2022年高考化學一輪復習知識梳理與訓練 第8章 第3講 鹽類的水解（含解析）

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1、2022年高考化學一輪復習知識梳理與訓練 第8章 第3講 鹽類的水解（含解析） [考綱要求]　1.了解鹽類水解的原理、過程、一般規(guī)律。2.能說明影響鹽類水解的主要因素。3.了解鹽類水解對水電離的影響。4.學會鹽類水解離子方程式的書寫。5.認識鹽類水解在生產、生活中的應用(弱酸、弱堿鹽的水解不作要求)。 考點一　鹽類水解及其規(guī)律 1．定義 在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應。 2．實質 鹽電離―→―→ 破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈堿性、酸性或中性 3．特點 4．規(guī)律 有弱才水解，越弱

2、越水解；誰強顯誰性，同強顯中性。 鹽的類型 實例 是否水解 水解的離子 溶液的酸堿性 溶液的pH 強酸強堿鹽 NaCl、KNO3 否 中性 pH＝7 強酸弱堿鹽 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2＋ 酸性 pH<7 弱酸強堿鹽 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO 堿性 pH>7 深度思考 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)酸式鹽溶液不一定呈酸性(　　) (2)離子能夠發(fā)生水解的鹽溶液一定呈酸性或堿性(　　) (3)同濃度的Na2CO3溶液和CH3COONa溶液相比前者pH大；同濃度的

3、Na2CO3和NaHCO3溶液相比后者pH小(　　) (4)常溫下，pH＝10的CH3COONa溶液與pH＝4的NH4Cl溶液，水的電離程度相同(　　) (5)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液與pH＝3的CH3COOH溶液，水的電離程度相同(　　) 答案　(1)√　(2)×　(3)√　(4)√　(5)× 2．怎樣用最簡單的方法區(qū)別NaCl溶液、氯化銨溶液和碳酸鈉溶液？ 答案　三種溶液各取少許分別滴入紫色石蕊溶液，不變色的為NaCl溶液，變紅色的為氯化銨溶液，變藍色的為碳酸鈉溶液。 3．(1)現有0.1mol·L－1的純堿溶液，用pH試紙測定溶液的pH，其正確的操作是____

4、______。 你認為該溶液pH的范圍一定介于________之間。 (2)為探究純堿溶液呈堿性是由CO引起的，請你設計一個簡單的實驗方案：____________________________。 答案　(1)把一小塊pH試紙放在潔凈的表面皿(或玻璃片)上，用蘸有待測溶液的玻璃棒點在試紙的中部，試紙變色后，與標準比色卡比較來確定溶液的pH　7～13 (2)向純堿溶液中滴入酚酞溶液，溶液顯紅色；若再向該溶液中滴入過量氯化鈣溶液，產生白色沉淀，且溶液的紅色褪去。則可以說明純堿溶液呈堿性是由CO引起的 題組一　規(guī)范書寫鹽類水解離子方程式 1．按要求書寫離子方程式 (1)AlCl3

5、溶液呈酸性 Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 (2)Na2CO3溶液呈堿性 CO＋H2OHCO＋OH－、 HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)NH4Cl溶于D2O中 NH＋D2ONH3·HDO＋D＋。 (4)將NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合 Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (5)實驗室制備Fe(OH)3膠體 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋。 (6)NaHS溶液呈堿性的原因 HS－＋H2OH2S＋OH－。 (7)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液，若pH>7，其原因是____________

6、____________________________________________________________ ________________________________________________________________________； 若pH<7，其原因是__________________________________________________。 (用離子方程式說明) 答案　Rn－＋H2OHR(n－1)－＋OH－ Mm＋＋mH2OM(OH)m＋mH＋ 解析　pH大于7是由于酸根離子水解呈堿性，pH小于7是由于弱堿陽離子水解呈酸性。

7、 鹽類水解離子方程式的書寫要求 1．一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用可逆號“”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體，所以不用符號“↓”和“↑”表示水解產物。 2．多元弱酸鹽的水解是分步進行的，水解離子方程式要分步表示。 3．多元弱堿陽離子的水解簡化成一步完成。 4．水解分別是酸性和堿性的離子組由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“===”、“↑”、“↓”等。 題組二　對鹽類水解實質及規(guī)律的考查 2．相同溫度、相同濃度下的八種溶液，其pH由小到大的順序如圖所示，圖中①②③④⑤代表的物質可能分別為(　　) A．NH4Cl　(NH4)2SO4　CH3COONa　N

8、aHCO3　NaOH B．(NH4)2SO4　NH4Cl　CH3COONa　NaHCO3　NaOH C．(NH4)2SO4　NH4Cl　NaOH　CH3COONaNaHCO3 D．CH3COOH　NH4Cl　(NH4)2SO4　NaHCO3　NaOH 答案　B 解析　酸性從大到小的順序為電離呈酸性>水解呈酸性>中性>水解呈堿性>電離呈堿性。 3．有四種物質的量濃度相等且都由一價陽離子A＋和B＋及一價陰離子X－和Y－組成的鹽溶液。據測定常溫下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7，由此判斷不水解的鹽是(　　) A．BX B．AX C．AY D．BY 答

