3.3 酸碱中和与盐类水解 第2课时（导学案）化学沪科版选择性必修1

3.3 酸碱中和与盐类水解 第2课时（1） 盐类水解 一、知识目标 1.理解影响盐类水解的主要因素，包括内因（盐的性质）和外因（温度、浓度、外加酸、碱、盐等），能运用平衡移动原理分析这些因素对盐类水解平衡的影响。 2.了解盐类水解在日常生活、化学实验和工农生产中的应用，能够运用水解平衡原理解决相关实际问题。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观现象（如溶液颜色、 变化等）认识盐类水解平衡的移动，从微观角度（离子浓度变化、平衡移动原理）分析影响盐类水解的因素。 2.证据推理与模型认知：通过实验探究和数据论证，建立盐类水解平衡移动的模型，根据模型推理不同条件下盐类水解的情况。 3.科学探究与创新意识：通过设计并完成探究影响盐类水解因素的实验，培养科学探究能力和创新思维，体会实验在化学研究中的重要性。 一、学习重点 1.影响盐类水解的主要因素（内因和外因）。 2.盐类水解的应用。 二、学习难点 1.运用平衡移动原理分析影响盐类水解的因素。 2.运用水解平衡原理解决实际问题。 一、盐的水解常数及应用 1．盐的水解常数 注意　二元弱酸对应盐的水解常数 以NaHCO3、Na2CO3为例，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2O⇌HCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 2．盐的水解常数(Kh)的应用 （1）判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。 （2）判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－⇌H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O⇌H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HCO的电离程度小于水解程度，即Ka2＜，所以NaHCO3溶液呈碱性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HSO的电离程度大于水解程度，即Ka2＞，所以NaHSO3溶液呈酸性。类似的离子还有H2PO。 （3）判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度大于X－的水解程度，混合液呈酸性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度大于HX的电离程度，混合液呈碱性。 （一）问题探究 1.问题：请查阅资料，说说盐类水解在除了本节课提到的日常生活、化学实验、工农生产中的应用外，还有哪些其他的应用？ 答案：盐类水解在其他方面也有很多应用，比如在土壤改良方面，某些土壤显酸性，可以通过施加含有弱酸强碱盐（如碳酸钙等）来调节土壤的酸碱度；在医药领域，一些药物的制备和使用也与盐类水解有关，例如某些药物需要在特定的 环境下发挥作用，可利用盐类水解来调节溶液的 值；在食品加工中，一些膨松剂的使用也涉及盐类水解，如碳酸氢钠和硫酸铝钾等混合使用，通过水解产生二氧化碳气体使食品膨胀松软。 （二）问题思考 1.问题：对于强酸弱碱盐和强碱弱酸盐，其水解程度与生成盐的弱碱或弱酸的性质有什么关系呢？ 答案：对于强酸弱碱盐来说，生成盐的弱碱碱性越弱，该盐的水解程度越大；对于强碱弱酸盐来说，生成盐的弱酸酸性越弱，该盐的水解程度越大，即“越弱越水解”。例如强碱弱酸盐 、、、 等，对应的弱酸酸性 ，则水解程度 ；强酸弱碱盐 、、 等，对应的弱碱碱性 ，则水解程度 。 2.问题：从反应条件考虑，影响盐类水解平衡的因素可能有哪些呢？以 的水解为例（），预测反应条件对该水解平衡的影响。 答案： - 温度：因为酸碱中和反应是放热反应，盐类水解是酸碱中和反应的逆反应，所以盐类水解应该是吸热反应。升高温度，平衡向吸热方向移动，即水解平衡正向移动，盐的水解程度增大。对于 水解，升温会使水解平衡正向移动，溶液颜色加深。 - 浓度： - 加水稀释：对于可逆反应，浓度商 。加水稀释，瞬间 （水解平衡常数），平衡向正反应方向进行，即水解平衡正向移动。加水稀释后， 水解的数目增多，但由于水的体积的增加量大于平衡正移的量，所以溶液中 浓度减小， 增大。 - 增大反应物浓度：加入 晶体， 浓度增大，，平衡正向移动，但 水解的转化率减小。 - 增大生成物浓度：若加入 ， 浓度增大，，平衡逆向移动，水解程度减小。 - 外加酸、碱、盐：加入酸，抑制 的水解；加入碱， 与 反应，使 浓度减小，平衡正向移动，促进 的水解；加入某些盐，如 ， 与 发生双水解反应，相互促进水解，使水解程度增大。 （三）归纳总结 1.问题：请归纳影响盐类水解的主要因素有哪些？ 答案： - 内因：盐的性质，遵循“越弱越水解”规律，生成盐的弱酸酸性越弱或弱碱碱性越弱，盐的水解程度越大。 - 外因： - 温度：升温，水解平衡正向移动，盐的水解程度增大。 - 浓度： - 加水稀释，平衡正向移动。 - 增大反应物浓度，平衡正向移动。 - 增大生成物浓度，平衡逆向移动。 - 外加酸、碱、盐：外加酸、碱、盐会根据其性质影响盐类水解平衡的移动，可能促进或抑制水解。 2. 问题：总结盐类水解在日常生活、化学实验和工农生产中的应用实例。 答案： - 日常生活中的应用： - 明矾作净水剂：明矾中 水解生成的 （胶体）具有吸附性，可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大的颗粒而沉降，从而除去水中的悬浮物，起到净水的作用，反应方程式为 。 - 泡沫灭火器原理：泡沫灭火器是通过筒体内酸性溶液与碱性溶液混合发生化学反应，将生成的泡沫压出喷嘴，喷射出去进行灭火的。一般用硫酸铝和碳酸氢钠溶液，反应方程式为 。 - 纯碱去油污： 水解可以生成 ，所以 溶液可以清理油污。水解反应是吸热的，升温促进水解，使溶液中的 浓度增大，去污效果更好，反应方程式为 ，。 - 化学实验中的应用： - 配制易水解的盐溶液：以 溶液为例， 易水解，为抑制其水解，可先将 晶体溶解在较浓盐酸中，再加水稀释到所需浓度，反应方程式为 。 - 制备某些胶体：以氢氧化铁胶体制备为例，向沸腾的蒸馏水中逐滴加入几滴饱和 溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热。加热可使 的水解平衡右移，反应方程式为 Fe3+ +3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。 - 制备某些无机化合物：以制备二氧化钛粉末为例，，在制备时加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得 经焙烧可得 。 - 工农生产中的应用： - 铵态氮肥与草木灰混合使用的问题：铵态氮肥与草木灰（主要成分为 ）混合使用会大大降低氮肥的肥效。因为草木灰中 与 反应，使 减小，水解平衡向右移动，生成 ， 分解产生 逸出，造成肥效损失，反应方程式为 ，NH3·H2ONH3 +H2O。 - 溶液与溶液作焊接时的除锈剂：金属焊接前利用 溶液或 溶液除锈，原因是 、 水解使溶液呈酸性，反应方程式为 ，。 1.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 【答案】B 【解析】对于强碱弱酸盐，生成盐的弱酸酸性越弱，该盐的水解程度越大，溶液的碱性越强。三种盐溶液pH大小顺序为NaZ>NaY>NaX，说明Z⁻水解程度最大，Y⁻次之，X⁻最小，所以酸性强弱顺序为HX>HY>HZ，答案选B。 2.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5mol·L⁻¹和0.5mol·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°C和20°C时发生水解，50°C时Fe³⁺的水解程度比20°C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】A．加FeCl₃饱和溶液，增大反应物浓度，平衡正向移动；加水稀释，根据勒夏特列原理，平衡也会向粒子数增多的方向移动，即向右移动，A选项正确；B．浓度越小，水解程度越大，所以5mol·L⁻¹的FeCl₃溶液中Fe³⁺的水解程度小于0.5mol·L⁻¹的FeCl₃溶液，B选项正确；C．盐类水解是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，水解程度增大，所以50°C时Fe³⁺的水解程度比20°C时的大，C选项错误；D．Fe³⁺水解生成H⁺，加少量盐酸，增大H⁺浓度，平衡逆向移动，可抑制Fe³⁺的水解，D选项正确。答案选C。 3.在空气中直接蒸发下列盐的溶液：①Fe₂(SO₄)₃；②Na₂CO₃；③KCl；④CuCl₂；⑤NaHCO₃可以得到相应盐的晶体(可以含有结晶水)的是() A．①②③ B．①③⑤ C．②④ D．①③④⑤ 【答案】A 【解析】①Fe₂(SO₄)₃水解生成氢氧化铁和硫酸，硫酸难挥发，加热蒸发时，硫酸和氢氧化铁又反应生成Fe₂(SO₄)₃，最终得到Fe₂(SO₄)₃晶体；②Na₂CO₃水解生成碳酸氢钠和氢氧化钠，加热蒸发时，碳酸氢钠和氢氧化钠又反应生成Na₂CO₃，最终得到Na₂CO₃晶体；③KCl不水解，加热蒸发可得到KCl晶体；④CuCl₂水解生成氢氧化铜和盐酸，盐酸易挥发，加热蒸发时，盐酸挥发，促进水解，最终得到氢氧化铜，进一步加热分解得到氧化铜；⑤NaHCO₃加热会分解生成碳酸钠、水和二氧化碳，最终得到碳酸钠。所以能得到相应盐晶体的是①②③，答案选A。 4.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Na₂CO₃的混合固体 B．除去MgCl₂溶液中的Fe³⁺，可以加入NaOH固体 C．明矾净水的原理：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) 【答案】C 【解析】A．Na₂CO₃水解生成碳酸氢钠和氢氧化钠，加热蒸发时，碳酸氢钠和氢氧化钠又反应生成Na₂CO₃，最终得到Na₂CO₃固体，不会得到NaOH，A选项错误；B．加入NaOH固体，会引入新的杂质Na⁺，且会使Mg²⁺也沉淀，B选项错误；C．明矾中Al³⁺水解生成Al(OH)₃胶体，具有吸附性，可用于净水，C选项正确；D．KCl不水解，加热蒸干得到KCl固体，D选项错误。答案选C。 5.下列说法中正确的是() A．AlCl₃溶液和Al₂(SO₄)₃溶液分别加热、蒸发、浓缩结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．实验室配制FeCl₃溶液时，往往在FeCl₃溶液中加入少量的硫酸 C．向CuCl₂溶液中加入CuO，调节pH可除去溶液中混有的Fe³⁺ D．用Na₂CO₃和Al₂(SO₄)₃两种溶液可作泡沫灭火剂 【答案】C 【解析】A．AlCl₃溶液加热水解生成氢氧化铝和盐酸，盐酸挥发，最终得到氧化铝；Al₂(SO₄)₃溶液加热水解生成氢氧化铝和硫酸，硫酸难挥发，最终得到Al₂(SO₄)₃，所得固体成分不同，A选项错误；B．配制FeCl₃溶液时，应加入少量盐酸抑制Fe³⁺水解，加入硫酸会引入新的杂质SO₄²⁻，B选项错误；C．向CuCl₂溶液中加入CuO，消耗H⁺，使溶液pH升高，Fe³⁺水解生成氢氧化铁沉淀而除去，且不引入新杂质，C选项正确；D．泡沫灭火器一般用硫酸铝和碳酸氢钠溶液，不用碳酸钠，因为碳酸钠与铝离子反应速率慢，D选项错误。答案选C。 一、盐类水解的应用 1．在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干 判断离子是否共存 Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解程度强烈而不能大量共存 判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量 制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2 2.在生产生活中的应用 泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中的成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用 除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O⇌Zn(OH)2＋2H＋ 热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强 二、水解常数及应用 1．盐的水解常数 表达式 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－ Kh＝，只与温度有关。 2．与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝，所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就越大。 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。 三、盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断 大多数盐溶液蒸干灼烧后可以得到相应的盐，以下常见的三类盐溶液蒸干得不到相应的盐 （1）盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。 （2）考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaO；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3＋HCl。 （3）还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。 考点一　盐的水解常数的应用 1．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。 2．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－) mol·L－1＜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。 3．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。 4．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 回答下列问题： （1）同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_____________________________。 （2）同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。 （3）等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是___________________ ________________________________________________________________________。 答案　（1）NaX　（2）NaZ　（3）酸　HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝<Ka，则混合溶液显酸性 解析　（1）根据电离平衡常数知，这三种酸的强弱顺序是HZ>HY>HX，酸的电离程度越大，酸根离子水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液，酸根离子水解程度越大的溶液其碱性越强，同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，NaX溶液pH最大。（3）HX的电离常数Ka＝9×10－7，NaX的水解常数Kh＝<Ka，则混合溶液显酸性。 5．（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－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。 （3）25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数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”)。 答案　（1）9　（2）2.36×10－5　（3）1×10－12　增大 解析　（1）水的离子积Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝＝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。 （2）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，又根据水解平衡表达式可知Kh＝≈，则c(H＋)＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。 （3）NaHSO3的水解常数Kh＝＝＝＝＝1×10－12。由Kh＝得＝，加入I2后，HSO被氧化为H2SO4，c(H＋)增大，c(OH－)减小，Kh不变，所以增大。 考点二　盐溶液蒸干(灼烧)产物的判断 1．在空气中直接蒸发下列盐的溶液：①Fe2(SO4)3；②Na2CO3；③KCl；④CuCl2；⑤NaHCO3。可以得到相应盐的晶体(可以含有结晶水)的是(　　) A．①②③ B．①③⑤ C．②④ D．①③④⑤ 答案　A 解析　①加热Fe2(SO4)3溶液时虽发生水解，但硫酸难挥发，蒸发Fe2(SO4)3溶液可得到Fe2(SO4)3晶体，故正确；②加热Na2CO3溶液水解生成NaOH，但NaOH和空气中的CO2反应又得到Na2CO3晶体，故正确；③KCl性质稳定，加热其溶液可得到KCl晶体，故正确；④加热CuCl2溶液水解生成氢氧化铜和HCl，HCl易挥发，得到氢氧化铜晶体，故错误；⑤NaHCO3不稳定，加热易分解生成Na2CO3，故错误。 2．为了得到比较纯净的物质，使用的方法恰当的是(　　) A．向Na2CO3饱和溶液中通入过量的CO2后，在加压、加热的条件下，蒸发得到NaHCO3晶体 B．加热蒸发AlCl3饱和溶液可得到纯净的AlCl3晶体 C．向FeBr2溶液中加入过量的氯水，加热蒸发得到FeCl3晶体 D．向FeCl3溶液中加入足量的NaOH溶液，经过滤、洗涤沉淀，再充分灼烧沉淀得到Fe2O3 答案　D 解析　A项不恰当，因为NaHCO3加热易分解；B、C项也不恰当，因为AlCl3与FeCl3在加热蒸发的情况下，分别发生反应：Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋、Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，由于HCl挥发，水解趋于完全，最终得到的是Al(OH)3和Fe(OH)3。 3．下列物质的水溶液在空气中小心加热蒸干至质量不再减少，能得到较纯净的原溶质的是(　　) ①CuSO4　②FeSO4　③Ca(HCO3)2　④NH4HCO3　⑤KMnO4　⑥FeCl3 A．全部 B．仅①② C．仅①⑤ D．仅① 答案　D 解析　①CuSO4溶液水解生成氢氧化铜和硫酸，硫酸是难挥发性酸，故加热蒸干至质量不再减少时，能得到较纯净的原溶质；②FeSO4具有还原性，加热时Fe2＋被氧化为Fe3＋；③Ca(HCO3)2受热分解生成碳酸钙、二氧化碳和水，加热蒸干至质量不再减少时，能得到较纯净的碳酸钙；④NH4HCO3受热分解生成NH3、H2O和CO2，得不到原溶质；⑤KMnO4加热到质量不变时分解生成锰酸钾、二氧化锰和氧气，得不到原溶质；⑥FeCl3溶液水解生成氢氧化铁和氯化氢，加热时，氯化氢挥发促进FeCl3水解得到氢氧化铁，得不到原溶质。 考点三　盐类水解对离子共存的影响 1．下列离子因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的是(　　) A．K＋、S2－、Al3＋、[Al(OH)4]- B．MnO、Na＋、SO、K＋ C．SO、Fe3＋、S2－、K＋ D．Fe2＋、Cl－、H＋、NO 答案　A 解析　A项，Al3＋与S2－、[Al(OH)4]-能发生相互促进的水解反应；C中的Fe3＋与S2－和D中的 Fe2＋、H＋、NO都因为发生氧化还原反应而不能大量共存。 2．在下列给定条件的溶液中，一定能大量共存的离子组是(　　) A．无色溶液：Ca2＋、H＋、Cl－、HSO B．能使pH试纸呈红色的溶液：Na＋、NH、I－、NO C．FeCl3溶液：K＋、Na＋、SO、[Al(OH)4]- D．常温下，＝0.1 mol·L－1的溶液：Na＋、K＋、SiO、NO 答案　D 解析　A中H＋与HSO不能共存；B中NO在酸性条件下具有强氧化性，可氧化I－，不能共存；C中Fe3＋与[Al(OH)4]-相互促进强烈水解生成Fe(OH)3、Al(OH)3，不能共存；D中溶液为碱性，离子可共存。 考点四　盐类水解的综合应用 1．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Na2CO3的混合固体 B．除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可以加入NaOH固体 C．明矾净水的原理：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) 答案　C 解析　加热蒸干Na2CO3溶液，最后得到Na2CO3固体，A错误；镁离子、铁离子均能与OH－反应生成沉淀，所以不能用NaOH除去MgCl2溶液中的Fe3＋，B错误；明矾在水中电离出铝离子，铝离子水解生成的氢氧化铝胶体具有吸附性，即Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3(胶体)＋3H＋，C正确；KCl不水解，加热蒸干KCl溶液，最后得到KCl固体，D错误。 2．下列说法中正确的是(　　) A．AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸发、浓缩结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．实验室配制FeCl3溶液时，往往在FeCl3溶液中加入少量的硫酸 C．向CuCl2溶液中加入CuO，调节pH可除去溶液中混有的Fe3＋ D．