3.3.1 盐类的水解（知识解读）-2024-2025学年高二化学同步教学知识解读与分层特训（人教版2019选择性必修1）

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解 第1课时 盐类的水解 课程学习目标 1．通过实验探究，认识盐类水解的原理。 2．能用化学用语正确表示盐类的水解，能通过实验证明盐类水解的存在。 3．结合真实情境中的应用实例，能应用盐类的水解原理判断盐溶液的酸碱性。 4．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。 5．能从盐类水解平衡的角度分析溶液的酸碱性等。 学科核心素养 1．从宏观和微观两个角度认识盐类水解，培养宏观辨识和微观探析能力。 2．运用化学平衡原理分析外界条件对盐类水解的影响，培养变化观念与平衡思想。 3．根据盐类水解的外界因素，设计简单实验进行探究，培养科学探究与创新意识。 【新知学习】 根据酸碱的强弱，将酸与碱生成的盐进行分类： 酸与碱类别 强酸＋强碱 强酸＋弱碱 强碱＋弱酸 弱酸＋弱碱 盐的类型 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 弱酸弱碱盐 举例 NaCl NH4Cl CH3COONa CH3COONH4 Na2CO3属于盐，为何叫纯碱？其水溶液为何呈碱性？ 用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。 盐 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4 pH pH＝7 pH＞7 pH＜7 pH＝7 pH＞7 pH＜7 盐的类型 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 强酸强碱盐 强碱弱酸盐 强酸弱碱盐 酸碱性 中性 碱性 酸性 中性 碱性 酸性 盐溶液的酸碱性：强酸强碱盐的溶液呈中性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性。 盐溶液呈酸碱性的原因 ❶强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－ NaCl＝Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) ❷强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－ NH4Cl＝NH＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 NH与水电离的OH－结合生成弱电解质 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性 理论解释 NH和OH－结合生成弱电解质NH3·H2O， 使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H＋)＞c(OH－) 总离子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ ❸强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 溶液中存在的离子 H2OH＋＋OH－ CH3COONa＝Na＋＋CH3COO－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 CH3COO－与水电离的H＋结合生成弱电解质 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＜c(OH－)，呈碱性 理论解释 CH3COO－和H＋结合生成弱电解质CH3COOH， 使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H＋)＜c(OH－) 总离子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 一．盐类的水解 概念 在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解 实质 生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡 特点 规律 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性 盐类水解的过程： ①电离：盐全部电离成自由移动离子，水微弱电离出H＋和OH－。 ②结合：离子之间通过有效碰撞后，生成难电离的分子或离子。 ③移动：由于形成难电离的分子或离子，使溶液中的c(H＋)或c(OH－)减少，改变原有的水的电离平衡。促使水的电离程度变大。 ④显性：由于水的电离平衡被破坏，致使c(H＋)、c(OH－)不相等，从而使溶液出现酸碱性。 弱酸的酸式盐其水溶液中显酸性或碱性？ 将NaHCO3溶于水，加入酚酞试液，溶液呈浅红色。 解释：在NaHCO3溶液中存在两种平衡——电离平衡：HCO3－H＋＋CO32－，溶液呈酸性；水解平衡：HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，溶液呈碱性。溶液的酸碱性取决于电离平衡与水解平衡的相对大小，由于HCO3－的水解趋势大于其电离趋势，所以NaHCO3溶液呈碱性。 酸式盐的水解： ①中强酸的酸式盐——以电离为主：呈酸性(如HSO3－)。 ②弱酸的酸式盐——以水解为主：呈碱性(如HCO3－)。 【典例1】在氯化铵溶液中，下列关系正确的是 A．c(NH)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-) B．c(Cl-)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH-) C．c(NH)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-) D．c(Cl-)=c(NH)＞c(H+)＞c(OH-) 【答案】B 【详解】 A．因NH4Cl中铵根离子水解可得c(Cl-)＞c(NH)，A错误； B．NH4Cl中铵根离子水解可得c(Cl-)＞c(NH)，铵根离子水解溶液显酸性，则c(H+)＞c(OH-)，离子水解的程度很弱，则c(NH)＞c(H+)，即c(Cl-)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH-)，B正确； C．NH4Cl中铵根离子水解可得c(Cl-)＞c(NH)，铵根离子水解溶液显酸性，则c(H+)＞c(OH-)，C错误； D．NH4Cl中铵根离子水解可得c(Cl-)＞c(NH)，D错误； 故选B。 二．盐类水解方程式的书写 由于酸碱中和反应程度很大，所以盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”，生成易分解的产物如NH3·H2O、H2CO3不写分解产物的形式。 类型 水解程度 举例 溶液的酸碱性 一元弱酸阴离子 一步水解 (微弱) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 碱性 一元弱碱阳离子 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 酸性 多元弱酸阴离子 分步水解 (微弱) CO＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ 碱性 多元弱碱阳离子 分步水解， 一步书写(微弱) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 酸性 【典例2】（2021·巴楚县第一中学高二期中）下列式子属于水解反应，且溶液呈酸性的是 A．HCO＋H2OH3O＋＋CO B．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ C．ClO-＋H2OHClO＋OH- D．H2S＋H2OHS-＋H3O＋ 【答案】B 【详解】 A． 该式子为碳酸氢根在溶液中的电离方程式，不属于水解反应，故A不符合； B． 该式子为Fe3＋在溶液中的水解方程式，属于水解反应，溶液显酸性，故B符合； C． 该式子为次氯酸根在溶液中水解生成次氯酸和氢氧根离子的离子方程式，属于水解反应，溶液显碱性，故C不符合； D． 该式子为氢硫酸在溶液中的电离方程式，不属于水解反应，故D不符合； 故选B。 弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“＝”表示。如Al3＋＋3HCO＝Al(OH)3↓＋3CO2↑。 纯碱通常用来洗涤油污，可你知道吗为何用热的纯碱溶液洗涤效果好？为何同浓度时Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液的强？ 外界条件对盐类水解程度的影响 已知FeCl3发生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： 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，溶液的pH变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 溶液的 酸碱度 加盐酸后，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 温度 升高温度 溶液颜色变深 升高温度，水解平衡正向移动 三．影响盐类水解的主要因素 反应物本身性质 主要由盐的性质所决定的，生成盐的弱酸(或弱碱)越难电离(电离常数越小)，盐的水解程度越大，即越弱越水解 外界因素 浓度 加水稀释可促使平衡向水解的方向移动，盐的水解程度增大 温度 盐的水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大 酸碱性 酸碱能够抑制水解 以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填写外界条件对水解平衡的影响。 条件 移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀， 放出气体 【典例3】向三份0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为 (　　) A．减小、增大、减小　　　 B．