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第2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的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.定量描述盐类水解能力大小——水解常数(Kh)
(1)水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
Kh=，Kh只与温度有关。
(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 4.5×10-7 1.75×10-5
Ka2 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　　　　。
答案　(1)Kh1===≈2.1×10-4。
(2)Kh===≈2.2×10-8。
(3)CH3COONa2.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
(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：　　　　　　　　　　　　。
答案　(1)HZ>HY>HX　(2)NaZ>NaY>NaX　(3)HZ+Y-===HY+Z-
3.已知H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.4×10-2、Ka2=6.0×10-8。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
答案　在NaHSO3溶液中HS存在如下两个平衡：HS H++S、
HS+H2O H2SO3+OH-
其水解常数Kh==≈7.1×10-13
则Ka2>Kh，HS的电离程度大于其水解程度，所以溶液呈酸性。
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，故是吸热反应。
(2)盐类的水解反应是可逆反应。
2.实验探究反应条件对盐类水解平衡的影响
已知Fe2(SO4)3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
反应物 的浓度 加入Fe2(SO4)3晶体，再测溶液的pH 溶液颜色变深，pH变小 加入Fe2(SO4)3晶体，c(Fe3+)增大，水解平衡向正反应方向移动
生成物 的浓度 加入少量浓硫酸后，测溶液的pH 溶液颜色变浅，pH变小 加入浓硫酸，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
温度 升高温度 溶液颜色变深，pH变小 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向正反应方向移动
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，N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)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(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√
1.只改变Na2CO3溶液的一种条件，解答下列问题。
(1)稀释溶液，水解平衡常数不变(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(2)通入CO2，C的水解平衡向正反应方向移动。
(3)升高温度，增大。
(4)加入NaOH固体，溶液pH增大。
2.常温条件下，在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在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。
提示　产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，S水解：S+H2O HS+OH-，加入BaCl2后，Ba2++S===BaSO3↓(白色)，由于c(S)减小，S水解平衡左移，c(OH-)减小，红色褪去。
3.常温条件下，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：N+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、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
答案　A
解析　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；K2CO3在水中完全电离生成K+和C，C与Fe3+发生相互促进的水解反应，D错误。
2.(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C、HC的水解
C.Al3+促进了C、HC的水解
D.滴入溶液后，4支试管内溶液的pH都变小
答案　B
解析　Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na+、C、HC、H2CO3、H+、OH-、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；Ca2+能与C结合生成CaCO3沉淀，使C的水解平衡逆向移动，抑制C的水解，HC H++C，加入Ca2+后，Ca2+和C反应生成沉淀，促进HC的电离，B错误；Al3+与C、HC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C和HC，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。
课时对点练
[分值：100分]
[1~8题，每小题6分]
题组一　影响盐类水解平衡的因素
