2012高中化学 第3章第2节 第2课时 盐类的水解课件同步导学 鲁科版选修4
文档属性
| 名称 | 2012高中化学 第3章第2节 第2课时 盐类的水解课件同步导学 鲁科版选修4 |  | |
| 格式 | rar | ||
| 文件大小 | 1.2MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 鲁科版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2011-10-04 19:42:47 | ||
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文档简介
(共48张PPT)
第2课时 盐类的水解
1．了解盐类水解的原理。
2．了解影响盐类水解的主要因素。
3．通过介绍与水解平衡相关的知识，认识水溶液在化学中的重要作用。
一、盐类水解的原理
1．定义
在溶液中，由 跟水电离出来的 结合生成 的反应。
2．实质
盐的离子结合水电离出来的 生成 ，促进了水的电离，使溶液中[H＋]和[OH－]不再相等，而使溶液呈 。
盐电离出来的离子
H＋或OH－
弱电解质
H＋或OH－
弱电解质
酸性或碱性
3．特征
(1)一般是 反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解反应是中和反应的逆反应： ，中和反应是 热的，盐类水解是 热的。
4．条件
(1)盐中必须有 。
常见的能水解的离子
可逆
放
吸
弱离子
①弱碱阳离子
等(至少列举四种，下同)。
②弱酸酸根离子
等。
(2)盐必须易 于水。
NH4＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Al3＋
HCO3－、CO32－、CH3COO－、ClO－
溶
[开放探究] 1.一种盐溶液呈中性，则该盐一定没有水解，对吗？
提示： 不对。盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如：NaCl溶液呈中性，是因为NaCl是强酸强碱盐，不水解。又如：CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH4＋的水解程度相当，即水解过程中[H＋]和[OH－]消耗量相等，所以CH3COONH4水解仍呈中性。
二、影响盐类水解的因素
1．内因——盐的本性
相同条件下
弱酸酸性越弱，其形成的盐 水解，盐溶液的碱性 。
弱碱碱性越弱，其形成的盐 水解，盐溶液的 越强。
越易
越强
越易
酸性
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是 过程，升温可使水解平衡 移动，水解程度 。
(2)浓度
稀释盐溶液可使水解平衡 移动，水解程度 ；
若增大盐的浓度，水解平衡 移动，但水解程度 ；
(3)外加酸碱：H＋可抑制 水解，OH－能抑制 水解。
吸热
正向
增大
正向
增大
正向
减小
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
[开放探究] 2.对盐溶液进行稀释，盐类的水解程度和盐溶液中生成的弱电解质浓度的变化一致吗？
提示： 稀释盐溶液可使水解平衡右移，促进盐类水解，水解程度增大；水解产生的弱酸或弱碱的物质的量增多，但由于稀释使得溶液体积增大比弱电解质物质的量增多的快，因此生成的弱电解质浓度反而减小，二者变化不一致。
1．向纯水中加入下列物质能使水的电离程度增大的是( )
A．CH3COOH B．NaOH
C．Na2SO4 D．Na2CO3
解析： 纯水中加入酸或碱均抑制水的电离，加入水解性盐促进水的电离；Na2SO4对水的电离无影响。
答案： A
2．物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是( )
A．CaCl2 B．CH3COONa
C．NH3 D．K2S
答案： D
3．常温下，在10 mL、0.2 mol·L－1氨水中，滴入0.2 mol·L－1的稀盐酸，使溶液pH＝7。则下列说法正确的是( )
A．加入盐酸的体积大于10 mL
B．[NH4＋]＝[Cl－]
C．加入盐酸的体积等于10 mL
D．[NH4＋]<[Cl－]
解析： 当加入盐酸体积为10 mL时，二者恰好反应生成NH4Cl，溶液pH<7，与题中pH＝7矛盾，所以应少加盐酸，即加入盐酸体积小于10 mL，A、C错误；由电荷守恒得[NH4＋]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，因溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]，所以[NH4＋]＝[Cl－]，B正确，D错误。
答案： B
一、盐溶液酸碱性的判断
1．正盐溶液酸碱性的判断
(1)强酸弱碱盐溶液显酸性，如FeCl3溶液显酸性。
(2)强碱弱酸盐溶液显碱性，如CH3COONa溶液显碱性。
(3)强酸强碱盐溶液显中性，如KCl溶液显中性。
(4)弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于阴、阳离子水解得到的弱酸、弱碱的电离程度的相对大小：
