高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題十一 鹽類水解和沉淀溶解平衡 考點一 鹽類水解教學(xué)案

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專題十一　鹽類水解和沉淀溶解平衡 考綱展示　命題探究 1　概念 在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。 2　實質(zhì) 鹽電離―→―→ 破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→ 3　特點 4　表示方法(水解的離子方程式) (1)一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，在書寫鹽類水解方程式時要用“”號連接。鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用“↓”或“↑”表示水解產(chǎn)物(雙水解例外)。不把產(chǎn)物(如NH3H2O、H2CO3)寫成其分解產(chǎn)物的形式。 如Cu(NO3)水解的離子方程式為Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋。 NH4Cl水解的離子方程式為NH＋H2ONH3H2O＋H＋。 (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。如Na2CO3水解反應(yīng)的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)多元弱堿陽離子的水解可用一步表示，如：FeCl3溶液中，F(xiàn)e3＋水解的離子方程式為Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 (4)水解分別是弱酸和弱堿的離子組，由于相互促進水解程度較大，書寫時要用“===”“↑”“↓”等表示，如NaHCO3與AlCl3混合溶液反應(yīng)的離子方程式為Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 　 5　影響因素 (1)內(nèi)因(本質(zhì)) 弱酸根離子、弱堿陽離子對應(yīng)的酸、堿越弱，就越易發(fā)生水解。 如酸性：CH3COOH>H2CO3>HCO相同濃度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小關(guān)系為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。 (2)外因 如CH3COONa水解的離子方程式是CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，當(dāng)改變下列條件時，對CH3COONa水解平衡的影響如下表： 改變條件 移動方向 c(OH－) pH 水解程度 升溫 右移 增大 增大 增大 加NaOH 左移 增大 增大 減小 加水 右移 減小 減小 增大 加少量FeCl3固體 右移 減小 減小 增大 加Na2CO3 左移 增大 增大 減小 學(xué)霸巧學(xué)卡　對“鹽類水解”的深度剖析 (1)鹽類發(fā)生水解后，其水溶液往往顯酸性或堿性。但也有特殊情況，如弱酸弱堿鹽CH3COONH4水解后，其水溶液近似于中性。 (2)有些鹽溶液雖然顯酸性，但不一定發(fā)生水解。如NaHSO4溶液顯酸性，是由于NaHSO4發(fā)生電離產(chǎn)生H＋，即NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。因此判斷一種鹽是否發(fā)生水解，要分析其在水中發(fā)生變化的本質(zhì)。 (3)(NH4)2CO3溶液和NH4HCO3溶液顯堿性，雖然都能發(fā)生雙水解，但是雙水解不能趨于完全，所以NH和CO、NH和HCO在溶液中仍可大量共存。 1.思維辨析 (1)能水解的正鹽均能促進水的電離平衡向右移動，其水溶液都呈酸性或堿性。(　　) (2)NaHS溶液的水解方程式：HS－＋H2OS2－＋H3O＋。(　　) (3)相同物質(zhì)的量濃度的NaCN溶液和NaClO溶液相比，NaCN溶液的pH較大(已知KHCN7，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。 　[考法綜述]　鹽類水解是高考的熱點，也是教學(xué)中的重點和難點。鹽類水解涉及面較廣，離子濃度關(guān)系的判斷是考查的熱點，同時注重溶液中各種守恒關(guān)系的考查，從而使題目具有一定的綜合性、靈活性和技巧性，題型以選擇題為主，難度中等。 命題法1　鹽類水解規(guī)律的應(yīng)用 典例1　　相同溫度、相同濃度下的六種溶液，其pH由小到大的順序如圖所示，圖中①②③代表的物質(zhì)可能分別為(　　) A．NH4Cl　　(NH4)2SO4　CH3COONa B．(NH4)2SO4 NH4Cl CH3COONa C．(NH4)2SO4 NH4Cl NaOH D．CH3COOH NH4Cl (NH4)2SO4 [解析]　(NH4)2SO4比NH4Cl溶液中的銨根離子濃度大，水解生成的氫離子濃度大，醋酸鈉水解顯堿性，且其堿性比Na2CO3要弱。 [答案]　B 【解題法】　鹽類水解的規(guī)律 (1)“有弱就水解，無弱不水解”。 用于判斷鹽溶液的酸堿性，需先判斷鹽的類型，因此需熟練記憶常見的強酸、強堿和弱酸、弱堿。 (2)“誰強顯誰性，同強顯中性”。 ①強堿弱酸鹽，陰離子水解，其水溶液呈堿性。如CH3COONa水解的離子方程式為CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；多元弱酸的酸根離子分步水解，如Na2CO3水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 ②強酸弱堿鹽，陽離子水解，其水溶液呈酸性。如氯化銨、氯化鋁水解的離子方程式分別為NH＋H2OH＋＋NH3H2O、Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋。 ③NaCl等強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性。 (3)“誰弱誰水解，都弱都水解”。 即“單水解”和“雙水解”，用于書寫水解離子方程式。 (4)“越弱越水解”。如酸性：HCNCH3COONa。 (5)弱酸弱堿鹽雙水解，其溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱。當(dāng)Ka＝Kb時，溶液顯中性，如CH3COONH4；當(dāng)Ka>Kb時，溶液顯酸性，如HCOONH4；當(dāng)Ka相應(yīng)酸式鹽，如CO>HCO。 ④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。 ⑤溫度越高，鹽的水解程度越大。 命題法2　鹽類水解在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和實驗中的應(yīng)用 典例2　　下面提到的問題中，與鹽的水解有關(guān)的是(　　) ①明礬和FeCl3可作凈水劑?、跒楸４鍲eCl3溶液，要在溶液中加少量鹽酸　③實驗室配制AlCl3溶液時，應(yīng)先把它溶在鹽酸中，而后加水稀釋?、躈H4Cl與ZnCl2溶液可作焊接中的除銹劑　⑤實驗室盛放Na2CO3、Na2SiO3等溶液的試劑瓶應(yīng)用橡皮塞，而不能用玻璃塞　⑥用NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑?、咴贜H4Cl或AlCl3溶液中加入金屬鎂會產(chǎn)生氫氣?、嚅L期使用硫酸銨，土壤酸性增強；草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合施用?、岜容^NH4Cl和Na2S等溶液中離子濃度的大小或某些鹽溶液的酸堿性 A．①④⑦　　　　　　 B．②⑤⑧ C．③⑥⑨ D．全部 [解析]?、貯l3＋和Fe3＋水解產(chǎn)生Al(OH)3膠體和Fe(OH)3膠體，吸附水中的懸浮雜質(zhì)。②加鹽酸可抑制FeCl3水解。③AlCl3溶解在鹽酸中可抑制Al3＋的水解。④NH和Zn2＋水解產(chǎn)生的H＋與銹反應(yīng)。⑤Na2CO3、Na2SiO3溶液水解顯堿性，可腐蝕玻璃。⑥Al3＋與HCO發(fā)生相互促進水解反應(yīng)，產(chǎn)生大量泡沫。⑦NH和Al3＋水解產(chǎn)生H＋與Mg反應(yīng)。⑧NH水解顯酸性，草木灰水解顯堿性，二者相互促進會使NH3逸出，降低肥效。⑨比較溶液中離子濃度大小或鹽溶液的酸堿性，都要考慮鹽溶液是否水解。 [答案]　D 【解題法】　鹽類水解應(yīng)用總結(jié) 應(yīng)用 舉例或原理解釋 判斷溶液的酸堿性 NH4Cl溶液顯酸性，原因是NH＋H2ONH3H2O＋H＋，與Mg反應(yīng)可生成H2 比較溶液中離子濃度的大小 如Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋) 判斷弱電解質(zhì)的相對強弱 如物質(zhì)的量濃度相同的三種鹽溶液NaX、NaY、NaZ的pH依次為8、9、10，則HX、HY、HZ的酸性由強到弱的順序為HX>HY>HZ 證明某些電解質(zhì)是弱酸或弱堿 如Na2CO3溶液能使酚酞試液變紅，證明該溶液顯堿性，證明H2CO3是弱酸 凈水劑原理 明礬用于凈水，原理是Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋ 泡沫滅火器原理 成分為NaHCO3與Al2(SO4)3，原理是Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 純堿溶液去油污 用熱堿水洗油污的原理CO＋H2OHCO＋OH－ 膠體的制備 將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，制備Fe(OH)3膠體，原理是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3H＋ 配制或貯存易水解的鹽溶液 配制FeCl3、SnCl2溶液時，常將它們先溶于較濃的鹽酸，再稀釋到所需濃度，目的是抑制Fe3＋或Sn2＋的水解；配制FeSO4溶液時，需加入少量鐵粉和稀硫酸 物質(zhì)的提純 除去MgCl2溶液中的FeCl3，可加入Mg、MgO或Mg(OH)2、MgCO3，促使Fe3＋水解完全，生成Fe(OH)3沉淀而除去 離子共存的判斷 化肥施用 草木灰與銨態(tài)氮肥不能混用，原因是2NH＋CO2NH3↑＋CO2↑＋H2O 續(xù)表 應(yīng)用 舉例或原理解釋 某些活潑金屬與強酸弱堿鹽反應(yīng)時反應(yīng)現(xiàn)象 如Mg加入到NH4Cl溶液中，考慮不到鹽類水解，可能認為不反應(yīng)，但實際上，NH水解呈酸性，H＋與Mg作用生成H2，隨著Mg的不斷加入，NH水解生成的NH3H2O又可以分解生成氨氣 判斷中和滴定終點時溶液酸堿性，選用何種指示劑及當(dāng)pH＝7時酸(堿)過量情況的判斷 若用強堿滴定弱酸，達到滴定終點后，因生成強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，所以應(yīng)選用在堿性范圍內(nèi)變色的指示劑，通常選取酚酞。若用強酸滴定弱堿，達到滴定終點后，因生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，所以應(yīng)選用在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑，通常選取甲基橙 制取某些無水鹽晶體 如加熱MgCl2(aq)制取無水MgCl2，必須在氯化氫氣流中加熱，否則Mg2＋水解生成Mg(OH)2，再加熱分解，最終得不到MgCl2 檢驗溶液 如用最簡便的方法區(qū)別NaCl、NH4Cl、Na2CO3三種無色透明溶液。可以利用pH試紙鑒別，pH＝7的是NaCl溶液；pH<7的是NH4Cl溶液；pH>7的是Na2CO3溶液 判斷鹽溶液蒸干灼燒后的產(chǎn)物 (1)鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得原物質(zhì)，如 CuSO4(aq)CuSO4(s)； Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(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(yīng)的氧化物，如 AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。 制備無水鹽如MgCl26H2O需要在HCl氣流中加熱蒸干 (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(zhì) (3)考慮鹽受熱時是否分解。 Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、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)。 FeCl2(aq)Fe(OH)2(s) Fe(OH)3(s)Fe2O3 (5)NaClO溶液蒸干時，既考慮水解，又考慮HClO分解，最后剩下NaCl 命題法3　溶液中粒子濃度的關(guān)系 典例3　　下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．pH＝1的NaHSO4溶液：c(H＋)＝c(SO)＋c(OH－) B．含有AgCl和AgI固體的懸濁液：c(Ag＋)>c(Cl－)＝c(I－) C．CO2的水溶液：c(H＋)>c(HCO)＝2c(CO) D．含等物質(zhì)的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液：3c(Na＋)＝2[c(HC2O)＋c(C2O)＋c(H2C2O4)] [解析]　根據(jù)NaHSO4溶液中的電荷守恒，有c(H＋)＋c(Na＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，又因為c(Na＋)＝c(SO)，所以A項正確；B項，相同條件下，AgI的溶解度比AgCl的小，故I－的濃度比Cl－的?。籆項，碳酸的電離是分步進行的，第一步電離程度遠大于第二步，所以c(HCO)?c(CO)；D項，Na＋的總濃度應(yīng)是H2C2O4、HC2O、C2O總濃度的1.5倍，即2c(Na＋)＝3[c(H2C2O4)＋c(HC2O)＋c(C2O)]。 [答案]　A 【解題法】　比較溶液中粒子濃度大小的解題思路 1．常溫下，將等體積、等物質(zhì)的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關(guān)于濾液中的粒子濃度關(guān)系不正確的是(　　) A.<1.010－7 mol/L B．c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) C．c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) D．c(Cl－)>c(NH)>c(HCO)>c(CO) 答案　C 解析　溶液為酸性，而常溫下，Kw＝1.010－14，故Kw/c(H＋)＝c(OH－)<1.010－7 mol/L，A項正確；由物料守恒可知B項正確；由溶液中的電荷守恒可知c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，由于有NaHCO3析出，則c(Na＋)c(NH)，酸性溶液中c(HCO)>c(CO)，D項正確。 2．25 ℃時，在10 mL濃度均為0.1 molL－1的NaOH和NH3H2O混合溶液中滴加0.1 molL－1鹽酸，下列有關(guān)溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．未加鹽酸時：c(OH－)>c(Na＋)＝c(NH3H2O) B．加入10 mL鹽酸時：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－) C．加入鹽酸至溶液pH＝7時：c(Cl－)＝c(Na＋) D．加入20 mL鹽酸時：c(Cl－)＝c(NH)＋c(Na＋) 答案　B 解析　A項錯誤，NH3H2O在溶液中存在以下平衡：NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－，則c(OH－)>c(Na＋)>c(NH3H2O)；B項正確，加入10 mL鹽酸時，c(Na＋)＝c(Cl－)，根據(jù)電荷守恒式c(Na＋)＋c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)；C項錯誤，根據(jù)電荷守恒，當(dāng)溶液的pH＝7時，c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＋c(NH)＝c(Cl－)，故c(Cl－)>c(Na＋)；D項錯誤，加入20 mL鹽酸，氫氧化鈉和NH3H2O恰好被中和，但因生成的氯化銨水解，溶液呈酸性，即c(H＋)>c(OH－)，結(jié)合電荷守恒式：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)＋c(NH)，可得正確的關(guān)系式為c(Cl－)>c(Na＋)＋c(NH)。 3．室溫下，下列溶液中粒子濃度關(guān)系正確的是(　　) A．Na2S溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝ c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) 答案　B 解析　A項，Na2S溶液中所有電離、水解方程式有Na2S===2Na＋＋S2－、S2－＋H2OHS－＋OH－、HS－＋H2OH2S＋OH－、H2OH＋＋OH－，因此溶液中OH－來源于S2－、HS－的水解和水的電離三部分，HS－僅來源于S2－的水解，所以c(OH－)>c(HS－)，A項錯誤；B項，由電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HC2O)＋2c(C2O)和物料守恒：c(Na＋)＝2c(H2C2O4)＋2c(HC2O)＋2c(C2O)，二者結(jié)合可知B項正確；C項的電荷守恒關(guān)系應(yīng)為c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，C項錯誤；D項的物料守恒關(guān)系式應(yīng)為c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D項錯誤。 4．下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是(　　) A．0.1 molL－1 NaHCO3溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(Na＋)>c(CO)>c(HCO)>c(OH－) B．20 mL 0.1 molL－1 CH3COONa溶液與10 mL 0.1 molL－1 HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：c(CH3COO－)>c(Cl－)>c(CH3COOH)>c(H＋) C．