增大、减小、减小 C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大 【答案】A 【解析】 CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，加入的NH4NO3和FeCl2水解显酸性，故促进CH3COO－的水解，使其水解平衡正向移动，CH3COO－浓度减小；加入的Na2SO3水解显碱性，故抑制CH3COO－的水解，使其水解平衡逆向移动，CH3COO－浓度增大。 1．FeCl3溶液水解情况受温度的影响： Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋（正反应为吸热反应）对FeCl3溶液进行加热操作，结果如下 条件 常温 加热 沸腾 持续沸腾 蒸干 灼烧 结果 溶液呈酸性 酸性增强 形成胶体 产生沉淀 得到Fe(OH)3固体 Fe2O3 2．设计一个简单的实验方案验证纯碱溶液呈碱性是由CO32－引起的。 取少量纯碱溶液先滴入酚酞溶液(变红)，分成三等份。一份做参照，一份加入BaCl2晶体溶液（红色变浅）， 一份加NaCl晶体溶液（颜色不变） 四．水解常数 1．概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)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)浓度次幂之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)浓度之比是一个常数，该常数叫作水解常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例) CH3COONa溶液中存在如下水解平衡： CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝ ＝ ＝＝(Ka为CH3COOH的电离常数) 因而Ka(或Kb)与Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。 如Na2CO3的水解常数Kh＝； NaHCO3的水解常数Kh＝。 NH4Cl的水解常数Kh＝(Kb为NH3·H2O的电离常数)。 3．水解常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。水解常数只受温度的影响；因水解反应是吸热反应，故水解常数随温度的升高而增大。 【典例4】通过查阅资料获得温度为时有以下数据：是盐的水解平衡常数，在溶液中存在，则。有关上述常数的说法正确的是 A．通过比较上述常数，可得溶液显碱性 B．所有弱电解质的电离常数和难溶电解质的都随温度的升高而增大 C．常温下，在水中的大于在饱和溶液中的 D．一定温度下，在溶液中， 【答案】D 【详解】A．根据谁强显谁性可知，可得溶液水解显酸性，A错误； B．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，B错误； C．电离平衡常数只与温度有关，温度相同电离平衡常数相同，C错误； D．一定温度下，在溶液中水解常数为，则，D正确； 故选D。 【知识进阶】 一．盐类水解的实质和规律 【问题探究】 1．pH均为4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水电离出的c(H＋)相等吗？ 不相等。H2SO4抑制水的电离，NH4Cl能水解，促进水的电离，所以NH4Cl溶液中水的电离程度大。 2．某盐溶液显中性，该盐一定是强酸强碱盐吗？ 不一定。也可能是弱酸弱碱盐，如CH3COONH4溶液显中性。 3．等浓度的醋酸钠的pH小于次氯酸钠溶液的pH，由此能否确定醋酸与次氯酸的酸性强弱？ 由“越弱越水解”可知，等浓度的醋酸钠的水解程度小于次氯酸钠溶液的水解程度，由此确定醋酸的酸性大于次氯酸。 【知识归纳总结】 1．盐类水解的实质： 盐电离→→破坏了水的 电离平衡→水的电离程度增大→溶液呈碱性、酸性或中性。 2．盐类水解的特点： →水解反应是可逆反应 →水解反应是酸碱中和反应的逆反应 →水解反应程度很微弱 3．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。如：碳酸的酸性大于次氯酸，则相同浓度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。 (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。如：碳酸的电离常数Ka1小于NH3·H2O的电离常数Kb，故NH4HCO3溶液显碱性。 (5)“同强显中性”——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液显中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液显中性。 4．盐类水解程度大小比较规律 (1)组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根离子水解使溶液显碱性。 (2)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。 (3)多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度时，CO比HCO的水解程度大。 (4)水解程度：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。 如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 2． 盐类水解的影响因素 【问题探究】 1．Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。 产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2OHSO＋OH－，加入BaCl2后， Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)减小，SO水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。 2．MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？ 溶液中存在Fe3＋＋H2OFe(OH)3＋3H＋，加入MgO，MgO和H＋反应，使c(H＋)减小，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。 3．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。 NH4Cl溶液中发生水解NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、加入镁条发生Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2O===NH3↑＋H2O，产生NH3。 【知识归纳总结】 1．内因： 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因： 因素 水解平衡 水解程度 水解产生 离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其 他盐 水解形式 相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式 相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 【效果检测】 1．下列粒子能影响水的电离平衡，且能使水的电离平衡向右移动的是 A．CH3COOH B．OH- C．CO D．Cl- 【答案】C 【详解】A．醋酸电离得到氢离子，增大了氢离子浓度，抑制了水电离，水的电离平衡向左移动，A错误； B．增大OH-的浓度，抑制了水电离，水的电离平衡向左移动，B错误； C．CO水解，促进了水电离，水的电离向右移动，C正确； D．Cl-不水解不电离，不影响水的电离，D错误； 故选C。 2．下列有关pH=11的氨水和pH=11的碳酸钠溶液中水的电离程度的比较正确的是 A．前者大于后者 B．前者等于后者 C．前者小于后者 D．无法确定 【答案】C 【详解】水的电离方程式为：H2O=H++OH-，加入酸或碱后，增大氢离子或氢氧根离子浓度导致水的电离平衡向逆反应方向移动，即抑制水的电离；加入含有弱根离子的盐后，弱根离子和氢离子或氢氧根离子生成弱电解质，从而能促进水的电离，所以加入氨水能抑制水的电离，加入碳酸钠能促进水的电离，故选答案C。 3．下列有关化学用语表示正确的是 A．电离： B．水解： C．泡沫灭火器制作原理： D．硫酸氢钠熔融状态下可发生电离： 【答案】C 【详解】A．是多元弱酸，分步电离，其电离方程式为：、，故A错误； B． 是电离方程式，水解方程式为，故B错误； C．泡沫灭火器是碳酸氢钠和硫酸铝混合，二者发生双水解反应，其制作原理：，故C正确； D．硫酸氢钠熔融状态下只破坏离子键，不破坏共价键，其电离方程式为，故D错误； 综上所述，答案为C。 4．下列过程或现象与盐类的水解无关的是 A．加热氯化铁溶液的颜色变深 B．CaCO3的饱和溶液pH约为9.3 C．0.1mol/LAlCl3溶液中c(Al3+)＜0.1mol/L D．NaHCO3做发酵粉时加入柠檬酸后效果更好 【答案】D 【详解】A．加热可促进铁离子水解，则颜色加深与水解有关，故A错误； B．饱和溶液中碳酸根离子水解显碱性，pH约为9.3与水解有关，故B错误； C． 0.1mol/LAlCl3溶液中c(Al3+)＜0.1mol/L是因为Al3+的水解消耗了部分Al3+，与水解有关，故C错误； D．柠檬酸与NaHCO3反应生成二氧化碳气体，与水解无关，故D正确； 故答案选D。 5．将稀氨水与等体积、等浓度的盐酸混合，所得溶液中相关离子浓度的关系错误的是 A． B． C． D． 【答案】A 【详解】稀氨水与等体积、等浓度的盐酸混合，得到的溶质为氯化铵，铵根在溶液中会发生水解，方程式为：，则溶液显酸性，即，铵根在溶液中会发生水解的程度很小，则溶液中相关离子浓度大小为：，答案选A。 6．已知25℃时，醋酸、碳酸、氢氰酸的电离平衡常数如表，下列分析错误的是 、 A．溶液中离子浓度的关系为： B．等浓度的四种溶液，pH由大到小的顺序为： C．向NaCN溶液中通入少量，反应的离子方程式为： D．10mL的盐酸与醋酸溶液分别加水稀释至1000mL，稀释后溶液的pH，前者大于后者 【答案】C 【分析】根据电离常数得到酸的强弱顺序为＞＞＞。 【详解】A．溶液中水解大于电离，溶液显碱性，因此离子浓度的关系为：，故A正确； B．等浓度的四种溶液，根据越弱越水解，碱性更强，因此pH由大到小的顺序为：，故B正确； C．向NaCN溶液中通入少量，由于＞，则反应的离子方程式为：，故C错误； D．10mL的盐酸与醋酸溶液分别加水稀释至1000mL，由于醋酸稀释过程中又电离，因此稀释后醋酸中氢离子浓度大于盐酸中氢离子浓度，则稀释后溶液的pH，前者大于后者，故D正确。 综上所述，答案为C。 7．25 ℃时，某氯化铵溶液的pH=4，下列叙述中不正确的是 A．溶液中的c(OH－)=1×10－10 mol·L－1 B．溶液中的c(Cl－)>>c(H＋)>c(OH－) C．溶液中的c(H＋)＋=c(Cl－)＋c(OH－) D．溶液中的c(NH3·H2O)= 【答案】D 【详解】A．NH4Cl溶液pH = 4，c(H+)=10-4mol/L，由于在25℃时Kw=10-14，所以溶液中的 c(OH－) ==1×10－10 mol/L，A正确； B．NH4Cl是强酸弱碱盐，弱碱根NH离子发生水解反应而消耗，所以c(Cl－) ＞c(NH)；弱碱根NH离子发生水解反应消耗水电离产生的OH－，使水的电离平衡被破坏，水继续电离，当最终达到电离平衡时，c(H+)＞c(OH－)。盐水解的程度是很微弱的，因此c(NH)＞c(H+)。故整个溶液中离子浓度关系为c(Cl－)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH－)，B正确； C．根据电荷守恒可知溶液中的c(H+) + c(NH) = c(Cl－) + c(OH－)，C正确； D．在溶液中NH3·H2O 是盐水解产生的，而NH是盐电离产生的。在溶液中盐水解的程度是很微弱的，因此c(NH3·H2O) <<c(NH4+)，D错误； 故选D。 8．在pH=1的无色透明溶液中能大量共存的离子组是 A．Al3+、Cl-、Na+、S2- B．Fe2+、Na+、NO、SO C．Mg2+、NH、NO、Cl- D．Ba2+、K+、CO、Cl- 【答案】C 【详解】A．pH=1的溶液中有大量H+，Al3+和S2-会发生双水解生成氢氧化铝沉淀和硫化氢，H+和S2-会反应生成硫化氢，不能大量共存，A错误； B．含有Fe2+的溶液为浅绿色，不能在无色溶液中大量存在，且酸性条件下，Fe2+会和NO发生氧化还原反应，不能大量共存，B错误； C．四种离子在强酸性的无色透明溶液中均可大量存在，C正确； D．强酸性溶液中，H+和CO会反应生成二氧化碳和水，且Ba2+和CO会反应生成碳酸钡沉淀，不能大量共存，D错误； 答案选C。 9．一定条件下，溶液中存在平衡：。下列说法错误的是 A．加入固体，溶液增大 B．通入，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，增大 D．加水稀释，浓度减小，平衡常数变小 【答案】D 【详解】A．加入氢氧化钠固体，溶液中氢氧根离子浓度增大，溶液pH增大，A正确； B．通入二氧化碳气体，二氧化碳与氢氧根离子反应，溶液中氢氧根离子浓度减小，平衡向正反应方向移动，B正确； C．水解反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，增大，C正确； D．稀释时，氢氧根离子浓度减小，但由于温度不变，所以平衡常数不变，D错误； 故选D。 10．室温时，下列操作能使浓度均为0.01mol·L-1的①CH3COOH溶液②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)都增大的是 A．升高温度 B．加水稀释 C．加入少量硫酸 D．加入少量NaOH固体 【答案】D 【详解】A．升高温度促进电离和水解，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)增大，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)减小，故A不符合题意； B．加水稀释虽然能促进电离和水解，但溶液稀释的倍数大于电离的倍数，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)减小，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)减小，故B不符合题意； C．加入少量硫酸，氢离子浓度增大，抑制①CH3COOH电离，促进②CH3COONa溶液的水解，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)减小，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)增大，故C不符合题意；     D．加入少量NaOH固体，促进①CH3COOH电离，抑制②CH3COONa溶液的水解，所以c(CH3COO-)都增大，故D符合题意； 故答案：D。 11．0.1mol/L溶液中，由于的水解，使得。如果要使更接近于0.1mol/L，可采取的措施是 A．加入少量氢氧化钠 B．加入少量水 C．加入少量盐酸 D．加热 【答案】C 【分析】如果要使更接近于0.1mol/L，需要抑制铵根离子水解，并且加入的物质和铵根离子之间不反应即可，根据水解平衡的移动影响因素来回答。 【详解】A．加入氢氧化钠，会消耗铵根离子，使得铵根离子浓度更小于，故A错误； B．加水稀释会导致溶液中铵根离子浓度减小，故B错误； C．加入盐酸会抑制铵根离子水解，能使更接近于0.1mol/L，故C正确； D．加热会促进铵根离子水解，导致溶液中铵根离子浓度减小，故D错误； 答案选C。 12．为配制NH的浓度与的浓度比为1∶1的溶液，可在溶液中加入 ①适量的HCl  ②适量的NaCl  ③适量的 ④适量的NaOH A．①② B．③ C．③④ D．④ 【答案】B 【分析】氯化铵是强酸弱碱盐，由于水解，导致溶液中c()＜c(Cl－)，溶液呈酸性，为了配制与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，需增加铵根离子浓度或减少溶液中氯离子的浓度。 【详解】①加入适量的HCl，溶液中氯离子浓度增大，则溶液中c()＜c(Cl－)，故①不符合题意； ②加入适量的NaCl，溶液中氯离子的浓度增加，铵根离子浓度不变，因此c()＜c(Cl－)，故②不符合题意； ③加入适量，增加溶液中铵根离子的浓度，并保持氯离子浓度不变，故③符合题意； ④加入适量NaOH，会发生反应：+OH－=NH3∙H2O，越来越少，氯离子浓度不变，导致c()＜c(Cl－)，故④不符合题意； 答案选B。 13．一定条件下，CH3COONa溶液中下列说法正确的是 A．加入冰醋酸，增大 B．通入HCl，平衡正向移动，溶液pH增大 C．加入NaOH固体，平衡正向移动，pH减小 D．稀释溶液，平衡正向移动，增大 【答案】A 【详解】A．=，加入冰醋酸，Ka不变，氢离子浓度增大，所以该比值增大，A正确； B．溶液中存在水解平衡CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，通入HCl，消耗氢氧根，平衡正向移动，HCl会电离出大量氢离子，溶液pH会减小，B错误； C．NaOH可以电离出大量氢氧根，平衡逆向移动，溶液碱性增强，pH增大，C错误； D．稀释溶液，促进水解，平衡正向移动，即水解平衡常数，只与温度有关，温度不变则该值不变，D错误； 综上所述答案为A。 14．在0.1mol/LFeCl3溶液中存在Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+的水解平衡，下列说法中正确的是 A．加FeCl3固体，平衡正向移动，水解程度增大 B．稍微加热，促进水解，c(H+)增大，pH减小 C．加NaOH固体，与铁离子反应，平衡逆向移动 D．通入HCl气体，平衡逆向移动，铁离子水解常数减小 【答案】B 【详解】A．加FeCl3固体，平衡正向移动，但由于溶液浓度增大，所以水解程度减小，故A错误； B．盐的水解一般是吸热的，微热，水解平衡正向移动，c(H+)增大，pH减小，故B正确； C．加NaOH固体，OH-与H+反应，平衡正向移动，故C错误； D．通入HCl气体，c(H+)增大，平衡逆向移动，但水解常数只与温度有关，铁离子的水解常数不变，故D错误； 故选B。 15．在25℃条件下，将的溶液加水稀释过程中，下列说法正确的是 A．能使的水解常数增大 B．溶液中不变 C．能使溶液中增大 D．此过程中，溶液中所有离子浓度均减小 【答案】B 【详解】A．水解常数只受温度影响，不会改变，错误； B．溶液中=不变，正确； C．加水稀释过程中，铵根离子水解程度变大，导致溶液中减小，错误； D．此过程中，=不变，稀释过程中溶液氢离子浓度减小，则氢氧根离子浓度变大，错误。 故选B。 16．请你设计实验探究促进或抑制水解的条件，了解影响盐类水解程度的因素。 可供选择的仪器、用品和试剂：烧杯、试管、玻璃棒、胶头滴管、量筒、酒精灯、计、试纸；1 mol∙L−1盐酸、氯化氢气体、1 mol∙L−1氢氧化钠溶液、1 mol∙L−1氯化铁溶液、蒸馏水。 完成下列探究过程： (1)写出水解的离子方程式：_______。 (2)针对影响水解的因素提出假设： 假设1：溶液的酸碱性； 假设2：_______； 假设3：_______。 (3)基于以上3个假设，设计出实验方案，将实验操作、预期现象和结论填在下表中。 步骤编号 实验操作 预期现象和结论 ① _______ _______ ② _______ _______ ③ _______ _______ 【答案】(1) (2)     氯化铁溶液的浓度     溶液的温度 (3)     在试管中加入2mL 1 mol∙L−1氯化铁溶液，观察溶液颜色，加热一段时间     加热后溶液颜色变深，说明升温促进氯化铁水解     在①溶液中通入气体     ①中溶液颜色变浅，说明加入酸使水解平衡左移，酸抑制氯化铁水解     用量筒量取10mL 1 mol∙L−1氯化铁溶液于烧杯中，用计测出，另取蒸馏水加入烧杯中，充分搅拌，再用计测出 (忽略溶液总体积变化)     前后测得之差小于1，说明加水稀释后，的水解平衡右移，生成更多的，故增大氯化铁溶液的浓度，不利于其水解 【解析】（1） 氯化铁是强酸弱碱盐，能水解生成氢氧化铁和，所以其水解的离子方程式为；故答案为：。 （2） 影响盐类水解的因素有溶液的浓度、溶液的温度和溶液的酸碱性等；故答案为：氯化铁溶液的浓度；溶液的温度。 （3） ①给溶液加热，观察溶液颜色的变化，如果溶液颜色变深，说明升高温度能促进氯化铁的水解；故答案为：在试管中加入2mL 1 mol∙L−1氯化铁溶液，观察溶液颜色，加热一段时间；加热后溶液颜色变深，说明升温促进氯化铁水解。 ②向溶液中通入氯化氢气体，氯化氢溶于水后电离出自由移动的氢离子，如果溶液颜色变浅，说明加入酸能抑制氯化铁水解；故答案为：在①溶液中通入气体；①中溶液颜色变浅，说明加入酸使水解平衡左移，酸抑制氯化铁水解。 ③用量筒量取10mL 1 mol∙L−1氯化铁溶液于烧杯中，用计测出，另取蒸馏水加入烧杯，充分搅拌，再用计测出，如果前后测得之差小于1，说明加水稀释后平衡右移，生成了更多的，故增大氯化铁溶液的浓度，不利于其水解；故答案为：用量筒量取10mL 1 mol∙L−1氯化铁溶液于烧杯中，用计测出，另取蒸馏水加入烧杯中，充分搅拌，再用计测出 (忽略溶液总体积变化)；前后测得之差小于1，说明加水稀释后，的水解平衡右移，生成更多的，故增大氯化铁溶液的浓度，不利于其水解。 17．现有下列电解质溶液： ①②③④⑤⑥⑦ (1)溶液呈___________(填“酸性”“碱性”或“中性”)，其原因是___________(用离子方程式表示)。 (2)上述六种电解质溶液中，既能与盐酸反应又能与烧碱溶液反应的是___________(填序号)。 (3)写出⑤与足量溶液混合加热的离子方程式：___________。 (4)常温下，物质的量浓度均为的④、⑥、⑦三种溶液，溶液中由大到小的顺序为：___________>___________>___________(填序号)。 (5)已知：，。常温下，溶液中的pH___________7(填“>”“=”或“<”)，理由是___________。 (6)已知能定量完成反应：，。相同温度下，相同物质的量浓度的①②③④四种溶液的由大到小的顺序为：___________(填序号)。 【答案】(1)     碱性     (2)②④⑤ (3) (4)     ⑥     ④     ⑦ (5)     =     和的电离常数相等，和的水解常数(或水解程度相同)，故溶液的 (6)④>②>①>③ 【解析】（1） 溶液中碳酸根发生水解反应，结合水中氢离子，导致氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性，水解反应方程式为； （2） 电离出HCO既与酸反应，也与碱反应，电离出CH3COO-与酸会反应、NH与碱反应，电离出NH与碱反应、HCO既与酸反应又与碱反应，则既能与盐酸反应又能与烧碱溶液反应的是：②④⑤； （3） NH4HCO3与足量NaOH溶液混合加热产生氨气，反应的离子方程式为； （4） 浓度均为0.1mol/L三种溶液中，先不考虑水解，是弱碱，电离出的铵根离子浓度最小，中醋酸根离子水解促进铵根离子水解，正常发生水解，则由大到小的顺序为：⑥＞④＞⑦； （5） 和的电离常数相等，和的水解常数(或水解程度相同)，故溶液的； （6） 由，可得酸性：H2S>HR>HS->HZ，弱酸的酸性越弱，其组成盐发生水解的程度越大，溶液碱性越强，pH值越大，则pH：④>②>①>③。 18．已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如表： 化学式 电离常数 (1)常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是 。(填序号) (2)向足量的次氯酸钠中通入少量的二氧化碳的离子方程式 。 (3)室温下，经测定溶液，则 (填“＞”、“=”、“＜”)。 (4)时，将的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，则溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示的电离平衡常数 。 (5)将含的烟气通入该氨水中，当溶液显中性时，溶液中 。 【答案】(1)①＞②＞③ (2) (3)＞ (4) 中 (5)0.6 【详解】（1）由HF、HClO、的电离常数，可得出三者的水解常数关系Kh(F-)＜Kh(ClO-)＜Kh()，水解常数越小，生成相同c(OH-)所需的盐的浓度越大，则常温下，pH相同的三种溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是①＞②＞③。 （2）向足量的次氯酸钠中通入少量的二氧化碳，由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，所以只能生成NaHCO3等，离子方程式为。 （3）室温下，经测定溶液，表明Ka()＞Kh()，则＞。 （4）时，将的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，依据电荷守恒，可得出c(H+)=c(OH-)，则溶液显中性；的氨水与的盐酸等体积混合所得溶液中，= mol∙L-1，c()=mol∙L-1，c(OH-)= 1×10-7mol∙L-1，则用含a的代数式表示的电离平衡常数==。 （5）将含SO2的烟气通入该氨水中，当溶液显中性时，Ka2(H2SO3)== 6.0×10-8，则溶液中==0.6。 ( 1 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $$