专题09 弱电解质的电离 盐类的水解（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（鲁科版2019）

专题9 弱电解质的电离 盐类的水解 考点01 弱电解质的电离平衡 考点02 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 考点03 一元强酸与一元弱酸的比较 考点04 盐类水解的原理 考点05 盐类水解离子方程式的书写 考点06 水解平衡的移动的影响因素 考点07 盐类水解的应用 考点08 盐溶液“蒸干”问题 考点09 溶液中离子浓度大小关系及应用 考点10 溶液中离子浓度大小关系及应用 ▉考点01 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：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。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的 c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。 【特别提醒】温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。 3．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数不同，说明电离常数首先由物质的本性所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与温度有关，由于电离为吸热过程，所以电离平衡常数随温度升高而增大。 4．电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH 　　　　　　 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/(mol·L－1) a 0 0 变化浓度/(mol·L－1) x x x 平衡浓度/(mol·L－1) a－x x x 则Ka＝＝≈。 注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为 a mol·L－1。 5．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 ▉考点02 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 1．弱电解质电离平衡 (1)弱电解质的电离平衡 ①概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。 ②特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。 (2)内因：由弱电解质本身的性质决定的。 (3)外因 因素 影响结果 温度 升高温度，电离平衡正向移动 浓度 加水稀释，电离平衡正向移动 外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动(同离子效应) 加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动 微点拨：弱电解质电离遵循“越稀越电离，越热越电离”的规律。 2．电离平衡的影响因素 实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(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 加入其他物质 CH3COONa 固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强 通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强 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 【易错警示】电离平衡认识误区 (1)弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在。 (2)对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变。 (3)电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。 (4)多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用。 (5)弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。 ▉考点03 一元强酸与一元弱酸的比较 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 项目 c平(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c平(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 c平(H＋) c平(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c平(H＋) 一元强酸 相同 小 小 少 相同 相同 一元弱酸 大 大 多 ▉考点04盐类水解的原理 1．探究不同盐溶液的pH及原因(25 ℃时) 盐 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl Al2(SO4)3 KNO3 溶液的pH >7 >7 ＝7 <7 <7 ＝7 溶液中存 在的微粒 CH3COO－、 Na＋、H＋、 OH－ CO、Na＋、 H＋、OH－、HCO Na＋、Cl－、 H＋、OH－ NH、Cl－、 H＋、OH－ Al3＋、SO、 H＋、OH－ K＋、NO、 H＋、OH－ 可能发生相互作用微粒 CH3COO－、H＋ CO、 H＋、HCO — NH、OH－ Al3＋、 OH－ — 溶液酸碱 性的原因 弱酸根或弱碱阳离子结合了水电离产生的H＋或OH－，破坏了水的电离平衡，使溶液中的c平(H＋)与c平(OH－)不等。 2．盐类水解的原理 (1)盐类的水解定义：在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程。 (2)盐类的水解实质 (3)盐类水解的四个特征 ①可逆：水解反应一般是可逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。 ②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。 ③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。 ④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。 (4)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时) 盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7 强碱弱酸盐 弱酸根阴离子 弱碱性，pH＞7 强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7 弱酸弱碱盐 弱酸根阴离子、弱碱阳离子 谁强显谁性 (5)水解反应的表示方法 盐的离子＋水弱酸(弱碱)＋OH－(H＋) 如NH4NO3的水解反应离子方程式写为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋；KF的水解反应离子方程式写 为F－＋H2OHF＋OH－。 3.水解平衡常数(Kh) 以CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－为例 Kh＝。 【特别提醒】水解常数与其他平衡常数一样，只受温度影响。 ▉考点05 盐类水解的规律及其离子方程式的书写 1．盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根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”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，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．盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。 (2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 (3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 ▉考点06 水解平衡的移动的影响因素 1．水解平衡的移动的影响因素 (1)内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 (2)外因 ①温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。 ②浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。 ③外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。 ④两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 【易错提醒】电离平衡、水解平衡、化学平衡均遵循勒·夏特列原理。 2. 影响水解平衡的移动的实例分析 以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0 移动方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度 加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大 加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大 加醋酸 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小 加醋酸钠 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小 加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小 加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大 ▉考点07 盐类水解的应用 1．在科学研究中的应用 应用 实验 配制易水 解的盐溶液　 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度 制备某些 胶体 利用水解原理制备胶体，如向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 保存碱性 溶液 Na2CO3、Na2S等溶液水解显碱性，因碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应，所以保存时不能使用磨口玻璃塞，应用带橡胶塞的试剂瓶保存 制备某些 无水盐　 若将某些挥发性酸对应的盐，如AlCl3、FeCl3蒸干时，得不到无水盐，原因是在加热过程中，HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3或Fe(OH)3，加热Al(OH)3、Fe(OH)3继续分解得到Al2O3、Fe2O3。所以上述晶体只有在HCl气流中加热才能得到 判断离子 是否共存 常见的因强烈水解而不能大量共存的离子：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－；NH与[Al(OH)4]－、SiO　 混合盐溶 液中的除 杂和提纯 ①采用加热法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金属离子，如除去KNO3溶液中的Fe3＋； ②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去，可表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O 2.在工农业生产和生活中的应用 应用 实例 明矾或FeCl3可作净水剂 利用Al3＋、Fe3＋水解产生的胶体，其表面积大，能够吸附水中的悬浮物形成沉淀而起到净水的作用。硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作净水剂。 用热的纯碱去污效果更好 CO＋H2OHCO＋OH－，水解反应为吸热反应，加热平衡右移，溶液的碱性增强，去污效果更好 泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，两者混合时，发生相互促进的水解反应，直至水解完全：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭 用盐溶液除锈 用NH4Cl溶液可除去金属表面的氧化膜：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解 ▉考点08 盐溶液“蒸干”问题 1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质， 如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。 2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。 4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。 5．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。 6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。 7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。 ▉考点09 溶液中离子浓度大小关系及应用 1.电解质溶液中的三个守恒关系 (1)电荷守恒关系 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如Na2SO3溶液中存在着Na＋、SO、H＋、OH－、HSO，它们存在如下关系： c平(Na＋)＋c平(H＋)＝2c平(SO)＋c平(HSO)＋c平(OH－)。 (2)物料守恒关系 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如Na2SO3溶液中SO能水解，故硫元素以SO、HSO、H2SO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为 c平(Na＋)＝2c平(SO)＋2c平(HSO)＋2c平(H2SO3)。 (3)质子守恒关系 质子守恒是指电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H＋的转移，在转移时，失去H＋的物质的量与得到H＋的物质的量是相等的。如Na2SO3溶液中有关系式：c平(OH－)＝c平(H＋)＋c平(HSO)＋2c平(H2SO3)。 2.离子浓度大小比较的方法 (1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中：c平(H＋)>c平(H2PO)>c平(HPO)>c平(PO)。 (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：c平(Na＋)>c平(CO)>c平(OH－)>c平(HCO)>c平(H＋)。 (3)混合溶液中各离子浓度的比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。 ①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH、CH3COOH和CH3COO－、HSO。如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NH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c平(NH)>c平(Cl－)>c平(OH－)>c平(H＋)。 ②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO和CO、HCO。 如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c平(Na＋)＞c平(CN－)＞c平(OH－)＞c平(H＋)。 【易错警示】根据离子浓度守恒关系判断大小问题，要抓住一个原理、两类平衡、三种守恒进行分析，即化学平衡移动原理，电离平衡和水解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒。若是“＝”考虑三种守恒，若是“>”或“<”可考虑弱电解质的电离或盐类的水解。 1．下列电离方程式中正确的是 A．NaHSO4溶于水：NaHSO4⇌Na++H++SO B．次氯酸电离：HClO=ClO-+H+ C．熔融态的： D．的水溶液： 【答案】C 【解析】A．NaHSO4溶于水完全电离：，A错误； B．次氯酸为弱酸，部分电离：，B错误； C．熔融态的，完全电离，所给电离方程式正确，C正确； D．为多元弱酸分步电离：，D错误；故选C。 2．下列物质的用途或事实与盐类的水解无关的是 A．粗盐因含CaCl2在空气中易潮解 B．用明矾净水 C．配制AgNO3溶液时，将AgNO3溶于较浓的HNO3中，再加水稀释 D．用MgCl26H2O制取无水MgCl2，需在HCl气流中加热 【答案】A 【解析】A．CaCl2在不能水解，氯化钙与水结合生成水合物，则粗盐潮解与盐类水解无关，A符合题意； B．明矾用于净水是由于Al3+水解产生Al(OH)3胶体，使悬浊物沉降，可以净水，B不符合题意； C．Ag+水解产生AgOH，故将AgNO3溶于较浓的HNO3中，抑制水解，C不符合题意； D．Mg2+在水中会水解，加热会促进Mg2+的水解，故由制取无水固体时，需在HCl气流中蒸发，抑制Mg2+的水解，D不符合题意；故选A。 3．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】A．Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO是氯气与水反应的离子方程式，故A不选； B．NH＋2H2ONH3·H2O＋H3O＋是铵根离子水解的离子方程式，故B选； C．HS－＋H＋=H2S是硫氢化物与酸反应生成硫化氢的离子方程式，故C不选； D．HCO＋H2OH3O＋＋CO是碳酸氢根的电离方程式，故D不选；故选B。 4．下列有关盐酸和醋酸的说法中正确的是 A．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液中加入等物质的量的NaOH，当醋酸溶液中性时，盐酸溶液呈酸性 B．向pH相同，体积相同的两种酸溶液中加入足量的铁屑充分反应，盐酸反应快，醋酸产生多 C．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液中均加入等体积、等浓度的NaCl溶液，两溶液pH均减小 D．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液加水稀释相同的倍数，醋酸pH变化大 【答案】A 【解析】A．乙酸钠是强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，要使混合溶液呈中性，则氢氧化钠应该稍微少量，故向浓度相同，体积相同的两种酸溶液中加入等物质的量的NaOH，当醋酸溶液中性时，盐酸溶液呈酸性，A正确； B．氯化氢为强酸，完全电离，醋酸为弱酸，部分电离，故pH相同时，醋酸浓度大，向pH相同，体积相同的两种酸溶液中加入足量的铁屑充分反应，醋酸的电离平衡正移，故醋酸反应快，醋酸产生H2多，B错误； C．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液中均加入等体积、等浓度的NaCl溶液，相当于对盐酸和醋酸溶液进行了稀释，两溶液pH均增大，C错误； D．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液加水稀释相同的倍数，醋酸的电离平衡正移，pH变化小，D错误； 故选A。 5．下列说法正确的是 A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大 D．的电离常数表达式为 【答案】B 【解析】A．对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数是温度的函数，只与温度有关，与溶液浓度无关，故A错误； B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱，电解质越弱电离平衡常数越小，故B正确； C．酸溶液中既跟酸的电离常数有关，也跟酸溶液的浓度有关，大的酸溶液中不一定比小的酸溶液中的大，故C错误； D．碳酸是分步电离的，第一步电离常数的表达式为，第二步电离常数的表达式为，故D错误；故选B。 6．硝酸亚铁是一种重要的化学试剂，可用于印染业，也可用作医药治疗缺铁性贫血。其稀溶液中存在以下平衡：。下列说法错误的是 A．该水解常数表达式为： B．加水稀释，平衡右移，溶液颜色变浅 C．滴加浓盐酸，平衡左移，溶液绿色加深 D．升高温度，硝酸亚铁水解程度增大 【答案】C 【解析】A．稀溶液中H2O的浓度为常量，不写入平衡常数表达式，而Fe(OH)2不是沉淀，浓度不为定值，应写入表达式，故A正确； B．加水稀释，c(Fe2+)、c[Fe(OH)2]和c(H+)均减小，浓度商减小，故平衡右移，溶液颜色变浅，故B正确； C．加浓盐酸，强酸性时将Fe2+氧化成Fe3+，溶液变为黄色，故C错误； D．水解为吸热反应，升高温度，水解平衡右移，水解程度增大，故D正确；故选C。 7．要使溶液中的更接近，可以采取的措施是 A．通入 B．通入 C．加入适量NaOH固体 D．加热 【答案】C 【分析】亚硫酸钠是强碱弱酸盐，亚硫酸根离子在溶液中水解使溶液呈碱性，0.1mol/L亚硫酸钠溶液中亚硫酸根离子的浓度小于0.1mol/L。 【解析】A．向0.1mol/L亚硫酸钠溶液中通入氧气，氧气会将亚硫酸钠氧化为硫酸钠，溶液中亚硫酸根离子浓度减小，不可能接近0.1mol/L，故A错误； B．向0.1mol/L亚硫酸钠溶液中通入二氧化硫，二氧化硫与亚硫酸钠溶液反应生成亚硫酸氢钠，溶液中亚硫酸根离子浓度减小，不可能接近0.1mol/L，故B错误； C．亚硫酸根离子在溶液中水解使溶液呈碱性，向溶液中加入适量氢氧化钠，溶液中氢氧根离子浓度增大，水解平衡向正反应方向移动，溶液中亚硫酸根离子浓度增大，可能接近0.1mol/L，故C正确；； D．亚硫酸根离子在溶液中的水解反应是吸热反应，加热升高温度，平衡向正反应方向移动，溶液中亚硫酸根离子浓度减小，不可能接近0.1mol/L，故D错误；故选C。 8．常温下，将0.1的HCN溶液加水稀释至0.01的过程中，下列始终保持增大的是(不考虑稀释过程中溶液温度的变化) A． B． C． D．溶液中碳元素的质量 【答案】B 【分析】HCN溶液存在电离平衡，加水稀释，电离平衡正向移动，但溶液的体积增大，因此c(HCN)、、均变小，则变大，据此分析。 【解析】A．由分析可知，变小，A不合题意； B．根据电荷守恒：，则==，由分析可知，变大，变小，则变大，即变大，B符合题意； C．只和温度有关，温度不变，不变，C不合题意； D．根据质量守恒定律，碳元素质量不变，D不合题意；故选B。 9．常温下，下列叙述能证明一元酸HR为弱酸的是 A． B．不能使无色酚酞变色 C．0.1 HR溶液中， D．与足量的碳酸钠溶液反应，无气体产生 【答案】C 【解析】A．只能说明HR的溶液呈酸性，不能证明HR为弱酸，A错误； B．不能使无色酚酞变色说明其水溶液不呈碱性，无法证明HR为弱酸，B错误； C．0.1 HR溶液中，说明HR只能部分电离，则HR为弱酸，C正确； D．与足量的碳酸钠溶液反应，无气体产生只能说明HR的酸性比碳酸弱，无法确定性的证明HR为弱酸，D错误；故选C。 10．下列事实中，不能说明氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是 A．氢硫酸不能与溶液反应，而亚硫酸能与溶液反应 B．相同条件下，相同浓度的氢硫酸的导电能力低于亚硫酸的导电能力 C．室温时，浓度均为的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1 D．将硫化氢气体通入亚硫酸溶液中，溶液中有黄色浑浊产生 【答案】D 【解析】A．能和反应放出，说明酸性：，而不能和反应，说明酸性：，则有酸性：，能说明氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱，A不符合题意； B．均为二元酸，同浓度时，导电能力强，说明溶液中可自由移动的离子浓度大，即电离程度大，酸性强，能说明氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱，B不符合题意； C．同浓度时，溶液的pH比的pH小，说明的电离程度比强，的酸性强，能说明氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱，C不符合题意； D．将硫化氢气体通入亚硫酸溶液中，二者反应产生单质硫，溶液中有黄色浑浊产生，说明亚硫酸具有氧化性，硫化氢具有还原性，与二者酸性强弱无关，D符合题意；故选D。 11．在0.1mol/L NH3·H2O溶液中存在如下电离平衡：NH3·H2O+OH−。对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入水时，平衡向逆反应方向移动 B．温度升高，平衡向正反应方向移动 C．加入少量0.1mol/L 氢氧化钠溶液，溶液中c(OH−)减小 D．加入少量NH4Cl固体，平衡向正反应方向移动 【答案】B 【解析】A．加入水时，溶液体积增大，离子浓度减小，平衡正向移动，A错误； B．一水合氨的电离是吸热反应，故温度升高，平衡向正反应方向移动，B正确； C．加入少量0.1mol/L 氢氧化钠溶液，溶液中c(OH−)增大，导致电离平衡逆向移动，根据勒夏特列原理可知，溶液中c(OH−)增大，C错误； D．加入少量NH4Cl固体，导致溶液中铵根离子浓度增大，上述平衡向逆反应方向移动，D错误；故选B。 12．时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 电离平衡常数 下列说法错误的是 A．第二步电离的电离平衡常数表达式 B．三种酸的酸性强弱关系为： C．将醋酸滴入溶液中，可发生反应： D．少量通入溶液中，主要发生的反应： 【答案】D 【解析】A．第二步电离的方程式为：；电离平衡常数表达式，A正确； B．酸的电离平衡常数越大，该酸电离程度越大，其酸性越强，根据表中数据知，酸的电离程度大小顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，所以酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，B正确； C．因为酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，将醋酸滴入溶液中，可发生强酸制弱酸的反应，离子方程式为：，C正确； D．因为酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞，少量通入溶液中，产物应该为碳酸氢根，离子方程式为：，D错误； 答案选D。 13．向稀氨水中分别加入①蒸馏水、②NH3、③NH4Cl(s)，并维持室温，相关判断正确的是 A．加入①之后，的电离平衡得到促进，减小 B．加入②之后，的电离平衡正向移动，电离程度增大 C．加入③之后，增大，维持不变 D．升高温度，的电离平衡得到促进，减小 【答案】C 【解析】A．加入蒸馏水之后，氨水的电离平衡得到促进，c(OH-)减小，电离常数不变，，增大，A错误； B．通入氨气之后，氨水的电离平衡正移，NH3·H2O的电离程度减小，B错误； C．加入固体氯化铵之后，铵根离子浓度增大，氨水的电离平衡逆移，增大，，温度不变，比值维持不变，C正确； D．电离吸热，升高温度，的电离平衡得到促进，增大，D错误； 故选C。 14．用某化学兴趣小组同学通过测量氯化铵溶液的pH在实验前后的变化，探究影响盐类水解的因素，根据实验现象和原理，下列对水解程度判断正确的是 选项 实验 pH变化 水解程度 A 加入氯化铵固体 减小 增大 B 加热氯化铵溶液 减小 减小 C 加入醋酸钠固体 增大 增大 D 加入NaCl溶液 增大 不变 【答案】C 【分析】氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子在溶液中水解生成一水合氨和氢离子，溶液呈酸性。 【解析】A．向氯化铵溶液中加入氯化铵固体，溶液中铵根离子浓度增大，平衡右移，溶液中氢离子浓度增大，溶液pH减小，但铵根离子的水解程度减小，故A不符合题意； B．铵根离子在溶液中的水解反应是吸热反应，加热氯化铵溶液，水解平衡右移，溶液中氢离子浓度增大，溶液pH减小，铵根离子的水解程度增大，故B不符合题意； C．向氯化铵溶液中加入醋酸钠固体，醋酸根离子与溶液中的氢离子反应，使溶液中氢离子浓度减小，水解平衡右移，溶液pH中的增大，铵根离子的水解程度增大，故C符合题意； D．向氯化铵溶液中加入氯化钠溶液相当于稀释氯化铵溶液，水解平衡右移，铵根离子的水解程度增大，故D不符合题意；故选C。 15．常温下，下列溶液中各粒子的物质的量浓度关系正确的是 A．0.1mol/L溶液中： B．等物质的量浓度的HCN溶液与NaCN溶液等体积混合溶液显碱性，则溶液中： C．将等物质的量浓度的和NaF溶液混合： D．将和的稀溶液混合恰好至溶液中： 【答案】B 【解析】A．硫酸铵溶液中铵根离子水解溶液呈酸性，但水解程度小，故0.1mol/L溶液中：，故A错误； B．等物质的量浓度的HCN溶液与NaCN溶液等体积混合，溶液显碱性，则HCN的电离程度小与CN-的水解程度，溶液中：c(HCN)＞c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)，故B正确； C．若将等体积等物质的量浓度的CH3COONa和NaF溶液混合，存在质子守恒，即，题目没说等体积混合，故C错误； D．的水解程度大于的水解程度，要使混合溶液中，则加入的n(Na2CO3)＞n(NaHCO3)，所以2c(Na+)＞3c()+3c()+3c(H2CO3 )，故D错误；故选B。 16．一定温度下，0.1mol·L-1Na2CO3水溶液中存在水解平衡，下列说法错误的是 A．通入CO2，溶液pH减小 B．升高温度，该水解平衡常数增大 C．加入NaOH固体，减小 D．稀释溶液，减小 【答案】D 【解析】A．向碳酸钠溶液中通入二氧化碳，二氧化碳与溶液中的氢氧根离子浓度反应，溶液中氢氧根离子浓度减小，pH减小，故A正确； B．碳酸钠在溶液中的水解反应是吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，水解平衡常数增大，故B正确； C．加入氢氧化钠固体时，溶液中的氢氧根离子浓度增大，碳酸根离子的水解常数不变，由水解常数可知，溶液中=，则和的值减小，故C正确； D．碳酸根离子的水解常数Kh=，稀释碳酸钠溶液时，温度不变，平衡常数不变，则溶液中不变，故D错误；故选D。 17．常温下，向的MOH中逐滴加入的溶液，水电离出来的变化如下图所示(已知：常温时，相同浓度的氨水和醋酸溶液的电离平衡常数均为)，下列说法不正确的是 A．MOH是一种弱碱，其电离平衡常数约为 B．b点溶液中： C．a、c两点溶液的pH不相同 D．d点时溶液中有： 【答案】D 【分析】常温下，0.1mol·L-1的MOH溶液的pH=12，则c(OH-)=10-2mol/L<0.1mol·L-1，故MOH为弱碱。 【解析】A．，0.1mol·L-1的MOH溶液中c(OH-)=10-2mol/L，则，A正确； B．b点醋酸和MOH恰好完全反应，溶液为溶液，在溶液中有电荷守恒，有物料守恒，将两式联立得到，B正确 ； C．a点MOH过量，pH大于7，c点醋酸过量，pH小于7，C正确；   D．在d点，醋酸过量溶液呈酸性，溶液中，根据溶液中电荷守恒知：，则溶液中，D错误； 故选D。 18．常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度NaOH溶液，所得溶液中含碳粒子的物质的量分数δ[δ(H2C2O4)=×100%]与溶液pH关系如图所示。下列叙述不正确的是 A．曲线③代表δ()与pH关系 B．Q点，溶液中=10-3 C．水的电离程度：N>Q>M D．M点存在c(Na+)<c()+2c() 【答案】B 【分析】根据二元弱酸电离常数及分步电离可知，随着增大，减小，先增大后减小，增大，则曲线①代表随pH的变化，曲线②代表代表随pH的变化，曲线③代表随pH的变化，当pH=1.2时，==0.5，当pH=4.2时，==0.5。 【解析】A．根据分析，曲线③代表δ()与pH关系，A项正确； B．的电离平衡常数，M点时，pH=1.2，=，，同理，当pH=4.2时，=，，，B项错误； C．草酸中滴加氢氧化钠溶液，水的电离程度逐渐增大到草酸和氢氧化钠恰好完全反应生成草酸钠时水的电离程度最大、草酸根浓度最大，此时应为碱性，故水的电离程度：N>Q>M，C项正确； D．M点电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c()+2c()，溶液显酸性，故存在c(Na+)<c()+2c()，D项正确；故选B。 19．常温下pH=3的NaHR溶液稀释过程中、、与关系如图所示。已知，的分布系数，。下列说法正确的是 A．曲线代表 B． C．a点溶液的pH=4.3 D．b点溶液中， 【答案】B 【分析】常温下，稀释过程中，c(Na+)减小，pc(Na+)增大，HR-电离方程式：HR-⇌H++R-，水解方程式为HR-+H2O⇌H2R+OH-，因此HR-浓度逐渐减小，由NaHR溶液pH=3呈酸性可知，HR-离子在溶液中的电离程度大于水解程度，溶液中R2-离子浓度大于H2R浓度，则曲线L1、L2、L3分别代表δ(H2R)、δ(R2-)、δ(HR-)与pc(Na+)的关系，据此解题。 【解析】A．由分析可知，曲线L1代表δ(H2R)与pc(Na+)的关系， A错误； B．起始时pH=3，c(H+)=10-3mol/L，pc(Na+)=0，c(Na+)=1mol/L，物料守恒：c(Na+)=c(HR-)+c(R2-)+c(H2R)，=0.8，c(HR-)=0.8mol/L，同理c(R2-)=0.16mol/L，因此Ka2(H2R)==2×10−4，B正确； C．a点时，c(R2-)=c(HR-)，Ka2(H2R)=c(H+)=2×10−4mol/L，pH=-lgc(H+)=3.7，C错误； D．b点溶液中，存在物料守恒：c(Na+)=c(HR-)+c(R2-)+c(H2R)，根据图像，b点时，c(HR-)＞c(H2R)，所以c(Na+) <2c(HR-)+c(R2-)，D错误；故选B。 20．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．溶液中： B．等物质的量浓度的和的混合溶液： C．室温下，向0.01 溶液中滴加NaOH溶液至中性： D．常温下，浓度均为0.1的、混合溶液(pH=4.76)： 【答案】B 【解析】A．依据电荷守恒，溶液中：，A不正确； B．等物质的量浓度的和的混合溶液中，依据物料守恒可得出2 c(Na+)=3[c()+c()+c(H2CO3)]，依据电荷守恒可得出c(Na+)+ c(H+)=2c()+c()+c(OH-)，从而得出，B正确； C．室温下，向0.01 mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液，当二者等摩尔反应时，生成NaNH4SO4，此时由于水解，溶液呈酸性，欲使溶液呈中性，需再滴加一定量的NaOH，此时c(Na+)增大，c()减小，从而得出，C不正确； D．常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的、混合溶液(pH=4.76)，存在物料守恒2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)，电荷守恒c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-)，则c(CH3COOH)+2c(H+)=c(CH3COO-)+2c(OH-)，混合溶液的pH=4.76，则c(H+)＞c(OH-)，c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)+ c(H+)-c(OH-)，从而得出，D不正确； 故选B。 ( 17 )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 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题9 弱电解质的电离 盐类的水解 考点01 弱电解质的电离平衡 考点02 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 考点03 一元强酸与一元弱酸的比较 考点04 盐类水解的原理 考点05 盐类水解离子方程式的书写 考点06 水解平衡的移动的影响因素 考点07 盐类水解的应用 考点08 盐溶液“蒸干”问题 考点09 溶液中离子浓度大小关系及应用 考点10 溶液中离子浓度大小关系及应用 ▉考点01 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的 之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝ 。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝ 。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的 ，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 。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与 有关，与 无关，且升高温度K值 。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。 ③多元弱酸是 电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的 c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时， ，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。 【特别提醒】温度越高电离度越大；稀释溶液，电离度变大。弱电解质电离程度相对大小的另一种参数。 3．电离常数的影响因素 (1)内因：同一温度下，不同的弱电解质的电离常数 ，说明电离常数首先由物质的 所决定。 (2)外因：对于同一弱电解质，电离平衡常数只与 有关，由于电离为 过程，所以电离平衡常数随温度升高而 。 4．电离常数的计算——三段式法 例：25 ℃ a mol·L－1的CH3COOH 　　　　　　 CH3COOHCH3COO－＋H＋ 起始浓度/(mol·L－1) a 0 0 变化浓度/(mol·L－1) x x x 平衡浓度/(mol·L－1) a－x x x 则Ka＝＝≈。 注意　由于弱电解质的电离程度比较小，平衡时弱电解质的浓度(a－x) mol·L－1一般近似为 a mol·L－1。 5．电离平衡常数的应用 (1)根据电离平衡常数可以判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)根据电离常数可以判断盐与酸(或碱)反应是否发生，相同条件下相对强的酸(或碱)制相对弱的酸(或碱)。 (3)根据浓度商Q与电离平衡常数K的相对大小判断电离平衡的移动方向。 (4)根据电离平衡常数判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。 ▉考点02 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 1．弱电解质电离平衡 (1)弱电解质的电离平衡 ①概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的 时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。 ②特点：电离平衡是 ，服从化学平衡的一般规律。 (2)内因：由弱电解质 决定的。 (3)外因 因素 影响结果 温度 升高温度，电离平衡 移动 浓度 加水稀释，电离平衡 移动 外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动(同离子效应) 加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动 微点拨：弱电解质电离遵循“越稀越电离，越热越电离”的规律。 2．电离平衡的影响因素 实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 加冰醋酸 加入其他物质 加水稀释 【易错警示】电离平衡认识误区 (1)弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在。 (2)对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变。 (3)电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸。 (4)多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用。 (5)弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。 ▉考点03 一元强酸与一元弱酸的比较 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 项目 c平(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c平(H＋) 一元强酸 一元弱酸 2．相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较 c平(H＋) c平(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c平(H＋) 一元强酸 一元弱酸 ▉考点04盐类水解的原理 1．探究不同盐溶液的pH及原因(25 ℃时) 盐 CH3COONa Na2CO3 NaCl NH4Cl Al2(SO4)3 KNO3 溶液的pH 溶液中存 在的微粒 CH3COO－、 Na＋、H＋、 OH－ CO、Na＋、 H＋、OH－、HCO Na＋、Cl－、 H＋、OH－ NH、Cl－、 H＋、OH－ Al3＋、SO、 H＋、OH－ K＋、NO、 H＋、OH－ 可能发生相互作用微粒 CH3COO－、H＋ CO、 H＋、HCO — NH、OH－ Al3＋、 OH－ — 溶液酸碱 性的原因 弱酸根或弱碱阳离子结合了水电离产生的H＋或OH－，破坏了水的电离平衡，使溶液中的c平(H＋)与c平(OH－)不等。 2．盐类水解的原理 (1)盐类的水解定义：在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程。 (2)盐类的水解实质 (3)盐类水解的四个特征 ①可逆：水解反应一般是 ，在一定条件下可达到平衡状态。 ②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是 。 ③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。 ④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。 (4)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时) 盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性 强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7 强碱弱酸盐 弱酸根阴离子 弱碱性，pH＞7 强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7 弱酸弱碱盐 弱酸根阴离子、弱碱阳离子 谁强显谁性 (5)水解反应的表示方法 盐的离子＋水弱酸(弱碱)＋OH－(H＋) 如NH4NO3的水解反应离子方程式写为 ；KF的水解反应离子方程式写 为 。 