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第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解及其影响因素
一、知识目标
1.能够通过实验探究，判断不同盐溶液的酸碱性，并归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系。
2.学会分析盐溶液呈不同酸碱性的原因，理解盐类水解的实质和过程。
3.掌握盐类水解离子方程式的书写方法，包括一元强酸弱碱盐、一元强碱弱酸盐、多元弱酸强碱盐等不同类型盐的水解方程式书写。
4.理解盐类水解反应的特点，如可逆性、吸热性、程度微弱等，并能运用水解平衡常数分析水解程度的大小。
二、核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察盐溶液的酸碱性，从微观上分析盐电离出的离子与水电离出的或结合的过程，理解盐类水解的本质。
2.证据推理与模型认知：通过实验数据和分析，建立盐类水解的概念模型，运用水解平衡常数等证据推理水解程度与弱酸弱碱电离常数的关系。
3.科学探究与创新意识：通过设计实验探究盐溶液的酸碱性，培养科学探究能力和创新思维，体会实验在化学研究中的重要性。
一、学习重点
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
2.盐类水解离子方程式的书写。
二、学习难点
1.盐类水解的实质。
2.水解平衡常数的应用。
一、盐溶液的酸碱性及原因
1．探究盐溶液的酸碱性
用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。
盐溶液 pH 盐类型 酸碱性
NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性
Na2SO4 pH＝7
Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性
NaHCO3 pH>7
CH3COONa pH＞7
FeCl3 pH＜7 强酸弱碱盐 酸性
(NH4)2SO4 pH＜7
2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因
（1）强酸强碱盐(以NaCl为例)
溶液中的变化 H2O H＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－
离子间能否相互作用生成弱电解质 否
c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，无弱电解质生成
理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋)＝c(OH－)
（2）强酸弱碱盐(以NH4Cl为例)
（3）强碱弱酸盐(以CH3COONa为例)
3．盐类水解
（1）概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）实质：生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
（3）盐类水解的特点
二、盐类水解方程式的书写
1．盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“ ”连接，产物不标“↑”或“↓”。如：
（1）NaClO：ClO－＋H2O HClO＋OH－；
（2）(NH4)2SO4：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
2．多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。如：
Na2CO3：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－。
3．多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。
（1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“ ”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
（2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]-，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成)
三、影响盐类水解的主要因素
1．实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小
② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小
③ 加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小
2．影响盐类水解平衡的因素
（1）内因
①主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF＜CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远大于第二步，原因是正盐阴离子与H＋结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。例如，Na2CO3溶液中
（2）外因
（一）问题探究
1.问题：结合生活实际，寻找更多盐类在生活中表现出与常规酸碱性认知不同性质的例子，并分析可能的原因。
答案：例如用硫酸铝和小苏打溶液制作泡沫灭火器。硫酸铝是盐，小苏打（碳酸氢钠）也是盐，但二者混合能产生大量二氧化碳泡沫用于灭火。原因是硫酸铝是强酸弱碱盐，铝离子会发生水解：；碳酸氢钠是强碱弱酸盐，碳酸氢根离子会水解：，二者水解相互促进，使得水解程度增大，产生大量的氢氧化铝沉淀和二氧化碳气体。
2.问题：查阅资料，了解盐类水解在工业生产和农业生产中的应用有哪些？
答案：在工业生产中，如用热的碳酸钠溶液清洗油污，利用了碳酸钠水解显碱性，加热促进水解，碱性增强，油污在碱性条件下更易水解成可溶于水的物质而被清洗掉；在制备纳米材料时，利用盐类水解控制条件来生成特定的纳米颗粒。在农业生产中，土壤的酸碱性与盐类水解有关，合理使用化肥时需要考虑盐类水解对土壤酸碱性的影响，比如长期使用硫酸铵化肥会使土壤酸性增强，因为铵根离子水解显酸性：。
（二）问题思考
1.问题：我们已经学过化学平衡、弱电解质的电离平衡以及水的电离平衡，那么这些平衡知识对理解盐类水解有什么帮助？
答案：盐类水解涉及到多种平衡的相互作用。化学平衡的原理，如勒夏特列原理，可用于分析盐类水解平衡的移动。当改变盐溶液的温度、浓度等条件时，盐类水解平衡会像化学平衡一样发生移动。弱电解质的电离平衡知识有助于理解盐电离出的离子与水电离出的或结合生成弱电解质的过程，因为生成的弱电解质存在电离平衡。水的电离平衡是盐类水解的基础，盐类水解会促进或抑制水的电离，例如强酸弱碱盐中的弱碱阳离子会结合水电离出的，使水的电离平衡正向移动。
2.问题：根据已学知识，思考为什么只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才能发生水解？
答案：盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离出的或结合生成弱电解质。强酸强碱盐在水溶液中完全电离，电离出的阳离子和阴离子都不能与水电离出的或结合生成弱电解质，所以不发生水解，溶液呈中性。而含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐，弱酸阴离子能结合水电离出的生成弱酸，弱碱阳离子能结合水电离出的生成弱碱，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离程度增大，发生水解反应。
3.问题：在分析盐溶液呈酸碱性的原因时，如何从电离和离子结合的角度进行思考？
答案：首先写出盐的电离方程式，确定盐溶液中存在的离子。然后考虑这些离子与水电离出的或的结合情况。如果盐电离出的弱碱阳离子能与水电离出的结合生成弱碱，会使溶液中浓度减小，水的电离平衡正向移动，浓度增大，溶液呈酸性；如果盐电离出的弱酸阴离子能与水电离出的结合生成弱酸，会使溶液中浓度减小，水的电离平衡正向移动，浓度增大，溶液呈碱性。例如对于氯化铵溶液，完全电离：，溶液中存在、、、，会与结合生成，使浓度减小，水的电离平衡正向移动，浓度增大，溶液呈酸性。
（三）归纳总结
1.问题：通过实验探究，归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。
答案：
盐的类型 酸碱性 实例
强酸强碱盐 中性 、等
强酸弱碱盐 酸性 、等
强碱弱酸盐 碱性 、等
原因是盐离子与水电离的或结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而使溶液呈现不同的酸碱性。
2.问题：总结盐类水解的概念、实质和特点。
答案：
概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的或结合生成弱电解质的反应叫做盐类的水解。
实质：生成弱电解质，促进水的电离。
特点：
o可逆：盐类水解是可逆反应，存在水解平衡。
o酸碱中和反应的逆反应：水解反应与中和反应互为逆反应。
o吸热：因为中和反应是放热反应，所以盐类水解是吸热反应。
o程度微弱：一般情况下，盐类水解的程度较小。
3.问题：归纳盐类水解离子方程式的书写方法和注意事项。
答案：
书写方法：盐类水解离子方程式的一般书写模式为：盐的离子＋水弱酸(弱碱)＋（）。
注意事项：
o水解反应是可逆反应，用“”连接。
o水解反应的程度很微弱，一般不写“”“”。
o多元弱酸阴离子的水解是分步进行的，以第一步为主。例如水解：第一步（主）；第二步（次）。
o多元强酸弱碱盐的水解离子方程式简化成一步完成。例如水解：。
o当阴、阳离子均水解，二者相互促进，水解程度较大，水解反应一般能进行到底，书写水解离子方程式时要用“”“”“”等。例如溶液与溶液混合：。
（四）例题讲解
1.例题：水溶液呈酸性的是（ ）
A. B. C. D.
答案：B
解析： - A选项，是强酸强碱盐，在水溶液中完全电离：，不发生水解，溶液中和浓度相等，溶液呈中性。 - B选项，在水溶液中完全电离：，会电离出，使溶液中浓度大于浓度，溶液呈酸性。 - C选项，是强碱弱酸盐，会水解：，溶液中浓度大于浓度，溶液呈碱性。 - D选项，中的水解程度大于电离程度，水解：，溶液中浓度大于浓度，溶液呈碱性。所以答案选B。
2. 例题：下图表示的是某离子与水的反应过程，离子可能是（ ）
A. B. C. D.
答案：D
解析：从图中可以看出离子与水反应生成了一种弱碱和。 - A选项，水解：，生成，溶液呈碱性，不符合图中反应过程。 - B选项，水解：，生成，溶液呈碱性，不符合图中反应过程。 - C选项，不水解，不会与水发生图中所示反应。 - D选项，水解：，符合图中反应过程。所以答案选D。 3. 例题：下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ）
① ②
③ ④碳酸氢钠溶液：
⑤溶于中：
A. ①②③④ B. ①②③
C. ②③⑤ D. 全部
答案：D
解析： - ①是的电离方程式，不是水解反应。 - ②水解是可逆反应，应该用“”，正确的是。 - ③水解分步进行，以第一步为主：，而不是。 - ④是的电离方程式，不是水解方程式。 - ⑤溶于中，正确的水解方程式为：，而不是。所以全部都不属于水解反应或水解方程式不正确，答案选D。
4. 例题：室温下，相同体积的下列四种溶液①、②、③、④，其中所含阳离子数由多到少的顺序是（ ）
A. ④ > ① = ② > ③ B. ① > ④ > ② > ③
C. ④ > ① > ③ > ② D. ④ > ② > ① > ③
答案：D
解析： - ①是强酸强碱盐，不水解，溶液中阳离子为，其物质的量等于溶液体积乘以浓度。 - ②中水解：，一个水解会生成3个，使阳离子数目增多。 - ③是弱酸，部分电离：，溶液中阳离子为，由于是弱酸，电离出的较少。 - ④中水解：，，水解促进水的电离，溶液中阳离子为和水电离出的，且浓度较大。所以所含阳离子数由多到少的顺序是④ > ② > ① > ③，答案选D。
5. 例题：时，有关浓度均为的和溶液的判断不正确的是（ ）
A. 均存在电离平衡和水解平衡 B. 存在的粒子种类相同
C. 前者大于后者 D. 加入等量固体，恢复到原温度，均增大
答案：C
解析： - A选项，溶液中存在的电离平衡：和水解平衡：，水也存在电离平衡：；溶液中存在的水解平衡：、
1.水溶液呈酸性的是（ ）
A. NaCl
B. NaHSO
C. HCOONa
D. NaHCO
【答案】B
【解析】A选项，NaCl是强酸强碱盐，不发生水解，溶液呈中性；B选项，NaHSO 在水溶液中完全电离：NaHSO = Na + H + SO ，会电离出H ，使溶液呈酸性；C选项，HCOONa是强碱弱酸盐，HCOO 会水解：HCOO + H O HCOOH + OH ，溶液呈碱性；D选项，NaHCO 中HCO 的水解程度大于电离程度，水解：HCO + H O H CO + OH ，溶液呈碱性。所以答案选B。
2.下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是（ ）
A. CO
B. HCO
C. Na
D. NH
【答案】D
【解析】从图中可以看出离子X与水反应生成了一种弱碱和H 。A选项，CO 水解：CO + H O HCO + OH ，生成OH ，溶液呈碱性；B选项，HCO 水解：HCO + H O H CO + OH ，生成OH ，溶液呈碱性；C选项，Na 不水解；D选项，NH 水解：NH + H O NH ·H O + H ，符合图中反应过程。所以答案选D。
3.下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ）
①HCl＋H O H O ＋Cl
②AlCl ＋3H O === Al(OH) ＋3HCl
③Na CO ＋2H O H CO ＋2NaOH
④碳酸氢钠溶液：HCO ＋H O CO ＋H O
⑤NH Cl溶于D O中：NH ＋D O NH ·D O＋H
A. ①②③④
B. ①②③
C. ②③⑤
D. 全部
【答案】D
【解析】①HCl＋H O H O ＋Cl 是HCl的电离方程式，不是水解反应；②AlCl 水解是可逆反应，应该用“ ”，正确的是AlCl + 3H O Al(OH) + 3HCl；③Na CO 水解分步进行，以第一步为主：CO + H O HCO + OH ；④HCO ＋H O CO ＋H O 是HCO 的电离方程式，不是水解方程式；⑤NH Cl溶于D O中，正确的水解方程式为：NH ＋D O NH ·HDO＋D 。所以全部都不属于水解反应或水解方程式不正确，答案选D。
4.室温下，0.5mol·L 相同体积的下列四种溶液①KCl、②FeCl 、③HF、④Na CO ，其中所含阳离子数由多到少的顺序是（ ）
A. ④>①＝②>③
B. ①>④>②>③
C. ④>①>③>②
D. ④>②>①>③
【答案】D
【解析】①KCl是强酸强碱盐，不水解，溶液中阳离子为K ；②FeCl 中Fe 水解：Fe + 3H O Fe(OH) + 3H ，一个Fe 水解会生成3个H ，使阳离子数目增多；③HF是弱酸，部分电离：HF H + F ，溶液中阳离子为H ；④Na CO 中CO 水解：CO + H O HCO + OH ，HCO + H O H CO + OH ，水解促进水的电离，溶液中阳离子为Na 和水电离出的H ，且Na 浓度较大。所以所含阳离子数由多到少的顺序是④>②>①>③，答案选D。
5.25°C时，有关浓度均为0.2mol·L 的NaHCO 和Na CO 溶液的判断不正确的是（ ）
A. 均存在电离平衡和水解平衡
B. 存在的粒子种类相同
C. c(OH )前者大于后者
D. 加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO )均增大
【答案】C
【解析】A选项，NaHCO 溶液中存在HCO 的电离平衡和水解平衡，水也存在电离平衡；Na CO 溶液中存在CO 的水解平衡和水的电离平衡，所以均存在电离平衡和水解平衡，A正确；B选项，两溶液中都存在Na 、H 、OH 、HCO 、CO 、H CO 、H O这些粒子，存在的粒子种类相同，B正确；C选项，CO 的水解程度大于HCO 的水解程度，所以Na CO 溶液中c(OH )更大，C错误；D选项，加入NaOH固体，对于NaHCO 溶液，OH 与HCO 反应生成CO ，c(CO )增大；对于Na CO 溶液，加入OH 抑制CO 的水解，c(CO )也增大，D正确。所以答案选C。
一、盐溶液的酸碱性及原因
1．盐类的水解
（1）概念：
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）实质
（3）盐类水解的特点
2．盐类水解的规律
（1）有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。
（2）无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子：
①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。
（3）谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。
（4）谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。
（5）都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。
（6）同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
（7）越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。
电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。
二、盐类水解方程式的书写
1.水解离子方程式的一般模式
阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
2.盐类水解离子方程式的书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
3.书写要求
（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
（3）多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。
（4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。
4．不同类型盐水解的离子方程式
（1）一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
（2）一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（3）多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（4）多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。
（5）多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（6）弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
①NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。
三、影响盐类水解的主要因素
1．反应物的性质
盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大，即越弱越水解。
2．实验探究反应条件对水解程度的影响
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动
溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动
温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 升高温度，水解平衡向正反应方向移动
注意 盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
考点一　盐类水解的实质及规律
1．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　)
A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡
B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋)
D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性
答案　C
解析　水电离出的c(H＋)＝c(OH－)一定成立，CH3COONa溶液显碱性，是由于水电离出的H＋有一部分与CH3COO－结合成CH3COOH，从而使c(H＋)2．常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　)
A．HCl B．NaHSO4
C．NH4Cl D．NaCl
答案　C
解析　常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1＞1×10－7 mol·L－1，说明溶质是促进水电离的物质，NH4Cl为强酸弱碱盐，促进水的电离，C正确。
3．下列一定能说明HClO是弱电解质的是(　　)
A．25 ℃时，用pH试纸测0.01 mol·L－1HClO的pH
B．25 ℃时，NaClO溶液的pH大于7
C．25 ℃时，若测得HClO溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HClO是弱酸
D．浓度相同的NaOH溶液分别与pH相同的次氯酸、盐酸反应呈中性，前者消耗的NaOH溶液的体积多
答案　B
解析　A项，HClO能氧化漂白pH试纸，错误；C项，25 ℃时，若测得HClO溶液pH＞6，无论弱酸还是强酸，稀释10倍后，pH一定小于7，错误；D项，酸的体积未知，故不能根据消耗的NaOH溶液的体积的多少判断酸性强弱，错误。
4．由一价离子组成的四种盐溶液：AC、BD、AD、BC各1 mol·L－1，在室温下，前两种溶液的pH＝7，第三种溶液的pH＞7，最后一种溶液的pH＜7，则下列说法正确的是(　　)
A B C D
碱性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH
酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD
答案　A
解析　根据盐的水解规律可知，弱离子越弱，水解程度越大，可进行如下归类分析：
综上可知，电离程度：HC＝AOH＞HD＝BOH，即酸性：HC＞HD，碱性：AOH＞BOH，A项正确。
考点二　盐类水解方程式
1．下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是(　　)
A．MgCl2溶液：Mg2＋＋2H2O Mg(OH)2↓＋2H＋
B．NaHCO3溶液：HCO＋H2O H2CO3＋OH－
C．Na2SO3溶液：SO＋2H2O H2SO3＋2OH－
D．KCN溶液：CN－＋H2O===HCN＋OH－
答案　B
解析　A项，Mg(OH)2不应标“↓”；C项，SO应分步水解；D项，应用“ ”。
2．下列各反应的化学方程式中，属于水解反应的是(　　)
A．HCO＋H2O CO＋H3O＋ B．PO＋2H2O H2PO＋2OH－
C．CO2＋H2O H2CO3 D．CO＋H2O HCO＋OH－
答案　D
3．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是(　　)
①HCl＋H2O H3O＋＋Cl－ ②AlCl3＋3H2O===Al(OH)3＋3HCl
③Na2CO3＋2H2O H2CO3＋2NaOH ④碳酸氢钠溶液：HCO＋H2O CO＋H3O＋
⑤NH4Cl溶于D2O中：NH＋D2O NH3·D2O＋H＋
A．①②③④ B．①②③
C．②③⑤ D．全部
答案　D
解析　氯化氢不能发生水解，①错误；氯化铝水解的方程式应用“ ”连接，②错误；CO应分步水解，③错误；碳酸氢根离子的水解方程式为HCO＋H2O H2CO3＋OH－，④错误；NH4Cl溶于D2O中，水解反应的离子方程式为NH＋D2O NH3·DHO＋D＋，⑤错误。
考点三　溶液中微粒数目的简单比较
1．物质的量相等的下列物质形成的等体积溶液中，所含微粒种类最多的是(　　)
A．CaCl2 B．CH3COONa
C．NH3 D．K2S
答案　D
解析　CaCl2不水解，其溶液中存在的微粒有5种：Ca2＋、Cl－、OH－、H＋、H2O；CH3COONa发生水解，其溶液中存在的微粒有6种：Na＋、CH3COO－、CH3COOH、H＋、OH－、H2O；氨水中存在的微粒有6种：NH3、NH3·H2O、NH、OH－、H＋、H2O；K2S中S2－发生两步水解，其溶液中存在7种微粒：K＋、S2－、HS－、H2S、OH－、H＋、H2O。
2．物质的量浓度相同的下列各物质的溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是(　　)
①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4
A．④③②① B．①②③④
C．③②④① D．③④②①
答案　C
解析　水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－，若将自身能电离出H＋或OH－的物质加入水中，则水的电离程度减小；若将能结合水中H＋或OH－的物质加入水中，则水的电离程度增大。NaHSO4抑制水的电离，Na2CO3、NaHCO3均能促进水的电离且Na2CO3比NaHCO3的促进程度更大，Na2SO4不影响水的电离。
3．25 ℃时，有关浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液的判断不正确的是(　　)
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH－)前者大于后者
D．加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大
答案　C
解析　两种溶液中均存在水的电离平衡，NaHCO3溶液中还存在HCO H＋＋CO及HCO＋H2O?? H2CO3＋OH－，Na2CO3溶液中还存在CO＋H2O HCO＋OH－，故A正确；两种溶液中均存在Na＋、CO、HCO、H2CO3、OH－、H＋、H2O，故B正确；浓度相同时，CO的水解程度大于HCO，故Na2CO3溶液中的c(OH－)更大，故C错误；向NaHCO3溶液中加入NaOH固体，HCO＋OH－=== H2O＋CO，c(CO)增大，Na2CO3溶液中加入NaOH固体，导致CO的水解平衡逆向移动，c(CO)增大，故D正确。
考点四　影响盐类水解平衡的因素
1．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　)
A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ
C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX
答案　B
解析　利用盐类水解规律“越弱越水解，谁强显谁性”，结合同浓度三种酸对应的钠盐的溶液的pH可推知，碱性越强则对应的酸越弱。
2．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．升高温度，减小
C．通入H2S，HS－的浓度增大
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
答案　C
解析　水解平衡常数只受温度影响，温度不变，水解平衡常数不变，A项错误；水解是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，HS－的浓度增大，S2－的浓度减小，所以增大，B项错误；通入H2S，H2S会结合水解出的OH－，使平衡正向移动，HS－的浓度增大，C项正确；加入氢氧化钠固体，溶液的碱性增强，溶液pH增大，D项错误。
3．下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　)
A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者
C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小
D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
答案　C
解析　增大FeCl3的浓度，水解平衡向右移动，但Fe3＋水解程度减小，加水稀释，水解平衡向右移动，Fe3＋水解程度增大，A、B项均正确；盐类水解是吸热过程，温度升高，水解程度增大，C项错误；Fe3＋水解后溶液呈酸性，增大H＋的浓度可抑制Fe3＋的水解，D项正确。
4．为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入(　　)
①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH　⑤适量的硫酸
A．①②⑤ B．③⑤ C．③④ D．④⑤
答案　B
解析　NH4Cl溶液中存在NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，为增大NH浓度，应加入酸或NH3·H2O，①加入HCl虽然增大了H＋的浓度，但也增大了Cl－的浓度，不符合题目要求。
5．等物质的量浓度的下列溶液中c(NH)由多到少的关系正确的是(　　)
①NH4Cl　②NH4HSO4　③CH3COONH4　④NH4Al(SO4)2　⑤NH3·H2O　⑥(NH4)2SO4
A．①②③④⑤⑥ B．④⑥②①③⑤
C．②①③④⑤⑥ D．⑥②④①③⑤
答案　D
解析　①NH4Cl ===NH＋Cl－；②NH4HSO4===NH＋H＋＋SO；③CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－，促进NH的水解；④NH4Al(SO4)2===NH＋Al3＋＋2SO，Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋，抑制NH水解；⑤NH3·H2O??NH＋OH－，NH3·H2O只有少部分电离；⑥(NH4)2SO4===2NH＋SO；故溶液中c(NH)由多到少的顺序为⑥②④①③⑤。
6．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是(　　)
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
答案　A
解析　根据盐类水解中越弱越水解的规律，可得酸性的强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞C6H5OH＞HCO；再利用较强酸制较弱酸原理进行判断。HClO可与CO发生反应生 HCO，故CO2与NaClO溶液发生反应：CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO，A错误、B正确；酸性：H2CO3＞C6H5OH＞HCO，CO2通入C6H5ONa溶液中发生反应生成NaHCO3和C6H5OH，C正确；酸性：CH3COOH＞HCN，CH3COOH与CN－发生反应生成HCN，D正确。
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第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解及其影响因素
一、知识目标
1.能够通过实验探究，判断不同盐溶液的酸碱性，并归纳盐溶液酸碱性与盐的类型之间的关系。
2.学会分析盐溶液呈不同酸碱性的原因，理解盐类水解的实质和过程。
3.掌握盐类水解离子方程式的书写方法，包括一元强酸弱碱盐、一元强碱弱酸盐、多元弱酸强碱盐等不同类型盐的水解方程式书写。
4.理解盐类水解反应的特点，如可逆性、吸热性、程度微弱等，并能运用水解平衡常数分析水解程度的大小。
二、核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察盐溶液的酸碱性，从微观上分析盐电离出的离子与水电离出的或结合的过程，理解盐类水解的本质。
2.证据推理与模型认知：通过实验数据和分析，建立盐类水解的概念模型，运用水解平衡常数等证据推理水解程度与弱酸弱碱电离常数的关系。
3.科学探究与创新意识：通过设计实验探究盐溶液的酸碱性，培养科学探究能力和创新思维，体会实验在化学研究中的重要性。
一、学习重点
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
2.盐类水解离子方程式的书写。
二、学习难点
1.盐类水解的实质。
2.水解平衡常数的应用。
一、盐溶液的酸碱性及原因
1．探究盐溶液的酸碱性
用pH计测定下列溶液的pH与7的关系，按强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐分类完成下表。
盐溶液 pH 盐类型 酸碱性
NaCl pH 7
Na2SO4 pH 7
Na2CO3 pH 7
NaHCO3 pH 7
CH3COONa pH 7
FeCl3 pH 7
(NH4)2SO4 pH 7
2.理论分析：盐溶液呈酸碱性的原因
（1）强酸强碱盐(以NaCl为例)
溶液中的变化 H2O H＋＋OH－ NaCl===Na＋＋Cl－
离子间能否相互作用生成弱电解质
c(H＋)和c(OH－)的相对大小 c(H＋) c(OH－)，呈 性， 弱电解质生成
理论解释 水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H＋) c(OH－)
（2）强酸弱碱盐(以NH4Cl为例)
（3）强碱弱酸盐(以CH3COONa为例)
3．盐类水解
（1）概念：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的 或 结合生成 的反应，叫做盐类的水解。
（2）实质：生成 ，使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。
（3）盐类水解的特点
二、盐类水解方程式的书写
1．盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式时，一般用“ ”连接，产物不标“↑”或“↓”。如：
（1）NaClO：ClO－＋H2O HClO＋OH－；
（2）(NH4)2SO4：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋。
2．多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第 步为主。如：
Na2CO3：CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－。
3．多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，只要求一步写到底。如AlCl3：Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋。
4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。
（1）NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“ ”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
（2）Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]-，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成)
三、影响盐类水解的主要因素
1．实验探究影响FeCl3水解平衡的因素
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
实验序号 影响因素 实验步骤 实验现象
① 盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变 ，pH
② 溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变 ，pH
③ 加入少量NaOH溶液 产生 色沉淀
④ 温度 升高温度 溶液颜色变 ，pH
2．影响盐类水解平衡的因素
（1）内因
①主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
例如，酸性：HF＞CH3COOH，则水解程度：NaF CH3COONa。
②多元弱酸正盐的水解，水解反应第一步远远 第二步，原因是正盐阴离子与H＋结合能力比酸式盐阴离子结合能力强并且第一步水解产生的OH－对第二步水解有抑制作用。例如，Na2CO3溶液中
（2）外因
（一）问题探究
1.问题：结合生活实际，寻找更多盐类在生活中表现出与常规酸碱性认知不同性质的例子，并分析可能的原因。
答案：
2.问题：查阅资料，了解盐类水解在工业生产和农业生产中的应用有哪些？
答案：
（二）问题思考
1.问题：我们已经学过化学平衡、弱电解质的电离平衡以及水的电离平衡，那么这些平衡知识对理解盐类水解有什么帮助？
答案：
2.问题：根据已学知识，思考为什么只有含有弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐才能发生水解？
答案：
3.问题：在分析盐溶液呈酸碱性的原因时，如何从电离和离子结合的角度进行思考？
答案：
（三）归纳总结
1.问题：通过实验探究，归纳盐溶液的酸碱性与盐的类型之间的关系。
答案：
盐的类型 酸碱性 实例
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
原因是___________________________________________
2.问题：总结盐类水解的概念、实质和特点。
答案：
3.问题：归纳盐类水解离子方程式的书写方法和注意事项。
答案：
（四）例题讲解
1.例题：水溶液呈酸性的是（ ）
A. B. C. D.
2. 例题：下图表示的是某离子与水的反应过程，离子可能是（ ）
A. B. C. D.
3. 例题：下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ）
① ②
③ ④碳酸氢钠溶液：
⑤溶于中：
A. ①②③④ B. ①②③
C. ②③⑤ D. 全部
4. 例题：室温下，相同体积的下列四种溶液①、②、③、④，其中所含阳离子数由多到少的顺序是（ ）
A. ④ > ① = ② > ③ B. ① > ④ > ② > ③
C. ④ > ① > ③ > ② D. ④ > ② > ① > ③
5. 例题：时，有关浓度均为的和溶液的判断不正确的是（ ）
A. 均存在电离平衡和水解平衡 B. 存在的粒子种类相同
C. 前者大于后者 D. 加入等量固体，恢复到原温度，均增大
1.水溶液呈酸性的是（ ）
A. NaCl
B. NaHSO
C. HCOONa
D. NaHCO
2.下图表示的是某离子X与水的反应过程，离子X可能是（ ）
A. CO
B. HCO
C. Na
D. NH
3.下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ）
①HCl＋H O H O ＋Cl
②AlCl ＋3H O === Al(OH) ＋3HCl
③Na CO ＋2H O H CO ＋2NaOH
④碳酸氢钠溶液：HCO ＋H O CO ＋H O
⑤NH Cl溶于D O中：NH ＋D O NH ·D O＋H
A. ①②③④
B. ①②③
C. ②③⑤
D. 全部
4.室温下，0.5mol·L 相同体积的下列四种溶液①KCl、②FeCl 、③HF、④Na CO ，其中所含阳离子数由多到少的顺序是（ ）
A. ④>①＝②>③
B. ①>④>②>③
C. ④>①>③>②
D. ④>②>①>③
5.25°C时，有关浓度均为0.2mol·L 的NaHCO 和Na CO 溶液的判断不正确的是（ ）
A. 均存在电离平衡和水解平衡
B. 存在的粒子种类相同
C. c(OH )前者大于后者
D. 加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO )均增大
一、盐溶液的酸碱性及原因
1．盐类的水解
（1）概念：
在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
（2）实质
（3）盐类水解的特点
2．盐类水解的规律
（1）有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。
（2）无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。常见不水解的离子：
①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO；②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。
（3）谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。
（4）谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。
（5）都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。
（6）同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。
（7）越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。
电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。
二、盐类水解方程式的书写
1.水解离子方程式的一般模式
阴(阳)离子＋H2O弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
2.盐类水解离子方程式的书写规律
①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。
②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－。
③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的水解离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
3.书写要求
（1）一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
（2）多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。
（3）多元弱碱阳离子的水解是分步进行的，但简化成一步写完。
（4）水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大的，如有沉淀生成，则书写时要用“===”“↑” “↓”等。
4．不同类型盐水解的离子方程式
（1）一元弱酸强碱盐，以CH3COONa为例：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。
（2）一元弱碱强酸盐，以NH4Cl为例： NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
（3）多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸强碱盐水解是分步进行的，应分步书写。水解程度主要取决于第一步反应，以Na2CO3为例：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（4）多元弱碱强酸盐：多元弱碱强酸盐水解也是分步的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，以CuCl2为例：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。
（5）多元弱酸的酸式盐，以NaHCO3为例： HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
（6）弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
①NH与HCO、CO、CH3COO－等构成的盐，虽然水解相互促进，但水解程度较小，仍是部分水解。如NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋和CO或HCO等构成的盐，水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀。如Al3＋＋3HCO=Al(OH)3↓＋3CO2。
三、影响盐类水解的主要因素
1．反应物的性质
盐类水解程度的大小主要由盐的性质决定，生成盐的弱酸酸性越弱(或弱碱碱性越弱)，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大，即越弱越水解。
2．实验探究反应条件对水解程度的影响
已知FeCl3发生水解反应的离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，根据实验操作填写下表：
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
盐的浓度 加入FeCl3固体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入FeCl3固体，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反应方向移动
溶液的酸碱度 加盐酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入盐酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反应方向移动，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 产生红褐色沉淀 加入氢氧化钠后，OH－消耗H＋，c(H＋)减小，水解平衡向正反应方向移动
温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 升高温度，水解平衡向正反应方向移动
注意 盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
考点一　盐类水解的实质及规律
1．下列关于盐溶液呈酸碱性的说法错误的是(　　)
A．盐溶液呈酸碱性的原因是破坏了水的电离平衡
B．NH4Cl溶液呈酸性是由于溶液中c(H＋)>c(OH－)
C．在CH3COONa溶液中，由水电离的c(OH－)≠c(H＋)
D．水电离出的H＋(或OH－)与盐中的弱酸酸根离子(或弱碱阳离子)结合，造成盐溶液呈碱(或酸)性
2．常温下，某溶液中由水电离产生的H＋的浓度为1×10－5 mol·L－1，则该溶液中的溶质可能是下列物质中的(　　)
A．HCl B．NaHSO4
C．NH4Cl D．NaCl
3．下列一定能说明HClO是弱电解质的是(　　)
A．25 ℃时，用pH试纸测0.01 mol·L－1HClO的pH
B．25 ℃时，NaClO溶液的pH大于7
C．25 ℃时，若测得HClO溶液pH＝a，取该溶液10.0 mL，加蒸馏水稀释至100.0 mL，测得pH＝b，b－a<1，则HClO是弱酸
D．浓度相同的NaOH溶液分别与pH相同的次氯酸、盐酸反应呈中性，前者消耗的NaOH溶液的体积多
4．由一价离子组成的四种盐溶液：AC、BD、AD、BC各1 mol·L－1，在室温下，前两种溶液的pH＝7，第三种溶液的pH＞7，最后一种溶液的pH＜7，则下列说法正确的是(　　)
A B C D
碱性 AOH＞BOH AOH＜BOH AOH＞BOH AOH＜BOH
酸性 HC＞HD HC＞HD HC＜HD HC＜HD
考点二　盐类水解方程式
1．下列离子方程式属于盐的水解且书写正确的是(　　)
A．MgCl2溶液：Mg2＋＋2H2O Mg(OH)2↓＋2H＋
B．NaHCO3溶液：HCO＋H2O H2CO3＋OH－
C．Na2SO3溶液：SO＋2H2O H2SO3＋2OH－
D．KCN溶液：CN－＋H2O===HCN＋OH－
2．下列各反应的化学方程式中，属于水解反应的是(　　)
A．HCO＋H2O CO＋H3O＋ B．PO＋2H2O H2PO＋2OH－
C．CO2＋H2O H2CO3 D．CO＋H2O HCO＋OH－
3．下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是(　　)
①HCl＋H2O H3O＋＋Cl－ ②AlCl3＋3H2O===Al(OH)3＋3HCl
③Na2CO3＋2H2O H2CO3＋2NaOH ④碳酸氢钠溶液：HCO＋H2O CO＋H3O＋
⑤NH4Cl溶于D2O中：NH＋D2O NH3·D2O＋H＋
A．①②③④ B．①②③
C．②③⑤ D．全部
考点三　溶液中微粒数目的简单比较
1．物质的量相等的下列物质形成的等体积溶液中，所含微粒种类最多的是(　　)
A．CaCl2 B．CH3COONa
C．NH3 D．K2S
2．物质的量浓度相同的下列各物质的溶液，由水电离出的c(H＋)由大到小的顺序是(　　)
①NaHSO4　②NaHCO3　③Na2CO3　④Na2SO4
A．④③②① B．①②③④
C．③②④① D．③④②①
3．25 ℃时，有关浓度均为0.2 mol·L－1的NaHCO3和Na2CO3溶液的判断不正确的是(　　)
A．均存在电离平衡和水解平衡
B．存在的粒子种类相同
C．c(OH－)前者大于后者
D．加入等量NaOH固体，恢复到原温度，c(CO)均增大
考点四　影响盐类水解平衡的因素
1．物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　)
A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ
C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX
2．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2O HS－＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．升高温度，减小
C．通入H2S，HS－的浓度增大
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
3．下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　)
A．在FeCl3稀溶液中，水解达到平衡时，无论加FeCl3饱和溶液还是加水稀释，平衡均向右移动
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者小于后者
C．其他条件相同时，同浓度的FeCl3溶液在50 ℃和20 ℃时发生水解，50 ℃时Fe3＋的水解程度比20 ℃时的小
D．为抑制Fe3＋的水解，更好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
4．为了使NH4Cl溶液中c(Cl－)与c(NH)浓度比为1∶1，可在NH4Cl溶液中加入(　　)
①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH　⑤适量的硫酸
A．①②⑤ B．③⑤ C．③④ D．④⑤
5．等物质的量浓度的下列溶液中c(NH)由多到少的关系正确的是(　　)
①NH4Cl　②NH4HSO4　③CH3COONH4　④NH4Al(SO4)2　⑤NH3·H2O　⑥(NH4)2SO4
A．①②③④⑤⑥ B．④⑥②①③⑤
C．②①③④⑤⑥ D．⑥②④①③⑤
6．已知在常温下测得浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液的pH如表所示。下列反应不能成立的是(　　)
溶质 CH3COONa NaHCO3 Na2CO3
pH 8.8 9.7 11.6
溶质 NaClO NaCN C6H5ONa(苯酚钠)
pH 10.3 11.1 11.3
A.CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
B．CO2＋H2O＋NaClO===NaHCO3＋HClO
C．CO2＋H2O＋C6H5ONa===NaHCO3＋C6H5OH
D．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
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