第三讲 盐类的水解
盐类的水解(讲义及答案)
43 3 33 4 4 3盐类的水解（讲义）一、知识点睛1.盐类的水解（1）定义在溶液中由盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成的反应，叫做盐类的水解反应，简称盐类的水解。
（2）实质盐电离出的弱酸酸根离子（或弱碱阳离子）与水电离出的H+（或OH-），结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，水的电离程度，溶液中与不再相等，溶液呈现一定的酸性或碱性。
（3）水解条件①盐能溶于水或易溶于水；②盐在水溶液中能电离出弱酸酸根离子或弱碱阳离子。
注：常见的弱碱阳离子：Fe3+、Al3+、Fe2+、Cu2+、Zn2+、NH +等。
常见的弱酸酸根离子：CO 2-、SO 2-、CH3COO-、S2-、HS-、ClO-、F-、HCO -、HSO -、PO 3-、HPO 2-、SiO 2-等。
2.盐类的水解规律简记为：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
3 3 3. 水解反应表达式（1） 一元弱酸酸根离子水解或一元弱碱阳离子水解CH 3COO -的水解：NH 4+的水解：（2） 多元弱酸酸根离子水解（分步进行，以第一步为主）CO 2-的水解：（3） 多元弱碱阳离子水解（分步进行，以总反应表示）Fe 3+的水解：注：①盐类的水解是酸碱中和反应的逆反应；②大多数水解反应进行的程度很小，水解产物很少，无明显沉淀或气体生成。
4. 影响盐类水解的因素 （1） 温度：温度越高，水解程度。
（2） 浓度：浓度越小，水解程度 。
（3） 外加试剂①加酸可以 弱碱阳离子水解，可以 弱酸酸根离子水解； ②加碱可以弱碱阳离子水解，可以弱酸酸根离子水解；③加入与水解产物相同的离子，水解程度 ，加入能与水解产物反应的物质，水解程度 ；④弱酸酸根离子与弱碱阳离子混合，水解反应相互促进，水解程度增大。
5. 水解原理的应用 （1） 热碱水去油污加热促进 CO 2-水解。
（2） 硫酸铝钾或硫酸铝做净水剂Al 3+水解生成的 Al(OH)3 胶体具有吸附作用。
第三节盐类的水解PPT23张
该体系为: 等n的 CH3COOH --- CH3COONa的混合体系
该溶液中存在的平衡：
CCHH33CCOOOO-H+ H2O
CH3COO- + H CH3COOH
+
+OH
-
电离 >水解 抓主要方面
以上二平衡间有何影响？ 相互抑制
四、盐类水解的利用
1、某些盐溶液的配制
如：配制一定浓度的FeCl3、Al2(SO4) 3溶液
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
（一）强碱弱酸所生成盐的水解
思考： CH3COONa溶液中， ① 溶液中有几种电离？
② 有哪些离子、分子？
③ CH3COONa对水的电离有何影响？
CH3COONa == CH3COO- + Na+
H2O
+ H+
+ OH -
由于CH3COO结合了H+，溶 液中的
c(OH-) > c(H+)
思考3：等浓度混合的CH3COOH 与 CH3COONa溶液的酸碱性。
CH3COOH
CH3COO- + H +
主要
CH3COO- + H2O
CH3COOH +OH-
因电离 >水解，故混合溶液呈酸性
结论3：存在多种平衡的混合溶液，抓主要方面，溶液的酸碱性 也由主要方面决定。
练习：将40mL1mol／L CH3COOH溶液跟40mL 0.5mol／LNaOH 溶液相混合，所得溶液中离子浓度由大到小的顺序是( C )。
H2O
O+H- + H+
NH3·H2O
NH4Cl + H2O
盐类的水解
AlO2-
Fe3+
SiO32CO32-
HCO3-
AlO2-
NH4+
SiO32-
1、写出下列物质水解的离子方程式：
①FeCl3 ②Na2CO3 ③ NH4Cl ④ Al（HCO3）3
①Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+
②CO32- + H2O HCO3- +H2O
HCO3- + OHH2CO3 + OH-
草木灰不宜与铵态氮肥混合施用
草木灰的主要成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O
HCO3-＋H2O
HCO3- +OH-
H2CO3 +OH-
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性。
NH4+＋H2O
NH3·H2O+ H+
有Na2CO3、Na2SO4、Na2S、NaOH四 种无色溶液，只用一种试剂就能把 四种无色溶液区别开，这种试剂可 能是（ C） A．HCl B．BaCl2 C．AlCl3 D．酚酞
双水解：
两种水解情况相反的盐溶液混合时会互相
促进，使双方水解程度都增大
NH4++HCO3-+H2O NH3·H2O +H2CO3
2Al3++3S2-+6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
AlO2SiO32-
CO32-
Al3+ SO32-
S2HSHCO3HSO3-
常见的、典型的双水解反应：
盐类的水解
一、盐类的水解：
1．盐类水解的本质
盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－生成
盐类的水解ppt课件
越弱越水解
一、盐类的水解
弱酸阴离子
1、概念
或弱碱阳离子
在水溶液中，盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH- 结合生成
弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
弱酸或 弱碱
碱性
酸性
中性
碱性
酸性
c(H+)和 c(OH-)的 相对大小
c(H+) ＝
c(OH-)
c(H+) <
c(OH-)
c(H+) >
c(OH-)
c(H+) ＝
c(OH-)
c(H+) <
c(OH-)
c(H+) >
c(OH-)
谁强显谁性
同强显中性
任务二：探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
1、分析NH4Cl溶液呈ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ性的原因
HCO3– + OH–
第二步水解： HCO3– + H2O
H2CO3 + OH– 第二步水解程度很小
平衡时溶液中H2CO3 的浓度很小，不会放出CO2 气体
任务三：盐类水解的离子方程式
5、离子方程式
（3）多元弱碱阳离子 多元弱碱的阳离子水解较复杂，按一步水解处理。 多元强Fe酸Cl弱3水碱解盐的离子方程式：
NH4Cl = Cl- + NH4+
+
H2O
H+ + OH-
平衡向右移动
NH3· H2O
水的电离平衡正向移动，当达到平衡时溶液中c(H＋) ＞c(OH－)，溶液呈酸性。
盐类的水解 讲义+习题(精编)
第三节 盐类的水解一、 盐类的水解： 1、盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H +或 OH -结合生成 的反应，叫做盐类的水解。
（在溶液中由盐电离出的弱酸 或弱碱的 跟水电离出的 或 结合生成弱电解质 酸或 ，破坏了水的电离平衡，使其平衡 移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。
）酸 + 碱盐 + 水2、盐类水解的本质：弱酸的 和弱碱的 和水电离出的H +或OH -离子结合生成 ， 了水的电离。
3、盐类水解反应是酸碱中和反应的 反应。
中和反应是 热反应，所以盐类的水解反应是 热反应。
二、盐类水解的类型 三、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性四、水解方和式书写1 2 3中和 水解五影响水解的因素：内因：盐类本身的性质这是影响盐类水解的内在因素。
外因：1、温度温度升高，水解程度。
2、浓度溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡相反应方向移动，使盐的水解程度。
（最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解释）3、溶液的酸碱性六、水解的应用7 溶液中离子浓度的关系（1）、多元弱酸溶液例1．0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是__________.规律是：（2）、一元弱酸的正盐溶液例2．0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是______.规律是：（3）、二元弱酸的正盐溶液例3．0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_______.规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（二级水解离子）＞（水电离出的另一离子）（4）、二元弱酸的酸式盐溶液例4．0.1mol/L的NaHCO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_________.规律是：（5）、不同溶液中同一离子浓度的比较例5．在相同物质的量浓度的下列各溶液中：①NH4Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4。
高中化学选择性必修一第3章第3节 盐类的水解 基础知识讲义
第三节 盐类的水解一、盐类的水解（一）盐的分类1、按组成分：正盐：电离时生成的阳离子是金属离子（或铵根），阴离子为酸根离子的盐酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子（或铵根）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。
碱式盐：电离时生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子为金属离子（或NH 4+）的盐。
2、按溶解性：易溶盐（NaCl ）；微溶盐（CaSO 4）；难溶盐（BaCO 3）3、按形成盐的酸碱的强弱不同：强酸强碱盐（KNO 3）、强酸弱碱盐（NH 4Cl ）、强碱弱酸盐（NaF ）、弱酸弱碱盐（CH 3COONH 4）（二）盐溶液呈现不同酸碱性的原因——盐类的水解1、定义：在溶液中，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：22()()H O H O OH c H c OH H -+-+⎧⎫−−−→⇒→→≠⎨⎬⎭⎩弱碱阳离子弱碱盐电离出来的离子破坏水的电离平衡促进水的电离弱酸阴离子弱酸→溶液呈酸性或碱性表示为：盐+H 2O酸+碱3、特点：（1）极其微弱，为可逆反应，存在水解平衡（2）是中和反应的逆反应，水解反应是吸热反应4、规律：有弱就水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性 注：（1）组成盐的酸越弱，水解程度越大。
例如：水解程度：Na 2CO 3 >CH 3COONa ，因为酸性：H 2CO 3 <CH 3COOH（2）同浓度的正盐比其酸式盐水解程度大。
例如：0.1mol/L 的Na 2CO 3 >0.1mol/L 的NaHCO 3（3）弱酸酸式盐的酸碱性，看电离与水解程度大大小。
HCO 3-、HPO 42-、HS - 以水解为主→显碱性HSO 3-、H 2PO 4- 以电离为主→显酸性5、盐类水解方程式的书写 （1）一般原则：①必须写“”②不写“↑”“↓” ③H 2CO 3、H 2SO 3等不拆开④多元弱酸阴离子分步水解，分步书写，以第一步为主；多元弱碱阳离子水解方程式一步写完⑤遵守质量守恒、电荷守恒、客观事实（2）书写模式：盐的离子+ H2O弱酸（或弱碱）+OH-（或H+）举例：CH3COONa溶液：CH3COO-+ H2O CH3COOH+OH-NH4Cl溶液：NH4++ H2O NH3·H2O +H+Na2CO3溶液：CO32-+H2O HCO3-+ OH-（第一步水解）HCO3-+ H2O H2CO3+ OH-（第二步水解）FeCl3溶液：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+（3）双水解——阴阳离子都水解①非彻底型：用“”连接例：CH3COONH4：CH3COO-+ NH4++H2O CH3COOH+NH3·H2O（CH3COONH4显中性）②彻底型：用“=”连接。
3盐类的水解ppt课件
A．④>①=②>③
B．①>④>②>③
C．④>①>③>②
D．④>②>①>③
课堂小结
谢谢观看
THANKS
CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-
电离程度： CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3水解程度： CH3COO-＜HCO3-＜CN-＜CO32-
ClO- + H2O ⇌ HClO + OH-
课堂学习
盐类的水解
酸式盐的水溶液中存在哪些平衡，酸碱性如何判断？
1. 强酸的酸式盐只有电离而无水解，则呈酸性(例如 NaHSO4)；
课堂学习
盐类的水解
盐类的水解属于可逆反应吗？ 双水解属于可逆反应吗？ 可逆反应具有什么样的特点？
你能写出下面两个反应的平衡常数吗？
NH4+ + H2O ⇌ NH3·H2O + H+ CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-
课堂学习
盐类的水解
对于醋酸钠溶液来说，溶液中除了存在水 解平衡以外，是否存在着其它平衡？其平 衡常数之间是否存在着一定关系？
课堂学习
盐类的水解
溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大 小。那么是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和c(OH-)相对大 小的差异呢？
盐的类型
强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐溶液酸碱性
中性
酸性
碱性
c(H+)和c(OH-)的 相对大小
c(H+)=c(OH-)
NH4+ + OH- ⇌ NH3·H2O
盐类的水解
盐类的水解盐类的水解是指盐在水溶液中发生水解反应，分解成氢氧根离子（OH-）和金属离子。
在化学中，盐是由阳离子和阴离子组成的化合物。
当盐溶解在水中时，水分子与盐离子发生相互作用，导致盐的水解。
盐的水解可产生酸性、碱性或中性溶液，具有重要的化学性质。
盐的水解类型盐的水解反应可分为酸性水解、碱性水解和中性水解三种类型。
1. 酸性水解当溶液中存在酸性离子时，如氯离子（Cl-）或硝酸根离子（NO3-），盐类发生酸性水解。
在酸性水解过程中，盐的阳离子将与水生成酸，而盐的阴离子则不参与水解反应。
酸性水解的典型例子是氯化铵（NH4Cl）水解成铵离子（NH4+）和氯离子（Cl-）。
水解后生成的氢氧根离子（OH-）和酸相互中和，产生酸性溶液。
水解方程式如下所示：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+ + Cl-NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+2. 碱性水解当溶液中存在碱性离子时，如氢氧根离子（OH-）或氧化物离子（O2-），盐类发生碱性水解。
在碱性水解过程中，盐的阴离子将与水生成碱，而盐的阳离子则不参与水解反应。
碱性水解的典型例子是氢氧化钠（NaOH）和氯化钙（CaCl2）。
水解方程式如下所示：NaOH + H2O ⇌ Na+ + OH-CaCl2 + H2O ⇌ Ca2+ + 2Cl-3. 中性水解当盐类既不是酸性离子也不是碱性离子时，其水解产生的氢氧根离子（OH-）和金属离子（如钠离子Na+）相互中和，产生中性溶液。
中性水解的典型例子是氯化铁（FeCl3）。
水解方程式如下所示：FeCl3 + 3H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3HCl盐类水解的应用盐类的水解在生活和工业中具有广泛的应用。
1. 食品加工在食品加工中，常使用盐类进行调味。
盐的水解反应使食物呈酸性、碱性或中性，影响食物的味道和质地。
例如，在酸奶的制作过程中，盐类的水解反应是发酵过程中乳酸菌与葡萄糖进行代谢产生乳酸的结果。
2. 化学工业在化学工业中，盐类的水解反应被广泛应用于酸碱中和反应和沉淀反应的过程中。
第八章第三讲盐类的水解 课件
(2)Na2CO3 溶液呈碱性 ___________________________________________________________________、
____________________________________________________________________。
课时规范练
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考点一 考点二
(10)通入适量的 HCl 气体使 FeCl3 溶液中cc（（FCel3－＋））增大。
()
(11)试管中加入 2 mL 饱和 Na2CO3 溶液，滴入两滴酚酞，加热，溶液先变红，后
红色变浅。
()
(12)通入 SO2 或 CO2 气体，均可增强漂白粉的漂白效果。
(3)将 NaHCO3 溶液与 AlCl3 溶液混合 __________________________________________________________________。
(4)实验室制备 Fe(OH)3 胶体 _________________________________________________________________。
pH 大小关系为 NaHCO3 ＞ CH3COONa。
5
抓基础·双基落实
研考点·重难突破
随堂练·课堂小结
课时规范练
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考点一 考点二
影响盐类水解的外因
因素
水解平衡 水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
__增__大____
__增__大____
浓度
增大 减小(即稀释)
酸 外加酸碱
碱
右移
__减__小____
盐类的水解(共62张ppt)
六、离子浓度大小的比较
1）电离理论：
① 弱电解质电离是微弱的
如： NH3 ·H2O 溶液中：
HCl HNO3
NaOH KOH
强碱 中性
强酸盐
1、盐类的水解定义
在溶液中盐电离出来的离子（弱酸根、弱 碱根）跟水所电离出来的H+ 或OH-结合生成弱 电解质的反应,叫做盐类的水解。
2、水解的实质
破坏了水的电离平衡（促进水的电离）
3、水解反应与中和反应的关系:
酸+碱 2-、HS-、SO32-、HSO3-；
②Fe3+与HCO3-、CO32-、SiO32-、AlO2-； ③NH4+与SiO32-、AlO2-；
4、 双水解的写法：
(第三课时)
1、水解平衡常数及与电离平衡常、KW的关系 2、盐类水解的应用 3、盐类水解的三大守恒 4、离子浓度大小的比较
1、水解平衡常数及与电离平衡常、KW的关系
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + 2H+
配制 FeCl3溶液：加少量 稀盐酸 ；
配制 FeCl2溶液：加少量
稀盐酸和Fe粉；
加相应的 酸
配制 FeSO4溶液：加少量 稀硫酸和Fe粉；
保存NH4F溶液 ：铅容器或塑料瓶 不能存放在玻璃瓶中！
(7) 判断盐溶液的酸碱性：（相同温度和浓度）
NaCl溶液 中性 CH3COONa溶液 碱性 NH4Cl溶液 酸性 CH3COONH4溶液中性 NaHCO3溶液 碱性
盐类的水解
2021水/2/22解，可以得到无水FeCl3 。
12
★关于溶液的蒸干灼烧问题 盐溶液的蒸干，要考虑盐的受热分解，二要考虑其存在
的水解平衡，温度对水解平衡的影响及物质受热分解。
① KMnO4溶液蒸干后得到K2MnO4和MnO2 ，NaHCO3溶液
蒸干后得到Na2CO3，NH4HCO3蒸干后无固体。
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
配制 FeCl3溶液：加少量 稀盐酸 ；以抑制Fe3＋水解 配制 FeCl2溶液：加少量 稀盐酸和Fe粉 ；
抑制Fe2＋水解 和防止被氧化。
配制 FeSO4溶液：加少量 稀硫酸和Fe粉 ； Na2CO3溶液水解呈 碱性 ，不能存放在磨口 玻璃塞的试剂瓶中。
2021/2/22
19
3. 溶液中微粒浓度大小比较
NH4Cl 溶液中：
> > > > c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–)
练习8.
2021/2/22
B
20
课堂小结
盐类水解在日常生活中的应用
盐
类 水
盐类水解在工农业生产中的应用
解
的 盐类水解在化学实验中的应用
盐类的水解
2021/2/22
1
第三节 盐类水解(4)
盐类水解的应用
2021/2/22
2
一. 盐溶液酸碱性
复习回顾
二. 盐类水解: 概念、条件、实质、规律、特点
三. 盐类水解方程式的书写：
四.影响盐类水解的因素
1.内因：越弱越水解。
①不同弱酸对应的盐
弱酸酸性 HClO < CH3COOH
第三讲-盐类的水解 精简
[特别提醒] (1)电荷守恒的特点是等号两边均为离子，且阴、阳离子分居两 侧，即“阴阳分明”。 (2)物料守恒的特点是分子、离子等混合相加，但同一侧各微粒中 均含有相同的原子，即原子守恒。
电离理论 不等式关系—— 水解理论 (3)解题步骤 电荷守恒 ⇒相互加减得质子守恒。 等式关系 物料守恒
[提示] 加入稀H2SO4是为了抑制Fe2＋的水解，加入铁
屑是为了防止Fe2＋被氧化。
1．等物质的量浓度的下列四种溶液中，NH＋ 4 浓度最大的 是 A．NH4Cl C．NH4HSO4 B．NH4HCO3 D．NH4NO3 ( )
2．在0.1 mol/L CH3COONa溶液中，离子浓度关系正确的 是 A．c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋) B．c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(OH－) ( )
C．仅①④⑤
D．①②③④
盐溶液蒸干灼烧后所得产物的判断 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得 蒸干 原物质，如 CuSO4(aq)――→CuSO4(s)，盐溶液水 归纳拓展 解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的 蒸干 灼烧 氧化物， 如 FeCl3(aq) ――→Fe(OH)3――→Fe2O3。 (2)酸根阴离子易水解的强碱盐，如 Na2CO3 溶液 等蒸干后可得到原物质。
碱
例如：改变条件时，对FeCl3水解平衡：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋的影响。 条件 移动方向 向右 向左 向右 向右 向右 n(H＋) 增大 增大 减小 减小 增大 pH 降低 降低 升高 升高 降低
升温
通HCl气体
加 H2 O
加Fe粉 加浓FeCl3溶液
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第三讲盐类的水解(时间：45分钟满分：100分)题意)1．下列过程或现象与盐类水解无关的是()。
A．纯碱溶液去油污B．铁在潮湿的环境下生锈C．加热氯化铁溶液颜色变深D．浓硫化钠溶液有臭味解析纯碱去油污利用其水解显碱性；加热氯化铁溶液时促进FeCl3水解为红褐色Fe(OH)3胶体，颜色加深；浓硫化钠溶液有臭味是因Na2S水解产生少量的H2S气体；而铁生锈主要是Fe在潮湿条件下发生电化学腐蚀。
答案 B2．要求设计实验证明：某种盐的水解是吸热的，有四位同学分别作出如下回答，其中不正确的是()。
A．甲同学：将硝酸铵晶体溶于水，若水温下降，说明硝酸铵水解是吸热的B．乙同学：用加热的方法可除去KNO3溶液中混有的Fe3＋，说明含Fe3＋的盐水解是吸热的C．丙同学：通过实验发现同浓度的热的纯碱液比冷的纯碱液去油污效果好，说明碳酸钠水解是吸热的D．丁同学：在醋酸钠溶液中滴入酚酞试液，加热(不考虑水蒸发)后若红色加深，说明醋酸钠水解是吸热的解析A中甲同学所选盐为NH4NO3，在其溶于水的过程中就吸热，故即使水温下降，也不能说明NH4NO3水解是吸热的。
答案 A3．混合下列各组物质使之充分反应，加热蒸干产物并在300 ℃灼烧至质量不变，最终残留固体不是纯净物的是()。
A．向红褐色的Fe(OH)3固体中加入过量盐酸B．等物质的量浓度、等体积的(NH4)2SO4与BaCl2溶液C．等物质的量的NaHCO3与Na2O2固体D．向NaBr溶液中通入过量氯气解析A项反应得到的溶液中含有FeCl3和HCl，加热蒸干产物并灼烧后最终得到的固体是Fe2O3；NH4Cl受热分解，B项最终得到BaSO4；C项最终得到Na2CO3和NaOH的混合物；D项最终得到NaCl。
答案 C4．向三份0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－浓度的变化依次为()。
A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大解析CH3COO－离子水解显碱性，SO2－3水解也呈碱性会抑制CH3COO－离子的水解，CH3COO－浓度增大，NH＋4和Fe2＋水解均呈酸性，会促进CH3COO－离子水解，CH3COO－离子浓度会减小。
答案 A5．下列说法不正确的是()。
A．0.2 mol·L－1的NaHCO3溶液中：c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)B．叠氮酸(HN3)与醋酸酸性相似，NaN3水溶液中离子浓度大小顺序为c(Na＋)＞c(N－3)＞c(OH－)＞c(H＋)C．向氨水中逐滴滴入盐酸至溶液的pH＝7，则混合液中c(NH＋4)＝c(Cl－) D．常温下，pH＝13的NaOH溶液与pH＝1的醋酸溶液等体积混合后所得溶液的pH＞7解析由于NaHCO3中存在HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－的水解平衡和HCO－3 H＋＋CO2－3的电离平衡，且水解程度大于电离程度，所以溶液显碱性，故溶液中离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(HCO－3)＞c(OH－)＞c(H＋)，A项正确；由信息可知，NaN3为强碱弱酸盐，溶液呈碱性，离子浓度关系为c(Na ＋)＞c(N－3)＞c(OH－)＞c(H＋)，B项正确；溶液的pH＝7，则c(OH－)＝c(H＋)，根据电荷守恒，应有c(Cl－)＝c(NH＋4)，C项正确；常温下，pH＝13的NaOH 溶液与pH＝1的醋酸溶液等体积混合，醋酸是弱酸，其浓度远远大于氢氧化钠的，故溶液中醋酸剩余，溶液显酸性，D项错误。
答案 D6．已知醋酸、醋酸根离子在溶液中存在下列平衡：CH3COOH＋H2O CH3COO－＋H3O＋K1＝1.75×10－5 mol·L－1CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－K2＝5.71×10－10 mol·L－1现将50 mL 0.2 mol·L－1醋酸与50 mL 0.2 mol·L－1醋酸钠溶液混合制得溶液甲，下列叙述正确的是()。
A．溶液甲的pH＞7B．对溶液甲进行微热，K1、K2同时增大C．若在溶液甲中加入少量的NaOH溶液，溶液的pH明显增大D．若在溶液甲中加入5 mL 0.1 mol·L－1的盐酸，则溶液中醋酸的K1会变大解析根据两个平衡常数大小判断醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，溶液甲应该呈酸性，A错误；B正确，因为二者都是吸热反应；因为NaOH 溶液与醋酸反应后，醋酸的电离平衡会正向移动，补充消耗的H＋，pH变化不大，C错误；K只与温度有关，D错误。
答案 B7．某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。
则下列描述正确的是()。
A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成C．加入适量NaOH，溶液中离子浓度为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H ＋)D．加入适量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH＋4)之和解析关键把握题给条件：“酸性”、“只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－”四种离子。
根据“酸性”，排除B项(NaOH与CH3COOH等物质的量)、排除C项[不可能出现c(OH－)＞c(H＋)]，再据“四种离子”判定A项符合题意。
D项，先由电荷守恒得c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(NH＋4)＋c(H＋)，若溶液呈酸性，c(OH－)＜c(H＋)，则c(CH3COO－)＞c(NH＋4)＋c(Na＋)；若溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)，则c(CH3COO－)＝c(NH＋4)＋c(Na＋)；若溶液呈碱性，c(H＋)＜c(OH－)，则c(CH3COO－)＜c(NH＋4)＋c(Na＋)，选项D也不合题意。
答案 A二、非选择题(本题共4个小题，共58分)8．(12分)某一研究性学习小组做了以下实验：常温下，向某纯碱(Na2CO3)溶液中滴入酚酞，溶液呈红色。
[提出问题]产生上述现象的原因是什么？[提出猜想]①甲同学认为是配制溶液所用的纯碱样品中混有NaOH所至。
②乙同学认为是________________________________________________________________________。
[设计方案]请你设计一个简单的实验方案给甲和乙两位同学的说法以评判(包括操作、现象和结论)。
答案②23步骤1：取适量纯碱的酚酞红色溶液于试管中步骤2：滴加过量的BaCl2溶液预期的现象及结论：若产生白色沉淀，溶液红色完全褪去，则乙同学说法正确；若产生白色沉淀，溶液仍呈红色，则甲同学说法正确。
9．(16分)(1)常温下，将某一元酸HA(甲、乙、丙、丁代表不同的一元酸)和NaOH 溶液等体积混合、两种溶液的物质的量浓度和混合溶液的pH如下表所示：______________________________________________________________。
(2)乙组混合溶液中粒子浓度c(A－)和c(Na＋)的大小关系________。
A．前者大B．后者大C．两者相等D．无法判断(3)从丙组实验结果分析，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是____________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)分析丁组实验数据，写出混合溶液中下列算式的精确结果(列式)：c(Na＋)－c(A－)＝________mol·L－1。
(Ⅱ)某二元酸(化学式用H2B表示)在水中的电离方程式是：H2B===H＋＋HB－、HB－ H＋＋B2－回答下列问题：(5)在0.1 mol·L－1的Na2B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是________。
A．c(B2－)＋c(HB－)＝0.1 mol·L－1B．c(B2－)＋c(HB－)＋c(H2B)＝0.1 mol·L－1C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HB－)D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HB－)解析(1)若HA是强酸，恰好与NaOH溶液反应生成强酸强碱盐，pH＝7；若HA是弱酸，生成的NaA水解显碱性，pH＞7。
(2)混合溶液中存在电荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，由于pH＝7，则c(Na＋)＝c(A－)，C项正确。
(3)混合溶液的溶质为等物质的量的HA和NaA，pH＞7说明A－的水解大于HA的电离，所以离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
(4)由电荷守恒关系式变形得c(Na＋)－c(A－)＝c(OH－)－c(H＋)＝(10－4－10－10)mol·L－1。
(5)在NaB中存在水解平衡：B2－＋H2O HB－＋OH－，2HB－不会进一步水解，所以溶液中没有H2B分子，B项错；A项是物料守恒关系式；C项是质子守恒关系式；D项电荷守恒关系式应为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HB－)＋2c(B2－)，故该项错。
答案(1)a＝7时，HA是强酸；a＞7时，HA是弱酸(2)C(3)c(Na＋)＞c(A －)＞c(OH－)＞c(H＋)(4)10－4－10－10(5)AC10．(15分)10 ℃时加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下变化：3乙同学认为：该溶液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________NaHCO3的水解程度(填“大于”或“小于”)。
丙同学认为甲、乙的判断都不充分。
丙认为：(1)只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂X，若产生沉淀，则________(填“甲”或“乙”)的判断正确。
试剂X是________。
A．Ba(OH)2溶液B．BaCl2溶液C．NaOH溶液D．澄清石灰水(2)将加热煮沸后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH________8.3(填“高于”、“低于”或“等于”)，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。
(3)查阅资料，发现NaHCO3的分解温度为150 ℃，丙断言________(填“甲”或“乙”)判断是错误的，理由是__________________________________ _______________________________________________________________。