3.3 盐类的水解 第2课时（讲义）化学人教版选择性必修1

本讲义聚焦盐类水解的影响因素及水解常数核心知识点，先通过FeCl₃水解平衡实验探究温度、浓度等外因影响，结合内因物质性质分析，再从定量角度构建水解常数与电离常数关系，形成从定性到定量的学习支架。 资料以实验探究为基础，通过设计FeCl₃水解实验培养科学探究与实践能力，结合水解常数推导强化科学思维，以实例分析深化“结构决定性质”的化学观念。课中实验活动助教师直观教学，课后分层练习帮学生巩固知识、查漏补缺。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解 第2课时 影响盐类水解的主要因素 课标要点 1．认识影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。2．能发现和提出有关盐类水解的问题，并设计探究方案，进行实验探究。 学习重难点 重点：影响盐类水解的主要因素，能应用水解常数进行相关计算。 难点：能应用水解常数进行相关计算。 知识点 盐类水解的影响因素 1．实验探究反应条件对FeCl3水解平衡的影响 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 温度 把0.01mol/L的FeCl3溶液用水浴加热 红褐色变深 升高温度，Fe3+水解平衡向右移动 把0.01mol/L的FeCl3溶液用冰水冷却 红褐色变浅 降低温度，Fe3+水解平衡向左移动 反应物的浓度 向0.01mol/L的FeCl3溶液中加入少量FeCl3晶体 红褐色变深 增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡右移动 生成物的浓度 向0.01mol/L的 FeCl3溶液中加入少量盐酸 红褐色变浅 增大c(H+)，Fe3+水解平衡左移动 2．影响盐类水解的因素 (1)内因—反应物本身性质： 盐类水解程度的大小主要由盐的性质所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越大，对水电离平衡的影响越大，水解程度越大。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越小)，水解程度越大。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次减小，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次增大，其溶液的pH依次增大。 （2） 外因 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 特别提醒 1．水解平衡正移，盐的水解程度不一定增大，例如：加水稀释时，水解平衡正移，水解程度一定增大，但增大盐溶液的浓度时，水解平衡也正移，水解程度却减小。 2．盐溶液变浓或变稀，其水解平衡均正移。以A-+H2OHA+OH-为例，加入NaA(s)，c(A-)变大，平衡正向移动，水解常数不变，而c(HA)增大，所以 减小，即水解程度减小；加水稀释，c(HA)、c(OH-)、c(A-)都减小，平衡正向移动，增大，即水解程度增大。 随学随练 1．(2026·浙江杭州高二期中)25 ℃时，关于CH3COONa溶液的分析，说法错误的是( ) A．CH3COONa溶液对水的电离起促进作用 B．pH=9的CH3COONa溶液中，水电离产生的OH-浓度为10-9 mol/L C．升高温度，促进CH3COO-的水解 D．向CH3COONa溶液中加入少量NaOH固体，抑制CH3COO-的水解 【答案】B 【解析】A项，CH3COONa溶液中CH3COO-发生水解，促进水的电离，A不符合题意；B项，pH=9的CH3COONa溶液呈碱性，水电离产生的c(OH-)=，B符合题意；C项，CH3COO-的水解是吸热的，升高温度，促进CH3COO-的水解，C不符合题意；D项，CH3COO-发生水解的离子方程式为CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- ，加入少量NaOH固体，增大OH-的浓度，抑制CH3COO-的水解，D不符合题意；故选B。 2．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是(　　) A．加热 B．通入HCl C．加入少量Na2SO4(s) D．加入NaCl溶液 【答案】D 【解析】加热能使平衡向水解方向移动，c(H＋)增大，pH减小；通入HCl能增大c(H＋)，抑制了水解，且pH减小；加入NaCl溶液，相当于加水稀释，能促进水解，但因加入NaCl溶液稀释引起c(H＋)变小，故pH增大。 3．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32-＋H2OHCO3-＋OH－。下列说法正确的是(　　) A．稀释溶液，水解平衡向逆反应方向移动，水解程度减小 B．通入CO2，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，c(HCO3-)/c(CO32-)减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 【答案】B 【解析】A项，稀释溶液，促进水解，水解平衡向正反应方向移动，水解程度增大，故A错误；B项，CO2通入水中，生成H2CO3，可以与OH-反应，平衡向正反应方向移动，故B正确；C项，因水解是吸热的，则升温可以促进水解，平衡正向移动，c(CO32-)减小，c(HCO3-)增大，故c(HCO3-)/c(CO32-)是增大的，故C错误；D． 项，加入NaOH固体，碱性肯定增强，pH增大，故D错误。 知识点 盐类的水解常数 1． 水解常数的概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的关系 (1)水解常数(Kh)表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝ (2)水解常数(Kh)与电离常数的关系 ①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系 HAH＋＋A－，Ka(HA)＝；A－＋H2OHA＋OH－，Kh(A－)＝。则Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故Kh＝。 常温时Ka·Kh＝Kw＝1.0×10－14，Kh＝。 ②对于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系 HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh(HB－)＝＝＝。 B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh(B2－)＝＝＝。 3．水解常数的意义及影响因素 ①Kh越大，表示盐的水解程度越大。 ②水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。 4．盐类水解常数的应用 ①‌计算盐溶液中c(H+)或c(OH-)的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 ②‌判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 ③‌预测水解平衡的移动方向‌：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 特别提醒 水解平衡常数只受温度的影响。 随学随练 1．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。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，Kh＝的值不变，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。 2．下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A．向氨水中加入氯化铵晶体，氨水的电离平衡左移，c(NH4+)减小 B．向.1 mol/LCH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 C．将溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大 D．pH相等的①NaHCO3②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③ 【答案】D 【解析】A．向氨水中加入少量氯化铵固体，铵根离子浓度增大，平衡虽然逆向移动，但根据勒夏特列原理，铵根离子浓度增大，A错误；B．向0.1 mol/LCH3COOH溶液中加入少量水，c(CH3COO-)减小，Ka不变，溶液中增大，B错误；C．将CH3COONa溶液从20℃升温至30℃，CH3COO-的水解程度增大，Kh增大，溶液中，则减小，C错误；D．NaHCO3和Na2CO3水解呈碱性，且碳酸钠的水解程度大于碳酸氢钠；是强电解质，电离显碱性；故溶液物质的量浓度大小：①＞②＞③，D正确；故选D。 3．已知HNO2的电离常数Ka＝7.1×10－4；NH3·H2O的电离常数Kb＝1.7×10－5；则0.1 mol·L－1NH4NO2溶液中离子浓度由大到小的顺序是__________________________________，常温下NO2-水解反应的平衡常数Kh＝________(保留两位有效数字) 【答案】c(NO)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)　1.4×10－11 【解析】依据NO＋H2OHNO2＋OH－，水解平衡常数表达式Kh＝＝×＝＝≈1.4×10－11。 拓展 Kh的应用 1．判断盐的水解程度 在温度一定时，Kw为常数，则Kh与Ka(Kb)、Kw的关系表明，弱酸或弱碱的电离常数越小(酸性或碱性越弱)，其生成的盐的Kh越大，即水解程度越大。 2．判断多元弱酸酸式盐溶液的酸碱性 多元弱酸酸式钠盐(以NaHA为例)溶液中既存在水解平衡，也存在电离平衡：HA-+H2OH2A+OH-(使溶液碱性增强)，HA-H+A2-(使溶液酸性增强)。其水溶液是显酸性还是显碱性，取决于其电离程度与水解程度的相对大小，而电离程度与水解程度的大小可根据Ka2与Kh2的大小判断，且有关系： 若Ka2>Kh2，即Ka2·Ka1＞10-14(常温下)，则电离程度＞水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4溶液； 若Ka2<Kh2，即Ka2·Ka1＜10-14 (常温下)，则电离程度＜水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 活学活用 1．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，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HS－的浓度和S2－的浓度的比值增大，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。 2．燃煤烟气脱硫的方法之一是常温下用氨水将转化为，再氧化成。已知常温下，的电离平衡常数的电离平衡常数。下列说法不正确的是( ) A．溶液中： B．溶液中： C．若溶液中，则溶液的 D．向溶液中通入空气发生反应的离子方程式： 【答案】C 【解析】A．溶液中，，由于电离常数，的水解常数，可知电离程度大于水解程度，且还存在水解，则，A项正确；B．溶液中，根据电荷守恒，有，B项正确；C．，则，当，即，C项错误；D．向溶液中通入空气，反应的离子方程式为，D项正确；故选C。 3．“吃饺子要蘸醋”是很多中国人传统的饮食习惯，我们对醋酸的使用有着悠久的历史。 (1)pH=1的醋酸和盐酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH (填“>”“<”或“=”)所得盐酸的pH。 (2)取0.10mol冰醋酸作导电性实验，测得其导电率随加入水的量的变化如图所示。 ①由水电离出的氢离子：a b(填“>”“<”或“=”)。 ②使图中b点对应的溶液中增大、减小，可采用的方法是 (填标号)。 A．加入H2O      B．加入NaOH固体      C．加入浓硫酸      D．加入Na2CO3固体 (3)向面食中加入适量的醋可以中和其中过量的食用碱而改善口感，已知25℃ 时，三种弱酸的电离平衡常数如下表，写出过量醋酸与Na2CO3溶液反应的离子方程式： ；判断结合质子能力由大到小顺序为 。 弱酸 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka1=4.2×10-7，Ka2=4.8×10-11 Ka=3.0×10-8 (4)吃醋虽好但不宜过量，不然容易造成牙齿酸软，甚至引发龋齿，牙齿的主要成分是羟基磷灰石，市面上含氟牙膏常添加了NaF来预防龋齿，请结合化学用语解释含氟牙膏预防龋齿的原因： [已知难溶于酸]。 (5)常温下，某同学取物质的量浓度为0.1000mol·L-1的醋酸，向其中滴入0.1000mol·L-1NaOH 溶液，当滴入的NaOH溶液的体积为xmL，溶液呈中性，则醋酸的电离平衡常数Ka= (用含x的代数式表示)。 【答案】(1)< (2)< BD (3)CO32-+2CH3COOH=2CH3COO-+CO2↑+H2O (4)添加了后，刷牙过程中牙齿表面的发生转化：，生成了更难溶于酸的，从而预防龋齿 (5) 【解析】(1)盐酸是强电解质，醋酸是弱电解质不完全电离，pH=1的醋酸和盐酸各1mL分别稀释至100mL，盐酸的pH变为3，醋酸的pH小于3，所得醋酸的pH<所得盐酸的pH； (2)取0.10mol冰醋酸作导电性实验，测得其导电率随加入水的量的变化如图所示。随着水的加入醋酸的电离程度增大，溶液中离子浓度增大，溶液的导电性增强，当水继续增加溶液中总离子浓度减少，导电性减弱。①a点醋酸电离出的氢离子对水的电离有抑制效果，在图像最高点抑制达到最大，随后随着水的增加醋酸电离出的氢离子浓度减少对于水的电离抑制减弱，所以由水电离出的氢离子：a＜b；②A．加入H2O，醋酸根和氢离子浓度都减少，不符合题意；B．加入NaOH固体，促进醋酸的电离，醋酸根浓度增大，氢氧根浓度增大氢离子浓度减少，符合题意；C．加入浓硫酸，氢离子浓度增大，醋酸根浓度减少，不符合题意； D．加入Na2CO3固体，生成二氧化碳，和醋酸钠，溶液中氢离子浓度减少，醋酸根浓度增大，符合题意；故选BD。 (3)过量醋酸与Na2CO3溶液反应的离子方程式：CO32-+2CH3COOH=2CH3COO-+CO2↑+H2O；，，，，水解平衡常数越大，结合质子能力越大，结合质子能力由大到小顺序为； (4)含氟牙膏预防龋齿的原因：添加了NaF后，刷牙过程中牙齿表面的发生转化：，生成了更难溶于酸的，从而预防龋齿； (5)当滴入的NaOH溶液的体积为xmL，溶液呈中性，则溶液的溶质为醋酸钠和醋酸的混合物，根据电荷守恒：，根据电荷守恒：，，。 拓展 影响盐类水解的外因分析 以NH4++H2ONH3·H2O+H+为例分析外界因素对水解平衡的影响： 加热 加水 通NH3 加NH₄Cl 通HCl 加NaOH固体 平衡移动 正向 正向 逆向 正向 逆向 逆向 c(NH4+) 减小 减小 增大 增大 增大 减小 c(NH3·H2O) 增大 减小 增大 增大 减小 增大 c(H+) 增大 减小 减小 增大 增大 减小 c(OH-) 增大 增大 增大 减小 减小 增大 pH 降低 升高 升高 降低 降低 升高 水解程度 增大 增大 减小 减小 减小 增大 活学活用 1．为使Na2S溶液中减小，下列措施可行的是( ) A．加热Na2S溶液 B．加适量的稀盐酸 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量K2S固体 【答案】D 【解析】A．加热Na2S溶液，c(Na＋)不变，温度升高促进S2-水解，使c(S2-)减小，因此增大，A项错误；B．加适量的稀盐酸，发生反应Na2S＋HCl=NaCl＋NaHS，n(S2-)减小，n(Na＋)不变，增大，B项错误；C．加入适量蒸馏水，促进S2-水解，n(S2-)减小，n(Na＋)不变，则增大，C项错误；D．加入适量K2S固体，c(Na＋)不变，c(S2-)增大，则减小，D项正确；故选D。 2．0.1mol/LNH4Cl 溶液中，由于NH4＋的水解，使得c(NH4＋)＜0.1mol·L-1 。如果要使c(NH4＋)更接近于0.1mol/L，可采取的措施是( ) A．加入少量氢氧化钠 B．加入少量水 C．加入少量HCl D．加热 【答案】C 【解析】如果要使c(NH4＋)更接近于0.1mol/L，需要抑制铵根离子水解，并且加入的物质和铵根离子之间不反应即可，根据水解平衡的移动影响因素来回答。A．加入氢氧化钠，会消耗铵根离子，使得铵根离子浓度更小于0.1mol·L-1 ，故A错误；B．加水稀释会导致溶液中铵根离子浓度减小，故B错误；C．加入HCl会抑制铵根离子水解，能使c(NH4＋)更接近于0.1mol/L，故C正确；D．加热会促进铵根离子水解，导致溶液中铵根离子浓度减小，故D错误；故选C。 3．(2026·广东揭阳高二期末)侯氏制碱法是我国化学工程专家侯德榜于1943年创立的，是生产纯碱和氯化铵两种产品的方法。其原理为CO2+NH3+H2O+NaCl═NaHCO3↓+NH4Cl ，2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O，下列说法正确的是( ) A．等物质的量浓度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中水的电离程度：前者小于后者 B．NH4Cl 溶液中存在： C．氨水加水稀释过程中，逐渐减小 D．NaHCO3溶液中： 【答案】A 【解析】A项，盐类水解程度越大，水的电离程度越大，等物质的量浓度的碳酸钠和碳酸氢钠溶液中，碳酸根离子的水解程度大于碳酸氢根离子，所以碳酸氢钠溶液中水的电离程度小于碳酸钠溶液，A正确；B项，氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子在溶液中水解使溶液显酸性，则溶液中离子浓度大小顺序为： c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH-)，B错误；C项，氨水加水稀释时，溶液中的氢氧根离子浓度减小、电离常数不变，由电离常数可得：，所以溶液中比值逐渐增大，C错误；D项，碳酸氢钠溶液中存在如下电荷守恒关系：cNa＋＋cH＋＝cOH－＋2cCO32-＋cHCO3-，D错误；故选A。 题型 影响盐类水解的因素 ▌例1 二乙胺[(C2H5)2NH]是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(C2H5)2NH2Cl。下列叙述正确的是( ) A．0.01mol·L-1 (C2H5)2NH2Cl水溶液的 B．(C2H5)2NH2Cl水溶液的pH随温度升高而减小 C．(C2H5)2NH2Cl水溶液加水稀释，pH降低 D．(C2H5)2NH2Cl水溶液中：c(Cl-)+c(OH-)= c[(C2H5)2NH2+]+ c[(C2H5)2NH] 【答案】B 【解析】A项，二乙胺是弱碱，其对应的盐酸盐溶液显酸性，水解是微弱的，所以0.01 mol·L-1 (C2H5)2NH2Cl水溶液的，故A错误；B项，由于[(C2H5)2NH2]+水解，(C2H5)2NH2Cl水溶液显酸性，加热能促进水解的进行，所以(C2H5)2NH2Cl水溶液的pH随温度升高而减小，故B正确；C项，(C2H5)2NH2Cl水溶液显酸性，加水稀释，溶液酸性减弱，pH增大，故C错误；D项，(C2H5)2NH2Cl水溶液中存在电荷守恒：c(Cl-)+c(OH-)=c[(C2H5)2NH2+]+c(H+)，[(C2H5)2NH2]+水解的方程式为：[(C2H5)2NH2]++H2O(C2H5)2NH +H3O+，还存在着水的电离：H2OH++OH-，所以c(H+)＞c[(C2H5)2NH]，故D错误；故选B。 解题贴士 1．内因： 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因： 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] ▌对点练1-1 为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，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 A．①② B．③ C．③④ D．④ 【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。 ▌对点练1-2 室温下，通过下列实验探究NaHCO3溶液的性质。下列有关说法正确的是( ) 实验 实验操作和现象 1 用pH计测定0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液，测得pH约为8.3 2 向10 mL 0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol∙L−1 NaOH溶液，反应结束后测得溶液pH约为10.3 3 向10 mL 0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol∙L−1 HCl，反应结束后测得溶液pH约为5.6 4 向0.05 mol/L NaHCO3溶液中滴加过量0.1 mol∙L−1 Ca(OH)2溶液，产生白色沉淀 A．NaHCO3溶液中HCO3-的电离程度大于水解程度 B．实验2滴加结束后：c(H+) + 2c(H2CO3) + c(HCO3-) =c(OH－) C．实验3滴加过程中：c(Na+) = c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) D．实验4反应静置后的上层清液中：c(Ca2+)∙c(CO32-)＜ Ksp(CaCO3) 【答案】B 【解析】A项，用pH计测定0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液，测得pH约为8.3，溶液显碱性，因此NaHCO3溶液中HCO3-的电离程度小于水解程度，故A错误；B项，向10 mL 0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol∙L−1 NaOH溶液，反应结束后测得溶液pH约为10.3，溶质为Na2CO3，因此实验2滴加结束后，根据质子守恒得到：c(H+) + 2c(H2CO3) + c(HCO3-) =c(OH－)，故B正确；C项，实验3滴加开始前，按照物料守恒：c(Na+) = c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3)，滴加后产生气泡，则无此守恒，故C错误；D项，实验4反应静置后的上层清液存在难溶物的溶解平衡，则有c(Ca2+)c(CO32-)= Ksp(CaCO3)，故D错误。故选B。 题型 电离常数与水解常数的关系 ▌例2 磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3、Ka2＝6.2×10－8、Ka3＝4.5×10－13。 常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是__________(填序号)；常温下，Na2HPO4的水溶液呈__________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：_____________________________________________________。 【答案】③＜②＜①　碱　溶液中HPO的Ka3＜Kh，HPO的水解程度大于其电离程度，Na2HPO4溶液呈碱性 【解析】磷酸是三元弱酸，磷酸钠在溶液中分步水解，一级水解抑制二级水解，一级和二级水解抑制三级水解。酸根离子的水解程度越大，溶液的碱性越强，pH越大，则三种盐溶液中酸根离子水解程度由小到大的顺序为③＜②＜①，则溶液pH由小到大的顺序为③＜②＜①；Na2HPO4的水解常数Kh＝＝＝≈1.61×10－7＞Ka3＝4.5×10－13，HPO的水解程度大于其电离程度，Na2HPO4溶液呈碱性。 解题贴士 常温时，对于一元弱酸HA，当Ka>1.0×10－7时，Kh<1.0×10－7，此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合，HA的电离程度大于A－的水解程度，溶液呈酸性；同理，当Ka<1.0×10－7时，Kh>1.0×10－7，A－的水解程度大于HA的电离程度，溶液呈碱性。对于多元弱酸，Kh＝，Ka是其阴离子结合一个H＋所形成的粒子的电离常数。 ▌对点练2-1 已知常温下，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2×10－4，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。 【答案】10 【解析】Kh＝＝2×10－4，又c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，则c(OH－)＝10－4 mol·L－1，结合Kw＝1.0×10－14，可得c(H＋)＝10－10 mol·L－1。 ▌对点练2-2 已知：常温下，Ka1(H2CrO4)＝0.18，Ka2(H2CrO4)＝3.2×10－7。试推测常温下，KHCrO4溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)，其原因是___________________________(用必要的文字说明)。 【答案】酸性　KHCrO4在溶液中可发生水解，其水解常数Kh＝＝≈5.56×10－14，KHCrO4在溶液中也可以发生电离，Ka2(H2CrO4)＝3.2×10－7＞Kh，即HCrO的水解程度小于其电离程度，溶液呈酸性 基础通关 1．溶液中FeCl3的水解反应达到平衡：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，若要使FeCl3的水解程度增大，应采用的方法是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．加入少量NaCl固体 B．加入少量水 C．加入FeCl3固体 D．降温 【答案】B 【解析】A项，加入少量NaCl固体，对FeCl3水解平衡无影响，FeCl3的水解程度不变；B项，加入少量水，溶液得以稀释，FeCl3的水解程度增大；C项，加入FeCl3固体，溶液中Fe3+的浓度增大，水解平衡正向移动，但FeCl3的水解程度减小；D项，水解反应为吸热反应，降温，平衡逆向移动，FeCl3的水解程度减小。 2．对滴有酚酞溶液的下列溶液，下列操作后颜色变深的是(　　) A．明矾溶液加热 B．CH3COONa溶液加热 C．氨水中加入少量NH4Cl固体 D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体 【答案】B 【解析】明矾溶液中Al3＋水解，溶液呈酸性，加热水解平衡向右移动，c(H＋)增大，溶液仍无色，A项错误；CH3COONa溶液呈碱性，加热促进水解，溶液碱性增强，溶液红色加深，B项正确；氨水中加入少量NH4Cl，抑制NH3·H2O的电离，溶液红色变浅，C项错误；小苏打溶液呈弱碱性，加入NaCl对溶液酸碱性无影响，D项错误。 3．一定条件下，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-。下列说法正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，c(CH3COO-)减小 B．升高温度，溶液的pH增大 C．稀释溶液，溶液的pH增大 D．通入少量HCl气体，水解平衡常数减小 【答案】B 【解析】加入的NaOH会抑制CH3COO-的水解，使c(CH3COO-)增大；升温能促进盐类的水解，c(OH-)增大，溶液的pH增大；虽然稀释能促进水解，但仍以溶液体积增大为主，即c(OH-)减小，溶液的pH也减小；通入的HCl能促进CH3COO-的水解，但温度不变，水解平衡常数不变。 