資源簡介

第11講 鹽類的水解
模塊一 思維導圖串知識 模塊二 基礎知識全梳理 模塊三 重點難點必掌握 模塊四 核心考點精準練 模塊五 小試牛刀過關測 1．通過實驗探究，認識鹽類水解的原理。 2．能用化學用語正確表示鹽類的水解，能通過實驗證明鹽類水解的存在。 3．結合真實情境中的應用實例，能應用鹽類的水解原理判斷鹽溶液的酸堿性。 4．通過實驗探究，認識影響鹽類水解的主要因素。 5．能從鹽類水解平衡的角度分析溶液的酸堿性等。
根據酸堿的強弱，將酸與堿生成的鹽進行分類：
酸與堿類別 強酸＋強堿 強酸＋弱堿 強堿＋弱酸 弱酸＋弱堿
鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 弱酸弱堿鹽
舉例 NaCl NH4Cl CH3COONa CH3COONH4
Na2CO3屬于鹽，為何叫純堿？其水溶液為何呈堿性？
用pH計測定下列溶液的pH與7的關系，按強酸強堿鹽、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽分類完成下表。
鹽 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
pH __________ __________ __________ __________ __________ __________
鹽的類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽
酸堿性 __________ __________ __________ __________ __________ __________
鹽溶液的酸堿性：強酸強堿鹽的溶液呈中性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性。
鹽溶液呈酸堿性的原因
強酸強堿鹽(以NaCl為例)
溶液中存在的離子 H2OH＋＋OH－ NaCl＝ __________
離子間能否相互作用生成弱電解質 否
c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈__________，無弱電解質生成
理論解釋 水的電離平衡不發生移動，溶液中c(H＋)＝c(OH－)
強酸弱堿鹽(以NH4Cl為例)
溶液中存在的離子 H2OH＋＋OH－ NH4Cl＝ __________
離子間能否相互作用生成弱電解質 NH與水電離的OH－結合生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)＞c(OH－)，呈__________
理論解釋 NH和OH－結合生成弱電解質NH3·H2O， 使水的電離平衡向右移動，使溶液中c(H＋)＞c(OH－)
總離子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
強堿弱酸鹽(以CH3COONa為例)
溶液中存在的離子 H2OH＋＋OH－ CH3COONa＝__________________
離子間能否相互作用生成弱電解質 CH3COO－與水電離的H＋結合生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)＜c(OH－)，呈__________
理論解釋 CH3COO－和H＋結合生成弱電解質CH3COOH， 使水的電離平衡向右移動，使溶液中c(H＋)＜c(OH－)
總離子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
一、鹽類的水解
概念 在水溶液中，鹽電離出來的__________與水電離出來的__________或__________結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解
實質 生成__________或__________，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡
特點
規律 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性
鹽類水解的過程：
①電離：鹽全部電離成自由移動離子，水微弱電離出H＋和OH－。
②結合：離子之間通過有效碰撞后，生成難電離的分子或離子。
③移動：由于形成難電離的分子或離子，使溶液中的c(H＋)或c(OH－)減少，改變原有的水的電離平衡。促使水的電離程度變大。
④顯性：由于水的電離平衡被破壞，致使c(H＋)、c(OH－)不相等，從而使溶液出現酸堿性。
弱酸的酸式鹽其水溶液中顯酸性或堿性？
將NaHCO3溶于水，加入酚酞試液，溶液呈__________。
解釋：在NaHCO3溶液中存在兩種平衡——電離平衡：HCO3－H＋＋CO32－，溶液呈__________；水解平衡：HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，溶液呈__________。溶液的酸堿性取決于電離平衡與水解平衡的相對大小，由于HCO3－的水解趨勢大于其電離趨勢，所以NaHCO3溶液呈堿性。
酸式鹽的水解：
①中強酸的酸式鹽——以電離為主：呈酸性(如HSO3－)。
②弱酸的酸式鹽——以水解為主：呈堿性(如HCO3－)。
二、鹽類水解方程式的書寫
由于酸堿中和反應程度很大，所以鹽類水解程度一般很小，水解時通常不生成__________和__________，書寫水解的離子方程式時，一般用“”連接，產物不標“↑”或“↓”，生成易分解的產物如NH3·H2O、H2CO3不寫分解產物的形式。
類型 水解程度 舉例 溶液的酸堿性
一元弱酸陰離子 一步水解 (微弱) CH3COO－＋H2O__________ __________
一元弱堿陽離子 NH＋H2O__________ __________
多元弱酸陰離子 分步水解 (微弱) CO＋H2O__________ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ __________
多元弱堿陽離子 分步水解， 一步書寫(微弱) Fe3＋＋3H2O__________ Al3＋＋3H2O__________ __________
弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進。
①NH與S2－、HCO、CO、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度__________，書寫時仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋與CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋與CO、HCO等組成的鹽水解相互促進非常__________，生成__________和__________，書寫時用“_______”表示。如Al3＋＋3HCO＝Al(OH)3↓＋3CO2↑。
純堿通常用來洗滌油污，可你知道嗎為何用熱的純堿溶液洗滌效果好？為何同濃度時Na2CO3溶液的堿性比NaHCO3溶液的強？
外界條件對鹽類水解程度的影響
已知FeCl3發生水解反應的離子方程式：__________________________，根據實驗操作填寫下表：
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
鹽的濃度 加入__________固體，再測溶液的pH 溶液顏色__________，溶液的pH變小 加入FeCl3固體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向__________方向移動
溶液的 酸堿度 加__________后，測溶液的pH 溶液顏色__________，溶液的pH變小 加入鹽酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反應方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 產生__________沉淀 加入氫氧化鈉后，OH－消耗H＋，c(H＋)減小，水解平衡向正反應方向移動