用Na2CO3和Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 答案　C 解析　AlCl3溶液和Al2(SO4)2溶液分别加热、蒸发、浓缩结晶、灼烧，前者得到Al2O3，后者得到Al2(SO4)3，所得固体的成分不相同，故A错误；配制FeCl3溶液时，应将FeCl3固体溶解在盐酸中，再加水稀释到所需的浓度，若溶于硫酸，会引入杂质离子SO，故B错误；Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋，向CuCl2溶液中加入CuO，消耗H＋，使上述水解平衡正向移动生成氢氧化铁沉淀，达到通过调节pH除去溶液中混有的Fe3＋的目的，故C正确；泡沫灭火器中常使用的原料是NaHCO3和Al2(SO4)3，故D错误。 3．（1）已知草酸是二元弱酸，常温下测得0.1 mol·L－1的KHC2O4的pH为4.8，则此KHC2O4溶液中c(C2O)______(填“大于”“小于”或“等于”)c(H2C2O4)。 （2）泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈碱性的原因是___________________(用离子方程式表示)；灭火器内另一容器中装有Al2(SO4)3溶液，该溶液呈酸性的原因是________________________________________________________________________ (用离子方程式表示)；当意外失火时，使泡沫灭火器倒过来摇动即可使药液混合，喷出大量的白色泡沫，阻止火势蔓延，其相关的离子方程式为__________________________________。 （3）25 ℃时，H2SO3⇌HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数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）在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为________[已知醋酸根离子的水解常数Kh＝，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5]。 答案　（1）大于　（2）HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－　Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋　3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑　（3）1×10－12　增大　（4）9 解析　（1）HC2O电离生成C2O，水解生成H2C2O4，由KHC2O4的pH为4.8可知，HC2O的电离程度大于其水解程度，故KHC2O4溶液中c(C2O)大于c(H2C2O4)。（2）碳酸氢钠溶液中碳酸氢根离子的水解程度大于其电离程度，溶液显碱性，水解的离子方程式为HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－，硫酸铝是强酸弱碱盐，Al3＋水解使溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度而导致其溶液呈酸性，水解的离子方程式为Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋；碳酸氢钠和硫酸铝在水溶液中能相互促进水解，生成二氧化碳和氢氧化铝，反应的离子方程式为3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑。（3）NaHSO3的水解常数Kh＝＝＝＝＝1×10－12。由Kh＝得＝，加入I2后，HSO被氧化为H2SO4，c(H＋)增大，c(OH－)减小，Kh不变，所以增大。（4）醋酸根离子的水解常数Kh＝＝＝，则≈，得c(OH－)＝10－5 mol·L－1，pH＝9。 4．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。 （1）含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为________________________ ________________________________________________。 （2）实验过程中发现烧杯①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。 A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应 C．NH4NO3溶于水时放出热量 D．NH4NO3溶于水时吸收热量 （3）向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，则CH3COO－水解平衡移动的方向分别为______、________、________、________(填“左”“右”或“不移动”)。 答案　（1）CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－，溶液显碱性 （2）BD　（3）右　左　左　右 解析　（1）CH3COONa溶液中CH3COO－水解使溶液显碱性，碱性溶液使酚酞显红色。（2）生石灰与水反应放出大量的热，根据烧瓶①中溶液的红色变深判断，水解平衡向右移动，说明水解反应吸热，同时烧瓶③中溶液红色变浅，则NH4NO3溶于水时吸收热量。（3）酸促进CH3COO－的水解；碱抑制CH3COO－的水解；CO与CH3COO－水解相互抑制；Fe2＋与CH3COO－水解相互促进。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $ 3.3 酸碱中和与盐类水解 第2课时（1） 盐类水解 一、知识目标 1.理解影响盐类水解的主要因素，包括内因（盐的性质）和外因（温度、浓度、外加酸、碱、盐等），能运用平衡移动原理分析这些因素对盐类水解平衡的影响。 2.了解盐类水解在日常生活、化学实验和工农生产中的应用，能够运用水解平衡原理解决相关实际问题。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观现象（如溶液颜色、 变化等）认识盐类水解平衡的移动，从微观角度（离子浓度变化、平衡移动原理）分析影响盐类水解的因素。 2.证据推理与模型认知：通过实验探究和数据论证，建立盐类水解平衡移动的模型，根据模型推理不同条件下盐类水解的情况。 3.科学探究与创新意识：通过设计并完成探究影响盐类水解因素的实验，培养科学探究能力和创新思维，体会实验在化学研究中的重要性。 一、学习重点 1.影响盐类水解的主要因素（内因和外因）。 2.盐类水解的应用。 二、学习难点 1.运用平衡移动原理分析影响盐类水解的因素。 2.运用水解平衡原理解决实际问题。 一、盐的水解常数及应用 1．盐的水解常数 注意　二元弱酸对应盐的水解常数 以NaHCO3、Na2CO3为例，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则 Na2CO3溶液：CO＋H2O⇌HCO＋OH－ Na2CO3的水解常数：Kh＝＝＝。 NaHCO3溶液：HCO＋H2OH2CO3＋OH－ NaHCO3的水解常数：Kh＝＝＝。 2．盐的水解常数(Kh)的应用 （1）判断盐溶液酸碱性强弱(水解程度大小) 由于Kh＝或Kh＝，Ka或Kb越小，Kh越大，对应盐溶液中离子水解程度越大，对应盐溶液酸、碱性越强(即越弱越水解)。 （2）判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐(如NaHSO4)只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 ②弱酸的酸式盐NaHA溶液中，存在HA－的电离和水解两个平衡，电离平衡：HA－⇌H＋＋A2－，水解平衡：HA－＋H2O⇌H2A＋OH－，溶液的酸碱性取决于HA－的电离程度和水解程度的相对大小，即Ka2和的相对大小。 如：a.常温下，H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则HCO的电离程度________水解程度，即Ka2____，所以NaHCO3溶液呈____性。类似的离子还有HS－、HPO。 b．常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则HSO的电离程度________水解程度，即Ka2____，所以NaHSO3溶液呈____性。类似的离子还有H2PO。 （3）判断等浓度的HX和NaX混合液的酸碱性 混合液中存在HX的电离平衡和NaX的水解平衡，溶液的酸碱性取决于HX的电离程度和X－的水解程度的相对大小。 ①当Ka(HX)>Kh(X－)时，HX的电离程度____X－的水解程度，混合液呈____性。 ②当Kh(X－)>Ka(HX)时，X－的水解程度____HX的电离程度，混合液呈____性。 （一）问题探究 1.问题：请查阅资料，说说盐类水解在除了本节课提到的日常生活、化学实验、工农生产中的应用外，还有哪些其他的应用？ 答案：（二）问题思考 1.问题：对于强酸弱碱盐和强碱弱酸盐，其水解程度与生成盐的弱碱或弱酸的性质有什么关系呢？ 2.问题：从反应条件考虑，影响盐类水解平衡的因素可能有哪些呢？以 的水解为例（），预测反应条件对该水解平衡的影响。 （三）归纳总结 1.问题：请归纳影响盐类水解的主要因素有哪些？ 2. 问题：总结盐类水解在日常生活、化学实验和工农生产中的应用实例。 1.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 2.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5mol·L⁻¹和0.5mol·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°C和20°C时发生水解，50°C时Fe³⁺的水解程度比20°C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 3.在空气中直接蒸发下列盐的溶液：①Fe₂(SO₄)₃；②Na₂CO₃；③KCl；④CuCl₂；⑤NaHCO₃可以得到相应盐的晶体(可以含有结晶水)的是() A．①②③ B．①③⑤ C．②④ D．①③④⑤ 4.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Na₂CO₃的混合固体 B．除去MgCl₂溶液中的Fe³⁺，可以加入NaOH固体 C．明矾净水的原理：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) 5.下列说法中正确的是() A．AlCl₃溶液和Al₂(SO₄)₃溶液分别加热、蒸发、浓缩结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．实验室配制FeCl₃溶液时，往往在FeCl₃溶液中加入少量的硫酸 C．向CuCl₂溶液中加入CuO，调节pH可除去溶液中混有的Fe³⁺ D．用Na₂CO₃和Al₂(SO₄)₃两种溶液可作泡沫灭火剂 一、盐类水解的应用 1．在化学实验中的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备无水盐 将挥发性酸的弱碱盐如AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在通HCl的气流中加热蒸干 判断离子是否共存 Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO；Fe3＋与HCO、CO、AlO；NH与AlO、SiO因相互促进水解程度强烈而不能大量共存 判断中和反应至中性的试剂用量 如NH3·H2O与HCl反应至中性，NH3·H2O过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时CH3COOH过量 制备无机化合物 如用TiCl4制备TiO2，其反应的化学方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl 加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2 2.在生产生活中的应用 泡沫灭火器原理 泡沫灭火器中的成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生的反应为Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合施用 除锈剂 NH4Cl溶液与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂，原理为NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋、Zn2＋＋2H2O⇌Zn(OH)2＋2H＋ 热纯碱去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强 二、水解常数及应用 1．盐的水解常数 表达式 以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－ Kh＝，只与温度有关。 2．与对应弱酸电离常数的关系 Ka＝，所以，Kh·Ka＝Kw或Kh＝。 由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其生成的盐水解程度就越大。 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。 三、盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断 大多数盐溶液蒸干灼烧后可以得到相应的盐，以下常见的三类盐溶液蒸干得不到相应的盐 （1）盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得到对应的弱碱，如AlCl3、FeCl3溶液蒸干后一般得到Al(OH)3、Fe(OH)3，若灼烧则会生成Al2O3、Fe2O3。 （2）考虑盐受热时是否分解。因为Ca(HCO3)2、NaHCO3、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaO；NaHCO3→Na2CO3；NH4Cl→NH3＋HCl。 （3）还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3溶液蒸干得到Na2SO4；FeSO4溶液蒸干得到Fe2(SO4)3。 考点一　盐的水解常数的应用 1．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 2．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－) 3．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 4．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 回答下列问题： （1）同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液，pH最大的是_____________________________。 （2）同pH的NaX、NaY、NaZ溶液，浓度最大的是____________。 （3）等物质的量浓度的HX和NaX混合溶液显____性，原因是___________________ ________________________________________________________________________。 5．（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－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。 （3）25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数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”)。 考点二　盐溶液蒸干(灼烧)产物的判断 1．在空气中直接蒸发下列盐的溶液：①Fe2(SO4)3；②Na2CO3；③KCl；④CuCl2；⑤NaHCO3。可以得到相应盐的晶体(可以含有结晶水)的是(　　) A．①②③ B．①③⑤ C．②④ D．①③④⑤ 2．为了得到比较纯净的物质，使用的方法恰当的是(　　) A．向Na2CO3饱和溶液中通入过量的CO2后，在加压、加热的条件下，蒸发得到NaHCO3晶体 B．加热蒸发AlCl3饱和溶液可得到纯净的AlCl3晶体 C．向FeBr2溶液中加入过量的氯水，加热蒸发得到FeCl3晶体 D．向FeCl3溶液中加入足量的NaOH溶液，经过滤、洗涤沉淀，再充分灼烧沉淀得到Fe2O3 3．下列物质的水溶液在空气中小心加热蒸干至质量不再减少，能得到较纯净的原溶质的是(　　) ①CuSO4　②FeSO4　③Ca(HCO3)2　④NH4HCO3　⑤KMnO4　⑥FeCl3 A．全部 B．仅①② C．仅①⑤ D．仅① 考点三　盐类水解对离子共存的影响 1．下列离子因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的是(　　) A．K＋、S2－、Al3＋、[Al(OH)4]- B．MnO、Na＋、SO、K＋ C．SO、Fe3＋、S2－、K＋ D．Fe2＋、Cl－、H＋、NO 2．在下列给定条件的溶液中，一定能大量共存的离子组是(　　) A．无色溶液：Ca2＋、H＋、Cl－、HSO B．能使pH试纸呈红色的溶液：Na＋、NH、I－、NO C．FeCl3溶液：K＋、Na＋、SO、[Al(OH)4]- D．常温下，＝0.1 mol·L－1的溶液：Na＋、K＋、SiO、NO 考点四　盐类水解的综合应用 1．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Na2CO3的混合固体 B．除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可以加入NaOH固体 C．明矾净水的原理：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) 2．下列说法中正确的是(　　) A．AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分别加热、蒸发、浓缩结晶、灼烧，所得固体的成分相同 B．实验室配制FeCl3溶液时，往往在FeCl3溶液中加入少量的硫酸 C．向CuCl2溶液中加入CuO，调节pH可除去溶液中混有的Fe3＋ D．用Na2CO3和Al2(SO4)3两种溶液可作泡沫灭火剂 3．（1）已知草酸是二元弱酸，常温下测得0.1 mol·L－1的KHC2O4的pH为4.8，则此KHC2O4溶液中c(C2O)______(填“大于”“小于”或“等于”)c(H2C2O4)。 （2）泡沫灭火器内装有NaHCO3饱和溶液，该溶液呈碱性的原因是___________________(用离子方程式表示)；灭火器内另一容器中装有Al2(SO4)3溶液，该溶液呈酸性的原因是________________________________________________________________________ (用离子方程式表示)；当意外失火时，使泡沫灭火器倒过来摇动即可使药液混合，喷出大量的白色泡沫，阻止火势蔓延，其相关的离子方程式为__________________________________。 （3）25 ℃时，H2SO3⇌HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解常数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）在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为________[已知醋酸根离子的水解常数Kh＝，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5]。 4．如图所示三个烧瓶中分别装入含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液，并分别放置在盛有水的烧杯中，然后向烧杯①中加入生石灰，向烧杯③中加入NH4NO3晶体，烧杯②中不加任何物质。 （1）含酚酞的0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液显浅红色的原因为________________________ ________________________________________________。 （2）实验过程中发现烧杯①中溶液红色变深，烧瓶③中溶液红色变浅，则下列叙述正确的是________(填字母)。 A．水解反应为放热反应 B．水解反应为吸热反应 C．NH4NO3溶于水时放出热量 D．NH4NO3溶于水时吸收热量 （3）向0.01 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量浓盐酸、NaOH固体、Na2CO3固体、FeSO4固体，则CH3COO－水解平衡移动的方向分别为______、________、________、________(填“左”“右”或“不移动”)。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $ 3.3 酸碱中和与盐类水解 第2课时（2） 水解平衡的移动 一、知识目标 1.通过实验探究判断不同盐溶液的酸碱性，归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系。 2.分析盐溶液呈不同酸碱性的原因，理解盐类水解的实质和过程。 3.掌握盐类水解离子方程式的书写方法，包括一元强酸弱碱盐、一元强碱弱酸盐、多元弱酸强碱盐等不同类型盐的水解方程式书写。 4.理解盐类水解反应的特点，如可逆性、吸热性、程度微弱等，能运用水解平衡常数分析水解程度的大小。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察盐溶液的酸碱性，从微观角度分析盐类水解的实质，理解盐类水解对溶液酸碱性的影响。 2.证据推理与模型认知：通过实验数据和分析，建立盐类水解的模型，理解盐类水解的规律和特点，能运用模型解释相关化学现象。 3.科学探究与创新意识：通过实验探究盐溶液的酸碱性，培养实验操作能力和科学探究精神，鼓励在探究过程中提出新的问题和解决方案。 一、学习重点 1.盐溶液酸碱性与盐的类型的关系。 2.盐类水解的实质。 3.盐类水解离子方程式的书写。 二、学习难点 1.盐类水解实质的理解。 2.水解平衡常数的应用及多元弱酸强碱盐的水解。 一、盐溶液的酸碱性及原因 1．探究盐溶液的酸碱性 用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。 盐溶液 pH 盐类型 酸碱性 NaCl pH____7 ____ ____ ____ ____ Na2SO4 pH____7 Na2CO3 pH____7 ____ ____ ____ ____ ____ ____ NaHCO3 pH____7 CH3COONa pH____7 FeCl3 pH____7 ____ ____ (NH4)2SO4 pH____7 2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 （1）强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中的变化 H2O⇌H＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 ____ c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)____c(OH－)，呈____性，____弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)____c(OH－) （2）强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) （3）强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 3．盐类水解 （1）概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的____或____结合生成________的反应，叫做盐类的水解。 （2）实质：生成________，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 （3）盐类水解的特点 二、盐类水解方程式的书写 1．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“↓”。如： （1）NaClO：ClO－＋H2O⇌HClO＋OH－； （2）(NH4)2SO4：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋。 2．多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2O⇌HCO＋OH－、HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－。 3．多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋。 4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 （1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋NH3·H2O。 （2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]-，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成) 三、影响盐类水解的主要因素 1．实验探究影响FeCl3水解平衡的因素 已知FeCl3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： 实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象 ① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变____，pH____ ② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变____，pH____ ③ 加入少量NaOH溶液 产生____色沉淀 ④ 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH____ 2．影响盐类水解平衡的因素 （1）内因 ①主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。 例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。 ②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，原因是正盐阴离子与H＋结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。例如，Na2CO3溶液中 （2）外因 （一）问题探究 1.盐溶液酸碱性的探究 问题：在日常生活中，碳酸钠被称为“纯碱”，硫化钠被称为“臭碱”，为什么盐会有这样类似碱的俗称呢？盐溶液的酸碱性到底是怎样的，和盐的类型有什么关系？ 探究过程：思考可以用于测试盐溶液的方法有哪些，并分析各方法的优缺点和适用范围。 分组选择合适的方法，测试、、、、等盐溶液的，并记录实验结果。根据实验结果，分析盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。 2.盐溶液呈不同酸碱性原因的探究 问题：以溶液和溶液为例，分析盐溶液呈不同酸碱性的原因。 探究过程：结合课本内容，分析溶液呈酸性的原因，包括盐溶液中存在哪些离子，这些离子之间发生了什么反应，溶液中离子浓度是如何变化的，和的相对大小如何。 仿照上述分析方法，自主分析溶液呈碱性的原因，并与同桌交流讨论。 （二）问题思考 1.盐溶液酸碱性判断的思考 问题：下列盐溶液中，呈中性的是（ ） A. B. C. D. 2. 盐类水解影响水的电离平衡的思考 问题：能使水的电离平衡向电离方向移动，且使溶液呈碱性的是（ ） A. 在水中加入固体 B. 在水中加入固体 C. 在水中加入溶液 D. 将水加热至 （三）归纳总结 1.盐类水解的实质总结 问题：总结盐溶液呈不同酸碱性的原因，归纳盐类水解的实质。 2.盐类水解离子方程式书写总结 问题：总结盐类水解离子方程式的书写方法和注意事项。 1.水溶液呈酸性的是（ ） A. NaCl B. NaHSO₄ C. HCOONa D. NaHCO₃ 2.下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是（ ） A. CO₃²⁻ B. HCO₃⁻ C. Na⁺ D. NH₄⁺ 3.下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ） ①HCl＋H₂O ⇌ H₃O⁺＋Cl⁻ ②AlCl₃＋3H₂O =Al(OH)₃＋3HCl ③Na₂CO₃＋2H₂O ⇌ H₂CO₃＋2NaOH ④碳酸氢钠溶液：HCO₃⁻＋H₂O ⇌ CO₃²⁻＋H₃O⁺ ⑤NH₄Cl溶于D₂O中：NH₄⁺＋D₂O ⇌ NH₃·D₂O＋H⁺ A. ①②③④ B. ①②③ C. ②③⑤ D. 全部 4.室温下，0.5mol·L⁻¹相同体积的下列四种溶液①KCl、②FeCl₃、③HF、④Na₂CO₃，其中所含阳离子数由多到少的顺序是（ ） A. ④>①＝②>③ B. ①>④>②>③ C. ④>①>③>② D. ④>②>①>③ 5.25°C时，有关浓度均为0.2mol·L⁻¹的NaHCO₃和Na₂CO₃溶液的判断不正确的是（ ） A. 均存在电离平衡和水解平衡 B. 存在的粒子种类相同 C. c(OH⁻)前者大于后者 D. 加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO₃²⁻)均增大 一、盐溶液的酸碱性及原因 1．盐类的水解 （1）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）实质 （3）盐类水解的特点 2．盐类水解的规律 （1）有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 （2）无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 （3）谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 （4）谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 （5）都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 （6）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，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 （7）越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 二、盐类水解方程式的书写 1．盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解离子方程式时，一般用“⇌”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： （1）NaClO：ClO－＋H2O⇌HClO＋OH－； （2）(NH4)2SO4：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋。 2．多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2O⇌HCO＋OH－、HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－。 3．多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋。 4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 （1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋NH3·H2O。 （2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]-，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“==”表示。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑(一般要有弱碱沉淀生成)。 三、影响盐类水解的主要因素 1．反应物的性质 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．实验探究反应条件对水解程度的影响 已知FeCl3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 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，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 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 升高温度，水解平衡向正反应方向移动 注意 盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。 考点一　盐类水解的实质及规律 1．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．