资源简介

教学目标 1.掌握电离平衡及其影响因素，能运用电离平衡描述和解释化学现象；会判断电解质溶液的导电性的强弱 2.知道电离平衡常数，认识电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系 3.能通过化学平衡理论认识弱电解质在水溶液中的电离平衡，认识温度、浓度影响电离平衡的规律 4.理解水解反应的本质，能正确判断不同盐溶液的酸碱性 5.能正确书写水解反应的化学方程式和离子方程式 6.了解溶液中的电荷守恒和元素守恒的含义及简单应用 7.通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素 8.能利用水解原理分析、解释生活生产中遇到盐类水解的现象，知道盐类水解在作净水剂、去污剂、灭火剂及溶液配制等方面的应用 9.能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科研中的重要作用
重点和难点 重点：电离平衡及其影响因素；水解原理及其盐溶液的酸碱性判断；盐类水解的应用 难点：电离平衡常数及其应用；水解离子方程式的书写；影响盐类水解的主要因素
知识点1 弱电解质的电离平衡及其影响因素
1、电离平衡状态
在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子的浓度增大而逐渐增大，经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。
2、电离平衡的特征
3、外界条件对电离平衡的影响
浓度 对于同一弱电解质，浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大，即对溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动
温度 由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动
相同离子 在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动
化学反应 在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动
实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0
影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力
升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强
加入其他物质 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强
通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强
NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱
4、电解质溶液的导电性
(1)电解质溶液的导电原理
电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。
(2)影响电解质溶液导电能力的因素
电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。
【易错提醒】 电离平衡认识误区
①弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在；
②对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变；
③电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸；
④多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用；
⑤弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。
在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离，且使c平(H＋)增大，应采取的措施是（ ）
A．升高温度 B．加适量水 C．加入0.1 mol·L－1NaOH溶液 D．加入0.1 mol·L－1HCl溶液
【答案】A　
【解析】CH3COOHCH3COO－＋H＋为吸热过程，升高温度平衡正向移动，c平(H＋)增大。
以下措施中，能使CH3COOH溶液中c(H＋)减小，c(CH3COO－)增大的是（ ）
A.升高温度 B.加入少量CH3COONa(s)
C.加入少量CH3COOH(l) D.加水稀释
【答案】B
【解析】升高温度，促进CH3COOH的电离，c(H＋)增大，c(CH3COO－)增大，故A不选；加入少量CH3COONa(s)，c(CH3COO－)增大，CH3COOH的电离平衡逆向移动，c(H＋)减小，故B选；加入少量CH3COOH(l)，CH3COOH的电离平衡正向移动，c(H＋)增大，c(CH3COO－)增大，故C不选；加水稀释，促进CH3COOH的电离，c(H＋)减小，c(CH3COO－)减小，故D不选。
H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中（ ）
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向右移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【答案】C　
【解析】加水稀释酸性溶液，c平(H＋)一定减小，A项错误；通入过量SO2，最后溶液变为饱和H2SO3溶液，酸性增强，B项错误；由H2S＋Cl2===2HCl＋S↓可知，弱酸生成强酸HCl，酸性增强，C项正确；加入CuSO4生成CuS沉淀，使平衡右移，c平(H＋)增大，D项错误。
稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是（ ）
①NH4Cl固体　 ②硫酸　 ③NaOH固体 　④水 　⑤加热 　⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤
【答案】C
【解析】若在氨水中加入NH4Cl固体，c(N)增大，平衡向左移动，c(OH-)减小，①不符合；硫酸中的H+与OH-反应，使c(OH-)减小，平衡向右移动，②不符合；当在氨水中加入NaOH固体后，c(OH-)增大，平衡向左移动，③符合；若在氨水中加入水，稀释溶液，平衡向右移动，但c(OH-)减小，④不符合；电离属于吸热过程，加热使平衡向右移动，c(OH-)增大，⑤不符合；加入少量MgSO4固体发生反应：Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH-)减小，⑥不符合。
已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是（ ）
A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动
B.如果CO2进入血液，平衡向右移动
C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动
D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动
【答案】A
【解析】生理盐水为NaCl溶液，滴注大量生理盐水，血液被稀释，平衡向右移动，A项错误；如果CO2进入血液，CO2浓度增大，平衡向右移动，B项正确；当强酸性物质进入体液后，氢离子浓度增大使平衡向左移动，C项正确；当强碱性物质进入体液后，消耗氢离子，导致氢离子浓度减小，平衡向右移动，D项正确。
命题点2 电离平衡常数
1、电离平衡常数
(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
(2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。
一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。
(3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
(4)电离平衡常数的特点
①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。
②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。
③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1 Ka2，故溶液中的c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。
④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。
2、电离度
(1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。
(2)表达式：α＝×100%。
(3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
3、电离平衡常数的应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。
（3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。
在相同温度下，三种弱酸的电离常数(mol·L－1)如下：HF(6.8×10－4)、CH3COOH(1.7×10－5)、HClO(4.7×10－8)。则三种酸的酸性最强的是（ ）
A．HF　　 B．CH3COOH C．HClO D．无法确定
【答案】A　
【解析】Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)＞Ka(HClO)，故酸性：HF＞CH3COOH＞HClO。
下列关于电离常数(Ka)的说法正确的是（ ）
A．电离常数只与温度有关，升高温度，Ka值减小
B．电离常数Ka与温度无关
C．相同温度下，电离常数(Ka)越小，表示弱电解质的电离能力越弱
D．多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1【答案】C　
【解析】电离常数只与温度有关，与浓度、压强等无关，电离属于吸热过程，升高温度，促进电离，Ka值增大，A、B错误；电离常数可衡量弱电解质的电离能力，Ka值越大，电离程度越大，则同温下电离常数越小，表示弱电解质的电离能力越弱，C正确；多元弱酸分步电离，且以第一步电离为主，每一步电离对下一步电离起抑制作用，则各步电离常数大小关系为Ka1>Ka2>Ka3，D错误。
改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是（ ）
A.加入冰醋酸 B.加入少量NaOH溶液
C.加水稀释 D.升高温度
【答案】D
【解析】加入冰醋酸，醋酸浓度增大，电离程度减小，温度不变，电离常数不变，A错误； 加入少量NaOH溶液，温度不变，电离常数不变，B错误；加水稀释，温度不变，电离常数不变，C错误；电离常数只与温度有关，醋酸的电离吸热，升高温度，电离程度增大，电离常数增大，D正确。
相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是（ ）
酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数大于0.1 mol·L－1HX溶液的电离平衡常数
【答案】B　
【解析】电离平衡常数越大，酸性越强，三种酸的酸性强弱关系：HX常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是（ ）
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生
C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸
D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多
【答案】B
【解析】相同温度下，一元弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据表格中的信息可知酸性：H3PO2>CH3COOH>HCN，A错误；根据较强酸制较弱酸的规律，反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生，B正确；根据电离常数可判断三种酸均不能完全电离，均为弱酸，C错误；等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液，酸的物质的量相等，与足量锌粉反应，生成等量的H2，D错误。
命题点3 一元强酸与一元弱酸的比较
1、相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
c平(H＋) pH 中和碱的 能力 与足量活泼金属 反应产生H2的量 开始与金属 反应的速率 由H2O电离出的c平(H＋)
一元强酸 大 小 相同 相同 大 小
一元弱酸 小 大 小 大
2、相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
c平(H＋) c平(酸) 中和碱 的能力 与足量活泼金属 反应产生H2的量 开始与金属 反应的速率 由H2O电离 出的c平(H＋)
一元强酸 相同 小 小 少 相同 相同
一元弱酸 大 大 多
3、以醋酸和盐酸为例比较其性质
等物质的量浓度的
盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸
(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度 pH：a溶液的导电能力 a>b a=b
水的电离程度 ac(Cl-)与c(CH3COO-)大小 c(Cl-)=c(CH3COO-) c(Cl-)中和等体积的两种酸溶液所消耗的
NaOH溶液的量 a=b a＜b
分别加入两种酸对应的钠盐固体后
溶液的pH变化 a:不变
b:变大 a:不变
b:变大
与活泼金属如Mg反应产生H 的起始速率 a>b a=b
等体积溶液与过量活泼金属如Mg反
应产生H 的量 a=b a加水稀释同倍数 pH变化大小：a>b
下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是（ ）
A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样的锌反应时，产生H2的起始速率相等
B．常温下，测得0.1 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得其pH<4
D．在相同条件下，物质的量浓度相同的醋酸溶液的导电性比盐酸的弱
【答案】A　
【解析】强、弱电解质的本质区别是看其溶于水后能否完全电离，若完全电离则为强电解质；若部分电离则为弱电解质。A项，pH相同，说明两溶液中的c平(H＋)相同，与同样的锌反应时产生H2的起始速率相同，无法证明醋酸是否完全电离；B项，若醋酸为强酸，则常温下0.1 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝1，而醋酸溶液的pH＝4，证明醋酸未完全电离，是弱电解质；C项，若醋酸为强酸，常温下pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍后，溶液的pH＝4，而pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍后pH<4，证明醋酸在稀释过程中可以继续电离，原溶液中存在醋酸分子，醋酸未完全电离，是弱电解质；D项，相同条件下，物质的量浓度相同的CH3COOH溶液的导电性比盐酸的弱，证明其溶液中的离子浓度小，即醋酸未完全电离，是弱电解质。
下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是（ ）
A．相同浓度的两溶液中c平(H＋)相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．pH＝3的两溶液稀释100倍后，pH都为5