溫度 升高溫度 溶液顏色__________ 升高溫度，水解平衡__________移動
三、影響鹽類水解的主要因素
反應物本身性質 主要由__________所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數越小)，鹽的水解程度__________，即越弱越水解
外界因素 濃度 加水__________可促使平衡向水解的方向移動，鹽的______________
溫度 鹽的水解是__________反應，溫度升高，__________
酸堿性 酸堿能夠__________水解
以FeCl3水解為例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填寫外界條件對水解平衡的影響。
條件 移動方向 H＋數 pH 現象
升溫 __________ __________ __________ __________________
通HCl __________ __________ __________ __________________
加H2O __________ __________ __________ __________________
加NaHCO3 __________ __________ __________ __________________
1．FeCl3溶液水解情況受溫度的影響：
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋（正反應為吸熱反應）對FeCl3溶液進行加熱操作，結果如下
條件 常溫 加熱 沸騰 持續沸騰 蒸干 灼燒
結果 溶液呈酸性 酸性增強 形成膠體 產生沉淀 得到Fe(OH)3固體 Fe2O3
2．設計一個簡單的實驗方案驗證純堿溶液呈堿性是由CO32－引起的。
取少量純堿溶液先滴入酚酞溶液(變紅)，分成三等份。一份做參照，一份加入BaCl2晶體溶液（紅色變淺），
一份加NaCl晶體溶液（顏色不變）
四．水解常數
1．概念
__________________________________________________________________________________________
____________________________________________，該常數叫作水解常數。
2．水解常數(Kh)與電離常數的定量關系(以CH3COONa為例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝(Ka為CH3COOH的電離常數)
因而Ka(或Kb)與Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。
如Na2CO3的水解常數Kh＝；
NaHCO3的水解常數Kh＝。
NH4Cl的水解常數Kh＝(Kb為NH3·H2O的電離常數)。
3．水解常數是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數。水解常數只受__________的影響；因水解反應是吸熱反應，故水解常數隨溫度的升高而__________。
一．鹽類水解的實質和規律
【問題探究】
1．pH均為4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H＋)相等嗎？
不相等。H2SO4抑制水的電離，NH4Cl能水解，促進水的電離，所以NH4Cl溶液中水的電離程度大。
2．某鹽溶液顯中性，該鹽一定是強酸強堿鹽嗎？
不一定。也可能是弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4溶液顯中性。
3．等濃度的醋酸鈉的pH小于次氯酸鈉溶液的pH，由此能否確定醋酸與次氯酸的酸性強弱？
由“越弱越水解”可知，等濃度的醋酸鈉的水解程度小于次氯酸鈉溶液的水解程度，由此確定醋酸的酸性大于次氯酸。
【知識歸納總結】
1．鹽類水解的實質：
鹽電離→→破壞了水的
電離平衡→水的電離程度增大→溶液呈堿性、酸性或中性。
2．鹽類水解的特點：
→水解反應是可逆反應
→水解反應是酸堿中和反應的逆反應
→水解反應程度很微弱
3．鹽類水解的規律：
（1）“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。
（2）“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
（3）“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解，且相互促進。
（4）“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數Ka1小于NH3·H2O的電離常數Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。
（5）“同強顯中性”——①強酸強堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應的堿的電離常數Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數Ka相等時，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性。
4．鹽類水解程度大小比較規律
（1）組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。
（2）鹽對應的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。
（3）多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。如相同濃度時，CO比HCO的水解程度大。
（4）水解程度：相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。
如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
鹽類水解的影響因素
【問題探究】
1．Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現象是什么？并結合離子方程式，運用平衡原理進行解釋。
產生白色沉淀，且紅色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2OHSO＋OH－，加入BaCl2后，
Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)減小，SO水解平衡左移，c(OH－)減小，紅色褪去。
2．MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？
溶液中存在Fe3＋＋H2OFe(OH)3＋3H＋，加入MgO，MgO和H＋反應，使c(H＋)減小，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。
3．將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生，利用有關離子方程式分析原因。
NH4Cl溶液中發生水解NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、加入鎂條發生Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促進水解平衡右移，產生大量NH3·H2O，NH3·H2O===NH3↑＋H2O，產生NH3。
【知識歸納總結】
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
外加其 他鹽 水解形式 相同的鹽 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)
水解形式 相反的鹽 相互促進[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]
考點一：鹽溶液的酸堿性
1．（23-24高二下·浙江杭州·階段練習）下列物質屬于電解質且溶于水為堿性的是
A．K2CO3 B．H2SO4 C．Cl2 D．NH4Cl
2．（23-24高二下·北京·階段練習）下列溶液由于水解反應顯酸性的是
A．稀鹽酸 B．溶液 C．溶液 D．溶液
考點二：鹽類水解規律理解及應用
3．（23-24高二下·云南昆明·階段練習）常溫下，下列能使并能使溶液呈酸性的粒子是
A． B． C． D．
4．（23-24高二上·浙江杭州·期末）在水溶液中呈酸性且促進水電離的是
A． B． C． D．
5．（23-24高二上·江蘇揚州·期中）下列操作能促進水的電離且溶液呈酸性的是
A．向水中加入Na2CO3溶液 B．向水中加入NaHSO4溶液
C．將水加熱到100℃，使pH=6 D．向水中加入NH4Cl固體
6．（23-24高二下·北京·開學考試）常溫下，某溶液的。下列關于該溶液的說法中，不正確的是
A．顯酸性 B．
C． D．加熱，pH變大
考點三：影響鹽類水解的因素
7．（23-24高二上·山東煙臺·階段練習）測定不同溫度下0.5 mol/L CuSO4溶液和0.5 mol/LNa2CO3溶液的pH，數據如下表：
溫度/℃ 25 30 40 50 60
CuSO4溶液的pH 3.71 3.51 3.44 3.25 3.14
Na2CO3溶液的pH 10.41 10.30 10.28 10.25 10.18
下列說法錯誤的是
A．升高溫度，Na2CO3溶液中c(H+)增大
B．升高溫度，CuSO4溶液和Na2CO3溶液的水解平衡均正向移動
C．升高溫度，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動共同作用的結果
D．升高溫度，可能導致結合H+程度大于H2O電離產生H+程度
8．（22-23高二下·山西大同·期末）向三份0.1mol/L 溶液中分別加入少量、、固體(忽略溶液體積變化)，則濃度的變化依次為
A．減小、增大、減小 B．增大、減小、減小
C．減小、增大、增大 D．增大、減小、增大
9．（23-24高二上·廣東江門·期末）溶液中，如果要使更接近于，可以采取的措施是
A．加入適量水 B．加入少量溶液 C．通入適量氣體 D．加熱
10．（23-24高二上·北京·階段練習）測定溶液升溫過程中的pH（不考慮水的蒸發），數據如下
溫度/℃ 20 40 60 80
pH 11.80 11.68 11.54 11.42
下列說法正確的是
A．升高溫度溶液中降低
B．溫度升高時溶液pH降低，是由于水解生成少量
C．溶液pH的變化是的改變和水解平衡移動共同作用的結果
D．溶液中始終存在
11．（23-24高二上·江蘇南通·期中）常溫下，0.1mol/L醋酸鈉溶液的。下列相關說法不正確的是
A．醋酸鈉溶液顯堿性的原因是：
B．常溫下，醋酸鈉溶液中：
C．向10mL上述溶液中滴加5滴飽和溶液，逐漸增大
D．在pH均為9的醋酸鈉溶液和氨水中，水的電離程度：醋酸鈉溶液>氨水
考點四：水解常數
12．（22-23高二上·新疆·階段練習）在一定條件下，Na2S溶液存在水解平衡；S2-+H2OHS-+OH-。下列說法正確的是
A．加水稀釋，平衡正移，HS-濃度增大 B．升高溫度，減少
C．稀釋溶液，水解平衡常數不變 D．加入NaOH固體，溶液pH減小
13．（23-24高二下·江蘇·階段練習）25℃時，的電離常數，的電離常數，。下列說法正確的是
A．溶液和溶液中離子種類不相同
B．25℃時，溶液中：
C．25℃時，反應的
D．25℃時，向草酸溶液中滴加溶液生成沉淀，反應后溶液pH增大
14．（23-24高二上·河北石家莊·期末）通過查閱資料獲得溫度為時有以下數據：是鹽的水解平衡常數，在溶液中存在，則。有關上述常數的說法正確的是
A．通過比較上述常數，可得溶液顯堿性
B．所有弱電解質的電離常數和難溶電解質的都隨溫度的升高而增大
C．常溫下，在水中的大于在飽和溶液中的
D．一定溫度下，在溶液中，
15．（23-24高二上·廣東清遠·階段練習）苯甲酸鈉(NaA)是一種常見的食品防離劑。已知苯甲酸(HA)的 Ka=10－4.2，常溫時，下列關于 0.1 ml·L－1某甲酸鈉水溶液的說法不正確的是
A．NaA 溶液呈堿性
B．溶液中存在；c(HA)+c(H+)=c(OH－)
C．微粒濃度大小：c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)
D．加水稀釋時，溶液中不變
1．（23-24高二上·湖南·期末）下列離子方程式中，屬于水解反應的是
A． B．
C． D．
2．（23-24高二上·黑龍江哈爾濱·期末）常溫下，濃度均為0.1mol·L－1的NaX和NaY鹽溶液的pH分別為9和11，下列判斷不正確的是
A．NaX溶液中：c(Na+)> c(X－) > c(OH－)>c(H+)
B．電離常數：Ka(HX) > Ka(HY)
C．X－結合H+的能力大于Y－結合H+的能力
D．HX與NaY能發生反應：HX + Y－= HY + X－
3．（23-24高二上·海南海口·期末）能促進水的電離，并使溶液中c(H+)>c(OH-)的操作是
（1）將水加熱煮沸；（2）向水中投入一小塊金屬鈉；（3）向水中通CO2；（4）向水中通NH3；（5）向水中加入明礬晶體；（6）向水中加入NaHCO3固體；(7)向水中加NaHSO4固體
A．（1）（3）（6）(7) B．（1）（3）（6） C．（5）(7) D．（5）
4．（23-24高二下·上海·階段練習）下列物質的水溶液中，因水解而呈堿性的是
A． B． C． D．
5．（23-24高二上·山東·階段練習）25℃時，下列事實不能說明是弱酸的是
A．的氫氟酸溶液 B．的溶液
C．氫氟酸溶液中含有分子 D．氫氟酸溶液的導電性較鹽酸差
6．（23-24高二下·江蘇無錫·期中）下列物質的電離方程式或水解方程式書寫正確的是
A． B．
C． D．
7．（23-24高二下·吉林·期中）下列物質加入水中可以增大水的電離程度的是
A．NaOH固體 B．溶液 C．固體 D．鹽酸
8．（23-24高二上·浙江紹興·期末）下列物質溶于水時，電離出的陽離子能使水的電離平衡向右移動的是
A． B． C． D．
9．（22-23高二上·四川涼山·階段練習）一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：+H2O+OH-。下列說法正確的是
A．升高溫度，增大
B．加入氯化鋇，平衡向正反應方向移動
C．稀釋溶液，水解平衡常數增大
D．加入NaOH固體，溶液pH減小
10．（22-23高二上·四川成都·期末）下列措施能使NaClO溶液的水解平衡正向移動，水解程度反而減小的是
A．增大NaClO溶液濃度 B．加水稀釋
C．升高溫度 D．加入適量NaOH固體
11．（23-24高二上·河北承德·階段練習）為了配制NH濃度與NO濃度比為1∶1 的溶液，可在NH4NO3溶液中加入
①適量的HCl　②適量的NaNO3　③適量的氨水　④適量的NaOH　⑤HNO3
A．①② B．③ C．③④ D．⑤
12．（23-24高二上·上海靜安·期中）現代洗滌液問世前，純堿(Na2CO3)常用來洗滌油性物質，以下是純堿水解的化學方程式：Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH(吸熱反應)，純堿水解后呈堿性，能除去油污，以下措施中能提高純堿的去污能力的是
A．用熱水 B．用冷水 C．加小蘇打(NaHCO3) D．加入大量的水
13．（23-24高二上·四川廣安·階段練習）已知25 ℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示，物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的幾種溶液：①CH3COOH　②HClO　③NaClO　④H2CO3　⑤Na2CO3　⑥NaHCO3　⑦CH3COONa，pH由小到大排列的順序是
化學式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數 K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K=3.0×10-8
A．④①②⑦⑤⑥③ B．①④②⑦⑥③⑤ C．④①②⑦⑥⑤③ D．①④②⑦③⑥⑤
14．（22-23高二上·新疆·階段練習）物質的量濃度相同的NaX、NaY和NaZ溶液，其pH依次為9、11、10，則HX、HY、HZ的電離平衡常數由大到小的順序是
A．HX，HZ， HY B．HX，HY，HZ
C．HZ，HY，HX D．HY，HZ，HX
15．（23-24高二下·江蘇鹽城·期中）已知常溫下部分弱電解質的電離平衡常數如表：
化學式
電離常數
（1）常溫下，pH相同的三種溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物質的量濃度由大到小的順序是 。(填序號)
（2）向足量的次氯酸鈉中通入少量的二氧化碳的離子方程式 。
（3）室溫下，經測定溶液，則 (填“＞”、“=”、“＜”)。
（4）時，將的氨水與的鹽酸等體積混合所得溶液中，則溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示的電離平衡常數 。
（5）將含的煙氣通入該氨水中，當溶液顯中性時，溶液中 。第11講 鹽類的水解
模塊一 思維導圖串知識 模塊二 基礎知識全梳理 模塊三 重點難點必掌握 模塊四 核心考點精準練 模塊五 小試牛刀過關測 1．通過實驗探究，認識鹽類水解的原理。 2．能用化學用語正確表示鹽類的水解，能通過實驗證明鹽類水解的存在。 3．結合真實情境中的應用實例，能應用鹽類的水解原理判斷鹽溶液的酸堿性。 4．通過實驗探究，認識影響鹽類水解的主要因素。 5．能從鹽類水解平衡的角度分析溶液的酸堿性等。
根據酸堿的強弱，將酸與堿生成的鹽進行分類：
酸與堿類別 強酸＋強堿 強酸＋弱堿 強堿＋弱酸 弱酸＋弱堿
鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 弱酸弱堿鹽
舉例 NaCl NH4Cl CH3COONa CH3COONH4
Na2CO3屬于鹽，為何叫純堿？其水溶液為何呈堿性？
用pH計測定下列溶液的pH與7的關系，按強酸強堿鹽、強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽分類完成下表。
鹽 NaCl Na2CO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
pH pH＝7 pH＞7 pH＜7 pH＝7 pH＞7 pH＜7
鹽的類型 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽 強酸強堿鹽 強堿弱酸鹽 強酸弱堿鹽
酸堿性 中性 堿性 酸性 中性 堿性 酸性
鹽溶液的酸堿性：強酸強堿鹽的溶液呈中性，強酸弱堿鹽的溶液呈酸性，強堿弱酸鹽的溶液呈堿性。
鹽溶液呈酸堿性的原因
強酸強堿鹽(以NaCl為例)
溶液中存在的離子 H2OH＋＋OH－ NaCl＝ Na＋＋Cl－
離子間能否相互作用生成弱電解質 否
c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)＝c(OH－)，呈中性，無弱電解質生成
理論解釋 水的電離平衡不發生移動，溶液中c(H＋)＝c(OH－)
強酸弱堿鹽(以NH4Cl為例)
溶液中存在的離子 H2OH＋＋OH－ NH4Cl＝ NH＋Cl－
離子間能否相互作用生成弱電解質 NH與水電離的OH－結合生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)＞c(OH－)，呈酸性
理論解釋 NH和OH－結合生成弱電解質NH3·H2O， 使水的電離平衡向右移動，使溶液中c(H＋)＞c(OH－)
總離子方程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋
強堿弱酸鹽(以CH3COONa為例)
溶液中存在的離子 H2OH＋＋OH－ CH3COONa＝Na＋＋CH3COO－
離子間能否相互作用生成弱電解質 CH3COO－與水電離的H＋結合生成弱電解質
c(H＋)和c(OH－)的相對大小 c(H＋)＜c(OH－)，呈堿性
理論解釋 CH3COO－和H＋結合生成弱電解質CH3COOH， 使水的電離平衡向右移動，使溶液中c(H＋)＜c(OH－)
總離子方程式 CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
一、鹽類的水解
概念 在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解
實質 生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡
特點
規律 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰強顯誰性
鹽類水解的過程：
①電離：鹽全部電離成自由移動離子，水微弱電離出H＋和OH－。
②結合：離子之間通過有效碰撞后，生成難電離的分子或離子。
③移動：由于形成難電離的分子或離子，使溶液中的c(H＋)或c(OH－)減少，改變原有的水的電離平衡。促使水的電離程度變大。
④顯性：由于水的電離平衡被破壞，致使c(H＋)、c(OH－)不相等，從而使溶液出現酸堿性。
弱酸的酸式鹽其水溶液中顯酸性或堿性？
將NaHCO3溶于水，加入酚酞試液，溶液呈淺紅色。
解釋：在NaHCO3溶液中存在兩種平衡——電離平衡：HCO3－H＋＋CO32－，溶液呈酸性；水解平衡：HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，溶液呈堿性。溶液的酸堿性取決于電離平衡與水解平衡的相對大小，由于HCO3－的水解趨勢大于其電離趨勢，所以NaHCO3溶液呈堿性。
酸式鹽的水解：
①中強酸的酸式鹽——以電離為主：呈酸性(如HSO3－)。
②弱酸的酸式鹽——以水解為主：呈堿性(如HCO3－)。
二、鹽類水解方程式的書寫
由于酸堿中和反應程度很大，所以鹽類水解程度一般很小，水解時通常不生成沉淀和氣體，書寫水解的離子方程式時，一般用“”連接，產物不標“↑”或“↓”，生成易分解的產物如NH3·H2O、H2CO3不寫分解產物的形式。
類型 水解程度 舉例 溶液的酸堿性
一元弱酸陰離子 一步水解 (微弱) CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－ 堿性
一元弱堿陽離子 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 酸性
多元弱酸陰離子 分步水解 (微弱) CO＋H2OHCO3－＋OH－ HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－ 堿性
多元弱堿陽離子 分步水解， 一步書寫(微弱) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋ 酸性
弱酸弱堿鹽中陰、陽離子水解相互促進。
①NH與S2－、HCO、CO、CH3COO－等組成的鹽雖然水解相互促進，但水解程度較小，書寫時仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。
②Al3＋與CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋與CO、HCO等組成的鹽水解相互促進非常徹底，生成氣體和沉淀，書寫時用“＝ ”表示。如Al3＋＋3HCO＝Al(OH)3↓＋3CO2↑。
純堿通常用來洗滌油污，可你知道嗎為何用熱的純堿溶液洗滌效果好？為何同濃度時Na2CO3溶液的堿性比NaHCO3溶液的強？
外界條件對鹽類水解程度的影響
已知FeCl3發生水解反應的離子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，根據實驗操作填寫下表：
影響因素 實驗步驟 實驗現象 解釋
鹽的濃度 加入FeCl3固體，再測溶液的pH 溶液顏色變深，溶液的pH變小 加入FeCl3固體，c(Fe3＋)增大，水解平衡向正反應方向移動
溶液的 酸堿度 加鹽酸后，測溶液的pH 溶液顏色變淺，溶液的pH變小 加入鹽酸，c(H＋)增大，水解平衡向逆反應方向移動，但c(H＋)仍比原平衡中c(H＋)大
加入少量NaOH溶液 產生紅褐色沉淀 加入氫氧化鈉后，OH－消耗H＋，c(H＋)減小，水解平衡向正反應方向移動
溫度 升高溫度 溶液顏色變深 升高溫度，水解平衡正向移動
三、影響鹽類水解的主要因素
反應物本身性質 主要由鹽的性質所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數越小)，鹽的水解程度越大，即越弱越水解
外界因素 濃度 加水稀釋可促使平衡向水解的方向移動，鹽的水解程度增大
溫度 鹽的水解是吸熱反應，溫度升高，水解程度增大
酸堿性 酸堿能夠抑制水解
以FeCl3水解為例：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，填寫外界條件對水解平衡的影響。
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
1．FeCl3溶液水解情況受溫度的影響：
Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋（正反應為吸熱反應）對FeCl3溶液進行加熱操作，結果如下
條件 常溫 加熱 沸騰 持續沸騰 蒸干 灼燒
結果 溶液呈酸性 酸性增強 形成膠體 產生沉淀 得到Fe(OH)3固體 Fe2O3
2．設計一個簡單的實驗方案驗證純堿溶液呈堿性是由CO32－引起的。
取少量純堿溶液先滴入酚酞溶液(變紅)，分成三等份。一份做參照，一份加入BaCl2晶體溶液（紅色變淺），
一份加NaCl晶體溶液（顏色不變）
四．水解常數
1．概念
在一定溫度下，能水解的鹽(強堿弱酸鹽、強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽)在水溶液中達到水解平衡時，生成的弱酸(或弱堿)濃度和氫氧根離子(或氫離子)濃度次冪之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱堿陽離子)濃度之比是一個常數，該常數叫作水解常數。
2．水解常數(Kh)與電離常數的定量關系(以CH3COONa為例)
CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝(Ka為CH3COOH的電離常數)
因而Ka(或Kb)與Kw的定量關系為Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。
如Na2CO3的水解常數Kh＝；
NaHCO3的水解常數Kh＝。
NH4Cl的水解常數Kh＝(Kb為NH3·H2O的電離常數)。
3．水解常數是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數。水解常數只受溫度的影響；因水解反應是吸熱反應，故水解常數隨溫度的升高而增大。
一．鹽類水解的實質和規律
【問題探究】
1．pH均為4的H2SO4溶液和NH4Cl溶液中，水電離出的c(H＋)相等嗎？
不相等。H2SO4抑制水的電離，NH4Cl能水解，促進水的電離，所以NH4Cl溶液中水的電離程度大。
2．某鹽溶液顯中性，該鹽一定是強酸強堿鹽嗎？
不一定。也可能是弱酸弱堿鹽，如CH3COONH4溶液顯中性。
3．等濃度的醋酸鈉的pH小于次氯酸鈉溶液的pH，由此能否確定醋酸與次氯酸的酸性強弱？
由“越弱越水解”可知，等濃度的醋酸鈉的水解程度小于次氯酸鈉溶液的水解程度，由此確定醋酸的酸性大于次氯酸。
【知識歸納總結】
1．鹽類水解的實質：
鹽電離→→破壞了水的
電離平衡→水的電離程度增大→溶液呈堿性、酸性或中性。
2．鹽類水解的特點：
→水解反應是可逆反應
→水解反應是酸堿中和反應的逆反應
→水解反應程度很微弱
3．鹽類水解的規律：
（1）“有弱才水解，無弱不水解”——鹽中有弱酸陰離子或弱堿陽離子才水解，若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。
（2）“越弱越水解”——弱酸陰離子對應的酸越弱，水解程度越大；弱堿陽離子對應的堿越弱，其水解程度越大。如：碳酸的酸性大于次氯酸，則相同濃度的NaHCO3溶液的水解程度小于NaClO溶液。
（3）“都弱都水解”——弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解，且相互促進。
（4）“誰強顯誰性”——當鹽中的陰離子對應的酸比陽離子對應的堿更容易電離時，水解后鹽溶液呈酸性，反之，呈堿性，即強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性。如：碳酸的電離常數Ka1小于NH3·H2O的電離常數Kb，故NH4HCO3溶液顯堿性。
（5）“同強顯中性”——①強酸強堿鹽溶液顯中性；②鹽中的陽離子對應的堿的電離常數Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數Ka相等時，鹽溶液顯中性。如Kb(NH3·H2O)＝Ka(CH3COOH)，故CH3COONH4溶液顯中性。
4．鹽類水解程度大小比較規律
（1）組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性，組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。
（2）鹽對應的酸(或堿)越弱，水解程度越大，溶液堿性(或酸性)越強。
（3）多元弱酸的酸根離子比酸式酸根離子的水解程度大得多。如相同濃度時，CO比HCO的水解程度大。
（4）水解程度：相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。
如NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
鹽類水解的影響因素
【問題探究】
1．Na2SO3溶液中滴加酚酞，溶液變紅色，若在該溶液中滴入過量的BaCl2溶液，現象是什么？并結合離子方程式，運用平衡原理進行解釋。
產生白色沉淀，且紅色褪去。在Na2SO3溶液中，SO水解：SO＋H2OHSO＋OH－，加入BaCl2后，
Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，由于c(SO)減小，SO水解平衡左移，c(OH－)減小，紅色褪去。
2．MgO可除去MgCl2溶液中的Fe3＋，其原理是什么？
溶液中存在Fe3＋＋H2OFe(OH)3＋3H＋，加入MgO，MgO和H＋反應，使c(H＋)減小，平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀除去。
3．將鎂條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生，利用有關離子方程式分析原因。
NH4Cl溶液中發生水解NH＋H2ONH3·H2O＋H＋、加入鎂條發生Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑，促進水解平衡右移，產生大量NH3·H2O，NH3·H2O===NH3↑＋H2O，產生NH3。
【知識歸納總結】
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
外加其 他鹽 水解形式 相同的鹽 相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)
水解形式 相反的鹽 相互促進[如Al2(SO4)3中加NaHCO3]
考點一：鹽溶液的酸堿性
1．（23-24高二下·浙江杭州·階段練習）下列物質屬于電解質且溶于水為堿性的是
A．K2CO3 B．H2SO4 C．Cl2 D．NH4Cl
【答案】A
【分析】電解質是溶于水或在熔融狀態下能夠導電的化合物；
【解析】A．K2CO3的水溶液和熔融態均可導電是電解質，水溶液因碳酸根離子的水解顯堿性，A正確；
B．硫酸為強酸，水溶液顯酸性，B錯誤；
C．氯氣是單質不是電解質也不是非電解質，C錯誤；
D．NH4Cl是鹽，在水溶液中完全電離產生自由移動的離子，屬于強電解質，但溶于水后因銨根離子水解顯酸性，D錯誤；
故選A。
2．（23-24高二下·北京·階段練習）下列溶液由于水解反應顯酸性的是
A．稀鹽酸 B．溶液 C．溶液 D．溶液
【答案】C
【解析】A． HCl電離出氫離子，使溶液顯酸性，A錯誤；
B．NaHCO3是強堿弱酸鹽，因水解程度大于電離程度呈堿性，B錯誤；
C．FeCl3是強酸弱堿鹽，因鐵離子發生水解反應呈酸性，C正確；
D．NaHSO4電離產生氫離子，溶液顯酸性，D錯誤；
故選C。
考點二：鹽類水解規律理解及應用
3．（23-24高二下·云南昆明·階段練習）常溫下，下列能使并能使溶液呈酸性的粒子是
A． B． C． D．
【答案】B
【分析】，說明溶液中水的電離被促進；
【解析】A．會抑制水的電離，A錯誤；
B．發生水解促進水的電離，水解后呈酸性，B正確；
C．發生水解促進水的電離，但水解后呈堿性，C錯誤；
D．發生水解促進水的電離，但水解后呈堿性，D錯誤；
故選B。
4．（23-24高二上·浙江杭州·期末）在水溶液中呈酸性且促進水電離的是
A． B． C． D．
【答案】B
【解析】A．電離出的H+，抑制水的電離，溶液呈酸性，故A不符合題意；
B．中鎂離子水解促進水的電離，水解生成氫離子，溶液顯酸性，B符合題意；
C．為強堿弱酸鹽，水解使得溶液呈堿性，C不符合題意；
D．KNO3為強酸強堿鹽，不發生水解，溶液呈中性，D不符合題意；
故選B。
5．（23-24高二上·江蘇揚州·期中）下列操作能促進水的電離且溶液呈酸性的是
A．向水中加入Na2CO3溶液 B．向水中加入NaHSO4溶液
C．將水加熱到100℃，使pH=6 D．向水中加入NH4Cl固體
【答案】D
【解析】A．碳酸鈉是強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解促進水電離，生成氫氧根離子而導致溶液呈堿性，A不合題意；
B．向水中加入NaHSO4溶液，由于NaHSO4電離產生H+，使溶液呈酸性，但對水的電離起抑制作用，B不合題意；
C．升高溫度促進水電離，溶液中氫離子濃度增大，溶液的pH減小，將水加熱到100℃，使pH=6，但由于氫離子和氫氧根離子的濃度相等，呈中性，C不合題意；
D．向水中加入少量氯化銨固體，溶于水銨根離子水解促進水的電離，溶液顯酸性，D符合題意；
故答案為：D。
6．（23-24高二下·北京·開學考試）常溫下，某溶液的。下列關于該溶液的說法中，不正確的是
A．顯酸性 B．
C． D．加熱，pH變大
【答案】D
【解析】A．銅離子水解，溶液顯酸性，A正確；
B．常溫下，某溶液的，則溶液中，B正確；
C．溶液中，因此根據水的離子積常數可知溶液中，C正確；
D．加熱促進銅離子水解，氫離子濃度增大，pH變小，D錯誤；
答案選D。
考點三：影響鹽類水解的因素
7．（23-24高二上·山東煙臺·階段練習）測定不同溫度下0.5 mol/L CuSO4溶液和0.5 mol/LNa2CO3溶液的pH，數據如下表：
溫度/℃ 25 30 40 50 60
CuSO4溶液的pH 3.71 3.51 3.44 3.25 3.14
Na2CO3溶液的pH 10.41 10.30 10.28 10.25 10.18
下列說法錯誤的是
A．升高溫度，Na2CO3溶液中c(H+)增大
B．升高溫度，CuSO4溶液和Na2CO3溶液的水解平衡均正向移動
C．升高溫度，CuSO4溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動共同作用的結果
D．升高溫度，可能導致結合H+程度大于H2O電離產生H+程度
【答案】D
【解析】A．由表格數據可知，升高溫度，Na2CO3溶液的pH減小，c(H+)增大，故A正確；
B．升高溫度促進水解，所以升高溫度，CuSO4溶液和Na2CO3溶液的水解平衡均正向移動，故B正確；
C．鹽類水解和水的電離都是吸熱反應，升高溫度促進CuSO4水解也促進水電離，所以升高溫度導致Kw增大，則升高溫度CuSO4的溶液的pH變化是Kw改變與水解平衡移動共同作用的結果，故C正確；
D. 升高溫度促進水解，所以升高溫度，可能導致結合H+程度小于H2O電離產生H+程度，故D錯誤；
故選：D。
8．（22-23高二下·山西大同·期末）向三份0.1mol/L 溶液中分別加入少量、、固體(忽略溶液體積變化)，則濃度的變化依次為
A．減小、增大、減小 B．增大、減小、減小
C．減小、增大、增大 D．增大、減小、增大
【答案】A
【解析】向含有弱離子的鹽溶液中加入另一種含弱離子的鹽溶液，如果兩種溶液的酸堿性相同，那么它們混合后會相互抑制水解；如果兩種溶液的酸堿性不同，一種溶液顯酸性，另一種溶液顯堿性，那么它們混合后會相互促進水解。、屬于強堿弱酸鹽，其溶液顯堿性，、屬于強酸弱堿鹽，其溶液顯酸性，故加會抑制的水解，使濃度增大，加、會促進的水解，使濃度減小，故選A。
9．（23-24高二上·廣東江門·期末）溶液中，如果要使更接近于，可以采取的措施是
A．加入適量水 B．加入少量溶液 C．通入適量氣體 D．加熱
【答案】C
【解析】氯化鐵是強酸弱堿鹽，在溶液中水解生成氫氧化鐵和鹽酸，若要使0.1mol/L氯化鐵溶液中鐵離子濃度更接近于0.1mol/L，應向溶液中通入適量氯化氫氣體，增大溶液中的鹽酸濃度，使水解平衡向逆反應方向移動，故選C。
10．（23-24高二上·北京·階段練習）測定溶液升溫過程中的pH（不考慮水的蒸發），數據如下
溫度/℃ 20 40 60 80
pH 11.80 11.68 11.54 11.42
下列說法正確的是
A．升高溫度溶液中降低
B．溫度升高時溶液pH降低，是由于水解生成少量
C．溶液pH的變化是的改變和水解平衡移動共同作用的結果
D．溶液中始終存在
【答案】C
【解析】A．溫度升高，促進碳酸根離子的電離，導致溶液中升高，A錯誤；
B．溫度升高時，溶液pH降低是因為升溫導致水的電離程度變大，溶液中氫離子濃度變大導致，B錯誤；
C．溫度升高，促進碳酸根離子的水解，且水的電離程度變大，故溶液pH的變化是改變與水解平衡移動共同作用的結果，C正確；
D．根據物料守恒，溶液中始終存在，D錯誤；
故選C。
11．（23-24高二上·江蘇南通·期中）常溫下，0.1mol/L醋酸鈉溶液的。下列相關說法不正確的是
A．醋酸鈉溶液顯堿性的原因是：
B．常溫下，醋酸鈉溶液中：
C．向10mL上述溶液中滴加5滴飽和溶液，逐漸增大
D．在pH均為9的醋酸鈉溶液和氨水中，水的電離程度：醋酸鈉溶液>氨水
【答案】B
【解析】A．醋酸鈉為強堿弱酸鹽，在水溶液中CH3COO-部分發生水解，消耗水電離產生的H+變為CH3COOH，最終達到平衡時溶液中c(OH-)＞c(H+)，溶液顯堿性，水解反應的離子方程式為：，A正確；
B．題中已知在常溫下，該醋酸鈉溶液的，可知，醋酸鈉溶液中由于醋酸根水解促進水的電離，因此可得，B錯誤；
C．，加入消耗氫氧根則氫離子的濃度在增加，可知逐漸增大，C正確；
D．醋酸鈉是強堿弱酸鹽，醋酸根發生水解反應消耗水電離產生的H+，促進水的電離，根據上述計算可知時，而氨水中的NH3 H2O是弱酸，電離產生氫氧根，對水的電離平衡其抑制作用，使水的電離程度減小，計算可知時，因此當二者的pH=9相同時，水的電離程度前者大，D正確；
故答案選：B。
考點四：水解常數
12．（22-23高二上·新疆·階段練習）在一定條件下，Na2S溶液存在水解平衡；S2-+H2OHS-+OH-。下列說法正確的是
A．加水稀釋，平衡正移，HS-濃度增大 B．升高溫度，減少
C．稀釋溶液，水解平衡常數不變 D．加入NaOH固體，溶液pH減小
【答案】C
【解析】A．加水稀釋，平衡正移，但是HS-濃度減小，故A錯誤；
B．水解是吸熱反應，升溫，平衡正向移動，硫氫根離子濃度增大，硫離子濃度減小，所以增大，故B錯誤；
C．水解平衡常數只受溫度影響，溫度不變，平衡常數不變，故C正確；
D．加入氫氧化鈉，溶液的堿性增強，溶液pH增大，故D錯誤；
故選C。
13．（23-24高二下·江蘇·階段練習）25℃時，的電離常數，的電離常數，。下列說法正確的是
A．溶液和溶液中離子種類不相同
B．25℃時，溶液中：
C．25℃時，反應的
D．25℃時，向草酸溶液中滴加溶液生成沉淀，反應后溶液pH增大
【答案】C
【解析】A．Na2C2O4溶液和NaHC2O4溶液中都含有Na+、、、、H+、OH-，離子種類相同，故A項錯誤；
B．溶液中存在、，根據，可知，的電離程度大于水解程度，故＞，故B項錯誤；
C．25℃時，反應的，則，故C項正確；
D．25℃時，向草酸溶液中滴加FeSO4溶液生成FeC2O4沉淀，草酸溶液存在電離平衡：，，c()減小，平衡向右移動，溶液pH減小，故D項錯誤；
故本題選C。
14．（23-24高二上·河北石家莊·期末）通過查閱資料獲得溫度為時有以下數據：是鹽的水解平衡常數，在溶液中存在，則。有關上述常數的說法正確的是
A．通過比較上述常數，可得溶液顯堿性
B．所有弱電解質的電離常數和難溶電解質的都隨溫度的升高而增大
C．常溫下，在水中的大于在飽和溶液中的
D．一定溫度下，在溶液中，
【答案】D
【解析】A．根據誰強顯誰性可知，可得溶液水解顯酸性，A錯誤；
B．升高溫度平衡向吸熱方向移動，如果化學平衡正反應是放熱反應，則升高溫度化學平衡常數減小，B錯誤；
C．電離平衡常數只與溫度有關，溫度相同電離平衡常數相同，C錯誤；
D．一定溫度下，在溶液中水解常數為，則，D正確；
故選D。
15．（23-24高二上·廣東清遠·階段練習）苯甲酸鈉(NaA)是一種常見的食品防離劑。已知苯甲酸(HA)的 Ka=10－4.2，常溫時，下列關于 0.1 ml·L－1某甲酸鈉水溶液的說法不正確的是
A．NaA 溶液呈堿性 B．溶液中存在；c(HA)+c(H+)=c(OH－)
C．微粒濃度大小：c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA) D．加水稀釋時，溶液中不變
【答案】D
【解析】A．某甲酸鈉為強堿弱酸鹽，在溶液中發生水解反應使溶液呈堿性，故A正確；
B．某甲酸鈉溶液中存在質子守恒關系c(HA)+c(H+)=c(OH－)，故B正確；
C．某甲酸鈉為強堿弱酸鹽，在溶液中發生水解反應使溶液呈堿性，則溶液中微粒濃度大小順序為c(Na+)>c(A－)>c(OH－)>c(HA) ，故C正確；
D．由水解常數公式可知，溶液中=，加水稀釋時，氫氧根離子濃度減小，水解常數不變，則和的值減小，故D錯誤；
故選D。
1．（23-24高二上·湖南·期末）下列離子方程式中，屬于水解反應的是
A． B．
C． D．
【答案】C
【解析】A．選項所給離子方程式是水的電離方程式，水電離得到氫氧根和水合氫離子，A不符合題意；
B．二氧化碳是酸性氧化物，不會發生水解，選項所給離子方程式是二氧化碳和水反應生成碳酸并電離，B不符合題意；
C．氨水是弱堿，氨水電離產生的銨根會水解，水解產生氨水和氫離子，C符合題意；
D．選項所給離子方程式是碳酸氫根與氫氧根反應，中和得到水同時產生碳酸根，D不符合題意；
本題選C。
2．（23-24高二上·黑龍江哈爾濱·期末）常溫下，濃度均為0.1mol·L－1的NaX和NaY鹽溶液的pH分別為9和11，下列判斷不正確的是
A．NaX溶液中：c(Na+)> c(X－) > c(OH－)>c(H+)
B．電離常數：Ka(HX) > Ka(HY)
C．X－結合H+的能力大于Y－結合H+的能力
D．HX與NaY能發生反應：HX + Y－= HY + X－
【答案】C
【分析】由0.1mol·L－1的NaX和NaY鹽溶液的pH分別為9和11可知，NaX和NaY都是強堿弱酸鹽，X－離子在溶液中的水解程度小于Y－離子，由鹽類水解規律可知，HX的酸性強于HY，電離常數大于HY。
【解析】A．由分析可知，NaX是強酸弱堿鹽，X－離子在溶液中使溶液呈堿性，則溶液中離子濃度大小順序為c(Na+)> c(X－) > c(OH－)>c(H+)，故A正確；
B．由分析可知，HX的酸性強于HY，電離常數大于HY，故B正確；
C．由分析可知，X－離子在溶液中的水解程度小于Y－離子，則X－離子結合氫離子的能力小于Y－離子，故C錯誤；
D．由分析可知，HX的酸性強于HY，由強酸制弱酸的原理可知，HX與NaY能發生反應：HX + Y－= HY + X－，故D正確；
故選C。
3．（23-24高二上·海南海口·期末）能促進水的電離，并使溶液中c(H+)>c(OH-)的操作是
（1）將水加熱煮沸；（2）向水中投入一小塊金屬鈉；（3）向水中通CO2；（4）向水中通NH3；（5）向水中加入明礬晶體；（6）向水中加入NaHCO3固體；(7)向水中加NaHSO4固體
A．（1）（3）（6）(7) B．（1）（3）（6） C．（5）(7) D．（5）
【答案】D
【解析】（1）將水加熱煮沸能促進水的電離，但是c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，故（1）錯誤；
（2）加入金屬鈉，和水電離出的氫離子反應生成氫氧化鈉和氫氣，從而促進水的電離，但溶液中c(H+)＜c(OH-)，故（2）錯誤；
（3）二氧化碳溶于水生成碳酸，溶液中的c(H+)>c(OH-)，但酸對水的電離起抑制作用，故（3）錯誤；
（4）NH3溶于水生成一水合氨，溶液中的c(H+)＜c(OH-)，導致溶液呈堿性，且一水合氨抑制水電離，故（4）錯誤；
（5）向水中加入明礬，鋁離子水解促進水的電離，溶液顯酸性，溶液中的c(H+)>c(OH-)，故（5）正確；
（6）向水中加入NaHCO3，碳酸氫根水解促進水的電離，溶液顯堿性，即溶液中的c(H+)＜c(OH-)，故（6）錯誤；
(7)向水中加NaHSO4固體，硫酸氫鈉在水中完全電離出鈉離子、氫離子、硫酸根離子，溶液中的c(H+)>c(OH-)，但氫離子抑制水電離，故(7)錯誤；
綜上，故選D。
4．（23-24高二下·上海·階段練習）下列物質的水溶液中，因水解而呈堿性的是
A． B． C． D．
【答案】C
【解析】A．NaOH屬于一元強堿，因電離而使NaOH溶液呈堿性，A項不符合題意；
B．NH3與H2O反應生成一元弱堿NH3 H2O，因NH3 H2O部分電離而使NH3的水溶液呈堿性，B項不符合題意；
C．NaHCO3屬于強堿弱酸鹽，NaHCO3溶液中由于的水解程度大于其電離程度，即水解為主而使NaHCO3溶液呈堿性，C項符合題意；
D．NH4Cl屬于強酸弱堿鹽，NH4Cl溶液中由于的水解而使NH4Cl溶液呈酸性，D項不符合題意；
答案選C。
5．（23-24高二上·山東·階段練習）25℃時，下列事實不能說明是弱酸的是
A．的氫氟酸溶液 B．的溶液
C．氫氟酸溶液中含有分子 D．氫氟酸溶液的導電性較鹽酸差
【答案】D
【解析】A．若HF為強酸，則0.1mol/L的氫氟酸的pH=1，現溶液的pH＞1，說明溶液中只有部分HF電離，則HF為弱電解質，A正確；
B．如果HF為強酸，則NaF溶液為中性，現在溶液為堿性，說明F-會水解，HF為弱酸，B正確；
C．氫氟酸溶液中含有HF分子，說明在水溶液中只有部分HF電離，則HF為弱電解質，C正確；
D．溶液的導電能力與溶液中離子濃度以及離子所帶電荷數有關，氫氟酸溶液的導電性較鹽酸差，不能說明HF是弱酸，D錯誤；
故選D。
6．（23-24高二下·江蘇無錫·期中）下列物質的電離方程式或水解方程式書寫正確的是
A． B．
C． D．
【答案】C
【解析】A．氫氰酸是一元弱酸，在溶液中部分電離出氫離子和氰酸根離子，電離方程式為，故A錯誤；
B．亞硫酸根離子在溶液中分步水解使溶液呈堿性，水解以一級水解為主，水解方程式為，故B錯誤；
C．水分子作用下碳酸氫根離子在溶液中部分電離出碳酸根離子和水合氫離子，電離方程式為，故C正確；
D．硫酸鋁是強電解質，在溶液中完全電離出鋁離子和硫酸根離子，電離方程式為，故D錯誤；
故選C。
7．（23-24高二下·吉林·期中）下列物質加入水中可以增大水的電離程度的是
A．NaOH固體 B．溶液 C．固體 D．鹽酸
【答案】C
【解析】A．氫氧化鈉固體溶于水得到能電離出氫氧根離子的氫氧化鈉溶液，氫氧根離子會抑制水的電離，使得水的電離程度減小，故A錯誤；
B．硫酸氫鈉在溶液中電離出的氫離子會抑制水的電離，使得水的電離程度減小，故B錯誤；
C．氯化鋁是強酸弱堿鹽，鋁離子在溶液中水解促進水的電離，使得水的電離程度增大，故C正確；
D．鹽酸在溶液中電離出的氫離子會抑制水的電離，使得水的電離程度減小，故D錯誤；
故選C。
8．（23-24高二上·浙江紹興·期末）下列物質溶于水時，電離出的陽離子能使水的電離平衡向右移動的是
A． B． C． D．
【答案】A
【解析】A．銨根離子水解，使水電離平衡向右移動，A正確；
B．硫酸電離出氫離子，抑制水的電離　，B錯誤；
C．醋酸根離子水解，使水的電離平衡向右移動，但鈉離子不水解，C錯誤；
D．硫酸鈉電離出的鈉離子和硫酸根離子都不能水解，不影響水的電離平衡，D錯誤；
故選A。
9．（22-23高二上·四川涼山·階段練習）一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：+H2O+OH-。下列說法正確的是
A．升高溫度，增大
B．加入氯化鋇，平衡向正反應方向移動
C．稀釋溶液，水解平衡常數增大
D．加入NaOH固體，溶液pH減小
【答案】A
【解析】A．升高溫度，促進水解平衡：+H2O+OH-向正向移動，使增大，減小，從而使增大，A正確；
B．加入氯化鋇后鋇離子會與碳酸根離子結合生成碳酸鋇沉淀，從而使碳酸根離子的水解平衡向逆向移動，B錯誤；
C．水解平衡常數與溫度有關，所以稀釋溶液，水解平衡常數不變，C錯誤；
D．加入NaOH固體，雖然會使水解平衡逆向移動，但加入的是強堿，所以最終會使溶液pH增大，D錯誤；
故選A。
10．（22-23高二上·四川成都·期末）下列措施能使NaClO溶液的水解平衡正向移動，水解程度反而減小的是
A．增大NaClO溶液濃度 B．加水稀釋
C．升高溫度 D．加入適量NaOH固體
【答案】A
【分析】NaClO的水解方程式為：ClO-+H2OHClO+OH-。
【解析】A．增大NaClO溶液濃度，水解平衡正向移動，但由于溶液濃度增大，所以水解程度減小，故A選；
B．加水稀釋，水解平衡正向移動，水解程度增大，故B不選；
C．水解是吸熱過程，升高溫度，水解平衡正向移動，水解程度增大，故C不選；
D．加入適量NOH固體，c(OH-)增大，水解平衡逆向移動，故D不選；
所以選A。
11．（23-24高二上·河北承德·階段練習）為了配制NH濃度與NO濃度比為1∶1 的溶液，可在NH4NO3溶液中加入
①適量的HCl　②適量的NaNO3　③適量的氨水　④適量的NaOH　⑤HNO3
A．①② B．③ C．③④ D．⑤
【答案】B
【分析】NH4NO3溶液中NO不會水解損失，而NH會發生水解而損失，故可以在溶液中加入含銨根離子的物質。
【解析】①加入適量的HCl，會抑制銨根離子水解，但水解依舊存在導致銨根離子濃度比硝酸根離子小，①錯誤；　
②加入適量的NaNO3，只能增加硝酸根離子濃度，使硝酸根濃度大于銨根離子濃度，②不符合；
③加入適量的氨水，可以增大銨根離子濃度，使銨根離子濃度和硝酸根離子濃度相等，③正確；
④加入適量的NaOH，會與溶液中的銨根離子反應，導致銨根離子進一步消耗，④錯誤；
⑤加入HNO3，會進一步增大硝酸根離子濃度，導致銨根離子濃度依舊小于硝酸根離子濃度，⑤錯誤。
故可行的措施為③，故選B。
12．（23-24高二上·上海靜安·期中）現代洗滌液問世前，純堿(Na2CO3)常用來洗滌油性物質，以下是純堿水解的化學方程式：Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH(吸熱反應)，純堿水解后呈堿性，能除去油污，以下措施中能提高純堿的去污能力的是
A．用熱水 B．用冷水 C．加小蘇打(NaHCO3) D．加入大量的水
【答案】A
【分析】純堿水解后呈堿性，能促進油脂水解，故純堿溶液能除去油污，且堿性越強油脂水解越完全即純堿的去污能力越強，據此分析解題：
【解析】A．已知碳酸鈉水解反應Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH是一個吸熱反應，故用熱水即升高溫度上述水解平衡正向移動，溶液堿性增強，去污能力增強，A符合題意；
B．已知碳酸鈉水解反應Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH是一個吸熱反應，用冷水即升高溫度上述水解平衡逆向移動，溶液堿性減弱，去污能力減弱，B不合題意；
C．已知碳酸鈉水解反應Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH，加小蘇打(NaHCO3)則增大了碳酸氫根離子濃度，上述水解平衡逆向移動，溶液堿性減弱，去污能力減弱，C不合題意；
D．加入大量的水，水解平衡雖然正向移動，但OH-濃度減小即溶液堿性減小，去污能力減弱，D不合題意；
故答案為：A。
13．（23-24高二上·四川廣安·階段練習）已知25 ℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示，物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的幾種溶液：①CH3COOH　②HClO　③NaClO　④H2CO3　⑤Na2CO3　⑥NaHCO3　⑦CH3COONa，pH由小到大排列的順序是
化學式 CH3COOH H2CO3 HClO
電離平衡常數 K=1.8×10-5 K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11 K=3.0×10-8
A．④①②⑦⑤⑥③ B．①④②⑦⑥③⑤ C．④①②⑦⑥⑤③ D．①④②⑦③⑥⑤
【答案】B
【解析】①②④均屬于酸，其酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO，即三種酸溶液的pH：①＜④＜②；③⑤⑥⑦均屬于強堿弱酸鹽，因酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO，所以對應的鹽的堿性為Na2CO3>NaClO＞NaHCO3＞CH3COONa，即四種鹽的pH：⑦＜⑥＜③＜⑤；則pH由小到大的順序是①④②⑦⑥③⑤；
故答案為：B。
14．（22-23高二上·新疆·階段練習）物質的量濃度相同的NaX、NaY和NaZ溶液，其pH依次為9、11、10，則HX、HY、HZ的電離平衡常數由大到小的順序是
A．HX，HZ， HY B．HX，HY，HZ
C．HZ，HY，HX D．HY，HZ，HX
【答案】A
【解析】物質的量濃度相同的NaX、NaY和NaZ溶液，其pH依次為9、11、10，說明NaX、NaY和NaZ均為強堿弱酸鹽，根據鹽類水解的規律：越弱越水解，即弱酸越弱，其酸根離子水解程度越大，其對應的強堿弱酸鹽的堿性越強，則HX、HZ、HY的酸性越來越弱，電離平衡常數由大到小的順序是HX，HZ， HY，故A正確；
故選A。
15．（23-24高二下·江蘇鹽城·期中）已知常溫下部分弱電解質的電離平衡常數如表：
化學式
電離常數
（1）常溫下，pH相同的三種溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物質的量濃度由大到小的順序是 。(填序號)
（2）向足量的次氯酸鈉中通入少量的二氧化碳的離子方程式 。
（3）室溫下，經測定溶液，則 (填“＞”、“=”、“＜”)。
（4）時，將的氨水與的鹽酸等體積混合所得溶液中，則溶液顯 (填“酸”“堿”或“中”)性；用含a的代數式表示的電離平衡常數 。
（5）將含的煙氣通入該氨水中，當溶液顯中性時，溶液中 。
【答案】（1）①＞②＞③
（2）
（3）＞
（4）中
（5）0.6
【解析】（1）由HF、HClO、的電離常數，可得出三者的水解常數關系Kh(F-)＜Kh(ClO-)＜Kh()，水解常數越小，生成相同c(OH-)所需的鹽的濃度越大，則常溫下，pH相同的三種溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物質的量濃度由大到小的順序是①＞②＞③。
（2）向足量的次氯酸鈉中通入少量的二氧化碳，由于Ka1(H2CO3)＞Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，所以只能生成NaHCO3等，離子方程式為。
（3）室溫下，經測定溶液，表明Ka()＞Kh()，則＞。
（4）時，將的氨水與的鹽酸等體積混合所得溶液中，依據電荷守恒，可得出c(H+)=c(OH-)，則溶液顯中性；的氨水與的鹽酸等體積混合所得溶液中，= mol L-1，c()=mol L-1，c(OH-)= 1×10-7mol L-1，則用含a的代數式表示的電離平衡常數==。
（5）將含SO2的煙氣通入該氨水中，當溶液顯中性時，Ka2(H2SO3)== 6.0×10-8，則溶液中==0.6。

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