專題06 鹽類的水解（考點清單）（講+練）-2024-2025學年高二化學上學期期中考點大串講（人教版2019選擇性必修1）

專題06鹽類的水解考點01鹽類的水解及其規(guī)律考點02鹽類水解方程式的書寫考點03鹽類水解的影響因素考點04水解常數(shù)考點05鹽類水解的應用考點06溶液中粒子濃度的變化分析▉考點01鹽類的水解及其規(guī)律1．鹽類水解的概念在水溶液中，鹽電離出來的離子與水電離出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解。2．鹽類水解的實質(zhì)3．鹽類水解的規(guī)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(fā)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(fā)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(shù)Ka1小于NH3·H2O的電離常數(shù)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(shù)Kb與鹽中的陰離子對應的酸的電離常數(shù)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(guī)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，COeq\o\al(2－,3)比HCOeq\o\al(－,3)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NHeq\o\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。▉考點02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(chǎn)物不標“↑”或“↓”，生成易分解的產(chǎn)物如NH3·H2O、H2CO3不寫分解產(chǎn)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NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋酸性多元弱酸陰離子分步水解(微弱)COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCO－＋OH－HCO－＋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▉考點03鹽類水解的影響因素反應物本身性質(zhì)主要由鹽的性質(zhì)所決定的，生成鹽的弱酸(或弱堿)越難電離(電離常數(shù)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(shù)pH現(xiàn)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【歸納總結(jié)】1．內(nèi)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(chǎn)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04水解常數(shù)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(shù)，該常數(shù)叫作水解常數(shù)。2．水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的定量關(guān)系(以CH3COONa為例)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(c（CH3COOH）·c（OH－）,c（CH3COO－）)＝eq\f(c（CH3COOH）·c（OH－）·c（H＋）,c（CH3COO－）·c（H＋）)＝eq\f(c（OH－）·c（H＋）,\f(c（CH3COO－）·c（H＋）,c（CH3COOH）))＝eq\f(Kw,Ka)(Ka為CH3COOH的電離常數(shù))因而Ka(或Kb)與Kw的定量關(guān)系為Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。如Na2CO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Ka2)；NaHCO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Ka1)。NH4Cl的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Kb)(Kb為NH3·H2O的電離常數(shù))。3．水解常數(shù)是描述能水解的鹽水解平衡的主要參數(shù)。水解常數(shù)只受溫度的影響；因水解反應是吸熱反應，故水解常數(shù)隨溫度的升高而增大。▉考點05鹽類水解的應用1．判斷酸堿性（1）判斷鹽溶液的酸堿性——誰強顯誰性，同強顯中性如：FeCl3溶液顯酸性，原因是Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+（2）判斷酸（堿）的強弱如：NaX、NaY、NaZ三種鹽pH分別為7、9、10，則酸性HX>HY>HZ2．某些鹽溶液的配制、保存（1）在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液時為防止水解，常先將鹽溶于少量相應的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度。（2）Na2SiO3、Na2CO3等不能貯存于帶磨口玻璃塞的試劑瓶中。因Na2SiO3、Na2CO3水解呈堿性，產(chǎn)生較多OH－，能腐蝕玻璃生成Na2SiO3，使瓶口和瓶塞粘在一起。3．判斷鹽溶液蒸干時所得的產(chǎn)物（1）弱堿易揮發(fā)性酸鹽加熱蒸干通常得到氫氧化物固體(除銨鹽)，再灼燒生成氧化物。例如高溫蒸發(fā)濃縮FeCl3溶液，最后灼燒，得到的固體物質(zhì)是Fe2O3。又如若要得到MgCl2固體，可將MgCl2·6H2O在HCl氣氛中加熱脫水。（2）強堿易揮發(fā)性酸鹽加熱蒸干可以得到同溶質(zhì)固體。例如高溫蒸發(fā)濃縮Na2CO3溶液，最后灼燒，得到的固體物質(zhì)是Na2CO3。（3）還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。（4）弱酸的銨鹽蒸干后無固體。如NH4HCO3、(NH4)2CO3?！咀⒁狻颗袛帑}溶液蒸干所得產(chǎn)物成分關(guān)鍵點：（1）鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸eq\o(→,\s\up7(蒸干),\s\do5(灼燒))金屬氧化物。（2）考慮鹽受熱時是否分解。原物質(zhì)蒸干灼燒后固體物質(zhì)Ca(HCO3)2CaCO3或CaONaHCO3Na2CO3KMnO4K2MnO4和MnO2NH4Cl分解為NH3和HCl，無固體物質(zhì)存在4．生成膠體（1）制備膠體：向沸水中滴加FeCl3飽和溶液，并繼續(xù)加熱以增大Fe3＋的水解程度，從而制備Fe(OH)3膠體。FeCl3＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3HCl（2）凈水鐵鹽作凈水劑原理：Fe3++3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+明礬作凈水劑原理：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+5．制備無機化合物：如用TiCl4制備TiO2。其反應的方程式為TiCl4＋(x＋2)H2O(過量)=TiO2·xH2O↓＋4HCl。TiO2·xH2O焙燒得到TiO2。6．某些離子的去除：如除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加熱攪拌條件下，加入MgCO3[或MgO或Mg(OH)2]后，與H＋反應，調(diào)節(jié)pH，促進Fe3＋水解為Fe(OH)3沉淀，再過濾。7．去油污熱的純堿溶液去油污效果好。原因：加熱能促進Na2CO3水解，COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－產(chǎn)生的c(OH－)較大，而油脂在堿性較強的條件下水解受到促進，故熱的純堿溶液比冷的去油污效果好。8．化肥的施用如：草木灰（K2CO3)與銨態(tài)氮肥不能混合施用，降低肥效。這是兩種鹽發(fā)生水解相互促進反應放出氨氣的緣故。9．除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑10．泡沫滅火器原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3：發(fā)生反應為Al3++3HCO3?===Al(OH)3↓+3CO2↑11．判斷離子共存弱堿陽離子與弱酸陰離子發(fā)生完全雙水解，則無法大量共存，如：陽離子：Al3+、Fe3+與陰離子：CO32－、HCO3－、SiO32－、S2－、HS－、AlO2－、ClO－【歸納總結(jié)】鹽類水解應用?？