3.水解平衡常数(Kh) 以CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－为例Kh＝。 【特别提醒】水解常数与其他平衡常数一样，只受 影响。 ▉考点05 盐类水解的规律及其离子方程式的书写 1．盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根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”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，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．盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。 (2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 (3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 ▉考点06 水解平衡的移动的影响因素 1．水解平衡的移动的影响因素 (1)内因：相同条件下，弱酸的 ，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的 ，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 (2)外因 ①温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度 。 ②浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡 移动，水解程度 。 ③外加酸、碱：加酸可抑制 的水解，加碱可抑制 的水解。 ④两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解 ，使两种水解程度都 ，甚至反应 。 【易错提醒】电离平衡、水解平衡、化学平衡均遵循勒·夏特列原理。 2. 影响水解平衡的移动的实例分析 以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0 移动方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度 加热 加水 加醋酸 加醋酸钠 加NaOH 加HCl ▉考点07 盐类水解的应用 1．在科学研究中的应用 应用 实验 配制易水 解的盐溶液　 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度 制备某些 胶体 利用水解原理制备胶体，如向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 保存碱性 溶液 Na2CO3、Na2S等溶液水解显碱性，因碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应，所以保存时不能使用磨口玻璃塞，应用带橡胶塞的试剂瓶保存 制备某些 无水盐　 若将某些挥发性酸对应的盐，如AlCl3、FeCl3蒸干时，得不到无水盐，原因是在加热过程中，HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3或Fe(OH)3，加热Al(OH)3、Fe(OH)3继续分解得到Al2O3、Fe2O3。所以上述晶体只有在HCl气流中加热才能得到 判断离子 是否共存 常见的因强烈水解而不能大量共存的离子：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－；NH与[Al(OH)4]－、SiO　 混合盐溶 液中的除 杂和提纯 ①采用加热法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金属离子，如除去KNO3溶液中的Fe3＋； ②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去，可表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O 2.在工农业生产和生活中的应用 应用 实例 明矾或FeCl3可作净水剂 利用Al3＋、Fe3＋水解产生的胶体，其表面积大，能够吸附水中的悬浮物形成沉淀而起到净水的作用。硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作净水剂。 用热的纯碱去污效果更好 CO＋H2OHCO＋OH－，水解反应为吸热反应，加热平衡右移，溶液的碱性增强，去污效果更好 泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，两者混合时，发生相互促进的水解反应，直至水解完全：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭 用盐溶液除锈 用NH4Cl溶液可除去金属表面的氧化膜：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解 ▉考点08 盐溶液“蒸干”问题 1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质， 如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。 2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。 4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。 5．考虑盐受热时是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。 6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。 7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。 ▉考点09 溶液中离子浓度大小关系及应用 1.电解质溶液中的三个守恒关系 (1)电荷守恒关系 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如Na2SO3溶液中存在着Na＋、SO、H＋、OH－、HSO，它们存在如下关系： c平(Na＋)＋c平(H＋)＝2c平(SO)＋c平(HSO)＋c平(OH－)。 (2)物料守恒关系 电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如Na2SO3溶液中SO能水解，故硫元素以SO、HSO、H2SO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为 c平(Na＋)＝2c平(SO)＋2c平(HSO)＋2c平(H2SO3)。 (3)质子守恒关系 质子守恒是指电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H＋的转移，在转移时，失去H＋的物质的量与得到H＋的物质的量是相等的。如Na2SO3溶液中有关系式：c平(OH－)＝c平(H＋)＋c平(HSO)＋2c平(H2SO3)。 2.离子浓度大小比较的方法 (1)多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4溶液中：c平(H＋)>c平(H2PO)>c平(HPO)>c平(PO)。 (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：c平(Na＋)>c平(CO)>c平(OH－)>c平(HCO)>c平(H＋)。 (3)混合溶液中各离子浓度的比较，根据电离程度、水解程度的相对大小综合分析。 ①电离程度大于水解程度的有NH3·H2O和NH、CH3COOH和CH3COO－、HSO。如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NH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c平(NH)>c平(Cl－)>c平(OH－)>c平(H＋)。 ②电离程度小于水解程度的有HCN和CN－、HCO和CO、HCO。 如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c平(Na＋)＞c平(CN－)＞c平(OH－)＞c平(H＋)。 【易错警示】根据离子浓度守恒关系判断大小问题，要抓住一个原理、两类平衡、三种守恒进行分析，即化学平衡移动原理，电离平衡和水解平衡，电荷守恒、物料守恒和质子守恒。若是“＝”考虑三种守恒，若是“>”或“<”可考虑弱电解质的电离或盐类的水解。 1．下列电离方程式中正确的是 A．NaHSO4溶于水：NaHSO4⇌Na++H++SO B．次氯酸电离：HClO=ClO-+H+ C．熔融态的： D．的水溶液： 2．下列物质的用途或事实与盐类的水解无关的是 A．粗盐因含CaCl2在空气中易潮解 B．用明矾净水 C．配制AgNO3溶液时，将AgNO3溶于较浓的HNO3中，再加水稀释 D．用MgCl26H2O制取无水MgCl2，需在HCl气流中加热 3．在一定条件下发生下列反应，其中属于盐类水解反应的是 A． B． C． D． 4．下列有关盐酸和醋酸的说法中正确的是 A．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液中加入等物质的量的NaOH，当醋酸溶液中性时，盐酸溶液呈酸性 B．向pH相同，体积相同的两种酸溶液中加入足量的铁屑充分反应，盐酸反应快，醋酸产生多 C．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液中均加入等体积、等浓度的NaCl溶液，两溶液pH均减小 D．向浓度相同，体积相同的两种酸溶液加水稀释相同的倍数，醋酸pH变化大 5．下列说法正确的是 A．电离平衡常数受溶液浓度的影响 B．电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱 C．大的酸溶液中一定比小的酸溶液中的大 D．的电离常数表达式为 6．硝酸亚铁是一种重要的化学试剂，可用于印染业，也可用作医药治疗缺铁性贫血。其稀溶液中存在以下平衡：。下列说法错误的是 A．该水解常数表达式为： B．加水稀释，平衡右移，溶液颜色变浅 C．滴加浓盐酸，平衡左移，溶液绿色加深 D．升高温度，硝酸亚铁水解程度增大 7．要使溶液中的更接近，可以采取的措施是 A．通入 B．通入 C．加入适量NaOH固体 D．加热 8．常温下，将0.1的HCN溶液加水稀释至0.01的过程中，下列始终保持增大的是(不考虑稀释过程中溶液温度的变化) A． B． C． D．溶液中碳元素的质量 9．常温下，下列叙述能证明一元酸HR为弱酸的是 A． B．不能使无色酚酞变色 C．0.1 HR溶液中， D．与足量的碳酸钠溶液反应，无气体产生 10．下列事实中，不能说明氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是 A．氢硫酸不能与溶液反应，而亚硫酸能与溶液反应 B．相同条件下，相同浓度的氢硫酸的导电能力低于亚硫酸的导电能力 C．室温时，浓度均为的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1 D．将硫化氢气体通入亚硫酸溶液中，溶液中有黄色浑浊产生 11．在0.1mol/L NH3·H2O溶液中存在如下电离平衡：NH3·H2O+OH−。对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入水时，平衡向逆反应方向移动 B．温度升高，平衡向正反应方向移动 C．加入少量0.1mol/L 氢氧化钠溶液，溶液中c(OH−)减小 D．加入少量NH4Cl固体，平衡向正反应方向移动 12．时，部分物质的电离平衡常数如表所示： 化学式 电离平衡常数 下列说法错误的是 A．第二步电离的电离平衡常数表达式 B．三种酸的酸性强弱关系为： C．将醋酸滴入溶液中，可发生反应： D．少量通入溶液中，主要发生的反应： 13．向稀氨水中分别加入①蒸馏水、②NH3、③NH4Cl(s)，并维持室温，相关判断正确的是 A．加入①之后，的电离平衡得到促进，减小 B．加入②之后，的电离平衡正向移动，电离程度增大 C．加入③之后，增大，维持不变 D．升高温度，的电离平衡得到促进，减小 14．用某化学兴趣小组同学通过测量氯化铵溶液的pH在实验前后的变化，探究影响盐类水解的因素，根据实验现象和原理，下列对水解程度判断正确的是 选项 实验 pH变化 水解程度 A 加入氯化铵固体 减小 增大 B 加热氯化铵溶液 减小 减小 C 加入醋酸钠固体 增大 增大 D 加入NaCl溶液 增大 不变 15．常温下，下列溶液中各粒子的物质的量浓度关系正确的是 A．0.1mol/L溶液中： B．等物质的量浓度的HCN溶液与NaCN溶液等体积混合溶液显碱性，则溶液中： C．将等物质的量浓度的和NaF溶液混合： D．将和的稀溶液混合恰好至溶液中： 16．一定温度下，0.1mol·L-1Na2CO3水溶液中存在水解平衡，下列说法错误的是 A．通入CO2，溶液pH减小 B．升高温度，该水解平衡常数增大 C．加入NaOH固体，减小 D．稀释溶液，减小 17．常温下，向的MOH中逐滴加入的溶液，水电离出来的变化如下图所示(已知：常温时，相同浓度的氨水和醋酸溶液的电离平衡常数均为)，下列说法不正确的是 A．MOH是一种弱碱，其电离平衡常数约为 B．b点溶液中： C．a、c两点溶液的pH不相同 D．d点时溶液中有： 18．常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度NaOH溶液，所得溶液中含碳粒子的物质的量分数δ[δ(H2C2O4)=×100%]与溶液pH关系如图所示。下列叙述不正确的是 A．曲线③代表δ()与pH关系 B．Q点，溶液中=10-3 C．水的电离程度：N>Q>M D．M点存在c(Na+)<c()+2c() 19．常温下pH=3的NaHR溶液稀释过程中、、与关系如图所示。已知，的分布系数，。下列说法正确的是 A．曲线代表 B． C．a点溶液的pH=4.3 D．b点溶液中， 20．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A．溶液中： B．等物质的量浓度的和的混合溶液： C．室温下，向0.01 溶液中滴加NaOH溶液至中性： D．常温下，浓度均为0.1的、混合溶液(pH=4.76)： ( 17 )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 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$