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第4课时　影响盐类水解的因素
[核心素养发展目标]　1.了解水解常数的概念，能用其定量分析不同盐溶液酸碱性及相关离子浓度大小关系。2.通过实验探究，认识影响盐类水解平衡的主要因素，并能解释反应条件影响盐类水解平衡的原因。
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
1．内因对盐类水解平衡的影响规律
盐类水解程度的大小主要由________决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越________(电离常数越小)，该盐的水解程度________，即越弱越水解。
2．定量描述盐类水解能力大小——水解常数
(1)水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝，只与________有关。
(2)水解常数与电离常数的关系
Kh＝＝＝________________。
所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝________________。
由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。
1．下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1/(mol·L－1) 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2/(mol·L－1) 4.7×10－11 －
(1)计算Na2CO3的第一步水解常数Kh1。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(2)计算NaHCO3的水解常数Kh。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(3)浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是________________________________________________________________________。
2．常温下，三种酸的电离常数如表所示：
酸 HX HY HZ
Ka/(mol·L－1) 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三种酸的强弱关系是_________________________________________________________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH相同，则三者的浓度由大到小的顺序：__________________。
(3)写出NaY溶液与HZ反应的离子方程式：_________________________________________。
3．已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2 mol·L－1、Ka2＝6.0×10－8 mol·L－1。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
二、外因对盐类水解平衡的影响
1．盐类水解的特征
(1)盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是________反应。
(2)盐类的水解反应是________反应。
2．外界条件对水解平衡影响的实例
CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
平衡移动方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) pH 水解程度
加热
加水
加CH3COOH
加CH3COONa
加NaOH
加HCl
特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒·夏特列原理。
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，NH的水解程度一样(　　)
(2)将碳酸钠溶液加水稀释，水解程度会增大，所以其c平(OH－)增大(　　)
(3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大(　　)
(4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强(　　)
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解(　　)
(6)加热CH3COONa溶液，溶液中将减小(　　)
1．只改变Na2CO3溶液的一种条件，回答下列问题。
(1)通入CO2，CO的水解平衡向________移动。
(2)稀释溶液，水解平衡常数________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(3)升高温度，________。
(4)加入NaOH固体，溶液pH________。
2．向Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若向该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
3．将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
三、影响盐类水解因素的综合分析
1．影响盐类水解因素总结
2．三步法判断影响盐类水解的因素
1．能使FeCl3溶液中的比值接近3的措施是(　　)
A．加入适量硫酸
B．加入适量氨水
C．加热溶液
D．加入适量的K2CO3固体
2．相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是(　　)
A．电离程度：HCN＞HClO
B．pH：HClO＞HCN
C．与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D．酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－)
3．(2021·北京，12)以下4个实验中均产生了白色沉淀。
下列说法不正确的是(　　)
A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒种类相同
B．Ca2＋促进了CO、HCO的水解
C．Al3＋促进了CO、HCO的水解
D．滴入溶液后，4支试管内溶液的pH都变小
第4课时　影响盐类水解的因素
一、
1．盐的性质　难电离　越大
2．(1)温度　(2)　
思考交流
1．(1)Kh1＝＝＝≈2.1×10－4 mol·L－1。
(2)Kh＝＝＝≈2.2×10－8 mol·L－1。
(3)CH3COONa2．(1)HZ>HY>HX　(2)NaZ>NaY>NaX　(3)HZ＋Y－===HY＋Z－
3．在NaHSO3溶液中HSO存在如下两个平衡：HSO??H＋＋SO、HSO＋H2O??H2SO3＋OH－，其水解常数Kh＝＝≈7.1×10－13 mol·L－1，则Ka2>Kh，HSO的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液呈酸性。
二、
1．(1)吸热　(2)可逆
2．正向　减小　增大　增大　增大　增大　正向　减小　减小　减小　减小　增大　逆向　增大　增大　减小　减小　减小　正向　增大　增大　增大　增大　减小　逆向　增大　减小　增大　增大　减小　正向　减小　增大　减小　减小　增大
正误判断
(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√
思考交流
1．(1)正反应方向　(2)不变　(3)增大　(4)增大
2．产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2O??HSO＋OH－，加入BaCl2后，Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)减小，SO水解平衡左移，c(OH－)减小，红色褪去。
3．NH4Cl溶液中发生水解反应：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2O??NH3＋H2O，产生NH3。
三、
1．越大　越大
应用体验
1．A　2.D
3．B　[Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、H＋、OH－、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；Ca2＋能与CO结合生成CaCO3沉淀，使CO的水解平衡逆向移动，抑制CO的水解，HCOH＋＋CO，加入Ca2＋后，Ca2＋和CO反应生成沉淀，促进HCO的电离，B错误；Al3＋与CO、HCO都能发生相互促进的水解反应，C正确；由题干信息可知形成沉淀时会消耗CO和HCO，则它们浓度都减小，水解产生的OH－的浓度会减小，pH减小，D正确。](共73张PPT)
第3章　第2节
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第4课时
影响盐类水解的因素
核心素养
发展目标
1.了解水解常数的概念，能用其定量分析不同盐溶液酸碱性及相关离子浓度大小关系。
2.通过实验探究，认识影响盐类水解平衡的主要因素，并能解释反应条件影响盐类水解平衡的原因。
内容索引
一、盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
二、外因对盐类水解平衡的影响
课时对点练
三、影响盐类水解因素的综合分析
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一
盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
1.内因对盐类水解平衡的影响规律
盐类水解程度的大小主要由 决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越 (电离常数越小)，该盐的水解程度 ，即越弱越水解。
一
盐的性质(内因)对盐类水解平衡的影响
盐的性质
难电离
越大
2.定量描述盐类水解能力大小——水解常数
(1)水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
Kh＝ ，只与 有关。
温度
(2)水解常数与电离常数的关系
Kh＝ ＝___。
所以，Kh·Ka＝Kw。同理，可推出Kh＝___。
由此可看出，弱酸或弱碱的电离常数越小，其所生成的盐的水解程度就越大。
1.右表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
H2CO3 CH3COOH
Ka1/(mol·L－1) 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2/(mol·L－1) 4.7×10－11 －
(1)计算Na2CO3的第一步水解常数Kh1。
H2CO3 CH3COOH
Ka1/(mol·L－1) 4.5×10－7 1.75×10－5
Ka2/(mol·L－1) 4.7×10－11 －
(2)计算NaHCO3的水解常数Kh。
(3)浓度均为0.1 mol·L－1的CH3COONa、NaHCO3和Na2CO3溶液，其pH由小到大的顺序是___________________________。
CH3COONa2.常温下，三种酸的电离常数如表所示：
酸 HX HY HZ
Ka/(mol·L－1) 9×10－7 9×10－6 1×10－2
(1)三种酸的强弱关系是____________。
(2)若NaX、NaY、NaZ三种溶液的pH相同，则三者的浓度由大到小的顺序：_______________。
(3)写出NaY溶液与HZ反应的离子方程式：___________________。
HZ>HY>HX
NaZ>NaY>NaX
HZ＋Y－===HY＋Z－
3.已知H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2 mol·L－1、Ka2＝6.0×10－8 mol·
L－1。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
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外因对盐类水解平衡的影响
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二
1.盐类水解的特征
(1)盐类的水解反应可看作中和反应的逆反应，故是 反应。
(2)盐类的水解反应是 反应。
2.外界条件对水解平衡影响的实例
CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－
二
外因对盐类水解平衡的影响
吸热
可逆
平衡移动方向 c平(CH3 COO－) c平(CH3 COOH) c平(OH－) pH 水解程度
加热 _____ _____ _____ ____ ____ ____
正向
减小
增大
增大
增大
增大
特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒·夏特列原理。
平衡移动方向 c平(CH3 COO－) c平(CH3 COOH) c平(OH－) pH 水解程度
加水 _____ _____ _____ _____ ____ ____
加CH3COOH _____ _____ _____ _____ ____ ____
加CH3COONa _____ _____ _____ _____ ____ ____
加NaOH _____ _____ _____ _____ ____ ____
加HCl _____ _____ _____ _____ ____ ____
正向
减小
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逆向
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减小
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逆向
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正向
减小
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减小
减小
增大
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液， 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平(OH－)增大
(3)水解平衡右移，盐的离子的水解程度一定增大
(4)将醋酸钠溶液升高温度，会促进水解，溶液碱性增强
(5)在CH3COONa溶液中加入冰醋酸，能抑制CH3COO－水解
(6)加热CH3COONa溶液，溶液中 将减小
√
×
×
×
√
√
1.只改变Na2CO3溶液的一种条件，回答下列问题。
(1)通入CO2， 的水解平衡向 移动。
(2)稀释溶液，水解平衡常数 (填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(3)升高温度， 。
(4)加入NaOH固体，溶液pH 。
正反应方向
不变
增大
增大
2.向Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若向该溶液中滴入过量的BaCl2溶液，现象是什么？并结合离子方程式，运用平衡原理进行解释。
3.将镁条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生，利用有关离子方程式分析原因。
提示　NH4Cl溶液中发生水解反应： ＋H2O NH3·H2O＋H＋，加入镁条发生反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促进水解平衡右移，产生大量NH3·H2O，NH3·H2O NH3＋H2O，产生NH3。
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影响盐类水解因素的综合分析
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三
1.影响盐类水解因素总结
三
影响盐类水解因素的综合分析
越大
越
大
2.三步法判断影响盐类水解的因素
1.能使FeCl3溶液中 的比值接近3的措施是
A.加入适量硫酸
B.加入适量氨水
C.加热溶液
D.加入适量的K2CO3固体
√
FeCl3溶液中Fe3＋发生水解：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，使
>3，要使 的比值接近3，需抑制Fe3＋的水解。加入适量硫酸，
c(H＋)增大，可抑制Fe3＋的水解，A正确；
加入适量的氨水，氨水与H＋反应使c(H＋)减小，促进Fe3＋的水解，B错误；
盐类水解是吸热反应，加热溶液，促进Fe3＋的水解，C错误；
2.相同物质的量浓度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH较大，则同温同体积同浓度的HCN和HClO说法正确的是
A.电离程度：HCN＞HClO
B.pH：HClO＞HCN
C.与NaOH溶液恰好完全反应时，消耗NaOH的物质的量：HClO＞HCN
D.酸根离子浓度：c(CN－)＜c(ClO－)
√
NaCN和NaClO都为强碱弱酸盐，相同物质的量浓度时NaCN溶液的pH较大，说明CN－水解的程度大，因此HCN比HClO的酸性更弱，电离程度：HCN＜HClO，A项错误；
pH：HClO＜HCN，B项错误；
由于都是一元酸，与NaOH完全反应时，消耗NaOH的物质的量相同，C项错误；
同浓度的HCN和HClO，酸性：HCN＜HClO，故c(CN－)＜c(ClO－)，D项正确。
3.(2021·北京，12)以下4个实验中均产生了白色沉淀。
下列说法不正确的是
A.Na2CO3溶液、NaHCO3溶液含有的微粒种类相同
D.滴入溶液后，4支试管内溶液的
pH都变小
√
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课时对点练
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对点训练
题组一　影响盐类水解平衡的因素
A.加入少量NaOH B.加入少量水
C.通入少量HCl D.加热
√
对点训练
NH4Cl溶液中存在 ＋H2O NH3·H2O＋H＋，加入NaOH消耗H＋，平衡正向移动，使c( )减小，A项错误；
加水稀释，使溶液中c( )减小，B项错误；
通入HCl，抑制 水解，能使c( )更接近0.1 mol·L－1，C项正确；
加热促使 水解，导致c( )减小，D项错误。
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对点训练
2.向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为
A.减小、增大、减小 B.增大、减小、减小
C.减小、增大、增大 D.增大、减小、增大
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对点训练
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
√
对点训练
增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但Fe3＋水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，Fe3＋水解程度增大，A、B项正确；
盐类水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大，C项错误；
Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。
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对点训练
√
对点训练
温度不变，水解平衡常数不变， 不变，故A错误；
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；
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对点训练
5.(2023·四川泸州高二期末)常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是
A.稀释前溶液中c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1
B.稀释后溶液中c平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1
C.加水过程中水解平衡正向移动
D.加水过程中c( )逐渐减小
√
对点训练
稀释前pH＝10的Na2CO3溶液中c平(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，则c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，故A正确；
稀释前c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1，加水稀释，水解平衡正向移动，氢氧根离子物质的量增多，溶液体积增大，但水解平衡移动是微弱的，因此稀释后溶液中1×10－5 mol·L－1根据“越稀越水解”，加水过程中水解平衡正向移动，故C正确；
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对点训练
题组二　水解常数及其应用
6.已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
对点训练
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B.CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C.CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D.CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
√
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
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CO2通入C6H5ONa溶液中发生反应生成NaHCO3和C6H5OH，C正确；CH3COOH与CN－发生反应生成HCN，D正确。
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对点训练
7.常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5 mol·L－1。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 mol·L－1
√
对点训练
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；
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对点训练
8.(2023·海口海南中学高二校考)常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是
化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb/(mol·L－1) 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
对点训练
A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)
B.等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa>NaHCO3>NaClO
C.向HCOONa溶液中通入少量CO2的反应为CO2＋2HCOONa＋H2O===
2HCOOH＋Na2CO3
D.等物质的量浓度溶液中c( )大小顺序为(NH4)2CO3>NH3·H2O>NH4ClO
√
化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb/(mol·L－1) 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
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对点训练
HCOONa溶液中，发生反应：HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－、H2O
H＋＋OH－，则存在下列关系：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)，A正确；
比较表中的电离常数，可确定电离程度：HCOOH>H2CO3>HClO，则离子的水解程度：HCOONaNaHCO3>HCOONa，B不正确；
由于Ka1(H2CO3)1
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9.为使Na2S溶液中 减小，可采取的措施有(忽略溶液体积的变化)
①通入少量HCl气体
②加少量NaOH固体
③加少量KOH固体
④加少量KHS固体
A.①② B.②③ C.③④ D.①④
综合强化
√
综合强化
Na2S溶液中S2－存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。①通入少量
HCl气体，平衡正向移动，c(S2－)减小，c(Na＋)不变， 增大，错误；
②加少量NaOH固体，c(Na＋)、c(S2－)都增大，但增大幅度：c(Na＋)>
c(S2－)， 增大，错误；
③加少量KOH固体，平衡逆向移动，c(S2－)增大，c(Na＋)不变，
减小，正确；
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④加少量KHS固体，平衡逆向移动，c(S2－)增大，c(Na＋)不变，
减小，正确。
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10.下列说法中能证明Na2SO3溶液中存在 ＋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
综合强化
√
综合强化
滴入酚酞溶液变红，说明亚硫酸钠溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性，酚酞在pH大于8.2时呈红色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈碱性，若为酸性，不能说明平衡移动，故A、D错误；
氯水具有强氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能说明存在水解平衡，故B错误；
再加入氯化钡溶液后，钡离子和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸钡沉淀，且溶液红色褪去，能说明存在水解平衡，故C正确。
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11.某课外研究小组设计数字化实验
探究温度对盐类水解反应的影响。
通过加热50 mL 0.100 0 mol·L－1
Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶
液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是
综合强化
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c点的pH＝11.65，c平(H＋)＝1×
10－11.65 mol·L－1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10－14 mol2·
L－2，c平(OH－)≠1×10－2.35 mol·
L－1，故A错误；
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随着温度的升高，水的电离程度越来越大，水的离子积常数Kw增大，故pH呈减小趋势，故C正确；
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12.室温下，实验①将0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；实验②将0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得反应后溶液的pH＝7(以上溶液混合后体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是
A.实验②KOH的浓度c＜0.2
B.室温下，KX溶液的水解常数是1×10－9mol·L－1
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－)
√
综合强化
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平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c平(HX)，c平(X－)＝0.1 mol·L－1－c平(OH－)≈0.1 mol·L－1，则KX溶液的水解常
数Kh≈ ＝1×10－9 mol·L－1，故B正确；
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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。
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13.已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸(弱碱)的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是____(填字母)。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b.它们的大小都随温度的升高而增大
c.常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
ad
综合强化
对于正反应放热的可逆反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b项错误；
温度不变，CH3COOH的电离平衡常数不变，c项错误。
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(2)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3 mol·L－1，则当溶液中 ＝2∶1，试求该溶液的pH＝____。
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(3)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝____________ mol·L－1(已知
≈2.36)。
2.36×10－5
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(4)25 ℃时，H2SO3 ＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2 mol·L－1，则该温度下pH＝3、c( )＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝___________。
0.01 mol·L－1
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14.10 ℃时，在烧杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是 的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为___________________________。
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度_____(填“大于”或“小于”)NaHCO3。
大于
综合强化
乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3
Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质变为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
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温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10 ℃后再测定溶液的pH，若pH___(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲同学的观点正确；若pH___8.3，说明乙同学的观点正确。
＝
>
若甲同学的观点正确，则当温度恢复至10 ℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10 ℃时，pH应大于8.3。
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(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明____(填“甲”或“乙”)同学推测正确。
乙
根据试管A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。
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(5)将一定体积0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)，则其pH为9.8；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此可以判断___(填“甲”或“乙”)同学推测正确，原因是_____________________________________________________________
_____。
乙
溶液冷却至室温后pH为10.1，大于9.8，说明此实验过程中有新物质生成
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14作业31　影响盐类水解的因素
(分值：100分)
(选择题1～12题，每小题6分，共72分)
题组一　影响盐类水解平衡的因素
1．0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液中，由于NH的水解，使得c(NH)<0.1 mol·L－1。如果要使c(NH)更接近0.1 mol·L－1，可采取的措施是(　　)
A．加入少量NaOH B．加入少量水
C．通入少量HCl D．加热
2．向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为(　　)
A．减小、增大、减小 B．增大、减小、减小
C．减小、增大、增大 D．增大、减小、增大
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．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋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
5．(2023·四川泸州高二期末)常温下，pH＝10的Na2CO3溶液1 mL加水稀释至10 mL，下列说法错误的是(　　)
A．稀释前溶液中c平(OH－)＝1×10－4 mol·L－1
B．稀释后溶液中c平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1
C．加水过程中水解平衡正向移动
D．加水过程中c(HCO)逐渐减小
题组二　水解常数及其应用
6．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是(　　)
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
7．常温下，某酸HA的电离常数Ka＝1×10－5 mol·L－1。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 mol·L－1
8．(2023·海口海南中学高二校考)常温下，几种弱酸或弱碱的电离平衡常数如表所示，下列说法正确的是(　　)
化学式 HCOOH H2CO3 HClO NH3·H2O
Ka或Kb/(mol·L－1) 1.8×10－4 Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11 4.0×10－8 1.8×10－5
A.HCOONa溶液中：c(OH－)＝c(HCOOH)＋c(H＋)
B．等物质的量浓度溶液的pH大小顺序为HCOONa>NaHCO3>NaClO
C．向HCOONa溶液中通入少量CO2的反应为CO2＋2HCOONa＋H2O===2HCOOH＋Na2CO3
D．等物质的量浓度溶液中c(NH)大小顺序为(NH4)2CO3>NH3·H2O>NH4ClO
9．为使Na2S溶液中减小，可采取的措施有(忽略溶液体积的变化)(　　)
①通入少量HCl气体 ②加少量NaOH固体
③加少量KOH固体 ④加少量KHS固体
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
10．下列说法中能证明Na2SO3溶液中存在SO＋H2OHSO＋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
11．某课外研究小组设计数字化实验探究温度对盐类水解反应的影响。通过加热50 mL 0.100 0 mol·L－1Na2CO3标准溶液进行实验，测得溶液的pH随温度变化的关系如图所示。下列说法错误的是(　　)
A．c点溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)＝1×10－2.35 mol·L－1
B．由ab段可得结论：CO(aq)＋H2O(l) HCO(aq)＋OH－(aq)　ΔH>0
C．bd段pH减小是水的Kw随着温度的升高而增大所致
D．从a→d随着温度升高，始终增大
12．室温下，实验①将0.2 mol·L－1的一元酸HX和0.2 mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得混合后溶液的pH＝9；实验②将0.2 mol·L－1的一元酸HX和c mol·L－1 KOH溶液各100 mL混合，测得反应后溶液的pH＝7(以上溶液混合后体积变化忽略不计)。下列说法不正确的是(　　)
A．实验②KOH的浓度c＜0.2
B．室温下，KX溶液的水解常数是1×10－9mol·L－1
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－)
13．(14分)已知K、Ka(Kb)、Kw、Kh分别表示化学平衡常数、弱酸(弱碱)的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是______(填字母)。
a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b．它们的大小都随温度的升高而增大
c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka
d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
(2)已知某温度时，Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝2.0×10－3 mol·L－1，则当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，试求该溶液的pH＝______________。
(3)(5分)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1(已知≈2.36)。
(4)(5分)25 ℃时，H2SO3??HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2 mol·L－1，则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝____________________。
14．(14分)10 ℃时，在烧杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度/℃ 10 20 30 50 70
pH 8.3 8.4 8.5 8.9 9.4
(1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为__________________________________________________________________。
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3。
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10 ℃后再测定溶液的pH，若pH______(填“>”“<”或“＝”，下同)8.3，说明甲同学的观点正确；若pH______8.3，说明乙同学的观点正确。
(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断，实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中澄清石灰水变浑浊，说明______(填“甲”或“乙”)同学推测正确。
(5)将一定体积0.1 mol·L－1NaHCO3溶液置于烧杯中加热至微沸(溶液体积不变)，则其pH为9.8；将烧杯冷却至室温，过一段时间(溶液体积不变)测得pH为10.1。据此可以判断________(填“甲”或“乙”)同学推测正确，原因是___________________________________
_______________________________________________________________________________。
作业31　影响盐类水解的因素
1．C　2.A　3.C　4.A　5.B　6.A　7.D　8.A　9.C
10．C　[滴入酚酞溶液变红，说明亚硫酸钠溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度，溶液呈碱性，酚酞在pH大于8.2时呈红色，再加入硫酸或NaHSO4溶液后，溶液褪色，溶液可能呈酸性也可能呈碱性，若为酸性，不能说明平衡移动，故A、D错误；氯水具有强氧化性、漂白性，再加入氯水后溶液褪色，不能说明存在水解平衡，故B错误；再加入氯化钡溶液后，钡离子和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸钡沉淀，且溶液红色褪去，能说明存在水解平衡，故C正确。]
11．A　[c点的pH＝11.65，c平(H＋)＝1×10－11.65 mol·L－1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10－14 mol2·L－2，c平(OH－)≠1×10－2.35 mol·L－1，故A错误；随着温度的升高，Na2CO3溶液的pH增大，说明平衡CO(aq)＋H2O(l)??HCO(aq)＋OH－(aq)正向移动，即说明水解反应是吸热反应，ΔH＞0，故B正确；随着温度的升高，水的电离程度越来越大，水的离子积常数Kw增大，故pH呈减小趋势，故C正确；选项中的代数式为CO＋H2O??HCO＋OH－的水解常数Kh表达式，从a→d随着温度的升高，水解程度增大，故Kh增大，故D正确。]
12．D　[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平(OH－)＝1×10－5 mol·L－1≈c平(HX)，c平(X－)＝0.1 mol·L－1－c平(OH－)≈0.1 mol·L－1，则KX溶液的水解常数Kh≈＝1×10－9 mol·L－1，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。]
13．(1)ad　(2)9　(3)2.36×10－5　(4)0.01 mol·L－1
解析　(1)对于正反应放热的可逆反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b项错误；温度不变，CH3COOH的电离平衡常数不变，c项错误。(2)水的离子积Kw＝1.0×10－12 mol2·L－2，Na2CO3溶液的水解常数Kh1＝＝2.0×10－3 mol·L－1，当溶液中c(HCO)∶c(CO)＝2∶1时，c平(OH－)＝ mol·L－1＝1.0×10－3 mol·L－1，则c平(H＋)＝＝ mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1，即该溶液的pH＝9。
(3)该温度下1 mol·L－1 NH4Cl溶液的水解平衡常数Kh＝＝≈5.56×10－10 mol·L－1，又根据水解平衡常数表达式可知Kh＝≈，则c(H＋)＝ mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
(4)由Ka＝，代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。
14．(1)HCO＋H2OH2CO3＋OH－
(2)大于　(3)＝　>　(4)乙　(5)乙　溶液冷却至室温后pH为10.1，大于9.8，说明此实验过程中有新物质生成
解析　(2)乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质变为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
(3)若甲同学的观点正确，则当温度恢复至10 ℃时，pH应为8.3，若乙同学的观点正确，则当温度降回至10 ℃时，pH应大于8.3。
(4)根据试管A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时发生分解反应生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。

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