专题07 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（苏教版2019）

专题07 盐类的水解 考点01 盐类的水解 考点02 盐类水解的影响因素 考点03 水解常数 考点04 盐类水解的应用 考点05 溶液中粒子浓度的变化分析 ▉考点01 盐类的水解 一．盐溶液的酸碱性 1．盐溶液酸碱性的探究 写出下列盐溶液的pH（25℃）、盐的类型和溶液的酸碱性： 盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性 NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性 CH3COONa 弱酸强碱盐 pH>7 碱性 NH4Cl 强酸弱碱盐 pH<7 酸性 Na2CO3 弱酸强碱盐 pH＞7 碱性 AlCl3 强酸弱碱盐 pH＜7 酸性 实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。 2．盐溶液呈现酸碱性的原因 （1）NaCl溶液呈中性的原因： NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性。 （2）NH4Cl溶液呈酸性的原因： NH与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；使溶液中的c(NH)减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。 离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 （3）CH3COONa溶液呈碱性的原因： CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的CH3COOH，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，使溶液的c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)<c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈碱性。 离子方程式CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-。 二．盐类的水解 1．盐类水解的概念 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。 2．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。 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。 三．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 ▉考点02 盐类水解的影响因素 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 【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] ▉考点03 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。 ▉考点04 盐类水解的应用 1．判断酸碱性 （1）判断盐溶液的酸碱性——谁强显谁性，同强显中性 如：FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3++3H2O ⇌ Fe(OH)3+3H+ （2）判断酸（碱）的强弱 如：NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10， 则酸性HX>HY>HZ 2．某些盐溶液的配制、保存 （1）在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 （2）Na2SiO3、Na2CO3等不能贮存于带磨口玻璃塞的试剂瓶中。因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH－，能腐蚀玻璃生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞粘在一起。 3．判断盐溶液蒸干时所得的产物 （1）弱碱易挥发性酸盐加热蒸干通常得到氢氧化物固体(除铵盐)，再灼烧生成氧化物。例如高温蒸发浓缩FeCl3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Fe2O3。又如若要得到MgCl2固体，可将MgCl2·6H2O在HCl气氛中加热脱水。 （2）强碱易挥发性酸盐加热蒸干可以得到同溶质固体。例如高温蒸发浓缩Na2CO3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Na2CO3。 （3）还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 （4）弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 【注意】判断盐溶液蒸干所得产物成分关键点： （1）盐溶液水解生成易挥发性酸金属氧化物。 （2）考虑盐受热时是否分解。 原物质 　蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 　CaCO3或CaO NaHCO3 　Na2CO3 KMnO4 　K2MnO4和MnO2 NH4Cl 　分解为NH3和HCl，无固体物质存在 4．生成胶体 （1）制备胶体：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并继续加热以增大Fe3＋的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。 FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl （2）净水 铁盐作净水剂原理：Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+ 明矾作净水剂原理：Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 5．制备无机化合物：如用TiCl4制备TiO2。 其反应的方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·xH2O↓＋4HCl。 TiO2·xH2O焙烧得到TiO2。 6．某些离子的去除：如除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下，加入MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]后，与H＋反应，调节pH，促进Fe3＋水解为Fe(OH)3沉淀，再过滤。 7．去油污 热的纯碱溶液去油污效果好。 原因：加热能促进Na2CO3水解，CO＋H2OHCO＋OH－ 产生的c(OH－)较大，而油脂在碱性较强的条件下水解受到促进，故热的纯碱溶液比冷的去油污效果好。 8．化肥的施用 如：草木灰（K2CO3)与铵态氮肥不能混合施用，降低肥效。 这是两种盐发生水解相互促进反应放出氨气的缘故。 9．除锈剂 NH4Cl 与 ZnCl2 溶液可作焊接时的除锈剂 10．泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3： 发生反应为Al3++3HCO3−===Al(OH)3↓+3CO2↑ 11．判断离子共存 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则无法大量共存，如： 阳离子：Al3+、Fe3+ 与 阴离子：CO32－、HCO3－、SiO32－、S2－、HS－、 AlO2－、ClO－ 【归纳总结】 盐类水解应用常考点 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 ▉考点05 溶液中粒子浓度的变化分析 1．把握三种守恒，明确等量关系 三守恒 原理与方法 举例 说明 电荷 守恒 原理：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒，溶液呈电中性。 