9、案　B 解析　AY溶液的pH>7，說明AY為強堿弱酸鹽，BX溶液的pH<7，說明BX為強酸弱堿鹽，則AX為強酸強堿鹽，不能發(fā)生水解，B對。 鹽類水解的規(guī)律及拓展應用 1．“誰弱誰水解，越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。 2．強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液顯酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 3．弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。 (1)若電離程度小于水解程度，溶液呈堿性。如NaHCO3溶液中：HCOH＋＋CO(次要)，HCO＋H2O

10、H2CO3＋OH－(主要)。 (2)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。如NaHSO3溶液中：HSOH＋＋SO(主要)，HSO＋H2OH2SO3＋OH－(次要)。 4．相同條件下的水解程度：正鹽>相應酸式鹽，如CO>HCO。 5．相互促進水解的鹽>單獨水解的鹽>水解相互抑制的鹽。如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。 考點二　多角度攻克影響鹽類水解的因素 1．內因 酸或堿越弱，其對應的弱酸根離子或弱堿陽離子的水解程度越大，溶液的堿性或酸性越強。 2．外因 因素 水解平衡 水解程度 水解產生離子的濃度 溫度 升

11、高 右移 增大 增大 濃度 增大 右移 減小 增大 減小(即稀釋) 右移 增大 減小 外加酸堿 酸 弱堿陽離子的水解程度減小 堿 弱酸根離子的水解程度減小 例如，不同條件對FeCl3水解平衡的影響 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋(填寫空格中內容) 條件 移動方向 H＋數 pH 現象 升溫 向右 增多 減小 顏色變深 通HCl 向左 增多 減小 顏色變淺 加H2O 向右 增多 增大 顏色變淺 加 NaHCO3 向右 減小 增大 生成紅褐色沉淀， 放出氣體 深度思考 1．水解平衡右移，

12、鹽的離子的水解程度是否一定增大？ 答案　不一定。加水稀釋時，水解平衡右移，水解程度一定增大，但增大水解離子的濃度，平衡也右移，但水解程度減小。 2．稀溶液中，鹽的濃度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或堿性)也越強嗎？ 答案　鹽溶液的濃度越小，水解程度越大，但由于溶液中離子濃度小是主要因素，故溶液酸性(或堿性)越弱。 3．有人認為，向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，會與CH3COONa溶液水解產生的OH－反應，使平衡向水解方向移動，這種說法對嗎？為什么？ 答案　不對，原因是：體系中c(CH3COOH)增大，抑制了水解，會使平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－左移。

13、 題組一　水解平衡的定向移動及結果判斷 1．下圖所示三個燒瓶中分別裝入含酚酞的0.01mol·L－1CH3COONa溶液，并分別放置在盛有水的燒杯中，然后向燒杯①中加入生石灰，向燒杯③中加入NH4NO3晶體，燒杯②中不加任何物質。 (1)含酚酞的0.01mol·L－1CH3COONa溶液顯淺紅色的原因為__________________________ (用離子方程式和必要文字解釋)。 (2)實驗過程中發(fā)現燒瓶①中溶液紅色變深，燒瓶③中溶液紅色變淺，則下列敘述正確的是________(填字母)。 A．水解反應為放熱反應 B．水解反應為吸熱反應 C．NH4NO3溶于水時

14、放出熱量 D．NH4NO3溶于水時吸收熱量 (3)向0.01mol·L－1CH3COONa溶液中分別加入NaOH固體、Na2CO3固體、FeSO4固體，使CH3COO－水解平衡移動的方向分別為____________、____________、____________。(填“左”、“右”或“不移動”) 答案　(1)CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，使溶液顯堿性　(2)BD　(3)左　左　右 解析　(1)CH3COONa中CH3COO－水解使溶液顯堿性，酚酞溶液遇堿顯紅色。 (2)生石灰與水劇烈反應放出大量熱，根據燒瓶①中溶液紅色變深，判斷水解平衡向右移動，說明水解反應

15、是吸熱反應，同時燒瓶③中溶液紅色變淺，則NH4NO3溶于水時吸收熱量。 (3)堿抑制CH3COO－的水解；CO水解顯堿性，與CH3COO－的水解相互抑制；Fe2＋水解顯酸性，與CH3COO－的水解相互促進。 題組二　Ka(弱酸電離常數)、Kw(水的離子積常數)、Kh(水解常數)三者關系的應用 2．已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋達到電離平衡時，電離平衡常數可以表示為Ka＝；CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－達到水解平衡時，水解平衡常數可以表示為Kh＝(式中各粒子濃度均為平衡時濃度)。 (1)對于任意弱電解質來講，其電離平衡常數Ka、對應離子的水解常數Kh以及水

16、的離子積常數Kw的關系是______________________，由此可以推斷，弱電解質的電離程度越小，其對應離子的水解程度____________。 (2)由于CH3COOH的電離程度很小，計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度，則cmol·L－1的CH3COOH溶液中c(H＋)＝________(不為0)。 (3)現用某未知濃度(設為c′)的CH3COOH溶液及其他儀器、藥品，通過實驗測定一定溫度下CH3COOH的電離平衡常數，需測定的數據有(用簡要的文字說明)： ①實驗時的溫度； ②__________________________________

17、______________________________________； ③用____________(填一種實驗方法)測定溶液濃度c′。 答案　(1)Ka·Kh＝Kw　越大　(2)mol·L－1　(3)②溶液的pH?、鬯釅A中和滴定 解析　第(2)題中強調c(H＋)不為0是為了防止有的學生從“計算時可將CH3COOH的平衡濃度看成是CH3COOH溶液的濃度”得到“CH3COOH不電離”的錯誤結論。由于CH3COOH電離出的CH3COO－與H＋濃度近似相等，平衡時c(CH3COOH)又可看成是CH3COOH溶液的濃度c，則Ka＝c2(H＋)/c，c(H＋)＝mol·L－1。 (3)

