溶液后，试管上方的气球鼓起慢
C．加入稀盐酸后，试管上方的气球鼓起慢
(2)乙同学设计的实验第________步，能证明改变条件弱电解质平衡发生移动。甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：
①使HA的电离程度和[H＋]都减小，[A－]增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，选择加入________试剂(选填“A”“B”“C”或“D”，下同)；
②使HA的电离程度减小，[H＋]和[A－]都增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，选择加入________试剂。
A．NaA固体(可完全溶于水)
B．1 mol·L－1 NaOH溶液
C．1 mol·L－1 H2SO4
D．2 mol·L－1 HA
(3)体积相等、H＋浓度相同的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是________(填写序号)。
①反应所需要的时间B>A
②开始反应时的速率A>B
③参加反应的锌的物质的量A＝B
④反应过程的平均速率B>A
⑤A中有锌剩余
⑥B中有锌剩余
解析：(1)弱酸不能完全电离，故0.1 mol·L－1的HA中[H＋]必小于0.1 mol·L－1，其pH>1。因HA为弱酸，溶液中的[H＋]低于相同浓度的一元强酸的[H＋]，故产生氢气的速率稍慢，但最终由于电离出的氢离子的量相同，故生成氢气的体积一样大，即气球的体积一样大。
(2)乙方案中②，取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴稀释相同的倍数，弱酸HA的pH变化小，强酸的pH变化大，这是因为稀释能促进弱电解质电离平衡的移动。
(3)H＋浓度相同时，CH3COOH溶液的浓度大，在反应过程中不断电离补充H＋，故CH3COOH的反应速率大，所用时间少。因放出H2相等，所以耗锌量相等。若锌足量应是CH3COOH放H2多。所以盐酸中有锌剩余。
答案：(1)> B
(2)② A D
(3)③④⑤
课件30张PPT。
“课时跟踪检测”见“课时跟踪检测(十六)”
(单击进入电子文档)
第2课时 盐类的水解
[课标要求]
1．理解盐类水解的本质，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。
2．能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式，并能正确判断盐溶液中离子浓度大小关系。
3．掌握影响盐类水解的因素，了解盐类水解在生产、生活中的应用。,
1．盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合形成弱电
解质，打破了水的电离平衡，使[H＋]≠[OH－]，从而使盐溶液显示了一定
的酸碱性。
2．含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐会发生水解，对应弱酸的Ka或弱碱
的Kb越小，离子水解的程度越大。
3．多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4．水解平衡受温度、浓度、外加酸或碱等外界条件的影响，遵循平衡移
动原理。
1．概念
在溶液中，由盐电离出来的离子跟水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2．实质
盐的离子结合水电离出来的H＋或OH－生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使溶液中[H＋]和[OH－]不再相等，而使溶液呈现不同的酸碱性。
3．特征
(1)一般是可逆反应，在一定条件下达到化学平衡，通常叫做水解平衡。
(2)盐类水解反应是中和反应的逆反应：盐＋水酸＋碱，中和反应是放热的，盐类水解是吸热的。
(3)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
4．表示方法
(1)用化学方程式表示：盐＋水??酸＋碱。
如NH4Cl的水解：NH4Cl＋H2O??NH3·H2O＋HCl。
(2)用离子方程式表示：
盐的离子＋水??酸(或碱)＋OH－(或H＋)。
如NH4Cl的水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
(3)多元弱酸酸根离子的水解应分步书写：
如Na2CO3的水解：CO＋H2O??HCO＋OH－，HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，多元弱碱阳离子的水解实际是分步进行的，习惯只写一步，如Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋。
判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子所对应的酸和碱的相对强弱。已知常温下有下列溶液：①Na2S溶液 ②AlCl3溶液 ③Na2CO3溶液
④NaNO3溶液。
[问题思考]
1．溶液①中哪种离子发生了水解反应，水溶液呈什么性？溶液④能否发生水解反应？
提示：溶液①中S2－发生了水解反应，Na2S溶液呈碱性；溶液④不能发生水解反应。
2．溶液③和NaOH溶液都呈碱性，它们对水的电离影响是否相同？
提示：Na2CO3溶液由于CO的水解呈碱性，促进了水的电离；NaOH电离出的OH－抑制了水的电离。
3．已知相同温度下，CH3COOH的电离常数与NH3·H2O的电离常数相等，请判断CH3COONH4溶液的酸碱性。
提示：CH3COONH4溶液呈中性。
1．盐类水解的规律
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸阴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”——弱酸阴离子对应的酸越弱，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阴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，即强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性。
2．弱酸酸式盐水解的规律
弱酸酸式盐水解，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
(1)若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
(2)若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、Na2HPO4等。
1．下列溶液中，因为电离产生的离子发生水解而显酸性的是( )
A．Na2CO3 B．NaHSO4
C．CuSO4 D．Ca(NO3)2
解析：选C Na2CO3溶液显碱性；Ca(NO3)2溶液显中性；NaHSO4因电离出H＋而显酸性；CuSO4溶液显酸性是因为CuSO4水解。
2．有下列盐溶液：①KNO3 ②AgNO3 ③K2CO3
④FeCl3 ⑤K2SO4 ⑥NaClO ⑦NH4Cl
呈酸性的是________，呈碱性的是________，呈中性的是________。
解析：AgNO3、FeCl3、NH4Cl属于强酸弱碱盐，溶液呈酸性；K2CO3、NaClO属于强碱弱酸盐，溶液呈碱性；KNO3、K2SO4属于强酸强碱盐，溶液呈中性。
答案：②④⑦ ③⑥ ①⑤
1．盐类水解的特征
(1)盐类的水解是吸热反应。
(2)加水稀释能促进盐类的水解。
2．影响因素
因素
对盐类水解程度的影响
内因
组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大
外
因
温度
升高温度能够促进水解
浓度
盐溶液的浓度越小，水解程度越大
外加酸碱
水解显酸性的盐溶液，加碱会促进水解，加酸会抑制水解，反之亦然
外加盐
加入与盐的水解性质相反的盐会促进盐的水解
3．相互促进的水解反应
(1)相互促进能进行彻底的水解反应
①如HCO与Al3＋水解反应的离子方程式：
3HCO＋Al3＋===3CO2↑＋Al(OH)3↓。
②又如S2－与Al3＋水解反应的离子方程式：
3S2－＋2Al3＋＋6H2O===3H2S↑＋2Al(OH)3↓。
(2)相互促进不能进行彻底的水解反
应如铵盐与醋酸水解反应的离子方程式：
CH3COO－＋NH＋H2O??CH3COOH＋NH3·H2O。
1．在Al3＋＋3H2O??Al(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NaOH(s)
④加入NaCl溶液
A．①② B．②③
C．③④ D．①④
解析：选C 加热能使平衡向水解方向移动，[H＋]增大，pH减小，①错误； 通入HCl能增大[H＋]，抑制了水解，且pH减小，②错误；加入适量NaOH(s)，由于发生反应：H＋＋OH－===H2O，引起[H＋]减小，使平衡向水解方向移动，且pH增大，③正确；加入NaCl溶液，相当于加水稀释，能促进水解，但因加入NaCl溶液稀释引起[H＋]变小，故pH也增大，④正确。
2．下列关于FeCl3水解的说法错误的是( )
A．在稀溶液中，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，应加少量的盐酸
解析：选C 增大FeCl3的溶液，水解平衡向右移动，但水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，水解程度增大，A、B项均正确；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。
3．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：
CO＋H2O??HCO＋OH－(已知H2CO3的电离常数Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.6×10－11)，下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解程度增大，即盐的水解反应的平衡常数增大
B．通入CO2，平衡向正反应方向移动
C．加水稀释，减小
D．CO水解平衡常数Kh1＝2.8×10－8
解析：选B 化学平衡常数只受温度的影响，A错误；通入的CO2与OH－反应，使平衡右移，B正确；＝＝，加水稀释，Kh不变，但[OH－]减小，故增大，C错误；CO的水解平衡：CO＋H2O??HCO＋OH－，Kh1＝，上、下同乘以[H＋]得：
Kh1＝＝＝≈1.78×10－4，D错误。
[方法技巧]
电离常数和水解常数之间的关系(以CH3COONa为例)
CH3COOH的电离：
CH3COOH??CH3COO－＋H＋
Ka＝
CH3COONa的水解：
CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
Kh＝
＝＝
由此可以得出：酸的电离常数越大，即酸性越强，对应盐的水解常数越小。
1．铝盐、铁盐做净水剂
如明矾或硫酸铝可以用来净水，其反应的离子方程式为Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋，生成的胶体具有吸附性，加速悬浮物的沉降。
2．热碱去油污
用纯碱溶液清洗厨房油污时，热碱溶液水解程度大，溶液碱性强，去油污能力强。
3．实验室盐溶液的配制
配制SnCl2溶液时，可加入少量盐酸，目的是防止Sn2＋水解生成Sn(OH)Cl而变浑浊。
1．实验室里配制FeCl3溶液，常将FeCl3固体溶解在稀盐酸中，而不是直接溶解在蒸馏水中，为什么？
提示：盐酸能抑制Fe3＋的水解。
2．蒸干AlCl3水溶液并灼烧，得到的固体物质主要是什么？蒸干并灼烧Al2(SO4)3溶液呢？
提示：AlCl3溶液中存在：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，加热，HCl挥发，平衡右移，得到Al(OH)3，再灼烧Al(OH)3分解，最终得到Al2O3。蒸干并灼烧Al2(SO4)3溶液得到Al2(SO4)3。
3．如何除去MgCl2溶液中混有的少量Fe3＋？
提示：Fe3＋水解溶液呈酸性，加入过量MgO搅拌后过滤即可。
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解
判断盐溶液蒸干灼烧后的产物
AlCl3溶液蒸干灼烧后的产物为Al2O3
胶体的制取
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中制取Fe(OH)3胶体，离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3，使Fe3＋沉淀后过滤
离子共存的判断
Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等因水解相互促进而不共存
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
净水原理
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是NH
与CO的水解相互促进降低肥效
1．下列事实不属于盐类水解应用的是( )
A．明矾净水
B．使用热的纯碱溶液去除油污
C．实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸
D．向FeCl3溶液中加入NaOH溶液产生红褐色沉淀
解析：选D A中明矾净水应用了Al3＋水解生成的Al(OH)3胶体吸附水中的杂质，正确；B中使用热的纯碱溶液去除油污利用了加热促进CO水解使碱性增强，正确； 实验室配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸为了抑制Fe3＋的水解，正确；D中发生反应Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓，与盐类水解无关，错误。
2．在蒸发皿中加热蒸干并灼烧(<400 ℃)下列物质的溶液，可以得到该物质的固体的是( )
A．AlCl3 B．NaHCO3
C．MgSO4 D．KMnO4
解析：选C AlCl3发生水解，AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，加热时生成的HCl不断挥发，使上述平衡向右移动，致使不断生成Al(OH)3沉淀，最终经灼烧得到Al2O3固体；NaHCO3、KMnO4溶液蒸干后所得的NaHCO3、KMnO4固体受热分解得到Na2CO3、K2MnO4、MnO2固体；MgSO4溶液蒸干并灼烧后能得到MgSO4固体。
[方法技巧]
1.盐类水解应用的分析方法
(1)要除去Mg2＋中混有的Fe3＋，常用降低溶液中[H＋]的方法促进Fe3＋水解。而为保证Mg2＋不被消耗且Fe3＋可以被除去，常用试剂：Mg、MgO、Mg(OH)2、MgCO3等不溶于水，但溶于酸的固体物质。
(2)要除去Mg2＋中混有的Fe2＋，首先用氧化剂(如H2O2)将溶液中的Fe2＋氧化成Fe3＋，再用(1)的方法除去Fe3＋。
2.比较溶液酸碱性的强弱
酸越弱，对应盐的碱性越强，多元弱酸要逐级比较，一级水解>二级水解。例如，同浓度的下列盐溶液的pH由大到小的顺序是：Na2CO3>NaClO>NaHCO3>CH3COONa。
3.盐溶液蒸干后产物的判断方法
加热盐溶液，需分析盐溶液水解生成的酸的性质。如果是易挥发性酸，如AlCl3、FeCl3等溶液，最终蒸干得到的是金属氢氧化物，灼烧得到金属氧化物。如果是难挥发性酸，如MgSO4、Fe2(SO4)3等溶液，最终得到它们的溶质固体。
1．盐类水解离子方程式的书写
(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”或“↓”，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。
(2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的。盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“??”。
2．盐类水解方程式的常见类型
一元弱酸
的强碱盐
以CH3COONa为例：
CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
一元弱碱
的强酸盐
以NH4Cl为例：
NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
多元弱酸的
强碱盐(正盐)
多元弱酸的阴离子水解是分步进行的，以第一步水解为主。如Na2CO3的水解：
CO＋H2O??HCO＋OH－
多元弱碱
的强酸盐
多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作一步水解，如AlCl3的水解：
Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋
相互促进的
水解反应
某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。
如：Al3＋与HCO的水解反应：
Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
[特别提醒] (1)误把电离方程式看成水解方程式，如HS－＋H2O??S2－＋H3O＋，此方程式为HS－的电离方程式，不是HS－的水解方程式，因为其化简可写为HS－??S2－＋H＋。HS－的水解方程式应为HS－＋H2O??H2S＋OH－。
(2)书写盐类水解方程式常见错误有：
①把“??”误写为“===”。
如Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3＋3H＋是错误的，
正确的为：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋。
②水解产物量很小时，标上“↑”或“↓”。
如Al3＋＋3H2O??Al(OH)3↓＋3H＋是错误的，
正确的为：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋。
1．下列各物质常温下发生水解，对应的离子方程式正确的是( )
A．Na2CO3：CO＋2H2O??H2O＋CO2↑＋2OH－
B．NH4Cl：NH＋H2O??NH3·H2O＋OH－
C．CuSO4：Cu2＋＋2H2O??Cu(OH)2＋2H＋
D．NaF：F－＋H2O===HF＋OH－
解析：选C 多元弱酸根离子分步水解，多元弱碱阳离子一步完成，故A错误，C正确；B中电荷不守恒；D应用“??”。
2．向纯碱溶液中滴入酚酞溶液。
(1)观察到的现象是_______________________________________________________
________________________，原因是_________________________________________
________________________________________________________________________(用离子方程式表示)。
(2)若微热溶液，观察到的现象是____________________________________________，
原因是______________________________________________________________。
解析：Na2CO3溶液显碱性，遇酚酞变红色，加热，水解程度增大，碱性增强，红色
加深。
答案：(1)溶液变红色 CO＋H2O??OH－＋HCO
(2)红色加深 加热，水解程度变大，溶液碱性增强
[三级训练·节节过关]
1．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纯水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应
C．盐类水解的结果使溶液不一定呈中性
D．Na2CO3溶液中，[Na＋]是[CO]的2倍
解析：选D Na2CO3溶液中CO发生水解，[Na＋]是[CO]的2倍多。
2．下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是( )
A．NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
B．S2－＋H2O??H2S＋2OH－
C．CH3COOH＋H2O??CH3COO－＋H3O＋
D．CH3COOH＋OH－??CH3COO－＋H2O
解析：选A A项为NH水解的离子方程式；B项，应该用两步水解的离子方程式表示；C是电离方程式，不是水解方程式；D是醋酸与可溶性强碱发生中和反应的离子方程式。
3．有下列盐：①FeCl3，②CH3COONa，③NaCl，其水溶液的pH由大到小排列正确的是( )
A．①>③>② B．②>③>①
C．③>②>① D．①>②>③
解析：选B 在水溶液中FeCl3水解显酸性；CH3COONa水解显碱性；NaCl不水解，显中性。
4．在0.1 mol·L－1Na2CO3溶液中，欲使CO的浓度尽量接近0.1 mol·L－1，则应向溶液中加( )
A．HCl溶液 B．Na2CO3溶液
C．NaCl溶液 D．KOH溶液
解析：选D 在Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2O??HCO＋OH－、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－；向溶液中加入KOH溶液可以抑制CO的水解，使CO的浓度尽量接近0.1 mol·L－1。
5．(1)AgNO3的水溶液呈________(填“酸”“中”或“碱”)性，常温时的pH________7(填“>”“＝”或“<”)，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，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以________(填“促进”或“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)：________________________________________________________________________。
把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是__________________。
解析：(1)由于AgNO3是强酸弱碱盐，银离子会发生水解：Ag＋＋H2O??AgOH＋H＋，水解后溶液显酸性，常温时pH小于7。若在配制时加入硝酸，由于硝酸能电离出大量氢离子，对Ag＋的水解起到抑制作用。
(2)氯化铝由于是强酸弱碱盐，所以其水溶液中存在铝离子的水解：Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋，所以溶液显酸性，若把氯化铝的水溶液蒸干并灼烧，由于盐酸的挥发，蒸干后生成Al(OH)3然后再灼烧Al(OH)3会分解生成Al2O3。
答案：(1)酸 < Ag＋＋H2O??AgOH＋H＋ 抑制
(2)酸 Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋ Al2O3
1．下列物质的水溶液，由于水解而呈酸性的是( )
A．NaHSO4 B．Na2CO3
C．HCl D．CuCl2
解析：选D NaHSO4、HCl在溶液中发生电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，HCl===
H＋＋Cl－，使溶液呈酸性；Na2CO3为强碱弱酸盐，溶液为碱性；CuCl2为强酸弱碱盐，其溶液由于水解而呈酸性，D正确。
2．下列关于盐类的水解反应与中和反应的说法中，正确的是( )
A．二者是同一反应
B．两者没有任何联系
C．盐类水解反应的逆反应是中和反应
D．两者互为可逆反应
解析：选C 中和反应生成盐和水，其逆反应即为水解反应。
3．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是( )
A．酸的强弱：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：[CN－]<[ClO－]
解析：选D 强碱弱酸盐的水溶液呈碱性，相应酸的酸性越弱，其盐溶液的碱性越强。NaCN溶液的pH比NaClO大，说明HCN的酸性比HClO的弱。
4．下列说法中正确的是( )
A．HCO在水溶液中只电离，不水解
B．硝酸钠溶液水解后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应
D．可溶性的钠盐都不发生水解反应
解析：选C HCO既能发生电离又能发生水解，HCO??H＋＋CO、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，A项错误；NaNO3不发生水解，B项错误；弱酸对应的钠盐可发生水解，如Na2CO3可发生水解反应，D项错误；Al3＋属于弱碱的阳离子，一定能水解。
5．下列物质的溶液中，所含离子种类最多的是( )
A．Na2S B．Na3PO4
C．Na2CO3 D．AlCl3
解析：选B Na3PO4所含离子种类最多，因它的水解有三级：
PO＋H2O??HPO＋OH－
HPO＋H2O??H2PO＋OH－
H2PO＋H2O??H3PO4＋OH－
再加水的电离H2O??H＋＋OH－，所以磷酸钠溶液中，除Na＋外还有五种离子：PO、HPO、H2PO、H＋、OH－。
6．等物质的量浓度的下列溶液，pH由大到小的顺序是( )
A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C．Na2CO3、NaCl、NH4Cl、NaHCO3
D．Na2CO3、NH4Cl、NaHCO3、NaCl
解析：选A Na2CO3、NaHCO3溶液呈碱性，NaCl溶液呈中性，NH4Cl溶液呈酸性；又因为Na2CO3溶液中CO的水解程度大于NaHCO3溶液中HCO的水解程度，即Na2CO3溶液的碱性大于NaHCO3溶液的碱性，正确答案为A项。
7．为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，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
A．①② B．③
C．③④ D．④
解析：选B 在NH4Cl溶液中NH水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，[NH]略小于[Cl－]，要使二者浓度比为1∶1，即使[NH]增大。加入HCl，[H＋]增大，水解平衡向左移动，[NH]增大，但[Cl－]也增大；加入NaCl，对NH的水解平衡无影响；加入氨水，[NH]增大；加入NaOH，促进NH的水解，[NH]减小。
8．有①Na2CO3溶液 ②CH3COONa溶液 ③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·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25 mL 0.1 mol·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
解析：选C A项，等浓度时强碱的pH最大，强碱弱酸盐中对应的酸性越强，水解程度越小，HCO的酸性小于CH3COOH，所以3种溶液pH的大小顺序是③>①>②，错误；B项，稀释时，强碱的pH变化程度大，即稀释相同倍数，pH变化最大的是③，错误；C项，等体积等浓度HCl混合后，①中溶质为NaHCO3、NaCl，②中溶质为NaCl、CH3COOH，③中溶质为NaCl，而HCO水解显碱性，溶液的pH大小顺序是①>③>②，正确；D项，三种溶液的pH均为9，[OH－]＝10－5mol·L－1，[NaOH]＝10－5 mol·L－1，但碳酸的酸性小于醋酸的酸性，所以[CH3COONa]>[Na2CO3]>10－5 mol·L－1，三种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是②>①>③，错误。
9．现有S2－、SO、NH、Al3＋、HPO、Na＋、SO、[Al(OH)4]－、Fe3＋、HCO、Cl－，请按要求填空：
(1)在水溶液中，离子水解使溶液呈碱性的是_________。
(2)在水溶液中，离子水解使溶液呈酸性的是____________________________________。
(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)弱酸根离子水解溶液显碱性，部分弱酸的酸式酸根离子若水解程度大，则溶液也显碱性，即S2－、SO、HPO、[Al(OH)4]－、HCO水解呈碱性。
(2)NH、Al3＋、Fe3＋属于弱碱阳离子，水解后溶液呈酸性。
(3)Na＋、Cl－、SO是强碱阳离子或强酸的阴离子，既能在强酸性溶液中存在又能在强碱性溶液中存在。
(4)HPO、HCO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－、SO、HPO、[Al(OH)4]－、HCO
