第三章 第三节 第2课时 影响盐类水解的因素（Word教参）-【步步高】2024-2025学年高二化学选择性必修1学习笔记（人教版）

本讲义聚焦影响盐类水解的因素这一核心知识点，先从内因（盐的性质，“越弱越水解”规律）切入，通过水解常数（Kh）定量描述水解能力，再探究外因（浓度、温度、溶液酸碱性）对水解平衡的影响，构建从定性到定量、从理论到实验的完整学习支架。 该资料突出科学思维与科学探究，设计Fe₂(SO₄)₃水解实验（如改变Fe³⁺浓度、温度观察溶液颜色及pH变化）培养实验分析能力，结合Kh推导（如CH₃COONa的Kh=Kw/Ka）深化平衡观念。课中辅助教师演示探究过程，课后练习题（如不同盐溶液pH比较）助力学生巩固应用，提升解决实际问题的能力。

第2课时　影响盐类水解的因素 [核心素养发展目标]　1.了解水解常数的概念，能用其定量分析不同盐溶液酸碱性及相关离子浓度大小关系。2.通过实验探究，认识影响盐类水解平衡的主要因素，并能解释反应条件影响盐类水解平衡的原因。 一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响 1．内因对盐类水解平衡的影响规律 盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大，即越弱越水解。 2．定量描述盐类水解能力大小——水解常数(Kh) (1)水解常数表达式(以CH3COONa为例) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ Kh＝，Kh只与温度有关。 (2)水解常数与电离常数的关系 Kh＝ ＝＝。 所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。 1．下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。 H2CO3 CH3COOH Ka1 4.5×10－7 1.75×10－5 Ka2 4.7×10－11 (1)计算Na2CO3第一步水解常数Kh1。 (2)计算NaHCO3水解常数Kh。 (3)浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是________________________________________________________________________。 答案　(1)Kh1＝＝＝≈2.1×10－4。 (2)Kh＝＝＝≈2.2×10－8。 (3)CH3COONa<NaHCO3<Na2CO3 2．常温下，三种酸的电离常数如下表所示： 酸 HX HY HZ Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2 (1)三种酸的强弱关系是___________________________________________________。 (2)若NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH相同，则三者的浓度由大到小的顺序：____________________。 (3)写出NaY溶液与HZ反应的离子方程式：________________________。 答案　(1)HZ>HY>HX　(2)NaZ>NaY>NaX　(3)HZ＋Y－===HY＋Z－ 3．已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。 答案　在NaHSO3溶液中HSO存在如下两个平衡：HSOH＋＋SO HSO＋H2OH2SO3＋OH－ 其水解常数Kh＝＝≈7.1×10－13 则Ka2>Kh，HSO的电离程度大于其水解程度，所以溶液呈酸性。 二、外因对盐类水解平衡的影响 1．盐类水解的特征 (1)盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是吸热反应。 (2)盐类的水解反应是可逆反应。 2．实验探究反应条件对盐类水解平衡的影响 已知Fe2(SO4)3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(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 反应物的浓度 加入Fe2(SO4)3晶体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入Fe2(SO4)3晶体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 生成物的浓度 加硫酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入硫酸，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 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向正反应方向移动 特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。 (1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样(　　) (2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c(OH－)增大(　　) (3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大(　　) (4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强(　　) (5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解(　　) (6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√ 1．只改变Na2CO3溶液的一种条件，解答下列问题。 (1)稀释溶液，水解平衡常数不变(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。 (2)通入CO2，CO的水解平衡向正反应方向移动。 (3)升高温度，增大。 (4)加入NaOH固体，溶液pH增大。 2．常温条件下，在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。 提示　产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2OHSO＋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。 3．常温条件下，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。 提示　NH4Cl溶液中发生水解反应：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入镁条发生反应：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。 三、影响盐类水解因素的综合分析 1．影响盐类水解因素总结 2．三步法判断影响盐类水解的因素 1．能使FeCl3溶液中的比值接近3的措施是(　　) A．加入适量硫酸 B．加入适量氨水 C．加热溶液 D．加入适量的K2CO3固体 答案　A 解析　FeCl3溶液中Fe3＋发生水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，使>3，要使的比值接近3，需抑制Fe3＋的水解。加入适量硫酸，c(H＋)增大，可抑制Fe3＋的水解，A正确；加入适量的氨水，氨水与H＋反应使c(H＋)减小，促进Fe3＋的水解，B错误；盐类水解是吸热反应，加热溶液，促进Fe3＋的水解，C错误；K2CO3在水中完全电离生成K＋和CO，CO与Fe3＋发生相互促进的水解反应，D错误。 2．(2021·北京，12)以下4个实验中均产生了白色沉淀。 下列说法不正确的是(　　) A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒种类相同 B．Ca2＋促进了CO、HCO的水解 C．Al3＋促进了CO、HCO的水解 D．滴入溶液后，4支试管内溶液的pH都变小 答案　B 解析　Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、H＋、OH－、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；Ca2＋能与CO结合生成CaCO3沉淀，使CO的水解平衡逆向移动，抑制CO的水解，HCOH＋＋CO，加入Ca2＋后，Ca2＋和CO反应生成沉淀，促进HCO的电离，B错误；Al3＋与CO、HCO都能发生相互促进的水解反应，C正确；由题干信息可知形成沉淀时会消耗CO和HCO，则它们浓度都减小，水解产生的OH－的浓度会减小，pH减小，D正确。 (选择题1～8题，每小题6分，9～12题，每小题7分，共76分) 题组一　影响盐类水解平衡的因素 1．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，由于NH的水解，使得c(NH)<0.1 mol·L－1。如果要使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，可采取的措施是(　　) A．加入少量NaOH B．加入少量水 C．通入少量HCl D．加热 答案　C 解析　NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入NaOH消耗H＋，平衡正向移动，使c(NH)减小，A项错误；加水稀释，使溶液中c(NH)减小，B项错误；通入HCl，抑制NH水解，能使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，C项正确；加热促使NH水解，导致c(NH)减小，D项错误。 2．为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入(　　) ①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH　⑤适量的硫酸 A．①②⑤ B．③⑤ C．③④ D．④⑤ 答案　B 解析　NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，为增大NH浓度，应加入酸或NH3·H2O，加入HCl虽然增大了H＋的浓度，但也增大了Cl－的浓度，不符合题目要求。 3．下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　) A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动 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＋的水解程度前者小于后者 C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小 D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸 答案　C 解析　增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但Fe3＋水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，Fe3＋水解程度增大，A、B项正确；盐类水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C项错误；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。 4．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是(　　) A．稀释溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH减小 C．升高温度，平衡常数增大 D．加入NaOH固体，减小 答案　A 解析　温度不变，水解平衡常数不变，不变，故A错误；CO2与CO反应生成HCO，HCO比CO水解程度小，所以溶液碱性减弱，即pH减小，故B正确；因水解是吸热的，则升温可以促进水解，平衡正向移动，平衡常数增大，故C正确；加入NaOH固体，OH－抑制CO水解，HCO的物质的量浓度减小，CO的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。 5．(2023·四川泸州高二期末)常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是(　　) A．稀释前溶液中c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1 B．稀释后溶液中c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1 C．加水过程中水解平衡正向移动 D．加水过程中c(HCO)逐渐减小 答案　B 解析　稀释前pH＝10的Na2CO3溶液中c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，则c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，故A正确；稀释前c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，加水稀释，水解平衡正向移动，氢氧根离子物质的量增多，溶液体积增大，但水解平衡移动是微弱的，因此稀释后溶液中1×10－5 mol·L－1<c(OH－)<1×10－4 mol·L－1，故B错误；根据“越稀越水解”，加水过程中水解平衡正向移动，故C正确；加水过程中由于水的体积增大占主要因素，因此c(HCO)逐渐减小，故D正确。 题组二　水解常数及其应用 6．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是(　　) 溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3 pH 8.8 9.7 11.6 溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠) pH 10.3 11.1 11.3 A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN 答案　A 解析　根据盐类水解中越弱越水解的规律，可得酸性的强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞C6H5OH＞HCO；再利用较强酸制较弱酸原理进行判断。HClO可与CO发生反应生成HCO，故CO2与NaClO溶液发生反应：CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO，A错误、B正确；酸性：H2CO3＞C6H5OH＞HCO，CO2通入C6H5ONa溶液中发生反应生成NaHCO3和C6H5OH，C正确；酸性：CH3COOH＞HCN，CH3COOH与CN－发生反应生成HCN，D正确。 7．常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5。下列说法正确的是(　　) A．HA溶液中加入NaA固体后，减小 B．常温下，0.1 mol·L－1 HA溶液中水电离的c(H＋)为10－13 mol·L－1 C．NaA溶液中加入HCl溶液至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常温下，0.1 mol·L－1 NaA溶液中A－的水解常数为1×10－9 答案　D 解析　为A－的水解常数，加入NaA固体后，由于温度不变，则水解常数不变，A错误；由于HA为弱酸，则常温下0.1 mol·L－1 HA溶液中氢离子浓度小于0.1 mol·L－1，水电离的c(H＋)一定大于 mol·L－1＝10－13 mol·L－1，B错误；NaA的水解常数Kh＝＝＝＝1×10－9，D正确。 8．(2023·海口海南中学高二校考)常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是(　　) 化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O Ka或Kb 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5 A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋) B．等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa>NaHCO3>NaClO C．向HCOONa溶液中通入少量CO2的反应为CO2＋2HCOONa＋H2O===2HCOOH＋Na2CO3 D．等物质的量浓度溶液中c(NH)大小顺序为(NH4)2CO3>NH3·H2O>NH4ClO 答案　A 解析　HCOONa溶液中，发生反应：HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－、H2OH＋＋OH－，则存在下列关系：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)，A正确；比较表中的电离常数，可确定电离程度：HCOOH>H2CO3>HClO，则水解程度：HCOONa<NaHCO3<NaClO，等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为NaClO>NaHCO3>HCOONa，B不正确；由于Ka1(H2CO3)<Ka(HCOOH)，所以反应不能发生，C不正确；(NH4)2CO3、NH4ClO在水溶液中发生完全电离，NH3·H2O只发生部分电离，则等物质的量浓度溶液中c(NH)大小顺序为(NH4)2CO3>NH4ClO>NH3·H2O，D不正确。 9．为使Na2S溶液中减小，可采取的措施有(忽略溶液体积的变化)(　　) ①通入少量HCl气体 ②加少量NaOH固体 ③加少量KOH固体 ④加少量KHS固体 A．①② B．②③ C．③④ D．①④ 答案　C 解析　Na2S溶液中S2－存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。①通入少量HCl气体，平衡正向移动，c(S2－)减小，c(Na＋)不变，增大，错误；②加少量NaOH固体，c(Na＋)、c(S2－)都增大，但增大幅度：c(Na＋)>c(S2－)，增大，错误；③加少量KOH固体，平衡逆向移动，c(S2－)增大，c(Na＋)不变，减小，正确；④加少量KHS固体，平衡逆向移动，c(S2－)增大，c(Na＋)不变，减小，正确。 10．能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋OH－水解平衡事实的是(　　) A．滴入酚酞溶液变红，再加入H2SO4溶液后红色褪去 B．滴入酚酞溶液变红，再加入氯水后红色褪去 C．滴入酚酞溶液变红，再加入BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去 D．滴入酚酞溶液变红，再加入NaHSO4溶液后红色褪去 答案　C 解析　滴入酚酞溶液变红，说明亚硫酸钠溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性，酚酞在pH大于8.2时，呈红色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈碱性，若为酸性，不能说明平衡移动，故A、D错误；氯水具有强氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能说明存在水解平衡，故B错误；再加入氯化钡溶液后，钡离子和亚硫酸根离子反应而不和亚硫酸氢根离子反应，钡离子和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸钡沉淀，且溶液红色褪去，能说明存在水解平衡，故C正确。 11．某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50 mL 0.100 0 mol·L－1Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．c点溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)＝1×10－2.35 mol·L－1 B．由ab段可得结论：CO(aq)＋H2O(l)HCO(aq)＋OH－(aq)　ΔH>0 C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致 D．从a→d随着温度升高，始终增大 答案　A 解析　c点溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)表示Na2CO3溶液中的质子守恒，c点的pH＝11.65，c(H＋)＝1×10－11.65 mol·L－1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10－14，c(OH－)≠1×10－2.35 mol·L－1，故A错误；随着温度的升高，Na2CO3溶液的pH增大，说明平衡CO(aq)＋H2O(l)HCO(aq)＋OH－(aq)正向移动，即说明水解反应是吸热反应，ΔH＞0，故B正确；随着温度的升高，水的电离程度越来越大，水的离子积常数Kw增大，故pH呈减小趋势，故C正确；选项中的代数式为CO＋H2OHCO＋OH－的水解常数Kh表达式，从a→d随着温度的升高，水解程度增大，故Kh增大，故D正确。 12．室温下，实验①将0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；实验②将0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得反应后溶液的pH＝7(以上溶液混合后体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是(　　) A．实验②KOH的浓度c＜0.2 B．室温下，KX溶液的水解常数是1×10－9 C．实验①所得溶液中1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1 D．实验②所得溶液中c(K＋)＞c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－) 答案　D 解析　实验①，等体积、等浓度的HX和KOH恰好反应生成KX和水，所得溶液显碱性，说明HX为弱酸；实验②，反应后溶液显中性，则HX过量，即c＜0.2，故A正确；实验①酸碱中和后溶液的溶质为KX，存在水解平衡：X－＋H2OHX＋OH－，溶液的pH＝9，则c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c(HX)，c(X－)＝0.1 mol·L－1－c(OH－)≈0.1 mol·L－1，则KX溶液的水解常数Kh≈＝1×10－9，故B正确；实验①酸碱中和后溶液的溶质为KX，c(K＋)＞c(X－)＞c(OH－)，c(K＋)＝0.1 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，所以1×10－5 mol·L－1＜c(X－)＜0.1 mol·L－1，故C正确；实验②的溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知实验②所得溶液中c(K＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(X－)，得出c(K＋)＝c(X－)＞c(H＋)＝c(OH－)，故D错误。 13．(10分)已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸(弱碱)的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。 (1)有关上述常数的说法正确的是______________(填字母)。 a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度 b．它们的大小都随温度的升高而增大 c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh (2)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，试求该溶液的pH＝______________________________________。 (3)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 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。 (4)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝____________________。 答案　(1)ad　(2)9　(3)2.36×10－5　(4)0.01 mol·L－1 解析　(1)对于正反应放热的可逆反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b项错误；温度不变，CH3COOH的电离平衡常数不变，c项错误。(2)水的离子积Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝＝2.0×10－3，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，c(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×10－3 mol·L－1，则c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1，即该溶液的pH＝9。 (3)根据题干信息可知，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液的水解平衡常数Kh＝＝≈5.56×10－10，又根据水解平衡常数表达式可知Kh＝≈，则c(H＋)＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。 (4)由Ka＝，代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。 14．(14分)10 ℃时，在烧杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化： 温度/℃ 10 20 30 50 70 pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4 (1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为__________________________________________________________。 (2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3。 (3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10 ℃后再测定溶液的pH，若pH______(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲同学的观点正确；若pH______8.3，说明乙同学的观点正确。 (4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明______(填“甲”或“乙”)同学推测正确。 (5)将一定体积0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此可以判断________(填“甲”或“乙”)同学推测正确，原因是_________________________________________________ ___________________________________________________________________________。 答案　(1)HCO＋H2OH2CO3＋OH－ (2)大于　(3)＝　>　(4)乙　(5)乙　溶液冷却至室温后pH为10.1，大于8.4，说明此实验过程中有新物质生成 解析　(2)乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质成为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。 (3)若甲同学的观点正确，则当温度再恢复至10 ℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10 ℃时，pH应大于8.3。 (4)根据试管A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。 学科网（北京）股份有限公司 $