18、要測定Ka，則必須要分別用pH換算c(H＋)和用酸堿中和滴定的方法測定c′。 從定性、定量兩角度理解影響鹽類水解的因素 1．鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響，以氯化鐵水解為例，當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時，學生應從移動方向、pH的變化、水解程度、現象等方面去歸納總結，加以分析掌握。 2．水解平衡常數(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh ＝Kw。 考點三　鹽類水解的應用 應用 舉例 判斷溶液的酸堿性 FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H

19、＋ 判斷酸性強弱 NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為8、9、10，則酸性HX>HY>HZ 配制或貯存易水解的鹽溶液 配制CuSO4溶液時，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量鹽酸；貯存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞 膠體的制取 制取Fe(OH)3膠體的離子反應：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋ 泡沫滅火器原理 成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，發(fā)生反應為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作凈水劑 明礬可作凈水劑，原理為Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋ 化肥

20、的使用 銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用 除銹劑 NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑 深度思考 1．怎樣判斷酸式鹽溶液的酸堿性，試舉例說明。 答案　酸式鹽的水溶液顯什么性質，要看該鹽的組成粒子的性質。 (1)強酸的酸式鹽只電離，不水解，一定顯酸性。 如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。 (2)弱酸的酸式鹽存在兩種趨勢，既存在電離平衡又存在水解平衡： HA－H＋＋A2－(電離，顯酸性) HA－＋H2OH2A＋OH－(水解，顯堿性) 如果電離程度大于水解程度，則顯酸性，如H2PO、HSO等；如果水解程度大于電離程度，則顯堿性，如HCO、HS－、H

21、PO等。 2．配制FeSO4溶液要加入鐵粉，配制SnCl2溶液要加入鹽酸，二者原理是否相同？ 答案　不相同，加入Fe粉是為了防止Fe2＋被氧化，加入鹽酸是為了防止Sn2＋的水解。 3．怎樣除去MgCl2酸性溶液中Fe3＋，其原理是什么？ 答案　MgCl2溶液中混有少量的Fe3＋雜質時，可加入Mg、MgO、Mg(OH)2或MgCO3而除去Fe3＋，其原理是Fe3＋的水解程度比Mg2＋的水解程度大，加入這些物質，導致Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。 水解除雜警示 利用水解除雜無論在化學工業(yè)還是化學實驗中都具有非常重要的意義，其原理是

22、根據鹽的水解程度的不同，通過調節(jié)溶液pH使部分離子轉化為沉淀而除去。如MgCl2溶液中混有少量FeCl3雜質，因Fe3＋水解程度比Mg2＋水解程度大，可加入鎂粉、MgO、Mg(OH)2或MgCO3等，調節(jié)溶液的pH，使Fe3＋的水解平衡正向移動，生成Fe(OH)3沉淀而除去；注意不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性堿，因加這些物質使溶液pH升高太迅速，且堿過量不易覺察，Mg2＋也可能轉化為Mg(OH)2沉淀，還會引入NH、Na＋等雜質。 題組一　鹽溶液蒸干所得產物的判斷 1．(1)碳酸鉀溶液蒸干得到的固體物質是_____________________________________

23、______， 原因是________________________________________________________________________。 (2)KAl(SO4)2溶液蒸干得到的固體物質是__________，原因是_______________。 (3)FeCl2溶液蒸干灼燒得到的固體物質是__________，原因是______________________。 (4)碳酸氫鈉溶液蒸干灼燒得到的固體物質是________，原因是_________________________ ____________________________________

24、____________________________________。 (5)亞硫酸鈉溶液蒸干灼燒得到的固體物質是________，原因是__________________。 答案　(1)K2CO3　盡管加熱過程促進水解，但生成的KHCO3和KOH反應后又生成K2CO3 (2)KAl(SO4)2·12H2O　盡管Al3＋水解，但由于H2SO4為難揮發(fā)性酸，最后仍然為結晶水合物。注意溫度過高，會脫去結晶水 (3)Fe2O3　Fe2＋水解生成Fe(OH)2和HCl，在加熱蒸干過程中HCl揮發(fā)，Fe(OH)2逐漸被氧化生成Fe(OH)3，Fe(OH)3灼燒分解生成Fe2O3 (4)N

25、a2CO3　2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O (5)Na2SO4　2Na2SO3＋O2===2Na2SO4 解析　本題涉及的知識范圍較廣，除了鹽的水解外，還應考慮到鹽的熱穩(wěn)定性、還原性等。 鹽溶液蒸干灼燒時所得產物的幾種判斷類型 1．鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質，如CuSO4(aq)CuSO4(s)； 鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 2．酸根陰離子易水解的強堿鹽，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物質。 3．考慮鹽受熱時是否分解 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO

26、4、NH4Cl固體受熱易分解，因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。 4．還原性鹽在蒸干時會被O2氧化 例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。 題組二　與水解有關的離子共存問題 2．無色透明溶液中能大量共存的離子組是(　　) A．Na＋、Al3＋、HCO、NO B．AlO、Cl－、Mg2＋、K＋ C．NH、Na＋、CH3COO－、NO D．Na＋、NO、Cl－、I－ 答案　CD 解析　A項，Al3＋因與HCO發(fā)生雙水解反應不能大量共存；B項

27、，AlO與Mg2＋反應生成Mg(OH)2和Al(OH)3沉淀不能大量共存；C項，NH與CH3COO－雖能發(fā)生雙水解反應，但能大量共存。 3．下列指定溶液中一定能大量共存的離子組是(　　) A．pH＝1的溶液中：NH、Na＋、Fe3＋、SO B．含有大量AlO的溶液中：Na＋、K＋、HCO、NO C．中性溶液中：K＋、Al3＋、Cl－、SO D．Na2S溶液中：SO、K＋、Cu2＋、Cl－ 答案　A 解析　A項，酸性條件下，H＋抑制NH、Fe3＋的水解，能大量共存；B項，AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO，不能大量共存；C項，Al3＋水解呈酸性，因而在中性溶液中不能

28、大量存在；D項，四種離子不發(fā)生反應，能大量共存。 　熟記下列因雙水解不能大量共存的離子組合 1．Al3＋與HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－、ClO－。 2．Fe3＋與HCO、CO、AlO、SiO、ClO－。 3．NH與SiO、AlO。 特別提醒?、貼H與CH3COO－、HCO雖能發(fā)生雙水解反應，但能大量共存。②Fe3＋在中性條件下已完全水解。 題組三　利用水解平衡移動解釋實際問題 4．已知H2O2、KMnO4、NaClO、K2Cr2O7均具有強氧化性。將溶液中的Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋沉淀為氫氧化物，需溶液的pH分別為6.4、9.6、3.7?，F有含FeCl2雜

29、質的氯化銅晶體(CuCl2·2H2O)，為制取純凈的CuCl2·2H2O，首先將其制成水溶液，然后按圖示步驟進行提純： 請回答下列問題： (1)本實驗最適合的氧化劑X是________(填字母)。 A．K2Cr2O7B．NaClO C．H2O2D．KMnO4 (2)物質Y是________。 (3)本實驗用加堿沉淀法能不能達到目的？__________，原因是________________________________________________________________________。 (4)除去Fe3＋的有關離子方程式是__________________

30、_________________________。 (5)加氧化劑的目的是_______________________________________________________。 (6)最后能不能直接蒸發(fā)結晶得到CuCl2·2H2O晶體？________，應如何操作？________________________________________________________________________。 答案　(1)C (2)CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3] (3)不能　因加堿的同時也會使Cu2＋生成Cu(OH)2沉淀 (4)Fe3＋

31、＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O[或Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O等] (5)將Fe2＋氧化為Fe3＋，便于生成沉淀而與Cu2＋分離 (6)不能　應在HCl氣流中加熱蒸發(fā) 解析　(1)能把Fe2＋氧化為Fe3＋，同時又不能引入新的雜質，符合要求的只有H2O2。(2)當CuCl2溶液中混有Fe3＋時，可以利用Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，加入CuO、Cu(OH)2、CuCO3或Cu2(OH)2CO3與溶液中的H＋作用，從而使水解平衡右移，使Fe3＋轉化為Fe(OH)3沉淀而除去。(3)若用加堿法使Fe

32、3＋沉淀，同時也必將使Cu2＋沉淀。(6)為了抑制CuCl2水解，應在HCl氣流中加熱蒸發(fā)。 利用平衡移動原理解釋問題的思維模板 1．解答此類題的思維過程 (1)找出存在的平衡體系(即可逆反應或可逆過程) (2)找出影響平衡的條件 (3)判斷平衡移動的方向 (4)分析平衡移動的結果及移動結果與所解答問題的聯系 2．答題模板 ……存在……平衡，……(條件)……(變化)，使平衡向……(方向)移動，……(結論)。 3．應用舉例 (1)把AlCl3溶液蒸干灼燒，最后得到的主要固體是什么？為什么？(用化學方程式表示并配以必要的文字說明)。 (2)Mg可溶解在NH4Cl溶液中的原

33、因分析。 提示　(1)在AlCl3溶液中存在著如下平衡：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl，加熱時水解平衡右移，HCl濃度增大，蒸干時HCl揮發(fā)，使平衡進一步向右移動得到Al(OH)3，在灼燒時發(fā)生反應2Al(OH)3Al2O3＋3H2O，因此最后得到的固體是Al2O3。 (2)在NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，加入Mg粉，Mg與H＋反應放出H2，使溶液中c(H＋)降低，水解平衡向右移動，使Mg粉不斷溶解。 探究高考　明確考向 江蘇五年高考 正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)加熱0.1mol·L－1Na2CO3溶液，CO的水解程

34、度和溶液的pH均增大(√) (xx·江蘇，11C) (2)Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固體，CO的水解程度減小，溶液的pH減小(×) (xx·江蘇，11D) (3)水解反應NH＋H2ONH3·H2O＋H＋達到平衡后，升高溫度平衡逆向移動(×) (2011·江蘇，12B) (4)用廣泛pH試紙測得0.10mol·L－1NH4Cl溶液的pH＝5.2(×) (xx·江蘇，7D) 各省市兩年高考 1．正誤判斷，正確的劃“√”，錯誤的劃“×” (1)(xx·高考試題組合) ①施肥時，草木灰(有效成分為K2CO3)不能與NH4Cl混合使用，是因為K2CO3與NH4Cl