①若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液呈碱性。
②若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。
如NaHSO3、NaH2PO4溶液呈酸性。
(1)中学阶段酸式盐溶液呈酸性的常见物质有：NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4，其他酸式盐溶液一般显碱性。
(2)比较盐溶液的pH大小时，先将盐溶液分成三组：碱性溶液、中性溶液和酸性溶液，然后再利用相关知识比较组内溶液的pH大小。
(3)CH3COONH4溶液呈中性。
由一价离子组成的四种盐：AC、BD、AD、BC的1 mol/L的溶液，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( )
思路点拨： 正盐水解后对溶液酸碱性的影响可以归纳为“有弱就水解，越弱越水解，谁强显谁性，无弱显中性”，这里的“弱”是指盐中的弱碱阳离子或弱酸根离子，“越弱”是指对应的碱或酸的电离程度。
选项 A B C D
碱性 AOH>BOH AOH＜BOH AOH>BOH AOH酸性 HC>HD HC>HD HC由AD溶液pH>7 根据“谁强显谁性”可知，电离程度：AOH>HD
由AC溶液pH＝7 电离程度：AOH＝HC
由BC溶液pH<7 电离程度：BOH由BD溶液pH＝7 电离程度：BOH＝HD
综上可知，电离程度：HC＝AOH>HD＝BOH，即酸性：HC>HD，碱性AOH>BOH。
答案： A
1.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： 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CO32－的水解程度大于NaHCO3溶液HCO3－的水解程度，即Na2CO3溶液的碱性大于NaHCO3溶液的碱性，因此pH由大到小的顺序为A项。
答案： A
二、溶液中微粒浓度的比较及三个守恒关系
1．微粒浓度的比较
(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：[H＋]>[H2PO4－]>[HPO42－]>[PO43－]。
(2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：[Na＋]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]>[H＋]。
(3)不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，[NH4＋]由大到小的顺序是：④>⑤>③>①>②。
(4)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。
①分子的电离程度大于对应离子的水解程度
在0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NH4＋的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为：
[NH4＋]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]。
②分子的电离程度小于对应离子的水解程度
在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为：[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]。此外：[HCN]>[Na＋]＝0.1 mol·L－1。
2．三个守恒关系
类别 意义 实例
电荷守恒 电解质溶液中阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数 Na2CO3溶液中存在Na＋、CO32－、H＋、OH－、HCO3－、H2CO3和H2O，其中[Na＋]＋[H＋]＝2[CO32－]＋[HCO3－]＋[OH－]
物料守恒 电解质溶液中，某种粒子的初始浓度等于它的各种存在形态的浓度之和 Na2S溶液中n(Na) ＝2n(S)
[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]
质子守恒 任何水溶液中水电离产生的H＋和OH－的物质的量均相等 Na2CO3溶液中[OH－]＝[H＋]＋[HCO3－]＋2[H2CO3]
溶液中比较离子浓度大小的思路：
关于小苏打水溶液的表述正确的是( )
A．[Na＋]＝[HCO3－]＋[CO32－]＋[H2CO3]
B．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3－]＋[CO32－]＋[OH－]
C．HCO3－的电离程度大于HCO3－的水解程度
D．[Na＋]>[HCO3－]>[CO32－]>[H＋]>[OH－]
思路点拨： 解答本题的关键有以下两点：
(1)找全NaHCO3溶液中存在的所有电离，水解过程，进一步找出溶液中存在的所有微粒。
(2)明确NaHCO3溶液中，HCO3－的电离程度与其水解程度的大小关系。
答案： A
2.用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中[CH3COO－]>[Na＋]，对该溶液的下列判断正确的是(双选)( )
A．[H＋]>[OH－]
B．[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.2 mol/L
C．[CH3COOH]>[CH3COO－]
D．[CH3COO－]＋[OH－]＝0.1 mol/L
解析： 由电荷守恒有[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]，因[CH3COO－]>[Na＋]，则[H＋]>[OH－]；且[CH3COO－]＋[OH－]＝[H＋]＋0.1 mol/L>0.1 mol/L。由物料守恒有：[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.2 mol/L；因[CH3COO－]>[Na＋]＝0.1 mol/L，则[CH3COO－]>[CH3COOH]。
答案： AB
1．(2011·张家港高二质检)甲型H1N1病毒正在全球肆虐，切断它的传播变得非常重要，84消毒液可以杀死此病毒，它的有效成分为NaClO，下列关于此消毒液说法正确的是( )
A．此溶液显中性
B．此溶液呈白色
C．此溶液有强氧化性
D．此溶液中只含一种分子
答案： C
2．(2011·海宁高二质检)25 ℃时，在浓度均为1 mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2SO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中[NH4＋]分别为a、b、c(单位为mol/L)，则下列判断正确的是( )
A．a＝b＝c B．c>a>b
C．b>a>c D．a>c>b
答案： B
3．(2011·巢湖高二质检)已知：HCN是一种弱酸，相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则对同温同体积同浓度的HCN溶液和HClO溶液说法正确的是( )
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： 等物质的量浓度时，NaCN溶液的pH较大，则CN－水解程度大，根据“越弱越水解”的规律，HClO的酸性较强。A项，酸的强弱应为：HCN答案： D
4．为了配制NH4＋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NH4NO3
②适量NaCl
③适量氨水
④适量NaOH
A．①② B．②③
C．①③ D．②④
答案： B
5．写出下列盐溶于水后发生水解反应的离子方程式。
(1)CH3COONa_____________________________。
(2)NH4Cl____________________________。
(3)Na2CO3_____________________________。
(4)Al2(SO4)3________________________。
(5)KnA溶液呈碱性：_________________________。
解析： 单个离子的水解程度都很小，要写可逆号，多元弱酸分步水解且以第一步为主，多元弱碱可写一步。第(5)可谓是由感性上升到理性。
第2课时 盐类的水解
1．了解盐类水解的原理。
2．了解影响盐类水解的主要因素。
3．通过介绍与水解平衡相关的知识，认识水溶液在化学中的重要作用。
一、盐类水解的原理
1．定义
在溶液中，由 跟水电离出来的 结合生成 的反应。
2．实质
盐的离子结合水电离出来的 生成 ，促进了水的电离，使溶液中[H＋]和[OH－]不再相等，而使溶液呈 。
盐电离出来的离子
H＋或OH－
弱电解质
H＋或OH－
弱电解质
酸性或碱性
3．特征
(1)一般是 反应，在一定条件下达到化学平衡。
(2)盐类水解反应是中和反应的逆反应： ，中和反应是 热的，盐类水解是 热的。
4．条件
(1)盐中必须有 。
常见的能水解的离子
可逆
放
吸
弱离子
①弱碱阳离子
等(至少列举四种，下同)。
②弱酸酸根离子
等。
(2)盐必须易 于水。
NH4＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Al3＋
HCO3－、CO32－、CH3COO－、ClO－
溶
[开放探究] 1.一种盐溶液呈中性，则该盐一定没有水解，对吗？
提示： 不对。盐溶液呈中性，无法判断该盐是否水解。例如：NaCl溶液呈中性，是因为NaCl是强酸强碱盐，不水解。又如：CH3COONH4溶液呈中性，是因为CH3COO－和NH4＋的水解程度相当，即水解过程中[H＋]和[OH－]消耗量相等，所以CH3COONH4水解仍呈中性。
二、影响盐类水解的因素
1．内因——盐的本性
相同条件下
弱酸酸性越弱，其形成的盐 水解，盐溶液的碱性 。
弱碱碱性越弱，其形成的盐 水解，盐溶液的 越强。
越易
越强
越易
酸性
2．外因
(1)温度：由于盐类水解是 过程，升温可使水解平衡 移动，水解程度 。
(2)浓度
稀释盐溶液可使水解平衡 移动，水解程度 ；
若增大盐的浓度，水解平衡 移动，但水解程度 ；
(3)外加酸碱：H＋可抑制 水解，OH－能抑制 水解。
吸热
正向
增大
正向
增大
正向
减小