1.(2026·重庆万州高二阶段练习)在一定条件下，Na2S溶液存在水解平衡：S2-+H2O HS-+OH-。下列说法正确的是(　　)
A.加水稀释，平衡正向移动，HS-浓度增大
B.升高温度，减小
C.加CuSO4固体，c(HS-)减小
D.加入少量Na2O固体，溶液pH减小
答案　C
解析　稀释溶液时，虽然水解平衡正向移动，但溶液体积增大导致水解反应中各离子浓度均降低，HS-浓度减小，A错误；升温促进水解平衡正向移动，c(HS-)增大而c(S2-)减小，增大，B错误；加入CuSO4后，Cu2+与S2-生成CuS沉淀，S2-浓度降低，平衡逆向移动，HS-浓度减小，C正确；加入Na2O固体，OH-浓度增大，溶液pH增大，D错误。
2.为了使NH4Cl溶液中c(Cl-)与c(N)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：N+H2O NH3·H2O+H+，为增大N浓度，应加入酸或NH3·H2O，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。
3.在较稀Fe2(SO4)3溶液中，存在如下水解平衡：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+。以下叙述不正确的是(　　)
A.加入少量Fe2(SO4)3晶体，水解平衡正向移动，溶液颜色变深
B.升温，平衡右移，体系颜色变深
C.加水，H+数目增多，pH减小
D.加入NaHCO3溶液，生成红褐色沉淀
答案　C
解析　水解吸热，升温，平衡正向移动，体系颜色变深，B正确；加水，促进水解平衡正向移动，H+数目增多，但c(H+)减小，pH增大，C错误；加入NaHCO3溶液，HC和Fe3+相互促进水解，Fe3+水解程度增大，生成氢氧化铁红褐色沉淀，D正确。
4.在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：C+H2O HC+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
答案　A
解析　温度不变，水解平衡常数不变，不变，故A错误；通入CO2，溶液中c(OH-)减小，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C水解，HC的物质的量浓度减小，C的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。
5.(2026·浙江强基联盟期中联考)已知0.5 mol·L-1CuCl2溶液呈蓝绿色，存在如下平衡：(蓝色)+4Cl- (黄色)+4H2O　ΔH>0。下列说法不正确的是(　　)
A.配制CuCl2溶液，加入浓盐酸抑制Cu2+水解
B.加热，溶液绿色加深
C.加入一定量NaCl固体，平衡向右移动
D.将溶液直接蒸发结晶，可得到CuCl2固体
答案　D
解析　由于ΔH>0，加热，平衡正向移动，浓度增大，溶液绿色加深，B项正确；加入NaCl固体，Cl-浓度增大，平衡正向移动，C项正确；将CuCl2溶液加热蒸发结晶时，由于Cu2+水解，会生成Cu，将溶液直接蒸发结晶，不能得到纯净的CuCl2固体，D项错误。
题组二　水解常数及其应用
6.下列说法正确的是(　　)
A.一般情况下，盐溶液越稀越易水解，所以稀释盐溶液，Kh变大
B.一般情况下，温度相同时，一元弱碱的Kb越大，碱性越弱
C.Kw随着溶液中c(H+)和c(OH-)的改变而改变
D.加热氯化钠溶液，pH将变小
答案　D
解析　一般情况下，盐溶液越稀越易水解，但水解常数只受温度影响，与浓度无关，故A错误；一般情况下，相同温度时，一元弱碱的Kb越大，碱性越强，故B错误；水的离子积常数只受温度影响，与溶液中氢离子和氢氧根离子浓度大小无关，故C错误；加热氯化钠溶液，促进水的电离，溶液中氢离子浓度增大，pH将变小，故D正确。
7.常温下，某酸HA的电离常数Ka=1×10-5。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
答案　D
解析　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；NaA的水解常数Kh====1×10-9，D正确。
8.常温下，几种常见的弱酸的电离平衡常数如下表所示：
酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
电离平 衡常数 1.75×10-5 4.0×10-8 Ka1=4.3×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8
下列说法正确的是(　　)
A.已知NaHSO3溶液显酸性，则其中c(H2SO3)>c()
B.常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的HClO和溶液混合，溶液酸性会减弱
C.已知漂白性：HClO>ClO-，漂白粉配制成溶液后放置在空气中，一段时间后漂白性会减弱
D.常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的三种溶液：CH3COONa、NaClO、Na2CO3溶液中，碱性最强的是Na2CO3
答案　D
解析　NaHSO3溶液显酸性，说明的电离程度大于其水解程度，则溶液中c()>c(H2SO3)，A项错误；HClO与H2SO3反应后生成强电解质HCl、H2SO4，溶液酸性增强，B项错误；Ca(ClO)2水溶液吸收空气中的CO2，生成HClO，溶液的漂白性增强，C项错误；由Kh=可知，Ka越小，Kh越大，水解程度越大，碱性越强，由表可知的Ka最小，因此碳酸根离子的水解程度最大，则碱性最强的是Na2CO3，D项正确。
[9~12题，每小题6分]
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
答案　C
解析　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；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。
10.(2026·广东育才中学期中)亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸，常温下电离常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=2.6×10-7，下列说法正确的是(　　)
A.对亚磷酸溶液进行稀释，溶液中所有微粒浓度均减小
B.对亚磷酸溶液升温，溶液中c(H+)减小
C.H3PO3与足量的NaOH溶液反应生成的Na2HPO3，因水解而呈碱性
D.向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，则减小
答案　C
解析　稀释亚磷酸溶液时，H+、H2P、HP的浓度均减小，但温度不变，水的离子积不变，则OH-浓度增大，A错误；升高温度促进电离平衡正向移动，H+浓度增大，B错误；H3PO3与足量NaOH生成Na2HPO3，Na2HPO3是强碱弱酸盐，因水解而呈碱性，C正确；向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，电离平衡正向移动，溶液中c(H+)减小，温度不变，则=增大，D错误。
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(HC)+2c(H2CO3)=1×10-2.35 mol·L-1
B.由ab段可得结论：C(aq)+H2O(l) HC(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
答案　A
解析　c点溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)表示Na2CO3溶液中的质子守恒，c点的pH=11.65，c(H+)=1×10-11.65 mol·L-1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10-14，c(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C(aq)+H2O(l) HC(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C+H2O HC+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.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1×10-9
C.实验①所得溶液中1×10-5 mol·L-1D.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溶液的水解常数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-1c(H+)=c(OH-)，故D错误。
13.(14分)(2026·重庆第一中学质检)常温下，分别向浓度均为0.1 mol·L-1的HCOONa和CH3COONa溶液中滴加盐酸。回答下列问题：
已知：常温下，当=1时，pH=3.75；当=10时，pH=5.75；lg 1.8≈0.25。
(1)酸性：HCOOH　　　　(填“>”或“<”)CH3COOH。写出HCOONa在水中发生水解的离子方程式：　　　　　　　　。
(2)常温下，HCOOH的电离常数Ka为　　　　　，CH3COONa的水解常数Kh为　　　　　。
(3)常温下，用HCOOH溶液吸收氨气得到含1.0 mol·L-1HCOOH和0.18 mol·L-1HCOONH4的混合溶液，该溶液pH约为　　　　。
(4)25 ℃时，H2SO3 HS+H+的电离常数Ka=1×10-2，则该温度下pH=3、c(HS)=0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=　　　　　　　　　　。
答案　(1)>　HCOO-+H2O HCOOH+OH-　(2)10-3.75(或1.8×10-4)　10-9.25　(3)3　(4)0.01 mol·L-1
解析　(1)由已知信息可得，Ka(HCOOH)==10-3.75≈1.8×10-4，同理，Ka(CH3COOH)=10-4.75≈1.8×10-5，Ka越大，酸的电离程度越大，酸性越强，则甲酸的酸性比乙酸的强。(2)CH3COONa的水解常数Kh===10-9.25。(3)根据电离常数表达式计算：Ka(HCOOH)=≈ =1.8×10-4，c(H+)≈1.0×10-3 mol·L-1，pH≈3。(4)由Ka=，代入数据得c(H2SO3)=0.01 mol·L-1。
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HC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)；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　　　　。
答案　(1)HC+H2O H2CO3+OH-
(2)大于　(3)=　>　(4)乙　(5)乙　溶液冷却至室温后pH为10.1，大于8.4，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，这样溶质成为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，则当温度再恢复至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。(共62张PPT)
第三章 第三节
第2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的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
课时对点练
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
三、影响盐类水解因素的综合分析
< 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。
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(Kh)
(1)水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-　Kh=，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。
温度
1.下表所示为25 ℃时部分酸的电离平衡常数。
(1)计算Na2CO3的第一步水解常数Kh1。
H2CO3 CH3COOH
Ka1 4.5×10-7 1.75×10-5
Ka2 4.7×10-11 —
答案　Kh1===
≈2.1×10-4。
(2)计算NaHCO3的水解常数Kh。
答案　Kh===≈2.2×10-8。
(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下表所示：
(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：　　　　　　　　。
酸 HX HY HZ
Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2
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、Ka2=6.0×10-8。利用所给数据分析NaHSO3溶液的酸碱性。
答案　在NaHSO3溶液中HS存在如下两个平衡：HS H++S、
HS+H2O H2SO3+OH-
其水解常数Kh==≈7.1×10-13
则Ka2>Kh，HS的电离程度大于其水解程度，所以溶液呈酸性。
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< 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。
吸热
可逆
2.实验探究反应条件对盐类水解平衡的影响
已知Fe2(SO4)3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
反应物 的浓度 加入Fe2(SO4)3晶体，再测溶液的pH 溶液颜色变___，pH_____ 加入Fe2(SO4)3晶体，c(Fe3+)增大，水解平衡向_______方向移动
深
变小
正反应
特别提醒　盐类的水解平衡移动，符合勒夏特列原理。
影响因素 实验步骤 实验现象 解释
生成物 的浓度 加入少量浓硫酸后，测溶液的pH 溶液颜色变___，pH_____ 加入浓硫酸，c(H+)增大，水解平衡向_______方向移动，但c(H+)仍比原平衡中c(H+)大
温度 升高温度 溶液颜色变___，pH_____ 水解反应为吸热反应，升高温度，水解平衡向_______方向移动
浅
变小
逆反应
深
变小
正反应
(1)等浓度的(NH4)2SO4溶液和NH4Cl溶液，N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)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，解答下列问题。
(1)稀释溶液，水解平衡常数______(填“增大”“减小”或“不变”，下同)。
(2)通入CO2，C的水解平衡向___________移动。
(3)升高温度，_____。
(4)加入NaOH固体，溶液pH_____。
不变
正反应方向
增大
增大
2.常温条件下，在Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液变红色，若在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。
提示　产生白色沉淀，且红色褪去。在Na2SO3溶液中，S水解：S+H2O HS+OH-，加入BaCl2后，Ba2++S===BaSO3↓(白色)，由于c(S)减小，S水解平衡左移，c(OH-)减小，红色褪去。
3.常温条件下，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：N+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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< 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
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；
K2CO3在水中完全电离生成K+和C，C与Fe3+发生相互促进的水解反应，D错误。
2.(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C、HC的水解
C.Al3+促进了C、HC的水解
D.滴入溶液后，4支试管内溶液的pH都变小
√
Na2CO3溶液、NaHCO3溶液中均存在Na+、C、HC、H2CO3、H+、OH-、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；
Ca2+能与C结合生成CaCO3沉淀，使C的水解平衡逆向移动，抑制C的水解，HC H++C，加入Ca2+后，Ca2+和C反应生成沉淀，促进HC的电离，B错误；
Al3+与C、HC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C和HC，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。
返回
< 四 >
课时对点练
题号 1 2 3 4 5 6 7 8
答案 C B C A D D D D
题号 9 10 11 12
答案 C C A D
对一对
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13.
(1)>　HCOO-+H2O HCOOH+OH-　(2)10-3.75(或1.8×10-4)　10-9.25　(3)3　(4)0.01 mol·L-1
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14.
(1)HC+H2O H2CO3+OH-　(2)大于　(3)=　>　(4)乙　(5)乙　溶液冷却至室温后pH为10.1，大于8.4，说明此实验过程中有新物质生成
题组一　影响盐类水解平衡的因素
1.(2026·重庆万州高二阶段练习)在一定条件下，Na2S溶液存在水解平衡：S2-+H2O HS-+OH-。下列说法正确的是
A.加水稀释，平衡正向移动，HS-浓度增大
B.升高温度，减小
C.加CuSO4固体，c(HS-)减小
D.加入少量Na2O固体，溶液pH减小
√
对点训练
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稀释溶液时，虽然水解平衡正向移动，但溶液体积增大导致水解反应中各离子浓度均降低，HS-浓度减小，A错误；
升温促进水解平衡正向移动，c(HS-)增大而c(S2-)减小，增大，B错误；
加入CuSO4后，Cu2+与S2-生成CuS沉淀，S2-浓度降低，平衡逆向移动，HS-浓度减小，C正确；
加入Na2O固体，OH-浓度增大，溶液pH增大，D错误。
答案
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2.为了使NH4Cl溶液中c(Cl-)与c(N)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
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NH4Cl溶液中存在：N+H2O NH3·H2O+H+，为增大N浓度，应加入酸或NH3·H2O，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。
3.在较稀Fe2(SO4)3溶液中，存在如下水解平衡：Fe3++3H2O Fe(OH)3+ 3H+。以下叙述不正确的是
A.加入少量Fe2(SO4)3晶体，水解平衡正向移动，溶液颜色变深
B.升温，平衡右移，体系颜色变深
C.加水，H+数目增多，pH减小
D.加入NaHCO3溶液，生成红褐色沉淀
√
答案
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水解吸热，升温，平衡正向移动，体系颜色变深，B正确；
加水，促进水解平衡正向移动，H+数目增多，但c(H+)减小，pH增大，C错误；
加入NaHCO3溶液，HC和Fe3+相互促进水解，Fe3+水解程度增大，生成氢氧化铁红褐色沉淀，D正确。
4.在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：C+H2O HC+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
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答案
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温度不变，水解平衡常数不变，不变，故A错误；
通入CO2，溶液中c(OH-)减小，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C水解，HC的物质的量浓度减小，C的物质的量浓度增大，所以减小，故D正确。
5.(2026·浙江强基联盟期中联考)已知0.5 mol·L-1CuCl2溶液呈蓝绿色，存在如下平衡：(蓝色)+4Cl- (黄色)+4H2O　ΔH>0。下列说法不正确的是
A.配制CuCl2溶液，加入浓盐酸抑制Cu2+水解
B.加热，溶液绿色加深
C.加入一定量NaCl固体，平衡向右移动
D.将溶液直接蒸发结晶，可得到CuCl2固体
√
答案
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由于ΔH>0，加热，平衡正向移动，浓度增大，溶液绿色加深，B项正确；
加入NaCl固体，Cl-浓度增大，平衡正向移动，C项正确；
将CuCl2溶液加热蒸发结晶时，由于Cu2+水解，会生成Cu，将溶液直接蒸发结晶，不能得到纯净的CuCl2固体，D项错误。
题组二　水解常数及其应用
6.下列说法正确的是
A.一般情况下，盐溶液越稀越易水解，所以稀释盐溶液，Kh变大
B.一般情况下，温度相同时，一元弱碱的Kb越大，碱性越弱
C.Kw随着溶液中c(H+)和c(OH-)的改变而改变
D.加热氯化钠溶液，pH将变小
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答案
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一般情况下，盐溶液越稀越易水解，但水解常数只受温度影响，与浓度无关，故A错误；
一般情况下，相同温度时，一元弱碱的Kb越大，碱性越强，故B错误；
水的离子积常数只受温度影响，与溶液中氢离子和氢氧根离子浓度大小无关，故C错误；
加热氯化钠溶液，促进水的电离，溶液中氢离子浓度增大，pH将变小，故D正确。
7.常温下，某酸HA的电离常数Ka=1×10-5。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
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答案
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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；
NaA的水解常数Kh====1×10-9，D正确。
8.常温下，几种常见的弱酸的电离平衡常数如下表所示：
酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3
电离平 衡常数 1.75×10-5 4.0×10-8 Ka1=4.3×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ka1=1.4×10-2
Ka2=6.0×10-8
下列说法正确的是
A.已知NaHSO3溶液显酸性，则其中c(H2SO3)>c()
B.常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的HClO和溶液混合，溶液酸性会减弱
C.已知漂白性：HClO>ClO-，漂白粉配制成溶液后放置在空气中，一段时间后
　漂白性会减弱
D.常温下，浓度均为0.1 mol·L-1的三种溶液：CH3COONa、NaClO、Na2CO3溶
　液中，碱性最强的是Na2CO3
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答案
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NaHSO3溶液显酸性，说明的电离程度大于其水解程度，则溶液中c()>c(H2SO3)，A项错误；
HClO与H2SO3反应后生成强电解质HCl、H2SO4，溶液酸性增强，B项错误；
Ca(ClO)2水溶液吸收空气中的CO2，生成HClO，溶液的漂白性增强，C项错误；
由Kh=可知，Ka越小，Kh越大，水解程度越大，碱性越强，由表可知的Ka最小，因此碳酸根离子的水解程度最大，则碱性最强的是Na2CO3，D项正确。
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
答案
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综合强化
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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；
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。
10.(2026·广东育才中学期中)亚磷酸(H3PO3)是二元弱酸，常温下电离常数Ka1=1.0×10-2，Ka2=2.6×10-7，下列说法正确的是
A.对亚磷酸溶液进行稀释，溶液中所有微粒浓度均减小
B.对亚磷酸溶液升温，溶液中c(H+)减小
C.H3PO3与足量的NaOH溶液反应生成的Na2HPO3，因水解而呈碱性
D.向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，则减小
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答案
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答案
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稀释亚磷酸溶液时，H+、H2P、HP的浓度均减小，但温度不变，水的离子积不变，则OH-浓度增大，A错误；
升高温度促进电离平衡正向移动，H+浓度增大，B错误；
H3PO3与足量NaOH生成Na2HPO3，Na2HPO3是强碱弱酸盐，因水解而呈碱性，C正确；
向亚磷酸溶液中加入少量NaOH固体，电离平衡正向移动，溶液中c(H+)减小，温度不变，则=增大，D错误。
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(HC)
　+2c(H2CO3)=1×10-2.35 mol·L-1
B.由ab段可得结论：C(aq)+H2O(l)
　 HC(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
√
答案
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c点溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)表示Na2CO3溶液中的质子守恒，c点的pH=11.65，c(H+)=1×10-11.65 mol·L-1，因为c点的温度是30 ℃，Kw≠1×10-14，c(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C(aq)+H2O(l) HC(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C+H2O HC+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.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1×10-9
C.实验①所得溶液中1×10-5 mol·L-1D.实验②所得溶液中c(K+)>c(X-)>c(H+)=c(OH-)
√
答案
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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溶液的水解常数Kh≈=1×10-9，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.(2026·重庆第一中学质检)常温下，分别向浓度均为0.1 mol·L-1的HCOONa和CH3COONa溶液中滴加盐酸。回答下列问题：
已知：常温下，当=1时，pH=3.75；当=10时，pH=5.75；lg 1.8≈0.25。
(1)酸性：HCOOH　　　(填“>”或“<”)CH3COOH。写出HCOONa在水中发生水解的离子方程式：　　　　　　　　　　　　　。
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>
HCOO-+H2O HCOOH+OH-
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由已知信息可得，Ka(HCOOH)==10-3.75≈1.8×10-4，同理，Ka(CH3COOH)=10-4.75≈1.8×10-5，Ka越大，酸的电离程度越大，酸性越强，则甲酸的酸性比乙酸的强。
(2)常温下，HCOOH的电离常数Ka为　　　　　　　　　，CH3COONa的水解常数Kh为　　　　。
答案
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10-3.75(或1.8×10-4)
10-9.25
CH3COONa的水解常数Kh===10-9.25。
答案
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(3)常温下，用HCOOH溶液吸收氨气得到含1.0 mol·L-1HCOOH和0.18 mol·L-1
HCOONH4的混合溶液，该溶液pH约为　　　。
3
根据电离常数表达式计算：Ka(HCOOH)=≈ =1.8 ×10-4，c(H+)≈1.0×10-3 mol·L-1，pH≈3。
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(4)25 ℃时，H2SO3 HS+H+的电离常数Ka=1×10-2，则该温度下pH=3、c(HS)=0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=　　　　　　。
0.01 mol·L-1
由Ka=，代入数据得c(H2SO3)=0.01 mol·L-1。
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：
答案
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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HC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。
HC+H2O H2CO3+OH-
大于
答案
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乙同学根据NaHCO3受热易分解，认为受热时发生反应：2NaHCO3　Na2CO3+CO2↑+H2O，这样溶质成为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
答案
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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，则当温度再恢复至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。
答案
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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)；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8.4，说明此实验过程中有新物质生成
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