35、反應生成氨氣會降低肥效(　　) (xx·新課標全國卷Ⅰ，8C) ②小蘇打是面包發(fā)酵粉的主要成分之一(　　) (xx·福建理綜，6D) ③將NH4Cl溶液蒸干制備NH4Cl固體(　　) (xx·福建理綜，8B) ④NH4F水溶液中含有HF，因此NH4F溶液不能存放于玻璃試劑瓶中(　　) (xx·天津理綜，3B) (2)(xx·高考試題組合) ①向NaAlO2溶液中滴加NaHCO3溶液，有沉淀和氣體生成(　　) (xx·重慶理綜，2C) ②飽和小蘇打溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)(　　) (xx·廣東理綜，12B) ③室溫下，對于0.1mol·L－1氨水，用HNO3溶

36、液完全中和后，溶液不顯中性(　　) (xx·福建理綜，8C) ④已知NaHSO3溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡： HSO＋H2OH2SO3＋OH－① HSOH＋＋SO② 向0.1mol·L－1的NaHSO3溶液中 a．加入少量金屬Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO)增大(　　) (xx·安徽理綜，13A) b．加入少量NaOH溶液，、的值均增大(　　) (xx·安徽理綜，13C) 答案　(1)①√?、凇獭、邸痢、堋? (2)①×?、凇痢、邸獭、躠.×　b．√ 2．[xx·山東理綜，29(3)]研究氮氧化物與懸浮在大氣中海鹽粒子的作用時，涉及如下反應：

37、 2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g)　K1 ΔH1<0　(Ⅰ) 2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g)　K2 ΔH2<0 (Ⅱ) 實驗室可用NaOH溶液吸收NO2，反應為2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O。含0.2molNaOH的水溶液與0.2molNO2恰好完全反應得1L溶液A，溶液B為0.1mol·L－1的CH3COONa溶液，則兩溶液中c(NO)、c(NO)和c(CH3COO－)由大到小的順序為________。(已知HNO2的電離常數Ka＝7.1×10－4mol·L－1，CH3COOH的電離常數Ka＝1.7×10－5

38、mol·L－1) 可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是________。 a．向溶液A中加適量水 b．向溶液A中加適量NaOH c．向溶液B中加適量水 d．向溶液B中加適量NaOH 答案　c(NO)>c(NO)>c(CH3COO－)　bc 解析　由反應方程式計算可知：c(NaNO3)＝c(NaNO2)＝0.1mol·L－1，c(CH3COONa)＝0.1mol·L－1；由電離平衡常數可知酸性：HNO3>HNO2>CH3COOH，酸越弱其對應鹽溶液中的離子水解程度越大，則c(NO)>c(NO)>c(CH3COO－)。 由越弱越水解可知，A溶液的堿性比B溶液的堿性弱，pHA

39、。要使pHA＝pHB，則應使pHA增大或pHB減小。 a．向溶液A中加適量水，其水解程度雖然增大，但pHA減小，不符合題意。 b．向溶液A中加適量NaOH，能使其堿性增強，pHA增大，符合題意。 c．向溶液B中加適量水，其水解程度雖然增大，但pHB減小，符合題意。 d．向溶液B中加適量NaOH，能使其堿性增強，pHB增大，不符合題意。 3．[xx·福建理綜，25(4)(5)]焦亞硫酸鈉(Na2S2O5)是常用的食品抗氧化劑之一。某研究小組進行如下實驗： (4)證明NaHSO3溶液中HSO的電離程度大于水解程度，可采用的實驗方法是________(填序號)。 a．測定溶液的pH

40、b．加入Ba(OH)2溶液 c．加入鹽酸 d．加入品紅溶液 e．用藍色石蕊試紙檢測 (5)檢驗Na2S2O5晶體在空氣中已被氧化的實驗方案是__________。 答案　(4)ae (5)取少量Na2S2O5晶體于試管中，加適量水溶解，滴加足量鹽酸，振蕩，再滴入氯化鋇溶液，有白色沉淀生成 解析　(4)HSO發(fā)生電離：HSOH＋＋SO，同時會發(fā)生水解：HSO＋H2OH2SO3＋OH－，若HSO的電離大于HSO的水解，則溶液顯酸性，故答案a、e正確。 (5)Na2S2O5中S元素的化合價為＋4價，因此在空氣中易被氧化為＋6價的SO，因此本題就轉化為SO的檢驗，故取固體先加鹽

41、酸酸化，排除其他離子的干擾，再加BaCl2溶液，看是否有白色沉淀產生即可。 4．[xx·山東理綜，29(4)]25℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數Kh＝______mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 答案　1×10－12　增大 解析　Ka＝ Kh＝＝ ＝＝＝1×10－12mol·L－1。 HSO＋H2OH2SO3＋OH－，當加少量I2時，發(fā)生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，導致水解平衡左移，c(H2

42、SO3)稍減小，c(OH－)減小，所以＝增大。 練出高分 一、單項選擇題 1．下列水解方程式正確的是(　　) A．CO＋H2O2OH－＋CO2↑ B．NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ C．Fe3＋＋3H2OFe(OH)3↓＋3H＋ D．F－＋H2O===HF＋OH－ 答案　B 解析　水解是非常微弱的，水解方程式應該用“”，且不能使用沉淀符號，C、D選項錯誤；CO分步水解，以第一步水解為主。 2．下列有關鹽類水解的敘述中正確的是(　　) A．溶液呈中性的鹽一定是強酸、強堿生成的鹽 B．含有弱酸根鹽的水溶液一定呈堿性 C．鹽溶液的酸堿性主要決定于形成鹽的酸