方法：①找出溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 Na2CO3溶液为例： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 物料 守恒 原理：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，变化前后其原子个数是守恒的，即元素物料守恒。 方法：①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的质量守恒关系(特定元素除H、O元素外)。 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，即钠元素与碳元素守恒。 质子 守恒 原理：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 方法一：Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二： ①以Na2CO3溶液为例： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ②以NaHCO3溶液为例： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) ①由电荷守恒与物料守恒也可以推出质子守恒，即方法一 ②化学计量数为得(或失)质子的数目 ③H3O＋简写为H＋ 2．粒子浓度关系比较及等式关系 单一 电解质溶液 一元弱酸 0.100 mol·L－1L CH3COOH溶液中的浓度关系： 物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋) 一元弱碱 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液中的粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) 各粒子浓度大小关系：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)＞c(H＋) 一元弱酸的强碱盐 0.100 0 mol·L－1 NH4Cl溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) 质子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O) 一元弱碱的强酸盐 0.100 0 mol·L－1 CH3COONa溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) 弱酸的 酸式盐溶液 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO) 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－) 质子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(CO)[或c(H＋)] 混合溶液 等浓度、等体积的盐与酸的混合溶液 分子的电离程度大于对应离子的水解程度 在0.1 mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，pH＜7，溶液中粒子浓度关系： 粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 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，pH＞7，溶液中粒子浓度大小顺序：c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)，且c(HCN)＞c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。 等浓度、等体积的盐与碱的混合溶液 常温下，等浓度、等体积的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液，pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：2c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋) 各粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) 酸、碱中和型粒子浓度关系比较 盐酸 滴定氨水 常温下，用0.100 0 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1氨水 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度关系 V(HCl)＝10(点①) 溶质是：等物质的量的NH4Cl和NH3·H2O 粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) pH＝7(点②) 粒子浓度大小关系：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) V(HCl)＝20(点③) 溶质是：NH4Cl 粒子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) 等浓度 碱与酸混合 等浓度的NaOH和CH3COOH溶液按体积比1∶2混合后pH＜7，粒子浓度大小顺序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 pH和为14酸与碱混合 常温下pH＝2的HCl溶液与pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合，粒子浓度大小顺序：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 不同溶液中同一离子浓度比较 离子组成比例不同 Ⅰ. 浓度均为0.1 mol·L－1的①(NH4)2SO4 ②(NH4)2CO3 ③NH4Al(SO4)2 ④NH4HCO3溶液，NH的物质的量的浓度由大到小的顺序为： 离子组成比例相相 Ⅱ. 常温下物质的量浓度相等的①NH4HCO3 ②NH4HSO4 ③NH4Fe(SO4)2 ④NH4Cl：溶液中NH的浓度由大到小的顺序：②＞③＞④＞①。 等pH不同溶液中同一离子浓度关系 pH相等的①NH4Cl ②(NH4)2SO4 ③NH4HSO4溶液：c(NH)大小顺序：②＝①＞③。 1．（24-25高二上·吉林长春·阶段练习）下列关于盐类水解的应用说法错误的是 A．草木灰与铵态氮肥混合施用效果更好 B．实验室盛溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 C．氯化铵溶液可用于铁制品的除锈剂 D．向中加入大量的水，同时加热，可以制备纳米材料 2．（24-25高二上·北京·期中）常温下，某溶液的。下列关于该溶液的说法中，不正确的是 A．显酸性 B．对此溶液进行加热，溶液将变小 C． D．将此溶液加水稀释10倍，所得溶液 3．（24-25高二上·北京西城·期中）下列离子反应方程式中，不属于水解反应的是 A． B． C． D． 4．（24-25高二上·北京·期中）常温下，下列溶液中水电离出的mol/L的是 A．的溶液 B．0.001mol·L-1氨水 C．的盐酸 D．0.001mol·L-1NaOH溶液 5．（24-25高二上·北京·期中）25℃时，以酚酞为指示剂用0.1000mol·L-1NaOH滴定10.00mL未知浓度的醋酸溶液，滴定过程中的pH变化如图所示。下列有关叙述不正确的是 A．a点对应溶液中 B．醋酸溶液的浓度为0.1000mol·L-1 C．b点对应溶液中： D．醋酸的电离常数为 6．（24-25高二上·江西·阶段练习）常温下，用的溶液分别滴定浓度均为的溶液和溶液，所得滴定曲线如图： 下列说法错误的是 A．常温下，的电离常数 B．含有等物质的量的和的混合溶液中： C．②对应溶液中存在： D．将④和⑤对应溶液混合，混合后的溶液中存在： 7．（24-25高二上·北京·期中）对于溶液，下列关系式正确的是 ① ② ③ ④ A．①③ B．①④ C．②③ D．②④ 8．（24-25高二上·江西新余·期中）常温下，实验测得的溶液的。下列说法中正确的是 A．的电离方程式为 B．中和等体积等pH的和溶液，需消耗的物质的量前者多于后者 C．和溶液反应的离子方程式为 D．溶液中一定存在： 9．（24-25高二上·海南海口·期中）下列有关物质的用途的描述，错误的是 A．用做治疗胃酸过多药物的主要成分 B．用作净水剂 C．溶液用来制氢氧化铁胶体 D．氯化铵溶液用来除锈 10．（24-25高二上·河南·阶段练习）下列说法正确的是 A．等浓度的稀与溶液充分混合，混合后所得的溶液一定显酸性 B．某溶液中，若，则该溶液一定显酸性 C．在的溶液中，一定存在 D．某密闭容器中，与充分反应后，所得的一定为0.2mol 11．（24-25高二上·天津和平·期中）常温下，将溶液滴加到二元弱酸溶液中，混合溶液的与粒子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 A．曲线表示的是与的变化关系 B． C．NaHA溶液中： D．a点溶液中： 12．（24-25高二上·重庆·期中）常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是 A．醋酸钠溶液中： B．的溶液和的氨水中： C．将的氨水与的盐酸等体积混合： D．物质的量浓度相同的和的混合液： 13．（24-25高二上·江西南昌·阶段练习）常温下，用0.100mol·L-1NaOH溶液分别滴定下列两种混合溶液： Ⅰ．20.00mL浓度均为0.100mol·L-1HCl和CH3COOH溶液 Ⅱ．20.00mL浓度均为0.100mol·L-1HCl和NH4Cl溶液 两种混合溶液的滴定曲线如图。已知Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5，下列说法正确的是 A．Ⅰ对应的滴定曲线为N线 B．a点水电离出的数量级为 C．V(NaOH)=30.00ml时，Ⅱ中 D．pH=7时，Ⅰ中、之和大于Ⅱ中、之和 14．（24-25高二上·河北石家庄·期中）根据要求回答下列问题： （1）已知在常温下测得浓度均为0.1mol/L的下列5种溶液的pH，如表所示： 溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO NaCN pH 8.8 9.7 11.6 10.3 11.1 ①少量二氧化碳通入NaClO溶液中的离子方程式 。 ②等体积、等浓度的NaClO、NaCN两溶液中，阴离子总数NaClO NaCN(填>、<、=)。 ③常温下浓度相同的醋酸和醋酸钠等体积混合，混合液pH=6，则c(CH3COO-)-c(CH3COOH)= mol/L(填准确数值)。 ④写出NaHCO3溶液中的质子守恒式： 。 ⑤现有浓度为0.02mol/L的HCN与0.01mol/LNaOH等体积混合后，测得c(Na+)>c(CN-)，下列关系正确的是 (填字母编号)。 A．c(H+)>c(OH-)                    B．c(H+)<c(OH-) C．c(H+)+c(HCN)=c(OH-)            D．c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L （2）H2SO3是二元弱酸，常温电离常数分别是Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8；常温下，NaHSO3的水溶液呈 (填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由： 。 （3）某温度下，pH=3的盐酸中c(OH-)=10-9mol/L。在该温度下，pH=2的H2SO4与pH=11的NaOH按溶液体积比9：1混合，则混合后pH为 。 15．（24-25高二上·福建泉州·阶段练习）按要求回答下列问题。 （1）体积均为100 mL pH均为2的CH3COOH与一元酸HX溶液，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则相同温度时，HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的电离平衡常数，理由是 。 （2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的物理量。已知： 化学式 电离常数(25℃) HCN K=6.2×10-10 CH3COOH K=1.8×10-5 H2CO3 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 ①25℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为 。 ②向NaCN溶液中通入少量的CO2，发生反应的化学方程式 。 （3）25℃时，在CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中，若测得pH=6，则溶液中 mol·L-1(填精确值)。 16．（24-25高二上·江西南昌·阶段练习）酸、碱、盐在工业和生产生活中用途广泛。 （1）用FeCl3固体配制FeCl3溶液的操作是 。 （2）常温下，分别取未知浓度的HA溶液和MOH溶液，加水稀释至原来体积的n倍。稀释过程中，两溶液的pH变化如图所示。 ①HA为 (填“强”或“弱”，后同)酸，MOH为 碱。 ②X、Y、Z三点对应溶液中水的电离程度的大小关系是 (用等式或不等式表示)。 （3）人体血液中存在平衡，维持pH稳定，的一级电离常数。已知正常人体血液在正常体温时，，正常情况下人体血液的 (已知)。人在剧烈运动后或紧张时，易因过度换气呼出大量二氧化碳，而出现呼吸性碱中毒。此时血液缓冲体系中的值将 (填“变大”、“变小”或“不变”)。试用平衡移动原理解释呼吸性碱中毒的现象： 。 （4）已知：Ka(HClO2)=1.1×10-2，Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。25℃时，浓度均为0.1mol·L-1的NaClO2溶液和CH3COONa溶液，两溶液中 (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)。若要使两溶液的pH相等应 a．向NaClO2溶液中加适量水 b．向NaClO2溶液中加适量NaOH c．向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体       d．向CH3COONa溶液中加适量的水 17．（24-25高二上·湖北省直辖县级单位·阶段练习）利用所学化学反应原理知识进行解答。 Ⅰ．某温度下，纯水中的。 （1）若温度不变，滴入稀硫酸使，则由水电离出的 。 （2）将99mLpH=2盐酸与1mL1mol/L的NaOH溶液混合(忽略溶液体积变化)，恢复至25℃时溶液的 。 （3）0.2mol/L的和0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后的溶液中： mol/L。 П.电离平衡常数可衡量弱电解质的电离，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数()和弱碱的电离平衡常数()，回答下列问题∶ 弱酸或弱碱 HF 电离平衡常数 ， ， （4）  的水溶液呈 (填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是 ，溶液中各离子浓度大小关系是 。 （5）常温下，浓度相同的三种溶液NaF、、，pH由大到小的顺序是 。 （6）将过量通入溶液中，反应的离子方程式为 。 ( 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07 盐类的水解 考点01 盐类的水解 考点02 盐类水解的影响因素 考点03 水解常数 考点04 盐类水解的应用 考点05 溶液中粒子浓度的变化分析 ▉考点01 盐类的水解 一．盐溶液的酸碱性 1．盐溶液酸碱性的探究 写出下列盐溶液的pH（25℃）、盐的类型和溶液的酸碱性： 盐溶液 盐的类型 溶液pH 酸碱性 NaCl 强酸强碱盐 pH＝7 中性 CH3COONa 弱酸强碱盐 pH>7 碱性 NH4Cl 强酸弱碱盐 pH<7 酸性 Na2CO3 弱酸强碱盐 pH＞7 碱性 AlCl3 强酸弱碱盐 pH＜7 酸性 实验结论：盐溶液的酸碱性与盐的组成类型有关，强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强酸弱碱盐溶液呈酸性。 2．盐溶液呈现酸碱性的原因 （1）NaCl溶液呈中性的原因： NaCl溶于水后电离产生Na＋和Cl－，不能与水电离出的OH－、H＋结合成难电离的物质，水的电离平衡不发生移动，c(H＋)＝c(OH－)，所以溶液呈中性。 （2）NH4Cl溶液呈酸性的原因： NH与水电离的OH－结合生成了难电离的NH3·H2O；使溶液中的c(NH)减小，c(OH－)减小，c(H＋)增大，c(H＋)>c(OH－)，所以NH4Cl溶液呈酸性。 离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 （3）CH3COONa溶液呈碱性的原因： CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的CH3COOH，从而使水的电离平衡向电离的方向移动，使溶液的c(CH3COO－)减小，c(H＋)减小，c(OH－)增大，c(H＋)<c(OH－)，所以CH3COONa溶液呈碱性。 离子方程式CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-。 二．盐类的水解 1．盐类水解的概念 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。 2．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。 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。 三．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 ▉考点02 盐类水解的影响因素 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 【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] ▉考点03 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。 ▉考点04 盐类水解的应用 1．判断酸碱性 （1）判断盐溶液的酸碱性——谁强显谁性，同强显中性 如：FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3++3H2O ⇌ Fe(OH)3+3H+ （2）判断酸（碱）的强弱 如：NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10， 则酸性HX>HY>HZ 2．某些盐溶液的配制、保存 （1）在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。 （2）Na2SiO3、Na2CO3等不能贮存于带磨口玻璃塞的试剂瓶中。因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH－，能腐蚀玻璃生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞粘在一起。 3．判断盐溶液蒸干时所得的产物 （1）弱碱易挥发性酸盐加热蒸干通常得到氢氧化物固体(除铵盐)，再灼烧生成氧化物。例如高温蒸发浓缩FeCl3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Fe2O3。又如若要得到MgCl2固体，可将MgCl2·6H2O在HCl气氛中加热脱水。 （2）强碱易挥发性酸盐加热蒸干可以得到同溶质固体。例如高温蒸发浓缩Na2CO3溶液，最后灼烧，得到的固体物质是Na2CO3。 （3）还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 （4）弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。 【注意】判断盐溶液蒸干所得产物成分关键点： （1）盐溶液水解生成易挥发性酸金属氧化物。 （2）考虑盐受热时是否分解。 原物质 　蒸干灼烧后固体物质 Ca(HCO3)2 　CaCO3或CaO NaHCO3 　Na2CO3 KMnO4 　K2MnO4和MnO2 NH4Cl 　分解为NH3和HCl，无固体物质存在 4．生成胶体 （1）制备胶体：向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并继续加热以增大Fe3＋的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。 FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl （2）净水 铁盐作净水剂原理：Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+ 明矾作净水剂原理：Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ 5．制备无机化合物：如用TiCl4制备TiO2。 其反应的方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·xH2O↓＋4HCl。 TiO2·xH2O焙烧得到TiO2。 6．某些离子的去除：如除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下，加入MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]后，与H＋反应，调节pH，促进Fe3＋水解为Fe(OH)3沉淀，再过滤。 7．去油污 热的纯碱溶液去油污效果好。 原因：加热能促进Na2CO3水解，CO＋H2OHCO＋OH－ 产生的c(OH－)较大，而油脂在碱性较强的条件下水解受到促进，故热的纯碱溶液比冷的去油污效果好。 8．化肥的施用 如：草木灰（K2CO3)与铵态氮肥不能混合施用，降低肥效。 这是两种盐发生水解相互促进反应放出氨气的缘故。 9．除锈剂 NH4Cl 与 ZnCl2 溶液可作焊接时的除锈剂 10．泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3： 发生反应为Al3++3HCO3−===Al(OH)3↓+3CO2↑ 11．判断离子共存 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则无法大量共存，如： 阳离子：Al3+、Fe3+ 与 阴离子：CO32－、HCO3－、SiO32－、S2－、HS－、 AlO2－、ClO－ 【归纳总结】 盐类水解应用常考点 应用 举例 加热促进水解 热的纯碱溶液去污力强 分析盐溶液的酸碱性，并比较酸碱性的强弱 等物质的量浓度的Na2CO3、NaHCO3 溶液均显碱性，且碱性：Na2CO3>NaHCO3 判断溶液中离子能否大量共存 Al3＋和HCO因发生相互促进的水解反应而不能大量共存 配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入适量盐酸 胶体的制备，作净水剂 明矾溶于水生成胶状物氢氧化铝，能吸附水中悬浮的杂质，并形成沉淀使水澄清 化肥的使用 铵态氮肥不宜与草木灰混合使用 泡沫灭火器的反应原理(水解互促) Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气流中加热 判断盐溶液的蒸干产物 将AlCl3溶液蒸干灼烧得到的是Al2O3而不是AlCl3 某些盐的分离除杂 为除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，过滤后再加入适量的盐酸 盐溶液除锈 NH4Cl溶液除去金属表面的氧化物(NH水解溶液显酸性) 判断电解质的强弱 CH3COONa溶液能使酚酞变红(pH>7)，说明CH3COOH是弱酸 ▉考点05 溶液中粒子浓度的变化分析 1．把握三种守恒，明确等量关系 三守恒 原理与方法 举例 说明 电荷 守恒 原理：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等。即电荷守恒，溶液呈电中性。 方法：①找出溶液中所有的阴、阳离子。 ②阴、阳离子浓度乘以自身所带的电荷数建立等式。 Na2CO3溶液为例： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) 物料 守恒 原理：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化，就该离子所含的某种元素来说，变化前后其原子个数是守恒的，即元素物料守恒。 方法：①分析溶质中的特定元素的原子或原子团间的质量守恒关系(特定元素除H、O元素外)。 ②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。 ①单一元素守恒，如1 mol NH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NH)＝1 mol，即氮元素守恒。 ②两元素守恒，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCO)＋2c(CO)，即钠元素与碳元素守恒。 质子 守恒 原理：电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒。 方法一：可以由电荷守恒与元素质量守恒推导出来。 方法二：质子守恒是依据水的电离平衡：H2OH＋＋OH－，水电离产生的H＋和OH－的物质的量总是相等的，无论在溶液中由水电离出的H＋和OH－以什么形式存在。 方法一：Na2CO3中将电荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)。 方法二： ①以Na2CO3溶液为例： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3) ②以NaHCO3溶液为例： c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) ①由电荷守恒与物料守恒也可以推出质子守恒，即方法一 ②化学计量数为得(或失)质子的数目 ③H3O＋简写为H＋ 2．粒子浓度关系比较及等式关系 单一 电解质溶液 一元弱酸 0.100 mol·L－1L CH3COOH溶液中的浓度关系： 物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋) 一元弱碱 0.100 0 mol·L－1 NH3·H2O溶液中的粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) 各粒子浓度大小关系：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)＞c(H＋) 一元弱酸的强碱盐 0.100 0 mol·L－1 NH4Cl溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(NH)＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－) 质子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O) 一元弱碱的强酸盐 0.100 0 mol·L－1 CH3COONa溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)＝0.1 mol·L－1 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 质子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋) 弱酸的 酸式盐溶液 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO) 电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－) 质子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CO) 各粒子浓度大小关系：c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(CO)[或c(H＋)] 混合溶液 等浓度、等体积的盐与酸的混合溶液 分子的电离程度大于对应离子的水解程度 在0.1 mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，pH＜7，溶液中粒子浓度关系： 粒子浓度大小关系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－) 物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) 电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) 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，pH＞7，溶液中粒子浓度大小顺序：c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)，且c(HCN)＞c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。 等浓度、等体积的盐与碱的混合溶液 常温下，等浓度、等体积的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液，pH＞7，溶液中粒子浓度关系： 物料守恒：2c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O) 电荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋) 各粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) 酸、碱中和型粒子浓度关系比较 盐酸 滴定氨水 常温下，用0.100 0 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1氨水 关键点 溶液中溶质成分及粒子浓度关系 V(HCl)＝10(点①) 溶质是：等物质的量的NH4Cl和NH3·H2O 粒子浓度大小关系：c(NH)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋) pH＝7(点②) 粒子浓度大小关系：c(NH)＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋) V(HCl)＝20(点③) 溶质是：NH4Cl 粒子浓度大小关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) 等浓度 碱与酸混合 等浓度的NaOH和CH3COOH溶液按体积比1∶2混合后pH＜7，粒子浓度大小顺序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 pH和为14酸与碱混合 常温下pH＝2的HCl溶液与pH＝12的NH3·H2O溶液等体积混合，粒子浓度大小顺序：c(NH3·H2O)＞c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。 不同溶液中同一离子浓度比较 离子组成比例不同 Ⅰ. 浓度均为0.1 mol·L－1的①(NH4)2SO4 ②(NH4)2CO3 ③NH4Al(SO4)2 ④NH4HCO3溶液，NH的物质的量的浓度由大到小的顺序为： 离子组成比例相相 Ⅱ. 常温下物质的量浓度相等的①NH4HCO3 ②NH4HSO4 ③NH4Fe(SO4)2 ④NH4Cl：溶液中NH的浓度由大到小的顺序：②＞③＞④＞①。 等pH不同溶液中同一离子浓度关系 pH相等的①NH4Cl ②(NH4)2SO4 ③NH4HSO4溶液：c(NH)大小顺序：②＝①＞③。 1．（24-25高二上·吉林长春·阶段练习）下列关于盐类水解的应用说法错误的是 A．草木灰与铵态氮肥混合施用效果更好 B．实验室盛溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞 C．氯化铵溶液可用于铁制品的除锈剂 D．向中加入大量的水，同时加热，可以制备纳米材料 【答案】A 【解析】A．草木灰的主要成分为K2CO3，碳酸根离子水解使溶液呈碱性，生成的OH-与铵态氮肥中的铵根离子结合生成一水合氨，一水合氨分解生成氨气挥发出去，所以不能混合施用，A错误； B．碳酸钠溶液碳酸根离子水解使溶液呈碱性，水解生成的氢氧根离子会与玻璃中的二氧化硅反应而腐蚀玻璃，所以实验室盛放碳酸钠溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞，B正确； C．氯化铵溶液中的铵根离子水解显酸性可以与金属表面的锈迹反应，因此可用作铁制品的除锈剂，C正确； D．向中加入大量的水，同时加热，使Ti4+水解平衡正向移动，得到纳米材料，D正确； 故选A。 2．（24-25高二上·北京·期中）常温下，某溶液的。下列关于该溶液的说法中，不正确的是 A．显酸性 B．对此溶液进行加热，溶液将变小 C． D．将此溶液加水稀释10倍，所得溶液 【答案】D 【分析】为弱碱强酸盐，因此溶液中铵根离子会发生水解，反应为：，因此溶液显酸性。 【解析】A．常温下，pH=5的溶液显酸性，故A正确； B．加热会促进铵根的水解，溶液酸性增强，pH变小，故B正确； C．常温下，某溶液的，，故C正确； D．加水稀释10倍，会促进铵根离子水解，导致增加的氢离子浓度大于原来的，所以溶液的6>pH>5，故D错误； 故答案选D。 3．（24-25高二上·北京西城·期中）下列离子反应方程式中，不属于水解反应的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．反应中，H2O电离产生的OH-与结合为一水合氨，从而促进水电离，属于水解反应，A不符合题意； B．反应中，与水电离产生的H+结合为H2SO3，从而促进水电离，属于水解反应，B不符合题意； C．反应中，转化为，发生电离，属于的电离，不属于水解反应，C符合题意； D．反应中，Fe3+与水电离产生的OH-结合为Fe(OH)3，从而促进水电离，属于水解反应，D不符合题意； 故选C。 4．（24-25高二上·北京·期中）常温下，下列溶液中水电离出的mol/L的是 A．的溶液 B．0.001mol·L-1氨水 C．的盐酸 D．0.001mol·L-1NaOH溶液 【答案】A 【解析】A．的溶液中，溶液中的，即水电离出的，A正确； B．0.001mol·L-1氨水，是弱电解质部分电离，抑制水的电离，，则水电离出的mol/L，B错误； C．的盐酸，盐酸是强酸，完全电离，抑制水的电离，，则水电离出的mol/L，C错误； D．0.001mol·L-1NaOH溶液，氢氧化钠是强碱，完全电离，，抑制水的电离，则水电离出的mol/L，D错误； 故选A。 5．（24-25高二上·北京·期中）25℃时，以酚酞为指示剂用0.1000mol·L-1NaOH滴定10.00mL未知浓度的醋酸溶液，滴定过程中的pH变化如图所示。下列有关叙述不正确的是 A．a点对应溶液中 B．醋酸溶液的浓度为0.1000mol·L-1 C．b点对应溶液中： D．醋酸的电离常数为 【答案】B 【分析】由图可知，加入20.00mLNaOH时醋酸恰好完全反应，则醋酸的浓度为0.2000mol/L，a点的溶质为CH3COOH与CH3COONa，且恰好物质的量为1:1，b的溶质为CH3COONa，据此回答。 【解析】A．a点的溶质为CH3COOH与CH3COONa，且恰好物质的量为1:1，由图可以看出此时溶液为酸性，即CH3COOH的电离大于CH3COO-的水解，c(CH3COOH)＜c(CH3COO-)，故c(CH3COO−)>c(Na+)>c(CH3COOH)＞c(H+)＞c(OH-)，A正确； B．根据分析可知，醋酸溶液的浓度为0.2000mol·L-1，B错误； C．b的溶质为CH3COONa，溶液显碱性，所以c(Na+)>c(CH3COO−)>c(OH−)>c(H+)，C正确； D．a点时加入NaOH体积为10.00mL，溶质为CH3COOH与CH3COONa，且恰好物质的量为1:1，此时溶液pH=a，c(H+)=10-amol/L，呈酸性，所以CH3COOH电离程度大于CH3COO-水解程度，c(CH3COOH)＜c(CH3COO-)，醋酸的电离常数为，因为CH3COO-、CH3COOH水解和电离程度均很小，所以，即，D正确； 故选B。 6．（24-25高二上·江西·阶段练习）常温下，用的溶液分别滴定浓度均为的溶液和溶液，所得滴定曲线如图： 下列说法错误的是 A．常温下，的电离常数 B．含有等物质的量的和的混合溶液中： C．②对应溶液中存在： D．将④和⑤对应溶液混合，混合后的溶液中存在： 【答案】D 【分析】点①和点②为一半的点，溶质分别为HCN和NaCN等浓度混合、CH3COOH和CH3COONa等浓度混合，点③为pH=7的点，溶液呈中性，点④、点⑤是恰好完全反应的点，溶液呈碱性。 【解析】A．根据图知，未加NaOH溶液时，0.1000mol/L醋酸溶液的pH值接近为3，则该溶液中c(H+)≈10-3mol/L，CH3COOH电离程度较小，则c(CH3COO-)≈c(H+)≈10-3mol/L、c(CH3COOH)≈0.1000mol/L，醋酸电离平衡常数Ka=≈，故A正确； B．含有等物质的量的和的混合溶液，即为①点对应的溶液，此时溶液呈碱性，说明CN-水解程度大于HCN电离程度，则，溶液以这两种离子为主，则，故B正确； C．②点对应的溶液溶质为等物质的量的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，根据电荷守恒，c(Na+) + c(H+) =c(CH3COO-) + c(OH-)，根据物料守恒，联立可得，故C正确； D．将④和⑤对应溶液混合，根据物料守恒得，所以得，故D错误； 故选D。 7．（24-25高二上·北京·期中）对于溶液，下列关系式正确的是 ① ② ③ ④ A．①③ B．①④ C．②③ D．②④ 【答案】C 【分析】由于溶液显酸性，解本题时要先考虑的电离，然后再考虑的水解，结合三大守恒进行答题。 【解析】①根据电荷守恒来推断，溶液中阴离子为和，阳离子为H+和，故电荷守恒关系式为，所以①错误；   ②考察物料守恒，发生水解溶液中以和形式存在，完全电离形成，故物料守恒式子为：，②正确；   ③溶液显酸性，的电离大于的水解程度。H+包括由和水电离出的H+故其浓度最大，会发生水解，所以浓度小于，由水电离生成，故浓度最小，所以③正确；   ④结合物料守恒和电荷守恒，可得出，④错误；   正确答案为②③，选C。 8．（24-25高二上·江西新余·期中）常温下，实验测得的溶液的。下列说法中正确的是 A．的电离方程式为 B．中和等体积等pH的和溶液，需消耗的物质的量前者多于后者 C．和溶液反应的离子方程式为 D．溶液中一定存在： 【答案】B 【解析】A．由题干可知，HB-是弱酸根，故的电离方程式为，A错误； B．等pH的和，因弱酸，物质的量浓度大于，中和等体积等pH的和，需消耗的物质的量前者多，B正确； C．和溶液反应生成正盐和水，反应的离子方程式为，C错误； D．溶液中电荷守恒是，D错误； 故选B。 9．（24-25高二上·海南海口·期中）下列有关物质的用途的描述，错误的是 A．用做治疗胃酸过多药物的主要成分 B．用作净水剂 C．溶液用来制氢氧化铁胶体 D．氯化铵溶液用来除锈 【答案】A 【解析】A．碳酸钠碱性强，腐蚀皮肤，治疗胃酸过多用碳酸氢钠，故A错误； B．明矾溶于水后能电离出铝离子，铝离子在溶液中能水解出氢氧化铝胶体而净水，故明矾可用作净水剂，故B正确； C．将饱和氯化铁溶液滴入沸水中，煮沸至红褐色，可以制得氢氧化铁胶体，故C正确； D．氯化铵溶液中有，溶液呈现酸性，氧化铁与氢离子反应使平衡正向移动，可以除锈，故D正确； 故答案选A。 10．（24-25高二上·河南·阶段练习）下列说法正确的是 A．等浓度的稀与溶液充分混合，混合后所得的溶液一定显酸性 B．某溶液中，若，则该溶液一定显酸性 C．在的溶液中，一定存在 D．某密闭容器中，与充分反应后，所得的一定为0.2mol 【答案】B 【解析】A．不知道两种溶液混合时体积的大小关系，无法判断混合后溶液的酸碱性，A错误； B．，则该溶液一定显酸性，B正确； C．因为铵根发生水解，浓度减小，故有，C错误； D．该反应为可逆反应，不能完全转化，故生成氨气小于，D错误； 答案选B。 11．（24-25高二上·天津和平·期中）常温下，将溶液滴加到二元弱酸溶液中，混合溶液的与粒子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是 A．曲线表示的是与的变化关系 B． C．NaHA溶液中： D．a点溶液中： 【答案】C 【分析】对于二元弱酸来说，Ka1=，Ka2=，Ka1> Ka2，当c(H+)相同时，>，lg>lg，曲线表示的是与的变化关系，曲线N表示的是与的变化关系； 【解析】A．由分析可知：曲线表示的是与的变化关系，A正确； B．N曲线上，=0时，=1，对应的pH=5.4，c(H+)=10-5.4mol/L，Ka2== c(H+)=10-5.4，B正确； C．NaHA溶液中存在HA-的电离和水解，电离呈酸性，水解呈碱性，Ka2=10-5.4，M曲线上，=0时，=1，对应的pH=4.4，c(H+)=10-5.4mol/L ，Ka1== c(H+)=10-5.4：HA-的水解常数Kh==，Ka2>Kh，溶液显酸性，，C错误； D．d点的溶质主要为Na2A和NaHA，lg>0，，此时溶液显中性，则溶液中离子浓度大小顺序为：，故D正确； 答案选C。 12．（24-25高二上·重庆·期中）常温下，下列溶液中的微粒浓度关系正确的是 A．醋酸钠溶液中： B．的溶液和的氨水中： C．将的氨水与的盐酸等体积混合： D．物质的量浓度相同的和的混合液： 【答案】A 【解析】A．醋酸钠溶液中：电荷守恒，物料守恒：，②-①得，A正确； B．的溶液存在，的氨水中存在，由于pH相等，则两种溶液中、相等，则，B错误； C．将的氨水与的盐酸等体积混合，氨水过量，溶质为氯化铵、一水合氨，溶液显碱性，则离子浓度：，C错误； D．溶液中物料守恒，溶液中物料守恒，物质的量浓度相同，两式相加，得，D错误； 故选A。 13．（24-25高二上·江西南昌·阶段练习）常温下，用0.100mol·L-1NaOH溶液分别滴定下列两种混合溶液： Ⅰ．20.00mL浓度均为0.100mol·L-1HCl和CH3COOH溶液 Ⅱ．20.00mL浓度均为0.100mol·L-1HCl和NH4Cl溶液 两种混合溶液的滴定曲线如图。已知Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5，下列说法正确的是 A．Ⅰ对应的滴定曲线为N线 B．a点水电离出的数量级为 C．V(NaOH)=30.00ml时，Ⅱ中 D．pH=7时，Ⅰ中、之和大于Ⅱ中、之和 【答案】C 【分析】溶液中加入40mL氢氧化钠溶液时，I中的溶质为氯化钠和醋酸钠，II中的溶质为氯化钠和一水合氨，根据Ka(CH3COOH)=Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5，醋酸根、铵根的水解程度小于醋酸、一水合氨的电离程度，氯化钠显中性，醋酸根和一水合氨在浓度相同时，一水合氨溶液的碱性更强，故I对应的滴定曲线为M，II对应的滴定曲线为N，据此解答。 【解析】A．向溶液中加入40mL氢氧化钠溶液时，I中的溶质为氯化钠和醋酸钠，Ⅱ中的溶质为氯化钠和一水合氨，氯化钠显中性，醋酸根和一水合氨在浓度相同时，一水合氨溶液的碱性更强，故I对应的滴定曲线为M，A错误； B．根据分析可知a点的溶质为氯化钠和醋酸钠，醋酸根发生水解，溶液的pH接近8，由水电离的，数量级接近10-6，B错误； C．当V(NaOH)=30.00mL时，Ⅱ中的溶质为氯化钠、氯化铵、一水合氨，且氯化铵和一水合氨的浓度相同，根据分析可知铵根的水解程度小于一水合氨的电离程度，故，C正确; D．根据元素守恒，CH3COOH、CH3COO－的物质的量之和等于NH3·H2O、的物质的量之和，根据图像，pH=7时，Ⅱ所加氢氧化钠溶液较少，溶液体积较小，故Ⅰ中、之和小于Ⅱ中、之和，D错误； 故选D。 14．（24-25高二上·河北石家庄·期中）根据要求回答下列问题： （1）已知在常温下测得浓度均为0.1mol/L的下列5种溶液的pH，如表所示： 溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 NaClO NaCN pH 8.8 9.7 11.6 10.3 11.1 ①少量二氧化碳通入NaClO溶液中的离子方程式 。 ②等体积、等浓度的NaClO、NaCN两溶液中，阴离子总数NaClO NaCN(填>、<、=)。 ③常温下浓度相同的醋酸和醋酸钠等体积混合，混合液pH=6，则c(CH3COO-)-c(CH3COOH)= mol/L(填准确数值)。 ④写出NaHCO3溶液中的质子守恒式： 。 ⑤现有浓度为0.02mol/L的HCN与0.01mol/LNaOH等体积混合后，测得c(Na+)>c(CN-)，下列关系正确的是 (填字母编号)。 A．c(H+)>c(OH-)                    B．c(H+)<c(OH-) C．c(H+)+c(HCN)=c(OH-)            D．c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L （2）H2SO3是二元弱酸，常温电离常数分别是Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8；常温下，NaHSO3的水溶液呈 (填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由： 。 （3）某温度下，pH=3的盐酸中c(OH-)=10-9mol/L。在该温度下，pH=2的H2SO4与pH=11的NaOH按溶液体积比9：1混合，则混合后pH为 。 【答案】（1） > 1.98×10-6 c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)+c() BD （2）酸 常温下，NaHSO3的电离常数为Ka2=6.0×10-8，水解常数为Kb==1.0×10-12电离常数大于水解常数 （3）9 【解析】（1）①根据“越弱越水解”得出电离出H+能力大小顺序是CH3COOH>H2CO3>HClO>HCN>，少量CO2通入NaClO溶液中的离子方程式为； ②根据电荷守恒，NaClO溶液中：，NaCN溶液中：，NaClO、NaCN两溶液等体积、等浓度，因此c(Na+)相等，但由于NaCN溶液的碱性强，c(H+)小，所以NaClO中阴离子总数大于NaCN中的阴离子总数； ③电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)=2c(Na＋)，则有：c(CH3COO－)－c(CH3COOH)=2c(H＋)－2c(OH－)，浓度相同的醋酸和醋酸钠混合液的pH=6，即c(H＋)=10－6mol/L，c(OH－)=mol·L－1=10－8mol/L，代入公式，得到c(CH3COO－)－c(CH3COOH)=2(10－6－10－8)=1.98×10-6mol/L； ④NaHCO3溶液中的质子守恒式：c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)+c()； ⑤A．0.02 mol/L的HCN与0.01mol/LNaOH等体积混合后，形成等浓度的HCN、NaCN的混合溶液，根据电荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，测得c(Na+)>c(CN-)，则有c(H+)<c(OH-)，故A错误； B．根据A的分析可知，c(H+)<c(OH-)，故B正确； C．根据电荷守恒得c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CN-)，根据物料守恒得c(HCN)+c(CN-)=2c(Na+)，所以得c(HCN)+2c(H+)=2c(OH-)+c(CN-)，故C错误； D．溶液混合后体积增大一倍，浓度降为原来一半，所以c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L，故D正确； 故答案为：BD。 （2）常温下，NaHSO3溶液中存在的电离平衡：，其电离平衡常数K= Ka2=6.0×10-8，也存在的水解平衡:，其水解平衡常数Kh2=，的电离平衡常数大于其水解平衡常数，所以NaHSO3的水溶液呈显酸性。 （3）某温度下，pH=3的盐酸中，溶液中离子积常数Kw=10-3×10-9=10-12，该温度下，pH=2的H2SO4与pH=11的NaOH按溶液体积比9：1混合，列式计算剩余氢氧根离子浓度，，混合后pH变为9。 15．（24-25高二上·福建泉州·阶段练习）按要求回答下列问题。 （1）体积均为100 mL pH均为2的CH3COOH与一元酸HX溶液，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则相同温度时，HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的电离平衡常数，理由是 。 （2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度大小的物理量。已知： 化学式 电离常数(25℃) HCN K=6.2×10-10 CH3COOH K=1.8×10-5 H2CO3 Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11 ①25℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为 。 ②向NaCN溶液中通入少量的CO2，发生反应的化学方程式 。 （3）25℃时，在CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中，若测得pH=6，则溶液中 mol·L-1(填精确值)。 【答案】（1）小于 稀释相同倍数，一元酸HX的pH变化量比CH3COOH的小，故酸性较弱，电离平衡常数较小 （2）pH(Na2CO3溶液)>pH(NaCN溶液)>pH(CH3COONa溶液) NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3 （3）9.9×10-7 【解析】（1）稀释相同倍数，一元酸HX的pH变化量比CH3COOH的小，说明稀释时HX可以电离出更多的氢离子，相同浓度时HX的电离程度较小，故酸性较弱，电离平衡常数较小，故答案为：小于；稀释相同倍数，一元酸HX的pH变化量比CH3COOH的小，故酸性较弱，电离平衡常数较小； （2）①三者溶液都因相应阴离子水解呈碱性，故需比较三者水解程度的大小，因为：Ka2(H2CO3)<K(HCN)<K(CH3COOH)，根据越弱越水解规律得水解程度：>CN->CH3COO-，故碱性强弱：Na2CO3>NaCN>CH3COONa，即pH：Na2CO3>NaCN>CH3COONa，故答案为：pH(Na2CO3溶液)>pH(NaCN溶液)>pH(CH3COONa溶液)； ②由平衡常数数值可知酸性强弱：H2CO3>HCN>；故不能制HCN，即此时反应生成HCN和NaHCO3，故方程式为NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，故答案为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3； （3）CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中电荷关系为：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，溶液的pH=6，即c(H+)=1×10-6mol·L-1，c(OH-)=1×10-8mol·L-1，c(CH3COO-)-c(Na+)=1×10-6mol·L-1-1×10-8mol·L-1=9.9×10-7mol·L-1，故答案为：9.9×10-7。 16．（24-25高二上·江西南昌·阶段练习）酸、碱、盐在工业和生产生活中用途广泛。 （1）用FeCl3固体配制FeCl3溶液的操作是 。 （2）常温下，分别取未知浓度的HA溶液和MOH溶液，加水稀释至原来体积的n倍。稀释过程中，两溶液的pH变化如图所示。 ①HA为 (填“强”或“弱”，后同)酸，MOH为 碱。 ②X、Y、Z三点对应溶液中水的电离程度的大小关系是 (用等式或不等式表示)。 （3）人体血液中存在平衡，维持pH稳定，的一级电离常数。已知正常人体血液在正常体温时，，正常情况下人体血液的 (已知)。人在剧烈运动后或紧张时，易因过度换气呼出大量二氧化碳，而出现呼吸性碱中毒。此时血液缓冲体系中的值将 (填“变大”、“变小”或“不变”)。试用平衡移动原理解释呼吸性碱中毒的现象： 。 （4）已知：Ka(HClO2)=1.1×10-2，Ka(CH3COOH)=1.8×10-5。25℃时，浓度均为0.1mol·L-1的NaClO2溶液和CH3COONa溶液，两溶液中 (填“>”“<”或“=”)c(CH3COO-)。若要使两溶液的pH相等应 a．向NaClO2溶液中加适量水 b．向NaClO2溶液中加适量NaOH c．向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体       d．向CH3COONa溶液中加适量的水 【答案】（1）将FeCl3溶液于浓盐酸中，然后稀释成所需的浓度 （2）强 弱 X=Z>Y （3）7.4 变大 失去二氧化碳太多，促进平衡向逆反应方向移动，氢离子浓度减小，氢氧根浓度增大，引发碱中毒 （4）> bd 【解析】（1）FeCl3是强酸弱碱盐，直接将晶体溶解在水中配制溶液会因的水解反应而不能得到澄清溶液，一般是将FeCl3溶于浓盐酸中，抑制水解，然后再加水稀释到相应浓度，故答案为：将FeCl3溶液于浓盐酸中，然后稀释成所需的浓度； （2）①根据图像可知，稀释过程中，HA溶液的体积变化10n倍，溶液的pH变化n个单位，说明HA为强酸；而MOH溶液的体积变化10n倍，溶液的pH变化小于n个单位，说明MOH为弱碱；HA为强酸，故答案为：强；弱； ②X点水电离出的氢离子浓度是10-9mol/L，Y点水电离出的氢离子浓度是10-10mol/L，Z点水电离出的氢离子浓度是10-9mol/L，所以水的电离程度X=Z＞Y，故答案为：X=Z>Y； （3）正常人体血液在正常体温时，H2CO3的一级电离常数 Ka1=10−6.1，，则20×c(H+)=10−6.1，c(H+)= mol⋅L−1，pH=-lgc(H+)=-lg=-(lg10-6.1-lg20)=-lg10-6.1+lg2+lg10=6.1+0.3+1=7.4；人在剧烈运动后或紧张时，易因过度换气呼出大量二氧化碳，，平衡向逆反应方向移动，氢离子浓度减小，而温度不变，Ka1不变，所以的值将增大，平衡移动原理解释呼吸性碱中毒的现象：失去二氧化碳太多，促进平衡向逆反应方向移动，氢离子浓度减小，氢氧根浓度增大，引发碱中毒，故答案为：7.4 ；增大；失去二氧化碳太多，促进平衡向逆反应方向移动，氢离子浓度减小，氢氧根浓度增大，引发碱中毒； （4）Ka(HClO2)> Ka(CH3COOH)，所以的水解程度比CHCOO-要小，则浓度相同的两种溶液中c()>c(CH3COO-)；浓度相同时CH3COONa溶液的碱性更强，pH更大； a．向NaClO2溶液中加适量水，溶液被稀释，碱性减弱，不可以使两溶液pH相等，故a不符合题意； b．NaOH可以电离出氢氧根使溶液碱性增强，可以使两溶液pH相等，可以使两溶液pH相等，故b符合题意； c．CH3COONa水解使溶液显碱性，向CH3COONa溶液中加CH3COONa固体会使醋酸钠溶液的pH更大，不可以使两溶液pH相等，故c不符合题意； d．向CH3COONa溶液中加适量的水，溶液被稀释，碱性减弱，可以使两溶液pH相等，故d符合题意； 综上所述答案为bd； 17．（24-25高二上·湖北省直辖县级单位·阶段练习）利用所学化学反应原理知识进行解答。 Ⅰ．某温度下，纯水中的。 （1）若温度不变，滴入稀硫酸使，则由水电离出的 。 （2）将99mLpH=2盐酸与1mL1mol/L的NaOH溶液混合(忽略溶液体积变化)，恢复至25℃时溶液的 。 （3）0.2mol/L的和0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后的溶液中： mol/L。 П.电离平衡常数可衡量弱电解质的电离，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数()和弱碱的电离平衡常数()，回答下列问题∶ 弱酸或弱碱 HF 电离平衡常数 ， ， （4）  的水溶液呈 (填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是 ，溶液中各离子浓度大小关系是 。 （5）常温下，浓度相同的三种溶液NaF、、，pH由大到小的顺序是 。 （6）将过量通入溶液中，反应的离子方程式为 。 【答案】（1） （2）10 （3）0.1 （4）中性 ，条件相同时，和的水解程度相同，故溶液呈中性 （5） （6） 【解析】（1）某温度下，纯水中的，则水的离子积常数为，由水电离出的氢离子浓度等于水电离出的氢氧根离子浓度可知，若温度不变，滴入稀硫酸使，则由水电离出的mol/L。 （2）将99mLpH=2盐酸与1mL1mol/L的NaOH溶液混合(忽略溶液体积变化)，氢氧化钠溶液过量，恢复至25℃时混合溶液的氢氧根离子浓度为mol/L，mol/L，溶液的10。 （3）0.2mol/L的和0.1mol/L NaOH溶液等体积混合后的溶液为等物质的量浓度的草酸氢钠和草酸钠的混合溶液，二者的浓度均为0.05mol/L，则由物料守恒可知，0.1mol/L。 （4）相同温度下电离常数相同，则电离能力相同，则醋酸和一水合氨的电离程度相同，中醋酸根离子和铵根离子的水解程度相同，则醋酸铵的水溶液呈中性，即理由是：，条件相同时，和的水解程度相同，故溶液呈中性，离子发生水解程度较弱，则溶液中各离子浓度大小关系是：。 （5）相同温度下电离常数越大、电离能力越大，等物质的量浓度的酸提供的氢离子浓度越大、酸性越强，据表格知，酸性排序为：＞ ，酸越弱，钠盐中酸根离子水解程度越大，碱性越强，则常温下，浓度相同的三种溶液NaF、、，pH由大到小的顺序是：。 （6）结合（5），根据强酸制弱酸，将过量通入溶液中，反应生成NaHS与NaHCO3，反应的离子方程式为：。 ( 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 $$