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
[开放探究] 2.对盐溶液进行稀释，盐类的水解程度和盐溶液中生成的弱电解质浓度的变化一致吗？
提示： 稀释盐溶液可使水解平衡右移，促进盐类水解，水解程度增大；水解产生的弱酸或弱碱的物质的量增多，但由于稀释使得溶液体积增大比弱电解质物质的量增多的快，因此生成的弱电解质浓度反而减小，二者变化不一致。
1．向纯水中加入下列物质能使水的电离程度增大的是( )
A．CH3COOH B．NaOH
C．Na2SO4 D．Na2CO3
解析： 纯水中加入酸或碱均抑制水的电离，加入水解性盐促进水的电离；Na2SO4对水的电离无影响。
答案： A
2．物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是( )
A．CaCl2 B．CH3COONa
C．NH3 D．K2S
答案： D
3．常温下，在10 mL、0.2 mol·L－1氨水中，滴入0.2 mol·L－1的稀盐酸，使溶液pH＝7。则下列说法正确的是( )
A．加入盐酸的体积大于10 mL
B．[NH4＋]＝[Cl－]
C．加入盐酸的体积等于10 mL
D．[NH4＋]<[Cl－]
解析： 当加入盐酸体积为10 mL时，二者恰好反应生成NH4Cl，溶液pH<7，与题中pH＝7矛盾，所以应少加盐酸，即加入盐酸体积小于10 mL，A、C错误；由电荷守恒得[NH4＋]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，因溶液呈中性，[H＋]＝[OH－]，所以[NH4＋]＝[Cl－]，B正确，D错误。
答案： B
一、盐溶液酸碱性的判断
1．正盐溶液酸碱性的判断
(1)强酸弱碱盐溶液显酸性，如FeCl3溶液显酸性。
(2)强碱弱酸盐溶液显碱性，如CH3COONa溶液显碱性。
(3)强酸强碱盐溶液显中性，如KCl溶液显中性。
(4)弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于阴、阳离子水解得到的弱酸、弱碱的电离程度的相对大小：
①若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。
如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液呈碱性。
②若电离程度大于水解程度，溶液呈酸性。
如NaHSO3、NaH2PO4溶液呈酸性。
(1)中学阶段酸式盐溶液呈酸性的常见物质有：NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4，其他酸式盐溶液一般显碱性。
(2)比较盐溶液的pH大小时，先将盐溶液分成三组：碱性溶液、中性溶液和酸性溶液，然后再利用相关知识比较组内溶液的pH大小。
(3)CH3COONH4溶液呈中性。
由一价离子组成的四种盐：AC、BD、AD、BC的1 mol/L的溶液，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( )
思路点拨： 正盐水解后对溶液酸碱性的影响可以归纳为“有弱就水解，越弱越水解，谁强显谁性，无弱显中性”，这里的“弱”是指盐中的弱碱阳离子或弱酸根离子，“越弱”是指对应的碱或酸的电离程度。
选项 A B C D
碱性 AOH>BOH AOH＜BOH AOH>BOH AOH
由AC溶液pH＝7 电离程度：AOH＝HC
由BC溶液pH<7 电离程度：BOH
综上可知，电离程度：HC＝AOH>HD＝BOH，即酸性：HC>HD，碱性AOH>BOH。
答案： A
1.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： 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CO32－的水解程度大于NaHCO3溶液HCO3－的水解程度，即Na2CO3溶液的碱性大于NaHCO3溶液的碱性，因此pH由大到小的顺序为A项。
答案： A
二、溶液中微粒浓度的比较及三个守恒关系
1．微粒浓度的比较
(1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中：[H＋]>[H2PO4－]>[HPO42－]>[PO43－]。
(2)多元弱酸的正盐溶液，根据弱酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：[Na＋]>[CO32－]>[OH－]>[HCO3－]>[H＋]。
(3)不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。如在相同浓度的下列溶液中①NH4Cl，②CH3COONH4，③NH4HSO4，④(NH4)2SO4，⑤(NH4)2CO3，[NH4＋]由大到小的顺序是：④>⑤>③>①>②。
(4)混合溶液中各离子浓度比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。
①分子的电离程度大于对应离子的水解程度
在0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的电离程度大于NH4＋的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为：
[NH4＋]>[Cl－]>[OH－]>[H＋]。
②分子的电离程度小于对应离子的水解程度
在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的电离程度小于CN－的水解程度，导致溶液呈碱性。溶液中各离子浓度的大小顺序为：[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]。此外：[HCN]>[Na＋]＝0.1 mol·L－1。
2．三个守恒关系
类别 意义 实例
电荷守恒 电解质溶液中阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数 Na2CO3溶液中存在Na＋、CO32－、H＋、OH－、HCO3－、H2CO3和H2O，其中[Na＋]＋[H＋]＝2[CO32－]＋[HCO3－]＋[OH－]
物料守恒 电解质溶液中，某种粒子的初始浓度等于它的各种存在形态的浓度之和 Na2S溶液中n(Na) ＝2n(S)
[Na＋]＝2[S2－]＋2[HS－]＋2[H2S]
质子守恒 任何水溶液中水电离产生的H＋和OH－的物质的量均相等 Na2CO3溶液中[OH－]＝[H＋]＋[HCO3－]＋2[H2CO3]
溶液中比较离子浓度大小的思路：
关于小苏打水溶液的表述正确的是( )
A．[Na＋]＝[HCO3－]＋[CO32－]＋[H2CO3]
B．[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3－]＋[CO32－]＋[OH－]
C．HCO3－的电离程度大于HCO3－的水解程度
D．[Na＋]>[HCO3－]>[CO32－]>[H＋]>[OH－]
思路点拨： 解答本题的关键有以下两点：
(1)找全NaHCO3溶液中存在的所有电离，水解过程，进一步找出溶液中存在的所有微粒。
(2)明确NaHCO3溶液中，HCO3－的电离程度与其水解程度的大小关系。
答案： A
2.用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配成1 L混合溶液，已知其中[CH3COO－]>[Na＋]，对该溶液的下列判断正确的是(双选)( )
A．[H＋]>[OH－]
B．[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.2 mol/L
C．[CH3COOH]>[CH3COO－]
D．[CH3COO－]＋[OH－]＝0.1 mol/L
解析： 由电荷守恒有[CH3COO－]＋[OH－]＝[Na＋]＋[H＋]，因[CH3COO－]>[Na＋]，则[H＋]>[OH－]；且[CH3COO－]＋[OH－]＝[H＋]＋0.1 mol/L>0.1 mol/L。由物料守恒有：[CH3COOH]＋[CH3COO－]＝0.2 mol/L；因[CH3COO－]>[Na＋]＝0.1 mol/L，则[CH3COO－]>[CH3COOH]。
答案： AB
1．(2011·张家港高二质检)甲型H1N1病毒正在全球肆虐，切断它的传播变得非常重要，84消毒液可以杀死此病毒，它的有效成分为NaClO，下列关于此消毒液说法正确的是( )
A．此溶液显中性
B．此溶液呈白色
C．此溶液有强氧化性
D．此溶液中只含一种分子
答案： C
2．(2011·海宁高二质检)25 ℃时，在浓度均为1 mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2SO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中[NH4＋]分别为a、b、c(单位为mol/L)，则下列判断正确的是( )
A．a＝b＝c B．c>a>b
C．b>a>c D．a>c>b
答案： B
3．(2011·巢湖高二质检)已知：HCN是一种弱酸，相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则对同温同体积同浓度的HCN溶液和HClO溶液说法正确的是( )
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： 等物质的量浓度时，NaCN溶液的pH较大，则CN－水解程度大，根据“越弱越水解”的规律，HClO的酸性较强。A项，酸的强弱应为：HCN
4．为了配制NH4＋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NH4NO3
②适量NaCl
③适量氨水
④适量NaOH
A．①② B．②③
C．①③ D．②④
答案： B
5．写出下列盐溶于水后发生水解反应的离子方程式。
(1)CH3COONa_____________________________。
(2)NH4Cl____________________________。
(3)Na2CO3_____________________________。
(4)Al2(SO4)3________________________。
(5)KnA溶液呈碱性：_________________________。
解析： 单个离子的水解程度都很小，要写可逆号，多元弱酸分步水解且以第一步为主，多元弱碱可写一步。第(5)可谓是由感性上升到理性。