D．相同浓度时醋酸导电能力强
【答案】B　
【解析】A项，由于盐酸为强酸，醋酸为弱酸，当两者浓度相同时，溶液中c平(H＋)不同，应为c平(H＋)盐酸>c平(H＋)醋酸，故A错；B项，由于两溶液中溶质的物质的量相等，且均为一元酸，所以两溶液能中和等物质的量的NaOH，故B对；C项，pH＝3的盐酸稀释100倍后，pH＝5，而pH＝3的醋酸稀释100倍后，由于在稀释过程中，溶液中未电离的醋酸分子继续电离出H＋，导致稀释后溶液的pH<5，故C错；D项，由于相同浓度时，两溶液中自由移动的离子浓度不同，则导电能力不同，由A项知，c平(H＋)盐酸>c平(H＋)醋酸，所以，盐酸导电能力强，故D错。
下列叙述不正确的是（ ）
A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者
B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2量相等
D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
【答案】B　
【解析】pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，由于醋酸是弱酸，稀释过程中电离程度变大，稀释后醋酸的酸性强，pH小，A正确；pH相等、体积相等的盐酸和醋酸，由于醋酸是弱酸，浓度比盐酸大，在和盐酸体积相同时，消耗NaOH溶液体积大，B不正确；等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，由于醋酸是弱酸，开始时c平(H＋)小，开始时醋酸产生H2的速率小，但是由于二者浓度相等，所以最终产生H2的量相等，C正确；浓度相等、体积相等，则物质的量就相等，二者消耗的同浓度的NaOH溶液体积相等，D正确。
下列关于盐酸与醋酸的稀溶液的说法正确的是（ ）
A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.c(H+)＝10-3 mol·L-1的两溶液稀释100倍，c(H+)均为10-5 mol·L-1
D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，盐酸中c(H+)不变，醋酸中c(H+)增大
【答案】B
【解析】相同物质的量浓度的两溶液，CH3COOH部分电离，醋酸中c(H+)比盐酸中的小，故A错误；100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液中HCl和CH3COOH的物质的量相同，所以能中和等物质的量的氢氧化钠，故B正确；醋酸稀释过程中电离平衡正向移动，稀释后醋酸中c(H+)不等于10-5 mol·L-1，故C错误；醋酸中加入醋酸钠固体，由于c(CH3COO-)增大，CH3COOH的电离平衡逆向移动，c(H+)减小，而盐酸中加入氯化钠固体，对溶液中c(H+)无影响，故D错误。
现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。
酸 电离常数(25 ℃)
HX Ka＝10－9.2
H2Y Ka1＝10－6.4、Ka2＝10－10.3
H2Z Ka1＝10－1.9、Ka2＝10－7.2
下列说法正确的是（ ）
A.三种酸的强弱关系：H2ZB.H2Z电离的方程式为H2Z??2H＋＋Z2－
C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－
D.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y【答案】C
【解析】根据电离常数越大，酸性越强，可知三种酸的强弱关系：H2Z>H2Y>HX，A错误；H2Z是弱酸，分步电离，电离的方程式为H2ZH＋＋HZ－，B错误；根据电离常数越大，酸性越强，从表格中电离常数的大小判断酸性强弱为H2Y>HX>HY－，故根据相对强的酸制相对弱的酸，Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－，C正确；根据电离常数越大，酸性越强，判断酸性：H2YH2Z，D错误。
命题点4 盐溶液的酸碱性及原因
◆知识点一 盐溶液的酸碱性及原因
1、探究盐溶液的酸碱性
(1)实验室测定溶液pH的方法有①pH计测定；②pH试纸测定。
(2)选用合适的方法测定下列溶液的pH，并按形成盐的酸碱性强弱分类，完成下表。
盐溶液 pH 盐的类型 酸碱性
NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性
KNO3 pH＝7
Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性
CH3COONa pH>7
NH4Cl 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)分析强酸强碱盐溶液呈中性的原因(以NaCl为例)
溶液中的变化 H2OH++OH- NaCl===Na++Cl-
呈中性的原因 溶液中的微粒有：Na+、Cl-、H+、OH-、H2O，微粒之间均不能结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H+)＝c(OH-)
(2)分析强酸弱碱盐溶液呈酸性的原因(以NH4Cl为例)
溶液中的变化
简述变化过程 N与水电离出来的OH-结合，生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动，当达到新的平衡时，溶液中c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性
总反应离子方程式 N+H2ONH3·H2O+H+
(3)分析强碱弱酸盐溶液呈碱性的原因(以CH3COONa为例)
溶液中的变化
简述变化过程 CH3COO-与水电离出来的H+结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H+)总反应离子方程式 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
3、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)盐类水解的四个特征
①可逆：水解反应一般是可逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。
②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。
③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。
④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。
4、盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
(2)“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性，当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性。
(3)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时)
盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7
强碱弱酸盐 弱酸根阴离子 弱碱性，pH＞7
强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7
弱酸弱碱盐 弱酸根阴离子、弱碱阳离子 谁强显谁性
(4)应用举例
盐溶液 水解的离子 酸碱性
Na2SO4 无 中性
Cu(NO3)2 Cu2+ 酸性
NaClO ClO- 碱性
NaHSO4 无 酸性
KAl(SO4)2 Al3+ 酸性
NaHCO3 HC 碱性
下列有关盐类水解的说法不正确的是（ ）
A．盐类的水解过程破坏了水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．Na2S溶液中c平(Na＋)>2c平(S2－)
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成NaOH
【答案】D　
【解析】由于盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合，从而破坏了水的电离平衡，A项正确；盐类水解与酸碱中和反应互为逆反应，B项正确；Na2S溶液中若无S2－水解，则c平(Na＋)＝2c平(S2－)成立，由于S2－水解，故c平(Na＋)>2c平(S2－)，C项正确；Na2CO3水解的实质是CO与H2O电离出的H＋结合生成HCO，使溶液中c平(H＋)能使水的电离平衡右移，且水溶液显酸性的微粒是（ ）
A．Al3＋ B．OH－ C．H＋ D．HCO
【答案】A
【解析】水的电离平衡右移，说明该微粒促进了水的电离，若水溶液显酸性，应使水电离出的H＋在溶液中多于OH－，即该微粒结合OH－。
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+)下列溶液因盐类的水解而呈酸性的是（ ）
A.CH3COOH溶液 B.AlCl3溶液 C.NaHSO4溶液 D.NaHCO3溶液
【答案】B
【解析】CH3COOH溶液呈酸性是因为CH3COOH是弱酸，在溶液中电离出氢离子，A项错误；AlCl3溶液是强酸弱碱盐，Al 3+会发生水解：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+，溶液中氢离子浓度增大，溶液呈酸性，B项正确；NaHSO4溶液呈酸性是因为NaHSO4 在溶液中完全电离，产生大量氢离子，C项错误；NaHCO3是强碱弱酸盐， 的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，D 项错误。
在盐类发生水解的过程中，下列说法不正确的是（ ）
A.盐类的水解是吸热反应 B.溶液的pH一定发生改变
C.水的电离程度增大 D.盐类的水解可看作酸碱中和反应的逆反应
【答案】B
【解析】CH3COONH4水解，溶液呈中性，故盐类发生水解的过程中，溶液的pH不一定发生改变，B错误。
命题点5 盐类水解离子方程式的书写
1、水解的离子方程式特点
(1)阴(阳)离子+H2O弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。
(2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“”。
(3)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。
(4)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为
CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。
(5)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
2、分类书写盐类水解离子方程式
(1)一元弱酸(碱)盐的水解
①NaClO：ClO-+H2OHClO+OH-；
②(NH4)2SO4：N+H2ONH3·H2O+H+。
(2)多元弱酸强碱盐(正盐)
①Na2CO3：C+H2OHC+OH-、HC+H2OH2CO3+OH-；
②Na2S：S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。
(3)多元弱碱强酸盐
AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。
(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
①CH3COONH4：N+CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2O；
②Al2S3：Al2S3+6H2O===2Al(OH)3↓+3H2S↑。
下列各方程式中，属于水解反应的是（ ）
A．CO2＋H2OH2CO3 B．OH－＋HS－S2－＋H2O
C．HS－＋H2OH3O＋＋S2－ D．S2－＋H2OHS－＋OH－
【答案】D
【解析】A项，CO2不是“弱离子”，此反应不属于水解反应；B项，HS－与OH－反应生成S2－和H2O，实质是中和反应；C项，该反应为HS－的电离，不是水解。
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++2H2OMg(OH)2↓+2H+
B.NaHCO3溶液：HC+H2OH2CO3+OH-
C.Na2SO3溶液：S+2H2OH2SO3+2OH-
D.KCN溶液：CN-+H2O===HCN+OH-
【答案】B
【解析】A项，Mg(OH)2不应标“↓”；C项，S应分步水解；D项，应用“”。
下列物质在常温下水解的离子方程式不正确的是（ ）
A.CuSO4：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
B.NH4Cl：+H2ONH3·H2O+H+
C.Na2CO3：+2H2OH2O+CO2↑+2OH-
D.NaF：F-+H2OHF+OH-
【答案】C
【解析】硫酸铜属于强酸弱碱盐，铜离子水解生成氢氧化铜和氢离子，A项正确；氯化铵属于强酸弱碱盐，铵根离子水解生成一水合氨和氢离子，B项正确；碳酸钠属于强碱弱酸盐，碳酸根离子水解分两步进行，水解的离子方程式为C+H2OHC+OH-、HC+H2OH2CO3+OH-，C项错误；氟化钠属于强碱弱酸盐，氟离子水解生成氟化氢和氢氧根离子，D项正确。
微粒观和变化观是中学生需要具备的核心素养。下列式子属于水解反应方程式的是（ ）
A.HClO＋H2OClO－＋H3O＋ B.OH－＋HCO===H2O＋CO
C.Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋ D.6H＋＋2S2－＋SO===3S↓＋3H2O
【答案】C
【解析】A项，HClO＋H2OClO－＋H3O＋是次氯酸的电离方程式，不属于水解反应；B项，OH－＋HCO===H2O＋CO是OH－与HCO中和的反应方程式，不属于水解反应；C项，Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋是镁离子的水解反应方程式；D项，6H＋＋2S2－＋SO===3S↓＋3H2O是氧化还原反应，不属于水解反应。
下列属于水解方程式且书写正确的打“√”，错误的打“×”
(1)Na2S溶液中：S2－＋2H2OH2S＋2OH－。（ ）
(2)NaHS溶液中：HS－＋H2OH2S＋OH－。（ ）
(3)AlCl3溶液中：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3↓＋3H＋。（ ）
(4)NaHCO3溶液中：HCO＋H2OH3O＋＋CO。（ ）
(5)NH4Cl加入D2O中：NH＋D2ONH3·D2O＋H＋。（ ）
(6)NaHCO3溶液中加NaOH溶液：HCO＋OH－===CO＋H2O。）（ ）
【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
【解析】(1)S2－应分步水解，错误。(2)为HS－水解的离子方程式，正确。
(3)Al3＋水解程度小，不能生成Al(OH)3沉淀，错误。(4)为电离方程式，错误。(5)水解方程式应为NH＋D2ONH3·DHO＋D＋，错误。(6)为化学反应的离子方程式，不是水解方程式。
命题点6 水解常数及其应用
1、水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO-+H2OCH3COOH+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。
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。
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。
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 2.95×10-8 Ka1＝4.5×10-7Ka2＝5.6×10-11 Ka1＝1.4×10-2 Ka2＝1.02×10-7
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H2SO3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。
甲[(NH4)2Fe(SO4)2]、乙[NH4Fe(SO4)2]是定量分析中的常用试剂。已知NA为阿伏加德罗常数的值，常温下，Kh(Fe3+)＝3.6×10-4、Kh(Fe2+)＝2.0×10-12、Kb(NH3·H2O)＝1.8×10-5。下列说法正确的是（ ）
A.等浓度的甲溶液和乙溶液的pH：甲<乙
B.等体积等浓度的甲溶液和乙溶液所含的阴离子总数：甲>乙
C.N浓度相等的甲溶液和乙溶液：c(甲)>c(乙)
D.浓度均为1 mol·L-1的甲溶液和乙溶液含有的S数目均为2NA
【答案】B
【解析】Fe3+的水解程度远大于Fe2+和N，故甲溶液的pH大于乙溶液，A项错误；乙溶液中H+的物质的量大于甲溶液中H+的物质的量，则甲溶液中OH-的物质的量大于乙溶液中OH-的物质的量，且二者中S的物质的量相等，B项正确；(NH4)2Fe(SO4)2中N的数目约是NH4Fe(SO4)2中N数目的2倍，故N的浓度相等时，c(甲)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+H2OHC+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。
命题点7 盐类水解平衡的移动
内因
相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2、外因
（1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。
（2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。
（3）外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。
（4）两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。
3、以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0
移动的方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度
加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大
加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大
加CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小
加CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小
加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小
加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大
在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是（ ）
A．稀释溶液，各物质浓度均减小，平衡不移动
B．通入CO2，平衡向正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
【答案】B
【解析】稀释溶液，c平(CO)、c平(HCO)、c平(OH－)均减小，c平(H＋)增大平衡正向移动，A不正确；通入CO2，发生反应：CO2＋2OH－===CO＋H2O，OH－的浓度降低，平衡向正反应方向移动，B正确；水解吸热，升高温度，平衡正向移动，增大，C不正确；加入NaOH固体，c平(OH－)增大，溶液pH大，D不正确。
在较稀FeCl3溶液中，存在如下水解平衡：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。以下叙述不正确的是（ ）
A.加入少量FeCl3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。
在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要抑制Al3＋的水解，可采取的措施为（ ）
A．加热 B．通入氯化氢气体
C．加入适量的氢氧化钠溶液 D．加入固体Na2SO4
【答案】B
【解析】水解为吸热反应，加热促进Al3＋水解，A错误；通入氯化氢气体，氢离子浓度增大，抑制Al3＋水解，B正确；加入适量的氢氧化钠溶液，与氢离子反应，氢离子浓度减小，促进Al3＋水解，C错误；加入固体Na2SO4，平衡不移动，Al3＋水解程度不变，D错误。
在CH3COONa溶液里加入下列物质，使水解平衡向左移动，并且使pH变大的是（ ）
A．加入适量CH3COOH B．加入少量NaCl固体
C．加入少量NaOH固体 D．加水稀释
【答案】C
【解析】CH3COO－水解的离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。加入CH3COOH，平衡向左移动，CH3COO－的水解程度减小，溶液的pH减小，故A错误；加入NaCl固体，水解平衡不会移动，CH3COO－的水解程度不变，溶液的pH不变，故B错误；加入NaOH固体，c平(OH－)增大，CH3COO－的水解程度相应降低，平衡向左移动，溶液中的c平(OH－)增大，pH变大，故C正确；加水稀释，CH3COO－的水解程度增大，平衡向右移动，溶液的pH减小，故D错误。
常温下，pH＝9的CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，下列说法不正确的是（ ）
A.加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH—)减小
B.升高温度，溶液的pH增大
C.稀释溶液，c(H+)增大
D.由水电离出的c(H+)＝1×10-5 mol·L-1
【答案】A
【解析】加入少量NaOH固体，氢氧根离子浓度增大，平衡逆向移动，A错误；升高温度，促进醋酸根离子水解，平衡正向移动，pH增大，B正确；稀释溶液，则氢氧根离子浓度减小，水的离子积不变，氢离子浓度增大，C正确；醋酸根离子水解促进水的电离，pH＝9，则c(OH-)＝1×10-5 mol·L-1，水电离的氢离子与氢氧根离子浓度相等，故水电离出的c(H+)＝1×10-5 mol·L-1，D正确。
知识点8 盐类水解的应用
1、在科学研究中的应用
应用 实验
配制易水 解的盐溶液 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于 Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度
制备某些 胶体 利用水解原理制备胶体，如向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
保存碱性 溶液 Na2CO3、Na2S等溶液水解显碱性，因碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应，所以保存时不能使用磨口玻璃塞，应用带橡胶塞的试剂瓶保存
制备某些 无水盐 若将某些挥发性酸对应的盐，如AlCl3、FeCl3蒸干时，得不到无水盐，原因是在加热过程中，HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3或Fe(OH)3，加热Al(OH)3、Fe(OH)3继续分解得到Al2O3、Fe2O3。所以上述晶体只有在HCl气流中加热才能得到
判断离子 是否共存 常见的因强烈水解而不能大量共存的离子：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－；NH与[Al(OH)4]－、SiO　
混合盐溶 液中的除 杂和提纯 ①采用加热法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金属离子，如除去KNO3溶液中的Fe3＋； ②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去，可表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
2、在工农业生产和生活中的应用
应用 实例
明矾或FeCl3可作净水剂 利用Al3＋、Fe3＋水解产生的胶体，其表面积大，能够吸附水中的悬浮物形成沉淀而起到净水的作用
用热的纯碱去污效果更好 CO＋H2OHCO＋OH－，水解反应为吸热反应，加热平衡右移，溶液的碱性增强，去污效果更好
泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，两者混合时，发生相互促进的水解反应，直至水解完全：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭
用盐溶液除锈 用NH4Cl溶液可除去金属表面的氧化膜：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解
角度1 盐类水解在生产生活及实验中的应用
下列有关生产、生活的表述与盐类水解无关的是（ ）
A.氯化铁和明矾是优良的净水剂
B.工业上电解熔融MgCl2制取镁
C.蒸干，灼烧TiCl4溶液得TiO2固体
D.用热的纯碱溶液除去金属表面的油污
【答案】B
【解析】A项，氯化铁和明矾溶于水，铝离子和铁离子发生水解生成氢氧化铝胶体和氢氧化铁胶体，能吸附水中悬浮的杂质形成沉淀，与盐类水解有关；B项，工业上电解熔融MgCl2制取镁，利用的是Mg2＋在阴极得到电子生成Mg，与盐类水解无关；C项，工业上用TiCl4制备TiO2，发生的水解方程式为TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl，与盐类水解有关；D项，Na2CO3溶液水解呈碱性，利于油污的水解，热的Na2CO3溶液水解程度增大，碱性更强，与盐类水解有关。
下列应用与盐类水解无主要关系的是（ ）
A.用铝盐和铁盐做净水剂
B.用Na2CO3溶液清洗油污时，加热可以增强去污效果
C.施化肥时，不能将草木灰和硝酸铵混合使用
D.FeSO4溶液制备FeSO4·7H2O晶体时，不能直接蒸干结晶获取
【答案】D
【解析】A项，铝离子和铁离子均水解，分别生成氢氧化铝胶体和氢氧化铁胶体，因此用铝盐和铁盐做净水剂，与盐类水解有关系；B项，纯碱溶液清洗油污时，升高温度可以促进碳酸根离子水解生成氢氧根离子，可增强其去污效果，与盐类水解有关系；C项，铵根离子和碳酸根离子会相互促进水解，因此施化肥时，不能将草木灰和硝酸铵混合使用，与盐类水解有关系；D项，亚铁离子不稳定，易被空气中氧气氧化生成铁离子，且FeSO4·7H2O受热易分解，所以不能直接蒸干FeSO4饱和溶液来制备FeSO4·7H2O，与盐类水解无关。
用酒精灯加热下列溶液，蒸干后灼烧，所得固体与溶质成分相同的是（ ）
A.FeCl3溶液 B.NaHCO3溶液 C.Na2SO3溶液 D.K2SO4溶液
【答案】D
【解析】氯化铁会发生水解，加热能促进水解，水解生成的氯化氢挥发使水解平衡右移蒸干生成氢氧化铁，最后灼烧得到的是氧化铁，A不选；碳酸氢钠溶液蒸干后灼烧，碳酸氢钠会发生分解得到固体碳酸钠，B不选；亚硫酸钠有还原性，其溶液在加热蒸发的时候，会被空气中的氧气氧化，最后得到的固体是硫酸钠固体，C不选；硫酸为难挥发性酸，溶液蒸干得到硫酸钾，灼烧后还是硫酸钾，D选。
角度2 盐类水解在判断离子反应中的应用
关于Na2CO3和NaHCO3的下列说法中，不正确的是（ ）
A.两种物质的溶液中，所含微粒的种类相同
B.可用NaOH溶液使NaHCO3转化为Na2CO3
C.Al2(SO4)3能促进Na2CO3、NaHCO3水解
D.CaCl2能促进Na2CO3、NaHCO3水解
【答案】D
【解析】Na2CO3和NaHCO3溶液中都存在Na+、C、HC、H2CO3、H+、OH-、H2O等微粒，A选项正确；NaOH溶液可以与NaHCO3反应生成Na2CO3和水，B选项正确；Al3+水解产生H+，可以促进C和HC的水解，C选项正确；CaCl2与Na2CO3和NaHCO3反应生成沉淀，不能促进水解，D选项错误。
下列各组离子因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的是（ ）
A.NH4Al(SO4)2溶液中：Na+、Mg2+、HC、N
B.pH＝1的溶液中：Fe2+、Al3+、N、Cl-
C.常温下，水电离出的c(H+)＝1×10-12 mol·L-1的溶液中：Al3+、Ca2+、N、Cl-
D.加入铝粉产生氢气的溶液中：Cu2+、N、HC、Br-
【答案】A
【解析】NH4Al(SO4)2溶液中，N和Al3+水解而使溶液呈酸性，HC水解呈碱性，因发生相互促进的水解反应而不能大量共存，故A符合题意；pH＝1的溶液中：Fe2+、H+、N发生氧化还原反应不能大量共存，故B不符合题意；常温下，水电离出的c(H+)＝1×10-12 mol·L-1的溶液呈酸性或碱性，在酸性条件下Al3+、Ca2+、N、Cl-能大量共存，碱性条件下会生成氢氧化铝沉淀不能大量共存，故C不符合题意；加入铝粉产生氢气的溶液，呈强酸性或强碱性，Cu2+、N在碱性条件下不共存，HC在酸性和碱性条件下均不能大量存在，故D不符合题意。
角度3 盐类水解的综合应用
工业上可以利用TiCl4的水解反应生成TiO2·xH2O，再经焙烧可得TiO2，下列有关说法不正确的是（ ）
A.TiCl4生成TiO2·xH2O的化学方程式可表示为TiCl4+(x+2)H2O===TiO2·xH2O↓+4HCl
B.制备时可加入大量水，同时加热，促使水解完全
C.利用类似方法还可制备SnO、SnO2等化合物
D.TiCl4的性质非常稳定，除制备TiO2外，还可广泛应用于涂料、橡胶和造纸等
【答案】D
【解析】TiCl4在水中水解：TiCl4+(x+2)H2O===TiO2·xH2O↓+4HCl，加热使水解程度增大并使HCl挥发，促进水解，最终彻底水解得到TiO2·xH2O，经焙烧得TiO2，故A不符合题意；越稀越水解、越热越水解，所以可加入大量水、同时加热，促进水解完全，故B不符合题意；利用金属氯化物的水解，加大量水并加热可以促进水解完全，用类似方法可制备SnO、SnO2等化合物，故C不符合题意；TiCl4遇水发生水解反应，其性质不稳定，故D符合题意。
根据广义的水解观点，下列说法不正确的是（ ）
A.BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2 B.PCl3的水解产物是HClO和H3PO4
C.Al4C3的水解产物是Al(OH)3和CH4 D.CH3COCl的水解产物是两种酸
【答案】B
【解析】BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2，该反应中没有元素化合价升降，符合水解原理，故A项正确；该反应中Cl元素的化合价由-1变为+1，有电子转移，不符合水解原理，故B项错误；Al4C3水解得到氢氧化铝和甲烷，符合水解原理，故C项正确；CH3COCl的水解产物是CH3COOH和HCl，符合水解原理，故D项正确。
室温下，向20 mL 0.10 mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.10 mol·L-1NaOH溶液，溶液中由水电离出H+浓度的负对数[-lg c水(H+)]与所加NaOH溶液体积关系如图所示(忽略溶液混合引起的体积变化)。下列说法错误的是（ ）
A.室温下，醋酸的电离常数约为1.0×10-5
B.c、e两点溶液：c点显中性，e点显碱性
C.d点溶液中：c(Na+)+c(CH3COO-)＝0.05 mol·L-1
D.b、f点溶液中均有c(CH3COO-)>c(CH3COOH)
【答案】C