室溫下，pH＝2的鹽酸與pH＝12的氨水等體積混合，所得溶液中：c(Cl－)＋c(H＋)>c(NH)＋c(OH－) D．0.1 molL－1 CH3COOH溶液與0.1 molL－1 NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c(OH－)>c(H＋)＋c(CH3COOH) 答案　B 解析　A中兩溶液混合恰好反應(yīng)生成Na2CO3，在Na2CO3溶液中CO水解：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－，水電離也產(chǎn)生OH－，使c(OH－)>c(HCO)，A錯誤；B中兩溶液混合反應(yīng)，得到等量的CH3COONa、CH3COOH、NaCl的混合溶液，溶液呈酸性，說明CH3COOH的電離程度大于CH3COONa的水解程度，所以有c(CH3COO－)>c(Cl－)，由于CH3COOH的電離，使溶液中CH3COOH的濃度小于NaCl的濃度，B正確；C中氨水是弱堿溶液，二者等體積混合，氨水過量，溶液呈堿性，c(OH－)>c(H＋)，又由溶液的電荷守恒得c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(NH)，則c(Cl－)c(A－)>c(OH－)>c(H＋) B．實驗①反應(yīng)后的溶液中：c(OH－)＝c(K＋)－c(A－)＝ molL－1 C．實驗②反應(yīng)后的溶液中：c(A－)＋c(HA)>0.1 molL－1 D．實驗②反應(yīng)后的溶液中：c(K＋)＝c(A－)>c(OH－)＝c(H＋) 答案　B 解析　由題干信息知，實驗①反應(yīng)后為KA溶液，c(OH－)>c(H＋)，溶液中A－發(fā)生水解A－＋H2OHA＋OH－，故A正確；由電荷守恒知，c(OH－)＋c(A－)＝c(H＋)＋c(K＋)，即c(OH－)＝c(K＋)＋c(H＋)－c(A－)，故B錯誤；實驗②反應(yīng)后溶液的pH＝7，即c(H＋)＝c(OH－)，則c(K＋)＝c(A－)，又因HA為弱酸，所以x>0.2，由物料守恒得，等體積混合后c(A－)＋c(HA)＝ molL－1>0.1 molL－1，故C、D正確。 7．下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是 (　　) A．向0.1 molL－1 NH4Cl溶液中通入一定量氨氣：c(Cl－)>c(NH)>c(OH－)>c(H＋) B．將醋酸鈉、鹽酸兩溶液混合后，溶液呈中性，則混合后的溶液中：c(Na＋)>c(Cl－) C．已知Ka(HF)＝7.210－4，Ka(HCN)＝6.210－10，等體積等濃度的NaF、NaCN溶液中，前者離子總數(shù)小于后者 D．濃度均為0.1 molL－1的①(NH4)2CO3、②(NH4)2SO4、③(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，c(NH)的大小順序為②>①>③ 答案　B 解析　氨氣的量不確定，不能確定溶液中是以NH水解為主，還是以NH3H2O電離為主，無法比較微粒濃度的大小，A錯誤；根據(jù)電荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，則c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(CH3COO－)，B正確；根據(jù)Ka(HF)＝7.210－4、Ka(HCN)＝6.210－10知酸性HF>HCN，則水解程度NaF②>①，D錯誤。 8．下列說法正確的是(　　) A．稀釋Na2CO3溶液時，c(HCO)c(OH－)/c(CO)增大 B．常溫下反應(yīng)4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g)===4Fe(OH)3(s)的ΔH<0，ΔS<0 C．用0.1 mol/L CH3COOH溶液滴定0.1 mol/L NaOH溶液至中性時：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋) D．向純水中加入鹽酸或氫氧化鈉都能使水的電離平衡逆向移動，水的離子積減小 答案　B 解析　Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，c(HCO)c(OH－)/c(CO)＝K，水解平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，故A錯誤；反應(yīng)后氣體的物質(zhì)的量減小，ΔS<0，該反應(yīng)在常溫下自發(fā)，一定有ΔH<0，故B正確；滴定達中性時形成醋酸鈉與醋酸的混合溶液，c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)>c(Na＋)，故C錯誤；向純水中加入鹽酸或氫氧化鈉都能使水的電離平衡逆向移動，水的離子積不變，故D錯誤。