43、和堿的相對強弱 D．強酸強堿鹽的水溶液一定呈中性 答案　C 解析　如果弱酸、弱堿的電離程度相當，生成的鹽的水溶液呈中性，如CH3COONH4；含有弱酸根鹽的水溶液不一定呈堿性，如NaHSO3溶液呈酸性；強酸強堿鹽的水溶液不一定呈中性，例如NaHSO4。 3．下列說法正確的是(　　) A．將AlCl3溶液和Al2(SO4)3溶液分別加熱、蒸干、灼燒，所得固體成分相同 B．配制FeSO4溶液時，將FeSO4固體溶于稀鹽酸中，然后稀釋至所需濃度 C．用加熱的方法可以除去KCl溶液中的Fe3＋ D．洗滌油污常用熱的碳酸鈉溶液 答案　D 解析　A項，氯化鋁溶液蒸干、灼燒后得到氧化鋁，

44、而硫酸鋁溶液蒸干、灼燒后得到的仍是硫酸鋁，不正確；B項，所加酸應是稀硫酸，不能引入新雜質；C項，加熱法不能除去Fe3＋。 4．為了除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加熱攪拌的條件下加入一種試劑，該試劑是(　　) A．NaOHB．Na2CO3C．氨水D．MgO 答案　D 解析　對于除雜試題，要注意以下幾個問題：①加入的試劑能與雜質反應或能調整溶液的酸堿性，使雜質發(fā)生水解而除去；②添加的試劑允許過量，且過量的試劑易于除去，不能引入新的雜質。本題常規(guī)方法是加入化學物質直接與Fe3＋反應生成沉淀，但在這里卻巧妙地利用了MgO消耗FeCl3水解生成的H＋，促使FeCl3水解成Fe(OH)3，

45、同時MgO轉化成MgCl2，即使MgO過量，它不溶于水也不會引入新雜質。 5．已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數K1(H2Y)>K(HX)>K2(H2Y)，則下列敘述不正確的是(　　) A．物質的量濃度相同時，各溶液的pH關系為pH(Na2Y)>pH(NaX)>pH(NaHY) B．amol·L－1HX溶液與bmol·L－1NaOH溶液等體積混合，所得溶液中c(Na＋)>c(X－)，則不一定a

46、的角度考查鹽類水解問題。強堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性，且對應弱酸的酸性越弱，其水解程度越大，溶液堿性越強。K2(H2Y)最小，表明HY－的電離能力最弱，相應的Y2－的水解能力最強，A項正確；根據電荷守恒可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)，由于所得溶液c(Na＋)>c(X－)，所以溶液呈堿性，當a、b相等時，恰好完全反應生成強堿弱酸鹽，也能使溶液呈堿性，B項正確；較強的酸可以制得較弱的酸，HX的酸性比HY－的強，但比H2Y的弱，因此反應方程式為HX＋Y2－===X－＋HY－，C項錯誤；當酸式鹽的水解能力大于其電離能力時，溶液呈堿性，反之溶液呈酸性，D項正確。 6．在一定條件下

47、，Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－平衡。下列說法不正確的是(　　) A．稀釋溶液，增大 B．通入CO2，溶液pH減小 C．升高溫度，平衡常數增大 D．加入NaOH固體，減小 答案　A 解析　水解平衡常數Kh＝，Kh只隨溫度的變化而變化，所以稀釋后達平衡，此值不變；B選項中通入CO2，會使溶液中OH－濃度減小，所以溶液的pH也減??；C選項中升高溫度平衡向吸熱方向移動，而鹽的水解吸熱，所以平衡常數增大；D中加入OH－時抑制CO水解，所以CO濃度增大，而HCO濃度減小，所以減小。 7．常溫下，下列關于電解質溶液的判斷正確的是(　　) A．在pH＝12的溶液中，K＋

48、、Cl－、HCO、Na＋可以大量共存 B．在pH＝0的溶液中，Na＋、NO、SO、K＋可以大量共存 C．由0.1mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液中存在BOH===B＋＋OH－ D．由0.1mol·L－1一元酸HA溶液的pH＝3，可推知NaA溶液中存在A－＋H2OHA＋OH－ 答案　D 解析　pH＝12的溶液呈堿性，HCO不能大量共存，故A錯誤；pH＝0的溶液呈酸性，SO與NO不能大量共存，故B錯誤；若0.1mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，則c(OH－)＝1×10－4mol·L－1，說明BOH是弱堿，其電離方程式應為BOHB＋＋OH－，故

49、C錯誤；若0.1mol·L－1一元酸HA溶液的pH＝3，即c(H＋)＝1×10－3mol·L－1，說明HA是弱酸，則NaA是強堿弱酸鹽，水解呈堿性：A－＋H2OHA＋OH－，故D正確。 二、不定項選擇題 8．有一種酸式鹽AHB，它的水溶液呈弱堿性。則以下說法中錯誤的是(　　) A．相同物質的量濃度的AOH溶液和H2B溶液，前者的電離程度大于后者的電離程度； B．H2B不是強酸； C．HB－的電離程度大于HB－的水解程度； D．該鹽溶液的電離方程式一般寫成：AHBA＋＋HB－，HB－H＋＋B2－ 答案　CD 解析　酸式鹽AHB的水溶液呈弱堿性，說明AOH的堿性相對較強

50、，H2B的酸性相對較弱，且HB－的電離程度小于HB－的水解程度，相同物質的量濃度的AOH溶液和H2B溶液，前者的電離程度大于后者的電離程度；AHB溶液的電離方程式一般寫成AHB===A＋＋HB－，HB－H＋＋B2－。 9．下列說法不正確的是(　　) A．在Na2CO3溶液中，c(OH－)大于c(HCO) B．Kw為水的離子積常數，若溶液中c2(OH－)＝Kw，溶液pH可能小于7 C．1mol·L－1CH3COOH溶液加水稀釋時，溶液中各種離子濃度均減小 D．在CH3COOH溶液中加入堿性固體物質，平衡一定向電離方向移動 答案　CD 解析　A選項，CO水解，生成HCO和OH－，

51、HCO再水解生成H2CO3和OH－，所以c(OH－)大于c(HCO)；B選項中，由c2(OH－)＝Kw可求出c(OH－)＝c(H＋)，由于未指明溫度，所以溶液的pH可能小于7；C選項中加水，溶液中c(OH－)增大，不正確；D選項，CH3COONa的水溶液呈堿性，在CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡向電離的逆方向移動，所以D不正確。 10．某化學研究性學習小組對電解質溶液進行如下的歸納總結(均在常溫下)： ①pH＝1的強酸溶液，加水稀釋后，溶液中所有離子的濃度一定降低 ②pH＝2的鹽酸和pH＝1的鹽酸，c(H＋)之比為2∶1 ③pH相等的四種溶液：a.CH3COONa、b.C

52、6H5ONa、c.NaHCO3、d.NaOH，溶質的物質的量濃度由小到大的順序為d

53、之比為1∶10，②錯；④中若兩者以物質的量之比為1∶1恰好完全反應，則溶液應顯酸性，既然顯中性，說明氫氧化鈉在1∶1的基礎上稍過量，故c(Na＋)>c(SO)，④錯；⑥中設常溫下，甲為酸溶液，乙為堿溶液，且甲溶液的pH＝x，乙溶液的pH＝2x，若x＋2x＝14，甲、乙兩溶液混合后，pH＝7，⑥正確。 三、非選擇題 11．常溫下，有濃度均為1mol·L－1的下列四種溶液： ①H2SO4溶液?、贜aHCO3溶液?、跱H4Cl溶液 ④NaOH溶液 (1)這四種溶液pH由大到小的順序是______，其中由水電離的H＋濃度最小的是______。(均填序號) (2)②中各離子濃度由大到小的順序

54、是____________，NaHCO3的水解平衡常數Kh＝______mol·L－1。(已知碳酸的電離常數K1＝4×10－7，K2＝5.6×10－11) (3)向③中通入少量氨氣，此時的值______(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (4)若將③和④混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積______④的體積(填“大于”、“小于”或“等于”)。 答案　(1)④②③①　①　(2)c(Na＋)>c(HCO)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO)　2.5×10－8　(3)減小 (4)大于 解析　(1)④是強堿，溶液中c(OH－)＝1mol·L－1，①是二元強酸，溶液中c(H＋)＝2mo

55、l·L－1，二者均抑制水的電離，①抑制程度大。(2)依據NaHCO3===Na＋＋HCO、HCO＋H2OH2CO3＋OH－(程度大)、HCOCO＋H＋(程度小)、H2OH＋＋OH－可知溶液中各離子濃度大??；Kh＝、K1＝可知Kh·K1＝Kw。(3)依據NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，通入氨氣使c(NH3·H2O)增大，平衡左移，使c(NH)增大，但c(NH3·H2O)增大的多。(4)如果等體積混合，恰好完全反應生成NaCl、NH3·H2O，溶液顯堿性，所以NH4Cl過量。 12．NaClO和KAl(SO4)2都是重要的化工產品，均可應用于造紙業(yè)。 (1)NaClO溶液pH

56、＞7，用離子方程式表示原因__________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)根據NaClO的性質推測，在紙漿中加入NaClO溶液的目的是________________________________________________________________________。 (3)某小組同學用如圖所示裝置探究飽和NaClO和KAl(SO4)2溶液混合反應的實驗。打開活塞向燒瓶中加入飽和KAl(SO4)2溶液，

57、產生大量的白色膠狀沉淀。反應的離子方程式是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)ClO－＋H2OHClO＋OH－ (2)漂白紙漿 (3)Al3＋＋3ClO－＋3H2O===3HClO＋Al(OH)3↓ 解析　(1)寫水解反應方程式即可。(2)次氯酸鈉具有強氧化性，能漂白紙漿。(3)考慮Al3＋與ClO－的雙水解。

58、 13．根據下列化合物：①NaCl、②NaOH、③HCl、④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑥CH3COOH、⑦NH3·H2O、⑧H2O，回答下列問題。 (1)NH4Cl溶液顯________性，用離子方程式表示原因 ________________________________________________________________________， 其溶液中離子濃度大小順序為____________________________________________。 (2)常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液中，水電離出來的c(OH－)＝________，在pH＝3的

59、CH3COOH溶液中，水電離出來的c(H＋)＝_____________________________________。 (3)已知純水中存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－　ΔH＞0，現欲使平衡向右移動，且所得溶液顯酸性，可選擇的方法是________(填字母)。 A．向水中加入NaHSO4固體 B．向水中加Na2CO3固體 C．加熱至100℃[其中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1] D．向水中加入(NH4)2SO4固體 (4)若將等pH、等體積的②NaOH溶液和⑦NH3·H2O溶液分別加水稀釋m倍、n倍，稀釋后兩種溶液的pH仍相等，則m________n(

60、填“＜”、“＞”或“＝”)。 答案　(1)酸　NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－) (2)10－3mol·L－1　10－11mol·L－1　(3)D　(4)＜ 解析　(1)NH4Cl為強酸弱堿鹽，由于NH水解，其溶液呈酸性，故其溶液中離子濃度的大小關系為c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)。(2)CH3COONa溶液中由于醋酸根離子的水解促進水的電離，故pH＝11的CH3COONa溶液中，水電離出來的c(OH－)＝10－3mol·L－1；在pH＝3的CH3COOH溶液中水的電離受到抑制，故水電離出來的c(H＋)＝10－1

61、1mol·L－1。(3)A項使溶液呈酸性但電離平衡向左移動；B項雖使平衡向右移動但溶液呈堿性；C項操作雖使平衡右移但水仍然呈中性；D項中由于NH的水解，促進水的電離而使溶液呈酸性。(4)由于NH3·H2O是弱電解質，存在電離平衡，故m＜n。 14．Ⅰ.NH4Al(SO4)2是食品加工中最為快捷的食品添加劑，用于焙烤食品中；NH4HSO4在分析試劑、醫(yī)藥、電子工業(yè)中用途廣泛。請回答下列問題： (1)相同條件下，0.1mol·L－1NH4Al(SO4)2中c(NH)________(填“等于”、“大于”或“小于”)0.1mol·L－1NH4HSO4中c(NH)。 (2)如圖1是0.1

62、mol·L－1電解質溶液的pH隨溫度變化的圖像。 ①其中符合0.1mol·L－1NH4Al(SO4)2的pH隨溫度變化的曲線是________(填字母)。 ②室溫時，0.1mol·L－1NH4Al(SO4)2中2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝________mol·L－1(填數值)。 (3)室溫時，向100mL0.1mol·L－1NH4HSO4溶液中滴加0.1mol·L－1NaOH溶液，得到的溶液pH與NaOH溶液體積的關系曲線如圖2所示： 試分析圖中a、b、c、d四個點，水的電離程度最大的是____________；在b點，溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是______

63、__________________________。 Ⅱ.pC是指極稀溶液中溶質物質的量濃度的常用對數負值，類似pH。如某溶液溶質的濃度為1×10－3mol·L－1，則該溶液中該溶質的pC＝－lg10－3＝3。已知H2CO3溶液中存在下列平衡：CO2＋H2OH2CO3、H2CO3H＋＋HCO、HCOH＋＋CO 圖3為H2CO3、HCO、CO在加入強酸或強堿溶液后，達到平衡時溶液中三種成分的pC-pH圖。請回答下列問題： (1)在pH＝9時，H2CO3溶液中濃度最大的含碳元素的離子為______。 (2)pH<4時，溶液中H2CO3的pC總是約等于3的原因是________

64、____________。 (3)已知M2CO3為難溶物，則其Ksp的表達式為______；現欲將某溶液中的M＋以碳酸鹽(Ksp＝1×10－12)的形式沉淀完全，則最后溶液中的CO的pC最大值為______(溶液中的離子濃度小于1×10－5mol·L－1時，沉淀完全)。 答案　Ⅰ.(1)小于 (2)①A?、?0－3或(10－3－10－11) (3)a　c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(OH－)＝c(H＋) Ⅱ.(1)HCO (2)c(H＋)增大后，H2CO3H＋＋HCO平衡向左移動，放出CO2，碳酸濃度保持不變 (3)Ksp＝c2(M＋)·c(CO)　2 解析?、?

65、(1)NH4HSO4電離提供的H＋大于NH4Al(SO4)2水解提供的，所以NH4HSO4中對NH＋H2ONH3·H2O＋H＋抑制程度大，c(NH)大。(2)①NH4Al(SO4)2水解顯酸性，溫度升高，水解程度增大，酸性增強，pH減小，只有A曲線符合；②看到等號想到守恒，由電荷守恒c(NH)＋3c(Al3＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)可知2c(SO)－c(NH)－3c(Al3＋)＝c(H＋)－c(OH－)，由圖1可知pH＝3，故c(H＋)＝10－3mol·L－1、c(OH－)＝10－11mol·L－1。(3)NH4HSO4===NH＋H＋＋SO，加入NaOH，OH－先與H＋反應，對水的抑制程度降低，a點時，OH－恰好與H＋完全反應，只有NH促進水的電離，其余三點均有NH3·H2O生成，抑制水的電離；a點溶質為等物質的量的Na2SO4、(NH4)2SO4，a到b點NaOH與(NH4)2SO4反應生成Na2SO4、NH3·H2O，溶質的物質的量關系為Na2SO4>(NH4)2SO4>NH3·H2O，以此比較離子濃度大小。Ⅱ.(1)注意pC越小，離子濃度越大，pH＝9時HCO濃度最大。(3)由Ksp＝c2(M＋)·c(CO)＝(1×10－5)2·c(CO)＝1×10－12可知c(CO)＝10－2mol·L－1。