2022届新教材高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡第三讲盐类的水解课件

项错误。 答案：B
2．25 ℃时浓度都是1 mol·L－1的四种正盐溶液： AX、BX、AY、BY；AX的溶液pH＝7且溶液中c(X－)＝ 1 mol·L－1，BX的溶液pH＝4，BY的溶液pH＝6。下列说 法正确的是( )
A．电离平衡常数K(BOH)小于K(HY) B．AY溶液的pH小于BY溶液的pH C．稀释相同倍数，溶液pH变化BX等于BY D．将浓度均为1 mol·L－1的HX和HY溶液分别稀释 10倍后，HX溶液的pH大于HY溶液的pH
)＋c(H＋)＜c(Cl－)＋c(OH－)，故D
项正确。
答案：B
4．写出下列盐的水解离子方程式。 (1)(NH4)2SO4：_____________________________。 (2)Na2S：_________________________________。 (3)NaHSO3：______________________________。 (4)NaAlO2：_______________________________。 (5)FeCl3：_________________________________。 答案：(1)NH4＋＋H2O NH3·H2O＋H＋ (2)S2－＋H2O HS－＋OH－ (3)HSO3－＋H2O H2SO3＋OH－ (4)AlO2－＋2H2O Al(OH)3＋OH－ (5)Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
6．25 ℃，水电离出的c(H＋)＝1×10－5 mol·L－1的溶液 一定显酸性。( )
7．常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的 NH4Cl溶液，水的电离程度相同。( )
答案：1.√ 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7.√
(1)弱酸弱碱盐溶液的酸碱性主要看形成这种盐的酸
和碱的相对强弱，如NH4ClO显碱性，CH3COONH4显中 性。
解析：水的电离为吸热过程，升高温度，平衡向着 电离方向移动，水中c(H＋)·c(OH－)＝KW增大，故pH减 小，但c(H＋)＝c(OH－)，故A项错误；水的电离为吸热过 程，升高温度，促进水的电离，所以c(OH－)增大，醋酸 根水解：CH3COOH－＋H2O CH3COOH＋OH－为吸
热过程，升高温度，促进盐类水解，所以c(OH－)增大， 故B项错误；升高温度，促进水的电离，故c(H＋)增大； 升高温度，促进铜离子水解：Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋ 2H＋，故c(H＋)增大，两者共同作用使pH发生变化，故C 项正确；盐类水解为吸热过程，升高温度促进盐类水 解，故D项错误。
答案：C
(2018·天津卷)LiH2PO4是制备电池的重要原
料。室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始(H2PO
－
4
)的变化如
图1所示，H3PO4溶液中H2PO
－
4
的分布分数δ随pH的变化
如图2所示[δ＝
c（H2PO－ 4 ） c总（含P元素的粒子）
]。下列有关
LiH2PO4溶液的叙述正确的是( )
强酸弱 NH4Cl、
是 NH＋4 、Cu2＋ 酸性
<7
碱盐 Cu(NO3)2
弱酸强 CH3COON 是 CH3COO－、 碱性
>7
碱盐 a、Na2CO3
CO23 －
(2)规律：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，
同强显中性。
3．水解离子方程式的书写
(1)书写形式。
在书写盐类水解方程式时一般要用“
”号连
A．随温度升高，纯水中c(H＋)>c(OH－) B．随温度升高，CH3COONa溶液的c(OH－)减小
C．随温度升高，CuSO4溶液的pH变化是KW改变与 水解平衡移动共同作用的结果
D．随温度升高，CH3COONa溶液和CuSO4溶液的 pH均降低，是因为CH3COO－、Cu2＋水解平衡移动方向 不同
候，δ＝0.994，即溶液中所有含P元素的粒子中H2PO
－
4
占
99.4%，所以此时H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4，选项
D正确。 答案：D
1．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡： CO23－＋H2O HCO3－＋OH－。下列说法正确的是( )
A．稀释溶液，水解平衡常数增大 B．通入CO2，平衡向正反应方向移动 C．升高温度cc（（HCCOO23－－ 3））减小 D．加入Na2O固体，溶液pH减小
(4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水
解程度较大生成气体或沉淀的，书写时要用“===”
“↑”“↓”等，但水解不生成气体或沉淀，水解不完
全，书写仍用“
”。如2Al3＋＋3CO
2－ 3
＋3H2O===
2Al(OH)3↓＋3CO2↑；CH3COO－＋NH
＋
4
＋H2O
CH3COOH＋NH3·H2O。
c．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(SO23－)＋c(HSO－3 )＋c(OH－)
(3)已知：25 ℃时，H2SO3 HSO3－＋H＋的电离常数
Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh＝
______，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中
cc（（HH2SSOO－33））将______(填“增大”“减小”或“不变”)。
5．直接排放含SO2的烟气会形成酸雨，危害环境。 利用钠碱循环法可脱除烟气中的SO2。吸收液吸收SO2的 过程中，pH随n(SO23－)∶n(HSO－ 3 )变化关系如下表：
n(SO23－)∶n(HSO3－) 91∶9 1∶1 9∶91
pH
8.2 7.2 6.2
(1)由上表判断NaHSO3溶液显________性，用化学
即水解平衡常数数量级为10－10，故A项正确；氯化铵的水
解平衡式为NH
＋
4
＋H2O
NH3·H2O＋H＋，加入镁单质时，
消耗了氢离子，使平衡正向移动，促进铵根离子的水解，
即促进了水的电离，故水的电离程度大小关系为c＞b＞a，
故B项错误；b点时，Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11，pH＝9，
答案：A
3．(2020·深圳第一次调研)常温下，向1 mol·L－1 NH4Cl 溶液中加入足量的镁条，该体系pH随时间变化的曲线如图 所示。实验观察到b点开始溶液中有白色沉淀生成，已知 Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11。下列说法错误的是( )
A．常温下，NH4Cl的水解平衡常数数量级为10－10 B．体系中，水的电离程度大小关系为a＞c＞b C．b点时，溶液中c(Mg2＋)＝0.18 mol·L－1 D．a点溶液中，c(NH4＋)＋c(H＋)＜c(Cl－)＋c(OH－) 解析：常温下，氯化铵的水解平衡式为NH＋4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋，则Kh＝c（NHc3·（HN2OH）＋4 ）c（H＋），由于氨水 和氢离子浓度几乎相等，根据题目可知，没加镁之前，溶 液的pH＝5，c(NH3·H2O)≈c(H＋)＝10－5 mol·L－1，c(NH4＋)＝ 1 mol·L－1，则Kh＝c（NH3c·（H2NOH）＋4 ·）c（H＋）＝10－10，
(4)水解常数(Kh)。 以CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－为例， 表达式为Kh＝c（CHc3（CCOHO3HC）OO·c（－）OH－）＝KKWa 。
2．盐类的水解规律
(1)类型。 盐的类
实例 型
是否
溶液的 溶液
水解的离子
水解
酸碱性 的pH
强酸强 NaCl、
否
—
中性 ＝7
碱盐
KNO3
存在HPO
2－ 4
的电离平衡，存在水的电离平衡，所以至少
存在4个平衡，选项A错误；含P元素的粒子有H2PO
－
4
、
HPO
2－ 4
、PO
3－ 4
和H3PO4，选项B错误；从题图1中可知随
着c初始(H2PO－4 )增大，溶液的pH从5.5减小到4.66，并非明
显变小，所以选项C错误；由题图2可知，pH＝4.66的时
1．盐类水解的实质是促进水电离，水的电离平衡
正向移动。( )
2．能水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，不可能呈
中性。( )
3．溶液呈中性的盐一定是强酸、强碱生成的盐。
()
4．NaHSO3溶液显酸性的理由是HSO
－
3
只电离不水
解。( )
5．25 ℃，pH＝11的Na2CO3溶液中水电离出的 c(OH－)＝1×10－11 mol·L－1。( )
接，产物不标“↑”或“↓”，用离子方程式表示为盐
中的弱离子＋水 弱酸(或弱碱)＋OH－(或H＋)。
(2)书写规律。 ①一般盐类水解程度很小，水解产物很少，如果产物易 分解(如NH3·H2O、H2CO3)也不写成其分解产物的形式。 ②多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只 写第一步水解的离子方程式，如Na2CO3的水解离子方程 式：CO23－＋H2O HCO－ 3 ＋OH－。 ③多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完，如FeCl3的 水解离子方程式：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
平衡原理解释原因：______________________________
__________________________________________。
(2)当吸收液呈中性时，溶液中离子浓度关系正确的
是________(填字母)。
a．c(Na＋)＝2c(SO23－)＋c(HSO3－)
b．c(Na＋)＞c(HSO－3 )＞c(SO23－)＞c(H＋)＝c(OH－)
解析：水解平衡常数只受温度的影响，A项错误；
通入的CO2与OH－反应，使平衡向正反应方向移动，B
项正确；温度升高，CO
2－ 3
的水解程度增大，c(HCO
－
3
)增
大，c(CO
2－ 3
)减小，
c（HCO－3 ） c（CO23－）
增大，C项错误；加入
Na2O的固体，与水反应生成NaOH，溶液的pH增大，D
(2)NH
＋
4
与CH3COO－、CO
2－ 3
、HCO
－
3
等在水解时相
互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但水解
程度仍比较弱，不能完全进行，在书写水解方程式时用
“ ”。
(2019·北京卷)实验测得0.5 mol·L－1 CH3COONa 溶液、0.5 mol·L－1 CuSO4溶液以及H2O的pH随温度变化的曲 线如图所示。下列说法正确的是( )
解析：A项，根据BY溶液的pH＝6可知，B＋比Y－更 易水解，则BOH比HY更难电离，因此电离平衡常数 K(BOH)小于K(HY)；B项，根据AX、BX、BY溶液的 pH可知，AX为强酸强碱盐、BX为强酸弱碱盐、BY为 弱酸弱碱盐，则AY为弱酸强碱盐，溶液的pH＞7，故AY 溶液的pH大于BY溶液的pH；C项，稀释相同倍数， BX、BY溶液的pH均增大，且BX溶液的pH变化大于BY 溶液；D项，HX为强酸，HY为弱酸，浓度相同时，稀 释10倍后，HY的电离程度增大，但仍不可能全部电离， 故HX溶液的酸性强，pH小。
第八章 水溶液中的离子平衡源自第三讲 盐类的水解考点展示
1．认识盐类水解 平衡的原理。 2．认识影响盐类 水解的主要因素。 3．了解盐类水解 的应用
素养导向
1．变化观念——从盐类的水解反应 认识化学变化的原理及应用。 2．平衡思想——能从动态的角度分 析水解平衡的实质、特征和影响因 素。 3．模型认知——建立溶液中粒子浓 度比较模型，如电荷守恒、物料守 恒和质子守恒模型
c(H＋)＝10－9
mol·L－1，c(OH－)＝10－5，c(Mg2＋)＝
Kspc[M2（gO（HO－H））2]＝1.81×0－1100－11＝0.18 mol·L－1，故C项正确；
a点溶液中，电荷守恒式为c(NH＋4 )＋c(H＋)＋2c(Mg2＋)＝
c(Cl－)＋c(OH－)，故c(NH
＋
4
考点一 盐类的水解原理
1．盐类的水解实质与特点 (1)定义。 在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或 OH－结合生成弱电解质的反应。 (2)实质。 盐电离―→弱弱酸碱的的阴阳离离子子――→→结结合合HO＋H－―→破坏了 水的电离平衡―→水的电离程度增大―→溶液呈碱性、 酸性或中性
(3)特点。 可逆 →水解反应是可逆反应 ︱ 吸热 →水解反应是酸碱中和反应的逆反应 ︱ 微弱 →水解反应程度很微弱
A．溶液中存在3个平衡
B．含P元素的粒子有H2PO4－、HPO24－、PO34－
C．随c初始(H2PO－ 4 )增大，溶液的pH明显变小
D．用浓度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，
当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
解析：溶液中存在H2PO
－
4
的电离平衡和水解平衡，