键c應用舉例加熱促進水解熱的純堿溶液去污力強分析鹽溶液的酸堿性，并比較酸堿性的強弱等物質(zhì)的量濃度的Na2CO3、NaHCO3溶液均顯堿性，且堿性：Na2CO3>NaHCO3判斷溶液中離子能否大量共存Al3＋和HCOeq\o\al(－,3)因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存配制或貯存易水解的鹽溶液配制FeCl3溶液，要向FeCl3溶液中加入適量鹽酸膠體的制備，作凈水劑明礬溶于水生成膠狀物氫氧化鋁，能吸附水中懸浮的雜質(zhì)，并形成沉淀使水澄清化肥的使用銨態(tài)氮肥不宜與草木灰混合使用泡沫滅火器的反應原理(水解互促)Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Al(OH)3↓＋3CO2↑無水鹽的制備由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl氣流中加熱判斷鹽溶液的蒸干產(chǎn)物將AlCl3溶液蒸干灼燒得到的是Al2O3而不是AlCl3某些鹽的分離除雜為除去MgCl2酸性溶液中的Fe3＋，可在加熱攪拌的條件下加入MgO或MgCO3或Mg(OH)2，過濾后再加入適量的鹽酸鹽溶液除銹NH4Cl溶液除去金屬表面的氧化物(NHeq\o\al(＋,4)水解溶液顯酸性)判斷電解質(zhì)的強弱CH3COONa溶液能使酚酞變紅(pH>7)，說明CH3COOH是弱酸▉考點06溶液中粒子濃度的變化分析1．把握三種守恒，明確等量關(guān)系三守恒原理與方法舉例說明電荷守恒原理：電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等。即電荷守恒，溶液呈電中性。方法：①找出溶液中所有的陰、陽離子。②陰、陽離子濃度乘以自身所帶的電荷數(shù)建立等式。Na2CO3溶液為例：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))物料守恒原理：在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化，就該離子所含的某種元素來說，變化前后其原子個數(shù)是守恒的，即元素物料守恒。方法：①分析溶質(zhì)中的特定元素的原子或原子團間的質(zhì)量守恒關(guān)系(特定元素除H、O元素外)。②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。①單一元素守恒，如1molNH3通入水中形成氨水，就有n(NH3)＋n(NH3·H2O)＋n(NHeq\o\al(＋,4))＝1mol，即氮元素守恒。②兩元素守恒，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝2c(H2CO3)＋2c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))，即鈉元素與碳元素守恒。質(zhì)子守恒原理：電解質(zhì)溶液中，由于電離、水解等過程的發(fā)生，往往存在質(zhì)子(H＋)的轉(zhuǎn)移，轉(zhuǎn)移過程中質(zhì)子數(shù)量保持不變，稱為質(zhì)子守恒。方法一：可以由電荷守恒與元素質(zhì)量守恒推導出來。方法二：質(zhì)子守恒是依據(jù)水的電離平衡：H2OH＋＋OH－，水電離產(chǎn)生的H＋和OH－的物質(zhì)的量總是相等的，無論在溶液中由水電離出的H＋和OH－以什么形式存在。方法一：Na2CO3中將電荷守恒和物料守恒中的Na＋消去得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)。方法二：①以Na2CO3溶液為例：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)②以NaHCO3溶液為例：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))①由電荷守恒與物料守恒也可以推出質(zhì)子守恒，即方法一②化學計量數(shù)為得(或失)質(zhì)子的數(shù)目③H3O＋簡寫為H＋2．粒子濃度關(guān)系比較及等式關(guān)系單一電解質(zhì)溶液一元弱酸0.100mol·L－1LCH3COOH溶液中的濃度關(guān)系：物料守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1mol·L－1電荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(H＋)一元弱堿0.1000mol·L－1NH3·H2O溶液中的粒子濃度關(guān)系：物料守恒：c(NH3·H2O)＋c(NHeq\o\al(＋,4))＝0.1mol·L－1電荷守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(OH－)各粒子濃度大小關(guān)系：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(H＋)一元弱酸的強堿鹽0.1000mol·L－1NH4Cl溶液中粒子濃度關(guān)系：物料守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＝c(Cl－)＝0.1mol·L－1電荷守恒：c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)質(zhì)子守恒：c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)一元弱堿的強酸鹽0.1000mol·L－1CH3COONa溶液中粒子濃度關(guān)系：物料守恒：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)＝0.1mol·L－1電荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)質(zhì)子守恒：c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)各粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)弱酸的酸式鹽溶液0.10mol·L－1NaHCO3溶液的pH＞7，溶液中粒子濃度關(guān)系：物料守恒：c(Na＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)＋c(COeq\o\al(2－,3))電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)質(zhì)子守恒：c(H2CO3)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))各粒子濃度大小關(guān)系：c(Na＋)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(OH－)＞c(H2CO3)＞c(COeq\o\al(2－,3))[或c(H＋)]混合溶液等濃度、等體積的鹽與酸的混合溶液分子的電離程度大于對應離子的水解程度在0.1mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，pH＜7，溶液中粒子濃度關(guān)系：粒子濃度大小關(guān)系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)物料守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)電荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)分子的電離程度小于對應離子的水解程度在0.1mol·L－1的HCN和0.1mol·L－1的NaCN混合溶液，pH＞7，溶液中粒子濃度：＋)，且c(HCN)＞c(Na＋)＝0.1mol·L－1。等濃度、等體積的鹽與堿的混合溶液常溫下，等濃度、等體積的NH4Cl和NH3·H2O混合溶液，pH＞7，溶液中粒子濃度關(guān)系：物料守恒：2c(Cl－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)電荷守恒：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)各粒子濃度大小關(guān)系：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)酸、堿中和型粒子濃度關(guān)系比較鹽酸滴定氨水常溫下，用0.1000mol·L－1鹽酸溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1氨水關(guān)鍵點溶液中溶質(zhì)成分及粒子濃度關(guān)系V(HCl)＝10(點①)溶質(zhì)是：等物質(zhì)的量的NH4Cl和NH3·H2O粒子濃度大小關(guān)系：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)pH＝7(點②)粒子濃度大小關(guān)系：c(NHeq\o\al(＋,4))＝c(Cl－)＞c(OH－)＝c(H＋)V(HCl)＝20(點③)溶質(zhì)是：NH4Cl粒子濃度大小關(guān)系：c(Cl－)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(H＋)＞c(OH－)等濃度堿與酸混合等濃度的NaOH和CH3COOH溶液按體積比1∶2混合后pH＜7，粒子濃度大小順序：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。pH和為14酸與堿混合常溫下pH＝2的HCl溶液與pH＝12的NH3·H2O溶液等體積混合，粒子濃度大小順序：c(NH3·H2O)＞c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。不同溶液中同一離子濃度比較離子組成比例不同Ⅰ.濃度均為0.1mol·L－1的①(NH4)2SO4②(NH4)2CO3③NH4Al(SO4)2④NH4HCO3溶液，NHeq\o\al(＋,4)的物質(zhì)的量的濃度由大到小的順序為：離子組成比例相相Ⅱ.常溫下物質(zhì)的量濃度相等的①NH4HCO3②NH4HSO4③NH4Fe(SO4)2④NH4Cl：溶液中NHeq\o\al(＋,4)的濃度由大到小的順序：②＞③＞④＞①。等pH不同溶液中同一離子濃度關(guān)系pH相等的①NH4Cl②(NH4)2SO4③NH4HSO4溶液：c(NHeq\o\al(＋,4))大小順序：②＝①＞③。1．下列有關(guān)化學用語表示正確的是A．電離：B．水解：C．泡沫滅火器制作原理：D．硫酸氫鈉熔融狀態(tài)下可發(fā)生電離：【答案】C【解析】A．是多元弱酸，分步電離，其電離方程式為：、，故A錯誤；B．是電離方程式，水解方程式為，故B錯誤；C．泡沫滅火器是碳酸氫鈉和硫酸鋁混合，二者發(fā)生雙水解反應，其制作原理：，故C正確；D．硫酸氫鈉熔融狀態(tài)下只破壞離子鍵，不破壞共價鍵，其電離方程式為，故D錯誤；綜上所述，答案為C。2．下列有關(guān)pH=11的氨水和pH=11的碳酸鈉溶液中水的電離程度的比較正確的是A．前者大于后者 B．前者等于后者 C．前者小于后者 D．無法確定【答案】C【解析】水的電離方程式為：H2O=H++OH-，加入酸或堿后，增大氫離子或氫氧根離子濃度導致水的電離平衡向逆反應方向移動，即抑制水的電離；加入含有弱根離子的鹽后，弱根離子和氫離子或氫氧根離子生成弱電解質(zhì)，從而能促進水的電離，所以加入氨水能抑制水的電離，加入碳酸鈉能促進水的電離，故選答案C。3．室溫時，下列操作能使?jié)舛染鶠?.01mol·L-1的①CH3COOH溶液②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)都增大的是A．升高溫度 B．加水稀釋 C．加入少量硫酸 D．加入少量NaOH固體【答案】D【解析】A．升高溫度促進電離和水解，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)增大，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)減小，故A不符合題意；B．加水稀釋雖然能促進電離和水解，但溶液稀釋的倍數(shù)大于電離的倍數(shù)，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)減小，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)減小，故B不符合題意；C．加入少量硫酸，氫離子濃度增大，抑制①CH3COOH電離，促進②CH3COONa溶液的水解，所以①CH3COOH溶液中c(CH3COO-)減小，②CH3COONa溶液中c(CH3COO-)增大，故C不符合題意；

D．加入少量NaOH固體，促進①CH3COOH電離，抑制②CH3COONa溶液的水解，所以c(CH3COO-)都增大，故D符合題意；故答案：D。4．0.1mol/L溶液中，由于的水解，使得。如果要使更接近于0.1mol/L，可采取的措施是A．加入少量氫氧化鈉 B．加入少量水C．加入少量鹽酸 D．加熱【答案】C【分析】如果要使更接近于0.1mol/L，需要抑制銨根離子水解，并且加入的物質(zhì)和銨根離子之間不反應即可，根據(jù)水解平衡的移動影響因素來回答?！窘馕觥緼．加入氫氧化鈉，會消耗銨根離子，使得銨根離子濃度更小于，故A錯誤；B．加水稀釋會導致溶液中銨根離子濃度減小，故B錯誤；C．加入鹽酸會抑制銨根離子水解，能使更接近于0.1mol/L，故C正確；D．加熱會促進銨根離子水解，導致溶液中銨根離子濃度減小，故D錯誤；答案選C。5．化學與生活生產(chǎn)密切相關(guān)，下列事實與鹽類水解無關(guān)的是A．古代用草木灰的水溶液來洗滌衣物B．“管道通”中含有鋁粉和苛性鈉，用于疏通下水道C．氯化銨溶液可做金屬焊接中的除銹劑D．向中加入水，加熱蒸干，最后焙燒固體得到【答案】B【解析】A．草木灰的主要成分是碳酸鉀，碳酸鉀水解使溶液顯堿性，油污在堿性條件下易被除去，與鹽類水解有關(guān)，A錯誤；B．鋁與氫氧化鈉溶液反應生成氫氣，增大管道內(nèi)氣壓用于疏通下水道，與鹽類水解無關(guān)，B正確；C．銨根離子水解，有H+生成，使溶液顯酸性，H+與鐵銹反應，能起到除銹的作用，與鹽類水解有關(guān)，C錯誤；D．在加熱的條件下，TiCl4水解得TiO2?xH2O和HCl，最后焙燒得到TiO2，與鹽類水解有關(guān)，D錯誤；故選B。6．將AlCl3溶液和Al(NO3)3溶液分別加熱蒸干，并灼燒，所得產(chǎn)物的主要成份是：A．均為Al(OH)3 B．前者得Al2O3，后者得Al(NO3)3C．均為Al2O3 D．前者得AlCl3，后者得Al(NO3)3【答案】C【解析】AlCl3和Al(NO3)3都是強酸弱堿鹽，水解產(chǎn)生A1(OH)3、HCl及HNO3，由于鹽酸和硝酸都是揮發(fā)性的酸，所以AlCl3溶液和Al(NO3)3溶液在加熱時水解生成固體A1(OH)3，Al(OH)3在加熱條件下分解生成Al2O3，故合理選項是C。7．下列說法正確的是()A．稀釋0.1mol·L－1Na2CO3溶液，溶液的pH增大B．水解反應NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋達到平衡后，升高溫度平衡逆向移動C．加熱0.1mol·L－1Na2CO3溶液，COeq\o\al(2－,3)的水解程度增大D．Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固體，COeq\o\al(2－,3)水解程度減小，溶液的pH減小答案C解析COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，稀釋時平衡右移，但c(OH－)減小，pH減小，A項錯誤；水解反應是吸熱反應，升溫平衡正向移動，B項錯誤；COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，加入少量Ca(OH)2固體，COeq\o\al(2－,3)與Ca2＋生成沉淀，平衡左移，COeq\o\al(2－,3)水解程度減小，c(OH－)增大，pH增大，D項錯誤。8．25℃時，某氯化銨溶液的pH=4，下列敘述中不正確的是A．溶液中的c(OH－)=1×10－10mol·L－1B．溶液中的c(Cl－)>>c(H＋)>c(OH－)C．溶液中的c(H＋)＋=c(Cl－)＋c(OH－)D．溶液中的c(NH3·H2O)=【答案】D【解析】A．NH4Cl溶液pH=4，c(H+)=10-4mol/L，由于在25℃時Kw=10-14，所以溶液中的c(OH－)==1×10－10mol/L，A正確；B．NH4Cl是強酸弱堿鹽，弱堿根NH離子發(fā)生水解反應而消耗，所以c(Cl－)＞c(NH)；弱堿根NH離子發(fā)生水解反應消耗水電離產(chǎn)生的OH－，使水的電離平衡被破壞，水繼續(xù)電離，當最終達到電離平衡時，c(H+)＞c(OH－)。鹽水解的程度是很微弱的，因此c(NH)＞c(H+)。故整個溶液中離子濃度關(guān)系為c(Cl－)＞c(NH)＞c(H+)＞c(OH－)，B正確；C．根據(jù)電荷守恒可知溶液中的c(H+)+c(NH)=c(Cl－)+c(OH－)，C正確；D．在溶液中NH3·H2O是鹽水解產(chǎn)生的，而NH是鹽電離產(chǎn)生的。在溶液中鹽水解的程度是很微弱的，因此c(NH3·H2O)<<c(NH4+)，D錯誤；故選D。9．常溫下，下列各組微粒在指定溶液中因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存的是()A．某弱堿溶液中：AlOeq\o\al(－,2)、HCOeq\o\al(－,3)、Na＋、Cl－B．能使KSCN溶液變紅的溶液中：SOeq\o\al(2－,4)、HCOeq\o\al(－,3)、Na＋、Cl－C．能使石蕊溶液變紅的溶液中：Fe2＋、I－、NHeq\o\al(＋,4)、NOeq\o\al(－,3)D．與Al反應能生成氫氣的溶液中：MnOeq\o\al(－,4)、NHeq\o\al(＋,4)、CH3COO－、Na＋答案B解析離子不能大量共存的原因為AlOeq\o\al(－,2)＋HCOeq\o\al(－,3)＋H2O=Al(OH)3↓＋COeq\o\al(2－,3)，不是相互促進的水解反應，故A不正確；能使KSCN溶液變紅的溶液中含有Fe3＋，其與HCOeq\o\al(－,3)發(fā)生相互促進的水解反應，離子方程式為Fe3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)=Fe(OH)3↓＋3CO2↑，故B正確；能使石蕊溶液變紅的溶液顯酸性，NOeq\o\al(－,3)與H＋共存時有強氧化性，F(xiàn)e2＋、I－不能存在，故C不正確；與Al反應能生成氫氣的溶液可能顯酸性，也可能顯堿性，H＋與CH3COO－因反應生成弱酸而不能共存，OH－與NHeq\o\al(＋,4)因反應生成弱堿而不能共存，故D不正確。10．下列五種混合溶液，由分別為的兩種溶液等體積混合而成：①與

②與③與

④與⑤與由大到小排序正確的是A．①＞④＞③＞②＞⑤ B．①＞③＞⑤＞④＞②C．②＞④＞③＞⑤＞① D．②＞③＞④＞⑤＞①【答案】C【解析】五種混合溶液，由分別為0.1mol?L-1的兩種溶液等體積混合，①CH3COONa與NaHSO4反應后溶質(zhì)為CH3COOH和Na2SO4，溶液顯酸性，CH3COOH微弱電離出CH3COO-；②CH3COONa與NaOH，NaOH抑制CH3COO－水解；③CH3COONa與NaCl，NaCl既不促進也抑制CH3COO-水解；④CH3COONa與NaHCO3，兩者相互抑制水解，但比NaOH抑制弱；⑤CH3COONa與NaHSO3醋酸根離子水解呈堿性，亞硫酸氫根離子電離大于水解顯酸性，促進醋酸根離子水解，因此c(CH3COO-)排序是②＞④＞③＞⑤＞①；故選C。11．已知溶液顯酸性，溶液中存在以下平衡；①②向的溶液中分別加入以下物質(zhì)，下列有關(guān)說法正確的是A．加入少量金屬Na，反應①平衡逆向移動，溶液中增大B．加入少量固體，則C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大D．加入氨水至中性，則【答案】C【解析】A．加入少量金屬Na，Na與HSO電離出的H+反應，促使平衡②右移，HSO離子濃度減小，又促使平衡①左移，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c（HSO）濃度減小，故A錯誤；B．由電荷守恒可知，存在，故B錯誤；C．加入NaOH，與NaHSO3反應生成亞硫酸鈉和水，c（SO）增大，c（HSO）減小，則增大，溶液堿性增強，故也增大，故C正確；D．0.1mol?L-1的NaHSO3溶液中加入氨水至中性，溶液中存在物料守恒，即：c(Na+)=c(SO)+c(HSO)+c(H2SO3)，則c(Na+)＞c(SO)＞c(H+)=c(OH-)，故D錯誤。答案選C?！军c睛】考查弱電解質(zhì)的電離，把握物質(zhì)的性質(zhì)、發(fā)生的反應、電離平衡移動為解答關(guān)鍵，側(cè)重分析與應用能力的考查，注意電荷守恒及物料守恒的應用。12．已知常溫下部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表：化學式電離常數(shù)（1）常溫下，pH相同的三種溶液①NaF溶液；②NaClO溶液；③Na2CO3溶液，其物質(zhì)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(jīng)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(shù)式表示的電離平衡常數(shù)。（5）將含的煙氣通入該氨水中，當溶液顯中性時，溶液中?！敬鸢浮浚?）①＞②＞③（2）（3）＞（4）中（5）0.6【解析】（1）由HF、HClO、的電離常數(shù)，可得出三者的水解常數(shù)關(guān)系Kh(F-)＜Kh(ClO-)＜Kh()，水解常數(shù)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(zhì)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(jīng)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(jù)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(shù)式表示的電離平衡常數(shù)==。（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。13．常溫下，某水溶液M中存在的離子有Na+、A2-、HA-、H+、OH-，存在的分子有H2O、H2A。根據(jù)題意回答下列問題：（1）寫出酸H2A的電離方程式：________。（2）若溶液M由10mL2mol·L－1NaHA溶液與10mL2mol·L－1NaOH溶液混合而成，則溶液M的pH______(填“＞”“＜”或“＝”)7，溶液中離子濃度由大到小的順序為_______；（3）若有三種溶液：①0.01mol·L－1的H2A溶液、②0.01mol·L－1的NaHA溶液、③0.02mol·L－1的HCl與0.04mol·L－1的NaHA溶液等體積混合，則三種溶液中c(H2A)最大的是______；pH由大到小的順序為_______。（4）若溶液M由pH=3的H2A溶液V1mL與pH＝11的NaOH溶液V2mL混合反應而得，混合溶液中，V1與V2的大小關(guān)系為______(填“V1＞V2”“V1＝V2”“V1＜V2”或“均有可能”)?！敬鸢浮浚?）H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－（2）>

c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(HA－)>c(H＋)（3）③

②＞③＞①（4）均有可能【解析】（1）存在的分子有H2O、H2A，則H2A為弱酸，電離方程式為H2AH＋＋HA－，HA－H＋＋A2－；（2）Na2A的水溶液水解顯堿性。若溶液M由10mL2mol·L－1NaHA溶液與2mol·L－1NaOH溶液等體積混合而得，M相當于1mol·L－1Na2A的水溶液，則溶液M的pH>7；A2－發(fā)生兩步水解，各離子濃度順序為：c(Na＋)>c(A2－)>c(OH－)>c(HA－)>c(H＋)；（3）①弱酸H2A電離，②中NaHA水解生成H2A分子和氫氧根離子溶液顯堿性，③中等體積混合為等量的NaCl