4．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。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】A项式子为Kh，稀释不改变。 5．下列关于盐类水解的说法错误的是(　　) A．在纯水中加入能水解的盐一定促进水的电离 B．同温时，等浓度的NaHCO3和Na2CO3溶液，NaHCO3溶液的pH大 C．在NH4Cl溶液中加入稀HNO3能抑制NH水解 D．加热CH3COONa溶液，溶液中的值将减小 ( ) 【答案】B 【解析】盐类水解促进水的电离，A对；同温下，等浓度的Na2CO3中CO水解程度大于HCO，所以Na2CO3溶液的碱性强，pH大，B错；NH水解使溶液显酸性，加入HNO3抑制NH水解，C对；加热CH3COONa溶液，CH3COO－水解程度增大，c(CH3COO－)减小，c(Na＋)不变，则变小，D对。 6．欲使CH3COONa稀溶液中增大，可采取的措施是(　　) A．升温 B．加水稀释 C．加少量的KOH固体 D．加少量固体Na2CO3 【答案】C 【解析】根据水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，升温，水解平衡正向移动，c(CH3COO－)减小；加水稀释水解平衡正向移动，c(CH3COO－)减小；加少量的KOH固体，增大了c(OH－)，水解平衡逆向移动，c(CH3COO－)增大；加少量固体Na2CO3，水解平衡逆向移动，c(CH3COO－)增大，但c(CH3COO－)增大的倍数远小于c(Na＋)增大的倍数，故减小。 7．常温下，0.1 mol·L－1的下列溶液中c(NH)最大的是(　　) A．NH4Al(SO4)2 B．NH4Cl C．NH3·H2O D．CH3COONH4 【答案】A 【解析】A项，NH4Al(SO4)2===NH＋Al3＋＋2SO，Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋，抑制NH水解；D项，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，促进NH的水解；C项，NH3·H2ONH＋OH－，NH3·H2O只有少部分电离，故溶液中c(NH)由多到少的顺序为A>B>D>C。 8．室温时，下列操作能使浓度均为0.01mol·L-1的( ) ①CH3COOH溶液②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)都增大的是 A．升高温度 B．加水稀释 C．加入少量硫酸 D．加入少量NaOH固体 【答案】D 【解析】A．升高温度促进电离和水解，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)增大，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)减小，故A不符合题意；B．加水稀释虽然能促进电离和水解，但溶液稀释的倍数大于电离的倍数，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)减小，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)减小，故B不符合题意；C．加入少量硫酸，氢离子浓度增大，抑制①CH3COOH电离，促进②CH3COONa溶液的水解，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)减小，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)增大，故C不符合题意；D．加入少量NaOH固体，促进①CH3COOH电离，抑制②CH3COONa溶液的水解，所以c(CH3COO-)都增大，故D符合题意；故选D。 9．能促进水的电离，并使溶液中c(H＋)＞c(OH－)的操作是(　　) ①将水加热煮沸　②向水中投入一小块金属钠　③向水中通CO2　④向水中加入明矾晶体　⑤向水中加NaHCO3固体　⑥向水中加NaHSO4固体 A．①②④⑤ B．①④⑤ C．③④⑤ D．④ 【答案】D 10．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。 11．25 ℃时，在1．0 L浓度均为0.01 mol·L－1的某一元酸HA与其钠盐组成的混合溶液中，测得c(Na＋)＞c(A－)，则下列描述不正确的是(　　) A．该溶液的pH＜7 B．HA为弱酸，A－的水解程度较大 C．c(A－)＋c(HA)＝0.02 mol·L－1 D．n(A－)＋n(OH－)＝0.01 mol＋n(H＋) 【答案】A 【解析】该混合溶液中存在Na＋、A－、OH－与H＋ 4种离子，根据c(Na＋)＞c(A－)，再结合电荷守恒知溶液中c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈碱性，pH＞7，说明HA为弱酸，且A－的水解程度较大，故A项错误，B项正确；由物料守恒可知，C项正确；因n(Na＋)＝0.01 mol，利用电荷守恒可知，D项正确。 12．有关下列两种溶液的说法中，正确的是(　　) ①0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液　②0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液 A．相同温度下，溶液中水的电离程度：溶液①＞溶液② B．等体积混合溶液①和溶液②，所得溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．加水稀释溶液①，溶液中不变 D．向溶液①中加少量的CH3COONa固体则减小 【答案】A 【解析】醋酸钠溶液中醋酸根离子水解促进水的电离，醋酸是酸，抑制水的电离；等浓度等体积混合后，溶液中醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，溶液显酸性，醋酸根浓度最大。 13．25 ℃时，某氯化铵溶液的pH=4，下列叙述中不正确的是( ) A．溶液中的c(OH－)=1×10－10 mol·L－1 B．溶液中的c(Cl－)>c(NH4+)>c(H＋)>c(OH－) C．溶液中的c(H＋)＋c(NH4+)=c(Cl－)＋c(OH－) D．溶液中的c(NH3·H2O)=c(NH4+) 【答案】D 【解析】A．NH4Cl溶液pH = 4，c(H+)=10-4mol/L，由于在25℃时Kw=10-14，所以溶液中的 c(OH－) ==1×10－10 mol/L，A正确；B．NH4Cl是强酸弱碱盐，弱碱根NH4+离子发生水解反应而消耗，所以c(Cl－) ＞c(NH4+)；弱碱根NH4+离子发生水解反应消耗水电离产生的OH－，使水的电离平衡被破坏，水继续电离，当最终达到电离平衡时，c(H+)＞c(OH－)。盐水解的程度是很微弱的，因此c(NH4+)＞c(H+)。故整个溶液中离子浓度关系为c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－)，B正确；C．根据电荷守恒可知溶液中的c(H+) + c(NH4+) = c(Cl－) + c(OH－)，C正确；D．在溶液中NH3·H2O 是盐水解产生的，而NH4+是盐电离产生的。在溶液中盐水解的程度是很微弱的，因此c(NH3·H2O) <<c(NH4+)，D错误；故选D。 14．已知在25 ℃时，碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示： 电解质 碳酸 亚硫酸 电离常数 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.00×10－2 Ka2＝1.02×10－7 ①NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝_______________________________________________。 ②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_______________________________。 【答案】①1.00×10－12　②H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O 【解析】①NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝＝＝1.00×10－12。②酸性：H2SO3>H2CO3>HSO，则H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为H2SO3＋HCO===HSO＋CO2↑＋H2O。 素养提升 15．25℃时浓度都是1 mol·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X-)=1 mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列说法正确的是(　　) A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY) B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH C．稀释相同倍数，溶液pH变化BX等于BY D．将浓度均为1 mol·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY 【答案】A 【解析】A项，根据BY溶液的pH＝6，B＋比Y－更易水解，则BOH比HY更难电离，因此电离平衡常数K(BOH)小于K(HY)；B项，根据AX、BX、BY溶液的pH，则AX为强酸强碱盐，BX为强酸弱碱盐，BY为弱酸弱碱盐，则AY为弱酸强碱盐，溶液的pH＞7，故AY溶液的pH大于BY溶液的pH；C项，稀释相同倍数，BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH变化大于BY溶液；D项，HX为强酸，HY为弱酸，浓度相同时，稀释10倍后，HY的电离程度增大，但仍不可能全部电离，故HX溶液的酸性强，pH小。 16．已知溶液显酸性，溶液中存在以下平衡； ① ② 向的溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是 A．加入少量金属Na，反应①平衡逆向移动，溶液中增大 B．加入少量固体，则 C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则 【答案】C 【解析】A．加入少量金属Na，Na与HSO电离出的H+反应，促使平衡②右移，HSO离子浓度减小，又促使平衡①左移，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)浓度减小，故A错误；B．由电荷守恒可知，存在，故B错误；C．加入NaOH，与NaHSO3反应生成亚硫酸钠和水，c(SO)增大，c(HSO)减小，则增大，溶液碱性增强，故也增大，故C正确；D．0.1mol•L-1的NaHSO3溶液中加入氨水至中性，溶液中存在物料守恒，即：c(Na+)=c(SO)+c(HSO)+c(H2SO3)，则c(Na+)＞c(SO)＞c(H+)=c(OH-)，故D错误。故选C。 17．室温下，通过下列实验探究0.1mol·L-1NaHS溶液的性质。 实验 实验操作和现象 ① 滴加几滴酚酞试液，溶液变红 ② 加入等体积0.1mol⋅L-1NaOH溶液充分混合，无明显现象 ③ 加入少量CuSO4溶液，产生黑色沉淀 ④ 加入适量NaClO溶液，有淡黄色沉淀产生 下列有关说法正确的是( ) A．实验①溶液中：c(S2-)＞c(H2S) B．实验②所得溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) C．实验③中反应的离子方程式：Cu2++HS-→CuS↓+H+ D．实验④中反应的离子方程式：2HS-+ClO-→2S↓+Cl-+H2O 【答案】B 【解析】A项，实验①：滴加几滴酚酞试液，溶液变红，表明溶液显碱性，则HS-的水解程度大于电离程度，所以溶液中：c(S2-)＜c(H2S)，A不正确；B项，实验②中，NaHS与NaOH正好完全反应，所得溶液为Na2S溶液，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)，物料守恒：c(Na+)=2c(HS-)+2c(S2-)+2c(H2S)，从而得出c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)，B正确；C项，实验③中，HS-与Cu2+反应，生成CuS沉淀和H+，H+再与HS-结合为H2S，反应的离子方程式：Cu2++2HS-→CuS↓+H2S↑，C不正确；D项，实验④中，HS-与ClO-发生氧化还原反应，生成S、Cl-和OH-，OH-再与HS-反应生成S2-和H2O，反应的离子方程式：2HS-+ClO-→S↓+Cl-+S2-+H2O，D不正确；故选B。 18．某小组同学为了验证NH4+和HCO3-对Mg与水反应的促进作用，用与水反应后的Mg条与4种盐溶液进行对比实验，结果如下。 实验序号 ⅰ ⅱ ⅲ ⅳ 盐溶液(均为0.1mol·L-1) NH4Cl NaHCO3 NaCl NH4HCO3 起始pH 5.1 8.3 7.0 7.8 30min时产生气体体积(mL) 1.5 0.7 1.4 气体的主要成分 H2 30min时镁条表面情况 大量固体附着(固体可溶于盐酸) 补充实验表明：(ⅰ)实验ⅰ中还检测出能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体；(ⅱ)实验ⅱ中的固体含有碱式碳酸镁，气体含有二氧化碳。下列说法不正确的是(　　) A．0.1mol·L-1NH4HCO3溶液中，c(NH4+)＞c(HCO3-) B．NH4+对Mg与水反应的促进作用与有关 C．实验ⅱ中HCO3-的电离平衡和水解平衡的移动方向相同 D．对比实验ⅰ和ⅱ可推知，浓度相同时，对Mg与水反应的促进作用：NH4+＞HCO3- 【答案】C 【解析】A．NH4HCO3溶液pH=7.8显碱性，说明HCO3-水解程度大于NH4+水解程度，故c(NH4+)＞c(HCO3-)，A正确；B．NH4+水解显酸性，Mg(OH)2与H+反应生成Mg2+和水，促进Mg与水反应，总反应方程式为，B正确；C．实验 ii 中，HCO3-存在电离 HCO3-H++CO32-和水解 HCO3-+H2OH2CO3+OH- ，Mg与水反应生成OH-，促进HCO3-电离，抑制其水解，移动方向不同，C错误；D．对比实验ⅰ和ⅱ，实验i(NH4Cl )30min 产生气体更多，说明浓度相同时，NH4+对Mg与水反应促进作用大于HCO3-，D正确；故选C。 迁移创新 19．将标准状况下1.68LCO2通入含有2gNaOH的水溶液中，完全反应并得到2L碱性溶液。则对于该溶液表述正确的是(　　) A．2c(Na+)=3[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)] B．c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) C．HCO3-的电离程度大于HCO3-的水解程度 D．存在的平衡体系只有：HCO3-+H2OH2CO3+OH-，HCO3-H++ CO32- 【答案】B 【解析】将标准状况下1.68 L CO2的物质的量是=0.075mol，2 g NaOH的物质的量是=0.05mol，CO2的量过多，完全反应生成0.05mol的碳酸氢钠。A项，根据物料守恒， c(Na+)=c(HCO3-) +c(CO32-)+c(H2CO3)，A项错误；B项，根据电荷守恒，c(Na+)+c(H+ )=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)，B项正确；C项，碳酸氢钠溶液显碱性，则HCO3-的水解程度大于HCO3-的电离程度，C项错误；D项，存在的平衡体系有：HCO3- +H2OH2CO3+OH-，HCO3-H++CO32-，H2OH++OH-，D项错误；故选B。 20．常温时，向20.00 mL 0.1 mol·L−1氨水溶液中滴加0.1 mol·L−1盐酸，混合溶液的与pOH变化的关系如图所示。下列说法错误的是( ) A．c点溶液对应的pOH为6.744 B．b点对应滴加的盐酸溶液体积约为10 mL C．常温时，的水解常数的数量级为10−10 D．c点溶液中： 【答案】D 【解析】A．由b点横坐标pOH=4.744得c(OH−)=10−4．744，由纵坐标，得c(NH4+)=c(NH3·H2O)，所以=10−4．744，c点纵坐标，即c(NH4+)=100c(NH3·H2O)，代入Kb，故c(OH−)=10−6.744，pOH=6.774，故A正确；B．当盐酸为10mL时，氨水反应了一半，c(NH4Cl)=c(NH3·H2O)，NH3·H2O电离程度小，c(NH4+)c(NH3·H2O)，代入Kb，故此时c(OH−)=10−4．744，故B正确；C．Kh(NH4+)==10−9.256，故C正确；D． c点为碱性，c(OH−)>c(H+)，由电荷守恒有c(Cl−)<c(NH4+)，故D错误；故选D。 21．二元酸及其盐在水溶液中存在相关平衡。已知常温下，H2SO3和H2CO3的电离平衡常数如下表所示。 二元酸 H2SO3 H2CO3 Ka1 1.5×10-2 4.5×10-7 Ka2 6.0×10-8 4.7×10-11 (1)缓冲溶液是能缓解外加少量酸或碱而保持溶液pH基本不变的溶液。人体血液中H2CO3/HCO缓冲体系对稳定pH发挥着重要作用。当血液中CO2浓度上升，血液缓冲体系中的值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)常温下0.1mol/L NaHSO3溶液的pH=a，则a (填字母)。 A．大于7     B．小于7      C．等于7     D．无法确定 该溶液中，水电离出的H+浓度为 mol/L(用a表示)。 (3)浓度为均为0.1mol/L Na2SO3和Na2CO3等体积混合后，溶液中①SO、②CO、③HSO、④HCO浓度从大到小的顺序为 (填序号)。 (4)常温下，用一定浓度的NaOH溶液滴定某二元酸H2A溶液。溶液中，含A元素粒子的分布系数δ随pH的变化关系如图所示[例如A2-的分布系数：δ(A2-)=]。 ①常温下，Na2A的水解平衡常数为 。 ②若向0.1mol/L的NaHA溶液中加入等体积的0.1mol/L KOH溶液(忽略混合后溶液的体积变化)，混合后溶液中c(Na＋)＋c(K＋) 2c(HA-)＋2c(A2-)(填“>”“<”或“=”)。 【答案】(1)减小 (2)B 10a-14 (3)①②④③ (4)10-12 = 【解析】(1)当血液中CO2浓度上升，溶液中c(H+)增大，温度不变，碳酸的电离平衡常数不变，血液缓冲体系中减小； (2)常温下0.1mol/LNaHSO3溶液中HSO3-的水解平衡常数Kh=，说明HSO3-的水解程度小于电离程度，溶液呈酸性，a＜7；抑制水电离，该溶液中，水电离出的c(H+)= c(OH-)==10a-14mol/L； (3)浓度为均为0.1mol/LNa2SO3和Na2CO3等体积混合后，水解程度：②＞①，水解程度越大，溶液中该离子浓度越小，得到的酸式酸根离子浓度越大，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是①②④③，故选：①②④③；(4)①根据图知，常温下，溶液中含A的微粒有两种，说明H2A第一步完全电离、第二步部分电离，随着溶液pH值的增大，δ(A2-)增大、δ(HA-)减小，当δ(A2-)=δ(HA-)时，c(A2-)=c(HA-)，溶液的pH=2，Ka2==c(H+)=10-2 mol/L，Na2A的水解平衡常数=，故选：10-12；②混合后溶液中存在物料守恒为c(Na+)=c(K+)=c(HA-)+c(A2-)，所以存在c(Na+)+c(K+)=2c(HA-)+2c(A2-)。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第三章 水溶液中的离子反应与平衡 第三节 盐类的水解 第2课时 影响盐类水解的主要因素 课标要点 1．认识影响盐类水解平衡的因素，能多角度、动态地分析外界条件对盐类水解平衡的影响。2．能发现和提出有关盐类水解的问题，并设计探究方案，进行实验探究。 学习重难点 重点：影响盐类水解的主要因素，能应用水解常数进行相关计算。 难点：能应用水解常数进行相关计算。 知识点 盐类水解的影响因素 1．实验探究反应条件对FeCl3水解平衡的影响 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 影响因素 实验步骤 实验现象 解释 温度 把0.01mol/L的FeCl3溶液用水浴加热 红褐色变___ 升高温度，Fe3+水解平衡向___移动 把0.01mol/L的FeCl3溶液用冰水冷却 红褐色变___ 降低温度，Fe3+水解平衡向___移动 反应物的浓度 向0.01mol/L的FeCl3溶液中加入少量FeCl3晶体 红褐色变___ 增大c(Fe3+)，Fe3+水解平衡___移动 生成物的浓度 向0.01mol/L的 FeCl3溶液中加入少量盐酸 红褐色变___ 增大c(H+)，Fe3+水解平衡___移动 2．影响盐类水解的因素 (1)内因—反应物本身性质： 盐类水解程度的大小主要由________所决定的，盐与水作用生成弱电解质(弱酸或弱碱)的倾向越___，对水电离平衡的影响越___，水解程度越___。也就是说生成弱电解质越难电离(电离常数越___)，水解程度越___。如：CH3COOH、H2CO3、HCO的电离常数依次________，CH3COO－、HCO、CO的水解程度依次________，其溶液的pH依次________。 （2） 外因 ①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度________。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越___。 ③酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可________阳离子水解，________阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能________阴离子水解，________阳离子水解。 特别提醒 1．水解平衡正移，盐的水解程度不一定增大，例如：加水稀释时，水解平衡正移，水解程度一定增大，但增大盐溶液的浓度时，水解平衡也正移，水解程度却减小。 2．盐溶液变浓或变稀，其水解平衡均正移。以A-+H2OHA+OH-为例，加入NaA(s)，c(A-)变大，平衡正向移动，水解常数不变，而c(HA)增大，所以 减小，即水解程度减小；加水稀释，c(HA)、c(OH-)、c(A-)都减小，平衡正向移动，增大，即水解程度增大。 随学随练 1．(2026·浙江杭州高二期中)25 ℃时，关于CH3COONa溶液的分析，说法错误的是( ) A．CH3COONa溶液对水的电离起促进作用 B．pH=9的CH3COONa溶液中，水电离产生的OH-浓度为10-9 mol/L C．升高温度，促进CH3COO-的水解 D．向CH3COONa溶液中加入少量NaOH固体，抑制CH3COO-的水解 2．在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要使平衡向水解方向移动，且使溶液的pH增大，应采取的措施是(　　) A．加热 B．通入HCl C．加入少量Na2SO4(s) D．加入NaCl溶液 3．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32-＋H2OHCO3-＋OH－。下列说法正确的是(　　) A．稀释溶液，水解平衡向逆反应方向移动，水解程度减小 B．通入CO2，平衡向正反应方向移动 C．升高温度，c(HCO3-)/c(CO32-)减小 D．加入NaOH固体，溶液pH减小 知识点 盐类的水解常数 1． 水解常数的概念 在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是________________，该常数就叫水解平衡常数。 2．水解常数(Kh)与电离常数的关系 (1)水解常数(Kh)表达式： ①用HA表示一元弱酸，MOH表示一元强碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强碱弱酸盐，其水解离子方程式为A－＋H2OHA＋OH－，则水解常数：Kh＝________________________ ②用HA表示一元强酸，MOH表示一元弱碱，MA表示由它们生成的盐，MA为强酸弱碱盐，其水解离子方程式为M+＋H2OMOH＋H+，则水解常数：Kh＝________________________ (2)水解常数(Kh)与电离常数的关系 ①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系 HAH＋＋A－，Ka(HA)＝；A－＋H2OHA＋OH－，Kh(A－)＝。则Ka·Kh＝c(H＋)·c(OH－)＝Kw，故Kh＝。 常温时Ka·Kh＝Kw＝1.0×10－14，Kh＝。 ②对于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系 HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh(HB－)＝＝＝。 B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh(B2－)＝＝＝。 3．水解常数的意义及影响因素 ①Kh越大，表示盐的水解程度________。 ②水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受________的影响，因水解过程是________过程，故它随温度的升高而________。 4．盐类水解常数的应用 ①‌计算盐溶液中________________的浓度‌：通过水解常数可以计算出溶液中氢离子或氢氧根离子的浓度。 ②‌判断盐溶液的________和微粒浓度的________‌：例如，NaHCO3溶液呈碱性，因为其水解程度大于电离程度；NaHSO3溶液呈酸性，因为其水解程度小于电离程度。 ③‌预测水解平衡的________________‌：升温可以使水解平衡向右移动，增大水解程度。 特别提醒 水解平衡常数只受温度的影响。 随学随练 1．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。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 2．下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A．向氨水中加入氯化铵晶体，氨水的电离平衡左移，c(NH4+)减小 B．向.1 mol/LCH3COOH溶液中加入少量水，溶液中减小 C．将溶液从20℃升温至30℃，溶液中增大 D．pH相等的①NaHCO3②Na2CO3、③NaOH溶液的物质的量浓度大小：①＞②＞③ 3．已知HNO2的电离常数Ka＝7.1×10－4；NH3·H2O的电离常数Kb＝1.7×10－5；则0.1 mol·L－1NH4NO2溶液中离子浓度由大到小的顺序是__________________________________，常温下NO2-水解反应的平衡常数Kh＝________(保留两位有效数字) 拓展 Kh的应用 1．判断盐的水解程度 在温度一定时，Kw为常数，则Kh与Ka(Kb)、Kw的关系表明，弱酸或弱碱的电离常数越小(酸性或碱性越弱)，其生成的盐的Kh越大，即水解程度越大。 2．判断多元弱酸酸式盐溶液的酸碱性 多元弱酸酸式钠盐(以NaHA为例)溶液中既存在水解平衡，也存在电离平衡：HA-+H2OH2A+OH-(使溶液碱性增强)，HA-H+A2-(使溶液酸性增强)。其水溶液是显酸性还是显碱性，取决于其电离程度与水解程度的相对大小，而电离程度与水解程度的大小可根据Ka2与Kh2的大小判断，且有关系： 若Ka2>Kh2，即Ka2·Ka1____10-14(常温下)，则电离程度____水解程度，溶液显酸性，如NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4溶液； 若Ka2<Kh2，即Ka2·Ka1____10-14 (常温下)，则电离程度____水解程度，溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4溶液。 活学活用 1．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 2．燃煤烟气脱硫的方法之一是常温下用氨水将转化为，再氧化成。已知常温下，的电离平衡常数的电离平衡常数。下列说法不正确的是( ) A．溶液中： B．溶液中： C．若溶液中，则溶液的 D．向溶液中通入空气发生反应的离子方程式： 3．“吃饺子要蘸醋”是很多中国人传统的饮食习惯，我们对醋酸的使用有着悠久的历史。 (1)pH=1的醋酸和盐酸各1mL分别稀释至100mL，所得醋酸的pH (填“>”“<”或“=”)所得盐酸的pH。 (2)取0.10mol冰醋酸作导电性实验，测得其导电率随加入水的量的变化如图所示。 ①由水电离出的氢离子：a b(填“>”“<”或“=”)。 ②使图中b点对应的溶液中增大、减小，可采用的方法是 (填标号)。 A．加入H2O      B．加入NaOH固体      C．加入浓硫酸      D．加入Na2CO3固体 (3)向面食中加入适量的醋可以中和其中过量的食用碱而改善口感，已知25℃ 时，三种弱酸的电离平衡常数如下表，写出过量醋酸与Na2CO3溶液反应的离子方程式： ；判断结合质子能力由大到小顺序为 。 弱酸 CH3COOH H2CO3 HClO 电离平衡常数 Ka=1.75×10-5 Ka1=4.2×10-7，Ka2=4.8×10-11 Ka=3.0×10-8 (4)吃醋虽好但不宜过量，不然容易造成牙齿酸软，甚至引发龋齿，牙齿的主要成分是羟基磷灰石，市面上含氟牙膏常添加了NaF来预防龋齿，请结合化学用语解释含氟牙膏预防龋齿的原因： [已知难溶于酸]。 (5)常温下，某同学取物质的量浓度为0.1000mol·L-1的醋酸，向其中滴入0.1000mol·L-1NaOH 溶液，当滴入的NaOH溶液的体积为xmL，溶液呈中性，则醋酸的电离平衡常数Ka= (用含x的代数式表示)。 拓展 影响盐类水解的外因分析 以NH4++H2ONH3·H2O+H+为例分析外界因素对水解平衡的影响： 加热 加水 通NH3 加NH₄Cl 通HCl 加NaOH固体 平衡移动 正向 正向 逆向 正向 逆向 逆向 c(NH4+) 减小 减小 增大 增大 增大 减小 c(NH3·H2O) 增大 减小 增大 增大 减小 增大 c(H+) 增大 减小 减小 增大 增大 减小 c(OH-) 增大 增大 增大 减小 减小 增大 pH 降低 升高 升高 降低 降低 升高 水解程度 增大 增大 减小 减小 减小 增大 活学活用 1．为使Na2S溶液中减小，下列措施可行的是( ) A．加热Na2S溶液 B．加适量的稀盐酸 C．加入适量蒸馏水 D．加入适量K2S固体 2．0.1mol/LNH4Cl 溶液中，由于NH4＋的水解，使得c(NH4＋)＜0.1mol·L-1 。如果要使c(NH4＋)更接近于0.1mol/L，可采取的措施是( ) A．加入少量氢氧化钠 B．加入少量水 C．加入少量HCl D．加热 3．(2026·广东揭阳高二期末)侯氏制碱法是我国化学工程专家侯德榜于1943年创立的，是生产纯碱和氯化铵两种产品的方法。其原理为CO2+NH3+H2O+NaCl═NaHCO3↓+NH4Cl ，2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O，下列说法正确的是( ) A．等物质的量浓度的NaHCO3溶液和Na2CO3溶液中水的电离程度：前者小于后者 B．NH4Cl 溶液中存在： C．氨水加水稀释过程中，逐渐减小 D．NaHCO3溶液中： 题型 影响盐类水解的因素 ▌例1 二乙胺[(C2H5)2NH]是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(C2H5)2NH2Cl。下列叙述正确的是( ) A．0.01mol·L-1 (C2H5)2NH2Cl水溶液的 B．(C2H5)2NH2Cl水溶液的pH随温度升高而减小 C．(C2H5)2NH2Cl水溶液加水稀释，pH降低 D．(C2H5)2NH2Cl水溶液中：c(Cl-)+c(OH-)= c[(C2H5)2NH2+]+ c[(C2H5)2NH] 解题贴士 1．内因： 酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。 2．外因： 因素 水解平衡 水解程度 水解产生离子的浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加酸、碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 外加其他盐 水解形式相同的盐 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3) 水解形式相反的盐 相互促进[如Al2(SO4)3中加NaHCO3] ▌对点练1-1 为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，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 A．①② B．③ C．③④ D．④ ▌对点练1-2 室温下，通过下列实验探究NaHCO3溶液的性质。下列有关说法正确的是( ) 实验 实验操作和现象 1 用pH计测定0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液，测得pH约为8.3 2 向10 mL 0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol∙L−1 NaOH溶液，反应结束后测得溶液pH约为10.3 3 向10 mL 0.05 mol∙L−1 NaHCO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol∙L−1 HCl，反应结束后测得溶液pH约为5.6 4 向0.05 mol/L NaHCO3溶液中滴加过量0.1 mol∙L−1 Ca(OH)2溶液，产生白色沉淀 A．NaHCO3溶液中HCO3-的电离程度大于水解程度 B．实验2滴加结束后：c(H+) + 2c(H2CO3) + c(HCO3-) =c(OH－) C．实验3滴加过程中：c(Na+) = c(CO32-) + c(HCO3-) + c(H2CO3) D．实验4反应静置后的上层清液中：c(Ca2+)∙c(CO32-)＜ Ksp(CaCO3) 题型 电离常数与水解常数的关系 ▌例2 磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3、Ka2＝6.2×10－8、Ka3＝4.5×10－13。 常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是__________(填序号)；常温下，Na2HPO4的水溶液呈__________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：_____________________________________________________。 解题贴士 常温时，对于一元弱酸HA，当Ka>1.0×10－7时，Kh<1.0×10－7，此时将等物质的量浓度的HA溶液与NaA溶液等体积混合，HA的电离程度大于A－的水解程度，溶液呈酸性；同理，当Ka<1.0×10－7时，Kh>1.0×10－7，A－的水解程度大于HA的电离程度，溶液呈碱性。对于多元弱酸，Kh＝，Ka是其阴离子结合一个H＋所形成的粒子的电离常数。 ▌对点练2-1 已知常温下，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2×10－4，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。 ▌对点练2-2 已知：常温下，Ka1(H2CrO4)＝0.18，Ka2(H2CrO4)＝3.2×10－7。试推测常温下，KHCrO4溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)，其原因是___________________________(用必要的文字说明)。 基础通关 1．溶液中FeCl3的水解反应达到平衡：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，若要使FeCl3的水解程度增大，应采用的方法是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　　　　 A．加入少量NaCl固体 B．加入少量水 C．加入FeCl3固体 D．降温 2．对滴有酚酞溶液的下列溶液，下列操作后颜色变深的是(　　) A．明矾溶液加热 B．CH3COONa溶液加热 C．氨水中加入少量NH4Cl固体 D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体 3．一定条件下，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-。下列说法正确的是(　　) A．加入少量NaOH固体，c(CH3COO-)减小 B．升高温度，溶液的pH增大 C．稀释溶液，溶液的pH增大 D．通入少量HCl气体，水解平衡常数减小 4．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。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 5．下列关于盐类水解的说法错误的是(　　) A．在纯水中加入能水解的盐一定促进水的电离 B．同温时，等浓度的NaHCO3和Na2CO3溶液，NaHCO3溶液的pH大 C．在NH4Cl溶液中加入稀HNO3能抑制NH水解 D．加热CH3COONa溶液，溶液中的值将减小 ( ) 6．欲使CH3COONa稀溶液中增大，可采取的措施是(　　) A．升温 B．加水稀释 C．加少量的KOH固体 D．加少量固体Na2CO3 7．常温下，0.1 mol·L－1的下列溶液中c(NH)最大的是(　　) A．NH4Al(SO4)2 B．NH4Cl C．NH3·H2O D．CH3COONH4 8．室温时，下列操作能使浓度均为0.01mol·L-1的( ) ①CH3COOH溶液②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)都增大的是 A．升高温度 B．加水稀释 C．加入少量硫酸 D．加入少量NaOH固体 9．能促进水的电离，并使溶液中c(H＋)＞c(OH－)的操作是(　　) ①将水加热煮沸　②向水中投入一小块金属钠　③向水中通CO2　④向水中加入明矾晶体　⑤向水中加NaHCO3固体　⑥向水中加NaHSO4固体 A．①②④⑤ B．①④⑤ C．③④⑤ D．④ 10．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 11．25 ℃时，在1．0 L浓度均为0.01 mol·L－1的某一元酸HA与其钠盐组成的混合溶液中，测得c(Na＋)＞c(A－)，则下列描述不正确的是(　　) A．该溶液的pH＜7 B．HA为弱酸，A－的水解程度较大 C．c(A－)＋c(HA)＝0.02 mol·L－1 D．n(A－)＋n(OH－)＝0.01 mol＋n(H＋) 12．有关下列两种溶液的说法中，正确的是(　　) ①0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液　②0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液 A．相同温度下，溶液中水的电离程度：溶液①＞溶液② B．等体积混合溶液①和溶液②，所得溶液中c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－) C．加水稀释溶液①，溶液中不变 D．向溶液①中加少量的CH3COONa固体则减小 13．25 ℃时，某氯化铵溶液的pH=4，下列叙述中不正确的是( ) A．溶液中的c(OH－)=1×10－10 mol·L－1 B．溶液中的c(Cl－)>c(NH4+)>c(H＋)>c(OH－) C．溶液中的c(H＋)＋c(NH4+)=c(Cl－)＋c(OH－) D．溶液中的c(NH3·H2O)=c(NH4+) 14．已知在25 ℃时，碳酸和亚硫酸的电离平衡常数如表所示： 电解质 碳酸 亚硫酸 电离常数 Ka1＝4.30×10－7 Ka2＝5.61×10－11 Ka1＝1.00×10－2 Ka2＝1.02×10－7 ①NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝_______________________________________________。 ②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_______________________________。 素养提升 15．25℃时浓度都是1 mol·L－1的四种正盐溶液：AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X-)=1 mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列说法正确的是(　　) A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY) B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH C．稀释相同倍数，溶液pH变化BX等于BY D．将浓度均为1 mol·L－1的HX和HY溶液分别稀释10倍后，HX溶液的pH大于HY 16．已知溶液显酸性，溶液中存在以下平衡； ① ② 向的溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是 A．加入少量金属Na，反应①平衡逆向移动，溶液中增大 B．加入少量固体，则 C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大 D．加入氨水至中性，则 17．室温下，通过下列实验探究0.1mol·L-1NaHS溶液的性质。 实验 实验操作和现象 ① 滴加几滴酚酞试液，溶液变红 ② 加入等体积0.1mol⋅L-1NaOH溶液充分混合，无明显现象 ③ 加入少量CuSO4溶液，产生黑色沉淀 ④ 加入适量NaClO溶液，有淡黄色沉淀产生 下列有关说法正确的是( ) A．实验①溶液中：c(S2-)＞c(H2S) B．实验②所得溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) C．实验③中反应的离子方程式：Cu2++HS-→CuS↓+H+ D．实验④中反应的离子方程式：2HS-+ClO-→2S↓+Cl-+H2O 18．某小组同学为了验证NH4+和HCO3-对Mg与水反应的促进作用，用与水反应后的Mg条与4种盐溶液进行对比实验，结果如下。 实验序号 ⅰ ⅱ ⅲ ⅳ 盐溶液(均为0.1mol·L-1) NH4Cl NaHCO3 NaCl NH4HCO3 起始pH 5.1 8.3 7.0 7.8 30min时产生气体体积(mL) 1.5 0.7 1.4 气体的主要成分 H2 30min时镁条表面情况 大量固体附着(固体可溶于盐酸) 补充实验表明：(ⅰ)实验ⅰ中还检测出能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体；(ⅱ)实验ⅱ中的固体含有碱式碳酸镁，气体含有二氧化碳。下列说法不正确的是(　　) A．0.1mol·L-1NH4HCO3溶液中，c(NH4+)＞c(HCO3-) B．NH4+对Mg与水反应的促进作用与有关 C．实验ⅱ中HCO3-的电离平衡和水解平衡的移动方向相同 D．对比实验ⅰ和ⅱ可推知，浓度相同时，对Mg与水反应的促进作用：NH4+＞HCO3- 迁移创新 19．将标准状况下1.68LCO2通入含有2gNaOH的水溶液中，完全反应并得到2L碱性溶液。则对于该溶液表述正确的是(　　) A．2c(Na+)=3[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)] B．c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) C．HCO3-的电离程度大于HCO3-的水解程度 D．存在的平衡体系只有：HCO3-+H2OH2CO3+OH-，HCO3-H++ CO32- 20．常温时，向20.00 mL 0.1 mol·L−1氨水溶液中滴加0.1 mol·L−1盐酸，混合溶液的与pOH变化的关系如图所示。下列说法错误的是( ) A．c点溶液对应的pOH为6.744 B．b点对应滴加的盐酸溶液体积约为10 mL C．常温时，的水解常数的数量级为10−10 D．c点溶液中： 21．二元酸及其盐在水溶液中存在相关平衡。已知常温下，H2SO3和H2CO3的电离平衡常数如下表所示。 二元酸 H2SO3 H2CO3 Ka1 1.5×10-2 4.5×10-7 Ka2 6.0×10-8 4.7×10-11 (1)缓冲溶液是能缓解外加少量酸或碱而保持溶液pH基本不变的溶液。人体血液中H2CO3/HCO缓冲体系对稳定pH发挥着重要作用。当血液中CO2浓度上升，血液缓冲体系中的值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)常温下0.1mol/L NaHSO3溶液的pH=a，则a (填字母)。 A．大于7     B．小于7      C．等于7     D．无法确定 该溶液中，水电离出的H+浓度为 mol/L(用a表示)。 (3)浓度为均为0.1mol/L Na2SO3和Na2CO3等体积混合后，溶液中①SO、②CO、③HSO、④HCO浓度从大到小的顺序为 (填序号)。 (4)常温下，用一定浓度的NaOH溶液滴定某二元酸H2A溶液。溶液中，含A元素粒子的分布系数δ随pH的变化关系如图所示[例如A2-的分布系数：δ(A2-)=]。 ①常温下，Na2A的水解平衡常数为 。 ②若向0.1mol/L的NaHA溶液中加入等体积的0.1mol/L KOH溶液(忽略混合后溶液的体积变化)，混合后溶液中c(Na＋)＋c(K＋) 2c(HA-)＋2c(A2-)(填“>”“<”或“=”)。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $