第3章 第3节 新知探究课15 盐类水解的影响因素及其应用-【名师导航】2023-2024学年高中化学选择性必修1同步讲义(人教版2019)

新知探究课15　盐类水解的影响因素及其应用 1．通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素，培养科学探究与创新意识的化学核心素养。 2．结合真实情境中的应用实例，了解盐类水解在生产、生活中的应用，培养科学态度与社会责任的化学核心素养。 一、影响盐类水解的主要因素 1．内因——反应物的性质 盐类的水解程度，主要由生成盐的酸碱的性质所决定的。生成盐的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大。如Ka(HF)＞Ka(HClO)，则同浓度的NaF与NaClO溶液的pH NaClO溶液较大。 2．外因 (1)升温：盐的水解平衡向右移动，水解程度增大。 (2)加水稀释：盐的水解平衡向右移动，水解程度增大。 (3)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。 判一判　判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)0.1 mol/L的NaA溶液比0.1 mol/L的NaB溶液的pH大，说明HA的酸性比HB的强。 (　×　) (2)加热促进了CH3COO－的水解，抑制了CH3COOH的电离。 (　×　) (3)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体，抑制了的水解。 (　×　) (4)向FeCl3溶液加水稀释，Fe3+水解程度变小。 (　×　) 二、盐类水解的应用 1．作净水剂 铝盐、铁盐等部分盐类水解生成胶体，有较强的吸附性，常用作净水剂。 如明矾水解的离子方程式为(胶体)＋3H＋。 2．热碱水去油污 纯碱水解的离子方程式为＋OH－。加热促进的水解，溶液碱性增强，去污能力增强。 3．盐溶液的配制和保存 配制、保存SnCl2或FeCl3等易水解的盐溶液时，加入少量盐酸的目的是抑制Sn2+或Fe3+的水解。 4．制备胶体 向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，并加热至沸腾以增大Fe3+的水解程度，从而制备Fe(OH)3胶体。 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。 想一想　盛放Na2CO3、Na2S溶液的试剂瓶为什么不能用玻璃塞？ [提示]　因为Na2CO3、Na2S溶液水解显碱性，碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应生成Na2SiO3，而使瓶口和玻璃塞黏结不易打开。 三、盐的水解常数 1．A－＋H2O⥫⥬HA＋OH－，其水解常数Kh＝。HA的电离常数Ka、A－的水解常数Kh之间的关系表达式为Kh＝。 2．M＋＋H2O⥫⥬MOH＋H＋，其水解常数Kh＝。MOH的电离常数Kb、M＋的水解常数Kh之间的关系表达式为Kh＝。 25 ℃，0.1 mol/L的NaA溶液的pH＝10，则A－的水解常数为____________________________________________________________________ _______________________________________________________(列出计算式)。 [提示]　Kh＝≈1×10-7 影响盐类水解的因素 　外界因素对FeCl3水解平衡＋3H＋的影响。 可能影响因素 实验操作 现象 解释或结论 温度 将FeCl3溶液适当加热，测溶液的pH 溶液颜色变深，溶液pH变小 盐类的水解是吸热反应，加热，水解平衡向正反应方向移动 反应物的浓度 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 生成物的浓度 加浓盐酸后，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 加入少量浓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 [问题1]　向FeCl3溶液中加FeCl3(s)和加水，水解平衡均向右移动，二者的水解程度均增大吗？为什么？ [提示]　加FeCl3(s)，水解平衡向右移动，但水解程度变小，因为Fe3+增加量大于水解消耗量；加水，水解平衡向右移动，水解程度增大，因为平衡右移，Fe3+消耗增多。 [问题2]　FeCl3溶液中加入NaHCO3溶液，有什么现象？Fe3+水解程度如何变化？反应的离子方程式如何写？ [提示]　有红褐色沉淀和气体生成，变大===Fe(OH)3↓＋3CO2↑。 影响盐类水解的因素 (1)内因——主要因素 弱酸根离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解，溶液的碱性或酸性越强。 (2)外界因素对盐类水解的影响 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] [注意]　稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H＋或OH－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。 1．关于FeCl3溶液水解的说法错误的是(　　) A．水解达到平衡时加水稀释，平衡向正反应方向移动 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+水解程度前者比后者小 C．有50 ℃和20 ℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3+的水解程度前者比后者小 D．为抑制Fe3+水解，较好地保存FeCl3溶液应加入少量HCl C　[升高温度促进盐的水解，所以50 ℃和20 ℃的同浓度的FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3+的水解程度前者比后者大，故C错误。] 2．为了使(NH4)2SO4溶液中接近2∶1，可采取的措施是(　　) A．加热 B．加适量NaOH(s) C．加水 D．通HCl D　[加热、加NaOH、加水均促进水解而使比值减小，通入HCl抑制水解，使接近2∶1，D符合题意。] 盐类水解的应用 1．水解反应在科学研究中的应用 应用 举例 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 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、、S2-、HS－、；Fe3+与、、 续表 应用 举例 混合盐溶液中的除杂和提纯 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，如加入MgO时发生反应＋3H＋ 2.水解反应在工农业生产和生活中的应用 应用 原理分析 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 用热的纯碱溶液去污效果更好 ＋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：===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：＋H2O⥫⥬NH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解 某些化肥不能混合施用 草木灰不能与铵态氮肥混用，因草木灰的主要成分为K2CO3，溶于水时与水解相互促进，容易放出NH3，使氮肥肥效下降 3.盐溶液蒸干时所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。 (2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 (3)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)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 1．下列与盐类水解有关的是(　　) ①为保存FeCl3溶液，要在溶液中加入少量盐酸　②实验室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的试剂瓶应用橡胶塞　③在NH4Cl溶液中加入镁条会产生气泡　④长期施用硫酸铵，土壤的酸性增强 A．①②④ B．②③④ C．①③④ D．全部 D　[①保存FeCl3溶液，在溶液中加入少量盐酸，可以抑制Fe3+水解生成Fe(OH)3；②Na2CO3、可水解使溶液呈碱性，从而腐蚀玻璃，故实验室盛放Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液的试剂瓶应用橡胶塞；③NH4Cl水解使溶液呈酸性，镁可以置换出溶液中的H＋，放出H2，从而产生气泡；④硫酸铵水解使溶液呈酸性，长期施用此化肥，土壤的酸性将增强。故①②③④都与盐类的水解有关。] 2．下列根据反应原理设计的应用，不正确的是(　　) ＋OH－　热的纯碱溶液清洗油污 B．Al3+＋3H2O⥫⥬Al(OH)3(胶体)＋3H＋明矾净水 C．TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 制备TiO2·xH2O D．SnCl2＋H2O⥫⥬Sn(OH)Cl＋HCl　 配制氯化亚锡溶液时加入氢氧化钠 D　[热的纯碱溶液碱性增强、去污能力增强；Al3+水解生成Al(OH)3胶体，吸附水中的悬浮物，具有净水作用；TiCl4与H2O作用水解可以制得TiO2·xH2O，A、B、C项正确；SnCl2易水解，配制SnCl2溶液时若加入NaOH溶液，会促进SnCl2水解而生成Sn(OH)Cl或Sn(OH)2沉淀，所以配制SnCl2溶液应将SnCl2固体溶于盐酸中，再稀释至所需浓度，D错误。] 3．(1)不断加热FeCl3溶液，蒸干水分并灼烧得到的固体可能是________。 (2)在配制FeCl3溶液时，为防止浑浊，应加入__________________。 (3)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)加热可促进盐类水解，由于HCl挥发，可使水解进行彻底，得到Fe(OH)3沉淀，Fe(OH)3受热分解，最终产物为Fe2O3。 (2)为防止浑浊，应加入稀盐酸抑制FeCl3水解。 (3)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)Fe2O3　(2)少许稀盐酸　(3)MgCO3与H＋反应，促进了Fe3+的水解，使Fe3+转化为沉淀而除去 　　　水解常数与电离常数的关系及 　应用 碳酸钠和碳酸氢钠的溶液均显碱性，可用作食用碱或工业用碱。已知：25 ℃时，碳酸的电离常数为Ka1＝4.5×10-7，Ka2＝4.7×10-11。 [问题1]　写出H2CO3的Ka1、Ka2表达式的Kh1、Kh2表达式，并分析其关系。 [提示]　Ka1＝， Ka2＝；Kh1＝， Kh2＝；Ka1·Kh2＝Kw，Ka2·Kh1＝Kw。 [问题2]　25 ℃时，等浓度的碳酸钠溶液和碳酸氢钠溶液谁的碱性强？请利用水解常数加以说明。 [提示]　的Kh1＝＝＝的Kh2＝＝＝×10-7， Kh1＞Kh2，Na2CO3溶液的碱性较强。 [问题3]　碳酸氢钠溶液为什么显碱性，请利用水解常数和电离常数加以说明。 [提示]　的电离常数Ka2＝的Kh2＝×10-7＞Ka2，故的水解程度大于电离程度，呈碱性。 1．水解常数的意义：Kh定量地表示水解反应趋势的大小，Kh越大，水解趋势越大。 2．一元弱酸或弱碱对应盐的水解常数关系Kh＝或Kh＝。 3．二元弱酸对应盐的水解常数 二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2CO3的水解常数Kh为，NaHCO3的水解常数为。 1．已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10-5。常温下，含等物质的量的HCN与NaCN的混合溶液，下列说法不正确的是(　　) A．溶液显酸性 B．溶液显碱性 C．溶液中c(CN－)＜c(HCN) D．溶液中c(Na＋)＞c(CN－) A　[Ka(HCN)＝＝×10-9＜Kh(CN－)，故该混合液中CN－的水解程度大于HCN的电离程度，溶液显碱性，A错误。] 2．已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10-5，该温度下1 mol·L-1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝______mol·L-1。(已知≈2.36) [解析]　根据题干信息可知，该温度下1 mol·L-1的NH4Cl溶液的水解平衡常数Kh＝＝≈5.56×10-10，又根据水解平衡表达式可知Kb＝，则c(H＋)＝≈2.36×10-5。 [答案]　2.36×10-5 1．升温促进盐的水解。 2．加水稀释促进盐的水解，盐溶液越稀水解程度越大。 3．水解呈酸性的盐，加入碱性物质促进水解。 4．盐的水解在科研和生产、生活中有重要应用。 5．水解常数与电离常数之积为水的离子积。 1．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：＋OH－。下列说法正确的是(　　) A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．通入CO2，平衡向正反应方向移动 C．升高温度减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 B　[水解平衡常数只与温度有关，稀释溶液不改变水解平衡常数的大小，A项错误；通入CO2会消耗溶液中的OH－，根据勒夏特列原理，平衡正向移动，B项正确；升高温度会使该水解平衡正向移动浓度减小浓度增大，故增大，C项错误；NaOH固体溶解会电离出OH－，使溶液中的OH－浓度增大，溶液的pH增大，D项错误。] 2．为了使Na2S溶液中c(Na＋)/c(S2-)的值变小，可采取的措施是(　　) A．加水稀释 B．加入适量NaOH固体 C．适当升温 D．加入适量K2S固体 [答案]　D 3．(生活素材)(2023·咸阳高二月考)土壤中游离的Al3+越多，绣球花的颜色越蓝。若想种出蓝色绣球花，可向土壤中加入硫酸铝。为保证调色效果，不宜同时施用(　　) A．硫酸亚铁 B．硝酸钾 C．碳酸钾 D．氯化铵 [答案]　C 4．(生活素材)下列关于盐类水解的应用中，说法正确的是(　　) A．加热蒸干Na2CO3溶液，最后可以得到NaOH和的混合固体 B．除去MgCl2中的Fe3+，可以加入NaOH固体 C．明矾净水的反应：Al3+＋3H2O⥫⥬Al(OH)3(胶体)＋3H＋ D．加热蒸干KCl溶液，最后得到KOH固体(不考虑与CO2的反应) C　[A项，加热蒸发Na2CO3溶液，得不到NaOH，虽然加热促进水解，但生成的NaHCO3又与NaOH反应生成了Na2CO3，错误；B项，Mg2+和Fe3+均可与OH－反应生成沉淀，且引入了新杂质Na＋，应用MgO或MgCO3固体，错误；D项，KCl不水解，不可能得到KOH固体，错误。] 5．(1)25 ℃时＋H＋的电离常数Ka＝1×10-2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)在室温下，0.175 mol·L-1醋酸钠溶液的pH约为________[已知Ka(CH3COOH)＝1.75×10-5]。 [解析]　(1)NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝＝＝＝＝1×10-12。由Kh＝得＝，加入I2后被氧化为H2SO4，c(H＋)增大，c(OH－)减小，Kh不变，所以增大。(2)醋酸根离子水解反应的平衡常数Kh＝＝＝，则＝，得c(OH－)＝10-5mol·L-1，pH＝9。 [答案]　(1)1×10-12　增大　(2)9 新知探究课固基练(十五)　盐类水解的影响因素及其应用 1．实验室有下列试剂，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是(　　) ①NaOH溶液　②Na2SiO3溶液　③Na2S溶液　④NH4Cl溶液　⑤澄清石灰水　⑥浓HNO3 ⑦浓H2SO4 A．①⑥ B．①②③⑤ C．①②③⑥⑦ D．⑤⑦ [答案]　B 2．盐类水解与生活密切联系，下列做法与盐类水解无关的是(　　) A．实验室配制FeCl3溶液时，应先将其溶解在盐酸中，而后加水稀释 B．盐酸可作铁制品的除锈剂 C．用浓NaHCO3溶液与浓Al2(SO4)3溶液混合作灭火剂 D．加热蒸干AlCl3溶液得到Al(OH)3固体 B　[B项，盐酸显酸性，铁屑的主要成分是铁的氧化物，能与盐酸反应，盐酸可作铁制品的除锈剂，与盐类水解无关。] 3．常温下，稀释0.1 mol/L NH4Cl溶液，如图中的横坐标表示加水的量，则纵坐标可以表示的是(　　) 水解的平衡常数 B．溶液的pH C．溶液中物质的量 D．溶液中 B　水解的平衡常数只与温度有关，加水稀释水解的平衡常数不变，故A不选； NH4Cl水解呈酸性，加水稀释，水解程度增大，但酸性减弱，溶液的pH将增大，故选B；加水稀释的水解程度增大，溶液中的物质的量将减小，故C不选；加水稀释水解程度增大，且溶液的体积增大减小， D不选。] 4．能证明Na2SO3溶液中存在＋OH－水解平衡的事实是(　　) A．滴入酚酞试液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去 B．滴入酚酞试液变红，再加入氯水后红色褪去 C．滴入酚酞试液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去 D．滴入酚酞试液变红，再加入氢氧化钠后溶液红色加深 C　[无论Na2SO3是否完全水解，加硫酸都会中和OH－，酚酞都会褪色，只能证明发生了水解，而无法说明是否存在水解平衡，A选项错误；氯水既可能中和OH－，又可能将酚酞和氧化，所以褪色不足以说明存在水解平衡，B选项错误；加入BaCl2溶液，若有白色沉淀产生，则该沉淀一定是BaSO3，说明没有水解完全，红色褪去，说明c(OH－)减小，因为OH－与BaCl2不反应，只能说明平衡向左移动引起其浓度的减小，C选项正确；加入氢氧化钠溶液后，即使不存在平衡，溶液的碱性增强，红色也会加深，D选项错误。] 5．水质检验中，测定水的硬度时，用到氨－氯化氨(NH3－NH4Cl)缓冲溶液，控制溶液在pH＝10左右。则关于该缓冲溶液的说法不正确的是(　　) A．将缓冲溶液加水稀释时，pH一定会减小 B．将缓冲溶液升温，pH一定没有变化 C．在缓冲溶液中，水的电离受到抑制 D．在缓冲溶液中，一定有>c(Cl－) B　[pH＝10左右，溶液呈碱性，稀释后碱性减弱，pH一定会减小， A正确；升高温度，溶液中的电离平衡、水解平衡都会受到影响，pH会变化， B错误；在缓冲溶液中，存在氨水的电离平衡和铵根离子的水解平衡，因为缓冲溶液显碱性，氨水的电离程度大于铵根离子的水解程度，氨水的电离对水的电离起到抑制作用，所以水的电离受到抑制， C正确；溶液中的电荷守恒＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(Cl－)，溶液显示碱性，所以c(H＋)<c(OH－)，则有>c(Cl－), D正确。] 6．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，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 B　[利用盐类水解规律“越弱越水解，谁强显谁性”，结合同浓度三种酸对应的钠盐的溶液的pH可推知，碱性越强则对应的酸越弱。] 7．常温下，下列各组离子在给定溶液中能大量共存的是(　　) A．pH＝1的溶液：Fe2+、Mg2+、、 B．pH＝12的溶液：K＋、Na＋、、 C．pH＝7的溶液：Na＋、Cu2+、S2-、Cl－ D．pH＝7的溶液：K＋、Ca2+、Cl－、 B　[A项在酸性条件下氧化Fe2+，错误；C项，Cu2+与S2-反应生成CuS沉淀，错误；D项水解呈碱性，pH＞7，错误。] 8．(1)Fe(NO3)3的水溶液呈________(填“酸”“中”或“碱”)性，原因是(用离子方程式表示)：____________________________________。实验室在配制的溶液时，常将Fe(NO3)3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)在配制硫化钠溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的____________。 (3)25 ℃，Ka(HA)＝1×10-6，则0.01 mol/L的NaA溶液的pH＝________。 [解析]　(1)硝酸铁是强酸弱碱盐，铁离子水解，溶液显酸性，水解方程式是＋3H＋；因此在配制硝酸铁溶液时，先将Fe(NO3)3固体溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，目的就是抑制铁离子水解。(2)硫化钠是强碱弱酸盐，硫离子水解，溶液显碱性。所以在配制硫化钠溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的氢氧化钠固体以抑制硫离子水解。(3)Ka＝1×10-6则Kh＝1×10-8，Kh＝＝＝1×10-8， c(OH－)＝1×10-5mol/L pH＝9。 [答案]　(1)酸　Fe3+＋3H2O⥫⥬Fe(OH)3＋3H＋　抑制　(2)氢氧化钠固体(或NaOH)　(3)9 9．测定溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。 时刻 ① ② ③ ④ 温度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比试验，④产生白色沉淀多。下列说法错误的是(　　) A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：＋OH－ B．④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的 C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致 D．①与④的Kw相等 C　[Na2SO3属于强碱弱酸盐存在水解平衡：＋OH－、＋H2O⥫⥬H2SO3＋OH－，A项正确；取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明实验过程中部分被氧化成Na2SO4，①与④温度相同，④与①对比浓度减小，溶液中c(OH－)降低，④的pH小于①，即④的pH与①不同，是由于浓度减小造成的，B项正确；盐类水解为吸热过程，①→③的过程，升高温度水解平衡向右移动减小，水解平衡向左移动，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响相反，C项错误；Kw只与温度有关，①与④温度相同，Kw相等，D项正确。] 10．常温下，向20 mL 0.2 mol·L-1 H2A溶液中滴加0.2 mol·L-1 NaOH溶液，含A元素的有关粒子物质的量变化如图所示。根据图示判断，下列说法正确的是(　　) A．NaHA溶液呈酸性 B．等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后，其溶液中水的电离程度比纯水大 C．当V(NaOH)＝30 mL时，溶液中存在以下关系：2c(H＋)＋c(HA－)＋3c(H2A)＝c(A2-)＋2c(OH－) D．当V(NaOH)＝20 mL时，溶液中各粒子浓度的大小顺序为c(Na＋)＞c(HA－)＞c(A2-)＞c(H＋)＞c(OH－) AC　[当V(NaOH)＝20 mL时，发生反应为NaOH＋H2A===NaHA＋H2O，H2A溶液与NaOH溶液恰好反应生成NaHA，由图像可知，此时，c(A2-)＞c(H2A)，即HA－的电离程度大于其水解程度，NaHA溶液呈酸性，故A正确；等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合后生成NaHA，由A项分析可知，HA－的电离程度大于其水解程度，则HA－抑制水的电离，故其溶液中水的电离程度比纯水小，故B错误；当V(NaOH)＝30 mL时，发生的反应为NaOH＋H2A===NaHA＋H2O，NaHA＋NaOH===Na2A＋H2O，溶液为等物质的量的NaHA、Na2A的混合溶液，根据电荷守恒得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HA－)＋2c(A2-)＋c(OH－)①，根据物料守恒可知：3c(HA－)＋3c(A2-)＋3c(H2A)＝2c(Na＋)②，①×2＋②得：2c(H＋)＋c(HA－)＋3c(H2A)＝c(A2-)＋2c(OH－)，故C正确；当V(NaOH)＝20 mL时，溶质为NaHA，HA－的电离程度大于水解程度，溶液显酸性，则c(Na＋)＞c(HA－)＞c(H＋)＞c(A2-)＞c(OH－)，故D错误。] 11．常温下，有浓度均为0.1 mol·L-1的下列4种溶液： ①NaCN溶液　②NaOH溶液　③CH3COONa溶液　④NaHCO3溶液 HCN H2CO3 CH3COOH Ka＝6.2×10-10 Ka1＝4.5×10-7 Ka2＝4.7×10-11 Ka＝1．75×10-5 (1)这4种溶液pH由大到小的顺序是________(填序号)，其中②由水电离的H＋浓度为________。 (2)①中各离子浓度由大到小的顺序是____________________。 (3)④的水解平衡常数Kh＝________。 (4)若向等体积的③和④中滴加盐酸至呈中性，则消耗盐酸的体积③__________(填“＞”“＜”或“＝”)④。 (5)25 ℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的pH＝11，则约为______(保留2位有效数字)。向NaCN溶液中通入少量CO2，则发生反应的离子方程式为__________________________________________________________________。 [解析]　(1)相同浓度的溶液中，①NaCN溶液水解显碱性，②NaOH溶液为强碱溶液，③CH3COONa溶液水解显碱性，④NaHCO3溶液水解显碱性，因为酸性：醋酸＞碳酸＞HCN＞碳酸氢根离子，越弱越水解，因此溶液的碱性：②＞①＞④＞③，4种溶液pH由大到小的顺序是②＞①＞④＞③；常温下，0.1 mol·L-1 NaOH溶液的pH＝13，由水电离的H＋浓度为1.0×10-13mol·L-1。(2)NaCN溶液中，CN－水解使溶液显碱性，NaCN溶液中离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)。的水解平衡常数为Kh＝＝＝＝≈2.2×10-8。(4)等体积浓度均为0.1 mol·L-1的③CH3COONa溶液和④NaHCO3溶液中NaHCO3水解程度大于CH3COONa，NaHCO3溶液的碱性强于CH3COONa，滴加盐酸至呈中性，消耗盐酸的体积：③＜④。(5)由HCN的电离平衡常数Ka＝可知，＝＝≈0.016，Ka1(H2CO3)＞Ka(HCN)＞Ka2(H2CO3)，故碳酸的酸性强于HCN，碳酸氢根离子的酸性弱于HCN，向NaCN溶液中通入少量CO2，反应生成HCN与NaHCO3，该反应的离子方程式为。 [答案]　(1)②＞①＞④＞③　1.0×10-13mol·L-1 (2)c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋) (3)2.2×10-8　(4)＜ (5)0.016 12．已知25 ℃时0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH约为3，向其中加入少量醋酸钠晶体，待晶体溶解后发现溶液的pH增大，对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c(OH－)，因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出的大量醋酸根离子，抑制了醋酸的电离，使c(H＋)减小，因此溶液的pH增大。你认为上述两种解释中________(填“甲”或“乙”)正确。 (1)为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1 mol·L-1的醋酸溶液中加入少量下列物质中的________(填编号)，然后测定溶液的pH。(已知25 ℃时，NH3·H2O的Kb＝1.8×10-5，CH3COOH的Ka＝1.8×10-5) A．固体CH3COOK B．固体CH3COONH4 C．气体NH3 D．固体NaHCO3 (2)若________(填“甲”或“乙”)的解释正确，溶液的pH应________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (3)25 ℃时，NH4Cl的水解常数约为____________。 [解析]　(1)由NH3·H2O的Kb与CH3COOH的Ka可知，二者电离程度相同，所以应呈中性，所以是最好的选择。(3)Kh＝＝≈5.6×10-10。 [答案]　乙　(1)B　(2)乙(甲)　增大(不变)　(3)5.6×10-10 6/18 学科网（北京）股份有限公司 $$