第10讲 弱电解质的电离 盐类的水解（暑假预习讲义）新高二化学鲁科版

第10讲 弱电解质的电离 盐类的水解 内容导航 01 预习航标 → 析目标·明方向：预习导航精准定向 02 教材全解 → 析教材·学新知：情境概念深度构 情境启思：从生活或问题出发，激发兴趣 深研精炼：聚焦常考要点，学会解题思路 即练固基：趁热打铁练一练，巩固刚学内容 03过关检测 → 练考点·强落实：过关检测分层提 预习目标 1.结合生活实例，区分强弱电解质，理解弱电解质的电离平衡特点。 2.从化学键与离子结合角度，理解弱电解质部分电离、存在电离平衡的微观本质。 3.认识电离常数（Ka/Kb）的含义，能判断弱电解质的电离程度；了解盐类水解的概念，区分盐的类型与水解酸碱性的对应关系。 4.了解盐类水解的应用，初步掌握水解平衡的影响因素，知晓电离、水解可通过平衡理论分析。 预习重点 1. 强弱电解质的判断，弱电解质的电离平衡与电离方程式书写。 2.电离常数的意义、影响因素，与电离程度的关系。 3.盐类水解的本质（盐的离子与水电离出的/结合），盐溶液酸碱性的判断。 4.影响弱电解质电离平衡、盐类水解平衡的因素（温度、浓度、同离子效应）。 预习难点 1. 易混淆弱电解质电离、盐类水解的微观过程，分不清谁是 “主反应”、谁是 “水的电离促进 / 抑制”。 2.电离常数、水解常数的相互换算，以及弱电解质电离与盐类水解的主次判断。 3.从化学平衡移动角度，分析外界条件对电离、水解平衡的影响，以及溶液中离子浓度大小比较的逻辑。 情｜境｜启｜思 实验室里，老师为大家准备了四组与弱酸、弱酸盐相关的探究素材：三种弱酸（HF、CH₃COOH、HCN）的分子模型与酸性强弱对比图、醋酸电离平衡受醋酸钠影响的示意图、氯化铵溶液 pH 测定的实验装置，以及醋酸溶液使石蕊变红的实验现象。 请思考：结合分子模型与酸性强弱对比图，为什么相同浓度的三种弱酸中，HF 的酸性最强、HCN 最弱？这与它们的电离常数大小有什么关系？向醋酸溶液中加入少量醋酸钠固体，溶液中醋酸的电离平衡会如何移动？氢离子浓度会发生怎样的变化？这体现了什么原理？用 pH 试纸测定氯化铵溶液时，试纸呈现酸性对应的颜色，这与盐类的水解有什么关联？为什么强酸弱碱盐的溶液不一定呈中性？醋酸溶液能使石蕊变红，而相同浓度的醋酸钠溶液却能使石蕊变蓝，这两种现象背后的本质区别是什么？它们分别体现了弱电解质电离和盐类水解的哪些核心特点？ 深｜研｜精｜炼 知识点01 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的 c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。 3．影响电离平衡的因素 (1)弱电解质的电离平衡 ①概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。 ②特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。 (2)内因：由弱电解质本身的性质决定的。 (3)外因 因素 影响结果 温度 升高温度，电离平衡正向移动 浓度 加水稀释，电离平衡正向移动 外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动(同离子效应) 加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动 【特别提醒】弱电解质溶于水时仅部分电离，存在动态电离平衡，电离过程可逆，同时生成的离子又会结合成分子。外界条件会影响平衡移动：升温促进电离，稀释促进电离，加入同离子或相关盐类会抑制或促进电离。电离常数（Ka/Kb）仅与温度有关，可反映弱电解质的电离程度，Ka 越大，酸性越强。需特别注意：弱电解质的电离是微弱的，溶液中主要以分子形式存在，离子浓度远小于分子浓度。 【例1】回答下列问题： (1)结合勒夏特列原理，通过实验探究外界条件对水的电离的影响，交流讨论。 ①升高温度，对水的电离、电离产生的及有什么影响_______。 ②滴加少量NaOH溶液，对水的电离及有什么影响？溶液中怎样变化_______。 ③向水中加入金属钠，对水的电离有什么影响？溶液的酸碱性如何变化_______。 (2)完成下列内容 写出下列物质在水溶液中的电离方程式 ①_______。 ②_______。 (3)某温度(t℃)时，水的，则该温度_______(填“>”“<”或“=”)25℃。 (4)在题(3)温度下，的溶液呈_______(填“酸性”“碱性”或“中性”)。 (5)25℃时，下列5种溶液，水电离出的由大到小的关系是(填序号)_______。 ①盐酸②③④(氨水) ⑤NaOH (6)25℃时，的盐酸中水的电离程度_______(填“大于”“小于”或“等于”)的溶液中水的电离程度。 【答案】(1) 升高温度，促进水的电离，电离产生的c(H+)增大，Kw增大 滴加少量NaOH溶液，抑制水的电离，Kw不变，溶液中c(H+)减小 向水中加入金属钠，促进水的电离，溶液呈碱性 (2) (3)> (4)碱性 (5)③=④>①=⑤>② (6)等于 【详解】（1）①水的电离方程式为，且电离过程吸热；根据勒夏特列原理，升高温度，平衡会向吸热方向（即水的电离方向）移动，水的电离程度增大，电离产生的c(H+)和c(OH-)都会增大，水的离子积常数Kw= c(H+)×c(OH-)，由于c(H+)和c(OH-)都增大，因此Kw增大。 ②水的电离平衡，加入NaOH，增加c(OH-)，平衡向逆方向移动，c(H+)减小，Kw只受温度影响，温度不变，Kw不变。 ③金属钠消耗了水电离出的H+，使水的电离平衡向电离方向（正向）移动，水的电离程度增大，c(OH-)增大，此时c(OH-) >c(H+)，因此溶液呈碱性。 故答案为：升高温度，促进水的电离，电离产生的c(H+)增大，Kw增大；滴加少量NaOH溶液，抑制水的电离，Kw不变，溶液中c(H+)减小；向水中加入金属钠，促进水的电离，溶液呈碱性。 （2）①是弱电解质，在水溶液中部分电离，故电离方程式为。 ②是强电解质，在水溶液中完全电离成，故电离方程式为。 故答案为：；。 （3）水的电离是吸热过程，25℃时，水的，题中温度t℃时，，说明升高温度促进了水的电离，所以该温度大于25℃。 故答案为：>。 （4）在题(3)温度下，，，则，c(OH-) >c(H+)，溶液呈碱性。 故答案为：碱性。 （5）酸和碱都会抑制水的电离，酸中c(H+)越大、碱中c(OH-)越大，对水的电离抑制程度越大。①盐酸是一元强酸，盐酸中c(H+)=。②H2SO4是二元强酸， H2SO4中c(H+)=。③是弱酸，，中c(H+)<。④是弱碱，，中c(OH-)<。⑤ NaOH是一元强碱，NaOH中c(OH-)=。因和的电离常数相等，故对水的抑制程度相等。所以对水的电离抑制程度：②>①=⑤>③=④，那么水电离出的c(H+)由大到小的关系是③=④>①=⑤>②。 故答案为：③=④>①=⑤>②。 （6）25℃时，pH=4的盐酸中，c(H+)酸=，根据Kw= c(H+)×c(OH-)，由水电离出的c(H+)水=c(OH-)水=。pH=10的Ba(OH)2溶液中，c(OH-)碱=，由水电离出的c(H+)水=。所以两者水的电离程度相等。 故答案为：等于。 【即练1】在水溶液中，下列物质的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【答案】D 【详解】A．在水溶液中应分步电离：首先完全离解为和，作为弱酸根部分电离为和。选项A直接写成一步完全电离，A错误； B．是弱酸，电离应使用可逆箭头，而选项B用等号表示完全电离，B错误； C．是二元弱酸，电离应分步进行，先生成和，再进一步电离。选项C合并为一步且未体现分步过程，C错误； D．是弱碱，部分电离为和，使用可逆箭头，D正确； 故选：D。 【即练2】常温下，某些一元弱酸的电离平衡常数如表所示； 弱酸 HCN HF 电离平衡常数 回答下列问题： (1)HCN的电离方程式为___________。 (2)酸性：___________(填“”或“”)，理由为___________。 (3)向盛有醋酸的试管中滴加少量等浓度的溶液，可观察到的现象为___________，发生反应的离子方程式为___________。 (4)常温下，将等体积、浓度均为的溶液和溶液加水稀释，稀释过程中溶液的变化如图所示： 已知：，，。 ①曲线___________(填“”或“”)表示HF溶液加水稀释过程中溶液pH的变化。 ②约为___________。 【答案】(1) (2) 弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强 (3) 有气泡产生 (4) 4.95 【详解】（1）HCN为弱电解质，电离方程式为。 （2）醋酸电离平衡常数小于亚硝酸，酸性：<，理由为弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强。 （3）向盛有醋酸的试管中滴加少量等浓度的溶液，醋酸过量，生成醋酸钠、二氧化碳、水，故可观察到的现象为有气泡产生，发生反应的离子方程式为。 （4）①HF电离平衡常数大于HCN，等浓度时，HF电离出氢离子浓度大，pH小，则曲线b表示HF溶液加水稀释过程中溶液pH的变化，a为HCN。 ②=，c（H+）=mol/L。pH=-lg（）=5-lg=4.95。 知识点02 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 1．弱电解质电离平衡的五大特点 2．电离平衡的影响因素 实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强 加入其他物质 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强 通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强 NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强 加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱 【特别提醒】外界条件会影响弱电解质的电离平衡，遵循勒夏特列原理：升温会促进电离，使电离程度增大；加水稀释会促进电离，离子浓度却减小；加入与弱电解质电离出的离子相同的强电解质（同离子效应），会抑制电离；加入能与电离出的离子反应的物质，则会促进电离。电离常数仅与温度有关，不受浓度影响，判断平衡移动时，需区分 “电离程度” 与 “离子浓度” 的变化差异。 【例2】在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2O⇌NH3·H2O⇌+ OH- ，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的c(OH-)减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH- ) 都增大 【答案】A 【详解】A．加入少量NH4Cl固体，浓度增大，平衡朝着消耗的方向即逆向移动，导致溶液中的c(OH-)减小，A正确； B．通入氨气促使平衡正向移动，c(NH3·H2O)增大，B错误； C．加入少量NaOH固体，c(OH-)增大，平衡逆移；由于平衡常数K仅与温度有关，溶液恢复至室温，则一水合氨的平衡常数K不变，C错误； D．加水稀释，更多的NH3·H2O发生电离，其电离平衡正向移动，电离程度增大，n(OH-)增大，但由于溶液的体积增大更多，c(OH-)减小，D错误； 故答案选A。 【即练3】已知：时，下列四种弱酸的电离常数： 电离常数 ， (1)相同浓度的溶液的酸性由强到弱的顺序是：___________。 (2)向溶液中加入一定量的盐酸时，的电离平衡向___________方向移动，此时的电离常数是否发生变化？___________，为什么？___________ 【答案】(1) (2) 逆向 不变 平衡常数只与温度有关，溶液的温度不变，平衡常数也不变 【详解】（1）电离常数越大，酸性越强，故酸性： （2）溶液中存在电离平衡：，加入盐酸，上述平衡逆向移动；此时的电离常数不变；原因是平衡常数只与温度有关，溶液的温度不变，平衡常数也不变。 【即练4】醋酸在溶液中存在电离平衡，利用勒夏特列原理思考下列问题： (1)加水稀释时，平衡___________移动，___________，___________，的电离程度___________。 (2)加入浓醋酸溶液，平衡___________移动，___________，___________，的电离程度___________。 (3)加入晶体，___________，的电离程度___________。 (4)加热，___________。 【答案】(1) 正向 减小 减小 增大 (2) 正向 增大 增大 减小 (3) 增大 减小 (4)增大 【详解】（1）加水稀释时，促进弱电解质的电离，平衡正向移动，减小，减小，的电离程度增大； （2）加入浓醋酸溶液，平衡正向移动，增大，增大，的电离程度减小； （3）加入晶体，醋酸根离子浓度增大，平衡正向移动，，增大，的电离程度减小； （4）加热，平衡正向移动氢离子浓度增大，醋酸浓度减小，故增大。 知识点03 盐类水解的规律 1．盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根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”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。 (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。 2．盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度较小，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般不生成沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。 (2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 (3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 【特别提醒】盐类水解的核心规律可概括为：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。强酸弱碱盐溶液显酸性，强碱弱酸盐溶液显碱性，强酸强碱盐不水解、溶液呈中性。弱酸弱碱盐的酸碱性由对应酸、碱的电离常数相对大小决定。需特别注意：水解是微弱的、可逆的，书写方程式时要用可逆号，不标沉淀或气体符号；多元弱酸根离子分步水解，第一步为主。 【例3】下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是 ①HCl＋H2OH3O＋＋Cl- ②AlCl3＋3H2O=Al(OH)3＋3HCl ③将饱和FeCl3溶液滴入沸腾的水中：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl ④碳酸氢钠溶液：HCO＋H2OCO＋H3O＋ A．②④ B．①③ C．①④ D．全部 【答案】D 【详解】①HCl＋H2OH3O＋＋Cl-是 HCl在水中的电离方程式，不是水解反应，该反应不属于水解反应。 ②AlCl3的水解方程式为：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，原方程式用等号错误 。 ③将饱和FeCl3溶液滴入沸腾的水中：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl，方程式缺少加热条件Δ。 ④HCO＋H2OCO＋H3O＋是HCO的电离方程式，不是水解反应，水解反应是HCO＋H2O＋。 综上分析，上述全部反应均不符合要求。 故选D。 【即练5】根据电离平衡常数(用表示)的大小可以判断弱电解质的相对强弱。时，有关物质的电离平衡数如下表所示： 弱酸 电离 常数 请回答下列问题 (1)的电离平衡常数表达式为_______。 (2)常温下，将的醋酸和盐酸各分别稀释至，稀释后：醋酸_______(填“>”“<”或“=”)盐酸。 (3)实验室配制溶液时，常将固体先溶于较浓的盐酸溶液中，然后再用蒸馏水稀释到需要的浓度，原因是_______。 (4)常温下，将的醋酸和溶液等体积混合后，溶液呈_______(填“酸”“碱”或“中”)性。 (5)少量通入足量溶液中，反应的离子方程式为_______。 【答案】(1) (2)< (3)溶液中极易发生水解或抑制水解 (4)碱 (5) 【详解】（1）的电离平衡常数表达式为。 （2）相同体积、相同pH的醋酸和盐酸，加水稀释会促进醋酸的电离平衡向右移动，还会再电离出少量的氢离子，所以醋酸的酸性会强于盐酸的酸性，即pH大小关系为：pH(醋酸)<pH(盐酸)； （3）配制氯化铁溶液时，为防止铁离子水解，可以向溶液中加入盐酸而抑制铁离子水解； （4）常温下，将0.1mol·L−1 的醋酸和 0.1 mol·L−l NaOH溶液等体积混合后，刚好完全反应生成醋酸钠溶液，醋酸根水解使溶液显碱性； （5）由表中数据可知，Ka1（H2CO3）＞Ka(HCN)＞Ka2(H2CO3)，所以少量CO2通入足量NaCN溶液中，反应的离子方程式为CN− + CO2 + H2O = HCN + 。 【即练6】下列关于盐类水解的说法正确的是___________(填序号)。 (1)均为4的溶液和溶液中，水电离出的相等。 (2)某盐溶液显中性，该盐一定是强酸强碱盐。 (3)等浓度的醋酸钠的小于次氯酸钠溶液的，由此可推知醋酸的酸性大于次氯酸。 (4)盐类水解的程度较大。 (5)酸碱恰好中和后生成的盐溶液一定显中性。 【答案】(3) 【详解】(1)均为4的溶液中水电离的，溶液中，水电离出的，水电离出的不相等，错误； (2)某盐溶液显中性，只要对应酸碱电离常数接近，结合生成的盐溶液中呈中性，该盐不一定是强酸强碱盐，例如醋酸铵的水溶液就呈中性，错误； (3)等浓度的醋酸钠的小于次氯酸钠溶液的，说明醋酸根水解程度小于次氯酸根水解程度，由此可推知醋酸的酸性大于次氯酸，正确； (4)盐类水解的程度一般都很小，错误； (5)酸碱恰好中和后生成的盐溶液不一定显中性，如强酸弱碱盐，或强碱弱酸盐，例如Na2CO3溶液、AlCl3溶液，错误； 故选(3)。 知识点04 水解平衡移动的影响因素 1.内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。 2.外因 （1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。 （2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。 （3）外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。 （4）两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 【特别提醒】①水解平衡移动遵循勒夏特列原理：升温促进水解，盐类水解多为吸热反应；稀释促进水解，离子浓度降低使平衡正向移动；加入对应弱碱阳离子或弱酸根离子会抑制水解；加入酸或碱时，H⁺抑制阳离子水解、促进阴离子水解，OH⁻抑制阴离子水解、促进阳离子水解。需特别注意：外界条件改变时，要区分 “水解程度” 与 “离子浓度” 的变化差异，水解平衡常数仅与温度有关，不受浓度影响。 【例4】对于0.1mol∙L-1Na2SO3溶液，正确的是 A．加入 Na2SO3固体，水解程度增大 B．忽略溶液体积变化和空气影响，升高温度，c(OH-)增大 C． D． 【答案】B 【详解】A．加入 Na2SO3固体，溶解后使溶液中浓度增大，水解程度减小，A不正确； B．水解过程吸热，升高温度，水解程度增大，c(OH-)增大，B正确； C．Na2SO3溶液中，依据电荷守恒：，C不正确； D．Na2SO3溶液中，依据物料守恒：，D不正确； 故选B。 【即练7】醋酸钠(CH3COONa)是一种常用的防腐剂和缓冲剂。 (1)为探究外界因素对CH3COONa水解程度的影响，甲同学设计实验方案如下(表中溶液浓度均为0.10mol·L-1)： 序号 温度 V(CH3COONa)/mL V(CH3COONH4)/mL V(H2O)/mL pH 1 25℃ 40.0 0 0 A1 2 25℃ 4.0 0 36.0 A2 3 25℃ 20.0 20.0 0 A3 4 40℃ 40.0 0 0 A4 i.①实验_______(填序号)，探究加水稀释对CH3COONa水解程度的影响。 ii.实验1和3，探究加入对CH3COONa水解程度的影响。 ②iii.实验1和4，探究_______对CH3COONa水解程度的影响。 ③写出CH3COONa水解的离子方程式_______。 ④加水稀释CH3COONa溶液的过程中，下列表达式的数值变小的是_______。 A．c(OH-)　　B．c(H+)·c(OH-)　　C．c(H+)　　D． ⑤实验测得A1>A3，该结果_______(填“能”或“不能”)证明加入促进了CH3COONa的水解，原因是_______。 (2)乙同学通过测定不同温度下CH3COONa的水解常数Kh确定温度对CH3COONa水解程度的影响。 试剂：CH3COONa溶液、0.1000mol/L盐酸、计。 实验：测定40℃下CH3COONa水解常数Kh，完成下表中序号7的实验。 序号 实验 记录的数据 5 取溶液，用盐酸滴定至终点 消耗盐酸体积为 6 测40℃纯水的 7 _______ 在50℃和60℃下重复上述实验。 实验结论：Kh(60℃)>Kh(50℃)>Kh(40℃)，温度升高，促进CH3COONa水解。 【答案】(1) 1和2 温度 CH3COO⁻ + H₂OCH3COOH+OH⁻ AD 不能 的水解会导致溶液pH减小 (2)测定40℃时CH3COONa溶液的pH 【分析】该实验探究外界因素对CH3COONa水解程度的影响。实验1和2探究加水稀释对CH3COONa水解程度的影响；实验1和3，探究加入对CH3COONa水解程度的影响；实验1和4，探究温度对CH3COONa水解程度的影响。 【详解】（1）①探究加水稀释对CH3COONa水解程度的影响，总体积保持不变，减少醋酸钠溶液的加入量，故应该是实验1和2； ②实验1和4，除温度外其他条件相同，探究温度对CH3COONa水解程度的影响； ③CH3COONa水解生成醋酸和氢氧根离子方程式：CH3COO⁻ + H₂OCH3COOH+OH⁻； ④A．加水稀释CH3COONa溶液的过程中，c(OH-)减小，A正确； B．离子积常数随温度变化，温度不变，离子积常数不变，则c(H+)c(OH-)=Kw不变，B错误； C．加水稀释CH3COONa溶液的过程中，c(OH-)减小，Kw不变，c(H+)增大，C错误； D．加水稀释促进水解平衡正向进行，醋酸分子的物质的量增大，醋酸根离子的物质的量减小，比值减小，D正确； 故选AD； ⑤实验测得A1>A3，该结果不能证明加入促进了CH3COONa的水解，原因是：的水解会导致溶液pH减小； （2）CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl，n(CH3COONa)=n(HCl)=cV=0.1000V×10-3mol，CH3COONa溶液起始浓度c0=，40℃纯水的pH=b，即c(H+)=c(OH-)=10-bmol/L，40℃时水的离子积Kw=c(H+)c(OH-)=10-2b，根据水解常数可知，要确定40℃时CH3COO-水解常数Kh，还需要测定的值是40℃时CH3COONa溶液的pH值。 【即练8】合理利用某些盐能水解的性质，可以解决许多生产、生活中的问题。下列叙述的事实与盐水解的性质无关的是 A．配制FeSO4 溶液时，加入一定量 Fe粉 B．沸水中加入饱和的氯化铁溶液制备Fe(OH)3胶体 C．长期施用铵态氮肥会使土壤酸化 D．热碱水清洗厨房里的油污 【答案】A 【详解】A．亚铁离子容易被氧化生成铁离子，加入Fe粉，Fe可与铁离子反应生成亚铁离子，从而防止亚铁离子被氧化，与盐类水解无关，A正确； B．沸水中加入饱和氯化铁溶液，升高温度，铁离子水解平衡正向移动，因此能制备氢氧化铁胶体，与盐水解有关，B错误； C．长期使用铵态氮肥，铵根离子水解生成氢离子，从而使土壤酸化，与盐水解有关，C错误； D．升高温度，碱水中的碳酸根离子水解程度增大，溶液的碱性增强，去油污的能力也随之增强，与盐水解有关，D错误； 故答案选A。 知识点05 盐类水解平衡的应用 1．盐类做净水剂 硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为 Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作净水剂。 2．热碱水清洗油污 纯碱在水中发生水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加热促进水解平衡右移，溶液的碱性增强，去污能力增强。 3．泡沫灭火器 (1)试剂：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。 (2)原理：Al3＋和HCO的水解相互促进，生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4．盐溶液的配制 配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)抑制水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量盐酸抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。 5．胶体的制备 实验室制备Fe(OH)3胶体利用了Fe3＋水解生成Fe(OH)3胶体的反应及加热促进水解的原理，反应的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 【特别提醒】盐类水解平衡的应用广泛：泡沫灭火器利用铝离子与碳酸氢根的双水解反应快速产生二氧化碳；明矾净水是铝离子水解生成氢氧化铝胶体吸附杂质；热纯碱去污能力更强，因升温促进碳酸根水解，溶液碱性增强；铵态氮肥不宜与草木灰混用，避免双水解降低肥效；配制易水解的盐溶液时，常加对应酸或碱抑制水解，防止浑浊。需特别注意：应用时需区分单水解与双水解，部分双水解反应会进行到底，书写时要用等号和沉淀 / 气体符号。 【例5】回答下列问题。 (1)AgNO3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AgNO3的溶液时，常将AgNO3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)明矾可用于净水，原因是___________(用离子方程式表示)。把FeCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是___________。 (3)碳酸氢钙溶液蒸干得到的固体物质是___________，原因是___________(用化学反应方程式表示)。 (4)用热的纯碱溶液洗涤餐具，原因是___________(用离子方程式表示)。 (5)在干燥的氯化氢气流中加热水合氯化镁晶体(MgCl2·6H2O)，得到的固体物质是___________，原因是___________。 【答案】(1) 酸 Ag＋＋H2OAgOH＋H＋ 抑制 (2) Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ Fe2O3 (3) CaCO3 Ca(HCO3)2CaCO3↓＋H2O＋CO2↑ (4)CO＋H2OHCO＋OH－ (5) MgCl2 在干燥的HCl气流中，HCl抑制Mg2＋的水解且带走水蒸气，最终得到无水MgCl2 【详解】（1）AgNO3溶液中存在：Ag＋＋H2OAgOH＋H＋，所以溶液呈酸性，为抑制AgNO3水解，配制时通常加入HNO3； （2）利用Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体能凝聚水中的悬浮杂质从而达到净水目的；FeCl3溶液中存在FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，加热时HCl挥发，蒸干时得到Fe(OH)3，再灼烧得到Fe2O3； （3）Ca(HCO3)2溶液加热蒸干得到的固体是CaCO3，因为Ca(HCO3)2CaCO3↓＋H2O＋CO2↑； （4）加热时促进CO水解：CO＋H2OHCO＋OH－，而使c(OH)－增大，去污能力增强； （5）在干燥的氯化氢气流中加热水合氯化镁晶体(MgCl2·6H2O)，得到的固体物质是MgCl2；在干燥的HCl气流中，HCl抑制Mg2＋的水解且带走水蒸气，最终得到无水MgCl2。 【即练9】下面的问题中，与盐类水解有关的是 ①为保存溶液，要在溶液中加入少量盐酸 ②实验室盛放等溶液的试剂瓶应用橡胶塞 ③在或溶液中加入镁条会产生气泡 ④长期使用硫酸铵，土壤酸性增强 A．①④ B．②③ C．③④ D．全部 【答案】D 【详解】①FeCl3水解生成Fe(OH)3和H+，加盐酸抑制水解，正确； ②Na2CO3和Na2SO3水解显碱性，腐蚀玻璃，需橡胶塞，正确； ③NH4Cl和AlCl3水解使溶液呈酸性，与Mg反应产生H2，正确； ④(NH4)2SO4水解生成H+，导致土壤酸化，正确； 所有选项均与盐类水解有关，答案选D。 【即练10】回答下列问题： (1)明矾可用于净水，原因是（用离子方程式表示）：_________，上述过程的某些产物能吸附水中的悬浮物达到净水效果。把溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是__________。 (2)用离子方程式表示泡沫灭火器灭火原理：___________。 (3)的水溶液呈________（填“酸性”、“中性”或“碱性”），常温时的____7（填“>”、“=”或“<”），原因是（用离子方程式表示）：__________；实验室在配制的溶液时，常将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，可以________（填“促进”、“抑制”）其水解。 (4)在配制硫化钠溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的____________，原因是（用离子方程式表示）：___________。 【答案】(1) Fe2O3 (2) (3) 酸性 < 抑制 (4) NaOH 【详解】（1）明矾中铝离子水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有吸附性，可用于净水，反应的离子方程式为 。Fe3+水解生成氢氧化铁，加热促进水解生成氢氧化铁，氢氧化铁灼烧生成氧化铁，把溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是Fe2O3。 （2）泡沫灭火器中硫酸铝和碳酸氢钠混合发生双水解反应，生成氢氧化铝沉淀和二氧化碳气体，反应的离子方程式为； （3）是强酸弱碱盐，银离子水解使水溶液呈酸性，常温时的<7，反应离子方程式为；实验室在配制的溶液时，常将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，可以抑制其水解。 （4）硫化钠是强碱弱酸盐，硫离子水解使溶液呈碱性，，在配制硫化钠溶液时，加入少量的NaOH，增大氢氧根离子浓度，逆向移动，防止发生水解。 1．常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mLbmol/L的盐酸和醋酸溶液，两个滴定过程中溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线I表示滴定醋酸 B．a点浓度最大的离子是Na＋ C．V[NaOH(aq)]=20mL时，c(Cl-)>c(CH3COO-) D．用酚酞作指示剂，达到滴定终点时，溶液从无色刚好变为粉红色，且半分钟内不褪色 【答案】B 【详解】A．相同条件下等浓度的酸，弱酸的pH大，因此Ⅰ代表的是醋酸，A正确； B．a点溶质为等浓度的醋酸和醋酸钠，有电荷守恒：，此时溶液显酸性，则，B错误； C．V[NaOH(aq)]=20 mL时，溶质分别恰好为等浓度氯化钠和醋酸钠，盐酸是强酸、醋酸为弱酸，醋酸钠溶液中醋酸根离子发生水解，c(Cl−)＞c(CH3COO−)，C正确； D．用碱滴定酸的时候，终点时溶液显弱碱性（滴定强酸过量的半滴碱或者滴定弱酸时弱酸强碱盐都使终点显碱性），用酚酞作指示剂，达到滴定终点时，溶液从无色刚好变为粉红色，且半分钟内不变色，D正确； 故选B。 2．食醋是日常饮食中的调味剂，利用NaOH标准溶液滴定食醋中醋酸的浓度，以检测是否符合国家标准，下列操作会造成所测醋酸浓度偏高的是 A．碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 B．读取NaOH溶液体积时，开始时仰视读数，滴定结束时俯视读数 C．滴定时，选用甲基橙作指示剂 D．酸式滴定管用蒸馏水洗净后未用待测液润洗 【答案】A 【详解】A．碱式滴定管尖嘴滴定前有气泡，滴定后消失，导致消耗标准液NaOH的体积大于实际用量，计算出的醋酸浓度偏高，A符合题意； B．开始仰视、结束俯视读数，导致读取的NaOH体积偏小，计算出的醋酸浓度偏低，B不合题意； C．甲基橙的变色范围(3.1-4.4)在酸性区域，而醋酸与NaOH的等当点pH≈8.7，使用甲基橙会提前终止滴定，导致NaOH体积偏小，结果偏低，C不合题意； D．酸式滴定管未润洗，待测醋酸被稀释，实际物质的量减少，所需NaOH体积减少，计算浓度偏低，D不合题意； 故选A。 3．常温下，人体血液里存在重要的酸碱平衡：，使人体血液保持在7.35~7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。血液随变化关系如表： 1.0 17.8 20.0 22.4 6.10 7.35 7.40 7.45 下列说法不正确的是 A．正常人体血液中，的水解程度大于电离程度 B．发生血液酸中毒时，可注射溶液缓解 C．的血液中， D．的血液中，的水解程度一定大于的电离程度 【答案】D 【详解】A．正常血液，呈弱碱性，说明的水解占主导，水解程度大于其电离程度，A正确； B．酸中毒时，可与结合生成，中和过量，注射溶液可缓解，B正确； C．时，，两者浓度相等。当升至时，比值增大，浓度大于，故，C正确； D．时，溶液中，，由表格数据可知，。的电离程度可近似表示为，的水解程度可近似表示为。则，所以的电离程度大于的水解程度，D错误； 故选D。 4．甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是 A．1 mol·L－1的甲酸溶液的c平(H＋)约为0.01 mol·L－1 B．甲酸与水以任意比例互溶 C．10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应 D．用甲酸溶液做导电实验，灯泡很暗 【答案】A 【详解】A．甲酸溶液的约为，说明甲酸未完全电离，存在未电离的分子，证明其为弱电解质，A正确； B．溶解性与电解质强弱无关（如乙醇易溶但非电解质），B错误； C．完全中和仅说明甲酸为一元酸，无法证明其是否完全电离，C错误； D．导电性实验未明确浓度条件，若甲酸浓度较低则导电性弱属正常，无法直接证明其为弱电解质，D错误； 故答案选A。 5．下列有关说法正确的是 A．由MgCl2溶液制备无水MgCl2，将MgCl2溶液加热蒸干 B．配制氯化铁溶液时，将氯化铁溶解在较浓的盐酸中再加水稀释 C．室温下，测得氯化铵溶液pH＜7，证明一水合氨是弱碱：+2H2O=NH3·H2O+H3O+ D．AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 【答案】B 【详解】A．溶液直接蒸干会导致水解生成，无法得到无水，A错误； B．浓盐酸可抑制水解，溶解后再稀释可配制溶液，B正确； C．水解方程式应使用可逆号而非等号，离子方程式书写错误，正确离子反应方程式为： C错误； D．盐酸是挥发性酸，硫酸的难挥发性酸，溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧后生成，溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧后仍为硫酸铝，成分不同，D错误； 故答案选B。 6．下列电离方程式书写正确的是 A．NaHCO3=Na＋＋H＋＋ B．HF=H＋＋F- C．KAl(SO4)2=K＋＋Al3＋＋2 D．CH3COONH4CH3COO-＋ 【答案】C 【详解】A．是强电解质，应完全离解为和，而作为弱酸根不会进一步完全离解为和，A错误； B．是弱酸，电离应使用可逆符号，而非等号，B错误； C．电离生成、和2个，电荷守恒且符合强电解质的完全离解，C正确； D．是可溶性盐，属于强电解质，应完全离解为和，需用等号而非可逆符号，D错误； 故答案选C。 7．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，由水电离出的c(OH-)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH-与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性 【答案】C 【详解】A．盐类水解的实质就是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液中的c(H+)与c(OH-)不相等，导致溶液呈酸性或碱性，A正确； B．溶液呈酸碱性的本质就是c(H+)与c(OH-)的相对大小，当c(H+)＞c(OH-)时溶液呈酸性，当c(H+)＜c(OH-)时溶液呈碱性，NH4Cl溶液呈酸性是由于铵根离子水解，溶液中c(H+)＞c(OH-)，B正确； C．在醋酸钠溶液中，由于CH3COO-结合水电离出的H+生成难电离的醋酸，使溶液中的c(H+)＜c(OH-)，溶液呈碱性，而水自身电离出的c(H+)和c(OH-)一定是相等的，C错误； D．盐溶液呈酸碱性的原因是盐中的弱离子结合水电离的H+或OH-，导致溶液酸碱性的变化，D正确； 故选C。 8．根据要求回答下列问题： (1)常温时，有以下3种溶液，其中最小的是_______。 A．与溶液等体积混合液 B．与溶液等体积混合液 C．的与的溶液等体积混合液 该溶液中(所选溶液)离子浓度大小关系：_______。 (2)现有时等浓度的5种溶液： A．    B．   C．    D．    E． 这5种溶液中浓度由大到小的顺序排列是：_______(填字母)。 (3)已知(次磷酸)的水溶液中存在分子。与足量溶液充分反应，消耗的酸和碱的物质的量相等，则生成盐的化学式为_______，该盐属于_______(填“正盐”或“酸式盐”)。易被氧化为，已知常温下的电离常数为，，，请利用以上数据计算推测溶液的酸碱性_______。 (4)室温下，取浓度相同的和溶液，以3：2体积比混合，所得溶液，则原溶液的浓度为_______。 (5)常温下，用溶液吸收得到的溶液，吸收过程中水的电离平衡_______(填“向左”、“向右”或“不”)移动。试计算该溶液中_______(常温下的电离常数，)。 【答案】(1) C (2)C>E>A>B>D (3) NaH2PO2 正盐 溶液中，水解平衡常数，溶液中水解程度大，溶液显碱性 (4) (5) 向右 【详解】（1）A．CH3COOH与NaOH恰好完全反应，生成CH3COONa，CH3COONa是强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性； B．CH3COOH过量，反应后是CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，CH3COONa与CH3COOH物质的量之比为，由于CH3COONa的水解程度远小于醋酸的电离程度，所以溶液最终呈酸性； C．反应后是CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，醋酸电离的氢离子已经被完全消耗，由于醋酸是弱电解质，剩余的醋酸的量远大于B中CH3COOH的浓度，故C中pH最小，即三种溶液中最小的是C。 C溶液是CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，并且、溶液显酸性，结合电荷守恒，溶液中离子浓度由大到小的顺序为：。 （2）这5种溶液中，溶液中的铵根浓度最大；酸根离子对应的酸的酸性越弱，越容易促进铵根离子的水解，由于酸性：HCl＞CH3COOH＞H2CO3，所以NH4Cl溶液中的铵根浓度＞溶液中的铵根浓度＞溶液中的铵根浓度；电离产生氢离子，可以抑制铵根的水解，即溶液中的铵根浓度大于溶液中铵根浓度。综合上述分析，铵根浓度大小关系为：。 （3）与足量溶液充分反应，消耗的酸和碱的物质的量相等，可知中只有能与氢氧化钠反应，说明为一元酸，其与氢氧化钠反应产生的盐为，该盐是酸碱充分反应后形成的，为正盐。既能电离也能水解，其，其水解平衡常数为：，说明其水解程度大于电离程度，溶液显碱性。 （4）设和溶液浓度为，以体积比混合，，。答案为：。 （5）氢氧化钠是碱电离产生的氢氧根离子抑制水的电离，吸收二氧化硫后，消耗氢氧根离子，碱性减弱，同时生成亚硫酸钠，是强碱弱酸盐，能够水解，对水的电离起促进的作用，所以吸收二氧化硫过程中水的电离平衡向右移动。根据，推出：，得出：。答案为：向右；。 9．SOCl2是一种液态化合物，沸点为77℃。有关SOCl2的实验过程：向盛有10mL蒸馏水的锥形瓶中，小心滴加8~10滴SOCl2，可观察到剧烈反应，液面上有雾形成，逸出有刺激性气味的气体，该气体通过品红溶液时溶液褪色。轻轻振荡锥形瓶，待白雾消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有白色沉淀产生，再加入HNO3，沉淀不溶解。请回答： (1)SOCl2与水反应的化学方程式是___________。 (2)蒸干AlCl3溶液或加热氯化铝的晶体(AlCl3·6H2O)都不能得到无水AlCl3，若使SOCl2与AlCl3·6H2O按恰当比例混合并加热，可得到无水AlCl3，原因是___________。 (3)若将AlCl3溶液蒸干，得到的固体是___________，继续灼烧，最终得到的固体是___________。 (4)科学家经常利用水解原理制备纳米材料，请写出用TiCl4制备TiO2·xH2O的化学方程式：___________。 (5)25℃时，将amol/L氨水与1mol/L盐酸等体积混合后溶液呈中性，反应平衡时溶液中c()___________c(Cl-)(填“>”、“<”“=”)。 【答案】(1)SOCl2+H2O=2HCl↑+SO2↑ (2)SOCl2与H2O反应生成HCl气体，抑制AlCl3的水解 (3) Al(OH)3 Al2O3 (4)TiCl4+(x+2)H2O=TiO2·xH2O↓+4HCl (5)= 【详解】（1）液面上有大量白雾，等白雾消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有不溶于稀HNO3的凝乳状白色沉淀产生，说明白雾为盐酸的小液滴，即会产生HCl；同时有带刺激性气味的气体逸出，该气体可使滴有品红试液的滤纸褪色说明是SO2，故SOCl2与水反应的化学方程式是：SOCl2+H2O=2HCl↑+SO2↑； （2）用SOCl2与AlCl3·6H2O混合共热，可得无水AlCl3，是因SOCl2与H2O反应生成HCl气体，抑制AlCl3的水解； （3）若将AlCl3溶液蒸干，水解产生氢氧化铝和盐酸，盐酸易挥发，得到的固体是Al(OH)3，继续灼烧，氢氧化铝分解生成氧化铝和水，最终得到的固体是Al2O3； （4）TiCl4属于强酸弱碱盐，水解生成TiO2·xH2O，方程式为：TiCl4+(x+2)H2O=TiO2·xH2O↓+4HCl；综上所述，本题正确答案：TiCl4+(x+2)H2O=TiO2·xH2O↓+4HCl； （5）根据电荷守恒可知c() ＋c(H＋)=c(Cl－)＋c(OH－)，因c(H＋)=c(OH－)=10－7mol/L，所以c()=c(Cl－)。 10．已知常温下四种弱酸的电离常数如下表，回答下列问题： 酸 HClO HCN HCOOH 电离常数 (1)上述四种酸中酸性最弱的酸的电离方程式为___________。 (2)下列方法可以增大溶液的电离程度的是___________。 A．加热 B．加入少量甲酸钠固体 C．滴加几滴浓NaOH溶液 D．加入盐酸 (3)向NaClO溶液中通入少量，发生反应的离子方程式为___________。 (4)常温下，溶液中___________。 (5)常温下，某和的混合溶液的，则___________。 【答案】(1) (2)AC (3) (4) (5)0.47 【详解】（1）根据题意，酸性由大到小的顺序为：，四种酸中酸性最弱的酸的电离方程式为。 （2）已知甲酸的电离方程式为：，若想增大HCOOH溶液的电离程度，则需要电离平衡正向移动； A．弱酸的电离为吸热过程，因此加热可以促进电离平衡正移，A正确； B．加入少量甲酸钠固体，则增大，电离平衡逆向移动，B错误； C．滴加几滴浓NaOH溶液，减小，电离平衡正移，C正确； D．加入盐酸，增大，电离平衡逆移，D错误; 故选AC。 （3）根据题意，酸性，则对应离子的碱性：，因此，向NaClO溶液中通入少量，发生反应的离子方程式为。 （4）已知HClO的电离方程式为：，假设中有发生电离，则=4.0×10-8，解得a=，故。 （5）根据的，已知和的混合溶液的，则，将其代入表达式，则得到。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $ 第10讲 弱电解质的电离 盐类的水解 内容导航 01 预习航标 → 析目标·明方向：预习导航精准定向 02 教材全解 → 析教材·学新知：情境概念深度构 情境启思：从生活或问题出发，激发兴趣 深研精炼：聚焦常考要点，学会解题思路 即练固基：趁热打铁练一练，巩固刚学内容 03过关检测 → 练考点·强落实：过关检测分层提 预习目标 1.结合生活实例，区分强弱电解质，理解弱电解质的电离平衡特点。 2.从化学键与离子结合角度，理解弱电解质部分电离、存在电离平衡的微观本质。 3.认识电离常数（Ka/Kb）的含义，能判断弱电解质的电离程度；了解盐类水解的概念，区分盐的类型与水解酸碱性的对应关系。 4.了解盐类水解的应用，初步掌握水解平衡的影响因素，知晓电离、水解可通过平衡理论分析。 预习重点 1. 强弱电解质的判断，弱电解质的电离平衡与电离方程式书写。 2.电离常数的意义、影响因素，与电离程度的关系。 3.盐类水解的本质（盐的离子与水电离出的/结合），盐溶液酸碱性的判断。 4.影响弱电解质电离平衡、盐类水解平衡的因素（温度、浓度、同离子效应）。 预习难点 1. 易混淆弱电解质电离、盐类水解的微观过程，分不清谁是 “主反应”、谁是 “水的电离促进 / 抑制”。 2.电离常数、水解常数的相互换算，以及弱电解质电离与盐类水解的主次判断。 3.从化学平衡移动角度，分析外界条件对电离、水解平衡的影响，以及溶液中离子浓度大小比较的逻辑。 情｜境｜启｜思 实验室里，老师为大家准备了四组与弱酸、弱酸盐相关的探究素材：三种弱酸（HF、CH₃COOH、HCN）的分子模型与酸性强弱对比图、醋酸电离平衡受醋酸钠影响的示意图、氯化铵溶液 pH 测定的实验装置，以及醋酸溶液使石蕊变红的实验现象。 请思考：结合分子模型与酸性强弱对比图，为什么相同浓度的三种弱酸中，HF 的酸性最强、HCN 最弱？这与它们的电离常数大小有什么关系？向醋酸溶液中加入少量醋酸钠固体，溶液中醋酸的电离平衡会如何移动？氢离子浓度会发生怎样的变化？这体现了什么原理？用 pH 试纸测定氯化铵溶液时，试纸呈现酸性对应的颜色，这与盐类的水解有什么关联？为什么强酸弱碱盐的溶液不一定呈中性？醋酸溶液能使石蕊变红，而相同浓度的醋酸钠溶液却能使石蕊变蓝，这两种现象背后的本质区别是什么？它们分别体现了弱电解质电离和盐类水解的哪些核心特点？ 深｜研｜精｜炼 知识点01 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡常数 (1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。 (2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。 一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。 (3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。 (4)电离平衡常数的特点 ①电离平衡常数只与_______有关，与浓度无关，且升高温度K值_______。 ②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)_______。 ③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1≫Ka2，故溶液中的 c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。 ④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。 2．电离度 (1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。 (2)表达式：α＝×100%。 (3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度_______；浓度越小，电离度_______。 3．影响电离平衡的因素 (1)弱电解质的电离平衡 ①概念：在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。 ②特点：电离平衡是动态平衡，服从化学平衡的一般规律。 (2)内因：由弱电解质本身的性质决定的。 (3)外因 因素 影响结果 温度 升高温度，电离平衡_______移动 浓度 加水稀释，电离平衡_______移动 外加 物质 加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡_______移动(同离子效应) 加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡_______移动 【特别提醒】弱电解质溶于水时仅部分电离，存在动态电离平衡，电离过程可逆，同时生成的离子又会结合成分子。外界条件会影响平衡移动：升温促进电离，稀释促进电离，加入同离子或相关盐类会抑制或促进电离。电离常数（Ka/Kb）仅与温度有关，可反映弱电解质的电离程度，Ka 越大，酸性越强。需特别注意：弱电解质的电离是微弱的，溶液中主要以分子形式存在，离子浓度远小于分子浓度。 【例1】回答下列问题： (1)结合勒夏特列原理，通过实验探究外界条件对水的电离的影响，交流讨论。 ①升高温度，对水的电离、电离产生的及有什么影响_______。 ②滴加少量NaOH溶液，对水的电离及有什么影响？溶液中怎样变化_______。 ③向水中加入金属钠，对水的电离有什么影响？溶液的酸碱性如何变化_______。 (2)完成下列内容 写出下列物质在水溶液中的电离方程式 ①_______。 ②_______。 (3)某温度(t℃)时，水的，则该温度_______(填“>”“<”或“=”)25℃。 (4)在题(3)温度下，的溶液呈_______(填“酸性”“碱性”或“中性”)。 (5)25℃时，下列5种溶液，水电离出的由大到小的关系是(填序号)_______。 ①盐酸②③④(氨水) ⑤NaOH (6)25℃时，的盐酸中水的电离程度_______(填“大于”“小于”或“等于”)的溶液中水的电离程度。 【即练1】在水溶液中，下列物质的电离方程式书写正确的是 A． B． C． D． 【即练2】常温下，某些一元弱酸的电离平衡常数如表所示； 弱酸 HCN HF 电离平衡常数 回答下列问题： (1)HCN的电离方程式为___________。 (2)酸性：___________(填“”或“”)，理由为___________。 (3)向盛有醋酸的试管中滴加少量等浓度的溶液，可观察到的现象为___________，发生反应的离子方程式为___________。 (4)常温下，将等体积、浓度均为的溶液和溶液加水稀释，稀释过程中溶液的变化如图所示： 已知：，，。 ①曲线___________(填“”或“”)表示HF溶液加水稀释过程中溶液pH的变化。 ②约为___________。 知识点02 外界条件对弱电解质电离平衡的影响 1．弱电解质电离平衡的五大特点 2．电离平衡的影响因素 实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0 影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力 升温(不考虑挥发) 右 _______ 增大 增大 增大 减小 增强 加冰醋酸 右 增大 增大 增大 _______ 减小 增强 加入其他物质 CH3COONa固体 左 _______ 减小 增大 不变 增大 增强 通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 _______ NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 _______ 增强 加水稀释 右 增大 _______ 减小 不变 增大 减弱 【特别提醒】外界条件会影响弱电解质的电离平衡，遵循勒夏特列原理：升温会促进电离，使电离程度增大；加水稀释会促进电离，离子浓度却减小；加入与弱电解质电离出的离子相同的强电解质（同离子效应），会抑制电离；加入能与电离出的离子反应的物质，则会促进电离。电离常数仅与温度有关，不受浓度影响，判断平衡移动时，需区分 “电离程度” 与 “离子浓度” 的变化差异。 【例2】在稀氨水中存在下列平衡：NH3 + H2O⇌NH3·H2O⇌+ OH- ，对于该平衡，下列叙述正确的是 A．加入少量NH4Cl固体，平衡逆向移动，溶液的c(OH-)减小 B．通入少量氨气，平衡正向移动，c (NH3·H2O) 减小 C．加入少量NaOH固体，并恢复至室温，平衡逆向移动，NH3·H2O的电离平衡常数减小 D．加水稀释，NH3·H2O的电离程度及c ( OH- ) 都增大 【即练3】已知：时，下列四种弱酸的电离常数： 电离常数 ， (1)相同浓度的溶液的酸性由强到弱的顺序是：___________。 (2)向溶液中加入一定量的盐酸时，的电离平衡向___________方向移动，此时的电离常数是否发生变化？___________，为什么？___________ 【即练4】醋酸在溶液中存在电离平衡，利用勒夏特列原理思考下列问题： (1)加水稀释时，平衡___________移动，___________，___________，的电离程度___________。 (2)加入浓醋酸溶液，平衡___________移动，___________，___________，的电离程度___________。 (3)加入晶体，___________，的电离程度___________。 (4)加热，___________。 知识点03 盐类水解的规律 1．盐类水解的规律 (1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根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”——弱酸酸根离子对应的酸越弱，水解程度越大；弱碱阳离子对应的碱越弱，其水解程度越大。 (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。 2．盐类水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的离子方程式一般应用“”连接，由于水解程度_______，水解生成的弱电解质的浓度很小，即一般_______沉淀或气体，一般不标“↓”或“↑”符号。 (2)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以_______为主，如CO水解方程式为 CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。 (3)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 【特别提醒】盐类水解的核心规律可概括为：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。强酸弱碱盐溶液显酸性，强碱弱酸盐溶液显碱性，强酸强碱盐不水解、溶液呈中性。弱酸弱碱盐的酸碱性由对应酸、碱的电离常数相对大小决定。需特别注意：水解是微弱的、可逆的，书写方程式时要用可逆号，不标沉淀或气体符号；多元弱酸根离子分步水解，第一步为主。 【例3】下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是 ①HCl＋H2OH3O＋＋Cl- ②AlCl3＋3H2O=Al(OH)3＋3HCl ③将饱和FeCl3溶液滴入沸腾的水中：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl ④碳酸氢钠溶液：HCO＋H2OCO＋H3O＋ A．②④ B．①③ C．①④ D．全部 【即练5】根据电离平衡常数(用表示)的大小可以判断弱电解质的相对强弱。时，有关物质的电离平衡数如下表所示： 弱酸 电离 常数 请回答下列问题 (1)的电离平衡常数表达式为_______。 (2)常温下，将的醋酸和盐酸各分别稀释至，稀释后：醋酸_______(填“>”“<”或“=”)盐酸。 (3)实验室配制溶液时，常将固体先溶于较浓的盐酸溶液中，然后再用蒸馏水稀释到需要的浓度，原因是_______。 (4)常温下，将的醋酸和溶液等体积混合后，溶液呈_______(填“酸”“碱”或“中”)性。 (5)少量通入足量溶液中，反应的离子方程式为_______。 【即练6】下列关于盐类水解的说法正确的是___________(填序号)。 (1)均为4的溶液和溶液中，水电离出的相等。 (2)某盐溶液显中性，该盐一定是强酸强碱盐。 (3)等浓度的醋酸钠的小于次氯酸钠溶液的，由此可推知醋酸的酸性大于次氯酸。 (4)盐类水解的程度较大。 (5)酸碱恰好中和后生成的盐溶液一定显中性。 知识点04 水解平衡移动的影响因素 1.内因：相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性_______；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性_______。 2.外因 （1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡_______移动，水解程度增大。 （2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡_______移动，水解程度增大。 （3）外加酸、碱：加酸可抑制_______离子的水解，加碱可抑制_______离子的水解。 （4）两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解_______，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。 【特别提醒】①水解平衡移动遵循勒夏特列原理：升温促进水解，盐类水解多为吸热反应；稀释促进水解，离子浓度降低使平衡正向移动；加入对应弱碱阳离子或弱酸根离子会抑制水解；加入酸或碱时，H⁺抑制阳离子水解、促进阴离子水解，OH⁻抑制阴离子水解、促进阳离子水解。需特别注意：外界条件改变时，要区分 “水解程度” 与 “离子浓度” 的变化差异，水解平衡常数仅与温度有关，不受浓度影响。 【例4】对于0.1mol∙L-1Na2SO3溶液，正确的是 A．加入 Na2SO3固体，水解程度增大 B．忽略溶液体积变化和空气影响，升高温度，c(OH-)增大 C． D． 【即练7】醋酸钠(CH3COONa)是一种常用的防腐剂和缓冲剂。 (1)为探究外界因素对CH3COONa水解程度的影响，甲同学设计实验方案如下(表中溶液浓度均为0.10mol·L-1)： 序号 温度 V(CH3COONa)/mL V(CH3COONH4)/mL V(H2O)/mL pH 1 25℃ 40.0 0 0 A1 2 25℃ 4.0 0 36.0 A2 3 25℃ 20.0 20.0 0 A3 4 40℃ 40.0 0 0 A4 i.①实验_______(填序号)，探究加水稀释对CH3COONa水解程度的影响。 ii.实验1和3，探究加入对CH3COONa水解程度的影响。 ②iii.实验1和4，探究_______对CH3COONa水解程度的影响。 ③写出CH3COONa水解的离子方程式_______。 ④加水稀释CH3COONa溶液的过程中，下列表达式的数值变小的是_______。 A．c(OH-)　　B．c(H+)·c(OH-)　　C．c(H+)　　D． ⑤实验测得A1>A3，该结果_______(填“能”或“不能”)证明加入促进了CH3COONa的水解，原因是_______。 (2)乙同学通过测定不同温度下CH3COONa的水解常数Kh确定温度对CH3COONa水解程度的影响。 试剂：CH3COONa溶液、0.1000mol/L盐酸、计。 实验：测定40℃下CH3COONa水解常数Kh，完成下表中序号7的实验。 序号 实验 记录的数据 5 取溶液，用盐酸滴定至终点 消耗盐酸体积为 6 测40℃纯水的 7 _______ 在50℃和60℃下重复上述实验。 实验结论：Kh(60℃)>Kh(50℃)>Kh(40℃)，温度升高，促进CH3COONa水解。 【即练8】合理利用某些盐能水解的性质，可以解决许多生产、生活中的问题。下列叙述的事实与盐水解的性质无关的是 A．配制FeSO4 溶液时，加入一定量 Fe粉 B．沸水中加入饱和的氯化铁溶液制备Fe(OH)3胶体 C．长期施用铵态氮肥会使土壤酸化 D．热碱水清洗厨房里的油污 知识点05 盐类水解平衡的应用 1．盐类做净水剂 硫酸铝钾或硫酸铝中的Al3＋水解生成Al(OH)3胶体，反应的离子方程式为 Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体有较强的吸附能力，常用作_______。 2．热碱水清洗油污 纯碱在水中发生水解：CO＋H2OHCO＋OH－，加热促进水解平衡右移，溶液的_______增强，去污能力增强。 3．泡沫灭火器 (1)试剂：Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液。 (2)原理：Al3＋和HCO的水解_______，生成CO2气体和Al(OH)3沉淀，产生大量泡沫，隔绝可燃物和空气。反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 4．盐溶液的配制 配制、保存易水解的盐溶液时，加入相应的酸(或碱)_______水解。如配制SnCl2溶液时，加入适量盐酸抑制Sn2＋的水解，得到澄清的溶液。 5．胶体的制备 实验室制备Fe(OH)3胶体利用了Fe3＋水解生成Fe(OH)3胶体的反应及加热_______水解的原理，反应的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋。 【特别提醒】盐类水解平衡的应用广泛：泡沫灭火器利用铝离子与碳酸氢根的双水解反应快速产生二氧化碳；明矾净水是铝离子水解生成氢氧化铝胶体吸附杂质；热纯碱去污能力更强，因升温促进碳酸根水解，溶液碱性增强；铵态氮肥不宜与草木灰混用，避免双水解降低肥效；配制易水解的盐溶液时，常加对应酸或碱抑制水解，防止浑浊。需特别注意：应用时需区分单水解与双水解，部分双水解反应会进行到底，书写时要用等号和沉淀 / 气体符号。 【例5】回答下列问题。 (1)AgNO3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AgNO3的溶液时，常将AgNO3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)明矾可用于净水，原因是___________(用离子方程式表示)。把FeCl3溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是___________。 (3)碳酸氢钙溶液蒸干得到的固体物质是___________，原因是___________(用化学反应方程式表示)。 (4)用热的纯碱溶液洗涤餐具，原因是___________(用离子方程式表示)。 (5)在干燥的氯化氢气流中加热水合氯化镁晶体(MgCl2·6H2O)，得到的固体物质是___________，原因是___________。 【即练9】下面的问题中，与盐类水解有关的是 ①为保存溶液，要在溶液中加入少量盐酸 ②实验室盛放等溶液的试剂瓶应用橡胶塞 ③在或溶液中加入镁条会产生气泡 ④长期使用硫酸铵，土壤酸性增强 A．①④ B．②③ C．③④ D．全部 【即练10】回答下列问题： (1)明矾可用于净水，原因是（用离子方程式表示）：_________，上述过程的某些产物能吸附水中的悬浮物达到净水效果。把溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是__________。 (2)用离子方程式表示泡沫灭火器灭火原理：___________。 (3)的水溶液呈________（填“酸性”、“中性”或“碱性”），常温时的____7（填“>”、“=”或“<”），原因是（用离子方程式表示）：__________；实验室在配制的溶液时，常将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，可以________（填“促进”、“抑制”）其水解。 (4)在配制硫化钠溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的____________，原因是（用离子方程式表示）：___________。 1．常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mLbmol/L的盐酸和醋酸溶液，两个滴定过程中溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是 A．曲线I表示滴定醋酸 B．a点浓度最大的离子是Na＋ C．V[NaOH(aq)]=20mL时，c(Cl-)>c(CH3COO-) D．用酚酞作指示剂，达到滴定终点时，溶液从无色刚好变为粉红色，且半分钟内不褪色 2．食醋是日常饮食中的调味剂，利用NaOH标准溶液滴定食醋中醋酸的浓度，以检测是否符合国家标准，下列操作会造成所测醋酸浓度偏高的是 A．碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失 B．读取NaOH溶液体积时，开始时仰视读数，滴定结束时俯视读数 C．滴定时，选用甲基橙作指示剂 D．酸式滴定管用蒸馏水洗净后未用待测液润洗 3．常温下，人体血液里存在重要的酸碱平衡：，使人体血液保持在7.35~7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。血液随变化关系如表： 1.0 17.8 20.0 22.4 6.10 7.35 7.40 7.45 下列说法不正确的是 A．正常人体血液中，的水解程度大于电离程度 B．发生血液酸中毒时，可注射溶液缓解 C．的血液中， D．的血液中，的水解程度一定大于的电离程度 4．甲酸的下列性质中可以证明它是弱电解质的是 A．1 mol·L－1的甲酸溶液的c平(H＋)约为0.01 mol·L－1 B．甲酸与水以任意比例互溶 C．10 mL 1 mol·L－1甲酸恰好与10 mL 1 mol·L－1NaOH溶液完全反应 D．用甲酸溶液做导电实验，灯泡很暗 5．下列有关说法正确的是 A．由MgCl2溶液制备无水MgCl2，将MgCl2溶液加热蒸干 B．配制氯化铁溶液时，将氯化铁溶解在较浓的盐酸中再加水稀释 C．室温下，测得氯化铵溶液pH＜7，证明一水合氨是弱碱：+2H2O=NH3·H2O+H3O+ D．AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液加热、蒸发、浓缩、结晶、灼烧，所得固体的成分相同 6．下列电离方程式书写正确的是 A．NaHCO3=Na＋＋H＋＋ B．HF=H＋＋F- C．KAl(SO4)2=K＋＋Al3＋＋2 D．CH3COONH4CH3COO-＋ 7．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，由水电离出的c(OH-)≠c(H＋) D．水电离出的H＋和OH-与盐中弱离子结合，造成盐溶液呈酸碱性 8．根据要求回答下列问题： (1)常温时，有以下3种溶液，其中最小的是_______。 A．与溶液等体积混合液 B．与溶液等体积混合液 C．的与的溶液等体积混合液 该溶液中(所选溶液)离子浓度大小关系：_______。 (2)现有时等浓度的5种溶液： A．    B．   C．    D．    E． 这5种溶液中浓度由大到小的顺序排列是：_______(填字母)。 (3)已知(次磷酸)的水溶液中存在分子。与足量溶液充分反应，消耗的酸和碱的物质的量相等，则生成盐的化学式为_______，该盐属于_______(填“正盐”或“酸式盐”)。易被氧化为，已知常温下的电离常数为，，，请利用以上数据计算推测溶液的酸碱性_______。 (4)室温下，取浓度相同的和溶液，以3：2体积比混合，所得溶液，则原溶液的浓度为_______。 (5)常温下，用溶液吸收得到的溶液，吸收过程中水的电离平衡_______(填“向左”、“向右”或“不”)移动。试计算该溶液中_______(常温下的电离常数，)。 9．SOCl2是一种液态化合物，沸点为77℃。有关SOCl2的实验过程：向盛有10mL蒸馏水的锥形瓶中，小心滴加8~10滴SOCl2，可观察到剧烈反应，液面上有雾形成，逸出有刺激性气味的气体，该气体通过品红溶液时溶液褪色。轻轻振荡锥形瓶，待白雾消失后，往溶液中滴加AgNO3溶液，有白色沉淀产生，再加入HNO3，沉淀不溶解。请回答： (1)SOCl2与水反应的化学方程式是___________。 (2)蒸干AlCl3溶液或加热氯化铝的晶体(AlCl3·6H2O)都不能得到无水AlCl3，若使SOCl2与AlCl3·6H2O按恰当比例混合并加热，可得到无水AlCl3，原因是___________。 (3)若将AlCl3溶液蒸干，得到的固体是___________，继续灼烧，最终得到的固体是___________。 (4)科学家经常利用水解原理制备纳米材料，请写出用TiCl4制备TiO2·xH2O的化学方程式：___________。 (5)25℃时，将amol/L氨水与1mol/L盐酸等体积混合后溶液呈中性，反应平衡时溶液中c()___________c(Cl-)(填“>”、“<”“=”)。 10．已知常温下四种弱酸的电离常数如下表，回答下列问题： 酸 HClO HCN HCOOH 电离常数 (1)上述四种酸中酸性最弱的酸的电离方程式为___________。 (2)下列方法可以增大溶液的电离程度的是___________。 A．加热 B．加入少量甲酸钠固体 C．滴加几滴浓NaOH溶液 D．加入盐酸 (3)向NaClO溶液中通入少量，发生反应的离子方程式为___________。 (4)常温下，溶液中___________。 (5)常温下，某和的混合溶液的，则___________。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $