第18讲 盐类水解的影响因素及应用——2026年新高二暑假衔接讲义——高中化学选修1

新高二暑假衔接讲义 第18讲 盐类水解的影响因素及应用 一、水解平衡常数 1. 定义：盐类水解反应的平衡常数（或水解常数），用Kh表示。 2. 表达式 对于水解方程式：A- + H2O HA + OH- ，其平衡常数可表示为：Kh = 3. 意义：Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。 ， 4. 影响因素：对于确定的离子，其水解常数只受温度影响。温度越高，水解常数越大。 5. 与电离常数的关系 Kh = （Ka为弱酸的电离平衡常数）或Kh = （Kb为弱碱的电离平衡常数） ①“越弱越水解” 弱酸的电离常数越小(酸性越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 弱碱的电离常数越小(碱性越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 ②若水的离子积常数为Kw，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2， 则分别分析NaHCO3、Na2CO3的Kh与Ka和Kw间的关系。 Na2CO3溶液Kh1 = NaHCO3 溶液 Kh2 = 二、水解平衡常数的应用 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)。 例. 已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)， 则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为________________。 ①Na2CO3溶液　②NaHCO3溶液　③NaClO溶液　④CH3COONa溶液 2. 判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4 = Na＋＋H＋＋SO42− 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－ ⇌ A2－＋H＋ 水解平衡：HA－＋H2O ⇌ H2A＋OH－ 溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小，即Ka2和Kw /Ka1的相对大小。 判断酸式盐的酸碱性 已知常温下H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11， H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8 试分析NaHCO3溶液呈 性，NaHSO3溶液呈 性，分析原因。 HCO3−的电离程度小于水解程度，即Ka2＜Kw /Ka1，类似离子HS－、HPO42−； HSO3−的电离程度大于水解程度，即Ka2＞Kw /Ka1，类似离子H2PO4 、HC2O4− 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。 例. 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___________________ ________________________________________________________________________。 三、水解平衡常数相关计算 例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＝____________________________。 例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)。 例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”)。 例4. 在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为________[已知醋酸根离子水解反应的平衡常数Kh＝]。Ka＝1.75×10－5 四、影响盐类水解的因素 1．内因——盐本身的性质 弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。 如水解程度（碱性）：Na2CO3 _____ Na2SO3，Na2CO3_____NaHCO3 等pH的CH3COONa和C6H5ONa溶液中，C6H5O-<CH3COO- 例. 相同温度下，等物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种正盐溶液，测得溶液的pH分别是7、9、10。则相对应的酸HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为：_________________。 2.外因 外加 其他盐 酸性盐加酸性盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 酸性盐加碱性盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，分析外界条件对水解平衡的影响。 条件 平衡移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 【对点训练1】 判断正误 (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)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(　　) (4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小(　　) (5)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体，抑制了NH的水解(　　) (6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(　　) (7)Na2S溶液中存在水解平衡，加入NaOH固体，溶液pH减小(　　) (8)为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入适量的HCl(　　) 五、盐类水解的应用 ， 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10，则酸性HX>HY>HZ 判断离子能否共存 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则两种离子无法大量共存 ①Al3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]-、SiO、HS－、S2－、ClO－ ②Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]-、SiO、ClO－ ③NH与SiO、[Al(OH)4]- 保存、配制某些盐溶液 配制FeCl3溶液时，常加入少量盐酸来抑制FeCl3的水解； 盛放Na2CO3、Na2SiO3、CH3COONa、Na2S等溶液不能用玻璃塞，应用橡胶塞 制取胶体、净水 制取Fe(OH)3胶体：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+ 明矾作净水剂原理：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+ 注意：明矾净水无杀菌消毒的作用 物质提纯（除杂） MgCl2溶液中混有FeCl3杂质，加Mg/Mg(OH)2/MgO/MgCO3 除杂时不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性碱，会引入N、Na+等杂质。 制备化合物 用TiCl4制备TiO2：TiCl4 + (x+2)H2O==== TiO2·xH2O↓ + 4HCl 去油污 热的纯碱溶液去污能力强：CO＋H2OHCO＋OH－，升高温度，水解平衡右移，c(OH－)增大 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为 Al3++3===Al(OH)3↓+3CO2↑ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 CO32-+2NH4+=CO2↑+2NH3↑+H2O 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 判断盐溶液蒸干时所得的产物 1. 水解生成难挥发性酸的强碱盐，蒸干后一般得原物质。 如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 2. 水解生成易挥发性酸的强碱盐，一般蒸干后得对应的氢氧化物，灼烧后得对应的氧化物。 如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 ， 3. 若该盐受热易分解，蒸干灼烧后一般得到其分解产物。 如Ca(HCO3)2 → CaCO3(CaO)；NaHCO3 → Na2CO3；KMnO4 → K2MnO4和MnO2；NH4Cl → NH3和HCl。 4. 还原性盐在蒸干时，易被空气中的O2氧化，得到其氧化产物。 如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。FeSO4(aq)蒸干得Fe2(SO4)3(s) 5. 弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。 【对点训练2】 例1. 将溶液经蒸干、灼烧最终所得物质填入下表： 物质 蒸干 灼烧 AlCl3 FeCl3 CuCl2 MgCl2 Al2(SO4)3 FeCl2 NH4Cl NaHCO3 Na2CO3 例2. 下列事实，其中与盐类的水解有关的是____________。 ①NaHSO4溶液呈酸性； ②长期使用化肥(NH4)2SO4会使土壤酸性增大，发生板结； ③配制CuCl2溶液，用稀盐酸溶解CuCl2固体； ④实验室盛放纯碱溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞； ⑤氯化铵或氯化锌溶液可去除金属制品表面的锈斑； ⑥加热FeCl3·6H2O晶体，往往得不到FeCl3固体 【课时跟踪训练】 1. 下列叙述错误的是 A．盐类水解原理可以解释明矾可用于水的净化和杀毒，氯化铵溶液可以除铁锈 B．常温下，pH=5的硫酸溶液稀释至原来的500倍，稀释后与c（SO42-）:c（H+）之比约为1:10 C．碳酸钠溶液加热蒸干后仍然得到碳酸钠固体 D．长时间运动引起机体缺氧时，有较多的葡萄糖转化为乳酸，引起血液pH降低，血液中的缓冲物质HCO3-可以结合H+生成碳酸，保证了血液的pH在正常范围内 【答案】A 2. 下列有关实验说法正确的是 A．将氯化铁溶液放在蒸发皿中，蒸发结晶可得无水氯化铁 B．中和热测定时，应向内筒中少量多次缓慢加入溶液 C．在测溶液时，应先将玻璃棒润湿，再蘸取待测液 D．酸式滴定管排气泡的方法是将其旋塞打开，利用液流将气泡冲出 【答案】D 【详解】A．FeCl3在溶液中水解生成Fe(OH)3和HCl，蒸发时由于HCl的挥发，水解平衡正向移动，水解趋于完全，不能直接得到无水FeCl3，A错误； B．中和热测定需快速一次加入NaOH溶液以减少热量散失，缓慢加入会导致误差，B错误； C．润湿玻璃棒会稀释待测液，影响pH测定结果，C错误； D．酸式滴定管排气泡的正确方法是快速开旋塞利用液流冲出气泡，D正确； 故选D。 3．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。 4．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。 5．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。 6．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 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会结合水解生成的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。 7. 分别对稀溶液进行下列操作，一定可使增大的是 A．升温 B．恒温加少量水 C．恒温加入少量固体 D．恒温加入少量固体KOH 【答案】D 【详解】A．升温促进CH3COO-水解，c(CH3COO-)减小，而c(Na+)不变，比值减小，A错误； B．恒温加水稀释时，水解程度增大，c(CH3COO-)减少幅度大于c(Na+)，比值减小，B错误； C．加入NaHSO4会引入H+，促进CH3COO-水解使其浓度降低，同时增加c(Na+)，比值减小，C错误； D．加入KOH抑制CH3COO-水解，c(CH3COO-)增大，而c(Na+)不变，比值增大，D正确； 故选D。 8. 在一定条件下，溶液存在水解平衡：，下列说法正确的是 A．升高温度，增大 B．加入固体，浓度增大 C．稀释溶液，水解平衡常数增大 D．加入固体，溶液减小 【答案】A 【详解】A．硫离子在溶液中的水解反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，溶液中硫离子浓度减小，氢硫酸根离子浓度增大，则溶液中增大，故A正确； B．向溶液中加入硫酸铜固体，铜离子与溶液中的硫离子反应生成硫化铜沉淀，溶液中的硫离子浓度减小，平衡向逆反应方向移动，溶液中氢硫酸根离子浓度减小，故B错误； C．水解平衡常数为温度函数，温度不变，水解平衡常数不变，则稀释溶液时，水解平衡常数不变，故C错误； D．向溶液中加入氢氧化钠固体，溶液中氢氧根离子浓度增大，溶液pH增大，故D错误； 故选A。 9．在Na2HPO4溶液中，存在着下列平衡：HPOH＋＋PO，HPO＋H2OH2PO＋OH－，已知该溶液呈碱性。欲使溶液中的c(HPO)、c(H＋)、c(PO)都减小，可采取的方法是(　　) A．加澄清石灰水 B．加热 C．加硝酸银 D．加水稀释 答案　A 解析　加澄清石灰水，Ca2＋＋HPO===CaHPO4↓，c(HPO)减小，水解平衡和电离平衡均向左移动，c(HPO)、c(H2PO)、c(PO)都减小，又因加澄清石灰水，c(OH－)增大，则c(H＋)减小，故A项符合题意；加热，水解平衡和电离平衡均向右移动，c(OH－)、c(H2PO)、c(PO)都增大，c(HPO)、c(H＋)都减小，故B项不符合题意；加AgNO3溶液和加水稀释均使c(H＋)增大，C、D项不符合题意。 10. 下列说法不正确的是 A．加水稀释溶液，水解常数不变，增大 B．向溶液中加入少量固体，的浓度增大 C．25℃时，，该温度下的水解常数为 D．25℃时，的溶液，水电离出的 【答案】B 【详解】A．水解常数Kh只受温度的影响，温度不变，Kh不变，加水稀释，减小，增大，A正确； B．Na2S中存在S2-+H2O HS-+OH-，加入少量硫酸铜固体，硫离子与铜离子反应生成CuS沉淀，促使该反应的化学平衡逆向移动，HS-的浓度减小，B错误； C．，则，=1×10-4，则Kh=1×10-10，C正确； D．的溶液，常温下Kw= c(OH-)·c(H＋)=1×10-14 ，联立可得c(OH-)=1×10-11 mol·L-1，溶液中氢氧根全部由水电离，且水电离出的氢离子浓度和氢氧根相等，所以由水产生的c(H＋)=1×10-11 mol·L-1，D正确； 故选B。 11.硝酸亚铁是一种重要的化学试剂，可用于印染业，也可用作医药治疗缺铁性贫血。其稀溶液中存在以下平衡：下列说法错误的是 A．该水解常数表达式为： B．加水稀释，平衡右移，溶液颜色变浅 C．滴加浓盐酸，平衡左移，溶液绿色加深 D．升高温度，硝酸亚铁水解程度增大 【答案】C 【详解】A．稀溶液中H2O的浓度为常量，不写入平衡常数表达式，而Fe(OH)2不是沉淀，浓度不为定值，应写入表达式，故A正确； B．加水稀释，c(Fe2+)、c[Fe(OH)2]和c(H+)均减小，浓度商减小，故平衡右移，溶液颜色变浅，故B正确； C．加浓盐酸，强酸性时，NO表现强氧化性将Fe2+氧化成Fe3+，溶液变为黄色，故C错误； D．水解为吸热反应，升高温度，水解平衡右移，水解程度增大，故D正确； 故选：C。 12. 根据表中信息，判断下列说法错误的是 酸 电离常数(常温下) ， A．相同条件下结合氢离子的能力强弱顺序为： B．往溶液中加入足量能生成 C．溶液中， D．溶液中加水稀释过程中增大 【答案】C 【分析】电离平衡常数越大，酸性越强，根据表中数据可知酸性：＞＞HS-； 【详解】A．酸性越弱，其对应酸根结合氢离子的能力越强，根据表中电离常数可知酸性，故结合氢离子的能力：，A正确； B．由于酸性，根据强酸制弱酸原理，故往溶液中加入足量能生成，B正确； C．溶液中，水解使溶液呈碱性，其水解常数，根据硫元素守恒可知，所以，则，C不正确； D．，加水稀释过程中醋酸的电离常数不变，减小，故增大，D正确； 选C。 13．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。 14. 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、AlO 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AlO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。 15. 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， 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。 16. 下列含铁化合物的制备方案正确的是选项 选项 目标产物 制备方案 A 溶液通足量后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤 B 红热的铁粉与水蒸气反应 C 在干燥的气流中脱水 D 溶液中滴加煮沸过的溶液，在空气中过滤 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．溶液通足量后，得到FeCl3溶液，若通过加热蒸发浓缩会促进Fe3+水解且水解生成的HCl挥发，导致生成，无法得到，A错误； B．红热的铁粉与水蒸气反应会生成Fe3O4，得不到，B错误； C．Fe2+在水溶液中会水解生成HCl且易被空气中的氧气氧化，则让在干燥的气流中脱水可以得到，C正确； D．溶液中滴加煮沸过的溶液，在空气中过滤，生成的易被氧化为，D错误； 故选C。 17．某兴趣小组用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到如图所示曲线。下列分析错误的是(　　) A．b点水解程度最大 B．水的电离平衡也会对溶液的pH产生影响 C．a→b段水解平衡向右移动 D．水解是吸热反应 答案　A 解析　溶液中存在碳酸根离子的水解平衡：CO＋H2OOH－＋HCO和水的电离平衡：H2OOH－＋H＋；图中显示温度升高，溶液的碱性先增强后减弱，水的电离是吸热过程，纯水中温度升高pH会降低，碳酸钠溶液中温度升高pH有增大的过程，说明水解受到促进， 即水解为吸热反应；后pH下降，说明温度升高对水的电离的影响大于碳酸根离子水解的影响。 18. 实验测得0.5 mol·L－1CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　) A．随温度升高，纯水中c(H＋)≠c(OH－) B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小 C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果 D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向不同 答案　C 解析　任何温度时，纯水中H＋浓度与OH－浓度始终相等，A项错误；随温度升高，CH3COONa水解程度增大，溶液中c(OH－)增大，且温度升高，水的电离程度增大，c(OH－)也增大，B项错误；温度升高，水的电离程度增大，c(H＋)增大，又CuSO4水解使溶液显酸性，温度升高，水解平衡正向移动，故c(H＋)增大，C项正确；温度升高，能使电离平衡和水解平衡均正向移动。 19．、是两种常见钠的化合物，其水溶液都呈碱性。已知25℃，的电离常数，。 如图为某实验测得溶液在升温过程中(不考虑水挥发)的pH变化曲线。下列说法正确的是______。 A．a点溶液的比c点溶液的小 B．a点时， C．b点溶液中， D．ab段，pH减小说明升温抑制了的水解 答案　A A．由题图可知a点、c点pH相同，升温时变大，所以增大，即a点溶液的比c点溶液的小，A正确； B．a点NaHCO3溶液显碱性，故水解程度大于电离程度，即水解常数，而，即，可得，B错误； C．b点溶液中，根据电荷守恒，此时溶液显碱性，故，C错误； D．升温促进水解，故ab段pH减小不是升温抑制了的水解，D错误；故答案为：A。 20．室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入或通入下列物质，有关结论正确的是(　　) 选项 加入或通入的物质 结论 A 50 mL 1 mol·L－1盐酸 反应结束后，c(Na＋)＝c(HCO) B 0.01 mol K2CO3 溶液中c(HCO)与c(CO)的比值增大 C 50 mL 水 溶液中c(H＋)增大 D 0.025 mol CO2气体 溶液c(HCO)与c(CO)的比值一定是2 答案　C 解析　HCl的物质的量和Na2CO3的物质的量相等，则HCl和Na2CO3发生反应：HCl＋Na2CO3===NaHCO3＋NaCl，因HCO既可以电离又可以水解，则c(Na＋)>2c(HCO)，故A项错误；向Na2CO3溶液中加入0.01 mol K2CO3，增大了碳酸根离子的浓度，使碳酸根离子的水解平衡正向移动，但碳酸根离子浓度比碳酸氢根离子浓度增大得多，则溶液中c(HCO)与c(CO)的比值减小，故B项错误；向Na2CO3溶液中加入50 mL水，加水稀释促进碳酸根离子的水解，溶液中的c(OH－)减小，因温度未变，则Kw不变，所以溶液中c(H＋)增大，故C项正确；向Na2CO3溶液中通入0.025 mol CO2气体，二者发生反应：Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3，根据二者物质的量的关系可知，CO2完全反应，生成0.05 mol NaHCO3，剩余0.025 mol Na2CO3，因CO的水解程度大于HCO的水解程度，则溶液中c(HCO)与c(CO)的比值大于2，故D项错误。 21. 下列图像能说明醋酸钠的水解反应达到平衡的是________(填字母，下同)。多选 A.溶液中c(Na＋)与反应时间t的关系 B.CH3COO－的水解速率与反应时间t的关系 C.溶液的pH与反应时间t的关系 D.Kw与反应时间t的关系 【答案】BC A项，钠离子不水解，所以其浓度始终不变，错误；B项，醋酸根离子开始时水解速率最大，后逐渐减小，平衡时不再变化，正确；C项，随着水解的进行，pH逐渐增大，平衡时不再发生变化；正确；D项，Kw是温度的常数，温度不变，Kw不变，错误。 1 学科网（北京）股份有限公司 $ 新高二暑假衔接讲义 第18讲 盐类水解的影响因素及应用 一、水解平衡常数 1. 定义：盐类水解反应的平衡常数（或水解常数），用Kh表示。 2. 表达式 对于水解方程式：A- + H2O HA + OH- ，其平衡常数可表示为：Kh = 3. 意义：Kh表示水解反应趋势的大小，Kh数值越大，水解趋势越大。 ， 4. 影响因素：对于确定的离子，其水解常数只受温度影响。温度越高，水解常数越大。 5. 与电离常数的关系 Kh = （Ka为弱酸的电离平衡常数）或Kh = （Kb为弱碱的电离平衡常数） ①“越弱越水解” 弱酸的电离常数越小(酸性越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 弱碱的电离常数越小(碱性越弱)，其生成的盐水解的程度就越大。 ②若水的离子积常数为Kw，二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2， 则分别分析NaHCO3、Na2CO3的Kh与Ka和Kw间的关系。 Na2CO3溶液Kh1 = NaHCO3 溶液 Kh2 = 二、水解平衡常数的应用 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)。 例. 已知常温下Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)， 则同浓度的下列四种溶液的pH由大到小的顺序为________________。 ①Na2CO3溶液　②NaHCO3溶液　③NaClO溶液　④CH3COONa溶液 2. 判断酸式盐的酸碱性 ①强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液呈酸性。NaHSO4 = Na＋＋H＋＋SO42− 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－ ⇌ A2－＋H＋ 水解平衡：HA－＋H2O ⇌ H2A＋OH－ 溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小，即Ka2和Kw /Ka1的相对大小。 判断酸式盐的酸碱性 已知常温下H2CO3的电离常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11， H2SO3的电离常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8 试分析NaHCO3溶液呈 性，NaHSO3溶液呈 性，分析原因。 HCO3−的电离程度小于水解程度，即Ka2＜Kw /Ka1，类似离子HS－、HPO42−； HSO3−的电离程度大于水解程度，即Ka2＞Kw /Ka1，类似离子H2PO4 、HC2O4− 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。 例. 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___________________ ________________________________________________________________________。 三、水解平衡常数相关计算 例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＝____________________________。 例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)。 例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”)。 例4. 在室温下，0.175 mol·L－1醋酸钠溶液的pH约为________[已知醋酸根离子水解反应的平衡常数Kh＝]。Ka＝1.75×10－5 四、影响盐类水解的因素 1．内因——盐本身的性质 弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。 如水解程度（碱性）：Na2CO3 _____ Na2SO3，Na2CO3_____NaHCO3 等pH的CH3COONa和C6H5ONa溶液中，C6H5O-<CH3COO- 例. 相同温度下，等物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种正盐溶液，测得溶液的pH分别是7、9、10。则相对应的酸HX、HY、HZ的酸性强弱顺序为：_________________。 2.外因 外加 其他盐 酸性盐加酸性盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 酸性盐加碱性盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] 以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，分析外界条件对水解平衡的影响。 条件 平衡移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 【对点训练1】 判断正误 (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)对于Na2CO3溶液，加水稀释或加入少量Na2CO3固体，均使Na2CO3的水解平衡向正反应方向移动(　　) (4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体，CO水解平衡左移，pH减小(　　) (5)向NH4Cl溶液中加入适量氯化钠固体，抑制了NH的水解(　　) (6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(　　) (7)Na2S溶液中存在水解平衡，加入NaOH固体，溶液pH减小(　　) (8)为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入适量的HCl(　　) 五、盐类水解的应用 ， 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为7、9、10，则酸性HX>HY>HZ 判断离子能否共存 弱碱阳离子与弱酸阴离子发生完全双水解，则两种离子无法大量共存 ①Al3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]-、SiO、HS－、S2－、ClO－ ②Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]-、SiO、ClO－ ③NH与SiO、[Al(OH)4]- 保存、配制某些盐溶液 配制FeCl3溶液时，常加入少量盐酸来抑制FeCl3的水解； 盛放Na2CO3、Na2SiO3、CH3COONa、Na2S等溶液不能用玻璃塞，应用橡胶塞 制取胶体、净水 制取Fe(OH)3胶体：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+ 明矾作净水剂原理：Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+ 注意：明矾净水无杀菌消毒的作用 物质提纯（除杂） MgCl2溶液中混有FeCl3杂质，加Mg/Mg(OH)2/MgO/MgCO3 除杂时不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性碱，会引入N、Na+等杂质。 制备化合物 用TiCl4制备TiO2：TiCl4 + (x+2)H2O==== TiO2·xH2O↓ + 4HCl 去油污 热的纯碱溶液去污能力强：CO＋H2OHCO＋OH－，升高温度，水解平衡右移，c(OH－)增大 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为 Al3++3===Al(OH)3↓+3CO2↑ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 CO32-+2NH4+=CO2↑+2NH3↑+H2O 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂 判断盐溶液蒸干时所得的产物 1. 水解生成难挥发性酸的强碱盐，蒸干后一般得原物质。 如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 2. 水解生成易挥发性酸的强碱盐，一般蒸干后得对应的氢氧化物，灼烧后得对应的氧化物。 如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 ， 3. 若该盐受热易分解，蒸干灼烧后一般得到其分解产物。 如Ca(HCO3)2 → CaCO3(CaO)；NaHCO3 → Na2CO3；KMnO4 → K2MnO4和MnO2；NH4Cl → NH3和HCl。 4. 还原性盐在蒸干时，易被空气中的O2氧化，得到其氧化产物。 如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。FeSO4(aq)蒸干得Fe2(SO4)3(s) 5. 弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。 【对点训练2】 例1. 将溶液经蒸干、灼烧最终所得物质填入下表： 物质 蒸干 灼烧 AlCl3 FeCl3 CuCl2 MgCl2 Al2(SO4)3 FeCl2 NH4Cl NaHCO3 Na2CO3 例2. 下列事实，其中与盐类的水解有关的是____________。 ①NaHSO4溶液呈酸性； ②长期使用化肥(NH4)2SO4会使土壤酸性增大，发生板结； ③配制CuCl2溶液，用稀盐酸溶解CuCl2固体； ④实验室盛放纯碱溶液的试剂瓶不能用磨口玻璃塞； ⑤氯化铵或氯化锌溶液可去除金属制品表面的锈斑； ⑥加热FeCl3·6H2O晶体，往往得不到FeCl3固体 【课时跟踪训练】 1. 下列叙述错误的是 A．盐类水解原理可以解释明矾可用于水的净化和杀毒，氯化铵溶液可以除铁锈 B．常温下，pH=5的硫酸溶液稀释至原来的500倍，稀释后与c（SO42-）:c（H+）之比约为1:10 C．碳酸钠溶液加热蒸干后仍然得到碳酸钠固体 D．长时间运动引起机体缺氧时，有较多的葡萄糖转化为乳酸，引起血液pH降低，血液中的缓冲物质HCO3-可以结合H+生成碳酸，保证了血液的pH在正常范围内 2. 下列有关实验说法正确的是 A．将氯化铁溶液放在蒸发皿中，蒸发结晶可得无水氯化铁 B．中和热测定时，应向内筒中少量多次缓慢加入溶液 C．在测溶液时，应先将玻璃棒润湿，再蘸取待测液 D．酸式滴定管排气泡的方法是将其旋塞打开，利用液流将气泡冲出 3．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 4．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 5．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 6．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 7. 分别对稀溶液进行下列操作，一定可使增大的是 A．升温 B．恒温加少量水 C．恒温加入少量固体 D．恒温加入少量固体KOH 8. 在一定条件下，溶液存在水解平衡：，下列说法正确的是 A．升高温度，增大 B．加入固体，浓度增大 C．稀释溶液，水解平衡常数增大 D．加入固体，溶液减小 9．在Na2HPO4溶液中，存在着下列平衡：HPOH＋＋PO，HPO＋H2OH2PO＋OH－，已知该溶液呈碱性。欲使溶液中的c(HPO)、c(H＋)、c(PO)都减小，可采取的方法是(　　) A．加澄清石灰水 B．加热 C．加硝酸银 D．加水稀释 10. 下列说法不正确的是 A．加水稀释溶液，水解常数不变，增大 B．向溶液中加入少量固体，的浓度增大 C．25℃时，，该温度下的水解常数为 D．25℃时，的溶液，水电离出的 11.硝酸亚铁是一种重要的化学试剂，可用于印染业，也可用作医药治疗缺铁性贫血。其稀溶液中存在以下平衡：下列说法错误的是 A．该水解常数表达式为： B．加水稀释，平衡右移，溶液颜色变浅 C．滴加浓盐酸，平衡左移，溶液绿色加深 D．升高温度，硝酸亚铁水解程度增大 12. 根据表中信息，判断下列说法错误的是 酸 电离常数(常温下) ， A．相同条件下结合氢离子的能力强弱顺序为： B．往溶液中加入足量能生成 C．溶液中， D．溶液中加水稀释过程中增大 13．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－) 14. 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、AlO D．常温下，＝0.1 mol·L－1的溶液：Na＋、K＋、SiO、NO 15. 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 16. 下列含铁化合物的制备方案正确的是选项 选项 目标产物 制备方案 A 溶液通足量后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤 B 红热的铁粉与水蒸气反应 C 在干燥的气流中脱水 D 溶液中滴加煮沸过的溶液，在空气中过滤 A．A B．B C．C D．D 17．某兴趣小组用数字实验系统测定一定浓度碳酸钠溶液的pH与温度的关系，得到如图所示曲线。下列分析错误的是(　　) A．b点水解程度最大 B．水的电离平衡也会对溶液的pH产生影响 C．a→b段水解平衡向右移动 D．水解是吸热反应 18. 实验测得0.5 mol·L－1CH3COONa溶液、0.5 mol·L－1CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　　) A．随温度升高，纯水中c(H＋)≠c(OH－) B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小 C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果 D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向不同 19．、是两种常见钠的化合物，其水溶液都呈碱性。已知25℃，的电离常数，。 如图为某实验测得溶液在升温过程中(不考虑水挥发)的pH变化曲线。下列说法正确的是______。 A．a点溶液的比c点溶液的小 B．a点时， C．b点溶液中， D．ab段，pH减小说明升温抑制了的水解 20．室温下，将0.05 mol Na2CO3固体溶于水配成100 mL溶液，向溶液中加入或通入下列物质，有关结论正确的是(　　) 选项 加入或通入的物质 结论 A 50 mL 1 mol·L－1盐酸 反应结束后，c(Na＋)＝c(HCO) B 0.01 mol K2CO3 溶液中c(HCO)与c(CO)的比值增大 C 50 mL 水 溶液中c(H＋)增大 D 0.025 mol CO2气体 溶液c(HCO)与c(CO)的比值一定是2 21. 下列图像能说明醋酸钠的水解反应达到平衡的是________(填字母，下同)。多选 A.溶液中c(Na＋)与反应时间t的关系 B.CH3COO－的水解速率与反应时间t的关系 C.溶液的pH与反应时间t的关系 D.Kw与反应时间t的关系 1 学科网（北京）股份有限公司 $