【解析】0.10 mol·L-1CH3COOH溶液，-lg c水(H+)＝11，c(H+)＝10-3 mol·L-1，醋酸的电离常数约为＝1.0×10-5，A正确；d点酸碱恰好完全反应生成CH3COONa，溶液呈碱性，要使混合溶液呈中性，则醋酸应该稍微过量，c点醋酸过量，e点NaOH过量，则c点溶液呈中性，e点溶液呈碱性，B正确；d点酸碱恰好完全反应生成CH3COONa，混合溶液体积是醋酸或NaOH溶液体积的2倍，则浓度是原来一半，根据元素守恒得c(Na+)+c(CH3COO-)+c(CH3COOH)＝0.1 mol·L-1，c(CH3COOH)很小，故c(Na+)+c(CH3COO-)>0.05 mol·L-1，C错误；b点加入n(NaOH)是醋酸的一半，则混合溶液中溶质为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa，CH3COOH抑制水电离，CH3COONa促进水电离，根据图知，水电离出的c水(H+)<10-7 mol·L-1，水的电离被抑制，说明CH3COOH的电离程度大于CH3COONa的水解程度，则溶液中存在c(CH3COO-)>c(CH3COOH)；f点溶液中溶质为等物质的量浓度的CH3COONa、NaOH，故存在c(CH3COO-)>c(CH3COOH)，D正确。
命题点9 盐溶液“蒸干”探究
1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，
如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。
2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。
4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。
5．考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。
6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化
例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。
7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。
在蒸发皿中用酒精灯加热蒸干下列物质的溶液然后灼烧，可以得到该物质固体的是（ ）
A．AlCl3 B．Na2SO3 C．KMnO4 D．MgSO4
【答案】D
【解析】AlCl3溶液蒸干灼烧得Al2O3；Na2SO3在空气中被氧化成Na2SO4；KMnO4分解。
2.下列溶液蒸干并灼烧，最后得到的固体是溶质本身的是（ ）
A.CuSO4 B.NaHCO3 C.KMnO4 D.FeCl3
【答案】A
【解析】CuSO4溶液中存在水解平衡：CuSO4+2H2OCu(OH)2+H2SO4，硫酸难挥发，蒸干后得到CuSO4，且CuSO4性质稳定，灼烧后得到的固体是溶质本身，A正确；NaHCO3在加热条件下易分解生成Na2CO3，B错误；KMnO4在加热条件下易分解生成K2MnO4和MnO2，C错误；FeCl3溶液中存在水解平衡：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，在加热条件下，HCl挥发，促进水解不断向右进行，蒸干后得到Fe(OH)3，灼烧后得到Fe2O3，D错误。
命题点10 电解质溶液中的电荷守恒与元素守恒
1、电荷守恒
(1)含义：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。
(2)应用：如Na2CO3溶液中存在Na+、C、H+、OH-、HC，其电荷守恒有c(Na+)+c(H+)＝c(OH-)+c(HC)+2c(C)。
【易错提醒】
阴、阳离子浓度乘自身所带的电荷数建立等式。
2、元素守恒
(1)含义：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒。
(2)应用：如Na2CO3溶液中，由于C水解，含碳微粒有：C、HC、H2CO3，则其元素守恒关系有：c(Na+)＝2[c(H2CO3)+c(C)+c(HC)]。
角度1 单一溶液中微粒数目的比较
室温下，0.1 mol·L-1CH3COONH4溶液呈中性，下列说法错误的是（ ）
A.水电离产生的c(H+)＝1×10-7 mol·L-1 B.c(N)＝c(CH3COO-)
C.CH3COONH4能促进水的电离 D.c(CH3COO-)>c(CH3COOH)
【答案】A
【解析】CH3COONH4中醋酸根离子和铵根离子都水解促进水的电离，使得水电离产生的c(H+)>1×10-7 mol·L-1，A错误、C正确；CH3COONH4溶液呈中性，说明两者水解程度相等，c(N)＝c(CH3COO-)，B正确；醋酸根离子水解生成醋酸分子的程度很小，所以c(CH3COO-)>c(CH3COOH)，D正确。
物质的量浓度相同的下列溶液中，N浓度最大的是（ ）
A.(NH4)2SO4 B.(NH4)2CO3 C.(NH4)2SO3 D.(NH4)2Fe(SO4)2
【答案】D
【解析】A项，硫酸铵中，铵根离子的水解不受硫酸根离子的影响；B项，碳酸铵中，碳酸根离子对铵根离子的水解起促进作用，导致铵根离子水解程度增大，其铵根离子浓度减小；C项，亚硫酸铵中亚硫酸根对铵根离子的水解起促进作用，导致铵根离子水解程度增大，其铵根离子浓度减小；D项，硫酸亚铁铵中，亚铁离子对铵根的水解起抑制作用，导致铵根离子水解程度减小，其铵根离子浓度较大。
下列溶液中各微粒的浓度关系不正确的是（ ）
A.0.1 mol·L-1 FeCl3溶液：c(Cl-)>3c(Fe3+)
B.0.1 mol·L-1 KCl溶液：c(H+)＝c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
D.室温下，pH＝7的NH4Cl、NH3·H2O混合溶液：c(Cl-)＝c(N)
【答案】C
【解析】FeCl3溶液中铁离子发生水解，则3c(Fe3+)角度2 混合溶液中粒子浓度大小比较
有4种混合溶液，分别由等体积的0.1 mol·L-1的2种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl，②CH3COONa与NaOH，③CH3COONa与NaCl，④CH3COONa与NaHCO3。下列关系正确的是（ ）
A.pH：②>③>④>① B.c(CH3COO-)：②>④>③>①
C.c(H+)：①>③>②>④ D.c(CH3COOH)：①>④>③>②
【答案】B
【解析】A项，pH：②>④>③>①；C项，应为①>③>④>②；D项，应为①>③>④>②。
常温下a mol L-1稀氨水与b mol L-1稀盐酸等体积混合，下列判断一定正确的是（ ）
A.若a>b，则c(OH-)>c(H+) B.若a>b，则c(N)>c(Cl-)
C.若a【答案】C
【解析】若a>b，溶液混合后可能呈中性、碱性或酸性，故A错误；若a>b，根据A项分析，则c(N) 可能大于、等于或小于c(Cl-)，故B错误；若a室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是（ ）
A.Na2S溶液：c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)
B.CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na+)+2c(Ca2+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)
C.pH＝5的NaHSO3溶液：c(Na+)>c(H2SO3)>c()>c(H+)>c(OH-)
D.Na2C2O4溶液：c(OH-)＝c(H+)+c(HC2)+c(H2C2O4)
【答案】B
【解析】Na2S溶液中的一级水解程度大于二级水解程度，则c(Na+)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)，故A错误；CH3COONa和CaCl2混合溶液中存在元素守恒：c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)、2c(Ca2+)＝c(Cl-)，两式相加得到c(Na+)+2c(Ca2+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)，故B正确；NaHSO3溶液pH＝5，呈酸性，则HS的电离程度大于水解程度，即c(S)>c(H2SO3)，故C错误；Na2C2O4溶液中存在质子守恒：c(OH-)＝c(H+)+c(HC2)+2c(H2C2O4)，故D错误。
1．（23-24高二下·广西·阶段检测）化学与生活、生产密切相关。下列说法错误的是
A．农业上使用的铵态氮肥不能与草木灰混合使用
B．明矾可用于自来水的杀菌消毒
C．手机中使用的锂电池属于新型二次电池
D．将电源的正、负极分别连接惰性电极和水闸，可使闸门防腐
【答案】B
【详解】A．铵态氮肥中铵根离子和草木灰中的碳酸根离子在溶液中发生相互促进的双水解，导致铵根离子浓度减小，肥效减弱，则铵态氮肥和草木灰不能混合施用，故A正确；
B．明矾净水原理是明矾中的Al3+水解成氢氧化铝胶体，吸附水中的杂质，其不具有杀菌消毒的功能，故B错误；
C．手机中使用的锂电池可以反复充放电，属于新型二次电池，故C正确；
D．将被保护的金属和电源的负极连接作为阴极，另选一块能导电的惰性材料接电源正极作为阳极，通电后，阴极发生还原反应，抑制了金属失电子而达到保护闸门目的，故D正确；
故选B。
2．（23-24高二上·山东日照·期末）下列说法正确的是
A．向溶液中滴加紫色石蕊溶液先变蓝后褪色，褪色说明水解显碱性
B．配制溶液时，将固体置于蒸馏水中溶解，再加入适量稀盐酸
C．工业上常用热的纯碱溶液处理废旧金属表面的矿物油污
D．向氨水中加少量固体，可抑制的电离
【答案】D
【详解】A．NaClO溶液中由于ClO-水解生成NaOH和具有漂白性的HClO，所以向NaClO溶液中滴加紫色石蕊溶液，溶液会先变蓝后褪色，变蓝说明溶液显碱性，褪色说明水解生成了HClO，故A错误；
B．SnCl4在水中会水解，盐酸能抑制其水解，配制SnCl4溶液时，应将SnCl4固体溶于浓盐酸中，然后再加蒸馏水稀释至所需浓度，故B错误；
C．纯碱溶液中碳酸根发生水解，溶液呈碱性，加热促进水解，溶液碱性增强，使酯发生水解反应，去油污效果好，但是矿物油污是烃类，不会水解，故C错误；
D．在氨水中存在NH3 H2O的电离平衡：NH3 H2O+OH-，加入NH4Cl固体，增大了浓度，使NH3 H2O的电离平衡逆向移动，抑制了NH3 H2O的电离，故D正确；
本题选D。
3．（24-25高二上·山东菏泽·期末）由下列实验操作和现象能推出相应结论的是
选项 实验操作和现象 实验结论
A 取5mL0.1mol·L 1FeCl3溶液，滴加0.1 mol·L 1KI溶液5～6滴，充分反应后，取两份溶液分别滴加KSCN溶液和淀粉溶液，分别呈现血红色和蓝色 该反应为可逆反应
B 常温下，测得0.1 mol·L 1HA溶液pH为3 HA为弱酸
C 向K2Cr2O7溶液中缓慢滴加NaOH溶液，溶液逐渐变为橙红色 向左移动
D 常温下，测得NaX溶液的pH约为9，NaY溶液的pH约为8 HY的酸性比HX弱
A．A B．B C．C D．D
【答案】B
【详解】A．FeCl3与KI以1：1反应，当FeCl3溶液过量时，加入KSCN溶液后溶液变红色，不能说明该反应为可逆反应，A错误；
B．常温下，0.1 mol·L 1HA溶液pH为3，说明溶液中的HA未完全电离，则HA为弱酸，B正确；
C．向K2Cr2O7溶液中滴加NaOH溶液，消耗氢离子使氢离子浓度减小，平衡正向移动，溶液由橙红色逐渐变为黄色，C错误；
D．常温下，没有给出两份溶液的浓度关系，则不能通过其pH来判断其对应酸的酸性的强弱，D错误；
故选B。
4．（25-26高二上·山东潍坊·阶段检测）水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合常数，下列说法错误的是
A．图中温度
B．图中五点Kw间的关系：B>C>A=D=E
C．在纯水中加入醋酸钠，可以实现由A点到E点
D．若处在B点时，将的硫酸溶液与的KOH溶液等体积混合后，溶液显中性
【答案】D
【详解】A．由图像可知，A点在T2时的曲线上，而B点在T1时的曲线上，因为A、B点水电离产生的氢离子与氢氧根离子的浓度相等，所以是纯水的电离，又因为B点的氢离子浓度大于A点，则B点水电离程度更高，所以温度T1>T2，A正确；
B．由图象可知，A、E、D都为T2时曲线上的点，Kw只与温度有关，温度相同时Kw相同，温度升高，促进水的电离，Kw增大，则B>A＝D＝E，由C点Kw=c(OH-)×c(H+)，且c(OH-)=c(H+)可知，C点的Kw大于A点，小于B点，则B>C>A＝D＝E，B正确；
C．醋酸钠溶液呈碱性，向纯水中加入醋酸钠，c(H+)D．B点时，Kw＝1×10-12，pH＝2的硫酸中c(H+)＝0.01 mol·L-1，与pH＝12的KOH溶液中，等体积混合后，溶液显碱性，D错误；
故选D。
5．（25-26高二上·山东潍坊·阶段检测）在25℃时，，。室温时，下列关于指定溶液的说法正确的是
A．0.1 mol/L溶液：
B．0.1 mol/L溶液：
C．将0.02 mol/L溶液和0.1 mol/LNaOH溶液等体积混合：
D．0.1 mol/L溶液与0.1 mol/L溶液等体积混合的溶液：
【答案】D
【详解】A．是弱酸，部分电离，根据电荷守恒，=+，所以氢离子浓度大于醋酸根离子浓度，故有，A错误；
B．醋酸和氨水的电离常数相等，水解程度相同，溶液显中性，故溶液：，B错误；
C．将溶液和溶液等体积混合，根据物料守恒有，C错误；
D．溶液与溶液等体积混合，根据物料守恒有，D正确；
答案选D。
6．（题型02工艺流程综合题（期末真题汇编，山东专用）高二化学上学期）中和法制备Na2HPO4·12H2O的工艺流程如下。
已知：25℃时，H3PO4的Ka1=6.9×10-3，Ka2=6.2×10-8，Ka3=4.8×10-13；H2CO3的Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11；Na2HPO4·12H2O易风化。
下列说法正确的是
A．“中和”时，发生反应：H3PO4 + C = HP+H2O+CO2↑
B．“调pH”时X可为H3PO4或NaOH
C．“系列操作”为蒸发结晶、过滤、洗涤、高温干燥
D．“系列操作”所得滤液显酸性
【答案】B
【分析】根据题中所给电离平衡常数大小关系，推出电离出H+能力大小顺序是H3PO4＞H2CO3＞H2PO＞HCO＞HPO，如果加入少量碳酸钠溶液，利用酸性强的制取酸性弱的，发生2H3PO4+CO=CO2↑+2H2PO+H2O，然后加入NaOH溶液，调节pH，得到Na2HPO4，如果加入过量碳酸钠溶液，发生H3PO4+2CO=2HCO+HPO，据此分析。
【详解】A．H3PO4与少量碳酸钠溶液反应为2H3PO4+CO=CO2↑+2H2PO+H2O，与过量的碳酸钠溶液反应为H3PO4+2CO=2HCO+HPO，A错误；
B．“调pH”时，若pH过低可加NaOH，若pH过高可加H3PO4 ，均合理，B正确；
C．Na2HPO4·12H2O易风化，应避免高温干燥，且应为蒸发浓缩、冷却结晶，C错误；
D．HP 水解 (Kh ==≈ 1.6×10-7) > 电离(Ka3=4.8×10-13)，溶液呈碱性，D错误；
故答案为B。
7．（25-26高二上·山东·阶段检测）常温下，下列各组离子一定能大量共存的是
A．澄清透明的溶液中：、、，
B．使甲基橙变红的溶液中：、，、
C．1 mol/L的溶液中：、、，
D．由水电离出的的溶液中：、、、
【答案】A
【详解】A．澄清透明的溶液中：、、，均为可溶且无沉淀、氧化还原或双水解反应，能大量共存，A正确；
B．使甲基橙变红的溶液为酸性环境，在酸性条件下具有强氧化性，会将氧化为，不能共存，B错误；
C．溶液中与发生双水解生成沉淀和气体，不能共存，C错误；
D．由水电离出的的溶液可能为酸性或碱性，若为酸性，会与反应生成，不能共存，D错误；
故选A。
8．（24-25高二上·广东·期末）下列离子方程式书写正确的是
H2CO3 HClO H2SO3
Ka1 = 4.5×10-7 Ka2 = 4.7×10-11 Ka = 4.0×10-8 Ka1 = 1.4×10-2 Ka2 = 6.0×10-8
A．向NaClO溶液中通入过量SO2：ClO-+SO2+H2O=HClO+
B．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2：+SO2=+CO2
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3：+=+
【答案】D
【分析】由表中数据可知，酸性强弱H2SO3＞H2CO3＞＞HClO＞。
【详解】A．向NaClO溶液中通入过量SO2，发生氧化还原反应生成氯离子、硫酸离子，离子方程式为ClO-+SO2+H2O=2H++Cl-+，故A错误；
B．向NaClO溶液中通入少量CO2，据酸性强弱H2CO3＞HClO＞，离子方程式为ClO-+CO2+H2O=HClO+，故B错误；
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2，据酸性强弱H2SO3＞，离子方程式为：+SO2+H2O =+，故C错误；
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3，据酸性强弱＞，离子方程式为：+=+，故D正确；
答案选D。
9．（23-24高三上·天津武清·阶段检测）类别万千的酸碱溶液共同构筑了化学世界的丰富多彩。
(1)现有常温下pH=2的盐酸(甲)、pH=2的醋酸溶液(乙)和0.1mol/LNH3 H2O(丙)，请根据下列操作回答：
①常温下，将丙溶液加水稀释，下列数值一定变小的是_____(填字母)。
A．　B．　C．　D．
②常温下，取甲、乙各1mL分别稀释至100mL，稀释后，水的电离程度：乙_____甲(填“>”“<”或“=”)。
(2)①某温度时，测得0.01mol/LNaOH溶液pH为11，则该温度_____25℃。(填“>”“<”或“=”)
②相同条件下，取等体积、等pH的Ba(OH)2、NaOH和NH3 H2O三种碱溶液，分别滴加等浓度的盐酸将它们恰好中和，用去酸的体积分别为、、，则三者的大小关系为_____。
(3)已知：在25℃，有关弱电解质的电离平衡常数如下表有下表：
弱电解质 H2SO3 H2CO3 HClO NH3 H2O
电离平衡常数
①将SO2通入氨水中，当c(OH-)降至1.0×10-7mol L-1时，溶液中的=_____。
②下列微粒在溶液中不能大量共存的是_____。
A．、　B．、　C．、　D．、
【答案】(1) AB ＜
(2) > V1=V2＜V3
(3) 1.02 C
【详解】（1）①A．，稀释氨水浓度减小，比值减小，A正确；
B．，稀释氨水浓度减小，氢氧根离子浓度减小，比值减小，B正确；
C．稀释氨水浓度减小，氨水电离程度增大，变大，C错误；　
D．，稀释氨水浓度减小，氢氧根离子浓度减小，比值增大，D错误；
故选AB；
②常温下，取甲、乙各1mL分别稀释至100mL，稀释后，醋酸电离产生的c(H+)大，对水电离的抑制作用大，所以水的电离程度：乙＜甲。
（2）①某温度时，测得0.01mol/LNaOH溶液pH为11，则水的离子积常数为10-11×0.01=10-13＞10-14，所以该温度＞25℃。
②氢氧化钡、氢氧化钠均为强碱，水溶液中完全电离，氨水为弱酸，水溶液中部分电离；则相同条件下，等体积、等pH的Ba(OH)2、NaOH和NH3 H2O三种碱溶液，Ba(OH)2、NaOH消耗盐酸的物质的量相同，NH3 H2O的浓度最大，消耗盐酸最多，所以分别滴加等浓度的盐酸将它们恰好中和，用去酸的体积大小关系为V1=V2＜V3。
（3）①将SO2通入氨水中，当c(OH-)降至1.0×10-7mol L-1时，溶液中的。
②A．，则、能大量共存，Ａ不符合题意；
B．，则、能大量共存，B不符合题意；
C．，则、能发生反应，不能大量共存，C符合题意；
D．，则、能大量共存，D不符合题意；
故选C。
10．（25-26高二上·山东菏泽·阶段检测）25℃时，醋酸、次氯酸、碳酸的电离平衡常数如下所示：
化学式 CH3COOH HClO H2CO3
电离平衡常数 K= K=
(1)Na2CO3溶液可以去油污的原因：___________(用离子方程式表示)。
(2)同浓度的、ClO-、、在溶液中结合的能力最强的是___________(写离子符号)。
(3)下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________。
A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体
(4)判断CO2通入次氯酸钠溶液是否发生反应，如果不能说出理由，如果能发生反应请写出相应的化学方程式：___________。
(5)取等体积等物质的量浓度的醋酸、盐酸两溶液，分别与等浓度的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为：V(醋酸)___________V(盐酸)(填“>”、“<”或“=”)。
(6)在新制氯水中加入少量的NaCl固体，水的电离平衡___________移动(填“正向”、“逆向”或“不”)。
【答案】(1)+H2O+OH-
(2)
(3)BE
(4)CO2+NaClO+H2O=HClO+NaHCO3
(5)=
(6)正向
【详解】（1）碳酸根在水中可以发生水解，溶液呈碱性，水解的离子方程式为：。
（2）酸越强，酸根离子结合H+的能力越弱，根据酸性：，则对应酸根离子结合H+的能力：，所以溶液中结合氢离子的能力最强的是：。
（3）A．电离平衡常数与温度有关，升高温度，常数改变，故A错误；
B．越稀越电离，加水稀释，电离程度增大，故B正确；
C．加醋酸钠固体，同离子效应，平衡逆向移动，故C错误；
D．加少量冰醋酸，平衡正向移动，但电离程度减小，故D错误：
E．加氢氧化钠固体，氢氧根消耗电离产生的氢离子，平衡正向移动，电离程度增大，故E正确；
故选BE。
（4）根据酸性强弱关系：，所以将CO2通入NaClO溶液中，CO2和NaClO能生成NaHCO3但不能生成Na2CO3，则反应的化学方程式为：。
（5） 等体积、等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液中HCl和CH3COOH的物质的量相同，且均为一元酸，故中和时所消耗的氢氧化钠的物质的量是相同的，根据可得到。
（6）在新制氯水中存在平衡，加入少量NaCl固体，增大，平衡逆向移动，导致溶液中氢离子浓度减小，对水电离的抑制作用减弱，则水的电离平衡正向移动。
11．（24-25高二上·广东清远·期中）按要求填空。
(1)已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中pH=_______。
②HA的电离平衡常数K=_______。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HClO
电离平衡常数(25℃) ； ；
按要求回答下列问题：
①的酸性由强到弱的顺序为_______。
②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为_______。
③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中_______。
(3)已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是_______(填标号)。
①加少量烧碱 ②通入少量HCl气体 ③通入少量HF气体 ④加水
(4)体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。
则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH_______(填“强”或“弱”)。
【答案】(1) 4 1×10-7
(2)
(3)②④
(4)强
【详解】（1）根据三段式计算：，①=1×10-4，pH=4；
②；
（2）①根据平衡常数的大小，判断酸性强弱，对于二元弱酸，根据一级电离常数判断酸性强弱。电离常数：，所以酸性强弱：；
②酸性越弱，酸根离子结合能力越强。根据电离常数的大小，可以判断酸性的强弱：，所以酸根离子结合的能力的强弱：；
③因为，过量通入溶液中，发生反应：；
（3）已知：，所以，①加少量使增大，K不变，减小；②通入少量HCl气体，使增大，增大；③通入少量HF气体，使增大，减小；④加水，减小，增大，故选②④；
（4）酸性越弱稀释时氢离子的浓度变化越慢，pH变化越慢，所以HX的酸性比醋酸强。
12．（24-25高二下·山东烟台·期末）钴及其化合物在制造合金、磁性材料、催化剂及陶瓷釉等方面有着广泛应用。一种从湿法炼锌产生的废渣(主要含Co、Zn、Pb、Fe的单质或氧化物)中富集回收得到含锰高钴成品的工艺如下：
已知溶液中相关离子开始沉淀和沉淀完全时的pH；
开始沉淀的pH 1.5 6.9 — 7.4 6.2
沉淀完全的pH 2.8 8.4 1.1 9.4 8.2
回答下列问题：
(1)“酸浸”前废渣需粉碎处理，目的是___________；“滤渣1”中金属元素主要为___________。
(2)“过滤1”后的溶液中加入的作用是___________；取少量反应后的溶液，加入化学试剂___________(填化学式)，若出现蓝色沉淀，需补加。
(3)“氧化沉钴”中氧化还原反应的离子方程式为___________、___________。
(4)“除钴液”中主要的盐有___________(写化学式)。
(5)是制备钴的氧化物的重要原料。如图为二水合草酸钴()在空气中受热的质量变化曲线，曲线中300℃及以上所得固体均为钴的氧化物。
通过计算确定C点剩余固体的化学成分为___________(填化学式)。写出B点对应的物质与在225~330℃发生反应的化学方程式：___________。
【答案】(1) 增大固液接触面积，加快酸浸速率，提高浸取效率 Pb
(2) 将溶液中的氧化为，以便在后续调pH时除去Fe元素 K3[Fe(CN)6]
(3) 、
(4)
(5)
【分析】湿法炼锌产生的废渣(主要含Co、Zn、Pb、Fe的单质或氧化物)中加入H2SO4进行酸浸，只有铅转化为PbSO4沉淀，其它金属转化为Co2+、Fe2+、Fe3+、Zn2+等；过滤后，往滤液中加入MnO2、ZnO调pH=4，此时Fe2+被氧化为Fe3+并转化为Fe(OH)3沉淀；过滤出滤渣2，往滤液中加入KMnO4并调节pH=5氧化沉钴，生成Co(OH)3、MnO2沉淀，其它离子进入除钴液回收利用，据此分析；
【详解】（1）“酸浸”前废渣需粉碎处理，目的是：增大固液接触面积，加快酸浸速率，提高浸取效率；“滤渣1”为PbSO4沉淀，则其中金属元素主要为Pb。
（2）由题表中数据可知，当Fe3+完全沉淀时，Co2+未开始沉淀，而当Fe2+完全沉淀时，Co2+已有一部分沉淀，因此为了除去溶液中的Fe元素且Co2+不沉淀，应先将Fe2+氧化为Fe3+，然后调节溶液的pH使Fe3+完全水解转化为Fe(OH)3沉淀，则“过滤1”后的溶液中加入的作用是： 将溶液中的氧化为，以便在后续调pH时除去Fe元素；K3[Fe(CN)6]与反应产生蓝色沉淀，可用此法检验，则取少量反应后的溶液，加入化学试剂K3[Fe(CN)6]，若出现蓝色沉淀，表明Fe2+氧化不充分，需补加。
（3）“氧化沉钴”中发生两个氧化还原反应，电解质溶液呈酸性，Co2+被氧化为Co(OH)3沉淀，同时生成MnO2沉淀，Mn2+与发生归中反应生成MnO2，则氧化还原反应的离子方程式为、。
（4）最终得到的“除钴液”中含有的金属离子主要是最初“酸浸”时与加入ZnO调pH时引入的Zn2+、加入KMnO4“氧化沉钴”时引入的K+，而阴离子是在酸浸时引入的，则“除钴液”中主要的盐有。
（5）已知：曲线中300℃及以上所得固体均为钴的氧化物，C点为钴的氧化物， 18.3 g晶体中钴的物质的量为0.1 mol，质量为5.9 g，8.03 gCoxOy中氧的物质的量为，所以，则C点剩余固体的化学成分为。B点对应的物质为14.70 g，即0.1 molCoC2O4，则B点对应的物质与在225~330℃发生的反应为氧化还原反应，化学方程式为： 。
13．（25-26高二上·山东潍坊·阶段检测）化学平衡常数在定性分析与定量分析中应用广泛。
(1)一定温度下，在密闭容器中反应：，测得如下数据。
0 10 20 30
0.50 0.22 0.11 0.11
0.50 0.22 0.11 0.11
0 0.56 0.78 0.78
①内，平均反应速率___________。
②该温度下，的平衡转化率为___________。
③该温度下，当初始投入浓度为，时，进行实验，反应进行的方向为___________(填“正”或“逆”)反应方向。
(2)已知：时，的电离平衡常数。
物质
电离平衡常数
①时，相同物质的量浓度的溶液，由大到小的顺序为___________。
②时，向溶液中加入至恰好完全反应，再向溶液中加入溶液，使溶液中，溶液中___________。
③写出与溶液反应的离子方程式___________。
【答案】(1) 0.028 78% 逆
(2) mol/L
【详解】（1）①由题知，内，由0.50 变为0.22，则平均反应速率=0.028 ，故答案为0.028 。
②由题知，该温度下，20 s时，反应到达平衡，为0.11 ，的平衡转化率为=78%，故答案为78%。
③由题知，该温度下，该反应的平衡常数50.28；该温度下，当初始投入浓度为，时，>K，则反应进行的方向为逆反应方向，故答案为逆。
（2）①时，相同物质的量浓度的溶液，第一级的电离平衡常数越大，电离程度越大，则电离出的离子数越多，越大，根据题目中数据可知，，相同物质的量浓度的溶液，，则由大到小的顺序为：；故答案为。
②时，向溶液中加入至恰好完全反应，再向溶液中加入溶液，使溶液中，根据的电离常数=，由知，则溶液中 mol/L，故答案为 mol/L。
③由题数据知，则酸性， 溶液中通入只会生成，不会生成，反应的离子方程式为，故答案为。
14．（25-26高二上·山东泰安·阶段检测）已知部分弱电解质的电离平衡常数如下表：
弱电解质 HClO
电离平衡常数(25℃)
常温下，下列分析正确的是
A．pH相同的①②③NaClO溶液中的：③＞②＞①
B．0.1溶液中：c()＞c(CH3COO-)
C．中和等体积等浓度的醋酸和次氯酸，需要NaOH的物质的量相同
D．反应，
【答案】C
【详解】A．pH相同时，盐的水解程度越大，达到相同pH所需盐浓度越小，c(Na+)越小。Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)，故水解程度③(NaClO)＞②(NaHCO3)＞①(CH3COONa)，c(Na+)应为①＞②＞③，A错误；
B．CH3COONH4中，Ka(CH3COOH) = Kb(NH3·H2O) =1.7×10-5，和CH3COO-水解程度相当，溶液呈中性，所以溶液中c() = c(CH3COO-)，B错误；
C．醋酸和次氯酸均为一元酸，等体积等浓度时物质的量相同，中和所需NaOH物质的量相同，C正确；
D．反应+ CH3COOHCH3COO + H2CO3的K== =≈ 39.53 ≠ 2.4×10-2，D错误；
故选C。
15．（25-26高二上·山东泰安·阶段检测）电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡，请回答下列问题。
(1)已知部分弱酸的电离常数如表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25℃) Ka=4.3×10-10 Ka1=5.0×10-7，Ka2=5.6×10-11
①、、、中结合质子能力最弱的为_______。
②将少量CO2通入NaCN溶液，反应的离子方程式是 _______。
(2)0.1mol/LNaCN溶液和0.1mol/LNaHCO3溶液中，c(CN-) _______c()(填“>”、“＜”或“=”)。
(3)25℃时，向某浓度的溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
①制备的溶液中的电离程度_______水解程度(填“>”、“＜”或“=”)，该溶液中的电荷守恒表达式为_______。该溶液中的离子浓度大小关系为_______。
②的=_______(填具体数值)。
【答案】(1) HCOO- CO2 + H2O + CN- = HCN +
(2)<
(3) > c(K+)+c(H+)=c()+c(OH-)+2c() c(K+)> c()>c(H+)> c()>c(OH-) 10-3
【详解】（1）①酸的酸性越强，其对应酸根离子结合质子（）的能力越弱，根据电离常数，酸性顺序为，因此结合质子的能力最弱；
②依据“强酸制弱酸”原理，酸性，所以与水、反应生成和碳酸氢根，离子方程式为：；
（2）酸性，根据“越弱越水解”，的水解程度大于。水解程度越大，剩余的阴离子浓度越小，；
（3）①由图像可知，；水解常数。因为，所以的电离程度大于水解程度；溶液中存在、、、、，根据电荷守恒得；完全电离且电离为主，溶液呈酸性。离子浓度顺序为：；
②反应的平衡常数表达式为：，得。
第1页，共2页
第1页，共2页教学目标 1.掌握电离平衡及其影响因素，能运用电离平衡描述和解释化学现象；会判断电解质溶液的导电性的强弱 2.知道电离平衡常数，认识电离平衡常数与弱酸、弱碱的酸碱性强弱之间的关系 3.能通过化学平衡理论认识弱电解质在水溶液中的电离平衡，认识温度、浓度影响电离平衡的规律 4.理解水解反应的本质，能正确判断不同盐溶液的酸碱性 5.能正确书写水解反应的化学方程式和离子方程式 6.了解溶液中的电荷守恒和元素守恒的含义及简单应用 7.通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素 8.能利用水解原理分析、解释生活生产中遇到盐类水解的现象，知道盐类水解在作净水剂、去污剂、灭火剂及溶液配制等方面的应用 9.能选择实例说明溶液pH的调控在工农业生产和科研中的重要作用
重点和难点 重点：电离平衡及其影响因素；水解原理及其盐溶液的酸碱性判断；盐类水解的应用 难点：电离平衡常数及其应用；水解离子方程式的书写；影响盐类水解的主要因素
知识点1 弱电解质的电离平衡及其影响因素
1、电离平衡状态
在电离初始，弱电解质分子电离成离子的速率随分子浓度的减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子的浓度增大而逐渐增大，经过一段时间后，两者的速率相等，达到电离平衡状态。
2、电离平衡的特征
3、外界条件对电离平衡的影响
浓度 对于同一弱电解质，浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大，即对溶液加水稀释时，电离平衡向着电离的方向移动
温度 由于弱电解质的电离过程一般是吸热的，升高温度，电离平衡向着电离的方向移动
相同离子 在弱电解质溶液中加入与弱电解质电离产生相同离子的强电解质，电离平衡将向电离的反方向移动
化学反应 在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，电离平衡将向电离的方向移动
实例：CH3COOHH＋＋CH3COO－　ΔH＞0
影响因素 移动方向 n(H＋) c平(H＋) c平(CH3COO－) Ka pH 导电能力
升温(不考虑挥发) 右 增大 增大 增大 增大 减小 增强
加冰醋酸 右 增大 增大 增大 不变 减小 增强
加入其他物质 CH3COONa固体 左 减小 减小 增大 不变 增大 增强
通HCl气体 左 增大 增大 减小 不变 减小 增强
NaOH固体 右 减小 减小 增大 不变 增大 增强
加水稀释 右 增大 减小 减小 不变 增大 减弱
4、电解质溶液的导电性
(1)电解质溶液的导电原理
电解质在溶液中电离成自由移动的阴、阳离子，在电源(电场)的作用下沿某一方向定向移动，形成电流。
(2)影响电解质溶液导电能力的因素
电解质溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。
【易错提醒】 电离平衡认识误区
①弱电解质的电离是微弱的，在溶液中主要以弱电解质分子形式存在；
②对弱电解质溶液升温一般指的是微热，此时电离程度增大，电离常数增大，但是水的离子积一般认为不变；
③电离平衡发生正向移动，弱电解质的电离程度不一定增大，如醋酸溶液中加冰醋酸；
④多元弱酸分步电离，电离常数逐渐减小，上一步电离产生的H＋对下一步的电离起到抑制作用；
⑤弱电解质溶液加水稀释，电离程度增大，但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大，而是减小的。
在0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，要促进醋酸电离，且使c平(H＋)增大，应采取的措施是（ ）
A．升高温度 B．加适量水 C．加入0.1 mol·L－1NaOH溶液 D．加入0.1 mol·L－1HCl溶液
以下措施中，能使CH3COOH溶液中c(H＋)减小，c(CH3COO－)增大的是（ ）
A.升高温度 B.加入少量CH3COONa(s)
C.加入少量CH3COOH(l) D.加水稀释
H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中（ ）
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH增大
C．滴加新制氯水，平衡向右移动，溶液pH减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ON+OH-。若要使平衡向左移动，同时使c(OH-)增大，应加入的物质或采取的措施是（ ）
①NH4Cl固体　 ②硫酸　 ③NaOH固体 　④水 　⑤加热 　⑥加入少量MgSO4固体
A.①②③⑤ B.③⑥ C.③ D.③⑤
已知人体体液中存在如下平衡：CO2+H2OH2CO3H++HC，以此维持体液pH的相对稳定。下列说法错误的是（ ）
A.静脉滴注大量生理盐水时，平衡向左移动
B.如果CO2进入血液，平衡向右移动
C.当强酸性物质进入体液后，平衡向左移动
D.当强碱性物质进入体液后，平衡向右移动
命题点2 电离平衡常数
1、电离平衡常数
(1)定义：在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离生成的各种离子的浓度(次方)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
(2)表达式：一元弱酸：CH3COOHCH3COO－＋H＋ Ka＝。
一元弱碱：NH3·H2ONH＋OH－ Kb＝。
(3)意义：电离常数表征了弱电解质的电离能力，根据相同温度下电离常数的大小可以判断弱电解质电离能力的相对强弱。
(4)电离平衡常数的特点
①电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，且升高温度K值增大。
②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，对应的酸性(或碱性)越强。
③多元弱酸是分步电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1 Ka2，故溶液中的c平(H＋)主要由第一步电离程度决定。
④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。
2、电离度
(1)定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度，用α表示。
(2)表达式：α＝×100%。
(3)影响因素：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
3、电离平衡常数的应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律，如25 ℃时，Ka(HCOOH)＝1.77×10－4 mol·L－1，Ka(HCN)＝4.9×10－10 mol·L－1，故知HCOOH＋NaCN===HCN＋HCOONa。
（3）利用电离常数可近似计算出弱酸、弱碱溶液中c平(H＋)或c平(OH－)(忽略水的电离)。
在相同温度下，三种弱酸的电离常数(mol·L－1)如下：HF(6.8×10－4)、CH3COOH(1.7×10－5)、HClO(4.7×10－8)。则三种酸的酸性最强的是（ ）
A．HF　　 B．CH3COOH C．HClO D．无法确定
下列关于电离常数(Ka)的说法正确的是（ ）
A．电离常数只与温度有关，升高温度，Ka值减小
B．电离常数Ka与温度无关
C．相同温度下，电离常数(Ka)越小，表示弱电解质的电离能力越弱
D．多元弱酸各步电离常数大小关系为Ka1改变下列条件，能使CH3COOH的电离常数增大的是（ ）
A.加入冰醋酸 B.加入少量NaOH溶液
C.加水稀释 D.升高温度
相同温度下，根据三种酸的电离平衡常数，下列判断正确的是（ ）
酸 HX HY HZ
电离平衡常数Ka 9×10－7 9×10－6 1×10－2
A．三种酸的酸性强弱关系：HX>HY>HZ
B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生
C．由电离平衡常数可以判断，HZ属于强酸，HX和HY属于弱酸
D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离平衡常数大于0.1 mol·L－1HX溶液的电离平衡常数
常温下，三种一元酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是（ ）
酸 HCN CH3COOH H3PO2
电离常数 6.2×10-10 1.75×10-5 5.9×10-2
A.三种酸的酸性强弱：HCN>CH3COOH>H3PO2
B.反应H3PO2+CH3COO-===CH3COOH+H2P能够发生
C.由电离常数可以判断，H3PO2属于强酸，HCN和CH3COOH属于弱酸
D.等物质的量浓度、等体积的三种酸溶液与足量锌粉反应，H3PO2产生的H2最多
命题点3 一元强酸与一元弱酸的比较
1、相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
c平(H＋) pH 中和碱的 能力 与足量活泼金属 反应产生H2的量 开始与金属 反应的速率 由H2O电离出的c平(H＋)
一元强酸 大 小 相同 相同 大 小
一元弱酸 小 大 小 大
2、相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较
c平(H＋) c平(酸) 中和碱 的能力 与足量活泼金属 反应产生H2的量 开始与金属 反应的速率 由H2O电离 出的c平(H＋)
一元强酸 相同 小 小 少 相同 相同
一元弱酸 大 大 多
3、以醋酸和盐酸为例比较其性质
等物质的量浓度的
盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸
(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度 pH：a溶液的导电能力 a>b a=b
水的电离程度 ac(Cl-)与c(CH3COO-)大小 c(Cl-)=c(CH3COO-) c(Cl-)中和等体积的两种酸溶液所消耗的
NaOH溶液的量 a=b a＜b
分别加入两种酸对应的钠盐固体后
溶液的pH变化 a:不变
b:变大 a:不变
b:变大
与活泼金属如Mg反应产生H 的起始速率 a>b a=b
等体积溶液与过量活泼金属如Mg反
应产生H 的量 a=b a加水稀释同倍数 pH变化大小：a>b
下列实验事实不能证明醋酸是弱电解质的是（ ）
A．相同pH的醋酸溶液和盐酸分别与同样的锌反应时，产生H2的起始速率相等
B．常温下，测得0.1 mol·L－1的醋酸溶液的pH＝4
C．常温下，将pH＝1的醋酸溶液稀释1 000倍，测得其pH<4
D．在相同条件下，物质的量浓度相同的醋酸溶液的导电性比盐酸的弱
下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是（ ）
A．相同浓度的两溶液中c平(H＋)相同
B．100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C．pH＝3的两溶液稀释100倍后，pH都为5
D．相同浓度时醋酸导电能力强
下列叙述不正确的是（ ）
A．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释10倍后，前者的pH大于后者
B．pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
C．等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应，开始时前者产生H2的速率大于后者，最终产生H2量相等
D．等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L－1的NaOH溶液，消耗NaOH溶液体积相等
下列关于盐酸与醋酸的稀溶液的说法正确的是（ ）
A.相同物质的量浓度的两溶液中c(H+)相同
B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠
C.c(H+)＝10-3 mol·L-1的两溶液稀释100倍，c(H+)均为10-5 mol·L-1
D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐固体，盐酸中c(H+)不变，醋酸中c(H+)增大
现有HX、H2Y和H2Z三种酸，各酸及其盐之间不发生氧化还原反应，它们的电离常数如下表所示。
酸 电离常数(25 ℃)
HX Ka＝10－9.2
H2Y Ka1＝10－6.4、Ka2＝10－10.3
H2Z Ka1＝10－1.9、Ka2＝10－7.2
下列说法正确的是（ ）
A.三种酸的强弱关系：H2ZB.H2Z电离的方程式为H2Z??2H＋＋Z2－
C.Na2Y溶液与过量HX反应的离子方程式：HX＋Y2－===HY－＋X－
D.25 ℃时，浓度均为0.1 mol·L－1的H2Y和H2Z溶液的pH：H2Y命题点4 盐溶液的酸碱性及原因
◆知识点一 盐溶液的酸碱性及原因
1、探究盐溶液的酸碱性
(1)实验室测定溶液pH的方法有①pH计测定；②pH试纸测定。
(2)选用合适的方法测定下列溶液的pH，并按形成盐的酸碱性强弱分类，完成下表。
盐溶液 pH 盐的类型 酸碱性
NaCl pH＝7 强酸强碱盐 中性
KNO3 pH＝7
Na2CO3 pH>7 强碱弱酸盐 碱性
CH3COONa pH>7
NH4Cl 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)分析强酸强碱盐溶液呈中性的原因(以NaCl为例)
溶液中的变化 H2OH++OH- NaCl===Na++Cl-
呈中性的原因 溶液中的微粒有：Na+、Cl-、H+、OH-、H2O，微粒之间均不能结合，水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H+)＝c(OH-)
(2)分析强酸弱碱盐溶液呈酸性的原因(以NH4Cl为例)
溶液中的变化
简述变化过程 N与水电离出来的OH-结合，生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向右移动，当达到新的平衡时，溶液中c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性
总反应离子方程式 N+H2ONH3·H2O+H+
(3)分析强碱弱酸盐溶液呈碱性的原因(以CH3COONa为例)
溶液中的变化
简述变化过程 CH3COO-与水电离出来的H+结合生成弱电解质CH3COOH，使水的电离平衡向右移动，使溶液中c(H+)总反应离子方程式 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
3、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)盐类水解的四个特征
①可逆：水解反应一般是可逆反应，在一定条件下可达到平衡状态。
②吸热：水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应。
③微弱：由于水解产物很少，无明显沉淀或气体生成，因而水解反应的程度一般很微弱，但也有特例。
④多元弱酸盐分步水解，但以第一步为主。
4、盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法
(1)“有弱才水解，无弱不水解”——盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才水解，若没有，则是强酸强碱盐，不发生水解反应。
(2)“谁强显谁性，同强显中性”——当盐中酸根阴离子对应的酸比阳离子对应的碱更容易电离时，盐溶液呈酸性，反之呈碱性，当二者均为强酸、强碱离子对应的盐时，盐溶液呈中性。
(3)盐类水解的类型及溶液的酸碱性(25 ℃时)
盐的类型 水解的离子 溶液的酸碱性
强酸弱碱盐 弱碱阳离子 弱酸性，pH＜7
强碱弱酸盐 弱酸根阴离子 弱碱性，pH＞7
强酸强碱盐 不水解 中性，pH＝7
弱酸弱碱盐 弱酸根阴离子、弱碱阳离子 谁强显谁性
(4)应用举例
盐溶液 水解的离子 酸碱性
Na2SO4 无 中性
Cu(NO3)2 Cu2+ 酸性
NaClO ClO- 碱性
NaHSO4 无 酸性
KAl(SO4)2 Al3+ 酸性
NaHCO3 HC 碱性
下列有关盐类水解的说法不正确的是（ ）
A．盐类的水解过程破坏了水的电离平衡
B．盐类的水解是酸碱中和反应的逆过程
C．Na2S溶液中c平(Na＋)>2c平(S2－)
D．Na2CO3水解的实质是Na＋与H2O电离出的OH－结合生成NaOH
能使水的电离平衡右移，且水溶液显酸性的微粒是（ ）
A．Al3＋ B．OH－ C．H＋ D．HCO
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
下列溶液因盐类的水解而呈酸性的是（ ）
A.CH3COOH溶液 B.AlCl3溶液 C.NaHSO4溶液 D.NaHCO3溶液
在盐类发生水解的过程中，下列说法不正确的是（ ）
A.盐类的水解是吸热反应 B.溶液的pH一定发生改变
C.水的电离程度增大 D.盐类的水解可看作酸碱中和反应的逆反应
命题点5 盐类水解离子方程式的书写
1、水解的离子方程式特点
(1)阴(阳)离子+H2O弱酸(或弱碱)+OH-(或H+)。
(2)盐类水解是可逆反应，是中和反应的逆反应，而中和反应是趋于完全的反应，所以盐的水解反应是微弱的，盐类水解的离子方程式一般不写“===”而写“”。
(3)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。
(4)多元弱酸酸根离子水解方程式应分步书写，水解是以第一步为主，如CO水解方程式为
CO＋H2OHCO＋OH－(主)，HCO＋H2OH2CO3＋OH－(次)。
(5)多元弱碱阳离子水解要求一步写出，如Fe3＋水解方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
2、分类书写盐类水解离子方程式
(1)一元弱酸(碱)盐的水解
①NaClO：ClO-+H2OHClO+OH-；
②(NH4)2SO4：N+H2ONH3·H2O+H+。
(2)多元弱酸强碱盐(正盐)
①Na2CO3：C+H2OHC+OH-、HC+H2OH2CO3+OH-；
②Na2S：S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-。
(3)多元弱碱强酸盐
AlCl3：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+。
(4)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进
①CH3COONH4：N+CH3COO-+H2OCH3COOH+NH3·H2O；
②Al2S3：Al2S3+6H2O===2Al(OH)3↓+3H2S↑。
下列各方程式中，属于水解反应的是（ ）
A．CO2＋H2OH2CO3 B．OH－＋HS－S2－＋H2O
C．HS－＋H2OH3O＋＋S2－ D．S2－＋H2OHS－＋OH－
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++2H2OMg(OH)2↓+2H+
B.NaHCO3溶液：HC+H2OH2CO3+OH-
C.Na2SO3溶液：S+2H2OH2SO3+2OH-
D.KCN溶液：CN-+H2O===HCN+OH-
下列物质在常温下水解的离子方程式不正确的是（ ）
A.CuSO4：Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
B.NH4Cl：+H2ONH3·H2O+H+
C.Na2CO3：+2H2OH2O+CO2↑+2OH-
D.NaF：F-+H2OHF+OH-
微粒观和变化观是中学生需要具备的核心素养。下列式子属于水解反应方程式的是（ ）
A.HClO＋H2OClO－＋H3O＋ B.OH－＋HCO===H2O＋CO
C.Mg2＋＋2H2OMg(OH)2＋2H＋ D.6H＋＋2S2－＋SO===3S↓＋3H2O
下列属于水解方程式且书写正确的打“√”，错误的打“×”
(1)Na2S溶液中：S2－＋2H2OH2S＋2OH－。（ ）
(2)NaHS溶液中：HS－＋H2OH2S＋OH－。（ ）
(3)AlCl3溶液中：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3↓＋3H＋。（ ）
(4)NaHCO3溶液中：HCO＋H2OH3O＋＋CO。（ ）
(5)NH4Cl加入D2O中：NH＋D2ONH3·D2O＋H＋。（ ）
(6)NaHCO3溶液中加NaOH溶液：HCO＋OH－===CO＋H2O。）（ ）
命题点6 水解常数及其应用
1、水解常数表达式(以CH3COONa为例)
CH3COO-+H2OCH3COOH+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。
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
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
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 2.95×10-8 Ka1＝4.5×10-7Ka2＝5.6×10-11 Ka1＝1.4×10-2 Ka2＝1.02×10-7
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H2SO3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
甲[(NH4)2Fe(SO4)2]、乙[NH4Fe(SO4)2]是定量分析中的常用试剂。已知NA为阿伏加德罗常数的值，常温下，Kh(Fe3+)＝3.6×10-4、Kh(Fe2+)＝2.0×10-12、Kb(NH3·H2O)＝1.8×10-5。下列说法正确的是（ ）
A.等浓度的甲溶液和乙溶液的pH：甲<乙
B.等体积等浓度的甲溶液和乙溶液所含的阴离子总数：甲>乙
C.N浓度相等的甲溶液和乙溶液：c(甲)>c(乙)
D.浓度均为1 mol·L-1的甲溶液和乙溶液含有的S数目均为2NA
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
命题点7 盐类水解平衡的移动
内因
相同条件下，弱酸的酸性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的碱性越强；弱碱的碱性越弱，其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。
2、外因
（1）温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解平衡向右移动，水解程度增大。
（2）浓度：加水稀释盐的溶液，水解平衡向右移动，水解程度增大。
（3）外加酸、碱：加酸可抑制弱碱阳离子的水解，加碱可抑制弱酸酸根离子的水解。
（4）两种水解离子的相互影响：弱碱阳离子和弱酸酸根离子在同一溶液中，两种水解相互促进，使两种水解程度都增大，甚至反应完全。
3、以CH3COONa为例，在醋酸钠溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－　ΔH＞0
移动的方向 c平(CH3COO－) c平(CH3COOH) c平(OH－) c平(H＋) pH 水解程度
加热 右 减小 增大 增大 减小 增大 增大
加水 右 减小 减小 减小 增大 减小 增大
加CH3COOH 左 增大 增大 减小 增大 减小 减小
加CH3COONa 右 增大 增大 增大 减小 增大 减小
加NaOH 左 增大 减小 增大 减小 增大 减小
加HCl 右 减小 增大 减小 增大 减小 增大
在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是（ ）
A．稀释溶液，各物质浓度均减小，平衡不移动
B．通入CO2，平衡向正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
在较稀FeCl3溶液中，存在如下水解平衡：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。以下叙述不正确的是（ ）
A.加入少量FeCl3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
在Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋的平衡体系中，要抑制Al3＋的水解，可采取的措施为（ ）
A．加热 B．通入氯化氢气体
C．加入适量的氢氧化钠溶液 D．加入固体Na2SO4
在CH3COONa溶液里加入下列物质，使水解平衡向左移动，并且使pH变大的是（ ）
A．加入适量CH3COOH B．加入少量NaCl固体 C．加入少量NaOH固体 D．加水稀释
常温下，pH＝9的CH3COONa溶液存在水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，下列说法不正确的是（ ）
A.加入少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH—)减小 B.升高温度，溶液的pH增大
C.稀释溶液，c(H+)增大 D.由水电离出的c(H+)＝1×10-5 mol·L-1
知识点8 盐类水解的应用
1、在科学研究中的应用
应用 实验
配制易水 解的盐溶液 配制某些强酸弱碱盐时，需要加入相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，由于 Fe3＋、Sn2＋水解程度较大，通常先将它们溶于盐酸中，再加水稀释到所需的浓度
制备某些 胶体 利用水解原理制备胶体，如向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，产生红褐色胶体：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
保存碱性 溶液 Na2CO3、Na2S等溶液水解显碱性，因碱性溶液可与玻璃中的SiO2反应，所以保存时不能使用磨口玻璃塞，应用带橡胶塞的试剂瓶保存
制备某些 无水盐 若将某些挥发性酸对应的盐，如AlCl3、FeCl3蒸干时，得不到无水盐，原因是在加热过程中，HCl不断挥发，水解平衡不断向右移动，得到Al(OH)3或Fe(OH)3，加热Al(OH)3、Fe(OH)3继续分解得到Al2O3、Fe2O3。所以上述晶体只有在HCl气流中加热才能得到
判断离子 是否共存 常见的因强烈水解而不能大量共存的离子：Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、[Al(OH)4]－；Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－；NH与[Al(OH)4]－、SiO　
混合盐溶 液中的除 杂和提纯 ①采用加热法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中的某些金属离子，如除去KNO3溶液中的Fe3＋； ②除去酸性MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3沉淀而除去，可表示为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋，MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
2、在工农业生产和生活中的应用
应用 实例
明矾或FeCl3可作净水剂 利用Al3＋、Fe3＋水解产生的胶体，其表面积大，能够吸附水中的悬浮物形成沉淀而起到净水的作用
用热的纯碱去污效果更好 CO＋H2OHCO＋OH－，水解反应为吸热反应，加热平衡右移，溶液的碱性增强，去污效果更好
泡沫灭火器的原理 泡沫灭火器中使用的是Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，两者混合时，发生相互促进的水解反应，直至水解完全：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，灭火器内压强增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭
用盐溶液除锈 用NH4Cl溶液可除去金属表面的氧化膜：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，氧化膜与H＋反应而溶解
角度1 盐类水解在生产生活及实验中的应用
下列有关生产、生活的表述与盐类水解无关的是（ ）
A.氯化铁和明矾是优良的净水剂 B.工业上电解熔融MgCl2制取镁
C.蒸干，灼烧TiCl4溶液得TiO2固体 D.用热的纯碱溶液除去金属表面的油污
下列应用与盐类水解无主要关系的是（ ）
A.用铝盐和铁盐做净水剂
B.用Na2CO3溶液清洗油污时，加热可以增强去污效果
C.施化肥时，不能将草木灰和硝酸铵混合使用
D.FeSO4溶液制备FeSO4·7H2O晶体时，不能直接蒸干结晶获取
用酒精灯加热下列溶液，蒸干后灼烧，所得固体与溶质成分相同的是（ ）
A.FeCl3溶液 B.NaHCO3溶液 C.Na2SO3溶液 D.K2SO4溶液
角度2 盐类水解在判断离子反应中的应用
关于Na2CO3和NaHCO3的下列说法中，不正确的是（ ）
A.两种物质的溶液中，所含微粒的种类相同
B.可用NaOH溶液使NaHCO3转化为Na2CO3
C.Al2(SO4)3能促进Na2CO3、NaHCO3水解
D.CaCl2能促进Na2CO3、NaHCO3水解
下列各组离子因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的是（ ）
A.NH4Al(SO4)2溶液中：Na+、Mg2+、HC、N
B.pH＝1的溶液中：Fe2+、Al3+、N、Cl-
C.常温下，水电离出的c(H+)＝1×10-12 mol·L-1的溶液中：Al3+、Ca2+、N、Cl-
D.加入铝粉产生氢气的溶液中：Cu2+、N、HC、Br-
角度3 盐类水解的综合应用
工业上可以利用TiCl4的水解反应生成TiO2·xH2O，再经焙烧可得TiO2，下列有关说法不正确的是（ ）
A.TiCl4生成TiO2·xH2O的化学方程式可表示为TiCl4+(x+2)H2O===TiO2·xH2O↓+4HCl
B.制备时可加入大量水，同时加热，促使水解完全
C.利用类似方法还可制备SnO、SnO2等化合物
D.TiCl4的性质非常稳定，除制备TiO2外，还可广泛应用于涂料、橡胶和造纸等
根据广义的水解观点，下列说法不正确的是（ ）
A.BaO2的水解产物是Ba(OH)2和H2O2 B.PCl3的水解产物是HClO和H3PO4
C.Al4C3的水解产物是Al(OH)3和CH4 D.CH3COCl的水解产物是两种酸
室温下，向20 mL 0.10 mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.10 mol·L-1NaOH溶液，溶液中由水电离出H+浓度的负对数[-lg c水(H+)]与所加NaOH溶液体积关系如图所示(忽略溶液混合引起的体积变化)。下列说法错误的是（ ）
A.室温下，醋酸的电离常数约为1.0×10-5
B.c、e两点溶液：c点显中性，e点显碱性
C.d点溶液中：c(Na+)+c(CH3COO-)＝0.05 mol·L-1
D.b、f点溶液中均有c(CH3COO-)>c(CH3COOH)
命题点9 盐溶液“蒸干”探究
1．盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，
如Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。
2．盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
3．强碱弱酸盐，如Na2CO3溶液等，蒸干后可得到原物质。
4．阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如NH4Cl、(NH4)2S等。
5．考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2。
6．还原性盐在蒸干时会被O2氧化
例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)；FeSO4(aq)Fe2(SO4)3(s)。
7．有时要从多方面考虑。例如，蒸干NaClO溶液时，既要考虑ClO－水解，又要考虑HClO分解，所以蒸干NaClO溶液所得固体为NaCl。
在蒸发皿中用酒精灯加热蒸干下列物质的溶液然后灼烧，可以得到该物质固体的是（ ）
A．AlCl3 B．Na2SO3 C．KMnO4 D．MgSO4
2.下列溶液蒸干并灼烧，最后得到的固体是溶质本身的是（ ）
A.CuSO4 B.NaHCO3 C.KMnO4 D.FeCl3
命题点10 电解质溶液中的电荷守恒与元素守恒
1、电荷守恒
(1)含义：电解质溶液中阳离子所带的电荷总数与阴离子所带的电荷总数相等，即电荷守恒，溶液呈电中性。
(2)应用：如Na2CO3溶液中存在Na+、C、H+、OH-、HC，其电荷守恒有c(Na+)+c(H+)＝c(OH-)+c(HC)+2c(C)。
【易错提醒】
阴、阳离子浓度乘自身所带的电荷数建立等式。
2、元素守恒
(1)含义：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的，即元素守恒。
(2)应用：如Na2CO3溶液中，由于C水解，含碳微粒有：C、HC、H2CO3，则其元素守恒关系有：c(Na+)＝2[c(H2CO3)+c(C)+c(HC)]。
角度1 单一溶液中微粒数目的比较
室温下，0.1 mol·L-1CH3COONH4溶液呈中性，下列说法错误的是（ ）
A.水电离产生的c(H+)＝1×10-7 mol·L-1 B.c(N)＝c(CH3COO-)
C.CH3COONH4能促进水的电离 D.c(CH3COO-)>c(CH3COOH)
物质的量浓度相同的下列溶液中，N浓度最大的是（ ）
A.(NH4)2SO4 B.(NH4)2CO3 C.(NH4)2SO3 D.(NH4)2Fe(SO4)2
下列溶液中各微粒的浓度关系不正确的是（ ）
A.0.1 mol·L-1 FeCl3溶液：c(Cl-)>3c(Fe3+)
B.0.1 mol·L-1 KCl溶液：c(H+)＝c(OH-)
C.0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液：c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
D.室温下，pH＝7的NH4Cl、NH3·H2O混合溶液：c(Cl-)＝c(N)
角度2 混合溶液中粒子浓度大小比较
有4种混合溶液，分别由等体积的0.1 mol·L-1的2种溶液混合而成：①CH3COONa与HCl，②CH3COONa与NaOH，③CH3COONa与NaCl，④CH3COONa与NaHCO3。下列关系正确的是（ ）
A.pH：②>③>④>① B.c(CH3COO-)：②>④>③>①
C.c(H+)：①>③>②>④ D.c(CH3COOH)：①>④>③>②
常温下a mol L-1稀氨水与b mol L-1稀盐酸等体积混合，下列判断一定正确的是（ ）
A.若a>b，则c(OH-)>c(H+) B.若a>b，则c(N)>c(Cl-)
C.若a室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是（ ）
A.Na2S溶液：c(Na+)>c(HS-)>c(OH-)>c(H2S)
B.CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na+)+2c(Ca2+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH)+c(Cl-)
C.pH＝5的NaHSO3溶液：c(Na+)>c(H2SO3)>c()>c(H+)>c(OH-)
D.Na2C2O4溶液：c(OH-)＝c(H+)+c(HC2)+c(H2C2O4)
1．（23-24高二下·广西·阶段检测）化学与生活、生产密切相关。下列说法错误的是（ ）
A．农业上使用的铵态氮肥不能与草木灰混合使用
B．明矾可用于自来水的杀菌消毒
C．手机中使用的锂电池属于新型二次电池
D．将电源的正、负极分别连接惰性电极和水闸，可使闸门防腐
2．（23-24高二上·山东日照·期末）下列说法正确的是（ ）
A．向溶液中滴加紫色石蕊溶液先变蓝后褪色，褪色说明水解显碱性
B．配制溶液时，将固体置于蒸馏水中溶解，再加入适量稀盐酸
C．工业上常用热的纯碱溶液处理废旧金属表面的矿物油污
D．向氨水中加少量固体，可抑制的电离
3．（24-25高二上·山东菏泽·期末）由下列实验操作和现象能推出相应结论的是（ ）
选项 实验操作和现象 实验结论
A 取5mL0.1mol·L 1FeCl3溶液，滴加0.1 mol·L 1KI溶液5～6滴，充分反应后，取两份溶液分别滴加KSCN溶液和淀粉溶液，分别呈现血红色和蓝色 该反应为可逆反应
B 常温下，测得0.1 mol·L 1HA溶液pH为3 HA为弱酸
C 向K2Cr2O7溶液中缓慢滴加NaOH溶液，溶液逐渐变为橙红色 向左移动
D 常温下，测得NaX溶液的pH约为9，NaY溶液的pH约为8 HY的酸性比HX弱
4．（25-26高二上·山东潍坊·阶段检测）水的电离常数如图两条曲线所示，曲线中的点都符合常数，下列说法错误的是（ ）
A．图中温度
B．图中五点Kw间的关系：B>C>A=D=E
C．在纯水中加入醋酸钠，可以实现由A点到E点
D．若处在B点时，将的硫酸溶液与的KOH溶液
等体积混合后，溶液显中性
5．（25-26高二上·山东潍坊·阶段检测）在25℃时，，。室温时，下列关于指定溶液的说法正确的是（ ）
A．0.1 mol/L溶液：
B．0.1 mol/L溶液：
C．将0.02 mol/L溶液和0.1 mol/LNaOH溶液等体积混合：
D．0.1 mol/L溶液与0.1 mol/L溶液等体积混合的溶液：
6．（题型02工艺流程综合题（期末真题汇编，山东专用）高二化学上学期）中和法制备Na2HPO4·12H2O的工艺流程如下。
已知：25℃时，H3PO4的Ka1=6.9×10-3，Ka2=6.2×10-8，Ka3=4.8×10-13；H2CO3的Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11；Na2HPO4·12H2O易风化。
下列说法正确的是（ ）
A．“中和”时，发生反应：H3PO4 + C = HP+H2O+CO2↑
B．“调pH”时X可为H3PO4或NaOH
C．“系列操作”为蒸发结晶、过滤、洗涤、高温干燥
D．“系列操作”所得滤液显酸性
7．（25-26高二上·山东·阶段检测）常温下，下列各组离子一定能大量共存的是（ ）
A．澄清透明的溶液中：、、，
B．使甲基橙变红的溶液中：、，、
C．1 mol/L的溶液中：、、，
D．由水电离出的的溶液中：、、、
8．（24-25高二上·广东·期末）下列离子方程式书写正确的是（ ）
H2CO3 HClO H2SO3
Ka1 = 4.5×10-7 Ka2 = 4.7×10-11 Ka = 4.0×10-8 Ka1 = 1.4×10-2 Ka2 = 6.0×10-8
A．向NaClO溶液中通入过量SO2：ClO-+SO2+H2O=HClO+
B．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2：+SO2=+CO2
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3：+=+
9．（23-24高三上·天津武清·阶段检测）类别万千的酸碱溶液共同构筑了化学世界的丰富多彩。
(1)现有常温下pH=2的盐酸(甲)、pH=2的醋酸溶液(乙)和0.1mol/LNH3 H2O(丙)，请根据下列操作回答：
①常温下，将丙溶液加水稀释，下列数值一定变小的是_______(填字母)。
A．　B．　C．　D．
②常温下，取甲、乙各1mL分别稀释至100mL，稀释后，水的电离程度：乙_______甲(填“>”“<”或“=”)。
(2)①某温度时，测得0.01mol/LNaOH溶液pH为11，则该温度_______25℃。(填“>”“<”或“=”)
②相同条件下，取等体积、等pH的Ba(OH)2、NaOH和NH3 H2O三种碱溶液，分别滴加等浓度的盐酸将它们恰好中和，用去酸的体积分别为、、，则三者的大小关系为_____________________。
(3)已知：在25℃，有关弱电解质的电离平衡常数如下表有下表：
弱电解质 H2SO3 H2CO3 HClO NH3 H2O
电离平衡常数
①将SO2通入氨水中，当c(OH-)降至1.0×10-7mol L-1时，溶液中的=_______。
②下列微粒在溶液中不能大量共存的是_______。
A．、　B．、　C．、　D．、
10．（25-26高二上·山东菏泽·阶段检测）25℃时，醋酸、次氯酸、碳酸的电离平衡常数如下所示：
化学式 CH3COOH HClO H2CO3
电离平衡常数 K= K=
(1)Na2CO3溶液可以去油污的原因：_________________________________________________(用离子方程式表示)。
(2)同浓度的、ClO-、、在溶液中结合的能力最强的是___________(写离子符号)。
(3)下列能使醋酸溶液中的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___________。
A．升高温度 B．加水稀释 C．加少量的固体 D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体
(4)判断CO2通入次氯酸钠溶液是否发生反应，如果不能说出理由，如果能发生反应请写出相应的化学方程式：_________________________________________________________。
(5)取等体积等物质的量浓度的醋酸、盐酸两溶液，分别与等浓度的NaOH溶液中和，则消耗NaOH溶液的体积大小关系为：V(醋酸)___________V(盐酸)(填“>”、“<”或“=”)。
(6)在新制氯水中加入少量的NaCl固体，水的电离平衡___________移动(填“正向”、“逆向”或“不”)。
11．（24-25高二上·广东清远·期中）按要求填空。
(1)已知室温时，某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中pH=_______。
②HA的电离平衡常数K=_______。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸 HCOOH HClO
电离平衡常数(25℃) ； ；
按要求回答下列问题：
①的酸性由强到弱的顺序为_________________________________________。
②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为_____________________________________________________。
③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式：过量通入NaClO溶液中_____________________________________________________。
(3)已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是_______(填标号)。
①加少量烧碱 ②通入少量HCl气体 ③通入少量HF气体 ④加水
(4)体积均为10mL、pH=2的HCOOH溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程的pH变化如图所示。
则相同条件下酸HX的酸性比HCOOH_______(填“强”或“弱”)。
12．（24-25高二下·山东烟台·期末）钴及其化合物在制造合金、磁性材料、催化剂及陶瓷釉等方面有着广泛应用。一种从湿法炼锌产生的废渣(主要含Co、Zn、Pb、Fe的单质或氧化物)中富集回收得到含锰高钴成品的工艺如下：
已知溶液中相关离子开始沉淀和沉淀完全时的pH；
开始沉淀的pH 1.5 6.9 — 7.4 6.2
沉淀完全的pH 2.8 8.4 1.1 9.4 8.2
回答下列问题：
(1)“酸浸”前废渣需粉碎处理，目的是_______________________________________；“滤渣1”中金属元素主要为_____。
(2)“过滤1”后的溶液中加入的作用是_____________________________________________________________；取少量反应后的溶液，加入化学试剂_____________(填化学式)，若出现蓝色沉淀，需补加。
(3)“氧化沉钴”中氧化还原反应的离子方程式为_________________________________________________________、___________________________________________________________。
(4)“除钴液”中主要的盐有_________________(写化学式)。
(5)是制备钴的氧化物的重要原料。如图为二水合草酸钴()在空气中受热的质量变化曲线，曲线中300℃及以上所得固体均为钴的氧化物。
通过计算确定C点剩余固体的化学成分为___________(填化学式)。写出B点对应的物质与在225~330℃发生反应的化学方程式：___________________________________________________________。
13．（25-26高二上·山东潍坊·阶段检测）化学平衡常数在定性分析与定量分析中应用广泛。
(1)一定温度下，在密闭容器中反应：，测得如下数据。
0 10 20 30
0.50 0.22 0.11 0.11
0.50 0.22 0.11 0.11
0 0.56 0.78 0.78
①内，平均反应速率_____________。
②该温度下，的平衡转化率为___________。
③该温度下，当初始投入浓度为，时，进行实验，反应进行的方向为___________(填“正”或“逆”)反应方向。
(2)已知：时，的电离平衡常数。
物质
电离平衡常数
①时，相同物质的量浓度的溶液，由大到小的顺序为__________________________________________________。
②时，向溶液中加入至恰好完全反应，再向溶液中加入溶液，使溶液中，溶液中_____________。
③写出与溶液反应的离子方程式_____________________________________________________________。
14．（25-26高二上·山东泰安·阶段检测）已知部分弱电解质的电离平衡常数如下表：
弱电解质 HClO
电离平衡常数(25℃)
常温下，下列分析正确的是（ ）
A．pH相同的①②③NaClO溶液中的：③＞②＞①
B．0.1溶液中：c()＞c(CH3COO-)
C．中和等体积等浓度的醋酸和次氯酸，需要NaOH的物质的量相同
D．反应，
15．（25-26高二上·山东泰安·阶段检测）电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡，请回答下列问题。
(1)已知部分弱酸的电离常数如表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25℃) Ka=4.3×10-10 Ka1=5.0×10-7，Ka2=5.6×10-11
①、、、中结合质子能力最弱的为_________。
②将少量CO2通入NaCN溶液，反应的离子方程式是 ______________________________________________________。
(2)0.1mol/LNaCN溶液和0.1mol/LNaHCO3溶液中，c(CN-) _______c()(填“>”、“＜”或“=”)。
(3)25℃时，向某浓度的溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，所得溶液中、、三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。
①制备的溶液中的电离程度_______水解程度(填“>”、“＜”或“=”)，该溶液中的电荷守恒表达式为_____________________________________________________。该溶液中的离子浓度大小关系为_______________________________________________。
②的=_______(填具体数值)。
第1页，共2页
第1页，共2页

展开更多......

收起↑