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性 2．下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是(　　) A．CO B．HCO C．Na＋ D．NH 3．常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　) A．HCl B．NaHSO4 C．NH4Cl D．NaCl 4．下列一定能说明HClO是弱电解质的是(　　) A．25 ℃时，用pH试纸测0.01 mol·L－1HClO的pH B．25 ℃时，NaClO溶液的pH大于7 C．25 ℃时，若测得HClO溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HClO是弱酸 D．浓度相同的NaOH溶液分别与pH相同的次氯酸、盐酸反应呈中性，前者消耗的NaOH溶液的体积多 5．由一价离子组成的四种盐溶液：AC、BD、AD、BC各1 mol·L－1，在室温下，前两种溶液的pH＝7，第三种溶液的pH＞7，最后一种溶液的pH＜7，则下列说法正确的是(　　) A B C D 碱性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH 酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD 考点二　盐类水解方程式 1．下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是(　　) A．MgCl2溶液：Mg2＋＋2H2O⇌Mg(OH)2↓＋2H＋ B．NaHCO3溶液：HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－ C．Na2SO3溶液：SO＋2H2O⇌H2SO3＋2OH－ D．KCN溶液：CN－＋H2O===HCN＋OH－ 2．下列各反应的化学方程式中，属于水解反应的是(　　) A．HCO＋H2O⇌CO＋H3O＋ B．PO＋2H2O⇌H2PO＋2OH－ C．CO2＋H2O⇌H2CO3 D．CO＋H2O⇌HCO＋OH－ 3．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是(　　) ①HCl＋H2O⇌H3O＋＋Cl－ ②AlCl3＋3H2O===Al(OH)3＋3HCl ③Na2CO3＋2H2O⇌H2CO3＋2NaOH ④碳酸氢钠溶液：HCO＋H2O⇌CO＋H3O＋ ⑤NH4Cl溶于D2O中：NH＋D2O⇌NH3·D2O＋H＋ A．①②③④ B．①②③ C．②③⑤ D．全部 考点三　溶液中微粒数目的简单比较 1．物质的量相等的下列物质形成的等体积溶液中，所含微粒种类最多的是(　　) A．CaCl2 B．CH3COONa C．NH3 D．K2S 2．物质的量浓度相同的下列各物质的溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是(　　) ①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4 A．④③②① B．①②③④ C．③②④① D．③④②① 3．物质的量浓度相同的下列各物质的溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是(　　) ①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4 A．④③②① B．①②③④ C．③②④① D．③④②① 4．25 ℃时，有关浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液的判断不正确的是(　　) A．均存在电离平衡和水解平衡 B．存在的粒子种类相同 C．c(OH－)前者大于后者 D．加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大 考点四　影响盐类水解平衡的因素 1．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 2．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。下列说法正确的是(　　) A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．升高温度，减小 C．通入H2S，HS－的浓度增大 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 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 4．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 5．等物质的量浓度的下列溶液中c(NH)由多到少的关系正确的是(　　) ①NH4Cl　②NH4HSO4　③CH3COONH4　④NH4Al(SO4)2　⑤NH3·H2O　⑥(NH4)2SO4 A．①②③④⑤⑥ B．④⑥②①③⑤ C．②①③④⑤⑥ D．⑥②④①③⑤ 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 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $ 3.3 酸碱中和与盐类水解 第2课时（2） 水解平衡的移动 一、知识目标 1.通过实验探究判断不同盐溶液的酸碱性，归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系。 2.分析盐溶液呈不同酸碱性的原因，理解盐类水解的实质和过程。 3.掌握盐类水解离子方程式的书写方法，包括一元强酸弱碱盐、一元强碱弱酸盐、多元弱酸强碱盐等不同类型盐的水解方程式书写。 4.理解盐类水解反应的特点，如可逆性、吸热性、程度微弱等，能运用水解平衡常数分析水解程度的大小。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察盐溶液的酸碱性，从微观角度分析盐类水解的实质，理解盐类水解对溶液酸碱性的影响。 2.证据推理与模型认知：通过实验数据和分析，建立盐类水解的模型，理解盐类水解的规律和特点，能运用模型解释相关化学现象。 3.科学探究与创新意识：通过实验探究盐溶液的酸碱性，培养实验操作能力和科学探究精神，鼓励在探究过程中提出新的问题和解决方案。 一、学习重点 1.盐溶液酸碱性与盐的类型的关系。 2.盐类水解的实质。 3.盐类水解离子方程式的书写。 二、学习难点 1.盐类水解实质的理解。 2.水解平衡常数的应用及多元弱酸强碱盐的水解。 一、盐溶液的酸碱性及原因 1．探究盐溶液的酸碱性 用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。 盐溶液 pH 盐类型 酸碱性 NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性 Na2SO4 pH＝7 Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性 NaHCO3 pH>7 CH3COONa pH＞7 FeCl3 pH＜7 强酸弱碱盐 酸性 (NH4)2SO4 pH＜7 2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因 （1）强酸强碱盐(以NaCl为例) 溶液中的变化 H2O⇌H＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－ 离子间能否相互作用生成弱电解质 否 c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成 理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－) （2）强酸弱碱盐(以NH4Cl为例) （3）强碱弱酸盐(以CH3COONa为例) 3．盐类水解 （1）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）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。 （3）盐类水解的特点 二、盐类水解方程式的书写 1．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“↓”。如： （1）NaClO：ClO－＋H2O⇌HClO＋OH－； （2）(NH4)2SO4：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋。 2．多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2O⇌HCO＋OH－、HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－。 3．多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋。 4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 （1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋NH3·H2O。 （2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]-，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成) 三、影响盐类水解的主要因素 1．实验探究影响FeCl3水解平衡的因素 已知FeCl3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： 实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象 ① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 ② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 ③ 加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀 ④ 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 2．影响盐类水解平衡的因素 （1）内因 ①主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。 例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。 ②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，原因是正盐阴离子与H＋结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。例如，Na2CO3溶液中 （2）外因 （一）问题探究 1.盐溶液酸碱性的探究 问题：在日常生活中，碳酸钠被称为“纯碱”，硫化钠被称为“臭碱”，为什么盐会有这样类似碱的俗称呢？盐溶液的酸碱性到底是怎样的，和盐的类型有什么关系？ 探究过程：思考可以用于测试盐溶液的方法有哪些，并分析各方法的优缺点和适用范围。 分组选择合适的方法，测试、、、、等盐溶液的，并记录实验结果。根据实验结果，分析盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。 答案： 测试盐溶液的方法有试纸法、酸碱指示剂法、计法。试纸法操作简单，但精度相对较低；计法测量准确，但仪器较昂贵；酸碱指示剂法可以粗略判断溶液的酸碱性，但不能准确测定值。 实验结果：溶液呈中性，、溶液呈碱性，、溶液呈酸性。 盐的类型与酸碱性关系：强酸强碱盐溶液呈中性；强酸弱碱盐溶液呈酸性；强碱弱酸盐溶液呈碱性。 2.盐溶液呈不同酸碱性原因的探究 问题：以溶液和溶液为例，分析盐溶液呈不同酸碱性的原因。 探究过程：结合课本内容，分析溶液呈酸性的原因，包括盐溶液中存在哪些离子，这些离子之间发生了什么反应，溶液中离子浓度是如何变化的，和的相对大小如何。 仿照上述分析方法，自主分析溶液呈碱性的原因，并与同桌交流讨论。 答案： 溶液呈酸性的原因： 电离方程式：，。 盐溶液中存在的离子：、、、。 总化学反应方程式：。 总离子反应方程式：。 溶液中离子浓度的变化：与结合生成弱电解质，使溶液中浓度减小，水的电离平衡向右移动，浓度增大，，溶液呈酸性。 溶液呈碱性的原因： 电离方程式：，。 盐溶液中存在的离子：、、、。 总化学反应方程式：。 总离子反应方程式：。 溶液中离子浓度的变化：与结合生成弱电解质，使溶液中浓度减小，水的电离平衡向右移动，浓度增大，，溶液呈碱性。 （二）问题思考 1.盐溶液酸碱性判断的思考 问题：下列盐溶液中，呈中性的是（ ） A. B. C. D. - 答案：A - 解题过程：是强酸强碱盐，不发生水解，溶液呈中性；是强碱弱酸盐，水解显碱性；是强酸弱碱盐，水解显酸性；是强碱弱酸盐，水解显碱性。所以答案选A。 2. 盐类水解影响水的电离平衡的思考 - 问题：能使水的电离平衡向电离方向移动，且使溶液呈碱性的是（ ） A. 在水中加入固体 B. 在水中加入固体 C. 在水中加入溶液 D. 将水加热至 - 答案：A - 解题过程：是强碱弱酸盐，水解促进水的电离，使水的电离平衡向电离方向移动，且溶液呈碱性，A选项正确；是强碱，在水中加入固体，抑制水的电离，B选项错误；是强酸，在水中加入溶液，抑制水的电离，C选项错误；将水加热至，促进水的电离，但溶液呈中性，D选项错误。所以答案选A。 （三）归纳总结 1.盐类水解的实质总结 问题：总结盐溶液呈不同酸碱性的原因，归纳盐类水解的实质。 答案：盐溶液呈不同酸碱性的原因是盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出的或结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大，溶液呈现出相应的酸碱性。盐类水解的实质是在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的或结合生成弱电解质的反应。 2.盐类水解离子方程式书写总结 问题：总结盐类水解离子方程式的书写方法和注意事项。 答案： 书写方法： 一般书写模式：盐的离子 + 水弱酸（弱碱） + （）。 一元强酸弱碱盐，如，水解的离子方程式为。 一元强碱弱酸盐，如，水解的离子方程式为。 多元弱酸强碱盐，如，多元弱酸阴离子的水解是分步进行的，以第一步为主。第一步水解离子方程式为，第二步水解离子方程式为（次要）。 注意事项： 水解反应是可逆反应，要用“”连接。 水解程度一般很小，水解产物的量很少，一般不标“”和“”，但当阴、阳离子均水解，二者相互促进，水解程度较大，水解反应一般能进行到底时，要用“”“”“”等。 1.水溶液呈酸性的是（ ） A. NaCl B. NaHSO₄ C. HCOONa D. NaHCO₃ 【答案】B 【解析】A选项，NaCl是强酸强碱盐，不发生水解，溶液呈中性；B选项，NaHSO₄在水溶液中完全电离：NaHSO₄ = Na⁺ + H⁺ + SO₄²⁻，会电离出H⁺，使溶液呈酸性；C选项，HCOONa是强碱弱酸盐，HCOO⁻会水解：HCOO⁻ + H₂O ⇌ HCOOH + OH⁻，溶液呈碱性；D选项，NaHCO₃中HCO₃⁻的水解程度大于电离程度，水解：HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻，溶液呈碱性。所以答案选B。 2.下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是（ ） A. CO₃²⁻ B. HCO₃⁻ C. Na⁺ D. NH₄⁺ 【答案】D 【解析】从图中可以看出离子X与水反应生成了一种弱碱和H⁺。A选项，CO₃²⁻水解：CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻，生成OH⁻，溶液呈碱性；B选项，HCO₃⁻水解：HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻，生成OH⁻，溶液呈碱性；C选项，Na⁺不水解；D选项，NH₄⁺水解：NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺，符合图中反应过程。所以答案选D。 3.下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ） ①HCl＋H₂O ⇌ H₃O⁺＋Cl⁻ ②AlCl₃＋3H₂O =Al(OH)₃＋3HCl ③Na₂CO₃＋2H₂O ⇌ H₂CO₃＋2NaOH ④碳酸氢钠溶液：HCO₃⁻＋H₂O ⇌ CO₃²⁻＋H₃O⁺ ⑤NH₄Cl溶于D₂O中：NH₄⁺＋D₂O ⇌ NH₃·D₂O＋H⁺ A. ①②③④ B. ①②③ C. ②③⑤ D. 全部 【答案】D 【解析】①HCl＋H₂O ⇌ H₃O⁺＋Cl⁻是HCl的电离方程式，不是水解反应；②AlCl₃水解是可逆反应，应该用“⇌”，正确的是AlCl₃ + 3H₂O ⇌ Al(OH)₃ + 3HCl；③Na₂CO₃水解分步进行，以第一步为主：CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻；④HCO₃⁻＋H₂O ⇌ CO₃²⁻＋H₃O⁺是HCO₃⁻的电离方程式，不是水解方程式；⑤NH₄Cl溶于D₂O中，正确的水解方程式为：NH₄⁺＋D₂O ⇌ NH₃·HDO＋D⁺。所以全部都不属于水解反应或水解方程式不正确，答案选D。 4.室温下，0.5mol·L⁻¹相同体积的下列四种溶液①KCl、②FeCl₃、③HF、④Na₂CO₃，其中所含阳离子数由多到少的顺序是（ ） A. ④>①＝②>③ B. ①>④>②>③ C. ④>①>③>② D. ④>②>①>③ 【答案】D 【解析】①KCl是强酸强碱盐，不水解，溶液中阳离子为K⁺；②FeCl₃中Fe³⁺水解：Fe³⁺ + 3H₂O ⇌ Fe(OH)₃ + 3H⁺，一个Fe³⁺水解会生成3个H⁺，使阳离子数目增多；③HF是弱酸，部分电离：HF ⇌ H⁺ + F⁻，溶液中阳离子为H⁺；④Na₂CO₃中CO₃²⁻水解：CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻，HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻，水解促进水的电离，溶液中阳离子为Na⁺和水电离出的H⁺，且Na⁺浓度较大。所以所含阳离子数由多到少的顺序是④>②>①>③，答案选D。 5.25°C时，有关浓度均为0.2mol·L⁻¹的NaHCO₃和Na₂CO₃溶液的判断不正确的是（ ） A. 均存在电离平衡和水解平衡 B. 存在的粒子种类相同 C. c(OH⁻)前者大于后者 D. 加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO₃²⁻)均增大 【答案】C 【解析】A选项，NaHCO₃溶液中存在HCO₃⁻的电离平衡和水解平衡，水也存在电离平衡；Na₂CO₃溶液中存在CO₃²⁻的水解平衡和水的电离平衡，所以均存在电离平衡和水解平衡，A正确；B选项，两溶液中都存在Na⁺、H⁺、OH⁻、HCO₃⁻、CO₃²⁻、H₂CO₃、H₂O这些粒子，存在的粒子种类相同，B正确；C选项，CO₃²⁻的水解程度大于HCO₃⁻的水解程度，所以Na₂CO₃溶液中c(OH⁻)更大，C错误；D选项，加入NaOH固体，对于NaHCO₃溶液，OH⁻与HCO₃⁻反应生成CO₃²⁻，c(CO₃²⁻)增大；对于Na₂CO₃溶液，加入OH⁻抑制CO₃²⁻的水解，c(CO₃²⁻)也增大，D正确。所以答案选C。 一、盐溶液的酸碱性及原因 1．盐类的水解 （1）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）实质 （3）盐类水解的特点 2．盐类水解的规律 （1）有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 （2）无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 （3）谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 （4）谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 （5）都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 （6）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，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 （7）越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 二、盐类水解方程式的书写 1．盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解离子方程式时，一般用“⇌”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： （1）NaClO：ClO－＋H2O⇌HClO＋OH－； （2）(NH4)2SO4：NH＋H2O⇌NH3·H2O＋H＋。 2．多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2O⇌HCO＋OH－、HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－。 3．多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3＋3H＋。 4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 （1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“⇌”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋NH3·H2O。 （2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]-，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“==”表示。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2↑(一般要有弱碱沉淀生成)。 三、影响盐类水解的主要因素 1．反应物的性质 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．实验探究反应条件对水解程度的影响 已知FeCl3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 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，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 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 升高温度，水解平衡向正反应方向移动 注意 盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。 考点一　盐类水解的实质及规律 1．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．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－) C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋) D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性 答案　C 解析　水电离出的c(H＋)＝c(OH－)一定成立，CH3COONa溶液显碱性，是由于水电离出的H＋有一部分与CH3COO－结合成CH3COOH，从而使c(H＋)<c(OH－)。 2．下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是(　　) A．CO B．HCO C．Na＋ D．NH 答案　D 解析　离子X的水解反应生成H＋，由图可知X只能是NH。 3．常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　) A．HCl B．NaHSO4 C．NH4Cl D．NaCl 答案　C 解析　常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1＞1×10－7 mol·L－1，说明溶质是促进水电离的物质，NH4Cl为强酸弱碱盐，促进水的电离，C正确。 4．下列一定能说明HClO是弱电解质的是(　　) A．25 ℃时，用pH试纸测0.01 mol·L－1HClO的pH B．25 ℃时，NaClO溶液的pH大于7 C．25 ℃时，若测得HClO溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HClO是弱酸 D．浓度相同的NaOH溶液分别与pH相同的次氯酸、盐酸反应呈中性，前者消耗的NaOH溶液的体积多 答案　B 解析　A项，HClO能氧化漂白pH试纸，错误；C项，25 ℃时，若测得HClO溶液pH＞6，无论弱酸还是强酸，稀释10倍后，pH一定小于7，错误；D项，酸的体积未知，故不能根据消耗的NaOH溶液的体积的多少判断酸性强弱，错误。 5．由一价离子组成的四种盐溶液：AC、BD、AD、BC各1 mol·L－1，在室温下，前两种溶液的pH＝7，第三种溶液的pH＞7，最后一种溶液的pH＜7，则下列说法正确的是(　　) A B C D 碱性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH 酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD 答案　A 解析　根据盐的水解规律可知，弱离子越弱，水解程度越大，可进行如下归类分析： 综上可知，电离程度：HC＝AOH＞HD＝BOH，即酸性：HC＞HD，碱性：AOH＞BOH，A项正确。 考点二　盐类水解方程式 1．下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是(　　) A．MgCl2溶液：Mg2＋＋2H2O⇌Mg(OH)2↓＋2H＋ B．NaHCO3溶液：HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－ C．Na2SO3溶液：SO＋2H2O⇌H2SO3＋2OH－ D．KCN溶液：CN－＋H2O===HCN＋OH－ 答案　B 解析　A项，Mg(OH)2不应标“↓”；C项，SO应分步水解；D项，应用“⇌”。 2．下列各反应的化学方程式中，属于水解反应的是(　　) A．HCO＋H2O⇌CO＋H3O＋ B．PO＋2H2O⇌H2PO＋2OH－ C．CO2＋H2O⇌H2CO3 D．CO＋H2O⇌HCO＋OH－ 答案　D 3．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是(　　) ①HCl＋H2O⇌H3O＋＋Cl－ ②AlCl3＋3H2O===Al(OH)3＋3HCl ③Na2CO3＋2H2O⇌H2CO3＋2NaOH ④碳酸氢钠溶液：HCO＋H2O⇌CO＋H3O＋ ⑤NH4Cl溶于D2O中：NH＋D2O⇌NH3·D2O＋H＋ A．①②③④ B．①②③ C．②③⑤ D．全部 答案　D 解析　氯化氢不能发生水解，①错误；氯化铝水解的方程式应用“⇌”连接，②错误；CO应分步水解，③错误；碳酸氢根离子的水解方程式为HCO＋H2O⇌H2CO3＋OH－，④错误；NH4Cl溶于D2O中，水解反应的离子方程式为NH＋D2O⇌NH3·DHO＋D＋，⑤错误。 考点三　溶液中微粒数目的简单比较 1．物质的量相等的下列物质形成的等体积溶液中，所含微粒种类最多的是(　　) A．CaCl2 B．CH3COONa C．NH3 D．K2S 答案　D 解析　CaCl2不水解，其溶液中存在的微粒有5种：Ca2＋、Cl－、OH－、H＋、H2O；CH3COONa发生水解，其溶液中存在的微粒有6种：Na＋、CH3COO－、CH3COOH、H＋、OH－、H2O；氨水中存在的微粒有6种：NH3、NH3·H2O、NH、OH－、H＋、H2O；K2S中S2－发生两步水解，其溶液中存在7种微粒：K＋、S2－、HS－、H2S、OH－、H＋、H2O。 2．物质的量浓度相同的下列各物质的溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是(　　) ①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4 A．④③②① B．①②③④ C．③②④① D．③④②① 答案　C 解析　水中存在电离平衡：H2O⇌H＋＋OH－，若将自身能电离出H＋或OH－的物质加入水中，则水的电离程度减小；若将能结合水中H＋或OH－的物质加入水中，则水的电离程度增大。NaHSO4抑制水的电离，Na2CO3、NaHCO3均能促进水的电离且Na2CO3比NaHCO3的促进程度更大，Na2SO4不影响水的电离。 3．物质的量浓度相同的下列各物质的溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是(　　) ①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4 A．④③②① B．①②③④ C．③②④① D．③④②① 答案　C 解析　水中存在电离平衡：H2O⇌H＋＋OH－，NaHSO4抑制水的电离，Na2CO3、NaHCO3均能促进水的电离且Na2CO3比NaHCO3的促进程度更大，Na2SO4不影响水的电离。 4．25 ℃时，有关浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液的判断不正确的是(　　) A．均存在电离平衡和水解平衡 B．存在的粒子种类相同 C．c(OH－)前者大于后者 D．加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大 答案　C 解析　两种溶液中均存在水的电离平衡，NaHCO3溶液中还存在HCO⇌H＋＋CO及HCO＋H2O H2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中还存在CO＋H2O⇌HCO＋OH－，故A正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，故B正确；浓度相同时，CO的水解程度大于HCO，故Na2CO3溶液中的c(OH－)更大，故C错误；向NaHCO3溶液中加入NaOH固体，HCO＋OH－=== H2O＋CO，c(CO)增大，Na2CO3溶液中加入NaOH固体，导致CO的水解平衡逆向移动，c(CO)增大，故D正确。 考点四　影响盐类水解平衡的因素 1．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 答案　B 解析　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。 2．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O⇌HS－＋OH－。下列说法正确的是(　　) A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．升高温度，减小 C．通入H2S，HS－的浓度增大 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 答案　C 解析　水解平衡常数只受温度影响，温度不变，水解平衡常数不变，A项错误；水解是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，HS－的浓度增大，S2－的浓度减小，所以增大，B项错误；通入H2S，H2S会结合水解出的OH－，使平衡正向移动，HS－的浓度增大，C项正确；加入氢氧化钠固体，溶液的碱性增强，溶液pH增大，D项错误。 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项均正确；盐类水解是吸热过程，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．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，①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。 5．等物质的量浓度的下列溶液中c(NH)由多到少的关系正确的是(　　) ①NH4Cl　②NH4HSO4　③CH3COONH4　④NH4Al(SO4)2　⑤NH3·H2O　⑥(NH4)2SO4 A．①②③④⑤⑥ B．④⑥②①③⑤ C．②①③④⑤⑥ D．⑥②④①③⑤ 答案　D 解析　①NH4Cl ===NH＋Cl－；②NH4HSO4===NH＋H＋＋SO；③CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，促进NH的水解；④NH4Al(SO4)2===NH＋Al3＋＋2SO，Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，抑制NH水解；⑤NH3·H2ONH＋OH－，NH3·H2O只有少部分电离；⑥(NH4)2SO4===2NH＋SO；故溶液中c(NH)由多到少的顺序为⑥②④①③⑤。 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 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。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $