课时梯级训练(14) 盐类的水解 影响盐类水解的主要因素(Word练习)-【优化指导】2025-2026学年高中化学选择性必修第一册（人教版2019 单选）

课时梯级训练(14)　盐类的水解　影响盐类水解的主要因素 1．下列物质的水溶液因电离而呈酸性的是(　　) A．CH3COONa B．KHSO4 C．CH3CH2OH D．NH4Cl B　解析：醋酸钠溶液中因醋酸根离子的水解而显碱性，A错误；硫酸氢钾溶液中因硫酸氢根离子电离出的氢离子而显酸性：KHSO4===K＋＋H＋＋SO，B正确；CH3CH2OH为乙醇，属于非电解质，不电离，C错误；氯化铵溶液中因铵根离子的水解而显酸性，D错误。 2．下列离子方程式中，属于水解反应的是(　　) A．CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋ B．SO2＋H2OHSO＋H＋ C．HCO＋OH－CO＋H2O D．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ D　解析：醋酸与水作用生成阴、阳离子，属于醋酸电离方程式，不属于水解反应，A错误；SO2＋H2OHSO＋H＋，属于二氧化硫和水反应，并电离出氢离子的过程，不属于水解反应，B错误；HCO＋OH－CO＋H2O是HCO与OH－之间发生化学反应的离子方程式，不属于水解反应，C错误；NH＋H2ONH3·H2O＋H＋是NH与水反应生成弱电解质NH3·H2O和H＋，属于NH水解反应，D正确。 3．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　) A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡 B．c(OH－)很小的溶液不可能呈碱性 C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)＝c(H＋) D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性 B　解析：盐溶液呈酸碱性可能是由于盐发生了水解，而水解的实质就是促进了水的电离，使溶液中的c(OH－)和c(H＋)不相等，导致溶液呈酸性或碱性；也可能是由于盐在水溶液中电离出的H＋或OH－使得溶液呈酸性或碱性，而电离出的H＋或OH－都会抑制水的电离，破坏水的电离平衡；综上盐溶液呈酸性或碱性的原因是破坏了水的电离平衡，A正确；当溶液中的c(OH－)＞c(H＋)时，溶液呈碱性，而与c(OH－)是不是很小无关，B错误；根据水的电离方程式H2OH＋＋OH－，可知水电离出的c(OH－)＝c(H＋)，C正确；弱酸根离子结合水电离出的H＋，使得溶液中的c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性；弱碱阳离子结合水电离出的OH－，使得溶液中的c(H＋)＞c(OH－)，溶液呈酸性，D正确。 4．下列说法正确的是(　　) A．通入适量的HCl气体，使FeCl3溶液中，增大 B．NH4Cl溶于D2O中的水解方程式为NH＋D2ONH3·D2O＋H＋ C．某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应 D．常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同 D　解析：溶液中通入适量的HCl气体，抑制Fe3＋的水解，c(Fe3＋)有所增大，但c(Cl－)增大得更多，则减小，A错误；NH4Cl溶于D2O中，NH与OD－结合成NH3·HDO，水解方程式为NH＋D2ONH3·HDO＋D＋，B错误； 某盐溶液呈酸性，有可能是强酸强碱的酸式盐(如NaHSO4)因电离而呈酸性，也可能是强酸弱碱盐，该盐发生了水解反应而呈酸性，C错误；常温下，pH＝10的CH3COONa溶液中水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－4 mol/L，pH＝4的NH4Cl溶液中水电离产生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－4 mol/L，故水的电离程度相同，D正确。 5．对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是(　　) A．硫酸铝溶液加热 B．纯碱溶液加热 C．氨水中加入少量(NH4)2SO4 D．醋酸钠溶液中加入少量KNO3固体 B　解析：Al3＋水解使溶液呈酸性，加热使水解程度增大，酸性增强，但酚酞遇酸性溶液颜色不变化，A错误；Na2CO3为强碱弱酸盐，CO水解呈碱性，滴加酚酞后溶液显红色，加热促进水解，平衡正向移动，使OH－浓度增大，碱性增强，红色变深，B正确；部分电离：NH3·H2ONH＋OH－，加入酚酞后溶液变为红色，而(NH4)2SO4===2NH＋SO， NH浓度增大抑制NH3·H2O的电离，使OH－浓度减小，溶液碱性减弱，颜色变浅，C错误；加入少量KNO3固体，不影响醋酸钠水解，溶液颜色不变深，D错误。 6．一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是(　　) A．加水稀释，水解平衡正向移动，溶液中c(OH－)增大 B．加入少量NH4Cl固体，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　解析：加水稀释，促进CO的水解，水解平衡正向移动，但溶液中c(OH－)减小，A错误；加入少量NH4Cl固体，NH和CO均发生水解，且相互促进，故CO的水解平衡向正反应方向移动，B正确；升高温度，平衡正向移动，c(HCO)增大，c(CO)减小，故增大，C错误；加入NaOH固体，平衡逆向移动，但溶液中c(OH－)增大，溶液pH增大，D错误。 7．相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比，NaCN溶液的pH较大，则下列关于同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是(　　) A．电离程度：HCN>HClO B．pH：HClO>HCN C．与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO>HCN D．酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－) D　解析：NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解程度大，因此HCN比HClO的酸性更弱，电离程度：HCN＜HClO，A错误；pH：HClO<HCN，B错误；由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，消耗NaOH的物质的量相同，C错误；同温同体积同浓度的HCN和HClO，酸性：HCN<HClO，c(CN－)<c(ClO－)，D正确。 8．测定0.1 mol/L Na2SO3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溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是(　　) A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－ B．④的pH与①不同，是由SO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值相等 C　解析：Na2SO3是强碱弱酸盐，在水溶液中发生水解，存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－，A正确；实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多，说明④中SO浓度大，SO浓度小，SO不水解，SO水解显碱性，故④中OH－浓度小于①中OH－浓度，B正确；①→③的过程中，温度升高，SO的水解平衡正向移动，而c(SO)减小，水解平衡逆向移动，二者对水解平衡移动方向的影响不一致，C错误；Kw只与温度有关，温度不变，Kw不变，D正确。 9．为使Na2S溶液中减小，下列措施可行的是(　　) A．加热Na2S溶液 B．加适量的稀盐酸 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量K2S固体 D　解析：水解吸热，加热促进S2－水解，c(S2－)减小，c(Na＋)不变，则增大，A错误；加入稀盐酸，n(S2－)减小，n(Na＋)不变，则＝＝增大，B错误；加入适量蒸馏水，S2－水解程度增大，n(S2－)减小，n(Na＋)不变，＝＝增大，C错误；加入K2S固体，根据平衡移动原理可知c(S2－)增大，又c(Na＋)不变，则减小，D正确。 10．(2024·威海银滩高级中学高二模拟)(1)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。 (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的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________mol/L(已知≈2.36)。 (3)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka1＝1.4×10－2，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”)。 (4)已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。 ①常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)________(填“>”“<”或“＝”)c(HCN)，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②常温下，若将c mol/L盐酸与0.62 mol/L KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝________(小数点后保留4位数字)。 答案：(1)9　(2)2.36×10－5　(3)7.1×10－13　增大 (4)①碱　<　c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)　②0.616 2 解析：(1)碳酸钠是强碱弱酸盐，CO在溶液中分步水解使溶液呈碱性，碳酸根离子在溶液中的水解常数Kh＝，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，溶液中氢氧根离子浓度为2.0×10－3× mol/L＝1.0×10－3mol/L，则由某温度时，水的离子积常数为1.0×10－12可知，溶液的pH为12－3＝9。 (2)由电离常数可知，25 ℃时，铵根离子在溶液中的水解常数Kh＝＝≈5.56×10－10，则1 mol/L氯化铵溶液中氢离子的浓度为 mol/L＝2.36×10－5mol/L。 (3)由亚硫酸的一级电离常数可知，25 ℃时，亚硫酸氢根离子在溶液中的水解常数Kh＝＝＝7.1×10－13，溶液中＝，向溶液中加入少量碘时，碘与溶液中的亚硫酸氢根离子反应生成硫酸根离子、碘离子和氢离子，溶液中氢离子浓度增大、电离常数不变，则溶液中和的值增大。 (4)①由氰酸根离子的水解常数可知，氢氰酸的电离常数Ka＝＝＜Kh＝1.61×10－5，则等浓度的氢氰酸和氰酸钠溶液中氢氰酸的电离程度小于氰酸根离子的水解程度，溶液中氰酸根离子浓度小于氢氰酸，溶液呈碱性，溶液中离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)。 ②氰化钾溶液与盐酸等体积混合后恰好得到含有氯化钾、氢氰酸和氰化钾的中性溶液，由电荷守恒c(K＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)＋c(Cl－)可知，氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等的溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，c(CN－)＝(0.31－) mol/L，由元素守恒关系c(K＋)＝c(CN－)＋c(HCN)可知，溶液中c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)，整合两式可得：溶液中c(HCN)＝c(Cl－)＝0.5c mol/L，由水解常数可得：＝1.61×10－5，解得c≈0.616 2。 11．(2024·辽宁沈阳重点高中联合体期中)下列关于盐类水解的说法不正确的是(　　) A．向Na2S溶液中加入少量Na2S固体，Na2S的水解程度增大 B．将CuSO4溶液由20 ℃加热到60 ℃，溶液的pH减小 C．向CH3COONa溶液中加水，溶液中的比值减小 D．常温下，0.1 mol/L的NaB溶液的pH＝8，溶液中c(Na＋)＝c(B－)＋c(HB)＝0.1 mol/L A　解析：向Na2S溶液中加入少量Na2S固体，Na2S溶液的浓度增大，水解程度减小，A错误；盐类水解是吸热反应，升高温度，CuSO4溶液的水解程度增大，溶液中的氢离子浓度增大，溶液的pH减小，B正确；向CH3COONa溶液中加水，可以促进醋酸根离子的水解，但溶液中醋酸根离子和氢氧根离子浓度都减小，水的离子积不变，则溶液中氢离子浓度增大，的比值减小，C正确；常温下，0.1 mol/L的NaB溶液的pH＝8，溶液显碱性，说明NaB为强碱弱酸盐，即HB为弱酸，溶液中存在元素守恒关系：c(Na＋)＝c(B－)＋c(HB)＝0.1 mol/L，D正确。 12．(2024·河北张家口张垣联盟联考)常温下，浓度均为0.1 mol/L的四种溶液pH如下： 溶质 NaClO Na2CO3 NaHCO3 NaHSO3 pH 10.3 11.6 9.7 4.0 下列说法正确的是(　　) A.Na2CO3溶液中：2c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) B．四种溶液中，水的电离程度最小的是NaHSO3 C.0.1 mol/L NaHSO3溶液中：c(Na＋)>c(HSO)>c(OH－)>c(H＋)>c(SO) D．少量CO2通入足量的NaClO溶液中，反应的离子方程式为CO2＋H2O＋2ClO－===2HClO＋CO B　解析：Na2CO3溶液中，根据元素守恒有2[c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)]＝c(Na＋)，A错误；NaClO、Na2CO3、NaHCO3溶液显碱性，ClO－、CO、HCO在水中水解，促进水的电离，NaHSO3溶液显酸性，HSO的电离程度大于其水解程度，抑制水的电离，B正确；NaHSO3溶液显酸性，HSO的电离程度大于其水解程度，c(Na＋)>c(HSO)>c(H＋)>c(SO)>c(OH－)，C错误；由0.1 mol/L的NaClO、Na2CO3、NaHCO3溶液的pH可知，水解程度：CO＞ClO－＞HCO，则酸性：H2CO3＞HClO＞HCO，根据酸性可知，少量CO2和NaClO溶液反应生成HClO和HCO，离子方程式为CO2＋H2O＋ClO－===HClO＋HCO，D错误。 13．钠碱法是工业上处理SO2尾气的常用方法，其原理为利用NaOH溶液捕捉SO2，生成Na2SO3和NaHSO3的混合溶液。如图是常温下，NaOH溶液捕捉SO2后，含硫粒子物质的量分数随pH变化的关系图(已知：含硫粒子X的物质的量分数＝×100%)。 下列说法错误的是(　　) A．曲线 Ⅲ 所代表是SO物质的量分数变化 B．图示过程随着SO2吸收量的增加水的电离程度一直增大 C．常温下，H2SO3的Ka1＝10－1.5 D．pH＝7时，溶液中c(Na＋)＝c(HSO)＋2c(SO) B　解析：溶液pH越大，溶液中亚硫酸的浓度越小，亚硫酸氢根离子浓度先增大后减小，亚硫酸根离子浓度先不变后增大，则曲线 Ⅰ 、 Ⅱ 、 Ⅲ 分别代表亚硫酸、亚硫酸氢根离子、亚硫酸根离子物质的量分数随pH变化的关系；由图可知，A点溶液中亚硫酸的浓度等于亚硫酸氢根离子的浓度，溶液pH为1.5，电离常数Ka1 (H2SO3)＝＝c(H＋)＝10—1.5，同理可知，Ka2(H2SO3)＝10—6.8。曲线 Ⅰ 、 Ⅱ 、 Ⅲ 分别代表亚硫酸、亚硫酸氢根离子、亚硫酸根离子物质的量分数随pH变化的关系，A正确；氢氧化钠溶液与二氧化硫反应生成亚硫酸钠和水，反应生成的亚硫酸根离子在溶液中水解促进水的电离，反应生成的亚硫酸钠与二氧化硫反应生成亚硫酸氢钠，亚硫酸氢根离子的水解常数Kh＝＝＜Ka2，则亚硫酸氢根离子的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，抑制水的电离，所以图示过程随着二氧化硫吸收量的增加，亚硫酸根离子浓度减小、亚硫酸氢根离子浓度增大，水的电离程度减小，B错误；由分析可知H2SO3的Ka1＝10－1.5，C正确；pH为7的溶液中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，由溶液中的电荷守恒关系c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HSO)＋2c(SO)＋c(OH－)可知，溶液中c(Na＋)＝c(HSO)＋2c(SO)，D正确。 14．常温下，部分物质的电离平衡常数如表所示。 化学式 NH3·H2O HF HClO 电离平衡常数K 2×10－5 7.2×10－4 3×10－8 化学式 H2CO3 H2S H2SO3 电离平衡常数K Ka1＝4×10－7 Ka2＝4×10－11 Ka1＝9.1×10－5 Ka2＝1.1×10－12 Ka1＝1.3×10－2 Ka2＝6.3×10－8 (1)常温下，相同浓度的F－、ClO－、CO、HS－、S2－、HSO、SO中结合H＋的能力最弱的是________。 (2)常温下，0.1 mol/L的NH4HS溶液显________(填“中性”“酸性”或“碱性”)，该溶液中c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)＝________ mol/L。 (3)常温下，将少量SO2通入NaClO溶液中发生反应的离子方程式为________________________________________________________________________。 (4)常温下，pH相等的NaF溶液和KClO溶液，其物质的量浓度的大小关系是NaF________(填“>”“<”或“＝”，下同)KClO，两溶液中：c(Na＋)－c(F－)________c(K＋)－c(ClO－)。常温下，等浓度的NaF溶液和KClO溶液的pH大小关系为NaF________KClO。 (5)常温下，用NaOH溶液作CO2捕捉剂不仅可以降低碳排放，还可得到重要化工产品纯碱。某次捕捉后所得溶液pH＝12，则溶液中c(CO)∶c(H2CO3)的值为________。 答案：(1)HSO (2)酸性　0.1 (3)3ClO－＋SO2＋H2O===SO＋Cl－＋2HClO (4)＞　＝　< (5)1.6×107 解析：(1)酸的电离平衡常数越大，酸性越强，酸的电离程度越大，相同浓度的酸根离子结合H＋形成酸分子的能力越弱，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2最大，故HSO结合H＋的能力最弱。 (2)NH4HS溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、HS－H＋＋S2－、HS－＋H2OH2S＋OH－，由H2S的Ka1＝9.1×10－5、Ka2＝1.1×10－12，则HS－的水解常数Kh＝＝≈1.1×10－10>Ka2；NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝2×10－5，NH水解常数Kh＝＝＝5×10－10，则NH水解(使溶液显酸性)程度大于HS－的水解(使溶液显碱性)程度，故NH4HS溶液显酸性；根据元素守恒，c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)＝0.1 mol/L。 (3)SO2具有较强的还原性，NaClO具有强氧化性，故少量SO2通入NaClO溶液中先发生氧化还原反应，生成的H＋与过量的ClO－结合成HClO，故离子方程式为3ClO－＋SO2＋H2O===SO＋Cl－＋2HClO。 (4)由表中数据，HF的电离常数大于HClO的电离常数，则F－的水解常数小于ClO－的水解常数，相同浓度的NaF溶液和KClO溶液，KClO溶液碱性较强，pH较大，则当pH相同时，物质的量浓度大的为NaF，即c(NaF)>c(KClO)；NaF溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(F－)＋c(OH－)，c(Na＋)－c(F－)＝c(OH－)－c(H＋)，KClO溶液中存在电荷守恒：c(K＋)＋c(H＋)＝c(ClO－)＋c(OH－)，c(K＋)－c(ClO－)＝c(OH－)－c(H＋)，故pH相等的两溶液中：c(Na＋)－c(F－)＝c(K＋)－c(ClO－)；常温下，等浓度的NaF溶液和KClO溶液，F－的水解常数小于ClO－的水解常数，KClO溶液碱性较强，pH较大，故pH大小关系为NaF<KClO。 (5)根据碳酸的电离平衡常数Ka1＝4×10－7、Ka2＝4×10－11，Ka1·Ka2＝×＝，则溶液pH＝12时，＝＝＝1.6×107。 学科网（北京）股份有限公司 $$