(2)NH、Al3＋、Fe3＋
(3)Na＋、Cl－、SO
(4)HPO、HCO
10．(1)明矾可用于净水，原因是(用离子方程式表示)：______________________________
________________________________________________________________________。
把FeCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是______________。
(2)用离子方程式表示泡沫灭火器灭火原理：____________________________________
________________________________________________________________________。
(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)为了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgCO3固体，过滤后再加入足量盐酸。MgCO3固体能除去Fe3＋的原因是_________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)利用Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能凝聚水中的悬浮杂质从而达到净水目的；FeCl3溶液中存在FeCl3＋3H2O??Fe (OH)3＋3HCl，加热时HCl挥发，蒸干时得到Fe(OH)3，再灼烧得到Fe2O3。
(2)泡沫灭火器原理是利用NaHCO3与Al2(SO4)3相互促进水解造成的，反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)CO水解生成的OH－，能洗去油污。
(4)MgCO3与水解产生的H＋反应：MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋CO2↑＋H2O，使水解平衡正向移动，生成的Fe(OH)3在加热搅拌条件下发生聚沉，在过滤时Fe(OH)3和未反应的MgCO3一同被除去。
答案：(1)Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋ Fe2O3
(2)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(3)CO＋H2O??HCO＋OH－
(4)MgCO3与Fe3＋水解产生的H＋反应，促进了Fe3＋的水解，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而被除去
1．下列过程或现象与盐类水解无关的是( )
A．纯碱溶液去油污
B．铁在潮湿的环境下生锈
C．加热氯化铁溶液颜色变深
D．浓硫化钠溶液有臭味
解析：选B A项，碳酸钠水解显碱性，利用油污在碱性条件下水解生成可溶于水的物质而达到去油污目的；C项，氯化铁溶液中存在Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，在加热条件下水解平衡正向移动造成体系颜色加深；D项，硫化钠溶液中存在S2－＋H2O??HS－＋
OH－、HS－＋H2O??H2S＋OH－，水解产物H2S是产生臭味的原因；B项，是铁发生电化学腐蚀的结果，不涉及盐类的水解。
2．欲使CH3COONa稀溶液中增大，可在恒温时，向溶液中加入少量下列物质中的( )
①NaOH固体 ②KOH固体 ③CH3COONa固体
④NaHSO4固体
A．①或④ B．②或③
C．①或② D．③或④
解析：选B 在CH3COONa溶液中存在水解平衡CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋
OH－。①加入少量NaOH固体，[Na＋]增大，[OH－]增大，根据勒·夏特列原理，[CH3COO－]也增大，但[CH3COO－]增大的程度比[Na＋]增大的程度小，因此减小；②加入KOH固体，[OH－]增大，使水解平衡向左移动，所以增大；③加入CH3COONa固体，则相当于把CH3COONa稀溶液变为浓溶液，根据“稀释促进水解”可知，在浓溶液中将增大；④加入NaHSO4固体显然促进了水解，[CH3COO－]减小，[Na＋]增大，则减小。
3．物质的量浓度相同的三种正盐NaX、NaY、NaZ的水溶液，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
解析：选B 三种盐的阳离子都是Na＋，当物质的量浓度相同时，溶液的pH分别为8、9、10，碱性逐渐增强，也就是X－、Y－、Z－的水解程度依次增大。因为越容易水解的弱酸根对应的酸的酸性越弱，因此三种酸的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ。
4．下列有关问题，与盐类的水解有关的是( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A．①②③ B．②③④
C．①④⑤ D．①②③④⑤
解析：选D ①中NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可除去金属表面的锈；②HCO与Al3＋水解相互促进，产生二氧化碳，可作灭火剂；③草木灰的主要成分碳酸钾，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用；④碳酸钠溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口黏结，因此盛放碳酸钠的试剂瓶应用橡胶塞；⑤AlCl3溶液中存在水解平衡：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，加热时，HCl挥发使平衡右移，最终得到Al(OH)3固体。
5．某酸HX稀溶液和某碱YOH稀溶液的物质的量浓度相等，两溶液混合后，溶液的pH大于7的是( )
编号
HX
YOH
溶液的体积关系
①
强酸
强碱
V(HX)＝V(YOH)
②
强酸
强碱
V(HX)③
强酸
弱碱
V(HX)＝V(YOH)
④
弱酸
强碱
V(HX)＝V(YOH)
A.①③ B．②③
C．①④ D．②④
解析：选D ①若为强酸与强碱，二者恰好完全反应，生成强碱强酸盐，溶液呈中性，pH＝7；②若为强酸与强碱，碱过量，溶液呈碱性，pH>7；③若为强酸与弱碱，二者恰好完全反应，生成强酸弱碱盐，溶液呈酸性，pH<7；④若为弱酸与强碱，二者恰好完全反应，生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，pH>7。
6．25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是( )
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．[OH－]前者大于后者
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，[CO]均增大
解析：选C 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HCO??H＋＋CO及水解平衡HCO＋ H2O??H2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中还存在水解平衡CO＋H2O??HCO＋OH－，A项正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B项正确；浓度相同时，CO的水解程度比HCO的大，故Na2CO3溶液中的[OH－]大，C项不正确；向NaHCO3溶液中加入NaOH固体，发生反应：HCO＋
OH－===H2O＋CO，[CO]增大，向Na2CO3溶液中加入NaOH固体，CO的水解平衡向左移动，[CO]增大，D项正确。
7．由一价离子组成的四种盐(AC、BD、AD、BC)溶液的浓度为1 mol·L－1，在室温下前两种溶液的pH＝7，第三种溶液pH>7，最后一种溶液pH<7，则( )
选项
A
B
C
D
碱性
AOH>BOH
AOHAOH>BOH
AOH酸性
HC>HD
HC>HD
HCHC解析：选A 由AD溶液的pH>7，可知AOH的电离程度大于HD。由BC溶液的pH<7，可知BOH的电离程度小于HC。同理由AC、BD溶液的pH＝7，可知AOH与HC、BOH与HD的电离程度相同。故有电离程度：HC＝AOH>HD＝BOH，即HC的酸性大于HD，AOH的碱性大于BOH。
8．(1)将Na2CO3溶液中三种阴离子，按照物质的量浓度由大到小排列________________________________________________________________________。
(2)在配制CuSO4溶液时，会出现浑浊现象，其原因是_____________________________
________________________________________________________________________。
(3)把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是________，原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)浓度均为0.1 mol·L－1的8种溶液：
①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl其溶液的pH由小到大的顺序是____________________________________。
解析：碳酸根离子水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，但水解程度较小，主要的阴离子还是碳酸根离子，另外碳酸氢根离子继续水解生成氢氧根离子，故[CO]>[OH－]>[HCO]；铜离子水解生成氢氧化铜沉淀，溶液变浑浊；AlCl3在溶液中发生水解：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl；蒸发时HCl逸出，平衡向右移动，得到Al(OH)3，灼烧Al(OH)3后得到Al2O3；根据水解规律可判断溶液酸碱性强弱。
答案：(1)CO、OH－、HCO (2)铜离子水解生成的氢氧化铜为难溶物质，使溶液变浑浊
(3)Al2O3 AlCl3在溶液中发生水解：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl；蒸发时HCl逸出，平衡向右移动，得到Al(OH)3，灼烧Al(OH)3后得到Al2O3
(4)②①③⑧⑦⑥⑤④
9．已知H2O2、KMnO4、NaClO、K2Cr2O7均具有强氧化性，将溶液中的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋沉淀为氢氧化物，需溶液的pH分别为6.4、6.4、3.7。现有含FeCl2杂质的氯化铜晶体(CuCl2·2H2O)，为制取纯净的CuCl2·2H2O，首先将其制成水溶液，然后按下图所示的步骤进行提纯：
请回答下列问题：
(1)本实验最适合的氧化剂X是________(选填下面的字母)。
A．K2Cr2O7 B．NaClO
C．H2O2 D．KMnO4
(2)物质Y是________。
(3)本实验用加碱沉淀法是否能达到目的(填“是”或“否”)________，原因是________。
(4)除去Fe3＋的有关离子方程式是_________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)加氧化剂的目的是__________________________。
(6)最后能不能直接蒸发结晶得到CuCl2·2H2O晶体？应如何操作？________________________________________________________________________。
解析：实验中，加入的氧化剂能把Fe2＋氧化为Fe3＋，同时又不能引入新的杂质，上述提供的几种氧化剂中符合要求的为H2O2。当CuCl2溶液中混有Fe3＋时，可利用Fe3＋的水解反应生成H＋：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，再加入CuO或CuCO3与溶液中的H＋作用，从而使平衡右移，把Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀除去。最后由CuCl2溶液制得CuCl2·2H2O时，也不能直接加热蒸发，为抑制CuCl2水解，应在HCl气流中加热蒸发。
答案：(1)C
(2)CuO或CuCO3
(3)否 因加碱的同时也会使Cu2＋生成Cu(OH)2沉淀
(4)Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋、
CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O(或CuCO3＋2H＋===Cu2＋＋CO2↑＋H2O)
(5)将Fe2＋氧化成Fe3＋，便于生成沉淀而与Cu2＋分离
(6)不能 应在HCl气流中蒸发CuCl2溶液
课件41张PPT。
“课时跟踪检测”见“课时跟踪检测(十七)”
(单击进入电子文档)
课时跟踪检测（十七） 盐类的水解
1．下列物质的水溶液，由于水解而呈酸性的是( )
A．NaHSO4 B．Na2CO3
C．HCl D．CuCl2
解析：选D NaHSO4、HCl在溶液中发生电离：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，HCl===
H＋＋Cl－，使溶液呈酸性；Na2CO3为强碱弱酸盐，溶液为碱性；CuCl2为强酸弱碱盐，其溶液由于水解而呈酸性，D正确。
2．下列关于盐类的水解反应与中和反应的说法中，正确的是( )
A．二者是同一反应
B．两者没有任何联系
C．盐类水解反应的逆反应是中和反应
D．两者互为可逆反应
解析：选C 中和反应生成盐和水，其逆反应即为水解反应。
3．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是( )
A．酸的强弱：HCN>HClO
B．pH：HClO>HCN
C．与NaOH恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN
D．酸根离子浓度：[CN－]<[ClO－]
解析：选D 强碱弱酸盐的水溶液呈碱性，相应酸的酸性越弱，其盐溶液的碱性越强。NaCN溶液的pH比NaClO大，说明HCN的酸性比HClO的弱。
4．下列说法中正确的是( )
A．HCO在水溶液中只电离，不水解
B．硝酸钠溶液水解后呈中性
C．可溶性的铝盐都能发生水解反应
D．可溶性的钠盐都不发生水解反应
解析：选C HCO既能发生电离又能发生水解，HCO??H＋＋CO、HCO＋H2O??H2CO3＋OH－，A项错误；NaNO3不发生水解，B项错误；弱酸对应的钠盐可发生水解，如Na2CO3可发生水解反应，D项错误；Al3＋属于弱碱的阳离子，一定能水解。
5．下列物质的溶液中，所含离子种类最多的是( )
A．Na2S B．Na3PO4
C．Na2CO3 D．AlCl3
解析：选B Na3PO4所含离子种类最多，因它的水解有三级：
PO＋H2O??HPO＋OH－
HPO＋H2O??H2PO＋OH－
H2PO＋H2O??H3PO4＋OH－
再加水的电离H2O??H＋＋OH－，所以磷酸钠溶液中，除Na＋外还有五种离子：PO、HPO、H2PO、H＋、OH－。
6．等物质的量浓度的下列溶液，pH由大到小的顺序是( )
A．Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl
B．Na2CO3、NaHCO3、NH4Cl、NaCl
C．Na2CO3、NaCl、NH4Cl、NaHCO3
D．Na2CO3、NH4Cl、NaHCO3、NaCl
解析：选A Na2CO3、NaHCO3溶液呈碱性，NaCl溶液呈中性，NH4Cl溶液呈酸性；又因为Na2CO3溶液中CO的水解程度大于NaHCO3溶液中HCO的水解程度，即Na2CO3溶液的碱性大于NaHCO3溶液的碱性，正确答案为A项。
7．为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，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
A．①② B．③
C．③④ D．④
解析：选B 在NH4Cl溶液中NH水解：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，[NH]略小于[Cl－]，要使二者浓度比为1∶1，即使[NH]增大。加入HCl，[H＋]增大，水解平衡向左移动，[NH]增大，但[Cl－]也增大；加入NaCl，对NH的水解平衡无影响；加入氨水，[NH]增大；加入NaOH，促进NH的水解，[NH]减小。
8．有①Na2CO3溶液 ②CH3COONa溶液 ③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol·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25 mL 0.1 mol·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
解析：选C A项，等浓度时强碱的pH最大，强碱弱酸盐中对应的酸性越强，水解程度越小，HCO的酸性小于CH3COOH，所以3种溶液pH的大小顺序是③>①>②，错误；B项，稀释时，强碱的pH变化程度大，即稀释相同倍数，pH变化最大的是③，错误；C项，等体积等浓度HCl混合后，①中溶质为NaHCO3、NaCl，②中溶质为NaCl、CH3COOH，③中溶质为NaCl，而HCO水解显碱性，溶液的pH大小顺序是①>③>②，正确；D项，三种溶液的pH均为9，[OH－]＝10－5mol·L－1，[NaOH]＝10－5 mol·L－1，但碳酸的酸性小于醋酸的酸性，所以[CH3COONa]>[Na2CO3]>10－5 mol·L－1，三种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是②>①>③，错误。
9．现有S2－、SO、NH、Al3＋、HPO、Na＋、SO、[Al(OH)4]－、Fe3＋、HCO、Cl－，请按要求填空：
(1)在水溶液中，离子水解使溶液呈碱性的是_________。
(2)在水溶液中，离子水解使溶液呈酸性的是__________________________________。
(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)弱酸根离子水解溶液显碱性，部分弱酸的酸式酸根离子若水解程度大，则溶液也显碱性，即S2－、SO、HPO、[Al(OH)4]－、HCO水解呈碱性。
(2)NH、Al3＋、Fe3＋属于弱碱阳离子，水解后溶液呈酸性。
(3)Na＋、Cl－、SO是强碱阳离子或强酸的阴离子，既能在强酸性溶液中存在又能在强碱性溶液中存在。
(4)HPO、HCO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－、SO、HPO、[Al(OH)4]－、HCO
(2)NH、Al3＋、Fe3＋
(3)Na＋、Cl－、SO
(4)HPO、HCO
10．(1)明矾可用于净水，原因是(用离子方程式表示)：______________________________
________________________________________________________________________。
把FeCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是______________。
(2)用离子方程式表示泡沫灭火器灭火原理：____________________________________
________________________________________________________________________。
(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)为了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgCO3固体，过滤后再加入足量盐酸。MgCO3固体能除去Fe3＋的原因是__________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)利用Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能凝聚水中的悬浮杂质从而达到净水目的；FeCl3溶液中存在FeCl3＋3H2O??Fe (OH)3＋3HCl，加热时HCl挥发，蒸干时得到Fe(OH)3，再灼烧得到Fe2O3。
(2)泡沫灭火器原理是利用NaHCO3与Al2(SO4)3相互促进水解造成的，反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
(3)CO水解生成的OH－，能洗去油污。
(4)MgCO3与水解产生的H＋反应：MgCO3＋2H＋===Mg2＋＋CO2↑＋H2O，使水解平衡正向移动，生成的Fe(OH)3在加热搅拌条件下发生聚沉，在过滤时Fe(OH)3和未反应的MgCO3一同被除去。
答案：(1)Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋ Fe2O3
(2)Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
(3)CO＋H2O??HCO＋OH－
(4)MgCO3与Fe3＋水解产生的H＋反应，促进了Fe3＋的水解，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而被除去
1．下列过程或现象与盐类水解无关的是( )
A．纯碱溶液去油污
B．铁在潮湿的环境下生锈
C．加热氯化铁溶液颜色变深
D．浓硫化钠溶液有臭味
解析：选B A项，碳酸钠水解显碱性，利用油污在碱性条件下水解生成可溶于水的物质而达到去油污目的；C项，氯化铁溶液中存在Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，在加热条件下水解平衡正向移动造成体系颜色加深；D项，硫化钠溶液中存在S2－＋H2O??HS－＋OH－、HS－＋H2O??H2S＋OH－，水解产物H2S是产生臭味的原因；B项，是铁发生电化学腐蚀的结果，不涉及盐类的水解。
2．欲使CH3COONa稀溶液中增大，可在恒温时，向溶液中加入少量下列物质中的( )
①NaOH固体 ②KOH固体 ③CH3COONa固体
④NaHSO4固体
A．①或④ B．②或③
C．①或② D．③或④
解析：选B 在CH3COONa溶液中存在水解平衡CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－。①加入少量NaOH固体，[Na＋]增大，[OH－]增大，根据勒·夏特列原理，[CH3COO－]也增大，但[CH3COO－]增大的程度比[Na＋]增大的程度小，因此减小；②加入KOH固体，[OH－]增大，使水解平衡向左移动，所以增大；③加入CH3COONa固体，则相当于把CH3COONa稀溶液变为浓溶液，根据“稀释促进水解”可知，在浓溶液中将增大；④加入NaHSO4固体显然促进了水解，[CH3COO－]减小，[Na＋]增大，则减小。
3．物质的量浓度相同的三种正盐NaX、NaY、NaZ的水溶液，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
解析：选B 三种盐的阳离子都是Na＋，当物质的量浓度相同时，溶液的pH分别为8、9、10，碱性逐渐增强，也就是X－、Y－、Z－的水解程度依次增大。因为越容易水解的弱酸根对应的酸的酸性越弱，因此三种酸的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ。
4．下列有关问题，与盐类的水解有关的是( )
①NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属中的除锈剂
②用NaHCO3与Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂
③草木灰与铵态氮肥不能混合施用
④实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞
⑤加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体
A．①②③ B．②③④
C．①④⑤ D．①②③④⑤
解析：选D ①中NH4Cl与ZnCl2溶液水解均显酸性，可除去金属表面的锈；②HCO与Al3＋水解相互促进，产生二氧化碳，可作灭火剂；③草木灰的主要成分碳酸钾，水解显碱性，而铵态氮肥水解显酸性，因而不能混合施用；④碳酸钠溶液水解显碱性，而磨口玻璃塞中的二氧化硅会与碱反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口黏结，因此盛放碳酸钠的试剂瓶应用橡胶塞；⑤AlCl3溶液中存在水解平衡：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl，加热时，HCl挥发使平衡右移，最终得到Al(OH)3固体。
5．某酸HX稀溶液和某碱YOH稀溶液的物质的量浓度相等，两溶液混合后，溶液的pH大于7的是( )
编号
HX
YOH
溶液的体积关系
①
强酸
强碱
V(HX)＝V(YOH)
②
强酸
强碱
V(HX)③
强酸
弱碱
V(HX)＝V(YOH)
④
弱酸
强碱
V(HX)＝V(YOH)
A.①③ B．②③
C．①④ D．②④
解析：选D ①若为强酸与强碱，二者恰好完全反应，生成强碱强酸盐，溶液呈中性，pH＝7；②若为强酸与强碱，碱过量，溶液呈碱性，pH>7；③若为强酸与弱碱，二者恰好完全反应，生成强酸弱碱盐，溶液呈酸性，pH<7；④若为弱酸与强碱，二者恰好完全反应，生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，pH>7。
6．25 ℃时，浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液中，下列判断不正确的是( )
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．[OH－]前者大于后者
D．分别加入NaOH固体，恢复到原温度，[CO]均增大
解析：选C 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HCO??H＋＋CO及水解平衡HCO＋ H2O??H2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中还存在水解平衡CO＋H2O??HCO＋OH－，A项正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，B项正确；浓度相同时，CO的水解程度比HCO的大，故Na2CO3溶液中的[OH－]大，C项不正确；向NaHCO3溶液中加入NaOH固体，发生反应：HCO＋OH－===H2O＋CO，[CO]增大，向Na2CO3溶液中加入NaOH固体，CO的水解平衡向左移动，[CO]增大，D项正确。
7．由一价离子组成的四种盐(AC、BD、AD、BC)溶液的浓度为1 mol·L－1，在室温下前两种溶液的pH＝7，第三种溶液pH>7，最后一种溶液pH<7，则( )
选项
A
B
C
D
碱性
AOH>BOH
AOHAOH>BOH
AOH酸性
HC>HD
HC>HD
HCHC解析：选A 由AD溶液的pH>7，可知AOH的电离程度大于HD。由BC溶液的pH<7，可知BOH的电离程度小于HC。同理由AC、BD溶液的pH＝7，可知AOH与HC、BOH与HD的电离程度相同。故有电离程度：HC＝AOH>HD＝BOH，即HC的酸性大于HD，AOH的碱性大于BOH。
8．(1)将Na2CO3溶液中三种阴离子，按照物质的量浓度由大到小排列________________________________________________________________________。
(2)在配制CuSO4溶液时，会出现浑浊现象，其原因是_____________________________
________________________________________________________________________。
(3)把AlCl3溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是________，原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)浓度均为0.1 mol·L－1的8种溶液：
①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl其溶液的pH由小到大的顺序是____________________________________。
解析：碳酸根离子水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，但水解程度较小，主要的阴离子还是碳酸根离子，另外碳酸氢根离子继续水解生成氢氧根离子，故[CO]>
[OH－]>[HCO]；铜离子水解生成氢氧化铜沉淀，溶液变浑浊；AlCl3在溶液中发生水解：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl；蒸发时HCl逸出，平衡向右移动，得到Al(OH)3，灼烧Al(OH)3后得到Al2O3；根据水解规律可判断溶液酸碱性强弱。
答案：(1)CO、OH－、HCO (2)铜离子水解生成的氢氧化铜为难溶物质，使溶液变浑浊
(3)Al2O3 AlCl3在溶液中发生水解：AlCl3＋3H2O??Al(OH)3＋3HCl；蒸发时HCl逸出，平衡向右移动，得到Al(OH)3，灼烧Al(OH)3后得到Al2O3
(4)②①③⑧⑦⑥⑤④
9．已知H2O2、KMnO4、NaClO、K2Cr2O7均具有强氧化性，将溶液中的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋沉淀为氢氧化物，需溶液的pH分别为6.4、6.4、3.7。现有含FeCl2杂质的氯化铜晶体(CuCl2·2H2O)，为制取纯净的CuCl2·2H2O，首先将其制成水溶液，然后按下图所示的步骤进行提纯：
请回答下列问题：
(1)本实验最适合的氧化剂X是________(选填下面的字母)。
A．K2Cr2O7 B．NaClO
C．H2O2 D．KMnO4
(2)物质Y是________。
(3)本实验用加碱沉淀法是否能达到目的(填“是”或“否”)________，原因是________。
(4)除去Fe3＋的有关离子方程式是_________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)加氧化剂的目的是__________________________。
(6)最后能不能直接蒸发结晶得到CuCl2·2H2O晶体？应如何操作？________________________________________________________________________。
解析：实验中，加入的氧化剂能把Fe2＋氧化为Fe3＋，同时又不能引入新的杂质，上述提供的几种氧化剂中符合要求的为H2O2。当CuCl2溶液中混有Fe3＋时，可利用Fe3＋的水解反应生成H＋：Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋，再加入CuO或CuCO3与溶液中的H＋作用，从而使平衡右移，把Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀除去。最后由CuCl2溶液制得CuCl2·2H2O时，也不能直接加热蒸发，为抑制CuCl2水解，应在HCl气流中加热蒸发。
答案：(1)C
(2)CuO或CuCO3
(3)否 因加碱的同时也会使Cu2＋生成Cu(OH)2沉淀
(4)Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋、
CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O(或CuCO3＋2H＋===Cu2＋＋CO2↑＋H2O)
(5)将Fe2＋氧化成Fe3＋，便于生成沉淀而与Cu2＋分离
(6)不能 应在HCl气流中蒸发CuCl2溶液
课时跟踪检测（十六） 弱电解质的电离平衡
1．在下列的各种叙述中，正确的是( )
A．任何酸都有电离平衡常数
B．任何条件下，酸的电离平衡常数都不变
C．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1＜Ka2＜Ka3
D．KW并不是水的电离平衡常数
解析：选D 只有弱酸存在电离平衡，有电离平衡常数；电离平衡常数受温度的影响，升高温度，电离平衡常数增大；多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，Ka1≥Ka2≥Ka3；KW＝[H＋][OH－]＝Ka·[H2O]。
2．碳酸中存在电离平衡，下列有关H2CO3的电离平衡常数的表达式中正确的是( )
A．K＝ B．K＝
C．K1＝ D．K2＝
解析：选C H2CO3分两步电离：H2CO3??H＋＋HCO(主)，HCO??H＋＋CO(次)，因此对应两个电离常数K1＝、K2＝
3．用蒸馏水逐渐稀释0.1 mol·L－1的氨水，若维持温度不变，则在稀释过程中逐渐增大的是( )
A．NH的物质的量浓度
B．NH3·H2O的物质的量浓度
C．OH－的物质的量浓度
D．NH和OH－的物质的量
解析：选D 稀释氨水时，NH3·H2O的电离平衡正向移动，所以NH和OH－的物质的量均增大，但是溶液的体积变化更大，NH、NH3·H2O、OH－的物质的量浓度均减小。
4．将浓度为0.1 mol·L－1的HF溶液不断加水稀释，下列各量始终保持增大的是( )
A．[H＋] B．Ka(HF)
C. D.
解析：选D A项，在0.1 mol·L－1HF溶液中存在电离平衡：HF??H＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但最终[H＋]减小；B项，电离常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变；C项，根据电荷守恒，[H＋]＝[F－]＋[OH－]，则＝＝1－，随着稀释，[H＋]减小，[OH－]增大，故不断减小；D项，＝＝，稀释过程中，[F－]逐渐减小，故始终保持增大。
5．某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，如想增大NH的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是( )
①适当升高温度 ②加入NH4Cl固体
③通入NH3 ④加入少量盐酸
A．①② B．②③
C．②④ D．①④
解析：选C 升温平衡向右移动，[NH]、[OH－]都增大；加入NH4Cl固体，相当于增大[NH]，平衡向左移动，[OH－]减小；通入NH3平衡向右移动，[NH]、[OH－]都增大；加入少量盐酸，H＋与OH－反应使[OH－]下降，平衡向右移动，使[NH]增大。
6．在100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋浓度减小，可采用的方法是( )
A．加热
B．加入100 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液
C．加入少量的0.5 mol·L－1的硫酸
D．加入少量的1 mol·L－1的NaOH溶液
解析：选D A项加热促进电离，H＋浓度增大。B项，H＋浓度不变。C项，加H2SO4抑制电离，但H＋浓度增大。D项，加入NaOH，OH－与H＋反应，平衡向右移动，H＋浓度减小。
7．用水稀释0.1 mol·L－1氨水时，溶液中随水量的增加而减小的是( )
A．[OH－]/[NH3·H2O]
B．[NH3·H2O]/[OH－]
C．[H＋]和[OH－]的乘积
D．n(OH－)
解析：选B 加水促进NH3·H2O的电离，使n(NH3·H2O)减小，n(OH－)增大，因此[NH3·H2O]/[OH－]＝n(NH3·H2O)/n(OH－)减小。
8．某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，平衡pH随溶液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是( )
A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线
B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强
C．a点KW的数值比c点KW的数值大
D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析：选B Ⅱ应为醋酸稀释时的pH变化曲线；溶液导电性取决于离子浓度，b点的H＋浓度大，导电性强；KW的大小只取决于温度；相同pH的盐酸和醋酸，醋酸浓度远大于盐酸的浓度，稀释到相同体积时，醋酸(Ⅱ)浓度大于盐酸(Ⅰ)浓度。
9．一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力如右图所示。请回答：(冰醋酸为纯醋酸)
(1)“O”点为什么不导电________________________________________________；
(2)a、b、c三点[H＋]由大到小的顺序是__________；
(3)a、b、c三点中醋酸的电离程度最大的是________点；
(4)若使c点溶液中的[CH3COO－]提高，在如下措施中可选择________(填标号)。
A．加热 B．加很稀的NaOH溶液 C．加固体KOH D．加水 E．加固体CH3COONa F．加Zn粉
(5)在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列始终保持增大趋势的是______。
A．[H＋] B．H＋个数
C．CH3COOH分子数 D.
解析：冰醋酸为共价化合物，在纯液态时不电离，因此“O”点不导电；随着水的加入，醋酸开始电离，Ob段醋酸溶液中离子浓度增大，导电能力增强，随着水量的增加，离子浓度降低，导电能力减弱；降低[H＋]使平衡向右移动，或加入CH3COO－均可使CH3COO－浓度增大。(5)在稀释过程中，始终保持增大趋势的是H＋个数和。
答案：(1)冰醋酸不电离，无自由移动的离子
(2)b＞a＞c (3)c (4)ACEF (5)BD
10．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25 ℃)。
酸
电离方程式
CH3COOH
CH3COOH??
CH3COO－＋H＋
1.75×10－5
H2CO3
H2CO3??H＋＋HCO
HCO??H＋＋CO
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
H2S
H2S??H＋＋HS－
HS－??H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－12
H3PO4
H3PO4??H＋＋H2PO
H2PO??H＋＋HPO
HPO??H＋＋PO
K1＝7.1×10－3
K2＝6.3×10－8
K3＝4.2×10－13
回答下列问题：
(1)当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？
________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数。对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是________，产生此规律的原因是________________________________________________________________________。
(5)用食醋浸泡有水垢的水壶，可以清除其中的水垢，通过该事实________(填“能”或“不能”)比较醋酸与碳酸的酸性强弱，请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱。
方案：______________________________________________________________。
解析：(1)弱电解质的电离过程是吸热过程，升高温度能促进电离，故升高温度，K值增大。(2)K值越大，说明电离出的离子浓度越大，该酸易电离，酸性越强。(3)因为K值越大，酸性越强，在这几种酸中，H3PO4的K值最大，HPO的K值最小，故酸性最强的是H3PO4，酸性最弱的是HPO。(4)由表中的数据可以看出，常数之间是105倍的关系，即K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10，酸的每级电离都能产生H＋，故上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用，使得上一级的电离常数远大于下一级的电离常数。(5)醋酸的酸性大于碳酸，可用CH3COOH与CaCO3(水垢的主要成分)或NaHCO3反应产生CO2来证明。
答案：(1)增大
(2)K值越大，电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强
(3)H3PO4 HPO
(4)K1∶K2∶K3≈1∶10－5∶10－10 上一级电离产生的H＋对下一级电离有抑制作用
(5)能 向盛有少量NaHCO3溶液的试管中加入适量CH3COOH溶液，产生无色气泡，证明醋酸酸性大于碳酸
1．下列有关“电离平衡”的叙述中正确的是( )
A．电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等
B．达到电离平衡时，由于分子和离子的浓度不再发生变化，所以说电离平衡是静态
平衡
C．电离平衡是相对的、暂时的，外界条件改变时，平衡可能会发生移动
D．电解质达到电离平衡后，各离子的浓度相等
解析：选C A项，达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度均不变，但未必相等；B项，达到电离平衡时，分子仍然要电离为离子，离子也要结合为分子，只是二者速率相等，即电离平衡是动态平衡；D项，达到电离平衡时，电解质溶液中各离子的浓度不变，但不一定相等。
2．根据表中数据(均在同温、同压下测定)
酸
HX
HY
HZ
0.1
0.2
0.3
7.2×10－4
1.8×10－4
1.8×10－5
可得出弱电解质强弱顺序正确的是( )
A．HX>HY>HZ B．HZ>HY>HX
C．HY>HZ>HX D．HZ>HX>HY
解析：选A 电离平衡常数与浓度无关，在同一温度下，电离平衡常数越大，表示弱电解质的电离能力越强，故酸性强弱顺序为HX>HY>HZ。
3．室温下向10 mL 0.1 mol·L－1的醋酸溶液中加水稀释后，下列说法正确的是( )
A．溶液中导电粒子的数目减小
B．溶液中不变
C．醋酸的电离程度增大，[H＋]亦增大
D．醋酸的电离常数K随醋酸浓度减小而减小
解析：选B 醋酸加水稀释，促进醋酸的电离，溶液中导电离子的数目增加，A错误；醋酸加水稀释，电离程度增大，但[H＋]减小，C错误；电离常数K只与温度有关，与醋酸的浓度无关，D错误；由于温度不变，电离平衡常数K＝不变。
4．下列实验事实不能证明醋酸是弱酸的是( )
A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样颗粒大小的锌反应时，产生H2的起始速率相等
B．常温下，测得0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得pH<4
D．在相同条件下，醋酸溶液的导电性比盐酸的弱
解析：选A A项，pH相同，说明两溶液中的[H＋]相同，与同样的锌反应时产生的H2的起始速率相同，无法证明醋酸是否已完全电离。B项，若为强酸，常温下0.1 mol·L－1的一元酸，pH＝1，而醋酸的pH＝4，证明醋酸未完全电离，是弱电解质。C项，若为强酸，常温下pH＝1的一元酸稀释1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸稀释1 000倍后pH<4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，溶液中存在着醋酸分子，醋酸未完全电离。D项，相同条件下，CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱，证明其溶液中离子浓度小，即醋酸未完全电离。
5．一元弱酸HA(aq)中存在下列电离平衡：HA??A－＋H＋。将1.0 mol HA加入1.0 L水中，如图中，表示溶液中HA、H＋、A－的物质的量浓度随时间而变化的曲线正确的是( )
解析：选C 根据弱酸HA的电离平衡知，HA浓度由大到小，排除D项；A－、H＋浓度由0增大，排除了A、B；平衡时，HA减少量等于A－的增加量。
6．稀氨水中存在平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使[OH－]增大，应加入的物质或采取的措施是( )
①NH4Cl固体 ②硫酸 ③NaOH固体 ④水
⑤加热 ⑥MgSO4固体
A．①②③⑤ B③⑥
C．③ D．③⑤
解析：选C 在氨水中加入NH4Cl固体，[NH]增大，平衡逆向移动，[OH－]减小，①错误；加入硫酸，H＋与OH－反应，则[OH－]减小，平衡正向移动，②错误；加入NaOH固体后，[OH－]增大，平衡逆向移动，③正确；加水稀释氨水，平衡正向移动，[OH－]减小，④错误；NH3·H2O的电离过程是吸热过程，加热时平衡正向移动，[OH－]增大，⑤错误；加入MgSO4固体，发生反应Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，[OH－]减小，平衡正向移动，⑥
错误。
7．如图表示25 ℃时，0.1 mol·L－1的一元弱酸HA溶液在加水稀释过程中，某物理量(y)随加水量(x)变化的情况，则图中纵轴y不可能是( )
A．[HA] B．Ka(HA)
C．[H＋] D．[A－]
解析：选B 一元弱酸HA溶液加水稀释后，[H＋]、[HA]、[A－]均减小；温度不变时，Ka(HA)不发生变化。
8．甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如下：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两支试管中，同时加入0.1 mol·L－1的HA溶液、稀盐酸各10 mL，按图装好，观察现象。
乙：①用pH计测定浓度均为0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸的pH；
②再取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴(1滴约为 mL)分别稀释至100 mL，再用pH计测其pH变化。
(1)乙的方案中说明HA是弱电解质的理由是：测得
0．1 mol·L－1的HA溶液的pH________1(填“>”“<”或“＝”)；甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是________(填序号)。
A．加入两种稀酸后，两个试管上方的气球同时鼓起，且一样大
B．加入HA溶液后，试管上方的气球鼓起慢
C．加入稀盐酸后，试管上方的气球鼓起慢
(2)乙同学设计的实验第________步，能证明改变条件弱电解质平衡发生移动。甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，设计如下实验：
①使HA的电离程度和[H＋]都减小，[A－]增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，选择加入________试剂(选填“A”“B”“C”或“D”，下同)；
②使HA的电离程度减小，[H＋]和[A－]都增大，可在0.1 mol·L－1的HA溶液中，选择加入________试剂。
A．NaA固体(可完全溶于水)
B．1 mol·L－1 NaOH溶液
C．1 mol·L－1 H2SO4
D．2 mol·L－1 HA
(3)体积相等、H＋浓度相同的两份溶液A(盐酸)和B(CH3COOH)分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是________(填写序号)。
①反应所需要的时间B>A
②开始反应时的速率A>B
③参加反应的锌的物质的量A＝B
④反应过程的平均速率B>A
⑤A中有锌剩余
⑥B中有锌剩余
解析：(1)弱酸不能完全电离，故0.1 mol·L－1的HA中[H＋]必小于0.1 mol·L－1，其pH>1。因HA为弱酸，溶液中的[H＋]低于相同浓度的一元强酸的[H＋]，故产生氢气的速率稍慢，但最终由于电离出的氢离子的量相同，故生成氢气的体积一样大，即气球的体积一样大。
(2)乙方案中②，取0.1 mol·L－1的HA溶液和稀盐酸各2滴稀释相同的倍数，弱酸HA的pH变化小，强酸的pH变化大，这是因为稀释能促进弱电解质电离平衡的移动。
(3)H＋浓度相同时，CH3COOH溶液的浓度大，在反应过程中不断电离补充H＋，故CH3COOH的反应速率大，所用时间少。因放出H2相等，所以耗锌量相等。若锌足量应是CH3COOH放H2多。所以盐酸中有锌剩余。
答案：(1)> B
(2)② A D
(3)③④⑤
